इलेक्ट्रॉन-गणना

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इलेक्ट्रॉन-गणना एक औपचारिकता है जिसका उपयोग यौगिकों को वर्गीकृत करने और इलेक्ट्रॉनिक संरचना और रासायनिक बंध को समझाने या पूर्व-सूचना देने के लिए किया जाता है।[1] रसायन विज्ञान में कई नियम इलेक्ट्रॉन-गणना पर निर्भर करते हैं:

परमाणुओं को इलेक्ट्रॉन की कमी कहा जाता है|इलेक्ट्रॉन की कमी तब होती है जब उनके संबंधित नियमों की तुलना में बहुत कम इलेक्ट्रॉन होते हैं, या जब उनके पास बहुत अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं तो हाइपरवेलेंट अणु। चूंकि ये यौगिक उन यौगिकों की तुलना में अधिक प्रतिक्रियाशील होते हैं जो उनके नियम का पालन करते हैं, इलेक्ट्रॉनों की गिनती अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता की पहचान करने के लिए एक महत्वपूर्ण उपकरण है।

गणना नियम

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

  • तटस्थ गणना दृष्टिकोण मानता है कि अध्ययन किए जा रहे अणु या टुकड़े में विशुद्ध रूप से सहसंयोजक बंधन होते हैं। इसे मैल्कम ग्रीन (रसायनज्ञ) द्वारा एल और एक्स लिगैंड नोटेशन के साथ लोकप्रिय बनाया गया था।[2][3] यह आमतौर पर विशेष रूप से कम-संयोजक संक्रमण धातुओं के लिए आसान माना जाता है।[citation needed]
  • आयनिक गणना दृष्टिकोण परमाणुओं के बीच विशुद्ध रूप से आयनिक बंधन मानता है। दोनों तरीकों को अपनाकर कोई अपनी गणना की जांच कर सकता है।

हालांकि, यह जानना महत्वपूर्ण है कि अधिकांश रासायनिक प्रजातियां विशुद्ध रूप से सहसंयोजक और आयनिक चरम सीमाओं के बीच मौजूद हैं।

तटस्थ गिनती

  • यह विधि आवर्त सारणी पर केंद्रीय परमाणु का पता लगाने और उसके वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करने से शुरू होती है। संक्रमण धातुओं से अलग मुख्य समूह तत्वों के लिए वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की गणना की जाती है।
जैसे अवधि 2 में: बी, सी, एन, ओ और एफ में क्रमशः 3, 4, 5, 6 और 7 वैलेंस इलेक्ट्रॉन हैं।
जैसे अवधि 4 में: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Fe, Ni में क्रमशः 1, 2, 3, 4, 5, 6, 8, 10 संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं।
  • प्रत्येक halide या अन्य आयनिक लिगैंड के लिए एक जोड़ा जाता है जो एक सिग्मा बंधन के माध्यम से केंद्रीय परमाणु को बांधता है।
  • धातु से जुड़ने वाले प्रत्येक एकल जोड़े के लिए दो जोड़े जाते हैं (उदाहरण के लिए प्रत्येक लुईस आधार एक अकेले जोड़े के साथ बांधता है)। असंतृप्त हाइड्रोकार्बन जैसे एल्केन्स और एल्काइन्स को लुईस बेस माना जाता है। इसी तरह लुईस एसिड और बेस और ब्रोंस्टेड एसिड (प्रोटॉन) कुछ भी योगदान नहीं देते हैं।
  • प्रत्येक होमियोलेमेंट बॉन्ड के लिए एक जोड़ा जाता है।
  • प्रत्येक ऋणात्मक आवेश के लिए एक जोड़ा जाता है, और प्रत्येक धनात्मक आवेश के लिए एक घटाया जाता है।

आयनिक गिनती

  • यह विधि ऑक्सीकरण अवस्था मानकर तत्व के इलेक्ट्रॉनों की संख्या की गणना करके शुरू होती है
जैसे एक Fe . के लिए2+ में 6 इलेक्ट्रॉन होते हैं
एस2− में 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं
  • प्रत्येक हैलाइड या अन्य आयनिक लिगैंड के लिए दो जोड़े जाते हैं जो एक सिग्मा बंधन के माध्यम से धातु को बांधता है।
  • धातु से जुड़े प्रत्येक एकल जोड़े के लिए दो जोड़े जाते हैं (उदाहरण के लिए प्रत्येक फॉस्फीन लिगैंड एक अकेले जोड़े के साथ बंध सकता है)। इसी तरह लुईस और ब्रोंस्टेड एसिड (प्रोटॉन) कुछ भी योगदान नहीं देते हैं।
  • असंतृप्त लिगैंड्स जैसे कि एल्केन्स के लिए, धातु से बंधे प्रत्येक कार्बन परमाणु के लिए एक 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 लिगैंड द्वारा दान किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या धातु-लिगैंड पहनावा की ज्यामिति पर निर्भर करती है। इस जटिलता का एक उदाहरण एम-नाइट्रोसिल इकाई है। जब यह समूह रैखिक होता है, तो NO लिगैंड को तीन-इलेक्ट्रॉन लिगैंड माना जाता है। जब एम-एनओ सबयूनिट एन पर दृढ़ता से झुकता है, तो एनओ को स्यूडोहैलाइड के रूप में माना जाता है और इस प्रकार एक एक इलेक्ट्रॉन (तटस्थ गणना दृष्टिकोण में) होता है। स्थिति से बहुत अलग नहीं है3 बनाम n1 एलिल। इलेक्ट्रॉन-गणना के दृष्टिकोण से एक और असामान्य लिगैंड सल्फर डाइऑक्साइड है।


उदाहरण

  • मीथेन|सीएच4, केंद्रीय C . के लिए
तटस्थ गिनती: सी 4 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक एच रेडिकल प्रत्येक में योगदान देता है: 4 + 4 × 1 = 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: सी4− 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक प्रोटॉन 0 प्रत्येक का योगदान देता है: 8 + 4 × 0 = 8 इलेक्ट्रॉन।
एच के समान:
तटस्थ गिनती: एच 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है, सी 1 इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है (सी के अन्य 3 इलेक्ट्रॉन अणु में अन्य 3 हाइड्रोजेन के लिए हैं): 1 + 1 × 1 = 2 वैलेंस इलेक्ट्रॉन।
आयनिक गिनती: एच 0 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है (एच+), सी4− 2 इलेक्ट्रॉनों (प्रति H), 0 + 1 × 2 = 2 संयोजकता इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है
निष्कर्ष: मीथेन कार्बन के लिए ऑक्टेट-नियम और हाइड्रोजन के लिए युगल नियम का पालन करता है, और इसलिए एक स्थिर अणु होने की उम्मीद है (जैसा कि हम दैनिक जीवन से देखते हैं)
  • हाइड्रोजन सल्फाइड|H2एस, केंद्रीय एस . के लिए
तटस्थ गिनती: एस 6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक हाइड्रोजन रेडिकल प्रत्येक में योगदान देता है: 6 + 2 × 1 = 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: S2− 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक प्रोटॉन 0: 8 + 2 × 0 = 8 संयोजकता इलेक्ट्रॉनों का योगदान करता है
निष्कर्ष: एक ऑक्टेट इलेक्ट्रॉन गणना (सल्फर पर) के साथ, हम अनुमान लगा सकते हैं कि H2यदि दो एकाकी जोड़े पर विचार किया जाए तो S छद्म चतुष्फलकीय होगा।
  • सल्फर डाइक्लोराइड | एससीएल2, केंद्रीय S . के लिए
तटस्थ गिनती: एस 6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक क्लोरीन रेडिकल प्रत्येक में योगदान देता है: 6 + 2 × 1 = 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: S2+ 4 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक क्लोराइड आयन 2: 4 + 2 × 2 = 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है
निष्कर्ष: एच के लिए चर्चा देखें2ऊपर एस. दोनों एससीएल2 और वह2S अष्टक नियम का पालन करता है - हालांकि इन अणुओं का व्यवहार काफी भिन्न होता है।
  • सल्फर हेक्साफ्लोराइड|एसएफ6, केंद्रीय S . के लिए
तटस्थ गिनती: एस 6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक फ्लोरीन रेडिकल प्रत्येक में एक योगदान देता है: 6 + 6 × 1 = 12 वैलेंस इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: S6+ 0 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक फ्लोराइड आयन 2: 0 + 6 × 2 = 12 वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है
निष्कर्ष: आयनिक गिनती एक अणु को इलेक्ट्रॉनों के अकेले जोड़े की कमी को इंगित करती है, इसलिए इसकी संरचना अष्टफलक होगी, जैसा कि वीएसईपीआर द्वारा भविष्यवाणी की गई है। कोई यह निष्कर्ष निकाल सकता है कि यह अणु अत्यधिक प्रतिक्रियाशील होगा - लेकिन इसके विपरीत सच है: SF6 निष्क्रिय है, और इस संपत्ति के कारण उद्योग में इसका व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।
  • टाइटेनियम टेट्राक्लोराइड | TiCl4, केंद्रीय Ti . के लिए
तटस्थ गिनती: तिवारी 4 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक क्लोरीन रेडिकल प्रत्येक में योगदान देता है: 4 + 4 × 1 = 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: Ti4+ 0 इलेक्ट्रॉनों का योगदान करता है, प्रत्येक क्लोराइड आयन दो प्रत्येक का योगदान देता है: 0 + 4 × 2 = 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन
निष्कर्ष: केवल 8e (बनाम अठारह इलेक्ट्रॉन नियम संभव) होने पर, हम अनुमान लगा सकते हैं कि TiCl4 एक अच्छा लुईस एसिड होगा। दरअसल, यह पानी, अल्कोहल, ईथर, एमाइन के साथ (कुछ मामलों में हिंसक रूप से) प्रतिक्रिया करता है।
  • आयरन पेंटाकार्बोनिल | Fe (CO)5:तटस्थ गिनती: Fe 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक CO 2 प्रत्येक का योगदान देता है: 8 + 2 × 5 = 18 वैलेंस इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: Fe(0) 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, प्रत्येक CO 2 प्रत्येक का योगदान देता है: 8 + 2 × 5 = 18 वैलेंस इलेक्ट्रॉन
निष्कर्ष: यह एक विशेष मामला है, जहां आयनिक गिनती तटस्थ गिनती के समान होती है, सभी टुकड़े तटस्थ होते हैं। चूंकि यह एक 18-इलेक्ट्रॉन परिसर है, इसलिए यह अलग-अलग यौगिक होने की उम्मीद है।
  • फेरोसिन | फेरोसिन, (सी5H5)2Fe, केंद्रीय Fe के लिए:
तटस्थ गिनती: Fe 8 इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है, 2 साइक्लोपेंटैडिएनिल कॉम्प्लेक्स | साइक्लोपेंटैडिएनिल-रिंग 5 प्रत्येक का योगदान करते हैं: 8 + 2 × 5 = 18 इलेक्ट्रॉन
आयनिक गिनती: Fe2+ 6 इलेक्ट्रॉनों का योगदान करता है, दो सुगंधित साइक्लोपेंटैडिएनिल वलय 6 प्रत्येक का योगदान करते हैं: लोहे पर 6 + 2 × 6 = 18 वैलेंस इलेक्ट्रॉन।
निष्कर्ष: फेरोसिन एक विलगनीय यौगिक होने की उम्मीद है।

ये उदाहरण इलेक्ट्रॉन-गणना के तरीकों को दिखाते हैं, वे एक औपचारिकता हैं, और 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: उदा। तटस्थ सी, टेट्रा-आयनिक सी, तटस्थ टीआई, और टेट्रा-केशनिक टीआई मुक्त प्रजातियां नहीं हैं, वे हमेशा किसी चीज से बंधे होते हैं, तटस्थ सी के लिए, यह आमतौर पर ग्रेफाइट, चारकोल, हीरा (इलेक्ट्रॉनों के साथ साझा करना) में पाया जाता है। पड़ोसी कार्बन), टीआई के लिए जो इसकी धातु के रूप में पाया जा सकता है (जहां यह पड़ोसी टीआई परमाणुओं के साथ अपने इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है), सी4− और Ti4+ केवल उपयुक्त काउंटरों के साथ 'अस्तित्व' है (जिसके साथ वे संभवतः इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं)। तो इन औपचारिकताओं का उपयोग केवल यौगिकों की स्थिरता या गुणों की भविष्यवाणी 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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