इलेक्ट्रॉन-गणना

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इलेक्ट्रॉन-गणना एक औपचारिक विधि है जिसका उपयोग यौगिकों को वर्गीकृत करने, इलेक्ट्रॉनिक संरचना और रासायनिक बंध को समझने के लिए किया जाता है।[1] रसायन विज्ञान में कई नियम इलेक्ट्रॉन-गणना पर निर्भर करते हैं:

इलेक्ट्रॉन की कमी तब होती है जब उनके लिए आवश्यक इलेक्ट्रॉनों की तुलना में बहुत कम इलेक्ट्रॉन होते हैं, या जब उनके पास बहुत अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं तो उन्हें अतिसंयोजी अणु कहते हैं। चूंकि जो यौगिक उपरोक्त नियम का पालन करते हैं वे यौगिक अधिक अभिक्रियाशील होते हैं, अणुओं की अभिक्रियाशीलता की पहचान करने के लिए इलेक्ट्रॉन-गणना एक महत्वपूर्ण विधि है।

गणना नियम

इलेक्ट्रॉन गणना के दो तरीके लोकप्रिय हैं और दोनों एक ही परिणाम देते हैं।

  • उदासीन गणना दृष्टिकोण मानता है कि अध्ययन किए जा रहे अणु में पूर्ण रूप से सहसंयोजक बंध होते हैं। इसेमैल्कम ग्रीन (रसायनज्ञ) द्वारा L और X लिगेंड संकेत चिन्ह के साथ लोकप्रिय बनाया गया था।[2][3] यह आमतौर पर कम-संयोजक संक्रमण धातुओं के लिए आसान माना जाता है।[citation needed]
  • आयनिक गणना दृष्टिकोण बताता है कि परमाणुओं के बीच पूर्ण रूप से आयनिक बंध होतें है। दोनों तरीकों को अपनाकर गणना की जांच की जा सकती है।

हालांकि, यह जानना महत्वपूर्ण है कि अधिकांश रासायनिक यौगिक पूर्ण रूप से सहसंयोजक और आयनिक यौगिकों के बीच मौजूद हैं।

उदासीन गिनती

  • यह विधि आवर्त सारणी में उपस्थित केंद्रीय परमाणु का पता लगाने और उसके संयोजक इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करने के लिए प्रयोग होती है। संक्रमण धातुओं से अलग मुख्य समूह तत्वों के लिए संयोजक इलेक्ट्रॉनों की गणना की जाती है।
जैसे आवर्त 2 में: B, C, N, O, और F में क्रमशः 3, 4, 5, 6 और 7 संयोजक इलेक्ट्रॉन हैं।
जैसे आवर्त 4 में: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Fe, Ni में क्रमशः 1, 2, 3, 4, 5, 6, 8, 10 संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं।
प्रत्येक हैलाइड या अन्य ऋणात्मक लिगेंड के लिए 1 जोड़ा जाता है यह केंद्रीय परमाणु से एक सिग्मा बंध बनाता है।
  • इलेक्ट्रान युग्म और धातु से बनने वाले बंध के लिए 2 जोड़ा जाता है दो इलेक्ट्रॉन युग्म धातु से मिलकर एक बंध बनाता है (उदाहरण के लिए प्रत्येक लुईस क्षार एकाकी इलक्र्ट्रॉन युग्म के साथ बंध बनाता है)। असंतृप्त हाइड्रोकार्बन जैसे एल्कीन और एल्काइन्स को लुईस क्षार माना जाता है। इसी तरह लुईस अम्ल और ब्रोंस्टेड अम्ल (प्रोटॉन) कुछ भी योगदान नहीं देते हैं।
  • प्रत्येक समांगी यौगिक के लिए 1 जोड़ा जाता है।
  • प्रत्येक ऋणात्मक आवेश के लिए 1 जोड़ा जाता है, और प्रत्येक धनात्मक आवेश के लिए 1 घटाया जाता है।

आयनिक गिनती

  • यह विधि ऑक्सीकरण अवस्था मानकर तत्व के इलेक्ट्रॉनों की संख्या की गणना करने के लिए प्रयुक्त की जाती है
जैसे एक Fe2+ में 6 इलेक्ट्रॉन होते हैं
S2− में 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं
  • प्रत्येक हैलाइड या अन्य आयनिक लिगेंड के लिए 2 जोड़ा जाता है, हैलाइड धातु के साथ एक सिग्मा बंध बनाता है।
  • धातु से जुड़े प्रत्येक एकल जोड़े के लिए 2 जोड़ा जाता है (उदाहरण के लिए प्रत्येक फॉस्फीन लिगेंड एक जोड़ा इलेक्ट्रान के साथ बंध बनाता है)। इसी तरह लुईस और ब्रोंस्टेड अम्ल (प्रोटॉन) कुछ भी योगदान नहीं देते हैं।
  • असंतृप्त लिगेंड् जैसे कि एल्केन्स के लिए, धातु से बंधे प्रत्येक कार्बन परमाणु के लिए 1 इलेक्ट्रॉन जोड़ा जाता है।

सामान्य अंशों द्वारा दान किए गए इलेक्ट्रॉन

Ligand Electrons contributed
(neutral counting)		 Electrons contributed
(ionic counting)		 Ionic equivalent
X 1 2 X−; X = F, Cl, Br, I
H 1 2 H−
H 1 0 H+
O 2 4 O2−
N 3 6 N3−
NR3 2 2 NR3; R = H, alkyl, aryl
CR2 2 4 CR2−
2
Ethylene 2 2 C2H4
cyclopentadienyl 5 6 C
5H−
5
benzene 6 6 C6H6


विशेष मामले

कुछ लिगेंड द्वारा दान किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या धातु-लिगेंड किस प्रकार जुड़े हैं उसकी ज्यामिति पर निर्भर करती है। इस जटिलता का एक उदाहरण M-नाइट्रोसिल इकाई है। जब यह समूह रैखिक होता है, तो NO लिगेंड को 3-इलेक्ट्रॉन लिगेंड माना जाता है। जब M–NO उप इकाई N की तरफ थोड़ा झुका हुआ होता है, तो NO को स्यूडोहैलाइड के रूप में माना जाता है और इस प्रकार यह एक इलेक्ट्रॉन लिगेंड (उदासीन गणना दृष्टिकोण में) होता है। यह स्थिति η3 बनाम η1 एलिल से बहुत अलग नहीं है। इलेक्ट्रॉन-गणना के दृष्टिकोण से एक और असामान्य लिगेंड सल्फर डाइऑक्साइड है।


उदाहरण

  • मीथेन (CH4), केंद्रीय C के लिए
उदासीन गिनती: C, 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है, प्रत्येक H रेडिकल 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है: 4 + 4 × 1 = 8 संयोजक इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: C, 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक प्रोटॉन 0 का योगदान देता है: 8 + 4 × 0 = 8 संयोजक इलेक्ट्रॉन।
H के समान:
उदासीन गिनती: H, 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है, C, 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है (C के अन्य 3 इलेक्ट्रॉन अन्य 3 हाइड्रोज अणु के लिए हैं): 1 + 1 × 1 = 2 संयोजक इलेक्ट्रॉन।
आयनिक गिनती: H, 0 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है (H+), C4− 2 इलेक्ट्रॉनों (प्रति H) का योगदान देता है, 0 + 1 × 2 = 2 संयोजक इलेक्ट्रॉन
निष्कर्ष: मीथेन कार्बन के लिए ऑक्टेट-नियम और हाइड्रोजन के लिए युगल नियम का पालन करता है, और इसलिए यह एक स्थायी यौगिक बनाता है (जैसा कि हम दैनिक जीवन से देखते हैं)
  • हाइड्रोजन सल्फाइड, केंद्रीय S के लिए
उदासीन गिनती: S, 6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक हाइड्रोजन रेडिकल 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है: 6 + 2 × 1 = 8 संयोजक इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: S2− 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक प्रोटॉन 0 इलेक्ट्रॉन योगदान का देता है: 8 + 2 × 0 = 8 संयोजकता इलेक्ट्रॉन
निष्कर्ष: एक ऑक्टेट इलेक्ट्रॉन गणना (सल्फर पर) के साथ, हम अनुमान लगा सकते हैं कि, यदि दो एकाकी जोड़े पर विचार करें तो H2S छद्म चतुष्फलकीय होगा।
  • सल्फर डाइक्लोराइड SCl2, केंद्रीय S के लिए
उदासीन गिनती: S, 6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, क्लोरीन रेडिकल प्रत्येक में 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान योगदान देता है: 6 + 2 × 1 = 8 संयोजक इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: S2+ 4 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक क्लोराइड आयन 2 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है : 4 + 2 × 2 = 8 संयोजक इलेक्ट्रॉन
निष्कर्ष: H2S के लिए उपरोक्त चर्चा देखें दोनों SCl2 और H2S अष्टक नियम का पालन करता है - हालांकि इन अणुओं का व्यवहार काफी भिन्न होता है।
  • सल्फर हेक्साफ्लोराइड SF6, केंद्रीय S के लिए
उदासीन गिनती: S, 6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक फ्लोरीन रेडिकल एक इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है: 6 + 6 × 1 = 12 संयोजक इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: S6+,0 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक फ्लोराइड आयन 2 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है: 0 + 6 × 2 = 12 संयोजक इलेक्ट्रॉन
निष्कर्ष: आयनिक गिनती एक अणु को इलेक्ट्रॉनों के अकेले जोड़े की कमी को इंगित करती है, इसलिए इसकी संरचना अष्टफलक होगी, जैसा कि (VSEPR सिद्धांत) के अंतर्गत बताया गया है। जिससे यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि यह अणु अत्यधिक अभिक्रिया शील होगा - लेकिन इसके विपरीत : SF6 निष्क्रिय है, और इस गुण के कारण उद्योगों में इसका व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।
  • टाइटेनियम टेट्राक्लोराइड (TiCl4), केंद्रीय Ti के लिए
उदासीन गिनती: Ti4+, 4 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक क्लोरीन रेडिकल 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है: 4 + 4 × 1 = 8 संयोजक इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: Ti4+,0 इलेक्ट्रॉनों का योगदान करता है, प्रत्येक क्लोराइड आयन दो इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है: 0 + 4 × 2 = 8 संयोजक इलेक्ट्रॉन
निष्कर्ष: केवल 8e (बनाम अठारह इलेक्ट्रॉन नियम संभव) होने पर, हम अनुमान लगा सकते हैं कि TiCl4 एक अच्छा लुईस अम्ल होगा। दरअसल, यह जल, ऐलकोहल, ईथर, एमाइन के साथ अभिक्रिया करता है।
  • आयरन पेंटाकार्बोनिल Fe (CO)5
  • उदासीन गिनती: Fe, 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक CO, 2 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है: 8 + 2 × 5 = 18 संयोजक इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: Fe(0), 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक CO, 2 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है: 8 + 2 × 5 = 18 संयोजक इलेक्ट्रॉन
निष्कर्ष: यह एक विशेष मामला है, जहां आयनिक गिनती उदासीन गिनती के समान होती है, सभी टुकड़े उदासीन होते हैं। चूंकि यह एक 18-इलेक्ट्रॉन संकुल है, इसलिए इसके आइसोलोबल होने की उम्मीद है।
  • फेरोसिन (C5H5)2Fe, केंद्रीय Fe के लिए:
उदासीन गिनती: Fe, 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, 2 साइक्लोपेंटैडिएनिल संकुल 5 इलेक्ट्रॉनों का योगदान करते हैं: 8 + 2 × 5 = 18 इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: Fe2+,6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान करता है, दो एरोमेटिक साइक्लोपेंटैडिएनिल वलय 6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान करते हैं: लोहे पर 6 + 2 × 6 = 18 संयोजक इलेक्ट्रॉन।
निष्कर्ष: फेरोसिन एक आइसोलोबल यौगिक होने की उम्मीद है।

ये उदाहरण इलेक्ट्रॉन-गणना के तरीकों को दिखाते हैं, और यह एक औपचारिक विधि है, और उनका वास्तविक जीवन के रासायनिक परिवर्तनों से कोई लेना-देना नहीं है। ऊपर वर्णित अधिकांश 'टुकड़े' इस तरह मौजूद नहीं हैं; उन्हें एक बोतल में नहीं रखा जा सकता। उदाहरण उदासीन C, टेट्रा-आयनिक C, उदासीन Ti, और चतुर्थ - धनायनित Ti ये सभी मुक्त अणु होते है , वे हमेशा किसी अणु से बंधे होते हैं, उदासीन C के लिए, यह आमतौर पर ग्रेफाइट, चारकोल, हीरा है (पड़ोसी कार्बनों के साथ इलेक्ट्रॉनों को साझा करना), जैसा की Ti जो धातु के रूप में पाया जा सकता है (जहां यह पड़ोसी Ti परमाणुओं के साथ अपने इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है), C4− और Ti4+ केवल उपयुक्त काउंटर आयन के साथ 'अस्तित्व' में है (जिसके साथ वे संभवतः इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं)। तो इन औपचारिक विधियों का उपयोग केवल यौगिकों की स्थिरता या गुणों की व्याख्या करने के लिए किया जाता है।

यह भी देखें


इस पृष्ठ में अनुपलब्ध आंतरिक कड़ियों की सूची

  • ऑर्गेनोमेटेलिक केमिस्ट्री
  • सुगन्धितता
  • क्लस्टर कंपाउंड
  • ओकटेट नियम
  • अतिसंयोजी अणु
  • अकार्बनिक रसायन शास्त्र

संदर्भ

  1. ↑ Parkin, Gerard (2006). "संयोजकता, ऑक्सीकरण संख्या और औपचारिक प्रभार: तीन संबंधित लेकिन मौलिक रूप से भिन्न अवधारणाएं". Journal of Chemical Education. 83 (5): 791. Bibcode:2006JChEd..83..791P. doi:10.1021/ed083p791. ISSN 0021-9584. Retrieved 2009-11-10.
  2. ↑ Green, M. L. H. (1995-09-20). "तत्वों के सहसंयोजक यौगिकों के औपचारिक वर्गीकरण के लिए एक नया दृष्टिकोण". Journal of Organometallic Chemistry. 500 (1–2): 127–148. doi:10.1016/0022-328X(95)00508-N. ISSN 0022-328X.
  3. ↑ "एमएलएक्सजेड". www.columbia.edu.


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