धातु कनेक्शन है। रासायनिक बंधों के प्रकार: आयनिक, सहसंयोजक, धात्विक। धातु बंधन तंत्र

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

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

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

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

ई (एक्सवाई)< E(X) + E(Y)

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

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

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

परमाणुओं के लिए एक उत्कृष्ट गैस के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को प्राप्त करना संभव है यदि शुरू में एकल परमाणु अपने कुछ वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को अन्य परमाणुओं के साथ साझा करते हैं। इस मामले में, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं।

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

सहसंयोजक बंधन

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

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थों के उदाहरण:

Cl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 आदि।

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

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

एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र भी है।

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

उदाहरण के लिए, दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, चौथा एनएच सहसंयोजक बंधन अमोनियम केशन एनएच 4 + में बनता है:

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

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

नमस्ते< HBr < HCl < HF

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

आयोनिक बंध

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

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

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

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

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

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

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

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

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

धातु कनेक्शन

इस प्रकार का बंधन धातुओं में बनता है।

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

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

M 0 - ne - \u003d M n +, जहाँ M 0 एक तटस्थ धातु परमाणु है, और M n + उसी धातु का धनायन। नीचे दिया गया आंकड़ा चल रही प्रक्रियाओं का एक उदाहरण दिखाता है।

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

हाइड्रोजन बंध

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

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

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

धातु कनेक्शन। धातु बंधन के गुण।

एक धातु बंधन अपेक्षाकृत मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण एक रासायनिक बंधन है। यह शुद्ध धातुओं और उनके मिश्र धातुओं और इंटरमेटेलिक यौगिकों दोनों के लिए विशेषता है।

धातु बंधन तंत्र

सभी नोड्स पर क्रिस्टल लैटिसधनात्मक धातु आयन स्थित होते हैं। उनके बीच बेतरतीब ढंग से, गैस के अणुओं की तरह, वैलेंस इलेक्ट्रॉन चलते हैं, आयनों के निर्माण के दौरान परमाणुओं से अप्रभावित रहते हैं। ये इलेक्ट्रॉन सकारात्मक आयनों को एक साथ रखते हुए सीमेंट की भूमिका निभाते हैं; अन्यथा, आयनों के बीच प्रतिकारक बलों की कार्रवाई के तहत जाली विघटित हो जाएगी। इसी समय, इलेक्ट्रॉन भी क्रिस्टल जाली के भीतर आयनों द्वारा धारण किए जाते हैं और इसे छोड़ नहीं सकते। संचार बल स्थानीयकृत और निर्देशित नहीं हैं। इस कारण से, ज्यादातर मामलों में उच्च समन्वय संख्याएं (जैसे 12 या 8) दिखाई देती हैं। जब दो धातु परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो उनके बाहरी कोश के कक्षक अतिव्यापन करके आण्विक कक्षक बनाते हैं। यदि कोई तीसरा परमाणु ऊपर आता है, तो उसका कक्षक पहले दो परमाणुओं के कक्षकों के साथ अतिव्यापन करता है, जिससे एक और आण्विक कक्षक प्राप्त होता है। जब कई परमाणु होते हैं, तो बड़ी संख्या में त्रि-आयामी आणविक कक्षाएँ उत्पन्न होती हैं, जो सभी दिशाओं में फैलती हैं। ऑर्बिटल्स के कई ओवरलैपिंग के कारण, प्रत्येक परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉन कई परमाणुओं से प्रभावित होते हैं।

विशेषता क्रिस्टल जाली

अधिकांश धातुएं निम्नलिखित अत्यधिक सममित क्लोज-पैक जाली में से एक बनाती हैं: शरीर-केंद्रित क्यूबिक, फेस-केंद्रित क्यूबिक, और हेक्सागोनल।

क्यूबिक बॉडी-केंद्रित जाली (बीसीसी) में, परमाणु क्यूब के शीर्ष पर स्थित होते हैं और एक परमाणु क्यूब के आयतन के केंद्र में स्थित होता है। धातुओं में एक घन शरीर-केंद्रित जाली होती है: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba, आदि।

एक फलक-केंद्रित घन जालक (fcc) में, परमाणु घन के शीर्षों पर और प्रत्येक फलक के केंद्र में स्थित होते हैं। इस प्रकार की धातुओं में एक जाली होती है: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, -Fe, Cu, α-Co, आदि।

एक हेक्सागोनल जाली में, परमाणु शीर्ष पर स्थित होते हैं और प्रिज्म के हेक्सागोनल बेस के केंद्र में होते हैं, और तीन परमाणु प्रिज्म के मध्य तल में स्थित होते हैं। धातुओं में परमाणुओं की ऐसी पैकिंग होती है: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca, आदि।

अन्य गुण

स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉन उच्च विद्युत और तापीय चालकता का कारण बनते हैं। धात्विक बंधन वाले पदार्थ अक्सर ताकत को लचीलापन के साथ जोड़ते हैं, क्योंकि जब परमाणु एक दूसरे के सापेक्ष विस्थापित होते हैं, तो बंधन नहीं टूटते हैं। एक अन्य महत्वपूर्ण संपत्ति धात्विक सुगंध है।

धातुएं गर्मी और बिजली का संचालन अच्छी तरह से करती हैं, वे काफी मजबूत होती हैं, उन्हें बिना तोड़े विकृत किया जा सकता है। कुछ धातुएँ निंदनीय होती हैं (उन्हें जाली बनाया जा सकता है), कुछ निंदनीय हैं (उन्हें तार में खींचा जा सकता है)। इन अद्वितीय गुणों को एक विशेष प्रकार के रासायनिक बंधन द्वारा समझाया गया है जो धातु के परमाणुओं को एक दूसरे से जोड़ता है - एक धातु बंधन।

ठोस अवस्था में धातुएँ सकारात्मक आयनों के क्रिस्टल के रूप में मौजूद होती हैं, जैसे कि इलेक्ट्रॉनों के समुद्र में "तैरते हुए" स्वतंत्र रूप से उनके बीच घूम रहे हों।

धातु बंधन धातुओं के गुणों, विशेष रूप से उनकी ताकत की व्याख्या करता है। एक विकृत बल की क्रिया के तहत, धातु की जाली आयनिक क्रिस्टल के विपरीत, बिना दरार के अपना आकार बदल सकती है।

धातुओं की उच्च तापीय चालकता को इस तथ्य से समझाया जाता है कि यदि आप धातु के एक टुकड़े को एक तरफ गर्म करते हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की गतिज ऊर्जा बढ़ जाएगी। ऊर्जा में यह वृद्धि पूरे नमूने में "इलेक्ट्रॉनिक समुद्र" में बड़ी गति से फैल जाएगी।

धातुओं की विद्युत चालकता भी स्पष्ट हो जाती है। यदि धातु के नमूने के सिरों पर एक संभावित अंतर लागू किया जाता है, तो डेलोकाइज्ड इलेक्ट्रॉनों का बादल सकारात्मक क्षमता की दिशा में स्थानांतरित हो जाएगा: इलेक्ट्रॉनों का यह प्रवाह एक ही दिशा में आगे बढ़ रहा है, यह परिचित विद्युत प्रवाह है।

धातु कनेक्शन। धातु बंधन के गुण। - अवधारणा और प्रकार। "धातु बंधन। धातु बंधन गुण" श्रेणी का वर्गीकरण और विशेषताएं। 2017, 2018।

सभी धातुओं में निम्नलिखित विशेषताएं होती हैं:

बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या (कुछ अपवादों को छोड़कर, जिनमें 6.7 और 8 हो सकते हैं);

बड़ा परमाणु का आधा घेरा;

कम आयनीकरण ऊर्जा।

यह सब बाहरी अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को नाभिक से आसानी से अलग करने में योगदान देता है। इस मामले में, परमाणु में बहुत सारे मुक्त कक्षक होते हैं। एक धातु बंधन के गठन की योजना केवल एक दूसरे के साथ विभिन्न परमाणुओं की कई कक्षीय कोशिकाओं के ओवरलैप को दिखाएगी, जिसके परिणामस्वरूप, एक सामान्य इंट्राक्रिस्टलाइन स्थान बनता है। प्रत्येक परमाणु से इसमें इलेक्ट्रान भरते हैं, जो जाली के विभिन्न भागों में स्वतंत्र रूप से विचरण करने लगते हैं। समय-समय पर, उनमें से प्रत्येक एक क्रिस्टल साइट पर एक आयन से जुड़ जाता है और इसे एक परमाणु में बदल देता है, फिर एक आयन का निर्माण करते हुए फिर से अलग हो जाता है।

इस तरह, एक धातु बंधन एक सामान्य धातु क्रिस्टल में परमाणुओं, आयनों और मुक्त इलेक्ट्रॉनों के बीच एक बंधन है। एक संरचना के भीतर स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉन बादल को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है। वे सबसे ज्यादा समझाते हैं भौतिक गुणधातु और उनके मिश्र।

एक धात्विक रासायनिक बंधन वास्तव में खुद को कैसे महसूस करता है? विभिन्न उदाहरण दिए जा सकते हैं। आइए लिथियम के एक टुकड़े पर विचार करने का प्रयास करें। अगर आप इसे मटर के आकार का भी लें तो हजारों परमाणु होंगे। आइए कल्पना करें कि इन हजारों परमाणुओं में से प्रत्येक अपने एकल वैलेंस इलेक्ट्रॉन को सामान्य क्रिस्टलीय स्थान को दान करता है। साथ ही, जानना इलेक्ट्रॉनिक भवनदिए गए तत्व, आप खाली ऑर्बिटल्स की संख्या देख सकते हैं। लिथियम में उनमें से 3 होंगे (दूसरे ऊर्जा स्तर के पी-ऑर्बिटल्स)। हजारों में से प्रत्येक परमाणु के लिए तीन - यह क्रिस्टल के अंदर का सामान्य स्थान है, जिसमें "इलेक्ट्रॉन गैस" स्वतंत्र रूप से चलती है।

धात्विक बंधन वाला पदार्थ हमेशा मजबूत होता है। आखिरकार, इलेक्ट्रॉन गैस क्रिस्टल को ढहने नहीं देती है, लेकिन केवल परतों को स्थानांतरित करती है और तुरंत बहाल हो जाती है। यह चमकता है, एक निश्चित घनत्व (सबसे अधिक बार उच्च), फ्यूसिबिलिटी, लचीलापन और प्लास्टिसिटी होता है।

धात्विक बंधन को और कहाँ महसूस किया जाता है? पदार्थ उदाहरण:

सरल संरचनाओं के रूप में धातु;

एक दूसरे के साथ सभी धातु मिश्र धातु;

सभी धातुएँ और उनकी मिश्रधातुएँ द्रव और ठोस अवस्था में।

विशिष्ट उदाहरणों की एक अविश्वसनीय संख्या है, क्योंकि आवधिक प्रणाली में 80 से अधिक धातुएं हैं!

में शिक्षा का तंत्र सामान्य दृष्टि सेनिम्नलिखित संकेतन द्वारा व्यक्त किया गया है: Me 0 - e - ↔ Me n+। आरेख से स्पष्ट है कि धातु के क्रिस्टल में कौन से कण मौजूद हैं।

कोई भी धातु सकारात्मक रूप से आवेशित आयन में बदलकर इलेक्ट्रॉनों को दान करने में सक्षम है।

लोहे के उदाहरण पर: Fe 0 -2e - = Fe 2+

पृथक्कृत ऋणावेशित कण - इलेक्ट्रॉन कहाँ होते हैं? माइनस हमेशा प्लस की ओर आकर्षित होता है। क्रिस्टल जाली में इलेक्ट्रॉन दूसरे (सकारात्मक रूप से आवेशित) लौह आयन की ओर आकर्षित होते हैं: फ़े 2+ + 2ई - \u003d फ़े 0

आयन एक उदासीन परमाणु बन जाता है। और यह प्रक्रिया कई बार दोहराई जाती है।

यह पता चला है कि लोहे के मुक्त इलेक्ट्रॉन क्रिस्टल के पूरे आयतन में निरंतर गति में रहते हैं, टूट जाते हैं और जाली वाले स्थानों पर आयनों में शामिल हो जाते हैं। इस घटना का दूसरा नाम है डेलोकलाइज़्ड इलेक्ट्रॉन क्लाउड. "डेलोकलाइज़्ड" शब्द का अर्थ है - मुक्त, बंधा नहीं।

एक धातु बंधन अपेक्षाकृत मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण एक रासायनिक बंधन है। यह शुद्ध धातुओं और उनके मिश्र धातुओं और इंटरमेटेलिक यौगिकों दोनों के लिए विशिष्ट है।

धातु बंधन तंत्र

क्रिस्टल जालक के सभी नोड्स में धनात्मक धातु आयन होते हैं। उनके बीच बेतरतीब ढंग से, गैस के अणुओं की तरह, वैलेंस इलेक्ट्रॉन चलते हैं, आयनों के निर्माण के दौरान परमाणुओं से अप्रभावित रहते हैं। ये इलेक्ट्रॉन सकारात्मक आयनों को एक साथ रखते हुए सीमेंट की भूमिका निभाते हैं; अन्यथा, आयनों के बीच प्रतिकारक बलों की कार्रवाई के तहत जाली विघटित हो जाएगी। इसी समय, इलेक्ट्रॉन भी क्रिस्टल जाली के भीतर आयनों द्वारा धारण किए जाते हैं और इसे छोड़ नहीं सकते। संचार बल स्थानीयकृत और निर्देशित नहीं हैं।

इसलिए, ज्यादातर मामलों में, उच्च समन्वय संख्याएं दिखाई देती हैं (उदाहरण के लिए, 12 या 8)। जब दो धातु परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो उनके बाहरी कोश के कक्षक अतिव्यापन करके आण्विक कक्षक बनाते हैं। यदि एक तीसरा परमाणु ऊपर आता है, तो इसका कक्षक पहले दो परमाणुओं के साथ अतिव्यापन करता है, जिसके परिणामस्वरूप एक अन्य आणविक कक्षक बनता है। जब कई परमाणु होते हैं, तो बड़ी संख्या में त्रि-आयामी आणविक कक्षाएँ होती हैं, जो सभी दिशाओं में फैली होती हैं। ऑर्बिटल्स के कई ओवरलैपिंग के कारण, प्रत्येक परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉन कई परमाणुओं से प्रभावित होते हैं।

विशेषता क्रिस्टल जाली

अधिकांश धातुएं निम्नलिखित अत्यधिक सममित, बंद-पैक जाली में से एक बनाती हैं: शरीर-केंद्रित घन, चेहरा-केंद्रित घन, और हेक्सागोनल।

एक शरीर-केंद्रित घन जाली (बीसीसी) में, परमाणु घन के शीर्षों पर स्थित होते हैं और एक परमाणु घन के आयतन के केंद्र में स्थित होता है। धातुओं में एक घन शरीर-केंद्रित जाली होती है: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba, आदि।

अन्य गुण

धातुओं की विद्युत चालकता भी स्पष्ट हो जाती है। यदि धातु के नमूने के सिरों पर एक संभावित अंतर लागू किया जाता है, तो डेलोकाइज्ड इलेक्ट्रॉनों का बादल सकारात्मक क्षमता की दिशा में स्थानांतरित हो जाएगा: इलेक्ट्रॉनों की यह धारा एक ही दिशा में चलती है, यह परिचित विद्युत प्रवाह है।

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प्रत्येक परमाणु में एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉन होते हैं।

में प्रवेश रसायनिक प्रतिक्रिया, परमाणु सबसे स्थिर इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन तक पहुंचते हुए इलेक्ट्रॉनों का दान, अधिग्रहण या सामाजिककरण करते हैं। सबसे कम ऊर्जा वाला विन्यास सबसे स्थिर होता है (जैसा कि महान गैस परमाणुओं में)। इस पैटर्न को "ऑक्टेट रूल" कहा जाता है (चित्र 1)।

चावल। एक।

यह नियम सभी पर लागू होता है कनेक्शन प्रकार. परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनिक बंधन उन्हें सबसे सरल क्रिस्टल से 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। हालांकि, कई रासायनिक प्रतिक्रियाएं तंत्र के अनुसार आगे बढ़ती हैं इलेक्ट्रॉनिक हस्तांतरणजो शरीर में ऊर्जा प्रक्रियाओं में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं।

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

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

कनेक्शन का पहला प्रकार हैईओण का संबंध

लुईस और कोसेल के इलेक्ट्रॉनिक थ्योरी ऑफ वैलेंसी के अनुसार, परमाणु दो तरह से एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन प्राप्त कर सकते हैं: पहला, इलेक्ट्रॉनों को खोकर, बनना फैटायनों, दूसरे, उन्हें प्राप्त करना, में बदलना आयनों. आवेशों वाले आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल के कारण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण के परिणामस्वरूप विपरीत चिन्हएक रासायनिक बंधन बनता है, जिसे कोसल कहा जाता है " इलेक्ट्रोवेलेंट(अब कहा जाता है ईओण का).

इस मामले में, आयन और धनायन एक भरे हुए बाहरी के साथ एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बनाते हैं इलेक्ट्रॉन कवच. ठेठ आयोनिक बांडधनायन T और II समूहों से बनते हैं आवधिक प्रणालीऔर समूह VI और VII (16 और 17 उपसमूह - क्रमशः, के गैर-धातु तत्वों के आयन, काल्कोजनतथा हैलोजन) आयनिक यौगिकों में बंधन असंतृप्त और गैर-दिशात्मक होते हैं, इसलिए वे अन्य आयनों के साथ इलेक्ट्रोस्टैटिक बातचीत की संभावना को बरकरार रखते हैं। अंजीर पर। 2 और 3 कोसल इलेक्ट्रॉन हस्तांतरण मॉडल के अनुरूप आयनिक बंधों के उदाहरण दिखाते हैं।

चावल। 2.

चावल। 3.सोडियम क्लोराइड (NaCl) अणु में आयनिक बंधन

यहाँ कुछ गुणों को याद करना उचित है जो प्रकृति में पदार्थों के व्यवहार की व्याख्या करते हैं, विशेष रूप से, की अवधारणा पर विचार करने के लिए अम्लतथा मैदान.

इन सभी पदार्थों के जलीय विलयन इलेक्ट्रोलाइट्स होते हैं। वे अलग-अलग तरीकों से रंग बदलते हैं। संकेतक. संकेतकों की कार्रवाई के तंत्र की खोज एफ.वी. ओस्टवाल्ड। उन्होंने दिखाया कि संकेतक कमजोर एसिड या क्षार होते हैं, जिनका रंग असंबद्ध और अलग राज्यों में अलग होता है।

क्षार अम्ल को निष्क्रिय कर सकते हैं। सभी क्षार जल में घुलनशील नहीं होते हैं (उदाहरण के लिए, कुछ कार्बनिक यौगिक, जिसमें OH समूह नहीं हैं, विशेष रूप से, ट्राइथाइलामाइन एन (सी 2 एच 5) 3); घुलनशील क्षारक कहलाते हैं क्षार.

अम्लों के जलीय विलयन अभिलक्षणिक अभिक्रियाओं में प्रवेश करते हैं:

क) धातु के 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 एच 2 हे.

अम्ल और क्षार के गुणों का वर्णन कई सिद्धांतों द्वारा किया गया है। एसए के सिद्धांत के अनुसार। अरहेनियस, एक एसिड एक पदार्थ है जो आयन बनाने के लिए अलग हो जाता है एच+ , जबकि आधार आयन बनाता है वह-। यह सिद्धांत अस्तित्व को ध्यान में नहीं रखता है जैविक आधारहाइड्रॉक्सिल समूहों के बिना।

लाइन के साथ में प्रोटोनब्रोंस्टेड और लोरी का सिद्धांत, एक एसिड एक 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 विलयनों में हाइड्रोजन आयन हाइड्रेटेड रूप में मौजूद होते हैं, अर्थात हाइड्रोनियम आयनों के रूप में एच3ओ+। यह सिद्धांत न केवल पानी और हाइड्रॉक्साइड आयनों के साथ प्रतिक्रियाओं का वर्णन करता है, बल्कि एक विलायक की अनुपस्थिति में या एक गैर-जलीय विलायक के साथ भी किया जाता है।

उदाहरण के लिए, अमोनिया के बीच प्रतिक्रिया में राष्ट्रीय राजमार्गगैस चरण में 3 (कमजोर आधार) और 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 संयुग्मित जोड़े होते हैं:

1)राष्ट्रीय राजमार्ग 4+ और राष्ट्रीय राजमार्ग 3

2) एचसीएलतथा क्लोरीन ‑

यहाँ, प्रत्येक संयुग्मित युग्म में अम्ल और क्षार एक प्रोटॉन से भिन्न होते हैं। प्रत्येक अम्ल का एक संयुग्मी आधार होता है। मजबूत अम्लएक कमजोर संयुग्म आधार से मेल खाती है, और कमजोर अम्लएक मजबूत संयुग्म आधार है।

ब्रोंस्टेड-लोरी सिद्धांत जीवमंडल के जीवन के लिए पानी की अनूठी भूमिका की व्याख्या करना संभव बनाता है। पानी, इसके साथ बातचीत करने वाले पदार्थ के आधार पर, एसिड या बेस के गुणों को प्रदर्शित कर सकता है। उदाहरण के लिए, के साथ प्रतिक्रियाओं में जलीय समाधान सिरका अम्लपानी एक क्षार है, और अमोनिया के जलीय घोल के साथ यह एक अम्ल है।

1) सीएच 3 कूह + एच 2 ओ ↔ एच 3 ओ + + सीएच 3 सू-। यहां एसिटिक एसिड अणु पानी के अणु को एक प्रोटॉन दान करता है;

2) NH3 + एच 2 ओ ↔ एनएच4 + + वह-। यहाँ अमोनिया अणु पानी के अणु से एक प्रोटॉन ग्रहण करता है।

इस प्रकार, पानी दो संयुग्मित जोड़े बना सकता है:

1) एच 2 ओ(एसिड) और वह- (सन्युग्म ताल)

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

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

ऐसी संपत्ति को कहा जाता है उभयचरता. वे पदार्थ जो अम्ल और क्षार दोनों के रूप में प्रतिक्रिया कर सकते हैं, कहलाते हैं उभयधर्मी. ऐसे पदार्थ अक्सर 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 विशेषता संपत्ति एक नाभिक के लिए बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों के एक समूह का पूर्ण विस्थापन है। इसका मतलब है कि आयनों के बीच एक क्षेत्र है जहां इलेक्ट्रॉन घनत्व लगभग शून्य है।

दूसरे प्रकार का कनेक्शन हैसहसंयोजक संबंध

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 की जाती है। प्रत्येक सेपरमाणु। इस मामले में, सामाजिक बंधन इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के बीच समान रूप से वितरित किया जाता है। सहसंयोजक बंधन का एक उदाहरण है होमोन्यूक्लियरदो परमाणुओंवाला एच अणु 2 , एन 2 , एफ 2. एलोट्रोप्स में एक ही प्रकार का बंधन होता है। हे 2 और ओजोन हे 3 और एक बहुपरमाणुक अणु के लिए एस 8 और भी हेटेरोन्यूक्लियर अणुहाईड्रोजन क्लोराईड एचसीएलई, कार्बन डाइआक्साइड सीओ 2, मीथेन चौधरी 4, इथेनॉल से 2 एच 5 वह, सल्फर हेक्साफ्लोराइड एस एफ 6, एसिटिलीन से 2 एच 2. इन सभी अणुओं में समान सामान्य इलेक्ट्रॉन होते 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 डबल और ट्रिपल बॉन्ड में परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्या कम हो जाती है।

चावल। चार। Cl2 अणु में सहसंयोजक बंधन।

आयनिक और सहसंयोजक प्रकारबांड कई मौजूदा प्रकार के रासायनिक बांडों के दो सीमित मामले हैं, और व्यवहार में अधिकांश बांड मध्यवर्ती हैं।

एक या . के विपरीत छोर पर स्थित दो तत्वों का कनेक्शन अलग अवधिमेंडेलीव के सिस्टम, मुख्य रूप से आयनिक बंधन बनाते हैं। जैसे-जैसे तत्व एक-दूसरे के निकट आवर्त में पहुंचते हैं, उनके यौगिकों की आयनिक प्रकृति घटती जाती है, जबकि सहसंयोजक गुण बढ़ता है। उदाहरण के लिए, आवर्त सारणी के बाईं ओर के तत्वों के हैलाइड और ऑक्साइड मुख्य रूप से आयनिक बंध 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 C6H5OHग्लूकोज सी 6 एच 12 ओ 6, इथेनॉल सी 2 एच 5 ओएच).

सहसंयोजक बंधन, बदले में, एक और संशोधन है।

बहुपरमाणुक आयनों और जटिल जैविक अणुओं में, दोनों इलेक्ट्रॉन केवल से ही आ सकते हैं एकपरमाणु। यह कहा जाता है दाताइलेक्ट्रॉन जोड़ी। एक परमाणु जो दाता के साथ इलेक्ट्रॉनों की इस जोड़ी का सामाजिककरण करता है, कहलाता है हुंडी सकारनेवालाइलेक्ट्रॉन जोड़ी। 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 के रसायन विज्ञान को बड़े पैमाने पर समन्वय बंधनों द्वारा वर्णित किया जाता है।

चित्र। 5.

एक नियम के रूप में, एक जटिल यौगिक में, एक धातु परमाणु एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी 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 - 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 सिद्धांत जटिल आयनों के निर्माण की प्रकृति और न्यूक्लियोफिलिक प्रतिस्थापन प्रतिक्रियाओं में पदार्थों की भागीदारी की व्याख्या करता है, अर्थात सीएस के निर्माण में।

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

अर्थात्, लुईस सिद्धांत एसिड-बेस 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। निम्नलिखित प्रतिक्रियाएं उदाहरण हैं:

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

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

तीसरे प्रकार का कनेक्शन -द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय संबंध

सूचीबद्ध प्रकार के संचार के अलावा, द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय भी हैं आणविकइंटरैक्शन, जिसे के रूप में भी जाना जाता है वान डर वाल्स .

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

परस्पर क्रिया तीन प्रकार की होती है: स्थायी द्विध्रुव - स्थायी द्विध्रुव ( द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीयआकर्षण); स्थायी द्विध्रुव-प्रेरित द्विध्रुव ( प्रवेशआकर्षण); तात्क्षणिक द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव ( फैलावआकर्षण, या लंदन की सेना; चावल। 6)।

चावल। 6.

केवल ध्रुवीय सहसंयोजक बंध वाले अणुओं में द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय क्षण होता है ( एचसीएल, एनएच 3, एसओ 2, एच 2 ओ, सी 6 एच 5 सीएल), और बंधन शक्ति 1-2 . है अलविदा(1D \u003d 3.338 × 10 -30 कूलम्ब मीटर - C × m)।

जैव रसायन में एक अन्य प्रकार के बंधन को प्रतिष्ठित किया जाता है - हाइड्रोजन कनेक्शन, जो एक सीमित मामला है द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीयआकर्षण। यह बंधन एक हाइड्रोजन परमाणु और एक छोटे इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु के बीच आकर्षण से बनता है, जो अक्सर ऑक्सीजन, फ्लोरीन और नाइट्रोजन होता है। समान विद्युत ऋणात्मकता वाले बड़े परमाणुओं के साथ (उदाहरण के लिए, क्लोरीन और सल्फर के साथ), हाइड्रोजन बंधन बहुत कमजोर होता है। हाइड्रोजन परमाणु एक आवश्यक विशेषता द्वारा प्रतिष्ठित है: जब बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों को दूर खींच लिया जाता है, तो इसका नाभिक - प्रोटॉन - उजागर हो जाता है और इलेक्ट्रॉनों द्वारा जांचना बंद कर देता है।

इसलिए, परमाणु एक बड़े द्विध्रुव में बदल जाता है।

वैन डेर वाल्स बॉन्ड के विपरीत एक हाइड्रोजन बॉन्ड न केवल इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन 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, α-हेलिक्स के रूप में प्रोटीन की संरचना को स्थिर करने के लिए, या डीएनए डबल हेलिक्स (चित्र 7) के निर्माण के लिए।

चित्र 7.

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

तालिका एक।अंतर-आणविक बलों की ऊर्जा

टिप्पणी: इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन की डिग्री पिघलने और वाष्पीकरण (उबलते) की थैलीपी को दर्शाती है। आयनों को अलग करने के लिए आयनिक यौगिकों को अणुओं को अलग करने की तुलना में बहुत अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है। आयनिक यौगिकों की गलनांक एन्थैल्पी आणविक यौगिकों की तुलना में बहुत अधिक होती है।

चौथा प्रकार का संबंध -धात्विक बंधन

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

से अवलोकनबांड के प्रकार, एक विवरण स्पष्ट किया गया है: एक धातु के 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 अंतःक्रियात्मक अणुओं की वैन डेर वाल्स त्रिज्या बढ़ती है क्योंकि आवधिक प्रणाली के समूहों में उनकी परमाणु संख्या बढ़ती है। इस मामले में, आयन रेडी के मान सबसे छोटे होते हैं, और वैन डेर वाल्स रेडी सबसे बड़े होते हैं। एक नियम के रूप में, समूह में नीचे जाने पर, सभी तत्वों की त्रिज्या बढ़ जाती है, सहसंयोजक और वैन डेर वाल्स दोनों।

जीवविज्ञानी और चिकित्सकों के लिए सबसे महत्वपूर्ण हैं समन्वय(दाता स्वीकर्ता) समन्वय रसायन विज्ञान द्वारा माना जाने वाला बंधन।

मेडिकल बायोइनऑर्गेनिक्स। जी.के. बरशकोव