कौन से तत्व सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। सहसंयोजक बांड। सहसंयोजक: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय

एक रासायनिक बंधन कणों (आयनों या परमाणुओं) की बातचीत है, जो अंतिम इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर स्थित इलेक्ट्रॉनों के आदान-प्रदान के दौरान होता है। ऐसे बंधन कई प्रकार के होते हैं: सहसंयोजक (इसे गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय में विभाजित किया जाता है) और आयनिक। इस लेख में, हम पहले प्रकार के रासायनिक बंधों - सहसंयोजक पर अधिक विस्तार से ध्यान देंगे। अधिक सटीक होने के लिए, अपने ध्रुवीय रूप में।

एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन पड़ोसी परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉन बादलों के बीच एक रासायनिक बंधन है। उपसर्ग "को-" का अर्थ है in इस मामले में"संयुक्त रूप से", और स्टेम "वैलेंट" का अनुवाद ताकत या क्षमता के रूप में किया जाता है। वे दो इलेक्ट्रॉन जो एक दूसरे से बंधते हैं, इलेक्ट्रॉन युग्म कहलाते हैं।

इतिहास

पहली बार इस शब्द का प्रयोग वैज्ञानिक संदर्भ में नोबेल पुरस्कार विजेता रसायनज्ञ इरविंग लेनग्रम द्वारा किया गया था। यह 1919 में हुआ था। अपने काम में, वैज्ञानिक ने समझाया कि बंधन, जिसमें दो परमाणुओं के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉनों का अवलोकन किया जाता है, धात्विक या आयनिक से भिन्न होता है। इसका मतलब है कि इसे एक अलग नाम की आवश्यकता है।

बाद में, पहले से ही 1927 में, एफ। लंदन और डब्ल्यू। हेटलर, एक उदाहरण के रूप में हाइड्रोजन अणु को रासायनिक और शारीरिक रूप से सबसे अधिक लेते हैं सरल मॉडल, एक सहसंयोजक बंधन का वर्णन किया। वे दूसरे छोर से व्यवसाय में उतर गए, और क्वांटम यांत्रिकी का उपयोग करके उनकी टिप्पणियों की पुष्टि की गई।

प्रतिक्रिया का सार

परमाणु हाइड्रोजन को आण्विक हाइड्रोजन में परिवर्तित करने की प्रक्रिया एक विशिष्ट रासायनिक प्रतिक्रिया है, जिसकी गुणात्मक विशेषता दो इलेक्ट्रॉनों के संयोजन पर गर्मी की एक बड़ी रिहाई है। यह कुछ इस तरह दिखता है: दो हीलियम परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं, उनकी कक्षा में एक इलेक्ट्रॉन होता है। फिर ये दो बादल एक दूसरे के पास आते हैं और हीलियम शेल के समान एक नया बनाते हैं, जिसमें दो इलेक्ट्रॉन पहले से ही घूम रहे हैं।

पूर्ण इलेक्ट्रॉन कोश अधूरे वाले की तुलना में अधिक स्थिर होते हैं, इसलिए उनकी ऊर्जा दो अलग-अलग परमाणुओं की तुलना में काफी कम होती है। जब एक अणु बनता है, तो वातावरण में अतिरिक्त ऊष्मा नष्ट हो जाती है।

वर्गीकरण

रसायन विज्ञान में, दो प्रकार के सहसंयोजक बंधन प्रतिष्ठित हैं:

1. एक गैर-धातु तत्व के दो परमाणुओं के बीच बनने वाला एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन, उदाहरण के लिए ऑक्सीजन, हाइड्रोजन, नाइट्रोजन, कार्बन।
2. विभिन्न अधातुओं के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन उत्पन्न होता है। एक अच्छा उदाहरणहाइड्रोजन क्लोराइड के अणु के रूप में काम कर सकता है। जब दो तत्वों के परमाणु आपस में जुड़ते हैं, तो हाइड्रोजन से अयुग्मित इलेक्ट्रॉन आंशिक रूप से क्लोरीन परमाणु के अंतिम इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर स्थानांतरित हो जाता है। इस प्रकार, हाइड्रोजन परमाणु पर धनात्मक आवेश और क्लोरीन परमाणु पर ऋणात्मक आवेश बनता है।

दाता-स्वीकर्ता बंधनसहसंयोजक बंधन भी एक प्रकार का है। यह इस तथ्य में समाहित है कि एक जोड़े का एक परमाणु दोनों इलेक्ट्रॉनों को प्रदान करता है, दाता बन जाता है, और उन्हें प्राप्त करने वाला परमाणु, क्रमशः, एक स्वीकर्ता माना जाता है। जब परमाणुओं के बीच एक बंधन बनता है, तो दाता आवेश एक से बढ़ जाता है, और स्वीकर्ता आवेश घट जाता है।

सेमीपोलर कनेक्शन - ईई को दाता-स्वीकर्ता उप-प्रजाति माना जा सकता है। केवल इस मामले में परमाणु संयुक्त होते हैं, जिनमें से एक में एक पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक कक्षीय (हैलोजन, फास्फोरस, नाइट्रोजन) होता है, और दूसरे में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन (ऑक्सीजन) होते हैं। संचार निर्माण दो चरणों में होता है:

• सबसे पहले, एक इलेक्ट्रॉन एकाकी जोड़े से अलग हो जाता है और अयुग्मित से जुड़ जाता है;
• शेष अयुग्मित इलेक्ट्रोडों का एकीकरण, अर्थात एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन बनता है।

गुण

एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के अपने भौतिक और रासायनिक गुण होते हैं, जैसे कि दिशात्मकता, संतृप्ति, ध्रुवीयता, ध्रुवीकरण। यह वे हैं जो बनने वाले अणुओं की विशेषताओं को निर्धारित करते हैं।

बंधन की दिशा परिणामी पदार्थ की भविष्य की आणविक संरचना पर निर्भर करती है, अर्थात् ज्यामितीय आकार, जो संलग्न होने पर दो परमाणुओं द्वारा बनता है।

संतृप्ति से पता चलता है कि किसी पदार्थ का एक परमाणु कितने सहसंयोजक बंध बना सकता है। यह संख्या बाहरी परमाणु कक्षाओं की संख्या से सीमित है।

एक अणु की ध्रुवता उत्पन्न होती है क्योंकि दो अलग-अलग इलेक्ट्रॉनों से बना एक इलेक्ट्रॉन बादल इसकी पूरी परिधि के साथ असमान होता है। यह उनमें से प्रत्येक में ऋणात्मक आवेश में अंतर के कारण है। यह वह गुण है जो यह निर्धारित करता है कि कनेक्शन ध्रुवीय है या गैर-ध्रुवीय। जब एक तत्व के दो परमाणु आपस में जुड़ते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादल सममित होता है, जिसका अर्थ है कि बंधन सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय है। और अगर परमाणु एक हो जाते हैं विभिन्न तत्व, तब एक असममित इलेक्ट्रॉन बादल बनता है, अणु का तथाकथित द्विध्रुवीय क्षण।

ध्रुवीकरण यह दर्शाता है कि एक अणु में इलेक्ट्रॉनों को बाहरी भौतिक या रासायनिक एजेंटों, जैसे विद्युत या द्वारा कितनी सक्रियता से विस्थापित किया जाता है चुंबकीय क्षेत्र, अन्य कण।

परिणामी अणु के अंतिम दो गुण अन्य ध्रुवीय अभिकर्मकों के साथ प्रतिक्रिया करने की इसकी क्षमता निर्धारित करते हैं।

सिग्मा लिंक और पाई लिंक

इन बंधों का बनना अणु के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉन बादल में इलेक्ट्रॉनों के वितरण घनत्व पर निर्भर करता है।

सिग्मा बंधन को परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली धुरी के साथ इलेक्ट्रॉनों के घने संचय की उपस्थिति की विशेषता है, जो कि क्षैतिज तल में है।

पाई-बॉन्ड को उनके चौराहे के बिंदु पर, यानी परमाणु के नाभिक के ऊपर और नीचे इलेक्ट्रॉन बादलों के संघनन की विशेषता है।

फ़ॉर्मूला रिकॉर्ड में किसी रिश्ते की कल्पना करना

उदाहरण के लिए, हम क्लोरीन परमाणु ले सकते हैं। इसके बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर में सात इलेक्ट्रॉन होते हैं। सूत्र में, उन्हें बिंदुओं के रूप में तत्व के पदनाम के चारों ओर तीन जोड़े और एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन में व्यवस्थित किया जाता है।

यदि हम इसी तरह से क्लोरीन के अणु को भी लिख दें तो यह देखा जाएगा कि दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों ने दो परमाणुओं के लिए एक सामान्य जोड़ी बनाई है, इसे विभाजित कहा जाता है। इसके अलावा, उनमें से प्रत्येक को आठ इलेक्ट्रॉन प्राप्त हुए।

अष्टक-दोहरा नियम

रसायनज्ञ लुईस, जिन्होंने प्रस्तावित किया कि एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन कैसे बनता है, उनके सहयोगियों में से पहले थे जिन्होंने अणुओं में गठबंधन होने पर परमाणुओं की स्थिरता को समझाते हुए नियम तैयार किया था। इसका सार इस तथ्य में निहित है कि परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन तब बनते हैं जब एक इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन प्राप्त करने के लिए पर्याप्त संख्या में इलेक्ट्रॉनों का सामाजिककरण किया जाता है जो कि महान तत्वों के परमाणुओं के समान दोहराता है।

अर्थात् अणुओं के निर्माण के दौरान उनके स्थिरीकरण के लिए यह आवश्यक है कि सभी परमाणुओं का एक पूर्ण बाह्य इलेक्ट्रॉनिक स्तर हो। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु, एक अणु में मिलकर, हीलियम, क्लोरीन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन खोल को दोहराते हैं, इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर एक आर्गन परमाणु के साथ समानता प्राप्त करते हैं।

लिंक की लंबाई

एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन, अन्य बातों के अलावा, अणु बनाने वाले परमाणुओं के नाभिक के बीच एक निश्चित दूरी की विशेषता है। वे एक दूसरे से इतनी दूरी पर स्थित होते हैं, जिस पर अणु की ऊर्जा न्यूनतम होती है। इसे प्राप्त करने के लिए, यह आवश्यक है कि परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल जितना संभव हो एक दूसरे को ओवरलैप करें। परमाणु आकार और बंधन लंबाई के बीच एक सीधा आनुपातिक संबंध है। परमाणु जितना बड़ा होगा, नाभिक के बीच का बंधन उतना ही लंबा होगा।

एक प्रकार संभव है जब परमाणु एक नहीं, बल्कि कई सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन बनाता है। फिर नाभिक के बीच तथाकथित बंधन कोण बनते हैं। वे नब्बे से एक सौ अस्सी डिग्री तक हो सकते हैं। वे अणु के ज्यामितीय सूत्र को निर्धारित करते हैं।

रसायनिक बंध- इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन, जिससे अणुओं का निर्माण होता है।

रासायनिक बंधन संयोजकता इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनता है। एस- और पी-तत्वों के लिए, वैलेंस बाहरी परत के इलेक्ट्रॉन होते हैं, डी-तत्वों के लिए - बाहरी परत के एस-इलेक्ट्रॉन और पूर्व-बाहरी परत के डी-इलेक्ट्रॉन। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो परमाणु अपने बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल को संबंधित महान गैस के खोल में पूरा करते हैं।

लिंक की लंबाईरासायनिक रूप से बंधित दो परमाणुओं के नाभिकों के बीच की औसत दूरी है।

रासायनिक बंधन ऊर्जा- बंधन को तोड़ने और अणु के टुकड़ों को असीम रूप से बड़ी दूरी तक फेंकने के लिए आवश्यक ऊर्जा की मात्रा।

संयोजकता कोण- रासायनिक रूप से बंधे परमाणुओं को जोड़ने वाली रेखाओं के बीच का कोण।

निम्नलिखित मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन ज्ञात हैं: सहसंयोजक (ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय), आयनिक, धात्विक और हाइड्रोजन.

सहसंयोजकएक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के कारण बनने वाला रासायनिक बंधन कहलाता है।

यदि एक बंधन सामान्य इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा बनता है, जो समान रूप से दोनों जोड़ने वाले परमाणुओं से संबंधित होता है, तो इसे कहा जाता है सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन... यह बंधन मौजूद है, उदाहरण के लिए, एच 2, एन 2, ओ 2, एफ 2, सीएल 2, बीआर 2, आई 2 अणुओं में। समान परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन उत्पन्न होता है, और उन्हें जोड़ने वाले इलेक्ट्रॉन बादल उनके बीच समान रूप से वितरित होते हैं।

अणुओं में, दो परमाणुओं के बीच बन सकता है अलग संख्यासहसंयोजक बंधन (उदाहरण के लिए, हैलोजन के अणुओं में से एक F 2, Cl 2, Br 2, I 2, तीन - नाइट्रोजन अणु N 2 में)।

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधनविभिन्न वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणुओं के बीच उत्पन्न होता है। इसे बनाने वाला इलेक्ट्रॉन युग्म अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर विस्थापित होता है, लेकिन दोनों नाभिकों से जुड़ा रहता है। सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले यौगिकों के उदाहरण: एचबीआर, एचआई, एच 2 एस, एन 2 ओ, आदि।

ईओण काध्रुवीय बंधन का सीमित मामला कहा जाता है, जिसमें इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से एक परमाणु से दूसरे में गुजरती है और बाध्य कण आयनों में बदल जाते हैं।

कड़ाई से बोलते हुए, केवल ऐसे यौगिक जिनके लिए इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर 3 से अधिक है, उन्हें आयनिक बंधन वाले यौगिकों के लिए जिम्मेदार ठहराया जा सकता है, लेकिन बहुत कम ऐसे यौगिकों को जाना जाता है। इनमें क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं के फ्लोराइड शामिल हैं। परंपरागत रूप से, यह माना जाता है कि आयनिक बंधन तत्वों के परमाणुओं के बीच होता है, जिसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर पॉलिंग पैमाने पर 1.7 से अधिक होता है।... आयनिक बंध वाले यौगिकों के उदाहरण: NaCl, KBr, Na 2 O. पॉलिंग स्केल के बारे में और अधिक चर्चा अगले पाठ में की जाएगी।

धातुधातु के क्रिस्टल में धनात्मक आयनों के बीच रासायनिक बंधन कहलाता है, जो धातु के क्रिस्टल के साथ मुक्त रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण के परिणामस्वरूप होता है।

धातु के परमाणु धनायनों में बदल जाते हैं, जिससे एक धात्विक क्रिस्टल जाली बन जाती है। इस जाली में, वे पूरे धातु (इलेक्ट्रॉन गैस) के लिए सामान्य इलेक्ट्रॉनों द्वारा आयोजित किए जाते हैं।

प्रशिक्षण कार्य

1. प्रत्येक पदार्थ एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन द्वारा बनता है, जिसके सूत्र

1) ओ 2, एच 2, एन 2
2) अल, ओ 3, एच 2 एसओ 4
3) ना, एच 2, नाब्री
4) एच 2 ओ, ओ 3, ली 2 एसओ 4

2. प्रत्येक पदार्थ एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन द्वारा बनता है, जिसके सूत्र

1) ओ 2, एच 2 एसओ 4, एन 2
2) एच 2 एसओ 4, एच 2 ओ, एचएनओ 3
3) NaBr, H 3 PO 4, HCl
4) एच 2 ओ, ओ 3, ली 2 एसओ 4

3. प्रत्येक पदार्थ केवल आयनिक बंधन से बनता है, जिसके सूत्र

1) सीएओ, एच 2 एसओ 4, एन 2
2) बेसो 4, बीएसीएल 2, बानो 3
3) NaBr, K 3 PO 4, HCl
4) RbCl, Na 2 S, LiF

4. धातु बंधनआइटम सूचीबद्ध करने के लिए विशिष्ट

1)बा, आरबी, से
2) सीआर, बा, सी
3) ना, पी, एमजी
4) आरबी, ना, सीएस

5. केवल आयनिक और केवल सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले यौगिक क्रमशः होते हैं

1) एचसीएल और ना 2 एस
2) सीआर और अल (ओएच) 3
3) NaBr और P 2 O 5
4) पी 2 ओ 5 और सीओ 2

6. तत्वों के बीच आयनिक बंधन बनता है

1) क्लोरीन और ब्रोमीन
2) ब्रोमीन और सल्फर
3) सीज़ियम और ब्रोमीन
4) फास्फोरस और ऑक्सीजन

7. तत्वों के बीच एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन बनता है

1)ऑक्सीजन और पोटैशियम
2) सल्फर और फ्लोरीन
3) ब्रोमीन और कैल्शियम
4) रुबिडियम और क्लोरीन

8. तीसरी अवधि के समूह वीए तत्वों के वाष्पशील हाइड्रोजन यौगिकों में, रासायनिक बंधन

1) सहसंयोजक ध्रुवीय
2) सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय
3) आयनिक
4) धातु

9. तीसरी अवधि के तत्वों के उच्च ऑक्साइड में, रासायनिक बंधन का प्रकार तत्व की क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ बदलता है।

1) आयनिक बंधन से सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन तक
2) धात्विक से सहसंयोजी अध्रुवीय तक
3) सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन से आयनिक बंधन तक
4) सहसंयोजी ध्रुवीय बंध से धात्विक बंध तक

10. कई पदार्थों में ई-एन रासायनिक बंधन की लंबाई बढ़ जाती है

1) HI - PH 3 - HCl
2) पीएच 3 - एचसीएल - एच 2 एस
3) HI - HCl - H 2 S
4) एचसीएल - एच 2 एस - पीएच 3

11. कई पदार्थों में E-N रासायनिक बंधन की लंबाई घट जाती है

1) एनएच 3 - एच 2 ओ - एचएफ
2) पीएच 3 - एचसीएल - एच 2 एस
3) एचएफ - एच 2 ओ - एचसीएल
4) एचसीएल - एच 2 एस - एचबीआर

12. हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग लेने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या है

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. P2O5 अणु में रासायनिक बंधों के निर्माण में शामिल इलेक्ट्रॉनों की संख्या है

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. फास्फोरस (वी) क्लोराइड में, रासायनिक बंधन

1) आयनिक
2) सहसंयोजक ध्रुवीय
3) सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय
4) धातु

15. अणु में सबसे ध्रुवीय रासायनिक बंधन

1) हाइड्रोजन फ्लोराइड
2) हाइड्रोजन क्लोराइड
3) पानी
4) हाइड्रोजन सल्फाइड

16. अणु में कम से कम ध्रुवीय रासायनिक बंधन

1) हाइड्रोजन क्लोराइड
2) हाइड्रोजन ब्रोमाइड
3) पानी
4) हाइड्रोजन सल्फाइड

17. उभयनिष्ठ इलेक्ट्रॉन युग्म के कारण पदार्थ में एक बंध बनता है

1) एमजी
2) एच 2
3) NaCl
4) सीएसीएल 2

18. एक सहसंयोजक बंधन उन तत्वों के बीच बनता है जिनकी क्रम संख्या होती है

1) 3 और 9
2) 11 और 35
3) 16 और 17
4) 20 और 9

19. उन तत्वों के बीच एक आयनिक बंधन बनता है जिनकी क्रम संख्या होती है

1) 13 और 9
2) 18 और 8
3) 6 और 8
4) 7 और 17

20. पदार्थों की सूची में, जिनके सूत्र केवल एक आयनिक बंधन के साथ यौगिक होते हैं, ये हैं

1) NaF, CaF 2
2) नैनो 3, एन 2
3) ओ 2, एसओ 3
4) Ca (NO 3) 2, AlCl 3

सहसंयोजक रासायनिक बंधनपरमाणुओं के बीच वैद्युतीयऋणात्मकता के करीब या समान मूल्यों के साथ होता है। मान लीजिए कि क्लोरीन और हाइड्रोजन इलेक्ट्रॉनों को दूर ले जाते हैं और निकटतम महान गैस की संरचना को स्वीकार करते हैं, तो दोनों में से कोई भी दूसरे को इलेक्ट्रॉन नहीं देगा। वे सभी किस तरह से जुड़े हुए हैं? यह आसान है - वे एक दूसरे के साथ साझा करेंगे, एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी बन जाएगी।

अब विचार करें विशिष्ट सुविधाएंसहसंयोजक बंधन।

आयनिक यौगिकों के विपरीत, सहसंयोजक यौगिकों के अणुओं को "अंतर-आणविक बलों" द्वारा एक साथ रखा जाता है, जो रासायनिक बंधनों की तुलना में बहुत कमजोर होते हैं। इस संबंध में, सहसंयोजक बंधन विशेषता है संतृप्ति- सीमित संख्या में कनेक्शन का गठन।

यह ज्ञात है कि परमाणु कक्षाएँ एक निश्चित तरीके से अंतरिक्ष में उन्मुख होती हैं, इसलिए जब एक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों का अतिव्यापीकरण एक निश्चित दिशा में होता है। वे। एक सहसंयोजक बंधन की संपत्ति के रूप में महसूस किया जाता है केंद्र।

यदि एक अणु में एक सहसंयोजक बंधन समान परमाणुओं या समान वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणुओं द्वारा बनता है, तो ऐसे बंधन में कोई ध्रुवता नहीं होती है, अर्थात इलेक्ट्रॉन घनत्व सममित रूप से वितरित होता है। यह कहा जाता है गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (एच 2, सीएल 2, ओ 2 ). लिंक सिंगल और डबल, ट्रिपल दोनों हो सकते हैं।

यदि परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी भिन्न होती है, तो जब वे संयुक्त होते हैं, तो इलेक्ट्रॉन घनत्व परमाणुओं और रूपों के बीच असमान रूप से वितरित किया जाता है। सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन(एचसीएल, एच 2 ओ, सीओ), जिसकी बहुलता भिन्न भी हो सकती है। शिक्षा के क्षेत्र में इस प्रकार केबांड, एक अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु आंशिक नकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है, और कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला परमाणु आंशिक सकारात्मक चार्ज (δ- और δ +) प्राप्त करता है। एक विद्युत द्विध्रुव बनता है, जिसमें विपरीत चिन्ह के आवेश एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर स्थित होते हैं। द्विध्रुवीय क्षण का उपयोग बंधन की ध्रुवीयता के माप के रूप में किया जाता है:

द्विध्रुवीय क्षण जितना अधिक होगा, यौगिक की ध्रुवता उतनी ही अधिक स्पष्ट होगी। यदि द्विध्रुव आघूर्ण शून्य है तो अणु अध्रुवीय होंगे।

उपरोक्त विशेषताओं के संबंध में, यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि सहसंयोजक यौगिक अस्थिर होते हैं, है कम तामपानपिघलना और उबालना। बिजलीइन कनेक्शनों से नहीं गुजर सकते, इसलिए, वे खराब कंडक्टरऔर अच्छे इंसुलेटर। जब गर्मी लागू की जाती है, तो कई सहसंयोजक बंधित यौगिक प्रज्वलित होते हैं। अधिकांश भाग के लिए, ये हाइड्रोकार्बन, साथ ही ऑक्साइड, सल्फाइड, गैर-धातुओं के हैलाइड और संक्रमण धातु हैं।

श्रेणियाँ ,

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

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

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

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

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

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

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

ध्रुवीय के साथ सहसंयोजक बंधन, इलेक्ट्रॉन बादल अधिक सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणु की ओर विस्थापित हो जाता है। उदाहरण के लिए, वाष्पशील अकार्बनिक यौगिकों के अणु जैसे एच 2 एस, एचसीएल, एच 2 ओ और अन्य।

एचसीएल अणु के गठन को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

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

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

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

अमोनियम आयन के निर्माण की प्रक्रिया में, नाइट्रोजन का एक दो-इलेक्ट्रॉन बादल नाइट्रोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाता है, जिसका अर्थ है कि यह आणविक इलेक्ट्रॉन बादल में परिवर्तित हो जाता है। इसलिए, एक चौथा सहसंयोजक बंधन प्रकट होता है। आप निम्न योजना द्वारा अमोनियम निर्माण की प्रक्रिया की कल्पना कर सकते हैं:

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

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एक सहसंयोजक बंधन आम (उनके बीच साझा) इलेक्ट्रॉन जोड़े की मदद से परमाणुओं का बंधन है। "सहसंयोजक" शब्द में उपसर्ग "सह-" का अर्थ है "संयुक्त भागीदारी"। और रूसी में "वैलेंटा" का अर्थ है ताकत, क्षमता। इस मामले में, हमारा मतलब परमाणुओं की अन्य परमाणुओं से बंधने की क्षमता से है।

एक सहसंयोजक बंधन बनाते समय, परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों को जोड़ते हैं, जैसा कि एक सामान्य "पिगी बैंक" में होता है - एक आणविक कक्षीय, जो व्यक्तिगत परमाणुओं के परमाणु गोले से बनता है। इस नए कोश में अधिक से अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं और परमाणुओं को उनके स्वयं के अधूरे परमाणु कोशों से बदल देते हैं।

हाइड्रोजन अणु के निर्माण के तंत्र की अवधारणाओं को अधिक जटिल अणुओं तक बढ़ाया गया था। इस आधार पर विकसित रासायनिक आबंधन के सिद्धांत को नाम दिया गया संयोजकता बंधन विधि (वीएस विधि)। वीएस विधि निम्नलिखित प्रावधानों पर आधारित है:

1) एक सहसंयोजक बंधन दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा विपरीत निर्देशित स्पिन के साथ बनता है, और यह इलेक्ट्रॉन जोड़ी दो परमाणुओं से संबंधित है।

2) जितने अधिक इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप करते हैं, सहसंयोजक बंधन उतना ही मजबूत होता है।

दो-इलेक्ट्रॉन दो-केंद्र बंधों के संयोजन, एक अणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को दर्शाते हैं, वैलेंस स्कीम कहलाते हैं। संयोजकता योजनाओं के निर्माण के उदाहरण:

वैलेंस योजनाओं में, प्रतिनिधित्व सबसे स्पष्ट रूप से सन्निहित हैं लेविसएक महान गैस के इलेक्ट्रॉन खोल के गठन के साथ इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के माध्यम से एक रासायनिक बंधन के गठन पर: के लिए हाइड्रोजन- दो इलेक्ट्रॉनों का (कोश .) वह), के लिये नाइट्रोजन- आठ इलेक्ट्रॉनों का (कोश .) Ne).

29. गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन।

यदि एक द्विपरमाणुक अणु में एक तत्व के परमाणु होते हैं, तो इलेक्ट्रॉन बादल अंतरिक्ष में परमाणुओं के नाभिक के संबंध में सममित रूप से वितरित होता है। इस सहसंयोजक बंधन को गैर-ध्रुवीय कहा जाता है। यदि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल एक परमाणु की ओर विस्थापित हो जाता है। इस मामले में, सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय है।

एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के गठन के परिणामस्वरूप, एक अधिक विद्युतीय परमाणु आंशिक नकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है, और कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला परमाणु आंशिक सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है। इन आवेशों को सामान्यतः अणु में परमाणुओं के प्रभावी आवेश के रूप में जाना जाता है। वे भिन्नात्मक हो सकते हैं।

30. सहसंयोजक बंधों को व्यक्त करने के तरीके।

शिक्षा के दो मुख्य तरीके हैं सहसंयोजक बंधन * .

1) अयुग्मित होने के कारण बंध बनाने वाला इलेक्ट्रॉन युग्म बन सकता है इलेक्ट्रॉनोंअनएक्साइटेड में उपलब्ध है परमाणुओं... निर्मित सहसंयोजक बंधों की संख्या में वृद्धि के साथ परमाणु की उत्तेजना पर खर्च की गई ऊर्जा से अधिक ऊर्जा का उत्सर्जन होता है। चूँकि किसी परमाणु की संयोजकता अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या पर निर्भर करती है, इसलिए उत्तेजना से संयोजकता में वृद्धि होती है। नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फ्लोरीन परमाणुओं पर अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि नहीं होती है, क्योंकि दूसरे स्तर के भीतर कोई मुक्त नहीं है कक्षाओं*, और तीसरे क्वांटम स्तर पर इलेक्ट्रॉनों के हस्तांतरण के लिए उस ऊर्जा की तुलना में बहुत अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है जो अतिरिक्त बांडों के निर्माण के दौरान जारी की जाएगी। इस प्रकार, एक परमाणु के उत्तेजन पर, इलेक्ट्रॉनों का मुक्त में संक्रमणकक्षाओं केवल उसी ऊर्जा स्तर के भीतर संभव है.

2) परमाणु की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर उपलब्ध युग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण सहसंयोजक बंध बन सकते हैं। इस मामले में, दूसरे परमाणु के पास बाहरी परत पर एक मुक्त कक्षीय होना चाहिए। एक परमाणु जो अपनी इलेक्ट्रॉन जोड़ी को एक सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए प्रदान करता है * को दाता कहा जाता है, और एक परमाणु जो एक खाली कक्षीय प्रदान करता है उसे स्वीकर्ता कहा जाता है। इस तरह से बनने वाले सहसंयोजक बंधन को दाता-स्वीकर्ता बंधन कहा जाता है। अमोनियम केशन में, यह बंधन पहली विधि द्वारा गठित अन्य तीन सहसंयोजक बंधनों के गुणों में बिल्कुल समान है, इसलिए "दाता-स्वीकर्ता" शब्द का कोई विशेष अर्थ नहीं है संचार का प्रकार, लेकिन केवल इसके गठन का तरीका।