एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन का रासायनिक यौगिक। रासायनिक बंधन के प्रकार

एक विशेष प्रकार के संबंध का उपयोग करके आणविक संरचना के पदार्थ बनते हैं। एक अणु में एक सहसंयोजक बंधन, दोनों ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय, एक परमाणु बंधन भी कहा जाता है। यह नाम लैटिन "सह" - "एक साथ" और "वेल्स" - "बल होने" से आया है। यौगिकों के निर्माण की इस विधि के साथ, इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी दो परमाणुओं के बीच विभाजित होती है।

एक सहसंयोजक ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय बंधन क्या है? यदि इस प्रकार एक नया यौगिक बनता है, तोइलेक्ट्रॉन जोड़े का समाजीकरण।आमतौर पर, ऐसे पदार्थों में आणविक संरचना होती है: एच 2, ओ 3, एचसीएल, एचएफ, सीएच 4।

गैर-आणविक पदार्थ भी होते हैं जिनमें परमाणु इस तरह से जुड़े होते हैं। ये तथाकथित परमाणु क्रिस्टल हैं: हीरा, सिलिकॉन डाइऑक्साइड, सिलिकॉन कार्बाइड। उनमें, प्रत्येक कण चार अन्य से जुड़ा होता है, जिसके परिणामस्वरूप एक बहुत मजबूत क्रिस्टल होता है। आणविक संरचना वाले क्रिस्टल में आमतौर पर उच्च शक्ति नहीं होती है।

यौगिकों के निर्माण की इस विधि के गुण:

• बहुलता;
• अभिविन्यास;
• ध्रुवीयता की डिग्री;
• ध्रुवीकरण;
• संयुग्मन

बहुलता साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या है। वे एक से तीन तक हो सकते हैं। कोश भरने से पहले ऑक्सीजन में दो इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है, इसलिए यह दोगुना हो जाएगा। N2 अणु में नाइट्रोजन के लिए, यह ट्रिपल है।

ध्रुवीकरण - एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन और गैर-ध्रुवीय के गठन की संभावना। इसके अलावा, यह कम या ज्यादा ध्रुवीय हो सकता है, आयनिक के करीब, या इसके विपरीत - यह ध्रुवीयता की डिग्री का गुण है।

दिशात्मकता का अर्थ है कि परमाणु इस तरह से जुड़ते हैं कि उनके बीच जितना संभव हो उतना इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। पी या डी ऑर्बिटल्स कनेक्ट होने पर डायरेक्टिविटी के बारे में बात करना समझ में आता है। S-कक्षक गोलाकार रूप से सममित होते हैं, उनके लिए सभी दिशाएँ समान होती हैं। पी-ऑर्बिटल्स में एक गैर-ध्रुवीय या ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन होता है जो उनकी धुरी के साथ निर्देशित होता है, जिससे कि दो "आठ" कोने पर ओवरलैप हो जाते हैं। यह एक -बंध है। कम मजबूत -बंधन भी होते हैं। पी-ऑर्बिटल्स के मामले में, "आठ" अणु की धुरी के बाहर अपने पक्षों के साथ ओवरलैप करते हैं। डबल या ट्रिपल केस में, पी-ऑर्बिटल्स एक σ-बॉन्ड बनाते हैं, और बाकी π प्रकार के होंगे।

संयुग्मन अभाज्य और गुणकों का प्रत्यावर्तन है, जिससे अणु अधिक स्थिर हो जाता है। यह गुण जटिल कार्बनिक यौगिकों की विशेषता है।

रासायनिक बंधों के निर्माण के प्रकार और तरीके

विचारों में भिन्नता

महत्वपूर्ण!कैसे निर्धारित करें कि गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक या ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थ हमारे सामने हैं या नहीं? यह बहुत आसान है: पहला हमेशा समान परमाणुओं के बीच होता है, और दूसरा - अलग-अलग, असमान विद्युतीयता के बीच होता है।

सहसंयोजक के उदाहरण गैर-ध्रुवीय बंधन- सरल पदार्थ:

• हाइड्रोजन एच 2;
• नाइट्रोजन एन 2 ;
• ऑक्सीजन ओ 2 ;
• क्लोरीन सीएल 2।

एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन के गठन की योजना से पता चलता है कि, एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के संयोजन से, परमाणु बाहरी आवरण को 8 या 2 इलेक्ट्रॉनों तक पूरा कर लेते हैं। उदाहरण के लिए, फ्लोरीन आठ-इलेक्ट्रॉन खोल से एक इलेक्ट्रॉन कम है। एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी बनने के बाद, यह भर जाएगा। एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थ के लिए एक सामान्य सूत्र एक द्विपरमाणुक अणु है।

ध्रुवीयता आमतौर पर केवल जुड़ी होती है:

• एच 2 ओ;
• सीएच4.

लेकिन कुछ अपवाद भी हैं, जैसे कि AlCl 3 । एल्युमिनियम में उभयधर्मी होने का गुण होता है, अर्थात कुछ यौगिकों में यह धातु की तरह व्यवहार करता है, और अन्य में यह अधातु की तरह व्यवहार करता है। इस यौगिक में वैद्युतीयऋणात्मकता का अंतर छोटा है, इसलिए एल्युमीनियम इस तरह से क्लोरीन के साथ जुड़ता है, न कि आयनिक प्रकार के अनुसार।

इस मामले में, अणु विभिन्न तत्वों द्वारा बनता है, लेकिन इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर इतना अधिक नहीं होता है कि इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से एक परमाणु से दूसरे में गुजरता है, जैसा कि एक आयनिक संरचना के पदार्थों में होता है।

इस प्रकार की सहसंयोजक संरचना के निर्माण की योजनाएँ दर्शाती हैं कि इलेक्ट्रॉन घनत्व एक अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु में बदल जाता है, अर्थात साझा इलेक्ट्रॉन युग्म दूसरे की तुलना में उनमें से एक के करीब होता है। एक अणु के हिस्से एक चार्ज प्राप्त करते हैं, जिसे निरूपित किया जाता है ग्रीक अक्षरडेल्टा हाइड्रोजन क्लोराइड में, उदाहरण के लिए, क्लोरीन अधिक ऋणात्मक आवेशित हो जाता है और हाइड्रोजन अधिक धनात्मक हो जाता है। आवेश आंशिक होगा, पूर्ण नहीं, आयनों की तरह।

महत्वपूर्ण!बंधन की ध्रुवता और अणु की ध्रुवता भ्रमित नहीं होनी चाहिए। उदाहरण के लिए, मीथेन CH4 में, परमाणु ध्रुवीय रूप से बंधे होते हैं, जबकि अणु स्वयं गैर-ध्रुवीय होता है।

उपयोगी वीडियो: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

शिक्षा का तंत्र

नए पदार्थों का निर्माण विनिमय या दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार हो सकता है।यह परमाणु कक्षाओं को जोड़ती है। एक या एक से अधिक आणविक कक्षक बनते हैं। वे इस मायने में भिन्न हैं कि वे दोनों परमाणुओं को कवर करते हैं। एक परमाणु की तरह, उस पर दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, और उनके स्पिन भी अलग-अलग दिशाओं में होने चाहिए।

कैसे निर्धारित करें कि कौन सा तंत्र शामिल है? यह बाह्य कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या द्वारा किया जा सकता है।

अदला बदली

इस मामले में, आणविक कक्षीय में एक इलेक्ट्रॉन युग्म दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से बनता है, जिनमें से प्रत्येक अपने स्वयं के परमाणु से संबंधित होता है। उनमें से प्रत्येक अपने बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल को भरने के लिए इसे स्थिर आठ- या दो-इलेक्ट्रॉन बनाता है। इस तरह, गैर-ध्रुवीय संरचना वाले पदार्थ आमतौर पर बनते हैं।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोक्लोरिक एसिड एचसीएल पर विचार करें। हाइड्रोजन पर बाहरी स्तरएक इलेक्ट्रॉन। क्लोरीन सात है। इसके लिए सहसंयोजक संरचना के निर्माण की योजनाएँ बनाने के बाद, हम देखेंगे कि उनमें से प्रत्येक में बाहरी कोश को भरने के लिए एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है। एक दूसरे के साथ एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी साझा करके, वे बाहरी कोश को पूरा कर सकते हैं। उसी सिद्धांत से, सरल पदार्थों के द्विपरमाणुक अणु बनते हैं, उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन, ऑक्सीजन, क्लोरीन, नाइट्रोजन और अन्य अधातु।

शिक्षा का तंत्र

दाता स्वीकर्ता

दूसरे मामले में, दोनों इलेक्ट्रॉन एक अकेले जोड़े हैं और एक ही परमाणु (दाता) के हैं। दूसरे (स्वीकर्ता) के पास एक मुक्त कक्षीय है।

इस तरह से बने सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थ का सूत्र, उदाहरण के लिए, अमोनियम आयन NH 4 +। यह एक हाइड्रोजन आयन से बनता है, जिसमें एक मुक्त कक्षीय और अमोनिया NH3 होता है, जिसमें एक "अतिरिक्त" इलेक्ट्रॉन होता है। अमोनिया से इलेक्ट्रॉन युग्म का समाजीकरण होता है।

संकरण

जब एक इलेक्ट्रॉन युग्म को कक्षकों के बीच साझा किया जाता है विभिन्न आकार, उदाहरण के लिए, s और p, एक हाइब्रिड इलेक्ट्रॉन क्लाउड एसपी बनता है। ऐसे ऑर्बिटल्स अधिक ओवरलैप करते हैं, इसलिए वे अधिक मजबूती से बंधते हैं।

इस प्रकार मीथेन और अमोनिया के अणुओं की व्यवस्था की जाती है। सीएच 4 मीथेन अणु में, तीन बंधन पी-ऑर्बिटल्स में और एक एस में बनना चाहिए था। इसके बजाय, कक्षीय तीन p कक्षकों के साथ संकरण करता है, जिसके परिणामस्वरूप लम्बी बूंदों के रूप में तीन संकर sp3 कक्षक बनते हैं। ऐसा इसलिए है क्योंकि 2s और 2p इलेक्ट्रॉनों में समान ऊर्जा होती है, वे एक दूसरे के साथ परस्पर क्रिया करते हैं जब वे दूसरे परमाणु के साथ जुड़ते हैं। तब आप एक संकर कक्षीय बना सकते हैं। परिणामी अणु में टेट्राहेड्रोन का आकार होता है, हाइड्रोजन इसके शीर्ष पर स्थित होता है।

संकरण वाले पदार्थों के अन्य उदाहरण:

• एसिटिलीन;
• बेंजीन;
• हीरा;
• पानी।

कार्बन को sp3 संकरण की विशेषता है, इसलिए यह अक्सर कार्बनिक यौगिकों में पाया जाता है।

उपयोगी वीडियो: सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन

निष्कर्ष

एक सहसंयोजक बंधन, ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय, आणविक संरचना के पदार्थों की विशेषता है। एक ही तत्व के परमाणु गैर-ध्रुवीय रूप से बंधित होते हैं, और ध्रुवीय रूप से बंधित अलग-अलग होते हैं, लेकिन थोड़े अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ। आमतौर पर, गैर-धातु तत्व इस तरह से जुड़े होते हैं, लेकिन कुछ अपवाद हैं, जैसे कि एल्यूमीनियम।

पहली बार इस तरह की अवधारणा के बारे में सहसंयोजक बंधनरासायनिक वैज्ञानिकों ने गिल्बर्ट न्यूटन लुईस की खोज के बाद बात करना शुरू किया, जिन्होंने इसे दो इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के रूप में वर्णित किया। अधिक हाल के अध्ययनों ने सिद्धांत का वर्णन करना संभव बना दिया है। सहसंयोजक बंधन. शब्द सहसंयोजकरसायन विज्ञान के ढांचे के भीतर एक परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ बंधन बनाने की क्षमता के रूप में माना जा सकता है।

आइए एक उदाहरण के साथ समझाते हैं:

इलेक्ट्रोनगेटिविटी (सी और सीएल, सी और एच) में मामूली अंतर वाले दो परमाणु होते हैं। एक नियम के रूप में, ये वे हैं जो महान गैसों के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना के यथासंभव करीब हैं।

जब इन शर्तों को पूरा किया जाता है, तो इन परमाणुओं के नाभिक उनके लिए सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की ओर आकर्षित होते हैं। इस मामले में, इलेक्ट्रॉन बादल केवल एक दूसरे को ओवरलैप नहीं करते हैं, जैसा कि एक सहसंयोजक बंधन के मामले में होता है, जो इस तथ्य के कारण दो परमाणुओं का एक विश्वसनीय कनेक्शन सुनिश्चित करता है कि इलेक्ट्रॉन घनत्व पुनर्वितरित होता है और सिस्टम की ऊर्जा बदल जाती है, जो यह दूसरे के इलेक्ट्रॉन बादल के एक परमाणु के आंतरिक अंतरिक्ष में "ड्राइंग" के कारण होता है। इलेक्ट्रॉन बादलों का आपसी ओवरलैप जितना अधिक व्यापक होता है, कनेक्शन उतना ही मजबूत माना जाता है।

यहाँ से, सहसंयोजक बंधन- यह एक गठन है जो दो परमाणुओं से संबंधित दो इलेक्ट्रॉनों के पारस्परिक समाजीकरण से उत्पन्न हुआ है।

एक नियम के रूप में, आणविक क्रिस्टल जाली वाले पदार्थ एक सहसंयोजक बंधन के माध्यम से बनते हैं। विशेषताएँ कम तापमान पर पिघलना और उबलना, पानी में खराब घुलनशीलता और कम विद्युत चालकता हैं। इससे हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं: जर्मेनियम, सिलिकॉन, क्लोरीन, हाइड्रोजन जैसे तत्वों की संरचना का आधार एक सहसंयोजक बंधन है।

इस प्रकार के कनेक्शन की विशेषता गुण:

1. संतृप्ति।इस संपत्ति को आमतौर पर समझा जाता है अधिकतम राशिबंधन है कि वे विशिष्ट परमाणु स्थापित कर सकते हैं। यह मात्रा निर्धारित है कुल गणनापरमाणु में वे कक्षक जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। दूसरी ओर, किसी परमाणु की संयोजकता इस प्रयोजन के लिए पहले से उपयोग किए गए कक्षकों की संख्या से निर्धारित की जा सकती है।
2. अभिविन्यास. सभी परमाणु सबसे मजबूत संभव बंधन बनाते हैं। दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के स्थानिक अभिविन्यास के संयोग के मामले में सबसे बड़ी ताकत हासिल की जाती है, क्योंकि वे एक दूसरे को ओवरलैप करते हैं। इसके अलावा, यह दिशात्मकता के रूप में सहसंयोजक बंधन की ऐसी संपत्ति है जो अणुओं की स्थानिक व्यवस्था को प्रभावित करती है, अर्थात उनके "ज्यामितीय आकार" के लिए जिम्मेदार है।
3. ध्रुवीकरण।यह स्थिति इस विचार पर आधारित है कि सहसंयोजक बंधन दो प्रकार के होते हैं:

• ध्रुवीय या विषम। इस प्रकार का एक बंधन केवल विभिन्न प्रकार के परमाणुओं द्वारा ही बनाया जा सकता है, अर्थात। जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी काफी भिन्न होती है, या ऐसे मामलों में जहां साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी सममित रूप से अलग नहीं होती है।
• परमाणुओं के बीच उत्पन्न होता है, जिसकी वैद्युतीयऋणात्मकता लगभग बराबर होती है, और इलेक्ट्रॉन घनत्व का वितरण एक समान होता है।

इसके अलावा, कुछ मात्रात्मक हैं:

• बंधन ऊर्जा. यह पैरामीटर अपनी ताकत के संदर्भ में ध्रुवीय बंधन की विशेषता है। ऊर्जा को दो परमाणुओं के बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊष्मा की मात्रा के साथ-साथ उनके संयुक्त होने पर निकलने वाली ऊष्मा की मात्रा के रूप में समझा जाता है।
• नीचे बॉन्ड लंबाईऔर में आणविक रसायनदो परमाणुओं के नाभिकों के बीच की सीधी रेखा की लंबाई है। यह पैरामीटर बांड की ताकत को भी दर्शाता है।
• द्विध्रुव आघूर्ण- एक मूल्य जो वैलेंस बॉन्ड की ध्रुवीयता को दर्शाता है।

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 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।

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

इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा को पेश करना आवश्यक है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी एक रासायनिक तत्व के परमाणुओं की एक रासायनिक बंधन के निर्माण में शामिल आम इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करने की क्षमता है।

विद्युत ऋणात्मकता की श्रृंखला

अधिक वैद्युतीयऋणात्मकता वाले तत्व साझा इलेक्ट्रॉनों को कम वैद्युतीयऋणात्मकता वाले तत्वों से दूर 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 रेखा भी एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी से मेल खाती है)।

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

सूत्रों की ऐसी प्रविष्टियाँ समतुल्य हैं। सहसंयोजक बंधों में एक स्थानिक अभिविन्यास होता है। परमाणुओं के सहसंयोजक बंधन के परिणामस्वरूप, या तो अणु या परमाणु क्रिस्टल जाली परमाणुओं की कड़ाई से परिभाषित ज्यामितीय व्यवस्था के साथ 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 परमाणु एक सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का प्रतिनिधित्व करते हैं। , और दोनों इलेक्ट्रॉन सामान्य हो जाते हैं।
उदाहरण। क्लोरीन अणु का निर्माण।

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

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

-आबंध -बंधन की तुलना में बहुत अधिक मजबूत होता है, और -बंधन केवल -बंध के साथ हो सकता है। इस बंधन के कारण, दोहरे और तिहरे बहु बंधन 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 रूप से चार्ज होता है, हाइड्रोजन आंशिक रूप से सकारात्मक 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। ऐसे 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 स्थानांतरित हो जाता है। इस मामले में, सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय है। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करने के लिए एक परमाणु की क्षमता का आकलन करने के लिए, इलेक्ट्रोनगेटिविटी के मूल्य 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 दो समान परिमाण लेकिन साइन आवेशों में विपरीत की प्रणाली को विद्युत द्विध्रुव कहा जाता है। जाहिर है, एक ध्रुवीय अणु एक सूक्ष्म द्विध्रुव है। यद्यपि द्विध्रुव का कुल आवेश शून्य है, इसके चारों ओर के स्थान में एक विद्युत क्षेत्र है, जिसकी शक्ति द्विध्रुवीय क्षण m के समानुपाती होती है:

SI प्रणाली में, द्विध्रुवीय क्षण को C × 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 \u003d 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 फ्लैट बीएफ 3 अणु में या एक रैखिक बीसीएल 2 अणु में, बंधन द्विध्रुवीय क्षणों का योग शून्य होता है:

इसी प्रकार, चतुष्फलकीय अणु CH4 और CBr4 में शून्य द्विध्रुव आघूर्ण होता है। हालांकि, समरूपता भंग, उदाहरण के लिए BF 2 Cl अणु में, एक गैर-शून्य द्विध्रुवीय क्षण का कारण बनता है।

एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन का सीमित मामला है आयोनिक बंध. यह परमाणुओं द्वारा बनता है, जिसकी विद्युतीयता काफी भिन्न होती है। जब एक आयनिक बंधन बनता है, तो परमाणुओं में से एक को बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन जोड़ी का लगभग पूर्ण हस्तांतरण 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 विपरीत संकेत के किसी भी आयन पर कार्य करता है, दिशा की परवाह किए बिना, एक आयनिक बंधन, एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, इसकी विशेषता है गैर-दिशात्मकतातथा लोभ. 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।

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

में एक सहसंयोजक बंधन के उद्भव पर विचार करें सरल पदार्थ।

1.हाइड्रोजन अणु का निर्माण।

हर परमाणु हाइड्रोजन एक इलेक्ट्रॉन है। स्थिर अवस्था तक पहुँचने 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 साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी बनती है, जो हाइड्रोजन परमाणुओं को एक अणु में बांधती है।

दो नाभिकों के बीच के स्थान में, अन्य स्थानों की तुलना में सामान्य इलेक्ट्रॉन अधिक सामान्य होते हैं। के साथ एक क्षेत्र का गठन किया गया है इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धिऔर 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।

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

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

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

गैर धातु छठीलेकिनसमूह (ऑक्सीजन, सल्फर) में ऐसे दो इलेक्ट्रॉन होते हैं।

गैर धातु वीऔर समूह (नाइट्रोजन, फास्फोरस) - तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन।

2.फ्लोरीन अणु का निर्माण।

परमाणु एक अधातु तत्त्व इसके बाहरी स्तर पर सात इलेक्ट्रॉन होते हैं। उनमें से छह जोड़े बनाते हैं, और सातवां अयुग्मित होता है।

जब परमाणु आपस में 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 होता 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 ऑक्सीजनबाहरी स्तर में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं।

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

अधिकांश तत्वों के परमाणु अलग-अलग मौजूद नहीं होते हैं, क्योंकि वे एक दूसरे के साथ बातचीत कर सकते हैं। इस बातचीत में, अधिक जटिल कण बनते हैं।

रासायनिक बंधन की प्रकृति इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों की क्रिया है, जो विद्युत आवेशों के बीच परस्पर क्रिया की शक्तियाँ हैं। इलेक्ट्रॉनों और परमाणु नाभिकों में ऐसे आवेश होते हैं।

बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तरों (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों) पर स्थित इलेक्ट्रॉन, नाभिक से सबसे दूर होने के कारण, इसके साथ सबसे कमजोर बातचीत करते हैं, और इसलिए नाभिक से अलग होने में सक्षम होते हैं। वे परमाणुओं को एक दूसरे से बांधने के लिए जिम्मेदार हैं।

रसायन विज्ञान में बातचीत के प्रकार

रासायनिक बंधन के प्रकारों को निम्न तालिका के रूप में दर्शाया जा सकता है:

आयनिक बंधन विशेषता

रासायनिक संपर्क जो के कारण बनता है आयन आकर्षणअलग-अलग चार्ज होने को आयनिक कहा जाता है। ऐसा तब होता है जब बंधित परमाणुओं में इलेक्ट्रोनगेटिविटी (यानी इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता) में महत्वपूर्ण अंतर होता है और इलेक्ट्रॉन जोड़ी अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव तत्व में जाती है। एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के इस तरह के संक्रमण का परिणाम आवेशित कणों - आयनों का निर्माण होता है। उनके बीच एक आकर्षण है।

सबसे कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी है विशिष्ट धातु, और सबसे बड़े विशिष्ट अधातु हैं। इस प्रकार आयन विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट अधातुओं के बीच परस्पर क्रिया से बनते हैं।

धातु परमाणु सकारात्मक रूप से आवेशित आयन (धनायन) बन जाते हैं, बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों को दान करते हैं, और अधातु इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करते हैं, इस प्रकार बदल जाते हैं नकारात्मक आवेशितआयन (आयन)।

परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को पूरा करते हुए अधिक स्थिर ऊर्जा अवस्था में चले जाते हैं।

आयनिक बंधन गैर-दिशात्मक है और संतृप्त नहीं है, क्योंकि इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन क्रमशः सभी दिशाओं में होता है, आयन सभी दिशाओं में विपरीत संकेत के आयनों को आकर्षित कर सकता है।

आयनों की व्यवस्था ऐसी है कि प्रत्येक के चारों ओर है निश्चित संख्याविपरीत आवेशित आयन। आयनिक यौगिकों के लिए "अणु" की अवधारणा कोई मतलब नहीं.

शिक्षा के उदाहरण

सोडियम क्लोराइड (nacl) में एक बंधन का निर्माण, Na परमाणु से Cl परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के स्थानांतरण के कारण संबंधित आयनों के निर्माण के कारण होता है:

ना 0 - 1 ई \u003d ना + (धनायन)

सीएल 0 + 1 ई \u003d सीएल - (आयन)

सोडियम क्लोराइड में, सोडियम धनायनों के चारों ओर छह क्लोराइड आयन होते हैं, और प्रत्येक क्लोराइड आयन के चारों ओर छह सोडियम आयन होते हैं।

जब बेरियम सल्फाइड में परमाणुओं के बीच परस्पर क्रिया होती है, तो निम्नलिखित प्रक्रियाएँ होती हैं:

बा 0 - 2 ई \u003d बा 2+

एस 0 + 2 ई \u003d एस 2-

बा अपने दो इलेक्ट्रॉनों को सल्फर को दान करता है, जिसके परिणामस्वरूप सल्फर आयन एस 2- और बेरियम केशन बा 2+ बनते हैं।

धातु रासायनिक बंधन

धातुओं के बाहरी ऊर्जा स्तरों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या कम होती है, वे आसानी से नाभिक से अलग हो जाते हैं। इस टुकड़ी के परिणामस्वरूप, धातु आयन और मुक्त इलेक्ट्रॉन बनते हैं। इन इलेक्ट्रॉनों को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन धातु के पूरे आयतन में स्वतंत्र रूप से चलते हैं और परमाणुओं से लगातार बंधे और अलग होते हैं।

एक धातु पदार्थ की संरचना इस प्रकार है: क्रिस्टल सेलपदार्थ की रीढ़ है, और इसके नोड्स के बीच, इलेक्ट्रॉन स्वतंत्र रूप से आगे बढ़ सकते हैं।

निम्नलिखित उदाहरण दिए जा सकते हैं:

मिलीग्राम - 2e<->एमजी2+

सीएस-ई<->सीएस+

सीए-2ई<->सीए2+

Fe-3e<->Fe3+

सहसंयोजक: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय

सबसे आम प्रकार की रासायनिक बातचीत एक सहसंयोजक बंधन है। अंतःक्रियात्मक तत्वों के वैद्युतीयऋणात्मकता मूल्यों में तेजी से अंतर नहीं होता है, इस संबंध में, केवल सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का एक अधिक विद्युतीय परमाणु में बदलाव होता है।

सहसंयोजक अंतःक्रिया विनिमय तंत्र द्वारा या दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बनाई जा सकती है।

विनिमय तंत्र का एहसास तब होता है जब प्रत्येक परमाणु में बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तरों में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और परमाणु कक्षाओं के ओवरलैप से इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी दिखाई देती है जो पहले से ही दोनों परमाणुओं से संबंधित होती है। जब एक परमाणु में बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी होती है, और दूसरे में एक मुक्त कक्षीय कक्ष होता है, तो जब परमाणु कक्षाएँ ओवरलैप होती हैं, तो इलेक्ट्रॉन जोड़ी का सामाजिककरण होता है और दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार बातचीत होती है।

सहसंयोजक को बहुलता से विभाजित किया जाता है:

• सरल या एकल;
• दोहरा;
• तिगुना।

डबल्स एक ही बार में दो जोड़े इलेक्ट्रॉनों का समाजीकरण प्रदान करते हैं, और ट्रिपल - तीन।

बंधित परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व (ध्रुवीयता) के वितरण के अनुसार, सहसंयोजक बंधन में विभाजित है:

• गैर-ध्रुवीय;
• ध्रुवीय

एक गैर-ध्रुवीय बंधन एक ही परमाणुओं से बनता है, और एक ध्रुवीय बंधन अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी से बनता है।

समान विद्युत ऋणात्मकता वाले परमाणुओं की अन्योन्यक्रिया को गैर-ध्रुवीय बंधन कहा जाता है। ऐसे अणु में इलेक्ट्रॉनों की सामान्य जोड़ी किसी भी परमाणु के प्रति आकर्षित नहीं होती है, बल्कि दोनों के समान होती है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी में भिन्न तत्वों की परस्पर क्रिया से ध्रुवीय बंध बनते हैं। इस प्रकार की अंतःक्रिया के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े एक अधिक विद्युतीय तत्व द्वारा आकर्षित होते हैं, लेकिन पूरी तरह से इसे स्थानांतरित नहीं करते हैं (अर्थात, आयनों का निर्माण नहीं होता है)। इलेक्ट्रॉन घनत्व में इस तरह के बदलाव के परिणामस्वरूप, परमाणुओं पर आंशिक चार्ज दिखाई देते हैं: अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव पर - एक नकारात्मक चार्ज, और कम पर - सकारात्मक।

सहसंयोजकता के गुण और विशेषताएं

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं:

• लंबाई परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी से निर्धारित होती है।
• ध्रुवता एक परमाणु में इलेक्ट्रॉन बादल के विस्थापन से निर्धारित होती है।
• अभिविन्यास - अंतरिक्ष-उन्मुख बांड बनाने की संपत्ति और, तदनुसार, अणु जिनके कुछ ज्यामितीय आकार होते हैं।
• संतृप्ति सीमित संख्या में बांड बनाने की क्षमता से निर्धारित होती है।
• ध्रुवीकरण बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में ध्रुवीयता को बदलने की क्षमता से निर्धारित होता है।
• एक बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा, जो इसकी ताकत को निर्धारित करती है।

हाइड्रोजन (H2), क्लोरीन (Cl2), ऑक्सीजन (O2), नाइट्रोजन (N2) और कई अन्य के अणु सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय अंतःक्रिया का एक उदाहरण हो सकते हैं।

एच+ + एच → एच-एच अणुएक एकल गैर-ध्रुवीय बंधन है,

O: + :O → O=O अणु में एक दोहरा अध्रुवीय होता है,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N अणु में एक ट्रिपल गैर-ध्रुवीय होता है।

सहसंयोजक बंधन के उदाहरण के रूप में रासायनिक तत्वआप कार्बन डाइऑक्साइड (CO2) और कार्बन मोनोऑक्साइड (CO) गैस, हाइड्रोजन सल्फाइड (H2S) के अणु ला सकते हैं, हाइड्रोक्लोरिक एसिड के(HCL), पानी (H2O), मीथेन (CH4), सल्फर ऑक्साइड (SO2) और कई अन्य।

CO2 अणु में, कार्बन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच संबंध सहसंयोजक ध्रुवीय होता है, क्योंकि अधिक विद्युतीय हाइड्रोजन इलेक्ट्रॉन घनत्व को अपनी ओर आकर्षित करता है। ऑक्सीजन के बाहरी स्तर पर दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, जबकि कार्बन एक अंतःक्रिया बनाने के लिए चार संयोजकता इलेक्ट्रॉन प्रदान कर सकता है। नतीजतन, दोहरे बंधन बनते हैं और अणु इस तरह दिखता है: ओ = सी = ओ।

किसी विशेष अणु में बंधन के प्रकार को निर्धारित करने के लिए, उसके घटक परमाणुओं पर विचार करना पर्याप्त है। साधारण पदार्थ धातु से धात्विक बनता है, अधातु वाली धातुएँ आयनिक बनाती हैं, साधारण पदार्थ अधातुएँ सहसंयोजक अध्रुवीय बनाती हैं, और विभिन्न अधातुओं से बने अणु सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन से बनते हैं।