आयनिक रासायनिक बंधन से बनने वाला पदार्थ। सार: आयनिक बंधन

परिभाषा 1

किसी अणु की संरचना का अध्ययन करते समय, उन बलों की प्रकृति के बारे में सवाल उठता है जो उनकी संरचना बनाने वाले तटस्थ परमाणुओं के बीच संबंध प्रदान करते हैं। किसी अणु में परमाणुओं के बीच ऐसे बंधन कहलाते हैं रासायनिक बंध.

दो प्रकारों में वर्गीकृत:

• आयोनिक बंध;
• सहसंयोजक बंधन।

विभाजन सशर्त किया गया है। अधिकांश मामलों की विशेषता दोनों प्रकार के कनेक्शन की विशेषताओं की उपस्थिति है। विस्तृत और अनुभवजन्य अध्ययनों की सहायता से, प्रत्येक मामले में बंधन की "आयनिकता" और "सहसंयोजकता" की डिग्री के बीच संबंध स्थापित करना संभव है।

यह प्रयोगात्मक रूप से सिद्ध हो चुका है कि जब एक अणु को उसके घटक परमाणुओं में विभाजित किया जाता है, तो कार्य अवश्य करना चाहिए। अर्थात्, इसके निर्माण की प्रक्रिया के साथ-साथ ऊर्जा का विमोचन भी होना चाहिए। यदि दो हाइड्रोजन परमाणु स्वतंत्र अवस्था में हैं, तो उनमें डायटोमिक एच 2 अणु के परमाणुओं की तुलना में अधिक ऊर्जा होती है। किसी अणु के निर्माण के दौरान निकलने वाली ऊर्जा को परमाणुओं को अणु में बांधने वाली अंतःक्रियात्मक शक्तियों के कार्य का माप माना जाता है।

प्रयोगों से साबित होता है कि परमाणुओं के बीच परस्पर क्रिया बल की उपस्थिति परमाणुओं के बाहरी वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण होती है। यह रासायनिक प्रतिक्रियाओं में प्रवेश करने वाले परमाणुओं के ऑप्टिकल स्पेक्ट्रम में तेज बदलाव के कारण संभव है, जबकि रासायनिक यौगिक के प्रकार की परवाह किए बिना, परमाणुओं के एक्स-रे विशेषता स्पेक्ट्रम को बिना बदले बनाए रखा जाता है।

लाइन ऑप्टिकल स्पेक्ट्रा को वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की स्थिति द्वारा निर्धारित किया जाता है, और विशेषता एक्स-रे विकिरण को आंतरिक इलेक्ट्रॉनों, यानी उनकी स्थिति का उपयोग करके निर्धारित किया जाता है। रासायनिक अंतःक्रियाओं में इलेक्ट्रॉन शामिल होते हैं, जिनमें परिवर्तन के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है। बाहरी इलेक्ट्रॉनों का यह कार्य होता है। आंतरिक कोश में इलेक्ट्रॉनों की तुलना में उनकी आयनीकरण क्षमता कम होती है।

आयोनिक बंध

एक अणु में परमाणुओं के रासायनिक बंधन की प्रकृति के बारे में एक धारणा है, जो बाहरी इलेक्ट्रॉनों के बीच एक विद्युत प्रकृति के संपर्क बल के उद्भव को इंगित करता है। स्थिरता की स्थिति को पूरा करने के लिए, विपरीत संकेतों के विद्युत आवेशों के साथ दो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणु होने चाहिए। रासायनिक बंधन का प्रकार केवल कुछ अणुओं में ही महसूस किया जा सकता है। परमाणुओं की परस्पर क्रिया के बाद आयनों में परिवर्तन होता है। जब कोई परमाणु एक या अधिक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है तो वह ऋणात्मक आयन बन जाता है और दूसरा धनात्मक आयन बन जाता है।

आयनिक बंधन विपरीत संकेतों वाले आवेशों के बीच आकर्षण बलों के समान है। यदि धनात्मक रूप से आवेशित सोडियम आयन N a + नकारात्मक क्लोरीन C l - की ओर आकर्षित होता है, तो हमें अणु N a Cl प्राप्त होता है, जो आयनिक बंधन के स्पष्ट उदाहरण के रूप में कार्य करता है।

परिभाषा 2

दूसरे शब्दों में, आयनिक रासायनिक बंधनहेटरोपोलर (हेटेरो - भिन्न) कहा जाता है। अणु और आयनिक बंधन प्रकार - आयनिक या हेटरोपोलर अणु।

आयनिक बंधन की अवधारणा सभी अणुओं की संरचनाओं और संरचनाओं की व्याख्या करना संभव नहीं बनाती है। यह समझ से परे है कि दो तटस्थ हाइड्रोजन परमाणुओं से एक अणु क्यों बन सकता है। हाइड्रोजन परमाणुओं की समान ध्रुवता के कारण, यह मान लेना अस्वीकार्य है कि हाइड्रोजन आयनों में से एक पर धनात्मक आवेश है और दूसरे पर ऋणात्मक आवेश है। हाइड्रोजन परमाणुओं (तटस्थ परमाणुओं के बीच) के बंधन को केवल क्वांटम यांत्रिकी द्वारा ही समझाया जा सकता है। इसे सहसंयोजक कहते हैं।

सहसंयोजक बंधन

किसी अणु में तटस्थ परमाणुओं के बीच के रासायनिक बंधन को कहा जाता है सहसंयोजक या होम्योपोलर(होमियो - वही)। ऐसे बंधों के आधार पर बनने वाले अणुओं को होम्योपोलर या परमाणु कहा जाता है।

शास्त्रीय भौतिकी केवल एक प्रकार की बातचीत पर विचार करती है जहां दो निकायों के बीच इसका कार्यान्वयन संभव है - गुरुत्वाकर्षण। चूंकि गुरुत्वाकर्षण बल छोटे होते हैं, इसलिए उनकी मदद से होम्योपोलर अणु में परस्पर क्रिया को समझाना मुश्किल होता है।

एक सहसंयोजक बंधन में नाभिक के क्षेत्र में एक इलेक्ट्रॉन की एक निश्चित ऊर्जा के साथ एक निश्चित क्वांटम अवस्था में होना शामिल है। यदि नाभिकों के बीच की दूरी बदलती है, तो यह इलेक्ट्रॉन की गति और उसकी ऊर्जा की स्थिति में परिलक्षित होता है। जैसे-जैसे परमाणुओं के बीच ऊर्जा घटती है, नाभिकों के बीच परस्पर क्रिया की ऊर्जा बढ़ती है, जिसे प्रतिकारक बल की क्रिया द्वारा समझाया जाता है।

जब परमाणु संपर्क ऊर्जा बढ़ने की तुलना में इलेक्ट्रॉन ऊर्जा तेजी से घटती दूरी के साथ घटती है, तो सिस्टम की कुल ऊर्जा का मूल्य काफी कम हो जाता है। इसे दो विकर्षक नाभिकों और एक इलेक्ट्रॉन से बनी प्रणाली में नाभिकों के बीच की दूरी को कम करने वाली ताकतों की कार्रवाई द्वारा समझाया गया है। मौजूदा आकर्षक शक्तियां अणु के सहसंयोजक बंधन के निर्माण में शामिल हैं। उनकी उपस्थिति एक सामान्य इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति से उत्पन्न होती है, दूसरे शब्दों में, परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनिक विनिमय के कारण, जिसका अर्थ है कि उन्हें विनिमय क्वांटम बल माना जाता है।

सहसंयोजक बंधन में संतृप्ति का गुण होता है। इसकी अभिव्यक्ति परमाणुओं की एक निश्चित संयोजकता के कारण संभव होती है। अर्थात्, एक हाइड्रोजन परमाणु एक हाइड्रोजन परमाणु के साथ बंधता है, और एक कार्बन परमाणु 4 से अधिक हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ बंधता है।

प्रस्तावित कनेक्शन परमाणुओं की वैधता की व्याख्या में योगदान देता है, जो शास्त्रीय भौतिकी में प्राप्त नहीं हुआ था। अर्थात्, शास्त्रीय सिद्धांत में अंतःक्रिया की प्रकृति के दृष्टिकोण से संतृप्ति गुण स्पष्ट नहीं है।

सहसंयोजक बंधों की उपस्थिति न केवल द्विपरमाणुक अणुओं में देखी जाती है। यह अकार्बनिक यौगिकों (नाइट्रिक ऑक्साइड, अमोनिया और अन्य) के अणुओं की एक बड़ी संख्या की विशेषता है।

1927 में, क्वांटम यांत्रिकी की अवधारणाओं के आधार पर, डब्ल्यू. हेइटलर और एफ. लंदन द्वारा हाइड्रोजन अणु के लिए सहसंयोजक बंधन का एक मात्रात्मक सिद्धांत बनाया गया था। उन्होंने उस कारण को साबित किया जो एक सहसंयोजक बंधन के साथ एक अणु की उपस्थिति का कारण बनता है, अर्थात्: इलेक्ट्रॉनों की अप्रभेद्यता से जुड़ा क्वांटम यांत्रिक प्रभाव। मुख्य बंधन ऊर्जा का निर्धारण विनिमय अभिन्न की उपस्थिति में होता है। हाइड्रोजन अणु का कुल चक्कर 0 है, इसका कोई कक्षीय संवेग नहीं है, इसलिए यह प्रतिचुंबकीय है। जब दो हाइड्रोजन परमाणु टकराते हैं, तो एक अणु तभी प्रकट होता है जब दोनों इलेक्ट्रॉनों की स्पिन समानांतर होती है। यह स्थिति हाइड्रोजन परमाणुओं के प्रतिकर्षण को बढ़ावा देती है, जिसका अर्थ है कि अणु नहीं बन पाएंगे।

जब दो समान परमाणु एक सहसंयोजक बंधन से जुड़े होते हैं, तो अणु में इलेक्ट्रॉन बादल की व्यवस्था सममित हो जाती है। यदि कोई बंधन दो अलग-अलग परमाणुओं को जोड़ता है, तो इलेक्ट्रॉन बादल असममित रूप से स्थित होता है। इलेक्ट्रॉन बादल के असममित वितरण वाले एक अणु में एक स्थायी द्विध्रुवीय क्षण होता है, अर्थात यह ध्रुवीय होता है। जब किसी एक परमाणु के पास एक इलेक्ट्रॉन को स्थानीयकृत करने की संभावना दूसरे परमाणु के पास इस इलेक्ट्रॉन को खोजने की संभावना पर हावी हो जाती है, तो एक सहसंयोजक बंधन से एक आयनिक बंधन में संक्रमण होता है। आयनिक और सहसंयोजक बंधों के बीच कोई स्पष्ट सीमा नहीं है।

उदाहरण 1

उस स्थिति का वर्णन करें जब दो परमाणु एक दूसरे के निकट आते हैं।

समाधान

जब दो परमाणुओं के बीच की दूरी कम हो जाती है, तो कई स्थितियाँ उत्पन्न हो सकती हैं:

1. प्रश्न में परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी या अधिक साझा हो जाती है। वे परमाणुओं के बीच घूम सकते हैं और अन्य स्थानों की तुलना में वहां अधिक समय तक रह सकते हैं। इससे आकर्षण शक्ति पैदा करने में मदद मिलती है।
2. आयनिक बंधों का उद्भव. एक या अधिक इलेक्ट्रॉन दूसरे में जाने में सक्षम हैं। अर्थात्, यह आकर्षक सकारात्मक और नकारात्मक आयनों की उपस्थिति में योगदान देता है।
3. कोई कनेक्शन नहीं होता. दो परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएँ ओवरलैप होती हैं और एक एकल प्रणाली बनाती हैं। पाउली सिद्धांत के अनुसार, ऐसी प्रणाली केवल दो इलेक्ट्रॉनों की क्वांटम अवस्था के लिए अनुपयुक्त है। उच्च ऊर्जा स्तर पर जाने पर, सिस्टम को अधिक ऊर्जा प्राप्त होगी, जिससे अस्थिरता पैदा होगी। भले ही पाउली सिद्धांत संतुष्ट हो, सिस्टम की ऊर्जा को बढ़ाए बिना, विभिन्न इलेक्ट्रॉनों के बीच एक विद्युत प्रतिकारक बल दिखाई देगा। शर्त के अनुसार, कनेक्शन के निर्माण पर पाउली सिद्धांत की तुलना में बहुत कम प्रभाव पड़ता है।

उदाहरण 2

किसी तत्व की आयनीकरण ऊर्जा (आयनीकरण क्षमता) एक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक ऊर्जा है। इसे बाहरी इलेक्ट्रॉन या इलेक्ट्रॉनों की बंधन शक्ति का माप माना जाता है। बताएं कि क्यों लिथियम की आयनीकरण ऊर्जा सोडियम से अधिक है, सोडियम पोटेशियम से अधिक है, और पोटेशियम रुबिडियम से अधिक है।

समाधान

उपरोक्त सभी तत्व क्षार धातुओं के गुण रखते हैं और पहले समूह से संबंधित हैं। उनके किसी भी परमाणु में एस अवस्था में एक ही बाहरी इलेक्ट्रॉन होता है। आंतरिक कोश के इलेक्ट्रॉन आंशिक रूप से बाहरी इलेक्ट्रॉन को परमाणु चार्ज + Z q e से बचाते हैं, जिसके परिणामस्वरूप प्रभावी चार्ज बाहरी इलेक्ट्रॉन को + q e के बराबर रखता है। ऐसे परमाणु से बाहरी इलेक्ट्रॉन को हटाने के लिए, क्षार धातु परमाणुओं को सकारात्मक आयनों में बदलने के लिए काम करना होगा। परमाणु का आकार जितना बड़ा होगा, नाभिक से संयोजकता इलेक्ट्रॉन की दूरी उतनी ही अधिक होगी, लेकिन उसका आकर्षण बल उतना ही कम होगा। मेंडेलीव की आवर्त सारणी के अनुसार इस समूह की विशेषता ऊपर से नीचे तक आयनीकरण ऊर्जा में कमी है। बाएं से दाएं प्रत्येक अवधि में इसकी वृद्धि चार्ज में वृद्धि और आंतरिक स्क्रीनिंग इलेक्ट्रॉनों की निरंतर संख्या से जुड़ी हुई है।

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रासायनिक बंधों के लक्षण

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

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

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

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

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

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

सहसंयोजक बंधन बनाने की विधियाँ

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

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

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

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

ज्यादातर मामलों में, दो सहसंयोजक बंधित परमाणुओं में अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी होती है और साझा इलेक्ट्रॉन दोनों परमाणुओं से समान रूप से संबंधित नहीं होते हैं। 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 द्वारा दर्शाया जाता है। ऐसे बंधन को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन कहा जाता है, और हाइड्रोजन क्लोराइड अणु को ध्रुवीय कहा जाता है, यानी इसका एक सकारात्मक चार्ज वाला सिरा (हाइड्रोजन परमाणु) और एक नकारात्मक चार्ज वाला सिरा (क्लोरीन परमाणु) होता है।

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

1) एच 2 - हाइड्रोजन।

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

2) एचसीएल - हाइड्रोजन क्लोराइड।

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

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

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

सहसंयोजक बंधन निर्माण का दाता-स्वीकर्ता तंत्र

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

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

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

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

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

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

सहसंयोजक बंधन के लक्षण: बंधन की लंबाई और ऊर्जा

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

आयन। आयोनिक बंध

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

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

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

धातु कनेक्शन

धातुओं में विशिष्ट गुण होते हैं जो अन्य पदार्थों के गुणों से भिन्न होते हैं। ऐसे गुण अपेक्षाकृत उच्च पिघलने वाले तापमान, प्रकाश को प्रतिबिंबित करने की क्षमता और उच्च तापीय और विद्युत चालकता हैं। ये विशेषताएँ धातुओं में एक विशेष प्रकार के बंधन - धात्विक बंधन - के अस्तित्व के कारण होती हैं।

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

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

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

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

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

हाइड्रोजन बंध

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

अंतरआण्विक हाइड्रोजन बंधन के उदाहरण:

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

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

हाइड्रोजन बंध वाले पदार्थों में आणविक क्रिस्टल जालक होते हैं।

7.1. रासायनिक बंधन क्या हैं

पिछले अध्यायों में आप विभिन्न तत्वों के पृथक परमाणुओं की संरचना और संरचना से परिचित हुए और उनकी ऊर्जा विशेषताओं का अध्ययन किया। लेकिन हमारे आस-पास की प्रकृति में पृथक परमाणु अत्यंत दुर्लभ हैं। लगभग सभी तत्वों के परमाणु मिलकर अणु या अन्य अधिक जटिल रासायनिक कण बनाते हैं। आमतौर पर कहा जाता है कि इस मामले में परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन उत्पन्न होते हैं।

इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधों के निर्माण में शामिल होते हैं। यह कैसे होता है यह आप इस अध्याय का अध्ययन करके सीखेंगे। लेकिन पहले हमें इस सवाल का जवाब देना होगा कि परमाणु रासायनिक बंधन क्यों बनाते हैं। हम इन कनेक्शनों की प्रकृति के बारे में कुछ भी जाने बिना भी इस प्रश्न का उत्तर दे सकते हैं: "क्योंकि यह ऊर्जावान रूप से फायदेमंद है!" लेकिन, इस सवाल का जवाब देते हुए कि बंधन बनने पर ऊर्जा में लाभ कहाँ से आता है, हम यह समझने की कोशिश करेंगे कि रासायनिक बंधन कैसे और क्यों बनते हैं।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की तरह, क्वांटम रसायन विज्ञान रासायनिक बंधों का विस्तार से और कड़ाई से वैज्ञानिक तरीके से अध्ययन करता है, और आप और मैं केवल वैज्ञानिकों द्वारा किए गए कुछ सबसे महत्वपूर्ण निष्कर्षों का लाभ उठा सकते हैं। इस मामले में, रासायनिक बंधों का वर्णन करने के लिए हम सबसे सरल मॉडलों में से एक का उपयोग करेंगे, जो तीन प्रकार के रासायनिक बंधों (आयनिक, सहसंयोजक और धात्विक) के अस्तित्व को प्रदान करता है।

याद रखें - आप किसी भी मॉडल का सक्षमतापूर्वक उपयोग केवल इस मॉडल की प्रयोज्यता की सीमाओं को जानकर ही कर सकते हैं। हम जिस मॉडल का उपयोग करेंगे उसकी प्रयोज्यता की अपनी सीमाएँ भी हैं। उदाहरण के लिए, इस मॉडल के ढांचे के भीतर ऑक्सीजन, अधिकांश बोरोहाइड्राइड्स और कुछ अन्य पदार्थों के अणुओं में रासायनिक बंधनों का वर्णन करना असंभव है। इन पदार्थों में रासायनिक बंधों का वर्णन करने के लिए अधिक जटिल मॉडल का उपयोग किया जाता है।

1. यदि बंधने वाले परमाणु आकार में बहुत भिन्न हैं, तो छोटे परमाणु (इलेक्ट्रॉन स्वीकार करने की प्रवृत्ति वाले) बड़े परमाणुओं (इलेक्ट्रॉन दान करने की प्रवृत्ति वाले) से इलेक्ट्रॉन लेंगे, और एक आयनिक बंधन बनता है। एक आयनिक क्रिस्टल की ऊर्जा पृथक परमाणुओं की ऊर्जा से कम होती है, इसलिए एक आयनिक बंधन तब भी होता है जब परमाणु इलेक्ट्रॉन दान करके अपने इलेक्ट्रॉन शेल को पूरी तरह से पूरा करने में विफल रहता है (यह अधूरा रह सकता है) डी- या एफ-उपस्तर)। आइए उदाहरण देखें.

2. यदि बंधे हुए परमाणु छोटे हैं( आरहे<1), то все они склонны принимать электроны, а отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у друга электроны такие атомы не могут. В этом случае связь между ними возникает за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов: один электрон одного атома и один электрон другого атома с разными спинами образуют пару электронов, принадлежащую обоим атомам и связывающую их. Так образуется सहसंयोजक बंधन.
अंतरिक्ष में सहसंयोजक बंधन के गठन को विभिन्न परमाणुओं के अयुग्मित वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के रूप में माना जा सकता है। इस मामले में, इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी एक सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल बनाती है जो परमाणुओं को बांधती है। ओवरलैप क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन घनत्व जितना अधिक होगा, ऐसा बंधन बनने पर उतनी ही अधिक ऊर्जा निकलती है।
सहसंयोजक बंधन के गठन के सबसे सरल उदाहरणों पर विचार करने से पहले, हम इस परमाणु के प्रतीक के चारों ओर बिंदुओं के साथ एक परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को निरूपित करने के लिए सहमत हैं, जिसमें बिंदुओं की एक जोड़ी एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े और एक सहसंयोजक बंधन के इलेक्ट्रॉनों के जोड़े का प्रतिनिधित्व करती है, और व्यक्तिगत बिंदु अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करते हैं। इस पदनाम के साथ, एक परमाणु का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, उदाहरण के लिए, फ्लोरीन, प्रतीक द्वारा दर्शाया जाएगा, और ऑक्सीजन परमाणु का -। ऐसे प्रतीकों से निर्मित सूत्र कहलाते हैं इलेक्ट्रॉनिक सूत्रया लुईस सूत्र (अमेरिकी रसायनज्ञ गिल्बर्ट न्यूटन लुईस ने उन्हें 1916 में प्रस्तावित किया था)। प्रेषित सूचना की मात्रा के संदर्भ में, इलेक्ट्रॉनिक सूत्र संरचनात्मक सूत्रों के समूह से संबंधित हैं। परमाणुओं द्वारा सहसंयोजक बंधों के निर्माण के उदाहरण:

3. यदि बंधे हुए परमाणु बड़े हैं ( आर o > 1A), तो वे सभी कमोबेश अपने इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने के इच्छुक हैं, और अन्य लोगों के इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने की उनकी प्रवृत्ति नगण्य है। इसलिए, ये बड़े परमाणु भी एक दूसरे के साथ आयनिक बंधन नहीं बना सकते हैं। उनके बीच सहसंयोजक बंधन भी प्रतिकूल हो जाता है, क्योंकि बड़े बाहरी इलेक्ट्रॉन बादलों में इलेक्ट्रॉन घनत्व नगण्य होता है। इस मामले में, जब ऐसे परमाणुओं से कोई रासायनिक पदार्थ बनता है, तो सभी बंधे हुए परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉन साझा हो जाते हैं (वैलेंस इलेक्ट्रॉन सभी परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाते हैं), और एक धातु क्रिस्टल (या तरल) बनता है जिसमें परमाणु जुड़े होते हैं एक धातु बंधन.

यह कैसे निर्धारित करें कि किसी निश्चित पदार्थ में तत्वों के परमाणु किस प्रकार के बंधन बनाते हैं?
रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली में तत्वों की स्थिति के अनुसार, उदाहरण के लिए:
1. सीज़ियम क्लोराइड CsCl. सीज़ियम परमाणु (समूह IA) बड़ा होता है और आसानी से एक इलेक्ट्रॉन छोड़ देता है, और क्लोरीन परमाणु (समूह VIIA) छोटा होता है और आसानी से इसे स्वीकार कर लेता है, इसलिए, सीज़ियम क्लोराइड में बंधन आयनिक होता है।
2. कार्बन डाइऑक्साइड CO 2 . कार्बन परमाणु (समूह IVA) और ऑक्सीजन (समूह VIA) आकार में बहुत भिन्न नहीं हैं - दोनों छोटे हैं। इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने की उनकी प्रवृत्ति में थोड़ा अंतर होता है, इसलिए CO2 अणु में बंधन सहसंयोजक होता है।
3. नाइट्रोजन एन 2. साधारण पदार्थ. बंधे हुए परमाणु समान और छोटे होते हैं, इसलिए, नाइट्रोजन अणु में बंधन सहसंयोजक होता है।
4. कैल्शियम Ca. साधारण पदार्थ. बंधे हुए परमाणु समान और काफी बड़े होते हैं, इसलिए कैल्शियम क्रिस्टल में बंधन धात्विक होता है।
5. बेरियम-टेट्राएल्यूमिनियम BaAl 4। दोनों तत्वों के परमाणु काफी बड़े हैं, विशेषकर बेरियम परमाणु, इसलिए दोनों तत्व केवल इलेक्ट्रॉन छोड़ते हैं, इसलिए इस यौगिक में बंधन धात्विक है।

आयनिक बंधन, सहसंयोजक बंधन, धातु बंधन, उनके गठन की शर्तें।
1.परमाणुओं के जुड़ने और उनके बीच रासायनिक बंध बनने का क्या कारण है?
2. उत्कृष्ट गैसें अणुओं से नहीं, बल्कि परमाणुओं से क्यों बनी होती हैं?
3. बाइनरी यौगिकों में रासायनिक बंधन का प्रकार निर्धारित करें: ए) केएफ, के 2 एस, एसएफ 4; बी) एमजीओ, एमजी 2 बीए, ओएफ 2; ग) Cu 2 O, CaSe, SeO 2। 4. सरल पदार्थों में रासायनिक बंधन का प्रकार निर्धारित करें: ए) Na, P, Fe; बी) एस 8, एफ 2, पी 4; ग) एमजी, पीबी, एआर।

7.जेड. आयन। आयोनिक बंध

पिछले पैराग्राफ में, आपको आयनों से परिचित कराया गया था, जो तब बनते हैं जब व्यक्तिगत परमाणु इलेक्ट्रॉन स्वीकार करते हैं या दान करते हैं। इस मामले में, परमाणु नाभिक में प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉन खोल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर नहीं रह जाती है, और रासायनिक कण एक विद्युत आवेश प्राप्त कर लेता है।
लेकिन एक आयन में एक अणु की तरह एक से अधिक नाभिक भी हो सकते हैं। ऐसा आयन एक एकल प्रणाली है जिसमें कई परमाणु नाभिक और एक इलेक्ट्रॉन शेल होता है। एक अणु के विपरीत, नाभिक में प्रोटॉन की कुल संख्या इलेक्ट्रॉन शेल में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर नहीं होती है, इसलिए आयन का विद्युत आवेश होता है।

आयन कितने प्रकार के होते हैं? अर्थात् वे भिन्न कैसे हो सकते हैं?
परमाणु नाभिकों की संख्या के आधार पर आयनों को विभाजित किया जाता है सरल(या एकपरमाण्विक), अर्थात, जिसमें एक नाभिक होता है (उदाहरण के लिए: K, O 2), और जटिल(या बहुपरमाणुक), यानी, जिसमें कई नाभिक होते हैं (उदाहरण के लिए: CO 3 2, 3)। सरल आयन परमाणुओं के आवेशित एनालॉग होते हैं, और जटिल आयन अणुओं के चार्ज एनालॉग होते हैं।
उनके आवेश के चिन्ह के आधार पर आयनों को धनायनों में विभाजित किया जाता है और ऋणायन.

धनायनों के उदाहरण: K (पोटेशियम आयन), Fe 2 (लौह आयन), NH 4 (अमोनियम आयन), 2 (टेट्राएमीन कॉपर आयन)। आयनों के उदाहरण: सीएल (क्लोराइड आयन), एन 3 (नाइट्राइड आयन), पीओ 4 3 (फॉस्फेट आयन), 4 (हेक्सासायनोफेरेट आयन)।

आवेश मान के अनुसार आयनों को विभाजित किया जाता है एकल शॉट(के, सीएल, एनएच 4, एनओ 3, आदि), दोगुना चार्ज(सीए 2, ओ 2, एसओ 4 2, आदि) तीन-चार्जर(अल 3, पीओ 4 3, आदि) इत्यादि।

तो, हम PO 4 3 आयन को एक त्रिगुण आवेशित जटिल ऋणायन कहेंगे, और Ca 2 आयन को दोगुना आवेशित सरल धनायन कहेंगे।

इसके अलावा, आयन अपने आकार में भी भिन्न होते हैं। एक साधारण आयन का आकार उस आयन की त्रिज्या से निर्धारित होता है आयनिक त्रिज्या. जटिल आयनों के आकार को चिह्नित करना अधिक कठिन है। एक आयन की त्रिज्या, एक परमाणु की त्रिज्या की तरह, सीधे नहीं मापी जा सकती (जैसा कि आप समझते हैं, आयन की कोई स्पष्ट सीमा नहीं है)। इसलिए, वे पृथक आयनों को चिह्नित करने के लिए उपयोग करते हैं कक्षीय आयनिक त्रिज्या(उदाहरण तालिका 17 में हैं)।

तालिका 17. कुछ सरल आयनों की कक्षीय त्रिज्याएँ

बड़े अंतर (पॉलिंग स्केल पर 1.5 से अधिक) वाले परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रोनगेटिविटी का निर्माण होता है, जिसमें साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु से प्राथमिकता से गुजरती है। यह विपरीत रूप से आवेशित पिंडों के रूप में आयनों का आकर्षण है। एक उदाहरण यौगिक CsF है, जिसमें "आयनिकता की डिग्री" 97% है। आयनिक बंधन सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन ध्रुवीकरण का एक चरम मामला है। एक विशिष्ट धातु और अधातु के बीच निर्मित। इस मामले में, धातु से इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से गैर-धातु में स्थानांतरित हो जाते हैं, और आयन बनते हैं।

$\backslash mathsf\; A\backslash cdot\; +\; \backslash cdot\; \backslash mathsf\; B\; \backslash to\; \backslash mathsf\; A^+\; [:\; \backslash mathsf\; B^-]$

परिणामी आयनों के बीच एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण होता है, जिसे आयनिक बंधन कहा जाता है। या यूँ कहें कि यह लुक सुविधाजनक है। वास्तव में, अपने शुद्ध रूप में परमाणुओं के बीच आयनिक बंधन कहीं भी या लगभग कहीं भी महसूस नहीं किया जाता है, वास्तव में, बंधन प्रकृति में आंशिक रूप से आयनिक और आंशिक रूप से सहसंयोजक होता है। साथ ही, जटिल आणविक आयनों के बंधन को अक्सर विशुद्ध रूप से आयनिक माना जा सकता है। आयनिक बांड और अन्य प्रकार के रासायनिक बांड के बीच सबसे महत्वपूर्ण अंतर गैर-दिशात्मकता और गैर-संतृप्ति हैं। यही कारण है कि आयनिक बंधों के कारण बनने वाले क्रिस्टल संबंधित आयनों के विभिन्न सघन पैकिंग की ओर आकर्षित होते हैं।

विशेषताएँऐसे यौगिकों में ध्रुवीय विलायक (पानी, एसिड, आदि) में अच्छी घुलनशीलता होती है। ऐसा अणु के आवेशित भागों के कारण होता है। इस मामले में, विलायक द्विध्रुव अणु के आवेशित सिरों की ओर आकर्षित होते हैं, और, ब्राउनियन गति के परिणामस्वरूप, पदार्थ के अणु को टुकड़ों में "फाड़" देते हैं और उन्हें घेर लेते हैं, जिससे उन्हें फिर से जुड़ने से रोका जा सकता है। परिणाम विलायक द्विध्रुवों से घिरे आयन हैं।

जब ऐसे यौगिक घुलते हैं, तो आमतौर पर ऊर्जा निकलती है, क्योंकि गठित विलायक-आयन बांड की कुल ऊर्जा आयन-धनायन बंधन की ऊर्जा से अधिक होती है। अपवाद नाइट्रिक एसिड (नाइट्रेट) के कई लवण हैं, जो घुलने पर गर्मी को अवशोषित करते हैं (समाधान ठंडा होता है)। बाद वाले तथ्य को भौतिक रसायन विज्ञान में माने जाने वाले नियमों के आधार पर समझाया गया है।

आयनिक बंधन निर्माण का उदाहरण

आइए सोडियम क्लोराइड के उदाहरण का उपयोग करके निर्माण की विधि पर विचार करें सोडियम क्लोराइड. सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है: $\backslash mathsf(Na^(11)\; 1s^22s^22p^63s^1)$और $\backslash mathsf(Cl^(17)\; 1s^22s^22p^63s^23p^5)$. ये अपूर्ण ऊर्जा स्तर वाले परमाणु हैं। जाहिर है, उन्हें पूरा करने के लिए, सोडियम परमाणु के लिए सात इलेक्ट्रॉन लेने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन छोड़ना आसान है, और क्लोरीन परमाणु के लिए सात इलेक्ट्रॉन छोड़ने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करना आसान है। रासायनिक अंतःक्रिया के दौरान, सोडियम परमाणु पूरी तरह से एक इलेक्ट्रॉन छोड़ देता है, और क्लोरीन परमाणु इसे स्वीकार कर लेता है।

योजनाबद्ध रूप से इसे इस प्रकार लिखा जा सकता है:

$\backslash mathsf(Na-e\; \backslash rightarrow\; Na^+)$- सोडियम आयन, स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन शेल ( $\backslash mathsf(Na^(+)\; 1s^22s^22p^6)$) दूसरे ऊर्जा स्तर के कारण। $\backslash mathsf(Cl+e\; \backslash rightarrow\; Cl^-)$- क्लोरीन आयन, स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन खोल।

आयनों के बीच $\backslash गणित(Na^+)$और $\backslash mathsf(Cl^-)$इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षक बल उत्पन्न होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप संबंध बनता है।

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आयनिक बंधन की विशेषता बताने वाला अंश

दायीं ओर से बायीं ओर सैनिकों की पूरी पंक्ति की यात्रा करने के बाद, प्रिंस आंद्रेई बैटरी पर चढ़ गए, जहाँ से, मुख्यालय अधिकारी के अनुसार, पूरा क्षेत्र दिखाई दे रहा था। यहां वह अपने घोड़े से उतरा और उन चार तोपों के सबसे बाहरी हिस्से पर रुक गया, जिन्हें अंगों से हटा दिया गया था। बंदूकों के सामने संतरी तोपची चल रहा था, जो अधिकारी के सामने फैला हुआ था, लेकिन उसके संकेत पर, उसने अपनी वर्दी, उबाऊ चाल फिर से शुरू कर दी। बंदूकों के पीछे अंग थे, और पीछे एक हिचिंग पोस्ट और तोपखाने की आग थी। बाईं ओर, सबसे बाहरी बंदूक से ज्यादा दूर नहीं, एक नई विकर झोपड़ी थी, जिसमें से एनिमेटेड अधिकारी की आवाजें सुनी जा सकती थीं।
दरअसल, बैटरी से रूसी सैनिकों के लगभग पूरे स्थान और अधिकांश दुश्मन का दृश्य दिखाई देता था। बैटरी के ठीक सामने, विपरीत पहाड़ी के क्षितिज पर, शेंग्राबेन गाँव दिखाई दे रहा था; बायीं और दायीं ओर तीन स्थानों पर, उनकी आग के धुएं के बीच, फ्रांसीसी सैनिकों की भीड़ देखी जा सकती थी, जिनमें से, जाहिर है, उनमें से अधिकांश गांव में ही और पहाड़ के पीछे थे। गाँव के बाईं ओर, धुएँ में, बैटरी जैसा कुछ लग रहा था, लेकिन इसे नंगी आँखों से ठीक से देख पाना असंभव था। हमारा दाहिना किनारा एक खड़ी पहाड़ी पर स्थित था, जो फ्रांसीसी स्थिति पर हावी था। हमारी पैदल सेना इसके साथ तैनात थी, और ड्रैगून बिल्कुल किनारे पर दिखाई दे रहे थे। केंद्र में, जहां तुशिन बैटरी स्थित थी, जहां से प्रिंस आंद्रेई ने स्थिति को देखा था, वहां धारा का सबसे कोमल और सीधा अवतरण और चढ़ाई थी जो हमें शेंग्राबेन से अलग करती थी। बाईं ओर, हमारी सेना जंगल से सटी हुई थी, जहाँ हमारी पैदल सेना की लकड़ी काटने वाली आग धू-धू कर जल रही थी। फ़्रांसीसी रेखा हमारी रेखा से अधिक चौड़ी थी, और यह स्पष्ट था कि फ़्रांसीसी हमारे दोनों ओर आसानी से पहुँच सकते थे। हमारी स्थिति के पीछे एक खड़ी और गहरी खड्ड थी, जिसके किनारे तोपखाने और घुड़सवार सेना के लिए पीछे हटना मुश्किल था। प्रिंस आंद्रेई ने तोप पर झुककर और अपना बटुआ निकालकर, सैनिकों के स्थान के लिए एक योजना बनाई। उन्होंने बागेशन को संप्रेषित करने के इरादे से दो स्थानों पर पेंसिल से नोट्स लिखे। उनका इरादा था, सबसे पहले, सभी तोपखाने को केंद्र में केंद्रित करना और दूसरा, घुड़सवार सेना को खड्ड के दूसरी ओर वापस स्थानांतरित करना। प्रिंस आंद्रेई, लगातार कमांडर-इन-चीफ के साथ रहते हुए, जनता और सामान्य आदेशों की गतिविधियों की निगरानी करते थे और लगातार लड़ाई के ऐतिहासिक विवरणों में लगे रहते थे, और इस आगामी मामले में अनजाने में केवल सामान्य शब्दों में सैन्य अभियानों के भविष्य के पाठ्यक्रम के बारे में सोचते थे। उन्होंने केवल निम्नलिखित प्रकार की बड़ी दुर्घटनाओं की कल्पना की: "यदि दुश्मन दाहिनी ओर से हमला करता है," उन्होंने खुद से कहा, "कीव ग्रेनेडियर और पोडॉल्स्क जैगर को तब तक अपनी स्थिति बनाए रखनी होगी जब तक कि केंद्र के भंडार उनके पास न आ जाएं। इस मामले में, ड्रैगून फ्लैंक से टकरा सकते हैं और उन्हें पलट सकते हैं। केंद्र पर हमले की स्थिति में, हम इस पहाड़ी पर एक केंद्रीय बैटरी रखते हैं और, इसकी आड़ में, बाएं किनारे को एक साथ खींचते हैं और सोपानों में खड्ड की ओर पीछे हटते हैं,'' उन्होंने खुद से तर्क किया...

आयनिक रासायनिक बंधन एक बंधन है जो रासायनिक तत्वों (सकारात्मक या नकारात्मक चार्ज वाले आयन) के परमाणुओं के बीच बनता है। तो आयनिक बंधन क्या है और यह कैसे बनता है?

आयनिक रासायनिक बंधों की सामान्य विशेषताएँ

आयन वे कण होते हैं जिनमें एक आवेश होता है जिसमें परमाणु इलेक्ट्रॉन देने या स्वीकार करने की प्रक्रिया में बदल जाते हैं। वे एक-दूसरे के प्रति काफी दृढ़ता से आकर्षित होते हैं, यही कारण है कि इस प्रकार के बंधन वाले पदार्थों में उच्च क्वथनांक और गलनांक होते हैं।

चावल। 1. आयन।

आयनिक बंधन उनके इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण विपरीत आयनों के बीच एक रासायनिक बंधन है। इसे सहसंयोजक बंधन का सीमित मामला माना जा सकता है, जब बंधे हुए परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर इतना अधिक होता है कि आवेशों का पूर्ण पृथक्करण हो जाता है।

चावल। 2. आयनिक रासायनिक बंधन।

आमतौर पर यह माना जाता है कि यदि ईओ >1.7 है तो बांड इलेक्ट्रॉनिक हो जाता है।

आवर्त सारणी में आवर्त सारणी में तत्व एक-दूसरे से जितने दूर स्थित होते हैं, इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान में अंतर उतना ही अधिक होता है। यह बंधन धातुओं और गैर-धातुओं की विशेषता है, विशेष रूप से सबसे दूर के समूहों में स्थित, उदाहरण के लिए, I और VII।

उदाहरण: टेबल नमक, सोडियम क्लोराइड NaCl:

चावल। 3. सोडियम क्लोराइड के आयनिक रासायनिक बंधन का आरेख।

क्रिस्टल में एक आयनिक बंधन मौजूद होता है; यह मजबूत और लंबा होता है, लेकिन संतृप्त और निर्देशित नहीं होता है। आयनिक बंधन केवल जटिल पदार्थों, जैसे लवण, क्षार और कुछ धातु ऑक्साइड की विशेषता है। गैसीय अवस्था में ऐसे पदार्थ आयनिक अणुओं के रूप में मौजूद होते हैं।

आयनिक रासायनिक बंधन विशिष्ट धातुओं और अधातुओं के बीच बनते हैं। इलेक्ट्रॉन आवश्यक रूप से धातु से गैर-धातु में स्थानांतरित होते हैं, जिससे आयन बनते हैं। परिणाम एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण है जिसे आयनिक बंधन कहा जाता है।

वास्तव में, पूरी तरह से आयनिक बंधन नहीं होता है। तथाकथित आयनिक बंधन प्रकृति में आंशिक रूप से आयनिक और आंशिक रूप से सहसंयोजक होता है। हालाँकि, जटिल आणविक आयनों के बंधन को आयनिक माना जा सकता है।

आयनिक बंधन निर्माण के उदाहरण

आयनिक बंधन निर्माण के कई उदाहरण हैं:

• कैल्शियम और फ्लोराइड के बीच परस्पर क्रिया

Ca 0 (परमाणु) -2e=Ca 2 + (आयन)

- कैल्शियम के लिए गायब इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने की तुलना में दो इलेक्ट्रॉनों को छोड़ना आसान है।

एफ 0 (परमाणु)+1ई= एफ- (आयन)

- इसके विपरीत, फ्लोरीन, सात इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार करना आसान है।

आइए परिणामी आयनों के आवेशों के बीच लघुत्तम समापवर्त्य ज्ञात करें। यह 2 के बराबर है। आइए हम फ्लोरीन परमाणुओं की संख्या निर्धारित करें जो कैल्शियम परमाणु से दो इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करेंगे: 2: 1 = 2. 4.

आइए आयनिक रासायनिक बंधन का सूत्र बनाएं:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• सोडियम और ऑक्सीजन की परस्पर क्रिया