उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु की ओर प्राथमिकता से गति करता है। यह विपरीत रूप से आवेशित पिंडों के रूप में आयनों का आकर्षण है। एक उदाहरण यौगिक सीएसएफ है, जिसमें "आयनिकता की डिग्री" 97% है। आयनिक बंधन सहसंयोजक ध्रुवीय बंध ध्रुवीकरण का एक चरम मामला है। एक विशिष्ट धातु और अधातु के बीच निर्मित। इस मामले में, धातु से इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से गैर-धातु में स्थानांतरित हो जाते हैं, और आयन बनते हैं।

A ⋅ + ⋅ B → A + [ : B − ] (\displaystyle (\mathsf (A))\cdot +\cdot (\mathsf (B))\to (\mathsf (A))^(+)[: (\गणित (बी))^(-)])

परिणामी आयनों के बीच एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण होता है, जिसे आयनिक बंधन कहा जाता है। या यूं कहें कि यह लुक सुविधाजनक है। वास्तव में, अपने शुद्ध रूप में परमाणुओं के बीच आयनिक बंधन कहीं भी या लगभग कहीं भी महसूस नहीं किया जाता है; आमतौर पर, वास्तव में, बंधन प्रकृति में आंशिक रूप से आयनिक और आंशिक रूप से सहसंयोजक होता है। साथ ही, जटिल आणविक आयनों के बंधन को अक्सर विशुद्ध रूप से आयनिक माना जा सकता है। आयनिक बांड और अन्य प्रकार के रासायनिक बांड के बीच सबसे महत्वपूर्ण अंतर उनकी गैर-दिशात्मकता और गैर-संतृप्ति है। यही कारण है कि आयनिक बंधों के कारण बनने वाले क्रिस्टल संबंधित आयनों के विभिन्न सघन पैकिंग की ओर आकर्षित होते हैं।

विशेषताएँऐसे यौगिकों में ध्रुवीय विलायक (पानी, एसिड, आदि) में अच्छी घुलनशीलता होती है। ऐसा अणु के आवेशित भागों के कारण होता है। इस मामले में, विलायक के द्विध्रुव अणु के आवेशित सिरों की ओर आकर्षित होते हैं, और, ब्राउनियन गति के परिणामस्वरूप, वे पदार्थ के अणु को टुकड़ों में "फाड़" देते हैं और उन्हें घेर लेते हैं, जिससे उन्हें फिर से जुड़ने से रोका जा सकता है। परिणाम विलायक द्विध्रुवों से घिरे आयन हैं।

जब ऐसे यौगिक घुलते हैं, तो आमतौर पर ऊर्जा निकलती है, क्योंकि गठित विलायक-आयन बांड की कुल ऊर्जा आयन-धनायन बंधन की ऊर्जा से अधिक होती है। अपवाद नाइट्रिक एसिड (नाइट्रेट) के कई लवण हैं, जो घुलने पर गर्मी को अवशोषित करते हैं (समाधान ठंडा होता है)। बाद वाले तथ्य को भौतिक रसायन विज्ञान में माने जाने वाले नियमों के आधार पर समझाया गया है। आयन अंतःक्रिया

यदि कोई परमाणु एक या अधिक इलेक्ट्रॉन खो देता है, तो यह एक सकारात्मक आयन में बदल जाता है - एक धनायन (ग्रीक से अनुवादित - "नीचे जा रहा है")। इस प्रकार हाइड्रोजन H+, लिथियम Li+, बेरियम Ba2+ के धनायन बनते हैं। इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करके, परमाणु नकारात्मक आयनों में बदल जाते हैं - आयन (ग्रीक "आयन" से - ऊपर जा रहे हैं) आयनों के उदाहरण फ्लोराइड आयन F−, सल्फाइड आयन S2− हैं।

धनायन और ऋणायन एक दूसरे को आकर्षित करने में सक्षम हैं। इस स्थिति में, एक रासायनिक बंधन होता है और रासायनिक यौगिक बनते हैं। इस प्रकार के रासायनिक बंधन को आयनिक बंधन कहा जाता है:

आयनिक बंधन एक रासायनिक बंधन है जो धनायनों और आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण द्वारा बनता है।

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✪आयनिक बंधन. रसायन शास्त्र आठवीं कक्षा

✪ आयनिक, सहसंयोजक और धात्विक बंधन

✪ आयनिक रासायनिक बंधन | रसायन विज्ञान 11वीं कक्षा #3 | जानकारी पाठ

उपशीर्षक

आयनिक बंधन निर्माण का उदाहरण

आइए "सोडियम क्लोराइड" के उदाहरण का उपयोग करके निर्माण की विधि पर विचार करें सोडियम क्लोराइड. सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है: N a 11 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 (\displaystyle (\mathsf (Na^(11)1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1))))और सी एल 17 1 एस 2 2 एस 2 2 पी 6 3 एस 2 3 पी 5 (\displaystyle (\mathsf (Cl^(17)1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2) 3पी^(5)))). ये अपूर्ण ऊर्जा स्तर वाले परमाणु हैं। जाहिर है, उन्हें पूरा करने के लिए, सोडियम परमाणु के लिए सात इलेक्ट्रॉन लेने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन छोड़ना आसान है, और क्लोरीन परमाणु के लिए सात इलेक्ट्रॉन छोड़ने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन छोड़ना आसान है। रासायनिक अंतःक्रिया के दौरान, सोडियम परमाणु पूरी तरह से एक इलेक्ट्रॉन छोड़ देता है, और क्लोरीन परमाणु इसे स्वीकार कर लेता है।

योजनाबद्ध रूप से, इसे इस प्रकार लिखा जा सकता है:

N a − e → N a + (\displaystyle (\mathsf (Na-e\rightarrow Na^(+))))- सोडियम आयन, स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन शेल ( N a + 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (\displaystyle (\mathsf (Na^(+)1s^(2)2s^(2)2p^(6))))) दूसरे ऊर्जा स्तर के कारण। C l + e → C l − (\displaystyle (\mathsf (Cl+e\rightarrow Cl^(-))))- क्लोरीन आयन, स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन शेल।

आयनों के बीच N a + (\displaystyle (\mathsf (Na^(+))))और C l − (\displaystyle (\mathsf (Cl^(-))))इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षक बल उत्पन्न होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप संबंध बनता है।

सभी रासायनिक यौगिक एक रासायनिक बंधन के निर्माण से बनते हैं। और कनेक्टिंग कणों के प्रकार के आधार पर, कई प्रकारों को प्रतिष्ठित किया जाता है। सबसे बुनियादी- ये सहसंयोजक ध्रुवीय, सहसंयोजक अध्रुवीय, धात्विक और आयनिक हैं। आज हम आयनिक के बारे में बात करेंगे।

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आयन क्या हैं

यह दो परमाणुओं के बीच बनता है - एक नियम के रूप में, बशर्ते कि उनके बीच इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर बहुत बड़ा हो। पॉलिंग स्केल का उपयोग करके परमाणुओं और आयनों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी का आकलन किया जाता है।

इसलिए, यौगिकों की विशेषताओं पर सही ढंग से विचार करने के लिए, आयनिकता की अवधारणा पेश की गई थी। यह विशेषता आपको यह निर्धारित करने की अनुमति देती है कि किसी विशेष बंधन का कितना प्रतिशत आयनिक है।

उच्चतम आयनिकता वाला यौगिक सीज़ियम फ्लोराइड है, जिसमें यह लगभग 97% है। आयनिक बंधन विशेषता हैडी.आई. तालिका के पहले और दूसरे समूहों में स्थित धातु परमाणुओं द्वारा निर्मित पदार्थों के लिए। मेंडेलीव, और गैर-धातुओं के परमाणु एक ही तालिका के छठे और सातवें समूह में स्थित हैं।

टिप्पणी!यह ध्यान देने योग्य है कि ऐसा कोई यौगिक नहीं है जिसमें संबंध विशेष रूप से आयनिक हो। वर्तमान में खोजे गए तत्वों के लिए, 100% आयनिक यौगिक प्राप्त करने के लिए इलेक्ट्रोनगेटिविटी में इतना बड़ा अंतर हासिल करना संभव नहीं है। इसलिए, आयनिक बंधन की परिभाषा पूरी तरह से सही नहीं है, क्योंकि वास्तव में आंशिक आयनिक अंतःक्रिया वाले यौगिकों पर विचार किया जाता है।

यदि ऐसी घटना वास्तव में मौजूद नहीं है तो यह शब्द क्यों पेश किया गया? तथ्य यह है कि इस दृष्टिकोण ने लवण, ऑक्साइड और अन्य पदार्थों के गुणों की कई बारीकियों को समझाने में मदद की। उदाहरण के लिए, वे पानी में अत्यधिक घुलनशील क्यों हैं, और वे क्यों हैं समाधान विद्युत धारा संचालित करने में सक्षम हैं. इसे किसी अन्य दृष्टिकोण से नहीं समझाया जा सकता.

शिक्षा तंत्र

आयनिक बंधन का निर्माण तभी संभव है जब दो शर्तें पूरी हों: यदि प्रतिक्रिया में भाग लेने वाला धातु परमाणु अंतिम ऊर्जा स्तर में स्थित इलेक्ट्रॉनों को आसानी से छोड़ने में सक्षम है, और गैर-धातु परमाणु इन इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने में सक्षम है। धातु के परमाणु अपनी प्रकृति से अपचायक होते हैं, अर्थात् ऐसा करने में सक्षम होते हैं इलेक्ट्रॉन दान.

यह इस तथ्य के कारण है कि किसी धातु में अंतिम ऊर्जा स्तर में एक से तीन इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, और कण की त्रिज्या स्वयं काफी बड़ी होती है। इसलिए, अंतिम स्तर पर नाभिक और इलेक्ट्रॉनों के बीच परस्पर क्रिया का बल इतना कम होता है कि वे इसे आसानी से छोड़ सकते हैं। अधातुओं की स्थिति बिल्कुल अलग है। उनके पास है छोटा दायरा, और अंतिम स्तर पर स्वयं के इलेक्ट्रॉनों की संख्या तीन से सात तक हो सकती है।

और उनके और सकारात्मक नाभिक के बीच बातचीत काफी मजबूत है, लेकिन कोई भी परमाणु ऊर्जा स्तर को पूरा करने का प्रयास करता है, इसलिए गैर-धातु परमाणु लापता इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने का प्रयास करते हैं।

और जब दो परमाणु - एक धातु और एक अधातु - मिलते हैं, तो इलेक्ट्रॉन धातु परमाणु से गैर-धातु परमाणु में स्थानांतरित हो जाते हैं, और एक रासायनिक संपर्क बनता है।

कनेक्शन आरेख

यह आंकड़ा स्पष्ट रूप से दिखाता है कि आयनिक बंधन का निर्माण वास्तव में कैसे होता है। प्रारंभ में, तटस्थ रूप से चार्ज किए गए सोडियम और क्लोरीन परमाणु होते हैं।

पहले में अंतिम ऊर्जा स्तर पर एक इलेक्ट्रॉन होता है, दूसरे में सात। इसके बाद, एक इलेक्ट्रॉन सोडियम से क्लोरीन में स्थानांतरित होता है और दो आयन बनता है। जो आपस में मिलकर एक पदार्थ बनाते हैं। आयन क्या है? आयन एक आवेशित कण है जिसमें प्रोटॉनों की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर नहीं है.

सहसंयोजक प्रकार से अंतर

अपनी विशिष्टता के कारण, आयनिक बंधन की कोई दिशात्मकता नहीं होती है। यह इस तथ्य के कारण है कि आयन का विद्युत क्षेत्र एक गोला है, और यह समान नियम का पालन करते हुए एक ही दिशा में समान रूप से घटता या बढ़ता है।

सहसंयोजक के विपरीत, जो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के कारण बनता है।

दूसरा अंतर यह है सहसंयोजक बंधन संतृप्त है. इसका मतलब क्या है? इंटरैक्शन में भाग लेने वाले इलेक्ट्रॉनिक क्लाउडों की संख्या सीमित है।

और आयनिक में, इस तथ्य के कारण कि विद्युत क्षेत्र का गोलाकार आकार होता है, यह असीमित संख्या में आयनों से जुड़ सकता है। इसका मतलब यह है कि हम कह सकते हैं कि यह संतृप्त नहीं है।

इसे कई अन्य गुणों से भी पहचाना जा सकता है:

1. बंधन ऊर्जा एक मात्रात्मक विशेषता है, और यह उस ऊर्जा की मात्रा पर निर्भर करती है जिसे इसे तोड़ने के लिए खर्च किया जाना चाहिए। यह दो मानदंडों पर निर्भर करता है - बांड की लंबाई और आयन चार्जइसकी शिक्षा में शामिल है। बंधन जितना मजबूत होगा, उसकी लंबाई उतनी ही कम होगी और उसे बनाने वाले आयनों का आवेश उतना ही अधिक होगा।
2. लंबाई - इस मानदंड का उल्लेख पिछले पैराग्राफ में पहले ही किया जा चुका है। यह पूरी तरह से यौगिक के निर्माण में शामिल कणों की त्रिज्या पर निर्भर करता है। परमाणुओं की त्रिज्या इस प्रकार बदलती है: यह बढ़ती परमाणु संख्या के साथ अवधि में घटती है और समूह में बढ़ती है।

आयनिक बंध वाले पदार्थ

यह रासायनिक यौगिकों की एक महत्वपूर्ण संख्या की विशेषता है। यह प्रसिद्ध टेबल नमक सहित सभी नमक का एक बड़ा हिस्सा है। यह उन सभी कनेक्शनों में होता है जहां प्रत्यक्ष होता है धातु और अधातु के बीच संपर्क. आयनिक बंध वाले पदार्थों के कुछ उदाहरण यहां दिए गए हैं:

• सोडियम और पोटेशियम क्लोराइड,
• सीज़ियम फ्लोराइड,
• मैग्नीशियम ऑक्साइड।

यह स्वयं को जटिल यौगिकों में भी प्रकट कर सकता है।

उदाहरण के लिए, मैग्नीशियम सल्फेट।

आयनिक और सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थ का सूत्र यहां दिया गया है:

ऑक्सीजन और मैग्नीशियम आयनों के बीच एक आयनिक बंधन बनेगा, लेकिन सल्फर एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का उपयोग करके एक दूसरे से जुड़ा होता है।

जिससे हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि आयनिक बंधन जटिल रासायनिक यौगिकों की विशेषता हैं।

रसायन विज्ञान में आयनिक बंधन क्या है?

रासायनिक बंधों के प्रकार - आयनिक, सहसंयोजक, धात्विक

निष्कर्ष

गुण सीधे डिवाइस पर निर्भर करते हैं क्रिस्टल लैटिस. इसलिए, आयनिक बंधन वाले सभी यौगिक पानी और अन्य ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में अत्यधिक घुलनशील होते हैं, आचरण करते हैं और ढांकता हुआ होते हैं। साथ ही, वे काफी दुर्दम्य और नाजुक होते हैं। इन पदार्थों के गुणों का उपयोग अक्सर विद्युत उपकरणों के डिजाइन में किया जाता है।

सहसंयोजक रासायनिक बंधन आमतौर पर समान या बहुत भिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले गैर-धातु परमाणुओं के बीच होते हैं। यदि उन परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर बड़ा है जिनके बीच एक रासायनिक बंधन बनता है (∆x 1.7 से अधिक है), तो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी लगभग पूरी तरह से उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है। परिणामस्वरूप, ऐसे कण बनते हैं जिनमें आवेश होते हैं - निकटतम उत्कृष्ट गैस के परमाणुओं के स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के साथ सकारात्मक और नकारात्मक रूप से आवेशित आयन। विपरीत रूप से आवेशित आयन इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बलों द्वारा मजबूती से पकड़े रहते हैं - उनके बीच एक रासायनिक बंधन होता है, जिसे आयनिक कहा जाता है।

आयनिक बंधन आमतौर पर विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट अधातुओं के परमाणुओं के बीच होते हैं। धातु परमाणुओं का एक विशिष्ट गुण यह है कि वे आसानी से अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देते हैं, जबकि गैर-धातु परमाणु उन्हें आसानी से जोड़ सकते हैं।

उदाहरण के लिए, सोडियम क्लोराइड NaCl में सोडियम परमाणुओं और क्लोरीन परमाणुओं के बीच एक आयनिक बंधन के गठन पर विचार करें।

सोडियम परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को हटाने से एक धनात्मक आवेशित आयन - सोडियम धनायन Na + का निर्माण होता है।

क्लोरीन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ने से एक नकारात्मक चार्ज आयन - क्लोरीन आयन सीएल - का निर्माण होता है।

परिणामी Na + और Cl - आयनों के बीच, जिनमें विपरीत आवेश होते हैं, इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण होता है, जिसके परिणामस्वरूप एक यौगिक बनता है - एक आयनिक प्रकार के रासायनिक बंधन के साथ सोडियम क्लोराइड।

आयोनिक बंधएक रासायनिक बंधन है जो विपरीत रूप से आवेशित आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक संपर्क के माध्यम से होता है।

इस प्रकार, एक आयनिक बंधन के गठन की प्रक्रिया विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयनों के गठन के साथ सोडियम परमाणुओं से क्लोरीन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के संक्रमण तक कम हो जाती है, जिसमें बाहरी परतों का पूरा इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होता है।

यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि वास्तव में इलेक्ट्रॉन धातु परमाणु से पूरी तरह से अलग नहीं होते हैं, बल्कि केवल क्लोरीन परमाणु की ओर स्थानांतरित होते हैं। यह बदलाव अधिक महत्वपूर्ण है, जिन परमाणुओं के बीच आयनिक बंधन बनता है, उनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर उतना ही अधिक होता है। हालाँकि, सीज़ियम फ्लोराइड CsF के मामले में भी, जिसमें इलेक्ट्रोनगेटिविटी अंतर 3.0 से अधिक है, सीज़ियम परमाणु का चार्ज 1+ नहीं है। इसका मतलब यह है कि सीज़ियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से फ्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित नहीं होता है। अन्य यौगिकों के मामले में, जिनके लिए इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर इतना बड़ा नहीं है, इलेक्ट्रॉन विस्थापन और भी छोटा है, और इसलिए हमें सहसंयोजक के एक निश्चित अनुपात के साथ एक आयनिक रासायनिक बंधन के बारे में बात करनी चाहिए।

जिन यौगिकों में आयनिक बंधन का योगदान महत्वपूर्ण होता है उन्हें आमतौर पर आयनिक कहा जाता है। धातु परमाणुओं वाले अधिकांश द्विआधारी यौगिक आयनिक होते हैं, यानी उनमें रासायनिक बंधन काफी हद तक आयनिक होता है। इन यौगिकों में हैलाइड, ऑक्साइड, सल्फाइड, नाइट्राइड आदि शामिल हैं।

आयनिक बंधन न केवल सरल धनायनों और सरल ऋणायनों जैसे कि F - , Cl - , F 2 - के बीच होता है, बल्कि सरल धनायनों और जटिल ऋणायनों जैसे NO 3 - , NO 4 2 - , NO 4 3 - या हाइड्रॉक्साइड आयनों OH के बीच भी होता है। - . अधिकांश लवण और क्षार आयनिक यौगिक हैं, जैसे Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, Mg(OH) 2. ऐसे आयनिक यौगिक हैं जिनमें जटिल धनायन होते हैं जिनमें धातु परमाणु नहीं होते हैं, उदाहरण के लिए अमोनियम आयन NH4+, साथ ही ऐसे यौगिक जिनमें धनायन और ऋणायन दोनों जटिल हैं, उदाहरण के लिए अमोनियम सल्फेट (एनएच 4) 2 एसओ 4.

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इनमें से पहला है आयनिक बंधों का निर्माण। (दूसरा है शिक्षा, जिसकी चर्चा नीचे की जाएगी)। जब एक आयनिक बंधन बनता है, तो एक धातु परमाणु इलेक्ट्रॉन खो देता है, और एक गैर-धातु परमाणु इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है। उदाहरण के लिए, सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करें:

ना 1s 2 2s 2 2 पृष्ठ 6 3 एस 1 - बाहरी स्तर पर एक इलेक्ट्रॉन

सीएल 1एस 2 2एस 2 2 पृष्ठ 6 3 एस 2 3 पृष्ठ 5 - बाहरी स्तर पर सात इलेक्ट्रॉन

यदि एक सोडियम परमाणु अपना एकमात्र 3s इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु को दान करता है, तो दोनों परमाणुओं के लिए ऑक्टेट नियम संतुष्ट होगा। क्लोरीन परमाणु की बाहरी तीसरी परत पर आठ इलेक्ट्रॉन होंगे, और सोडियम परमाणु की दूसरी परत पर भी आठ इलेक्ट्रॉन होंगे, जो अब बाहरी परत बन गई है:

Na+1s2 2s 2 2 पी 6

सीएल - 1एस 2 2एस 2 2 पृष्ठ 6 3 एस 2 3 पृष्ठ 6 - बाहरी स्तर पर आठ इलेक्ट्रॉन

इस मामले में, सोडियम परमाणु के नाभिक में अभी भी 11 प्रोटॉन हैं, लेकिन इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या घटकर 10 हो गई है। इसका मतलब है कि सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए कणों की संख्या नकारात्मक चार्ज वाले कणों की संख्या से एक अधिक है, इसलिए कुल चार्ज सोडियम "परमाणु" का मान +1 है।
क्लोरीन "परमाणु" में अब 17 प्रोटॉन और 18 इलेक्ट्रॉन हैं और इसका चार्ज -1 है।
एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों की हानि या लाभ से बनने वाले आवेशित परमाणु कहलाते हैं आयनों. धनावेशित आयन कहलाते हैं फैटायनों, और नकारात्मक रूप से आवेशित कहलाते हैं ऋणायन.
विपरीत आवेश वाले धनायन और ऋणायन इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा एक दूसरे की ओर आकर्षित होते हैं। विपरीत आवेशित आयनों के इस आकर्षण को आयनिक बंधन कहा जाता है। . में होता है एक धातु और एक या अधिक अधातुओं द्वारा निर्मित यौगिक। निम्नलिखित यौगिक इस मानदंड को पूरा करते हैं और प्रकृति में आयनिक हैं: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2।

आयनिक यौगिकों को चित्रित करने का एक और तरीका है:

इन सूत्रों में, बिंदु केवल बाहरी कोश में स्थित इलेक्ट्रॉनों को दर्शाते हैं ( अणु की संयोजन क्षमता ). ऐसे सूत्रों को अमेरिकी रसायनज्ञ जी.एन. लुईस के सम्मान में लुईस सूत्र कहा जाता है, जो रासायनिक बंधन के सिद्धांत के संस्थापकों (एल. पॉलिंग के साथ) में से एक थे।

धातु परमाणु से गैर-धातु परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का स्थानांतरण और आयनों का निर्माण इस तथ्य के कारण संभव है कि गैर-धातुओं में उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है, और धातुओं में कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है।

आयनों के एक-दूसरे के प्रति प्रबल आकर्षण के कारण, आयनिक यौगिक अधिकतर ठोस होते हैं और इनका गलनांक काफी अधिक होता है।

एक धातु परमाणु से गैर-धातु परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण से एक आयनिक बंधन बनता है। परिणामी आयन इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा एक दूसरे की ओर आकर्षित होते हैं।

आयनिक (इलेक्ट्रोवेलेंट) रासायनिक बंधन- एक परमाणु से दूसरे परमाणु में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण के कारण इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के कारण होने वाला बंधन। सबसे विशिष्ट गैर-धातुओं के साथ धातुओं के यौगिकों की विशेषता, उदाहरण के लिए:

ना + + सीएल - = ना + सीएल

सोडियम और क्लोरीन के बीच प्रतिक्रिया के उदाहरण का उपयोग करके आयनिक बंधन निर्माण के तंत्र पर विचार किया जा सकता है। एक क्षार धातु परमाणु आसानी से एक इलेक्ट्रॉन खो देता है, जबकि एक हैलोजन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त कर लेता है। परिणामस्वरूप, एक सोडियम धनायन और एक क्लोराइड आयन बनता है। वे अपने बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण के कारण एक संबंध बनाते हैं।

धनायनों और ऋणायनों के बीच परस्पर क्रिया दिशा पर निर्भर नहीं करती, इसलिए आयनिक बंधन को गैर-दिशात्मक कहा जाता है। प्रत्येक धनायन किसी भी संख्या में आयनों को आकर्षित कर सकता है, और इसके विपरीत। यही कारण है कि आयनिक बंधन असंतृप्त है। ठोस अवस्था में आयनों के बीच परस्पर क्रिया की संख्या केवल क्रिस्टल के आकार तक ही सीमित होती है। इसलिए, संपूर्ण क्रिस्टल को आयनिक यौगिक का "अणु" माना जाना चाहिए।

व्यावहारिक रूप से कोई आदर्श आयनिक बंधन नहीं है। यहां तक ​​कि उन यौगिकों में भी जिन्हें आमतौर पर आयनिक के रूप में वर्गीकृत किया जाता है, एक परमाणु से दूसरे में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण नहीं होता है; इलेक्ट्रॉन आंशिक रूप से सामान्य उपयोग में रहते हैं। इस प्रकार, लिथियम फ्लोराइड में बंधन 80% आयनिक और 20% सहसंयोजक है। इसलिए इसके बारे में बात करना ज्यादा सही है आयनिकता की डिग्री(ध्रुवीयता) एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन की। ऐसा माना जाता है कि 2.1 के तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर के साथ, बंधन 50% आयनिक है। यदि अंतर बड़ा है, तो यौगिक को आयनिक माना जा सकता है।

रासायनिक बंधन के आयनिक मॉडल का उपयोग व्यापक रूप से कई पदार्थों के गुणों का वर्णन करने के लिए किया जाता है, मुख्य रूप से गैर-धातुओं के साथ क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं के यौगिक। यह ऐसे यौगिकों का वर्णन करने की सरलता के कारण है: ऐसा माना जाता है कि वे धनायन और आयनों के अनुरूप असम्पीडित आवेशित क्षेत्रों से निर्मित होते हैं। इस मामले में, आयन स्वयं को इस प्रकार व्यवस्थित करते हैं कि उनके बीच आकर्षण बल अधिकतम और प्रतिकारक बल न्यूनतम हों।

हाइड्रोजन बंध

हाइड्रोजन बांड एक विशेष प्रकार का रासायनिक बंधन है। यह ज्ञात है कि अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक अधातुओं, जैसे F, O, N वाले हाइड्रोजन यौगिकों में असामान्य रूप से उच्च क्वथनांक होते हैं। यदि श्रृंखला H 2 Te-H 2 Se-H 2 S में क्वथनांक स्वाभाविक रूप से कम हो जाता है, तो H 2 Sc से H 2 O की ओर बढ़ने पर इस तापमान में वृद्धि में तेज उछाल होता है। हाइड्रोहेलिक एसिड की श्रृंखला में भी यही तस्वीर देखी गई है। यह एच 2 ओ अणुओं और एचएफ अणुओं के बीच एक विशिष्ट बातचीत की उपस्थिति को इंगित करता है। इस तरह की बातचीत से अणुओं को एक-दूसरे से अलग करना मुश्किल हो जाना चाहिए, यानी। उनकी अस्थिरता को कम करें, और परिणामस्वरूप, संबंधित पदार्थों के क्वथनांक को बढ़ाएं। ईओ में बड़े अंतर के कारण, रासायनिक बंधन एच-एफ, एच-ओ, एच-एन अत्यधिक ध्रुवीकृत होते हैं। इसलिए, हाइड्रोजन परमाणु में सकारात्मक प्रभावी चार्ज (δ +) होता है, और एफ, ओ और एन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व की अधिकता होती है, और वे नकारात्मक रूप से चार्ज होते हैं ( -)। कूलम्ब आकर्षण के कारण, एक अणु का धनावेशित हाइड्रोजन परमाणु दूसरे अणु के विद्युत ऋणात्मक परमाणु के साथ परस्पर क्रिया करता है। इसके कारण, अणु एक-दूसरे की ओर आकर्षित होते हैं (मोटे बिंदु हाइड्रोजन बांड का संकेत देते हैं)।

हाइड्रोजनएक बंधन है जो हाइड्रोजन परमाणु के माध्यम से बनता है जो दो जुड़े कणों (अणुओं या आयनों) में से एक का हिस्सा है। हाइड्रोजन बांड ऊर्जा ( 21–29 केजे/मोल या 5–7 किलो कैलोरी/मोल) लगभग 10 गुना कमएक साधारण रासायनिक बंधन की ऊर्जा. फिर भी, हाइड्रोजन बंधन जोड़े में डिमेरिक अणुओं (एच 2 ओ) 2, (एचएफ) 2 और फॉर्मिक एसिड के अस्तित्व को निर्धारित करता है।

परमाणुओं एचएफ, एचओ, एचएन, एचसीएल, एचएस के संयोजन की श्रृंखला में, हाइड्रोजन बंधन की ऊर्जा कम हो जाती है। बढ़ते तापमान के साथ यह भी घटता है, इसलिए वाष्प अवस्था में पदार्थ केवल थोड़ी सीमा तक ही हाइड्रोजन बंधन प्रदर्शित करते हैं; यह तरल और ठोस अवस्था में पदार्थों की विशेषता है। पानी, बर्फ, तरल अमोनिया, कार्बनिक अम्ल, अल्कोहल और फिनोल जैसे पदार्थ डिमर, ट्रिमर और पॉलिमर में जुड़े होते हैं। तरल अवस्था में, डिमर सबसे अधिक स्थिर होते हैं।