धात्विक बंधन क्या है उदाहरण. धातु रासायनिक बंधन। पूरा पाठ - ज्ञान हायपरमार्केट। आयनिक बंधन विशेषता

पाठ का उद्देश्य

• धात्विक रासायनिक बंध का वर्णन कीजिए।

• धातु बंधन के गठन को लिखना सीखें।

• धातुओं के भौतिक गुणों से परिचित हों।

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

पाठ मकसद

• पता करें कि वे कैसे बातचीत करते हैं धातु के परमाणु

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

मूल शर्तें:

• वैद्युतीयऋणात्मकता - केमिकल संपत्तिपरमाणु, जो एक अणु में एक परमाणु की सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता की एक मात्रात्मक विशेषता है।
• रासायनिक बंध - परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप के कारण परमाणुओं के परस्पर क्रिया की घटना।
• धातु कनेक्शन - यह इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण के कारण बनने वाले परमाणुओं और आयनों के बीच धातुओं में एक बंधन है।
• सहसंयोजक बंधन - वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को ओवरलैप करके गठित रासायनिक बंधन। बांड प्रदान करने वाले इलेक्ट्रॉनों को एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी कहा जाता है। 2 प्रकार हैं: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय।
• आयोनिक बंध - एक रासायनिक बंधन जो गैर-धातुओं के परमाणुओं के बीच बनता है, जिसमें एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म एक परमाणु से अधिक विद्युतीयता के साथ गुजरता है। परिणामस्वरूप, परमाणु विपरीत आवेशित पिंडों की तरह आकर्षित होते हैं।
• हाइड्रोजन बंध - एक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु और एक हाइड्रोजन परमाणु के बीच एक रासायनिक बंधन सहसंयोजक दूसरे इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु से जुड़ा होता है। एन, ओ या एफ इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणुओं के रूप में कार्य कर सकते हैं।हाइड्रोजन बांड इंटरमॉलिक्युलर या इंट्रामोल्युलर हो सकते हैं।

  कक्षाओं के दौरान

धातु रासायनिक बंधन

उन तत्वों की पहचान करें जो गलत "कतार" में हैं। क्यों?
सीए फे पीके अल एमजी ना
तालिका से कौन से तत्व मेंडलीवधातु कहा जाता है?
आज हम जानेंगे कि धातुओं में क्या गुण होते हैं और वे धातु के आयनों के बीच बनने वाले बंधन पर कैसे निर्भर करते हैं।
सबसे पहले, आइए आवर्त प्रणाली में धातुओं के स्थानों को याद करें?
धातु, जैसा कि हम सभी जानते हैं, आमतौर पर पृथक परमाणुओं के रूप में नहीं, बल्कि एक टुकड़े, पिंड या धातु उत्पाद के रूप में मौजूद होते हैं। आइए जानें कि धातु के परमाणु एक अभिन्न आयतन में क्या एकत्र करते हैं।

उदाहरण में हम सोने का एक टुकड़ा देखते हैं। और वैसे तो सोना एक अनोखी धातु है। शुद्ध सोना फोर्ज करके आप 0.002 मिमी मोटी पन्नी बना सकते हैं! पन्नी की ऐसी सबसे छोटी शीट लगभग पारदर्शी होती है और लुमेन के लिए एक हरे रंग की टिंट होती है। नतीजतन, एक माचिस के आकार के सोने के पिंड से, आप एक पतली पन्नी प्राप्त कर सकते हैं जो टेनिस कोर्ट के क्षेत्र को कवर करेगी।
रासायनिक शब्दों में, सभी धातुओं को वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने में आसानी होती है, और इसके परिणामस्वरूप, सकारात्मक रूप से आवेशित आयनों का निर्माण होता है और केवल सकारात्मक ऑक्सीकरण दिखाते हैं। इसीलिए मुक्त अवस्था में धातुएँ अपचायक होती हैं। धातु के परमाणुओं की एक सामान्य विशेषता गैर-धातुओं के संबंध में उनका बड़ा आकार है। बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित होते हैं और इसलिए कमजोर रूप से बंधे होते हैं, इसलिए वे आसानी से अलग हो जाते हैं।
बाहरी स्तर पर बड़ी संख्या में धातुओं के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या कम होती है - 1,2,3। ये इलेक्ट्रॉन आसानी से अलग हो जाते हैं और धातु के परमाणु आयन बन जाते हैं।
मे0 - न इ ⇆ पुरुष+
धातु परमाणु - इलेक्ट्रॉन बाहरी। कक्षाएँ ⇆ धातु आयन

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

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

चावल। 2. इलेक्ट्रॉन गति

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

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

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

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

गृहकार्य

अभ्यास 1
पदार्थों के सूत्र चुनें जिनमें है
ए) सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन: सीएल 2, केसीएल, एनएच 3, ओ 2, एमजीओ, सीसीएल 4, एसओ 2;
बी) आयनिक बंधन के साथ: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS।
व्यायाम 2
अतिरिक्त हटाएं:
a) CuCl2, Al, MgS
बी) एन 2, एचसीएल, ओ 2
c) Ca, CO2, Fe
घ) MgCl2, NH3, H2

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

चावल। 4. धातु लिथियम का एक टुकड़ा

चावल। 5. ज्वाला को धातुओं से रंगना

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

ग्रन्थसूची

1. "मेटल केमिकल बॉन्ड" विषय पर पाठ, रसायन विज्ञान शिक्षक तुख्ता वेलेंटीना अनातोल्येवना एमओयू "एसेनोविचस्काया सेकेंडरी स्कूल"
2. F. A. Derkach "रसायन विज्ञान", - वैज्ञानिक और पद्धतिगत मैनुअल। - कीव, 2008।
3. एल.बी. स्वेत्कोवा "इनऑर्गेनिक केमिस्ट्री" - दूसरा संस्करण, सही और पूरक। - लावोव, 2006।
4. वी.वी. मालिनोव्स्की, पी.जी. नागोर्नी "इनऑर्गेनिक केमिस्ट्री" - कीव, 2009।
5. ग्लिंका एन.एल. सामान्य रसायन शास्त्र। - 27 संस्करण/अंडर. ईडी। वी.ए. राबिनोविच। - एल।: रसायन विज्ञान, 2008। - 704 पृष्ठ।

लिस्नाइक ए.वी. द्वारा संपादित और भेजा गया।

पाठ पर काम किया:

तुख्ता वी.ए.

लिस्नाइक ए.वी.

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

आपने सीखा कि धातु और गैर-धातु तत्वों के परमाणु एक-दूसरे के साथ कैसे संपर्क करते हैं (इलेक्ट्रॉन पहले से दूसरे में जाते हैं), साथ ही गैर-धातु तत्वों के परमाणु एक-दूसरे के साथ (उनके परमाणुओं की बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परतों के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को जोड़ते हैं) आम इलेक्ट्रॉन जोड़े में)। अब हम इस बात से परिचित होंगे कि धातु तत्वों के परमाणु आपस में कैसे परस्पर क्रिया करते हैं। धातु आमतौर पर पृथक परमाणुओं के रूप में मौजूद नहीं होते हैं, लेकिन एक पिंड या धातु के टुकड़े के रूप में होते हैं। धातु के परमाणुओं को एक साथ क्या रखता है?

बाहरी स्तर पर अधिकांश धातु तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या होती है - 1, 2, 3। ये इलेक्ट्रॉन आसानी से अलग हो जाते हैं, और परमाणु सकारात्मक आयनों में बदल जाते हैं। पृथक इलेक्ट्रॉन एक आयन से दूसरे आयन में जाते हैं, उन्हें एक पूरे में बांधते हैं।

यह पता लगाना असंभव है कि कौन सा इलेक्ट्रॉन किस परमाणु का है। सभी पृथक इलेक्ट्रॉन सामान्य हो गए। आयनों से जुड़कर, ये इलेक्ट्रॉन अस्थायी रूप से परमाणु बनाते हैं, फिर से टूट जाते हैं और दूसरे आयन आदि के साथ जुड़ जाते हैं। एक प्रक्रिया अंतहीन रूप से होती है, जिसे आरेख द्वारा दर्शाया जा सकता है:

नतीजतन, धातु के आयतन में, परमाणु लगातार आयनों में परिवर्तित होते हैं और इसके विपरीत। उन्हें परमाणु-आयन कहा जाता है।

चित्रा 41 योजनाबद्ध रूप से सोडियम धातु के टुकड़े की संरचना को दर्शाता है। प्रत्येक सोडियम परमाणु आठ पड़ोसी परमाणुओं से घिरा होता है।

चावल। 41.
क्रिस्टलीय सोडियम के टुकड़े की संरचना की योजना

अलग किए गए बाहरी इलेक्ट्रॉन एक गठित आयन से दूसरे में स्वतंत्र रूप से चलते हैं, जैसे कि ग्लूइंग, सोडियम की आयनिक रीढ़ एक विशाल धातु क्रिस्टल (चित्र। 42) में।

चावल। 42.
एक धात्विक बंधन का आरेख

धात्विक बंधन में सहसंयोजक बंधन के साथ कुछ समानताएँ हैं, क्योंकि यह बाहरी इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण पर आधारित है। हालाँकि, एक सहसंयोजक बंधन के निर्माण में, केवल दो पड़ोसी परमाणुओं के बाहरी अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों का सामाजिककरण होता है, जबकि एक धात्विक बंधन के निर्माण में, सभी परमाणु इन इलेक्ट्रॉनों के समाजीकरण में भाग लेते हैं। यही कारण है कि एक सहसंयोजक बंधन वाले क्रिस्टल भंगुर होते हैं, जबकि धातु के बंधन वाले क्रिस्टल, एक नियम के रूप में, प्लास्टिक, विद्युत प्रवाहकीय होते हैं, और एक धातु की चमक होती है।

चित्र 43 में हिरण की एक प्राचीन सुनहरी मूर्ति दिखाई गई है, जो पहले से ही 3.5 हजार साल से अधिक पुरानी है, लेकिन इसने अपनी महान धातु की चमक नहीं खोई है, जो सोने की विशेषता है - यह धातुओं का सबसे प्लास्टिक है।

चावल। 43. स्वर्ण मृग। छठी शताब्दी ईसा पूर्व इ।

एक धात्विक बंधन शुद्ध धातुओं और विभिन्न धातुओं के मिश्रण दोनों की विशेषता है - मिश्र धातु जो ठोस और तरल अवस्था में होती है। हालाँकि, वाष्प अवस्था में, धातु के परमाणु एक सहसंयोजक बंधन से बंधे होते हैं (उदाहरण के लिए, बड़े शहरों की सड़कों को रोशन करने के लिए पीले प्रकाश लैंप सोडियम वाष्प से भरे होते हैं)। धातु के जोड़े में अलग-अलग अणु (मोनोएटोमिक और डायटोमिक) होते हैं।

रासायनिक बंधों का प्रश्न रसायन विज्ञान के विज्ञान का केंद्रीय प्रश्न है। आप रासायनिक बंधों के प्रकार के बारे में प्रारंभिक विचारों से परिचित हो गए। भविष्य में आप रासायनिक बंध की प्रकृति के बारे में बहुत सी रोचक बातें जानेंगे। उदाहरण के लिए, कि अधिकांश धातुओं में, धात्विक बंधन के अलावा, एक सहसंयोजक बंधन भी होता है, कि अन्य प्रकार के रासायनिक बंधन होते हैं।

कीवर्ड और वाक्यांश

1. धातु कनेक्शन।
2. परमाणु आयन।
3. साझा इलेक्ट्रॉन।

कंप्यूटर के साथ काम करें

1. इलेक्ट्रॉनिक एप्लिकेशन का संदर्भ लें। पाठ की सामग्री का अध्ययन करें और सुझाए गए कार्यों को पूरा करें।
2. ईमेल पतों के लिए इंटरनेट पर खोजें जो अतिरिक्त स्रोतों के रूप में काम कर सकते हैं जो पैराग्राफ के कीवर्ड और वाक्यांशों की सामग्री को प्रकट करते हैं। एक नया पाठ तैयार करने में शिक्षक को अपनी सहायता प्रदान करें - अगले पैराग्राफ के प्रमुख शब्दों और वाक्यांशों पर एक रिपोर्ट बनाएँ।

प्रश्न और कार्य

1. एक धात्विक बंधन में सहसंयोजक बंधन के साथ समानता होती है। इन रासायनिक बंधों की आपस में तुलना कीजिए।
2. धात्विक बंधन में आयनिक बंधन के साथ समानता होती है। इन रासायनिक बंधों की आपस में तुलना कीजिए।
3. धातुओं और मिश्र धातुओं की कठोरता को कैसे बढ़ाया जा सकता है?
4. पदार्थों के सूत्रों के अनुसार, उनमें रासायनिक बंधन का प्रकार निर्धारित करें: Ba, BaBr 2, HBr, Br 2।

कभी-कभार रासायनिक पदार्थरासायनिक तत्वों के व्यक्तिगत, असंबंधित परमाणुओं से मिलकर बनता है। सामान्य परिस्थितियों में, नोबल गैस कहलाने वाली केवल कुछ ही गैसों में ऐसी संरचना होती है: हीलियम, नियॉन, आर्गन, क्रिप्टन, क्सीनन और रेडॉन। अक्सर, रासायनिक पदार्थों में अलग-अलग परमाणु नहीं होते हैं, लेकिन उनके संयोजन विभिन्न समूहों में होते हैं। परमाणुओं के इस तरह के संयोजन में कई इकाइयां, सैकड़ों, हजारों या इससे भी अधिक परमाणु शामिल हो सकते हैं। वह बल जो इन परमाणुओं को ऐसे समूहों में रखता है, कहलाता है रासायनिक बंध.

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

एक रासायनिक बंधन के गठन 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 X और Y परमाणुओं की परस्पर क्रिया के दौरान एक XY अणु बनता है, तो इसका मतलब है कि इस पदार्थ के अणुओं की आंतरिक ऊर्जा उन व्यक्तिगत परमाणुओं की आंतरिक ऊर्जा से कम है जिनसे यह बना था:

ई (एक्सवाई)< E(X) + E(Y)

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

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

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो प्रत्येक परमाणु उत्कृष्ट गैस परमाणुओं का एक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करने की ओर प्रवृत होता है, अर्थात ताकि इसकी बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में 8 इलेक्ट्रॉन हों (पहली अवधि के तत्वों के लिए 2)। इस घटना को ऑक्टेट नियम कहा जाता है।

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

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

सहसंयोजक बंधन

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

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन वाले पदार्थों के उदाहरण:

सीएल 4, एच 2 एस, सीओ 2, एनएच 3, एसआईओ 2 आदि।

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

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

एक दाता-स्वीकारकर्ता तंत्र भी है।

जब दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो एक परमाणु (दो इलेक्ट्रॉनों के साथ) के भरे हुए कक्षीय और दूसरे परमाणु के खाली कक्षीय के कारण एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है। एक परमाणु जो एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है उसे दाता कहा जाता है, और एक मुक्त कक्षीय वाले परमाणु को एक स्वीकारकर्ता कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन युग्मों के दाता वे परमाणु होते हैं जिनमें युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, उदाहरण के लिए, N, O, P, S.

उदाहरण के लिए, दाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, चौथे सहसंयोजक का गठन एनएच बांडअमोनियम केशन NH 4 + में:

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

बाध्य परमाणुओं की बढ़ती त्रिज्या के साथ बंधन ऊर्जा घट जाती है। चूंकि हम जानते हैं कि उपसमूहों में परमाणु त्रिज्या बढ़ती है, उदाहरण के लिए, हम निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि श्रृंखला में हलोजन-हाइड्रोजन बंधन की ताकत बढ़ जाती है:

नमस्ते< HBr < HCl < HF

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

आयोनिक बंध

एक आयनिक बंधन को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन का सीमित मामला माना जा सकता है। यदि एक सहसंयोजक-ध्रुवीय बंधन में सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म आंशिक रूप से परमाणुओं की एक जोड़ी में स्थानांतरित हो जाता है, तो आयनिक एक में यह लगभग पूरी तरह से परमाणुओं में से एक को "दिया" जाता है। जिस परमाणु ने एक इलेक्ट्रॉन (ओं) को दान किया है वह एक सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है और बन जाता है कटियन, और जो परमाणु इससे इलेक्ट्रॉन लेता है वह ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है और बन जाता है ऋणायन.

इस प्रकार, एक आयनिक बंधन आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण बनने वाला एक बंधन है।

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

उदाहरण के लिए, पोटेशियम फ्लोराइड। एक तटस्थ परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन की टुकड़ी के परिणामस्वरूप एक पोटेशियम धनायन प्राप्त होता है, और एक इलेक्ट्रॉन को एक फ्लोरीन परमाणु से जोड़कर एक फ्लोरीन आयन बनता है:

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

एक रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान, सोडियम परमाणु से इलेक्ट्रॉनों को क्लोरीन परमाणु में पारित किया गया और विपरीत रूप से आवेशित आयनों का निर्माण हुआ, जिनके पास एक पूर्ण बाहरी ऊर्जा स्तर है।

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

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

एक आयनिक बंधन सरल धनायनों और सरल आयनों (F -, Cl -, S 2-) के साथ-साथ सरल धनायनों और जटिल आयनों (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) के बीच भी होता है। . इसलिए, आयनिक यौगिकों में लवण और आधार (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH) शामिल हैं।

धातु कनेक्शन

इस प्रकार का बंध धातुओं में बनता है।

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

नाभिक के साथ इस तरह की कमजोर बातचीत के कारण, धातुओं में ये इलेक्ट्रॉन बहुत मोबाइल हैं, और प्रत्येक धातु क्रिस्टल में निम्नलिखित प्रक्रिया लगातार होती है:

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

अर्थात्, धातु के क्रिस्टल के साथ इलेक्ट्रॉन "भीड़" करते हैं, एक धातु परमाणु से अलग होकर, उसमें से एक धनायन बनाते हैं, दूसरे धनायन से जुड़ते हैं, एक तटस्थ परमाणु बनाते हैं। इस घटना को "इलेक्ट्रॉनिक पवन" कहा जाता था, और गैर-धातु परमाणु के क्रिस्टल में मुक्त इलेक्ट्रॉनों के सेट को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता था। धातु के परमाणुओं के बीच इस प्रकार की बातचीत को धात्विक बंधन कहा जाता है।

हाइड्रोजन बंध

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

चूंकि एक हाइड्रोजन परमाणु एक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु से बंधा होता है, हाइड्रोजन परमाणु पर एक आंशिक सकारात्मक चार्ज बनता है, और एक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु पर एक आंशिक नकारात्मक चार्ज बनता है। इस संबंध में, एक अणु के आंशिक रूप से सकारात्मक रूप से आवेशित हाइड्रोजन परमाणु और दूसरे के इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण संभव हो जाता है। उदाहरण के लिए, पानी के अणुओं के लिए हाइड्रोजन बॉन्डिंग देखी जाती है:

यह हाइड्रोजन बांड है जो विसंगति की व्याख्या करता है गर्मीपिघलने वाला पानी। पानी के अलावा, हाइड्रोजन फ्लोराइड, अमोनिया, ऑक्सीजन युक्त एसिड, फिनोल, अल्कोहल, एमाइन जैसे पदार्थों में भी मजबूत हाइड्रोजन बांड बनते हैं।

आयोनिक बंध

(वेबसाइट http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm की सामग्री का उपयोग किया गया था)

विपरीत आवेशित आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण द्वारा आयनिक बंधन किया जाता है। ये आयन एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण के परिणामस्वरूप बनते हैं। परमाणुओं के बीच एक आयनिक बंधन बनता है जिसमें इलेक्ट्रोनगेटिविटी में बड़े अंतर होते हैं (आमतौर पर पॉलिंग स्केल पर 1.7 से अधिक), उदाहरण के लिए, क्षार धातुओं और हलोजन के बीच।

आइए NaCl के निर्माण के उदाहरण का उपयोग करके एक आयनिक बंधन की उपस्थिति पर विचार करें।

परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों से

ना 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 और

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

यह देखा जा सकता है कि बाहरी स्तर को पूरा करने के लिए, सोडियम परमाणु के लिए सात जोड़ने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन छोड़ना आसान है, और क्लोरीन परमाणु के लिए सात जोड़ने की तुलना में एक जोड़ना आसान है। रासायनिक प्रतिक्रियाओं में, सोडियम परमाणु एक इलेक्ट्रॉन देता है, और क्लोरीन परमाणु इसे स्वीकार करता है। परिणामस्वरूप, सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले उत्कृष्ट गैसों के स्थिर इलेक्ट्रॉन गोले में परिवर्तित हो जाते हैं (सोडियम केशन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास)

ना + 1s 2 2s 2 2p 6,

और क्लोरीन आयन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

सीएल - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6)।

आयनों के इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन से NaCl अणु का निर्माण होता है।

रासायनिक बंधन की प्रकृति अक्सर एकत्रीकरण की स्थिति और पदार्थ के भौतिक गुणों में परिलक्षित होती है। सोडियम क्लोराइड NaCl जैसे आयनिक यौगिक ठोस और दुर्दम्य होते हैं क्योंकि उनके "+" और "-" आयनों के आवेशों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के शक्तिशाली बल होते हैं।

एक नकारात्मक रूप से चार्ज किया गया क्लोराइड आयन न केवल "अपने" Na + आयन को आकर्षित करता है, बल्कि इसके आसपास के अन्य सोडियम आयनों को भी आकर्षित करता है। यह इस तथ्य की ओर जाता है कि किसी भी आयन के पास विपरीत चिन्ह वाला एक आयन नहीं है, बल्कि कई हैं।

सोडियम क्लोराइड NaCl क्रिस्टल की संरचना।

वास्तव में, प्रत्येक क्लोराइड आयन के चारों ओर 6 सोडियम आयन होते हैं, और प्रत्येक सोडियम आयन के चारों ओर 6 क्लोराइड आयन होते हैं। आयनों की इस तरह की क्रमबद्ध पैकिंग को आयनिक क्रिस्टल कहा जाता है। यदि एक क्रिस्टल में एक अलग क्लोरीन परमाणु को अलग किया जाता है, तो आस-पास के सोडियम परमाणुओं के बीच क्लोरीन की प्रतिक्रिया करने वाले को ढूंढना संभव नहीं है।

इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा एक दूसरे के प्रति आकर्षित, आयन बाहरी बल या तापमान में वृद्धि के प्रभाव में अपना स्थान बदलने के लिए बेहद अनिच्छुक हैं। लेकिन अगर सोडियम क्लोराइड को पिघलाया जाता है और निर्वात में गर्म किया जाता है, तो यह वाष्पित हो जाता है, डायटोमिक NaCl अणु बनाता है। इससे पता चलता है कि सहसंयोजक बंधन बल कभी भी पूरी तरह से बंद नहीं होते हैं।

आयनिक बंधन की मुख्य विशेषताएं और आयनिक यौगिकों के गुण

1. एक आयनिक बंधन एक मजबूत रासायनिक बंधन होता है। इस बंधन की ऊर्जा लगभग 300 – 700 kJ/mol है।

2. एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयनिक बंधन गैर-दिशात्मक होता है, क्योंकि आयन किसी भी दिशा में विपरीत चिन्ह के आयनों को अपनी ओर आकर्षित कर सकता है।

3. एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयनिक बंधन असंतृप्त होता है, क्योंकि विपरीत चिन्ह के आयनों की परस्पर क्रिया से उनके बल क्षेत्रों का पूर्ण पारस्परिक मुआवजा नहीं मिलता है।

4. आयनिक बंधन के साथ अणुओं के निर्माण की प्रक्रिया में, इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण हस्तांतरण नहीं होता है, इसलिए प्रकृति में 100% आयनिक बंधन मौजूद नहीं होता है। NaCl अणु में, रासायनिक बंधन केवल 80% आयनिक होता है।

5. आयनिक यौगिक उच्च गलनांक और क्वथनांक वाले क्रिस्टलीय ठोस होते हैं।

6. अधिकांश आयनिक यौगिक जल में घुल जाते हैं। आयनिक यौगिकों के विलयन और पिघल विद्युत प्रवाह का संचालन करते हैं।

धातु कनेक्शन

धातु के क्रिस्टल अलग तरीके से व्यवस्थित होते हैं। यदि आप धात्विक सोडियम के एक टुकड़े पर विचार करें, तो आप पाएंगे कि बाह्य रूप से यह टेबल नमक से बहुत अलग है। सोडियम एक नरम धातु है, आसानी से चाकू से काटा जाता है, हथौड़े से चपटा किया जाता है, इसे स्प्रिट लैम्प पर एक कप में आसानी से पिघलाया जा सकता है (गलनांक 97.8 o C)। सोडियम क्रिस्टल में, प्रत्येक परमाणु आठ अन्य समान परमाणुओं से घिरा होता है।

धात्विक Na के क्रिस्टल की संरचना।

यह चित्र से देखा जा सकता है कि घन के केंद्र में Na परमाणु के 8 निकटतम पड़ोसी हैं। लेकिन क्रिस्टल में किसी अन्य परमाणु के बारे में भी यही कहा जा सकता है, क्योंकि वे सभी समान हैं। इस तस्वीर में दिखाए गए क्रिस्टल में "असीम रूप से" दोहराए जाने वाले टुकड़े होते हैं।

बाहरी ऊर्जा स्तर पर धातु के परमाणुओं में कम संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। चूँकि धातु के परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जा कम होती है, इसलिए इन परमाणुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को कमजोर रूप से बनाए रखा जाता है। नतीजतन, धातुओं के क्रिस्टल जाली में सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन और मुक्त इलेक्ट्रॉन दिखाई देते हैं। इस मामले में, धातु के पिंजरे क्रिस्टल जाली के नोड्स में स्थित होते हैं, और इलेक्ट्रॉन तथाकथित "इलेक्ट्रॉन गैस" बनाने, सकारात्मक केंद्रों के क्षेत्र में स्वतंत्र रूप से चलते हैं।

दो धनायनों के बीच एक ऋणात्मक रूप से आवेशित इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति इस तथ्य की ओर ले जाती है कि प्रत्येक धनायन इस इलेक्ट्रॉन के साथ परस्पर क्रिया करता है।

इस प्रकार, एक धात्विक बंधन धातु के क्रिस्टल में सकारात्मक आयनों के बीच एक बंधन होता है, जो इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण से होता है जो पूरे क्रिस्टल में स्वतंत्र रूप से चलते हैं।

चूँकि धातु में संयोजी इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल में समान रूप से वितरित होते हैं, धातु बंधन, आयनिक बंधन की तरह, एक अप्रत्यक्ष बंधन होता है। एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक धात्विक बंधन एक असंतृप्त बंधन है। एक धात्विक बंधन एक सहसंयोजक बंधन से शक्ति में भी भिन्न होता है। एक धात्विक बंधन की ऊर्जा एक सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा से लगभग तीन से चार गुना कम होती है।

इलेक्ट्रॉन गैस की उच्च गतिशीलता के कारण, धातुओं को उच्च विद्युत और तापीय चालकता की विशेषता होती है।

एक धातु क्रिस्टल काफी सरल दिखता है, लेकिन इसकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना वास्तव में आयनिक नमक क्रिस्टल की तुलना में अधिक जटिल होती है। धातु तत्वों के बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल पर पर्याप्त इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं जिससे एक पूर्ण "ऑक्टेट" सहसंयोजक या आयनिक बंधन बन सके। इसलिए, गैसीय अवस्था में, अधिकांश धातुओं में एकपरमाणुक अणु होते हैं (अर्थात, व्यक्तिगत, असंबंधित परमाणु)। एक विशिष्ट उदाहरण पारा वाष्प है। इस प्रकार, धातु के परमाणुओं के बीच एक धात्विक बंधन केवल एकत्रीकरण की तरल और ठोस अवस्था में होता है।

एक धात्विक बंधन को निम्नानुसार वर्णित किया जा सकता है: परिणामी क्रिस्टल में धातु के कुछ परमाणु अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के बीच की जगह (सोडियम में यह ... 3s1) देते हैं, आयनों में बदल जाते हैं। चूंकि एक क्रिस्टल में सभी धातु परमाणु समान होते हैं, उनमें से प्रत्येक के पास वैलेंस इलेक्ट्रॉन खोने का समान अवसर होता है।

दूसरे शब्दों में, तटस्थ और आयनित धातु परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों का संक्रमण ऊर्जा की खपत के बिना होता है। इस मामले में, इलेक्ट्रॉनों का एक हिस्सा हमेशा खुद को "इलेक्ट्रॉन गैस" के रूप में परमाणुओं के बीच की जगह में पाता है।

ये मुक्त इलेक्ट्रॉन, सबसे पहले, धातु के परमाणुओं को एक दूसरे से एक निश्चित संतुलन दूरी पर रखते हैं।

दूसरे, वे धातुओं को एक विशिष्ट "धात्विक चमक" देते हैं (मुक्त इलेक्ट्रॉन प्रकाश क्वांटा के साथ बातचीत कर सकते हैं)।

तीसरा, मुक्त इलेक्ट्रॉन धातुओं को अच्छी विद्युत चालकता प्रदान करते हैं। धातुओं की उच्च तापीय चालकता को इंटरटॉमिक स्पेस में मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति से भी समझाया जाता है - वे आसानी से ऊर्जा में परिवर्तन के लिए "जवाब" देते हैं और क्रिस्टल में इसके तेजी से हस्तांतरण में योगदान करते हैं।

धातु क्रिस्टल की इलेक्ट्रॉनिक संरचना का एक सरलीकृत मॉडल।

******** सोडियम धातु के उदाहरण पर, आइए हम विचारों के दृष्टिकोण से धात्विक बंधन की प्रकृति पर विचार करें परमाणु ऑर्बिटल्स. सोडियम परमाणु, कई अन्य धातुओं की तरह, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की कमी है, लेकिन फ्री वैलेंस ऑर्बिटल्स हैं। सोडियम का केवल 3s इलेक्ट्रॉन किसी भी मुक्त और निकटवर्ती ऊर्जा कक्ष में जाने में सक्षम है। जब एक क्रिस्टल में परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं, तो पड़ोसी परमाणुओं की बाहरी कक्षाएँ ओवरलैप हो जाती हैं, जिसके कारण दान किए गए इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल में स्वतंत्र रूप से घूमते हैं।

हालाँकि, "इलेक्ट्रॉन गैस" बिल्कुल अव्यवस्थित नहीं है, जैसा कि लग सकता है। एक धातु क्रिस्टल में मुक्त इलेक्ट्रॉन ओवरलैपिंग ऑर्बिटल्स में होते हैं और कुछ हद तक सामाजिक होते हैं, एक प्रकार के सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। सोडियम, पोटैशियम, रूबिडीयाम और अन्य धात्विक एस-तत्वों में केवल कुछ साझा इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए उनके क्रिस्टल भंगुर और फ्यूसिबल होते हैं। वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि के साथ, धातुओं की ताकत, एक नियम के रूप में, बढ़ जाती है।

इस प्रकार, तत्व एक धात्विक बंधन बनाने के लिए प्रवृत्त होते हैं, जिनके परमाणुओं के बाहरी आवरण पर कुछ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं। ये वैलेंस इलेक्ट्रॉन, जो धातु के बंधन को पूरा करते हैं, इतने सामाजिक होते हैं कि वे पूरे धातु क्रिस्टल में स्थानांतरित हो सकते हैं और धातु की उच्च विद्युत चालकता प्रदान कर सकते हैं।

NaCl क्रिस्टल बिजली का संचालन नहीं करता है क्योंकि आयनों के बीच की जगह में मुक्त इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं। सोडियम परमाणुओं द्वारा दान किए गए सभी इलेक्ट्रॉन अपने चारों ओर क्लोराइड आयनों को मजबूती से पकड़ते हैं। यह आयनिक क्रिस्टल और धात्विक क्रिस्टल के बीच आवश्यक अंतरों में से एक है।

अब आप धात्विक बंधन के बारे में जो जानते हैं, वह अधिकांश धातुओं की उच्च आघातवर्धनीयता (लचीलापन) की भी व्याख्या करता है। धातु को एक तार में खींचकर एक पतली शीट में चपटा किया जा सकता है। तथ्य यह है कि धातु के क्रिस्टल में परमाणुओं की अलग-अलग परतें अपेक्षाकृत आसानी से एक के ऊपर एक स्लाइड कर सकती हैं: मोबाइल "इलेक्ट्रॉन गैस" व्यक्तिगत सकारात्मक आयनों के आंदोलन को लगातार नरम करता है, उन्हें एक दूसरे से बचाता है।

बेशक, टेबल नमक के साथ कुछ भी नहीं किया जा सकता है, हालांकि नमक भी एक क्रिस्टलीय पदार्थ है। आयनिक क्रिस्टल में, वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक परमाणु के नाभिक से मजबूती से बंधे होते हैं। आयनों की एक परत के दूसरे के सापेक्ष स्थानांतरण से एक ही आवेश के आयनों का अभिसरण होता है और उनके बीच एक मजबूत प्रतिकर्षण होता है, जिसके परिणामस्वरूप क्रिस्टल का विनाश होता है (NaCl एक भंगुर पदार्थ है)।

आयनिक क्रिस्टल की परतों के खिसकने से समान आयनों और क्रिस्टल के विनाश के बीच बड़े प्रतिकारक बलों की उपस्थिति होती है।

मार्गदर्शन

• किसी पदार्थ की मात्रात्मक विशेषताओं के आधार पर संयुक्त समस्याओं को हल करना
• समस्या को सुलझाना। पदार्थों की संरचना की स्थिरता का नियम। किसी पदार्थ के "मोलर द्रव्यमान" और "रासायनिक मात्रा" की अवधारणाओं का उपयोग करके गणना

धातु कनेक्शन। एक धात्विक बंधन के गुण।

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

धातु बंधन तंत्र

सकारात्मक धातु आयन क्रिस्टल जाली के सभी नोड्स में स्थित होते हैं। उनके बीच बेतरतीब ढंग से, गैस के अणुओं की तरह, वैलेंस इलेक्ट्रॉन चलते हैं, आयनों के निर्माण के दौरान परमाणुओं से अलग हो जाते हैं। ये इलेक्ट्रॉन सीमेंट की भूमिका निभाते हैं, सकारात्मक आयनों को एक साथ रखते हैं; अन्यथा, आयनों के बीच प्रतिकारक बलों की कार्रवाई के तहत जाली बिखर जाएगी। इसी समय, इलेक्ट्रॉन भी क्रिस्टल जाली के भीतर आयनों द्वारा धारण किए जाते हैं और इसे छोड़ नहीं सकते। संचार बल स्थानीयकृत नहीं हैं और निर्देशित नहीं हैं। इस कारण से, अधिकांश मामलों में उच्च समन्वय संख्याएँ (जैसे 12 या 8) दिखाई देती हैं। जब दो धातु परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं, तो उनके बाहरी शेल ऑर्बिटल्स आणविक ऑर्बिटल्स बनाने के लिए ओवरलैप करते हैं। यदि एक तीसरा परमाणु ऊपर आता है, तो इसका कक्षीय पहले दो परमाणुओं के कक्षकों के साथ अतिच्छादन करता है, जिससे एक और आणविक कक्षीय प्राप्त होता है। जब कई परमाणु होते हैं, तो बड़ी संख्या में त्रि-आयामी आणविक कक्षाएँ होती हैं जो सभी दिशाओं में फैलती हैं। ऑर्बिटल्स के एकाधिक ओवरलैपिंग के कारण, प्रत्येक परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉन कई परमाणुओं से प्रभावित होते हैं।

विशेषता क्रिस्टल जाली

अधिकांश धातुएं निम्नलिखित अत्यधिक सममित, क्लोज-पैक जाली में से एक बनाती हैं: शरीर-केंद्रित क्यूबिक, फेस-केंद्रित क्यूबिक और हेक्सागोनल।

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

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

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

अन्य गुण

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

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

ठोस अवस्था में धातुएँ सकारात्मक आयनों के क्रिस्टल के रूप में मौजूद होती हैं, जैसे कि इलेक्ट्रॉनों के समुद्र में "तैरना" उनके बीच स्वतंत्र रूप से घूम रहा हो।

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

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

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

धातु कनेक्शन। एक धात्विक बंधन के गुण। - अवधारणा और प्रकार। श्रेणी का वर्गीकरण और विशेषताएं "धातु बंधन। धातु बंधन गुण।" 2017, 2018।