Valence (chemistry)
रसायन विज्ञान में, एक परमाणु की संयोजकता (अमेरिकी वर्तनी) या संयोजकता (ब्रिटिश वर्तनी) अन्य परमाणुओं के साथ इसकी संयोजन क्षमता का एक उपाय है जब यह रासायनिक यौगिकों या अणुओं का निर्माण करता है। संयोजकता को आम तौर पर रासायनिक बंधनों की संख्या के रूप में समझा जाता है जो किसी दिए गए तत्व का प्रत्येक परमाणु आमतौर पर बनाता है। एक निर्दिष्ट यौगिक के लिए एक परमाणु का संयोजकता परमाणु द्वारा बनाए गए बंधनों की संख्या है। डबल बॉन्ड को दो बॉन्ड और ट्रिपल बॉन्ड को तीन बॉन्ड माना जाता है। अधिकांश यौगिकों में हाइड्रोजन का संयोजकता 1, ऑक्सीजन का 2, नाइट्रोजन का 3 और कार्बन का 4 होता है। संयोजकता को समन्वय संख्या, ऑक्सीकरण अवस्था, या किसी दिए गए परमाणु के लिए संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या की संबंधित अवधारणाओं के साथ भ्रमित नहीं होना चाहिए। संयोजकता किसी दिए गए तत्व के परमाणु की संयोजन क्षमता है, जो हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या से निर्धारित होती है जिनके साथ यह जुड़ता है। मीथेन में, कार्बन का संयोजकता 4 है; अमोनिया में, नाइट्रोजन का संयोजकता 3 है; पानी में, ऑक्सीजन का संयोजकता 2 है; और हाइड्रोजन क्लोराइड में, क्लोरीन का संयोजकता 1 है। क्लोरीन, क्योंकि इसकी संयोजकता एक है, कई यौगिकों में हाइड्रोजन के लिए प्रतिस्थापित किया जा सकता है। फॉस्फोरस में फॉस्फीन () में संयोजकता 3 और फॉस्फोरस पेंटाक्लोराइड () में संयोजकता 5 होती है, जो दर्शाता है कि तत्वों में एक से अधिक संयोजकता हो सकती है। एक यौगिक का संरचनात्मक सूत्र परमाणुओं के जुड़ाव का प्रतिनिधित्व करता है, जिसमें बंधनों का प्रतिनिधित्व करने के लिए दो परमाणुओं के बीच खींची गई रेखाएँ होती हैं। नीचे दी गई दो तालिकाएँ विभिन्न यौगिकों के उदाहरण, उनके संरचनात्मक सूत्र और यौगिक के प्रत्येक तत्व के लिए संयोजकता दिखाती हैं। परिभाषा संयोजकता को आई. यू. पी. ए. सी. द्वारा इस प्रकार परिभाषित किया गया हैः अविभाज्य परमाणुओं (मूल रूप से हाइड्रोजन या क्लोरीन परमाणु) की अधिकतम संख्या जो विचाराधीन तत्व के परमाणु के साथ या एक टुकड़े के साथ जुड़ सकती है, या जिसके लिए इस तत्व के परमाणु को प्रतिस्थापित किया जा सकता है। एक वैकल्पिक आधुनिक विवरण हैः हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या जो एक द्विआधारी हाइड्राइड में एक तत्व के साथ या उसके ऑक्साइड या ऑक्साइड में एक तत्व के साथ संयोजन करने वाले ऑक्सीजन परमाणुओं की संख्या से दोगुनी हो सकती है। यह परिभाषा आई. यू. पी. ए. सी. की परिभाषा से अलग है क्योंकि एक तत्व को एक से अधिक संयोजकता वाला कहा जा सकता है। वैलेन्स (बहुवचन वैलेन्स) और वैलेन्सी (बहुवचन वैलेन्सी) शब्दों की व्युत्पत्ति 1425 से शुरू होती है, जिसका अर्थ है "निकालना, तैयार करना", लैटिन वैलेन्शिया से "ताकत, क्षमता", पहले के वीरता "मूल्य" से, और रासायनिक अर्थ "एक तत्व की संयोजन शक्ति" का उल्लेख करते हुए जर्मन वैलेन्ज़ से 1884 से दर्ज किया गया है। संयोजकता की अवधारणा 19वीं शताब्दी के उत्तरार्ध में विकसित की गई थी और अकार्बनिक और कार्बनिक यौगिकों की आणविक संरचना को सफलतापूर्वक समझाने में मदद की थी। संयोजकता के अंतर्निहित कारणों की खोज ने रासायनिक बंधन के आधुनिक सिद्धांतों को जन्म दिया, जिसमें घन परमाणु (1902), लुईस संरचनाएं (1916), संयोजकता बंधन सिद्धांत (1927), आणविक कक्षीय (1928), संयोजकता कवच इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रतिकर्षण सिद्धांत (1958) और क्वांटम रसायन विज्ञान के सभी उन्नत तरीके शामिल हैं। 1789 में, विलियम हिगिंस ने "अंतिम" कणों के संयोजन पर विचार प्रकाशित किए, जो संयोजकता बंधन की अवधारणा का पूर्वाभास था। यदि, उदाहरण के लिए, हिगिंस के अनुसार, ऑक्सीजन के अंतिम कण और नाइट्रोजन के अंतिम कण के बीच बल 6 था, तो बल की ताकत को तदनुसार विभाजित किया जाएगा, और इसी तरह अंतिम कणों के अन्य संयोजनों के लिए (चित्रण देखें)। हालांकि, रासायनिक संयोजकता के सिद्धांत की सटीक शुरुआत का पता एडवर्ड फ्रैंकलैंड के 1852 के एक शोध पत्र से लगाया जा सकता है, जिसमें उन्होंने पुराने कट्टरपंथी सिद्धांत को रासायनिक आत्मीयता पर विचारों के साथ जोड़ा ताकि यह दिखाया जा सके कि कुछ तत्वों में अन्य तत्वों के साथ मिलकर 3, यानी 3-परमाणु समूहों (जैसे,,,, आदि) वाले यौगिक बनाने की प्रवृत्ति होती है। या 5, यानी 5-परमाणु समूहों में (जैसे,,,, आदि)। ), संलग्न तत्वों के समकक्ष। उनके अनुसार, यह वह तरीका है जिससे उनकी आत्मीयताएं सबसे अच्छी तरह से संतुष्ट होती हैं, और इन उदाहरणों और अभिधारणाओं का पालन करके, वह घोषणा करते हैं कि यह कितना स्पष्ट है कि इस "संयोजन शक्ति" को बाद में मात्रात्मकता या संयोजकता (और अमेरिकी रसायनज्ञों द्वारा संयोजकता) कहा गया था। 1857 में अगस्त केकुले ने कई तत्वों के लिए निश्चित संयोजकता का प्रस्ताव रखा, जैसे कि कार्बन के लिए 4, और उनका उपयोग कई कार्बनिक अणुओं के लिए संरचनात्मक सूत्रों का प्रस्ताव करने के लिए किया, जिन्हें आज भी स्वीकार किया जाता है। लोथर मेयर ने अपनी 1864 की पुस्तक, डाई मॉडर्नेन थियोरियन डेर केमी में आवर्त सारणी का एक प्रारंभिक संस्करण शामिल किया है जिसमें 28 तत्व हैं, पहली बार तत्वों को उनकी संयोजकता के आधार पर छह परिवारों में वर्गीकृत किया गया है। परमाणु भार द्वारा तत्वों को व्यवस्थित करने का काम, तब तक परमाणु भार के बजाय तत्वों के लिए समतुल्य भार के व्यापक उपयोग से बाधित था। 19वीं शताब्दी के अधिकांश रसायनज्ञों ने किसी तत्व के संयोजकता को विभिन्न प्रकार के संयोजकता या बंधन में अंतर किए बिना उसके बंधनों की संख्या के रूप में परिभाषित किया। हालांकि, 1893 में अल्फ्रेड वर्नर ने संक्रमण धातु समन्वय परिसरों का वर्णन किया जैसे कि, जिसमें उन्होंने प्रमुख और सहायक संयोजकता (जर्मनः 'हौप्टवेलेंज़' और 'नेबेन्वेलेंज़') को अलग किया, जो क्रमशः ऑक्सीकरण अवस्था और समन्वय संख्या की आधुनिक अवधारणाओं के अनुरूप है। मुख्य-समूह तत्वों के लिए, 1904 में रिचर्ड एबेग ने सकारात्मक और नकारात्मक संयोजकता (अधिकतम और न्यूनतम ऑक्सीकरण अवस्था) पर विचार किया, और एबेग के नियम को इस प्रभाव के लिए प्रस्तावित किया कि उनका अंतर अक्सर 8 होता है। संयोजकता की एक वैकल्पिक परिभाषा, जिसे 1920 के दशक में विकसित किया गया था और जिसमें आधुनिक प्रस्तावक हैं, उन मामलों में भिन्न होती है जहां एक परमाणु का औपचारिक आवेश शून्य नहीं होता है। यह एक सहसंयोजक अणु में दिए गए परमाणु की संयोजकता को इलेक्ट्रॉनों की संख्या के रूप में परिभाषित करता है जो एक परमाणु ने बंधन में उपयोग किए हैंः संयोजकता = मुक्त परमाणु के संयोजकता खोल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या-अणु में परमाणु पर गैर-बंधन इलेक्ट्रॉनों की संख्या, या समतुल्यः संयोजकता = बंधनों की संख्या + औपचारिक आवेश। इस परिपाटी में, एक अमोनियम आयन में नाइट्रोजन चार हाइड्रोजन परमाणुओं से बंधता है, लेकिन इसे पेंटावेलेंट माना जाता है क्योंकि नाइट्रोजन के सभी पांच संयोजकता इलेक्ट्रॉन बंधन में भाग लेते हैं। इलेक्ट्रॉन और संयोजकता परमाणु परमाणु (1911) के रदरफोर्ड मॉडल से पता चलता है कि एक परमाणु के बाहरी हिस्से पर इलेक्ट्रॉनों का कब्जा होता है, जिससे पता चलता है कि इलेक्ट्रॉन परमाणुओं की परस्पर क्रिया और रासायनिक बंधनों के निर्माण के लिए जिम्मेदार होते हैं। 1916 में, गिल्बर्ट एन. लुईस ने 8 संयोजकता-कवच इलेक्ट्रॉनों के स्थिर ऑक्टेट को प्राप्त करने के लिए (मुख्य-समूह) परमाणुओं की प्रवृत्ति के संदर्भ में संयोजकता और रासायनिक बंधन की व्याख्या की। लुईस के अनुसार, सहसंयोजक बंधन इलेक्ट्रॉनों के साझाकरण से ऑक्टेट की ओर ले जाता है, और आयनिक बंधन एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के हस्तांतरण से ऑक्टेट की ओर ले जाता है। सहसंयोजकता शब्द का श्रेय इरविंग लैंगमुइर को दिया जाता है, जिन्होंने 1919 में कहा था कि "इलेक्ट्रॉनों के जोड़े की संख्या जिसे कोई भी परमाणु आसन्न परमाणुओं के साथ साझा करता है, उसे उस परमाणु का सहसंयोजकता कहा जाता है।" उपसर्ग सह-का अर्थ है "एक साथ", ताकि एक सह-संयोजक बंधन का अर्थ है कि परमाणु एक संयोजकता साझा करते हैं। उसके बाद, अब संयोजकता के बजाय सहसंयोजक बंधनों की बात करना अधिक आम हो गया है, जो रासायनिक बंधन के सिद्धांत में प्रगति से उच्च-स्तरीय काम में उपयोग से बाहर हो गए हैं, लेकिन यह अभी भी प्राथमिक अध्ययनों में व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है, जहां यह विषय के लिए एक शोध परिचय प्रदान करता है। 1930 के दशक में, लिनस पॉलिंग ने प्रस्ताव दिया कि ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन भी हैं, जो सहसंयोजक और आयनिक के बीच मध्यवर्ती हैं, और आयनिक चरित्र की डिग्री दो बंधे परमाणुओं की विद्युतऋणात्मकता के अंतर पर निर्भर करती है। पॉलिंग को हाइपरवैलेन्ट अणु भी माना जाता है, जिसमें मुख्य समूह के तत्वों में ऑक्टेट नियम द्वारा अनुमत 4 के अधिकतम से अधिक स्पष्ट संयोजकता होती है। उदाहरण के लिए, सल्फर हेक्साफ्लोराइड अणु () में, पॉलिंग ने माना कि सल्फर sp3d2 संकर परमाणु कक्षकों का उपयोग करके 6 सच्चे दो-इलेक्ट्रॉन बंधन बनाता है, जो एक s, तीन p और दो d कक्षकों को जोड़ते हैं। हालांकि हाल ही में, इस और इसी तरह के अणुओं पर क्वांटम-मैकेनिकल गणनाओं से पता चला है कि बंधन में डी ऑर्बिटल्स की भूमिका न्यूनतम है, और अणु को ऑक्टेट नियम के अनुसार सल्फर (एक एस और तीन पी) पर केवल चार ऑर्बिटल्स से बने 6 ध्रुवीय सहसंयोजक (आंशिक रूप से आयनिक) बंधनों के रूप में वर्णित किया जाना चाहिए, साथ ही साथ फ्लोरिन पर छह ऑर्बिटल्स। संक्रमण-धातु अणुओं पर इसी तरह की गणना से पता चलता है कि पी ऑर्बिटल्स की भूमिका मामूली है, इसलिए धातु पर एक एस और पांच डी ऑर्बिटल्स बंधन का वर्णन करने के लिए पर्याप्त हैं। आवर्त सारणी के मुख्य समूहों में तत्वों के लिए, संयोजकता 1 और 8 के बीच भिन्न हो सकती है। कई तत्वों की आवर्त सारणी में उनकी स्थिति से संबंधित एक सामान्य संयोजकता होती है, और आजकल इसे अष्टक नियम द्वारा तर्कसंगत बनाया जाता है। ग्रीक/लैटिन अंकों के उपसर्गों (मोनो-/ यूनि-, डि-/ बाइ-, ट्राइ-/ टेर-, और इसी तरह) का उपयोग क्रमशः 1,2,3 और इसी तरह के आवेश अवस्थाओं में आयनों का वर्णन करने के लिए किया जाता है। पॉलीवैलेन्स या मल्टीवैलेन्स उन प्रजातियों को संदर्भित करता है जो एक विशिष्ट संख्या में वैलेन्स बॉन्ड तक सीमित नहीं हैं। एकल आवेश वाली प्रजातियाँ अविभाज्य (मोनोवेलेंट) होती हैं। उदाहरण के लिए, कैटायन एक अविभाज्य या एकसंयोजक कैटायन है, जबकि कैटायन एक द्विवेलेंट कैटायन है, और कैटायन एक त्रिभुज कैटायन है। Cs और Ca के विपरीत, Fe अन्य आवेश अवस्थाओं में भी मौजूद हो सकता है, विशेष रूप से 2 + और 4 +, और इस प्रकार इसे एक बहुगुणक (बहुगुणक) आयन के रूप में जाना जाता है। दाहिनी ओर संक्रमण धातुएँ और धातुएँ आम तौर पर बहुआयामी होती हैं लेकिन उनकी संयोजकता की भविष्यवाणी करने वाला कोई सरल पैटर्न नहीं है। एक ही विशेषण का उपयोग दवा में टीका संयोजकता को संदर्भित करने के लिए भी किया जाता है, मामूली अंतर के साथ कि बाद के अर्थ में, चतुर्भुज-टेट्रा-की तुलना में अधिक आम है। ‡ जैसा कि गूगल वेब सर्च और गूगल बुक्स सर्च कॉर्पोरा (एक्सेस 2017) में हिट काउंट द्वारा प्रदर्शित किया गया है। कुछ अन्य रूप बड़े अंग्रेजी भाषा के कॉर्पोरा में पाए जा सकते हैं (उदाहरण के लिए, * क्विंटेवेलेंट, * क्विंटेवेलेंट, * डेसीवेलेंट), लेकिन वे अंग्रेजी में पारंपरिक रूप से स्थापित रूप नहीं हैं और इसलिए प्रमुख शब्दकोशों में दर्ज नहीं किए जाते हैं। संयोजकता बनाम ऑक्सीकरण अवस्था संयोजकता शब्द की अस्पष्टता के कारण, वर्तमान में अन्य संकेतनों को प्राथमिकता दी जाती है। लैम्ब्डा संकेतन के अलावा, जैसा कि अकार्बनिक रसायन विज्ञान के आई. यू. पी. ए. सी. नामकरण में उपयोग किया जाता है, ऑक्सीकरण अवस्था एक अणु में परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक स्थिति का अधिक स्पष्ट संकेत है। एक अणु में एक परमाणु की ऑक्सीकरण स्थिति उसके द्वारा प्राप्त या खोए गए संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या बताती है। संयोजकता संख्या के विपरीत, ऑक्सीकरण स्थिति सकारात्मक (एक इलेक्ट्रोपोजिटिव परमाणु के लिए) या नकारात्मक (एक इलेक्ट्रोनेगेटिव परमाणु के लिए) हो सकती है। उच्च ऑक्सीकरण अवस्था में तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था + 4 से अधिक होती है, और साथ ही, उच्च संयोजकता अवस्था (अति संयोजक तत्व) में तत्वों की संयोजकता 4 से अधिक होती है। उदाहरण के लिए, पर्क्लोरेट्स में, क्लोरीन में 7 संयोजकता बंधन होते हैं (इस प्रकार, यह हेप्टावेलेंट है, दूसरे शब्दों में, इसमें संयोजकता 7 होती है), और इसकी ऑक्सीकरण स्थिति + 7 होती है; रुथेनियम टेट्रॉक्साइड में, रुथेनियम में 8 संयोजकता बंधन होते हैं (इस प्रकार, यह अष्टक है, दूसरे शब्दों में, इसमें संयोजकता 8 होती है), और इसकी ऑक्सीकरण स्थिति + 8 होती है। कुछ अणुओं में, किसी दिए गए परमाणु के लिए संयोजकता और ऑक्सीकरण अवस्था के बीच अंतर होता है। उदाहरण के लिए, डाइसल्फर डिकैफ्लोराइड अणु में, प्रत्येक सल्फर परमाणु में 6 संयोजकता बंधन होते हैं (फ्लोरिन परमाणुओं के साथ 5 एकल बंधन और अन्य सल्फर परमाणु के साथ 1 एकल बंधन)। इस प्रकार, प्रत्येक सल्फर परमाणु हेक्सावेलेंट होता है या इसका संयोजकता 6 होता है, लेकिन इसकी ऑक्सीकरण अवस्था + 5 होती है। डाइऑक्साइड अणु में, प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु में 2 संयोजकता बंधन होते हैं और इसलिए द्वैत (संयोजकता 2) होता है, लेकिन इसकी ऑक्सीकरण अवस्था 0 होती है। एसिटिलीन में, प्रत्येक कार्बन परमाणु में 4 संयोजकता बंधन होते हैं (हाइड्रोजन परमाणु के साथ 1 एकल बंधन और अन्य कार्बन परमाणु के साथ एक तिहरा बंधन)। प्रत्येक कार्बन परमाणु चतुष्कोणीय (संयोजकता 4) होता है, लेकिन इसकी ऑक्सीकरण अवस्था-1 होती है। उदाहरण * पर्क्लोरेट आयन मोनोवेलेंट है, दूसरे शब्दों में, इसका संयोजकता 1 है। * * बंधनों की विभिन्न ध्रुवीयता के कारण संयोजकता ऑक्सीकरण अवस्थाओं के निरपेक्ष मूल्यों से भी भिन्न हो सकती है। उदाहरण के लिए, डाइक्लोरोमीथेन में, कार्बन का संयोजकता 4 होता है लेकिन ऑक्सीकरण अवस्था 0 होती है। आयरन ऑक्साइड एक क्रिस्टल संरचना में दिखाई देते हैं, इसलिए किसी विशिष्ट अणु की पहचान नहीं की जा सकती है। फेरस ऑक्साइड में, Fe की ऑक्सीकरण अवस्था + 2 होती है; फेरिक ऑक्साइड में, ऑक्सीकरण अवस्था + 3 होती है। "बंधनों की अधिकतम संख्या" की परिभाषा फ्रैंकलैंड ने यह विचार रखा कि किसी तत्व का संयोजकता (उन्होंने "परमाणुता" शब्द का उपयोग किया) एक एकल मूल्य था जो देखे गए अधिकतम मूल्य के अनुरूप था। जिन परमाणुओं को अब पी-ब्लॉक तत्व कहा जाता है, उन पर अप्रयुक्त संयोजकताओं की संख्या आम तौर पर सम होती है, और फ्रैंकलैंड ने सुझाव दिया कि अप्रयुक्त संयोजकताएँ एक दूसरे को संतृप्त करती हैं। उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन में अधिकतम संयोजकता 5 होती है, अमोनिया बनाने में दो संयोजकताओं को असंबद्ध छोड़ दिया जाता है; सल्फर में अधिकतम संयोजकता 6 होती है, हाइड्रोजन सल्फाइड बनाने में चार संयोजकताओं को असंबद्ध छोड़ दिया जाता है। इंटरनेशनल यूनियन ऑफ प्योर एंड एप्लाइड केमिस्ट्री (आई. यू. पी. ए. सी.) ने संयोजकता की एक स्पष्ट परिभाषा पर पहुंचने के कई प्रयास किए हैं। 1994 में अपनाया गया वर्तमान संस्करणः अविभाज्य परमाणुओं (मूल रूप से हाइड्रोजन या क्लोरीन परमाणु) की अधिकतम संख्या जो विचाराधीन तत्व के परमाणु के साथ या एक टुकड़े के साथ मिल सकती है, या जिसके लिए इस तत्व के परमाणु को प्रतिस्थापित किया जा सकता है। हाइड्रोजन और क्लोरीन का उपयोग मूल रूप से अविभाज्य परमाणुओं के उदाहरण के रूप में किया गया था, क्योंकि उनकी प्रकृति केवल एक ही बंधन बनाने के लिए थी। हाइड्रोजन में केवल एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन होता है और यह एक परमाणु के साथ केवल एक बंधन बना सकता है जिसमें एक अपूर्ण बाहरी कोश होता है। क्लोरीन में सात संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं और यह एक परमाणु के साथ केवल एक बंधन बना सकता है जो क्लोरीन के बाहरी कोश को पूरा करने के लिए संयोजकता इलेक्ट्रॉन का दान करता है। हालाँकि, क्लोरीन में + 1 से + 7 तक ऑक्सीकरण अवस्थाएँ भी हो सकती हैं और संयोजकता इलेक्ट्रॉनों का दान करके एक से अधिक बंधन बना सकते हैं। हाइड्रोजन में केवल एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन होता है, लेकिन यह एक से अधिक परमाणुओं के साथ बंधन बना सकता है। उदाहरण के लिए, बाइफ्लोराइड आयन () में, यह दो फ्लोराइड परमाणुओं के साथ तीन-केंद्र चार-इलेक्ट्रॉन बंधन बनाता हैः एक अन्य उदाहरण डाइबोरेन () में तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंधन है। तत्वों की अधिकतम संयोजकता तत्वों के लिए अधिकतम संयोजकता तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्थाओं की सूची से प्राप्त आंकड़ों पर आधारित होती है। उन्हें तालिका के नीचे रंग कोड द्वारा दिखाया गया है। एबेग के नियम ऑक्सीकरण अवस्था संदर्भ रासायनिक बंधन रासायनिक गुण रसायन विज्ञान की आयामहीन संख्या भी देखें।