9 प्रकार के रासायनिक बंधन (और उनकी विशेषताएं)

अगर हम अपने चारों ओर देखें और देखें तो हमें कई चीजें दिखाई देंगी। ये सभी पदार्थ से बने हैं। साथ ही जिस हवा में हम सांस लेते हैं, हमारे शरीर की प्रत्येक कोशिका, जो नाश्ता हम खाते हैं, आदि।

जब हम कॉफी में चीनी मिलाते हैं, तो क्या दूध या चीनी गायब हो जाती है? निश्चित रूप से नहीं, हम जानते हैं कि यह घुल जाता है। लेकिन वास्तव में वहां क्या होता है? क्यों? इस तरह की चीजों का दैनिक जीवन कभी-कभी हमें वास्तव में आकर्षक घटनाओं के बारे में भूल जाता है।

आज हम देखेंगे कि कैसे परमाणु और अणु रासायनिक बंधों के माध्यम से बंध स्थापित करते हैं. विभिन्न रासायनिक बंधों और उनकी विशेषताओं में से प्रत्येक को जानने से हम उस दुनिया को बेहतर ढंग से समझ पाएंगे जिसमें हम अधिक रासायनिक दृष्टिकोण से रहते हैं।

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रासायनिक बंधन क्या हैं?

यह समझने के लिए कि पदार्थ की संरचना कैसे होती है, यह समझना आवश्यक है कि मूल इकाइयाँ हैं जिन्हें परमाणु कहा जाता है।. वहां से, इन परमाणुओं के संयोजन से पदार्थ का आयोजन किया जाता है, जो कि रासायनिक बंधनों के लिए स्थापित यूनियनों के लिए धन्यवाद।

परमाणु एक नाभिक और इलेक्ट्रॉनों से बने होते हैं जो इसके चारों ओर परिक्रमा करते हैं, जिनमें विपरीत आवेश होते हैं। इसलिए इलेक्ट्रॉन एक दूसरे से विकर्षित होते हैं, लेकिन वे अपने परमाणु और यहां तक ​​कि अन्य परमाणुओं के नाभिक के प्रति आकर्षण का अनुभव करते हैं।

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इंट्रामोल्युलर लिंक

इंट्रामोल्युलर बॉन्ड बनाने के लिए, हमें जो मूल अवधारणा ध्यान में रखनी है, वह यह है कि परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं. जब परमाणु ऐसा करते हैं, तो एक संघ उत्पन्न होता है जो उन्हें हमेशा विद्युत आवेश को ध्यान में रखते हुए एक नई स्थिरता स्थापित करने की अनुमति देता है।

आगे हम आपको दिखाते हैं कि विभिन्न प्रकार के इंट्रामोल्युलर बॉन्ड कौन से हैं जिनके माध्यम से मौजूद पदार्थ का आयोजन किया जाता है।

1. आयोनिक बंध

आयनिक बंधन में, कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाला एक घटक एक के साथ जुड़ जाता है जिसमें बहुत अधिक होता है. इस प्रकार के बंधन का एक विशिष्ट उदाहरण सामान्य रसोई नमक या सोडियम क्लोराइड है, जो है NaCl लिखें। क्लोराइड (Cl) की वैद्युतीयऋणात्मकता के कारण यह आसानी से से इलेक्ट्रॉन ग्रहण कर लेता है सोडियम (ना)।

इस प्रकार का आकर्षण इस विद्युत रासायनिक बंधन के माध्यम से स्थिर यौगिकों का निर्माण करता है। इस प्रकार के यौगिक के गुण आम तौर पर उच्च गलनांक, बिजली का अच्छा चालन, तापमान कम होने पर क्रिस्टलीकरण और पानी में उच्च घुलनशीलता होते हैं।

2. शुद्ध सहसंयोजक बंधन

शुद्ध सहसंयोजक बंधन एक ही इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान वाले दो परमाणुओं का बंधन है. उदाहरण के लिए, जब दो ऑक्सीजन परमाणु दो जोड़ी इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हुए एक सहसंयोजक बंधन (O2) बना सकते हैं।

नए अणु को एक डैश के साथ ग्राफिक रूप से दर्शाया गया है जो दो परमाणुओं को जोड़ता है और चार इलेक्ट्रॉनों को सामान्य रूप से इंगित करता है: ओ-ओ। अन्य अणुओं के लिए साझा इलेक्ट्रॉन एक और मात्रा हो सकते हैं। उदाहरण के लिए, दो क्लोरीन परमाणु (Cl2; Cl-Cl) दो इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं।

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3. ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों में संघ अब सममित नहीं है. विषमता को विभिन्न प्रकार के दो परमाणुओं के मिलन द्वारा दर्शाया जाता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोक्लोरिक एसिड का एक अणु।

एचसीएल के रूप में प्रतिनिधित्व, हाइड्रोक्लोरिक एसिड अणु में हाइड्रोजन (एच), 2.2 की इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ, और क्लोरीन (सीएल), 3 की इलेक्ट्रोनगेटिविटी के साथ होता है। इसलिए वैद्युतीयऋणात्मकता अंतर 0.8 है।

इस तरह, दो परमाणु एक इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं और सहसंयोजक बंधन के माध्यम से स्थिरता प्राप्त करते हैं, लेकिन दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनिक अंतर समान रूप से साझा नहीं किया जाता है।

4. मूल लिंक

मूल बंधों के मामले में दो परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा नहीं करते हैं. विषमता ऐसी है कि इलेक्ट्रॉनों का संतुलन एक पूर्णांक है जो एक परमाणु द्वारा दूसरे को दिया जाता है। बंधन के लिए जिम्मेदार दो इलेक्ट्रॉन परमाणुओं में से एक के प्रभारी हैं, जबकि दूसरा उन्हें समायोजित करने के लिए अपने इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को पुनर्व्यवस्थित करता है।

यह एक विशेष प्रकार का सहसंयोजक बंधन है जिसे डाइवेटिव कहा जाता है, क्योंकि बंधन में शामिल दो इलेक्ट्रॉन दो परमाणुओं में से केवल एक से आते हैं। उदाहरण के लिए, सल्फर एक मूल बंधन के माध्यम से ऑक्सीजन में शामिल हो सकता है। डाइवेटिव बॉन्ड को एक तीर द्वारा दर्शाया जा सकता है, दाता से स्वीकर्ता तक: S-O।

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5. धात्विक बंधन

धात्विक बंधन उस बंधन को संदर्भित करता है जिसे धातु के परमाणुओं में स्थापित किया जा सकता है, जैसे लोहा, तांबा या जस्ता. इन मामलों में, गठित संरचना को आयनित परमाणुओं के नेटवर्क के रूप में व्यवस्थित किया जाता है जो सकारात्मक रूप से इलेक्ट्रॉनों के "समुद्र" में डूबे होते हैं।

यह धातुओं की एक मूलभूत विशेषता है और यही कारण है कि वे इतने अच्छे विद्युत चालक हैं। आयनों और इलेक्ट्रॉनों के बीच धात्विक बंधन में जो आकर्षक बल स्थापित होता है, वह हमेशा एक ही प्रकृति के परमाणु होते हैं।

इंटरमॉलिक्युलर लिंक

तरल और ठोस अवस्थाओं के अस्तित्व के लिए अंतर-आणविक बंधन मौलिक हैं। यदि अणुओं को एक साथ रखने के लिए कोई बल नहीं होता, तो केवल गैसीय अवस्था होती। इस प्रकार, अंतर-आणविक बंधन भी राज्य में परिवर्तन के लिए जिम्मेदार हैं।

6. वैन डेर वाल्स फ़ोर्स

वैन डेर वाल्स बलों को अणुओं के बीच स्थापित किया जाता है जो गैर-ध्रुवीय होते हैं और तटस्थ विद्युत आवेश दिखाते हैं, जैसे N2 या H2। अणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉन बादल में उतार-चढ़ाव के कारण अणुओं के भीतर ये क्षणिक द्विध्रुव निर्माण होते हैं।

यह अस्थायी रूप से चार्ज अंतर पैदा करता है (जो ध्रुवीय अणुओं में स्थिर होते हैं, जैसा कि एचसीएल के मामले में होता है)। ये बल इस प्रकार के अणु के अवस्था परिवर्तन के लिए उत्तरदायी होते हैं।

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7. द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रियाएँ।

इस प्रकार के बंधन तब प्रकट होते हैं जब दो दृढ़ता से बंधे परमाणु होते हैं, जैसा कि ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन द्वारा एचसीएल के मामले में होता है। चूंकि अणु के दो भाग इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर के साथ होते हैं, प्रत्येक द्विध्रुवीय (अणु के दो ध्रुव) दूसरे अणु के द्विध्रुवीय के साथ बातचीत करेंगे।

यह द्विध्रुवीय अंतःक्रियाओं के आधार पर एक नेटवर्क बनाता है, जिससे पदार्थ अन्य भौतिक-रासायनिक गुणों को प्राप्त कर लेता है। इन पदार्थों में एपोलर अणुओं की तुलना में अधिक गलनांक और क्वथनांक होते हैं।

8. हाइड्रोजन बंध

हाइड्रोजन बॉन्डिंग एक विशेष प्रकार का द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया है. यह तब होता है जब हाइड्रोजन परमाणु दृढ़ता से विद्युतीय परमाणुओं से जुड़े होते हैं, जैसा कि ऑक्सीजन, फ्लोरीन या नाइट्रोजन परमाणुओं के मामले में होता है।

इन मामलों में हाइड्रोजन पर आंशिक धनात्मक आवेश और विद्युत ऋणात्मक परमाणु पर ऋणात्मक आवेश उत्पन्न होता है। हाइड्रोफ्लोरिक एसिड (एचएफ) जैसे अणु के रूप में दृढ़ता से ध्रुवीकृत होता है, एचएफ अणुओं के बीच आकर्षण होने के बजाय, आकर्षण उन परमाणुओं पर केंद्रित होता है जो उन्हें बनाते हैं। इस प्रकार, एक एचएफ अणु से संबंधित एच परमाणु दूसरे अणु से संबंधित एफ परमाणुओं के साथ एक बंधन बनाते हैं।

इस प्रकार के बंधन बहुत मजबूत होते हैं और पदार्थों के गलनांक और क्वथनांक का कारण बनते हैं और भी अधिक है (उदाहरण के लिए, HF का क्वथनांक और गलनांक. से अधिक होता है एचसीएल)। पानी (H2O) इन्हीं पदार्थों में से एक है, इसलिए इसका उच्च क्वथनांक (100°C) समझाया गया है।

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9. प्रेरित द्विध्रुव से तात्कालिक द्विध्रुव लिंक

एक परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉन बादल में परिवर्तन द्वारा प्रेरित द्विध्रुवीय से प्रेरित द्विध्रुवीय बंधन उत्पन्न होते हैं. असामान्य स्थितियों के कारण एक परमाणु असंतुलित हो सकता है, जिसमें इलेक्ट्रॉन एक तरफ उन्मुख होते हैं। यह एक तरफ ऋणात्मक आवेश और दूसरी ओर धनात्मक आवेश ग्रहण करता है।

यह थोड़ा असंतुलित आवेश पड़ोसी परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों पर प्रभाव डालने में सक्षम है। ये अंतःक्रियाएं कमजोर और तिरछी होती हैं, और आम तौर पर परमाणुओं के कुछ नए आंदोलन से पहले कुछ क्षण तक चलती हैं और उन सभी का प्रभार पुनर्संतुलित होता है।

ग्रंथ सूची संदर्भ

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