आयोनिक बंध

रासायनिक बंधन सिद्धांतलेता है आधुनिक रसायन विज्ञान में महत्वपूर्ण स्थान. वह है बताते हैं कि परमाणु रासायनिक कणों को बनाने के लिए क्यों जुड़ते हैं, और इन कणों की स्थिरता की तुलना करना संभव बनाता है. का उपयोग करते हुए रासायनिक बंधन सिद्धांत, कर सकते हैं विभिन्न यौगिकों की संरचना और संरचना की भविष्यवाणी करें. इसकी अवधारणा कुछ रासायनिक बंधनों का टूटना और दूसरों का बनना आधुनिक विचारों का आधार है रासायनिक प्रतिक्रियाओं के दौरान पदार्थों के परिवर्तन के बारे में .

रसायनिक बंध- यह परमाणुओं की परस्पर क्रिया , एक रासायनिक कण की स्थिरता का निर्धारणया पूरी तरह से क्रिस्टल . रसायनिक बंधके माध्यम से गठित इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शनके बीच आवेशित कण : धनायन और आयन, नाभिक और इलेक्ट्रॉन. जब परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो एक परमाणु के नाभिक और दूसरे के इलेक्ट्रॉनों के बीच आकर्षक बल कार्य करना शुरू कर देते हैं, साथ ही नाभिक और इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकारक बल भी कार्य करने लगते हैं। पर कुछ दूरी ये बल एक दूसरे को संतुलित करते हैं, और एक स्थिर रासायनिक कण बनता है .

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो मुक्त परमाणुओं की तुलना में यौगिक में परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन घनत्व का एक महत्वपूर्ण पुनर्वितरण हो सकता है।

सीमित मामले में, इससे आवेशित कणों का निर्माण होता है - आयन (ग्रीक "आयन" से - जा रहे हैं)।

1 आयनों की परस्पर क्रिया

यदि एक परमाणु एक खो देता हैया कुछ इलेक्ट्रॉन, फिर वह एक सकारात्मक आयन में बदल जाता है - धनायन(ग्रीक से अनुवादित - " नीचे जाना")। इस तरह से फैटायनों हाइड्रोजन एच +, लिथियम ली +, बेरियम बा 2+ . इलेक्ट्रॉनों का अधिग्रहण, परमाणु नकारात्मक आयनों में बदल जाते हैं - आयनों(ग्रीक "आयन" से - ऊपर जा रहा है) आयनों के उदाहरण हैं फ्लोराइड आयन F - , सल्फाइड आयन S 2− .

फैटायनोंऔर आयनोंसक्षम हैं एक दूसरे को आकर्षित करें. यह पैदा करता है रसायनिक बंध, और रासायनिक यौगिक बनते हैं. इस प्रकार के रासायनिक बंधन को कहा जाता है आयोनिक बंध :

2 आयनिक बंधन परिभाषा

आयोनिक बंधएक रासायनिक बंधन है शिक्षितखर्च पर धनायनों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षणऔर आयनों .

एक आयनिक बंधन के गठन की क्रियाविधि के बीच प्रतिक्रिया के उदाहरण पर विचार किया जा सकता है सोडियम और क्लोरीन . एक क्षार धातु परमाणु आसानी से एक इलेक्ट्रॉन खो देता है, ए हलोजन परमाणु - प्राप्त करता है. इसके परिणामस्वरूप, वहाँ सोडियम धनायनऔर क्लोराइड आयन. वे के माध्यम से एक संबंध बनाते हैं उनके बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण .

के बीच बातचीत फैटायनोंऔर आयनों दिशा पर निर्भर नहीं करता, इसीलिए आयनिक बंधन के बारे मेंवह बात करते है गैर दिशात्मक. हर कोई कटियनशायद किसी भी संख्या में आयनों को आकर्षित करें, और विपरीतता से. इसीलिए आयोनिक बंधएक असंतृप्त. संख्या ठोस अवस्था में आयनों के बीच परस्पर क्रिया केवल क्रिस्टल के आकार द्वारा सीमित होती है. इसलिए " अणु " आयनिक यौगिक को संपूर्ण क्रिस्टल माना जाना चाहिए .

उभरने के लिए आयोनिक बंध ज़रूरी, को आयनीकरण ऊर्जा का योग ईआई(एक धनायन बनाने के लिए)और इलेक्ट्रान बन्धुता ऐ(आयनों के गठन के लिए)होना चाहिए ऊर्जावान रूप से लाभदायक. ये है सक्रिय धातुओं के परमाणुओं द्वारा आयनिक बंधों के निर्माण को सीमित करता है(आईए- और आईआईए-समूह के तत्व, आईआईआईए-समूह के कुछ तत्व और कुछ संक्रमणकालीन तत्व) और सक्रिय अधातु(हैलोजन, चाकोजेन, नाइट्रोजन)।

आदर्श आयनिक बंधन व्यावहारिक रूप से मौजूद नहीं है. यहां तक ​​कि उन यौगिकों में भी जिन्हें आमतौर पर के रूप में संदर्भित किया जाता है ईओण का , एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण नहीं होता है ; इलेक्ट्रॉन आंशिक रूप से सामान्य उपयोग में रहते हैं. हाँ, कनेक्शन लिथियम फ्लोराइड 80% से ईओण का, और 20% तक - सहसंयोजक. अतः की बात करना अधिक सही है आयनिकता की डिग्री (polarity) सहसंयोजक रासायनिक बंधन. ऐसा माना जाता है कि एक अंतर के साथ वैद्युतीयऋणात्मकतातत्वों 2.1 संचारचालू है 50% आयनिक. पर अधिक अंतरमिश्रण आयनिक माना जा सकता है .

एक रासायनिक बंधन के आयनिक मॉडल का व्यापक रूप से कई पदार्थों के गुणों का वर्णन करने के लिए उपयोग किया जाता है।, सबसे पहले, कनेक्शन क्षारीयऔर अधातुओं के साथ क्षारीय पृथ्वी धातु. यह बाकी है ऐसे यौगिकों के विवरण में आसानी: विश्वास करें कि वे से निर्मित हैं असंपीड्य आवेशित गोले, तदनुसार धनायन और ऋणायन. इस मामले में, आयन खुद को इस तरह व्यवस्थित करते हैं कि उनके बीच आकर्षक बल अधिकतम होते हैं, और प्रतिकारक बल न्यूनतम होते हैं।

आयोनिक बंध- परमाणुओं के बीच बनने वाला एक मजबूत रासायनिक बंधन इलेक्ट्रोनगेटिविटी का एक बड़ा अंतर (>पॉलिंग स्केल पर 1.7), जिसके साथ साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ परमाणु में जाती है।यह विपरीत आवेशित पिंडों के रूप में आयनों का आकर्षण है। एक उदाहरण यौगिक CsF है, जिसमें "आयनिकता की डिग्री" 97% है।

आयोनिक बंध- चरम परिस्थिति में एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन का ध्रुवीकरण. के बीच गठित ठेठ धातु और गैर धातु. इस मामले में, धातु में इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से गैर-धातु में स्थानांतरित हो गया . आयन बनते हैं।

यदि परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन बनता है जिसमें बहुत बड़ा इलेक्ट्रोनगेटिविटी अंतर (ईओ> 1.7 पॉलिंग के अनुसार), तो साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से है उच्च EC . वाले परमाणु में जाता है. इसके परिणामस्वरूप एक यौगिक का निर्माण होता है विपरीत आवेशित आयन :

गठित आयनों के बीच है स्थिरविद्युत आकर्षण, इससे कहते है आयोनिक बंध. बल्कि, यह दृष्टिकोण सुविधाजनक. व्यवहार में आयोनिक बंधपरमाणुओं के बीच अपने शुद्ध रूप में कहीं भी या लगभग कहीं नहीं महसूस किया जाता है, आमतौर पर वास्तव में कनेक्शन है आंशिक रूप से आयनिक , और आंशिक रूप से सहसंयोजक चरित्र. उसी समय, संचार जटिल आणविक आयन अक्सर विशुद्ध रूप से आयनिक माना जा सकता है. आयनिक बंध और अन्य प्रकार के रासायनिक बंधों के बीच सबसे महत्वपूर्ण अंतर हैं: गैर-दिशात्मकता और असंतृप्ति. यही कारण है कि आयनिक बंधन के कारण बनने वाले क्रिस्टल संबंधित आयनों के विभिन्न निकट पैकिंग की ओर बढ़ते हैं।

3 आयनिक त्रिज्या

बेकार में आयनिक बंधन का इलेक्ट्रोस्टैटिक मॉडलअवधारणा का उपयोग किया जाता है आयनिक त्रिज्या . पड़ोसी धनायन और ऋणायन की त्रिज्याओं का योग संगत अंतर-नाभिकीय दूरी के बराबर होना चाहिए :

आर 0 = आर + + आर −

साथ ही, यह रहता है दुर्बोधकहाँ लेना है धनायन और आयनों के बीच की सीमा . आज जाना जाता है , कि विशुद्ध रूप से आयनिक बंधन मौजूद नहीं है, हमेशा की तरह कुछ इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप है. के लिए आयन त्रिज्या गणना अनुसंधान विधियों का उपयोग करती है, कौन सा आपको दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व निर्धारित करने की अनुमति देता है . अंतर-परमाणु दूरी को एक बिंदु पर विभाजित किया जाता है, कहाँ पे इलेक्ट्रॉन घनत्व न्यूनतम है .

आयन का आकार कई कारकों पर निर्भर करता है. पर बढ़ती क्रम संख्या के साथ आयन का निरंतर आवेश(और इसके परिणामस्वरूप, परमाणु प्रभार) आयनिक त्रिज्या घटती है. यह विशेष रूप से ध्यान देने योग्य है लैंथेनाइड श्रृंखला में, कहाँ पे आयनिक त्रिज्या 117 बजे (ला 3+) से शाम 100 बजे (लू 3+) के लिए 6 की समन्वय संख्या पर नीरस रूप से बदलती है. इस प्रभाव को कहा जाता है लैंथेनाइड संपीड़न .

पर तत्व समूह आयनिक त्रिज्या आम तौर पर बढ़ती परमाणु संख्या के साथ बढ़ती है. हालांकि के लिए डी-लैंथेनाइड संपीड़न के कारण चौथे और पांचवें आवर्त के तत्व आयनिक त्रिज्या में कमी भी हो सकती है(उदाहरण के लिए, Zr 4+ के लिए शाम 73 बजे से शाम 72 बजे तक Hf 4+ के लिए 4 की समन्वय संख्या के साथ)।

इस अवधि में, आयनिक त्रिज्या में उल्लेखनीय कमी आई हैसम्बंधित नाभिक के आवेश और स्वयं आयन के आवेश में एक साथ वृद्धि के साथ नाभिक के प्रति इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण में वृद्धि: ना + के लिए 116 बजे, एमजी 2+ के लिए 86 बजे, अल 3+ के लिए 68 बजे (समन्वय संख्या 6)। एक ही कारण के लिए आयन के आवेश में वृद्धि से एक तत्व के लिए आयनिक त्रिज्या में कमी आती है: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (समन्वय संख्या 4)।

तुलना आयनिक त्रिज्याकर सकते हैं केवल एक ही समन्वय संख्या के साथ किया गया, जहां तक ​​कि यह काउंटरों के बीच प्रतिकारक बलों के कारण आयन के आकार को प्रभावित करता है. यह उदाहरण में स्पष्ट रूप से देखा गया है एजी+ आयन; इसकी आयनिक त्रिज्या है 81, 114 और 129 बजेके लिए समन्वय संख्या 2, 4 और 6 , क्रमश: .

संरचना उत्तम आयनिक यौगिक, इस कारण असमान आयनों के बीच अधिकतम आकर्षण और समान आयनों के बीच न्यूनतम प्रतिकर्षण, मोटे तौर पर धनायनों और आयनों के आयनिक त्रिज्या के अनुपात द्वारा निर्धारित किया जाता है. दिखाया जा सकता है सरल ज्यामितीय निर्माण।

4 आयनिक बंधन ऊर्जा

बंधन ऊर्जाऔर आयनिक यौगिक के लिए- यह ऊर्जा, किसमें एक दूसरे से असीम रूप से दूर गैसीय काउंटरों से इसके गठन के दौरान जारी किया जाता है . केवल इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों को ध्यान में रखते हुए कुल अंतःक्रियात्मक ऊर्जा के लगभग 90% से मेल खाती है, कौन सा गैर-इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों का योगदान भी शामिल है(उदाहरण के लिए, इलेक्ट्रॉन कोशों का प्रतिकर्षण).

कब आयोनिक बंधदो के बीच में मुक्त आयन ऊर्जाउन्हें आकर्षण कूलम्ब के नियम द्वारा निर्धारित होता है :

ई(adj.) = q+ q− / (4π r ),

कहाँ पे क्यू+और क्यू−- शुल्क परस्पर क्रिया करने वाले आयन , आर - उनके बीच की दूरी , ε - मध्यम पारगम्यता .

आरोपों में से एक के बाद से नकारात्मक, तब ऊर्जा मूल्यभी नकारात्मक होगा .

इसके अनुसार कूलम्ब का नियम, पर असीम दूरी पर, आकर्षण की ऊर्जा असीम रूप से बड़ी होनी चाहिए. हालांकि, यह नहीं हो रहा, जैसा आयन बिंदु आवेश नहीं हैं. पर आयनों का दृष्टिकोण उनके बीच एक प्रतिकारक बल है, इस कारण इलेक्ट्रॉन बादलों की परस्पर क्रिया . आयन प्रतिकर्षण ऊर्जावर्णित जन्म समीकरण :

ई (ओटी।) \u003d बी / आरएन,

कहाँ पे पर - कुछ स्थिर , एनशायद 5 से 12 . तक मान लें(पर निर्भर करता है आयन आकार). कुल ऊर्जा आकर्षण और प्रतिकर्षण की ऊर्जाओं के योग से निर्धारित होती है :

ई \u003d ई (एड।) + ई (ओटी।)

इसका अर्थ जाता है न्यूनतम . न्यूनतम बिंदु के निर्देशांक संतुलन दूरी के अनुरूप हैं आर 0 और आयनों के बीच परस्पर क्रिया की संतुलन ऊर्जा इ 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 )

पर क्रिस्टल लैटिसहमेशा अधिक इंटरैक्शन हैं, कैसे आयनों की एक जोड़ी के बीच. यह अंक मुख्य रूप से क्रिस्टल जाली के प्रकार द्वारा निर्धारित किया जाता है. के लिए सभी इंटरैक्शन के लिए लेखांकन(बढ़ती दूरी के साथ कमजोर) के लिए अभिव्यक्ति में आयनिक ऊर्जा क्रिस्टल लैटिसतथाकथित स्थिरांक का परिचय दें मैडेलुंगा ए :

ई(adj.) = ए q+ q− / (4π r ε)

नियत मान मैडेलुंगाकेवल निर्धारित जाली ज्यामितिऔर नहीं आयनों की त्रिज्या और आवेश पर निर्भर करता है. उदाहरण के लिए, के लिए सोडियम क्लोराइडयह बराबर है 1,74756 .

5 आयनों का ध्रुवीकरण

इसके अलावा चार्ज परिमाणऔर RADIUS महत्वपूर्ण विशेषता और वहये उसके हैं ध्रुवीकरण गुण. आइए इस प्रश्न पर अधिक विस्तार से विचार करें। पर गैर-ध्रुवीय कण (परमाणु, आयन, अणु) धनात्मक और ऋणात्मक आवेशों के गुरुत्वाकर्षण के केंद्र मेल खाते हैं. एक विद्युत क्षेत्र में, इलेक्ट्रॉन के गोले एक सकारात्मक चार्ज प्लेट की दिशा में विस्थापित होते हैं, और नाभिक - ऋणात्मक रूप से आवेशित प्लेट की दिशा में. इस कारण कण विकृतिइसमें उत्पन्न होता है द्विध्रुवीय, वह बन गई ध्रुवीय .

स्रोत आयनिक प्रकार के बंधन वाले यौगिकों में विद्युत क्षेत्र स्वयं आयन होते हैं. इसलिए की बात कर रहे हैं आयन के ध्रुवीकरण गुण , ज़रूरीफर्क डालना किसी दिए गए आयन का ध्रुवीकरण प्रभावऔर विद्युत क्षेत्र में ध्रुवीकरण करने की स्वयं की क्षमता .

आयन का ध्रुवीकरण प्रभावएक होगा बड़े, कैसे उसके बल क्षेत्र का अधिक, यानी थान अधिक आवेश और कम आयन त्रिज्या. इसलिए, में उपसमूहों के भीतरतत्वों की आवर्त सारणी में आयनों का ध्रुवीकरण प्रभाव ऊपर से नीचे की ओर घटता है, क्योंकि ऊपर से नीचे तक आयन के आवेश के स्थिर मान वाले उपसमूह, इसकी त्रिज्या बढ़ जाती है .

इसलिए क्षार धातु आयनों का ध्रुवीकरण प्रभाव, उदाहरण के लिए, सीज़ियम से लिथियम तक बढ़ जाता है, और एक पंक्ति में हैलाइड आयन - I से F . तक. पीरियड्स में आयनों का ध्रुवीकरण प्रभाव बाएं से दाएं बढ़ता हैके साथ साथ आयन के आवेश में वृद्धिऔर इसकी त्रिज्या घट रही है .

आयन ध्रुवीकरण, इसकी क्षमता घटते बल क्षेत्र के साथ विकृति बढ़ती है, यानी के साथ शुल्क की मात्रा में कमीऔर त्रिज्या में वृद्धि . आयनों ध्रुवीकरणआम तौर पर उच्चतर, कैसे फैटायनोंऔर एक पंक्ति में हलाइड्स F से I . तक बढ़ता है .

पर धनायनों के ध्रुवीकरण गुणप्रस्तुत करना उनके बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल की प्रकृति को प्रभावित करते हैं . धनायनों के ध्रुवीकरण गुणकैसे में सक्रिय, साथ ही इसमें निष्क्रिय भावनापर एक ही चार्जऔर एक भरे हुए खोल वाले धनायनों से एक अधूरे बाहरी आवरण वाले धनायनों तक और आगे 18-इलेक्ट्रॉन खोल वाले धनायनों तक जाने पर एक करीबी त्रिज्या बढ़ जाती है।

उदाहरण के लिए, धनायनों की श्रृंखला में Mg 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ ध्रुवीकरण गुण तेज. यह पैटर्न आयन त्रिज्या में परिवर्तन और श्रृंखला में दिए गए इसके इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना के अनुरूप है:

आयनों के लिए ध्रुवीकरण गुण बिगड़ते हैंइस क्रम में:

I - , Br - , Cl - , CN - , OH - , NO 3 - , F - , ClO 4 - ।

नतीजा आयनों का ध्रुवीकरण अंतःक्रियाएक उनके इलेक्ट्रॉन गोले की विकृतिऔर, इसके परिणामस्वरूप, अंतर आयनिक दूरियों को छोटा करनाऔर नकारात्मक का अधूरा अलगावऔर आयनों के बीच सकारात्मक आरोप।

उदाहरण के लिए, एक क्रिस्टल में सोडियम क्लोराइडचार्ज की राशि सोडियम आयनहै +0,9 , और पर क्लोरीन आयन - 0.9के बजाय अपेक्षित इकाई. एक अणु में केसीएलमें स्थित वाष्प अवस्था, मूल्य पोटेशियम आयनों पर शुल्कऔर क्लोरीन 0.83 चार्ज यूनिट है, और अणु में हाईड्रोजन क्लोराईड- केवल 0,17 प्रभार की इकाइयां।

आयन ध्रुवीकरणप्रस्तुत करना आयनिक बंधन वाले यौगिकों के गुणों पर ध्यान देने योग्य प्रभाव , उनके गलनांक और क्वथनांक को कम करना , समाधान और पिघलने आदि में इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण को कम करना। .

आयनिक यौगिकगठित जब तत्वों की परस्पर क्रिया , रासायनिक गुणों में काफी भिन्न. अधिक आवर्त सारणी में तत्वों के बीच की दूरी, विषय आयनिक बंधन उनके यौगिकों में अधिक स्पष्ट है . के खिलाफअणुओं में, समान परमाणुओं या तत्वों के परमाणुओं द्वारा निर्मित जो रासायनिक गुणों में समान हैं, उठना अन्य प्रकार के संचार. इसलिए आयनिक बंधन सिद्धांतयह है सीमित उपयोग .

6 पदार्थों के गुणों और आयनिक बंधों और आयनिक यौगिकों के गुणों पर आयन ध्रुवीकरण का प्रभाव

के बारे में विचार आयन ध्रुवीकरण कई समान पदार्थों के गुणों में अंतर को समझाने में मदद करते हैं. उदाहरण के लिए, तुलना सोडियम क्लोराइडऔर सिल्वर क्लोराइड के साथ पोटेशियमदिखाता है कि जब निकट आयनिक त्रिज्या

Ag+ धनायन का ध्रुवीकरणहोना 18-इलेक्ट्रॉन बाहरी आवरण , उच्चतर, क्या धातु-क्लोरीन बंधन शक्ति में वृद्धि की ओर जाता हैऔर पानी में सिल्वर क्लोराइड की कम घुलनशीलता .

परस्पर आयनों का ध्रुवीकरण क्रिस्टल के विनाश की सुविधा प्रदान करता है, जो की ओर जाता है पदार्थों के गलनांक को कम करना. इस कारण से पिघलने का तापमानटीएलएफ (327 ओС) काफ़ी कमआरबीएफ (798 ओसी) की तुलना में। आयनों के पारस्परिक ध्रुवीकरण में वृद्धि के साथ पदार्थों का अपघटन तापमान भी कम हो जाएगा. इसलिए आयोडाइड आमतौर पर कम तापमान पर विघटित होते हैं, कैसे अन्य हालाइड्स, ए लिथियम यौगिक - ऊष्मीय रूप से कम स्थिर , अन्य क्षारीय तत्वों के यौगिकों की तुलना में .

इलेक्ट्रॉन के गोले की विकृति पदार्थों के ऑप्टिकल गुणों को प्रभावित करता है. कैसे अधिक ध्रुवीकृत कण , इलेक्ट्रॉनिक संक्रमणों की ऊर्जा कम होती है. यदि एक ध्रुवीकरण कम है , इलेक्ट्रॉनों के उत्तेजना के लिए उच्च ऊर्जा की आवश्यकता होती है, जो उत्तर देता है स्पेक्ट्रम का पराबैंगनी भाग. ऐसे पदार्थ आमतौर पर होते हैं बेरंग. आयनों के मजबूत ध्रुवीकरण के मामले में, स्पेक्ट्रम के दृश्य क्षेत्र में विद्युत चुम्बकीय विकिरण के अवशोषण पर इलेक्ट्रॉनों का उत्तेजना होता है। इसलिए कुछ पदार्थ, बनाया रंगहीन आयन, रंगीन .

विशेषता आयनिक यौगिककार्य करता है अच्छी घुलनशीलता ध्रुवीय सॉल्वैंट्स (पानी, एसिड, आदि) में. इसकी वजह है अणु के भागों का प्रभार. जिसमें विलायक द्विध्रुव अणु के आवेशित सिरों की ओर आकर्षित होते हैं, और एक परिणाम के रूप में एक प्रकार कि गति , « ले लेना» अणु पदार्थों को भागों में बांटकर उन्हें घेर लेते हैं , पुन: कनेक्शन को रोकना. परिणाम आयनों से घिरा हुआ है विलायक द्विध्रुव .

जब ऐसे यौगिकों को एक नियम के रूप में भंग कर दिया जाता है, ऊर्जा निकलती है, गठित बंधों की कुल ऊर्जा के बाद से विलायक-आयन में अधिक आयन-धनायन बंधन ऊर्जा होती है. अपवाद बहुत हैं नाइट्रिक एसिड के लवण (नाइट्रेट्स), कौन सा भंग होने पर गर्मी को अवशोषित करें (घोल ठंडा किया जाता है) बाद के तथ्य को कानूनों के आधार पर समझाया गया है कि भौतिक रसायन शास्त्र में माना जाता है .

7 क्रिस्टल जाली

आयनिक यौगिक(जैसे सोडियम क्लोराइड NaCl) - ठोसऔर आग रोककी वजह से उनके आयनों के आरोपों के बीच("+" और "-") मौजूद हैं इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के शक्तिशाली बल .

ऋणावेशित क्लोराइड आयन आकर्षित करता हैन केवल " मेरा " ना+ आयन, लेकिन आसपास के अन्य सोडियम आयन. ये है फलस्वरूप होता है, क्या किसी भी आयन के पास विपरीत चिन्ह वाले एक से अधिक आयन होते हैं , लेकिन कुछ(चित्र .1)।

चावल। एक। क्रिस्टल की संरचना साधारण नमक NaCl .

वास्तव में, लगभग हर क्लोराइड आयन स्थित है 6 सोडियम आयन, और उस बारे में प्रत्येक सोडियम आयन - 6 क्लोराइड आयन .

आयनों के इस क्रमित पैकिंग को कहते हैं आयनिक क्रिस्टल. अगर हम एक अलग क्लोरीन परमाणु, फिर बीच आसपास के सोडियम परमाणुपहले से ही एक को खोजना असंभव है, कौन सा क्लोरीन प्रतिक्रिया करता है।. एक दूसरे के लिए खींचा इलेक्ट्रोस्टैटिक बल , आयन बाहरी बल के प्रभाव में अपना स्थान बदलने के लिए बेहद अनिच्छुक होते हैंया तापमान में वृद्धि. लेकिन अगर तापमान बहुत अधिक है (लगभग 1500°C), तब सोडियम क्लोराइड उड, गठन द्विपरमाणुक अणु. इससे पता चलता है कि सहसंयोजक बंधन बल कभी भी पूरी तरह से बंद न करें .

आयनिक क्रिस्टलअलग होना उच्च गलनांक, आम तौर पर महत्वपूर्ण बैंड गैप, धारण करना आयनिक चालकतापर उच्च तापमानऔर कई विशिष्ट ऑप्टिकल गुण(उदाहरण के लिए, निकट आईआर स्पेक्ट्रम में पारदर्शिता) इनका निर्माण किया जा सकता है एकपरमाणुक, और यहां ये परमाणुक आयनों. उदाहरण पहले प्रकार के आयनिक क्रिस्टल - क्षार हैलाइड क्रिस्टलऔर क्षारीय पृथ्वी धातु ; आयनों को निकटतम गोलाकार पैकिंग के नियम के अनुसार व्यवस्थित किया जाता हैया घनी गेंद चिनाई , धनायन संबंधित रिक्तियों पर कब्जा कर लेते हैं. ज़्यादातर विशेषताइस प्रकार की संरचनाएं NaCl, CsCl, CaF2 हैं। दूसरे प्रकार के आयनिक क्रिस्टलसे निर्मित समान धातुओं और परिमित या अनंत आयनिक अंशों के एकपरमाणुक धनायन . टर्मिनल आयनों(एसिड अवशेष) - NO3-, SO42-, CO32- और अन्य . अम्लीय अवशेष अंतहीन श्रृंखला बना सकते हैं , परतोंया एक त्रि-आयामी फ्रेम बनाएं, जिसके गुहाओं में धनायन स्थित हैं, के रूप में, उदाहरण के लिए, में सिलिकेट्स की क्रिस्टल संरचनाएं. के लिए आयनिक क्रिस्टल क्रिस्टल संरचना की ऊर्जा की गणना करना संभव है यू(तालिका देखें), लगभग . के बराबर उच्च बनाने की क्रिया की थैलीपी; परिणाम प्रयोगात्मक डेटा के साथ अच्छे समझौते में हैं. समीकरण के अनुसार जन्म-मेयर, के लिए क्रिस्टल, को मिलाकर औपचारिक रूप से एकल आवेशित आयन :

यू \u003d -A / R + Be-R / r - C / R6 - D / R8 + E0

(आर - न्यूनतम अंतर-आयन दूरी , लेकिन - मैडेलुंग स्थिरांक , आश्रितसे संरचना ज्यामिति , परऔर आर - विकल्प , कणों के बीच प्रतिकर्षण का वर्णन करना , सी/आर6और डी/R8संबंधित को चिह्नित करें द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय और द्विध्रुवीय-चतुर्भुज आयनों की परस्पर क्रिया , इ 0 - शून्य बिंदु ऊर्जा , इ - इलेक्ट्रॉन चार्ज) साथ में जैसे-जैसे धनायन बड़ा होता जाता है, द्विध्रुव-द्विध्रुवीय अंतःक्रियाओं का योगदान बढ़ता जाता है .

पीछे की ओर आगे की ओर

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पाठ मकसद:

• आयनिक बंध के उदाहरण का उपयोग करके रासायनिक बंधों की अवधारणा बनाना। एक ध्रुवीय के चरम मामले के रूप में एक आयनिक बंधन के गठन की समझ प्राप्त करने के लिए।
• पाठ के दौरान, निम्नलिखित बुनियादी अवधारणाओं को आत्मसात करना सुनिश्चित करें: आयन (धनायन, आयन), आयनिक बंधन।
• नई सामग्री का अध्ययन करते समय समस्या की स्थिति बनाकर छात्रों की मानसिक गतिविधि का विकास करना।

कार्य:

• रासायनिक बंधों के प्रकारों को पहचानना सीखें;
• परमाणु की संरचना को दोहराएं;
• आयनिक रासायनिक बंधन के गठन के तंत्र की जांच करने के लिए;
• आयनिक यौगिकों के गठन योजनाओं और इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को आकर्षित करना सिखाएं, इलेक्ट्रॉनों के संक्रमण के पदनाम के साथ प्रतिक्रिया समीकरण।

उपकरणकीवर्ड: कंप्यूटर, प्रोजेक्टर, मल्टीमीडिया संसाधन, रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली डी.आई. मेंडेलीव, तालिका "आयनिक बंधन"।

पाठ प्रकार:नए ज्ञान का गठन।

सबक का प्रकार:मल्टीमीडिया पाठ।

एक्सएक सबक

मैं।आयोजन का समय.

द्वितीय . होमवर्क की जाँच करना.

शिक्षक: परमाणु स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास कैसे ग्रहण कर सकते हैं? सहसंयोजक बंधन बनाने के तरीके क्या हैं?

विद्यार्थी: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन विनिमय तंत्र द्वारा बनते हैं। विनिमय तंत्र में ऐसे मामले शामिल होते हैं जब प्रत्येक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन युग्म के निर्माण में एक इलेक्ट्रॉन शामिल होता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन: (स्लाइड 2)

बंधन अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के मिलन के कारण एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म के बनने के कारण उत्पन्न होता है। प्रत्येक परमाणु में एक s-इलेक्ट्रॉन होता है। H परमाणु समतुल्य हैं और युग्म समान रूप से दोनों परमाणुओं के हैं। इसलिए, एफ 2 अणु के निर्माण के दौरान सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े (अतिव्यापी पी-इलेक्ट्रॉन बादल) का निर्माण होता है। (स्लाइड 3)

एच रिकॉर्ड · इसका मतलब है कि हाइड्रोजन परमाणु में बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर 1 इलेक्ट्रॉन होता है। रिकॉर्ड से पता चलता है कि फ्लोरीन परमाणु की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

एन 2 अणु के निर्माण के दौरान। 3 सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं। पी-ऑर्बिटल्स ओवरलैप करते हैं। (स्लाइड 4)

बंधन को गैर-ध्रुवीय कहा जाता है।

शिक्षक: अब हमने उन मामलों पर विचार किया है जब एक साधारण पदार्थ के अणु बनते हैं। लेकिन हमारे चारों ओर कई पदार्थ हैं, एक जटिल संरचना। चलो एक हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु लेते हैं। इस मामले में एक कनेक्शन का गठन कैसे होता है?

विद्यार्थी: जब एक हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु बनता है, तो हाइड्रोजन के s-इलेक्ट्रॉन का कक्षक और फ्लुओरीन के p-इलेक्ट्रॉन का कक्षक H-F ओवरलैप होता है। (स्लाइड 5)

बॉन्डिंग इलेक्ट्रॉन जोड़ी को फ्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित कर दिया जाता है, जिसके परिणामस्वरूप गठन होता है द्विध्रुवीय. संबंध ध्रुवीय कहा जाता है.

III. ज्ञान अद्यतन.

शिक्षक: एक रासायनिक बंधन, कनेक्टिंग परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोशों के साथ होने वाले परिवर्तनों के परिणामस्वरूप उत्पन्न होता है। यह संभव है क्योंकि अक्रिय गैसों के अलावा अन्य तत्वों में बाहरी इलेक्ट्रॉन परतें पूर्ण नहीं होती हैं। रासायनिक बंधन को परमाणुओं की एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन प्राप्त करने की इच्छा से समझाया गया है, जो उनके लिए "निकटतम" अक्रिय गैस के विन्यास के समान है।

शिक्षक: सोडियम परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना का आरेख (ब्लैकबोर्ड पर) लिखिए। (स्लाइड 6)

विद्यार्थी: इलेक्ट्रॉन कोश की स्थिरता प्राप्त करने के लिए, सोडियम परमाणु को या तो एक इलेक्ट्रॉन को छोड़ देना चाहिए या सात को स्वीकार करना चाहिए। सोडियम आसानी से अपने इलेक्ट्रॉन को नाभिक से दूर छोड़ देगा और कमजोर रूप से इससे बंध जाएगा।

शिक्षक : एक इलेक्ट्रॉन के प्रत्यावर्तन का चित्र बनाइए।

ना° - 1ē → Na+ = Ne

शिक्षक: फ्लोरीन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना का आरेख (ब्लैकबोर्ड पर) लिखिए।

शिक्षक: इलेक्ट्रॉनिक परत भरने की पूर्णता कैसे प्राप्त करें?

विद्यार्थी: इलेक्ट्रॉन खोल की स्थिरता प्राप्त करने के लिए, फ्लोरीन परमाणु को या तो सात इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देना चाहिए या एक को स्वीकार करना चाहिए। फ्लोरीन के लिए इलेक्ट्रॉन ग्रहण करना ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल है।

शिक्षक: इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने के लिए एक योजना बनाएं।

F° + 1ē → F- = Ne

चतुर्थ। नई सामग्री सीखना।

शिक्षक उस कक्षा को एक प्रश्न संबोधित करता है जिसमें पाठ का कार्य निर्धारित किया जाता है:

क्या ऐसे अन्य विकल्प हैं जिनमें परमाणु स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ले सकते हैं? ऐसे बंधों के निर्माण के तरीके क्या हैं?

आज हम एक प्रकार के बंधों पर विचार करेंगे - आयनिक बंध। आइए पहले से नामित परमाणुओं और अक्रिय गैसों के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना की तुलना करें।

कक्षा के साथ बातचीत।

शिक्षक: प्रतिक्रिया से पहले सोडियम और फ्लोरीन परमाणुओं पर क्या चार्ज था?

विद्यार्थी: सोडियम और फ्लोरीन के परमाणु विद्युत रूप से उदासीन होते हैं, क्योंकि। उनके नाभिक के आवेश नाभिक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉनों द्वारा संतुलित होते हैं।

टीचर: इलेक्ट्रान देते और लेते समय परमाणुओं के बीच क्या होता है?

विद्यार्थी : परमाणु आवेश ग्रहण करते हैं।

शिक्षक देता है स्पष्टीकरण : आयन के सूत्र में उसका आवेश भी दर्ज होता है। ऐसा करने के लिए, सुपरस्क्रिप्ट का उपयोग करें। इसमें, एक संख्या चार्ज की मात्रा को इंगित करती है (वे एक इकाई नहीं लिखते हैं), और फिर एक संकेत (प्लस या माइनस)। उदाहरण के लिए, +1 के आवेश वाले सोडियम आयन का सूत्र Na + ("सोडियम प्लस" पढ़ें), -1 - F - ("फ्लोरीन माइनस") के चार्ज के साथ एक फ्लोरीन आयन, एक चार्ज के साथ एक हाइड्रॉक्साइड आयन होता है। -1 - OH - ("ओ-ऐश-माइनस"), -2 - CO 3 2- ("tse-o-तीन-दो-माइनस") के चार्ज के साथ एक कार्बोनेट आयन।

आयनिक यौगिकों के सूत्रों में, पहले लिखिए, बिना आवेशों को इंगित किए, धनात्मक आवेशित आयनों को, और फिर - ऋणात्मक रूप से आवेशित। यदि सूत्र सही है, तो इसमें सभी आयनों के आवेशों का योग शून्य के बराबर होता है।

धनात्मक आवेशित आयन एक कटियन कहा जाता है, और एक नकारात्मक चार्ज आयन-आयन।

शिक्षक: हम कार्यपुस्तिकाओं में परिभाषा लिखते हैं:

वह औरएक आवेशित कण है जिसमें एक परमाणु इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने या छोड़ने के परिणामस्वरूप बदल जाता है।

शिक्षक: कैल्शियम आयन Ca 2+ का आवेश कैसे निर्धारित करें?

विद्यार्थी: आयन एक विद्युत आवेशित कण है जो एक परमाणु द्वारा एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों के नुकसान या लाभ के परिणामस्वरूप बनता है। कैल्शियम के अंतिम इलेक्ट्रॉनिक स्तर में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, कैल्शियम परमाणु का आयनीकरण तब होता है जब दो इलेक्ट्रॉन दिए जाते हैं। Ca 2+ एक दुगना आवेशित धनायन है।

शिक्षक: इन आयनों की त्रिज्या का क्या होता है?

संक्रमण के दौरान एक आयनिक अवस्था में विद्युत रूप से तटस्थ परमाणु, कण आकार बहुत बदल जाता है। एक परमाणु, अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़कर, एक अधिक कॉम्पैक्ट कण - एक धनायन में बदल जाता है। उदाहरण के लिए, सोडियम परमाणु के Na+ धनायन में संक्रमण के दौरान, जैसा कि ऊपर बताया गया है, एक नियॉन संरचना है, कण की त्रिज्या बहुत कम हो जाती है। एक आयन की त्रिज्या हमेशा संबंधित विद्युत तटस्थ परमाणु की त्रिज्या से अधिक होती है।

शिक्षक: विपरीत आवेशित कणों का क्या होता है?

विद्यार्थी: सोडियम परमाणु से फ्लोरीन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के संक्रमण के परिणामस्वरूप विपरीत रूप से आवेशित सोडियम और फ्लोरीन आयन परस्पर आकर्षित होते हैं और सोडियम फ्लोराइड बनाते हैं। (स्लाइड 7)

ना + + एफ - = NaF

आयनों के निर्माण की योजना पर हमने विचार किया है कि सोडियम परमाणु और फ्लोरीन परमाणु के बीच एक रासायनिक बंधन कैसे बनता है, जिसे आयनिक कहा जाता है।

आयोनिक बंध- एक दूसरे के विपरीत आवेशित आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण द्वारा निर्मित एक रासायनिक बंधन।

इस मामले में बनने वाले यौगिकों को आयनिक यौगिक कहा जाता है।

V. नई सामग्री का समेकन.

ज्ञान और कौशल को मजबूत करने के लिए कार्य

1. कैल्शियम परमाणु और कैल्शियम धनायन, क्लोरीन परमाणु और क्लोराइड आयन के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना की तुलना करें:

कैल्शियम क्लोराइड में आयनिक बंधन के निर्माण पर टिप्पणी करें:

2. इस टास्क को पूरा करने के लिए आपको 3-4 लोगों के ग्रुप में बांटना होगा। समूह का प्रत्येक सदस्य एक उदाहरण पर विचार करता है और परिणाम पूरे समूह को प्रस्तुत करता है।

छात्रों की प्रतिक्रिया:

1. कैल्शियम समूह II, एक धातु के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है। इसके परमाणु के लिए दो बाहरी इलेक्ट्रॉनों को दान करना आसान है, जो कि लापता छह को स्वीकार करना है:

2. क्लोरीन समूह VII, एक अधातु के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है। इसके परमाणु के लिए बाहरी स्तर से सात इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने की तुलना में बाहरी स्तर के पूरा होने से पहले एक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार करना आसान होता है, जिसमें इसकी कमी होती है:

3. सबसे पहले, गठित आयनों के आवेशों के बीच सबसे छोटा सामान्य गुणक ज्ञात कीजिए, यह 2 (2x1) के बराबर होता है। फिर हम निर्धारित करते हैं कि कितने कैल्शियम परमाणुओं को लेने की आवश्यकता है ताकि वे दो इलेक्ट्रॉनों का दान करें, यानी एक सीए परमाणु और दो सीआई परमाणु लिए जाएं।

4. योजनाबद्ध रूप से, कैल्शियम और क्लोरीन परमाणुओं के बीच एक आयनिक बंधन का निर्माण लिखा जा सकता है: (स्लाइड 8)

सीए 2+ + 2सीआई - → सीएसीआई 2

आत्म-नियंत्रण के लिए कार्य

1. रासायनिक यौगिक के निर्माण की योजना के आधार पर, रासायनिक प्रतिक्रिया के लिए एक समीकरण बनाएं: (स्लाइड 9)

2. रासायनिक यौगिक के निर्माण की योजना के आधार पर, रासायनिक प्रतिक्रिया के लिए एक समीकरण बनाएं: (स्लाइड 10)

3. एक रासायनिक यौगिक के निर्माण की योजना दी गई है: (स्लाइड 11)

रासायनिक तत्वों की एक जोड़ी चुनें जिनके परमाणु इस योजना के अनुसार बातचीत कर सकते हैं:

ए) नाऔर हे;
बी) लीऔर एफ;
में) कऔर हे;
जी) नाऔर एफ

एक परमाणु से इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से दूसरे में स्थानांतरित हो सकते हैं। आवेशों के इस पुनर्वितरण से धनात्मक और ऋणात्मक आवेशित आयनों (धनायनों और ऋणायनों) का निर्माण होता है। उनके बीच एक विशेष प्रकार की अंतःक्रिया उत्पन्न होती है - एक आयनिक बंधन। आइए इसके निर्माण की विधि, पदार्थों की संरचना और गुणों पर अधिक विस्तार से विचार करें।

वैद्युतीयऋणात्मकता

परमाणु इलेक्ट्रोनगेटिविटी (ईओ) में भिन्न होते हैं - अन्य कणों के वैलेंस शेल से इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता। मात्रात्मक निर्धारण के लिए, एल। मतदान (आयाम रहित मूल्य) द्वारा प्रस्तावित सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी के पैमाने का उपयोग किया जाता है। फ्लोरीन परमाणुओं से इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता अन्य तत्वों की तुलना में अधिक स्पष्ट है, इसका ईओ 4 है। मतदान पैमाने में, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन और क्लोरीन तुरंत फ्लोरीन का पालन करते हैं। हाइड्रोजन और अन्य विशिष्ट गैर-धातुओं के ईओ मान 2 के बराबर या उसके करीब हैं। धातुओं में से अधिकांश में 0.7 (Fr) और 1.7 के बीच इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है। रासायनिक तत्वों के ईओ के बीच अंतर पर बंधन आयनिकता की निर्भरता है। यह जितना बड़ा होगा, एक आयनिक बंधन होने की संभावना उतनी ही अधिक होगी। इस प्रकार की बातचीत अधिक सामान्य होती है जब अंतर EO=1.7 और उससे अधिक होता है। यदि मान कम है, तो यौगिक ध्रुवीय सहसंयोजक होते हैं।

आयनीकरण ऊर्जा

नाभिक से कमजोर रूप से बंधे बाहरी इलेक्ट्रॉनों को अलग करने के लिए आयनीकरण ऊर्जा (EI) की आवश्यकता होती है। इस भौतिक राशि के परिवर्तन की इकाई 1 इलेक्ट्रॉन वोल्ट है। नाभिक के आवेश में वृद्धि के आधार पर, आवधिक प्रणाली की पंक्तियों और स्तंभों में EI में परिवर्तन के पैटर्न होते हैं। बाएं से दाएं की अवधि में, आयनीकरण ऊर्जा बढ़ जाती है और अधातुओं के लिए उच्चतम मान प्राप्त कर लेती है। समूहों में यह ऊपर से नीचे की ओर घटता जाता है। मुख्य कारण परमाणु की त्रिज्या में वृद्धि और नाभिक से बाहरी इलेक्ट्रॉनों की दूरी है, जो आसानी से अलग हो जाते हैं। एक धनात्मक आवेशित कण प्रकट होता है - संगत धनायन। ईआई के मूल्य का उपयोग यह निर्धारित करने के लिए किया जा सकता है कि आयनिक बंधन होता है या नहीं। गुण आयनन ऊर्जा पर भी निर्भर करते हैं। उदाहरण के लिए, क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं में कम EI मान होते हैं। उन्होंने कम करने (धातु) गुणों का उच्चारण किया है। अक्रिय गैसें अपनी उच्च आयनन ऊर्जा के कारण रासायनिक रूप से निष्क्रिय होती हैं।

इलेक्ट्रान बन्धुता

रासायनिक अंतःक्रियाओं में, परमाणु एक नकारात्मक कण बनाने के लिए इलेक्ट्रॉनों को संलग्न कर सकते हैं - एक आयन, प्रक्रिया ऊर्जा की रिहाई के साथ होती है। संबंधित भौतिक मात्रा इलेक्ट्रॉन आत्मीयता है। माप की इकाई आयनीकरण ऊर्जा (1 इलेक्ट्रॉन वोल्ट) के समान है। लेकिन इसके सटीक मान सभी तत्वों के लिए ज्ञात नहीं हैं। हैलोजन में सबसे अधिक इलेक्ट्रॉन बंधुता होती है। तत्वों के परमाणुओं के बाहरी स्तर पर - 7 इलेक्ट्रॉन, केवल एक अष्टक तक गायब है। हैलोजन की इलेक्ट्रॉन बंधुता अधिक होती है, इनमें प्रबल ऑक्सीकरण (अधातु) गुण होते हैं।

आयनिक बंधन के निर्माण में परमाणुओं की सहभागिता

अपूर्ण बाह्य स्तर वाले परमाणु अस्थिर ऊर्जा अवस्था में होते हैं। स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करने की इच्छा रासायनिक यौगिकों के निर्माण का मुख्य कारण है। प्रक्रिया आमतौर पर ऊर्जा की रिहाई के साथ होती है और अणुओं और क्रिस्टल को जन्म दे सकती है जो संरचना और गुणों में भिन्न होती हैं। कई संकेतकों (ईओ, ईआई, और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता) में मजबूत धातु और अधातु एक दूसरे से काफी भिन्न होते हैं। उनके लिए, इस प्रकार की बातचीत एक आयनिक रासायनिक बंधन के रूप में अधिक उपयुक्त है, जिसमें एकीकृत आणविक कक्षीय (सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी) चलती है। ऐसा माना जाता है कि आयनों के निर्माण के दौरान धातुएं इलेक्ट्रॉनों को पूरी तरह से अधातुओं में स्थानांतरित कर देती हैं। परिणामी बंधन की ताकत अध्ययन के तहत पदार्थ का 1 मोल बनाने वाले अणुओं को नष्ट करने के लिए आवश्यक कार्य पर निर्भर करती है। इस भौतिक मात्रा को बाध्यकारी ऊर्जा के रूप में जाना जाता है। आयनिक यौगिकों के लिए, इसका मान कई दहाई से लेकर सैकड़ों kJ/mol तक होता है।

आयन निर्माण

एक परमाणु जो रासायनिक अंतःक्रियाओं के दौरान अपने इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देता है, एक धनायन (+) में बदल जाता है। प्राप्त करने वाला कण एक आयन (-) है। यह पता लगाने के लिए कि परमाणु कैसे व्यवहार करेंगे, क्या आयन दिखाई देंगे, उनके ईसी के बीच अंतर स्थापित करना आवश्यक है। ऐसी गणना करने का सबसे आसान तरीका दो तत्वों के एक यौगिक के लिए है, उदाहरण के लिए, सोडियम क्लोराइड।

सोडियम में केवल 11 इलेक्ट्रॉन होते हैं, बाहरी परत का विन्यास 3s 1 होता है। इसे पूरा करने के लिए, परमाणु के लिए 7 संलग्न करने की तुलना में 1 इलेक्ट्रॉन छोड़ना आसान होता है। क्लोरीन की संयोजकता परत की संरचना सूत्र 3s 2 3p 5 द्वारा वर्णित है। कुल मिलाकर, एक परमाणु में 17 इलेक्ट्रॉन होते हैं, 7 बाहरी होते हैं। एक ऑक्टेट और एक स्थिर संरचना प्राप्त करने के लिए गायब है। रासायनिक गुण इस धारणा का समर्थन करते हैं कि सोडियम परमाणु दान करता है और क्लोरीन इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करता है। आयन होते हैं: धनात्मक (सोडियम धनायन) और ऋणात्मक (क्लोरीन आयन)।

आयोनिक बंध

एक इलेक्ट्रॉन को खोने पर, सोडियम एक सकारात्मक चार्ज और अक्रिय गैस नियॉन (1s 2 2s 2 2p 6) के परमाणु का एक स्थिर खोल प्राप्त करता है। सोडियम के साथ बातचीत के परिणामस्वरूप क्लोरीन, एक अतिरिक्त नकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है, और आयन महान गैस आर्गन (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6) के परमाणु खोल की संरचना को दोहराता है। अर्जित विद्युत आवेश को आयन का आवेश कहते हैं। उदाहरण के लिए, Na + , Ca 2+ , Cl - , F - । आयनों में कई तत्वों के परमाणु हो सकते हैं: NH 4 +, SO 4 2-। ऐसे जटिल आयनों के अंदर, कण एक दाता-स्वीकर्ता या सहसंयोजक तंत्र द्वारा जुड़े होते हैं। इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण विपरीत आवेशित कणों के बीच होता है। एक आयनिक बंधन के मामले में इसका मूल्य आवेशों के समानुपाती होता है, और परमाणुओं के बीच बढ़ती दूरी के साथ, यह कमजोर हो जाता है। एक आयनिक बंधन की विशेषता विशेषताएं:

• मजबूत धातुएं सक्रिय गैर-धातु तत्वों के साथ प्रतिक्रिया करती हैं;
• इलेक्ट्रॉन एक परमाणु से दूसरे परमाणु में गति करते हैं;
• परिणामी आयनों में बाहरी कोशों का एक स्थिर विन्यास होता है;
• विपरीत आवेशित कणों के बीच एक स्थिर वैद्युत आकर्षण होता है।

आयनिक यौगिकों के क्रिस्टल जाली

रासायनिक प्रतिक्रियाओं में, आवधिक प्रणाली के पहले, दूसरे और तीसरे समूह की धातुएं आमतौर पर इलेक्ट्रॉनों को खो देती हैं। एक-, दो- और तीन-आवेशित धनात्मक आयन बनते हैं। 6 वें और 7 वें समूह के अधातु आमतौर पर इलेक्ट्रॉनों को जोड़ते हैं (फ्लोरीन के साथ प्रतिक्रियाओं के अपवाद के साथ)। एकल और दोगुने आवेशित ऋणात्मक आयन होते हैं। इन प्रक्रियाओं के लिए ऊर्जा लागत, एक नियम के रूप में, एक पदार्थ क्रिस्टल बनने पर मुआवजा दिया जाता है। आयनिक यौगिक आमतौर पर एक ठोस अवस्था में होते हैं, जो विपरीत रूप से आवेशित धनायनों और आयनों से युक्त संरचनाएँ बनाते हैं। ये कण आकर्षित होते हैं और विशाल क्रिस्टल जाली बनाते हैं जिसमें सकारात्मक आयन नकारात्मक कणों (और इसके विपरीत) से घिरे होते हैं। किसी पदार्थ का कुल आवेश शून्य होता है, क्योंकि प्रोटॉन की कुल संख्या सभी परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों की संख्या से संतुलित होती है।

एक आयनिक बंधन वाले पदार्थों के गुण

आयनिक क्रिस्टलीय पदार्थों को उच्च क्वथनांक और गलनांक की विशेषता होती है। आमतौर पर, ये यौगिक गर्मी प्रतिरोधी होते हैं। जब ऐसे पदार्थ एक ध्रुवीय विलायक (पानी) में घुल जाते हैं तो निम्नलिखित विशेषता पाई जा सकती है। क्रिस्टल आसानी से नष्ट हो जाते हैं, और आयन एक ऐसे घोल में चले जाते हैं जिसमें विद्युत चालकता होती है। पिघलने पर आयनिक यौगिक भी नष्ट हो जाते हैं। मुक्त आवेशित कण दिखाई देते हैं, जिसका अर्थ है कि पिघल विद्युत प्रवाह का संचालन करता है। एक आयनिक बंधन वाले पदार्थ इलेक्ट्रोलाइट्स होते हैं - दूसरी तरह के कंडक्टर।

क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं के ऑक्साइड और हैलाइड आयनिक यौगिकों के समूह से संबंधित हैं। उनमें से लगभग सभी का व्यापक रूप से विज्ञान, प्रौद्योगिकी, रासायनिक उत्पादन, धातु विज्ञान में उपयोग किया जाता है।

स्ट्रक्चरल केमिस्ट्री
रसायनिक बंध:	सुगंध | सहसंयोजक बंधन | आयोनिक बंध| धातु कनेक्शन | हाइड्रोजन बांड | दाता-स्वीकर्ता बंधन | तात्विकवाद
संरचना प्रदर्शन:	कार्यात्मक समूह | संरचनात्मक सूत्र | रासायनिक सूत्र | लिगैंड
इलेक्ट्रॉनिक गुण:	विद्युत ऋणात्मकता | इलेक्ट्रॉन आत्मीयता | आयनीकरण ऊर्जा | द्विध्रुवीय | ओकटेट नियम
स्टीरियोकेमिस्ट्री:	असममित परमाणु | समरूपता | विन्यास | चिरायता | रचना

विकिमीडिया फाउंडेशन। 2010.

देखें कि "आयनिक रासायनिक बंधन" अन्य शब्दकोशों में क्या है:

अणु या मोल में परमाणुओं के बीच का बंधन। कनेक्शन, एक परमाणु से दूसरे में एक इलेक्ट्रॉन के हस्तांतरण के परिणामस्वरूप उत्पन्न होता है, या परमाणुओं के एक जोड़े (या समूह) द्वारा इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के परिणामस्वरूप उत्पन्न होता है। X. s की ओर जाने वाले बल कूलम्ब हैं, लेकिन X. s। भीतर वर्णन करें... भौतिक विश्वकोश

रसायनिक बंध- परमाणुओं की परस्पर क्रिया, जिसमें दो अलग-अलग परमाणुओं (समूहों) से संबंधित इलेक्ट्रॉन दोनों परमाणुओं (समूहों) के लिए सामान्य (सामाजिक) हो जाते हैं, जिससे उनका संयोजन अणुओं और क्रिस्टल में हो जाता है। X. s के दो मुख्य प्रकार हैं: आयनिक ... ... महान पॉलिटेक्निक विश्वकोश

रासायनिक बंधन वह क्रियाविधि जिसके द्वारा परमाणु मिलकर अणु बनाते हैं। ऐसे कई प्रकार के बंधन होते हैं, जो या तो विपरीत आवेशों के आकर्षण पर आधारित होते हैं, या इलेक्ट्रॉनों के आदान-प्रदान के माध्यम से स्थिर विन्यास के निर्माण पर आधारित होते हैं। ... ... वैज्ञानिक और तकनीकी विश्वकोश शब्दकोश

रसायनिक बंध- रासायनिक बंधन, परमाणुओं की परस्पर क्रिया, जिससे अणुओं और क्रिस्टल में उनका संबंध बनता है। रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान कार्य करने वाले बल मुख्यतः विद्युत प्रकृति के होते हैं। एक रासायनिक बंधन का निर्माण एक पुनर्व्यवस्था के साथ होता है ... ... सचित्र विश्वकोश शब्दकोश

- ... विकिपीडिया

परमाणुओं का पारस्परिक आकर्षण, जिससे अणुओं और क्रिस्टल का निर्माण होता है। यह कहने की प्रथा है कि एक अणु में या पड़ोसी परमाणुओं के बीच एक क्रिस्टल में ch होते हैं। एक परमाणु की संयोजकता (जिसकी चर्चा नीचे और अधिक विस्तार से की गई है) बंधों की संख्या को इंगित करती है ... महान सोवियत विश्वकोश

रसायनिक बंध- परमाणुओं का पारस्परिक आकर्षण, जिससे अणुओं और क्रिस्टल का निर्माण होता है। एक परमाणु की संयोजकता किसी दिए गए परमाणु द्वारा पड़ोसी के साथ बनने वाले बंधों की संख्या को दर्शाती है। "रासायनिक संरचना" शब्द को शिक्षाविद ए। एम। बटलरोव द्वारा पेश किया गया था ... ... धातुकर्म का विश्वकोश शब्दकोश

परमाणुओं की परस्पर क्रिया, जो अणुओं और क्रिस्टल में उनके संबंध को निर्धारित करती है। इस अंतःक्रिया से गैर-अंतःक्रियात्मक परमाणुओं की ऊर्जा की तुलना में परिणामी अणु या क्रिस्टल की कुल ऊर्जा में कमी आती है और यह ... ... पर आधारित है। बड़ा विश्वकोश पॉलिटेक्निक शब्दकोश

मीथेन अणु के उदाहरण पर सहसंयोजक बंधन: हाइड्रोजन (एच) 2 इलेक्ट्रॉनों के लिए एक पूर्ण बाहरी ऊर्जा स्तर, और कार्बन (सी) 8 इलेक्ट्रॉनों के लिए। निर्देशित संयोजकता इलेक्ट्रॉन बादलों द्वारा निर्मित सहसंयोजक बंधन। तटस्थ ... ... विकिपीडिया

रासायनिक बंधन परमाणुओं के परस्पर क्रिया की एक घटना है, जो इलेक्ट्रॉन बादलों, बाध्यकारी कणों के ओवरलैप के कारण होता है, जो सिस्टम की कुल ऊर्जा में कमी के साथ होता है। शब्द "रासायनिक संरचना" पहली बार 1861 में ए.एम. बटलरोव द्वारा पेश किया गया था ... ... विकिपीडिया

आयोनिक बंध- विपरीत आवेशित आयनों के परस्पर इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के परिणामस्वरूप बनने वाला एक रासायनिक बंधन, जिसमें एक अधिक विद्युतीय तत्व के परमाणु के लिए कुल इलेक्ट्रॉन घनत्व के पूर्ण संक्रमण द्वारा एक स्थिर अवस्था प्राप्त की जाती है।

एक विशुद्ध रूप से आयनिक बंधन एक सहसंयोजक बंधन का सीमित मामला है।

व्यवहार में, एक बंधन के माध्यम से एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण संक्रमण महसूस नहीं होता है, क्योंकि प्रत्येक तत्व में अधिक या कम (लेकिन शून्य नहीं) EO होता है, और कोई भी रासायनिक बंधन कुछ हद तक सहसंयोजक होगा।

परमाणुओं के ईआर में बड़े अंतर के मामले में ऐसा बंधन उत्पन्न होता है, उदाहरण के लिए, धनायनों के बीच एस-आवर्त प्रणाली के पहले और दूसरे समूहों के धातु और समूह VIA और VIIA (LiF, NaCl, CsF, आदि) के गैर-धातुओं के आयन।

सहसंयोजक बंधन के विपरीत, आयनिक बंधन की कोई दिशा नहीं होती है . यह इस तथ्य से समझाया गया है कि आयन के विद्युत क्षेत्र में गोलाकार समरूपता होती है, अर्थात। किसी भी दिशा में समान नियम के अनुसार दूरी के साथ घटती जाती है। इसलिए, आयनों के बीच की बातचीत दिशा से स्वतंत्र है।

विपरीत चिन्ह के दो आयनों की परस्पर क्रिया से उनके बल क्षेत्रों का पूर्ण पारस्परिक मुआवजा नहीं हो सकता है। इस वजह से, वे विपरीत राशि के आयनों को अन्य दिशाओं में आकर्षित करने की क्षमता बनाए रखते हैं। इसलिए, एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, आयनिक बंधन भी असंतृप्ति की विशेषता है .

आयनिक बंधन के अभिविन्यास और संतृप्ति की कमी के कारण आयनिक अणुओं की संबद्धता की प्रवृत्ति होती है। ठोस अवस्था में सभी आयनिक यौगिकों में एक आयनिक क्रिस्टल जाली होती है जिसमें प्रत्येक आयन विपरीत चिन्ह के कई आयनों से घिरा होता है। इस मामले में, पड़ोसी आयनों के साथ दिए गए आयन के सभी बंधन बराबर हैं।

धातु कनेक्शन

धातुओं को कई विशेष गुणों की विशेषता होती है: विद्युत और तापीय चालकता, विशेषता धातु चमक, लचीलापन, उच्च लचीलापन और उच्च शक्ति। धातुओं के इन विशिष्ट गुणों को एक विशेष प्रकार के रासायनिक बंधन द्वारा समझाया जा सकता है जिसे कहा जाता है धातु का .

एक धातु बंधन एक धातु के क्रिस्टल जाली में एक दूसरे के पास आने वाले परमाणुओं के अतिव्यापी डेलोकलाइज्ड ऑर्बिटल्स का परिणाम है।

अधिकांश धातुओं में महत्वपूर्ण संख्या में रिक्त कक्षक होते हैं और बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या होती है।

इसलिए, यह ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल है कि इलेक्ट्रॉन स्थानीयकृत नहीं हैं, लेकिन पूरे धातु परमाणु से संबंधित हैं। धातु के जाली स्थलों पर, सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन होते हैं जो पूरे धातु में वितरित इलेक्ट्रॉन "गैस" में विसर्जित होते हैं:

मैं मैं n + + n ।

धनावेशित धातु आयनों (Me n +) और गैर-स्थानीयकृत इलेक्ट्रॉनों (n) के बीच एक इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन होता है जो पदार्थ की स्थिरता सुनिश्चित करता है। इस अंतःक्रिया की ऊर्जा सहसंयोजक और आणविक क्रिस्टल की ऊर्जाओं के बीच मध्यवर्ती है। इसलिए, विशुद्ध रूप से धात्विक बंधन वाले तत्व ( एस-, और पी-तत्व) अपेक्षाकृत उच्च गलनांक और कठोरता की विशेषता है।

इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति, जो क्रिस्टल के आयतन के चारों ओर स्वतंत्र रूप से घूम सकते हैं, और धातु के विशिष्ट गुण प्रदान करते हैं

हाइड्रोजन बंध

हाइड्रोजन बंध – एक विशेष प्रकार की अंतर-आणविक बातचीत। हाइड्रोजन परमाणु जो सहसंयोजक रूप से एक ऐसे तत्व के परमाणु से बंधे होते हैं जिसमें उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान होता है (आमतौर पर एफ, ओ, एन, लेकिन सीएल, एस, और सी) अपेक्षाकृत उच्च प्रभावी चार्ज लेते हैं। नतीजतन, ऐसे हाइड्रोजन परमाणु इन तत्वों के परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रोस्टैटिक रूप से बातचीत कर सकते हैं।

तो, एक पानी के अणु का एच डी + परमाणु उन्मुख होता है और तदनुसार ओ डी परमाणु के साथ बातचीत करता है (जैसा कि तीन बिंदुओं द्वारा दिखाया गया है) - एक और पानी का अणु:

विद्युत ऋणात्मक तत्वों के दो परमाणुओं के बीच स्थित H परमाणु द्वारा बनने वाले बंधों को हाइड्रोजन बंध कहा जाता है:

डी-डी+डी-

ए - एच × × × बी

हाइड्रोजन बांड की ऊर्जा पारंपरिक सहसंयोजक बंधन (150-400 kJ / mol) की ऊर्जा से बहुत कम है, लेकिन यह ऊर्जा एक तरल अवस्था में संबंधित यौगिकों के अणुओं के एकत्रीकरण का कारण बनने के लिए पर्याप्त है, उदाहरण के लिए, में तरल हाइड्रोजन फ्लोराइड एचएफ (चित्र। 2.14)। फ्लोरीन यौगिकों के लिए, यह लगभग 40 kJ/mol तक पहुँच जाता है।

चावल। 2.14. हाइड्रोजन बांड के कारण एचएफ अणुओं का एकत्रीकरण

हाइड्रोजन बंध की लंबाई भी सहसंयोजक बंध की लंबाई से कम होती है। तो, बहुलक (HF) n में, F−H बॉन्ड की लंबाई 0.092 एनएम है, और F∙∙∙H बॉन्ड 0.14 एनएम है। पानी के लिए, O−H बॉन्ड की लंबाई 0.096 एनएम है, और O∙∙∙H बॉन्ड की लंबाई 0.177 एनएम है।

इंटरमॉलिक्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड के निर्माण से पदार्थों के गुणों में महत्वपूर्ण परिवर्तन होता है: चिपचिपाहट, ढांकता हुआ स्थिरांक, क्वथनांक और गलनांक में वृद्धि।