একটি সমযোজী বন্ধনের কণা। ভ্যালেন্স বন্ড পদ্ধতি

ইতিমধ্যেই উল্লিখিত হিসাবে, একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া যা একটি সমযোজী বন্ধন বহন করে, অপ্রত্যাশিত ইন্টারঅ্যাক্টিং পরমাণুতে উপস্থিত অজোড় ইলেকট্রনের কারণে গঠিত হতে পারে। এটি ঘটে, উদাহরণস্বরূপ, H2, HC1, Cl2 এর মতো অণু গঠনের সময়। এখানে প্রতিটি পরমাণুর একটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন রয়েছে; যখন এই ধরনের দুটি পরমাণু যোগাযোগ করে, তখন একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া তৈরি হয় - একটি সমযোজী বন্ধন তৈরি হয়।

একটি অপ্রীতিকর নাইট্রোজেন পরমাণুতে তিনটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন রয়েছে:

ফলস্বরূপ, জোড়াহীন ইলেকট্রনের কারণে, নাইট্রোজেন পরমাণু তিনটি সমযোজী বন্ধন গঠনে অংশগ্রহণ করতে পারে। এটি ঘটে, উদাহরণস্বরূপ, N 2 বা NH 3 অণুতে, যেখানে নাইট্রোজেনের সমযোজীতা 3।

যাইহোক, সমযোজী বন্ধনের সংখ্যা একটি অবাঞ্ছিত পরমাণুতে পাওয়া জোড়াবিহীন ইলেকট্রনের সংখ্যার চেয়েও বেশি হতে পারে। সুতরাং, স্বাভাবিক অবস্থায়, কার্বন পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রনিক স্তরের একটি কাঠামো রয়েছে যা চিত্র দ্বারা চিত্রিত করা হয়েছে:

উপলব্ধ অসংযোজিত ইলেকট্রনের কারণে, একটি কার্বন পরমাণু দুটি সমযোজী বন্ধন গঠন করতে পারে। এদিকে, কার্বন এমন যৌগ দ্বারা চিহ্নিত করা হয় যেখানে এর প্রতিটি পরমাণু প্রতিবেশী পরমাণুর সাথে চারটি সমযোজী বন্ধন (উদাহরণস্বরূপ, CO 2, CH 4, ইত্যাদি) দ্বারা আবদ্ধ থাকে। এটি সম্ভব হয়েছে এই কারণে যে, কিছু শক্তি ব্যয় করে, পরমাণুতে উপস্থিত 2x-ইলেকট্রনের একটিকে সাবলেভেল 2 এ স্থানান্তর করা যেতে পারে। আরফলস্বরূপ, পরমাণু একটি উত্তেজিত অবস্থায় চলে যায় এবং জোড়াহীন ইলেকট্রনের সংখ্যা বৃদ্ধি পায়। ইলেক্ট্রনগুলির "বাষ্পীকরণ" সহ উত্তেজনার এই জাতীয় প্রক্রিয়াটি নিম্নলিখিত স্কিম দ্বারা উপস্থাপন করা যেতে পারে, যেখানে উত্তেজিত অবস্থাটি উপাদানের প্রতীকে একটি তারকাচিহ্ন দিয়ে চিহ্নিত করা হয়:

কার্বন পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রন স্তরে এখন চারটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন রয়েছে; অতএব, একটি উত্তেজিত কার্বন পরমাণু চারটি সমযোজী বন্ধন গঠনে অংশগ্রহণ করতে পারে। এই ক্ষেত্রে, তৈরি সমযোজী বন্ধনের সংখ্যা বৃদ্ধির সাথে রিলিজ হয় আরোশক্তি, যা পরমাণুকে উত্তেজিত অবস্থায় স্থানান্তর করতে ব্যয় করা হয়।

যদি একটি পরমাণুর উত্তেজনা, যা জোড়াবিহীন ইলেকট্রনের সংখ্যা বৃদ্ধির দিকে পরিচালিত করে, শক্তির খুব বড় ব্যয়ের সাথে যুক্ত হয়, তবে এই ব্যয়গুলি নতুন বন্ধন গঠনের শক্তি দ্বারা ক্ষতিপূরণ হয় না; তারপর সামগ্রিকভাবে এই ধরনের একটি প্রক্রিয়া energetically প্রতিকূল হতে সক্রিয় আউট. সুতরাং, অক্সিজেন এবং ফ্লোরিন পরমাণুর বাইরের ইলেক্ট্রন স্তরে মুক্ত অরবিটাল নেই:

এখানে, সংযোগহীন ইলেকট্রনের সংখ্যা বৃদ্ধি শুধুমাত্র একটি ইলেকট্রনকে পরবর্তী শক্তি স্তরে স্থানান্তর করার মাধ্যমে সম্ভব, যেমন সোজাসোজি 3s.যাইহোক, এই ধরনের একটি রূপান্তর শক্তির একটি খুব বড় ব্যয়ের সাথে যুক্ত, যা নতুন বন্ধন তৈরি হওয়ার সময় মুক্তির শক্তি দ্বারা আচ্ছাদিত হয় না। অতএব, জোড়াহীন ইলেকট্রনের কারণে, একটি অক্সিজেন পরমাণু দুটির বেশি সমযোজী বন্ধন গঠন করতে পারে না এবং একটি ফ্লোরিন পরমাণু - শুধুমাত্র একটি। প্রকৃতপক্ষে, এই উপাদানগুলি অক্সিজেনের জন্য দুটি এবং ফ্লোরিনের জন্য একটির সমান একটি ধ্রুবক সমযোজন দ্বারা চিহ্নিত করা হয়।

তৃতীয় এবং পরবর্তী সময়ের উপাদানগুলির পরমাণুগুলির বাইরের ইলেক্ট্রন স্তরে একটি "আই-সাবলেভেল" থাকে, যেখানে, উত্তেজনার পরে, তারা পাস করতে পারে s-এবং বাইরের স্তরের p-ইলেকট্রন। তাই, জোড়াবিহীন ইলেকট্রনের সংখ্যা বাড়ানোর অতিরিক্ত সম্ভাবনা এখানে দেখা যাচ্ছে। সুতরাং, একটি ক্লোরিন পরমাণু, যার একটি অপ্রস্তুত অবস্থায় একটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন রয়েছে

কিছু শক্তির খরচে উত্তেজিত অবস্থায় (SR) রূপান্তরিত হতে পারে, যা তিনটি, পাঁচ বা সাতটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন দ্বারা চিহ্নিত করা হয়:

অতএব, ফ্লোরিন পরমাণুর বিপরীতে, ক্লোরিন পরমাণু শুধুমাত্র একটি নয়, তিনটি, পাঁচ বা সাতটি সমযোজী বন্ধন গঠনে অংশগ্রহণ করতে পারে। সুতরাং, ক্লোরাস অ্যাসিড HClO 2-এ, ক্লোরিনের সমযোজীতা তিনটি, ক্লোরিক অ্যাসিড HClO 3 - পাঁচ এবং পারক্লোরিক অ্যাসিড HClO 4 - সাত৷ একইভাবে, একটি সালফার পরমাণু, যার একটি অব্যক্ত 3bCio স্তর রয়েছে, চার বা ছয়টি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন সহ উত্তেজিত অবস্থায় যেতে পারে এবং তাই, অক্সিজেনের মতো কেবল দুটি নয়, চার বা ছয়টি সমযোজী বন্ধন গঠনে অংশগ্রহণ করতে পারে। এটি এমন যৌগগুলির অস্তিত্ব ব্যাখ্যা করতে পারে যেখানে সালফার চারটি (SO 2, SCl 4) বা ছয়টি (SF 6) সমান সমযোজীতা প্রদর্শন করে।

অনেক ক্ষেত্রে, পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রন স্তরে জোড়াযুক্ত ইলেকট্রনের কারণেও সমযোজী বন্ধন তৈরি হয়। উদাহরণস্বরূপ, একটি অ্যামোনিয়া অণুর বৈদ্যুতিন কাঠামো বিবেচনা করুন:

এখানে, বিন্দুগুলি ইলেকট্রনগুলিকে প্রতিনিধিত্ব করে যা মূলত নাইট্রোজেন পরমাণুর অন্তর্গত ছিল এবং ক্রসগুলি - যেগুলি হাইড্রোজেন পরমাণুর অন্তর্গত। নাইট্রোজেন পরমাণুর আটটি বাইরের ইলেকট্রনের মধ্যে ছয়টি তিনটি সমযোজী বন্ধন তৈরি করে এবং নাইট্রোজেন পরমাণু এবং হাইড্রোজেন পরমাণুর মধ্যে সাধারণ। কিন্তু দুটি ইলেকট্রন শুধুমাত্র নাইট্রোজেন এবং ফর্মের অন্তর্গত নিঃসঙ্গ জুটি.এই পরমাণুর বাইরের ইলেক্ট্রন স্তরে একটি মুক্ত অরবিটাল থাকলে এই ধরনের একজোড়া ইলেকট্রন অন্য পরমাণুর সাথে একটি সমযোজী বন্ধন গঠনে অংশ নিতে পারে। একটি খালি ls-অরবিটাল উপস্থিত রয়েছে, উদাহরণস্বরূপ, হাইড্রোজেন আয়ন H + এর জন্য, যা সাধারণত ইলেকট্রন বর্জিত:

অতএব, যখন NH 3 অণু একটি হাইড্রোজেন আয়নের সাথে মিথস্ক্রিয়া করে, তখন তাদের মধ্যে একটি সমযোজী বন্ধন তৈরি হয়; নাইট্রোজেন পরমাণুর ইলেকট্রনের একা জোড়া দুটি পরমাণুর জন্য সাধারণ হয়ে ওঠে, যার ফলে একটি আয়ন তৈরি হয় অ্যামোনিয়াম NH 4:

এখানে, সমযোজী বন্ধনটি একজোড়া ইলেকট্রনের কারণে উদ্ভূত হয়েছিল যা মূলত একটি পরমাণুর অন্তর্গত ছিল (দাতাইলেক্ট্রন জোড়া), এবং অন্য একটি পরমাণুর মুক্ত কক্ষপথ (গ্রহণকারীইলেকট্রনিক জোড়া)। সমযোজী বন্ধন গঠনের এই পদ্ধতিকে বলা হয় দাতা-গ্রহণকারীবিবেচিত উদাহরণে, ইলেক্ট্রন জোড়ার দাতা হল নাইট্রোজেন পরমাণু, এবং গ্রহণকারী হল হাইড্রোজেন পরমাণু।

অভিজ্ঞতা সেই চারটি প্রতিষ্ঠা করেছে যোগাযোগ N-Hঅ্যামোনিয়াম আয়ন সব দিক থেকে সমতুল্য। এটি থেকে এটি অনুসরণ করে যে দাতা-গ্রহণকারী পদ্ধতির দ্বারা গঠিত বন্ধনটি ইন্টারঅ্যাক্টিং পরমাণুর জোড়াহীন ইলেকট্রনের কারণে সৃষ্ট সমযোজী বন্ধন থেকে এর বৈশিষ্ট্যে আলাদা নয়।

একটি অণুর আরেকটি উদাহরণ যেখানে দাতা-গ্রহণকারী পদ্ধতিতে বন্ধন তৈরি হয় তা হল নাইট্রিক অক্সাইড (I) N 2 O এর অণু।

আগে কাঠামোগত সূত্রএই যৌগটি নিম্নরূপ চিত্রিত করা হয়েছিল:

এই সূত্র অনুসারে, কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণু প্রতিবেশী পরমাণুর সাথে পাঁচটি সমযোজী বন্ধন দ্বারা সংযুক্ত থাকে, যাতে এর বাইরের ইলেকট্রন স্তরে দশটি ইলেকট্রন (পাঁচটি ইলেকট্রন জোড়া) থাকে। কিন্তু এই উপসংহারটি নাইট্রোজেন পরমাণুর বৈদ্যুতিন কাঠামোর সাথে বিরোধিতা করে, কারণ এর বাইরের L-স্তরটিতে মাত্র চারটি অরবিটাল (একটি 5- এবং তিনটি পি-অরবিটাল) রয়েছে এবং আটটির বেশি ইলেকট্রন থাকতে পারে না। অতএব, প্রদত্ত কাঠামোগত সূত্র সঠিক বিবেচনা করা যাবে না।

আসুন আমরা নাইট্রিক অক্সাইড (I) এর বৈদ্যুতিন কাঠামো বিবেচনা করি এবং পৃথক পরমাণুর ইলেকট্রনগুলি পর্যায়ক্রমে বিন্দু বা ক্রস দ্বারা চিহ্নিত করা হবে। অক্সিজেন পরমাণু, যার দুটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন রয়েছে, কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণুর সাথে দুটি সমযোজী বন্ধন গঠন করে:

কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণুতে অবিকৃত ইলেকট্রন অবশিষ্ট থাকার কারণে, দ্বিতীয়টি দ্বিতীয় নাইট্রোজেন পরমাণুর সাথে একটি সমযোজী বন্ধন তৈরি করে:

এইভাবে, অক্সিজেন পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রন স্তর এবং কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণু ভরা হয়: এখানে, স্থিতিশীল আট-ইলেক্ট্রন কনফিগারেশন গঠিত হয়। কিন্তু সবচেয়ে বাইরের নাইট্রোজেন পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রন স্তরে মাত্র ছয়টি ইলেকট্রন আছে; এই পরমাণু তাই আরেকটি ইলেক্ট্রন জোড়ার গ্রহণকারী হতে পারে। এর সংলগ্ন কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণুর একটি একা ইলেক্ট্রন জোড়া রয়েছে এবং এটি দাতা হিসাবে কাজ করতে পারে। এটি দাতা-গ্রহণকারী পদ্ধতি দ্বারা নাইট্রোজেন পরমাণুর মধ্যে আরেকটি সমযোজী বন্ধন গঠনের দিকে পরিচালিত করে:

এখন, N 2 O অণু তৈরি করা তিনটি পরমাণুর প্রত্যেকটির বাইরের স্তরের একটি স্থিতিশীল আট-ইলেক্ট্রন গঠন রয়েছে। যদি দাতা-গ্রহণকারী পদ্ধতির দ্বারা গঠিত সমযোজী বন্ধনটি প্রথা অনুযায়ী, দাতা পরমাণু থেকে গ্রহণকারী পরমাণুর দিকে নির্দেশিত একটি তীর দ্বারা মনোনীত করা হয়, তাহলে নাইট্রিক অক্সাইড (I) এর কাঠামোগত সূত্রটি নিম্নরূপ উপস্থাপন করা যেতে পারে:

সুতরাং, নাইট্রিক অক্সাইডে (I), কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণুর সমযোজীতা চারটি এবং চরম এক, দুইটি।

বিবেচিত উদাহরণগুলি দেখায় যে পরমাণুগুলির সমযোজী বন্ধন গঠনের বিভিন্ন সম্ভাবনা রয়েছে। পরেরটি একটি অপ্রীতিকর পরমাণুর জোড়াহীন ইলেকট্রনের কারণে এবং একটি পরমাণুর উত্তেজনার ফলে (ইলেক্ট্রন জোড়ার "আনপেয়ারিং") এবং শেষ পর্যন্ত দাতা-গ্রহণকারী পদ্ধতির ফলে যুক্তহীন ইলেকট্রনগুলির কারণে উভয়ই তৈরি হতে পারে। তবুও, সমযোজী বন্ধনের মোট সংখ্যা যা গঠন করতে পারে দেওয়া পরমাণু, সীমিত। এটি ভ্যালেন্স অরবিটালগুলির মোট সংখ্যা দ্বারা নির্ধারিত হয়, অর্থাৎ সেই অরবিটালগুলি, যার ব্যবহার সমযোজী বন্ধন গঠনের জন্য শক্তিশালীভাবে অনুকূল হতে দেখা যায়। কোয়ান্টাম-যান্ত্রিক গণনা দেখায় যে এই ধরনের অরবিটাল অন্তর্ভুক্ত এস-এবং বাইরের ইলেকট্রন স্তরের p-অরবিটাল এবং পূর্ববর্তী স্তরের d-অরবিটাল; কিছু কিছু ক্ষেত্রে, যেমন আমরা ক্লোরিন এবং সালফার পরমাণুর উদাহরণ দিয়ে দেখেছি, বাইরের স্তরের bf-অরবিটালগুলিও ভ্যালেন্স অরবিটাল হিসাবে ব্যবহার করা যেতে পারে।

দ্বিতীয় পর্বের সমস্ত উপাদানের পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রন স্তরে চারটি অরবিটাল থাকে, পূর্ববর্তী স্তরে ডি-অরবিটালের অনুপস্থিতিতে। ফলস্বরূপ, এই পরমাণুর ভ্যালেন্স অরবিটালগুলি আটটির বেশি ইলেকট্রনকে মিটমাট করতে পারে না। এর মানে হল যে দ্বিতীয় পিরিয়ডের উপাদানগুলির সর্বাধিক সমযোজীতা চারটি।

তৃতীয় এবং পরবর্তী সময়ের উপাদানগুলির পরমাণুগুলি কেবল সমযোজী বন্ধন তৈরি করতে ব্যবহার করা যেতে পারে না। s-এবং আর-,কিন্তু এছাড়াও ^ -অরবিটাল। ^ - উপাদানগুলির পরিচিত যৌগ যেখানে সমযোজী বন্ধন গঠন জড়িত s-এবং আর- বাইরের ইলেক্ট্রন স্তরের অরবিটাল এবং পাঁচটি

সীমিত সংখ্যক সমযোজী বন্ধন গঠনে পরমাণুর অংশগ্রহণের ক্ষমতাকে বলা হয় স্যাচুরেশনসমযোজী বন্ধন.

• দাতা-গ্রহণকারী পদ্ধতি দ্বারা গঠিত একটি সমযোজী বন্ধনকে কখনও কখনও সংক্ষেপে দাতা-গ্রহণকারী বন্ড হিসাবে উল্লেখ করা হয়। যাইহোক, এই শব্দটি একটি বিশেষ ধরনের বন্ধন হিসাবে বোঝা উচিত নয়, তবে শুধুমাত্র একটি সমযোজী বন্ধন গঠনের একটি নির্দিষ্ট উপায় হিসাবে বোঝা উচিত।

এটি অত্যন্ত বিরল যে রাসায়নিকগুলি পৃথক, সম্পর্কহীন পরমাণু দ্বারা গঠিত। রাসায়নিক উপাদান... মধ্যে যেমন একটি কাঠামো স্বাভাবিক অবস্থানোবেল নামক অল্প সংখ্যক গ্যাস রয়েছে: হিলিয়াম, নিয়ন, আর্গন, ক্রিপ্টন, জেনন এবং রেডন। প্রায়শই না, রাসায়নিক পদার্থগুলি বিক্ষিপ্ত পরমাণু নিয়ে গঠিত নয়, তবে বিভিন্ন গ্রুপে তাদের সংস্থানগুলি নিয়ে গঠিত। পরমাণুর এই ধরনের সংসর্গগুলি বেশ কয়েকটি একক, শত, হাজার বা আরও বেশি পরমাণু সংখ্যা করতে পারে। যে শক্তি এই পরমাণুগুলিকে এই ধরনের গ্রুপিংগুলির সংমিশ্রণে রাখে তাকে বলে রাসায়নিক বন্ধন.

অন্য কথায়, আমরা বলতে পারি যে একটি রাসায়নিক বন্ধন হল একটি মিথস্ক্রিয়া যা আরও জটিল কাঠামোতে (অণু, আয়ন, র্যাডিকাল, স্ফটিক ইত্যাদি) পৃথক পরমাণুর মধ্যে একটি বন্ধন সরবরাহ করে।

একটি রাসায়নিক বন্ধন গঠনের কারণ হল আরও জটিল কাঠামোর শক্তি এটি গঠনকারী পৃথক পরমাণুর মোট শক্তির চেয়ে কম।

সুতরাং, বিশেষত, যদি X এবং Y পরমাণুর মিথস্ক্রিয়া চলাকালীন একটি XY অণু গঠিত হয়, এর অর্থ হল এই পদার্থের অণুগুলির অভ্যন্তরীণ শক্তি পৃথক পরমাণুর অভ্যন্তরীণ শক্তির চেয়ে কম যা থেকে এটি গঠিত হয়েছিল:

ই (XY)< E(X) + E(Y)

এই কারণে, যখন পৃথক পরমাণুর মধ্যে রাসায়নিক বন্ধন তৈরি হয়, তখন শক্তি নির্গত হয়।

রাসায়নিক বন্ধন গঠনে নিউক্লিয়াসের সাথে সর্বনিম্ন বাঁধাই শক্তি সহ বাইরের ইলেকট্রন স্তরের ইলেকট্রন অংশগ্রহণ করে, যাকে বলা হয় ভ্যালেন্স... উদাহরণস্বরূপ, বোরনে, এগুলি 2 শক্তি স্তরের ইলেকট্রন - 2 এর জন্য 2 ইলেকট্রন s-অরবিটাল এবং 1 বাই 2 পি-অরবিটাল:

যখন একটি রাসায়নিক বন্ধন গঠিত হয়, প্রতিটি পরমাণু মহৎ গ্যাসের পরমাণুর একটি বৈদ্যুতিন কনফিগারেশন পেতে চায়, যেমন যাতে এর বাইরের ইলেকট্রন স্তরে 8টি ইলেকট্রন থাকে (প্রথম সময়ের উপাদানগুলির জন্য 2)। এই ঘটনাটিকে অক্টেট নিয়ম বলা হয়।

পরমাণু দ্বারা একটি মহৎ গ্যাসের ইলেকট্রনিক কনফিগারেশনের অর্জন সম্ভব যদি প্রাথমিকভাবে একক পরমাণু তাদের ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের অংশ অন্য পরমাণুর সাথে সাধারণ করে তোলে। এই ক্ষেত্রে, সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া গঠিত হয়।

ইলেক্ট্রন সামাজিকীকরণের মাত্রার উপর নির্ভর করে, সমযোজী, আয়নিক এবং ধাতব বন্ধনকে আলাদা করা যায়।

সমযোজী বন্ধন

একটি সমযোজী বন্ধন প্রায়শই অধাতু উপাদানের পরমাণুর মধ্যে ঘটে। যদি একটি সমযোজী বন্ধন গঠন করে এমন অধাতুর পরমাণুগুলি বিভিন্ন রাসায়নিক উপাদানের অন্তর্গত, তাহলে এই ধরনের বন্ধনকে সমযোজী মেরু বন্ধন বলা হয়। এই নামের কারণটি এই যে বিভিন্ন উপাদানের পরমাণুরও একটি সাধারণ ইলেক্ট্রন জোড়াকে আকর্ষণ করার আলাদা ক্ষমতা রয়েছে। স্পষ্টতই, এটি একটি পরমাণুর দিকে সাধারণ ইলেক্ট্রন জোড়ার স্থানচ্যুতির দিকে নিয়ে যায়, যার ফলস্বরূপ এটিতে একটি আংশিক নেতিবাচক চার্জ তৈরি হয়। পরিবর্তে, অন্য পরমাণুর উপর একটি আংশিক ধনাত্মক চার্জ গঠিত হয়। উদাহরণস্বরূপ, একটি হাইড্রোজেন ক্লোরাইড অণুতে, একটি ইলেক্ট্রন জোড়া একটি হাইড্রোজেন পরমাণু থেকে একটি ক্লোরিন পরমাণুতে স্থানচ্যুত হয়:

সমযোজী পোলার বন্ড সহ পদার্থের উদাহরণ:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, ইত্যাদি।

একই রাসায়নিক উপাদানের অধাতুর পরমাণুর মধ্যে একটি সমযোজী নন-পোলার বন্ধন তৈরি হয়। যেহেতু পরমাণুগুলি অভিন্ন, তাদের ভাগ করা ইলেকট্রনগুলিকে টেনে নেওয়ার ক্ষমতা একই। এই বিষয়ে, ইলেক্ট্রন জোড়ার স্থানচ্যুতি পরিলক্ষিত হয় না:

একটি সমযোজী বন্ধন গঠনের জন্য উপরের প্রক্রিয়া, যখন উভয় পরমাণুই সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া গঠনের জন্য ইলেকট্রন সরবরাহ করে, তাকে বিনিময় বলা হয়।

একটি দাতা-গ্রহণকারী ব্যবস্থাও রয়েছে।

যখন একটি সমযোজী বন্ধন দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া দ্বারা গঠিত হয়, তখন একটি পরমাণুর ভরাট অরবিটাল (দুটি ইলেকট্রন সহ) এবং অন্য একটি পরমাণুর খালি অরবিটালের কারণে একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া তৈরি হয়। একটি একাকী ইলেক্ট্রন জোড়া প্রদানকারী একটি পরমাণুকে ডোনার বলা হয়, এবং একটি মুক্ত অরবিটাল সহ একটি পরমাণুকে গ্রহণকারী বলা হয়। জোড়া ইলেকট্রন সহ পরমাণু ইলেকট্রন জোড়ার দাতা হিসাবে কাজ করে, উদাহরণস্বরূপ, N, O, P, S।

উদাহরণস্বরূপ, দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া অনুসারে, চতুর্থ সমযোজী N-H বন্ধনটি অ্যামোনিয়াম ক্যাটেশন NH 4 + এ গঠিত হয়:

পোলারিটি ছাড়াও, সমযোজী বন্ধনগুলিও শক্তি দ্বারা চিহ্নিত করা হয়। বন্ড শক্তি পরমাণুর মধ্যে একটি বন্ধন ভাঙ্গার জন্য প্রয়োজনীয় সর্বনিম্ন শক্তি।

বন্ধনযুক্ত পরমাণুর ব্যাসার্ধ বৃদ্ধির সাথে সাথে বাঁধাই শক্তি হ্রাস পায়। যেহেতু, আমরা জানি, পারমাণবিক ব্যাসার্ধ সাবগ্রুপগুলির সাথে নীচের দিকে বৃদ্ধি পায়, উদাহরণস্বরূপ, কেউ এই উপসংহারে আসতে পারে যে সিরিজে হ্যালোজেন-হাইড্রোজেন বন্ধনের শক্তি বৃদ্ধি পায়:

ওহে< HBr < HCl < HF

এছাড়াও, বন্ধনের শক্তি তার বহুবিধতার উপর নির্ভর করে - বন্ডের বহুবিধতা যত বেশি, তার শক্তি তত বেশি। বন্ধন বহুগুণ বলতে দুটি পরমাণুর মধ্যে সাধারণ ইলেকট্রন জোড়ার সংখ্যা বোঝায়।

আয়নিক বন্ধন

আয়নিক বন্ধনটিকে সমযোজী পোলার বন্ডের সীমাবদ্ধ কেস হিসাবে বিবেচনা করা যেতে পারে। যদি একটি সমযোজী-পোলার বন্ধনে মোট ইলেকট্রন জোড়া আংশিকভাবে পরমাণুর একটি জোড়ায় স্থানচ্যুত হয়, তবে আয়নিকের মধ্যে এটি প্রায় সম্পূর্ণরূপে একটি পরমাণুকে "দেওয়া" হয়। যে পরমাণু ইলেকট্রন (গুলি) দান করেছে তা একটি ধনাত্মক চার্জ অর্জন করে এবং হয়ে যায় cation, এবং পরমাণু, যা এটি থেকে ইলেকট্রন গ্রহণ করে, একটি ঋণাত্মক চার্জ অর্জন করে এবং পরিণত হয় anion.

এইভাবে, একটি আয়নিক বন্ধন হল একটি বন্ধন যা অ্যানিয়নের প্রতি ক্যাটেশনের ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক আকর্ষণের কারণে গঠিত হয়।

এই ধরনের বন্ধনের গঠনটি সাধারণ ধাতু এবং সাধারণ অধাতুর পরমাণুর মিথস্ক্রিয়ার বৈশিষ্ট্য।

উদাহরণস্বরূপ, পটাসিয়াম ফ্লোরাইড। পটাসিয়াম ক্যাটেশন নিরপেক্ষ পরমাণু থেকে একটি ইলেকট্রনের বিমূর্তকরণের ফলে প্রাপ্ত হয় এবং ফ্লোরিন পরমাণুর সাথে একটি ইলেকট্রন সংযুক্ত হলে ফ্লোরিন আয়ন গঠিত হয়:

ফলস্বরূপ আয়নগুলির মধ্যে ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক আকর্ষণের একটি বল দেখা দেয়, যার ফলস্বরূপ একটি আয়নিক যৌগ গঠিত হয়।

একটি রাসায়নিক বন্ধন গঠনের সময়, সোডিয়াম পরমাণু থেকে ইলেকট্রন ক্লোরিন পরমাণুতে চলে যায় এবং বিপরীতভাবে চার্জযুক্ত আয়ন তৈরি হয়, যার সম্পূর্ণ বাহ্যিক শক্তি স্তর রয়েছে।

এটি পাওয়া গেছে যে ইলেকট্রনগুলি ধাতব পরমাণু থেকে সম্পূর্ণরূপে বিচ্ছিন্ন হয় না, তবে একটি সমযোজী বন্ধনের মতো শুধুমাত্র ক্লোরিন পরমাণুর দিকে স্থানচ্যুত হয়।

ধাতব পরমাণু ধারণ করে বেশিরভাগ বাইনারি যৌগগুলি আয়নিক। যেমন, অক্সাইড, হ্যালাইড, সালফাইড, নাইট্রাইড।

একটি আয়নিক বন্ধন সরল ক্যাটেশন এবং সরল অ্যানয়নগুলির মধ্যেও ঘটে (F -, Cl -, S 2-), পাশাপাশি সরল ক্যাটেশন এবং জটিল অ্যানয়নগুলির মধ্যে (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . অতএব, লবণ এবং ঘাঁটি (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH) আয়নিক যৌগগুলিকে উল্লেখ করা হয়।

ধাতব বন্ধন

এই ধরনের বন্ধন ধাতু গঠিত হয়.

সমস্ত ধাতুর পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রন স্তরে ইলেকট্রন থাকে, যার পারমাণবিক নিউক্লিয়াসের সাথে কম বাঁধাই শক্তি থাকে। বেশিরভাগ ধাতুর জন্য, বাহ্যিক ইলেকট্রন হারানোর প্রক্রিয়া শক্তির দিক থেকে অনুকূল।

নিউক্লিয়াসের সাথে এমন একটি দুর্বল মিথস্ক্রিয়ার কারণে, ধাতুগুলির এই ইলেকট্রনগুলি খুব মোবাইল এবং নিম্নলিখিত প্রক্রিয়াটি প্রতিটি ধাতব স্ফটিকের মধ্যে ক্রমাগত ঘটে:

M 0 - ne - = M n +, যেখানে M 0 একটি নিরপেক্ষ ধাতু পরমাণু, এবং M n + একই ধাতুর একটি ক্যাটেশন। নীচের চিত্রটি চলমান প্রক্রিয়াগুলির একটি দৃষ্টান্ত প্রদান করে।

অর্থাৎ, ইলেক্ট্রন ধাতব স্ফটিক বরাবর "বহন করে", একটি ধাতব পরমাণু থেকে বিচ্ছিন্ন হয়ে এটি থেকে একটি ক্যাটেশন গঠন করে, আরেকটি ক্যাটেশনে যোগ দিয়ে একটি নিরপেক্ষ পরমাণু গঠন করে। এই ঘটনাটিকে "বৈদ্যুতিন বায়ু" বলা হত এবং একটি অধাতু পরমাণুর স্ফটিকের মধ্যে মুক্ত ইলেকট্রনের সেটকে "ইলেকট্রন গ্যাস" বলা হত। ধাতব পরমাণুর মধ্যে এই ধরনের মিথস্ক্রিয়াকে ধাতব বন্ধন বলা হয়।

হাইড্রোজেন বন্ধন

যদি কোনো পদার্থের একটি হাইড্রোজেন পরমাণু উচ্চ ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি (নাইট্রোজেন, অক্সিজেন বা ফ্লোরিন) সহ একটি উপাদানের সাথে যুক্ত থাকে তবে এই জাতীয় পদার্থটি হাইড্রোজেন বন্ধনের মতো একটি ঘটনা দ্বারা চিহ্নিত করা হয়।

যেহেতু একটি হাইড্রোজেন পরমাণু একটি বৈদ্যুতিন ঋণাত্মক পরমাণুর সাথে আবদ্ধ থাকে, তাই হাইড্রোজেন পরমাণুর উপর একটি আংশিক ধনাত্মক চার্জ এবং তড়িৎ ঋণাত্মক উপাদানের উপর একটি আংশিক ঋণাত্মক চার্জ গঠিত হয়। এই ক্ষেত্রে, একটি অণুর আংশিকভাবে ধনাত্মক চার্জযুক্ত হাইড্রোজেন পরমাণু এবং অন্যটির বৈদ্যুতিন ঋণাত্মক পরমাণুর মধ্যে ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক আকর্ষণ সম্ভব হয়। উদাহরণস্বরূপ, জলের অণুর জন্য একটি হাইড্রোজেন বন্ধন পরিলক্ষিত হয়:

এটি হাইড্রোজেন বন্ধন যা পানির অস্বাভাবিক উচ্চ গলনাঙ্ক ব্যাখ্যা করে। জল ছাড়াও, হাইড্রোজেন ফ্লোরাইড, অ্যামোনিয়া, অক্সিজেনযুক্ত অ্যাসিড, ফেনোলস, অ্যালকোহল এবং অ্যামাইনগুলির মতো পদার্থেও শক্তিশালী হাইড্রোজেন বন্ধন তৈরি হয়।

সমযোজী, আয়নিক এবং ধাতব এই তিনটি প্রধান ধরনের রাসায়নিক বন্ধন।

আসুন সম্পর্কে আরো জানতে সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন... এর সংঘটনের প্রক্রিয়া বিবেচনা করা যাক। একটি উদাহরণ হিসাবে একটি হাইড্রোজেন অণুর গঠন নিন:

একটি 1s ইলেকট্রন দ্বারা গঠিত একটি গোলাকারভাবে প্রতিসম মেঘ একটি মুক্ত হাইড্রোজেন পরমাণুর নিউক্লিয়াসকে ঘিরে থাকে। যখন পরমাণুগুলি একটি নির্দিষ্ট দূরত্বে একে অপরের কাছে আসে, তখন তাদের কক্ষপথের একটি আংশিক ওভারল্যাপ থাকে (চিত্র দেখুন), ফলস্বরূপ, উভয় নিউক্লিয়াসের কেন্দ্রের মধ্যে একটি আণবিক দ্বি-ইলেক্ট্রন মেঘ দেখা যায়, যার নিউক্লিয়াসের মধ্যবর্তী স্থানে সর্বাধিক ইলেকট্রন ঘনত্ব রয়েছে। ঋণাত্মক চার্জের ঘনত্ব বৃদ্ধির সাথে, আণবিক মেঘ এবং নিউক্লিয়াসের মধ্যে আকর্ষণ শক্তির একটি শক্তিশালী বৃদ্ধি ঘটে।

সুতরাং, আমরা দেখতে পাই যে পরমাণুর ইলেক্ট্রন মেঘকে ওভারল্যাপ করে একটি সমযোজী বন্ধন তৈরি হয়, যা শক্তির মুক্তির সাথে থাকে। স্পর্শ করার আগে যে পরমাণুগুলির নিউক্লিয়াসের মধ্যে দূরত্ব 0.106 nm হয়, তাহলে ইলেকট্রন মেঘের ওভারল্যাপিংয়ের পরে এটি 0.074 nm হবে। ইলেক্ট্রন অরবিটালের ওভারল্যাপ যত বেশি হবে, রাসায়নিক বন্ধন তত শক্তিশালী হবে।

সমযোজীডাকা ইলেক্ট্রন জোড়া দ্বারা রাসায়নিক বন্ধন... সমযোজী বন্ধন যুক্ত যৌগকে বলা হয় হোমিওপোলারবা পারমাণবিক.

বিদ্যমান দুই ধরনের সমযোজী বন্ধন: পোলারএবং অ-পোলার.

অ-পোলার সহ সমযোজী বন্ধন একটি সাধারণ জোড়া ইলেকট্রন দ্বারা গঠিত, ইলেকট্রন মেঘ উভয় পরমাণুর নিউক্লিয়াসের সাথে সমানভাবে বিতরণ করা হয়। একটি উদাহরণ হিসাবে, ডায়াটমিক অণুগুলি কাজ করতে পারে, যা একটি উপাদান নিয়ে গঠিত: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 এবং অন্যান্য, ইলেক্ট্রন জোড়া যা একই পরিমাণে উভয় পরমাণুর অন্তর্গত।

পোলার দিয়ে সমযোজী বন্ধন, ইলেকট্রন মেঘ একটি বৃহত্তর আপেক্ষিক তড়িৎ ঋণাত্মকতা সহ একটি পরমাণুর দিকে স্থানচ্যুত হয়। উদাহরণস্বরূপ, উদ্বায়ী অজৈব যৌগের অণু যেমন H 2 S, HCl, H 2 O এবং অন্যান্য।

একটি HCl অণুর গঠন নিম্নরূপ উপস্থাপন করা যেতে পারে:

কারণ ক্লোরিন পরমাণুর আপেক্ষিক তড়িৎ ঋণাত্মকতা (2.83) হাইড্রোজেন পরমাণুর (2.1) চেয়ে বেশি, ইলেকট্রন জোড়া ক্লোরিন পরমাণুতে স্থানান্তরিত হয়।

একটি সমযোজী বন্ধন গঠনের জন্য বিনিময় প্রক্রিয়া ছাড়াও - ওভারল্যাপিংয়ের কারণে, এছাড়াও রয়েছে দাতা-গ্রহণকারীএর গঠনের প্রক্রিয়া। এটি এমন একটি প্রক্রিয়া যেখানে একটি পরমাণুর (দাতা) দুই-ইলেকট্রন মেঘ এবং অন্য পরমাণুর (গ্রহণকারী) মুক্ত কক্ষপথের কারণে একটি সমযোজী বন্ধন তৈরি হয়। অ্যামোনিয়াম NH 4 + গঠনের প্রক্রিয়ার একটি উদাহরণ বিবেচনা করা যাক। অ্যামোনিয়া অণুতে, নাইট্রোজেন পরমাণুর দুটি-ইলেক্ট্রন মেঘ রয়েছে:

হাইড্রোজেন আয়নের একটি মুক্ত 1s অরবিটাল আছে, আসুন এটিকে বোঝাই।

একটি অ্যামোনিয়াম আয়ন গঠনের প্রক্রিয়ায়, নাইট্রোজেনের একটি দুই-ইলেক্ট্রন মেঘ নাইট্রোজেন এবং হাইড্রোজেন পরমাণুর জন্য সাধারণ হয়ে ওঠে, যার মানে এটি একটি আণবিক ইলেকট্রন মেঘে রূপান্তরিত হয়। সুতরাং, একটি চতুর্থ সমযোজী বন্ধন উপস্থিত হয়। আপনি নিম্নলিখিত স্কিম দ্বারা অ্যামোনিয়াম গঠনের প্রক্রিয়া কল্পনা করতে পারেন:

হাইড্রোজেন আয়নের চার্জ সমস্ত পরমাণুর মধ্যে ছড়িয়ে পড়ে এবং দুই-ইলেকট্রন মেঘ, যা নাইট্রোজেনের অন্তর্গত, হাইড্রোজেনের সাথে সাধারণ হয়ে যায়।

এখনও প্রশ্ন আছে? আপনার বাড়ির কাজ কিভাবে করতে নিশ্চিত নন?
একজন গৃহশিক্ষকের সাহায্য পেতে - নিবন্ধন করুন।
প্রথম পাঠ বিনামূল্যে!

সাইটে, উপাদানের সম্পূর্ণ বা আংশিক অনুলিপি সহ, উৎসের একটি লিঙ্ক প্রয়োজন।

একটি সমযোজী বন্ধন এমন একটি বন্ধন যা প্রায়শই অণু এবং স্ফটিকগুলিতে অধাতুর পরমাণুগুলিকে আবদ্ধ করে। আমরা এই নিবন্ধে কোন ধরনের রাসায়নিক বন্ধনকে সমযোজী বলা হয় সে সম্পর্কে কথা বলছি।

একটি সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন কি?

একটি সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন হল একটি বন্ধন যা সাধারণ (বন্ধন) ইলেক্ট্রন জোড়া গঠনের মাধ্যমে সম্পাদিত হয়।

যদি দুটি পরমাণুর মধ্যে একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া থাকে, তবে এই ধরনের বন্ধনকে একক (সাধারণ) বলা হয়, যদি দুটি - দ্বিগুণ, যদি তিন - ট্রিপল।

বন্ধন সাধারণত পরমাণুর মধ্যে একটি অনুভূমিক রেখা দ্বারা চিহ্নিত করা হয়। উদাহরণস্বরূপ, একটি হাইড্রোজেন অণুতে একটি একক বন্ধন রয়েছে: H-H; অক্সিজেন অণুতে একটি দ্বৈত বন্ধন রয়েছে: O = O; নাইট্রোজেন অণুতে একটি ট্রিপল বন্ধন রয়েছে:

ভাত। 1. নাইট্রোজেন অণুতে ট্রিপল বন্ড।

বন্ডের অনুপাত যত বেশি হবে, অণু তত শক্তিশালী হবে: একটি ট্রিপল বন্ডের উপস্থিতি নাইট্রোজেন অণুর উচ্চ রাসায়নিক স্থিতিশীলতা ব্যাখ্যা করে।

সমযোজী বন্ধন গঠন এবং প্রকার

একটি সমযোজী বন্ধন গঠনের জন্য দুটি প্রক্রিয়া রয়েছে: বিনিময় প্রক্রিয়া এবং দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া:

• বিনিময় প্রক্রিয়া... একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া গঠনের জন্য বিনিময় প্রক্রিয়ায়, দুটি বন্ধন পরমাণু প্রতিটি একটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন প্রদান করে। এটি ঠিক তাই ঘটে, উদাহরণস্বরূপ, যখন একটি হাইড্রোজেন অণু গঠিত হয়।

ভাত। 2. একটি হাইড্রোজেন অণু গঠন।

একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া প্রতিটি সংযুক্ত পরমাণুর অন্তর্গত, অর্থাৎ তাদের ইলেক্ট্রন শেল সম্পূর্ণ।

• দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া... দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়ায়, একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়াকে একটি বন্ধন পরমাণু দ্বারা উপস্থাপিত করা হয়, যেটি বেশি বৈদ্যুতিন ঋণাত্মক। দ্বিতীয় পরমাণু একটি সাধারণ ইলেক্ট্রন জোড়ার জন্য একটি মুক্ত কক্ষপথ প্রতিনিধিত্ব করে।

ভাত। 3. একটি অ্যামোনিয়াম আয়ন গঠন।

এভাবেই অ্যামোনিয়াম আয়ন NH 4+ গঠিত হয়। এই ধনাত্মক চার্জযুক্ত আয়ন (cation) তৈরি হয় যখন অ্যামোনিয়া গ্যাস কোনো অ্যাসিডের সাথে মিথস্ক্রিয়া করে। একটি অ্যাসিড দ্রবণে, হাইড্রোজেন ক্যাটেশন (প্রোটন) থাকে, যা একটি হাইড্রোজেন মাধ্যমে হাইড্রোনিয়াম ক্যাটেশন H 3 O + গঠন করে। অ্যামোনিয়া NH 3 এর সূত্র: অণুতে একটি নাইট্রোজেন পরমাণু এবং তিনটি হাইড্রোজেন পরমাণু থাকে যা একটি বিনিময় প্রক্রিয়া দ্বারা একক সমযোজী বন্ধন দ্বারা সংযুক্ত থাকে। নাইট্রোজেন পরমাণু একটি একা ইলেকট্রন জোড়ার সাথে অবশিষ্ট থাকে। এটি হাইড্রোজেন আয়ন H+, যা একটি বিনামূল্যে অরবিটাল আছে একটি সাধারণ এক হিসাবে, একটি দাতা হিসাবে এটি প্রদান করে।

সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন ইন রাসায়নিকমেরু এবং অ-মেরু হতে পারে। একটি বন্ধনের একটি দ্বিমেরু মুহূর্ত থাকে না, অর্থাৎ, পোলারিটি, যদি একই উপাদানের দুটি পরমাণু বন্ধন থাকে এবং একই তড়িৎ ঋণাত্মকতা মান থাকে। সুতরাং, একটি হাইড্রোজেন অণুতে, বন্ধনটি অ-মেরু।

হাইড্রোজেন ক্লোরাইড HCl অণুতে, বিভিন্ন ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি সহ পরমাণুগুলি একটি সমযোজী একক বন্ধন দ্বারা সংযুক্ত থাকে। মোট ইলেকট্রন জোড়া ক্লোরিনের দিকে স্থানান্তরিত হয়, যার উচ্চতর ইলেক্ট্রন সম্বন্ধ এবং ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি রয়েছে। একটি ডাইপোল মুহূর্ত দেখা দেয়, বন্ধন মেরু হয়ে যায়। এই ক্ষেত্রে, চার্জের একটি আংশিক বিচ্ছেদ ঘটে: হাইড্রোজেন পরমাণু ডাইপোলের ধনাত্মক প্রান্তে পরিণত হয় এবং ক্লোরিন পরমাণু ঋণাত্মক হয়ে যায়।

যেকোনো সমযোজী বন্ধনের নিম্নলিখিত বৈশিষ্ট্য রয়েছে: শক্তি, দৈর্ঘ্য, বহুত্ব, মেরুতা, মেরুকরণযোগ্যতা, স্যাচুরেশন, মহাকাশে দিকনির্দেশনা

আমরা কি শিখেছি?

একজোড়া ভ্যালেন্স ইলেক্ট্রন মেঘকে ওভারল্যাপ করে একটি সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন তৈরি হয়। এই ধরনের বন্ধন দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়ার পাশাপাশি বিনিময় প্রক্রিয়া দ্বারা গঠিত হতে পারে। সমযোজী বন্ধন মেরু এবং অ-মেরু এবং স্থানের দৈর্ঘ্য, বহুত্ব, মেরুত্ব, দিকনির্দেশনা দ্বারা চিহ্নিত করা হয়।

বিষয় দ্বারা পরীক্ষা

প্রতিবেদনের মূল্যায়ন

গড় রেটিং: 4.2। মোট প্রাপ্ত রেটিং: 164।

যার মধ্যে একটি পরমাণু একটি ইলেকট্রন দান করে ক্যাটেশনে পরিণত হয় এবং অন্য পরমাণুটি একটি ইলেকট্রন গ্রহণ করে একটি অ্যানিয়নে পরিণত হয়।

একটি সমযোজী বন্ধনের বৈশিষ্ট্যগত বৈশিষ্ট্যগুলি - দিকনির্দেশনা, স্যাচুরেশন, পোলারিটি, পোলারাইজেবিলিটি - যৌগগুলির রাসায়নিক এবং শারীরিক বৈশিষ্ট্যগুলি নির্ধারণ করে।

বন্ডের দিকনির্দেশনা পদার্থের আণবিক গঠন এবং তাদের অণুর জ্যামিতিক আকৃতির কারণে। দুটি বন্ধনের মধ্যবর্তী কোণকে বন্ধন কোণ বলে।

স্যাচুরেশন হল পরমাণুর সীমিত সংখ্যক সমযোজী বন্ধন তৈরি করার ক্ষমতা। একটি পরমাণু দ্বারা গঠিত বন্ধনের সংখ্যা তার বাইরের পারমাণবিক কক্ষপথের সংখ্যা দ্বারা সীমাবদ্ধ।

পরমাণুর বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতার পার্থক্যের কারণে ইলেকট্রন ঘনত্বের অসম বণ্টনের কারণে বন্ধনের মেরুত্ব হয়। এই বৈশিষ্ট্য অনুসারে, সমযোজী বন্ধনগুলি নন-পোলার এবং পোলারে বিভক্ত (অ-পোলার - একটি ডায়াটমিক অণু অভিন্ন পরমাণু নিয়ে গঠিত (H 2, Cl 2, N 2) এবং প্রতিটি পরমাণুর ইলেকট্রন মেঘগুলি প্রতিসাম্যভাবে বিতরণ করা হয় এই পরমাণুগুলি; পোলার - একটি ডায়াটমিক অণুতে বিভিন্ন রাসায়নিক উপাদানের পরমাণু থাকে এবং সাধারণ ইলেকট্রন ক্লাউডটি একটি পরমাণুর দিকে স্থানচ্যুত হয়, যার ফলে অণুতে বৈদ্যুতিক চার্জের বন্টনে একটি অসাম্যতা তৈরি হয়, যা ডাইপোল মোমেন্টের জন্ম দেয়। অণুর)

একটি বন্ডের পোলারাইজেবিলিটি অন্য একটি বিক্রিয়াকারী কণা সহ একটি বহিরাগত বৈদ্যুতিক ক্ষেত্রের প্রভাবের অধীনে বন্ড ইলেক্ট্রনগুলির স্থানচ্যুতিতে প্রকাশ করা হয়। মেরুকরণযোগ্যতা ইলেক্ট্রন গতিশীলতা দ্বারা নির্ধারিত হয়। সমযোজী বন্ধনের মেরুতা এবং মেরুকরণযোগ্যতা পোলার রিএজেন্টের সাথে অণুর প্রতিক্রিয়া নির্ধারণ করে।

যাইহোক, দুবার নোবেল বিজয়ী এল. পলিং উল্লেখ করেছেন যে "কিছু অণুতে একটি সাধারণ জোড়ার পরিবর্তে এক বা তিনটি ইলেকট্রনের কারণে সমযোজী বন্ধন রয়েছে।" এক-ইলেক্ট্রন রাসায়নিক বন্ধন আণবিক হাইড্রোজেন আয়ন H 2 + এ উপলব্ধি করা হয়।

আণবিক হাইড্রোজেন আয়ন H 2 + দুটি প্রোটন এবং একটি ইলেকট্রন রয়েছে। আণবিক ব্যবস্থায় একটি একক ইলেকট্রন দুটি প্রোটনের ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক বিকর্ষণের জন্য ক্ষতিপূরণ দেয় এবং তাদের 1.06 Å (H 2 + রাসায়নিক বন্ধনের দৈর্ঘ্য) দূরত্বে রাখে। আণবিক সিস্টেমের ইলেক্ট্রন মেঘের ইলেকট্রন ঘনত্বের কেন্দ্র বোহর ব্যাসার্ধ α 0 = 0.53 A দ্বারা উভয় প্রোটন থেকে সমান এবং এটি আণবিক হাইড্রোজেন আয়ন H 2 + এর প্রতিসাম্যের কেন্দ্র।

কলেজিয়েট ইউটিউব

• 1 / 5

  একটি সমযোজী বন্ধন দুটি পরমাণুর মধ্যে বিভক্ত এক জোড়া ইলেকট্রন দ্বারা গঠিত হয় এবং এই ইলেকট্রনগুলিকে অবশ্যই দুটি স্থিতিশীল অরবিটাল দখল করতে হবে, প্রতিটি পরমাণু থেকে একটি।

  A + B → A: B

  সামাজিকীকরণের ফলস্বরূপ, ইলেকট্রনগুলি একটি পূর্ণ শক্তি স্তর গঠন করে। একটি বন্ধন গঠিত হয় যদি এই স্তরে তাদের মোট শক্তি প্রাথমিক অবস্থার তুলনায় কম হয় (এবং শক্তির পার্থক্য বন্ড শক্তি ছাড়া আর কিছুই হবে না)।

  আণবিক কক্ষপথের তত্ত্ব অনুসারে, দুটি পারমাণবিক অরবিটালের ওভারল্যাপ, সহজ ক্ষেত্রে, দুটি আণবিক অরবিটাল (MO) গঠনের দিকে নিয়ে যায়: MO লিঙ্ক করাএবং অ্যান্টি-বাইন্ডিং (ঢিলা) MO... ভাগ করা ইলেকট্রনগুলি বন্ধন MO-তে অবস্থিত, যা শক্তিতে কম।

  পরমাণুর পুনঃসংযোগে বন্ড গঠন

  যাইহোক, আন্তঃপরমাণু মিথস্ক্রিয়া প্রক্রিয়া দীর্ঘ সময়ের জন্য অজানা ছিল। শুধুমাত্র 1930 সালে এফ. লন্ডন বিচ্ছুরিত আকর্ষণের ধারণা প্রবর্তন করে - তাত্ক্ষণিক এবং প্ররোচিত (প্ররোচিত) ডাইপোলের মধ্যে মিথস্ক্রিয়া। বর্তমানে, পরমাণু এবং অণুর ওঠানামাকারী বৈদ্যুতিক ডাইপোলগুলির মধ্যে মিথস্ক্রিয়ার কারণে আকর্ষণ শক্তিকে "লন্ডন ফোর্স" বলা হয়।

  এই ধরনের মিথস্ক্রিয়া শক্তি ইলেকট্রনিক পোলারাইজেবিলিটি α এর বর্গক্ষেত্রের সাথে সরাসরি সমানুপাতিক এবং ষষ্ঠ শক্তি থেকে দুটি পরমাণু বা অণুর মধ্যবর্তী দূরত্বের বিপরীত সমানুপাতিক।

  দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া দ্বারা বন্ড গঠন

  পূর্ববর্তী বিভাগে বর্ণিত সমযোজী বন্ধন গঠনের সমজাতীয় প্রক্রিয়া ছাড়াও, একটি ভিন্নধর্মী প্রক্রিয়া রয়েছে - বিপরীতভাবে চার্জযুক্ত আয়নগুলির মিথস্ক্রিয়া - প্রোটন H + এবং ঋণাত্মক হাইড্রোজেন আয়ন H - - যাকে হাইড্রাইড আয়ন বলা হয়:

  H + + H - → H 2

  আয়নগুলি যখন একে অপরের কাছে আসে, তখন হাইড্রাইড আয়নের দুই-ইলেক্ট্রন মেঘ (ইলেক্ট্রন জোড়া) প্রোটনের প্রতি আকৃষ্ট হয় এবং শেষ পর্যন্ত উভয় হাইড্রোজেন নিউক্লিয়াসের জন্য সাধারণ হয়ে ওঠে, অর্থাৎ এটি একটি বন্ধন ইলেকট্রন জোড়ায় পরিণত হয়। একটি কণা যে একটি ইলেক্ট্রন জোড়া সরবরাহ করে তাকে দাতা বলা হয়, এবং একটি কণা যে এই ইলেক্ট্রন জোড়াটি গ্রহণ করে তাকে গ্রহণকারী বলা হয়। সমযোজী বন্ধন গঠনের এই প্রক্রিয়াটিকে দাতা-গ্রহণকারী বলা হয়।

  H + + H 2 O → H 3 O +

  প্রোটন জলের অণুর একা জোড়া আক্রমণ করে এবং একটি স্থিতিশীল ক্যাটেশন গঠন করে যা অ্যাসিডের জলীয় দ্রবণে বিদ্যমান।

  একটি অ্যামোনিয়া অণুতে একটি প্রোটনের সংযোজন একইভাবে একটি জটিল অ্যামোনিয়াম ক্যাটেশন গঠন করে:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  এইভাবে (সমযোজী বন্ধন গঠনের দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়ার মাধ্যমে) একটি বড় শ্রেণীর ওনিয়াম যৌগ পাওয়া যায়, যার মধ্যে রয়েছে অ্যামোনিয়াম, অক্সোনিয়াম, ফসফোনিয়াম, সালফোনিয়াম এবং অন্যান্য যৌগ।

  একটি হাইড্রোজেন অণু একটি ইলেক্ট্রন জোড়া দাতা হিসাবে কাজ করতে পারে, যা একটি প্রোটনের সংস্পর্শে একটি আণবিক হাইড্রোজেন আয়ন H 3 + গঠনের দিকে পরিচালিত করে:

  H 2 + H + → H 3 +

  আণবিক হাইড্রোজেন আয়ন H 3 + এর বন্ধন ইলেকট্রন জোড়া একই সাথে তিনটি প্রোটনের অন্তর্গত।

  সমযোজী বন্ধনের প্রকারভেদ

  তিন ধরণের সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন রয়েছে, গঠনের পদ্ধতিতে ভিন্ন:

  1. সহজ সমযোজী বন্ধন... এর গঠনের জন্য, প্রতিটি পরমাণু একটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন প্রদান করে। যখন একটি সাধারণ সমযোজী বন্ধন গঠিত হয়, তখন পরমাণুর আনুষ্ঠানিক চার্জ অপরিবর্তিত থাকে।

  • যদি একটি সাধারণ সমযোজী বন্ধন গঠনকারী পরমাণুগুলি একই হয়, তবে অণুতে থাকা পরমাণুর প্রকৃত চার্জগুলিও একই, যেহেতু বন্ধন গঠনকারী পরমাণুগুলি সমানভাবে ভাগ করা ইলেকট্রন জোড়ার মালিক। এই সংযোগ বলা হয় অ-মেরু সমযোজী বন্ধন... সরল পদার্থের যেমন একটি সংযোগ আছে, উদাহরণস্বরূপ: 2, 2, 2। তবে একই ধরণের অ-ধাতুই নয় একটি সমযোজী অ-মেরু বন্ধন গঠন করতে পারে। অ-ধাতু উপাদানগুলিও একটি সমযোজী অ-পোলার বন্ধন গঠন করতে পারে, যার বৈদ্যুতিন ঋণাত্মকতা রয়েছে সমান মূল্য, উদাহরণস্বরূপ, PH 3 অণুতে, বন্ধনটি সমযোজী নন-পোলার, যেহেতু হাইড্রোজেনের EO ফসফরাসের EO-এর সমান।
  • যদি পরমাণু ভিন্ন হয়, তাহলে পরমাণুর বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতার পার্থক্য দ্বারা ভাগ করা ইলেকট্রন জোড়ার মালিকানার ডিগ্রি নির্ধারিত হয়। অধিক ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি সহ একটি পরমাণু একজোড়া বন্ড ইলেকট্রনকে আরও জোরালোভাবে আকর্ষণ করে এবং এর প্রকৃত চার্জ নেতিবাচক হয়ে যায়। কম ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি সহ একটি পরমাণু একই ধনাত্মক চার্জ অর্জন করে। যদি দুটি ভিন্ন অধাতুর মধ্যে সংযোগ তৈরি হয়, তবে এই ধরনের সংযোগ বলা হয় সমযোজী মেরু বন্ধন.

  ইথিলিন অণু C 2 H 4 এ একটি ডবল বন্ড রয়েছে CH 2 = CH 2, এর ইলেকট্রনিক সূত্র:N:S::S:N. সমস্ত ইথিলিন পরমাণুর নিউক্লিয়াস একই সমতলে অবস্থিত। প্রতিটি কার্বন পরমাণুর তিনটি ইলেক্ট্রন মেঘ একই সমতলে অন্যান্য পরমাণুর সাথে তিনটি সমযোজী বন্ধন গঠন করে (তাদের মধ্যে কোণ প্রায় 120°)। কার্বন পরমাণুর চতুর্থ ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মেঘটি অণুর সমতলের উপরে এবং নীচে অবস্থিত। উভয় কার্বন পরমাণুর এই ধরনের ইলেক্ট্রন মেঘ, আংশিকভাবে অণুর সমতলের উপরে এবং নীচে ওভারল্যাপ করে, কার্বন পরমাণুর মধ্যে একটি দ্বিতীয় বন্ধন তৈরি করে। কার্বন পরমাণুর মধ্যে প্রথম, শক্তিশালী সমযোজী বন্ধনকে σ-বন্ধন বলা হয়; দ্বিতীয়, কম শক্তিশালী সমযোজী বন্ধন বলা হয় π (\ displaystyle \ pi)- যোগাযোগ।

  একটি রৈখিক অ্যাসিটিলিন অণুতে

  N-S≡S-N (N: S ::: S: N)

  কার্বন এবং হাইড্রোজেন পরমাণুর মধ্যে σ-বন্ধন, দুটি কার্বন পরমাণুর মধ্যে একটি σ-বন্ধন এবং দুটি π (\ displaystyle \ pi)- একই কার্বন পরমাণুর মধ্যে বন্ধন। দুই π (\ displaystyle \ pi)-বন্ড দুটি পারস্পরিক লম্ব সমতলে σ-বন্ডের কর্মক্ষেত্রের উপরে অবস্থিত।

  C 6 H 6 চক্রীয় বেনজিন অণুর সমস্ত ছয়টি কার্বন পরমাণু একই সমতলে থাকে। Σ-বন্ড রিংয়ের সমতলে কার্বন পরমাণুর মধ্যে কাজ করে; হাইড্রোজেন পরমাণুর সাথে প্রতিটি কার্বন পরমাণুর জন্য একই বন্ধন বিদ্যমান। এই বন্ধন তৈরি করতে কার্বন পরমাণু তিনটি ইলেকট্রন ব্যয় করে। কার্বন পরমাণুর চতুর্থ ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মেঘ, যার আকৃতি আটের মতো, বেনজিন অণুর সমতলে লম্বভাবে অবস্থিত। এই জাতীয় প্রতিটি মেঘ প্রতিবেশী কার্বন পরমাণুর ইলেক্ট্রন মেঘের সাথে সমানভাবে ওভারল্যাপ করে। বেনজিন অণুতে তিনটি আলাদা নয় π (\ displaystyle \ pi)- সংযোগ, কিন্তু একক π (\ displaystyle \ pi) অস্তরক বা অর্ধপরিবাহী। পারমাণবিক স্ফটিকগুলির সাধারণ উদাহরণ (পরমাণু যেগুলিতে সমযোজী (পারমাণবিক) বন্ধন দ্বারা সংযুক্ত থাকে)