परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है। सहसंयोजक बंधन क्या है - ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय

आयनीकरण ऊर्जा (ईआई), पीईआई और स्थिर अणुओं की संरचना पर डेटा - उनके वास्तविक मूल्य और तुलना - दोनों मुक्त परमाणुओं और अणुओं में बंधे परमाणुओं से हमें यह समझने की अनुमति मिलती है 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 इन परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे से उत्पन्न होता 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 बंधन कहा जाता है; डबल और ट्रिपल बॉन्ड भी हैं।

आइए कुछ उदाहरणों पर गौर करें कि हम अपने नियमों का उपयोग कैसे कर सकते हैं, यदि हम किसी दिए गए परमाणु के बाहरी आवरण में इलेक्ट्रॉनों की संख्या और उसके नाभिक के आवेश को जानते हैं, तो एक परमाणु बन सकता है। परमाणु 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 बनने 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)क्रमशः 2 और 6 के बराबर है; यानी इन परमाणुओं की अधिकतम संख्या (8) से कम। फास्फोरस ( पी)और क्लोरीन ( सीएल)बाहरी कोश पर क्रमशः 5 और 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं और, उपर्युक्त नियमितताओं में से दूसरे के अनुसार, वे 5 और 7 सहसंयोजक बंधन बना सकते हैं। सहसंयोजी बंध के निर्माण के चौथे नियम के अनुसार इन परमाणुओं के बाहरी कोश पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या 1 से बढ़ जाती है। छठे नियम के अनुसार, जब सहसंयोजक बंध बनता है, तो बाहरी कोश पर 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 को नियंत्रित करने वाले नियमों को जानने के बाद, 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 परमाणु 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)वी सोडियम क्लोराइड 2 इलेक्ट्रॉन हैं, और क्लोरीन परमाणु के बाहरी आवरण पर ( सीएल) 8 इलेक्ट्रॉन हैं। इस सूत्र में सोडियम परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन (अंक) ( ना)तथा क्लोरीन (सीएल)बंधन इलेक्ट्रॉन हैं। चूंकि क्लोरीन में पीईआई ( सीएल) 13 eV है, जबकि सोडियम (ना)यह 5.14 eV है, इलेक्ट्रॉनों का बन्धन युग्म परमाणु के अधिक निकट होता है क्लोरीनपरमाणु की तुलना में ना... यदि अणु बनाने वाले परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जा बहुत भिन्न होती है, तो गठित बंधन होगा ध्रुवीयसहसंयोजक बंधन।

आइए एक और मामले पर विचार करें। विश्लेषण के आधार पर, हमने पाया कि एक निश्चित पदार्थ में एल्यूमीनियम परमाणु होते हैं ( अल)और क्लोरीन परमाणु ( सीएल)... एल्यूमीनियम के लिए ( अल)बाहरी कोश पर 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 संरचना 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। एक सहसंयोजक बंधन के गठन के तंत्र के अनुसार, दोनों बंधन इलेक्ट्रॉन (प्रत्येक परमाणु से एक) बंधुआ परमाणुओं के बाहरी कोश में प्रवेश करते हैं।

एकाधिक सहसंयोजक बंधन

बाहरी कोश पर एक से अधिक इलेक्ट्रॉन वाले परमाणु एक नहीं, बल्कि एक दूसरे के साथ कई सहसंयोजक बंधन 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 बंध को कहते हैं होमोआटोमिक सहसंयोजक बंधन, ईयदि परमाणु भिन्न हैं, तो बंध कहलाता है विषमपरमाण्विक सहसंयोजक बंधन[यूनानी 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।

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 आवेश के 0.17 के बराबर आवेश 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) से युक्त 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, अष्टफलकीय अणुओं में, और त्रिकोणीय द्विपिरामिड के रूप में निर्मित अणुओं में -बंधों के निर्माण 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। वान डेर वाल्स के नाम के साथ जुड़ा हुआ है, sv-in वास्तविक गैसों और तरल पदार्थों की व्याख्या करने के लिए 1873 में राज्य के समीकरण को M. सदी को ध्यान में रखते हुए प्रस्तावित किया गया था। 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, 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 इलेक्ट्रॉन 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 में।

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 क्षमताओं 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 हैं।

यदि हाइड्रोजन आबंध एक अणु के कुछ हिस्सों को जोड़ता है, तो वे कहते हैं इंट्रामोलीक्युलर हाइड्रोजन बंध। यह कई कार्बनिक यौगिकों (चित्र 42) के लिए विशेष रूप से सच है। 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।

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।

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 का बंधन है।

इलेक्ट्रॉन की खोज के बाद, रासायनिक बंधन के इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत को विकसित करने के लिए कई प्रयास किए गए। 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 इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है और अपने आप को इलेक्ट्रॉनों के एक ऑक्टेट या 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 का प्रतिनिधित्व 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 बंधे 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। इसके नाभिक। बांड की एक आम इलेक्ट्रॉनिक जोड़ी का गठन 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 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 की सामान्य योजना: क) विनिमय तंत्र द्वारा; बी) दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा

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

एक कण जो बंधन के लिए दो-इलेक्ट्रॉन जोड़ी (इलेक्ट्रॉनों की एक अविभाजित जोड़ी) प्रदान करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक मुक्त कक्षीय कण जो इस इलेक्ट्रॉन जोड़ी को स्वीकार करता है उसे 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 आंशिक प्रभावी सकारात्मक चार्ज δ + दाता परमाणु पर प्रकट होता है (इस तथ्य के कारण कि इलेक्ट्रॉनों की इसकी असंबद्ध जोड़ी इससे विचलित हो जाती है), और स्वीकर्ता परमाणु पर आंशिक प्रभावी नकारात्मक होता है चार्ज - (इस तथ्य के कारण कि दाता की असंबद्ध इलेक्ट्रॉन जोड़ी उसकी ओर स्थानांतरित हो जाती है)।

एक साधारण इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता का एक उदाहरण . है — , जिसमें एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन युग्म है। एक अणु में एक ऋणात्मक हाइड्राइड आयन जोड़ने के परिणामस्वरूप, जिसके केंद्रीय परमाणु में एक मुक्त कक्षीय (आरेख में, इसे एक खाली क्वांटम सेल के रूप में नामित किया गया है), उदाहरण के लिए, BH 3, एक जटिल जटिल आयन BH है। 4 बनता है — ऋणात्मक आवेश के साथ (H .) — + वीएन 3 [वीएन 4] -):

एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी का स्वीकर्ता एक हाइड्रोजन आयन है, या केवल एक प्रोटॉन एच + है। एक अणु के अलावा, जिसके केंद्रीय परमाणु में एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन जोड़ी होती है, उदाहरण के लिए, NH 3 के लिए, एक जटिल आयन NH 4 + का निर्माण भी होता है, लेकिन पहले से ही एक सकारात्मक चार्ज के साथ:

वैलेंस बांड विधि

पहला सहसंयोजक बंधन का क्वांटम यांत्रिक सिद्धांतहाइड्रोजन अणु का वर्णन करने के लिए गीतलर 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, जिसके मुख्य प्रावधानों को संक्षेप में प्रस्तुत किया जा सकता है:

• एक अणु में परमाणुओं की प्रत्येक जोड़ी एक या एक से अधिक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े का उपयोग करके समाहित होती है, जबकि परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स ओवरलैप करते हैं;
• बंधन शक्ति इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के अतिव्यापी होने की डिग्री पर निर्भर करती है;
• एक सहसंयोजक बंधन के गठन की शर्त इलेक्ट्रॉन स्पिन की दिशा-विरोधी है; इसके कारण, एक सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉन कक्षीय आंतरिक अंतरिक्ष में उच्चतम इलेक्ट्रॉन घनत्व के साथ प्रकट होता है, जो एक दूसरे के लिए सकारात्मक चार्ज नाभिक के आकर्षण को सुनिश्चित करता है और साथ ही सिस्टम की कुल ऊर्जा में कमी आती 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 आकार और ऊर्जा में ऑर्बिटल्स के मिश्रण और संरेखण की एक प्रक्रिया है, जिसके दौरान ऊर्जा में समान ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन घनत्व का पुनर्वितरण होता है, जिसके परिणामस्वरूप वे समतुल्य हो जाते हैं।

संकरण के सिद्धांत के मुख्य प्रावधान:

1. संकरण के दौरान, ऑर्बिटल्स का प्रारंभिक आकार पारस्परिक रूप से बदल जाता है, जबकि नए, हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनते हैं, लेकिन समान ऊर्जा और समान आकार के साथ, एक अनियमित आकृति आठ की याद ताजा करती है।
2. संकरित कक्षकों की संख्या संकरण में भाग लेने वाले निकास कक्षकों 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-ऑर्बिटल) 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, जिसके परिणामस्वरूप यह व्यक्तिगत गैर-हाइब्रिड के इलेक्ट्रॉनों के कारण बनने वाले की तुलना में अधिक टिकाऊ हो जाता है। कक्षक
5. मजबूत बंधनों 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 के लिए क्षतिपूर्ति से अधिक होता है।
6. हाइब्रिड ऑर्बिटल्स को अंतरिक्ष में इस तरह से उन्मुख किया जाना चाहिए कि एक दूसरे से अधिकतम पारस्परिक दूरी सुनिश्चित हो सके; इस मामले में, प्रतिकारक ऊर्जा सबसे छोटी है।
7. संकरण का प्रकार आउटपुट ऑर्बिटल्स के प्रकार और संख्या से निर्धारित होता है और बॉन्ड कोण के आकार के साथ-साथ अणुओं के स्थानिक विन्यास को भी बदलता है।

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

अणुओं (या अणुओं के अलग-अलग टुकड़े) के निर्माण में, निम्न प्रकार के संकरण सबसे अधिक बार सामने आते हैं:

सामान्य सपा-संकरण योजना

एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से बनने वाले बॉन्ड को भी 180 0 के कोण पर रखा जाता है, जो अणु के एक रैखिक आकार की ओर जाता है। इस प्रकार का संकरण दूसरे समूह (Be, Zn, Cd, Hg) के तत्वों के हैलाइड्स 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 के लिए भी विशिष्ट है, जिसमें बंध sp-संकरित परमाणुओं द्वारा बनते हैं।

एसपी 2 की योजना - परमाणु कक्षाओं के संकरण और अणु के तलीय त्रिकोणीय आकार, जो एसपी 2-परमाणु कक्षाओं के संकरण के कारण होता 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, बीएफ 3, बीसीएल 3, एएलएफ 3 और अन्य अणुओं में, केंद्रीय परमाणु के एसपी 2-संकरित ऑर्बिटल्स के कारण बांड बनते हैं।

एसपी 3 की योजना -परमाणु कक्षाओं के संकरण

109 0 28 के कोण पर केंद्रीय परमाणु के संकरित कक्षकों की नियुक्ति अणुओं के चतुष्फलकीय आकार का कारण बनती है। यह टेट्रावैलेंट कार्बन सीएच 4, СCl 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-हाइब्रिडाइजेशन - पांच एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स समतुल्य हो जाते हैं और मानसिक त्रिकोणीय द्विपिरामिड के कोनों पर लंबे सिरों के साथ उन्मुख होते 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 एक पी-ऑर्बिटल्स, दो एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स का संयोजन 180 0 के कोण पर सममित रूप से स्थित होता है।
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 आकार 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 एस-, तीन पी- और एक डी-ऑर्बिटल्स का संयोजन एसपी 3 डी-हाइब्रिडाइजेशन देता है, जो त्रिकोणीय द्विपिरामिड के शिखर पर पांच एसपी 3 डी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स 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 ऑर्बिटल्स को ऑक्टाहेड्रोन के शीर्ष पर निर्देशित किया जाता है। 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 कक्षाओं के संकरण की विधि बड़ी संख्या में अणुओं की ज्यामितीय संरचना की व्याख्या करती है, हालांकि, प्रयोगात्मक आंकड़ों के अनुसार, थोड़ा अलग बंधन कोण 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 (~ 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, बंधन कोण टेट्राहेड्रल से विचलित होता है: यह एनएच 3 अणु में 107.3 0 और एच 2 ओ अणु में 104.5 0 है। इस तरह के विचलन को एक अलग इलेक्ट्रॉन जोड़ी की उपस्थिति से समझाया जाता है। नाइट्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं पर। दो-इलेक्ट्रॉन कक्षीय, जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक अविभाजित जोड़ी होती है, घनत्व में वृद्धि के कारण, एक-इलेक्ट्रॉन वैलेंस ऑर्बिटल्स को पीछे हटा देता है, जिससे वैलेंस कोण में कमी आती है। NH 3 अणु में नाइट्रोजन परमाणु में, चार sp 3-संकरित कक्षकों में से, तीन एक-इलेक्ट्रॉन कक्षक तीन H परमाणुओं के साथ बंध बनाते हैं, और चौथे कक्षक में इलेक्ट्रॉनों का एक अविभाजित युग्म होता है।

एक अनबाउंड इलेक्ट्रॉन जोड़ी, जो टेट्राहेड्रोन के शीर्षों को निर्देशित एसपी 3-संकरित ऑर्बिटल्स में से एक पर कब्जा कर लेती है, एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को पीछे हटाती है, नाइट्रोजन परमाणु के आसपास इलेक्ट्रॉन घनत्व के एक असममित वितरण का कारण बनती है, और परिणामस्वरूप, संपीड़ित करती है बंध कोण 107.3 0. NCl 3 अणु में N परमाणु के एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन युग्म की क्रिया के परिणामस्वरूप बंध कोण में 109.5 0 से 107 0 तक कमी की एक समान तस्वीर 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 sp 3-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, जबकि दो दो-इलेक्ट्रॉन जोड़े अविभाज्य रहते हैं, अर्थात वे केवल H परमाणु से संबंधित होते हैं। इससे O के चारों ओर इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की विषमता बढ़ जाती है। टेट्राहेड्रल एक की तुलना में परमाणु और बांड 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।

सहसंयोजक बंधन विशेषताएं

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

1. संयोजकता कोणआसन्न बंधन अक्षों के बीच का कोण है (अर्थात, एक अणु में रासायनिक रूप से जुड़े परमाणुओं के नाभिक के माध्यम से खींची गई पारंपरिक रेखाएं)। बंध कोण का मान कक्षकों की प्रकृति, केंद्रीय परमाणु के संकरण के प्रकार, असंबद्ध 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 सबसे पहले, अप्रकाशित परमाणु के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण विनिमय तंत्र द्वारा और उन अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण जो इसके उत्तेजना के परिणामस्वरूप उत्पन्न होते हैं, और दूसरा, दाता द्वारा -स्वीकर्ता तंत्र। हालाँकि, एक परमाणु द्वारा बनने 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. दिशात्मकता... 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।

सहसंयोजक बंधन की दिशात्मकता परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व की ऐसी व्यवस्था है, जो वैलेंस ऑर्बिटल्स के स्थानिक अभिविन्यास द्वारा निर्धारित की जाती है और उनके अधिकतम ओवरलैप को सुनिश्चित करती है।

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

एक सिग्मा बंधन (σ बंधन) इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ऐसा ओवरलैप होता 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 इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के एक अतिव्यापी 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 स्थानिक अभिविन्यास के रूपों की विविधता हमेशा संचार अक्ष पर अतिव्यापी ऑर्बिटल्स की संभावना की अनुमति नहीं देती है। वैलेंस ऑर्बिटल्स का ओवरलैपिंग बॉन्ड अक्ष के दोनों किनारों पर हो सकता है - तथाकथित "पार्श्व" ओवरलैप, जिसे अक्सर -बॉन्ड के गठन के दौरान किया जाता है।

पाई-बॉन्ड (π-बॉन्ड) इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक 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 पी-ऑर्बिटल्स, दो डी-ऑर्बिटल्स, या ऑर्बिटल्स के अन्य संयोजनों के परस्पर क्रिया द्वारा एक पाई-बॉन्ड का गठन किया जा सकता है, जिनकी कुल्हाड़ियां बॉन्ड अक्ष के साथ मेल नहीं खाती हैं।

इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के पार्श्व ओवरलैप के साथ सशर्त ए और बी परमाणुओं के बीच -बॉन्ड के गठन की योजनाएं

4. बहुलता।यह विशेषता परमाणुओं को जोड़ने वाले सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है। बहुलता के संदर्भ में एक सहसंयोजक बंधन सिंगल (सरल), डबल और ट्रिपल हो सकता है। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का उपयोग करते हुए 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 में H 2 परमाणु एक एकल बंधन (HH) से जुड़े होते हैं, ऑक्सीजन अणु O 2 में - एक दोहरे बंधन (B = O) द्वारा, नाइट्रोजन अणु N 2 में - एक ट्रिपल बॉन्ड (N≡) द्वारा। एन)। कार्बनिक यौगिकों - हाइड्रोकार्बन और उनके डेरिवेटिव में बांडों की बहुलता का विशेष महत्व है: ईथेन सी 2 एच 6 में, सी परमाणुओं के बीच एक एकल बंधन (सीसी) किया जाता है, एथिलीन सी 2 एच 4 में - एक डबल बॉन्ड (सी) = सी) एसिटिलीन सी 2 एच 2 में - ट्रिपल (सी ≡ सी) (सी≡सी)।

एक 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 बंधन ऊर्जा में वृद्धि होती है।

कार्बन परमाणुओं के बीच बंधन की बहुलता: ए) ईथेन में एकल σ-बंधन Н3С-СН3; बी) एथिलीन Н2С = СН2 में डबल σ + -बॉन्ड; सी) एसिटिलीन एचसी≡सीएच . में ट्रिपल σ + π + -बॉन्ड

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

ध्रुवीयता एक सहसंयोजक बंधन की एक संपत्ति है, जो उस क्षेत्र से निर्धारित होती है जहां इलेक्ट्रॉन घनत्व जुड़े परमाणुओं के सापेक्ष आंतरिक अंतरिक्ष में स्थित होता 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 बंधन है जिसमें एक सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल को जुड़े परमाणुओं के नाभिक के सापेक्ष सममित रूप से रखा जाता है और समान रूप से दोनों परमाणुओं से संबंधित होता है।

इस प्रकार के बंधन वाले अणु को गैर-ध्रुवीय या होमोन्यूक्लियर (अर्थात, एक तत्व के परमाणु युक्त) कहा जाता है। एक गैर-ध्रुवीय बंधन आमतौर पर होमोन्यूक्लियर अणुओं (H2, Cl 2, N 2, आदि) में या, कम अक्सर, निकट इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों वाले तत्वों के परमाणुओं द्वारा गठित यौगिकों में प्रकट होता है, उदाहरण के लिए, SiC कार्बोरंडम। ध्रुवीय (या हेटरोपोलर) एक बंधन है जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल असममित होता है और परमाणुओं में से एक की ओर विस्थापित होता है।

ध्रुवीय बंधन वाले अणुओं को ध्रुवीय, या हेटरोन्यूक्लियर कहा जाता है। ध्रुवीय बंधन वाले अणुओं में, सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉन जोड़ी अधिक विद्युतीयता के साथ परमाणु की ओर विस्थापित हो जाती है। नतीजतन, इस परमाणु पर एक निश्चित आंशिक नकारात्मक चार्ज (δ-) उत्पन्न होता है, जिसे प्रभावी कहा जाता है, जबकि 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 था 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। इलेक्ट्रोनगेटिविटी के आरोही क्रम में, सबसे आम रासायनिक तत्वों को निम्नलिखित क्रम में व्यवस्थित किया जाता है:

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

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

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 कि डायटोमिक अणु के मामले में इलेक्ट्रॉन चार्ज के मूल्य से द्विध्रुवीय लंबाई के उत्पाद के बराबर होती है: μ = el।

SI इकाइयों में, द्विध्रुवीय क्षण को [Cm × m] (कूलम्ब मीटर) में मापा जाता है, लेकिन अधिक बार ऑफ-सिस्टम यूनिट [D] (डेबी) का उपयोग किया जाता है: 1D = 3.33 · 10 -30 Cm। का मान सहसंयोजक अणुओं के द्विध्रुवीय क्षण 0-4 डी, और आयनिक - 4-11 डी के भीतर बदलते हैं। द्विध्रुव जितना लंबा होगा, 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 एक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन के परिणामस्वरूप एक बंधन की ध्रुवीयता में परिवर्तन है।

एक अणु की ध्रुवीकरण क्षमता इलेक्ट्रॉन की गतिशीलता पर निर्भर करती है, जो कि नाभिक से दूरी जितनी अधिक मजबूत होती है। इसके अलावा, ध्रुवीकरण विद्युत क्षेत्र की दिशा और इलेक्ट्रॉन बादलों के विकृत होने की क्षमता पर निर्भर करता है। एक बाहरी क्षेत्र की कार्रवाई के तहत, गैर-ध्रुवीय अणु ध्रुवीय हो जाते हैं, और ध्रुवीय 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 क्रिया के तहत एक गैर-ध्रुवीय अणु से एक प्रेरित (कम) द्विध्रुव के गठन की योजना - एक द्विध्रुवीय

स्थिरांक के विपरीत, प्रेरित द्विध्रुव केवल बाहरी विद्युत क्षेत्र की क्रिया के तहत दिखाई देते हैं। ध्रुवीकरण न केवल बंधन के ध्रुवीकरण का कारण बन सकता है, बल्कि इसके टूटने का भी कारण बन सकता है, जिसमें परमाणुओं में से एक के लिए बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़ी का संक्रमण होता है और नकारात्मक और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन बनते हैं।

सहसंयोजक बंधों की ध्रुवीयता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के संबंध में अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता को 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 वाले 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, बहुत मामूली हीटिंग के साथ भी, 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 निम्न गलनांक, ऊर्ध्वपातन और क्वथनांक को क्रिस्टल में अंतर-आणविक संपर्क की बहुत कमजोर ताकतों द्वारा समझाया गया है। यही कारण है कि उच्च शक्ति, कठोरता और विद्युत चालकता (बर्फ या चीनी) आणविक क्रिस्टल में निहित नहीं हैं। 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।

सहसंयोजक बंधों (हीरा, ग्रेफाइट, सिलिकॉन Si, क्वार्ट्ज SiO 2, कार्बोरंडम SiC और अन्य) के साथ गैर-आणविक (परमाणु) पदार्थ 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-बॉन्ड के साथ 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 क्रिस्टल के कंकाल की संरचना को परेशान किए बिना हीरे में सी परमाणुओं के आधे हिस्से को सी परमाणुओं से बदल देते हैं, तो हमें कार्बोरंडम का एक क्रिस्टल मिलता है - सिलिकॉन कार्बाइड सीआईसी - एक बहुत ही कठोर पदार्थ जिसका उपयोग अपघर्षक सामग्री के रूप में किया जाता है। और यदि 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, जिसका एक प्रकार का उपयोग अपघर्षक पदार्थ के रूप में भी किया जाता है।

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

हीरे, सिलिकॉन, क्वार्ट्ज के क्रिस्टल

रासायनिक बंधों द्वारा परस्पर जुड़े एक या दो तत्वों के परमाणुओं से युक्त गैर-आणविक (परमाणु) क्रिस्टल को दुर्दम्य पदार्थ कहा जाता है। 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 इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन, 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 उदात्त होता 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, जो विद्युत चालकता की विशेषता है, और अर्धचालक - सिलिकॉन, जर्मेनियम, आदि)।

सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक तीन मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन हैं।

आइए इसके बारे में और जानें सहसंयोजक रासायनिक बंधन... आइए इसकी घटना के तंत्र पर विचार करें। एक उदाहरण के रूप में हाइड्रोजन अणु का निर्माण लें:

1s इलेक्ट्रॉन द्वारा निर्मित एक गोलाकार सममित बादल एक मुक्त हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक को घेरता है। जब परमाणु एक-दूसरे के पास एक निश्चित दूरी तक पहुंचते हैं, तो उनके कक्षकों का आंशिक अतिव्यापन होता है (चित्र देखें)। नतीजतन, दोनों नाभिकों के केंद्रों के बीच एक आणविक दो-इलेक्ट्रॉन बादल दिखाई देता है, जिसमें नाभिक के बीच के स्थान में अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। ऋणात्मक आवेश के घनत्व में वृद्धि के साथ, आण्विक बादल और नाभिक के बीच आकर्षण बल में तीव्र वृद्धि होती है।

तो, हम देखते हैं कि परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों को ओवरलैप करके एक सहसंयोजक बंधन बनता है, जो ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है। यदि स्पर्श करने से पहले परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी 0.106 एनएम है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों के अतिव्यापी होने के बाद यह 0.074 एनएम होगा। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप जितना अधिक होगा, रासायनिक बंधन उतना ही मजबूत होगा।

सहसंयोजकबुलाया इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा रासायनिक बंधन... सहसंयोजक बंधन वाले यौगिकों को कहा जाता है होम्योपोलरया परमाणु.

मौजूद दो प्रकार के सहसंयोजक बंधन: ध्रुवीयतथा गैर-ध्रुवीय.

गैर-ध्रुवीय . के साथ इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी द्वारा गठित सहसंयोजक बंधन, इलेक्ट्रॉन बादल दोनों परमाणुओं के नाभिक के सापेक्ष सममित रूप से वितरित किया जाता है। एक उदाहरण डायटोमिक अणु हो सकता है जिसमें एक तत्व होता है: सीएल 2, एन 2, एच 2, एफ 2, ओ 2 और अन्य, इलेक्ट्रॉन जोड़ी जिसमें एक ही हद तक दोनों परमाणुओं से संबंधित होता है।

ध्रुवीय के साथ सहसंयोजक बंधन, इलेक्ट्रॉन बादल अधिक सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणु की ओर विस्थापित हो जाता है। उदाहरण के लिए, वाष्पशील अकार्बनिक यौगिकों के अणु जैसे एच 2 एस, एचसीएल, एच 2 ओ और अन्य।

एचसीएल अणु के गठन को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

चूंकि क्लोरीन परमाणु (2.83) की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता हाइड्रोजन परमाणु (2.1) की तुलना में अधिक होती है, इलेक्ट्रॉन जोड़ी क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है।

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए विनिमय तंत्र के अलावा - अतिव्यापी होने के कारण भी होता है दाता स्वीकर्ताइसके गठन का तंत्र। यह एक तंत्र है जिसमें एक परमाणु (दाता) के दो-इलेक्ट्रॉन बादल और दूसरे परमाणु (स्वीकर्ता) के मुक्त कक्षीय के कारण सहसंयोजक बंधन का निर्माण होता है। आइए अमोनियम एनएच 4 + के गठन के तंत्र के एक उदाहरण पर विचार करें। अमोनिया अणु में, नाइट्रोजन परमाणु में दो-इलेक्ट्रॉन बादल होते हैं:

हाइड्रोजन आयन में एक मुक्त 1s कक्षीय है, आइए इसे इस रूप में निरूपित करें।

अमोनियम आयन के निर्माण की प्रक्रिया में, नाइट्रोजन का एक दो-इलेक्ट्रॉन बादल नाइट्रोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाता है, जिसका अर्थ है कि यह आणविक इलेक्ट्रॉन बादल में परिवर्तित हो जाता है। इसलिए, एक चौथा सहसंयोजक बंधन प्रकट होता है। आप निम्न योजना द्वारा अमोनियम निर्माण की प्रक्रिया की कल्पना कर सकते हैं:

हाइड्रोजन आयन का आवेश सभी परमाणुओं के बीच बिखरा हुआ है, और दो-इलेक्ट्रॉन बादल, जो नाइट्रोजन से संबंधित है, हाइड्रोजन के साथ सामान्य हो जाता है।

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