एक बंधन की सबसे महत्वपूर्ण विशेषताओं में शामिल हैं: लंबाई, ध्रुवता, द्विध्रुवीय क्षण, संतृप्ति, प्रत्यक्षता, शक्ति और बांड की बहुलता।

संचार लंबाईएक अणु में परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी है। बंधन की लंबाई नाभिक के आकार और इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप की डिग्री से निर्धारित होती है।

एचएफ में बांड की लंबाई 0.92∙10 -10 है, एचसीएल में - 1.28∙10 -10 मीटर। रासायनिक बंधन जितना मजबूत होगा, उसकी लंबाई उतनी ही कम होगी।

बॉन्ड कोण (वैलेंस कोण)रासायनिक रूप से बंधित परमाणुओं के नाभिक से गुजरने वाली काल्पनिक रेखाओं के बीच का कोण कहलाता है। HOH=104 0.5; एच 2 एस = 92.2 0; एच 2 एस ई \u003d 91 0.0।

रासायनिक बंधन की सबसे महत्वपूर्ण विशेषता है ऊर्जा, इसे परिभाषित करना ताकत।

मात्रात्मक रूप से, एक बंधन की ताकत को इसे तोड़ने पर खर्च की गई ऊर्जा की विशेषता है, और किसी पदार्थ के प्रति 1 मोल kJ में मापा जाता है।

इसलिए, बंधन शक्ति मात्रात्मक रूप से उच्च बनाने की क्रिया ऊर्जा ई सब्ल की विशेषता है। पदार्थ और परमाणुओं में एक अणु के पृथक्करण की ऊर्जा ई डिस। . ऊर्ध्वपातन ऊर्जा को किसी पदार्थ के ठोस से गैसीय अवस्था में संक्रमण के लिए खर्च की गई ऊर्जा के रूप में समझा जाता है। द्विपरमाणुक अणुओं के लिए, बंधन ऊर्जा अणु की दो परमाणुओं में वियोजन ऊर्जा के बराबर होती है।

उदाहरण के लिए, ई डी.एस. (और इसलिए ई सेंट) एच 2 अणु में 435 kJ / mol है। अणु में F 2 \u003d 159 kJ / mol, अणु N 2 \u003d 940 kJ / mol में।

द्विपरमाणुक नहीं, बल्कि AB प्रकार के बहुपरमाणुक अणुओं के लिए, n औसत बंधन ऊर्जा है

एबी एन \u003d ए + एनबी के कारण।

उदाहरण के लिए, प्रक्रिया में अवशोषित ऊर्जा

924 kJ/mol के बराबर है।

बंधन ऊर्जा

ई ओएच = = = = 462 केजे/मोल।

विभिन्न विधियों द्वारा प्राप्त परिणामों के अनुसार अणुओं की संरचना और पदार्थ की संरचना के बारे में निष्कर्ष निकाला जाता है। इस मामले में, प्राप्त जानकारी का उपयोग न केवल बांडों, बांड कोणों की लंबाई और ऊर्जा के बारे में किया जाता है, बल्कि पदार्थ के अन्य गुणों के बारे में भी किया जाता है, जैसे, उदाहरण के लिए, चुंबकीय, ऑप्टिकल, विद्युत, थर्मल, और अन्य।

पदार्थ की खुराक की संरचना पर प्रयोगात्मक रूप से प्राप्त डेटा का सेट और क्वांटम-रासायनिक गणना विधियों के परिणामों को सामान्यीकृत करता है जो रासायनिक बंधन के क्वांटम-यांत्रिक सिद्धांत की अवधारणा का उपयोग करते हैं। यह माना जाता है कि रासायनिक बंधन मुख्य रूप से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा किया जाता है। s- और p-तत्वों के लिए, संयोजकता इलेक्ट्रॉन बाहरी परत के कक्षक होते हैं, और d-तत्वों के लिए, बाहरी परत के s- कक्षीय के इलेक्ट्रॉन और पूर्व-बाहरी परत के d- कक्षीय होते हैं।

रासायनिक बंधन की प्रकृति।

एक रासायनिक बंधन तभी बनता है, जब परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं, सिस्टम की कुल ऊर्जा (ई किन। + ई पॉट।) घट जाती है।

आणविक हाइड्रोजन आयन एच 2 + के उदाहरण का उपयोग करके रासायनिक बंधन की प्रकृति पर विचार करें। (यह हाइड्रोजन के अणुओं एच 2 को इलेक्ट्रॉनों के साथ विकिरणित करके प्राप्त किया जाता है; एक गैस निर्वहन में)। इस तरह के एक सरल आणविक प्रणाली के लिए, श्रोडिंगर समीकरण को सबसे सटीक रूप से हल किया जाता है।

हाइड्रोजन आयन H2+ में एक इलेक्ट्रॉन दो नाभिक-प्रोटॉन के क्षेत्र में गति करता है। नाभिक के बीच की दूरी 0.106 एनएम है, बाध्यकारी ऊर्जा (एच परमाणुओं और एच + आयन में पृथक्करण) 255.7 kJ/mol है। यानी कण मजबूत है।

आणविक आयन एच 2 + में, दो प्रकार के इलेक्ट्रोस्टैटिक बल कार्य करते हैं - नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन के आकर्षण बल और नाभिक के बीच प्रतिकारक बल। प्रतिकारक बल धनात्मक आवेशित नाभिक H A + और H A + के बीच प्रकट होता है, जिसे निम्न चित्र के रूप में दर्शाया जा सकता है। 3. प्रतिकर्षण बल नाभिक को एक दूसरे से अलग करने की प्रवृत्ति रखता है।

चावल। 3. दो नाभिकों के बीच प्रतिकर्षण बल (ए) और आकर्षण (बी) तब उत्पन्न होता है जब वे परमाणुओं के आकार के क्रम की दूरी पर एक दूसरे के पास पहुंचते हैं।

ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन e- और धनावेशित नाभिक H+ तथा H+ के बीच आकर्षक बल कार्य करते हैं। एक अणु का निर्माण होता है यदि आकर्षण और प्रतिकर्षण की शक्तियों का परिणाम शून्य है, अर्थात नाभिक के पारस्परिक प्रतिकर्षण की भरपाई इलेक्ट्रॉन के नाभिक के प्रति आकर्षण द्वारा की जानी चाहिए। ऐसा मुआवजा इलेक्ट्रॉन ई के स्थान पर निर्भर करता है - नाभिक के सापेक्ष (चित्र 3 बी और सी)। यहां हमारा मतलब अंतरिक्ष में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति (जिसे निर्धारित नहीं किया जा सकता है) से नहीं है, बल्कि अंतरिक्ष में एक इलेक्ट्रॉन के मिलने की संभावना से है। अंजीर के अनुरूप अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व का स्थान। 3.बी) नाभिक और संबंधित अंजीर के अभिसरण में योगदान देता है। 3.c) - नाभिक का प्रतिकर्षण, क्योंकि इस मामले में आकर्षण बल एक दिशा में निर्देशित होते हैं और नाभिक के प्रतिकर्षण की भरपाई नहीं होती है। इस प्रकार, एक बंधन क्षेत्र होता है जब इलेक्ट्रॉन घनत्व नाभिक और एक ढीले या विरोधी बंधन क्षेत्र के बीच वितरित किया जाता है जब इलेक्ट्रॉन घनत्व नाभिक के पीछे वितरित किया जाता है।

यदि कोई इलेक्ट्रॉन बंध क्षेत्र में प्रवेश करता है, तो एक रासायनिक बंधन बनता है। यदि इलेक्ट्रॉन ढीलेपन के क्षेत्र में प्रवेश करता है, तो कोई रासायनिक बंधन नहीं बनता है।

बंधन क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की प्रकृति के आधार पर, तीन मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन होते हैं: सहसंयोजक, आयनिक और धातु। ये बंधन अपने शुद्ध रूप में नहीं होते हैं, और आमतौर पर इस प्रकार के बंधनों का संयोजन यौगिकों में मौजूद होता है।

लिंक प्रकार।

रसायन शास्त्र में, निम्नलिखित प्रकार के बंधन प्रतिष्ठित हैं: सहसंयोजक, आयनिक, धातु, हाइड्रोजन बंधन, वैन डेर वाल्स बंधन, दाता-स्वीकर्ता बंधन, और मूल बंधन।

सहसंयोजक बंधन

जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो परमाणु एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं। सहसंयोजक बंधन का एक उदाहरण Cl 2 अणु में एक रासायनिक बंधन है। लुईस (1916) ने सबसे पहले सुझाव दिया कि इस तरह के बंधन में दो क्लोरीन परमाणुओं में से प्रत्येक अपने एक बाहरी इलेक्ट्रॉन को दूसरे क्लोरीन परमाणु के साथ साझा करता है। अतिव्यापी परमाणु कक्षकों के लिए, दो परमाणुओं को यथासंभव एक-दूसरे के करीब आना चाहिए। इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी एक सहसंयोजक बंधन बनाती है। ये इलेक्ट्रॉन एक ही कक्ष में रहते हैं, और उनके स्पिन विपरीत दिशाओं में निर्देशित होते हैं।

इस प्रकार, विपरीत स्पिन के साथ इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी के परिणामस्वरूप विभिन्न परमाणुओं से इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण द्वारा एक सहसंयोजक बंधन किया जाता है।

एक सहसंयोजक बंधन एक व्यापक रूप से इस्तेमाल किया जाने वाला बंधन है। एक सहसंयोजक बंधन न केवल अणुओं में, बल्कि क्रिस्टल में भी हो सकता है। यह समान परमाणुओं (H 2, Cl 2, हीरे के अणुओं में) और विभिन्न परमाणुओं के बीच (H 2 O, NH 3 ...) में होता है।

सहसंयोजक बंधन की घटना का तंत्र

आइए हम एच 2 अणु के गठन के उदाहरण का उपयोग करते हुए तंत्र पर विचार करें।

एच + एच \u003d एच 2, H \u003d -436 केजे / मोल

एक मुक्त हाइड्रोजन परमाणु का केंद्रक 1s इलेक्ट्रॉन द्वारा निर्मित गोलाकार सममित इलेक्ट्रॉन बादल से घिरा होता है। जब परमाणु एक-दूसरे के पास एक निश्चित दूरी तक पहुंचते हैं, तो उनके इलेक्ट्रॉन बादल (कक्षक) आंशिक रूप से ओवरलैप होते हैं (चित्र 4)।

चावल। 4. हाइड्रोजन अणु में बंध निर्माण की क्रियाविधि।

यदि छूने से पहले आने वाले हाइड्रोजन परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी 0.106 एनएम है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के बाद, यह दूरी 0.074 एनएम है।

नतीजतन, नाभिक के केंद्रों के बीच एक आणविक दो-इलेक्ट्रॉन बादल दिखाई देता है, जिसमें नाभिक के बीच के स्थान में अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। नाभिक के बीच ऋणात्मक आवेश के घनत्व में वृद्धि से नाभिक के बीच आकर्षण बल में तीव्र वृद्धि होती है, जिससे ऊर्जा का उत्सर्जन होता है। रासायनिक बंधन जितना मजबूत होगा, इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप उतना ही अधिक होगा। दो हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन की घटना के परिणामस्वरूप, उनमें से प्रत्येक एक महान गैस परमाणु - हीलियम के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास तक पहुँच जाता है।

दो विधियाँ हैं जो क्वांटम यांत्रिक दृष्टिकोण से क्रमशः इलेक्ट्रॉन बादलों के एक अतिव्यापी क्षेत्र के गठन और एक सहसंयोजक बंधन के गठन की व्याख्या करती हैं। उनमें से एक को बीसी (वैलेंस बॉन्ड) विधि कहा जाता है, दूसरे को एमओ (आणविक कक्षा) कहा जाता है।

संयोजकता बंधों की विधि में, परमाणुओं के एक चयनित युग्म के परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन पर विचार किया जाता है। MO विधि में अणु को संपूर्ण माना जाता है और इलेक्ट्रॉन घनत्व (एक इलेक्ट्रॉन से) का वितरण पूरे अणु में फैला होता है। एच 2 में एमओ 2 एच की स्थिति से इन नाभिकों के बीच स्थित इलेक्ट्रॉन बादल के लिए नाभिक के आकर्षण के कारण जुड़े हुए हैं।

एक सहसंयोजक बंधन का चित्रण

लिंक को विभिन्न तरीकों से दर्शाया गया है:

एक)। इलेक्ट्रॉनों को डॉट्स के रूप में उपयोग करना

इस मामले में, एक हाइड्रोजन अणु का निर्माण चित्र द्वारा दिखाया गया है

एच∙ + एच∙ → एच: एच

2))। वर्ग कोशिकाओं (ऑर्बिटल्स) का उपयोग करना, जैसे एक आणविक क्वांटम सेल में दो इलेक्ट्रॉनों को विपरीत स्पिन के साथ रखना

इस योजना से पता चलता है कि आणविक ऊर्जा का स्तर प्रारंभिक परमाणु स्तरों से कम है, जिसका अर्थ है कि किसी पदार्थ की आणविक अवस्था परमाणु अवस्था से अधिक स्थिर होती है।

3))। एक सहसंयोजक बंधन को एक बार द्वारा दर्शाया जाता है

उदाहरण के लिए, एन - एन। यह सुविधा इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी का प्रतीक है।

यदि परमाणुओं (एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म) के बीच एक सहसंयोजक बंधन उत्पन्न हुआ हो, तो इसे कहा जाता है एक, यदि अधिक है, तो एक बहु दोहरा(दो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े), ट्रिपल(तीन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े)। एक सिंगल बॉन्ड को एक लाइन, एक डबल बॉन्ड को दो और एक ट्रिपल बॉन्ड को तीन द्वारा दर्शाया जाता है।

परमाणुओं के बीच एक पानी का छींटा दर्शाता है कि उनके पास इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्यीकृत जोड़ी है।

सहसंयोजक बंधों का वर्गीकरण

अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन बादलों की दिशा के आधार पर, -, π-, -बंधों को प्रतिष्ठित किया जाता है। -आबंध तब उत्पन्न होता है जब इलेक्ट्रॉन बादल परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली धुरी के साथ ओवरलैप करते हैं।

-बंधन के उदाहरण:

चावल। 5. s-, p-, d- इलेक्ट्रॉनों के बीच -आबंध का निर्माण।

एक हाइड्रोजन अणु में s-s बादलों के ओवरलैप होने पर -बंधन के गठन का एक उदाहरण देखा जाता है।

-बंध अक्ष के दोनों ओर इलेक्ट्रॉन बादलों को अतिव्यापी करके, परमाणुओं के नाभिक को जोड़कर किया जाता है।

चावल। 6. p-, d- इलेक्ट्रॉनों के बीच -आबंध का निर्माण।

-बॉन्ड तब होता है जब समानांतर विमानों में स्थित दो डी-इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं। बंधन बंधन से कम मजबूत होता है, और बंधन बंधन से कम मजबूत होता है।

एक सहसंयोजक बंधन के गुण

ए)। ध्रुवीयता।

सहसंयोजक बंधन दो प्रकार के होते हैं: गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय।

एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के मामले में, इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी द्वारा गठित इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं के नाभिक के संबंध में सममित रूप से अंतरिक्ष में वितरित किया जाता है। एक उदाहरण द्विपरमाणुक अणु है जिसमें एक तत्व के परमाणु होते हैं: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 । उनका इलेक्ट्रॉन युग्म समान रूप से दोनों परमाणुओं से संबंधित है।

एक ध्रुवीय बंधन के मामले में, बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉन बादल एक उच्च सापेक्ष विद्युतीयता के साथ परमाणु की ओर विस्थापित हो जाते हैं।

उदाहरण अणु हैं: एचसीएल, एच 2 ओ, एच 2 एस, एन 2 एस, एनएच 3, आदि। एचसीएल अणु के गठन पर विचार करें, जिसे निम्नलिखित योजना द्वारा दर्शाया जा सकता है

इलेक्ट्रॉन युग्म को क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित कर दिया जाता है, क्योंकि क्लोरीन परमाणु (2.83) की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता हाइड्रोजन परमाणु (2.1) की तुलना में अधिक होती है।

बी)। संतृप्ति।

परमाणुओं की सीमित संख्या में सहसंयोजक बंधों के निर्माण में भाग लेने की क्षमता को सहसंयोजक बंधन की संतृप्ति कहा जाता है। सहसंयोजक बंधों की संतृप्ति इस तथ्य के कारण है कि केवल बाहरी ऊर्जा स्तरों के इलेक्ट्रॉन ही रासायनिक अंतःक्रिया में भाग लेते हैं, अर्थात सीमित संख्या में इलेक्ट्रॉन।

में) . अभिविन्यासऔर सहसंयोजक बंधन का संकरण।

एक सहसंयोजक बंधन अंतरिक्ष में अभिविन्यास द्वारा विशेषता है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि इलेक्ट्रॉन बादलों का एक निश्चित आकार होता है और एक निश्चित स्थानिक अभिविन्यास के साथ उनका अधिकतम ओवरलैप संभव है।

सहसंयोजक बंधन की दिशा अणुओं की ज्यामितीय संरचना निर्धारित करती है।

उदाहरण के लिए, पानी के लिए, इसका त्रिकोणीय आकार होता है।

चावल। 7. पानी के अणु की स्थानिक संरचना।

यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि पानी के अणु एच 2 ओ में हाइड्रोजन और ऑक्सीजन के नाभिक के बीच की दूरी 0.096 एनएम (96 बजे) है। नाभिक से गुजरने वाली रेखाओं के बीच का कोण 104.5 0 है। इस प्रकार, पानी के अणु का कोणीय आकार होता है और इसकी संरचना को प्रस्तुत आकृति के रूप में व्यक्त किया जा सकता है।

संकरण

जैसा कि प्रायोगिक और सैद्धांतिक अध्ययन (स्लेटर, पॉलिंग) से पता चलता है, कुछ यौगिकों के निर्माण के दौरान, जैसे कि BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, एक अणु में एक परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की स्थिति का वर्णन शुद्ध s- द्वारा नहीं किया जाता है, पी-, डी-वेव फ़ंक्शंस, लेकिन उनके रैखिक संयोजनों द्वारा। ऐसी मिश्रित संरचनाओं को संकर कक्षक कहा जाता है, और मिश्रण प्रक्रिया को संकरण कहा जाता है।

जैसा कि क्वांटम-रासायनिक गणनाओं से पता चलता है, एक परमाणु के s- और p-ऑर्बिटल्स का मिश्रण एक अणु के निर्माण के लिए एक अनुकूल प्रक्रिया है। इस मामले में, शुद्ध s- और p-ऑर्बिटल्स वाले बंधों के निर्माण की तुलना में अधिक ऊर्जा जारी की जाती है। इसलिए, परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स के संकरण से सिस्टम की ऊर्जा में बड़ी कमी आती है और तदनुसार, अणु की स्थिरता में वृद्धि होती है। एक संकरित कक्षक नाभिक के एक तरफ दूसरे की तुलना में अधिक लम्बा होता है। इसलिए, हाइब्रिड क्लाउड के अतिव्यापी क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन घनत्व अलग-अलग s- और p-ऑर्बिटल्स के अतिव्यापी क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन घनत्व से अधिक होगा, जिसके परिणामस्वरूप हाइब्रिड ऑर्बिटल के इलेक्ट्रॉनों द्वारा गठित बंधन है अधिक शक्ति द्वारा विशेषता।

कई प्रकार के संकर राज्य हैं। जब s- और p-कक्षक संकरण करते हैं (जिसे sp संकरण कहते हैं), दो संकर कक्षक उत्पन्न होते हैं, जो एक दूसरे के सापेक्ष 180 0 के कोण पर स्थित होते हैं। इस मामले में, एक रैखिक संरचना बनती है। यह विन्यास (संरचना) अधिकांश क्षारीय मृदा धातु हैलाइडों के लिए जाना जाता है (उदाहरण के लिए, BeX 2 जहां X=Cl, F, Br), अर्थात। कनेक्शन कोण 180 0 है।

चावल। 8. एसपी संकरण

एक अन्य प्रकार का संकरण, जिसे एसपी 2 संकरण कहा जाता है (एक एस और दो पी ऑर्बिटल्स से बनता है), तीन हाइब्रिड ऑर्बिटल्स का निर्माण करता है, जो एक दूसरे से 120 0 के कोण पर स्थित होते हैं। इस मामले में, अंतरिक्ष में एक अणु (या एक नियमित त्रिकोण) की एक त्रिकोणीय संरचना बनती है। ऐसी संरचनाएं यौगिकों BX3 (X=Cl, F, Br) के लिए जानी जाती हैं।

चावल। 9. एसपी 2 संकरण।

कोई कम आम नहीं है एसपी 3 संकरण, जो एक एस और तीन पी ऑर्बिटल्स से बनता है। इस मामले में, चार संकर कक्षाएँ बनती हैं, जो अंतरिक्ष में समरूप रूप से टेट्राहेड्रोन के चार शीर्षों पर उन्मुख होती हैं, अर्थात वे 109 0 28 "के कोण पर स्थित होती हैं। इस स्थानिक स्थिति को टेट्राहेड्रल कहा जाता है। ऐसी संरचना के लिए जाना जाता है अणु एनएच 3, एच 2 ओ और सामान्य रूप से अवधि II के तत्वों के लिए। योजनाबद्ध रूप से अंतरिक्ष में इसका दृश्य निम्नलिखित आकृति में प्रदर्शित किया जा सकता है

चावल। 10. अमोनिया अणु में बंधों की स्थानिक व्यवस्था,

एक विमान पर प्रक्षेपित।

sp3 संकरण के कारण चतुष्फलकीय बंधों के निर्माण को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है (चित्र 11):

चावल। 11. sp3 संकरण के दौरान चतुष्फलकीय बंधों का निर्माण।

एसपी 3 संकरण के दौरान चतुष्फलकीय बंधों का निर्माण अंजीर में दिखाया गया है। 12.

चित्र.12. एसपी 3 के दौरान चतुष्फलकीय बंधों का निर्माण - सीसीएल 4 अणुओं में संकरण

संकरण की चिंता न केवल एस- और पी-ऑर्बिटल्स से है। III और उसके बाद की अवधियों के स्टीरियोकेमिकल तत्वों की व्याख्या करने के लिए, s-, p-, d-ऑर्बिटल्स सहित एक साथ हाइब्रिड ऑर्बिटल्स का निर्माण करना आवश्यक हो जाता है।

सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थों में शामिल हैं:

1. कार्बनिक यौगिक;

2. ठोस और तरल पदार्थ जिनमें हलोजन परमाणुओं के जोड़े के साथ-साथ हाइड्रोजन, नाइट्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं के जोड़े के बीच बंधन बनते हैं, उदाहरण के लिए, एच 2;

3. समूह VI के तत्व (उदाहरण के लिए, टेल्यूरियम की सर्पिल श्रृंखलाएं), समूह V के तत्व (उदाहरण के लिए, आर्सेनिक), समूह IV के तत्व (हीरा, सिलिकॉन, जर्मेनियम);

4. यौगिक जो 8-N नियम (जैसे InSb, CdS, GaAs, CdTe) का पालन करते हैं, जब उन्हें बनाने वाले तत्व मेंडेलीव की आवर्त सारणी में II-VI, III-V समूहों में स्थित होते हैं।

एक सहसंयोजक बंधन वाले ठोस पदार्थों में, एक ही पदार्थ के लिए विभिन्न क्रिस्टल संरचनाएं बन सकती हैं, जिनमें से बाध्यकारी ऊर्जा व्यावहारिक रूप से समान होती है। उदाहरण के लिए, ZnS संरचना घन (जस्ता मिश्रित) या षट्कोणीय (वार्टज़ाइट) हो सकती है। जिंक ब्लेंड और वर्टजाइट में निकटतम पड़ोसियों की व्यवस्था समान है, और इन दो संरचनाओं की ऊर्जाओं में एकमात्र और मामूली अंतर निकटतम के बाद परमाणुओं की व्यवस्था द्वारा निर्धारित किया जाता है। कुछ पदार्थों की इस क्षमता को एलोट्रॉपी या बहुरूपता कहा जाता है। एलोट्रॉपी का एक अन्य उदाहरण सिलिकॉन कार्बाइड है, जिसमें विशुद्ध रूप से घन से हेक्सागोनल तक विभिन्न संरचनाओं के कई पॉलीटाइट हैं। ZnS, SiC के ये कई क्रिस्टलीय संशोधन कमरे के तापमान पर मौजूद हैं।

आयोनिक बंध

आयनिक बंधन विपरीत आवेशों वाले आयनों (अर्थात + और -) के बीच आकर्षण का एक इलेक्ट्रोस्टैटिक बल है।

आयनिक बंधन का विचार वी. कोसल के विचारों के आधार पर बना था। उन्होंने सुझाव दिया (1916) कि जब दो परमाणु परस्पर क्रिया करते हैं, तो उनमें से एक हार मान लेता है और दूसरा इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार कर लेता है। इस प्रकार, एक परमाणु से दूसरे परमाणु में एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण के परिणामस्वरूप एक आयनिक बंधन बनता है। उदाहरण के लिए, सोडियम क्लोराइड में, सोडियम परमाणु से क्लोरीन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के स्थानांतरण के परिणामस्वरूप एक आयनिक बंधन बनता है। इस स्थानांतरण के परिणामस्वरूप, +1 के आवेश वाला सोडियम आयन और -1 के आवेश वाला क्लोरीन आयन बनता है। वे स्थिर अणु बनाते हुए, इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा एक दूसरे के प्रति आकर्षित होते हैं। कोसेल द्वारा प्रस्तावित इलेक्ट्रॉन हस्तांतरण मॉडल लिथियम फ्लोराइड, कैल्शियम ऑक्साइड और लिथियम ऑक्साइड जैसे यौगिकों के गठन की व्याख्या करना संभव बनाता है।

सबसे विशिष्ट आयनिक यौगिकों में आवधिक प्रणाली के समूह I और II से संबंधित धातु के पिंजरे होते हैं, और समूह VI और VII से संबंधित गैर-धातु तत्वों के आयन होते हैं।

एक आयनिक यौगिक के निर्माण में आसानी उसके घटक धनायनों और आयनों के गठन की आसानी पर निर्भर करती है। गठन की आसानी अधिक है, कम आयनीकरण ऊर्जा वह परमाणु है जो इलेक्ट्रॉनों (इलेक्ट्रॉन दाता) को दान करता है, और जो परमाणु इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करता है (इलेक्ट्रॉन स्वीकर्ता) में इलेक्ट्रॉन के लिए अधिक आत्मीयता होती है। इलेक्ट्रान बन्धुताएक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार करने के लिए एक परमाणु की क्षमता का एक उपाय है। इसे मात्रात्मक रूप से ऊर्जा में परिवर्तन के रूप में परिभाषित किया जाता है जो तब होता है जब परमाणुओं के एक मोल से एकल आवेशित आयनों का एक मोल बनता है। यह "प्रथम इलेक्ट्रॉन आत्मीयता" की तथाकथित अवधारणा है। दूसरी इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में परिवर्तन है जो तब होता है जब एक मोल एकल आवेशित आयनों के एक मोल से दोगुने आवेशित आयनों का निर्माण होता है। ये अवधारणाएं, यानी आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता, गैसीय पदार्थों को संदर्भित करती हैं और गैसीय अवस्था में परमाणुओं और आयनों की विशेषताएं हैं। लेकिन यह ध्यान में रखा जाना चाहिए कि अधिकांश आयनिक यौगिक ठोस अवस्था में सबसे अधिक स्थिर होते हैं। इस परिस्थिति को उनकी ठोस अवस्था में क्रिस्टल जाली के अस्तित्व से समझाया गया है। प्रश्न उठता है। आखिर क्यों, आयनिक यौगिक क्रिस्टल जाली के रूप में अधिक स्थिर होते हैं, न कि गैसीय अवस्था में? इस प्रश्न का उत्तर इलेक्ट्रोस्टैटिक मॉडल के आधार पर क्रिस्टल जाली की ऊर्जा की गणना है। इसके अलावा, यह गणना आयनिक बंधन सिद्धांत का परीक्षण भी है।

क्रिस्टल जाली की ऊर्जा की गणना करने के लिए, गैसीय आयनों के निर्माण के साथ क्रिस्टल जाली के विनाश पर खर्च किए जाने वाले कार्य को निर्धारित करना आवश्यक है। गणना के लिए, आकर्षण और प्रतिकर्षण की शक्तियों की अवधारणा का उपयोग किया जाता है। एकल आवेशित आयनों की परस्पर क्रिया की स्थितिज ऊर्जा के लिए व्यंजक आकर्षण की ऊर्जा और प्रतिकर्षण की ऊर्जा के योग द्वारा प्राप्त किया जाता है।

ई \u003d ई इंक + ई आउट (1)।

ई प्रिट के रूप में, विपरीत संकेतों के आयनों के कूलम्ब आकर्षण की ऊर्जा ली जाती है, उदाहरण के लिए, Na + और Cl - NaCl यौगिक के लिए

ई इंट \u003d -ई 2 / 4πε 0 आर (2),

चूँकि भरे हुए इलेक्ट्रॉन कोश में इलेक्ट्रॉनिक आवेश का वितरण गोलाकार रूप से सममित होता है। पाउली सिद्धांत के कारण होने वाले प्रतिकर्षण के कारण जब आयनों और धनायन के भरे हुए गोले ओवरलैप होते हैं, तो जिस दूरी पर आयन पहुंच सकते हैं वह सीमित है। प्रतिकर्षण ऊर्जा आंतरिक दूरी के साथ तेजी से बदलती है और इसे निम्नलिखित दो अनुमानित अभिव्यक्तियों के रूप में लिखा जा सकता है:

ई ओटीएम \u003d ए / आर एन (एन≈12) (3)

ई ओटीएम \u003d बी क्स्प (-r / ) (4),

जहां ए और बी स्थिरांक हैं, आर आयनों के बीच की दूरी है, एक पैरामीटर (विशेषता लंबाई) है।

यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि इनमें से कोई भी अभिव्यक्ति एक जटिल क्वांटम यांत्रिक प्रक्रिया से मेल नहीं खाती है जो प्रतिकर्षण की ओर ले जाती है।

इन सूत्रों के सन्निकटन के बावजूद, वे किसी को सटीक गणना करने की अनुमति देते हैं और तदनुसार, NaCl, KCl, CaO जैसे आयनिक यौगिकों के अणुओं में रासायनिक बंधन का वर्णन करते हैं।

चूँकि आयन के विद्युत क्षेत्र में गोलाकार समरूपता होती है (चित्र 13), सहसंयोजक बंधन के विपरीत आयनिक बंधन में दिशात्मकता नहीं होती है। दो विपरीत आवेशित आयनों की परस्पर क्रिया की भरपाई केवल आयनों के नाभिक के केंद्रों को जोड़ने वाली दिशा में प्रतिकारक बलों द्वारा की जाती है; अन्य दिशाओं में, आयनों के विद्युत क्षेत्रों की भरपाई नहीं की जाती है। इसलिए, वे अन्य आयनों के साथ बातचीत करने में सक्षम हैं। इस प्रकार, एक आयनिक बंधन में संतृप्ति नहीं होती है।

चावल। 13. स्थिरवैद्युत क्षेत्र की गोलाकार सममिति

विपरीत आरोप लगाया।

आयनिक बंधन की गैर-दिशात्मकता और गैर-संतृप्ति के कारण, यह ऊर्जावान रूप से सबसे अधिक फायदेमंद होता है जब प्रत्येक आयन विपरीत संकेत के अधिकतम आयनों से घिरा होता है। इसके कारण, एक आयनिक यौगिक के अस्तित्व का सबसे पसंदीदा रूप एक क्रिस्टल है। उदाहरण के लिए, NaCl क्रिस्टल में, प्रत्येक धनायन में निकटतम पड़ोसी के रूप में छह आयन होते हैं।

गैसीय अवस्था में केवल उच्च तापमान पर ही आयनिक यौगिक असंबद्ध अणुओं के रूप में मौजूद होते हैं।

आयनिक यौगिकों में, समन्वय संख्या परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की बारीकियों पर निर्भर नहीं करती है, जैसा कि सहसंयोजक यौगिकों में होता है, लेकिन आयनों के आकार के अनुपात से निर्धारित होता है। 0.41-0.73 की सीमा में आयनिक त्रिज्या के अनुपात के साथ, आयनों का अष्टफलकीय समन्वय 0.73-1.37-घन समन्वय, आदि के अनुपात के साथ मनाया जाता है।

इस प्रकार, सामान्य परिस्थितियों में, आयनिक यौगिक क्रिस्टलीय पदार्थ होते हैं। दो-आयन अणुओं की अवधारणा, उदाहरण के लिए, NaCL, CsCl उन पर लागू नहीं होती है। प्रत्येक क्रिस्टल बड़ी संख्या में आयनों से बना होता है।

एक आयनिक बंधन को एक सीमित ध्रुवीय बंधन के रूप में दर्शाया जा सकता है, जिसके लिए एक परमाणु का प्रभावी चार्ज एकता के करीब होता है। विशुद्ध रूप से सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन के लिए, परमाणुओं का प्रभावी प्रभार शून्य होता है। वास्तविक पदार्थों में, विशुद्ध रूप से आयनिक और विशुद्ध रूप से सहसंयोजक बंधन दुर्लभ होते हैं। अधिकांश यौगिकों में गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक और ध्रुवीय आयनिक के बीच बंधन की एक मध्यवर्ती प्रकृति होती है। अर्थात् इन यौगिकों में सहसंयोजी आबंध का आंशिक आयनिक गुण होता है। वास्तविक पदार्थों में आयनिक और सहसंयोजक बंधों की प्रकृति को चित्र 14 में दिखाया गया है।

चावल। 14. बंधन की आयनिक और सहसंयोजक प्रकृति।

बंधन की आयनिक प्रकृति के अनुपात को आयनिकता की डिग्री कहा जाता है। यह अणु में परमाणुओं के प्रभावी आवेशों की विशेषता है। इसके घटक परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर में वृद्धि के साथ आयनिकता की डिग्री बढ़ जाती है।

धातु कनेक्शन

धातु परमाणुओं में, बाहरी वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को गैर-धातु परमाणुओं की तुलना में बहुत कमजोर रखा जाता है। यह पर्याप्त रूप से लंबी अवधि के लिए व्यक्तिगत परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रॉनों के कनेक्शन के नुकसान और उनके समाजीकरण का कारण बनता है। बाहरी इलेक्ट्रॉनों का एक सामाजिक पहनावा बनता है। इस तरह के एक इलेक्ट्रॉनिक सिस्टम के अस्तित्व से उन ताकतों का उदय होता है जो सकारात्मक धातु आयनों को उनके समान आवेश के बावजूद निकट स्थिति में रखती हैं। ऐसे बंधन को धातु बंधन कहा जाता है। ऐसा बंधन केवल धातु के लिए विशेषता है और पदार्थ की ठोस और तरल अवस्था में मौजूद है। एक धातु बंधन एक प्रकार का रासायनिक बंधन है। यह बाह्य इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण पर आधारित है, जो परमाणु से अपना संबंध खो देते हैं और इसलिए मुक्त इलेक्ट्रॉन कहलाते हैं (चित्र 15)।

चावल। 15. धातु कनेक्शन।

निम्नलिखित तथ्य धातु बंधन के अस्तित्व की पुष्टि करते हैं। सभी धातुओं में उच्च तापीय चालकता और उच्च विद्युत चालकता होती है, जो मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति द्वारा प्रदान की जाती है। इसके अलावा, एक ही परिस्थिति प्रकाश विकिरण, उनकी चमक और अस्पष्टता, उच्च प्लास्टिसिटी और विद्युत प्रतिरोध के सकारात्मक तापमान गुणांक के लिए धातुओं की अच्छी परावर्तनशीलता को निर्धारित करती है।

धातुओं के क्रिस्टल जाली की स्थिरता को आयनिक और सहसंयोजक जैसे प्रकार के बंधों द्वारा नहीं समझाया जा सकता है। क्रिस्टल जाली के नोड्स पर स्थित धातु परमाणुओं के बीच आयनिक बंधन असंभव है, क्योंकि उनके पास समान चार्ज होता है। धातु परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन भी असंभव है, क्योंकि प्रत्येक परमाणु में 8 से 12 निकटतम पड़ोसी होते हैं, और इतने सारे साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के साथ सहसंयोजक बंधनों का निर्माण अज्ञात है।

धातु संरचनाओं को इस तथ्य की विशेषता है कि उनके पास परमाणुओं की एक दुर्लभ व्यवस्था है (अंतर्परमाणु दूरी बड़ी है) और क्रिस्टल जाली में प्रत्येक परमाणु के लिए बड़ी संख्या में निकटतम पड़ोसी हैं। तालिका 1 तीन विशिष्ट धातु संरचनाओं को सूचीबद्ध करती है।

तालिका नंबर एक

तीन सबसे आम धातुओं की संरचनाओं के लक्षण

हम देखते हैं कि प्रत्येक परमाणु बड़ी संख्या में बंधों के निर्माण में भाग लेता है (उदाहरण के लिए, 8 परमाणुओं के साथ)। इतनी बड़ी संख्या में बंध (8 या 12 परमाणुओं के साथ) को एक साथ अंतरिक्ष में स्थानीयकृत नहीं किया जा सकता है। प्रत्येक परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉनों की दोलन गति की प्रतिध्वनि के कारण संचार किया जाना चाहिए, जिसके परिणामस्वरूप क्रिस्टल के सभी बाहरी इलेक्ट्रॉनों का एकत्रीकरण एक इलेक्ट्रॉन गैस के निर्माण के साथ होता है। कई धातुओं में, धात्विक बंधन बनाने के लिए प्रत्येक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन लेना पर्याप्त होता है। यह वही है जो लिथियम के लिए देखा जाता है, जिसके बाहरी आवरण में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है। लिथियम क्रिस्टल एक इलेक्ट्रॉन गैस से घिरे Li + आयनों (0.068 एनएम की त्रिज्या वाली गेंदें) की एक जाली है।

चावल। 16. विभिन्न प्रकार की क्रिस्टलीय पैकिंग: ए-हेक्सागोनल क्लोज पैकिंग; बी - चेहरा केंद्रित घन पैकिंग; बी-घन पैकिंग।

धात्विक और सहसंयोजक बंधों के बीच समानताएं हैं। यह इस तथ्य में निहित है कि दोनों प्रकार के बंधन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण पर आधारित होते हैं। हालांकि, एक सहसंयोजक बंधन केवल दो पड़ोसी परमाणुओं को जोड़ता है, और साझा इलेक्ट्रॉन जुड़े परमाणुओं के करीब हैं। एक धातु बंधन में, कई परमाणु वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण में भाग लेते हैं।

इस प्रकार, धातु बंधन की अवधारणा धातुओं की अवधारणा के साथ अटूट रूप से जुड़ी हुई है, जो सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनिक कोर के एक सेट के रूप में इलेक्ट्रॉन गैस से भरे आयनों के बीच बड़े अंतराल के साथ है, जबकि मैक्रोस्कोपिक स्तर पर सिस्टम विद्युत रूप से तटस्थ रहता है।

ऊपर चर्चा किए गए रासायनिक बंधनों के अलावा, अन्य प्रकार के बंधन भी हैं जो इंटरमॉलिक्युलर हैं: हाइड्रोजन बॉन्ड, वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन, डोनर-स्वीकर्ता इंटरैक्शन।

अणुओं की दाता-स्वीकर्ता बातचीत

एक परमाणु के दो-इलेक्ट्रॉन बादल और दूसरे के मुक्त कक्षीय के कारण सहसंयोजक बंधन के गठन की क्रिया को दाता-स्वीकर्ता कहा जाता है। एक परमाणु या कण जो संचार के लिए दो-इलेक्ट्रॉन बादल प्रदान करता है, दाता कहलाता है। एक मुक्त कक्षीय परमाणु या कण जो इस इलेक्ट्रॉन जोड़े को स्वीकार करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है।

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन के मुख्य प्रकार। हाइड्रोजन बंध

संयोजकता-संतृप्त अणुओं के बीच, कण आकार से अधिक दूरी पर, अंतर-आणविक आकर्षण के इलेक्ट्रोस्टैटिक बल प्रकट हो सकते हैं। उन्हें वैन डेर वाल्स बल कहा जाता है। वैन डेर वाल्स इंटरेक्शन हमेशा निकट दूरी वाले परमाणुओं के बीच मौजूद होता है, लेकिन मजबूत बंधन तंत्र की अनुपस्थिति में ही महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। 0.2 eV/परमाणु की अभिलक्षणिक ऊर्जा के साथ यह कमजोर अंतःक्रिया तटस्थ परमाणुओं और अणुओं के बीच होती है। बातचीत का नाम वैन डेर वाल्स के नाम के साथ जुड़ा हुआ है, क्योंकि यह वह था जिसने पहली बार सुझाव दिया था कि राज्य का समीकरण, गैस के अणुओं के बीच कमजोर बातचीत को ध्यान में रखते हुए, वास्तविक गैसों के गुणों का समीकरण के समीकरण से बहुत बेहतर वर्णन करता है। एक आदर्श गैस की अवस्था। हालाँकि, इस आकर्षक बल की प्रकृति को 1930 में ही लंदन द्वारा समझाया गया था। वर्तमान में, वैन डेर वाल्स आकर्षण के लिए निम्नलिखित तीन प्रकार की बातचीत को जिम्मेदार ठहराया जाता है: ओरिएंटल, इंडक्शन, फैलाव (लंदन प्रभाव)। वैन डेर वाल्स आकर्षण ऊर्जा अभिविन्यास, प्रेरण और फैलाव बातचीत के योग से निर्धारित होती है।

ई इंट = ई ऑप + ई इंड + ई डिस्प (5)।

अभिविन्यास अंतःक्रिया (या द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया) ध्रुवीय अणुओं के बीच प्रकट होती है, जो निकट आने पर विपरीत ध्रुवों के साथ एक दूसरे की ओर मुड़ते हैं ताकि अणुओं की प्रणाली की संभावित ऊर्जा न्यूनतम हो जाए। ओरिएंटल इंटरैक्शन की ऊर्जा अधिक महत्वपूर्ण है, अणुओं का द्विध्रुवीय क्षण जितना बड़ा होता है μ और उनके बीच की दूरी उतनी ही कम होती है:

ई ऑप \u003d - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

जहां 0 एक विद्युत स्थिरांक है।

आगमनात्मक अंतःक्रिया आसपास के द्विध्रुवों द्वारा अणुओं के ध्रुवीकरण की प्रक्रियाओं से जुड़ी होती है। यह अधिक महत्वपूर्ण है, गैर-ध्रुवीय अणु का ध्रुवीकरण α जितना अधिक होता है और ध्रुवीय अणु का द्विध्रुवीय क्षण μ उतना ही अधिक होता है

ई इंडस्ट्रीज़ \u003d - (αμ 2) / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7)।

एक गैर-ध्रुवीय अणु के ध्रुवीकरण α को विरूपण ध्रुवीकरण कहा जाता है, क्योंकि यह कण के विरूपण से जुड़ा होता है, जबकि μ इलेक्ट्रॉन बादल और उनके पिछले पदों के सापेक्ष नाभिक के विस्थापन की विशेषता है।

फैलाव संपर्क (लंदन प्रभाव) किसी भी अणु में होता है, चाहे उनकी संरचना और ध्रुवता कुछ भी हो। इलेक्ट्रॉन बादल और नाभिक के आवेशों के गुरुत्वाकर्षण केंद्रों के तात्कालिक बेमेल के कारण एक तात्कालिक द्विध्रुव बनता है, जो अन्य कणों में तात्कालिक द्विध्रुव को प्रेरित करता है। तात्क्षणिक द्विध्रुवों की गति समन्वित हो जाती है। नतीजतन, पड़ोसी कण परस्पर आकर्षण का अनुभव करते हैं। फैलाव अंतःक्रियात्मक ऊर्जा आयनीकरण ऊर्जा EI और अणुओं की ध्रुवीकरण क्षमता पर निर्भर करती है α

ई डिस्प \u003d - (ई आई 1 ई आई 2) α 1 α 2 / (ई आई 1 + ई आई 2) एल 6 (8)।

हाइड्रोजन बांड में वैलेंस और इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन के बीच एक मध्यवर्ती चरित्र होता है। हाइड्रोजन बांड ऊर्जा कम है, 8-80 kJ/mol है, लेकिन यह वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन ऊर्जा से अधिक है। हाइड्रोजन बॉन्डिंग पानी, अल्कोहल, एसिड जैसे तरल पदार्थों की विशेषता है और यह सकारात्मक रूप से ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणु के कारण होता है। छोटे आकार और आंतरिक इलेक्ट्रॉनों की अनुपस्थिति किसी भी यौगिक में तरल में मौजूद हाइड्रोजन परमाणु को दूसरे या उसी अणु के नकारात्मक ध्रुवीकृत परमाणु के साथ अतिरिक्त बातचीत में प्रवेश करने की अनुमति देती है जो सहसंयोजक रूप से बाध्य नहीं है।

ए - - एच δ+ .... ए - - एच δ+ ।

यानी अणुओं का जुड़ाव होता है। अणुओं के जुड़ाव से अस्थिरता में कमी, क्वथनांक में वृद्धि और वाष्पीकरण की गर्मी, तरल पदार्थों की चिपचिपाहट और ढांकता हुआ स्थिरांक में वृद्धि होती है।

हाइड्रोजन बंधन निर्माण के लिए पानी एक विशेष रूप से उपयुक्त पदार्थ है, क्योंकि इसके अणु में दो हाइड्रोजन परमाणु और ऑक्सीजन परमाणु में दो एकाकी जोड़े होते हैं। यह अणु के उच्च द्विध्रुवीय क्षण (μ D = 1.86 D) और चार हाइड्रोजन बांड बनाने की क्षमता का कारण बनता है: दो एक प्रोटॉन दाता के रूप में और दो एक प्रोटॉन स्वीकर्ता के रूप में

(एच 2 ओ .... एन - ओ ... एच 2 ओ) 2 बार।

प्रयोगों से यह ज्ञात होता है कि तीसरे और बाद के आवर्त के तत्वों के हाइड्रोजन यौगिकों की एक श्रृंखला में आणविक भार में परिवर्तन के साथ, क्वथनांक बढ़ जाता है। यदि यह पैटर्न पानी पर लागू किया जाता है, तो इसका क्वथनांक 100 0 C नहीं, बल्कि 280 0 C होना चाहिए। यह विरोधाभास पानी में हाइड्रोजन बांड के अस्तित्व की पुष्टि करता है।

प्रयोगों से पता चला है कि आणविक सहयोगी तरल और विशेष रूप से ठोस पानी में बनते हैं। बर्फ में एक चतुष्फलकीय क्रिस्टल जालक होता है। टेट्राहेड्रोन के केंद्र में एक पानी के अणु का ऑक्सीजन परमाणु होता है, चार शीर्षों पर पड़ोसी अणुओं के ऑक्सीजन परमाणु होते हैं, जो अपने निकटतम पड़ोसियों के साथ हाइड्रोजन बांड से जुड़े होते हैं। तरल पानी में, हाइड्रोजन बांड आंशिक रूप से टूट जाते हैं; इसकी संरचना में, अणुओं के सहयोगियों और मुक्त अणुओं के बीच एक गतिशील संतुलन देखा जाता है।

वैलेंस बांड विधि

संयोजकता बांड, या स्थानीयकृत इलेक्ट्रॉन जोड़े का सिद्धांत मानता है कि एक अणु में परमाणुओं की प्रत्येक जोड़ी एक या अधिक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा एक साथ रखी जाती है। संयोजकता बंधों के सिद्धांत के निरूपण में, एक रासायनिक बंधन दो परमाणुओं के बीच स्थानीयकृत होता है, अर्थात यह दो-केंद्र और दो-इलेक्ट्रॉन होता है।

वैलेंस बांड की विधि निम्नलिखित मुख्य प्रावधानों पर आधारित है:

एक अणु में परमाणुओं के प्रत्येक जोड़े को एक या अधिक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा एक साथ रखा जाता है;

एक एकल सहसंयोजक बंधन दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित होता है, जो संबंध परमाणुओं के वैलेंस ऑर्बिटल्स में स्थित एंटीपैरलल स्पिन के साथ होता है;

जब एक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉनों के तरंग कार्य ओवरलैप होते हैं, जिससे परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि होती है और सिस्टम की कुल ऊर्जा में कमी आती है;

"रासायनिक बंधन" - आयनों में जाली के विनाश की ऊर्जा _Ecool = Ures। एमओ विधि के मुख्य प्रावधान। परमाणु AO ओवरलैप के प्रकार। परमाणु ऑर्बिटल्स s और s pz और pz px और px के संयोजन के साथ MOs को बंधन और ढीला करना। एच?सी? सी-एच. ? - प्रतिकर्षण का गुणांक। क़फ़ =। एओ. रासायनिक बंधन के मूल सिद्धांत।

"रासायनिक बंधों के प्रकार" - एक आयनिक बंधन वाले पदार्थ एक आयनिक क्रिस्टल जाली बनाते हैं। परमाणु। विद्युत ऋणात्मकता। एमओयू लिसेयुम 18 रसायन शास्त्र शिक्षक कलिनिना एल.ए. आयन उदाहरण के लिए: Na1+ और Cl1-, Li1+ और F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) । यदि ई-जॉइन - आयन ऋणात्मक रूप से आवेशित होता है। परमाणु फ्रेम में उच्च शक्ति होती है।

"द लाइफ ऑफ मेंडेलीव" - 18 जुलाई को, डी.आई. मेंडेलीव ने टोबोल्स्क व्यायामशाला से स्नातक किया। 9 अगस्त, 1850 - 20 जून, 1855 मुख्य शैक्षणिक संस्थान में अध्ययन के दौरान। "यदि आप नाम नहीं जानते हैं, तो चीजों का ज्ञान मर जाएगा" के। लिनी। डीआई मेंडेलीव का जीवन और कार्य। इवान पावलोविच मेंडेलीव (1783 - 1847), एक वैज्ञानिक के पिता। आवधिक कानून की खोज।

"रासायनिक बंधन के प्रकार" - H3N। अल2ओ3. पदार्थ की संरचना। एच2एस. एमजीओ. एच2. घन. एमजीएस.सीएस2. I. पदार्थों के सूत्र लिखिए: 1.c K.N.S. 2.के.पी.एस. 3. आई.एस. के साथ के.एन.एस. एनएएफ. सी.के.पी.एस. रासायनिक बंधन के प्रकार का निर्धारण करें। कौन सा अणु योजना से मेल खाता है: ए ए?

"मेंडेलीव" - डोबेराइनर के तत्वों की त्रयी। गैसें। कार्य। जीवन और वैज्ञानिक उपलब्धि। तत्वों की आवधिक प्रणाली (लंबा रूप)। न्यूलैंड्स का अष्टक का नियम। वैज्ञानिक गतिविधि। समाधान। जीवन का नया चरण। मेंडेलीव के तत्वों की प्रणाली का दूसरा संस्करण। एल मेयर के तत्वों की तालिका का हिस्सा। आवधिक कानून की खोज (1869)।

"मेंडेलीव का जीवन और कार्य" - इवान पावलोविच मेंडेलीव (1783 - 1847), वैज्ञानिक के पिता। 1834, 27 जनवरी (6 फरवरी) - डी.आई. मेंडेलीव का जन्म साइबेरिया के टोबोल्स्क शहर में हुआ था। 1907, 20 जनवरी (2 फरवरी), डी.आई. मेंडेलीव की हृदय गति रुकने से मृत्यु हो गई। डि मेनेडेलीव (दक्षिण कजाकिस्तान क्षेत्र, श्यामकेंट शहर)। उद्योग। 18 जुलाई, 1849 को, डी.आई. मेंडेलीव ने टोबोल्स्क व्यायामशाला से स्नातक किया।

टास्क नंबर 1

प्रस्तावित सूची में से ऐसे दो यौगिकों का चयन कीजिए जिनमें एक आयनिक रासायनिक बंध होता है।

• 1. सीए (सीएलओ 2) 2
• 2. एचसीएलओ 3
• 3.NH4Cl
• 4. एचसीएलओ 4
• 5.Cl2O7

उत्तर: 13

अधिकांश मामलों में, एक यौगिक में एक आयनिक प्रकार के बंधन की उपस्थिति इस तथ्य से निर्धारित की जा सकती है कि इसकी संरचनात्मक इकाइयों में एक साथ एक विशिष्ट धातु और गैर-धातु परमाणुओं के परमाणु शामिल होते हैं।

इस आधार पर, हम यह स्थापित करते हैं कि यौगिक संख्या 1 - Ca(ClO 2) 2 में एक आयनिक बंधन होता है, क्योंकि इसके सूत्र में, कोई एक विशिष्ट कैल्शियम धातु के परमाणु और गैर-धातुओं के परमाणुओं - ऑक्सीजन और क्लोरीन को देख सकता है।

हालाँकि, इस सूची में धातु और अधातु दोनों परमाणुओं वाले अधिक यौगिक नहीं हैं।

असाइनमेंट में इंगित यौगिकों में अमोनियम क्लोराइड है, जिसमें आयनिक बंधन अमोनियम केशन एनएच 4 + और क्लोराइड आयन सीएल - के बीच महसूस किया जाता है।

टास्क नंबर 2

प्रस्तावित सूची से, दो यौगिकों का चयन करें जिनमें रासायनिक बंधन का प्रकार फ्लोरीन अणु के समान है।

1) ऑक्सीजन

2) नाइट्रिक ऑक्साइड (II)

3) हाइड्रोजन ब्रोमाइड

4) सोडियम आयोडाइड

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 15

फ्लोरीन अणु (एफ 2) में एक गैर-धातु रासायनिक तत्व के दो परमाणु होते हैं, इसलिए इस अणु में रासायनिक बंधन सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय होता है।

एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन केवल एक गैर-धातु के समान रासायनिक तत्व के परमाणुओं के बीच महसूस किया जा सकता है।

प्रस्तावित विकल्पों में से केवल ऑक्सीजन और हीरे में एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय प्रकार का बंधन होता है। ऑक्सीजन अणु द्विपरमाणुक है, जिसमें एक अधातु के एक रासायनिक तत्व के परमाणु होते हैं। हीरे की एक परमाणु संरचना होती है और इसकी संरचना में प्रत्येक कार्बन परमाणु, जो एक अधातु है, 4 अन्य कार्बन परमाणुओं से बंधा होता है।

नाइट्रिक ऑक्साइड (II) एक पदार्थ है जिसमें दो अलग-अलग अधातुओं के परमाणुओं द्वारा निर्मित अणु होते हैं। चूंकि विभिन्न परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता हमेशा भिन्न होती है, अणु में साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी अधिक विद्युतीय तत्व की ओर स्थानांतरित हो जाती है, इस मामले में ऑक्सीजन। इस प्रकार, NO अणु में बंधन सहसंयोजक ध्रुवीय होता है।

हाइड्रोजन ब्रोमाइड में हाइड्रोजन और ब्रोमीन परमाणुओं से बने डायटोमिक अणु भी होते हैं। H-Br आबंध बनाने वाले साझे इलेक्ट्रॉन युग्म को अधिक विद्युत ऋणात्मक ब्रोमीन परमाणु में स्थानांतरित कर दिया जाता है। HBr अणु में रासायनिक बंधन भी सहसंयोजक ध्रुवीय होता है।

सोडियम आयोडाइड एक आयनिक पदार्थ है जो धातु के धनायन और आयोडाइड आयन द्वारा बनता है। NaI अणु में बंधन 3 . से एक इलेक्ट्रॉन के स्थानांतरण के कारण बनता है एस-सोडियम परमाणु के ऑर्बिटल्स (सोडियम परमाणु एक धनायन में बदल जाता है) एक अंडरफिल्ड 5 पी-आयोडीन परमाणु का कक्षक (आयोडीन परमाणु एक आयन में बदल जाता है)। ऐसे रासायनिक बंधन को आयनिक कहा जाता है।

टास्क नंबर 3

प्रस्तावित सूची में से उन दो पदार्थों का चयन कीजिए जिनके अणुओं से हाइड्रोजन बंध बनते हैं।

• 1. सी 2 एच 6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. सीएच 3 ओसीएच 3
• 5. सीएच 3 कोच 3

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 23

व्याख्या:

हाइड्रोजन बांड एक आणविक संरचना के पदार्थों में होते हैं, जिसमें सहसंयोजक बंधन एच-ओ, एच-एन, एच-एफ होते हैं। वे। उच्चतम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तीन रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के साथ हाइड्रोजन परमाणु के सहसंयोजक बंधन।

इस प्रकार, जाहिर है, अणुओं के बीच हाइड्रोजन बांड हैं:

2) एल्कोहल

3) फिनोल

4) कार्बोक्जिलिक एसिड

5) अमोनिया

6) प्राथमिक और द्वितीयक अमाइन

7) हाइड्रोफ्लोरिक एसिड

टास्क नंबर 4

प्रस्तावित सूची से आयनिक रासायनिक बंध वाले दो यौगिकों का चयन करें।

• 1. पीसीएल 3
• 2.CO2
• 3.NaCl
• 4. एच 2 एस
• 5. एमजीओ

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 35

व्याख्या:

अधिकांश मामलों में, यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि एक यौगिक में एक आयनिक प्रकार का बंधन इस तथ्य से होता है कि किसी पदार्थ की संरचनात्मक इकाइयों की संरचना में एक साथ एक विशिष्ट धातु और गैर-धातु परमाणुओं के परमाणु शामिल होते हैं।

इस आधार पर, हम यह स्थापित करते हैं कि यौगिक संख्या 3 (NaCl) और 5 (MgO) में एक आयनिक बंधन होता है।

टिप्पणी*

उपरोक्त विशेषता के अलावा, एक यौगिक में एक आयनिक बंधन की उपस्थिति को कहा जा सकता है यदि इसकी संरचनात्मक इकाई में अमोनियम केशन (एनएच 4 +) या इसके कार्बनिक एनालॉग्स - एल्किल अमोनियम आरएनएच 3 +, डायलकेलामोनियम आर 2 एनएच 2 +, ट्रायलकिलमोनियम R 3 NH cations + या tetraalkylammonium R 4 N +, जहां R कुछ हाइड्रोकार्बन रेडिकल है। उदाहरण के लिए, आयनिक प्रकार का बंधन यौगिक (CH 3) 4 NCl में धनायन (CH 3) 4 + और क्लोराइड आयन Cl - के बीच होता है।

टास्क नंबर 5

प्रस्तावित सूची में से एक ही प्रकार की संरचना वाले दो पदार्थों का चयन करें।

4) टेबल सॉल्ट

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 23

टास्क नंबर 8

प्रस्तावित सूची में से गैर-आणविक संरचना के दो पदार्थों का चयन करें।

2) ऑक्सीजन

3) सफेद फास्फोरस

5) सिलिकॉन

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 45

टास्क नंबर 11

प्रस्तावित सूची में से उन दो पदार्थों का चयन करें जिनके अणुओं में कार्बन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच दोहरा बंधन होता है।

3) फॉर्मलडिहाइड

4) एसिटिक अम्ल

5) ग्लिसरीन

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 34

टास्क नंबर 14

प्रस्तावित सूची से आयनिक बंध वाले दो पदार्थों का चयन करें।

1) ऑक्सीजन

3) कार्बन मोनोऑक्साइड (IV)

4) सोडियम क्लोराइड

5) कैल्शियम ऑक्साइड

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 45

कार्य संख्या 15

प्रस्तावित सूची से हीरे के समान क्रिस्टल जाली वाले दो पदार्थों का चयन करें।

1) सिलिका SiO2

2) सोडियम ऑक्साइड Na 2 O

3) कार्बन मोनोऑक्साइड CO

4) सफेद फास्फोरस पी 4

5) सिलिकॉन सी

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 15

कार्य संख्या 20

प्रस्तावित सूची में से उन दो पदार्थों का चयन कीजिए जिनके अणुओं में एक त्रिक आबंध होता है।

• 1. एचसीओओएच
• 2.एचसीओएच
• 3. सी 2 एच 4
• 4. एन 2
• 5.C2H2

उत्तर क्षेत्र में चयनित कनेक्शनों की संख्या लिखें।

उत्तर: 45

व्याख्या:

सही उत्तर खोजने के लिए, आइए प्रस्तुत सूची से यौगिकों के संरचनात्मक सूत्र बनाएं:

इस प्रकार, हम देखते हैं कि नाइट्रोजन और एसिटिलीन के अणुओं में ट्रिपल बॉन्ड मौजूद है। वे। सही उत्तर 45

टास्क नंबर 21

प्रस्तावित सूची में से उन दो पदार्थों का चयन कीजिए जिनके अणुओं में सहसंयोजी अध्रुवीय बंध होता है।

रासायनिक बंधन का कोई एकीकृत सिद्धांत नहीं है; रासायनिक बंधन सशर्त रूप से सहसंयोजक (सार्वभौमिक प्रकार के बंधन), आयनिक (सहसंयोजक बंधन का एक विशेष मामला), धातु और हाइड्रोजन में विभाजित है।

सहसंयोजक बंधन

सहसंयोजक बंधन का निर्माण तीन तंत्रों द्वारा संभव है: विनिमय, दाता-स्वीकर्ता और मूल (लुईस)।

इसके अनुसार विनिमय तंत्रसहसंयोजक बंधन का निर्माण सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के समाजीकरण के कारण होता है। इस मामले में, प्रत्येक परमाणु एक अक्रिय गैस शेल प्राप्त करता है, अर्थात। पूरा बाहरी ऊर्जा स्तर प्राप्त करें। एक विनिमय-प्रकार के रासायनिक बंधन के गठन को लुईस सूत्रों का उपयोग करके दर्शाया गया है, जिसमें एक परमाणु के प्रत्येक वैलेंस इलेक्ट्रॉन को डॉट्स (चित्र 1) द्वारा दर्शाया जाता है।

चावल। 1 विनिमय तंत्र द्वारा एचसीएल अणु में सहसंयोजक बंधन का निर्माण

परमाणु और क्वांटम यांत्रिकी की संरचना के सिद्धांत के विकास के साथ, एक सहसंयोजक बंधन के गठन को इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स (चित्र 2) के ओवरलैप के रूप में दर्शाया गया है।

चावल। 2. इलेक्ट्रॉन बादलों के अतिव्यापन के कारण सहसंयोजक बंध का निर्माण

परमाणु ऑर्बिटल्स का ओवरलैप जितना अधिक होगा, बॉन्ड उतना ही मजबूत होगा, बॉन्ड की लंबाई उतनी ही कम होगी और उसकी ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी। विभिन्न कक्षकों को ओवरलैप करके एक सहसंयोजक बंधन बनाया जा सकता है। s-s, s-p ऑर्बिटल्स, साथ ही d-d, p-p, d-p ऑर्बिटल्स के साइड लोब के ओवरलैपिंग के परिणामस्वरूप, बॉन्ड का निर्माण होता है। 2 परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के लंबवत, एक बंधन बनता है। एक - और एक - बांड एक बहु (डबल) सहसंयोजक बंधन बनाने में सक्षम होते हैं, जो कि एल्केन्स, अल्केडीनेस, आदि के वर्ग के कार्बनिक पदार्थों की विशेषता है। एक - और दो - बांड एक बहु (ट्रिपल) सहसंयोजक बंधन बनाते हैं, कार्बनिक की विशेषता एल्काइन्स (एसिटिलीन) के वर्ग के पदार्थ।

सहसंयोजक बंधन का निर्माण दाता-स्वीकर्ता तंत्रअमोनियम केशन के उदाहरण पर विचार करें:

एनएच 3 + एच + = एनएच 4 +

7 एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3

नाइट्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का एक मुक्त अकेला जोड़ा होता है (अणु के भीतर रासायनिक बंधनों के निर्माण में शामिल नहीं होते हैं), और हाइड्रोजन केशन में एक मुक्त कक्षीय होता है, इसलिए वे क्रमशः एक इलेक्ट्रॉन दाता और स्वीकर्ता होते हैं।

आइए हम क्लोरीन अणु के उदाहरण का उपयोग करके सहसंयोजक बंधन के गठन के मूल तंत्र पर विचार करें।

17 सीएल 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 5

क्लोरीन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक मुक्त अकेला जोड़ी और रिक्त कक्षक दोनों होते हैं, इसलिए, यह दाता और स्वीकर्ता दोनों के गुणों को प्रदर्शित कर सकता है। इसलिए, जब एक क्लोरीन अणु बनता है, तो एक क्लोरीन परमाणु दाता के रूप में कार्य करता है, और दूसरा एक स्वीकर्ता के रूप में।

मुख्य सहसंयोजक बंधन विशेषताएंहैं: संतृप्ति (संतृप्त बंध तब बनते हैं जब एक परमाणु अपने आप में उतने इलेक्ट्रॉनों को जोड़ता है जितनी इसकी वैलेंस क्षमता अनुमति देती है; असंतृप्त बांड तब बनते हैं जब संलग्न इलेक्ट्रॉनों की संख्या परमाणु की वैलेंस क्षमताओं से कम होती है); प्रत्यक्षता (यह मान अणु की ज्यामिति और "वैलेंस एंगल" की अवधारणा से जुड़ा है - बांड के बीच का कोण)।

आयोनिक बंध

शुद्ध आयनिक बंधन के साथ कोई यौगिक नहीं होते हैं, हालांकि इसे परमाणुओं की ऐसी रासायनिक रूप से बाध्य अवस्था के रूप में समझा जाता है जिसमें परमाणु का एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक वातावरण कुल इलेक्ट्रॉन घनत्व के एक अधिक विद्युतीय तत्व के परमाणु में पूर्ण संक्रमण के साथ बनाया जाता है। . आयनिक बंधन केवल इलेक्ट्रोनगेटिव और इलेक्ट्रोपोसिटिव तत्वों के परमाणुओं के बीच संभव है जो विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयनों - धनायनों और आयनों की स्थिति में हैं।

परिभाषा

आयनएक परमाणु को एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने या जोड़ने से बनने वाले विद्युत आवेशित कण कहलाते हैं।

एक इलेक्ट्रॉन को स्थानांतरित करते समय, धातुओं और गैर-धातुओं के परमाणु अपने नाभिक के चारों ओर इलेक्ट्रॉन शेल का एक स्थिर विन्यास बनाते हैं। एक गैर-धातु परमाणु अपने मूल के चारों ओर बाद की अक्रिय गैस का एक खोल बनाता है, और एक धातु परमाणु पिछली निष्क्रिय गैस (चित्र 3) का एक खोल बनाता है।

चावल। 3. सोडियम क्लोराइड अणु के उदाहरण का उपयोग करके एक आयनिक बंधन का निर्माण

अणु जिसमें एक आयनिक बंधन अपने शुद्ध रूप में मौजूद होता है, पदार्थ की वाष्प अवस्था में पाए जाते हैं। आयनिक बंधन बहुत मजबूत होता है, इस संबंध में इस बंधन वाले पदार्थों का गलनांक उच्च होता है। सहसंयोजक बंधों के विपरीत, आयनिक बंधों को प्रत्यक्षता और संतृप्ति की विशेषता नहीं होती है, क्योंकि आयनों द्वारा निर्मित विद्युत क्षेत्र गोलाकार समरूपता के कारण सभी आयनों पर समान रूप से कार्य करता है।

धातु बंधन

एक धातु बंधन केवल धातुओं में महसूस किया जाता है - यह एक ऐसी बातचीत है जो धातु के परमाणुओं को एक ही जाली में रखती है। केवल धातु परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉन, जो इसके संपूर्ण आयतन से संबंधित होते हैं, बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं। धातुओं में, इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं से लगातार अलग किया जाता है, जो धातु के पूरे द्रव्यमान में घूमते हैं। इलेक्ट्रॉनों से रहित धातु परमाणु, धनावेशित आयनों में बदल जाते हैं, जो गतिमान इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर ले जाते हैं। यह निरंतर प्रक्रिया धातु के अंदर तथाकथित "इलेक्ट्रॉन गैस" बनाती है, जो सभी धातु परमाणुओं को एक साथ मजबूती से बांधती है (चित्र 4)।

धात्विक बंधन मजबूत होता है, इसलिए धातुओं को एक उच्च गलनांक की विशेषता होती है, और "इलेक्ट्रॉन गैस" की उपस्थिति धातुओं को लचीलापन और लचीलापन देती है।

हाइड्रोजन बंध

हाइड्रोजन आबंध एक विशिष्ट अंतःआण्विक अंतःक्रिया है, क्योंकि इसकी घटना और ताकत पदार्थ की रासायनिक प्रकृति पर निर्भर करती है। यह अणुओं के बीच बनता है जिसमें एक हाइड्रोजन परमाणु एक उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (O, N, S) वाले परमाणु से बंधा होता है। हाइड्रोजन बांड की घटना दो कारणों पर निर्भर करती है, पहला, एक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु से जुड़े हाइड्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं और इसे आसानी से अन्य परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों में पेश किया जा सकता है, और दूसरा, एक वैलेंस एस-ऑर्बिटल होने पर, हाइड्रोजन परमाणु एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के एकाकी युग्म इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने और दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा इसके साथ एक बंधन बनाने में सक्षम है।