આયનિક લક્ષણ કેલ્ક્યુલેટર - પૉલિંગ's ફૉર્મ્યુલા | બંધ ધ્રુવતા

આયનિક સ્વભાવ શું છે?

આયનિક સ્વભાવ એ રાસાયણિક બંધમાં બે પરમાણુ ઇલેક્ટ્રોન કેટલા અસમાન રીતે વહેંચે છે તેનું માપ છે. તે 0% (ઇલેક્ટ્રોન સમાન રીતે વહેંચાય છે, એટલે સંપૂર્ણ સહસંયોજક બંધ)થી લઈને 100%થી થોડું ઓછા મૂલ્ય સુધી (એક પરમાણુએ બીજા પરમાણુ પાસેથી ઇલેક્ટ્રોન લગભગ સંપૂર્ણપણે લઈ લીધો હોય, એટલે લગભગ સંપૂર્ણ આયનિક બંધ) ટકાવારી તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે. મોટાભાગના વાસ્તવિક બંધો આ બે અતિમર્યાદાઓની વચ્ચે આવે છે. આયનિક સ્વભાવનું ગણક બંધાયેલા બે પરમાણુઓની વિદ્યુતઋણતાના આધારે આ ટકાવારીનો અંદાજ લગાવે છે; તે રસાયણશાસ્ત્રી લિનસ પૉલિંગે પ્રકાશિત કરેલા સૂત્રનો ઉપયોગ કરે છે.

વિદ્યુતઋણતા એ એવું સંખ્યાત્મક માપ છે જે દર્શાવે છે કે પરમાણુ સહિયારા ઇલેક્ટ્રોનને પોતાની તરફ કેટલી તીવ્રતાથી ખેંચે છે. પ્રચલિત પૉલિંગ માપદંડ પર મૂલ્યો આશરે 0.7 (સીઝિયમ અને ફ્રાન્સિયમ, નબળા ખેંચનાર)થી 4.0 (ફ્લોરિન, સૌથી શક્તિશાળી ખેંચનાર) સુધી હોય છે. જ્યારે બંધાયેલા બે પરમાણુઓની વિદ્યુતઋણતાના મૂલ્યોમાં મોટો તફાવત હોય, ત્યારે એક પરમાણુ બીજા કરતાં સહિયારા ઇલેક્ટ્રોનને ઘણો વધુ ખેંચે છે અને બંધમાં આયનિક સ્વભાવ વધારે હોય છે.

આયનિક સ્વભાવની ગણતરી કેવી રીતે કરવી (પૉલિંગનું સૂત્ર)

ગણતરી સાધન આ સૂત્રનો ઉપયોગ કરે છે:

$\text{આયનિક સ્વભાવ (\%)} = \left(1 - e^{-0.25(\Delta\chi)^2}\right) \times 100$

અહીં, Δχ (ડેલ્ટા કાઈ) બે પરમાણુઓની વિદ્યુતઋણતાના મૂલ્યો વચ્ચેનો પરમ તફાવત છે, અને e ઑઇલર સંખ્યા છે, જે આશરે 2.71828 છે.

સૂત્રનો ઉપયોગ કરવા માટે:

1. દરેક પરમાણુની પૉલિંગ વિદ્યુતઋણતા શોધો. મોટા ભાગના આવર્ત કોષ્ટકો અને રસાયણશાસ્ત્રનાં પાઠ્યપુસ્તકો આ મૂલ્યો આપે છે.
2. મોટામાંથી નાનું મૂલ્ય બાદ કરીને Δχ મેળવો. પરમાણુઓનો ક્રમ મહત્વનો નથી, કારણ કે માત્ર તફાવતનો ઉપયોગ થાય છે.
3. Δχનો વર્ગ કરો, તેને −0.25 વડે ગુણાકાર કરો અને eને તે ઘાત પર વધારો.
4. પરિણામને 1માંથી બાદ કરો અને ટકાવારી મેળવવા માટે 100 વડે ગુણાકાર કરો.

આ સંબંધ સીધી રેખા જેવો નથી. Δχનું 0.5 મૂલ્ય આશરે 6% આયનિક સ્વભાવ આપે છે, પરંતુ Δχનું 1.0 મૂલ્ય આશરે 22% આપે છે, 12% નહીં. વિદ્યુતઋણતાના તફાવતમાં નાના વધારાથી આયનિક સ્વભાવમાં ક્રમશઃ મોટા ઉછાળા આવે છે; પછી વક્રરેખા સપાટ બને છે અને 100%ની નજીક પહોંચે છે, પરંતુ તેને ક્યારેય વટાવતી નથી.

ઉદાહરણ સાથે ગણતરી: કાર્બન-ઑક્સિજન બંધ

આલ્કોહૉલ અને અન્ય ઘણા કાર્બનિક અણુઓમાં જોવા મળતો C–O બંધ એક સામાન્ય ઉદાહરણ છે.

• કાર્બનની વિદ્યુતઋણતા: 2.5
• ઑક્સિજનની વિદ્યુતઋણતા: 3.5
• તફાવત: Δχ = |3.5 − 2.5| = 1.0
• આયનિક સ્વભાવ: (1 − e^(−0.25 × 1.0²)) × 100 ≈ 22.1%
• વર્ગીકરણ: ધ્રુવીય સહસંયોજક

ઉદાહરણ સાથે ગણતરી: સોડિયમ-ક્લોરીન બંધ

• સોડિયમની વિદ્યુતઋણતા: 0.9
• ક્લોરીનની વિદ્યુતઋણતા: 3.0
• તફાવત: Δχ = |3.0 − 0.9| = 2.1
• આયનિક સ્વભાવ: (1 − e^(−0.25 × 2.1²)) × 100 ≈ 66.8%
• વર્ગીકરણ: આયનિક

ટેબલ સોલ્ટના Na–Cl બંધમાં પણ, જે પાઠ્યપુસ્તકોમાં આયનિક બંધનું ઉદાહરણ છે, આયનિક સ્વભાવ 67% જેટલો આવે છે, 100% નહીં. પૉલિંગનું સૂત્ર દરેક બંધને અંશતઃ સહસંયોજક અને અંશતઃ આયનિક ગણે છે, અને કોઈ સામાન્ય બંધ સંપૂર્ણ 100% સુધી પહોંચતો નથી.

બંધનું વર્ગીકરણ

ગણક પરિણામને ત્રણ શ્રેણીમાં વહેંચે છે:

આ મર્યાદાઓ એક પરંપરા છે, ચોક્કસ ભૌતિક સીમા નહીં. 49% આયનિક સ્વભાવ ધરાવતો બંધ 51% ધરાવતા બંધથી માત્ર થોડો જુદો વર્તે છે.

વધુ ઉદાહરણો

આયનિક સ્વભાવ શા માટે મહત્વનો છે

વધુ આયનિક સ્વભાવવાળા બંધો સામાન્ય રીતે એવા સંયોજનોમાં હોય છે જે પાણીમાં ઓગળે છે, કઠોર સ્ફટિકીય ઘન બનાવે છે અને પીગળેલી અથવા દ્રાવેલી સ્થિતિમાં વીજળી વહન કરે છે. ઓછા આયનિક સ્વભાવવાળા બંધો સામાન્ય રીતે તેવા સંયોજનોમાં હોય છે જે તેનાથી વિપરીત તેલ અને અન્ય અધ્રુવીય પદાર્થો સાથે ભળી જાય છે. "સમાન સમાનને ઓગાળે છે" એ નિયમનો આધાર આ જ છે: ધ્રુવીય O–H બંધોથી બનેલું પાણી, વનસ્પતિ તેલ જેવા અધ્રુવીય પદાર્થો કરતાં અન્ય ધ્રુવીય અથવા આયનિક પદાર્થોને ઘણું વધુ સારી રીતે ઓગાળે છે.

સૂત્રનો ઇતિહાસ

લિનસ પૉલિંગે 1932માં Journal of the American Chemical Societyમાં પ્રથમ સંખ્યાત્મક વિદ્યુતઋણતા માપદંડ પ્રકાશિત કર્યો. માપેલા બંધ-ઊર્જાની તુલના કરીને તેમણે આ માપદંડ બનાવ્યો. ઉપરનું ઘાતાંક સૂત્ર પછીથી તેમના પુસ્તક The Nature of the Chemical Bondમાં આવ્યું; આ પુસ્તક પ્રથમ વખત 1939માં છપાયું અને 1960માં સુધારવામાં આવ્યું. રાસાયણિક બંધન અંગેના પૉલિંગના કાર્યને કારણે તેમને 1954માં રસાયણશાસ્ત્રનું નોબેલ પારિતોષિક મળ્યું.

ત્યારથી અન્ય વૈજ્ઞાનિકોએ વિદ્યુતઋણતાના જુદા માપદંડો સૂચવ્યા છે, જેમાં રૉબર્ટ મલિકનનું માપદંડ (1934), જે આયનીકરણ ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રોન આસક્તિ પર આધારિત છે, પણ સામેલ છે. પૉલિંગનું માપદંડ આજે પણ સૌથી વધુ ભણાવવામાં અને ઉપયોગમાં લેવામાં આવે છે.

પૉલિંગના સૂત્રની મર્યાદાઓ

પૉલિંગનું સૂત્ર એક અંદાજ છે. તે સરળ અને સામાન્ય બંધો માટે સારી રીતે કાર્ય કરે છે, પરંતુ તેની જાણીતી મર્યાદાઓ છે.

• તે માત્ર વિદ્યુતઋણતાનો ઉપયોગ કરે છે, તેથી તે અનુનાદ જેવી અસરો (બેન્ઝિનમાં જેમ ઇલેક્ટ્રોન અનેક પરમાણુઓમાં ફેલાયેલા હોય છે) અને આસપાસની અણુ-રચનાને અવગણે છે.
• જુદા જુદા પાઠ્યપુસ્તકો એક જ તત્ત્વ માટે વિદ્યુતઋણતાના થોડા જુદા મૂલ્યો આપે છે, જેના કારણે પરિણામ બદલાય છે.
• 50%થી વધુ પરિણામ હંમેશાં રસાયણશાસ્ત્રીઓ વાસ્તવિક પદાર્થનું જે વર્ગીકરણ કરે છે તેની સાથે મેળ ખાતું નથી. હાઇડ્રોજન અને ફ્લોરિન (2.1 અને 4.0) પર સૂત્ર લાગુ કરતાં Δχ = 1.9 અને આયનિક સ્વભાવ આશરે 59% મળે છે, જે આયનિક મર્યાદાથી વધુ છે. તેમ છતાં હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડને સામાન્ય રીતે આયનિક સંયોજન નહીં પરંતુ ધ્રુવીય સહસંયોજક અણુ તરીકે વર્ણવવામાં આવે છે, કારણ કે તે સોડિયમ ક્લોરાઇડ જેવી આયનોની જાળીને બદલે અલગ અણુઓ તરીકે અસ્તિત્વ ધરાવે છે. ટકાવારી ઉપયોગી અંદાજ છે, કડક નિયમ નહીં.

વધુ ચોક્કસ મૂલ્યો માટે રસાયણશાસ્ત્રીઓ ઘનતા કાર્યાત્મક સિદ્ધાંત જેવી ગણનાત્મક પદ્ધતિઓ અથવા એક્સ-રે સ્ફટિકવિજ્ઞાન અને અવરક્ત સ્પેક્ટ્રોસ્કોપી જેવી પ્રાયોગિક તકનીકોનો ઉપયોગ કરે છે, જે ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણને સીધું માપે છે.

વારંવાર પૂછાતા પ્રશ્નો

આયનિક સ્વભાવ શું છે?

આયનિક સ્વભાવ એ રાસાયણિક બંધના સ્વભાવમાં રહેલી એવી અંદાજિત ટકાવારી છે જે બે પરમાણુઓ ઇલેક્ટ્રોન સમાન રીતે વહેંચવાને બદલે એક પરમાણુ બીજા પાસેથી ઇલેક્ટ્રોન ખેંચી લેવાને કારણે આવે છે. સમાન પરમાણુઓ માટે તે લગભગ 0%થી લઈને ખૂબ જુદી વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા પરમાણુઓ માટે 100%થી થોડું ઓછું હોય છે.

આયનિક સ્વભાવ માટે પૉલિંગનું સૂત્ર શું છે?

આયનિક સ્વભાવ (%) = (1 − e^(−0.25 × Δχ²)) × 100, જ્યાં Δχ બંધાયેલા બે પરમાણુઓના પૉલિંગ વિદ્યુતઋણતાના મૂલ્યો વચ્ચેનો પરમ તફાવત છે.

કોઈ પણ બંધ 100% આયનિક કેમ નથી?

Δχ વધે તેમ સૂત્ર 100%ની નજીક પહોંચે છે, પરંતુ ત્યાં સુધી પહોંચતું નથી, કારણ કે તે ઇલેક્ટ્રોનના સ્થાનાંતરણને સંપૂર્ણપણે થાય અથવા ન થાય તેવી ઘટના નહીં, પરંતુ સંભાવના તરીકે ગણે છે. સીઝિયમ ફ્લોરાઇડના Cs–F બંધ જેવા અત્યંત આયનિક બંધોમાં પણ, જેનો વિદ્યુતઋણતા તફાવત આશરે 3.2 છે, પરિણામ આશરે 92% આવે છે, 100% નહીં, કારણ કે થોડું ઇલેક્ટ્રોન વહેંચાણ હજુ પણ થાય છે.

પૉલિંગનું સૂત્ર કેટલું ચોક્કસ છે?

સામાન્ય બંધો માટે તે ગણનાત્મક રસાયણશાસ્ત્ર અને એક્સ-રે સ્ફટિકવિજ્ઞાન જેવી વધુ અદ્યતન પદ્ધતિઓનાં પરિણામો સાથે વ્યાપક રીતે મેળ ખાય છે. તે અનુનાદ અથવા અણુની સંપૂર્ણ રચનાની અસરોને ધ્યાનમાં લેતું નથી, તેથી ચોક્કસ માપન કરતાં સામાન્ય અંદાજ તરીકે તે વધુ યોગ્ય છે.

શું આયનિક સ્વભાવ બંધની ધ્રુવીયતા સમાન છે?

બંને સંબંધિત છે, પરંતુ સમાન નથી. બંધની ધ્રુવીયતા બંધમાં વિદ્યુતભારના વિભાજનનું વર્ણન કરે છે, જેને ઘણી વાર દ્વિધ્રુવ ક્ષણ તરીકે માપવામાં આવે છે. આયનિક સ્વભાવ એ માત્ર વિદ્યુતઋણતામાંથી મેળવેલી ટકાવારીની અંદાજિત કિંમત છે, જે દર્શાવે છે કે કેટલું ઇલેક્ટ્રોન સ્થાનાંતરણ થાય છે અને કેટલું વહેંચાણ થાય છે. વધુ આયનિક સ્વભાવ ધરાવતા બંધમાં સામાન્ય રીતે દ્વિધ્રુવ ક્ષણ મોટી હોય છે.

વિદ્યુતઋણતાના મૂલ્યો ક્યાંથી આવે છે?

તે પૉલિંગ વિદ્યુતઋણતા માપદંડમાંથી આવે છે, જે સામાન્ય રસાયણશાસ્ત્રનાં મોટા ભાગનાં પાઠ્યપુસ્તકો અને આવર્ત કોષ્ટકોમાં જોવા મળે છે. આ માપદંડ પર મૂલ્યો સામાન્ય રીતે સીઝિયમ અને ફ્રાન્સિયમ માટે આશરે 0.7થી ફ્લોરિન માટે 4.0 સુધી હોય છે.