धात्विक बंधन के निर्माण की सामान्य योजना। धातु कनेक्शन

धातु परमाणुओं के बीच एक धात्विक बंधन होता है। धातु परमाणुओं की एक विशिष्ट विशेषता बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या है, जो नाभिक द्वारा कमजोर रूप से बनाए रखी जाती है, और समान ऊर्जा वाले बड़ी संख्या में मुक्त परमाणु कक्षाएँ होती हैं, इसलिए धातु बंधन असंतृप्त होता है।

वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक साथ 8 या 12 परमाणुओं के साथ बांड के निर्माण में भाग लेते हैं (धातु परमाणुओं की समन्वय संख्या के अनुसार)। इन परिस्थितियों में, कम आयनीकरण ऊर्जा वाले वैलेंस इलेक्ट्रॉन सभी पड़ोसी परमाणुओं की उपलब्ध कक्षाओं के साथ चलते हैं, जिससे उनके बीच एक संबंध बनता है।

धातु कनेक्शन जुड़े हुए परमाणुओं के नाभिक के साथ आम इलेक्ट्रॉनों की कमजोर बातचीत और क्रिस्टल में सभी परमाणुओं के बीच इन इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण विस्थानीकरण की विशेषता है, जो इस बंधन की स्थिरता सुनिश्चित करता है।

धात्विक बंधन (एम - धातु) के निर्माण की योजना:

एम 0 - ने एम एन +

धातुओं में एक विशेष क्रिस्टल जाली होती है, जिसके नोड्स में तटस्थ और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए धातु परमाणु होते हैं, जिनके बीच सामाजिक इलेक्ट्रॉन ("इलेक्ट्रॉन गैस") स्वतंत्र रूप से (क्रिस्टल के भीतर) चलते हैं। धातुओं में आम इलेक्ट्रॉनों की गति आणविक कक्षाओं के एक सेट के साथ होती है जो जुड़े हुए परमाणुओं की बड़ी संख्या में मुक्त कक्षाओं के विलय और कई परमाणु नाभिकों को कवर करने के कारण उत्पन्न होती हैं। धात्विक बंधन के मामले में, इसकी दिशात्मकता के बारे में बात करना असंभव है, क्योंकि सामान्य इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल में समान रूप से वितरित होते हैं।

धातुओं की संरचनात्मक विशेषताएं उनके विशिष्ट भौतिक गुणों को निर्धारित करती हैं: कठोरता, लचीलापन, उच्च विद्युत और तापीय चालकता, साथ ही एक विशेष धात्विक चमक।

धात्विक बंधन न केवल ठोस अवस्था में, बल्कि तरल अवस्था में भी धातुओं की विशेषता है, अर्थात यह एक दूसरे के निकट स्थित परमाणुओं के समुच्चय का गुण है। गैसीय अवस्था में, धातु के परमाणु एक या अधिक सहसंयोजक बंधों द्वारा अणुओं में जुड़े होते हैं, उदाहरण के लिए, ली 2 (ली-ली), बीई 2 (बीई = बीई), अल 4 - प्रत्येक एल्यूमीनियम परमाणु बनाने के लिए तीन अन्य से जुड़ा होता है एक चतुष्फलकीय संरचना:

4. हाइड्रोजन बंधन

हाइड्रोजन बंधन एक विशेष प्रकार का बंधन है जो हाइड्रोजन परमाणुओं के लिए अद्वितीय होता है। यह तब होता है जब एक हाइड्रोजन परमाणु सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्वों, मुख्य रूप से फ्लोरीन, ऑक्सीजन और नाइट्रोजन के एक परमाणु से जुड़ा होता है। हाइड्रोजन फ्लोराइड के उदाहरण पर हाइड्रोजन बंधन के गठन पर विचार करें। विद्युत ऋणात्मक हाइड्रोजन परमाणु में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, जिसके कारण यह फ्लोरीन परमाणु के साथ सहसंयोजक बंधन बना सकता है। इस मामले में, एक हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु एच-एफ उत्पन्न होता है, जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी फ्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है।

इस इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण के परिणामस्वरूप, हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु एक द्विध्रुवीय है, जिसका सकारात्मक ध्रुव एक हाइड्रोजन परमाणु है। इस तथ्य के कारण कि बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन जोड़ी को फ्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित कर दिया जाता है, यह आंशिक रूप से जारी होता है 1 एस-हाइड्रोजन परमाणु और उसके नाभिक की कक्षा आंशिक रूप से उजागर होती है। किसी भी अन्य परमाणु में, संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को हटाने के बाद नाभिक का धनात्मक आवेश आंतरिक इलेक्ट्रॉन कोशों द्वारा परिरक्षित होता है, जो अन्य परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों का प्रतिकर्षण प्रदान करता है। हाइड्रोजन परमाणु में ऐसे कोश नहीं होते हैं, इसका नाभिक एक बहुत छोटा (उपपरमाण्विक) धनात्मक आवेशित कण होता है - एक प्रोटॉन (प्रोटॉन का व्यास परमाणुओं के व्यास से लगभग 10 5 गुना छोटा होता है, और, इलेक्ट्रॉनों की अनुपस्थिति के कारण, यह अन्य विद्युतीय रूप से तटस्थ या नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन आवरण द्वारा आकर्षित होता है)।

आंशिक रूप से "नग्न" हाइड्रोजन परमाणु के पास विद्युत क्षेत्र की ताकत इतनी अधिक है कि यह पड़ोसी अणु के नकारात्मक ध्रुव को सक्रिय रूप से आकर्षित कर सकता है। चूंकि यह ध्रुव फ्लोरीन परमाणु है, जिसमें तीन गैर-बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े हैं, और एस- हाइड्रोजन परमाणु की कक्षा आंशिक रूप से खाली होती है, तो एक अणु के सकारात्मक रूप से ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणु और पड़ोसी अणु के नकारात्मक रूप से ध्रुवीकृत फ्लोरीन परमाणु के बीच दाता-स्वीकर्ता संपर्क होता है।

इस प्रकार, संयुक्त इलेक्ट्रोस्टैटिक और दाता-स्वीकर्ता इंटरैक्शन के परिणामस्वरूप, हाइड्रोजन परमाणु की भागीदारी के साथ एक अतिरिक्त दूसरा बंधन उत्पन्न होता है। यह वही है हाइड्रोजन बंध, …एच–एफ एच–एफ…

यह ऊर्जा और लंबाई में सहसंयोजक से भिन्न होता है। हाइड्रोजन बांड सहसंयोजक बांड की तुलना में लंबे और कम मजबूत होते हैं। हाइड्रोजन बंधन की ऊर्जा 8-40 kJ/mol है, और सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा 80-400 kJ/mol है। ठोस हाइड्रोजन फ्लोराइड में, सहसंयोजक बंधन H-F की लंबाई 95 pm है, हाइड्रोजन बांड FH की लंबाई 156 pm है। एचएफ अणुओं के बीच हाइड्रोजन बॉन्डिंग के कारण, ठोस हाइड्रोजन फ्लोराइड क्रिस्टल में अंतहीन सपाट ज़िगज़ैग श्रृंखलाएं होती हैं, क्योंकि हाइड्रोजन बॉन्डिंग द्वारा गठित तीन-परमाणु प्रणाली आमतौर पर रैखिक होती है।

एचएफ अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंधन आंशिक रूप से तरल और यहां तक ​​कि गैसीय हाइड्रोजन फ्लोराइड में भी संरक्षित होते हैं।

हाइड्रोजन बंधन को सशर्त रूप से तीन बिंदुओं के रूप में लिखा गया है और इसे निम्नानुसार दर्शाया गया है:

जहां X, Y, F, O, N, Cl, S परमाणु हैं।

हाइड्रोजन बांड की ऊर्जा और लंबाई एच-एक्स बांड के द्विध्रुवीय क्षण और वाई परमाणु के आकार से निर्धारित होती है। हाइड्रोजन बांड की लंबाई कम हो जाती है, और इसकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी के बीच अंतर में वृद्धि के साथ इसकी ऊर्जा बढ़ जाती है एक्स और वाई परमाणु (और, तदनुसार, एच-एक्स बंधन का द्विध्रुवीय क्षण) और वाई परमाणु के आकार में कमी के साथ।

हाइड्रोजन बांड उन अणुओं के बीच भी बनते हैं जिनमें O-H बांड होते हैं (उदाहरण के लिए, पानी H 2 O, परक्लोरिक एसिड HClO 4, नाइट्रिक एसिड HNO 3, कार्बोक्जिलिक एसिड RCOOH, फिनोल C 6 H 5 OH, ROH अल्कोहल) और N -एच (जैसे अमोनिया एनएच 3, थायोसायनिक एसिड एचएनसीएस, कार्बनिक एमाइड आरसीओएनएच 2 और एमाइन आरएनएच 2 और आर 2 एनएच)।

वे पदार्थ जिनके अणु हाइड्रोजन बांड द्वारा जुड़े होते हैं, उनके गुणों में उन पदार्थों से भिन्न होते हैं जो अणुओं की संरचना में उनके समान होते हैं, लेकिन हाइड्रोजन बांड नहीं बनाते हैं। IVA-समूह के तत्वों के हाइड्राइड्स के पिघलने और क्वथनांक, जिनमें कोई हाइड्रोजन बांड नहीं हैं, धीरे-धीरे अवधि संख्या में कमी के साथ कम हो जाते हैं (चित्र 15)। VA-VIIA समूहों के तत्वों के हाइड्राइड्स उल्लंघन दिखाते हैं इस निर्भरता का. तीन पदार्थ जिनके अणु हाइड्रोजन बांड (अमोनिया NH 3, पानी H 2 O और हाइड्रोजन फ्लोराइड HF) से जुड़े होते हैं, उनके गलनांक और क्वथनांक उनके समकक्षों की तुलना में बहुत अधिक होते हैं (चित्र 15)। इसके अलावा, इन पदार्थों में तरल अवस्था में अस्तित्व की व्यापक तापमान सीमा, संलयन और वाष्पीकरण की उच्च गर्मी होती है।

हाइड्रोजन बंधन पदार्थों के विघटन और क्रिस्टलीकरण की प्रक्रियाओं के साथ-साथ क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के निर्माण में महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है।

हाइड्रोजन बांड न केवल अणुओं के बीच बन सकते हैं (अंतर आणविक हाइड्रोजन बंधन, एमवीएस) , जैसा कि ऊपर चर्चा किए गए उदाहरणों में मामला है, लेकिन एक ही अणु के परमाणुओं के बीच भी (इंट्रामोलेक्यूलर हाइड्रोजन बॉन्ड, वीवीएस) . उदाहरण के लिए, अमीनो समूहों के हाइड्रोजन परमाणुओं और कार्बोनिल समूहों के ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बांड के कारण, प्रोटीन अणु बनाने वाली पॉलीपेप्टाइड श्रृंखलाओं का एक पेचदार आकार होता है।

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हाइड्रोजन बांड प्रोटीन के पुनर्विकास और जैवसंश्लेषण की प्रक्रियाओं में बहुत बड़ी भूमिका निभाते हैं। डीएनए (डीऑक्सीराइबोन्यूक्लिक एसिड) डबल हेलिक्स के दो स्ट्रैंड हाइड्रोजन बांड द्वारा एक साथ बंधे होते हैं। दोहराव की प्रक्रिया में, ये बंधन टूट जाते हैं। प्रतिलेखन के दौरान, डीएनए को टेम्पलेट के रूप में उपयोग करके आरएनए (राइबोन्यूक्लिक एसिड) का संश्लेषण भी हाइड्रोजन बांड की घटना के कारण होता है। दोनों प्रक्रियाएं संभव हैं क्योंकि हाइड्रोजन बांड आसानी से बनते हैं और आसानी से टूट जाते हैं।

चावल। 15. गलनांक ( ए) और उबालना ( बी) समूह IVА-VIIA के तत्वों के हाइड्राइड।

पाठ का उद्देश्य

• धात्विक रासायनिक बंधन का वर्णन करें।

• धातु बंधन के निर्माण को लिखना सीखें।

• धातुओं के भौतिक गुणों से स्वयं को परिचित करें।

• प्रजातियों के बीच स्पष्ट रूप से अंतर करना सीखें रासायनिक बन्ध .

पाठ मकसद

• पता लगाएं कि वे कैसे बातचीत करते हैं धातु परमाणु

• निर्धारित करें कि एक धात्विक बंधन इसके द्वारा बनने वाले पदार्थों के गुणों को कैसे प्रभावित करता है

मूल शर्तें:

• वैद्युतीयऋणात्मकता - एक परमाणु का एक रासायनिक गुण, जो एक अणु में एक परमाणु की सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता की एक मात्रात्मक विशेषता है।
• रासायनिक बंध - परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप होने के कारण परमाणुओं की परस्पर क्रिया की घटना।
• धातु कनेक्शन - यह धातुओं में परमाणुओं और आयनों के बीच एक बंधन है, जो इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के कारण बनता है।
• सहसंयोजक बंधन - रासायनिक बंधन, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को ओवरलैप करके बनता है। जो इलेक्ट्रॉन बंधन प्रदान करते हैं उन्हें साझा इलेक्ट्रॉन युग्म कहा जाता है। ये 2 प्रकार के होते हैं: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय।
• आयोनिक बंध - एक रासायनिक बंधन जो गैर-धातुओं के परमाणुओं के बीच बनता है, जिसमें एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में गुजरती है। परिणामस्वरूप, परमाणु विपरीत आवेशित पिंडों की तरह आकर्षित होते हैं।
• हाइड्रोजन बंध - एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु और एक हाइड्रोजन परमाणु एच के बीच एक रासायनिक बंधन जो दूसरे विद्युत ऋणात्मक परमाणु से सहसंयोजक रूप से बंधा होता है। एन, ओ या एफ इलेक्ट्रोनेगेटिव परमाणुओं के रूप में कार्य कर सकते हैं। हाइड्रोजन बांड अंतर-आण्विक या इंट्रामोल्यूलर हो सकते हैं।

  कक्षाओं के दौरान

धातु रासायनिक बंधन

उन तत्वों की पहचान करें जो गलत "कतार" में हैं। क्यों?
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तालिका से कौन से तत्व मेंडलीवधातु कहलाते हैं?
आज हम जानेंगे कि धातुओं में क्या गुण होते हैं और वे धातु आयनों के बीच बनने वाले बंधन पर कैसे निर्भर करते हैं।
सबसे पहले, आइए आवर्त प्रणाली में धातुओं के स्थान को याद करें?
धातुएँ, जैसा कि हम सभी जानते हैं, आमतौर पर पृथक परमाणुओं के रूप में नहीं, बल्कि एक टुकड़े, पिंड या धातु उत्पाद के रूप में मौजूद होती हैं। आइए जानें कि धातु के परमाणुओं को अभिन्न आयतन में क्या एकत्रित करता है।

उदाहरण में हम सोने का एक टुकड़ा देखते हैं। और वैसे तो सोना एक अनोखी धातु है. शुद्ध सोने को गढ़कर आप 0.002 मिमी की मोटाई वाली पन्नी बना सकते हैं! पन्नी की ऐसी सबसे छोटी शीट लगभग पारदर्शी होती है और इसमें लुमेन का रंग हरा होता है। नतीजतन, एक माचिस के आकार के सोने के पिंड से, आप एक पतली पन्नी प्राप्त कर सकते हैं जो टेनिस कोर्ट के क्षेत्र को कवर करेगी।
रासायनिक शब्दों में, सभी धातुओं की विशेषता वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने में आसानी होती है, और परिणामस्वरूप, सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों का निर्माण होता है और केवल सकारात्मक ऑक्सीकरण होता है। इसीलिए मुक्त अवस्था में धातुएँ अपचायक होती हैं। धातु परमाणुओं की एक सामान्य विशेषता गैर-धातुओं की तुलना में उनका बड़ा आकार है। बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित होते हैं और इसलिए इससे कमजोर रूप से बंधे होते हैं, इसलिए वे आसानी से अलग हो जाते हैं।
बाहरी स्तर पर बड़ी संख्या में धातुओं के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की कम संख्या होती है - 1,2,3। ये इलेक्ट्रॉन आसानी से अलग हो जाते हैं और धातु के परमाणु आयन बन जाते हैं।
Me0 – n ē ⇆ पुरुष+
धातु परमाणु - इलेक्ट्रॉन बाहरी। कक्षाएँ ⇆ धातु आयन

इस प्रकार, अलग किए गए इलेक्ट्रॉन एक आयन से दूसरे में जा सकते हैं, यानी, वे मुक्त हो जाते हैं, और, जैसे कि, उन्हें एक पूरे में जोड़ते हैं। इसलिए, यह पता चलता है कि सभी अलग किए गए इलेक्ट्रॉन सामान्य हैं, क्योंकि ऐसा करना असंभव है समझें कि कौन सा इलेक्ट्रॉन किस धातु के परमाणु से संबंधित है।
इलेक्ट्रॉन धनायनों के साथ संयोजित हो सकते हैं, फिर अस्थायी रूप से परमाणु बनते हैं, जिनमें से इलेक्ट्रॉन फिर अलग हो जाते हैं। यह प्रक्रिया निरंतर एवं बिना रुके चलती रहती है। यह पता चला है कि धातु के अधिकांश भाग में परमाणु लगातार आयनों में परिवर्तित होते रहते हैं और इसके विपरीत। इस मामले में, सामान्य इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या बड़ी संख्या में धातु परमाणुओं और आयनों को बांधती है। लेकिन यह महत्वपूर्ण है कि धातु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या धनात्मक आयनों के कुल आवेश के बराबर हो, अर्थात यह पता चलता है कि सामान्य तौर पर धातु विद्युत रूप से तटस्थ रहती है।
ऐसी प्रक्रिया को एक मॉडल के रूप में प्रस्तुत किया जाता है - धातु आयन इलेक्ट्रॉनों के बादल में होते हैं। ऐसे इलेक्ट्रॉन बादल को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है।

उदाहरण के लिए, इस चित्र में हम देखते हैं कि धातु के क्रिस्टल जाली के अंदर गतिहीन आयनों के बीच इलेक्ट्रॉन कैसे चलते हैं।

चावल। 2. इलेक्ट्रॉन गति

इलेक्ट्रॉन गैस क्या है और यह विभिन्न धातुओं की रासायनिक प्रतिक्रियाओं में कैसे व्यवहार करती है, इसे बेहतर ढंग से समझने के लिए आइए एक दिलचस्प वीडियो देखें। (इस वीडियो में सोने को केवल एक रंग के रूप में संदर्भित किया गया है!)

अब हम परिभाषा लिख ​​सकते हैं: धात्विक बंधन धातुओं में परमाणुओं और आयनों के बीच का बंधन है, जो इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के कारण बनता है।

आइए उन सभी प्रकार के कनेक्शनों की तुलना करें जिन्हें हम जानते हैं और उन्हें बेहतर ढंग से अलग करने के लिए उन्हें ठीक करें, इसके लिए हम एक वीडियो देखेंगे।

धात्विक बंधन न केवल शुद्ध धातुओं में होता है, बल्कि एकत्रीकरण की विभिन्न अवस्थाओं में विभिन्न धातुओं, मिश्र धातुओं के मिश्रण की भी विशेषता है।
धात्विक बंधन महत्वपूर्ण है और धातुओं के मूल गुणों को निर्धारित करता है
- विद्युत चालकता - धातु के आयतन में इलेक्ट्रॉनों की यादृच्छिक गति। लेकिन एक छोटे संभावित अंतर के साथ, ताकि इलेक्ट्रॉन व्यवस्थित तरीके से आगे बढ़ें। सर्वोत्तम चालकता वाली धातुएँ Ag, Cu, Au, Al हैं।
- प्लास्टिसिटी
धातु की परतों के बीच के बंधन बहुत महत्वपूर्ण नहीं हैं, यह आपको लोड के तहत परतों को स्थानांतरित करने की अनुमति देता है (धातु को बिना तोड़े विकृत करना)। सर्वोत्तम विकृत धातुएँ (नरम) Au, Ag, Cu।
- धात्विक चमक
इलेक्ट्रॉन गैस लगभग सभी प्रकाश किरणों को परावर्तित कर देती है। यही कारण है कि शुद्ध धातुओं में इतनी तीव्र चमक होती है और वे अक्सर भूरे या सफेद रंग की होती हैं। धातुएँ जो सर्वोत्तम परावर्तक हैं Ag, Cu, Al, Pd, Hg

गृहकार्य

अभ्यास 1
उन पदार्थों के सूत्र चुनें जिनमें हैं
ए) सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन: सीएल2, केसीएल, एनएच3, ओ2, एमजीओ, सीसीएल4, एसओ2;
बी) आयनिक बंधन के साथ: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS।
व्यायाम 2
अतिरिक्त हटाएँ:
ए) CuCl2, Al, MgS
बी) एन2, एचसीएल, ओ2
ग) Ca, CO2, Fe
घ) MgCl2, NH3, H2

सोडियम धातु, लिथियम धातु और अन्य क्षार धातुएँ लौ का रंग बदल देती हैं। लिथियम धातु और उसके लवण आग को लाल रंग देते हैं, सोडियम धातु और सोडियम लवण पीला, पोटेशियम धातु और उसके लवण बैंगनी, और रूबिडियम और सीज़ियम भी बैंगनी, लेकिन हल्का।

चावल। 4. धात्विक लिथियम का एक टुकड़ा

चावल। 5. ज्वाला को धातुओं से रंगना

लिथियम (Li). लिथियम धातु, सोडियम धातु की तरह, एक क्षार धातु है। दोनों पानी में घुल जाते हैं. सोडियम पानी में घुलकर सोडियम हाइड्रॉक्साइड बनाता है, जो एक बहुत मजबूत अम्ल है। जब क्षार धातुएँ पानी में घुलती हैं, तो बहुत अधिक ऊष्मा और गैस (हाइड्रोजन) निकलती है। यह सलाह दी जाती है कि ऐसी धातुओं को अपने हाथों से न छुएं, क्योंकि आप जल सकते हैं।

ग्रन्थसूची

1. "धातु रासायनिक बंधन" विषय पर पाठ, रसायन विज्ञान शिक्षक तुख्ता वेलेंटीना अनातोल्येवना एमओयू "एसेनोविच्स्काया माध्यमिक विद्यालय"
2. एफ. ए. डर्कैच "रसायन विज्ञान", - वैज्ञानिक और पद्धति संबंधी मैनुअल। - कीव, 2008.
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4. वी. वी. मालिनोव्स्की, पी. जी. नागोर्नी "अकार्बनिक रसायन विज्ञान" - कीव, 2009।
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लिस्न्याक ए.वी. द्वारा संपादित और भेजा गया।

पाठ पर काम किया:

तुख्ता वी.ए.

लिस्न्याक ए.वी.

आप आधुनिक शिक्षा के बारे में कोई प्रश्न उठा सकते हैं, कोई विचार व्यक्त कर सकते हैं या किसी अत्यावश्यक समस्या का समाधान कर सकते हैं शिक्षा मंचजहां नई सोच और कार्रवाई की एक शैक्षिक परिषद अंतरराष्ट्रीय स्तर पर मिलती है। बनाया है ब्लॉग, रसायन विज्ञान ग्रेड 8

रासायनिक पदार्थों में रासायनिक तत्वों के व्यक्तिगत, असंबंधित परमाणुओं का होना अत्यंत दुर्लभ है। सामान्य परिस्थितियों में, केवल कुछ ही गैसों, जिन्हें उत्कृष्ट गैसें कहा जाता है, में ऐसी संरचना होती है: हीलियम, नियॉन, आर्गन, क्रिप्टन, क्सीनन और रेडॉन। अक्सर, रासायनिक पदार्थ अलग-अलग परमाणुओं से नहीं, बल्कि विभिन्न समूहों में उनके संयोजन से बने होते हैं। परमाणुओं के ऐसे संयोजनों में कई इकाइयाँ, सैकड़ों, हज़ार या इससे भी अधिक परमाणु शामिल हो सकते हैं। वह बल जो इन परमाणुओं को ऐसे समूहों में रखता है, कहलाता है रासायनिक बंध.

दूसरे शब्दों में, हम कह सकते हैं कि एक रासायनिक बंधन एक अंतःक्रिया है जो व्यक्तिगत परमाणुओं को अधिक जटिल संरचनाओं (अणु, आयन, रेडिकल, क्रिस्टल, आदि) में बंधन सुनिश्चित करता है।

रासायनिक बंधन के बनने का कारण यह है कि अधिक जटिल संरचनाओं की ऊर्जा इसे बनाने वाले व्यक्तिगत परमाणुओं की कुल ऊर्जा से कम होती है।

इसलिए, विशेष रूप से, यदि XY अणु X और Y परमाणुओं की परस्पर क्रिया के दौरान बनता है, तो इसका मतलब है कि इस पदार्थ के अणुओं की आंतरिक ऊर्जा उन व्यक्तिगत परमाणुओं की आंतरिक ऊर्जा से कम है जिनसे यह बना है:

ई(XY)< E(X) + E(Y)

इस कारण से, जब व्यक्तिगत परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन बनते हैं, तो ऊर्जा निकलती है।

रासायनिक बंधों के निर्माण में, नाभिक के साथ सबसे कम बंधनकारी ऊर्जा वाले बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के इलेक्ट्रॉनों को कहा जाता है वैलेंस. उदाहरण के लिए, बोरान में, ये दूसरे ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन हैं - 2 इलेक्ट्रॉन प्रति 2 एस-ऑर्बिटल्स और 1 बटा 2 पी-ऑर्बिटल्स:

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो प्रत्येक परमाणु उत्कृष्ट गैस परमाणुओं का एक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करता है, अर्थात। ताकि इसकी बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में 8 इलेक्ट्रॉन हों (पहले आवर्त के तत्वों के लिए 2)। इस घटना को अष्टक नियम कहा जाता है।

परमाणुओं के लिए एक उत्कृष्ट गैस का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करना संभव है यदि प्रारंभ में एकल परमाणु अपने कुछ वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को अन्य परमाणुओं के साथ साझा करते हैं। इस स्थिति में, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं।

इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण की डिग्री के आधार पर, सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक बंधनों को प्रतिष्ठित किया जा सकता है।

सहसंयोजक बंधन

सहसंयोजक बंधन अधिकतर गैर-धातु तत्वों के परमाणुओं के बीच होता है। यदि सहसंयोजक बंधन बनाने वाले गैर-धातुओं के परमाणु विभिन्न रासायनिक तत्वों से संबंधित होते हैं, तो ऐसे बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन कहा जाता है। इस नाम का कारण इस तथ्य में निहित है कि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं में एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता भी अलग-अलग होती है। जाहिर है, इससे सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म किसी एक परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाता है, जिसके परिणामस्वरूप उस पर आंशिक नकारात्मक चार्ज बनता है। बदले में, दूसरे परमाणु पर आंशिक धनात्मक आवेश बनता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड अणु में, इलेक्ट्रॉन युग्म हाइड्रोजन परमाणु से क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाता है:

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थों के उदाहरण:

सीसीएल 4, एच 2 एस, सीओ 2, एनएच 3, सीओ 2 आदि।

एक ही रासायनिक तत्व के गैर-धातु परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बनता है। चूँकि परमाणु समान हैं, साझा इलेक्ट्रॉनों को खींचने की उनकी क्षमता समान है। इस संबंध में, इलेक्ट्रॉन युग्म का कोई विस्थापन नहीं देखा गया है:

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए उपरोक्त तंत्र, जब दोनों परमाणु सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण के लिए इलेक्ट्रॉन प्रदान करते हैं, विनिमय कहलाता है।

एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र भी है।

जब दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो एक परमाणु के भरे हुए कक्षक (दो इलेक्ट्रॉनों के साथ) और दूसरे परमाणु के खाली कक्षक के कारण एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है। एक परमाणु जो एक असंबद्ध इलेक्ट्रॉन युग्म प्रदान करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक मुक्त कक्षक वाले परमाणु को स्वीकर्ता कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन जोड़े के दाता वे परमाणु होते हैं जिनमें युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, उदाहरण के लिए, एन, ओ, पी, एस।

उदाहरण के लिए, दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, चौथा एन-एच सहसंयोजक बंधन अमोनियम धनायन एनएच 4+ में बनता है:

ध्रुवीयता के अलावा, सहसंयोजक बंधनों की विशेषता ऊर्जा भी होती है। बंधन ऊर्जा परमाणुओं के बीच बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा है।

बंधे हुए परमाणुओं की बढ़ती त्रिज्या के साथ बंधन ऊर्जा कम हो जाती है। चूँकि हम जानते हैं कि परमाणु त्रिज्याएँ उपसमूहों में बढ़ती हैं, उदाहरण के लिए, हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि श्रृंखला में हैलोजन-हाइड्रोजन बंधन की ताकत बढ़ती है:

नमस्ते< HBr < HCl < HF

साथ ही, बंधन ऊर्जा उसकी बहुलता पर निर्भर करती है - बंधन बहुलता जितनी अधिक होगी, उसकी ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी। बंधन बहुलता दो परमाणुओं के बीच सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या है।

आयोनिक बंध

एक आयनिक बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन का सीमित मामला माना जा सकता है। यदि एक सहसंयोजक-ध्रुवीय बंधन में आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी आंशिक रूप से परमाणुओं की जोड़ी में से एक में स्थानांतरित हो जाती है, तो आयनिक में यह लगभग पूरी तरह से परमाणुओं में से एक को "छोड़ दिया" जाता है। जिस परमाणु ने इलेक्ट्रॉन दान किया है वह धनात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है कटियन, और जिस परमाणु ने इससे इलेक्ट्रॉन लिया वह ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है और बन जाता है ऋणायन.

इस प्रकार, एक आयनिक बंधन एक बंधन है जो धनायनों के आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण बनता है।

इस प्रकार के बंधन का निर्माण विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट अधातुओं के परमाणुओं की परस्पर क्रिया की विशेषता है।

उदाहरण के लिए, पोटेशियम फ्लोराइड। एक तटस्थ परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने के परिणामस्वरूप एक पोटेशियम धनायन प्राप्त होता है, और एक फ्लोरीन परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन जुड़ने पर एक फ्लोरीन आयन बनता है:

परिणामी आयनों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण बल उत्पन्न होता है, जिसके परिणामस्वरूप एक आयनिक यौगिक बनता है।

एक रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान, सोडियम परमाणु से इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु में चले गए और विपरीत रूप से आवेशित आयन बने, जिनमें एक पूर्ण बाहरी ऊर्जा स्तर होता है।

यह स्थापित किया गया है कि इलेक्ट्रॉन धातु परमाणु से पूरी तरह से अलग नहीं होते हैं, बल्कि सहसंयोजक बंधन की तरह, केवल क्लोरीन परमाणु की ओर स्थानांतरित होते हैं।

अधिकांश द्विआधारी यौगिक जिनमें धातु परमाणु होते हैं, आयनिक होते हैं। उदाहरण के लिए, ऑक्साइड, हैलाइड, सल्फाइड, नाइट्राइड।

एक आयनिक बंधन सरल धनायनों और सरल ऋणायनों (एफ -, सीएल -, एस 2-) के साथ-साथ सरल धनायनों और जटिल ऋणायनों (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) के बीच भी होता है। . इसलिए, आयनिक यौगिकों में लवण और क्षार (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH) शामिल हैं।

धातु कनेक्शन

इस प्रकार का बंधन धातुओं में बनता है।

सभी धातुओं के परमाणुओं की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत पर इलेक्ट्रॉन होते हैं जिनकी परमाणु नाभिक के साथ बंधनकारी ऊर्जा कम होती है। अधिकांश धातुओं के लिए, बाहरी इलेक्ट्रॉनों का नुकसान ऊर्जावान रूप से अनुकूल है।

नाभिक के साथ ऐसी कमजोर अंतःक्रिया को देखते हुए, धातुओं में ये इलेक्ट्रॉन बहुत गतिशील होते हैं, और प्रत्येक धातु क्रिस्टल में निम्नलिखित प्रक्रिया लगातार होती रहती है:

एम 0 - ने - \u003d एम एन +, जहां एम 0 एक तटस्थ धातु परमाणु है, और एम एन + एक ही धातु का धनायन है। नीचे दिया गया चित्र चल रही प्रक्रियाओं का एक उदाहरण दिखाता है।

अर्थात्, इलेक्ट्रॉन धातु क्रिस्टल के साथ "दौड़ते" हैं, एक धातु परमाणु से अलग हो जाते हैं, उससे एक धनायन बनाते हैं, दूसरे धनायन से जुड़ते हैं, एक तटस्थ परमाणु बनाते हैं। इस घटना को "इलेक्ट्रॉनिक पवन" कहा जाता था, और एक गैर-धातु परमाणु के क्रिस्टल में मुक्त इलेक्ट्रॉनों के सेट को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता था। धातु परमाणुओं के बीच इस प्रकार की परस्पर क्रिया को धात्विक बंधन कहा जाता है।

हाइड्रोजन बंध

यदि किसी पदार्थ में हाइड्रोजन परमाणु उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, या फ्लोरीन) वाले तत्व से बंधा होता है, तो ऐसे पदार्थ को हाइड्रोजन बंधन जैसी घटना की विशेषता होती है।

चूँकि हाइड्रोजन परमाणु एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु से बंधा होता है, हाइड्रोजन परमाणु पर एक आंशिक धनात्मक आवेश बनता है, और विद्युत ऋणात्मक परमाणु पर एक आंशिक ऋणात्मक आवेश बनता है। इस संबंध में, एक अणु के आंशिक रूप से सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए हाइड्रोजन परमाणु और दूसरे के इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण संभव हो जाता है। उदाहरण के लिए, पानी के अणुओं के लिए हाइड्रोजन बंधन देखा जाता है:

यह हाइड्रोजन बंधन है जो पानी के असामान्य रूप से उच्च पिघलने बिंदु की व्याख्या करता है। पानी के अलावा, हाइड्रोजन फ्लोराइड, अमोनिया, ऑक्सीजन युक्त एसिड, फिनोल, अल्कोहल, एमाइन जैसे पदार्थों में भी मजबूत हाइड्रोजन बंधन बनते हैं।

धातु बंधन अपेक्षाकृत मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण एक रासायनिक बंधन है। यह शुद्ध धातुओं और उनके मिश्र धातुओं और इंटरमेटेलिक यौगिकों दोनों के लिए विशिष्ट है।

धातु बंधन तंत्र

क्रिस्टल जाली के सभी नोड्स में सकारात्मक धातु आयन होते हैं। उनके बीच बेतरतीब ढंग से, गैस अणुओं की तरह, आयनों के निर्माण के दौरान परमाणुओं से अलग होकर, वैलेंस इलेक्ट्रॉन चलते हैं। ये इलेक्ट्रॉन सकारात्मक आयनों को एक साथ पकड़कर सीमेंट की भूमिका निभाते हैं; अन्यथा, आयनों के बीच प्रतिकारक बलों की कार्रवाई के तहत जाली विघटित हो जाएगी। इसी समय, इलेक्ट्रॉन भी क्रिस्टल जाली के भीतर आयनों द्वारा पकड़े रहते हैं और इसे छोड़ नहीं सकते हैं। संचार शक्तियाँ स्थानीयकृत और निर्देशित नहीं हैं।

इसलिए, ज्यादातर मामलों में, उच्च समन्वय संख्याएँ दिखाई देती हैं (उदाहरण के लिए, 12 या 8)। जब दो धातु परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो उनके बाहरी आवरण कक्षक ओवरलैप होकर आणविक कक्षक बनाते हैं। यदि कोई तीसरा परमाणु ऊपर आता है, तो उसका कक्षक पहले दो परमाणुओं के कक्षक के साथ ओवरलैप हो जाता है, जिसके परिणामस्वरूप एक और आणविक कक्षक बनता है। जब बहुत सारे परमाणु होते हैं, तो बड़ी संख्या में त्रि-आयामी आणविक कक्षाएँ होती हैं, जो सभी दिशाओं में फैली होती हैं। ऑर्बिटल्स के एकाधिक ओवरलैपिंग के कारण, प्रत्येक परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉन कई परमाणुओं से प्रभावित होते हैं।

विशेषता क्रिस्टल जाली

अधिकांश धातुएँ निम्नलिखित अत्यधिक सममित, क्लोज़-पैक्ड जाली में से एक बनाती हैं: शरीर-केंद्रित घन, फलक-केंद्रित घन और षट्कोणीय।

शरीर-केंद्रित घन जाली (बीसीसी) में, परमाणु घन के शीर्ष पर स्थित होते हैं और एक परमाणु घन के आयतन के केंद्र में स्थित होता है। धातुओं में एक घन शरीर-केंद्रित जाली होती है: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba, आदि।

फलक-केंद्रित घन जालक (एफसीसी) में, परमाणु घन के शीर्ष पर और प्रत्येक फलक के केंद्र में स्थित होते हैं। इस प्रकार की धातुओं में एक जाली होती है: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co, आदि।

एक षट्कोणीय जाली में, परमाणु प्रिज्म के षट्कोणीय आधारों के शीर्षों और केंद्र पर स्थित होते हैं, और तीन परमाणु प्रिज्म के मध्य तल में स्थित होते हैं। धातुओं में परमाणुओं की ऐसी पैकिंग होती है: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca, आदि।

अन्य गुण

स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉन उच्च विद्युत और तापीय चालकता का कारण बनते हैं। धात्विक बंधन वाले पदार्थ अक्सर ताकत को लचीलेपन के साथ जोड़ते हैं, क्योंकि जब परमाणु एक दूसरे के सापेक्ष विस्थापित होते हैं, तो बंधन नहीं टूटते हैं। एक अन्य महत्वपूर्ण गुण धात्विक सुगंध है।

धातुएँ गर्मी और बिजली को अच्छी तरह से संचालित करती हैं, वे काफी मजबूत होती हैं, उन्हें बिना तोड़े विकृत किया जा सकता है। कुछ धातुएँ लचीली होती हैं (उन्हें जाली बनाया जा सकता है), कुछ लचीली होती हैं (उन्हें तार में खींचा जा सकता है)। इन अद्वितीय गुणों को एक विशेष प्रकार के रासायनिक बंधन द्वारा समझाया जाता है जो धातु परमाणुओं को एक दूसरे से जोड़ता है - एक धातु बंधन।

ठोस अवस्था में धातुएँ धनात्मक आयनों के क्रिस्टल के रूप में मौजूद होती हैं, मानो उनके बीच स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉनों के समुद्र में "तैरती" हों।

धात्विक बंधन धातुओं के गुणों, विशेष रूप से उनकी ताकत की व्याख्या करता है। एक विकृत बल की कार्रवाई के तहत, धातु की जाली आयनिक क्रिस्टल के विपरीत, बिना टूटे अपना आकार बदल सकती है।

धातुओं की उच्च तापीय चालकता को इस तथ्य से समझाया जाता है कि यदि आप धातु के एक टुकड़े को एक तरफ से गर्म करते हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की गतिज ऊर्जा बढ़ जाएगी। ऊर्जा में यह वृद्धि पूरे नमूने में "इलेक्ट्रॉनिक समुद्र" में तीव्र गति से फैल जाएगी।

धातुओं की विद्युत चालकता भी स्पष्ट हो जाती है। यदि धातु के नमूने के सिरों पर एक संभावित अंतर लागू किया जाता है, तो डेलोकलाइज्ड इलेक्ट्रॉनों का बादल सकारात्मक क्षमता की दिशा में स्थानांतरित हो जाएगा: एक ही दिशा में चलने वाले इलेक्ट्रॉनों की यह धारा परिचित विद्युत धारा है।

सामान्य परिस्थितियों में मोनोआटोमिक अवस्था में केवल उत्कृष्ट गैसें ही पाई जाती हैं। शेष तत्व एक व्यक्ति के रूप में मौजूद नहीं हैं, क्योंकि उनमें एक दूसरे के साथ या अन्य परमाणुओं के साथ बातचीत करने की क्षमता होती है। इस मामले में, अधिक जटिल कण बनते हैं।

के साथ संपर्क में

परमाणुओं का एक समूह निम्नलिखित कण बना सकता है:

• अणु;
• आणविक आयन;
• मुक्त कण।

रासायनिक अंतःक्रिया के प्रकार

परमाणुओं के बीच परस्पर क्रिया को रासायनिक बंधन कहा जाता है। इसका आधार इलेक्ट्रोस्टैटिक बल (विद्युत आवेशों की परस्पर क्रिया की शक्तियाँ) हैं जो परमाणुओं के बीच कार्य करते हैं, इन बलों के वाहक परमाणु के नाभिक और इलेक्ट्रॉन होते हैं।

बाह्य ऊर्जा स्तर पर स्थित इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधों के निर्माण में मुख्य भूमिका निभाते हैं। वे मूल से सबसे दूर हैं, और परिणामस्वरूप, इसके साथ सबसे कम मजबूती से जुड़े हुए हैं। वे कहते हैं अणु की संयोजन क्षमता।

कण एक-दूसरे के साथ विभिन्न तरीकों से संपर्क करते हैं, जिससे विभिन्न संरचनाओं के अणुओं (और पदार्थों) का निर्माण होता है। निम्नलिखित प्रकार के रासायनिक बंधन हैं:

• आयनिक;
• सहसंयोजक;
• वान डर वाल्स;
• धातु।

परमाणुओं के बीच विभिन्न प्रकार की रासायनिक अंतःक्रिया के बारे में बोलते हुए, यह याद रखने योग्य है कि सभी प्रकार समान रूप से कणों के इलेक्ट्रोस्टैटिक अंतःक्रिया पर आधारित होते हैं।

धातु रासायनिक बंधन

जैसा कि रासायनिक तत्वों की तालिका में धातुओं की स्थिति से देखा जा सकता है, अधिकांश भाग में, उनमें वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या होती है। इलेक्ट्रॉन अपने नाभिक से कमज़ोर रूप से बंधे होते हैं और आसानी से उनसे अलग हो जाते हैं। परिणामस्वरूप, धनावेशित धातु आयन और मुक्त इलेक्ट्रॉन बनते हैं।

क्रिस्टल जाली में स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इन इलेक्ट्रॉनों को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है।

यह चित्र एक धातु पदार्थ की संरचना को योजनाबद्ध रूप से दर्शाता है।

अर्थात्, किसी धातु के आयतन में, परमाणु लगातार आयनों में परिवर्तित होते रहते हैं (उन्हें परमाणु-आयन कहा जाता है), और इसके विपरीत, आयन लगातार "इलेक्ट्रॉन गैस" से इलेक्ट्रॉन प्राप्त करते हैं।

धात्विक बंधन के निर्माण की क्रियाविधि को सूत्र के रूप में लिखा जा सकता है:

परमाणु एम 0 - एनई ↔ आयन एम एन+

इस प्रकार, धातुएँ धनात्मक आयन हैं, जो क्रिस्टल जाली में कुछ निश्चित स्थितियों में स्थित होते हैं, और इलेक्ट्रॉन, जो परमाणु-आयनों के बीच काफी स्वतंत्र रूप से घूम सकते हैं।

क्रिस्टलीय ग्रिड "कंकाल" का प्रतिनिधित्व करता है, पदार्थ का मूल, और इलेक्ट्रॉन इसके नोड्स के बीच चलते हैं। धातुओं के क्रिस्टल जालकों के रूप भिन्न हो सकते हैं, उदाहरण के लिए:

• आयतन-केन्द्रित घन जालक क्षार धातुओं की विशेषता है;
• उदाहरण के लिए, फेस-केंद्रित क्यूबिक जाली में जस्ता, एल्यूमीनियम, तांबा और अन्य संक्रमण तत्व होते हैं;
• हेक्सागोनल आकार क्षारीय पृथ्वी तत्वों के लिए विशिष्ट है (अपवाद बेरियम है);
• चतुष्कोणीय संरचना - ईण्डीयुम में;
• रॉम्बोहेड्रल - पारा में।

धातु क्रिस्टल जाली का एक उदाहरण नीचे चित्र में दिखाया गया है।.

अन्य प्रजातियों से अंतर

एक धात्विक बंधन ताकत में सहसंयोजक बंधन से भिन्न होता है। धात्विक बंधों की ऊर्जा कम होती हैसहसंयोजक की तुलना में 3-4 गुना और कम आयनिक बंधन ऊर्जा।

धातु बंधन के मामले में, कोई दिशात्मकता के बारे में बात नहीं कर सकता है, सहसंयोजक बंधन सख्ती से अंतरिक्ष में निर्देशित होता है।

संतृप्ति जैसी विशेषता भी धातु परमाणुओं के बीच परस्पर क्रिया के लिए विशिष्ट नहीं है। जबकि सहसंयोजक बंधन संतृप्त होते हैं, अर्थात, जिन परमाणुओं के साथ परस्पर क्रिया हो सकती है उनकी संख्या वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या द्वारा सख्ती से सीमित होती है।

संचार आरेख और उदाहरण

धातु में होने वाली प्रक्रिया को सूत्र का उपयोग करके लिखा जा सकता है:

के - ई<->के+

अल-3ई<->अल 3+

ना-ई<->ना+

Zn - 2e<->Zn2+

Fe-3e<->Fe3+

यदि हम धातु बंधन का अधिक विस्तार से वर्णन करते हैं कि इस प्रकार का बंधन कैसे बनता है, तो तत्व के बाहरी ऊर्जा स्तरों की संरचना पर विचार करना आवश्यक है।

इसका एक उदाहरण सोडियम है। बाहरी स्तर पर मौजूद एकमात्र वैलेंस 3s इलेक्ट्रॉन तीसरे ऊर्जा स्तर की मुक्त कक्षाओं के साथ स्वतंत्र रूप से घूम सकता है। जब सोडियम परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो कक्षाएँ ओवरलैप हो जाती हैं। अब सभी इलेक्ट्रॉन सभी इंटरलॉक्ड ऑर्बिटल्स के भीतर परमाणु-आयनों के बीच घूम सकते हैं।

चौथे ऊर्जा स्तर में जिंक में 2 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं और 15 मुक्त ऑर्बिटल्स होते हैं। जब परमाणु परस्पर क्रिया करते हैं, तो ये मुक्त कक्षक होते हैंओवरलैप हो जाएगा, मानो उनके साथ चलने वाले इलेक्ट्रॉनों का सामाजिककरण हो रहा हो।

क्रोमियम परमाणुओं में 6 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं और ये सभी एक इलेक्ट्रॉन गैस के निर्माण में भाग लेंगे और परमाणु आयनों को बांधेंगे।

एक विशेष प्रकार की अंतःक्रिया, जो धातु परमाणुओं की विशेषता है, कई गुणों को निर्धारित करती है जो उन्हें एकजुट करती हैं और धातुओं को अन्य पदार्थों से अलग करती हैं। ऐसे गुणों के उदाहरण हैं उच्च गलनांक, उच्च क्वथनांक, लचीलापन, प्रकाश को प्रतिबिंबित करने की क्षमता, उच्च विद्युत और तापीय चालकता।

उच्च गलनांक और क्वथनांक को इस तथ्य से समझाया जाता है कि धातु धनायन इलेक्ट्रॉन गैस से मजबूती से बंधे होते हैं। साथ ही, एक नियमितता का पता लगाया जाता है कि वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि के साथ बंधन शक्ति बढ़ती है। उदाहरण के लिए, रूबिडियम और पोटेशियम कम पिघलने वाले पदार्थ हैं (क्रमशः 39 और 63 डिग्री सेल्सियस के पिघलने बिंदु), उदाहरण के लिए, क्रोमियम (1615 डिग्री सेल्सियस) की तुलना में।

एक क्रिस्टल पर वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का समान वितरण, उदाहरण के लिए, धातुओं की प्लास्टिसिटी जैसी संपत्ति की व्याख्या करता है - उनके बीच की बातचीत को नष्ट किए बिना किसी भी दिशा में आयनों और परमाणुओं का विस्थापन।

परमाणु कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की मुक्त गति धातुओं की विद्युत चालकता की भी व्याख्या करती है। अंतर लगाते समय इलेक्ट्रॉन गैसक्षमताएँ अराजक गति से निर्देशित गति की ओर जाती हैं।

उद्योग में, अक्सर शुद्ध धातुओं का उपयोग नहीं किया जाता है, बल्कि उनके मिश्रण, जिन्हें मिश्र धातु कहा जाता है। किसी मिश्र धातु में, एक घटक के गुण आमतौर पर दूसरे के गुणों के पूरक होते हैं।

धात्विक प्रकार की अंतःक्रिया शुद्ध धातुओं और उनके मिश्रण - ठोस और तरल अवस्था में मिश्र धातुओं दोनों की विशेषता है। हालाँकि, यदि धातु को गैसीय अवस्था में स्थानांतरित किया जाता है, तो उसके परमाणुओं के बीच का बंधन सहसंयोजक होगा। वाष्प के रूप में धातु में अलग-अलग अणु (एक- या दो-परमाणु) होते हैं।