एकीकृत सिद्धांतकोई रासायनिक बंधन नहीं है; रासायनिक बंधन पारंपरिक रूप से सहसंयोजक (एक सार्वभौमिक प्रकार का बंधन), आयनिक (सहसंयोजक बंधन का एक विशेष मामला), धात्विक और हाइड्रोजन में विभाजित होते हैं।
सहसंयोजक बंधन
सहसंयोजक बंधन का निर्माण तीन तंत्रों द्वारा संभव है: विनिमय, दाता-स्वीकर्ता और मूल (लुईस)।
के अनुसार चयापचय तंत्रसहसंयोजक बंधन का निर्माण आम इलेक्ट्रॉन जोड़े के बंटवारे के कारण होता है। इस मामले में, प्रत्येक परमाणु एक अक्रिय गैस का एक खोल प्राप्त करने की प्रवृत्ति रखता है, अर्थात। एक पूर्ण बाह्य ऊर्जा स्तर प्राप्त करें। विनिमय प्रकार द्वारा एक रासायनिक बंधन के गठन को लुईस सूत्रों का उपयोग करके दर्शाया गया है, जिसमें परमाणु के प्रत्येक वैलेंस इलेक्ट्रॉन को बिंदुओं द्वारा दर्शाया गया है (चित्र 1)।
चावल। 1 विनिमय तंत्र द्वारा एचसीएल अणु में सहसंयोजक बंधन का निर्माण
परमाणु संरचना और क्वांटम यांत्रिकी के सिद्धांत के विकास के साथ, सहसंयोजक बंधन के गठन को इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स (चित्र 2) के ओवरलैप के रूप में दर्शाया गया है।
चावल। 2. इलेक्ट्रॉन बादलों के अतिव्यापन के कारण सहसंयोजक बंधन का निर्माण
परमाणु कक्षाओं का ओवरलैप जितना अधिक होगा, बंधन उतना ही मजबूत होगा, बंधन की लंबाई कम होगी और बंधन ऊर्जा उतनी अधिक होगी। सहसंयोजक बंधनविभिन्न कक्षाओं के अतिव्यापन के कारण बन सकता है। एस-एस, एस-पी ऑर्बिटल्स, साथ ही डी-डी, पी-पी, डी-पी ऑर्बिटल्स के पार्श्व लोब के साथ ओवरलैप के परिणामस्वरूप, बांड का निर्माण होता है। 2 परमाणुओं के नाभिकों को जोड़ने वाली रेखा के लंबवत एक बंधन बनता है। एक और एक बंधन एक बहु (दोहरा) सहसंयोजक बंधन बनाने में सक्षम हैं, जो एल्कीन, एल्केडीन आदि वर्ग के कार्बनिक पदार्थों की विशेषता है। एक और दो बंधन एक बहु (तीन) सहसंयोजक बंधन बनाते हैं, जो इस वर्ग के कार्बनिक पदार्थों की विशेषता है। एल्काइन्स (एसिटिलीन) की।
द्वारा सहसंयोजक बंधन का निर्माण दाता-स्वीकर्ता तंत्रआइए अमोनियम धनायन का उदाहरण देखें:
एनएच 3 + एच + = एनएच 4 +
7 एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3
नाइट्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक स्वतंत्र जोड़ी होती है (इलेक्ट्रॉन अणु के भीतर रासायनिक बंधनों के निर्माण में शामिल नहीं होते हैं), और हाइड्रोजन धनायन में एक मुक्त कक्षीय होता है, इसलिए वे क्रमशः एक इलेक्ट्रॉन दाता और स्वीकर्ता होते हैं।
आइए क्लोरीन अणु के उदाहरण का उपयोग करके सहसंयोजक बंधन निर्माण के मूल तंत्र पर विचार करें।
17 सीएल 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 5
क्लोरीन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक स्वतंत्र जोड़ी और रिक्त कक्षाएँ दोनों होती हैं, इसलिए, यह दाता और स्वीकर्ता दोनों के गुणों को प्रदर्शित कर सकता है। इसलिए, जब क्लोरीन अणु बनता है, तो एक क्लोरीन परमाणु दाता के रूप में और दूसरा स्वीकर्ता के रूप में कार्य करता है।
मुख्य सहसंयोजक बंधन की विशेषताएंहैं: संतृप्ति (संतृप्त बंधन तब बनते हैं जब एक परमाणु उतने ही इलेक्ट्रॉनों को अपने साथ जोड़ता है जितनी उसकी वैलेंस क्षमताएं अनुमति देती हैं; असंतृप्त बंधन तब बनते हैं जब संलग्न इलेक्ट्रॉनों की संख्या परमाणु की वैलेंस क्षमताओं से कम होती है); दिशात्मकता (यह मान अणु की ज्यामिति और "बंधन कोण" की अवधारणा से संबंधित है - बंधनों के बीच का कोण)।
आयोनिक बंध
शुद्ध आयनिक बंधन वाला कोई यौगिक नहीं है, हालांकि इसे परमाणुओं की रासायनिक रूप से बंधी अवस्था के रूप में समझा जाता है जिसमें परमाणु का एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक वातावरण बनता है जब पूर्ण संक्रमणअधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व के परमाणु का कुल इलेक्ट्रॉन घनत्व। आयनिक बंधन केवल इलेक्ट्रोनगेटिव और इलेक्ट्रोपोसिटिव तत्वों के परमाणुओं के बीच संभव है जो विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयनों - धनायन और आयनों की स्थिति में हैं।
परिभाषा
आयनविद्युत आवेशित कण होते हैं जो किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉन को हटाने या जोड़ने से बनते हैं।
एक इलेक्ट्रॉन को स्थानांतरित करते समय, धातु और अधातु परमाणु अपने नाभिक के चारों ओर एक स्थिर इलेक्ट्रॉन आवरण विन्यास बनाते हैं। एक गैर-धातु परमाणु अपने मूल के चारों ओर बाद की अक्रिय गैस का एक आवरण बनाता है, और एक धातु परमाणु पिछले अक्रिय गैस का एक आवरण बनाता है (चित्र 3)।
चावल। 3. सोडियम क्लोराइड अणु के उदाहरण का उपयोग करके आयनिक बंधन का निर्माण
जिन अणुओं में शुद्ध फ़ॉर्ममौजूद है आयोनिक बंधपदार्थ की वाष्प अवस्था में पाया जाता है। आयनिक बंधन बहुत मजबूत होता है, और इसलिए इस बंधन वाले पदार्थों का गलनांक उच्च होता है। सहसंयोजक बंधों के विपरीत, आयनिक बंधों में दिशात्मकता और संतृप्ति की विशेषता नहीं होती है, क्योंकि आयनों द्वारा निर्मित विद्युत क्षेत्र गोलाकार समरूपता के कारण सभी आयनों पर समान रूप से कार्य करता है।
धातु कनेक्शन
धात्विक बंधन केवल धातुओं में ही साकार होता है - यह वह अंतःक्रिया है जो धातु के परमाणुओं को एक ही जाली में रखती है। किसी धातु के परमाणुओं के केवल उसके संपूर्ण आयतन से जुड़े वैलेंस इलेक्ट्रॉन ही बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं। धातुओं में, इलेक्ट्रॉन लगातार परमाणुओं से अलग होते रहते हैं और धातु के पूरे द्रव्यमान में घूमते रहते हैं। इलेक्ट्रॉनों से वंचित धातु के परमाणु धनात्मक आवेशित आयनों में बदल जाते हैं, जो गतिमान इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने लगते हैं। यह निरंतर प्रक्रिया धातु के अंदर तथाकथित "इलेक्ट्रॉन गैस" बनाती है, जो सभी धातु परमाणुओं को मजबूती से एक साथ बांधती है (चित्र 4)।
धातु बंधन मजबूत होता है, इसलिए धातुओं को उच्च पिघलने बिंदु की विशेषता होती है, और "इलेक्ट्रॉन गैस" की उपस्थिति धातुओं को लचीलापन और लचीलापन प्रदान करती है।
हाइड्रोजन बंधन
हाइड्रोजन बांड एक विशिष्ट अंतर-आणविक अंतःक्रिया है, क्योंकि इसकी घटना और मजबूती इस पर निर्भर करती है रासायनिक प्रकृतिपदार्थ. यह अणुओं के बीच बनता है जिसमें एक हाइड्रोजन परमाणु उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (O, N, S) वाले परमाणु से बंधा होता है। हाइड्रोजन बंधन की घटना दो कारणों पर निर्भर करती है: सबसे पहले, एक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु से जुड़े हाइड्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं और आसानी से अन्य परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों में शामिल हो सकते हैं, और दूसरे, एक वैलेंस एस-ऑर्बिटल होने पर, हाइड्रोजन परमाणु एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के एकाकी युग्म इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने और दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से इसके साथ एक बंधन बनाने में सक्षम है।
सहसंयोजक बंधन(लैटिन "सह" से एक साथ और "वेल्स" में बल होता है) दोनों परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉन जोड़ी के कारण होता है। अधातु परमाणुओं के बीच बनता है।
अधातुओं की विद्युत ऋणात्मकता काफी अधिक होती है, जिससे कि दो अधातु परमाणुओं की रासायनिक अंतःक्रिया के दौरान, एक से दूसरे में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण (जैसा कि मामले में) असंभव है। इस मामले में, इलेक्ट्रॉन पूलिंग को पूरा करना आवश्यक है।
उदाहरण के तौर पर, आइए हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं की परस्पर क्रिया पर चर्चा करें:
एच 1एस 1 - एक इलेक्ट्रॉन
सीएल 1एस 2 2एस 2 2 पृष्ठ 6 3 एस 2 3 पी 5 - बाहरी स्तर पर सात इलेक्ट्रॉन
इलेक्ट्रॉनों का पूरा बाहरी आवरण बनाने के लिए दोनों परमाणुओं में से प्रत्येक में एक इलेक्ट्रॉन की कमी है। और प्रत्येक परमाणु "सामान्य उपयोग के लिए" एक इलेक्ट्रॉन आवंटित करता है। इस प्रकार, अष्टक नियम संतुष्ट होता है। इसे लुईस सूत्रों का उपयोग करके सबसे अच्छा दर्शाया गया है:
सहसंयोजक बंधन का निर्माण
साझा इलेक्ट्रॉन अब दोनों परमाणुओं के हैं। हाइड्रोजन परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन (अपने स्वयं के और क्लोरीन परमाणु के साझा इलेक्ट्रॉन) होते हैं, और क्लोरीन परमाणु में आठ इलेक्ट्रॉन (अपने स्वयं के प्लस हाइड्रोजन परमाणु के साझा इलेक्ट्रॉन) होते हैं। ये दो साझा इलेक्ट्रॉन हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। दो परमाणुओं के जुड़ने से बनने वाले कण को कहा जाता है अणु.
गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन
दो के बीच एक सहसंयोजक बंधन भी बन सकता है समानपरमाणु. उदाहरण के लिए:
यह आरेख बताता है कि हाइड्रोजन और क्लोरीन द्विपरमाणुक अणुओं के रूप में क्यों मौजूद हैं। दो इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी और साझेदारी के लिए धन्यवाद, दोनों परमाणुओं के लिए ऑक्टेट नियम को पूरा करना संभव है।
एकल बांड के अलावा, एक डबल या ट्रिपल सहसंयोजक बंधन का गठन किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, ऑक्सीजन ओ 2 या नाइट्रोजन एन 2 के अणुओं में। नाइट्रोजन परमाणुओं में पाँच वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए कोश को पूरा करने के लिए तीन और इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। यह इलेक्ट्रॉनों के तीन जोड़े साझा करके प्राप्त किया जाता है, जैसा कि नीचे दिखाया गया है:
सहसंयोजक यौगिक आमतौर पर गैस, तरल पदार्थ या अपेक्षाकृत कम गलनांक वाले होते हैं एसएनएफ. दुर्लभ अपवादों में से एक हीरा है, जो 3,500 डिग्री सेल्सियस से ऊपर पिघलता है। इसे हीरे की संरचना द्वारा समझाया गया है, जो सहसंयोजक रूप से बंधे कार्बन परमाणुओं की एक सतत जाली है, न कि व्यक्तिगत अणुओं का संग्रह। वास्तव में, कोई भी हीरा क्रिस्टल, चाहे उसका आकार कुछ भी हो, एक विशाल अणु है।
सहसंयोजक बंधन तब होता है जब दो अधातु परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन संयोजित होते हैं। परिणामी संरचना को अणु कहा जाता है।
ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन
अधिकांश मामलों में, दो सहसंयोजक बंधित परमाणु होते हैं अलगइलेक्ट्रोनगेटिविटी और साझा इलेक्ट्रॉन दो परमाणुओं से समान रूप से संबंधित नहीं होते हैं। अधिकांश समय वे एक परमाणु की तुलना में दूसरे परमाणु के अधिक निकट होते हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में, सहसंयोजक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु के करीब स्थित होते हैं क्योंकि इसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी हाइड्रोजन की तुलना में अधिक होती है। हालाँकि, इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता में अंतर इतना बड़ा नहीं है कि हाइड्रोजन परमाणु से क्लोरीन परमाणु तक पूर्ण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण हो सके। इसलिए, हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच के बंधन को एक आयनिक बंधन (पूर्ण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण) और एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी की एक सममित व्यवस्था) के बीच एक क्रॉस के रूप में माना जा सकता है। परमाणुओं पर आंशिक आवेश को ग्रीक अक्षर δ द्वारा दर्शाया जाता है। इस कनेक्शन को कहा जाता है ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन, और हाइड्रोजन क्लोराइड अणु को ध्रुवीय कहा जाता है, अर्थात इसका एक धनात्मक आवेशित सिरा (हाइड्रोजन परमाणु) और एक नकारात्मक आवेशित सिरा (क्लोरीन परमाणु) होता है।
नीचे दी गई तालिका में मुख्य प्रकार के बांड और पदार्थों के उदाहरण सूचीबद्ध हैं:
सहसंयोजक बंधन निर्माण का विनिमय और दाता-स्वीकर्ता तंत्र
1) विनिमय तंत्र। प्रत्येक परमाणु एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है।
2) दाता-स्वीकर्ता तंत्र। एक परमाणु (दाता) एक इलेक्ट्रॉन युग्म प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु (स्वीकर्ता) उस युग्म के लिए एक खाली कक्षक प्रदान करता है।
जिसकी बदौलत अकार्बनिक और कार्बनिक पदार्थों के अणुओं का निर्माण होता है। एक रासायनिक बंधन विद्युत क्षेत्रों की परस्पर क्रिया के माध्यम से प्रकट होता है जो परमाणुओं के नाभिक और इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित होते हैं। इसलिए, सहसंयोजक रासायनिक बंधन का निर्माण विद्युत प्रकृति से जुड़ा है।
कनेक्शन क्या है
यह शब्द दो या दो से अधिक परमाणुओं की क्रिया के परिणाम को संदर्भित करता है, जिससे एक मजबूत बहुपरमाणुक प्रणाली का निर्माण होता है। मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन तब बनते हैं जब प्रतिक्रिया करने वाले परमाणुओं की ऊर्जा कम हो जाती है। बंधन निर्माण की प्रक्रिया में, परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन कोश को पूरा करने का प्रयास करते हैं।
संचार के प्रकार
रसायन विज्ञान में, कई प्रकार के बंधन होते हैं: आयनिक, सहसंयोजक, धात्विक। सहसंयोजक रासायनिक बंधन दो प्रकार के होते हैं: ध्रुवीय, गैर-ध्रुवीय।
इसके निर्माण का तंत्र क्या है? एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय रासायनिक बंधन समान अधातुओं के परमाणुओं के बीच बनता है जिनकी विद्युत्ऋणात्मकता समान होती है। इस स्थिति में, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं।
गैर-ध्रुवीय बंधन
गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक रासायनिक बंधन वाले अणुओं के उदाहरणों में हैलोजन, हाइड्रोजन, नाइट्रोजन और ऑक्सीजन शामिल हैं।
इस संबंध की खोज सबसे पहले 1916 में अमेरिकी रसायनज्ञ लुईस ने की थी। सबसे पहले उन्होंने एक परिकल्पना सामने रखी और प्रायोगिक पुष्टि के बाद ही इसकी पुष्टि हुई।
सहसंयोजक रासायनिक बंधन इलेक्ट्रोनगेटिविटी से संबंधित है। अधातुओं के लिए इसका मूल्य बहुत अधिक है। परमाणुओं की रासायनिक अंतःक्रिया के दौरान, एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का स्थानांतरण हमेशा संभव नहीं होता है, जिसके परिणामस्वरूप वे संयोजित होते हैं; परमाणुओं के बीच एक वास्तविक सहसंयोजक रासायनिक बंधन प्रकट होता है। आठवीं कक्षा नियमित स्कूल के पाठ्यक्रमइसमें कई प्रकार के संचार पर विस्तृत विचार शामिल है।
जिन पदार्थों में सामान्य परिस्थितियों में इस प्रकार का बंधन होता है वे तरल पदार्थ, गैसें, साथ ही ठोस पदार्थ होते हैं जिनका गलनांक कम होता है।
सहसंयोजक बंधन के प्रकार
आइए अधिक विस्तार से देखें यह मुद्दा. रासायनिक बंध कितने प्रकार के होते हैं? सहसंयोजक बंधन विनिमय और दाता-स्वीकर्ता संस्करणों में मौजूद हैं।
पहले प्रकार की विशेषता एक सामान्य इलेक्ट्रॉनिक बंधन के निर्माण के लिए प्रत्येक परमाणु द्वारा एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का दान है।
एक सामान्य बंधन में संयुक्त इलेक्ट्रॉनों में विपरीत स्पिन होनी चाहिए। इस प्रकार के सहसंयोजक बंधन के उदाहरण के रूप में, हाइड्रोजन पर विचार करें। जब इसके परमाणु करीब आते हैं तो उनके इलेक्ट्रॉन बादल एक-दूसरे में घुस जाते हैं, जिसे विज्ञान में इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैपिंग कहा जाता है। परिणामस्वरूप, नाभिकों के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ जाता है, और सिस्टम की ऊर्जा कम हो जाती है।
न्यूनतम दूरी पर, हाइड्रोजन नाभिक एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं, जिसके परिणामस्वरूप एक निश्चित इष्टतम दूरी होती है।
दाता-स्वीकर्ता प्रकार के सहसंयोजक बंधन के मामले में, एक कण में इलेक्ट्रॉन होते हैं और उसे दाता कहा जाता है। दूसरे कण में एक मुक्त सेल है जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी स्थित होगी।
ध्रुवीय अणु
सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन कैसे बनते हैं? वे उन स्थितियों में उत्पन्न होते हैं जहां बंधे हुए अधातु परमाणुओं में अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है। में समान मामलेसाझा इलेक्ट्रॉन उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान वाले परमाणु के करीब स्थित होते हैं। सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के उदाहरण के रूप में, हम हाइड्रोजन ब्रोमाइड अणु में उत्पन्न होने वाले बंधनों पर विचार कर सकते हैं। यहां सार्वजनिक इलेक्ट्रॉन, जो सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए ज़िम्मेदार हैं, हाइड्रोजन की तुलना में ब्रोमीन के अधिक निकट हैं। इस घटना का कारण यह है कि ब्रोमीन में हाइड्रोजन की तुलना में अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है।
सहसंयोजक बंधन निर्धारित करने की विधियाँ
सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधों को कैसे परिभाषित करें? ऐसा करने के लिए, आपको अणुओं की संरचना जानने की आवश्यकता है। यदि इसमें परमाणु हैं विभिन्न तत्व, अणु में एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन होता है। गैरध्रुवीय अणुओं में एक रासायनिक तत्व के परमाणु होते हैं। के भाग के रूप में प्रस्तावित कार्यों में से स्कूल पाठ्यक्रमरसायन विज्ञान, ऐसे भी हैं जिनमें कनेक्शन के प्रकार की पहचान करना शामिल है। इस प्रकार के कार्य ग्रेड 9 में रसायन विज्ञान में अंतिम प्रमाणन कार्यों के साथ-साथ ग्रेड 11 में रसायन विज्ञान में एकीकृत राज्य परीक्षा के परीक्षणों में शामिल हैं।
आयोनिक बंध
सहसंयोजक और आयनिक रासायनिक बंधों के बीच क्या अंतर है? यदि एक सहसंयोजक बंधन गैर-धातुओं की विशेषता है, तो परमाणुओं के बीच एक आयनिक बंधन बनता है महत्वपूर्ण अंतरइलेक्ट्रोनगेटिविटी द्वारा. उदाहरण के लिए, यह पीएस (क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातु) के मुख्य उपसमूहों के पहले और दूसरे समूहों के तत्वों और आवर्त सारणी के मुख्य उपसमूहों के 6वें और 7वें समूहों के तत्वों (चाल्कोजेन और हैलोजन) के यौगिकों के लिए विशिष्ट है। ).
यह विपरीत आवेश वाले आयनों के स्थिरवैद्युत आकर्षण के परिणामस्वरूप बनता है।
आयनिक बंधन की विशेषताएं
चूँकि विपरीत आवेश वाले आयनों के बल क्षेत्र सभी दिशाओं में समान रूप से वितरित होते हैं, उनमें से प्रत्येक विपरीत चिह्न के कणों को आकर्षित करने में सक्षम होता है। यह आयनिक बंधन की गैर-दिशात्मकता की विशेषता है।
विपरीत संकेतों वाले दो आयनों की परस्पर क्रिया का अर्थ व्यक्तिगत बल क्षेत्रों का पूर्ण पारस्परिक मुआवजा नहीं है। यह अन्य दिशाओं में आयनों को आकर्षित करने की क्षमता को बनाए रखने में मदद करता है, इसलिए, आयनिक बंधन की असंतृप्ति देखी जाती है।
एक आयनिक यौगिक में, प्रत्येक आयन में आयनिक प्रकृति की क्रिस्टल जाली बनाने के लिए विपरीत चिह्न के कई अन्य लोगों को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता होती है। ऐसे क्रिस्टल में कोई अणु नहीं होते। किसी पदार्थ में प्रत्येक आयन एक निश्चित संख्या में भिन्न चिह्न के आयनों से घिरा होता है।
धातु कनेक्शन
इस प्रकाररासायनिक बंधन निश्चित है व्यक्तिगत विशेषताएँ. धातुओं में वैलेंस ऑर्बिटल्स की संख्या अधिक होती है और इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है।
जब अलग-अलग परमाणु एक साथ आते हैं, तो उनके वैलेंस ऑर्बिटल्स ओवरलैप हो जाते हैं, जो एक ऑर्बिटल से दूसरे ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों की मुक्त आवाजाही की सुविधा प्रदान करता है, जिससे सभी धातु परमाणुओं के बीच एक बंधन बनता है। ये मुक्त इलेक्ट्रॉन धात्विक बंधन की मुख्य विशेषता हैं। इसमें संतृप्ति और दिशात्मकता नहीं है, क्योंकि वैलेंस इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल में समान रूप से वितरित होते हैं। धातुओं में मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति उनके कुछ भौतिक गुणों की व्याख्या करती है: धात्विक चमक, लचीलापन, लचीलापन, तापीय चालकता, अपारदर्शिता।
सहसंयोजक बंधन का प्रकार
यह हाइड्रोजन परमाणु और उच्च विद्युत ऋणात्मकता वाले तत्व के बीच बनता है। इंट्रा- और इंटरमॉलिक्यूलर हाइड्रोजन बांड हैं। इस प्रकार का सहसंयोजक बंधन सबसे कमजोर होता है, यह इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों की कार्रवाई के कारण प्रकट होता है। हाइड्रोजन परमाणु की एक छोटी त्रिज्या होती है, और जब यह एक इलेक्ट्रॉन विस्थापित या दूर दिया जाता है, तो हाइड्रोजन एक सकारात्मक आयन बन जाता है, जो उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ परमाणु पर कार्य करता है।
सहसंयोजक बंधन के विशिष्ट गुणों में से हैं: संतृप्ति, दिशात्मकता, ध्रुवीकरण, ध्रुवीयता। इनमें से प्रत्येक संकेतक का बनने वाले यौगिक के लिए एक विशिष्ट अर्थ है। उदाहरण के लिए, दिशात्मकता अणु के ज्यामितीय आकार से निर्धारित होती है।
सहसंयोजक बंधन(परमाणु बंधन, होम्योपोलर बंधन) - पैरावेलेंट इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप (समाजीकरण) द्वारा गठित एक रासायनिक बंधन। संचार प्रदान करने वाले इलेक्ट्रॉनिक बादल (इलेक्ट्रॉन) कहलाते हैं साझा इलेक्ट्रॉन युग्म.
चारित्रिक गुणसहसंयोजक बंधन - दिशात्मकता, संतृप्ति, ध्रुवता, ध्रुवीकरण - यौगिकों के रासायनिक और भौतिक गुणों को निर्धारित करते हैं।
कनेक्शन की दिशा पदार्थ की आणविक संरचना और उसके अणु के ज्यामितीय आकार से निर्धारित होती है। दो आबंधों के बीच के कोणों को आबंध कोण कहा जाता है।
संतृप्तता परमाणुओं की सीमित संख्या में सहसंयोजक बंधन बनाने की क्षमता है। किसी परमाणु द्वारा बनाए गए बंधों की संख्या उसके बाहरी परमाणु कक्षकों की संख्या से सीमित होती है।
बंधन की ध्रुवीयता परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर के कारण इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण होती है। इस आधार पर, सहसंयोजक बंधनों को गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय (गैर-ध्रुवीय - एक डायटोमिक अणु में समान परमाणु (एच 2, सीएल 2, एन 2) होते हैं) में विभाजित किया जाता है और प्रत्येक परमाणु के इलेक्ट्रॉन बादल इन परमाणुओं के सापेक्ष सममित रूप से वितरित होते हैं ; ध्रुवीय - एक द्विपरमाणुक अणु में विभिन्न परमाणु होते हैं रासायनिक तत्व, और कुल इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं में से एक की ओर स्थानांतरित हो जाता है, जिससे वितरण की एक विषमता बन जाती है बिजली का आवेशएक अणु में, अणु का द्विध्रुव आघूर्ण उत्पन्न करता है)।
एक बंधन की ध्रुवीकरण क्षमता एक बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में बंधन इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन में व्यक्त की जाती है, जिसमें एक अन्य प्रतिक्रियाशील कण भी शामिल है। ध्रुवीकरण क्षमता इलेक्ट्रॉन गतिशीलता द्वारा निर्धारित होती है। सहसंयोजक बंधों की ध्रुवता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के प्रति अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता को निर्धारित करता है।
शिक्षा संचार
एक सहसंयोजक बंधन दो परमाणुओं के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी से बनता है, और इन इलेक्ट्रॉनों को प्रत्येक परमाणु से एक, दो स्थिर कक्षाओं पर कब्जा करना चाहिए।
ए + + बी → ए: बी
समाजीकरण के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन एक पूर्ण ऊर्जा स्तर बनाते हैं। यदि इस स्तर पर उनकी कुल ऊर्जा प्रारंभिक अवस्था से कम है (और ऊर्जा में अंतर बंधन ऊर्जा से अधिक कुछ नहीं होगा) तो एक बंधन बनता है।
H 2 अणु में परमाणु (किनारों पर) और आणविक (केंद्र में) कक्षाओं को इलेक्ट्रॉनों से भरना। ऊर्ध्वाधर अक्ष ऊर्जा स्तर से मेल खाती है, इलेक्ट्रॉनों को उनके स्पिन को प्रतिबिंबित करने वाले तीरों द्वारा दर्शाया जाता है।
आणविक कक्षाओं के सिद्धांत के अनुसार, दो परमाणु कक्षाओं का ओवरलैप, सबसे सरल मामले में, दो आणविक कक्षाओं (एमओ) के गठन की ओर ले जाता है: एमओ को लिंक करनाऔर एंटी-बाइंडिंग (ढीला) एमओ. साझा इलेक्ट्रॉन निम्न ऊर्जा बंधन MO पर स्थित होते हैं।
सहसंयोजक बंधन के प्रकार
सहसंयोजक रासायनिक बंधन तीन प्रकार के होते हैं, जो गठन के तंत्र में भिन्न होते हैं:
1. सरल सहसंयोजक बंधन. इसके निर्माण के लिए प्रत्येक परमाणु एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है। जब एक साधारण सहसंयोजक बंधन बनता है, तो परमाणुओं के औपचारिक आवेश अपरिवर्तित रहते हैं।
· यदि सरल सहसंयोजक बंधन बनाने वाले परमाणु समान हैं, तो अणु में परमाणुओं का वास्तविक आवेश भी समान है, क्योंकि बंधन बनाने वाले परमाणु समान रूप से एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी के मालिक होते हैं। इस कनेक्शन को कहा जाता है गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन. सरल पदार्थों में ऐसा संबंध होता है, उदाहरण के लिए: O 2, N 2, Cl 2। लेकिन न केवल एक ही प्रकार की अधातुएँ सहसंयोजक बन सकती हैं गैर-ध्रुवीय बंधन. गैर-धातु तत्व जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी समान महत्व की है, एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन भी बना सकते हैं, उदाहरण के लिए, पीएच 3 अणु में बंधन सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय है, क्योंकि हाइड्रोजन का ईओ फॉस्फोरस के ईओ के बराबर है।
· यदि परमाणु भिन्न हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की साझा जोड़ी के कब्जे की डिग्री परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर से निर्धारित होती है। अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला एक परमाणु बंधनकारी इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को अधिक मजबूती से अपनी ओर आकर्षित करता है, और इसका वास्तविक चार्ज नकारात्मक हो जाता है। कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला एक परमाणु, तदनुसार, समान परिमाण का सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है। यदि दो भिन्न अधातुओं के बीच कोई यौगिक बनता है तो ऐसा यौगिक कहलाता है सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन.
2. दाता-स्वीकर्ता बंधन. इस प्रकार के सहसंयोजक बंधन को बनाने के लिए, दोनों इलेक्ट्रॉनों को एक परमाणु द्वारा प्रदान किया जाता है - दाता. बंधन के निर्माण में शामिल परमाणुओं में से दूसरे को कहा जाता है हुंडी सकारनेवाला. परिणामी अणु में, दाता का औपचारिक आवेश एक बढ़ जाता है, और स्वीकर्ता का औपचारिक आवेश एक कम हो जाता है।
3. अर्धध्रुवीय संबंध. इसे ध्रुवीय दाता-स्वीकर्ता बंधन माना जा सकता है। इस प्रकार का सहसंयोजक बंधन एक परमाणु के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी (नाइट्रोजन, फास्फोरस, सल्फर, हैलोजन, आदि) और दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों (ऑक्सीजन, सल्फर) वाले परमाणु के बीच बनता है। अर्धध्रुवीय बंधन का निर्माण दो चरणों में होता है:
1. एक अकेले इलेक्ट्रॉन युग्म वाले परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन का दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन वाले परमाणु में स्थानांतरण। परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी वाला एक परमाणु एक रेडिकल धनायन (एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ एक सकारात्मक चार्ज कण) में बदल जाता है, और दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों वाला एक परमाणु एक रेडिकल आयन (एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ एक नकारात्मक चार्ज कण) में बदल जाता है। .
2. अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों का साझाकरण (जैसा कि एक साधारण सहसंयोजक बंधन के मामले में)।
जब एक अर्धध्रुवीय बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉनों की एक अकेली जोड़ी वाला एक परमाणु अपने औपचारिक चार्ज को एक से बढ़ा देता है, और दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों वाले एक परमाणु अपने औपचारिक चार्ज को एक से कम कर देता है।
σ बंधन और π बंधन
सिग्मा (σ)-, पाई (π)-बंध - अणुओं में सहसंयोजक बंधों के प्रकार का अनुमानित विवरण विभिन्न कनेक्शन, σ-बंध की विशेषता यह है कि इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली धुरी के साथ अधिकतम होता है। जब एक -बॉन्ड बनता है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों का तथाकथित पार्श्व ओवरलैप होता है, और इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व σ-बॉन्ड विमान के "ऊपर" और "नीचे" अधिकतम होता है। उदाहरण के लिए, आइए एथिलीन, एसिटिलीन और बेंजीन लें।
एथिलीन अणु C 2 H 4 में एक दोहरा बंधन CH 2 = CH 2 है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: H:C::C:H है। सभी एथिलीन परमाणुओं के नाभिक एक ही तल में स्थित होते हैं। प्रत्येक कार्बन परमाणु के तीन इलेक्ट्रॉन बादल एक ही तल में अन्य परमाणुओं के साथ तीन सहसंयोजक बंधन बनाते हैं (उनके बीच का कोण लगभग 120° होता है)। कार्बन परमाणु के चौथे वैलेंस इलेक्ट्रॉन का बादल अणु के तल के ऊपर और नीचे स्थित होता है। दोनों कार्बन परमाणुओं के ऐसे इलेक्ट्रॉन बादल, अणु के तल के ऊपर और नीचे आंशिक रूप से ओवरलैप करते हुए, कार्बन परमाणुओं के बीच एक दूसरा बंधन बनाते हैं। कार्बन परमाणुओं के बीच पहले, मजबूत सहसंयोजक बंधन को σ बंधन कहा जाता है; दूसरे, कम मजबूत सहसंयोजक बंधन को -बंध कहा जाता है।
एक रैखिक एसिटिलीन अणु में
एन-एस≡एस-एन (एन: एस::: एस: एन)
कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच σ बंधन होते हैं, दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक σ बंधन होता है, और समान कार्बन परमाणुओं के बीच दो σ बंधन होते हैं। दो-बंध दो परस्पर लंबवत तलों में σ-बंध की क्रिया के क्षेत्र के ऊपर स्थित होते हैं।
चक्रीय बेंजीन अणु C 6 H 6 के सभी छह कार्बन परमाणु एक ही तल में स्थित हैं। वलय के तल में कार्बन परमाणुओं के बीच σ बंधन होते हैं; प्रत्येक कार्बन परमाणु का हाइड्रोजन परमाणु के साथ समान बंधन होता है। इन बंधों को बनाने के लिए कार्बन परमाणु तीन इलेक्ट्रॉन खर्च करते हैं। कार्बन परमाणुओं के चौथे वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादल, आठ की आकृति के आकार के, बेंजीन अणु के तल के लंबवत स्थित होते हैं। ऐसा प्रत्येक बादल पड़ोसी कार्बन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के साथ समान रूप से ओवरलैप होता है। बेंजीन अणु में, तीन अलग-अलग बंधन नहीं बनते, बल्कि एक एकल बनता है -इलेक्ट्रॉनिक प्रणालीसभी कार्बन परमाणुओं में सामान्य रूप से छह इलेक्ट्रॉन होते हैं। बेंजीन अणु में कार्बन परमाणुओं के बीच के बंधन बिल्कुल समान होते हैं।
सहसंयोजक बंध वाले पदार्थों के उदाहरण
एक साधारण सहसंयोजक बंधन सरल गैसों (एच 2, सीएल 2, आदि) और यौगिकों (एच 2 ओ, एनएच 3, सीएच 4, सीओ 2, एचसीएल, आदि) के अणुओं में परमाणुओं को जोड़ता है। दाता-स्वीकर्ता बंधन वाले यौगिक - अमोनियम एनएच 4 +, टेट्राफ्लोरोबोरेट आयन बीएफ 4 - और अन्य अर्धध्रुवीय बंधन वाले यौगिक - नाइट्रस ऑक्साइड एन 2 ओ, ओ - -पीसीएल 3 +।
सहसंयोजक बंधन वाले क्रिस्टल ढांकता हुआ या अर्धचालक होते हैं। विशिष्ट उदाहरणपरमाणु क्रिस्टल (परमाणु जिनमें सहसंयोजक (परमाणु) बंधों द्वारा परस्पर जुड़े होते हैं) हीरा, जर्मेनियम और सिलिकॉन हो सकते हैं।
एकमात्र ज्ञात व्यक्तिधातु और कार्बन के बीच सहसंयोजक बंधन के उदाहरण वाला एक पदार्थ सायनोकोबालामिन है, जिसे विटामिन बी12 के रूप में जाना जाता है।
आयोनिक बंध- इलेक्ट्रोनगेटिविटी के बड़े अंतर (> पॉलिंग स्केल पर 1.5) के साथ परमाणुओं के बीच बनने वाला एक बहुत मजबूत रासायनिक बंधन, जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है। यह विपरीत रूप से चार्ज किए गए पिंडों के रूप में आयनों का आकर्षण है . एक उदाहरण यौगिक CsF है, जिसमें "आयनिकता की डिग्री" 97% है। आइए एक उदाहरण के रूप में सोडियम क्लोराइड NaCl का उपयोग करके निर्माण की विधि पर विचार करें। सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 सीएल 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. ये अपूर्ण ऊर्जा स्तर वाले परमाणु हैं। जाहिर है, उन्हें पूरा करने के लिए, सोडियम परमाणु के लिए सात इलेक्ट्रॉन लेने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन छोड़ना आसान है, और क्लोरीन परमाणु के लिए सात इलेक्ट्रॉन छोड़ने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करना आसान है। रासायनिक अंतःक्रिया के दौरान, सोडियम परमाणु पूरी तरह से एक इलेक्ट्रॉन छोड़ देता है, और क्लोरीन परमाणु इसे स्वीकार कर लेता है। योजनाबद्ध रूप से, इसे इस प्रकार लिखा जा सकता है: Na. - एल ई -> Na+ सोडियम आयन, दूसरे के कारण स्थिर आठ इलेक्ट्रॉन 1s2 2s2 2p6 शेल ऊर्जा स्तर. :Cl + 1е --> .Cl - क्लोरीन आयन, स्थिर आठ इलेक्ट्रॉन कोश। Na+ और Cl- आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल उत्पन्न होता है, जिसके परिणामस्वरूप एक यौगिक का निर्माण होता है। आयनिक बंधन ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के ध्रुवीकरण का एक चरम मामला है। एक विशिष्ट धातु और अधातु के बीच निर्मित। इस मामले में, धातु से इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से गैर-धातु में स्थानांतरित हो जाते हैं। आयन बनते हैं.
यदि उन परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन बनता है जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी में बहुत बड़ा अंतर होता है (पॉलिंग के अनुसार ईओ > 1.7), तो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से उच्च ईओ वाले परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है। इसका परिणाम विपरीत रूप से आवेशित आयनों के एक यौगिक का निर्माण होता है:
परिणामी आयनों के बीच एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण होता है, जिसे आयनिक बंधन कहा जाता है। या यूं कहें कि यह लुक सुविधाजनक है। वास्तव में, अपने शुद्ध रूप में परमाणुओं के बीच आयनिक बंधन कहीं भी या लगभग कहीं भी महसूस नहीं किया जाता है, वास्तव में, बंधन प्रकृति में आंशिक रूप से आयनिक और आंशिक रूप से सहसंयोजक होता है। साथ ही, जटिल आणविक आयनों के बंधन को अक्सर विशुद्ध रूप से आयनिक माना जा सकता है। आयनिक बांड और अन्य प्रकार के रासायनिक बांड के बीच सबसे महत्वपूर्ण अंतर गैर-दिशात्मकता और गैर-संतृप्ति हैं। यही कारण है कि आयनिक बंधों के कारण बनने वाले क्रिस्टल संबंधित आयनों के विभिन्न सघन पैकिंग की ओर आकर्षित होते हैं।
विशेषताएँऐसे यौगिकों में ध्रुवीय विलायक (पानी, एसिड, आदि) में अच्छी घुलनशीलता होती है। ऐसा अणु के आवेशित भागों के कारण होता है। इस मामले में, विलायक द्विध्रुव अणु के आवेशित सिरों की ओर आकर्षित होते हैं, और, परिणामस्वरूप, एक प्रकार कि गति, पदार्थ के अणु को टुकड़ों में "फाड़" दें और उन्हें घेर लें, जिससे वे फिर से जुड़ न सकें। परिणाम विलायक द्विध्रुवों से घिरे आयन हैं।
जब ऐसे यौगिक घुलते हैं, तो आमतौर पर ऊर्जा निकलती है, क्योंकि गठित विलायक-आयन बांड की कुल ऊर्जा आयन-धनायन बंधन की ऊर्जा से अधिक होती है। अपवादों में कई लवण शामिल हैं नाइट्रिक एसिड(नाइट्रेट), जो घुलने पर ऊष्मा को अवशोषित करते हैं (समाधान ठंडा होता है)। अंतिम तथ्यभौतिक रसायन शास्त्र में माने जाने वाले नियमों के आधार पर समझाया गया है।
चावल। 2.1.परमाणुओं से अणुओं का निर्माण होता है वैलेंस ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों का पुनर्वितरणऔर की ओर ले जाता है ऊर्जा में लाभ,चूँकि अणुओं की ऊर्जा गैर-अंतःक्रियात्मक परमाणुओं की ऊर्जा से कम हो जाती है। यह चित्र हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक रासायनिक बंधन के गठन का एक आरेख दिखाता है।
§2 रासायनिक बंधन
सामान्य परिस्थितियों में, आणविक अवस्था परमाणु अवस्था की तुलना में अधिक स्थिर होती है (चित्र 2.1)। परमाणुओं से अणुओं का निर्माण वैलेंस ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों के पुनर्वितरण के साथ होता है और ऊर्जा में वृद्धि होती है, क्योंकि अणुओं की ऊर्जा गैर-अंतःक्रियात्मक परमाणुओं की ऊर्जा से कम होती है।(परिशिष्ट 3). अणुओं में परमाणुओं को धारण करने वाली शक्तियों को सामूहिक रूप से कहा जाता है रासायनिक बंध.
परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा किया जाता है और प्रकृति में विद्युत है . रासायनिक बंधन के चार मुख्य प्रकार हैं: सहसंयोजक,आयनिक,धातुऔर हाइड्रोजन.
1 सहसंयोजक बंधन
इलेक्ट्रॉन युग्मों द्वारा किए गए रासायनिक बंधन को परमाणु या सहसंयोजक कहा जाता है . सहसंयोजक बंध वाले यौगिकों को परमाणु या सहसंयोजक कहा जाता है .
जब एक सहसंयोजक बंधन होता है, तो ऊर्जा की रिहाई के साथ परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैप होता है (चित्र 2.1)। इस मामले में, सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए परमाणु नाभिक के बीच नकारात्मक चार्ज के बढ़े हुए घनत्व वाला एक बादल दिखाई देता है। विपरीत आवेशों के बीच कूलम्ब आकर्षण बल की क्रिया के कारण, ऋणात्मक आवेश के घनत्व में वृद्धि से नाभिकों को एक साथ लाने में मदद मिलती है।
सहसंयोजक बंधन परमाणुओं के बाहरी कोश में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनता है . इस मामले में, विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन बनते हैं इलेक्ट्रॉन युग्म(चित्र 2.2), परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के लिए सामान्य। यदि परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन (एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म) उत्पन्न हो गया है, तो इसे सिंगल, डबल, डबल आदि कहा जाता है।
ऊर्जा एक रासायनिक बंधन की ताकत का माप है। ईएसवी ने बंधन को तोड़ने पर खर्च किया (व्यक्तिगत परमाणुओं से एक यौगिक बनाते समय ऊर्जा में वृद्धि)। यह ऊर्जा आमतौर पर प्रति 1 मोल मापी जाती है। पदार्थोंऔर किलोजूल प्रति मोल (kJ∙mol -1) में व्यक्त किए जाते हैं। एकल सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा 200-2000 kJmol-1 की सीमा में होती है।
चावल। 2.2.सहसंयोजक बंधन सबसे अधिक होता है सामान्य रूप से देखेंएक विनिमय तंत्र के माध्यम से एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के बंटवारे के कारण उत्पन्न होने वाला रासायनिक बंधन (ए), जब प्रत्येक परस्पर क्रिया करने वाला परमाणु एक इलेक्ट्रॉन की आपूर्ति करता है, या दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से (बी)जब एक इलेक्ट्रॉन युग्म को एक परमाणु (दाता) द्वारा दूसरे परमाणु (स्वीकर्ता) के साथ साझा किया जाता है।
सहसंयोजक बंधन में गुण होते हैं संतृप्ति और केंद्र . सहसंयोजक बंधन की संतृप्ति को परमाणुओं की अपने पड़ोसियों के साथ सीमित संख्या में बंधन बनाने की क्षमता के रूप में समझा जाता है, जो उनके अयुग्मित वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होती है। सहसंयोजक बंधन की दिशात्मकता इस तथ्य को दर्शाती है कि परमाणुओं को एक-दूसरे के पास रखने वाली ताकतें परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के साथ निर्देशित होती हैं। अलावा, सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय हो सकता है .
यदि गैर ध्रुवीयसहसंयोजक बंधन में, इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी द्वारा गठित इलेक्ट्रॉन बादल दोनों परमाणुओं के नाभिक के सापेक्ष सममित रूप से अंतरिक्ष में वितरित होता है। एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन सरल पदार्थों के परमाणुओं के बीच बनता है, उदाहरण के लिए, गैसों के समान परमाणुओं के बीच जो डायटोमिक अणु (ओ 2, एच 2, एन 2, सीएल 2, आदि) बनाते हैं।
यदि ध्रुवीयसहसंयोजक बंधन में, बंधन का इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं में से एक की ओर स्थानांतरित हो जाता है। परमाणुओं के बीच ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों का बनना जटिल पदार्थों की विशेषता है। एक उदाहरण अस्थिर अकार्बनिक यौगिकों के अणु हैं: एचसीएल, एच 2 ओ, एनएच 3, आदि।
सहसंयोजक बंधन के निर्माण के दौरान किसी एक परमाणु की ओर कुल इलेक्ट्रॉन बादल के विस्थापन की डिग्री (बंधन ध्रुवता की डिग्री ) मुख्य रूप से परमाणु नाभिक के आवेश और परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की त्रिज्या द्वारा निर्धारित किया जाता है .
किसी परमाणु नाभिक का आवेश जितना अधिक होता है, वह उतनी ही अधिक तीव्रता से इलेक्ट्रॉनों के बादल को आकर्षित करता है। साथ ही, परमाणु की त्रिज्या जितनी बड़ी होगी, परमाणु नाभिक के पास बाहरी इलेक्ट्रॉन उतने ही कमज़ोर होंगे। इन दोनों कारकों का संयुक्त प्रभाव विभिन्न परमाणुओं की सहसंयोजक बंधों के बादल को अपनी ओर "खींचने" की अलग-अलग क्षमता में व्यक्त होता है।
किसी अणु में परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता को इलेक्ट्रोनगेटिविटी कहा जाता है। . इस प्रकार, इलेक्ट्रोनगेटिविटी एक परमाणु की सहसंयोजक बंधन को ध्रुवीकृत करने की क्षमता को दर्शाती है: किसी परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी जितनी अधिक होती है, सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन बादल उतनी ही अधिक मजबूती से उसकी ओर स्थानांतरित होता है .
इलेक्ट्रोनगेटिविटी को मापने के लिए कई तरीके प्रस्तावित किए गए हैं। इस मामले में, सबसे स्पष्ट भौतिक अर्थ अमेरिकी रसायनज्ञ रॉबर्ट एस मुल्लिकेन द्वारा प्रस्तावित विधि है, जिन्होंने इलेक्ट्रोनगेटिविटी निर्धारित की थी एक परमाणु की ऊर्जा के योग का आधा भाग ई ईइलेक्ट्रॉन आत्मीयता और ऊर्जा ई मैंपरमाणु का आयनीकरण:
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(2.1)
आयनीकरण ऊर्जाएक परमाणु वह ऊर्जा है जिसे एक इलेक्ट्रॉन को "फाड़ने" और उसे अनंत दूरी तक ले जाने के लिए खर्च किया जाना चाहिए। आयनीकरण ऊर्जा परमाणुओं के फोटोआयनीकरण द्वारा या विद्युत क्षेत्र में त्वरित इलेक्ट्रॉनों के साथ परमाणुओं पर बमबारी करके निर्धारित की जाती है। फोटॉन या इलेक्ट्रॉन ऊर्जा का सबसे छोटा मान जो परमाणुओं को आयनित करने के लिए पर्याप्त हो जाता है, उनकी आयनीकरण ऊर्जा कहलाती है ई मैं. यह ऊर्जा आमतौर पर इलेक्ट्रॉन वोल्ट (eV) में व्यक्त की जाती है: 1 eV = 1.610 –19 J.
परमाणु बाहरी इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने के लिए सबसे अधिक इच्छुक होते हैं धातुओं, जिसमें बाहरी आवरण पर कम संख्या में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन (1, 2 या 3) होते हैं। इन परमाणुओं में सबसे कम आयनीकरण ऊर्जा होती है। इस प्रकार, आयनीकरण ऊर्जा का परिमाण किसी तत्व की अधिक या कम "धात्विकता" के माप के रूप में काम कर सकता है: आयनीकरण ऊर्जा जितनी कम होगी, उतनी ही अधिक स्पष्ट होगी धातुगुणतत्व।
डी.आई. मेंडेलीव के तत्वों की आवधिक प्रणाली के एक ही उपसमूह में, किसी तत्व की परमाणु संख्या में वृद्धि के साथ, इसकी आयनीकरण ऊर्जा कम हो जाती है (तालिका 2.1), जो परमाणु त्रिज्या (तालिका 1.2) में वृद्धि के साथ जुड़ी हुई है। , परिणामस्वरूप, कोर के साथ बाहरी इलेक्ट्रॉनों का बंधन कमजोर हो जाता है। समान अवधि के तत्वों के लिए, परमाणु क्रमांक बढ़ने के साथ आयनीकरण ऊर्जा बढ़ती है। इसका कारण परमाणु त्रिज्या में कमी और परमाणु आवेश में वृद्धि है।
ऊर्जा ई ई, जो मुक्त परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ने पर निकलता है, कहलाता है इलेक्ट्रॉन आत्मीयता(ईवी में भी व्यक्त)। जब एक आवेशित इलेक्ट्रॉन कुछ तटस्थ परमाणुओं से जुड़ता है तो ऊर्जा की रिहाई (अवशोषण के बजाय) को इस तथ्य से समझाया जाता है कि प्रकृति में सबसे स्थिर परमाणु वे होते हैं जिनके बाहरी आवरण भरे होते हैं। इसलिए, उन परमाणुओं के लिए जिनके गोले "थोड़े से अधूरे" हैं (यानी, भरने से पहले 1, 2 या 3 इलेक्ट्रॉन गायब हैं), इलेक्ट्रॉनों को खुद से जोड़ना, नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन 1 में बदलना ऊर्जावान रूप से अनुकूल है। ऐसे परमाणुओं में शामिल हैं, उदाहरण के लिए, हैलोजन परमाणु (तालिका 2.1) - डी.आई. मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली के सातवें समूह (मुख्य उपसमूह) के तत्व। धातु परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता आमतौर पर शून्य या नकारात्मक होती है, अर्थात। अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों को संलग्न करना उनके लिए ऊर्जावान रूप से प्रतिकूल है; उन्हें परमाणुओं के अंदर रखने के लिए अतिरिक्त ऊर्जा की आवश्यकता होती है। अधातु परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता हमेशा सकारात्मक होती है और जितनी अधिक होती है, आवर्त सारणी में अधातु एक उत्कृष्ट (निष्क्रिय) गैस के उतना ही करीब स्थित होती है। यह बढ़ोतरी का संकेत है गैर-धातु गुणजैसे-जैसे हम अवधि के अंत के करीब पहुंचते हैं।
जो कुछ कहा गया है, उससे यह स्पष्ट है कि प्रत्येक आवर्त के तत्वों के लिए परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता (2.1) बाएँ से दाएँ दिशा में बढ़ती है और मेंडेलीव आवर्त के समान समूह के तत्वों के लिए ऊपर से नीचे की दिशा में घटती है। प्रणाली। हालाँकि, यह समझना मुश्किल नहीं है कि परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधन की ध्रुवता की डिग्री को चिह्नित करने के लिए, इलेक्ट्रोनगेटिविटी का पूर्ण मूल्य महत्वपूर्ण नहीं है, बल्कि बंधन बनाने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी का अनुपात महत्वपूर्ण है। इसीलिए व्यवहार में वे सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता मूल्यों का उपयोग करते हैं(तालिका 2.1), लिथियम की विद्युत् ऋणात्मकता को इकाई के रूप में लेते हुए।
सहसंयोजक रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता को चिह्नित करने के लिए, परमाणुओं की सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर का उपयोग किया जाता है. आमतौर पर, परमाणु ए और बी के बीच का बंधन पूरी तरह से सहसंयोजक माना जाता है यदि | ए – बी|0.5.