सहसंयोजक बंधन: विशेषताएँ, गुण और उदाहरण - रसायन विज्ञान - 2025

सहसंयोजक बंध साझा करने इलेक्ट्रॉन जोड़े के माध्यम से अणुओं के गठन परमाणुओं के बीच बंधन का एक प्रकार है। ये बंधन, जो प्रत्येक प्रजाति के बीच काफी स्थिर संतुलन का प्रतिनिधित्व करते हैं, प्रत्येक परमाणु को अपने इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन की स्थिरता प्राप्त करने की अनुमति देते हैं।

ये बॉन्ड एकल, डबल या ट्रिपल संस्करणों में बनते हैं, और इनमें ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय वर्ण होते हैं। परमाणु अन्य प्रजातियों को आकर्षित कर सकते हैं, इस प्रकार रासायनिक यौगिकों के निर्माण की अनुमति देते हैं। यह संघ अलग-अलग ताकतों द्वारा, कमजोर या मजबूत आकर्षण, आयनिक वर्ण या इलेक्ट्रॉन विनिमय उत्पन्न कर सकता है।

सहसंयोजक बंधन को "मजबूत" बांड माना जाता है। अन्य मजबूत बॉन्ड (आयनिक बॉन्ड) के विपरीत, सहसंयोजक आमतौर पर गैर-धातु परमाणुओं में होते हैं और उन में इलेक्ट्रॉनों (समान इलेक्ट्रोनगेटिविटीज) के लिए समान समानताएं होती हैं, जिससे सहसंयोजक बंधन कमजोर होते हैं और तोड़ने के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है।

इस प्रकार के बंधन में, तथाकथित ऑक्टेट नियम आमतौर पर साझा करने के लिए परमाणुओं की संख्या का अनुमान लगाने के लिए लागू किया जाता है: इस नियम में कहा गया है कि एक अणु में प्रत्येक परमाणु को स्थिर रहने के लिए 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। साझा करने के माध्यम से, उन्हें प्रजातियों के बीच इलेक्ट्रॉनों का नुकसान या लाभ प्राप्त करना होगा।

विशेषताएँ

सहसंयोजक बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े के परस्पर क्रिया में शामिल प्रत्येक परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिव संपत्ति से प्रभावित होते हैं; जब आपके पास जंक्शन में अन्य परमाणु की तुलना में काफी अधिक विद्युतीयता वाला परमाणु होता है, तो एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन बनेगा।

हालांकि, जब दोनों परमाणुओं में एक समान इलेक्ट्रोनगेटिव गुण होते हैं, तो एक नॉनपावर कोवेलेंट बॉन्ड बनेगा। ऐसा इसलिए होता है क्योंकि सबसे अधिक विद्युतीय प्रजातियों के इलेक्ट्रॉनों को कम से कम वैद्युतीयऋणात्मकता वाले मामले की तुलना में इस परमाणु से अधिक बाध्य होना पड़ेगा।

यह ध्यान देने योग्य है कि कोई भी सहसंयोजक बंधन पूरी तरह से समतावादी नहीं है, जब तक कि इसमें शामिल दो परमाणु समान नहीं होते हैं (और इस तरह एक ही वैद्युतीयऋणात्मकता होती है)।

सहसंयोजक बंधन का प्रकार प्रजातियों के बीच वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर पर निर्भर करता है, जहां 0 और 0.4 के बीच का मूल्य गैर-ध्रुवीय बंधन में होता है, और ध्रुवीय बंधन में 0.4 से 1.7 परिणाम का अंतर होता है आयोनिक बांड 1.7 से दिखाई देते हैं)।

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन उत्पन्न होता है जब इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के बीच समान रूप से साझा किया जाता है। यह आमतौर पर तब होता है जब दो परमाणुओं में एक समान या समान इलेक्ट्रॉनिक संबंध (एक ही प्रजाति) होता है। इलेक्ट्रॉन के समान आत्मीयता के मूल्य शामिल परमाणुओं के बीच होते हैं, परिणामी आकर्षण जितना मजबूत होता है।

यह आमतौर पर गैस के अणुओं में होता है, जिसे डायटोमिक तत्वों के रूप में भी जाना जाता है। नॉनपोलर सहसंयोजक बांड ध्रुवीय वाले के समान प्रकृति के साथ काम करते हैं (उच्च विद्युत प्रवाह के साथ परमाणु अन्य परमाणु के इलेक्ट्रॉन या इलेक्ट्रॉनों को अधिक मजबूती से आकर्षित करेगा)।

हालांकि, डायटोमिक अणुओं में इलेक्ट्रोनगेटिविटीज को रद्द कर दिया जाता है क्योंकि वे समान होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप शून्य का चार्ज होता है।

गैर-ध्रुवीय बांड जीव विज्ञान में महत्वपूर्ण हैं: वे ऑक्सीजन और पेप्टाइड बॉन्ड बनाने में मदद करते हैं जो अमीनो एसिड चेन में देखे जाते हैं। अणुओं की एक बड़ी संख्या के साथ अणु आमतौर पर हाइड्रोफोबिक होते हैं।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन तब होता है जब संघ में शामिल दो प्रजातियों के बीच इलेक्ट्रॉनों का एक असमान साझा होता है। इस मामले में, दो परमाणुओं में से एक में दूसरे की तुलना में काफी अधिक विद्युतीयता है, और इस कारण से यह जंक्शन से अधिक इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करेगा।

परिणामी अणु में थोड़ा धनात्मक पक्ष (सबसे कम विद्युतीयता के साथ एक) होगा, और थोड़ा ऋणात्मक पक्ष (उच्चतम विद्युतीयता के साथ परमाणु के साथ) होगा। इसमें इलेक्ट्रोस्टैटिक क्षमता भी होगी, जिससे यौगिक अन्य ध्रुवीय यौगिकों को कमजोर रूप से बांधने की क्षमता देगा।

सबसे आम ध्रुवीय बॉन्ड हाइड्रोजन के होते हैं जिनमें अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणुओं के साथ पानी (एच ₂ ओ) जैसे यौगिक होते हैं ।

गुण

सहसंयोजक बांडों की संरचनाओं में, गुणों की एक श्रृंखला को ध्यान में रखा जाता है जो इन बांडों के अध्ययन में शामिल होते हैं और इलेक्ट्रॉन बंटवारे की इस घटना को समझने में मदद करते हैं:

ओकटेट नियम

ऑक्टेट नियम अमेरिकी भौतिक विज्ञानी और रसायनज्ञ गिल्बर्ट न्यूटन लुईस द्वारा तैयार किया गया था, हालांकि वैज्ञानिक थे जिन्होंने उनसे पहले यह अध्ययन किया था।

यह अंगूठे का एक नियम है जो अवलोकन को दर्शाता है कि प्रतिनिधि तत्वों के परमाणु इस तरह से गठबंधन करते हैं कि प्रत्येक परमाणु अपने वैलेंस शेल में आठ इलेक्ट्रॉनों तक पहुंच जाता है, जिससे यह एक अच्छा कॉन्फ़िगरेशन होता है, जो कि गैसों के समान होता है। इन जंक्शनों का प्रतिनिधित्व करने के लिए लुईस आरेख या संरचना का उपयोग किया जाता है।

इस नियम के अपवाद हैं, उदाहरण के लिए एक अधूरा वैलेंस शेल (सात इलेक्ट्रॉन के साथ अणुओं जैसे सीएच ₃ और बीएच ₃ जैसे छह इलेक्ट्रॉनों के साथ प्रतिक्रियाशील प्रजातियां); यह बहुत कम इलेक्ट्रॉनों जैसे हीलियम, हाइड्रोजन और लिथियम के साथ परमाणुओं में भी होता है।

गूंज

अनुनाद एक उपकरण है जिसका उपयोग आणविक संरचनाओं का प्रतिनिधित्व करने के लिए किया जाता है और यह निरूपित इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करता है जहां बांडों को एक लुईस संरचना के साथ व्यक्त नहीं किया जा सकता है।

इन मामलों में, इलेक्ट्रॉनों को विभिन्न "योगदान" संरचनाओं द्वारा दर्शाया जाना चाहिए, जिन्हें प्रतिध्वनि संरचनाएं कहा जाता है। दूसरे शब्दों में, प्रतिध्वनि वह शब्द है जो किसी विशेष अणु का प्रतिनिधित्व करने के लिए दो या अधिक लुईस संरचनाओं के उपयोग का सुझाव देता है।

यह अवधारणा पूरी तरह से मानव है, और किसी भी समय अणु की कोई एक या दूसरी संरचना नहीं है, लेकिन एक ही समय में इसके (या सभी) किसी भी संस्करण में मौजूद हो सकता है।

इसके अलावा, योगदान (या गुंजयमान) संरचनाएं आइसोमर्स नहीं हैं: केवल इलेक्ट्रॉनों की स्थिति अलग हो सकती है, लेकिन परमाणु नाभिक नहीं।

Aromaticity

इस अवधारणा का उपयोग गुंजयमान बांड की एक अंगूठी के साथ चक्रीय, प्लेनर अणु का वर्णन करने के लिए किया जाता है जो समान परमाणु विन्यास के साथ अन्य ज्यामितीय व्यवस्थाओं की तुलना में अधिक स्थिरता का प्रदर्शन करते हैं।

सुगंधित अणु बहुत स्थिर होते हैं, क्योंकि वे आसानी से नहीं टूटते हैं और न ही वे आमतौर पर अन्य पदार्थों के साथ प्रतिक्रिया करते हैं। बेंजीन में, प्रोटोटाइप सुगंधित यौगिक, संयुग्मित पाई (the) बांड दो अलग-अलग प्रतिध्वनि संरचनाओं में बनते हैं, जो एक अत्यधिक स्थिर षट्भुज बनाते हैं।

सिग्मा लिंक

यह सबसे सरल बंधन है, जिसमें दो "एस" ऑर्बिटल्स शामिल होते हैं। सिग्मा बांड सभी सरल सहसंयोजक बांडों में होते हैं, और वे "पी" ऑर्बिटल्स में भी हो सकते हैं, जब तक वे एक-दूसरे को देख रहे हों।

बॉन्ड पाई (p)

यह बंधन दो "पी" ऑर्बिटल्स के बीच होता है जो समानांतर में होते हैं। वे कंधे से कंधा मिलाकर (सिग्मा के विपरीत, जो आमने-सामने बांधते हैं) और अणु के ऊपर और नीचे इलेक्ट्रॉन घनत्व के क्षेत्रों का निर्माण करते हैं।

सहसंयोजक डबल और ट्रिपल बॉन्ड में एक या दो पाई बांड शामिल होते हैं, और ये अणु को एक कठोर आकार देते हैं। पाई बॉन्ड सिग्मा बॉन्ड से कमज़ोर होते हैं, क्योंकि इसमें ओवरलैप कम होता है।

सहसंयोजक बंधों के प्रकार

दो परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधन इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा बनाए जा सकते हैं, लेकिन वे दो या तीन जोड़े इलेक्ट्रॉनों द्वारा भी बन सकते हैं, इसलिए इन्हें एकल, डबल और ट्रिपल बांड के रूप में व्यक्त किया जाएगा, जिन्हें विभिन्न प्रकारों द्वारा दर्शाया जाता है यूनियनों (सिग्मा और पी बांड) प्रत्येक के लिए।

सिंगल बॉन्ड सबसे कमजोर हैं और ट्रिपल बॉन्ड सबसे मजबूत हैं; ऐसा इसलिए होता है क्योंकि त्रिगुणों में सबसे कम बंध लंबाई (अधिक आकर्षण) और सबसे बड़ी बंधन ऊर्जा होती है (उन्हें तोड़ने के लिए अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है)।

सरल लिंक

यह इलेक्ट्रॉनों की एकल जोड़ी का साझाकरण है; अर्थात्, प्रत्येक परमाणु में एक ही इलेक्ट्रॉन होता है। यह संघ सबसे कमजोर है और इसमें एकल सिग्मा (est) बंधन शामिल है। यह परमाणुओं के बीच की रेखा द्वारा दर्शाया जाता है; उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन अणु (H ₂) के मामले में:

ज ज

डबल लिंक

इस प्रकार के बंधन में, इलेक्ट्रॉनों के दो साझा जोड़े बंधन बनाते हैं; अर्थात्, चार इलेक्ट्रॉनों को साझा किया जाता है। इस बंधन में एक सिग्मा (σ) और एक पीआई (bond) बॉन्ड शामिल है, और इसे दो लाइनों द्वारा दर्शाया गया है; उदाहरण के लिए, कार्बन डाइऑक्साइड (CO ₂) के मामले में:

ओ = सी = ओ

ट्रिपल बांड

यह बंधन, सहसंयोजक बांड के बीच मौजूद सबसे मजबूत होता है, जब परमाणु एक सिगमा (σ) और दो पी (π) बॉन्डिंग में छह इलेक्ट्रॉनों या तीन जोड़े साझा करते हैं। इसे तीन रेखाओं के साथ दर्शाया जाता है और इसे एसिटिलीन (C ₂ H ₂) जैसे अणुओं में देखा जा सकता है:

HC≡CH

अन्त में, चतुष्कोण बंधन देखे गए हैं, लेकिन वे दुर्लभ हैं और मुख्य रूप से धातु यौगिकों तक सीमित हैं, जैसे क्रोमियम (II) एसीटेट और अन्य।

उदाहरण

सरल बॉन्ड के लिए, सबसे आम मामला हाइड्रोजन का है, जैसा कि नीचे देखा जा सकता है:

ट्रिपल बॉन्ड का मामला नाइट्रस ऑक्साइड (N ₂ O) में नाइट्रोजेन का है, जैसा कि नीचे देखा गया है, जिसमें सिग्मा और पी बॉन्ड दिखाई देते हैं:

संदर्भ

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