अधिकांश तत्वों के परमाणु अलग-अलग मौजूद नहीं होते हैं, क्योंकि वे एक दूसरे के साथ बातचीत कर सकते हैं। इस बातचीत में, अधिक जटिल कण बनते हैं।

रासायनिक बंधन की प्रकृति इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों की क्रिया है, जो विद्युत आवेशों के बीच परस्पर क्रिया की शक्तियाँ हैं। इलेक्ट्रॉनों और परमाणु नाभिकों में ऐसे आवेश होते हैं।

बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तरों (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों) पर स्थित इलेक्ट्रॉन, नाभिक से सबसे दूर होने के कारण, इसके साथ सबसे कमजोर बातचीत करते हैं, और इसलिए नाभिक से अलग होने में सक्षम होते हैं। वे परमाणुओं को एक दूसरे से बांधने के लिए जिम्मेदार हैं।

रसायन विज्ञान में बातचीत के प्रकार

रासायनिक बंधन के प्रकारों को निम्न तालिका के रूप में दर्शाया जा सकता है:

आयनिक बंधन विशेषता

रासायनिक संपर्क जो के कारण बनता है आयन आकर्षणअलग-अलग चार्ज होने को आयनिक कहा जाता है। ऐसा तब होता है जब बंधित परमाणुओं में इलेक्ट्रोनगेटिविटी (यानी इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता) में महत्वपूर्ण अंतर होता है और इलेक्ट्रॉन जोड़ी अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव तत्व में जाती है। एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के इस तरह के संक्रमण का परिणाम आवेशित कणों - आयनों का निर्माण होता है। उनके बीच एक आकर्षण है।

सबसे कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी है विशिष्ट धातु, और सबसे बड़े विशिष्ट अधातु हैं। इस प्रकार आयन विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट अधातुओं के बीच परस्पर क्रिया से बनते हैं।

धातु परमाणु सकारात्मक रूप से आवेशित आयन (धनायन) बन जाते हैं, बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों को दान करते हैं, और अधातु इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करते हैं, इस प्रकार बदल जाते हैं नकारात्मक आवेशितआयन (आयन)।

परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को पूरा करते हुए अधिक स्थिर ऊर्जा अवस्था में चले जाते हैं।

आयनिक बंधन गैर-दिशात्मक है और संतृप्त नहीं है, क्योंकि इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन क्रमशः सभी दिशाओं में होता है, आयन आयनों को आकर्षित कर सकता है विपरीत चिन्हचहुँ ओर।

आयनों की व्यवस्था ऐसी है कि प्रत्येक के चारों ओर एक निश्चित संख्या में विपरीत आवेशित आयन होते हैं। आयनिक यौगिकों के लिए "अणु" की अवधारणा कोई मतलब नहीं है.

शिक्षा के उदाहरण

सोडियम क्लोराइड (nacl) में एक बंधन का निर्माण, Na परमाणु से Cl परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के स्थानांतरण के कारण संबंधित आयनों के निर्माण के कारण होता है:

ना 0 - 1 ई \u003d ना + (धनायन)

सीएल 0 + 1 ई \u003d सीएल - (आयन)

सोडियम क्लोराइड में, सोडियम धनायनों के चारों ओर छह क्लोराइड आयन होते हैं, और प्रत्येक क्लोराइड आयन के चारों ओर छह सोडियम आयन होते हैं।

जब बेरियम सल्फाइड में परमाणुओं के बीच परस्पर क्रिया होती है, तो निम्नलिखित प्रक्रियाएँ होती हैं:

बा 0 - 2 ई \u003d बा 2+

एस 0 + 2 ई \u003d एस 2-

बा अपने दो इलेक्ट्रॉनों को सल्फर को दान करता है, जिसके परिणामस्वरूप सल्फर आयन एस 2- और बेरियम केशन बा 2+ बनते हैं।

धातु रासायनिक बंधन

धातुओं के बाहरी ऊर्जा स्तरों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या कम होती है, वे आसानी से नाभिक से अलग हो जाते हैं। इस टुकड़ी के परिणामस्वरूप, धातु आयन और मुक्त इलेक्ट्रॉन बनते हैं। इन इलेक्ट्रॉनों को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन धातु के पूरे आयतन में स्वतंत्र रूप से चलते हैं और परमाणुओं से लगातार बंधे और अलग होते हैं।

एक धातु पदार्थ की संरचना इस प्रकार है: क्रिस्टल सेलपदार्थ की रीढ़ है, और इसके नोड्स के बीच, इलेक्ट्रॉन स्वतंत्र रूप से आगे बढ़ सकते हैं।

निम्नलिखित उदाहरण दिए जा सकते हैं:

मिलीग्राम - 2e<->एमजी2+

सीएस-ई<->सीएस +

सीए-2ई<->सीए2+

Fe-3e<->Fe3+

सहसंयोजक: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय

सबसे आम प्रकार रासायनिक बातचीतहै सहसंयोजक बंधन. अंतःक्रियात्मक तत्वों के वैद्युतीयऋणात्मकता मान तेजी से भिन्न नहीं होते हैं, इस संबंध में, केवल सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का एक अधिक विद्युतीय परमाणु में बदलाव होता है।

सहसंयोजक अंतःक्रिया विनिमय तंत्र द्वारा या दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बनाई जा सकती है।

विनिमय तंत्र का एहसास तब होता है जब प्रत्येक परमाणु में बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तरों में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और परमाणु कक्षाओं के ओवरलैप से इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी दिखाई देती है जो पहले से ही दोनों परमाणुओं से संबंधित होती है। जब एक परमाणु में बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी होती है, और दूसरे में एक मुक्त कक्षीय कक्ष होता है, तो जब परमाणु कक्षाएँ ओवरलैप होती हैं, तो इलेक्ट्रॉन जोड़ी का सामाजिककरण होता है और दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार बातचीत होती है।

सहसंयोजक को बहुलता से विभाजित किया जाता है:

• सरल या एकल;
• दोहरा;
• तिगुना।

डबल्स एक ही बार में दो जोड़े इलेक्ट्रॉनों का समाजीकरण प्रदान करते हैं, और ट्रिपल - तीन।

बंधित परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व (ध्रुवीयता) के वितरण के अनुसार, सहसंयोजक बंधन में विभाजित है:

• गैर-ध्रुवीय;
• ध्रुवीय

एक गैर-ध्रुवीय बंधन एक ही परमाणुओं से बनता है, और एक ध्रुवीय बंधन अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी से बनता है।

समान विद्युत ऋणात्मकता वाले परमाणुओं की अन्योन्यक्रिया को गैर-ध्रुवीय बंधन कहा जाता है। ऐसे अणु में इलेक्ट्रॉनों की सामान्य जोड़ी किसी भी परमाणु के प्रति आकर्षित नहीं होती है, बल्कि दोनों के समान होती है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी में भिन्न तत्वों की परस्पर क्रिया से ध्रुवीय बंध बनते हैं। इस प्रकार की अंतःक्रिया के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े एक अधिक विद्युतीय तत्व द्वारा आकर्षित होते हैं, लेकिन इसे पूरी तरह से स्थानांतरित नहीं करते हैं (अर्थात, आयनों का निर्माण नहीं होता है)। इलेक्ट्रॉन घनत्व में इस तरह के बदलाव के परिणामस्वरूप, परमाणुओं पर आंशिक चार्ज दिखाई देते हैं: अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव पर - एक नकारात्मक चार्ज, और कम पर - सकारात्मक।

सहसंयोजकता के गुण और विशेषताएं

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं:

• लंबाई परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी से निर्धारित होती है।
• ध्रुवता एक परमाणु में इलेक्ट्रॉन बादल के विस्थापन से निर्धारित होती है।
• अभिविन्यास - अंतरिक्ष-उन्मुख बांड बनाने की संपत्ति और, तदनुसार, अणु जिनके कुछ ज्यामितीय आकार होते हैं।
• संतृप्ति सीमित संख्या में बांड बनाने की क्षमता से निर्धारित होती है।
• ध्रुवीकरण बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में ध्रुवीयता को बदलने की क्षमता से निर्धारित होता है।
• एक बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा, जो इसकी ताकत को निर्धारित करती है।

हाइड्रोजन (H2), क्लोरीन (Cl2), ऑक्सीजन (O2), नाइट्रोजन (N2) और कई अन्य के अणु सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय अंतःक्रिया का एक उदाहरण हो सकते हैं।

एच+ + एच → एच-एच अणुएक एकल गैर-ध्रुवीय बंधन है,

O: + :O → O=O अणु में एक दोहरा अध्रुवीय होता है,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N अणु में एक ट्रिपल गैर-ध्रुवीय होता है।

सहसंयोजक बंधन के उदाहरण के रूप में रासायनिक तत्वआप कार्बन डाइऑक्साइड (CO2) और कार्बन मोनोऑक्साइड (CO) गैस, हाइड्रोजन सल्फाइड (H2S) के अणु ला सकते हैं, हाइड्रोक्लोरिक एसिड के(HCL), पानी (H2O), मीथेन (CH4), सल्फर ऑक्साइड (SO2) और कई अन्य।

CO2 अणु में, कार्बन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच संबंध सहसंयोजक ध्रुवीय होता है, क्योंकि अधिक विद्युतीय हाइड्रोजन इलेक्ट्रॉन घनत्व को अपनी ओर आकर्षित करता है। ऑक्सीजन के बाहरी स्तर पर दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, जबकि कार्बन एक अंतःक्रिया बनाने के लिए चार संयोजकता इलेक्ट्रॉन प्रदान कर सकता है। नतीजतन, दोहरे बंधन बनते हैं और अणु इस तरह दिखता है: ओ = सी = ओ।

किसी विशेष अणु में बंधन के प्रकार को निर्धारित करने के लिए, उसके घटक परमाणुओं पर विचार करना पर्याप्त है। साधारण पदार्थ धातु से धात्विक बनता है, अधातु वाली धातुएँ आयनिक बनाती हैं, साधारण पदार्थ अधातुएँ सहसंयोजक अध्रुवीय बनाती हैं, और विभिन्न अधातुओं से बने अणु सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन से बनते हैं।

रासायनिक बंध

प्रकृति में एक भी परमाणु नहीं होते हैं। वे सभी सरल और जटिल यौगिकों की संरचना में हैं, जहां अणुओं में उनका संयोजन एक दूसरे के साथ रासायनिक बंधनों के निर्माण से सुनिश्चित होता है।

परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधों का बनना एक स्वाभाविक, स्वतःस्फूर्त प्रक्रिया है, क्योंकि इस मामले में आणविक प्रणाली की ऊर्जा कम हो जाती है, अर्थात। आणविक प्रणाली की ऊर्जा पृथक परमाणुओं की कुल ऊर्जा से कम होती है। रासायनिक बंधन के निर्माण के पीछे यही प्रेरक शक्ति है।

रासायनिक बंधों की प्रकृति स्थिरवैद्युत होती है, क्योंकि परमाणु आवेशित कणों का एक संग्रह है, जिसके बीच आकर्षण और प्रतिकर्षण बल कार्य करते हैं, जो संतुलन में आ जाते हैं।

बाहरी पर स्थित अयुग्मित इलेक्ट्रॉन परमाणु कक्षक(या तैयार इलेक्ट्रॉन जोड़े) - वैलेंस इलेक्ट्रॉन। वे कहते हैं कि बांड के निर्माण के दौरान, इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप परमाणुओं के नाभिक के बीच एक क्षेत्र होता है जहां दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों को खोजने की संभावना अधिकतम होती है।

एस, पी - तत्व	डी - तत्व
संयोजकता इलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर हैं उदाहरण के लिए, एच +1) 1 इ 1एस 1 1 संयोजकता इलेक्ट्रॉन ओ+8) 2ई) 6 इ 1s 2 2s 2 2p 4 बाहरी स्तर पूरा नहीं हुआ - 6 संयोजकता इलेक्ट्रॉन	संयोजकता इलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर हैं औरd पूर्व-बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन हैं उदाहरण के लिए , सीआर +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 संयोजकता इलेक्ट्रॉन (5e + 1e)

रासायनिक बंध - यह परमाणुओं की परस्पर क्रिया है, जो इलेक्ट्रॉनों के आदान-प्रदान द्वारा की जाती है।

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो परमाणु एक स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन (या दो-इलेक्ट्रॉन - एच, हे) बाहरी आवरण प्राप्त करते हैं, जो निकटतम अक्रिय गैस परमाणु की संरचना के अनुरूप होता है, अर्थात। अपने बाहरी स्तर को पूरा करें।

रासायनिक बंधों का वर्गीकरण।

1. रासायनिक बंधन गठन के तंत्र के अनुसार।

एक) लेन देन जब बंधन बनाने वाले दोनों परमाणु इसके लिए अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रदान करते हैं।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन अणु H2 और क्लोरीन Cl2 का निर्माण:

बी) दाता स्वीकर्ता , जब एक परमाणु एक बंधन बनाने के लिए इलेक्ट्रॉनों (दाता) की एक तैयार जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु एक खाली मुक्त कक्षीय प्रदान करता है।

उदाहरण के लिए, अमोनियम आयन (NH 4) + (आवेशित कण) का बनना:

2. जिस तरह से इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स ओवरलैप करते हैं।

एक) σ - कनेक्शन (सिग्मा), जब अतिव्यापन अधिकतम परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा पर होता है।

उदाहरण के लिए,

एच 2 (एस-एस)

सीएल 2 (पी-पी)

एचसीएलσ(एस-पी)

बी) π - कनेक्शन (पीआई), यदि अतिव्यापन अधिकतम परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा पर नहीं है।

3. पूर्ण इलेक्ट्रॉन कोश प्राप्त करने की विधि के अनुसार।

प्रत्येक परमाणु अपने बाह्य को पूर्ण करने का प्रयास करता है इलेक्ट्रॉन कवच, जबकि इस अवस्था को प्राप्त करने के कई तरीके हो सकते हैं।

तुलना चिह्न	सहसंयोजक		ईओण का	धातु
	गैर-ध्रुवीय	ध्रुवीय
पूर्ण इलेक्ट्रॉन शेल कैसे प्राप्त किया जाता है?	इलेक्ट्रॉनों का समाजीकरण	इलेक्ट्रॉनों का समाजीकरण	इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण, आयनों का निर्माण (आवेशित कण)।	क्राइस्ट में सभी परमाणुओं द्वारा इलेक्ट्रॉनों का समाजीकरण। जाली
क्या परमाणु शामिल हैं?	नेमेथ - नेमेथ ईओ = ईओ	1) नेमेथ-नेमेथ 1 2) मेथ-नेमेथ ईओ < ЭО	मेथ+ [सुन्न] - ईओ << ईओ	साइटों में धनायनित धातु परमाणु होते हैं। इंटरस्टीशियल स्पेस में स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉनों द्वारा संचार किया जाता है।
∆सी = ईओ 1 - ईओ 2		< 1,7	> 1,7
उदाहरण	साधारण पदार्थ अधातु हैं।

एक आयनिक रासायनिक बंधन एक बंधन है जो रासायनिक तत्वों (सकारात्मक या नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों) के परमाणुओं के बीच बनता है। तो एक आयनिक बंधन क्या है, और यह कैसे बनता है?

आयनिक रासायनिक बंधन की सामान्य विशेषताएं

आयन आवेशित कण होते हैं जो परमाणु तब बनते हैं जब वे इलेक्ट्रॉनों को दान या स्वीकार करते हैं। वे एक-दूसरे के प्रति काफी दृढ़ता से आकर्षित होते हैं, यही कारण है कि इस प्रकार के बंधन वाले पदार्थों में उच्च क्वथनांक और गलनांक होते हैं।

चावल। 1. आयन।

एक आयनिक बंधन असमान आयनों के बीच उनके इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण एक रासायनिक बंधन है। इसे सहसंयोजक बंधन का सीमित मामला माना जा सकता है, जब बाध्य परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर इतना अधिक होता है कि आवेशों का पूर्ण पृथक्करण होता है।

चावल। 2. आयनिक रासायनिक बंधन।

आमतौर पर यह माना जाता है कि ईसी> 1.7 होने पर बांड एक इलेक्ट्रॉनिक चरित्र प्राप्त कर लेता है।

वैद्युतीयऋणात्मकता मान में अंतर जितना अधिक होता है, तत्व एक-दूसरे से जितने दूर स्थित होते हैं आवधिक प्रणालीअवधि के अनुसार। यह कनेक्शन धातुओं और गैर-धातुओं की विशेषता है, विशेष रूप से सबसे दूरस्थ समूहों में स्थित, उदाहरण के लिए, I और VII।

उदाहरण: टेबल नमक, सोडियम क्लोराइड NaCl:

चावल। 3. सोडियम क्लोराइड के आयनिक रासायनिक बंधन की योजना।

आयनिक बंधन क्रिस्टल में मौजूद होता है, इसमें ताकत, लंबाई होती है, लेकिन यह संतृप्त नहीं होता है और निर्देशित नहीं होता है। आयनिक बंधन केवल के लिए विशेषता है जटिल पदार्थजैसे लवण, क्षार, कुछ धातु ऑक्साइड। गैसीय अवस्था में ऐसे पदार्थ आयनिक अणुओं के रूप में मौजूद होते हैं।

विशिष्ट धातुओं और अधातुओं के बीच एक आयनिक रासायनिक बंधन बनता है। में इलेक्ट्रॉन जरूरधातु से अधातु तक, आयन बनाते हैं। नतीजतन, एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बनता है, जिसे आयनिक बंधन कहा जाता है।

वास्तव में, एक पूरी तरह से आयनिक बंधन नहीं होता है। तथाकथित आयनिक बंधन आंशिक रूप से आयनिक, आंशिक रूप से सहसंयोजक है। हालांकि, जटिल आणविक आयनों के बंधन को आयनिक माना जा सकता है।

आयनिक बंधन गठन के उदाहरण

आयनिक बंधन के निर्माण के कई उदाहरण हैं:

• कैल्शियम और फ्लोरीन की परस्पर क्रिया

सीए 0 (परमाणु) -2e \u003d सीए 2 + (आयन)

कैल्शियम के लिए दो इलेक्ट्रॉनों का दान करना लापता लोगों को प्राप्त करने की तुलना में आसान है।

एफ 0 (परमाणु) + 1e \u003d एफ- (आयन)

- फ्लोरीन, इसके विपरीत, सात इलेक्ट्रॉन देने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार करना आसान है।

आइए, गठित आयनों के आवेशों के बीच अल्पतम उभयनिष्ठ गुणज ज्ञात करें। यह 2 के बराबर है। आइए फ्लोरीन परमाणुओं की संख्या निर्धारित करें जो कैल्शियम परमाणु से दो इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करेंगे: 2: 1 = 2. 4.

आइए एक आयनिक रासायनिक बंधन के लिए एक सूत्र बनाएं:

सीए 0 +2एफ 0 →सीए 2 +एफ-2।

• सोडियम और ऑक्सीजन की परस्पर क्रिया

4.3. प्राप्त कुल रेटिंग: 318।

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आप जानते हैं कि परमाणु आपस में संयोग करके सरल और जटिल दोनों प्रकार के पदार्थ बना सकते हैं। इस मामले में, विभिन्न प्रकार के रासायनिक बंधन बनते हैं: आयनिक, सहसंयोजक (गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय), धातु और हाइड्रोजन।तत्वों के परमाणुओं के सबसे आवश्यक गुणों में से एक, जो यह निर्धारित करता है कि उनके बीच किस प्रकार का बंधन बनता है - आयनिक या सहसंयोजक, - वैद्युतीयऋणात्मकता है, अर्थात्। एक यौगिक में परमाणुओं की अपनी ओर इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता।

सशर्त मात्रा का ठहराववैद्युतीयऋणात्मकता पैमाना सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता का पैमाना देता है।

अवधियों में, तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी की वृद्धि के लिए एक सामान्य प्रवृत्ति होती है, और समूहों में - उनकी गिरावट। इलेक्ट्रोनगेटिविटी तत्वों को एक पंक्ति में व्यवस्थित किया जाता है, जिसके आधार पर तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी की तुलना करना संभव है अलग अवधि.

रासायनिक बंधन का प्रकार इस बात पर निर्भर करता है कि तत्वों के कनेक्टिंग परमाणुओं के इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों में कितना बड़ा अंतर है। बंधन बनाने वाले तत्वों के परमाणु विद्युत् ऋणात्मकता में जितने अधिक भिन्न होते हैं, रासायनिक बंधन उतना ही अधिक ध्रुवीय होता है। रासायनिक बंधों के प्रकारों के बीच एक तेज सीमा खींचना असंभव है। अधिकांश यौगिकों में, रासायनिक बंधन का प्रकार मध्यवर्ती होता है; उदाहरण के लिए, एक अत्यधिक ध्रुवीय सहसंयोजक रासायनिक बंधन एक आयनिक बंधन के करीब है। इस बात पर निर्भर करते हुए कि रासायनिक बंधन प्रकृति में किस सीमित मामले के करीब है, इसे या तो आयनिक या सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के रूप में संदर्भित किया जाता है।

आयोनिक बंध।

एक आयनिक बंधन परमाणुओं की बातचीत से बनता है जो इलेक्ट्रोनगेटिविटी में एक दूसरे से तेजी से भिन्न होते हैं।उदाहरण के लिए, विशिष्ट धातु लिथियम (Li), सोडियम (Na), पोटेशियम (K), कैल्शियम (Ca), स्ट्रोंटियम (Sr), बेरियम (Ba) विशिष्ट गैर-धातुओं, मुख्य रूप से हैलोजन के साथ एक आयनिक बंधन बनाते हैं।

क्षार धातु के हैलाइड के अलावा, क्षार और लवण जैसे यौगिकों में भी आयनिक बंधन बनते हैं। उदाहरण के लिए, सोडियम हाइड्रॉक्साइड (NaOH) और सोडियम सल्फेट (Na 2 SO 4) में आयोनिक बांडकेवल सोडियम और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच मौजूद होते हैं (बाकी बंधन सहसंयोजक ध्रुवीय होते हैं)।

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन।

जब परमाणु समान वैद्युतीयऋणात्मकता के साथ परस्पर क्रिया करते हैं, तो अणु एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन के साथ बनते हैं।ऐसा बंधन निम्नलिखित सरल पदार्थों के अणुओं में मौजूद है: एच 2, एफ 2, सीएल 2, ओ 2, एन 2। इन गैसों में रासायनिक बंधन सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के माध्यम से बनते हैं, अर्थात। जब इलेक्ट्रॉन-परमाणु संपर्क के कारण संबंधित इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं, जो तब होता है जब परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं।

पदार्थों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को संकलित करते समय, यह याद रखना चाहिए कि प्रत्येक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी संबंधित इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के परिणामस्वरूप बढ़े हुए इलेक्ट्रॉन घनत्व की एक सशर्त छवि है।

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन।

परमाणुओं की परस्पर क्रिया के दौरान, वैद्युतीयऋणात्मकता के मान भिन्न होते हैं, लेकिन तेजी से नहीं, सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म का एक अधिक विद्युतीय परमाणु में स्थानांतरण होता है।यह अकार्बनिक और कार्बनिक यौगिकों दोनों में पाया जाने वाला सबसे सामान्य प्रकार का रासायनिक बंधन है।

सहसंयोजक बंधनों में पूरी तरह से वे बंधन शामिल होते हैं जो दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बनते हैं, उदाहरण के लिए, हाइड्रोनियम और अमोनियम आयनों में।

धातु कनेक्शन।

धातु आयनों के साथ अपेक्षाकृत मुक्त इलेक्ट्रॉनों की बातचीत के परिणामस्वरूप बनने वाले बंधन को धातु बंधन कहा जाता है।इस प्रकार का बंधन साधारण पदार्थों - धातुओं के लिए विशिष्ट है।

धातु बंधन के गठन की प्रक्रिया का सार इस प्रकार है: धातु परमाणु आसानी से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देते हैं और सकारात्मक चार्ज आयनों में बदल जाते हैं। परमाणु से अलग अपेक्षाकृत मुक्त इलेक्ट्रॉन धनात्मक धातु आयनों के बीच गति करते हैं। उनके बीच एक धात्विक बंधन उत्पन्न होता है, अर्थात, इलेक्ट्रॉन, जैसे थे, धातुओं के क्रिस्टल जाली के सकारात्मक आयनों को सीमेंट करते हैं।

हाइड्रोजन बंध।

एक बंधन जो एक अणु के हाइड्रोजन परमाणुओं और एक अत्यधिक विद्युतीय तत्व के परमाणु के बीच बनता है(ओ, एन, एफ) दूसरे अणु को हाइड्रोजन आबंध कहते हैं।

प्रश्न उठ सकता है: हाइड्रोजन वास्तव में ऐसा विशिष्ट रासायनिक बंधन क्यों बनाता है?

यह द्वारा समझाया गया है परमाणु का आधा घेराबहुत कम हाइड्रोजन। इसके अलावा, जब एक एकल इलेक्ट्रॉन विस्थापित हो जाता है या पूरी तरह से दान कर दिया जाता है, तो हाइड्रोजन अपेक्षाकृत उच्च धनात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है, जिसके कारण एक अणु का हाइड्रोजन विद्युत ऋणात्मक तत्वों के परमाणुओं के साथ परस्पर क्रिया करता है, जिनका आंशिक ऋणात्मक आवेश होता है जो अन्य अणुओं (HF,) का हिस्सा होता है। एच 2 ओ, एनएच 3)।

आइए कुछ उदाहरण देखें। हम आमतौर पर पानी की संरचना का चित्रण करते हैं रासायनिक सूत्रएच 2 ओ। हालांकि, यह पूरी तरह से सटीक नहीं है। पानी की संरचना को सूत्र (H 2 O) n द्वारा निरूपित करना अधिक सही होगा, जहाँ n \u003d 2.3.4, आदि। यह इस तथ्य के कारण है कि व्यक्तिगत पानी के अणु हाइड्रोजन बांड के माध्यम से परस्पर जुड़े हुए हैं।

हाइड्रोजन बांड आमतौर पर डॉट्स द्वारा दर्शाए जाते हैं। यह एक आयनिक या सहसंयोजक बंधन की तुलना में बहुत कमजोर है, लेकिन सामान्य अंतर-आणविक संपर्क से अधिक मजबूत है।

हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति घटते तापमान के साथ पानी की मात्रा में वृद्धि की व्याख्या करती है। यह इस तथ्य के कारण है कि जैसे-जैसे तापमान घटता है, अणु मजबूत होते जाते हैं और इसलिए उनके "पैकिंग" का घनत्व कम होता जाता है।

पढ़ाई करते समय कार्बनिक रसायन शास्त्रनिम्नलिखित प्रश्न भी उठे: अल्कोहल के क्वथनांक संबंधित हाइड्रोकार्बन की तुलना में बहुत अधिक क्यों होते हैं? यह इस तथ्य से समझाया गया है कि अल्कोहल के अणुओं के बीच हाइड्रोजन बांड भी बनते हैं।

अल्कोहल के क्वथनांक में वृद्धि उनके अणुओं के बढ़ने के कारण भी होती है।

हाइड्रोजन बॉन्डिंग भी कई अन्य की विशेषता है कार्बनिक यौगिक(फिनोल, कार्बोक्जिलिक एसिडऔर आदि।)। कार्बनिक रसायन विज्ञान और सामान्य जीव विज्ञान के पाठ्यक्रमों से, आप जानते हैं कि हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति प्रोटीन की माध्यमिक संरचना, डीएनए के दोहरे हेलिक्स की संरचना, यानी पूरकता की घटना की व्याख्या करती है।

रासायनिक बंधन - एक अणु या आणविक यौगिक में परमाणुओं के बीच एक बंधन जो एक परमाणु से दूसरे में इलेक्ट्रॉनों के हस्तांतरण या दोनों परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे के परिणामस्वरूप होता है।

कई प्रकार के रासायनिक बंधन हैं: सहसंयोजक, आयनिक, धातु, हाइड्रोजन।

सहसंयोजक बंधन (अक्षांश। सह - एक साथ + वैलेंस - वैध)

विनिमय तंत्र (इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी का समाजीकरण) या दाता-स्वीकर्ता तंत्र (दाता इलेक्ट्रॉनों और मुक्त स्वीकर्ता कक्षीय) द्वारा दो परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन उत्पन्न होता है।

सरल पदार्थों के अणुओं में परमाणु एक सहसंयोजक बंधन (Cl 2, Br 2, O 2) से जुड़े होते हैं, कार्बनिक पदार्थ(सी 2 एच 2), और साथ ही, सामान्य स्थिति में, एक अधातु और एक अन्य अधातु (एनएच 3, एच 2 ओ, एचबीआर) के परमाणुओं के बीच।

यदि सहसंयोजक बंधन बनाने वाले परमाणुओं में समान विद्युतीयता मान होते हैं, तो उनके बीच के बंधन को सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन कहा जाता है। ऐसे अणुओं में कोई "ध्रुव" नहीं होता है - इलेक्ट्रॉन घनत्व समान रूप से वितरित किया जाता है। उदाहरण: Cl 2 , O 2 , H 2 , N 2 , I 2 ।

यदि सहसंयोजक बंधन बनाने वाले परमाणुओं में अलग-अलग वैद्युतीयऋणात्मकता मान होते हैं, तो उनके बीच के बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय कहा जाता है। ऐसे अणुओं में एक "ध्रुव" होता है - इलेक्ट्रॉन घनत्व को अधिक विद्युतीय तत्व में स्थानांतरित कर दिया जाता है। उदाहरण: एचसीएल, एचबीआर, एचआई, एनएच 3, एच 2 ओ।

एक सहसंयोजक बंधन एक विनिमय तंत्र द्वारा बनाया जा सकता है - एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी का समाजीकरण। इस मामले में, प्रत्येक परमाणु एक बंधन बनाने में "समान रूप से" निवेश किया जाता है। उदाहरण के लिए, दो नाइट्रोजन परमाणु जो एक एन 2 अणु बनाते हैं, एक बंधन बनाने के लिए बाहरी स्तर से प्रत्येक को 3 इलेक्ट्रॉन देते हैं।

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र है, जिसमें एक परमाणु एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन जोड़े के दाता के रूप में कार्य करता है। एक अन्य परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों को खर्च नहीं करता है, लेकिन इस इलेक्ट्रॉन जोड़े के लिए केवल एक कक्षीय (कोशिका) प्रदान करता है।

• NH 4+ - अमोनियम आयन में
• NH 4 + Cl, NH 4 + Br - अमोनियम आयन के अंदर इसके सभी लवणों में
• NO3 - - नाइट्रेट आयन में
• KNO 3 , LiNO 3 - सभी नाइट्रेट्स में नाइट्रेट आयन के अंदर
• ओ 3 - ओजोन
• एच 3 ओ + - हाइड्रोनियम आयन
• सीओ - कार्बन मोनोऑक्साइड
• के, ना 2 - सभी जटिल लवणों में कम से कम एक सहसंयोजक बंधन होता है जो दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार उत्पन्न होता है

आयोनिक बंध

आयनिक बंधन रासायनिक बंधन के प्रकारों में से एक है, जो विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन पर आधारित है।

सबसे आम मामले में, एक विशिष्ट धातु और एक विशिष्ट गैर-धातु के बीच एक आयनिक बंधन बनता है। उदाहरण:

NaF, CaCl 2 , MgF 2 , Li 2 S, BaO, RbI।

एक बड़ा सुराग घुलनशीलता तालिका है, क्योंकि सभी लवणों में आयनिक बंधन होते हैं: CaSO 4 , Na 3 PO 4 । अमोनियम आयन भी कोई अपवाद नहीं है; अमोनियम केशन और विभिन्न आयनों के बीच आयनिक बंधन बनते हैं, उदाहरण के लिए, यौगिकों में: NH 4 I, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4।

अक्सर रसायन शास्त्र में एक अणु के भीतर कई बंधन होते हैं। उदाहरण के लिए, अमोनियम फॉस्फेट पर विचार करें, जो इस अणु के भीतर प्रत्येक बंधन के प्रकार को दर्शाता है।

एक धातु बंधन एक प्रकार का रासायनिक बंधन है जो धातु के परमाणुओं को एक साथ रखता है। इस प्रकार के बंधन को अलग से अलग किया जाता है, क्योंकि इसका अंतर धातुओं में चालन इलेक्ट्रॉनों की उच्च सांद्रता की उपस्थिति है - "इलेक्ट्रॉन गैस"। स्वभाव से, धातु बंधन सहसंयोजक के करीब है।

धातुओं में इलेक्ट्रॉनों के "बादल" को विभिन्न प्रभावों के तहत गति में सेट किया जा सकता है। यही धातुओं की विद्युत चालकता का कारण बनता है।

हाइड्रोजन बांड - हाइड्रोजन युक्त कुछ अणुओं के बीच बनने वाला एक प्रकार का रासायनिक बंधन। सबसे आम गलतियों में से एक यह मान लेना है कि गैस में ही हाइड्रोजन बांड हैं, हाइड्रोजन - ऐसा बिल्कुल नहीं है।

हाइड्रोजन बांड एक हाइड्रोजन परमाणु और एक अन्य अधिक विद्युतीय परमाणु (O, S, N, C) के बीच होते हैं।

सबसे महत्वपूर्ण विवरण को महसूस करना आवश्यक है: हाइड्रोजन बांड अणुओं के बीच बनते हैं, अंदर नहीं। वे अणुओं के बीच मौजूद हैं:

• H2O
• कार्बनिक अल्कोहल: सी 2 एच 5 ओएच, सी 3 एच 7 ओएच
• कार्बनिक अम्ल: सीएच 3 सीओओएच, सी 2 एच 5 सीओओएच

आंशिक रूप से हाइड्रोजन बांड के कारण, मजबूती से जुड़ा अपवाद है अम्ल गुणहाइड्रोहेलिक एसिड की श्रृंखला में: एचएफ → एचसीएल → एचबीआर → एचआई। फ्लोरीन सबसे अधिक ईओ तत्व है, यह दूसरे अणु के हाइड्रोजन परमाणु को अपनी ओर दृढ़ता से आकर्षित करता है, जिससे एसिड की हाइड्रोजन को विभाजित करने की क्षमता कम हो जाती है और इसकी ताकत कम हो जाती है।

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