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 गठन को लें:

1s इलेक्ट्रॉन द्वारा निर्मित एक गोलाकार सममित बादल एक मुक्त हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक को घेरता है। जब परमाणु एक-दूसरे के पास एक निश्चित दूरी तक पहुंचते हैं, तो उनके कक्षकों का आंशिक अतिव्यापन होता है (चित्र देखें)। नतीजतन, दोनों नाभिकों के केंद्रों के बीच एक आणविक दो-इलेक्ट्रॉन बादल दिखाई देता है, जिसमें नाभिक के बीच के स्थान में अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। ऋणात्मक आवेश के घनत्व में वृद्धि के साथ, आण्विक बादल और नाभिक के बीच आकर्षण बल में तीव्र वृद्धि होती है।

तो, हम देखते हैं कि परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों को ओवरलैप करने से एक सहसंयोजक बंधन बनता है, जो ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है। यदि स्पर्श करने वाले परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी 0.106 एनएम है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के बाद यह 0.074 एनएम होगा। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप जितना अधिक होगा, रासायनिक बंधन उतना ही मजबूत होगा।

सहसंयोजकबुलाया इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा किए गए रासायनिक बंधन. सहसंयोजक बंधन वाले यौगिकों को कहा जाता है होम्योपोलरया परमाणु.

अस्तित्व दो प्रकार के सहसंयोजक बंधन: ध्रुवीयतथा गैर-ध्रुवीय.

गैर-ध्रुवीय . के साथ इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी द्वारा गठित सहसंयोजक बंधन, इलेक्ट्रॉन बादल दोनों परमाणुओं के नाभिक के संबंध में सममित रूप से वितरित किया जाता है। एक उदाहरण डायटोमिक अणु हो सकता है जिसमें एक तत्व होता है: सीएल 2, एन 2, एच 2, एफ 2, ओ 2 और अन्य, जिसमें इलेक्ट्रॉन जोड़ी दोनों परमाणुओं से समान रूप से संबंधित होती है।

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

एचसीएल अणु के गठन को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

इसलिये क्लोरीन परमाणु (2.83) की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता हाइड्रोजन परमाणु (2.1) की तुलना में अधिक होती है, इलेक्ट्रॉन जोड़ी क्लोरीन परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाती है।

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए विनिमय तंत्र के अलावा - अतिव्यापन के कारण भी होता है दाता स्वीकर्ताइसके गठन का तंत्र। यह एक तंत्र है जिसमें एक परमाणु (दाता) के दो-इलेक्ट्रॉन बादल और दूसरे परमाणु (स्वीकर्ता) के मुक्त कक्षीय के कारण सहसंयोजक बंधन का निर्माण 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 में एक मुक्त 1s कक्षीय है, आइए इसे इस रूप में निरूपित करें।

अमोनियम आयन बनने की प्रक्रिया में, नाइट्रोजन के दो-इलेक्ट्रॉन बादल नाइट्रोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाते हैं, जिसका अर्थ है कि यह एक आणविक इलेक्ट्रॉन बादल में परिवर्तित हो जाता है। इसलिए, एक चौथा सहसंयोजक बंधन प्रकट होता है। अमोनियम निर्माण की प्रक्रिया को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

हाइड्रोजन आयन का आवेश सभी परमाणुओं में बिखर जाता है, और दो-इलेक्ट्रॉन बादल जो नाइट्रोजन से संबंधित है, हाइड्रोजन के साथ सामान्य हो जाता है।

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सहसंयोजक रासायनिक बंधनपरमाणुओं के बीच वैद्युतीयऋणात्मकता के करीब या समान मूल्यों के साथ होता है। मान लीजिए कि क्लोरीन और हाइड्रोजन इलेक्ट्रॉन लेते हैं और निकटतम उत्कृष्ट गैस की संरचना लेते हैं, तो उनमें से कोई भी दूसरे को एक इलेक्ट्रॉन नहीं देगा। वे वैसे भी कैसे जुड़े हुए हैं? यह आसान है - वे एक दूसरे के साथ साझा करेंगे, एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी बनती है।

अब एक सहसंयोजक बंधन की विशिष्ट विशेषताओं पर विचार करें।

आयनिक यौगिकों के विपरीत, सहसंयोजक यौगिकों के अणुओं को "अंतर-आणविक बलों" द्वारा एक साथ रखा जाता है, जो रासायनिक बंधों की तुलना में बहुत कमजोर होते हैं। इस संबंध में, सहसंयोजक बंधन विशेषता है संतृप्ति- सीमित संख्या में बंधों का निर्माण।

यह ज्ञात है कि परमाणु ऑर्बिटल्स एक निश्चित तरीके से अंतरिक्ष में उन्मुख होते हैं, इसलिए जब एक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैप एक निश्चित दिशा में होता है। वे। सहसंयोजक बंधन की ऐसी संपत्ति का एहसास होता है अभिविन्यास।

यदि एक अणु में एक सहसंयोजक बंधन समान परमाणुओं या समान विद्युतीयता वाले परमाणुओं द्वारा बनता है, तो ऐसे बंधन में कोई ध्रुवीयता नहीं होती है, अर्थात इलेक्ट्रॉन घनत्व सममित रूप से वितरित होता है। इसे कहते हैं गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (एच 2, सीएल 2, ओ 2 ). बांड सिंगल, डबल या ट्रिपल हो सकते हैं।

यदि परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता भिन्न होती है, तो जब वे संयोजित होते हैं, तो परमाणुओं और रूपों के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व असमान रूप से वितरित होता है सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन(एचसीएल, एच 2 ओ, सीओ), जिसकी बहुलता भिन्न भी हो सकती है। जब इस प्रकार का बंधन बनता है, तो एक अधिक विद्युतीय परमाणु आंशिक ऋणात्मक आवेश प्राप्त करता है, और कम विद्युतीयता वाला परमाणु आंशिक धनात्मक आवेश (δ- और δ+) प्राप्त करता है। एक विद्युत द्विध्रुव बनता है, जिसमें विपरीत चिन्ह के आवेश एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर स्थित होते हैं। द्विध्रुवीय क्षण का उपयोग बंधन ध्रुवीयता के माप के रूप में किया जाता है:

यौगिक की ध्रुवता जितनी अधिक स्पष्ट होती है, द्विध्रुवीय क्षण उतना ही अधिक होता है। यदि द्विध्रुव आघूर्ण शून्य है तो अणु अध्रुवीय होंगे।

उपरोक्त विशेषताओं के संबंध में, यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि सहसंयोजक यौगिक वाष्पशील होते हैं और इनका गलनांक और क्वथनांक कम होता है। विद्युत प्रवाह इन कनेक्शनों से नहीं गुजर सकता है, इसलिए ये खराब कंडक्टर और अच्छे इंसुलेटर हैं। जब गर्मी लागू की जाती है, तो कई सहसंयोजक बंधित यौगिक प्रज्वलित होते हैं। अधिकांश भाग के लिए, ये हाइड्रोकार्बन, साथ ही ऑक्साइड, सल्फाइड, गैर-धातुओं के हैलाइड और संक्रमण धातु हैं।

जिसमें एक परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन दान किया और एक धनायन बन गया, और दूसरे परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार कर लिया और एक आयन बन गया।

एक सहसंयोजक बंधन के विशिष्ट गुण - दिशात्मकता, संतृप्ति, ध्रुवता, ध्रुवीकरण - यौगिकों के रासायनिक और भौतिक गुणों को निर्धारित करते हैं।

बंधन की दिशा पदार्थ की आणविक संरचना और उनके अणु के ज्यामितीय आकार के कारण होती है। दो बंधों के बीच के कोणों को बंध कोण कहते हैं।

संतृप्ति - परमाणुओं की सीमित संख्या में सहसंयोजक बंध बनाने की क्षमता। किसी परमाणु द्वारा बनने वाले बंधों की संख्या उसके बाहरी परमाणु कक्षकों की संख्या से सीमित होती है।

बंधन की ध्रुवता परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर के कारण इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण होती है। इस आधार पर, सहसंयोजक बंधन गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय में विभाजित होते हैं (गैर-ध्रुवीय - एक द्विपरमाणुक अणु में समान परमाणु (H 2, Cl 2, N 2) होते हैं और प्रत्येक परमाणु के इलेक्ट्रॉन बादलों को इनके संबंध में सममित रूप से वितरित किया जाता है। परमाणु; ध्रुवीय - एक डायटोमिक अणु में विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणु होते हैं, और सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं में से एक की ओर शिफ्ट हो जाता है, जिससे अणु में विद्युत आवेश के वितरण में एक विषमता उत्पन्न होती है, जिससे अणु का द्विध्रुवीय क्षण उत्पन्न होता है) .

एक बंधन की ध्रुवीकरण एक बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में बंधन इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन में व्यक्त की जाती है, जिसमें एक अन्य प्रतिक्रियाशील कण भी शामिल है। ध्रुवीकरण इलेक्ट्रॉन गतिशीलता द्वारा निर्धारित किया जाता है। सहसंयोजक बंधों की ध्रुवता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के संबंध में अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता निर्धारित करते हैं।

हालांकि, दो बार नोबेल पुरस्कार विजेता एल. पॉलिंग ने बताया कि "कुछ अणुओं में एक सामान्य जोड़ी के बजाय एक या तीन इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंधन होते हैं।" एक एकल-इलेक्ट्रॉन-रासायनिक-बंधन आणविक-आयन-हाइड्रोजन-एच 2 + में महसूस किया जाता है।

आणविक हाइड्रोजन आयन H2+ में दो प्रोटॉन और एक इलेक्ट्रॉन होता है। आणविक प्रणाली का एकल इलेक्ट्रॉन दो प्रोटॉन के इलेक्ट्रोस्टैटिक प्रतिकर्षण की भरपाई करता है और उन्हें 1.06 (H 2 + रासायनिक बंधन की लंबाई) की दूरी पर रखता है। आणविक प्रणाली के इलेक्ट्रॉन बादल के इलेक्ट्रॉन घनत्व का केंद्र बोहर-त्रिज्या α 0 = 0.53 ए द्वारा दोनों प्रोटॉन से समान दूरी पर है और आणविक हाइड्रोजन आयन एच 2 + की समरूपता का केंद्र है।

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  एक सहसंयोजक बंधन दो परमाणुओं के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी से बनता है, और इन इलेक्ट्रॉनों को दो स्थिर कक्षाओं पर कब्जा करना चाहिए, प्रत्येक परमाणु से एक।

  ए + बी → ए: बी

  समाजीकरण के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन एक भरे हुए ऊर्जा स्तर का निर्माण करते हैं। एक बंधन बनता है यदि इस स्तर पर उनकी कुल ऊर्जा प्रारंभिक अवस्था से कम है (और ऊर्जा में अंतर बंधन ऊर्जा से ज्यादा कुछ नहीं है)।

  आण्विक कक्षकों के सिद्धांत के अनुसार, दो परमाणु कक्षकों का अतिव्यापन सरलतम स्थिति में दो आण्विक कक्षकों (MOs) के निर्माण की ओर ले जाता है: बाध्यकारी एमओतथा एंटीबॉडी (ढीला) MO. साझा इलेक्ट्रॉन कम ऊर्जा बंधन MO पर स्थित होते हैं।

  परमाणुओं के पुनर्संयोजन के दौरान एक बंधन का निर्माण

  हालांकि, अंतर-परमाणु संपर्क का तंत्र लंबे समय तक अज्ञात रहा। केवल 1930 में, एफ। लंदन ने फैलाव आकर्षण की अवधारणा पेश की - तात्कालिक और प्रेरित (प्रेरित) द्विध्रुवों के बीच की बातचीत। वर्तमान में, परमाणुओं और अणुओं के उतार-चढ़ाव वाले विद्युत द्विध्रुवों के बीच परस्पर क्रिया के कारण आकर्षक बलों को "लंदन बल" कहा जाता है।

  इस तरह की बातचीत की ऊर्जा इलेक्ट्रॉनिक ध्रुवीकरण α के वर्ग के सीधे आनुपातिक होती है और दो परमाणुओं या अणुओं के बीच की दूरी की छठी शक्ति के व्युत्क्रमानुपाती होती है।

  दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बांड का निर्माण

  पिछले खंड में वर्णित सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए सजातीय तंत्र के अलावा, एक विषम तंत्र है - विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयनों की बातचीत - प्रोटॉन एच + और नकारात्मक हाइड्रोजन आयन एच -, जिसे हाइड्राइड आयन कहा जाता है:

  एच + + एच - → एच 2

  जब आयन पास आते हैं, तो हाइड्राइड आयन के दो-इलेक्ट्रॉन बादल (इलेक्ट्रॉन जोड़ी) प्रोटॉन की ओर आकर्षित होते हैं और अंततः दोनों हाइड्रोजन नाभिकों के लिए सामान्य हो जाते हैं, अर्थात यह एक बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन जोड़ी में बदल जाता है। वह कण जो इलेक्ट्रॉन युग्म की आपूर्ति करता है, दाता कहलाता है, और जो कण इस इलेक्ट्रॉन युग्म को स्वीकार करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है। सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए इस तरह के तंत्र को दाता-स्वीकर्ता कहा जाता है।

  एच + + एच 2 ओ → एच 3 ओ +

  एक प्रोटॉन एक पानी के अणु के अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े पर हमला करता है और एक स्थिर धनायन बनाता है जो एसिड के जलीय घोल में मौजूद होता है।

  इसी तरह, एक जटिल अमोनियम केशन के गठन के साथ एक प्रोटॉन अमोनिया अणु से जुड़ा होता है:

  एनएच 3 + एच + → एनएच 4 +

  इस तरह (सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार), ओनियम यौगिकों का एक बड़ा वर्ग प्राप्त होता है, जिसमें अमोनियम, ऑक्सोनियम, फॉस्फोनियम, सल्फोनियम और अन्य यौगिक शामिल होते हैं।

  एक हाइड्रोजन अणु एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता के रूप में कार्य कर सकता है, जो एक प्रोटॉन के संपर्क में आण्विक हाइड्रोजन आयन एच 3 + के गठन की ओर जाता है:

  एच 2 + एच + → एच 3 +

  आण्विक हाइड्रोजन आयन H3+ का बंधन इलेक्ट्रॉन युग्म एक साथ तीन प्रोटॉनों से संबंधित है।

  सहसंयोजक बंधन के प्रकार

  तीन प्रकार के सहसंयोजक रासायनिक बंधन होते हैं जो गठन के तंत्र में भिन्न होते हैं:

  1. सरल सहसंयोजक बंधन. इसके निर्माण के लिए, प्रत्येक परमाणु एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है। जब एक साधारण सहसंयोजक बंध बनता है, तो परमाणुओं के औपचारिक आवेश अपरिवर्तित रहते हैं।

  • यदि एक साधारण सहसंयोजक बंधन बनाने वाले परमाणु समान होते हैं, तो अणु में परमाणुओं के वास्तविक आवेश भी समान होते हैं, क्योंकि बंधन बनाने वाले परमाणु समान रूप से एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के मालिक होते हैं। इस तरह के कनेक्शन को कहा जाता है गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन. सरल पदार्थों का ऐसा संबंध होता है, उदाहरण के लिए: 2, 2, 2। लेकिन न केवल एक ही प्रकार के गैर-धातु एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बना सकते हैं। एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन गैर-धातु तत्वों द्वारा भी बनाया जा सकता है जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी समान मूल्य की होती है, उदाहरण के लिए, PH 3 अणु में, बंधन सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय होता है, क्योंकि हाइड्रोजन का EO, EO के बराबर होता है फास्फोरस।
  • यदि परमाणु भिन्न हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की एक सामाजिक जोड़ी के स्वामित्व की डिग्री परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर से निर्धारित होती है। अधिक वैद्युतीयऋणात्मकता वाला परमाणु बंध इलेक्ट्रॉनों के एक युग्म को अपनी ओर अधिक मजबूती से आकर्षित करता है, और इसका वास्तविक आवेश ऋणात्मक हो जाता है। कम वैद्युतीयऋणात्मकता वाला परमाणु क्रमशः समान धनावेश प्राप्त करता है। यदि दो अलग-अलग अधातुओं के बीच एक यौगिक बनता है, तो ऐसा यौगिक कहलाता है ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन.

  एथिलीन अणु C 2 H 4 में एक दोहरा बंधन CH 2 \u003d CH 2 होता है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: H: C :: C: H। सभी एथिलीन परमाणुओं के नाभिक एक ही तल में स्थित होते हैं। प्रत्येक कार्बन परमाणु के तीन इलेक्ट्रॉन बादल एक ही तल में अन्य परमाणुओं के साथ तीन सहसंयोजक बंधन बनाते हैं (उनके बीच लगभग 120 ° के कोण के साथ)। कार्बन परमाणु के चौथे संयोजकता इलेक्ट्रॉन का बादल अणु के तल के ऊपर और नीचे स्थित होता है। दोनों कार्बन परमाणुओं के ऐसे इलेक्ट्रॉन बादल, अणु के तल के ऊपर और नीचे आंशिक रूप से अतिव्यापी, कार्बन परमाणुओं के बीच एक दूसरा बंधन बनाते हैं। कार्बन परमाणुओं के बीच पहले, मजबूत सहसंयोजक बंधन को -बंध कहा जाता है; दूसरा, कमजोर सहसंयोजक बंधन कहलाता है (\displaystyle \pi )-संचार।

  एक रैखिक एसिटिलीन अणु में

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच -आबंध होते हैं, दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक -बंध और दो (\displaystyle \pi )एक ही कार्बन परमाणुओं के बीच बंधन। दो (\displaystyle \pi )-बॉन्ड दो परस्पर लंबवत विमानों में -बॉन्ड की क्रिया के क्षेत्र के ऊपर स्थित होते हैं।

  C6H6 चक्रीय बेंजीन अणु के सभी छह कार्बन परमाणु एक ही तल में स्थित होते हैं। -बंध वलय के तल में कार्बन परमाणुओं के बीच कार्य करते हैं; हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ प्रत्येक कार्बन परमाणु के लिए समान बंधन मौजूद हैं। प्रत्येक कार्बन परमाणु इन बंधों को बनाने के लिए तीन इलेक्ट्रॉन खर्च करता है। कार्बन परमाणुओं के चौथे वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादल, जो आठ के आकार के होते हैं, बेंजीन अणु के तल के लंबवत स्थित होते हैं। ऐसा प्रत्येक बादल पड़ोसी कार्बन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के साथ समान रूप से ओवरलैप करता है। बेंजीन अणु में, तीन अलग नहीं (\displaystyle \pi )-कनेक्शन, लेकिन सिंगल (\displaystyle \pi ) डाइलेक्ट्रिक्स या अर्धचालक। परमाणु क्रिस्टल के विशिष्ट उदाहरण (परमाणु जिनमें सहसंयोजक (परमाणु) बंधन द्वारा परस्पर जुड़े होते हैं) हैं

  एक सहसंयोजक बंधन सबसे आम प्रकार का रासायनिक बंधन है जो समान या समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों के साथ बातचीत करते समय होता है।

  एक सहसंयोजक बंधन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े का उपयोग करके परमाणुओं के बीच एक बंधन है।

  इलेक्ट्रॉन की खोज के बाद से, रासायनिक बंधन के इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत को विकसित करने के लिए कई प्रयास किए गए हैं। सबसे सफल लुईस (1916) के काम थे, जिन्होंने दो परमाणुओं के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति के परिणामस्वरूप एक बंधन के गठन पर विचार करने का प्रस्ताव रखा। ऐसा करने के लिए, प्रत्येक परमाणु समान संख्या में इलेक्ट्रॉनों को प्रदान करता है और खुद को एक ऑक्टेट या इलेक्ट्रॉनों के दोहरे के साथ घेरने की कोशिश करता है, जो निष्क्रिय गैसों के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की विशेषता है। ग्राफिक रूप से, लुईस विधि के अनुसार अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंधों के निर्माण को परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉनों को इंगित करने वाले बिंदुओं का उपयोग करके दर्शाया गया है।

  लुईस सिद्धांत के अनुसार सहसंयोजक बंधन का निर्माण

  सहसंयोजक बंधन के गठन का तंत्र

  एक सहसंयोजक बंधन का मुख्य संकेत दोनों रासायनिक रूप से जुड़े परमाणुओं से संबंधित एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी की उपस्थिति है, क्योंकि दो नाभिकों की क्रिया के क्षेत्र में दो इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति क्षेत्र में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति की तुलना में ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल है। अपने स्वयं के नाभिक। बंधों की एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का उद्भव विभिन्न तंत्रों के माध्यम से हो सकता है, अधिक बार विनिमय के माध्यम से, और कभी-कभी दाता-स्वीकर्ता के माध्यम से।

  एक सहसंयोजक बंधन के गठन के विनिमय तंत्र के सिद्धांत के अनुसार, प्रत्येक परस्पर क्रिया करने वाले परमाणु एक बंधन के गठन के लिए समान संख्या में इलेक्ट्रॉनों की आपूर्ति करते हैं। उदाहरण के लिए:

  
  सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए सामान्य योजना: क) विनिमय तंत्र द्वारा; बी) दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार

  दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, विभिन्न कणों के परस्पर क्रिया के दौरान एक दो-इलेक्ट्रॉन बंधन उत्पन्न होता है। उनमें से एक दाता है लेकिन:इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी नहीं है (अर्थात, एक जो केवल एक परमाणु से संबंधित है), और दूसरा एक स्वीकर्ता है परएक खाली कक्षीय है।

  एक कण जो बंधन के लिए दो-इलेक्ट्रॉन (इलेक्ट्रॉनों की साझा जोड़ी) प्रदान करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक मुक्त कक्षीय कण जो इस इलेक्ट्रॉन जोड़ी को स्वीकार करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है।

  एक परमाणु के दो-इलेक्ट्रॉन बादल और दूसरे के रिक्त कक्षक के कारण सहसंयोजक बंधन के निर्माण की क्रियाविधि को दाता-स्वीकर्ता तंत्र कहा जाता है।

  दाता-स्वीकर्ता बंधन को अन्यथा अर्धध्रुवीय कहा जाता है, क्योंकि दाता परमाणु पर आंशिक प्रभावी सकारात्मक चार्ज δ+ उत्पन्न होता है (इस तथ्य के कारण कि इलेक्ट्रॉनों की अविभाजित जोड़ी इससे विचलित हो जाती है), और स्वीकर्ता परमाणु पर आंशिक प्रभावी नकारात्मक चार्ज - (इस तथ्य के कारण कि दाता के अविभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म की दिशा में परिवर्तन होता है)।

  एक साधारण इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता का एक उदाहरण एच आयन है। — , जिसमें एक असाझा इलेक्ट्रॉन युग्म है। एक अणु में एक ऋणात्मक हाइड्राइड आयन जोड़ने के परिणामस्वरूप जिसके केंद्रीय परमाणु में एक मुक्त कक्षीय (आरेख में एक खाली क्वांटम सेल के रूप में दर्शाया गया है), उदाहरण के लिए, 3, एक जटिल जटिल आयन ВН 4 बनता है — एक नकारात्मक चार्ज के साथ (एन — + वीएन 3 [वीएन 4] -):

  

  इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता एक हाइड्रोजन आयन है, या केवल एक प्रोटॉन एच + है। एक अणु के साथ इसका लगाव, जिसके केंद्रीय परमाणु में एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन युग्म है, उदाहरण के लिए, NH 3 के लिए, एक जटिल आयन NH 4 + के निर्माण की ओर जाता है, लेकिन एक सकारात्मक चार्ज के साथ:

  

  वैलेंस बांड विधि

  प्रथम सहसंयोजक बंधन का क्वांटम यांत्रिक सिद्धांतहाइड्रोजन अणु का वर्णन करने के लिए हिटलर और लंदन (1927 में) द्वारा बनाया गया था, और फिर पॉलिंग द्वारा पॉलीएटोमिक अणुओं पर लागू किया गया था। इस सिद्धांत को कहा जाता है संयोजकता बंधन विधि, जिनमें से मुख्य बिंदुओं को संक्षेप में प्रस्तुत किया जा सकता है:

  • एक अणु में परमाणुओं के प्रत्येक जोड़े को एक या एक से अधिक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा एक साथ रखा जाता है, जिसमें परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स अतिव्यापी होते हैं;
  • बंधन शक्ति इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप की डिग्री पर निर्भर करती है;
  • एक सहसंयोजक बंधन के गठन की शर्त इलेक्ट्रॉन स्पिन की दिशा है; इसके कारण, एक सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉन कक्षीय आंतरिक अंतरिक्ष में उच्चतम इलेक्ट्रॉन घनत्व के साथ उत्पन्न होता है, जो एक दूसरे के लिए सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए नाभिक के आकर्षण को सुनिश्चित करता है और सिस्टम की कुल ऊर्जा में कमी के साथ होता है।

  परमाणु कक्षकों का संकरण

  इस तथ्य के बावजूद कि s-, p- या d-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन, जिनके अलग-अलग आकार और अंतरिक्ष में अलग-अलग झुकाव होते हैं, सहसंयोजक बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं, कई यौगिकों में ये बंधन समान होते हैं। इस घटना की व्याख्या करने के लिए, "संकरण" की अवधारणा पेश की गई थी।

  संकरण ऑर्बिटल्स को आकार और ऊर्जा में मिलाने और संरेखित करने की प्रक्रिया है, जिसमें समान ऊर्जा वाले ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन घनत्व को पुनर्वितरित किया जाता है, जिसके परिणामस्वरूप वे समतुल्य हो जाते हैं।

  संकरण के सिद्धांत के मुख्य प्रावधान:

  1. संकरण के दौरान, प्रारंभिक आकार और ऑर्बिटल्स परस्पर बदलते हैं, जबकि नए, हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनते हैं, लेकिन समान ऊर्जा और समान आकार के साथ, एक अनियमित आकृति आठ जैसा दिखता है।
  2. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स की संख्या हाइब्रिडाइजेशन में शामिल आउटपुट ऑर्बिटल्स की संख्या के बराबर होती है।
  3. समान ऊर्जा वाले ऑर्बिटल्स (बाहरी ऊर्जा स्तर के s- और p-ऑर्बिटल्स और बाहरी या प्रारंभिक स्तरों के d-ऑर्बिटल्स) संकरण में भाग ले सकते हैं।
  4. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स रासायनिक बंधों के निर्माण की दिशा में अधिक लंबे होते हैं और इसलिए पड़ोसी परमाणु के ऑर्बिटल्स के साथ बेहतर ओवरलैप प्रदान करते हैं, परिणामस्वरूप, यह इलेक्ट्रॉनों के कारण बनने वाले व्यक्तिगत गैर-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स से अधिक मजबूत हो जाता है।
  5. मजबूत बंधों के निर्माण और अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व के अधिक सममित वितरण के कारण, एक ऊर्जा लाभ प्राप्त होता है, जो संकरण प्रक्रिया के लिए आवश्यक ऊर्जा खपत की भरपाई से अधिक होता है।
  6. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स को अंतरिक्ष में इस तरह से उन्मुख किया जाना चाहिए कि एक दूसरे से अधिकतम पारस्परिक अलगाव सुनिश्चित हो सके; इस मामले में, प्रतिकर्षण ऊर्जा सबसे छोटी है।
  7. संकरण का प्रकार निकास कक्षकों के प्रकार और संख्या से निर्धारित होता है और बंधन कोण के आकार के साथ-साथ अणुओं के स्थानिक विन्यास को भी बदलता है।
  
  संकरण के प्रकार के आधार पर हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स और वैलेंस एंगल्स (ऑर्बिटल्स के समरूपता के अक्षों के बीच ज्यामितीय कोण) का रूप: ए) एसपी-हाइब्रिडाइजेशन; बी) एसपी 2 संकरण; ग) सपा 3 संकरण

  अणुओं (या अणुओं के अलग-अलग टुकड़े) के निर्माण के दौरान, निम्न प्रकार के संकरण सबसे अधिक बार होते हैं:

  
  सपा संकरण की सामान्य योजना

  एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से बनने वाले बॉन्ड को भी 180 0 के कोण पर रखा जाता है, जिससे अणु का एक रैखिक आकार बन जाता है। इस प्रकार का संकरण दूसरे समूह (Be, Zn, Cd, Hg) के तत्वों के हैलाइड्स में देखा जाता है, जिनकी संयोजकता अवस्था में परमाणुओं में अयुग्मित s- और p-इलेक्ट्रॉन होते हैं। रैखिक रूप अन्य तत्वों (0=C=0,HC≡CH) के अणुओं की भी विशेषता है, जिसमें बंध sp-संकरित परमाणुओं द्वारा बनते हैं।

  
  परमाणु ऑर्बिटल्स के एसपी 2 संकरण की योजना और अणु के एक फ्लैट त्रिकोणीय आकार, जो परमाणु ऑर्बिटल्स के एसपी 2 संकरण के कारण है

  इस प्रकार का संकरण तीसरे समूह के पी-तत्वों के अणुओं के लिए सबसे विशिष्ट है, जिनके उत्तेजित अवस्था में परमाणुओं की बाहरी इलेक्ट्रॉनिक संरचना एनएस 1 एनपी 2 होती है, जहां एन उस अवधि की संख्या होती है जिसमें तत्व स्थित होता है। तो, ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 के अणुओं में और अन्य में केंद्रीय परमाणु के sp 2 -हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के कारण बॉन्ड बनते हैं।

  
  परमाणु कक्षकों के sp 3 संकरण की योजना

  केंद्रीय परमाणु के संकरित कक्षकों को 109 0 28 के कोण पर रखने से अणुओं का चतुष्फलकीय आकार बनता है। यह टेट्रावैलेंट कार्बन सीएच 4, सीसीएल 4, सी 2 एच 6 और अन्य अल्केन्स के संतृप्त यौगिकों के लिए बहुत विशिष्ट है। केंद्रीय परमाणु के वैलेंस ऑर्बिटल्स के sp 3 संकरण के कारण टेट्राहेड्रल संरचना वाले अन्य तत्वों के यौगिकों के उदाहरण आयन हैं: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - ।

  
  एसपी 3डी संकरण की सामान्य योजना

  इस प्रकार का संकरण अधातु हैलाइडों में सबसे अधिक पाया जाता है। एक उदाहरण फॉस्फोरस क्लोराइड पीसीएल 5 की संरचना है, जिसके गठन के दौरान फॉस्फोरस परमाणु (पी ... 3 एस 2 3 पी 3) पहले उत्तेजित अवस्था में जाता है (पी ... 3 एस 1 3 पी 3 3 डी 1), और फिर एस 1 पी 3 डी-संकरण से गुजरता है - पांच एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स मानसिक त्रिकोणीय द्विपिरामिड के कोनों के लिए अपने लंबे सिरों के साथ समतुल्य और उन्मुख हो जाते हैं। यह पीसीएल 5 अणु के आकार को निर्धारित करता है, जो तब बनता है जब पांच एस 1 पी 3 डी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स पांच क्लोरीन परमाणुओं के 3 पी ऑर्बिटल्स के साथ ओवरलैप होते हैं।

  1. सपा - संकरण। जब एक एस-आई को एक पी-ऑर्बिटल्स के साथ जोड़ा जाता है, तो दो एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स उत्पन्न होते हैं, जो सममित रूप से 180 0 के कोण पर स्थित होते हैं।
  2. एसपी 2 - संकरण। एक एस- और दो पी-ऑर्बिटल्स के संयोजन से एसपी 2-हाइब्रिडाइज्ड बॉन्ड का निर्माण होता है जो 120 0 के कोण पर स्थित होता है, इसलिए अणु एक नियमित त्रिकोण का रूप ले लेता है।
  3. एसपी 3 - संकरण। चार ऑर्बिटल्स - एक एस- और तीन पी के संयोजन से एसपी 3 - हाइब्रिडाइजेशन होता है, जिसमें चार हाइब्रिड ऑर्बिटल्स अंतरिक्ष में समरूप रूप से टेट्राहेड्रोन के चार कोने, यानी 109 0 28 ` के कोण पर उन्मुख होते हैं।
  4. एसपी 3 डी - संकरण। एक s-, तीन p- और एक d-कक्षकों का संयोजन sp 3 d-संकरण देता है, जो त्रिकोणीय द्विपिरामिड के शीर्षों पर पाँच sp 3 d-संकरित कक्षकों के स्थानिक अभिविन्यास को निर्धारित करता है।
  5. अन्य प्रकार के संकरण। एसपी 3 डी 2 संकरण के मामले में, छह एसपी 3 डी 2 संकरित कक्षाएँ अष्टफलक के शीर्षों की ओर निर्देशित होती हैं। पंचकोणीय द्विपिरामिड के शीर्षों की ओर सात कक्षकों का अभिविन्यास अणु या संकुल के केंद्रीय परमाणु के संयोजकता कक्षकों के sp 3 d 3 संकरण (या कभी-कभी sp 3 d 2 f) से मेल खाता है।

  परमाणु कक्षीय संकरण विधि ज्यामितीय संरचना की व्याख्या करती है एक बड़ी संख्या मेंअणु, हालांकि, प्रायोगिक आंकड़ों के अनुसार, बांड कोणों के थोड़े भिन्न मूल्यों वाले अणु अधिक बार देखे जाते हैं। उदाहरण के लिए, सीएच 4, एनएच 3 और एच 2 ओ अणुओं में, केंद्रीय परमाणु एसपी 3 संकरित अवस्था में होते हैं, इसलिए कोई उम्मीद करेगा कि उनमें बंधन कोण टेट्राहेड्रल वाले (~ 109.5 0) के बराबर हैं। यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि सीएच 4 अणु में बंधन कोण वास्तव में 109.5 0 है। हालांकि, एनएच 3 और एच 2 ओ अणुओं में, बांड कोण का मान टेट्राहेड्रल एक से विचलित होता है: यह एनएच 3 अणु में 107.3 0 और एच 2 ओ अणु में 104.5 0 है। ऐसे विचलन की उपस्थिति से समझाया गया है नाइट्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं में एक अविभाजित इलेक्ट्रॉन जोड़ी। एक दो-इलेक्ट्रॉन कक्षीय, जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी नहीं होती है, इसकी बढ़ी हुई घनत्व के कारण, एक-इलेक्ट्रॉन वैलेंस ऑर्बिटल्स को पीछे हटा देता है, जिससे बंधन कोण में कमी आती है। NH3 अणु में नाइट्रोजन परमाणु में, चार sp3 संकरित कक्षकों में से तीन एक-इलेक्ट्रॉन कक्षक तीन H परमाणुओं के साथ बंध बनाते हैं, और चौथे कक्षक में इलेक्ट्रॉनों का एक साझा युग्म होता है।

  एक अनबाउंड इलेक्ट्रॉन जोड़ी जो टेट्राहेड्रोन के शीर्षों को निर्देशित एसपी 3-संकरित ऑर्बिटल्स में से एक पर कब्जा कर लेती है, एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को पीछे हटाती है, नाइट्रोजन परमाणु के आस-पास इलेक्ट्रॉन घनत्व के असममित वितरण का कारण बनती है, और परिणामस्वरूप बॉन्ड कोण को संपीड़ित करती है 107.3 0. N परमाणु के असहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म की क्रिया के परिणामस्वरूप बंध कोण में 109.5 0 से 1070 तक घटने की एक समान तस्वीर NCl 3 अणु में भी देखी गई है।

  
  अणु में चतुष्फलकीय (109.5 0) से आबंध कोण का विचलन: a) NH3; बी) एनसीएल3

  H2O अणु में ऑक्सीजन परमाणु में, चार sp3 संकरित कक्षकों में दो एक-इलेक्ट्रॉन और दो दो-इलेक्ट्रॉन कक्षक होते हैं। एक-इलेक्ट्रॉन संकरित कक्षक दो H परमाणुओं के साथ दो बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं, और दो दो-इलेक्ट्रॉन जोड़े अविभाजित रहते हैं, अर्थात केवल H परमाणु से संबंधित होते हैं। इससे O परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की विषमता बढ़ जाती है और चतुष्फलकीय एक की तुलना में आबंध कोण को घटाकर 104.5 0 कर देता है।

  नतीजतन, केंद्रीय परमाणु के अनबाउंड इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या और संकरित कक्षाओं में उनका स्थान अणुओं के ज्यामितीय विन्यास को प्रभावित करता है।

  सहसंयोजक बंधन के लक्षण

  एक सहसंयोजक बंधन में विशिष्ट गुणों का एक समूह होता है जो इसकी विशिष्ट विशेषताओं या विशेषताओं को परिभाषित करता है। ये, पहले से ही "बॉन्ड एनर्जी" और "बॉन्ड लेंथ" मानी जाने वाली विशेषताओं के अलावा, इसमें शामिल हैं: बॉन्ड एंगल, सैचुरेशन, डायरेक्टिविटी, पोलरिटी, और इसी तरह।

  1. संयोजकता कोण- यह आसन्न बंधन अक्षों के बीच का कोण है (अर्थात, एक अणु में रासायनिक रूप से जुड़े परमाणुओं के नाभिक के माध्यम से खींची गई सशर्त रेखाएं)। बंध कोण का मान कक्षकों की प्रकृति, केंद्रीय परमाणु के संकरण के प्रकार, असाझा इलेक्ट्रॉन युग्मों के प्रभाव पर निर्भर करता है जो बंधों के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं।

  2. संतृप्ति. परमाणुओं में सहसंयोजक बंध बनाने की क्षमता होती है, जो पहले, विनिमय तंत्र के अनुसार एक अप्रकाशित परमाणु के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण और उन अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण जो इसके उत्तेजना के परिणामस्वरूप उत्पन्न होते हैं, और दूसरा, के अनुसार दाता-स्वीकर्ता तंत्र। हालाँकि, एक परमाणु द्वारा बनने वाले बंधों की कुल संख्या सीमित है।

  संतृप्ति एक तत्व के एक परमाणु की क्षमता है जो अन्य परमाणुओं के साथ एक निश्चित, सीमित संख्या में सहसंयोजक बंध बनाता है।

  तो, दूसरी अवधि, जिसमें बाहरी ऊर्जा स्तर (एक s- और तीन p-) पर चार ऑर्बिटल्स होते हैं, बॉन्ड बनाते हैं, जिनकी संख्या चार से अधिक नहीं होती है। बाहरी स्तर पर बड़ी संख्या में ऑर्बिटल्स वाले अन्य अवधियों के तत्वों के परमाणु अधिक बंधन बना सकते हैं।

  3. अभिविन्यास. विधि के अनुसार, परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के कारण होता है, जो कि एस-ऑर्बिटल्स के अपवाद के साथ, अंतरिक्ष में एक निश्चित अभिविन्यास होता है, जो सहसंयोजक बंधन की दिशा की ओर जाता है।

  एक सहसंयोजक बंधन का अभिविन्यास परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व की ऐसी व्यवस्था है, जो वैलेंस ऑर्बिटल्स के स्थानिक अभिविन्यास द्वारा निर्धारित किया जाता है और उनके अधिकतम ओवरलैप को सुनिश्चित करता है।

  चूंकि इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स के अलग-अलग आकार और अंतरिक्ष में अलग-अलग झुकाव होते हैं, इसलिए उनके पारस्परिक ओवरलैप को विभिन्न तरीकों से महसूस किया जा सकता है। इसके आधार पर, -, - और -बंधों को प्रतिष्ठित किया जाता है।

  एक सिग्मा बंधन (σ बंधन) इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक ओवरलैप है जिसमें अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व दो नाभिकों को जोड़ने वाली एक काल्पनिक रेखा के साथ केंद्रित होता है।

  एक सिग्मा बंधन दो एस इलेक्ट्रॉनों, एक एस और एक पी इलेक्ट्रॉन, दो पी इलेक्ट्रॉनों, या दो डी इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनाया जा सकता है। इस तरह के -आबंध को अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन कक्षा के एक क्षेत्र की उपस्थिति की विशेषता है, यह हमेशा एकल होता है, अर्थात यह केवल एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा बनता है।

  

  "शुद्ध" ऑर्बिटल्स और हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के विभिन्न प्रकार के स्थानिक अभिविन्यास हमेशा बॉन्ड अक्ष पर अतिव्यापी ऑर्बिटल्स की संभावना की अनुमति नहीं देते हैं। वैलेंस ऑर्बिटल्स का ओवरलैप बॉन्ड अक्ष के दोनों किनारों पर हो सकता है - तथाकथित "पार्श्व" ओवरलैप, जो अक्सर बांड के गठन के दौरान होता है।

  पाई-बॉन्ड (π-बॉन्ड) इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप है, जिसमें अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व परमाणुओं के नाभिक (यानी, बॉन्ड अक्ष से) को जोड़ने वाली रेखा के दोनों किनारों पर केंद्रित होता है।

  दो समानांतर p ऑर्बिटल्स, दो d ऑर्बिटल्स, या ऑर्बिटल्स के अन्य संयोजनों के परस्पर क्रिया द्वारा एक pi बॉन्ड बनाया जा सकता है, जिनकी कुल्हाड़ियाँ बॉन्ड अक्ष के साथ मेल नहीं खाती हैं।

  
  इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के पार्श्व ओवरलैप में सशर्त ए और बी परमाणुओं के बीच -बॉन्ड के गठन के लिए योजनाएं

  4. बहुलता।यह विशेषता परमाणुओं को बांधने वाले सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है। बहुलता में एक सहसंयोजक बंधन सिंगल (सरल), डबल और ट्रिपल हो सकता है। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का उपयोग करके दो परमाणुओं के बीच के बंधन को एकल बंधन (सरल), दो इलेक्ट्रॉन जोड़े - एक दोहरा बंधन, तीन इलेक्ट्रॉन जोड़े - एक ट्रिपल बंधन कहा जाता है। तो, हाइड्रोजन अणु H 2 में, परमाणु एक एकल बंधन (H-H) से जुड़े होते हैं, ऑक्सीजन अणु O 2 - डबल (B \u003d O) में, नाइट्रोजन अणु N 2 - ट्रिपल (N≡N) में। विशेष महत्व के कार्बनिक यौगिकों में बंधों की बहुलता है - हाइड्रोकार्बन और उनके डेरिवेटिव: ईथेन सी 2 एच 6 में, सी परमाणुओं के बीच एक एकल बंधन (सी-सी) होता है, एथिलीन सी 2 एच 4 में - डबल (सी \u003d सी) में एसिटिलीन सी 2 एच 2 - ट्रिपल (सी ≡ सी) (सी≡सी)।

  बंधन की बहुलता ऊर्जा को प्रभावित करती है: बहुलता में वृद्धि के साथ, इसकी ताकत बढ़ जाती है। बहुलता में वृद्धि से आंतरिक दूरी (बंध लंबाई) में कमी आती है और बाध्यकारी ऊर्जा में वृद्धि होती है।

  
  कार्बन परमाणुओं के बीच बंधों की बहुलता: a) एथेन में एकल -बंध H3C-CH3; बी) एथिलीन में डबल σ + -बंधन H2C = CH2; सी) एसिटिलीन एचसी≡सीएच . में ट्रिपल σ+π+π-बॉन्ड

  5. ध्रुवीयता और ध्रुवीकरण. एक सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन घनत्व अंतर-परमाणु अंतरिक्ष में अलग तरह से स्थित हो सकता है।

  ध्रुवीयता एक सहसंयोजक बंधन की एक संपत्ति है, जो जुड़े परमाणुओं के सापेक्ष आंतरिक अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व के स्थान से निर्धारित होती है।

  इंटरन्यूक्लियर स्पेस में इलेक्ट्रॉन घनत्व के स्थान के आधार पर, ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन प्रतिष्ठित होते हैं। एक गैर-ध्रुवीय बंधन एक ऐसा बंधन है जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल जुड़े हुए परमाणुओं के नाभिक के संबंध में सममित रूप से स्थित होता है और समान रूप से दोनों परमाणुओं से संबंधित होता है।

  इस प्रकार के बंधन वाले अणु को गैर-ध्रुवीय या होमोन्यूक्लियर कहा जाता है (अर्थात वे जिनमें एक तत्व के परमाणु शामिल होते हैं)। एक गैर-ध्रुवीय बंधन होमोन्यूक्लियर अणुओं (एच 2, सीएल 2, एन 2, आदि) में एक नियम के रूप में प्रकट होता है या, शायद ही कभी, समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों वाले तत्वों के परमाणुओं द्वारा गठित यौगिकों में, उदाहरण के लिए, कार्बोरंडम सीआईसी। एक ध्रुवीय (या हेटरोपोलर) बंधन एक बंधन है जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल असममित होता है और परमाणुओं में से एक में स्थानांतरित हो जाता है।

  ध्रुवीय बंधन वाले अणुओं को ध्रुवीय, या विषम परमाणु कहा जाता है। ध्रुवीय बंधन वाले अणुओं में, सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉन जोड़ी उच्च विद्युतीयता के साथ परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाती है। नतीजतन, इस परमाणु पर एक निश्चित आंशिक नकारात्मक चार्ज (δ-) दिखाई देता है, जिसे प्रभावी कहा जाता है, और कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में समान परिमाण का आंशिक सकारात्मक चार्ज होता है, लेकिन साइन (δ+) में विपरीत होता है। उदाहरण के लिए, यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि हाइड्रोजन क्लोराइड अणु एचसीएल में हाइड्रोजन परमाणु पर प्रभावी चार्ज δH=+0.17 है, और क्लोरीन परमाणु पर Cl=-0.17 पूर्ण इलेक्ट्रॉन चार्ज है।

  यह निर्धारित करने के लिए कि ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन घनत्व किस दिशा में स्थानांतरित होगा, दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों की तुलना करना आवश्यक है। विद्युत ऋणात्मकता बढ़ाने के क्रम में, सबसे सामान्य रासायनिक तत्वों को निम्नलिखित क्रम में रखा गया है:

  ध्रुवीय अणु कहलाते हैं द्विध्रुव - ऐसी प्रणालियाँ जिनमें नाभिक के धनात्मक आवेशों और इलेक्ट्रॉनों के ऋणात्मक आवेशों के गुरुत्वाकर्षण केंद्र मेल नहीं खाते।

  एक द्विध्रुव एक प्रणाली है जो एक दूसरे से कुछ दूरी पर स्थित दो बिंदु विद्युत आवेशों का एक संग्रह है, परिमाण में बराबर और संकेत में विपरीत।

  आकर्षण केंद्रों के बीच की दूरी को द्विध्रुव की लंबाई कहा जाता है और इसे अक्षर l द्वारा दर्शाया जाता है। एक अणु (या बंधन) की ध्रुवता मात्रात्मक रूप से द्विध्रुवीय क्षण μ द्वारा विशेषता होती है, जो एक डायटोमिक अणु के मामले में द्विध्रुवीय की लंबाई और इलेक्ट्रॉन चार्ज के मूल्य के उत्पाद के बराबर होती है: μ=el।

  SI इकाइयों में, द्विध्रुवीय क्षण को [C × m] (कूलम्ब मीटर) में मापा जाता है, लेकिन अधिक बार वे ऑफ-सिस्टम इकाई [D] (डेबी) का उपयोग करते हैं: 1D = 3.33 10 -30 C × m। का मान सहसंयोजक अणुओं के द्विध्रुवीय क्षण 0-4 D, और आयनिक - 4-11D के भीतर भिन्न होते हैं। द्विध्रुव की लंबाई जितनी लंबी होगी, अणु उतना ही अधिक ध्रुवीय होगा।

  एक अणु में एक संयुक्त इलेक्ट्रॉन बादल एक बाहरी विद्युत क्षेत्र द्वारा विस्थापित किया जा सकता है, जिसमें एक अन्य अणु या आयन का क्षेत्र भी शामिल है।

  ध्रुवीकरण एक अन्य कण के बल क्षेत्र सहित बाहरी विद्युत क्षेत्र की कार्रवाई के तहत बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन के परिणामस्वरूप एक बंधन की ध्रुवीयता में परिवर्तन है।

  एक अणु की ध्रुवीकरण क्षमता इलेक्ट्रॉनों की गतिशीलता पर निर्भर करती है, जो कि जितना अधिक मजबूत होता है, नाभिक से दूरी उतनी ही अधिक होती है। इसके अलावा, ध्रुवीकरण विद्युत क्षेत्र की दिशा और इलेक्ट्रॉन बादलों के विकृत होने की क्षमता पर निर्भर करता है। एक बाहरी क्षेत्र की क्रिया के तहत, गैर-ध्रुवीय अणु ध्रुवीय हो जाते हैं, और ध्रुवीय अणु और भी अधिक ध्रुवीय हो जाते हैं, अर्थात अणुओं में एक द्विध्रुवीय प्रेरित होता है, जिसे कम या प्रेरित द्विध्रुवीय कहा जाता है।

  
  एक ध्रुवीय कण के बल क्षेत्र की कार्रवाई के तहत एक गैर-ध्रुवीय अणु से एक प्रेरित (कम) द्विध्रुवीय के गठन की योजना - एक द्विध्रुवीय

  स्थायी के विपरीत, प्रेरित द्विध्रुव केवल बाहरी विद्युत क्षेत्र की क्रिया के तहत उत्पन्न होते हैं। ध्रुवीकरण न केवल बंधन के ध्रुवीकरण का कारण बन सकता है, बल्कि इसका टूटना भी हो सकता है, जिसमें एक परमाणु के लिए बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन जोड़ी का संक्रमण होता है और नकारात्मक और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन बनते हैं।

  सहसंयोजक बंधों की ध्रुवता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के संबंध में अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता निर्धारित करते हैं।

  सहसंयोजक बंधन वाले यौगिकों के गुण

  सहसंयोजक बंध वाले पदार्थों को दो असमान समूहों में विभाजित किया जाता है: आणविक और परमाणु (या गैर-आणविक), जो आणविक लोगों की तुलना में बहुत छोटे होते हैं।

  सामान्य परिस्थितियों में आणविक यौगिक एकत्रीकरण के विभिन्न राज्यों में हो सकते हैं: गैसों के रूप में (सीओ 2, एनएच 3, सीएच 4, सीएल 2, ओ 2, एनएच 3), वाष्पशील तरल पदार्थ (बीआर 2, एच 2 ओ, सी 2 एच 5 ओएच ) या ठोस क्रिस्टलीय पदार्थ, जिनमें से अधिकांश, बहुत मामूली हीटिंग के साथ, जल्दी से पिघलने और आसानी से उच्च बनाने में सक्षम होते हैं (एस 8, पी 4, आई 2, चीनी सी 12 एच 22 ओ 11, "सूखी बर्फ" सीओ 2))।

  आणविक पदार्थों के कम पिघलने, उच्च बनाने की क्रिया और क्वथनांक को क्रिस्टल में अंतर-आणविक संपर्क की बहुत कमजोर ताकतों द्वारा समझाया गया है। यही कारण है कि आणविक क्रिस्टल को उच्च शक्ति, कठोरता और विद्युत चालकता (बर्फ या चीनी) की विशेषता नहीं है। इसके अलावा, ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थों में गैर-ध्रुवीय अणुओं की तुलना में अधिक गलनांक और क्वथनांक होते हैं। उनमें से कुछ या अन्य ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में घुलनशील हैं। और गैर-ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थ, इसके विपरीत, गैर-ध्रुवीय सॉल्वैंट्स (बेंजीन, कार्बन टेट्राक्लोराइड) में बेहतर रूप से घुलते हैं। तो, आयोडीन, जिसके अणु गैर-ध्रुवीय हैं, ध्रुवीय पानी में नहीं घुलते हैं, लेकिन गैर-ध्रुवीय CCl 4 और निम्न-ध्रुवीय अल्कोहल में घुल जाते हैं।

  गैर-आणविक (परमाणु) पदार्थ सहसंयोजक बंधों (हीरा, ग्रेफाइट, सिलिकॉन Si, क्वार्ट्ज SiO 2 , कार्बोरंडम SiC और अन्य) के साथ ग्रेफाइट के अपवाद के साथ बेहद मजबूत क्रिस्टल बनाते हैं, जिसमें एक स्तरित संरचना होती है। उदाहरण के लिए, हीरे की क्रिस्टल जाली एक नियमित त्रि-आयामी ढांचा है जिसमें प्रत्येक एसपी 3 संकरित कार्बन परमाणु σ बांड द्वारा चार पड़ोसी सी परमाणुओं से जुड़ा होता है। वास्तव में, संपूर्ण हीरे का क्रिस्टल एक विशाल और बहुत मजबूत अणु है। सिलिकॉन क्रिस्टल सी, जिसका व्यापक रूप से रेडियो इलेक्ट्रॉनिक्स और इलेक्ट्रॉनिक इंजीनियरिंग में उपयोग किया जाता है, की संरचना समान होती है। यदि हम हीरे में आधे सी परमाणुओं को सी परमाणुओं के साथ बदलते हैं, तो क्रिस्टल की फ्रेम संरचना को परेशान किए बिना, हमें कार्बोरंडम का एक क्रिस्टल - सिलिकॉन कार्बाइड सीआईसी - एक घर्षण सामग्री के रूप में उपयोग किया जाने वाला एक बहुत ही कठोर पदार्थ मिलता है। और यदि सिलिकॉन क्रिस्टल जाली में प्रत्येक दो Si परमाणुओं के बीच एक O परमाणु डाला जाता है, तो क्वार्ट्ज SiO2 की क्रिस्टल संरचना बनती है - एक बहुत ही ठोस पदार्थ, जिसकी एक किस्म का उपयोग अपघर्षक सामग्री के रूप में भी किया जाता है।

  हीरे, सिलिकॉन, क्वार्ट्ज और संरचना में समान क्रिस्टल परमाणु क्रिस्टल हैं, वे विशाल "सुपरमोलेक्यूल्स" हैं, इसलिए उनके संरचनात्मक सूत्रों को पूर्ण रूप से चित्रित नहीं किया जा सकता है, लेकिन केवल एक अलग टुकड़े के रूप में, उदाहरण के लिए:

  
  हीरे, सिलिकॉन, क्वार्ट्ज के क्रिस्टल

  गैर-आणविक (परमाणु) क्रिस्टल, जिसमें रासायनिक बंधों द्वारा परस्पर जुड़े एक या दो तत्वों के परमाणु होते हैं, दुर्दम्य पदार्थों से संबंधित होते हैं। उच्च पिघलने का तापमान परमाणु क्रिस्टल के पिघलने के दौरान मजबूत रासायनिक बंधनों को तोड़ने के लिए बड़ी मात्रा में ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता के कारण होता है, न कि कमजोर अंतर-आणविक संपर्क, जैसा कि आणविक पदार्थों के मामले में होता है। इसी कारण से, कई परमाणु क्रिस्टल गर्म होने पर पिघलते नहीं हैं, लेकिन विघटित हो जाते हैं या तुरंत वाष्प अवस्था (उच्च बनाने की क्रिया) में चले जाते हैं, उदाहरण के लिए, ग्रेफाइट 3700 o C पर उच्चीकरण करता है।

  सहसंयोजक बंधों वाले गैर-आणविक पदार्थ पानी और अन्य सॉल्वैंट्स में अघुलनशील होते हैं, उनमें से अधिकांश विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं (ग्रेफाइट को छोड़कर, जिसमें विद्युत चालकता होती है, और अर्धचालक - सिलिकॉन, जर्मेनियम, आदि)।