5.1. सहसंयोजक बंधन

एक रासायनिक बंधन तब बनता है जब दो या दो से अधिक परमाणु एक साथ आते हैं, यदि उनकी बातचीत के परिणामस्वरूप, सिस्टम की कुल ऊर्जा कम हो जाती है। परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोशों का सबसे स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास उत्कृष्ट गैस परमाणुओं का होता है, जिसमें दो या आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं। अन्य तत्वों के परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश में एक से सात इलेक्ट्रॉन होते हैं, अर्थात। अधूरे हैं. जब एक अणु बनता है, तो परमाणु एक स्थिर दो-इलेक्ट्रॉन या आठ-इलेक्ट्रॉन कोश प्राप्त कर लेते हैं। परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं।

सहसंयोजक दो परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन है, जो इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा बनता है जो एक साथ इन दो परमाणुओं से संबंधित होते हैं।

सहसंयोजक बंधनों के निर्माण के लिए दो तंत्र हैं: विनिमय और दाता-स्वीकर्ता।

5.1.1. सहसंयोजक बंधन निर्माण का विनिमय तंत्र

विनिमय तंत्रसहसंयोजक बंधन का निर्माण विभिन्न परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के कारण होता है। उदाहरण के लिए, जब दो हाइड्रोजन परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो 1s इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स ओवरलैप हो जाते हैं। परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी प्रकट होती है, जो एक साथ दोनों परमाणुओं से संबंधित होती है। इस मामले में, एंटीपैरेलल स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों द्वारा एक रासायनिक बंधन बनता है, चित्र। 5.1.

चावल। 5.1. दो H परमाणुओं से हाइड्रोजन अणु का निर्माण

5.1.2. सहसंयोजक बंधों के निर्माण के लिए दाता-स्वीकर्ता तंत्र

सहसंयोजक बंधन निर्माण के दाता-स्वीकर्ता तंत्र के साथ, इलेक्ट्रॉन जोड़े का उपयोग करके भी बंधन बनाया जाता है। हालाँकि, इस मामले में, एक परमाणु (दाता) अपनी इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु (स्वीकर्ता) अपने मुक्त कक्षक के साथ बंधन के निर्माण में भाग लेता है। दाता-स्वीकर्ता बंधन के कार्यान्वयन का एक उदाहरण हाइड्रोजन धनायन H + के साथ अमोनिया NH 3 की परस्पर क्रिया के दौरान अमोनियम आयन NH 4 + का निर्माण है।

एनएच 3 अणु में, तीन इलेक्ट्रॉन जोड़े तीन एन-एच बांड बनाते हैं, नाइट्रोजन परमाणु से संबंधित चौथा इलेक्ट्रॉन जोड़ा अकेला होता है। यह इलेक्ट्रॉन युग्म एक हाइड्रोजन आयन के साथ एक बंधन बना सकता है जिसमें एक खाली कक्षक होता है। परिणाम अमोनियम आयन NH 4+ है, चित्र। 5.2.

चावल। 5.2. अमोनियम आयन के निर्माण के दौरान दाता-स्वीकर्ता बंधन की उपस्थिति

यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि एनएच 4 + आयन में मौजूद चार सहसंयोजक एन-एच बांड समतुल्य हैं। अमोनियम आयन में दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा गठित बंधन की पहचान करना असंभव है।

5.1.3. ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

यदि एक सहसंयोजक बंधन समान परमाणुओं द्वारा बनता है, तो इलेक्ट्रॉन जोड़ी इन परमाणुओं के नाभिक के बीच समान दूरी पर स्थित होती है। ऐसे सहसंयोजक बंधन को अध्रुवीय कहा जाता है। गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन वाले अणुओं के उदाहरण H2, Cl2, O2, N2, आदि हैं।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के मामले में, साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है। इस प्रकार का बंधन विभिन्न परमाणुओं द्वारा निर्मित अणुओं में साकार होता है। एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन एचसीएल, एचबीआर, सीओ, एनओ, आदि के अणुओं में होता है। उदाहरण के लिए, एचसीएल अणु में एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के गठन को एक आरेख, चित्र द्वारा दर्शाया जा सकता है। 5.3:

चावल। 5.3. HC1 अणु में सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन का निर्माण

विचाराधीन अणु में, इलेक्ट्रॉन जोड़ी को क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित कर दिया जाता है, क्योंकि इसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी (2.83) हाइड्रोजन परमाणु (2.1) की इलेक्ट्रोनगेटिविटी से अधिक है।

5.1.4. द्विध्रुव क्षण और आणविक संरचना

किसी बंधन की ध्रुवता का माप उसका द्विध्रुव आघूर्ण μ है:

μ = ई एल,

कहाँ इ-इलेक्ट्रॉन चार्ज, एल– धनात्मक एवं ऋणात्मक आवेशों के केन्द्रों के बीच की दूरी।

द्विध्रुव आघूर्ण एक सदिश राशि है। "आबंध द्विध्रुव आघूर्ण" और "अणु द्विध्रुव आघूर्ण" की अवधारणाएँ केवल द्विपरमाणुक अणुओं के लिए मेल खाती हैं। किसी अणु का द्विध्रुव आघूर्ण सभी बंधों के द्विध्रुव आघूर्ण के सदिश योग के बराबर होता है। इस प्रकार, एक बहुपरमाणुक अणु का द्विध्रुव आघूर्ण उसकी संरचना पर निर्भर करता है।

उदाहरण के लिए, एक रैखिक CO 2 अणु में, प्रत्येक C-O बंधन ध्रुवीय होता है। हालाँकि, CO 2 अणु आम तौर पर गैर-ध्रुवीय होता है, क्योंकि बंधों के द्विध्रुव क्षण एक दूसरे को रद्द कर देते हैं (चित्र 5.4)। कार्बन डाइऑक्साइड अणु का द्विध्रुव आघूर्ण m = 0 है।

कोणीय H2O अणु में, ध्रुवीय H-O बंधन 104.5 o के कोण पर स्थित होते हैं। दो H-O आबंधों के द्विध्रुव आघूर्णों का सदिश योग समांतर चतुर्भुज के विकर्ण द्वारा व्यक्त किया जाता है (चित्र 5.4)। परिणामस्वरूप, जल अणु m का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य के बराबर नहीं है।

चावल। 5.4. CO 2 और H 2 O अणुओं के द्विध्रुव आघूर्ण

5.1.5. सहसंयोजक बंध वाले यौगिकों में तत्वों की संयोजकता

परमाणुओं की संयोजकता अन्य परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण में भाग लेने वाले अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होती है। बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होने से, एफ 2, एचसीएल, पीबीआर 3 और सीसीएल 4 अणुओं में हैलोजन परमाणु मोनोवैलेंट होते हैं। ऑक्सीजन उपसमूह के तत्वों में बाहरी परत में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए O 2, H 2 O, H 2 S और SCl 2 जैसे यौगिकों में वे द्विसंयोजक होते हैं।

चूँकि, सामान्य सहसंयोजक बंधों के अलावा, दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा अणुओं में एक बंध बनाया जा सकता है, परमाणुओं की संयोजकता एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े और मुक्त इलेक्ट्रॉन कक्षकों की उपस्थिति पर भी निर्भर करती है। संयोजकता का एक मात्रात्मक माप रासायनिक बंधों की संख्या है जिसके माध्यम से एक दिया गया परमाणु अन्य परमाणुओं से जुड़ा होता है।

तत्वों की अधिकतम संयोजकता, एक नियम के रूप में, उस समूह की संख्या से अधिक नहीं हो सकती जिसमें वे स्थित हैं। अपवाद प्रथम समूह Cu, Ag, Au के द्वितीयक उपसमूह के तत्व हैं, जिनके यौगिकों में संयोजकता एक से अधिक है। वैलेंस इलेक्ट्रॉनों में मुख्य रूप से बाहरी परतों के इलेक्ट्रॉन शामिल होते हैं, हालांकि, पार्श्व उपसमूहों के तत्वों के लिए, अंतिम (पूर्व-बाहरी) परतों के इलेक्ट्रॉन भी रासायनिक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं।

5.1.6. सामान्य एवं उत्तेजित अवस्था में तत्वों की संयोजकता

अधिकांश रासायनिक तत्वों की वैधता इस बात पर निर्भर करती है कि ये तत्व सामान्य या उत्तेजित अवस्था में हैं या नहीं। ली परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास: 1s 2 2s 1. बाहरी स्तर पर लिथियम परमाणु में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है, अर्थात। लिथियम मोनोवैलेंट है. त्रिसंयोजक लिथियम प्राप्त करने के लिए 1s इलेक्ट्रॉन के 2p कक्षक में संक्रमण से जुड़ी ऊर्जा के एक बहुत बड़े व्यय की आवश्यकता होती है। यह ऊर्जा व्यय इतना अधिक है कि इसकी भरपाई रासायनिक बंधों के निर्माण के दौरान निकलने वाली ऊर्जा से नहीं होती है। इस संबंध में, कोई त्रिसंयोजक लिथियम यौगिक नहीं हैं।

बेरिलियम उपसमूह एनएस 2 के तत्वों की बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत का विन्यास। इसका मतलब यह है कि एनएस सेल ऑर्बिटल में इन तत्वों की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में विपरीत स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉन होते हैं। बेरिलियम उपसमूह के तत्वों में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, इसलिए सामान्य अवस्था में उनकी संयोजकता शून्य होती है। उत्तेजित अवस्था में बेरिलियम उपसमूह के तत्वों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ns 1 nр 1 है, अर्थात। तत्व ऐसे यौगिक बनाते हैं जिनमें वे द्विसंयोजक होते हैं।

बोरॉन परमाणु की संयोजकता संभावनाएं

आइए जमीनी अवस्था में बोरॉन परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर विचार करें: 1s 2 2s 2 2p 1। जमीनी अवस्था में बोरॉन परमाणु में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है (चित्र 5.5), अर्थात। यह एकसंयोजक है. हालाँकि, बोरान को उन यौगिकों के निर्माण की विशेषता नहीं है जिनमें यह मोनोवैलेंट है। जब एक बोरॉन परमाणु उत्तेजित होता है, तो एक 2s इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक में परिवर्तित हो जाता है (चित्र 5.5)। उत्तेजित अवस्था में एक बोरॉन परमाणु में 3 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और ऐसे यौगिक बना सकते हैं जिनमें इसकी संयोजकता तीन होती है।

चावल। 5.5. सामान्य और उत्तेजित अवस्था में बोरॉन परमाणु की संयोजकता अवस्था

एक ऊर्जा स्तर के भीतर एक परमाणु के उत्तेजित अवस्था में संक्रमण पर खर्च की गई ऊर्जा, एक नियम के रूप में, अतिरिक्त बंधनों के निर्माण के दौरान जारी ऊर्जा से अधिक होती है।

बोरान परमाणु में एक मुक्त 2p कक्षक की उपस्थिति के कारण, यौगिकों में बोरान एक चौथा सहसंयोजक बंधन बना सकता है, जो एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता के रूप में कार्य करता है। चित्र 5.6 दिखाता है कि बीएफ अणु एफ-आयन के साथ कैसे संपर्क करता है, जिसके परिणामस्वरूप -आयन का निर्माण होता है, जिसमें बोरॉन चार सहसंयोजक बंधन बनाता है।

चावल। 5.6. बोरान परमाणु पर चौथे सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए दाता-स्वीकर्ता तंत्र

नाइट्रोजन परमाणु की संयोजकता संभावनाएँ

आइए नाइट्रोजन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करें (चित्र 5.7)।

चावल। 5.7. नाइट्रोजन परमाणु की कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों का वितरण

प्रस्तुत चित्र से स्पष्ट है कि नाइट्रोजन में तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, यह तीन रासायनिक बंध बना सकता है तथा इसकी संयोजकता तीन होती है। नाइट्रोजन परमाणु का उत्तेजित अवस्था में संक्रमण असंभव है, क्योंकि दूसरे ऊर्जा स्तर में डी-ऑर्बिटल्स नहीं होते हैं। उसी समय, नाइट्रोजन परमाणु एक मुक्त कक्षीय (स्वीकर्ता) वाले परमाणु को बाहरी इलेक्ट्रॉनों 2s 2 की एक अकेली इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान कर सकता है। परिणामस्वरूप, नाइट्रोजन परमाणु का चौथा रासायनिक बंधन प्रकट होता है, जैसा कि मामला है, उदाहरण के लिए, अमोनियम आयन में (चित्र 5.2)। इस प्रकार, नाइट्रोजन परमाणु की अधिकतम सहसंयोजकता (बनने वाले सहसंयोजक बंधों की संख्या) चार है। अपने यौगिकों में, नाइट्रोजन, पांचवें समूह के अन्य तत्वों के विपरीत, पेंटावेलेंट नहीं हो सकता है।

फॉस्फोरस, सल्फर और हैलोजन परमाणुओं की संयोजकता संभावनाएं

नाइट्रोजन, ऑक्सीजन और फ्लोरीन के परमाणुओं के विपरीत, तीसरी अवधि में स्थित फॉस्फोरस, सल्फर और क्लोरीन के परमाणुओं में मुक्त 3डी कोशिकाएं होती हैं जिनमें इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित हो सकते हैं। जब फॉस्फोरस परमाणु उत्तेजित होता है (चित्र 5.8), तो इसकी बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर 5 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। परिणामस्वरूप, यौगिकों में फॉस्फोरस परमाणु न केवल त्रि-, बल्कि पंचसंयोजक भी हो सकता है।

चावल। 5.8. उत्तेजित अवस्था में फॉस्फोरस परमाणु के लिए ऑर्बिटल्स में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का वितरण

उत्तेजित अवस्था में, सल्फर, दो की संयोजकता के अलावा, चार और छह की संयोजकता भी प्रदर्शित करता है। इस स्थिति में, 3p और 3s इलेक्ट्रॉन क्रमिक रूप से युग्मित होते हैं (चित्र 5.9)।

चावल। 5.9. उत्तेजित अवस्था में सल्फर परमाणु की संयोजकता संभावनाएँ

उत्तेजित अवस्था में, समूह V के मुख्य उपसमूह के सभी तत्वों के लिए, फ्लोरीन को छोड़कर, पहले p- और फिर s-इलेक्ट्रॉन जोड़े की अनुक्रमिक जोड़ी संभव है। परिणामस्वरूप, ये तत्व ट्राई-, पेंटा- और हेप्टावेलेंट बन जाते हैं (चित्र 5.10)।

चावल। 5.10. उत्तेजित अवस्था में क्लोरीन, ब्रोमीन और आयोडीन परमाणुओं की संयोजकता संभावनाएँ

5.1.7. सहसंयोजक बंधन की लंबाई, ऊर्जा और दिशा

सहसंयोजक बंधन आमतौर पर अधातु परमाणुओं के बीच बनते हैं। सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं लंबाई, ऊर्जा और दिशा हैं।

सहसंयोजक बंधन की लंबाई

एक बंधन की लंबाई इस बंधन को बनाने वाले परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी है। यह प्रायोगिक भौतिक विधियों द्वारा निर्धारित किया जाता है। बांड की लंबाई का अनुमान योगात्मकता नियम का उपयोग करके लगाया जा सकता है, जिसके अनुसार एबी अणु में बांड की लंबाई अणु ए 2 और बी 2 में बांड की लंबाई के योग के लगभग आधे के बराबर है:

.

तत्वों की आवधिक प्रणाली के उपसमूहों के साथ ऊपर से नीचे तक, रासायनिक बंधन की लंबाई बढ़ जाती है, क्योंकि इस दिशा में परमाणुओं की त्रिज्या बढ़ती है (सारणी 5.1)। जैसे-जैसे बांड बहुलता बढ़ती है, इसकी लंबाई कम होती जाती है।

तालिका 5.1.

कुछ रासायनिक बंधों की लंबाई

संचार ऊर्जा

बंधन शक्ति का एक माप बंधन ऊर्जा है। संचार ऊर्जाकिसी बंधन को तोड़ने और उस बंधन को बनाने वाले परमाणुओं को एक दूसरे से अनंत रूप से बड़ी दूरी पर हटाने के लिए आवश्यक ऊर्जा द्वारा निर्धारित किया जाता है। सहसंयोजक बंधन बहुत मजबूत होता है। इसकी ऊर्जा कई दसियों से लेकर कई सौ kJ/mol तक होती है। उदाहरण के लिए, IСl 3 अणु के लिए, Ebond ≈40 है, और N 2 और CO अणुओं के लिए Ebond ≈1000 kJ/mol है।

तत्वों की आवधिक प्रणाली के उपसमूहों के साथ ऊपर से नीचे तक, रासायनिक बंधन की ऊर्जा कम हो जाती है, क्योंकि इस दिशा में बंधन की लंबाई बढ़ जाती है (सारणी 5.1)। जैसे-जैसे बांड बहुलता बढ़ती है, इसकी ऊर्जा बढ़ती है (तालिका 5.2)।

तालिका 5.2.

कुछ रासायनिक बंधों की ऊर्जाएँ

सहसंयोजक बंधों की संतृप्ति और दिशात्मकता

सहसंयोजक बंधन का सबसे महत्वपूर्ण गुण इसकी संतृप्ति और दिशात्मकता है। संतृप्तता को परमाणुओं की सीमित संख्या में सहसंयोजक बंधन बनाने की क्षमता के रूप में परिभाषित किया जा सकता है। इस प्रकार, एक कार्बन परमाणु केवल चार सहसंयोजक बंधन बना सकता है, और एक ऑक्सीजन परमाणु दो बना सकता है। एक परमाणु द्वारा बनाए जा सकने वाले सामान्य सहसंयोजक बंधों की अधिकतम संख्या (दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा निर्मित बंधों को छोड़कर) अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है।

सहसंयोजक बंधनों में एक स्थानिक अभिविन्यास होता है, क्योंकि एकल बंधन के निर्माण के दौरान कक्षाओं का ओवरलैप परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के साथ होता है। किसी अणु के इलेक्ट्रॉन कक्षकों की स्थानिक व्यवस्था उसकी ज्यामिति निर्धारित करती है। रासायनिक बंधों के बीच के कोणों को बंध कोण कहा जाता है।

सहसंयोजक बंधन की संतृप्ति और दिशात्मकता इस बंधन को आयनिक बंधन से अलग करती है, जो सहसंयोजक बंधन के विपरीत, असंतृप्त और गैर-दिशात्मक है।

एच 2 ओ और एनएच 3 अणुओं की स्थानिक संरचना

आइए एच 2 ओ और एनएच 3 अणुओं के उदाहरण का उपयोग करके सहसंयोजक बंधन की दिशा पर विचार करें।

H2O अणु एक ऑक्सीजन परमाणु और दो हाइड्रोजन परमाणुओं से बनता है। ऑक्सीजन परमाणु में दो अयुग्मित पी इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो एक दूसरे से समकोण पर स्थित दो कक्षाओं पर कब्जा कर लेते हैं। हाइड्रोजन परमाणुओं में अयुग्मित 1s इलेक्ट्रॉन होते हैं। पी-इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित बंधों के बीच का कोण पी-इलेक्ट्रॉनों की कक्षाओं के बीच के कोण के करीब होना चाहिए। हालाँकि, प्रयोगात्मक रूप से, यह पाया गया कि पानी के अणु में O-H बांड के बीच का कोण 104.50 है। 90° के कोण की तुलना में कोण में वृद्धि को हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच कार्य करने वाले प्रतिकारक बलों द्वारा समझाया जा सकता है, चित्र। 5.11. इस प्रकार, H2O अणु का आकार कोणीय होता है।

नाइट्रोजन परमाणु के तीन अयुग्मित पी-इलेक्ट्रॉन, जिनकी कक्षाएँ तीन परस्पर लंबवत दिशाओं में स्थित हैं, NH 3 अणु के निर्माण में भाग लेते हैं। इसलिए, तीन एन-एच बांड एक दूसरे से 90° के करीब के कोण पर स्थित होने चाहिए (चित्र 5.11)। NH 3 अणु में बंधों के बीच के कोण का प्रायोगिक मान 107.3° है। बंधनों और सैद्धांतिक मूल्यों के बीच के कोणों के बीच का अंतर, पानी के अणु के मामले में, हाइड्रोजन परमाणुओं के पारस्परिक प्रतिकर्षण के कारण होता है। इसके अलावा, प्रस्तुत योजनाएं रासायनिक बंधनों के निर्माण में 2s ऑर्बिटल्स में दो इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी की संभावना को ध्यान में नहीं रखती हैं।

चावल। 5.11. एच 2 ओ (ए) और एनएच 3 (बी) अणुओं में रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स का ओवरलैपिंग

आइए BeC1 2 अणु के गठन पर विचार करें। उत्तेजित अवस्था में बेरिलियम परमाणु में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं: 2s और 2p। यह माना जा सकता है कि बेरिलियम परमाणु को दो बंधन बनाने चाहिए: एक बंधन एस-इलेक्ट्रॉन द्वारा बनाया गया और एक बंधन पी-इलेक्ट्रॉन द्वारा बनाया गया। इन बांडों की अलग-अलग ऊर्जा और अलग-अलग लंबाई होनी चाहिए। इस मामले में BeCl 2 अणु रैखिक नहीं, बल्कि कोणीय होना चाहिए। हालाँकि, अनुभव से पता चलता है कि BeCl 2 अणु की एक रैखिक संरचना होती है और इसमें दोनों रासायनिक बंधन बराबर होते हैं। बीसीएल 3 और सीसीएल 4 अणुओं की संरचना पर विचार करते समय एक समान स्थिति देखी जाती है - इन अणुओं में सभी बंधन समतुल्य हैं। BC1 3 अणु की संरचना चपटी है, CC1 4 की चतुष्फलकीय संरचना है।

BeCl 2, BCl 3 और CCl 4 जैसे अणुओं की संरचना को समझाने के लिए, पॉलिंग और स्लेटर(यूएसए) ने परमाणु कक्षाओं के संकरण की अवधारणा पेश की। उन्होंने कई परमाणु ऑर्बिटल्स, जिनकी ऊर्जा में बहुत अधिक अंतर नहीं है, को समान संख्या में समतुल्य ऑर्बिटल्स से बदलने का प्रस्ताव रखा, जिन्हें हाइब्रिड कहा जाता है। ये हाइब्रिड ऑर्बिटल्स उनके रैखिक संयोजन के परिणामस्वरूप परमाणु ऑर्बिटल्स से बने होते हैं।

एल पॉलिंग के अनुसार, जब रासायनिक बंधन एक परमाणु द्वारा एक परत में विभिन्न प्रकार के इलेक्ट्रॉनों से बनते हैं और इसलिए, उनकी ऊर्जा में बहुत भिन्न नहीं होते हैं (उदाहरण के लिए, एस और पी), तो ऑर्बिटल्स के विन्यास को बदलना संभव है विभिन्न प्रकार के, जिनमें आकार और ऊर्जा में उनका संरेखण होता है। परिणामस्वरूप, संकर कक्षाएँ बनती हैं जिनका आकार असममित होता है और वे नाभिक के एक तरफ अत्यधिक लम्बे होते हैं। इस बात पर जोर देना महत्वपूर्ण है कि संकरण मॉडल का उपयोग तब किया जाता है जब विभिन्न प्रकार के इलेक्ट्रॉन, उदाहरण के लिए एस और पी, बांड के निर्माण में शामिल होते हैं।

5.1.8.2. विभिन्न प्रकार के परमाणु कक्षीय संकरण

एसपी संकरण

एक का संकरण एस- और एक आर- ऑर्बिटल्स ( एसपी- संकरण)उदाहरण के लिए, बेरिलियम क्लोराइड के निर्माण के दौरान इसका एहसास होता है। जैसा कि ऊपर दिखाया गया है, उत्तेजित अवस्था में, एक Be परमाणु में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से एक 2s कक्षक पर कब्जा कर लेता है, और दूसरा 2p कक्षक पर कब्जा कर लेता है। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो ये दो अलग-अलग ऑर्बिटल्स दो समान हाइब्रिड ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, जो एक दूसरे से 180° के कोण पर निर्देशित होते हैं (चित्र 5.12)। दो संकर कक्षकों की रैखिक व्यवस्था एक दूसरे से उनके न्यूनतम प्रतिकर्षण से मेल खाती है। परिणामस्वरूप, BeCl 2 अणु की एक रैखिक संरचना होती है - सभी तीन परमाणु एक ही रेखा पर स्थित होते हैं।

चावल। 5.12. BeCl 2 अणु के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉन कक्षीय ओवरलैप का आरेख

एसिटिलीन अणु की संरचना; सिग्मा और पीआई बांड

आइए एसिटिलीन अणु के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के आरेख पर विचार करें। एसिटिलीन अणु में, प्रत्येक कार्बन परमाणु एक एसपी-हाइब्रिड अवस्था में होता है। दो एसपी-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स एक दूसरे से 1800 के कोण पर स्थित हैं; वे कार्बन परमाणुओं के बीच एक σ बंधन और हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ दो σ बंधन बनाते हैं (चित्र 5.13)।

चावल। 5.13. एसिटिलीन अणु में एस-बॉन्ड के गठन की योजना

σ बंधन एक बंधन है जो परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के साथ इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के ओवरलैपिंग के परिणामस्वरूप बनता है।

एसिटिलीन अणु में प्रत्येक कार्बन परमाणु में दो और पी-इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो σ बांड के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं। इन इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉन बादल परस्पर लंबवत विमानों में स्थित होते हैं और, एक दूसरे को ओवरलैप करते हुए, गैर-संकर के पार्श्व ओवरलैप के कारण कार्बन परमाणुओं के बीच दो और π बंधन बनाते हैं। आर-बादल (चित्र 5.14)।

π बंधन एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन है जो परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के दोनों ओर इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि के परिणामस्वरूप बनता है।

चावल। 5.14. एसिटिलीन अणु में σ - और π - बंधों के निर्माण की योजना।

इस प्रकार, एसिटिलीन अणु में, कार्बन परमाणुओं के बीच एक ट्रिपल बॉन्ड बनता है, जिसमें एक σ - बॉन्ड और दो π - बॉन्ड होते हैं; σ -बॉन्ड π-बॉन्ड से अधिक मजबूत होते हैं।

sp2 संकरण

बीसीएल 3 अणु की संरचना को निम्नलिखित के रूप में समझाया जा सकता है एसपी 2-संकरण. बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर उत्तेजित अवस्था में एक बोरॉन परमाणु में एक एस-इलेक्ट्रॉन और दो पी-इलेक्ट्रॉन होते हैं, यानी। तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन. इन तीन इलेक्ट्रॉन बादलों को तीन समतुल्य संकर कक्षाओं में परिवर्तित किया जा सकता है। तीन संकर कक्षकों का एक दूसरे से न्यूनतम प्रतिकर्षण एक दूसरे से 120° के कोण पर एक ही तल में उनके स्थान से मेल खाता है (चित्र 5.15)। इस प्रकार, बीसीएल 3 अणु का आकार चपटा होता है।

चावल। 5.15. बीसीएल 3 अणु की सपाट संरचना

एसपी 3 - संकरण

कार्बन परमाणु के वैलेंस ऑर्बिटल्स (s, р x, р y, р z) को चार समतुल्य हाइब्रिड ऑर्बिटल्स में परिवर्तित किया जा सकता है, जो एक दूसरे से 109.5 o के कोण पर अंतरिक्ष में स्थित होते हैं और टेट्राहेड्रोन के शीर्षों की ओर निर्देशित होते हैं। , जिसके केंद्र में कार्बन परमाणु का केंद्रक है (चित्र 5.16)।

चावल। 5.16. मीथेन अणु की टेट्राहेड्रल संरचना

5.1.8.3. संकरण में एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म शामिल होते हैं

संकरण मॉडल का उपयोग अणुओं की संरचना को समझाने के लिए किया जा सकता है, जिसमें बंधन के अलावा, इलेक्ट्रॉनों के अकेले जोड़े भी होते हैं। पानी और अमोनिया अणुओं में, केंद्रीय परमाणु (O और N) के इलेक्ट्रॉन जोड़े की कुल संख्या चार है। एक ही समय में, पानी के अणु में दो और अमोनिया के अणु में इलेक्ट्रॉनों का एक अकेला जोड़ा होता है। इन अणुओं में रासायनिक बंधों के निर्माण को यह मानकर समझाया जा सकता है कि इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े संकर कक्षाएँ भी भर सकते हैं। एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े बंधन वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े की तुलना में अंतरिक्ष में बहुत अधिक जगह घेरते हैं। एकाकी और आबंधित इलेक्ट्रॉन युग्मों के बीच होने वाले प्रतिकर्षण के परिणामस्वरूप, पानी और अमोनिया अणुओं में आबंध कोण कम हो जाते हैं, जो 109.5 o से कम हो जाते हैं।

चावल। 5.17. एसपी 3 - एच 2 ओ (ए) और एनएच 3 (बी) अणुओं में अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े को शामिल करते हुए संकरण

5.1.8.4. संकरण के प्रकार की स्थापना और अणुओं की संरचना का निर्धारण

संकरण के प्रकार और, परिणामस्वरूप, अणुओं की संरचना को स्थापित करने के लिए, निम्नलिखित नियमों का उपयोग किया जाना चाहिए।

1. केंद्रीय परमाणु के संकरण का प्रकार, जिसमें इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े नहीं होते हैं, सिग्मा बांड की संख्या से निर्धारित होता है। यदि ऐसे दो बंधन हैं, तो एसपी-संकरण होता है, तीन - एसपी 2-संकरण, चार - एसपी 3-संकरण होता है। बेरिलियम, बोरॉन, कार्बन, सिलिकॉन, यानी के परमाणुओं द्वारा गठित अणुओं में अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े (दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा गठित बांड की अनुपस्थिति में) अनुपस्थित हैं। मुख्य उपसमूहों II-IV समूहों के तत्वों में।

2. यदि केंद्रीय परमाणु में एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े हैं, तो संकर कक्षकों की संख्या और संकरण का प्रकार सिग्मा बंधों की संख्या और एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या के योग से निर्धारित होता है। नाइट्रोजन, फास्फोरस, ऑक्सीजन, सल्फर, यानी के परमाणुओं द्वारा गठित अणुओं में एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े से युक्त संकरण होता है। समूह V और VI के मुख्य उपसमूहों के तत्व।

3. अणुओं का ज्यामितीय आकार केंद्रीय परमाणु के संकरण के प्रकार से निर्धारित होता है (सारणी 5.3)।

तालिका 5.3.

बंधन कोण, संकर कक्षाओं की संख्या और केंद्रीय परमाणु के संकरण के प्रकार के आधार पर अणुओं का ज्यामितीय आकार

5.2. आयोनिक बंध

आयनिक बंधन विपरीत रूप से आवेशित आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के माध्यम से होता है। ये आयन एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण के परिणामस्वरूप बनते हैं। एक आयनिक बंधन उन परमाणुओं के बीच बनता है जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी में बड़ा अंतर होता है (आमतौर पर पॉलिंग स्केल पर 1.7 से अधिक), उदाहरण के लिए, क्षार धातु और हैलोजन परमाणुओं के बीच।

आइए NaCl के गठन के उदाहरण का उपयोग करके एक आयनिक बंधन की घटना पर विचार करें। परमाणुओं Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 और Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों से यह स्पष्ट है कि बाहरी स्तर को पूरा करने के लिए सोडियम परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन छोड़ना आसान होता है। सात जोड़ने की तुलना में, और क्लोरीन परमाणु के लिए सात छोड़ने की तुलना में एक जोड़ना आसान है। रासायनिक प्रतिक्रियाओं में, सोडियम परमाणु एक इलेक्ट्रॉन छोड़ता है, और क्लोरीन परमाणु इसे लेता है। परिणामस्वरूप, सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोश उत्कृष्ट गैसों के स्थिर इलेक्ट्रॉनिक कोश में बदल जाते हैं (सोडियम धनायन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास Na + 1s 2 2s 2 2p 6 है, और क्लोरीन आयन सीएल का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). आयनों की इलेक्ट्रोस्टैटिक अंतःक्रिया से NaCl अणु का निर्माण होता है।

आयनिक बंधों की बुनियादी विशेषताएं और आयनिक यौगिकों के गुण

1. आयनिक बंधन एक मजबूत रासायनिक बंधन है। इस बंधन की ऊर्जा 300 - 700 kJ/mol के क्रम पर है।

2. सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयनिक बंधन है गैर दिशात्मक, चूँकि एक आयन किसी भी दिशा में विपरीत चिन्ह के आयनों को अपनी ओर आकर्षित कर सकता है।

3. सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयनिक बंधन है असंतृप्त, चूंकि विपरीत चिह्न के आयनों की परस्पर क्रिया से उनके बल क्षेत्रों की पूर्ण पारस्परिक क्षतिपूर्ति नहीं होती है।

4. आयनिक बंधन वाले अणुओं के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण नहीं होता है, इसलिए प्रकृति में सौ प्रतिशत आयनिक बंधन मौजूद नहीं होते हैं। NaCl अणु में, रासायनिक बंधन केवल 80% आयनिक है।

5. आयनिक बंध वाले यौगिक क्रिस्टलीय ठोस होते हैं जिनका गलनांक और क्वथनांक उच्च होते हैं।

6. अधिकांश आयनिक यौगिक पानी में घुलनशील होते हैं। आयनिक यौगिकों के विलयन और पिघलने से विद्युत धारा प्रवाहित होती है।

5.3. धातु कनेक्शन

बाहरी ऊर्जा स्तर पर धातु परमाणुओं में कम संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। चूँकि धातु परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जा कम होती है, इन परमाणुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को कमजोर रूप से बनाए रखा जाता है। परिणामस्वरूप, धातुओं के क्रिस्टल जाली में धनावेशित आयन और मुक्त इलेक्ट्रॉन दिखाई देते हैं। इस मामले में, धातु के धनायन उनके क्रिस्टल जाली के नोड्स में स्थित होते हैं, और इलेक्ट्रॉन तथाकथित "इलेक्ट्रॉन गैस" बनाने वाले सकारात्मक केंद्रों के क्षेत्र में स्वतंत्र रूप से घूमते हैं। दो धनायनों के बीच एक ऋणावेशित इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति प्रत्येक धनायन को इस इलेक्ट्रॉन के साथ परस्पर क्रिया करने का कारण बनती है। इस प्रकार, धात्विक बंधन धातु क्रिस्टल में सकारात्मक आयनों के बीच का बंधन है, जो पूरे क्रिस्टल में स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण के माध्यम से होता है।

चूँकि किसी धातु में वैलेंस इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल में समान रूप से वितरित होते हैं, एक धातु बंधन, आयनिक बंधन की तरह, एक गैर-दिशात्मक बंधन होता है। सहसंयोजक बंधन के विपरीत, धात्विक बंधन एक असंतृप्त बंधन है। सहसंयोजक बंधन से धातु कनेक्शनयह स्थायित्व में भी भिन्न है। धात्विक बंधन की ऊर्जा सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा से लगभग तीन से चार गुना कम होती है।

इलेक्ट्रॉन गैस की उच्च गतिशीलता के कारण, धातुओं में उच्च विद्युत और तापीय चालकता होती है।

5.4. हाइड्रोजन बंध

यौगिकों एचएफ, एच 2 ओ, एनएच 3 के अणुओं में, दृढ़ता से विद्युतीय तत्व (एच-एफ, एच-ओ, एच-एन) के साथ हाइड्रोजन बंधन होते हैं। अणुओं के बीच ऐसे यौगिक बन सकते हैं अंतरआण्विक हाइड्रोजन बांड. H-O, H-N बंध वाले कुछ कार्बनिक अणुओं में, इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बांड.

हाइड्रोजन बांड निर्माण का तंत्र आंशिक रूप से इलेक्ट्रोस्टैटिक, आंशिक रूप से दाता-स्वीकर्ता प्रकृति का है। इस मामले में, इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता एक दृढ़ता से विद्युतीय तत्व (एफ, ओ, एन) का एक परमाणु है, और स्वीकर्ता इन परमाणुओं से जुड़े हाइड्रोजन परमाणु हैं। सहसंयोजक बंधों की तरह, हाइड्रोजन बंधों की विशेषता होती है केंद्रअंतरिक्ष में और संतृप्ति.

हाइड्रोजन बांड को आमतौर पर बिंदुओं द्वारा दर्शाया जाता है: एच ··· एफ. हाइड्रोजन बंधन जितना मजबूत होगा, साझेदार परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी उतनी ही अधिक होगी और उसका आकार उतना ही छोटा होगा। यह मुख्य रूप से फ्लोरीन यौगिकों, साथ ही ऑक्सीजन, कुछ हद तक नाइट्रोजन और उससे भी कम हद तक क्लोरीन और सल्फर की विशेषता है। हाइड्रोजन बांड की ऊर्जा भी तदनुसार बदलती है (तालिका 5.4)।

तालिका 5.4.

हाइड्रोजन बांड ऊर्जा का औसत मूल्य

अंतरआणविक और अंतराआण्विक हाइड्रोजन बंधन

हाइड्रोजन बांड के लिए धन्यवाद, अणु डिमर और अधिक जटिल सहयोगियों में संयोजित होते हैं। उदाहरण के लिए, फॉर्मिक एसिड डिमर के गठन को निम्नलिखित चित्र (चित्र 5.18) द्वारा दर्शाया जा सकता है।

चावल। 5.18. फॉर्मिक एसिड में अंतर-आणविक हाइड्रोजन बांड का निर्माण

(एच 2 ओ) एन सहयोगियों की लंबी श्रृंखलाएं पानी में दिखाई दे सकती हैं (चित्र 5.19)।

चावल। 5.19. अंतरआण्विक हाइड्रोजन बंधों के कारण तरल जल में सहयोगियों की श्रृंखला का निर्माण

प्रत्येक H2O अणु चार हाइड्रोजन बांड बना सकता है, लेकिन एक HF अणु केवल दो ही बना सकता है।

हाइड्रोजन बांड विभिन्न अणुओं (इंटरमॉलिक्यूलर हाइड्रोजन बॉन्डिंग) और एक अणु के भीतर (इंट्रामोलेक्यूलर हाइड्रोजन बॉन्डिंग) दोनों के बीच हो सकते हैं। कुछ कार्बनिक पदार्थों के लिए इंट्रामोल्युलर बांड के गठन के उदाहरण चित्र में प्रस्तुत किए गए हैं। 5.20.

चावल। 5.20. विभिन्न कार्बनिक यौगिकों के अणुओं में इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बांड का निर्माण

पदार्थों के गुणों पर हाइड्रोजन आबंधन का प्रभाव

अंतरआण्विक हाइड्रोजन बांड के अस्तित्व का सबसे सुविधाजनक संकेतक किसी पदार्थ का क्वथनांक है। पानी का उच्च क्वथनांक (ऑक्सीजन उपसमूह (एच 2 एस, एच 2 से, एच ​​2 टी) के तत्वों के हाइड्रोजन यौगिकों की तुलना में 100 डिग्री सेल्सियस) को हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति से समझाया गया है: अंतर-आणविक को नष्ट करने के लिए अतिरिक्त ऊर्जा खर्च की जानी चाहिए पानी में हाइड्रोजन बंध.

हाइड्रोजन बंधन पदार्थों की संरचना और गुणों को महत्वपूर्ण रूप से प्रभावित कर सकता है। अंतरआण्विक हाइड्रोजन बंधों के अस्तित्व से पदार्थों के गलनांक और क्वथनांक बढ़ जाते हैं। एक इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति के कारण डीऑक्सीराइबोन्यूक्लिक एसिड (डीएनए) अणु पानी में एक डबल हेलिक्स में बदल जाता है।

हाइड्रोजन बंधन भी विघटन प्रक्रियाओं में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है, क्योंकि घुलनशीलता विलायक के साथ हाइड्रोजन बांड बनाने के लिए एक यौगिक की क्षमता पर भी निर्भर करती है। परिणामस्वरूप, ओएच समूह वाले पदार्थ जैसे चीनी, ग्लूकोज, अल्कोहल और कार्बोक्जिलिक एसिड, एक नियम के रूप में, पानी में अत्यधिक घुलनशील होते हैं।

5.5. क्रिस्टल जाली के प्रकार

ठोसों में आमतौर पर क्रिस्टलीय संरचना होती है। वे कण जो क्रिस्टल (परमाणु, आयन या अणु) बनाते हैं, अंतरिक्ष में कड़ाई से परिभाषित बिंदुओं पर स्थित होते हैं, जिससे एक क्रिस्टल जाली बनती है। क्रिस्टल जाली में प्राथमिक कोशिकाएँ होती हैं जो किसी दिए गए जाली की संरचनात्मक विशेषताओं को बनाए रखती हैं। वे बिंदु जिन पर कण स्थित होते हैं, कहलाते हैं क्रिस्टल जाली नोड्स. जाली स्थलों पर स्थित कणों के प्रकार और उनके बीच संबंध की प्रकृति के आधार पर, 4 प्रकार के क्रिस्टल जाली प्रतिष्ठित हैं।

5.5.1. परमाणु क्रिस्टल जाली

परमाणु क्रिस्टल जालकों के नोड्स पर परमाणु सहसंयोजक बंधों द्वारा एक दूसरे से जुड़े होते हैं। जिन पदार्थों में परमाणु जाली होती है उनमें हीरा, सिलिकॉन, कार्बाइड, सिलिसाइड आदि शामिल हैं। परमाणु क्रिस्टल की संरचना में अलग-अलग अणुओं को अलग करना असंभव है; पूरे क्रिस्टल को एक विशाल अणु माना जाता है। हीरे की संरचना चित्र में दिखाई गई है। 5.21. हीरा कार्बन परमाणुओं से बना होता है, जिनमें से प्रत्येक चार पड़ोसी परमाणुओं से बंधा होता है। इस तथ्य के कारण कि सहसंयोजक बंधन मजबूत होते हैं, परमाणु जाली वाले सभी पदार्थ दुर्दम्य, कठोर और कम-वाष्पशील होते हैं। ये पानी में थोड़े घुलनशील होते हैं।

चावल। 5.21. हीरे की क्रिस्टल जाली

5.5.2. आणविक क्रिस्टल जाली

आणविक क्रिस्टल जालकों के नोड्स पर कमजोर अंतर-आण्विक बलों द्वारा एक दूसरे से जुड़े अणु होते हैं। इसलिए, आणविक जाली वाले पदार्थों में कम कठोरता होती है, वे फ्यूज़िबल होते हैं, महत्वपूर्ण अस्थिरता की विशेषता रखते हैं, पानी में थोड़ा घुलनशील होते हैं, और उनके समाधान, एक नियम के रूप में, विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं। आणविक क्रिस्टल जाली वाले बहुत सारे पदार्थ ज्ञात हैं। ये ठोस हाइड्रोजन, क्लोरीन, कार्बन मोनोऑक्साइड (IV) और अन्य पदार्थ हैं जो सामान्य तापमान पर गैसीय अवस्था में होते हैं। अधिकांश क्रिस्टलीय कार्बनिक यौगिकों में एक आणविक जाली होती है।

5.5.3. आयनिक क्रिस्टल जाली

अपने नोड्स पर आयनों से युक्त क्रिस्टल जालक कहलाते हैं ईओण का. वे आयनिक बंध वाले पदार्थों से बनते हैं, उदाहरण के लिए, क्षार धातु हैलाइड। आयनिक क्रिस्टल में, व्यक्तिगत अणुओं को अलग नहीं किया जा सकता है; पूरे क्रिस्टल को एक मैक्रोमोलेक्यूल माना जा सकता है। आयनों के बीच के बंधन मजबूत होते हैं, इसलिए आयनिक जाली वाले पदार्थों में कम अस्थिरता और उच्च गलनांक और क्वथनांक होते हैं। सोडियम क्लोराइड का क्रिस्टल जाली चित्र में दिखाया गया है। 5.22.

चावल। 5.22. सोडियम क्लोराइड की क्रिस्टल जाली

इस चित्र में, हल्की गेंदें Na + आयन हैं, अंधेरे गेंदें Cl-आयन हैं। चित्र में बायीं ओर। चित्र 5.22 NaCl की इकाई कोशिका को दर्शाता है।

5.5.4. धातु क्रिस्टल जाली

ठोस अवस्था में धातुएँ धात्विक क्रिस्टल जालक बनाती हैं। ऐसी जाली के स्थानों में सकारात्मक धातु आयन होते हैं, और वैलेंस इलेक्ट्रॉन उनके बीच स्वतंत्र रूप से घूमते हैं। इलेक्ट्रॉन इलेक्ट्रोस्टैटिक रूप से धनायनों को आकर्षित करते हैं, जिससे धातु की जाली को स्थिरता मिलती है। यह जाली संरचना धातुओं की उच्च तापीय चालकता, विद्युत चालकता और प्लास्टिसिटी को निर्धारित करती है - यांत्रिक विरूपण के दौरान बंधनों का टूटना और क्रिस्टल का विनाश नहीं होता है, क्योंकि इसे बनाने वाले आयन इलेक्ट्रॉन गैस के बादल में तैरते प्रतीत होते हैं। चित्र में. चित्र 5.23 सोडियम क्रिस्टल जाली को दर्शाता है।

चावल। 5.23. सोडियम क्रिस्टल जाली

7.11. सहसंयोजक बंधों वाले पदार्थों की संरचना

वे पदार्थ जिनमें सभी प्रकार के रासायनिक बंधों में से केवल एक सहसंयोजक बंध मौजूद होता है, उन्हें दो असमान समूहों में विभाजित किया जाता है: आणविक (बहुत अधिक) और गैर-आणविक (बहुत कम)।
ठोस आणविक पदार्थों के क्रिस्टल अणुओं के अंतर-आणविक संपर्क की ताकतों द्वारा कमजोर रूप से एक साथ बंधे अणुओं से बने होते हैं। ऐसे क्रिस्टल में उच्च शक्ति और कठोरता (बर्फ या चीनी के बारे में सोचें) नहीं होती है। उनके गलनांक और क्वथनांक भी कम होते हैं (तालिका 22 देखें)।

तालिका 22. कुछ आणविक पदार्थों के गलनांक और क्वथनांक

अपने आणविक समकक्षों के विपरीत, सहसंयोजक बंधन वाले गैर-आणविक पदार्थ बहुत कठोर क्रिस्टल बनाते हैं। हीरे के क्रिस्टल (सबसे कठोर पदार्थ) इसी प्रकार के होते हैं।
हीरे के क्रिस्टल (चित्र 7.5) में, प्रत्येक कार्बन परमाणु चार अन्य कार्बन परमाणुओं से सरल सहसंयोजक बंधों (एसपी 3 संकरण) द्वारा जुड़ा होता है। कार्बन परमाणु एक त्रि-आयामी ढाँचा बनाते हैं। मूलतः संपूर्ण हीरे का क्रिस्टल एक विशाल और बहुत मजबूत अणु है।
रेडियो इलेक्ट्रॉनिक्स और इलेक्ट्रॉनिक इंजीनियरिंग में व्यापक रूप से उपयोग किए जाने वाले सिलिकॉन क्रिस्टल की संरचना समान होती है।
यदि आप क्रिस्टल की रूपरेखा संरचना को परेशान किए बिना हीरे में आधे कार्बन परमाणुओं को सिलिकॉन परमाणुओं से बदल देते हैं, तो आपको सिलिकॉन कार्बाइड SiC का एक क्रिस्टल मिलेगा - यह एक बहुत ही कठोर पदार्थ है जिसका उपयोग अपघर्षक सामग्री के रूप में किया जाता है। साधारण क्वार्ट्ज रेत (सिलिकॉन डाइऑक्साइड) भी इसी प्रकार के क्रिस्टलीय पदार्थ से संबंधित है। क्वार्टज़ एक अत्यंत कठोर पदार्थ है; "एमरी" नाम से इसका उपयोग अपघर्षक पदार्थ के रूप में भी किया जाता है। सिलिकॉन क्रिस्टल में प्रत्येक दो सिलिकॉन परमाणुओं के बीच ऑक्सीजन परमाणुओं को डालकर क्वार्ट्ज संरचना आसानी से प्राप्त की जाती है। इस मामले में, प्रत्येक सिलिकॉन परमाणु चार ऑक्सीजन परमाणुओं से जुड़ा होगा, और प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु दो सिलिकॉन परमाणुओं के साथ जुड़ा होगा।

हीरे, सिलिकॉन, क्वार्ट्ज और इसी तरह की संरचनाओं के क्रिस्टल को परमाणु क्रिस्टल कहा जाता है।
परमाणु क्रिस्टल एक क्रिस्टल होता है जिसमें रासायनिक बंधों से जुड़े एक या अधिक तत्वों के परमाणु होते हैं।
परमाणु क्रिस्टल में एक रासायनिक बंधन सहसंयोजक या धात्विक हो सकता है।
जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, कोई भी परमाणु क्रिस्टल, आयनिक क्रिस्टल की तरह, एक विशाल "सुपरमोलेक्यूल" होता है। ऐसे "सुपरमोलेक्यूल" का संरचनात्मक सूत्र लिखा नहीं जा सकता - आप केवल इसका टुकड़ा दिखा सकते हैं, उदाहरण के लिए:

आणविक पदार्थों के विपरीत, परमाणु क्रिस्टल बनाने वाले पदार्थ सबसे अधिक दुर्दम्य होते हैं (तालिका 23 देखें)।

तालिका 23. कुछ गैर-आणविक पदार्थों के गलनांक और क्वथनांकसाथ सहसंयोजी आबंध

ऐसे उच्च पिघलने वाले तापमान काफी समझ में आते हैं अगर हम याद रखें कि जब ये पदार्थ पिघलते हैं, तो कमजोर अंतर-आणविक बंधन नहीं टूटते हैं, बल्कि मजबूत रासायनिक बंधन टूटते हैं। इसी कारण से, कई पदार्थ जो परमाणु क्रिस्टल बनाते हैं, गर्म होने पर पिघलते नहीं हैं, बल्कि विघटित हो जाते हैं या तुरंत वाष्प अवस्था (उर्ध्वपातन) में बदल जाते हैं, उदाहरण के लिए, ग्रेफाइट 3700 डिग्री सेल्सियस पर उदात्त हो जाता है।

7.12. सहसंयोजक बंधन की ध्रुवता. वैद्युतीयऋणात्मकता

याद रखें कि विभिन्न तत्वों के अलग-अलग परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन छोड़ने और स्वीकार करने की अलग-अलग प्रवृत्ति होती है। ये अंतर सहसंयोजक बंधन के बनने के बाद भी बने रहते हैं। अर्थात्, कुछ तत्वों के परमाणु अन्य तत्वों के परमाणुओं की तुलना में सहसंयोजक बंधन के इलेक्ट्रॉन युग्म को अधिक मजबूती से अपनी ओर आकर्षित करते हैं।

एक अणु पर विचार करें एचसीएल.
इस उदाहरण का उपयोग करते हुए, आइए देखें कि हम मोलर आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन के साधनों का उपयोग करके इलेक्ट्रॉन संचार बादल के विस्थापन का अनुमान कैसे लगा सकते हैं। 1312 kJ/mol, और 1251 kJ/mol - अंतर नगण्य है, लगभग 5%। 73 केजे/मोल, और 349 केजे/मोल - यहां अंतर बहुत अधिक है: क्लोरीन परमाणु की इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा हाइड्रोजन परमाणु की तुलना में लगभग पांच गुना अधिक है। इससे हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन युग्म काफी हद तक क्लोरीन परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाता है। दूसरे शब्दों में, बंधनकारी इलेक्ट्रॉन हाइड्रोजन परमाणु की तुलना में क्लोरीन परमाणु के पास अधिक समय बिताते हैं। इलेक्ट्रॉन घनत्व के इस असमान वितरण से अणु के अंदर विद्युत आवेशों का पुनर्वितरण होता है। परमाणुओं पर आंशिक (अतिरिक्त) आवेश उत्पन्न होते हैं; हाइड्रोजन परमाणु पर यह धनात्मक है, और क्लोरीन परमाणु पर यह ऋणात्मक है।

इस मामले में, बंधन को ध्रुवीकृत कहा जाता है, और बंधन को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन कहा जाता है।
यदि सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन युग्म किसी भी बंधे हुए परमाणु से विस्थापित नहीं होता है, अर्थात, बंधन इलेक्ट्रॉन समान रूप से बंधे हुए परमाणुओं से संबंधित होते हैं, तो ऐसे बंधन को गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन कहा जाता है।
सहसंयोजक बंधन के मामले में "औपचारिक शुल्क" की अवधारणा भी लागू होती है। केवल परिभाषा में हमें आयनों के बारे में नहीं, बल्कि परमाणुओं के बारे में बात करनी चाहिए। सामान्यतः निम्नलिखित परिभाषा दी जा सकती है।

जिन अणुओं में सहसंयोजक बंधन केवल विनिमय तंत्र द्वारा बनते हैं, उनमें परमाणुओं का औपचारिक आवेश शून्य के बराबर होता है। इस प्रकार, एचसीएल अणु में, क्लोरीन और हाइड्रोजन दोनों परमाणुओं पर औपचारिक शुल्क शून्य है। परिणामस्वरूप, इस अणु में क्लोरीन और हाइड्रोजन परमाणुओं पर वास्तविक (प्रभावी) आवेश आंशिक (अतिरिक्त) आवेश के बराबर होते हैं।
मोलर आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रोड के लिए आत्मीयता के आधार पर किसी अणु में एक या किसी अन्य तत्व के परमाणु पर आंशिक चार्ज का संकेत निर्धारित करना हमेशा आसान नहीं होता है, यानी यह अनुमान लगाना कि बांड के इलेक्ट्रॉन जोड़े किस दिशा में हैं स्थानांतरित. आमतौर पर, इन उद्देश्यों के लिए, परमाणु की एक और ऊर्जा विशेषता का उपयोग किया जाता है - इलेक्ट्रोनगेटिविटी।

वर्तमान में, इलेक्ट्रोनगेटिविटी के लिए कोई एकल, आम तौर पर स्वीकृत पदनाम नहीं है। इसे E/O अक्षरों से दर्शाया जा सकता है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी की गणना के लिए कोई एकल, आम तौर पर स्वीकृत विधि भी नहीं है। सरलीकृत तरीके से, इसे दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के आधे योग के रूप में दर्शाया जा सकता है - यह इसकी गणना करने के पहले तरीकों में से एक था।
विभिन्न तत्वों के परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता के निरपेक्ष मानों का उपयोग बहुत ही कम किया जाता है। सबसे अधिक इस्तेमाल किया जाने वाला सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी है, जिसे सी द्वारा दर्शाया जाता है। प्रारंभ में, इस मान को किसी दिए गए तत्व के परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी और लिथियम परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी के अनुपात के रूप में परिभाषित किया गया था। इसके बाद, इसकी गणना के तरीके कुछ हद तक बदल गए।
सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता एक आयामहीन मात्रा है। इसके मान परिशिष्ट 10 में दिये गये हैं।

चूंकि सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी मुख्य रूप से परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा पर निर्भर करती है (इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा हमेशा बहुत कम होती है), रासायनिक तत्वों की एक प्रणाली में यह लगभग आयनीकरण ऊर्जा के समान ही बदलती है, अर्थात, यह सीज़ियम (0.86) से विकर्ण रूप से बढ़ती है। फ्लोरीन (4.10) तक। तालिका में दिए गए हीलियम और नियॉन की सापेक्ष विद्युत ऋणात्मकता के मूल्यों का कोई व्यावहारिक महत्व नहीं है, क्योंकि ये तत्व यौगिक नहीं बनाते हैं।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी तालिका का उपयोग करके, आप आसानी से यह निर्धारित कर सकते हैं कि इन परमाणुओं को जोड़ने वाले इलेक्ट्रॉनों को दो परमाणुओं में से किसकी ओर स्थानांतरित किया जाता है, और इसलिए, इन परमाणुओं पर उत्पन्न होने वाले आंशिक शुल्क के संकेत।

इस प्रकार, विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधन के गठन के मामले में, ऐसा बंधन हमेशा ध्रुवीय होगा, और एक ही तत्व के परमाणुओं (सरल पदार्थों में) के बीच सहसंयोजक बंधन के गठन के मामले में, ऐसा बंधन हमेशा ध्रुवीय होगा। अधिकांश मामलों में बंधन गैर-ध्रुवीय होता है।

बंधे हुए परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर जितना अधिक होगा, इन परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधन उतना ही अधिक ध्रुवीय हो जाएगा।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन, गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन, पूर्ण विद्युत् ऋणात्मकता, सापेक्ष विद्युत् ऋणात्मकता।
1. प्रयोगों और उसके बाद की गणनाओं से पता चला कि सिलिकॉन टेट्राफ्लोराइड में सिलिकॉन का प्रभावी चार्ज +1.64 ई ​​है, और क्सीनन हेक्साफ्लोराइड में क्सीनन का +2.3 ई है। इन यौगिकों में फ्लोरीन परमाणुओं पर आंशिक चार्ज के मान निर्धारित करें। 2. निम्नलिखित पदार्थों के संरचनात्मक सूत्र बनाएं और, " " और " " संकेतन का उपयोग करते हुए, इन यौगिकों के अणुओं में सहसंयोजक बंधों की ध्रुवीयता को चिह्नित करें: ए) सीएच 4, सीसीएल 4, सीसीएल 4; बी) एच 2 ओ, एच 2 एस, एच 2 से, एच ​​2 टी; ग) एनएच 3, एनएफ 3, एनसीएल 3; डी) एसओ 2, सीएल 2 ओ, ओएफ 2।
3.इलेक्ट्रोनेगेटिविटी तालिका का उपयोग करके, इंगित करें कि किस यौगिक में बंधन अधिक ध्रुवीय है: ए) सीसीएल 4 या सीसीएल 4; बी) एच 2 एस या एच 2 ओ; ग) एनएफ 3 या एनसीएल 3; घ) सीएल 2 ओ या ओएफ 2।

7.13. बांड निर्माण का दाता-स्वीकर्ता तंत्र

पिछले पैराग्राफ में, आपने दो प्रकार के बंधनों के बारे में विस्तार से सीखा: आयनिक और सहसंयोजक। याद रखें कि आयनिक बंधन तब बनता है जब एक इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से एक परमाणु से दूसरे में स्थानांतरित हो जाता है। सहसंयोजक - बंधित परमाणुओं के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को साझा करते समय।

इसके अलावा, बंधन निर्माण के लिए एक और तंत्र है। आइए बोरॉन ट्राइफ्लोराइड अणु के साथ अमोनिया अणु की बातचीत के उदाहरण का उपयोग करके इस पर विचार करें:

परिणामस्वरूप, नाइट्रोजन और बोरान परमाणुओं के बीच सहसंयोजक और आयनिक दोनों बंधन उत्पन्न होते हैं। इस मामले में, नाइट्रोजन परमाणु है दाताइलेक्ट्रॉन जोड़ी (बंधन के निर्माण के लिए इसे "देती है"), और बोरॉन परमाणु - हुंडी सकारनेवाला(कनेक्शन बनाते समय इसे "स्वीकार करता है")। इसलिए ऐसे संबंध के निर्माण के लिए तंत्र का नाम - " दाता-स्वीकर्ता".

जब दाता-स्वीकर्ता तंत्र का उपयोग करके एक बंधन बनाया जाता है, तो सहसंयोजक बंधन और एक आयनिक बंधन दोनों एक साथ बनते हैं।
बेशक, एक बंधन के गठन के बाद, बंधे हुए परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर के कारण, बंधन का ध्रुवीकरण होता है और आंशिक शुल्क उत्पन्न होता है, जिससे परमाणुओं के प्रभावी (वास्तविक) शुल्क कम हो जाते हैं।

आइए अन्य उदाहरण देखें.

यदि अमोनिया अणु के बगल में एक अत्यधिक ध्रुवीय हाइड्रोजन क्लोराइड अणु है, जिसमें हाइड्रोजन परमाणु पर एक महत्वपूर्ण आंशिक चार्ज है, तो इस मामले में इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता की भूमिका हाइड्रोजन परमाणु द्वारा निभाई जाएगी। यह 1 एस-एओ, हालांकि पूरी तरह से खाली नहीं है, पिछले उदाहरण में बोरॉन परमाणु की तरह, इस कक्षीय के बादल में इलेक्ट्रॉन घनत्व काफी कम हो गया है।

परिणामी धनायन की स्थानिक संरचना है अमोनियम आयन NH 4 मीथेन अणु की संरचना के समान है, अर्थात सभी चार N-H बांड बिल्कुल समान हैं।
अमोनिया गैस को हाइड्रोजन क्लोराइड गैस के साथ मिलाकर अमोनियम क्लोराइड NH4Cl के आयनिक क्रिस्टल का निर्माण देखा जा सकता है:

एनएच 3 (जी) + एचसीएल (जी) = एनएच 4 सीएल (सीआर)

न केवल नाइट्रोजन परमाणु इलेक्ट्रॉन युग्म दाता हो सकता है। उदाहरण के लिए, यह पानी के अणु का ऑक्सीजन परमाणु हो सकता है। एक पानी का अणु उसी हाइड्रोजन क्लोराइड के साथ इस प्रकार परस्पर क्रिया करेगा:

परिणामी H3O धनायन कहा जाता है ऑक्सोनियम आयनऔर, जैसा कि आप जल्द ही सीखेंगे, रसायन विज्ञान में इसका बहुत महत्व है।
अंत में, आइए कार्बन मोनोऑक्साइड (कार्बन मोनोऑक्साइड) CO अणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करें:

तीन सहसंयोजक बंधों (ट्रिपल बंध) के अतिरिक्त इसमें एक आयनिक बंध भी होता है।
दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार बांड निर्माण की शर्तें:
1) परमाणुओं में से एक में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की एक अकेली जोड़ी की उपस्थिति;
2) दूसरे परमाणु के संयोजकता उपस्तर पर एक मुक्त कक्षक की उपस्थिति।
बांड निर्माण का दाता-स्वीकर्ता तंत्र काफी व्यापक है। यह विशेषकर यौगिकों के निर्माण के दौरान अक्सर होता है डी-तत्व. लगभग सभी के परमाणु डी-तत्वों में कई खाली वैलेंस ऑर्बिटल्स होते हैं। इसलिए, वे इलेक्ट्रॉन जोड़े के सक्रिय स्वीकर्ता हैं।

बांड निर्माण की दाता-स्वीकर्ता तंत्र, अमोनियम आयन, ऑक्सोनियम आयन, दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बांड निर्माण की शर्तें।
1. प्रतिक्रिया समीकरण और गठन योजनाएँ बनाएं
ए) अमोनिया और हाइड्रोजन ब्रोमाइड से अमोनियम ब्रोमाइड NH 4 Br;
बी) अमोनिया और सल्फ्यूरिक एसिड से अमोनियम सल्फेट (एनएच 4) 2 एसओ 4।
2. हाइड्रोजन ब्रोमाइड के साथ पानी के लिए प्रतिक्रिया समीकरण और इंटरैक्शन योजनाएं बनाएं; बी) सल्फ्यूरिक एसिड वाला पानी।
3. पिछली चार प्रतिक्रियाओं में कौन से परमाणु इलेक्ट्रॉन युग्म के दाता हैं, और कौन से स्वीकर्ता हैं? क्यों? अपने उत्तर को वैलेंस उपस्तरों के आरेखों के साथ स्पष्ट करें।
4. नाइट्रिक एसिड का संरचनात्मक सूत्र। O-N-O बांड के बीच का कोण 120 o के करीब है। परिभाषित करना:
ए) नाइट्रोजन परमाणु के संकरण का प्रकार;
बी) नाइट्रोजन परमाणु का कौन सा एओ -बॉन्ड के निर्माण में भाग लेता है;
ग) नाइट्रोजन परमाणु का कौन सा AO दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार -बंधन के निर्माण में भाग लेता है।
आपके अनुसार इस अणु में H-O-N बंधों के बीच का कोण लगभग किसके बराबर होता है? 5. साइनाइड आयन सीएन (कार्बन परमाणु पर नकारात्मक चार्ज) का संरचनात्मक सूत्र बनाएं। यह ज्ञात है कि साइनाइड (ऐसे आयन वाले यौगिक) और कार्बन मोनोऑक्साइड सीओ मजबूत जहर हैं, और उनका जैविक प्रभाव बहुत समान है। उनकी जैविक क्रिया की निकटता के बारे में अपना स्पष्टीकरण प्रस्तुत करें।

7.14. धातु कनेक्शन. धातुओं

एक सहसंयोजक बंधन उन परमाणुओं के बीच बनता है जो इलेक्ट्रॉन छोड़ने और ग्रहण करने की प्रवृत्ति में समान होते हैं, केवल तभी जब बंधे हुए परमाणुओं का आकार छोटा होता है। इस मामले में, अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन बादलों के क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन घनत्व महत्वपूर्ण है, और परमाणु कसकर बंधे हुए हो जाते हैं, उदाहरण के लिए, एचएफ अणु में। यदि बंधे हुए परमाणुओं में से कम से कम एक की त्रिज्या बड़ी है, तो सहसंयोजक बंधन का निर्माण कम लाभप्रद हो जाता है, क्योंकि बड़े परमाणुओं के लिए ओवरलैपिंग इलेक्ट्रॉन बादलों के क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन घनत्व छोटे परमाणुओं की तुलना में बहुत कम होता है। कमजोर बंधन वाले ऐसे अणु का एक उदाहरण HI अणु है (तालिका 21 का उपयोग करके, HF और HI अणुओं की परमाणुकरण ऊर्जा की तुलना करें)।

और फिर भी बड़े परमाणुओं के बीच ( आर o > 1.1) एक रासायनिक बंधन होता है, लेकिन इस मामले में यह सभी बंधे हुए परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के सभी (या भाग) के बंटवारे के कारण बनता है। उदाहरण के लिए, सोडियम परमाणुओं के मामले में, सभी 3 एस-इन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन, और एक एकल इलेक्ट्रॉन बादल बनता है:

परमाणु एक क्रिस्टल बनाते हैं धातुसंचार
इस प्रकार, एक ही तत्व के परमाणु और विभिन्न तत्वों के परमाणु दोनों एक दूसरे से बंध सकते हैं। पहले मामले में, सरल पदार्थ कहा जाता है धातुओं, और दूसरे में - जटिल पदार्थ कहलाते हैं अंतरधात्विक यौगिक.

परमाणुओं के बीच धात्विक बंधन वाले सभी पदार्थों में से, आप केवल धातुओं के बारे में स्कूल में सीखेंगे। धातुओं की स्थानिक संरचना क्या है? धातु क्रिस्टल से मिलकर बनता है परमाणु कंकाल, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के बाद शेष, और सामाजिक इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉन बादल। परमाणु कोर आमतौर पर एक बहुत करीबी पैकिंग बनाते हैं, और इलेक्ट्रॉन बादल क्रिस्टल की पूरी शेष मुक्त मात्रा पर कब्जा कर लेता है।

सघन पैकेजिंग के मुख्य प्रकार हैं घन निकटतम पैकिंग(केपीयू) और हेक्सागोनल क्लोज पैकिंग(जीपीयू)। इन पैकेजों के नाम क्रिस्टल की समरूपता से जुड़े हुए हैं जिनमें वे साकार होते हैं। कुछ धातुएँ शिथिल रूप से भरे हुए क्रिस्टल का निर्माण करती हैं - शरीर केन्द्रित घन(ओटीएसके)। इन पैकेजों के वॉल्यूम और बॉल-एंड-स्टिक मॉडल चित्र 7.6 में दिखाए गए हैं।
क्यूबिक क्लोज पैकिंग Cu, Al, Pb, Au और कुछ अन्य तत्वों के परमाणुओं से बनती है। हेक्सागोनल क्लोज पैकिंग - Be, Zn, Cd, Sc और कई अन्य के परमाणु। परमाणुओं की शरीर-केंद्रित घन पैकिंग क्षार धातुओं, वीबी और वीआईबी समूहों के तत्वों के क्रिस्टल में मौजूद है। कुछ धातुओं की अलग-अलग तापमान पर अलग-अलग संरचना हो सकती है। धातुओं के ऐसे अंतरों और संरचनात्मक विशेषताओं के कारणों को अभी भी पूरी तरह से समझा नहीं जा सका है।
पिघलने पर धातु के क्रिस्टल बन जाते हैं धातु तरल पदार्थ. परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन का प्रकार नहीं बदलता है।
धातु बंधन में दिशात्मकता और संतृप्ति नहीं होती है। इस संबंध में यह आयनिक बंधन के समान है।
इंटरमेटैलिक यौगिकों के मामले में, हम धात्विक बंधन की ध्रुवीकरण क्षमता के बारे में भी बात कर सकते हैं।
धातुओं के विशिष्ट भौतिक गुण:
1) उच्च विद्युत चालकता;
2) उच्च तापीय चालकता;
3) उच्च लचीलापन।

विभिन्न धातुओं के गलनांक एक दूसरे से बहुत भिन्न होते हैं: सबसे कम गलनांक पारा (- 39 o C) के लिए होता है, और उच्चतम गलनांक टंगस्टन (3410 o C) के लिए होता है।

धातु, इंटरमेटालिक यौगिक, धात्विक बंधन, सघन पैकिंग।
1. विभिन्न पैकेजों को चिह्नित करने के लिए, "स्पेस फिलिंग गुणांक" की अवधारणा का उपयोग किया जाता है, अर्थात परमाणुओं के आयतन और क्रिस्टल के आयतन का अनुपात

कहाँ वी ए -एक परमाणु का आयतन,
Z एक इकाई कोशिका में परमाणुओं की संख्या है,
वी मैं- इकाई कोशिका का आयतन.
इस मामले में परमाणुओं को त्रिज्या की कठोर गेंदों द्वारा दर्शाया जाता है आर, एक दूसरे को छूना। गेंद की मात्रा वीडब्ल्यू = (4/3) आर 3 .
थोक और गुप्त पैकेजिंग के लिए स्थान भरने का कारक निर्धारित करें।
2. धातु रेडी (परिशिष्ट 9) के मूल्यों का उपयोग करके, ए) कॉपर (सीपीयू), बी) एल्यूमीनियम (सीपीयू) और सी) सीज़ियम (बीसीसी) के यूनिट सेल आकार की गणना करें।

ई.एन.फ्रेनकेल

रसायन शास्त्र ट्यूटोरियल

उन लोगों के लिए एक मैनुअल जो रसायन शास्त्र नहीं जानते, लेकिन सीखना और समझना चाहते हैं

भाग I. सामान्य रसायन विज्ञान के तत्व
(पहला कठिनाई स्तर)

निरंतरता. देखना क्रमांक 13, 18, 23/2007 में;
6/2008

अध्याय 4. रासायनिक बंधन की अवधारणा

इस मैनुअल के पिछले अध्यायों में इस तथ्य पर चर्चा की गई है कि पदार्थ अणुओं से बना है, और अणु परमाणुओं से बने हैं। क्या आपने कभी सोचा है: अणु बनाने वाले परमाणु अलग-अलग दिशाओं में क्यों नहीं उड़ते? एक अणु में परमाणुओं को कौन रखता है?

उन्हें वापस पकड़ लेता है रासायनिक बंध .

रासायनिक बंधन की प्रकृति को समझने के लिए, एक साधारण भौतिक प्रयोग को याद करना पर्याप्त है। तार पर अगल-बगल लटकी हुई दो गेंदें एक-दूसरे पर किसी भी तरह से "प्रतिक्रिया" नहीं करतीं। लेकिन यदि आप एक गेंद को सकारात्मक चार्ज और दूसरे को नकारात्मक चार्ज देते हैं, तो वे एक-दूसरे को आकर्षित करेंगे। क्या यह वह बल नहीं है जो परमाणुओं को एक दूसरे की ओर आकर्षित करता है? दरअसल, शोध से यह पता चला है रासायनिक बंधन प्रकृति में विद्युत है.

तटस्थ परमाणुओं में आवेश कहाँ से आते हैं?

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परमाणुओं की संरचना का वर्णन करते समय, यह दिखाया गया कि सभी परमाणु, उत्कृष्ट गैस परमाणुओं को छोड़कर, इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने या छोड़ने की प्रवृत्ति रखते हैं। इसका कारण एक स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर (उत्कृष्ट गैसों की तरह) का निर्माण है। इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने या देने पर, विद्युत आवेश उत्पन्न होते हैं और, परिणामस्वरूप, कणों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक संपर्क होता है। इस प्रकार यह उत्पन्न होता है आयोनिक बंध , अर्थात। आयनों के बीच बंधन.

आयन स्थिर आवेशित कण होते हैं जो इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने या खोने के परिणामस्वरूप बनते हैं।

उदाहरण के लिए, एक सक्रिय धातु का एक परमाणु और एक सक्रिय अधातु एक प्रतिक्रिया में भाग लेते हैं:

इस प्रक्रिया में, एक धातु परमाणु (सोडियम) इलेक्ट्रॉन छोड़ता है:

a) क्या ऐसा कण स्थिर है?

ख) सोडियम परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन बचे हैं?

ग) क्या इस कण पर कोई आवेश होगा?

इस प्रकार, इस प्रक्रिया में एक स्थिर कण (बाहरी स्तर पर 8 इलेक्ट्रॉन) का निर्माण हुआ, जिसमें आवेश होता है, क्योंकि सोडियम परमाणु के नाभिक पर अभी भी +11 का आवेश है, और शेष इलेक्ट्रॉनों का कुल आवेश -10 है। इसलिए, सोडियम आयन का आवेश +1 है। इस प्रक्रिया की एक संक्षिप्त रिकॉर्डिंग इस प्रकार है:

सल्फर परमाणु का क्या होता है? बाहरी स्तर पूरा होने तक यह परमाणु इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करता है:

एक साधारण गणना से पता चलता है कि इस कण पर आवेश है:

विपरीत रूप से आवेशित आयन एक दूसरे को आकर्षित करते हैं, जिसके परिणामस्वरूप एक आयनिक बंधन और एक "आयनिक अणु" बनता है:

आयन बनाने के अन्य तरीके भी हैं, जिनकी चर्चा अध्याय 6 में की जाएगी।

औपचारिक रूप से, सोडियम सल्फाइड को ठीक इसी आणविक संरचना का श्रेय दिया जाता है, हालाँकि आयनों से युक्त पदार्थ की संरचना लगभग निम्नलिखित होती है (चित्र 1):

इस प्रकार, आयनों से युक्त पदार्थों में व्यक्तिगत अणु नहीं होते हैं!इस मामले में, हम केवल सशर्त "आयनिक अणु" के बारे में बात कर सकते हैं।

कार्य 4.1.दिखाएँ कि जब परमाणुओं के बीच आयनिक बंधन होता है तो इलेक्ट्रॉनों का स्थानांतरण कैसे होता है:

क) कैल्शियम और क्लोरीन;

बी) एल्यूमीनियम और ऑक्सीजन।

याद करना! एक धातु परमाणु बाहरी इलेक्ट्रॉन छोड़ता है; अधातु परमाणु लुप्त इलेक्ट्रॉनों को ग्रहण करता है।

निष्कर्ष।ऊपर वर्णित तंत्र के अनुसार, सक्रिय धातुओं और सक्रिय अधातुओं के परमाणुओं के बीच एक आयनिक बंधन बनता है।

हालाँकि, शोध से पता चलता है कि एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण हमेशा नहीं होता है। बहुत बार, रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉन देने और प्राप्त करने से नहीं, बल्कि सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े* के गठन के परिणामस्वरूप बनता है। इस कनेक्शन को कहा जाता है सहसंयोजक .

सहसंयोजक बंधन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण के कारण होता है. इस प्रकार का बंधन बनता है, उदाहरण के लिए, गैर-धातु परमाणुओं के बीच। इस प्रकार, यह ज्ञात है कि एक नाइट्रोजन अणु में दो परमाणु होते हैं - एन 2। इन परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधन कैसे उत्पन्न होता है? इस प्रश्न का उत्तर देने के लिए नाइट्रोजन परमाणु की संरचना पर विचार करना आवश्यक है:

सवाल। बाहरी स्तर पूरा करने से पहले कितने इलेक्ट्रॉन गायब हैं?

उत्तर: तीन इलेक्ट्रॉन गायब हैं। इसलिए, बाहरी स्तर के प्रत्येक इलेक्ट्रॉन को एक बिंदु से निरूपित करते हुए, हम प्राप्त करते हैं:

सवाल। तीन इलेक्ट्रॉनों को एकल बिंदुओं द्वारा क्यों दर्शाया जाता है?

उत्तर: मुद्दा यह है कि हम इलेक्ट्रॉनों के साझा जोड़े के गठन को दिखाना चाहते हैं। एक युग्म दो इलेक्ट्रॉन है। ऐसा युग्म, विशेष रूप से, तब घटित होता है, जब प्रत्येक परमाणु एक युग्म बनाने के लिए एक इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है। नाइट्रोजन परमाणु बाहरी स्तर को पूरा करने से तीन इलेक्ट्रॉन कम है। इसका मतलब यह है कि उसे भविष्य के जोड़े बनाने के लिए तीन एकल इलेक्ट्रॉनों को "तैयार" करना होगा (चित्र 2)।

प्राप्त अणु का इलेक्ट्रॉन सूत्रनाइट्रोजन, जो दर्शाता है कि प्रत्येक नाइट्रोजन परमाणु में अब आठ इलेक्ट्रॉन हैं (उनमें से छह एक अंडाकार में परिक्रमा करते हैं और उनके स्वयं के 2 इलेक्ट्रॉन हैं); परमाणुओं (वृत्तों का प्रतिच्छेदन) के बीच इलेक्ट्रॉनों के तीन सामान्य जोड़े दिखाई दिए।

इलेक्ट्रॉनों का प्रत्येक जोड़ा एक सहसंयोजक बंधन से मेल खाता है।कितने सहसंयोजक बंधन बने? तीन। हम प्रत्येक बंधन (इलेक्ट्रॉनों की प्रत्येक साझा जोड़ी) को डैश (वैलेंस स्ट्रोक) का उपयोग करके दिखाते हैं:

हालाँकि, ये सभी सूत्र इस प्रश्न का उत्तर नहीं देते हैं: जब सहसंयोजक बंधन बनता है तो परमाणुओं को क्या जोड़ता है? इलेक्ट्रॉनिक सूत्र से पता चलता है कि इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी परमाणुओं के बीच स्थित होती है। अंतरिक्ष के इस क्षेत्र में अतिरिक्त ऋणात्मक आवेश दिखाई देता है। और परमाणुओं के नाभिक, जैसा कि ज्ञात है, पर धनात्मक आवेश होता है। इस प्रकार, दोनों परमाणुओं के नाभिक एक सामान्य नकारात्मक चार्ज की ओर आकर्षित होते हैं, जो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े (अधिक सटीक रूप से, इलेक्ट्रॉन बादलों के प्रतिच्छेदन) के कारण उत्पन्न होता है (चित्र 3)।

क्या विभिन्न परमाणुओं के बीच ऐसा बंधन उत्पन्न हो सकता है? शायद। नाइट्रोजन परमाणु को हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ परस्पर क्रिया करने दें:

हाइड्रोजन परमाणु की संरचना से पता चलता है कि परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन है। इनमें से कितने परमाणुओं को लिया जाना चाहिए ताकि नाइट्रोजन परमाणु को "वह मिल जाए जो वह चाहता है" - तीन इलेक्ट्रॉन? जाहिर है तीन हाइड्रोजन परमाणु
(चित्र 4):

चित्र में क्रॉस. 4 हाइड्रोजन परमाणु के इलेक्ट्रॉनों को इंगित करता है। अमोनिया अणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र से पता चलता है कि नाइट्रोजन परमाणु में अब आठ इलेक्ट्रॉन हैं, और प्रत्येक हाइड्रोजन परमाणु में अब दो इलेक्ट्रॉन हैं (और पहले ऊर्जा स्तर पर इससे अधिक नहीं हो सकते हैं)।

ग्राफिकल सूत्र से पता चलता है कि नाइट्रोजन परमाणु में वैलेंस तीन (तीन डैश, या तीन वैलेंस स्ट्रोक) है, और प्रत्येक हाइड्रोजन परमाणु में वैलेंस एक (एक डैश) है।

हालाँकि N 2 और NH 3 दोनों अणुओं में एक ही नाइट्रोजन परमाणु होता है, परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन एक दूसरे से भिन्न होते हैं। नाइट्रोजन अणु N2 में रासायनिक बंधन बनते हैं समान परमाणु, इसलिए इलेक्ट्रॉनों के साझा जोड़े परमाणुओं के बीच में स्थित होते हैं। परमाणु तटस्थ रहते हैं। इस रासायनिक बंधन को कहा जाता है गैर ध्रुवीय .

अमोनिया अणु NH 3 में एक रासायनिक बंधन बनता है विभिन्न परमाणु. इसलिए, परमाणुओं में से एक (इस मामले में, नाइट्रोजन परमाणु) इलेक्ट्रॉनों की सामान्य जोड़ी को अधिक मजबूती से आकर्षित करता है। इलेक्ट्रॉनों के सामान्य जोड़े नाइट्रोजन परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाते हैं, और उस पर एक छोटा नकारात्मक चार्ज दिखाई देता है, और हाइड्रोजन परमाणु पर एक सकारात्मक चार्ज दिखाई देता है, बिजली के ध्रुव उत्पन्न हो गए हैं - एक बंधन ध्रुवीय (चित्र 5)।

सहसंयोजक बंधों का उपयोग करके बनाए गए अधिकांश पदार्थों में व्यक्तिगत अणु होते हैं (चित्र 6)।

चित्र से. चित्र 6 से पता चलता है कि परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन होते हैं, लेकिन अणुओं के बीच वे अनुपस्थित या महत्वहीन होते हैं।

रासायनिक बंधन का प्रकार किसी पदार्थ के गुणों और समाधानों में उसके व्यवहार को प्रभावित करता है। इसलिए, कणों के बीच आकर्षण जितना अधिक होगा, उन्हें एक-दूसरे से अलग करना उतना ही कठिन होगा और ठोस को गैसीय या तरल अवस्था में परिवर्तित करना उतना ही कठिन होगा। नीचे दिए गए चित्र में यह निर्धारित करने का प्रयास करें कि किन कणों में अधिक परस्पर क्रिया बल हैं और कौन सा रासायनिक बंधन बनता है (चित्र 7)।

यदि आप अध्याय को ध्यान से पढ़ें, तो आपका उत्तर इस प्रकार होगा: कणों के बीच अधिकतम अंतःक्रिया स्थिति I (आयनिक बंधन) में होती है। अतः ऐसे सभी पदार्थ ठोस होते हैं। अनावेशित कणों के बीच सबसे कम अंतःक्रिया (केस III - गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन)। ऐसे पदार्थ प्रायः गैसें होते हैं।

कार्य 4.2.निर्धारित करें कि पदार्थों में परमाणुओं के बीच कौन सा रासायनिक बंधन होता है: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. स्पष्टीकरण दें।

कार्य 4.3.कार्य 4.2 से उन पदार्थों के लिए इलेक्ट्रॉनिक और ग्राफिक सूत्र बनाएं जिसमें आपने सहसंयोजक बंधन की उपस्थिति निर्धारित की थी। आयनिक बंधन के लिए, इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण आरेख बनाएं।

अध्याय 5. समाधान

पृथ्वी पर ऐसा कोई व्यक्ति नहीं है जिसने समाधान न देखा हो। और वो क्या है?

समाधान दो या दो से अधिक घटकों (घटकों या पदार्थों) का एक सजातीय मिश्रण है।

सजातीय मिश्रण क्या है? किसी मिश्रण की एकरूपता उसके घटक पदार्थों के बीच मानी जाती है गायब इंटरफ़ेस. इस मामले में, कम से कम दृष्टिगत रूप से, यह निर्धारित करना असंभव है कि दिए गए मिश्रण में कितने पदार्थ बने हैं। उदाहरण के लिए, एक गिलास में नल के पानी को देखकर यह कल्पना करना मुश्किल है कि, पानी के अणुओं के अलावा, इसमें एक दर्जन आयन और अणु (O 2, CO 2, Ca 2+, आदि) होते हैं। और कोई भी माइक्रोस्कोप आपको इन कणों को देखने में मदद नहीं करेगा।

लेकिन इंटरफ़ेस की अनुपस्थिति एकरूपता का एकमात्र संकेत नहीं है। एक सजातीय मिश्रण में मिश्रण की संरचना किसी भी बिंदु पर समान होती है. इसलिए, एक समाधान प्राप्त करने के लिए, आपको इसे बनाने वाले घटकों (पदार्थों) को अच्छी तरह से मिश्रण करने की आवश्यकता है।

समाधानों में एकत्रीकरण की विभिन्न स्थितियाँ हो सकती हैं:

गैसीय समाधान (उदाहरण के लिए, वायु - गैसों का मिश्रण O 2, N 2, CO 2, Ar);

तरल समाधान (उदाहरण के लिए, कोलोन, सिरप, नमकीन);

ठोस समाधान (उदाहरण के लिए, मिश्र धातु)।

विलयन बनाने वाले पदार्थों में से एक को कहा जाता है विलायक. विलायक में समाधान के समान एकत्रीकरण की स्थिति होती है। तो, तरल समाधान के लिए यह एक तरल है: पानी, तेल, गैसोलीन, आदि। अक्सर व्यवहार में, जलीय घोल का उपयोग किया जाता है। उन पर आगे चर्चा की जाएगी (जब तक कि उचित आरक्षण नहीं किया जाता)।

क्या होता है जब विभिन्न पदार्थ पानी में घुल जाते हैं? कुछ पदार्थ पानी में अच्छी तरह क्यों घुल जाते हैं, जबकि अन्य खराब घुलते हैं? घुलनशीलता क्या निर्धारित करती है - किसी पदार्थ की पानी में घुलने की क्षमता?

आइए कल्पना करें कि एक गिलास गर्म पानी में चीनी का एक टुकड़ा रखा हुआ है। वह वहीं पड़ा रहा, आकार में सिकुड़ गया और... गायब हो गया। कहाँ? क्या पदार्थ (उसका द्रव्यमान, ऊर्जा) के संरक्षण के नियम का उल्लंघन हो रहा है? नहीं। परिणामी घोल का एक घूंट लें और आप आश्वस्त हो जाएंगे कि पानी मीठा है और चीनी गायब नहीं हुई है। लेकिन दिखाई क्यों नहीं देता?

तथ्य यह है कि विघटन के दौरान पदार्थ को कुचलना (पीसना) होता है। इस मामले में, चीनी का एक टुकड़ा अणुओं में टूट गया है, लेकिन हम उन्हें देख नहीं सकते हैं। हाँ, लेकिन मेज पर पड़ी चीनी अणुओं में क्यों नहीं टूटती? पानी में डुबाया गया मार्जरीन का टुकड़ा भी गायब क्यों नहीं होता? लेकिन क्योंकि घुलनशील पदार्थ का विखंडन किसी विलायक, उदाहरण के लिए पानी, के प्रभाव में होता है। लेकिन विलायक क्रिस्टल, ठोस पदार्थ को अणुओं में "खींचने" में सक्षम होगा यदि वह इन कणों को "पकड़ने" में कामयाब हो जाता है। दूसरे शब्दों में, जब कोई पदार्थ घुलता है तो अवश्य ही घुलता है पदार्थ और विलायक के बीच परस्पर क्रिया.

ऐसी बातचीत कब संभव है? केवल उस स्थिति में जब पदार्थों (घुलनशील और विलायक दोनों) की संरचना समान हो। कीमियागरों का नियम लंबे समय से ज्ञात है: "समान समान में घुल जाता है।" हमारे उदाहरणों में, चीनी के अणु ध्रुवीय होते हैं और उनके और ध्रुवीय पानी के अणुओं के बीच कुछ परस्पर क्रिया बल होते हैं। गैर-ध्रुवीय वसा अणुओं और ध्रुवीय पानी के अणुओं के बीच ऐसा कोई बल नहीं है। अत: वसा पानी में नहीं घुलती। इस प्रकार, घुलनशीलता विलेय और विलायक की प्रकृति पर निर्भर करती है.

विलेय और पानी के बीच परस्पर क्रिया के परिणामस्वरूप यौगिक बनते हैं - हाइड्रेट. ये बहुत मजबूत संबंध हो सकते हैं:

ऐसे यौगिक अलग-अलग पदार्थों के रूप में मौजूद होते हैं: क्षार, ऑक्सीजन युक्त एसिड। स्वाभाविक रूप से, इन यौगिकों के निर्माण के दौरान, मजबूत रासायनिक बंधन उत्पन्न होते हैं और गर्मी निकलती है। इसलिए, जब CaO (क्विकटाइम) को पानी में घोला जाता है, तो इतनी अधिक गर्मी निकलती है कि मिश्रण उबल जाता है।

लेकिन, जब चीनी या नमक को पानी में घोला जाता है, तो परिणामी घोल गर्म क्यों नहीं होता है? सबसे पहले, सभी हाइड्रेट सल्फ्यूरिक एसिड या कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड जितने मजबूत नहीं होते हैं। लवणों के हाइड्रेट होते हैं (क्रिस्टल हाइड्रेट्स), जो गर्म होने पर आसानी से विघटित हो जाते हैं:

दूसरे, विघटन के दौरान, जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, एक कुचलने की प्रक्रिया होती है। और यह ऊर्जा की खपत करता है और गर्मी को अवशोषित करता है।

चूँकि दोनों प्रक्रियाएँ एक साथ होती हैं, समाधान गर्म या ठंडा हो सकता है, यह इस बात पर निर्भर करता है कि कौन सी प्रक्रिया प्रबल है।

कार्य 5.1.निर्धारित करें कि कौन सी प्रक्रिया - क्रशिंग या हाइड्रेशन - प्रत्येक मामले में प्रमुख है:

ए) सल्फ्यूरिक एसिड को पानी में घोलते समय, यदि घोल को गर्म किया जाता है;

बी) जब अमोनियम नाइट्रेट पानी में घुल जाता है, यदि घोल ठंडा हो गया हो;

ग) जब टेबल नमक को पानी में घोला जाता है, यदि घोल का तापमान वस्तुतः अपरिवर्तित रहता है।

चूंकि घुलने के दौरान घोल का तापमान बदल जाता है, इसलिए ऐसा मानना ​​स्वाभाविक है घुलनशीलता तापमान पर निर्भर करती है. दरअसल, गर्म करने पर अधिकांश ठोस पदार्थों की घुलनशीलता बढ़ जाती है। गर्म करने पर गैसों की घुलनशीलता कम हो जाती है। इसलिए, ठोस पदार्थ आमतौर पर गर्म या गर्म पानी में घुल जाते हैं, जबकि कार्बोनेटेड पेय को ठंडा रखा जाता है।

घुलनशीलता(विघटित करने की क्षमता) पदार्थ यह पदार्थ के पीसने या मिश्रण की तीव्रता पर निर्भर नहीं करता है. लेकिन तापमान बढ़ाकर, पदार्थ को पीसकर, तैयार घोल को हिलाकर, आप विघटन प्रक्रिया को तेज कर सकते हैं। समाधान प्राप्त करने की शर्तों को बदलकर, विभिन्न रचनाओं के समाधान प्राप्त करना संभव है। स्वाभाविक रूप से, एक सीमा होती है, जिस पर पहुंचने पर यह पता लगाना आसान होता है कि पदार्थ अब पानी में घुलनशील नहीं है। इस समाधान को कहा जाता है अमीर. अत्यधिक घुलनशील पदार्थों के लिए, एक संतृप्त घोल में बहुत अधिक मात्रा में विलेय पदार्थ होगा। इस प्रकार, 100 डिग्री सेल्सियस पर KNO 3 के संतृप्त घोल में प्रति 100 ग्राम पानी में 245 ग्राम नमक होता है (345 ग्राम घोल में), यह केंद्रितसमाधान। खराब घुलनशील पदार्थों के संतृप्त घोल में घुले हुए यौगिकों का द्रव्यमान नगण्य होता है। इस प्रकार, सिल्वर क्लोराइड के एक संतृप्त घोल में 100 ग्राम पानी में 0.15 मिलीग्राम AgCl होता है। ये बहुत पतलासमाधान।

इस प्रकार, यदि किसी घोल में विलायक के सापेक्ष बहुत अधिक विलेय है, तो इसे सांद्रण कहा जाता है, यदि कम पदार्थ है, तो इसे पतला कहा जाता है। बहुत बार, इसके गुण, और इसलिए इसका अनुप्रयोग, समाधान की संरचना पर निर्भर करते हैं।

इस प्रकार, एसिटिक एसिड (टेबल सिरका) का एक पतला समाधान स्वाद के रूप में उपयोग किया जाता है, और इस एसिड का एक केंद्रित समाधान (मौखिक रूप से लिया जाने पर एसिटिक सार) घातक जलन का कारण बन सकता है।

समाधानों की मात्रात्मक संरचना को प्रतिबिंबित करने के लिए, नामक मान का उपयोग करें विलेय का द्रव्यमान अंश :

कहाँ एम(v-va) - घोल में विलेय का द्रव्यमान; एम(समाधान) - एक विलेय और एक विलायक युक्त घोल का कुल द्रव्यमान।

तो, यदि 100 ग्राम सिरके में 6 ग्राम एसिटिक एसिड होता है, तो हम एसिटिक एसिड के 6% घोल के बारे में बात कर रहे हैं (यह टेबल सिरका है)। विलेय द्रव्यमान अंश की अवधारणा का उपयोग करके समस्याओं को हल करने के तरीकों पर अध्याय 8 में चर्चा की जाएगी।

अध्याय 5 के लिए निष्कर्ष.समाधान सजातीय मिश्रण होते हैं जिनमें कम से कम दो पदार्थ होते हैं, जिनमें से एक को विलायक कहा जाता है, दूसरे को विलेय कहा जाता है। घुलने पर यह पदार्थ विलायक के साथ क्रिया करता है, जिससे विलेय कुचल जाता है। किसी घोल की संरचना को घोल में विलेय के द्रव्यमान अंश का उपयोग करके व्यक्त किया जाता है।

* ये इलेक्ट्रॉन जोड़े इलेक्ट्रॉन बादलों के प्रतिच्छेदन पर होते हैं।

करने के लिए जारी

169338 0

प्रत्येक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक निश्चित संख्या होती है।

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

चावल। 1.

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

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

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

कनेक्शन का पहला प्रकार हैईओण का कनेक्शन

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

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

चावल। 2.

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

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

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

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

एसिड के जलीय घोल विशिष्ट प्रतिक्रियाओं से गुजरते हैं:

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

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

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

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

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

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

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

1)एन.एच. 4+ और एन.एच. 3

2) एचसीएलऔर क्लोरीन ‑

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

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

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

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

इस प्रकार, पानी दो संयुग्मी जोड़े बना सकता है:

1) H2O(एसिड) और वह- (सन्युग्म ताल)

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

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

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

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

दूसरे प्रकार का कनेक्शन हैसहसंयोजक कनेक्शन

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

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

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

चावल। 4.सीएल 2 अणु में सहसंयोजक बंधन।

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

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

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

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

अंजीर। 5.

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

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

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

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

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

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

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

तीसरे प्रकार का कनेक्शन हैद्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय कनेक्शन

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

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

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

चावल। 6.

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

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

इसलिए, परमाणु एक बड़े द्विध्रुव में बदल जाता है।

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

चित्र 7.

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

तालिका नंबर एक।अंतरआण्विक बलों की ऊर्जा

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

कनेक्शन का चौथा प्रकार हैधातु कनेक्शन

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

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

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

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

मेडिकल बायोइनऑर्गेनिक्स। जी.के. बरशकोव