सहसंयोजक बंधन लंबाईबंध बनाने वाले परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी कहलाती है। बंधन की लंबाई सीधे परमाणु की त्रिज्या से संबंधित है - यह जितना बड़ा होगा, बंधन उतना ही लंबा होगा।

कुछ परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्या का मान (pm; 10 -12 m):

• एच = 30 बजे;
• एफ = 58;
• ओ = 73;
• एन = 75;
• सी = 77;
• सीएल = 99;
• एस = 103;
• पी = 110;
• सी = 118;
• अल = 130.

सममित अणुओं (H 2, F 2, Cl 2 ...) में बंध की आधी लंबाई कहलाती है सहसंयोजक त्रिज्या. सहसंयोजक त्रिज्या को जानकर, अणु में सहसंयोजक बंधन की लंबाई की गणना करना बहुत आसान है। उदाहरण के लिए, एचएफ अणु के सहसंयोजक बंधन की लंबाई = 30 + 58 = 88 बजे।

2. सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा

नीचे सहसंयोजक बंधन ऊर्जा(kcal/mol या kJ/mol में व्यक्त) आमतौर पर उस ऊर्जा को समझते हैं जो बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक है (जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो ऊर्जा निकलती है, जब टूट जाती है, तो यह अवशोषित हो जाती है)। बंधन ऊर्जा जितनी अधिक होगी, बंधन उतना ही मजबूत होगा।

बंधन ऊर्जा इसकी लंबाई पर निर्भर करती है - अणु में बंधन जितना लंबा होगा, इसे तोड़ना उतना ही आसान होगा (कम ऊर्जा खर्च करें)।

कुछ अणुओं की बंधन ऊर्जा (kJ/mol):

• एच 2 = 453 (बॉन्ड की लंबाई = 60 बजे);
• कक्षा 2 = 242 (198 बजे);
• एचसीएल = 431 (129 बजे)।

3. सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीयता

यह विशेषता एक बंधन बनाने वाले दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन जोड़े के स्थान को प्रदर्शित करती है। बॉन्ड पोलरिटी की डिग्री बॉन्ड बनाने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी के परिमाण पर निर्भर करती है (जितना बड़ा होगा, बॉन्ड पोलरिटी उतनी ही अधिक होगी)। अधिक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन में, इलेक्ट्रॉनों की साझा जोड़ी अधिक विद्युतीय परमाणु की ओर अधिक पक्षपाती होती है (इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा देखें)।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी पोलिंग स्केल द्वारा निर्धारित एक सारणीबद्ध मान है। परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता को ऐसे नहीं जानना बहुत अधिक महत्वपूर्ण है, लेकिन अणु में इन मूल्यों के बीच का अंतर - कौन सा परमाणु अधिक विद्युतीय है, और कौन सा कम है।

सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीयता का उपयोग करके निर्धारित किया जाता है द्विध्रुव आघूर्ण(μ), जबकि दो समकक्ष, लेकिन साइन में विपरीत, चार्ज को कहा जाता है द्विध्रुवीय.

एक सहसंयोजक बंधन (इसकी ध्रुवीयता) के द्विध्रुवीय क्षण और पूरे अणु के द्विध्रुवीय क्षण के बीच अंतर करना बहुत महत्वपूर्ण है। सरल द्विपरमाणुक अणुओं में, ये दोनों प्राचल एक दूसरे के बराबर होते हैं। जटिल अणुओं में एक पूरी तरह से अलग तस्वीर देखी जाती है, जिसमें अणु का द्विध्रुवीय क्षण व्यक्तिगत बंधों के द्विध्रुवीय क्षणों के सदिशों का योग होता है।

4. सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीकरण क्षमता

ध्रुवीकरण से तात्पर्य उस डिग्री से है जिससे इलेक्ट्रॉनों को आयनों या अन्य ध्रुवीय अणुओं द्वारा उत्पन्न बाहरी विद्युत क्षेत्र द्वारा विस्थापित किया जा सकता है।

एक सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीकरण क्षमता इसकी लंबाई के सीधे आनुपातिक होती है, जो सामान्य रूप से तार्किक है - एक परमाणु के नाभिक से एक इलेक्ट्रॉन जितना दूर होता है, उतना ही कमजोर होता है, इसलिए बाहरी के तहत स्थानांतरित करना आसान होता है उस पर प्रभाव। इस प्रकार, बांड की लंबाई में वृद्धि के साथ, इसकी ध्रुवीकरण क्षमता बढ़ जाती है, जो बदले में, एसिड की ताकत में वृद्धि की ओर ले जाती है (उदाहरण के लिए, हाइड्रोआयोडिक एसिड हाइड्रोफ्लोरिक एसिड से अधिक मजबूत होता है)।

एक बंधन की ध्रुवीकरण और ध्रुवीयता विपरीत रूप से संबंधित हैं: एक कम ध्रुवीय बंधन अधिक ध्रुवीकृत होता है, और इसके विपरीत।

5. सहसंयोजक बंधन की संतृप्ति

संतृप्ति एक परमाणु की एक निश्चित संख्या में सहसंयोजक बंध बनाने की क्षमता है - परमाणु के सभी "अयुग्मित" इलेक्ट्रॉन एक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं। उदाहरण के लिए, एक हाइड्रोजन परमाणु में केवल एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है, जबकि एक नाइट्रोजन परमाणु में तीन होते हैं। इस कारण से, सबसे स्थिर रासायनिक यौगिक NH 3 होगा, लेकिन NH या NH 2 नहीं होगा।

6. सहसंयोजक बंधन का उन्मुखीकरण

अभिविन्यास अणु के अन्य बंधनों के सापेक्ष सहसंयोजक बंधन के स्थानिक अभिविन्यास की विशेषता है। अणुओं में, सहसंयोजक बंधों के इलेक्ट्रॉन और इलेक्ट्रॉनों के मुक्त जोड़े लगातार पारस्परिक प्रतिकर्षण का अनुभव करते हैं, जिसके परिणामस्वरूप सहसंयोजक बंधन इस तरह से स्थित होते हैं कि उनके बीच का बंधन कोण इलेक्ट्रॉनों के बीच कम से कम प्रतिकर्षण के सिद्धांत से मेल खाता है (उदाहरण के लिए) , एक पानी के अणु में, बंधन कोण 104.5 ° है)।

7. सहसंयोजक बंधन की बहुलता

कुछ मामलों में, परमाणुओं के बीच एक नहीं, बल्कि दो (डबल बॉन्ड) या तीन (ट्रिपल बॉन्ड) कॉमन इलेक्ट्रॉन जोड़े (तथाकथित मल्टीपल बॉन्ड) हो सकते हैं।

परमाणुओं में एक दोहरा सहसंयोजक बंधन बनता है जिसमें दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं; ट्रिपल - उन परमाणुओं के लिए जिनमें तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं (मल्टीपल बॉन्ड देखें)।

जैसा कि नीचे दी गई तालिका से देखा जा सकता है, नाइट्रोजन अणु फ्लोरीन अणु की तुलना में लगभग 7 गुना "मजबूत" है।

एक सहसंयोजक बंधन की लंबाई और उसकी बहुलता की ताकत की निर्भरता की तालिका।

संचार लंबाई -अंतर-परमाणु दूरी। यह दूरी जितनी कम होगी, रासायनिक बंधन उतना ही मजबूत होगा। बंधन की लंबाई इसे बनाने वाले परमाणुओं की त्रिज्या पर निर्भर करती है: परमाणु जितने छोटे होते हैं, उनके बीच का बंधन उतना ही छोटा होता है। उदाहरण के लिए, एच-ओ बॉन्ड की लंबाई एच-एन बॉन्ड की लंबाई से कम होती है (ऑक्सीजन परमाणु के छोटे आदान-प्रदान के कारण)।

एक आयनिक बंधन एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का एक चरम मामला है।

धातु कनेक्शन।

इस प्रकार के कनेक्शन के गठन के लिए पूर्वापेक्षाएँ हैं:

1) परमाणुओं के बाहरी स्तरों पर अपेक्षाकृत कम संख्या में इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति;

2) धातु परमाणुओं के बाहरी स्तरों पर रिक्त (रिक्त कक्षकों) की उपस्थिति

3) अपेक्षाकृत कम आयनीकरण ऊर्जा।

उदाहरण के तौर पर सोडियम का उपयोग करके धात्विक बंधन के निर्माण पर विचार करें। सोडियम का संयोजकता इलेक्ट्रॉन, जो 3s उपस्तर पर स्थित होता है, अपेक्षाकृत आसानी से बाहरी परत के खाली कक्षकों के साथ-साथ 3p और 3d के साथ गति कर सकता है। जब क्रिस्टल जाली के निर्माण के परिणामस्वरूप परमाणु एक-दूसरे के पास पहुंचते हैं, तो पड़ोसी परमाणुओं के वैलेंस ऑर्बिटल्स ओवरलैप हो जाते हैं, जिसके कारण इलेक्ट्रॉन एक कक्षा से दूसरी कक्षा में स्वतंत्र रूप से चलते हैं, जिससे धातु क्रिस्टल के सभी परमाणुओं के बीच संबंध बनता है।

क्रिस्टल जाली के नोड्स में धनात्मक रूप से आवेशित आयन और धातु परमाणु होते हैं, और उनके बीच ऐसे इलेक्ट्रॉन होते हैं जो पूरे क्रिस्टल जाली में स्वतंत्र रूप से घूम सकते हैं। ये इलेक्ट्रॉन धातु के सभी परमाणुओं और आयनों के लिए सामान्य हो जाते हैं और इन्हें "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है। धातुओं के क्रिस्टल जालक में सभी धनावेशित धातु आयनों और मुक्त इलेक्ट्रॉनों के बीच के बंधन को कहा जाता है धात्विक बंधन.

धातु बंधन की उपस्थिति धातुओं और मिश्र धातुओं के भौतिक गुणों को निर्धारित करती है: कठोरता, विद्युत चालकता, थर्मल चालकता, लचीलापन, लचीलापन, धातु चमक। मुक्त इलेक्ट्रॉन गर्मी और बिजली ले जा सकते हैं, इसलिए वे मुख्य भौतिक गुणों का कारण हैं जो धातुओं को गैर-धातुओं से अलग करते हैं - उच्च विद्युत और तापीय चालकता।

हाइड्रोजन बंध।

हाइड्रोजन बंधअणुओं के बीच होता है जिसमें हाइड्रोजन और उच्च ईओ (ऑक्सीजन, फ्लोरीन, नाइट्रोजन) वाले परमाणु शामिल होते हैं। सहसंयोजक बंधन एच-ओ, एच-एफ, एच-एन दृढ़ता से ध्रुवीय होते हैं, जिसके कारण हाइड्रोजन परमाणु पर अतिरिक्त सकारात्मक चार्ज जमा हो जाता है, और विपरीत ध्रुवों पर अतिरिक्त नकारात्मक चार्ज जमा हो जाता है। इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल विपरीत आवेशित ध्रुवों - हाइड्रोजन बांड के बीच उत्पन्न होते हैं।

हाइड्रोजन बांड इंटरमॉलिक्युलर और इंट्रामोल्युलर दोनों हो सकते हैं। हाइड्रोजन बांड की ऊर्जा पारंपरिक सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा से लगभग दस गुना कम है, लेकिन फिर भी, हाइड्रोजन बांड कई भौतिक रासायनिक और जैविक प्रक्रियाओं में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं। विशेष रूप से, डीएनए अणु डबल हेलिक्स होते हैं जिसमें न्यूक्लियोटाइड की दो श्रृंखलाएं हाइड्रोजन बांड द्वारा जुड़ी होती हैं। पानी और हाइड्रोजन फ्लोराइड अणुओं के बीच अंतर-आणविक हाइड्रोजन बांड को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

हाइड्रोजन बांड वाले पदार्थों में आणविक क्रिस्टल जाली होते हैं। हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति से अणुओं के सहयोगी बनते हैं और परिणामस्वरूप, गलनांक और क्वथनांक में वृद्धि होती है।

सूचीबद्ध मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधों के अलावा, किसी भी अणु के बीच परस्पर क्रिया के सार्वभौमिक बल भी होते हैं जो नए रासायनिक बंधों के टूटने या गठन की ओर नहीं ले जाते हैं। इन अंतःक्रियाओं को वैन डेर वाल्स बल कहा जाता है। वे किसी दिए गए पदार्थ (या विभिन्न पदार्थों) के अणुओं को एकत्रीकरण की तरल और ठोस अवस्थाओं में एक-दूसरे के प्रति आकर्षित करते हैं।

विभिन्न प्रकार के रासायनिक बंधन विभिन्न प्रकार के क्रिस्टल जाली (तालिका) के अस्तित्व को निर्धारित करते हैं।

आणविक पदार्थ हैं आणविक संरचना. ऐसे पदार्थों में सभी गैसें, तरल पदार्थ, साथ ही आणविक क्रिस्टल जाली वाले ठोस पदार्थ, जैसे आयोडीन शामिल हैं। परमाणु, आयनिक या धात्विक जालक वाले ठोसों में होता है गैर-आणविक संरचना, उनमें अणु नहीं होते हैं।

टेबल

क्रिस्टल जाली की विशेषता	क्रिस्टल जाली प्रकार
मोलेकुलर	ईओण का	परमाणु	धातु
जाली स्थलों पर कण	अणुओं	धनायन और ऋणायन	परमाणुओं	धनायन और धातु परमाणु
कणों के बीच संबंध की प्रकृति	इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन के बल (हाइड्रोजन बांड सहित)	आयोनिक बांड	सहसंयोजी आबंध	धातु कनेक्शन
रिश्ते की ताक़त	कमज़ोर	टिकाऊ	बहुत टिकाऊ	अलग ताकत
पदार्थों के विशिष्ट भौतिक गुण	फ़्यूज़िबल या उच्च बनाने की क्रिया, कम कठोरता, पानी में कई घुलनशील	आग रोक, कठोर, भंगुर, पानी में कई घुलनशील। विलयन और गलन विद्युत का संचालन करते हैं	बहुत दुर्दम्य, बहुत कठोर, व्यावहारिक रूप से पानी में अघुलनशील	उच्च विद्युत और तापीय चालकता, धातु चमक, लचीलापन।
पदार्थ उदाहरण	साधारण पदार्थ - अधातु (ठोस अवस्था में): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, सल्फर, आयोडीन, (सिलिकॉन, हीरा, ग्रेफाइट को छोड़कर); गैर-धातु परमाणुओं से युक्त जटिल पदार्थ (अमोनियम लवण को छोड़कर): पानी, सूखी बर्फ, एसिड, गैर-धातु हैलाइड: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, कार्बनिक पदार्थ: हाइड्रोकार्बन, अल्कोहल, फिनोल, एल्डिहाइड, आदि। .	लवण: सोडियम क्लोराइड, बेरियम नाइट्रेट, आदि; क्षार: पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड, कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड, अमोनियम लवण: NH 4 Cl, NH 4 NO 3, आदि, धातु ऑक्साइड, नाइट्राइड, हाइड्राइड, आदि। (धातुओं के साथ अधातुओं के यौगिक)	हीरा, ग्रेफाइट, सिलिकॉन, बोरॉन, जर्मेनियम, सिलिकॉन ऑक्साइड (IV) - सिलिका, SiC (कार्बोरंडम), काला फास्फोरस (P)।	तांबा, पोटेशियम, जस्ता, लोहा और अन्य धातु
गलनांक और क्वथनांक द्वारा पदार्थों की तुलना।
	इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन की कमजोर ताकतों के कारण, ऐसे पदार्थों का गलनांक और क्वथनांक सबसे कम होता है। इसके अलावा, पदार्थ का आणविक भार जितना अधिक होगा, t 0 pl उतना ही अधिक होगा। यह है। अपवाद वे पदार्थ हैं जिनके अणुओं के बीच हाइड्रोजन बांड बन सकते हैं। उदाहरण के लिए, एचएफ में एचसीएल की तुलना में अधिक टी 0 पीएल है।	पदार्थों में उच्च t 0 pl होता है, लेकिन परमाणु जाली वाले पदार्थों की तुलना में कम होता है। आयनों के आवेश जितने अधिक जालक स्थानों पर होते हैं और उनके बीच की दूरी जितनी कम होती है, पदार्थ का गलनांक उतना ही अधिक होता है। उदाहरण के लिए, टी 0 वर्ग। CaF 2 t 0 pl से अधिक है। के.एफ.	उनके पास उच्चतम t 0 pl है। जाली में परमाणुओं के बीच का बंधन जितना मजबूत होगा, t 0 pl उतना ही अधिक होगा। पदार्थ है। उदाहरण के लिए, Si का t 0 वर्ग C से कम है।	धातुओं में अलग-अलग t0 pl .: -37 0 से पारा के लिए टंगस्टन के लिए 3360 0 तक होता है।

परिभाषा

एक सहसंयोजक बंधन एक रासायनिक बंधन है जो उनके वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के परमाणुओं के समाजीकरण के कारण बनता है। एक सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए एक अनिवार्य शर्त परमाणु ऑर्बिटल्स (एओ) का ओवरलैप है, जिस पर वैलेंस इलेक्ट्रॉन स्थित हैं। सबसे सरल मामले में, दो एओ के ओवरलैप से दो आणविक ऑर्बिटल्स (एमओ) का निर्माण होता है: एक बॉन्डिंग एमओ और एक एंटीबॉन्डिंग (ढीला) एमओ। साझा इलेक्ट्रॉन निम्न ऊर्जा बंधन MO पर स्थित होते हैं:

संचार शिक्षा

सहसंयोजक बंधन (परमाणु बंधन, होमोपोलर बंधन) - दो इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण (इलेक्ट्रॉन साझाकरण) के कारण दो परमाणुओं के बीच एक बंधन - प्रत्येक परमाणु से एक:

ए + बी -> ए: बी

इस कारण से, होम्योपोलर संबंध का एक दिशात्मक चरित्र होता है। एक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी एक साथ दोनों बंधन परमाणुओं से संबंधित होती है, उदाहरण के लिए:

	..		..						..
:	क्लोरीन	:	क्लोरीन	:			एच	:	हे	:	एच
	..		..						..

सहसंयोजक बंधन के प्रकार

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

1. सरल सहसंयोजक बंधन. इसके गठन 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 सामाजिक इलेक्ट्रॉन जोड़े के मालिक होते हैं, ऐसे बंधन को गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक कहा जाता है। गहरा संबंध। यदि परमाणु भिन्न हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की एक सामाजिक जोड़ी के स्वामित्व की डिग्री परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर से निर्धारित होती है, अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में बॉन्ड इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी अधिक हद तक होती है, और इसलिए यह सच है आवेश का ऋणात्मक चिन्ह होता है, कम विद्युत ऋणात्मकता वाला परमाणु क्रमशः समान आवेश प्राप्त करता है, लेकिन धनात्मक चिह्न के साथ।

सिग्मा (σ)-, pi (π)-बंध - कार्बनिक यौगिकों के अणुओं में सहसंयोजक बंधों के प्रकारों का एक अनुमानित विवरण, -बंध इस तथ्य की विशेषता है कि इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व जोड़ने वाली धुरी के साथ अधिकतम है परमाणुओं के नाभिक। जब एक -बॉन्ड बनता है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों का तथाकथित पार्श्व ओवरलैप होता है, और इलेक्ट्रॉन क्लाउड का घनत्व -बॉन्ड के विमान के "ऊपर" और "नीचे" अधिकतम होता है। उदाहरण के लिए, एथिलीन, एसिटिलीन और बेंजीन लें।

एथिलीन अणु C 2 H 4 में एक दोहरा बंधन CH 2 \u003d CH 2 है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है: 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; दूसरे, कम मजबूत सहसंयोजक बंधन को -बंध कहा जाता है।

एक रैखिक एसिटिलीन अणु में

H-S≡S-N (N: S::: S: N)

कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच -बंध, दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक -बंध और समान कार्बन परमाणुओं के बीच दो -बंध होते हैं। दो -बंध दो परस्पर लंबवत विमानों में -बंध 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-अलग -बॉन्ड नहीं बनते हैं, लेकिन छह इलेक्ट्रॉनों की एक एकल π-इलेक्ट्रॉन प्रणाली, सभी कार्बन परमाणुओं के लिए सामान्य होती है। बेंजीन अणु में कार्बन परमाणुओं के बीच के बंधन बिल्कुल समान होते हैं।

इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण (सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के साथ) के परिणामस्वरूप एक सहसंयोजक बंधन बनता है, जो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के दौरान होता है। दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल सहसंयोजक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं। सहसंयोजक बंधन के दो मुख्य प्रकार हैं:

• एक ही रासायनिक तत्व के गैर-धातु परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बनता है। सरल पदार्थों में ऐसा बंधन होता है, उदाहरण के लिए, ओ 2; एन 2 ; सी 12.
• विभिन्न अधातुओं के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन बनता है।

यह सभी देखें

साहित्य

• "केमिकल इनसाइक्लोपीडिक डिक्शनरी", एम।, "सोवियत इनसाइक्लोपीडिया", 1983, पृष्ठ 264।

कार्बनिक रसायन शास्त्र
कार्बनिक यौगिकों की सूची

स्ट्रक्चरल केमिस्ट्री
रसायनिक बंध:	सुगंध | सहसंयोजक बंधन| आयनिक बंधन | 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.

• महान पॉलिटेक्निक विश्वकोश

रासायनिक बंधन वह क्रियाविधि जिसके द्वारा परमाणु मिलकर अणु बनाते हैं। इस तरह के बंधन कई प्रकार के 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

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

एक आयनिक बंधन एक मजबूत रासायनिक बंधन है जो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रोनगेटिविटी में बड़े अंतर के साथ बनता है, जिसमें एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है। एक उदाहरण सीएसएफ यौगिक है ... 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

सहसंयोजक बंधन की विशेषता है अभिविन्यासअंतरिक्ष में, ध्रुवता, बहुलता, ऊर्जाऔर लंबाई।

जैसा कि हम जानते हैं, इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स (s-ऑर्बिटल्स को छोड़कर) में होते हैं स्थानिक उन्मुखीकरण. सहसंयोजक बंधन, जो इलेक्ट्रॉन-परमाणु बातचीत का परिणाम है, इन परमाणुओं के नाभिक के संबंध में एक निश्चित दिशा में स्थित है। यदि इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा की दिशा में ओवरलैप करते हैं (अर्थात, बंधन अक्ष के साथ), तो ऐसे सहसंयोजक बंधन को कहा जाता है एस-बॉन्ड(सिग्मा बांड)। उदाहरण के लिए, H 2, Cl 2, HC1 अणुओं में, परमाणु एक सहसंयोजक s-आबंध द्वारा जुड़े होते हैं। सहसंयोजक सिग्मा बांड तब बनते हैं जब ऑर्बिटल्स ओवरलैप करते हैं: एस- एस (एच 2 में): एस - आर(जैसा कि HC1 में है), आर- आर(सी1 2 में) के रूप में।

जब पी-ऑर्बिटल्स बंधन अक्ष के लंबवत निर्देशित होते हैं, तो बंधन अक्ष के दोनों किनारों पर दो अतिव्यापी क्षेत्र बनते हैं। ऐसे सहसंयोजी आबंध को p-आबंध (pi-आबंध) कहा जाता है (चित्र 6)। उदाहरण के लिए, एक नाइट्रोजन अणु में, परमाणु एक s-बंध और दो p-बंधों से जुड़े होते हैं (चित्र 7)।

चावल। 6. पी-बॉन्ड का योजनाबद्ध प्रतिनिधित्व

चावल। 7. नाइट्रोजन अणु में s- और p-आबंधों का योजनाबद्ध निरूपण

सहसंयोजक बंधन का अभिविन्यास अणुओं की स्थानिक संरचना, यानी उनके आकार को निर्धारित करता है। हाइड्रोजन क्लोराइड अणु का एक रैखिक आकार होता है: यह एक एस-बॉन्ड (एस - पी-ऑर्बिटल्स) का उपयोग करके बनता है। पानी के अणु में एक कोणीय संरचना होती है: यह ऑक्सीजन परमाणु के दो परस्पर लंबवत पी-ऑर्बिटल्स के साथ दो हाइड्रोजन परमाणुओं के एस-ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के कारण बनता है (चित्र। 8)। इसलिए, पानी के अणु में s-आबंधों के बीच का कोण 90° के बराबर होना चाहिए। वास्तव में, कोण 104.5° है, जिसे संकरण की परिघटना द्वारा समझाया गया है। अमोनिया अणु में एक नियमित पिरामिड का आकार होता है, मीथेन अणु में टेट्राहेड्रोन का आकार होता है।

चावल। 8. पानी के अणु की संरचना

संचार ध्रुवीयताबंधन अक्ष के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल के वितरण में विषमता द्वारा निर्धारित किया जाता है।

यदि सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े दोनों नाभिकों के संबंध में सममित रूप से स्थित हों, तो ऐसे सहसंयोजक बंधन को गैर-ध्रुवीय कहा जाता है।

सरल पदार्थों के अणुओं में - हाइड्रोजन एच 2, ऑक्सीजन ओ 2, नाइट्रोजन एन 2, क्लोरीन सी 1 2, फ्लोरीन एफ 2, परमाणु एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन से जुड़े होते हैं।

यदि सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को परमाणुओं में से एक में स्थानांतरित कर दिया जाता है (वे विभिन्न परमाणुओं के नाभिक के संबंध में विषम रूप से स्थित होते हैं), तो ऐसे सहसंयोजक बंधन को ध्रुवीय कहा जाता है।

पानी के अणुओं में बंधन एच 2 ओ, अमोनिया एनएच 3, हाइड्रोजन क्लोराइड एचसी 1 ध्रुवीय है।

बहुलतासहसंयोजक बंधन परमाणुओं को जोड़ने वाले साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होता है।

दो परमाणुओं के बीच एक जोड़ी इलेक्ट्रॉनों का उपयोग करने वाले बंधन को कहा जाता है सरल(बांड एच - सी 1, सी - एच, एच - ओ, आदि)। दो इलेक्ट्रॉन युग्मों का प्रयोग करते हुए दो परमाणुओं के बीच के बंधन को कहते हैं दोहरा।तीन इलेक्ट्रॉन युग्मों का प्रयोग करते हुए दो परमाणुओं के बीच के बंधन को कहते हैं तिगुना।

उदाहरण के लिए, एथिलीन एच 2 सी \u003d सीएच 2 में कार्बन परमाणुओं के बीच एक डबल बॉन्ड देखा जाता है, नाइट्रोजन अणुओं एन एन, एसिटिलीन एच - सी सी - एच में एक ट्रिपल बॉन्ड देखा जाता है।

लिंक की लंबाईपरमाणुओं के नाभिक के बीच संतुलन दूरी है। बांड की लंबाई नैनोमीटर (एनएम) में व्यक्त की जाती है। बंधन की लंबाई जितनी कम होगी, रासायनिक बंधन उतना ही मजबूत होगा। एक बंधन की ताकत उसकी ऊर्जा से मापी जाती है।

बंधन ऊर्जाकनेक्शन को तोड़ने के लिए खर्च किए जाने वाले काम के बराबर है। बाध्यकारी ऊर्जा को किलोजूल प्रति मोल (kJ/mol) में व्यक्त करें; उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन अणु में, बाध्यकारी ऊर्जा 435 kJ/mol है। बांड की लंबाई घटने के साथ बांड ऊर्जा बढ़ती है (तालिका 10)।

तालिका 10 कुछ पदार्थों के अणुओं में बंधों के प्रकार, लंबाई और ऊर्जा

बांड की बहुलता बढ़ने के साथ बंध ऊर्जा बढ़ती है (तालिका 11)।

तालिका 11 नाइट्रोजन परमाणुओं के बीच और कार्बन परमाणुओं के बीच बंधन की लंबाई और ऊर्जा

बंधन निर्माण की प्रक्रिया ऊर्जा की रिहाई के साथ आगे बढ़ती है (एक्ज़ोथिर्मिक प्रक्रिया),और बंधन को तोड़ने की प्रक्रिया - ऊर्जा के अवशोषण के साथ (एंडोथर्मिक प्रक्रिया)।

अणुओं की ध्रुवता

अणुओं की ध्रुवताव्यक्तिगत बंधनों की ध्रुवीयता और अणु में उनके स्थान पर (अर्थात, अणुओं की संरचना पर) निर्भर करता है।

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों द्वारा निर्मित सरल पदार्थों (H 2, F 2, N 2, आदि) के अणु, गैर-ध्रुवीय.

जटिल पदार्थों के अणु अध्रुवीय और ध्रुवीय दोनों हो सकते हैं। गैर-ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थों के उदाहरण: कार्बन डाइऑक्साइड सीओ 2, मीथेन सीएच 4, बेंजीन सी 6 एच 6, ग्लूकोज सी 6 एच 12 ओ 6, डाइमिथाइल ईथर सी 2 एच 6 ओ, आदि। ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थों के उदाहरण: सल्फर डाइऑक्साइड एसओ 2, पानी एच 2 ओ, अमोनिया एनएच 3, एथिल अल्कोहल सी 2 एच 5 ओएच, आदि।

गैर-ध्रुवीय अणुओं में, इलेक्ट्रॉन बादल का "गुरुत्वाकर्षण केंद्र" नाभिक के धनात्मक आवेश के "गुरुत्वाकर्षण केंद्र" के साथ मेल खाता है। ध्रुवीय अणुओं में, इलेक्ट्रॉन बादल का "गुरुत्वाकर्षण केंद्र" धनात्मक आवेश के "गुरुत्वाकर्षण केंद्र" से मेल नहीं खाता है।

उदाहरण के लिए, HC1 हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में, क्लोरीन नाभिक के पास इलेक्ट्रॉन घनत्व हाइड्रोजन नाभिक के पास की तुलना में अधिक होता है, अर्थात क्लोरीन परमाणु पर ऋणात्मक आवेश होता है। क्यू = - 0.18, और हाइड्रोजन परमाणु का धनात्मक आवेश होता है क्यू-= + 0.18। प्रभार (क्यू)अणु में परमाणु कहलाते हैं ।कुशल।इसलिए, ध्रुवीय अणुओं को माना जा सकता है विद्युत द्विध्रुव,जिसमें संकेत में भिन्न लेकिन परिमाण में समान आवेश एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर स्थित होते हैं। अणुओं की ध्रुवता का माप है द्विध्रुवीय का विद्युत क्षण।

एक द्विध्रुव का विद्युत क्षण अणु में धनात्मक और ऋणात्मक आवेशों के केंद्रों के बीच की दूरी के प्रभावी आवेश गुणा का गुणनफल होता है।किसी अणु में द्विध्रुव का विद्युत आघूर्ण उसकी संरचना पर निर्भर करता है। द्विध्रुव के विद्युत क्षण की उपस्थिति या अनुपस्थिति अणु की ज्यामितीय संरचना का न्याय करना संभव बनाती है। उदाहरण के लिए, सीओ 2 अणु गैर-ध्रुवीय है, जबकि एसओ 2 अणु में विद्युत द्विध्रुवीय क्षण होता है। यह इस प्रकार है कि सीओ 2 अणु में एक रैखिक संरचना होती है, और एसओ 2 अणु में कोणीय संरचना होती है।

पदार्थों के गुण अणुओं की ध्रुवता पर निर्भर करते हैं। जिन पदार्थों के अणु ध्रुवीय होते हैं उनके क्वथनांक और गलनांक उन पदार्थों की तुलना में अधिक होते हैं जिनके अणु अध्रुवीय होते हैं। यह ध्रुवीय अणुओं के परस्पर आकर्षण के कारण है।

वैद्युतीयऋणात्मकता

एक रासायनिक तत्व के परमाणुओं की सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करने की क्षमता को इलेक्ट्रोनगेटिविटी कहा जाता है।

किसी तत्व की इलेक्ट्रोनगेटिविटी उसकी आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के योग से निर्धारित होती है। कुछ तत्वों के परमाणुओं की आपेक्षिक वैद्युतीयऋणात्मकता तालिका में दी गई है। 12.

तालिका 12 कुछ तत्वों की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता

अवधि	समूह
	मैं	द्वितीय	तृतीय	चतुर्थ	वी	छठी	सातवीं
	एच 2.1
	ली 0.98	1.5 . बनें	2.0 . में	2.5 . से	एन 3.07	लगभग 3.50	एफ4.0
	ना 0.93	मिलीग्राम 1.2	अल 1.6	सी 1.9	पी 2.2	एस 2.6	सीएल 3.0
	कश्मीर 0.91	सीए 1.04	गा 1.8	जीई 2.0	2.1 . के रूप में	से 2.5	Br2.8
	आरबी 0.89	सीनियर 0.99	1.5 . में	एसएन 1.7	एसबी 1.8	वो 2.1	मैं 2.6

किसी परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता जितनी अधिक होती है, वह उतना ही अधिक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म को आकर्षित करता है। जब विभिन्न तत्वों के दो परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े अधिक विद्युतीय परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाते हैं। उदाहरण के लिए, पानी के अणु एच 2 ओ में, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े ऑक्सीजन परमाणु में स्थानांतरित हो जाते हैं।

किसी परमाणु की आपेक्षिक वैद्युतीयऋणात्मकता कड़ाई से स्थिर मान नहीं है और इसका उपयोग केवल अणुओं के निर्माण के दौरान सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के विस्थापन की दिशा निर्धारित करने के लिए किया जाता है।

तत्वों की विद्युत ऋणात्मकता आवर्त नियम का पालन करती है। आवर्त में तत्वों की परमाणु संख्या में वृद्धि के साथ तत्वों की विद्युत ऋणात्मकता बढ़ती है। आवर्त के आरंभ में निम्न विद्युत ऋणात्मकता (धातु) वाले तत्व होते हैं, और आवर्त के अंत में उच्चतम विद्युत ऋणात्मकता वाले तत्व (अधातु) होते हैं। उपसमूह में, तत्वों की विद्युत ऋणात्मकता बढ़ती क्रम संख्या के साथ घट जाती है। आवर्त सारणी में सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व फ्लोरीन है। निष्क्रिय तत्वों में कोई विद्युत ऋणात्मकता नहीं होती है।

रासायनिक तत्वों को वैद्युतीयऋणात्मकता के आरोही क्रम में एक पंक्ति में व्यवस्थित किया जा सकता है।

एसबी, सी। बी, ए.एस. एच, ते. आर सी, से, आई, एस, ब्र. सीएल, एन.ओ, एफ

विद्युत ऋणात्मकता बढ़ जाती है

इलेक्ट्रोनगेटिविटी तत्वों के गुणों में अंतर की विशेषता है। इसलिए, विभिन्न यौगिकों में रासायनिक बंधन की प्रकृति का निर्धारण करने में इसका उपयोग गुणात्मक विशेषता के रूप में किया जाता है।

आयोनिक बंध

जब यौगिकों का निर्माण ऐसे तत्वों से होता है जो इलेक्ट्रोनगेटिविटी (विशिष्ट धातु और विशिष्ट गैर-धातु) में बहुत भिन्न होते हैं, तो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े पूरी तरह से अधिक विद्युतीय परमाणु में स्थानांतरित हो जाते हैं। नतीजतन, आयन

उदाहरण के लिए, क्लोरीन में सोडियम के दहन के दौरान, सोडियम परमाणु के अयुग्मित 3s इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु के 3p इलेक्ट्रॉन के साथ जुड़ जाते हैं। साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है। नतीजतन, सोडियम आयन Na + और क्लोराइड आयन CI - बनते हैं।

आवेशित कण, जिनमें इलेक्ट्रॉनों की वापसी या जोड़ के परिणामस्वरूप परमाणु बदल जाते हैं, आयन कहलाते हैं।

एक ऋणात्मक आयन का आवेश परमाणु से जुड़े इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होता है। एक धनात्मक आयन का आवेश परमाणु द्वारा दान किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होता है।

विपरीत आवेशित नॉनॉन एक दूसरे को आकर्षित करते हैं।

आयनों से बनने वाले यौगिक आयनिक कहलाते हैं। आयनों के बीच के बंधन को आयनिक कहा जाता है।

आयनिक और सहसंयोजक बंधों के बीच कोई तीक्ष्ण सीमा नहीं होती है। एक आयनिक बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन (चित्र 9) के चरम मामले के रूप में माना जा सकता है। सहसंयोजक बंधों के विपरीत, आयनिक बंधन गैर-दिशात्मक होते हैं।

इलेक्ट्रॉनों के दान की प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है। इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने की प्रक्रिया को कमी कहा जाता है।

उदाहरण के लिए, जब सोडियम क्लोरीन के साथ प्रतिक्रिया करता है, सोडियम परमाणु एक इलेक्ट्रॉन दान करता है, ऑक्सीकृत होता है और सोडियम आयन Na बनता है - इ-®ना +

चित्रा 9. एक सहसंयोजक बंधन से एक कायोनिक में संक्रमण की योजनाबद्ध

क्लोरीन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन को जोड़ता है, कम हो जाता है और क्लोराइड आयन Cl + बनता है इ -®सीएल - .

समूह I और II के मुख्य उपसमूहों की धातुएं, जब समूह VII के मुख्य उपसमूह के गैर-धातुओं के साथ संयुक्त होती हैं, तो विशिष्ट आयनिक यौगिक बनते हैं। उदाहरण के लिए, सोडियम क्लोराइड NaCl, पोटेशियम फ्लोराइड KF, कैल्शियम क्लोराइड CaCl 2।

आयनिक यौगिक ठोस क्रिस्टलीय पदार्थ होते हैं।

हाइड्रोजन बंध

एक अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व (फ्लोरीन, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन) से बंधा हुआ एक हाइड्रोजन परमाणु एक अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व के दूसरे परमाणु के लिए एक और बंधन बना सकता है। उदाहरण के लिए, एक पानी के अणु में, हाइड्रोजन परमाणु एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन द्वारा ऑक्सीजन परमाणुओं से जुड़े होते हैं। साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े ऑक्सीजन परमाणु की ओर विस्थापित हो जाते हैं। हाइड्रोजन परमाणु का आंशिक धनात्मक आवेश होता है, और ऑक्सीजन परमाणु का आंशिक ऋणात्मक आवेश होता है। पानी के एक अणु का धनावेशित हाइड्रोजन परमाणु दूसरे जल अणु के ऋणावेशित ऑक्सीजन परमाणु की ओर आकर्षित होता है। दो ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच हाइड्रोजन परमाणु की सहायता से एक बंधन बनता है। हाइड्रोजन परमाणु एक सीधी रेखा पर होता है जो इन परमाणुओं के नाभिक को जोड़ता है

ओ एच.. . ओ एच.. . ओ एच.. . हे हो

एक हाइड्रोजन बंधन एक दूसरे के लिए ध्रुवीय अणुओं के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण की ताकतों के कारण बनता है, खासकर जब उनमें अत्यधिक विद्युतीय तत्वों (एफ, ओ, एन) के परमाणु होते हैं।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन बांड एचएफ, एच 2 ओ, एनएच 3 बनाते हैं, लेकिन उनके एनालॉग एचसीएल, एच 2 एस, पीएच 3 नहीं बनाते हैं।

हाइड्रोजन बांड अस्थिर होते हैं और काफी आसानी से टूट जाते हैं (उदाहरण के लिए, जब बर्फ पिघलती है और पानी उबलता है), लेकिन चूंकि इन बांडों को तोड़ने के लिए कुछ ऊर्जा की आवश्यकता होती है, इसलिए अणुओं के बीच हाइड्रोजन बांड वाले पदार्थों के पिघलने और क्वथनांक की तुलना में बहुत अधिक हो जाते हैं। समान पदार्थों के, लेकिन हाइड्रोजन बांड के बिना। उदाहरण के लिए:

(एचएफ और एच 2 ओ में हाइड्रोजन बांड हैं, लेकिन एचसीएल और एच 2 एस में वे नहीं हैं)।

कई कार्बनिक यौगिक हाइड्रोजन बांड भी बनाते हैं, और हाइड्रोजन बांड जैविक प्रक्रियाओं में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं।

धातु कनेक्शन

धातुओं में सबसे कम आयनीकरण ऊर्जा होती है। इसलिए, धातुओं में, वैलेंस इलेक्ट्रॉन अलग-अलग परमाणुओं से आसानी से अलग हो जाते हैं और पूरे क्रिस्टल के लिए सामान्य हो जाते हैं। (सामाजिक)।इस प्रकार धनात्मक धातु आयन बनते हैं और इलेक्ट्रॉन गैस- मोबाइल इलेक्ट्रॉनों का सेट।एक धातु क्रिस्टल में, साझा इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या बड़ी संख्या में आयनों को बांधती है।

धातुओं में सकारात्मक आयनों और सामाजिक इलेक्ट्रॉनों के बीच रासायनिक बंधन को धातु बंधन कहा जाता है।

एक धातु बंधन एक सहसंयोजक बंधन के समान है। इन बंधों का निर्माण संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण की प्रक्रियाओं पर आधारित है। लेकिन एक धातु में, वैलेंस इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल के लिए सामान्य होते हैं, और एक सहसंयोजक बंधन वाले यौगिकों में, केवल दो पड़ोसी परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉन आम होते हैं। धातु बंधन गैर-दिशात्मक है, क्योंकि वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को लगभग समान रूप से पूरे क्रिस्टल में वितरित किया जाता है।

एक धातु बंधन केवल ठोस या तरल अवस्था में धातुओं के एकत्रीकरण की विशेषता है।

समाधान

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परिचय। 3

1 सहसंयोजक बंधन। बुनियादी अवधारणाओं। 4

2 सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं। 6

3 सहसंयोजक बंधन के प्रकार। आठ

4 वैधता। दस

परिचय

दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली में अपेक्षाकृत कम संख्या में तत्व - 118 - लगभग 10 मिलियन सरल और जटिल पदार्थ बनाते हैं। इस घटना का कारण इस तथ्य में निहित है कि, एक दूसरे के साथ बातचीत करते हुए, कई तत्वों के परमाणु एक दूसरे से जुड़ते हैं, विभिन्न रासायनिक यौगिक बनाते हैं।

दो या दो से अधिक परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं को अणुओं या अन्य कणों से जोड़ने वाला बल रासायनिक बंधन कहलाता है।

रासायनिक बंधन के गठन का कारण धातु और गैर-धातु परमाणुओं की इच्छा है कि वे अन्य परमाणुओं के साथ बातचीत करके अधिक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक संरचना प्राप्त करें। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो बंधन परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएं महत्वपूर्ण रूप से पुनर्व्यवस्थित होती हैं, इसलिए, यौगिकों में उनके कई गुण बदल जाते हैं।

शब्द "सहसंयोजक" में उपसर्ग "सह-" का अर्थ है "संयुक्त भागीदारी"। और रूसी में अनुवाद में "वैलेंटा" - शक्ति, क्षमता। इस मामले में, हमारा मतलब परमाणुओं की अन्य परमाणुओं के साथ बंधने की क्षमता से है। रासायनिक बंधन का एक उदाहरण सहसंयोजक बंधन है।

सहसंयोजक बंधन शब्द पहली बार 1919 में नोबेल पुरस्कार विजेता इरविंग लैंगमुइर द्वारा गढ़ा गया था। एक धातु बंधन के विपरीत, इलेक्ट्रॉनों के साझा कब्जे के कारण एक रासायनिक बंधन को संदर्भित किया जाता है, जिसमें इलेक्ट्रॉन मुक्त थे, या एक आयनिक बंधन, जिसमें परमाणुओं में से एक ने एक इलेक्ट्रॉन दान किया और एक धनायन बन गया, और दूसरे परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन स्वीकार किया और एक आयन बन गया।

बाद में (1927), एफ. लंदन और डब्ल्यू. हिटलर ने हाइड्रोजन अणु के उदाहरण का उपयोग करते हुए क्वांटम यांत्रिकी के दृष्टिकोण से सहसंयोजक बंधन का पहला विवरण दिया।

सहसंयोजक बंधन। बुनियादी अवधारणाओं

जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों को जोड़ते हैं, जैसे कि यह एक सामान्य "गुल्लक" में होता है - एक आणविक कक्षीय, जो व्यक्तिगत परमाणुओं के परमाणु गोले से बनता है। इस नए कोश में जितने संभव हो उतने पूर्ण इलेक्ट्रॉन होते हैं और परमाणुओं को अपने स्वयं के अधूरे परमाणु कोश से बदल देते हैं।

आइए हम दो हाइड्रोजन परमाणुओं से हाइड्रोजन अणु के निर्माण के उदाहरण का उपयोग करते हुए एक सहसंयोजक बंधन के उद्भव पर विचार करें (चित्र 1)। यह प्रक्रिया पहले से ही एक विशिष्ट रासायनिक प्रतिक्रिया है, क्योंकि एक पदार्थ (परमाणु हाइड्रोजन) से दूसरा बनता है - आणविक हाइड्रोजन। इस प्रक्रिया की ऊर्जा दक्षता का एक बाहरी संकेत बड़ी मात्रा में गर्मी की रिहाई है।

चावल। 1. दो हाइड्रोजन परमाणुओं से हाइड्रोजन अणु के निर्माण के दौरान एक सहसंयोजक बंधन का उदय।

हाइड्रोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले (प्रत्येक परमाणु के लिए एक एस-इलेक्ट्रॉन के साथ) एक सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल (आणविक कक्षीय) में विलीन हो जाते हैं, जहां दोनों इलेक्ट्रॉन नाभिक की "सेवा" करते हैं, भले ही यह नाभिक "स्वयं" या "विदेशी" हो।

जब दो हाइड्रोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले एक नए, अब आणविक इलेक्ट्रॉन खोल (चित्र 1) के पास आते हैं और बनाते हैं, तो यह नया खोल महान गैस परमाणु हीलियम के पूर्ण इलेक्ट्रॉन खोल के समान होता है।

पूर्ण गोले, जैसा कि हम याद करते हैं, अधूरे लोगों की तुलना में अधिक स्थिर होते हैं। इस प्रकार, नई प्रणाली की कुल ऊर्जा, हाइड्रोजन अणु, दो अनबाउंड हाइड्रोजन परमाणुओं की कुल ऊर्जा से बहुत कम हो जाती है। अतिरिक्त ऊर्जा ऊष्मा के रूप में निकलती है।

दो हाइड्रोजन परमाणुओं की परिणामी प्रणाली में, प्रत्येक नाभिक को दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा परोसा जाता है। एक नए (आणविक) खोल में, यह भेद करना संभव नहीं है कि पहले कौन से इलेक्ट्रॉन एक या दूसरे परमाणु से संबंधित थे। यह कहने की प्रथा है कि इलेक्ट्रॉनों का सामाजिककरण किया जाता है। चूंकि दोनों नाभिक इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी का समान रूप से दावा करते हैं, इलेक्ट्रॉन घनत्व नाभिक के चारों ओर और परमाणुओं के बीच के स्थान में केंद्रित होता है (यह चित्र 2 में दिखाया गया है)।

चावल। 2. परमाणु और आणविक कक्षकों को चित्रित करने का दूसरा तरीका

चित्र 2 में, डॉट्स का घनत्व "इलेक्ट्रॉन घनत्व" को दर्शाता है, अर्थात हाइड्रोजन परमाणुओं के नाभिक के पास अंतरिक्ष में किसी भी बिंदु पर एक इलेक्ट्रॉन खोजने की संभावना। यह देखा जा सकता है कि हाइड्रोजन अणु में दो नाभिकों के बीच के स्थान में एक महत्वपूर्ण इलेक्ट्रॉन घनत्व केंद्रित है।

एक सहसंयोजक बंधन आम (उनके बीच साझा) इलेक्ट्रॉन जोड़े की मदद से परमाणुओं का बंधन है। एक सहसंयोजक बंधन केवल परमाणुओं के बीच स्थित इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी से बनता है। इसे विभाजित जोड़ी कहा जाता है। इलेक्ट्रॉनों के शेष युग्मों को एकाकी युग्म कहा जाता है। वे गोले भरते हैं और बंधन में भाग नहीं लेते हैं।

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं

एक सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं हैं: बंधन लंबाई (एक अणु में परमाणुओं के केंद्रों के बीच की दूरी); बंधन ऊर्जा (ऊर्जा जो बंधन को तोड़ने के लिए खर्च की जानी चाहिए); बंधन ध्रुवीयता (विभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी के कारण परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व का असमान वितरण); ध्रुवीकरण (वह आसानी जिसके साथ परमाणुओं में से एक के बंधन का इलेक्ट्रॉन घनत्व बाहरी कारकों के प्रभाव में बह जाता है); अभिविन्यास (परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा को निर्देशित सहसंयोजक बंधन)।

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 बंधों को गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय में विभाजित किया जाता 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 ध्रुवीयता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के संबंध में अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता निर्धारित करते हैं। इलेक्ट्रॉन अधिक गतिशील होते हैं, वे नाभिक से जितने दूर होते हैं।

परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता के आधार पर जिसके बीच एक सहसंयोजक बंधन बना है, यह ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय हो सकता है।

यदि परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता समान है, तो सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म प्रत्येक परमाणु के नाभिक से समान दूरी पर होता है। इस तरह के बंधन को सहसंयोजक-गैर-ध्रुवीय कहा जाता है। जब विभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन होता है, तो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी एक अधिक विद्युतीय परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है। इस मामले में, एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन बनता है। सूत्र में तीर सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीयता को इंगित करता है। ग्रीक अक्षर b ("डेल्टा") का उपयोग करते हुए, परमाणुओं पर आंशिक आवेशों को दर्शाया जाता है: b + - घटा हुआ, 6 - इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि।

सहसंयोजक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या के अनुसार, सरल बंधन प्रतिष्ठित होते हैं - एक जोड़ी इलेक्ट्रॉनों के साथ और कई - दो या तीन जोड़े के साथ।