रसायनशास्त्राच्या परिभाषेत सहसंयोजक बंध म्हणजे काय. रासायनिक बंध

व्याख्या

सहसंयोजक बंध हे एक रासायनिक बंध आहे जे अणू त्यांचे व्हॅलेन्स इलेक्ट्रॉन सामायिक करतात. सहसंयोजक बंध तयार करण्यासाठी एक पूर्व शर्त म्हणजे अणू ऑर्बिटल्स (AO) चा ओव्हरलॅप ज्यामध्ये व्हॅलेन्स इलेक्ट्रॉन असतात. सर्वात सोप्या प्रकरणात, दोन AO च्या ओव्हरलॅपमुळे दोन आण्विक ऑर्बिटल्स (MO) तयार होतात: एक बाँडिंग MO आणि एक अँटीबॉन्डिंग (अँटीबॉन्डिंग) MO. सामायिक केलेले इलेक्ट्रॉन निम्न ऊर्जा बाँडिंग MO वर स्थित आहेत:

शिक्षण संप्रेषण

सहसंयोजक बंध (अणू बंध, होमिओपोलर बाँड) - दोन इलेक्ट्रॉनच्या इलेक्ट्रॉन सामायिकरणामुळे दोन अणूंमधील बंध - प्रत्येक अणूमधून एक:

A. + B. -> A: B

या कारणास्तव, होमिओपोलर संबंध दिशात्मक आहे. बाँड पूर्ण करणारी इलेक्ट्रॉनची जोडी एकाच वेळी दोन्ही बाँड अणूंशी संबंधित आहे, उदाहरणार्थ:

सहसंयोजक बंधनाचे प्रकार

तीन प्रकारचे सहसंयोजक रासायनिक बंध आहेत, त्यांच्या निर्मितीच्या यंत्रणेमध्ये भिन्न आहेत:

1. साधे सहसंयोजक बंध. त्याच्या निर्मितीसाठी, प्रत्येक अणू एक अनपेअर इलेक्ट्रॉन प्रदान करतो. जेव्हा एक साधा सहसंयोजक बंध तयार होतो, तेव्हा अणूंचे औपचारिक शुल्क अपरिवर्तित राहतात. जर एक साधा सहसंयोजक बंध तयार करणारे अणू समान असतील, तर रेणूमधील अणूंचे खरे शुल्क देखील सारखेच असतात, कारण बंध तयार करणारे अणू सामायिक इलेक्ट्रॉन जोडीचे समान मालक असतात, अशा बंधाला नॉन-ध्रुवीय सहसंयोजक म्हणतात. बंधन जर अणू वेगळे असतील, तर इलेक्ट्रॉनच्या सामायिक जोडीच्या ताब्याचे प्रमाण अणूंच्या इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटीमधील फरकाने निश्चित केले जाते, उच्च इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटी असलेल्या अणूमध्ये मोठ्या प्रमाणात बाँडिंग इलेक्ट्रॉनची जोडी असते आणि म्हणूनच ते खरे आहे. चार्जमध्ये नकारात्मक चिन्ह असते, कमी इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटी असलेला अणू समान चार्ज प्राप्त करतो, परंतु सकारात्मक चिन्हासह.

सिग्मा (σ)-, pi (π)-बंध हे सेंद्रिय संयुगांच्या रेणूंमधील सहसंयोजक बंधांच्या प्रकारांचे अंदाजे वर्णन आहे; σ-बंध हे या वस्तुस्थितीद्वारे वैशिष्ट्यीकृत आहे की इलेक्ट्रॉन क्लाउडची घनता जोडणाऱ्या अक्षाच्या बाजूने जास्तीत जास्त असते. अणूंचे केंद्रक. जेव्हा π बाँड तयार होतो, तेव्हा इलेक्ट्रॉन ढगांचे तथाकथित पार्श्व आच्छादन उद्भवते आणि इलेक्ट्रॉन क्लाउडची घनता σ बॉन्ड समतलाच्या “वर” आणि “खाली” असते. उदाहरणार्थ, इथिलीन, एसिटिलीन आणि बेंझिन घ्या.

इथिलीन रेणू C 2 H 4 मध्ये CH 2 = CH 2 दुहेरी बंध आहे, त्याचे इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: H:C::C:H. सर्व इथिलीन अणूंचे केंद्रके एकाच समतलात असतात. प्रत्येक कार्बन अणूचे तीन इलेक्ट्रॉन ढग एकाच समतलातील इतर अणूंसह तीन सहसंयोजक बंध तयार करतात (त्यांच्यामध्ये अंदाजे 120° कोन असतात). कार्बन अणूच्या चौथ्या व्हॅलेन्स इलेक्ट्रॉनचा ढग रेणूच्या वर आणि खाली स्थित आहे. दोन्ही कार्बन अणूंचे असे इलेक्ट्रॉन ढग, रेणूच्या वर आणि खाली अंशतः आच्छादित होतात, कार्बन अणूंमध्ये दुसरा बंध तयार करतात. कार्बन अणूंमधील पहिल्या, मजबूत सहसंयोजक बंधाला σ बंध म्हणतात; दुसरे, कमकुवत सहसंयोजक बंधनाला π बॉन्ड म्हणतात.

रेखीय एसिटिलीन रेणूमध्ये

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

कार्बन आणि हायड्रोजन अणूंमध्ये σ बंध, दोन कार्बन अणूंमध्ये एक σ बंध आणि त्याच कार्बन अणूंमध्ये दोन π बंध आहेत. दोन π-बंध दोन परस्पर लंब असलेल्या σ-बंधाच्या क्रिया क्षेत्राच्या वर स्थित आहेत.

C 6 H 6 या चक्रीय बेंझिन रेणूचे सर्व सहा कार्बन अणू एकाच समतलात असतात. रिंगच्या समतल कार्बन अणूंमध्ये σ बंध असतात; प्रत्येक कार्बन अणूमध्ये हायड्रोजन अणूंशी समान बंध असतात. हे बंध तयार करण्यासाठी कार्बन अणू तीन इलेक्ट्रॉन खर्च करतात. कार्बन अणूंच्या चौथ्या व्हॅलेन्स इलेक्ट्रॉनचे ढग, आठ आकृत्यांसारखे आकाराचे, बेंझिन रेणूच्या समतलाला लंब असतात. असा प्रत्येक ढग शेजारच्या कार्बन अणूंच्या इलेक्ट्रॉन ढगांवर तितकाच आच्छादित होतो. बेंझिन रेणूमध्ये, तीन स्वतंत्र π बंध तयार होत नाहीत, तर सर्व कार्बन अणूंमध्ये समान असलेल्या सहा इलेक्ट्रॉनची एकल π इलेक्ट्रॉन प्रणाली तयार होते. बेंझिन रेणूमधील कार्बन अणूंमधील बंध अगदी सारखेच असतात.

इलेक्ट्रॉनच्या सामायिकरणामुळे (सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड्या तयार करण्यासाठी) एक सहसंयोजक बंध तयार होतो, जो इलेक्ट्रॉन ढगांच्या आच्छादन दरम्यान होतो. सहसंयोजक बंधनाच्या निर्मितीमध्ये दोन अणूंच्या इलेक्ट्रॉन ढगांचा समावेश होतो. सहसंयोजक बंधांचे दोन मुख्य प्रकार आहेत:

• समान रासायनिक घटकाच्या नॉनमेटल अणूंमध्ये सहसंयोजक नॉनपोलर बंध तयार होतो. साधे पदार्थ, उदाहरणार्थ O 2, असे कनेक्शन आहे; एन 2; C 12.
• वेगवेगळ्या नॉनमेटल्सच्या अणूंमध्ये ध्रुवीय सहसंयोजक बंध तयार होतो.

देखील पहा

साहित्य

• "केमिकल एनसायक्लोपेडिक डिक्शनरी", एम., "सोव्हिएत एनसायक्लोपीडिया", 1983, p.264.

विकिमीडिया फाउंडेशन. 2010.

रसायनशास्त्र हे एक जटिल आणि वैविध्यपूर्ण विज्ञान आहे हे रहस्य नाही. अनेक भिन्न प्रतिक्रिया, अभिकर्मक, रसायने आणि इतर जटिल आणि गोंधळात टाकणारे शब्द - ते सर्व एकमेकांशी संवाद साधतात. परंतु मुख्य गोष्ट अशी आहे की आम्ही दररोज रसायनशास्त्र हाताळतो, मग आम्ही वर्गात शिक्षकांचे ऐकतो आणि नवीन साहित्य शिकतो किंवा चहा बनवतो, जी सर्वसाधारणपणे एक रासायनिक प्रक्रिया देखील आहे.

असा निष्कर्ष काढता येतो आपल्याला फक्त रसायनशास्त्र माहित असणे आवश्यक आहे, ते समजून घेणे आणि आपले जग किंवा त्याचे काही भाग कसे कार्य करतात हे जाणून घेणे मनोरंजक आहे, आणि शिवाय, उपयुक्त आहे.

आता आपल्याला सहसंयोजक बंधासारख्या संज्ञाला सामोरे जावे लागेल, जे मार्गाने, एकतर ध्रुवीय किंवा गैर-ध्रुवीय असू शकते. तसे, "सहसंयोजक" हा शब्द स्वतः लॅटिन "co" - एकत्र आणि "vales" - शक्ती असणे मधून आला आहे.

पदाचे स्वरूप

चला त्या वस्तुस्थितीपासून सुरुवात करूया "सहसंयोजक" हा शब्द प्रथम 1919 मध्ये इरविंग लँगमुइर यांनी सादर केला -नोबेल पारितोषिक विजेते. "सहसंयोजक" ची संकल्पना एक रासायनिक बंध सूचित करते ज्यामध्ये दोन्ही अणू इलेक्ट्रॉन सामायिक करतात, ज्याला सामायिक ताबा म्हणतात. अशा प्रकारे, ते भिन्न आहे, उदाहरणार्थ, धातूपासून, ज्यामध्ये इलेक्ट्रॉन मुक्त असतात किंवा आयनिकपेक्षा, जेथे एक पूर्णपणे दुसर्याला इलेक्ट्रॉन देते. हे लक्षात घ्यावे की ते नॉन-मेटल दरम्यान तयार होते.

वरील आधारे, ही प्रक्रिया कशी आहे याबद्दल आपण एक छोटासा निष्कर्ष काढू शकतो. हे सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड्यांच्या निर्मितीमुळे अणूंमध्ये उद्भवते आणि या जोड्या इलेक्ट्रॉनच्या बाह्य आणि पूर्व-बाह्य उपस्तरांवर उद्भवतात.

उदाहरणे, ध्रुवीयतेसह पदार्थ:

सहसंयोजक बंधनाचे प्रकार

दोन प्रकार देखील आहेत: ध्रुवीय आणि, त्यानुसार, गैर-ध्रुवीय बंध. आम्ही त्या प्रत्येकाच्या वैशिष्ट्यांचे स्वतंत्रपणे विश्लेषण करू.

सहसंयोजक ध्रुवीय - निर्मिती

"ध्रुवीय" शब्दाचा अर्थ काय आहे?

सामान्यतः असे घडते की दोन अणूंमध्ये भिन्न विद्युत ऋणात्मकता असते, म्हणून ते सामायिक केलेले इलेक्ट्रॉन समान रीतीने संबंधित नसतात, परंतु नेहमी एका अणूच्या जवळ असतात. उदाहरणार्थ, हायड्रोजन क्लोराईड रेणू, ज्यामध्ये सहसंयोजक बंधाचे इलेक्ट्रॉन क्लोरीन अणूच्या जवळ स्थित असतात, कारण त्याची इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटी हायड्रोजनपेक्षा जास्त असते. तथापि, प्रत्यक्षात, हायड्रोजनपासून क्लोरीनमध्ये इलेक्ट्रॉनचे संपूर्ण हस्तांतरण होण्यासाठी इलेक्ट्रॉन आकर्षणातील फरक इतका कमी आहे.

परिणामी, ध्रुवीय असताना, इलेक्ट्रॉन घनता अधिक इलेक्ट्रॉन-ऋणात्मकतेकडे सरकते आणि त्यावर आंशिक नकारात्मक शुल्क दिसून येते. या बदल्यात, न्यूक्लियस ज्याची इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटी कमी आहे, त्यानुसार, आंशिक सकारात्मक चार्ज विकसित होतो.

आम्ही निष्कर्ष काढतो:ध्रुवीय वेगवेगळ्या नॉनमेटल्समध्ये उद्भवते जे त्यांच्या इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटी मूल्यांमध्ये भिन्न असतात आणि इलेक्ट्रॉन अधिक इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटीसह न्यूक्लियसच्या जवळ स्थित असतात.

इलेक्ट्रोनगेटिव्हिटी ही काही अणूंची इतरांकडून इलेक्ट्रॉन आकर्षित करण्याची क्षमता आहे, ज्यामुळे रासायनिक प्रतिक्रिया तयार होते.

सहसंयोजक ध्रुवीय उदाहरणे, ध्रुवीय सहसंयोजक बंध असलेले पदार्थ:

ध्रुवीय सहसंयोजक बंध असलेल्या पदार्थाचे सूत्र

सहसंयोजक नॉनपोलर, ध्रुवीय आणि नॉनपोलरमधील फरक

आणि शेवटी, नॉन-ध्रुवीय, आम्ही लवकरच ते काय आहे ते शोधू.

नॉन-ध्रुवीय आणि ध्रुवीय मधील मुख्य फरक- ही सममिती आहे. जर ध्रुवीय बंधाच्या बाबतीत इलेक्ट्रॉन एका अणूच्या जवळ स्थित असतील, तर नॉन-ध्रुवीय बंधामध्ये इलेक्ट्रॉन सममितीयपणे स्थित होते, म्हणजेच दोन्हीच्या तुलनेत समान प्रमाणात.

हे लक्षात घेण्यासारखे आहे की नॉन-ध्रुवीय एका रासायनिक घटकाच्या नॉन-मेटल अणूंमध्ये उद्भवते.

उदा. नॉन-ध्रुवीय सहसंयोजक बंध असलेले पदार्थ:

तसेच, इलेक्ट्रॉन्सच्या संग्रहाला सहसा इलेक्ट्रॉन क्लाउड म्हणतात, याच्या आधारे आम्ही असा निष्कर्ष काढतो की संवादाचे इलेक्ट्रॉनिक क्लाउड, जे इलेक्ट्रॉनची एक सामान्य जोडी बनवते, स्पेसमध्ये सममितीने किंवा दोन्हीच्या केंद्रकांच्या संबंधात समान रीतीने वितरीत केले जाते.

सहसंयोजक नॉनपोलर बॉण्डची उदाहरणे आणि सहसंयोजक नॉनपोलर बाँड तयार करण्यासाठी योजना

पण सहसंयोजक ध्रुवीय आणि गैर-ध्रुवीय यांच्यात फरक कसा करायचा हे जाणून घेणे देखील उपयुक्त आहे.

सहसंयोजक नॉनपोलर- हे नेहमी एकाच पदार्थाचे अणू असतात. H2. CL2.

हा लेख संपला आहे, आता आपल्याला माहित आहे की ही रासायनिक प्रक्रिया काय आहे, ती आणि त्याचे प्रकार कसे परिभाषित करायचे हे आपल्याला माहित आहे, आपल्याला पदार्थांच्या निर्मितीची सूत्रे माहित आहेत आणि सर्वसाधारणपणे आपल्या जटिल जगाबद्दल थोडे अधिक, त्यात यश. रसायनशास्त्र आणि नवीन सूत्रांची निर्मिती.

हे अत्यंत दुर्मिळ आहे की रासायनिक पदार्थांमध्ये रासायनिक घटकांचे वैयक्तिक, असंबंधित अणू असतात. सामान्य परिस्थितीत, नोबल वायू नावाच्या फक्त थोड्या वायूंमध्ये ही रचना असते: हीलियम, निऑन, आर्गॉन, क्रिप्टन, झेनॉन आणि रेडॉन. बहुतेकदा, रासायनिक पदार्थांमध्ये पृथक अणू नसतात, परंतु त्यांचे संयोजन विविध गटांमध्ये असते. अणूंचे असे संबंध काही, शेकडो, हजारो किंवा त्याहूनही अधिक अणूंची संख्या असू शकतात. या अणूंना अशा गटांमध्ये धारण करणारी शक्ती म्हणतात रासायनिक बंधन.

दुसऱ्या शब्दांत, आपण असे म्हणू शकतो की रासायनिक बंध हा एक परस्परसंवाद आहे जो वैयक्तिक अणूंना अधिक जटिल संरचनांमध्ये (रेणू, आयन, रेडिकल, क्रिस्टल्स इ.) जोडतो.

रासायनिक बंध तयार होण्याचे कारण असे आहे की अधिक जटिल संरचनांची उर्जा ती तयार करणाऱ्या वैयक्तिक अणूंच्या एकूण उर्जेपेक्षा कमी असते.

तर, विशेषतः, जर X आणि Y अणूंच्या परस्परसंवादामुळे XY रेणू तयार होतो, तर याचा अर्थ असा होतो की या पदार्थाच्या रेणूंची अंतर्गत ऊर्जा ही वैयक्तिक अणूंच्या अंतर्गत उर्जेपेक्षा कमी आहे ज्यापासून ते तयार झाले आहे:

E(XY)< E(X) + E(Y)

या कारणास्तव, जेव्हा वैयक्तिक अणूंमध्ये रासायनिक बंध तयार होतात तेव्हा ऊर्जा सोडली जाते.

न्यूक्लियससह सर्वात कमी बंधनकारक ऊर्जा असलेल्या बाह्य इलेक्ट्रॉन थराचे इलेक्ट्रॉन, म्हणतात व्हॅलेन्स. उदाहरणार्थ, बोरॉनमध्ये हे 2 रा ऊर्जा पातळीचे इलेक्ट्रॉन आहेत - 2 प्रति 2 इलेक्ट्रॉन s-ऑर्बिटल्स आणि 1 बाय 2 p- कक्षा:

जेव्हा रासायनिक बंध तयार होतो, तेव्हा प्रत्येक अणू नोबल गॅस अणूंचे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फिगरेशन प्राप्त करतो, म्हणजे. जेणेकरून त्याच्या बाह्य इलेक्ट्रॉन लेयरमध्ये 8 इलेक्ट्रॉन आहेत (पहिल्या कालावधीच्या घटकांसाठी 2). या घटनेला ऑक्टेट नियम म्हणतात.

सुरुवातीला एकल अणूंनी त्यांचे काही व्हॅलेन्स इलेक्ट्रॉन इतर अणूंसोबत शेअर केल्यास अणूंना उदात्त वायूचे इलेक्ट्रॉन कॉन्फिगरेशन साध्य करणे शक्य आहे. या प्रकरणात, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड्या तयार होतात.

इलेक्ट्रॉन शेअरिंगच्या डिग्रीनुसार, सहसंयोजक, आयनिक आणि धातूचे बंध ओळखले जाऊ शकतात.

सहसंयोजक बंध

सहसंयोजक बंध बहुधा नॉनमेटल घटकांच्या अणूंमध्ये आढळतात. सहसंयोजक बंध तयार करणारे नॉनमेटल अणू वेगवेगळ्या रासायनिक घटकांचे असल्यास, अशा बंधाला ध्रुवीय सहसंयोजक बंध म्हणतात. या नावाचे कारण हे आहे की वेगवेगळ्या घटकांच्या अणूंमध्ये सामान्य इलेक्ट्रॉन जोडीला आकर्षित करण्याची क्षमता देखील भिन्न असते. साहजिकच, यामुळे एका अणूच्या दिशेने सामान्य इलेक्ट्रॉन जोडीचे विस्थापन होते, परिणामी त्यावर आंशिक नकारात्मक चार्ज तयार होतो. या बदल्यात, दुसऱ्या अणूवर आंशिक सकारात्मक चार्ज तयार होतो. उदाहरणार्थ, हायड्रोजन क्लोराईड रेणूमध्ये इलेक्ट्रॉन जोडी हायड्रोजन अणूपासून क्लोरीन अणूमध्ये हलविली जाते:

ध्रुवीय सहसंयोजक बंध असलेल्या पदार्थांची उदाहरणे:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, इ.

समान रासायनिक घटकाच्या नॉनमेटल अणूंमध्ये सहसंयोजक नॉनपोलर बंध तयार होतो. अणू एकसारखे असल्याने, सामायिक इलेक्ट्रॉन आकर्षित करण्याची त्यांची क्षमता देखील समान आहे. या संदर्भात, इलेक्ट्रॉन जोडीचे कोणतेही विस्थापन पाळले जात नाही:

सहसंयोजक बंध तयार करण्यासाठी वरील यंत्रणा, जेव्हा दोन्ही अणू सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड्या तयार करण्यासाठी इलेक्ट्रॉन प्रदान करतात, त्याला एक्सचेंज म्हणतात.

देणगी स्वीकारणारी यंत्रणा देखील आहे.

जेव्हा दाता-स्वीकारणाऱ्या यंत्रणेद्वारे सहसंयोजक बंध तयार होतो, तेव्हा एका अणूच्या (दोन इलेक्ट्रॉनांसह) भरलेल्या परिभ्रमणामुळे आणि दुसऱ्या अणूच्या रिक्त कक्षेमुळे सामायिक इलेक्ट्रॉन जोडी तयार होते. एका अणूला जो इलेक्ट्रॉनची एकमात्र जोडी प्रदान करतो त्याला दाता म्हणतात आणि रिक्त कक्षेसह अणूला स्वीकारकर्ता म्हणतात. इलेक्ट्रॉन जोडलेले अणू, उदाहरणार्थ N, O, P, S, इलेक्ट्रॉन जोड्यांचे दाता म्हणून कार्य करतात.

उदाहरणार्थ, दाता-स्वीकारणाऱ्या यंत्रणेनुसार, चौथा सहसंयोजक N-H बाँड अमोनियम कॅशन NH 4 + मध्ये तयार होतो:

ध्रुवीयपणा व्यतिरिक्त, सहसंयोजक बंध देखील उर्जेद्वारे वैशिष्ट्यीकृत आहेत. बाँड एनर्जी ही अणूंमधील बंध तोडण्यासाठी आवश्यक असलेली किमान ऊर्जा आहे.

बंधनकारक अणूंच्या वाढत्या त्रिज्यासह बंधनकारक ऊर्जा कमी होते. अणु त्रिज्या उपसमूहांना खाली वाढवतात हे माहीत असल्याने, उदाहरणार्थ, हॅलोजन-हायड्रोजन बाँडची ताकद मालिकेत वाढते असा निष्कर्ष आपण काढू शकतो:

हाय< HBr < HCl < HF

तसेच, बाँडची उर्जा त्याच्या बहुगुणिततेवर अवलंबून असते - बाँडचे गुणाकार जितके जास्त तितकी तिची ऊर्जा जास्त. बाँड गुणाकार दोन अणूंमधील सामायिक इलेक्ट्रॉन जोड्यांच्या संख्येचा संदर्भ देते.

आयनिक बंध

आयनिक बाँड हे ध्रुवीय सहसंयोजक बंधाचे अत्यंत प्रकरण मानले जाऊ शकते. जर सहसंयोजक-ध्रुवीय बंधामध्ये सामान्य इलेक्ट्रॉन जोडी अंशतः अणूंच्या जोडीपैकी एकाकडे हलविली गेली असेल, तर आयनिक बाँडमध्ये ते एका अणूला जवळजवळ पूर्णपणे "दिले" जाते. इलेक्ट्रॉन (चे) दान करणारा अणू सकारात्मक चार्ज घेतो आणि बनतो cation, आणि त्यापासून इलेक्ट्रॉन घेतलेल्या अणूला ऋण शुल्क प्राप्त होते आणि बनते anion.

अशाप्रकारे, आयनिक बॉण्ड हा एक बंध आहे जो केशन्सच्या इलेक्ट्रोस्टॅटिक आकर्षणाने आयनन्सकडे तयार होतो.

ठराविक धातू आणि ठराविक नॉन-मेटल्सच्या अणूंच्या परस्परसंवादाच्या वेळी या प्रकारच्या बाँडची निर्मिती वैशिष्ट्यपूर्ण असते.

उदाहरणार्थ, पोटॅशियम फ्लोराइड. पोटॅशियम केशन हे तटस्थ अणूमधून एक इलेक्ट्रॉन काढून टाकल्याने तयार होते आणि फ्लोरिन अणूमध्ये एक इलेक्ट्रॉन जोडल्याने फ्लोरिन आयन तयार होतो:

परिणामी आयनांमध्ये इलेक्ट्रोस्टॅटिक आकर्षण शक्ती निर्माण होते, परिणामी आयनिक कंपाऊंड तयार होते.

जेव्हा रासायनिक बंधन तयार होते, तेव्हा सोडियम अणूचे इलेक्ट्रॉन क्लोरीन अणूकडे जातात आणि विरुद्ध चार्ज केलेले आयन तयार होतात, ज्यात पूर्ण बाह्य ऊर्जा पातळी असते.

हे स्थापित केले गेले आहे की धातूच्या अणूतील इलेक्ट्रॉन पूर्णपणे विलग होत नाहीत, परंतु सहसंयोजक बंधाप्रमाणे ते फक्त क्लोरीन अणूकडे हलवले जातात.

बहुतेक बायनरी संयुगे ज्यात धातूचे अणू असतात ते आयनिक असतात. उदाहरणार्थ, ऑक्साईड्स, हॅलाइड्स, सल्फाइड्स, नायट्राइड्स.

आयनिक बाँडिंग साध्या केशन्स आणि साध्या आयन (F −, Cl −, S 2-), तसेच साध्या केशन आणि कॉम्प्लेक्स anions (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −) यांच्यामध्ये देखील आढळतात. म्हणून, आयनिक संयुगेमध्ये लवण आणि तळ (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH) यांचा समावेश होतो.

मेटल कनेक्शन

या प्रकारचे बंध धातूंमध्ये तयार होतात.

सर्व धातूंच्या अणूंमध्ये त्यांच्या बाह्य इलेक्ट्रॉन थरामध्ये इलेक्ट्रॉन असतात ज्यात अणूच्या केंद्रकासोबत कमी बंधनकारक ऊर्जा असते. बहुतेक धातूंसाठी, बाह्य इलेक्ट्रॉन गमावण्याची प्रक्रिया उत्साहीपणे अनुकूल असते.

न्यूक्लियसशी अशा कमकुवत परस्परसंवादामुळे, धातूंमधील हे इलेक्ट्रॉन अतिशय गतिशील असतात आणि प्रत्येक धातूच्या क्रिस्टलमध्ये पुढील प्रक्रिया सतत घडत असते:

М 0 — ne − = M n + ,

जेथे M 0 हा एक तटस्थ धातूचा अणू आहे आणि M n + त्याच धातूचा cation आहे. खालील आकृती घडत असलेल्या प्रक्रियेचे उदाहरण देते.

म्हणजेच, इलेक्ट्रॉन एका धातूच्या क्रिस्टलवर “घाई” करतात, एका धातूच्या अणूपासून विलग होतात, त्यातून एक केशन तयार करतात, दुसऱ्या केशनमध्ये सामील होतात आणि एक तटस्थ अणू तयार करतात. या घटनेला "इलेक्ट्रॉन वारा" असे म्हणतात आणि नॉनमेटल अणूच्या क्रिस्टलमधील मुक्त इलेक्ट्रॉन्सच्या संग्रहास "इलेक्ट्रॉन गॅस" असे म्हणतात. धातूच्या अणूंमधील अशा प्रकारच्या परस्परसंवादाला धातूचा बंध म्हणतात.

हायड्रोजन बाँड

जर एखाद्या पदार्थातील हायड्रोजन अणू उच्च विद्युत ऋणात्मकता (नायट्रोजन, ऑक्सिजन किंवा फ्लोरिन) असलेल्या घटकाशी जोडलेला असेल, तर तो पदार्थ हायड्रोजन बाँडिंग नावाच्या घटनेद्वारे दर्शविला जातो.

हायड्रोजन अणू इलेक्ट्रोनेगेटिव्ह अणूशी जोडलेला असल्याने, हायड्रोजन अणूवर आंशिक सकारात्मक चार्ज तयार होतो आणि इलेक्ट्रोनेगेटिव्ह घटकाच्या अणूवर आंशिक नकारात्मक चार्ज तयार होतो. या संदर्भात, एका रेणूचा अंशतः सकारात्मक चार्ज केलेला हायड्रोजन अणू आणि दुसऱ्याच्या इलेक्ट्रोनेगेटिव्ह अणूमध्ये इलेक्ट्रोस्टॅटिक आकर्षण शक्य होते. उदाहरणार्थ, पाण्याच्या रेणूंसाठी हायड्रोजन बाँडिंग पाळले जाते:

हा हायड्रोजन बाँड आहे जो पाण्याच्या असामान्यपणे उच्च वितळण्याचे बिंदू स्पष्ट करतो. पाण्याव्यतिरिक्त, हायड्रोजन फ्लोराईड, अमोनिया, ऑक्सिजनयुक्त ऍसिडस्, फिनॉल, अल्कोहोल आणि अमाईन यांसारख्या पदार्थांमध्ये देखील मजबूत हायड्रोजन बंध तयार होतात.

बहुतेक घटकांचे अणू स्वतंत्रपणे अस्तित्वात नसतात, कारण ते एकमेकांशी संवाद साधू शकतात. या परस्परसंवादामुळे अधिक जटिल कण तयार होतात.

रासायनिक बंधाचे स्वरूप इलेक्ट्रोस्टॅटिक बलांची क्रिया आहे, जी विद्युत शुल्कांमधील परस्परसंवादाची शक्ती आहे. इलेक्ट्रॉन आणि अणु केंद्रकांवर असे शुल्क असतात.

बाहेरील इलेक्ट्रॉनिक स्तरांवर (व्हॅलेन्स इलेक्ट्रॉन्स) स्थित इलेक्ट्रॉन्स, न्यूक्लियसपासून सर्वात दूर असल्याने, त्याच्याशी सर्वात कमकुवत संवाद साधतात आणि म्हणूनच ते न्यूक्लियसपासून दूर जाण्यास सक्षम असतात. ते अणू एकमेकांशी जोडण्यासाठी जबाबदार आहेत.

रसायनशास्त्रातील परस्परसंवादाचे प्रकार

रासायनिक बंधांचे प्रकार खालील तक्त्यामध्ये सादर केले जाऊ शकतात:

आयनिक बाँडिंगची वैशिष्ट्ये

मुळे उद्भवणारी रासायनिक प्रतिक्रिया आयन आकर्षणवेगवेगळे चार्जेस असण्याला आयनिक म्हणतात. असे घडते जर अणूंचे बंधन विद्युत ऋणात्मकतेमध्ये लक्षणीय फरक असेल (म्हणजेच, इलेक्ट्रॉन आकर्षित करण्याची क्षमता) आणि इलेक्ट्रॉन जोडी अधिक इलेक्ट्रोनेगेटिव्ह घटकाकडे जाते. एका अणूपासून दुसऱ्या अणूमध्ये इलेक्ट्रॉनच्या या हस्तांतरणाचा परिणाम म्हणजे चार्ज केलेले कण - आयन तयार होणे. त्यांच्यात एक आकर्षण निर्माण होते.

त्यांच्याकडे सर्वात कमी विद्युत ऋणात्मकता निर्देशांक आहेत ठराविक धातू, आणि सर्वात मोठे ठराविक नॉन-मेटल आहेत. आयन अशा प्रकारे ठराविक धातू आणि ठराविक नॉनमेटल्स यांच्यातील परस्परसंवादाने तयार होतात.

धातूचे अणू सकारात्मक चार्ज केलेले आयन (केशन्स) बनतात, त्यांच्या बाह्य इलेक्ट्रॉन स्तरावर इलेक्ट्रॉन दान करतात आणि नॉनमेटल्स इलेक्ट्रॉन स्वीकारतात, अशा प्रकारे नकारात्मक चार्जआयन (आयन).

अणू त्यांचे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फिगरेशन पूर्ण करून अधिक स्थिर ऊर्जा स्थितीत जातात.

आयनिक बंध दिशाहीन आणि संतृप्त नसलेला असतो, कारण इलेक्ट्रोस्टॅटिक परस्परसंवाद सर्व दिशांना होतो; त्यानुसार, आयन सर्व दिशांना विरुद्ध चिन्हाचे आयन आकर्षित करू शकतो.

आयनांची मांडणी अशी आहे की प्रत्येकाभोवती विरुद्ध चार्ज केलेल्या आयनांची विशिष्ट संख्या असते. आयनिक संयुगेसाठी "रेणू" ची संकल्पना अर्थ नाही.

शिक्षणाची उदाहरणे

सोडियम क्लोराईड (nacl) मध्ये बाँडची निर्मिती Na अणूपासून Cl अणूमध्ये इलेक्ट्रॉनच्या हस्तांतरणामुळे संबंधित आयन तयार करण्यासाठी होते:

Na 0 - 1 e = Na + (cation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

सोडियम क्लोराईडमध्ये, सोडियम केशन्सभोवती सहा क्लोराईड आयन असतात आणि प्रत्येक क्लोराईड आयनभोवती सहा सोडियम आयन असतात.

जेव्हा बेरियम सल्फाइडमधील अणूंमध्ये परस्परसंवाद तयार होतो, तेव्हा खालील प्रक्रिया होतात:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

बा त्याचे दोन इलेक्ट्रॉन सल्फरला दान करते, परिणामी सल्फर ॲनियन्स S 2- आणि बेरियम केशन्स Ba 2+ तयार होतात.

धातूचे रासायनिक बंधन

धातूंच्या बाह्य उर्जेच्या पातळीमध्ये इलेक्ट्रॉन्सची संख्या कमी आहे; ते केंद्रकांपासून सहजपणे वेगळे केले जातात. या अलिप्ततेच्या परिणामी, धातूचे आयन आणि मुक्त इलेक्ट्रॉन तयार होतात. या इलेक्ट्रॉनांना "इलेक्ट्रॉन गॅस" म्हणतात. इलेक्ट्रॉन्स धातूच्या संपूर्ण व्हॉल्यूममध्ये मुक्तपणे फिरतात आणि सतत बांधलेले असतात आणि अणूंपासून वेगळे असतात.

धातूच्या पदार्थाची रचना खालीलप्रमाणे आहे: क्रिस्टल जाळी हा पदार्थाचा सांगाडा आहे आणि त्याच्या नोड्समध्ये इलेक्ट्रॉन मुक्तपणे फिरू शकतात.

खालील उदाहरणे दिली जाऊ शकतात:

मिग्रॅ - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

सहसंयोजक: ध्रुवीय आणि गैर-ध्रुवीय

रासायनिक परस्परसंवादाचा सर्वात सामान्य प्रकार म्हणजे सहसंयोजक बंध. परस्परसंवाद करणाऱ्या घटकांची इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटी मूल्ये तीव्रपणे भिन्न नसतात; म्हणूनच, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोडीचे अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव्ह अणूमध्ये फक्त एक शिफ्ट होते.

सहसंयोजक परस्परसंवाद एक्सचेंज यंत्रणा किंवा दाता-स्वीकार यंत्रणाद्वारे तयार केला जाऊ शकतो.

जर प्रत्येक अणूच्या बाह्य इलेक्ट्रॉनिक स्तरांवर जोडलेले इलेक्ट्रॉन असतील आणि अणू परिभ्रमणाच्या ओव्हरलॅपमुळे दोन्ही अणूंशी संबंधित इलेक्ट्रॉनची जोडी दिसली तर विनिमय यंत्रणा लक्षात येते. जेव्हा एका अणूमध्ये बाह्य इलेक्ट्रॉनिक स्तरावर इलेक्ट्रॉनची जोडी असते आणि दुसऱ्यामध्ये मुक्त परिभ्रमण असते, तेव्हा जेव्हा अणू ऑर्बिटल्स ओव्हरलॅप होतात, तेव्हा इलेक्ट्रॉन जोडी सामायिक केली जाते आणि दाता-स्वीकारकर्त्याच्या यंत्रणेनुसार संवाद साधते.

सहसंयोजक गुणाकारांमध्ये विभागलेले आहेत:

• साधे किंवा एकल;
• दुप्पट;
• तिप्पट

दुहेरी इलेक्ट्रॉनच्या दोन जोड्या एकाच वेळी सामायिक करणे सुनिश्चित करतात आणि तिप्पट - तीन.

बाँड केलेल्या अणूंमधील इलेक्ट्रॉन घनता (ध्रुवीयता) च्या वितरणानुसार, सहसंयोजक बंध विभागले जातात:

• नॉन-ध्रुवीय;
• ध्रुवीय

एक ध्रुवीय बंध समान अणूंद्वारे तयार होतो आणि ध्रुवीय बंध वेगवेगळ्या इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटीद्वारे तयार होतो.

समान इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटी असलेल्या अणूंच्या परस्परसंवादाला नॉनपोलर बॉण्ड म्हणतात. अशा रेणूमधील इलेक्ट्रॉनची सामान्य जोडी एकतर अणूकडे आकर्षित होत नाही, परंतु दोन्हीकडे समान प्रमाणात असते.

इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटीमध्ये भिन्न असलेल्या घटकांच्या परस्परसंवादामुळे ध्रुवीय बंध तयार होतात. या प्रकारच्या परस्परसंवादामध्ये, सामायिक इलेक्ट्रॉन जोड्या अधिक इलेक्ट्रोनेगेटिव्ह घटकाकडे आकर्षित होतात, परंतु त्याकडे पूर्णपणे हस्तांतरित होत नाहीत (म्हणजे आयनांची निर्मिती होत नाही). इलेक्ट्रॉन घनतेतील या बदलाचा परिणाम म्हणून, अणूंवर आंशिक शुल्क दिसून येते: जितके जास्त इलेक्ट्रॉन-ऋणात्मक असेल तितके नकारात्मक शुल्क असते आणि कमी इलेक्ट्रॉन-ऋणात्मकमध्ये सकारात्मक शुल्क असते.

सहसंयोजकतेचे गुणधर्म आणि वैशिष्ट्ये

सहसंयोजक बंधनाची मुख्य वैशिष्ट्ये:

• परस्परसंवाद करणाऱ्या अणूंच्या केंद्रकांमधील अंतरानुसार लांबी निश्चित केली जाते.
• इलेक्ट्रॉन क्लाउडच्या एका अणूच्या दिशेने विस्थापन करून ध्रुवता निश्चित केली जाते.
• दिशात्मकता ही अंतराळात आणि त्यानुसार विशिष्ट भौमितिक आकार असलेले रेणू बंध तयार करण्याचा गुणधर्म आहे.
• संपृक्तता मर्यादित संख्येच्या बंध तयार करण्याच्या क्षमतेद्वारे निर्धारित केली जाते.
• ध्रुवीकरणक्षमता बाह्य विद्युत क्षेत्राच्या प्रभावाखाली ध्रुवीयता बदलण्याच्या क्षमतेद्वारे निर्धारित केली जाते.
• बंधन तोडण्यासाठी लागणारी ऊर्जा त्याची ताकद ठरवते.

सहसंयोजक नॉन-ध्रुवीय परस्परसंवादाचे उदाहरण हायड्रोजन (H2), क्लोरीन (Cl2), ऑक्सिजन (O2), नायट्रोजन (N2) आणि इतर अनेक रेणू असू शकतात.

H· + · H → H-H रेणूमध्ये एकच नॉन-ध्रुवीय बंध असतो,

O: + :O → O=O रेणूमध्ये दुहेरी अध्रुवीय असते,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N रेणू ट्रिपल नॉनपोलर आहे.

रासायनिक घटकांच्या सहसंयोजक बंधांच्या उदाहरणांमध्ये कार्बन डायऑक्साइड (CO2) आणि कार्बन मोनोऑक्साइड (CO), हायड्रोजन सल्फाइड (H2S), हायड्रोक्लोरिक ऍसिड (HCL), पाणी (H2O), मिथेन (CH4), सल्फर ऑक्साईड (SO2) आणि कार्बन डायऑक्साइडचे रेणू यांचा समावेश होतो. इतर अनेक

CO2 रेणूमध्ये, कार्बन आणि ऑक्सिजन अणूंमधील संबंध सहसंयोजक ध्रुवीय आहे, कारण अधिक इलेक्ट्रॉन-निगेटिव्ह हायड्रोजन इलेक्ट्रॉन घनतेला आकर्षित करतो. ऑक्सिजनच्या बाह्य शेलमध्ये दोन जोडलेले इलेक्ट्रॉन असतात, तर कार्बन परस्परसंवाद तयार करण्यासाठी चार व्हॅलेन्स इलेक्ट्रॉन प्रदान करू शकतो. परिणामी, दुहेरी बंध तयार होतात आणि रेणू असे दिसते: O=C=O.

विशिष्ट रेणूमधील बाँडचा प्रकार निश्चित करण्यासाठी, त्याचे घटक अणू विचारात घेणे पुरेसे आहे. साधे धातूचे पदार्थ एक धातूचा बंध तयार करतात, नॉनमेटल्स असलेले धातू आयनिक बंध तयार करतात, साधे नॉनमेटल पदार्थ सहसंयोजक नॉनपोलर बॉन्ड बनवतात आणि वेगवेगळ्या नॉनमेटल्सचा समावेश असलेले रेणू ध्रुवीय सहसंयोजक बंध तयार करतात.

सहसंयोजक, आयनिक आणि धातू हे तीन मुख्य प्रकारचे रासायनिक बंध आहेत.

चला याबद्दल अधिक जाणून घेऊया सहसंयोजक रासायनिक बंध. चला त्याच्या घटनेच्या यंत्रणेचा विचार करूया. उदाहरण म्हणून हायड्रोजन रेणूची निर्मिती घेऊ.

1s इलेक्ट्रॉनने तयार केलेला गोलाकार सममितीय ढग मुक्त हायड्रोजन अणूच्या केंद्रकाभोवती असतो. जेव्हा अणू एका विशिष्ट अंतराच्या जवळ येतात तेव्हा त्यांची कक्षा अर्धवट ओव्हरलॅप होते (आकृती पहा), परिणामी, दोन्ही केंद्रकांच्या मध्यभागी एक आण्विक दोन-इलेक्ट्रॉन ढग दिसतो, ज्याची केंद्रके दरम्यानच्या जागेत जास्तीत जास्त इलेक्ट्रॉन घनता असते. नकारात्मक शुल्काच्या घनतेत वाढ झाल्यामुळे, आण्विक ढग आणि केंद्रक यांच्यातील आकर्षण शक्तींमध्ये जोरदार वाढ होते.

तर, आपण पाहतो की अणूंच्या इलेक्ट्रॉन ढगांना आच्छादित करून एक सहसंयोजक बंध तयार होतो, जो उर्जेच्या मुक्ततेसह असतो. स्पर्श करण्यापूर्वी जवळ येत असलेल्या अणूंच्या केंद्रकांमधील अंतर 0.106 nm असल्यास, इलेक्ट्रॉन ढग आच्छादित झाल्यानंतर ते 0.074 nm असेल. इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्सचा ओव्हरलॅप जितका जास्त असेल तितका रासायनिक बंध मजबूत होईल.

सहसंयोजकम्हणतात रासायनिक बंध इलेक्ट्रॉन जोड्या द्वारे चालते. सहसंयोजक बंध असलेल्या संयुगे म्हणतात होमिओपोलरकिंवा अणू.

अस्तित्वात आहे दोन प्रकारचे सहसंयोजक बंध: ध्रुवीयआणि नॉन-ध्रुवीय.

नॉन-ध्रुवीय साठी सहसंयोजक बंधामध्ये, इलेक्ट्रॉनच्या एका सामान्य जोडीने तयार केलेला इलेक्ट्रॉन क्लाउड दोन्ही अणूंच्या केंद्रकाच्या सापेक्ष सममितीने वितरीत केला जातो. एक उदाहरण म्हणजे डायटॉमिक रेणू ज्यात एक घटक असतो: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 आणि इतर, इलेक्ट्रॉन जोडी ज्यामध्ये दोन्ही अणू समान आहेत.

ध्रुवीय येथे सहसंयोजक बंधामध्ये, इलेक्ट्रॉन मेघ उच्च सापेक्ष इलेक्ट्रोनेगेटिव्हिटीसह अणूच्या दिशेने हलविला जातो. उदाहरणार्थ, H 2 S, HCl, H 2 O आणि इतर सारख्या अस्थिर अजैविक संयुगांचे रेणू.

एचसीएल रेणूची निर्मिती खालीलप्रमाणे दर्शविली जाऊ शकते:

कारण क्लोरीन अणूची सापेक्ष विद्युत ऋणात्मकता (2.83) हायड्रोजन अणू (2.1) पेक्षा जास्त आहे, इलेक्ट्रॉन जोडी क्लोरीन अणूमध्ये हलविली जाते.

सहसंयोजक बंध निर्मितीच्या एक्सचेंज यंत्रणा व्यतिरिक्त - ओव्हरलॅपमुळे, देखील आहे देणगी स्वीकारणारात्याच्या निर्मितीची यंत्रणा. ही एक यंत्रणा आहे ज्यामध्ये एक अणू (दाता) च्या दोन-इलेक्ट्रॉन क्लाउड आणि दुसर्या अणू (स्वीकारकर्ता) च्या मुक्त कक्षेमुळे सहसंयोजक बंधाची निर्मिती होते. अमोनियम NH 4 + च्या निर्मितीच्या यंत्रणेचे उदाहरण पाहू. अमोनिया रेणूमध्ये, नायट्रोजन अणूला दोन-इलेक्ट्रॉन ढग असतात:

हायड्रोजन आयनमध्ये एक मुक्त 1s ऑर्बिटल आहे, चला हे असे दर्शवूया.

अमोनियम आयनच्या निर्मिती दरम्यान, नायट्रोजनचे दोन-इलेक्ट्रॉन ढग नायट्रोजन आणि हायड्रोजन अणूंमध्ये सामाईक बनतात, म्हणजेच त्याचे आण्विक इलेक्ट्रॉन ढगात रूपांतर होते. परिणामी, चौथा सहसंयोजक बंध दिसून येतो. आपण खालील आकृतीसह अमोनियम निर्मिती प्रक्रियेची कल्पना करू शकता:

हायड्रोजन आयनचा चार्ज सर्व अणूंमध्ये विखुरला जातो आणि नायट्रोजनचे दोन-इलेक्ट्रॉन ढग हायड्रोजनसह सामायिक होतात.

अद्याप प्रश्न आहेत? तुमचा गृहपाठ कसा करायचा हे माहित नाही?
शिक्षकाकडून मदत मिळवण्यासाठी, नोंदणी करा.
पहिला धडा विनामूल्य आहे!

वेबसाइट, सामग्रीची पूर्ण किंवा अंशतः कॉपी करताना, मूळ स्त्रोताची लिंक आवश्यक आहे.