रासायनिक बंध। सहसंयोजक ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय बंधन क्या है?

सहसंयोजक बंधन(लैटिन "सह" से एक साथ और "वेल्स" में बल होता है) दोनों परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉन जोड़ी के कारण होता है। अधातु परमाणुओं के बीच बनता है।

अधातुओं की विद्युत ऋणात्मकता काफी अधिक होती है, जिससे कि दो अधातु परमाणुओं की रासायनिक अंतःक्रिया के दौरान, एक से दूसरे में इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण (जैसा कि मामले में) असंभव है। इस मामले में, इलेक्ट्रॉन पूलिंग को पूरा करना आवश्यक है।

उदाहरण के तौर पर, आइए हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं की परस्पर क्रिया पर चर्चा करें:

एच 1 एस 1 - एक इलेक्ट्रॉन

सीएल 1एस 2 2एस 2 2 पृष्ठ 6 3 एस 2 3 पी 5 - बाहरी स्तर पर सात इलेक्ट्रॉन

इलेक्ट्रॉनों का पूरा बाहरी आवरण बनाने के लिए दोनों परमाणुओं में से प्रत्येक में एक इलेक्ट्रॉन की कमी है। और प्रत्येक परमाणु "सामान्य उपयोग के लिए" एक इलेक्ट्रॉन आवंटित करता है। इस प्रकार, अष्टक नियम संतुष्ट होता है। इसे लुईस सूत्रों का उपयोग करके सबसे अच्छा दर्शाया गया है:

सहसंयोजक बंधन का निर्माण

साझा इलेक्ट्रॉन अब दोनों परमाणुओं के हैं। हाइड्रोजन परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन (अपने स्वयं के और क्लोरीन परमाणु के साझा इलेक्ट्रॉन) होते हैं, और क्लोरीन परमाणु में आठ इलेक्ट्रॉन (अपने स्वयं के प्लस हाइड्रोजन परमाणु के साझा इलेक्ट्रॉन) होते हैं। ये दो साझा इलेक्ट्रॉन हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। दो परमाणुओं के जुड़ने से बनने वाले कण को ​​कहा जाता है अणु.

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

दो के बीच एक सहसंयोजक बंधन भी बन सकता है समानपरमाणु. उदाहरण के लिए:

यह आरेख बताता है कि हाइड्रोजन और क्लोरीन द्विपरमाणुक अणुओं के रूप में क्यों मौजूद हैं। दो इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी और साझेदारी के लिए धन्यवाद, दोनों परमाणुओं के लिए ऑक्टेट नियम को पूरा करना संभव है।

एकल बांड के अलावा, एक डबल या ट्रिपल सहसंयोजक बंधन का गठन किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, ऑक्सीजन ओ 2 या नाइट्रोजन एन 2 के अणुओं में। नाइट्रोजन परमाणुओं में पाँच वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए कोश को पूरा करने के लिए तीन और इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। यह इलेक्ट्रॉनों के तीन जोड़े साझा करके प्राप्त किया जाता है, जैसा कि नीचे दिखाया गया 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।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

अधिकांश मामलों में, दो सहसंयोजक बंधित परमाणु होते हैं अलगइलेक्ट्रोनगेटिविटी और साझा इलेक्ट्रॉन दो परमाणुओं से समान रूप से संबंधित नहीं होते हैं। अधिकांश समय वे एक परमाणु की तुलना में 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। इस कनेक्शन को कहा जाता है ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन, और हाइड्रोजन क्लोराइड अणु को ध्रुवीय कहा जाता है, अर्थात इसका एक सकारात्मक रूप से चार्ज किया गया सिरा (हाइड्रोजन परमाणु) और एक नकारात्मक चार्ज वाला सिरा (क्लोरीन परमाणु) होता है।

नीचे दी गई तालिका में मुख्य प्रकार के बांड और पदार्थों के उदाहरण सूचीबद्ध हैं:

सहसंयोजक बंधन निर्माण का विनिमय और दाता-स्वीकर्ता तंत्र

1) विनिमय तंत्र। प्रत्येक परमाणु एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है।

2) दाता-स्वीकर्ता तंत्र। एक परमाणु (दाता) एक इलेक्ट्रॉन युग्म प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु (स्वीकर्ता) उस युग्म के लिए एक खाली कक्षक प्रदान करता है।

व्याख्यान की रूपरेखा:

1. सहसंयोजक बंधन की अवधारणा.

2. वैद्युतीयऋणात्मकता।

3. ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन।

एक सहसंयोजक बंधन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के कारण बनता है जो बंधे हुए परमाणुओं के कोश में दिखाई देते हैं।

इसका निर्माण एक ही तत्व के परमाणुओं द्वारा हो सकता है और फिर यह गैर-ध्रुवीय होता है; उदाहरण के लिए, ऐसा सहसंयोजक बंधन एकल-तत्व गैसों एच 2, ओ 2, एन 2, सीएल 2, आदि के अणुओं में मौजूद है।

एक सहसंयोजक बंधन विभिन्न तत्वों के परमाणुओं द्वारा बनाया जा सकता है जो रासायनिक चरित्र में समान होते हैं, और फिर यह ध्रुवीय होता है; उदाहरण के लिए, ऐसा सहसंयोजक बंधन H 2 O, NF 3, CO 2 अणुओं में मौजूद होता है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा का परिचय देना आवश्यक है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी एक रासायनिक बंधन के निर्माण में शामिल सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करने के लिए एक रासायनिक तत्व के परमाणुओं की क्षमता है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी श्रृंखला

अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्व कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्वों से साझा इलेक्ट्रॉन खींचेंगे।

सहसंयोजक बंधन को स्पष्ट रूप से चित्रित करने के लिए, रासायनिक सूत्रों में बिंदुओं का उपयोग किया जाता है (प्रत्येक बिंदु एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन से मेल खाता है, और एक रेखा एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी से मेल खाती है)।

उदाहरण।सीएल 2 अणु में बंधनों को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

ऐसे सूत्र समतुल्य हैं. सहसंयोजक बंधों की एक स्थानिक दिशा होती है। परमाणुओं के सहसंयोजक बंधन के परिणामस्वरूप, परमाणुओं की कड़ाई से परिभाषित ज्यामितीय व्यवस्था के साथ या तो अणु या परमाणु क्रिस्टल जाली बनते हैं। प्रत्येक पदार्थ की अपनी संरचना होती है।

बोह्र के सिद्धांत के परिप्रेक्ष्य से, एक सहसंयोजक बंधन के गठन को परमाणुओं की बाहरी परत को एक ऑक्टेट (8 इलेक्ट्रॉनों तक पूर्ण भरने) में परिवर्तित करने की प्रवृत्ति से समझाया जाता है। दोनों परमाणु एक सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का योगदान करते हैं, और दोनों इलेक्ट्रॉन साझा हो जाते हैं।
उदाहरण। क्लोरीन अणु का निर्माण.

बिंदु इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करते हैं। व्यवस्था करते समय, आपको नियम का पालन करना चाहिए: इलेक्ट्रॉनों को एक निश्चित क्रम में रखा जाता है - बाएँ, ऊपर, दाएँ, नीचे, एक समय में एक, फिर एक समय में एक, अयुग्मित इलेक्ट्रॉन जोड़ें और एक बंधन के निर्माण में भाग लें।

दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से उत्पन्न होने वाला एक नया इलेक्ट्रॉन युग्म, दो क्लोरीन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाता है। इलेक्ट्रॉन बादलों को ओवरलैप करके सहसंयोजक बंधन बनाने के कई तरीके हैं।

σ - बॉन्ड π-बॉन्ड की तुलना में बहुत मजबूत होता है, और π-बॉन्ड केवल σ-बॉन्ड के साथ ही हो सकता है। इस बॉन्ड के कारण डबल और ट्रिपल मल्टीपल बॉन्ड बनते हैं।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन विभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं के बीच बनते हैं।

हाइड्रोजन से क्लोरीन में इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन के कारण, क्लोरीन परमाणु आंशिक रूप से नकारात्मक रूप से चार्ज होता है, और हाइड्रोजन परमाणु आंशिक रूप से सकारात्मक रूप से चार्ज होता है।

ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

यदि एक द्विपरमाणुक अणु में एक तत्व के परमाणु होते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादल परमाणु नाभिक के सापेक्ष सममित रूप से अंतरिक्ष में वितरित होता है। ऐसे सहसंयोजक बंधन को अध्रुवीय कहा जाता है। यदि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं में से एक की ओर स्थानांतरित हो जाता है। इस मामले में, सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी का उपयोग किसी साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करने के लिए किसी परमाणु की क्षमता का आकलन करने के लिए किया जाता है।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के निर्माण के परिणामस्वरूप, अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु आंशिक ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है, और कम विद्युत ऋणात्मक परमाणु आंशिक धनात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है। इन आवेशों को आमतौर पर अणु में परमाणुओं का प्रभावी आवेश कहा जाता है। उनका भिन्नात्मक मान हो सकता है। उदाहरण के लिए, एक एचसीएल अणु में प्रभावी चार्ज 0.17e है (जहां ई एक इलेक्ट्रॉन का चार्ज है। एक इलेक्ट्रॉन का चार्ज 1.602.10 -19 सी है):

एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर स्थित दो समान परिमाण लेकिन संकेत में विपरीत आवेशों की एक प्रणाली को विद्युत द्विध्रुव कहा जाता है। जाहिर है, एक ध्रुवीय अणु एक सूक्ष्म द्विध्रुव है। यद्यपि द्विध्रुव का कुल आवेश शून्य है, इसके आस-पास के स्थान में एक विद्युत क्षेत्र है, जिसकी शक्ति द्विध्रुव क्षण m के समानुपाती होती है:

एसआई प्रणाली में, द्विध्रुव क्षण को सेमी में मापा जाता है, लेकिन आमतौर पर ध्रुवीय अणुओं के लिए डेबाई का उपयोग माप की एक इकाई के रूप में किया जाता है (इकाई का नाम पी. डेबी के नाम पर रखा गया है):

1 डी = 3.33×10 –30 सी×मीटर

द्विध्रुव आघूर्ण एक अणु की ध्रुवता के मात्रात्मक माप के रूप में कार्य करता है। बहुपरमाणुक अणुओं के लिए, द्विध्रुव आघूर्ण रासायनिक बंधों के द्विध्रुव आघूर्णों का सदिश योग है। इसलिए, यदि कोई अणु सममित है, तो यह गैर-ध्रुवीय हो सकता है, भले ही इसके प्रत्येक बंधन में एक महत्वपूर्ण द्विध्रुवीय क्षण हो। उदाहरण के लिए, एक समतल BF 3 अणु में या एक रैखिक BeCl 2 अणु में, बंधों के द्विध्रुव क्षणों का योग शून्य है:

इसी प्रकार, टेट्राहेड्रल अणुओं सीएच 4 और सीबीआर 4 में शून्य द्विध्रुव क्षण होता है। हालाँकि, समरूपता का उल्लंघन, उदाहरण के लिए बीएफ 2 सीएल अणु में, एक द्विध्रुवीय क्षण का कारण बनता है जो शून्य से भिन्न होता है।

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन का सीमित मामला एक आयनिक बंधन है। यह उन परमाणुओं से बनता है जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी काफी भिन्न होती है। जब एक आयनिक बंधन बनता है, तो परमाणुओं में से एक में बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़ी का लगभग पूर्ण संक्रमण होता है, और सकारात्मक और नकारात्मक आयन बनते हैं, जो इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा एक दूसरे के करीब रहते हैं। चूंकि किसी दिए गए आयन के प्रति इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण दिशा की परवाह किए बिना, विपरीत चिह्न के किसी भी आयन पर कार्य करता है, एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयनिक बंधन की विशेषता होती है दिशा का अभावऔर असंतृप्ति. सबसे स्पष्ट आयनिक बंधन वाले अणु विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट गैर-धातुओं (NaCl, CsF, आदि) के परमाणुओं से बनते हैं, अर्थात। जब परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता में अंतर बड़ा होता है।

सहसंयोजक बंधन रासायनिक बंधन का सबसे आम प्रकार है, जो समान या समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों के साथ बातचीत द्वारा किया जाता है।

सहसंयोजक बंधन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े का उपयोग करके परमाणुओं के बीच एक बंधन है।

इलेक्ट्रॉन की खोज के बाद, रासायनिक बंधन के इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत को विकसित करने के लिए कई प्रयास किए गए। सबसे सफल लुईस (1916) के कार्य थे, जिन्होंने दो परमाणुओं के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति के परिणामस्वरूप एक बंधन के गठन पर विचार करने का प्रस्ताव रखा। ऐसा करने के लिए, प्रत्येक परमाणु समान संख्या में इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है और खुद को उत्कृष्ट गैसों के बाहरी इलेक्ट्रॉन विन्यास की विशेषता वाले इलेक्ट्रॉनों के एक ऑक्टेट या दोहरे से घेरने की कोशिश करता है। ग्राफिक रूप से, लुईस विधि का उपयोग करके अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंधों के निर्माण को परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉनों को इंगित करने वाले बिंदुओं का उपयोग करके दर्शाया गया है।

लुईस सिद्धांत के अनुसार सहसंयोजक बंधन का निर्माण

सहसंयोजक बंधन निर्माण का तंत्र

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषता रासायनिक रूप से जुड़े दोनों परमाणुओं से संबंधित एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी की उपस्थिति है, क्योंकि दो नाभिकों की क्रिया के क्षेत्र में दो इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति क्षेत्र में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति की तुलना में ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल है। इसका अपना नाभिक है। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन बांड जोड़ी का गठन विभिन्न तंत्रों के माध्यम से हो सकता है, अक्सर विनिमय के माध्यम से, और कभी-कभी दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से।

सहसंयोजक बंधन निर्माण के विनिमय तंत्र के सिद्धांत के अनुसार, परस्पर क्रिया करने वाले प्रत्येक परमाणु बंधन बनाने के लिए एंटीपैरलल स्पिन के साथ समान संख्या में इलेक्ट्रॉनों की आपूर्ति करते हैं। जैसे:

दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, दो-इलेक्ट्रॉन बंधन तब होता है जब विभिन्न कण परस्पर क्रिया करते हैं। उनमें से एक डोनर है ए:इसमें इलेक्ट्रॉनों की एक असंबद्ध जोड़ी है (अर्थात, एक जो केवल एक परमाणु से संबंधित है), और दूसरा एक स्वीकर्ता है में- एक रिक्त कक्षक है।

एक कण जो बंधन के लिए दो-इलेक्ट्रॉन (इलेक्ट्रॉनों की अनसाझा जोड़ी) प्रदान करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक खाली कक्ष वाला कण जो इस इलेक्ट्रॉन जोड़ी को स्वीकार करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है।

एक परमाणु के दो-इलेक्ट्रॉन बादल और दूसरे के रिक्त कक्षक के कारण सहसंयोजक बंधन के गठन की व्यवस्था को दाता-स्वीकर्ता तंत्र कहा जाता है।

दाता-स्वीकर्ता बंधन को अन्यथा अर्धध्रुवीय कहा जाता है, क्योंकि दाता परमाणु पर आंशिक प्रभावी सकारात्मक चार्ज δ+ उत्पन्न होता है (इस तथ्य के कारण कि इसके इलेक्ट्रॉनों की असंबद्ध जोड़ी इससे विचलित हो गई है), और आंशिक प्रभावी नकारात्मक चार्ज δ- दिखाई देता है स्वीकर्ता परमाणु (के कारण, दाता की असाझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी की दिशा में बदलाव होता है)।

एक साधारण इलेक्ट्रॉन युग्म दाता का एक उदाहरण H आयन है — , जिसमें एक असाझा इलेक्ट्रॉन युग्म है। एक अणु में एक नकारात्मक हाइड्राइड आयन के जुड़ने के परिणामस्वरूप जिसके केंद्रीय परमाणु में एक मुक्त कक्षीय होता है (आरेख में एक खाली क्वांटम सेल के रूप में दर्शाया गया है), उदाहरण के लिए BH 3, एक जटिल जटिल आयन BH 4 बनता है — ऋणात्मक आवेश के साथ (एन — + वीएन 3 ⟶⟶ [वीएन 4 ] -) :

इलेक्ट्रॉन युग्म स्वीकर्ता एक हाइड्रोजन आयन या बस एक H + प्रोटॉन है। एक अणु में इसके जुड़ने से, जिसके केंद्रीय परमाणु में एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन युग्म होता है, उदाहरण के लिए NH 3, एक जटिल आयन NH 4 + के निर्माण की ओर भी ले जाता है, लेकिन एक सकारात्मक चार्ज के साथ:

वैलेंस बांड विधि

पहला सहसंयोजक बंधन का क्वांटम यांत्रिक सिद्धांतहाइड्रोजन अणु का वर्णन करने के लिए हेइटलर और लंदन द्वारा (1927 में) बनाया गया था, और बाद में पॉलिंग द्वारा पॉलीएटोमिक अणुओं पर लागू किया गया था। इस सिद्धांत को कहा जाता है वैलेंस बांड विधि, जिसके मुख्य प्रावधानों को संक्षेप में निम्नानुसार प्रस्तुत किया जा सकता है:

• एक अणु में परमाणुओं की प्रत्येक जोड़ी इलेक्ट्रॉनों के एक या अधिक साझा जोड़े द्वारा एक साथ बंधी होती है, जिसमें परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन कक्षाएँ ओवरलैप होती हैं;
• बंधन की ताकत इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप की डिग्री पर निर्भर करती है;
• सहसंयोजक बंधन के गठन की शर्त इलेक्ट्रॉन स्पिन की विपरीत दिशा है; इसके कारण, आंतरिक अंतरिक्ष में उच्चतम इलेक्ट्रॉन घनत्व के साथ एक सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉन कक्षक उत्पन्न होता है, जो सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए नाभिकों का एक दूसरे के प्रति आकर्षण सुनिश्चित करता है और सिस्टम की कुल ऊर्जा में कमी के साथ होता है।

परमाणु कक्षकों का संकरण

इस तथ्य के बावजूद कि एस-, पी- या डी-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन, जिनके अलग-अलग आकार और अंतरिक्ष में अलग-अलग अभिविन्यास हैं, सहसंयोजक बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं, कई यौगिकों में ये बंध समतुल्य होते हैं। इस घटना को समझाने के लिए, "संकरण" की अवधारणा पेश की गई थी।

हाइब्रिडाइजेशन आकार और ऊर्जा में ऑर्बिटल्स के मिश्रण और संरेखण की प्रक्रिया है, जिसके दौरान ऊर्जा में करीबी ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉन घनत्व को पुनर्वितरित किया जाता है, जिसके परिणामस्वरूप वे समतुल्य हो जाते हैं।

संकरण के सिद्धांत के मूल प्रावधान:

1. संकरण के दौरान, प्रारंभिक आकार और कक्षाएँ परस्पर बदलती हैं, और नई, संकरित कक्षाएँ बनती हैं, लेकिन समान ऊर्जा और समान आकार के साथ, एक अनियमित आकृति आठ की याद दिलाती है।
2. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स की संख्या हाइब्रिडाइजेशन में शामिल आउटपुट ऑर्बिटल्स की संख्या के बराबर है।
3. समान ऊर्जा वाले ऑर्बिटल्स (बाहरी ऊर्जा स्तर के एस- और पी-ऑर्बिटल्स और बाहरी या प्रारंभिक स्तरों के डी-ऑर्बिटल्स) संकरण में भाग ले सकते हैं।
4. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स रासायनिक बंधनों के निर्माण की दिशा में अधिक लम्बे होते हैं और इसलिए पड़ोसी परमाणु के ऑर्बिटल्स के साथ बेहतर ओवरलैप प्रदान करते हैं, परिणामस्वरूप, यह व्यक्तिगत गैर-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों द्वारा गठित ऑर्बिटल्स की तुलना में अधिक मजबूत हो जाता है।
5. मजबूत बंधनों के निर्माण और अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व के अधिक सममित वितरण के कारण, ऊर्जा लाभ प्राप्त होता है, जो संकरण प्रक्रिया के लिए आवश्यक ऊर्जा खपत के मार्जिन के साथ क्षतिपूर्ति करता है।
6. हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स को अंतरिक्ष में इस तरह से उन्मुख किया जाना चाहिए ताकि एक दूसरे से पारस्परिक अधिकतम दूरी सुनिश्चित हो सके; इस मामले में प्रतिकर्षण ऊर्जा न्यूनतम है।
7. संकरण का प्रकार निकास कक्षाओं के प्रकार और संख्या से निर्धारित होता है और बंधन कोण के आकार के साथ-साथ अणुओं के स्थानिक विन्यास में भी परिवर्तन होता है।

अणु (या अणुओं के अलग-अलग टुकड़े) बनाते समय, निम्न प्रकार के संकरण सबसे अधिक बार होते हैं:

एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स से इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से बनने वाले बंधन भी 180 0 के कोण पर रखे जाते हैं, जिससे अणु का एक रैखिक आकार बनता है। इस प्रकार का संकरण दूसरे समूह (Be, Zn, Cd, Hg) के तत्वों के हैलाइडों में देखा जाता है, जिनके परमाणुओं में संयोजकता अवस्था में अयुग्मित s- और p-इलेक्ट्रॉन होते हैं। रैखिक रूप अन्य तत्वों (0=C=0,HC≡CH) के अणुओं की भी विशेषता है, जिसमें बंधन sp-संकरित परमाणुओं द्वारा बनते हैं।

इस प्रकार का संकरण तीसरे समूह के पी-तत्वों के अणुओं के लिए सबसे विशिष्ट है, जिनके उत्तेजित अवस्था में परमाणुओं में एक बाहरी इलेक्ट्रॉनिक संरचना एनएस 1 एनपी 2 होती है, जहां एन उस अवधि की संख्या है जिसमें तत्व स्थित है . इस प्रकार, अणुओं में बीएफ 3, बीसीएल 3, एएलएफ 3 और अन्य बंधन केंद्रीय परमाणु के एसपी 2 संकरित कक्षाओं के कारण बनते हैं।

केंद्रीय परमाणु के संकरित कक्षकों को 109 0 28` के कोण पर रखने से अणुओं का आकार चतुष्फलकीय हो जाता है। यह टेट्रावेलेंट कार्बन सीएच 4, सीसीएल 4, सी 2 एच 6 और अन्य अल्केन्स के संतृप्त यौगिकों के लिए बहुत विशिष्ट है। केंद्रीय परमाणु के वैलेंस ऑर्बिटल्स के sp 3-संकरण के कारण टेट्राहेड्रल संरचना वाले अन्य तत्वों के यौगिकों के उदाहरण निम्नलिखित आयन हैं: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

इस प्रकार का संकरण अधिकतर अधातु हैलाइडों में पाया जाता है। एक उदाहरण फॉस्फोरस क्लोराइड पीसीएल 5 की संरचना है, जिसके निर्माण के दौरान फॉस्फोरस परमाणु (पी ... 3 एस 2 3 पी 3) पहले उत्तेजित अवस्था में जाता है (पी ... 3 एस 1 3 पी 3 3 डी 1), और फिर एस 1 पी 3 डी-संकरण से गुजरता है - पांच एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स समतुल्य हो जाते हैं और एक मानसिक त्रिकोणीय द्विपिरामिड के कोनों की ओर अपने लम्बे सिरों के साथ उन्मुख होते हैं। यह पीसीएल 5 अणु के आकार को निर्धारित करता है, जो पांच क्लोरीन परमाणुओं के 3पी-ऑर्बिटल्स के साथ पांच एस 1 पी 3 डी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के ओवरलैप से बनता है।

1. एसपी - संकरण। जब एक एस-आई और एक पी-ऑर्बिटल संयुक्त होते हैं, तो दो एसपी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स उत्पन्न होते हैं, जो 180 0 के कोण पर सममित रूप से स्थित होते हैं।
2. एसपी 2 - संकरण। एक एस- और दो पी-ऑर्बिटल्स के संयोजन से 120 0 के कोण पर स्थित एसपी 2-हाइब्रिडाइज्ड बॉन्ड का निर्माण होता है, इसलिए अणु एक नियमित त्रिकोण का आकार लेता है।
3. एसपी 3 - संकरण। चार ऑर्बिटल्स का संयोजन - एक एस- और तीन पी - एसपी 3 - संकरण की ओर जाता है, जिसमें चार हाइब्रिड ऑर्बिटल्स टेट्राहेड्रोन के चार शीर्षों पर अंतरिक्ष में सममित रूप से उन्मुख होते हैं, यानी 109 0 28 के कोण पर। .
4. एसपी 3 डी - संकरण। एक एस-, तीन पी- और एक डी-ऑर्बिटल्स का संयोजन एसपी 3 डी-संकरण देता है, जो त्रिकोणीय द्विपिरामिड के शीर्ष पर पांच एसपी 3 डी-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के स्थानिक अभिविन्यास को निर्धारित करता है।
5. अन्य प्रकार के संकरण. एसपी 3 डी 2 संकरण के मामले में, छह एसपी 3 डी 2 संकरित कक्षाएँ अष्टफलक के शीर्षों की ओर निर्देशित होती हैं। पंचकोणीय द्विपिरामिड के शीर्षों पर सात कक्षकों का अभिविन्यास अणु या परिसर के केंद्रीय परमाणु के संयोजकता कक्षकों के एसपी 3 डी 3 संकरण (या कभी-कभी एसपी 3 डी 2 एफ) से मेल खाता है।

परमाणु कक्षाओं के संकरण की विधि बड़ी संख्या में अणुओं की ज्यामितीय संरचना की व्याख्या करती है, हालांकि, प्रायोगिक आंकड़ों के अनुसार, थोड़े अलग बंधन कोण वाले अणु अधिक बार देखे जाते हैं। उदाहरण के लिए, अणुओं सीएच 4, एनएच 3 और एच 2 ओ में, केंद्रीय परमाणु एसपी 3 संकरित अवस्था में हैं, इसलिए कोई उम्मीद कर सकता है कि उनमें बंधन कोण टेट्राहेड्रल (~ 109.5 0) हैं। यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि सीएच 4 अणु में बंधन कोण वास्तव में 109.5 0 है। हालाँकि, NH 3 और H 2 O अणुओं में, बंधन कोण का मान टेट्राहेड्रल से विचलन करता है: यह NH 3 अणु में 107.3 0 और H 2 O अणु में 104.5 0 के बराबर है। इस तरह के विचलन को समझाया गया है नाइट्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं पर एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन जोड़ी की उपस्थिति। एक दो-इलेक्ट्रॉन कक्षक, जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक असंबद्ध जोड़ी होती है, अपने बढ़े हुए घनत्व के कारण एक-इलेक्ट्रॉन वैलेंस ऑर्बिटल्स को विकर्षित करता है, जिससे बंधन कोण में कमी आती है। एनएच 3 अणु में नाइट्रोजन परमाणु के लिए, चार एसपी 3-संकरित ऑर्बिटल्स में से, तीन एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स तीन एच परमाणुओं के साथ बंधन बनाते हैं, और चौथे ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों की एक अनसाझा जोड़ी होती है।

एक असंबंधित इलेक्ट्रॉन युग्म जो टेट्राहेड्रोन के शीर्षों की ओर निर्देशित एसपी 3-हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स में से एक पर कब्जा कर लेता है, एक-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को विकर्षित करता है, नाइट्रोजन परमाणु के आसपास इलेक्ट्रॉन घनत्व के एक असममित वितरण का कारण बनता है और, परिणामस्वरूप, बंधन को संपीड़ित करता है। 107.3 0 का कोण. एन परमाणु के एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन युग्म की क्रिया के परिणामस्वरूप बंधन कोण में 109.5 0 से 107 0 तक की कमी की एक समान तस्वीर एनसीएल 3 अणु में देखी गई है।

एच 2 ओ अणु में ऑक्सीजन परमाणु में प्रति चार एसपी 3-संकरित ऑर्बिटल्स में दो एक-इलेक्ट्रॉन और दो दो-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स होते हैं। एक-इलेक्ट्रॉन संकरित ऑर्बिटल्स दो H परमाणुओं के साथ दो बांडों के निर्माण में भाग लेते हैं, और दो दो-इलेक्ट्रॉन जोड़े असंबद्ध रहते हैं, अर्थात, केवल H परमाणु से संबंधित होते हैं। इससे O परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की विषमता बढ़ जाती है और चतुष्फलकीय की तुलना में आबंध कोण को घटाकर 104.5 0 कर देता है।

नतीजतन, केंद्रीय परमाणु के असंबद्ध इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या और संकरित कक्षाओं में उनका स्थान अणुओं के ज्यामितीय विन्यास को प्रभावित करता है।

सहसंयोजक बंधन के लक्षण

एक सहसंयोजक बंधन में विशिष्ट गुणों का एक सेट होता है जो इसकी विशिष्ट विशेषताओं या विशेषताओं को निर्धारित करता है। इनमें, "बॉन्ड ऊर्जा" और "बॉन्ड लंबाई" की पहले से ही चर्चा की गई विशेषताओं के अलावा, शामिल हैं: बॉन्ड कोण, संतृप्ति, दिशात्मकता, ध्रुवता, और इसी तरह।

1. बंधन कोण- यह आसन्न बंधन अक्षों के बीच का कोण है (अर्थात, एक अणु में रासायनिक रूप से जुड़े परमाणुओं के नाभिक के माध्यम से खींची गई सशर्त रेखाएं)। बांड कोण का परिमाण ऑर्बिटल्स की प्रकृति, केंद्रीय परमाणु के संकरण के प्रकार और अनसाझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के प्रभाव पर निर्भर करता है जो बांड के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं।

2. संतृप्ति. परमाणुओं में सहसंयोजक बंधन बनाने की क्षमता होती है, जो सबसे पहले, एक अप्रकाशित परमाणु के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण विनिमय तंत्र द्वारा और उन अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण बन सकते हैं जो इसके उत्तेजना के परिणामस्वरूप उत्पन्न होते हैं, और दूसरे, दाता द्वारा -स्वीकर्ता तंत्र. हालाँकि, एक परमाणु द्वारा बनाए जा सकने वाले बंधों की कुल संख्या सीमित है।

संतृप्ति किसी तत्व के परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ एक निश्चित, सीमित संख्या में सहसंयोजक बंधन बनाने की क्षमता है।

इस प्रकार, दूसरे आवर्त में, जिसमें बाहरी ऊर्जा स्तर पर चार कक्षाएँ होती हैं (एक s- और तीन p-), बंधन बनाते हैं, जिनकी संख्या चार से अधिक नहीं होती है। बाहरी स्तर पर बड़ी संख्या में कक्षाओं के साथ अन्य अवधियों के तत्वों के परमाणु अधिक बंधन बना सकते हैं।

3. फोकस. विधि के अनुसार, परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के कारण होता है, जो एस-ऑर्बिटल्स के अपवाद के साथ, अंतरिक्ष में एक निश्चित अभिविन्यास रखता है, जो सहसंयोजक बंधन की दिशा की ओर जाता है।

सहसंयोजक बंधन की दिशा परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व की व्यवस्था है, जो वैलेंस ऑर्बिटल्स के स्थानिक अभिविन्यास द्वारा निर्धारित होती है और उनका अधिकतम ओवरलैप सुनिश्चित करती है।

चूँकि अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के अलग-अलग आकार और अलग-अलग अभिविन्यास होते हैं, इसलिए उनके पारस्परिक ओवरलैप को अलग-अलग तरीकों से महसूस किया जा सकता है। इसके आधार पर, σ-, π- और δ-बंधों को प्रतिष्ठित किया जाता है।

एक सिग्मा बॉन्ड (σ बॉन्ड) इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक ओवरलैप है, जिससे अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व दो नाभिकों को जोड़ने वाली एक काल्पनिक रेखा के साथ केंद्रित होता है।

एक सिग्मा बंधन दो एस इलेक्ट्रॉनों, एक एस और एक पी इलेक्ट्रॉन, दो पी इलेक्ट्रॉनों या दो डी इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनाया जा सकता है। ऐसा σ बंधन इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के एक क्षेत्र की उपस्थिति की विशेषता है; यह हमेशा एकल होता है, अर्थात, यह केवल एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा बनता है।

"शुद्ध" ऑर्बिटल्स और हाइब्रिडाइज्ड ऑर्बिटल्स के स्थानिक अभिविन्यास के रूपों की विविधता हमेशा बॉन्ड अक्ष पर ओवरलैपिंग ऑर्बिटल्स की संभावना की अनुमति नहीं देती है। वैलेंस ऑर्बिटल्स का ओवरलैप बॉन्ड अक्ष के दोनों किनारों पर हो सकता है - तथाकथित "पार्श्व" ओवरलैप, जो अक्सर π बॉन्ड के निर्माण के दौरान होता है।

एक पाई बॉन्ड (π बॉन्ड) इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक ओवरलैप है जिसमें अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व परमाणु नाभिक (यानी, बॉन्ड अक्ष) को जोड़ने वाली रेखा के दोनों ओर केंद्रित होता है।

एक पाई बांड दो समानांतर पी ऑर्बिटल्स, दो डी ऑर्बिटल्स, या ऑर्बिटल्स के अन्य संयोजनों की परस्पर क्रिया से बन सकता है जिनकी अक्ष बॉन्ड अक्ष के साथ मेल नहीं खाती है।

4. बहुलता.यह विशेषता परमाणुओं को जोड़ने वाले सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या से निर्धारित होती है। एक सहसंयोजक बंधन सिंगल (एकल), डबल या ट्रिपल हो सकता है। एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी का उपयोग करके दो परमाणुओं के बीच के बंधन को एकल बंधन कहा जाता है, दो इलेक्ट्रॉन जोड़े को दोहरा बंधन, और तीन इलेक्ट्रॉन जोड़े को ट्रिपल बॉन्ड कहा जाता है। इस प्रकार, हाइड्रोजन अणु एच 2 में परमाणु एक एकल बंधन (एच-एच) से जुड़े होते हैं, ऑक्सीजन अणु ओ 2 में - एक दोहरे बंधन (बी = ओ) द्वारा, नाइट्रोजन अणु एन 2 में - एक ट्रिपल बंधन (एन) द्वारा जुड़े होते हैं। ≡एन). कार्बनिक यौगिकों - हाइड्रोकार्बन और उनके व्युत्पन्नों में बंधों की बहुलता का विशेष महत्व है: ईथेन सी 2 एच 6 में सी परमाणुओं के बीच एक एकल बंधन (सी-सी) होता है, एथिलीन सी 2 एच 4 में एक दोहरा बंधन होता है (सी = सी) एसिटिलीन सी 2 एच 2 में - ट्रिपल (सी ≡ सी)(सी≡सी)।

बंधन बहुलता ऊर्जा को प्रभावित करती है: जैसे-जैसे बहुलता बढ़ती है, इसकी ताकत बढ़ती है। बहुलता बढ़ने से आंतरिक दूरी (बंध लंबाई) में कमी आती है और बंधन ऊर्जा में वृद्धि होती है।

5. ध्रुवता और ध्रुवीकरण. सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन घनत्व आंतरिक परमाणु अंतरिक्ष में अलग-अलग तरीके से स्थित हो सकता है।

ध्रुवीयता सहसंयोजक बंधन का एक गुण है, जो जुड़े हुए परमाणुओं के सापेक्ष आंतरिक स्थान में इलेक्ट्रॉन घनत्व के स्थान से निर्धारित होता है।

आंतरिक अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व के स्थान के आधार पर, ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन प्रतिष्ठित होते हैं। एक गैर-ध्रुवीय बंधन एक ऐसा बंधन है जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल जुड़े हुए परमाणुओं के नाभिक के सममित रूप से स्थित होता है और दोनों परमाणुओं से समान रूप से संबंधित होता है।

इस प्रकार के बंधन वाले अणुओं को गैर-ध्रुवीय या होमोन्यूक्लियर कहा जाता है (अर्थात, जिनमें एक ही तत्व के परमाणु होते हैं)। एक गैर-ध्रुवीय बंधन आम तौर पर होमोन्यूक्लियर अणुओं (एच 2, सीएल 2, एन 2, आदि) में या, कम सामान्यतः, समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों वाले तत्वों के परमाणुओं द्वारा गठित यौगिकों में प्रकट होता है, उदाहरण के लिए, कार्बोरंडम SiC। ध्रुवीय (या हेटरोपोलर) एक बंधन है जिसमें समग्र इलेक्ट्रॉन बादल असममित होता है और परमाणुओं में से एक की ओर स्थानांतरित हो जाता है।

ध्रुवीय बंधन वाले अणुओं को ध्रुवीय, या हेटेरोन्यूक्लियर कहा जाता है। ध्रुवीय बंधन वाले अणुओं में, सामान्यीकृत इलेक्ट्रॉन जोड़ी उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाती है। परिणामस्वरूप, इस परमाणु पर एक निश्चित आंशिक नकारात्मक चार्ज (δ-) दिखाई देता है, जिसे प्रभावी कहा जाता है, और कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु पर समान परिमाण का आंशिक सकारात्मक चार्ज (δ+) होता है लेकिन संकेत विपरीत होता है। उदाहरण के लिए, यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि हाइड्रोजन क्लोराइड एचसीएल अणु में हाइड्रोजन परमाणु पर प्रभावी चार्ज δH=+0.17 है, और क्लोरीन परमाणु पर δCl=-0.17 पूर्ण इलेक्ट्रॉन चार्ज है।

यह निर्धारित करने के लिए कि ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का इलेक्ट्रॉन घनत्व किस दिशा में स्थानांतरित होगा, दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों की तुलना करना आवश्यक है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी बढ़ाने के क्रम में, सबसे आम रासायनिक तत्वों को निम्नलिखित क्रम में रखा गया है:

ध्रुवीय अणु कहलाते हैं द्विध्रुव - ऐसी प्रणालियाँ जिनमें नाभिक के धनात्मक आवेशों और इलेक्ट्रॉनों के ऋणात्मक आवेशों के गुरुत्वाकर्षण केंद्र मेल नहीं खाते हैं।

द्विध्रुव एक प्रणाली है जो एक दूसरे से कुछ दूरी पर स्थित दो बिंदु विद्युत आवेशों, परिमाण में समान और संकेत में विपरीत का संयोजन है।

आकर्षण केंद्रों के बीच की दूरी को द्विध्रुवीय लंबाई कहा जाता है और इसे अक्षर l द्वारा निर्दिष्ट किया जाता है। एक अणु (या बंधन) की ध्रुवीयता को मात्रात्मक रूप से द्विध्रुव क्षण μ द्वारा चित्रित किया जाता है, जो एक द्विपरमाणुक अणु के मामले में द्विध्रुवीय लंबाई और इलेक्ट्रॉन आवेश के उत्पाद के बराबर होता है: μ=el।

एसआई इकाइयों में, द्विध्रुव क्षण को [सी × एम] (कूलम्ब मीटर) में मापा जाता है, लेकिन अतिरिक्त-प्रणालीगत इकाई [डी] (डेबाई) का अधिक बार उपयोग किया जाता है: 1 डी = 3.33 · 10 -30 सी × मीटर। मान सहसंयोजक अणुओं के द्विध्रुव आघूर्ण 0-4 डी और आयनिक - 4-11 डी के भीतर भिन्न होते हैं। द्विध्रुव जितना लंबा होगा, अणु उतना ही अधिक ध्रुवीय होगा।

एक अणु में साझा इलेक्ट्रॉन बादल किसी बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में विस्थापित हो सकता है, जिसमें किसी अन्य अणु या आयन का क्षेत्र भी शामिल है।

किसी अन्य कण के बल क्षेत्र सहित बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन के परिणामस्वरूप ध्रुवीकरण एक बंधन की ध्रुवीयता में परिवर्तन है।

किसी अणु की ध्रुवीकरण क्षमता इलेक्ट्रॉनों की गतिशीलता पर निर्भर करती है, जो नाभिक से दूरी जितनी अधिक मजबूत होती है। इसके अलावा, ध्रुवीकरण विद्युत क्षेत्र की दिशा और इलेक्ट्रॉन बादलों के विकृत होने की क्षमता पर निर्भर करता है। बाहरी क्षेत्र के प्रभाव में, गैर-ध्रुवीय अणु ध्रुवीय हो जाते हैं, और ध्रुवीय अणु और भी अधिक ध्रुवीय हो जाते हैं, अर्थात अणुओं में एक द्विध्रुव प्रेरित हो जाता है, जिसे कम या प्रेरित द्विध्रुव कहा जाता है।

स्थायी द्विध्रुवों के विपरीत, प्रेरित द्विध्रुव केवल बाहरी विद्युत क्षेत्र की क्रिया के तहत उत्पन्न होते हैं। ध्रुवीकरण न केवल किसी बंधन के ध्रुवीकरण का कारण बन सकता है, बल्कि उसका टूटना भी हो सकता है, जिसके दौरान कनेक्टिंग इलेक्ट्रॉन जोड़ी का किसी एक परमाणु में स्थानांतरण होता है और नकारात्मक और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन बनते हैं।

सहसंयोजक बंधों की ध्रुवता और ध्रुवीकरण ध्रुवीय अभिकर्मकों के प्रति अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता को निर्धारित करता है।

सहसंयोजक बंध वाले यौगिकों के गुण

सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थों को दो असमान समूहों में विभाजित किया जाता है: आणविक और परमाणु (या गैर-आणविक), जिनमें से आणविक की तुलना में बहुत कम होते हैं।

सामान्य परिस्थितियों में, आणविक यौगिक एकत्रीकरण की विभिन्न अवस्थाओं में हो सकते हैं: गैसों के रूप में (सीओ 2, एनएच 3, सीएच 4, सीएल 2, ओ 2, एनएच 3), अत्यधिक अस्थिर तरल पदार्थ (बीआर 2, एच 2 ओ, सी 2 एच 5 ओएच ) या ठोस क्रिस्टलीय पदार्थ, जिनमें से अधिकांश, बहुत मामूली हीटिंग के साथ भी, जल्दी से पिघल सकते हैं और आसानी से ऊर्ध्वपातित हो सकते हैं (एस 8, पी 4, आई 2, चीनी सी 12 एच 22 ओ 11, "सूखी बर्फ" सीओ 2).

आणविक पदार्थों के कम पिघलने, उर्ध्वपातन और उबलने के तापमान को क्रिस्टल में अंतर-आणविक संपर्क की बहुत कमजोर शक्तियों द्वारा समझाया गया है। इसीलिए आणविक क्रिस्टल में अधिक ताकत, कठोरता और विद्युत चालकता (बर्फ या चीनी) नहीं होती है। इस मामले में, ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थों का गलनांक और क्वथनांक गैर-ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थों की तुलना में अधिक होता है। उनमें से कुछ अन्य ध्रुवीय विलायकों में घुलनशील हैं। इसके विपरीत, गैर-ध्रुवीय अणुओं वाले पदार्थ गैर-ध्रुवीय सॉल्वैंट्स (बेंजीन, कार्बन टेट्राक्लोराइड) में बेहतर घुलते हैं। इस प्रकार, आयोडीन, जिसके अणु गैर-ध्रुवीय हैं, ध्रुवीय पानी में नहीं घुलते हैं, लेकिन गैर-ध्रुवीय सीसीएल 4 और निम्न-ध्रुवीय अल्कोहल में घुल जाते हैं।

सहसंयोजक बंधन (हीरा, ग्रेफाइट, सिलिकॉन सी, क्वार्ट्ज SiO 2, कार्बोरंडम SiC और अन्य) वाले गैर-आणविक (परमाणु) पदार्थ ग्रेफाइट के अपवाद के साथ बेहद मजबूत क्रिस्टल बनाते हैं, जिसमें एक स्तरित संरचना होती है। उदाहरण के लिए, डायमंड क्रिस्टल जाली एक नियमित त्रि-आयामी ढांचा है जिसमें प्रत्येक एसपी 3-संकरित कार्बन परमाणु σ बांड के साथ चार पड़ोसी परमाणुओं से जुड़ा होता है। वास्तव में, 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 सी परमाणुओं को सी परमाणुओं के साथ प्रतिस्थापित करते हैं, तो आपको कार्बोरंडम - सिलिकॉन कार्बाइड सीआईसी का एक क्रिस्टल मिलेगा - एक बहुत ही कठोर पदार्थ जो घर्षण सामग्री के रूप में उपयोग किया जाता है। और यदि सिलिकॉन के क्रिस्टल जाली में प्रत्येक दो Si परमाणुओं के बीच एक O परमाणु डाला जाता है, तो क्वार्ट्ज SiO 2 की क्रिस्टल संरचना बनती है - यह भी एक बहुत ही कठोर पदार्थ है, जिसकी एक किस्म का उपयोग अपघर्षक पदार्थ के रूप में भी किया जाता है।

हीरे, सिलिकॉन, क्वार्ट्ज और इसी तरह की संरचनाओं के क्रिस्टल परमाणु क्रिस्टल हैं; वे विशाल "सुपरमोलेक्यूल्स" हैं, इसलिए उनके संरचनात्मक सूत्रों को पूर्ण रूप से चित्रित नहीं किया जा सकता है, लेकिन केवल एक अलग टुकड़े के रूप में, उदाहरण के लिए:

गैर-आणविक (परमाणु) क्रिस्टल, जिसमें रासायनिक बंधों द्वारा परस्पर जुड़े एक या दो तत्वों के परमाणु होते हैं, को दुर्दम्य पदार्थों के रूप में वर्गीकृत किया जाता है। उच्च पिघलने का तापमान परमाणु क्रिस्टल को पिघलाते समय मजबूत रासायनिक बंधनों को तोड़ने के लिए बड़ी मात्रा में ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता के कारण होता है, न कि कमजोर अंतर-आणविक अंतःक्रियाओं के कारण, जैसा कि आणविक पदार्थों के मामले में होता है। इसी कारण से, कई परमाणु क्रिस्टल गर्म होने पर पिघलते नहीं हैं, बल्कि विघटित हो जाते हैं या तुरंत वाष्प अवस्था (ऊर्ध्वपातन) में चले जाते हैं, उदाहरण के लिए, ग्रेफाइट 3700 डिग्री सेल्सियस पर ऊर्ध्वपातन करता है।

सहसंयोजक बंधन वाले गैर-आणविक पदार्थ पानी और अन्य सॉल्वैंट्स में अघुलनशील होते हैं; उनमें से अधिकांश विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं (ग्रेफाइट को छोड़कर, जो स्वाभाविक रूप से प्रवाहकीय है, और अर्धचालक - सिलिकॉन, जर्मेनियम, आदि)।

जैसी अवधारणा के बारे में पहली बार सहसंयोजक बंधनरासायनिक वैज्ञानिकों ने गिल्बर्ट न्यूटन लुईस की खोज के बाद बात करना शुरू किया, जिसे उन्होंने दो इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के रूप में वर्णित किया। बाद के अध्ययनों ने सहसंयोजक बंधन के सिद्धांत का वर्णन करना संभव बना दिया। शब्द सहसंयोजकइसे रसायन विज्ञान के ढांचे के भीतर एक परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ बंधन बनाने की क्षमता के रूप में माना जा सकता है।

आइए एक उदाहरण से समझाएं:

इलेक्ट्रोनगेटिविटी (सी और सीएल, सी और एच) में मामूली अंतर वाले दो परमाणु हैं। एक नियम के रूप में, ये उत्कृष्ट गैसों के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना के जितना संभव हो उतना करीब हैं।

जब ये स्थितियाँ पूरी होती हैं, तो इन परमाणुओं के नाभिकों का उनके सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म के प्रति आकर्षण उत्पन्न होता है। इस मामले में, इलेक्ट्रॉन बादल केवल एक-दूसरे को ओवरलैप नहीं करते हैं, जैसा कि सहसंयोजक बंधन के मामले में होता है, जो इस तथ्य के कारण दो परमाणुओं का विश्वसनीय कनेक्शन सुनिश्चित करता है कि इलेक्ट्रॉन घनत्व पुनर्वितरित होता है और सिस्टम की ऊर्जा बदल जाती है, जो यह एक परमाणु के आंतरिक स्थान में दूसरे के इलेक्ट्रॉन बादल के "खींचने" के कारण होता है। इलेक्ट्रॉन बादलों का पारस्परिक ओवरलैप जितना अधिक व्यापक होगा, संबंध उतना ही मजबूत माना जाएगा।

यहाँ से, सहसंयोजक बंधन- यह एक गठन है जो दो परमाणुओं से संबंधित दो इलेक्ट्रॉनों के पारस्परिक समाजीकरण के माध्यम से उत्पन्न हुआ है।

एक नियम के रूप में, आणविक क्रिस्टल जाली वाले पदार्थ सहसंयोजक बंधों के माध्यम से बनते हैं। विशेषताएँ पिघल रही हैं और उबल रही हैं कम तामपानआह, पानी में खराब घुलनशीलता और कम विद्युत चालकता। इससे हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं: जर्मेनियम, सिलिकॉन, क्लोरीन और हाइड्रोजन जैसे तत्वों की संरचना सहसंयोजक बंधन पर आधारित है।

इस प्रकार के कनेक्शन की विशेषता वाले गुण:

1. संतृप्ति।इस गुण को आमतौर पर विशिष्ट परमाणुओं द्वारा स्थापित किए जा सकने वाले बंधों की अधिकतम संख्या के रूप में समझा जाता है। यह मात्रा परमाणु में उन कक्षाओं की कुल संख्या से निर्धारित होती है जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। दूसरी ओर, किसी परमाणु की संयोजकता इस प्रयोजन के लिए पहले से उपयोग किए गए कक्षकों की संख्या से निर्धारित की जा सकती है।
2. केंद्र. सभी परमाणु यथासंभव मजबूत बंधन बनाने का प्रयास करते हैं। सबसे बड़ी ताकत तब प्राप्त होती है जब दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों का स्थानिक अभिविन्यास मेल खाता है, क्योंकि वे एक-दूसरे को ओवरलैप करते हैं। इसके अलावा, सहसंयोजक बंधन का यह गुण, जैसे कि दिशात्मकता, अणुओं की स्थानिक व्यवस्था को प्रभावित करता है, अर्थात, यह उनके "ज्यामितीय आकार" के लिए जिम्मेदार है।
3. ध्रुवीकरण.यह स्थिति इस विचार पर आधारित है कि सहसंयोजक बंधन दो प्रकार के होते हैं:

• ध्रुवीय या विषम. इस प्रकार का बंधन केवल विभिन्न प्रकार के परमाणुओं द्वारा ही बनाया जा सकता है, अर्थात। जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी काफी भिन्न होती है, या ऐसे मामलों में जहां साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी असममित रूप से साझा की जाती है।
• उन परमाणुओं के बीच होता है जिनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी व्यावहारिक रूप से बराबर होती है और जिनका इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण एक समान होता है।

इसके अलावा, कुछ मात्रात्मक भी हैं:

• संचार ऊर्जा. यह पैरामीटर ध्रुवीय बंधन को उसकी ताकत के संदर्भ में दर्शाता है। ऊर्जा से तात्पर्य ऊष्मा की उस मात्रा से है जो दो परमाणुओं के बीच के बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक थी, साथ ही उनके कनेक्शन के दौरान निकलने वाली ऊष्मा की मात्रा से भी है।
• अंतर्गत बॉन्ड लंबाईऔर आणविक रसायन विज्ञान में दो परमाणुओं के नाभिकों के बीच एक सीधी रेखा की लंबाई को समझा जाता है। यह पैरामीटर कनेक्शन की मजबूती को भी दर्शाता है।
• द्विध्रुव आघूर्ण- एक मात्रा जो वैलेंस बांड की ध्रुवीयता को दर्शाती है।

रासायनिक बंधों का कोई एकीकृत सिद्धांत नहीं है; रासायनिक बंधों को पारंपरिक रूप से सहसंयोजक (एक सार्वभौमिक प्रकार का बंधन), आयनिक (सहसंयोजक बंधन का एक विशेष मामला), धात्विक और हाइड्रोजन में विभाजित किया जाता है।

सहसंयोजक बंधन

सहसंयोजक बंधन का निर्माण तीन तंत्रों द्वारा संभव है: विनिमय, दाता-स्वीकर्ता और मूल (लुईस)।

के अनुसार चयापचय तंत्रसहसंयोजक बंधन का निर्माण आम इलेक्ट्रॉन जोड़े के बंटवारे के कारण होता है। इस मामले में, प्रत्येक परमाणु एक अक्रिय गैस का एक खोल प्राप्त करने की प्रवृत्ति रखता है, अर्थात। एक पूर्ण बाह्य ऊर्जा स्तर प्राप्त करें। विनिमय प्रकार द्वारा एक रासायनिक बंधन के गठन को लुईस सूत्रों का उपयोग करके दर्शाया गया है, जिसमें परमाणु के प्रत्येक वैलेंस इलेक्ट्रॉन को बिंदुओं द्वारा दर्शाया गया है (चित्र 1)।

चावल। 1 विनिमय तंत्र द्वारा एचसीएल अणु में सहसंयोजक बंधन का निर्माण

परमाणु संरचना और क्वांटम यांत्रिकी के सिद्धांत के विकास के साथ, सहसंयोजक बंधन के गठन को इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स (चित्र 2) के ओवरलैप के रूप में दर्शाया गया है।

चावल। 2. इलेक्ट्रॉन बादलों के अतिव्यापन के कारण सहसंयोजक बंधन का निर्माण

परमाणु कक्षाओं का ओवरलैप जितना अधिक होगा, बंधन उतना ही मजबूत होगा, बंधन की लंबाई कम होगी और बंधन ऊर्जा उतनी अधिक होगी। विभिन्न कक्षाओं को ओवरलैप करके एक सहसंयोजक बंधन बनाया जा सकता है। एस-एस, एस-पी ऑर्बिटल्स, साथ ही डी-डी, पी-पी, डी-पी ऑर्बिटल्स के पार्श्व लोब के साथ ओवरलैप के परिणामस्वरूप, बांड का निर्माण होता है। 2 परमाणुओं के नाभिकों को जोड़ने वाली रेखा के लंबवत एक बंधन बनता है। एक और एक बंधन एक बहु (दोहरा) सहसंयोजक बंधन बनाने में सक्षम हैं, जो एल्कीन, एल्केडीन आदि वर्ग के कार्बनिक पदार्थों की विशेषता है। एक और दो बंधन एक बहु (तीन) सहसंयोजक बंधन बनाते हैं, जो इस वर्ग के कार्बनिक पदार्थों की विशेषता है। एल्काइन्स (एसिटिलीन) का।

द्वारा सहसंयोजक बंधन का निर्माण दाता-स्वीकर्ता तंत्रआइए अमोनियम धनायन का उदाहरण देखें:

एनएच 3 + एच + = एनएच 4 +

7 एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3

नाइट्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक स्वतंत्र जोड़ी होती है (इलेक्ट्रॉन अणु के भीतर रासायनिक बंधनों के निर्माण में शामिल नहीं होते हैं), और हाइड्रोजन धनायन में एक मुक्त कक्षीय होता है, इसलिए वे क्रमशः एक इलेक्ट्रॉन दाता और स्वीकर्ता होते हैं।

आइए क्लोरीन अणु के उदाहरण का उपयोग करके सहसंयोजक बंधन निर्माण के मूल तंत्र पर विचार करें।

17 सीएल 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 5

क्लोरीन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक स्वतंत्र जोड़ी और रिक्त कक्षाएँ दोनों होती हैं, इसलिए, यह दाता और स्वीकर्ता दोनों के गुणों को प्रदर्शित कर सकता है। इसलिए, जब क्लोरीन अणु बनता है, तो एक क्लोरीन परमाणु दाता के रूप में और दूसरा स्वीकर्ता के रूप में कार्य करता है।

मुख्य सहसंयोजक बंधन की विशेषताएंहैं: संतृप्ति (संतृप्त बंधन तब बनते हैं जब एक परमाणु उतने ही इलेक्ट्रॉनों को अपने साथ जोड़ता है जितनी उसकी वैलेंस क्षमताएं अनुमति देती हैं; असंतृप्त बंधन तब बनते हैं जब संलग्न इलेक्ट्रॉनों की संख्या परमाणु की वैलेंस क्षमताओं से कम होती है); दिशात्मकता (यह मान अणु की ज्यामिति और "बंधन कोण" की अवधारणा से संबंधित है - बंधनों के बीच का कोण)।

आयोनिक बंध

शुद्ध आयनिक बंधन वाले कोई यौगिक नहीं हैं, हालांकि इसे परमाणुओं की रासायनिक रूप से बंधी हुई अवस्था के रूप में समझा जाता है जिसमें परमाणु का एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक वातावरण तब बनता है जब कुल इलेक्ट्रॉन घनत्व पूरी तरह से अधिक विद्युतीय तत्व के परमाणु में स्थानांतरित हो जाता है। आयनिक बंधन केवल इलेक्ट्रोनगेटिव और इलेक्ट्रोपोसिटिव तत्वों के परमाणुओं के बीच संभव है जो विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयनों - धनायन और आयनों की स्थिति में हैं।

परिभाषा

आयनविद्युत आवेशित कण होते हैं जो किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉन को हटाने या जोड़ने से बनते हैं।

एक इलेक्ट्रॉन को स्थानांतरित करते समय, धातु और अधातु परमाणु अपने नाभिक के चारों ओर एक स्थिर इलेक्ट्रॉन आवरण विन्यास बनाते हैं। एक गैर-धातु परमाणु अपने मूल के चारों ओर बाद की अक्रिय गैस का एक आवरण बनाता है, और एक धातु परमाणु पिछले अक्रिय गैस का एक आवरण बनाता है (चित्र 3)।

चावल। 3. सोडियम क्लोराइड अणु के उदाहरण का उपयोग करके आयनिक बंधन का निर्माण

जिन अणुओं में आयनिक बंधन अपने शुद्ध रूप में मौजूद होते हैं वे पदार्थ की वाष्प अवस्था में पाए जाते हैं। आयनिक बंधन बहुत मजबूत होता है, और इसलिए इस बंधन वाले पदार्थों का गलनांक उच्च होता है। सहसंयोजक बंधों के विपरीत, आयनिक बंधों में दिशात्मकता और संतृप्ति की विशेषता नहीं होती है, क्योंकि आयनों द्वारा निर्मित विद्युत क्षेत्र गोलाकार समरूपता के कारण सभी आयनों पर समान रूप से कार्य करता है।

धातु कनेक्शन

धात्विक बंधन केवल धातुओं में ही साकार होता है - यह वह अंतःक्रिया है जो धातु के परमाणुओं को एक ही जाली में रखती है। किसी धातु के परमाणुओं के केवल उसके संपूर्ण आयतन से जुड़े वैलेंस इलेक्ट्रॉन ही बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं। धातुओं में, इलेक्ट्रॉन लगातार परमाणुओं से अलग होते रहते हैं और धातु के पूरे द्रव्यमान में घूमते रहते हैं। इलेक्ट्रॉनों से वंचित धातु के परमाणु धनात्मक आवेशित आयनों में बदल जाते हैं, जो गतिमान इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने लगते हैं। यह निरंतर प्रक्रिया धातु के अंदर तथाकथित "इलेक्ट्रॉन गैस" बनाती है, जो सभी धातु परमाणुओं को मजबूती से एक साथ बांधती है (चित्र 4)।

धातु बंधन मजबूत होता है, इसलिए धातुओं को उच्च पिघलने बिंदु की विशेषता होती है, और "इलेक्ट्रॉन गैस" की उपस्थिति धातुओं को लचीलापन और लचीलापन प्रदान करती है।

हाइड्रोजन बंध

हाइड्रोजन बांड एक विशिष्ट अंतर-आणविक अंतःक्रिया है, क्योंकि इसकी घटना और ताकत पदार्थ की रासायनिक प्रकृति पर निर्भर करती है। यह अणुओं के बीच बनता है जिसमें एक हाइड्रोजन परमाणु उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (O, N, S) वाले परमाणु से बंधा होता है। हाइड्रोजन बंधन की घटना दो कारणों पर निर्भर करती है: सबसे पहले, एक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु से जुड़े हाइड्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं और आसानी से अन्य परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों में शामिल हो सकते हैं, और दूसरे, एक वैलेंस एस-ऑर्बिटल होने पर, हाइड्रोजन परमाणु एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के एकाकी युग्म इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने और दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार इसके साथ एक बंधन बनाने में सक्षम है।