यह कोई रहस्य नहीं है कि रसायन विज्ञान एक जटिल और विविध विज्ञान है। कई अलग-अलग प्रतिक्रियाएं, अभिकर्मक, रसायन और अन्य जटिल और समझ से बाहर शब्द - वे सभी एक दूसरे के साथ बातचीत करते हैं। लेकिन मुख्य बात यह है कि हम हर दिन रसायन विज्ञान से निपटते हैं, चाहे हम पाठ में शिक्षक को सुनें और नई सामग्री सीखें या चाय बनाएं, जो सामान्य रूप से एक रासायनिक प्रक्रिया भी है।

यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि रसायन शास्त्र एक जरूरी है, इसे समझना और यह जानना कि हमारी दुनिया या इसके कुछ अलग-अलग हिस्से कैसे काम करते हैं, दिलचस्प है, और इसके अलावा, उपयोगी है।

अब हमें सहसंयोजक बंधन के रूप में ऐसे शब्द से निपटना होगा, जो वैसे, ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय दोनों हो सकता है। वैसे, "सहसंयोजक" शब्द लैटिन "सह" से बना है - एक साथ और "वेल्स" - शक्ति वाला।

टर्म घटनाएँ

आइए इस तथ्य से शुरू करते हैं कि शब्द "सहसंयोजक" पहली बार 1919 में इरविंग लैंगमुइर द्वारा पेश किया गया था -नोबेल पुरस्कार विजेता। "सहसंयोजक" की अवधारणा का तात्पर्य एक रासायनिक बंधन से है जिसमें दोनों परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं, जिसे सह-स्वामित्व कहा जाता है। इस प्रकार, यह भिन्न होता है, उदाहरण के लिए, एक धातु से, जिसमें इलेक्ट्रॉन मुक्त होते हैं, या एक आयनिक से, जहां एक दूसरे को इलेक्ट्रॉन देता है। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि यह अधातुओं के बीच बनता है।

पूर्वगामी के आधार पर, हम इस प्रक्रिया के बारे में एक छोटा सा निष्कर्ष निकाल सकते हैं। यह सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्मों के निर्माण के कारण परमाणुओं के बीच उत्पन्न होता है, और ये जोड़े इलेक्ट्रॉनों के बाहरी और पूर्व-बाहरी उपस्तरों पर उत्पन्न होते हैं।

उदाहरण, ध्रुवीय वाले पदार्थ:

सहसंयोजक बंधन के प्रकार

दो प्रकार भी प्रतिष्ठित हैं - ये ध्रुवीय हैं, और, तदनुसार, गैर-ध्रुवीय बंधन। हम उनमें से प्रत्येक की विशेषताओं का अलग से विश्लेषण करेंगे।

सहसंयोजक ध्रुवीय - शिक्षा

"ध्रुवीय" शब्द क्या है?

आमतौर पर ऐसा होता है कि दो परमाणुओं में अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है, इसलिए सामान्य इलेक्ट्रॉन उनमें समान रूप से नहीं होते हैं, लेकिन वे हमेशा एक से दूसरे के करीब होते हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड का एक अणु, जिसमें सहसंयोजक बंधन के इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु के करीब स्थित होते हैं, क्योंकि इसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी हाइड्रोजन की तुलना में अधिक होती है। हालांकि, वास्तव में, हाइड्रोजन से क्लोरीन में एक इलेक्ट्रॉन के पूर्ण हस्तांतरण के लिए इलेक्ट्रॉन आकर्षण में अंतर काफी छोटा है।

नतीजतन, ध्रुवीयता पर, इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक विद्युतीय में स्थानांतरित हो जाता है, और उस पर आंशिक नकारात्मक चार्ज उत्पन्न होता है। बदले में, नाभिक, जिसकी वैद्युतीयऋणात्मकता कम होती है, तदनुसार, आंशिक धनात्मक आवेश होता है।

हम निष्कर्ष निकालते हैं:ध्रुवीय विभिन्न गैर-धातुओं के बीच उत्पन्न होता है, जो इलेक्ट्रोनगेटिविटी के मूल्य में भिन्न होते हैं, और इलेक्ट्रॉन अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ नाभिक के करीब स्थित होते हैं।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी - कुछ परमाणुओं की दूसरों के इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता, जिससे रासायनिक प्रतिक्रिया होती है।

सहसंयोजक ध्रुवीय के उदाहरणसहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थ:

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थ का सूत्र

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय, ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय के बीच अंतर

और अंत में, गैर-ध्रुवीय, हम जल्द ही पता लगा लेंगे कि यह क्या है।

गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय के बीच मुख्य अंतरसमरूपता है। यदि, एक ध्रुवीय बंधन के मामले में, इलेक्ट्रॉन एक परमाणु के करीब स्थित थे, तो एक गैर-ध्रुवीय बंधन के साथ, इलेक्ट्रॉनों को सममित रूप से व्यवस्थित किया जाता है, अर्थात दोनों के संबंध में समान रूप से।

उल्लेखनीय है कि अध्रुवीय एक रासायनिक तत्व के अधातु परमाणुओं के बीच उत्पन्न होता है।

उदाहरण के लिए, गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थ:

इसके अलावा, इलेक्ट्रॉनों के एक सेट को अक्सर केवल एक इलेक्ट्रॉन बादल कहा जाता है, इसके आधार पर हम यह निष्कर्ष निकालते हैं कि संचार का इलेक्ट्रॉन बादल, जो इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी बनाता है, अंतरिक्ष में सममित रूप से, या समान रूप से दोनों के नाभिक के संबंध में वितरित किया जाता है।

एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन के उदाहरण और एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन के गठन की योजना

लेकिन यह जानना भी उपयोगी है कि सहसंयोजक ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय के बीच अंतर कैसे किया जाता है।

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीयहमेशा एक ही पदार्थ के परमाणु होते हैं। एच2. सीएल2.

यह लेख समाप्त हो गया है, अब हम जानते हैं कि यह रासायनिक प्रक्रिया क्या है, हम जानते हैं कि इसे और इसकी किस्मों को कैसे निर्धारित किया जाए, हम पदार्थों के निर्माण के सूत्र जानते हैं, और सामान्य तौर पर हमारी जटिल दुनिया के बारे में थोड़ा और सफलता रसायन विज्ञान और नए सूत्रों का निर्माण।

चावल। 2.1.परमाणुओं से अणुओं का निर्माण किसके साथ होता है संयोजकता कक्षकों के इलेक्ट्रॉनों का पुनर्वितरणऔर ले जाता है ऊर्जा में लाभक्योंकि अणुओं की ऊर्जा अंतःक्रियात्मक परमाणुओं की ऊर्जा से कम होती है। चित्र हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक रासायनिक बंधन के गठन का एक आरेख दिखाता है।

§2 रासायनिक बंधन

सामान्य परिस्थितियों में, आणविक अवस्था परमाणु अवस्था की तुलना में अधिक स्थिर होती है। (अंजीर.2.1)। परमाणुओं से अणुओं का निर्माण वैलेंस ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों के पुनर्वितरण के साथ होता है और ऊर्जा में वृद्धि की ओर जाता है, क्योंकि अणुओं की ऊर्जा गैर-अंतःक्रियात्मक परमाणुओं की ऊर्जा से कम होती है।(परिशिष्ट 3)। अणुओं में परमाणुओं को धारण करने वाले बलों को एक सामान्यीकृत नाम मिला है रसायनिक बंध.

परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा किया जाता है और इसकी एक विद्युत प्रकृति होती है . रासायनिक बंधन के चार मुख्य प्रकार हैं: सहसंयोजक,आयनिक,धातुऔर हाइड्रोजन.

1 सहसंयोजक बंधन

इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा किए गए एक रासायनिक बंधन को परमाणु या सहसंयोजक कहा जाता है। . सहसंयोजक बंध वाले यौगिकों को परमाणु या सहसंयोजक कहा जाता है। .

जब एक सहसंयोजक बंधन होता है, तो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों का एक ओवरलैप होता है, साथ में ऊर्जा रिलीज होती है (चित्र। 2.1)। इस मामले में, धनात्मक आवेशित परमाणु नाभिक के बीच बढ़े हुए ऋणात्मक आवेश घनत्व वाला एक बादल उत्पन्न होता है। विपरीत आवेशों के बीच कूलम्ब आकर्षण बल की क्रिया के कारण ऋणात्मक आवेश घनत्व में वृद्धि नाभिक के दृष्टिकोण का पक्ष लेती है।

परमाणुओं के बाहरी कोश में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों द्वारा एक सहसंयोजक बंधन बनता है . इस मामले में, विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन बनते हैं इलेक्ट्रॉन जोड़ी(चित्र। 2.2), परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के लिए सामान्य। यदि परमाणुओं (एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी) के बीच एक सहसंयोजक बंधन उत्पन्न हुआ है, तो इसे सिंगल, टू-डबल, आदि कहा जाता है।

ऊर्जा एक रासायनिक बंधन की ताकत का एक उपाय है। इ sv बंधन के विनाश पर खर्च किया गया (व्यक्तिगत परमाणुओं से एक यौगिक के निर्माण के दौरान ऊर्जा में लाभ)। आमतौर पर इस ऊर्जा को प्रति 1 mol . मापा जाता है पदार्थोंऔर किलोजूल प्रति मोल (kJ mol -1) में व्यक्त किए जाते हैं। एकल सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा 200-2000 kJmol-1 की सीमा में होती है।

चावल। 2.2.एक सहसंयोजक बंधन सबसे सामान्य प्रकार का रासायनिक बंधन है जो एक विनिमय तंत्र के माध्यम से एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के समाजीकरण के कारण होता है। (ए), जब प्रत्येक परस्पर क्रिया करने वाले परमाणु एक इलेक्ट्रॉन की आपूर्ति करते हैं, या दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से (बी)जब एक इलेक्ट्रॉन युग्म एक परमाणु (दाता) द्वारा दूसरे परमाणु (स्वीकर्ता) से साझा किया जाता है।

एक सहसंयोजक बंधन में गुण होते हैं तृप्ति और केंद्र . एक सहसंयोजक बंधन की संतृप्ति को परमाणुओं की अपने पड़ोसियों के साथ सीमित संख्या में बंधन बनाने की क्षमता के रूप में समझा जाता है, जो उनके अप्रकाशित वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होता है। एक सहसंयोजक बंधन की दिशात्मकता इस तथ्य को दर्शाती है कि परमाणुओं को एक दूसरे के पास रखने वाले बल परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के साथ निर्देशित होते हैं। के अलावा, सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय हो सकता है .

कब गैर-ध्रुवीयएक सहसंयोजक बंधन में, इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी द्वारा गठित एक इलेक्ट्रॉन बादल दोनों परमाणुओं के नाभिक के संबंध में सममित रूप से अंतरिक्ष में वितरित किया जाता है। एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन सरल पदार्थों के परमाणुओं के बीच बनता है, उदाहरण के लिए, गैसों के समान परमाणुओं के बीच जो डायटोमिक अणु (O 2, H 2, N 2, Cl 2, आदि) बनाते हैं।

कब ध्रुवीयसहसंयोजक बंधन इलेक्ट्रॉन बादल बंधन परमाणुओं में से एक में स्थानांतरित हो जाता है। परमाणुओं के बीच एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का निर्माण जटिल पदार्थों की विशेषता है। वाष्पशील अकार्बनिक यौगिकों के अणु एक उदाहरण के रूप में काम कर सकते हैं: एचसीएल, एच 2 ओ, एनएच 3, आदि।

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के दौरान परमाणुओं में से एक के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल के विस्थापन की डिग्री (एक बंधन की ध्रुवीयता की डिग्री ) मुख्य रूप से परमाणु नाभिक के आवेश और परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की त्रिज्या द्वारा निर्धारित किया जाता है .

परमाणु नाभिक का आवेश जितना अधिक होता है, वह इलेक्ट्रॉनों के बादल को उतना ही अधिक आकर्षित करता है। उसी समय, परमाणु त्रिज्या जितनी बड़ी होती है, बाहरी इलेक्ट्रॉन उतने ही कमजोर होते हैं जो परमाणु नाभिक के पास होते हैं। इन दो कारकों का संचयी प्रभाव विभिन्न परमाणुओं की अलग-अलग क्षमता में सहसंयोजक बंधनों के बादल को अपनी ओर "खींचने" के लिए व्यक्त किया जाता है।

एक अणु में एक परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता को इलेक्ट्रोनगेटिविटी कहा जाता है। . इस प्रकार, इलेक्ट्रोनगेटिविटी एक सहसंयोजक बंधन को ध्रुवीकृत करने के लिए एक परमाणु की क्षमता की विशेषता है: एक परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता जितनी अधिक होती है, सहसंयोजक बंधन के इलेक्ट्रॉन बादल उतने ही अधिक उसकी ओर स्थानांतरित होते हैं .

इलेक्ट्रोनगेटिविटी को मापने के लिए कई तरीके प्रस्तावित किए गए हैं। उसी समय, अमेरिकी रसायनज्ञ रॉबर्ट एस मुल्लिकेन द्वारा प्रस्तावित विधि, जिन्होंने इलेक्ट्रोनगेटिविटी निर्धारित की थी  एक परमाणु अपनी ऊर्जा के आधे योग के रूप में इ इइलेक्ट्रॉन और ऊर्जा समानताएं इ मैंपरमाणु आयनीकरण:

. (2.1)

आयनीकरण ऊर्जाएक परमाणु की वह ऊर्जा कहलाती है जिसे उसमें से एक इलेक्ट्रॉन को "फाड़ने" और उसे अनंत दूरी तक निकालने के लिए खर्च करने की आवश्यकता होती है। आयनीकरण ऊर्जा का निर्धारण परमाणुओं के प्रकाश-आयनीकरण द्वारा या विद्युत क्षेत्र में त्वरित इलेक्ट्रॉनों के साथ परमाणुओं की बमबारी द्वारा किया जाता है। फोटॉन या इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा का वह सबसे छोटा मान, जो परमाणुओं के आयनीकरण के लिए पर्याप्त हो जाता है, उनकी आयनीकरण ऊर्जा कहलाती है इ मैं. आमतौर पर यह ऊर्जा इलेक्ट्रॉन वोल्ट (ईवी) में व्यक्त की जाती है: 1 ईवी = 1.610 -19 जे।

परमाणु अपने बाहरी इलेक्ट्रॉनों को देने के लिए सबसे अधिक इच्छुक होते हैं। धातुओं, जिसमें बाहरी कोश पर कम संख्या में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन (1, 2 या 3) होते हैं। इन परमाणुओं में सबसे कम आयनीकरण ऊर्जा होती है। इस प्रकार, आयनीकरण ऊर्जा का मूल्य तत्व की अधिक या कम "धातु" के माप के रूप में काम कर सकता है: आयनीकरण ऊर्जा जितनी कम होगी, उतना ही मजबूत व्यक्त किया जाना चाहिए धातुगुणतत्व।

डीआई मेंडेलीव के तत्वों की आवधिक प्रणाली के एक ही उपसमूह में, तत्व की क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ, इसकी आयनीकरण ऊर्जा घट जाती है (तालिका 2.1), जो परमाणु त्रिज्या (तालिका 1.2) में वृद्धि के साथ जुड़ी हुई है, और , फलस्वरूप, एक कोर के साथ बाहरी इलेक्ट्रॉनों के बंधन के कमजोर होने के साथ। समान अवधि के तत्वों के लिए, बढ़ती क्रम संख्या के साथ आयनीकरण ऊर्जा बढ़ती है। यह परमाणु त्रिज्या में कमी और परमाणु आवेश में वृद्धि के कारण है।

ऊर्जा इ इ, जो तब मुक्त होता है जब एक इलेक्ट्रॉन एक मुक्त परमाणु से जुड़ा होता है, कहलाता है इलेक्ट्रान बन्धुता(ईवी में भी व्यक्त)। जब एक आवेशित इलेक्ट्रॉन कुछ तटस्थ परमाणुओं से जुड़ा होता है तो ऊर्जा का विमोचन (अवशोषण के बजाय) इस तथ्य से समझाया जाता है कि भरे हुए बाहरी कोश वाले परमाणु प्रकृति में सबसे अधिक स्थिर होते हैं। इसलिए, उन परमाणुओं के लिए जिनमें ये गोले "थोड़ा खाली" हैं (यानी, 1, 2, या 3 इलेक्ट्रॉन भरने से पहले गायब हैं), यह इलेक्ट्रॉनों को खुद से जोड़ने के लिए ऊर्जावान रूप से फायदेमंद है, नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों में बदल जाता है 1 । ऐसे परमाणुओं में शामिल हैं, उदाहरण के लिए, हलोजन परमाणु (तालिका 2.1) - डी.आई. मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली के सातवें समूह (मुख्य उपसमूह) के तत्व। धातु परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता आमतौर पर शून्य या नकारात्मक होती है, अर्थात। उनके लिए अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों को संलग्न करना ऊर्जावान रूप से प्रतिकूल है, उन्हें परमाणुओं के अंदर रखने के लिए अतिरिक्त ऊर्जा की आवश्यकता होती है। अधातु परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता हमेशा धनात्मक होती है और जितनी अधिक होती है, अधातु आवर्त प्रणाली में उतनी ही अक्रिय (अक्रिय) गैस के करीब होती है। यह वृद्धि दर्शाता है गैर-धातु गुणजैसे-जैसे हम अवधि के अंत की ओर बढ़ते हैं।

जो कुछ भी कहा गया है, उससे यह स्पष्ट है कि परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता (2.1) प्रत्येक अवधि के तत्वों के लिए बाएं से दाएं दिशा में बढ़ती है और मेंडेलीव आवधिक के एक ही समूह के तत्वों के लिए ऊपर से नीचे की दिशा में घट जाती है। प्रणाली। हालांकि, यह समझना मुश्किल नहीं है कि परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीयता की डिग्री को चिह्नित करने के लिए, इलेक्ट्रोनगेटिविटी का पूर्ण मूल्य महत्वपूर्ण नहीं है, लेकिन बंधन बनाने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी का अनुपात महत्वपूर्ण है। . इसलिए व्यवहार में, वे वैद्युतीयऋणात्मकता के सापेक्ष मूल्यों का उपयोग करते हैं(सारणी 2.1), लिथियम की विद्युत ऋणात्मकता को एक इकाई के रूप में लेते हुए।

एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता को चिह्नित करने के लिए, परमाणुओं की सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर का उपयोग किया जाता है. आमतौर पर परमाणुओं A और B के बीच के बंधन को विशुद्ध रूप से सहसंयोजक माना जाता है, यदि |  ए – बी|0.5।

पहली बार इस तरह की अवधारणा के बारे में सहसंयोजक बंधनरासायनिक वैज्ञानिकों ने गिल्बर्ट न्यूटन लुईस की खोज के बाद बात करना शुरू किया, जिन्होंने इसे दो इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के रूप में वर्णित किया। बाद के अध्ययनों ने सहसंयोजक बंधन के सिद्धांत का वर्णन करना संभव बना दिया। शब्द सहसंयोजकरसायन विज्ञान के ढांचे के भीतर एक परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ बंधन बनाने की क्षमता के रूप में माना जा सकता है।

आइए एक उदाहरण के साथ समझाते हैं:

इलेक्ट्रोनगेटिविटी (सी और सीएल, सी और एच) में मामूली अंतर वाले दो परमाणु होते हैं। एक नियम के रूप में, ये वे हैं जो महान गैसों के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना के यथासंभव करीब हैं।

जब इन शर्तों को पूरा किया जाता है, तो इन परमाणुओं के नाभिक उनके लिए सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की ओर आकर्षित होते हैं। इस मामले में, इलेक्ट्रॉन बादल केवल एक दूसरे को ओवरलैप नहीं करते हैं, जैसा कि एक सहसंयोजक बंधन के मामले में होता है, जो इस तथ्य के कारण दो परमाणुओं का एक विश्वसनीय कनेक्शन सुनिश्चित करता है कि इलेक्ट्रॉन घनत्व पुनर्वितरित होता है और सिस्टम की ऊर्जा बदल जाती है, जो यह दूसरे के इलेक्ट्रॉन बादल के एक परमाणु के आंतरिक अंतरिक्ष में "ड्राइंग" के कारण होता है। इलेक्ट्रॉन बादलों का आपसी ओवरलैप जितना अधिक व्यापक होता है, कनेक्शन उतना ही मजबूत माना जाता है।

यहां से, सहसंयोजक बंधन- यह एक गठन है जो दो परमाणुओं से संबंधित दो इलेक्ट्रॉनों के पारस्परिक समाजीकरण से उत्पन्न हुआ है।

एक नियम के रूप में, आणविक क्रिस्टल जाली वाले पदार्थ एक सहसंयोजक बंधन के माध्यम से बनते हैं। विशेषताएँ कम तापमान पर पिघलना और उबलना, पानी में खराब घुलनशीलता और कम विद्युत चालकता हैं। इससे हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं: जर्मेनियम, सिलिकॉन, क्लोरीन, हाइड्रोजन जैसे तत्वों की संरचना का आधार एक सहसंयोजक बंधन है।

इस प्रकार के कनेक्शन की विशेषता गुण:

1. संतृप्ति।इस संपत्ति को आमतौर पर बांड की अधिकतम संख्या के रूप में समझा जाता है जिससे वे विशिष्ट परमाणु स्थापित कर सकते हैं। यह संख्या परमाणु में उन कक्षकों की कुल संख्या से निर्धारित होती है जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। दूसरी ओर, किसी परमाणु की संयोजकता इस प्रयोजन के लिए पहले से उपयोग किए गए कक्षकों की संख्या से निर्धारित की जा सकती है।
2. अभिविन्यास. सभी परमाणु सबसे मजबूत संभव बंधन बनाते हैं। दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के स्थानिक अभिविन्यास के संयोग के मामले में सबसे बड़ी ताकत हासिल की जाती है, क्योंकि वे एक दूसरे को ओवरलैप करते हैं। इसके अलावा, यह दिशात्मकता के रूप में सहसंयोजक बंधन की ऐसी संपत्ति है जो अणुओं की स्थानिक व्यवस्था को प्रभावित करती है, अर्थात उनके "ज्यामितीय आकार" के लिए जिम्मेदार है।
3. ध्रुवीकरण।यह स्थिति इस विचार पर आधारित है कि सहसंयोजक बंधन दो प्रकार के होते हैं:

• ध्रुवीय या विषम। इस प्रकार का एक बंधन केवल विभिन्न प्रकार के परमाणुओं द्वारा ही बनाया जा सकता है, अर्थात। जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी काफी भिन्न होती है, या ऐसे मामलों में जहां साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी सममित रूप से अलग नहीं होती है।
• परमाणुओं के बीच उत्पन्न होता है, जिसकी वैद्युतीयऋणात्मकता लगभग बराबर होती है, और इलेक्ट्रॉन घनत्व का वितरण एक समान होता है।

इसके अलावा, कुछ मात्रात्मक हैं:

• बंधन ऊर्जा. यह पैरामीटर अपनी ताकत के संदर्भ में ध्रुवीय बंधन की विशेषता है। ऊर्जा को दो परमाणुओं के बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊष्मा की मात्रा के साथ-साथ उनके संयुक्त होने पर निकलने वाली ऊष्मा की मात्रा के रूप में समझा जाता है।
• नीचे बॉन्ड लंबाईऔर आणविक रसायन विज्ञान में दो परमाणुओं के नाभिक के बीच एक सीधी रेखा की लंबाई को समझा जाता है। यह पैरामीटर बांड की ताकत को भी दर्शाता है।
• द्विध्रुव आघूर्ण- एक मूल्य जो वैलेंस बॉन्ड की ध्रुवीयता को दर्शाता है।

सहसंयोजक बंधन बातचीत में भाग लेने वाले दोनों परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के कारण किया जाता है। अधातुओं की विद्युत ऋणात्मकता इतनी बड़ी होती है कि इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण नहीं होता है।

अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों को साझा किया जाता है। इस स्थिति में, एक ऐसी स्थिति बन जाती है जिसमें परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर भर जाते हैं, यानी 8- या 2-इलेक्ट्रॉन बाहरी आवरण बन जाता है।

जिस अवस्था में इलेक्ट्रॉन शेल पूरी तरह से भरा होता है, वह सबसे कम ऊर्जा और तदनुसार, अधिकतम स्थिरता की विशेषता होती है।

शिक्षा के दो तंत्र हैं:

1. दाता-स्वीकर्ता;
2. अदला-बदली।

पहले मामले में, परमाणुओं में से एक इलेक्ट्रॉनों की अपनी जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा - एक मुक्त इलेक्ट्रॉन कक्षीय।

दूसरे में, बातचीत में प्रत्येक प्रतिभागी से एक इलेक्ट्रॉन सामान्य जोड़ी में आता है।

इस पर निर्भर करता है कि वे किस प्रकार के हैं- परमाणु या आणविक, समान प्रकार के बंधन वाले यौगिक भौतिक-रासायनिक विशेषताओं में महत्वपूर्ण रूप से भिन्न हो सकते हैं।

आणविक पदार्थकम गलनांक और क्वथनांक वाले गैस, तरल पदार्थ या ठोस, गैर-प्रवाहकीय, कम ताकत के साथ। इनमें शामिल हैं: हाइड्रोजन (एच 2), ऑक्सीजन (ओ 2), नाइट्रोजन (एन 2), क्लोरीन (सीएल 2), ब्रोमीन (बीआर 2), रोम्बिक सल्फर (एस 8), सफेद फास्फोरस (पी 4) और अन्य सरल पदार्थ ; कार्बन डाइऑक्साइड (सीओ 2), सल्फर डाइऑक्साइड (एसओ 2), नाइट्रिक ऑक्साइड वी (एन 2 ओ 5), पानी (एच 2 ओ), हाइड्रोजन क्लोराइड (एचसीएल), हाइड्रोजन फ्लोराइड (एचएफ), अमोनिया (एनएच 3), मीथेन (सीएच 4), एथिल अल्कोहल (सी 2 एच 5 ओएच), कार्बनिक पॉलिमर और अन्य।

पदार्थ परमाणुउच्च क्वथनांक और गलनांक वाले मजबूत क्रिस्टल के रूप में मौजूद होते हैं, पानी और अन्य सॉल्वैंट्स में अघुलनशील होते हैं, कई विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं। एक उदाहरण एक हीरा है, जिसमें असाधारण ताकत है। यह इस तथ्य के कारण है कि हीरा एक क्रिस्टल है जिसमें सहसंयोजक बंधों से जुड़े कार्बन परमाणु होते हैं। हीरे में कोई व्यक्तिगत अणु नहीं होते हैं। ग्रेफाइट, सिलिकॉन (Si), सिलिकॉन डाइऑक्साइड (SiO2), सिलिकॉन कार्बाइड (SiC) और अन्य जैसे पदार्थों में भी एक परमाणु संरचना होती है।

सहसंयोजक बंधन न केवल एकल (जैसे Cl2 क्लोरीन अणु में) हो सकते हैं, बल्कि दोहरे भी हो सकते हैं, जैसे O2 ऑक्सीजन अणु में, या ट्रिपल, उदाहरण के लिए, N2 नाइट्रोजन अणु में। साथ ही, ट्रिपल वाले में अधिक ऊर्जा होती है और ये डबल और सिंगल वाले की तुलना में अधिक टिकाऊ होते हैं।

सहसंयोजक बंधन हो सकता हैयह एक ही तत्व (गैर-ध्रुवीय) के दो परमाणुओं के बीच और विभिन्न रासायनिक तत्वों (ध्रुवीय) के परमाणुओं के बीच बनता है।

यदि हम परमाणुओं के अणुओं को बनाने वाले वैद्युतीयऋणात्मकता के मूल्यों की तुलना करते हैं तो सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के साथ एक यौगिक के सूत्र को इंगित करना मुश्किल नहीं है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर की अनुपस्थिति गैर-ध्रुवीयता का निर्धारण करेगी। यदि कोई अंतर है, तो अणु ध्रुवीय होगा।

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सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय रासायनिक बंधन

साधारण पदार्थों के लिए विशिष्ट अधातु. इलेक्ट्रॉन समान रूप से परमाणुओं से संबंधित होते हैं, और इलेक्ट्रॉन घनत्व का कोई विस्थापन नहीं होता है।

निम्नलिखित अणु उदाहरण हैं:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2।

अपवाद अक्रिय गैसें हैं. उनका बाहरी ऊर्जा स्तर पूरी तरह से भरा हुआ है, और अणुओं का निर्माण उनके लिए ऊर्जावान रूप से प्रतिकूल है, और इसलिए वे अलग-अलग परमाणुओं के रूप में मौजूद हैं।

इसके अलावा, गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थों का एक उदाहरण होगा, उदाहरण के लिए, PH3। इस तथ्य के बावजूद कि पदार्थ में विभिन्न तत्व होते हैं, तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता के मूल्य वास्तव में भिन्न नहीं होते हैं, जिसका अर्थ है कि इलेक्ट्रॉन जोड़ी का कोई विस्थापन नहीं होगा।

सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन को ध्यान में रखते हुए, कई उदाहरण हैं: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO।

अधातुओं के परमाणुओं के बीच बनता हैविभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ। इस मामले में, अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्व का नाभिक आम इलेक्ट्रॉनों को अपने करीब आकर्षित करता है।

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के गठन की योजना

गठन के तंत्र के आधार पर, सामान्य बन सकता है एक या दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन.

चित्र स्पष्ट रूप से हाइड्रोक्लोरिक एसिड अणु में परस्पर क्रिया को दर्शाता है।

इलेक्ट्रॉनों का एक जोड़ा एक परमाणु और दूसरा दोनों का होता है, इसलिए बाहरी स्तर भर जाते हैं। लेकिन अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव क्लोरीन इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को अपने करीब थोड़ा आकर्षित करता है (जबकि यह सामान्य रहता है)। इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर इतना बड़ा नहीं है कि इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी पूरी तरह से परमाणुओं में से एक को पारित कर सके। परिणाम क्लोरीन के लिए आंशिक नकारात्मक चार्ज और हाइड्रोजन के लिए आंशिक सकारात्मक चार्ज है। एचसीएल अणु एक ध्रुवीय अणु है।

बांड के भौतिक और रासायनिक गुण

संचार को निम्नलिखित गुणों द्वारा चित्रित किया जा सकता है:: प्रत्यक्षता, ध्रुवता, ध्रुवीकरण और संतृप्ति।

सहसंयोजक बंधन(लैटिन से "के साथ" संयुक्त रूप से और "वेल्स" मान्य) दोनों परमाणुओं से संबंधित एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा किया जाता है। अधातुओं के परमाणुओं के बीच बनता है।

अधातुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता काफी बड़ी होती है, जिससे अधातुओं के दो परमाणुओं की रासायनिक क्रिया में एक से दूसरे में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण (जैसा कि मामले में) असंभव है। इस मामले में, प्रदर्शन करने के लिए इलेक्ट्रॉन पूलिंग आवश्यक है।

उदाहरण के तौर पर, आइए हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं की बातचीत पर चर्चा करें:

एच 1 एस 1 - एक इलेक्ट्रॉन

सीएल 1एस 2 2एस 2 2 पी 6 3 एस 2 3 पी 5 - बाहरी स्तर में सात इलेक्ट्रॉन

एक पूर्ण बाहरी इलेक्ट्रॉन शेल होने के लिए दो परमाणुओं में से प्रत्येक में एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है। और प्रत्येक परमाणु "सामान्य उपयोग के लिए" एक इलेक्ट्रॉन आवंटित करता है। इस प्रकार, अष्टक नियम संतुष्ट होता है। इसका प्रतिनिधित्व करने का सबसे अच्छा तरीका लुईस सूत्रों के साथ है:

सहसंयोजक बंधन का निर्माण

साझा इलेक्ट्रॉन अब दोनों परमाणुओं के हैं। हाइड्रोजन परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं (क्लोरीन परमाणु का अपना और साझा इलेक्ट्रॉन), और क्लोरीन परमाणु में आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं (इसका अपना प्लस हाइड्रोजन परमाणु का साझा इलेक्ट्रॉन)। ये दो साझा इलेक्ट्रॉन हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। दो परमाणुओं के बंधन से बनने वाला कण कहलाता है अणु

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

दो . के बीच एक सहसंयोजक बंधन बन सकता है वहीपरमाणु। उदाहरण के लिए:

यह आरेख बताता है कि हाइड्रोजन और क्लोरीन द्विपरमाणुक अणुओं के रूप में क्यों मौजूद हैं। दो इलेक्ट्रॉनों के युग्मन और समाजीकरण के लिए धन्यवाद, दोनों परमाणुओं के लिए अष्टक नियम को पूरा करना संभव है।

एकल बांड के अलावा, एक डबल या ट्रिपल सहसंयोजक बंधन बन सकता है, उदाहरण के लिए, ऑक्सीजन ओ 2 या नाइट्रोजन एन 2 अणुओं में। नाइट्रोजन परमाणुओं में से प्रत्येक में पाँच वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए कोश को पूरा करने के लिए तीन और इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। यह तीन जोड़े इलेक्ट्रॉनों को साझा करके प्राप्त किया जाता है, जैसा कि नीचे दिखाया गया है:

सहसंयोजक यौगिक आमतौर पर गैस, तरल पदार्थ या अपेक्षाकृत कम पिघलने वाले ठोस होते हैं। दुर्लभ अपवादों में से एक हीरा है, जो 3,500 डिग्री सेल्सियस से ऊपर पिघलता है। यह हीरे की संरचना के कारण है, जो सहसंयोजक बंधित कार्बन परमाणुओं की एक सतत जाली है, न कि व्यक्तिगत अणुओं का संग्रह। वास्तव में, किसी भी हीरे का क्रिस्टल, उसके आकार की परवाह किए बिना, एक विशाल अणु है।

एक सहसंयोजक बंधन तब होता है जब दो अधातु परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन एक साथ जुड़ते हैं। परिणामी संरचना को अणु कहा जाता है।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

ज्यादातर मामलों में, दो सहसंयोजक बंधित परमाणुओं में को अलगवैद्युतीयऋणात्मकता और साझा इलेक्ट्रॉन दो परमाणुओं से समान रूप से संबंधित नहीं हैं। अधिकांश समय वे एक परमाणु के दूसरे की तुलना में अधिक निकट होते हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड के एक अणु में, सहसंयोजक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु के करीब स्थित होते हैं, क्योंकि इसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी हाइड्रोजन की तुलना में अधिक होती है। हालांकि, इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता में अंतर इतना अधिक नहीं है कि हाइड्रोजन परमाणु से क्लोरीन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन का पूर्ण स्थानांतरण होता है। इसलिए, हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच के बंधन को एक आयनिक बंधन (पूर्ण इलेक्ट्रॉन हस्तांतरण) और एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी की सममित व्यवस्था) के बीच एक क्रॉस के रूप में देखा जा सकता है। परमाणुओं पर आंशिक आवेश को ग्रीक अक्षर द्वारा निरूपित किया जाता है। इस तरह के कनेक्शन को कहा जाता है ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन, और हाइड्रोजन क्लोराइड अणु को ध्रुवीय कहा जाता है, अर्थात, इसका एक धनात्मक आवेशित अंत (हाइड्रोजन परमाणु) और एक ऋणात्मक आवेशित अंत (क्लोरीन परमाणु) होता है।

नीचे दी गई तालिका में मुख्य प्रकार के बंधन और पदार्थों के उदाहरण सूचीबद्ध हैं:

सहसंयोजक बंधन गठन का विनिमय और दाता-स्वीकर्ता तंत्र

1) विनिमय तंत्र। प्रत्येक परमाणु एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का योगदान करता है।

2) दाता-स्वीकर्ता तंत्र। एक परमाणु (दाता) एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु (स्वीकर्ता) इस जोड़ी के लिए एक खाली कक्षीय प्रदान करता है।