सल्फर (S): अणु संरचना आणि रासायनिक बंध

सल्फर (S) च्या अणु पॅरामीटर्सची ओळख

सल्फर (S) हे आवर्त सारणीतील गट 16 (चॅल्कोजेन्स) आणि आवर्त 3 मधील एक अधातू मूलद्रव्य आहे. त्याची अणु संरचना त्याच्या रासायनिक गुणधर्मांना नियंत्रित करते.

• अणुअंक (Z): 16
  • केंद्रकामध्ये 16 प्रोटॉन दर्शवितो.
  • उदासीन सल्फर अणुमध्ये 16 इलेक्ट्रॉन देखील असतात.
• वस्तुमान संख्या (A): अंदाजे 32 अणु वस्तुमान एकके (amu).
  • सल्फरचा सर्वात सामान्य समस्थानिक $^\{32\}\text\{S\}$ आहे.
  • न्यूट्रॉनची संख्या = वस्तुमान संख्या - अणुअंक = $32 - 16 = 16$.
• चिन्ह: S
• ब्लॉक: p-ब्लॉक मूलद्रव्य

उप-कक्षा इलेक्ट्रॉन संरूपण

इलेक्ट्रॉन संरूपण हे विविध ऊर्जा स्तरांमध्ये आणि उप-कक्षांमध्ये इलेक्ट्रॉन्सचे वितरण दर्शवते.

पूर्ण इलेक्ट्रॉन संरूपण

$1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$

उत्कृष्ट वायू संरूपण

$[\text\{Ne\}] 3s^2 3p^4$

ऑर्बिटल आकृती स्पष्टीकरण

संयुजा कवच हे तिसरे कवच ($n=3$) आहे, ज्यात 6 इलेक्ट्रॉन आहेत. या 6 संयुजा इलेक्ट्रॉन्सचे $3s$ आणि $3p$ उप-कक्षांमधील वितरण असे आहे:

• $3s$ ऑर्बिटल: $\underline\{\uparrow\downarrow\}$ (जोडलेले इलेक्ट्रॉन)
• $3p$ ऑर्बिटल्स: $\underline\{\uparrow\downarrow\}$ $\underline\{\uparrow\quad\}$ $\underline\{\uparrow\quad\}$ (एक जोडलेला, दोन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन)

सल्फरमध्ये रिकामी $3d$ ऑर्बिटल्स (उदा., $3d^0$) असतात. या रिकाम्या $d$-ऑर्बिटल्सच्या उपस्थितीमुळे सल्फरला त्याचे अष्टक विस्तारण्यास आणि परिवर्तनशील संयुजा व उच्च ऑक्सिडेशन अवस्था दर्शविण्यास मदत होते, जे आवर्त 2 मधील मूलद्रव्यांसाठी (ऑक्सिजनसारखे) $d$-ऑर्बिटल्सच्या अनुपस्थितीमुळे शक्य नाही.

संयुजा इलेक्ट्रॉन आणि संयुजा

सल्फरमध्ये 6 संयुजा इलेक्ट्रॉन ($3s^2 3p^4$) असतात. हे इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंध तयार करण्यात भाग घेतात.

सामान्य ऑक्सिडेशन अवस्था आणि संयुजा

1. -2 ऑक्सिडेशन अवस्था:
   • अष्टक पूर्ण करण्यासाठी दोन इलेक्ट्रॉन मिळवून साध्य होते, ज्यामुळे सल्फाइड आयन ($\text\{S\}^\{2-\}$) तयार होतो.
   • संयुजा: 2.
   • उदाहरणे: $\text\{H\}_2\text\{S\}$, $\text\{Na\}_2\text\{S\}$, $\text\{MgS\}$.
2. 0 ऑक्सिडेशन अवस्था:
   • त्याच्या मूलद्रव्य स्वरूपात, जसे की रोम्बिक सल्फर ($\text\{S\}_8$), जिथे सल्फरचे अणु एकमेकांशी सहसंयुज बंधाने जोडलेले असतात.
3. +2 ऑक्सिडेशन अवस्था:
   • $3p$ उप-कक्षातील दोन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन सहसंयुज बंध तयार करण्यात भाग घेतात.
   • संयुजा: 2.
   • उदाहरण: $\text\{SCl\}_2$.
4. +4 ऑक्सिडेशन अवस्था:
   • $3p$ उप-कक्षातून एक इलेक्ट्रॉन रिकाम्या $3d$ ऑर्बिटलमध्ये उत्तेजित करून साध्य होते. यामुळे चार अयुग्मित इलेक्ट्रॉन तयार होतात.
   • संयुजा: 4.
   • उदाहरणे: $\text\{SO\}_2$ (सल्फर डायऑक्साइड), $\text\{SF\}_4$ (सल्फर टेट्राफ्लोराईड), $\text\{SO\}_3^\{2-\}$ (सल्फाईट आयन).
5. +6 ऑक्सिडेशन अवस्था:
   • $3p$ उप-कक्षातून एक इलेक्ट्रॉन आणि $3s$ उप-कक्षातून एक इलेक्ट्रॉन रिकाम्या $3d$ ऑर्बिटल्समध्ये उत्तेजित करून साध्य होते. यामुळे सहा अयुग्मित इलेक्ट्रॉन तयार होतात.
   • संयुजा: 6.
   • उदाहरणे: $\text\{SO\}_3$ (सल्फर ट्रायऑक्साइड), $\text\{H\}_2\text\{SO\}_4$ (सल्फ्यूरिक आम्ल), $\text\{SF\}_6$ (सल्फर हेक्साफ्लोराईड), $\text\{SO\}_4^\{2-\}$ (सल्फेट आयन).

बंध वर्तन

सल्फर एक अधातू आहे आणि मुख्यतः सहसंयुज बंध तयार करतो. तथापि, तो अत्यंत धनविद्युत धातूंशी आयनिक बंध देखील तयार करू शकतो. त्याच्या अष्टक विस्तारण्याच्या क्षमतेमुळे विविध बंध रचना आणि भूमिती तयार होतात.

1. सहसंयुज बंध

सल्फर त्याचे संयुजा इलेक्ट्रॉन सामायिक करून सहसंयुज बंध तयार करतो.

• हायड्रोजन सल्फाइड ($\text\{H\}_2\text\{S\}$):

  • सल्फर दोन हायड्रोजन अणूंशी दोन एकेरी सहसंयुज बंध तयार करतो.
  • सल्फर $sp^3$ संकरित असतो, परंतु दोन एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड्यांमुळे, रेणूची भूमिती वाकलेली (V-आकाराची) असते आणि बंध कोन अंदाजे $92^\circ$ असतो.
  • S ची ऑक्सिडेशन अवस्था: -2.

• सल्फर डायक्लोराईड ($\text\{SCl\}_2$):

  • $\text\{H\}_2\text\{S\}$ प्रमाणेच, सल्फर दोन क्लोरीन अणूंशी दोन एकेरी सहसंयुज बंध तयार करतो.
  • सल्फर $sp^3$ संकरित असतो, ज्यामुळे वाकलेली भूमिती तयार होते.
  • S ची ऑक्सिडेशन अवस्था: +2.

• सल्फर डायऑक्साइड ($\text\{SO\}_2$):

  • सल्फर दोन ऑक्सिजन अणूंशी दोन $\sigma$ बंध आणि एक $\pi$ बंध तयार करतो. सल्फरवर एक एकाकी इलेक्ट्रॉन जोडी राहते.
  • सल्फर $sp^2$ संकरित असतो.
  • रेणूची भूमिती वाकलेली (V-आकाराची) असते आणि बंध कोन अंदाजे $119^\circ$ असतो.
  • S ची ऑक्सिडेशन अवस्था: +4.

• सल्फर ट्रायऑक्साइड ($\text\{SO\}_3$):

  • सल्फर तीन ऑक्सिजन अणूंशी तीन $\sigma$ बंध आणि तीन $\pi$ बंध (अनेकदा विस्थापित किंवा d-ऑर्बिटल्सचा समावेश असलेल्या अनेक बंधांच्या रूपात वर्णन केलेले) तयार करतो. सल्फरवर कोणतीही एकाकी इलेक्ट्रॉन जोडी नसते.
  • सल्फर $sp^2$ संकरित असतो.
  • रेणूची भूमिती त्रिकोणीय समतल असते.
  • S ची ऑक्सिडेशन अवस्था: +6.

• सल्फ्यूरिक आम्ल ($\text\{H\}_2\text\{SO\}_4$):

  • सल्फर दोन S-OH एकेरी बंध आणि दोन S=O दुहेरी बंध तयार करतो.
  • सल्फर $sp^3$ संकरित असतो.
  • सल्फर अणूभोवतीची भूमिती चतुष्फलकीय असते.
  • S ची ऑक्सिडेशन अवस्था: +6.

• सल्फर हेक्साफ्लोराईड ($\text\{SF\}_6$):

  • सल्फर सहा फ्लोरीन अणूंशी सहा एकेरी सहसंयुज बंध तयार करतो. यासाठी अष्टकाचा विस्तार आवश्यक असतो.
  • सल्फर $sp^3d^2$ संकरित असतो.
  • रेणूची भूमिती अष्टफलकीय असते.
  • S ची ऑक्सिडेशन अवस्था: +6.

2. आयनिक बंध

सल्फर अत्यंत धनविद्युत धातूंशी आयनिक बंध तयार करतो, जिथे तो त्याचे अष्टक पूर्ण करण्यासाठी दोन इलेक्ट्रॉन मिळवतो, ज्यामुळे सल्फाइड आयन ($\text\{S\}^\{2-\}$) तयार होतो.

• सोडियम सल्फाइड ($\text\{Na\}_2\text\{S\}$): $\text\{Na\}^+$ आणि $\text\{S\}^\{2-\}$ आयनांपासून बनलेला असतो, जे मजबूत स्थिरविद्युत बलाने एकत्र जोडलेले असतात.
• मॅग्नेशियम सल्फाइड ($\text\{MgS\}$): $\text\{Mg\}^\{2+\}$ आणि $\text\{S\}^\{2-\}$ आयनांपासून बनलेला असतो.

3. अपरूपता आणि बंध

सल्फर व्यापक अपरूपता दर्शवितो. खोलीच्या तापमानावर सर्वात सामान्य आणि स्थिर अपरूप रोम्बिक सल्फर ($\alpha$-सल्फर) आहे, ज्यात वक्र $\text\{S\}_8$ वलये असतात. या वलयांमध्ये, प्रत्येक सल्फर अणु शेजारील सल्फर अणूंशी दोन एकेरी सहसंयुज बंध तयार करतो, ज्यामुळे बंध कोन अंदाजे $102^\circ$ असतो. हे $\text\{S\}_8$ रेणू नंतर कमकुवत वॅन डर वॉल्स बलाने एकत्र जोडलेले असतात. मोनोक्लिनिक सल्फर ($\beta$-सल्फर) मध्ये देखील $\text\{S\}_8$ वलये असतात.