वैलेंस बॉन्ड (बीसी) की विधि दो परमाणुओं के नाभिक के आकर्षण के परिणामस्वरूप एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन जोड़े के लिए एक रासायनिक बंधन पर विचार करती है। ऐसा दो-इलेक्ट्रॉन और दो-केंद्र (द्वि-परमाणु) बंधन, दो परमाणुओं के बीच स्थानीयकृत, सहसंयोजक कहलाता है।

सिद्धांत रूप में, एक सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए दो तंत्र संभव हैं: 1) दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी उनके स्पिन के विपरीत अभिविन्यास की स्थिति में; 2) दाता-स्वीकर्ता बातचीत, जिसमें एक परमाणु (दाता) की एक तैयार इलेक्ट्रॉन जोड़ी दूसरे परमाणु (स्वीकर्ता) के ऊर्जावान रूप से अनुकूल मुक्त कक्षीय की उपस्थिति में आम हो जाती है।

किसी भी प्रकार के रासायनिक बंधन के बनने का कारण इस प्रक्रिया में साथ देने वाले तंत्र की ऊर्जा में कमी है। प्रारंभिक और अंतिम अवस्थाओं की ऊर्जाओं के बीच के अंतर को बाध्यकारी ऊर्जा (ई सीबी) कहा जाता है और इसके गठन के दौरान जारी गर्मी की मात्रा से निर्धारित होता है। प्रायोगिक तौर पर, इस बंधन को तोड़ने पर खर्च होने वाली ऊर्जा की मात्रा से इस मूल्य को खोजना अधिक सुविधाजनक है। रासायनिक बंधों की ऊर्जा का अनुमान 125-1050 kJ/mol के क्रम के मूल्यों पर लगाया जाता है।

दो परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी, जिस पर आकर्षण बल प्रतिकर्षण बलों द्वारा संतुलित होते हैं और निकाय में न्यूनतम ऊर्जा होती है, संतुलन या बंधन लंबाई d कहलाती है। बंधन की लंबाई और ऊर्जा इसकी बहुलता पर निर्भर करती है, जो कि दो परमाणुओं को बांधने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है। बहुलता में वृद्धि के साथ, बांड की लंबाई कम हो जाती है और इसकी ऊर्जा बढ़ जाती है, उदाहरण के लिए, -С 1 =С 1 С=С बांड के लिए ये मान क्रमशः (एनएम और केजे में) हैं 0.154 और 548, 0.155 और 598, 0.120 और 838। इसके विपरीत, एक बंधन बनाने वाले परमाणुओं की त्रिज्या में वृद्धि से इसकी लंबाई में वृद्धि और ऊर्जा में कमी होती है।

कई मामलों में, एक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या उसके द्वारा बनाए गए बंधों की संख्या से कम होती है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि जब एक परमाणु उत्तेजित होता है, तो एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन जोड़े ख़राब हो जाते हैं, इसके बाद प्रत्येक से एक इलेक्ट्रॉन का संक्रमण मुक्त और ऊर्जावान रूप से सुलभ उच्च स्तर के कक्षीय में होता है। इस तरह की प्रक्रिया को पदोन्नति कहा जाता है, और इस पर खर्च की जाने वाली ऊर्जा पदोन्नति ऊर्जा ई प्रोम है। सल्फर परमाणु के लिए, जमीनी अवस्था (2) के अलावा, दो उत्तेजित अवस्थाएँ S(4) और S(6) क्रमशः एक या दो इलेक्ट्रॉनों के 3d ऑर्बिटल्स में संक्रमण के कारण संभव हैं।

एक सहसंयोजक बंधन के गुण: संतृप्ति, प्रत्यक्षता और ध्रुवीकरण।

एक सहसंयोजक बंधन की संतृप्ति परमाणुओं की सीमित संयोजकता क्षमताओं के कारण होती है, अर्थात। एक कड़ाई से परिभाषित संख्या में बांड बनाने की उनकी क्षमता, जो आमतौर पर 1 से 6 तक होती है। एक परमाणु में वैलेंस ऑर्बिटल्स की कुल संख्या, यानी। वे जिनका उपयोग रासायनिक बंध बनाने के लिए किया जा सकता है, तत्व की अधिकतम संभव सहसंयोजकता निर्धारित करते हैं। इसके लिए पहले से उपयोग किए गए ऑर्बिटल्स की संख्या किसी दिए गए यौगिक में एक तत्व की सहसंयोजकता निर्धारित करती है।

यदि कोई परमाणु केवल इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी के कारण ही सभी बंधन बनाता है, तो आमतौर पर इसकी संयोजकता के बारे में बात की जाती है, जो कि एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स की संख्या या जमीन में या उत्तेजित अवस्था में उसके परमाणु के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होती है।

बांड निर्माण (जोड़ी, दाता और स्वीकर्ता कार्यों) में प्रत्येक प्रकार के एओ की भागीदारी की प्रकृति को ग्राफिक रूप से संकेतों द्वारा दर्शाया गया है:

आवर्त प्रणाली के दूसरे आवर्त के तत्वों में केवल 4 संयोजकता AO (एक 2S- और तीन 2P) होते हैं, इसलिए उनकी अधिकतम सहसंयोजकता 4 होती है। कार्बन के बाईं ओर स्थित तत्वों के परमाणुओं में संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या निम्न से कम होती है AOs की संख्या, और इसके विपरीत दाईं ओर स्थित तत्वों के परमाणुओं में, अधिक। इसलिए, पूर्व स्वीकारकर्ता हो सकते हैं, जबकि बाद वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े के दाता हो सकते हैं। अपनी सामान्य संयोजकता अवस्था में, कार्बन परमाणु में 4 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो संयोजकता AOs की संख्या के साथ मेल खाते हैं, इसलिए यह दाता-स्वीकर्ता जीव में बंधन नहीं बनाता है।

सहसंयोजक बंधन का अभिविन्यास नाभिक के बीच उच्चतम संभव इलेक्ट्रॉन घनत्व के कारण सबसे मजबूत बंधन बनाने के लिए परमाणुओं की इच्छा का परिणाम है। यह इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के ऐसे स्थानिक अभिविन्यास के साथ प्राप्त किया जाता है, जो उनके साथ मेल खाता है। अपवाद एस-इलेक्ट्रॉन बादल हैं, क्योंकि उनका गोलाकार आकार सभी दिशाओं को समान बनाता है। पी- और डी-इलेक्ट्रॉन बादलों के लिए, उस अक्ष के साथ ओवरलैप किया जाता है जिसके साथ उन्हें बढ़ाया जाता है, और इस मामले में बनने वाले बंधन को δ-बंध कहा जाता है। बंधन में अक्षीय समरूपता होती है, और दोनों परमाणु बंधन रेखा के साथ घूम सकते हैं, अर्थात। वह काल्पनिक रेखा जो रासायनिक रूप से बंधे परमाणुओं के नाभिक से होकर गुजरती है। यह स्थानिक आइसोमर्स के गठन की संभावना को बाहर करता है।

दो परमाणुओं के बीच आबंध बनने के बाद, समान आकार के शेष इलेक्ट्रॉन बादलों के लिए और समान प्रमुख क्वांटम संख्या के साथ, केवल बंधन रेखा के दोनों किनारों पर पार्श्व ओवरलैप की संभावना बनी रहती है, जिसके माध्यम से इस मामले में एक नोडल विमान गुजरता है। नतीजतन, एक बंधन बनता है। इस प्रकार, प्रत्येक बहु बंधन में हमेशा केवल एक -बंध होता है। एक उदाहरण नाइट्रोजन अणु होगा। जटिल अणुओं या आयनों में केंद्रीय परमाणु बनाने वाले -आबंधों की संख्या इसके लिए समन्वय संख्या का मान निर्धारित करती है। उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन परमाणु के लिए NH 3 अणु और NH 4 + आयन में, यह तीन के बराबर है।

-बंधों का निर्माण एक दूसरे के सापेक्ष परमाणुओं की स्थानिक स्थिति को ठीक करता है, इसलिए -बंधों की संख्या और बंधन रेखाओं के बीच के कोण, जिन्हें संयोजकता कहा जाता है, अणुओं और जटिल आयनों के स्थानिक ज्यामितीय विन्यास को निर्धारित करते हैं, जो कि संबंधित ज्यामितीय मॉडल में परिलक्षित होता है।

के विभिन्न मूल्यों वाले कक्षकों के कारण एक परमाणु द्वारा बनाए गए बंध ऊर्जावान रूप से असमान होने चाहिए, हालांकि, प्रयोग द्वारा इसकी पुष्टि नहीं की जाती है। संकरण (एल। पॉलिंग) के विचार से विरोधाभास समाप्त हो गया है, जिसके अनुसार, जब बांड बनते हैं, तो विभिन्न समरूपता के ऑर्बिटल्स मिश्रित होते हैं और एक ही आकार और समान औसत ऊर्जा के हाइब्रिड एओ में बदल जाते हैं, जो तुल्यता सुनिश्चित करता है उनके द्वारा बनाए गए बंधों से। संकरण की संभावना तीन स्थितियों से निर्धारित होती है:

1. प्रारंभिक एओ की ऊर्जा में एक छोटा सा अंतर, इस अंतर में वृद्धि के साथ, उनके संकर राज्य की स्थिरता और उनके द्वारा गठित बंधनों की ताकत कम हो जाती है;

2. इलेक्ट्रॉन बादलों का पर्याप्त घनत्व, जो मुख्य क्वांटम संख्या के मूल्य से निर्धारित होता है;

3. बांड के निर्माण के दौरान अन्य परमाणुओं के ऑर्बिटल्स के साथ हाइब्रिड एओ के ओवरलैपिंग की पर्याप्त डिग्री, जो हाइब्रिड स्थिति को ठीक करती है और इसे और अधिक स्थिर बनाती है।

हाइब्रिड ऑर्बिटल्स की संख्या मूल ऑर्बिटल्स की संख्या के बराबर होती है। उन्हें प्रारंभिक AO (LCAO) के रैखिक संयोजन (जोड़ और घटाव) की विधि द्वारा पाया जा सकता है। प्रारंभिक तरंग फ़ंक्शन में AO का जितना अधिक योगदान होता है, उतना ही अधिक हाइब्रिड ऑर्बिटल इसके समान होता है। हाइब्रिड ऑर्बिटल्स का असममित आकार इस तथ्य के कारण है कि, एक तरफ, नाभिक से, समान संकेतों के साथ तरंग कार्यों के जुड़ने के कारण इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ता है, और दूसरी ओर, इसके जोड़ के कारण घट जाता है अलग-अलग संकेतों के साथ एक ही कार्य, जो उनके घटाव के बराबर है। हाइब्रिड ऑर्बिटल्स का यह रूप मजबूत बंधों के निर्माण के लिए फायदेमंद है।

एक परमाणु में हाइब्रिड ऑर्बिटल्स की सापेक्ष स्थानिक स्थिति इलेक्ट्रॉनों के चार्ज और स्पिन सहसंबंध द्वारा निर्धारित की जाती है, जिसके अनुसार समानांतर स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन एक दूसरे से यथासंभव दूर होते हैं, जो प्रतिकारक बलों को कम करता है और इस प्रकार ऊर्जा को कम करता है। प्रणाली में। दो हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के मामले में, विपरीत दिशाओं में अभिविन्यास के साथ एक सीधी रेखा के साथ उनकी स्थिति सबसे ऊर्जावान रूप से अनुकूल होगी, जो संबंधित अणुओं के रैखिक विन्यास को निर्धारित करती है।

Sp 2 संकरण से तीन संकर कक्षक मिलते हैं, जो केंद्र से एक नियमित त्रिभुज के शीर्षों की ओर निर्देशित होते हैं और इस मामले में बंधन कोण 120 0 होता है। संयोजकता कक्षकों का ऐसा संकरण BF 3 और BCl 3 अणुओं में किया जाता है।

चार Sp 3 संकर कक्षक को 109 0 के कोण पर एक नियमित चतुष्फलक के शीर्षों की ओर निर्देशित किया जाता है। चतुष्फलकीय अणुओं के उदाहरण सीएच 4, सीसीएल 4 और एनएच 4 + आयन हैं।

संकरण में न केवल एक-इलेक्ट्रॉन, बल्कि दो-इलेक्ट्रॉन एओ भी शामिल हो सकते हैं। इस स्थिति में, असहभाजित कक्षकों की संख्या संकर कक्षकों पर बनी रहती है, अर्थात्। बांड, इलेक्ट्रॉन जोड़े (EP) के निर्माण में भाग नहीं लेना, जो मूल AO पर था। मुक्त AO और -बंध बनाने वाले एक-इलेक्ट्रॉन वाले संकरण में भाग नहीं लेते हैं।

अणुओं का ज्यामितीय विन्यास पूरी तरह से केंद्रीय परमाणु के ऑर्बिटल्स के संकरण के प्रकार द्वारा निर्धारित किया जाता है, केवल इस शर्त के तहत कि सभी हाइब्रिड एओ बांड के निर्माण में भाग लेते हैं। यदि उनमें से कम से कम एक पर एक साझा इलेक्ट्रॉन युग्म रहता है, तो संकरण के प्रकार द्वारा निर्धारित विन्यास अपूर्ण रूप से महसूस किया जाता है। तो, एक ही प्रकार के Sp 3 संकरण की उपस्थिति में, अकेले जोड़े की संख्या के आधार पर, अणुओं के चार अलग-अलग ज्यामितीय विन्यास संभव हैं, जैसा कि तालिका 2 में दिखाया गया है।

तालिका 2

Sp 3 के दौरान अणुओं का संभावित ज्यामितीय विन्यास - संकरण

कई बंधों वाले अणुओं में -बंध होते हैं, जो संकरण में भाग लिए बिना और अणुओं के ज्यामितीय विन्यास को प्रभावित किए बिना, परमाणुओं की संकर अवस्था को स्थिर करते हैं। एक अणु में सभी बंधों की संख्या बंध बहुलता ऋण एक (एक बंधन) के बराबर होती है। -बॉन्ड की संख्या सिंगल और मल्टीपल बॉन्ड के कुल योग से निर्धारित होती है। तो, POCI 3 अणु में एक डबल और तीन सिंगल बॉन्ड होते हैं, इसलिए इसमें 3δ और एक -बॉन्ड होता है।

संकरण के प्रकार को निर्धारित करने के लिए, केंद्रीय परमाणु के संकरण कक्षों की संख्या जानना आवश्यक है। इसे संयोजकता AO की कुल संख्या में से -आबंध बनाने वाले एक-इलेक्ट्रॉन वाले की संख्या घटाकर पाया जा सकता है। इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन की योजनाओं में, उन्हें दाएं से बाएं गिना जाता है, क्योंकि -बॉन्ड बनते हैं, सबसे पहले, α-, और फिर p-AO। शेष सभी संयोजकता कक्षक संकरण में भाग लेते हैं।

अणुओं में असहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्मों की उपस्थिति आबंध कोणों के परिमाण को प्रभावित करती है। यह इस तथ्य के कारण है कि प्रतिकर्षण बल अपेक्षाकृत स्थिर बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े (BPs) के बीच की तुलना में अधिक हैं। घटते प्रतिकर्षण बल के अनुसार, इलेक्ट्रॉन जोड़े को निम्नलिखित क्रम में व्यवस्थित किया जा सकता है:

एनपी - एनपी> एनपी-एसपी> एसपी-एसपी। नतीजतन, एनपी, कुछ हद तक, बांड इलेक्ट्रॉन जोड़े पर दबाव डालते हैं, जिससे बांड कोण में कुछ कमी आती है। एनपी की संख्या जितनी अधिक होगी, उनका प्रभाव उतना ही मजबूत होगा। तो, NH 3 अणु में, एक NP टेट्राहेड्रल कोण (~ 109 0) को घटाकर 107 0 कर देता है, और H 2 O 2NP अणु में इसे घटाकर 104.5 0 कर देता है। प्रायोगिक आंकड़ों के अनुसार केंद्रीय परमाणु और अन्य समान परमाणुओं के बीच सिंगल और डबल बॉन्ड की लंबाई समान होती है। इसे बांडों के निरूपण द्वारा समझाया जा सकता है, अर्थात। सभी बांडों के बीच उनका समान वितरण, जो सूत्र में एक बिंदीदार रेखा द्वारा दर्शाया गया है।

इन मामलों में, बांड बहुलता को एक भिन्नात्मक संख्या के रूप में व्यक्त किया जाता है, सल्फेट आयन में यह 1.5 के बराबर होता है। यह प्रयोगात्मक रूप से पाई गई बॉन्ड लंबाई (0.149 एनएम) से मेल खाती है, जो इसके मूल्य में एक साधारण (0.160 एनएम) और एक डबल (0.143 एनएम) के बीच मध्यवर्ती है। इसके साथ ही -आबंधों के निरूपण के साथ, आवेशों का निरूपण भी होता है, इसलिए, ऑक्सोएसिड आयनों में, वे ऑक्सीजन परमाणुओं पर केंद्रित नहीं होते हैं, बल्कि पूरे आयन के पूरे आयतन में समान रूप से वितरित होते हैं।

ध्रुवीकरण इस धारणा के आधार पर माना जाता है कि एक सहसंयोजक बंधन गैर-ध्रुवीय (विशुद्ध रूप से सहसंयोजक) या ध्रुवीय हो सकता है। पहले मामले में, समान परमाणुओं के बीच एक बंधन बनता है, और आंतरिक अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व के सममित वितरण से सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज के गुरुत्वाकर्षण केंद्रों का संयोग होता है। एक ध्रुवीय बंधन तब बनता है जब आंतरिक इलेक्ट्रॉन घनत्व एक उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में स्थानांतरित हो जाता है। तब आवेशों के गुरुत्व केंद्र (+) और (-) संपाती नहीं होते हैं और एक निकाय (विद्युत द्विध्रुव) परिमाण में दो बराबर होता है, लेकिन साइन आवेशों (δ + और δ-) में विपरीत होता है, जिसके बीच की दूरी है द्विध्रुव की लंबाई कहा जाता है। इस तरह के कनेक्शन की ध्रुवता की डिग्री का अनुमान द्विध्रुवीय μ के विद्युत क्षण के मूल्य से लगाया जाता है, जो कि इलेक्ट्रॉन के निरपेक्ष आवेश के उत्पाद के बराबर होता है (q = 1.60∙10 -19 C) द्विध्रुव की लंबाई से: μ = क्यू∙ । तो, अगर (Н-СI)=0.022 एनएम या 22∙10 -12 मीटर, फिर μ(Н-СI)=1.60∙10 -19 ∙22∙10 -12 = 3.52∙10 -30 सी ∙m।

प्रयोगात्मक रूप से, द्विध्रुव के विद्युत क्षण आमतौर पर निर्धारित किए जाते हैं और उनसे द्विध्रुव की लंबाई पाई जाती है: = μ / q।

द्विध्रुव आघूर्ण सदिश राशियाँ हैं, अर्थात्। प्रत्यक्षता द्वारा विशेषता (सशर्त रूप से सकारात्मक से नकारात्मक चार्ज तक)।

अणुओं के द्विध्रुवों के विद्युत आघूर्ण आबंध द्विध्रुवों के आघूर्णों के ज्यामितीय (वेक्टर) योग से निर्धारित होते हैं। उदाहरण के लिए, एक रैखिक CO 2 अणु का μ है: μ (CO) + μ (CO) \u003d 0 या पानी के अणु के लिए जिसमें μ H-O बॉन्ड 104.5 0, μ \u003d 6.13 ∙ 10 के कोण पर निर्देशित होते हैं - 30 क्लेम।

एक सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीकरण एक बाहरी विद्युत क्षेत्र की कार्रवाई के तहत ध्रुवीय या अधिक ध्रुवीय बनने की क्षमता है। विद्युत क्षेत्र में ध्रुवीय युग्मन द्विध्रुव का स्थिर आघूर्ण μ n के मान से बड़ा हो जाता है, जो प्रेरित या प्रेरित द्विध्रुव के समय आघूर्ण के बराबर होता है: μ =μ n + μ i ।

बाहरी विद्युत क्षेत्र की भूमिका आवेशित कणों द्वारा निभाई जा सकती है जो स्वयं यौगिक का हिस्सा होते हैं (आयन या परमाणु एक बड़े प्रभावी चार्ज के साथ)।

आयन के ध्रुवीकरण प्रभाव से उसके पड़ोसियों के इलेक्ट्रॉन खोल का विरूपण होता है, जो जितना अधिक होता है, उनकी ध्रुवीकरण क्षमता उतनी ही अधिक होती है, अर्थात। इस तरह के विरूपण के लिए क्षमता। आयन का आवेश जितना अधिक होता है और त्रिज्या जितनी छोटी होती है, उसका ध्रुवीकरण प्रभाव उतना ही अधिक होता है और वास्तविक ध्रुवीकरण उतना ही कम होता है।

परमाणुओं से धनायनों और आयनों का निर्माण क्रमशः त्रिज्या में कमी और वृद्धि के साथ होता है। उदाहरण के लिए, r (Na)= 0.189 और r (Na +)= 0.098 nm; आर (सीएल)= 0.099 और आर (सीएल-)= 0.181 एनएम। ये संबंध इस तथ्य की ओर ले जाते हैं कि आयनों की परस्पर क्रिया मुख्य रूप से धनायन द्वारा आयनों के ध्रुवीकरण के साथ होती है। जटिल आयनों के लिए, उनके बड़े प्रभावी त्रिज्या के कारण, ध्रुवीकरण प्रभाव और आंतरिक ध्रुवीकरण अपेक्षाकृत छोटा होता है और आमतौर पर इसे ध्यान में नहीं रखा जाता है।

ध्रुवीकरण क्रिया की बढ़ती ताकत के अनुसार, सभी धनायनों को तीन समूहों में बांटा जा सकता है:

1. कुलीन गैस प्रकार की एक पूर्ण स्थिर बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के साथ धनायन;

2. अपूर्ण बाहरी इलेक्ट्रॉन परत वाले धनायन - α-तत्वों के आयन (Cr 3+, Fe 2+, Fe 3+, Mn 2+, आदि), p-तत्वों के आयन (TI +, Pb 2+, Bi 3+ और अन्य);

3. एक 18-इलेक्ट्रॉन परत के साथ धनायन (Ag + , Zn 2+ , TI 3+ आदि)। अंतिम समूह के कुछ आयन, उदाहरण के लिए एचजी 2+, आसानी से विकृत हो जाते हैं, और फिर ध्रुवीकृत आयन उनमें एक द्विध्रुवीय उत्पन्न करता है, जो बदले में, आयनों के इलेक्ट्रॉन खोल के विरूपण को बढ़ाता है, जिसे अतिरिक्त ध्रुवीकरण कहा जाता है। प्रभाव।

वीएस विधि के बुनियादी प्रावधान।

1. एक एकल रासायनिक बंधन दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा विभिन्न परमाणुओं से संबंधित विपरीत स्पिन के साथ बनता है। कनेक्शन उनके तरंग कार्यों के ओवरलैप और एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के कारण बनता है। नतीजतन, परमाणुओं के नाभिक के बीच बढ़े हुए ऋणात्मक आवेश का एक क्षेत्र दिखाई देता है, क्योंकि इस क्षेत्र में इलेक्ट्रॉनों का निवास समय आणविक अंतरिक्ष के अन्य बिंदुओं की तुलना में अधिक लंबा होता है। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन से पूरे सिस्टम की कुल ऊर्जा में कमी आती है और एक सहसंयोजक बंधन का निर्माण होता है।

2. कनेक्शन अंतरिक्ष में उन्मुख है और उस दिशा में स्थित है जहां अतिव्यापी तरंग कार्यों की संभावना अधिकतम है।

3. दो परमाणु कक्षकों में से एक मजबूत बंधन दूसरे परमाणु के कक्षक के साथ अधिक आच्छादित होने से बनता है। ऑर्बिटल्स का ओवरलैप जितना अधिक होता है, एक बंधन के निर्माण के दौरान उतनी ही अधिक ऊर्जा निकलती है, यह उतना ही मजबूत होता है।

सहसंयोजक बंधन के लक्षण।

1. बांड ऊर्जा इसेंट, केजे / मोल।

2. संचार ध्रुवीयता।

3. बांड संतृप्ति।

आइए उन पर अधिक विस्तार से विचार करें।

संचार ऊर्जा।

परमाणुओं में क्षय के लिए एक डायटोमिक अणु का प्रतिरोध इसकी पृथक्करण ऊर्जा के मूल्य, या बंधन की ताकत की विशेषता है। हाइड्रोजन अणु में, बाध्यकारी ऊर्जा संख्यात्मक रूप से उस ऊर्जा के बराबर होती है जो H + H = H 2 + 432 kJ परमाणुओं से H 2 अणु के निर्माण के दौरान निकलती है। एच 2 = एच + एच -432 केजे बंधन को तोड़ने के लिए समान ऊर्जा खर्च की जानी चाहिए।

रचना के अणुओं में AB एन"बी" परमाणुओं की क्रमिक टुकड़ी ऊर्जा के असमान व्यय के साथ होती है।

उदाहरण के लिए, मीथेन अणु से हाइड्रोजन परमाणुओं के क्रमिक उन्मूलन के ऊर्जा मान (kJ/mol) में काफी अंतर होता है:

इस मामले में, सीएच बांड ऊर्जा को सभी चरणों में खर्च की गई ऊर्जा के औसत मूल्य के रूप में परिभाषित किया गया है: सीएच 4 =सी+4एच; ∑=1660kJ/mol;
इ(С−Н) = 1660 / 4 = 415 केजे/मोल।

परमाणुओं की एक विशेष जोड़ी की बाध्यकारी ऊर्जा, उदाहरण के लिए सी-एच, इस बात पर निर्भर करती है कि यह जोड़ी किस अणु में शामिल है। हालांकि, विभिन्न अणुओं में इस ऊर्जा में परिवर्तन छोटे होते हैं। यह इस धारणा की पुष्टि करता है कि परमाणुओं को बांधने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े परमाणुओं के बीच स्थानीयकृत होते हैं।

यदि हम कई अणुओं में सीएच बांड ऊर्जा की तुलना करते हैं, तो औसत मूल्य 413 kJ / mol के बराबर होगा, जो कि CH 4 अणु (415 kJ / mol) में CH बांड के लिए गणना से बहुत अलग नहीं है।

रासायनिक बंधन की ऊर्जा जितनी अधिक होगी, बंधन उतना ही मजबूत होगा। बंधन को मजबूत या मजबूत माना जाता है यदि इसकी ऊर्जा 500 kJ/mol (उदाहरण के लिए, N 2 के लिए 942 kJ/mol) से अधिक हो, कमजोर - यदि इसकी ऊर्जा 100 kJ/mol से कम है (उदाहरण के लिए, NO के लिए 69 kJ/mol 2))। यदि परमाणुओं की बातचीत के दौरान 15 kJ/mol से कम की ऊर्जा निकलती है, तो यह माना जाता है कि एक रासायनिक बंधन नहीं बनता है, लेकिन एक अंतर-आणविक बातचीत देखी जाती है (उदाहरण के लिए, Xe 2 के लिए 2 kJ/mol)। बॉन्ड की मजबूती आमतौर पर लंबाई बढ़ने के साथ घटती जाती है (सारणी 4.1)।

तालिका 4.1

हाइड्रोहेलिक एसिड के लिए बांड की लंबाई और ऊर्जा का मान

एक एकल बंधन हमेशा कई बंधों से कमजोर होता है - एक ही परमाणुओं के बीच दोहरे और तिहरे बंधन।

संचार ध्रुवीयता

यदि एक ही तत्व के दो परमाणुओं द्वारा सहसंयोजक बंधन बनता है, तो कुल इलेक्ट्रॉन घनत्व दोनों नाभिकों के क्षेत्र में बिल्कुल सममित रूप से स्थित होता है। यदि एक उभयनिष्ठ जोड़ी दो अलग-अलग तत्वों के परमाणुओं को बांधती है, तो इलेक्ट्रॉन घनत्व सममित नहीं होता है। यह एक अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व के परमाणु के प्रति पक्षपाती है। नतीजतन, इस परमाणु पर एक अतिरिक्त (आंशिक) नकारात्मक चार्ज प्रेरित होता है, और आंशिक सकारात्मक चार्ज विपरीत परमाणु पर प्रेरित होता है। नतीजतन, अणु में दो विपरीत चार्ज ध्रुव बनते हैं। परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में जितना अधिक अंतर होता है, बंधन उतना ही अधिक ध्रुवीय होता है।

अंतरिक्ष में धनात्मक और ऋणात्मक ध्रुवों को अलग करने वाले ध्रुवीय अणुओं को DIPOLES कहा जाता है। द्विध्रुव में ध्रुवों के बीच की दूरी को उसका देशांतर कहते हैं ( ली).

ध्रुवों में से किसी एक के आवेश और द्विध्रुव की लंबाई के गुणनफल को द्विध्रुवीय क्षण (Cl∙m) कहा जाता है।

μ = Z∙L.(4.1)

द्विध्रुव आघूर्ण एक सदिश राशि है। रसायन विज्ञान में, द्विध्रुवीय क्षण की दिशा धनात्मक ध्रुव से ऋणात्मक की ओर ली जाती है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में, अतिरिक्त (+) हाइड्रोजन परमाणु पर केंद्रित होता है, और अतिरिक्त (-) H + → Cl δ - क्लोरीन परमाणु पर केंद्रित होता है। बहुपरमाणुक अणुओं के लिए, द्विध्रुव आघूर्ण की गणना व्यक्तिगत बंधों के द्विध्रुव आघूर्णों के सदिश योग के रूप में की जा सकती है, उनके पारस्परिक प्रभाव की उपेक्षा करते हुए। व्यक्तिगत बंधन के क्षण या तो एक दूसरे को सुदृढ़ या क्षतिपूर्ति कर सकते हैं, कुल क्षण को बदल सकते हैं।

उदाहरण के लिए, रैखिक BeCl2 और CO2 अणु अध्रुवीय होते हैं। हालांकि प्रत्येक बंधन ध्रुवीय है। इन अणुओं में मीथेन सीएच 4 और सल्फर हेक्साफ्लोराइड एसएफ 6 के अणु शामिल हैं, जिसमें व्यक्तिगत बंधनों के द्विध्रुवीय क्षण होते हैं।

एक दूसरे की क्षतिपूर्ति करते हैं और अणु का कुल द्विध्रुव आघूर्ण शून्य होता है।

सीमित मामले में, साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी परमाणुओं में से एक पर पूरी तरह से स्थानीयकृत होती है। परिणामस्वरूप, दो विपरीत आवेशित आयन बनते हैं। एक परमाणु जिसने एक इलेक्ट्रॉन खो दिया है वह एक धनायन (ए +) में बदल जाता है, और एक परमाणु जो एक विदेशी इलेक्ट्रॉन को पकड़ लेता है, एक आयन (ए -) में बदल जाता है। दो विपरीत आवेशित कणों के पारस्परिक आकर्षण के परिणामस्वरूप एक आयनिक बंधन उत्पन्न होता है।

आयोनिक बंधविपरीत चिन्ह के आवेश वाले कणों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण बनता है, जो एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों के एक परमाणु से दूसरे में स्थानांतरण के कारण बनता है। कोसेल के सिद्धांत (1916) के अनुसार, किसी भी तत्व का एक परमाणु, एक यौगिक में प्रवेश करके, उचित संख्या में इलेक्ट्रॉनों को खो देता है या प्राप्त करता है, निकटतम (आवधिक प्रणाली में) महान गैस के परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल को प्राप्त करना चाहता है। एनएस 2 या एनएस 2 एनपी 6. इलेक्ट्रॉनों के जोड़ या हानि के परिणामस्वरूप, क्रमशः एक आयन या एक धनायन बनता है।

उदाहरण के लिए, एक आयनिक क्रिस्टल NaCl के लिए, Na आयनों का निर्माण + और क्लू - तटस्थ परमाणुओं से पता चलता है कि सोडियम परमाणु एक इलेक्ट्रॉन खो देता है, और क्लोरीन परमाणु इसे प्राप्त करता है। नतीजतन, ना + (2 .) एस 2 2पी 6 - Ne शेल) और Cl - (3 .) एस 2 3पी 6 - अर खोल)। ये आयन क्रिस्टल के अंदर एक नियमित त्रि-आयामी संरचना बनाते हैं।

एक क्रिस्टल में आयन संतुलन की स्थिति में होते हैं, इसलिए उनके बीच कूलम्ब आकर्षण की ताकतों को उनके इलेक्ट्रॉन कोशों के प्रतिकारक बलों द्वारा मुआवजा दिया जाना चाहिए।

यह ज्ञात है कि एक पूर्ण आयनिक बंधन मौजूद नहीं है। यहां तक ​​कि उन यौगिकों में भी जिन्हें आमतौर पर आयनिक कहा जाता है, एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण नहीं होता है। इलेक्ट्रॉन हमेशा आंशिक रूप से सामान्य उपयोग में रहते हैं।

उदाहरण के लिए, लिथियम फ्लोराइड में बंधन 80% आयनिक और 20% सहसंयोजक है। इस कारण से, रासायनिक बंधन की आयनिकता की डिग्री के बारे में बात करना अधिक सही है।

एक प्रभावशाली आयनिक बंधन तभी प्रकट होता है जब परस्पर क्रिया करने वाले परमाणु (उदाहरण के लिए, सोडियम और क्लोरीन) आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन समानता (धातु-अधातु) में बहुत भिन्न होते हैं।

एक आयनिक क्रिस्टल में धनायनों और आयनों के बीच की बातचीत दिशा पर निर्भर नहीं करती है, इसलिए आयनिक बंधन को गैर-दिशात्मक कहा जाता है। प्रत्येक धनायन किसी भी संख्या में आयनों को आकर्षित कर सकता है, और इसके विपरीत। इस कारण से, आयनिक बंधन गैर-दिशात्मक और असंतृप्त है, और ठोस अवस्था में आयनों के बीच बातचीत की संख्या केवल सीमित है

क्रिस्टल आकार। इसलिए, एक आयनिक यौगिक के "अणु" को संपूर्ण क्रिस्टल माना जाना चाहिए।

इस कारण से, आयनिक क्रिस्टल बहुत कठोर और भंगुर होते हैं और उनमें उच्च जाली ऊर्जा होती है।

यदि आप आयनिक जाली को विकृत करने का प्रयास करते हैं, तो परतों में से एक दूसरे के सापेक्ष तब तक शिफ्ट हो जाएगी जब तक कि समान-आवेशित आयन एक-दूसरे के बहुत करीब न हों। इससे प्रतिकारक बलों में तेज वृद्धि होती है, और जाली तेजी से नष्ट हो जाती है।

संचार संतृप्ति

एक सहसंयोजक बंधन सबसे सामान्य प्रकार का रासायनिक बंधन है जो विभिन्न प्रकार के यौगिकों में होता है। इसके गठन के लिए दो संभावित तंत्रों को एकल करने के लिए प्रथागत है: एक विनिमय तंत्र, जब प्रत्येक परस्पर क्रिया करने वाले परमाणु एक इलेक्ट्रॉन की आपूर्ति करते हैं, और एक दाता-स्वीकर्ता एक, यदि एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी को एक परमाणु (दाता) द्वारा सामान्य उपयोग के लिए स्थानांतरित किया जाता है। एक अन्य परमाणु (स्वीकर्ता) जिसमें एक मुक्त इलेक्ट्रॉन कक्षीय होता है।

1. विनिमय तंत्र ए ∙ + ∙ बी = ए : पर

2. दाता-स्वीकर्ता तंत्र ए + : बी = ए : पर

हाइड्रोजन अणु विनिमय तंत्र द्वारा सहसंयोजक बंधन के गठन का सबसे सरल संभव उदाहरण है।

विनिमय तंत्र के बारे में लुईस के विचारों के ढांचे के भीतर, एक तत्व की वैधता एक अणु में एक परमाणु द्वारा गठित सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है।

कुछ मामलों में, सहसंयोजक बंधन के निर्माण के दौरान दोनों इलेक्ट्रॉनों को केवल एक परमाणु द्वारा आपूर्ति की जाती है। यह कहा जाता है डोनर वैलेंस. एक बार ऐसा बंधन बन जाने के बाद, यह किसी अन्य सहसंयोजक बंधन से अप्रभेद्य हो जाता है। दाता-स्वीकर्ता बंधन कई अणुओं और आयनों में महसूस किया जाता है।

अमोनियम आयन NH 4 + और BF 3 NH 3 अणु के निर्माण के दौरान, अमोनिया अणु NH 3 में नाइट्रोजन परमाणु में एक गैर-बंधन 2 होता है। एस 2 इलेक्ट्रॉन जोड़ी। हाइड्रोजन आयन एच + - मुक्त 1 एसकक्षीय, और बीएफ 3 अणु में बोरॉन परमाणु मुक्त है 2 आरकक्षीय

एच++ : एनएच 3 → एच : एन एच एफ 3 बी + : NH3 → BF3 : NH3

NH 4 + आयन में, H + आयन एक स्वीकर्ता के रूप में कार्य करता है, और BF 3 NH 3 अणु में, यह बोरॉन परमाणु (B) है। नाइट्रोजन परमाणु, जो अमोनिया अणु का हिस्सा है, दोनों ही मामलों में दाता के रूप में कार्य करता है।

विभिन्न अणुओं के बीच दाता-स्वीकर्ता की बातचीत जटिल यौगिकों के निर्माण के साथ हो सकती है:

А1С1 3 + : एनएच 3 \u003d [ए1 (एनएच 3)] सी1 3

NH 3 में नाइट्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का एक अकेला जोड़ा होता है और एक दाता की भूमिका निभाता है, और A1C1 3 अणु में A1 परमाणु में एक मुक्त कक्षीय होता है और एक स्वीकर्ता की भूमिका निभाता है।

यह सब बताता है कि परमाणुओं की संयोजकता न केवल अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या पर निर्भर करती है, बल्कि क्रमशः रिक्त कक्षकों की उपस्थिति और असहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या पर भी निर्भर करती है।

NH4+आयन में, केंद्रीय नाइट्रोजन परमाणु NH के सभी बंध, उनकी अलग-अलग उत्पत्ति के बावजूद, समतुल्य और अप्रभेद्य हैं, जो स्पष्ट रूप से सहसंयोजक और दाता-स्वीकर्ता बंधनों की समान प्रकृति को साबित करता है।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बनाए गए बांड आमतौर पर तब बनते हैं जब दाता परमाणु अपने अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों का उपयोग विनिमय तंत्र द्वारा बांड बनाने के लिए करता है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि दूसरे परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण के दौरान, दाता परमाणु का वैलेंस स्तर संतृप्त होता है, जबकि इसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी कम हो जाती है और यह अपने गैर-बंधन जोड़े को अधिक आसानी से छोड़ देता है। दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बंधों का निर्माण।

मुक्त स्वीकर्ता कक्षकों को बहुत कम ऊर्जा मान की विशेषता होती है। यह दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार इलेक्ट्रॉनों से भरे होने की उनकी प्रवृत्ति की व्याख्या करता है। दाता-स्वीकर्ता बातचीत गैसीय से तरल अवस्था में संक्रमण के दौरान कुछ अणुओं के पोलीमराइजेशन, जटिल यौगिकों के निर्माण और आयनों के हाइड्रोलिसिस जैसी प्रक्रियाओं को रेखांकित करती है।

संचार की दिशा

एक सहसंयोजक बंधन का गठन वैलेंस इलेक्ट्रॉन बादलों (एओ परमाणु कक्षा) के ओवरलैप का परिणाम है, जो अंतरिक्ष में कुछ झुकावों की विशेषता है, और इसलिए सहसंयोजक बंधन की एक कड़ाई से परिभाषित दिशा है।

सहसंयोजक बंधों की दिशा वैलेंस कोणों की विशेषता है - बंधुआ परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखाओं के बीच का कोण। अपने आप में, अणु या आयन का ग्राफिक सूत्र बंधन कोणों के बारे में जानकारी नहीं रखता है। उदाहरण के लिए, 2− आयन में, एसओ बांड के बीच के बंधन कोण 109.5 ओ के बराबर होते हैं, और 2− पीडी-सीएल आयन - 90 ओ में; बीएफ 3 अणु फ्लैट त्रिकोणीय है, एनएफ 3 पिरामिड है, और सी 1 एफ 3 में टी-आकार है, हालांकि अंतिम तीनों अणुओं की संरचना एएफ 3 है।

एक अणु में बंधन लंबाई और बंधन कोणों का संयोजन इसकी स्थानिक संतुलन संरचना को निर्धारित करता है, जिसमें बलों की समानता होती है

आकर्षण और प्रतिकर्षण, और जो इष्टतम स्थानिक संरचना और अणु की ऊर्जा का न्यूनतम मूल्य प्रदान करता है।

परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के अनुदिश परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन से -आबंध का निर्माण होता है। एक रासायनिक कण में दो परमाणुओं के बीच केवल एक -बंध संभव है। सभी -आबंधों में आंतरिक अक्ष के बारे में अक्षीय समरूपता होती है।

रासायनिक कणों के टुकड़े परमाणु ऑर्बिटल्स के ओवरलैप की डिग्री का उल्लंघन किए बिना आंतरिक परमाणु अक्ष के चारों ओर घूम सकते हैं जो -बॉन्ड बनाते हैं।

निर्देशित का एक सेट, अंतरिक्ष में सख्ती से उन्मुख σ - बांड कणों की एक स्थानिक संरचना बनाता है।

चावल। 4.2. विभिन्न प्रकार के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी के साथ -बॉन्ड के गठन की योजनाएं

परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के लंबवत परमाणु कक्षकों के अतिरिक्त अतिव्यापन के साथ, -बंध बनते हैं, जिसमें आर-आर, पी - डीऔर डी-डी-ऑर्बिटल्स (चित्र। 4.3)।

एक -बंधन की उपस्थिति के साथ जिसमें अक्षीय समरूपता नहीं होती है, -बंध के चारों ओर एक रासायनिक कण के टुकड़ों का मुक्त घुमाव असंभव हो जाता है, क्योंकि इससे -बंधन का टूटना हो सकता है।

परमाणुओं के बीच बनने वाले बंधों की संख्या कहलाती है बहुलता, या संचार आदेश, और सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होता है .

यह पाया गया है कि बंधित परमाणुओं (बंध लंबाई) के बीच की औसत दूरी साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या में वृद्धि के साथ घट जाती है।

चावल। 4.3. विभिन्न प्रकार के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी के साथ -बॉन्ड के गठन की योजनाएं

यह इस तथ्य के कारण है कि दो धनात्मक आवेशित नाभिकों के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ जाता है, जिसके परिणामस्वरूप नाभिकों के बीच आकर्षण भी बढ़ जाता है, और फलस्वरूप, बढ़ जाता है बाँधने वाली ऊर्जा(सारणी 4.2)।

2. एओ ओवरलैप के परिणामस्वरूप, दो परमाणुओं के लिए एक इलेक्ट्रॉन युग्म जो एंटीपैरलल (यानी, साइन में विपरीत) स्पिन के साथ आम है, जो एक रासायनिक बंधन प्रदान करता है।

3. बातचीत के दौरान, AOs संकरण से गुजर सकते हैं (इस मामले में, GAO प्राप्त होते हैं - हाइब्रिड परमाणु ऑर्बिटल्स)।

वास्तव में, एमवीएस सहसंयोजक बंधों के सिद्धांत का अधिक सटीक संस्करण है। एमवीएस में, एक रासायनिक बंधन भी दो तरह से बन सकता है:

1. विनिमय तंत्र

2. दाता-स्वीकर्ता तंत्र

एक ही परमाणु द्वारा अलग-अलग तरीकों से बनने वाले बंधन एक दूसरे से बिल्कुल अलग नहीं होते हैं। तो, एक हाइड्रोजन अणु विनिमय और दाता-स्वीकर्ता तंत्र दोनों द्वारा प्राप्त किया जा सकता है:

एमवीएस संयोजकता की अवधारणा की एक स्पष्ट और सटीक व्याख्या देता है। वैलेंस- यह किसी दिए गए परमाणु के AO की संख्या है जो विनिमय या दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से अन्य परमाणुओं के AO के साथ ओवरलैप में भाग लेता है।

परमाणु सामान्य (अप्रत्याशित) अवस्था और उत्तेजित अवस्था दोनों में बंध बना सकते हैं। एक परमाणु का उत्तेजित अवस्था में संक्रमण एक वैलेंस सबलेवल से दूसरे वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की छलांग के साथ जुड़ा हुआ है। इस स्थिति में, अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की एक अतिरिक्त संख्या प्रकट होती है और विनिमय तंत्र के अनुसार परमाणु की संयोजकता संभावनाएँ बढ़ जाती हैं।

उदाहरण: अपनी सामान्य अवस्था में फॉस्फोरस परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना होती है 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3या [ Ne] 3एस 2 3पी 3. फास्फोरस के संयोजकता इलेक्ट्रॉन ( 3एस 2 3पी 3) वैलेंस ऑर्बिटल्स में निम्नानुसार वितरित किए जाते हैं:

एक अप्रकाशित फॉस्फोरस परमाणु विनिमय तंत्र द्वारा 3 बंधन और दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा 1 बंधन बना सकता है (इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी के कारण) 3एस 2) इसलिए, ऐसे फास्फोरस परमाणु की संयोजकता III या IV हो सकती है।

उत्तेजित फास्फोरस परमाणु ( आर *) विनिमय तंत्र द्वारा 5 बांड बना सकता है, अर्थात इसकी संयोजकता V है। और, वास्तव में, इसके यौगिकों में फास्फोरस संयोजकता III प्रदर्शित करता है ( पीएच 3- फॉस्फीन), IV ( पी- फॉस्फोनियम आयन), वी ( H3PO4-फॉस्फोरिक एसिड)। फॉस्फोरस के लिए अन्य संयोजकताएं अप्राप्य हैं।

यदि रासायनिक अंतःक्रिया के दौरान परमाणु संकरण से नहीं गुजरते हैं, तो MHS की स्थिति से बंधों के निर्माण का विवरण निम्नानुसार किया जाता है:

ए) बांड के गठन का एक कक्षीय आरेख संकलित किया गया है;

b) अंतरिक्ष में कक्षकों के अतिव्यापन को योजनाबद्ध रूप से दर्शाया गया है।

उदाहरणअणु क्लोरीन 2 .

यह आरेख दिखाता है कि एक अणु में Cl2विनिमय तंत्र द्वारा गठित एक सहसंयोजक बंधन है। इस अणु का ग्राफिक सूत्र है: सीएल - क्ल.

अणु की स्थानिक संरचना Cl2(केवल दिखाया गया 3पी- ऑर्बिटल्स):

कक्षीय अतिव्यापन के प्रकार के अनुसार, s-बंध, p-बंध और d-बंधों को प्रतिष्ठित किया जाता है।

s - बॉन्ड ऑर्बिटल्स के "ललाट" ओवरलैपिंग पर बनता है, अर्थात। AO अतिव्यापन अधिकतम परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली एक सीधी रेखा पर होता है। एस - कनेक्शन सबसे मजबूत है। इसे किसी भी प्रकार के अतिव्यापी कक्षकों द्वारा बनाया जा सकता है:

पी-आबंध के मामले में, एओ ओवरलैप मैक्सिमा 2 क्षेत्रों में स्थित हैं जो परमाणुओं के नाभिक से गुजरने वाले विमान पर स्थित हैं:

डी-आबंध के मामले में, एओ ओवरलैप मैक्सिमा 4 क्षेत्रों में स्थित होते हैं जो परमाणुओं के नाभिक से गुजरने वाले 2 परस्पर लंबवत विमानों पर स्थित होते हैं। इस प्रकार के संबंध केवल अतिव्यापी होने पर ही हो सकते हैं डी- और एफ- ऑर्बिटल्स और बहुत कम अध्ययन किया गया है।

3 या अधिक परमाणुओं वाले अधिकांश अणुओं की रासायनिक संरचना का वर्णन करने के लिए ऊपर वर्णित सरलतम संस्करण में एमवीएस का उपयोग करने का प्रयास असफल रहा। कई मामलों में, सिद्धांत प्रयोगात्मक डेटा से बिल्कुल मेल नहीं खाता। इस अंतर्विरोध को दूर करने के लिए संकरण का सिद्धांत विकसित किया गया।

संकरण AO की एक गहरी पुनर्व्यवस्था है जो तब होती है जब एक परमाणु सामान्य से उत्तेजित अवस्था में जाता है। इस मामले में, AOs को GAOs (हाइब्रिड एटॉमिक ऑर्बिटल्स) में बदल दिया जाता है। अंतरिक्ष में ऊर्जा, आकार और अभिविन्यास के मामले में जीएओ मूल एओ से काफी भिन्न होते हैं। इसी समय, एक परमाणु के गाओ ऊर्जा में बिल्कुल समान होते हैं और एक दूसरे के रूप में होते हैं।

उदाहरण : सपा 3- कार्बन परमाणु का संकरण:

सभी GAO एक असममित डम्बल के आकार के होते हैं (अर्थात एक दिशा में विस्तारित)। केवल संयोजकता उपस्तरों के कक्षक ही संकरण से गुजर सकते हैं। से संकरण के दौरान एनएओ प्राप्त होते हैं एनगाओ जीएओ केवल एस-बॉन्ड के निर्माण में भाग लेता है, और ये बॉन्ड गैर-हाइब्रिड एओ से जुड़े समान एस-बॉन्ड से अधिक मजबूत होते हैं।

वर्तमान में विभिन्न पदार्थों में लगभग 20 विभिन्न प्रकार के संकरण पाए गए हैं। लेकिन अक्सर 6 प्रकार के संकरण होते हैं:

संकरण का प्रकार	अंतरिक्ष में गाओ का पारस्परिक स्थान	संरचनात्मक रूप
एसपी
सपा 2
सपा 3
एसपी 3 डी 1
एसपी 3 डी 2
एसपीडी 2

एक अणु में एक या दूसरे परमाणु में संकरण और उसके प्रकार की उपस्थिति का आमतौर पर अनुमान नहीं लगाया जा सकता है।

इस समस्या को स्पष्ट रूप से हल करने के लिए, ज्यादातर मामलों में आपको यह जानना होगा:

1. परमाणुओं के प्रत्येक जोड़े के बीच कितने बंधन होते हैं (पहला बंधन हमेशा s - बंधन होता है, दूसरा और तीसरा - p - बंधन)।

2. आबंध कोण (बंधों के बीच के कोण) क्या होते हैं या कम से कम अणु का द्विध्रुव आघूर्ण क्या होता है (आबंधों के द्विध्रुव आघूर्णों का योग)।

उदाहरण 1 । यह ज्ञात है कि अणु सीसीएल 4गैर-ध्रुवीय (½m½ = 0)। कड़ियों के बीच के कोण सी - क्लॉसमान हैं और 109°28¢ के बराबर हैं। सभी कनेक्शन सी-क्लोरीनलंबाई और ऊर्जा में समान। ये सभी डेटा इस तथ्य का समर्थन करते हैं कि इस अणु में कार्बन राज्य में है एसपी3-संकरण।

तो कक्षीय आरेख इस तरह दिखता है:

स्थानिक संरचना सीसीएल 4- परमाणु क्लोरीनएक नियमित आकार (टेट्राहेड्रॉन) बनाएं। क्लोरीन परमाणुओं के संभावित संकरण के बारे में कुछ नहीं कहा जा सकता है, क्योंकि इसके लिए शुरुआती आंकड़े पर्याप्त नहीं हैं।

उदाहरण 2। H 2 O अणु ध्रुवीय है (çm ç 0), H-O बंधों के बीच का कोण 105°30¢ है। हाइड्रोजन संकरण नहीं कर सकता क्योंकि इसमें केवल एक संयोजकता कक्षक है। ऑक्सीजन को अनहाइब्रिडाइज़ किया जा सकता है (तब बॉन्ड के बीच का कोण 90 ° होना चाहिए) या 3 प्रकार के संकरण में से एक है (अन्य वैलेंस की कमी के कारण असंभव हैं) डीऔर एफ-ऑर्बिटल्स): सपा-संकरण (बंध कोण 180°), सपा 2- संकरण (120°), सपा 3- संकरण (109°28¢)।

चूंकि पानी के अणु में बंधन कोण मामले के लिए सबसे करीब है एसपी3-संकरण, इस अणु का कक्षीय आरेख इस प्रकार है:

ऐसे अणु में बंध कोण मानक चतुष्फलकीय कोण (109°28¢) से भिन्न होता है क्योंकि ऑक्सीजन HAO असमान होते हैं: उनमें से दो बाध्यकारी होते हैं (बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं) क्या वो), और दो गैर-बाध्यकारी हैं:

ऑक्सीजन के गैर-बंधन परमाणु ऑर्बिटल्स एक-दूसरे को दृढ़ता से पीछे हटाते हैं, और यह इस तथ्य की ओर जाता है कि पानी के अणु में बंधन कोण मानक से 5 ° कम है। एसपी 3 - संकरण।

उदाहरण 3: अणु सीओ 2गैर-ध्रुवीय (çm ç = 0)। यह इस अणु की संरचना का वर्णन करने के लिए काफी है। हर कनेक्शन सी - ओध्रुवीय है क्योंकि कार्बन और ऑक्सीजन परमाणु इलेक्ट्रोनगेटिविटी में बहुत भिन्न हैं। अणु के समग्र रूप से गैर-ध्रुवीय होने के लिए, यह आवश्यक है कि बंधन सी - ओ 180° का आबंध कोण था:

समान लंबाई और विपरीत दिशा के 2 सदिशों को जोड़ने पर शून्य प्राप्त होता है। कोण 180° से मेल खाता है एसपी- कार्बन परमाणु का संकरण। इसलिए कक्षीय आरेख का अनुसरण करता है।

वीएस पद्धति के मूल सिद्धांतों को 1927 में वाल्टर गीटलर द्वारा विकसित किया गया था ( हिटलर) और फ्रिट्ज लंदन ( लंडन) इस विधि के लिए मॉडल कण हाइड्रोजन अणु एच 2 है। वैलेंस बॉन्ड की विधि में एक अणु के तरंग कार्य का निर्माण करते समय, यह माना जाता है कि: 1) अणु में परमाणु अपने व्यक्तित्व को बनाए रखते हैं - प्रत्येक इलेक्ट्रॉन अपने परमाणु के नाभिक से संबंधित होता है, 2) इलेक्ट्रॉनों के तरंग कार्य परमाणु ए (वाई ए) और परमाणु बी (वाई बी) ज्ञात हैं - परमाणु कक्षा, 3) यह माना जाता है कि कण (परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन और नाभिक) अप्रभेद्य हैं।

हाइड्रोजन अणु के लिए श्रोडिंगर समीकरण। आइए हम हाइड्रोजन अणु के लिए श्रोडिंगर समीकरण की रचना करें। इसमें शामिल संभावित ऊर्जा में सभी कणों के एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन की ऊर्जाओं का योग शामिल है (दो इलेक्ट्रॉन -इऔर दो कोर + इ) अंजीर से। 3.3 यह देखा जा सकता है कि कुल संभावित ऊर्जा में दो सकारात्मक शब्द होते हैं: इलेक्ट्रॉनों और नाभिकों के आपस में और चार नकारात्मक लोगों के बीच प्रतिकर्षण की ऊर्जा - नाभिक के लिए इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण की ऊर्जा:

कहाँ आरएबी; आर 12 - परमाणु ए और बी के नाभिक के बीच और पहले और दूसरे इलेक्ट्रॉनों के बीच की दूरी; आरए1; आर A2 क्रमशः परमाणु A के नाभिक और पहले और दूसरे इलेक्ट्रॉनों के बीच की दूरी है; आरबी1; आर B2 क्रमशः B परमाणु के नाभिक और पहले और दूसरे इलेक्ट्रॉनों के बीच की दूरी है।

चावल। 3-3 हाइड्रोजन अणु में इलेक्ट्रॉनों और नाभिकों के इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन की योजना

इस प्रकार, हाइड्रोजन अणु के लिए श्रोडिंगर समीकरण का रूप है

इस समीकरण का एक विश्लेषणात्मक समाधान व्यावहारिक रूप से असंभव है, इसलिए रासायनिक बंधन ऊर्जा D . का पता लगाना इ(आर) और इलेक्ट्रॉनों का तरंग कार्य, अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण को दर्शाता है, एक अनुमानित विधि द्वारा निर्मित होता है।

पहला सन्निकटन समारोह।चूँकि प्राथमिक आयतन में इलेक्ट्रॉन मिलने की प्रायिकता Y-फलन के समानुपाती होती है, और VS विधि की शर्तों के अनुसार, परमाणु बंधन के निर्माण के दौरान अपने परमाणु कक्षकों को बनाए रखते हैं, फिर, पहले सन्निकटन में, हाइड्रोजन अणु में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति का वर्णन करने वाले फ़ंक्शन को अलग-अलग पृथक हाइड्रोजन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के तरंग कार्यों के उत्पाद के रूप में दर्शाया जा सकता है:

,

जहां Y 1 हाइड्रोजन अणु में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति का वर्णन करने वाला एक कार्य है; Y А (1) परमाणु से संबंधित इलेक्ट्रॉन 1 की अवस्थाओं का वर्णन करने वाला एक फ़ंक्शन है (Y 1s हाइड्रोजन परमाणु की जमीनी अवस्था का कार्य है); Y В (2) परमाणु В (Y 1s) से संबंधित इलेक्ट्रॉन 2 की अवस्थाओं का वर्णन करने वाला एक फलन है।

चूंकि परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन और नाभिक मौलिक रूप से अप्रभेद्य हैं, इससे कोई फर्क नहीं पड़ता कि उनमें से कौन एक विशेष नाभिक में स्थित होगा। इसलिए, दूसरा फ़ंक्शन बनाना आवश्यक है:

.

पहला फ़ंक्शन 1 इलेक्ट्रॉन को परमाणु A से संबंधित मानता है, और 2 परमाणु B से संबंधित है, दूसरा फ़ंक्शन, इसके विपरीत, यह मानता है कि 2 इलेक्ट्रॉन परमाणु A से संबंधित है, और 1 परमाणु B से संबंधित है। दोनों फ़ंक्शन श्रोडिंगर समीकरण के समाधान हैं। प्रस्तुति की सादगी के लिए, सामान्यीकरण कारकों को एकता के बराबर लिया जाता है।

इन कार्यों का उपयोग करके गणना ने हाइड्रोजन अणु को गुणात्मक रूप से सही ढंग से वर्णित किया है, लेकिन ऊर्जा और बंधन की लंबाई के मूल्य प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित मूल्यों से बहुत भिन्न हैं।

ट्रू वेव फंक्शन के लिए एक अधिक सटीक सन्निकटन पहले और दूसरे फ़ंक्शन का एक रैखिक संयोजन था:

इन दो कार्यों का भौतिक अर्थ इस प्रकार है: Y एस- सममित कार्य - उस मामले से मेल खाता है जब हाइड्रोजन अणु में इलेक्ट्रॉनों में स्पिन क्वांटम संख्या के अलग-अलग संकेत मान होते हैं, - इलेक्ट्रॉन स्पिन एंटीपैरल होते हैं। यू लेकिन- एंटीसिमेट्रिक फ़ंक्शन – उस स्थिति का वर्णन करता है जब दोनों इलेक्ट्रॉनों का स्पिन संख्या का समान मान होता है - इलेक्ट्रॉनों के स्पिन समानांतर होते हैं।

दो परस्पर क्रिया करने वाले हाइड्रोजन परमाणुओं की एक प्रणाली की ऊर्जा में परिवर्तन अभिव्यक्ति द्वारा वर्णित है

- एक सममित कार्य के लिए,

- एंटीसिमेट्रिक फ़ंक्शन के लिए,

क्यू- "कूलम्ब इंटीग्रल", जो एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रॉनों और नाभिकों के इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन के कारण सिस्टम की ऊर्जा में परिवर्तन की विशेषता है। मैं- "एक्सचेंज इंटीग्रल", इलेक्ट्रॉनों की अप्रभेद्यता के कारण सिस्टम की ऊर्जा में कमी को दर्शाने वाला एक अभिन्न अंग; एस- "ओवरलैप इंटीग्रल", जो परमाणु ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के कारण सिस्टम की ऊर्जा में बदलाव की विशेषता है।

इन अभिन्नों के भौतिक अर्थ को स्पष्ट करने के लिए, हम उनके भावों का विश्लेषण करते हैं।

"ओवरलैप इंटीग्रल"

अतिव्यापी परमाणु कक्षाओं के अंतरिक्ष के क्षेत्र की विशेषता है।

"कूलम्ब इंटीग्रल"

एक दूसरे से नाभिक के प्रतिकर्षण (योग का पहला पद), इलेक्ट्रॉनों (दूसरा पद) और "गैर-परमाणु परमाणु के नाभिक के लिए इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण के परिणामस्वरूप प्रणाली की ऊर्जा में परिवर्तन को दर्शाता है। "(तीसरी और चौथी शर्तें)। अंतिम दो समाकल समान हैं क्योंकि परमाणु समान हैं। इंटीग्रल का भौतिक अर्थ स्पष्ट है: y i 2 डी वीजेखोजने की संभावना है जे-अंतरिक्ष के प्राथमिक आयतन में इलेक्ट्रॉन, इ xy मैं 2 डी वीजेप्रभार की राशि है। कूलम्ब के नियम के अनुसार, इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन की ऊर्जा आवेशों के परिमाण के उत्पाद के सीधे आनुपातिक होती है और उनके बीच की दूरी के व्युत्क्रमानुपाती होती है।

"स्वयं के परमाणु" के नाभिक के लिए इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण की ऊर्जा गैर-अंतःक्रियात्मक परमाणुओं की ऊर्जा है ( इ 0) - रासायनिक बंधन ऊर्जा (हाइड्रोजन अणु की कुल ऊर्जा) में ध्यान नहीं दिया जाता है इ= 2× इ 0+डी इ(आर)).

"एक्सचेंज इंटीग्रल"

एस- "ओवरलैप इंटीग्रल"।

"एक्सचेंज इंटीग्रल" "कूलम्ब इंटीग्रल" के समान है, लेकिन किसी दिए गए इलेक्ट्रॉन के लिए वेव फंक्शन के वर्ग के बजाय, विभिन्न परमाणुओं के तरंग कार्यों का एक उत्पाद होता है, जो इसे एक अमूर्त चरित्र देता है - "गैर -क्लासिकल इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन ”। सिस्टम की ऊर्जा इलेक्ट्रॉनों की अप्रभेद्यता के कारण बदलती है, अर्थात, एक इलेक्ट्रॉन को दूसरे के साथ बदलने की संभावना से सिस्टम की ऊर्जा में परिवर्तन होता है।

दूरियों पर आर®¥ कूलम्ब, एक्सचेंज और ओवरलैप इंटीग्रल शून्य हो जाते हैं: क्यू®0, मैं®0 और एस®0. बांड की लंबाई के करीब की दूरी पर, कूलम्ब और एक्सचेंज इंटीग्रल ऋणात्मक होते हैं क्यू<0; मैं<0, причем ½क्यू½<½मैंआधा; पर आर®0 वे सकारात्मक हो जाते हैं। ओवरलैप इंटीग्रल हमेशा सकारात्मक और एक से कम होता है: £0 एस<1.

एक सममित कार्य के मामले में (इलेक्ट्रॉन स्पिन विरोधी समानांतर हैं), निर्भरता डी इ(आर) एक न्यूनतम (संभावित कुआं) है, और परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ता है - एक रासायनिक बंधन बनता है, अणु स्थिर होता है (चित्र। 3.4)।

		वाई ए

चावल। 3-4 एक सममित प्रणाली का वर्णन करने के मामले में अणु की ऊर्जा में परिवर्तन और हाइड्रोजन अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की निर्भरता (Y एस) और एक एंटीसिमेट्रिक फ़ंक्शन (Y .) ए)

एक एंटीसिमेट्रिक फ़ंक्शन के मामले में (इलेक्ट्रॉन स्पिन समानांतर हैं), निर्भरता में न्यूनतम D इ(आर) अनुपस्थित है, नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व शून्य के बराबर है - बंधन नहीं बनता है।

उदाहरण।हाइड्रोजन अणु में ऊर्जा और बंधन की लंबाई, प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित की जाती है और विभिन्न कारकों को ध्यान में रखते हुए गणना की जाती है जो तरंग कार्यों के स्पष्ट रूप को जटिल बनाते हैं:

हाइड्रोजन अणु की गणना में विकसित विचारों के आधार पर, बुनियादी सिद्धांत(आधारित) संयोजकता बंधन विधि, जो अधिक जटिल अणुओं में सहसंयोजक रासायनिक बंधन के गठन का वर्णन करने की अनुमति देता है:

1. एक एकल रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉनों की एक आम जोड़ी द्वारा विपरीत (विरोधी समानांतर) स्पिन के साथ बनता है।

2. परमाणु कक्षकों के अधिकतम अतिव्यापन की दिशा में परमाणुओं के बीच उभयनिष्ठ इलेक्ट्रॉन युग्म स्थानीयकृत (केंद्रित) होता है।

3. बाध्यकारी ऊर्जा केवल इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन की ताकतों द्वारा निर्धारित की जाती है और कक्षीय ओवरलैप की मात्रा पर निर्भर करती है।

इस प्रकार, एक परमाणु जो बांड (वैलेंसी) बना सकता है, वह जमीन या उत्तेजित अवस्था में परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होता है। एक सहसंयोजक बंधन में संपत्ति होती है परिपूर्णता(एक परमाणु सीमित संख्या में एकल सहसंयोजक बंध बना सकता है)। एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन में संपत्ति होती है केंद्र(एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के स्थान में स्थान अतिव्यापी वैलेंस ऑर्बिटल्स के स्थानिक अभिविन्यास द्वारा निर्धारित किया जाता है)। परमाणुओं को परस्पर इस प्रकार व्यवस्थित किया जाता है कि संयोजकता कक्षकों का अतिव्यापन अधिकतम हो। दो बंधनों में से, मजबूत वह है जहां वैलेंस ऑर्बिटल्स का ओवरलैप अधिक होता है।

दो-इलेक्ट्रॉन बंधन का पहला क्वांटम यांत्रिक सिद्धांत हाइड्रोजन अणु का सिद्धांत था, जिसे 1927 में W. G. Geitler और F. लंदन द्वारा प्रस्तावित किया गया था। यह सिद्धांत 1930 के दशक में था। एल के पॉलिंग और अन्य शोधकर्ताओं द्वारा रासायनिक बंधन के एक व्यापक सिद्धांत में विकसित किया गया था, जिसे कहा जाता है वैलेंस बॉन्ड (एमवीएस) की विधि द्वारा।

एमवीएस निम्नलिखित प्रावधानों से आगे बढ़ता है:

• 1) एक रासायनिक सहसंयोजक बंधन दो मुक्त इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी के कारण बनता है जिनमें विपरीत स्पिन होते हैं और विभिन्न परमाणुओं से संबंधित होते हैं;
• 2) जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की परमाणु कक्षाएँ ओवरलैप होती हैं, इंटरन्यूक्लियर स्पेस में इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ता है, परमाणु एक-दूसरे की ओर आकर्षित होते हैं, जिससे सिस्टम की संभावित ऊर्जा में कमी आती है, जब एक अणु बनता है, इसके घटक परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना मूल रूप से संरक्षित होती है, बाहरी कोशों के अपवाद के साथ;
• 3) सहसंयोजक बंधन परमाणु कक्षाओं के सबसे बड़े ओवरलैप की ओर निर्देशित होता है।

एक अणु में सभी रासायनिक बंधों को निश्चित (स्थानीयकृत) दो-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बांड के रूप में दर्शाया जा सकता है। योजनाओं में प्रत्येक ऐसे बंधन को एक छोटी रेखा द्वारा दर्शाया गया है, और अणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना विभिन्न वैलेंस योजनाओं (वीएस) के एक सेट की तरह दिखती है, जिसके संबंध में इस विधि को भी कहा जाता है स्थानीयकृत इलेक्ट्रॉन जोड़े की विधि।

तो, हाइड्रोजन दो इलेक्ट्रॉनों और दो प्रोटॉन की एक प्रणाली है। यदि दो हाइड्रोजन परमाणु कुछ दूरी पर हैं, तो एमवीएस में, इलेक्ट्रॉनों के तरंग कार्य का निर्माण करते समय, अणु घटक परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के तरंग कार्यों से आगे बढ़ते हैं। पृथक परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के तरंग कार्यों को निरूपित करना H लेकिनऔर एच बी थ्रू |/ एल(1) और |/ बी(2)तदनुसार, हम आणविक प्रणाली के तरंग कार्य के लिए एक व्यंजक प्राप्त करते हैं:

चूंकि एन में इलेक्ट्रॉन; अप्रभेद्य हैं, तो यह मानने का कोई कारण नहीं है कि इस अणु में इलेक्ट्रॉन 1 Hl परमाणु के नाभिक से संबंधित है, और इलेक्ट्रॉन 2 Hg परमाणु के नाभिक से संबंधित है। नतीजतन, व्युत्क्रम वितरण भी संभावित है, इसलिए, समीकरण (4.1) समीकरण के बराबर है

हिटलर और लंदन के अनुसार, हाइड्रोजन अणु का तरंग फलन फलन का एक रैखिक संयोजन है जी (और |/. ; :

सहसंयोजक संरचना (I) के अलावा, H 2 अणु के लिए, दो आयनिक संरचनाओं (II) और (III) के अस्तित्व को भी माना जा सकता है, जो क्रमशः, तरंग कार्यों / 3 और द्वारा विशेषता हो सकती है। / 4:

संरचनाओं (II) और (III) का अस्तित्व इस शर्त के तहत संभव है कि इलेक्ट्रॉनों को परमाणु की ओर स्थानांतरित कर दिया जाए लेकिन(आई) और परमाणु पर(III)।

आयनिक संरचनाओं के लिए तरंग फलन को इस प्रकार लिखा जा सकता है:

अंततः, सभी संरचनाओं को ध्यान में रखते हुए, एच 2 अणु का कुल तरंग कार्य, के रूप में दर्शाया जा सकता है

समीकरण (4.5) हाइड्रोजन अणु के लिए एक साथ सभी संयोजकता योजनाओं को ध्यान में रखता है, इसलिए फ़ंक्शन |/ 1b संरचनाओं (I), (II), और (III) का एक सुपरपोजिशन है। इसलिए, अनुनाद की अवधारणा महत्वपूर्ण हो जाती है: यदि एक अणु को दो या दो से अधिक संरचनाओं द्वारा दर्शाया जा सकता है, केवल इलेक्ट्रॉनों के वितरण में भिन्नता, वे। संरचनाओं, जिसमें परमाणु नाभिक उसी तरह व्यवस्थित होते हैं, तब प्रतिध्वनि संभव हो जाती है।

अणु इन संरचनाओं का एक संकर है और उनमें से किसी द्वारा भी संतोषजनक ढंग से प्रतिनिधित्व नहीं किया जा सकता है। गुंजयमान संरचनाओं में से प्रत्येक संकर में योगदान देता है, जो प्रतिध्वनि में भाग लेने वाली किसी भी संरचना की तुलना में अधिक स्थिर है। यह ध्यान में रखा जाना चाहिए कि अनुनाद की अवधारणा एमएचएस में तरंग फ़ंक्शन के निर्माण के परिणामस्वरूप उत्पन्न होती है।

जब एक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के नाभिक के बीच होना चाहिए, अर्थात। बंधन क्षेत्र में। जब इलेक्ट्रॉन बाध्यकारी क्षेत्र के बाहर होते हैं, तो इसे एंटी-बॉन्डिंग या लूज़िंग कहा जाता है, और बॉन्ड नहीं बनता है। चूंकि बाध्यकारी अवस्था में, इलेक्ट्रॉनों को नाभिक के बीच के क्षेत्र में खींचा जाता है, और शिथिल अवस्था में उन्हें बाहर धकेल दिया जाता है, तरंग फ़ंक्शन H 2 को / + द्वारा निरूपित किया जाता है, और फ़ंक्शन | / शिथिल अवस्था का वर्णन करता है। इसलिए, समीकरण (4.3) को दो स्वतंत्र व्यंजकों के रूप में लिखा जा सकता है:

समीकरण (4.6) से यह स्पष्ट है कि इलेक्ट्रॉनिक निर्देशांक (1) और (2) का क्रमपरिवर्तन फलन के चिह्न |/ + को प्रभावित नहीं करता है। इस तरह के एक समारोह को सममित कहा जाता है। समीकरण (4.7) में, इलेक्ट्रॉनों के निर्देशांकों के क्रमपरिवर्तन से फलन u/_ में परिवर्तन होता है। इसलिए, फलन |/_ को प्रतिसममिति कहा जाता है (चित्र 4.11)।

चावल। 4.11.

|/ + के लिए, परमाणु में इलेक्ट्रॉनों को विभिन्न स्पिन क्वांटम संख्याओं की विशेषता होती है, अर्थात। विरोधी समानांतर पीठ है। सममित और एंटीसिमेट्रिक तरंग कार्य परमाणुओं के नाभिक के बीच एच 2 में इलेक्ट्रॉन बादल के विभिन्न वितरणों के अनुरूप होते हैं। तो, एक सममित तरंग फ़ंक्शन में, समानांतर इलेक्ट्रॉन स्पिन होते हैं, इसलिए उनके तरंग कार्यों को अभिव्यक्त किया जाता है (सूत्र देखें (4.6)), जो बदले में, नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि की ओर जाता है। नतीजतन, जब / + होता है, तो इलेक्ट्रॉनों के तरंग कार्यों का ओवरलैप होता है, या, जैसा कि वे अन्यथा कहते हैं, इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैप।

एक एंटीसिमेट्रिक वेव फंक्शन के लिए, इलेक्ट्रॉनों को समानांतर स्पिन की विशेषता होती है; इसलिए, परमाणुओं के नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व में कमी देखी जाती है, जो एक रासायनिक बंधन के गठन की संभावना की अनुपस्थिति को इंगित करता है। इस मामले में, नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व शून्य हो जाता है।

चूंकि संयोजकता बंधों का सिद्धांत परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन के परिणामस्वरूप सहसंयोजक बंधों के निर्माण की अवधारणा पर आधारित है, इसलिए परमाणु कक्षकों के धनात्मक अतिव्यापन का मानदंड आबंध निर्माण की संभावना को स्थापित करने के लिए असाधारण महत्व का है (सूत्र देखें) 4.6), (4.7))।

कक्षक कहलाते हैं अतिव्यापी,यदि परस्पर क्रिया करने वाले परमाणु इतने करीब हों कि किसी एक कक्षक का अंतरिक्ष में दोनों परमाणुओं के लिए एक महत्वपूर्ण आयाम हो। कक्षकों के गुणों के आधार पर, अतिव्यापन की मात्रा धनात्मक, ऋणात्मक या शून्य हो सकती है (चित्र 4.12)।

एक धनात्मक अतिव्यापन तब होता है जब दोनों कक्षकों के अतिव्यापी क्षेत्रों का चिन्ह समान होता है; एक ऋणात्मक अतिव्यापन मान तब होता है जब दोनों कक्षकों के अतिव्यापी क्षेत्रों में विपरीत चिह्न हों। यदि नकारात्मक और सकारात्मक ओवरलैप के बिल्कुल समान क्षेत्र हैं, तो सामान्य तौर पर, शून्य ओवरलैप विशेषता है। क्षेत्र में

चावल। 4.12.

सकारात्मक ओवरलैप, परमाणुओं के नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ जाता है, इसलिए बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों के लिए नाभिक का आकर्षण पारस्परिक प्रतिकर्षण पर प्रबल होता है और एक बाध्यकारी बातचीत होती है।

दो कक्षकों के धनात्मक अतिव्यापन को एक नया माना जाना चाहिए, तथाकथित आणविक कक्षीय(एमओ)। नकारात्मक ओवरलैप के साथ, परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व कम हो जाता है, इसलिए आंतरिक प्रतिकर्षण बढ़ जाता है, जिससे उनके बीच अत्यधिक प्रतिकर्षण होता है। जब अतिव्यापन शून्य होता है, तब परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व में न तो कमी होती है और न ही वृद्धि होती है, जिसके परिणामस्वरूप न तो प्रतिकर्षण होता है और न ही अतिरिक्त आकर्षण होता है। ऐसी अवस्था कहलाती है गैर-बाध्यकारी बातचीत।