ઓક્સિજન (O): પરમાણુ સંરચના અને રાસાયણિક બંધન

પરમાણુ પરિમાણોનો પરિચય

ઓક્સિજન (O) આવર્ત કોષ્ટકમાં આઠમું તત્વ છે, જે સમૂહ 16 (ચાલકોજન) અને આવર્ત 2 નું છે. તે અત્યંત સક્રિય અધાતુ છે.

પરમાણુ ક્રમાંક (Z): 8
- કેન્દ્રમાં 8 પ્રોટોન સૂચવે છે.
- તટસ્થ ઓક્સિજન પરમાણુમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન સૂચવે છે.
દળ સંખ્યા (A): 16 (સૌથી સામાન્ય સમસ્થાનિક, ¹⁶O માટે)
- કુલ 16 ન્યુક્લિયોન (પ્રોટોન + ન્યુટ્રોન) સૂચવે છે.
- ન્યુટ્રોનની સંખ્યા = દળ સંખ્યા - પરમાણુ ક્રમાંક = 16 - 8 = 8 ન્યુટ્રોન.
પરમાણુ દળ: 15.999 u (સરેરાશ પરમાણુ દળ, કુદરતી સમસ્થાનિક વિપુલતાને ધ્યાનમાં લેતા).

સબશેલ ઇલેક્ટ્રોનિક સંરચના

ઇલેક્ટ્રોનિક સંરચના પરમાણુ કક્ષકોમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે.

સંપૂર્ણ સંરચના: 1s² 2s² 2p⁴
ઉમદા વાયુ સંરચના: [He] 2s² 2p⁴

કક્ષકીય આકૃતિ સમજૂતી

કક્ષકીય આકૃતિ ઇલેક્ટ્રોનને તેમના સંબંધિત સબશેલમાં ગોઠવણી દર્શાવે છે, જે હુન્ડના મહત્તમ બહુલતાના નિયમ અને પાઉલીના અપવર્જન સિદ્ધાંતને અનુસરે છે.

1s કક્ષક: 2 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે (સ્પિન-યુગ્મિત).
```
[↑↓]
 1s
```
2s કક્ષક: 2 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે (સ્પિન-યુગ્મિત).
```
[↑↓]
 2s
```
2p કક્ષકો: 4 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. હુન્ડના નિયમ મુજબ, ઇલેક્ટ્રોન પહેલા સમાંતર સ્પિન સાથે અધઃપતિત કક્ષકોમાં એકલ રૂપે ભરાશે, ત્યારબાદ યુગ્મિત થશે.
```
[↑↓] [↑ ] [↑ ]
 2px  2py  2pz
```
આ સંરચના 2p સબશેલમાં બે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન સૂચવે છે, જે ઓક્સિજનના પેરામેગ્નેટિક સ્વભાવ અને બે સહસંયોજક બંધ બનાવવાની તેની વૃત્તિ માટે જવાબદાર છે.

વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન અને સંયોજકતા

વેલેન્સ કવચ: સૌથી બહારનો કવચ એ 2જો કવચ છે.
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન: ઓક્સિજનમાં 6 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે (2s માંથી 2 અને 2p માંથી 4).
વૃત્તિ: સ્થિર અષ્ટક સંરચના (નિયોન જેવી, [He] 2s² 2p⁶) પ્રાપ્ત કરવા માટે, ઓક્સિજન સામાન્ય રીતે 2 ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે અથવા 2 જોડી ઇલેક્ટ્રોનનું ભાગીદારી કરે છે.
સામાન્ય સંયોજકતા: 2
ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ:
- -2: સૌથી સામાન્ય ઓક્સિડેશન અવસ્થા (દા.ત., H₂O, MgO, CO₂). આ ત્યારે થાય છે જ્યારે ઓક્સિજન પોતાનું અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે બે ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે.
- -1: પેરોક્સાઇડમાં (દા.ત., H₂O₂, Na₂O₂), જ્યાં ઓક્સિજન પરમાણુઓ એકબીજા સાથે જોડાયેલા હોય છે.
- -½: સુપરઓક્સાઇડમાં (દા.ત., KO₂), જ્યાં O₂⁻ રેડિકલ હાજર હોય છે.
- 0: મૂળભૂત ઓક્સિજનમાં (O₂).
- +1, +2: ફક્ત ફ્લોરિન સાથે બંધન થયેલ હોય ત્યારે જોવા મળે છે, જે વધુ વિદ્યુતઋણીય છે (દા.ત., O₂F₂, OF₂).

બંધન વર્તન

ઓક્સિજનની ઉચ્ચ વિદ્યુતઋણતા (પૌલિંગ સ્કેલ પર 3.44) અને નાનું પરમાણુ કદ તેના બંધનને નોંધપાત્ર રીતે પ્રભાવિત કરે છે.

સહસંયોજક બંધન

ઓક્સિજન મુખ્યત્વે સહસંયોજક બંધ બનાવે છે, સ્થિર અષ્ટક પ્રાપ્ત કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોનનું ભાગીદારી કરે છે.

એકલ સહસંયોજક બંધ: ઓક્સિજન બે એકલ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે જ્યારે દરેક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન અન્ય પરમાણુના ઇલેક્ટ્રોન સાથે યુગ્મિત થાય છે.
- ઉદાહરણ: પાણી (H₂O)
  - ઓક્સિજન પરમાણુ sp³ સંકરણમાંથી પસાર થાય છે.
  - બે sp³ સંકર કક્ષકો હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સાથે સિગ્મા બંધ બનાવે છે.
  - બાકીના બે sp³ સંકર કક્ષકોમાં એકલ જોડી (lone pairs) હોય છે.
  - ભૌમિતિક સંરચના: એકલ જોડી-બંધ જોડી અપાકર્ષણને કારણે વાંકું અથવા V-આકારનું (બંધ કોણ ~104.5°).
દ્વિ સહસંયોજક બંધ: ઓક્સિજન બીજા પરમાણુ સાથે દ્વિબંધ બનાવી શકે છે (એક સિગ્મા અને એક પાઇ બંધ) બે જોડી ઇલેક્ટ્રોનનું ભાગીદારી કરીને.
- ઉદાહરણ: કાર્બન ડાયોક્સાઇડ (CO₂) O=C=O
  - કેન્દ્રીય કાર્બન sp સંકરિત છે.
  - દરેક ઓક્સિજન કાર્બન સાથે દ્વિબંધ બનાવે છે.
  - ભૌમિતિક સંરચના: રેખીય.
- ઉદાહરણ: મૂળભૂત ઓક્સિજન (O₂) O=O
  - બે ઓક્સિજન પરમાણુઓને દ્વિબંધ જોડે છે. જોકે, આણ્વીય કક્ષક સિદ્ધાંત તેના પેરામેગ્નેટિક સ્વભાવને વધુ સારી રીતે સમજાવે છે (એન્ટિબોન્ડિંગ (\pi^*) કક્ષકોમાં બે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન).
ઓઝોન (O₃):
- આંશિક દ્વિબંધ લાક્ષણિકતા સાથે અનુનાદ સંરચનાઓનો સમાવેશ થાય છે.
- કેન્દ્રીય ઓક્સિજન પરમાણુ sp² સંકરિત છે.
- ભૌમિતિક સંરચના: વાંકું (બંધ કોણ ~116.8°).

આયનીય બંધન

ઓક્સિજન અત્યંત વિદ્યુતધનાત્મક ધાતુઓ (સામાન્ય રીતે સમૂહ 1 અને સમૂહ 2 ધાતુઓ) સાથે આયનીય બંધ બનાવે છે, બે ઇલેક્ટ્રોન મેળવીને ઓક્સાઇડ આયન (O²⁻) બનાવે છે.

O²⁻ ની રચના:
- O (1s² 2s² 2p⁴) + 2e⁻ (\rightarrow) O²⁻ (1s² 2s² 2p⁶) (નિયોન સાથે ઇલેક્ટ્રોન-સમકક્ષ)
ઉદાહરણો:
- સોડિયમ ઓક્સાઇડ (Na₂O): દરેક એક O²⁻ આયન માટે બે Na⁺ આયન.
- મેગ્નેશિયમ ઓક્સાઇડ (MgO): દરેક એક O²⁻ આયન માટે એક Mg²⁺ આયન.

સવર્ગ સહસંયોજક બંધન (Dative Bonding)

ઓક્સિજન, તેની બે એકલ જોડી ઇલેક્ટ્રોન સાથે, ઇલેક્ટ્રોન જોડી દાતા તરીકે કાર્ય કરીને સવર્ગ સહસંયોજક બંધ બનાવી શકે છે.

ઉદાહરણ: હાઇડ્રોનિયમ આયન (H₃O⁺)
- પાણીમાં (H₂O), ઓક્સિજન પરમાણુ તેની એક એકલ જોડીનો ઉપયોગ પ્રોટોન (H⁺) સાથે સવર્ગ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે કરે છે.
- H₃O⁺ માં ઓક્સિજન પરમાણુ sp³ સંકરિત છે, અને આ આયન પિરામિડલ ભૌમિતિક સંરચના ધરાવે છે.

હાઇડ્રોજન બંધન

તેની ઉચ્ચ વિદ્યુતઋણતા અને નાના કદને કારણે, O-H બંધમાં સામેલ ઓક્સિજન પરમાણુઓ મજબૂત આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ બનાવી શકે છે.

ઉદાહરણ: પાણી (H₂O)
- દરેક પાણીનો અણુ પડોશી પાણીના અણુઓ સાથે ચાર હાઇડ્રોજન બંધ સુધી બનાવી શકે છે, જે પાણીના અનન્ય ગુણધર્મો (દા.ત., ઉચ્ચ ઉત્કલન બિંદુ, સપાટી તણાવ) માં ફાળો આપે છે.

ધાત્વીય બંધન

ઓક્સિજન અધાતુ છે અને ધાત્વીય બંધન દર્શાવતું નથી. તેના પરમાણુઓ ઘન અથવા પ્રવાહી અવસ્થામાં નબળા આંતરઆણ્વીય બળો (વાન ડર વાલ્સ બળો) અથવા સહસંયોજક બંધો (જેમ કે O₂ અથવા O₃ માં) દ્વારા એકબીજા સાથે જોડાયેલા હોય છે.