परमाणुओं के बीच कौन सा रासायनिक बंधन बनता है? धातु बंधन: गठन का तंत्र। धातु रासायनिक बंधन: उदाहरण

रासायनिक बंधन की अवधारणा का कोई छोटा महत्व नहीं है विभिन्न क्षेत्रएक विज्ञान के रूप में रसायन विज्ञान. यह इस तथ्य के कारण है कि इसकी मदद से व्यक्तिगत परमाणु अणुओं में संयोजित होने में सक्षम होते हैं, जिससे सभी प्रकार के पदार्थ बनते हैं, जो बदले में रासायनिक अनुसंधान का विषय होते हैं।

उद्भव के साथ परमाणुओं एवं अणुओं की विविधता जुड़ी हुई है विभिन्न प्रकार केउनके बीच संबंध. के लिए विभिन्न वर्गअणुओं की विशेषता इलेक्ट्रॉनों के वितरण की उनकी अपनी विशेषताओं और इसलिए उनके अपने प्रकार के बंधनों से होती है।

बुनियादी अवधारणाओं

रासायनिक बंधअंतःक्रियाओं का एक समूह कहा जाता है जो अधिक जटिल संरचना (अणु, आयन, रेडिकल) के स्थिर कणों के साथ-साथ समुच्चय (क्रिस्टल, ग्लास इत्यादि) के निर्माण के साथ परमाणुओं के बंधन की ओर ले जाता है। इन अंतःक्रियाओं की प्रकृति विद्युतीय है, और वे निकटवर्ती परमाणुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के वितरण के दौरान उत्पन्न होती हैं।

वैलेंस ने स्वीकार कर लियाएक परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ एक निश्चित संख्या में बंधन बनाने की क्षमता का नाम बताएं। आयनिक यौगिकों में, छोड़े गए या प्राप्त किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या को संयोजकता मान के रूप में लिया जाता है। सहसंयोजक यौगिकों में यह साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या के बराबर है।

अंतर्गत ऑक्सीकरण की डिग्री को सशर्त समझा जाता हैवह आवेश जो किसी परमाणु पर हो सकता है यदि सभी ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन आयनिक प्रकृति के हों।

किसी संबंध की बहुलता कहलाती हैविचाराधीन परमाणुओं के बीच साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या।

रसायन विज्ञान की विभिन्न शाखाओं में माने जाने वाले बंधों को दो प्रकार के रासायनिक बंधों में विभाजित किया जा सकता है: वे जो नए पदार्थों के निर्माण की ओर ले जाते हैं (इंट्रामोलेक्यूलर) , औरजो अणुओं (अंतरआण्विक) के बीच होते हैं।

बुनियादी संचार विशेषताएँ

संचार की ऊर्जाएक अणु में सभी मौजूदा बंधनों को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा है। यह बंधन निर्माण के दौरान निकलने वाली ऊर्जा भी है।

लिंक की लंबाईकिसी अणु में परमाणुओं के पड़ोसी नाभिकों के बीच की दूरी है जिस पर आकर्षण और प्रतिकर्षण बल संतुलित होते हैं।

परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन की ये दो विशेषताएं इसकी ताकत का माप हैं: लंबाई जितनी कम होगी और ऊर्जा जितनी अधिक होगी, बंधन उतना ही मजबूत होगा।

बंधन कोणपरमाणुओं के नाभिक के माध्यम से संचार की दिशा में गुजरने वाली निरूपित रेखाओं के बीच के कोण को कॉल करने की प्रथा है।

कनेक्शन का वर्णन करने के तरीके

क्वांटम यांत्रिकी से उधार लिए गए रासायनिक बंधन को समझाने के लिए सबसे आम दो दृष्टिकोण हैं:

आणविक कक्षीय विधि.वह अणु को इलेक्ट्रॉनों और परमाणु नाभिकों के संग्रह के रूप में देखता है, जिसमें प्रत्येक व्यक्तिगत इलेक्ट्रॉन अन्य सभी इलेक्ट्रॉनों और नाभिकों की क्रिया के क्षेत्र में घूम रहा है। अणु की एक कक्षीय संरचना होती है, और इसके सभी इलेक्ट्रॉन इन कक्षाओं में वितरित होते हैं। इस विधि को MO LCAO भी कहा जाता है, जिसका अर्थ है "आणविक कक्षीय - रैखिक संयोजन"।

वैलेंस बांड विधि.एक अणु को दो केंद्रीय आणविक कक्षाओं की एक प्रणाली के रूप में दर्शाता है। इसके अलावा, उनमें से प्रत्येक अणु में दो पड़ोसी परमाणुओं के बीच एक बंधन से मेल खाता है। यह विधि निम्नलिखित प्रावधानों पर आधारित है:

1. रासायनिक बंधन का निर्माण विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा किया जाता है, जो प्रश्न में दो परमाणुओं के बीच स्थित होते हैं। गठित इलेक्ट्रॉन युग्म दो परमाणुओं से संबंधित है समान रूप से.
2. एक या दूसरे परमाणु द्वारा बनाए गए बंधों की संख्या जमीन और उत्तेजित अवस्था में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है।
3. यदि इलेक्ट्रॉन जोड़े किसी बंधन के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं, तो उन्हें एकाकी जोड़े कहा जाता है।

वैद्युतीयऋणात्मकता

पदार्थों में रासायनिक बंधन का प्रकार उसके घटक परमाणुओं के इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों में अंतर के आधार पर निर्धारित किया जा सकता है। अंतर्गत वैद्युतीयऋणात्मकतासाझा इलेक्ट्रॉन जोड़े (इलेक्ट्रॉन बादल) को आकर्षित करने के लिए परमाणुओं की क्षमता को समझें, जिससे बंधन ध्रुवीकरण होता है।

अस्तित्व विभिन्न तरीकेइलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों का निर्धारण रासायनिक तत्व. हालाँकि, सबसे अधिक उपयोग थर्मोडायनामिक डेटा पर आधारित पैमाना है, जिसे 1932 में एल. पॉलिंग द्वारा प्रस्तावित किया गया था।

परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता में अंतर जितना अधिक होगा, उसकी आयनिकता उतनी ही अधिक स्पष्ट होगी। इसके विपरीत, समान या समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान बंधन की सहसंयोजक प्रकृति को दर्शाते हैं। दूसरे शब्दों में, गणितीय रूप से यह निर्धारित करना संभव है कि किसी विशेष अणु में कौन सा रासायनिक बंधन देखा जाता है। ऐसा करने के लिए, आपको ΔХ की गणना करने की आवश्यकता है - सूत्र का उपयोग करके परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर: ΔХ=|Х 1 -एक्स 2 |.

• अगर ΔХ>1.7,तो बंधन आयनिक है.
• अगर 0.5≤ΔХ≤1.7,तब सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय होता है।
• अगर ΔХ=0या इसके करीब है, तो बंधन को सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय के रूप में वर्गीकृत किया जाता है।

आयोनिक बंध

आयनिक बंधन एक बंधन है जो आयनों के बीच या परमाणुओं में से किसी एक द्वारा एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी की पूर्ण वापसी के कारण प्रकट होता है। पदार्थों में, इस प्रकार का रासायनिक बंधन इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बलों द्वारा किया जाता है।

आयन इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने या खोने से परमाणुओं से बनने वाले आवेशित कण होते हैं। यदि कोई परमाणु इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करता है, तो वह ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है और आयन बन जाता है। यदि कोई परमाणु वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देता है, तो यह एक धनावेशित कण बन जाता है जिसे धनायन कहा जाता है।

यह विशिष्ट धातुओं के परमाणुओं की विशिष्ट गैर-धातुओं के परमाणुओं के साथ परस्पर क्रिया से बनने वाले यौगिकों की विशेषता है। इस प्रक्रिया का मुख्य कारण परमाणुओं की स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करने की इच्छा है। और इसके लिए विशिष्ट धातुओं और अधातुओं को केवल 1-2 इलेक्ट्रॉन देने या स्वीकार करने की आवश्यकता होती है, जो वे आसानी से करते हैं।

किसी अणु में आयनिक रासायनिक बंधन के गठन के तंत्र को पारंपरिक रूप से सोडियम और क्लोरीन की परस्पर क्रिया के उदाहरण का उपयोग करके माना जाता है। क्षार धातु के परमाणु हैलोजन परमाणु द्वारा खींचे गए इलेक्ट्रॉन को आसानी से छोड़ देते हैं। परिणामस्वरूप, Na + धनायन और सीएल - आयन बनते हैं, जो इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण द्वारा एक साथ बंधे रहते हैं।

कोई आदर्श आयनिक बंधन नहीं है. यहां तक ​​कि ऐसे यौगिकों में, जिन्हें अक्सर आयनिक के रूप में वर्गीकृत किया जाता है, परमाणु से परमाणु तक इलेक्ट्रॉनों का अंतिम स्थानांतरण नहीं होता है। गठित इलेक्ट्रॉन युग्म अभी भी आम उपयोग में है। इसलिए, वे सहसंयोजक बंधन की आयनिकता की डिग्री के बारे में बात करते हैं।

एक आयनिक बंधन एक दूसरे से संबंधित दो मुख्य गुणों की विशेषता है:

• गैर-दिशात्मकता, यानी आयन के चारों ओर विद्युत क्षेत्र का आकार एक गोले जैसा होता है;
• असंतृप्ति, यानी, किसी भी आयन के चारों ओर रखे जा सकने वाले विपरीत रूप से आवेशित आयनों की संख्या, उनके आकार से निर्धारित होती है।

सहसंयोजक रासायनिक बंधन

अधातु परमाणुओं के अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन बादलों द्वारा निर्मित एक बंधन, जो कि एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा किया जाता है, को सहसंयोजक बंधन कहा जाता है। साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या बंधन की बहुलता निर्धारित करती है। इस प्रकार, हाइड्रोजन परमाणु एक एकल H··H बंधन से जुड़े होते हैं, और ऑक्सीजन परमाणु बनते हैं डबल बंधनओ::ओह.

इसके गठन के लिए दो तंत्र हैं:

• विनिमय - प्रत्येक परमाणु एक सामान्य जोड़ी बनाने के लिए एक इलेक्ट्रॉन का प्रतिनिधित्व करता है: ए· + ·बी = ए:बी, जबकि बाहरी परमाणु कक्षाएँ, जिस पर एक इलेक्ट्रॉन स्थित है, बंधन में भाग लेते हैं।
• दाता-स्वीकर्ता - एक बंधन बनाने के लिए, परमाणुओं में से एक (दाता) इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा (स्वीकर्ता) इसके प्लेसमेंट के लिए एक मुफ्त कक्षीय प्रदान करता है: ए +: बी = ए: बी।

सहसंयोजक रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप होने के तरीके भी भिन्न होते हैं।

1. प्रत्यक्ष। क्लाउड ओवरलैप का क्षेत्र संबंधित परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली एक सीधी काल्पनिक रेखा पर स्थित है। इस स्थिति में, σ बांड बनते हैं। इस मामले में होने वाले रासायनिक बंधन का प्रकार ओवरलैप होने वाले इलेक्ट्रॉन बादलों के प्रकार पर निर्भर करता है: एस-एस, एस-पी, पी-पी, एसडी या पी-डी σ बांड। एक कण (अणु या आयन) में, दो पड़ोसी परमाणुओं के बीच केवल एक σ बंधन संभव है।
2. पार्श्व. यह परमाणुओं के नाभिकों को जोड़ने वाली रेखा के दोनों ओर किया जाता है। इस प्रकार π बंधन बनता है, और इसकी किस्में भी संभव हैं: पी-पी, पी-डी, डी-डी। एक π बंधन कभी भी σ बंधन से अलग नहीं बनता है; यह कई (दोहरे और ट्रिपल) बंधन वाले अणुओं में हो सकता है।

सहसंयोजक बंधों के गुण

वे यौगिकों के रासायनिक और भौतिक गुणों का निर्धारण करते हैं। पदार्थों में किसी भी रासायनिक बंधन का मुख्य गुण उसकी दिशात्मकता, ध्रुवता और ध्रुवीकरण, साथ ही संतृप्ति है।

केंद्रकनेक्शन पदार्थों की आणविक संरचना की विशेषताओं और उनके अणुओं के ज्यामितीय आकार से निर्धारित होते हैं। इसका सार यह है कि अंतरिक्ष में एक निश्चित अभिविन्यास पर इलेक्ट्रॉन बादलों का सबसे अच्छा ओवरलैप संभव है। σ- और π-बॉन्ड के गठन के विकल्पों पर पहले ही ऊपर चर्चा की जा चुकी है।

अंतर्गत परिपूर्णताएक अणु में एक निश्चित संख्या में रासायनिक बंधन बनाने की परमाणुओं की क्षमता को समझें। प्रत्येक परमाणु के लिए सहसंयोजक बंधों की संख्या बाहरी कक्षाओं की संख्या से सीमित होती है।

विचारों में भिन्नताबंधन परमाणुओं के इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों में अंतर पर निर्भर करता है। परमाणुओं के नाभिकों के बीच इलेक्ट्रॉनों के वितरण की एकरूपता इस पर निर्भर करती है। सहसंयोजक बंधन यह विशेषताध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय हो सकता है।

• यदि सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म प्रत्येक परमाणु से समान रूप से संबंधित है और उनके नाभिक से समान दूरी पर स्थित है, तो सहसंयोजक बंधन गैर-ध्रुवीय है।
• यदि इलेक्ट्रॉनों का एक सामान्य जोड़ा परमाणुओं में से किसी एक के नाभिक की ओर विस्थापित हो जाता है, तो एक सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन बनता है।

polarizabilityबाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में बंधन इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन द्वारा व्यक्त किया जाता है, जो किसी अन्य कण से संबंधित हो सकता है, एक ही अणु में पड़ोसी बंधन, या विद्युत चुम्बकीय क्षेत्र के बाहरी स्रोतों से आ सकता है। इस प्रकार, उनके प्रभाव में एक सहसंयोजक बंधन अपनी ध्रुवता को बदल सकता है।

ऑर्बिटल्स के संकरण को रासायनिक बंधन के दौरान उनके आकार में परिवर्तन के रूप में समझा जाता है। सबसे प्रभावी ओवरलैप प्राप्त करने के लिए यह आवश्यक है। निम्नलिखित प्रकार के संकरण मौजूद हैं:

• sp3. एक एस और तीन पी ऑर्बिटल्स एक ही आकार के चार "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स बनाते हैं। बाह्य रूप से यह 109° के अक्षों के बीच कोण वाले एक चतुष्फलक जैसा दिखता है।
• sp2. एक s- और दो p-ऑर्बिटल्स 120° के अक्षों के बीच के कोण के साथ एक समतल त्रिभुज बनाते हैं।
• एस.पी. एक एस- और एक पी-ऑर्बिटल दो "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स बनाते हैं जिनकी अक्षों के बीच का कोण 180° होता है।

धातु परमाणुओं की संरचना की एक विशेष विशेषता उनकी बड़ी त्रिज्या और बाहरी कक्षाओं में कम संख्या में इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति है। परिणामस्वरूप, ऐसे रासायनिक तत्वों में नाभिक और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बीच का बंधन अपेक्षाकृत कमजोर होता है और आसानी से टूट जाता है।

धातुएक बंधन धातु परमाणुओं और आयनों के बीच एक अंतःक्रिया है जो डेलोकलाइज्ड इलेक्ट्रॉनों की मदद से होता है।

धातु के कणों में, वैलेंस इलेक्ट्रॉन बाहरी कक्षाओं को आसानी से छोड़ सकते हैं, साथ ही उन पर रिक्त स्थान भी ले सकते हैं। इस प्रकार, में अलग-अलग क्षणसमय, एक ही कण एक परमाणु और एक आयन हो सकता है। उनसे अलग हुए इलेक्ट्रॉन क्रिस्टल जाली के पूरे आयतन में स्वतंत्र रूप से घूमते हैं और एक रासायनिक बंधन बनाते हैं।

इस प्रकार के बंधन में आयनिक और सहसंयोजक बंधन के साथ समानताएं होती हैं। आयनिक बंधों की तरह, धात्विक बंधों के लिए आयनों की मौजूदगी की आवश्यकता होती है। लेकिन यदि पहले मामले में इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन को पूरा करने के लिए धनायन और आयनों की आवश्यकता होती है, तो दूसरे में नकारात्मक चार्ज कणों की भूमिका इलेक्ट्रॉनों द्वारा निभाई जाती है। सहसंयोजक बंधन के साथ धातु बंधन की तुलना करते समय, दोनों को बनाने के लिए साझा इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। हालाँकि, ध्रुवीय रासायनिक बंधों के विपरीत, वे दो परमाणुओं के बीच स्थानीयकृत नहीं होते हैं, बल्कि क्रिस्टल जाली में सभी धातु कणों से संबंधित होते हैं।

धात्विक बंधन लगभग सभी धातुओं के विशेष गुणों के लिए जिम्मेदार है:

• इलेक्ट्रॉन गैस द्वारा धारित क्रिस्टल जाली में परमाणुओं की परतों के विस्थापन की संभावना के कारण प्लास्टिसिटी मौजूद होती है;
• धात्विक चमक, जो इलेक्ट्रॉनों से प्रकाश किरणों के परावर्तन के कारण देखी जाती है (पाउडर अवस्था में कोई क्रिस्टल जाली नहीं होती है और इसलिए, इलेक्ट्रॉन इसके माध्यम से चलते हैं);
• विद्युत चालकता, जो आवेशित कणों के प्रवाह द्वारा संचालित होती है, और में इस मामले मेंछोटे इलेक्ट्रॉन बड़े धातु आयनों के बीच स्वतंत्र रूप से घूमते हैं;
• तापीय चालकता इलेक्ट्रॉनों की ऊष्मा स्थानांतरित करने की क्षमता के कारण देखी जाती है।

इस प्रकार के रासायनिक बंधन को कभी-कभी सहसंयोजक और अंतर-आणविक अंतःक्रियाओं के बीच मध्यवर्ती कहा जाता है। यदि हाइड्रोजन परमाणु का किसी अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व (जैसे फॉस्फोरस, ऑक्सीजन, क्लोरीन, नाइट्रोजन) के साथ बंधन है, तो यह एक अतिरिक्त बंधन बनाने में सक्षम है, जिसे हाइड्रोजन बंधन कहा जाता है।

यह ऊपर चर्चा किए गए सभी प्रकार के बांडों (ऊर्जा 40 kJ/mol से अधिक नहीं) की तुलना में बहुत कमजोर है, लेकिन इसे उपेक्षित नहीं किया जा सकता है। यही कारण है कि आरेख में हाइड्रोजन रासायनिक बंधन एक बिंदीदार रेखा के रूप में दिखाई देता है।

एक साथ दाता-स्वीकर्ता इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन के कारण हाइड्रोजन बांड की घटना संभव है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों में एक बड़ा अंतर ओ, एन, एफ और अन्य परमाणुओं पर अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन घनत्व की उपस्थिति के साथ-साथ हाइड्रोजन परमाणु पर इसकी कमी की ओर जाता है। ऐसी स्थिति में जब ऐसे परमाणुओं के बीच कोई मौजूदा रासायनिक बंधन नहीं होता है, जब वे काफी करीब होते हैं, तो आकर्षक बल सक्रिय हो जाते हैं। इस मामले में, प्रोटॉन इलेक्ट्रॉन जोड़ी का स्वीकर्ता है, और दूसरा परमाणु दाता है।

हाइड्रोजन बंधन पड़ोसी अणुओं, उदाहरण के लिए, पानी, कार्बोक्जिलिक एसिड, अल्कोहल, अमोनिया, और एक अणु के भीतर, उदाहरण के लिए, सैलिसिलिक एसिड, दोनों के बीच हो सकते हैं।

पानी के अणुओं के बीच हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति इसके कई अद्वितीय भौतिक गुणों की व्याख्या करती है:

• गणना के अनुसार इसकी ऊष्मा क्षमता, ढांकता हुआ स्थिरांक, क्वथनांक और गलनांक का मान वास्तविक मानों से काफी कम होना चाहिए, जिसे अणुओं के सामंजस्य और अंतर-आणविक हाइड्रोजन बांड को तोड़ने पर ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता द्वारा समझाया गया है।
• अन्य पदार्थों के विपरीत, तापमान घटने पर पानी की मात्रा बढ़ जाती है। यह इस तथ्य के कारण होता है कि अणु बर्फ की क्रिस्टल संरचना में एक निश्चित स्थान पर कब्जा कर लेते हैं और हाइड्रोजन बंधन की लंबाई के कारण एक दूसरे से दूर चले जाते हैं।

यह संबंध जीवित जीवों के लिए एक विशेष भूमिका निभाता है, क्योंकि प्रोटीन अणुओं में इसकी उपस्थिति उनकी विशेष संरचना और इसलिए उनके गुणों को निर्धारित करती है। इसके अलावा, डीएनए के डबल हेलिक्स बनाने वाले न्यूक्लिक एसिड भी हाइड्रोजन बांड से जुड़े होते हैं।

क्रिस्टल में बंधन

भारी बहुमत एसएनएफइसमें एक क्रिस्टल जाली होती है - उन्हें बनाने वाले कणों की एक विशेष पारस्परिक व्यवस्था। इस मामले में, त्रि-आयामी आवधिकता देखी जाती है, और परमाणु, अणु या आयन नोड्स पर स्थित होते हैं, जो काल्पनिक रेखाओं से जुड़े होते हैं। इन कणों की प्रकृति और उनके बीच संबंध के आधार पर, सभी क्रिस्टलीय संरचनाओं को परमाणु, आणविक, आयनिक और धात्विक में विभाजित किया जाता है।

आयनिक क्रिस्टल जाली के नोड्स में धनायन और आयन होते हैं। इसके अलावा, उनमें से प्रत्येक केवल विपरीत आवेश वाले आयनों की एक कड़ाई से परिभाषित संख्या से घिरा हुआ है। एक विशिष्ट उदाहरण सोडियम क्लोराइड (NaCl) है। यह उनके लिए सामान्य है उच्च तापमानपिघलने और कठोरता, क्योंकि उनके विनाश के लिए बहुत अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है।

आणविक क्रिस्टल जाली के नोड्स पर सहसंयोजक बंधों द्वारा निर्मित पदार्थों के अणु होते हैं (उदाहरण के लिए, I 2)। वे कमजोर वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन द्वारा एक दूसरे से जुड़े हुए हैं, और इसलिए ऐसी संरचना को नष्ट करना आसान है। ऐसे कनेक्शन हैं कम तामपानउबलना और पिघलना.

एक परमाणु क्रिस्टल जाली का निर्माण रासायनिक तत्वों के परमाणुओं से होता है उच्च मूल्यवैलेंस. वे मजबूत सहसंयोजक बंधों से जुड़े होते हैं, जिसका अर्थ है कि पदार्थों में उच्च क्वथनांक और गलनांक और अत्यधिक कठोरता होती है। इसका एक उदाहरण हीरा है.

इस प्रकार, रासायनिक पदार्थों में मौजूद सभी प्रकार के बंधों की अपनी-अपनी विशेषताएँ होती हैं, जो अणुओं और पदार्थों में कणों की परस्पर क्रिया की सूक्ष्मताओं को समझाती हैं। यौगिकों के गुण उन पर निर्भर करते हैं। वे पर्यावरण में होने वाली सभी प्रक्रियाओं को निर्धारित करते हैं।

रासायनिक बंधों के लक्षण

रासायनिक बंधन का सिद्धांत सभी सैद्धांतिक रसायन विज्ञान का आधार बनता है। एक रासायनिक बंधन को परमाणुओं की परस्पर क्रिया के रूप में समझा जाता है जो उन्हें अणुओं, आयनों, रेडिकल और क्रिस्टल में बांधता है। रासायनिक बंधन चार प्रकार के होते हैं: आयनिक, सहसंयोजक, धात्विक और हाइड्रोजन. एक ही पदार्थ में विभिन्न प्रकार के बंधन पाए जा सकते हैं।

1. आधारों में: हाइड्रॉक्सो समूहों में ऑक्सीजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच बंधन ध्रुवीय सहसंयोजक होता है, और धातु और हाइड्रॉक्सो समूह के बीच यह आयनिक होता है।

2. ऑक्सीजन युक्त एसिड के लवण में: गैर-धातु परमाणु और अम्लीय अवशेष के ऑक्सीजन के बीच - सहसंयोजक ध्रुवीय, और धातु और अम्लीय अवशेष के बीच - आयनिक।

3. अमोनियम, मिथाइलमोनियम आदि लवणों में, नाइट्रोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच एक ध्रुवीय सहसंयोजक होता है, और अमोनियम या मिथाइलमोनियम आयनों और एसिड अवशेषों के बीच - आयनिक।

4. धातु पेरोक्साइड में (उदाहरण के लिए, Na 2 O 2), ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच का बंधन सहसंयोजक, गैर-ध्रुवीय होता है, और धातु और ऑक्सीजन के बीच का बंधन आयनिक होता है, आदि।

सभी प्रकार और प्रकार के रासायनिक बंधों की एकता का कारण उनकी समान रासायनिक प्रकृति - इलेक्ट्रॉन-परमाणु संपर्क है। किसी भी मामले में रासायनिक बंधन का गठन ऊर्जा की रिहाई के साथ परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन-परमाणु संपर्क का परिणाम है।

सहसंयोजक बंधन बनाने की विधियाँ

सहसंयोजक रासायनिक बंधनएक बंधन है जो साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के कारण परमाणुओं के बीच उत्पन्न होता है।

सहसंयोजक यौगिक आमतौर पर गैसें, तरल पदार्थ या अपेक्षाकृत कम पिघलने वाले ठोस होते हैं। दुर्लभ अपवादों में से एक हीरा है, जो 3,500 डिग्री सेल्सियस से ऊपर पिघलता है। इसे हीरे की संरचना द्वारा समझाया गया है, जो सहसंयोजक रूप से बंधे कार्बन परमाणुओं की एक सतत जाली है, न कि व्यक्तिगत अणुओं का संग्रह। वास्तव में, कोई भी हीरा क्रिस्टल, चाहे उसका आकार कुछ भी हो, एक विशाल अणु है।

सहसंयोजक बंधन तब होता है जब दो अधातु परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन संयोजित होते हैं। परिणामी संरचना को अणु कहा जाता है।

ऐसे बंधन के गठन का तंत्र विनिमय या दाता-स्वीकर्ता हो सकता है।

ज्यादातर मामलों में, दो सहसंयोजक बंधित परमाणुओं में अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है और साझा इलेक्ट्रॉन दोनों परमाणुओं से समान रूप से संबंधित नहीं होते हैं। अधिकांशसमय के साथ वे एक परमाणु से दूसरे परमाणु के अधिक निकट होते हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में, सहसंयोजक बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु के करीब स्थित होते हैं क्योंकि इसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी हाइड्रोजन की तुलना में अधिक होती है। हालाँकि, इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता में अंतर इतना बड़ा नहीं है कि हाइड्रोजन परमाणु से क्लोरीन परमाणु तक पूर्ण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण हो सके। इसलिए, हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच के बंधन को एक आयनिक बंधन (पूर्ण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण) और एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी की एक सममित व्यवस्था) के बीच एक क्रॉस के रूप में माना जा सकता है। परमाणुओं पर आंशिक आवेश को ग्रीक अक्षर δ से दर्शाया जाता है। ऐसे बंधन को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन कहा जाता है, और हाइड्रोजन क्लोराइड अणु को ध्रुवीय कहा जाता है, यानी इसका एक सकारात्मक रूप से चार्ज किया गया अंत (हाइड्रोजन परमाणु) और एक नकारात्मक चार्ज वाला अंत (क्लोरीन परमाणु) होता है।

1. विनिमय तंत्र तब संचालित होता है जब परमाणु अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को मिलाकर साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े बनाते हैं।

1) एच 2 - हाइड्रोजन।

बंधन हाइड्रोजन परमाणुओं (अतिव्यापी एस-ऑर्बिटल्स) के एस-इलेक्ट्रॉनों द्वारा एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के कारण होता है।

2) एचसीएल - हाइड्रोजन क्लोराइड।

बंधन एस- और पी-इलेक्ट्रॉनों (ओवरलैपिंग एस-पी ऑर्बिटल्स) की एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के कारण होता है।

3) सीएल 2: क्लोरीन अणु में, अयुग्मित पी-इलेक्ट्रॉनों (अतिव्यापी पी-पी ऑर्बिटल्स) के कारण एक सहसंयोजक बंधन बनता है।

4) एन 2: नाइट्रोजन अणु में परमाणुओं के बीच तीन सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं।

सहसंयोजक बंधन निर्माण का दाता-स्वीकर्ता तंत्र

दाताएक इलेक्ट्रॉन युग्म है हुंडी सकारनेवाला- मुक्त कक्षक जिस पर यह जोड़ा कब्जा कर सकता है। अमोनियम आयन में, हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ सभी चार बंधन सहसंयोजक होते हैं: तीन नाइट्रोजन परमाणु और हाइड्रोजन परमाणुओं द्वारा विनिमय तंत्र के अनुसार सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण के कारण बने थे, एक - दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से। सहसंयोजक बंधों को इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप होने के तरीके के साथ-साथ बंधे हुए परमाणुओं में से एक के प्रति उनके विस्थापन के आधार पर वर्गीकृत किया जाता है। एक बंधन रेखा के साथ इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के अतिव्यापी होने के परिणामस्वरूप बनने वाले रासायनिक बंधन कहलाते हैं σ - सम्बन्ध(सिग्मा बांड)। सिग्मा बंधन बहुत मजबूत है.

पी ऑर्बिटल्स दो क्षेत्रों में ओवरलैप हो सकते हैं, जिससे पार्श्व ओवरलैप के माध्यम से एक सहसंयोजक बंधन बनता है।

बॉन्ड लाइन के बाहर, यानी, दो क्षेत्रों में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के "पार्श्व" ओवरलैप के परिणामस्वरूप बनने वाले रासायनिक बॉन्ड को पाई बॉन्ड कहा जाता है।

सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्मों के आपस में जुड़ने वाले परमाणुओं में से किसी एक के विस्थापन की डिग्री के अनुसार, एक सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय हो सकता है। समान विद्युत ऋणात्मकता वाले परमाणुओं के बीच बनने वाले सहसंयोजक रासायनिक बंधन को गैर-ध्रुवीय कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन जोड़े किसी भी परमाणु की ओर विस्थापित नहीं होते हैं, क्योंकि परमाणुओं में समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है - अन्य परमाणुओं से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की संपत्ति। उदाहरण के लिए,

अर्थात्, सरल अधातु पदार्थों के अणु एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन के माध्यम से बनते हैं। जिन तत्वों की विद्युत ऋणात्मकता भिन्न होती है उनके परमाणुओं के बीच सहसंयोजक रासायनिक बंधन को ध्रुवीय कहा जाता है।

उदाहरण के लिए, NH 3 अमोनिया है। नाइट्रोजन, हाइड्रोजन की तुलना में अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व है, इसलिए साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े इसके परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाते हैं।

सहसंयोजक बंधन के लक्षण: बंधन की लंबाई और ऊर्जा

सहसंयोजक बंधन के विशिष्ट गुण इसकी लंबाई और ऊर्जा हैं। बॉन्ड की लंबाई परमाणु नाभिक के बीच की दूरी है। रासायनिक बंधजितना मजबूत होगा उसकी लंबाई उतनी ही कम होगी। हालाँकि, बंधन शक्ति का एक माप बंधन ऊर्जा है, जो बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा की मात्रा से निर्धारित होता है। इसे आमतौर पर kJ/mol में मापा जाता है। इस प्रकार, प्रयोगात्मक आंकड़ों के अनुसार, एच 2, सीएल 2 और एन 2 अणुओं की बंधन लंबाई क्रमशः 0.074, 0.198 और 0.109 एनएम है, और बंधन ऊर्जा क्रमशः 436, 242 और 946 केजे/मोल है।

आयन। आयोनिक बंध

किसी परमाणु के लिए ऑक्टेट नियम का पालन करने की दो मुख्य संभावनाएँ हैं। इनमें से पहला है आयनिक बंधों का निर्माण। (दूसरा सहसंयोजक बंधन का निर्माण है, जिसकी चर्चा नीचे की जाएगी)। जब एक आयनिक बंधन बनता है, तो एक धातु परमाणु इलेक्ट्रॉन खो देता है, और एक गैर-धातु परमाणु इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है।

आइए कल्पना करें कि दो परमाणु "मिलते हैं": समूह I धातु का एक परमाणु और समूह VII का एक गैर-धातु परमाणु। एक धातु परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर पर एक इलेक्ट्रॉन होता है, जबकि एक गैर-धातु परमाणु के बाहरी स्तर को पूरा करने के लिए केवल एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है। पहला परमाणु आसानी से दूसरे को अपना इलेक्ट्रॉन दे देगा, जो नाभिक से बहुत दूर है और कमजोर रूप से उससे बंधा हुआ है, और दूसरा उसे अपने बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर एक मुक्त स्थान प्रदान करेगा। तब परमाणु, अपने एक ऋणात्मक आवेश से रहित होकर, एक धनात्मक आवेशित कण बन जाएगा, और दूसरा परिणामी इलेक्ट्रॉन के कारण एक ऋणात्मक आवेशित कण में बदल जाएगा। ऐसे कणों को आयन कहा जाता है।

यह एक रासायनिक बंधन है जो आयनों के बीच होता है। परमाणुओं या अणुओं की संख्या दर्शाने वाली संख्याएँ गुणांक कहलाती हैं, और किसी अणु में परमाणुओं या आयनों की संख्या दर्शाने वाली संख्याएँ सूचकांक कहलाती हैं।

धातु कनेक्शन

धातुओं में विशिष्ट गुण होते हैं जो अन्य पदार्थों के गुणों से भिन्न होते हैं। ऐसे गुण अपेक्षाकृत उच्च पिघलने वाले तापमान, प्रकाश को प्रतिबिंबित करने की क्षमता और उच्च तापीय और विद्युत चालकता हैं। ये विशेषताएँ धातुओं में विद्यमान होने के कारण हैं विशेष प्रकारकनेक्शन - धातु कनेक्शन।

धात्विक बंधन धातु क्रिस्टल में सकारात्मक आयनों के बीच एक बंधन है, जो पूरे क्रिस्टल में स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण के कारण होता है। बाहरी स्तर पर अधिकांश धातुओं के परमाणुओं में कम संख्या में इलेक्ट्रॉन होते हैं - 1, 2, 3. ये इलेक्ट्रॉन आसानी से उतर जाओ, और परमाणु बदल जाते हैं सकारात्मक आयन. अलग किए गए इलेक्ट्रॉन एक आयन से दूसरे आयन में चले जाते हैं, और उन्हें एक पूरे में बांध देते हैं। आयनों के साथ जुड़कर, ये इलेक्ट्रॉन अस्थायी रूप से परमाणु बनाते हैं, फिर टूट जाते हैं और दूसरे आयन के साथ मिल जाते हैं, आदि। एक प्रक्रिया अंतहीन रूप से होती है, जिसे योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार चित्रित किया जा सकता है:

नतीजतन, धातु के आयतन में, परमाणु लगातार आयनों में परिवर्तित होते रहते हैं और इसके विपरीत। साझा इलेक्ट्रॉनों के माध्यम से धातुओं में आयनों के बीच के बंधन को धात्विक कहा जाता है। धात्विक बंधन में सहसंयोजक बंधन के साथ कुछ समानताएं होती हैं, क्योंकि यह बाहरी इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे पर आधारित होता है। हालाँकि, एक सहसंयोजक बंधन के साथ, केवल दो पड़ोसी परमाणुओं के बाहरी अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को साझा किया जाता है, जबकि एक धात्विक बंधन के साथ, सभी परमाणु इन इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे में भाग लेते हैं। यही कारण है कि सहसंयोजक बंधन वाले क्रिस्टल भंगुर होते हैं, लेकिन धातु बंधन के साथ, एक नियम के रूप में, वे नमनीय, विद्युत प्रवाहकीय होते हैं और धातु की चमक रखते हैं।

धात्विक बंधन शुद्ध धातुओं और विभिन्न धातुओं के मिश्रण - ठोस और तरल अवस्था में मिश्र धातुओं दोनों की विशेषता है। हालाँकि, वाष्प अवस्था में, धातु के परमाणु सहसंयोजक बंधन द्वारा एक दूसरे से जुड़े होते हैं (उदाहरण के लिए, सोडियम वाष्प बड़े शहरों की सड़कों को रोशन करने के लिए पीली रोशनी वाले लैंप भरता है)। धातु जोड़े में अलग-अलग अणु (एकपरमाणुक और द्विपरमाणुक) होते हैं।

एक धातु बंधन ताकत में भी सहसंयोजक बंधन से भिन्न होता है: इसकी ऊर्जा सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा से 3-4 गुना कम होती है।

बंधन ऊर्जा वह ऊर्जा है जो किसी पदार्थ के एक मोल को बनाने वाले सभी अणुओं में रासायनिक बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक होती है। सहसंयोजक और आयनिक बंधों की ऊर्जाएँ आमतौर पर उच्च होती हैं और 100-800 kJ/mol के क्रम के मान तक होती हैं।

हाइड्रोजन बंध

के बीच रासायनिक बंधन एक अणु के सकारात्मक रूप से ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणु(या उसके भाग) और अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक तत्वों के परमाणुओं का नकारात्मक ध्रुवीकरणसाझा इलेक्ट्रॉन जोड़े (एफ, ओ, एन और कम अक्सर एस और सीएल) वाले, एक अन्य अणु (या उसके हिस्से) को हाइड्रोजन कहा जाता है। हाइड्रोजन बांड निर्माण का तंत्र आंशिक रूप से इलेक्ट्रोस्टैटिक, आंशिक रूप से डी है सम्मान-स्वीकर्ता चरित्र.

अंतरआण्विक हाइड्रोजन बंधन के उदाहरण:

ऐसे संबंध की उपस्थिति में, कम आणविक भार वाले पदार्थ भी, सामान्य परिस्थितियों में, तरल (शराब, पानी) या आसानी से तरलीकृत गैस (अमोनिया, हाइड्रोजन फ्लोराइड) हो सकते हैं। बायोपॉलिमर में - प्रोटीन (द्वितीयक संरचना) - कार्बोनिल ऑक्सीजन और अमीनो समूह के हाइड्रोजन के बीच एक इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बंधन होता है:

पॉलीन्यूक्लियोटाइड अणु - डीएनए (डीऑक्सीराइबोन्यूक्लिक एसिड) - डबल हेलिकॉप्टर हैं जिसमें न्यूक्लियोटाइड की दो श्रृंखलाएं हाइड्रोजन बांड द्वारा एक दूसरे से जुड़ी होती हैं। इस मामले में, संपूरकता का सिद्धांत संचालित होता है, अर्थात, ये बंधन प्यूरीन और पाइरीमिडीन आधारों से युक्त कुछ जोड़ों के बीच बनते हैं: थाइमिन (टी) एडेनिन न्यूक्लियोटाइड (ए) के विपरीत स्थित है, और साइटोसिन (सी) विपरीत स्थित है। गुआनिन (जी)।

हाइड्रोजन बंध वाले पदार्थों में आणविक क्रिस्टल जालक होते हैं।

परमाणुओं के बीच कोई भी अंतःक्रिया तभी संभव है जब कोई रासायनिक बंधन हो। ऐसा संबंध एक स्थिर बहुपरमाणुक प्रणाली के निर्माण का कारण है - एक आणविक आयन, अणु, क्रिस्टल जाली। एक मजबूत रासायनिक बंधन को तोड़ने के लिए बहुत अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है, यही कारण है कि यह बंधन की ताकत को मापने के लिए मूल मात्रा है।

रासायनिक बंधन के गठन के लिए शर्तें

रासायनिक बंधन का निर्माण हमेशा ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है। यह प्रक्रिया परस्पर क्रिया करने वाले कणों - अणुओं, आयनों, परमाणुओं की प्रणाली की संभावित ऊर्जा में कमी के कारण होती है। परस्पर क्रिया करने वाले तत्वों की परिणामी प्रणाली की संभावित ऊर्जा हमेशा अनबाउंड आउटगोइंग कणों की ऊर्जा से कम होती है। इस प्रकार, किसी प्रणाली में रासायनिक बंधन के उद्भव का आधार उसके तत्वों की संभावित ऊर्जा में कमी है।

रासायनिक अंतःक्रिया की प्रकृति

एक रासायनिक बंधन उन पदार्थों के इलेक्ट्रॉनों और परमाणु नाभिक के आसपास उत्पन्न होने वाले विद्युत चुम्बकीय क्षेत्रों की परस्पर क्रिया का परिणाम है जो एक नए अणु या क्रिस्टल के निर्माण में भाग लेते हैं। परमाणु संरचना के सिद्धांत की खोज के बाद, इस अंतःक्रिया की प्रकृति का अध्ययन करना अधिक सुलभ हो गया।

पहली बार, रासायनिक बंधन की विद्युत प्रकृति का विचार अंग्रेजी भौतिक विज्ञानी जी. डेवी के मन में आया, जिन्होंने सुझाव दिया कि अणु विपरीत आवेशित कणों के विद्युत आकर्षण के कारण बनते हैं। यह विचाररुचि स्वीडिश रसायनज्ञ और प्रकृतिवादी I.Ya में थी। बर्सेलियस, जिन्होंने रासायनिक बंधों की घटना का विद्युत रासायनिक सिद्धांत विकसित किया।

पहला सिद्धांत, जिसने पदार्थों के रासायनिक संपर्क की प्रक्रियाओं को समझाया, अपूर्ण था, और समय के साथ इसे छोड़ना पड़ा।

बटलरोव का सिद्धांत

पदार्थों के रासायनिक बंधन की प्रकृति को समझाने का एक अधिक सफल प्रयास रूसी वैज्ञानिक ए.एम. बटलरोव द्वारा किया गया था। इस वैज्ञानिक ने अपना सिद्धांत निम्नलिखित मान्यताओं पर आधारित किया:

• बंधी हुई अवस्था में परमाणु एक दूसरे से बंधे होते हैं एक निश्चित क्रम में. इस क्रम में परिवर्तन से नये पदार्थ का निर्माण होता है।
• संयोजकता के नियमों के अनुसार परमाणु एक दूसरे से बंधते हैं।
• किसी पदार्थ के गुण उस पदार्थ के अणु में परमाणुओं के जुड़ने के क्रम पर निर्भर करते हैं। एक भिन्न व्यवस्था पदार्थ के रासायनिक गुणों में परिवर्तन का कारण बनती है।
• एक-दूसरे से जुड़े परमाणु एक-दूसरे को सबसे अधिक प्रभावित करते हैं।

बटलरोव के सिद्धांत ने रासायनिक पदार्थों के गुणों को न केवल उनकी संरचना से, बल्कि परमाणुओं की व्यवस्था के क्रम से भी समझाया। यह आंतरिक आदेश ए.एम. बटलरोव ने इसे "रासायनिक संरचना" कहा।

रूसी वैज्ञानिक के सिद्धांत ने पदार्थों के वर्गीकरण में क्रम बहाल करना संभव बना दिया और उनके रासायनिक गुणों द्वारा अणुओं की संरचना निर्धारित करने का अवसर प्रदान किया। सिद्धांत ने इस प्रश्न का भी उत्तर दिया: समान संख्या में परमाणुओं वाले अणुओं में अलग-अलग रासायनिक गुण क्यों होते हैं।

रासायनिक बंधन के सिद्धांतों के निर्माण के लिए पूर्वापेक्षाएँ

उनके सिद्धांत में रासायनिक संरचनाबटलरोव ने इस सवाल पर ध्यान नहीं दिया कि रासायनिक बंधन क्या है। तब इसके लिए बहुत कम डेटा उपलब्ध था। आंतरिक संरचनापदार्थ. परमाणु के ग्रहीय मॉडल की खोज के बाद ही, अमेरिकी वैज्ञानिक लुईस ने इस परिकल्पना को विकसित करना शुरू किया कि एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के माध्यम से एक रासायनिक बंधन उत्पन्न होता है जो एक साथ दो परमाणुओं से संबंधित होता है। इसके बाद, यह विचार सहसंयोजक बंधन के सिद्धांत के विकास की नींव बन गया।

सहसंयोजक रासायनिक बंधन

जब दो पड़ोसी परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं तो एक स्थिर रासायनिक यौगिक बन सकता है। इस तरह के पारस्परिक प्रतिच्छेदन का परिणाम आंतरिक परमाणु अंतरिक्ष में बढ़ता इलेक्ट्रॉन घनत्व है। जैसा कि हम जानते हैं, परमाणुओं के नाभिक धनात्मक रूप से आवेशित होते हैं, और इसलिए जितना संभव हो सके ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन बादल के करीब आने का प्रयास करते हैं। यह आकर्षण दो धनावेशित नाभिकों के बीच लगने वाले प्रतिकारक बल से कहीं अधिक प्रबल है, इसलिए यह संबंध स्थिर है।

रासायनिक बांड गणना सबसे पहले रसायनज्ञ हेइटलर और लंदन द्वारा की गई थी। उन्होंने दो हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच के बंधन की जांच की। इसका सबसे सरल दृश्य प्रतिनिधित्व इस तरह दिख सकता है:

जैसा कि आप देख सकते हैं, इलेक्ट्रॉन युग्म दोनों हाइड्रोजन परमाणुओं में एक क्वांटम स्थान रखता है। इलेक्ट्रॉनों की इस दो-केंद्रीय व्यवस्था को "सहसंयोजक रासायनिक बंधन" कहा जाता है। सहसंयोजक बंधन सरल पदार्थों के अणुओं और उनके गैर-धातु यौगिकों के लिए विशिष्ट होते हैं। सहसंयोजक बंधों द्वारा निर्मित पदार्थ आमतौर पर आचरण नहीं करते हैं बिजलीया अर्धचालक हैं.

आयोनिक बंध

आयनिक रासायनिक बंधन तब होता है जब दो विपरीत रूप से आवेशित आयन एक दूसरे को आकर्षित करते हैं। आयन सरल हो सकते हैं, जिनमें किसी पदार्थ का एक परमाणु शामिल होता है। इस प्रकार के यौगिकों में, सरल आयन अक्सर समूह 1 और 2 के धनावेशित धातु परमाणु होते हैं जिन्होंने अपना इलेक्ट्रॉन खो दिया है। ऋणात्मक आयनों का निर्माण विशिष्ट अधातुओं के परमाणुओं और उनके अम्ल क्षारों में अंतर्निहित होता है। इसलिए, विशिष्ट आयनिक यौगिकों में कई क्षार धातु हैलाइड होते हैं, जैसे CsF, NaCl और अन्य।

सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयन संतृप्त नहीं होता है: विपरीत रूप से आवेशित आयनों की एक अलग संख्या एक आयन या आयनों के समूह में शामिल हो सकती है। संलग्न कणों की संख्या केवल परस्पर क्रिया करने वाले आयनों के रैखिक आयामों के साथ-साथ उस स्थिति से सीमित होती है जिसके तहत विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयनों की आकर्षक ताकतें आयनिक प्रकार के यौगिक में भाग लेने वाले समान रूप से चार्ज किए गए कणों की प्रतिकारक ताकतों से अधिक होनी चाहिए।

हाइड्रोजन बंध

रासायनिक संरचना के सिद्धांत के निर्माण से पहले भी, प्रयोगात्मक रूप से यह देखा गया था कि विभिन्न गैर-धातुओं वाले हाइड्रोजन यौगिकों में कुछ असामान्य गुण होते हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन फ्लोराइड और पानी का क्वथनांक अपेक्षा से कहीं अधिक है।

हाइड्रोजन यौगिकों की इन और अन्य विशेषताओं को एच + परमाणु की एक और रासायनिक बंधन बनाने की क्षमता से समझाया जा सकता है। इस प्रकार के कनेक्शन को "हाइड्रोजन बांड" कहा जाता है। हाइड्रोजन बांड की घटना के कारण इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों के गुणों में निहित हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु में, कुल इलेक्ट्रॉन बादल फ्लोरीन की ओर इतना स्थानांतरित हो जाता है कि इस पदार्थ के परमाणु के चारों ओर का स्थान नकारात्मक से संतृप्त हो जाता है विद्युत क्षेत्र. अपने एकमात्र इलेक्ट्रॉन से वंचित हाइड्रोजन परमाणु के चारों ओर क्षेत्र बहुत कमजोर होता है और उस पर धनात्मक आवेश होता है। परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन बादलों H+ और ऋणात्मक F- के सकारात्मक क्षेत्रों के बीच एक अतिरिक्त संबंध उत्पन्न होता है।

धातुओं का रासायनिक बंधन

सभी धातुओं के परमाणु एक निश्चित तरीके से अंतरिक्ष में स्थित हैं। धातु परमाणुओं की व्यवस्था को क्रिस्टल जाली कहा जाता है। इस मामले में, विभिन्न परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन एक-दूसरे के साथ कमजोर रूप से संपर्क करते हैं, जिससे एक सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल बनता है। परमाणुओं और इलेक्ट्रॉनों के बीच इस प्रकार की परस्पर क्रिया को "धात्विक बंधन" कहा जाता है।

यह धातुओं में इलेक्ट्रॉनों की मुक्त गति है जो समझा सकती है भौतिक गुणधात्विक पदार्थ: विद्युत चालकता, तापीय चालकता, शक्ति, व्यवहार्यता और अन्य।

में से एक है आधारशिलादिलचस्प विज्ञान जिसे रसायन विज्ञान कहा जाता है। इस लेख में हम रासायनिक बंधों के सभी पहलुओं, विज्ञान में उनके महत्व का विश्लेषण करेंगे, उदाहरण देंगे और भी बहुत कुछ।

रासायनिक बंधन क्या है

रसायन विज्ञान में, एक रासायनिक बंधन को एक अणु में परमाणुओं के पारस्परिक आसंजन और, बीच मौजूद आकर्षण बल के परिणामस्वरूप समझा जाता है। रासायनिक बंधों के कारण ही विभिन्न रासायनिक यौगिक बनते हैं; यह रासायनिक बंध की प्रकृति है।

रासायनिक बांड के प्रकार

किसी रासायनिक बंधन के निर्माण का तंत्र उसके प्रकार या प्रकार पर बहुत अधिक निर्भर करता है; सामान्य तौर पर, निम्नलिखित मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन भिन्न होते हैं:

• सहसंयोजक रासायनिक बंधन (जो बदले में ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय हो सकता है)
• आयोनिक बंध
• रासायनिक बंध

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जहाँ तक, हमारी वेबसाइट पर इसके लिए एक अलग लेख समर्पित है, और आप लिंक पर अधिक विस्तार से पढ़ सकते हैं। आगे, हम अन्य सभी मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधों की अधिक विस्तार से जांच करेंगे।

आयनिक रासायनिक बंधन

आयनिक रासायनिक बंधन का निर्माण विभिन्न आवेश वाले दो आयनों के पारस्परिक विद्युत आकर्षण के कारण होता है। ऐसे रासायनिक बंधों में आयन आमतौर पर सरल होते हैं, जिनमें पदार्थ का एक परमाणु होता है।

आयनिक रासायनिक बंधन की योजना.

आयनिक प्रकार के रासायनिक बंधन की एक विशिष्ट विशेषता इसकी संतृप्ति की कमी है, और परिणामस्वरूप, सबसे अधिक अलग-अलग मात्राविपरीत रूप से आवेशित आयन। आयनिक रासायनिक बंधन का एक उदाहरण सीज़ियम फ्लोराइड यौगिक CsF है, जिसमें "आयनिकता" का स्तर लगभग 97% है।

हाइड्रोजन रासायनिक बंधन

प्रकट होने से बहुत पहले आधुनिक सिद्धांतइसमें रासायनिक बंधन आधुनिक रूपरसायनज्ञों ने देखा है कि अधातुओं के साथ हाइड्रोजन के यौगिक अलग-अलग होते हैं अद्भुत गुण. मान लीजिए कि पानी का क्वथनांक और हाइड्रोजन फ्लोराइड के साथ मिलकर जितना हो सकता है उससे कहीं अधिक है, यहां हाइड्रोजन रासायनिक बंधन का एक तैयार उदाहरण दिया गया है।

चित्र हाइड्रोजन रासायनिक बंधन के गठन का एक आरेख दिखाता है।

हाइड्रोजन रासायनिक बंधन की प्रकृति और गुण हाइड्रोजन परमाणु एच की एक अन्य रासायनिक बंधन बनाने की क्षमता से निर्धारित होते हैं, इसलिए इस बंधन का नाम है। इस तरह के संबंध के बनने का कारण इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों के गुण हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु में कुल इलेक्ट्रॉन बादल फ्लोरीन की ओर इतना स्थानांतरित हो जाता है कि इस पदार्थ के परमाणु के चारों ओर का स्थान एक नकारात्मक विद्युत क्षेत्र से संतृप्त हो जाता है। हाइड्रोजन परमाणु के आसपास, विशेष रूप से अपने एकमात्र इलेक्ट्रॉन से वंचित परमाणु के आसपास, सब कुछ बिल्कुल विपरीत है; इसका इलेक्ट्रॉनिक क्षेत्र बहुत कमजोर है और, परिणामस्वरूप, एक सकारात्मक चार्ज है। और जैसा कि आप जानते हैं, धनात्मक और ऋणात्मक आवेश आकर्षित होते हैं, और इस सरल तरीके से एक हाइड्रोजन बंधन उत्पन्न होता है।

धातुओं का रासायनिक बंधन

कौन सा रासायनिक बंधन धातुओं की विशेषता है? इन पदार्थों में अपने-अपने प्रकार का रासायनिक बंधन होता है - सभी धातुओं के परमाणु किसी भी तरह व्यवस्थित नहीं होते हैं, बल्कि एक निश्चित तरीके से व्यवस्थित होते हैं, उनकी व्यवस्था के क्रम को क्रिस्टल जाली कहा जाता है। विभिन्न परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन एक सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल बनाते हैं, और वे एक दूसरे के साथ कमजोर रूप से संपर्क करते हैं।

यह धातु रासायनिक बंधन जैसा दिखता है।

धात्विक रासायनिक बंधन का एक उदाहरण कोई भी धातु हो सकता है: सोडियम, लोहा, जस्ता, इत्यादि।

रासायनिक बंधन के प्रकार का निर्धारण कैसे करें

इसमें भाग लेने वाले पदार्थों के आधार पर, यदि एक धातु और एक अधातु है, तो बंधन आयनिक है, यदि दो धातु हैं, तो यह धात्विक है, यदि दो अधातु हैं, तो यह सहसंयोजक है।

रासायनिक बंधों के गुण

अलग-अलग तुलना करना रासायनिक प्रतिक्रिएंविभिन्न मात्रात्मक विशेषताओं का उपयोग किया जाता है, जैसे:

• लंबाई,
• ऊर्जा,
• ध्रुवीयता,
• कनेक्शन का क्रम.

आइए उन पर अधिक विस्तार से नजर डालें।

बांड की लंबाई परमाणुओं के नाभिक के बीच की संतुलन दूरी है जो एक रासायनिक बंधन से जुड़े होते हैं। आमतौर पर प्रयोगात्मक रूप से मापा जाता है।

किसी रासायनिक बंधन की ऊर्जा उसकी ताकत निर्धारित करती है। इस मामले में, ऊर्जा एक रासायनिक बंधन को तोड़ने और परमाणुओं को अलग करने के लिए आवश्यक बल को संदर्भित करती है।

एक रासायनिक बंधन की ध्रुवता दर्शाती है कि परमाणुओं में से एक की ओर कितना इलेक्ट्रॉन घनत्व स्थानांतरित हो गया है। परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन घनत्व को अपनी ओर स्थानांतरित करने की क्षमता, या बोलना सरल भाषा मेंरसायन विज्ञान में "कंबल को अपने ऊपर खींचना" को इलेक्ट्रोनगेटिविटी कहा जाता है।

एक रासायनिक बंधन का क्रम (दूसरे शब्दों में, एक रासायनिक बंधन की बहुलता) एक रासायनिक बंधन में प्रवेश करने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या है। क्रम या तो पूर्णांक या भिन्नात्मक हो सकता है, यह जितना अधिक होगा बड़ी संख्याइलेक्ट्रॉन एक रासायनिक बंधन बनाते हैं और इसे तोड़ना उतना ही कठिन होता है।

रासायनिक बंधन, वीडियो

और अंत में, इसके बारे में एक शैक्षिक वीडियो अलग - अलग प्रकाररासायनिक बंध।

आवर्त सारणी पर स्थित सभी वर्तमान ज्ञात रासायनिक तत्वों को दो बड़े समूहों में विभाजित किया गया है: धातु और गैर-धातु। उन्हें केवल तत्व नहीं, बल्कि यौगिक, रासायनिक पदार्थ बनने और एक-दूसरे के साथ बातचीत करने में सक्षम होने के लिए, उन्हें सरल और जटिल पदार्थों के रूप में मौजूद होना चाहिए।

यही कारण है कि कुछ इलेक्ट्रॉन स्वीकार करने का प्रयास करते हैं, जबकि अन्य देने का प्रयास करते हैं। इस प्रकार एक-दूसरे की पूर्ति करने से तत्व अलग-अलग बन जाते हैं रासायनिक अणु. लेकिन क्या चीज़ उन्हें एक साथ रखती है? ऐसी ताकत वाले पदार्थ क्यों मौजूद हैं जिन्हें सबसे गंभीर उपकरण भी नष्ट नहीं कर सकते? इसके विपरीत, अन्य लोग थोड़े से प्रभाव से नष्ट हो जाते हैं। यह सब अणुओं में परमाणुओं के बीच विभिन्न प्रकार के रासायनिक बंधनों के गठन, एक निश्चित संरचना के क्रिस्टल जाली के गठन से समझाया गया है।

यौगिकों में रासायनिक बंधों के प्रकार

कुल मिलाकर, 4 मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन हैं।

1. सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय. यह दो समान गैर-धातुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के कारण बनता है। संयोजकता अयुग्मित कण इसके निर्माण में भाग लेते हैं। उदाहरण: हैलोजन, ऑक्सीजन, हाइड्रोजन, नाइट्रोजन, सल्फर, फॉस्फोरस।
2. सहसंयोजक ध्रुवीय. दो अलग-अलग गैर-धातुओं के बीच या बहुत कमजोर गुणों वाले धातु और कमजोर इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले गैर-धातु के बीच बनता है। यह सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्मों और उन्हें उस परमाणु द्वारा अपनी ओर खींचने पर भी आधारित है जिसकी इलेक्ट्रॉन बंधुता अधिक है। उदाहरण: NH 3, SiC, P 2 O 5 और अन्य।
3. हाइड्रोजन बंध। सबसे अस्थिर और सबसे कमजोर, यह एक अणु के अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु और दूसरे के सकारात्मक परमाणु के बीच बनता है। अधिकतर ऐसा तब होता है जब पदार्थ पानी (शराब, अमोनिया, आदि) में घुल जाते हैं। इस संबंध के लिए धन्यवाद, प्रोटीन के मैक्रोमोलेक्यूल्स, न्यूक्लिक एसिड, काम्प्लेक्स कार्बोहाइड्रेट्सऔर इसी तरह।
4. आयोनिक बंध। इसका निर्माण अलग-अलग आवेशित धातु और अधातु आयनों के स्थिरवैद्युत आकर्षण बल के कारण होता है। इस सूचक में अंतर जितना मजबूत होता है, अंतःक्रिया की आयनिक प्रकृति उतनी ही स्पष्ट रूप से व्यक्त होती है। यौगिकों के उदाहरण: द्विआधारी लवण, जटिल यौगिक - क्षार, लवण।
5. एक धातु बंधन, जिसके निर्माण तंत्र, साथ ही इसके गुणों पर आगे चर्चा की जाएगी। यह विभिन्न प्रकार की धातुओं और उनकी मिश्रधातुओं में बनता है।

रासायनिक बंधन की एकता जैसी कोई चीज़ होती है। यह सिर्फ इतना कहता है कि प्रत्येक रासायनिक बंधन को मानक मानना ​​असंभव है। वे सभी पारंपरिक रूप से नामित इकाइयाँ हैं। आख़िरकार, सभी इंटरैक्शन एक ही सिद्धांत पर आधारित होते हैं - इलेक्ट्रॉन-स्थैतिक इंटरैक्शन। इसलिए, आयनिक, धात्विक, सहसंयोजक और हाइड्रोजन बंधन एक ही होते हैं रासायनिक प्रकृतिऔर एक दूसरे के केवल सीमांत मामले हैं।

धातुएँ और उनके भौतिक गुण

सभी रासायनिक तत्वों में धातुएँ भारी मात्रा में पाई जाती हैं। ये उनकी वजह से है विशेष गुण. उनमें से एक महत्वपूर्ण हिस्सा मनुष्यों द्वारा प्रयोगशाला स्थितियों में परमाणु प्रतिक्रियाओं के माध्यम से प्राप्त किया गया था; वे कम आधे जीवन के साथ रेडियोधर्मी हैं।

हालाँकि, अधिकांश प्राकृतिक तत्व हैं जो संपूर्ण चट्टानों और अयस्कों का निर्माण करते हैं और सबसे महत्वपूर्ण यौगिकों का हिस्सा हैं। उन्हीं से लोगों ने मिश्रधातु बनाना और बहुत सारे सुंदर और महत्वपूर्ण उत्पाद बनाना सीखा। ये हैं तांबा, लोहा, एल्यूमीनियम, चांदी, सोना, क्रोमियम, मैंगनीज, निकल, जस्ता, सीसा और कई अन्य।

सभी धातुओं के लिए, सामान्य भौतिक गुणों की पहचान की जा सकती है, जिन्हें धात्विक बंधन के गठन द्वारा समझाया गया है। ये गुण क्या हैं?

1. लचीलापन और लचीलापन. यह ज्ञात है कि कई धातुओं को पन्नी (सोना, एल्युमीनियम) की अवस्था तक भी लुढ़काया जा सकता है। अन्य तार, लचीली धातु की चादरें और ऐसे उत्पाद बनाते हैं जो शारीरिक प्रभाव के दौरान विकृत हो सकते हैं, लेकिन रुकने के बाद तुरंत अपना आकार बहाल कर लेते हैं। धातुओं के इन गुणों को लचीलापन और लचीलापन कहा जाता है। इस सुविधा का कारण धातु प्रकार का कनेक्शन है। क्रिस्टल में आयन और इलेक्ट्रॉन बिना टूटे एक-दूसरे के सापेक्ष स्लाइड करते हैं, जो संपूर्ण संरचना की अखंडता को बनाए रखने की अनुमति देता है।
2. धात्विक चमक. यह धात्विक बंधन, गठन तंत्र, इसकी विशेषताओं और विशेषताओं की भी व्याख्या करता है। इसलिए, सभी कण अवशोषित या परावर्तित करने में सक्षम नहीं होते हैं प्रकाश तरंगोंसमान लंबाई. अधिकांश धातुओं के परमाणु लघु-तरंग किरणों को परावर्तित करते हैं और लगभग एक ही रंग का चांदी, सफेद और हल्का नीला रंग प्राप्त कर लेते हैं। अपवाद तांबा और सोना हैं, उनके रंग क्रमशः लाल-लाल और पीले हैं। वे लंबी तरंग दैर्ध्य विकिरण को प्रतिबिंबित करने में सक्षम हैं।
3. थर्मल और विद्युत चालकता। इन गुणों को क्रिस्टल जाली की संरचना और इस तथ्य से भी समझाया जाता है कि इसके गठन में धातु प्रकार के बंधन का एहसास होता है। क्रिस्टल के अंदर चलने वाली "इलेक्ट्रॉन गैस" के कारण, विद्युत प्रवाह और गर्मी सभी परमाणुओं और आयनों के बीच तुरंत और समान रूप से वितरित होती है और धातु के माध्यम से संचालित होती है।
4. सामान्य परिस्थितियों में एकत्रीकरण की ठोस स्थिति। यहां एकमात्र अपवाद पारा है। अन्य सभी धातुएँ आवश्यक रूप से मजबूत, ठोस यौगिक हैं, साथ ही उनके मिश्र धातु भी हैं। यह भी धातुओं में मौजूद धात्विक बंधन का परिणाम है। इस प्रकार के कण बंधन के गठन का तंत्र गुणों की पूरी तरह से पुष्टि करता है।

ये मुख्य हैं भौतिक विशेषताएंधातुओं के लिए, जिन्हें धात्विक बंधन के गठन की योजना द्वारा सटीक रूप से समझाया और निर्धारित किया जाता है। परमाणुओं को जोड़ने की यह विधि विशेष रूप से धातु तत्वों और उनके मिश्र धातुओं के लिए प्रासंगिक है। यानी उनके लिए ठोस और तरल अवस्था में.

धातु प्रकार का रासायनिक बंधन

इसकी ख़ासियत क्या है? बात यह है कि ऐसा बंधन अलग-अलग चार्ज किए गए आयनों और उनके इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण नहीं बनता है और न ही इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर और मुक्त इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति के कारण बनता है। अर्थात् आयनिक, धात्विक, सहसंयोजक बंध अनेक होते हैं अलग स्वभावऔर बंधे हुए कणों की विशिष्ट विशेषताएं।

सभी धातुओं में निम्नलिखित विशेषताएं होती हैं:

• प्रति इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या (कुछ अपवादों को छोड़कर, जिनमें 6,7 और 8 हो सकते हैं);
• बड़े परमाणु त्रिज्या;
• कम आयनीकरण ऊर्जा.

यह सब नाभिक से बाहरी अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को आसानी से अलग करने में योगदान देता है। साथ ही, परमाणु में बहुत सारे मुक्त कक्षक होते हैं। धात्विक बंधन के गठन का आरेख एक दूसरे के साथ विभिन्न परमाणुओं की कई कक्षीय कोशिकाओं के ओवरलैप को सटीक रूप से दिखाएगा, जिसके परिणामस्वरूप एक सामान्य इंट्राक्रिस्टलाइन स्थान बनता है। प्रत्येक परमाणु से इसमें इलेक्ट्रॉन आते हैं, जो चारों ओर स्वतंत्र रूप से घूमने लगते हैं विभिन्न भागझंझरी समय-समय पर, उनमें से प्रत्येक क्रिस्टल में एक स्थान पर एक आयन से जुड़ता है और इसे एक परमाणु में बदल देता है, फिर एक आयन बनाने के लिए फिर से अलग हो जाता है।

इस प्रकार, एक धातु बंधन एक सामान्य धातु क्रिस्टल में परमाणुओं, आयनों और मुक्त इलेक्ट्रॉनों के बीच का बंधन है। किसी संरचना के भीतर स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉन बादल को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है। यही अधिकांश धातुओं और उनकी मिश्रधातुओं की व्याख्या करता है।

धातु रासायनिक बंधन वास्तव में कैसे स्वयं को साकार करता है? विभिन्न उदाहरण दिए जा सकते हैं. आइए इसे लिथियम के एक टुकड़े पर देखने का प्रयास करें। यदि आप इसे एक मटर के दाने के आकार का भी लें तो भी इसमें हजारों परमाणु होंगे। तो आइए कल्पना करें कि इन हजारों परमाणुओं में से प्रत्येक अपने एकल वैलेंस इलेक्ट्रॉन को सामान्य क्रिस्टलीय स्थान पर छोड़ देता है। वहीं, किसी दिए गए तत्व की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को जानकर आप खाली ऑर्बिटल्स की संख्या देख सकते हैं। लिथियम में उनमें से 3 (दूसरे ऊर्जा स्तर के पी-ऑर्बिटल्स) होंगे। हजारों में से प्रत्येक परमाणु के लिए तीन - यह है सामान्य स्थानएक क्रिस्टल के अंदर जिसमें "इलेक्ट्रॉन गैस" स्वतंत्र रूप से चलती है।

धातु बंधन वाला पदार्थ हमेशा मजबूत होता है। आखिरकार, इलेक्ट्रॉन गैस क्रिस्टल को ढहने नहीं देती है, बल्कि केवल परतों को विस्थापित करती है और उन्हें तुरंत पुनर्स्थापित करती है। यह चमकता है, इसमें एक निश्चित घनत्व (आमतौर पर उच्च), फ्यूजिबिलिटी, लचीलापन और प्लास्टिसिटी होती है।

मेटल बॉन्डिंग और कहाँ बेची जाती है? पदार्थों के उदाहरण:

• सरल संरचनाओं के रूप में धातुएँ;
• एक दूसरे के साथ सभी धातु मिश्र धातु;
• सभी धातुएँ और उनकी मिश्रधातुएँ तरल और ठोस अवस्था में।

विशिष्ट उदाहरणों की संख्या अविश्वसनीय है, क्योंकि धातुएँ आवर्त सारणी 80 से अधिक!

धातु बंधन: गठन का तंत्र

अगर हम इस पर विचार करें सामान्य रूप से देखें, तो हम ऊपर मुख्य बिंदुओं को पहले ही रेखांकित कर चुके हैं। मुक्त इलेक्ट्रॉनों और इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति जो आसानी से नाभिक से अलग हो जाते हैं कम ऊर्जाआयनीकरण - ये गठन की मुख्य स्थितियाँ हैं इस प्रकार कासंचार. इस प्रकार, यह पता चलता है कि इसका एहसास निम्नलिखित कणों के बीच होता है:

• क्रिस्टल जाली के स्थलों पर परमाणु;
• मुक्त इलेक्ट्रॉन जो धातु में वैलेंस इलेक्ट्रॉन थे;
• क्रिस्टल जाली के स्थानों पर आयन।

परिणाम एक धातु बंधन है. गठन का तंत्र आम तौर पर निम्नलिखित संकेतन द्वारा व्यक्त किया जाता है: मी 0 - ई - ↔ मी एन+। आरेख से यह स्पष्ट है कि धातु क्रिस्टल में कौन से कण मौजूद हैं।

क्रिस्टल स्वयं हो सकते हैं अलग अलग आकार. यह उस विशिष्ट पदार्थ पर निर्भर करता है जिसके साथ हम काम कर रहे हैं।

धातु क्रिस्टल के प्रकार

किसी धातु या उसके मिश्र धातु की यह संरचना कणों की बहुत घनी पैकिंग की विशेषता है। यह क्रिस्टल नोड्स में आयनों द्वारा प्रदान किया जाता है। झंझरी स्वयं भिन्न हो सकती है ज्यामितीय आकारअंतरिक्ष में।

1. शरीर-केन्द्रित घन जालक - क्षार धातुएँ।
2. हेक्सागोनल कॉम्पैक्ट संरचना - बेरियम को छोड़कर सभी क्षारीय पृथ्वी।
3. फलक-केंद्रित घन - एल्यूमीनियम, तांबा, जस्ता, कई संक्रमण धातुएँ।
4. बुध की संरचना समचतुर्भुजीय है।
5. चतुर्भुज - ईण्डीयुम.

यह आवधिक प्रणाली में जितना नीचे और नीचे स्थित होता है, इसकी पैकेजिंग और क्रिस्टल का स्थानिक संगठन उतना ही जटिल होता है। इस मामले में, धात्विक रासायनिक बंधन, जिसका उदाहरण प्रत्येक मौजूदा धातु के लिए दिया जा सकता है, क्रिस्टल के निर्माण में निर्णायक होता है। अंतरिक्ष में मिश्र धातुओं के बहुत विविध संगठन हैं, जिनमें से कुछ का अभी तक पूरी तरह से अध्ययन नहीं किया गया है।

संचार विशेषताएँ: गैर-दिशात्मक

सहसंयोजक और धात्विक बंधनों में एक बहुत स्पष्ट होता है विशेष फ़ीचर. पहले के विपरीत, धातु बंधन दिशात्मक नहीं है। इसका मतलब क्या है? यही है, क्रिस्टल के अंदर इलेक्ट्रॉन बादल अलग-अलग दिशाओं में अपनी सीमाओं के भीतर पूरी तरह से स्वतंत्र रूप से चलता है, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन संरचना के नोड्स पर बिल्कुल किसी भी आयन से जुड़ने में सक्षम है। यानी बातचीत अलग-अलग दिशाओं में की जाती है। इसलिए वे कहते हैं कि धात्विक बंधन गैर-दिशात्मक है।

सहसंयोजक बंधन के तंत्र में साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े का निर्माण शामिल है, यानी अतिव्यापी परमाणुओं के बादल। इसके अलावा, यह उनके केंद्रों को जोड़ने वाली एक निश्चित रेखा के साथ सख्ती से होता है। इसलिए, वे ऐसे संबंध की दिशा के बारे में बात करते हैं।

संतृप्ति

यह विशेषता परमाणुओं की दूसरों के साथ सीमित या असीमित बातचीत करने की क्षमता को दर्शाती है। इस प्रकार, इस सूचक के अनुसार सहसंयोजक और धात्विक बंधन फिर से विपरीत हैं।

पहला संतृप्त है. इसके निर्माण में भाग लेने वाले परमाणुओं में वैलेंस बाहरी इलेक्ट्रॉनों की एक कड़ाई से परिभाषित संख्या होती है, जो सीधे यौगिक के निर्माण में शामिल होते हैं। इसमें उससे अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं होंगे। इसलिए, बनने वाले बंधों की संख्या संयोजकता द्वारा सीमित होती है। इसलिए कनेक्शन की संतृप्ति. इस विशेषता के कारण, अधिकांश यौगिकों में एक स्थिर रासायनिक संरचना होती है।

इसके विपरीत, धात्विक और हाइड्रोजन बंधन असंतृप्त होते हैं। ऐसा क्रिस्टल के अंदर असंख्य मुक्त इलेक्ट्रॉनों और ऑर्बिटल्स की उपस्थिति के कारण होता है। आयन क्रिस्टल जाली के स्थानों पर भी भूमिका निभाते हैं, जिनमें से प्रत्येक किसी भी समय एक परमाणु और फिर एक आयन बन सकता है।

धात्विक बंधन की एक अन्य विशेषता आंतरिक इलेक्ट्रॉन बादल का डेलोकलाइज़ेशन है। यह धातुओं के कई परमाणु नाभिकों को एक साथ बांधने के लिए साझा इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या की क्षमता में प्रकट होता है। यही है, घनत्व, जैसा कि यह था, क्रिस्टल के सभी हिस्सों के बीच समान रूप से वितरित किया गया है।

धातुओं में बंधन निर्माण के उदाहरण

आइए कुछ विशिष्ट विकल्पों पर नजर डालें जो बताते हैं कि धातु बंधन कैसे बनता है। पदार्थों के उदाहरण हैं:

• जस्ता;
• एल्यूमीनियम;
• पोटैशियम;
• क्रोमियम.

जिंक परमाणुओं के बीच धात्विक बंधन का निर्माण: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+। जिंक परमाणु में चार ऊर्जा स्तर होते हैं। इलेक्ट्रॉनिक संरचना के आधार पर, इसमें 15 मुक्त ऑर्बिटल्स हैं - पी-ऑर्बिटल्स में 3, 4 डी में 5 और 4 एफ में 7। इलेक्ट्रॉनिक संरचनानिम्नलिखित: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, कुल मिलाकर परमाणु में 30 इलेक्ट्रॉन हैं। अर्थात्, दो मुक्त संयोजकता ऋणात्मक कण 15 विशाल और रिक्त कक्षकों के भीतर गति करने में सक्षम हैं। और ऐसा ही प्रत्येक परमाणु के लिए है। परिणाम एक विशाल सामान्य स्थान है जिसमें खाली ऑर्बिटल्स और थोड़ी संख्या में इलेक्ट्रॉन होते हैं जो पूरी संरचना को एक साथ बांधते हैं।

एल्यूमीनियम परमाणुओं के बीच धात्विक बंधन: AL 0 - e - ↔ AL 3+। एल्युमिनियम परमाणु के तेरह इलेक्ट्रॉन तीन पर स्थित होते हैं उर्जा स्तर, जो स्पष्ट रूप से उनके पास प्रचुर मात्रा में है। इलेक्ट्रॉनिक संरचना: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0। मुफ़्त ऑर्बिटल्स - 7 टुकड़े। जाहिर है, क्रिस्टल में कुल आंतरिक मुक्त स्थान की तुलना में इलेक्ट्रॉन बादल छोटा होगा।

क्रोम धातु बंधन. यह तत्व अपनी इलेक्ट्रॉनिक संरचना में विशेष है। दरअसल, सिस्टम को स्थिर करने के लिए, इलेक्ट्रॉन 4s से 3d कक्षक में गिरता है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0। कुल 24 इलेक्ट्रॉन हैं, जिनमें से छह वैलेंस इलेक्ट्रॉन हैं। वे ही हैं जो रासायनिक बंधन बनाने के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉनिक स्थान में जाते हैं। इसमें 15 मुक्त कक्षाएँ हैं, जो अभी भी भरने की आवश्यकता से कहीं अधिक हैं। इसलिए, क्रोमियम भी अणु में संगत बंधन वाली धातु का एक विशिष्ट उदाहरण है।

सबसे सक्रिय धातुओं में से एक जो साधारण पानी के साथ भी आग के साथ प्रतिक्रिया करती है वह पोटेशियम है। इन गुणों की क्या व्याख्या है? फिर, कई मायनों में - धातु प्रकार के कनेक्शन द्वारा। इस तत्व में केवल 19 इलेक्ट्रॉन हैं, लेकिन वे 4 ऊर्जा स्तरों पर स्थित हैं। अर्थात् विभिन्न उपस्तरों की 30 कक्षाओं में। इलेक्ट्रॉनिक संरचना: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0। बहुत कम आयनीकरण ऊर्जा वाले केवल दो। वे स्वतंत्र रूप से अलग हो जाते हैं और आम इलेक्ट्रॉनिक स्थान में चले जाते हैं। प्रति परमाणु गति के लिए 22 कक्षाएँ होती हैं, अर्थात "इलेक्ट्रॉन गैस" के लिए एक बहुत बड़ा मुक्त स्थान।

अन्य प्रकार के कनेक्शनों के साथ समानताएं और अंतर

आम तौर पर यह प्रश्नऊपर पहले ही चर्चा की जा चुकी है। कोई केवल सामान्यीकरण कर सकता है और निष्कर्ष निकाल सकता है। धातु क्रिस्टल की मुख्य विशेषताएं जो उन्हें अन्य सभी प्रकार के कनेक्शनों से अलग करती हैं:

• बंधन प्रक्रिया में भाग लेने वाले कई प्रकार के कण (परमाणु, आयन या परमाणु-आयन, इलेक्ट्रॉन);
• क्रिस्टल की विभिन्न स्थानिक ज्यामितीय संरचनाएँ।

धात्विक बंधों में हाइड्रोजन और आयनिक बंधों के साथ असंतृप्ति और गैर-दिशात्मकता समान होती है। सहसंयोजक ध्रुवीय के साथ - कणों के बीच मजबूत इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण। आयनिक से अलग - क्रिस्टल जाली (आयनों) के नोड्स पर एक प्रकार के कण। सहसंयोजक गैरध्रुवीय के साथ - क्रिस्टल के नोड्स में परमाणु।

एकत्रीकरण की विभिन्न अवस्थाओं में धातुओं में बंधों के प्रकार

जैसा कि हमने ऊपर बताया, एक धातु रासायनिक बंधन, जिसके उदाहरण लेख में दिए गए हैं, दो में बनता है एकत्रीकरण की अवस्थाएँधातुएँ और उनकी मिश्र धातुएँ: ठोस और तरल।

प्रश्न उठता है: धातु वाष्प में किस प्रकार का बंधन होता है? उत्तर: सहसंयोजक ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय। जैसा कि सभी यौगिकों के साथ होता है जो गैस के रूप में होते हैं। अर्थात्, जब धातु को लंबे समय तक गर्म किया जाता है और ठोस से तरल अवस्था में स्थानांतरित किया जाता है, तो बंधन नहीं टूटते हैं और क्रिस्टलीय संरचना संरक्षित रहती है। हालाँकि, जब तरल को वाष्प अवस्था में स्थानांतरित करने की बात आती है, तो क्रिस्टल नष्ट हो जाता है और धातु बंधन सहसंयोजक में परिवर्तित हो जाता है।