સહસંયોજક બોન્ડ્સ: એક હાઇડ્રોજનનું ઉદાહરણ

પ્રતિ સહ સંયોજક બંધન એક રાસાયણિક બંધન છે જે બે પરમાણુ વચ્ચે એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોન જોડીને વહેંચવાથી આવે છે. હાઇડ્રોજન એ એક અત્યંત સરળ કોઓલેન્ટ સંયોજનનું ઉદાહરણ છે.

એક હાઇડ્રોજનનું ઉદાહરણ

સામયિક કોષ્ટક પર હાઇડ્રોજન # 1 છે. પ્રકૃતિમાં જોવા મળતું હાઇડ્રોજન ઘણીવાર વ્યક્તિગત અણુથી બનેલું નથી. તે મુખ્યત્વે તરીકે ડાયાટોમિક (બે અણુ) સંયોજન:



image0.png



હાઇડ્રોજનમાં એક વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. તે તેના 1s ઉર્જા સ્તરને ભરવા માટે બીજું ઇલેક્ટ્રોન મેળવવાનું પસંદ કરે છે, જે તેને બનાવે છે આઇસોઇલેક્ટ્રોનિક હિલીયમ સાથે (કારણ કે બંનેમાં સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી હશે), નજીકનું ઉમદા ગેસ.

Energyર્જા સ્તર 1 એ 1s ઓર્બિટલમાં ફક્ત બે ઇલેક્ટ્રોન રાખી શકે છે, તેથી બીજું ઇલેક્ટ્રોન મેળવવામાં તે ભરે છે. તે હાઇડ્રોજનનું ચાલક શક્તિ છે - વેલેન્સ ઉર્જા સ્તરને ભરીને અને નજીકના ઉમદા ગેસ જેવી જ ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણી હાંસલ કરવી.



એક હાઈડ્રોજન અણુ તેના સિંગલ ઇલેક્ટ્રોનને બીજા હાઇડ્રોજન અણુમાં સ્થાનાંતરિત કરવાની કલ્પના કરો. ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરતું હાઇડ્રોજન અણુ તેની વેલેન્સ શેલ ભરી દે છે અને anનોન બનતી વખતે સ્થિરતા સુધી પહોંચે છે. જો કે, અન્ય હાઇડ્રોજન અણુ પાસે હવે કોઈ ઇલેક્ટ્રોન નથી અને સ્થિરતાથી વધુ આગળ વધે છે.

ઇલેક્ટ્રોનની ખોટ અને લાભની આ પ્રક્રિયા ફક્ત થશે નહીં, કારણ કે બંને અણુઓની ચાલક શક્તિ એ તેમની aleર્જા સ્તરને ભરવાનું છે. તેથી હાઇડ્રોજન કમ્પાઉન્ડ ઇલેક્ટ્રોનના નુકસાન અથવા લાભથી પરિણમી શકતું નથી. શું કરી શકો છો થાય છે કે બે અણુઓ તેમના ઇલેક્ટ્રોન શેર કરી શકે છે. અણુ સ્તરે, આ વહેંચણીને ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ (જેને ઇલેક્ટ્રોન વાદળો કહેવામાં આવે છે) ઓવરલેપિંગ દ્વારા રજૂ કરવામાં આવે છે.

બે ઇલેક્ટ્રોન (દરેક હાઇડ્રોજન અણુમાંથી એક) બંને અણુથી સંબંધિત છે. દરેક હાઇડ્રોજન અણુ બે ઇલેક્ટ્રોનની અસર અનુભવે છે; દરેક, એક રીતે, તેની વેલેન્સ energyર્જા સ્તર ભરે છે. સહસંયોજક બંધન રચાય છે. ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સનું ઓવરલેપિંગ અને ઇલેક્ટ્રોન જોડીની વહેંચણી નીચેની આકૃતિના ભાગ (એ) માં રજૂ થાય છે.



હાઇડ્રોજનમાં સહસંયોજક બંધનની રચના.હાઇડ્રોજનમાં સહસંયોજક બંધનની રચના.

આ પ્રક્રિયાને રજૂ કરવાની બીજી રીત એ એનો ઉપયોગ દ્વારા છે ઇલેક્ટ્રોન ડોટ સૂત્ર . આ પ્રકારના સૂત્રમાં, વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને અણુ પ્રતીકની આજુબાજુના બિંદુઓ તરીકે રજૂ કરવામાં આવે છે, અને સહિયારી બંધનમાં સામેલ બે અણુઓ વચ્ચે વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન બતાવવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોન-ડોટ ફોર્મ્યુલાની રજૂઆતો અગાઉની આકૃતિના ભાગ (બી) માં બતાવવામાં આવી છે.

તમે ઇલેક્ટ્રોન-ડોટ ફોર્મ્યુલામાં ફેરફારનો ઉપયોગ પણ કરી શકો છો લેવિસ માળખાકીય સૂત્ર ; તે મૂળભૂત રીતે ઇલેક્ટ્રોન-ડોટ ફોર્મ્યુલા જેવું જ છે, પરંતુ ઇલેક્ટ્રોનની શેર કરેલી જોડી (સહસંયોજક બંધન) આડંબર દ્વારા રજૂ થાય છે. લુઇસ સ્ટ્રક્ચરલ ફોર્મ્યુલા અગાઉના આકૃતિના ભાગ (સી) માં બતાવવામાં આવ્યું છે.

હાઇડ્રોજન ઉપરાંત, ડાયેટોમિક સ્વરૂપમાં અન્ય છ તત્વો પ્રકૃતિમાં જોવા મળે છે: ઓક્સિજન, નાઇટ્રોજન, ફ્લોરિન, ક્લોરિન, બ્રોમિન અને આયોડિન.

અન્ય બોન્ડ સાથે સહકારી બોન્ડની તુલના

આયનીય બંધન મેટલ અને નોનમેટલ વચ્ચે થાય છે. બીજી બાજુ, સહસંબંધ બંધન બે નmetનમેટલ્સ વચ્ચે થાય છે. આ બે પ્રકારનાં સંયોજનોનાં ગુણધર્મો અલગ છે. આયનિક સંયોજનો સામાન્ય રીતે ઓરડાના તાપમાને ઘન હોય છે, જ્યારે સહસંબંધથી બંધાયેલા સંયોજનો ઘન, પ્રવાહી અથવા વાયુઓ હોઈ શકે છે.

આયનિક સંયોજનો (ક્ષાર) સામાન્ય રીતે સહસંયોજક સંયોજનો કરતા ગલનબિંદુ વધારે હોય છે. આ ઉપરાંત, આયનીય સંયોજનો ઇલેક્ટ્રોલાઇટ્સ હોય છે, અને સહસંયોજક સંયોજનો નોઇલેક્ટ્રોલાઇટ્સ હોય છે.

તમે વિચારી શકો છો: જો ધાતુઓ આયનિક બોન્ડ રચવા માટે નmetનમેટલ્સ સાથે પ્રતિક્રિયા આપે છે, અને નોનમેટલ્સ અન્ય નmetનમેટલ્સ સાથે સહસંયોજક બોન્ડ રચવા માટે પ્રતિક્રિયા આપે છે, તો શું ધાતુઓ અન્ય ધાતુઓ સાથે પ્રતિક્રિયા આપે છે? જવાબ હા અને ના છે.

સંયોજનો બનાવવા માટે ધાતુઓ અન્ય ધાતુઓ સાથે ખરેખર પ્રતિક્રિયા આપતી નથી. તેના બદલે, ધાતુઓ રચાય છે એલોય , બીજામાં એક ધાતુના ઉકેલો. પરંતુ મેટાલિક બંધન જેવી સ્થિતિ છે, અને તે એલોય અને શુદ્ધ ધાતુ બંનેમાં છે.

માં ધાતુ સંબંધ , દરેક ધાતુના અણુના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ઇલેક્ટ્રોન પૂલમાં દાન કરવામાં આવે છે, જેને સામાન્ય રીતે એ કહેવામાં આવે છે ઇલેક્ટ્રોન સમુદ્ર , અને ધાતુના બધા અણુઓ દ્વારા વહેંચાયેલા છે. આ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન વ્યક્તિગત મેટલ ન્યુક્લિયસ સાથે કડક રીતે બંધાયેલા હોવાને બદલે નમૂનામાં ફરવા માટે મુક્ત છે. સમગ્ર ધાતુના નમૂનામાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની પ્રવાહની ક્ષમતા એ છે કે શા માટે ધાતુઓ વીજળી અને ગરમીના વાહક હોય છે.

રસપ્રદ લેખો