सहसंयोजक रासायनिक बंधन उदाहरण. सहसंयोजक बंधन - ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय, गठन तंत्र

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।

धातु पदार्थ की संरचना इस प्रकार है: क्रिस्टल जाली पदार्थ की रीढ़ है, और इलेक्ट्रॉन इसके नोड्स के बीच 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 मान तेजी से भिन्न नहीं होते हैं, 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 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।

रासायनिक तत्वों के सहसंयोजक बंधन के उदाहरण के रूप में, कार्बन डाइऑक्साइड (CO2) और कार्बन मोनोऑक्साइड (CO) गैस, हाइड्रोजन सल्फाइड (H2S) के अणु, 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 में प्रति दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं बाहरी स्तर, और कार्बन बातचीत बनाने के लिए चार वैलेंस 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 बनते हैं, धातु अधातुओं से - आयनिक, सरल पदार्थगैर-धातु - सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय, और विभिन्न गैर-धातुओं से युक्त अणु एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के माध्यम से बनते हैं।

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। आइए एक उदाहरण के रूप में हाइड्रोजन अणु के निर्माण को 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 कक्षक आंशिक रूप से ओवरलैप करते हैं (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 करने से एक सहसंयोजक बंधन बनता है, जो ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है। यदि स्पर्श करने वाले परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी 0.106 एनएम है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के बाद यह 0.074 एनएम होगा। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप जितना अधिक होगा, रासायनिक बंधन उतना ही मजबूत होगा।

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

अस्तित्व 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 संबंध में 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, जिसमें इलेक्ट्रॉन जोड़ी दोनों परमाणुओं से समान रूप से संबंधित होती है।

ध्रुवीय पर एक सहसंयोजक बंधन में, इलेक्ट्रॉन बादल एक उच्च सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता के साथ परमाणु की ओर विस्थापित होता 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:

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

सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए विनिमय तंत्र के अलावा - ओवरलैप के कारण भी 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 NH 4 + के निर्माण के तंत्र का एक उदाहरण देखें।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 बनने की प्रक्रिया में, नाइट्रोजन के दो-इलेक्ट्रॉन बादल नाइट्रोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाते हैं, जिसका अर्थ है कि यह एक आणविक इलेक्ट्रॉन बादल में परिवर्तित हो जाता है। इसलिए, एक चौथा सहसंयोजक बंधन प्रकट होता है। अमोनियम निर्माण की प्रक्रिया को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

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

क्या आपका कोई प्रश्न है? आप नहीं जानते कि अपना गृहकार्य कैसे करना है?
ट्यूटर की मदद लेने के लिए - रजिस्टर करें।
पहला सबक मुफ्त है!

साइट, सामग्री की पूर्ण या आंशिक प्रतिलिपि के साथ, स्रोत के लिए एक लिंक आवश्यक 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 एक बंधन है।

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

लुईस सिद्धांत के अनुसार सहसंयोजक बंधन का निर्माण

सहसंयोजक बंधन के गठन का तंत्र

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

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

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

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

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

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

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

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

इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता एक हाइड्रोजन आयन है, या बस एक प्रोटॉन एच + है। एक अणु के अलावा जिसके केंद्रीय परमाणु में एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी है, उदाहरण के लिए, NH 3 के लिए, एक जटिल आयन NH 4 + के गठन की ओर जाता है, लेकिन एक सकारात्मक चार्ज के साथ:

वैलेंस बांड विधि

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

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

परमाणु कक्षकों का संकरण

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

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

संकरण के सिद्धांत के मुख्य प्रावधान:

1. संकरण के दौरान, प्रारंभिक आकार और ऑर्बिटल्स परस्पर बदलते हैं, जबकि नए, हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनते हैं, लेकिन समान ऊर्जा और समान आकार के साथ, एक अनियमित आकृति आठ जैसा दिखता है।
2. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स की संख्या हाइब्रिडाइजेशन में शामिल आउटपुट ऑर्बिटल्स की संख्या के बराबर होती है।
3. समान ऊर्जा वाले ऑर्बिटल्स (बाहरी ऊर्जा स्तर के s- और p-ऑर्बिटल्स और बाहरी या प्रारंभिक स्तरों के d-ऑर्बिटल्स) संकरण में भाग ले सकते हैं।
4. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स रासायनिक बंधों के निर्माण की दिशा में अधिक लंबे होते हैं और इसलिए पड़ोसी परमाणु के ऑर्बिटल्स के साथ बेहतर ओवरलैप प्रदान करते हैं, परिणामस्वरूप, यह इलेक्ट्रॉनों के कारण बनने वाले व्यक्तिगत गैर-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स से अधिक मजबूत हो जाता है।
5. मजबूत बंधों के निर्माण और अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व के अधिक सममित वितरण के कारण, एक ऊर्जा लाभ प्राप्त होता है, जो संकरण प्रक्रिया के लिए आवश्यक ऊर्जा खपत की भरपाई से अधिक होता है।
6. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स को अंतरिक्ष में इस तरह से उन्मुख किया जाना चाहिए ताकि एक दूसरे से अधिकतम पारस्परिक अलगाव सुनिश्चित हो सके; इस मामले में, प्रतिकर्षण ऊर्जा सबसे छोटी है।
7. संकरण का प्रकार 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 वैलेंस एंगल्स (ऑर्बिटल्स के समरूपता के अक्षों के बीच ज्यामितीय कोण) का रूप: ए) एसपी-हाइब्रिडाइजेशन; बी) एसपी 2 संकरण; ग) सपा 3 संकरण

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

सपा संकरण की सामान्य योजना

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

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

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

परमाणु कक्षकों के sp 3 संकरण की योजना

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

एसपी 3डी संकरण की सामान्य योजना

इस प्रकार का संकरण अधातु हैलाइडों में सबसे अधिक पाया जाता है। एक उदाहरण फॉस्फोरस क्लोराइड पीसीएल 5 की संरचना है, जिसके गठन के दौरान फॉस्फोरस परमाणु (पी … 3 एस 2 3 पी 3) पहले उत्तेजित अवस्था में जाता है (पी … 3 एस 1 3 पी 3 3 डी 1), और फिर एस 1 पी से गुजरता है 3 डी-संकरण - पांच एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स समतुल्य हो जाते हैं और अपने लम्बी सिरों के साथ मानसिक त्रिकोणीय द्विपिरामिड के कोनों तक 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 एसआई को एक पी-ऑर्बिटल्स के साथ जोड़ा जाता है, तो दो एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स उत्पन्न होते हैं, जो सममित रूप से 180 0 के कोण पर स्थित होते हैं।
2. एसपी 2 - संकरण। एक एस- और दो पी-ऑर्बिटल्स के संयोजन से एसपी 2-हाइब्रिडाइज्ड बॉन्ड का निर्माण होता है जो 120 0 के कोण पर स्थित होता है, इसलिए अणु एक नियमित त्रिकोण का रूप ले लेता है।
3. एसपी 3 - संकरण। चार ऑर्बिटल्स - एक एस- और तीन पी के संयोजन से एसपी 3 - हाइब्रिडाइजेशन होता है, जिसमें चार हाइब्रिड ऑर्बिटल्स अंतरिक्ष में समरूप रूप से टेट्राहेड्रोन के चार कोने, यानी 109 0 28 ` के कोण पर उन्मुख होते हैं।
4. एसपी 3 डी - संकरण। एक s-, तीन p- और एक d-कक्षकों का संयोजन sp 3 d-संकरण देता है, जो त्रिकोणीय द्विपिरामिड के शीर्षों पर पाँच sp 3 d-संकरित कक्षकों के स्थानिक अभिविन्यास को निर्धारित करता है।
5. अन्य प्रकार के संकरण। एसपी 3 डी 2 संकरण के मामले में, छह एसपी 3 डी 2 संकरित कक्षाएँ अष्टफलक के शीर्षों की ओर निर्देशित होती हैं। पंचकोणीय द्विपिरामिड के शीर्षों की ओर सात कक्षकों का अभिविन्यास अणु या संकुल के केंद्रीय परमाणु के संयोजकता कक्षकों के sp 3 d 3 संकरण (या कभी-कभी sp 3 d 2 f) से मेल खाता है।

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

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

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

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

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

सहसंयोजक बंधन के लक्षण

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

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

2. संतृप्ति. परमाणुओं में सहसंयोजक बंध बनाने की क्षमता होती है, जो पहले, विनिमय तंत्र द्वारा एक अप्रकाशित परमाणु के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण 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। अन्य अवधियों के तत्वों के परमाणु के साथ एक बड़ी संख्या मेंबाहरी स्तर पर कक्षक अधिक बंध बना सकते हैं।

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

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

क्योंकि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स में होता है विभिन्न रूपऔर अंतरिक्ष में अलग-अलग अभिविन्यास, तो उनके पारस्परिक ओवरलैप को महसूस किया जा सकता है विभिन्न तरीके. इसके आधार पर, -, - और -बंधों को प्रतिष्ठित किया जाता है।

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

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

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

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

दो समानांतर p ऑर्बिटल्स, दो d ऑर्बिटल्स, या ऑर्बिटल्स के अन्य संयोजनों के परस्पर क्रिया द्वारा एक pi बॉन्ड बनाया जा सकता है, जिनकी कुल्हाड़ियाँ बॉन्ड अक्ष के साथ मेल नहीं खाती हैं।

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

SI इकाइयों में, द्विध्रुवीय क्षण को [C × m] (कूलम्ब मीटर) में मापा जाता है, लेकिन अधिक बार वे ऑफ-सिस्टम इकाई [D] (डेबी) का उपयोग करते हैं: 1D = 3.33 10 -30 C × m। का मान सहसंयोजक अणुओं के द्विध्रुवीय क्षण 0-4 D, और आयनिक - 4-11D के भीतर भिन्न होते हैं। द्विध्रुव 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 बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन के परिणामस्वरूप एक बंधन की ध्रुवीयता में परिवर्तन है।

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

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

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

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

सहसंयोजक बंधन वाले यौगिकों के गुण

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

सामान्य परिस्थितियों में आणविक यौगिक भिन्न हो सकते हैं एकत्रीकरण की स्थिति: गैसों के रूप में (सीओ 2, एनएच 3, सीएच 4, सीएल 2, ओ 2, एनएच 3), वाष्पशील तरल पदार्थ (बीआर 2, एच 2 ओ, सी 2 एच 5 ओएच) या ठोस क्रिस्टलीय पदार्थ, जिनमें से अधिकांश यहां तक ​​​​कि बहुत मामूली हीटिंग पर भी जल्दी से पिघल सकता है और आसानी से ऊंचा हो सकता है (एस 8, पी 4, आई 2, चीनी सी 12 एच 22 ओ 11, "सूखी बर्फ" सीओ 2)।

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

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

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

हीरे, सिलिकॉन, क्वार्ट्ज के क्रिस्टल

गैर-आणविक (परमाणु) क्रिस्टल, जिसमें रासायनिक बंधों द्वारा परस्पर जुड़े एक या दो तत्वों के परमाणु होते हैं, दुर्दम्य पदार्थों से संबंधित होते हैं। उच्च पिघलने का तापमान परमाणु क्रिस्टल के पिघलने के दौरान मजबूत रासायनिक बंधनों को तोड़ने के लिए बड़ी मात्रा में ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता के कारण होता है, न कि कमजोर अंतःक्रियात्मक संपर्क, जैसा कि आणविक पदार्थों के मामले में होता है। इसी कारण से, कई परमाणु क्रिस्टल गर्म होने पर पिघलते नहीं हैं, लेकिन विघटित 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 आचरण नहीं करते हैं बिजली(ग्रेफाइट को छोड़कर, जो विद्युत चालकता में निहित है, और अर्धचालक - सिलिकॉन, जर्मेनियम, आदि)।

एक सहसंयोजक बंधन आम (उनके बीच साझा) इलेक्ट्रॉन जोड़े की मदद से परमाणुओं का बंधन है। "सहसंयोजक" शब्द में उपसर्ग "सह-" का अर्थ है "संयुक्त भागीदारी।" और रूसी में अनुवाद में "वैलेंटा" - शक्ति, क्षमता। इस मामले में, हमारा मतलब परमाणुओं की अन्य परमाणुओं के साथ बंधने की क्षमता से है।

जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों को एकजुट करते हैं, जैसे कि यह एक सामान्य "पिगी बैंक" में होता है - एक आणविक कक्षीय, जो व्यक्तिगत परमाणुओं के परमाणु गोले से बनता है। इस नए कोश में जितने संभव हो उतने पूर्ण इलेक्ट्रॉन होते हैं और परमाणुओं को अपने स्वयं के अधूरे परमाणु कोश से बदल देते हैं।

हाइड्रोजन अणु के निर्माण की क्रियाविधि के बारे में विचारों का विस्तार अधिक जटिल अणुओं तक किया गया। इस आधार पर विकसित रासायनिक बंधन के सिद्धांत को कहा जाता था संयोजकता बंधन विधि (वीएस विधि)। वीएस विधि निम्नलिखित प्रावधानों पर आधारित है:

1) एक सहसंयोजक बंधन दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा विपरीत निर्देशित स्पिन के साथ बनता है, और यह इलेक्ट्रॉन जोड़ी दो परमाणुओं से संबंधित है।

2) सहसंयोजक बंधन जितना मजबूत होता है, इलेक्ट्रॉन बादल उतने ही अधिक ओवरलैप होते हैं।

अणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को प्रतिबिंबित करने वाले दो-इलेक्ट्रॉन दो-केंद्र बंधनों के संयोजन को वैलेंस स्कीम कहा जाता है। वैलेंस योजनाओं के निर्माण के उदाहरण:

वैलेंस योजनाओं में, प्रतिनिधित्व सबसे स्पष्ट रूप से सन्निहित हैं लेविसएक महान गैस के इलेक्ट्रॉन खोल के गठन के साथ इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के माध्यम से एक रासायनिक बंधन के गठन पर: के लिए हाइड्रोजन- दो इलेक्ट्रॉनों से (कोश वह), के लिये नाइट्रोजन- आठ इलेक्ट्रॉनों का (कोश .) Ne).

29. गैर-ध्रुवीय और 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 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।

30. सहसंयोजक बंधन को व्यक्त करने के तरीके।

बनाने के दो मुख्य तरीके हैं सहसंयोजक बंधन * .

1) अयुग्मित होने के कारण बंध बनाने वाला इलेक्ट्रॉन युग्म बन सकता है इलेक्ट्रॉनों, अनएक्साइटेड में उपलब्ध है परमाणुओं. निर्मित सहसंयोजक बंधों की संख्या में वृद्धि के साथ परमाणु के उत्तेजना पर खर्च की गई ऊर्जा की तुलना में अधिक ऊर्जा की रिहाई होती है। चूँकि किसी परमाणु की संयोजकता अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या पर निर्भर करती है, इसलिए उत्तेजना से संयोजकता में वृद्धि होती है। नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फ्लोरीन के परमाणुओं में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि नहीं होती है, क्योंकि दूसरे स्तर के भीतर कोई मुक्त नहीं हैं कक्षाओं*, और तीसरे क्वांटम स्तर तक इलेक्ट्रॉनों की गति के लिए उस ऊर्जा की तुलना में बहुत अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है जो अतिरिक्त बांडों के निर्माण के दौरान जारी की जाएगी। इस तरह, जब कोई परमाणु उत्तेजित होता है, तो इलेक्ट्रॉनों का मुक्त में संक्रमण होता हैकक्षाओं केवल उसी ऊर्जा स्तर के भीतर संभव है.

2) परमाणु की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर मौजूद युग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंधन बन सकते हैं। इस मामले में, दूसरे परमाणु के पास बाहरी परत पर एक मुक्त कक्षीय होना चाहिए। एक परमाणु जो अपनी इलेक्ट्रॉन जोड़ी को एक सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए प्रदान करता है * को दाता कहा जाता है, और एक परमाणु जो एक खाली कक्षीय प्रदान करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है। इस तरह से बनने वाले सहसंयोजक बंधन को दाता-स्वीकर्ता बंधन कहा जाता है। अमोनियम धनायन में, यह बंधन अन्य तीन सहसंयोजक बंधनों के गुणों में बिल्कुल समान है, पहले शिक्षितवैसे, इसलिए "दाता-स्वीकर्ता" शब्द का अर्थ कोई विशेष नहीं है कनेक्शन का प्रकार, लेकिन इसके गठन का केवल एक तरीका है।

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

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

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

एच 1 एस 1 - एक इलेक्ट्रॉन

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

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

सहसंयोजक बंधन का निर्माण

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

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

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

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

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

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

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

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

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

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

सहसंयोजक बंधन गठन का विनिमय और दाता-स्वीकर्ता तंत्र

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

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