રાસાયણિક તત્ત્વોના સુગંધ નક્કી કરો

XIX સદીમાં પરમાણુ અને પરમાણુઓના માળખાના જ્ઞાનના સ્તરએ અમને કારણ સમજાવવાની મંજૂરી આપી ન હતી કે કેમ અણુઓ અન્ય કણો સાથે ચોક્કસ સંખ્યાબંધ બોન્ડ રચે છે. પરંતુ વૈજ્ઞાનિકોના વિચારો તેમના સમયની બહાર નીકળી ગયા છે, અને હજુ પણ રસાયણશાસ્ત્રના મૂળ સિદ્ધાંત પૈકી એક તરીકે મૂલ્યાંકન કરવામાં આવે છે.

"રાસાયણિક તત્ત્વોના સંયોજકતા" ની વિભાવનાના ઇતિહાસમાંથી

19 મી સદીના જાણીતા અંગ્રેજી રસાયણશાસ્ત્રી, એડવર્ડ ફ્રેન્કલેન્ડએ એકબીજા સાથેના પરમાણુઓની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના વર્ણન માટે વૈજ્ઞાનિક ઉપયોગમાં "કનેક્શન" શબ્દ રજૂ કર્યો. વૈજ્ઞાનિકે નોંધ્યું છે કે કેટલાક રાસાયણિક તત્ત્વો અન્ય સમાન પ્રકારના અણુઓ સાથે સંયોજનો બનાવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, નાઈટ્રોજન એમોનિયા અણુમાં ત્રણ હાઇડ્રોજન પરમાણુ ઉમેરે છે.

મે 1852 માં, ફ્રેન્કલેન્ડએ એવી ધારણા કરી હતી કે એક ચોક્કસ રાસાયણિક બોન્ડ છે જે અણુ દ્રવ્યના અન્ય નાના કણો સાથે રચાય છે. ફ્રેન્લેન્ડએ શબ્દસમૂહ "કનેક્ટીવ ફોર્સ" નો ઉપયોગ કર્યો હતો, જેને બાદમાં મૂલ્યાંકન તરીકે ઓળખવામાં આવશે. બ્રિટીશ રસાયણશાસ્ત્રીએ એવી સ્થાપના કરી કે XIX સદીના મધ્ય ભાગમાં જાણીતા વ્યક્તિગત ઘટકોના પરમાણુ કેટલા રાસાયણિક બોન્ડ્સ બનાવે છે. ફ્રેન્કલેન્ડનું કાર્ય આધુનિક માળખાકીય રસાયણશાસ્ત્રમાં મહત્વપૂર્ણ યોગદાન બની ગયું છે.

દૃશ્યોનો વિકાસ

જર્મન કેમિસ્ટ એફ.એ. 1857 માં કેક્યુલે સાબિત કર્યું કે કાર્બન ચાર-બેઝ છે. તેના સરળ જોડાણમાં - મિથેન - 4 હાઇડ્રોજન પરમાણુ સાથેના જોડાણ છે. "મૂળભૂત" શબ્દનો ઉપયોગ વૈજ્ઞાનિક અન્ય કણોની કડક વ્યાખ્યાયિત સંખ્યાને જોડવા તત્વોના ગુણધર્મોને ઓળખવા માટે વપરાય છે. રશિયામાં, પદાર્થના માળખા પરની માહિતી એ.એમ. બટ્લરોવ (1861) દ્વારા ગોઠવવામાં આવી હતી . રાસાયણિક બંધનની થિયરીનો વિકાસ એ તત્વોના ગુણધર્મોમાં સામયિક ફેરફારોના સિદ્ધાંતને કારણે હતો. તેના લેખક અન્ય એક ઉત્કૃષ્ટ રશિયન કેમિસ્ટ છે, ડી મેન્ડેલીવ. તેમણે સાબિત કર્યું કે સંયોજનો અને અન્ય ગુણધર્મોમાં રાસાયણિક તત્ત્વોની સંસ્થાની સ્થિતિ તે સામયિક પ્રણાલીમાં સ્થાન ધરાવે છે.

મૂલ્યાંકન અને રાસાયણિક બંધનનું ગ્રાફિકલ પ્રતિનિધિત્વ

પરમાણુઓની વિઝ્યુલાઇઝેશનની સંભાવના એ વેલેન્સ સિદ્ધાંતની નિશ્ચિત ગુણ છે. સૌપ્રથમ મોડલ 1860 ના દાયકામાં દેખાયા હતા, અને 1864 થી માળખાકીય સૂત્રોનો ઉપયોગ કરવામાં આવ્યો છે , જે અંદરના રાસાયણિક સાઇન સાથે વર્તુળોનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે. પરમાણુના પ્રતીકો વચ્ચે ડેશ રાસાયણિક બોન્ડ સૂચવે છે , અને આ રેખાઓની સંખ્યા વેલેન્સની કિંમત સમાન છે. તે જ વર્ષોમાં, પ્રથમ બોલ અને લાકડી મોડેલોનું ઉત્પાદન કરવામાં આવ્યું હતું (ડાબી બાજુએ ફોટો જુઓ). 1866 માં, કેક્યુલે એક કાર્ટેન અણુની સ્ટિઅરૉકેમિકલ ડ્રોઇંગને ટેટ્રાહેડ્રોન સ્વરૂપમાં પ્રસ્તાવિત કર્યું, જે તેમણે તેમની પાઠ્યપુસ્તક "ઓર્ગેનિક કેમિસ્ટ્રી" માં શામેલ કર્યું.

રાસાયણિક તત્ત્વો અને જોડાણોના ઉદભવનો અભ્યાસ જી. લેવિસ દ્વારા કરવામાં આવ્યો હતો, જેમણે ઇલેક્ટ્રોનની શોધ બાદ 1923 માં તેમના કાર્યો પ્રકાશિત કર્યા હતા . કહેવાતા નકારાત્મક રીતે નાના કણો, જે અણુઓના શેલોનો ભાગ છે, તેને કહેવામાં આવે છે. તેમના પુસ્તકમાં, લ્યુઇસ વાલ્ડેન્સ ઇલેક્ટ્રોનનું પ્રતિનિધિત્વ કરવા માટે રાસાયણિક તત્વના પ્રતીકના ચાર બાજુઓની આસપાસના બિંદુઓને લાગુ પાડે છે.

હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજન માટે વાલન

સામયિક પ્રણાલીની રચના પહેલાં , સંયોજનોમાંના રાસાયણિક તત્ત્વોનું મૂલ્ય તે અણુઓ સાથે સરખાવવામાં આવ્યું હતું, જેના માટે તે ઓળખાય છે. ધોરણો તરીકે, હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજન પસંદ કરવામાં આવ્યા હતા. અન્ય રાસાયણિક ઘટકો એચ અને ઓ અણુના ચોક્કસ સંખ્યાને આકર્ષ્યા અથવા બદલ્યાં છે.

આ રીતે, મિલક્યુલેન્ટ હાઇડ્રોજન સાથે સંયોજનોમાં ગુણધર્મો નક્કી કરવામાં આવ્યા હતા (બીજા ઘટકની સંસ્થાની રોમન આંકડા દ્વારા સૂચિત છે):

• એચસીએલ - ક્લોરો (આઇ):
• એચ ₂ ઓ - ઓક્સિજન (II);
• એનએચ ₃ - નાઇટ્રોજન (III);
• સીએચ ₄ - કાર્બન (IV).

કે (આઇ), સી (II), એન (III), ઓ ઓક્સાઇડ્સ K2 O, CO, N ₂ O3, SiO ₂ , SO _{3 માં} , મેટલ્સ અને અનોમેટલ્સની ઓક્સિજન વાલ્ડેન્સ નક્કી કરવામાં આવી હતી, ઓ અણુની સંખ્યાને બમણી કરી હતી. , સી (IV), એસ (VI).

રાસાયણિક તત્ત્વોના સંયોકરણને કેવી રીતે નક્કી કરવું

સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોનિક જોડીઓને સમાવતી રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં નિયમિતતા છે:

• લાક્ષણિક હાઇડ્રોજન વાલ્ડેન્સ I છે.
• સામાન્ય ઓક્સિજન વાલ્ડેન્સ II છે.
• બિન-ધાતુ તત્વો માટે, નીચલા વાલ્ડેન્સને સૂત્ર 8 દ્વારા નિર્ધારિત કરી શકાય છે - જૂથની સંખ્યા કે જેમાં તેઓ સામયિક કોષ્ટકમાં છે ઉચ્ચતમ, જો શક્ય હોય, તો જૂથ નંબર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.
• પેટાજૂથોના ઘટકો માટે, મહત્તમ શક્ય મૂલ્ય એ સામયિક કોષ્ટકમાં તેમના જૂથની સંખ્યા જેટલું જ છે.

સંયોજનના સૂત્ર દ્વારા રાસાયણિક તત્ત્વોના વાલ્ડેન્સનું નિર્ધારણ નીચેના અલ્ગોરિધમનો ઉપયોગ કરીને કરવામાં આવે છે:

1. એક ઘટક માટે જાણીતા મૂલ્યમાં રાસાયણિક સંકેત ઉપર લખો. ઉદાહરણ તરીકે, Mn ₂ O _{7 માં,} ઓક્સિજન વાલ્ડેન્સ II છે.
2. કુલ મૂલ્યની ગણતરી કરો, જેના માટે વાલ્ડેન્સને પરમાણુમાં સમાન રાસાયણિક તત્વના અણુઓ દ્વારા ગુણાકાર કરવા માટે જરૂરી છે: 2 * 7 = 14.
3. બીજા તત્વની વાલ્ડેન્સ નક્કી કરો જેના માટે તે અજ્ઞાત નથી. પરમાણુમાં Mn atoms ની સંખ્યા દ્વારા પેટાકલમ 2 માં મેળવેલ મૂલ્યને વિભાજિત કરો.
4. 14: 2 = 7. તેના ઊંચા ઓક્સાઇડમાં મેંગેનીઝની વાલ્ડેન્સ VII છે.

સતત અને ચલ સુગંધ

હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજન માટે મૂલ્યો અલગ છે. ઉદાહરણ તરીકે, સંયોજન એચ ₂ એસ માં સલ્ફર દ્વિવાર્ષિક છે, અને સૂત્ર એસ _{3 માં} - હેક્ઝાવાલેન્ટ. ઓક્સિજન CO મોનોક્સાઇડ અને CO ₂ ડાયોક્સાઇડ સાથે કાર્બન સ્વરૂપો. પ્રથમ સંયોજનમાં, C નું વાલનુ II છે, અને બીજામાં, IV. મિથેન સીએચ ₄ માં સમાન મૂલ્ય.

મોટાભાગના ઘટકો સતત નથી, પરંતુ પરિવર્તનક્ષમ વાતાવરણ દર્શાવે છે, ઉદાહરણ તરીકે, ફોસ્ફરસ, નાઇટ્રોજન, સલ્ફર. આ ઘટનાના મુખ્ય કારણોની શોધથી રાસાયણિક સંબંધોના સિદ્ધાંતોના ઉદભવ થયા, ઇલેક્ટ્રોન્સના વાલનેસ શેલ, મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ્સ વિશેનાં વિચારો. સમાન મિલકતના જુદા જુદા મૂલ્યોનું અસ્તિત્વ પરમાણુ અને અણુના માળખાના સંદર્ભમાં સમજાવવામાં આવ્યું છે.

વાલ્ડેનના આધુનિક ખ્યાલ

બધા અણુઓ નકારાત્મક ચાર્જ ઇલેક્ટ્રોનથી ઘેરાયેલો સકારાત્મક કેન્દ્ર ધરાવે છે. બાહ્ય શેલ, જે તે રચના કરે છે, તે અપૂર્ણ છે. પૂર્ણ માળખું સૌથી સ્થિર છે, તેમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન (ઓક્ટેટ) છે. સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડણીઓને કારણે રાસાયણિક બોન્ડનો દેખાવ એ પરમાણુની ઊર્જાની અનુકૂળ સ્થિતિ તરફ દોરી જાય છે.

સંયોજનોની રચના માટે નિયમ શેલને ઇલેક્ટ્રોન લઈને અથવા અનપેઇડેડ રાશિઓ આપ્યા છે, તેના આધારે તે પ્રક્રિયા વધુ સરળતાથી પસાર કરે છે. જો અણુ રાસાયણિક બોન્ડની રચના માટે નકારાત્મક કણો પૂરા પાડે છે, જેનો જોડી ન હોય, તો તે ઘણા બધા બોન્ડ્સ બનાવે છે કારણ કે ત્યાં અણધારી ઇલેક્ટ્રોન છે. આધુનિક ખ્યાલો અનુસાર, રાસાયણિક ઘટકોના અણુઓની સંભાવના એ ચોક્કસ સંખ્યાબંધ સહસંયોજક બંધ રચવાની ક્ષમતા છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડ એચ ₂ એસ પરમાણુમાં, સલ્ફર વાલ્ડેન્સ II (-) પ્રાપ્ત કરે છે, કારણ કે દરેક અણુ બે ઇલેક્ટ્રોન જોડોની રચનામાં ભાગ લે છે. "-" સંકેત ઇલેક્ટ્રોન જોડીના વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વમાં આકર્ષણનું સૂચન કરે છે. વાલ્ડેન્સ મૂલ્ય માટે ઓછા ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ પર, "+" ઉમેરો.

દાતા-સ્વીકારનાર પદ્ધતિ સાથે, એક ઘટકના ઇલેક્ટ્રોનિક જોડીઓ અને અન્યમાં મુક્ત વાલ્વ ઓર્બિટલ્સ પ્રક્રિયામાં ભાગ લે છે.

અણુના માળખા પર વાલ્ડેન્સના આધારે

દાખલા તરીકે, કાર્બન અને ઓક્સિજનનો વિચાર કરો, દ્રવ્યના માળખા પર કેમ રાસાયણિક ઘટકોનો સંયોજક આધાર રાખે છે. મેન્ડેલીઇવનું ટેબલ કાર્બન અણુની મુખ્ય લાક્ષણિકતાઓનો વિચાર આપે છે:

• કેમિકલ સાઇન - સી;
• એલિમેન્ટ નંબર 6 છે;
• ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ +6 છે;
• બીજક પ્રોટોન - 6;
• ઇલેક્ટ્રોન - 6, જેમાં 4 બાહ્ય રાશિઓનો સમાવેશ થાય છે, જેમાંથી 2 એક જોડી બનાવે છે, 2 - અનપેઇડેડ રાશિઓ.

જો CO મોનોક્સાઇડમાં કાર્બન અણુ બે બોન્ડ બનાવે છે, તો માત્ર 6 નકારાત્મક કણો તેનો ઉપયોગ કરે છે. ઑક્ટેટ પ્રાપ્ત કરવા માટે, તે આવશ્યક છે કે જોડીઓ 4 બાહ્ય નકારાત્મક કણો બનાવે છે. કાર્બન પાસે મિથેનમાં ડાયોક્સાઇડ અને IV (-) માં IV (+) નું વાલ્ડેન્સ છે.

ઓક્સિજનની ક્રમાંકિત સંખ્યા 8 છે, વાલ્ડેન્સ શેલ છ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, તેમાંના બે જોડી જોડી બનાવી શકતા નથી અને રાસાયણિક સંબંધમાં ભાગ લે છે અને અન્ય અણુ સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે. લાક્ષણિક ઓક્સિજન વાલ્ડેન્સ II (-) છે.

સંયમ અને ઓક્સિડેશન સ્થિતિ

ઘણા બધા કિસ્સાઓમાં "ઓક્સિડેશન સ્ટેટ" શબ્દનો ઉપયોગ કરવો તે વધુ અનુકૂળ છે. આ અણુના ચાર્જ માટેનું નામ છે, જે તે પ્રાપ્ત કરશે જો બધા બંધનકર્તા ઇલેક્ટ્રોન એ તત્વમાં ટ્રાન્સફર કરવામાં આવ્યા હોય જે ઇલેક્ટ્રોનગેટિટી (ઇઓ) ની ઊંચી કિંમત ધરાવે છે. સરળ પદાર્થમાં ઓક્સિડાઇઝિંગ નંબર શૂન્ય છે. તત્વના ઇઓ કરતાં વધુ ઓક્સિડેશનની ડિગ્રીમાં "-" ઓછા ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ - "+" ઉમેરવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, મુખ્ય પેટાજૂથો, ઓક્સિડેશન ડિગ્રી અને આયન ચાર્લ્સની ધાતુઓ માટે સાઇનની સાથે જૂથની સંખ્યાને સમકક્ષ હોય છે. મોટાભાગના કિસ્સાઓમાં, એક જ સંયોજનમાં અણુઓના ઓક્સિડેશનની સુગંધ અને ડિગ્રી આંકડાકીય રીતે સમાન હોય છે. વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુઓ સાથે વાતચીત કરતી વખતે એ ઓક્સિડેશન પોઝિટિવ ડિગ્રી હોય છે, તે ઘટકો છે, જેના માટે EO નીચુ છે, નકારાત્મક છે. "વેલેન્સ" ની વિભાવના ઘણી વખત માત્ર પરમાણુ માળખુંના પદાર્થો માટે જ લાગુ પડે છે.