रासायनिक बंधन के प्रकार। परमाणु कक्षाओं का संकरण

I. प्रस्तावना। कार्बन परमाणु की त्रिविम रासायनिक विशेषताएं।

त्रिविम रसायन विज्ञान का एक हिस्सा है जो अणुओं की स्थानिक संरचना के अध्ययन के लिए समर्पित है और किसी पदार्थ के भौतिक और रासायनिक गुणों पर इस संरचना के प्रभाव, उनकी प्रतिक्रियाओं की दिशा और गति पर। रूढ़िवादिता में अध्ययन की वस्तुएं मुख्य रूप से कार्बनिक पदार्थ हैं। कार्बनिक यौगिकों की स्थानिक संरचना मुख्य रूप से कार्बन परमाणु की त्रिविम रासायनिक विशेषताओं से जुड़ी होती है। ये विशेषताएं, बदले में, वैलेंस स्टेट (संकरण प्रकार) पर निर्भर करती हैं।

योग्य sp3-संकरण, कार्बन परमाणु को चार पदार्थों से जोड़ा जाता है। यदि हम चतुष्फलक के केंद्र में स्थित एक कार्बन परमाणु की कल्पना करते हैं, तो प्रतिस्थापक चतुष्फलक के कोनों पर स्थित होंगे। एक उदाहरण मीथेन अणु है, जिसकी ज्यामिति नीचे दी गई है:

यदि सभी चार प्रतिस्थापन समान हैं (सीएच 4, सीसीएल 4), अणु एक नियमित टेट्राहेड्रॉन है जिसमें वैलेंस कोण 109 ओ 28" बांड हैं - टेट्राहेड्रॉन अनियमित हो जाता है।

योग्य sp2-संकरण, कार्बन परमाणु एक ही विमान में सभी चार परमाणुओं के साथ तीन पदार्थों से बंधा हुआ है; बंधन कोण 120 ओ हैं। राज्य में मौजूद दो आसन्न कार्बन परमाणुओं के बीच sp2-संकरण, स्थापित है, जैसा कि आप जानते हैं, न केवल सामान्य सिग्मा -कनेक्शन (जब अधिकतम इलेक्ट्रॉन घनत्व अंतःक्रियात्मक परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली एक काल्पनिक रेखा पर स्थित होता है), लेकिन एक विशेष प्रकार का दूसरा बंधन भी। यह तथाकथित अनुकरणीय -कनेक्शन अनहाइब्रिडाइज्ड ओवरलैपिंग द्वारा गठित आर-ऑर्बिटल्स।

पी-ऑर्बिटल्स की समानांतर व्यवस्था के साथ सबसे बड़ा ओवरलैप प्राप्त किया जा सकता है: यह स्थिति है जो ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल है, इसके उल्लंघन के लिए पीआई बंधन को तोड़ने के लिए ऊर्जा के व्यय की आवश्यकता होती है। इसलिए, कार्बन-कार्बन डबल बॉन्ड के चारों ओर कोई फ्री रोटेशन नहीं है (डबल बॉन्ड के चारों ओर फ्री रोटेशन की कमी का एक महत्वपूर्ण परिणाम ज्यामितीय आइसोमर्स की उपस्थिति है; सेक्शन II.2 देखें)।

परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक को जोड़ने वाली रेखा पर पाई बांड के लिए, इलेक्ट्रॉन घनत्व शून्य होता है; यह अधिकतम "ऊपर" और "नीचे" विमान है जिसमें उनके बीच का संबंध है। इस कारण से, पाई बॉन्ड की ऊर्जा सिग्मा बॉन्ड की तुलना में कम होती है, और पाई और सिग्मा बॉन्ड दोनों वाले यौगिकों के लिए अधिकांश कार्बनिक प्रतिक्रियाओं में, कम मजबूत पीआई बॉन्ड पहले टूटते हैं।

परिभाषा

मीथेन- संतृप्त हाइड्रोकार्बन वर्ग का सबसे सरल प्रतिनिधि (अणु की संरचना चित्र 1 में दिखाई गई है)। यह एक रंगहीन, हल्की, ज्वलनशील गैस, गंधहीन और पानी में लगभग अघुलनशील है।

इसका क्वथनांक -161.5 o C है, जमने का बिंदु -182.5 o C है। हवा के साथ मीथेन का मिश्रण अत्यंत विस्फोटक होता है (विशेषकर 1:10 के अनुपात में)।

चावल। 1. मीथेन अणु की संरचना।

मीथेन प्राप्त करना

मीथेन प्रकृति में काफी सामान्य है। यह गैस क्षेत्रों (97% तक) की प्राकृतिक गैस का मुख्य घटक है, यह संबंधित पेट्रोलियम गैस (तेल उत्पादन के दौरान जारी) के साथ-साथ कोक ओवन गैस में महत्वपूर्ण मात्रा में पाया जाता है। यह दलदलों, तालाबों और स्थिर पानी के तल से उत्सर्जित होता है, जहाँ यह हवा के उपयोग के बिना पौधों के अवशेषों के अपघटन के दौरान बनता है, यही कारण है कि मीथेन को दलदली गैस भी कहा जाता है। अंत में, मीथेन कोयले की खदानों में लगातार जमा होती जाती है, जहां इसे फायरडैम्प कहा जाता है।

मीथेन के उत्पादन के लिए सिंथेटिक तरीके कार्बनिक पदार्थों के साथ अकार्बनिक पदार्थों के संबंध को दर्शाते हैं। इसके उत्पादन के औद्योगिक (1, 2, 3) और प्रयोगशाला (4, 5) तरीकों में अंतर करना संभव है:

सी + 2 एच 2 → सीएच 4 (कैट = नी, टी 0) (1);

CO + 3H 2 → CH 4 + H 2 O (kat = Ni, t = 200 - 300 o C) (2);

सीओ 2 + 4 एच 2 → सीएच 4 + 2 एच 2 ओ (कैट, टी 0) (3);

अल 4 सी 3 + 12 एच 2 ओ → सीएच 4 + 4 एएल (ओएच) 3 (4);

सीएच 3 COONa + NaOH → सीएच 4 + ना 2 सीओ 3 (5)।

मीथेन के रासायनिक गुण

मीथेन एक कम प्रतिक्रियाशील कार्बनिक यौगिक है। तो, सामान्य परिस्थितियों में, यह एक अम्लीय वातावरण में केंद्रित एसिड, पिघला हुआ और केंद्रित क्षार, क्षार धातु, हलोजन (फ्लोरीन को छोड़कर), पोटेशियम परमैंगनेट और पोटेशियम डाइक्रोमेट के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है।

मीथेन की विशेषता वाले सभी रासायनिक परिवर्तन सी-एच बांडों के विभाजन के साथ आगे बढ़ते हैं:

• हलोजन (एस आर)

सीएच 4 + सीएल 2 → सीएच 3 सीएल + एचसीएल ( एचवी);

• नाइट्रेशन (एस आर)

सीएच 4 + होनो 2 (पतला) → सीएच 3 -एनओ 2 + एच 2 ओ (टी 0);

• सल्फोक्लोरिनेशन (एस आर)

सीएच 4 + एसओ 2 + सीएल 2 → सीएच 3 -एसओ 2 सीएल + एचसीएल ( एचवी);

उत्प्रेरक हैं (तांबा और मैंगनीज लवण उत्प्रेरक के रूप में उपयोग किए जाते हैं) (1, 2, 3) और पूर्ण (दहन) (4) मीथेन का ऑक्सीकरण:

2CH 4 + O 2 → 2CH 3 OH (पी, टी 0) (1);

सीएच 4 + ओ 2 → एचसी (ओ) एच + एच 2 ओ (एनओ, टी 0) (2);

2CH 4 + 3O 2 → 2HCOOH + 2H 2 O (kat = Pt, t 0) (3);

सीएच 4 + 2ओ 2 → सीओ 2 + 2 एच 2 ओ + क्यू (4)।

मीथेन का जल वाष्प और कार्बन डाइऑक्साइड के साथ रूपांतरण को इसके ऑक्सीकरण के तरीकों के लिए भी जिम्मेदार ठहराया जा सकता है:

सीएच 4 + एच 2 ओ → सीओ + 3 एच 2 (कैट = नी, टी = 800 ओ सी);

सीएच 4 + सीओ 2 → 2CO + 2H 2।

मीथेन क्रैकिंग कम आणविक भार के उत्पादों को प्राप्त करने के लिए तेल और उसके अंशों के रासायनिक प्रसंस्करण का सबसे महत्वपूर्ण तरीका है - चिकनाई वाले तेल, मोटर ईंधन, आदि, साथ ही साथ रासायनिक और पेट्रोकेमिकल उद्योगों के लिए कच्चा माल:

2CH 4 → एचसी≡सीएच + 3एच 2 (टी = 1500 ओ सी)।

मीथेन आवेदन

मीथेन कार्बन और हाइड्रोजन, एसिटिलीन, ऑक्सीजन युक्त कार्बनिक यौगिकों - अल्कोहल, एल्डिहाइड, एसिड के उत्पादन के लिए सबसे महत्वपूर्ण रासायनिक औद्योगिक प्रक्रियाओं का कच्चा माल है।

समस्या समाधान के उदाहरण

उदाहरण 1

उदाहरण 2

यूएसई कोडिफायर के विषय: सहसंयोजक रासायनिक बंधन, इसकी किस्में और गठन के तंत्र। एक सहसंयोजक बंधन (ध्रुवीयता और बंधन ऊर्जा) के लक्षण। आयोनिक बंध. धातु कनेक्शन। हाइड्रोजन बंध

इंट्रामोल्युलर रासायनिक बंधन

आइए पहले हम उन बंधों पर विचार करें जो अणुओं के भीतर कणों के बीच उत्पन्न होते हैं। ऐसे कनेक्शन कहलाते हैं इंट्रामोलीक्युलर.

रासायनिक बंध परमाणुओं के बीच रासायनिक तत्वएक इलेक्ट्रोस्टैटिक प्रकृति है और इसके कारण बनता है बाहरी (वैलेंस) इलेक्ट्रॉनों की बातचीत, अधिक या कम डिग्री में धनावेशित नाभिकों द्वारा धारण किया जाता हैबंधुआ परमाणु।

यहाँ प्रमुख अवधारणा है विद्युतीयता. यह वह है जो परमाणुओं और इस बंधन के गुणों के बीच रासायनिक बंधन के प्रकार को निर्धारित करता है।

आकर्षित करने के लिए एक परमाणु की क्षमता है (धारण) बाहरी(वैलेंस) इलेक्ट्रॉनों. वैद्युतीयऋणात्मकता नाभिक के लिए बाहरी इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण की डिग्री से निर्धारित होती है और मुख्य रूप से परमाणु की त्रिज्या और नाभिक के आवेश पर निर्भर करती है।

वैद्युतीयऋणात्मकता स्पष्ट रूप से निर्धारित करना मुश्किल है। एल। पॉलिंग ने सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी (डायटोमिक अणुओं की बंधन ऊर्जा के आधार पर) की एक तालिका संकलित की। सर्वाधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व है एक अधातु तत्त्वअर्थ के साथ 4 .

यह ध्यान रखना महत्वपूर्ण है कि विभिन्न स्रोतों में आप वैद्युतीयऋणात्मकता मूल्यों के विभिन्न पैमानों और तालिकाओं को पा सकते हैं। यह भयभीत नहीं होना चाहिए, क्योंकि रासायनिक बंधन का निर्माण एक भूमिका निभाता है परमाणु, और यह किसी भी प्रणाली में लगभग समान है।

यदि रासायनिक बंधन A:B में कोई एक परमाणु इलेक्ट्रॉनों को अधिक मजबूती से आकर्षित करता है, तो इलेक्ट्रॉन युग्म उसकी ओर स्थानांतरित हो जाता है। अधिक वैद्युतीयऋणात्मकता अंतरपरमाणु, जितना अधिक इलेक्ट्रॉन युग्म विस्थापित होता है।

यदि परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के वैद्युतीयऋणात्मकता मान बराबर या लगभग बराबर हैं: ईओ (ए) ≈ ईओ (वी), तब साझा इलेक्ट्रॉन युग्म किसी भी परमाणु से विस्थापित नहीं होता है: ए: बी. ऐसा कनेक्शन कहा जाता है सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय।

यदि परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता भिन्न होती है, लेकिन अधिक नहीं (विद्युतऋणात्मकता में अंतर लगभग 0.4 से 2 है: 0,4<ΔЭО<2 ), फिर इलेक्ट्रॉन जोड़ी को परमाणुओं में से एक में स्थानांतरित कर दिया जाता है। ऐसा कनेक्शन कहा जाता है सहसंयोजक ध्रुवीय .

यदि इंटरैक्टिंग परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी महत्वपूर्ण रूप से भिन्न होती है (इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर 2 से अधिक है: डीईओ>2), तो इलेक्ट्रॉनों में से एक गठन के साथ लगभग पूरी तरह से दूसरे परमाणु में जाता है आयनों. ऐसा कनेक्शन कहा जाता है ईओण का.

मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन हैं - सहसंयोजक, ईओण काऔर धातु कासम्बन्ध। आइए उन पर अधिक विस्तार से विचार करें।

सहसंयोजक रासायनिक बंधन

सहसंयोजक बंधन – यह एक रासायनिक बंधन है द्वारा बनाया एक आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी ए: बी का गठन . इस मामले में, दो परमाणु ओवरलैपपरमाणु ऑर्बिटल्स। इलेक्ट्रोनगेटिविटी में एक छोटे से अंतर के साथ परमाणुओं की बातचीत से एक सहसंयोजक बंधन बनता है (एक नियम के रूप में, दो अधातुओं के बीच) या एक तत्व के परमाणु।

सहसंयोजक बंधों के मूल गुण

• अभिविन्यास,
• संतृप्ति,
• polarity,
• polarizability.

ये बंधन गुण पदार्थों के रासायनिक और भौतिक गुणों को प्रभावित करते हैं।

संचार की दिशा रासायनिक संरचना और पदार्थों के रूप की विशेषता है। दो आबंधों के बीच के कोणों को आबंध कोण कहते हैं। उदाहरण के लिए, एक पानी के अणु में, H-O-H बांड कोण 104.45 o है, इसलिए पानी का अणु ध्रुवीय है, और मीथेन अणु में, H-C-H बंध कोण 108 o 28 ′ है।

संतृप्ति सीमित संख्या में सहसंयोजक रासायनिक बंधन बनाने के लिए परमाणुओं की क्षमता है। एक परमाणु द्वारा बनाए जा सकने वाले आबंधों की संख्या कहलाती है।

विचारों में भिन्नताबांड अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण उत्पन्न होते हैं। सहसंयोजक बंधन ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय में विभाजित हैं।

polarizability कनेक्शन हैं बाहरी विद्युत क्षेत्र द्वारा बंधन इलेक्ट्रॉनों को विस्थापित करने की क्षमता(विशेष रूप से, दूसरे कण का विद्युत क्षेत्र)। ध्रुवीकरण इलेक्ट्रॉन गतिशीलता पर निर्भर करता है। इलेक्ट्रॉन नाभिक से जितना दूर होता है, उतना ही अधिक मोबाइल होता है, और तदनुसार, अणु अधिक ध्रुवीकरणीय होता है।

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय रासायनिक बंधन

सहसंयोजी आबंध 2 प्रकार के होते हैं - ध्रुवीयऔर गैर-ध्रुवीय .

उदाहरण . हाइड्रोजन अणु एच 2 की संरचना पर विचार करें। प्रत्येक हाइड्रोजन परमाणु अपने बाहरी ऊर्जा स्तर में 1 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन वहन करता है। एक परमाणु को प्रदर्शित करने के लिए, हम लुईस संरचना का उपयोग करते हैं - यह एक परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर की संरचना का आरेख है, जब इलेक्ट्रॉनों को डॉट्स द्वारा निरूपित किया जाता है। दूसरी अवधि के तत्वों के साथ काम करते समय लुईस बिंदु संरचना मॉडल एक अच्छी मदद है।

एच। +। एच = एच: एच

इस प्रकार, हाइड्रोजन अणु में एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म और एक H-H रासायनिक बंधन होता है। यह इलेक्ट्रॉन युग्म किसी भी हाइड्रोजन परमाणु से विस्थापित नहीं होता है, क्योंकि हाइड्रोजन परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता समान होती है। ऐसा कनेक्शन कहा जाता है सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय .

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय (सममित) बंधन - यह समान वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणुओं द्वारा गठित एक सहसंयोजक बंधन है (एक नियम के रूप में, एक ही गैर-धातु) और इसलिए, परमाणुओं के नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व के एक समान वितरण के साथ।

अध्रुवीय आबंधों का द्विध्रुव आघूर्ण 0 होता है।

उदाहरण: एच 2 (एच-एच), ओ 2 (ओ = ओ), एस 8।

सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन एक सहसंयोजक बंधन है जो बीच होता है विभिन्न वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणु (आम तौर पर, विभिन्न अधातुएँ) और विशेषता है विस्थापनएक अधिक विद्युतीय परमाणु (ध्रुवीकरण) के लिए आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी।

इलेक्ट्रॉन घनत्व को एक अधिक विद्युतीय परमाणु में स्थानांतरित कर दिया जाता है - इसलिए, एक आंशिक ऋणात्मक आवेश (δ-) उस पर प्रकट होता है, और एक आंशिक धनात्मक आवेश एक कम विद्युतीय परमाणु (δ+, डेल्टा +) पर प्रकट होता है।

परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर जितना अधिक होगा, उतना अधिक होगा polarityकनेक्शन और भी बहुत कुछ द्विध्रुव आघूर्ण . पड़ोसी अणुओं और संकेत के विपरीत आवेशों के बीच, अतिरिक्त आकर्षक बल कार्य करते हैं, जो बढ़ता है ताकतसम्बन्ध।

बांड ध्रुवीयता यौगिकों के भौतिक और रासायनिक गुणों को प्रभावित करती है। प्रतिक्रिया तंत्र और यहां तक ​​कि पड़ोसी बांड की प्रतिक्रियाशीलता बांड की ध्रुवीयता पर निर्भर करती है। एक बंधन की ध्रुवीयता अक्सर निर्धारित करती है अणु की ध्रुवताऔर इस प्रकार क्वथनांक और गलनांक, ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में घुलनशीलता जैसे भौतिक गुणों को सीधे प्रभावित करता है।

उदाहरण: एचसीएल, सीओ 2, एनएच 3।

सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए तंत्र

एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन 2 तंत्रों द्वारा हो सकता है:

1. विनिमय तंत्र एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन का गठन तब होता है जब प्रत्येक कण एक आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के लिए एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है:

ए . + . बी = ए: बी

2. सहसंयोजक बंधन का निर्माण एक ऐसा तंत्र है जिसमें एक कण एक असाझा इलेक्ट्रॉन युग्म प्रदान करता है, और दूसरा कण इस इलेक्ट्रॉन युग्म के लिए एक रिक्त कक्षीय प्रदान करता है:

ए: + बी = ए: बी

इस मामले में, परमाणुओं में से एक एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है ( दाता), और दूसरा परमाणु इस जोड़ी के लिए एक खाली कक्षा प्रदान करता है ( हुंडी सकारनेवाला). आबंध बनने के फलस्वरूप दोनों की इलेक्ट्रॉन ऊर्जा घट जाती है, अर्थात यह परमाणुओं के लिए फायदेमंद है।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा गठित एक सहसंयोजक बंधन, अलग नहीं हैविनिमय तंत्र द्वारा गठित अन्य सहसंयोजक बंधों के गुणों द्वारा। दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक सहसंयोजक बंधन का गठन परमाणुओं के लिए विशिष्ट है या तो बाहरी ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉन दाताओं) में बड़ी संख्या में इलेक्ट्रॉनों के साथ, या इसके विपरीत, बहुत कम संख्या में इलेक्ट्रॉनों (इलेक्ट्रॉन स्वीकर्ता) के साथ। इसी में परमाणुओं की वैलेंस संभावनाओं पर अधिक विस्तार से विचार किया गया है।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक सहसंयोजक बंधन बनता है:

- अणु में कार्बन मोनोऑक्साइड CO(अणु में बंधन ट्रिपल है, 2 बांड विनिमय तंत्र द्वारा बनते हैं, एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा): C≡O;

- वी अमोनियम आयनएनएच 4 +, आयनों में कार्बनिक अमाइन, उदाहरण के लिए, मिथाइलअमोनियम आयन CH 3 -NH 2 + में;

- वी जटिल यौगिक, केंद्रीय परमाणु और लिगेंड के समूहों के बीच एक रासायनिक बंधन, उदाहरण के लिए, सोडियम टेट्राहाइड्रोक्सालुमिनेट ना में एल्यूमीनियम और हाइड्रॉक्साइड आयनों के बीच का बंधन;

- वी नाइट्रिक एसिड और उसके लवण- नाइट्रेट्स: HNO 3, NaNO 3, कुछ अन्य नाइट्रोजन यौगिकों में;

- अणु में ओजोनओ 3।

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं

एक सहसंयोजक बंधन, एक नियम के रूप में, गैर-धातुओं के परमाणुओं के बीच बनता है। एक सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं हैं लंबाई, ऊर्जा, बहुलता और प्रत्यक्षता।

रासायनिक बंधन बहुलता

रासायनिक बंधन बहुलता - यह एक यौगिक में दो परमाणुओं के बीच साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या. अणु बनाने वाले परमाणुओं के मूल्य से बंधन की बहुलता काफी आसानी से निर्धारित की जा सकती है।

उदाहरण के लिए , हाइड्रोजन अणु एच 2 में बंधन बहुलता 1 है, क्योंकि बाहरी ऊर्जा स्तर में प्रत्येक हाइड्रोजन में केवल 1 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है, इसलिए, एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है।

ऑक्सीजन अणु O 2 में, बंधन बहुलता 2 है, क्योंकि प्रत्येक परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर में 2 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं: O = O।

नाइट्रोजन अणु N2 में बंध बहुलता 3 है, क्योंकि प्रत्येक परमाणु के बीच बाहरी ऊर्जा स्तर में 3 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, और परमाणु 3 आम इलेक्ट्रॉन जोड़े N≡N बनाते हैं।

सहसंयोजक बंधन की लंबाई

रासायनिक बंधन की लंबाई एक बंधन बनाने वाले परमाणुओं के नाभिक के केंद्रों के बीच की दूरी है। यह प्रायोगिक भौतिक विधियों द्वारा निर्धारित किया जाता है। योगात्मकता नियम के अनुसार, बंधन की लंबाई का अनुमान लगाया जा सकता है, जिसके अनुसार AB अणु में बंधन की लंबाई लगभग A2 और B2 अणुओं में बंध लंबाई के योग के आधे के बराबर होती है:

एक रासायनिक बंधन की लंबाई का मोटे तौर पर अनुमान लगाया जा सकता है परमाणुओं की त्रिज्या के साथ, बंधन बनाना, या संचार की बहुलता सेअगर परमाणुओं की त्रिज्या बहुत अलग नहीं है।

बंधन बनाने वाले परमाणुओं की त्रिज्या में वृद्धि के साथ, बंधन की लंबाई में वृद्धि होगी।

उदाहरण के लिए

परमाणुओं के बीच बंधों की बहुलता में वृद्धि के साथ (जिनकी परमाणु त्रिज्या भिन्न नहीं है, या थोड़ा भिन्न है), बंधन की लंबाई कम हो जाएगी।

उदाहरण के लिए . श्रृंखला में: C-C, C=C, C≡C, बांड की लंबाई घट जाती है।

बंधन ऊर्जा

रासायनिक बंधन की ताकत का एक उपाय बंधन ऊर्जा है। बंधन ऊर्जा बंधन को तोड़ने और एक दूसरे से अनंत दूरी तक इस बंधन को बनाने वाले परमाणुओं को हटाने के लिए आवश्यक ऊर्जा द्वारा निर्धारित किया जाता है।

सहसंयोजक बंधन है बहुत टिकाऊ।इसकी ऊर्जा कई दसियों से लेकर सैकड़ों kJ/mol तक होती है। बंधन ऊर्जा जितनी अधिक होगी, बंधन शक्ति उतनी ही अधिक होगी और इसके विपरीत।

एक रासायनिक बंधन की ताकत बांड की लंबाई, बांड ध्रुवीयता और बंधन बहुलता पर निर्भर करती है। रासायनिक बंधन जितना लंबा होगा, उसे तोड़ना उतना ही आसान होगा और बंधन ऊर्जा जितनी कम होगी, उसकी ताकत उतनी ही कम होगी। रासायनिक बंधन जितना छोटा होता है, उतना ही मजबूत होता है और बंधन ऊर्जा उतनी ही अधिक होती है।

उदाहरण के लिए, यौगिकों एचएफ, एचसीएल, एचबीआर की श्रृंखला में बाएं से दाएं रासायनिक बंधन की ताकत कम हो जाती है, क्योंकि बंधन की लंबाई बढ़ जाती है।

आयनिक रासायनिक बंधन

आयोनिक बंध पर आधारित एक रासायनिक बंधन है आयनों का इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण.

आयनोंपरमाणुओं द्वारा इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने या देने की प्रक्रिया में बनते हैं। उदाहरण के लिए, सभी धातुओं के परमाणु बाहरी ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉनों को कमजोर रूप से पकड़ते हैं। इसलिए, धातु परमाणुओं की विशेषता है पुनर्योजी गुणइलेक्ट्रॉन दान करने की क्षमता।

उदाहरण. सोडियम परमाणु में तीसरे ऊर्जा स्तर पर 1 इलेक्ट्रॉन होता है। इसे आसानी से दूर करते हुए, सोडियम परमाणु एक अधिक स्थिर Na + आयन बनाता है, जिसमें नोबल नियॉन गैस Ne का इलेक्ट्रॉन विन्यास होता है। सोडियम आयन में 11 प्रोटॉन और केवल 10 इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए आयन का कुल आवेश -10+11 = +1 होता है:

+11ना) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 ना +) 2 ) 8

उदाहरण. क्लोरीन परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर में 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं। स्थिर अक्रिय आर्गन परमाणु Ar का विन्यास प्राप्त करने के लिए, क्लोरीन को 1 इलेक्ट्रॉन संलग्न करने की आवश्यकता होती है। एक इलेक्ट्रॉन के लगाव के बाद, एक स्थिर क्लोरीन आयन बनता है, जिसमें इलेक्ट्रॉन होते हैं। आयन का कुल आवेश -1 है:

+17क्लोरीन) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 क्लोरीन — ) 2 ) 8 ) 8

टिप्पणी:

• आयनों के गुण परमाणुओं के गुणों से भिन्न होते हैं!
• स्थिर आयन न केवल बन सकते हैं परमाणुओं, लेकिन परमाणुओं के समूह. उदाहरण के लिए: अमोनियम आयन NH 4 +, सल्फेट आयन SO 4 2-, आदि ऐसे आयनों द्वारा निर्मित रासायनिक बंधों को भी आयनिक माना जाता है;
• आयनिक बंधन आमतौर पर बीच बनते हैं धातुओंऔर nonmetals(गैर-धातुओं के समूह);

परिणामी आयन विद्युत आकर्षण के कारण आकर्षित होते हैं: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-।

आइए हम नेत्रहीन सामान्यीकरण करें सहसंयोजक और आयनिक बंधन प्रकार के बीच अंतर:

धातु रासायनिक बंधन

धातु कनेक्शन संबंध है जो अपेक्षाकृत बनता है मुक्त इलेक्ट्रॉनबीच में धातु आयनएक क्रिस्टल जाली बनाना।

बाहरी ऊर्जा स्तर पर धातुओं के परमाणु आमतौर पर होते हैं एक से तीन इलेक्ट्रॉन. धातु के परमाणुओं की त्रिज्या, एक नियम के रूप में, बड़ी होती है - इसलिए, धातु के परमाणु, गैर-धातुओं के विपरीत, आसानी से बाहरी इलेक्ट्रॉनों का दान करते हैं, अर्थात। मजबूत कम करने वाले एजेंट हैं

इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन

अलग-अलग, यह किसी पदार्थ में अलग-अलग अणुओं के बीच होने वाली बातचीत पर विचार करने योग्य है - इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन . इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन तटस्थ परमाणुओं के बीच एक प्रकार की बातचीत है जिसमें नए सहसंयोजक बंधन दिखाई नहीं देते हैं। 1869 में वैन डेर वाल्स द्वारा अणुओं के बीच अन्योन्य क्रिया के बलों की खोज की गई और उनके नाम पर इसका नामकरण किया गया। वान डार वाल्स बल. वैन डेर वाल्स बलों को विभाजित किया गया है अभिविन्यास, प्रवेश और फैलाव . इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन की ऊर्जा एक रासायनिक बंधन की ऊर्जा से बहुत कम है।

आकर्षण के उन्मुखीकरण बल ध्रुवीय अणुओं (द्विध्रुव-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया) के बीच उत्पन्न होती है। ये बल ध्रुवीय अणुओं के बीच उत्पन्न होते हैं। आगमनात्मक बातचीत एक ध्रुवीय अणु और एक गैर-ध्रुवीय के बीच की बातचीत है। ध्रुवीय की क्रिया के कारण एक गैर-ध्रुवीय अणु ध्रुवीकृत होता है, जो एक अतिरिक्त इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण उत्पन्न करता है।

एक विशेष प्रकार की इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन हाइड्रोजन बॉन्ड है। - ये इंटरमॉलिक्युलर (या इंट्रामोल्युलर) रासायनिक बंधन हैं जो अणुओं के बीच उत्पन्न होते हैं जिनमें दृढ़ता से ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन होते हैं - H-F, H-O या H-N. यदि अणु में ऐसे बंधन हैं, तो अणुओं के बीच होंगे आकर्षण के अतिरिक्त बल .

शिक्षा का तंत्र हाइड्रोजन बांड आंशिक रूप से इलेक्ट्रोस्टैटिक और आंशिक रूप से दाता-स्वीकर्ता है। इस मामले में, एक मजबूत विद्युतीय तत्व (F, O, N) का एक परमाणु एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी दाता के रूप में कार्य करता है, और इन परमाणुओं से जुड़े हाइड्रोजन परमाणु एक स्वीकर्ता के रूप में कार्य करते हैं। हाइड्रोजन बांड की विशेषता है अभिविन्यास अंतरिक्ष में और संतृप्ति।

हाइड्रोजन बॉन्ड को डॉट्स द्वारा निरूपित किया जा सकता है: एच ··· O. हाइड्रोजन से जुड़े किसी परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता जितनी अधिक होती है, और उसका आकार जितना छोटा होता है, हाइड्रोजन बंधन उतना ही मजबूत होता है। यह मुख्य रूप से यौगिकों की विशेषता है हाइड्रोजन के साथ फ्लोरीन , इतने ही अच्छे तरीके से हाइड्रोजन के साथ ऑक्सीजन , कम हाइड्रोजन के साथ नाइट्रोजन .

निम्नलिखित पदार्थों के बीच हाइड्रोजन बांड होते हैं:

— हाइड्रोजन फ्लोराइड एचएफ(गैस, पानी में हाइड्रोजन फ्लोराइड का घोल - हाइड्रोफ्लोरिक एसिड), पानीएच 2 ओ (भाप, बर्फ, तरल पानी):

— अमोनिया और कार्बनिक अमाइन का समाधान- अमोनिया और पानी के अणुओं के बीच;

— कार्बनिक यौगिक जिनमें ओ-एच या एन-एच बंध होते हैं: अल्कोहल, कार्बोक्जिलिक एसिड, एमाइन, अमीनो एसिड, फिनोल, एनिलिन और इसके डेरिवेटिव, प्रोटीन, कार्बोहाइड्रेट के समाधान - मोनोसैकराइड और डिसाकार्इड्स।

हाइड्रोजन बंधन पदार्थों के भौतिक और रासायनिक गुणों को प्रभावित करता है। इस प्रकार, अणुओं के बीच अतिरिक्त आकर्षण पदार्थों को उबालना मुश्किल बना देता है। हाइड्रोजन बांड वाले पदार्थ क्वथनांक में असामान्य वृद्धि प्रदर्शित करते हैं।

उदाहरण के लिए एक नियम के रूप में, आणविक भार में वृद्धि के साथ, पदार्थों के क्वथनांक में वृद्धि देखी जाती है। हालाँकि, कई पदार्थों में एच 2 ओ-एच 2 एस-एच 2 से-एच 2 तेहम क्वथनांक में रैखिक परिवर्तन नहीं देखते हैं।

अर्थात्, पर पानी का क्वथनांक असामान्य रूप से उच्च होता है - -61 o C से कम नहीं, जैसा कि सीधी रेखा हमें दिखाती है, लेकिन बहुत अधिक, +100 o C. इस विसंगति को पानी के अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंधों की उपस्थिति से समझाया गया है। इसलिए, सामान्य परिस्थितियों में (0-20 o C), पानी है तरलचरण अवस्था द्वारा।

कार्बन परमाणु एल की जमीनी स्थिति का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास एस 2 2एस 2 2पी 2:

यह उम्मीद की जाती है कि ऐसा कार्बन परमाणु दो हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ CH2 यौगिक बनाएगा। लेकिन मीथेन में, कार्बन चार हाइड्रोजन परमाणुओं से बंधा होता है। सीएच 4 अणु के गठन का प्रतिनिधित्व करने के लिए, इसकी उत्तेजित इलेक्ट्रॉनिक अवस्था को संदर्भित करना आवश्यक है।

अब किसी को उम्मीद होगी कि कार्बन परमाणु हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ चार बंधन बनाएगा, लेकिन ये बंधन समतुल्य नहीं हैं: तीन बंधनों का उपयोग करके बनाया जाता है आर-ऑर्बिटल्स, एक - का उपयोग करना एस-ऑर्बिटल्स। यह प्रसिद्ध तथ्य का खंडन करता है कि मीथेन में सभी बंधन समतुल्य हैं।

अगला, ऑर्बिटल्स का संकरण किया जाता है। गणितीय रूप से एक के विभिन्न संयोजनों की गणना एस- और तीन आर-ऑर्बिटल्स। अधिक अतिव्याप्ति के परिणामस्वरूप उच्चतम स्तर की प्रत्यक्षता ("बेहतर" कक्षक) वाले संकर कक्षक बंध देते हैं (1) मजबूत अनहाइब्रिडाइज्ड की तुलना में एस- या आर-ऑर्बिटल्स। चार "सर्वश्रेष्ठ" संकर कक्षक (2) समकक्ष हैं . उन्हें एक नियमित टेट्राहेड्रॉन के शीर्ष पर निर्देशित किया जाता है, दो ऑर्बिटल्स के बीच का कोण 109.5 o है। यह ज्यामिति प्रदान करती है (3) उनके बीच न्यूनतम प्रतिकर्षण .

आइए मीथेन अणु के निर्माण की तस्वीर को पूरा करें: चारों में से प्रत्येक एसपी 3 कार्बन परमाणु के -ऑर्बिटल्स 1 के साथ ओवरलैप करते हैं एस-हाइड्रोजन परमाणु की कक्षा। चार  -सम्बन्ध।

अधिकतम कवरेज के लिए एसपी 3 -कार्बन के कक्षक और 1 एस-हाइड्रोजन के कक्षकों में चार हाइड्रोजन परमाणु अक्षों पर स्थित होने चाहिए एसपी 3 -ऑर्बिटल्स। इसलिए, किसी भी दो सी-एच बांड के बीच का कोण 109.5 ओ है।

प्रायोगिक डेटा गणना की पुष्टि करता है: मीथेन में टेट्राहेड्रल संरचना होती है। सभी कार्बन-हाइड्रोजन बॉन्ड की लंबाई 10.9 10 -2 एनएम है, किसी भी दो बॉन्ड के बीच का कोण टेट्राहेड्रल है और 109.5 ओ के बराबर है। मीथेन के एक बंधन को तोड़ने में 427·10 3 J/mol लगता है।

1.3। ईथेन की संरचना

अल्केन श्रृंखला के अगले होमोलॉग का निर्माण - ईथेन एच 3 सी-सीएच 3 इसी तरह से किया जाएगा। जैसा कि मीथेन के मामले में है , ओवरलैप के कारण सी-एच बांड उत्पन्न होते हैं एसपी 3 -कार्बन परमाणु की कक्षाएँ 1s-हाइड्रोजन परमाणुओं की कक्षाएँ, कार्बन-कार्बन बंधन दो के अतिव्यापन के परिणामस्वरूप बनता है एसपी 3 -कार्बन परमाणुओं की कक्षाएँ।

ईथेन अणु में छह कार्बन-हाइड्रोजन  बांड और एक कार्बन-कार्बन  बांड होते हैं। -बॉन्ड में बेलनाकार समरूपता होती है। -बॉन्ड इलेक्ट्रॉन क्लाउड की समरूपता अक्ष परमाणुओं को जोड़ने वाली रेखा है। कार्बन-कार्बन  बांड के इलेक्ट्रॉन बादल, जिसमें बेलनाकार समरूपता होती है, को निम्नानुसार चित्रित किया जा सकता है:

1.4। एक साधारण कार्बन-कार्बन बंधन के चारों ओर घूमना। रचना

इथेन अणु में, एक मिथाइल समूह का दूसरे के सापेक्ष घूर्णन लगभग स्वतंत्र रूप से होता है।

हालांकि, एक मिथाइल समूह का दूसरे के सापेक्ष रोटेशन पूरी तरह से मुक्त नहीं है। अवरूद्ध संरूपण II के लिए अणु की स्थितिज ऊर्जा न्यूनतम है, मिथाइल समूह के घूर्णन के दौरान, यह बढ़ता है और अवरूद्ध संरूपण I के लिए अधिकतम तक पहुंच जाता है। अवरूद्ध संरूपण की तुलना में अवरूद्ध संरूपण की अतिरिक्त ऊर्जा ऊर्जा कहलाती है मरोड़ तनाव . एक ईथेन अणु के लिए, यह ऊर्जा 13 · 10 3 J/mol (चित्र 1.1) है।

यह माना जाता है कि कार्बन-हाइड्रोजन बंधों के इलेक्ट्रॉन बादलों के प्रतिकर्षण के कारण अतिरिक्त ऊर्जा प्रकट होती है, जब वे एक दूसरे के पास से गुजरते हैं। चूंकि कमरे के तापमान पर अणुओं के कुछ टकरावों की ऊर्जा 86·10 3 J/mol तक पहुंच सकती है, इसलिए 13·10 3 J/mol की बाधा आसानी से दूर हो जाती है। ईथेन में घूर्णन मुक्त माना जाता है।

चावल। 1.1। ऊर्जाप्रोफ़ाइलसमूह घुमावचौधरी 3 कार्बन-कार्बन बंधन के चारों ओर एक इथेन अणु में

एनर्जी मिनिमा के अनुरूप कन्फॉर्मेशन कहलाते हैं गठनात्मक आइसोमर्स या कन्फर्मर्स . अधिक जटिल अणुओं में, अनुरूपकों की संख्या काफी बड़ी हो सकती है।

संतृप्त हाइड्रोकार्बन के समूह में पदार्थों का संबंध उनकी संरचना की प्रकृति से निर्धारित होता है। सबसे सरल हाइड्रोकार्बन - मीथेन की संरचना पर विचार करें।

मीथेन सीएच 4 एक रंगहीन और गंधहीन गैस है, जो हवा से लगभग दोगुनी हल्की है। यह प्रकृति में पौधों और जानवरों के जीवों के अवशेषों के बिना हवा के उपयोग के अपघटन के परिणामस्वरूप बनता है। इसलिए, यह पाया जा सकता है, उदाहरण के लिए, दलदली जलाशयों में, कोयले की खानों में। मीथेन प्राकृतिक गैस में महत्वपूर्ण मात्रा में पाया जाता है, जो अब दैनिक जीवन और उद्योग में ईंधन के रूप में व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।

मीथेन अणु में, कार्बन परमाणु के साथ हाइड्रोजन परमाणुओं के रासायनिक बंधन सहसंयोजक होते हैं। यदि बांड के गठन के दौरान जोड़े में अतिव्यापी इलेक्ट्रॉन बादलों को दो बिंदुओं या वैलेंस लाइन द्वारा निरूपित किया जाता है, तो मीथेन की संरचना सूत्रों द्वारा व्यक्त की जा सकती है:

या

जब कार्बनिक रसायन विज्ञान में अणुओं की स्थानिक संरचना का अध्ययन शुरू हुआ, तो यह पाया गया कि मीथेन अणु में वास्तव में एक टेट्राहेड्रल आकार होता है, न कि एक सपाट, जैसा कि हम कागज पर चित्रित करते हैं।

आइए जानें कि मीथेन अणु एक चतुष्फलक क्यों है। जाहिर है, हमें कार्बन परमाणु की संरचना से शुरू करना चाहिए। लेकिन यहां हमें एक विरोधाभास का सामना करना पड़ता है। कार्बन परमाणुओं में चार संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं, उनमें से दो युग्मित s-इलेक्ट्रॉन होते हैं, वे हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ रासायनिक बंधन नहीं बना सकते हैं। रासायनिक बंध केवल दो अयुग्मित p-इलेक्ट्रॉनों द्वारा स्थापित किए जा सकते हैं। लेकिन तब मीथेन अणु का सूत्र CH4 नहीं, बल्कि CH2 होना चाहिए, जो सत्य नहीं है। रासायनिक बंधों के निर्माण की निम्नलिखित व्याख्या से यह विरोधाभास समाप्त हो जाता है।

जब एक कार्बन परमाणु हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ परस्पर क्रिया करता है, तो उसमें बाहरी परत के s-इलेक्ट्रॉन वाष्पित हो जाते हैं, उनमें से एक तीसरे p-इलेक्ट्रॉन के रिक्त स्थान पर कब्जा कर लेता है और आयतन आठ के रूप में एक बादल बनाता है, जो आयतन के लंबवत होता है। अन्य दो पी-इलेक्ट्रॉनों के बादल। परमाणु तब गुजरता है, जैसा कि वे कहते हैं, उत्तेजित अवस्था में। अब चारों संयोजी इलेक्ट्रॉन अयुग्मित हो गए हैं, वे चार रासायनिक बंध बना सकते हैं। लेकिन एक नया विरोधाभास पैदा होता है। तीन पी-इलेक्ट्रॉनों को परस्पर लंबवत दिशाओं में हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ तीन रासायनिक बंधन बनाने चाहिए, अर्थात 90 ° के कोण पर, और चौथा हाइड्रोजन परमाणु एक मनमाना दिशा में जुड़ सकता है, क्योंकि एस-इलेक्ट्रॉन बादल का एक गोलाकार आकार होता है और ये बंधन , जाहिर है, वे गुणों में भिन्न होंगे। इस बीच, यह ज्ञात है कि मीथेन अणु में सभी सी-एच बंधन समान हैं और 109 ° 28 के कोण पर स्थित हैं। इलेक्ट्रॉन बादलों के संकरण की अवधारणा इस विरोधाभास को हल करने में मदद करती है।

रासायनिक बंधनों के निर्माण की प्रक्रिया में, कार्बन परमाणु (एक s- और तीन p-इलेक्ट्रॉन) के सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादल संरेखित होते हैं और समान हो जाते हैं। साथ ही, वे असममित मात्रा आठ का रूप लेते हैं, जो टेट्राहेड्रॉन के शिखर की तरफ बढ़ते हैं (इलेक्ट्रॉन घनत्व का एक असममित वितरण का अर्थ है कि नाभिक के एक तरफ एक इलेक्ट्रॉन को खोजने की संभावना दूसरे से अधिक है)।

हाइब्रिड इलेक्ट्रॉन बादलों की कुल्हाड़ियों के बीच का कोण 109°28" के बराबर होता है, जो उन्हें समान रूप से आवेशित होने की अनुमति देता है, जितना संभव हो सके एक दूसरे से दूर जाने के लिए। टेट्राहेड्रॉन के कोने तक विस्तारित होने के कारण, ऐसे बादल हाइड्रोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के साथ महत्वपूर्ण रूप से ओवरलैप हो सकता है, जिससे ऊर्जा का अधिक से अधिक विमोचन होता है और समान गुणों वाले मजबूत रासायनिक बंध बनते हैं (चित्र। ए)।