कौन सा यौगिक सहसंयोजक है। सहसंयोजक रासायनिक बंधन

रासायनिक यौगिकों का निर्माण घटना के कारण होता है रासायनिक बंधअणुओं और क्रिस्टल में परमाणुओं के बीच।

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

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

बंधन ऊर्जा- इसके गठन के दौरान जारी ऊर्जा, या दो बंधुआ परमाणुओं को अलग करने के लिए आवश्यक। बंधन ऊर्जा इसकी ताकत की विशेषता है।

लिंक की लंबाईबाध्य परमाणुओं के केंद्रों के बीच की दूरी है। कैसे कम लंबाईरासायनिक बंधन जितना मजबूत होगा।

बंधन का द्विध्रुवीय क्षण(एम)- वेक्टर क्वांटिटीबंधन की ध्रुवीयता की विशेषता।

वेक्टर की लंबाई बांड की लंबाई l और प्रभावी चार्ज q के गुणनफल के बराबर होती है, जिसे परमाणु तब प्राप्त करते हैं जब इलेक्ट्रॉन घनत्व में बदलाव होता है: | मी | = एलएच क्यू। द्विध्रुवीय क्षण वेक्टर को धनात्मक 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।

बांड की विशेषताएं उनकी बहुलता से प्रभावित होती हैं:

बंधन ऊर्जा एक पंक्ति में बढ़ती है;

बॉन्ड की लंबाई उल्टे क्रम में बढ़ती है।

बंधन ऊर्जा(सिस्टम की दी गई स्थिति के लिए) उस राज्य की ऊर्जा के बीच का अंतर है 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 व्यवस्था:

जहां E, N घटकों (कणों) की एक प्रणाली में घटकों की बाध्यकारी ऊर्जा है, i एक अनबाउंड अवस्था में i-वें घटक की कुल ऊर्जा है (असीम रूप से दूर आराम करने वाला कण), और E बाध्य प्रणाली की कुल ऊर्जा है . अनंत पर आराम करने वाले कणों से युक्त एक प्रणाली के लिए, बाध्यकारी ऊर्जा को शून्य के बराबर 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, बाध्यकारी ऊर्जा आयनीकरण ऊर्जा के साथ, नकारात्मक आयनों के लिए, इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के साथ मेल खाती है। एक द्विपरमाणुक अणु की रासायनिक बंधन ऊर्जा उसके ऊष्मीय पृथक्करण की ऊर्जा से मेल खाती है, जो सैकड़ों kJ/mol के क्रम पर होती है। परमाणु नाभिक के हैड्रॉन 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 लंबाईरासायनिक रूप से बंधे परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी है। रासायनिक बंधन की लंबाई महत्वपूर्ण है भौतिक मात्रा, जो रासायनिक बंधन के ज्यामितीय आयामों को निर्धारित करता है, अंतरिक्ष में इसकी सीमा। रासायनिक बंधन की लंबाई निर्धारित करने के लिए विभिन्न विधियों का उपयोग किया जाता है। गैस इलेक्ट्रॉन विवर्तन, माइक्रोवेव स्पेक्ट्रोस्कोपी, रमन स्पेक्ट्रा और आईआर स्पेक्ट्रा उच्च संकल्पवाष्प (गैस) चरण में पृथक अणुओं के रासायनिक बंधों की लंबाई का अनुमान लगाने के लिए उपयोग किया जाता है। यह माना जाता है कि एक रासायनिक बंधन की लंबाई एक योगात्मक मात्रा है जो रासायनिक बंधन बनाने वाले परमाणुओं के सहसंयोजक त्रिज्या के योग से निर्धारित होती है।

रासायनिक बंधों की ध्रुवीयता- एक रासायनिक बंधन की एक विशेषता, इस बंधन को बनाने वाले तटस्थ परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की तुलना में नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण में परिवर्तन दिखा रहा है। एक अणु में एक बंधन की ध्रुवीयता को मापना संभव है। कठिनाई सटीक मात्रा का ठहरावइस तथ्य में शामिल हैं कि बंधन की ध्रुवीयता कई कारकों पर निर्भर करती है: परमाणुओं के आकार और कनेक्टिंग अणुओं के आयनों पर; बंधन की संख्या और प्रकृति से जो जोड़ने वाले परमाणुओं के पास उनके दिए गए अंतःक्रिया से पहले ही थे; संरचना के प्रकार और यहां तक ​​कि उनके क्रिस्टल जाली में दोषों की विशेषताओं पर भी। ऐसी गणना की जाती है विभिन्न तरीके, जो आम तौर पर लगभग समान परिणाम (मान) देते हैं।

उदाहरण के लिए, एचसीएल के लिए, यह पाया गया कि इस अणु के प्रत्येक परमाणु का आवेश पूरे इलेक्ट्रॉन के आवेश के 0.17 के बराबर है। हाइड्रोजन परमाणु पर +0.17, और क्लोरीन परमाणु पर -0.17। परमाणुओं पर तथाकथित प्रभावी आवेशों का उपयोग अक्सर बंधन ध्रुवीयता के मात्रात्मक माप के रूप में किया जाता है। प्रभावी आवेश को नाभिक के पास अंतरिक्ष के कुछ 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 [सापेक्ष] अर्थ है, क्योंकि एक अणु में एक क्षेत्र को स्पष्ट रूप से एकल करना असंभव है जो विशेष रूप से एक परमाणु से संबंधित है, और कई बंधनों के मामले में, 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। संयोजकता कोण दोनों पर निर्भर करते हैं व्यक्तिगत विशेषताएंसंलग्न परमाणु, और केंद्रीय परमाणु के परमाणु कक्षकों के संकरण से। सरल अणुओं के लिए, बंधन कोण, साथ ही अणु के अन्य ज्यामितीय मापदंडों की गणना क्वांटम रसायन विज्ञान विधियों द्वारा 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।

परमाणु का प्रभावी प्रभार, किसी रसायन में दिए गए परमाणु से संबंधित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बीच अंतर को दर्शाता है। कॉम।, और इलेक्ट्रॉनों की संख्या मुक्त। परमाणु। अनुमानों के लिए ई. जेड. एक। मॉडल का उपयोग किया जाता है जिसमें प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित मात्राओं को परमाणुओं पर स्थानीयकृत बिंदु गैर-ध्रुवीय आवेशों के कार्यों के रूप में प्रस्तुत किया जाता है; उदाहरण के लिए, द्विपरमाणुक अणु के द्विध्रुव आघूर्ण को E. z का गुणनफल माना जाता है। एक। अंतर-परमाणु दूरी के लिए। समान मॉडल की सीमा के भीतर E. z. एक। ऑप्टिकल डेटा का उपयोग करके गणना की जा सकती है। या एक्स-रे स्पेक्ट्रोस्कोपी।

अणुओं के द्विध्रुवीय क्षण।

एक आदर्श सहसंयोजक बंधन केवल समान परमाणुओं (H2, N2, आदि) वाले कणों में मौजूद होता है। यदि विभिन्न परमाणुओं के बीच एक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉन घनत्व परमाणुओं के नाभिक में से एक में स्थानांतरित हो जाता है, अर्थात बंधन ध्रुवीकृत हो जाता है। एक बंधन की ध्रुवीयता इसके द्विध्रुवीय क्षण की विशेषता है।

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

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

परमाणु कक्षकों के संकरण की अवधारणा और अणुओं और आयनों की स्थानिक संरचना। हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की ख़ासियत। संकरण के मुख्य प्रकार: एसपी, एसपी2, एसपी3, डीएसपी2, एसपी3डी, एसपी3डी2। एकल इलेक्ट्रॉन 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 जो 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 के अणुओं में, उदाहरण के लिए, C1-E-C1 बंध कोण 180, 120 और 109.28 o है। इनमें से प्रत्येक अणु के लिए E-C1 बंध लंबाई के मान और ऊर्जा समान हैं। ऑर्बिटल्स के संकरण का सिद्धांत यह है कि मूल AO अलगआकारऔर ऊर्जाएं मिश्रित होने पर समान आकार और ऊर्जा के नए कक्षक देती 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 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 के साथ अच्छे समझौते में हैं। पहले दृष्टिकोण को वैलेंस इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रतिकर्षण सिद्धांत (OVEP) कहा जाता है। "भयानक" नाम के बावजूद, इस दृष्टिकोण का सार बहुत सरल और समझने योग्य 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 यथासंभव दूर स्थित हों:

यह केवल अणु के रैखिक रूप से संभव है, जब बंधों के बीच का कोण (ClBeCl कोण) 180o के बराबर होता है।

एक अन्य उदाहरण: BF3 अणु में 3 . होता है कनेक्शन बी-एफ. वे एक दूसरे से यथासंभव दूर स्थित हैं और अणु में एक सपाट त्रिकोण का आकार होता है, जहां बांड (कोण FBF) के बीच के सभी कोण 120 o के बराबर होते हैं:

परमाणु कक्षकों का संकरण।

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

हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े के अलावा, ऑक्सीजन परमाणु में दो जोड़े बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं जो बंधन निर्माण में भाग नहीं लेते हैं ( असाझा इलेक्ट्रॉन जोड़े)। इलेक्ट्रॉनों के सभी चार जोड़े ऑक्सीजन परमाणु के चारों ओर अंतरिक्ष में कुछ क्षेत्रों पर कब्जा कर लेते हैं। चूँकि इलेक्ट्रॉन एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं, इलेक्ट्रॉन बादल यथासंभव दूर स्थित होते हैं। इस मामले में, संकरण के परिणामस्वरूप, परमाणु कक्षाओं का आकार बदल जाता है, वे बढ़े हुए होते हैं और टेट्राहेड्रोन के कोने 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।

अणुओं और आयनों का आकार जैसे AB2, AB3, AB4, AB5, AB6। d-AO, तलीय वर्ग अणुओं में, अष्टफलकीय अणुओं में, और त्रिकोणीय द्विपिरामिड के रूप में निर्मित अणुओं में -बंधों के निर्माण में शामिल है। अणुओं के स्थानिक विन्यास पर इलेक्ट्रॉन युग्मों के प्रतिकर्षण का प्रभाव (KNEP के साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की भागीदारी की अवधारणा)।

अणुओं और आयनों का आकार जैसे AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. प्रत्येक प्रकार का एओ संकरण कड़ाई से परिभाषित ज्यामितीय आकार से मेल खाता है, प्रयोगात्मक रूप से पुष्टि की जाती है। इसका आधार हाइब्रिड ऑर्बिटल्स द्वारा बनाए गए σ-बॉन्ड द्वारा बनाया गया है; उनके इलेक्ट्रोस्टैटिक क्षेत्र में, -इलेक्ट्रॉनों के डेलोकाइज्ड जोड़े चलते हैं (एकाधिक बॉन्ड के मामले में) (तालिका 5.3)। सपा संकरण. एक समान प्रकार का संकरण तब होता है जब एक परमाणु s- और p-कक्षकों में स्थित इलेक्ट्रॉनों और समान ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉनों के कारण दो बंध बनाता है। इस प्रकार का संकरण AB2 प्रकार के अणुओं की विशेषता है (चित्र। 5.4)। ऐसे अणुओं और आयनों के उदाहरण तालिका में दिए गए हैं। 5.3 (चित्र 5.4)।

तालिका 5.3

अणुओं के ज्यामितीय आकार

E एक असहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म है।

BeCl2 अणु की संरचना। सामान्य अवस्था में बेरिलियम परमाणु की बाहरी परत में दो युग्मित s-इलेक्ट्रॉन होते हैं। उत्तेजना के परिणामस्वरूप, s इलेक्ट्रॉनों में से एक p- अवस्था में चला जाता 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 परिवर्तित हो 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 निर्धारित करने वाले कारक। हाइड्रोजन बंध। हाइड्रोजन बंधन की प्रकृति। हाइड्रोजन बांड की मात्रात्मक विशेषताएं। इंटर- और इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्डिंग।

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन- परस्पर क्रिया। आपस में अणु, जो टूटने या नए रसायन के निर्माण की ओर नहीं ले जाते हैं। सम्बन्ध। एम. वी. वास्तविक गैसों और आदर्श गैसों के बीच अंतर, तरल पदार्थों के अस्तित्व को निर्धारित करता है और वे कहते हैं। क्रिस्टल एम. से. कई निर्भर हैं। संरचनात्मक, वर्णक्रमीय, थर्मोडायनामिक। और आदि। एसवी-वीए वी-वी. एम। सदी की अवधारणा का उद्भव। वैन डेर वाल्स के नाम के साथ जुड़ा हुआ है, जिन्होंने सेंट को वास्तविक गैसों और तरल पदार्थों में समझाने के लिए, 1873 में राज्य का एक समीकरण प्रस्तावित किया था जो एम। वी। इसलिए, एम की सेना में। अक्सर वैन डेर वाल्स कहा जाता है।

एम। सदी का आधार।बातचीत के कूलम्ब बलों का गठन। एक अणु के इलेक्ट्रॉनों और नाभिकों के बीच और दूसरे के नाभिक और इलेक्ट्रॉनों के बीच। प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित सेंट-वाह्स इन-वा में, एक औसत बातचीत प्रकट होती है, जो अणुओं के बीच की दूरी आर, उनके पारस्परिक अभिविन्यास, संरचना और भौतिक पर निर्भर करती है। विशेषताएं (द्विध्रुवीय क्षण, ध्रुवीकरण, आदि)। बड़े आर में, जो स्वयं अणुओं के रैखिक आयामों से काफी अधिक है, जिसके परिणामस्वरूप अणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले ओवरलैप नहीं होते हैं, एम। वी की ताकतें। यथोचित रूप से तीन प्रकारों में विभाजित किया जा सकता है - इलेक्ट्रोस्टैटिक, ध्रुवीकरण (प्रेरण) और फैलाव। इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों को कभी-कभी ओरिएंटल कहा जाता है, लेकिन यह गलत है, क्योंकि अणुओं के पारस्परिक अभिविन्यास को ध्रुवीकरण द्वारा भी निर्धारित किया जा सकता है। बल यदि अणु अनिसोट्रोपिक हैं।

अणुओं के बीच छोटी दूरी पर (आर ~ एल) अलग-अलग प्रकार के एम। शताब्दी को अलग करने के लिए। केवल लगभग ही संभव है, जबकि, उल्लेखित तीन प्रकारों के अलावा, इलेक्ट्रॉन गोले के ओवरलैप से जुड़े दो और प्रतिष्ठित हैं - इलेक्ट्रॉनिक चार्ज के हस्तांतरण के कारण विनिमय बातचीत और बातचीत। कुछ पारंपरिकता के बावजूद, प्रत्येक विशिष्ट मामले में ऐसा विभाजन हमें एम शताब्दी की प्रकृति की व्याख्या करने की अनुमति देता 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। एक 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 उनके संतुलन की स्थिति के करीब रखते हैं। यह अपने स्वयं के आकार और मात्रा और उच्च कतरनी प्रतिरोध के क्रिस्टलीय निकायों की उपस्थिति की व्याख्या करता है।

पिघलते समय ठोसतरल में बदलो। संरचना के संदर्भ में, एक तरल पदार्थ एक क्रिस्टलीय से भिन्न होता है जिसमें सभी कण एक दूसरे से समान दूरी पर स्थित नहीं होते हैं जैसे कि क्रिस्टल में, कुछ अणु एक दूसरे से लंबी दूरी से अलग होते हैं। द्रव अवस्था में पदार्थों के लिए कणों की औसत गतिज ऊर्जा उनकी औसत स्थितिज ऊर्जा के लगभग बराबर होती है।

ठोस और तरल अवस्थायह अक्सर सामान्य शब्द - संघनित अवस्था को संयोजित करने के लिए प्रथागत होता 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 बातचीत शामिल हैं।

जब अणु एक-दूसरे के पास पहुंचते हैं, तो आकर्षण प्रकट होता है, जो पदार्थ की एक संघनित अवस्था (तरल, आणविक के साथ ठोस) के उद्भव का कारण बनता है। क्रिस्टल लैटिस) अणुओं के आकर्षण में योगदान करने वाले बलों को वैन डेर वाल्स बल कहा जाता है।

वे तीन प्रकार के होते हैं इंटरमॉलिक्युलर इंटरेक्शन :

ए) ओरिएंटल इंटरैक्शन जो ध्रुवीय अणुओं के बीच खुद को प्रकट करता है जो एक ऐसी स्थिति लेता है जिसमें उनके द्विध्रुव एक दूसरे के विपरीत ध्रुवों का सामना कर रहे होंगे, और इन द्विध्रुवों के क्षणों के वैक्टर एक सीधी रेखा के साथ उन्मुख होंगे (दूसरे शब्दों में, इसे द्विध्रुव-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया कहते हैं);

बी) प्रेरण, जो प्रेरित द्विध्रुवों के बीच 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, आर, एच 2, एन 2, सीएच 4 नहीं किया जाता है। NH3 अणुओं के लिए, फैलाव बातचीत 50%, अभिविन्यास बातचीत 44.6%, और प्रेरण बातचीत 5.4% है। वैन डेर वाल्स आकर्षण बल की ध्रुवीय ऊर्जा निम्न मूल्यों की विशेषता है। इस प्रकार, बर्फ के लिए यह 11 kJ/mol है, अर्थात। 2.4% सहसंयोजक ऊर्जा एच-ओ बांड(456 केजे/मोल)। वैन डेर वाल्स आकर्षण के बल शारीरिक संपर्क हैं।

हाइड्रोजन बंध- यह एक 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 के साथ एक परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी का एक महत्वपूर्ण बदलाव और एक बहुत छोटा आकार। 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।

हाइड्रोजन बांड विभिन्न अणुओं के बीच और एक अणु के भीतर हो सकता है यदि इस अणु में दाता और स्वीकर्ता क्षमता वाले समूह होते हैं। इस प्रकार, यह इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड हैं जो पेप्टाइड श्रृंखलाओं के निर्माण में मुख्य भूमिका निभाते हैं जो प्रोटीन की संरचना को निर्धारित करते हैं। सबसे ज्यादा प्रसिद्ध उदाहरणसंरचना पर इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्डिंग का प्रभाव डीऑक्सीराइबोन्यूक्लिक एसिड (डीएनए) है। डीएनए अणु एक डबल हेलिक्स में मुड़ा हुआ है। इस डबल हेलिक्स के दो स्ट्रैंड हाइड्रोजन बॉन्ड द्वारा एक दूसरे से जुड़े हुए हैं। हाइड्रोजन बांड में वैलेंस और इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन के बीच एक मध्यवर्ती चरित्र होता है। यह ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणु के अद्वितीय गुणों, इसके छोटे आकार और इलेक्ट्रॉन 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, एमाइन जैसे तरल पदार्थों में मजबूत हाइड्रोजन बांड बनते हैं। क्रिस्टलीकरण के दौरान, इन पदार्थों में हाइड्रोजन बांड आमतौर पर संरक्षित होते हैं। इसलिए, उनकी क्रिस्टल संरचनाओं में जंजीरों (मेथनॉल), फ्लैट द्वि-आयामी परतों (बोरिक एसिड), त्रि-आयामी स्थानिक ग्रिड (बर्फ) का रूप होता है।

यदि हाइड्रोजन आबंध एक अणु के भागों को जोड़ता है, तो वे कहते हैं इंट्रामोलीक्युलर हाइड्रोजन बंध। यह विशेष रूप से कई कार्बनिक यौगिकों की विशेषता है (चित्र 42)। यदि एक अणु के हाइड्रोजन परमाणु और दूसरे अणु के अधातु परमाणु के बीच हाइड्रोजन बंध बनता है (इंटरमॉलिक्युलर हाइड्रोजन बॉन्ड), तब अणु काफी मजबूत जोड़े, जंजीर, वलय बनाते हैं। इस प्रकार, फॉर्मिक एसिड तरल और गैसीय दोनों अवस्थाओं में डिमर के रूप में मौजूद होता है:

और गैसीय हाइड्रोजन फ्लोराइड में एचएफ के चार कणों सहित बहुलक अणु होते हैं। अणुओं के बीच मजबूत बंधन पानी, तरल अमोनिया, 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 OH समूहों के बीच घोल में बनने वाले हाइड्रोजन बॉन्ड द्वारा निभाई जाती है।

आवधिक कानून। आवधिक कानून का आधुनिक सूत्रीकरण। आवधिक प्रणाली रासायनिक तत्व- आवधिक कानून का ग्राफिक चित्रण। आवधिक प्रणाली का आधुनिक संस्करण। परमाणु कक्षकों को इलेक्ट्रॉनों से भरने और आवर्तों के निर्माण की विशेषताएं। s-, p-, d-, f- आवर्त प्रणाली में तत्व और उनका स्थान। समूह, काल। मुख्य और माध्यमिक 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 जब परमाणु को अविभाज्य माना जाता था और इसके बारे में आंतरिक ढांचाकुछ पता नहीं था। बुनियाद आवधिक कानूनडि मेंडेलीव ने तत्वों के परमाणु द्रव्यमान (पहले - परमाणु भार) और रासायनिक गुण रखे।

उस समय ज्ञात 63 तत्वों को उनके परमाणु भार के आरोही क्रम में व्यवस्थित करते हुए D.I. मेंडेलीव को रासायनिक तत्वों की एक प्राकृतिक (प्राकृतिक) श्रृंखला मिली, 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 तत्वों के लिए दोहराया गया था, एक विशिष्ट गैर-धातु फ्लोरीन F के गुणों को क्लोरीन Cl, ब्रोमीन Br, आयोडीन I तत्वों के लिए दोहराया गया था।

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

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 बनाने की संभावना ध्रुवीय बंधनऔर गैर-ध्रुवीय। 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 गैर-ध्रुवीय बंधन के उदाहरण - 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 बड़ा नहीं 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 अधिक निकट होता है। अणु के हिस्से एक चार्ज प्राप्त करते हैं, जिसे ग्रीक अक्षर डेल्टा द्वारा दर्शाया जाता है। 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 ऑर्बिटल्स 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, विचार करें हाइड्रोक्लोरिक एसिडएचसीएल। 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 बंधे होते हैं, और ध्रुवीय रूप से बंधे हुए अलग-अलग होते हैं, लेकिन थोड़ा अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ। आमतौर पर, गैर-धातु तत्व इस तरह से जुड़े होते हैं, लेकिन कुछ अपवाद हैं, जैसे कि एल्यूमीनियम।

कभी-कभार रासायनिक पदार्थरासायनिक तत्वों के व्यक्तिगत, असंबंधित परमाणुओं से मिलकर बनता है। सामान्य परिस्थितियों में, महान गैस नामक गैसों की केवल एक छोटी संख्या में ऐसी संरचना होती है: हीलियम, नियॉन, आर्गन, क्रिप्टन, क्सीनन और रेडॉन। अक्सर, रासायनिक पदार्थों में असमान परमाणु नहीं होते हैं, लेकिन उनके संयोजन विभिन्न समूहों में होते हैं। परमाणुओं के ऐसे संयोजन में कई इकाइयाँ, सैकड़ों, हजारों या उससे भी अधिक परमाणु शामिल हो सकते हैं। वह बल जो इन परमाणुओं को ऐसे समूहों में रखता है, कहलाता है रासायनिक बंध.

दूसरे शब्दों में, हम कह सकते हैं कि एक रासायनिक बंधन एक अंतःक्रिया है जो व्यक्तिगत परमाणुओं के बंधन को अधिक जटिल संरचनाओं (अणु, आयन, कट्टरपंथी, क्रिस्टल, आदि) में सुनिश्चित करता है।

रासायनिक बंधन के गठन का कारण यह है कि अधिक जटिल संरचनाओं की ऊर्जा इसे बनाने वाले व्यक्तिगत परमाणुओं की कुल ऊर्जा से कम होती है।

तो, विशेष रूप से, यदि एक्स और वाई परमाणुओं की बातचीत के दौरान एक एक्सवाई अणु बनता है, तो इसका मतलब है कि इस पदार्थ के अणुओं की आंतरिक ऊर्जा व्यक्तिगत परमाणुओं की आंतरिक ऊर्जा से कम है जिससे इसे बनाया गया था:

ई (एक्सवाई)< E(X) + E(Y)

इस कारण से, जब व्यक्तिगत परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन बनते हैं, तो ऊर्जा निकलती है।

रासायनिक बंधों के निर्माण में, नाभिक के साथ सबसे कम बाध्यकारी ऊर्जा वाले बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के इलेक्ट्रॉनों को कहा जाता है संयोजक. उदाहरण के लिए, बोरॉन में, ये दूसरे ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन हैं - 2 इलेक्ट्रॉन प्रति 2 एस-कक्षक और 1 बटा 2 पी-कक्षक:

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो प्रत्येक परमाणु महान गैस परमाणुओं का एक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करता है, अर्थात। ताकि इसकी बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में 8 इलेक्ट्रॉन हों (पहली अवधि के तत्वों के लिए 2)। इस परिघटना को अष्टक नियम कहते हैं।

परमाणुओं के लिए पहुंचना इलेक्ट्रोनिक विन्यासनोबल गैस संभव है यदि शुरू में एकल परमाणु अपने कुछ वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को अन्य परमाणुओं के साथ साझा करते हैं। इस मामले में, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं।

इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण की डिग्री के आधार पर, सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक बंधों को प्रतिष्ठित किया जा सकता है।

सहसंयोजक बंधन

एक सहसंयोजक बंधन अक्सर गैर-धातु तत्वों के परमाणुओं के बीच होता है। यदि सहसंयोजक बंधन बनाने वाले अधातुओं के परमाणु विभिन्न रासायनिक तत्वों से संबंधित हों, तो ऐसे बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन कहा जाता है। इस नाम का कारण इस तथ्य में निहित है कि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं में भी एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को अपनी ओर आकर्षित करने की एक अलग क्षमता होती है। जाहिर है, यह आम इलेक्ट्रॉन जोड़े को परमाणुओं में से एक की ओर ले जाता है, जिसके परिणामस्वरूप उस पर आंशिक नकारात्मक चार्ज बनता है। बदले में, दूसरे परमाणु पर आंशिक धनात्मक आवेश बनता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में, इलेक्ट्रॉन जोड़ी हाइड्रोजन परमाणु से क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है:

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थों के उदाहरण:

Cl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 आदि।

एक ही रासायनिक तत्व के गैर-धातु परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बनता है। चूंकि परमाणु समान होते हैं, इसलिए साझा इलेक्ट्रॉनों को खींचने की उनकी क्षमता समान होती है। इस संबंध में, इलेक्ट्रॉन युग्म का कोई विस्थापन नहीं देखा गया है:

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए उपरोक्त तंत्र, जब दोनों परमाणु सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण के लिए इलेक्ट्रॉन प्रदान करते हैं, विनिमय कहा जाता है।

एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र भी है।

जब दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो एक परमाणु के भरे हुए कक्षीय (दो इलेक्ट्रॉनों के साथ) और दूसरे परमाणु के खाली कक्षीय के कारण एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है। एक परमाणु जो एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक मुक्त कक्षीय परमाणु को स्वीकर्ता कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन जोड़े के दाता परमाणु होते हैं जिनमें युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, उदाहरण के लिए, एन, ओ, पी, एस।

उदाहरण के लिए, दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, चौथे सहसंयोजक का गठन एन-एच बांडअमोनियम केशन NH 4 + में:

ध्रुवीयता के अलावा, सहसंयोजक बंधों को भी ऊर्जा की विशेषता होती है। बंधन ऊर्जा परमाणुओं के बीच बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा है।

बाध्य परमाणुओं की बढ़ती त्रिज्या के साथ बाध्यकारी ऊर्जा कम हो जाती है। चूंकि हम जानते हैं कि परमाणु त्रिज्या उपसमूहों में वृद्धि करती है, उदाहरण के लिए, हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि श्रृंखला में हलोजन-हाइड्रोजन बंधन की ताकत बढ़ जाती है:

नमस्ते< HBr < HCl < HF

इसके अलावा, बंधन ऊर्जा इसकी बहुलता पर निर्भर करती है - बंधन बहुलता जितनी अधिक होगी, इसकी ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी। बंधन बहुलता दो परमाणुओं के बीच आम इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या है।

आयोनिक बंध

एक आयनिक बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के सीमित मामले के रूप में माना जा सकता है। यदि एक सहसंयोजक-ध्रुवीय बंधन में सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी को आंशिक रूप से परमाणुओं की जोड़ी में स्थानांतरित कर दिया जाता है, तो आयनिक में यह लगभग पूरी तरह से एक परमाणु को "दे दिया" जाता है। जिस परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन दान किया है वह एक सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है और बन जाता है कटियन, और जिस परमाणु से इलेक्ट्रॉन लेते हैं, वह ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है और बन जाता है ऋणायन.

इस प्रकार, एक आयनिक बंधन एक बंधन है जो आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण बनता है।

इस प्रकार के बंधन का निर्माण विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट अधातुओं के परमाणुओं की परस्पर क्रिया की विशेषता है।

उदाहरण के लिए, पोटेशियम फ्लोराइड। एक तटस्थ परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन के अलगाव के परिणामस्वरूप एक पोटेशियम धनायन प्राप्त होता है, और एक फ्लोरीन आयन एक इलेक्ट्रॉन को एक फ्लोरीन परमाणु से जोड़कर बनता है:

परिणामी आयनों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण बल उत्पन्न होता है, जिसके परिणामस्वरूप एक आयनिक यौगिक बनता है।

एक रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान, सोडियम परमाणु से इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु में चले गए और विपरीत रूप से आवेशित आयनों का निर्माण हुआ, जिनका एक पूर्ण बाहरी ऊर्जा स्तर है।

यह स्थापित किया गया है कि इलेक्ट्रॉन धातु परमाणु से पूरी तरह से अलग नहीं होते हैं, लेकिन केवल क्लोरीन परमाणु की ओर स्थानांतरित होते हैं, जैसा कि एक सहसंयोजक बंधन में होता है।

अधिकांश द्विआधारी यौगिक जिनमें धातु के परमाणु होते हैं, आयनिक होते हैं। उदाहरण के लिए, ऑक्साइड, हैलाइड, सल्फाइड, नाइट्राइड।

एक आयनिक बंधन सरल धनायनों और सरल आयनों (F -, Cl -, S 2-) के साथ-साथ सरल धनायनों और जटिल आयनों (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) के बीच भी होता है। . इसलिए, आयनिक यौगिकों में लवण और क्षार (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH) शामिल हैं।

धातु कनेक्शन

इस प्रकार का बंधन धातुओं में बनता है।

सभी धातुओं के परमाणुओं में बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर इलेक्ट्रॉन होते हैं जिनकी परमाणु नाभिक के साथ कम बाध्यकारी ऊर्जा होती है। अधिकांश धातुओं के लिए, बाहरी इलेक्ट्रॉनों का नुकसान ऊर्जावान रूप से अनुकूल होता है।

नाभिक के साथ इस तरह की कमजोर बातचीत को देखते हुए, धातुओं में ये इलेक्ट्रॉन बहुत गतिशील होते हैं, और प्रत्येक धातु क्रिस्टल में निम्नलिखित प्रक्रिया लगातार होती रहती है:

एम 0 - एन - \u003d एम एन +,

जहां एम 0 एक तटस्थ धातु परमाणु है, और उसी धातु का एम एन + धनायन। नीचे दिया गया आंकड़ा चल रही प्रक्रियाओं का एक उदाहरण दिखाता है।

यही है, धातु के क्रिस्टल के साथ इलेक्ट्रॉन "जल्दी" करते हैं, एक धातु परमाणु से अलग हो जाते हैं, इससे एक धनायन बनाते हैं, दूसरे धनायन में जुड़ते हैं, एक तटस्थ परमाणु बनाते हैं। इस घटना को "इलेक्ट्रॉनिक हवा" कहा जाता था, और एक गैर-धातु परमाणु के क्रिस्टल में मुक्त इलेक्ट्रॉनों के सेट को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता था। धातु परमाणुओं के बीच इस प्रकार की बातचीत को धातु बंधन कहा जाता है।

हाइड्रोजन बंध

यदि किसी पदार्थ में हाइड्रोजन परमाणु उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (नाइट्रोजन, ऑक्सीजन या फ्लोरीन) वाले तत्व से बंधा होता है, तो ऐसे पदार्थ को हाइड्रोजन बॉन्ड जैसी घटना की विशेषता होती है।

चूँकि एक हाइड्रोजन परमाणु एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु से बंधा होता है, हाइड्रोजन परमाणु पर एक आंशिक धनात्मक आवेश बनता है, और एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु पर एक आंशिक ऋणात्मक आवेश बनता है। इस संबंध में, एक अणु के आंशिक रूप से धनात्मक आवेशित हाइड्रोजन परमाणु और दूसरे के विद्युत ऋणात्मक परमाणु के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण संभव हो जाता है। उदाहरण के लिए, पानी के अणुओं के लिए हाइड्रोजन बॉन्डिंग देखी जाती है:

यह हाइड्रोजन बांड है जो पानी के असामान्य रूप से उच्च गलनांक की व्याख्या करता है। पानी के अलावा, हाइड्रोजन फ्लोराइड, अमोनिया, ऑक्सीजन युक्त एसिड, फिनोल, अल्कोहल, एमाइन जैसे पदार्थों में भी मजबूत हाइड्रोजन बांड बनते हैं।

जिसमें एक परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन दान किया और एक धनायन बन गया, और दूसरे परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार कर लिया और एक आयन बन गया।

विशेषता गुणसहसंयोजक बंधन - दिशात्मकता, संतृप्ति, ध्रुवता, ध्रुवीकरण - रासायनिक निर्धारित करते हैं और भौतिक गुणसम्बन्ध।

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

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

बंधन की ध्रुवता परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर के कारण इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण होती है। इस आधार पर, सहसंयोजक बंधन गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय में विभाजित होते हैं (गैर-ध्रुवीय - एक द्विपरमाणुक अणु में समान परमाणु (H 2, Cl 2, N 2) होते हैं और प्रत्येक परमाणु के इलेक्ट्रॉन बादलों को इनके संबंध में सममित रूप से वितरित किया जाता है। परमाणु; ध्रुवीय - एक डायटोमिक अणु में विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणु होते हैं, और सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं में से एक की ओर शिफ्ट हो जाता है, जिससे अणु में विद्युत आवेश के वितरण में एक विषमता उत्पन्न होती है, जिससे अणु का द्विध्रुवीय क्षण उत्पन्न होता है) .

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

हालांकि, दो बार विजेता नोबेल पुरुस्कारएल. पॉलिंग ने बताया कि "कुछ अणुओं में एक सामान्य जोड़ी के बजाय एक या तीन इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंधन होते हैं।" एक एकल-इलेक्ट्रॉन-रासायनिक-बंधन आणविक-आयन-हाइड्रोजन-एच 2 + में महसूस किया जाता है।

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

विश्वकोश YouTube

• 1 / 5

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

  ए + बी → ए: बी

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

  आण्विक कक्षकों के सिद्धांत के अनुसार, दो परमाणु कक्षकों का अतिव्यापन सरलतम स्थिति में दो आण्विक कक्षकों (MOs) के निर्माण की ओर ले जाता है: बाध्यकारी एमओतथा एंटीबॉडी (ढीला) MO. साझा इलेक्ट्रॉन कम ऊर्जा बंधन MO पर स्थित होते हैं।

  परमाणुओं के पुनर्संयोजन के दौरान एक बंधन का निर्माण

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

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

  दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बांड का निर्माण

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

  एच + + एच - → एच 2

  जब आयन पास आते हैं, तो हाइड्राइड आयन के दो-इलेक्ट्रॉन बादल (इलेक्ट्रॉन जोड़ी) प्रोटॉन की ओर आकर्षित होते हैं और अंततः दोनों हाइड्रोजन नाभिकों के लिए सामान्य हो जाते हैं, अर्थात यह एक बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन जोड़ी में बदल जाता है। वह कण जो इलेक्ट्रॉन युग्म की आपूर्ति करता है, दाता कहलाता है, और जो कण इस इलेक्ट्रॉन युग्म को स्वीकार करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है। सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए इस तरह के तंत्र को दाता-स्वीकर्ता कहा जाता है।

  एच + + एच 2 ओ → एच 3 ओ +

  एक प्रोटॉन एक पानी के अणु के अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े पर हमला करता है और एक स्थिर धनायन बनाता है जो एसिड के जलीय घोल में मौजूद होता है।

  इसी तरह, एक जटिल अमोनियम धनायन के गठन के साथ एक प्रोटॉन एक अमोनिया अणु से जुड़ा होता है:

  एनएच 3 + एच + → एनएच 4 +

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

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

  एच 2 + एच + → एच 3 +

  आण्विक हाइड्रोजन आयन H3+ का बंधन इलेक्ट्रॉन युग्म एक साथ तीन प्रोटॉनों से संबंधित है।

  सहसंयोजक बंधन के प्रकार

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

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

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

  एथिलीन अणु C 2 H 4 में एक दोहरा बंधन CH 2 \u003d CH 2 है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: H: C :: C: H। सभी एथिलीन परमाणुओं के नाभिक एक ही तल में स्थित होते हैं। प्रत्येक कार्बन परमाणु के तीन इलेक्ट्रॉन बादल एक ही तल में अन्य परमाणुओं के साथ तीन सहसंयोजक बंधन बनाते हैं (उनके बीच लगभग 120 ° के कोण के साथ)। कार्बन परमाणु के चौथे संयोजकता इलेक्ट्रॉन का बादल अणु के तल के ऊपर और नीचे स्थित होता है। दोनों कार्बन परमाणुओं के ऐसे इलेक्ट्रॉन बादल, अणु के तल के ऊपर और नीचे आंशिक रूप से अतिव्यापी, कार्बन परमाणुओं के बीच एक दूसरा बंधन बनाते हैं। कार्बन परमाणुओं के बीच पहले, मजबूत सहसंयोजक बंधन को -बंध कहा जाता है; दूसरा, कमजोर सहसंयोजक बंधन कहलाता है (\displaystyle \pi )-संचार।

  एक रैखिक एसिटिलीन अणु में

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

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

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

  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 होगा, इलेक्ट्रॉन बादल उतने ही अधिक ओवरलैप होंगे।

  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 केशन में, यह बंधन पहली विधि द्वारा गठित अन्य तीन सहसंयोजक बंधनों के गुणों में बिल्कुल समान है, इसलिए "दाता-स्वीकर्ता" शब्द का अर्थ कुछ विशेष नहीं है कनेक्शन का प्रकार, लेकिन इसके गठन का केवल एक तरीका है।