रासायनिक बंधों के प्रकार. रासायनिक बंधन पदार्थों के अणुओं में बंधों की कुल संख्या

दो या दो से अधिक परमाणुओं से बनने वाले रासायनिक कण कहलाते हैं अणुओं(वास्तविक या सशर्त सूत्र इकाइयाँबहुपरमाणुक पदार्थ)। अणुओं में परमाणु रासायनिक रूप से बंधे होते हैं।

रासायनिक बंधन से तात्पर्य आकर्षण की विद्युत शक्तियों से है जो कणों को एक साथ रखती हैं। प्रत्येक रासायनिक बंधन में संरचनात्मक सूत्रप्रतीत संयोजकता रेखाउदाहरण के लिए:

एच-एच (दो हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच का बंधन);

एच 3 एन - एच + (अमोनिया अणु के नाइट्रोजन परमाणु और हाइड्रोजन धनायन के बीच का बंधन);

(K +) - (I -) (पोटेशियम धनायन और आयोडाइड आयन के बीच का बंधन)।

एक रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा बनता है (), जो जटिल कणों (अणुओं, जटिल आयनों) के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में आमतौर पर परमाणुओं के स्वयं के अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े के विपरीत, एक वैलेंस सुविधा द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है, उदाहरण के लिए:

रासायनिक बंधन कहलाता है सहसंयोजक,यदि यह दोनों परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी साझा करने से बनता है।

एफ 2 अणु में, दोनों फ्लोरीन परमाणुओं में समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है, इसलिए, उनके लिए एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी का कब्ज़ा समान होता है। ऐसे रासायनिक बंधन को गैर-ध्रुवीय कहा जाता है, क्योंकि प्रत्येक फ्लोरीन परमाणु इलेक्ट्रॉन घनत्वमें वही है इलेक्ट्रॉनिक सूत्रअणुओं को सशर्त रूप से उनके बीच समान रूप से विभाजित किया जा सकता है:

हाइड्रोजन क्लोराइड अणु एचसीएल में, रासायनिक बंधन पहले से ही मौजूद है ध्रुवीय,चूँकि क्लोरीन परमाणु (उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला तत्व) पर इलेक्ट्रॉन घनत्व हाइड्रोजन परमाणु की तुलना में काफी अधिक है:

एक सहसंयोजक बंधन, उदाहरण के लिए एच-एच, दो तटस्थ परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों को साझा करके बनाया जा सकता है:

एच · + · एच > एच - एच

बंधन निर्माण की इस क्रियाविधि को कहा जाता है अदला-बदलीया समकक्ष।

एक अन्य तंत्र के अनुसार, समान सहसंयोजक एच-एच बंधन तब होता है जब हाइड्राइड आयन एच की इलेक्ट्रॉन जोड़ी हाइड्रोजन धनायन एच + द्वारा साझा की जाती है:

एच + + (:एच) - > एच - एच

इस मामले में H+ धनायन कहा जाता है हुंडी सकारनेवालाएक आयन एच – दाताइलेक्ट्रॉन युग्म. सहसंयोजक बंध निर्माण की क्रियाविधि होगी दाता-स्वीकर्ता,या समन्वय.

एकल बंध (H – H, F – F, H – CI, H – N) कहलाते हैं ए-बॉन्ड,वे अणुओं की ज्यामितीय आकृति निर्धारित करते हैं।

डबल और ट्रिपल बॉन्ड () में एक?-घटक और एक या दो?-घटक होते हैं; ?-घटक, जो मुख्य है और सशर्त रूप से पहले बनता है, हमेशा ?-घटकों से अधिक मजबूत होता है।

एक रासायनिक बंधन की भौतिक (वास्तव में मापने योग्य) विशेषताएं इसकी ऊर्जा, लंबाई और ध्रुवता हैं।

रासायनिक बंधन ऊर्जा (इएसवी) वह ऊष्मा है जो किसी दिए गए बंधन के निर्माण के दौरान निकलती है और इसे तोड़ने पर खर्च की जाती है। समान परमाणुओं के लिए, हमेशा एक ही बंधन होता है कमज़ोरएक से अधिक (दोगुना, तिगुना)।

रासायनिक बंधन की लंबाई (एलсв) – आंतरिक परमाणु दूरी। समान परमाणुओं के लिए, हमेशा एक ही बंधन होता है अब, एक से अधिक.

विचारों में भिन्नतासंचार मापा जाता है विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण पी- द्विध्रुव की लंबाई (यानी, बंधन की लंबाई) द्वारा वास्तविक विद्युत आवेश (किसी दिए गए बंधन के परमाणुओं पर) का उत्पाद। द्विध्रुव आघूर्ण जितना बड़ा होगा, बंधन की ध्रुवता उतनी ही अधिक होगी। सहसंयोजक बंधन में परमाणुओं पर वास्तविक विद्युत आवेश हमेशा तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था की तुलना में मूल्य में कम होते हैं, लेकिन संकेत में मेल खाते हैं; उदाहरण के लिए, H + I -Cl -I बांड के लिए, वास्तविक आवेश H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (द्विध्रुवी कण, या द्विध्रुवीय) हैं।

आणविक ध्रुवताउनकी संरचना और ज्यामितीय आकार द्वारा निर्धारित किया जाता है।

गैर-ध्रुवीय (पी = ओ) होगा:

ए) अणु सरलपदार्थ, क्योंकि उनमें केवल गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन होते हैं;

बी) बहुपरमाणुकअणुओं जटिलपदार्थ, यदि उनका ज्यामितीय आकार सममित.

उदाहरण के लिए, CO 2, BF 3 और CH 4 अणुओं में समान (लंबाई में) बॉन्ड वैक्टर की निम्नलिखित दिशाएँ होती हैं:

बांड वैक्टर जोड़ते समय, उनका योग हमेशा शून्य हो जाता है, और पूरे अणु गैर-ध्रुवीय होते हैं, हालांकि उनमें ध्रुवीय बंधन होते हैं।

ध्रुवीय (पी>ओ) होगा:

ए) दो परमाणुओंवालाअणुओं जटिलपदार्थ, क्योंकि उनमें केवल ध्रुवीय बंधन होते हैं;

बी) बहुपरमाणुकअणुओं जटिलपदार्थ, यदि उनकी संरचना असममित रूप से,यानी, उनका ज्यामितीय आकार या तो अधूरा है या विकृत है, जिससे कुल विद्युत द्विध्रुव की उपस्थिति होती है, उदाहरण के लिए, अणुओं एनएच 3, एच 2 ओ, एचएनओ 3 और एचसीएन में।

जटिल आयन, उदाहरण के लिए NH 4 +, SO 4 2- और NO 3 -, सिद्धांत रूप में द्विध्रुवीय नहीं हो सकते हैं; वे केवल एक (सकारात्मक या नकारात्मक) आवेश रखते हैं।

आयोनिक बंधधनायनों और आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के दौरान इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी का लगभग कोई साझाकरण नहीं होता है, उदाहरण के लिए K + और I - के बीच। पोटेशियम परमाणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व की कमी होती है, जबकि आयोडीन परमाणु में इसकी अधिकता होती है। इस संबंध पर विचार किया गया है चरमसहसंयोजक बंधन का मामला, क्योंकि इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी व्यावहारिक रूप से आयन के कब्जे में है। यह संबंध विशिष्ट धातुओं और गैर-धातुओं (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) और नमक वर्ग के पदार्थों (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3) के यौगिकों के लिए सबसे विशिष्ट है। कमरे की स्थिति में ये सभी यौगिक क्रिस्टलीय पदार्थ होते हैं, जिन्हें सामूहिक रूप से कहा जाता है आयनिक क्रिस्टल(धनायनों और ऋणायनों से निर्मित क्रिस्टल)।

एक अन्य प्रकार का कनेक्शन ज्ञात है, जिसे कहा जाता है धातु बंधन,जिसमें वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को धातु के परमाणुओं द्वारा इतनी शिथिलता से पकड़ लिया जाता है कि वे वास्तव में विशिष्ट परमाणुओं से संबंधित नहीं होते हैं।

धातु के परमाणु, स्पष्ट रूप से उनसे संबंधित बाहरी इलेक्ट्रॉनों के बिना, सकारात्मक आयन बन जाते हैं। वे बनाते हैं धातु क्रिस्टल जाली.सामाजिककृत वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का सेट ( इलेक्ट्रॉन गैस)सकारात्मक धातु आयनों को एक साथ और विशिष्ट जाली स्थलों पर रखता है।

आयनिक और धात्विक क्रिस्टल के अलावा, वहाँ भी हैं परमाणुऔर मोलेकुलरक्रिस्टलीय पदार्थ जिनके जाली स्थलों में क्रमशः परमाणु या अणु होते हैं। उदाहरण: हीरा और ग्रेफाइट एक परमाणु जाली वाले क्रिस्टल हैं, आयोडीन I 2 और कार्बन डाइऑक्साइड CO 2 (सूखी बर्फ) एक आणविक जाली वाले क्रिस्टल हैं।

रासायनिक बंधन न केवल पदार्थों के अणुओं के अंदर मौजूद होते हैं, बल्कि अणुओं के बीच भी बन सकते हैं, उदाहरण के लिए, तरल एचएफ, पानी एच 2 ओ और एच 2 ओ + एनएच 3 के मिश्रण के लिए:

हाइड्रोजन बंधसबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्वों - एफ, ओ, एन के परमाणुओं वाले ध्रुवीय अणुओं के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बलों के कारण बनता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन बांड एचएफ, एच 2 ओ और एनएच 3 में मौजूद हैं, लेकिन वे एचसीएल में नहीं हैं। एच 2 एस और पीएच 3.

हाइड्रोजन बांड अस्थिर होते हैं और काफी आसानी से टूट जाते हैं, उदाहरण के लिए, जब बर्फ पिघलती है और पानी उबलता है। हालाँकि, इन बंधों को तोड़ने पर कुछ अतिरिक्त ऊर्जा खर्च होती है, और इसलिए हाइड्रोजन बंध वाले पदार्थों के पिघलने का तापमान (तालिका 5) और क्वथनांक

(उदाहरण के लिए, एचएफ और एच 2 ओ) समान पदार्थों की तुलना में काफी अधिक हैं, लेकिन हाइड्रोजन बांड के बिना (उदाहरण के लिए, एचसीएल और एच 2 एस, क्रमशः)।

कई कार्बनिक यौगिक भी हाइड्रोजन बंध बनाते हैं; जैविक प्रक्रियाओं में हाइड्रोजन बंधन एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है।

भाग ए कार्यों के उदाहरण

1. केवल सहसंयोजक बंध वाले पदार्थ होते हैं

1) SiH 4, सीएल 2 ओ, सीएबीआर 2

2) एनएफ 3, एनएच 4 सीएल, पी 2 ओ 5

3) सीएच 4, एचएनओ 3, ना(सीएच 3 ओ)

4) सीसीएल 2 ओ, आई 2, एन 2 ओ

2–4. सहसंयोजक बंधन

2. एकल

3. दोहरा

4. त्रिगुण

पदार्थ में मौजूद है

5. अणुओं में एकाधिक बंधन मौजूद होते हैं

6. रेडिकल कहलाने वाले कण हैं

7. बांडों में से एक आयनों के एक सेट में दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बनता है

1) एसओ 4 2-, एनएच 4 +

2) एच 3 ओ +, एनएच 4 +

3)पीओ 4 3-, नंबर 3 -

4) पीएच 4 +, एसओ 3 2-

8. सबसे टिकाऊऔर छोटाबंधन - एक अणु में

9. केवल आयनिक बंध वाले पदार्थ - समुच्चय में

2) एनएच 4 सीएल, एसआईसीएल 4

10–13. पदार्थ की क्रिस्टल जाली

13. बा(ओएच) 2

1) धातु

3)परमाणु

किसी पदार्थ का सबसे छोटा कण एक अणु है जो परमाणुओं की परस्पर क्रिया के परिणामस्वरूप बनता है जिनके बीच रासायनिक बंधन या रासायनिक बंधन कार्य करते हैं। रासायनिक बंधन का सिद्धांत सैद्धांतिक रसायन विज्ञान का आधार बनता है। एक रासायनिक बंधन तब होता है जब दो (कभी-कभी अधिक) परमाणु परस्पर क्रिया करते हैं। बंधन का निर्माण ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है।

एक रासायनिक बंधन एक अंतःक्रिया है जो व्यक्तिगत परमाणुओं को अणुओं, आयनों और क्रिस्टल में बांधता है।

रासायनिक बंधन प्रकृति में एक समान है: यह इलेक्ट्रोस्टैटिक मूल का है। लेकिन विभिन्न रासायनिक यौगिकों में रासायनिक बंधन विभिन्न प्रकार के होते हैं; सबसे महत्वपूर्ण प्रकार के रासायनिक बंधन सहसंयोजक (गैर-ध्रुवीय, ध्रुवीय), आयनिक और धात्विक हैं। इस प्रकार के बंधनों की किस्में दाता-स्वीकर्ता, हाइड्रोजन आदि हैं। धातु परमाणुओं के बीच एक धात्विक बंधन होता है।

एक सामान्य, या साझा, जोड़े या इलेक्ट्रॉनों के कई जोड़े के गठन के माध्यम से किए गए रासायनिक बंधन को सहसंयोजक कहा जाता है। प्रत्येक परमाणु इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी के निर्माण में एक इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है, अर्थात। "समान हिस्सेदारी में" भाग लेता है (लुईस, 1916)। नीचे H2, F2, NH3 और CH4 अणुओं में रासायनिक बंधों के निर्माण के चित्र दिए गए हैं। विभिन्न परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों को विभिन्न प्रतीकों द्वारा दर्शाया जाता है।

रासायनिक बंधों के निर्माण के परिणामस्वरूप, अणु में प्रत्येक परमाणु में एक स्थिर दो- और आठ-इलेक्ट्रॉन विन्यास होता है।

जब एक सहसंयोजक बंधन होता है, तो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल एक आणविक इलेक्ट्रॉन बादल बनाने के लिए ओवरलैप होते हैं, जिसके साथ ऊर्जा में वृद्धि होती है। आणविक इलेक्ट्रॉन बादल दोनों नाभिकों के केंद्रों के बीच स्थित होता है और परमाणु इलेक्ट्रॉन बादल के घनत्व की तुलना में इसमें इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ जाता है।

सहसंयोजक बंधन का कार्यान्वयन केवल विभिन्न परमाणुओं से संबंधित अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के एंटीपैरेलल स्पिन के मामले में ही संभव है। समानांतर इलेक्ट्रॉन स्पिन के साथ, परमाणु आकर्षित नहीं होते, बल्कि प्रतिकर्षित होते हैं: एक सहसंयोजक बंधन नहीं होता है। एक रासायनिक बंधन का वर्णन करने की विधि, जिसका गठन एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी से जुड़ा होता है, वैलेंस बॉन्ड विधि (वीबीसी) कहलाती है।

एमबीसी के बुनियादी प्रावधान

एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन विपरीत स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनता है, और यह इलेक्ट्रॉन जोड़ी दो परमाणुओं से संबंधित होती है।

जितना अधिक परस्पर क्रिया करने वाले इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं, सहसंयोजक बंधन उतना ही मजबूत होता है।

संरचनात्मक सूत्र लिखते समय, बंधन निर्धारित करने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े को अक्सर डैश के साथ चित्रित किया जाता है (साझा इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करने वाले बिंदुओं के बजाय)।

रासायनिक बंधन की ऊर्जा विशेषताएँ महत्वपूर्ण हैं। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो सिस्टम (अणु) की कुल ऊर्जा उसके घटक भागों (परमाणुओं) की ऊर्जा से कम होती है, अर्थात। ईएबी<ЕА+ЕB.

संयोजकता किसी रासायनिक तत्व के परमाणु का किसी अन्य तत्व के परमाणुओं की एक निश्चित संख्या को जोड़ने या प्रतिस्थापित करने का गुण है। इस दृष्टिकोण से, किसी परमाणु की संयोजकता उसके साथ रासायनिक बंधन बनाने वाले हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या या इस तत्व के परमाणु द्वारा प्रतिस्थापित हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या से सबसे आसानी से निर्धारित होती है।

परमाणु की क्वांटम यांत्रिक अवधारणाओं के विकास के साथ, रासायनिक बंधों के निर्माण में शामिल अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से संयोजकता निर्धारित की जाने लगी। अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के अलावा, किसी परमाणु की संयोजकता संयोजकता इलेक्ट्रॉन परत के खाली और पूर्ण रूप से भरे हुए कक्षकों की संख्या पर भी निर्भर करती है।

बंधनकारी ऊर्जा वह ऊर्जा है जो तब निकलती है जब कोई अणु परमाणुओं से बनता है। बाइंडिंग ऊर्जा आमतौर पर kJ/mol (या kcal/mol) में व्यक्त की जाती है। यह रासायनिक बंधन की सबसे महत्वपूर्ण विशेषताओं में से एक है। जिस प्रणाली में कम ऊर्जा होती है वह अधिक स्थिर होती है। उदाहरण के लिए, यह ज्ञात है कि हाइड्रोजन परमाणु एक अणु में एकजुट हो जाते हैं। इसका मतलब यह है कि H2 अणुओं से युक्त प्रणाली में समान संख्या में H परमाणुओं से युक्त प्रणाली की तुलना में कम ऊर्जा होती है, लेकिन अणुओं में संयुक्त नहीं होती है।

चावल। 2.1 आंतरिक परमाणु दूरी r पर दो हाइड्रोजन परमाणुओं की प्रणाली की संभावित ऊर्जा E की निर्भरता r: 1 - एक रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान; 2- उसकी शिक्षा के बिना.

चित्र 2.1 परस्पर क्रिया करने वाले हाइड्रोजन परमाणुओं की ऊर्जा वक्र विशेषता को दर्शाता है। परमाणुओं का दृष्टिकोण ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है, जो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप होने पर अधिक होगा। हालाँकि, सामान्य परिस्थितियों में, कूलम्ब प्रतिकर्षण के कारण, दो परमाणुओं के नाभिक का संलयन प्राप्त करना असंभव है। इसका मतलब यह है कि कुछ दूरी पर परमाणुओं का आकर्षण के बजाय उनका प्रतिकर्षण होगा। इस प्रकार, परमाणुओं r0 के बीच की दूरी, जो ऊर्जा वक्र पर न्यूनतम से मेल खाती है, रासायनिक बंधन की लंबाई (वक्र 1) के अनुरूप होगी। यदि परस्पर क्रिया करने वाले हाइड्रोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन प्रचक्रण समान हैं, तो उनका प्रतिकर्षण होगा (वक्र 2)। विभिन्न परमाणुओं के लिए बंधन ऊर्जा 170-420 kJ/mol (40-100 kcal/mol) की सीमा के भीतर भिन्न होती है।

उच्च ऊर्जा उपस्तर या स्तर पर इलेक्ट्रॉन संक्रमण की प्रक्रिया (यानी, उत्तेजना या वाष्पीकरण की प्रक्रिया, जिस पर पहले चर्चा की गई थी) के लिए ऊर्जा की आवश्यकता होती है। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो ऊर्जा निकलती है। किसी रासायनिक बंधन के स्थिर होने के लिए, यह आवश्यक है कि उत्तेजना के कारण परमाणु ऊर्जा में वृद्धि, बनने वाले रासायनिक बंधन की ऊर्जा से कम हो। दूसरे शब्दों में, यह आवश्यक है कि परमाणुओं के उत्तेजना पर खर्च की गई ऊर्जा की भरपाई एक बंधन के निर्माण के कारण जारी ऊर्जा से की जाए।

एक रासायनिक बंधन, बंधन ऊर्जा के अलावा, लंबाई, बहुलता और ध्रुवता की विशेषता है। दो से अधिक परमाणुओं से युक्त एक अणु के लिए, बंधनों के बीच के कोण और समग्र रूप से अणु की ध्रुवता महत्वपूर्ण होती है।

किसी बंधन की बहुलता दो परमाणुओं को जोड़ने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है। इस प्रकार, इथेन H3C-CH3 में कार्बन परमाणुओं के बीच का बंधन एकल होता है, एथिलीन H2C=CH2 में यह दोगुना होता है, एसिटिलीन HCºCH में यह ट्रिपल होता है। जैसे-जैसे बॉन्ड बहुलता बढ़ती है, बॉन्ड ऊर्जा बढ़ती है: C-C बॉन्ड ऊर्जा 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol और CºC - 833 kJ/mol है।

परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के कारण होता है। यदि ओवरलैप परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के साथ होता है, तो ऐसे बंधन को सिग्मा बॉन्ड (σ बॉन्ड) कहा जाता है। इसे दो एस इलेक्ट्रॉनों, एस और पी इलेक्ट्रॉनों, दो पीएक्स इलेक्ट्रॉनों, एस और डी इलेक्ट्रॉनों (उदाहरण के लिए) द्वारा बनाया जा सकता है

एक इलेक्ट्रॉन युग्म द्वारा किए गए रासायनिक बंधन को एकल बंधन कहा जाता है। एक एकल बंधन हमेशा एक σ बंधन होता है। प्रकार s ऑर्बिटल्स केवल σ बांड बना सकते हैं।

दो परमाणुओं के बीच का बंधन एक से अधिक जोड़े इलेक्ट्रॉनों द्वारा पूरा किया जा सकता है। इस रिश्ते को एकाधिक कहा जाता है। बहुबंध के निर्माण का एक उदाहरण नाइट्रोजन अणु है। नाइट्रोजन अणु में, px ऑर्बिटल्स एक σ बंधन बनाते हैं। जब pz ऑर्बिटल्स द्वारा एक बंधन बनता है, तो दो क्षेत्र उत्पन्न होते हैं

ओवरलैप - एक्स-अक्ष के ऊपर और नीचे:

ऐसे बंधन को पाई बॉन्ड (π बॉन्ड) कहा जाता है। दो परमाणुओं के बीच π बंधन का निर्माण तभी होता है जब वे पहले से ही σ बंधन से जुड़े होते हैं। नाइट्रोजन अणु में दूसरा π बंधन परमाणुओं के पाइ ऑर्बिटल्स द्वारा बनता है। जब π बांड बनते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादल σ बांड की तुलना में कम ओवरलैप होते हैं। परिणामस्वरूप, समान परमाणु कक्षाओं द्वारा निर्मित σ बांड की तुलना में π बांड आम तौर पर कम मजबूत होते हैं।

पी ऑर्बिटल्स σ और π दोनों बांड बना सकते हैं; एकाधिक बांडों में, उनमें से एक आवश्यक रूप से σ-बंधन है:

इस प्रकार, नाइट्रोजन अणु में तीन बंधनों में से एक σ बंधन है और दो π बंधन हैं।

आबंध लंबाई आबंधित परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी है। विभिन्न यौगिकों में बंध की लंबाई एक नैनोमीटर का दसवां हिस्सा होती है। जैसे-जैसे बहुलता बढ़ती है, बांड की लंबाई कम हो जाती है: बांड की लंबाई N-N, N=N और NºN 0.145 के बराबर होती है; 0.125 और 0.109 एनएम (10-9 मीटर), और सी-सी, सी=सी और सीºसी बांड की लंबाई क्रमशः 0.154 है; 0.134 और 0.120 एनएम.

विभिन्न परमाणुओं के बीच, एक शुद्ध सहसंयोजक बंधन प्रकट हो सकता है यदि कुछ अणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी (ईओ) इलेक्ट्रोसिमेट्रिक है, यानी। नाभिक के धनात्मक आवेशों और इलेक्ट्रॉनों के ऋणात्मक आवेशों के "गुरुत्वाकर्षण केंद्र" एक बिंदु पर मेल खाते हैं, यही कारण है कि उन्हें गैर-ध्रुवीय कहा जाता है।

यदि कनेक्टिंग परमाणुओं में अलग-अलग ईओ है, तो उनके बीच स्थित इलेक्ट्रॉन बादल एक सममित स्थिति से उच्च ईओ के साथ परमाणु के करीब स्थानांतरित हो जाता है:

इलेक्ट्रॉन बादल के विस्थापन को ध्रुवीकरण कहा जाता है। एकतरफा ध्रुवीकरण के परिणामस्वरूप, एक अणु में सकारात्मक और नकारात्मक आवेशों के गुरुत्वाकर्षण के केंद्र एक बिंदु पर मेल नहीं खाते हैं, और उनके बीच एक निश्चित दूरी (एल) दिखाई देती है। ऐसे अणुओं को ध्रुवीय या द्विध्रुव कहा जाता है और उनमें परमाणुओं के बीच के बंधन को ध्रुवीय कहा जाता है।

ध्रुवीय बंधन एक प्रकार का सहसंयोजक बंधन है जिसमें मामूली एकतरफा ध्रुवीकरण हुआ है। किसी अणु में धनात्मक और ऋणात्मक आवेशों के "गुरुत्वाकर्षण केंद्र" के बीच की दूरी को द्विध्रुव लंबाई कहा जाता है। स्वाभाविक रूप से, ध्रुवीकरण जितना अधिक होगा, द्विध्रुव की लंबाई उतनी ही अधिक होगी और अणुओं की ध्रुवता भी अधिक होगी। अणुओं की ध्रुवीयता का आकलन करने के लिए, वे आमतौर पर स्थायी द्विध्रुव क्षण (एमपी) का उपयोग करते हैं, जो प्राथमिक विद्युत आवेश (ई) के मूल्य और द्विध्रुव (एल) की लंबाई का उत्पाद है, यानी।

रसायन विज्ञान में सबसे महत्वपूर्ण मुद्दों में से एक रासायनिक बंधन का मुद्दा है, जिसके लिए परमाणु संरचना के सिद्धांत और डी.आई. के आवधिक कानून के आधार पर परमाणुओं, आयनों और अणुओं के बीच बांड के गठन के कारणों की व्याख्या और पैटर्न की पहचान की आवश्यकता होती है। मेंडेलीव, साथ ही पदार्थों के भौतिक और रासायनिक गुणों की व्याख्या के माध्यम से इन बांडों की विशेषताएं।

परमाणुओं से अणुओं, आणविक आयनों, आयनों, क्रिस्टलीय, अनाकार और अन्य पदार्थों का निर्माण गैर-अंतःक्रियात्मक परमाणुओं की तुलना में ऊर्जा में कमी के साथ होता है। इस मामले में, न्यूनतम ऊर्जा एक दूसरे के सापेक्ष परमाणुओं की एक निश्चित व्यवस्था से मेल खाती है, जो इलेक्ट्रॉन घनत्व के एक महत्वपूर्ण पुनर्वितरण से मेल खाती है। नई संरचनाओं में परमाणुओं को एक साथ रखने वाली ताकतों को सामान्य नाम "रासायनिक बंधन" प्राप्त हुआ है। सबसे महत्वपूर्ण प्रकार के रासायनिक बंधन हैं: आयनिक, सहसंयोजक, धात्विक, हाइड्रोजन, अंतर-आणविक।

रासायनिक बंधन को चिह्नित करते समय, आमतौर पर "वैलेंसी", "ऑक्सीकरण अवस्था" और "बॉन्ड बहुलता" जैसी अवधारणाओं का उपयोग किया जाता है।
वैलेंस- किसी रासायनिक तत्व के परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ बंधन बनाने की क्षमता। आयनिक यौगिकों के लिए, दिए गए या प्राप्त इलेक्ट्रॉनों की संख्या को संयोजकता के मान के रूप में लिया जाता है। सहसंयोजक यौगिकों के लिए, संयोजकता साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या के बराबर है।

इलेक्ट्रॉन पुनर्वितरण की विधि के आधार पर, वहाँ हैं सहसंयोजक बंधन, आयनिक और धातु . ध्रुवीकरण की उपस्थिति या अनुपस्थिति के आधार पर, सहसंयोजक बंधनों को विभाजित किया गया है: ध्रुवीय - विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के बीच, और गैर ध्रुवीय - एक ही तत्व के परमाणुओं के बीच। निर्माण की विधि के अनुसार सहसंयोजक बंधों को विभाजित किया जाता है साधारण , दाता स्वीकर्ता और संप्रदान कारक।

वैलेंस के इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत के अनुसार, वैलेंस ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों के पुनर्वितरण के कारण एक रासायनिक बंधन होता है, जिसके परिणामस्वरूप आयनों (डब्ल्यू. कोसेल) के निर्माण या गठन के कारण एक उत्कृष्ट गैस (ऑक्टेट) का स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होता है। साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े (जी लुईस)। क्वांटम यांत्रिक सिद्धांत (वैलेंस बांड और आणविक कक्षीय विधि का सिद्धांत) तरंग फ़ंक्शन ψ की अवधारणा पर आधारित हैं, जो श्रोडिंगर समीकरण के अनुमानित समाधानों के आधार पर एक अणु में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति का वर्णन करता है। पहली बार, हाइड्रोजन अणु के लिए इतनी अनुमानित गणना डब्ल्यू. हेइटलर और एफ. लंदन द्वारा की गई थी।

दो हाइड्रोजन परमाणुओं से युक्त एक प्रणाली की ऊर्जा है - स्पिन समानांतर हैं; बी - स्पिन एंटीपैरेलल हैं; ई - प्रणाली की ऊर्जा, आर 0 - अणु में आंतरिक दूरी

परिणामस्वरूप, समीकरण प्राप्त हुए जिससे दूरी पर दो हाइड्रोजन परमाणुओं से युक्त सिस्टम ई की संभावित ऊर्जा की निर्भरता का पता लगाना संभव हो गया। आरइन परमाणुओं के नाभिकों के बीच। यह पता चला कि गणना के परिणाम इस बात पर निर्भर करते हैं कि परस्पर क्रिया करने वाले इलेक्ट्रॉनों के स्पिन संकेत में समान या विपरीत हैं। स्पिन की समान दिशा (वक्र ए) के साथ, परमाणुओं के दृष्टिकोण से सिस्टम की ऊर्जा में निरंतर वृद्धि होती है। इस मामले में, परमाणुओं को एक साथ लाने के लिए ऊर्जा व्यय की आवश्यकता होती है, इसलिए ऐसी प्रक्रिया ऊर्जावान रूप से प्रतिकूल हो जाती है और परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन उत्पन्न नहीं होता है।

विपरीत निर्देशित स्पिन (वक्र बी) के साथ, परमाणु एक निश्चित दूरी तक एक साथ आते हैं र 0सिस्टम की ऊर्जा में कमी के साथ। पर आर = र 0सिस्टम में सबसे कम संभावित ऊर्जा है, अर्थात। सबसे स्थिर स्थिति में है; परमाणुओं को फिर से करीब लाने से ऊर्जा में वृद्धि होती है। लेकिन इसका मतलब यह भी है कि परमाणु इलेक्ट्रॉनों के विपरीत निर्देशित स्पिन के मामले में, एक एच 2 अणु बनता है - एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर स्थित दो हाइड्रोजन परमाणुओं की एक स्थिर प्रणाली।

रासायनिक बंधन की विशेषता है ऊर्जा और लंबाई . बंधन शक्ति का एक माप बंधन को तोड़ने के लिए खर्च की गई ऊर्जा है, या व्यक्तिगत परमाणुओं से एक यौगिक बनाते समय ऊर्जा में वृद्धि है (इ एसवी). रासायनिक बंधों की ऊर्जा - यह वह ऊर्जा है जिसे रासायनिक बंधनों को तोड़ने के लिए खर्च किया जाना चाहिए।इस मामले में, अणु से परमाणु, रेडिकल, आयन या उत्तेजित अणु बनते हैं।

उदाहरण के लिए:

एच 2 एच + एच, ई सेंट = 432 केजे/मोल,

एच 2 ओ एच + ओएच ई सेंट = 461 केजे/मोल,

NaCl (s) Na + (g) + Cl - (g) E St = 788.3 kJ/mol,

सी 2 एच 6 ?एच 3 + ?एच 3, ई सेंट = 356 केजे/मोल।

बंधन ऊर्जा, जैसा कि देखा जा सकता है, उसके टूटने के परिणामस्वरूप प्राप्त होने वाले उत्पादों पर निर्भर करती है। ऐसे डेटा के आधार पर, साधारण (सिंगल), डबल, ट्रिपल और सामान्य तौर पर मल्टीपल बॉन्ड की अवधारणा पेश की गई थी।

लिंक की लंबाई(एनएम, ?)- एक अणु में पड़ोसी परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी। इसे आधुनिक भौतिक तरीकों (इलेक्ट्रॉनोग्राफी, रेडियोग्राफी, इंफ्रारेड इंट्रोस्कोपी, आदि) का उपयोग करके प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित किया जा सकता है। लगभग बंधन की लंबाई पड़ोसी परमाणुओं की त्रिज्या के योग के बराबर होती है डी ए - बी = आर ए + आर बी।

परमाणुओं की त्रिज्या की तरह, आंतरिक दूरी भी आवर्त सारणी की श्रृंखला और उपसमूहों में स्वाभाविक रूप से बदलती रहती है। उदाहरण के लिए, श्रृंखला HF - HCl - HBr - HI में, d H-G दूरी बढ़ जाती है (क्रमशः 1.0; 1.27; 1.41 और 1.62 ?)। विभिन्न यौगिकों (समान बहुलता वाले) में समान परमाणुओं के बीच की दूरी करीब होती है। इस प्रकार, किसी भी यौगिक में एकल सी-सी बांड 1.54 से 1.58 तक डी सी-सी हैं। बांड बहुलता जितनी अधिक होगी, उसकी लंबाई उतनी ही कम होगी:

dC - C = 1.54, dC = C = 1.34 और dC ≡ C = 1.2?

बंधन ऊर्जा जितनी अधिक होगी, उसकी लंबाई उतनी ही कम होगी.

दो से अधिक परमाणुओं वाले यौगिकों में, एक महत्वपूर्ण विशेषता अणु में रासायनिक बंधों द्वारा निर्मित बंधन कोण है और इसकी ज्यामिति को दर्शाता है। वे परमाणुओं की प्रकृति (उनकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना) और रासायनिक बंधन की प्रकृति (सहसंयोजक, आयनिक, हाइड्रोजन, धात्विक, एकल, एकाधिक) पर निर्भर करते हैं। बॉन्ड कोणों को अब बॉन्ड लंबाई के समान तरीकों का उपयोग करके बहुत सटीक रूप से निर्धारित किया जाता है।

उदाहरण के लिए, यह दिखाया गया है कि रचना AB 2 के अणु रैखिक (CO 2) या कोणीय (H 2 O), AB 3 - त्रिकोणीय (BF 3) और पिरामिडनुमा (NH 3), AB 4 - चतुष्फलकीय (CH) हो सकते हैं। 4), या वर्गाकार (PtCl 4) -, या पिरामिडनुमा (SbCl 4) -, AB 5 - त्रिकोणीय द्विपिरामिडल (PCl 5), या चतुष्कोणीय पिरामिडनुमा (BrF 5), AB 6 - अष्टफलकीय (AlF 6) 3-, आदि। आवर्त सारणी में क्रमिक संख्या में परिवर्तन के साथ बॉन्ड कोण स्वाभाविक रूप से बदलते हैं। उदाहरण के लिए, H 2 O, H 2 S, H 2 Se के लिए H-E-H कोण घटता है (क्रमशः 104.5; 92 और 90 0)।

एक अणु की ध्रुवीयता दो-केंद्रीय बंधन बनाने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर, अणु की ज्यामिति, साथ ही अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति से निर्धारित होती है, क्योंकि अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व का हिस्सा स्थानीयकृत किया जा सकता है। बांड की दिशा में नहीं. किसी बंधन की ध्रुवीयता उसके आयनिक घटक के माध्यम से व्यक्त की जाती है, अर्थात, एक इलेक्ट्रॉन युग्म के अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु में विस्थापन के माध्यम से। किसी अणु की ध्रुवीयता उसके द्विध्रुव आघूर्ण के माध्यम से व्यक्त की जाती है, जो अणु के बंधों के सभी द्विध्रुव आघूर्णों के सदिश योग के बराबर होती है।

द्विध्रुव एक दूसरे से एक इकाई दूरी पर स्थित दो समान लेकिन विपरीत आवेशों की एक प्रणाली है। द्विध्रुव आघूर्ण को कूलम्ब मीटर (C?m) या डिबाईज़ (D) में मापा जाता है; 1डी = 0.333?10 -29 सेमी.

द्विध्रुव क्षण का मान जानकर, हम रासायनिक बंधन (आयनिक, सहसंयोजक ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय) की प्रकृति और अणु के ज्यामितीय आकार के बारे में निष्कर्ष निकाल सकते हैं। आप बाइनरी अणु बनाने वाले तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर पर ध्यान केंद्रित कर सकते हैं: यदि? ? 1.7, तो इस यौगिक में बंधन सहसंयोजक रूप से ध्रुवीय है, लेकिन क्या होगा? ? 1.7 - आयनिक।

समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं के बीच बंधन, उदाहरण के लिए, एच 2, सीएल 2, या समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान - सीएच 4 में चार्ज पृथक्करण से जुड़ा एक छोटा सा भी योगदान नहीं होता है। ऐसे बंधन और अणु कहलाते हैं सहसंयोजक; वे गैर-ध्रुवीय हैं, उनके आवेशों का गुरुत्वाकर्षण केंद्र मेल खाता है। सहसंयोजक बंधन रासायनिक बंधन का सबसे आम प्रकार है, जो एक विनिमय तंत्र के माध्यम से एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के साझाकरण के कारण उत्पन्न होता है।

एक सरल सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए, प्रत्येक परमाणु एक इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है: A.|.B. जब कभी भी दाता-स्वीकर्ता बंधन एक परमाणु - दाता - दो इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु - हुंडी सकारनेवाला - इसके लिए एक रिक्त इलेक्ट्रॉन कक्षक आवंटित करता है: ए : | बी. एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (इलेक्ट्रॉनगेटिविटी अंतर शून्य है) का एक उत्कृष्ट उदाहरण होमोन्यूक्लियर अणुओं में देखा जाता है: एच-एच, एफ-एफ, ओ + ओ = ओ 2। जब एक विषमपरमाण्विक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉन युग्म एक अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु में स्थानांतरित हो जाता है, जो ऐसे बंधन को ध्रुवीय (HCl, H 2 O) बनाता है: S + O 2 = O=S=O।

के अलावा polarizability सहसंयोजक बंधन में संपत्ति होती है परिपूर्णता - एक परमाणु की उतने ही सहसंयोजक बंधन बनाने की क्षमता, जितने उसके पास ऊर्जावान रूप से उपलब्ध परमाणु कक्षाएँ हैं। इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स (एस-ऑर्बिटल्स को छोड़कर) में एक स्थानिक होता है केंद्र . इसलिए, सहसंयोजक बंधन, जो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन बादलों का परिणाम है, इन परमाणुओं के सापेक्ष एक निश्चित दिशा में स्थित होता है।

यदि इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैप परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिकों को जोड़ने वाली सीधी रेखा की दिशा में होता है (अर्थात, बंधन अक्ष के साथ), तो σ -बॉन्ड (सिग्मा बॉन्ड)। जब पी-इलेक्ट्रॉन बादल बंधन अक्ष के लंबवत निर्देशित होकर परस्पर क्रिया करते हैं, तो 2 अतिव्यापी क्षेत्र बनते हैं, जो इस अक्ष के दोनों किनारों पर स्थित होते हैं। ऐसे सहसंयोजक बंधन को π बंधन (पीआई बांड) कहा जाता है। एक π बंधन न केवल पी इलेक्ट्रॉनों से उत्पन्न हो सकता है, बल्कि अतिव्यापी डी और पी इलेक्ट्रॉन बादलों या डी बादलों से भी उत्पन्न हो सकता है। डेल्टा (δ) - कनेक्शन समानांतर विमानों में स्थित डी-इलेक्ट्रॉन बादलों के सभी चार ब्लेडों के ओवरलैप के कारण होते हैं।

रासायनिक कक्षीय ओवरलैप के संभावित प्रकार

समरूपता स्थितियों के आधार पर, यह दिखाया जा सकता है कि एस-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन केवल σ - बॉन्डिंग में भाग ले सकते हैं, पी-इलेक्ट्रॉन - पहले से ही σ - और π - बॉन्डिंग में, और डी - इलेक्ट्रॉन - दोनों σ - और π - में, और δ में - बंधन। एफ ऑर्बिटल्स के लिए, समरूपता के प्रकार और भी अधिक विविध हैं।

अधिकांश अणुओं में, बंधन मध्यवर्ती प्रकृति के होते हैं (NaCl सहित); ऐसे बंधनों और अणुओं को ध्रुवीय (या ध्रुवीय सहसंयोजक) कहा जाता है, जिसमें आवेशों के "गुरुत्वाकर्षण केंद्र" मेल नहीं खाते हैं। सहसंयोजक बंधन सबसे सामान्य प्रकार का बंधन है; यह अधिकांश ज्ञात पदार्थों में होता है। ऐसे कुछ यौगिक हैं जिनमें गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंध होते हैं और बंध विशुद्ध रूप से आयनिक बंध के करीब होते हैं।

यदि परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी भिन्न होती है, तो इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव में बदल जाता है और परमाणु अंततः आवेशित आयनों में बदल जाते हैं। इस स्थिति में, परमाणुओं के बीच एक गठन होता है ईओण काकनेक्शन. उदाहरण के लिए, NaCl अणु में बंधन को लगभग Na + और Cl - आयनों के कूलम्ब इंटरैक्शन के रूप में दर्शाया जा सकता है।

एक आयनिक बंधन एक सहसंयोजक बंधन का एक विशेष मामला है, जब परिणामी इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से एक अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु से संबंधित होती है, जो आयन बन जाती है। इस बंधन को एक अलग प्रकार के रूप में पहचानने का आधार यह तथ्य है कि ऐसे बंधन वाले यौगिकों को इलेक्ट्रोस्टैटिक सन्निकटन में वर्णित किया जा सकता है, आयनिक बंधन को सकारात्मक और नकारात्मक आयनों के आकर्षण के कारण माना जाता है। विपरीत चिह्न के आयनों की परस्पर क्रिया दिशा से स्वतंत्र, और कूलम्ब बल नहीं हैं संतृप्ति का गुण है. इसलिए, आयनिक यौगिक में प्रत्येक आयन विपरीत चिह्न के इतनी संख्या में आयनों को आकर्षित करता है कि आयनिक प्रकार की एक क्रिस्टल जाली बन जाती है। आयनिक क्रिस्टल में कोई अणु नहीं होते हैं। प्रत्येक आयन एक अलग चिह्न (आयन की समन्वय संख्या) के आयनों की एक निश्चित संख्या से घिरा होता है। आयन जोड़े गैसीय अवस्था में ध्रुवीय अणुओं के रूप में मौजूद हो सकते हैं।

गैसीय अवस्था में, NaCl का द्विध्रुव आघूर्ण ~3?10 -29 C?m होता है, जो Na से Cl तक 0.236 एनएम की प्रति बांड लंबाई में 0.8 इलेक्ट्रॉन आवेश के विस्थापन के अनुरूप होता है, अर्थात Na 0.8+ Cl 0.8-। धातु परमाणु आमतौर पर इलेक्ट्रॉन छोड़ देते हैं, जिससे पिछले अक्रिय गैस परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त हो जाता है। परमाणुओं डी- और एफ-परिवर्तनशील संयोजकता प्रदर्शित करने वाले तत्वों में अन्य स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास भी हो सकते हैं। अधातु परमाणु अक्सर अपनी बाहरी इलेक्ट्रॉन परत को पूरा करते हैं। यदि यौगिक में अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व मौजूद है, तो अधातु एक स्थिर ऑक्सीकरण अवस्था प्राप्त होने तक इलेक्ट्रॉन दान कर सकता है (उदाहरण के लिए, सीएल के लिए यह +1, +3, +5, +7 है)। जब एक धातु परमाणु एक गैर-धातु परमाणु के साथ एक बंधन बनाता है, तो पहला इलेक्ट्रॉन छोड़ देता है और दूसरा स्वीकार करता है। एक विशिष्ट धातु की एक विशिष्ट गैर-धातु के साथ परस्पर क्रिया के मामले में, ए आयोनिक बंध : 2Na + सीएल 2 = 2NaCl.

वर्तमान में, रासायनिक बंधों का अध्ययन करने के लिए मुख्य रूप से दो विधियों का उपयोग किया जाता है: 1) संयोजकता बंध; 2) आणविक कक्षाएँ।

पहली विधि व्यक्तिगत परमाणुओं पर विचार करती है जो इलेक्ट्रॉन शेल (ऑक्टेट नियम) की पूर्णता के सिद्धांत के आधार पर परस्पर क्रिया करते हैं। संयोजकता बंध विधि की दृष्टि से सहसंयोजक बंध एक इलेक्ट्रॉन युग्म की साझेदारी से बनता है। वैलेंस बांड की सरल विधि एक रसायनज्ञ के लिए सबसे समझने योग्य, सुविधाजनक और दृश्यमान है। वैलेंस बॉन्ड विधि का नुकसान यह है कि यह कुछ प्रयोगात्मक डेटा की व्याख्या नहीं कर सकता है।

वैलेंस बॉन्ड विधि (एमबीएम) को अन्यथा स्थानीयकृत इलेक्ट्रॉन जोड़े का सिद्धांत कहा जाता है, क्योंकि यह विधि इस धारणा पर आधारित है कि दो परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन एक या अधिक इलेक्ट्रॉन जोड़े का उपयोग करके किया जाता है जो मुख्य रूप से उनके बीच स्थानीयकृत होते हैं। एमवीएस में हमेशा संचार होता है दो इलेक्ट्रॉनऔर निश्चित रूप से दो-केंद्र। एक परमाणु या आयन द्वारा बनाए जा सकने वाले प्राथमिक रासायनिक बंधों की संख्या उसकी संयोजकता के बराबर होती है; संयोजकता इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंध के निर्माण में भाग लेते हैं। तरंग फ़ंक्शन जो बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की स्थिति का वर्णन करता है उसे स्थानीयकृत कक्षीय (एलओ) कहा जाता है।

σ-बॉन्ड को अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन बादलों की एक व्यवस्था की विशेषता होती है जिसमें बादल की धुरी परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा से मेल खाती है।

मान लीजिए कि एक सीआर 4 अणु है; इसके अलावा, इसमें सभी बंधन सख्ती से सहसंयोजक हैं; आइए इस अणु में प्रतिस्थापक X प्रविष्ट करें ताकि यौगिक CR 3 मूल अणु में स्थिति. तदनुसार, प्रतिस्थापक परमाणु को भी किसी प्रकार का आवेश प्राप्त हुआ। इस प्रभाव को "अधिष्ठापन" शब्द द्वारा निरूपित करने और अधिष्ठापन का संकेत लेने पर सहमति व्यक्त की गई ताकि यह स्थानापन्न परमाणु पर उत्पन्न होने वाले आवेश के संकेत के साथ मेल खाए।

आगमनात्मक प्रभाव सकारात्मक (+I) है यदि

आगमनात्मक प्रभाव ऋणात्मक (-I) है यदि

जहां δ प्रत्येक परमाणु पर अतिरिक्त आवेश है। तीर इलेक्ट्रॉन घनत्व बदलाव की दिशा दिखाता है। आगमनात्मक प्रभाव एक कनेक्शन तक सीमित नहीं है; यह बंधनों के माध्यम से फैलता है और जल्दी ही कमजोर हो जाता है। प्रतिस्थापक द्वारा निर्मित बढ़ते आवेश के साथ आगमनात्मक प्रभाव बढ़ता है। इलेक्ट्रॉनों का ऊर्जावान आकर्षण, मेटलॉइड परमाणुओं की विशेषता, एक मजबूत नकारात्मक प्रेरक प्रभाव (-I प्रभाव) में व्यक्त किया जाता है; इसके विपरीत, नकारात्मक ऑक्सीजन आयन इलेक्ट्रॉन दान करता है और सकारात्मक (+I-प्रभाव) प्रदर्शित करता है। असंतृप्त सी-सी बांड एक नकारात्मक प्रभाव की विशेषता रखते हैं, अर्थात, वे इलेक्ट्रॉनों को "बंधन की ओर" आकर्षित करते हैं; मिथाइल और एन-एल्काइल रेडिकल सकारात्मक प्रभाव प्रदर्शित करते हैं।

आगमनात्मक प्रभाव σ-इलेक्ट्रॉनों के घनत्व में बदलाव का कारण बनते हैं और सामान्य शब्दों में भविष्यवाणी करना संभव बनाते हैं कि किसी दिए गए अणु में वास्तव में कहां नकारात्मक और कहां सकारात्मक आरोपों की एकाग्रता की उम्मीद की जा सकती है। अणु का इलेक्ट्रॉनिक "कोर" बिल्कुल कठोर नहीं है, और यद्यपि σ बांड विभिन्न पड़ोसी समूहों के प्रभाव में कम या ज्यादा ध्रुवीकृत होते हैं, किसी भी विदेशी आयन का किसी दिए गए बंधन या बाहरी क्षेत्र की कार्रवाई से संपर्क मजबूत हो सकता है या ध्रुवीकरण को कमजोर करें. इस अतिरिक्त प्रभाव को गतिशील प्रभाव कहा जाता है; यह, विशेष रूप से, कार्बन-फ्लोरीन या क्लोरीन बांड की विकृति की तुलना में कार्बन-आयोडीन बांड की विशेष रूप से आसान विकृति में प्रकट होता है।

.MMO और MWS की तुलनात्मक विशेषताएँ

रासायनिक बंधों के वर्णन के लिए दोनों क्वांटम यांत्रिक दृष्टिकोण - एमएमओ और एमबीसी - अनुमानित हैं; एमएमओ अणु में इलेक्ट्रॉन के डेलोकलाइज़ेशन को अतिरंजित महत्व देता है और एक-इलेक्ट्रॉन तरंग कार्यों - आणविक ऑर्बिटल्स पर आधारित है। एमबीसी इलेक्ट्रॉन घनत्व स्थानीयकरण की भूमिका को बढ़ा-चढ़ाकर पेश करता है और यह इस तथ्य पर आधारित है कि प्राथमिक बंधन केवल दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा किया जाता है।

एमबीसी और एमएमओ की तुलना करते हुए, यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि पहले का लाभ इसकी स्पष्टता है: बंधन संतृप्ति को अधिकतम सहसंयोजकता के रूप में समझाया गया है, दिशात्मकता परमाणु और संकर कक्षाओं की दिशात्मकता से होती है; किसी अणु के द्विध्रुव आघूर्ण में बंधों के द्विध्रुव आघूर्ण, अणु बनाने वाले परमाणुओं के OEO में अंतर और एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति शामिल होती है।

हालाँकि, कुछ यौगिकों के अस्तित्व को एमबीसी के दृष्टिकोण से नहीं समझाया जा सकता है। ये इलेक्ट्रॉन की कमी वाले यौगिक (बी 2 एच 6, एनओ,) और उत्कृष्ट गैसों के यौगिक हैं। उनकी संरचना को MMO द्वारा आसानी से समझाया गया है। अणुओं की तुलना में आणविक आयनों और परमाणुओं की स्थिरता का MMO परिप्रेक्ष्य से आसानी से अनुमान लगाया जा सकता है। और अंत में, पदार्थ के चुंबकत्व और रंग को भी MMO द्वारा आसानी से समझाया गया है।

एमएमओ में मात्रात्मक गणना, उनकी बोझिलता के बावजूद, एमवीएस की तुलना में अभी भी बहुत सरल है। इसलिए, वर्तमान में, क्वांटम रसायन विज्ञान में वीएमएस का उपयोग लगभग कभी नहीं किया जाता है। साथ ही, गुणात्मक रूप से, MWS के निष्कर्ष MMO की तुलना में प्रयोगकर्ताओं द्वारा अधिक स्पष्ट और अधिक व्यापक रूप से उपयोग किए जाते हैं। इसका आधार यह तथ्य है कि वास्तव में किसी अणु में किसी दिए गए इलेक्ट्रॉन के बंधे हुए परमाणुओं के बीच होने की संभावना अन्य परमाणुओं की तुलना में बहुत अधिक होती है, हालाँकि वहां भी यह शून्य नहीं है। अंततः, विधि का चुनाव अध्ययन के उद्देश्य और हाथ में लिए गए कार्य द्वारा निर्धारित होता है।

26. सहसंयोजक बंधन(परमाणु बंधन, होम्योपोलर बंधन) - वैलेंस इलेक्ट्रॉन बादलों की एक जोड़ी के ओवरलैप (साझाकरण) द्वारा गठित एक रासायनिक बंधन। संचार प्रदान करने वाले इलेक्ट्रॉनिक बादल (इलेक्ट्रॉन) कहलाते हैं साझा इलेक्ट्रॉन युग्म.

सहसंयोजक बंधन के विशिष्ट गुण - दिशात्मकता, संतृप्ति, ध्रुवता, ध्रुवीकरण - यौगिकों के रासायनिक और भौतिक गुणों को निर्धारित करते हैं।

कनेक्शन की दिशा पदार्थ की आणविक संरचना और उसके अणु के ज्यामितीय आकार से निर्धारित होती है। दो आबंधों के बीच के कोणों को आबंध कोण कहा जाता है।

संतृप्तता परमाणुओं की सीमित संख्या में सहसंयोजक बंधन बनाने की क्षमता है। किसी परमाणु द्वारा बनाए गए बंधों की संख्या उसके बाहरी परमाणु कक्षकों की संख्या से सीमित होती है।

बंधन की ध्रुवीयता परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर के कारण इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण होती है। इस आधार पर, सहसंयोजक बंधनों को गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय में विभाजित किया गया है।

एक बंधन की ध्रुवीकरण क्षमता 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 क्षमता इलेक्ट्रॉन गतिशीलता द्वारा निर्धारित होती है। सहसंयोजक बंधों की ध्रुवता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के प्रति अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता को निर्धारित करता है।

शिक्षा संचार

एक साधारण सहसंयोजक बंधन दो अयुग्मित वैलेंस इलेक्ट्रॉनों से बनता है, प्रत्येक परमाणु से एक:

ए + + बी → ए: बी

समाजीकरण के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन एक पूर्ण ऊर्जा स्तर बनाते हैं। यदि इस स्तर पर उनकी कुल ऊर्जा प्रारंभिक अवस्था से कम है (और ऊर्जा में अंतर बंधन ऊर्जा से अधिक कुछ नहीं होगा) तो एक बंधन बनता है।

H 2 अणु में परमाणु (किनारों पर) और आणविक (केंद्र में) कक्षाओं को इलेक्ट्रॉनों से भरना। ऊर्ध्वाधर अक्ष ऊर्जा स्तर से मेल खाती है, इलेक्ट्रॉनों को उनके स्पिन को प्रतिबिंबित करने वाले तीरों द्वारा दर्शाया जाता है।

आणविक कक्षाओं के सिद्धांत के अनुसार, दो परमाणु कक्षाओं का ओवरलैप, सबसे सरल मामले में, दो आणविक कक्षाओं (एमओ) के गठन की ओर ले जाता है: एमओ को लिंक करनाऔर एंटी-बाइंडिंग (ढीला) एमओ. साझा इलेक्ट्रॉन निम्न ऊर्जा बंधन MO पर स्थित होते हैं।

]सहसंयोजक बंधों के प्रकार

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

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

§ यदि सरल सहसंयोजक बंधन बनाने वाले परमाणु समान हैं, तो अणु में परमाणुओं का वास्तविक आवेश भी समान है, क्योंकि बंधन बनाने वाले परमाणु समान रूप से एक साझा इलेक्ट्रॉन युग्म के स्वामी होते हैं। इस कनेक्शन को कहा जाता है गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन. सरल पदार्थों में ऐसा संबंध होता है, उदाहरण के लिए: O 2, N 2, Cl 2। लेकिन न केवल एक ही प्रकार की अधातुएँ सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बना सकती हैं। गैर-धातु तत्व जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी समान महत्व की है, एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन भी बना सकते हैं, उदाहरण के लिए, पीएच 3 अणु में बंधन सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय है, क्योंकि हाइड्रोजन का ईओ फॉस्फोरस के ईओ के बराबर है।

§ यदि परमाणु भिन्न हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की साझा जोड़ी के कब्जे की डिग्री परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर से निर्धारित होती है। अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला एक परमाणु बंधनकारी इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को अधिक मजबूती से अपनी ओर आकर्षित करता है, और इसका वास्तविक चार्ज नकारात्मक हो जाता है। कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला एक परमाणु, तदनुसार, समान परिमाण का सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है। यदि दो भिन्न अधातुओं के बीच कोई यौगिक बनता है तो ऐसा यौगिक कहलाता है सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन.

2. दाता-स्वीकर्ता बंधन. इस प्रकार के सहसंयोजक बंधन को बनाने के लिए, दोनों इलेक्ट्रॉनों को एक परमाणु द्वारा प्रदान किया जाता है - दाता. बंधन के निर्माण में शामिल परमाणुओं में से दूसरे को कहा जाता है हुंडी सकारनेवाला. परिणामी अणु में, दाता का औपचारिक आवेश एक बढ़ जाता है, और स्वीकर्ता का औपचारिक आवेश एक कम हो जाता है।

3. अर्धध्रुवीय संबंधइसे ध्रुवीय दाता-स्वीकर्ता बंधन माना जा सकता है। इस प्रकार का सहसंयोजक बंधन एक परमाणु के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी (नाइट्रोजन, फास्फोरस, सल्फर, हैलोजन, आदि) और दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों (ऑक्सीजन, सल्फर) वाले परमाणु के बीच बनता है। अर्धध्रुवीय बंधन का निर्माण दो चरणों में होता है:

1. एक अकेले इलेक्ट्रॉन युग्म वाले परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन का दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन वाले परमाणु में स्थानांतरण। परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी वाला एक परमाणु एक रेडिकल धनायन (एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ एक सकारात्मक चार्ज कण) में बदल जाता है, और दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों वाला एक परमाणु एक रेडिकल आयन (एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ एक नकारात्मक चार्ज कण) में बदल जाता है। .

2. अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों का साझाकरण (जैसा कि एक साधारण सहसंयोजक बंधन के मामले में)।

जब एक अर्धध्रुवीय बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉनों की एक अकेली जोड़ी वाला एक परमाणु अपने औपचारिक चार्ज को एक से बढ़ा देता है, और दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों वाले एक परमाणु अपने औपचारिक चार्ज को एक से कम कर देता है।

]σ-बंधन और π-बंधन

सिग्मा (σ)-, पाई ()-बंधन विभिन्न यौगिकों के अणुओं में सहसंयोजक बंधों के प्रकार का एक अनुमानित विवरण है; σ-बंधन की विशेषता इस तथ्य से है कि इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व कनेक्ट करने वाले अक्ष के साथ अधिकतम होता है परमाणुओं के नाभिक. जब एक -बॉन्ड बनता है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों का तथाकथित पार्श्व ओवरलैप होता है, और इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व σ-बॉन्ड विमान के "ऊपर" और "नीचे" अधिकतम होता है। उदाहरण के लिए, आइए एथिलीन, एसिटिलीन और बेंजीन लें।

एथिलीन अणु C 2 H 4 में एक दोहरा बंधन CH 2 = CH 2 है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: H:C::C:H है। 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 का कोण लगभग 120° होता है)। कार्बन परमाणु के चौथे वैलेंस 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 ओवरलैप करते हुए, कार्बन परमाणुओं के बीच एक दूसरा बंधन बनाते हैं। कार्बन परमाणुओं के बीच पहले, मजबूत सहसंयोजक बंधन को σ बंधन कहा जाता है; दूसरे, कम मजबूत सहसंयोजक बंधन को -बंध कहा जाता है।

एक रैखिक एसिटिलीन अणु में

एन-एस≡एस-एन (एन: एस::: एस: एन)

कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच σ बंधन होते हैं, दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक σ बंधन होता है, और समान कार्बन परमाणुओं के बीच दो σ बंधन होते हैं। दो-बंध दो परस्पर लंबवत तलों में σ-बंध की क्रिया के क्षेत्र के ऊपर स्थित होते हैं।

चक्रीय बेंजीन अणु C 6 H 6 के सभी छह कार्बन परमाणु एक ही तल में स्थित हैं। वलय के तल में कार्बन परमाणुओं के बीच σ बंधन होते हैं; प्रत्येक कार्बन परमाणु का हाइड्रोजन परमाणु के साथ समान बंधन होता है। इन बंधों को बनाने के लिए कार्बन परमाणु तीन इलेक्ट्रॉन खर्च करते हैं। कार्बन परमाणुओं के चौथे वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादल, आठ की आकृति के आकार के, बेंजीन अणु के तल के लंबवत स्थित होते हैं। ऐसा प्रत्येक बादल पड़ोसी कार्बन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के साथ समान रूप से ओवरलैप होता है। बेंजीन अणु में, तीन अलग-अलग बांड नहीं बनते हैं, बल्कि छह इलेक्ट्रॉनों की एक एकल-इलेक्ट्रॉनिक प्रणाली बनती है, जो सभी कार्बन परमाणुओं के लिए सामान्य होती है। बेंजीन अणु में कार्बन परमाणुओं के बीच के बंधन बिल्कुल समान होते हैं।

\]सहसंयोजक बंध वाले पदार्थों के उदाहरण

एक साधारण सहसंयोजक बंधन सरल गैसों (एच 2, सीएल 2, आदि) और यौगिकों (एच 2 ओ, एनएच 3, सीएच 4, सीओ 2, एचसीएल, आदि) के अणुओं में परमाणुओं को जोड़ता है। दाता-स्वीकर्ता बंधन वाले यौगिक - अमोनियम एनएच 4 +, टेट्राफ्लोरोबोरेट आयन बीएफ 4 - आदि। अर्धध्रुवीय बंधन वाले यौगिक - नाइट्रस ऑक्साइड एन 2 ओ, ओ - -पीसीएल 3 +।

सहसंयोजक बंधन वाले क्रिस्टल ढांकता हुआ या अर्धचालक होते हैं। परमाणु क्रिस्टल के विशिष्ट उदाहरण (परमाणु जिनमें सहसंयोजक (परमाणु) बंधन द्वारा परस्पर जुड़े होते हैं) हीरा, जर्मेनियम और सिलिकॉन हैं।

धातु और कार्बन के बीच सहसंयोजक बंधन के उदाहरण से मनुष्य को ज्ञात एकमात्र पदार्थ सायनोकोबालामिन है, जिसे विटामिन बी 12 के रूप में जाना जाता है।

एमबीसी के बुनियादी प्रावधान

परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के कारण होता है। यदि ओवरलैप परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के साथ होता है, तो ऐसे बंधन को सिग्मा बॉन्ड (σ बॉन्ड) कहा जाता है। इसे दो एस-इलेक्ट्रॉनों, एस- और पी-इलेक्ट्रॉनों, दो पीएक्स-इलेक्ट्रॉनों, एस और डी इलेक्ट्रॉनों (उदाहरण के लिए) द्वारा बनाया जा सकता है:

पी ऑर्बिटल्स σ और π दोनों बांड बना सकते हैं; एकाधिक बांडों में, उनमें से एक आवश्यक रूप से σ-बंधन है:।

इस प्रकार, नाइट्रोजन अणु में तीन बंधनों में से एक σ बंधन है और दो π बंधन हैं।

द्विध्रुव आघूर्णों को डीबाईज़ डी में मापा जाता है (डी = 10-18 विद्युत इकाई × सेमी, क्योंकि प्राथमिक आवेश 4.810-10 विद्युत इकाई है, और द्विध्रुव की लंबाई औसतन दो परमाणु नाभिकों के बीच की दूरी के बराबर होती है, अर्थात 10-8 सेमी) ) या कूलोमीटर (सी×एम) (1 डी = 3.33·10-30 सी×एम) (इलेक्ट्रॉन चार्ज 1.6·10-19 सी को चार्ज के बीच की दूरी से गुणा किया जाता है, उदाहरण के लिए, 0.1 एनएम, फिर श्री = 1.6 · 10-19 × 1 × 10-10 = 1.6 · 10-29 सी मी)। अणुओं का स्थायी द्विध्रुव आघूर्ण शून्य से 10 डी तक होता है।

गैर-ध्रुवीय अणुओं के लिए l = 0 और Мр = 0, अर्थात। उनके पास द्विध्रुव क्षण नहीं है। ध्रुवीय अणुओं के लिए, एमआर > 0 और 3.5 - 4.0 डी के मान तक पहुँचता है।

परमाणुओं के बीच ईओ में बहुत बड़े अंतर के साथ, एक स्पष्ट एकतरफा ध्रुवीकरण होता है: बंधन के इलेक्ट्रॉन बादल को उच्चतम ईओ के साथ परमाणु की ओर जितना संभव हो सके स्थानांतरित किया जाता है, परमाणु विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयनों और एक आयनिक अणु में बदल जाते हैं। प्रकट होता है:

सहसंयोजक बंधन आयनिक हो जाता है। अणुओं की विद्युत विषमता बढ़ जाती है, द्विध्रुव की लंबाई बढ़ जाती है, और द्विध्रुव क्षण 10 डी तक बढ़ जाता है।

एक जटिल अणु के कुल द्विध्रुव आघूर्ण को व्यक्तिगत बंधों के द्विध्रुव आघूर्णों के सदिश योग के बराबर माना जा सकता है। द्विध्रुव आघूर्ण को आमतौर पर द्विध्रुव के धनात्मक सिरे से ऋणात्मक की ओर निर्देशित माना जाता है।

परमाणुओं के सापेक्ष ईओ का उपयोग करके बांड ध्रुवीयता की भविष्यवाणी की जा सकती है। परमाणुओं के सापेक्ष ईओ के बीच अंतर जितना अधिक होगा, ध्रुवता उतनी ही अधिक स्पष्ट होगी: डीईओ = 0 - गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन; डीईओ = 0 - 2 - ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन; डीईओ = 2 - आयनिक बंधन। किसी बंधन की आयनिकता की डिग्री के बारे में बात करना अधिक सही है, क्योंकि बंधन 100% आयनिक नहीं होते हैं। यहां तक कि सीएसएफ यौगिक में भी बंधन केवल 89% आयनिक है।

एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण के कारण उत्पन्न होने वाले रासायनिक बंधन को आयनिक कहा जाता है, और रासायनिक यौगिकों के संबंधित अणुओं को आयनिक कहा जाता है। ठोस अवस्था में आयनिक यौगिकों की विशेषता एक आयनिक क्रिस्टल जाली होती है। पिघली हुई और विघटित अवस्था में, वे विद्युत प्रवाह का संचालन करते हैं, उच्च पिघलने और क्वथनांक और एक महत्वपूर्ण द्विध्रुवीय क्षण होते हैं।

यदि हम किसी आवर्त के तत्वों के यौगिकों को एक ही तत्व के साथ मानते हैं, तो जैसे-जैसे हम आवर्त के आरंभ से अंत की ओर बढ़ते हैं, बंधन की मुख्य रूप से आयनिक प्रकृति सहसंयोजक में बदल जाती है। उदाहरण के लिए, दूसरी अवधि LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 के फ्लोराइड में, लिथियम फ्लोराइड से बंधन की आयनिकता की डिग्री धीरे-धीरे कमजोर हो जाती है और इसे फ्लोरीन अणु में एक विशिष्ट सहसंयोजक बंधन द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है।

इस प्रकार, रासायनिक बंधन की प्रकृति समान है: ध्रुवीय सहसंयोजक और आयनिक बंधन के गठन के तंत्र में कोई बुनियादी अंतर नहीं है। इस प्रकार के बंधन केवल अणु के इलेक्ट्रॉन बादल के ध्रुवीकरण की डिग्री में भिन्न होते हैं। परिणामी अणु द्विध्रुव की लंबाई और स्थायी द्विध्रुव क्षणों के मान में भिन्न होते हैं। रसायन विज्ञान में द्विध्रुव आघूर्ण बहुत महत्वपूर्ण है। एक सामान्य नियम के रूप में, द्विध्रुव क्षण जितना बड़ा होगा, अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता उतनी ही अधिक होगी।

रासायनिक बंधन निर्माण के तंत्र

वैलेंस बॉन्ड विधि रासायनिक बंधन के निर्माण के लिए विनिमय और दाता-स्वीकर्ता तंत्र के बीच अंतर करती है।

विनिमय तंत्र. रासायनिक बंधन के निर्माण के लिए विनिमय तंत्र में ऐसे मामले शामिल होते हैं जब प्रत्येक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के निर्माण में भाग लेता है।

H2, Li2, Na2 अणुओं में परमाणुओं के अयुग्मित s-इलेक्ट्रॉनों के कारण बंधन बनते हैं। F2 और Cl2 अणुओं में - अयुग्मित पी-इलेक्ट्रॉनों के कारण। एचएफ और एचसीएल अणुओं में, बंधन हाइड्रोजन के एस-इलेक्ट्रॉन और हैलोजन के पी-इलेक्ट्रॉन द्वारा बनते हैं।

विनिमय तंत्र द्वारा यौगिकों के निर्माण की एक विशेषता संतृप्ति है, जो दर्शाती है कि परमाणु कोई नहीं, बल्कि सीमित संख्या में बंधन बनाता है। उनकी संख्या, विशेष रूप से, अयुग्मित वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या पर निर्भर करती है।

क्वांटम कोशिकाओं एन और एच से हम देख सकते हैं कि नाइट्रोजन परमाणु में 3 है

अयुग्मित इलेक्ट्रॉन, और हाइड्रोजन परमाणु में एक होता है। संतृप्ति का सिद्धांत इंगित करता है कि स्थिर यौगिक NH3 होना चाहिए न कि NH2, NH या NH4। हालाँकि, ऐसे अणु भी होते हैं जिनमें विषम संख्या में इलेक्ट्रॉन होते हैं, उदाहरण के लिए, NO, NO2, Clo2। इन सभी में बढ़ी हुई प्रतिक्रियाशीलता की विशेषता है।

रासायनिक प्रतिक्रियाओं के कुछ चरणों में, वैलेंटली असंतृप्त समूह भी बन सकते हैं, जिन्हें रेडिकल कहा जाता है, उदाहरण के लिए, एच, एनएच 2, ओ, सीएच 3। रेडिकल्स की प्रतिक्रियाशीलता बहुत अधिक होती है और इसलिए उनका जीवनकाल आमतौर पर छोटा होता है।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र

यह ज्ञात है कि वैलेंस-संतृप्त यौगिक अमोनिया NH3 और बोरान ट्राइफ्लोराइड BF3 प्रतिक्रिया के अनुसार एक दूसरे के साथ प्रतिक्रिया करते हैं

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171.4 kJ/mol।

आइए इस प्रतिक्रिया के तंत्र पर विचार करें:

यह देखा जा सकता है कि चार बोरॉन ऑर्बिटल्स में से तीन पर कब्जा हो गया है, और एक खाली है। अमोनिया अणु में, सभी चार नाइट्रोजन ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लिया जाता है, उनमें से तीन नाइट्रोजन और हाइड्रोजन के इलेक्ट्रॉनों के साथ विनिमय तंत्र द्वारा कब्जा कर लिया जाता है, और एक में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी होती है, जिनमें से दोनों इलेक्ट्रॉन नाइट्रोजन से संबंधित होते हैं। ऐसे इलेक्ट्रॉन युग्म को एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म कहा जाता है। H3N · BF3 यौगिक का निर्माण इस तथ्य के कारण होता है कि अमोनिया का अकेला इलेक्ट्रॉन जोड़ा बोरान फ्लोराइड के रिक्त कक्ष पर कब्जा कर लेता है। इस स्थिति में, सिस्टम की संभावित ऊर्जा कम हो जाती है और बराबर मात्रा में ऊर्जा जारी होती है। इस तरह के गठन तंत्र को दाता-स्वीकर्ता कहा जाता है, दाता एक परमाणु होता है जो एक बंधन बनाने के लिए अपनी इलेक्ट्रॉन जोड़ी दान करता है (इस मामले में, एक नाइट्रोजन परमाणु); और वह परमाणु, जो एक रिक्त कक्षक प्रदान करके, एक इलेक्ट्रॉन युग्म स्वीकार करता है, स्वीकर्ता कहलाता है (इस मामले में, एक बोरॉन परमाणु)। दाता-स्वीकर्ता बंधन एक प्रकार का सहसंयोजक बंधन है।

H3N · BF3 यौगिक में, नाइट्रोजन और बोरॉन टेट्रावेलेंट हैं। अतिरिक्त रासायनिक बंधन बनाने के लिए इलेक्ट्रॉनों की एक अकेली जोड़ी का उपयोग करने के परिणामस्वरूप नाइट्रोजन परमाणु अपनी संयोजकता 3 से 4 तक बढ़ा देता है। वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर एक मुक्त कक्षक की उपस्थिति के कारण बोरॉन परमाणु अपनी संयोजकता बढ़ाता है। इस प्रकार, तत्वों की संयोजकता न केवल अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होती है, बल्कि संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों और मुक्त कक्षकों की उपस्थिति से भी निर्धारित होती है।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा रासायनिक बंधन के गठन का एक सरल मामला हाइड्रोजन आयन के साथ अमोनिया की प्रतिक्रिया है:

. इलेक्ट्रॉन युग्म स्वीकर्ता की भूमिका हाइड्रोजन आयन की खाली कक्षा द्वारा निभाई जाती है। अमोनियम आयन NH4+ में, नाइट्रोजन परमाणु टेट्रावेलेंट होता है।

बंधों की दिशात्मकता और परमाणु कक्षकों का संकरण

दो से अधिक परमाणुओं से बने अणु की एक महत्वपूर्ण विशेषता उसका ज्यामितीय विन्यास है। यह रासायनिक बंधों के निर्माण में शामिल परमाणु कक्षाओं की पारस्परिक व्यवस्था से निर्धारित होता है।

इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैपिंग केवल इलेक्ट्रॉन बादलों के एक निश्चित सापेक्ष अभिविन्यास के साथ ही संभव है; इस मामले में, ओवरलैप क्षेत्र परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के संबंध में एक निश्चित दिशा में स्थित होता है।

जब एक आयनिक बंधन बनता है, तो आयन के विद्युत क्षेत्र में गोलाकार समरूपता होती है और इसलिए आयनिक बंधन दिशात्मक और संतृप्त नहीं होता है।

के.सी.एच. = 6 कि.घ. = 6

पानी के अणु में बंधों के बीच का कोण 104.5° होता है। इसके परिमाण को क्वांटम यांत्रिक अवधारणाओं के आधार पर समझाया जा सकता है। ऑक्सीजन परमाणु 2s22p4 का इलेक्ट्रॉनिक आरेख। दो अयुग्मित पी-ऑर्बिटल्स एक दूसरे से 90° के कोण पर स्थित हैं - ऑक्सीजन परमाणु के पी-ऑर्बिटल्स के साथ हाइड्रोजन परमाणुओं के एस-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन बादलों का अधिकतम ओवरलैप तब होगा जब बॉन्ड 90 के कोण पर स्थित हों। °. पानी के अणु में, O-H बंधन ध्रुवीय होता है। हाइड्रोजन परमाणु पर प्रभावी धनात्मक आवेश δ+ है, ऑक्सीजन परमाणु पर - δ- है। इसलिए, बंधनों के बीच के कोण में 104.5° की वृद्धि को हाइड्रोजन परमाणुओं के प्रभावी सकारात्मक आवेशों के साथ-साथ इलेक्ट्रॉन बादलों के प्रतिकर्षण द्वारा समझाया गया है।

सल्फर की इलेक्ट्रोनगेटिविटी ऑक्सीजन की ईओ से काफी कम है। इसलिए, H2S में H-S बंधन की ध्रुवता H2O में H-O बंधन की ध्रुवता से कम है, और H-S बंधन की लंबाई (0.133 एनएम) H-O (0.56 एनएम) से अधिक है और आबंधों के बीच का कोण समकोण पर पहुंचता है। H2S के लिए यह 92o है, और H2Se के लिए - 91o है।

उन्हीं कारणों से, अमोनिया अणु में एक पिरामिडनुमा संरचना होती है और H-N-H वैलेंस बांड के बीच का कोण सीधे (107.3°) से अधिक होता है। NH3 से PH3, AsH3 और SbH3 की ओर जाने पर, बंधों के बीच का कोण क्रमशः 93.3° होता है; 91.8o और 91.3o.

परमाणु कक्षकों का संकरण

एक उत्तेजित बेरिलियम परमाणु का विन्यास 2s12p1 है, एक उत्तेजित बोरान परमाणु का विन्यास 2s12p2 है, और एक उत्तेजित कार्बन परमाणु का विन्यास 2s12p3 है। इसलिए, हम यह मान सकते हैं कि समान नहीं, बल्कि विभिन्न परमाणु कक्षाएँ रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकती हैं। उदाहरण के लिए, BeCl2, BeCl3, CCl4 जैसे यौगिकों में असमान ताकत और दिशा के बंधन होने चाहिए, और पी-ऑर्बिटल्स से σ-बॉन्ड एस-ऑर्बिटल्स से बॉन्ड से अधिक मजबूत होने चाहिए, क्योंकि पी-ऑर्बिटल्स के लिए ओवरलैप के लिए अधिक अनुकूल परिस्थितियाँ हैं। हालाँकि, अनुभव से पता चलता है कि विभिन्न वैलेंस ऑर्बिटल्स (एस, पी, डी) वाले केंद्रीय परमाणुओं वाले अणुओं में, सभी बंधन समतुल्य होते हैं। इसके लिए स्पष्टीकरण स्लेटर और पॉलिंग द्वारा दिया गया था। उन्होंने निष्कर्ष निकाला कि अलग-अलग ऑर्बिटल्स, ऊर्जा में बहुत भिन्न नहीं, एक समान संख्या में हाइब्रिड ऑर्बिटल्स बनाते हैं। हाइब्रिड (मिश्रित) ऑर्बिटल्स विभिन्न परमाणु ऑर्बिटल्स से बनते हैं। संकर कक्षकों की संख्या संकरण में शामिल परमाणु कक्षकों की संख्या के बराबर होती है। हाइब्रिड ऑर्बिटल्स इलेक्ट्रॉन क्लाउड आकार और ऊर्जा में समान हैं। परमाणु कक्षाओं की तुलना में, वे रासायनिक बंधनों के निर्माण की दिशा में अधिक लम्बे होते हैं और इसलिए इलेक्ट्रॉन बादलों का बेहतर ओवरलैप प्रदान करते हैं।

परमाणु कक्षाओं के संकरण के लिए ऊर्जा की आवश्यकता होती है, इसलिए एक पृथक परमाणु में संकर कक्षाएँ अस्थिर होती हैं और शुद्ध एओ में बदल जाती हैं। जब रासायनिक बंधन बनते हैं, तो संकर कक्षाएँ स्थिर हो जाती हैं। हाइब्रिड ऑर्बिटल्स द्वारा बनाए गए मजबूत बंधनों के कारण, सिस्टम से अधिक ऊर्जा निकलती है और इसलिए सिस्टम अधिक स्थिर हो जाता है।

एसपी-संकरण होता है, उदाहरण के लिए, Be, Zn, Co और Hg (II) हैलाइड के निर्माण के दौरान। संयोजकता अवस्था में, सभी धातु हैलाइडों में उचित ऊर्जा स्तर पर s और p-अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। जब एक अणु बनता है, तो एक s और एक p कक्षक 180° के कोण पर दो संकर sp कक्षक बनाते हैं।

प्रायोगिक आंकड़ों से पता चलता है कि Be, Zn, Cd और Hg(II) हैलाइड सभी रैखिक हैं और दोनों बंधन समान लंबाई के हैं।

sp2 संकरण. एक एस-ऑर्बिटल और दो पी-ऑर्बिटल्स के संकरण के परिणामस्वरूप, तीन हाइब्रिड एसपी2 ऑर्बिटल्स बनते हैं, जो एक ही विमान में एक दूसरे से 120° के कोण पर स्थित होते हैं।

sp3 संकरण कार्बन यौगिकों की विशेषता है। एक एस-ऑर्बिटल और तीन पी-ऑर्बिटल्स के संकरण के परिणामस्वरूप, चार हाइब्रिड एसपी 3 ऑर्बिटल्स बनते हैं, जो 109.5 डिग्री के ऑर्बिटल्स के बीच के कोण के साथ टेट्राहेड्रोन के शीर्ष की ओर निर्देशित होते हैं।

संकरण यौगिकों में अन्य परमाणुओं के साथ कार्बन परमाणु के बंधनों की पूर्ण तुल्यता में प्रकट होता है, उदाहरण के लिए, CH4, CCl4, C(CH3)4, आदि में।

संकरण में न केवल एस- और पी-ऑर्बिटल्स शामिल हो सकते हैं, बल्कि डी- और एफ-ऑर्बिटल्स भी शामिल हो सकते हैं।

Sp3d2 संकरण से 6 समान बादल बनते हैं। यह ऐसे यौगिकों में देखा जाता है, जैसे।

संकरण के बारे में विचार अणुओं की ऐसी संरचनात्मक विशेषताओं को समझना संभव बनाते हैं जिन्हें किसी अन्य तरीके से नहीं समझाया जा सकता है।

परमाणु कक्षाओं (एओ) के संकरण से अन्य परमाणुओं के साथ बंधन बनाने की दिशा में इलेक्ट्रॉन बादल का विस्थापन होता है। परिणामस्वरूप, हाइब्रिड ऑर्बिटल्स का ओवरलैप क्षेत्र शुद्ध ऑर्बिटल्स की तुलना में बड़ा हो जाता है और बंधन शक्ति बढ़ जाती है।

आयनों और अणुओं की ध्रुवीकरण क्षमता और ध्रुवीकरण प्रभाव

विद्युत क्षेत्र में, एक आयन या अणु विकृत हो जाता है, अर्थात। उनमें नाभिक और इलेक्ट्रॉनों का सापेक्षिक विस्थापन होता है। आयनों और अणुओं की इस विकृति को ध्रुवीकरण कहा जाता है। चूँकि बाहरी परत के इलेक्ट्रॉन परमाणु में सबसे कम मजबूती से बंधे होते हैं, इसलिए वे सबसे पहले विस्थापन का अनुभव करते हैं।

एक नियम के रूप में, आयनों की ध्रुवीकरण क्षमता, धनायनों की ध्रुवीकरण क्षमता से काफी अधिक है।

इलेक्ट्रॉनिक कोशों की समान संरचना के साथ, सकारात्मक चार्ज बढ़ने पर आयन की ध्रुवीकरण क्षमता कम हो जाती है, उदाहरण के लिए, श्रृंखला में:

इलेक्ट्रॉनिक एनालॉग्स के आयनों के लिए, इलेक्ट्रॉनिक परतों की बढ़ती संख्या के साथ ध्रुवीकरण बढ़ता है, उदाहरण के लिए: या।

अणुओं की ध्रुवीकरण क्षमता उनके घटक परमाणुओं की ध्रुवीकरण क्षमता, ज्यामितीय विन्यास, संख्या और बंधों की बहुलता आदि से निर्धारित होती है। सापेक्ष ध्रुवीकरण के बारे में निष्कर्ष केवल समान रूप से निर्मित अणुओं के लिए संभव है जो एक परमाणु में भिन्न होते हैं। इस मामले में, अणुओं की ध्रुवीकरण क्षमता में अंतर का अंदाजा परमाणुओं की ध्रुवीकरण क्षमता में अंतर से लगाया जा सकता है।

विद्युत क्षेत्र या तो आवेशित इलेक्ट्रोड या आयन द्वारा बनाया जा सकता है। इस प्रकार, आयन स्वयं अन्य आयनों या अणुओं पर ध्रुवीकरण प्रभाव (ध्रुवीकरण) कर सकता है। किसी आयन का ध्रुवीकरण प्रभाव उसके आवेश में वृद्धि और त्रिज्या घटने के साथ बढ़ता है।

आयनों का ध्रुवीकरण प्रभाव, एक नियम के रूप में, धनायनों के ध्रुवीकरण प्रभाव से बहुत कम होता है। इसे धनायनों की तुलना में ऋणायनों के बड़े आकार द्वारा समझाया गया है।

यदि अणु ध्रुवीय हों तो उनका ध्रुवीकरण प्रभाव पड़ता है; अणु का द्विध्रुव आघूर्ण जितना अधिक होगा, ध्रुवीकरण प्रभाव उतना ही अधिक होगा।

श्रृंखला में ध्रुवीकरण क्षमता बढ़ जाती है, क्योंकि त्रिज्या बढ़ती है और आयन द्वारा निर्मित विद्युत क्षेत्र घट जाता है।

हाइड्रोजन बंध

हाइड्रोजन बांड एक विशेष प्रकार का रासायनिक बंधन है। यह ज्ञात है कि अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक अधातुओं, जैसे F, O, N वाले हाइड्रोजन यौगिकों में असामान्य रूप से उच्च क्वथनांक होते हैं। यदि H2Te - H2Se - H2S श्रृंखला में क्वथनांक स्वाभाविक रूप से कम हो जाता है, तो H2S से H2O की ओर बढ़ने पर इस तापमान में तेज वृद्धि होती है। हाइड्रोहेलिक एसिड की श्रृंखला में भी यही तस्वीर देखी गई है। यह H2O अणुओं और HF अणुओं के बीच एक विशिष्ट अंतःक्रिया की उपस्थिति को इंगित करता है। इस तरह की बातचीत से अणुओं को एक-दूसरे से अलग करना मुश्किल हो जाना चाहिए, यानी। उनकी अस्थिरता को कम करें, और परिणामस्वरूप, संबंधित पदार्थों के क्वथनांक को बढ़ाएं। ईओ में बड़े अंतर के कारण, रासायनिक बंधन एच-एफ, एच-ओ, एच-एन अत्यधिक ध्रुवीकृत होते हैं। इसलिए, हाइड्रोजन परमाणु पर सकारात्मक प्रभावी चार्ज (δ+) होता है, और एफ, ओ और एन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व की अधिकता होती है और नकारात्मक चार्ज (डी-) होता है। कूलम्ब आकर्षण के कारण, एक अणु का धनावेशित हाइड्रोजन परमाणु दूसरे अणु के विद्युत ऋणात्मक परमाणु के साथ परस्पर क्रिया करता है। इसके कारण, अणु एक-दूसरे की ओर आकर्षित होते हैं (मोटे बिंदु हाइड्रोजन बांड का संकेत देते हैं)।

हाइड्रोजन बांड एक ऐसा बंधन है जो हाइड्रोजन परमाणु के माध्यम से बनता है जो दो बंधे हुए कणों (अणुओं या आयनों) में से एक का हिस्सा होता है। हाइड्रोजन बांड की ऊर्जा (21-29 kJ/mol या 5-7 kcal/mol) पारंपरिक रासायनिक बंधन की ऊर्जा से लगभग 10 गुना कम है। फिर भी, हाइड्रोजन बंधन जोड़े में डिमेरिक अणुओं (H2O)2, (HF)2 और फॉर्मिक एसिड के अस्तित्व को निर्धारित करता है।

परमाणुओं एचएफ, एचओ, एचएन, एचसीएल, एचएस के संयोजन की श्रृंखला में, हाइड्रोजन बंधन की ऊर्जा कम हो जाती है। बढ़ते तापमान के साथ यह भी घटता है, इसलिए वाष्प अवस्था में पदार्थ केवल थोड़ी सीमा तक ही हाइड्रोजन बंधन प्रदर्शित करते हैं; यह तरल और ठोस अवस्था में पदार्थों की विशेषता है। पानी, बर्फ, तरल अमोनिया, कार्बनिक अम्ल, अल्कोहल और फिनोल जैसे पदार्थ डिमर, ट्रिमर और पॉलिमर में जुड़े होते हैं। तरल अवस्था में, डिमर सबसे अधिक स्थिर होते हैं।

अंतरआण्विक अंतःक्रिया

पहले, परमाणुओं से अणुओं के निर्माण को निर्धारित करने वाले बंधनों पर विचार किया जाता था। हालाँकि, अणुओं के बीच परस्पर क्रिया भी होती है। यह गैसों को संघनित करके तरल और ठोस में परिवर्तित कर देता है। अंतरआण्विक अंतःक्रिया की शक्तियों का पहला सूत्रीकरण 1871 में वान डेर वाल्स द्वारा दिया गया था। इसलिए इन्हें वैन डेर वाल्स बल कहा जाता है। अंतर-आणविक संपर्क बलों को ओरिएंटेशनल, इंडक्टिव और डिस्पर्सिव में विभाजित किया जा सकता है।

ध्रुवीय अणु, द्विध्रुवों के विपरीत सिरों के इलेक्ट्रोस्टैटिक संपर्क के कारण, अंतरिक्ष में उन्मुख होते हैं ताकि कुछ अणुओं के द्विध्रुवों के नकारात्मक छोर सकारात्मक में बदल जाएं

अन्य अणुओं के द्विध्रुवों के सिरे (ओरिएंटेशनल इंटरमॉलिक्युलर इंटरेक्शन)।

ऐसी अंतःक्रिया की ऊर्जा दो द्विध्रुवों के स्थिरवैद्युत आकर्षण द्वारा निर्धारित होती है। द्विध्रुव जितना बड़ा होगा, अंतर-आणविक आकर्षण (H2O, HCl) उतना ही मजबूत होगा।

अणुओं की तापीय गति अणुओं के पारस्परिक अभिविन्यास को रोकती है, इसलिए बढ़ते तापमान के साथ, अभिविन्यास प्रभाव कमजोर हो जाता है। ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थों में प्रेरक अंतःक्रिया भी देखी जाती है, लेकिन यह आमतौर पर ओरिएंटेशनल अंतःक्रिया की तुलना में बहुत कमजोर होती है।

एक ध्रुवीय अणु पड़ोसी अणु की ध्रुवीयता को बढ़ा सकता है। दूसरे शब्दों में, एक अणु के द्विध्रुव के प्रभाव में, दूसरे अणु का द्विध्रुव बढ़ सकता है, और एक गैर-ध्रुवीय अणु ध्रुवीय बन सकता है:

बी

किसी अन्य अणु या आयन द्वारा ध्रुवीकरण के परिणामस्वरूप उत्पन्न द्विध्रुव आघूर्ण को प्रेरित द्विध्रुव आघूर्ण कहा जाता है, और इस घटना को स्वयं प्रेरण कहा जाता है। इस प्रकार, ओरिएंटेशनल इंटरैक्शन को हमेशा अणुओं की आगमनात्मक इंटरैक्शन पर आरोपित किया जाना चाहिए।

गैर-ध्रुवीय अणुओं (उदाहरण के लिए, H2, N2 या उत्कृष्ट गैस परमाणु) के मामले में, कोई ओरिएंटेशनल और इंडक्टिव इंटरेक्शन नहीं होता है। हालाँकि, हाइड्रोजन, नाइट्रोजन और उत्कृष्ट गैसों को जलाने के लिए जाना जाता है। इन तथ्यों को समझाने के लिए, लंदन ने अंतर-आणविक संपर्क की फैलाव शक्तियों की अवधारणा पेश की। ये बल किसी भी परमाणु और अणु के बीच परस्पर क्रिया करते हैं, चाहे उनकी संरचना कुछ भी हो। वे परमाणुओं के एक बड़े समूह में एक साथ घटित होने वाले तात्क्षणिक द्विध्रुवीय क्षणों के कारण होते हैं:

किसी भी समय, द्विध्रुवों की दिशा भिन्न हो सकती है। हालाँकि, उनकी समन्वित घटना कमजोर अंतःक्रिया बल प्रदान करती है, जिससे तरल और ठोस पिंडों का निर्माण होता है। विशेष रूप से, यह कम तापमान पर उत्कृष्ट गैसों के तरल अवस्था में संक्रमण का कारण बनता है।

इस प्रकार, अणुओं के बीच कार्य करने वाली शक्तियों में सबसे छोटा घटक फैलाव अंतःक्रिया है। कम या बिना ध्रुवता (CH4, H2, HI) वाले अणुओं के बीच, अभिनय बल मुख्य रूप से फैलाव वाले होते हैं। अणुओं का आंतरिक द्विध्रुव आघूर्ण जितना अधिक होगा, उनके बीच परस्पर क्रिया की ओरिएंटेशनल ताकतें उतनी ही अधिक होंगी।

एक ही प्रकार के पदार्थों की श्रृंखला में, इन पदार्थों के अणुओं को बनाने वाले परमाणुओं के बढ़ते आकार के साथ फैलाव अंतःक्रिया बढ़ जाती है। उदाहरण के लिए, एचसीएल में, फैलाव बल कुल अंतर-आणविक संपर्क का 81% है; एचबीआर के लिए यह मान 95% है, और HI के लिए - 99.5% है।

आणविक कक्षीय (एमओ) विधि में रासायनिक बंधों का विवरण

रसायनज्ञों द्वारा बीसी पद्धति का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। इस विधि में, एक बड़े और जटिल अणु को अलग-अलग दो-केंद्र और दो-इलेक्ट्रॉन बंधनों से युक्त माना जाता है। यह स्वीकार किया जाता है कि रासायनिक बंधन के लिए जिम्मेदार इलेक्ट्रॉन दो परमाणुओं के बीच स्थानीयकृत (स्थित) होते हैं। बीसी विधि को अधिकांश अणुओं पर सफलतापूर्वक लागू किया जा सकता है। हालाँकि, ऐसे कई अणु हैं जिन पर यह विधि लागू नहीं है या इसके निष्कर्ष प्रयोग के साथ विरोधाभासी हैं।

यह स्थापित किया गया है कि कई मामलों में रासायनिक बंधन के निर्माण में निर्णायक भूमिका इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा नहीं, बल्कि व्यक्तिगत इलेक्ट्रॉनों द्वारा निभाई जाती है। एक इलेक्ट्रॉन का उपयोग करके रासायनिक बंधन की संभावना एक आयन के अस्तित्व से संकेतित होती है। जब यह आयन एक हाइड्रोजन परमाणु और एक हाइड्रोजन आयन से बनता है, तो 255 kJ (61 kcal) ऊर्जा निकलती है। इस प्रकार, आयन में रासायनिक बंधन काफी मजबूत है।

यदि हम बीसी विधि का उपयोग करके ऑक्सीजन अणु में रासायनिक बंधन का वर्णन करने का प्रयास करते हैं, तो हम इस निष्कर्ष पर पहुंचेंगे कि, सबसे पहले, यह दोगुना (σ- और पी-बॉन्ड) होना चाहिए, और दूसरी बात, ऑक्सीजन अणु में सभी इलेक्ट्रॉनों को होना चाहिए युग्मित होना, अर्थात्..ई. O2 अणु प्रतिचुंबकीय होना चाहिए। [प्रतिचुंबकीय पदार्थों में, परमाणुओं में स्थायी चुंबकीय क्षण नहीं होता है और पदार्थ चुंबकीय क्षेत्र से बाहर धकेल दिया जाता है। अनुचुंबकीय पदार्थ वह होता है जिसके परमाणुओं या अणुओं में चुंबकीय क्षण होता है, और इसमें चुंबकीय क्षेत्र में खींचे जाने का गुण होता है]। प्रायोगिक आंकड़ों से पता चलता है कि ऑक्सीजन अणु में बंधन की ऊर्जा वास्तव में दोगुनी है, लेकिन अणु प्रतिचुंबकीय नहीं है, बल्कि अनुचुंबकीय है। इसमें दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन हैं। इस तथ्य को समझाने में बीसी पद्धति शक्तिहीन है।

रासायनिक बंधन की क्वांटम यांत्रिक व्याख्या के लिए सबसे अच्छी विधि वर्तमान में आणविक कक्षीय (एमओ) विधि मानी जाती है। हालाँकि, यह बीसी विधि की तुलना में बहुत अधिक जटिल है और बाद की तरह दृश्यमान नहीं है।

एमओ विधि एक अणु के सभी इलेक्ट्रॉनों को आणविक कक्षाओं में मानती है। एक अणु में, एक इलेक्ट्रॉन एक निश्चित MO पर स्थित होता है, जिसे संबंधित तरंग फ़ंक्शन ψ द्वारा वर्णित किया जाता है।

एमओ के प्रकार. जब एक परमाणु का एक इलेक्ट्रॉन, निकट आने पर, दूसरे परमाणु की क्रिया के क्षेत्र में गिरता है, तो गति की प्रकृति और इसलिए इलेक्ट्रॉन की तरंग क्रिया बदल जाती है। परिणामी अणु में, इलेक्ट्रॉनों की तरंग क्रियाएँ, या कक्षाएँ, अज्ञात हैं। ज्ञात एओ के आधार पर एमओ के प्रकार को निर्धारित करने के कई तरीके हैं। अक्सर, MOs परमाणु ऑर्बिटल्स (LCAO) के रैखिक संयोजन द्वारा प्राप्त किए जाते हैं। पाउली सिद्धांत, हंड का नियम और न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत भी MO विधि के लिए मान्य हैं।

चावल। 2.2 परमाणु कक्षकों से आबंधन और प्रतिरक्षी आण्विक कक्षकों का निर्माण।

अपने सरलतम ग्राफिकल रूप में, एलसीएओ की तरह एमओ, तरंग कार्यों को जोड़कर या घटाकर प्राप्त किया जा सकता है। चित्र 2.2 प्रारंभिक एओ से बाइंडिंग और एंटीबॉन्डिंग एमओ के गठन को दर्शाता है।

एओ एमओ बना सकते हैं यदि संबंधित एओ की ऊर्जा मूल्य में करीब है और एओ में बांड अक्ष के सापेक्ष समान समरूपता है।

हाइड्रोजन 1s के तरंग फलन, या ऑर्बिटल्स, दो रैखिक संयोजन दे सकते हैं - एक जोड़ने पर, दूसरा घटाने पर (चित्र 2.2)।

जब तरंग कार्य जुड़ते हैं, तो ओवरलैप क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व, ψ2 के आनुपातिक, अधिक हो जाता है, परमाणु नाभिक के बीच एक अतिरिक्त नकारात्मक चार्ज पैदा होता है और परमाणु नाभिक इसकी ओर आकर्षित होते हैं। हाइड्रोजन परमाणुओं के तरंग कार्यों को जोड़कर प्राप्त एमओ को बॉन्डिंग एमओ कहा जाता है।

यदि तरंग कार्यों को घटा दिया जाता है, तो परमाणु नाभिक के बीच के क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व शून्य हो जाता है, परमाणुओं के बीच स्थित क्षेत्र से इलेक्ट्रॉन बादल को "बाहर धकेल दिया जाता है"। परिणामी MO परमाणुओं को बंधित नहीं कर सकता है और इसे प्रतिरक्षी बंधन कहा जाता है।

चूंकि हाइड्रोजन के एस-ऑर्बिटल्स केवल σ बंधन बनाते हैं, परिणामी MO को σcв और σр नामित किया जाता है। 1s-परमाणु ऑर्बिटल्स द्वारा गठित MOs को σcв1s और σр1s नामित किया गया है।

बॉन्डिंग MO पर, इलेक्ट्रॉनों की संभावित (और कुल) ऊर्जा AO की तुलना में कम हो जाती है, और एंटीबॉडी MO पर, यह अधिक होती है। निरपेक्ष मान में, प्रतिरक्षी कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा में वृद्धि, बंधन कक्षकों में ऊर्जा में कमी से कुछ हद तक अधिक है। बॉन्डिंग ऑर्बिटल में स्थित एक इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के बीच संबंध सुनिश्चित करता है, अणु को स्थिर करता है, और एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल में स्थित एक इलेक्ट्रॉन अणु को अस्थिर करता है, यानी। परमाणुओं के बीच का बंधन कमजोर हो जाता है। एराज़र. > ईएसवी.

एमओ भी समान समरूपता के 2पी ऑर्बिटल्स से बनते हैं: एक्स अक्ष के साथ स्थित 2पी ऑर्बिटल्स से बॉन्डिंग और एंटीबॉन्डिंग σ ऑर्बिटल्स। उन्हें σcв2р और σр2р नामित किया गया है। बॉन्डिंग और एंटीबॉन्डिंग पी ऑर्बिटल्स 2pz ऑर्बिटल्स से बनते हैं। उन्हें क्रमशः πсв2рz, πp2pz नामित किया गया है। πsv2py और πр2у ऑर्बिटल्स समान रूप से बनते हैं।

एमओ भरना. इलेक्ट्रॉनों के साथ MO का भरना कक्षीय ऊर्जा में वृद्धि के क्रम में होता है। यदि MO में समान ऊर्जा (πst या πp ऑर्बिटल्स) है, तो हंड के नियम के अनुसार भरना होता है ताकि अणु का स्पिन पल सबसे बड़ा हो। प्रत्येक MO, एक परमाणु की तरह, दो इलेक्ट्रॉनों को समायोजित कर सकता है। जैसा कि उल्लेख किया गया है, परमाणुओं या अणुओं के चुंबकीय गुण अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति पर निर्भर करते हैं: यदि किसी अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, तो यह अनुचुंबकीय है, यदि नहीं, तो यह प्रतिचुंबकीय है।

आयन पर विचार करें.

आरेख से यह स्पष्ट है कि एकमात्र इलेक्ट्रॉन σcв - MO के अनुदिश स्थित है। एक स्थिर यौगिक 255 kJ/mol की बंधन ऊर्जा और 0.106 एनएम की बंधन लंबाई के साथ बनता है। आणविक आयन अनुचुम्बकीय होता है। यदि हम मान लें कि बीसी विधि की तरह, बॉन्ड बहुलता, इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है, तो बॉन्ड बहुलता ½ के बराबर है। गठन प्रक्रिया को इस प्रकार लिखा जा सकता है:

इस प्रविष्टि का मतलब है कि 1s AO से बने σc MO में एक इलेक्ट्रॉन है।

साधारण हाइड्रोजन अणु में पहले से ही σcв1s कक्षक में विपरीत स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉन होते हैं:। H2 में बंधन ऊर्जा H2 से अधिक है - 435 kJ/mol, और बंधन की लंबाई (0.074 एनएम) कम है। H2 अणु में एक एकल बंधन होता है और अणु प्रतिचुंबकीय होता है।

चावल। 2.3. दो हाइड्रोजन परमाणुओं की प्रणाली में एओ और एमओ का ऊर्जा आरेख।

आणविक आयन (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) के σdischarge 1s कक्षक में पहले से ही एक इलेक्ट्रॉन है। बांड ऊर्जा 238 kJ/mol (H2 की तुलना में कम) है, और बांड की लंबाई (0.108 एनएम) बढ़ गई है। बॉन्ड बहुलता ½ है (बॉन्ड बहुलता बॉन्डिंग और एंटीबॉडी ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के आधे अंतर के बराबर है)।

ली2	(हो)2	बी2	एन 2	O2	(ने)2	सीओ	नहीं
σp2px	–	–	–	–	–	¯	–	–
πp2py, πp2pz	– –	– –	– –	– –	,	¯,¯	– –	,–
σcв2px	–	–	–	¯	¯	¯	¯	¯
πсв2py, πсв2pz	– –	– –	,	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯
σр2s	–	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
σcв2s	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
संचार बहुलता	1	0	1	3	2	0	3	2 ½
बांड ऊर्जा, केजे/मोल	105	–	288	941	566	–	1070	677

एक काल्पनिक He2 अणु में σcв1s कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन और σр1s कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन होंगे। चूंकि एंटीबॉडी ऑर्बिटल में एक इलेक्ट्रॉन बॉन्डिंग ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉन के बॉन्डिंग प्रभाव को नष्ट कर देता है, इसलिए He2 अणु मौजूद नहीं हो सकता है। बीसी पद्धति उसी निष्कर्ष पर ले जाती है।

अवधि II तत्वों द्वारा अणुओं के निर्माण के दौरान MOs को इलेक्ट्रॉनों से भरने का क्रम नीचे दिखाया गया है। आरेख के अनुसार, B2 और O2 अणु अनुचुंबकीय हैं, और Be2 अणु मौजूद नहीं हो सकते।

आवर्त II के तत्वों के परमाणुओं से अणुओं का निर्माण इस प्रकार लिखा जा सकता है (K - आंतरिक इलेक्ट्रॉनिक परतें):

अणुओं और MMOs के भौतिक गुण

बंधन और प्रतिरक्षी एमओ के अस्तित्व की पुष्टि अणुओं के भौतिक गुणों से होती है। एमओ विधि हमें यह अनुमान लगाने की अनुमति देती है कि यदि परमाणुओं से अणु के निर्माण के दौरान, अणु में इलेक्ट्रॉन बंधन कक्षाओं में गिर जाते हैं, तो अणुओं की आयनीकरण क्षमता परमाणुओं की आयनीकरण क्षमता से अधिक होनी चाहिए, और यदि इलेक्ट्रॉन एंटीबॉडी ऑर्बिटल्स में गिरें, फिर इसके विपरीत।

इस प्रकार, हाइड्रोजन और नाइट्रोजन अणुओं (बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स) की आयनीकरण क्षमता - क्रमशः 1485 और 1500 kJ/mol - हाइड्रोजन और नाइट्रोजन परमाणुओं की आयनीकरण क्षमता - 1310 और 1390 kJ/mol, और ऑक्सीजन की आयनीकरण क्षमता से अधिक है। फ्लोरीन अणु (एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल्स) - 1170 और 1523 kJ/mol संबंधित परमाणुओं - 1310 और 1670 kJ/mol से कम हैं। जब अणुओं को आयनित किया जाता है, तो यदि एक इलेक्ट्रॉन को बॉन्डिंग ऑर्बिटल (H2 और N2) से हटा दिया जाता है, तो बॉन्ड की ताकत कम हो जाती है, और यदि एक इलेक्ट्रॉन को एंटीबॉडी ऑर्बिटल (O2 और F2) से हटा दिया जाता है, तो बॉन्ड की ताकत कम हो जाती है।

विभिन्न परमाणुओं वाले द्विपरमाणुक अणु

विभिन्न परमाणुओं (एनओ, सीओ) वाले अणुओं के लिए एमओ का निर्माण इसी तरह किया जाता है यदि प्रारंभिक परमाणु आयनीकरण संभावित मूल्यों में बहुत अधिक भिन्न नहीं होते हैं। उदाहरण के लिए, CO अणु के लिए, हमारे पास है:

ऑक्सीजन परमाणु की AO ऊर्जा संबंधित कार्बन ऑर्बिटल्स (1080 kJ/mol) की ऊर्जा से कम है; वे नाभिक के करीब स्थित हैं। बाहरी परतों पर शुरुआती परमाणुओं में मौजूद 10 इलेक्ट्रॉन बॉन्डिंग sсв2s- और एंटीबॉन्डिंग sp2s-ऑर्बिटल्स और बॉन्डिंग - और pсв2ры,z-ऑर्बिटल्स को भरते हैं। CO अणु N2 अणु के साथ आइसोइलेक्ट्रॉनिक हो जाता है। CO अणु (1105 kJ/mol) में परमाणुओं की बंधन ऊर्जा नाइट्रोजन अणु (940 kJ/mol) से भी अधिक है। C-O बांड की लंबाई 0.113 एनएम है।

कोई अणु नहीं

प्रतिरक्षी कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन होता है। परिणामस्वरूप, NO (680 kJ/mol) की बंधन ऊर्जा N2 या CO की तुलना में कम है। NO अणु से एक इलेक्ट्रॉन को हटाने से (NO+ बनाने के लिए आयनीकरण) परमाणुओं की बंधन ऊर्जा 1050-1080 kJ/mol तक बढ़ जाती है।

आइए हम हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु एचएफ में एमओ के गठन पर विचार करें। चूँकि फ्लोरीन की आयनीकरण क्षमता (17.4 eV या 1670 kJ/mol) हाइड्रोजन (13.6 eV या 1310 kJ/mol) से अधिक है, इसलिए फ्लोरीन के 2p ऑर्बिटल्स में हाइड्रोजन के 1s ऑर्बिटल की तुलना में कम ऊर्जा होती है। ऊर्जा में बड़े अंतर के कारण, हाइड्रोजन परमाणु का 1s कक्षक और फ्लोरीन परमाणु का 2s कक्षक परस्पर क्रिया नहीं करते हैं। इस प्रकार, HF में MO की ऊर्जा को बदले बिना फ्लोरीन का 2s कक्षक बन जाता है। ऐसे ऑर्बिटल्स को नॉन-बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स कहा जाता है। बॉन्ड अक्ष के सापेक्ष समरूपता में अंतर के कारण फ्लोरीन के 2py और 2rz ऑर्बिटल्स भी हाइड्रोजन के 1s ऑर्बिटल के साथ बातचीत नहीं कर सकते हैं। वे गैर-बाध्यकारी एमओ भी बन जाते हैं। बॉन्डिंग और एंटीबॉन्डिंग MOs हाइड्रोजन के 1s ऑर्बिटल और फ्लोरीन के 2px ऑर्बिटल से बनते हैं। हाइड्रोजन और फ्लोरीन परमाणु 560 kJ/mol की ऊर्जा के साथ दो-इलेक्ट्रॉन बंधन द्वारा जुड़े हुए हैं।

ग्रन्थसूची

ग्लिंका एन.एल. सामान्य रसायन शास्त्र। - एम.: रसायन विज्ञान, 1978. - पी. 111-153.

शिमानोविच आई.ई., पावलोविच एम.एल., टीकावी वी.एफ., मलाशको पी.एम. सूत्रों, परिभाषाओं, आरेखों में सामान्य रसायन विज्ञान। - एमएन.: यूनिवर्सिटेत्सकाया, 1996. - पी. 51-77.

वोरोब्योव वी.के., एलिसेव एस.यू., व्रुब्लेव्स्की ए.वी. रसायन विज्ञान में व्यावहारिक और स्वतंत्र कार्य। - एमएन.: यूई "डोनारिट", 2005. - पी. 21-30।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी एक सशर्त मूल्य है जो इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने के लिए एक रासायनिक यौगिक में एक परमाणु की क्षमता को दर्शाता है।