रासायनिक बंधन देय है. रासायनिक बंधों के प्रकार

आंतरिक दूरी पर बंधन ऊर्जा में परिवर्तन की निर्भरता

रासायनिक बंध- परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोशों के ओवरलैप होने के कारण होने वाली अंतरपरमाणु अंतःक्रिया, जिसके परिणामस्वरूप प्रणाली की कुल ऊर्जा में कमी आती है। इलेक्ट्रॉन जोड़े (सहसंयोजक बंधन) बनाने के लिए प्रत्येक परमाणु (एकाधिक बंधन) से एक या एक से अधिक अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को दान करके, या एक परमाणु द्वारा एक इलेक्ट्रॉन जोड़े पर हावी होकर और दूसरे परमाणु द्वारा एक खाली इलेक्ट्रॉन कक्षक (दाता-स्वीकर्ता) पर कब्जा करके एक रासायनिक बंधन बनाया जा सकता है। गहरा संबंध)। केवल बाहरी इलेक्ट्रॉन आवरण के इलेक्ट्रॉन ही रासायनिक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं, और आंतरिक इलेक्ट्रॉन स्तर प्रभावित नहीं होते हैं। परिणामस्वरूप, जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो प्रत्येक परमाणु बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर का एक भरा हुआ इलेक्ट्रॉन खोल बनाता है, जिसमें दो (डबल) या आठ (ऑक्टेट) इलेक्ट्रॉन होते हैं। एक रासायनिक बंधन की विशेषता लंबाई और ऊर्जा होती है। रासायनिक बंधन की लंबाई बंधे हुए परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी है। एक रासायनिक बंधन की ऊर्जा से पता चलता है कि दो परमाणुओं को अलग करने के लिए कितनी ऊर्जा खर्च की जानी चाहिए, जिनके बीच एक रासायनिक बंधन मौजूद है, जिस दूरी पर यह रासायनिक बंधन टूट जाएगा।

एक रासायनिक बंधन के उद्भव और इस प्रक्रिया के दौरान होने वाली ऊर्जा में परिवर्तन को निम्नलिखित मॉडल द्वारा वर्णित किया जा सकता है। प्रारंभ में, परमाणु एक बड़ी दूरी से अलग हो जाते हैं और उनकी परस्पर क्रिया की ऊर्जा शून्य के करीब होती है। जब परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो उनके बीच एक कमजोर अंतःक्रिया होती है। जब आंतरिक दूरी परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोश की त्रिज्या के बराबर हो जाती है, तो परमाणुओं के बीच दो प्रतिस्पर्धी प्रक्रियाएं उत्पन्न होती हैं। एक ओर, एक परमाणु के अलग-अलग आवेशित नाभिक और दूसरे परमाणु के इलेक्ट्रॉनों के बीच पारस्परिक आकर्षण होता है, और दूसरी ओर, दोनों परमाणुओं के समान रूप से आवेशित नाभिक और इलेक्ट्रॉन कोश के बीच पारस्परिक प्रतिकर्षण होता है। एक निश्चित दूरी पर ( r 0 (\displaystyle (\mbox(r))_(0))) दो परमाणुओं के बीच प्रतिकर्षण और आकर्षण बल बराबर हो जाते हैं, दो परमाणुओं की परिणामी प्रणाली की संभावित ऊर्जा न्यूनतम देखी जाती है ( E 1 (\displaystyle (\mbox(E))_(1))) और एक रासायनिक बंधन बनता है।

वैलेंस

वैलेंस(लैटिन वैलेंटिया से - ताकत) - एक परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ एक निश्चित संख्या में रासायनिक बंधन बनाने की क्षमता। विभिन्न यौगिकों में, एक ही तत्व के परमाणु अलग-अलग संयोजकता प्रदर्शित कर सकते हैं। किसी परमाणु की संयोजकता उसके निर्माण में शामिल जमीन या उत्तेजित अवस्था में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होती है रासायनिक बंधदूसरे परमाणु के साथ.

रासायनिक बंधों के प्रकार

सहसंयोजक बंधन

लिखित सहसंयोजक बंधन 1916 में गिल्बर्ट लुईस द्वारा स्थापित, यह था कि एक रासायनिक बंधन परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के बीच एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन से उत्पन्न होता है।

बंधित परमाणुओं के नाभिकों के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि की विशेषता है। प्रत्येक परमाणु रासायनिक बंधन बनाने के लिए एक या अधिक इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है। दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक स्तर को पूरा करते हुए, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े का निर्माण होता है। प्रत्येक परमाणु कितने इलेक्ट्रॉन प्रदान करने में सक्षम है, इसके आधार पर एक (एकल) या कई (एकाधिक) इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं। परिणामस्वरूप, दो परमाणु नाभिकों को जोड़ने वाली सीधी रेखा पर इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि होती है जिससे परमाणु नाभिक आकर्षित होते हैं। एक आदर्श सहसंयोजक बंधन केवल दो समान परमाणुओं की विशेषता है। उदाहरण के लिए , एन 2 (\डिस्प्लेस्टाइल (\एमबॉक्स(एन))_(2)). कब सीएल 2 (\displaystyle (\mbox(Cl))_(2)), प्रत्येक क्लोरीन परमाणु, जिसके बाहरी इलेक्ट्रॉन आवरण में सात इलेक्ट्रॉन होते हैं और पूर्ण इलेक्ट्रॉन आवरण बनाने के लिए एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है, एक इलेक्ट्रॉन युग्म बनाने के लिए एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है, जो दो परमाणुओं के बीच समान रूप से वितरित होता है। नाइट्रोजन परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन स्तर में 5 इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से तीन अयुग्मित होते हैं, और पूर्ण ऑक्टेट कोश प्राप्त करने के लिए इसमें 3 इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है। प्रत्येक नाइट्रोजन परमाणु तीन इलेक्ट्रॉन जोड़े बनाने के लिए तीन इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है, जो परमाणुओं के बीच समान रूप से वितरित होते हैं और एक ट्रिपल बॉन्ड (एकाधिक सहसंयोजक बंधन) बनता है। विभिन्न परमाणुओं के मामले में, इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाता है, अर्थात उस परमाणु की ओर जो इलेक्ट्रॉनों को अधिक मजबूती से आकर्षित करता है। इस मामले में, हम रासायनिक बंधन के ध्रुवीकरण के बारे में बात करते हैं। इस मामले में, परमाणुओं में से एक, जो अधिक विद्युत ऋणात्मक है, आंशिक रूप से नकारात्मक चार्ज विकसित करता है, और दूसरा परमाणु आंशिक रूप से सकारात्मक चार्ज विकसित करता है। ध्रुवीकृत सहसंयोजक बंधन का एक स्पष्ट उदाहरण कार्बन मोनोऑक्साइड अणु - CO है। कार्बन और ऑक्सीजन प्रत्येक एक बंधन बनाने के लिए 2 इलेक्ट्रॉन प्रदान करते हैं, इस प्रकार एक दोहरा बंधन बनाते हैं। इसी समय, इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के रूप में ऑक्सीजन परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाता है और उस पर आंशिक नकारात्मक चार्ज बनता है। तदनुसार, कार्बन परमाणु पर आंशिक धनात्मक आवेश बनता है।

आयोनिक बंध

आयनिक बंधन का उदाहरण

आयोनिक बंधध्रुवीकृत सहसंयोजक बंधन का एक चरम मामला है, जब साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से परमाणुओं में से एक से संबंधित होती है। इस मामले में, परमाणुओं में से एक पर पूरी तरह से सकारात्मक चार्ज और दूसरे पर पूरी तरह से नकारात्मक चार्ज का एहसास होता है। इस प्रकार का बंधन लवणों की विशेषता है। उदाहरण के लिए, सोडियम क्लोराइड NaCl है। प्रत्येक परमाणु एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनाने के लिए एक इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है। हालाँकि, सीएल परिणामी इलेक्ट्रॉन जोड़ी को पूरी तरह से अपनी ओर विस्थापित कर देता है और इस तरह पूर्ण नकारात्मक चार्ज प्राप्त कर लेता है, और Na, जिसमें इस मामले में बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर एक भी इलेक्ट्रॉन नहीं होता है, पर पूर्ण सकारात्मक चार्ज होता है।

दाता-स्वीकर्ता बंधन

दाता-स्वीकर्ता बंधनसहसंयोजक बंधन का एक विशेष मामला है। ऐसे बंधन के गठन का तंत्र यह है कि एक परमाणु (दाता) की स्वयं की इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता और दूसरे परमाणु के बीच आम उपयोग में आती है, जो एक मुक्त कक्षीय (स्वीकर्ता) प्रदान करती है। इस प्रकार का बंधन अमोनियम आयन के निर्माण को अच्छी तरह से दर्शाता है - NH 4 + (\displaystyle (\mbox(NH))_(4)(^(+))). सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए नाइट्रोजन परमाणु तीन हाइड्रोजन परमाणुओं को एक-एक इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है। इस मामले में, नाइट्रोजन के पास अभी भी इलेक्ट्रॉनों की अपनी अकेली जोड़ी है, जिसे वह हाइड्रोजन आयन के साथ एक बंधन बनाने के लिए प्रदान कर सकता है, जिसमें एक इलेक्ट्रॉन नहीं है, लेकिन एक अधूरा इलेक्ट्रॉन स्तर है। इलेक्ट्रॉन जोड़े के दाता आमतौर पर बड़ी संख्या में इलेक्ट्रॉनों वाले परमाणु होते हैं, लेकिन अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या कम होती है। उदाहरण के लिए: नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फॉस्फोरस, सल्फर।

धातु कनेक्शन

धातु कनेक्शनकेवल धातुओं और उनकी मिश्रधातुओं की विशेषता। धातु के परमाणु कंकाल, क्रिस्टल जाली की रूपरेखा बनाते हैं। जिन धातुओं के इलेक्ट्रॉनों में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या कम होती है और उनका नाभिक के साथ कमजोर संबंध होता है, वे आसानी से उनसे अलग होने में सक्षम होते हैं, जिससे तथाकथित इलेक्ट्रॉन गैस बनती है। परिणामस्वरूप, क्रिस्टल जाली के स्थानों पर स्थित धातु परमाणुओं पर एक सकारात्मक चार्ज होता है, और अलग किए गए वैलेंस इलेक्ट्रॉन जाली साइटों के बीच स्वतंत्र रूप से चलते हैं और धातु आयनों को बांधते हैं। बदले में, सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए धातु आयन इलेक्ट्रॉनों को क्रिस्टल जाली के बाहर बिखरने नहीं देते हैं। मुक्त गतिशील इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति धातुओं के उच्च विद्युत और तापीय चालकता जैसे गुणों को निर्धारित करती है। धातुओं की प्लास्टिसिटी को इस तथ्य से समझाया जाता है कि विरूपण के दौरान, धातु आयन बंधन को तोड़े बिना एक दूसरे के सापेक्ष स्थानांतरित हो जाते हैं। इसके अलावा, धातु बंधन न केवल क्रिस्टल में, बल्कि धातु के पिघलने में भी संरक्षित रहता है।

हाइड्रोजन बॉन्डिंग और वैन डेर वाल्स इंटरेक्शन

इस प्रकार के बंधनों को केवल सशर्त रूप से रासायनिक कहा जा सकता है और उन्हें अंतर-आण्विक और इंट्रामोल्यूलर इंटरैक्शन के रूप में वर्गीकृत करना अधिक सही है।

हाइड्रोजन बंधएक अणु के बंधित हाइड्रोजन परमाणु और दूसरे अणु के विद्युत ऋणात्मक परमाणु के बीच होता है। हाइड्रोजन बांड प्रकृति में आंशिक रूप से इलेक्ट्रोस्टैटिक और आंशिक रूप से दाता-स्वीकर्ता है। इस तरह के कनेक्शन के कार्यान्वयन का एक स्पष्ट उदाहरण कई पानी के अणुओं का समूहों में संयोजन हो सकता है। पानी के अणु में, ऑक्सीजन परमाणु आंशिक नकारात्मक चार्ज प्राप्त करते हुए, अपने इलेक्ट्रॉन घनत्व को स्वयं में स्थानांतरित कर देता है, और तदनुसार, हाइड्रोजन आंशिक रूप से सकारात्मक होता है और पड़ोसी अणु के ऑक्सीजन के अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े के साथ बातचीत कर सकता है। हाइड्रोजन बंधन न केवल विभिन्न अणुओं के बीच, बल्कि अणु के भीतर भी हो सकते हैं। इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बॉन्डिंग के लिए धन्यवाद, एक पेचदार डीएनए संरचना का निर्माण संभव है।

वान डेर वाल्स इंटरेक्शनप्रेरित द्विध्रुवीय क्षणों की घटना के कारण उत्पन्न होता है। इलेक्ट्रॉनों की गति के दौरान परमाणुओं में द्विध्रुवीय क्षण की उपस्थिति के कारण इस प्रकार की अंतःक्रिया विभिन्न अणुओं के बीच और एक अणु के भीतर पड़ोसी परमाणुओं के बीच हो सकती है। वैन डेर वाल्स की बातचीत आकर्षक या प्रतिकारक हो सकती है। अंतराआण्विक अंतःक्रिया आकर्षण की प्रकृति की होती है, और अंतराआण्विक अंतःक्रिया प्रतिकर्षण की होती है। इंट्रामोल्युलर वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन का अणु की ज्यामिति में महत्वपूर्ण योगदान है।

निष्कर्ष

रासायनिक बंधों के वर्गीकरण की स्पष्ट सरलता के बावजूद, सही निर्धारण हमेशा संभव नहीं होता है। उदाहरण के लिए, IUPAC में हाइड्रोजन बांड की प्रकृति को संशोधित करने और इसे केवल एक प्रकार के सहसंयोजक बंधन () के रूप में वर्गीकृत करने के बारे में चर्चा है। इसके अलावा, ऐसे यौगिकों के उदाहरण हैं जो रासायनिक बंधन और संयोजकता के निर्माण के शास्त्रीय सिद्धांत के ढांचे में फिट नहीं होते हैं। ऑर्गेनोएलिमेंट रसायन विज्ञान में ऐसे बहुत सारे यौगिक हैं। उदाहरण के लिए कार्बोरेनइसमें कार्बन परमाणु होते हैं, जो वैलेंस बॉन्ड के शास्त्रीय सिद्धांत में छह वैलेंस (एक प्रोटॉन के साथ 1 बॉन्ड, बोरान परमाणुओं के साथ 4 या 5 बॉन्ड और कार्बन के साथ 2 या 1 बॉन्ड, कार्बोरेन की संरचना के आधार पर) होने चाहिए, जो नहीं हो सकते (बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर 4 इलेक्ट्रॉन)। हालाँकि, दो-इलेक्ट्रॉन तीन-केंद्र बंधन की अवधारणा पेश की गई थी, जब एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी दो परमाणुओं से संबंधित नहीं होती है, लेकिन, जैसा कि यह थी, तीन परमाणुओं के बीच समान रूप से फैली हुई है, जो इस विसंगति को बायपास करने की अनुमति देती है।

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प्रत्येक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक निश्चित संख्या होती है।

रासायनिक प्रतिक्रियाओं में प्रवेश करते समय, परमाणु सबसे स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करते हुए, इलेक्ट्रॉनों को दान करते हैं, प्राप्त करते हैं या साझा करते हैं। सबसे कम ऊर्जा वाला विन्यास (जैसे उत्कृष्ट गैस परमाणुओं में) सबसे अधिक स्थिर होता है। इस पैटर्न को "ऑक्टेट नियम" कहा जाता है (चित्र 1)।

चावल। 1.

यह नियम सभी पर लागू होता है कनेक्शन के प्रकार. परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनिक कनेक्शन उन्हें सरलतम क्रिस्टल से लेकर जटिल बायोमोलेक्यूल्स तक स्थिर संरचनाएं बनाने की अनुमति देते हैं जो अंततः जीवित सिस्टम बनाते हैं। वे अपने निरंतर चयापचय में क्रिस्टल से भिन्न होते हैं। वहीं, कई रासायनिक प्रतिक्रियाएं तंत्र के अनुसार आगे बढ़ती हैं इलेक्ट्रॉनिक हस्तांतरण, जो शरीर में ऊर्जा प्रक्रियाओं में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं।

रासायनिक बंधन वह बल है जो दो या दो से अधिक परमाणुओं, आयनों, अणुओं या उनके किसी भी संयोजन को एक साथ रखता है.

रासायनिक बंधन की प्रकृति सार्वभौमिक है: यह नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए इलेक्ट्रॉनों और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए नाभिक के बीच आकर्षण का एक इलेक्ट्रोस्टैटिक बल है, जो परमाणुओं के बाहरी आवरण के इलेक्ट्रॉनों के विन्यास द्वारा निर्धारित होता है। किसी परमाणु की रासायनिक बंध बनाने की क्षमता कहलाती है वैलेंस, या ऑक्सीकरण अवस्था. इसकी अवधारणा अणु की संयोजन क्षमता- इलेक्ट्रॉन जो रासायनिक बंधन बनाते हैं, यानी उच्चतम ऊर्जा कक्षाओं में स्थित होते हैं। तदनुसार, इन कक्षाओं वाले परमाणु के बाहरी आवरण को कहा जाता है रासायनिक संयोजन शेल. वर्तमान में, रासायनिक बंधन की उपस्थिति को इंगित करना पर्याप्त नहीं है, लेकिन इसके प्रकार को स्पष्ट करना आवश्यक है: आयनिक, सहसंयोजक, द्विध्रुव-द्विध्रुवीय, धात्विक।

कनेक्शन का पहला प्रकार हैईओण का कनेक्शन

लुईस और कोसेल के इलेक्ट्रॉनिक वैलेंस सिद्धांत के अनुसार, परमाणु दो तरीकों से एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त कर सकते हैं: पहला, इलेक्ट्रॉनों को खोकर, बनकर। फैटायनों, दूसरे, उन्हें प्राप्त करना, में बदलना ऋणायन. इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण के परिणामस्वरूप, विपरीत संकेतों के आवेश वाले आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल के कारण, एक रासायनिक बंधन बनता है, जिसे कोसेल कहा जाता है। इलेक्ट्रोवेलेंट"(अब कहा जाता है ईओण का).

इस मामले में, आयन और धनायन एक भरे हुए बाहरी इलेक्ट्रॉन आवरण के साथ एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बनाते हैं। विशिष्ट आयनिक बंधन आवधिक प्रणाली के धनायन टी और II समूहों और समूह VI और VII (क्रमशः 16 और 17 उपसमूह) के गैर-धात्विक तत्वों के आयनों से बनते हैं। काल्कोजनऔर हैलोजन). आयनिक यौगिकों के बंधन असंतृप्त और गैर-दिशात्मक होते हैं, इसलिए वे अन्य आयनों के साथ इलेक्ट्रोस्टैटिक संपर्क की संभावना बनाए रखते हैं। चित्र में. चित्र 2 और 3 इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण के कोसल मॉडल के अनुरूप आयनिक बंधों के उदाहरण दिखाते हैं।

चावल। 2.

चावल। 3.टेबल नमक के एक अणु में आयनिक बंधन (NaCl)

यहां कुछ गुणों को याद करना उचित होगा जो प्रकृति में पदार्थों के व्यवहार की व्याख्या करते हैं, विशेष रूप से, के विचार पर विचार करें अम्लऔर कारण.

इन सभी पदार्थों के जलीय घोल इलेक्ट्रोलाइट्स हैं। वे अलग-अलग रंग बदलते हैं संकेतक. संकेतकों की क्रिया के तंत्र की खोज एफ.वी. द्वारा की गई थी। ओस्टवाल्ड. उन्होंने दिखाया कि संकेतक कमजोर अम्ल या क्षार हैं, जिनका रंग असंबद्ध और विघटित अवस्था में भिन्न होता है।

क्षार अम्लों को उदासीन कर सकते हैं। सभी क्षार पानी में घुलनशील नहीं होते हैं (उदाहरण के लिए, कुछ कार्बनिक यौगिक जिनमें OH समूह नहीं होते हैं, विशेष रूप से अघुलनशील होते हैं। ट्राइएथिलैमाइन एन(सी 2 एच 5) 3); घुलनशील क्षार कहलाते हैं क्षार.

एसिड के जलीय घोल विशिष्ट प्रतिक्रियाओं से गुजरते हैं:

क) धातु आक्साइड के साथ - नमक और पानी के निर्माण के साथ;

बी) धातुओं के साथ - नमक और हाइड्रोजन के निर्माण के साथ;

ग) कार्बोनेट के साथ - नमक के निर्माण के साथ, सीओ 2 और एन 2 हे.

अम्ल और क्षार के गुणों का वर्णन कई सिद्धांतों द्वारा किया गया है। एस.ए. के सिद्धांत के अनुसार अरहेनियस, एक अम्ल एक ऐसा पदार्थ है जो आयन बनाने के लिए वियोजित होता है एन+ , जबकि आधार आयन बनाता है वह- . यह सिद्धांत उन कार्बनिक आधारों के अस्तित्व को ध्यान में नहीं रखता है जिनमें हाइड्रॉक्सिल समूह नहीं हैं।

के अनुसार प्रोटोनब्रोंस्टेड और लोरी के सिद्धांत के अनुसार, एसिड एक ऐसा पदार्थ है जिसमें अणु या आयन होते हैं जो प्रोटॉन दान करते हैं ( दाताओंप्रोटॉन), और आधार एक पदार्थ है जिसमें अणु या आयन होते हैं जो प्रोटॉन को स्वीकार करते हैं ( स्वीकारकर्ताओंप्रोटॉन)। ध्यान दें कि जलीय घोल में हाइड्रोजन आयन हाइड्रेटेड रूप में मौजूद होते हैं, यानी हाइड्रोनियम आयन के रूप में H3O+ . यह सिद्धांत न केवल पानी और हाइड्रॉक्साइड आयनों के साथ प्रतिक्रियाओं का वर्णन करता है, बल्कि विलायक की अनुपस्थिति में या गैर-जलीय विलायक के साथ की जाने वाली प्रतिक्रियाओं का भी वर्णन करता है।

उदाहरण के लिए, अमोनिया के बीच प्रतिक्रिया में एन.एच. 3 (कमजोर आधार) और गैस चरण में हाइड्रोजन क्लोराइड, ठोस अमोनियम क्लोराइड बनता है, और दो पदार्थों के संतुलन मिश्रण में हमेशा 4 कण होते हैं, जिनमें से दो एसिड होते हैं, और अन्य दो आधार होते हैं:

इस संतुलन मिश्रण में अम्ल और क्षार के दो संयुग्मी जोड़े होते हैं:

1)एन.एच. 4+ और एन.एच. 3

2) एचसीएलऔर क्लोरीन ‑

यहां, प्रत्येक संयुग्म युग्म में, अम्ल और क्षार में एक प्रोटॉन का अंतर होता है। प्रत्येक अम्ल का एक संयुग्मी आधार होता है। एक मजबूत एसिड का एक कमजोर संयुग्मी आधार होता है, और एक कमजोर एसिड का एक मजबूत संयुग्मी आधार होता है।

ब्रोंस्टेड-लोरी सिद्धांत जीवमंडल के जीवन के लिए पानी की अनूठी भूमिका को समझाने में मदद करता है। पानी, इसके साथ परस्पर क्रिया करने वाले पदार्थ के आधार पर, अम्ल या क्षार के गुण प्रदर्शित कर सकता है। उदाहरण के लिए, एसिटिक एसिड के जलीय घोल के साथ प्रतिक्रिया में, पानी एक आधार है, और अमोनिया के जलीय घोल के साथ प्रतिक्रिया में, यह एक एसिड है।

1) सीएच 3 कूह + H2O ↔ H3O + + सीएच 3 सीओओ- . यहां, एक एसिटिक एसिड अणु पानी के अणु को एक प्रोटॉन दान करता है;

2) एनएच 3 + H2O ↔ एनएच 4 + + वह- . यहां, एक अमोनिया अणु पानी के अणु से एक प्रोटॉन स्वीकार करता है।

इस प्रकार, पानी दो संयुग्मी जोड़े बना सकता है:

1) H2O(एसिड) और वह- (सन्युग्म ताल)

2) एच 3 ओ+ (एसिड) और H2O(सन्युग्म ताल)।

पहले मामले में, पानी एक प्रोटॉन दान करता है, और दूसरे में, वह इसे स्वीकार करता है।

इस संपत्ति को कहा जाता है उभयचरवाद. वे पदार्थ जो अम्ल और क्षार दोनों के रूप में प्रतिक्रिया कर सकते हैं, कहलाते हैं उभयधर्मी. ऐसे पदार्थ अक्सर जीवित प्रकृति में पाए जाते हैं। उदाहरण के लिए, अमीनो एसिड अम्ल और क्षार दोनों के साथ लवण बना सकते हैं। इसलिए, पेप्टाइड्स मौजूद धातु आयनों के साथ आसानी से समन्वय यौगिक बनाते हैं।

इस प्रकार, एक आयनिक बंधन की एक विशिष्ट संपत्ति नाभिक में से एक के लिए बंधन इलेक्ट्रॉनों की पूर्ण गति है। इसका मतलब है कि आयनों के बीच एक ऐसा क्षेत्र है जहां इलेक्ट्रॉन घनत्व लगभग शून्य है।

दूसरे प्रकार का कनेक्शन हैसहसंयोजक कनेक्शन

परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करके स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बना सकते हैं।

ऐसा बंधन तब बनता है जब इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी एक-एक करके साझा होती है सबकी ओर सेपरमाणु. इस मामले में, साझा बंधन इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के बीच समान रूप से वितरित किया जाता है। सहसंयोजक बंधों के उदाहरणों में शामिल हैं होमोन्यूक्लियरदो परमाणुओंवाला अणु एच 2 , एन 2 , एफ 2. इसी प्रकार का संबंध एलोट्रोप में पाया जाता है हे 2 और ओजोन हे 3 और एक बहुपरमाणुक अणु के लिए एस 8 और भी विषम परमाणु अणुहाइड्रोजन क्लोराइड एचसीएल, कार्बन डाईऑक्साइड सीओ 2, मीथेन चौधरी 4, इथेनॉल साथ 2 एन 5 वह, सल्फर हेक्साफ्लोराइड एस एफ 6, एसिटिलीन साथ 2 एन 2. ये सभी अणु समान इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं, और उनके बंधन एक ही तरह से संतृप्त और निर्देशित होते हैं (चित्र 4)।

जीवविज्ञानियों के लिए यह महत्वपूर्ण है कि एकल बंधन की तुलना में दोहरे और ट्रिपल बांड ने सहसंयोजक परमाणु त्रिज्या को कम कर दिया है।

चावल। 4.सीएल 2 अणु में सहसंयोजक बंधन।

आयनिक और सहसंयोजक प्रकार के बंधन कई मौजूदा प्रकार के रासायनिक बंधनों के दो चरम मामले हैं, और व्यवहार में अधिकांश बंधन मध्यवर्ती होते हैं।

आवर्त सारणी के समान या अलग-अलग अवधियों के विपरीत छोर पर स्थित दो तत्वों के यौगिक मुख्य रूप से आयनिक बंधन बनाते हैं। जैसे-जैसे तत्व एक अवधि के भीतर एक-दूसरे के करीब आते हैं, उनके यौगिकों की आयनिक प्रकृति कम हो जाती है, और सहसंयोजक चरित्र बढ़ जाता है। उदाहरण के लिए, आवर्त सारणी के बाईं ओर तत्वों के हैलाइड और ऑक्साइड मुख्य रूप से आयनिक बंधन बनाते हैं ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), और तालिका के दाईं ओर तत्वों के समान यौगिक सहसंयोजक हैं ( एच 2 ओ, सीओ 2, एनएच 3, नंबर 2, सीएच 4, फिनोल C6H5OH, ग्लूकोज सी 6 एच 12 ओ 6, इथेनॉल सी 2 एच 5 ओएच).

बदले में, सहसंयोजक बंधन में एक और संशोधन होता है।

बहुपरमाणुक आयनों और जटिल जैविक अणुओं में, दोनों इलेक्ट्रॉन केवल से आ सकते हैं एकपरमाणु. यह कहा जाता है दाताइलेक्ट्रॉन युग्म. वह परमाणु जो इलेक्ट्रॉनों की इस जोड़ी को दाता के साथ साझा करता है, कहलाता है हुंडी सकारनेवालाइलेक्ट्रॉन युग्म. इस प्रकार के सहसंयोजक बंधन को कहा जाता है समन्वय (दाता-स्वीकर्ता, यासंप्रदान कारक) संचार(चित्र 5)। इस प्रकार का बंधन जीव विज्ञान और चिकित्सा के लिए सबसे महत्वपूर्ण है, क्योंकि चयापचय के लिए सबसे महत्वपूर्ण डी-तत्वों का रसायन बड़े पैमाने पर समन्वय बांड द्वारा वर्णित है।

अंजीर। 5.

एक नियम के रूप में, एक जटिल यौगिक में धातु परमाणु एक इलेक्ट्रॉन युग्म के स्वीकर्ता के रूप में कार्य करता है; इसके विपरीत, आयनिक और सहसंयोजक बंधों में धातु परमाणु एक इलेक्ट्रॉन दाता होता है।

सहसंयोजक बंधन का सार और इसकी विविधता - समन्वय बंधन - को जीएन द्वारा प्रस्तावित एसिड और बेस के एक अन्य सिद्धांत की मदद से स्पष्ट किया जा सकता है। लुईस. उन्होंने ब्रोंस्टेड-लोरी सिद्धांत के अनुसार "एसिड" और "बेस" शब्दों की शब्दार्थ अवधारणा का कुछ हद तक विस्तार किया। लुईस का सिद्धांत जटिल आयनों के निर्माण की प्रकृति और न्यूक्लियोफिलिक प्रतिस्थापन प्रतिक्रियाओं में, यानी सीएस के निर्माण में पदार्थों की भागीदारी की व्याख्या करता है।

लुईस के अनुसार, अम्ल एक ऐसा पदार्थ है जो किसी आधार से इलेक्ट्रॉन युग्म ग्रहण करके सहसंयोजक बंधन बनाने में सक्षम होता है। लुईस बेस एक ऐसा पदार्थ है जिसमें एक अकेला इलेक्ट्रॉन युग्म होता है, जो इलेक्ट्रॉन दान करके लुईस एसिड के साथ एक सहसंयोजक बंधन बनाता है।

अर्थात्, लुईस का सिद्धांत अम्ल-क्षार प्रतिक्रियाओं की सीमा को उन प्रतिक्रियाओं तक भी विस्तारित करता है जिनमें प्रोटॉन बिल्कुल भी भाग नहीं लेते हैं। इसके अलावा, इस सिद्धांत के अनुसार, प्रोटॉन स्वयं भी एक एसिड है, क्योंकि यह एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी को स्वीकार करने में सक्षम है।

इसलिए, इस सिद्धांत के अनुसार, धनायन लुईस अम्ल हैं और ऋणायन लुईस क्षार हैं। एक उदाहरण निम्नलिखित प्रतिक्रियाएँ होंगी:

यह ऊपर उल्लेख किया गया था कि आयनिक और सहसंयोजक में पदार्थों का विभाजन सापेक्ष है, क्योंकि सहसंयोजक अणुओं में धातु परमाणुओं से स्वीकर्ता परमाणुओं तक पूर्ण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण नहीं होता है। आयनिक बंधन वाले यौगिकों में, प्रत्येक आयन विपरीत चिह्न के आयनों के विद्युत क्षेत्र में होता है, इसलिए वे परस्पर ध्रुवीकृत होते हैं, और उनके गोले विकृत हो जाते हैं।

polarizabilityआयन की इलेक्ट्रॉनिक संरचना, आवेश और आकार द्वारा निर्धारित; आयनों के लिए यह धनायनों की तुलना में अधिक है। धनायनों के बीच उच्चतम ध्रुवीकरण क्षमता अधिक आवेश और छोटे आकार के धनायनों के लिए है, उदाहरण के लिए, एचजी 2+, सीडी 2+, पीबी 2+, अल 3+, टीएल 3+. एक मजबूत ध्रुवीकरण प्रभाव है एन+ . चूंकि आयन ध्रुवीकरण का प्रभाव दोतरफा होता है, इसलिए यह उनके द्वारा बनने वाले यौगिकों के गुणों को महत्वपूर्ण रूप से बदल देता है।

तीसरे प्रकार का कनेक्शन हैद्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय कनेक्शन

सूचीबद्ध प्रकार के संचार के अलावा, द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय भी होते हैं आणविकअंतःक्रियाएँ भी कहा जाता है वान डर वाल्स .

इन अंतःक्रियाओं की ताकत अणुओं की प्रकृति पर निर्भर करती है।

अंतःक्रिया तीन प्रकार की होती है: स्थायी द्विध्रुव - स्थायी द्विध्रुव ( द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीयआकर्षण); स्थायी द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव ( प्रेरणआकर्षण); तात्कालिक द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव ( फैलानेवालाआकर्षण, या लंदन बल; चावल। 6).

चावल। 6.

केवल ध्रुवीय सहसंयोजक बंध वाले अणुओं में द्विध्रुव-द्विध्रुव आघूर्ण होता है ( एचसीएल, एनएच 3, एसओ 2, एच 2 ओ, सी 6 एच 5 सीएल), और बंधन शक्ति 1-2 है देबया(1डी = 3.338 × 10‑30 कूलम्ब मीटर - सी × मी)।

जैव रसायन में एक अन्य प्रकार का संबंध होता है - हाइड्रोजन कनेक्शन, जो एक सीमित मामला है द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीयआकर्षण। यह बंधन हाइड्रोजन परमाणु और एक छोटे इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु, अक्सर ऑक्सीजन, फ्लोरीन और नाइट्रोजन के बीच आकर्षण से बनता है। समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले बड़े परमाणुओं (जैसे क्लोरीन और सल्फर) के साथ, हाइड्रोजन बंधन बहुत कमजोर होता है। हाइड्रोजन परमाणु को एक महत्वपूर्ण विशेषता से पहचाना जाता है: जब बंधनकारी इलेक्ट्रॉनों को दूर खींच लिया जाता है, तो इसका नाभिक - प्रोटॉन - उजागर हो जाता है और अब इलेक्ट्रॉनों द्वारा परिरक्षित नहीं होता है।

इसलिए, परमाणु एक बड़े द्विध्रुव में बदल जाता है।

वैन डेर वाल्स बांड के विपरीत, एक हाइड्रोजन बांड न केवल अंतर-आणविक अंतःक्रिया के दौरान बनता है, बल्कि एक अणु के भीतर भी बनता है - इंट्रामोलीक्युलरहाइड्रोजन बंध। हाइड्रोजन बांड जैव रसायन में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं, उदाहरण के लिए, ए-हेलिक्स के रूप में प्रोटीन की संरचना को स्थिर करने के लिए, या डीएनए के दोहरे हेलिक्स के निर्माण के लिए (चित्र 7)।

चित्र 7.

हाइड्रोजन और वैन डेर वाल्स बंधन आयनिक, सहसंयोजक और समन्वय बंधन की तुलना में बहुत कमजोर हैं। अंतर-आणविक बंधों की ऊर्जा तालिका में दर्शाई गई है। 1.

तालिका नंबर एक।अंतरआण्विक बलों की ऊर्जा

टिप्पणी: अंतरआण्विक अंतःक्रिया की डिग्री पिघलने और वाष्पीकरण (उबलने) की एन्थैल्पी से परिलक्षित होती है। आयनिक यौगिकों को अणुओं को अलग करने की तुलना में आयनों को अलग करने के लिए काफी अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है। आयनिक यौगिकों की पिघलने की एन्थैल्पी आणविक यौगिकों की तुलना में बहुत अधिक होती है।

कनेक्शन का चौथा प्रकार हैधातु कनेक्शन

अंत में, एक अन्य प्रकार का अंतर-आणविक बंधन है - धातु: धातु जाली के धनात्मक आयनों का मुक्त इलेक्ट्रॉनों के साथ संबंध। इस प्रकार का संबंध जैविक वस्तुओं में नहीं होता है।

बंधन प्रकारों की एक संक्षिप्त समीक्षा से, एक विवरण स्पष्ट हो जाता है: एक धातु परमाणु या आयन का एक महत्वपूर्ण पैरामीटर - एक इलेक्ट्रॉन दाता, साथ ही एक परमाणु - एक इलेक्ट्रॉन स्वीकर्ता, इसका है आकार.

विवरण में जाने के बिना, हम ध्यान दें कि परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्या, धातुओं की आयनिक त्रिज्या और परस्पर क्रिया करने वाले अणुओं की वैन डेर वाल्स त्रिज्या बढ़ती है क्योंकि आवधिक प्रणाली के समूहों में उनकी परमाणु संख्या बढ़ती है। इस मामले में, आयन त्रिज्या का मान सबसे छोटा है, और वैन डेर वाल्स त्रिज्या सबसे बड़ा है। एक नियम के रूप में, समूह में नीचे जाने पर, सहसंयोजक और वैन डेर वाल्स दोनों, सभी तत्वों की त्रिज्या बढ़ जाती है।

जीवविज्ञानियों और चिकित्सकों के लिए सबसे अधिक महत्व हैं समन्वय(दाता स्वीकर्ता) समन्वय रसायन शास्त्र द्वारा विचारित बंधन।

मेडिकल बायोइनऑर्गेनिक्स। जी.के. बरशकोव

रसायन विज्ञान एक अद्भुत और, निस्संदेह, भ्रमित करने वाला विज्ञान है। किसी कारण से, यह उज्ज्वल प्रयोगों, रंगीन परीक्षण ट्यूबों और भाप के घने बादलों से जुड़ा हुआ है। लेकिन कम ही लोग सोचते हैं कि यह "जादू" कहां से आता है। वास्तव में, अभिकारकों के परमाणुओं के बीच यौगिकों के निर्माण के बिना एक भी प्रतिक्रिया नहीं होती है। इसके अलावा, ये "जम्पर" कभी-कभी साधारण तत्वों में पाए जाते हैं। वे पदार्थों की प्रतिक्रिया करने और उनके कुछ भौतिक गुणों की व्याख्या करने की क्षमता को प्रभावित करते हैं।

किस प्रकार के रासायनिक बंधन होते हैं और वे यौगिकों को कैसे प्रभावित करते हैं?

लिखित

हमें सबसे सरल चीज़ों से शुरुआत करनी होगी। रासायनिक बंधन एक ऐसी अंतःक्रिया है जिसमें पदार्थों के परमाणु मिलकर अधिक जटिल पदार्थ बनाते हैं। यह विश्वास करना एक गलती है कि यह केवल लवण, अम्ल और क्षार जैसे यौगिकों की विशेषता है - यहां तक ​​कि सरल पदार्थ जिनके अणु दो परमाणुओं से बने होते हैं, उनमें ये "पुल" होते हैं, यदि इसे ही बंधन कहा जा सकता है। वैसे, यह याद रखना महत्वपूर्ण है कि केवल विभिन्न आवेश वाले परमाणु ही एकजुट हो सकते हैं (यह भौतिकी की मूल बातें है: समान रूप से आवेशित कण प्रतिकर्षित करते हैं, और विपरीत आवेशित होते हैं), इसलिए जटिल पदार्थों में हमेशा एक धनायन (एक आयन) होगा एक धनात्मक आवेश) और एक आयन (एक ऋणात्मक कण), और कनेक्शन स्वयं हमेशा तटस्थ रहेगा।

आइए अब यह समझने का प्रयास करें कि रासायनिक बंधन कैसे बनता है।

शिक्षा तंत्र

किसी भी पदार्थ में ऊर्जा परतों में वितरित इलेक्ट्रॉनों की एक निश्चित संख्या होती है। सबसे कमजोर बाहरी परत होती है, जिसमें आमतौर पर इन कणों की सबसे छोटी मात्रा होती है। आप समूह संख्या (आवर्त सारणी के शीर्ष पर एक से आठ तक की संख्याओं वाली रेखा) को देखकर उनकी संख्या का पता लगा सकते हैं जिसमें रासायनिक तत्व स्थित है, और ऊर्जा परतों की संख्या अवधि संख्या के बराबर है ( एक से सात तक, तत्वों के बाईं ओर लंबवत रेखा)।

आदर्श रूप से, बाहरी ऊर्जा परत में आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं। यदि वे पर्याप्त नहीं हैं, तो परमाणु उन्हें दूसरे कण से पकड़ने की कोशिश करता है। बाहरी ऊर्जा परत को पूरा करने के लिए आवश्यक इलेक्ट्रॉनों के चयन की प्रक्रिया में ही पदार्थों के रासायनिक बंधन बनते हैं। उनकी संख्या अलग-अलग हो सकती है और संयोजकता, या अयुग्मित, कणों की संख्या पर निर्भर करती है (यह पता लगाने के लिए कि परमाणु में कितने कण हैं, आपको इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाने की आवश्यकता है)। जिन इलेक्ट्रॉनों में युग्म नहीं है उनकी संख्या बनने वाले बंधों की संख्या के बराबर होगी।

प्रकारों के बारे में थोड़ा और

प्रतिक्रियाओं के दौरान या किसी पदार्थ के अणु में बनने वाले रासायनिक बंधन के प्रकार पूरी तरह से तत्व पर ही निर्भर करते हैं। परमाणुओं के बीच तीन प्रकार के "पुल" होते हैं: आयनिक, धात्विक और सहसंयोजक। उत्तरार्द्ध, बदले में, ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय में विभाजित है।

यह समझने के लिए कि परमाणु किस बंधन से जुड़े हैं, वे एक प्रकार के नियम का उपयोग करते हैं: यदि तत्व तालिका के दाईं और बाईं ओर हैं (अर्थात, वे एक धातु और एक गैर-धातु हैं, उदाहरण के लिए NaCl), तब उनका संबंध आयनिक बंधन का एक उत्कृष्ट उदाहरण है। दो अधातुएँ एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन (HCl) बनाती हैं, और एक ही पदार्थ के दो परमाणु, एक अणु में मिलकर एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन (Cl 2, O 2) बनाते हैं। उपरोक्त प्रकार के रासायनिक बंधन धातुओं से बने पदार्थों के लिए उपयुक्त नहीं हैं - वहां केवल धात्विक बंधन पाए जाते हैं।

सहसंयोजक अंतःक्रिया

जैसा कि पहले उल्लेख किया गया है, रासायनिक बंधों के प्रकार का पदार्थों पर एक निश्चित प्रभाव पड़ता है। उदाहरण के लिए, एक सहसंयोजक "पुल" बहुत अस्थिर होता है, यही कारण है कि इसके साथ संबंध थोड़े से बाहरी प्रभाव, उदाहरण के लिए, हीटिंग से आसानी से नष्ट हो जाते हैं। सच है, यह बात केवल आणविक पदार्थों पर लागू होती है। जिनकी गैर-आणविक संरचना होती है वे व्यावहारिक रूप से अविनाशी होते हैं (एक आदर्श उदाहरण एक हीरे का क्रिस्टल है - कार्बन परमाणुओं का एक संयोजन)।

आइए ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों पर वापस लौटें। गैर-ध्रुवीय के साथ, सब कुछ सरल है - इलेक्ट्रॉन, जिनके बीच एक "पुल" बनता है, परमाणुओं से समान दूरी पर हैं। लेकिन दूसरे मामले में उन्हें तत्वों में से एक में स्थानांतरित कर दिया जाता है। "रस्साकशी" में विजेता वह पदार्थ होगा जिसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी (इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता) अधिक होगी। यह विशेष तालिकाओं का उपयोग करके निर्धारित किया जाता है, और दो तत्वों के बीच इस मान में जितना अधिक अंतर होगा, उनके बीच का संबंध उतना ही अधिक ध्रुवीय होगा। सच है, एकमात्र चीज जिसके लिए तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी का ज्ञान उपयोगी हो सकता है वह है एक धनायन (एक सकारात्मक चार्ज - एक पदार्थ जिसमें यह मान छोटा होगा) और एक आयन (एक नकारात्मक कण जिसमें आकर्षित करने की बेहतर क्षमता होती है) का निर्धारण होता है इलेक्ट्रॉन)।

आयोनिक बंध

सभी प्रकार के रासायनिक बंधन धातु और अधातु को जोड़ने के लिए उपयुक्त नहीं होते हैं। जैसा कि ऊपर उल्लेख किया गया है, यदि तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर बहुत बड़ा है (और ऐसा तब होता है जब वे तालिका के विपरीत भागों में स्थित होते हैं), उनके बीच एक आयनिक बंधन बनता है। इस मामले में, वैलेंस इलेक्ट्रॉन कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु से उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु की ओर बढ़ते हैं, जिससे एक आयन और एक धनायन बनता है। ऐसे बंधन का सबसे महत्वपूर्ण उदाहरण हैलोजन और धातु का कनेक्शन है, उदाहरण के लिए AlCl 2 या HF।

धातु कनेक्शन

धातुओं के साथ यह और भी आसान है। उपरोक्त प्रकार के रासायनिक बंधन उनके लिए पराये हैं, क्योंकि उनका अपना है। यह एक ही पदार्थ (Li 2) और अलग-अलग (AlCr 2) के दोनों परमाणुओं को जोड़ सकता है, बाद की स्थिति में मिश्र धातुएँ बनती हैं। यदि हम भौतिक गुणों के बारे में बात करते हैं, तो धातुएँ प्लास्टिसिटी और ताकत को जोड़ती हैं, अर्थात, वे थोड़े से प्रभाव पर नहीं गिरती हैं, बल्कि बस अपना आकार बदल लेती हैं।

अंतरआण्विक बंधन

वैसे, रासायनिक बंधन अणुओं में भी मौजूद होते हैं। इन्हें अंतरआण्विक कहा जाता है। सबसे आम प्रकार एक हाइड्रोजन बंधन है, जिसमें एक हाइड्रोजन परमाणु उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्व (उदाहरण के लिए एक पानी का अणु) से इलेक्ट्रॉनों को उधार लेता है।

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अक्रिय गैसों को छोड़कर सभी तत्वों के बाहरी आवरण अधूरे हैं और रासायनिक संपर्क की प्रक्रिया में वे पूर्ण हो जाते हैं।

एक रासायनिक बंधन बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश के इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनता है, लेकिन यह अलग-अलग तरीकों से किया जाता है।

रासायनिक बंधन के तीन मुख्य प्रकार हैं:

सहसंयोजक बंधन और इसकी किस्में: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन;

आयोनिक बंध;

धातु कनेक्शन.

आयोनिक बंध

एक आयनिक रासायनिक बंधन एक बंधन है जो धनायनों के आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण बनता है।

एक आयनिक बंधन उन परमाणुओं के बीच होता है जिनमें एक दूसरे से बिल्कुल अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान होते हैं, इसलिए बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी परमाणुओं में से एक के प्रति दृढ़ता से पक्षपाती होती है, ताकि इसे इस तत्व के परमाणु से संबंधित माना जा सके।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की अपने और अन्य लोगों के इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता है।

आयनिक बंधन की प्रकृति, आयनिक यौगिकों की संरचना और गुणों को रासायनिक बांड के इलेक्ट्रोस्टैटिक सिद्धांत की स्थिति से समझाया गया है।

धनायनों का निर्माण: एम 0 - एन ई - = एम एन+

आयनों का निर्माण: HeM 0 + n e - = HeM n-

उदाहरण के लिए: 2Na 0 + सीएल 2 0 = 2Na + सीएल -

जब धात्विक सोडियम क्लोरीन में जलता है, तो रेडॉक्स प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप, प्रबल विद्युत धनात्मक तत्व सोडियम के धनायन और प्रबल विद्युत ऋणात्मक तत्व क्लोरीन के आयन बनते हैं।

निष्कर्ष: धातु और गैर-धातु परमाणुओं के बीच एक आयनिक रासायनिक बंधन बनता है जो इलेक्ट्रोनगेटिविटी में बहुत भिन्न होता है।

उदाहरण के लिए: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2, आदि।

सहसंयोजक गैरध्रुवीय और ध्रुवीय बंधन

एक सहसंयोजक बंधन आम (उनके बीच साझा) इलेक्ट्रॉन जोड़े का उपयोग करके परमाणुओं का बंधन है।

सहसंयोजक गैरध्रुवीय बंधन

आइए दो हाइड्रोजन परमाणुओं से हाइड्रोजन अणु के निर्माण के उदाहरण का उपयोग करके एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन की घटना पर विचार करें। यह प्रक्रिया पहले से ही एक विशिष्ट रासायनिक प्रतिक्रिया है, क्योंकि एक पदार्थ (परमाणु हाइड्रोजन) से दूसरा बनता है - आणविक हाइड्रोजन। इस प्रक्रिया के ऊर्जावान "लाभ" का एक बाहरी संकेत बड़ी मात्रा में गर्मी का निकलना है।

हाइड्रोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले (प्रत्येक परमाणु के लिए एक एस-इलेक्ट्रॉन के साथ) एक सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल (आणविक कक्षीय) में विलीन हो जाते हैं, जहां दोनों इलेक्ट्रॉन नाभिक की "सेवा" करते हैं, चाहे वह "हमारा" नाभिक हो या "विदेशी"। नया इलेक्ट्रॉन शेल दो इलेक्ट्रॉनों: 1s 2 के अक्रिय गैस हीलियम के पूर्ण इलेक्ट्रॉन शेल के समान है।

व्यवहार में, सरल तरीकों का उपयोग किया जाता है। उदाहरण के लिए, 1916 में अमेरिकी रसायनज्ञ जे. लुईस ने तत्वों के प्रतीकों के आगे बिंदुओं के साथ इलेक्ट्रॉनों को निरूपित करने का प्रस्ताव रखा। एक बिंदु एक इलेक्ट्रॉन का प्रतिनिधित्व करता है। इस मामले में, परमाणुओं से हाइड्रोजन अणु का निर्माण इस प्रकार लिखा गया है:

आइए हम क्लोरीन के इलेक्ट्रॉन कोश की संरचना के दृष्टिकोण से दो क्लोरीन परमाणुओं 17 सीएल (परमाणु आवेश Z = 17) को एक द्विपरमाणुक अणु में जोड़ने पर विचार करें।

क्लोरीन के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर में s 2 + p 5 = 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं। चूँकि निचले स्तर के इलेक्ट्रॉन रासायनिक अंतःक्रिया में भाग नहीं लेते हैं, इसलिए हम केवल बाहरी तीसरे स्तर के इलेक्ट्रॉनों को बिंदुओं से निरूपित करेंगे। इन बाहरी इलेक्ट्रॉनों (7 टुकड़े) को तीन इलेक्ट्रॉन जोड़े और एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के रूप में व्यवस्थित किया जा सकता है।

दो परमाणुओं के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को एक अणु में संयोजित करने के बाद, एक नया इलेक्ट्रॉन युग्म प्राप्त होता है:

इस मामले में, प्रत्येक क्लोरीन परमाणु स्वयं को इलेक्ट्रॉनों के OCTET से घिरा हुआ पाता है। इसे किसी भी क्लोरीन परमाणु का चक्कर लगाकर आसानी से देखा जा सकता है।

सहसंयोजक बंधन केवल परमाणुओं के बीच स्थित इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा बनता है। इसे विभाजित जोड़ी कहा जाता है. इलेक्ट्रॉनों के शेष जोड़े को एकाकी जोड़े कहा जाता है। वे खोल भरते हैं और बांधने में भाग नहीं लेते।

परमाणु उत्कृष्ट तत्वों के परमाणुओं के पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करने के लिए पर्याप्त इलेक्ट्रॉनों को साझा करके रासायनिक बंधन बनाते हैं।

लुईस सिद्धांत और ऑक्टेट नियम के अनुसार, परमाणुओं के बीच संचार आवश्यक रूप से एक द्वारा नहीं, बल्कि दो या तीन विभाजित जोड़े द्वारा भी किया जा सकता है, यदि ऑक्टेट नियम द्वारा आवश्यक हो। ऐसे बांड को डबल और ट्रिपल बांड कहा जाता है।

उदाहरण के लिए, ऑक्सीजन प्रत्येक परमाणु से इलेक्ट्रॉनों के एक ऑक्टेट के साथ एक डायटोमिक अणु बना सकता है, जब दो साझा जोड़े परमाणुओं के बीच रखे जाते हैं:

नाइट्रोजन परमाणु (अंतिम कोश पर 2s 2 2p 3) भी एक द्विपरमाणुक अणु में बंधे होते हैं, लेकिन इलेक्ट्रॉनों के एक अष्टक को व्यवस्थित करने के लिए उन्हें अपने बीच तीन साझा जोड़े की व्यवस्था करने की आवश्यकता होती है:

निष्कर्ष: एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं के बीच होता है, यानी एक ही रासायनिक तत्व - एक अधातु के परमाणुओं के बीच।

उदाहरण के लिए: अणुओं में H2Cl2N2P4Br2 एक सहसंयोजक गैरध्रुवीय बंधन है।

सहसंयोजक बंधन

एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन एक विशुद्ध सहसंयोजक बंधन और एक आयनिक बंधन के बीच मध्यवर्ती होता है। आयनिक की तरह, यह केवल विभिन्न प्रकार के दो परमाणुओं के बीच ही उत्पन्न हो सकता है।

उदाहरण के तौर पर, हाइड्रोजन (Z = 1) और ऑक्सीजन (Z = 8) परमाणुओं के बीच प्रतिक्रिया में पानी के गठन पर विचार करें। ऐसा करने के लिए, पहले हाइड्रोजन (1s 1) और ऑक्सीजन (...2s 2 2p 4) के बाहरी कोश के लिए इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखना सुविधाजनक है।

यह पता चला है कि इसके लिए प्रति ऑक्सीजन परमाणु में ठीक दो हाइड्रोजन परमाणु लेना आवश्यक है। हालाँकि, प्रकृति ऐसी है कि ऑक्सीजन परमाणु के स्वीकर्ता गुण हाइड्रोजन परमाणु की तुलना में अधिक हैं (इसके कारणों पर थोड़ी देर बाद चर्चा की जाएगी)। इसलिए, पानी के लिए लुईस सूत्र में बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े ऑक्सीजन परमाणु के नाभिक की ओर थोड़ा स्थानांतरित हो जाते हैं। पानी के अणु में बंधन ध्रुवीय सहसंयोजक होता है, और परमाणुओं पर आंशिक सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज दिखाई देते हैं।

निष्कर्ष: एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन विभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं के बीच होता है, यानी विभिन्न रासायनिक तत्वों - गैर-धातुओं के परमाणुओं के बीच।

उदाहरण के लिए: अणुओं में एचसीएल, एच 2 एस, एनएच 3, पी 2 ओ 5, सीएच 4 - एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन।

संरचनात्मक सूत्र

वर्तमान में, परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन जोड़े (अर्थात, रासायनिक बंधन) को डैश के साथ चित्रित करने की प्रथा है। प्रत्येक डैश इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी है। इस मामले में, पहले से ही परिचित अणु इस तरह दिखते हैं:

परमाणुओं के बीच डैश वाले सूत्रों को संरचनात्मक सूत्र कहा जाता है। इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े अक्सर संरचनात्मक सूत्रों में नहीं दिखाए जाते हैं।

अणुओं को चित्रित करने के लिए संरचनात्मक सूत्र बहुत अच्छे होते हैं: वे स्पष्ट रूप से दिखाते हैं कि परमाणु एक दूसरे से कैसे, किस क्रम में, किस बंधन से जुड़े हुए हैं।

लुईस सूत्रों में इलेक्ट्रॉनों की एक बंधन जोड़ी संरचनात्मक सूत्रों में एक डैश के समान है।

डबल और ट्रिपल बॉन्ड का एक सामान्य नाम होता है - मल्टीपल बॉन्ड। यह भी कहा जाता है कि नाइट्रोजन अणु का बंधन क्रम तीन है। ऑक्सीजन अणु में, बंधन क्रम दो है। हाइड्रोजन और क्लोरीन अणुओं में बंधन क्रम समान है। हाइड्रोजन और क्लोरीन में अब एकाधिक बंधन नहीं, बल्कि सरल बंधन है।

बॉन्ड ऑर्डर दो बंधे हुए परमाणुओं के बीच साझा साझा जोड़े की संख्या है। तीन से अधिक का कनेक्शन ऑर्डर नहीं होता है।