રાસાયણિક બંધ

(chemical bond)

અણુ અથવા સ્ફટિકમાંના પરમાણુઓને એકબીજા સાથે પ્રબળ રીતે જકડી રાખનારાં આકર્ષણ-બળો. જો બે પરમાણુઓ અથવા સમૂહો વચ્ચે લાગતાં બળો એવાં હોય કે તે એક નવો, પૂરતી સ્થિરતાવાળો એવો સમુચ્ચય (aggregate) બનાવે કે જેને રસાયણવિદ (chemist) સ્વતંત્ર આણ્વીય જાતિ (molecular species) તરીકે ગણાવી શકે તો તેમની વચ્ચે રાસાયણિક બંધ પ્રવર્તે છે તેમ કહી શકાય.

દરેક પરમાણુ તેના કેન્દ્રમાં રહેલ ધનવીજભારિત નાભિક (nucleus) તથા આ નાભિકની આસપાસ વિવિધ કક્ષામાં ઘૂમતા ઇલેક્ટ્રૉનનો બનેલો હોય છે. ઇલેકટ્રૉનનું વજન ઘણું ઓછું હોવાથી પરમાણુનું સમગ્ર વજન તેના નાભિકમાં સમાયેલું છે તેમ કહી શકાય. આવર્તક કોષ્ટક પ્રમાણે તત્ત્વોના રાસાયણિક ગુણધર્મોનું પરમાણુક્રમાંક (અને એ રીતે તેમના દળ) સાથે આવર્તીય પુનરાવર્તન (periodic recurrence) થાય છે. આ બાબત નાભિને પરમાણુના રાસાયણિક ગુણધર્મો માટે જવાબદાર હોવાની શક્યતાને નકારી કાઢે છે. આમ રાસાયણિક ક્રિયાશીલતા માટે પરમાણુના બહિર્કેન્દ્રીય (extranuclear) ઇલેક્ટ્રૉન જવાબદાર હોવાનું માનવાને કારણ મળે છે. વળી પરમાણુમાં રહેલા કુલ ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યાથી નિરપેક્ષ રીતે, આવર્તક કોષ્ટકના એક સમૂહ(group)માં આવેલાં બધાં તત્ત્વોના પરમાણુઓનાં બાહ્ય કવચો(shells)નો ઇલેક્ટ્રૉનીય વિન્યાસ (configuration) મૂળભૂત રીતે એકસરખો હોય છે. આ બાબત એ સ્પષ્ટ કરે છે કે રાસાયણિક ક્રિયાશીલતા એ મૂળભૂત રીતે પરમાણુના બાહ્યતમ ઇલેક્ટ્રૉન સાથે સંકળાયેલી છે. તે બાહ્ય કવચથી નીચે આવેલાં કવચોમાંના ઇલેક્ટ્રૉન ઉપર આધારિત નથી. આમ રાસાયણિક સંયોજનના નિયમો અને તત્વની સંયોજકતા(valency)ની સમજૂતી બાહ્યતમ ઇલેક્ટ્રૉનની વર્તણૂક અને તેમની અન્ય પરમાણુમાંના ઇલેક્ટ્રૉન સાથેની આંતરક્રિયા (interaction) દ્વારા શક્ય બને છે.

બધા જ રાસાયણિક બંધ આવા વીજભારનાં અંદરોઅંદરના આકર્ષણ તથા અપાકર્ષણને કારણે બને છે. અન્ય પરિબળો, જેવાં કે ગુરુત્વાકર્ષણ, ચુંબકીય, નાભિકીય બળ વગેરેની પ્રત્યક્ષ અસર નહિવત્ હોય છે. આવાં વીજ-પરિબળો કુલમ્બના નિયમને અનુસરે છે. પરમાણુમાંના ઇલેક્ટ્રૉનની ગતિ તથા તેમનું વિતરણ ક્વૉન્ટમ યાંત્રિકીના નિયમોને અનુસરે છે.

રાસાયણિક બંધ ખૂબ પ્રબળ હોય છે અને એક ગ્રામ-અણુભાર પદાર્થમાંના એક એક બંધનું ખંડન કરવા માટે પ્રતિમોલ ઘણી કિલોકૅલરી ઊર્જાની જરૂર પડે છે. માનવી માટે જરૂરી મોટાભાગની ઊર્જા રાસાયણિક ઊર્જામાંથી મળે છે, જે ખોરાક અથવા બળતણમાંના રાસાયણિક બંધોના ખંડન તેમજ વિનિમય દ્વારા મેળવવામાં આવે છે. રાસાયણિક બંધને અનેક પ્રકારોમાં વર્ગીકૃત કરી શકાય. ખરેખર કેટલાક બંધ તો આવા વિવિધ પ્રકારોનું મિશ્રણ હોય છે.

વર્ગીકરણ : (1) આયનિક બંધ, (2) સહસંયોજક બંધ (covalent bond), (3) સવર્ગ-સહસંયોજક બંધ (coordinate covalent bond), (4) હાઇડ્રોજન બંધ, (5) વાન ડર વાલ્સ પરિબળો (Van der Waals forces), (6) ધાત્વીય બંધ (metallic bond).

રાસાયણિક બંધના વિવિધ સિદ્ધાન્તોમાં ખૂબ જૂના એવા બર્ઝેલિયસના દ્વૈત-સિદ્ધાંત (dualistic theory) અનુસાર ઋણવીજભારીય પદાર્થો (ઑક્સિજન કે ઍસિડ) ધનવીજભારીય પદાર્થો (ધાતુ કે બેઇઝ) સાથે જોડાતાં સંયોજનો બને છે. લીબીગ  તથા વ્હોલર (1832) અનુસાર રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓને અંતે કેટલાક પરમાણ્વીય ઝૂમખાં ફેરફાર વગરનાં રહે છે. આવાં ઝૂમખાંઓને તેમણે મૂલકો (radicals) નામ આપ્યું. ડુમાસ નામના વૈજ્ઞાનિકે આ જ સમયે (1834માં) પ્રરૂપ સિદ્ધાંત (theory of types) રજૂ કર્યો. અત્યારે પ્રચલિત સંયોજકતાનો ખ્યાલ 1852માં સૌપ્રથમ ફ્રૅન્કલૅન્ડે રજૂ કર્યો. 1858માં કેકુલે તથા કાઉપરે કાર્બનિક સંયોજનોમાંના રાસાયણિક બંધ અંગે તેઓનો ખ્યાતિપ્રાપ્ત સિદ્ધાંત રજૂ કર્યો. 1865માં કેકુલેએ બેન્ઝિનનું બંધારણ રજૂ કર્યું. ‘રાસાયણિક બંધારણ’ – એવી શબ્દરચના સૌપ્રથમ બટરલૉવ નામના રશિયન વૈજ્ઞાનિકે વાપરી. આમ કેકુલે, કાઉપર તથા બટરલૉવે આજનાં બંધારણીય સૂત્રો લખવાનો પાયો નાંખ્યો તથા આવાં સૂત્રોની મદદથી રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓ સમજાવી. ઓગણીસમી સદીના ઉત્તરાર્ધમાં ચલાવયવતા, જ્યામિતીય સમઘટકતા વગેરે રાસાયણિક ઘટનાઓ પરમાણુઓની અણુમાંની વિભિન્ન સંરચનાઓ દ્વારા ઉદભવે છે તે સમજાવી શકાયું. 1874માં લી બેલ તથા 1875માં વાન્ટ હૉફે એકબીજાથી સ્વતંત્ર રીતે કાર્બનની ચતુ:સંયોજકતાના આધારે પ્રકાશ-સમઘટકતા(optical isomerism)ની ઘટના સમજાવી. કાર્બનની ચાર સંયોજકતા ચતુષ્ફલકના ચાર ખૂણા તરફ દોરવાયેલી હોય છે તેવો સિદ્ધાંત તેમણે વિકસાવ્યો, જેને ચતુષ્ફલક સિદ્ધાંત (tetrahedral theory) કહે છે. 1891માં વર્નરે સવર્ગ-સહસંયોજકતા અંગે રજૂઆત કરી તથા 1906માં ઓડ્ડુ તથા પુક્ષેડ્ડુએ હાઇડ્રોજન-બંધ અંગે સમજૂતી આપી. 1916માં કૉસેલ તથા લૂઈસે સંયોજકતાનો ઇલેક્ટ્રૉન-સિદ્ધાંત રજૂ કર્યો. (લૂઈસે સૂચવ્યું કે બંધ બનાવવામાં વણવપરાયેલાં ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ પણ ભાગ લઈ શકે). આ જ અરસામાં બોહરે તેનો પરમાણુ અંગેનો ક્વૉન્ટમ સિદ્ધાંત રજૂ કર્યો; જેના કારણે ઇલેક્ટ્રૉનનું વર્ણન શ્રોડિંજર તરંગ-સમીકરણ મુજબ કરી શકાયું; પરિણામે એક નવા જ ભૌતિક વિજ્ઞાનનો ઉદય થયો, જેને ક્વૉન્ટમ-યાંત્રિકી તથા તરંગ-યાંત્રિકી કહે છે.

બ્યુરો, હુન્ડ, પૉલી, મુલ્લિકન, લૅનાર્ડ-જૉન્સ, હાર્ટ્રી, હાઇઝનબર્ગ, હાઇટલર તથા લન્ડનના સંશોધન-સિદ્ધાંતોને આધારે સાદા અણુઓની રચના તેઓના પરમાણુ-કક્ષકોના અન્વયે સમજી શકાઈ છે. આ પછી તુરત જ સંયોજકતા-બંધ (valence bond) તથા સસ્પંદન (resonance) સિદ્ધાંતો પૉલિંગ તથા વ્હીલૅન્ડ દ્વારા વિકસાવાયા. આના અનુગામી તરીકે આણ્વિક-કક્ષક સિદ્ધાંત (molecular orbital theory), જેમાં સંકરણ(hybridization)નો સિદ્ધાંત સ્વીકારાતાં, કૉન્ડૉન, કૂલસન, મુલ્લિકન તથા મૉફિટના યોગદાન દ્વારા ઝડપથી વિકાસ પામ્યો. આ ઉપરાંત સંલગ્ની(લિગેન્ડ) ક્ષેત્ર સિદ્ધાંત (ligand field theory) રાસાયણિક બંધ સમજાવવામાં ખૂબ ઉપયોગી નીવડ્યો છે. રાસાયણિક બંધ સમજાવવા અંગેના બે સિદ્ધાંતો સંયોજકતા-બંધ સિદ્ધાંત (valence bond theory) તથા આણ્વીય-કક્ષક સિદ્ધાંત (molecular orbital theory) પ્રચલિત છે, જે એકબીજાના પૂરક છે અને બંનેનો વ્યાપક ઉપયોગ છે.

આયનિક અથવા વિદ્યુત-સંયોજક બંધ : જુઓ ગ્રંથ : 2.

સહસંયોજક બંધ (covalent bond) : 1916માં લૂઈસે સૂચવ્યા પ્રમાણે રાસાયણિક બંધના આ પ્રકારમાં જોડાયેલો પ્રત્યેક પરમાણુ એક ઇલક્ટ્રૉન આપીને ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બનાવે છે તથા એવી રીતે ગોઠવાય છે કે વીજભારની ઘનતા બંને પરમાણુઓ વચ્ચે જ સ્થિત રહે. આ ક્ષેત્રમાંનો ઋણવીજભાર બંને પરમાણુઓનાં ધનવીજભારીય કેન્દ્રોને આકર્ષી રાખે છે. આવા બંધને ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બંધ કહે છે, કારણ કે આ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બંને પરમાણુઓ વચ્ચે મોટાભાગનો સમય ગાળે છે. બંને ઇલેક્ટ્રૉનનું પ્રચક્રણ (spin) એકબીજાની વિરુદ્ધ દિશામાં હોય છે. પૉલીના સિદ્ધાન્ત અનુસાર યુગ્મન(pairing)ની આ જરૂરિયાત ક્વૉન્ટમ-યાંત્રિકીની પ્રાથમિક આવશ્યકતા છે.

પરમાણુ જેટલા આવા સહસંયોજક બંધ બનાવી શકે તેટલી તેની (સહ)સંયોજકતા કહેવાય અને પરમાણુની વિસ્તૃત ઇલેક્ટ્રૉન સંરચના દ્વારા તેનું નિયંત્રણ રહે છે. ‘સંયોજકતા’ શબ્દનો ઐતિહાસિક અર્થ ધીમે ધીમે પરિવર્તન પામી રહ્યો છે અને હવે સંયોજકતા એ પરમાણુની ઇલેક્ટ્રૉન-સંયોજકતા કે સહસંયોજકતા મનાય છે.

સંયોજકતા અંગે ખૂબ અગત્યનું ઉદાહરણ કાર્બન છે. મોટાભાગનાં સંયોજનોમાં કાર્બન ચાર સહસંયોજક બંધ બનાવે છે. આ સંયોજકતા દ્વારા ચાર અન્ય પરમાણુઓ કાર્બન સાથે સંયોજાય ત્યારે તેમાંના બંધની દિશા સામાન્ય રીતે એકબીજાને 109°ના ખૂણે હોય છે. આમ સહસંયોજક બંધને પસંદગીની (preferred) દિશા હોય છે. કાર્બન ચાર બંધ બનાવી શકે છે તે પરિસ્થિતિ જાળવી રાખવા માટે ગુણિતબંધનો વિચાર સ્વીકૃતિ પામ્યો, જેમાં મુખ્યત્વે દ્વિબંધ તથા ત્રિબંધ છે. આમ ઇથીલીનનું બંધારણ C₂H₄ લખવા માટે બંને કાર્બન વચ્ચે સહસંયોજક દ્વિબંધ ચાર ઇલેક્ટ્રૉન (પ્રત્યેક કાર્બનના બે) દ્વારા બને છે અને તેને બે લીટી દ્વારા દર્શાવાય છે : આવા બંધને દ્વિબંધ કહે છે. ઍસિટિલીનની રચનામાં બંને કાર્બન સંયોજકતા માટે ત્રણ ત્રણ ઇલેક્ટ્રૉન આપતાં હોવાથી ત્રિબંધ બને છે : H—C  ≡ C — Hઆ પ્રકારની માન્યતાને પ્રાયોગિક આધાર હોવાથી દ્વિબંધ અને ત્રિબંધ જેવી ગુણિત બંધરચનાને પુદૃષ્ટિ મળે છે; ઉદાહરણ તરીકે, C-C વચ્ચેના એક સહસંયોજક બંધની બંધ-લંબાઈ 1.54 Å (0.154 nm), C ≡ C વચ્ચેના સહસંયોજક બંધની બંધ-લંબાઈ 1.34 Å (0.134 nm) તથા C Å C વચ્ચેના સહસંયોજક બંધની (બંધ)-લંબાઈ 1.21 Å (0.121 nm) હોય છે. આમ એક-બંધ કરતાં દ્વિબંધ ટૂંકો તથા ત્રિબંધ તેનાથી પણ વધુ ટૂંકો હોય છે. એટલે કે એક-બંધ કરતાં દ્વિબંધમાં તથા તેના મુકાબલે ત્રિબંધમાં બંને કાર્બન વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉન-ઘનતા વધુ હોય છે, જે પ્રાયોગિક રીતો દ્વારા નક્કી કરી શકાય છે. બેન્ઝિનમાં આ ત્રણેયથી જુદો એક વિશિષ્ટ બંધ હોય છે, જેને ઍરોમેટિક બંધ કહે છે અને તેમાં પ્રત્યેક બંધની(બંધ)-લંબાઈ એકલબંધ(single bond)થી ઓછી તથા દ્વિબંધથી વધુ એવી વચ્ચેની સ્થિતિની, 1.40 Å (0.140 nm) હોય છે, જે પ્રાયોગિક રીતે નક્કી કરી શકાઈ છે.

હાઇડ્રોજન પરમાણુઓમાંથી હાઇડ્રોજનનો અણુ (H₂) બનવાની ક્રિયાના ઉદાહરણ વડે રાસાયણિક બંધની ઉત્પત્તિ સમજાવી શકાય. એકબીજાથી અનંત અંતરે રહેલા બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓને નજીક લાવવામાં આવે ત્યારે બે વચ્ચેના ચોક્કસ અંતરે, આંતરપારમાણ્વિક (interatomic) અંતરે, એક પરમાણુનું નાભિક બીજા પરમાણુના ઇલેક્ટ્રૉનને પ્રભાવિત કરે છે. સામાન્ય સંજોગોમાં પરમાણુનો ઇલેક્ટ્રૉન પોતાના નાભિકની અસર હેઠળ હોય છે. જ્યારે બે પરમાણુઓના નાભિકો એકબીજાના ઇલેક્ટ્રૉનને અસર કરતાં થાય ત્યારે આંતરપારમાણ્વિક અંતરમાં થતો ફેરફાર બે પરમાણુઓની ઊર્જામાં ફેરફાર કરે છે. આંતરપારમાણ્વિક અંતરના ફલન તરીકે પ્રણાલીની ઊર્જામાં થતો ફેરફાર મોર્સ વક્ર રૂપે આકૃતિ 1માં દર્શાવ્યો છે :

જ્યારે બે પરમાણુઓ વચ્ચેનું અંતર આબંધન-અંતર(bonding distance)ની નજીકમાં હોય ત્યારે બે પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રૉન બંને નાભિકો સાથે સંકળાયેલા બને છે અને બે પારમાણ્વિક કક્ષકો-(orbitals)ના સમન્વય(combinations)થી આણ્વિક કક્ષક (molecular orbital, MO) ઉત્પન્ન થાય છે. જો એક ઇલેક્ટ્રૉન એક નાભિકની નજીક હોય એમ ધારવામાં આવે તો આણ્વિક કક્ષક Φ_A (અથવા તરંગફલન Ψ_A) એ પારમાણ્વિક કક્ષક્ધો મળતો આવે છે. તે જ પ્રમાણે જો ઇલેક્ટ્રૉન બીજા નાભિકની પાસે હોય તો આણ્વિક કક્ષક (MO) Ψ_Bને મળતો આવે છે; પણ સંપૂર્ણ આણ્વિક કક્ષક Φ_A અને Φ_B બંનેનો સમન્વય હોવાથી તે બંનેની લાક્ષણિકતા ધરાવે છે. તેને રૈખિક સમન્વય (linear combination) એટલે કે પારમાણ્વિક કક્ષકના ફલનના સાદા સરવાળા અથવા બાદબાકી તરીકે નિકટસ્થ સ્વરૂપે દર્શાવી શકાય.

બે વૈયક્તિક હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ ચોક્કસ પારમાણ્વિક અંતરે ઊર્જામાં ફેરફાર અનુભવતા હોવાથી તેમના પારમાણ્વિક કક્ષકો રૈખિક રીતે જોડાઈ Φ_b વડે દર્શાવેલ આણ્વિક કક્ષક ઉત્પન્ન કરે છે.

Φ_b = Φ_A + Φ_B

આર. એસ. મુલ્લિકને આણ્વિક કક્ષક બનવાની રીતને પારમાણ્વિક કક્ષકોનો રૈખિક સમન્વય (linear combination of atomic orbitals, LCAO) નામ આપ્યું. આણ્વિક કક્ષક Φ_b એ બે પારમાણ્વિક કક્ષકોનો સરવાળો હોવાથી હાઇડ્રોજન અણુમાંના બે ઇલેક્ટ્રૉન બે નાભિકો વચ્ચે ભાગીદારીમાં હોય છે અથવા તેઓ બંને નાભિકો સાથે આંતરક્રિયા કરે છે. આમ પારમાણ્વિક કક્ષકો એક-કેન્દ્રીય (monocentric) હોય છે, જ્યારે આણ્વિક કક્ષક દ્વિકેન્દ્રી (bicentric) હોય છે.

આણ્વિક કક્ષકમાંની ધન (+) સંજ્ઞા એમ સૂચવે છે કે તરંગફલન (wave function) બધે ધન હોય છે અને કોઈ નિર્નતિ (nodes) હોતાં નથી.

પારમાણ્વિક કક્ષકોનો રૈખિક સમન્વય એ જરૂરી બનાવે છે કે એક AOના LCAO દ્વારા બીજો MO ઉદભવે, આ બાબત એ રીતે સમજાવી શકાય કે પ્રત્યેક AO બે ઇલેક્ટ્રૉન સમાવી શકતો હોવાથી બે AO સમન્વય પામે તો પૂરતાં (અહીં બે) આણ્વિક કક્ષકો ઉત્પન્ન થવા જોઈએ. એટલે હાઇડ્રોજનના AOનો બીજો રૈખિક સમન્વય બેની બાદબાકીથી મળી શકે.

Ψ_a = Ψ_A − Ψ_B

આને સીમાતલ (boundary surface) પદ્ધતિ વડે દર્શાવી શકાય :

આ MOમાં બે નાભિકો વચ્ચેના અર્ધ-અંતરે ઇલેક્ટ્રૉન મળવાની સંભાવના શૂન્ય છે. એટલે કે MOમાં ત્રુટક રેખા વડે દર્શાવ્યા પ્રમાણે, પાતતલ કે નિર્નતિતલ (nodal plane) હોય છે. સરેરાશ રીતે Ψ_mo બે પૈકી દરેક નાભિકથી (તેઓ અલગ પરમાણુમાં હોય તેના કરતાં) દૂરના અંતરે હોય છે અને આથી ઊર્જાકીય દૃષ્ટિએ પરમાણુઓ એક સાથે હોય તેના કરતાં અલગ હોય તે સ્થિતિ વધુ અનુકૂળ રહે છે. આવા કક્ષકમાંના ઇલેક્ટ્રૉન પરમાણુઓને અલગ પાડવાની વૃત્તિ ધરાવતા હોવાથી કક્ષક અથવા તરંગવિધેયને પ્રતિઆબંધન (antibonding) કહે છે. આ માટે Ψ_aમાં નિમ્નાંક a મૂકવામાં આવે છે.

પારમાણ્વિક કક્ષકોના રૈખિક સમન્વયની વિધિ ઊર્જા-આકૃતિ વડે દર્શાવી શકાય :

સિગ્મા (σ) અને તારાંકિત સિગ્મા (σ*) કક્ષકો : આગળની આકૃતિમાં Ψ_a = Ψ_A + Ψ_Bએક જ સીમા પૃષ્ઠ(boundary surface)માં દર્શાવેલ છે અને ધન (+) સંજ્ઞા એમ સૂચવે છે કે કક્ષક બધે ધનાત્મક છે. પરમાણુઓને એકસાથે બાંધી રાખતા ઇલેક્ટ્રૉન વડે રોકાયેલા કક્ષકોની સમમિતિને અનુલક્ષીને બંધ- (bond)નું વર્ણન કરવું જરૂરી છે. આકૃતિ(1)માંની ઈંડા-આકારની કક્ષક્ધો આંતરનાભિકીય (internuclear) અક્ષ આસપાસ 180°ના ખૂણે ફેરવવામાં આવે તો જે આકાર મળે તે મૂળ કરતાં જુદો હોતો નથી. આવી કક્ષક સમમિતીય છે. આ સંદર્ભમાં Ψ_b એ આંતરનાભિકીય અક્ષને અનુલક્ષીને સમમિત (symmetric) છે. આ ગુણધર્મ σ પારમાણ્વિક કક્ષકોનું લક્ષણ હોવાથી તેને σ આણ્વિક કક્ષક કહે છે. પ્રતિઆબંધન (અથવા અનાબંધી) કક્ષક Ψ_aનું ભ્રમણ કરતાં તે પણ સમમિતીય હોય છે ભલે તેના બે સરખાં અડધિયાંનો વીજભાર જુદો જુદો હોય. આમ તે પણ s કક્ષક છે, પણ ઓછી ઊર્જાવાળા Ψ_b કરતાં ઊંચી ઊર્જાવાળા સિગ્મા કક્ષક્ધો σ* તરીકે ઓળખવામાં આવે છે.

પાઇ (π) બંધ : 1s કક્ષકોની માફક બે પરમાણુઓના p કક્ષકોનું LCAO જોતાં p કક્ષક એક નિર્નતિ ધરાવે છે અને જ્યારે બે p કક્ષકોનો સમન્વય થાય ત્યારે મળતી આણ્વિક કક્ષક પણ એક નિર્નતિ ધરાવે છે.

Ψ_a = Ψ_A + Ψ_B

બાદબાકી કરવામાં આવે તો

Ψ_a = Ψ_A − Ψ_B

પ્રતિઆબંધન કક્ષક બે નિર્નતિ ધરાવે છે. અહીં નવી નિર્નતિ બે નાભિકો વચ્ચે ઉદભવે છે અને તેથી કક્ષક પ્રતિઆબંધન પ્રકારની છે. બંને આણ્વિક કક્ષકો p કક્ષકો જેવા નિર્નતિ-ગુણધર્મો ધરાવે છે.  Ψ_bને પાઇ (Pi, π) કક્ષક જ્યારે Ψ_aને π* અથવા પ્રતિઆબંધન π-કક્ષક કહે છે.

π અને π*ના સમમિતીય ગુણધર્મો σ અને σ* કરતાં જુદા છે. π અને π* બંને અસમમિતીય છે અને એ રીતે તે સિગ્મા-કક્ષકો કરતાં અલગ પડે છે.

બે p પારમાણ્વિક કક્ષકોના સમન્વય માટે ઊર્જા-આકૃતિ નીચે પ્રમાણે થશે :

સવર્ગ-સહસંયોજક બંધ (coordinate covalent bond) : પ્રત્યેક પરમાણુ એકેક ઇલેક્ટ્રૉન આપીને આવશ્યક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બનાવી સહસંયોજક બંધ બનાવે છે. એ ઉપરાંત એવું પણ શક્ય છે કે આવો બંધ કોઈ પણ એક જ પરમાણુ દ્વારા બંને ઇલેક્ટ્રૉન આપીને બનાવી શકાય; ઉદાહરણ. તરીકે, એમોનિયામાંનું મુક્ત ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ પ્રોટૉન સાથે સહસંયોજક બંધ નીચે મુજબ બનાવી શકે :

આ રીતે બનતા એમોનિયમ આયન NH₄ માં ચારેય N-H બંધ એકસરખા હોય છે, જે સ્પેક્ટ્રમમિતીય તેમજ અન્ય ગુણધર્મો દ્વારા દર્શાવી શકાય છે. આમ બે જુદા જુદા પ્રકારના સહસંયોજક બંધને એકબીજાથી અલગ સમજાવવા માટે એક જ પરમાણુ દ્વારા બંને ઇલેક્ટ્રૉનના દાન દ્વારા બનતા બંધને સવર્ગ-સહસંયોજક બંધ (દાતા સહસંયોજકતા, dative covalence) કહેવામાં આવે છે. આવા બંધ આયનિક અથવા ધ્રુવીય ગુણધર્મો દર્શાવતા હોઈ તેમને સવર્ગ-સહસંયોજક બંધ ઉપરાંત અર્ધ-આયનિક (Noyes), ડેટિવ (દાતા-આબંધ) (Branch and Menzies), કોઑર્ડિનેટ લિંક (Sidgwick), અર્ધ-ધ્રુવીય દ્વિબંધ (semipolar) (Lawry, Sugden) વગેરે નામો પણ આપવામાં આવ્યાં છે.

હાઇડ્રોજન બંધ (hydrogen bond) : સહસંયોજક બંધ દ્વારા ઋણવીજભારીય પરમાણુ (A) સાથે જોડાયેલ હાઇડ્રોજન પરમાણુ (A  H) જ્યારે અન્ય પરમાણુ સાથે પ્રક્રિયા દ્વારા એક સમૂહ (પુંજ, aggregate) (A – H……Y) બનાવે તે પ્રકારની આંતરક્રિયાને હાઇડ્રોજન બંધ કહે છે. આમાં સૌથી પ્રબળ તથા ટૂંકો બંધ A – H છે, જ્યારે દ્વિતીયક નિર્બળ બંધ H……Y તરીકે (તૂટક લાઇનો દ્વારા) લખવામાં આવે છે. આ રીતે A – H પ્રોટૉન દાતા છે તથા Y પ્રોટૉન સ્વીકારનાર છે, જેમાં બહુધા એકલ-ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોય છે અને બેઝ તરીકે વર્તી શકે છે. સૌથી પ્રબળ હાઇડ્રોજન બંધ ફ્લૉરિન, નાઇટ્રોજન, ઑક્સિજન જેવા ઇલેક્ટ્રૉન-ઋણ્વીય (A) પરમાણુઓ હાઇડ્રોજનથી વધુ ઇલેક્ટ્રૉન-ઋણ્વીયતા ધરાવતા હોય તેવા પરમાણુ Y (C, N, O, S, Se, F, Cl, Br, I) સાથે જોડાઈને બને છે. સૌથી નિર્બળ હાઇડ્રોજન બંધ C – H સમૂહના ઍસિડિક પ્રોટૉન (ક્લૉરોફૉર્મ, એસિટિલીન) દ્વારા બનાવાય છે. આ ઉપરાંત ઑલેફિન (દ્વિબંધ) તથા ઍરોમેટિક પાઇ (p) ઇલેક્ટ્રૉન પણ (Y) તરીકે વર્તે છે. મોટાભાગના H-બંધની શક્તિ 4-6 કિ.કે/મોલ હોય છે (દા. ત., પાણી, આલ્કોહૉલ, ઍસિડ, એમાઇન્સ, એમાઇડ્ઝ). સૌથી પ્રબળ H-બંધ હાઇડ્રોજન ડાઇફ્લૉરાઇડ આયન (F-H-F)માં હોય છે, જેનું મૂલ્ય 37-55 કિકે/મોલ છે. આમ સામાન્ય બંધના મુકાબલે H-બંધનું મૂલ્ય ઓછું હોય છે. જેમ H-બંધ ટૂંકો હોય તેમ તેના દ્વારા બનતા સંકીર્ણનો જીવનકાળ ટૂંકો હોય છે. H-બંધનાં મૂલ્યો પાર-રક્ત તથા N.M.R. ઉપરાંત ન્યૂટ્ર્રૉન-વિવર્તન દ્વારા મેળવી શકાય છે. H-બંધની હાજરીને લીધે સંયોજનોના ભૌતિક ગુણધર્મોમાં તથા બંધ-લંબાઈમાં ફેરફાર થાય છે. (દા. ત., રંગ, દ્વિધ્રુવ આઘૂર્ણ, વક્રીભવનાંક, શ્યાનતા, સંરૂપણ, દહન-ઉષ્મા, દ્રવ્યમાન-સ્પેક્ટ્રમ.) અહીં ઉદાહરણાર્થે ઉત્કલન-બિંદુ સરખાવ્યાં છે :

        ઉ.બિં. (°સે.)    સંયોજન

        +100               H₂O

        +19.4              HF

        33.4                NH₃

આની સરખામણીમાં હાઇડ્રોજન સાથેનાં અન્ય સંયોજનોનું ઉત્કલન-બિંદુ ઘણું નીચું હોય છે :

        H2S   61.8°                      CH4   161.5°

        HCl    83.7°                      HBr    67°

        PH3   88°                         HI      36°

વાન ડર વાલ્સ બળો (Van der Waals forces) :

મોટાભાગના સ્ફટિકો વિશાળ કદના અણુઓ હોય છે, જેઓના પરમાણુઓ એકબીજા સાથે પ્રબળ આયનિક અથવા સહસંયોજક બંધ દ્વારા જોડાયેલાં હોય છે. કેટલાક સ્ફટિકોના અણુઓ આંતરિક (રીતે) પ્રબળ બંધ દ્વારા બન્યા હોય છે; પરંતુ તેઓ એકબીજા સાથે ઘણા નિર્બળ પરિબળથી જોડાયા હોય છે. મોટાભાગના કાર્બનિક સ્ફટિકો મૃદુ હોય છે અને તેમના ગલનબિંદુ નીચા હોય છે. આવા અણુઓ એકબીજા સાથે વાન ડર વાલ્સ અથવા પરિક્ષેપણ-બળો (dispersion forces) દ્વારા જોડાયેલા રહે છે. આવાં પરિબળો સ્વભાવત: વીજપ્રકૃતિ ધરાવે છે, પરંતુ ખરા રાસાયણિક બંધમાં તેમની ગણના કરવા પૂરતા ખૂબ જ નિર્બળ હોય છે. વાન ડર વાલ્સ પરિબળો દ્વારા જોડાયેલા સ્ફટિકોને આણ્વીય-સ્ફટિકો (molecular crystals) કહે છે (દા. ત., નાઇટ્રોજન, કાર્બનટેટ્રાક્લોરાઇડ, બેન્ઝિન). અહીં અણુઓ એકબીજા સાથે તેમની ભૂમિતિ ગ્રાહ્ય રાખે ત્યાં સુધી ચુસ્ત રીતે જોડાયા હોય છે. આ પ્રકારના બંધ દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ, દ્વિધ્રુવ-ધ્રુવણ પારસ્પરિક ક્રિયા તથા ક્વૉન્ટમ-યાંત્રિકી પરિક્ષેપન અથવા લન્ડન-પરિબળો વગેરેનો એકંદર સરવાળો હોય છે.

અણુનાં ઋણવીજભારીય ઇલેક્ટ્રૉન-વાદળો ઝડપી ગતિમાં હોવાથી તેમનું વીજભારીય વિતરણ સમયાનુસાર ફરતું રહે છે. કોઈ એક સમયે આપેલા અણુમાં આ વિતરણ ખૂબ અસમ હોય, જેથી તે દ્વિધ્રુવ-આઘૂર્ણ (dipole moment, D.M.) દર્શાવે છે. આ D.M. ઇલેક્ટ્રૉન ફરતા રહેવાને કારણે ખૂબ ઝડપથી ઊલટાઈ જઈ શકે. કોઈ એક સમયે એક અણુમાં D.M. પાડોશના અણુ સાથે પ્રક્રિયા કરવા આવશ્યક વીજ-ક્ષેત્ર ઉપજાવી શકે. આ વીજ-ક્ષેત્ર બીજા પાડોશી ઇલેક્ટ્રૉનની ગતિમાં વિક્ષેપ કરે છે. પરિણામે બીજા અણુમાં પ્રેરિત (induced) D.M. નીપજી શકે છે. આવાં બે D.M. (પહેલું અણુનું તથા બીજું પ્રેરિત અણુનું) કુલ (net) આકર્ષણ-બળમાં (પરંતુ નિર્બળ) પરિણમી શકે છે. આવાં પરિબળો અણુઓને જ્યાં સુધી તેઓનાં ઇલેક્ટ્રૉન-વાદળો તેમનામાં અપાકર્ષણ ન કરે ત્યાં સુધી એકબીજાંની નજીક લાવી શકે તથા એક સમતોલન સ્થિતિ પેદા કરી શકે છે.

ધાત્વીય-બંધ (metallic bond) : જુઓ ગ્રંથ : 9.

બંધ-કોણ (bond-angle) : પરમાણુમાંના ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતાં s-કક્ષકો ગોલાકાર ભૂમિતિ ધરાવતા હોવાથી સમમિતીય હોય છે, જેથી કોઈ એક નિશ્ચિત દિશામાં તે પ્રક્ષેપ દર્શાવતા નથી. આમ બીજા કક્ષકો સાથે તે બધી જ દિશામાં અતિવ્યાપન (overlapping) કરી શકે છે. p-કક્ષકો એકબીજાને કાટખૂણે (px, py, pz) દોરવાયેલા હોવાથી બીજા કક્ષકો સાથે તેમનું અતિવ્યાપન દરેક દિશામાં કાટખૂણે હોય છે. આમ p-કક્ષકો વાપરતા પરમાણુઓ (દા. ત., N, O, S) બંધ બનાવવા માટે 90°નો બંધ-કોણ બનાવે છે. પ્રાયોગિક રીતે H₂S માંનો H-S-H બંધ-કોણ 92.3° માપી શકાય છે. ઑક્સિજન પરમાણુ પણ આ રીતે 90°નો બંધ-કોણ બનાવે, પરંતુ બધા બિન-ચક્રીય સંયોજનોમાં આ બંધ-કોણ 90°થી મોટો હોય છે. આમ થવાનાં કારણોમાં (i) સંકરણ તથા (ii) ઑક્સિજન સાથે જોડાયેલા બંને પરમાણુઓ કે સમૂહોનું અપાકર્ષણ ગણાવી શકાય. નીચે કેટલાંક સંયોજનોના બંધ-કોણ દર્શાવ્યા છે :

H₂O   105°                                  Cl₂O   110.8°             HOCH₃       108°

H₂5   93°                                     Cl₂S   102                  HSCH₃       96.5°

NH₃  107°     NF₃ 102.2°

PH₃  93°       PF₃ 102°

ઉપર દર્શાવેલાં બંને કારણોમાંનું પ્રથમ કારણ સંકરણ (hybridization) સહસંયોજક બંધની દિશાસૂચક લાક્ષણિકતા માટે કારણભૂત છે; ઉદાહરણ તરીકે, સંકર-કક્ષકોમાંના

sp-કક્ષક રેખીય છે (180°; ઉદા. HgCl₂ , I₃)-.

sp²-કક્ષક ત્રિફલકીય છે (120°; ઉદા. BCl²-₃, ).

sp³-કક્ષક ચતુષ્ફલકીય છે (109° 28”; ઉદા. CH₄, SiCl₄, Ni(CO)₄).

dsp²-કક્ષક સમચોરસ સમતલીય છે [Ni(CN)₄].

d²sp³-કક્ષક અષ્ટફલકીય છે (SF₆).

બંધ-કોણના પરિમાપ માટે ગીલીસ્પીનો ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ અપાકર્ષણ સિદ્ધાંત (electron-pair repulsion theory) હવે સર્વસ્વીકૃત બન્યો છે. આ પ્રકારનાં સંકર-કક્ષકોના ઉપયોગ દ્વારા E.P.R. સિદ્ધાંતને અનુલક્ષીને સાદાં તેમજ સંકીર્ણ સંયોજનોની ભૂમિતિ નક્કી કરી શકાય છે. (વિસ્તૃત વર્ણન માટે : લિગાન્ડ-ક્ષેત્ર સિદ્ધાંત જુઓ.) આ મુજબ

AX₂ રેખીય (બંને X વચ્ચેનો કોણ 180°) [Ag(CN)₂]; CO₂ વગેરે

AX₃ ત્રિફલકીય (120°) PCl3; [Cu(PR₃)₂I]

AX₄ ચતુષ્ફલકીય (109.5°) CH₄, SiCl₄

AX₅ ત્રિફલકીય દ્વિ-પિરામિડ (90° તથા 120°) [Fe(CO)₅]; [Ni(PR₃)₂Br₃]

AX₆ અષ્ટફલકીય (90°) SF₆.

આ ઉપરાંત AX₄, AX₃E, AX₂E₂ લગભગ ચતુષ્ફલકીય હોય છે.

બંધ-કોણનું પરિમાપન ક્ષ-કિરણો, ઇલેક્ટ્રૉન-વિવર્તન, ન્યૂટ્રૉન-વિવર્તન રીતો દ્વારા થઈ શકે છે. હવે અધોરક્ત (IR), માઇક્રોવેવ, રામન વગેરે સ્પેક્ટ્રમિતીય રીતો વધુ પ્રચલિત બની છે.

બંધ-ક્રમ (bond- order) : કોઈ આપેલા બંધને એક, દ્વિ કે ત્રિબંધ સાથે સરખાવવા માટે એક રીત બંધ-ક્રમ જાણવાની છે, જે તેની સંયોજકતા-બંધની રચના ઉપર આધાર રાખે છે. સંયોજનોમાં બંધ લૂઈસ-બંધારણ વડે દર્શાવી શકાય; પરંતુ ઘણાં સંયોજનો માટે આ રીત પૂરતી નથી. આવાં સંયોજનોમાં ન ફાળવાયેલા એક કે વધુ બંધ-કક્ષકો હોય છે; પરંતુ તે ત્રણ કે વધુ પરમાણુઓ ઉપર વ્યાપેલાં હોય છે. આવા બંધને અસ્થાયીકૃત (delocalized) કહે છે. સૈદ્ધાન્તિક રીતે તરંગ-સમીકરણના ઉકેલ માટે સંયોજકતા-બંધ (V.B.) (valencebond) તથા આણ્વીય-કક્ષક (M.O.) (molecular orbital) સિદ્ધાંતો ઉપયોગી જણાયા છે. V.B. રીતમાં અનેક શક્ય લૂઇસ-બંધારણો દોરી શકાય તથા અણુને આ બધાં સ્વરૂપોનું સરાસરી સ્વરૂપ ગણાવાય છે. આવાં શક્ય સ્વરૂપો દર્શાવવા માટે સસ્પંદન (resonance) શબ્દ વપરાય છે. V. B. સિદ્ધાંત મુજબ શુદ્ધ એક, દ્વિ તથા ત્રિબંધ માટે 1, 2 તથા 3  એમ બંધ-ક્રમ આપવામાં આવે છે.

 

આમ વગેરે.

આમ બંધ-ક્રમ પૂર્ણાંક કે અપૂર્ણાંક સંખ્યા હોઈ શકે છે. અનેક સસ્પંદન સ્વરૂપો ધરાવતાં સંયોજનો માટે બંધ-ક્રમને દ્વિ-બંધ પ્રકૃતિની ટકાવારી-સ્વરૂપે (ટકાવાર દ્વિબંધ લક્ષણથી) દર્શાવાય છે તથા તે સામાન્યત: અપૂર્ણાંક હોય છે.

આપેલા બંધનું ટકાવાર દ્વિબંધ લક્ષણ

જેમાં r = અવલોકેલ બંધ-લંબાઈ

r_s = સામાન્ય (એક) બંધ-લંબાઈ (1.54 Å)

r_s = સામાન્ય દ્વિબંધ-લંબાઈ (1.33 Å)

આ રીતે બેન્ઝિનનાં સસ્પંદન સ્વરૂપો 1થી 5માં

બેન્ઝિનનાં જો માત્ર 1 તથા 2 જ સ્વરૂપો હોત તો C-C બંધ ક્રમ 1.5 થાત, પરંતુ પાંચ સ્વરૂપો હોવાને કારણે બંધ-ક્રમ 1.463 થશે. સ્વરૂપ 1 અને 2 પ્રત્યેક 39 % દ્વિબંધ ટકાવારી તથા બાકીનાની 7.3 % ગણી શકાય.

આ જ રીતે

નેપ્થેલીનમાં C-C બંધ 44 %,

થાયૉફીનમાં C-C બંધ 38 %,

સાયનોજનમાં C-C બંધ 65 % ગણાય છે.

બંધ-લંબાઈ તથા બંધ-ઊર્જા બંને બંધ-ક્રમ સાથે અનુક્રમે વ્યસ્ત પ્રમાણમાં તથા સમ પ્રમાણમાં હોય છે. બંધ-ક્રમની સાથે માપી શકાય તેવો બીજો ગુણધર્મ બંધનો બળ-નિયતાંક (force-constant) છે.

જેમ બંધ-ક્રમ વધે તેમ બંધ-લંબાઈ ઘટે છે, બંધ-ઊર્જા વધે છે તથા બળ-નિયતાંક વધે છે.

બંધ-લંબાઈ (bond-length) : સામાન્ય રીતે અસ્થાનીકરણ તથા અવકાશીય અપાકર્ષણ(વિન્યાસ)ની ગેરહાજરીમાં સહસંયોજક બંધ A-Bની (બંધ)-લંબાઈ તેની સામાન્ય સહસંયોજક ત્રિજ્યાઓ r_A + r_B (બંધ A તથા B માટે) જેટલી હોય છે; ઉદાહરણ તરીકે ઇથેન, ક્લોરિન અને કાર્બનટેટ્રાક્લોરાઇડ, જેમાં કાર્બન અને ક્લોરિન સામાન્ય (સહ)- સંયોજકતા દર્શાવે છે તેમની બંધ-લંબાઈ નીચે મુજબ થશે :

r_C-C = 0.763 + 0.763 = 1.53

r_Cl-Cl = 0.99 + 0.99 = 1.98

તેથી r_C-Cl = 0.763 + 0.99 = 1.753 , જે તેના પ્રાયોગિક મૂલ્ય (CCl₄માં CCl બંધ-લંબાઈ) જેટલું જ થાય છે. કેટલીક ઉપયોગી સહસંયોજક ત્રિજ્યાઓ કોષ્ટક 1માં દર્શાવી છે.

બંધ-લંબાઈ તથા બંધ-કોણનું પરિમાપન વિવર્તન (ક્ષ-કિરણો, ઇલેક્ટ્રૉન કે ન્યુટ્રૉન) તથા સ્પેક્ટ્રમિતીય (અધોરક્ત, સૂક્ષ્મતરંગ, રામન) ટેક્નીક દ્વારા થઈ શકે છે. કોઈ એક આપેલા પરમાણુ-સમુચ્ચય માટે ચોક્કસ આંતરકેન્દ્રીય અંતર ઉપર ચાર પરિબળોની અસર પડતી જણાઈ છે : (1) સંકરણ, (2) ઇલેક્ટ્રૉન-ઋણ્વીયતા તથા ધ્રુવણીયતા, (3) ઇલેક્ટ્રૉન-અસ્થાનીકરણ, (4)  વિન્યાસ-પરિસ્થિતિ.

sકક્ષકમાંના ઇલેક્ટ્રૉન pકક્ષકના ઇલેક્ટ્રૉનને મુકાબલે કેન્દ્રની વધુ નજદીક હોય છે. સંકરણ-કક્ષક માટે આ રીતે જેમ વધુ

s-લાક્ષણિકતા તેમ કક્ષક ઇલેક્ટ્રૉનનું કેન્દ્ર તરફ આકર્ષણ વધુ રહે છે. (એટલે કે જેમ પરમાણુની વધુ ઇલેક્ટ્રૉન-ઋણ્વીયતા) આથી કાર્બન માટે ઊતરતા ક્રમમાં : Csp > Csp² > Csp³ (બંધ-લંબાઈ). પરમાણુની ઇલેક્ટ્રૉન-ઋણ્વીયતા જેમ વધે તેમ તેના બંધ બનાવતા ઇલેક્ટ્રૉન કેન્દ્રની વધુ નજીક ખેંચાય છે. આને કારણે તેની અસરકારક આણ્વીય ત્રિજ્યા ઘટે છે. પરિણામે તેના બંધ ટૂંકા બને છે. ઉપર દર્શાવેલાં ચારેય પરિબળો કોઈક વાર એકબીજાંની વિરુદ્ધ વર્તતાં હોઈ, એમાંના કોઈ એક પરિબળની ચોક્કસ અસર સ્પષ્ટ થઈ શકી નથી.

બંધ-લંબાઈ અંગે સામાન્યીકરણ (વ્યાપ્તીકરણ) (generalizations) નીચે મુજબ છે :

(i) પ્રત્યેક પ્રકારના બંધની બંધ-લંબાઈ એક સંયોજનથી બીજા સંયોજનમાં પ્રમાણમાં ખૂબ નજીવા ફેરફારવાળી હોય છે.

(ii) આવર્ત-સારણીના પ્રથમ પંક્તિનાં તત્ત્વો(C, N, O, F)ની H સાથે એક બંધની લંબાઈ લગભગ 1 Å હોય છે.

(iii) પ્રથમ પંક્તિના પરમાણુઓ વચ્ચેની બંધ-લંબાઈ લગભગ 1.5  હોય છે.

(iv) દ્વિ તથા ત્રિબંધ ટૂંકા હોય છે. પ્રથમ પંક્તિનાં તત્ત્વો માટે લંબાઈ 1.2થી 1.3 Å હોય છે.

(v) દ્વિતીય પંક્તિ તથા તેની આગળના પરમાણુઓ (S, P, Cl વગેરે) પ્રમાણમાં લાંબા બંધ બનાવે છે. આ ઉપરાંત બંધ-લંબાઈ ઘટે તેમ બંધ-ક્રમ વધે છે અને બંધ-લંબાઈ વધે તેમ બંધ-ઊર્જા ઘટે છે. કોષ્ટક 2 તથા 3માં કેટલીક ઉપયોગી માહિતી દર્શાવવામાં આવી છે :

બંધ-ઊર્જા (bond-energy) : કોઈ પણ બંધનું સામર્થ્ય દર્શાવવા માટે બે સામાન્ય રીતો જાણીતી છે : બંધ-વિયોજન-ઊર્જા (bond dissociation energy) અને બંધ-ઊર્જા મૂલ્યો.

બંધ-ઊર્જાની વ્યાખ્યા દ્વિપરમાણુક અણુઓ માટે સાવ સાદી છે. H₂ માટે બંધ-ઊર્જા એટલે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચેનો બંધ તોડવા માટે આવશ્યક ઊર્જા. આ ઊર્જા સ્પેક્ટ્રમિતીય રીતો દ્વારા સહેલાઈથી માપી શકાય. આ ઊર્જા H₂ અણુ માટેની વિયોજન-ઊર્જા પણ છે. આમ બંધ-ઊર્જા અને વિયોજન-ઊર્જા દ્વિપરમાણુક અણુ માટે એકસરખી જ હોય છે, પરંતુ વધુ સંકીર્ણ અણુઓ માટે કોઈ એક ચોક્કસ પ્રકારના બંધ માટે બંધ-ઊર્જા ઓછી ચોકસાઈવાળી રાશિ (quantity) હોય છે. આમ થવું સ્વાભાવિક છે, કારણ કે બહુપરમાણ્વિક અણુઓ માટે આપેલા કોઈ બંધને તોડવા માટેની ઊર્જા બાકીના અણુની રચના ઉપર આધાર રાખે છે. બહુપરમાણ્વિક સંયોજન માટે બંધ-ઊર્જા એટલે 1 મોલ સંયોજનમાંના ચોક્કસ બંધને તોડવા માટે આવશ્યક સરાસરી ઊર્જા થશે. બહુપરમાણ્વિક સંયોજનો માટે બંધ-ઊર્જા તેની બંધ-વિયોજન-ઊર્જા ઉપરથી મેળવવી ખૂબ મુશ્કેલ છે. આને કારણે બંધ-ઊર્જા સંયોજનની દહન-ઉષ્મા ઉપરથી મેળવવામાં આવે છે. બહુપરમાણ્વિક અણુઓ માટે બંધ-ઊર્જાની વ્યાખ્યા બે રીતો અનુસાર કરી શકાય : એક રીત મુજબ ‘‘આપેલા અણુનું તેના પરમાણુઓમાં સંપૂર્ણ રીતે વિયોજન કરવા આવશ્યક ઊર્જાનો નિર્ધારિત ભાગ.’’ આ રીતે પાણી માટે O-H બંધ-ઊર્જા એટલે પાણીના અણુને 2H તથા O પરમાણુમાં વિયોજન કરવા આવશ્યક ઊર્જાનો 1/2 ભાગ.

H₂O(g) → 2H(g) + O(g) DEo = 218.9 કિ.કે./મોલ. આ વ્યાખ્યા મુજબ, O-H બંધ-ઊર્જા 109.4 કિ.કે./મોલ થાય, જેને સરાસરી બંધ-ઊર્જા કહે છે. આ ઉપરાંત પાણીમાંની O-H બંધ-ઊર્જાને H₂Oમાંના O-H બંધને તોડીને O-H મૂલક તથા H પરમાણુ મેળવવા આવશ્યક ઊર્જાને પણ બંધ-ઊર્જા કહેવાય છે. આમ નીચેની બે પ્રક્રિયાઓ માટે ΔEનાં મૂલ્યો

H₂O(g) → H(g) + OH(g) ΔE_o = 118.6 કિ.કે./મોલ

OH(g) → H(g) + O(g) ΔE_o = 100.3 કિ.કે./મોલ

 નો સરવાળો 218.9 કિ.કે./મોલ થવો જોઈએ. આ બંને મૂલ્યો એકસરખાં હોવાં જોઈએ તેવું કોઈ કારણ નથી અને હકીકતમાં બંને સમાન જણાયાં નથી. આ રીતની વ્યાખ્યા અનુસાર બંધ-ઊર્જાને બંધ-વિયોજન-ઊર્જા કહે છે. આમ બંધ-ઊર્જા જે તે સંયોજનની માનક નિર્માણ-એન્થાલ્પી (નિર્માણ પૂર્ણ-ઉષ્મા) ઉપરથી તથા તત્ત્વોની પરમાણુકરણ-એન્થાલ્પી (enthalpy of atomization) ઉપરથી ગણી શકાય, જેના દ્વારા તેનું સરાસરી મૂલ્ય મળે છે. નીચેના કોષ્ટકમાં બંધ-ઊર્જા (E) અંગે કેટલીક માહિતી દર્શાવી છે :

બંધ-વિયોજન-ઊર્જા (bond dissociation energy) : બંધ-ઊર્જા તથા બંધ-વિયોજન-ઊર્જા અંગે કેટલીક ગેરસમજ પ્રવર્તે છે. બંધ-ઊર્જા પ્રાથમિક ભૌતિક રસાયણમાં શીખવવામાં આવે છે અને ઉષ્મા-રસાયણમાં પ્રક્રિયા-ઉષ્મા માપવા તે વપરાય છે. આ બંને ખરેખર જુદાં છે. બંધ-ઊર્જા અણુમાં રહેલા બંધોનું સામર્થ્ય દર્શાવે છે અને પ્રત્યેક બંધના સરવાળાનું સરાસરી મૂલ્ય ગણાય છે. તે AB અણુમાં A તથા B ને બાંધતી ઊર્જા છે તથા તેને માટે સંજ્ઞા E (A – B) વપરાય છે. આ વ્યાખ્યા મુજબ માત્ર દ્વિપરમાણુક અણુઓ તથા બહુપરમાણ્વિક અણુઓ ABn, જેમાં બધાં જ A – B અણુઓ એકસરખાં હોય તેને માટે જ ‘બંધ-ઊર્જા’ શબ્દ વપરાય છે (દા. ત., CH₄માં 4 C-H બંધ). જે બહુપરમાણ્વિક અણુઓ(ABn સિવાયનાં)માં વિવિધ પ્રકારના બંધ હોય તેને માટે બંધ-ઊર્જા ચોક્કસપણે દર્શાવી શકાતી નથી; પરંતુ આ શોધવા માટે રીતો જાણીતી છે. પૅરેફિન હાઇડ્રોકાર્બનોમાં E(C-C) તથા E(C-H)નાં મૂલ્યો મેળવી તેમની સરાસરી બંધ-ઊર્જાનાં મૂલ્યો મેળવાય છે. ઉષ્મા-રસાયણવિજ્ઞાન આ માટેનું વિજ્ઞાન છે.

બંધ-વિયોજન ઊર્જા એક ચોક્કસ બંધ તોડવા માટે વપરાતી ઊર્જાનું મૂલ્ય છે; દા. ત., CH₄(g) → CH•3(g) + H•(g) આમ મૂળ અણુ અને અણુને તોડ્યા પછી તેના બે ટુકડાઓની ઊર્જા વચ્ચેના તફાવતને બંધ-વિયોજન-ઊર્જા કહેવાય. આ માટે અણુને તથા તેના ટુકડાઓને આદર્શવાયુ તરીકે કલ્પવામાં આવે છે અને તેનું સાપેક્ષ તાપમાન 0° K ગણવામાં આવે છે. આ રીતે (બંધ) વિયોજન-ઊર્જા એ તેના ટુકડાઓની નિર્માણ-ઉષ્મા(સંભવન-ઉષ્મા)ઓ તથા મૂળ અણુની નિર્માણ-ઉષ્માનો તફાવત ગણાય. ઉષ્મા-રસાયણની પરિભાષામાં લખવામાં આવે તો :

D (AB − C) = ΔH_f (AB) + ΔH_f (C) −  ΔH_f (ABC), જેમાં  ΔH_f = નિર્માણ-ઉષ્મા છે.

કેટલાંક બંધ-વિયોજન-ઊર્જાનાં મૂલ્યો નીચેના કોષ્ટકમાં દર્શાવ્યાં છે :

ઉમેશચંદ્ર પાન્ડે

જ. પો. ત્રિવેદી