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 हैं, इसलिए साझा इलेक्ट्रॉनों को खींचने की उनकी क्षमता समान 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 एक स्वीकर्ता कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन जोड़े के दाता परमाणु होते हैं जिनमें युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, उदाहरण के लिए, एन, ओ, पी, एस।

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

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

बाध्य परमाणुओं की बढ़ती त्रिज्या के साथ बाध्यकारी ऊर्जा कम हो जाती है। जिस तरह से हम जानते हैं परमाणु त्रिज्याउपसमूहों में वृद्धि, उदाहरण के लिए, यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है 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 आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी आंशिक रूप से परमाणुओं की जोड़ी में स्थानांतरित हो जाती है, तो आयनिक में यह परमाणुओं में से एक को लगभग पूरी तरह से "दूर" कर 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 फ्लोरीन परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को 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।

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

धातु कनेक्शन

इस प्रकार का बंधन धातुओं में बनता है।

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

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

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 कहा जाता है धात्विक बंधन.

हाइड्रोजन बंध

यदि किसी पदार्थ में हाइड्रोजन परमाणु उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, या फ्लोरीन) वाले तत्व से बंधा होता है, तो पदार्थ को हाइड्रोजन बॉन्डिंग की 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।

अणुओं के द्विध्रुवीय क्षण

संयोजकता बंध विधि इस आधार पर आधारित है कि किसी रासायनिक कण में परमाणुओं का प्रत्येक युग्म एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन युग्मों द्वारा आपस में जुड़ा रहता है। इलेक्ट्रॉनों के ये जोड़े दो बंधुआ परमाणुओं से संबंधित हैं और उनके बीच की जगह में स्थानीयकृत हैं। इन इलेक्ट्रॉनों के लिए बाध्य परमाणुओं के नाभिक के आकर्षण के कारण एक रासायनिक बंधन उत्पन्न होता है।

अतिव्यापी परमाणु कक्षक

वर्णन करते समय इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएक रासायनिक कण के, इलेक्ट्रॉनों, जिनमें सामाजिककृत भी शामिल हैं, को व्यक्तिगत परमाणुओं के रूप में संदर्भित किया जाता है और उनके राज्यों को परमाणु कक्षाओं द्वारा वर्णित किया जाता है। श्रोडिंगर समीकरण को हल करते समय, अनुमानित तरंग फ़ंक्शन को चुना जाता है ताकि यह सिस्टम की न्यूनतम इलेक्ट्रॉनिक ऊर्जा दे, अर्थात, उच्चतम मूल्यबंधन ऊर्जा। यह स्थिति एक बंधन से संबंधित ऑर्बिटल्स के सबसे बड़े ओवरलैप के साथ हासिल की जाती है। इस प्रकार, इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी जो दो परमाणुओं को बांधती है, उनके अतिव्यापन के क्षेत्र में होती है। परमाणु कक्षक.

ओवरलैप किए गए ऑर्बिटल्स में इंटरन्यूक्लियर अक्ष के बारे में समान समरूपता होनी चाहिए।

परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के अनुदिश परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन से -आबंध का निर्माण होता है। एक रासायनिक कण में दो परमाणुओं के बीच केवल एक -बंध संभव है। सभी -आबंधों में आंतरिक अक्ष के बारे में अक्षीय समरूपता होती है। रासायनिक कणों के टुकड़े परमाणु ऑर्बिटल्स के ओवरलैप की डिग्री का उल्लंघन किए बिना आंतरिक परमाणु अक्ष के चारों ओर घूम सकते हैं जो -बॉन्ड बनाते हैं। निर्देशित, सख्ती से स्थानिक रूप से उन्मुख -बॉन्ड का एक सेट एक रासायनिक कण की संरचना बनाता है।

आबंध रेखा के लंबवत परमाणु कक्षकों के अतिरिक्त अतिव्यापन के साथ, आबंध बनते हैं।

नतीजतन, परमाणुओं के बीच कई बंधन दिखाई देते हैं:

सिंगल (σ)	डबल (σ + )	ट्रिपल (σ + + π)
एफ-एफ	ओ = ओ	नूनी

-बंधन के आगमन के साथ, जिसमें नहीं है अक्षीय समरूपता, -बंध के चारों ओर एक रासायनिक कण के टुकड़ों का मुक्त घूमना असंभव हो जाता है, क्योंकि इससे -बंध का टूटना हो सकता है। - और -बंधों के अलावा, एक अन्य प्रकार के बंधन का निर्माण संभव है - -बंधन:

आमतौर पर, ऐसा बंधन परमाणुओं की उपस्थिति में परमाणुओं द्वारा - और -बंधों के बनने के बाद बनता है डी- तथा एफ-ऑर्बिटल्स अपनी "पंखुड़ियों" को एक साथ चार स्थानों पर ओवरलैप करके। नतीजतन, संचार की बहुलता 4-5 तक बढ़ सकती है।
उदाहरण के लिए, ऑक्टाक्लोरोडाइरेनेट (III)-आयन 2- में, रेनियम परमाणुओं के बीच चार बंधन बनते हैं।

सहसंयोजक बंधों के निर्माण के लिए तंत्र

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए कई तंत्र हैं: लेन देन(बराबर), दाता स्वीकर्ता, संप्रदान कारक.

विनिमय तंत्र का उपयोग करते समय, एक बंधन के गठन को परमाणुओं के मुक्त इलेक्ट्रॉनों के स्पिन की जोड़ी के परिणामस्वरूप माना जाता है। इस मामले में, पड़ोसी परमाणुओं के दो परमाणु ऑर्बिटल्स ओवरलैप करते हैं, जिनमें से प्रत्येक पर एक इलेक्ट्रॉन का कब्जा होता है। इस प्रकार, प्रत्येक बंधुआ परमाणु समाजीकरण के लिए इलेक्ट्रॉनों के जोड़े आवंटित करता है, जैसे कि उनका आदान-प्रदान कर रहा हो। उदाहरण के लिए, जब एक बोरॉन ट्राइफ्लोराइड अणु परमाणुओं से बनता है, तो बोरॉन के तीन परमाणु ऑर्बिटल्स, जिनमें से प्रत्येक में एक इलेक्ट्रॉन होता है, तीन फ्लोरीन परमाणुओं के तीन परमाणु ऑर्बिटल्स के साथ ओवरलैप होता है (उनमें से प्रत्येक में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन भी होता है)। इलेक्ट्रॉन युग्मन के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉनों के तीन जोड़े संबंधित परमाणु कक्षाओं के अतिव्यापी क्षेत्रों में दिखाई देते हैं, परमाणुओं को एक अणु में बांधते हैं।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी के साथ एक कक्षीय और दूसरे परमाणु का एक मुक्त कक्षीय ओवरलैप होता है। इस मामले में, इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी भी ओवरलैप क्षेत्र में दिखाई देती है। दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, उदाहरण के लिए, एक बोरॉन ट्राइफ्लोराइड अणु में फ्लोराइड आयन का योग होता है। खाली आर-बोरॉन ऑर्बिटल (इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता) बीएफ 3 अणु में के साथ ओवरलैप होता है आरएफ - आयन का कक्षीय, जो एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता के रूप में कार्य करता है। परिणामी आयन में, सभी चार बोरॉन-फ्लोरीन सहसंयोजक बंधन उनके गठन के तंत्र में अंतर के बावजूद लंबाई और ऊर्जा में बराबर होते हैं।

परमाणु, बाहरी इलेक्ट्रॉन कवचजिसमें केवल एस- तथा आर-ऑर्बिटल्स इलेक्ट्रॉन युग्म के दाता या स्वीकर्ता हो सकते हैं। परमाणु जिनके बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल में शामिल हैं डी-ऑर्बिटल्स इलेक्ट्रॉन जोड़े के दाता और स्वीकर्ता दोनों के रूप में कार्य कर सकते हैं। इस मामले में, बांड गठन के मूल तंत्र पर विचार किया जाता है। एक बंधन के निर्माण में मूल तंत्र के प्रकट होने का एक उदाहरण दो क्लोरीन परमाणुओं की परस्पर क्रिया है। Cl 2 अणु में दो क्लोरीन परमाणु विनिमय तंत्र द्वारा सहसंयोजक बंधन बनाते हैं, उनके अयुग्मित 3 . को मिलाकर आर-इलेक्ट्रॉन। इसके अलावा, ओवरलैप 3 . है आर-कक्षीय परमाणु Cl-1, जिस पर इलेक्ट्रॉनों का एक युग्म होता है, और रिक्त 3 डी Cl-2 परमाणु के -ऑर्बिटल्स, साथ ही ओवरलैप 3 आर-ऑर्बिटल्स परमाणु Cl-2, जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी होती है, और खाली 3 डी Cl-1 परमाणु के -ऑर्बिटल्स। मूल तंत्र की क्रिया से बंधन शक्ति में वृद्धि होती है। इसलिए, Cl 2 अणु F 2 अणु से अधिक मजबूत होता है, जिसमें सहसंयोजक बंधन केवल विनिमय तंत्र द्वारा बनता है:

परमाणु कक्षकों का संकरण

रासायनिक कण के ज्यामितीय आकार का निर्धारण करते समय, यह ध्यान में रखा जाना चाहिए कि केंद्रीय परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉनों के जोड़े, जिनमें रासायनिक बंधन नहीं बनाते हैं, एक दूसरे से यथासंभव दूर अंतरिक्ष में स्थित हैं।

सहसंयोजक रासायनिक बंधों पर विचार करते समय, केंद्रीय परमाणु की कक्षाओं के संकरण की अवधारणा का अक्सर उपयोग किया जाता है - उनकी ऊर्जा और आकार का संरेखण। संकरण एक औपचारिक तकनीक है जिसका उपयोग मुक्त परमाणुओं की तुलना में रासायनिक कणों में ऑर्बिटल्स के पुनर्व्यवस्था के क्वांटम-रासायनिक विवरण के लिए किया जाता है। परमाणु ऑर्बिटल्स के संकरण का सार यह है कि एक बाध्य परमाणु के नाभिक के पास एक इलेक्ट्रॉन की विशेषता एक अलग परमाणु कक्षीय नहीं होती है, बल्कि एक ही प्रमुख क्वांटम संख्या वाले परमाणु ऑर्बिटल्स के संयोजन से होती है। इस संयोजन को एक संकर (संकरित) कक्षीय कहा जाता है। एक नियम के रूप में, संकरण इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किए गए ऊर्जा परमाणु कक्षाओं में केवल उच्च और करीब को प्रभावित करता है।

संकरण के परिणामस्वरूप, नए हाइब्रिड ऑर्बिटल्स दिखाई देते हैं (चित्र 24), जो अंतरिक्ष में इस तरह से उन्मुख होते हैं कि उन पर स्थित इलेक्ट्रॉन जोड़े (या अप्रकाशित इलेक्ट्रॉन) एक-दूसरे से यथासंभव दूर होते हैं, जो इससे मेल खाती है इंटरइलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण की न्यूनतम ऊर्जा। इसलिए, संकरण का प्रकार अणु या आयन की ज्यामिति को निर्धारित करता है।

संकरण के प्रकार

संकरण का प्रकार	ज्यामितीय आकार	बंधों के बीच का कोण	उदाहरण
एसपी	रैखिक	180o	BeCl2
एसपी 2	त्रिकोणीय	120o	बीसीएल 3
एसपी 3	चतुष्फलकीय	109.5o	सीएच 4
एसपी 3 डी	पिरामिडनुमा त्रिकोण	90o; 120o	पीसीएल 5
एसपी 3 डी 2	अष्टभुजाकार	90o	SF6

संकरण में न केवल इलेक्ट्रॉनों को जोड़ना शामिल है, बल्कि असंबद्ध इलेक्ट्रॉन जोड़े भी शामिल हैं। उदाहरण के लिए, एक पानी के अणु में ऑक्सीजन परमाणु और दो हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच दो सहसंयोजक रासायनिक बंधन होते हैं।

हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े के अलावा, ऑक्सीजन परमाणु में दो जोड़े बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं जो बंधन गठन (अकेला इलेक्ट्रॉन जोड़े) में भाग नहीं लेते हैं। इलेक्ट्रॉनों के सभी चार जोड़े ऑक्सीजन परमाणु के चारों ओर अंतरिक्ष में कुछ क्षेत्रों पर कब्जा कर लेते हैं।
चूँकि इलेक्ट्रॉन एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं, इलेक्ट्रॉन बादल यथासंभव दूर स्थित होते हैं। इस मामले में, संकरण के परिणामस्वरूप, परमाणु कक्षाओं का आकार बदल जाता है, वे बढ़े हुए होते हैं और टेट्राहेड्रोन के कोने की ओर निर्देशित होते हैं। इसलिए, पानी के अणु का कोणीय आकार होता है, और ऑक्सीजन-हाइड्रोजन बांड के बीच का कोण 104.5 o होता है।

संकरण के प्रकार की भविष्यवाणी करने के लिए, इसका उपयोग करना सुविधाजनक है दाता-स्वीकर्ता तंत्रबंध निर्माण: एक कम विद्युत ऋणात्मक तत्व के रिक्त कक्षक और अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व के कक्षक उन पर इलेक्ट्रॉनों के युग्मों के साथ अतिव्यापन करते हैं। परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को संकलित करते समय, उन्हें ध्यान में रखा जाता है ऑक्सीकरण अवस्थाएक सशर्त संख्या है जो एक यौगिक में एक परमाणु के आवेश को दर्शाती है, जिसकी गणना पदार्थ की आयनिक संरचना की धारणा के आधार पर की जाती है।

संकरण के प्रकार और रासायनिक कण के आकार को निर्धारित करने के लिए, निम्नानुसार आगे बढ़ें:

केंद्रीय परमाणु का पता लगाएं और -आबंधों की संख्या निर्धारित करें (टर्मिनल परमाणुओं की संख्या के अनुसार);

कण में परमाणुओं के ऑक्सीकरण राज्यों का निर्धारण;

वांछित ऑक्सीकरण अवस्था में केंद्रीय परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बना सकेंगे;

यदि आवश्यक हो, तो टर्मिनल परमाणुओं के लिए भी ऐसा ही करें;

कक्षाओं में केंद्रीय परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के वितरण की योजना का चित्रण कर सकेंगे, जबकि, हंड के नियम के विपरीत, इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी यथासंभव अधिक होगी;

टर्मिनल परमाणुओं के साथ बंधों के निर्माण में शामिल ऑर्बिटल्स पर ध्यान दें;

बंधनों के निर्माण में शामिल सभी ऑर्बिटल्स के साथ-साथ असंबद्ध इलेक्ट्रॉनों को ध्यान में रखते हुए, संकरण के प्रकार का निर्धारण करें; यदि पर्याप्त वैलेंस ऑर्बिटल्स नहीं हैं, तो बाद के ऊर्जा स्तरों के ऑर्बिटल्स का उपयोग किया जाता है;

संकरण का प्रकार रासायनिक कण की ज्यामिति को निर्धारित करता है।

बांड की उपस्थिति संकरण के प्रकार को प्रभावित नहीं करती है। हालांकि, अतिरिक्त बॉन्डिंग की उपस्थिति बॉन्ड कोणों में बदलाव ला सकती है, क्योंकि कई बॉन्ड के इलेक्ट्रॉन एक दूसरे को अधिक मजबूती से पीछे हटाते हैं। इस कारण से, उदाहरण के लिए, NO 2 अणु में बंध कोण ( एसपी 2-संकरण) 120 o से 134 o तक बढ़ जाता है।

इस अणु में नाइट्रोजन-ऑक्सीजन बंधन की बहुलता 1.5 है, जहां एक एक σ-बंध से मेल खाती है, और 0.5 संकरण में भाग नहीं लेने वाले नाइट्रोजन परमाणु की कक्षाओं की संख्या के अनुपात के बराबर है (1) की संख्या के लिए ऑक्सीजन परमाणु में शेष सक्रिय इलेक्ट्रॉन जोड़े, बांड (2) बनाते हैं। इस प्रकार, -बॉन्ड का निरूपण देखा जाता है (डेलोकलाइज़्ड बॉन्ड सहसंयोजक बंध होते हैं, जिनमें से बहुलता को पूर्णांक के रूप में व्यक्त नहीं किया जा सकता है)।

कब एसपी, एसपी 2 , एसपी 3 , एसपी 3 डीएक रासायनिक कण की ज्यामिति का वर्णन करने वाले पॉलीहेड्रॉन में एक शीर्ष के 2 संकरण समतुल्य हैं, और इसलिए कई बंधन और इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े उनमें से किसी पर भी कब्जा कर सकते हैं। हालांकि एसपी 3 डी-संकरण जिम्मेदार है त्रिकोणीय द्विपिरामिड, जिसमें पिरामिड (भूमध्यरेखीय तल) के आधार पर स्थित परमाणुओं के लिए बंध कोण 120 o हैं, और द्विपिरामिड के शीर्ष पर स्थित परमाणुओं को शामिल करने वाले बंध कोण 90 o हैं। प्रयोग से पता चलता है कि असहभाजित इलेक्ट्रॉन जोड़े हमेशा त्रिकोणीय द्विपिरामिड के भूमध्यरेखीय तल में स्थित होते हैं। इस आधार पर, यह निष्कर्ष निकाला जाता है कि उन्हें बंधन निर्माण में शामिल इलेक्ट्रॉनों के जोड़े की तुलना में अधिक खाली स्थान की आवश्यकता होती है। एक एकल इलेक्ट्रॉन युग्म की ऐसी व्यवस्था वाले कण का एक उदाहरण सल्फर टेट्राफ्लोराइड (चित्र 27) है। यदि केंद्रीय परमाणु में एक साथ इलेक्ट्रॉनों के अकेले जोड़े होते हैं और कई बंधन बनाते हैं (उदाहरण के लिए, XeOF 2 अणु में), तो मामले में एसपी 3 डी-संकरण, वे त्रिकोणीय द्विपिरामिड (चित्र 28) के भूमध्यरेखीय तल में स्थित हैं।

अणुओं के द्विध्रुवीय क्षण

एक आदर्श सहसंयोजक बंधन केवल समान परमाणुओं (एच 2, एन 2, आदि) वाले कणों में मौजूद होता है। यदि विभिन्न परमाणुओं के बीच एक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉन घनत्व परमाणुओं के नाभिक में से एक में स्थानांतरित हो जाता है, अर्थात बंधन ध्रुवीकृत हो जाता है। एक बंधन की ध्रुवीयता इसके द्विध्रुवीय क्षण की विशेषता है।

एक अणु का द्विध्रुवीय क्षण उसके रासायनिक बंधों के द्विध्रुवीय क्षणों के सदिश योग के बराबर होता है (इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े की उपस्थिति को ध्यान में रखते हुए)। यदि ध्रुवीय बंधन अणु में सममित रूप से स्थित होते हैं, तो सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज एक दूसरे की भरपाई करते हैं, और अणु समग्र रूप से गैर-ध्रुवीय होता है। ऐसा होता है, उदाहरण के लिए, कार्बन डाइऑक्साइड अणु के साथ। ध्रुवीय बंधों (और इसलिए इलेक्ट्रॉन घनत्व) की असममित व्यवस्था वाले बहुपरमाणुक अणु आम तौर पर ध्रुवीय होते हैं। यह विशेष रूप से पानी के अणु पर लागू होता है।

अणु के द्विध्रुवीय क्षण का परिणामी मूल्य इलेक्ट्रॉनों की अकेली जोड़ी से प्रभावित हो सकता है। तो, NH 3 और NF 3 अणुओं में एक चतुष्फलकीय ज्यामिति होती है (इलेक्ट्रॉनों की अकेली जोड़ी को ध्यान में रखते हुए)। नाइट्रोजन-हाइड्रोजन और नाइट्रोजन-फ्लोरीन बॉन्ड की आयनिकता की डिग्री क्रमशः 15 और 19% है, और उनकी लंबाई क्रमशः 101 और 137 बजे है। इसके आधार पर, कोई यह निष्कर्ष निकाल सकता है कि द्विध्रुवीय क्षण NF 3 बड़ा है। हालाँकि, प्रयोग इसके विपरीत दिखाता है। द्विध्रुवीय क्षण की अधिक सटीक भविष्यवाणी के साथ, एकाकी जोड़े के द्विध्रुवीय क्षण की दिशा को ध्यान में रखा जाना चाहिए (चित्र 29)।

सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक तीन मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन हैं।

आइए इसके बारे में और जानें सहसंयोजक रासायनिक बंधन. आइए इसकी घटना के तंत्र पर विचार करें। आइए एक उदाहरण के रूप में हाइड्रोजन अणु के निर्माण को लें:

1s इलेक्ट्रॉन द्वारा निर्मित एक गोलाकार सममित बादल एक मुक्त हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक को घेरता है। जब परमाणु एक-दूसरे के पास एक निश्चित दूरी तक पहुंचते हैं, तो उनके कक्षक आंशिक रूप से ओवरलैप करते हैं (चित्र देखें)। नतीजतन, दोनों नाभिकों के केंद्रों के बीच एक आणविक दो-इलेक्ट्रॉन बादल दिखाई देता है, जिसमें नाभिक के बीच के स्थान में अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। ऋणात्मक आवेश के घनत्व में वृद्धि के साथ, आण्विक बादल और नाभिक के बीच आकर्षण बल में तीव्र वृद्धि होती है।

तो, हम देखते हैं कि परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों को ओवरलैप करके एक सहसंयोजक बंधन बनता है, जो ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है। यदि स्पर्श करने वाले परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी 0.106 एनएम है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के बाद यह 0.074 एनएम होगा। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप जितना अधिक होगा, रासायनिक बंधन उतना ही मजबूत होगा।

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

अस्तित्व दो प्रकार के सहसंयोजक बंधन: ध्रुवीयतथा गैर-ध्रुवीय.

गैर-ध्रुवीय . के साथ इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी द्वारा गठित सहसंयोजक बंधन, इलेक्ट्रॉन बादल दोनों परमाणुओं के नाभिक के संबंध में सममित रूप से वितरित किया जाता है। एक उदाहरण डायटोमिक अणु हो सकता है जिसमें एक तत्व होता है: सीएल 2, एन 2, एच 2, एफ 2, ओ 2 और अन्य, जिसमें इलेक्ट्रॉन जोड़ी दोनों परमाणुओं से समान रूप से संबंधित होती है।

ध्रुवीय पर एक सहसंयोजक बंधन में, इलेक्ट्रॉन बादल एक उच्च सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता के साथ परमाणु की ओर विस्थापित होता है। उदाहरण के लिए, वाष्पशील अकार्बनिक यौगिकों के अणु जैसे एच 2 एस, एचसीएल, एच 2 ओ और अन्य।

एचसीएल अणु के गठन को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

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

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए विनिमय तंत्र के अलावा - ओवरलैप के कारण भी है दाता स्वीकर्ताइसके गठन का तंत्र। यह एक तंत्र है जिसमें एक परमाणु (दाता) के दो-इलेक्ट्रॉन बादल और दूसरे परमाणु (स्वीकर्ता) के मुक्त कक्षीय के कारण सहसंयोजक बंधन का निर्माण होता है। आइए अमोनियम NH 4 + के निर्माण के तंत्र का एक उदाहरण देखें।अमोनिया अणु में, नाइट्रोजन परमाणु में दो-इलेक्ट्रॉन बादल होते हैं:

हाइड्रोजन आयन में एक मुक्त 1s कक्षीय है, आइए इसे इस रूप में निरूपित करें।

अमोनियम आयन के निर्माण की प्रक्रिया में, नाइट्रोजन के दो-इलेक्ट्रॉन बादल नाइट्रोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाते हैं, जिसका अर्थ है कि यह आणविक इलेक्ट्रॉन बादल में परिवर्तित हो जाता है। इसलिए, एक चौथा सहसंयोजक बंधन प्रकट होता है। अमोनियम निर्माण की प्रक्रिया को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

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

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रासायनिक बंध।

विभिन्न पदार्थों की अलग-अलग संरचनाएँ होती हैं। वर्तमान में ज्ञात सभी पदार्थों में से केवल अक्रिय गैसें मुक्त (पृथक) परमाणुओं के रूप में मौजूद हैं, जो उनकी इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं की उच्च स्थिरता के कारण है। अन्य सभी पदार्थ (और वर्तमान में उनमें से 10 मिलियन से अधिक हैं) बंधुआ परमाणुओं से बने होते हैं।

नोट: पाठ के वे भाग जिन्हें सीखा और अलग नहीं किया जा सकता है वे इटैलिक में हैं।

परमाणुओं से अणुओं के बनने से ऊर्जा में वृद्धि होती है, क्योंकि सामान्य परिस्थितियों में आणविक अवस्था परमाणु अवस्था की तुलना में अधिक स्थिर होती है।

एक परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर में एक से आठ तक इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। यदि किसी परमाणु के बाहरी स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या अधिकतम है जिसे वह समायोजित कर सकता है, तो इस स्तर को कहा जाता है पूरा किया हुआ. पूर्ण स्तरों को महान स्थायित्व की विशेषता है। ये उत्कृष्ट गैस परमाणुओं के बाहरी स्तर हैं: हीलियम में बाहरी स्तर (एस 2) पर दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, बाकी में आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं (एनएस 2 एनपी 6)। अन्य तत्वों के परमाणुओं का बाहरी स्तर अधूरा और प्रगति पर है रासायनिक बातचीतवे समाप्त।

एक रासायनिक बंधन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनता है, लेकिन इसे अलग-अलग तरीकों से किया जाता है। रासायनिक बंधन तीन मुख्य प्रकार के होते हैं: सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक।

सहसंयोजक बंधन

आइए हाइड्रोजन अणु के निर्माण के उदाहरण का उपयोग करके सहसंयोजक बंधन के उद्भव के तंत्र पर विचार करें:

एच + एच \u003d एच 2; क्यू = 436 केजे

एक मुक्त हाइड्रोजन परमाणु का केंद्रक गोलाकार रूप से सममित इलेक्ट्रॉन बादल से घिरा होता है जो 1 s इलेक्ट्रॉन द्वारा निर्मित होता है। जब परमाणु एक निश्चित दूरी तक पहुंचते हैं, तो उनके इलेक्ट्रॉन बादल (कक्षक) आंशिक रूप से ओवरलैप करते हैं

नतीजतन, दोनों नाभिकों के केंद्रों के बीच एक आणविक दो-इलेक्ट्रॉन बादल उत्पन्न होता है, जिसमें नाभिक के बीच के स्थान में अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है; ऋणात्मक आवेश के घनत्व में वृद्धि से नाभिक और आणविक बादल के बीच आकर्षण बल में तीव्र वृद्धि होती है।

तो, ऊर्जा की रिहाई के साथ, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के अतिव्यापी होने के परिणामस्वरूप एक सहसंयोजक बंधन बनता है। यदि हाइड्रोजन परमाणुओं को छूने से पहले, नाभिक के बीच की दूरी 0.106 एनएम है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों (एच 2 अणु के गठन) के ओवरलैप के बाद, यह दूरी 0.074 एनएम है।इलेक्ट्रॉन बादलों का सबसे बड़ा ओवरलैप दो परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के साथ होता है (यह तब होता है जब एक -बंध बनता है)। रासायनिक बंधन जितना मजबूत होगा, इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप उतना ही अधिक होगा। दो हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन के निर्माण के परिणामस्वरूप, उनमें से प्रत्येक महान गैस हीलियम के परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास तक पहुँच जाता है।

रासायनिक बंधों का चित्रण विभिन्न तरीकों से किया जाता है:

1) इलेक्ट्रॉनों की सहायता से पर स्थित बिंदुओं के रूप में रासायनिक संकेततत्व। तब योजना द्वारा हाइड्रोजन अणु का निर्माण दिखाया जा सकता है

एच∙ + एच∙ → एच: एच

2)अक्सर, खासकर में कार्बनिक रसायन शास्त्र, एक सहसंयोजक बंधन को डैश (डैश) (उदाहरण के लिए, एच-एच) द्वारा दर्शाया जाता है, जो इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी का प्रतीक है।

क्लोरीन अणु में एक सहसंयोजक बंधन भी दो सामान्य इलेक्ट्रॉनों, या एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी का उपयोग करके किया जाता है:

इलेक्ट्रॉनों की अकेली जोड़ी, एक परमाणु में उनमें से 3 होते हैं

इलेक्ट्रॉनों का अकेला युग्म,

एक अणु में उनमें से 6 होते हैं।

अयुग्मित इलेक्ट्रॉन साझा या साझा इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी

जैसा कि आप देख सकते हैं, प्रत्येक क्लोरीन परमाणु में तीन एकाकी युग्म और एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है। रासायनिक बंधन का निर्माण प्रत्येक परमाणु के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण होता है। अयुग्मित इलेक्ट्रॉन इलेक्ट्रान के एक सामान्य युग्म में बंधते हैं, जिसे साझा युग्म भी कहा जाता है।

यदि परमाणुओं (एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी) के बीच एक सहसंयोजक बंधन उत्पन्न हुआ है, तो इसे एकल कहा जाता है; यदि अधिक है, तो डबल (दो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े), ट्रिपल (तीन सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े) के गुणक।

सिंगल बॉन्ड को एक डैश (स्ट्रोक), डबल बॉन्ड को दो और ट्रिपल बॉन्ड को तीन द्वारा दर्शाया जाता है। दो परमाणुओं के बीच एक पानी का छींटा दिखाता है कि उनके पास सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी है, जिसके परिणामस्वरूप एक रासायनिक बंधन बन गया है। ऐसे डैश की मदद से, संरचनात्मक सूत्रअणु।

तो, क्लोरीन अणु में, इसके प्रत्येक परमाणु में आठ इलेक्ट्रॉनों (एस 2 पी 6) का एक पूर्ण बाहरी स्तर होता है, और उनमें से दो (एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी) समान रूप से दोनों परमाणुओं से संबंधित होते हैं। अणु के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप चित्र में दिखाया गया है:

नाइट्रोजन अणु N 2 में, परमाणुओं में तीन सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं:

:N+ + N: → :N:::N:

जाहिर है, एक नाइट्रोजन अणु हाइड्रोजन या क्लोरीन अणु से अधिक मजबूत होता है, जो रासायनिक प्रतिक्रियाओं में नाइट्रोजन की महत्वपूर्ण जड़ता का कारण है।

इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा किए गए रासायनिक बंधन को सहसंयोजक बंधन कहा जाता है।

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए तंत्र।

एक सहसंयोजक बंधन न केवल अतिव्यापी द्वारा बनता है एक इलेक्ट्रॉनबादल, सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए एक विनिमय तंत्र है।

विनिमय तंत्र में, परमाणु प्रदान करते हैं सामान्य उपयोगइलेक्ट्रॉनों की समान संख्या।

इसके गठन का एक अन्य तंत्र भी संभव है - दाता-स्वीकर्ता तंत्र। इस मामले में, रासायनिक बंधन बनता है अविभाज्यएक परमाणु का इलेक्ट्रॉन युग्म तथा नि: शुल्कदूसरे परमाणु के कक्षक।

एक उदाहरण के रूप में, अमोनियम आयन NH 4 + . के निर्माण की क्रियाविधि पर विचार करें

जब अमोनिया एचसीएल के साथ प्रतिक्रिया करता है, रासायनिक प्रतिक्रिया:

NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl या संक्षिप्त आयनिक रूप में: NH 3 + H + \u003d NH 4 +

वहीं, अमोनिया अणु में नाइट्रोजन परमाणु होता है अविभाज्यइलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी (दो इलेक्ट्रॉनबादल):

लुईस के अनुसार सहसंयोजक बंधन गठन तंत्र।

परमाणुओं के बीच एक बंधन तब होता है जब उनके परमाणु ऑर्बिटल्स आण्विक ऑर्बिटल्स (एमओ) बनाने के लिए ओवरलैप करते हैं। सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए दो तंत्र हैं।

विनिमय तंत्र - एक इलेक्ट्रॉन परमाणु ऑर्बिटल्स एक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं, अर्थात। प्रत्येक परमाणु एक इलेक्ट्रॉन के सामान्य उपयोग के लिए प्रदान करता है:

दाता-स्वीकर्ता तंत्र - एक बंधन का निर्माण दाता परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी और स्वीकर्ता परमाणु के रिक्त कक्षीय के कारण होता है: \\

एक सहसंयोजक बंधन की विशेषताएं इसके गठन के तंत्र पर निर्भर नहीं करती हैं।

एक सहसंयोजक बंधन के गुण: संतृप्ति, दिशात्मकता, संकरण, बहुलता।

एक सहसंयोजक बंधन की विशेषताएं इसकी दिशात्मकता और संतृप्ति हैं। चूँकि परमाणु कक्षक स्थानिक रूप से उन्मुख होते हैं, इलेक्ट्रॉन बादलों का ओवरलैप कुछ दिशाओं में होता है, जो सहसंयोजक बंधन की दिशा निर्धारित करता है। अणुओं में रासायनिक बंधन दिशाओं के बीच बंधन कोण के रूप में प्रत्यक्षता मात्रात्मक रूप से व्यक्त की जाती है और ठोस. एक सहसंयोजक बंधन की संतृप्ति बाहरी कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को सीमित करने के कारण होती है जो एक सहसंयोजक बंधन के निर्माण में भाग ले सकते हैं।

सीएस गुण:

1. सीओपी ताकत- ये लॉन्ग बॉन्ड (इंटरन्यूक्लियर स्पेस) की प्रकृति और बॉन्ड एनर्जी की ऊर्जा के गुण हैं।

2. सीओपी की ध्रुवीयता. एक ही तत्व के परमाणु नाभिक वाले अणुओं में, इलेक्ट्रॉनों के एक या अधिक जोड़े समान रूप से दोनों परमाणुओं से संबंधित होते हैं, प्रत्येक परमाणु नाभिक समान बल के साथ बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को आकर्षित करता है। इस तरह के कनेक्शन को कहा जाता है गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन।

यदि रासायनिक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी परमाणुओं के नाभिक में से एक में स्थानांतरित हो जाती है, तो बंधन को कहा जाता है ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन.

3. सीएस की संतृप्ति- यह एक परमाणु की केवल एक निश्चित संख्या में सीएस में भाग लेने की क्षमता है, संतृप्ति परमाणु की वैधता की विशेषता है। संयोजकता yavl के मात्रात्मक उपाय। जमीन में और उत्तेजित अवस्था में एक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या।

4. सीओपी का उन्मुखीकरण।सबसे मजबूत सीएस परमाणु ऑर्बिटल्स के अधिकतम ओवरलैप की दिशा में बनते हैं, अर्थात। दिशा का माप बंधन कोण है।

5. सीएस का संकरण -संकरण के दौरान, परमाणु कक्षकों की एक पारी होती है, अर्थात। ऊर्जा और रूप में एक संरेखण है। मौजूद एसपी, एसपी2, एसपी3 -संकरण। सपा-अणु का आकार रैखिक होता है (कोण 180 0), SP2-अणु का आकार सपाट त्रिभुजाकार होता है (कोण 120 0) , सपा 3 -चतुष्फलकीय आकार (कोण 109 0 28)।

6. सीएस की बहुलता या कनेक्शन का विघटनपरमाणुओं के बीच बनने वाले बंधों की संख्या कहलाती है बहुलता (क्रम)सम्बन्ध। बांड की बहुलता (क्रम) में वृद्धि के साथ, बांड की लंबाई और इसकी ऊर्जा बदल जाती है।