एक पदार्थ एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन द्वारा बनता है। सहसंयोजक रासायनिक बंधन

जिसमें एक परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन दान किया और एक धनायन बन गया, और दूसरा परमाणु एक इलेक्ट्रॉन लेकर एक आयन बन गया।

एक सहसंयोजक बंधन के विशिष्ट गुण - दिशात्मकता, संतृप्ति, ध्रुवता, ध्रुवीकरण - यौगिकों के रासायनिक और भौतिक गुणों को निर्धारित करते हैं।

बंधन की दिशा पदार्थ की आणविक संरचना और उनके अणु के ज्यामितीय आकार के कारण होती है। दो बंधों के बीच के कोणों को बंध कोण कहते हैं।

संतृप्ति परमाणुओं की सीमित संख्या में सहसंयोजक बंध बनाने की क्षमता है। किसी परमाणु द्वारा बनने वाले बंधों की संख्या उसके बाहरी परमाणु कक्षकों की संख्या से सीमित होती है।

बंधन की ध्रुवीयता परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर के कारण इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण होती है। इस विशेषता के अनुसार, सहसंयोजक बंधन गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय में विभाजित होते हैं (गैर-ध्रुवीय - एक डायटोमिक अणु में समान परमाणु (एच 2, सीएल 2, एन 2) होते हैं और प्रत्येक परमाणु के इलेक्ट्रॉन बादलों को सममित रूप से वितरित किया जाता है ये परमाणु; ध्रुवीय - एक द्विपरमाणुक अणु में विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणु होते हैं, और सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं में से एक की ओर विस्थापित हो जाता है, जिससे अणु में विद्युत आवेश के वितरण में एक विषमता उत्पन्न होती है, जिससे द्विध्रुवीय क्षण उत्पन्न होता है। अणु का)।

एक बंधन की ध्रुवीकरण एक बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में बंधन इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन में व्यक्त की जाती है, जिसमें एक अन्य प्रतिक्रियाशील कण भी शामिल है। ध्रुवीकरण इलेक्ट्रॉन गतिशीलता द्वारा निर्धारित किया जाता है। सहसंयोजक बंधों की ध्रुवीयता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के संबंध में अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता को निर्धारित करते हैं।

हालांकि, दो बार नोबेल पुरस्कार विजेता एल. पॉलिंग ने बताया कि "कुछ अणुओं में एक सामान्य जोड़ी के बजाय एक या तीन इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंधन होते हैं।" आणविक हाइड्रोजन आयन एच 2 + में एक-इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधन का एहसास होता है।

आणविक हाइड्रोजन आयन H2+ में दो प्रोटॉन और एक इलेक्ट्रॉन होता है। आणविक प्रणाली में एक एकल इलेक्ट्रॉन दो प्रोटॉन के इलेक्ट्रोस्टैटिक प्रतिकर्षण की भरपाई करता है और उन्हें 1.06 (H 2 + रासायनिक बंधन की लंबाई) की दूरी पर रखता है। आणविक प्रणाली के इलेक्ट्रॉन बादल के इलेक्ट्रॉन घनत्व का केंद्र बोहर त्रिज्या α 0 = 0.53 ए द्वारा दोनों प्रोटॉन से समान दूरी पर है और आणविक हाइड्रोजन आयन एच 2 + की समरूपता का केंद्र है।

कॉलेजिएट यूट्यूब

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  एक सहसंयोजक बंधन दो परमाणुओं के बीच विभाजित इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी से बनता है, और इन इलेक्ट्रॉनों को दो स्थिर कक्षाओं में कब्जा करना चाहिए, प्रत्येक परमाणु से एक।

  ए + बी → ए: बी

  समाजीकरण के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन एक भरे हुए ऊर्जा स्तर का निर्माण करते हैं। एक बंधन बनता है यदि इस स्तर पर उनकी कुल ऊर्जा प्रारंभिक अवस्था से कम है (और ऊर्जा में अंतर बंधन ऊर्जा से ज्यादा कुछ नहीं होगा)।

  आण्विक कक्षकों के सिद्धांत के अनुसार, दो परमाणु कक्षकों का अतिव्यापन सरलतम स्थिति में दो आण्विक कक्षकों (MO) के निर्माण की ओर ले जाता है: MO . को जोड़नातथा विरोधी बाध्यकारी (ढीला) MO... साझा इलेक्ट्रॉन बॉन्डिंग MO पर स्थित होते हैं, जो ऊर्जा में कम होता है।

  परमाणुओं के पुनर्संयोजन पर आबंध का निर्माण

  हालांकि, अंतर-परमाणु संपर्क का तंत्र लंबे समय तक अज्ञात रहा। केवल 1930 में एफ। लंदन ने फैलाव आकर्षण की अवधारणा पेश की - तात्कालिक और प्रेरित (प्रेरित) द्विध्रुवों के बीच की बातचीत। वर्तमान में, परमाणुओं और अणुओं के उतार-चढ़ाव वाले विद्युत द्विध्रुवों के बीच परस्पर क्रिया के कारण आकर्षण बलों को "लंदन बल" कहा जाता है।

  इस तरह की बातचीत की ऊर्जा इलेक्ट्रॉनिक ध्रुवीकरण α के वर्ग के सीधे आनुपातिक है और छठी शक्ति के दो परमाणुओं या अणुओं के बीच की दूरी के विपरीत आनुपातिक है।

  दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बांड का निर्माण

  पिछले खंड में वर्णित सहसंयोजक बंधन गठन के सजातीय तंत्र के अलावा, एक विषम तंत्र है - विपरीत चार्ज किए गए आयनों की बातचीत - प्रोटॉन एच + और नकारात्मक हाइड्रोजन आयन एच -, जिसे हाइड्राइड आयन कहा जाता है:

  एच + + एच - → एच 2

  जब आयन एक-दूसरे के पास पहुंचते हैं, तो हाइड्राइड आयन के दो-इलेक्ट्रॉन बादल (इलेक्ट्रॉन जोड़ी) प्रोटॉन की ओर आकर्षित होते हैं और अंततः दोनों हाइड्रोजन नाभिक के लिए सामान्य हो जाते हैं, अर्थात यह एक बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़ी में बदल जाता है। एक कण जो एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी की आपूर्ति करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक कण जो इस इलेक्ट्रॉन जोड़ी को प्राप्त करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है। सहसंयोजक बंधन के गठन के इस तंत्र को दाता-स्वीकर्ता कहा जाता है।

  एच + + एच 2 ओ → एच 3 ओ +

  प्रोटॉन पानी के अणु की अकेली जोड़ी पर हमला करता है और एक स्थिर धनायन बनाता है जो एसिड के जलीय घोल में मौजूद होता है।

  एक अमोनिया अणु के लिए एक प्रोटॉन के अलावा एक जटिल अमोनियम केशन बनाने के लिए समान रूप से होता है:

  एनएच 3 + एच + → एनएच 4 +

  इस तरह (सहसंयोजक बंधन निर्माण के दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा) ओनियम यौगिकों का एक बड़ा वर्ग प्राप्त होता है, जिसमें अमोनियम, ऑक्सोनियम, फॉस्फोनियम, सल्फोनियम और अन्य यौगिक शामिल होते हैं।

  एक हाइड्रोजन अणु एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता के रूप में कार्य कर सकता है, जो एक प्रोटॉन के संपर्क में आण्विक हाइड्रोजन आयन एच 3 + के गठन की ओर जाता है:

  एच 2 + एच + → एच 3 +

  आण्विक हाइड्रोजन आयन H3+ का आबंधन इलेक्ट्रॉन युग्म एक साथ तीन प्रोटॉनों का होता है।

  सहसंयोजक बंधों के प्रकार

  तीन प्रकार के सहसंयोजक रासायनिक बंधन होते हैं, जो गठन के तंत्र में भिन्न होते हैं:

  1. सरल सहसंयोजक बंधन... इसके गठन के लिए, प्रत्येक परमाणु एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है। जब एक साधारण सहसंयोजक बंध बनता है, तो परमाणुओं के औपचारिक आवेश अपरिवर्तित रहते हैं।

  • यदि एक साधारण सहसंयोजक बंधन बनाने वाले परमाणु समान हैं, तो अणु में परमाणुओं के वास्तविक आवेश भी समान होते हैं, क्योंकि बंधन बनाने वाले परमाणु समान रूप से साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के मालिक होते हैं। इस कनेक्शन को कहा जाता है गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन... सरल पदार्थों का ऐसा संबंध होता है, उदाहरण के लिए: 2, 2, 2। लेकिन न केवल एक ही प्रकार के गैर-धातु एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बना सकते हैं। गैर-धातु तत्व, जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी समान महत्व की है, एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन भी बना सकते हैं, उदाहरण के लिए, PH 3 अणु में, बंधन सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय होता है, क्योंकि हाइड्रोजन का EO बराबर होता है फास्फोरस का ईओ।
  • यदि परमाणु भिन्न हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की साझा जोड़ी के स्वामित्व की डिग्री परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर से निर्धारित होती है। अधिक वैद्युतीयऋणात्मकता वाला परमाणु बंध इलेक्ट्रॉनों के एक जोड़े को अधिक मजबूती से आकर्षित करता है, और इसका वास्तविक आवेश ऋणात्मक हो जाता है। कम वैद्युतीयऋणात्मकता वाला परमाणु, तदनुसार, समान धनात्मक आवेश प्राप्त करता है। यदि दो अलग-अलग अधातुओं के बीच संबंध बनता है, तो ऐसा संबंध कहलाता है सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन.

  एथिलीन अणु सी 2 एच 4 में एक दोहरा बंधन सीएच 2 = सीएच 2 है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: एच: सी :: सी: एच। सभी एथिलीन परमाणुओं के नाभिक एक ही तल में स्थित होते हैं। प्रत्येक कार्बन परमाणु के तीन इलेक्ट्रॉन बादल एक ही तल में अन्य परमाणुओं के साथ तीन सहसंयोजक बंधन बनाते हैं (उनके बीच के कोण लगभग 120 °)। कार्बन परमाणु के चौथे संयोजकता इलेक्ट्रॉन का बादल अणु के तल के ऊपर और नीचे स्थित होता है। दोनों कार्बन परमाणुओं के ऐसे इलेक्ट्रॉन बादल, अणु के तल के ऊपर और नीचे आंशिक रूप से अतिव्यापी, कार्बन परमाणुओं के बीच एक दूसरा बंधन बनाते हैं। कार्बन परमाणुओं के बीच पहला, मजबूत सहसंयोजक बंधन -बंध कहलाता है; दूसरा, कम मजबूत सहसंयोजक बंधन कहलाता है (\ डिस्प्लेस्टाइल \ पीआई)- संचार।

  एक रैखिक एसिटिलीन अणु में

  N-S≡S-N (N: S ::: S: N)

  कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच -आबंध होते हैं, दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक -बंध और दो (\ डिस्प्लेस्टाइल \ पीआई)- समान कार्बन परमाणुओं के बीच के बंधन। दो (\ डिस्प्लेस्टाइल \ पीआई)-बॉन्ड दो परस्पर लंबवत विमानों में -बॉन्ड की क्रिया के क्षेत्र के ऊपर स्थित होते हैं।

  C6H6 चक्रीय बेंजीन अणु के सभी छह कार्बन परमाणु एक ही तल में स्थित होते हैं। -बंध वलय के तल में कार्बन परमाणुओं के बीच कार्य करते हैं; हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ प्रत्येक कार्बन परमाणु के लिए समान बंधन मौजूद हैं। कार्बन परमाणु इन बंधों को बनाने के लिए तीन इलेक्ट्रॉन खर्च करते हैं। कार्बन परमाणुओं के चौथे वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादल, जिनका आकार आठ का होता है, बेंजीन अणु के तल के लंबवत स्थित होते हैं। ऐसा प्रत्येक बादल पड़ोसी कार्बन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के साथ समान रूप से ओवरलैप करता है। बेंजीन अणु में, तीन अलग नहीं (\ डिस्प्लेस्टाइल \ पीआई)-कनेक्शन, लेकिन सिंगल (\ डिस्प्लेस्टाइल \ पीआई) डाइलेक्ट्रिक्स या अर्धचालक। परमाणु क्रिस्टल के विशिष्ट उदाहरण (परमाणु जिनमें सहसंयोजक (परमाणु) बंधन से जुड़े होते हैं) हैं

  और दो-इलेक्ट्रॉन तीन-केंद्र संचार।

  एम। बोर्न वेव फंक्शन की सांख्यिकीय व्याख्या को ध्यान में रखते हुए, बॉन्डिंग इलेक्ट्रॉनों को खोजने की संभावना घनत्व अणु के नाभिक (छवि 1) के बीच की जगह में केंद्रित है। इलेक्ट्रॉन युग्मों के प्रतिकर्षण के सिद्धांत में इन युग्मों के ज्यामितीय आयामों पर विचार किया जाता है। तो, प्रत्येक अवधि के तत्वों के लिए, इलेक्ट्रॉन जोड़ी (Å) की एक निश्चित औसत त्रिज्या होती है:

  0.6 नियॉन तक के तत्वों के लिए; 0.75 आर्गन तक के तत्वों के लिए; क्रिप्टन तक के तत्वों के लिए 0.75 और क्सीनन तक के तत्वों के लिए 0.8।

  एक सहसंयोजक बंधन की विशेषता गुण

  एक सहसंयोजक बंधन के विशिष्ट गुण - दिशात्मकता, संतृप्ति, ध्रुवता, ध्रुवीकरण - यौगिकों के रासायनिक और भौतिक गुणों को निर्धारित करते हैं।

  • बंधन की दिशा पदार्थ की आणविक संरचना और उनके अणु के ज्यामितीय आकार के कारण होती है।

  दो बंधों के बीच के कोणों को बंध कोण कहते हैं।

  • संतृप्ति परमाणुओं की सीमित संख्या में सहसंयोजक बंध बनाने की क्षमता है। किसी परमाणु द्वारा बनने वाले बंधों की संख्या उसके बाहरी परमाणु कक्षकों की संख्या से सीमित होती है।
  • बंधन की ध्रुवीयता परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर के कारण इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण होती है।

  इस विशेषता के अनुसार, सहसंयोजक बंधन गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय में विभाजित होते हैं (गैर-ध्रुवीय - एक डायटोमिक अणु में समान परमाणु (एच 2, सीएल 2, एन 2) होते हैं और प्रत्येक परमाणु के इलेक्ट्रॉन बादलों को सममित रूप से वितरित किया जाता है ये परमाणु; ध्रुवीय - एक द्विपरमाणुक अणु में विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणु होते हैं, और सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं में से एक की ओर विस्थापित हो जाता है, जिससे अणु में विद्युत आवेश के वितरण में एक विषमता उत्पन्न होती है, जिससे द्विध्रुवीय क्षण उत्पन्न होता है। अणु का)।

  • एक बंधन की ध्रुवीकरण एक बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में बंधन इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन में व्यक्त की जाती है, जिसमें एक अन्य प्रतिक्रियाशील कण भी शामिल है। ध्रुवीकरण इलेक्ट्रॉन गतिशीलता द्वारा निर्धारित किया जाता है। सहसंयोजक बंधों की ध्रुवीयता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के संबंध में अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता को निर्धारित करते हैं।

  हालांकि, दो बार नोबेल पुरस्कार विजेता एल. पॉलिंग ने बताया कि "कुछ अणुओं में एक सामान्य जोड़ी के बजाय एक या तीन इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंधन होते हैं।" आणविक हाइड्रोजन आयन एच 2 + में एक-इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधन का एहसास होता है।

  आणविक हाइड्रोजन आयन H2+ में दो प्रोटॉन और एक इलेक्ट्रॉन होता है। आणविक प्रणाली में एक एकल इलेक्ट्रॉन दो प्रोटॉन के इलेक्ट्रोस्टैटिक प्रतिकर्षण की भरपाई करता है और उन्हें 1.06 (H 2 + रासायनिक बंधन की लंबाई) की दूरी पर रखता है। आणविक प्रणाली के इलेक्ट्रॉन बादल के इलेक्ट्रॉन घनत्व का केंद्र बोहर त्रिज्या α 0 = 0.53 ए द्वारा दोनों प्रोटॉन से समान दूरी पर है और आणविक हाइड्रोजन आयन एच 2 + की समरूपता का केंद्र है।

  शब्द का इतिहास

  "सहसंयोजक बंधन" शब्द पहली बार 1919 में नोबेल पुरस्कार विजेता इरविंग लैंगमुइर द्वारा गढ़ा गया था। यह शब्द इलेक्ट्रॉनों के संयुक्त कब्जे के कारण होने वाले रासायनिक बंधन को संदर्भित करता है, एक धातु बंधन के विपरीत जिसमें इलेक्ट्रॉन मुक्त थे, या एक आयनिक बंधन जिसमें परमाणुओं में से एक ने एक इलेक्ट्रॉन दान किया और एक धनायन बन गया, और दूसरे परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन और एक आयन बन गया।

  संचार गठन

  एक सहसंयोजक बंधन दो परमाणुओं के बीच विभाजित इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी से बनता है, और इन इलेक्ट्रॉनों को दो स्थिर कक्षाओं में कब्जा करना चाहिए, प्रत्येक परमाणु से एक।

  ए + बी → ए: बी

  समाजीकरण के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन एक भरे हुए ऊर्जा स्तर का निर्माण करते हैं। एक बंधन बनता है यदि इस स्तर पर उनकी कुल ऊर्जा प्रारंभिक अवस्था से कम है (और ऊर्जा में अंतर बंधन ऊर्जा से ज्यादा कुछ नहीं होगा)।

  आण्विक कक्षकों के सिद्धांत के अनुसार, दो परमाणु कक्षकों का अतिव्यापन सरलतम स्थिति में दो आण्विक कक्षकों (MO) के निर्माण की ओर ले जाता है: MO . को जोड़नातथा विरोधी बाध्यकारी (ढीला) MO... साझा इलेक्ट्रॉन बॉन्डिंग MO पर स्थित होते हैं, जो ऊर्जा में कम होता है।

  परमाणुओं के पुनर्संयोजन पर आबंध का निर्माण

  हालांकि, अंतर-परमाणु संपर्क का तंत्र लंबे समय तक अज्ञात रहा। केवल 1930 में एफ। लंदन ने फैलाव आकर्षण की अवधारणा पेश की - तात्कालिक और प्रेरित (प्रेरित) द्विध्रुवों के बीच की बातचीत। वर्तमान में, परमाणुओं और अणुओं के उतार-चढ़ाव वाले विद्युत द्विध्रुवों के बीच परस्पर क्रिया के कारण आकर्षण बलों को "लंदन बल" कहा जाता है।

  इस तरह की बातचीत की ऊर्जा इलेक्ट्रॉनिक ध्रुवीकरण α के वर्ग के सीधे आनुपातिक है और छठी शक्ति के दो परमाणुओं या अणुओं के बीच की दूरी के विपरीत आनुपातिक है।

  दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बांड का निर्माण

  पिछले खंड में वर्णित सहसंयोजक बंधन गठन के सजातीय तंत्र के अलावा, एक विषम तंत्र है - विपरीत चार्ज किए गए आयनों की बातचीत - प्रोटॉन एच + और नकारात्मक हाइड्रोजन आयन एच -, जिसे हाइड्राइड आयन कहा जाता है:

  एच + + एच - → एच 2

  जब आयन एक-दूसरे के पास पहुंचते हैं, तो हाइड्राइड आयन के दो-इलेक्ट्रॉन बादल (इलेक्ट्रॉन जोड़ी) प्रोटॉन की ओर आकर्षित होते हैं और अंततः दोनों हाइड्रोजन नाभिक के लिए सामान्य हो जाते हैं, अर्थात यह एक बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़ी में बदल जाता है। एक कण जो एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी की आपूर्ति करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक कण जो इस इलेक्ट्रॉन जोड़ी को प्राप्त करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है। सहसंयोजक बंधन के गठन के इस तंत्र को दाता-स्वीकर्ता कहा जाता है।

  एच + + एच 2 ओ → एच 3 ओ +

  प्रोटॉन पानी के अणु की अकेली जोड़ी पर हमला करता है और एक स्थिर धनायन बनाता है जो एसिड के जलीय घोल में मौजूद होता है।

  एक अमोनिया अणु के लिए एक प्रोटॉन के अलावा एक जटिल अमोनियम केशन बनाने के लिए समान रूप से होता है:

  एनएच 3 + एच + → एनएच 4 +

  इस तरह (सहसंयोजक बंधन निर्माण के दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा) ओनियम यौगिकों का एक बड़ा वर्ग प्राप्त होता है, जिसमें अमोनियम, ऑक्सोनियम, फॉस्फोनियम, सल्फोनियम और अन्य यौगिक शामिल होते हैं।

  एक हाइड्रोजन अणु एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता के रूप में कार्य कर सकता है, जो एक प्रोटॉन के संपर्क में आण्विक हाइड्रोजन आयन एच 3 + के गठन की ओर जाता है:

  एच 2 + एच + → एच 3 +

  आण्विक हाइड्रोजन आयन H3+ का आबंधन इलेक्ट्रॉन युग्म एक साथ तीन प्रोटॉनों का होता है।

  सहसंयोजक बंधों के प्रकार

  तीन प्रकार के सहसंयोजक रासायनिक बंधन होते हैं, जो गठन के तंत्र में भिन्न होते हैं:

  1. सरल सहसंयोजक बंधन... इसके गठन के लिए, प्रत्येक परमाणु एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है। जब एक साधारण सहसंयोजक बंध बनता है, तो परमाणुओं के औपचारिक आवेश अपरिवर्तित रहते हैं।

  • यदि एक साधारण सहसंयोजक बंधन बनाने वाले परमाणु समान हैं, तो अणु में परमाणुओं के वास्तविक आवेश भी समान होते हैं, क्योंकि बंधन बनाने वाले परमाणु समान रूप से साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के मालिक होते हैं। इस कनेक्शन को कहा जाता है गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन... सरल पदार्थों का ऐसा संबंध होता है, उदाहरण के लिए: 2, 2, 2। लेकिन न केवल एक ही प्रकार के गैर-धातु एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बना सकते हैं। गैर-धातु तत्व, जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी समान महत्व की है, एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन भी बना सकते हैं, उदाहरण के लिए, PH 3 अणु में, बंधन सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय होता है, क्योंकि हाइड्रोजन का EO बराबर होता है फास्फोरस का ईओ।
  • यदि परमाणु भिन्न हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की साझा जोड़ी के स्वामित्व की डिग्री परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर से निर्धारित होती है। अधिक वैद्युतीयऋणात्मकता वाला परमाणु बंध इलेक्ट्रॉनों के एक जोड़े को अधिक मजबूती से आकर्षित करता है, और इसका वास्तविक आवेश ऋणात्मक हो जाता है। कम वैद्युतीयऋणात्मकता वाला परमाणु, तदनुसार, समान धनात्मक आवेश प्राप्त करता है। यदि दो अलग-अलग अधातुओं के बीच संबंध बनता है, तो ऐसा संबंध कहलाता है सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन.

  एथिलीन अणु सी 2 एच 4 में एक दोहरा बंधन सीएच 2 = सीएच 2 है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: एच: सी :: सी: एच। सभी एथिलीन परमाणुओं के नाभिक एक ही तल में स्थित होते हैं। प्रत्येक कार्बन परमाणु के तीन इलेक्ट्रॉन बादल एक ही तल में अन्य परमाणुओं के साथ तीन सहसंयोजक बंधन बनाते हैं (उनके बीच के कोण लगभग 120 °)। कार्बन परमाणु के चौथे संयोजकता इलेक्ट्रॉन का बादल अणु के तल के ऊपर और नीचे स्थित होता है। दोनों कार्बन परमाणुओं के ऐसे इलेक्ट्रॉन बादल, अणु के तल के ऊपर और नीचे आंशिक रूप से अतिव्यापी, कार्बन परमाणुओं के बीच एक दूसरा बंधन बनाते हैं। कार्बन परमाणुओं के बीच पहला, मजबूत सहसंयोजक बंधन -बंध कहलाता है; दूसरा, कम मजबूत सहसंयोजक बंधन कहलाता है (\ डिस्प्लेस्टाइल \ पीआई)- संचार।

  व्याख्यान योजना:

  1. सहसंयोजक बंधन की अवधारणा।

  2. वैद्युतीयऋणात्मकता।

  3. ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय 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 कुल परमाणुओं से बन सकता है, और फिर यह गैर-ध्रुवीय होता है; उदाहरण के लिए, ऐसा सहसंयोजक बंधन एकल-तत्व गैसों H 2, O 2, N 2, Cl 2, आदि के अणुओं में मौजूद होता है।

  रासायनिक प्रकृति के समान विभिन्न तत्वों के परमाणुओं द्वारा एक सहसंयोजक बंधन बनाया जा सकता है, और फिर यह ध्रुवीय होता है; उदाहरण के लिए, ऐसा सहसंयोजक बंधन अणुओं एच 2 ओ, एनएफ 3, सीओ 2 में मौजूद है।

  इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा को पेश करना आवश्यक है।

  इलेक्ट्रोनगेटिविटी एक रासायनिक तत्व के परमाणुओं की एक रासायनिक बंधन के गठन में शामिल आम इलेक्ट्रॉन जोड़े को खींचने की क्षमता है।

  
  इलेक्ट्रोनगेटिविटीज की एक श्रृंखला

  अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्व कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्वों से साझा इलेक्ट्रॉनों को खींचेंगे।

  एक सहसंयोजक बंधन के दृश्य प्रतिनिधित्व के लिए, रासायनिक सूत्रों में बिंदुओं का उपयोग किया जाता है (प्रत्येक बिंदु एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन से मेल खाता है, और एक रेखा भी एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी से मेल खाती है)।

  उदाहरण।Cl 2 अणु में बंधों को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

  सूत्रों के ऐसे रिकॉर्ड समकक्ष हैं। सहसंयोजक बंधों में एक स्थानिक अभिविन्यास होता है। परमाणुओं के सहसंयोजक बंधन के परिणामस्वरूप, परमाणुओं की कड़ाई से परिभाषित ज्यामितीय व्यवस्था के साथ या तो अणु या परमाणु क्रिस्टल जाली बनते हैं। प्रत्येक पदार्थ की अपनी संरचना होती है।

  बोहर के सिद्धांत के दृष्टिकोण से, एक सहसंयोजक बंधन के गठन को परमाणुओं की अपनी बाहरी परत को एक ऑक्टेट (8 इलेक्ट्रॉनों तक पूर्ण भरने) में बदलने की प्रवृत्ति द्वारा समझाया गया है। दोनों परमाणुओं को एक सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए प्रस्तुत किया जाता है, एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन, और दोनों इलेक्ट्रॉन सामान्य हो जाते हैं।
  उदाहरण। क्लोरीन अणु निर्माण।

  

  डॉट्स इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करते हैं। व्यवस्था करते समय, नियम का पालन किया जाना चाहिए: इलेक्ट्रॉनों को एक निश्चित क्रम में रखा जाता है - एक समय में बाएं, ऊपर, दाएं, नीचे एक, फिर एक समय में एक, अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को जोड़ें और एक बंधन के निर्माण में भाग लें।

  दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से बनने वाला एक नया इलेक्ट्रॉन युग्म दो क्लोरीन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाता है। इलेक्ट्रॉन बादलों को ओवरलैप करके सहसंयोजक बंधन बनाने के कई तरीके हैं।
  

  - एक बंधन -बंधन की तुलना में बहुत अधिक मजबूत होता है, और एक -बंधन केवल -बंध के साथ हो सकता है। इस बंधन के कारण, डबल और ट्रिपल मल्टीपल बॉन्ड बनते हैं।

  विभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं के बीच ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन बनते हैं।

  हाइड्रोजन से क्लोरीन में इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन के कारण, क्लोरीन परमाणु आंशिक रूप से नकारात्मक चार्ज होता है, हाइड्रोजन आंशिक रूप से सकारात्मक रूप से चार्ज होता है।

  ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

  यदि एक द्विपरमाणुक अणु में एक तत्व के परमाणु होते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादल अंतरिक्ष में परमाणुओं के नाभिक के संबंध में सममित रूप से वितरित होता है। इस सहसंयोजक बंधन को गैर-ध्रुवीय कहा जाता है। यदि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल एक परमाणु की ओर विस्थापित हो जाता है। इस मामले में, सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय है। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी को अपनी ओर आकर्षित करने के लिए एक परमाणु की क्षमता का आकलन करने के लिए, इलेक्ट्रोनगेटिविटी के परिमाण का उपयोग किया जाता है।

  एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के गठन के परिणामस्वरूप, एक अधिक विद्युतीय परमाणु आंशिक नकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है, और कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला परमाणु आंशिक सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है। इन आवेशों को सामान्यतः अणु में परमाणुओं के प्रभावी आवेश के रूप में जाना जाता है। वे भिन्नात्मक हो सकते हैं। उदाहरण के लिए, एचसीएल अणु में प्रभावी चार्ज 0.17e है (जहां ई इलेक्ट्रॉन चार्ज है। इलेक्ट्रॉन चार्ज 1.602 है। 10 -19 सी):

  एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर स्थित समान परिमाण के दो आवेशों की एक प्रणाली, लेकिन संकेत में विपरीत, विद्युत द्विध्रुव कहलाती है। जाहिर है, एक ध्रुवीय अणु एक सूक्ष्म द्विध्रुव है। यद्यपि द्विध्रुव का कुल आवेश शून्य होता है, उसके आसपास के स्थान में एक विद्युत क्षेत्र होता है, जिसकी शक्ति द्विध्रुवीय क्षण m के समानुपाती होती है:

  एसआई प्रणाली में, द्विध्रुवीय क्षण को Kl × m में मापा जाता है, लेकिन आमतौर पर ध्रुवीय अणुओं के लिए, माप की एक इकाई के रूप में डेबी का उपयोग किया जाता है (इकाई का नाम पी। डेबी के नाम पर रखा गया है):

  1 डी = 3.33 × 10 -30 सी × एम

  द्विध्रुवीय क्षण एक अणु की ध्रुवता के मात्रात्मक माप के रूप में कार्य करता है। बहुपरमाणुक अणुओं के लिए, द्विध्रुव आघूर्ण रासायनिक बंधों के द्विध्रुव आघूर्णों का सदिश योग होता है। इसलिए, यदि कोई अणु सममित है, तो वह गैर-ध्रुवीय हो सकता है, भले ही उसके प्रत्येक बंधन में एक महत्वपूर्ण द्विध्रुवीय क्षण हो। उदाहरण के लिए, एक तलीय BF 3 अणु में या एक रैखिक BeCl 2 अणु में, बंध द्विध्रुव आघूर्णों का योग शून्य होता है:

  इसी प्रकार, चतुष्फलकीय अणु CH4 और CBr4 में शून्य द्विध्रुव आघूर्ण होता है। हालांकि, समरूपता तोड़ने, उदाहरण के लिए, बीएफ 2 सीएल अणु में, एक गैर-शून्य द्विध्रुवीय क्षण होता है।

  एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन का सीमित मामला एक आयनिक बंधन है। यह उन परमाणुओं से बनता है जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी काफी भिन्न होती है। जब एक आयनिक बंधन बनता है, तो परमाणुओं में से एक के लिए बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़ी का लगभग पूर्ण संक्रमण होता है, और सकारात्मक और नकारात्मक आयन बनते हैं, जो इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा एक दूसरे के करीब होते हैं। चूंकि किसी दिए गए आयन के लिए इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण दिशा की परवाह किए बिना विपरीत संकेत के किसी भी आयन पर कार्य करता है, एक आयनिक बंधन, एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, इसकी विशेषता है अप्रत्यक्षतातथा असंतृप्ति... सबसे स्पष्ट आयनिक बंधन वाले अणु विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट गैर-धातुओं (NaCl, CsF, आदि) के परमाणुओं से बनते हैं, अर्थात। जब परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर बड़ा होता है।

  दुनिया के संगठन के रासायनिक स्तर पर अंतिम भूमिका संरचनात्मक कणों को जोड़ने, एक दूसरे से जुड़ने की विधि द्वारा निभाई जाती है। सरल पदार्थों के भारी बहुमत, अर्थात् गैर-धातु, में एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय प्रकार का बंधन होता है, शुद्ध धातुओं के अपवाद के साथ, उनके पास बंधन की एक विशेष विधि होती है, जिसे क्रिस्टल जाली में मुक्त इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के माध्यम से महसूस किया जाता है। .

  जिसके प्रकार और उदाहरण नीचे इंगित किए जाएंगे, या बल्कि, बाध्यकारी प्रतिभागियों में से किसी एक को इन बांडों का स्थानीयकरण या आंशिक विस्थापन, एक या किसी अन्य तत्व की विद्युतीय विशेषता द्वारा सटीक रूप से समझाया गया है। विस्थापन उस परमाणु में होता है जिसमें यह अधिक मजबूत होता है।

  सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन

  एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन का "सूत्र" सरल है - एक ही प्रकृति के दो परमाणु अपने वैलेंस शेल के इलेक्ट्रॉनों को एक संयुक्त जोड़ी में जोड़ते हैं। ऐसी जोड़ी को विभाजित कहा जाता है क्योंकि यह समान रूप से बंधन में दोनों प्रतिभागियों से संबंधित है। यह इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी के रूप में इलेक्ट्रॉन घनत्व के सामान्यीकरण के लिए धन्यवाद है कि परमाणु अधिक स्थिर स्थिति में गुजरते हैं, क्योंकि वे अपने बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर को पूरा करते हैं, और "ऑक्टेट" (या "डबल" के मामले में) एक साधारण पदार्थ हाइड्रोजन एच 2, इसमें एक एकल एस-ऑर्बिटल है, जिसके पूरा होने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है) - यह बाहरी स्तर की स्थिति है, जिसमें सभी परमाणु होते हैं, क्योंकि इसकी फिलिंग न्यूनतम के साथ राज्य से मेल खाती है ऊर्जा।

  

  एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का एक उदाहरण अकार्बनिक में है और यह जितना अजीब लग सकता है, लेकिन कार्बनिक रसायन विज्ञान में भी। इस प्रकार का बंधन सभी साधारण पदार्थों में निहित है - गैर-धातु, महान गैसों को छोड़कर, क्योंकि एक अक्रिय गैस परमाणु का वैलेंस स्तर पहले ही पूरा हो चुका है और इसमें इलेक्ट्रॉनों का एक ऑक्टेट है, जिसका अर्थ है कि एक समान के साथ संबंध नहीं है इसके लिए समझ में आता है और यह कम ऊर्जावान रूप से फायदेमंद भी है। कार्बनिक पदार्थों में, गैर-ध्रुवीयता एक निश्चित संरचना के व्यक्तिगत अणुओं में पाई जाती है और सशर्त होती है।

  सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन

  एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का एक उदाहरण एक साधारण पदार्थ के कुछ अणुओं तक सीमित है, जबकि द्विध्रुवीय यौगिक, जिसमें इलेक्ट्रॉन घनत्व आंशिक रूप से अधिक विद्युतीय तत्व की ओर स्थानांतरित हो जाता है, भारी बहुमत है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी के विभिन्न परिमाण वाले परमाणुओं का कोई भी संयोजन एक ध्रुवीय बंधन देता है। विशेष रूप से, कार्बनिक पदार्थों में बंधन सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन होते हैं। कभी-कभी आयनिक, अकार्बनिक ऑक्साइड भी ध्रुवीय होते हैं, और लवण और अम्लों में आयनिक प्रकार के बंधन प्रबल होते हैं।

  आयनिक प्रकार के यौगिकों को कभी-कभी ध्रुवीय बंधन का चरम मामला माना जाता है। यदि तत्वों में से एक की विद्युत ऋणात्मकता दूसरे की तुलना में काफी अधिक है, तो इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से बंधन केंद्र से इसमें स्थानांतरित हो जाती है। इस प्रकार आयनों में पृथक्करण होता है। जो इलेक्ट्रॉन युग्म लेता है वह ऋणायन में बदल जाता है और ऋणात्मक आवेश प्राप्त करता है, और जो इलेक्ट्रॉन खोता है वह धनायन में बदल जाता है और धनात्मक हो जाता है।

  

  एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन प्रकार के साथ अकार्बनिक पदार्थों के उदाहरण

  एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थ, उदाहरण के लिए, सभी बाइनरी गैस अणु हैं: हाइड्रोजन (एच - एच), ऑक्सीजन (ओ = ओ), नाइट्रोजन (इसके अणु में 2 परमाणु एक ट्रिपल बॉन्ड (एन ≡ एन) से जुड़े होते हैं। ); तरल पदार्थ और ठोस: क्लोरीन (Cl - Cl), फ्लोरीन (F - F), ब्रोमीन (Br - Br), आयोडीन (I - I)। साथ ही विभिन्न तत्वों के परमाणुओं से युक्त जटिल पदार्थ, लेकिन वैद्युतीयऋणात्मकता के वास्तविक समान मूल्य के साथ, उदाहरण के लिए, फॉस्फोरस हाइड्राइड - PH 3।

  कार्बनिक और गैर-ध्रुवीय बंधन

  यह बहुत स्पष्ट है कि सब कुछ जटिल है। प्रश्न उठता है कि एक जटिल पदार्थ में अध्रुवीय बंधन कैसे हो सकता है? उत्तर बहुत सरल है, यदि आप इसके बारे में थोड़ा तार्किक रूप से सोचते हैं। यदि जुड़े तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता का मान थोड़ा भिन्न होता है और यौगिक में नहीं बनता है, तो ऐसे कनेक्शन को गैर-ध्रुवीय माना जा सकता है। कार्बन और हाइड्रोजन के साथ ठीक यही स्थिति है: कार्बनिक पदार्थों में सभी सी - एच बांड गैर-ध्रुवीय माने जाते हैं।

  एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का एक उदाहरण मीथेन का एक अणु है, सबसे सरल इसमें एक कार्बन परमाणु होता है, जो कि इसकी वैधता के अनुसार, चार हाइड्रोजन परमाणुओं से एकल बंधनों से जुड़ा होता है। वास्तव में, अणु द्विध्रुव नहीं है, क्योंकि कुछ हद तक इसकी चतुष्फलकीय संरचना के कारण इसमें आवेशों का कोई स्थानीकरण नहीं होता है। इलेक्ट्रॉन घनत्व समान रूप से वितरित किया जाता है।

  

  गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का एक उदाहरण अधिक जटिल कार्बनिक यौगिकों में भी पाया जाता है। यह मेसोमेरिक प्रभावों के कारण महसूस किया जाता है, अर्थात, इलेक्ट्रॉन घनत्व का क्रमिक पुल-बैक, जो कार्बन श्रृंखला के साथ तेजी से बुझ जाता है। तो, हेक्साक्लोरोइथेन अणु में, छह क्लोरीन परमाणुओं द्वारा इलेक्ट्रॉन घनत्व को समान रूप से खींचने के कारण सी - सी बंधन गैर-ध्रुवीय है।

  अन्य प्रकार के लिंक

  सहसंयोजक बंधन के अलावा, जो, वैसे, दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा किया जा सकता है, आयनिक, धातु और हाइड्रोजन बंधन हैं। अंतिम दो की संक्षिप्त विशेषताओं को ऊपर प्रस्तुत किया गया है।

  

  हाइड्रोजन बॉन्ड एक इंटरमॉलिक्युलर इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन है जो तब होता है जब एक अणु में हाइड्रोजन परमाणु होता है और कोई अन्य जिसमें एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं। इस प्रकार का बंधन दूसरों की तुलना में बहुत कमजोर है, लेकिन इस तथ्य के कारण कि इनमें से बहुत से बंधन पदार्थ में बन सकते हैं, यह कनेक्शन के गुणों में महत्वपूर्ण योगदान देता है।

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

  रासायनिक बंधन आकर्षण के विद्युत बलों के परमाणुओं के बीच क्रिया के परिणामस्वरूप एक अणु और एक क्रिस्टल जाली में परमाणुओं का पारस्परिक आसंजन 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 एक कुल के परमाणुओं द्वारा बनाया जा 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। रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता। वैलेंस कोण। अणुओं में परमाणुओं पर प्रभावी आवेश। रासायनिक बंधन द्विध्रुवीय क्षण। एक बहुपरमाणुक अणु का द्विध्रुव आघूर्ण। एक बहुपरमाणुक अणु के द्विध्रुव आघूर्ण के परिमाण को निर्धारित करने वाले कारक।

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

  संचार ऊर्जा- इसके गठन के दौरान जारी ऊर्जा, या दो बाध्य परमाणुओं के पृथक्करण के लिए आवश्यक। बॉन्ड एनर्जी 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।

  युग्मन द्विध्रुवीय क्षण(एम) एक वेक्टर मात्रा है जो बंधन की ध्रुवीयता को दर्शाती है।

  वेक्टर की लंबाई प्रभावी चार्ज q द्वारा बांड की लंबाई l के गुणनफल के बराबर होती है, जिसे परमाणु तब प्राप्त करते हैं जब इलेक्ट्रॉन घनत्व को स्थानांतरित किया जाता है: | मी | = एल क्यू। द्विध्रुवीय क्षण के वेक्टर को धनात्मक आवेश 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।

  लिंक की विशेषताएं उनकी बहुलता से प्रभावित होती हैं:

  बाध्यकारी ऊर्जा एक पंक्ति में बढ़ती है;

  बांड की लंबाई विपरीत क्रम में बढ़ती है।

  संचार ऊर्जा(सिस्टम की दी गई स्थिति के लिए) - उस राज्य की ऊर्जा के बीच का अंतर 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 E, N घटकों (कणों) की एक प्रणाली में घटकों की बाध्यकारी ऊर्जा है, Ei एक अनबाउंड अवस्था में ith घटक की कुल ऊर्जा है (एक असीम रूप से दूर आराम करने वाला कण) और E बाध्य प्रणाली की कुल ऊर्जा है। असीम रूप से दूर आराम करने वाले कणों से युक्त एक प्रणाली के लिए, बाध्यकारी ऊर्जा को शून्य 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 मेल खाती है, नकारात्मक आयनों के लिए - एक इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के साथ। एक द्विपरमाणुक अणु के रासायनिक बंधन की ऊर्जा उसके ऊष्मीय पृथक्करण की ऊर्जा से मेल खाती है, जो सैकड़ों kJ / mol के क्रम पर होती है। परमाणु नाभिक के हैड्रोन 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 लंबाई- रासायनिक रूप से बंधे परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी। एक रासायनिक बंधन की लंबाई एक महत्वपूर्ण भौतिक मात्रा है जो एक रासायनिक बंधन के ज्यामितीय आयाम, अंतरिक्ष में इसकी लंबाई 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 मूल्य है जो रासायनिक बंधन बनाने वाले परमाणुओं के सहसंयोजक त्रिज्या के योग से निर्धारित होती है।

  रासायनिक बंधों की ध्रुवीयता- एक रासायनिक बंधन की विशेषता, इस बंधन को बनाने वाले तटस्थ परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की तुलना में नाभिक के आसपास अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण में परिवर्तन को दर्शाता है। आप एक अणु में एक बंधन की ध्रुवीयता को माप सकते हैं। एक सटीक मात्रात्मक मूल्यांकन की कठिनाई यह है कि बंधन की ध्रुवीयता कई कारकों पर निर्भर करती है: परमाणुओं का आकार और कनेक्टिंग अणुओं के आयन; कनेक्टिंग परमाणुओं में पहले से मौजूद कनेक्शन की संख्या और प्रकृति से उनके दिए गए इंटरैक्शन तक; 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 सामान्य तौर पर लगभग समान परिणाम (मान) देते हैं।

  उदाहरण के लिए, एचसीएल के लिए यह पाया गया कि इस अणु के प्रत्येक परमाणु पर एक पूरे इलेक्ट्रॉन के चार्ज के 0.17 के बराबर चार्ज होता है। हाइड्रोजन परमाणु पर +0.17, और क्लोरीन परमाणु पर -0.17। परमाणुओं पर तथाकथित प्रभावी आवेशों का उपयोग अक्सर एक बंधन की ध्रुवीयता के मात्रात्मक माप के रूप में किया जाता है। प्रभावी आवेश को नाभिक के पास अंतरिक्ष के एक निश्चित 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 ऐसे क्षेत्र में स्पष्ट रूप से अंतर करना असंभव है जो विशेष रूप से एक परमाणु को संदर्भित करता है, और कई बंधनों के साथ, 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। बंध कोण संलग्न परमाणुओं की व्यक्तिगत विशेषताओं और केंद्रीय परमाणु के परमाणु कक्षकों के संकरण पर निर्भर करते हैं। सरल अणुओं के लिए, बंधन कोण, अणु के अन्य ज्यामितीय मापदंडों की तरह, क्वांटम रसायन विज्ञान के तरीकों का उपयोग करके गणना 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।

  कुशल परमाणु प्रभार, रासायनिक में किसी दिए गए परमाणु से संबंधित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बीच अंतर को दर्शाता है। कॉम।, और इलेक्ट्रॉनों की संख्या मुक्त। परमाणु। ई. जेड के अनुमान के लिए। ए। उन मॉडलों का उपयोग करें जिनमें प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित मूल्यों को परमाणुओं पर स्थानीयकृत बिंदु गैर-ध्रुवीय आवेशों के कार्यों के रूप में दर्शाया जाता है; उदाहरण के लिए, द्विपरमाणुक अणु के द्विध्रुव आघूर्ण को E. z का गुणनफल माना जाता है। ए। अंतर-परमाणु दूरी पर। ऐसे मॉडलों के ढांचे के भीतर, ई. जेड. 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। किसी बंधन की ध्रुवता की विशेषता उसका द्विध्रुव आघूर्ण है।

  किसी अणु का द्विध्रुव आघूर्ण उसके रासायनिक बंधों के द्विध्रुव आघूर्ण के सदिश योग के बराबर होता है। यदि ध्रुवीय बंधन एक अणु में सममित रूप से व्यवस्थित होते हैं, तो सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज एक दूसरे को रद्द कर देते हैं, और अणु समग्र रूप से गैर-ध्रुवीय होता है। ऐसा होता है, उदाहरण के लिए, कार्बन डाइऑक्साइड के एक 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।

  

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

  

  

  परमाणु कक्षकों के संकरण की अवधारणा और अणुओं और आयनों की स्थानिक संरचना। हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की विशेषताएं। संकरण के मुख्य प्रकार हैं एसपी, एसपी2, एसपी3, डीएसपी2, एसपी3डी, एसपी3डी2। इलेक्ट्रॉन एकाकी 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, 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 अणुओं में, उदाहरण के लिए, C1-E-C1 बंधन कोण 180, 120 और 109.28 о है। इन अणुओं में से प्रत्येक के लिए ई-सी 1 बंधन लंबाई के मूल्यों और ऊर्जाओं का समान मूल्य होता है। कक्षीय संकरण का सिद्धांत यह है कि विभिन्न आकृतियों और ऊर्जाओं के प्रारंभिक AO मिश्रित होने पर समान आकार और ऊर्जा के नए कक्षक 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 के 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 से अच्छी तरह सहमत हैं। पहले दृष्टिकोण को वैलेंस इलेक्ट्रॉन जोड़े (वीईपीपी) के प्रतिकर्षण का सिद्धांत कहा जाता है। "डरावना" 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 विशिष्ट 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 एक दूसरे से यथासंभव दूर स्थित हों:

  

  यह केवल अणु के रैखिक आकार के साथ ही संभव है, जब बंधों के बीच का कोण (ClBeCl कोण) 180 ° 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 त्रिभुज का आकार होता है, जहाँ बंधों (कोण FBF) के बीच के सभी कोण 120 ° के बराबर होते हैं:

  

  परमाणु कक्षकों का संकरण।

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

  

  हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ सामान्य रूप से इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े के अलावा, ऑक्सीजन परमाणु में दो जोड़े बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं जो एक बंधन के निर्माण में शामिल नहीं होते हैं ( अकेले जोड़े)। इलेक्ट्रॉनों के सभी चार जोड़े ऑक्सीजन परमाणु के चारों ओर अंतरिक्ष में विशिष्ट क्षेत्रों पर कब्जा कर लेते हैं। चूँकि इलेक्ट्रॉन एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं, इसलिए इलेक्ट्रॉन बादलों को यथासंभव दूर रखा जाता है। इस मामले में, संकरण के परिणामस्वरूप, परमाणु कक्षाओं का आकार बदल जाता है, वे बढ़े हुए होते हैं और टेट्राहेड्रोन के शीर्षों 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।

  
  

  

  

  

  

  AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 प्रकार के अणुओं और आयनों का आकार। d-AOs प्लैनर वर्ग के अणुओं में -बंधों के निर्माण में, अष्टफलकीय अणुओं में और त्रिकोणीय द्विपिरामिड के रूप में निर्मित अणुओं में शामिल होते हैं। अणुओं के स्थानिक विन्यास पर इलेक्ट्रॉन जोड़े के प्रतिकर्षण का प्रभाव (एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े KNEP की भागीदारी की अवधारणा)।

  AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 . प्रकार के अणुओं और आयनों का आकार... प्रत्येक प्रकार का एओ संकरण कड़ाई से परिभाषित ज्यामितीय आकार से मेल खाता है, प्रयोगात्मक रूप से पुष्टि की जाती है। यह हाइब्रिड ऑर्बिटल्स द्वारा बनाए गए σ-बॉन्ड पर आधारित है; -इलेक्ट्रॉनों के डेलोकाइज्ड जोड़े (एकाधिक बॉन्ड के मामले में) अपने इलेक्ट्रोस्टैटिक क्षेत्र में चलते हैं (सारणी 5.3)। सपा संकरण... एक समान प्रकार का संकरण तब होता है जब एक परमाणु एस और पी ऑर्बिटल्स में स्थित इलेक्ट्रॉनों और समान ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉनों के कारण दो बंधन बनाता है। इस प्रकार का संकरण AB2 प्रकार के अणुओं के लिए विशिष्ट है (चित्र। 5.4)। ऐसे अणुओं और आयनों के उदाहरण तालिका में दिए गए हैं। 5.3 (अंजीर.5.4)।

  तालिका 5.3

  अणुओं की ज्यामितीय आकृतियाँ

  

  E एक अकेला इलेक्ट्रॉन युग्म है।

  BeCl2 अणु संरचना। बेरिलियम परमाणु में सामान्य अवस्था में बाहरी परत में दो युग्मित s इलेक्ट्रॉन होते हैं। उत्तेजना के परिणामस्वरूप, एस इलेक्ट्रॉनों में से एक पी-राज्य 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 बदल 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 का निर्धारण करने वाले कारक। हाइड्रोजन बंध। हाइड्रोजन बंधन की प्रकृति। हाइड्रोजन बांड की मात्रात्मक विशेषताएं। इंटर- और इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड।

  इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन- परस्पर क्रिया। आपस में अणु, जो टूटने या नए रसायन के निर्माण की ओर नहीं ले जाते हैं। सम्बन्ध। एम. इन. वास्तविक गैसों और आदर्श गैसों के बीच अंतर, तरल पदार्थ और एक घाट के अस्तित्व को निर्धारित करता है। क्रिस्टल एम. से. बहुतों पर निर्भर हैं। संरचनात्मक, वर्णक्रमीय, थर्मोडायनामिक। और अन्य sv-va in-v। एम। की अवधारणा का उद्भव। वैन डेर वाल्स के नाम से जुड़े, टू-री, एसवी-इन वास्तविक गैसों और तरल पदार्थों की व्याख्या करने के लिए, 1873 में प्रस्तावित एम। सदी को ध्यान में रखते हुए राज्य का समीकरण। इसलिए, एम। की ताकतों में। अक्सर वैन डेर वाल्स कहा जाता है।

  एम। का आधार।परस्पर क्रिया के कूलम्ब बलों का निर्माण करें। एक अणु के इलेक्ट्रॉनों और नाभिकों के बीच और दूसरे के नाभिक और इलेक्ट्रॉनों के बीच। प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित sv-vah in-va में, एक औसत अंतःक्रिया प्रकट होती है, जो अणुओं के बीच की दूरी R, उनके पारस्परिक अभिविन्यास, संरचना और भौतिक पर निर्भर करती है। विशेषताएं (द्विध्रुवीय क्षण, ध्रुवीकरण, आदि)। बड़े आर में, स्वयं अणुओं के रैखिक आयामों से काफी अधिक है, जिसके परिणामस्वरूप अणुओं के इलेक्ट्रॉनिक गोले ओवरलैप नहीं होते हैं, एम की ताकतों में। यथोचित रूप से तीन प्रकारों में विभाजित किया जा सकता है - इलेक्ट्रोस्टैटिक, ध्रुवीकरण (प्रेरण) और फैलाव। इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों को कभी-कभी प्राच्य बल कहा जाता है, लेकिन यह गलत है, क्योंकि अणुओं का पारस्परिक अभिविन्यास ध्रुवीकरण के कारण भी हो सकता है। बल यदि अणु अनिसोट्रोपिक हैं।

  अणुओं (आर ~ एल) के बीच छोटी दूरी पर, अलग-अलग प्रकार के एम के बीच अंतर करें। यह केवल लगभग संभव है, जबकि, नामित तीन प्रकारों के अलावा, दो और हैं, जो इलेक्ट्रॉनिक गोले के अतिव्यापी से जुड़े हैं, - इलेक्ट्रॉनिक चार्ज के हस्तांतरण के कारण विनिमय बातचीत और बातचीत। कुछ पारंपरिकता के बावजूद, प्रत्येक विशिष्ट मामले में ऐसा विभाजन एम की प्रकृति की व्याख्या करना संभव बनाता 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।

  पर्याप्त रूप से कम तापमान पर, पदार्थ ठोस अवस्था में होता है। 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 संतुलन की स्थिति के करीब रखते हैं। यह अपने स्वयं के आकार और मात्रा के क्रिस्टलीय निकायों की उपस्थिति और एक उच्च कतरनी प्रतिरोध की व्याख्या करता है।

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

  अक्सर ठोस और तरल अवस्थाओं को एक सामान्य शब्द - संघनित अवस्था के साथ संयोजित करने की प्रथा 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 इंटरैक्शन 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) की उपस्थिति का कारण बनता है। वे बल जो अणुओं के आकर्षण को सुगम बनाते हैं, वैन डेर वाल्स बल कहलाते हैं।

  वे तीन प्रकार के होते हैं इंटरमॉलिक्युलर इंटरेक्शन :

  ए) ओरिएंटल इंटरैक्शन, जो ध्रुवीय अणुओं के बीच ऐसी स्थिति पर कब्जा करने का प्रयास कर रहा है जिसमें उनके द्विध्रुव विपरीत ध्रुवों के साथ एक-दूसरे का सामना कर रहे हों, और पल में इन द्विध्रुवों के वैक्टर एक सीधी रेखा के साथ उन्मुख होंगे (दूसरे तरीके से यह है द्विध्रुव-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया कहलाती है);

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

  ग) फैलाव, जो इलेक्ट्रॉनों की गति और नाभिक के कंपन के दौरान अणुओं में सकारात्मक और नकारात्मक आवेशों 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, एआर, एच 2, एन 2, सीएच 4 नहीं किया जाता है। NH3 अणुओं के लिए, फैलाव बातचीत 50%, ओरिएंटल - 44.6%, और प्रेरण - 5.4% के लिए होती है। वैन डेर वाल्स आकर्षण बल की ध्रुवीय ऊर्जा निम्न मूल्यों की विशेषता है। तो, बर्फ के लिए यह 11 kJ / mol है, अर्थात। सहसंयोजक बंधन H-O (456 kJ / mol) की ऊर्जा का 2.4%। वैन डेर वाल्स गुरुत्वाकर्षण बल भौतिक संपर्क हैं।

  हाइड्रोजन बंधएक 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 उच्च ईओ और एक बहुत छोटे आकार के साथ एक परमाणु की ओर इलेक्ट्रॉन जोड़ी का एक महत्वपूर्ण बदलाव। . 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।

  यदि इस अणु में दाता और स्वीकर्ता क्षमता वाले समूह होते हैं तो हाइड्रोजन बांड विभिन्न अणुओं के बीच और एक अणु के भीतर उत्पन्न हो सकते हैं। तो, यह इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड हैं जो पेप्टाइड श्रृंखलाओं के निर्माण में मुख्य भूमिका निभाते हैं जो प्रोटीन की संरचना को 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 कुंडलित होता है। इस डबल हेलिक्स की दो किस्में एक दूसरे से हाइड्रोजन बंधी हुई हैं। हाइड्रोजन बंध संयोजकता और अंतराआण्विक अंतःक्रियाओं के बीच मध्यवर्ती है। यह ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणु के अद्वितीय गुणों, इसके छोटे आकार और इलेक्ट्रॉनिक 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 और एमाइन जैसे तरल पदार्थों में मजबूत हाइड्रोजन बांड बनते हैं। क्रिस्टलीकरण के दौरान, इन पदार्थों में हाइड्रोजन बांड आमतौर पर बरकरार रहते हैं। इसलिए, उनकी क्रिस्टल संरचनाएं जंजीरों (मेथनॉल), फ्लैट द्वि-आयामी परतों (बोरिक एसिड), त्रि-आयामी त्रि-आयामी नेटवर्क (बर्फ) के रूप में होती हैं।

  यदि हाइड्रोजन आबंध एक अणु के भागों को जोड़ता है, तो वे कहते हैं इंट्रामोलीक्युलर हाइड्रोजन बंध। यह कई कार्बनिक यौगिकों के लिए विशेष रूप से सच 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 बल्कि मजबूत जोड़े, जंजीर, वलय बनाते हैं। तो, फॉर्मिक एसिड, तरल और गैसीय दोनों अवस्थाओं में, डिमर के रूप में मौजूद होता है:

  

  और हाइड्रोजन फ्लोराइड गैस में चार एचएफ कणों तक के बहुलक अणु होते हैं। अणुओं के बीच मजबूत बंधन पानी, तरल अमोनिया और 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 ओएच-समूहों के बीच समाधान में बने हाइड्रोजन बांड द्वारा निभाई जाती है।

  आवधिक कानून। आवधिक कानून का आधुनिक सूत्रीकरण। रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी आवर्त नियम का एक ग्राफिक चित्रण है। आवर्त सारणी का आधुनिक संस्करण। परमाणु कक्षकों को इलेक्ट्रॉनों से भरने और आवर्तों के निर्माण की विशेषताएं। s-, p-, d-, f- आवर्त सारणी में तत्व और उनकी व्यवस्था। समूह, काल। प्रमुख और लघु 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। डी.आई. के आवर्त नियम का आधार मेंडेलीफ ने परमाणु द्रव्यमान (पूर्व में परमाणु भार) और तत्वों के रासायनिक गुण रखे।

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

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

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