एक सहसंयोजक बंधन सबसे आम प्रकार का रासायनिक बंधन है जो समान या समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों के साथ बातचीत करते समय होता है।

एक सहसंयोजक बंधन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े का उपयोग करके परमाणुओं के बीच एक बंधन है।

इलेक्ट्रॉन की खोज के बाद से, रासायनिक बंधन के इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत को विकसित करने के लिए कई प्रयास किए गए हैं। सबसे सफल लुईस (1916) के काम थे, जिन्होंने दो परमाणुओं के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति के परिणामस्वरूप एक बंधन के गठन पर विचार करने का प्रस्ताव रखा। ऐसा करने के लिए, प्रत्येक परमाणु समान संख्या में इलेक्ट्रॉनों को प्रदान करता है और खुद को एक ऑक्टेट या इलेक्ट्रॉनों के दोहरे के साथ घेरने की कोशिश करता है, जो निष्क्रिय गैसों के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की विशेषता है। ग्राफिक रूप से, लुईस विधि के अनुसार अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंधों के निर्माण को परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉनों को इंगित करने वाले बिंदुओं का उपयोग करके दर्शाया गया है।

लुईस सिद्धांत के अनुसार सहसंयोजक बंधन का निर्माण

सहसंयोजक बंधन के गठन का तंत्र

एक सहसंयोजक बंधन का मुख्य संकेत दोनों रासायनिक रूप से जुड़े परमाणुओं से संबंधित एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी की उपस्थिति है, क्योंकि दो नाभिकों की क्रिया के क्षेत्र में दो इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति क्षेत्र में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति की तुलना में ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल है। अपने स्वयं के नाभिक। बंधों की एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का उद्भव विभिन्न तंत्रों के माध्यम से हो सकता है, अधिक बार विनिमय के माध्यम से, और कभी-कभी दाता-स्वीकर्ता के माध्यम से।

एक सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए विनिमय तंत्र के सिद्धांत के अनुसार, प्रत्येक परस्पर क्रिया करने वाले परमाणु एक बंधन के गठन के लिए समान संख्या में इलेक्ट्रॉनों की आपूर्ति करते हैं। उदाहरण के लिए:

सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए सामान्य योजना: क) विनिमय तंत्र द्वारा; बी) दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार

दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, विभिन्न कणों की परस्पर क्रिया के दौरान एक दो-इलेक्ट्रॉन बंधन उत्पन्न होता है। उनमें से एक दाता है लेकिन:इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी है (अर्थात, एक जो केवल एक परमाणु से संबंधित है), और दूसरा एक स्वीकर्ता है परएक खाली कक्षीय है।

एक कण जो दो-इलेक्ट्रॉन बंधन प्रदान करता है (इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी) को दाता कहा जाता है, और एक मुक्त कक्षीय कण जो इस इलेक्ट्रॉन जोड़ी को स्वीकार करता है उसे एक स्वीकर्ता कहा जाता है।

एक परमाणु के दो-इलेक्ट्रॉन बादल और दूसरे के रिक्त कक्षक के कारण सहसंयोजक बंधन के निर्माण की क्रियाविधि को दाता-स्वीकर्ता तंत्र कहा जाता है।

दाता-स्वीकर्ता बंधन को अन्यथा अर्धध्रुवीय कहा जाता है, क्योंकि दाता परमाणु पर आंशिक प्रभावी सकारात्मक चार्ज δ+ उत्पन्न होता है (इस तथ्य के कारण कि इलेक्ट्रॉनों की अविभाजित जोड़ी इससे विचलित हो जाती है), और स्वीकर्ता परमाणु पर आंशिक प्रभावी नकारात्मक चार्ज δ - (इस तथ्य के कारण कि दाता के अविभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म की दिशा में परिवर्तन होता है)।

एक साधारण इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता का एक उदाहरण एच आयन है। — , जिसमें एक असाझा इलेक्ट्रॉन युग्म है। एक अणु में एक ऋणात्मक हाइड्राइड आयन जोड़ने के परिणामस्वरूप जिसके केंद्रीय परमाणु में एक मुक्त कक्षीय (आरेख में एक खाली क्वांटम सेल के रूप में दर्शाया गया है), उदाहरण के लिए, 3, एक जटिल जटिल आयन ВН 4 बनता है — एक नकारात्मक चार्ज के साथ (एन — + वीएन 3 [वीएन 4] -):

इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता एक हाइड्रोजन आयन है, या बस एक प्रोटॉन एच + है। एक अणु के साथ इसका लगाव, जिसके केंद्रीय परमाणु में एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन युग्म है, उदाहरण के लिए, NH 3 से, एक जटिल आयन NH 4 + का निर्माण होता है, लेकिन एक सकारात्मक चार्ज के साथ:

वैलेंस बांड विधि

प्रथम सहसंयोजक बंधन का क्वांटम यांत्रिक सिद्धांतहाइड्रोजन अणु का वर्णन करने के लिए हिटलर और लंदन (1927 में) द्वारा बनाया गया था, और फिर पॉलिंग द्वारा पॉलीएटोमिक अणुओं पर लागू किया गया था। इस सिद्धांत को कहा जाता है संयोजकता बंधन विधि, जिनमें से मुख्य बिंदुओं को संक्षेप में प्रस्तुत किया जा सकता है:

• एक अणु में परमाणुओं के प्रत्येक जोड़े को एक या एक से अधिक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा एक साथ रखा जाता है, जिसमें परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स अतिव्यापी होते हैं;
• बंधन शक्ति इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप की डिग्री पर निर्भर करती है;
• एक सहसंयोजक बंधन के गठन की शर्त इलेक्ट्रॉन स्पिन की दिशा है; इसके कारण, एक सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल इंटरन्यूक्लियर स्पेस में सबसे अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व के साथ उत्पन्न होता है, जो एक दूसरे के लिए सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए नाभिक के आकर्षण को सुनिश्चित करता है और सिस्टम की कुल ऊर्जा में कमी के साथ होता है।

परमाणु कक्षकों का संकरण

इस तथ्य के बावजूद कि s-, p- या d-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन, जिनके अलग-अलग आकार और अंतरिक्ष में अलग-अलग झुकाव होते हैं, सहसंयोजक बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं, कई यौगिकों में ये बंधन समान होते हैं। इस घटना की व्याख्या करने के लिए, "संकरण" की अवधारणा पेश की गई थी।

संकरण ऑर्बिटल्स को आकार और ऊर्जा में मिलाने और संरेखित करने की प्रक्रिया है, जिसमें समान ऊर्जा वाले ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन घनत्व को पुनर्वितरित किया जाता है, जिसके परिणामस्वरूप वे समतुल्य हो जाते हैं।

संकरण के सिद्धांत के मुख्य प्रावधान:

1. संकरण के दौरान, प्रारंभिक आकार और कक्षक परस्पर बदल जाते हैं, जबकि नए, संकरित कक्षक बनते हैं, लेकिन समान ऊर्जा और समान आकार के साथ, एक अनियमित आकृति आठ के सदृश होते हैं।
2. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स की संख्या हाइब्रिडाइजेशन में शामिल आउटपुट ऑर्बिटल्स की संख्या के बराबर होती है।
3. समान ऊर्जा वाले ऑर्बिटल्स (बाहरी ऊर्जा स्तर के s- और p-ऑर्बिटल्स और बाहरी या प्रारंभिक स्तरों के d-ऑर्बिटल्स) संकरण में भाग ले सकते हैं।
4. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स रासायनिक बंधों के निर्माण की दिशा में अधिक लंबे होते हैं और इसलिए पड़ोसी परमाणु के ऑर्बिटल्स के साथ बेहतर ओवरलैप प्रदान करते हैं, परिणामस्वरूप, यह इलेक्ट्रॉनों के कारण बनने वाले व्यक्तिगत गैर-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स से अधिक मजबूत हो जाता है।
5. मजबूत बंधों के निर्माण और अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व के अधिक सममित वितरण के कारण, एक ऊर्जा लाभ प्राप्त होता है, जो संकरण प्रक्रिया के लिए आवश्यक ऊर्जा खपत की भरपाई से अधिक होता है।
6. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स को अंतरिक्ष में इस तरह से उन्मुख किया जाना चाहिए ताकि एक दूसरे से अधिकतम पारस्परिक अलगाव सुनिश्चित हो सके; इस मामले में, प्रतिकर्षण ऊर्जा सबसे छोटी है।
7. संकरण का प्रकार निकास कक्षकों के प्रकार और संख्या द्वारा निर्धारित किया जाता है और बंधन कोण के आकार के साथ-साथ अणुओं के स्थानिक विन्यास को भी बदलता है।

संकरण के प्रकार के आधार पर हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स और वैलेंस एंगल्स (ऑर्बिटल्स के समरूपता के अक्षों के बीच ज्यामितीय कोण) का रूप: ए) एसपी-हाइब्रिडाइजेशन; बी) एसपी 2 संकरण; ग) सपा 3 संकरण

अणुओं (या अणुओं के अलग-अलग टुकड़े) के निर्माण के दौरान, निम्न प्रकार के संकरण सबसे अधिक बार होते हैं:

सपा संकरण की सामान्य योजना

एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से बनने वाले बॉन्ड को भी 180 0 के कोण पर रखा जाता है, जिससे अणु का एक रैखिक आकार बन जाता है। इस प्रकार का संकरण दूसरे समूह (Be, Zn, Cd, Hg) के तत्वों के हैलाइडों में देखा जाता है, जिनकी संयोजकता अवस्था में परमाणुओं में अयुग्मित s- और p-इलेक्ट्रॉन होते हैं। रैखिक रूप अन्य तत्वों (0=C=0,HC≡CH) के अणुओं की भी विशेषता है, जिसमें बंध sp-संकरित परमाणुओं द्वारा बनते हैं।

परमाणु ऑर्बिटल्स के एसपी 2 संकरण की योजना और अणु के एक फ्लैट त्रिकोणीय आकार, जो परमाणु ऑर्बिटल्स के एसपी 2 संकरण के कारण है

इस प्रकार का संकरण तीसरे समूह के पी-तत्वों के अणुओं के लिए सबसे विशिष्ट है, जिनके उत्तेजित अवस्था में परमाणुओं में बाहरी इलेक्ट्रॉनिक संरचना एनएस 1 एनपी 2 होती है, जहां एन उस अवधि की संख्या होती है जिसमें तत्व स्थित होता है। तो, ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 के अणुओं में और अन्य में केंद्रीय परमाणु के sp 2 -हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के कारण बॉन्ड बनते हैं।

परमाणु कक्षकों के sp 3 संकरण की योजना

केंद्रीय परमाणु के संकरित कक्षकों को 109 0 28 के कोण पर रखने से अणुओं का चतुष्फलकीय आकार बनता है। यह टेट्रावैलेंट कार्बन सीएच 4, सीसीएल 4, सी 2 एच 6 और अन्य अल्केन्स के संतृप्त यौगिकों के लिए बहुत विशिष्ट है। केंद्रीय परमाणु के वैलेंस ऑर्बिटल्स के sp 3 संकरण के कारण टेट्राहेड्रल संरचना वाले अन्य तत्वों के यौगिकों के उदाहरण आयन हैं: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - ।

एसपी 3डी संकरण की सामान्य योजना

इस प्रकार का संकरण अधातु हैलाइडों में सबसे अधिक पाया जाता है। एक उदाहरण फॉस्फोरस क्लोराइड पीसीएल 5 की संरचना है, जिसके गठन के दौरान फॉस्फोरस परमाणु (पी … 3 एस 2 3 पी 3) पहले उत्तेजित अवस्था में जाता है (पी … 3 एस 1 3 पी 3 3 डी 1), और फिर एस 1 पी से गुजरता है 3 डी-संकरण - पांच एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स मानसिक त्रिकोणीय द्विपिरामिड के कोनों के लिए अपने लम्बी सिरों के साथ समतुल्य और उन्मुख हो जाते हैं। यह पीसीएल 5 अणु के आकार को निर्धारित करता है, जो तब बनता है जब पांच एस 1 पी 3 डी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स पांच क्लोरीन परमाणुओं के 3 पी ऑर्बिटल्स के साथ ओवरलैप होते हैं।

1. सपा - संकरण। जब एक एस-आई को एक पी-ऑर्बिटल्स के साथ जोड़ा जाता है, तो दो एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स उत्पन्न होते हैं, जो सममित रूप से 180 0 के कोण पर स्थित होते हैं।
2. एसपी 2 - संकरण। एक एस- और दो पी-ऑर्बिटल्स के संयोजन से एसपी 2-हाइब्रिडाइज्ड बॉन्ड का निर्माण होता है जो 120 0 के कोण पर स्थित होता है, इसलिए अणु एक नियमित त्रिकोण का रूप ले लेता है।
3. एसपी 3 - संकरण। चार ऑर्बिटल्स - एक एस- और तीन पी के संयोजन से एसपी 3 - हाइब्रिडाइजेशन होता है, जिसमें चार हाइब्रिड ऑर्बिटल्स अंतरिक्ष में समरूप रूप से टेट्राहेड्रोन के चार कोने, यानी 109 0 28 ` के कोण पर उन्मुख होते हैं।
4. एसपी 3 डी - संकरण। एक s-, तीन p- और एक d-कक्षकों का संयोजन sp 3 d-संकरण देता है, जो त्रिकोणीय द्विपिरामिड के शीर्षों पर पाँच sp 3 d-संकरित कक्षकों के स्थानिक अभिविन्यास को निर्धारित करता है।
5. अन्य प्रकार के संकरण। एसपी 3 डी 2 संकरण के मामले में, छह एसपी 3 डी 2 संकरित कक्षाएँ अष्टफलक के शीर्षों की ओर निर्देशित होती हैं। पंचकोणीय द्विपिरामिड के शीर्षों की ओर सात कक्षकों का अभिविन्यास अणु या संकुल के केंद्रीय परमाणु के संयोजकता कक्षकों के sp 3 d 3 संकरण (या कभी-कभी sp 3 d 2 f) से मेल खाता है।

परमाणु ऑर्बिटल्स के संकरण की विधि बड़ी संख्या में अणुओं की ज्यामितीय संरचना की व्याख्या करती है, हालांकि, प्रायोगिक आंकड़ों के अनुसार, बांड कोणों के थोड़े अलग मूल्यों वाले अणु अधिक बार देखे जाते हैं। उदाहरण के लिए, सीएच 4, एनएच 3 और एच 2 ओ अणुओं में, केंद्रीय परमाणु एसपी 3 संकरित अवस्था में होते हैं, इसलिए कोई उम्मीद करेगा कि उनमें बंधन कोण टेट्राहेड्रल वाले (~ 109.5 0) के बराबर हैं। यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि सीएच 4 अणु में बंधन कोण वास्तव में 109.5 0 है। हालांकि, एनएच 3 और एच 2 ओ अणुओं में, बांड कोण का मान टेट्राहेड्रल एक से विचलित होता है: यह एनएच 3 अणु में 107.3 0 और एच 2 ओ अणु में 104.5 0 है। ऐसे विचलन की उपस्थिति से समझाया गया है नाइट्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं में एक अविभाजित इलेक्ट्रॉन जोड़ी। एक दो-इलेक्ट्रॉन कक्षीय, जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी नहीं होती है, इसकी बढ़ी हुई घनत्व के कारण, एक-इलेक्ट्रॉन वैलेंस ऑर्बिटल्स को पीछे हटा देता है, जिससे बंधन कोण में कमी आती है। NH3 अणु में नाइट्रोजन परमाणु में, चार sp3 संकरित कक्षकों में से, तीन एक-इलेक्ट्रॉन कक्षक तीन H परमाणुओं के साथ बंध बनाते हैं, और चौथे कक्षक में इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी होती है।

एक अनबाउंड इलेक्ट्रॉन जोड़ी जो टेट्राहेड्रोन के शीर्षों को निर्देशित एसपी 3 हाइब्रिड ऑर्बिटल्स में से एक पर कब्जा कर लेती है, एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को पीछे हटाती है, नाइट्रोजन परमाणु के आस-पास इलेक्ट्रॉन घनत्व के असममित वितरण का कारण बनती है, और नतीजतन, बंधन कोण को संपीड़ित करती है 107.3 0. N परमाणु के असहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म की क्रिया के परिणामस्वरूप बंध कोण में 109.5 0 से 1070 तक घटने की एक समान तस्वीर NCl 3 अणु में भी देखी गई है।

अणु में चतुष्फलकीय (109.5 0) से आबंध कोण का विचलन: a) NH3; बी) एनसीएल3

H2O अणु में ऑक्सीजन परमाणु में, चार sp3 संकरित कक्षकों में दो एक-इलेक्ट्रॉन और दो दो-इलेक्ट्रॉन कक्षक होते हैं। एक-इलेक्ट्रॉन संकरित कक्षक दो H परमाणुओं के साथ दो बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं, और दो दो-इलेक्ट्रॉन जोड़े अविभाजित रहते हैं, अर्थात केवल H परमाणु से संबंधित होते हैं। इससे O परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की विषमता बढ़ जाती है और चतुष्फलकीय एक की तुलना में आबंध कोण को घटाकर 104.5 0 कर देता है।

नतीजतन, केंद्रीय परमाणु के अनबाउंड इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या और संकरित कक्षाओं में उनका स्थान अणुओं के ज्यामितीय विन्यास को प्रभावित करता है।

एक सहसंयोजक बंधन के लक्षण

एक सहसंयोजक बंधन में विशिष्ट गुणों का एक समूह होता है जो इसकी विशिष्ट विशेषताओं या विशेषताओं को परिभाषित करता है। ये, पहले से ही "बॉन्ड एनर्जी" और "बॉन्ड लेंथ" मानी जाने वाली विशेषताओं के अलावा, इसमें शामिल हैं: बॉन्ड एंगल, सैचुरेशन, डायरेक्टिविटी, पोलरिटी, और इसी तरह।

1. संयोजकता कोण- यह आसन्न बंधन अक्षों के बीच का कोण है (अर्थात, एक अणु में रासायनिक रूप से जुड़े परमाणुओं के नाभिक के माध्यम से खींची गई सशर्त रेखाएं)। बंध कोण का मान कक्षकों की प्रकृति, केंद्रीय परमाणु के संकरण के प्रकार, असाझा इलेक्ट्रॉन युग्मों के प्रभाव पर निर्भर करता है जो बंधों के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं।

2. संतृप्ति. परमाणुओं में सहसंयोजक बंध बनाने की क्षमता होती है, जो पहले, विनिमय तंत्र के अनुसार एक अप्रकाशित परमाणु के अप्रकाशित इलेक्ट्रॉनों के कारण और उन अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण जो इसके उत्तेजना के परिणामस्वरूप उत्पन्न होते हैं, और दूसरा, के अनुसार दाता-स्वीकर्ता तंत्र। हालाँकि, एक परमाणु द्वारा बनाए जा सकने वाले बंधों की कुल संख्या सीमित है।

संतृप्ति एक तत्व के एक परमाणु की क्षमता है जो अन्य परमाणुओं के साथ एक निश्चित, सीमित संख्या में सहसंयोजक बंध बनाता है।

तो, दूसरी अवधि, जिसमें बाहरी ऊर्जा स्तर (एक एस- और तीन पी-) पर चार ऑर्बिटल्स हैं, बांड बनाते हैं, जिनकी संख्या चार से अधिक नहीं होती है। बाहरी स्तर पर बड़ी संख्या में ऑर्बिटल्स वाले अन्य अवधियों के तत्वों के परमाणु अधिक बंधन बना सकते हैं।

3. अभिविन्यास. विधि के अनुसार, परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के कारण होता है, जो कि एस-ऑर्बिटल्स के अपवाद के साथ, अंतरिक्ष में एक निश्चित अभिविन्यास होता है, जो सहसंयोजक बंधन की दिशा की ओर जाता है।

एक सहसंयोजक बंधन का अभिविन्यास परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व की ऐसी व्यवस्था है, जो वैलेंस ऑर्बिटल्स के स्थानिक अभिविन्यास द्वारा निर्धारित किया जाता है और उनके अधिकतम ओवरलैप को सुनिश्चित करता है।

चूंकि इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स के अलग-अलग आकार और अंतरिक्ष में अलग-अलग झुकाव होते हैं, इसलिए उनके परस्पर ओवरलैप को विभिन्न तरीकों से महसूस किया जा सकता है। इसके आधार पर, -, - और -बंधों को प्रतिष्ठित किया जाता है।

एक सिग्मा बंधन (σ बंधन) इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक ओवरलैप है जिसमें अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व दो नाभिकों को जोड़ने वाली एक काल्पनिक रेखा के साथ केंद्रित होता है।

एक सिग्मा बंधन दो एस इलेक्ट्रॉनों, एक एस और एक पी इलेक्ट्रॉन, दो पी इलेक्ट्रॉनों, या दो डी इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनाया जा सकता है। इस तरह के -आबंध को अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन कक्षकों के एक क्षेत्र की उपस्थिति की विशेषता है, यह हमेशा एकल होता है, अर्थात यह केवल एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा बनता है।

"शुद्ध" ऑर्बिटल्स और हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के विभिन्न प्रकार के स्थानिक अभिविन्यास हमेशा बॉन्ड अक्ष पर अतिव्यापी ऑर्बिटल्स की संभावना की अनुमति नहीं देते हैं। वैलेंस ऑर्बिटल्स का ओवरलैप बॉन्ड अक्ष के दोनों किनारों पर हो सकता है - तथाकथित "पार्श्व" ओवरलैप, जो अक्सर बांड के गठन के दौरान होता है।

पाई-बॉन्ड (π-बॉन्ड) इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप है, जिसमें अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व परमाणुओं के नाभिक (यानी, बॉन्ड अक्ष से) को जोड़ने वाली रेखा के दोनों किनारों पर केंद्रित होता है।

दो समानांतर p ऑर्बिटल्स, दो d ऑर्बिटल्स, या ऑर्बिटल्स के अन्य संयोजनों के परस्पर क्रिया द्वारा एक पाई बॉन्ड का निर्माण किया जा सकता है, जिनकी कुल्हाड़ियां बॉन्ड अक्ष के साथ मेल नहीं खाती हैं।

इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के पार्श्व ओवरलैप में सशर्त ए और बी परमाणुओं के बीच -बॉन्ड के गठन के लिए योजनाएं

4. बहुलता।यह विशेषता परमाणुओं को बांधने वाले सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है। बहुलता में एक सहसंयोजक बंधन सिंगल (सरल), डबल और ट्रिपल हो सकता है। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का उपयोग करके दो परमाणुओं के बीच के बंधन को एकल बंधन (सरल), दो इलेक्ट्रॉन जोड़े - एक दोहरा बंधन, तीन इलेक्ट्रॉन जोड़े - एक ट्रिपल बंधन कहा जाता है। तो, हाइड्रोजन अणु H 2 में, परमाणु एक एकल बंधन (H-H) से जुड़े होते हैं, ऑक्सीजन अणु O 2 - डबल (B \u003d O) में, नाइट्रोजन अणु N 2 - ट्रिपल (N≡N) में। विशेष महत्व कार्बनिक यौगिकों में बांडों की बहुलता है - हाइड्रोकार्बन और उनके डेरिवेटिव: ईथेन सी 2 एच 6 में सी परमाणुओं के बीच एक एकल बंधन (सी-सी) होता है, एथिलीन में सी 2 एच 4 - एसिटिलीन में डबल (सी \u003d सी) सी 2 एच 2 - ट्रिपल (सी ≡ सी) (सी≡सी)।

बंधन की बहुलता ऊर्जा को प्रभावित करती है: बहुलता में वृद्धि के साथ, इसकी ताकत बढ़ जाती है। बहुलता में वृद्धि से आंतरिक दूरी (बंध लंबाई) में कमी आती है और बाध्यकारी ऊर्जा में वृद्धि होती है।

कार्बन परमाणुओं के बीच बंधों की बहुलता: a) एथेन में एकल -बंध H3C-CH3; बी) एथिलीन में डबल σ + -बंधन H2C = CH2; सी) एसिटिलीन एचसी≡सीएच . में ट्रिपल σ+π+π-बॉन्ड

5. ध्रुवीयता और ध्रुवीकरण. एक सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन घनत्व अंतर-परमाणु अंतरिक्ष में अलग तरह से स्थित हो सकता है।

ध्रुवीयता एक सहसंयोजक बंधन की एक संपत्ति है, जो जुड़े परमाणुओं के सापेक्ष आंतरिक अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व के स्थान से निर्धारित होती है।

इंटरन्यूक्लियर स्पेस में इलेक्ट्रॉन घनत्व के स्थान के आधार पर, ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन प्रतिष्ठित होते हैं। एक गैर-ध्रुवीय बंधन एक ऐसा बंधन है जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल जुड़े हुए परमाणुओं के नाभिक के संबंध में सममित रूप से स्थित होता है और समान रूप से दोनों परमाणुओं से संबंधित होता है।

इस प्रकार के बंधन वाले अणु को गैर-ध्रुवीय या होमोन्यूक्लियर कहा जाता है (अर्थात वे जिनमें एक तत्व के परमाणु शामिल होते हैं)। एक गैर-ध्रुवीय बंधन होमोन्यूक्लियर अणुओं (एच 2, सीएल 2, एन 2, आदि) में एक नियम के रूप में प्रकट होता है या, शायद ही कभी, निकट इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों वाले तत्वों के परमाणुओं द्वारा गठित यौगिकों में, उदाहरण के लिए, कार्बोरंडम सीआईसी। एक ध्रुवीय (या हेटरोपोलर) बंधन एक बंधन है जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल असममित होता है और परमाणुओं में से एक में स्थानांतरित हो जाता है।

ध्रुवीय बंधन वाले अणुओं को ध्रुवीय या विषम परमाणु कहा जाता है। ध्रुवीय बंधन वाले अणुओं में, सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉन जोड़ी उच्च विद्युतीयता के साथ परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाती है। नतीजतन, इस परमाणु पर एक निश्चित आंशिक नकारात्मक चार्ज (δ-) दिखाई देता है, जिसे प्रभावी कहा जाता है, और कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में समान परिमाण का आंशिक सकारात्मक चार्ज होता है, लेकिन साइन (δ+) में विपरीत होता है। उदाहरण के लिए, यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि हाइड्रोजन क्लोराइड अणु एचसीएल में हाइड्रोजन परमाणु पर प्रभावी चार्ज δH=+0.17 है, और क्लोरीन परमाणु पर Cl=-0.17 पूर्ण इलेक्ट्रॉन चार्ज है।

यह निर्धारित करने के लिए कि ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन घनत्व किस दिशा में स्थानांतरित होगा, दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों की तुलना करना आवश्यक है। वैद्युतीयऋणात्मकता बढ़ाने के क्रम में, सबसे सामान्य रासायनिक तत्वों को निम्नलिखित क्रम में रखा गया है:

ध्रुवीय अणु कहलाते हैं द्विध्रुव - ऐसी प्रणालियाँ जिनमें नाभिक के धनात्मक आवेशों और इलेक्ट्रॉनों के ऋणात्मक आवेशों के गुरुत्वाकर्षण केंद्र मेल नहीं खाते।

एक द्विध्रुव एक प्रणाली है जो एक दूसरे से कुछ दूरी पर स्थित दो बिंदु विद्युत आवेशों का एक संग्रह है, परिमाण में बराबर और संकेत में विपरीत है।

आकर्षण केंद्रों के बीच की दूरी को द्विध्रुव की लंबाई कहा जाता है और इसे अक्षर l द्वारा दर्शाया जाता है। एक अणु (या बंधन) की ध्रुवीयता मात्रात्मक रूप से द्विध्रुवीय क्षण μ द्वारा विशेषता होती है, जो एक द्विपरमाणुक अणु के मामले में द्विध्रुवीय की लंबाई और इलेक्ट्रॉन आवेश के मूल्य के उत्पाद के बराबर होती है: μ=el।

SI इकाइयों में, द्विध्रुवीय क्षण को [C × m] (कूलम्ब मीटर) में मापा जाता है, लेकिन अधिक बार वे ऑफ-सिस्टम इकाई [D] (डेबी) का उपयोग करते हैं: 1D = 3.33 10 -30 C × m। का मान सहसंयोजक अणुओं के द्विध्रुवीय क्षण 0-4 D, और आयनिक - 4-11D के भीतर भिन्न होते हैं। द्विध्रुव की लंबाई जितनी लंबी होगी, अणु उतना ही अधिक ध्रुवीय होगा।

एक अणु में एक संयुक्त इलेक्ट्रॉन बादल एक बाहरी विद्युत क्षेत्र द्वारा विस्थापित किया जा सकता है, जिसमें एक अन्य अणु या आयन का क्षेत्र भी शामिल है।

ध्रुवीकरण एक अन्य कण के बल क्षेत्र सहित बाहरी विद्युत क्षेत्र की कार्रवाई के तहत बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन के परिणामस्वरूप एक बंधन की ध्रुवीयता में परिवर्तन है।

एक अणु की ध्रुवीकरण क्षमता इलेक्ट्रॉनों की गतिशीलता पर निर्भर करती है, जो कि मजबूत है, नाभिक से अधिक से अधिक दूरी। इसके अलावा, ध्रुवीकरण विद्युत क्षेत्र की दिशा और इलेक्ट्रॉन बादलों के विकृत होने की क्षमता पर निर्भर करता है। एक बाहरी क्षेत्र की क्रिया के तहत, गैर-ध्रुवीय अणु ध्रुवीय हो जाते हैं, और ध्रुवीय अणु और भी अधिक ध्रुवीय हो जाते हैं, अर्थात अणुओं में एक द्विध्रुवीय प्रेरित होता है, जिसे कम या प्रेरित द्विध्रुवीय कहा जाता है।

एक ध्रुवीय कण के बल क्षेत्र की कार्रवाई के तहत एक गैर-ध्रुवीय अणु से एक प्रेरित (कम) द्विध्रुवीय के गठन की योजना - एक द्विध्रुवीय

स्थायी के विपरीत, प्रेरित द्विध्रुव केवल बाहरी विद्युत क्षेत्र की क्रिया के तहत उत्पन्न होते हैं। ध्रुवीकरण न केवल बंधन के ध्रुवीकरण का कारण बन सकता है, बल्कि इसका टूटना भी हो सकता है, जिसमें एक परमाणु के लिए बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन जोड़ी का संक्रमण होता है और नकारात्मक और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन बनते हैं।

सहसंयोजक बंधों की ध्रुवता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के संबंध में अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता निर्धारित करते हैं।

सहसंयोजक बंधन वाले यौगिकों के गुण

सहसंयोजक बंध वाले पदार्थों को दो असमान समूहों में विभाजित किया जाता है: आणविक और परमाणु (या गैर-आणविक), जो आणविक लोगों की तुलना में बहुत छोटे होते हैं।

सामान्य परिस्थितियों में आणविक यौगिक एकत्रीकरण के विभिन्न राज्यों में हो सकते हैं: गैसों के रूप में (सीओ 2, एनएच 3, सीएच 4, सीएल 2, ओ 2, एनएच 3), वाष्पशील तरल पदार्थ (बीआर 2, एच 2 ओ, सी 2 एच 5 ओएच ) या ठोस क्रिस्टलीय पदार्थ, जिनमें से अधिकांश, यहां तक ​​​​कि बहुत मामूली हीटिंग के साथ, जल्दी से पिघलने और आसानी से उच्च बनाने में सक्षम होते हैं (एस 8, पी 4, आई 2, चीनी सी 12 एच 22 ओ 11, "सूखी बर्फ" सीओ 2))।

आणविक पदार्थों के कम पिघलने, उच्च बनाने की क्रिया और क्वथनांक को क्रिस्टल में अंतर-आणविक संपर्क की बहुत कमजोर ताकतों द्वारा समझाया गया है। यही कारण है कि आणविक क्रिस्टल में उच्च शक्ति, कठोरता और विद्युत चालकता (बर्फ या चीनी) नहीं होती है। इसके अलावा, ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थों में गैर-ध्रुवीय अणुओं की तुलना में अधिक गलनांक और क्वथनांक होते हैं। उनमें से कुछ या अन्य ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में घुलनशील हैं। और गैर-ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थ, इसके विपरीत, गैर-ध्रुवीय सॉल्वैंट्स (बेंजीन, कार्बन टेट्राक्लोराइड) में बेहतर रूप से घुलते हैं। तो, आयोडीन, जिसके अणु गैर-ध्रुवीय हैं, ध्रुवीय पानी में नहीं घुलते हैं, लेकिन गैर-ध्रुवीय CCl 4 और निम्न-ध्रुवीय अल्कोहल में घुल जाते हैं।

गैर-आणविक (परमाणु) पदार्थ सहसंयोजक बंधों (हीरा, ग्रेफाइट, सिलिकॉन Si, क्वार्ट्ज SiO 2 , कार्बोरंडम SiC और अन्य) के साथ ग्रेफाइट के अपवाद के साथ बेहद मजबूत क्रिस्टल बनाते हैं, जिसमें एक स्तरित संरचना होती है। उदाहरण के लिए, हीरे की क्रिस्टल जाली एक नियमित त्रि-आयामी ढांचा है जिसमें प्रत्येक एसपी 3 संकरित कार्बन परमाणु σ बांड द्वारा चार पड़ोसी सी परमाणुओं से जुड़ा होता है। वास्तव में, संपूर्ण हीरे का क्रिस्टल एक विशाल और बहुत मजबूत अणु है। सिलिकॉन क्रिस्टल सी, जिसका व्यापक रूप से रेडियो इलेक्ट्रॉनिक्स और इलेक्ट्रॉनिक इंजीनियरिंग में उपयोग किया जाता है, की संरचना समान होती है। यदि हम हीरे में सी परमाणुओं के आधे हिस्से को सी परमाणुओं से बदलते हैं, तो क्रिस्टल की फ्रेम संरचना को परेशान किए बिना, हमें कार्बोरंडम का एक क्रिस्टल - सिलिकॉन कार्बाइड सीआईसी - एक घर्षण सामग्री के रूप में उपयोग किया जाने वाला एक बहुत ही कठोर पदार्थ मिलता है। और अगर सिलिकॉन के क्रिस्टल जाली में प्रत्येक दो Si परमाणुओं के बीच एक O परमाणु डाला जाता है, तो क्वार्ट्ज SiO2 की क्रिस्टल संरचना बनती है - एक बहुत ही ठोस पदार्थ, जिसकी एक किस्म का उपयोग अपघर्षक सामग्री के रूप में भी किया जाता है।

हीरे, सिलिकॉन, क्वार्ट्ज और संरचना में समान क्रिस्टल परमाणु क्रिस्टल होते हैं, वे विशाल "सुपरमोलेक्यूल्स" होते हैं, इसलिए उनके संरचनात्मक सूत्रों को पूर्ण रूप से चित्रित नहीं किया जा सकता है, लेकिन केवल एक अलग टुकड़े के रूप में, उदाहरण के लिए:

हीरे, सिलिकॉन, क्वार्ट्ज के क्रिस्टल

गैर-आणविक (परमाणु) क्रिस्टल, जिसमें रासायनिक बंधों द्वारा परस्पर जुड़े एक या दो तत्वों के परमाणु होते हैं, दुर्दम्य पदार्थों से संबंधित होते हैं। उच्च पिघलने का तापमान परमाणु क्रिस्टल के पिघलने के दौरान मजबूत रासायनिक बंधनों को तोड़ने के लिए बड़ी मात्रा में ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता के कारण होता है, न कि कमजोर अंतःक्रियात्मक संपर्क, जैसा कि आणविक पदार्थों के मामले में होता है। इसी कारण से, कई परमाणु क्रिस्टल गर्म होने पर पिघलते नहीं हैं, लेकिन विघटित हो जाते हैं या तुरंत वाष्प अवस्था (उच्च बनाने की क्रिया) में चले जाते हैं, उदाहरण के लिए, ग्रेफाइट 3700 o C पर उच्चीकरण करता है।

सहसंयोजक बंधों वाले गैर-आणविक पदार्थ पानी और अन्य सॉल्वैंट्स में अघुलनशील होते हैं, उनमें से अधिकांश विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं (ग्रेफाइट को छोड़कर, जिसमें विद्युत चालकता होती है, और अर्धचालक - सिलिकॉन, जर्मेनियम, आदि)।

सहसंयोजक बंधन(लैटिन से "के साथ" संयुक्त रूप से और "वेल्स" मान्य) दोनों परमाणुओं से संबंधित एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा किया जाता है। अधातुओं के परमाणुओं के बीच बनता है।

अधातुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता काफी बड़ी होती है, जिससे दो अधातु परमाणुओं के रासायनिक संपर्क के दौरान, एक से दूसरे में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण (जैसा कि मामले में) असंभव है। इस मामले में, प्रदर्शन करने के लिए इलेक्ट्रॉन पूलिंग आवश्यक है।

उदाहरण के तौर पर, आइए हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं की बातचीत पर चर्चा करें:

एच 1 एस 1 - एक इलेक्ट्रॉन

सीएल 1एस 2 2एस 2 2 पी 6 3 एस 2 3 पी 5 - बाहरी स्तर में सात इलेक्ट्रॉन

एक पूर्ण बाहरी इलेक्ट्रॉन शेल होने के लिए दो परमाणुओं में से प्रत्येक में एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है। और प्रत्येक परमाणु "सामान्य उपयोग के लिए" एक इलेक्ट्रॉन आवंटित करता है। इस प्रकार, अष्टक नियम संतुष्ट होता है। इसका प्रतिनिधित्व करने का सबसे अच्छा तरीका लुईस सूत्रों के साथ है:

सहसंयोजक बंधन का निर्माण

साझा इलेक्ट्रॉन अब दोनों परमाणुओं के हैं। हाइड्रोजन परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं (क्लोरीन परमाणु का अपना और साझा इलेक्ट्रॉन), और क्लोरीन परमाणु में आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं (इसका अपना प्लस हाइड्रोजन परमाणु का साझा इलेक्ट्रॉन)। ये दो साझा इलेक्ट्रॉन हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। दो परमाणुओं के बंधन से बनने वाला कण कहलाता है अणु

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

दो . के बीच एक सहसंयोजक बंधन बन सकता है वहीपरमाणु। उदाहरण के लिए:

यह आरेख बताता है कि हाइड्रोजन और क्लोरीन द्विपरमाणुक अणुओं के रूप में क्यों मौजूद हैं। दो इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी और समाजीकरण के लिए धन्यवाद, दोनों परमाणुओं के लिए ऑक्टेट नियम को पूरा करना संभव है।

एकल बंधों के अलावा, एक डबल या ट्रिपल सहसंयोजक बंधन बन सकता है, उदाहरण के लिए, ऑक्सीजन ओ 2 या नाइट्रोजन एन 2 अणुओं में। नाइट्रोजन परमाणुओं में से प्रत्येक में पाँच वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए कोश को पूरा करने के लिए तीन और इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। यह तीन जोड़े इलेक्ट्रॉनों को साझा करके प्राप्त किया जाता है, जैसा कि नीचे दिखाया गया है:

सहसंयोजक यौगिक आमतौर पर गैस, तरल पदार्थ या अपेक्षाकृत कम पिघलने वाले ठोस होते हैं। दुर्लभ अपवादों में से एक हीरा है, जो 3,500 डिग्री सेल्सियस से ऊपर पिघलता है। यह हीरे की संरचना के कारण है, जो सहसंयोजक बंधित कार्बन परमाणुओं की एक सतत जाली है, न कि व्यक्तिगत अणुओं का संग्रह। वास्तव में, किसी भी हीरे का क्रिस्टल, उसके आकार की परवाह किए बिना, एक विशाल अणु है।

एक सहसंयोजक बंधन तब होता है जब दो अधातु परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन एक साथ जुड़ते हैं। परिणामी संरचना को अणु कहा जाता है।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

ज्यादातर मामलों में, दो सहसंयोजक बंधित परमाणुओं में को अलगवैद्युतीयऋणात्मकता और साझा इलेक्ट्रॉन दो परमाणुओं में समान रूप से नहीं होते हैं। अधिकांश समय वे एक परमाणु के दूसरे की तुलना में अधिक निकट होते हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड के एक अणु में, सहसंयोजक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु के करीब स्थित होते हैं, क्योंकि इसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी हाइड्रोजन की तुलना में अधिक होती है। हालांकि, इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता में अंतर इतना अधिक नहीं है कि हाइड्रोजन परमाणु से क्लोरीन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन का पूर्ण स्थानांतरण होता है। इसलिए, हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच के बंधन को एक आयनिक बंधन (पूर्ण इलेक्ट्रॉन हस्तांतरण) और एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी की सममित व्यवस्था) के बीच एक क्रॉस के रूप में देखा जा सकता है। परमाणुओं पर आंशिक आवेश को ग्रीक अक्षर द्वारा निरूपित किया जाता है। इस तरह के कनेक्शन को कहा जाता है ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन, और हाइड्रोजन क्लोराइड अणु को ध्रुवीय कहा जाता है, अर्थात, इसका एक धनात्मक आवेशित अंत (हाइड्रोजन परमाणु) और एक ऋणात्मक आवेशित अंत (क्लोरीन परमाणु) होता है।

नीचे दी गई तालिका में मुख्य प्रकार के बंधन और पदार्थों के उदाहरण सूचीबद्ध हैं:

सहसंयोजक बंधन गठन का विनिमय और दाता-स्वीकर्ता तंत्र

1) विनिमय तंत्र। प्रत्येक परमाणु एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का योगदान करता है।

2) दाता-स्वीकर्ता तंत्र। एक परमाणु (दाता) एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु (स्वीकर्ता) इस जोड़ी के लिए एक खाली कक्षीय प्रदान करता है।

रासायनिक यौगिकों का निर्माण अणुओं और क्रिस्टल में परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन की उपस्थिति के कारण होता है।

एक रासायनिक बंधन परमाणुओं के बीच आकर्षण के विद्युत बलों की क्रिया के परिणामस्वरूप एक अणु और एक क्रिस्टल जाली में परमाणुओं का पारस्परिक आसंजन होता है।

सहसंयोजक बंधन।

बंधित परमाणुओं के कोशों में उत्पन्न होने वाले सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के कारण एक सहसंयोजक बंधन बनता है। यह एक ही तत्व के परमाणुओं से बन सकता है, और फिर यह गैर-ध्रुवीय; उदाहरण के लिए, ऐसा सहसंयोजक बंधन एकल-तत्व गैसों H2, O2, N2, Cl2, आदि के अणुओं में मौजूद होता है।

एक सहसंयोजक बंधन विभिन्न तत्वों के परमाणुओं द्वारा बनाया जा सकता है जो रासायनिक प्रकृति में समान होते हैं, और फिर यह ध्रुवीय; उदाहरण के लिए, ऐसा सहसंयोजक बंधन H2O, NF3, CO2 अणुओं में मौजूद होता है। तत्वों के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है,

रासायनिक बंधों की मात्रात्मक विशेषताएं। संचार ऊर्जा। लिंक की लंबाई। एक रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता। वैलेंस कोण। अणुओं में परमाणुओं पर प्रभावी आवेश। रासायनिक बंधन का द्विध्रुवीय क्षण। एक बहुपरमाणुक अणु का द्विध्रुव आघूर्ण। एक बहुपरमाणुक अणु के द्विध्रुव आघूर्ण का परिमाण निर्धारित करने वाले कारक।

सहसंयोजक बंधन के लक्षण . एक सहसंयोजक बंधन की महत्वपूर्ण मात्रात्मक विशेषताएं बंधन ऊर्जा, इसकी लंबाई और द्विध्रुवीय क्षण हैं।

बंधन ऊर्जा- इसके गठन के दौरान जारी ऊर्जा, या दो बंधुआ परमाणुओं को अलग करने के लिए आवश्यक। बंधन ऊर्जा इसकी ताकत की विशेषता है।

लिंक की लंबाईबाध्य परमाणुओं के केंद्रों के बीच की दूरी है। लंबाई जितनी कम होगी, रासायनिक बंधन उतना ही मजबूत होगा।

बंधन का द्विध्रुवीय क्षण(एम) - बंधन की ध्रुवीयता को दर्शाने वाला वेक्टर मान।

वेक्टर की लंबाई बांड की लंबाई l और प्रभावी चार्ज q के गुणनफल के बराबर होती है, जिसे परमाणु तब प्राप्त करते हैं जब इलेक्ट्रॉन घनत्व में बदलाव होता है: | मी | = एलएच क्यू। द्विध्रुवीय क्षण वेक्टर को धनात्मक से ऋणात्मक आवेश की ओर निर्देशित किया जाता है। सभी बंधों के द्विध्रुव आघूर्णों के सदिश योग से अणु का द्विध्रुव आघूर्ण प्राप्त होता है।

बांड की विशेषताएं उनकी बहुलता से प्रभावित होती हैं:

बंधन ऊर्जा एक पंक्ति में बढ़ती है;

बॉन्ड की लंबाई उल्टे क्रम में बढ़ती है।

बंधन ऊर्जा(सिस्टम की दी गई स्थिति के लिए) उस राज्य की ऊर्जा के बीच का अंतर है जिसमें सिस्टम के घटक एक दूसरे से असीम रूप से दूर होते हैं और सक्रिय आराम की स्थिति में होते हैं और बाध्य अवस्था की कुल ऊर्जा होती है प्रणाली:

जहां ई, एन घटकों (कणों) की एक प्रणाली में घटकों की बाध्यकारी ऊर्जा है, i एक अनबाउंड अवस्था में i-वें घटक की कुल ऊर्जा है (विश्राम पर एक असीम रूप से दूर का कण), और ई की कुल ऊर्जा है बाध्य प्रणाली। अनंत पर आराम करने वाले कणों से युक्त एक प्रणाली के लिए, बाध्यकारी ऊर्जा को शून्य के बराबर माना जाता है, अर्थात जब एक बाध्य अवस्था बनती है, तो ऊर्जा निकलती है। बाध्यकारी ऊर्जा उस न्यूनतम कार्य के बराबर है जिसे सिस्टम को उसके घटक कणों में विघटित करने के लिए खर्च किया जाना चाहिए।

यह सिस्टम की स्थिरता की विशेषता है: बाध्यकारी ऊर्जा जितनी अधिक होगी, सिस्टम उतना ही स्थिर होगा। जमीनी अवस्था में तटस्थ परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों (बाहरी इलेक्ट्रॉन गोले के इलेक्ट्रॉन) के लिए, बंधन ऊर्जा आयनीकरण ऊर्जा के साथ, नकारात्मक आयनों के लिए, इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के साथ मेल खाती है। एक द्विपरमाणुक अणु की रासायनिक बंधन ऊर्जा उसके ऊष्मीय पृथक्करण की ऊर्जा से मेल खाती है, जो सैकड़ों kJ/mol के क्रम पर होती है। परमाणु नाभिक के हैड्रॉन की बाध्यकारी ऊर्जा मुख्य रूप से मजबूत बातचीत से निर्धारित होती है। हल्के नाभिक के लिए यह ~0.8 MeV प्रति न्यूक्लियॉन है।

रासायनिक बंधन लंबाईरासायनिक रूप से बंधे परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी है। एक रासायनिक बंधन की लंबाई एक महत्वपूर्ण भौतिक मात्रा है जो एक रासायनिक बंधन के ज्यामितीय आयाम और अंतरिक्ष में इसकी सीमा निर्धारित करती है। रासायनिक बंधन की लंबाई निर्धारित करने के लिए विभिन्न विधियों का उपयोग किया जाता है। वाष्प (गैस) चरण में पृथक अणुओं के रासायनिक बंधनों की लंबाई का अनुमान लगाने के लिए गैस इलेक्ट्रॉन विवर्तन, माइक्रोवेव स्पेक्ट्रोस्कोपी, रमन स्पेक्ट्रा और उच्च रिज़ॉल्यूशन आईआर स्पेक्ट्रा का उपयोग किया जाता है। यह माना जाता है कि एक रासायनिक बंधन की लंबाई एक योगात्मक मात्रा है जो रासायनिक बंधन बनाने वाले परमाणुओं के सहसंयोजक त्रिज्या के योग से निर्धारित होती है।

रासायनिक बंधों की ध्रुवीयता- एक रासायनिक बंधन की एक विशेषता, इस बंधन को बनाने वाले तटस्थ परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की तुलना में नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण में परिवर्तन दिखाती है। एक अणु में एक बंधन की ध्रुवीयता को मापना संभव है। एक सटीक मात्रात्मक मूल्यांकन की कठिनाई इस तथ्य में निहित है कि बंधन की ध्रुवीयता कई कारकों पर निर्भर करती है: परमाणुओं के आकार और कनेक्टिंग अणुओं के आयनों पर; बंधन की संख्या और प्रकृति से जो जोड़ने वाले परमाणुओं के पास उनके दिए गए अंतःक्रिया से पहले ही थे; संरचना के प्रकार और यहां तक ​​कि उनके क्रिस्टल जाली में दोषों की विशेषताओं पर भी। इस तरह की गणना विभिन्न तरीकों से की जाती है, जो आम तौर पर लगभग समान परिणाम (मान) देती हैं।

उदाहरण के लिए, एचसीएल के लिए, यह पाया गया कि इस अणु के प्रत्येक परमाणु का आवेश पूरे इलेक्ट्रॉन के आवेश के 0.17 के बराबर है। हाइड्रोजन परमाणु पर +0.17, और क्लोरीन परमाणु पर -0.17। परमाणुओं पर तथाकथित प्रभावी आवेशों का उपयोग अक्सर बंधन ध्रुवीयता के मात्रात्मक माप के रूप में किया जाता है। प्रभावी आवेश को नाभिक के पास अंतरिक्ष के कुछ क्षेत्र में स्थित इलेक्ट्रॉनों के आवेश और नाभिक के आवेश के बीच के अंतर के रूप में परिभाषित किया जाता है। हालांकि, इस उपाय का केवल एक सशर्त और अनुमानित [रिश्तेदार] अर्थ है, क्योंकि एक अणु में एक क्षेत्र को स्पष्ट रूप से एकल करना असंभव है जो विशेष रूप से एक परमाणु से संबंधित है, और कई बंधनों के मामले में, एक विशिष्ट बंधन के लिए।

संयोजकता कोण- एक परमाणु से निकलने वाले रासायनिक (सहसंयोजक) बंधों की दिशाओं से बनने वाला कोण। अणुओं की ज्यामिति निर्धारित करने के लिए आबंध कोणों का ज्ञान आवश्यक है। संयोजकता कोण संलग्न परमाणुओं की व्यक्तिगत विशेषताओं और केंद्रीय परमाणु के परमाणु कक्षकों के संकरण पर निर्भर करते हैं। सरल अणुओं के लिए, बंधन कोण, साथ ही अणु के अन्य ज्यामितीय मापदंडों की गणना क्वांटम रसायन विज्ञान विधियों का उपयोग करके की जा सकती है। प्रयोगात्मक रूप से, वे उनके घूर्णी स्पेक्ट्रा का विश्लेषण करके प्राप्त अणुओं की जड़ता के क्षणों के मूल्यों से निर्धारित होते हैं। जटिल अणुओं का बंधन कोण विवर्तन संरचनात्मक विश्लेषण के तरीकों से निर्धारित होता है।

परमाणु का प्रभावी प्रभार, किसी रसायन में दिए गए परमाणु से संबंधित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बीच अंतर को दर्शाता है। कॉम।, और इलेक्ट्रॉनों की संख्या मुक्त। परमाणु। अनुमानों के लिए ई. जेड. ए। मॉडल का उपयोग किया जाता है जिसमें प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित मात्राओं को परमाणुओं पर स्थानीयकृत बिंदु गैर-ध्रुवीय आवेशों के कार्यों के रूप में प्रस्तुत किया जाता है; उदाहरण के लिए, द्विपरमाणुक अणु के द्विध्रुव आघूर्ण को E. z का गुणनफल माना जाता है। ए। अंतर-परमाणु दूरी के लिए। समान मॉडल की सीमा के भीतर E. z. ए। ऑप्टिकल डेटा का उपयोग करके गणना की जा सकती है। या एक्स-रे स्पेक्ट्रोस्कोपी।

अणुओं के द्विध्रुवीय क्षण।

एक आदर्श सहसंयोजक बंधन केवल समान परमाणुओं (H2, N2, आदि) वाले कणों में मौजूद होता है। यदि विभिन्न परमाणुओं के बीच एक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉन घनत्व परमाणुओं के नाभिक में से एक में स्थानांतरित हो जाता है, अर्थात बंधन ध्रुवीकृत हो जाता है। एक बंधन की ध्रुवीयता इसके द्विध्रुवीय क्षण की विशेषता है।

किसी अणु का द्विध्रुव आघूर्ण उसके रासायनिक बंधों के द्विध्रुव आघूर्णों के सदिश योग के बराबर होता है। यदि ध्रुवीय बंधन अणु में सममित रूप से स्थित होते हैं, तो सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज एक दूसरे की भरपाई करते हैं, और अणु समग्र रूप से गैर-ध्रुवीय होता है। ऐसा होता है, उदाहरण के लिए, कार्बन डाइऑक्साइड अणु के साथ। ध्रुवीय बंधों की असममित व्यवस्था वाले बहुपरमाणुक अणु सामान्यतः ध्रुवीय होते हैं। यह विशेष रूप से पानी के अणु पर लागू होता है।

अणु के द्विध्रुवीय क्षण का परिणामी मूल्य इलेक्ट्रॉनों की अकेली जोड़ी से प्रभावित हो सकता है। इस प्रकार, NH3 और NF3 अणुओं में एक चतुष्फलकीय ज्यामिति होती है (इलेक्ट्रॉनों की अकेली जोड़ी को ध्यान में रखते हुए)। नाइट्रोजन-हाइड्रोजन और नाइट्रोजन-फ्लोरीन बॉन्ड की आयनिकता की डिग्री क्रमशः 15 और 19% है, और उनकी लंबाई क्रमशः 101 और 137 बजे है। इसके आधार पर यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि NF3 का द्विध्रुव आघूर्ण बड़ा है। हालाँकि, प्रयोग इसके विपरीत दिखाता है। द्विध्रुवीय क्षण की अधिक सटीक भविष्यवाणी के साथ, एकाकी जोड़े के द्विध्रुवीय क्षण की दिशा को ध्यान में रखा जाना चाहिए (चित्र 29)।

परमाणु कक्षकों के संकरण की अवधारणा और अणुओं और आयनों की स्थानिक संरचना। हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की ख़ासियत। संकरण के मुख्य प्रकार: एसपी, एसपी2, एसपी3, डीएसपी2, एसपी3डी, एसपी3डी2। एकल इलेक्ट्रॉन जोड़े को शामिल करते हुए संकरण।

परमाणु कक्षाओं का संकरण।

वीएस विधि में कुछ अणुओं की संरचना की व्याख्या करने के लिए, परमाणु ऑर्बिटल्स (एओ) के संकरण के मॉडल का उपयोग किया जाता है। कुछ तत्वों (बेरीलियम, बोरॉन, कार्बन) के लिए, s- और p-इलेक्ट्रॉन दोनों सहसंयोजक बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं। ये इलेक्ट्रॉन एओ पर स्थित होते हैं जो आकार और ऊर्जा में भिन्न होते हैं। इसके बावजूद, उनकी भागीदारी से बनने वाले बांड समतुल्य हो जाते हैं और सममित रूप से स्थित होते हैं।

BeC12, BC13 और CC14 के अणुओं में, उदाहरण के लिए, C1-E-C1 बंध कोण 180, 120 और 109.28 o है। इनमें से प्रत्येक अणु के लिए E-C1 बंध लंबाई के मान और ऊर्जा समान हैं। ऑर्बिटल्स के संकरण का सिद्धांत यह है कि विभिन्न आकृतियों और ऊर्जाओं के प्रारंभिक AO, मिश्रित होने पर, समान आकार और ऊर्जा के नए ऑर्बिटल्स देते हैं। केंद्रीय परमाणु के संकरण का प्रकार उसके द्वारा निर्मित अणु या आयन के ज्यामितीय आकार को निर्धारित करता है।

आइए, परमाणु कक्षकों के संकरण की दृष्टि से अणु की संरचना पर विचार करें।

अणुओं का स्थानिक आकार.

लुईस सूत्र अणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना और स्थिरता के बारे में बहुत कुछ कहते हैं, लेकिन अभी तक वे अपनी स्थानिक संरचना के बारे में कुछ नहीं कह सकते हैं। रासायनिक बंधन सिद्धांत में, अणुओं की ज्यामिति की व्याख्या और भविष्यवाणी करने के लिए दो अच्छे दृष्टिकोण हैं। वे एक दूसरे के साथ अच्छे समझौते में हैं। पहले दृष्टिकोण को वैलेंस इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रतिकर्षण सिद्धांत (OVEP) कहा जाता है। "भयानक" नाम के बावजूद, इस दृष्टिकोण का सार बहुत सरल और स्पष्ट है: अणुओं में रासायनिक बंधन और अकेला इलेक्ट्रॉन जोड़े एक दूसरे से यथासंभव दूर स्थित होते हैं। आइए ठोस उदाहरणों के साथ समझाएं। BeCl2 अणु में दो Be-Cl आबंध होते हैं। इस अणु का आकार ऐसा होना चाहिए कि ये दोनों बंधन और उनके सिरों पर क्लोरीन परमाणु यथासंभव दूर स्थित हों:

यह केवल अणु के रैखिक रूप से संभव है, जब बंधों के बीच का कोण (ClBeCl कोण) 180o के बराबर होता है।

एक अन्य उदाहरण: BF3 अणु में 3 B-F बंध होते हैं। वे एक दूसरे से यथासंभव दूर स्थित हैं और अणु में एक सपाट त्रिकोण का आकार होता है, जहां बांड (कोण FBF) के बीच के सभी कोण 120 o के बराबर होते हैं:

परमाणु कक्षकों का संकरण।

संकरण में न केवल इलेक्ट्रॉनों को जोड़ना शामिल है, बल्कि यह भी शामिल है अकेला इलेक्ट्रॉन जोड़े . उदाहरण के लिए, एक पानी के अणु में ऑक्सीजन परमाणु और चित्र 21 के बीच दो हाइड्रोजन परमाणु (चित्र 21) के बीच दो सहसंयोजक रासायनिक बंधन होते हैं।

हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े के अलावा, ऑक्सीजन परमाणु में दो जोड़े बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं जो बंधन निर्माण में भाग नहीं लेते हैं ( असाझा इलेक्ट्रॉन जोड़े)। इलेक्ट्रॉनों के सभी चार जोड़े ऑक्सीजन परमाणु के चारों ओर अंतरिक्ष में कुछ क्षेत्रों पर कब्जा कर लेते हैं। चूँकि इलेक्ट्रॉन एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं, इलेक्ट्रॉन बादल यथासंभव दूर स्थित होते हैं। इस मामले में, संकरण के परिणामस्वरूप, परमाणु कक्षाओं का आकार बदल जाता है, वे बढ़े हुए होते हैं और टेट्राहेड्रोन के कोने की ओर निर्देशित होते हैं। इसलिए, पानी के अणु का कोणीय आकार होता है, और ऑक्सीजन-हाइड्रोजन बांड के बीच का कोण 104.5 o होता है।

अणुओं और आयनों का आकार जैसे AB2, AB3, AB4, AB5, AB6। d-AO, तलीय वर्ग अणुओं में, अष्टफलकीय अणुओं में, और त्रिकोणीय द्विपिरामिड के रूप में निर्मित अणुओं में -बंधों के निर्माण में शामिल है। अणुओं के स्थानिक विन्यास पर इलेक्ट्रॉन युग्मों के प्रतिकर्षण का प्रभाव (KNEP के साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की भागीदारी की अवधारणा)।

अणुओं और आयनों का आकार जैसे AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. प्रत्येक प्रकार का एओ संकरण कड़ाई से परिभाषित ज्यामितीय आकार से मेल खाता है, प्रयोगात्मक रूप से पुष्टि की जाती है। इसका आधार हाइब्रिड ऑर्बिटल्स द्वारा बनाए गए σ-बॉन्ड द्वारा बनाया गया है; उनके इलेक्ट्रोस्टैटिक क्षेत्र में, -इलेक्ट्रॉनों के डेलोकाइज्ड जोड़े चलते हैं (एकाधिक बॉन्ड के मामले में) (तालिका 5.3)। सपा संकरण. एक समान प्रकार का संकरण तब होता है जब एक परमाणु s- और p-कक्षकों में स्थित इलेक्ट्रॉनों और समान ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉनों के कारण दो बंध बनाता है। इस प्रकार का संकरण AB2 प्रकार के अणुओं की विशेषता है (चित्र। 5.4)। ऐसे अणुओं और आयनों के उदाहरण तालिका में दिए गए हैं। 5.3 (अंजीर। 5.4)।

तालिका 5.3

अणुओं के ज्यामितीय आकार

E एक असहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म है।

BeCl2 अणु की संरचना। सामान्य अवस्था में बेरिलियम परमाणु की बाहरी परत में दो युग्मित s-इलेक्ट्रॉन होते हैं। उत्तेजना के परिणामस्वरूप, s इलेक्ट्रॉनों में से एक p- अवस्था में गुजरता है - दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन दिखाई देते हैं, जो कक्षीय और ऊर्जा के आकार में भिन्न होते हैं। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो वे दो समान एसपी-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स में परिवर्तित हो जाते हैं जो एक दूसरे से 180 डिग्री के कोण पर निर्देशित होते हैं।

2s2 बनें 2s1 2p1 बनें - परमाणु की उत्तेजित अवस्था

चावल। 5.4. एसपी-हाइब्रिड बादलों की स्थानिक व्यवस्था

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन के मुख्य प्रकार। संघनित अवस्था में पदार्थ। इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन की ऊर्जा निर्धारित करने वाले कारक। हाइड्रोजन बंध। हाइड्रोजन बंधन की प्रकृति। हाइड्रोजन बांड की मात्रात्मक विशेषताएं। इंटर- और इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्डिंग।

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन- इंटरैक्शन। आपस में अणु, जो टूटने या नए रसायन के निर्माण की ओर नहीं ले जाते हैं। सम्बन्ध। एम. वी. वास्तविक गैसों और आदर्श गैसों के बीच अंतर, तरल पदार्थों के अस्तित्व को निर्धारित करता है और वे कहते हैं। क्रिस्टल एम. से. कई निर्भर हैं। संरचनात्मक, वर्णक्रमीय, थर्मोडायनामिक। और अन्य सेंट आइलैंड्स इन-इन। एम। सदी की अवधारणा का उद्भव। वान डेर वाल्स के नाम से जुड़ा, जिन्होंने वास्तविक गैसों और तरल पदार्थों में सेंट की व्याख्या करने के लिए, 1873 में राज्य का एक समीकरण प्रस्तावित किया जो खाते में एम। वी। इसलिए, एम की सेना में। अक्सर वैन डेर वाल्स कहा जाता है।

एम। सदी का आधार।बातचीत के कूलम्ब बलों का गठन। एक अणु के इलेक्ट्रॉनों और नाभिकों के बीच और दूसरे के नाभिक और इलेक्ट्रॉनों के बीच। प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित सेंट-वाह्स इन-वा में, एक औसत बातचीत प्रकट होती है, जो अणुओं के बीच की दूरी आर, उनके पारस्परिक अभिविन्यास, संरचना और भौतिक पर निर्भर करती है। विशेषताएं (द्विध्रुवीय क्षण, ध्रुवीकरण, आदि)। बड़े आर में, जो स्वयं अणुओं के रैखिक आयामों से काफी अधिक है, जिसके परिणामस्वरूप अणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले ओवरलैप नहीं होते हैं, एम। वी की ताकतें। यथोचित रूप से तीन प्रकारों में विभाजित किया जा सकता है - इलेक्ट्रोस्टैटिक, ध्रुवीकरण (प्रेरण) और फैलाव। इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों को कभी-कभी ओरिएंटल कहा जाता है, लेकिन यह गलत है, क्योंकि अणुओं के पारस्परिक अभिविन्यास को ध्रुवीकरण द्वारा भी निर्धारित किया जा सकता है। बल यदि अणु अनिसोट्रोपिक हैं।

अणुओं के बीच छोटी दूरी पर (आर ~ एल) अलग-अलग प्रकार के एम। शताब्दी को अलग करने के लिए। केवल लगभग संभव है, जबकि, उल्लिखित तीन प्रकारों के अलावा, दो और प्रतिष्ठित हैं, जो इलेक्ट्रॉन गोले के ओवरलैप से जुड़े हैं - इलेक्ट्रॉनिक चार्ज के हस्तांतरण के कारण विनिमय बातचीत और बातचीत। कुछ पारंपरिकता के बावजूद, प्रत्येक विशिष्ट मामले में ऐसा विभाजन हमें एम शताब्दी की प्रकृति की व्याख्या करने की अनुमति देता है। और इसकी ऊर्जा की गणना करें।

संघनित अवस्था में पदार्थ की संरचना।

पदार्थ बनाने वाले कणों के बीच की दूरी और उनके बीच बातचीत की प्रकृति और ऊर्जा के आधार पर, पदार्थ एकत्रीकरण के तीन राज्यों में से एक में हो सकता है: ठोस, तरल और गैसीय में।

पर्याप्त रूप से कम तापमान पर, पदार्थ ठोस अवस्था में होता है। एक क्रिस्टलीय पदार्थ के कणों के बीच की दूरी स्वयं कणों के आकार के क्रम की होती है। कणों की औसत स्थितिज ऊर्जा उनकी औसत गतिज ऊर्जा से अधिक होती है। क्रिस्टल बनाने वाले कणों की गति बहुत सीमित होती है। कणों के बीच कार्य करने वाले बल उन्हें उनके संतुलन की स्थिति के करीब रखते हैं। यह अपने स्वयं के आकार और मात्रा और उच्च कतरनी प्रतिरोध के क्रिस्टलीय निकायों की उपस्थिति की व्याख्या करता है।

पिघल जाने पर ठोस द्रव में बदल जाते हैं। संरचना के संदर्भ में, एक तरल पदार्थ एक क्रिस्टलीय से भिन्न होता है जिसमें सभी कण एक दूसरे से समान दूरी पर स्थित नहीं होते हैं जैसे कि क्रिस्टल में, कुछ अणु एक दूसरे से लंबी दूरी से अलग होते हैं। द्रव अवस्था में पदार्थों के लिए कणों की औसत गतिज ऊर्जा उनकी औसत स्थितिज ऊर्जा के लगभग बराबर होती है।

ठोस और तरल अवस्थाओं को अक्सर सामान्य शब्द - संघनित अवस्था के तहत जोड़ा जाता है।

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन के प्रकार इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड।बांड, जिसके निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉन कोशों की पुनर्व्यवस्था नहीं होती है, कहलाते हैं अणुओं के बीच बातचीत . आणविक अंतःक्रियाओं के मुख्य प्रकारों में वैन डेर वाल्स बल, हाइड्रोजन बांड और दाता-स्वीकर्ता बातचीत शामिल हैं।

जब अणु एक दूसरे के पास आते हैं, तो आकर्षण प्रकट होता है, जो पदार्थ की एक संघनित अवस्था (तरल, एक आणविक क्रिस्टल जाली के साथ ठोस) के उद्भव का कारण बनता है। अणुओं के आकर्षण में योगदान करने वाले बलों को वैन डेर वाल्स बल कहा जाता है।

वे तीन प्रकार के होते हैं इंटरमॉलिक्युलर इंटरेक्शन :

ए) ओरिएंटल इंटरैक्शन, जो ध्रुवीय अणुओं के बीच खुद को प्रकट करता है, एक ऐसी स्थिति लेने के लिए जिसमें उनके द्विध्रुव एक दूसरे के विपरीत ध्रुवों का सामना कर रहे हों, और इन द्विध्रुवों के क्षणों के वैक्टर एक सीधी रेखा के साथ उन्मुख होंगे (दूसरे शब्दों में) , इसे द्विध्रुव-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया कहते हैं);

बी) प्रेरण, जो प्रेरित द्विध्रुवों के बीच होता है, जिसके गठन का कारण दो निकट आने वाले अणुओं के परमाणुओं का पारस्परिक ध्रुवीकरण है;

सी) फैलाव, जो इलेक्ट्रॉनों की गति और नाभिक के कंपन के दौरान अणुओं में सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज के तात्कालिक विस्थापन के कारण बनने वाले माइक्रोडिपोल की बातचीत के परिणामस्वरूप उत्पन्न होता है।

फैलाव बल किसी भी कण के बीच कार्य करते हैं। कई पदार्थों के कणों के लिए अभिविन्यास और प्रेरण बातचीत, उदाहरण के लिए: वह, आर, एच 2, एन 2, सीएच 4 नहीं किया जाता है। NH3 अणुओं के लिए, फैलाव बातचीत 50%, अभिविन्यास बातचीत 44.6%, और प्रेरण बातचीत 5.4% है। वैन डेर वाल्स आकर्षण बल की ध्रुवीय ऊर्जा निम्न मूल्यों की विशेषता है। इस प्रकार, बर्फ के लिए यह 11 kJ/mol है, अर्थात। 2.4% एच-ओ सहसंयोजक बंधन ऊर्जा (456 केजे / एमओएल)। वैन डेर वाल्स आकर्षण के बल शारीरिक संपर्क हैं।

हाइड्रोजन बंध- यह एक अणु के हाइड्रोजन और दूसरे अणु के EO तत्व के बीच एक भौतिक रासायनिक बंधन है। हाइड्रोजन बांड के गठन को इस तथ्य से समझाया गया है कि ध्रुवीय अणुओं या समूहों में, एक ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणु में अद्वितीय गुण होते हैं: आंतरिक इलेक्ट्रॉन गोले की अनुपस्थिति, एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी का एक उच्च ईओ और एक बहुत छोटे परमाणु के लिए एक महत्वपूर्ण बदलाव। आकार। इसलिए, हाइड्रोजन एक पड़ोसी नकारात्मक ध्रुवीकृत परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में गहराई से प्रवेश करने में सक्षम है। जैसा कि वर्णक्रमीय डेटा दिखाता है, दाता के रूप में EO परमाणु की दाता-स्वीकर्ता की बातचीत और एक स्वीकर्ता के रूप में हाइड्रोजन परमाणु भी हाइड्रोजन बांड के निर्माण में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं। हाइड्रोजन बंधन हो सकता है आणविक या अंतःआण्विक।

हाइड्रोजन बांड विभिन्न अणुओं के बीच और एक अणु के भीतर हो सकता है यदि इस अणु में दाता और स्वीकर्ता क्षमता वाले समूह होते हैं। इस प्रकार, यह इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बांड हैं जो पेप्टाइड श्रृंखलाओं के निर्माण में मुख्य भूमिका निभाते हैं जो प्रोटीन की संरचना निर्धारित करते हैं। संरचना पर इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्डिंग के प्रभाव के सबसे प्रसिद्ध उदाहरणों में से एक डीऑक्सीराइबोन्यूक्लिक एसिड (डीएनए) है। डीएनए अणु एक डबल हेलिक्स में मुड़ा हुआ है। इस डबल हेलिक्स के दो स्ट्रैंड हाइड्रोजन बॉन्ड द्वारा एक दूसरे से जुड़े हुए हैं। हाइड्रोजन बांड में वैलेंस और इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन के बीच एक मध्यवर्ती चरित्र होता है। यह ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणु के अद्वितीय गुणों, इसके छोटे आकार और इलेक्ट्रॉन परतों की अनुपस्थिति से जुड़ा है।

इंटरमॉलिक्युलर और इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड।

हाइड्रोजन बांड कई रासायनिक यौगिकों में पाए जाते हैं। वे, एक नियम के रूप में, फ्लोरीन, नाइट्रोजन और ऑक्सीजन (सबसे अधिक विद्युतीय तत्व) के परमाणुओं के बीच उत्पन्न होते हैं, कम बार - क्लोरीन, सल्फर और अन्य गैर-धातुओं के परमाणुओं की भागीदारी के साथ। पानी, हाइड्रोजन फ्लोराइड, ऑक्सीजन युक्त अकार्बनिक एसिड, कार्बोक्जिलिक एसिड, फिनोल, अल्कोहल, अमोनिया, एमाइन जैसे तरल पदार्थों में मजबूत हाइड्रोजन बांड बनते हैं। क्रिस्टलीकरण के दौरान, इन पदार्थों में हाइड्रोजन बांड आमतौर पर संरक्षित होते हैं। इसलिए, उनकी क्रिस्टल संरचनाओं में जंजीरों (मेथनॉल), फ्लैट द्वि-आयामी परतों (बोरिक एसिड), त्रि-आयामी स्थानिक ग्रिड (बर्फ) का रूप होता है।

यदि हाइड्रोजन आबंध एक अणु के भागों को जोड़ता है, तो वे कहते हैं इंट्रामोलीक्युलर हाइड्रोजन बंध। यह विशेष रूप से कई कार्बनिक यौगिकों की विशेषता है (चित्र 42)। यदि एक अणु के हाइड्रोजन परमाणु और दूसरे अणु के अधातु परमाणु के बीच हाइड्रोजन बंध बनता है (इंटरमॉलिक्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड), तब अणु काफी मजबूत जोड़े, जंजीर, वलय बनाते हैं। इस प्रकार, फॉर्मिक एसिड तरल और गैसीय दोनों अवस्थाओं में डिमर के रूप में मौजूद होता है:

और गैसीय हाइड्रोजन फ्लोराइड में एचएफ के चार कणों सहित बहुलक अणु होते हैं। अणुओं के बीच मजबूत बंधन पानी, तरल अमोनिया, अल्कोहल में पाए जा सकते हैं। हाइड्रोजन बांड के निर्माण के लिए आवश्यक ऑक्सीजन और नाइट्रोजन परमाणुओं में सभी कार्बोहाइड्रेट, प्रोटीन, न्यूक्लिक एसिड होते हैं। उदाहरण के लिए, यह ज्ञात है कि ग्लूकोज, फ्रुक्टोज और सुक्रोज पानी में पूरी तरह से घुलनशील हैं। इसमें एक महत्वपूर्ण भूमिका पानी के अणुओं और कार्बोहाइड्रेट के कई OH समूहों के बीच घोल में बनने वाले हाइड्रोजन बॉन्ड द्वारा निभाई जाती है।

आवधिक कानून। आवधिक कानून का आधुनिक सूत्रीकरण। रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली - आवधिक कानून का ग्राफिक चित्रण। आवधिक प्रणाली का आधुनिक संस्करण। परमाणु कक्षकों को इलेक्ट्रॉनों से भरने और आवर्तों के निर्माण की विशेषताएं। s-, p-, d-, f- आवर्त प्रणाली में तत्व और उनका स्थान। समूह, काल। मुख्य और माध्यमिक उपसमूह। आवधिक प्रणाली की सीमाएँ।

आवधिक कानून की खोज।

रसायन विज्ञान का मूल नियम - आवर्त नियम की खोज डी.आई. मेंडेलीव ने 1869 में ऐसे समय में किया था जब परमाणु को अविभाज्य माना जाता था और इसकी आंतरिक संरचना के बारे में कुछ भी नहीं पता था। आवधिक कानून का आधार डी.आई. मेंडेलीव ने तत्वों के परमाणु द्रव्यमान (पहले - परमाणु भार) और रासायनिक गुण रखे।

उस समय ज्ञात 63 तत्वों को उनके परमाणु भार के आरोही क्रम में व्यवस्थित करते हुए D.I. मेंडेलीव को रासायनिक तत्वों की एक प्राकृतिक (प्राकृतिक) श्रृंखला मिली, जिसमें उन्होंने रासायनिक गुणों की आवधिक पुनरावृत्ति की खोज की।

उदाहरण के लिए, सोडियम Na और पोटेशियम K तत्वों के लिए एक विशिष्ट धातु लिथियम ली के गुणों को दोहराया गया था, एक विशिष्ट गैर-धातु फ्लोरीन F के गुणों को क्लोरीन Cl, ब्रोमीन Br, आयोडीन I तत्वों के लिए दोहराया गया था।

डीआई के कुछ तत्व मेंडेलीव को रासायनिक एनालॉग नहीं मिले (उदाहरण के लिए, एल्यूमीनियम अल और सिलिकॉन सी), क्योंकि उस समय ऐसे एनालॉग अभी भी अज्ञात थे। उनके लिए उन्होंने प्राकृतिक श्रेणी में रिक्त स्थान छोड़े और आवधिक पुनरावृत्ति के आधार पर उनके रासायनिक गुणों की भविष्यवाणी की। संबंधित तत्वों की खोज के बाद (एल्यूमीनियम का एक एनालॉग - गैलियम गा, सिलिकॉन का एक एनालॉग - जर्मेनियम जीई, आदि), डी.आई. की भविष्यवाणियां। मेंडेलीव की पूरी तरह से पुष्टि की गई थी।

आयनीकरण ऊर्जा (ईआई), पीईआई और स्थिर अणुओं की संरचना पर डेटा - उनके वास्तविक मूल्य और तुलना - दोनों मुक्त परमाणु और अणुओं में बंधे परमाणु, हमें यह समझने की अनुमति देते हैं कि परमाणु सहसंयोजक बंधन के तंत्र के माध्यम से अणु कैसे बनाते हैं।

सहसंयोजक बंधन- (लैटिन "सह" से एक साथ और "वेल्स" बल वाले) (होमियोपोलर बॉन्ड), दो परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन जो तब होता है जब इन परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों को साझा किया जाता है। सरल गैसों के अणुओं में परमाणु एक सहसंयोजक बंधन से जुड़े होते हैं। एक बंधन जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी होती है उसे एकल कहा जाता है; डबल और ट्रिपल बॉन्ड भी हैं।

आइए कुछ उदाहरणों को देखें कि हम अपने नियमों का उपयोग कैसे सहसंयोजक रासायनिक बंधों की संख्या निर्धारित करने के लिए कर सकते हैं जो एक परमाणु बन सकता है यदि हम किसी दिए गए परमाणु के बाहरी आवरण में इलेक्ट्रॉनों की संख्या और उसके नाभिक के आवेश को जानते हैं। नाभिक का आवेश और बाहरी कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित की जाती है और तत्वों की तालिका में शामिल की जाती है।

सहसंयोजक बंधों की संभावित संख्या की गणना

उदाहरण के लिए, आइए सोडियम द्वारा बनाए जा सकने वाले सहसंयोजक बंधों की संख्या गिनें ( ना),अल्युमीनियम (अल),फास्फोरस (पी)और क्लोरीन ( सीएल). सोडियम ( ना)और एल्यूमीनियम ( अल)बाहरी शेल पर क्रमशः 1 और 3 इलेक्ट्रॉन होते हैं, और, पहले नियम के अनुसार (सहसंयोजक बंधन के निर्माण के तंत्र के लिए, बाहरी शेल पर एक इलेक्ट्रॉन का उपयोग किया जाता है), वे बना सकते हैं: सोडियम (ना)- 1 और एल्युमिनियम ( अल)- 3 सहसंयोजक बंधन। आबंध बनने के बाद सोडियम के बाहरी कोशों पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या ( ना)और एल्यूमीनियम ( अल)बराबर, क्रमशः, 2 और 6; यानी, इन परमाणुओं के लिए अधिकतम संख्या (8) से कम। फास्फोरस ( पी)और क्लोरीन ( सीएल)बाहरी कोश पर क्रमशः 5 और 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं और, उपरोक्त नियमितताओं में से दूसरे के अनुसार, वे 5 और 7 सहसंयोजक बंधन बना सकते हैं। चतुर्थ नियमितता के अनुसार सहसंयोजी आबंध के निर्माण से इन परमाणुओं के बाहरी कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या 1 बढ़ जाती है। छठी नियमितता के अनुसार जब सहसंयोजी आबंध बनता है तो बाह्य कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है। बंधित परमाणुओं की संख्या 8 से अधिक नहीं हो सकती। अर्थात्, फास्फोरस ( पी)केवल 3 बंध (8-5 = 3) बना सकते हैं, जबकि क्लोरीन ( सीएल)केवल एक (8-7 = 1) बना सकते हैं।

उदाहरण:विश्लेषण के आधार पर, हमने पाया कि एक निश्चित पदार्थ में सोडियम परमाणु होते हैं (ना)और क्लोरीन ( सीएल). सहसंयोजक बंधों के निर्माण की क्रियाविधि की नियमितताओं को जानकर हम कह सकते हैं कि सोडियम ( ना) केवल 1 सहसंयोजक बंधन बना सकता है। इस प्रकार, हम मान सकते हैं कि प्रत्येक सोडियम परमाणु ( ना)क्लोरीन परमाणु से बंधा हुआ ( सीएल)इस पदार्थ में एक सहसंयोजक बंधन के माध्यम से, और यह पदार्थ एक परमाणु के अणुओं से बना है सोडियम क्लोराइड. इस अणु के लिए संरचना सूत्र है: ना-सीएल।यहाँ, एक डैश (-) का अर्थ सहसंयोजक बंधन है। इस अणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र निम्नानुसार दिखाया जा सकता है:
. .
ना: सीएल:
. .
इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अनुसार, सोडियम परमाणु के बाहरी आवरण पर ( ना)में सोडियम क्लोराइड 2 इलेक्ट्रॉन हैं, और क्लोरीन परमाणु के बाहरी आवरण पर ( सीएल) 8 इलेक्ट्रॉन हैं। इस सूत्र में, सोडियम परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन (डॉट्स) ( ना)और क्लोरीन (सीएल)बंधन इलेक्ट्रॉन हैं। चूंकि क्लोरीन में पीईआई ( सीएल) 13 eV के बराबर, और सोडियम के लिए (ना)यह 5.14 eV के बराबर है, इलेक्ट्रॉनों का बंधन युग्म परमाणु के बहुत करीब है क्लोरीनएक परमाणु की तुलना में ना. यदि अणु बनाने वाले परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जा बहुत भिन्न होती है, तो बनने वाला बंधन होगा ध्रुवीयसहसंयोजक बंधन।

आइए एक और मामले पर विचार करें। विश्लेषण के आधार पर, हमने पाया कि एक निश्चित पदार्थ में एल्युमिनियम परमाणु होते हैं ( अल)और क्लोरीन परमाणु ( सीएल). एल्यूमीनियम के लिए ( अल)बाहरी कोश में 3 इलेक्ट्रॉन होते हैं; इस प्रकार यह 3 सहसंयोजक रासायनिक बंधन बना सकता है जबकि क्लोरीन (सीएल), पिछले मामले की तरह, केवल 1 बांड बना सकता है। इस पदार्थ के रूप में प्रस्तुत किया गया है अलक्ल 3, और इसके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को निम्नानुसार चित्रित किया जा सकता है:

चित्र 3.1. इलेक्ट्रॉनिक सूत्रअलक्ली 3

जिसका सूत्र है:
सीएल - अल - क्ल
क्लोरीन

यह इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दर्शाता है कि अलक्ल 3क्लोरीन परमाणुओं के बाहरी आवरण पर ( क्लोरीन) एल्युमिनियम परमाणु के बाहरी कोश पर 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं ( अल)उनमें से 6 हैं। सहसंयोजक बंधन के निर्माण के तंत्र के अनुसार, दोनों बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन (प्रत्येक परमाणु से एक) बंधुआ परमाणुओं के बाहरी कोश में प्रवेश करते हैं।

एकाधिक सहसंयोजक बंधन

जिन परमाणुओं के बाहरी कोश में एक से अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं, वे एक दूसरे के साथ एक नहीं, बल्कि कई सहसंयोजक बंध बना सकते हैं। ऐसे कनेक्शनों को एकाधिक कहा जाता है (अधिक बार गुणकों) सम्बन्ध। ऐसे बंधों के उदाहरण नाइट्रोजन अणुओं के बंध हैं ( एन= एन) और ऑक्सीजन ( ओ = ओ).

एकल परमाणुओं के संयोग से बनने वाले बंधन को कहते हैं होमोआटोमिक सहसंयोजक बंधन, ईयदि परमाणु भिन्न हैं, तो बंध कहलाता है विषमपरमाण्विक सहसंयोजक बंधन[ग्रीक उपसर्ग "होमो" और "हेटेरो" क्रमशः समान और भिन्न हैं]।

कल्पना कीजिए कि युग्मित परमाणुओं वाला अणु वास्तव में कैसा दिखता है। युग्मित परमाणुओं वाला सबसे सरल अणु हाइड्रोजन अणु है।

सहसंयोजक बंधन बातचीत में भाग लेने वाले दोनों परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के कारण किया जाता है। अधातुओं की विद्युत ऋणात्मकता इतनी बड़ी होती है कि इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण नहीं होता है।

अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों को साझा किया जाता है। ऐसी स्थिति में एक ऐसी स्थिति बन जाती है जिसमें परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर भर जाते हैं, यानी 8- या 2-इलेक्ट्रॉन बाहरी आवरण बन जाता है।

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जिस अवस्था में इलेक्ट्रॉन शेल पूरी तरह से भरा होता है, वह सबसे कम ऊर्जा और तदनुसार, अधिकतम स्थिरता की विशेषता होती है।

शिक्षा के दो तंत्र हैं:

1. दाता-स्वीकर्ता;
2. अदला-बदली।

पहले मामले में, परमाणुओं में से एक इलेक्ट्रॉनों की अपनी जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा - एक मुक्त इलेक्ट्रॉन कक्षीय।

दूसरे में, बातचीत में प्रत्येक प्रतिभागी से एक इलेक्ट्रॉन सामान्य जोड़ी में आता है।

इस पर निर्भर करता है कि वे किस प्रकार के हैं- परमाणु या आणविक, समान प्रकार के बंधन वाले यौगिक भौतिक-रासायनिक विशेषताओं में महत्वपूर्ण रूप से भिन्न हो सकते हैं।

आणविक पदार्थकम गलनांक और क्वथनांक वाले गैस, तरल पदार्थ या ठोस, गैर-प्रवाहकीय, कम ताकत के साथ। इनमें शामिल हैं: हाइड्रोजन (एच 2), ऑक्सीजन (ओ 2), नाइट्रोजन (एन 2), क्लोरीन (सीएल 2), ब्रोमीन (बीआर 2), रोम्बिक सल्फर (एस 8), सफेद फास्फोरस (पी 4) और अन्य सरल पदार्थ ; कार्बन डाइऑक्साइड (सीओ 2), सल्फर डाइऑक्साइड (एसओ 2), नाइट्रिक ऑक्साइड वी (एन 2 ओ 5), पानी (एच 2 ओ), हाइड्रोजन क्लोराइड (एचसीएल), हाइड्रोजन फ्लोराइड (एचएफ), अमोनिया (एनएच 3), मीथेन (सीएच 4), एथिल अल्कोहल (सी 2 एच 5 ओएच), कार्बनिक पॉलिमर और अन्य।

पदार्थ परमाणुउच्च क्वथनांक और गलनांक वाले मजबूत क्रिस्टल के रूप में मौजूद होते हैं, पानी और अन्य सॉल्वैंट्स में अघुलनशील होते हैं, कई विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं। एक उदाहरण एक हीरा है, जिसमें असाधारण ताकत है। यह इस तथ्य के कारण है कि हीरा एक क्रिस्टल है जिसमें सहसंयोजक बंधों से जुड़े कार्बन परमाणु होते हैं। हीरे में कोई व्यक्तिगत अणु नहीं होते हैं। ग्रेफाइट, सिलिकॉन (Si), सिलिकॉन डाइऑक्साइड (SiO2), सिलिकॉन कार्बाइड (SiC) और अन्य जैसे पदार्थों में भी एक परमाणु संरचना होती है।

सहसंयोजक बंधन न केवल एकल (जैसे Cl2 क्लोरीन अणु में) हो सकते हैं, बल्कि दोहरे भी हो सकते हैं, जैसे कि O2 ऑक्सीजन अणु में, या ट्रिपल, उदाहरण के लिए, N2 नाइट्रोजन अणु में। साथ ही, ट्रिपल वाले में अधिक ऊर्जा होती है और ये डबल और सिंगल वाले की तुलना में अधिक टिकाऊ होते हैं।

सहसंयोजक बंधन हो सकता हैयह एक ही तत्व (गैर-ध्रुवीय) के दो परमाणुओं के बीच और विभिन्न रासायनिक तत्वों (ध्रुवीय) के परमाणुओं के बीच बनता है।

एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के साथ एक यौगिक के सूत्र को इंगित करना मुश्किल नहीं है यदि हम इलेक्ट्रोनगेटिविटी के मूल्यों की तुलना करते हैं जो परमाणुओं के अणुओं को बनाते हैं। इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर की अनुपस्थिति गैर-ध्रुवीयता का निर्धारण करेगी। यदि कोई अंतर है, तो अणु ध्रुवीय होगा।

मिस न करें: शिक्षा का तंत्र, केस स्टडीज।

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय रासायनिक बंधन

साधारण पदार्थों के लिए विशिष्ट अधातु. इलेक्ट्रॉन समान रूप से परमाणुओं से संबंधित होते हैं, और इलेक्ट्रॉन घनत्व का कोई विस्थापन नहीं होता है।

निम्नलिखित अणु उदाहरण हैं:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2।

अपवाद अक्रिय गैसें हैं. उनका बाहरी ऊर्जा स्तर पूरी तरह से भरा हुआ है, और अणुओं का निर्माण उनके लिए ऊर्जावान रूप से प्रतिकूल है, और इसलिए वे अलग-अलग परमाणुओं के रूप में मौजूद हैं।

इसके अलावा, गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थों का एक उदाहरण होगा, उदाहरण के लिए, PH3। इस तथ्य के बावजूद कि पदार्थ में विभिन्न तत्व होते हैं, तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता के मूल्य वास्तव में भिन्न नहीं होते हैं, जिसका अर्थ है कि इलेक्ट्रॉन जोड़ी का कोई विस्थापन नहीं होगा।

सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन को ध्यान में रखते हुए, कई उदाहरण हैं: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO।

अधातुओं के परमाणुओं के बीच बनता हैविभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ। इस मामले में, अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्व का नाभिक आम इलेक्ट्रॉनों को अपने करीब आकर्षित करता है।

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के गठन की योजना

गठन के तंत्र के आधार पर, सामान्य बन सकता है एक या दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन.

चित्र स्पष्ट रूप से हाइड्रोक्लोरिक एसिड अणु में परस्पर क्रिया को दर्शाता है।

इलेक्ट्रॉनों का एक जोड़ा एक परमाणु और दूसरा दोनों का होता है, इसलिए बाहरी स्तर भर जाते हैं। लेकिन अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव क्लोरीन इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को अपने करीब थोड़ा आकर्षित करता है (जबकि यह सामान्य रहता है)। इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर इतना बड़ा नहीं है कि इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी पूरी तरह से परमाणुओं में से एक को पारित कर सके। परिणाम क्लोरीन के लिए आंशिक नकारात्मक चार्ज और हाइड्रोजन के लिए आंशिक सकारात्मक चार्ज है। एचसीएल अणु एक ध्रुवीय अणु है।

बांड के भौतिक और रासायनिक गुण

संचार को निम्नलिखित गुणों द्वारा चित्रित किया जा सकता है:: प्रत्यक्षता, ध्रुवता, ध्रुवीकरण और संतृप्ति।