के बीच एक सहसंयोजक बंधन होता है। सहसंयोजक रासायनिक बंधन

जिसकी बदौलत अकार्बनिक और कार्बनिक पदार्थों के अणु बनते हैं। रासायनिक बंधन विद्युत क्षेत्रों की परस्पर क्रिया में प्रकट होता है जो परमाणुओं के नाभिक और इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित होते हैं। नतीजतन, एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन का निर्माण एक विद्युत प्रकृति से जुड़ा होता है।

बंधन क्या है

इस शब्द का अर्थ दो या दो से अधिक परमाणुओं की क्रिया का परिणाम है, जो एक मजबूत बहुपरमाणु प्रणाली के गठन की ओर ले जाता है। मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन तब बनते हैं जब प्रतिक्रियाशील परमाणुओं की ऊर्जा कम हो जाती है। एक बंधन बनाने की प्रक्रिया में, परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन खोल को पूरा करने का प्रयास करते हैं।

संचार प्रकार

रसायन विज्ञान में, कई प्रकार के बंधन प्रतिष्ठित हैं: आयनिक, सहसंयोजक, धातु। सहसंयोजक रासायनिक बंधन दो प्रकार के होते हैं: ध्रुवीय, गैर-ध्रुवीय।

इसके निर्माण का तंत्र क्या है? एक ही गैर-धातुओं के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय रासायनिक बंधन बनता है जिसमें समान विद्युतीयता होती है। इस मामले में, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं।

गैर-ध्रुवीय संचार

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक रासायनिक बंधन वाले अणुओं के उदाहरणों में हैलोजन, हाइड्रोजन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन शामिल हैं।

इस संबंध की खोज सबसे पहले 1916 में अमेरिकी रसायनज्ञ लुईस ने की थी। सबसे पहले, उन्होंने एक परिकल्पना सामने रखी, और प्रयोगात्मक पुष्टि के बाद ही इसकी पुष्टि हुई।

सहसंयोजक रासायनिक बंधन इलेक्ट्रोनगेटिविटी से जुड़ा होता है। गैर-धातुओं के लिए, इसका उच्च मूल्य है। परमाणुओं के रासायनिक संपर्क के दौरान, एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का स्थानांतरण हमेशा संभव नहीं होता है, परिणामस्वरूप, वे संयुक्त होते हैं। परमाणुओं के बीच एक वास्तविक सहसंयोजक रासायनिक बंधन प्रकट होता है। नियमित स्कूल पाठ्यक्रम के ग्रेड 8 में कई प्रकार के संचार की विस्तृत परीक्षा शामिल है।

इस प्रकार के बंधन वाले पदार्थ, सामान्य परिस्थितियों में, तरल पदार्थ, गैस, साथ ही कम गलनांक वाले ठोस होते हैं।

सहसंयोजक बंधों के प्रकार

आइए इस मुद्दे पर अधिक विस्तार से ध्यान दें। रासायनिक बंध कितने प्रकार के होते हैं? एक सहसंयोजक बंधन विनिमय, दाता-स्वीकर्ता रूपों में मौजूद है।

पहले प्रकार को प्रत्येक परमाणु द्वारा एक सामान्य इलेक्ट्रॉनिक बंधन के गठन के लिए एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन की वापसी की विशेषता है।

एक सामान्य बंधन में संयुक्त इलेक्ट्रॉनों के विपरीत स्पिन होने चाहिए। हाइड्रोजन को इस प्रकार के सहसंयोजक बंधन का एक उदाहरण माना जा सकता है। इसके परमाणुओं के दृष्टिकोण के साथ, उनके इलेक्ट्रॉन बादलों का एक दूसरे में प्रवेश देखा जाता है, जिसे विज्ञान में इलेक्ट्रॉन बादलों का अतिव्यापीकरण कहा जाता है। नतीजतन, नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ता है, और सिस्टम की ऊर्जा कम हो जाती है।

न्यूनतम दूरी पर, हाइड्रोजन नाभिक को खदेड़ दिया जाता है, जिसके परिणामस्वरूप एक निश्चित इष्टतम दूरी बनती है।

दाता-स्वीकर्ता प्रकार के सहसंयोजक बंधन के मामले में, एक कण में इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसे दाता कहा जाता है। दूसरे कण में एक मुक्त कोशिका होती है, जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी होती है।

ध्रुवीय अणु

सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन कैसे बनते हैं? वे उन स्थितियों में उत्पन्न होते हैं जहां गैर-धातुओं के बंधुआ परमाणुओं में अलग-अलग विद्युतीयता होती है। ऐसे मामलों में, साझा इलेक्ट्रॉन उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु के करीब स्थित होते हैं। एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के उदाहरण के रूप में, हाइड्रोजन ब्रोमाइड अणु में उत्पन्न होने वाले बंधनों पर विचार किया जा सकता है। यहां, सार्वजनिक इलेक्ट्रॉन, जो सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए जिम्मेदार हैं, हाइड्रोजन की तुलना में ब्रोमीन के करीब हैं। इसका कारण यह है कि ब्रोमीन में हाइड्रोजन की तुलना में अधिक वैद्युतीयऋणात्मकता होती है।

सहसंयोजक बंधन के निर्धारण के तरीके

सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधों की पहचान कैसे करें? ऐसा करने के लिए, आपको अणुओं की संरचना को जानना होगा। यदि इसमें विभिन्न तत्वों के परमाणु मौजूद हों, तो अणु में एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन मौजूद होता है। गैर-ध्रुवीय अणुओं में एक रासायनिक तत्व के परमाणु होते हैं। स्कूल रसायन विज्ञान पाठ्यक्रम के हिस्से के रूप में पेश किए जाने वाले कार्यों में, ऐसे भी हैं जिनमें कनेक्शन के प्रकार की पहचान करना शामिल है। इस प्रकार के कार्यों को 9 वीं कक्षा में रसायन विज्ञान में अंतिम प्रमाणीकरण के कार्यों के साथ-साथ 11 वीं कक्षा में रसायन विज्ञान में एकीकृत राज्य परीक्षा के परीक्षणों में शामिल किया गया है।

आयोनिक बंध

सहसंयोजक और आयनिक रासायनिक बंधों में क्या अंतर है? यदि एक सहसंयोजक बंधन गैर-धातुओं की विशेषता है, तो परमाणुओं के बीच एक आयनिक बंधन बनता है जिसमें इलेक्ट्रोनगेटिविटी में महत्वपूर्ण अंतर होता है। उदाहरण के लिए, यह पीएस (क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं) के मुख्य उपसमूहों के पहले और दूसरे समूहों के तत्वों के यौगिकों के लिए विशिष्ट है और आवर्त सारणी के मुख्य उपसमूहों के 6 और 7 समूहों के तत्व (चालकोजेन और हैलोजन)।

यह विपरीत आवेशों वाले आयनों के स्थिरवैद्युत आकर्षण के परिणामस्वरूप बनता है।

आयनिक बंधन की विशेषताएं

चूँकि विपरीत आवेशित आयनों के बल क्षेत्र सभी दिशाओं में समान रूप से वितरित होते हैं, उनमें से प्रत्येक विपरीत चिन्ह के कणों को अपनी ओर आकर्षित करने में सक्षम होता है। यह वह है जो आयनिक बंधन की गैर-दिशात्मकता की विशेषता है।

विपरीत संकेतों के साथ दो आयनों की परस्पर क्रिया का अर्थ व्यक्तिगत बल क्षेत्रों का पूर्ण पारस्परिक मुआवजा नहीं है। यह अन्य दिशाओं में आयनों को आकर्षित करने की क्षमता के संरक्षण में योगदान देता है, इसलिए, आयनिक बंधन की एक असंतृप्ति देखी जाती है।

एक आयनिक यौगिक में, प्रत्येक आयन में एक आयनिक प्रकृति के क्रिस्टल जाली बनाने के लिए एक निश्चित संख्या में विपरीत संकेतों के साथ दूसरों को आकर्षित करने की क्षमता होती है। ऐसे क्रिस्टल में कोई अणु नहीं होते हैं। प्रत्येक आयन किसी पदार्थ में एक निश्चित विशिष्ट संख्या में भिन्न चिह्न के आयनों से घिरा होता है।

धातु बंधन

इस प्रकार के रासायनिक बंधन में कुछ व्यक्तिगत विशेषताएं होती हैं। धातुओं में इलेक्ट्रॉनों की कमी के साथ वैलेंस ऑर्बिटल्स की संख्या अधिक होती है।

जब अलग-अलग परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो उनकी वैलेंस ऑर्बिटल्स ओवरलैप हो जाती हैं, जो एक ऑर्बिटल से दूसरे ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों के मुक्त संचलन में योगदान देता है, जिससे सभी धातु परमाणुओं के बीच एक बंधन बन जाता है। ये मुक्त इलेक्ट्रॉन धातु बंधन की मुख्य विशेषता हैं। इसमें संतृप्ति और दिशात्मकता नहीं होती है, क्योंकि वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को पूरे क्रिस्टल में समान रूप से वितरित किया जाता है। धातुओं में मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति उनके कुछ भौतिक गुणों की व्याख्या करती है: धात्विक चमक, प्लास्टिसिटी, लचीलापन, तापीय चालकता, अस्पष्टता।

एक प्रकार का सहसंयोजक बंधन

यह एक हाइड्रोजन परमाणु और उच्च विद्युत ऋणात्मकता वाले तत्व के बीच बनता है। इंट्रा- और इंटरमॉलिक्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड हैं। इस प्रकार का सहसंयोजक बंधन सबसे नाजुक होता है, यह इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों की क्रिया के कारण प्रकट होता है। हाइड्रोजन परमाणु का दायरा छोटा होता है, और जब यह एक इलेक्ट्रॉन विस्थापित या छोड़ दिया जाता है, तो हाइड्रोजन एक सकारात्मक आयन बन जाता है, जो परमाणु पर उच्च विद्युतीयता के साथ कार्य करता है।

सहसंयोजक बंधन के विशिष्ट गुणों में हैं: संतृप्ति, दिशात्मकता, ध्रुवीकरण, ध्रुवीयता। इनमें से प्रत्येक संकेतक का गठित कनेक्शन के लिए एक निश्चित मूल्य है। उदाहरण के लिए, दिशात्मकता अणु के ज्यामितीय आकार से निर्धारित होती है।

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 एक 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 व्युत्क्रमानुपाती होती 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 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।

परिभाषा

एक सहसंयोजक बंधन एक रासायनिक बंधन है जो परमाणुओं द्वारा उनके वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे के कारण बनता है। एक सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए एक शर्त परमाणु ऑर्बिटल्स (एओ) का ओवरलैप है, जिस पर वैलेंस इलेक्ट्रॉन स्थित हैं। सरलतम मामले में, दो एओ के ओवरलैप से दो आणविक ऑर्बिटल्स (एमओ) का निर्माण होता है: एक बॉन्डिंग एमओ और एक एंटीबॉन्डिंग (एंटीबॉन्डिंग) एमओ। साझा इलेक्ट्रॉन बॉन्डिंग MO पर स्थित होते हैं, जो ऊर्जा में कम होता है:

संचार गठन

एक सहसंयोजक बंधन (परमाणु बंधन, होमोपोलर बंधन) दो इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉन साझाकरण के कारण दो परमाणुओं के बीच एक बंधन है - प्रत्येक परमाणु से एक:

ए + बी -> ए: बी

इस कारण से, होम्योपोलर संबंध दिशात्मक है। एक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी एक ही समय में दोनों बंधुआ परमाणुओं से संबंधित होती है, उदाहरण के लिए:

सहसंयोजक बंधों के प्रकार

तीन प्रकार के सहसंयोजक रासायनिक बंधन होते हैं, जो इसके 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 होते 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, ऐसे बंधन को गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक कहा जाता है। गहरा संबंध। यदि परमाणु भिन्न हैं, तो इलेक्ट्रॉनों के सामाजिक जोड़े के स्वामित्व की डिग्री परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर से निर्धारित होती है, अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में बॉन्ड इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी अधिक हद तक होती है, और इसलिए यह सच है आवेश का ऋणात्मक चिन्ह होता है, कम विद्युत ऋणात्मकता वाला परमाणु समान परिमाण का संगत आवेश प्राप्त कर लेता है, लेकिन धनात्मक चिह्न के साथ।

सिग्मा (σ) -, पीआई (π) -बॉन्ड - कार्बनिक यौगिकों के अणुओं में सहसंयोजक बंधनों के प्रकारों का अनुमानित विवरण, σ-बॉन्ड इस तथ्य की विशेषता है कि इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व अधिकतम है जो अक्ष को जोड़ता है परमाणुओं के नाभिक। जब एक -बॉन्ड बनता है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों का तथाकथित पार्श्व ओवरलैप होता है, और इलेक्ट्रॉन क्लाउड का घनत्व σ-बॉन्ड के विमान के "ऊपर" और "नीचे" अधिकतम होता है। आइए एथिलीन, एसिटिलीन और बेंजीन को उदाहरण के रूप में लें।

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; दूसरे, कम मजबूत सहसंयोजक बंधन को -बंध कहा जाता है।

एक रैखिक एसिटिलीन अणु में

N-S≡S-N (N: S ::: S: N)

कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच -बंध, दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक -बंध और समान कार्बन परमाणुओं के बीच दो -बंध होते हैं। दो -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 संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के आठ आकार के बादल 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-अलग π-बॉन्ड नहीं बनते हैं, लेकिन छह इलेक्ट्रॉनों की एक एकल π-इलेक्ट्रॉनिक प्रणाली, सभी कार्बन परमाणुओं के लिए आम है। एक बेंजीन अणु में कार्बन परमाणुओं के बीच के बंधन बिल्कुल समान होते हैं।

इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे (सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के साथ) के परिणामस्वरूप एक सहसंयोजक बंधन बनता है, जो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के दौरान होता है। सहसंयोजक बंधन के निर्माण में दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल शामिल होते हैं। सहसंयोजक बंधन के दो मुख्य प्रकार हैं:

• एक ही रासायनिक तत्व के गैर-धातु परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बनता है। सरल पदार्थों में ऐसा बंधन होता है, उदाहरण के लिए ओ 2; एन 2; सी 12.
• विभिन्न अधातुओं के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन बनता है।

यह सभी देखें

साहित्य

• "केमिकल इनसाइक्लोपीडिक डिक्शनरी", एम।, "सोवियत इनसाइक्लोपीडिया", 1983, पी। 264।

विकिमीडिया फाउंडेशन। 2010.

• बड़ा पॉलिटेक्निक विश्वकोश

रासायनिक बंधन, वह तंत्र जिसके द्वारा परमाणु जुड़ते हैं और अणु बनाते हैं। इस तरह के एक बंधन कई प्रकार के होते हैं, जो या तो विपरीत आवेशों के आकर्षण पर आधारित होते हैं, या इलेक्ट्रॉनों के आदान-प्रदान के माध्यम से स्थिर विन्यास के निर्माण पर आधारित होते हैं। ... ... वैज्ञानिक और तकनीकी विश्वकोश शब्दकोश

रासायनिक बंध- रासायनिक बंधन, परमाणुओं की परस्पर क्रिया, जिससे अणुओं और क्रिस्टल में उनका संबंध बनता है। रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान कार्य करने वाले बल मुख्य रूप से विद्युत प्रकृति के होते हैं। एक रासायनिक बंधन का निर्माण एक पुनर्गठन के साथ होता है ... ... सचित्र विश्वकोश शब्दकोश

परमाणुओं का पारस्परिक आकर्षण, जिससे अणुओं और क्रिस्टल का निर्माण होता है। यह कहने की प्रथा है कि गुणसूत्र एक अणु में या एक क्रिस्टल में पड़ोसी परमाणुओं के बीच मौजूद होते हैं। एक परमाणु की संयोजकता (जिसकी चर्चा नीचे और अधिक विस्तार से की गई है) बंधों की संख्या को दर्शाता है ... महान सोवियत विश्वकोश

रासायनिक बंध- परमाणुओं का परस्पर आकर्षण, जिससे अणुओं और क्रिस्टल का निर्माण होता है। एक परमाणु की संयोजकता किसी दिए गए परमाणु द्वारा उसके पड़ोसियों के साथ बनने वाले बंधों की संख्या को दर्शाती है। शब्द "रासायनिक संरचना" को शिक्षाविद ए। एम। बटलरोव द्वारा ... में पेश किया गया था। धातुकर्म का विश्वकोश शब्दकोश

एक आयनिक बंधन एक मजबूत रासायनिक बंधन है जो एक बड़े इलेक्ट्रोनगेटिविटी अंतर वाले परमाणुओं के बीच बनता है, जिसमें कुल इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है। एक उदाहरण सीएसएफ यौगिक है ... विकिपीडिया

रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉन बादलों, बंधन कणों के ओवरलैप के कारण परमाणुओं की बातचीत की घटना है, जो सिस्टम की कुल ऊर्जा में कमी के साथ है। "रासायनिक संरचना" शब्द पहली बार 1861 में ए.एम. बटलरोव द्वारा पेश किया गया था ... ... विकिपीडिया

जिसमें एक परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन दान किया और एक धनायन बन गया, और दूसरे परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन लिया और 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

• 1 / 5

  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 व्युत्क्रमानुपाती होती 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 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

  सहसंयोजक बंधनअधातुओं की परस्पर क्रिया से बनता है। गैर-धातु परमाणुओं में उच्च विद्युतीयता होती है और बाहरी इलेक्ट्रॉनों की कीमत पर बाहरी इलेक्ट्रॉन परत को भरने की प्रवृत्ति होती है। ऐसे दो परमाणु एक स्थिर अवस्था में जा सकते हैं यदि वे अपने इलेक्ट्रॉनों को मिलाते हैं .

  एक सहसंयोजक बंधन के उद्भव पर विचार करें सरल पदार्थ।

  1.हाइड्रोजन अणु का निर्माण।

  हर परमाणु हाइड्रोजन एक इलेक्ट्रॉन है। एक स्थिर अवस्था में संक्रमण के लिए, इसे एक और इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है।

  जब दो परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप हो जाते हैं। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है, जो हाइड्रोजन परमाणुओं को एक अणु में बांधता है।

  दो नाभिकों के बीच की जगह में, इलेक्ट्रॉनों को अन्य स्थानों की तुलना में अधिक बार साझा किया जाता है। के साथ एक क्षेत्र इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धिऔर एक नकारात्मक चार्ज। धनावेशित नाभिक इसकी ओर आकर्षित होते हैं और एक अणु का निर्माण होता है।

  इस मामले में, प्रत्येक परमाणु एक पूर्ण दो-इलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर प्राप्त करता है और एक स्थिर अवस्था में चला जाता है।

  एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के कारण सहसंयोजक बंधन को एकल कहा जाता है।

  सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े (सहसंयोजक बंधन) किसके कारण बनते हैं अयुग्मित इलेक्ट्रॉन, परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के बाह्य ऊर्जा स्तरों पर स्थित होते हैं।

  हाइड्रोजन में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है। अन्य तत्वों के लिए उनकी संख्या 8 - समूह संख्या है।

  nonmetals सातवींऔर समूहों (हैलोजन) की बाहरी परत पर एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है।

  अधातुओं में छठीएऐसे इलेक्ट्रॉनों के दो समूह (ऑक्सीजन, सल्फर) होते हैं।

  अधातुओं में वीऔर समूह (नाइट्रोजन, फास्फोरस) - तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन।

  2.फ्लोरीन अणु का निर्माण।

  परमाणु एक अधातु तत्त्व बाहरी स्तर पर इसमें सात इलेक्ट्रॉन होते हैं। उनमें से छह युग्मित हैं, और सातवां अयुग्मित है।

  जब परमाणु जुड़ते हैं, तो एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है, अर्थात एक सहसंयोजक बंधन उत्पन्न होता है। प्रत्येक परमाणु को एक पूर्ण आठ-इलेक्ट्रॉन बाहरी परत प्राप्त होती है। फ्लोरीन अणु में बंधन भी एकल है। अणुओं में समान एकल बंधन मौजूद हैं क्लोरीन, ब्रोमीन और आयोडीन .

  

  यदि परमाणुओं में कई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, तो दो या तीन सामान्य जोड़े बनते हैं।

  3.ऑक्सीजन अणु का निर्माण।

  परमाणु पर ऑक्सीजनबाह्य स्तर पर दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं।

  जब दो परमाणु परस्पर क्रिया करते हैं ऑक्सीजन दो सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म उत्पन्न होते हैं। प्रत्येक परमाणु अपने बाहरी स्तर को आठ इलेक्ट्रॉनों तक भरता है। ऑक्सीजन अणु में बंधन दोगुना है।