आणविक संरचना वाले पदार्थ किसकी सहायता से बनते हैं? विशेष प्रकाररिश्ते. सहसंयोजक बंधनएक अणु में, ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय, जिसे परमाणु भी कहा जाता है। यह नाम लैटिन "सह" - "एक साथ" और "वेल्स" - "बल होना" से आया है। यौगिक बनाने की इस विधि में, दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी साझा की जाती है।

ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन क्या हैं? यदि इस प्रकार कोई नया यौगिक बनता है, तोइलेक्ट्रॉन युग्मों का समाजीकरण।आमतौर पर, ऐसे पदार्थों में आणविक संरचना होती है: एच 2, ओ 3, एचसीएल, एचएफ, सीएच 4।

ऐसे गैर-आण्विक पदार्थ भी हैं जिनमें परमाणु इस प्रकार जुड़े होते हैं। ये तथाकथित परमाणु क्रिस्टल हैं: हीरा, सिलिकॉन डाइऑक्साइड, सिलिकॉन कार्बाइड। उनमें, प्रत्येक कण चार अन्य से जुड़ा होता है, जिसके परिणामस्वरूप एक बहुत मजबूत क्रिस्टल बनता है। आणविक संरचना वाले क्रिस्टल आमतौर पर बहुत मजबूत नहीं होते हैं।

यौगिक बनाने की इस विधि के गुण:

• बहुलता;
• दिशा;
• ध्रुवता की डिग्री;
• ध्रुवीकरण;
• जोड़ी बनाना.

बहुलता साझा किए गए इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या है। एक से तीन तक हो सकते हैं. ऑक्सीजन में इसके कोश को भरने के लिए पर्याप्त इलेक्ट्रॉन नहीं हैं, इसलिए यह दोगुना होगा। नाइट्रोजन अणु N2 में यह तिगुना होता है।

ध्रुवीकरण - एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन और एक गैर-ध्रुवीय बंधन बनाने की संभावना। इसके अलावा, यह कम या ज्यादा ध्रुवीय हो सकता है, आयनिक के करीब या इसके विपरीत - यह ध्रुवता की डिग्री की संपत्ति है।

दिशात्मकता का अर्थ है कि परमाणु इस तरह से जुड़ते हैं कि उनके बीच जितना संभव हो उतना इलेक्ट्रॉन घनत्व हो। जब पी या डी ऑर्बिटल्स जुड़े हों तो दिशात्मकता के बारे में बात करना समझ में आता है। एस-ऑर्बिटल्स गोलाकार रूप से सममित हैं, उनके लिए सभी दिशाएँ समतुल्य हैं। पी-ऑर्बिटल्स में, गैर-ध्रुवीय या ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन को उनकी धुरी के साथ निर्देशित किया जाता है, ताकि दो "आठ" शीर्ष पर ओवरलैप हो जाएं। यह एक σ बंधन है। कम मजबूत π बांड भी हैं। पी-ऑर्बिटल्स के मामले में, "आठ" ऑर्बिटल्स अणु की धुरी के बाहर पार्श्व पक्षों द्वारा ओवरलैप किए जाते हैं। दोहरे या तिहरे मामले में, पी ऑर्बिटल्स एक σ बंधन बनाते हैं, और बाकी π प्रकार के होंगे।

संयुग्मन अभाज्य और गुणकों का प्रत्यावर्तन है, जो अणु को अधिक स्थिर बनाता है। यह गुण जटिल कार्बनिक यौगिकों की विशेषता है।

रासायनिक बंधों के निर्माण के प्रकार एवं विधियाँ

विचारों में भिन्नता

महत्वपूर्ण!यह कैसे निर्धारित करें कि गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक या ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थ हमारे सामने हैं? यह बहुत सरल है: पहला हमेशा समान परमाणुओं के बीच होता है, और दूसरा - असमान इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले विभिन्न परमाणुओं के बीच होता है।

सहसंयोजक गैरध्रुवीय बंधों के उदाहरण - सरल पदार्थ:

• हाइड्रोजन एच 2;
• नाइट्रोजन एन2;
• ऑक्सीजन ओ 2;
• क्लोरीन सीएल2.

एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन की निर्माण योजना से पता चलता है कि एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के संयोजन से, परमाणु बाहरी आवरण को 8 या 2 इलेक्ट्रॉनों के पूरक बनाते हैं। उदाहरण के लिए, फ्लोरीन आठ-इलेक्ट्रॉन शेल से एक इलेक्ट्रॉन कम है। साझा इलेक्ट्रॉन युग्म बनने के बाद यह भर जाएगा। सहसंयोजक पदार्थ के लिए एक सामान्य सूत्र गैर-ध्रुवीय बंधन- द्विपरमाणुक अणु.

ध्रुवीय आमतौर पर केवल कनेक्ट होते हैं:

• एच 2 ओ;
• सीएच4.

लेकिन कुछ अपवाद भी हैं, जैसे AlCl 3। एल्युमीनियम में उभयचरता का गुण होता है, अर्थात कुछ यौगिकों में यह धातु की तरह व्यवहार करता है, और अन्य में यह गैर-धातु की तरह व्यवहार करता है। इस यौगिक में इलेक्ट्रोनगेटिविटी का अंतर छोटा है, इसलिए एल्युमीनियम क्लोरीन के साथ इस तरह से जुड़ता है, न कि आयनिक प्रकार के अनुसार।

इस मामले में, अणु विभिन्न तत्वों द्वारा बनता है, लेकिन इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर इतना अधिक नहीं होता है कि इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से एक परमाणु से दूसरे में स्थानांतरित हो जाए, जैसा कि आयनिक संरचना वाले पदार्थों में होता है।

इस प्रकार की सहसंयोजक संरचना के निर्माण की योजनाओं से पता चलता है कि इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक विद्युतीय परमाणु में स्थानांतरित हो जाता है, अर्थात, साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी दूसरे की तुलना में उनमें से एक के करीब है। अणु के हिस्से एक आवेश प्राप्त कर लेते हैं, जिसे ग्रीक अक्षर डेल्टा द्वारा दर्शाया जाता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड में, क्लोरीन अधिक ऋणावेशित हो जाता है और हाइड्रोजन अधिक धनावेशित हो जाता है। आवेश आंशिक होगा, संपूर्ण नहीं, जैसा कि आयनों के साथ होता है।

महत्वपूर्ण!बॉन्ड ध्रुवता को आणविक ध्रुवता के साथ भ्रमित नहीं किया जाना चाहिए। उदाहरण के लिए, मीथेन CH4 में, परमाणु ध्रुवीय रूप से बंधे होते हैं, लेकिन अणु स्वयं गैर-ध्रुवीय होता है।

उपयोगी वीडियो: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

शिक्षा तंत्र

नए पदार्थों का निर्माण विनिमय या दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से हो सकता है।इस मामले में, परमाणु कक्षाएँ संयुक्त होती हैं। एक या अधिक आणविक कक्षाएँ उत्पन्न होती हैं। वे इस मायने में भिन्न हैं कि वे दोनों परमाणुओं तक फैले हुए हैं। एक परमाणु इलेक्ट्रॉन की तरह, इसमें दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, और उनकी स्पिन भी अलग-अलग दिशाओं में होनी चाहिए।

कैसे निर्धारित करें कि कौन सा तंत्र शामिल है? यह बाहरी कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या द्वारा किया जा सकता है।

अदला-बदली

इस मामले में, आणविक कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन युग्म दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से बनता है, जिनमें से प्रत्येक अपने स्वयं के परमाणु से संबंधित होता है। उनमें से प्रत्येक अपने बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश को भरने और इसे आठ या दो इलेक्ट्रॉनों से स्थिर बनाने का प्रयास करता है। इस प्रकार गैर-ध्रुवीय संरचना वाले पदार्थ आमतौर पर बनते हैं।

उदाहरण के लिए, विचार करें हाइड्रोक्लोरिक एसिडएचसीएल. हाइड्रोजन के पास है बाहरी स्तरएक इलेक्ट्रॉन. क्लोरीन में सात हैं। इसके लिए एक सहसंयोजक संरचना के निर्माण के चित्र बनाने पर, हम देखेंगे कि उनमें से प्रत्येक में बाहरी कोश को भरने के लिए एक इलेक्ट्रॉन की कमी है। आपस में एक इलेक्ट्रॉन युग्म साझा करके, वे बाहरी कोश को पूरा करने में सक्षम होंगे। उसी सिद्धांत का उपयोग सरल पदार्थों के द्विपरमाणुक अणुओं को बनाने के लिए किया जाता है, उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन, ऑक्सीजन, क्लोरीन, नाइट्रोजन और अन्य गैर-धातुएं।

शिक्षा तंत्र

दाता स्वीकर्ता

दूसरे मामले में, दोनों इलेक्ट्रॉन एक अकेला जोड़ा हैं और एक ही परमाणु (दाता) से संबंधित हैं। दूसरे (स्वीकर्ता) के पास एक खाली कक्षक है।

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले किसी पदार्थ का सूत्र इस प्रकार बनता है, उदाहरण के लिए, अमोनियम आयन NH 4 +। यह एक हाइड्रोजन आयन से बनता है, जिसमें एक खाली कक्षक होता है, और अमोनिया NH3, जिसमें एक "अतिरिक्त" इलेक्ट्रॉन होता है। अमोनिया से इलेक्ट्रॉन युग्म का सामाजिककरण होता है।

संकरण

जब एक इलेक्ट्रॉन युग्म को ऑर्बिटल्स के बीच साझा किया जाता है विभिन्न आकारउदाहरण के लिए, एस और पी, एक हाइब्रिड इलेक्ट्रॉन क्लाउड एसपी बनता है। ऐसे ऑर्बिटल्स अधिक ओवरलैप करते हैं, इसलिए वे अधिक मजबूती से जुड़ते हैं।

इस प्रकार मीथेन और अमोनिया के अणुओं की संरचना होती है। सीएच 4 मीथेन अणु में, तीन बंधन पी-ऑर्बिटल्स में और एक एस में बनना चाहिए था। इसके बजाय, ऑर्बिटल तीन पी ऑर्बिटल्स के साथ संकरण करता है, जिसके परिणामस्वरूप लम्बी बूंदों के आकार में तीन एसपी 3 हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनते हैं। ऐसा इसलिए होता है क्योंकि 2s और 2p इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा समान होती है, जब वे दूसरे परमाणु के साथ जुड़ते हैं तो वे एक-दूसरे के साथ परस्पर क्रिया करते हैं। तब एक संकर कक्षक बन सकता है। परिणामी अणु का आकार टेट्राहेड्रोन जैसा होता है, जिसके शीर्ष पर हाइड्रोजन स्थित होता है।

संकरण वाले पदार्थों के अन्य उदाहरण:

• एसिटिलीन;
• बेंजीन;
• हीरा;
• पानी।

कार्बन की विशेषता sp3 संकरण है, इसलिए यह अक्सर कार्बनिक यौगिकों में पाया जाता है।

उपयोगी वीडियो: ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

निष्कर्ष

एक सहसंयोजक बंधन, ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय, आणविक संरचना वाले पदार्थों की विशेषता है। एक तत्व के परमाणु गैर-ध्रुवीय रूप से बंधे होते हैं, जबकि विभिन्न तत्वों के परमाणु ध्रुवीय रूप से बंधे होते हैं, लेकिन थोड़ी अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ। आमतौर पर गैर-धातु तत्व इस तरह से जुड़े होते हैं, लेकिन एल्यूमीनियम जैसे अपवाद भी हैं।

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 kJmol-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:

. (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 = 1.610 –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.

सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक तीन मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन हैं।

आइए इसके बारे में और जानें सहसंयोजक रासायनिक बंधन. आइए इसकी घटना के तंत्र पर विचार करें। आइए एक उदाहरण के रूप में हाइड्रोजन अणु के निर्माण को लें:

1s इलेक्ट्रॉन द्वारा निर्मित एक गोलाकार सममित बादल एक मुक्त हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक को घेरता है। जब परमाणु एक निश्चित दूरी के करीब आते हैं, तो उनकी कक्षाएँ आंशिक रूप से ओवरलैप हो जाती हैं (चित्र देखें), परिणामस्वरूप, दोनों नाभिकों के केंद्रों के बीच एक आणविक दो-इलेक्ट्रॉन बादल दिखाई देता है, जिसमें नाभिकों के बीच के स्थान में अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। ऋणात्मक आवेश के घनत्व में वृद्धि के साथ, आणविक बादल और नाभिक के बीच आकर्षण बल में तीव्र वृद्धि होती है।

तो, हम देखते हैं कि परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों को ओवरलैप करके एक सहसंयोजक बंधन बनता है, जो ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है। यदि छूने से पहले निकट आने वाले परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी 0.106 एनएम है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप होने के बाद यह 0.074 एनएम होगी। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप जितना अधिक होगा, रासायनिक बंधन उतना ही मजबूत होगा।

सहसंयोजकबुलाया रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा किया जाता है. सहसंयोजक बंध वाले यौगिक कहलाते हैं होम्योपोलरया परमाणु.

वहाँ हैं दो प्रकार के सहसंयोजक बंधन: ध्रुवीयऔर गैर ध्रुवीय.

गैर-ध्रुवीय के लिए सहसंयोजक बंधन में, इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी द्वारा गठित इलेक्ट्रॉन बादल दोनों परमाणुओं के नाभिक के सापेक्ष सममित रूप से वितरित होता है। एक उदाहरण डायटोमिक अणु है जिसमें एक तत्व होता है: सीएल 2, एन 2, एच 2, एफ 2, ओ 2 और अन्य, इलेक्ट्रॉन जोड़ी जिसमें दोनों परमाणु समान रूप से संबंधित होते हैं।

ध्रुवीय पर सहसंयोजक बंधन में, इलेक्ट्रॉन बादल उच्च सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाता है। उदाहरण के लिए, अस्थिर अकार्बनिक यौगिकों जैसे एच 2 एस, एचसीएल, एच 2 ओ और अन्य के अणु।

एचसीएल अणु के गठन को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

क्योंकि क्लोरीन परमाणु (2.83) की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता हाइड्रोजन परमाणु (2.1) से अधिक है, इलेक्ट्रॉन युग्म क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाता है।

सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए विनिमय तंत्र के अलावा - ओवरलैप के कारण भी है दाता स्वीकर्ताइसके गठन का तंत्र. यह एक ऐसा तंत्र है जिसमें सहसंयोजक बंधन का निर्माण एक परमाणु (दाता) के दो-इलेक्ट्रॉन बादल और दूसरे परमाणु (स्वीकर्ता) के मुक्त कक्षक के कारण होता है। आइए अमोनियम NH 4+ के निर्माण के तंत्र का एक उदाहरण देखें, अमोनिया अणु में, नाइट्रोजन परमाणु में दो-इलेक्ट्रॉन बादल होते हैं:

हाइड्रोजन आयन का एक मुक्त 1s कक्षक है, आइए इसे इस प्रकार निरूपित करें।

अमोनियम आयन के निर्माण के दौरान, नाइट्रोजन का दो-इलेक्ट्रॉन बादल नाइट्रोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाता है, जिसका अर्थ है कि यह आणविक इलेक्ट्रॉन बादल में परिवर्तित हो जाता है। परिणामस्वरूप, एक चौथा सहसंयोजक बंधन प्रकट होता है। आप निम्नलिखित चित्र से अमोनियम निर्माण की प्रक्रिया की कल्पना कर सकते हैं:

हाइड्रोजन आयन का चार्ज सभी परमाणुओं के बीच बिखरा हुआ है, और नाइट्रोजन से संबंधित दो-इलेक्ट्रॉन बादल हाइड्रोजन के साथ साझा हो जाता है।

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आयनीकरण ऊर्जा (आईई), पीईआई और स्थिर अणुओं की संरचना पर डेटा - उनके वास्तविक मूल्य और तुलना - दोनों मुक्त परमाणुओं और अणुओं में बंधे परमाणुओं के, हमें यह समझने की अनुमति देते हैं कि सहसंयोजक बंधन के तंत्र के माध्यम से परमाणु अणु कैसे बनाते हैं।

सहसंयोजक बंधन- (लैटिन "सह" से एक साथ और "वेल्स" में बल होता है) (होमियोपोलर बॉन्ड), दो परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन तब उत्पन्न होता है जब इन परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों को साझा किया जाता है। सरल गैसों के अणुओं में परमाणु सहसंयोजक बंधों द्वारा जुड़े होते हैं। एक बंधन जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी होती है उसे एकल बंधन कहा जाता है; दोहरे और तिहरे बंधन भी हैं।

आइए यह देखने के लिए कुछ उदाहरण देखें कि यदि हम किसी दिए गए परमाणु के बाहरी आवरण में इलेक्ट्रॉनों की संख्या और उसके नाभिक पर आवेश को जानते हैं, तो हम अपने नियमों का उपयोग करके एक परमाणु में बनने वाले सहसंयोजक रासायनिक बंधों की संख्या निर्धारित करने के लिए कैसे कर सकते हैं। नाभिक का आवेश और बाहरी कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित की जाती है और तत्वों की तालिका में शामिल की जाती है।

सहसंयोजक बंधों की संभावित संख्या की गणना

उदाहरण के लिए, आइए उन सहसंयोजक बंधों की संख्या गिनें जो सोडियम बना सकते हैं ( ना),अल्युमीनियम (अल),फास्फोरस (पी),और क्लोरीन ( सीएल). सोडियम ( ना)और एल्यूमीनियम ( अल)बाहरी कोश में क्रमशः 1 और 3 इलेक्ट्रॉन होते हैं, और, पहले नियम के अनुसार (सहसंयोजक बंधन निर्माण के तंत्र के लिए, बाहरी कोश में एक इलेक्ट्रॉन का उपयोग किया जाता है), वे बना सकते हैं: सोडियम (ना)- 1 और एल्यूमीनियम ( अल)- 3 सहसंयोजक बंधन। बंधन निर्माण के बाद, सोडियम के बाहरी कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या ( ना)और एल्यूमीनियम ( अल)क्रमशः 2 और 6 के बराबर; यानी, कम अधिकतम मात्रा(8) इन परमाणुओं के लिए। फास्फोरस ( पी)और क्लोरीन ( सीएल)बाहरी कोश पर क्रमशः 5 और 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं और, उपर्युक्त नियमों में से दूसरे के अनुसार, वे 5 और 7 सहसंयोजक बंधन बना सकते हैं। चौथे नियम के अनुसार, जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो इन परमाणुओं के बाहरी आवरण पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या 1 बढ़ जाती है। छठे नियम के अनुसार, जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो इन परमाणुओं के बाहरी आवरण पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है। बंधे हुए परमाणुओं की संख्या 8 से अधिक नहीं हो सकती। अर्थात् फॉस्फोरस ( पी)केवल 3 बांड (8-5 = 3) बना सकते हैं, जबकि क्लोरीन ( सीएल)केवल एक ही बन सकता है (8-7 = 1).

उदाहरण:विश्लेषण के आधार पर, हमने पाया कि एक निश्चित पदार्थ में सोडियम परमाणु होते हैं (ना)और क्लोरीन ( सीएल). सहसंयोजक बंधों के निर्माण की क्रियाविधि की नियमितताओं को जानते हुए, हम कह सकते हैं कि सोडियम ( ना) केवल 1 सहसंयोजक बंधन बना सकता है। इस प्रकार, हम मान सकते हैं कि प्रत्येक सोडियम परमाणु ( ना)क्लोरीन परमाणु से बंधा हुआ ( सीएल)इस पदार्थ में एक सहसंयोजक बंधन के माध्यम से, और यह पदार्थ एक परमाणु के अणुओं से बना है सोडियम क्लोराइड. इस अणु का संरचनात्मक सूत्र है: ना-सीएल.यहां डैश (-) एक सहसंयोजक बंधन को दर्शाता है। इस अणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस प्रकार दिखाया जा सकता है:
. .
ना:सीएल:
. .
इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अनुसार, सोडियम परमाणु के बाहरी आवरण पर ( ना)वी सोडियम क्लोराइडवहाँ 2 इलेक्ट्रॉन हैं, और क्लोरीन परमाणु के बाहरी आवरण पर ( सीएल) 8 इलेक्ट्रॉन हैं. इस सूत्र में, सोडियम परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन (डॉट्स) ( ना)और क्लोरीन (सीएल)इलेक्ट्रॉनों को जोड़ रहे हैं। चूँकि क्लोरीन की PEI ( सीएल) 13 eV के बराबर है, और सोडियम के लिए (ना)यह 5.14 ईवी के बराबर है, इलेक्ट्रॉनों का बंधन युग्म परमाणु के बहुत करीब है क्लोरीनएक परमाणु की तुलना में ना. यदि अणु बनाने वाले परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जाएं बहुत भिन्न हैं, तो बनने वाला बंधन होगा ध्रुवीयसहसंयोजक बंधन.

आइए एक और मामले पर विचार करें। विश्लेषण के आधार पर, हमने पाया कि एक निश्चित पदार्थ में एल्यूमीनियम परमाणु होते हैं ( अल)और क्लोरीन परमाणु ( सीएल). एल्यूमीनियम में ( अल)बाहरी कोश में 3 इलेक्ट्रॉन होते हैं; इस प्रकार, यह 3 सहसंयोजक रासायनिक बंधन बना सकता है क्लोरीन (सीएल), पिछले मामले की तरह, केवल 1 बांड बना सकता है। इस पदार्थ को इस प्रकार प्रस्तुत किया गया है AlCl3, और इसके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को इस प्रकार चित्रित किया जा सकता है:

चित्र 3.1. इलेक्ट्रॉनिक सूत्रAlCl 3

जिसकी संरचना का सूत्र है:
सीएल - अल - सीएल
क्लोरीन

यह इलेक्ट्रॉनिक सूत्र यह दर्शाता है AlCl3क्लोरीन परमाणुओं के बाहरी आवरण पर ( क्लोरीन) 8 इलेक्ट्रॉन हैं, जबकि एल्यूमीनियम परमाणु का बाहरी आवरण ( अल)उनमें से 6 हैं। सहसंयोजक बंधन के गठन के तंत्र के अनुसार, दोनों बंधन इलेक्ट्रॉन (प्रत्येक परमाणु से एक) बंधे हुए परमाणुओं के बाहरी कोश में जाते हैं।

एकाधिक सहसंयोजक बंधन

जिन परमाणुओं के बाहरी आवरण में एक से अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं, वे एक नहीं, बल्कि एक-दूसरे के साथ कई सहसंयोजक बंधन बना सकते हैं। ऐसे कनेक्शन को मल्टीपल (अधिक बार) कहा जाता है गुणकों) कनेक्शन. ऐसे बंधनों के उदाहरण नाइट्रोजन अणुओं के बंधन हैं ( एन= एन) और ऑक्सीजन ( ओ=ओ).

एकल परमाणुओं के आपस में जुड़ने से बनने वाले बंधन को कहा जाता है होमोआटोमिक सहसंयोजक बंधन, ईयदि परमाणु अलग-अलग हों तो बंधन कहलाता है विषमपरमाणु सहसंयोजक बंधन[ग्रीक उपसर्ग "होमो" और "हेटेरो" का अर्थ क्रमशः समान और भिन्न है]।

आइए कल्पना करें कि युग्मित परमाणुओं वाला एक अणु वास्तव में कैसा दिखता है। युग्मित परमाणुओं वाला सबसे सरल अणु हाइड्रोजन अणु है।

व्याख्यान की रूपरेखा:

1. सहसंयोजक बंधन की अवधारणा.

2. वैद्युतीयऋणात्मकता।

3. ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन।

एक सहसंयोजक बंधन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के कारण बनता है जो बंधे हुए परमाणुओं के कोश में उत्पन्न होते हैं।

इसका निर्माण एक ही तत्व के परमाणुओं द्वारा हो सकता है और फिर यह गैर-ध्रुवीय होता है; उदाहरण के लिए, ऐसा सहसंयोजक बंधन एकल-तत्व गैसों एच 2, ओ 2, एन 2, सीएल 2, आदि के अणुओं में मौजूद है।

सहसंयोजक बंधन परमाणुओं द्वारा बनाया जा सकता है विभिन्न तत्व, रासायनिक चरित्र में समान, और फिर यह ध्रुवीय है; उदाहरण के लिए, ऐसा सहसंयोजक बंधन H 2 O, NF 3, CO 2 अणुओं में मौजूद होता है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा का परिचय देना आवश्यक है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी परमाणुओं की क्षमता है रासायनिक तत्वरासायनिक बंधन के निर्माण में शामिल सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करें।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी श्रृंखला

अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्व कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्वों से साझा इलेक्ट्रॉन खींचेंगे।

सहसंयोजक बंधन के दृश्य प्रतिनिधित्व के लिए रासायनिक सूत्रबिंदुओं का उपयोग किया जाता है (प्रत्येक बिंदु एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन से मेल खाता है, और एक बार भी एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी से मेल खाता है)।

उदाहरण।सीएल 2 अणु में बंधनों को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

ऐसे सूत्र समतुल्य हैं. सहसंयोजक बंधों की एक स्थानिक दिशा होती है। परमाणुओं के सहसंयोजक बंधन के परिणामस्वरूप, परमाणुओं की कड़ाई से परिभाषित ज्यामितीय व्यवस्था के साथ या तो अणु या परमाणु क्रिस्टल जाली बनते हैं। प्रत्येक पदार्थ की अपनी संरचना होती है।

बोह्र के सिद्धांत के परिप्रेक्ष्य से, एक सहसंयोजक बंधन के गठन को परमाणुओं की बाहरी परत को एक ऑक्टेट (8 इलेक्ट्रॉनों तक पूर्ण भरने) में परिवर्तित करने की प्रवृत्ति से समझाया जाता है, दोनों परमाणु सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए एक-एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रस्तुत करते हैं , और दोनों इलेक्ट्रॉन साझा हो जाते हैं।
उदाहरण। क्लोरीन अणु का निर्माण.

बिंदु इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करते हैं। व्यवस्था करते समय, आपको नियम का पालन करना चाहिए: इलेक्ट्रॉनों को एक निश्चित क्रम में रखा जाता है - बाएँ, ऊपर, दाएँ, नीचे, एक समय में एक, फिर एक समय में एक, अयुग्मित इलेक्ट्रॉन जोड़ें और एक बंधन के निर्माण में भाग लें।

दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से उत्पन्न होने वाला एक नया इलेक्ट्रॉन युग्म, दो क्लोरीन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाता है। इलेक्ट्रॉन बादलों को ओवरलैप करके सहसंयोजक बंधन बनाने के कई तरीके हैं।

σ बॉन्ड, π बॉन्ड की तुलना में बहुत मजबूत होता है, और एक π बॉन्ड केवल σ बॉन्ड के साथ ही हो सकता है। इस बॉन्ड के कारण डबल और ट्रिपल मल्टीपल बॉन्ड बनते हैं।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन विभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं के बीच बनते हैं।

हाइड्रोजन से क्लोरीन में इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन के कारण, क्लोरीन परमाणु आंशिक रूप से नकारात्मक रूप से चार्ज होता है, और हाइड्रोजन परमाणु आंशिक रूप से सकारात्मक रूप से चार्ज होता है।

ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

यदि एक द्विपरमाणुक अणु में एक तत्व के परमाणु होते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादल परमाणु नाभिक के सापेक्ष सममित रूप से अंतरिक्ष में वितरित होता है। ऐसे सहसंयोजक बंधन को अध्रुवीय कहा जाता है। यदि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं में से एक की ओर स्थानांतरित हो जाता है। इस मामले में, सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी का उपयोग किसी साझा इलेक्ट्रॉन युग्म को आकर्षित करने के लिए किसी परमाणु की क्षमता का आकलन करने के लिए किया जाता है।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के निर्माण के परिणामस्वरूप, अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु आंशिक ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है, और कम विद्युत ऋणात्मक परमाणु आंशिक धनात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है। इन आवेशों को आमतौर पर अणु में परमाणुओं का प्रभावी आवेश कहा जाता है। उनका भिन्नात्मक मान हो सकता है। उदाहरण के लिए, एक एचसीएल अणु में प्रभावी चार्ज 0.17e है (जहां ई एक इलेक्ट्रॉन का चार्ज है। एक इलेक्ट्रॉन का चार्ज 1.602.10 -19 सी है):

एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर स्थित दो समान परिमाण लेकिन संकेत में विपरीत आवेशों की एक प्रणाली को विद्युत द्विध्रुव कहा जाता है। जाहिर है, एक ध्रुवीय अणु एक सूक्ष्म द्विध्रुव है। यद्यपि द्विध्रुव का कुल आवेश शून्य है, इसके आस-पास के स्थान में एक विद्युत क्षेत्र है, जिसकी शक्ति द्विध्रुव क्षण m के समानुपाती होती है:

एसआई प्रणाली में, द्विध्रुव क्षण को सेमी में मापा जाता है, लेकिन आमतौर पर ध्रुवीय अणुओं के लिए डेबाई का उपयोग माप की इकाई के रूप में किया जाता है (इकाई का नाम पी. डेबी के नाम पर रखा गया है):

1 डी = 3.33×10 –30 सी×मीटर

द्विध्रुव आघूर्ण एक अणु की ध्रुवता के मात्रात्मक माप के रूप में कार्य करता है। बहुपरमाणुक अणुओं के लिए, द्विध्रुव आघूर्ण रासायनिक बंधों के द्विध्रुव आघूर्णों का सदिश योग है। इसलिए, यदि कोई अणु सममित है, तो यह गैर-ध्रुवीय हो सकता है, भले ही इसके प्रत्येक बंधन में एक महत्वपूर्ण द्विध्रुवीय क्षण हो। उदाहरण के लिए, एक समतल BF 3 अणु में या एक रैखिक BeCl 2 अणु में, बंधन द्विध्रुव क्षणों का योग शून्य है:

इसी प्रकार, चतुष्फलकीय अणु CH4 और CBr4 का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य होता है। हालाँकि, समरूपता का उल्लंघन, उदाहरण के लिए बीएफ 2 सीएल अणु में, एक द्विध्रुवीय क्षण का कारण बनता है जो शून्य से भिन्न होता है।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का सीमित मामला है आयोनिक बंध. यह उन परमाणुओं से बनता है जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी काफी भिन्न होती है। जब एक आयनिक बंधन बनता है, लगभग पूर्ण संक्रमणपरमाणुओं में से एक के साथ इलेक्ट्रॉन जोड़ी जुड़ती है, और सकारात्मक और नकारात्मक आयन बनते हैं, जो इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा एक दूसरे के करीब रहते हैं। चूंकि किसी दिए गए आयन के प्रति इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण दिशा की परवाह किए बिना, विपरीत चिह्न के किसी भी आयन पर कार्य करता है, एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयनिक बंधन की विशेषता होती है दिशा का अभावऔर असंतृप्ति. सबसे स्पष्ट आयनिक बंधन वाले अणु विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट गैर-धातुओं (NaCl, CsF, आदि) के परमाणुओं से बनते हैं, अर्थात। जब परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता में अंतर बड़ा होता है।