धात्विक बंध पदार्थों के सूत्रों के उदाहरण. धातु बंधन: गठन का तंत्र

सभी धातुओं में निम्नलिखित विशेषताएं होती हैं:

बाहरी ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या (कुछ अपवादों को छोड़कर, जिनमें 6,7 और 8 हो सकते हैं);

बड़ा परमाणु त्रिज्या;

कम आयनीकरण ऊर्जा.

यह सब नाभिक से बाहरी अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को आसानी से अलग करने में योगदान देता है। साथ ही, परमाणु में बहुत सारे मुक्त कक्षक होते हैं। धात्विक बंधन के गठन का आरेख एक दूसरे के साथ विभिन्न परमाणुओं की कई कक्षीय कोशिकाओं के ओवरलैप को सटीक रूप से दिखाएगा, जिसके परिणामस्वरूप एक सामान्य इंट्राक्रिस्टलाइन स्थान बनता है। प्रत्येक परमाणु से इसमें इलेक्ट्रॉन आते हैं, जो चारों ओर स्वतंत्र रूप से घूमने लगते हैं विभिन्न भागझंझरी समय-समय पर, उनमें से प्रत्येक क्रिस्टल में एक स्थान पर एक आयन से जुड़ता है और इसे एक परमाणु में बदल देता है, फिर एक आयन बनाने के लिए फिर से अलग हो जाता है।

इस प्रकार, धात्विक बंधन एक सामान्य धातु क्रिस्टल में परमाणुओं, आयनों और मुक्त इलेक्ट्रॉनों के बीच का बंधन है। किसी संरचना के भीतर स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉन बादल को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है। यह धातुओं और उनके मिश्र धातुओं के अधिकांश भौतिक गुणों की व्याख्या करता है।

धातु वास्तव में स्वयं को कैसे साकार करती है? रासायनिक बंध? विभिन्न उदाहरण दिए जा सकते हैं. आइए इसे लिथियम के एक टुकड़े पर देखने का प्रयास करें। यदि आप इसे एक मटर के दाने के आकार का भी लें तो भी इसमें हजारों परमाणु होंगे। तो आइए कल्पना करें कि इन हजारों परमाणुओं में से प्रत्येक अपने एकल वैलेंस इलेक्ट्रॉन को सामान्य क्रिस्टलीय स्थान पर छोड़ देता है। साथ ही इलेक्ट्रॉनिक संरचना को भी जाना इस तत्व का, आप खाली ऑर्बिटल्स की संख्या देख सकते हैं। लिथियम में उनमें से 3 (दूसरे ऊर्जा स्तर के पी-ऑर्बिटल्स) होंगे। हजारों में से प्रत्येक परमाणु के लिए तीन - यह क्रिस्टल के अंदर सामान्य स्थान है जिसमें "इलेक्ट्रॉन गैस" स्वतंत्र रूप से चलती है।

धातु बंधन वाला पदार्थ हमेशा मजबूत होता है। आखिरकार, इलेक्ट्रॉन गैस क्रिस्टल को ढहने नहीं देती है, बल्कि केवल परतों को विस्थापित करती है और उन्हें तुरंत पुनर्स्थापित करती है। यह चमकता है, इसमें एक निश्चित घनत्व (आमतौर पर उच्च), फ्यूजिबिलिटी, लचीलापन और प्लास्टिसिटी होती है।

मेटल बॉन्डिंग और कहाँ बेची जाती है? पदार्थों के उदाहरण:

सरल संरचनाओं के रूप में धातुएँ;

सभी धातुएँ एक दूसरे के साथ मिश्रित होती हैं;

सभी धातुएँ और उनकी मिश्रधातुएँ तरल और ठोस अवस्था में।

विशिष्ट उदाहरणों की संख्या अविश्वसनीय है, क्योंकि आवर्त सारणी में 80 से अधिक धातुएँ हैं!

में शिक्षा का तंत्र सामान्य रूप से देखेंव्यक्त किया गया है अगली प्रविष्टि: Ме 0 - e - ↔ Ме n+ . आरेख से यह स्पष्ट है कि धातु क्रिस्टल में कौन से कण मौजूद हैं।

कोई भी धातु सकारात्मक रूप से आवेशित आयन बनकर इलेक्ट्रॉन छोड़ सकती है।

उदाहरण के तौर पर लोहे का उपयोग करना: Fe 0 -2e - = Fe 2+

अलग हुए नकारात्मक आवेशित कण - इलेक्ट्रॉन - कहाँ जाते हैं? माइनस हमेशा प्लस की ओर आकर्षित होता है। इलेक्ट्रॉन क्रिस्टल जाली में दूसरे (धनात्मक आवेशित) लौह आयन की ओर आकर्षित होते हैं: Fe 2+ +2e - = Fe 0

आयन एक उदासीन परमाणु बन जाता है। और ये प्रक्रिया कई बार दोहराई जाती है.

इससे पता चलता है कि लोहे के मुक्त इलेक्ट्रॉन अंदर हैं निरंतर गतिक्रिस्टल के पूरे आयतन में, जाली स्थलों पर आयन टूटते और जुड़ते रहते हैं। इस घटना का दूसरा नाम है डेलोकलाइज्ड इलेक्ट्रॉन बादल. "डेलोकलाइज़्ड" शब्द का अर्थ है मुक्त, बंधा हुआ नहीं।

यह अत्यंत दुर्लभ है कि रासायनिक पदार्थों में रासायनिक तत्वों के व्यक्तिगत, असंबंधित परमाणु शामिल होते हैं। सामान्य परिस्थितियों में, केवल कुछ ही गैसों, जिन्हें उत्कृष्ट गैसें कहा जाता है, में यह संरचना होती है: हीलियम, नियॉन, आर्गन, क्रिप्टन, क्सीनन और रेडॉन। अक्सर, रासायनिक पदार्थ पृथक परमाणुओं से नहीं, बल्कि विभिन्न समूहों में उनके संयोजन से बने होते हैं। परमाणुओं के ऐसे संघों की संख्या कुछ, सैकड़ों, हजारों या इससे भी अधिक हो सकती है। वह बल जो इन परमाणुओं को ऐसे समूहों में बांधे 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 कनेक्शन प्रदान 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 परमाणुओं X और Y की परस्पर क्रिया से एक अणु XY उत्पन्न होता है, तो इसका मतलब यह है आंतरिक ऊर्जाइस पदार्थ के अणु उन व्यक्तिगत परमाणुओं की आंतरिक ऊर्जा से कम हैं 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।

नाभिक के साथ सबसे कम बंधनकारी ऊर्जा वाले बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के इलेक्ट्रॉन कहलाते हैं वैलेंस. उदाहरण के लिए, बोरॉन में ये दूसरे ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन हैं - प्रति 2 इलेक्ट्रॉन एस-ऑर्बिटल्स और 1 बटा 2 पी-ऑर्बिटल्स:

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो प्रत्येक परमाणु उत्कृष्ट गैस परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करने की प्रवृत्ति रखता 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 के इलेक्ट्रॉन विन्यास को 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 बंटवारे की डिग्री के आधार पर, सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक बंधनों को प्रतिष्ठित किया जा सकता है।

सहसंयोजक बंधन

सहसंयोजक बंधन अधिकतर अधातु तत्वों के परमाणुओं के बीच होते हैं। यदि सहसंयोजक बंधन बनाने वाले अधातु परमाणु विभिन्न रासायनिक तत्वों से संबंधित हैं, तो ऐसे बंधन को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन कहा जाता है। इस नाम का कारण इस तथ्य में निहित है कि परमाणु विभिन्न तत्वउनमें एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म को आकर्षित करने की भी अलग-अलग क्षमताएँ होती हैं। जाहिर है, इससे सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म का किसी एक परमाणु की ओर विस्थापन होता है, जिसके परिणामस्वरूप उस पर आंशिक ऋणात्मक आवेश 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:

ध्रुवीय सहसंयोजक बंध वाले पदार्थों के उदाहरण:

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

एक ही रासायनिक तत्व के अधातु परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधन बनता है। चूँकि परमाणु समान होते हैं, साझा इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की उनकी क्षमता भी समान होती 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 बनाने 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 साझा इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है। एक परमाणु जो इलेक्ट्रॉनों की एक अकेली जोड़ी प्रदान करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक रिक्त कक्षक वाले परमाणु को स्वीकर्ता कहा जाता है। जिन परमाणुओं में युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, उदाहरण के लिए N, O, P, S, वे इलेक्ट्रॉन युग्मों के दाता के रूप में कार्य करते हैं।

उदाहरण के लिए, दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, चौथे सहसंयोजक का निर्माण एन-एच कनेक्शनअमोनियम धनायन NH 4+ में:

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। बॉन्ड बहुलता दो परमाणुओं के बीच साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या को संदर्भित करती है।

आयोनिक बंध

एक आयनिक बंधन को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का चरम 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 एक आयनिक बंधन में यह लगभग पूरी तरह से परमाणुओं में से एक को "दिया" जाता है। जो परमाणु इलेक्ट्रॉन दान करता है वह धनात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है कटियन, और जिस परमाणु ने इससे इलेक्ट्रॉन लिया है वह ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है और बन जाता है ऋणायन.

इस प्रकार, आयोनिक बंधआयनों के प्रति धनायनों के स्थिरवैद्युत आकर्षण के कारण बनने वाला एक बंधन है।

इस प्रकार के बंधन का निर्माण विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट गैर-धातुओं के परमाणुओं की परस्पर क्रिया के दौरान होता है।

उदाहरण के लिए, पोटेशियम फ्लोराइड। पोटेशियम धनायन एक तटस्थ परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को हटाने से बनता है, और फ्लोरीन आयन एक इलेक्ट्रॉन को फ्लोरीन परमाणु में जोड़ने से बनता है:

परिणामी आयनों के बीच एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल उत्पन्न होता है, जिसके परिणामस्वरूप एक आयनिक यौगिक का निर्माण होता है।

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो सोडियम परमाणु से इलेक्ट्रॉन क्लोरीन परमाणु में चले जाते हैं और विपरीत रूप से चार्ज किए गए आयन बनते हैं, जिनमें एक पूर्ण बाहरी ऊर्जा स्तर होता है।

यह स्थापित किया गया है कि धातु परमाणु से इलेक्ट्रॉन 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।

आयनिक बंधन सरल धनायनों और सरल ऋणायनों (F −, Cl −, S 2-) के बीच भी होता है, साथ ही 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 शामिल हैं (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

धातु कनेक्शन

इस प्रकार का बंधन धातुओं में बनता है।

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

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

М 0 — ne − = M n + ,

जहाँ M 0 एक तटस्थ धातु परमाणु है, और M n + उसी धातु का एक धनायन है। नीचे दिया गया चित्र चल रही प्रक्रियाओं का एक उदाहरण प्रदान करता है।

अर्थात्, इलेक्ट्रॉन एक धातु क्रिस्टल में "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 "इलेक्ट्रॉन पवन" कहा जाता था, और एक अधातु परमाणु के क्रिस्टल में मुक्त इलेक्ट्रॉनों के संग्रह 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 जुड़ा होता है, तो ऐसे पदार्थ की विशेषता इस प्रकार होती है: हाइड्रोजन बंध.

चूँकि हाइड्रोजन परमाणु एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु से बंधा होता है, हाइड्रोजन परमाणु पर एक आंशिक धनात्मक आवेश बनता है, और विद्युत ऋणात्मक तत्व के 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 और एमाइन जैसे पदार्थों में भी मजबूत हाइड्रोजन बंधन बनते हैं।

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 वैलेंस, या ऑक्सीकरण अवस्था. इसकी 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, परिवर्तित करना ऋणायन. आवेश वाले आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल के कारण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण के परिणामस्वरूप विपरीत संकेतएक रासायनिक बंधन बनता है, जिसे कोसेल कहते हैं " 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- (सन्युग्म ताल)

2) एच 3 ओ+ (एसिड) और H2O(सन्युग्म ताल)।

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 - नाभिक में से एक में दो बंधन इलेक्ट्रॉनों की पूर्ण गति। इसका मतलब यह 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 सबकी ओर 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, 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 सबसे अधिक 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 वान डर 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 बंध। हाइड्रोजन बांड जैव 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

धात्विक बंधन मजबूत डेलोकलाइज़ेशन (एक यौगिक में कई रासायनिक बंधों पर वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का वितरण) और परमाणु (क्रिस्टल) में इलेक्ट्रॉन की कमी की स्थितियों के तहत परमाणुओं के बीच बनने वाला एक बंधन है। यह असंतृप्त और स्थानिक रूप से गैर-दिशात्मक है।

धातुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का डेलोकलाइज़ेशन धातु बंधन की बहुकेंद्रीय प्रकृति का परिणाम है। धातु बंधन की बहुकेंद्रीय प्रकृति धातुओं की उच्च विद्युत चालकता और तापीय चालकता सुनिश्चित करती है।

संतृप्ति किसी रसायन के निर्माण में शामिल वैलेंस ऑर्बिटल्स की संख्या से निर्धारित होता है। संचार. मात्रात्मक विशेषता – संयोजकता. संयोजकता उन बंधनों की संख्या है जो एक परमाणु दूसरों के साथ बना सकता है; - विनिमय और दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार बांड के निर्माण में शामिल वैलेंस ऑर्बिटल्स की संख्या से निर्धारित होता है।

केंद्र - कनेक्शन इलेक्ट्रॉन बादलों के अधिकतम ओवरलैप की दिशा में बनता है; - किसी पदार्थ की रासायनिक और क्रिस्टल रासायनिक संरचना निर्धारित करता है (क्रिस्टल जाली में परमाणु कैसे जुड़े होते हैं)।

जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉन घनत्व परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के बीच केंद्रित होता है (नोटबुक से चित्र). धात्विक बंधन के मामले में, इलेक्ट्रॉन घनत्व पूरे क्रिस्टल में स्थानीयकृत होता है। (नोटबुक से चित्र)

(नोटबुक से उदाहरण)

धात्विक बंधन की असंतृप्त और गैर-दिशात्मक प्रकृति के कारण, धात्विक पिंड (क्रिस्टल) अत्यधिक सममित और अत्यधिक समन्वित होते हैं। धातु क्रिस्टल संरचनाओं का विशाल बहुमत क्रिस्टल में 3 प्रकार की परमाणु पैकिंग से मेल खाता है:

1. जीसीसी- अनाज-केंद्रित घनीय क्लोज-पैक्ड संरचना। पैकिंग घनत्व - 74.05%, समन्वय संख्या = 12।

2. जीपीयू- हेक्सागोनल क्लोज़-पैक्ड संरचना, पैकिंग घनत्व = 74.05%, सी.एच. = 12.

3. बीसीसी- आयतन केन्द्रित है, पैकिंग घनत्व = 68.1%, सी.एच. = 8.

एक धात्विक बंधन कुछ हद तक सहसंयोजकता को बाहर नहीं करता है। धातु कनेक्शनअपने शुद्ध रूप में यह केवल क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं की विशेषता है।

एक शुद्ध धातु बंधन की विशेषता 100/150/200 kJ/mol के क्रम की ऊर्जा है, जो सहसंयोजक बंधन से 4 गुना कमजोर है।

36. क्लोरीन और उसके गुण। В=1(III, IV, V और VII) ऑक्सीकरण अवस्था=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

तीखी, परेशान करने वाली गंध वाली पीली-हरी गैस। क्लोरीन प्रकृति में केवल यौगिकों के रूप में पाया जाता है। प्रकृति में, पोटेशियम क्लोराइड, मैग्नीशियम, नाइट्रियम के रूप में, पूर्व समुद्रों और झीलों के वाष्पीकरण के परिणामस्वरूप बनता है। रसीद.प्रोम:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2, क्लोराइड मी के पानी के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा।\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/रासायनिक रूप से, क्लोरीन बहुत सक्रिय है, लगभग सभी मी के साथ सीधे जुड़ जाता है, और गैर- धातुएँ (कार्बन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, अक्रिय गैसों को छोड़कर), हाइड्रोकार्बन में हाइड्रोजन की जगह लेती हैं और असंतृप्त यौगिकों में शामिल हो जाती हैं, उनके यौगिकों से ब्रोमीन और आयोडीन को विस्थापित कर क्लोरीन PCl3 के वातावरण में प्रज्वलित करती हैं, और आगे क्लोरीनीकरण के साथ - PCl5; क्लोरीन के साथ सल्फर = S2Сl2, SСl2 और अन्य SnClm। क्लोरीन और हाइड्रोजन का मिश्रण ऑक्सीजन के साथ जलता है, क्लोरीन ऑक्साइड बनाता है: सीएल2ओ, सीएलओ2, सीएल2ओ6, सीएल2ओ7, सीएल2ओ8, साथ ही हाइपोक्लोराइट (हाइपोक्लोरस एसिड के लवण), क्लोराइट, क्लोरेट्स और परक्लोरेट्स। क्लोरीन के सभी ऑक्सीजन यौगिक आसानी से ऑक्सीकृत पदार्थों के साथ विस्फोटक मिश्रण बनाते हैं। क्लोरीन ऑक्साइड अस्थिर होते हैं और भंडारण के दौरान हाइपोक्लोराइट धीरे-धीरे विघटित हो सकते हैं और परक्लोरेट आरंभकर्ताओं के प्रभाव में फट सकते हैं। पानी में - हाइपोक्लोरस और नमकीन: सीएल2 + एच2ओ = एचसीएलओ + एचसीएल। जब क्षार के जलीय घोल को ठंड में क्लोरीनीकृत किया जाता है, तो हाइपोक्लोराइट और क्लोराइड बनते हैं: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, और गर्म करने पर क्लोरेट बनते हैं। जब अमोनिया क्लोरीन के साथ प्रतिक्रिया करता है, तो नाइट्रोजन ट्राइक्लोराइड बनता है। अन्य हैलोजन के साथ इंटरहैलोजन यौगिक। फ्लोराइड्स सीएलएफ, सीएलएफ3, सीएलएफ5 बहुत प्रतिक्रियाशील हैं; उदाहरण के लिए, ClF3 वातावरण में, कांच का ऊन अनायास ही प्रज्वलित हो जाता है। ऑक्सीजन और फ्लोरीन के साथ क्लोरीन के ज्ञात यौगिक क्लोरीन ऑक्सीफ्लोराइड्स हैं: क्लो3एफ, क्लो2एफ3, क्लोएफ, क्लोएफ3 और फ्लोरीन परक्लोरेट एफसीएलओ4। आवेदन पत्र:रासायनिक यौगिकों का उत्पादन, जल शोधन, खाद्य संश्लेषण, फार्मास्युटिकल उद्योग-जीवाणुनाशक, एंटीसेप्टिक, कागज, कपड़े, आतिशबाज़ी बनाने की विद्या, माचिस की ब्लीचिंग, कृषि में खरपतवार को नष्ट करना।

जैविक भूमिका: बायोजेनिक, पौधे और पशु ऊतकों का घटक। 100 ग्राम रक्त प्लाज्मा, लसीका, मस्तिष्कमेरु द्रव और कुछ ऊतकों में मुख्य आसमाटिक रूप से सक्रिय पदार्थ है। दैनिक सोडियम क्लोराइड आवश्यकता = 6-9 ग्राम - ब्रेड, मांस और डेयरी उत्पाद। पानी-नमक चयापचय में भूमिका निभाता है, पानी के ऊतक प्रतिधारण को बढ़ावा देता है। ऊतकों में एसिड-बेस संतुलन का विनियमन रक्त और अन्य ऊतकों के बीच क्लोरीन के वितरण को बदलकर अन्य प्रक्रियाओं के साथ किया जाता है; ऊर्जा उपापचयपौधों में, ऑक्सीडेटिव फॉस्फोराइलेशन और फोटोफॉस्फोराइलेशन दोनों को सक्रिय करता है। क्लोरीन का जड़ों द्वारा ऑक्सीजन के अवशोषण पर सकारात्मक प्रभाव पड़ता है, जो लौह रस का एक घटक है।

37. हाइड्रोजन, पानी = 1; हाइड्रोजन आयन पूरी तरह से इलेक्ट्रॉन कोश से रहित है और बहुत करीब की दूरी तक पहुंच सकता है और इलेक्ट्रॉन कोश में प्रवेश कर सकता है।

ब्रह्मांड में सबसे आम तत्व. यह सूर्य, तारों और अन्य ब्रह्मांडीय पिंडों का बड़ा हिस्सा है। पृथ्वी पर मुक्त अवस्था में यह अपेक्षाकृत कम पाया जाता है - यह तेल और दहनशील गैसों में पाया जाता है, कुछ खनिजों और अधिकांश में समावेशन के रूप में मौजूद होता है। यह पानी में. रसीद: 1. प्रयोगशाला Zn+2HCl=ZnCl2+H ​​​2 ; 2.Si+2NaOH+H 2 O=Na 2 SiO 3 +2H 2; 3. Al+NaOH+H 2 O=Na(AlOH) 4 +H 2. 4. उद्योग में: रूपांतरण, इलेक्ट्रोलिसिस: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ एच2/हिम सेंट.संख्या में:H 2 +F 2 =2HF. विकिरणित, प्रकाशित होने पर, उत्प्रेरक: H 2 + O 2 , S, N, P = H 2 O, H 2 S, NH 3 , Ca + H2 = CaH2\F2 + H2 = 2HF\N2 + 3H2 → 2NH3\Cl2 + H2 → 2HCl, 2NO+2H2=N2+2H2O, CuO+H2=Cu+H2O, CO+H2=CH3OH. हाइड्रोजन हाइड्राइड बनाता है: आयनिक, सहसंयोजक और धात्विक। आयनिक के लिए –NaH -& ,CaH 2 -& +H 2 O=Ca(OH) 2 ;NaH+H 2 O=NaOH+H 2 . सहसंयोजक-बी 2 एच 6, एएलएच 3, सीएच 4। धातु - डी-तत्वों के साथ; संरचना परिवर्तनशील है: MeH ≤1, MeH ≤2 - परमाणुओं के बीच रिक्त स्थान में प्रवेश करते हैं, ऊष्मा, धारा, ठोस का संचालन करते हैं। WATER.sp3-हाइब्रिड अत्यधिक ध्रुवीय अणु 104.5 के कोण पर , द्विध्रुव, सबसे आम विलायक। पानी कमरे के तापमान पर सक्रिय हैलोजन (एफ, सीएल) और लवण, कमजोर रूपों और कमजोर आधारों के साथ इंटरहैलोजन यौगिकों के साथ प्रतिक्रिया करता है, जिससे उनका पूर्ण जल-अपघटन होता है; कार्बोनिक और अकार्बनिक एनहाइड्राइड और एसिड हैलाइड के साथ। अम्ल; सक्रिय धातु अंग यौगिकों के साथ; कार्बाइड्स, नाइट्राइड्स, फॉस्फाइड्स, सिलिसाइड्स, सक्रिय मी के हाइड्राइड्स के साथ; कई लवणों के साथ, बोरेन, सिलेन के साथ, उत्कृष्ट गैसों के फ्लोराइड के साथ; गर्म होने पर पानी प्रतिक्रिया करता है: Fe, Mg, कोयला, मीथेन के साथ कुछ एल्काइल हैलाइड के साथ; अनुप्रयोग:हाइड्रोजन -अमोनिया, मेथनॉल, हाइड्रोजन क्लोराइड, टीवी वसा, हाइड्रोजन लौ का संश्लेषण - वेल्डिंग, पिघलने के लिए, धातु विज्ञान में ऑक्साइड से मी की कमी के लिए, रॉकेट के लिए ईंधन, फार्मेसी में - पानी, पेरोक्साइड-एंटीसेप्टिक, जीवाणुनाशक, धुलाई, बाल ब्लीचिंग , नसबंदी।

जैविक भूमिका: हाइड्रोजन-7 किग्रा, हाइड्रोजन का मुख्य कार्य जैविक स्थान (पानी और हाइड्रोजन बांड) की संरचना और विभिन्न प्रकार के कार्बनिक अणुओं (प्रोटीन, कार्बोहाइड्रेट, वसा, एंजाइम की संरचना में शामिल) का निर्माण है, हाइड्रोजन बांड के लिए धन्यवाद,

डीएनए अणु की प्रतिलिपि बनाना। पानी बहुत बड़ा हिस्सा लेता है

सभी शारीरिक और जैविक में जैव रासायनिक प्रतिक्रियाओं की संख्या

प्रक्रियाएं, शरीर और के बीच चयापचय सुनिश्चित करती हैं बाहरी वातावरण, बीच में

कोशिकाएँ और कोशिकाओं के भीतर। जल कोशिकाओं का संरचनात्मक आधार है और इसके लिए आवश्यक है

उनकी इष्टतम मात्रा को बनाए रखते हुए, यह स्थानिक संरचना निर्धारित करता है और

जैव अणुओं के कार्य.

रासायनिक बंध

पदार्थों में रासायनिक कणों (परमाणुओं, अणुओं, आयनों, आदि) के संयोजन की ओर ले जाने वाली सभी अंतःक्रियाओं को रासायनिक बंधों और अंतर-आणविक बंधों (अंतर-आणविक अंतःक्रियाओं) में विभाजित किया जाता है।

रासायनिक बन्ध- परमाणुओं के बीच सीधे बंधन। आयनिक, सहसंयोजक और धात्विक बंधन होते हैं।

अंतरआण्विक बंधन- अणुओं के बीच संबंध. ये हाइड्रोजन बांड, आयन-द्विध्रुवीय बांड (इस बंधन के गठन के कारण, उदाहरण के लिए, आयनों के जलयोजन खोल का निर्माण होता है), द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय (इस बंधन के गठन के कारण, ध्रुवीय पदार्थों के अणु संयुक्त होते हैं) , उदाहरण के लिए, तरल एसीटोन में), आदि।

आयोनिक बंध- विपरीत आवेशित आयनों के स्थिरवैद्युत आकर्षण के कारण बनने वाला एक रासायनिक बंधन। बाइनरी यौगिकों (दो तत्वों के यौगिक) में, यह तब बनता है जब बंधे हुए परमाणुओं का आकार एक दूसरे से बहुत भिन्न होता है: कुछ परमाणु बड़े होते हैं, अन्य छोटे होते हैं - यानी, कुछ परमाणु आसानी से इलेक्ट्रॉन छोड़ देते हैं, जबकि अन्य स्वीकार करते हैं उन्हें (आमतौर पर ये उन तत्वों के परमाणु होते हैं जो विशिष्ट धातु बनाते हैं और ऐसे तत्वों के परमाणु होते हैं जो विशिष्ट अधातु बनाते हैं); ऐसे परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता भी बहुत भिन्न होती है।
आयनिक बंधन गैर-दिशात्मक और गैर-संतृप्त है।

सहसंयोजक बंधन- एक रासायनिक बंधन जो इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी के गठन के कारण होता है। समान या समान त्रिज्या वाले छोटे परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है। शर्त- दोनों बंधे हुए परमाणुओं (विनिमय तंत्र) में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति या एक परमाणु में एक अकेला जोड़ा और दूसरे में एक मुक्त कक्षक (दाता-स्वीकर्ता तंत्र):

ए)	एच· +·एच एच:एच	एच-एच	एच 2	(इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी; एच मोनोवैलेंट है);
बी)		एनएन	एन 2	(इलेक्ट्रॉनों के तीन साझा जोड़े; एन त्रिसंयोजक है);
वी)		एचएफ	एचएफ	(इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी; एच और एफ मोनोवैलेंट हैं);
जी)			NH4+	(इलेक्ट्रॉनों के चार साझा जोड़े; एन टेट्रावेलेंट है)

साझा इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या के आधार पर सहसंयोजक बंधों को विभाजित किया जाता है
• सरल (एकल)- इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी,
• दोहरा- इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े,
• ट्रिपल- इलेक्ट्रॉनों के तीन जोड़े।

डबल और ट्रिपल बॉन्ड को मल्टीपल बॉन्ड कहा जाता है।

बंधित परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण के अनुसार सहसंयोजक बंध को विभाजित किया जाता है गैर ध्रुवीयऔर ध्रुवीय. एक गैर-ध्रुवीय बंधन समान परमाणुओं के बीच बनता है, एक ध्रुवीय - विभिन्न परमाणुओं के बीच।

वैद्युतीयऋणात्मकता- किसी पदार्थ में सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करने के लिए एक परमाणु की क्षमता का माप।
ध्रुवीय बंधों के इलेक्ट्रॉन जोड़े अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्वों की ओर स्थानांतरित हो जाते हैं। इलेक्ट्रॉन युग्मों के विस्थापन को ही बंध ध्रुवीकरण कहते हैं। ध्रुवीकरण के दौरान बनने वाले आंशिक (अतिरिक्त) आवेशों को + और - निर्दिष्ट किया जाता है, उदाहरण के लिए:।

इलेक्ट्रॉन बादलों ("ऑर्बिटल्स") के ओवरलैप की प्रकृति के आधार पर, एक सहसंयोजक बंधन को -बॉन्ड और -बॉन्ड में विभाजित किया जाता है।
-एक बंधन इलेक्ट्रॉन बादलों के प्रत्यक्ष ओवरलैप के कारण बनता है (परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के साथ), -एक बंधन पार्श्व ओवरलैप के कारण बनता है (उस तल के दोनों किनारों पर जिसमें परमाणु नाभिक स्थित होते हैं)।

एक सहसंयोजक बंधन दिशात्मक और संतृप्त होने के साथ-साथ ध्रुवीकरण योग्य भी होता है।
संकरण मॉडल का उपयोग सहसंयोजक बंधों की पारस्परिक दिशा को समझाने और भविष्यवाणी करने के लिए किया जाता है।

परमाणु कक्षाओं और इलेक्ट्रॉन बादलों का संकरण- जब कोई परमाणु सहसंयोजक बंधन बनाता है तो ऊर्जा में परमाणु कक्षाओं का अनुमानित संरेखण, और आकार में इलेक्ट्रॉन बादल।
संकरण के तीन सबसे सामान्य प्रकार हैं: एसपी-, एसपी 2 और एसपी 3-संकरण. उदाहरण के लिए:
एसपी-संकरण - अणुओं में सी 2 एच 2, बीएच 2, सीओ 2 (रैखिक संरचना);
एसपी 2-संकरण - अणुओं में सी 2 एच 4, सी 6 एच 6, बीएफ 3 (सपाट त्रिकोणीय आकार);
एसपी 3-संकरण - अणुओं में सीसीएल 4, सीएच 4, सीएच 4 (टेट्राहेड्रल रूप); एनएच 3 (पिरामिड आकार); एच 2 ओ (कोणीय आकार)।

धातु कनेक्शन- धातु क्रिस्टल के सभी बंधे हुए परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को साझा करने से बनने वाला एक रासायनिक बंधन। परिणामस्वरूप, क्रिस्टल का एक एकल इलेक्ट्रॉन बादल बनता है, जो विद्युत वोल्टेज के प्रभाव में आसानी से चलता है - इसलिए धातुओं की उच्च विद्युत चालकता।
धात्विक बंधन तब बनता है जब बंधे हुए परमाणु बड़े होते हैं और इसलिए इलेक्ट्रॉन छोड़ने लगते हैं। धात्विक बंधन वाले सरल पदार्थ धातु (Na, Ba, Al, Cu, Au, आदि) होते हैं, जटिल पदार्थ अंतरधात्विक यौगिक (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, आदि) होते हैं।
धातु बंधन में दिशात्मकता या संतृप्ति नहीं होती है। इसे धातु के पिघलने में भी संरक्षित किया जाता है।

हाइड्रोजन बंध- एक बड़े धनात्मक आंशिक आवेश वाले हाइड्रोजन परमाणु द्वारा अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु से इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी की आंशिक स्वीकृति के कारण बनने वाला एक अंतर-आणविक बंधन। यह उन मामलों में बनता है जहां एक अणु में इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी और उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी (एफ, ओ, एन) के साथ एक परमाणु होता है, और दूसरे में ऐसे परमाणुओं में से एक के लिए अत्यधिक ध्रुवीय बंधन से बंधा हाइड्रोजन परमाणु होता है। अंतरआण्विक हाइड्रोजन बांड के उदाहरण:

एच—ओ—एच ओएच 2, एच—ओ—एच एनएच 3, एच—ओ—एच एफ—एच, एच—एफ एच—एफ।

पॉलीपेप्टाइड अणुओं में इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बांड मौजूद होते हैं, न्यूक्लिक एसिड, प्रोटीन, आदि।

किसी भी बंधन की ताकत का माप बंधन ऊर्जा है।
संचार ऊर्जा- किसी पदार्थ के 1 मोल में दिए गए रासायनिक बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा। माप की इकाई 1 kJ/mol है।

आयनिक और सहसंयोजक बंधों की ऊर्जा परिमाण के एक ही क्रम की होती है, हाइड्रोजन बंधों की ऊर्जा परिमाण के एक क्रम से कम होती है।

सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा बंधे हुए परमाणुओं के आकार (बंध लंबाई) और बंधन की बहुलता पर निर्भर करती है। परमाणु जितने छोटे होंगे और बंधन बहुलता जितनी अधिक होगी, उसकी ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी।

आयनिक बंधन ऊर्जा आयनों के आकार और उनके आवेशों पर निर्भर करती है। आयन जितने छोटे होंगे और उनका आवेश जितना अधिक होगा, बंधन ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी।

पदार्थ की संरचना

संरचना के प्रकार के अनुसार सभी पदार्थों को विभाजित किया गया है मोलेकुलरऔर गैर आणविक. के बीच कार्बनिक पदार्थअकार्बनिक पदार्थों में आणविक पदार्थों की प्रधानता होती है, गैर-आणविक पदार्थों की प्रधानता होती है।

रासायनिक बंधन के प्रकार के आधार पर, पदार्थों को सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थों, आयनिक बंधन वाले पदार्थों (आयनिक पदार्थ) और धातु बंधन वाले पदार्थों (धातु) में विभाजित किया जाता है।

सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थ आणविक या गैर-आणविक हो सकते हैं। यह उनके भौतिक गुणों को महत्वपूर्ण रूप से प्रभावित करता है।

आणविक पदार्थों में कमजोर अंतर-आण्विक बंधनों द्वारा एक दूसरे से जुड़े अणु होते हैं, इनमें शामिल हैं: एच 2, ओ 2, एन 2, सीएल 2, बीआर 2, एस 8, पी 4 और अन्य सरल पदार्थ; सीओ 2, एसओ 2, एन 2 ओ 5, एच 2 ओ, एचसीएल, एचएफ, एनएच 3, सीएच 4, सी 2 एच 5 ओएच, कार्बनिक पॉलिमर और कई अन्य पदार्थ। इन पदार्थों में उच्च शक्ति नहीं होती, होती है कम तामपानपिघलाना और उबालना, बाहर न निकालें बिजली, उनमें से कुछ पानी या अन्य विलायकों में घुलनशील हैं।

सहसंयोजक बंध या परमाणु पदार्थ (हीरा, ग्रेफाइट, Si, SiO 2, SiC और अन्य) वाले गैर-आणविक पदार्थ बहुत मजबूत क्रिस्टल बनाते हैं (स्तरित ग्रेफाइट के अपवाद के साथ), वे पानी और अन्य सॉल्वैंट्स में अघुलनशील होते हैं, उच्च तापमानपिघलने और उबलने पर, उनमें से अधिकांश विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं (ग्रेफाइट को छोड़कर, जो विद्युत प्रवाहकीय है, और अर्धचालक - सिलिकॉन, जर्मेनियम, आदि)

सभी आयनिक पदार्थ स्वाभाविक रूप से गैर-आणविक होते हैं। ये ठोस, दुर्दम्य पदार्थ हैं, जिनके विलयन और पिघलने से विद्युत धारा प्रवाहित होती है। उनमें से कई पानी में घुलनशील हैं। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि आयनिक पदार्थों में, जिनके क्रिस्टल जटिल आयनों से बने होते हैं, सहसंयोजक बंधन भी होते हैं, उदाहरण के लिए: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (एनएच 4 + )(एनओ 3-), आदि। जटिल आयन बनाने वाले परमाणु सहसंयोजक बंधों से जुड़े होते हैं।

धातुएँ (धात्विक बंध वाले पदार्थ)उनके भौतिक गुणों में बहुत विविधता है। इनमें तरल (Hg), बहुत नरम (Na, K) और बहुत हैं कठोर धातुएँ(डब्ल्यू, एनबी)।

विशेषता भौतिक गुणधातुओं में उनकी उच्च विद्युत चालकता (अर्धचालकों के विपरीत, यह बढ़ते तापमान के साथ घटती है), उच्च ताप क्षमता और लचीलापन (शुद्ध धातुओं के लिए) हैं।

ठोस अवस्था में लगभग सभी पदार्थ क्रिस्टल से बने होते हैं। संरचना के प्रकार और रासायनिक बंधन के प्रकार के अनुसार, क्रिस्टल (" क्रिस्टल जाली") द्वारा विभाजित परमाणु(क्रिस्टल नहीं हैं आणविक पदार्थसहसंयोजक बंधन के साथ), ईओण का(आयनिक पदार्थों के क्रिस्टल), मोलेकुलर(सहसंयोजक बंधों वाले आणविक पदार्थों के क्रिस्टल) और धातु(धातु बंधन वाले पदार्थों के क्रिस्टल)।

"विषय 10. "रासायनिक संबंध" विषय पर कार्य और परीक्षण। पदार्थ की संरचना।"

• रासायनिक बंधन के प्रकार - पदार्थ की संरचना ग्रेड 8-9

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इस विषय पर काम करने के बाद, आपको समझ जाना चाहिए निम्नलिखित अवधारणाएँ: रासायनिक बंधन, अंतर-आणविक बंधन, आयनिक बंधन, सहसंयोजक बंधन, धात्विक बंधन, हाइड्रोजन बंधन, एकल बंधन, दोहरा बंधन, त्रिबंध, एकाधिक बंधन, गैर-ध्रुवीय बंधन, ध्रुवीय बंधन, इलेक्ट्रोनगेटिविटी, बंधन ध्रुवीकरण, - और - बंधन, संकरण परमाणु कक्षाओं की, बंधनकारी ऊर्जा।

आपको संरचना के प्रकार, रासायनिक बंधन के प्रकार, सरल और के गुणों की निर्भरता के आधार पर पदार्थों का वर्गीकरण जानना चाहिए जटिल पदार्थरासायनिक बंधन के प्रकार और "क्रिस्टल जाली" के प्रकार पर।

आपको इसमें सक्षम होना चाहिए: किसी पदार्थ में रासायनिक बंधन का प्रकार, संकरण का प्रकार निर्धारित करना, बंधन निर्माण के चित्र बनाना, इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा का उपयोग करना, इलेक्ट्रोनगेटिविटी की संख्या; जानें कि सहसंयोजक बंधन की ध्रुवीयता निर्धारित करने के लिए एक ही अवधि और एक समूह के रासायनिक तत्वों में इलेक्ट्रोनगेटिविटी कैसे बदलती है।

यह सुनिश्चित करने के बाद कि आपको जो कुछ भी चाहिए वह सीख लिया गया है, कार्यों को पूरा करने के लिए आगे बढ़ें। हम आपकी सफलता की कामना करते हैं।

अनुशंसित पाठ:

• ओ. एस. गेब्रियलियन, जी. जी. लिसोवा। रसायन शास्त्र 11वीं कक्षा। एम., बस्टर्ड, 2002.
• जी. ई. रुडज़ाइटिस, एफ. जी. फेल्डमैन। रसायन शास्त्र 11वीं कक्षा। एम., शिक्षा, 2001।