कार्बनिक रसायन विज्ञान के लिए एथिलीन, शायद, एक ईंट नहीं है, बल्कि एक संपूर्ण ब्लॉक है। एथिलीन अणु में दो कार्बन परमाणु और चार हाइड्रोजन परमाणु होते हैं।
एथिलीन का निर्माण कैसे होता है? दरअसल, सभी कार्बनिक यौगिकों में, कार्बन टेट्रावैलेंट होना चाहिए, और एथिलीन अणु में प्रत्येक कार्बन परमाणु एक अन्य कार्बन और दो हाइड्रोजेन से जुड़ा होता है, अर्थात, जैसा कि यह था, त्रिसंयोजक है।
नहीं, एथिलीन अणु में कार्बन के टेट्रावैलेंस के सिद्धांत का कोई उल्लंघन नहीं है: दो कार्बन परमाणु एक दूसरे से एक साधारण से नहीं जुड़े होते हैं, जैसे कि ईथेन में, लेकिन एक दोहरे बंधन द्वारा। प्रत्येक संयोजकता एक डैश द्वारा इंगित की जाती है, और यदि हम दो कार्बन परमाणुओं को दो डैश से जोड़ते हैं, तो हम कार्बन टेट्रावैलेंट रखेंगे:
लेकिन इस तरह के पदनामों के पीछे क्या छिपा है, एक लाइन द्वारा दर्शाया गया कनेक्शन दो लाइनों द्वारा दर्शाए गए कनेक्शन से कैसे भिन्न होता है?
याद कीजिए कि एथेन अणु कैसे बनता है। प्रत्येक कार्बन परमाणु के चारों ओर, संकरण के परिणामस्वरूप, यानी मिश्रण, औसतन एक 5- और तीन पी-ऑर्बिटल्स, अलग-अलग दिशाओं में निर्देशित चार पूरी तरह से समान हाइब्रिडाइज्ड 5p3-ऑर्बिटल्स बनते हैं।

एथिलीन के मामले में, कार्बन परमाणुओं के बीच के बंधन अलग तरह से बनाए जाते हैं। यहाँ, एक 5 कक्षीय मिश्रण के साथ केवल दो कक्षक हैं। परिणामस्वरूप, तीन संकरित 5p2 कक्षक बनते हैं जो एक ही तल में स्थित होते हैं: उनमें से दो दो हाइड्रोजन परमाणुओं के 5 कक्षकों के साथ ओवरलैप करते हैं और इन हाइड्रोजन को कार्बन से बांधते हैं, और तीसरा $p2 ऑर्बिटल दूसरे कार्बन परमाणु के ठीक उसी ऑर्बिटल के साथ ओवरलैप करता है। यह बंधन दो कार्बन परमाणुओं के बीच डैश में से एक के लिए जिम्मेदार है। दूसरी पंक्ति किसका प्रतीक है?
याद रखें कि हमारे पास एक और p-इलेक्ट्रॉन शेष है। यह वॉल्यूम आठ के रूप में एक बादल बनाता है, जो तीन ऑर्बिटल्स के विमान के लंबवत निर्देशित होता है। ये इलेक्ट्रॉन बादल (प्रत्येक कार्बन से एक आंकड़ा आठ) एक दूसरे के साथ ओवरलैप भी कर सकते हैं, लेकिन हेड-ऑन नहीं, क्योंकि दो $ p2-कक्षक ओवरलैप, और "बग़ल में"। यह ओवरलैप दूसरे डैश द्वारा इंगित किया गया है। पहले प्रकार ("माथे") का कनेक्शन ग्रीक अक्षर ए (सिग्मा) द्वारा दर्शाया गया है, और जिस कनेक्शन में इलेक्ट्रॉन बादल "पक्षों" के साथ ओवरलैप करते हैं उसे एन-बॉन्ड कहा जाता है (और ऐसे इलेक्ट्रॉनों को स्वयं एन-इलेक्ट्रॉन कहा जाता है) . साथ में, यह एक दोहरा बंधन है। डबल बॉन्ड सिंगल बॉन्ड से छोटा होता है, इसकी लंबाई 0.133 मिमी होती है।
इसलिए, हमने दूसरे भाग के उपकरण को नष्ट कर दिया है जिससे आप कार्बनिक यौगिकों के "इमारत" बना सकते हैं। ये इमारतें क्या हैं?
आइए पहले हम ऐसे संयोजनों को लें: एथिलीन का एक अणु और मीथेन के कई अणु। यदि एथिलीन अणु में एक हाइड्रोजन परमाणु को मिथाइल समूह (अर्थात, मीथेन अवशेष द्वारा) द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है, तो हमें प्रोपलीन (अन्यथा प्रोपेन कहा जाता है) CH2=CH-CH3 प्राप्त होता है।
अब हम समजातीय श्रृंखला के अगले सदस्य की रचना करते हैं (अर्थात, एक CH2 समूह वाला सदस्य अधिक)। ऐसा करने के लिए, हम प्रोपलीन में हाइड्रोजन परमाणुओं में से एक को मिथाइल समूह से बदल देते हैं। इस तरह के प्रतिस्थापन के लिए कई संभावनाएं हैं, परिणामस्वरूप हमें तीन अलग-अलग ब्यूटाइलीन (ब्यूटेन) मिलेंगे।
मिथाइल समूह के हाइड्रोजन को प्रतिस्थापित करते हुए, हम सामान्य ब्यूटेन-1: CH2=CH-CH2-CH3 पर पहुंचते हैं। हाइड्रोजन को दूसरे सिरे पर बदलने से ब्यूटेन-2: CH3-€H=CH-CH3 प्राप्त होगा। अंत में, केवल हाइड्रोजन को दोहरे बंधन में प्रतिस्थापित करने पर, हमें mso-butylene: CH2=C(CH3)2 प्राप्त होता है। ये तीन अलग-अलग पदार्थ हैं जिनके अलग-अलग क्वथनांक और गलनांक होते हैं। इन सभी हाइड्रोकार्बन की संरचना सामान्य सूत्र CnH2n द्वारा परिलक्षित होती है। इसी तरह, कोई भी सभी संभावित पेंटीन, हेक्सेन आदि के लिए सूत्र प्राप्त कर सकता है।
इसलिए, हमने सीखा कि कागज पर असंतृप्त हाइड्रोकार्बन कैसे प्राप्त करें। वे वास्तव में कैसे प्राप्त होते हैं?
सरलतम एल्केन्स (अर्थात असंतृप्त हाइड्रोकार्बन) का मुख्य स्रोत पेट्रोलियम उत्पाद हैं, जिनसे एथिलीन को गर्म करने और आसवन के बाद पृथक किया जाता है।
प्रोपलीन, ब्यूटाइलीन... यदि एक ऐल्केन (संतृप्त हाइड्रोकार्बन) को उत्प्रेरक की उपस्थिति में उच्च दाब पर 500-600°C तक गर्म किया जाता है, तो दो हाइड्रोजन परमाणु अलग हो जाते हैं और एक ऐल्कीन बनता है। उदाहरण के लिए n-ब्यूटेन से ब्यूटेन-1 और ब्यूटेन-2 का मिश्रण प्राप्त होता है।
प्रयोगशाला में, अल्कोहल से पानी निकालकर असंतृप्त हाइड्रोकार्बन (उदाहरण के लिए, एथिलीन) प्राप्त किए जाते हैं; ऐसा करने के लिए, उन्हें एसिड की उत्प्रेरक मात्रा के साथ गरम किया जाता है:
आईडीओ 200 °С CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
संतृप्त हाइड्रोकार्बन के हलोजन डेरिवेटिव से क्षार के साथ हाइड्रोजन हलाइड अणु को विभाजित करना भी संभव है:
NaOH
CH3—CH3—CH2C1 SH CH3—CH=CH2—HC!
प्रतिक्रियाओं का स्पेक्ट्रम जिसमें दोहरे बंधन वाले यौगिक प्रवेश करते हैं, बहुत अधिक विविध होते हैं, जो अल्केन्स के परिवर्तनों के सेट से अधिक व्यापक होते हैं। असंतृप्त यौगिकों की इन प्रतिक्रियाओं में से एक पर विचार करें।
असंतृप्त पदार्थ दोहरे बंधन में हैलोजन-हाइड्रोजन जोड़ते हैं, और हलोजन-प्रतिस्थापित संतृप्त हाइड्रोकार्बन बनते हैं (यानी, प्रतिक्रिया अभी लिखी गई प्रतिक्रिया के विपरीत है)। लेकिन अगर आप एक विषम एल्कीन में हाइड्रोजन हैलाइड मिलाते हैं। (एक में, लेकिन दोहरे बंधन के दोनों किनारों पर, अलग-अलग समूह हैं), दो अलग-अलग डेरिवेटिव प्राप्त किए जा सकते हैं, उदाहरण के लिए, प्रोपेन के मामले में, या तो CH3CH2CH2C1 या CH3CHSNCHUN3।
इस प्रतिक्रिया का अध्ययन पिछली शताब्दी में रूसी रसायनज्ञ वी. वी. मार्कोवनिकोव ने किया था। उन्होंने नियम स्थापित किया जो अब उनके नाम पर है: हलोजन कम से कम हाइड्रोजनीकृत कार्बन परमाणु से जुड़ा हुआ है (यानी, वह जो हाइड्रोजन परमाणुओं की सबसे कम संख्या से जुड़ा हुआ है)। इसका मतलब है कि मुख्य रूप से आइसो-प्रोपाइल क्लोराइड CH3CH1CH3 प्रोपलीन से बनता है। लेकिन प्रतिक्रिया उस तरह से क्यों जाती है जैसे वह करती है? आधुनिक सिद्धांत मार्कोविकोव शासन के लिए एक स्पष्टीकरण प्रदान करता है। हम इस सिद्धांत को कुछ सरल रूप में प्रस्तुत करते हैं।
तथ्य यह है कि सरल प्रतीत होने वाली रासायनिक प्रतिक्रियाओं के तंत्र काफी जटिल हैं, उनमें कई चरण शामिल हैं। तो यह हाइड्रोजन हैलाइड के योग की प्रतिक्रिया के साथ है। हाइड्रोजन क्लोराइड अणु तुरंत नहीं, बल्कि भागों में एल्केन अणु से जुड़ा होता है। हाइड्रोजन को पहले P1+ प्रोटॉन के रूप में जोड़ा जाता है। एक धनावेशित प्रोटॉन प्रोपलीन अणु के पास पहुंचता है। यह किस दोहरे बंधन वाले कार्बन पर हमला करेगा? यह निकला - चरम, क्योंकि इसका एक छोटा ऋणात्मक आवेश है, जिसे b- (डेल्टा माइनस) दर्शाया गया है। लेकिन यह चार्ज, इलेक्ट्रॉन घनत्व का एक छोटा सा अतिरिक्त, कैसे आया?
मिथाइल समूह इसका "दोषी" है। ऐसा लगता है कि इलेक्ट्रॉनों को खुद से पीछे हटाना है, जो इसलिए मिथाइल समूह से दूर विपरीत कार्बन परमाणु पर जमा होते हैं। हम केवल एक बार फिर जोर देते हैं कि यह इलेक्ट्रॉन घनत्व बदलाव बहुत छोटा है। यह उस समय की तुलना में बहुत कम है जब एक पूरा इलेक्ट्रॉन मध्य कार्बन परमाणु से बाहरी परमाणु में चला जाता है। तब हमें मध्य परमाणु के ऊपर एक प्लस और चरम पर एक माइनस लगाना होगा (हम चिन्ह q- लगाते हैं, जिसका अर्थ है इलेक्ट्रॉन के कुल ऋणात्मक आवेश का एक छोटा सा हिस्सा)।
तो, अब यह स्पष्ट है कि एक सकारात्मक चार्ज प्रोटॉन बाहरी कार्बन परमाणु तक पहुंचने की अधिक संभावना है, जिसमें कुछ अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है।
एक धनावेशित प्रोटॉन एक अनावेशित अणु से जुड़ता है और अपना आवेश उसमें स्थानांतरित करता है। यह चार्ज कहाँ स्थित है? यदि एक प्रोटॉन मध्य कार्बन परमाणु से जुड़ता है, तो सबसे बाहरी कार्बन पर आवेश उत्पन्न होगा। वास्तव में, प्रोटॉन सबसे बाहरी कार्बन परमाणु के पास पहुँचता है, और मध्य कार्बन पर आवेश उत्पन्न होता है। क्या इससे कोई फर्क नहीं पड़ता कि आवेश कहाँ केंद्रित है? हाँ, और एक बड़ा अंतर है। दोनों कार्बोकेशन (अर्थात, कार्बन परमाणु पर धनात्मक आवेश रखने वाले कार्बनिक कण) अस्थिर होते हैं और बहुत लंबे समय तक नहीं रहते हैं। लेकिन फिर भी, दूसरा धनायन अधिक स्थिर है: तथ्य यह है कि यह दोनों तरफ से मिथाइल समूहों से घिरा हुआ है; और हम पहले से ही जानते हैं कि मिथाइल समूह इलेक्ट्रॉनों को दान करने में सक्षम हैं, उन्हें खुद से पीछे हटाते हैं। यह पता चला है कि मिथाइल समूह उभरते हुए सकारात्मक चार्ज के लिए आंशिक रूप से क्षतिपूर्ति करते हैं। और यह चार्ज जितना छोटा होगा, कार्बोकेशन उतना ही स्थिर होगा। पहले मामले में, सकारात्मक चार्ज केवल एक एथिल समूह द्वारा बुझाया जाता है, यह कार्बोकेशन दूसरे की तुलना में कम स्थिर होगा।
एक नियम के रूप में, एक कण जितना अधिक स्थिर होता है, उसे बनाना उतना ही आसान होता है। और इसका मतलब है कि दूसरा कार्बोकेशन पहले की तुलना में बहुत अधिक बार प्राप्त किया जाएगा। प्रतिक्रिया का दूसरा चरण कार्बोकेशन में एक नकारात्मक चार्ज क्लोरीन आयन का जोड़ है। चूंकि पहले चरण के उत्पादों में दूसरे प्रकार के कार्बोकेशन की प्रधानता होती है, इसलिए संपूर्ण प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप, 1-क्लोरोप्रोपेन के एक अणु के लिए, आइसोमर के हजारों अणु होते हैं जिसमें क्लोरीन औसत कार्बन से जुड़ा होता है। इसलिए, हम कहते हैं कि जोड़ मुख्य रूप से मार्कोवनिकोव नियम के अनुसार होता है। दो कारक - पहले चरण में प्रोटॉन के हमले का स्थान और इसके बाद बनने वाले कार्बोकेशन की स्थिरता - इस नियम की पूर्ति निर्धारित करते हैं।
असंतृप्त यौगिक आसानी से न केवल हाइड्रोजन क्लोराइड संलग्न करते हैं, बल्कि। कई अन्य अणु। एथिलीन के रासायनिक परिवर्तनों के विशिष्ट उदाहरण चित्र में दिखाए गए हैं।
पाठक का एक प्रश्न हो सकता है: क्या केवल एथिलीन ब्लॉकों से बने कार्बनिक अणु हैं? हां, वहां हैं। और सबसे सरल प्रतिनिधि ब्यूटाडाइन CH2=CH-CH=CH2 है। इस यौगिक का व्यापक रूप से सिंथेटिक रबर के उत्पादन में उपयोग किया जाता है। टमाटर और फलों में हाइड्रोकार्बन लाइकोपीन, लाल क्रिस्टल पाए जाते हैं। इस पदार्थ की कार्बन श्रृंखला में 13 दोहरे बंधन होते हैं।

रसायनिक बंध

पदार्थों में रासायनिक कणों (परमाणु, अणु, आयन, आदि) के एकीकरण के लिए अग्रणी सभी अंतःक्रियाओं को रासायनिक बंधों और अंतर-आणविक बंधों (अंतर-आणविक अंतःक्रियाओं) में विभाजित किया जाता है।

रासायनिक बन्ध- परमाणुओं के बीच सीधे बंधन। आयनिक, सहसंयोजक और धात्विक बंधन होते हैं।

अंतर-आणविक बंधन- अणुओं के बीच बंधन। ये एक हाइड्रोजन बंधन, एक आयन-द्विध्रुवीय बंधन (इस बंधन के गठन के कारण, उदाहरण के लिए, आयनों के जलयोजन खोल का निर्माण होता है), एक द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय बंधन (इस बंधन के गठन के कारण, अणु ध्रुवीय पदार्थ संयुक्त होते हैं, उदाहरण के लिए, तरल एसीटोन में), आदि।

आयोनिक बंध- विपरीत आवेशित आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण बनने वाला एक रासायनिक बंधन। द्विआधारी यौगिकों (दो तत्वों के यौगिक) में, यह तब बनता है जब बंधे हुए परमाणुओं के आकार एक दूसरे से बहुत भिन्न होते हैं: कुछ परमाणु बड़े होते हैं, अन्य छोटे होते हैं - यानी, कुछ परमाणु आसानी से इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देते हैं, जबकि अन्य करते हैं उन्हें स्वीकार करें (आमतौर पर ये तत्वों के परमाणु होते हैं जो विशिष्ट धातु बनाते हैं और विशिष्ट गैर-धातु बनाने वाले तत्वों के परमाणु); ऐसे परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता भी बहुत भिन्न होती है।
आयनिक बंधन गैर-दिशात्मक और गैर-संतृप्त है।

सहसंयोजक बंधन- एक रासायनिक बंधन जो इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी के गठन के कारण होता है। समान या निकट त्रिज्या वाले छोटे परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है। एक आवश्यक शर्त दोनों बंधुआ परमाणुओं (विनिमय तंत्र) या एक परमाणु में एक अप्रकाशित जोड़ी और दूसरे में एक मुक्त कक्षीय (दाता-स्वीकर्ता तंत्र) में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति है:

सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या के अनुसार सहसंयोजक बंधों को विभाजित किया जाता है
• सरल (एकल)- इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी
• दोहरा- इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े
• ट्रिपल- इलेक्ट्रॉनों के तीन जोड़े।

डबल और ट्रिपल बॉन्ड को मल्टीपल बॉन्ड कहा जाता है।

बंधित परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण के अनुसार, सहसंयोजक बंधन को विभाजित किया जाता है गैर-ध्रुवीयऔर ध्रुवीय. समान परमाणुओं के बीच एक गैर-ध्रुवीय बंधन बनता है, विभिन्न परमाणुओं के बीच एक ध्रुवीय बंधन बनता है।

वैद्युतीयऋणात्मकता- आम इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करने के लिए किसी पदार्थ में परमाणु की क्षमता का एक उपाय।
ध्रुवीय बंधों के इलेक्ट्रॉन जोड़े अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्वों के पक्षपाती होते हैं। इलेक्ट्रॉन युग्मों के विस्थापन को आबंध ध्रुवीकरण कहते हैं। ध्रुवीकरण के दौरान बनने वाले आंशिक (अतिरिक्त) आवेशों को + और - द्वारा दर्शाया जाता है, उदाहरण के लिए: .

इलेक्ट्रॉन बादलों ("कक्षाओं") के अतिव्यापीकरण की प्रकृति के अनुसार, सहसंयोजक बंधन को -बंध और -बंध में विभाजित किया जाता है।
- बंधन इलेक्ट्रॉन बादलों के सीधे ओवरलैप (परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के साथ) के कारण बनता है, - बंधन - पार्श्व ओवरलैप के कारण (तल के दोनों किनारों पर जिसमें परमाणुओं के नाभिक स्थित होते हैं)।

एक सहसंयोजक बंधन दिशात्मक और संतृप्त होने के साथ-साथ ध्रुवीकरण योग्य भी होता है।
सहसंयोजक बंधों की पारस्परिक दिशा की व्याख्या और भविष्यवाणी करने के लिए, एक संकरण मॉडल का उपयोग किया जाता है।

परमाणु कक्षकों और इलेक्ट्रॉन बादलों का संकरण- एक परमाणु द्वारा सहसंयोजक बंधों के निर्माण के दौरान ऊर्जा में परमाणु कक्षाओं का संरेखण, और आकार में इलेक्ट्रॉन बादल।
संकरण के तीन सबसे आम प्रकार हैं: एसपी-, एसपी 2 और एसपी 3 - संकरण। उदाहरण के लिए:
एसपी-संकरण - सी 2 एच 2, बीएच 2, सीओ 2 अणुओं (रैखिक संरचना) में;
एसपी 2-संकरण - सी 2 एच 4, सी 6 एच 6, बीएफ 3 अणुओं (फ्लैट त्रिकोणीय आकार) में;
एसपी 3-संकरण - CCl 4, SiH 4, CH 4 अणु (टेट्राहेड्रल रूप) में; एनएच 3 (पिरामिड आकार); एच 2 ओ (कोने का आकार)।

धातु कनेक्शन- एक धातु क्रिस्टल के सभी बंधुआ परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के कारण बनने वाला एक रासायनिक बंधन। नतीजतन, क्रिस्टल का एक एकल इलेक्ट्रॉन बादल बनता है, जो विद्युत वोल्टेज की क्रिया के तहत आसानी से विस्थापित हो जाता है - इसलिए धातुओं की उच्च विद्युत चालकता।
एक धात्विक बंधन तब बनता है जब बंधित परमाणु बड़े होते हैं और इसलिए इलेक्ट्रॉनों का दान करते हैं। धातु बंधन के साथ सरल पदार्थ - धातु (ना, बा, अल, क्यू, एयू, आदि), जटिल पदार्थ - इंटरमेटेलिक यौगिक (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, आदि)।
धातु बंधन में संतृप्ति दिशात्मकता नहीं होती है। यह धातु के पिघलने में भी संरक्षित है।

हाइड्रोजन बंध- एक बड़े धनात्मक आंशिक आवेश वाले हाइड्रोजन परमाणु द्वारा अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी की आंशिक स्वीकृति के कारण बनने वाला एक अंतर-आणविक बंधन। यह तब बनता है जब एक अणु में इलेक्ट्रॉनों की एक अकेली जोड़ी और उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (F, O, N) के साथ एक परमाणु होता है, और दूसरे में एक हाइड्रोजन परमाणु होता है जो इन परमाणुओं में से एक के साथ एक मजबूत ध्रुवीय बंधन से बंधा होता है। इंटरमॉलिक्युलर हाइड्रोजन बांड के उदाहरण:

H—O—H ··· OH 2 , H—O—H ··· NH 3 , H—O—H ··· F—H, H—F ··· H-F।

पॉलीपेप्टाइड्स, न्यूक्लिक एसिड, प्रोटीन आदि के अणुओं में इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड मौजूद होते हैं।

किसी भी बंधन की ताकत का एक उपाय बंधन ऊर्जा है।
बंधन ऊर्जाकिसी पदार्थ के 1 मोल में दिए गए रासायनिक बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा है। माप की इकाई 1 kJ/mol है।

आयनिक और सहसंयोजी बंधों की ऊर्जा एक ही क्रम की होती है, हाइड्रोजन बंध की ऊर्जा कम परिमाण का क्रम है।

एक सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा बंधित परमाणुओं के आकार (बंध की लंबाई) और बंधन की बहुलता पर निर्भर करती है। जितने छोटे परमाणु और बंधन की बहुलता जितनी अधिक होगी, उसकी ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी।

आयनिक बंधन ऊर्जा आयनों के आकार और उनके आवेशों पर निर्भर करती है। आयन जितने छोटे होते हैं और उनका आवेश जितना अधिक होता है, बंधन ऊर्जा उतनी ही अधिक होती है।

पदार्थ की संरचना

संरचना के प्रकार के अनुसार, सभी पदार्थों को विभाजित किया जाता है मोलेकुलरऔर गैर आणविक. कार्बनिक पदार्थों में आणविक पदार्थ प्रबल होते हैं, जबकि गैर-आणविक पदार्थ अकार्बनिक पदार्थों में प्रबल होते हैं।

रासायनिक बंध के प्रकार के अनुसार, पदार्थों को सहसंयोजक बंध वाले पदार्थों, आयनिक बंधों वाले पदार्थों (आयनिक पदार्थों) और धात्विक बंधों (धातुओं) वाले पदार्थों में विभाजित किया जाता है।

सहसंयोजक बंध वाले पदार्थ आणविक या गैर-आणविक हो सकते हैं। यह उनके भौतिक गुणों को महत्वपूर्ण रूप से प्रभावित करता है।

आणविक पदार्थों में कमजोर अंतर-आणविक बंधों द्वारा परस्पर जुड़े अणु होते हैं, इनमें शामिल हैं: एच 2, ओ 2, एन 2, सीएल 2, बीआर 2, एस 8, पी 4 और अन्य सरल पदार्थ; सीओ 2, एसओ 2, एन 2 ओ 5, एच 2 ओ, एचसीएल, एचएफ, एनएच 3, सीएच 4, सी 2 एच 5 ओएच, कार्बनिक पॉलिमर और कई अन्य पदार्थ। इन पदार्थों में उच्च शक्ति नहीं होती है, कम गलनांक और क्वथनांक होते हैं, बिजली का संचालन नहीं करते हैं, इनमें से कुछ पानी या अन्य सॉल्वैंट्स में घुलनशील होते हैं।

सहसंयोजक बंधों या परमाणु पदार्थों (हीरा, ग्रेफाइट, Si, SiO 2, SiC और अन्य) के साथ गैर-आणविक पदार्थ बहुत मजबूत क्रिस्टल बनाते हैं (स्तरित ग्रेफाइट एक अपवाद है), वे पानी और अन्य सॉल्वैंट्स में अघुलनशील हैं, उच्च पिघलने और उबलते हैं बिंदु, उनमें से अधिकांश विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं (ग्रेफाइट को छोड़कर, जिसमें विद्युत चालकता है, और अर्धचालक - सिलिकॉन, जर्मेनियम, आदि)

सभी आयनिक पदार्थ स्वाभाविक रूप से गैर-आणविक होते हैं। ये ठोस अपवर्तक पदार्थ हैं जिनके विलयन और गलन विद्युत धारा का संचालन करते हैं। उनमें से कई पानी में घुलनशील हैं। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि आयनिक पदार्थों में, क्रिस्टल जिनमें जटिल आयन होते हैं, सहसंयोजक बंधन भी होते हैं, उदाहरण के लिए: (ना +) 2 (एसओ 4 2-), (के +) 3 (पीओ 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), आदि। जटिल आयन बनाने वाले परमाणु सहसंयोजक बंधों से बंधे होते हैं।

धातु (धातु बंधन वाले पदार्थ)उनके भौतिक गुणों में बहुत विविध। उनमें से तरल (Hg), बहुत नरम (Na, K) और बहुत कठोर धातु (W, Nb) हैं।

धातुओं के विशिष्ट भौतिक गुण उनकी उच्च विद्युत चालकता (अर्धचालक के विपरीत, यह बढ़ते तापमान के साथ घट जाती है), उच्च ताप क्षमता और लचीलापन (शुद्ध धातुओं के लिए) हैं।

ठोस अवस्था में लगभग सभी पदार्थ क्रिस्टल से बने होते हैं। संरचना के प्रकार और रासायनिक बंधन के प्रकार के अनुसार, क्रिस्टल ("क्रिस्टल जाली") को विभाजित किया जाता है परमाणु(सहसंयोजक बंधन के साथ गैर-आणविक पदार्थों के क्रिस्टल), ईओण का(आयनिक पदार्थों के क्रिस्टल), मोलेकुलर(एक सहसंयोजक बंधन के साथ आणविक पदार्थों के क्रिस्टल) और धातु(धातु बंधन वाले पदार्थों के क्रिस्टल)।

"विषय 10" विषय पर कार्य और परीक्षण। "रासायनिक बंधन। पदार्थ की संरचना।"

• रासायनिक बंधन के प्रकार - पदार्थ की संरचना 8-9 वर्ग

  पाठ: 2 कार्य: 9 परीक्षण: 1

• कार्य: 9 टेस्ट: 1

इस विषय पर काम करने के बाद, आपको निम्नलिखित अवधारणाओं को सीखना चाहिए: रासायनिक बंधन, अंतर-आणविक बंधन, आयनिक बंधन, सहसंयोजक बंधन, धातु बंधन, हाइड्रोजन बंधन, एकल बंधन, दोहरा बंधन, ट्रिपल बंधन, एकाधिक बंधन, गैर-ध्रुवीय बंधन, ध्रुवीय बंधन , इलेक्ट्रोनगेटिविटी, बॉन्ड ध्रुवीकरण, - और -बॉन्ड, परमाणु ऑर्बिटल्स का संकरण, बॉन्ड एनर्जी।

आपको संरचना के प्रकार के अनुसार पदार्थों का वर्गीकरण, रासायनिक बंधन के प्रकार के अनुसार, रासायनिक बंधन के प्रकार पर सरल और जटिल पदार्थों के गुणों की निर्भरता और "क्रिस्टल जाली" के प्रकार के बारे में पता होना चाहिए।

आप सक्षम होना चाहिए: किसी पदार्थ में रासायनिक बंधन के प्रकार का निर्धारण, संकरण का प्रकार, बंधन पैटर्न तैयार करना, इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा का उपयोग करना, कई इलेक्ट्रोनगेटिविटी; यह जानने के लिए कि एक अवधि के रासायनिक तत्वों में इलेक्ट्रोनगेटिविटी कैसे बदलती है, और एक समूह एक सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीयता निर्धारित करने के लिए।

यह सुनिश्चित करने के बाद कि आपको जो कुछ भी चाहिए वह सब कुछ सीख लिया गया है, कार्यों के लिए आगे बढ़ें। हम आपकी सफलता की कामना करते हैं।

• ओ.एस. गैब्रिएलियन, जी.जी. लिसोवा। रसायन विज्ञान 11 कोशिकाएं। एम।, बस्टर्ड, 2002।
• जी.ई. रुडज़ाइटिस, एफ.जी. फेल्डमैन। रसायन विज्ञान 11 कोशिकाएं। एम।, शिक्षा, 2001।

रसायनिक बंध।

एक रासायनिक बंधन का निर्धारण;

रासायनिक बंधन के प्रकार;

संयोजकता बांड की विधि;

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं;

सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए तंत्र;

जटिल यौगिक;

आणविक कक्षीय विधि;

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन।

रासायनिक बंधन निर्धारण

रसायनिक बंधपरमाणुओं के बीच परस्पर क्रिया कहा जाता है, जिससे अणुओं या आयनों का निर्माण होता है और एक दूसरे के पास परमाणुओं की मजबूत पकड़ होती है।

रासायनिक बंधन की एक इलेक्ट्रॉनिक प्रकृति होती है, अर्थात यह वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की परस्पर क्रिया के कारण होता है। एक अणु में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के वितरण के आधार पर, निम्नलिखित प्रकार के बंधन प्रतिष्ठित होते हैं: आयनिक, सहसंयोजक, धातु, आदि। एक आयनिक बंधन को परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन के सीमित मामले के रूप में माना जा सकता है जो प्रकृति में तेजी से भिन्न होते हैं।

रासायनिक बांड के प्रकार:

आयोनिक बंध।

आयनिक बंधन के आधुनिक सिद्धांत के मुख्य प्रावधान।

एक आयनिक बंधन उन तत्वों की बातचीत के दौरान बनता है जो गुणों में एक दूसरे से तेजी से भिन्न होते हैं, अर्थात धातुओं और अधातुओं के बीच।

एक स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन बाहरी आवरण (एस 2 पी 6) प्राप्त करने के लिए परमाणुओं के प्रयास द्वारा एक रासायनिक बंधन के गठन को समझाया गया है।

सीए: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

सीए 2+: 1एस 2 2एस 2 पी 6 3एस 2 पी 6

सीएल: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

सीएल–: 1एस 2 2एस 2 पी 6 3एस 2 पी 6

इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण विपरीत रूप से आवेशित आयन एक दूसरे के पास बने रहते हैं।

आयनिक बंधन दिशात्मक नहीं है।

कोई शुद्ध आयनिक बंधन नहीं है। चूंकि आयनीकरण ऊर्जा इलेक्ट्रॉन बंधुता ऊर्जा से अधिक होती है, इसलिए इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण संक्रमण परमाणुओं के एक जोड़े के मामले में भी नहीं होता है, जिसमें इलेक्ट्रोनगेटिविटी में बड़ा अंतर होता है। इसलिए, हम बांड की आयनिकता के हिस्से के बारे में बात कर सकते हैं। उच्चतम बंधन आयनिकता फ्लोराइड और एस-तत्वों के क्लोराइड में होती है। इस प्रकार, RbCl, KCl, NaCl, और NaF क्रिस्टल में, यह क्रमशः 99, 98, 90 और 97% है।

सहसंयोजक बंधन।

सहसंयोजक बंधों के आधुनिक सिद्धांत के मुख्य प्रावधान।

समान गुणों वाले तत्वों अर्थात अधातुओं के बीच सहसंयोजक बंध बनता है।

प्रत्येक तत्व बंधों के निर्माण के लिए 1 इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है, और इलेक्ट्रॉनों के घुमाव विरोधी समानांतर होने चाहिए।

यदि एक ही तत्व के परमाणुओं द्वारा सहसंयोजक बंधन बनता है, तो यह बंधन ध्रुवीय नहीं होता है, अर्थात सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म किसी भी परमाणु में स्थानांतरित नहीं होता है। यदि सहसंयोजक बंधन दो अलग-अलग परमाणुओं द्वारा बनता है, तो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी को सबसे अधिक विद्युतीय परमाणु में स्थानांतरित कर दिया जाता है, यह ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन.

जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं, परिणामस्वरूप, परमाणुओं के बीच के स्थान में बढ़े हुए इलेक्ट्रॉन घनत्व का एक क्षेत्र दिखाई देता है, जो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के धनात्मक आवेशित नाभिक को आकर्षित करता है और उन्हें एक दूसरे के पास रखता है। . नतीजतन, सिस्टम की ऊर्जा कम हो जाती है (चित्र 14)। हालांकि, परमाणुओं के बहुत मजबूत दृष्टिकोण के साथ, नाभिक का प्रतिकर्षण बढ़ता है। इसलिए, नाभिक के बीच एक इष्टतम दूरी है ( बॉन्ड लंबाई,मैंजिस पर सिस्टम में न्यूनतम ऊर्जा होती है। इस अवस्था में ऊर्जा निकलती है, जिसे बंधन ऊर्जा कहते हैं - E St.

चावल। चित्र 14. नाभिक के बीच की दूरी पर समानांतर (1) और एंटीपैरलल (2) स्पिन के साथ दो हाइड्रोजन परमाणुओं की प्रणालियों की ऊर्जा की निर्भरता (ई प्रणाली की ऊर्जा है, ईबी बाध्यकारी ऊर्जा है, आर दूरी है नाभिक के बीच, मैंबंधन लंबाई है)।

सहसंयोजक बंधन का वर्णन करने के लिए दो विधियों का उपयोग किया जाता है: वैलेंस बॉन्ड विधि (बीसी) और आणविक कक्षीय विधि (एमएमओ)।

वैलेंस बांड विधि।

वीएस विधि निम्नलिखित प्रावधानों पर आधारित है:

1. एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा विपरीत निर्देशित स्पिन के साथ बनता है, और यह इलेक्ट्रॉन जोड़ी दो परमाणुओं से संबंधित है। ऐसे दो-इलेक्ट्रॉन दो-केंद्र बंधों के संयोजन, अणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को दर्शाते हैं, कहलाते हैं वैलेंटाइन योजनाएं।

2. सहसंयोजक बंधन जितना मजबूत होता है, उतने ही अधिक परस्पर क्रिया करने वाले इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं।

संयोजकता योजनाओं के दृश्य प्रतिनिधित्व के लिए, आमतौर पर निम्नलिखित विधि का उपयोग किया जाता है: बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत में स्थित इलेक्ट्रॉनों को परमाणु के रासायनिक प्रतीक के चारों ओर स्थित बिंदुओं द्वारा दर्शाया जाता है। दो परमाणुओं के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉनों को उनके रासायनिक प्रतीकों के बीच रखे बिंदुओं द्वारा दिखाया जाता है; एक डबल या ट्रिपल बॉन्ड को क्रमशः दो या तीन जोड़े कॉमन डॉट्स द्वारा दर्शाया जाता है:

एन:1s2 2s 2 पी 3 ;

सी: 1s2 2s 2 पी 4

उपरोक्त आरेखों से यह देखा जा सकता है कि दो परमाणुओं को बांधने वाले इलेक्ट्रॉनों की प्रत्येक जोड़ी संरचनात्मक सूत्रों में सहसंयोजक बंधन को दर्शाने वाले एक डैश से मेल खाती है:

सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या जो किसी दिए गए तत्व के एक परमाणु को अन्य परमाणुओं से बाँधते हैं, या, दूसरे शब्दों में, एक परमाणु द्वारा निर्मित सहसंयोजक बंधों की संख्या कहलाती है सहसंयोजकतावीएस विधि के अनुसार। तो, हाइड्रोजन की सहसंयोजकता 1, नाइट्रोजन - 3 है।

जिस तरह से इलेक्ट्रॉनिक बादल ओवरलैप करते हैं, उसके अनुसार दो प्रकार के कनेक्शन होते हैं: - कनेक्शन और  - कनेक्शन।

- कनेक्शन तब होता है जब दो इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली धुरी के साथ ओवरलैप होते हैं।

चावल। 15. शिक्षा की योजना - कनेक्शन।

- बंधन तब बनता है जब इलेक्ट्रॉन बादल परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के दोनों ओर ओवरलैप करते हैं।

चावल। 16. शिक्षा की योजना  - कनेक्शन।

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं।

1. बांड की लंबाई, . यह परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक के बीच की न्यूनतम दूरी है, जो तंत्र की सबसे स्थिर अवस्था से मेल खाती है।

2. बंधन ऊर्जा, ई मिनट - यह रासायनिक बंधन को तोड़ने और बातचीत से परमाणुओं को हटाने के लिए खर्च की जाने वाली ऊर्जा की मात्रा है।

3. बंधन का द्विध्रुवीय क्षण, , = क्यूℓ। द्विध्रुवीय क्षण एक अणु की ध्रुवता के मात्रात्मक माप के रूप में कार्य करता है। गैर-ध्रुवीय अणुओं के लिए, द्विध्रुवीय क्षण 0 है, गैर-ध्रुवीय अणुओं के लिए यह 0 के बराबर नहीं है। एक बहुपरमाणुक अणु का द्विध्रुवीय क्षण व्यक्तिगत बंधों के द्विध्रुव के वेक्टर योग के बराबर होता है:

4. एक सहसंयोजक बंधन अभिविन्यास द्वारा विशेषता है। एक सहसंयोजक बंधन का अभिविन्यास अंतःक्रियात्मक परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के स्थान में अधिकतम ओवरलैप की आवश्यकता से निर्धारित होता है, जिससे सबसे मजबूत बंधन बनते हैं।

चूंकि ये -बॉन्ड अंतरिक्ष में सख्ती से उन्मुख होते हैं, अणु की संरचना के आधार पर, वे एक दूसरे से एक निश्चित कोण पर हो सकते हैं - ऐसे कोण को वैलेंस कोण कहा जाता है।

द्विपरमाणुक अणुओं की एक रैखिक संरचना होती है। बहुपरमाणुक अणुओं का विन्यास अधिक जटिल होता है। आइए हम हाइड्राइड के निर्माण के उदाहरण का उपयोग करके विभिन्न अणुओं की ज्यामिति पर विचार करें।

1. समूह VI, मुख्य उपसमूह (ऑक्सीजन को छोड़कर), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te।

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

हाइड्रोजन के लिए, s-AO वाला एक इलेक्ट्रॉन सल्फर, 3p y और 3p z के लिए एक बंध के निर्माण में भाग लेता है। एच 2 एस अणु में 90 0 के बंधनों के बीच कोण के साथ एक तलीय संरचना होती है। .

अंजीर 17. एच 2 ई अणु की संरचना

2. वी समूह के तत्वों के हाइड्राइड, मुख्य उपसमूह: पीएच 3, एएसएच 3, एसबीएच 3।

आर 1एस 2 2एस 2 आर 6 3एस 2 आर 3।

बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं: हाइड्रोजन s-AO में, फास्फोरस में - p y, p x और p z AO।

PH 3 अणु में एक त्रिभुज पिरामिड का आकार होता है (आधार पर एक त्रिभुज होता है)।

चित्र 18. EN 3 अणु की संरचना

5. संतृप्तिसहसंयोजक बंधन सहसंयोजक बंधनों की संख्या है जो एक परमाणु बना सकता है। यह सीमित है, क्योंकि एक तत्व में सीमित संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। सहसंयोजक बंधों की वह अधिकतम संख्या जो किसी दिए गए परमाणु को जमीन या उत्तेजित अवस्था में बना सकते हैं, उसे कहते हैं सहसंयोजन

उदाहरण: हाइड्रोजन एकसंयोजी है, ऑक्सीजन द्विसंयोजी है, नाइट्रोजन त्रिसंयोजक है, आदि।

कुछ परमाणु युग्मित इलेक्ट्रॉनों के अलग होने के कारण उत्तेजित अवस्था में अपनी सहसंयोजकता बढ़ा सकते हैं।

उदाहरण। 0 1s 2 . बनें 2s 2

एक उत्तेजित अवस्था में एक बेरिलियम परमाणु में 2p-AO पर एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन होता है और 2s-AO पर एक इलेक्ट्रॉन होता है, अर्थात सहसंयोजक Be 0 = 0 और सहसंयोजक Be * = 2 होता है। परस्पर क्रिया के दौरान, कक्षकों का संकरण घटित होना।

संकरण- यह रासायनिक संपर्क से पहले मिश्रण के परिणामस्वरूप विभिन्न एओ की ऊर्जा का संरेखण है। संकरण एक सशर्त तकनीक है जो एओ के संयोजन का उपयोग करके अणु की संरचना की भविष्यवाणी करना संभव बनाता है। वे AO जिनकी ऊर्जाएँ निकट हैं वे संकरण में भाग ले सकते हैं।

प्रत्येक प्रकार का संकरण अणुओं के एक निश्चित ज्यामितीय आकार से मेल खाता है।

मुख्य उपसमूह के समूह II के तत्वों के हाइड्राइड के मामले में, दो समान एसपी-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं। इस प्रकार के बंध को sp संकरण कहते हैं।

अंजीर। 19. VeH 2 .sp-संकरण अणु।

एसपी-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स में एक असममित आकार होता है, एओ के 180 o के बॉन्ड कोण वाले लम्बी हिस्से हाइड्रोजन की ओर निर्देशित होते हैं। इसलिए, BeH 2 अणु की एक रैखिक संरचना होती है (चित्र।)

आइए हम मुख्य उपसमूह के समूह III के तत्वों के हाइड्राइड अणुओं की संरचना पर एक BH 3 अणु के गठन के उदाहरण का उपयोग करते हुए विचार करें।

बी 0 1s 2 2s 2 पी 1

सहसंयोजक बी 0 = 1, सहसंयोजक बी * = 3।

तीन एसपी-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बांड के निर्माण में भाग लेते हैं, जो इलेक्ट्रॉन घनत्व एस-एओ और दो पी-एओ के पुनर्वितरण के परिणामस्वरूप बनते हैं। इस प्रकार के कनेक्शन को एसपी 2 - संकरण कहा जाता है। एसपी 2 पर बंधन कोण - संकरण 120 0 के बराबर है, इसलिए, बीएच 3 अणु में एक फ्लैट त्रिकोणीय संरचना होती है।

चित्र.20. बीएच 3 अणु। सपा 2 -संकरण।

सीएच 4 अणु के गठन के उदाहरण का उपयोग करते हुए, आइए हम मुख्य उपसमूह के समूह IV के तत्वों के हाइड्राइड अणुओं की संरचना पर विचार करें।

सी 0 1s 2 2s 2 पी 2

सहसंयोजक सी 0 = 2, सहसंयोजक सी * = 4।

कार्बन में, चार एसपी-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स एक रासायनिक बंधन के निर्माण में शामिल होते हैं, जो एस-एओ और तीन पी-एओ के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व के पुनर्वितरण के परिणामस्वरूप बनते हैं। CH4 अणु की आकृति चतुष्फलकीय होती है, आबंध कोण 109 o 28 होता है।

चावल। 21. अणु सीएच 4 .एसपी 3-संकरण।

सामान्य नियम के अपवाद एच 2 ओ और एनएच 3 अणु हैं।

एक जल अणु में बंधों के बीच का कोण 104.5 o होता है। इस समूह के अन्य तत्वों के हाइड्राइड के विपरीत, पानी में विशेष गुण होते हैं, यह ध्रुवीय, प्रतिचुंबकीय होता है। यह सब इस तथ्य से समझाया गया है कि पानी के अणु में बंधन प्रकार एसपी 3 है। अर्थात्, चार sp - संकर कक्षक एक रासायनिक बंध के निर्माण में शामिल होते हैं। दो ऑर्बिटल्स में प्रत्येक में एक इलेक्ट्रॉन होता है, ये ऑर्बिटल्स हाइड्रोजन के साथ इंटरैक्ट करते हैं, अन्य दो ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी होती है। इन दो कक्षकों की उपस्थिति जल के अद्वितीय गुणों की व्याख्या करती है।

अमोनिया अणु में बंधों के बीच का कोण लगभग 107.3 o होता है, अर्थात अमोनिया अणु का आकार चतुष्फलकीय होता है, आबंध का प्रकार sp 3 होता है। चार संकर sp3 कक्षक नाइट्रोजन अणु में बंध के निर्माण में भाग लेते हैं। तीन ऑर्बिटल्स में एक-एक इलेक्ट्रॉन होता है, ये ऑर्बिटल्स हाइड्रोजन से जुड़े होते हैं, चौथे एओ में इलेक्ट्रॉनों का एक साझा जोड़ा होता है, जो अमोनिया अणु की विशिष्टता को निर्धारित करता है।

सहसंयोजक बंध निर्माण के तंत्र।

एमवीएस एक सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए तीन तंत्रों को अलग करना संभव बनाता है: विनिमय, दाता-स्वीकर्ता और मूल।

विनिमय तंत्र. इसमें रासायनिक बंधन के गठन के वे मामले शामिल हैं, जब दो बंधुआ परमाणुओं में से प्रत्येक समाजीकरण के लिए एक इलेक्ट्रॉन आवंटित करता है, जैसे कि उनका आदान-प्रदान। दो परमाणुओं के नाभिक को बांधने के लिए, इलेक्ट्रॉनों को नाभिक के बीच की जगह में होना चाहिए। अणु में इस क्षेत्र को बंधन क्षेत्र कहा जाता है (वह क्षेत्र जहां इलेक्ट्रॉन जोड़ी के अणु में रहने की सबसे अधिक संभावना है)। परमाणुओं में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के आदान-प्रदान के लिए, परमाणु कक्षकों का अतिव्यापन आवश्यक है (चित्र 10.11)। यह सहसंयोजक रासायनिक बंधन के निर्माण के लिए विनिमय तंत्र की क्रिया है। परमाणु कक्षक केवल तभी अतिव्यापन कर सकते हैं जब उनके आंतरिक अक्ष के बारे में समान सममिति गुण हों (चित्र 10, 11, 22)।

चावल। 22. AO अतिव्यापन करता है जिससे रासायनिक बंध नहीं बनता है।

दाता-स्वीकर्ता और मूल तंत्र.

दाता-स्वीकर्ता तंत्र एक परमाणु से दूसरे परमाणु के रिक्त परमाणु कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की एक अकेली जोड़ी के स्थानांतरण से जुड़ा है। उदाहरण के लिए, आयन का निर्माण -:

बीएफ 3 अणु में बोरॉन परमाणु में खाली पी-एओ फ्लोराइड आयन (दाता) से इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को स्वीकार करता है। परिणामी ऋणायन में, चार B-F सहसंयोजक बंध लंबाई और ऊर्जा के बराबर होते हैं। मूल अणु में, सभी तीन बी-एफ बांड विनिमय तंत्र द्वारा बनाए गए थे।

परमाणु, जिसके बाहरी आवरण में केवल s- या p-इलेक्ट्रॉन होते हैं, इलेक्ट्रॉनों की अकेली जोड़ी के दाता या स्वीकर्ता हो सकते हैं। जिन परमाणुओं में d-AO पर भी वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, वे एक साथ दाताओं और स्वीकर्ता दोनों के रूप में कार्य कर सकते हैं। इन दो तंत्रों के बीच अंतर करने के लिए, बंधन गठन के मूल तंत्र की अवधारणाओं को पेश किया गया था।

एक मूल तंत्र का सबसे सरल उदाहरण दो क्लोरीन परमाणुओं की परस्पर क्रिया है।

क्लोरीन अणु में दो क्लोरीन परमाणु अपने अयुग्मित 3p इलेक्ट्रॉनों को मिलाकर एक विनिमय सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। इसके अलावा, Cl-1 परमाणु इलेक्ट्रॉनों की अकेली जोड़ी 3p 5 - AO को Cl-2 परमाणु में रिक्त 3d-AO में स्थानांतरित करता है, और Cl-2 परमाणु इलेक्ट्रॉनों की समान जोड़ी को रिक्त 3d-AO में स्थानांतरित करता है। Cl-1 परमाणु। प्रत्येक परमाणु एक साथ एक स्वीकर्ता और एक दाता के कार्य करता है। यह मूल तंत्र है। मूल तंत्र की क्रिया से बंधन की ताकत बढ़ जाती है, इसलिए क्लोरीन अणु फ्लोरीन अणु से अधिक मजबूत होता है।

जटिल कनेक्शन।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र के सिद्धांत के अनुसार, जटिल रासायनिक यौगिकों का एक विशाल वर्ग बनता है - जटिल यौगिक।

जटिल यौगिक ऐसे यौगिक होते हैं जिनकी संरचना में जटिल आयन होते हैं जो क्रिस्टलीय रूप और समाधान दोनों में मौजूद होते हैं, जिसमें एक केंद्रीय आयन या परमाणु शामिल होता है जो नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों या तटस्थ अणुओं से दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा गठित सहसंयोजक बंधों से जुड़ा होता है।

वर्नर के अनुसार जटिल यौगिकों की संरचना।

जटिल यौगिकों में एक आंतरिक क्षेत्र (जटिल आयन) और एक बाहरी क्षेत्र होता है। आंतरिक क्षेत्र के आयनों के बीच संबंध दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार किया जाता है। स्वीकारकर्ताओं को जटिल एजेंट कहा जाता है, वे अक्सर सकारात्मक धातु आयन (आईए समूह की धातुओं को छोड़कर) हो सकते हैं जिनमें रिक्त कक्ष होते हैं। आयन के आवेश में वृद्धि और उसके आकार में कमी के साथ जटिल गठन की क्षमता बढ़ जाती है।

एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के दाताओं को लिगैंड या योजक कहा जाता है। लिगैंड तटस्थ अणु या नकारात्मक रूप से आवेशित आयन होते हैं। लिगैंड्स की संख्या कॉम्प्लेक्सिंग एजेंट की समन्वय संख्या द्वारा निर्धारित की जाती है, जो आमतौर पर कॉम्प्लेक्सिंग आयन की वैलेंसी के दोगुने के बराबर होती है। लिगैंड या तो मोनोडेंटेट या पॉलीडेंटेट होते हैं। लिगैंड की डेंटेंसी समन्वय साइटों की संख्या से निर्धारित होती है जो लिगैंड कॉम्प्लेक्सिंग एजेंट के समन्वय क्षेत्र में रहती है। उदाहरण के लिए, एफ - - मोनोडेंटेट लिगैंड, एस 2 ओ 3 2- - बिडेंटेट लिगैंड। आंतरिक गोले का आवेश उसके अवयवी आयनों के आवेशों के बीजगणितीय योग के बराबर होता है। यदि आंतरिक क्षेत्र में ऋणात्मक आवेश है, तो यह एक आयनिक परिसर है; यदि यह धनात्मक है, तो यह एक धनायनित परिसर है। धनायनित परिसरों को रूसी में जटिल आयन के नाम से पुकारा जाता है, आयनिक परिसरों में प्रत्यय के जोड़ के साथ जटिल एजेंट को लैटिन में कहा जाता है - पर. एक जटिल परिसर में बाहरी और आंतरिक क्षेत्रों के बीच संबंध आयनिक है।

उदाहरण: K 2 - पोटेशियम टेट्राहाइड्रॉक्सोजिनकेट, एक आयनिक परिसर।

2- - आंतरिक क्षेत्र

2K+ - बाहरी क्षेत्र

Zn 2+ - जटिल एजेंट

ओह - - लिगैंड्स

समन्वय संख्या - 4

बाहरी और भीतरी गोले के बीच संबंध आयनिक है:

के 2 \u003d 2K + + 2-।

Zn 2+ आयन और हाइड्रॉक्सिल समूहों के बीच का बंधन सहसंयोजक है, जो दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बनता है: OH - - दाता, Zn 2+ - स्वीकर्ता।

Zn 0:… 3डी 10 4एस 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

जटिल यौगिकों के प्रकार:

1. अमोनिया - अमोनिया अणु के लिगेंड।

Cl 2 - टेट्राअमाइनकॉपर (II) क्लोराइड। एक जटिल एजेंट युक्त यौगिकों पर अमोनिया की क्रिया द्वारा अमोनिया प्राप्त किया जाता है।

2. हाइड्रोक्सो यौगिक - OH - लिगेंड्स।

Na सोडियम टेट्राहाइड्रॉक्सोएल्यूमिनेट है। हाइड्रॉक्सो कॉम्प्लेक्स धातु हाइड्रॉक्साइड्स पर क्षार की अधिकता की क्रिया से प्राप्त होते हैं, जिनमें एम्फ़ोटेरिक गुण होते हैं।

3. Aquacomplexes - पानी के अणु के लिगेंड।

Cl3 हेक्साएक्वाक्रोमियम (III) क्लोराइड है। जल के साथ निर्जल लवण की अन्योन्य क्रिया द्वारा एक्वाकॉम्प्लेक्स प्राप्त होते हैं।

4. एसिडो कॉम्प्लेक्स - एसिड के लिगेंड आयनों - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - और अन्य।

के 4 - पोटेशियम हेक्सासायनोफेरेट (II)। एक जटिल एजेंट युक्त नमक पर एक लिगैंड युक्त नमक की अधिकता की बातचीत से प्राप्त होता है।

आणविक कक्षीय विधि।

एमवीएस कई अणुओं के गठन और संरचना की अच्छी तरह से व्याख्या करता है, लेकिन यह विधि सार्वभौमिक नहीं है। उदाहरण के लिए, संयोजकता बांड की विधि आयन के अस्तित्व के लिए संतोषजनक स्पष्टीकरण नहीं देती है
, हालांकि 19वीं शताब्दी के अंत में एक काफी मजबूत आणविक हाइड्रोजन आयन का अस्तित्व स्थापित हो गया था
: यहाँ बंधन तोड़ने वाली ऊर्जा 2.65 eV है। हालांकि, आयन की संरचना के बाद से, इस मामले में कोई इलेक्ट्रॉन जोड़ी नहीं बनाई जा सकती है
केवल एक इलेक्ट्रॉन शामिल है।

आणविक कक्षीय विधि (MMO) कई विरोधाभासों की व्याख्या करना संभव बनाती है जिन्हें वैलेंस बॉन्ड विधि का उपयोग करके समझाया नहीं जा सकता है।

आईएमओ के बुनियादी प्रावधान।

जब दो परमाणु कक्षक परस्पर क्रिया करते हैं, तो दो आणविक कक्षक बनते हैं। तदनुसार, जब n-परमाणु कक्षक परस्पर क्रिया करते हैं, n-आणविक कक्षक बनते हैं।

एक अणु में इलेक्ट्रॉन अणु के सभी नाभिकों के समान होते हैं।

गठित दो आणविक कक्षाओं में से एक की ऊर्जा मूल की तुलना में कम है, बंधन आणविक कक्षीय है, दूसरे में मूल ऊर्जा से अधिक ऊर्जा है, यह है प्रतिरक्षी आण्विक कक्षक.

MMO बिना पैमाने के ऊर्जा आरेखों का उपयोग करते हैं।

इलेक्ट्रॉनों के साथ ऊर्जा उप-स्तरों को भरते समय, परमाणु कक्षाओं के लिए समान नियमों का उपयोग किया जाता है:

न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत, अर्थात। निम्न ऊर्जा वाले उपस्तर पहले भरे जाते हैं;

पाउली सिद्धांत: प्रत्येक ऊर्जा उप-स्तर पर दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनमें एंटीपैरेलल स्पिन होते हैं;

हंड का नियम: ऊर्जा उपस्तर इस तरह से भरे जाते हैं कि कुल स्पिन अधिकतम हो।

संचार बहुलता। संचार बहुलता IMO में सूत्र द्वारा निर्धारित किया जाता है:

जब के पी = 0, कोई बंधन नहीं बनता है।

उदाहरण।

1. क्या एक एच 2 अणु मौजूद हो सकता है?

चावल। 23. हाइड्रोजन अणु एच 2 के गठन की योजना।

निष्कर्ष: एच 2 अणु मौजूद रहेगा, क्योंकि बांड की बहुलता Kp\u003e 0.

2. क्या He 2 अणु मौजूद हो सकता है?

चावल। 24. हीलियम अणु के निर्माण की योजना He 2 ।

निष्कर्ष: He 2 अणु मौजूद नहीं होगा, क्योंकि बंधन गुणन Kp = 0 है।

3. क्या एक कण H2+ मौजूद हो सकता है?

चावल। 25. एच 2 + कण के गठन की योजना।

बंधन Kp> 0 की बहुलता के बाद से H 2 + कण मौजूद हो सकता है।

4. क्या O2 अणु मौजूद हो सकता है?

चावल। 26. O 2 अणु के निर्माण की योजना।

O2 अणु मौजूद है। चित्र 26 से यह पता चलता है कि ऑक्सीजन अणु में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। इन दो इलेक्ट्रॉनों के कारण, ऑक्सीजन अणु अनुचुंबकीय है।

इस प्रकार आणविक कक्षकों की विधि अणुओं के चुंबकीय गुणों की व्याख्या करती है।

इंटरमॉलिक्युलर इंटरेक्शन।

सभी इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन को दो समूहों में विभाजित किया जा सकता है: सार्वभौमिकऔर विशिष्ट. बिना किसी अपवाद के सभी अणुओं में सार्वभौमिक दिखाई देते हैं। इन इंटरैक्शन को अक्सर कहा जाता है कनेक्शन या वैन डेर वाल्स बल. हालांकि ये बल कमजोर हैं (ऊर्जा आठ kJ/mol से अधिक नहीं है), वे गैसीय अवस्था से तरल अवस्था में अधिकांश पदार्थों के संक्रमण, ठोस पदार्थों की सतहों द्वारा गैसों के सोखने और अन्य घटनाओं का कारण हैं। इन बलों की प्रकृति इलेक्ट्रोस्टैटिक है।

बातचीत की मुख्य ताकतें:

1). द्विध्रुव - द्विध्रुव (अभिविन्यास) अंतःक्रियाध्रुवीय अणुओं के बीच मौजूद है।

ओरिएंटेशनल इंटरैक्शन जितना बड़ा होता है, उतना बड़ा द्विध्रुवीय क्षण, अणुओं के बीच की दूरी उतनी ही कम होती है, और तापमान कम होता है। इसलिए, इस अंतःक्रिया की ऊर्जा जितनी अधिक होगी, उतना ही अधिक तापमान जिस पर पदार्थ को उबालने के लिए गर्म किया जाना चाहिए।

2). आगमनात्मक बातचीततब होता है जब किसी पदार्थ में ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय अणुओं के बीच संपर्क होता है। एक ध्रुवीय अणु के साथ बातचीत के परिणामस्वरूप एक गैर-ध्रुवीय अणु में एक द्विध्रुवीय प्रेरित होता है।

सीएल + - सीएल  - ... अल + सीएल  - 3

इस अंतःक्रिया की ऊर्जा अणुओं के ध्रुवीकरण में वृद्धि के साथ बढ़ती है, अर्थात विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में अणुओं की द्विध्रुव बनाने की क्षमता। आगमनात्मक अंतःक्रिया की ऊर्जा द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया की ऊर्जा से बहुत कम होती है।

3). फैलाव बातचीत- यह परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व में उतार-चढ़ाव के कारण उत्पन्न होने वाले तात्कालिक द्विध्रुवों के कारण गैर-ध्रुवीय अणुओं की परस्पर क्रिया है।

एक ही प्रकार के पदार्थों की एक श्रृंखला में, इन पदार्थों के अणुओं को बनाने वाले परमाणुओं के आकार में वृद्धि के साथ फैलाव बातचीत बढ़ जाती है।

4) प्रतिकारक बलअणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों की परस्पर क्रिया के कारण होते हैं और आगे आने पर प्रकट होते हैं।

विशिष्ट इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन में सभी प्रकार के दाता-स्वीकर्ता इंटरैक्शन शामिल होते हैं, अर्थात, जो एक अणु से दूसरे अणु में इलेक्ट्रॉनों के हस्तांतरण से जुड़े होते हैं। परिणामी अंतर-आणविक बंधन में सहसंयोजक बंधन की सभी विशिष्ट विशेषताएं हैं: संतृप्ति और दिशात्मकता।

एक सकारात्मक ध्रुवीकृत हाइड्रोजन द्वारा गठित एक रासायनिक बंधन जो एक ध्रुवीय समूह या अणु का हिस्सा होता है और दूसरे या उसी अणु के एक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु को हाइड्रोजन बंधन कहा जाता है। उदाहरण के लिए, पानी के अणुओं को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

ठोस रेखाएं हाइड्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच पानी के अणुओं के अंदर ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन हैं; डॉट्स हाइड्रोजन बांड को इंगित करते हैं। हाइड्रोजन बांड के गठन का कारण यह है कि हाइड्रोजन परमाणु व्यावहारिक रूप से इलेक्ट्रॉन गोले से रहित होते हैं: उनके केवल इलेक्ट्रॉनों को उनके अणुओं के ऑक्सीजन परमाणुओं में विस्थापित किया जाता है। यह अन्य धनायनों के विपरीत, प्रोटॉन को ऑक्सीजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले से प्रतिकर्षण का अनुभव किए बिना पड़ोसी अणुओं के ऑक्सीजन परमाणुओं के नाभिक तक पहुंचने की अनुमति देता है।

हाइड्रोजन बांड को 10 से 40 kJ/mol की बाध्यकारी ऊर्जा की विशेषता है। हालाँकि, यह ऊर्जा पैदा करने के लिए पर्याप्त है अणुओं का जुड़ाववे। डिमर या पॉलिमर में उनका जुड़ाव, जो कुछ मामलों में न केवल किसी पदार्थ की तरल अवस्था में मौजूद होता है, बल्कि वाष्प में जाने पर भी संरक्षित रहता है।

उदाहरण के लिए, गैस चरण में हाइड्रोजन फ्लोराइड एक डिमर के रूप में मौजूद है।

जटिल कार्बनिक अणुओं में, इंटरमॉलिक्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड और इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड दोनों होते हैं।

इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड वाले अणु इंटरमॉलिक्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड में प्रवेश नहीं कर सकते हैं। इसलिए, इस तरह के बंधन वाले पदार्थ सहयोगी नहीं बनाते हैं, अधिक अस्थिर होते हैं, उनके आइसोमर की तुलना में कम चिपचिपाहट, पिघलने और क्वथनांक होते हैं जो इंटरमॉलिक्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड बनाने में सक्षम होते हैं।

डबल बंधन,एक अणु में दो आसन्न परमाणुओं के बीच एक चार-इलेक्ट्रॉन सहसंयोजक बंधन। डी. एस. आमतौर पर दो वैलेंटाइन स्ट्रोक द्वारा दर्शाया जाता है: > C \u003d C<, >सी = एन -,> सी = ओ,> सी = एस, - एन = एन -, - एच = ओ, आदि। इसका मतलब है कि इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी के साथ सपा 2या एसपी- संकरित कक्षकों के साथ एक s-बंध बनाता है (देखें। चावल। एक ), जिसका इलेक्ट्रॉन घनत्व अंतर-परमाणु अक्ष के साथ केंद्रित है; एक एस-लिंक एक साधारण लिंक के समान है। इलेक्ट्रॉनों की एक और जोड़ी आर-ऑर्बिटल्स एक पी-बॉन्ड बनाते हैं, जिसका इलेक्ट्रॉन घनत्व अंतर-परमाणु अक्ष के बाहर केंद्रित होता है। यदि शिक्षा में डी. एस. यदि आवर्त प्रणाली के समूह IV या V के परमाणु भाग लेते हैं, तो ये परमाणु और उनसे सीधे जुड़े परमाणु एक ही तल में स्थित होते हैं; आबंध कोण 120° हैं। असममित प्रणालियों के मामले में, आणविक संरचना की विकृति संभव है। डी. एस. एक साधारण बंधन से छोटा और आंतरिक रोटेशन के उच्च ऊर्जा अवरोध की विशेषता है; इसलिए, D. s से जुड़े परमाणुओं में प्रतिस्थापन की स्थिति समान नहीं है, और यह ज्यामितीय की घटना का कारण बनता है संवयविता. D. s युक्त यौगिक अतिरिक्त अभिक्रिया करने में सक्षम हैं। यदि डी. एस. इलेक्ट्रॉनिक रूप से सममित है, फिर प्रतिक्रियाएं कट्टरपंथी (पी-बॉन्ड के होमोलिसिस द्वारा) और आयनिक तंत्र (माध्यम के ध्रुवीकरण प्रभाव के कारण) दोनों द्वारा की जाती हैं। यदि डी.एस से बंधे परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी अलग-अलग हैं, या यदि अलग-अलग पदार्थ उनसे बंधे हैं, तो पी-बॉन्ड अत्यधिक ध्रुवीकृत है। ध्रुवीय D. s. युक्त यौगिक आयनिक तंत्र द्वारा जोड़ के लिए प्रवण होते हैं: इलेक्ट्रॉन-निकासी D. s के लिए। न्यूक्लियोफिलिक अभिकर्मक आसानी से जुड़े होते हैं, और एस। - इलेक्ट्रोफिलिक। ध्रुवीकरण के दौरान इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन की दिशा D. s. यह सूत्रों में तीरों के साथ इंगित करने के लिए प्रथागत है, और परिणामी अतिरिक्त शुल्क - प्रतीकों के साथ डी-और डी+। यह जोड़ प्रतिक्रियाओं के कट्टरपंथी और आयनिक तंत्र को समझने की सुविधा प्रदान करता है:

दो डी के साथ यौगिकों में, एक साधारण बंधन से अलग होकर, पी-बॉन्ड का संयुग्मन होता है और एक एकल पी-इलेक्ट्रॉन क्लाउड का निर्माण होता है, जिसकी देयता पूरी श्रृंखला के साथ प्रकट होती है ( चावल। 2 , बाएं)। इस संयुग्मन का परिणाम 1,4-अतिरिक्त प्रतिक्रियाओं की क्षमता है:

यदि तीन डी. के साथ. छह-सदस्यीय चक्र में संयुग्मित होते हैं, फिर p-इलेक्ट्रॉनों का सेक्सेट पूरे चक्र के लिए सामान्य हो जाता है और एक अपेक्षाकृत स्थिर सुगंधित प्रणाली का निर्माण होता है (चित्र 1 देखें)। चावल। 2, दाहिनी ओर)। ऐसे यौगिकों में इलेक्ट्रोफिलिक और न्यूक्लियोफिलिक दोनों अभिकर्मकों को जोड़ना ऊर्जावान रूप से कठिन है। (यह सभी देखें रसायनिक बंध. )

डबल बंधन

एक अणु में दो आसन्न परमाणुओं के बीच एक चार-इलेक्ट्रॉन सहसंयोजक बंधन। डी. एस. आमतौर पर दो वैलेंटाइन स्ट्रोक द्वारा दर्शाया जाता है: > C \u003d C<, >C=N , >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O, आदि। इसका तात्पर्य है कि sp2 या sp संकरित कक्षकों वाले इलेक्ट्रॉनों का एक युग्म एक s-बंध बनाता है (चित्र देखें। चावल। एक), जिसका इलेक्ट्रॉन घनत्व अंतर-परमाणु अक्ष के साथ केंद्रित है; एक एस-बॉन्ड एक साधारण बंधन के समान है। पी-ऑर्बिटल्स के साथ इलेक्ट्रॉनों की एक और जोड़ी एक पी-बॉन्ड बनाती है, जिसका इलेक्ट्रॉन घनत्व इंटरटॉमिक अक्ष के बाहर केंद्रित होता है। यदि शिक्षा में डी. एस. यदि आवर्त प्रणाली के समूह IV या V के परमाणु भाग लेते हैं, तो ये परमाणु और उनसे सीधे जुड़े परमाणु एक ही तल में स्थित होते हैं; बंध कोण 120╟ हैं। असममित प्रणालियों के मामले में, आणविक संरचना की विकृति संभव है। डी. एस. एक साधारण बंधन से छोटा और आंतरिक रोटेशन के उच्च ऊर्जा अवरोध की विशेषता है; इसलिए, डी.एस से बंधे परमाणुओं पर प्रतिस्थापन की स्थिति समान नहीं है, और यह ज्यामितीय समरूपता की घटना का कारण बनता है। D. s युक्त यौगिक अतिरिक्त अभिक्रिया करने में सक्षम हैं। यदि डी. एस. इलेक्ट्रॉनिक रूप से सममित है, फिर प्रतिक्रियाएं कट्टरपंथी (पी-बॉन्ड के होमोलिसिस द्वारा) और आयनिक तंत्र (माध्यम के ध्रुवीकरण प्रभाव के कारण) दोनों द्वारा की जाती हैं। यदि डी.एस से बंधे परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी अलग हैं, या यदि उनके साथ अलग-अलग पदार्थ जुड़े हुए हैं, तो पी-बॉन्ड दृढ़ता से ध्रुवीकृत होता है। ध्रुवीय D. s. युक्त यौगिक आयनिक तंत्र द्वारा जोड़ के लिए प्रवण होते हैं: इलेक्ट्रॉन-निकासी D. s के लिए। न्यूक्लियोफिलिक अभिकर्मक आसानी से जुड़े होते हैं, और एस। इलेक्ट्रोफिलिक। ध्रुवीकरण के दौरान इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन की दिशा D. s. यह सूत्रों में तीरों द्वारा इंगित करने के लिए प्रथागत है, और परिणामी अतिरिक्त शुल्क ≈ प्रतीक डी-और डी+. यह जोड़ प्रतिक्रियाओं के कट्टरपंथी और आयनिक तंत्र को समझने की सुविधा प्रदान करता है:

दो डी एस के साथ यौगिकों में, एक साधारण बंधन से अलग होकर, पी-बॉन्ड का संयुग्मन होता है और एक एकल पी-इलेक्ट्रॉन क्लाउड का निर्माण होता है, जिसकी देयता पूरी श्रृंखला के साथ ही प्रकट होती है ( चावल। 2, बाएं)। इस संयुग्मन का परिणाम 1,4-अतिरिक्त प्रतिक्रियाओं की क्षमता है:

यदि तीन डी. के साथ. छह-सदस्यीय चक्र में संयुग्मित होते हैं, फिर p-इलेक्ट्रॉन सेक्सेट पूरे चक्र के लिए सामान्य हो जाता है और एक अपेक्षाकृत स्थिर सुगंधित प्रणाली का निर्माण होता है (चित्र 1 देखें)। चावल। 2,दाहिनी ओर)। ऐसे यौगिकों में इलेक्ट्रोफिलिक और न्यूक्लियोफिलिक दोनों अभिकर्मकों को जोड़ना ऊर्जावान रूप से कठिन है। (रासायनिक बंधन भी देखें।)

जी ए सोकोल्स्की।

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दोहरा बंधन (बहुविकल्पी)

डबल बंधन:

• दोहरा बंधन - दो परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन, जो दो जोड़े इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनता है; विशेष मामला एकाधिक बंधन.
• डबल बाइंड (डबल बाइंड) - जैसा कि इधर कुआ उधर खाई, ग्रेगरी बेटसन के सिज़ोफ्रेनिया के सिद्धांत में एक मनोवैज्ञानिक अवधारणा।

डबल बंधन

डबल बंधन- एक अणु में दो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के माध्यम से दो परमाणुओं का सहसंयोजक बंधन। दोहरे बंधन की संरचना संयोजकता बांड के सिद्धांत में परिलक्षित होती है। इस सिद्धांत में, यह माना जाता था कि सिग्मा (चित्र 1) और पाई (चित्र 2) बांड के संयोजन से एक दोहरा बंधन बनता है।

सैद्धांतिक कार्बनिक रसायन विज्ञान पर संगोष्ठी में (लंदन, सितंबर 1958), एल. पॉलिंग द्वारा दो बार नोबेल पुरस्कार विजेता एक रिपोर्ट प्रस्तुत की गई थी। पॉलिंग की रिपोर्ट दोहरे बंधन की प्रकृति के प्रति समर्पित थी। दो समान घुमावदार बंधों के संयोजन के रूप में दोहरे बंधन का वर्णन करने के लिए एक नया तरीका प्रस्तावित किया गया है।

डबल और ट्रिपल बॉन्ड को घुमावदार बॉन्ड के रूप में वर्णित करते हुए उनके कुछ गुणों को आश्चर्यजनक तरीके से समझाते हैं। इसलिए, यदि कई बंधों में 1.54 (एक कार्बन-कार्बन बंधन की लंबाई) की लंबाई के साथ चाप का रूप होता है और उनकी प्रारंभिक दिशा टेट्राहेड्रल के साथ मेल खाती है, तो उनकी गणना की गई लंबाई दोहरे बंधन के लिए 1.32 हो जाती है और 1.18 ट्रिपल के लिए, जो 1.33 और 1.20 के प्रयोगात्मक मूल्यों के साथ अच्छे समझौते में है।"

इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक प्रतिकर्षण के बारे में विचारों का और विकास आर गिलेस्पी द्वारा इलेक्ट्रॉन जोड़े के प्रतिकर्षण के सिद्धांत में किया गया था।