रासायनिक बंध

रासायनिक बंधन परमाणुओं, आयनों  या  अणुओं  के बीच एक स्थायी आकर्षण है जो  रासायनिक यौगिक  के निर्माण को सक्षम बनाता है। बंधन का परिणाम  आयोनिक बंधो  के रूप में विपरीत आवेशित आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक बल या  सहसंयोजक बंधों  के रूप में  इलेक्ट्रॉनों  के बंटवारे के माध्यम से हो सकता है। रासायनिक बंधों की ताकत काफी भिन्न होती है; "मजबूत बंधन" या "प्राथमिक बंधन" जैसे सहसंयोजक, आयनिक बंध  और  धातु बंधन, और "कमजोर बंधन" या "द्वितीयक बंधन" जैसे द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रियाएं, लंदन फैलाव बल  और हाइड्रोजन बंधन ।

चूँकि विपरीत आवेश एक साधारण विद्युत चुम्बकीय बल  के माध्यम से आकर्षित होते हैं, नाभिक की परिक्रमा करने वाले ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन और  परमाणु नाभिक  में धनात्मक आवेशित प्रोटॉन एक दूसरे को आकर्षित करते हैं। दो नाभिकों के बीच स्थित एक इलेक्ट्रॉन उन दोनों की ओर आकर्षित होगा और इस स्थिति में नाभिक इलेक्ट्रॉनों की ओर आकर्षित होगा। यह आकर्षण रासायनिक बंधन का निर्माण करता है। इलेक्ट्रॉनों की पदार्थ तरंग प्रकृति और उनके छोटे द्रव्यमान के कारण, उन्हें नाभिक की तुलना में बहुत अधिक मात्रा में मात्रा पर कब्जा करना चाहिए, और इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा कर लिया गया यह आयतन परमाणु नाभिक को आकार की तुलना में अपेक्षाकृत दूर एक बंधन में रखता है। स्वयं नाभिक के। सामान्य तौर पर, मजबूत रासायनिक बंधन भाग लेने वाले परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे या हस्तांतरण से जुड़ा होता है। अणुओं, क्रिस्टल,  धातु ओं और द्विपरमाणुक गैसों में परमाणु-वास्तव में हमारे आस-पास के अधिकांश भौतिक वातावरण-रासायनिक बंधनों द्वारा एक साथ रखे जाते हैं, जो संरचना और पदार्थ के थोक गुणों को निर्धारित करते हैं।

सभी बांडों को क्वांटम यांत्रिकी  द्वारा समझाया जा सकता है, लेकिन व्यवहार में, सरलीकरण नियम रसायनज्ञों को बांड की ताकत, दिशात्मकता और ध्रुवीयता की भविष्यवाणी करने की अनुमति देते हैं। अष्टक नियम और  वीएसईपीआर सिद्धांत  दो उदाहरण हैं। अधिक परिष्कृत सिद्धांत  संयोजकता बंधन सिद्धांत  हैं, जिसमें  कक्षीय संकरण  शामिल है और  अनुनाद (रसायन विज्ञान), और  आणविक कक्षीय सिद्धांत  जिसमें परमाणु ऑर्बिटल्स और  लिगैंड क्षेत्र सिद्धांत  का रैखिक संयोजन शामिल है।  इलेक्ट्रोस्टाटिक्स  का उपयोग बंधन ध्रुवीयता और रासायनिक पदार्थों पर उनके प्रभाव का वर्णन करने के लिए किया जाता है।

मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधों का अवलोकन
एक रासायनिक बंधन परमाणुओं के बीच एक आकर्षण है। इस आकर्षण को परमाणुओं के सबसे बाहरी या संयोजी इलेक्ट्रॉनों के विभिन्न व्यवहारों के परिणाम के रूप में देखा जा सकता है। ये व्यवहार विभिन्न परिस्थितियों में एक-दूसरे में निर्बाध रूप से विलीन हो जाते हैं, जिससे उनके बीच कोई स्पष्ट रेखा नहीं खींची जा सकती। हालांकि यह विभिन्न प्रकार के बंधनों के बीच अंतर करने के लिए उपयोगी और प्रथागत रहता है, जिसके परिणामस्वरूप संघनित पदार्थ के विभिन्न गुण होते हैं।

एक सहसंयोजक बंधन के सरलतम दृश्य में, एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन (अक्सर इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी) दो परमाणु नाभिकों के बीच के स्थान में खींचे जाते हैं। बंधन गठन द्वारा ऊर्जा जारी की जाती है। यह स्थितिज ऊर्जा में कमी का परिणाम नहीं है, क्योंकि दो प्रोटॉन के लिए दो इलेक्ट्रॉनों का आकर्षण इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन और प्रोटॉन-प्रोटॉन प्रतिकर्षण द्वारा ऑफसेट किया जाता है। इसके बजाय, ऊर्जा की रिहाई (और इसलिए बंधन की स्थिरता) गतिज ऊर्जा में कमी से उत्पन्न होती है क्योंकि इलेक्ट्रॉनों को अधिक स्थानिक रूप से वितरित (यानी लंबी डी ब्रोगली तरंग दैर्ध्य ) कक्षीय में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की तुलना में अपने संबंधित नाभिक के करीब सीमित किया जाता है।. ये बंधन दो विशेष पहचान योग्य परमाणुओं के बीच मौजूद होते हैं और अंतरिक्ष में एक दिशा होती है, जिससे उन्हें चित्रों में परमाणुओं के बीच एकल कनेक्टिंग लाइनों के रूप में दिखाया जा सकता है, या मॉडल में गोलाकारों के बीच की छड़ के रूप में मॉडलिंग किया जा सकता है।

एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन  में, एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों को दो नाभिकों के बीच असमान रूप से साझा किया जाता है। सहसंयोजक बंधन अक्सर अणुओं नामक बेहतर-जुड़े परमाणुओं के छोटे संग्रह के गठन में परिणत होते हैं, जो ठोस और तरल पदार्थ में अन्य अणुओं से बलों द्वारा बंधे होते हैं जो अक्सर सहसंयोजक बंधनों की तुलना में बहुत कमजोर होते हैं जो अणुओं को आंतरिक रूप से एक साथ रखते हैं। इस तरह के कमजोर अंतर-आणविक बंधन कार्बनिक आणविक पदार्थ देते हैं, जैसे मोम और तेल, उनके नरम थोक चरित्र, और उनके कम पिघलने बिंदु (तरल पदार्थ में, अणुओं को एक दूसरे के साथ सबसे संरचित या उन्मुख संपर्क बंद करना चाहिए)। जब सहसंयोजक बंधन बड़े अणुओं में परमाणुओं की लंबी श्रृंखलाओं को जोड़ते हैं, हालांकि (जैसे कि  नायलॉन  जैसे पॉलिमर में), या जब सहसंयोजक बंधन ठोस के माध्यम से नेटवर्क में विस्तारित होते हैं जो असतत अणुओं (जैसे  हीरा  या  क्वार्ट्ज  या कई में  सिलिकेट खनिज ों से बना नहीं होते हैं) चट्टान के प्रकार) तो परिणामी संरचनाएं मजबूत और सख्त दोनों हो सकती हैं, कम से कम सहसंयोजक बंधों के नेटवर्क के साथ सही दिशा में उन्मुख। साथ ही, ऐसे सहसंयोजक पॉलिमर और नेटवर्क के गलनांक बहुत बढ़ जाते हैं।

एक आयनिक बंधन के सरलीकृत दृष्टिकोण में, बंधन इलेक्ट्रॉन को साझा नहीं किया जाता है, लेकिन स्थानांतरित किया जाता है। इस प्रकार के बंधन में, एक परमाणु के बाहरी परमाणु कक्षक में एक रिक्ति होती है जो एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने की अनुमति देती है। ये नए जोड़े गए इलेक्ट्रॉन संभावित रूप से एक अलग परमाणु में अनुभव की तुलना में कम ऊर्जा-अवस्था (प्रभावी रूप से अधिक परमाणु चार्ज के करीब) पर कब्जा कर लेते हैं। इस प्रकार, एक नाभिक दूसरे नाभिक की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन को अधिक कसकर बाध्य स्थिति प्रदान करता है, जिसके परिणामस्वरूप एक परमाणु दूसरे को एक इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित कर सकता है। इस स्थानांतरण के कारण एक परमाणु शुद्ध धनात्मक आवेश ग्रहण करता है, और दूसरा शुद्ध ऋणात्मक आवेश ग्रहण करता है। बांड तब सकारात्मक और नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के परिणामस्वरूप होता है। आयनिक बंधों को सहसंयोजक बंधों में ध्रुवीकरण के चरम उदाहरण के रूप में देखा जा सकता है। अक्सर, ऐसे बंधों का अंतरिक्ष में कोई विशेष अभिविन्यास नहीं होता है, क्योंकि वे प्रत्येक आयन के अपने चारों ओर के सभी आयनों के समान इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के परिणामस्वरूप होते हैं। आयनिक बंधन मजबूत होते हैं (और इस प्रकार आयनिक पदार्थों को पिघलने के लिए उच्च तापमान की आवश्यकता होती है) लेकिन भंगुर भी होते हैं, क्योंकि आयनों के बीच की ताकत कम दूरी की होती है और आसानी से दरारें और फ्रैक्चर को पाटती नहीं है। इस प्रकार का बंधन क्लासिक खनिज लवण जैसे टेबल नमक के क्रिस्टल की भौतिक विशेषताओं को जन्म देता है।

एक कम अक्सर उल्लेखित प्रकार का बंधन धातु बंधन है। इस प्रकार के बंधन में, धातु में प्रत्येक परमाणु एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों को इलेक्ट्रॉनों के समुद्र में दान करता है जो कई धातु परमाणुओं के बीच रहते हैं। इस समुद्र में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन एक साथ कई परमाणुओं से जुड़े होने के लिए स्वतंत्र है (अपनी तरंग प्रकृति के आधार पर)। बंधन का परिणाम है क्योंकि धातु परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों के नुकसान के कारण कुछ हद तक सकारात्मक चार्ज हो जाते हैं जबकि इलेक्ट्रॉन किसी भी परमाणु का हिस्सा हुए बिना कई परमाणुओं के प्रति आकर्षित रहते हैं। धात्विक बंधन को सहसंयोजक बंधों की एक बड़ी प्रणाली पर इलेक्ट्रॉनों के निरूपण  के एक चरम उदाहरण के रूप में देखा जा सकता है, जिसमें प्रत्येक परमाणु भाग लेता है। इस प्रकार की बॉन्डिंग अक्सर बहुत मजबूत होती है (जिसके परिणामस्वरूप धातुओं की तन्य शक्ति होती है)। हालांकि, धातु बंधन अन्य प्रकारों की तुलना में प्रकृति में अधिक सामूहिक है, और इसलिए वे धातु क्रिस्टल को अधिक आसानी से विकृत करने की अनुमति देते हैं, क्योंकि वे एक दूसरे के लिए आकर्षित परमाणुओं से बने होते हैं, लेकिन किसी विशेष रूप से उन्मुख तरीके से नहीं। इससे धातुओं में लचीलापन आता है। धात्विक बंधन में इलेक्ट्रॉनों के बादल धातुओं की विशिष्ट रूप से अच्छी विद्युत और तापीय चालकता का कारण बनते हैं, और उनकी चमकदार चमक (खनिज विज्ञान) भी है जो सफेद प्रकाश की अधिकांश आवृत्तियों को दर्शाती है।

इतिहास
रासायनिक बंधन की प्रकृति के बारे में शुरुआती अटकलें, 12 वीं शताब्दी की शुरुआत से, माना जाता था कि कुछ प्रकार की रासायनिक प्रजाति यां एक प्रकार की  रासायनिक आत्मीयता  से जुड़ी हुई थीं। 1704 में,  सर आइजैक न्यूटन  ने अपने ' प्रकाशिकी ' के प्रश्न 31 में अपने परमाणु बंधन सिद्धांत को प्रसिद्ध रूप से रेखांकित किया, जिससे परमाणु एक-दूसरे से किसी बल से जुड़ते हैं। विशेष रूप से, उस समय प्रचलित विभिन्न लोकप्रिय सिद्धांतों को स्वीकार करने के बाद, कि कैसे परमाणुओं को एक-दूसरे से जुड़ने के लिए तर्क दिया गया था, यानी झुके हुए परमाणु, आराम से एक साथ चिपके हुए, या षड्यंत्रकारी गतियों द्वारा एक साथ अटके हुए थे, न्यूटन कहते हैं कि वह उनकी तुलना में अनुमान लगाना पसंद करेंगे। सामंजस्य, कि कण एक दूसरे को किसी बल द्वारा आकर्षित करते हैं, जो तत्काल संपर्क में अत्यधिक मजबूत होता है, कम दूरी पर रासायनिक संचालन करता है, और किसी भी समझदार प्रभाव से कणों से दूर नहीं पहुंचता है।

1819 में, वोल्टाइक ढेर के आविष्कार की ऊँची एड़ी के जूते पर, जोन्स जैकब बर्ज़ेलियस ने संयोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रोनगेटिव और इलेक्ट्रोपोसिटिव वर्णों पर बल देते हुए रासायनिक संयोजन का एक सिद्धांत विकसित किया। 19वीं सदी के मध्य तक, एडवर्ड फ्रैंकलैंड, अगस्त केकुले|एफ.ए. केकुले, ए.एस. कूपर, अलेक्जेंडर बटलरोव, और  हरमन कोल्बे ,  रेडिकल (रसायन विज्ञान)  पर निर्माण करते हुए,  वैलेंस (रसायन विज्ञान)  विकसित किया, जिसे मूल रूप से संयोजन शक्ति कहा जाता है, जिसमें सकारात्मक और नकारात्मक ध्रुवों के आकर्षण के कारण यौगिकों को जोड़ा गया था। 1904 में,  रिचर्ड एबेग  ने एबेग के नियम का प्रस्ताव रखा कि एक तत्व की अधिकतम और न्यूनतम संयोजकता के बीच का अंतर अक्सर आठ होता है। इस बिंदु पर, संयोजकता अभी भी केवल रासायनिक गुणों पर आधारित एक अनुभवजन्य संख्या थी।

हालांकि परमाणु की प्रकृति अर्नेस्ट रदरफोर्ड  की 1911 की खोज के साथ स्पष्ट हो गई कि इलेक्ट्रॉनों से घिरे एक परमाणु नाभिक की खोज जिसमें उन्होंने नागाओका को उद्धृत करते हुए थॉमसन के मॉडल को इस आधार पर खारिज कर दिया कि विपरीत आरोप अभेद्य हैं। 1904 में, नागाओका ने परमाणु का एक वैकल्पिक ग्रहीय मॉडल प्रस्तावित किया जिसमें एक धनात्मक आवेशित केंद्र शनि और उसके वलयों के रूप में कई परिक्रामी इलेक्ट्रॉनों से घिरा हुआ है। नागाओका के मॉडल ने दो भविष्यवाणियां की: रदरफोर्ड ने अपने 1911 के पेपर में नागाओका के मॉडल का उल्लेख किया है जिसमें परमाणु नाभिक प्रस्तावित है। 1911 के सोल्वे सम्मेलन में, परमाणुओं के बीच ऊर्जा अंतर को नियंत्रित करने के बारे में चर्चा में, मैक्स प्लैंक ने बस कहा: मध्यस्थ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। इन परमाणु मॉडलों ने सुझाव दिया कि इलेक्ट्रॉन रासायनिक व्यवहार को निर्धारित करते हैं।
 * एक बहुत विशाल परमाणु केंद्र (एक बहुत विशाल ग्रह के सादृश्य में)
 * नाभिक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन, इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों से बंधे होते हैं (गुरुत्वाकर्षण बलों द्वारा बंधे हुए शनि के चारों ओर घूमने वाले छल्ले के अनुरूप।)

इसके बाद नील्स बोहरो  का  बोहर मॉडल  इलेक्ट्रॉन कक्षाओं के साथ परमाणु परमाणु का आया। 1916 में, रसायनज्ञ गिल्बर्ट एन. लुईस ने सहसंयोजक बंधन | इलेक्ट्रॉन-जोड़ी बंधन की अवधारणा विकसित की, जिसमें दो परमाणु एक से छह इलेक्ट्रॉनों को साझा कर सकते हैं, इस प्रकार एकल इलेक्ट्रॉन बंधन,  एकल बंधन , दोहरा बंधन या  ट्रिपल बांड  बनाते हैं। ; लुईस के अपने शब्दों में, एक इलेक्ट्रॉन दो अलग-अलग परमाणुओं के कोश का एक हिस्सा बन सकता है और यह नहीं कहा जा सकता है कि यह केवल एक से संबंधित है। इसके अलावा 1916 में, वाल्थर कोसेल  ने लुईस के समान एक सिद्धांत को सामने रखा, केवल उनके मॉडल ने परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानान्तरण को ग्रहण किया, और इस प्रकार यह आयनिक बंधन का एक मॉडल था। लुईस और कोसल दोनों ने अपने बॉन्डिंग मॉडल को एबेग के नियम (1904) के आधार पर संरचित किया।

नील्स बोहर ने 1913 में रासायनिक बंधन के बोहर मॉडल का भी प्रस्ताव रखा। एक द्विपरमाणुक अणु  के लिए उनके मॉडल के अनुसार, अणु के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन एक घूर्णन वलय बनाते हैं जिसका तल अणु की धुरी के लंबवत और परमाणु नाभिक से समान दूरी पर होता है।. आणविक प्रणाली के गतिशील संतुलन  को नाभिक के आकर्षण बलों के बीच इलेक्ट्रॉनों की अंगूठी के विमान और नाभिक के पारस्परिक प्रतिकर्षण की ताकतों के बीच बलों के संतुलन के माध्यम से प्राप्त किया जाता है। रासायनिक बंधन के बोहर मॉडल ने  कूलम्ब प्रतिकर्षण  को ध्यान में रखा - रिंग में इलेक्ट्रॉन एक दूसरे से अधिकतम दूरी पर होते हैं। 1927 में, एक साधारण रासायनिक बंधन का पहला गणितीय रूप से पूर्ण क्वांटम विवरण, यानी हाइड्रोजन आणविक आयन में एक इलेक्ट्रॉन द्वारा उत्पादित, डायहाइड्रोजन केशन | एच2+, डेनिश भौतिक विज्ञानी yvind Burrau द्वारा प्राप्त किया गया था। इस कार्य से पता चला कि रासायनिक बंधों के लिए क्वांटम दृष्टिकोण मौलिक और मात्रात्मक रूप से सही हो सकता है, लेकिन उपयोग की जाने वाली गणितीय विधियों को एक से अधिक इलेक्ट्रॉन वाले अणुओं तक नहीं बढ़ाया जा सकता है। एक अधिक व्यावहारिक, यद्यपि कम मात्रात्मक, दृष्टिकोण उसी वर्ष वाल्टर हिटलर  और  फ़्रिट्ज़ लंदन  द्वारा सामने रखा गया था। हिटलर-लंदन पद्धति उस आधार का निर्माण करती है जिसे अब वैलेंस बॉन्ड सिद्धांत कहा जाता है। 1929 में, सर  जॉन लेनार्ड-जोन्स  द्वारा परमाणु ऑर्बिटल्स आणविक कक्षीय विधि (LCAO) सन्निकटन का रैखिक संयोजन पेश किया गया था, जिन्होंने F के अणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं को प्राप्त करने के तरीकों का भी सुझाव दिया था।2 ( एक अधातु तत्त्व ) और O2 (ऑक्सीजन) अणु, बुनियादी क्वांटम सिद्धांतों से। यह  आणविक कक्षीय  सिद्धांत क्वांटम मैकेनिकल श्रोडिंगर समीकरण | श्रोडिंगर परमाणु ऑर्बिटल्स को मिलाकर एक कक्षीय बंधन के रूप में एक सहसंयोजक बंधन का प्रतिनिधित्व करता है जिसे एकल परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के लिए परिकल्पित किया गया था। बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणुओं में बंधन इलेक्ट्रॉनों के समीकरणों को गणितीय पूर्णता (यानी विश्लेषणात्मक रूप से) तक हल नहीं किया जा सका, लेकिन उनके लिए अनुमानों ने अभी भी कई अच्छे गुणात्मक भविष्यवाणियां और परिणाम दिए। आधुनिक क्वांटम रसायन विज्ञान में अधिकांश मात्रात्मक गणना या तो प्रारंभिक बिंदु के रूप में वैलेंस बॉन्ड या आणविक कक्षीय सिद्धांत का उपयोग करते हैं, हालांकि तीसरा दृष्टिकोण, घनत्व कार्यात्मक सिद्धांत, हाल के वर्षों में तेजी से लोकप्रिय हो गया है।

1933 में, एच.एच. जेम्स और ए.एस. कूलिज ने डाइहाइड्रोजन अणु पर एक गणना की, जो पिछली सभी गणनाओं के विपरीत, जो केवल परमाणु नाभिक से इलेक्ट्रॉन की दूरी के कार्यों का उपयोग करती थी, ऐसे कार्यों का उपयोग करती थी जो स्पष्ट रूप से दो इलेक्ट्रॉनों के बीच की दूरी को भी जोड़ते थे। अप करने के लिए 13 समायोज्य मापदंडों के साथ उन्होंने वियोजन ऊर्जा के लिए प्रयोगात्मक परिणाम के बहुत करीब एक परिणाम प्राप्त किया। बाद के एक्सटेंशन ने 54 मापदंडों तक का उपयोग किया है और प्रयोगों के साथ उत्कृष्ट समझौता किया है। इस गणना ने वैज्ञानिक समुदाय को आश्वस्त किया कि क्वांटम सिद्धांत प्रयोग के साथ समझौता कर सकता है। हालांकि इस दृष्टिकोण में वैलेंस बॉन्ड और आणविक कक्षीय सिद्धांतों की कोई भी भौतिक तस्वीर नहीं है और बड़े अणुओं तक विस्तार करना मुश्किल है।

रासायनिक सूत्रों में बांड
चूँकि परमाणु और अणु त्रि-आयामी होते हैं, इसलिए कक्षकों और बंधों को इंगित करने के लिए किसी एक विधि का उपयोग करना कठिन होता है। आणविक सूत्रों में परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधों (बाध्यकारी कक्षकों) को चर्चा के प्रकार के आधार पर अलग-अलग तरीकों से दर्शाया जाता है। कभी-कभी, कुछ विवरणों की उपेक्षा की जाती है। उदाहरण के लिए, कार्बनिक रसायन विज्ञान में कभी-कभी केवल अणु के कार्यात्मक समूह  से संबंधित होता है। इस प्रकार,  इथेनॉल  का आणविक सूत्र संरचना समरूपता रूप, त्रि-आयामी रूप, पूर्ण द्वि-आयामी रूप (बिना तीन-आयामी दिशाओं के प्रत्येक बंधन को इंगित करता है), संकुचित द्वि-आयामी रूप (CHH) में लिखा जा सकता है।3-ch2-OH), अणु के दूसरे भाग से कार्यात्मक समूह को अलग करके (C .)2H5OH), या इसके परमाणु घटकों (C .) द्वारा2H6ओ), जो चर्चा की गई है उसके अनुसार। कभी-कभी, यहां तक ​​कि गैर-बंधन वाले वैलेंस शेल इलेक्ट्रॉनों (दो-आयामी अनुमानित दिशाओं के साथ) को भी चिह्नित किया जाता है, उदा। मौलिक कार्बन के लिए .'सी'. कुछ रसायनज्ञ भी संबंधित कक्षकों को चिह्नित कर सकते हैं, उदा। काल्पनिक एथीन −4 आयन (\/सी=सी/\ −4) बॉन्ड बनने की संभावना को दर्शाता है।

मजबूत रासायनिक बंधन
मजबूत रासायनिक बंधन इंट्रामोल्युलर बल हैं जो अणुओं में परमाणुओं को एक साथ रखते हैं। एक मजबूत रासायनिक बंधन परमाणु केंद्रों के बीच इलेक्ट्रॉनों के हस्तांतरण या साझा करने से बनता है और नाभिक में प्रोटॉन और कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण पर निर्भर करता है।

मजबूत बंधन के प्रकार घटक तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता  में अंतर के कारण भिन्न होते हैं। इलेक्ट्रोनगेटिविटी किसी दिए गए  रासायनिक तत्व  के परमाणु के लिए एक रासायनिक बंधन बनाते समय साझा इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की प्रवृत्ति है, जहां संबंधित इलेक्ट्रोनगेटिविटी जितनी अधिक होती है, उतना ही अधिक इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करती है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी बांड ऊर्जा का मात्रात्मक अनुमान लगाने का एक सरल तरीका है, जो सहसंयोजक बंधन से आयनिक बंधन तक निरंतर पैमाने के साथ एक बंधन की विशेषता है। इलेक्ट्रोनगेटिविटी में एक बड़ा अंतर बंधन में अधिक ध्रुवीय (आयनिक) चरित्र की ओर जाता है।

आयनिक बंधन
आयनिक बंधन परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन का एक प्रकार है जिसमें एक बड़ा इलेक्ट्रोनगेटिविटी अंतर होता है। कोई सटीक मान नहीं है जो आयनिक को सहसंयोजक बंधन से अलग करता है, लेकिन 1.7 से अधिक का इलेक्ट्रोनगेटिविटी अंतर आयनिक होने की संभावना है जबकि 1.7 से कम का अंतर सहसंयोजक होने की संभावना है। आयनिक बंधन सकारात्मक और नकारात्मक आयनों  को अलग करता है। आयनिक आवेश सामान्यतः -3 प्राथमिक आवेश से +3 प्राथमिक आवेश के बीच होते हैं। आयनिक बंधन आमतौर पर  नमक (रसायन विज्ञान)  जैसे सोडियम क्लोराइड (टेबल नमक) में होता है। आयनिक बंधों की एक विशिष्ट विशेषता यह है कि प्रजातियां आयनिक क्रिस्टल में बनती हैं, जिसमें कोई आयन विशेष रूप से एक विशिष्ट दिशात्मक बंधन में किसी अन्य आयन के साथ जोड़ा नहीं जाता है। बल्कि, आयन की प्रत्येक प्रजाति विपरीत आवेश के आयनों से घिरी होती है, और उसके और उसके आस-पास के प्रत्येक विपरीत आवेशित आयनों के बीच की दूरी एक ही प्रकार के आसपास के सभी परमाणुओं के लिए समान होती है। इस प्रकार अब किसी आयन को उसके निकट किसी विशिष्ट अन्य एकल आयनित परमाणु से संबद्ध करना संभव नहीं है। यह सहसंयोजक क्रिस्टल के विपरीत एक स्थिति है, जहां विशिष्ट परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधन अभी भी उनके बीच की छोटी दूरी से देखे जा सकते हैं, जैसा कि एक्स-रे विवर्तन जैसी तकनीकों के माध्यम से मापा जाता है।

आयनिक क्रिस्टल में सहसंयोजक और आयनिक प्रजातियों का मिश्रण हो सकता है, उदाहरण के लिए सोडियम साइनाइड, NaCN जैसे जटिल एसिड के लवण। एक्स-रे विवर्तन से पता चलता है कि NaCN में, उदाहरण के लिए, सोडियम धनायनों (Na .) के बीच के बंधन+) और  साइनाइड  आयन (CN .)−) आयनिक हैं, जिनमें किसी विशेष साइनाइड से कोई सोडियम आयन नहीं जुड़ा है। हालांकि, साइनाइड में कार्बन (सी) और  नाइट्रोजन  (एन) परमाणुओं के बीच के बंधन सहसंयोजक प्रकार के होते हैं, जिससे कि प्रत्येक कार्बन केवल एक नाइट्रोजन से मजबूती से बंधा होता है, जिससे यह अन्य कार्बन की तुलना में शारीरिक रूप से बहुत करीब होता है या सोडियम साइनाइड क्रिस्टल में नाइट्रोजन।

जब इस तरह के क्रिस्टल को तरल पदार्थ में पिघलाया जाता है, तो आयनिक बंधन पहले टूट जाते हैं क्योंकि वे गैर-दिशात्मक होते हैं और आवेशित प्रजातियों को स्वतंत्र रूप से स्थानांतरित करने की अनुमति देते हैं। इसी तरह, जब ऐसे लवण पानी में घुल जाते हैं, तो आयनिक बंधन आमतौर पर पानी के साथ बातचीत से टूट जाते हैं लेकिन सहसंयोजक बंधन बने रहते हैं। उदाहरण के लिए, समाधान में, साइनाइड आयन, अभी भी एकल CN. के रूप में एक साथ बंधे हैं− आयन, विलयन के माध्यम से स्वतंत्र रूप से चलते हैं, जैसे सोडियम आयन, Na. के रूप में +. पानी में, आवेशित आयन अलग हो जाते हैं क्योंकि उनमें से प्रत्येक एक दूसरे की तुलना में कई पानी के अणुओं के प्रति अधिक दृढ़ता से आकर्षित होते हैं। ऐसे विलयनों में आयनों और पानी के अणुओं के बीच आकर्षण एक प्रकार के कमजोर अंतर-आणविक बल  | द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय प्रकार के रासायनिक बंधन के कारण होता है। पिघले हुए आयनिक यौगिकों में, आयन एक-दूसरे की ओर आकर्षित होते रहते हैं, लेकिन किसी क्रमबद्ध या क्रिस्टलीय तरीके से नहीं।

सहसंयोजक बंधन
सहसंयोजक बंधन एक सामान्य प्रकार का बंधन है जिसमें दो या दो से अधिक परमाणु कम या ज्यादा समान रूप से अणु की संयोजन क्षमता  को साझा करते हैं। सबसे सरल और सबसे सामान्य प्रकार एक एकल बंधन है जिसमें दो परमाणु दो इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं। अन्य प्रकारों में डबल बॉन्ड, ट्रिपल बॉन्ड, सहसंयोजक बंधन # एक- और तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन | एक- और तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन,  तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंधन  और  तीन-केंद्र चार-इलेक्ट्रॉन बंधन  शामिल हैं।

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों में, बंधुआ परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रोनगेटिविटी अंतर छोटा होता है, आमतौर पर 0 से 0.3। अधिकांश कार्बनिक यौगिकों के भीतर के बंधनों को सहसंयोजक के रूप में वर्णित किया जाता है। चित्र मीथेन (CH .) को दर्शाता है4), जिसमें प्रत्येक हाइड्रोजन कार्बन के साथ एक सहसंयोजक बंधन बनाता है। ऐसी बॉन्डिंग के एलसीएओ विवरण के लिए सिग्मा बांड  और पीआई बॉन्ड देखें। अणु जो मुख्य रूप से गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों से बनते हैं, वे अक्सर पानी या अन्य ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में गलत होते हैं, लेकिन  हेक्सेन  जैसे गैर-ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में बहुत अधिक घुलनशील होते हैं।

एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन एक महत्वपूर्ण आयनिक बंधन के साथ एक सहसंयोजक बंधन है। इसका मतलब यह है कि दो साझा इलेक्ट्रॉन दूसरे की तुलना में परमाणुओं में से एक के करीब हैं, जिससे आवेश का असंतुलन पैदा होता है। इस तरह के बंधन दो परमाणुओं के बीच मध्यम रूप से भिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ होते हैं और डीपोल # आणविक द्विध्रुव | द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रियाओं को जन्म देते हैं। इन बंधों में दो परमाणुओं के बीच विद्युत ऋणात्मकता अंतर 0.3 से 1.7 है।

सिंगल और मल्टीपल बॉन्ड
दो परमाणुओं के बीच एक एकल बंधन इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी के बंटवारे से मेल खाता है। हाइड्रोजन (H) परमाणु में एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन होता है। दो हाइड्रोजन परमाणु तब एक अणु बना सकते हैं, जो इलेक्ट्रॉनों की साझा जोड़ी द्वारा एक साथ रखे जाते हैं। प्रत्येक H परमाणु में अब हीलियम (He) का उत्कृष्ट गैस इलेक्ट्रॉन विन्यास है। साझा इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी एक एकल सहसंयोजक बंधन बनाती है। दो परमाणुओं के बीच के क्षेत्र में इन दो बंधन इलेक्ट्रॉनों का इलेक्ट्रॉन घनत्व दो गैर-अंतःक्रियात्मक एच परमाणुओं के घनत्व से बढ़ता है।

एक डबल बॉन्ड में इलेक्ट्रॉनों के दो साझा जोड़े होते हैं, एक सिग्मा बॉन्ड में और एक पीआई बॉन्ड में होता है जिसमें इलेक्ट्रॉन घनत्व इंटरन्यूक्लियर अक्ष के दो विपरीत पक्षों पर केंद्रित होता है। ट्रिपल बॉन्ड में तीन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं, जो एक सिग्मा और दो पाई बॉन्ड बनाते हैं। एक उदाहरण नाइट्रोजन है। चौगुनी बंधन और उच्च बंधन बहुत दुर्लभ हैं और केवल कुछ संक्रमण धातु  परमाणुओं के बीच होते हैं।

समन्वय सहसंयोजक बंधन (द्विध्रुवीय बंधन)
एक समन्वय सहसंयोजक बंधन  एक सहसंयोजक बंधन है जिसमें दो साझा बंधन इलेक्ट्रॉन बंधन में शामिल परमाणुओं में से एक से होते हैं। उदाहरण के लिए,  बोरॉन ट्राइफ्लोराइड  (BF .)3) और  अमोनिया  (NH .)3) एक जोड़ या  समन्वय परिसर  F. बनाते हैं3B←NH3 एक बी-एन बंधन के साथ जिसमें एन पर इलेक्ट्रॉनों का एक अकेला जोड़ा बी पर एक खाली परमाणु कक्षीय के साथ साझा किया जाता है। बीएफ3 एक खाली कक्षीय के साथ एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता या लुईस एसिड और बेस  के रूप में वर्णित है, जबकि NH3 एक अकेला जोड़ा जिसे साझा किया जा सकता है उसे इलेक्ट्रॉन-जोड़ी दाता या  लुईस बेस  के रूप में वर्णित किया जाता है। आयनिक बंधन के विपरीत इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के बीच लगभग समान रूप से साझा किया जाता है। इस तरह के बंधन को लुईस एसिड की ओर इशारा करते हुए एक तीर द्वारा दिखाया गया है।

संक्रमण धातु परिसर आमतौर पर समन्वय सहसंयोजक बंधों से बंधे होते हैं। उदाहरण के लिए, आयन Ag+ लुईस एसिड के रूप में लुईस बेस NH. के दो अणुओं के साथ प्रतिक्रिया करता है3 जटिल आयन Ag (NH .) बनाने के लिए3)2+, जिसमें दो Ag←N समन्वय सहसंयोजक बंध होते हैं।

धात्विक संबंध
धात्विक बंधन में, बंधन इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं की एक जाली पर निरूपित किया जाता है। इसके विपरीत, आयनिक यौगिकों में, बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों के स्थान और उनके आवेश स्थिर होते हैं। बंधन इलेक्ट्रॉनों के मुक्त संचलन या निरूपण से शास्त्रीय धातु गुण जैसे चमक (खनिज) (सतह प्रकाश परावर्तन ), विद्युत चालकता और तापीय चालकता,  लचीलापन  और उच्च तन्यता ताकत होती है।

इंटरमॉलिक्युलर बॉन्डिंग
चार बुनियादी प्रकार के बंधन हैं जो दो या दो से अधिक (अन्यथा गैर-संबद्ध) अणुओं, आयनों या परमाणुओं के बीच बन सकते हैं। अंतर-आणविक बल  अणुओं को एक दूसरे द्वारा आकर्षित या प्रतिकर्षित करने का कारण बनते हैं। अक्सर, ये किसी पदार्थ की कुछ भौतिक विशेषताओं (जैसे  गलनांक ) को परिभाषित करते हैं।
 * दो बंधित परमाणुओं के बीच वैद्युतीयऋणात्मकता में एक बड़ा अंतर एक अणु या आयन में एक स्थायी आवेश पृथक्करण, या द्विध्रुव का कारण बनेगा। स्थायी द्विध्रुव के साथ दो या दो से अधिक अणु या आयन इंटरमॉलिक्युलर फोर्स # द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रियाओं | द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रियाओं के भीतर परस्पर क्रिया कर सकते हैं। एक अणु या आयन में बंधन इलेक्ट्रॉन, औसतन, कम विद्युतीय परमाणु की तुलना में अधिक विद्युतीय परमाणु के करीब होंगे, प्रत्येक परमाणु पर आंशिक आवेशों को जन्म देंगे और अणुओं या आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक बल पैदा करेंगे।
 * हाइड्रोजन आबंध दो स्थायी द्विध्रुवों के बीच परस्पर क्रिया का प्रभावशाली उदाहरण है। हाइड्रोजन और किसी भी फ्लोरीन, नाइट्रोजन और ऑक्सीजन के बीच इलेक्ट्रोनगेटिविटी में बड़ा अंतर, इलेक्ट्रॉनों के उनके अकेले जोड़े के साथ मिलकर अणुओं के बीच मजबूत इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों का कारण बनता है। हाइड्रोजन बांड पानी और अमोनिया के उच्च क्वथनांक के लिए उनके भारी एनालॉग्स के संबंध में जिम्मेदार हैं।
 * लंदन फैलाव बल पड़ोसी परमाणुओं में तात्कालिक द्विध्रुव के कारण उत्पन्न होता है। चूंकि इलेक्ट्रॉन का ऋणात्मक आवेश पूरे परमाणु के चारों ओर एकसमान नहीं होता है, इसलिए आवेश असंतुलन हमेशा बना रहता है। यह छोटा आवेश पास के अणु में संबंधित द्विध्रुव को प्रेरित करेगा, जिससे दोनों के बीच आकर्षण पैदा होगा। इलेक्ट्रॉन तब इलेक्ट्रॉन बादल  के दूसरे भाग में चला जाता है और आकर्षण टूट जाता है।
 * एक pi बंधन और एक धनायन के बीच एक धनायन-पाई अंतःक्रिया होती है।

रासायनिक बंधन के सिद्धांत
शुद्ध आयनिक बंधन की (अवास्तविक) सीमा में, बंधन में दो परमाणुओं में से एक पर इलेक्ट्रॉनों को पूरी तरह से स्थानीयकृत किया जाता है। इस तरह के बंधनों को शास्त्रीय भौतिकी  द्वारा समझा जा सकता है। परमाणुओं के बीच बलों को  समदैशिक  सातत्य इलेक्ट्रोस्टैटिक क्षमता की विशेषता है। उनका परिमाण आवेश अंतर के साधारण अनुपात में होता है।

सहसंयोजक बंधों को संयोजकता बंधन सिद्धांत | संयोजकता बंधन (VB) सिद्धांत या आणविक कक्षीय सिद्धांत | आणविक कक्षीय (MO) सिद्धांत द्वारा बेहतर ढंग से समझा जाता है। शामिल परमाणुओं के गुणों को ऑक्सीकरण संख्या, औपचारिक चार्ज और इलेक्ट्रोनगेटिविटी जैसी अवधारणाओं का उपयोग करके समझा जा सकता है। एक बंधन के भीतर इलेक्ट्रॉन घनत्व अलग-अलग परमाणुओं को नहीं सौंपा जाता है, बल्कि परमाणुओं के बीच इसे स्थानांतरित कर दिया जाता है। वैलेंस बॉन्ड सिद्धांत में, बॉन्डिंग को इलेक्ट्रॉन जोड़े से बनाया जा रहा है जो परमाणु कक्षाओं के ओवरलैप के माध्यम से दो परमाणुओं द्वारा स्थानीयकृत और साझा किए जाते हैं।  कक्षीय संकरण  और अनुनाद (रसायन विज्ञान) की अवधारणाएं इलेक्ट्रॉन जोड़ी बंधन की इस मूल धारणा को बढ़ाती हैं। आणविक कक्षीय सिद्धांत में, बॉन्डिंग को ऑर्बिटल्स में विभाजित और विभाजित होने के रूप में देखा जाता है जो पूरे अणु में फैलते हैं और इसके समरूपता गुणों के लिए अनुकूलित होते हैं, आमतौर पर परमाणु ऑर्बिटल्स आणविक कक्षीय विधि (एलसीएओ) के रैखिक संयोजन पर विचार करके। वैलेंस बॉन्ड सिद्धांत स्थानिक रूप से स्थानीयकृत होने के कारण अधिक रासायनिक रूप से सहज है, जिससे रासायनिक परिवर्तन के दौर से गुजर रहे अणु के हिस्सों पर ध्यान केंद्रित किया जा सकता है। इसके विपरीत, क्वांटम यांत्रिक दृष्टिकोण से आणविक ऑर्बिटल्स अधिक प्राकृतिक होते हैं, कक्षीय ऊर्जा शारीरिक रूप से महत्वपूर्ण होती है और  फोटोइलेक्ट्रॉन स्पेक्ट्रोस्कोपी  से प्रयोगात्मक आयनीकरण ऊर्जा से सीधे जुड़ी होती है। नतीजतन, वैलेंस बॉन्ड सिद्धांत और आणविक कक्षीय सिद्धांत को अक्सर प्रतिस्पर्धी लेकिन पूरक ढांचे के रूप में देखा जाता है जो रासायनिक प्रणालियों में विभिन्न अंतर्दृष्टि प्रदान करते हैं। इलेक्ट्रॉनिक संरचना सिद्धांत के दृष्टिकोण के रूप में, एमओ और वीबी दोनों विधियां कम से कम सिद्धांत रूप में सटीकता के किसी भी वांछित स्तर पर अनुमान लगा सकती हैं। हालांकि, निचले स्तरों पर, अनुमान भिन्न होते हैं, और एक दृष्टिकोण दूसरे की तुलना में किसी विशेष प्रणाली या संपत्ति को शामिल करने वाली गणनाओं के लिए बेहतर अनुकूल हो सकता है।

शुद्ध आयनिक बंधों में गोलाकार सममित कूलम्बिक बलों के विपरीत, सहसंयोजक बंधन आमतौर पर निर्देशित और एनिस्ट्रोपिक  होते हैं। इन्हें अक्सर आणविक विमान के संबंध में उनकी समरूपता के आधार पर सिग्मा बांड और पाई बांड के रूप में वर्गीकृत किया जाता है। सामान्य स्थिति में, परमाणु बांड बनाते हैं जो आयनिक और सहसंयोजक के बीच मध्यवर्ती होते हैं, जो शामिल परमाणुओं की सापेक्ष विद्युतीयता पर निर्भर करता है। इस प्रकार के बंधों को ध्रुवीय सहसंयोजक बंध के रूप में जाना जाता है।

यह भी देखें

 * बंध ऊर्जा
 * सहसंयोजक बंधन
 * हलोजन बंधन
 * हाइड्रोजन बंध
 * आयनिक बंध
 * धातु बंधन
 * पाई बंधन
 * सिग्मा बांड
 * तीन-केंद्र चार-इलेक्ट्रॉन बंधन
 * तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंधन
 * वैन डेर वाल्स फोर्स

बाहरी संबंध

 * W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.
 * Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005.
 * Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Retrieved February 29, 2008.