जैव रसायन की मुख्य वस्तुएं।

अध्ययन की वस्तुएंबायोऑर्गेनिक केमिस्ट्री प्रोटीन और पेप्टाइड्स, न्यूक्लिक एसिड, कार्बोहाइड्रेट, लिपिड, बायोपॉलिमर, एल्कलॉइड, टेरपेनोइड्स, विटामिन, एंटीबायोटिक्स, हार्मोन, टॉक्सिन्स, साथ ही जैविक प्रक्रियाओं के सिंथेटिक रेगुलेटर हैं: ड्रग्स, कीटनाशक, आदि।

कार्बनिक यौगिकों का समरूपता, इसके प्रकार। समरूपता के प्रकारों के लक्षण, उदाहरण।

दो प्रकार के आइसोमेरिज्म हैं: संरचनात्मक और स्थानिक (यानी, स्टीरियोइसोमेरिज्म)। एक अणु में परमाणुओं के बंधन के क्रम में संरचनात्मक आइसोमर्स एक दूसरे से भिन्न होते हैं, स्टीरियोइसोमर्स - अंतरिक्ष में परमाणुओं की व्यवस्था में उनके बीच बंधन के समान क्रम के साथ।

निम्नलिखित प्रकार के संरचनात्मक समरूपता को प्रतिष्ठित किया जाता है: कार्बन कंकाल समरूपता, स्थिति समरूपता, कार्बनिक यौगिकों के विभिन्न वर्गों के समावयवता (इंटरक्लास आइसोमेरिज्म)।

कार्बन कंकाल का समरूपता, अणु के कंकाल का निर्माण करने वाले कार्बन परमाणुओं के बीच अलग-अलग बंधन क्रम के कारण होता है। उदाहरण के लिए: आणविक सूत्र C4H10 दो हाइड्रोकार्बन से मेल खाता है: n-ब्यूटेन और आइसोब्यूटेन। C5H12 हाइड्रोकार्बन के लिए तीन आइसोमर्स संभव हैं: पेंटेन, आइसो-पेंटेन और नियोपेंटेन। C4H10 दो हाइड्रोकार्बन से मेल खाता है: n-ब्यूटेन और आइसोब्यूटेन। C5H12 हाइड्रोकार्बन के लिए तीन आइसोमर्स संभव हैं: पेंटेन, आइसो-पेंटेन और नियोपेंटेन।

स्थिति समरूपता अणु के एक ही कार्बन कंकाल के साथ कई बंधन, प्रतिस्थापन, कार्यात्मक समूह की अलग-अलग स्थिति के कारण है

इंटरक्लास आइसोमेरिज्म कार्बनिक यौगिकों के विभिन्न वर्गों से संबंधित पदार्थों का आइसोमेरिज्म है।

कार्बनिक यौगिकों का आधुनिक वर्गीकरण और नामकरण।

वर्तमान में, व्यवस्थित नामकरण का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है - IUPAC - अंतर्राष्ट्रीय एकीकृत रासायनिक नामकरण। IUPAC नियम कई प्रणालियों पर आधारित हैं:

1) कट्टरपंथी-कार्यात्मक (नाम कार्यात्मक समूह के नाम पर आधारित है),

2) कनेक्टिंग (नाम कई समान भागों से बने होते हैं),

3) प्रतिस्थापन (नाम का आधार हाइड्रोकार्बन का टुकड़ा है)।

सहसंयोजी आबंध। पाई और सिग्मा बांड।

सहसंयोजक बंधनकार्बनिक यौगिकों में बंधन का मुख्य प्रकार है।

यह एक बंधन है जो वैलेंस इलेक्ट्रॉन बादलों की एक जोड़ी के ओवरलैप द्वारा बनता है।

एक पीआई बंधन एक सहसंयोजक बंधन है जो पी परमाणु कक्षाओं को ओवरलैप करके बनता है।

एक सिग्मा बंधन एक सहसंयोजक बंधन है जो एस-परमाणु कक्षा के ओवरलैप होने पर बनता है।

यदि एक अणु में परमाणुओं के बीच s- और p- दोनों बंध बनते हैं, तो एक बहु (डबल या ट्रिपल) बॉन्ड बनता है।

6. कार्बनिक यौगिकों की संरचना के बारे में आधुनिक विचार। "रासायनिक संरचना", "विन्यास", "रचना", उनकी परिभाषा की अवधारणा। जैविक गतिविधि की अभिव्यक्ति में संरचना की भूमिका।

1861 में ए.एम. बटलरोव ने कार्बनिक यौगिकों की रासायनिक संरचना का एक सिद्धांत प्रस्तावित किया, जो संगठन की संरचना के बारे में आधुनिक विचारों को रेखांकित करता है। यौगिक, जिसमें निम्नलिखित मुख्य प्रावधान शामिल हैं:

1. पदार्थों के अणुओं में परमाणुओं के रासायनिक बंधन का एक सख्त क्रम होता है, जिसे रासायनिक संरचना कहा जाता है।

2. किसी पदार्थ के रासायनिक गुण प्राथमिक घटकों की प्रकृति, उनकी मात्रा और रासायनिक संरचना से निर्धारित होते हैं।

3. यदि समान संरचना और आणविक भार वाले पदार्थों की संरचना भिन्न होती है, तो समावयवता की घटना होती है।

4. चूंकि विशिष्ट प्रतिक्रियाओं में अणु के केवल कुछ हिस्से बदलते हैं, उत्पाद की संरचना का अध्ययन मूल अणु की संरचना को निर्धारित करने में मदद करता है।

5. एक अणु में अलग-अलग परमाणुओं की रासायनिक प्रकृति (प्रतिक्रियाशीलता) पर्यावरण के आधार पर भिन्न होती है, अर्थात। अन्य तत्वों के किस परमाणु से वे जुड़े हुए हैं।

"रासायनिक संरचना" की अवधारणा में एक अणु में परमाणुओं के कनेक्शन के एक निश्चित क्रम और उनकी रासायनिक बातचीत का विचार शामिल है, जो परमाणुओं के गुणों को बदलता है।

14. सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं। बांड की लंबाई और ऊर्जा। संतृप्ति और दिशा। संचार बहुलता। सिग्मा और पाई बांड।

- साझा इलेक्ट्रॉनिक जोड़े द्वारा किए गए एक रासायनिक बंधन को कहा जाता है परमाणुया सहसंयोजकप्रत्येक सहसंयोजक रासायनिक बंधन में कुछ गुणात्मक या मात्रात्मक विशेषताएं होती हैं। इसमे शामिल है:

लिंक की लंबाई

बंधन ऊर्जा

संतृप्ति

संचार की दिशा

संचार ध्रुवीयता

संचार बहुलता

- लिंक की लंबाईबाध्य परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी है। यह परमाणुओं के आकार और उनके इलेक्ट्रॉन कोशों के अतिव्यापन की डिग्री पर निर्भर करता है। बॉन्ड की लंबाई बॉन्ड ऑर्डर द्वारा निर्धारित की जाती है: बॉन्ड ऑर्डर जितना अधिक होगा, उसकी लंबाई उतनी ही कम होगी।

बंधन ऊर्जाएकल परमाणुओं से अणु के निर्माण के दौरान निकलने वाली ऊर्जा है। यह आमतौर पर J/mol (या cal/mol) में व्यक्त किया जाता है। बॉन्ड एनर्जी बॉन्ड ऑर्डर द्वारा निर्धारित की जाती है: बॉन्ड ऑर्डर जितना अधिक होगा, उसकी ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी। बंधन ऊर्जा इसकी ताकत का एक उपाय है। इसका मूल्य बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक कार्य, या अलग-अलग परमाणुओं से पदार्थ के निर्माण के दौरान ऊर्जा में लाभ द्वारा निर्धारित किया जाता है। एक प्रणाली जिसमें कम ऊर्जा होती है वह अधिक स्थिर होती है। द्विपरमाणुक अणुओं के लिए, बंध ऊर्जा वियोजन ऊर्जा के बराबर होती है, जिसे विपरीत चिन्ह से लिया जाता है। यदि एक अणु में 2 से अधिक विभिन्न परमाणु जुड़े हुए हैं, तो औसत बाध्यकारी ऊर्जा अणु की पृथक्करण ऊर्जा के मूल्य से मेल नहीं खाती है। समान परमाणुओं वाले अणुओं में बंध ऊर्जा ऊपर से नीचे तक समूहों में घटती जाती है। अवधि के साथ बॉन्ड ऊर्जा बढ़ती है।

- संतृप्ति- दिखाता है कि सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के कारण दिए गए परमाणु दूसरों के साथ कितने बंधन बना सकते हैं। यह उन सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या के बराबर होता है जिनके द्वारा यह परमाणु दूसरों से जुड़ा होता है। एक सहसंयोजक बंधन की संतृप्ति एक सीमित संख्या में सहसंयोजक बंधनों के निर्माण में भाग लेने के लिए एक परमाणु की क्षमता है।

अभिविन्यासइलेक्ट्रॉन बादलों को बांधने की एक निश्चित पारस्परिक व्यवस्था है। यह रासायनिक रूप से बंधे परमाणुओं के नाभिक के स्थान में एक निश्चित व्यवस्था की ओर ले जाता है। एक सहसंयोजक बंधन के स्थानिक अभिविन्यास को गठित बंधनों के बीच के कोणों की विशेषता होती है, जिन्हें कहा जाता है संयोजकता कोण।

- संचार बहुलता।यह परमाणुओं के बीच बंधन में शामिल इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होता है। यदि बंध इलेक्ट्रॉनों के एक से अधिक युग्मों द्वारा बनता है, तो इसे गुणज कहते हैं। जैसे-जैसे बॉन्ड की बहुलता बढ़ती है, ऊर्जा बढ़ती है और बॉन्ड की लंबाई घटती जाती है। कई बंधों वाले अणुओं में, अक्ष के चारों ओर कोई घूर्णन नहीं होता है।

- सिग्मा - और पाई बांड. रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉन बादलों के अतिव्यापन के कारण होता है। यदि यह अतिव्यापन परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के अनुदिश होता है, तो ऐसे आबंध को सिग्मा आबंध कहते हैं। यह s-s इलेक्ट्रॉनों, p-p इलेक्ट्रॉनों, s-p इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनाया जा सकता है। एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा किए गए रासायनिक बंधन को एकल बंधन कहा जाता है। सिंगल बॉन्ड हमेशा सिग्मा बॉन्ड होते हैं। s प्रकार के कक्षक केवल सिग्मा आबंध बनाते हैं। लेकिन बड़ी संख्या में ऐसे यौगिक ज्ञात हैं जिनमें दोहरे और यहां तक ​​कि ट्रिपल बॉन्ड होते हैं। उनमें से एक सिग्मा बॉन्ड है और दूसरे को पाई बॉन्ड कहा जाता है। जब इस तरह के बंधन बनते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैप अंतरिक्ष के दो क्षेत्रों में होता है जो आंतरिक अक्ष के सममित होते हैं।

15. अणुओं के उदाहरण पर परमाणु कक्षाओं का संकरण: मीथेन, एल्यूमीनियम क्लोराइड, बेरिलियम क्लोराइड। अणु का संयोजकता कोण और ज्यामिति। आणविक कक्षा की विधि (MO LCAO)। होमो- और हेटेरो-न्यूक्लियर अणुओं के ऊर्जा आरेख (एन2, क्लोरीन2, राष्ट्रीय राजमार्ग3, होना2).

- संकरण।मिश्रित ऑर्बिटल्स के नए सेट को हाइब्रिड ऑर्बिटल्स कहा जाता है, और मिक्सिंग तकनीक को ही एटॉमिक ऑर्बिटल्स का हाइब्रिडाइजेशन कहा जाता है।

एक s- और एक p-कक्षक का मिश्रण, जैसा कि BeCl2 में होता है, sp-संकरण कहलाता है। सिद्धांत रूप में, एस-ऑर्बिटल का संकरण न केवल एक के साथ संभव है, बल्कि दो, तीन या गैर-पूर्णांक संख्या पी-ऑर्बिटल्स के साथ-साथ डी-ऑर्बिटल्स की भागीदारी के साथ संकरण भी संभव है।

एक रैखिक BeCl2 अणु पर विचार करें। संयोजकता अवस्था में एक बेरिलियम परमाणु एक s- और एक p-इलेक्ट्रॉन के कारण दो बंध बनाने में सक्षम होता है। यह स्पष्ट है कि इस मामले में क्लोरीन परमाणुओं के साथ अलग-अलग लंबाई के दो बंधन प्राप्त किए जाने चाहिए, क्योंकि इन इलेक्ट्रॉनों का रेडियल वितरण अलग है। वास्तविक BeCl2 अणु सममित और रैखिक है, इसमें दो Be-Cl बंध बिल्कुल समान हैं। इसका मतलब है कि उन्हें एक ही राज्य के इलेक्ट्रॉनों के साथ प्रदान किया जाता है, अर्थात। यहाँ, संयोजकता अवस्था में एक बेरिलियम परमाणु में अब एक s- और एक p-इलेक्ट्रॉन नहीं है, बल्कि s- और p-परमाणु कक्षकों के "मिश्रण" द्वारा निर्मित कक्षकों में स्थित दो इलेक्ट्रॉन हैं। मीथेन अणु में sp3 संकरण होगा, और एल्यूमीनियम क्लोराइड अणु में sp2 संकरण होगा।

संकरण की स्थिरता के लिए शर्तें:

1) मूल कक्षीय परमाणुओं की तुलना में, संकर कक्षकों को अधिक बारीकी से ओवरलैप करना चाहिए।

2) ऊर्जा स्तर के करीब परमाणु कक्षक संकरण में भाग लेते हैं, इसलिए आवर्त प्रणाली के बाईं ओर स्थिर संकर कक्षकों का निर्माण किया जाना चाहिए।

संकरण	अणु आकार	संयोजकता कोण
	रैखिक
	त्रिकोण
	चतुर्पाश्वीय

- अणु का संयोजकता कोण और ज्यामिति।प्रत्येक मामले में, हाइब्रिड ऑर्बिटल्स का एक निश्चित अभिविन्यास होता है, जो बॉन्ड, वैलेंस कोणों के बीच कुछ कोणों के साथ अणुओं के निर्माण में योगदान देता है। प्रत्येक प्रकार का संकरण एक विशिष्ट बंधन कोण और अणु के एक विशिष्ट आकार से मेल खाता है:

- एमओ एलसीएओ. आणविक ऑर्बिटल्स को परमाणु ऑर्बिटल्स के रैखिक संयोजन के रूप में माना जा सकता है। आणविक कक्षा में एक निश्चित समरूपता होनी चाहिए। परमाणु कक्षकों को इलेक्ट्रॉनों से भरते समय, निम्नलिखित नियमों को ध्यान में रखा जाना चाहिए:

1. यदि परमाणु कक्षीय कुछ फ़ंक्शन है जो श्रोडिंगर समीकरण का समाधान है और एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति का वर्णन करता है, तो MO विधि भी श्रोडिंगर समीकरण का एक समाधान है, लेकिन एक अणु में एक इलेक्ट्रॉन के लिए।

2. एक आणविक कक्षक परमाणु कक्षकों को जोड़कर या घटाकर पाया जाता है।

3. आण्विक कक्षक तथा उनकी संख्या अभिक्रिया करने वाले परमाणुओं के परमाणु कक्षकों के योग के बराबर होती है।

यदि परमाणु कक्षकों के कार्यों को जोड़कर आणविक कक्षकों का समाधान प्राप्त किया जाता है, तो आणविक कक्षकों की ऊर्जा मूल परमाणु कक्षकों की ऊर्जा से कम होगी। और ऐसे कक्षक को कहा जाता है बंधन कक्षीय।

फ़ंक्शन घटाव के मामले में, आणविक कक्षीय में एक बड़ी ऊर्जा होती है, और इसे कहा जाता है ढीला.

सिग्मा और पाई ऑर्बिटल्स हैं। वे हुंड के नियम के अनुसार भरे जाते हैं।

बॉन्ड की संख्या (बॉन्ड ऑर्डर) बॉन्डिंग ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या और एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बीच के अंतर के बराबर होती है, जिसे 2 से विभाजित किया जाता है।

एमओ विधि ऊर्जा आरेखों का उपयोग करती है:

16. संचार का ध्रुवीकरण। बंधन का द्विध्रुवीय क्षण। परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के लक्षण: आयनीकरण क्षमता, इलेक्ट्रॉन आत्मीयता, वैद्युतीयऋणात्मकता। बंधन की आयनिकता की डिग्री।

- द्विध्रुव आघूर्ण- आवेशित कणों की एक प्रणाली के विद्युत गुणों की विशेषता वाली भौतिक मात्रा। एक द्विध्रुवीय (विपरीत आवेश वाले दो कण) के मामले में, विद्युत द्विध्रुवीय क्षण द्विध्रुवीय के धनात्मक आवेश और आवेशों के बीच की दूरी के गुणनफल के बराबर होता है और ऋणात्मक आवेश से धनात्मक आवेश की ओर निर्देशित होता है। किसी रासायनिक बंध का द्विध्रुव आघूर्ण इलेक्ट्रॉन मेघ के किसी एक परमाणु की ओर विस्थापन के कारण होता है। एक बंधन को ध्रुवीय कहा जाता है यदि संबंधित द्विध्रुवीय क्षण शून्य से काफी भिन्न होता है। मामले संभव हैं जब एक अणु में व्यक्तिगत बंधन ध्रुवीय होते हैं, और अणु का कुल द्विध्रुवीय क्षण शून्य होता है; ऐसे अणुओं को गैर-ध्रुवीय (जैसे सीओ 2 और सीसीएल 4 अणु) कहा जाता है। यदि अणु का द्विध्रुव आघूर्ण अशून्य है, तो अणु को ध्रुवीय कहा जाता है। उदाहरण के लिए, एच 2 ओ अणु। अणु के द्विध्रुवीय क्षण के परिमाण का क्रम इलेक्ट्रॉन आवेश (1.6.10 -19 C) के गुणनफल और रासायनिक बंधन की लंबाई (10 के क्रम का) द्वारा निर्धारित किया जाता है। -10 मीटर)।

किसी तत्व की रासायनिक प्रकृति उसके परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को खोने और प्राप्त करने की क्षमता से निर्धारित होती है। इस क्षमता को एक परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा और उसकी इलेक्ट्रॉन आत्मीयता द्वारा निर्धारित किया जा सकता है।

- आयनीकरण ऊर्जापरमाणु एक अप्रकाशित परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने के लिए आवश्यक ऊर्जा की मात्रा है। इसे किलोजूल प्रति मोल में व्यक्त किया जाता है। बहुइलेक्ट्रॉन परमाणुओं के लिए, आयनीकरण ऊर्जा E1, E2, E3, ..., En पहले, दूसरे, आदि की टुकड़ी के अनुरूप है। इलेक्ट्रॉन। इस मामले में, हमेशा E1

- एक इलेक्ट्रॉन के लिए एक परमाणु की आत्मीयता- एक नकारात्मक आयन में परिवर्तन के साथ एक तटस्थ परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन के लगाव का ऊर्जा प्रभाव। एक इलेक्ट्रॉन के लिए एक परमाणु की आत्मीयता kJ/mol में व्यक्त की जाती है। इलेक्ट्रॉन बंधुता संख्यात्मक रूप से बराबर है, लेकिन नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन की आयनीकरण ऊर्जा के विपरीत संकेत है और परमाणु के इलेक्ट्रॉन विन्यास पर निर्भर करता है। समूह 7 p-तत्वों में सबसे अधिक इलेक्ट्रॉन बंधुता होती है। s2 (Be, Mg, Ca) और s2p6 (Ne, Ar, Kr) कॉन्फ़िगरेशन वाले परमाणु या आधे भरे हुए p-सबलेयर (N, P, As) इलेक्ट्रॉन आत्मीयता प्रदर्शित नहीं करते हैं।

- वैद्युतीयऋणात्मकताएक इलेक्ट्रॉन को आकर्षित करने के लिए एक यौगिक में एक परमाणु की क्षमता की औसत विशेषता है। इस मामले में, विभिन्न यौगिकों में परमाणुओं की अवस्था में अंतर की उपेक्षा की जाती है। आयनीकरण क्षमता और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के विपरीत, ईआर एक कड़ाई से परिभाषित भौतिक मात्रा नहीं है, बल्कि एक उपयोगी सशर्त विशेषता है। सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व फ्लोरीन है। ईओ आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता पर निर्भर करता है। एक परिभाषा के अनुसार, किसी परमाणु की ER को उसकी आयनन ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन बंधुता के आधे योग के रूप में व्यक्त किया जा सकता है। एक तत्व को निरंतर ईसी असाइन नहीं किया जा सकता है। यह कई कारकों पर निर्भर करता है, विशेष रूप से, तत्व की संयोजकता अवस्था, यौगिक का प्रकार जिसमें वह प्रवेश करता है, आदि पर निर्भर करता है।

17. ध्रुवीकरण क्षमता और ध्रुवीकरण क्रिया। इस सिद्धांत के संदर्भ में पदार्थों के कुछ भौतिक गुणों की व्याख्या।

- ध्रुवीकरण का सिद्धांत सभी पदार्थों को विशुद्ध रूप से आयनिक मानता है। बाहरी क्षेत्र की अनुपस्थिति में, सभी आयनों का एक गोलाकार आकार होता है। जब आयन एक दूसरे के पास आते हैं, तो धनायन का क्षेत्र आयनों के क्षेत्र को प्रभावित करता है, और वे विकृत हो जाते हैं। आयन ध्रुवीकरण उनके नाभिक के सापेक्ष आयनों के बाहरी इलेक्ट्रॉन बादल का विस्थापन है।

ध्रुवीकरणदो प्रक्रियाओं से मिलकर बनता है:

आयन ध्रुवीकरण

दूसरे आयन पर ध्रुवीकरण क्रिया

एक आयन का ध्रुवीकरण एक बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में एक आयन के इलेक्ट्रॉन बादल की विकृत करने की क्षमता का एक उपाय है।

आयनों के ध्रुवीकरण की नियमितता:

धनायनों की तुलना में आयन अधिक ध्रुवीकृत होते हैं। अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन घनत्व इलेक्ट्रॉन बादल की एक बड़ी विसरण, भुरभुरापन की ओर जाता है।

आइसोइलेक्ट्रोनिक आयनों की ध्रुवीकरण क्षमता सकारात्मक चार्ज कम होने और नकारात्मक चार्ज बढ़ने के साथ बढ़ जाती है। Isoelectronic आयनों का विन्यास समान होता है।

बहु आवेशित धनायनों में, नाभिकीय आवेश इलेक्ट्रॉनों की संख्या से कहीं अधिक होता है। यह इलेक्ट्रॉन खोल को घनीभूत करता है, यह स्थिर होता है, इसलिए ऐसे आयन विरूपण के लिए कम संवेदनशील होते हैं। 18 इलेक्ट्रॉनों से भरे एक बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल के साथ आयनों से गुजरने पर धनायनों की ध्रुवीकरण क्षमता कम हो जाती है, और आगे महान गैस आयनों के लिए। यह इस तथ्य के कारण है कि समान अवधि के इलेक्ट्रॉनों के लिए, s- और p-इलेक्ट्रॉन कोशों की तुलना में d-इलेक्ट्रॉन शेल अधिक विसरित होता है, क्योंकि d-इलेक्ट्रॉन नाभिक के पास अधिक समय व्यतीत करते हैं। इसलिए, डी-इलेक्ट्रॉन आसपास के आयनों के साथ अधिक मजबूती से बातचीत करते हैं।

आयनों की ध्रुवीकरण क्षमता - इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या में वृद्धि के साथ अनुरूपता बढ़ जाती है। महान गैसों के इलेक्ट्रॉन खोल के साथ, छोटे और गुणा चार्ज किए गए उद्धरणों के लिए ध्रुवीकरण सबसे कठिन है। ऐसे धनायनों को कठोर कहा जाता है। सबसे आसानी से ध्रुवीकृत थोक बहुगुणित आयन और कम आवेशित थोक धनायन हैं। ये नरम आयन हैं।

- ध्रुवीकरण क्रिया. बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के आवेशों, आकार और संरचना पर निर्भर करता है।

1. किसी धनायन का ध्रुवण प्रभाव उसके आवेश में वृद्धि और त्रिज्या में कमी के साथ बढ़ता है। अधिकतम ध्रुवण प्रभाव छोटे रेडी और बड़े आवेशों वाले कैटन की विशेषता है, इसलिए, वे सहसंयोजक प्रकार के यौगिक बनाते हैं। जितना अधिक आवेश, उतना ही अधिक ध्रुवीकरण बंधन।

2. धनायनों का ध्रुवीकरण प्रभाव एस-इलेक्ट्रॉन बादल के साथ आयनों के अधूरे और 18-इलेक्ट्रॉन वाले में संक्रमण के साथ बढ़ता है। धनायन का ध्रुवीकरण प्रभाव जितना अधिक होगा, सहसंयोजक बंधन का योगदान उतना ही अधिक होगा।

- भौतिक गुणों की व्याख्या करने के लिए ध्रुवीकरण सिद्धांत का अनुप्रयोग:

एक आयन (एक धनायन का ध्रुवीकरण प्रभाव) की ध्रुवीकरण क्षमता जितनी अधिक होगी, सहसंयोजक बंधन बनाने की संभावना उतनी ही अधिक होगी। इसलिए, एक सहसंयोजक बंधन वाले यौगिकों के लिए क्वथनांक और गलनांक एक आयनिक बंधन वाले यौगिकों की तुलना में कम होगा। बंधन की आयनिकता जितनी अधिक होगी, गलनांक और क्वथनांक उतना ही अधिक होगा।

इलेक्ट्रॉन खोल की विकृति प्रकाश तरंगों को प्रतिबिंबित या अवशोषित करने की क्षमता को प्रभावित करती है। यहां से, ध्रुवीकरण के सिद्धांत की स्थिति से, यौगिकों के रंग की व्याख्या की जा सकती है: सफेद - सब कुछ प्रतिबिंबित होता है; काला - अवशोषित; पारदर्शी - गुजरता है। इसका कारण यह है: यदि खोल विकृत हो जाता है, तो इलेक्ट्रॉनों के क्वांटम स्तर एक दूसरे के पास पहुंचते हैं, ऊर्जा अवरोध को कम करते हैं, इसलिए उत्तेजना के लिए एक छोटी ऊर्जा की आवश्यकता होती है। इसलिये अवशोषण इलेक्ट्रॉनों के उत्तेजना के साथ जुड़ा हुआ है, अर्थात। उच्च स्तर पर उनके संक्रमण के साथ, उच्च ध्रुवीकरण की उपस्थिति में, पहले से ही दृश्यमान प्रकाश बाहरी इलेक्ट्रॉनों को उत्तेजित कर सकता है और पदार्थ रंगीन हो जाएगा। आयन का आवेश जितना अधिक होगा, रंग की तीव्रता उतनी ही कम होगी। ध्रुवीकरण प्रभाव यौगिकों की प्रतिक्रियाशीलता को प्रभावित करता है, इसलिए, कई यौगिकों के लिए, ऑक्सीजन युक्त एसिड के लवण स्वयं लवण की तुलना में अधिक स्थिर होते हैं। डी-तत्वों का सबसे बड़ा ध्रुवीकरण प्रभाव। जितना अधिक आवेश, उतना ही अधिक ध्रुवीकरण प्रभाव।

18. आयनिक बंधन सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के सीमित मामले के रूप में। विभिन्न प्रकार के बंधों वाले पदार्थों के गुण।

आयनिक बंधन की प्रकृति को आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन द्वारा समझाया जा सकता है। तत्वों की सरल आयन बनाने की क्षमता उनके परमाणुओं की संरचना के कारण होती है। धनायन सबसे आसानी से कम आयनीकरण ऊर्जा, क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं वाले तत्व बनाते हैं। उच्च इलेक्ट्रॉन बंधुता के कारण समूह 7 p-तत्वों द्वारा ऋणायन सबसे आसानी से बनते हैं।

आयनों के विद्युत आवेश उनके आकर्षण और प्रतिकर्षण का कारण बनते हैं। आयनों को आवेशित गेंदों के रूप में माना जा सकता है जिनके बल क्षेत्र अंतरिक्ष में सभी दिशाओं में समान रूप से वितरित होते हैं। इसलिए, प्रत्येक आयन विपरीत चिन्ह के आयनों को किसी भी दिशा में अपनी ओर आकर्षित कर सकता है। एक आयनिक बंधन, एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, गैर-दिशात्मक है।

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

19.धातु कनेक्शन। आयनिक और सहसंयोजक बंधों के साथ समानताएं और अंतर

एक धातु बंधन वह है जिसमें प्रत्येक परमाणु के इलेक्ट्रॉन संपर्क में सभी परमाणुओं से संबंधित होते हैं। ऐसे बंधन में "आणविक" कक्षाओं के बीच ऊर्जा अंतर छोटा है, इसलिए इलेक्ट्रॉन आसानी से एक "आणविक" कक्षीय से दूसरे में जा सकते हैं और इसलिए, धातु के थोक में स्थानांतरित हो सकते हैं।

उच्च विद्युत चालकता और तापीय चालकता में धातु अन्य पदार्थों से भिन्न होते हैं। सामान्य परिस्थितियों में, वे क्रिस्टलीय पदार्थ (पारा के अपवाद के साथ) होते हैं जिनमें परमाणुओं की उच्च समन्वय संख्या होती है। एक धातु में, इलेक्ट्रॉनों की संख्या ऑर्बिटल्स की संख्या से बहुत कम होती है, इसलिए इलेक्ट्रॉन एक ऑर्बिटल से दूसरे ऑर्बिटल में जा सकते हैं। धातु परमाणुओं को उच्च आयनीकरण ऊर्जा की विशेषता होती है - परमाणु में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को कमजोर रूप से बनाए रखा जाता है, अर्थात। क्रिस्टल में आसानी से घूमें। क्रिस्टल के माध्यम से इलेक्ट्रॉनों को स्थानांतरित करने की क्षमता धातुओं की विद्युत चालकता निर्धारित करती है।

इस प्रकार, सहसंयोजक और आयनिक यौगिकों के विपरीत, धातुओं में बड़ी संख्या में इलेक्ट्रॉन एक साथ बड़ी संख्या में परमाणु नाभिक को बांधते हैं, और इलेक्ट्रॉन स्वयं धातु में गति कर सकते हैं। दूसरे शब्दों में, धातुओं में एक अत्यधिक निरूपित रासायनिक बंधन होता है। धात्विक बंधन में सहसंयोजक बंधन के साथ एक निश्चित समानता है, क्योंकि यह वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण पर आधारित है। हालाँकि, केवल दो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक सहसंयोजक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं, जबकि एक धातु बंधन के निर्माण में, सभी परमाणु इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण में भाग लेते हैं। यही कारण है कि धातु बंधन में स्थानिक अभिविन्यास और संतृप्ति नहीं होती है, जो बड़े पैमाने पर धातुओं के विशिष्ट गुणों को निर्धारित करती है। धात्विक बंध की ऊर्जा सहसंयोजक बंध की ऊर्जा से 3-4 गुना कम होती है।

20. हाइड्रोजन बंधन। इंटरमॉलिक्युलर और इंट्रामोल्युलर। शिक्षा का तंत्र। हाइड्रोजन बंधन वाले पदार्थों के भौतिक गुणों की विशेषताएं। उदाहरण।

- हाइड्रोजन बांड एक विशेष प्रकार का रासायनिक बंधन है। यह सबसे अधिक विद्युतीय तत्वों (फ्लोरीन, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन और कुछ हद तक क्लोरीन और सल्फर) के साथ हाइड्रोजन यौगिकों की विशेषता है।

हाइड्रोजन बांड बहुत आम है और क्रिस्टलीकरण, विघटन, क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के निर्माण आदि की प्रक्रियाओं में अणुओं के जुड़ाव में महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। उदाहरण के लिए, ठोस, तरल और यहां तक ​​कि गैसीय अवस्था में, हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु हैं एक ज़िगज़ैग श्रृंखला में जुड़ा हुआ है, जो ठीक हाइड्रोजन बंधन के कारण है।

इसकी ख़ासियत यह है कि हाइड्रोजन परमाणु, जो एक अणु का हिस्सा है, दूसरे अणु में एक परमाणु के साथ एक कमजोर बंधन बनाता है, जिसके परिणामस्वरूप दोनों अणु एक जटिल में संयुक्त होते हैं। इस तरह के एक परिसर की एक विशिष्ट विशेषता तथाकथित है हाइड्रोजन ब्रिज - ए - एच ... बी-. एक पुल में परमाणुओं के बीच की दूरी एक अणु में परमाणुओं के बीच की दूरी से अधिक होती है। प्रारंभ में, हाइड्रोजन बांड को इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन के रूप में माना जाता था। वर्तमान में, यह निष्कर्ष निकाला गया है कि दाता-स्वीकर्ता बातचीत हाइड्रोजन बंधन में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाती है। न केवल विभिन्न पदार्थों के अणुओं के बीच, बल्कि एक ही पदार्थ H2O, HF, NH3 आदि के अणुओं में भी हाइड्रोजन बंधन बनता है। यह संबंधित यौगिकों की तुलना में इन पदार्थों के गुणों में अंतर भी बताता है। हाइड्रोजन बंधन अणुओं के भीतर जाना जाता है, खासकर कार्बनिक यौगिकों में। इसका निर्माण अणु में एक स्वीकर्ता समूह A-H और एक दाता समूह B-R की उपस्थिति से सुगम होता है। ए-एच अणु में, ए सबसे अधिक विद्युतीय तत्व है। पॉलिमर में हाइड्रोजन बॉन्डिंग, जैसे पेप्टाइड्स, एक पेचदार संरचना में परिणत होते हैं। डीएनए में समान संरचनाएं हैं - डीऑक्सीराइबोन्यूक्लिक एसिड - आनुवंशिकता के कोड के रक्षक। हाइड्रोजन बांड मजबूत नहीं हैं। वे साधारण तापमान पर आसानी से बनते और टूटते हैं, जो जैविक प्रक्रियाओं में बहुत महत्वपूर्ण है। यह ज्ञात है कि अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक अधातुओं वाले हाइड्रोजन यौगिकों में असामान्य रूप से उच्च क्वथनांक होते हैं।

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन। आयनिक और सहसंयोजक बंधों की तुलना में संतृप्त परमाणुओं और अणुओं के बीच आकर्षण बल बेहद कमजोर होते हैं। वे पदार्थ जिनमें अणु अत्यधिक कमजोर बलों द्वारा एक साथ बंधे रहते हैं, वे अक्सर 20 डिग्री पर गैसें होती हैं, और कई मामलों में उनके क्वथनांक बहुत कम होते हैं। ऐसी कमजोर ताकतों के अस्तित्व की खोज वैन डेर वाल्स ने की थी। प्रणाली में ऐसी ताकतों के अस्तित्व को इस प्रकार समझाया जा सकता है:

1. एक अणु में स्थायी द्विध्रुव की उपस्थिति। इस मामले में, द्विध्रुव के एक साधारण इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के परिणामस्वरूप, कमजोर अंतःक्रियात्मक बल उत्पन्न होते हैं - द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय (H2O, HCl, CO)

2. द्विध्रुव आघूर्ण बहुत छोटा होता है, लेकिन पानी के साथ परस्पर क्रिया करने पर एक प्रेरित द्विध्रुव बन सकता है, जो आसपास के अणुओं के द्विध्रुव द्वारा अणुओं के बहुलकीकरण के परिणामस्वरूप होता है। इस प्रभाव को द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया पर आरोपित किया जा सकता है और आकर्षण को बढ़ा सकता है।

3. फैलाव बल। ये बल किसी भी परमाणु और अणुओं के बीच कार्य करते हैं, चाहे उनकी संरचना कुछ भी हो। यह अवधारणा लंदन द्वारा पेश की गई थी। सममित परमाणुओं के लिए, केवल अभिनय बल लंदन की सेनाएँ हैं।

21. पदार्थ की कुल अवस्थाएँ: ठोस, तरल, गैसीय। क्रिस्टलीय और अनाकार राज्य। क्रिस्टल जाली।

- सामान्य परिस्थितियों में, परमाणु, आयन और अणु व्यक्तिगत रूप से मौजूद नहीं होते हैं। यह हमेशा किसी पदार्थ के उच्च संगठन के केवल कुछ हिस्सों का गठन करता है जो व्यावहारिक रूप से रासायनिक परिवर्तनों में भाग लेता है - तथाकथित एकत्रीकरण की स्थिति। बाहरी परिस्थितियों के आधार पर, सभी पदार्थ एकत्रीकरण की विभिन्न अवस्थाओं में हो सकते हैं - गैस, तरल, ठोस में। एकत्रीकरण की एक अवस्था से दूसरी अवस्था में संक्रमण पदार्थ के स्टोइकोमेट्रिक संघटन में परिवर्तन के साथ नहीं होता है, बल्कि आवश्यक रूप से इसकी संरचना में अधिक या कम परिवर्तन के साथ जुड़ा होता है।

ठोस अवस्थाएक ऐसी अवस्था है जिसमें पदार्थ का अपना आयतन और अपना आकार होता है। ठोस पदार्थों में, कणों के बीच परस्पर क्रिया बल बहुत अधिक होते हैं। लगभग सभी पदार्थ कई ठोस पिंडों के रूप में मौजूद हैं। इन निकायों की प्रतिक्रियाशीलता और अन्य गुण, एक नियम के रूप में, भिन्न होते हैं। आदर्श ठोस अवस्था एक काल्पनिक आदर्श क्रिस्टल से मेल खाती है।

तरल अवस्थाएक ऐसी अवस्था जिसमें पदार्थ का अपना आयतन होता है लेकिन अपना कोई आकार नहीं होता है। द्रव की एक निश्चित संरचना होती है। संरचना के संदर्भ में, तरल अवस्था ठोस अवस्था के बीच एक कड़ाई से परिभाषित आवधिक संरचना और गैस के बीच मध्यवर्ती है, जिसमें कोई संरचना नहीं है। इसलिए, एक तरल की विशेषता है, एक तरफ, एक निश्चित मात्रा की उपस्थिति से, और दूसरी तरफ, एक निश्चित रूप की अनुपस्थिति से। एक तरल में कणों की निरंतर गति एक दृढ़ता से स्पष्ट आत्म-प्रसार और इसकी तरलता को निर्धारित करती है। किसी द्रव की संरचना और भौतिक गुण उसके अवयवी कणों की रासायनिक पहचान पर निर्भर करते हैं।

गैसीय अवस्था. गैस अवस्था की एक विशेषता यह है कि गैस के अणु (परमाणु) एक साथ नहीं होते हैं, लेकिन मात्रा में स्वतंत्र रूप से चलते हैं। जब अणु एक-दूसरे के करीब आते हैं तो अंतर-आणविक संपर्क की ताकतें प्रकट होती हैं। कमजोर इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन गैसों के कम घनत्व और उनके मुख्य विशिष्ट गुणों का कारण बनता है - अनंत विस्तार की इच्छा और इस इच्छा को रोकने वाले जहाजों की दीवारों पर दबाव डालने की क्षमता। कम दबाव और उच्च तापमान पर कमजोर अंतःक्रियात्मक बातचीत के कारण, सभी विशिष्ट गैसें लगभग समान व्यवहार करती हैं, लेकिन सामान्य तापमान और दबाव पर भी, गैसों की व्यक्तित्व दिखाई देने लगती है। गैस की स्थिति उसके तापमान, दबाव और आयतन की विशेषता होती है। गैस को N.O पर माना जाता है। यदि इसका तापमान 0 डिग्री है और दबाव 1 * 10 Pa है।

- क्रिस्टल अवस्था. ठोस पदार्थों में, मुख्य एक क्रिस्टलीय अवस्था है, जो एक दूसरे के सापेक्ष कणों (परमाणु, आयन, अणु) के एक निश्चित अभिविन्यास द्वारा विशेषता है। यह क्रिस्टल के रूप में पदार्थ के बाहरी रूप को भी निर्धारित करता है। एकल क्रिस्टल - एकल क्रिस्टल प्रकृति में मौजूद होते हैं, लेकिन उन्हें कृत्रिम रूप से प्राप्त किया जा सकता है। लेकिन सबसे अधिक बार, क्रिस्टलीय निकाय पॉलीक्रिस्टलाइन संरचनाएं होती हैं - ये बड़ी संख्या में छोटे क्रिस्टल की अंतर्वृद्धि होती हैं। क्रिस्टलीय निकायों की एक विशिष्ट विशेषता, जो उनकी संरचना से अनुसरण करती है, अनिसोट्रॉपी है। यह स्वयं को इस तथ्य में प्रकट करता है कि क्रिस्टल के यांत्रिक, विद्युत और अन्य गुण क्रिस्टल पर बलों की बाहरी क्रिया की दिशा पर निर्भर करते हैं। क्रिस्टल में कण संतुलन की स्थिति के पास या क्रिस्टल जाली के नोड्स के पास थर्मल कंपन करते हैं।

अनाकार अवस्था. अनाकार अवस्था तरल अवस्था के समान होती है। यह कणों की पारस्परिक व्यवस्था के अपूर्ण क्रम की विशेषता है। संरचनात्मक इकाइयों के बीच के बंधन समान नहीं हैं, इसलिए, अनाकार निकायों में एक विशिष्ट गलनांक नहीं होता है - हीटिंग प्रक्रिया के दौरान, वे धीरे-धीरे नरम और पिघलते हैं। उदाहरण के लिए, सिलिकेट ग्लास के लिए पिघलने की प्रक्रिया की तापमान सीमा 200 डिग्री है। अनाकार निकायों में, गर्म होने पर परमाणुओं की व्यवस्था की प्रकृति व्यावहारिक रूप से नहीं बदलती है। केवल परमाणुओं की गतिशीलता बदलती है - उनके स्पंदन बढ़ते हैं।

- क्रिस्टल जाली:

क्रिस्टल जाली आयनिक, परमाणु (सहसंयोजक या धातु) और आणविक हो सकते हैं।

आयनिक जाली में नोड्स पर बारी-बारी से विपरीत संकेत के आयन होते हैं।

परमाणु जाली में, परमाणु सहसंयोजक या धात्विक बंधों से जुड़े होते हैं। उदाहरण: हीरा (परमाणु-सहसंयोजक जाली), धातु और उनके मिश्र धातु (परमाणु-धातु जाली)। आणविक क्रिस्टल जाली के नोड्स अणुओं द्वारा बनते हैं। क्रिस्टल में, अणु अंतःक्रियात्मक अंतःक्रियाओं से बंधे होते हैं।

क्रिस्टल में रासायनिक बंधन के प्रकार में अंतर सभी प्रकार के क्रिस्टल जाली वाले पदार्थ के भौतिक और रासायनिक गुणों के प्रकार में महत्वपूर्ण अंतर निर्धारित करता है। उदाहरण के लिए, परमाणु-सहसंयोजक जाली वाले पदार्थों को उच्च कठोरता की विशेषता होती है, और परमाणु-धातु जाली वाले पदार्थों को उच्च प्लास्टिसिटी की विशेषता होती है। आयनिक जाली वाले पदार्थों का गलनांक उच्च होता है और वे अस्थिर नहीं होते हैं। आणविक जाली वाले पदार्थ (अंतर-आणविक बल कमजोर होते हैं) फ्यूसिबल, अस्थिर होते हैं, उनकी कठोरता अधिक नहीं होती है।

22. जटिल यौगिक। परिभाषा। मिश्रण।

जटिल यौगिक आणविक यौगिक होते हैं, जिनके घटकों के संयोजन से जटिल आयनों का निर्माण होता है जो क्रिस्टल और घोल दोनों में मुक्त अस्तित्व में सक्षम होते हैं। कॉम्प्लेक्स आयन केंद्रीय परमाणु (कॉम्प्लेक्सिंग एजेंट) और आसपास के लिगैंड के बीच बातचीत का परिणाम हैं। लिगैंड आयन और तटस्थ अणु दोनों हैं। सबसे अधिक बार, कॉम्प्लेक्सिंग एजेंट एक धातु होता है, जो लिगैंड्स के साथ मिलकर एक आंतरिक क्षेत्र बनाता है। एक बाहरी गोला है। आंतरिक और बाहरी गोले आयनिक बंधन द्वारा परस्पर जुड़े हुए हैं।

सहसंयोजक बंधन दो प्रकार के होते हैं: सिग्मा और पाई बांड। एक सिग्मा बंधन एक एकल सहसंयोजक बंधन होता है जब एओ एक सीधी रेखा (अक्ष) के साथ ओवरलैप करता है जो दो बंधे हुए परमाणुओं के नाभिक को इस सीधी रेखा पर अधिकतम ओवरलैप के साथ जोड़ता है। एक सिग्मा बांड तब उत्पन्न हो सकता है जब कोई (s-, p-हाइब्रिड) AO ओवरलैप हो। ऑर्गेनोजेन्स (कार्बन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, सल्फर) में, हाइब्रिड ऑर्बिटल्स सिग्मा बॉन्ड के निर्माण में भाग ले सकते हैं, जो अधिक कुशल ओवरलैप प्रदान करते हैं। अक्षीय ओवरलैप के अलावा, एक अन्य प्रकार का ओवरलैप संभव है - पी-एओ का पार्श्व ओवरलैप, जिससे एक पाई बॉन्ड का निर्माण होता है। एक पाई-बंधन एक बंधन है जो गैर-संकरित पी-एओ के पार्श्व ओवरलैप द्वारा बनता है जिसमें परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के दोनों किनारों पर अधिकतम ओवरलैप होता है। कार्बनिक यौगिकों में अक्सर होने वाले, एकाधिक बंधन सिग्मा और पीआई बंधनों का संयोजन होते हैं; डबल - एक सिग्मा और एक पाई, ट्रिपल - एक सिग्मा और दो पाई बांड।

बंध ऊर्जा वह ऊर्जा है जो तब निकलती है जब एक बंधन बनता है या दो बंधे हुए परमाणुओं को अलग करने के लिए आवश्यक होता है। यह बंधन शक्ति के एक उपाय के रूप में कार्य करता है: जितनी अधिक ऊर्जा होगी, बंधन उतना ही मजबूत होगा।

बंध की लंबाई बंधित परमाणुओं के केंद्रों के बीच की दूरी है। डबल बॉन्ड सिंगल बॉन्ड से छोटा होता है, और ट्रिपल बॉन्ड डबल बॉन्ड से छोटा होता है। संकरण की विभिन्न अवस्थाओं में कार्बन परमाणुओं के बीच के बंधनों को एक सामान्य पैटर्न की विशेषता होती है: संकर कक्षीय में s-कक्षीय के अनुपात में वृद्धि के साथ, बंधन की लंबाई कम हो जाती है। उदाहरण के लिए, यौगिकों की श्रृंखला में प्रोपेन CH3-CH2-CH3, प्रोपेन CH3-CH=CH2, प्रोपाइन CH3-C-=CH, CH3-C बॉन्ड की लंबाई क्रमशः 0.154, 0.150 और 0.146 एनएम है।

रसायन विज्ञान में, कार्बन परमाणु और अन्य तत्वों के संकर कक्षकों की अवधारणा का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। ऑर्बिटल्स की पुनर्व्यवस्था का वर्णन करने के तरीके के रूप में संकरण की अवधारणा उन मामलों में आवश्यक है जहां एक परमाणु की जमीनी अवस्था में अप्रकाशित इलेक्ट्रॉनों की संख्या बनने वाले बांडों की संख्या से कम है। यह माना जाता है कि समान ऊर्जा स्तरों वाले विभिन्न परमाणु ऑर्बिटल्स एक दूसरे के साथ परस्पर क्रिया करते हैं, एक ही आकार और ऊर्जा के साथ हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनाते हैं। हाइब्रिड ऑर्बिटल्स, अधिक ओवरलैप के कारण, गैर-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स की तुलना में अधिक मजबूत बॉन्ड बनाते हैं।

संकरण का प्रकार अंतरिक्ष में संकर AOs के उन्मुखीकरण को निर्धारित करता है और, परिणामस्वरूप, अणुओं की ज्यामिति। संकरण में प्रवेश करने वाले ऑर्बिटल्स की संख्या के आधार पर, कार्बन परमाणु संकरण के तीन राज्यों में से एक में हो सकता है। sp3 संकरण। Sp3 संकरण के परिणामस्वरूप, जमीनी अवस्था से कार्बन परमाणु 1s2-2s2-2p2, 2s- से 2p-कक्षीय में एक इलेक्ट्रॉन के स्थानांतरण के कारण, उत्तेजित अवस्था 1s2-2s1-2p3 में गुजरता है। एक उत्तेजित कार्बन परमाणु (एक 2s और तीन 2p ऑर्बिटल्स) के चार बाहरी AO के मिश्रण से चार समतुल्य sp हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनते हैं। उनके पास वॉल्यूम आठ का आकार है, जिनमें से एक ब्लेड दूसरे की तुलना में बहुत बड़ा है। पारस्परिक प्रतिकर्षण के कारण, sp3-हाइब्रिड AO अंतरिक्ष में टेट्राहेड्रोन के शीर्षों की ओर निर्देशित होते हैं और उनके बीच के कोण 109.5° (सबसे अनुकूल व्यवस्था) के बराबर होते हैं। एक परमाणु में प्रत्येक संकर कक्षक एक इलेक्ट्रॉन से भरा होता है। Sp3 संकरण की स्थिति में कार्बन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s2(2sp3)4 है।

संकरण की ऐसी स्थिति संतृप्त हाइड्रोकार्बन (अल्केन्स) में कार्बन परमाणुओं की विशेषता है और, तदनुसार, उनके डेरिवेटिव के अल्काइल रेडिकल्स में। एसपी 2 संकरण। sp2 संकरण के परिणामस्वरूप, उत्तेजित कार्बन परमाणु के एक 2s- और दो 2p-AO के मिश्रण के कारण, तीन समतुल्य sp2-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनते हैं, जो एक ही तल में 120' के कोण पर स्थित होते हैं। असंकरित 2p-AO लम्बवत तल में है। Sp2 संकरण की स्थिति में कार्बन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s2-(2sp2)3-2p1 है। ऐसा कार्बन परमाणु असंतृप्त हाइड्रोकार्बन (एल्किन्स), साथ ही कुछ कार्यात्मक समूहों, जैसे कार्बोनिल, कार्बोक्सिल और अन्य की विशेषता है। उत्तेजित कार्बन परमाणु के एक 2s और एक 2p कक्षकों के मिश्रण के कारण sp संकरण के परिणामस्वरूप, 180° के कोण पर रैखिक रूप से स्थित दो समतुल्य sp संकर AO बनते हैं। दो 2p-AOs असंकरित शेष परस्पर लंबवत विमानों में स्थित हैं। Sp संकरण की स्थिति में कार्बन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s2-(2sp)2-2p2 है। ऐसा परमाणु ट्रिपल बॉन्ड वाले यौगिकों में पाया जाता है, उदाहरण के लिए, एल्काइन्स, नाइट्राइल्स में। अन्य तत्वों के परमाणु भी संकर अवस्था में हो सकते हैं। उदाहरण के लिए, अमोनियम आयन NH4+ में नाइट्रोजन परमाणु और, तदनुसार, एल्केलामोनियम RNН3+ sp3 संकरण की स्थिति में है; पाइरोल और पाइरीडीन में - sp2 संकरण; नाइट्राइल में - एसपी-संकरण।



एक सिग्मा और एक पाई-बॉन्ड, ट्रिपल - एक सिग्मा- और दो ऑर्थोगोनल पाई-बॉन्ड से मिलकर बनता है।

सिग्मा और पाई बांड की अवधारणा पिछली शताब्दी के 30 के दशक में लिनुस पॉलिंग द्वारा विकसित की गई थी।

एल. पॉलिंग की सिग्मा और पाई बॉन्ड की अवधारणा वैलेंस बॉन्ड के सिद्धांत का एक अभिन्न अंग बन गई। वर्तमान में, परमाणु कक्षाओं के एनिमेटेड-छवियों-संकरण विकसित किए गए हैं।

हालांकि, एल. पॉलिंग स्वयं सिग्मा और पाई बांड के विवरण से संतुष्ट नहीं थे। एफ ए केकुले (लंदन, सितंबर 1958) की स्मृति को समर्पित सैद्धांतिक कार्बनिक रसायन विज्ञान पर एक संगोष्ठी में, उन्होंने , विवरण को त्याग दिया, एक घुमावदार रासायनिक बंधन के सिद्धांत को प्रस्तावित और प्रमाणित किया। नए सिद्धांत ने स्पष्ट रूप से सहसंयोजक रासायनिक बंधन के भौतिक अर्थ को ध्यान में रखा।

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पाई-बॉन्ड और हाइब्रिडाइज्ड एसपी2 ऑर्बिटल्स

कार्बन परमाणु की संरचना। सिग्मा - और पाई-बॉन्ड। संकरण। भाग 1

रसायन शास्त्र। कार्बनिक यौगिकों में सहसंयोजक रासायनिक बंधन। फॉक्सफोर्ड ऑनलाइन लर्निंग सेंटर

उपशीर्षक

पिछले वीडियो में हमने सिग्मा बॉन्ड के बारे में बात की थी। मुझे 2 नाभिक और कक्षक बनाने दें। यहाँ इस परमाणु का sp3 संकर कक्षक है, इसका अधिकांश भाग यहाँ है। और यहाँ भी, sp3-संकर कक्षीय। यहाँ एक छोटा सा हिस्सा है, यहाँ एक बड़ा हिस्सा है। एक सिग्मा बॉन्ड बनता है जहां ऑर्बिटल्स ओवरलैप होते हैं। यहां दूसरे प्रकार का कनेक्शन कैसे बनाया जा सकता है? इसके लिए कुछ स्पष्टीकरण की आवश्यकता होगी। यह सिग्मा बंधन है। यह तब बनता है जब 2 ऑर्बिटल्स परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली धुरी पर ओवरलैप करते हैं। एक अन्य प्रकार का बंधन दो p-कक्षकों द्वारा बनाया जा सकता है। मैं 2 परमाणुओं के नाभिक और एक-एक p-कक्षक बनाऊंगा। यहाँ कोर हैं। अब मैं ऑर्बिटल्स खींचूंगा। पी ऑर्बिटल डंबल की तरह है। मैं उन्हें एक-दूसरे के थोड़ा और करीब लाऊंगा। यहाँ एक डम्बल के आकार में एक p-कक्षक है। यह परमाणु के p-कक्षकों में से एक है। मैं उसे और आकर्षित करूंगा। यहाँ p-कक्षकों में से एक है। इस प्रकार सं. और इस परमाणु में पिछले वाले के समानांतर एक p-कक्षक भी है। बता दें कि यह इस प्रकार है। इस प्रकार सं. इसे ठीक करना चाहिए था। और ये ऑर्बिटल्स ओवरलैप करते हैं। यही बात है। 2 p-कक्षक एक दूसरे के समानांतर हैं। यहाँ संकर sp3-कक्षक एक दूसरे पर निर्देशित होते हैं। और ये समानांतर हैं। अतः p-कक्षक एक दूसरे के समांतर होते हैं। वे यहां ऊपर और नीचे ओवरलैप करते हैं। यह एक पी-बॉन्ड है। मैं हस्ताक्षर करूंगा। यह 1 पी बांड है। यह एक ग्रीक छोटे अक्षर "पी" के साथ लिखा गया है। ठीक है, या तो: "पी-कनेक्शन।" और यह - P आबंध p-कक्षकों के अतिव्यापन के कारण बनता है। सिग्मा बॉन्ड नियमित सिंगल बॉन्ड होते हैं, और डबल और ट्रिपल बॉन्ड बनाने के लिए उनमें P बॉन्ड जोड़े जाते हैं। बेहतर समझ के लिए, एथिलीन अणु पर विचार करें। इसका अणु इस प्रकार व्यवस्थित होता है। 2 कार्बन एक दोहरे बंधन से जुड़े हुए हैं, साथ ही 2 हाइड्रोजन प्रत्येक। बंधन निर्माण को बेहतर ढंग से समझने के लिए, हमें कार्बन परमाणुओं के चारों ओर कक्षाएँ बनाने की आवश्यकता है। तो बस... पहले मैं sp2 हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनाऊंगा। मैं समझाता हूँ कि क्या हो रहा है। मीथेन के मामले में, 1 कार्बन परमाणु 4 हाइड्रोजन परमाणुओं से बंधा होता है, इस प्रकार एक त्रि-आयामी टेट्राहेड्रल संरचना बनाता है, जैसे। यह परमाणु हमारी ओर इशारा करता है। यह परमाणु पृष्ठ के तल में स्थित है। यह परमाणु पृष्ठ के तल के पीछे स्थित है, और यह चिपक जाता है। यह मीथेन है। कार्बन परमाणु sp3 संकर कक्षक बनाता है, जिनमें से प्रत्येक एक हाइड्रोजन परमाणु के साथ एकल सिग्मा बंधन बनाता है। अब मिथेन अणु में कार्बन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखते हैं। आइए 1s2 से शुरू करते हैं। अगला 2s2 और 2p2 होना चाहिए, लेकिन वास्तव में सब कुछ अधिक दिलचस्प है। देखना। 1s कक्षीय पर 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं, और कुल 4 इलेक्ट्रॉनों वाले 2s और 2p कक्षकों के बजाय, उनके पास sp3 संकर कक्षक होंगे: यहाँ एक है, यहाँ दूसरा है, यहाँ तीसरा sp3 संकर कक्षीय और चौथा है। एक पृथक कार्बन परमाणु में 2s कक्षीय और 3 2p कक्षक x-अक्ष के अनुदिश, y-अक्ष पर और z-अक्ष के अनुदिश होते हैं। पिछले वीडियो में, हमने देखा कि वे मीथेन अणु में बंधन बनाने के लिए मिश्रित होते हैं और इलेक्ट्रॉनों को इस तरह वितरित किया जाता है। एथिलीन अणु में 2 कार्बन परमाणु होते हैं, और अंत में यह स्पष्ट होता है कि यह एक डबल बॉन्ड वाला एल्केन है। इस स्थिति में कार्बन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास भिन्न दिखता है। यहाँ 1s कक्षीय है, और यह अभी भी भरा हुआ है। इसमें 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं। और दूसरे कोश के इलेक्ट्रॉनों के लिए, मैं एक अलग रंग लूंगा। तो दूसरे खोल पर क्या है? यहां कोई एस- और पी-ऑर्बिटल्स नहीं हैं, क्योंकि बांड बनाने के लिए इन 4 इलेक्ट्रॉनों को अयुग्मित बनाया जाना चाहिए। प्रत्येक कार्बन परमाणु 4 इलेक्ट्रॉनों के साथ 4 बंधन बनाता है। 1,2,3,4। लेकिन अब s-कक्षक 3 p-कक्षकों के साथ नहीं, बल्कि उनमें से 2 के साथ संकरण करता है। यहाँ 2sp2 कक्षीय है। S-कक्षीय मिश्रण 2 p-कक्षकों के साथ। 1s और 2p। और एक p-कक्षक वही रहता है। और यह शेष p-कक्षक P-बंध के निर्माण के लिए उत्तरदायी है। पी-बांड की उपस्थिति एक नई घटना की ओर ले जाती है। संचार की धुरी के चारों ओर घूमने की कमी की घटना। अब आप समझ गए होंगे। मैं दोनों कार्बन परमाणुओं को एक आयतन में खींचूंगा। अब आप सब कुछ समझ जाएंगे। मैं इसके लिए एक अलग रंग लूंगा। यहाँ एक कार्बन परमाणु है। यहाँ इसका मूल है। मैं इसे C अक्षर से चिह्नित करूँगा, यह कार्बन है। सबसे पहले आता है 1s कक्षीय, यह छोटा गोला। फिर हाइब्रिड 2sp2 ऑर्बिटल्स हैं। वे एक ही तल में झूठ बोलते हैं, एक त्रिभुज, कुआँ या "प्रशांत" बनाते हैं। मैं इसे पैमाने पर दिखाऊंगा। यह कक्षीय यहाँ इंगित करता है। यह वहीं निर्देशित है। उनके पास दूसरा, छोटा हिस्सा है, लेकिन मैं इसे नहीं बनाऊंगा, क्योंकि यह आसान है। वे पी-ऑर्बिटल्स के समान हैं, लेकिन उनमें से एक भाग दूसरे की तुलना में बहुत बड़ा है। और आखिरी वाला यहाँ है। अगर आप यहां एक सर्कल बनाते हैं तो यह मर्सिडीज बैज जैसा दिखता है। यह वाम कार्बन परमाणु है। इसमें 2 हाइड्रोजन परमाणु होते हैं। यहाँ 1 परमाणु है। वह वहीं है, यहीं है। एक इलेक्ट्रॉन प्रति 1s कक्षीय के साथ। यहाँ दूसरा हाइड्रोजन परमाणु है। यह परमाणु यहीं होगा। और अब सही कार्बन परमाणु। अब हम इसे खींचते हैं। मैं कार्बन परमाणुओं को एक साथ खींचूंगा। यह कार्बन परमाणु है। यहाँ इसका 1s कक्षीय है। इसमें समान इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन है। 1s कक्षीय चारों ओर और समान संकर कक्षक। दूसरे कोश के सभी कक्षकों में से, मैंने ये 3 खींचे हैं। मैंने अभी तक P-कक्षक नहीं खींचा है। लेकिन मैं करूँगा। मैं पहले कनेक्शन खींचूंगा। पहला यह बंधन होगा जो एसपी 2-हाइब्रिड ऑर्बिटल द्वारा बनाया गया है। मैं उसी रंग से रंग दूंगा। यह बंध sp2-संकर कक्षक द्वारा बनता है। और यह एक सिग्मा बंधन है। ऑर्बिटल्स बंधन अक्ष पर ओवरलैप करते हैं। यहाँ सब कुछ सरल है। और 2 हाइड्रोजन परमाणु हैं: एक बंधन यहाँ, दूसरा यहाँ बंधन। यह कक्षीय थोड़ा बड़ा है क्योंकि यह करीब है। और यह हाइड्रोजन परमाणु यहाँ है। और वह भी सिग्मा बांड, यदि आप ध्यान दें। S कक्षक sp2 के साथ अतिव्यापन करता है, अतिव्यापन दोनों परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाले अक्ष पर स्थित होता है। एक सिग्मा बॉन्ड, दूसरा। यहाँ एक और हाइड्रोजन परमाणु है, जो एक सिग्मा बंध द्वारा भी जुड़ा हुआ है। आकृति में सभी बांड सिग्मा बांड हैं। व्यर्थ में मैं उन पर हस्ताक्षर करता हूं। मैं उन्हें छोटे ग्रीक अक्षरों "सिग्मा" से चिह्नित करूंगा। और यहाँ भी। तो यह लिंक, यह लिंक, यह लिंक, यह लिंक, यह लिंक एक सिग्मा लिंक है। और इन परमाणुओं के शेष p-कक्षक के बारे में क्या? वे मर्सिडीज साइन के विमान में लेटते नहीं हैं, वे ऊपर और नीचे चिपके रहते हैं। मैं इन ऑर्बिटल्स के लिए एक नया रंग लूंगा। उदाहरण के लिए, बैंगनी। यहाँ p-कक्षक है। इसे और अधिक खींचना आवश्यक है, बहुत बड़ा। सामान्य तौर पर, पी-ऑर्बिटल इतना बड़ा नहीं होता है, लेकिन मैं इसे इस तरह खींचता हूं। और यह p-कक्षक स्थित है, उदाहरण के लिए, z-अक्ष के साथ, और शेष कक्षक xy तल में स्थित हैं। Z-अक्ष ऊपर और नीचे होता है। निचले हिस्सों को भी ओवरलैप करना चाहिए। मैं उनमें से और अधिक आकर्षित करूंगा। इस तरह और इस तरह। ये p ऑर्बिटल्स हैं और ये ओवरलैप करते हैं। इस तरह यह कनेक्शन बनता है। यह दोहरे बंधन का दूसरा घटक है। और यहां कुछ समझाना जरूरी है। यह एक पी-बॉन्ड है, और वह भी। यह सब एक ही पी-बॉन्ड है। j दोहरे बंधन का दूसरा भाग। आगे क्या होगा? अपने आप में, यह कमजोर है, लेकिन एक सिग्मा बंधन के संयोजन में, यह एक साधारण सिग्मा बंधन की तुलना में परमाणुओं को करीब लाता है। इसलिए, एक डबल बॉन्ड सिंगल सिग्मा बॉन्ड से छोटा होता है। अब मजा शुरू होता है। यदि एक सिग्मा बंधन होता, तो परमाणुओं के दोनों समूह बंधन की धुरी के चारों ओर घूम सकते थे। बंधन अक्ष के चारों ओर घूमने के लिए, एक एकल बंधन उपयुक्त है। लेकिन ये ऑर्बिटल्स एक दूसरे के समानांतर और ओवरलैप होते हैं, और यह पी-बॉन्ड रोटेशन की अनुमति नहीं देता है। यदि परमाणुओं के इन समूहों में से एक घूमता है, तो दूसरा इसके साथ घूमता है। पी-बॉन्ड एक डबल बॉन्ड का हिस्सा है, और डबल बॉन्ड कठोर हैं। और ये 2 हाइड्रोजन परमाणु दूसरे 2 से अलग घूम नहीं सकते। एक दूसरे के सापेक्ष उनका स्थान स्थिर है। यही हो रहा है। मुझे उम्मीद है कि अब आप सिग्मा और पी बॉन्ड के बीच के अंतर को समझ गए होंगे। बेहतर समझ के लिए, आइए एसिटिलीन का उदाहरण लें। यह एथिलीन के समान है, लेकिन इसमें ट्रिपल बॉन्ड होता है। प्रत्येक तरफ एक हाइड्रोजन परमाणु। जाहिर है, ये बॉन्ड एसपी ऑर्बिटल्स द्वारा बनाए गए सिग्मा बॉन्ड हैं। 2s कक्षीय, p कक्षकों में से एक के साथ संकरण करता है, जिसके परिणामस्वरूप sp संकर कक्षक सिग्मा बंध बनाते हैं, वे यहां हैं। शेष 2 बांड पी-बॉन्ड हैं। कल्पना कीजिए कि एक और पी-ऑर्बिटल हमारी ओर इशारा कर रहा है, और यहां एक और, उनके दूसरे हिस्सों को हमसे दूर निर्देशित किया गया है, और वे ओवरलैप करते हैं, और यहां एक हाइड्रोजन परमाणु है। शायद मुझे इसके बारे में एक वीडियो बनाना चाहिए। मुझे आशा है कि मैंने आपको बहुत भ्रमित नहीं किया।

हाइड्रोजन अणु के उदाहरण का उपयोग करते हुए एक रासायनिक बंधन के गठन के तंत्र के बारे में विचार अन्य अणुओं पर भी लागू होते हैं। इस आधार पर निर्मित रासायनिक आबंधन के सिद्धांत को संयोजकता बंधों की विधि कहा गया। (एमवीएस).

बुनियादी प्रावधान:

1) एक सहसंयोजक बंधन विपरीत रूप से निर्देशित स्पिन के साथ दो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के परिणामस्वरूप बनता है, और गठित सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल दो परमाणुओं से संबंधित होता है;

2) सहसंयोजक बंधन जितना मजबूत होता है, उतने ही अधिक परस्पर क्रिया करने वाले इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं। इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप की डिग्री उनके आकार और घनत्व पर निर्भर करती है;

3) एक अणु का निर्माण इलेक्ट्रॉन बादलों के संपीड़न और परमाणुओं के आकार की तुलना में अणु के आकार में कमी के साथ होता है;

4) बाहरी ऊर्जा स्तर के s- और p-इलेक्ट्रॉन और पूर्व-बाह्य ऊर्जा स्तर के d-इलेक्ट्रॉन बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं।

क्लोरीन अणु में, इसके प्रत्येक परमाणु में आठ इलेक्ट्रॉनों s 2 p 6 का एक पूर्ण बाहरी स्तर होता है, और उनमें से दो (एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी) समान रूप से दोनों परमाणुओं से संबंधित होते हैं। अणु के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैप चित्र में दिखाया गया है।

क्लोरीन सीएल 2 (ए) और हाइड्रोजन क्लोराइड एचसीएल (बी) के अणुओं में एक रासायनिक बंधन के गठन की योजना

एक रासायनिक बंधन जिसके लिए परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली रेखा बंधन इलेक्ट्रॉन बादल की समरूपता अक्ष कहलाती है सिग्मा (σ)-बॉन्ड. यह तब होता है जब परमाणु कक्षाओं का "ललाट" अतिव्यापी होता है। एच 2 अणु में अतिव्यापी एस-एस-ऑर्बिटल्स के साथ बांड; Cl2 अणु में p-p कक्षक और HCl अणु में s-p कक्षक सिग्मा आबंध हैं। परमाणु कक्षाओं के संभावित "पार्श्व" अतिव्यापी। पी-इलेक्ट्रॉन बादलों को ओवरलैप करते समय बंधन अक्ष के लंबवत उन्मुख होते हैं, यानी। y- और z-अक्ष के साथ, इस अक्ष के दोनों किनारों पर स्थित ओवरलैप के दो क्षेत्र बनते हैं।

इस सहसंयोजक बंधन को कहा जाता है पीआई(पी)-बॉन्ड. आबंध के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉन बादलों का अतिव्यापन कम होता है। इसके अलावा, अतिव्यापन के क्षेत्र -आबंध के निर्माण की तुलना में नाभिक से अधिक दूर स्थित होते हैं। इन कारणों से -बंध -बंध से कम प्रबल होता है। इसलिए, एक दोहरे बंधन की ऊर्जा एक एकल बंधन की ऊर्जा के दोगुने से कम होती है, जो हमेशा एक बंधन होता है। इसके अलावा, -बंध में अक्षीय, बेलनाकार समरूपता होती है और यह परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के चारों ओर क्रांति का एक पिंड है। इसके विपरीत -बंध में बेलनाकार सममिति नहीं होती है।

एक एकल बंधन हमेशा एक शुद्ध या संकर बंधन होता है। एक दोहरे बंधन में एक - और एक -बंध एक दूसरे के लंबवत स्थित होते हैं। -बंध -बंध से अधिक मजबूत होता है। कई बंधों वाले यौगिकों में, हमेशा एक -बंध और एक या दो -बंध होते हैं।