ક્લોરિન (Cl) - પરમાણુ રચના અને રાસાયણિક બંધન

પરમાણ્વીય પરિમાણોનો પરિચય

ક્લોરિન (Cl) એ p-બ્લોક તત્વ છે અને સમૂહ 17, હેલોજનનું સભ્ય છે. તેની પરમાણુ રચના તેના રાસાયણિક ગુણધર્મો નક્કી કરે છે.

• પરમાણુ ક્રમાંક (Z): 17
  • આ દર્શાવે છે કે એક તટસ્થ ક્લોરિન પરમાણુ તેના ન્યુક્લિયસમાં 17 પ્રોટોન અને ન્યુક્લિયસની ફરતે ફરતા 17 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે.
• દળ ક્રમાંક (A):
  • ક્લોરિન મુખ્યત્વે બે સ્થિર સમસ્થાનિકો તરીકે અસ્તિત્વ ધરાવે છે: ક્લોરિન-35 ($^\{35\}$Cl) અને ક્લોરિન-37 ($^\{37\}$Cl).
  • $^\{35\}$Cl આશરે 75.77% બને છે અને તેમાં 18 ન્યુટ્રોન (35 - 17 = 18) હોય છે.
  • $^\{37\}$Cl આશરે 24.23% બને છે અને તેમાં 20 ન્યુટ્રોન (37 - 17 = 20) હોય છે.
  • સરેરાશ પરમાણુ દળ 35.453 amu છે, જે આ સમસ્થાનિકોની ભારિત સરેરાશ દર્શાવે છે. સામાન્ય હેતુઓ માટે, જો નિર્દિષ્ટ ન હોય, તો તે સરેરાશનો સંદર્ભ આપે છે. ન્યુટ્રોનની સંખ્યા માટે, સૌથી વધુ વિપુલ પ્રમાણમાં સમસ્થાનિક ($^\{35\}$Cl) ને સામાન્ય રીતે પ્રતિનિધિ તરીકે ગણવામાં આવે છે.
  • ન્યુટ્રોન ($^\{35\}$Cl માં): 18

પેટાકોષ ઇલેક્ટ્રોનિય રચના

તટસ્થ ક્લોરિન પરમાણુ (17 ઇલેક્ટ્રોન) માટે વિવિધ ઉર્જા સ્તરો અને પેટાકોષોમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ તેની પ્રતિક્રિયાત્મકતાને સમજવા માટે મૂળભૂત છે.

• સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિય રચના: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$
• ઉમદા વાયુ રચના: $[Ne] 3s^2 3p^5$
• કક્ષક આકૃતિ (સંયોજકતા કોષ): સંયોજકતા કોષ એ 3જો મુખ્ય ઉર્જા સ્તર છે.

  3s:  ↑↓
  3p:  ↑↓  ↑↓  ↑
  3d:  _   _   _   _   _  (ખાલી, પરંતુ અષ્ટક વિસ્તરણ માટે ઉપલબ્ધ)
  

  આ રચના 3p પેટાકોષમાં એક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન દર્શાવે છે, જે ક્લોરિનને અત્યંત પ્રતિક્રિયાત્મક બનાવે છે.

સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન અને સંયોજકતા

• સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન: ક્લોરિન પાસે 7 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન છે (3s માં 2 અને 3p પેટાકોષમાં 5).
• અષ્ટક નિયમની વૃત્તિ: સ્થિર ઉમદા વાયુ રચના (અષ્ટક) પ્રાપ્ત કરવા માટે, ક્લોરિન સહેલાઇથી આ તરફ વલણ ધરાવે છે:
  1. એક ઇલેક્ટ્રોન મેળવવો: આ સૌથી સામાન્ય વર્તન છે, જે -1 ની ઓક્સિડેશન અવસ્થા સાથે ક્લોરાઇડ આયન ($Cl^-$) બનાવે છે. આ તેનો 3p પેટાકોષ ($3s^2 3p^6$) પૂર્ણ કરે છે.
  2. એક ઇલેક્ટ્રોનનું વિભાજન: અન્ય અધાતુઓ સાથેના સહસંયોજક સંયોજનોમાં, તે અષ્ટક પ્રાપ્ત કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોનનું વિભાજન કરે છે.
• પરિવર્તનશીલ સંયોજકતા (ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ): તુલનાત્મક ઉર્જાની ખાલી 3d કક્ષકોની હાજરીને કારણે, ક્લોરિન તેના 3s અને 3p પેટાકોષમાંથી ઇલેક્ટ્રોનનું આ ખાલી 3d કક્ષકોમાં ઉત્તેજન કરીને ધન ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ દર્શાવી શકે છે, જેનાથી તેના અષ્ટકનું વિસ્તરણ થાય છે.
  • -1: ક્લોરાઇડ્સમાં (દા.ત., NaCl, HCl, CCl₄). આ સૌથી સ્થિર અને સામાન્ય ઓક્સિડેશન અવસ્થા છે.
  • +1: હાઇપોક્લોરાઇટ અને હાઇપોક્લોરસ એસિડમાં (દા.ત., HClO, Cl₂O).
  • +3: ક્લોરાઇટ અને ક્લોરસ એસિડમાં (દા.ત., HClO₂, ClO₂⁻).
  • +5: ક્લોરેટ અને ક્લોરિક એસિડમાં (દા.ત., HClO₃, ClO₃⁻).
  • +7: પરક્લોરેટ અને પરક્લોરિક એસિડમાં (દા.ત., HClO₄, ClO₄⁻).

બંધન વર્તન

ક્લોરિનની ઉચ્ચ વિદ્યુતઋણતા (પૉલિંગ સ્કેલ પર 3.16) અને ઇલેક્ટ્રોન મેળવવાની અથવા વિભાજન કરવાની વૃત્તિ તેના વિવિધ બંધન વર્તનને નિયંત્રિત કરે છે.

1. આયનીય બંધન

• ક્લોરિન મુખ્યત્વે ઉચ્ચ વિદ્યુતધન તત્વો (સમૂહ 1 અને સમૂહ 2 ધાતુઓ) સાથે આયનીય બંધ બનાવે છે.
• આ પ્રકારના બંધનમાં, ક્લોરિન ધાતુમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે, અને સંપૂર્ણ અષ્ટક સાથે સ્થિર ક્લોરાઇડ આયન ($Cl^-$) બનાવે છે.
• ઉદાહરણ: સોડિયમ ક્લોરાઇડ (NaCl)
  • $\text\{Na\} \xrightarrow\{\text\{lose \} 1e^-\} \text\{Na\}^+$
  • $\text\{Cl\} \xrightarrow\{\text\{gain \} 1e^-\} \text\{Cl\}^-$
  • $Na^+$ અને $Cl^-$ વચ્ચેનું સ્થિરવિદ્યુત આકર્ષણ આયનીય બંધ બનાવે છે.

2. સહસંયોજક બંધન

ક્લોરિન અન્ય અધાતુઓ અને ઉપધાતુઓ સાથે ઇલેક્ટ્રોનનું વિભાજન કરીને સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.

• અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ:
  • જ્યારે બીજા ક્લોરિન પરમાણુ સાથે બંધન બનાવે છે, ત્યારે ઇલેક્ટ્રોન સમાન રીતે વિભાજિત થાય છે.
  • ઉદાહરણ: ક્લોરિન અણુ (Cl₂)
    • દરેક Cl પરમાણુ એકલ સહસંયોજક બંધ (Cl-Cl) બનાવવા માટે એક ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે.
• ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ:
  • જ્યારે ઓછી વિદ્યુતઋણ અધાતુ સાથે બંધન બનાવે છે, ત્યારે ઇલેક્ટ્રોન અસમાન રીતે વિભાજિત થાય છે, જે ધ્રુવીય બંધ તરફ દોરી જાય છે.
  • ઉદાહરણ: હાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડ (HCl)
    • H અને Cl વચ્ચેનો બંધ ધ્રુવીય હોય છે, જેમાં Cl પર આંશિક ઋણ ભાર ($\delta^-$) અને H પર આંશિક ધન ભાર ($\delta^+$) હોય છે જે ક્લોરિનની ઉચ્ચ વિદ્યુતઋણતાને કારણે છે.
  • ઉદાહરણ: કાર્બન ટેટ્રાક્લોરાઇડ (CCl₄)
    • કાર્બન sp³ સંકરણ ધરાવે છે, જે ચાર એકલ C-Cl બંધ બનાવે છે. દરેક C-Cl બંધ ધ્રુવીય હોય છે, પરંતુ સમમિત ચતુષ્ફલકીય ભૂમિતિને કારણે, આણ્વીય દ્વિધ્રુવીય ચાકમાત્રા રદ થાય છે, જે અણુને એકંદરે અધ્રુવીય બનાવે છે.
• અષ્ટક વિસ્તરણ સાથે સહસંયોજક બંધન:
  • જે સંયોજનોમાં ક્લોરિન ધન ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ દર્શાવે છે (દા.ત., ઓક્સિએસિડ અથવા તેમના અનુરૂપ આયનોમાં), તે તેના ખાલી 3d કક્ષકોનો ઉપયોગ કરીને તેના અષ્ટકનું વિસ્તરણ કરે છે.
  • ઉદાહરણ: પરક્લોરિક એસિડ (HClO₄)
    • ક્લોરિન એક ઓક્સિજન પરમાણુ સાથે (જે હાઇડ્રોજન સાથે પણ બંધિત છે) એકલ બંધ અને અન્ય ત્રણ ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે ત્રણ દ્વિબંધ બનાવે છે. આમાં પરમાણુઓ પરના ઔપચારિક ભારને ઘટાડવા માટે તેની આસપાસ 14 ઇલેક્ટ્રોનને સમાવવા માટે ક્લોરિનના અષ્ટકનું વિસ્તરણ સામેલ છે.
    • $ClO_4^-$ માં ક્લોરિન sp³ સંકરણ ધરાવે છે, જે ચતુષ્ફલકીય ભૂમિતિ અપનાવે છે.

3. સવર્ગ સહસંયોજક બંધન

ક્લોરિનના પરિપ્રેક્ષ્યમાં સરળ અણુઓમાં સીધા સવર્ગ બંધ દાતા તરીકે ઓછું વર્ણવવામાં આવતું હોવા છતાં, ઓક્સિએનાયનોમાં ઔપચારિક ભાર અને અષ્ટક વિસ્તરણનો ખ્યાલ ઘણીવાર ઇલેક્ટ્રોન વિભાજનની રીતોનો સમાવેશ કરે છે જેને d-કક્ષક ભાગીદારીમાંથી મેળવેલા સવર્ગ બંધ અથવા દ્વિબંધ સમાન અસરકારક રીતે રજૂ કરી શકાય છે.

• $ClO_3^-$ અથવા $ClO_4^-$ જેવી રચનાઓમાં, જો ઓક્સિજન પર અષ્ટક નિયમને સંતોષવા માટે ફક્ત એકલ બંધ સાથે દોરવામાં આવે, તો ક્લોરિન નોંધપાત્ર ધન ઔપચારિક ભાર ધરાવશે. સામાન્ય રજૂઆત ઘણીવાર દ્વિબંધોનો ઉપયોગ કરે છે (દા.ત., $ClO_4^-$ માં, એક એકલ Cl-O બંધ, ત્રણ Cl=O દ્વિબંધો) જે અષ્ટક ઉપરાંત બંધન માટે ક્લોરિનની d-કક્ષકોના ઉપયોગને સૂચવે છે, આમ આ વધારાના બંધોને ડેટિવ-જેવા પ્રકૃતિના બનાવે છે, જોકે પરંપરાગત રીતે દ્વિબંધો તરીકે દોરવામાં આવે છે.
• ઉદાહરણ: ક્લોરેટ આયન ($ClO_3^-$)
  • ક્લોરિન પાસે એકલ જોડી ઇલેક્ટ્રોન હોય છે અને તે ત્રણ ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે બંધ બનાવે છે.
  • ઔપચારિક ભારને ઘટાડવા માટે, તેને ઘણીવાર એક એકલ બંધ અને બે દ્વિબંધો સાથે દર્શાવવામાં આવે છે (અથવા રેઝોનન્સ રચનાઓ જ્યાં દ્વિબંધ પાત્ર વિતરિત થાય છે).
  • $ClO_3^-$ માં ક્લોરિન sp³ સંકરણ ધરાવે છે, જે એકલ જોડી ઇલેક્ટ્રોનની હાજરીને કારણે ત્રિકોણીય પિરામિડલ આણ્વીય ભૂમિતિ દર્શાવે છે.

ક્લોરિનની વિવિધ ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ અને બંધન પદ્ધતિઓ દર્શાવવાની ક્ષમતા તેને અકાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રમાં બહુમુખી તત્વ બનાવે છે.