NH3 एक प्रकार का रासायनिक बंधन है। रासायनिक बांड के प्रकार

परिभाषा

अमोनिया- हाइड्रोजन नाइट्राइड.

सूत्र- एनएच 3. दाढ़ जन– 17 ग्राम/मोल.

अमोनिया के भौतिक गुण

अमोनिया (एनएच 3) एक तीखी गंध ("अमोनिया" की गंध) वाली एक रंगहीन गैस है, जो हवा से हल्की है, पानी में अत्यधिक घुलनशील है (पानी की एक मात्रा 700 मात्रा तक अमोनिया को घोल देगी)। गाढ़ा घोलअमोनिया में 25% (द्रव्यमान) अमोनिया होता है और इसका घनत्व 0.91 ग्राम/सेमी 3 होता है।

अमोनिया अणु में परमाणुओं के बीच के बंधन सहसंयोजक होते हैं। सामान्य रूप से देखेंएबी 3 अणु. नाइट्रोजन परमाणु के सभी वैलेंस ऑर्बिटल्स संकरण में प्रवेश करते हैं, इसलिए, अमोनिया अणु के संकरण का प्रकार एसपी 3 है। अमोनिया में AB 3 E प्रकार की एक ज्यामितीय संरचना होती है - एक त्रिकोणीय पिरामिड (चित्र 1)।

चावल। 1. अमोनिया अणु की संरचना.

अमोनिया के रासायनिक गुण

रासायनिक रूप से, अमोनिया काफी सक्रिय है: यह कई पदार्थों के साथ प्रतिक्रिया करता है। अमोनिया "-3" में नाइट्रोजन का ऑक्सीकरण स्तर न्यूनतम है, इसलिए अमोनिया केवल अपचायक गुण प्रदर्शित करता है।

जब अमोनिया को हैलोजन, भारी धातु ऑक्साइड और ऑक्सीजन के साथ गर्म किया जाता है, तो नाइट्रोजन बनती है:

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4एनएच 3 +3ओ 2 = 2एन 2 + 6एच 2 ओ

उत्प्रेरक की उपस्थिति में, अमोनिया को नाइट्रोजन ऑक्साइड (II) में ऑक्सीकृत किया जा सकता है:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (उत्प्रेरक - प्लैटिनम)

समूह VI और VII के गैर-धातुओं के हाइड्रोजन यौगिकों के विपरीत, अमोनिया अम्लीय गुण प्रदर्शित नहीं करता है। हालाँकि, इसके अणु में हाइड्रोजन परमाणु अभी भी धातु परमाणुओं द्वारा प्रतिस्थापित किए जाने में सक्षम हैं। जब किसी धातु द्वारा हाइड्रोजन को पूरी तरह से प्रतिस्थापित कर दिया जाता है, तो नाइट्राइड नामक यौगिक बनते हैं, जिन्हें उच्च तापमान पर धातु के साथ नाइट्रोजन की सीधी बातचीत से भी प्राप्त किया जा सकता है।

अमोनिया के मुख्य गुण नाइट्रोजन परमाणु पर इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े की उपस्थिति के कारण होते हैं। पानी में अमोनिया का घोल क्षारीय होता है:

एनएच 3 + एच 2 ओ ↔ एनएच 4 ओएच ↔ एनएच 4 + + ओएच -

जब अमोनिया एसिड के साथ परस्पर क्रिया करता है, तो अमोनियम लवण बनते हैं, जो गर्म होने पर विघटित हो जाते हैं:

एनएच 3 + एचसीएल = एनएच 4 सीएल

एनएच 4 सीएल = एनएच 3 + एचसीएल (गर्म होने पर)

अमोनिया उत्पादन

अमोनिया के उत्पादन के लिए औद्योगिक और प्रयोगशाला विधियाँ हैं। प्रयोगशाला में, गर्म करने पर अमोनियम लवण के घोल पर क्षार की क्रिया द्वारा अमोनिया प्राप्त किया जाता है:

एनएच 4 सीएल + केओएच = एनएच 3 + केसीएल + एच 2 ओ

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

यह प्रतिक्रिया अमोनियम आयनों के लिए गुणात्मक है।

अमोनिया का अनुप्रयोग

अमोनिया का उत्पादन सबसे महत्वपूर्ण में से एक है तकनीकी प्रक्रियाएंपूरी दुनिया में। विश्व में प्रतिवर्ष लगभग 100 मिलियन टन अमोनिया का उत्पादन होता है। अमोनिया तरल रूप में या 25% जलीय घोल - अमोनिया पानी के रूप में जारी किया जाता है। अमोनिया के उपयोग के मुख्य क्षेत्र नाइट्रिक एसिड (बाद में नाइट्रोजन युक्त खनिज उर्वरकों का उत्पादन), अमोनियम लवण, यूरिया, हेक्सामाइन, सिंथेटिक फाइबर (नायलॉन और नायलॉन) का उत्पादन हैं। अमोनिया का उपयोग औद्योगिक प्रशीतन इकाइयों में रेफ्रिजरेंट के रूप में और कपास, ऊन और रेशम की सफाई और रंगाई में ब्लीचिंग एजेंट के रूप में किया जाता है।

समस्या समाधान के उदाहरण

उदाहरण 1

व्यायाम	5 टन अमोनियम नाइट्रेट का उत्पादन करने के लिए आवश्यक अमोनिया का द्रव्यमान और आयतन क्या है?
समाधान	आइए हम अमोनिया और नाइट्रिक एसिड से अमोनियम नाइट्रेट के उत्पादन की प्रतिक्रिया के लिए समीकरण लिखें: एनएच 3 + एचएनओ 3 = एनएच 4 नंबर 3 प्रतिक्रिया समीकरण के अनुसार अमोनियम नाइट्रेट पदार्थ की मात्रा 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol के बराबर होती है। फिर, प्रतिक्रिया समीकरण से अमोनियम नाइट्रेट के द्रव्यमान की गणना की गई: एम(एनएच 4 नंबर 3) = वी(एनएच 4 नंबर 3) × एम(एनएच 4 नंबर 3); एम(एनएच 4 नंबर 3) = 1×80 = 80 टन प्रतिक्रिया समीकरण के अनुसार अमोनिया पदार्थ की मात्रा भी 1 mol - v(NH 3) = 1 mol के बराबर होती है। फिर, अमोनिया के द्रव्यमान की गणना समीकरण द्वारा की जाती है: एम(एनएच 3) = वी(एनएच 3)×एम(एनएच 3); एम(एनएच 3) = 1×17 = 17 टन आइए एक अनुपात बनाएं और अमोनिया का द्रव्यमान ज्ञात करें (व्यावहारिक): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 टन एनएच 3 - 80 टन एनएच 4 नंबर 3 x = 17×5/80 = 1.06 एम(एनएच 3) = 1.06 टन आइए अमोनिया का आयतन ज्ञात करने के लिए एक समान अनुपात बनाएं: 1.06 ग्राम एनएच 3 - एक्स एल एनएच 3 17 टी एनएच 3 - 22.4×10 3 मीटर 3 एनएच 3 x = 22.4×10 3 ×1.06 /17 = 1.4×10 3 वी(एनएच 3) = 1.4 × 10 3 मीटर 3
उत्तर	अमोनिया द्रव्यमान - 1.06 टन, अमोनिया आयतन - 1.4×10 मीटर

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आप जानते हैं कि परमाणु एक-दूसरे से जुड़कर सरल और सरल दोनों बना सकते हैं जटिल पदार्थ. इस मामले में, विभिन्न प्रकाररासायनिक बंधन: आयनिक, सहसंयोजक (गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय), धात्विक और हाइड्रोजन।तत्वों के परमाणुओं के सबसे आवश्यक गुणों में से एक जो यह निर्धारित करता है कि उनके बीच किस प्रकार का बंधन बनता है - आयनिक या सहसंयोजक - यह इलेक्ट्रोनगेटिविटी है, अर्थात। किसी यौगिक में परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी का एक सशर्त मात्रात्मक मूल्यांकन सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी स्केल द्वारा दिया जाता है।

आवर्तों में तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता बढ़ने की सामान्य प्रवृत्ति होती है, और समूहों में - घटने की। तत्वों को उनकी विद्युत ऋणात्मकता के अनुसार एक पंक्ति में व्यवस्थित किया जाता है, जिसके आधार पर विभिन्न अवधियों में स्थित तत्वों की विद्युत ऋणात्मकता की तुलना की जा सकती है।

रासायनिक बंधन का प्रकार इस बात पर निर्भर करता है कि तत्वों के कनेक्टिंग परमाणुओं के इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों में अंतर कितना बड़ा है। बंधन बनाने वाले तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रोनगेटिविटी जितनी अधिक भिन्न होती है, रासायनिक बंधन उतना ही अधिक ध्रुवीय होता है। प्रकारों के बीच एक स्पष्ट रेखा खींचें रासायनिक बंधनयह वर्जित है। अधिकांश यौगिकों में, रासायनिक बंधन का प्रकार मध्यवर्ती होता है; उदाहरण के लिए, एक अत्यधिक ध्रुवीय सहसंयोजक रासायनिक बंधन एक आयनिक बंधन के करीब होता है। सीमित मामलों में से कौन सा रासायनिक बंधन प्रकृति में करीब है, इसके आधार पर इसे आयनिक या सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के रूप में वर्गीकृत किया जाता है।

आयोनिक बंध।

एक आयनिक बंधन परमाणुओं की परस्पर क्रिया से बनता है जो इलेक्ट्रोनगेटिविटी में एक दूसरे से तेजी से भिन्न होते हैं।उदाहरण के लिए, विशिष्ट धातुएँ लिथियम (Li), सोडियम (Na), पोटेशियम (K), कैल्शियम (Ca), स्ट्रोंटियम (Sr), बेरियम (Ba) विशिष्ट गैर-धातुओं, मुख्य रूप से हैलोजन के साथ आयनिक बंधन बनाती हैं।

हैलाइडों को छोड़कर क्षार धातुएँ, आयनिक बंधन क्षार और लवण जैसे यौगिकों में भी बनते हैं। उदाहरण के लिए, सोडियम हाइड्रॉक्साइड (NaOH) और सोडियम सल्फेट (Na 2 SO 4) में आयनिक बंधनकेवल सोडियम और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच मौजूद होते हैं (शेष बंधन ध्रुवीय सहसंयोजक होते हैं)।

सहसंयोजक गैरध्रुवीय बंधन.

जब समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु परस्पर क्रिया करते हैं, तो सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन वाले अणु बनते हैं।ऐसा बंधन निम्नलिखित अणुओं में मौजूद है सरल पदार्थ: एच 2, एफ 2, सीएल 2, ओ 2, एन 2। इन गैसों में रासायनिक बंधन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के माध्यम से बनते हैं, अर्थात। जब संबंधित इलेक्ट्रॉन बादल इलेक्ट्रॉन-परमाणु संपर्क के कारण ओवरलैप होते हैं, जो तब होता है जब परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं।

लिखना इलेक्ट्रॉनिक सूत्रपदार्थों, यह याद रखना चाहिए कि प्रत्येक साझा इलेक्ट्रॉन युग्म है पारंपरिक छविसंबंधित इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के परिणामस्वरूप इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि।

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन.

जब परमाणु परस्पर क्रिया करते हैं, तो इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान भिन्न होते हैं, लेकिन तेजी से नहीं, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है।यह सबसे सामान्य प्रकार का रासायनिक बंधन है, जो अकार्बनिक और कार्बनिक दोनों यौगिकों में पाया जाता है।

सहसंयोजक बंधनों में वे बंधन भी पूरी तरह से शामिल होते हैं जो दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा बनते हैं, उदाहरण के लिए हाइड्रोनियम और अमोनियम आयनों में।

धातु कनेक्शन.

धातु आयनों के साथ अपेक्षाकृत मुक्त इलेक्ट्रॉनों की परस्पर क्रिया के परिणामस्वरूप बनने वाले बंधन को धात्विक बंधन कहा जाता है।इस प्रकार का बंधन सरल पदार्थों - धातुओं की विशेषता है।

धातु बंधन निर्माण की प्रक्रिया का सार इस प्रकार है: धातु परमाणु आसानी से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देते हैं और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों में बदल जाते हैं। परमाणु से अलग किए गए अपेक्षाकृत मुक्त इलेक्ट्रॉन सकारात्मक धातु आयनों के बीच चलते हैं। उनके बीच एक धातु बंधन उत्पन्न होता है, यानी इलेक्ट्रॉन, धातुओं के क्रिस्टल जाली के सकारात्मक आयनों को सीमेंट करते हैं।

हाइड्रोजन बंधन.

एक बंधन जो एक अणु के हाइड्रोजन परमाणुओं और एक प्रबल विद्युत ऋणात्मक तत्व के परमाणु के बीच बनता है(ओ,एन,एफ) एक अन्य अणु को हाइड्रोजन बंधन कहा जाता है।

प्रश्न उठ सकता है: हाइड्रोजन इतना विशिष्ट रासायनिक बंधन क्यों बनाता है?

यह इस तथ्य से समझाया गया है कि हाइड्रोजन की परमाणु त्रिज्या बहुत छोटी है। इसके अलावा, जब अपने एकमात्र इलेक्ट्रॉन को विस्थापित या पूरी तरह से दान करते हैं, तो हाइड्रोजन अपेक्षाकृत उच्च सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है, जिसके कारण एक अणु का हाइड्रोजन इलेक्ट्रोनगेटिव तत्वों के परमाणुओं के साथ बातचीत करता है जिनके पास आंशिक नकारात्मक चार्ज होता है जो अन्य अणुओं (एचएफ) की संरचना में जाता है , एच 2 ओ, एनएच 3) .

आइए कुछ उदाहरण देखें. आमतौर पर हम पानी की संरचना का चित्रण करते हैं रासायनिक सूत्रएच 2 ओ. हालाँकि, यह पूरी तरह सटीक नहीं है। पानी की संरचना को सूत्र (एच 2 ओ) एन द्वारा निरूपित करना अधिक सही होगा, जहां एन = 2,3,4, आदि। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि व्यक्तिगत पानी के अणु हाइड्रोजन बांड के माध्यम से एक दूसरे से जुड़े हुए हैं .

हाइड्रोजन बांड को आमतौर पर बिंदुओं द्वारा दर्शाया जाता है। यह आयनिक या सहसंयोजक बंधों की तुलना में बहुत कमजोर है, लेकिन सामान्य अंतर-आणविक अंतःक्रियाओं की तुलना में अधिक मजबूत है।

हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति घटते तापमान के साथ पानी की मात्रा में वृद्धि की व्याख्या करती है। यह इस तथ्य के कारण है कि जैसे-जैसे तापमान घटता है, अणु मजबूत होते जाते हैं और इसलिए उनकी "पैकिंग" का घनत्व कम हो जाता है।

पढ़ाई करते समय कार्बनिक रसायन विज्ञाननिम्नलिखित प्रश्न भी उठा: अल्कोहल का क्वथनांक संबंधित हाइड्रोकार्बन की तुलना में बहुत अधिक क्यों होता है? यह इस तथ्य से समझाया गया है कि अल्कोहल अणुओं के बीच हाइड्रोजन बांड भी बनते हैं।

अल्कोहल के क्वथनांक में वृद्धि उनके अणुओं के बढ़ने के कारण भी होती है।

हाइड्रोजन आबंधन कई अन्य कार्बनिक यौगिकों (फिनोल, कार्बोक्जिलिक एसिडवगैरह।)। कार्बनिक रसायन विज्ञान पाठ्यक्रमों से और सामान्य जीवविज्ञानआप जानते हैं कि हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति प्रोटीन की द्वितीयक संरचना, डीएनए के दोहरे हेलिक्स की संरचना, यानी पूरकता की घटना की व्याख्या करती है।

3.3.1 सहसंयोजक बंधन एक दो-केंद्र, दो-इलेक्ट्रॉन बंधन है जो एंटीपैरलल स्पिन के साथ अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को ले जाने वाले इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के कारण बनता है। एक नियम के रूप में, यह एक रासायनिक तत्व के परमाणुओं के बीच बनता है।

यह मात्रात्मक रूप से संयोजकता द्वारा विशेषता है। तत्व की संयोजकता - यह परमाणु वैलेंस बैंड में स्थित मुक्त इलेक्ट्रॉनों के कारण एक निश्चित संख्या में रासायनिक बंधन बनाने की क्षमता है।

सहसंयोजक बंधन केवल परमाणुओं के बीच स्थित इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा बनता है। इसे विभाजित जोड़ी कहा जाता है. इलेक्ट्रॉनों के शेष जोड़े को एकाकी जोड़े कहा जाता है। वे खोल भरते हैं और बांधने में भाग नहीं लेते।परमाणुओं के बीच संबंध न केवल एक, बल्कि दो और यहां तक ​​कि तीन विभाजित जोड़े द्वारा भी किया जा सकता है। ऐसे कनेक्शन कहलाते हैं दोहरा वगैरह झुंड - एकाधिक कनेक्शन।

3.3.1.1 सहसंयोजक गैरध्रुवीय बंधन। इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के माध्यम से प्राप्त बंधन जो दोनों परमाणुओं से समान रूप से संबंधित होता है, कहलाता है सहसंयोजक गैरध्रुवीय. यह व्यावहारिक रूप से समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी (0.4 > ΔEO > 0) वाले परमाणुओं के बीच होता है और इसलिए, होमोन्यूक्लियर अणुओं में परमाणुओं के नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व का एक समान वितरण होता है। उदाहरण के लिए, एच 2, ओ 2, एन 2, सीएल 2, आदि। ऐसे बांडों का द्विध्रुव क्षण शून्य है। संतृप्त हाइड्रोकार्बन में सीएच बंधन (उदाहरण के लिए, सीएच 4 में) व्यावहारिक रूप से गैर-ध्रुवीय माना जाता है, क्योंकि ΔEO = 2.5 (सी) - 2.1 (एच) = 0.4।

3.3.1.2 सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन।यदि एक अणु दो अलग-अलग परमाणुओं द्वारा बनता है, तो इलेक्ट्रॉन बादलों (ऑर्बिटल्स) का ओवरलैप ज़ोन परमाणुओं में से एक की ओर स्थानांतरित हो जाता है, और ऐसे बंधन को कहा जाता है ध्रुवीय . ऐसे बंधन के साथ, परमाणुओं में से किसी एक के नाभिक के पास इलेक्ट्रॉनों के पाए जाने की संभावना अधिक होती है। उदाहरण के लिए, एचसीएल, एच 2 एस, पीएच 3।

ध्रुवीय (असममित) सहसंयोजक बंधन - विभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी (2 > ΔEO > 0.4) वाले परमाणुओं के बीच संबंध और सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी का असममित वितरण। आमतौर पर, यह दो गैर-धातुओं के बीच बनता है।

ऐसे बंधन का इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाता है, जिससे उस पर आंशिक नकारात्मक चार्ज  (डेल्टा माइनस) और कम पर आंशिक सकारात्मक चार्ज  (डेल्टा प्लस) दिखाई देता है। विद्युत ऋणात्मक परमाणु.

सी ?

इलेक्ट्रॉन विस्थापन की दिशा भी एक तीर द्वारा इंगित की जाती है:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

बंधे हुए परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर जितना अधिक होगा, बंधन की ध्रुवता उतनी ही अधिक होगी और उसका द्विध्रुव क्षण उतना ही अधिक होगा। विपरीत चिन्ह के आंशिक आवेशों के बीच अतिरिक्त आकर्षक बल कार्य करते हैं। इसलिए, बंधन जितना अधिक ध्रुवीय होगा, उतना ही मजबूत होगा।

के अलावा polarizability सहसंयोजक बंधन संपत्ति है परिपूर्णता - एक परमाणु की उतने ही सहसंयोजक बंधन बनाने की क्षमता, जितने उसमें ऊर्जावान रूप से सुलभ परमाणु कक्षाएँ हों। सहसंयोजक बंधन का तीसरा गुण उसका है दिशा।

3.3.2 आयनिक बंधन। इसके निर्माण के पीछे प्रेरक शक्ति ऑक्टेट कोश के लिए परमाणुओं की वही इच्छा है। लेकिन कुछ मामलों में, ऐसा "ऑक्टेट" शेल केवल तभी उत्पन्न हो सकता है जब इलेक्ट्रॉनों को एक परमाणु से दूसरे में स्थानांतरित किया जाता है। इसलिए, एक नियम के रूप में, एक धातु और एक गैर-धातु के बीच एक आयनिक बंधन बनता है।

उदाहरण के तौर पर, सोडियम (3s 1) और फ्लोरीन (2s 2 3s 5) परमाणुओं के बीच प्रतिक्रिया पर विचार करें। NaF यौगिक में वैद्युतीयऋणात्मकता अंतर

EO = 4.0 - 0.93 = 3.07

सोडियम, फ्लोरीन को अपना 3s 1 इलेक्ट्रॉन देकर, Na + आयन बन जाता है और एक भरे हुए 2s 2 2p 6 शेल के साथ रहता है, जो नियॉन परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से मेल खाता है। सोडियम द्वारा दान किए गए एक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार करके फ्लोरीन बिल्कुल समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त कर लेता है। परिणामस्वरूप, विपरीत आवेश वाले आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षक बल उत्पन्न होते हैं।

आयोनिक बंध - आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के आधार पर ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का एक चरम मामला। यह कनेक्शन तब होता है जब बड़ा अंतरबंधे हुए परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में (EO > 2), जब एक कम इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु लगभग पूरी तरह से अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देता है और एक धनायन में बदल जाता है, और दूसरा, अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु, इन इलेक्ट्रॉनों को जोड़ता है और एक आयन बन जाता है। आयन अंतःक्रिया विपरीत संकेतदिशा पर निर्भर नहीं करता है, और कूलम्ब बलों में संतृप्ति का गुण नहीं होता है। इसकी वजह आयोनिक बंध कोई स्थानिक नहीं है केंद्र और परिपूर्णता , चूंकि प्रत्येक आयन एक निश्चित संख्या में काउंटरऑन (आयन समन्वय संख्या) से जुड़ा होता है। इसलिए, आयनिक-बंधित यौगिकों में आणविक संरचना नहीं होती है और वे ठोस पदार्थ होते हैं जो आयनिक क्रिस्टल जाली बनाते हैं, उच्च पिघलने और क्वथनांक के साथ, वे अत्यधिक ध्रुवीय होते हैं, अक्सर नमक की तरह होते हैं, और जलीय घोल में विद्युत प्रवाहकीय होते हैं। उदाहरण के लिए, MgS, NaCl, A 2 O 3। विशुद्ध रूप से आयनिक बंधन वाले व्यावहारिक रूप से कोई यौगिक नहीं हैं, क्योंकि एक निश्चित मात्रा में सहसंयोजकता हमेशा इस तथ्य के कारण बनी रहती है कि एक इलेक्ट्रॉन का दूसरे परमाणु में पूर्ण स्थानांतरण नहीं देखा जाता है; अधिकांश "आयनिक" पदार्थों में, बंधन आयनिकता का अनुपात 90% से अधिक नहीं होता है। उदाहरण के लिए, NaF में बांड ध्रुवीकरण लगभग 80% है।

कार्बनिक यौगिकों में, आयनिक बंधन काफी दुर्लभ होते हैं, क्योंकि एक कार्बन परमाणु आयन बनाने के लिए न तो इलेक्ट्रॉन खोता है और न ही इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है।

वैलेंस आयनिक बंध वाले यौगिकों में तत्वों को अक्सर चित्रित किया जाता है ऑक्सीकरण अवस्था , जो बदले में, किसी दिए गए यौगिक में तत्व आयन के आवेश मान से मेल खाता है।

ऑक्सीकरण अवस्था - यह एक सशर्त आवेश है जो एक परमाणु इलेक्ट्रॉन घनत्व के पुनर्वितरण के परिणामस्वरूप प्राप्त करता है। मात्रात्मक रूप से, यह एक कम विद्युत ऋणात्मक तत्व से अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व में विस्थापित इलेक्ट्रॉनों की संख्या की विशेषता है। एक धनावेशित आयन उस तत्व से बनता है जिसने अपने इलेक्ट्रॉनों को त्याग दिया है, और एक ऋणात्मक आयन उस तत्व से बनता है जिसने इन इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार किया है।

तत्व स्थित है उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था (अधिकतम सकारात्मक), पहले ही AVZ में स्थित अपने सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ चुका है। और चूँकि उनकी संख्या उस समूह की संख्या से निर्धारित होती है जिसमें तत्व स्थित है उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था अधिकांश तत्वों के लिए और बराबर होगा समूह संख्या . के बारे में सबसे कम ऑक्सीकरण अवस्था (अधिकतम नकारात्मक), तो यह आठ-इलेक्ट्रॉन शेल के निर्माण के दौरान प्रकट होता है, अर्थात उस स्थिति में जब AVZ पूरी तरह से भर जाता है। के लिए गैर धातु इसकी गणना सूत्र द्वारा की जाती है समूह क्रमांक – 8 . के लिए धातुओं के बराबर शून्य , क्योंकि वे इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार नहीं कर सकते।

उदाहरण के लिए, सल्फर के AVZ का रूप है: 3s 2 3p 4। यदि कोई परमाणु अपने सभी इलेक्ट्रॉन (छह) छोड़ देता है, तो वह उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था प्राप्त कर लेगा +6 , समूह संख्या के बराबर छठी , यदि यह स्थिर शेल को पूरा करने के लिए आवश्यक दो लेता है, तो यह सबसे कम ऑक्सीकरण अवस्था प्राप्त कर लेगा –2 , के बराबर समूह संख्या – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 धातु बंधन.अधिकांश धातुओं में कई गुण होते हैं जो प्रकृति में सामान्य होते हैं और 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। इन विशेषताओं को धातुओं में एक विशेष प्रकार की अंतःक्रिया के अस्तित्व द्वारा समझाया गया है – धातु कनेक्शन.

आवर्त सारणी में उनकी स्थिति के अनुसार, धातु के परमाणुओं में कम संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो अपने नाभिक से कमजोर रूप से बंधे होते हैं और आसानी से उनसे अलग हो सकते हैं। परिणामस्वरूप, सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन धातु के क्रिस्टल जाली में दिखाई देते हैं, क्रिस्टल जाली की कुछ स्थितियों में स्थानीयकृत होते हैं, और बड़ी संख्या में डेलोकलाइज्ड (मुक्त) इलेक्ट्रॉन, सकारात्मक केंद्रों के क्षेत्र में अपेक्षाकृत स्वतंत्र रूप से घूमते हैं और सभी धातुओं के बीच संचार करते हैं। इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण परमाणु।

यह धात्विक बंधों और सहसंयोजक बंधों के बीच एक महत्वपूर्ण अंतर है, जिनका अंतरिक्ष में सख्त अभिविन्यास होता है। धातुओं में बंधन बल स्थानीयकृत या निर्देशित नहीं होते हैं, और "इलेक्ट्रॉन गैस" बनाने वाले मुक्त इलेक्ट्रॉन उच्च तापीय और विद्युत चालकता का कारण बनते हैं। इसलिए, इस मामले में बांड की दिशा के बारे में बात करना असंभव है, क्योंकि वैलेंस इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल में लगभग समान रूप से वितरित होते हैं। यह वही है जो बताता है, उदाहरण के लिए, धातुओं की प्लास्टिसिटी, यानी किसी भी दिशा में आयनों और परमाणुओं के विस्थापन की संभावना

3.3.4 दाता-स्वीकर्ता बांड. सहसंयोजक बंधन निर्माण के तंत्र के अलावा, जिसके अनुसार दो इलेक्ट्रॉनों की परस्पर क्रिया से एक साझा इलेक्ट्रॉन युग्म उत्पन्न होता है, एक विशेष भी है दाता-स्वीकर्ता तंत्र . यह इस तथ्य में निहित है कि एक सहसंयोजक बंधन पहले से मौजूद (अकेले) इलेक्ट्रॉन जोड़े के संक्रमण के परिणामस्वरूप बनता है दाता (इलेक्ट्रॉन आपूर्तिकर्ता) दाता के सामान्य उपयोग के लिए और हुंडी सकारनेवाला (मुक्त परमाणु कक्षक के आपूर्तिकर्ता)।

एक बार बनने के बाद, यह सहसंयोजक से अलग नहीं है। दाता-स्वीकर्ता तंत्र को अमोनियम आयन (चित्रा 9) के गठन की योजना द्वारा अच्छी तरह से चित्रित किया गया है (तारांकन नाइट्रोजन परमाणु के बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉनों को इंगित करता है):

चित्र 9 - अमोनियम आयन के निर्माण की योजना

नाइट्रोजन परमाणु के ABZ का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 2s 2 2p 3 है, अर्थात इसमें तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं जो तीन हाइड्रोजन परमाणुओं (1s 1) के साथ सहसंयोजक बंधन में प्रवेश करते हैं, जिनमें से प्रत्येक में एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन होता है। इस स्थिति में, एक अमोनिया अणु NH 3 बनता है, जिसमें नाइट्रोजन का अकेला इलेक्ट्रॉन युग्म बरकरार रहता है। यदि एक हाइड्रोजन प्रोटॉन (1s 0), जिसमें कोई इलेक्ट्रॉन नहीं है, इस अणु के पास आता है, तो नाइट्रोजन अपने इलेक्ट्रॉनों के जोड़े (दाता) को इस हाइड्रोजन परमाणु कक्षक (स्वीकर्ता) में स्थानांतरित कर देगा, जिसके परिणामस्वरूप एक अमोनियम आयन का निर्माण होगा। इसमें, प्रत्येक हाइड्रोजन परमाणु एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा नाइट्रोजन परमाणु से जुड़ा होता है, जिनमें से एक को दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से कार्यान्वित किया जाता है। इस पर ध्यान देना जरूरी है एच-एन कनेक्शनविभिन्न तंत्रों द्वारा निर्मित, गुणों में कोई अंतर नहीं होता है। यह घटना इस तथ्य के कारण है कि बंधन निर्माण के समय, नाइट्रोजन परमाणु के 2s और 2p इलेक्ट्रॉनों की कक्षाएँ अपना आकार बदल लेती हैं। परिणामस्वरूप, बिल्कुल एक ही आकार के चार कक्ष दिखाई देते हैं।

परमाणुओं के साथ एक लंबी संख्याइलेक्ट्रॉन, लेकिन अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या कम होती है। आवर्त II के तत्वों के लिए, नाइट्रोजन परमाणु के अलावा, ऑक्सीजन (दो एकाकी जोड़े) और फ्लोरीन (तीन एकाकी जोड़े) के लिए ऐसी संभावना उपलब्ध है। उदाहरण के लिए, जलीय घोल में हाइड्रोजन आयन H+ कभी भी स्वतंत्र अवस्था में नहीं होता है, क्योंकि हाइड्रोनियम आयन H3O+ हमेशा पानी के अणुओं H2O से बनता है और H+ आयन सभी जलीय घोल में मौजूद होता है , हालाँकि लिखने में आसानी के लिए इसमें प्रतीक H+ संरक्षित है।

3.3.5 हाइड्रोजन बंधन। एक प्रबल विद्युत ऋणात्मक तत्व (नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फ्लोरीन, आदि) से जुड़ा एक हाइड्रोजन परमाणु, जो एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म को अपनी ओर "खींचता" है, इलेक्ट्रॉनों की कमी का अनुभव करता है और एक प्रभावी सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है। इसलिए, यह उसी (इंट्रामोलेक्यूलर बॉन्ड) या किसी अन्य अणु (इंटरमॉलेक्यूलर बॉन्ड) के किसी अन्य इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु (जो एक प्रभावी नकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है) के इलेक्ट्रॉनों की अकेली जोड़ी के साथ बातचीत करने में सक्षम है। परिणामस्वरूप, वहाँ उत्पन्न होता है हाइड्रोजन बंधन , जो आलेखीय रूप से बिंदुओं द्वारा दर्शाया गया है:

यह बंधन अन्य रासायनिक बंधों की तुलना में बहुत कमजोर है (इसके गठन की ऊर्जा 10 है – 40 kJ/mol) और इसमें मुख्य रूप से आंशिक रूप से इलेक्ट्रोस्टैटिक, आंशिक रूप से दाता-स्वीकर्ता चरित्र होता है।

हाइड्रोजन बॉन्डिंग जैविक मैक्रोमोलेक्यूल्स, जैसे एच 2 ओ, एच 2 एफ 2, एनएच 3 जैसे अकार्बनिक यौगिकों में बेहद महत्वपूर्ण भूमिका निभाती है। उदाहरण के लिए, H2O में O-H बांड स्पष्ट रूप से ध्रुवीय प्रकृति के होते हैं, जिनमें ऑक्सीजन परमाणु पर नकारात्मक चार्ज - की अधिकता होती है। इसके विपरीत, हाइड्रोजन परमाणु एक छोटा सा सकारात्मक चार्ज  + प्राप्त करता है और पड़ोसी पानी के अणु के ऑक्सीजन परमाणु के इलेक्ट्रॉनों के अकेले जोड़े के साथ बातचीत कर सकता है।

पानी के अणुओं के बीच परस्पर क्रिया काफी मजबूत होती है, जैसे कि जल वाष्प में भी संरचना (एच 2 ओ) 2, (एच 2 ओ) 3, आदि के डिमर और ट्रिमर होते हैं। समाधान में, सहयोगियों की लंबी श्रृंखला होती है यह प्रकार प्रकट हो सकता है:

क्योंकि ऑक्सीजन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के दो एकाकी जोड़े होते हैं।

हाइड्रोजन बांड की उपस्थिति पानी, अल्कोहल और कार्बोक्जिलिक एसिड के उच्च उबलते तापमान की व्याख्या करती है। हाइड्रोजन बांड के कारण, पानी में एच 2 ई (ई = एस, से, टी) की तुलना में इतने उच्च पिघलने और उबलते तापमान की विशेषता होती है। यदि हाइड्रोजन बांड नहीं होते, तो पानी -100 डिग्री सेल्सियस पर पिघलता और -80 डिग्री सेल्सियस पर उबलता। अल्कोहल और कार्बनिक अम्लों के संबंध के विशिष्ट मामले देखे गए हैं।

हाइड्रोजन बांड विभिन्न अणुओं के बीच और एक अणु के भीतर दोनों हो सकते हैं यदि इस अणु में दाता और स्वीकर्ता क्षमताओं वाले समूह हों। उदाहरण के लिए, यह इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बांड हैं जो पेप्टाइड श्रृंखलाओं के निर्माण में मुख्य भूमिका निभाते हैं, जो प्रोटीन की संरचना निर्धारित करते हैं। एच-बॉन्ड किसी पदार्थ के भौतिक और रासायनिक गुणों को प्रभावित करते हैं।

अन्य तत्वों के परमाणु हाइड्रोजन बंध नहीं बनाते हैं , चूँकि ध्रुवीय बंधों (ओ-एच, एन-एच, आदि) के द्विध्रुवों के विपरीत सिरों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण बल कमजोर होते हैं और केवल कम दूरी पर ही कार्य करते हैं। सबसे छोटी परमाणु त्रिज्या वाला हाइड्रोजन, ऐसे द्विध्रुवों को इतना करीब आने देता है कि आकर्षक बल ध्यान देने योग्य हो जाते हैं। बड़े परमाणु त्रिज्या वाला कोई अन्य तत्व ऐसे बंधन बनाने में सक्षम नहीं है।

3.3.6 अंतरआण्विक अंतःक्रिया बल (वैन डेर वाल्स बल)। 1873 में, डच वैज्ञानिक आई. वान डेर वाल्स ने सुझाव दिया कि ऐसे बल हैं जो अणुओं के बीच आकर्षण पैदा करते हैं। इन बलों को बाद में वैन डेर वाल्स बल कहा गया – अंतरआण्विक बंधन का सबसे सार्वभौमिक प्रकार। वैन डेर वाल्स बांड की ऊर्जा हाइड्रोजन बांड से कम है और इसकी मात्रा 2-20 kJ/∙mol है।

घटना की विधि के आधार पर, बलों को विभाजित किया गया है:

1) ओरिएंटेशनल (द्विध्रुव-द्विध्रुव या आयन-द्विध्रुव) - ध्रुवीय अणुओं के बीच या आयनों और ध्रुवीय अणुओं के बीच होता है। जब ध्रुवीय अणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो वे इस तरह से उन्मुख होते हैं सकारात्मक पक्षएक द्विध्रुव दूसरे द्विध्रुव के ऋणात्मक पक्ष की ओर उन्मुख था (चित्र 10)।

चित्र 10 - अभिमुखीकरण अंतःक्रिया

2) प्रेरण (द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव या आयन - प्रेरित द्विध्रुव) - ध्रुवीय अणुओं या आयनों और गैर-ध्रुवीय अणुओं के बीच उत्पन्न होता है, लेकिन ध्रुवीकरण में सक्षम होता है। द्विध्रुव गैर-ध्रुवीय अणुओं को प्रभावित कर सकते हैं, उन्हें संकेतित (प्रेरित) द्विध्रुवों में बदल सकते हैं। (चित्र 11)।

चित्र 11 - आगमनात्मक अंतःक्रिया

3) फैलाव (प्रेरित द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव) - ध्रुवीकरण में सक्षम गैर-ध्रुवीय अणुओं के बीच उत्पन्न होता है। किसी उत्कृष्ट गैस के किसी भी अणु या परमाणु में, विद्युत घनत्व में उतार-चढ़ाव होता है, जिसके परिणामस्वरूप तात्कालिक द्विध्रुव उत्पन्न होते हैं, जो बदले में पड़ोसी अणुओं में तात्कालिक द्विध्रुव उत्पन्न करते हैं। तात्कालिक द्विध्रुवों की गति सुसंगत हो जाती है, उनकी उपस्थिति और क्षय समकालिक रूप से होते हैं। तात्कालिक द्विध्रुवों की परस्पर क्रिया के परिणामस्वरूप, सिस्टम की ऊर्जा कम हो जाती है (चित्र 12)।

चित्र 12 - फैलाव अंतःक्रिया

कृपया प्रश्न अनुभाग में रसायन विज्ञान को हल करने में मेरी सहायता करें। लेखक द्वारा निर्दिष्ट अणुओं NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... में बंधन के प्रकार को इंगित करें एवगेनी_1991सबसे अच्छा उत्तर है 1) NH3 बांड प्रकार कोव। ध्रुवीय. नाइट्रोजन के तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन और हाइड्रोजन का एक इलेक्ट्रॉन एक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं। कोई पीआई बांड नहीं हैं। sp3 संकरण. अणु का आकार पिरामिडनुमा होता है (एक कक्षक संकरण में भाग नहीं लेता, चतुष्फलक पिरामिड में बदल जाता है)
CaCl2 प्रकार का बंधन आयनिक है। बंधन निर्माण में एस ऑर्बिटल में दो कैल्शियम इलेक्ट्रॉन शामिल होते हैं, जो दो क्लोरीन परमाणुओं को स्वीकार करते हैं, अपना तीसरा स्तर पूरा करते हैं। कोई पीआई बांड नहीं, संकरण प्रकार एसपी। वे अंतरिक्ष में 180 डिग्री के कोण पर स्थित हैं
Al2O3 बंधन प्रकार आयनिक है। एल्यूमीनियम के एस और पी ऑर्बिटल्स से तीन इलेक्ट्रॉन बंधन के निर्माण में शामिल होते हैं, जिसे ऑक्सीजन स्वीकार करता है, अपना दूसरा स्तर पूरा करता है। ओ=अल-ओ-अल=ओ. ऑक्सीजन और एल्यूमीनियम के बीच पाई बांड होते हैं। एसपी संकरण प्रकार की सबसे अधिक संभावना है।
BaS बांड प्रकार आयनिक है। बेरियम के दो इलेक्ट्रॉन सल्फर द्वारा स्वीकार किये जाते हैं। Ba=S एक पाई बांड है। संकरण सपा. समतल अणु.
2) AgNO3
कैथोड पर चांदी कम हो जाती है
K Ag+ + e = Ag
पानी एनोड पर ऑक्सीकृत हो जाता है
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
फैराडे के नियम के अनुसार (जो कुछ भी...) कैथोड पर छोड़े गए पदार्थ का द्रव्यमान (आयतन) समाधान से गुजरने वाली बिजली की मात्रा के समानुपाती होता है
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32.23 ग्राम
वी(ओ2) = वीई/एफ *आई*टी = 1.67 एल

163120 0

प्रत्येक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक निश्चित संख्या होती है।

में प्रवेश कर रासायनिक प्रतिक्रिएं, परमाणु सबसे स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करते हुए, इलेक्ट्रॉनों को दान करते हैं, प्राप्त करते हैं या साझा करते हैं। सबसे कम ऊर्जा वाला विन्यास (जैसे उत्कृष्ट गैस परमाणुओं में) सबसे अधिक स्थिर होता है। इस पैटर्न को "ऑक्टेट नियम" कहा जाता है (चित्र 1)।

चावल। 1.

यह नियम सभी पर लागू होता है कनेक्शन के प्रकार. परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनिक कनेक्शन उन्हें सरलतम क्रिस्टल से लेकर जटिल बायोमोलेक्यूल्स तक स्थिर संरचनाएं बनाने की अनुमति देते हैं जो अंततः जीवित सिस्टम बनाते हैं। वे अपने निरंतर चयापचय में क्रिस्टल से भिन्न होते हैं। वहीं, कई रासायनिक प्रतिक्रियाएं तंत्र के अनुसार आगे बढ़ती हैं इलेक्ट्रॉनिक हस्तांतरण, जो शरीर में ऊर्जा प्रक्रियाओं में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं।

रासायनिक बंधन वह बल है जो दो या दो से अधिक परमाणुओं, आयनों, अणुओं या इनके किसी भी संयोजन को एक साथ रखता है.

रासायनिक बंधन की प्रकृति सार्वभौमिक है: यह नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए इलेक्ट्रॉनों और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए नाभिक के बीच आकर्षण का एक इलेक्ट्रोस्टैटिक बल है, जो परमाणुओं के बाहरी आवरण के इलेक्ट्रॉनों के विन्यास द्वारा निर्धारित होता है। किसी परमाणु की रासायनिक बंध बनाने की क्षमता कहलाती है संयोजकता, या ऑक्सीकरण अवस्था. की अवधारणा अणु की संयोजन क्षमता- इलेक्ट्रॉन जो रासायनिक बंधन बनाते हैं, यानी उच्चतम ऊर्जा कक्षाओं में स्थित होते हैं। तदनुसार, इन कक्षाओं वाले परमाणु के बाहरी आवरण को कहा जाता है रासायनिक संयोजन शेल. वर्तमान में, रासायनिक बंधन की उपस्थिति को इंगित करना पर्याप्त नहीं है, लेकिन इसके प्रकार को स्पष्ट करना आवश्यक है: आयनिक, सहसंयोजक, द्विध्रुव-द्विध्रुवीय, धात्विक।

कनेक्शन का पहला प्रकार हैईओण का कनेक्शन

लुईस और कोसेल के इलेक्ट्रॉनिक वैलेंस सिद्धांत के अनुसार, परमाणु दो तरीकों से एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त कर सकते हैं: पहला, इलेक्ट्रॉनों को खोकर, बनकर। फैटायनों, दूसरे, उन्हें प्राप्त करना, में बदलना ऋणायन. इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण के परिणामस्वरूप, विपरीत संकेतों के आवेश वाले आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल के कारण, एक रासायनिक बंधन बनता है, जिसे कोसेल कहा जाता है। इलेक्ट्रोवेलेंट"(अब कहा जाता है ईओण का).

इस मामले में, आयन और धनायन एक भरे हुए बाहरी भाग के साथ एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बनाते हैं इलेक्ट्रॉन कवच. विशिष्ट आयनिक बंधन T और II समूहों के धनायनों से बनते हैं आवर्त सारणीऔर समूह VI और VII (क्रमशः 16 और 17 उपसमूह) के गैर-धात्विक तत्वों के आयन, काल्कोजनऔर हैलोजन). आयनिक यौगिकों के बंधन असंतृप्त और गैर-दिशात्मक होते हैं, इसलिए वे अन्य आयनों के साथ इलेक्ट्रोस्टैटिक संपर्क की संभावना बनाए रखते हैं। चित्र में. चित्र 2 और 3 इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण के कोसल मॉडल के अनुरूप आयनिक बंधों के उदाहरण दिखाते हैं।

चावल। 2.

चावल। 3.टेबल नमक के एक अणु में आयनिक बंधन (NaCl)

यहां कुछ गुणों को याद करना उचित होगा जो प्रकृति में पदार्थों के व्यवहार की व्याख्या करते हैं, विशेष रूप से, के विचार पर विचार करें अम्लऔर कारण.

इन सभी पदार्थों के जलीय घोल इलेक्ट्रोलाइट्स हैं। वे अलग-अलग रंग बदलते हैं संकेतक. संकेतकों की क्रिया के तंत्र की खोज एफ.वी. द्वारा की गई थी। ओस्टवाल्ड. उन्होंने दिखाया कि संकेतक कमजोर अम्ल या क्षार हैं, जिनका रंग असंबद्ध और विघटित अवस्था में भिन्न होता है।

क्षार अम्लों को उदासीन कर सकते हैं। सभी क्षार पानी में घुलनशील नहीं होते हैं (उदाहरण के लिए, कुछ अघुलनशील होते हैं)। कार्बनिक यौगिक, जिसमें शामिल नहीं है - OH समूह, विशेष रूप से, ट्राइएथिलैमाइन एन(सी 2 एच 5) 3); घुलनशील क्षार कहलाते हैं क्षार.

एसिड के जलीय घोल विशिष्ट प्रतिक्रियाओं से गुजरते हैं:

क) धातु आक्साइड के साथ - नमक और पानी के निर्माण के साथ;

बी) धातुओं के साथ - नमक और हाइड्रोजन के निर्माण के साथ;

ग) कार्बोनेट के साथ - नमक के निर्माण के साथ, सीओ 2 और एन 2 हे.

अम्ल और क्षार के गुणों का वर्णन कई सिद्धांतों द्वारा किया गया है। एस.ए. के सिद्धांत के अनुसार अरहेनियस, एक अम्ल एक ऐसा पदार्थ है जो आयन बनाने के लिए वियोजित होता है एन+ , जबकि आधार आयन बनाता है वह- . यह सिद्धांत उन कार्बनिक आधारों के अस्तित्व को ध्यान में नहीं रखता है जिनमें हाइड्रॉक्सिल समूह नहीं हैं।

के अनुसार प्रोटोनब्रोंस्टेड और लॉरी के सिद्धांत के अनुसार, एसिड एक ऐसा पदार्थ है जिसमें अणु या आयन होते हैं जो प्रोटॉन दान करते हैं ( दाताओंप्रोटॉन), और आधार एक पदार्थ है जिसमें अणु या आयन होते हैं जो प्रोटॉन को स्वीकार करते हैं ( स्वीकारकर्ताओंप्रोटॉन)। ध्यान दें कि जलीय घोल में हाइड्रोजन आयन हाइड्रेटेड रूप में मौजूद होते हैं, यानी हाइड्रोनियम आयन के रूप में H3O+ . यह सिद्धांत न केवल पानी और हाइड्रॉक्साइड आयनों के साथ प्रतिक्रियाओं का वर्णन करता है, बल्कि विलायक की अनुपस्थिति में या गैर-जलीय विलायक के साथ की जाने वाली प्रतिक्रियाओं का भी वर्णन करता है।

उदाहरण के लिए, अमोनिया के बीच प्रतिक्रिया में एन.एच. 3 (कमजोर आधार) और गैस चरण में हाइड्रोजन क्लोराइड, ठोस अमोनियम क्लोराइड बनता है, और दो पदार्थों के संतुलन मिश्रण में हमेशा 4 कण होते हैं, जिनमें से दो एसिड होते हैं, और अन्य दो आधार होते हैं:

इस संतुलन मिश्रण में अम्ल और क्षार के दो संयुग्मी जोड़े होते हैं:

1)एन.एच. 4+ और एन.एच. 3

2) एचसीएलऔर क्लोरीन ‑

यहां, प्रत्येक संयुग्म युग्म में, अम्ल और क्षार में एक प्रोटॉन का अंतर होता है। प्रत्येक अम्ल का एक संयुग्मी आधार होता है। एक मजबूत अम्ल का कमजोर संयुग्मी आधार होता है, और एक कमजोर अम्ल का मजबूत संयुग्मी आधार होता है।

ब्रोंस्टेड-लोरी सिद्धांत जीवमंडल के जीवन के लिए पानी की अनूठी भूमिका को समझाने में मदद करता है। पानी, इसके साथ परस्पर क्रिया करने वाले पदार्थ के आधार पर, अम्ल या क्षार के गुण प्रदर्शित कर सकता है। उदाहरण के लिए, एसिटिक एसिड के जलीय घोल के साथ प्रतिक्रिया में, पानी एक आधार है, और अमोनिया के जलीय घोल के साथ प्रतिक्रिया में, यह एक एसिड है।

1) सीएच 3 कूह + H2O ↔ H3O + + सीएच 3 सीओओ- . यहां, एक एसिटिक एसिड अणु पानी के अणु को एक प्रोटॉन दान करता है;

2) एनएच 3 + H2O ↔ एनएच 4 + + वह- . यहां, एक अमोनिया अणु पानी के अणु से एक प्रोटॉन स्वीकार करता है।

इस प्रकार, पानी दो संयुग्मी जोड़े बना सकता है:

1) H2O(एसिड) और वह- (संयुग्म आधार)

2) एच 3 ओ+ (एसिड) और H2O(संयुग्म आधार).

पहले मामले में, पानी एक प्रोटॉन दान करता है, और दूसरे में, वह इसे स्वीकार करता है।

इस संपत्ति को कहा जाता है उभयचरवाद. वे पदार्थ जो अम्ल और क्षार दोनों के रूप में प्रतिक्रिया कर सकते हैं, कहलाते हैं उभयधर्मी. ऐसे पदार्थ अक्सर जीवित प्रकृति में पाए जाते हैं। उदाहरण के लिए, अमीनो एसिड अम्ल और क्षार दोनों के साथ लवण बना सकते हैं। इसलिए, पेप्टाइड्स मौजूद धातु आयनों के साथ आसानी से समन्वय यौगिक बनाते हैं।

इस प्रकार, विशेषता संपत्तिआयनिक बंधन - एक नाभिक में दो बंधन इलेक्ट्रॉनों की पूर्ण गति। इसका मतलब है कि आयनों के बीच एक ऐसा क्षेत्र है जहां इलेक्ट्रॉन घनत्व लगभग शून्य है।

दूसरे प्रकार का कनेक्शन हैसहसंयोजक कनेक्शन

परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करके स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बना सकते हैं।

ऐसा बंधन तब बनता है जब इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी एक-एक करके साझा होती है हर किसी सेपरमाणु. इस मामले में, साझा बंधन इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के बीच समान रूप से वितरित किया जाता है। सहसंयोजक बंधों के उदाहरणों में शामिल हैं होमोन्यूक्लियरदो परमाणुओंवाला अणु एच 2 , एन 2 , एफ 2. इसी प्रकार का संबंध एलोट्रोप में पाया जाता है हे 2 और ओजोन हे 3 और एक बहुपरमाणुक अणु के लिए एस 8 और भी विषम परमाणु अणुहाइड्रोजन क्लोराइड एचसीएल, कार्बन डाईऑक्साइड सीओ 2, मीथेन चौधरी 4, इथेनॉल साथ 2 एन 5 वह, सल्फर हेक्साफ्लोराइड एस एफ 6, एसिटिलीन साथ 2 एन 2. ये सभी अणु समान इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं, और उनके बंधन एक ही तरह से संतृप्त और निर्देशित होते हैं (चित्र 4)।

जीवविज्ञानियों के लिए यह महत्वपूर्ण है कि एकल बंधन की तुलना में दोहरे और ट्रिपल बांड ने सहसंयोजक परमाणु त्रिज्या को कम कर दिया है।

चावल। 4.सीएल 2 अणु में सहसंयोजक बंधन।

आयनिक और सहसंयोजक प्रकार के बंधन सेट के दो सीमित मामले हैं मौजूदा प्रकाररासायनिक बंधन, और व्यवहार में अधिकांश बंधन मध्यवर्ती होते हैं।

एक या के विपरीत छोर पर स्थित दो तत्वों का कनेक्शन अलग-अलग अवधिमेंडेलीव की प्रणालियाँ मुख्य रूप से आयनिक बंधन बनाती हैं। जैसे-जैसे तत्व एक अवधि के भीतर एक-दूसरे के करीब आते हैं, उनके यौगिकों की आयनिक प्रकृति कम हो जाती है, और सहसंयोजक चरित्र बढ़ जाता है। उदाहरण के लिए, बायीं ओर तत्वों के हैलाइड और ऑक्साइड आवर्त सारणीमुख्य रूप से आयनिक बंधन बनाते हैं ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), और तालिका के दाईं ओर तत्वों के समान यौगिक सहसंयोजक हैं ( एच 2 ओ, सीओ 2, एनएच 3, नंबर 2, सीएच 4, फिनोल C6H5OH, ग्लूकोज सी 6 एच 12 ओ 6, इथेनॉल सी 2 एच 5 ओएच).

बदले में, सहसंयोजक बंधन में एक और संशोधन होता है।

बहुपरमाणुक आयनों और जटिल जैविक अणुओं में, दोनों इलेक्ट्रॉन केवल से ही आ सकते हैं एकपरमाणु. यह कहा जाता है दाताइलेक्ट्रॉन युग्म. वह परमाणु जो इलेक्ट्रॉनों की इस जोड़ी को दाता के साथ साझा करता है, कहलाता है हुंडी सकारनेवालाइलेक्ट्रॉन युग्म. इस प्रकार के सहसंयोजक बंधन को कहा जाता है समन्वय (दाता-स्वीकर्ता, यासंप्रदान कारक) संचार(चित्र 5)। इस प्रकार का बंधन जीव विज्ञान और चिकित्सा के लिए सबसे महत्वपूर्ण है, क्योंकि चयापचय के लिए सबसे महत्वपूर्ण डी-तत्वों का रसायन बड़े पैमाने पर समन्वय बांड द्वारा वर्णित है।

अंजीर। 5.

एक नियम के रूप में, एक जटिल यौगिक में धातु परमाणु एक इलेक्ट्रॉन युग्म के स्वीकर्ता के रूप में कार्य करता है; इसके विपरीत, आयनिक और सहसंयोजक बंधों में धातु परमाणु एक इलेक्ट्रॉन दाता होता है।

सहसंयोजक बंधन का सार और इसकी विविधता - समन्वय बंधन - को जीएन द्वारा प्रस्तावित एसिड और बेस के एक अन्य सिद्धांत की मदद से स्पष्ट किया जा सकता है। लुईस. उन्होंने ब्रोंस्टेड-लोरी सिद्धांत के अनुसार "एसिड" और "बेस" शब्दों की शब्दार्थ अवधारणा का कुछ हद तक विस्तार किया। लुईस का सिद्धांत जटिल आयनों के निर्माण की प्रकृति और न्यूक्लियोफिलिक प्रतिस्थापन प्रतिक्रियाओं में, यानी सीएस के निर्माण में पदार्थों की भागीदारी की व्याख्या करता है।

लुईस के अनुसार, अम्ल एक ऐसा पदार्थ है जो किसी आधार से इलेक्ट्रॉन युग्म ग्रहण करके सहसंयोजक बंधन बनाने में सक्षम होता है। लुईस बेस एक ऐसा पदार्थ है जिसमें एक अकेला इलेक्ट्रॉन युग्म होता है, जो इलेक्ट्रॉन दान करके लुईस एसिड के साथ एक सहसंयोजक बंधन बनाता है।

अर्थात्, लुईस का सिद्धांत अम्ल-क्षार प्रतिक्रियाओं की सीमा को उन प्रतिक्रियाओं तक भी विस्तारित करता है जिनमें प्रोटॉन बिल्कुल भी भाग नहीं लेते हैं। इसके अलावा, इस सिद्धांत के अनुसार, प्रोटॉन स्वयं भी एक एसिड है, क्योंकि यह एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी को स्वीकार करने में सक्षम है।

इसलिए, इस सिद्धांत के अनुसार, धनायन लुईस अम्ल हैं और ऋणायन लुईस क्षार हैं। एक उदाहरण निम्नलिखित प्रतिक्रियाएँ होंगी:

यह ऊपर उल्लेख किया गया था कि आयनिक और सहसंयोजक में पदार्थों का विभाजन सापेक्ष है, क्योंकि सहसंयोजक अणुओं में धातु परमाणुओं से स्वीकर्ता परमाणुओं तक पूर्ण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण नहीं होता है। आयनिक बंधन वाले यौगिकों में, प्रत्येक आयन विपरीत चिह्न के आयनों के विद्युत क्षेत्र में होता है, इसलिए वे परस्पर ध्रुवीकृत होते हैं, और उनके गोले विकृत हो जाते हैं।

polarizabilityआयन की इलेक्ट्रॉनिक संरचना, आवेश और आकार द्वारा निर्धारित; आयनों के लिए यह धनायनों की तुलना में अधिक है। धनायनों के बीच उच्चतम ध्रुवीकरण क्षमता अधिक आवेश और छोटे आकार के धनायनों के लिए है, उदाहरण के लिए, एचजी 2+, सीडी 2+, पीबी 2+, अल 3+, टीएल 3+. एक मजबूत ध्रुवीकरण प्रभाव है एन+ . चूंकि आयन ध्रुवीकरण का प्रभाव दोतरफा होता है, इसलिए यह उनके द्वारा बनने वाले यौगिकों के गुणों को महत्वपूर्ण रूप से बदल देता है।

तीसरे प्रकार का कनेक्शन हैद्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय कनेक्शन

सूचीबद्ध प्रकार के संचार के अलावा, द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय भी होते हैं आणविकअंतःक्रियाएँ भी कहा जाता है वैन डेर वाल्स .

इन अंतःक्रियाओं की ताकत अणुओं की प्रकृति पर निर्भर करती है।

अंतःक्रिया तीन प्रकार की होती है: स्थायी द्विध्रुव - स्थायी द्विध्रुव ( द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीयआकर्षण); स्थायी द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव ( प्रेरणआकर्षण); तात्कालिक द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव ( फैलानेवालाआकर्षण, या लंदन बल; चावल। 6).

चावल। 6.

केवल ध्रुवीय सहसंयोजक बंध वाले अणुओं में द्विध्रुव-द्विध्रुव आघूर्ण होता है ( एचसीएल, एनएच 3, एसओ 2, एच 2 ओ, सी 6 एच 5 सीएल), और बंधन शक्ति 1-2 है देबया(1डी = 3.338 × 10‑30 कूलम्ब मीटर - सी × मी)।

जैव रसायन में एक अन्य प्रकार का संबंध होता है - हाइड्रोजन कनेक्शन, जो एक सीमित मामला है द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीयआकर्षण। यह बंधन हाइड्रोजन परमाणु और एक छोटे इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु, अक्सर ऑक्सीजन, फ्लोरीन और नाइट्रोजन के बीच आकर्षण से बनता है। समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले बड़े परमाणुओं (जैसे क्लोरीन और सल्फर) के साथ, हाइड्रोजन बंधन बहुत कमजोर होता है। हाइड्रोजन परमाणु को एक महत्वपूर्ण विशेषता से पहचाना जाता है: जब बंधनकारी इलेक्ट्रॉनों को दूर खींच लिया जाता है, तो इसका नाभिक - प्रोटॉन - उजागर हो जाता है और अब इलेक्ट्रॉनों द्वारा परिरक्षित नहीं होता है।

इसलिए, परमाणु एक बड़े द्विध्रुव में बदल जाता है।

वैन डेर वाल्स बांड के विपरीत, एक हाइड्रोजन बांड न केवल अंतर-आणविक अंतःक्रिया के दौरान बनता है, बल्कि एक अणु के भीतर भी बनता है - इंट्रामोलीक्युलरहाइड्रोजन बंधन. हाइड्रोजन बंधजैव रसायन में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं, उदाहरण के लिए, ए-हेलिक्स के रूप में प्रोटीन की संरचना को स्थिर करने के लिए, या डीएनए के दोहरे हेलिक्स के निर्माण के लिए (चित्र 7)।

चित्र 7.

हाइड्रोजन और वैन डेर वाल्स बंधन आयनिक, सहसंयोजक और समन्वय बंधन की तुलना में बहुत कमजोर हैं। अंतर-आणविक बंधों की ऊर्जा तालिका में दर्शाई गई है। 1.

तालिका नंबर एक।अंतरआण्विक बलों की ऊर्जा

टिप्पणी: अंतरआण्विक अंतःक्रिया की डिग्री पिघलने और वाष्पीकरण (उबलने) की एन्थैल्पी से परिलक्षित होती है। आयनिक यौगिकों को अणुओं को अलग करने की तुलना में आयनों को अलग करने के लिए काफी अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है। आयनिक यौगिकों की पिघलने की एन्थैल्पी आणविक यौगिकों की तुलना में बहुत अधिक होती है।

कनेक्शन का चौथा प्रकार हैधातु कनेक्शन

अंत में, एक अन्य प्रकार का अंतर-आणविक बंधन है - धातु: धातु जाली के धनात्मक आयनों का मुक्त इलेक्ट्रॉनों के साथ संबंध। इस प्रकार का संबंध जैविक वस्तुओं में नहीं होता है।

से संक्षिप्त सिंहावलोकनबंधन के प्रकार, एक विवरण स्पष्ट हो जाता है: एक धातु परमाणु या आयन का एक महत्वपूर्ण पैरामीटर - एक इलेक्ट्रॉन दाता, साथ ही एक परमाणु - एक इलेक्ट्रॉन स्वीकर्ता, इसका है आकार.

विवरण में जाने के बिना, हम ध्यान देते हैं कि परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्या, धातुओं की आयनिक त्रिज्या और परस्पर क्रिया करने वाले अणुओं की वैन डेर वाल्स त्रिज्या बढ़ती है। क्रम संख्याआवर्त सारणी के समूहों में. इस मामले में, आयन त्रिज्या का मान सबसे छोटा है, और वैन डेर वाल्स त्रिज्या सबसे बड़ा है। एक नियम के रूप में, समूह में नीचे जाने पर, सहसंयोजक और वैन डेर वाल्स दोनों, सभी तत्वों की त्रिज्या बढ़ जाती है।

जीवविज्ञानियों और चिकित्सकों के लिए सबसे अधिक महत्व हैं समन्वय(दाता स्वीकर्ता) समन्वय रसायन शास्त्र द्वारा विचारित बंधन।

मेडिकल बायोइनऑर्गेनिक्स। जी.के. बरशकोव