एक कंस्ट्रक्टर के घटकों की तरह, परमाणु एक दूसरे से जुड़े होते हैं। और आप कितनी भी कोशिश कर लें, आप केवल एक ब्लॉक को सिंगल ब्लॉक से जोड़ सकते हैं। 4 कोशिकाओं के लिए भाग, चार से अधिक नहीं रख सकता है। यह सिद्धांत रसायन विज्ञान में सच है। तत्वों के परमाणुओं की संयोजकता मुक्त कोशिकाओं की संख्या के लिए उत्तरदायी होती है।

परमाणुओं की परस्पर क्रिया का परिणाम पदार्थों का उत्पादन होता है। परमाणुओं के रासायनिक बंधन के प्रकार घटक तत्वों की प्रकृति पर निर्भर करते हैं।

धातुओं को कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले गैर-धातुओं की तुलना में बाहरी स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या द्वारा प्रतिष्ठित किया जाता है। अब हमारा काम यह याद रखना है कि आवर्त सारणी में EO में परिवर्तन कैसे होता है या "सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी" तालिका का उपयोग करें। अधातु जितनी अधिक सक्रिय होती है, उतनी ही अधिक होती है, और यह इंगित करता है कि यह तत्व, जब एक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉनों को ले जाएगा।

लाखों चीजें हैं। ये साधारण पदार्थ हो सकते हैं: धातु लोहा Fe, सोना Au, पारा Hg; अधातु सल्फर एस, फास्फोरस पी, नाइट्रोजन एन 2. तो जटिल पदार्थ हैं: एच 2 एस, सीए 3 (पीओ 4) 2, (सी 6 एच 10 ओ 5) एन, प्रोटीन अणु, आदि। पदार्थों को बनाने वाले तत्वों का संयोजन निर्धारित करता है कि उनके बीच किस प्रकार के बंधन मौजूद होंगे।

सहसंयोजक बंधन

सभी तत्वों में अधातु अल्पमत में हैं। लेकिन संरचना में कुछ विशेषताएं और परिवर्तनशील संयोजकता की क्षमता होने के कारण, इन तत्वों द्वारा निर्मित यौगिकों की संख्या प्रभावशाली है।

परमाणु कैसे जुड़े हैं, इसका अंदाजा लगाने के लिए, आइए हाइड्रोजन अणु H 2 से शुरू करें।

आइए कल्पना पर खुली लगाम दें, कल्पना करें कि क्या देखा नहीं जा सकता। मान लीजिए कि हमने दो समान भागों को उठाया जो इस तरह दिखते हैं:

उनके कनेक्शन का केवल एक संयोजन है, और उनके बीच एक सामान्य लिंक होगा। आइए अपनी कल्पना से अणुओं की ओर बढ़ते हैं। कल्पना कीजिए कि हमारे सामने दो हाइड्रोजन परमाणु हैं और हमारा कार्य उन्हें एक अणु में संयोजित करना है। विवरण को मानसिक रूप से मोड़ें ताकि वे एक साथ आ जाएं, आपको उन्हें एक दूसरे के ऊपर रखना होगा, उन्हें एक निश्चित स्थान पर जोड़ना होगा। इसके आगे के बिंदुओं का मतलब है कि बाहरी परत पर कितने इलेक्ट्रॉन स्थित हैं।

स्रोत

हाइड्रोजन परमाणु, भागों के रूप में, एक बंधन से जुड़े होते हैं, इसलिए उनमें से प्रत्येक की इस मामले में संयोजकता I के बराबर होगी। लेकिन ऑक्सीकरण अवस्था 0 के बराबर होगी, क्योंकि पदार्थ एक ही इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्व द्वारा बनता है। मूल्य।

विचार करें कि हमारे ग्रह पर सबसे आम गैस का एक अणु नाइट्रोजन एन 2 कैसे बनता है।

नाइट्रोजन में 3 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। यह एक दृश्य के दो टुकड़े लेने और उन्हें एक साथ रखने जैसा है।

इस प्रकार, नाइट्रोजन त्रिसंयोजक है, और डिग्री

ऑक्सीकरण अभी भी 0 के बराबर रहता है। सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के कारण, नाइट्रोजन बाहरी परत 2s 2 2p 6 को पूरा करता है।

एक अणु में एक सहसंयोजक बंधन जिसमें एक प्रकार के परमाणु होते हैं, अर्थात् अधातु, गैर-ध्रुवीय कहलाते हैं।

एक अणु के निर्माण के दौरान, इलेक्ट्रॉनों की संख्या पूरी होने की प्रवृत्ति होती है। विचार करें कि O 2 अणु कैसे बनता है। प्रत्येक परमाणु में 2 इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है और वे एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के साथ इस कमी की भरपाई करते हैं।

हम यह भी ध्यान देते हैं कि ऑक्सीकरण अवस्था 0 है, क्योंकि परमाणु समान भागीदार हैं, और उनकी संयोजकता II है।

विभिन्न अधातुओं द्वारा निर्मित सहसंयोजक रासायनिक बंध को ध्रुवीय कहते हैं।

आइए दो अधात्विक तत्व हाइड्रोजन और क्लोरीन लें। आइए हम बाहरी परत के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को इंगित करें।

मूल्यों का विश्लेषण करने के बाद, E(N)< Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

विभिन्न तत्वों द्वारा बनने वाले सहसंयोजक बंध की योजना इस रूप में लिखी जाती है।

यह ध्यान रखना बहुत महत्वपूर्ण है कि इस स्थिति में Cl और H समान भागीदार नहीं होंगे, क्योंकि कुल इलेक्ट्रॉन घनत्व Cl पर केंद्रित है। एक असमान लड़ाई में हाइड्रोजन, क्लोरीन को 1 इलेक्ट्रॉन देता है, जिसमें से अधिक से अधिक 7 होते हैं। हाइड्रोजन एक सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है, क्लोरीन - एक नकारात्मक। H और Cl की संयोजकता I के बराबर होती है। उस समय, ऑक्सीकरण अवस्थाएँ H + Cl - होंगी।

इस प्रकार के यौगिकों का निर्माण विनिमय तंत्र द्वारा होता है। इसका मतलब यह है कि एक पूर्ण विन्यास प्राप्त करने के लिए, अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव वाले इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करते हैं, कम - वे दान करते हैं, लेकिन साथ ही साथ एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी होती है।

गैर-धातुएं न केवल द्विआधारी यौगिक बनाती हैं, बल्कि यह संभव है कि संरचना में तीन या अधिक तत्व शामिल हों। उदाहरण के लिए, कार्बोनिक एसिड एच 2 सीओ 3 के अणु में 3 तत्व होते हैं। वे एक दूसरे से कैसे जुड़ते हैं। EO(N) श्रेणी में वैद्युतीयऋणात्मकता बढ़ती है<ЭО (С) <ЭО(O). Определим степени окисления каждого элемента. Н + 2 С +4 О −2 3 . Это означает, что кислород будет притягивать на себя электроны углерода и водорода. Схематически это можно записать в следующем виде.

एक संरचनात्मक सूत्र बनाने के लिए, हम केंद्र में कार्बन लिखते हैं। इसमें 4 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। चूंकि 3 ऑक्सीजन परमाणु हैं, उनमें से प्रत्येक 2 इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार कर सकता है। फिर, मुश्किल गणनाओं से नहीं, हम देखते हैं कि 4 इलेक्ट्रॉन सी से आएंगे और प्रत्येक एन से एक। हम अपनी गणना की जांच करते हैं, अणु की तटस्थता को ध्यान में रखते हुए, हम सकारात्मक और नकारात्मक आरोपों पर विचार करते हैं।

एच 2 + सी +4 ओ 3 -2 (+1 ∙ 2) + (+4 ∙ 1) + (-2 ∙ 3) = 0

सहसंयोजक बंधन का एक और तंत्र है जिसे दाता-स्वीकर्ता कहा जाता है।

इस सिद्धांत को समझने के लिए, आइए हम एक ऐसे अणु के निर्माण का वर्णन करें जिसमें पूरी तरह से सुखद तीखी, घुटन वाली गंध नहीं है, अमोनिया NH 3 है।

N परमाणु के निपटान में 5 इलेक्ट्रॉनों में से केवल 3 बंधे हैं। N परमाणु की संयोजकता III मान प्राप्त करती है। उसी समय, ऑक्सीकरण अवस्था N -3 (प्रत्येक H परमाणु से 3 इलेक्ट्रॉनों को खींचकर, ऋणात्मक हो जाता है), हाइड्रोजन, इसके विपरीत, एक "महान कार्य" करने के बाद, एक इलेक्ट्रॉन को छोड़कर, एक सकारात्मक चार्ज H + प्राप्त करता है। . दो इलेक्ट्रॉन किसी भी तरह से शामिल नहीं हैं, उन्हें लाल रंग में हाइलाइट किया गया है। वे H+ आयन की एक मुक्त कोशिका में बसने में सक्षम होते हैं। यह स्थान नाइट्रोजन इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा कर लिया जाएगा, जिन्हें लाल रंग में दर्शाया गया है। अमोनियम धनायन दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा निर्मित होता है।

पहले अप्रयुक्त "लाल" इलेक्ट्रॉन एन हाइड्रोजन केशन से संबंधित खाली एस-कक्षीय में "आबादी" हैं। अमोनियम आयन में 3 बंधन होते हैं जो विनिमय तंत्र के अनुसार होते हैं, साथ ही एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार होते हैं। यही कारण है कि NH 3 अम्ल और जल के साथ आसानी से क्रिया करता है।

आयोनिक बंध

आयनिक रासायनिक बंधन एक सीमा सहसंयोजक ध्रुवीय है। वे उस पदार्थ में भिन्न होते हैं जिसमें एक सहसंयोजक बंधन स्थानीयकृत होता है, एक संयुक्त इलेक्ट्रॉन जोड़ी का अस्तित्व विशेषता है, जबकि एक आयनिक बंधन के लिए, इलेक्ट्रॉनों की पूर्ण वापसी विशेषता है। रिकॉइल का परिणाम आवेशित कणों - आयनों का निर्माण होता है।

गणना संबंध के प्रकार को निर्धारित करने में मदद करेगी। यदि वैद्युतीयऋणात्मकता मूल्यों के बीच का अंतर 1.7 से अधिक है, तो पदार्थ एक आयनिक बंधन द्वारा विशेषता है। यदि मान 1.7 से कम है, तो निहित ध्रुवीय बंधन। दो पदार्थों NaCl और CaC 2 पर विचार करें। ये दोनों एक धातु (Na और Ca) और एक अधातु (Cl और C) से बनते हैं। हालांकि, एक मामले में बंधन आयनिक होगा, दूसरे में - सहसंयोजक ध्रुवीय।

भौतिकी का सिद्धांत कहता है कि विरोधी आकर्षित करते हैं। वे। सकारात्मक आयन नकारात्मक को आकर्षित करते हैं और इसके विपरीत।

मान लीजिए कि पोटेशियम और फ्लोरीन परमाणुओं से एक पदार्थ प्राप्त करना आवश्यक है। प्रत्येक परमाणु उत्कृष्ट गैस विन्यास को ग्रहण करता है। यह दो तरह से इलेक्ट्रॉनों को दान या स्वीकार करके प्राप्त किया जा सकता है, इस प्रकार वांछित विन्यास के साथ आयन बनाते हैं।

पोटेशियम परमाणु के लिए फ्लोरीन से 7 लेने की तुलना में 1 इलेक्ट्रॉन देना बहुत आसान है। 1 इलेक्ट्रॉन लेना, F का एक पूर्ण स्तर है।

पोटेशियम की तरह, जिसने आसानी से अपने इलेक्ट्रॉन को छोड़ दिया, इसके धनायन ने आर्गन के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को अपनाया।

कैल्शियम एक द्विसंयोजक धातु है, इसलिए बातचीत के लिए दो फ्लोरीन परमाणुओं की आवश्यकता होती है, क्योंकि यह केवल एक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार करने में सक्षम है। आयनिक बंधन के निर्माण की योजना का रूप है।

इस प्रकार का बंधन धातु और अम्ल अवशेषों के बीच सभी लवणों में स्थानीयकृत होता है। कार्बोनिक एसिड के लिए उपरोक्त उदाहरण में, एसिड अवशेष सीओ 3 2− होगा, अगर हाइड्रोजन के बजाय हम सोडियम परमाणु डालते हैं, तो बांड गठन योजना इस तरह दिखती है।

यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि Na और O के बीच एक आयनिक बंधन मौजूद होगा, और C और O के बीच एक सहसंयोजक ध्रुवीय होगा।

धातु कनेक्शन

धातुएं अलग-अलग रंगों में मौजूद होती हैं: काला (लोहा), लाल (तांबा), पीला (सोना), ग्रे (चांदी), अलग-अलग तापमान पर पिघलता है। हालांकि, वे सभी चमक, कठोरता और विद्युत चालकता की उपस्थिति से एकजुट हैं।

धातु बंधन में सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय के साथ समानताएं हैं। बाह्य स्तर पर धातुओं में इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है, इसलिए जब एक बंधन बनता है, तो वे उन्हें अपनी ओर आकर्षित करने में सक्षम नहीं होते हैं, उन्हें बेस्टोवल की विशेषता होती है। चूंकि धातुओं में परमाणु त्रिज्या बड़ी होती है, इससे इलेक्ट्रॉनों का टूटना आसान हो जाता है, जिससे धनायन बनते हैं।

मैं 0 - नी = मैं n+

इलेक्ट्रॉन लगातार परमाणु से आयन की ओर और इसके विपरीत गति कर रहे हैं। धनायनों की तुलना स्वयं ऋणात्मक कणों से घिरे हिमखंडों से की जा सकती है।

एक धातु बंधन का आरेख

हाइड्रोजन बंध

II अवधि (एन, ओ, एफ) के तत्व-गैर-धातुओं में इलेक्ट्रोनगेटिविटी का उच्च मूल्य होता है। यह एक अणु के ध्रुवीकृत एच + और आयनों एन 3-, ओ -2, एफ - के बीच हाइड्रोजन बंधन बनाने की क्षमता को प्रभावित करता है। एक हाइड्रोजन बंधन दो अलग-अलग अणुओं को एक साथ ला सकता है। उदाहरण के लिए, यदि हम दो पानी के अणु लेते हैं, तो वे H और O परमाणुओं के कारण एक दूसरे से जुड़े होते हैं।

हाइड्रोजन रासायनिक बंधन को एक बिंदीदार रेखा द्वारा दर्शाया गया है। एक दूसरे से जुड़कर, अणु जीवित जीवों में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं और पाते हैं। हाइड्रोजन बॉन्डिंग डीएनए अणु की द्वितीयक संरचना का निर्माण करती है।

क्रिस्टल जाली के प्रकार

एक पदार्थ प्राप्त करने के लिए, और न केवल अणुओं का एक सेट, कणों को एक तरह के ढांचे में "पैक" करना आवश्यक है - एक क्रिस्टल जाली।

आपके सामने एक ज्यामितीय आकृति की कल्पना करें - एक घन, कोने पर कण एक दूसरे से सशर्त रूप से जुड़े होंगे।

परमाणु की संरचना और क्रिस्टल जालक के प्रकार के बीच सीधा संबंध है।

कृपया ध्यान दें कि एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन वाले यौगिक आणविक कणों द्वारा बनते हैं जो एक आणविक क्रिस्टल जाली में पैक होते हैं। अक्सर ये तापमान व्यवस्था के अनुसार कम उबलते और वाष्पशील यौगिक होंगे। ये वे पदार्थ हैं जिन्हें आप ऑक्सीजन O 2, क्लोरीन Cl 2, ब्रोमीन Br 2 के नाम से जानते हैं।

एक सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन भी आणविक यौगिकों की विशेषता है। इसमें कार्बनिक दोनों शामिल हैं: सुक्रोज, अल्कोहल, मीथेन और अकार्बनिक यौगिक: एसिड, अमोनिया, गैर-धातु ऑक्साइड। इनका अस्तित्व द्रव (H2O), ठोस (सल्फर) और गैसीय रूप (CO2) दोनों में होता है।

परमाणु क्रिस्टल जाली के नोड्स में अलग-अलग परमाणु होते हैं, जिनके बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन होता है। परमाणु क्रिस्टल जाली हीरे की विशेषता है। फिलहाल यह सबसे कठोर पदार्थ है। इस प्रकार का बंधन एक पदार्थ के लिए विशिष्ट है जो हमारे ग्रह के एक महत्वपूर्ण हिस्से को कवर करता है, यह -SiO 2 (रेत) और कार्बोरंडम SiC है, जिसमें हीरे के समान गुण होते हैं।

परमाणुओं के बीच आयनिक बंधन एक क्रिस्टल जाली बनाता है, जिसके नोड्स पर धनायन और आयन होंगे। यह संरचना लवण के अकार्बनिक यौगिकों के एक पूरे वर्ग को जोड़ती है, जिसमें धातु के उद्धरण और एसिड अवशेष के आयन शामिल हैं। इन पदार्थों की विशेषता विशेषता उच्च तापमान होगी जिस पर वे पिघलते और उबालते हैं।

धात्विक बंधन में एक धात्विक क्रिस्टल जाली होती है। इसकी संरचना में, कोई आयनिक जाली के साथ समानांतर आकर्षित कर सकता है। परमाणुओं और आयनों को नोड्स पर रखा जाएगा, और उनके बीच एक इलेक्ट्रॉन गैस होगी, जिसमें परमाणु से इलेक्ट्रॉन की ओर पलायन करने वाले इलेक्ट्रॉन शामिल होंगे।

इस जानकारी को सारांशित करते हुए, हम एक निष्कर्ष निकाल सकते हैं, संरचना और संरचना को जानकर, हम गुणों की भविष्यवाणी कर सकते हैं और इसके विपरीत।

यूएसई कोडिफायर के विषय: सहसंयोजक रासायनिक बंधन, इसकी किस्में और गठन के तंत्र। एक सहसंयोजक बंधन के लक्षण (ध्रुवीयता और बंधन ऊर्जा)। आयोनिक बंध। धातु कनेक्शन। हाइड्रोजन बंध

इंट्रामोल्युलर रासायनिक बंधन

आइए पहले हम उन बंधों पर विचार करें जो अणुओं के भीतर कणों के बीच उत्पन्न होते हैं। ऐसे कनेक्शन कहलाते हैं इंट्रामोलीक्युलर.

रासायनिक बंध रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के बीच एक इलेक्ट्रोस्टैटिक प्रकृति होती है और यह किसके कारण बनता है बाहरी (वैलेंस) इलेक्ट्रॉनों की बातचीत, कम या ज्यादा डिग्री में धनात्मक आवेशित नाभिक द्वारा धारण किया जाता हैबंधे हुए परमाणु।

यहाँ प्रमुख अवधारणा है विद्युतचुंबकीयता. यह वह है जो परमाणुओं और इस बंधन के गुणों के बीच रासायनिक बंधन के प्रकार को निर्धारित करती है।

एक परमाणु को आकर्षित करने (पकड़ने) की क्षमता है बाहरी(वैलेंस) इलेक्ट्रॉनों. इलेक्ट्रोनगेटिविटी बाहरी इलेक्ट्रॉनों के नाभिक के प्रति आकर्षण की डिग्री से निर्धारित होती है और मुख्य रूप से परमाणु की त्रिज्या और नाभिक के आवेश पर निर्भर करती है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी को स्पष्ट रूप से निर्धारित करना मुश्किल है। एल. पॉलिंग ने सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता की एक तालिका तैयार की (डायटोमिक अणुओं की बंध ऊर्जा के आधार पर)। सबसे विद्युत ऋणात्मक तत्व है एक अधातु तत्त्वअर्थ के साथ 4 .

यह ध्यान रखना महत्वपूर्ण है कि विभिन्न स्रोतों में आप वैद्युतीयऋणात्मकता मूल्यों के विभिन्न पैमानों और तालिकाओं को पा सकते हैं। इससे डरना नहीं चाहिए, क्योंकि रासायनिक बंधन का निर्माण एक भूमिका निभाता है परमाणु, और यह लगभग किसी भी प्रणाली में समान है।

यदि रासायनिक बंध A:B में से एक परमाणु अधिक मजबूती से इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करता है, तो इलेक्ट्रॉन युग्म उसकी ओर स्थानांतरित हो जाता है। अधिक विद्युत ऋणात्मकता अंतरपरमाणु, जितना अधिक इलेक्ट्रॉन युग्म विस्थापित होता है।

यदि परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के वैद्युतीयऋणात्मकता मान समान या लगभग बराबर हैं: ईओ (ए) ≈ ईओ (वी), तो साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी किसी भी परमाणु से विस्थापित नहीं होती है: ए: बी. इस तरह के कनेक्शन को कहा जाता है सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय।

यदि परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता भिन्न होती है, लेकिन अधिक नहीं (वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर लगभग 0.4 से 2 के बीच होता है: 0,4<ΔЭО<2 ), फिर इलेक्ट्रॉन जोड़ी को परमाणुओं में से एक में स्थानांतरित कर दिया जाता है। इस तरह के कनेक्शन को कहा जाता है सहसंयोजक ध्रुवीय .

यदि परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता महत्वपूर्ण रूप से भिन्न होती है (वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर 2 से अधिक है: ईओ>2), फिर इलेक्ट्रॉनों में से एक गठन के साथ लगभग पूरी तरह से दूसरे परमाणु में चला जाता है आयनों. इस तरह के कनेक्शन को कहा जाता है ईओण का.

मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन हैं - सहसंयोजक, ईओण कातथा धातु कासम्बन्ध। आइए उन पर अधिक विस्तार से विचार करें।

सहसंयोजक रासायनिक बंधन

सहसंयोजक बंधन – यह एक रासायनिक बंधन है द्वारा गठित एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का गठन A:B . इस मामले में, दो परमाणु ओवरलैपपरमाणु कक्षक। एक सहसंयोजक बंधन इलेक्ट्रोनगेटिविटी में एक छोटे से अंतर के साथ परमाणुओं की बातचीत से बनता है (एक नियम के रूप में, दो अधातुओं के बीच) या एक तत्व के परमाणु।

सहसंयोजक बंधों के मूल गुण

• अभिविन्यास,
• संतृप्ति,
• polarity,
• polarizability.

ये बंधन गुण पदार्थों के रासायनिक और भौतिक गुणों को प्रभावित करते हैं।

संचार की दिशा रासायनिक संरचना और पदार्थों के रूप की विशेषता है। दो बंधों के बीच के कोणों को बंध कोण कहते हैं। उदाहरण के लिए, एक पानी के अणु में, H-O-H बॉन्ड कोण 104.45 o होता है, इसलिए पानी का अणु ध्रुवीय होता है, और मीथेन अणु में, H-C-H बॉन्ड कोण 108 o 28 होता है।

संतृप्ति परमाणुओं की सीमित संख्या में सहसंयोजक रासायनिक बंध बनाने की क्षमता है। एक परमाणु जितने बंधों का निर्माण कर सकता है, उसे कहते हैं।

विचारों में भिन्नताअलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण बांड उत्पन्न होते हैं। सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय में विभाजित हैं।

polarizability कनेक्शन हैं एक बाहरी विद्युत क्षेत्र द्वारा विस्थापित होने वाले बंधन इलेक्ट्रॉनों की क्षमता(विशेष रूप से, दूसरे कण का विद्युत क्षेत्र)। ध्रुवीकरण इलेक्ट्रॉन गतिशीलता पर निर्भर करता है। इलेक्ट्रॉन नाभिक से जितना दूर होता है, वह उतना ही अधिक गतिशील होता है, और, तदनुसार, अणु अधिक ध्रुवीकरण योग्य होता है।

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय रासायनिक बंधन

सहसंयोजक बंध 2 प्रकार के होते हैं - ध्रुवीयतथा गैर-ध्रुवीय .

उदाहरण . हाइड्रोजन अणु एच 2 की संरचना पर विचार करें। प्रत्येक हाइड्रोजन परमाणु अपने बाह्य ऊर्जा स्तर में 1 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन वहन करता है। एक परमाणु को प्रदर्शित करने के लिए, हम लुईस संरचना का उपयोग करते हैं - यह एक परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर की संरचना का एक आरेख है, जब इलेक्ट्रॉनों को डॉट्स द्वारा दर्शाया जाता है। दूसरी अवधि के तत्वों के साथ काम करते समय लुईस बिंदु संरचना मॉडल एक अच्छी मदद हैं।

एच। +। एच = एच: एच

इस प्रकार, हाइड्रोजन अणु में एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म और एक H-H रासायनिक बंधन होता है। यह इलेक्ट्रॉन युग्म किसी भी हाइड्रोजन परमाणु से विस्थापित नहीं होता है, क्योंकि हाइड्रोजन परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता समान होती है। इस तरह के कनेक्शन को कहा जाता है सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय .

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय (सममित) बंधन - यह एक सहसंयोजक बंधन है जो परमाणुओं द्वारा समान वैद्युतीयऋणात्मकता (एक नियम के रूप में, समान गैर-धातु) के साथ बनता है और इसलिए, परमाणुओं के नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व के समान वितरण के साथ।

अध्रुवीय बंधों का द्विध्रुव आघूर्ण 0 होता है।

उदाहरण: एच 2 (एच-एच), ओ 2 (ओ = ओ), एस 8।

सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन एक सहसंयोजक बंधन है जो के बीच होता है विभिन्न वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणु (आमतौर पर, विभिन्न अधातु) और विशेषता है विस्थापनएक अधिक विद्युतीय परमाणु (ध्रुवीकरण) के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी।

इलेक्ट्रॉन घनत्व एक अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु में स्थानांतरित हो जाता है - इसलिए, उस पर एक आंशिक ऋणात्मक आवेश (δ-) उत्पन्न होता है, और एक कम विद्युत ऋणात्मक परमाणु (δ+, डेल्टा +) पर आंशिक धनात्मक आवेश उत्पन्न होता है।

परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में जितना अधिक अंतर होता है, उतना ही अधिक polarityकनेक्शन और भी बहुत कुछ द्विध्रुव आघूर्ण . पड़ोसी अणुओं और चिन्ह के विपरीत आवेशों के बीच, अतिरिक्त आकर्षक बल कार्य करते हैं, जो बढ़ता है ताकतसम्बन्ध।

बॉन्ड पोलरिटी यौगिकों के भौतिक और रासायनिक गुणों को प्रभावित करती है। प्रतिक्रिया तंत्र और यहां तक ​​​​कि पड़ोसी बंधनों की प्रतिक्रियाशीलता बंधन की ध्रुवीयता पर निर्भर करती है। एक बंधन की ध्रुवीयता अक्सर निर्धारित करती है अणु की ध्रुवताऔर इस प्रकार क्वथनांक और गलनांक, ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में घुलनशीलता जैसे भौतिक गुणों को सीधे प्रभावित करता है।

उदाहरण: एचसीएल, सीओ 2, एनएच 3।

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए तंत्र

एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन 2 तंत्रों द्वारा हो सकता है:

1. विनिमय तंत्र एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन का निर्माण तब होता है जब प्रत्येक कण एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के निर्माण के लिए एक अप्रकाशित इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है:

लेकिन . + . बी = ए: बी

2. सहसंयोजक बंधन का निर्माण एक ऐसा तंत्र है जिसमें कणों में से एक एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा कण इस इलेक्ट्रॉन जोड़ी के लिए एक खाली कक्षीय प्रदान करता है:

लेकिन: + बी = ए: बी

इस मामले में, परमाणुओं में से एक एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है ( दाता), और दूसरा परमाणु इस जोड़ी के लिए एक खाली कक्षीय कक्ष प्रदान करता है ( हुंडी सकारनेवाला) एक बंधन के गठन के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन ऊर्जा दोनों घट जाती है, अर्थात। यह परमाणुओं के लिए फायदेमंद है।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा गठित एक सहसंयोजक बंधन, अलग नहीं हैविनिमय तंत्र द्वारा गठित अन्य सहसंयोजक बंधों के गुणों द्वारा। दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक सहसंयोजक बंधन का गठन परमाणुओं के लिए विशिष्ट है या तो बाहरी ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉन दाताओं) में बड़ी संख्या में इलेक्ट्रॉनों के साथ, या इसके विपरीत, बहुत कम संख्या में इलेक्ट्रॉनों (इलेक्ट्रॉन स्वीकर्ता) के साथ। परमाणुओं की संयोजकता संभावनाओं पर संगत में अधिक विस्तार से विचार किया गया है।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक सहसंयोजक बंधन बनता है:

- एक अणु में कार्बन मोनोऑक्साइड CO(अणु में बंधन ट्रिपल है, 2 बांड विनिमय तंत्र द्वारा बनते हैं, एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा): C≡O;

- में अमोनियम आयन NH 4+, आयनों में कार्बनिक अमाइन, उदाहरण के लिए, मिथाइलमोनियम आयन सीएच 3 -एनएच 2 + में;

- में जटिल यौगिक, केंद्रीय परमाणु और लिगेंड्स के समूहों के बीच एक रासायनिक बंधन, उदाहरण के लिए, सोडियम टेट्राहाइड्रॉक्सोएल्यूमिनेट ना में एल्यूमीनियम और हाइड्रॉक्साइड आयनों के बीच का बंधन;

- में नाइट्रिक एसिड और उसके लवण- नाइट्रेट्स: HNO 3 , NaNO 3 , कुछ अन्य नाइट्रोजन यौगिकों में;

- एक अणु में ओजोनओ 3।

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं

एक सहसंयोजक बंधन, एक नियम के रूप में, गैर-धातुओं के परमाणुओं के बीच बनता है। सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं हैं लंबाई, ऊर्जा, बहुलता और प्रत्यक्षता।

रासायनिक बंधन बहुलता

रासायनिक बंधन बहुलता - ये है एक यौगिक में दो परमाणुओं के बीच साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या. बंधन की बहुलता को अणु बनाने वाले परमाणुओं के मूल्य से काफी आसानी से निर्धारित किया जा सकता है।

उदाहरण के लिए , हाइड्रोजन अणु H2 में बंध बहुलता 1 है, क्योंकि प्रत्येक हाइड्रोजन में बाहरी ऊर्जा स्तर में केवल 1 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है, इसलिए, एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है।

ऑक्सीजन अणु O 2 में, बंध बहुलता 2 है, क्योंकि प्रत्येक परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर में 2 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं: O=O।

नाइट्रोजन अणु N2 में, बंध बहुलता 3 है, क्योंकि प्रत्येक परमाणु के बीच बाहरी ऊर्जा स्तर में 3 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, और परमाणु 3 सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े N≡N बनाते हैं।

सहसंयोजक बंधन लंबाई

रासायनिक बंधन लंबाई एक बंधन बनाने वाले परमाणुओं के नाभिक के केंद्रों के बीच की दूरी है। यह प्रयोगात्मक भौतिक विधियों द्वारा निर्धारित किया जाता है। बॉन्ड की लंबाई का अनुमान लगभग, एडिटिविटी नियम के अनुसार लगाया जा सकता है, जिसके अनुसार AB अणु में बॉन्ड की लंबाई A 2 और B 2 अणुओं में बॉन्ड की लंबाई के योग के लगभग आधे के बराबर होती है:

एक रासायनिक बंधन की लंबाई का मोटे तौर पर अनुमान लगाया जा सकता है परमाणुओं की त्रिज्या के साथ, एक बंधन बनाना, या संचार की बहुलता सेयदि परमाणुओं की त्रिज्याएँ बहुत भिन्न नहीं हैं।

एक बंधन बनाने वाले परमाणुओं की त्रिज्या में वृद्धि के साथ, बंधन की लंबाई बढ़ जाएगी।

उदाहरण के लिए

परमाणुओं के बीच बंधों की बहुलता में वृद्धि के साथ (जिनकी परमाणु त्रिज्या भिन्न नहीं होती है, या थोड़ा भिन्न होती है), बांड की लंबाई कम हो जाएगी।

उदाहरण के लिए . श्रृंखला में: सी-सी, सी = सी, सी≡सी, बांड की लंबाई घट जाती है।

बंधन ऊर्जा

एक रासायनिक बंधन की ताकत का एक उपाय बंधन ऊर्जा है। बंधन ऊर्जा बंधन को तोड़ने और इस बंधन को बनाने वाले परमाणुओं को एक दूसरे से अनंत दूरी तक हटाने के लिए आवश्यक ऊर्जा द्वारा निर्धारित किया जाता है।

सहसंयोजक बंधन है बहुत टिकाऊ।इसकी ऊर्जा कई दसियों से लेकर कई सैकड़ों kJ/mol तक होती है। बंधन ऊर्जा जितनी अधिक होगी, बंधन शक्ति उतनी ही अधिक होगी, और इसके विपरीत।

एक रासायनिक बंधन की ताकत बंधन की लंबाई, बंधन ध्रुवीयता और बंधन बहुलता पर निर्भर करती है। रासायनिक बंधन जितना लंबा होगा, उसे तोड़ना उतना ही आसान होगा, और बंधन ऊर्जा जितनी कम होगी, उसकी ताकत उतनी ही कम होगी। रासायनिक बंधन जितना छोटा होगा, वह उतना ही मजबूत होगा और बंधन ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी।

उदाहरण के लिए, यौगिकों की श्रृंखला में एचएफ, एचसीएल, एचबीआर बाएं से दाएं रासायनिक बंधन की ताकत कम हो जाती है, इसलिये बंधन की लंबाई बढ़ जाती है।

आयनिक रासायनिक बंधन

आयोनिक बंध एक रासायनिक बंधन पर आधारित है आयनों का स्थिरवैद्युत आकर्षण.

आयनोंपरमाणुओं द्वारा इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने या देने की प्रक्रिया में बनते हैं। उदाहरण के लिए, सभी धातुओं के परमाणु बाहरी ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉनों को कमजोर रूप से धारण करते हैं। इसलिए, धातु परमाणुओं की विशेषता है दृढ गुणइलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता।

उदाहरण. सोडियम परमाणु में तीसरे ऊर्जा स्तर पर 1 इलेक्ट्रॉन होता है। इसे आसानी से दूर करने से, सोडियम परमाणु बहुत अधिक स्थिर Na + आयन बनाता है, जिसमें नोबल नियॉन गैस Ne का इलेक्ट्रॉन विन्यास होता है। सोडियम आयन में 11 प्रोटॉन और केवल 10 इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए आयन का कुल आवेश -10+11 = +1 होता है:

+11ना) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 ना +) 2 ) 8

उदाहरण. क्लोरीन परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर में 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं। एक स्थिर अक्रिय आर्गन परमाणु Ar का विन्यास प्राप्त करने के लिए, क्लोरीन को 1 इलेक्ट्रॉन संलग्न करने की आवश्यकता होती है। एक इलेक्ट्रॉन के जुड़ाव के बाद, इलेक्ट्रॉनों से मिलकर एक स्थिर क्लोरीन आयन बनता है। आयन का कुल आवेश -1 है:

+17क्लोरीन) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 क्लोरीन — ) 2 ) 8 ) 8

टिप्पणी:

• आयनों के गुण परमाणुओं के गुणों से भिन्न होते हैं!
• स्थिर आयन न केवल बना सकते हैं परमाणुओं, लेकिन परमाणुओं के समूह. उदाहरण के लिए: अमोनियम आयन NH 4 +, सल्फेट आयन SO 4 2-, आदि। ऐसे आयनों द्वारा निर्मित रासायनिक बंधों को भी आयनिक माना जाता है;
• आयनिक बंधन आमतौर पर के बीच बनते हैं धातुओंतथा nonmetals(गैर धातुओं के समूह);

परिणामी आयन विद्युत आकर्षण के कारण आकर्षित होते हैं: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-।

आइए हम दृष्टि से सामान्यीकरण करें सहसंयोजक और आयनिक बंधन प्रकारों के बीच अंतर:

धातु रासायनिक बंधन

धातु कनेक्शन वह रिश्ता है जो अपेक्षाकृत बनता है मुक्त इलेक्ट्रॉनके बीच धातु आयनक्रिस्टल जाली का निर्माण।

बाहरी ऊर्जा स्तर पर धातुओं के परमाणुओं में आमतौर पर होता है एक से तीन इलेक्ट्रॉन. धातु परमाणुओं की त्रिज्या, एक नियम के रूप में, बड़ी होती है - इसलिए, धातु के परमाणु, गैर-धातुओं के विपरीत, आसानी से बाहरी इलेक्ट्रॉनों को दान करते हैं, अर्थात। मजबूत कम करने वाले एजेंट हैं

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन

अलग-अलग, किसी पदार्थ में अलग-अलग अणुओं के बीच होने वाली बातचीत पर विचार करना उचित है - इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन . इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन तटस्थ परमाणुओं के बीच एक प्रकार की बातचीत है जिसमें नए सहसंयोजक बंधन प्रकट नहीं होते हैं। अणुओं के बीच परस्पर क्रिया की ताकतों की खोज वैन डेर वाल्स ने 1869 में की थी और उनके नाम पर रखा गया था। वैन डार वाल्स फोर्सेज. वैन डेर वाल्स बलों को विभाजित किया गया है अभिविन्यास, प्रवेश तथा फैलाव . इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन की ऊर्जा एक रासायनिक बंधन की ऊर्जा से बहुत कम है।

आकर्षण के उन्मुखीकरण बल ध्रुवीय अणुओं (द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया) के बीच उत्पन्न होते हैं। ये बल ध्रुवीय अणुओं के बीच उत्पन्न होते हैं। आगमनात्मक बातचीत एक ध्रुवीय अणु और एक गैर-ध्रुवीय अणु के बीच की बातचीत है। एक गैर-ध्रुवीय अणु एक ध्रुवीय की क्रिया के कारण ध्रुवीकृत होता है, जो एक अतिरिक्त इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण उत्पन्न करता है।

एक विशेष प्रकार की अंतर-आणविक बातचीत हाइड्रोजन बांड है। - ये इंटरमॉलिक्युलर (या इंट्रामोल्युलर) रासायनिक बंधन हैं जो अणुओं के बीच उत्पन्न होते हैं जिनमें दृढ़ता से ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन होते हैं - एच-एफ, एच-ओ या एच-एन. यदि अणु में ऐसे बंधन हैं, तो अणुओं के बीच होगा आकर्षण के अतिरिक्त बल .

शिक्षा का तंत्र हाइड्रोजन बांड आंशिक रूप से इलेक्ट्रोस्टैटिक और आंशिक रूप से दाता-स्वीकर्ता है। इस स्थिति में, एक प्रबल विद्युत ऋणात्मक तत्व (F, O, N) का परमाणु एक इलेक्ट्रॉन युग्म दाता के रूप में कार्य करता है, और इन परमाणुओं से जुड़े हाइड्रोजन परमाणु एक स्वीकर्ता के रूप में कार्य करते हैं। हाइड्रोजन बांड की विशेषता है अभिविन्यास अंतरिक्ष में और संतृप्ति।

हाइड्रोजन बांड को डॉट्स द्वारा निरूपित किया जा सकता है: H ··· O. हाइड्रोजन से जुड़े परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी जितनी अधिक होगी, और उसका आकार जितना छोटा होगा, हाइड्रोजन बॉन्ड उतना ही मजबूत होगा। यह मुख्य रूप से यौगिकों की विशेषता है हाइड्रोजन के साथ फ्लोरीन , इतने ही अच्छे तरीके से हाइड्रोजन के साथ ऑक्सीजन , कम हाइड्रोजन के साथ नाइट्रोजन .

हाइड्रोजन बांड निम्नलिखित पदार्थों के बीच होते हैं:

— हाइड्रोजन फ्लोराइड एचएफ(गैस, पानी में हाइड्रोजन फ्लोराइड का घोल - हाइड्रोफ्लोरिक एसिड), पानीएच 2 ओ (भाप, बर्फ, तरल पानी):

— अमोनिया और कार्बनिक अमाइन का समाधान- अमोनिया और पानी के अणुओं के बीच;

— कार्बनिक यौगिक जिनमें ओ-एच या एनएच बांड: अल्कोहल, कार्बोक्जिलिक एसिड, एमाइन, अमीनो एसिड, फिनोल, एनिलिन और इसके डेरिवेटिव, प्रोटीन, कार्बोहाइड्रेट के समाधान - मोनोसेकेराइड और डिसैकराइड।

हाइड्रोजन बांड पदार्थों के भौतिक और रासायनिक गुणों को प्रभावित करता है। इस प्रकार, अणुओं के बीच अतिरिक्त आकर्षण पदार्थों को उबालना मुश्किल बना देता है। हाइड्रोजन बांड वाले पदार्थ क्वथनांक में असामान्य वृद्धि दर्शाते हैं।

उदाहरण के लिए एक नियम के रूप में, आणविक भार में वृद्धि के साथ, पदार्थों के क्वथनांक में वृद्धि देखी जाती है। हालांकि, कई पदार्थों में एच 2 ओ-एच 2 एस-एच 2 से-एच 2 टीहम क्वथनांक में एक रैखिक परिवर्तन नहीं देखते हैं।

अर्थात्, अत पानी का क्वथनांक असामान्य रूप से उच्च होता है - कम से कम -61 o C, जैसा कि सीधी रेखा हमें दिखाती है, लेकिन बहुत अधिक, +100 o C. इस विसंगति को पानी के अणुओं के बीच हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति से समझाया गया है। इसलिए, सामान्य परिस्थितियों में (0-20 o C), पानी है तरलचरण राज्य द्वारा।

रासायनिक बंध

प्रकृति में एक भी परमाणु नहीं होते हैं। वे सभी सरल और जटिल यौगिकों की संरचना में हैं, जहां अणुओं में उनका संयोजन एक दूसरे के साथ रासायनिक बंधनों के निर्माण से सुनिश्चित होता है।

परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधों का बनना एक प्राकृतिक, स्वतःस्फूर्त प्रक्रिया है, क्योंकि इस मामले में आणविक प्रणाली की ऊर्जा कम हो जाती है, अर्थात। आणविक प्रणाली की ऊर्जा पृथक परमाणुओं की कुल ऊर्जा से कम होती है। रासायनिक बंधन के निर्माण के पीछे यही प्रेरक शक्ति है।

रासायनिक बंधों की प्रकृति स्थिरवैद्युत होती है, क्योंकि परमाणु आवेशित कणों का एक संग्रह है, जिसके बीच आकर्षण और प्रतिकर्षण बल कार्य करते हैं, जो संतुलन में आ जाते हैं।

बाहरी परमाणु कक्षाओं (या तैयार इलेक्ट्रॉन जोड़े) में स्थित अयुग्मित इलेक्ट्रॉन - वैलेंस इलेक्ट्रॉन - बांड के निर्माण में भाग लेते हैं। वे कहते हैं कि जब बांड बनते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप परमाणुओं के नाभिक के बीच एक क्षेत्र होता है जहां संभाव्यता दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों का पता लगाना अधिकतम है।

रासायनिक बंध - यह परमाणुओं की परस्पर क्रिया है, जो इलेक्ट्रॉनों के आदान-प्रदान द्वारा की जाती है।

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो परमाणु एक स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन (या दो-इलेक्ट्रॉन - एच, हे) बाहरी आवरण प्राप्त करते हैं, जो निकटतम अक्रिय गैस परमाणु की संरचना के अनुरूप होता है, अर्थात। अपने बाहरी स्तर को पूरा करें।

रासायनिक बंधों का वर्गीकरण।

1. रासायनिक बंधन गठन के तंत्र के अनुसार।

एक) लेन देन जब बंधन बनाने वाले दोनों परमाणु इसके लिए अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रदान करते हैं।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन अणु H2 और क्लोरीन Cl2 का निर्माण:

बी) दाता स्वीकर्ता , जब एक परमाणु एक बंधन बनाने के लिए इलेक्ट्रॉनों (दाता) की एक तैयार जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु एक खाली मुक्त कक्षीय प्रदान करता है।

उदाहरण के लिए, अमोनियम आयन (NH 4) + (आवेशित कण) का बनना:

2. जिस तरह से इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स ओवरलैप करते हैं।

एक) σ - कनेक्शन (सिग्मा), जब अतिव्यापन अधिकतम परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा पर होता है।

उदाहरण के लिए,

एच 2 (एस-एस)

सीएल 2 (पी-पी)

एचसीएलσ(एस-पी)

बी) π - कनेक्शन (पीआई), यदि अतिव्यापन अधिकतम परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा पर नहीं है।

3. पूर्ण इलेक्ट्रॉन कोश प्राप्त करने की विधि के अनुसार।

प्रत्येक परमाणु अपने बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश को पूरा करने के लिए प्रवृत्त होता है, और ऐसी अवस्था को प्राप्त करने के कई तरीके हो सकते हैं।

रासायनिक पदार्थों के लिए रासायनिक तत्वों के व्यक्तिगत, असंबंधित परमाणुओं से मिलकर बनना अत्यंत दुर्लभ है। सामान्य परिस्थितियों में, महान गैस नामक गैसों की केवल एक छोटी संख्या में ऐसी संरचना होती है: हीलियम, नियॉन, आर्गन, क्रिप्टन, क्सीनन और रेडॉन। अक्सर, रासायनिक पदार्थों में असमान परमाणु नहीं होते हैं, लेकिन उनके संयोजन विभिन्न समूहों में होते हैं। परमाणुओं के ऐसे संयोजन में कई इकाइयाँ, सैकड़ों, हजारों या उससे भी अधिक परमाणु शामिल हो सकते हैं। वह बल जो इन परमाणुओं को ऐसे समूहों में रखता है, कहलाता है रासायनिक बंध.

दूसरे शब्दों में, हम कह सकते हैं कि एक रासायनिक बंधन एक अंतःक्रिया है जो व्यक्तिगत परमाणुओं के बंधन को अधिक जटिल संरचनाओं (अणु, आयन, कट्टरपंथी, क्रिस्टल, आदि) में सुनिश्चित करता है।

रासायनिक बंधन के गठन का कारण यह है कि अधिक जटिल संरचनाओं की ऊर्जा इसे बनाने वाले व्यक्तिगत परमाणुओं की कुल ऊर्जा से कम होती है।

तो, विशेष रूप से, यदि एक्स और वाई परमाणुओं की बातचीत के दौरान एक एक्सवाई अणु बनता है, तो इसका मतलब है कि इस पदार्थ के अणुओं की आंतरिक ऊर्जा व्यक्तिगत परमाणुओं की आंतरिक ऊर्जा से कम है जिससे इसे बनाया गया था:

ई (एक्सवाई)< E(X) + E(Y)

इस कारण से, जब व्यक्तिगत परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन बनते हैं, तो ऊर्जा निकलती है।

रासायनिक बंधों के निर्माण में, नाभिक के साथ सबसे कम बाध्यकारी ऊर्जा वाले बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के इलेक्ट्रॉनों को कहा जाता है संयोजक. उदाहरण के लिए, बोरॉन में, ये दूसरे ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन हैं - 2 इलेक्ट्रॉन प्रति 2 एस-कक्षक और 1 बटा 2 पी-कक्षक:

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो प्रत्येक परमाणु महान गैस परमाणुओं का एक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करता है, अर्थात। ताकि इसकी बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में 8 इलेक्ट्रॉन हों (पहली अवधि के तत्वों के लिए 2)। इस परिघटना को अष्टक नियम कहते हैं।

परमाणुओं के लिए एक उत्कृष्ट गैस के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को प्राप्त करना संभव है यदि शुरू में एकल परमाणु अपने कुछ वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को अन्य परमाणुओं के साथ साझा करते हैं। इस मामले में, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं।

इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण की डिग्री के आधार पर, सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक बंधों को प्रतिष्ठित किया जा सकता है।

सहसंयोजक बंधन

एक सहसंयोजक बंधन अक्सर गैर-धातु तत्वों के परमाणुओं के बीच होता है। यदि सहसंयोजक बंधन बनाने वाले अधातुओं के परमाणु विभिन्न रासायनिक तत्वों से संबंधित हों, तो ऐसे बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन कहा जाता है। इस नाम का कारण इस तथ्य में निहित है कि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं में भी एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को अपनी ओर आकर्षित करने की एक अलग क्षमता होती है। जाहिर है, यह आम इलेक्ट्रॉन जोड़े को परमाणुओं में से एक की ओर ले जाता है, जिसके परिणामस्वरूप उस पर आंशिक नकारात्मक चार्ज बनता है। बदले में, दूसरे परमाणु पर आंशिक धनात्मक आवेश बनता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में, इलेक्ट्रॉन जोड़ी हाइड्रोजन परमाणु से क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है:

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थों के उदाहरण:

Cl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 आदि।

एक ही रासायनिक तत्व के गैर-धातु परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बनता है। चूंकि परमाणु समान होते हैं, इसलिए साझा इलेक्ट्रॉनों को खींचने की उनकी क्षमता समान होती है। इस संबंध में, इलेक्ट्रॉन युग्म का कोई विस्थापन नहीं देखा गया है:

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए उपरोक्त तंत्र, जब दोनों परमाणु सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण के लिए इलेक्ट्रॉन प्रदान करते हैं, विनिमय कहा जाता है।

एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र भी है।

जब दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो एक परमाणु के भरे हुए कक्षीय (दो इलेक्ट्रॉनों के साथ) और दूसरे परमाणु के खाली कक्षीय के कारण एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है। एक परमाणु जो एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक मुक्त कक्षीय परमाणु को स्वीकर्ता कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन जोड़े के दाता परमाणु होते हैं जिनमें युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, उदाहरण के लिए, एन, ओ, पी, एस।

उदाहरण के लिए, दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, चौथा एनएच सहसंयोजक बंधन अमोनियम केशन एनएच 4 + में बनता है:

ध्रुवीयता के अलावा, सहसंयोजक बंधों को भी ऊर्जा की विशेषता होती है। बंधन ऊर्जा परमाणुओं के बीच बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा है।

बाध्य परमाणुओं की बढ़ती त्रिज्या के साथ बाध्यकारी ऊर्जा कम हो जाती है। चूंकि हम जानते हैं कि परमाणु त्रिज्या उपसमूहों में वृद्धि करती है, उदाहरण के लिए, हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि श्रृंखला में हलोजन-हाइड्रोजन बंधन की ताकत बढ़ जाती है:

नमस्ते< HBr < HCl < HF

इसके अलावा, बंधन ऊर्जा इसकी बहुलता पर निर्भर करती है - बंधन बहुलता जितनी अधिक होगी, इसकी ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी। बंधन बहुलता दो परमाणुओं के बीच आम इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या है।

आयोनिक बंध

एक आयनिक बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के सीमित मामले के रूप में माना जा सकता है। यदि एक सहसंयोजक-ध्रुवीय बंधन में आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी आंशिक रूप से परमाणुओं की जोड़ी में स्थानांतरित हो जाती है, तो आयनिक में यह परमाणुओं में से एक को लगभग पूरी तरह से "दूर" कर दिया जाता है। जिस परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन दान किया है वह एक सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है और बन जाता है कटियन, और जिस परमाणु से इलेक्ट्रॉन लेते हैं, वह ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है और बन जाता है ऋणायन.

इस प्रकार, एक आयनिक बंधन एक बंधन है जो आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण बनता है।

इस प्रकार के बंधन का निर्माण विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट अधातुओं के परमाणुओं की परस्पर क्रिया की विशेषता है।

उदाहरण के लिए, पोटेशियम फ्लोराइड। एक तटस्थ परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन के अलगाव के परिणामस्वरूप एक पोटेशियम धनायन प्राप्त होता है, और एक फ्लोरीन आयन एक इलेक्ट्रॉन को एक फ्लोरीन परमाणु से जोड़कर बनता है:

परिणामी आयनों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण बल उत्पन्न होता है, जिसके परिणामस्वरूप एक आयनिक यौगिक बनता है।

एक रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान, सोडियम परमाणु से इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु में चले गए और विपरीत रूप से आवेशित आयनों का निर्माण हुआ, जिनका एक पूर्ण बाहरी ऊर्जा स्तर है।

यह स्थापित किया गया है कि इलेक्ट्रॉन धातु परमाणु से पूरी तरह से अलग नहीं होते हैं, लेकिन केवल क्लोरीन परमाणु की ओर स्थानांतरित होते हैं, जैसा कि एक सहसंयोजक बंधन में होता है।

अधिकांश द्विआधारी यौगिक जिनमें धातु के परमाणु होते हैं, आयनिक होते हैं। उदाहरण के लिए, ऑक्साइड, हैलाइड, सल्फाइड, नाइट्राइड।

एक आयनिक बंधन सरल धनायनों और सरल आयनों (F -, Cl -, S 2-) के साथ-साथ सरल धनायनों और जटिल आयनों (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) के बीच भी होता है। . इसलिए, आयनिक यौगिकों में लवण और क्षार (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH) शामिल हैं।

धातु कनेक्शन

इस प्रकार का बंधन धातुओं में बनता है।

सभी धातुओं के परमाणुओं में बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर इलेक्ट्रॉन होते हैं जिनकी परमाणु नाभिक के साथ कम बाध्यकारी ऊर्जा होती है। अधिकांश धातुओं के लिए, बाहरी इलेक्ट्रॉनों का नुकसान ऊर्जावान रूप से अनुकूल होता है।

नाभिक के साथ इस तरह की कमजोर बातचीत को देखते हुए, धातुओं में ये इलेक्ट्रॉन बहुत गतिशील होते हैं, और प्रत्येक धातु क्रिस्टल में निम्नलिखित प्रक्रिया लगातार होती रहती है:

M 0 - ne - \u003d M n +, जहाँ M 0 एक तटस्थ धातु परमाणु है, और M n + उसी धातु का धनायन। नीचे दिया गया आंकड़ा चल रही प्रक्रियाओं का एक उदाहरण दिखाता है।

यही है, धातु के क्रिस्टल के साथ इलेक्ट्रॉन "जल्दी" करते हैं, एक धातु परमाणु से अलग हो जाते हैं, इससे एक धनायन बनाते हैं, दूसरे धनायन में जुड़ते हैं, एक तटस्थ परमाणु बनाते हैं। इस घटना को "इलेक्ट्रॉनिक हवा" कहा जाता था, और एक गैर-धातु परमाणु के क्रिस्टल में मुक्त इलेक्ट्रॉनों के सेट को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता था। धातु परमाणुओं के बीच इस प्रकार की बातचीत को धातु बंधन कहा जाता है।

हाइड्रोजन बंध

यदि किसी पदार्थ में एक हाइड्रोजन परमाणु एक उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, या फ्लोरीन) वाले तत्व से बंधा होता है, तो ऐसे पदार्थ को हाइड्रोजन बंधन जैसी घटना की विशेषता होती है।

चूँकि एक हाइड्रोजन परमाणु एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु से बंधा होता है, हाइड्रोजन परमाणु पर एक आंशिक धनात्मक आवेश बनता है, और एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु पर एक आंशिक ऋणात्मक आवेश बनता है। इस संबंध में, एक अणु के आंशिक रूप से धनात्मक आवेशित हाइड्रोजन परमाणु और दूसरे के विद्युत ऋणात्मक परमाणु के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण संभव हो जाता है। उदाहरण के लिए, पानी के अणुओं के लिए हाइड्रोजन बॉन्डिंग देखी जाती है:

यह हाइड्रोजन बांड है जो पानी के असामान्य रूप से उच्च गलनांक की व्याख्या करता है। पानी के अलावा, हाइड्रोजन फ्लोराइड, अमोनिया, ऑक्सीजन युक्त एसिड, फिनोल, अल्कोहल, एमाइन जैसे पदार्थों में भी मजबूत हाइड्रोजन बांड बनते हैं।