धातु कनेक्शन के संकेत. धात्विक और हाइड्रोजन रासायनिक बंधन। यौगिकों में रासायनिक बंधों के प्रकार

पाठ का उद्देश्य

• धातु रासायनिक आबंधन का एक विचार दीजिए।

• धातु बंधन निर्माण के पैटर्न लिखना सीखें।

• धातुओं के भौतिक गुणों से परिचित हों।

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

पाठ मकसद

• पता लगाएं कि वे एक-दूसरे के साथ कैसे बातचीत करते हैं धातु परमाणु

• निर्धारित करें कि एक धातु बंधन इससे बनने वाले पदार्थों के गुणों को कैसे प्रभावित करता है

महत्वपूर्ण पदों:

• वैद्युतीयऋणात्मकता - एक परमाणु का एक रासायनिक गुण, जो एक अणु में एक परमाणु की सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करने की क्षमता की एक मात्रात्मक विशेषता है।
• रासायनिक बंध -परमाणुओं की परस्पर क्रिया की घटना, परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों के ओवरलैप होने के कारण।
• धातु कनेक्शन धातुओं में परमाणुओं और आयनों के बीच एक बंधन है, जो इलेक्ट्रॉनों के आदान-प्रदान से बनता है।
• सहसंयोजक बंधन - वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को ओवरलैप करके गठित एक रासायनिक बंधन। कनेक्शन प्रदान करने वाले इलेक्ट्रॉनों को सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म कहा जाता है। ये 2 प्रकार के होते हैं: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय।
• आयोनिक बंध - एक रासायनिक बंधन जो गैर-धातु परमाणुओं के बीच बनता है, जिसमें एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में जाती है। परिणामस्वरूप, परमाणु विपरीत आवेशित पिंडों की तरह आकर्षित होते हैं।
• हाइड्रोजन बंधन - एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु और एक हाइड्रोजन परमाणु एच के बीच एक रासायनिक बंधन जो सहसंयोजक रूप से दूसरे विद्युत ऋणात्मक परमाणु से बंधा होता है। विद्युत ऋणात्मक परमाणु N, O या F हो सकते हैं। हाइड्रोजन बांड अंतर-आणविक या इंट्रामोल्युलर हो सकते हैं।

  पाठ की प्रगति

धातु रासायनिक बंधन

उन तत्वों की पहचान करें जो गलत "कतार" में हैं। क्यों?
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तालिका से कौन से तत्व मेंडलीवधातु कहलाते हैं?
आज हम जानेंगे कि धातुओं में क्या गुण होते हैं और वे धातु आयनों के बीच बनने वाले बंधन पर कैसे निर्भर करते हैं।
सबसे पहले, आइए याद रखें कि आवर्त सारणी में धातुओं का स्थान क्या है?
धातुएँ, 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 होती हैं। आइए जानें कि धातु के परमाणुओं को पूर्ण आयतन में क्या एकत्रित करता है।

उदाहरण में हम सोने का एक टुकड़ा देखते हैं। और वैसे तो सोना एक अनोखी धातु है. फोर्जिंग का उपयोग करके, शुद्ध सोने का उपयोग 0.002 मिमी मोटी पन्नी बनाने के लिए किया जा सकता है! पन्नी की यह पतली शीट लगभग पारदर्शी होती है और प्रकाश में इसका रंग हरा होता है। परिणामस्वरूप, 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 रूप से, सभी धातुओं को वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने में आसानी होती है, और परिणामस्वरूप, सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों का निर्माण होता है और केवल सकारात्मक ऑक्सीकरण प्रदर्शित होता है। इसीलिए मुक्त अवस्था में धातुएँ अपचायक होती हैं। धातु परमाणुओं की एक सामान्य विशेषता गैर-धातुओं की तुलना में उनका बड़ा आकार है। बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित होते हैं और इसलिए इससे कमजोर रूप से जुड़े होते हैं, इसलिए वे आसानी से अलग हो जाते हैं।
बाहरी स्तर पर बड़ी संख्या में धातुओं के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की कम संख्या होती है - 1,2,3। ये इलेक्ट्रॉन आसानी से अलग हो जाते हैं और धातु के परमाणु आयन बन जाते हैं।
Ме0 – n ē ⇆ पुरुष+
धातु परमाणु - इलेक्ट्रॉन विस्तार। कक्षाएँ ⇆ धातु आयन

इस तरह, अलग किए गए इलेक्ट्रॉन एक आयन से दूसरे आयन में जा सकते हैं, यानी वे मुक्त हो जाते हैं, जैसे कि उन्हें एक पूरे में जोड़ रहे हों, इसलिए, यह पता चलता है कि सभी अलग किए गए इलेक्ट्रॉन सामान्य हैं, क्योंकि इसे समझना असंभव है कौन सा इलेक्ट्रॉन किस धातु के परमाणु से संबंधित है।
इलेक्ट्रॉन धनायनों के साथ संयोजित हो सकते हैं, फिर परमाणु अस्थायी रूप से बनते हैं, जिनमें से इलेक्ट्रॉन फिर अलग हो जाते हैं। यह प्रक्रिया लगातार और बिना रुके होती रहती है। इससे पता चलता है कि धातु के आयतन में परमाणु लगातार आयनों में परिवर्तित होते रहते हैं और इसके विपरीत। इस मामले में, साझा इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या बड़ी संख्या में धातु परमाणुओं और आयनों को बांधती है। लेकिन यह महत्वपूर्ण है कि धातु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या धनात्मक आयनों के कुल आवेश के बराबर हो, अर्थात यह पता चलता है कि सामान्य तौर पर धातु विद्युत रूप से तटस्थ रहती है।
इस प्रक्रिया को एक मॉडल के रूप में दर्शाया गया है - धातु आयन इलेक्ट्रॉनों के एक बादल में हैं। ऐसे इलेक्ट्रॉन बादल को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है।

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

चावल। 2. इलेक्ट्रॉन गति

इलेक्ट्रॉन गैस क्या है और यह विभिन्न धातुओं की रासायनिक प्रतिक्रियाओं में 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 उल्लेखित किया गया है!)

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

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

धात्विक बंधन न केवल शुद्ध धातुओं में होता है, बल्कि एकत्रीकरण की विभिन्न अवस्थाओं में विभिन्न धातुओं और 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 संभावित अंतर के साथ, ताकि इलेक्ट्रॉन व्यवस्थित तरीके से आगे बढ़ें। सर्वोत्तम चालकता वाली धातुएँ Ag, Cu, Au, Al हैं।
- प्लास्टिसिटी
धातु की परतों के बीच के बंधन बहुत महत्वपूर्ण नहीं हैं, इससे परतें लोड के तहत आगे बढ़ सकती हैं (धातु को बिना तोड़े विकृत कर सकती हैं)। सर्वोत्तम विकृत धातुएँ (मुलायम) Au, Ag, Cu हैं।
- धात्विक चमक
इलेक्ट्रॉन गैस लगभग सभी प्रकाश किरणों को परावर्तित कर देती है। यही कारण है कि शुद्ध धातुएँ इतनी अधिक चमकती हैं और प्रायः उनका रंग भूरा या सफेद होता है। धातुएँ जो सर्वोत्तम परावर्तक हैं Ag, Cu, Al, Pd, Hg

गृहकार्य

व्यायाम 1
उन पदार्थों के सूत्र चुनें जिनके पास है
ए) सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन: सीएल2, केसीएल, एनएच3, ओ2, एमजीओ, सीसीएल4, एसओ2;
बी) आयनिक बंधन के साथ: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS।
व्यायाम 2
अतिरिक्त को काट दें:
ए) CuCl2, Al, MgS
बी) एन2, एचसीएल, ओ2
ग) Ca, CO2, Fe
घ) MgCl2, NH3, H2

सोडियम धातु, लिथियम धातु और अन्य क्षार धातुएँ लौ का रंग बदल देती हैं। धात्विक लिथियम और इसके लवण आग को लाल रंग देते हैं, धात्विक सोडियम और सोडियम लवण इसे पीला रंग देते हैं, धात्विक पोटेशियम और इसके लवण इसे बैंगनी रंग देते हैं, और रूबिडियम और सीज़ियम इसे बैंगनी रंग देते हैं, लेकिन हल्का।

चावल। 4. लिथियम धातु का एक टुकड़ा

चावल। 5. ज्वाला को धातुओं से रंगना

लिथियम (Li). लिथियम धातु, सोडियम धातु की तरह, एक क्षार धातु है। दोनों पानी में घुलनशील हैं. सोडियम, जब पानी में घुल जाता है, तो कास्टिक सोडा बनाता है, जो एक बहुत मजबूत एसिड है। जब क्षार धातुएँ पानी में घुलती हैं, 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।

संदर्भ

1. "धात्विक रासायनिक बंधन" विषय पर पाठ, रसायन विज्ञान शिक्षक तुख्ता वेलेंटीना अनातोल्येवना एमओयू "येसेनोविच्स्काया माध्यमिक विद्यालय"
2. एफ. ए. डर्कच "रसायन विज्ञान" - वैज्ञानिक और पद्धति संबंधी मैनुअल। - कीव, 2008.
3. एल. बी. स्वेत्कोवा "अकार्बनिक रसायन विज्ञान" - दूसरा संस्करण, संशोधित और विस्तारित। - लावोव, 2006।
4. वी. वी. मालिनोव्स्की, पी. जी. नागोर्नी "अकार्बनिक रसायन विज्ञान" - कीव, 2009।
5. ग्लिंका एन.एल. सामान्य रसायन शास्त्र। - 27वाँ संस्करण/अंडर। एड. वी.ए. राबिनोविच। - एल.: रसायन विज्ञान, 2008. - 704 पीपी.

लिस्न्याक ए.वी. द्वारा संपादित और भेजा गया।

पाठ पर काम किया:

तुख्ता वी.ए.

लिस्न्याक ए.वी.

आप आधुनिक शिक्षा के बारे में कोई प्रश्न उठा सकते हैं, कोई विचार व्यक्त कर सकते हैं या किसी गंभीर समस्या का समाधान कर सकते हैं शैक्षिक मंच, जहां नई सोच और कार्रवाई की एक शैक्षिक परिषद अंतरराष्ट्रीय स्तर पर मिलती है। बनाया है ब्लॉग, रसायन विज्ञान 8वीं कक्षा

सभी धातुओं में निम्नलिखित विशेषताएं होती हैं:

बाहरी ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या (कुछ अपवादों को छोड़कर, जिनमें 6,7 और 8 हो सकते हैं);

बड़ा परमाणु त्रिज्या;

कम आयनीकरण ऊर्जा.

यह सब नाभिक से बाहरी अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को आसानी से अलग करने में योगदान देता है। साथ ही, परमाणु में बहुत सारे मुक्त कक्षक होते हैं। धात्विक बंधन के गठन का आरेख एक दूसरे के साथ विभिन्न परमाणुओं की कई कक्षीय कोशिकाओं के ओवरलैप को सटीक रूप से दिखाएगा, जिसके परिणामस्वरूप एक सामान्य इंट्राक्रिस्टलाइन स्थान बनता है। इसमें प्रत्येक परमाणु से इलेक्ट्रॉनों को खिलाया जाता है, जो जाली के विभिन्न भागों में स्वतंत्र रूप से घूमने लगते हैं। समय-समय पर, उनमें से प्रत्येक क्रिस्टल में एक स्थान पर एक आयन से जुड़ता है और इसे एक परमाणु में बदल देता है, फिर एक आयन बनाने के लिए फिर से अलग हो जाता है।

इस प्रकार, धात्विक बंधन एक सामान्य धातु क्रिस्टल में परमाणुओं, आयनों और मुक्त इलेक्ट्रॉनों के बीच का बंधन है। किसी संरचना के भीतर स्वतंत्र रूप से घूमने वाले इलेक्ट्रॉन बादल को "इलेक्ट्रॉन गैस" कहा जाता है। यह धातुओं और उनके मिश्र धातुओं के अधिकांश भौतिक गुणों की व्याख्या करता है।

धातु रासायनिक बंधन वास्तव में कैसे स्वयं को साकार करता है? विभिन्न उदाहरण दिए जा सकते हैं. आइए इसे लिथियम के एक टुकड़े पर देखने का प्रयास करें। यदि आप इसे एक मटर के दाने के आकार का भी लें तो भी इसमें हजारों परमाणु होंगे। तो आइए कल्पना करें कि इन हजारों परमाणुओं में से प्रत्येक अपने एकल वैलेंस इलेक्ट्रॉन को सामान्य क्रिस्टलीय स्थान पर छोड़ देता है। वहीं, किसी दिए गए तत्व की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को जानकर आप खाली ऑर्बिटल्स की संख्या देख सकते हैं। लिथियम में उनमें से 3 (दूसरे ऊर्जा स्तर के पी-ऑर्बिटल्स) होंगे। हजारों में से प्रत्येक परमाणु के लिए तीन - यह क्रिस्टल के अंदर सामान्य स्थान है जिसमें "इलेक्ट्रॉन गैस" स्वतंत्र रूप से चलती है।

धातु बंधन वाला पदार्थ हमेशा मजबूत होता है। आख़िरकार, इलेक्ट्रॉन गैस क्रिस्टल को ढहने नहीं देती, बल्कि केवल परतों को विस्थापित करती है और उन्हें तुरंत पुनर्स्थापित करती है। यह चमकता है, इसमें एक निश्चित घनत्व (आमतौर पर उच्च), फ्यूजिबिलिटी, लचीलापन और प्लास्टिसिटी होती है।

मेटल बॉन्डिंग और कहाँ बेची जाती है? पदार्थों के उदाहरण:

सरल संरचनाओं के रूप में धातुएँ;

सभी धातुएँ एक दूसरे के साथ मिश्रित होती हैं;

सभी धातुएँ और उनकी मिश्रधातुएँ तरल और ठोस अवस्था में।

विशिष्ट उदाहरणों की संख्या अविश्वसनीय है, क्योंकि आवर्त सारणी में 80 से अधिक धातुएँ हैं!

गठन का तंत्र आम तौर पर निम्नलिखित संकेतन द्वारा व्यक्त किया जाता है: Me 0 - e - ↔ Me n+। आरेख से यह स्पष्ट है कि धातु क्रिस्टल में कौन से कण मौजूद हैं।

कोई भी धातु सकारात्मक रूप से आवेशित आयन बनकर इलेक्ट्रॉन छोड़ सकती है।

उदाहरण के तौर पर लोहे का उपयोग करना: Fe 0 -2e - = Fe 2+

अलग हुए नकारात्मक आवेशित कण - इलेक्ट्रॉन - कहाँ जाते हैं? माइनस हमेशा प्लस की ओर आकर्षित होता है। इलेक्ट्रॉन क्रिस्टल जाली में दूसरे (धनात्मक आवेशित) लौह आयन की ओर आकर्षित होते हैं: Fe 2+ +2e - = Fe 0

आयन एक उदासीन परमाणु बन जाता है। और ये प्रक्रिया कई बार दोहराई जाती है.

इससे पता चलता है कि लोहे के मुक्त इलेक्ट्रॉन क्रिस्टल के पूरे आयतन में निरंतर गति में रहते हैं, जाली स्थलों पर आयनों को तोड़ते और जोड़ते हैं। इस घटना का दूसरा नाम है डेलोकलाइज्ड इलेक्ट्रॉन बादल. "डेलोकलाइज़्ड" शब्द का अर्थ है मुक्त, बंधा हुआ नहीं।

धात्विक एक बहुकेंद्रीय बंधन है जो धातुओं और उनके मिश्र धातुओं में सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बीच मौजूद होता है, जो सभी आयनों के लिए सामान्य होते हैं और पूरे क्रिस्टल में स्वतंत्र रूप से घूमते हैं।

इनमें वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या कम होती है और आयनीकरण कम होता है। धातु परमाणुओं की बड़ी त्रिज्या के कारण, ये इलेक्ट्रॉन अपने नाभिक से कमजोर रूप से बंधे होते हैं और आसानी से उनसे अलग हो सकते हैं और पूरे धातु क्रिस्टल में आम हो सकते हैं। परिणामस्वरूप, धनात्मक रूप से आवेशित धातु आयन और इलेक्ट्रॉन गैस धातु के क्रिस्टल जाली में दिखाई देते हैं - मोबाइल इलेक्ट्रॉनों का एक संग्रह जो पूरे धातु क्रिस्टल में स्वतंत्र रूप से घूमता है।

परिणामस्वरूप, धातु में कुछ निश्चित स्थानों पर स्थानीयकृत कई सकारात्मक आयन और बड़ी संख्या में इलेक्ट्रॉन होते हैं जो सकारात्मक केंद्रों के क्षेत्र में अपेक्षाकृत स्वतंत्र रूप से घूमते हैं। धातुओं की स्थानिक संरचना एक क्रिस्टल है, जिसे नोड्स पर सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों के साथ एक सेल के रूप में कल्पना की जा सकती है, जो एक नकारात्मक चार्ज इलेक्ट्रॉन गैस में डूबा हुआ है। सभी परमाणु एक इलेक्ट्रॉन गैस बनाने के लिए अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देते हैं, वे रासायनिक बंधन को तोड़े बिना क्रिस्टल के अंदर स्वतंत्र रूप से घूमते हैं।

धातुओं के क्रिस्टल जाली में इलेक्ट्रॉनों की मुक्त गति के सिद्धांत की प्रायोगिक तौर पर टॉलमैन और स्टीवर्ट के प्रयोग (1916 में) द्वारा पुष्टि की गई थी: एक घाव वाले तार के साथ पहले से बिना मुड़े कुंडल की तेज ब्रेकिंग के साथ, मुक्त इलेक्ट्रॉन कुछ समय तक चलते रहे। जड़ता द्वारा, और इस समय सर्किट कॉइल्स से जुड़ा एक एमीटर, एक विद्युत प्रवाह पल्स रिकॉर्ड करता है।

धातु बांड मॉडल की किस्में

धातु बंधन के लक्षण निम्नलिखित विशेषताएं हैं:

1. मल्टीइलेक्ट्रॉनिकिटी, चूंकि सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉन धातु बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं;
2. बहुकेन्द्रितता, या निरूपण - एक बंधन एक साथ धातु क्रिस्टल में निहित बड़ी संख्या में परमाणुओं को जोड़ता है;
3. आइसोट्रॉपी, या गैर-दिशात्मकता - एक साथ सभी दिशाओं में इलेक्ट्रॉन गैस की अबाधित गति के कारण, धातु बंधन गोलाकार रूप से सममित होता है।

धातु क्रिस्टल मुख्य रूप से तीन प्रकार के क्रिस्टल जाली बनाते हैं, लेकिन कुछ धातुओं में तापमान के आधार पर अलग-अलग संरचनाएं हो सकती हैं।

धात्विक बंधन सभी धातुओं और मिश्र धातुओं के क्रिस्टल और पिघलने में मौजूद होते हैं। अपने शुद्ध रूप में, यह क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं की विशेषता है। संक्रमण डी-धातुओं में, परमाणुओं के बीच का बंधन आंशिक रूप से सहसंयोजक होता है।

धातु परमाणुओं के बीच एक धात्विक बंधन होता है।

धातु परमाणुओं की एक विशिष्ट विशेषता बाहरी ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या है, जो नाभिक द्वारा कमजोर रूप से पकड़ी जाती है, और समान ऊर्जा वाले बड़ी संख्या में मुक्त परमाणु कक्षाएँ होती हैं, इसलिए धातु बंधन असंतृप्त होता है।

वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक साथ 8 या 12 परमाणुओं के साथ बांड के निर्माण में भाग लेते हैं (धातु परमाणुओं की समन्वय संख्या के अनुसार)। इन स्थितियों के तहत, कम आयनीकरण ऊर्जा वाले वैलेंस इलेक्ट्रॉन सभी पड़ोसी परमाणुओं की उपलब्ध कक्षाओं के माध्यम से चलते हैं, उनके बीच संचार प्रदान करते हैं। धातु कनेक्शन

जुड़े हुए परमाणुओं के नाभिक के साथ साझा इलेक्ट्रॉनों की कमजोर अंतःक्रिया और क्रिस्टल में सभी परमाणुओं के बीच इन इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण विस्थानीकरण की विशेषता है, जो इस बंधन की स्थिरता सुनिश्चित करता है।

धातु बंधन निर्माण की योजना (एम - धातु):

धातुओं में एक विशेष क्रिस्टल जाली होती है, जिसके नोड्स पर तटस्थ और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए धातु परमाणु होते हैं, जिनके बीच सामाजिक इलेक्ट्रॉन ("इलेक्ट्रॉन गैस") स्वतंत्र रूप से (क्रिस्टल के भीतर) चलते हैं। धातुओं में सामान्य इलेक्ट्रॉनों की गति विभिन्न प्रकार के आणविक कक्षकों के माध्यम से होती है, जो बड़ी संख्या में परमाणुओं के मुक्त कक्षकों के जुड़े होने और कई परमाणु नाभिकों को ढकने के संलयन के कारण उत्पन्न होते हैं।

धात्विक बंधन के मामले में, इसकी दिशात्मकता के बारे में बात करना असंभव है, क्योंकि सामान्य इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल में समान रूप से वितरित होते हैं।

धातुओं की संरचनात्मक विशेषताएं उनके विशिष्ट भौतिक गुणों को निर्धारित करती हैं: कठोरता, लचीलापन, उच्च विद्युत और तापीय चालकता, साथ ही एक विशेष धात्विक चमक।

धात्विक बंधन न केवल ठोस अवस्था में, बल्कि तरल अवस्था में भी धातुओं की विशेषता है, अर्थात यह एक दूसरे के निकट स्थित परमाणुओं के समुच्चय का गुण है। गैसीय अवस्था में, धातु के परमाणु अणुओं में एक या अधिक सहसंयोजक बंधों द्वारा एक दूसरे से जुड़े होते हैं, उदाहरण के लिए Li 2 (Li-Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 - प्रत्येक एल्यूमीनियम परमाणु तीन अन्य से जुड़ा होता है चतुष्फलकीय संरचना बनाने के लिए:

4. हाइड्रोजन बंध

हाइड्रोजन बंधन एक विशेष प्रकार का बंधन है जो हाइड्रोजन परमाणुओं के लिए अद्वितीय होता है। यह उन मामलों में होता है जहां हाइड्रोजन परमाणु सबसे अधिक विद्युतीय तत्वों, मुख्य रूप से फ्लोरीन, ऑक्सीजन और नाइट्रोजन के परमाणु से जुड़ा होता है। आइए एक उदाहरण के रूप में हाइड्रोजन फ्लोराइड का उपयोग करके हाइड्रोजन बंधन के गठन पर विचार करें। 1 एक विद्युत ऋणात्मक हाइड्रोजन परमाणु में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, जिसके कारण यह फ्लोरीन परमाणु के साथ सहसंयोजक बंधन बना सकता है। इस मामले में, एक हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु एच-एफ प्रकट होता है, जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी फ्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है।-हाइड्रोजन परमाणु और उसके नाभिक की कक्षा आंशिक रूप से उजागर होती है। किसी भी अन्य परमाणु में, संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को हटाने के बाद नाभिक का धनात्मक आवेश आंतरिक इलेक्ट्रॉन कोशों द्वारा परिरक्षित होता है, जो अन्य परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों के प्रतिकर्षण को सुनिश्चित करता है। हाइड्रोजन परमाणु में ऐसे गोले नहीं होते हैं; इसका नाभिक एक बहुत छोटा (उपपरमाण्विक) धनात्मक आवेशित कण होता है - एक प्रोटॉन (प्रोटॉन का व्यास परमाणुओं के व्यास से लगभग 10 5 गुना छोटा होता है, और, इसमें इलेक्ट्रॉनों की कमी के कारण) , यह अन्य विद्युत रूप से तटस्थ या नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन शेल से आकर्षित होता है)।

आंशिक रूप से "नग्न" हाइड्रोजन परमाणु के पास विद्युत क्षेत्र की ताकत इतनी मजबूत होती है कि यह पड़ोसी अणु के नकारात्मक ध्रुव को सक्रिय रूप से आकर्षित कर सकती है। एक विद्युत ऋणात्मक हाइड्रोजन परमाणु में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, जिसके कारण यह फ्लोरीन परमाणु के साथ सहसंयोजक बंधन बना सकता है। इस मामले में, एक हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु एच-एफ प्रकट होता है, जिसमें सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी फ्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित हो जाती है।- चूँकि यह ध्रुव एक फ्लोरीन परमाणु है, जिसमें तीन गैर-बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े हैं, और

यदि हाइड्रोजन परमाणु की कक्षा आंशिक रूप से खाली है, तो एक अणु के सकारात्मक ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणु और पड़ोसी अणु के नकारात्मक ध्रुवीकृत फ्लोरीन परमाणु के बीच दाता-स्वीकर्ता संपर्क होता है। इस प्रकार, संयुक्त इलेक्ट्रोस्टैटिक और दाता-स्वीकर्ता इंटरैक्शन के परिणामस्वरूप, हाइड्रोजन परमाणु की भागीदारी के साथ एक अतिरिक्त दूसरा बंधन उत्पन्न होता है। यह बात है

हाइड्रोजन बंधन,

…एच–एफ एच–एफ…

यह ऊर्जा और लंबाई में सहसंयोजक से भिन्न होता है। सहसंयोजक बंधन की तुलना में हाइड्रोजन बंधन लंबा और कम मजबूत होता है। हाइड्रोजन बंधन की ऊर्जा 8-40 kJ/mol है, और सहसंयोजक बंधन की ऊर्जा 80-400 kJ/mol है। ठोस हाइड्रोजन फ्लोराइड में, H-F सहसंयोजक बंधन की लंबाई 95 pm है, और FH हाइड्रोजन बंधन की लंबाई 156 pm है। एचएफ अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंधन के लिए धन्यवाद, ठोस हाइड्रोजन फ्लोराइड के क्रिस्टल में अंतहीन सपाट ज़िगज़ैग श्रृंखलाएं होती हैं, क्योंकि हाइड्रोजन बंधन के कारण बनने वाले तीन परमाणुओं की प्रणाली, एक नियम के रूप में, रैखिक होती है।

एचएफ अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंधन आंशिक रूप से तरल और यहां तक ​​कि गैसीय हाइड्रोजन फ्लोराइड में संरक्षित होते हैं।

एक हाइड्रोजन बांड को पारंपरिक रूप से तीन बिंदुओं के रूप में लिखा जाता है और इसे इस प्रकार दर्शाया गया है:

हाइड्रोजन बांड उन अणुओं के बीच भी बनते हैं जिनमें O-H बांड होते हैं (उदाहरण के लिए, पानी H 2 O, परक्लोरिक एसिड HClO 4, नाइट्रिक एसिड HNO 3, कार्बोक्जिलिक एसिड RCOOH, फिनोल C 6 H 5 OH, अल्कोहल ROH) और N-H (उदाहरण के लिए अमोनिया एनएच 3, थायोसायनिक एसिड एचएनसीएस, कार्बनिक एमाइड आरसीओएनएच 2 और एमाइन आरएनएच 2 और आर 2 एनएच)।

वे पदार्थ जिनके अणु हाइड्रोजन बांड से जुड़े होते हैं, उनके गुणों में उन पदार्थों से भिन्न होते हैं जो आणविक संरचना में समान होते हैं लेकिन हाइड्रोजन बांड नहीं बनाते हैं। समूह IVA तत्वों के हाइड्राइड्स के पिघलने और क्वथनांक, जिनमें कोई हाइड्रोजन बंधन नहीं होते हैं, धीरे-धीरे घटती अवधि संख्या के साथ कम हो जाते हैं (चित्र 15)। समूह VA-VIIA के तत्वों के हाइड्राइड्स के लिए, इस निर्भरता का उल्लंघन देखा जाता है।

तीन पदार्थ जिनके अणु हाइड्रोजन बांड (अमोनिया एनएच 3, पानी एच 2 ओ और हाइड्रोजन फ्लोराइड एचएफ) से जुड़े होते हैं, उनके पिघलने और क्वथनांक उनके समकक्षों की तुलना में बहुत अधिक होते हैं (चित्र 15)। इसके अलावा, इन पदार्थों में तरल अवस्था में अस्तित्व की व्यापक तापमान सीमा, संलयन और वाष्पीकरण की उच्च गर्मी होती है।

हाइड्रोजन बंधन पदार्थों के विघटन और क्रिस्टलीकरण की प्रक्रियाओं के साथ-साथ क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के निर्माण में महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। हाइड्रोजन बांड न केवल अणुओं के बीच बन सकते हैं , (अंतरआण्विक हाइड्रोजन बंधन, IBC) जैसा कि ऊपर चर्चा किए गए उदाहरणों में मामला है, लेकिन एक ही अणु के परमाणुओं के बीच भी . (इंट्रामोलेक्यूलर हाइड्रोजन बॉन्ड, एचबी)

उदाहरण के लिए, अमीनो समूहों के हाइड्रोजन परमाणुओं और कार्बोनिल समूहों के ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच इंट्रामोल्युलर हाइड्रोजन बांड के कारण, प्रोटीन अणुओं को बनाने वाली पॉलीपेप्टाइड श्रृंखलाओं में एक सर्पिल आकार होता है।

चित्रकला??????????????

हाइड्रोजन बांड पुनर्विकास और प्रोटीन जैवसंश्लेषण की प्रक्रियाओं में बहुत बड़ी भूमिका निभाते हैं। डीएनए (डीऑक्सीराइबोन्यूक्लिक एसिड) के दो स्ट्रैंड डबल हेलिक्स हाइड्रोजन बांड द्वारा एक साथ बंधे होते हैं। दोहराव की प्रक्रिया के दौरान, ये कनेक्शन टूट जाते हैं। प्रतिलेखन के दौरान, डीएनए को टेम्पलेट के रूप में उपयोग करके आरएनए (राइबोन्यूक्लिक एसिड) का संश्लेषण भी हाइड्रोजन बांड के निर्माण के कारण होता है। दोनों प्रक्रियाएं संभव हैं क्योंकि हाइड्रोजन बांड बनाना आसान है और तोड़ना आसान है।चावल। 15. गलनांक ( ए) ) और उबालना (

बी

समूह IVA-VIIA के तत्वों के हाइड्राइड।

आयोनिक बंध

धातु कनेक्शन 1916 ᴦ. जर्मन वैज्ञानिक डब्ल्यू. कोसेल। यह सिद्धांत बीच संबंधों के निर्माण की व्याख्या करता है विशिष्ट धातुओं और परमाणुओं के परमाणुठेठ गैर-धातु: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na 2 O, आदि।

इस सिद्धांत के अनुसार, जब एक आयनिक बंधन बनता है, तो विशिष्ट धातुओं के परमाणु इलेक्ट्रॉन छोड़ देते हैं, और विशिष्ट अधातुओं के परमाणु इलेक्ट्रॉन स्वीकार कर लेते हैं।

इन प्रक्रियाओं के परिणामस्वरूप, धातु परमाणु धनात्मक आवेशित कणों में परिवर्तित हो जाते हैं, जिन्हें धनात्मक आयन या धनायन कहा जाता है; और गैर-धातु परमाणु नकारात्मक आयनों - आयनों में बदल जाते हैं। धनायन का आवेश छोड़े गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होता है।

धातु के परमाणु अपनी बाहरी परत में इलेक्ट्रॉन दान करते हैं, और परिणामी आयनों में पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएँ होती हैं (पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत)।

आयन के ऋणात्मक आवेश का परिमाण स्वीकृत इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होता है।

गैर-धातु परमाणु इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्वीकार करते हैं जो उनके लिए अत्यंत महत्वपूर्ण है एक इलेक्ट्रॉनिक ऑक्टेट का पूरा होना (बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत)।

उदाहरण के लिए: Na और C1 परमाणुओं से NaCl अणु के निर्माण की सामान्य योजना: Na°-le = Na +1 आयनों का निर्माण

Сl°+1е - = Сl -

ना +1 + सीएल - = ना + सीएल -

Na°+ Сl°= Na + Сl - आयनों का यौगिक

· आयनों के बीच के बंधन को आमतौर पर आयनिक बंधन कहा जाता है।

वे यौगिक जिनमें आयन होते हैं, कहलाते हैं आयनिक यौगिक।

किसी आयनिक यौगिक के अणु में सभी आयनों के आवेशों का बीजगणितीय योग शून्य के बराबर होना चाहिए,क्योंकि कोई भी अणु विद्युत रूप से तटस्थ कण होता है।

आयनिक और सहसंयोजक बंधों के बीच कोई स्पष्ट सीमा नहीं है। एक आयनिक बंधन को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का चरम मामला माना जा सकता है, जिसमें एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी का निर्माण होता है पूरी तरहउच्च विद्युत ऋणात्मकता के साथ परमाणु की ओर बढ़ता है।

अधिकांश विशिष्ट धातु परमाणुओं की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या होती है (आमतौर पर 1 से 3); इन इलेक्ट्रॉनों को वैलेंस इलेक्ट्रॉन कहा जाता है। धातु परमाणुओं में, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच बंधन की ताकत कम होती है, यानी परमाणुओं में कम आयनीकरण ऊर्जा होती है। इससे वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को खोना आसान हो जाता है एचधातु परमाणुओं का धनावेशित आयनों (धनायनों) में परिवर्तन:

Ме° -ne ® Ме n +

किसी धातु की क्रिस्टल संरचना में, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों में एक परमाणु से दूसरे परमाणु तक आसानी से जाने की क्षमता होती है, जिससे सभी पड़ोसी परमाणुओं द्वारा इलेक्ट्रॉनों को साझा किया जाता है। सरल तरीके से, धातु क्रिस्टल की संरचना को इस प्रकार दर्शाया गया है: क्रिस्टल जाली के नोड्स पर Me n+ आयन और Me° परमाणु होते हैं, और वैलेंस इलेक्ट्रॉन उनके बीच अपेक्षाकृत स्वतंत्र रूप से चलते हैं, जिससे सभी परमाणुओं और आयनों के बीच संबंध स्थापित होते हैं। धातु (चित्र 3)। यह एक विशेष प्रकार का रासायनिक बंधन है जिसे धातु बंधन कहा जाता है।

· धात्विक बंधन - क्रिस्टल जाली में धातुओं के परमाणुओं और आयनों के बीच एक बंधन, जो साझा वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा किया जाता है।

इस प्रकार के रासायनिक बंधन के कारण, धातुओं में भौतिक और रासायनिक गुणों का एक निश्चित समूह होता है जो उन्हें गैर-धातुओं से अलग करता है।

चावल। 3. धातुओं के क्रिस्टल जालक का आरेख।

धातु बंधन की ताकत क्रिस्टल जाली की स्थिरता और धातुओं की प्लास्टिसिटी (विनाश के बिना विभिन्न प्रसंस्करण से गुजरने की क्षमता) सुनिश्चित करती है। वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की मुक्त गति धातुओं को बिजली और गर्मी का अच्छी तरह से संचालन करने की अनुमति देती है। प्रकाश तरंगों (ᴛ.ᴇ. धात्विक चमक) को प्रतिबिंबित करने की क्षमता को धातु के क्रिस्टल जाली की संरचना द्वारा भी समझाया गया है।

हालाँकि, धात्विक बंधन की उपस्थिति के आधार पर धातुओं के सबसे विशिष्ट भौतिक गुण हैं:

■क्रिस्टल संरचना;

■ धात्विक चमक और अपारदर्शिता;

■ प्लास्टिसिटी, लचीलापन, व्यवहार्यता;

■उच्च विद्युत और तापीय चालकता; और मिश्र धातु बनाने की प्रवृत्ति।

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