रासायनिक बंध: Difference between revisions

Revision as of 14:08, 10 November 2022

कार्बन (सी), हाइड्रोजन (एच), और ऑक्सीजन(ओ) के बीच रासायनिक बंधनों के लुईस डॉट शैली के प्रतिनिधित्व के उदाहरण। लुईस डॉट आरेख रासायनिक बंधन का वर्णन करने का एक प्रारंभिक प्रयास था और आज भी व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।

रासायनिक बंधन परमाणुओं, आयनों या अणुओं के बीच एक स्थायी आकर्षण होता है, जो रासायनिक यौगिकों के निर्माण को सक्षम बनाता है। बंधन का परिणाम आयोनिक बंधो के रूप में विपरीत आवेशित आयनों के बीच स्थिरविद्युत बल या सहसंयोजक बंधों के रूप में इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे के माध्यम से हो सकता है। रासायनिक बंधों की सामर्थ्य विशेष रूप से भिन्न होती है। समर्थ बंधन या प्राथमिक बंधन जैसे सहसंयोजक बंध, आयनिक बंध , धातु बंधन, और दुर्बल बंधन या द्वितीयक बंधन जैसे द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतः क्रियाएं, लंडन फैलाव बल और हाइड्रोजन बंधन आदि होते है।

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 बनाता है। जो इलेक्ट्रॉनों की पदार्थ तरंग प्रकृति और उनके छोटे द्रव्यमान के कारण, उन्हें नाभिक की तुलना में बहुत अधिक मात्रा पर ग्रहण करना चाहिए, और इलेक्ट्रॉनों द्वारा ग्रहण कर लिया गया यह आयतन परमाणु नाभिक के आकार की तुलना में स्वयं नाभिक के अपेक्षाकृत दूर बंधन में रखता है। ।^[1]

सामान्य रूप से जटिल रासायनिक बंधन मे भाग लेने वाले परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के सहभाजन या हस्तांतरण से जुड़ा होता है। अणुओं, क्रिस्टल , धातुओं और द्विपरमाणुक गैसों में परमाणु - वास्तव में हमारे आस-पास के अधिकांश भौतिक वातावरण-रासायनिक बंधनों द्वारा साथ रखे जाते हैं, जो संरचना और पदार्थो के विस्तृत गुणों को निर्धारित करते हैं।

सभी बांडों को क्वांटम सिद्धांत द्वारा समझाया जा सकता है, लेकिन व्यवहार में सरलीकरण नियम रसायनज्ञों को बांड की सामर्थ, दिशा 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 सम्मिलित है^[2] और अनुनाद^[3] और आणविक कक्षीय सिद्धांत ^[4] जिसमें परमाणु कक्षीय और लिगैंड क्षेत्र सिद्धांत का रैखिक संयोजन सम्मिलित है। स्थिर विद्युतिकी का उपयोग बंधन ध्रुवीयता और रासायनिक पदार्थों पर उनके प्रभाव का वर्णन करने के लिए किया जाता है।

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   | location = New York
   | pages = 294–295
-  | isbn = 978-0-7167-3107-8 }}</ref>
+  | isbn = 978-0-7167-3107-8 }}</ref> आयनिक बंधन घनात्मक और ऋणात्मक आयनों को अलग करता है। आयनिक आवेश सामान्यतः −3e से +3e . के बीच होते हैं आयनिक बंधन सामान्य रूप से  [[ नमक (रसायन विज्ञान) |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 बंधन सकारात्मक और नकारात्मक [[ आयनों | 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) | 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 |सोडियम साइनाइड]], NaCN जैसे जटिल एसिड के लवण। एक्स-रे विवर्तन से पता चलता है कि NaCN में, उदाहरण के लिए, सोडियम धनायनों (Na+) और  [[ साइनाइड |साइनाइड]]  आयनों (CN−) के बीच के बंधन आयनिक होते हैं, जिनमें कोई सोडियम आयन किसी विशेष साइनाइड से जुड़ा नहीं होता है। हालांकि, साइनाइड में कार्बन (सी) और  [[ नाइट्रोजन |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 निकट होता है या सोडियम साइनाइड क्रिस्टल में नाइट्रोजन।
-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<sup>+</sup>) और [[ साइनाइड ]] आयन (CN .)<sup>−</sup>) 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, जो अभी भी एकल CN− आयनों के रूप में एक साथ बंधे हैं, समाधान के माध्यम से स्वतंत्र रूप से चलते हैं, जैसे कि 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 जल के अणुओं के बीच आकर्षण एक प्रकार के दुर्बल द्विध्रुव-द्विध्रुवीय रासायनिक बंध के कारण होता है। पिघले हुए आयनिक यौगिकों में, आयन एक-दूसरे की ओर किसी क्रमबद्ध या क्रिस्टलीय तरीके से नहीं आकर्षित होते रहते हैं।
-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<sup>−</sup> आयन, विलयन के माध्यम से स्वतंत्र रूप से चलते हैं, जैसे सोडियम आयन, Na . के रूप में<sup>+</सुप>. 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 ===
+{{Main|सहसंयोजक बंधन}}
+[[File:covalent.svg|thumb|left|160px|[[ मीथेन ]] में गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (CH .)<sub>4</sub>) [[ लुईस संरचना ]] सी और एच परमाणुओं के बीच साझा इलेक्ट्रॉनों को दिखाती है।]]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 |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 दोहरा बंधन, तिहरा बंधन, एक और [[ तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंधन |तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंधन]]  और  [[ तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंधन |तीन-केंद्र चार-इलेक्ट्रॉन बंधन]]  सम्मिलितहोते हैं।
-=== सहसंयोजक बंधन ===
+गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों में, बंधुआ परमाणुओं के बीच वैद्युतीय ऋणात्मकता 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 में मीथेन (CH4) दिखाया गया है, जिसमें प्रत्येक हाइड्रोजन कार्बन के साथ एक सहसंयोजक बंधन बनाता है। ऐसी बॉन्डिंग के एलसीएओ विवरण के लिए  [[ सिग्मा बांड |सिग्मा बांड]]  और पाई बॉन्ड देखें।<ref>{{Cite book|title=कार्बनिक रसायन का परिचय।|last1=Streitwieser|first1=Andrew|last2=Heathcock|first2=Clayton H.|last3=Kosower|first3=Edward M.|publisher=Macmillan|others=Heathcock, Clayton H., Kosower, Edward M.|year=1992|isbn=978-0024181701|edition=4th|location=New York|pages=[https://archive.org/details/introductiontoor00stre_0/page/250 250]|oclc=24501305|url-access=registration|url=https://archive.org/details/introductiontoor00stre_0/page/250}}</ref>
-{{Main|Covalent bond}}
-[[File:covalent.svg|thumb|left|160px|[[ मीथेन ]] में गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (CH .)<sub>4</sub>) [[ लुईस संरचना ]] सी और एच परमाणुओं के बीच साझा इलेक्ट्रॉनों को दिखाती है।]]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 वैद्युतीय ऋणात्मकता 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 है<sub>4</sub>), जिसमें प्रत्येक हाइड्रोजन कार्बन के साथ एक सहसंयोजक बंधन बनाता है। ऐसी बॉन्डिंग के एलसीएओ विवरण के लिए [[ सिग्मा बांड ]] और पीआई बॉन्ड देखें।<ref>{{Cite book|title=कार्बनिक रसायन का परिचय।|last1=Streitwieser|first1=Andrew|last2=Heathcock|first2=Clayton H.|last3=Kosower|first3=Edward M.|publisher=Macmillan|others=Heathcock, Clayton H., Kosower, Edward M.|year=1992|isbn=978-0024181701|edition=4th|location=New York|pages=[https://archive.org/details/introductiontoor00stre_0/page/250 250]|oclc=24501305|url-access=registration|url=https://archive.org/details/introductiontoor00stre_0/page/250}}</ref>
+अणु जो मुख्य रूप से गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों से बनते हैं, अक्सर पानी या अन्य ध्रुवीय विलायक में अमिश्रणीय होते हैं, लेकिन [[ हेक्सेन |हेक्सेन]]  जैसे गैर-ध्रुवीय विलायक में बहुत अधिक घुलनशील होते हैं।
-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 वैद्युतीय ऋणात्मकता 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।
+एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन एक महत्वपूर्ण आयनिक चरित्र 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 वैद्युतीय ऋणात्मकता के साथ होते हैं और 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 ====
+==== एकल और एकाधिक बंधन ====
-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।
+दो परमाणुओं के बीच एक एकल बंधन इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी के साझाकरण से समान होता 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।
-[[File:Pi-Bond.svg|thumb|right|दो p-कक्षक एक पाई-आबंध बनाते हैं।]]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।
+[[File:Pi-Bond.svg|thumb|right|दो p-कक्षक एक पाई-आबंध बनाते हैं।]]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 और उच्च बंधन बहुत दुर्लभ हैं और केवल कुछ  [[ संक्रमण धातु |संक्रमण धातु]]  परमाणुओं के बीच होते हैं।
 ==== समन्वय सहसंयोजक बंधन (द्विध्रुवीय बंधन) ====
-[[File:NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D.png|thumb|left|अमोनिया और बोरॉन ट्राइफ्लोराइड का जोड़]]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 .)<sub>3</sub>) और [[ अमोनिया ]] (NH .)<sub>3</sub>) एक जोड़ या [[ समन्वय परिसर ]] F . बनाते हैं<sub>3</sub>B←NH<sub>3</sub> 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। बीएफ<sub>3</sub> एक खाली कक्षीय के साथ एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता या [[ लुईस एसिड और बेस ]] के रूप में वर्णित है, जबकि NH<sub>3</sub> 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।
+[[File:NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D.png|thumb|left|अमोनिया और बोरॉन ट्राइफ्लोराइड का जोड़]][[ समन्वय सहसंयोजक बंधन |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 |बोरॉन ट्राइफ्लोराइड]] (BF<sub>3</sub>) और [[ अमोनिया |अमोनिया]] (NH<sub>3</sub>) एक जोड़ या  [[ समन्वय परिसर |समन्वय परिसर]] F<sub>3</sub>B←NH<sub>3</sub> एक B-N बंधन के साथ बनाते हैं जिसमें N पर इलेक्ट्रॉनों का एक अकेला जोड़ा B पर एक खाली परमाणु कक्षीय के साथ साझा किया जाता है। खाली कक्षीय को एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता या  [[ लुईस एसिड और बेस |लुईस एसिड और बेस]]  के रूप में वर्णित किया जाता है, जबकि NH<sub>3</sub> को एक अकेला जोड़ा जिसे साझा किया जा सकता है, को इलेक्ट्रॉन-जोड़ी दाता या  [[ लुईस बेस |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 संकेत 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<sup>+</sup> लुईस एसिड के रूप में लुईस बेस NH . के दो अणुओं के साथ प्रतिक्रिया करता है<sub>3</sub> जटिल आयन Ag (NH .) बनाने के लिए<sub>3</sub>)<sub>2</sub><sup>+</sup>, जिसमें दो Ag←N समन्वय सहसंयोजक बंध होते हैं।
+[[ संक्रमण धातु परिसर ]] सामान्य रूप से समन्वय सहसंयोजक बंधों से बंधे होते हैं। उदाहरण के लिए, आयन Ag<sup>+</sup> लुईस एसिड के रूप में लुईस आधार NH<sub>3</sub> के दो अणुओं के साथ जटिल आयन Ag(NH<sub>3</sub>)<sub>2</sub><sup>+</sup> बनाने के लिए प्रतिक्रिया करता है, जिसमें दो Ag←N समन्वय सहसंयोजक बंधन होते हैं।
 === धात्विक संबंध ===
-{{Main|Metallic bonding}}
+{{Main|धातु बंधन}}
-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।
+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 (सतह प्रकाश  [[ परावर्तन |परावर्तन]]), विद्युत और तापीय चालकता, [[ लचीलापन |तन्यता]]  और उच्च तन्यता सामर्थ्य होती है।
+== आणविक संबंध ==
+{{Main|अंतर-आणविक बल}}
-== 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 |अंतर-आणविक बल]]  अणुओं को एक दूसरे द्वारा आकर्षित या प्रतिकर्षित करने का कारण बनते हैं। प्रायः ये किसी पदार्थ की कुछ भौतिक विशेषताओं जैसे  [[ गलनांक |गलनांक]]  को परिभाषित करते हैं।
-{{Main|Intermolecular force}}
+* दो बंधित परमाणुओं के बीच वैद्युतीय ऋणात्मकता में एक बड़ा अंतर एक अणु या आयन में एक स्थायी आवेश पृथक्करण या द्विध्रुव का कारण बनेगा। स्थायी द्विध्रुव वाले दो या दो से अधिक अणु या आयन द्विध्रुव-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 स्थिरवैद्युत बल उत्पन्न करेंगे।
-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।
+* हाइड्रोजन आबंध दो स्थायी द्विध्रुवों के बीच परस्पर क्रिया का प्रभावी उदाहरण है। हाइड्रोजन और किसी भी फ्लोरीन, नाइट्रोजन और ऑक्सीजन के बीच वैद्युतीय ऋणात्मकता में बड़ा अंतर, इलेक्ट्रॉनों के उनके अकेले जोड़े के साथ मिलकर अणुओं के बीच मजबूत स्थिरवैद्युत बलों का कारण बनता है। हाइड्रोजन बांड पानी और अमोनिया के उच्च क्वथनांक के लिए उनके अधिक अनुरूप के संबंध में जिम्मेदार 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  स्थिरविद्युत बल पैदा करेंगे।
+* लंडन फैलाव बल पड़ोसी परमाणुओं में तात्क्षणिक द्विध्रुव के कारण उत्पन्न होता है। चूंकि इलेक्ट्रॉन का ऋणात्मक आवेश पूरे परमाणु के चारों ओर एक समान 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।
-* हाइड्रोजन आबंध दो स्थायी द्विध्रुवों के बीच परस्पर क्रिया का प्रभावशाली उदाहरण है। हाइड्रोजन और किसी भी फ्लोरीन, नाइट्रोजन और ऑक्सीजन के बीच वैद्युतीय ऋणात्मकता में बड़ा अंतर, इलेक्ट्रॉनों के उनके अकेले जोड़े के साथ मिलकर अणुओं के बीच मजबूत  स्थिरविद्युत बलों का कारण बनता है। हाइड्रोजन बांड पानी और अमोनिया के उच्च क्वथनांक के लिए उनके भारी एनालॉग्स के संबंध में जिम्मेदार हैं।
+* एक पाई बंधन और एक धनायन के बीच एक धनायन-पाई अंतःक्रिया होती है।
-* लंडन 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 ==

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