હિલિયમ (He): પરમાણુ સંરચના અને રાસાયણિક બંધન

પરમાણુ પરિમાણોનો પરિચય

હિલિયમ (He) આવર્ત કોષ્ટકમાં બીજું તત્વ છે, જે Group 18 (ઉમદા વાયુઓ) માં આવેલું છે. તેની પરમાણુ સંરચના તેની નિષ્ક્રિય રાસાયણિક વર્તણૂકને સમજવા માટે મૂળભૂત છે.

પરમાણુ ક્રમાંક (Z)

• વ્યાખ્યા: પરમાણુના કેન્દ્રમાં પ્રોટોનની સંખ્યા.
• હિલિયમ (He): Z = 2. આ સૂચવે છે કે તટસ્થ હિલિયમ પરમાણુમાં 2 પ્રોટોન હોય છે.

દળ સંખ્યા (A)

• વ્યાખ્યા: પરમાણુના કેન્દ્રમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની કુલ સંખ્યા.
• હિલિયમ (He): સૌથી સામાન્ય સમસ્થાનિક હિલિયમ-4 ($\text\{\}^\{4\}\text\{He\}$) છે, જેની દળ સંખ્યા 4 છે.
  • અન્ય સમસ્થાનિકો પણ અસ્તિત્વમાં છે, જેમ કે હિલિયમ-3 ($\text\{\}^\{3\}\text\{He\}$), જેની દળ સંખ્યા 3 છે.

સબએટોમિક કણો

સૌથી સામાન્ય સમસ્થાનિક, હિલિયમ-4 ($\text\{\}^\{4\}\text\{He\}$) ના તટસ્થ પરમાણુ માટે:

• પ્રોટોન: 2 (પરમાણુ ક્રમાંક Z જેટલા)
• ઇલેક્ટ્રોન: 2 (તટસ્થ પરમાણુમાં પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલા)
• ન્યુટ્રોન: 2 (દળ સંખ્યા A - પરમાણુ ક્રમાંક Z = 4 - 2 = 2)

સબશેલ ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી

પરમાણુના સબશેલ્સમાં ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણી તેના રાસાયણિક ગુણધર્મોની આગાહી કરવા માટે મહત્વપૂર્ણ છે.

s, p, d, f સંકેત

• આઉફબાઉ સિદ્ધાંત: ઇલેક્ટ્રોન પહેલા ઓછી ઊર્જાવાળા ઓર્બિટલ્સ ભરે છે.
• પાઉલીનો અપવર્જન સિદ્ધાંત: દરેક ઓર્બિટલમાં વિરુદ્ધ ભ્રમણકક્ષાવાળા વધુમાં વધુ બે ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે.
• હુંડનો મહત્તમ ગુણાકારનો નિયમ: ડીજનરેટ ઓર્બિટલ્સ માટે, ઇલેક્ટ્રોન જોડાઈ તે પહેલાં દરેક ઓર્બિટલને એકલતાથી ભરે છે.
• હિલિયમ (He): 2 ઇલેક્ટ્રોન સાથે, તેની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી આ પ્રમાણે છે:

  1s²
  

  આનો અર્થ એ છે કે બંને ઇલેક્ટ્રોન 1s પરમાણ્વીય ઓર્બિટલને રોકે છે.

ઓર્બિટલ ડાયાગ્રામ

ઓર્બિટલ ડાયાગ્રામ ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણીને દૃષ્ટિની રીતે રજૂ કરે છે, જેમાં દરેક ઓર્બિટલમાં ઇલેક્ટ્રોનનો ભ્રમણ દર્શાવવામાં આવે છે.

• 1s ઓર્બિટલ:

    ↑↓
   -----
    1s
  

  બંને ઇલેક્ટ્રોન 1s ઓર્બિટલમાં વિરુદ્ધ ભ્રમણ સાથે જોડાયેલા હોય છે.

સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન અને સંયોજકતા

સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન એ સૌથી બહારના શેલમાં ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જે તત્વની રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાત્મકતા નક્કી કરે છે.

સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન

• વ્યાખ્યા: સૌથી બહારના મુખ્ય ઊર્જા સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોન.
• હિલિયમ (He): સૌથી બહારનું (અને એકમાત્ર) મુખ્ય ઊર્જા સ્તર n=1 છે. 1s ઓર્બિટલમાં 2 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
  • સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા: 2
• મહત્વ: આ ગોઠવણી (1s²) સંપૂર્ણપણે ભરાયેલા પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન શેલનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે, જે સ્થિર ડુપ્લેટ જેવું જ છે. આ ગોઠવણી અત્યંત સ્થિર છે, જે ઉચ્ચ આવર્ત માટેના ઓક્ટેટ નિયમ સમાન છે.

સંયોજકતા અને ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ

• સંયોજકતા: તત્વની સંયોજન ક્ષમતા.
• ઓક્સિડેશન અવસ્થા: જો બધા બંધ આયનીય હોય તો પરમાણુનો ચાર્જ.
• હિલિયમ (He):
  • તેની અપવાદરૂપે સ્થિર 1s² ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણી (સંપૂર્ણ ડુપ્લેટ) ને કારણે, હિલિયમમાં સામાન્ય રાસાયણિક પરિસ્થિતિઓમાં ઇલેક્ટ્રોન મેળવવાની, ગુમાવવાની અથવા શેર કરવાની કોઈ વૃત્તિ હોતી નથી.
  • સામાન્ય સંયોજકતા: 0
  • સામાન્ય ઓક્સિડેશન અવસ્થા: 0
  • હિલિયમ રાસાયણિક રીતે નિષ્ક્રિય છે, એટલે કે તે સરળતાથી રાસાયણિક બંધ બનાવતું નથી.

બંધન વર્તન

હિલિયમ એક ઉમદા વાયુ છે, અને તેનું બંધન વર્તન અત્યંત નિષ્ક્રિયતા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલું છે.

રાસાયણિક નિષ્ક્રિયતા

• સ્થિર ગોઠવણી: હિલિયમ સંપૂર્ણપણે ભરેલો સંયોજકતા શેલ (1s²) ધરાવે છે, જે તેના પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન શેલ માટે શક્ય સૌથી સ્થિર ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણી છે. આ સંપૂર્ણ ડુપ્લેટ ઊર્જાની દ્રષ્ટિએ ખૂબ જ અનુકૂળ છે.
• ઉચ્ચ આયનીકરણ ઊર્જા: હિલિયમમાંથી ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરવા માટે ખૂબ જ મોટી માત્રામાં ઊર્જાની જરૂર પડે છે, જે કેશન નિર્માણને અત્યંત પ્રતિકૂળ બનાવે છે.
• ઓછી ઇલેક્ટ્રોન આકર્ષણ: હિલિયમમાં વધારાના ઇલેક્ટ્રોનને સ્વીકારવાની લગભગ કોઈ વૃત્તિ હોતી નથી, જે એનાયન નિર્માણને અત્યંત પ્રતિકૂળ બનાવે છે.
• કોઈ અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન નથી: કોઈ અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન અને સંપૂર્ણ સંયોજકતા શેલ સાથે, તેમાં ઇલેક્ટ્રોન શેર કરીને સહસંયોજક બંધ બનાવવાની કોઈ વૃત્તિ હોતી નથી.

બંધનના પ્રકારો

સામાન્ય પરિસ્થિતિઓમાં હિલિયમ સામાન્ય રીતે નીચેના પ્રકારના રાસાયણિક બંધ બનાવતું નથી:

• આયનીય બંધન: નોંધપાત્ર ઇલેક્ટ્રોન સ્થાનાંતરણની જરૂર પડે છે, જે હિલિયમ માટે ઊર્જાની દ્રષ્ટિએ પ્રતિકૂળ છે.
• સહસંયોજક બંધન: સ્થિર ગોઠવણી પ્રાપ્ત કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોન શેર કરવાની જરૂર પડે છે, જે હિલિયમ પાસે પહેલેથી જ છે. સહસંયોજક બંધના નિર્માણને સરળ બનાવવા માટે સંકરણ માટે કોઈ ખાલી ઓર્બિટલ્સ ઉપલબ્ધ નથી.
• સહસંબંધિત બંધન: એકલ યુગ્મ દાતા અથવા ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારનારની જરૂર પડે છે, જેમાંથી હિલિયમ અસરકારક રીતે કાર્ય કરતું નથી.
• ધાતુકીય બંધન: લાગુ પડતું નથી કારણ કે હિલિયમ એક અધાતુ છે જેમાં આંતરપરમાણ્વીય બળો અત્યંત નબળા હોય છે.

આંતરઆણ્વીય બળો

• જ્યારે હિલિયમ રાસાયણિક બંધ બનાવતું નથી, ત્યારે તેના પરમાણુઓ ખૂબ નબળા આંતરઆણ્વીય બળો દર્શાવે છે, ખાસ કરીને લંડન ડિસ્પર્ઝન ફોર્સીસ (LDFs) અથવા તાત્કાલિક દ્વિધ્રુવી-પ્રેરિત દ્વિધ્રુવી બળો.
• આ નબળા બળો અત્યંત નીચા તાપમાને (4.2 K અથવા -268.9 °C) હિલિયમના પ્રવાહીકરણ અને પ્રવાહી અથવા ઘન તરીકે તેના અસ્તિત્વ માટે જવાબદાર છે.
• કોઈ સ્થિર સંયોજનો નથી: ઉચ્ચ શાળા અને સ્પર્ધાત્મક પરીક્ષાઓમાં તમામ વ્યવહારિક હેતુઓ માટે, હિલિયમને રાસાયણિક રીતે અપ્રતિક્રિયાશીલ માનવામાં આવે છે અને તે સ્થિર સંયોજનો બનાવતું નથી. $\text\{HeH\}^+$ (હિલિયમ હાઇડ્રાઇડ આયન) જેવી ક્ષણિક પ્રજાતિઓ અત્યંત પ્રયોગશાળા પરિસ્થિતિઓમાં (દા.ત., ડિસ્ચાર્જ ટ્યુબમાં) બની શકે છે, પરંતુ આને પરંપરાગત અર્થમાં સ્થિર રાસાયણિક સંયોજનો માનવામાં આવતા નથી અને તે સામાન્ય રાસાયણિક બંધનના અવકાશની બહાર છે.
• કોઈ સંકરણ અથવા ભૂમિતિ નથી: હિલિયમ સહસંયોજક બંધ બનાવતું ન હોવાથી, સંકરણ (જેમ કે sp, sp², sp³) અથવા પરમાણુ ભૂમિતિ (જેમ કે રેખીય, ત્રિકોણીય સમતલ, ટેટ્રાહેડ્રલ) ના ખ્યાલો હિલિયમ પરમાણુઓ અથવા કાલ્પનિક હિલિયમ સંયોજનોને લાગુ પડતા નથી.