ಬಂಧದ ಪ್ರಮುಖ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳೆಂದರೆ: ಉದ್ದ, ಧ್ರುವೀಯತೆ, ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಕ್ಷಣ, ಶುದ್ಧತ್ವ, ದಿಕ್ಕು, ಶಕ್ತಿ ಮತ್ತು ಬಂಧದ ಬಹುಸಂಖ್ಯೆ.

ಲಿಂಕ್ ಉದ್ದ- ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಅಂತರವಾಗಿದೆ. ಬಂಧದ ಉದ್ದವನ್ನು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಗಾತ್ರ ಮತ್ತು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣದ ಮಟ್ಟದಿಂದ ನಿರ್ಧರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

HF ನಲ್ಲಿ ಬಂಧದ ಉದ್ದವು 0.92∙10 -10, HCl ನಲ್ಲಿ - 1.28∙10 -10 m. ಅದರ ಉದ್ದವು ಚಿಕ್ಕದಾಗಿದೆ, ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಬಾಂಡ್ ಕೋನ (ಬಾಂಡ್ ಕೋನ)ರಾಸಾಯನಿಕವಾಗಿ ಬಂಧಿತ ಪರಮಾಣುಗಳ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ಮೂಲಕ ಹಾದುಹೋಗುವ ಕಾಲ್ಪನಿಕ ರೇಖೆಗಳ ನಡುವಿನ ಕೋನವನ್ನು ಕರೆಯಿರಿ. ∟HOH=104 0 .5; ∟H 2 S=92.2 0; ∟H 2 S e =91 0 .0.

ಪ್ರಮುಖ ಲಕ್ಷಣರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವಾಗಿದೆ ಶಕ್ತಿ, ಅದನ್ನು ವ್ಯಾಖ್ಯಾನಿಸುವುದು ಶಕ್ತಿ.

ಬಂಧದ ಬಲವು ಪರಿಮಾಣಾತ್ಮಕವಾಗಿ ಅದನ್ನು ಮುರಿಯಲು ವ್ಯಯಿಸಲಾದ ಶಕ್ತಿಯಿಂದ ನಿರೂಪಿಸಲ್ಪಡುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ವಸ್ತುವಿನ 1 ಮೋಲ್ಗೆ kJ ನಲ್ಲಿ ಅಳೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಆದ್ದರಿಂದ, ಬಂಧದ ಬಲವನ್ನು ಪರಿಮಾಣಾತ್ಮಕವಾಗಿ ಉತ್ಪತನ ಶಕ್ತಿ E subl ನಿಂದ ನಿರೂಪಿಸಲಾಗಿದೆ. ಪರಮಾಣುಗಳು ಇ ಡಿಸ್ ಆಗಿ ಅಣುವಿನ ವಿಘಟನೆಯ ವಸ್ತುಗಳು ಮತ್ತು ಶಕ್ತಿ. . ಉತ್ಪತನ ಶಕ್ತಿಯು ವಸ್ತುವನ್ನು ಘನದಿಂದ ಅನಿಲ ಸ್ಥಿತಿಗೆ ಪರಿವರ್ತಿಸಲು ವ್ಯಯಿಸಲಾದ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಸೂಚಿಸುತ್ತದೆ. ಡಯಾಟಮಿಕ್ ಅಣುಗಳಿಗೆ, ಬಂಧಿಸುವ ಶಕ್ತಿಯು ಅಣುವನ್ನು ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳಾಗಿ ವಿಘಟಿಸುವ ಶಕ್ತಿಗೆ ಸಮಾನವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ಇ ಡಿಸ್. (ಮತ್ತು ಆದ್ದರಿಂದ E St.) H 2 ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ 435 kJ/mol ಆಗಿದೆ. F 2 ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ = 159 kJ/mol, N 2 ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ = 940 kJ/mol.

ಡಯಾಟಮಿಕ್ ಅಲ್ಲ, ಆದರೆ AB n ಪ್ರಕಾರದ ಪಾಲಿಟಾಮಿಕ್ ಅಣುಗಳಿಗೆ, ಸರಾಸರಿ ಬಂಧಿಸುವ ಶಕ್ತಿ

AB n =A+nB ಮೂಲಕ.

ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ಪ್ರಕ್ರಿಯೆಯ ಸಮಯದಲ್ಲಿ ಹೀರಿಕೊಳ್ಳುವ ಶಕ್ತಿ

924 kJ/mol ಗೆ ಸಮಾನವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಸಂವಹನ ಶಕ್ತಿ

E OH = = = = 462 kJ/mol.

ಪಡೆದ ಫಲಿತಾಂಶಗಳ ಆಧಾರದ ಮೇಲೆ ಅಣುಗಳ ರಚನೆ ಮತ್ತು ವಸ್ತುವಿನ ರಚನೆಯ ಬಗ್ಗೆ ತೀರ್ಮಾನವನ್ನು ಮಾಡಲಾಗುತ್ತದೆ ವಿವಿಧ ವಿಧಾನಗಳು. ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಪಡೆದ ಮಾಹಿತಿಯನ್ನು ಬಂಧದ ಉದ್ದಗಳು ಮತ್ತು ಶಕ್ತಿಗಳು, ಬಾಂಡ್ ಕೋನಗಳು, ಆದರೆ ವಸ್ತುವಿನ ಇತರ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳಾದ ಮ್ಯಾಗ್ನೆಟಿಕ್, ಆಪ್ಟಿಕಲ್, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಿಕಲ್, ಥರ್ಮಲ್ ಮತ್ತು ಇತರವುಗಳ ಬಗ್ಗೆ ಮಾತ್ರ ಬಳಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ವಸ್ತುವಿನ ರಚನೆಯ ಮೇಲೆ ಪ್ರಾಯೋಗಿಕವಾಗಿ ಪಡೆದ ಡೇಟಾದ ಸೆಟ್ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಕ್ವಾಂಟಮ್ ಯಾಂತ್ರಿಕ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಪರಿಕಲ್ಪನೆಯನ್ನು ಬಳಸುವ ಕ್ವಾಂಟಮ್ ರಾಸಾಯನಿಕ ಲೆಕ್ಕಾಚಾರದ ವಿಧಾನಗಳ ಫಲಿತಾಂಶಗಳನ್ನು ಪೂರಕಗೊಳಿಸುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಸಾಮಾನ್ಯಗೊಳಿಸುತ್ತದೆ. ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ಪ್ರಾಥಮಿಕವಾಗಿ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಂದ ಮಧ್ಯಸ್ಥಿಕೆ ವಹಿಸುತ್ತದೆ ಎಂದು ನಂಬಲಾಗಿದೆ. s- ಮತ್ತು p-ಅಂಶಗಳಿಗೆ, ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಹೊರಗಿನ ಪದರದ ಕಕ್ಷೆಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಮತ್ತು d- ಅಂಶಗಳಿಗೆ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಹೊರ ಪದರದ s-ಕಕ್ಷೆಗಳು ಮತ್ತು ಪೂರ್ವ-ಹೊರ ಪದರದ d-ಕಕ್ಷೆಗಳಾಗಿವೆ. .

ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಸ್ವರೂಪ.

ಪರಮಾಣುಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಸಮೀಪಿಸಿದಾಗ, ವ್ಯವಸ್ಥೆಯ ಒಟ್ಟು ಶಕ್ತಿಯು (ಇ ಕಿನ್. + ಇ ಪಾಟ್.) ಕಡಿಮೆಯಾದರೆ ಮಾತ್ರ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ.

ಆಣ್ವಿಕ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಅಯಾನ್ H 2 + ನ ಉದಾಹರಣೆಯನ್ನು ಬಳಸಿಕೊಂಡು ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಸ್ವರೂಪವನ್ನು ಪರಿಗಣಿಸೋಣ. (ಇದು H 2 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳೊಂದಿಗೆ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಅಣುಗಳನ್ನು ವಿಕಿರಣಗೊಳಿಸುವ ಮೂಲಕ ಪಡೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ; ಅನಿಲ ವಿಸರ್ಜನೆಯಲ್ಲಿ). ಅಂತಹ ಸರಳ ಆಣ್ವಿಕ ವ್ಯವಸ್ಥೆಗೆ, ಶ್ರೋಡಿಂಗರ್ ಸಮೀಕರಣವನ್ನು ಅತ್ಯಂತ ನಿಖರವಾಗಿ ಪರಿಹರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಅಯಾನು H 2 + ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಎರಡು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ಕ್ಷೇತ್ರದಲ್ಲಿ ಚಲಿಸುತ್ತದೆ - ಪ್ರೋಟಾನ್ಗಳು. ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಅಂತರವು 0.106 nm ಆಗಿದೆ, ಬಂಧಿಸುವ ಶಕ್ತಿ (H ಪರಮಾಣುಗಳು ಮತ್ತು H + ಅಯಾನ್ ಆಗಿ ವಿಘಟನೆ) 255.7 kJ/mol ಆಗಿದೆ. ಅಂದರೆ, ಕಣವು ಬಾಳಿಕೆ ಬರುವದು.

ಆಣ್ವಿಕ ಅಯಾನು H 2 + ನಲ್ಲಿ ಎರಡು ವಿಧದ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಬಲಗಳಿವೆ - ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳಿಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ನ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಬಲ ಮತ್ತು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ನಡುವಿನ ವಿಕರ್ಷಣೆಯ ಬಲ. ಹಿಮ್ಮೆಟ್ಟಿಸುವ ಬಲವು ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವೆ ಸ್ವತಃ ಸ್ಪಷ್ಟವಾಗಿ ಗೋಚರಿಸುತ್ತದೆ H A + ಮತ್ತು H A +, ಇದನ್ನು ಈ ಕೆಳಗಿನ ಚಿತ್ರದ ರೂಪದಲ್ಲಿ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಬಹುದು. 3. ವಿಕರ್ಷಣ ಶಕ್ತಿಯು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳನ್ನು ಪರಸ್ಪರ ದೂರ ತಳ್ಳುತ್ತದೆ.

ಅಕ್ಕಿ. 3. ಪರಮಾಣುಗಳ ಗಾತ್ರದ ಕ್ರಮದಲ್ಲಿ ದೂರದಲ್ಲಿ ಪರಸ್ಪರ ಸಮೀಪಿಸಿದಾಗ ಎರಡು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ವಿಕರ್ಷಣೆ (ಎ) ಮತ್ತು ಆಕರ್ಷಣೆ (ಬಿ) ಬಲ.

ಋಣಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಇ - ಮತ್ತು ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳು H + ಮತ್ತು H + ನಡುವೆ ಆಕರ್ಷಕ ಶಕ್ತಿಗಳು ಕಾರ್ಯನಿರ್ವಹಿಸುತ್ತವೆ. ಆಕರ್ಷಣೆ ಮತ್ತು ವಿಕರ್ಷಣೆಯ ಶಕ್ತಿಗಳ ಫಲಿತಾಂಶವು ಶೂನ್ಯವಾಗಿದ್ದರೆ ಅಣುವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ, ಅಂದರೆ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ಪರಸ್ಪರ ವಿಕರ್ಷಣೆಯು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳಿಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಆಕರ್ಷಣೆಯಿಂದ ಸರಿದೂಗಿಸಬೇಕು. ಅಂತಹ ಪರಿಹಾರವು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಇ - ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳಿಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿದಂತೆ (ಚಿತ್ರ 3 ಬಿ ಮತ್ತು ಸಿ) ಸ್ಥಳವನ್ನು ಅವಲಂಬಿಸಿರುತ್ತದೆ. ಇಲ್ಲಿ ಅರ್ಥವಾಗುವುದು ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ನ ಸ್ಥಾನವಲ್ಲ (ಅದನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸಲಾಗುವುದಿಲ್ಲ), ಆದರೆ ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ಕಂಡುಹಿಡಿಯುವ ಸಂಭವನೀಯತೆ. ಅಂಜೂರಕ್ಕೆ ಅನುಗುಣವಾಗಿ ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯ ಸ್ಥಳ. 3.b) ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಒಮ್ಮುಖವನ್ನು ಉತ್ತೇಜಿಸುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಅನುಗುಣವಾದ ಚಿತ್ರ. 3.c) - ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ವಿಕರ್ಷಣೆ, ಏಕೆಂದರೆ ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ ಆಕರ್ಷಕ ಶಕ್ತಿಗಳನ್ನು ಒಂದು ದಿಕ್ಕಿನಲ್ಲಿ ನಿರ್ದೇಶಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ವಿಕರ್ಷಣೆಯನ್ನು ಸರಿದೂಗಿಸಲಾಗುವುದಿಲ್ಲ. ಹೀಗಾಗಿ, ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ನಡುವೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯನ್ನು ವಿತರಿಸಿದಾಗ ಬಂಧಿಸುವ ಪ್ರದೇಶವಿದೆ ಮತ್ತು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಹಿಂದೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯನ್ನು ವಿತರಿಸಿದಾಗ ಪ್ರತಿಬಂಧಕ ಅಥವಾ ಪ್ರತಿಬಂಧಕ ಪ್ರದೇಶವಿದೆ.

ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಬಂಧದ ಪ್ರದೇಶಕ್ಕೆ ಪ್ರವೇಶಿಸಿದರೆ, ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಪ್ರತಿಬಂಧಕ ಪ್ರದೇಶಕ್ಕೆ ಬಿದ್ದರೆ, ನಂತರ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುವುದಿಲ್ಲ.

ಬಂಧಿಸುವ ಪ್ರದೇಶದಲ್ಲಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯ ವಿತರಣೆಯ ಸ್ವರೂಪವನ್ನು ಅವಲಂಬಿಸಿ, ಮೂರು ಮುಖ್ಯ ರೀತಿಯ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಪ್ರತ್ಯೇಕಿಸಲಾಗಿದೆ: ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ, ಅಯಾನಿಕ್ ಮತ್ತು ಲೋಹೀಯ. IN ಶುದ್ಧ ರೂಪಈ ಬಂಧಗಳು ನಡೆಯುವುದಿಲ್ಲ, ಮತ್ತು ಸಂಪರ್ಕಗಳಲ್ಲಿ ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಈ ಬಂಧ ಪ್ರಕಾರಗಳ ಸಂಯೋಜನೆ ಇರುತ್ತದೆ.

ಸಂಪರ್ಕಗಳ ವಿಧಗಳು.

ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರದಲ್ಲಿ, ಈ ಕೆಳಗಿನ ರೀತಿಯ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಪ್ರತ್ಯೇಕಿಸಲಾಗಿದೆ: ಕೋವೆಲೆಂಟ್, ಅಯಾನಿಕ್, ಲೋಹೀಯ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ, ವ್ಯಾನ್ ಡೆರ್ ವಾಲ್ಸ್ ಬಾಂಡ್, ಡೋನರ್-ಅಕ್ಸೆಪ್ಟರ್ ಬಾಂಡ್, ಡೇಟಿವ್ ಬಾಂಡ್.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಂಡಾಗ, ಪರಮಾಣುಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳುತ್ತವೆ. ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ಉದಾಹರಣೆಯೆಂದರೆ Cl 2 ಅಣುವಿನ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧ. ಲೆವಿಸ್ (1916) ಮೊದಲು ಅಂತಹ ಬಂಧದಲ್ಲಿ, ಎರಡು ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಅದರ ಹೊರಗಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಲ್ಲಿ ಒಂದನ್ನು ಇತರ ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣುವಿನೊಂದಿಗೆ ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳುತ್ತವೆ ಎಂದು ಪ್ರಸ್ತಾಪಿಸಿದರು. ಪರಮಾಣು ಕಕ್ಷೆಗಳನ್ನು ಅತಿಕ್ರಮಿಸಲು, ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಸಾಧ್ಯವಾದಷ್ಟು ಹತ್ತಿರ ಬರಬೇಕು. ಹಂಚಿದ ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ. ಈ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಒಂದೇ ಕಕ್ಷೆಯನ್ನು ಆಕ್ರಮಿಸುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಅವುಗಳ ಸ್ಪಿನ್‌ಗಳು ವಿರುದ್ಧ ದಿಕ್ಕಿನಲ್ಲಿ ನಿರ್ದೇಶಿಸಲ್ಪಡುತ್ತವೆ.

ಹೀಗಾಗಿ, ವಿರುದ್ಧ ಸ್ಪಿನ್‌ಗಳೊಂದಿಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಜೋಡಣೆಯ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ವಿವಿಧ ಪರಮಾಣುಗಳಿಂದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳುವ ಮೂಲಕ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ಸಾಧಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಒಂದು ಸಾಮಾನ್ಯ ರೀತಿಯ ಬಂಧವಾಗಿದೆ. ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳು ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಮಾತ್ರವಲ್ಲ, ಹರಳುಗಳಲ್ಲಿಯೂ ಸಂಭವಿಸಬಹುದು. ಇದು ಒಂದೇ ರೀತಿಯ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ (H 2, Cl 2, ವಜ್ರದ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ) ಮತ್ತು ವಿವಿಧ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ (H 2 O, NH 3 ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ...) ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ ರಚನೆಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನ

H 2 ಅಣುವಿನ ರಚನೆಯ ಉದಾಹರಣೆಯನ್ನು ಬಳಸಿಕೊಂಡು ನಾವು ಕಾರ್ಯವಿಧಾನವನ್ನು ಪರಿಗಣಿಸೋಣ.

H+H=H 2, ∆H=-436 kJ/mol

ಉಚಿತ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುವಿನ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ 1 ಸೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ನಿಂದ ರೂಪುಗೊಂಡ ಗೋಲಾಕಾರದ ಸಮ್ಮಿತೀಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡದಿಂದ ಆವೃತವಾಗಿದೆ. ಪರಮಾಣುಗಳು ಒಂದು ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ದೂರವನ್ನು ತಲುಪಿದಾಗ, ಅವುಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳು (ಕಕ್ಷೆಗಳು) ಭಾಗಶಃ ಅತಿಕ್ರಮಿಸುತ್ತವೆ (ಚಿತ್ರ 4).

ಅಕ್ಕಿ. 4. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಬಂಧ ರಚನೆಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನ.

ಸ್ಪರ್ಶಿಸುವ ಮೊದಲು ಸಮೀಪಿಸುತ್ತಿರುವ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಅಂತರವನ್ನು 0.106 nm ಹೊಂದಿದ್ದರೆ, ನಂತರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳು ಅತಿಕ್ರಮಿಸಿದ ನಂತರ, ಈ ಅಂತರವು 0.074 nm ಆಗಿದೆ.

ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ, ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ಕೇಂದ್ರಗಳ ನಡುವೆ ಆಣ್ವಿಕ ಎರಡು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡವು ಕಾಣಿಸಿಕೊಳ್ಳುತ್ತದೆ, ಇದು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಜಾಗದಲ್ಲಿ ಗರಿಷ್ಠ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ. ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಋಣಾತ್ಮಕ ಚಾರ್ಜ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯ ಹೆಚ್ಚಳವು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಬಲಗಳಲ್ಲಿ ಬಲವಾದ ಹೆಚ್ಚಳವನ್ನು ಬೆಂಬಲಿಸುತ್ತದೆ, ಇದು ಶಕ್ತಿಯ ಬಿಡುಗಡೆಗೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಕಕ್ಷೆಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣವು ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ, ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಎರಡು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ರಚನೆಯ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ, ಅವುಗಳಲ್ಲಿ ಪ್ರತಿಯೊಂದೂ ಉದಾತ್ತ ಅನಿಲ ಪರಮಾಣುವಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನಿಕ್ ಸಂರಚನೆಯನ್ನು ತಲುಪುತ್ತದೆ - ಹೀಲಿಯಂ.

ಕ್ವಾಂಟಮ್ ಮೆಕ್ಯಾನಿಕಲ್ ದೃಷ್ಟಿಕೋನದಿಂದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣದ ಪ್ರದೇಶದ ರಚನೆ ಮತ್ತು ಕ್ರಮವಾಗಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆಯನ್ನು ವಿವರಿಸುವ ಎರಡು ವಿಧಾನಗಳಿವೆ. ಅವುಗಳಲ್ಲಿ ಒಂದನ್ನು BC (ವೇಲೆನ್ಸ್ ಬಾಂಡ್‌ಗಳು) ವಿಧಾನ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ, ಇನ್ನೊಂದು MO (ಆಣ್ವಿಕ ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳು).

ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಾಂಡ್ ವಿಧಾನವು ಆಯ್ದ ಜೋಡಿ ಪರಮಾಣುಗಳ ಪರಮಾಣು ಕಕ್ಷೆಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣವನ್ನು ಪರಿಗಣಿಸುತ್ತದೆ. MO ವಿಧಾನದಲ್ಲಿ, ಅಣುವನ್ನು ಒಟ್ಟಾರೆಯಾಗಿ ಪರಿಗಣಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯ ವಿತರಣೆಯು (ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ನಿಂದ) ಸಂಪೂರ್ಣ ಅಣುವಿನ ಮೇಲೆ ಹರಡುತ್ತದೆ. H 2 ರಲ್ಲಿ MO 2H ಸ್ಥಾನದಿಂದ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ಆಕರ್ಷಣೆಯಿಂದಾಗಿ ಈ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವೆ ಇರುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಕ್ಕೆ ಸಂಪರ್ಕ ಹೊಂದಿದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ವಿವರಣೆ

ಸಂಪರ್ಕಗಳನ್ನು ವಿಭಿನ್ನ ರೀತಿಯಲ್ಲಿ ಚಿತ್ರಿಸಲಾಗಿದೆ:

1) ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಚುಕ್ಕೆಗಳಾಗಿ ಬಳಸುವುದು

ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಅಣುವಿನ ರಚನೆಯನ್ನು ರೇಖಾಚಿತ್ರದಿಂದ ತೋರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ

N∙ + N∙ → N: N

2) ಒಂದು ಆಣ್ವಿಕ ಕ್ವಾಂಟಮ್ ಕೋಶದಲ್ಲಿ ವಿರುದ್ಧ ಸ್ಪಿನ್‌ಗಳೊಂದಿಗೆ ಎರಡು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಇರಿಸುವಂತೆ ಚದರ ಕೋಶಗಳನ್ನು (ಕಕ್ಷೆಗಳು) ಬಳಸುವುದು

ಆಣ್ವಿಕ ಶಕ್ತಿಯ ಮಟ್ಟವು ಮೂಲ ಪರಮಾಣು ಮಟ್ಟಗಳಿಗಿಂತ ಕಡಿಮೆಯಾಗಿದೆ ಎಂದು ಈ ರೇಖಾಚಿತ್ರವು ತೋರಿಸುತ್ತದೆ, ಅಂದರೆ ವಸ್ತುವಿನ ಆಣ್ವಿಕ ಸ್ಥಿತಿಯು ಪರಮಾಣು ಒಂದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

3) ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ರೇಖೆಯಿಂದ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ

ಉದಾಹರಣೆಗೆ, H - N. ಈ ಸಾಲು ಒಂದು ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಸಂಕೇತಿಸುತ್ತದೆ.

ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಒಂದು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ (ಒಂದು ಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿ) ಸಂಭವಿಸಿದರೆ, ಅದನ್ನು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ ಏಕ, ಹೆಚ್ಚು ಇದ್ದರೆ, ನಂತರ ಬಹು ದುಪ್ಪಟ್ಟು(ಎರಡು ಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು), ಟ್ರಿಪಲ್(ಮೂರು ಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು). ಒಂದೇ ಬಂಧವನ್ನು ಒಂದು ರೇಖೆಯಿಂದ, ಡಬಲ್ ಬಾಂಡ್ ಅನ್ನು ಎರಡು ಗೆರೆಗಳಿಂದ ಮತ್ತು ಟ್ರಿಪಲ್ ಬಾಂಡ್ ಅನ್ನು ಮೂರು ಗೆರೆಗಳಿಂದ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಡ್ಯಾಶ್ ಅವರು ಸಾಮಾನ್ಯೀಕರಿಸಿದ ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದ್ದಾರೆ ಎಂದು ತೋರಿಸುತ್ತದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳ ವರ್ಗೀಕರಣ

ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣದ ದಿಕ್ಕನ್ನು ಅವಲಂಬಿಸಿ, σ-, π-, δ-ಬಂಧಗಳನ್ನು ಪ್ರತ್ಯೇಕಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಪರಸ್ಪರ ಪರಮಾಣುಗಳ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳನ್ನು ಸಂಪರ್ಕಿಸುವ ಅಕ್ಷದ ಉದ್ದಕ್ಕೂ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳು ಅತಿಕ್ರಮಿಸಿದಾಗ σ ಬಂಧವು ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ.

σ-ಬಂಧಗಳ ಉದಾಹರಣೆಗಳು:

ಅಕ್ಕಿ. 5. s-, p-, d- ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ನಡುವಿನ σ ಬಂಧದ ರಚನೆ.

s-s ಮೋಡಗಳು ಅತಿಕ್ರಮಿಸಿದಾಗ σ ಬಂಧದ ರಚನೆಯ ಉದಾಹರಣೆ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ.

ಪರಮಾಣುಗಳ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳನ್ನು ಸಂಪರ್ಕಿಸುವ ಅಕ್ಷದ ಎರಡೂ ಬದಿಯಲ್ಲಿರುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳು ಅತಿಕ್ರಮಿಸಿದಾಗ π ಬಂಧವು ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ.

ಅಕ್ಕಿ. 6. p-, d- ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ನಡುವೆ π-ಬಂಧದ ರಚನೆ.

ಸಮಾನಾಂತರ ಸಮತಲಗಳಲ್ಲಿ ನೆಲೆಗೊಂಡಿರುವ ಎರಡು ಡಿ-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳು ಅತಿಕ್ರಮಿಸಿದಾಗ δ-ಕಪ್ಲಿಂಗ್ ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. δ ಬಂಧವು π ಬಂಧಕ್ಕಿಂತ ಕಡಿಮೆ ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ ಮತ್ತು π ಬಂಧವು σ ಬಂಧಕ್ಕಿಂತ ಕಡಿಮೆ ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು

ಎ) ಧ್ರುವೀಯತೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳಲ್ಲಿ ಎರಡು ವಿಧಗಳಿವೆ: ಧ್ರುವೀಯವಲ್ಲದ ಮತ್ತು ಧ್ರುವೀಯ.

ಧ್ರುವೀಯವಲ್ಲದ ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಬಂಧದ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಸಾಮಾನ್ಯ ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಂದ ರೂಪುಗೊಂಡ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡವನ್ನು ಪರಮಾಣು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳಿಗೆ ಸಮ್ಮಿತೀಯವಾಗಿ ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ವಿತರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಒಂದು ಉದಾಹರಣೆಯೆಂದರೆ ಒಂದು ಅಂಶದ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಿರುವ ಡಯಾಟಮಿಕ್ ಅಣುಗಳು: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. ಅವುಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿ ಎರಡೂ ಪರಮಾಣುಗಳಿಗೆ ಸಮಾನವಾಗಿ ಸೇರಿದೆ.

ಧ್ರುವೀಯ ಬಂಧದ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡವು ಹೆಚ್ಚಿನ ಸಾಪೇಕ್ಷ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿಯೊಂದಿಗೆ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕಡೆಗೆ ವರ್ಗಾಯಿಸಲ್ಪಡುತ್ತದೆ.

ಉದಾಹರಣೆಗಳೆಂದರೆ ಕೆಳಗಿನ ಅಣುಗಳು: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3, ಇತ್ಯಾದಿ. HCl ಅಣುವಿನ ರಚನೆಯನ್ನು ಪರಿಗಣಿಸಿ, ಇದನ್ನು ಈ ಕೆಳಗಿನ ರೇಖಾಚಿತ್ರದಿಂದ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಬಹುದು.

ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ವರ್ಗಾಯಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ, ಏಕೆಂದರೆ ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣುವಿನ (2.83) ಸಾಪೇಕ್ಷ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿಯು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುವಿಗಿಂತ (2.1) ಹೆಚ್ಚಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಬಿ) ಸ್ಯಾಚುರಬಿಲಿಟಿ.

ಸೀಮಿತ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸಲು ಪರಮಾಣುಗಳ ಸಾಮರ್ಥ್ಯವನ್ನು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ಶುದ್ಧತ್ವ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳ ಶುದ್ಧತ್ವವು ಬಾಹ್ಯ ಶಕ್ತಿಯ ಮಟ್ಟಗಳಿಂದ ಮಾತ್ರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು, ಅಂದರೆ ಸೀಮಿತ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ರಾಸಾಯನಿಕ ಸಂವಹನಗಳಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸುತ್ತವೆ.

ವಿ) . ಗಮನಮತ್ತು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ದಿಕ್ಕಿನ ಮೂಲಕ ನಿರೂಪಿಸಲಾಗಿದೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳು ಒಂದು ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಆಕಾರವನ್ನು ಹೊಂದಿವೆ ಮತ್ತು ಅವುಗಳ ಗರಿಷ್ಠ ಅತಿಕ್ರಮಣವು ಒಂದು ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಪ್ರಾದೇಶಿಕ ದೃಷ್ಟಿಕೋನದಲ್ಲಿ ಸಾಧ್ಯ ಎಂಬ ಅಂಶದಿಂದ ಇದನ್ನು ವಿವರಿಸಲಾಗಿದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ದಿಕ್ಕು ಅಣುಗಳ ಜ್ಯಾಮಿತೀಯ ರಚನೆಯನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸುತ್ತದೆ.

ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ನೀರಿಗಾಗಿ ಇದು ತ್ರಿಕೋನ ಆಕಾರವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

ಅಕ್ಕಿ. 7. ನೀರಿನ ಅಣುವಿನ ಪ್ರಾದೇಶಿಕ ರಚನೆ.

ನೀರಿನ ಅಣು H 2 O ನಲ್ಲಿ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಮತ್ತು ಆಮ್ಲಜನಕ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಅಂತರವು 0.096 nm (96 pm) ಎಂದು ಪ್ರಾಯೋಗಿಕವಾಗಿ ಸ್ಥಾಪಿಸಲಾಗಿದೆ. ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ಮೂಲಕ ಹಾದುಹೋಗುವ ರೇಖೆಗಳ ನಡುವಿನ ಕೋನವು 104.5 0 ಆಗಿದೆ. ಹೀಗಾಗಿ, ನೀರಿನ ಅಣುವು ಕೋನೀಯ ಆಕಾರವನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ ಮತ್ತು ಅದರ ರಚನೆಯನ್ನು ಪ್ರಸ್ತುತಪಡಿಸಿದ ಆಕೃತಿಯ ರೂಪದಲ್ಲಿ ವ್ಯಕ್ತಪಡಿಸಬಹುದು.

ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್

ಪ್ರಾಯೋಗಿಕವಾಗಿ ಮತ್ತು ಸೈದ್ಧಾಂತಿಕ ಸಂಶೋಧನೆ(ಸ್ಲೇಟರ್, ಪೌಲಿಂಗ್) ಕೆಲವು ಸಂಯುಕ್ತಗಳ ರಚನೆಯ ಸಮಯದಲ್ಲಿ, ಉದಾಹರಣೆಗೆ BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, ಪರಮಾಣುವಿನ ಪರಮಾಣುವಿನ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸ್ಥಿತಿಯನ್ನು ಶುದ್ಧ s-, p-, d- ತರಂಗ ಕಾರ್ಯಗಳಿಂದ ವಿವರಿಸಲಾಗುವುದಿಲ್ಲ. , ಆದರೆ ಅವುಗಳ ರೇಖೀಯ ಸಂಯೋಜನೆಗಳಿಂದ. ಇಂತಹ ಮಿಶ್ರ ರಚನೆಗಳನ್ನು ಹೈಬ್ರಿಡ್ ಆರ್ಬಿಟಲ್ಸ್ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ, ಮತ್ತು ಮಿಶ್ರಣ ಪ್ರಕ್ರಿಯೆಯನ್ನು ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಕ್ವಾಂಟಮ್ ರಾಸಾಯನಿಕ ಲೆಕ್ಕಾಚಾರಗಳು ತೋರಿಸಿದಂತೆ, ಪರಮಾಣುವಿನ s- ಮತ್ತು p-ಕಕ್ಷೆಗಳನ್ನು ಮಿಶ್ರಣ ಮಾಡುವುದು ಅಣುವಿನ ರಚನೆಗೆ ಅನುಕೂಲಕರ ಪ್ರಕ್ರಿಯೆಯಾಗಿದೆ. ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಶುದ್ಧ s- ಮತ್ತು p-ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಿರುವ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚಿನ ಶಕ್ತಿಯು ಬಿಡುಗಡೆಯಾಗುತ್ತದೆ. ಆದ್ದರಿಂದ, ಪರಮಾಣುವಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನಿಕ್ ಕಕ್ಷೆಗಳ ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ ಸಿಸ್ಟಮ್ನ ಶಕ್ತಿಯಲ್ಲಿ ದೊಡ್ಡ ಇಳಿಕೆಗೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಅದರ ಪ್ರಕಾರ, ಅಣುವಿನ ಸ್ಥಿರತೆಯ ಹೆಚ್ಚಳಕ್ಕೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ. ಹೈಬ್ರಿಡೈಸ್ಡ್ ಕಕ್ಷೆಯು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ನ ಒಂದು ಬದಿಯಲ್ಲಿ ಇನ್ನೊಂದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಉದ್ದವಾಗಿದೆ. ಆದ್ದರಿಂದ, ಹೈಬ್ರಿಡ್ ಮೋಡದ ಅತಿಕ್ರಮಣದ ಪ್ರದೇಶದಲ್ಲಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯು ಪ್ರತ್ಯೇಕವಾಗಿ s- ಮತ್ತು p-ಕಕ್ಷೆಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣದ ಪ್ರದೇಶದಲ್ಲಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚಾಗಿರುತ್ತದೆ, ಇದರ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಹೈಬ್ರಿಡ್ನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಂದ ರೂಪುಗೊಂಡ ಬಂಧ ಕಕ್ಷೆಯು ಹೆಚ್ಚಿನ ಶಕ್ತಿಯಿಂದ ನಿರೂಪಿಸಲ್ಪಟ್ಟಿದೆ.

ಹಲವಾರು ರೀತಿಯ ಹೈಬ್ರಿಡ್ ರಾಜ್ಯಗಳು ಸಂಭವಿಸುತ್ತವೆ. s- ಮತ್ತು p-ಕಕ್ಷೆಗಳು ಹೈಬ್ರಿಡೈಸ್ ಮಾಡಿದಾಗ (sp-ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ), ಎರಡು ಹೈಬ್ರಿಡ್ ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳು ಉದ್ಭವಿಸುತ್ತವೆ, ಇದು ಪರಸ್ಪರ 180 0 ಕೋನದಲ್ಲಿದೆ. ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಇದು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ ರೇಖೀಯ ರಚನೆ. ಈ ಸಂರಚನೆಯು (ರಚನೆ) ಹೆಚ್ಚಿನ ಕ್ಷಾರೀಯ ಭೂಮಿಯ ಲೋಹದ ಹಾಲೈಡ್‌ಗಳಿಗೆ ಹೆಸರುವಾಸಿಯಾಗಿದೆ (ಉದಾಹರಣೆಗೆ, BeX 2, ಇಲ್ಲಿ X = Cl, F, Br), ಅಂದರೆ. ಬಂಧದ ಕೋನವು 180 0 ಸಿ ಆಗಿದೆ.

ಅಕ್ಕಿ. 8. ಎಸ್ಪಿ ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್

ಮತ್ತೊಂದು ವಿಧದ ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್, sp 2 ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ (ಒಂದು s ಮತ್ತು ಎರಡು p ಕಕ್ಷೆಗಳಿಂದ ರೂಪುಗೊಂಡಿದೆ) ಮೂರು ಹೈಬ್ರಿಡ್ ಕಕ್ಷೆಗಳ ರಚನೆಗೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ, ಇದು ಪರಸ್ಪರ 120 0 ಕೋನದಲ್ಲಿ ನೆಲೆಗೊಂಡಿದೆ. ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಅಣುವಿನ (ಅಥವಾ ನಿಯಮಿತ ತ್ರಿಕೋನ) ತ್ರಿಕೋನ ರಚನೆಯು ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಅಂತಹ ರಚನೆಗಳು BX 3 (X=Cl, F, Br) ಸಂಯುಕ್ತಗಳಿಗೆ ಹೆಸರುವಾಸಿಯಾಗಿದೆ.

ಅಕ್ಕಿ. 9. sp 2 -ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್.

ಕಡಿಮೆ ಸಾಮಾನ್ಯವಾದ sp 3 ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್, ಇದು ಒಂದು s- ಮತ್ತು ಮೂರು p- ಕಕ್ಷೆಗಳಿಂದ ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ನಾಲ್ಕು ಹೈಬ್ರಿಡ್ ಕಕ್ಷೆಗಳು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ, ಟೆಟ್ರಾಹೆಡ್ರನ್ನ ನಾಲ್ಕು ಶೃಂಗಗಳಿಗೆ ಸಮ್ಮಿತೀಯವಾಗಿ ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ಆಧಾರಿತವಾಗಿವೆ, ಅಂದರೆ, ಅವು 109 0 28 "ಕೋನದಲ್ಲಿ ನೆಲೆಗೊಂಡಿವೆ. ಈ ಪ್ರಾದೇಶಿಕ ಸ್ಥಾನವನ್ನು ಟೆಟ್ರಾಹೆಡ್ರಲ್ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಈ ರಚನೆಯು ಅಣುಗಳಿಗೆ ಹೆಸರುವಾಸಿಯಾಗಿದೆ. NH 3, H 2 O ಮತ್ತು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ II ಅವಧಿಯ ಅಂಶಗಳಿಗೆ ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ಅದರ ನೋಟವನ್ನು ಕೆಳಗಿನ ಚಿತ್ರದಲ್ಲಿ ಪ್ರದರ್ಶಿಸಬಹುದು

ಅಕ್ಕಿ. 10. ಅಮೋನಿಯ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಬಂಧಗಳ ಪ್ರಾದೇಶಿಕ ವ್ಯವಸ್ಥೆ,

ವಿಮಾನದ ಮೇಲೆ ಪ್ರಕ್ಷೇಪಿಸಲಾಗಿದೆ.

sp 3 ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್‌ನಿಂದಾಗಿ ಟೆಟ್ರಾಹೆಡ್ರಲ್ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯನ್ನು ಈ ಕೆಳಗಿನಂತೆ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಬಹುದು (ಚಿತ್ರ 11):

ಅಕ್ಕಿ. 11. sp 3 ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ ಸಮಯದಲ್ಲಿ ಟೆಟ್ರಾಹೆಡ್ರಲ್ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆ.

CCL 4 ಅಣುವಿನ ಉದಾಹರಣೆಯನ್ನು ಬಳಸಿಕೊಂಡು sp 3 ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ ಸಮಯದಲ್ಲಿ ಟೆಟ್ರಾಹೆಡ್ರಲ್ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯನ್ನು ಅಂಜೂರದಲ್ಲಿ ತೋರಿಸಲಾಗಿದೆ. 12.

ಚಿತ್ರ 12. sp 3 ಸಮಯದಲ್ಲಿ ಟೆಟ್ರಾಹೆಡ್ರಲ್ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆ - CCL 4 ಅಣುಗಳಾಗಿ ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್

ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ ಕೇವಲ s- ಮತ್ತು p-ಕಕ್ಷೆಗಳಿಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿದೆ ಅಲ್ಲ. III ಮತ್ತು ನಂತರದ ಅವಧಿಗಳ ಸ್ಟೀರಿಯೊಕೆಮಿಕಲ್ ಅಂಶಗಳನ್ನು ವಿವರಿಸಲು, s-, p-, d- ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಂತೆ ಏಕಕಾಲದಲ್ಲಿ ಹೈಬ್ರಿಡ್ ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳನ್ನು ನಿರ್ಮಿಸುವ ಅವಶ್ಯಕತೆಯಿದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ವಸ್ತುಗಳು ಸೇರಿವೆ:

1. ಸಾವಯವ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು;

2. ಘನ ಮತ್ತು ದ್ರವ ಪದಾರ್ಥಗಳು ಇದರಲ್ಲಿ ಜೋಡಿ ಹ್ಯಾಲೊಜೆನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ, ಹಾಗೆಯೇ ಹೈಡ್ರೋಜನ್, ಸಾರಜನಕ ಮತ್ತು ಆಮ್ಲಜನಕದ ಪರಮಾಣುಗಳ ಜೋಡಿಗಳ ನಡುವೆ ಬಂಧಗಳು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ, ಉದಾಹರಣೆಗೆ, H2;

3. ಗುಂಪಿನ VI ನ ಅಂಶಗಳು (ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ಟೆಲ್ಯುರಿಯಮ್ನ ಸುರುಳಿಯಾಕಾರದ ಸರಪಳಿಗಳು), ಗುಂಪಿನ V ಯ ಅಂಶಗಳು (ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ಆರ್ಸೆನಿಕ್), IV ಗುಂಪಿನ ಅಂಶಗಳು (ವಜ್ರ, ಸಿಲಿಕಾನ್, ಜರ್ಮೇನಿಯಮ್);

4. 8-N ನಿಯಮವನ್ನು ಪಾಲಿಸುವ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು (ಉದಾಹರಣೆಗೆ InSb, CdS, GaAs, CdTe), ಅವುಗಳ ಘಟಕ ಅಂಶಗಳು ಆವರ್ತಕ ಕೋಷ್ಟಕದಲ್ಲಿ II-VI, III-V ಗುಂಪುಗಳಲ್ಲಿ ನೆಲೆಗೊಂಡಾಗ.

IN ಘನವಸ್ತುಗಳುಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದೊಂದಿಗೆ, ಒಂದೇ ವಸ್ತುವಿಗೆ ವಿಭಿನ್ನ ಸ್ಫಟಿಕ ರಚನೆಗಳನ್ನು ರಚಿಸಬಹುದು, ಅದರ ಬಂಧಿಸುವ ಶಕ್ತಿಯು ಬಹುತೇಕ ಒಂದೇ ಆಗಿರುತ್ತದೆ. ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ZnS ನ ರಚನೆಯು ಘನ (zincblende) ಅಥವಾ ಷಡ್ಭುಜೀಯ (wurtzite) ಆಗಿರಬಹುದು. ಸತುವು ಮಿಶ್ರಣ ಮತ್ತು ವರ್ಟ್‌ಜೈಟ್‌ನಲ್ಲಿ ಹತ್ತಿರದ ನೆರೆಹೊರೆಯವರ ಜೋಡಣೆಯು ಒಂದೇ ಆಗಿರುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಈ ಎರಡು ರಚನೆಗಳ ಶಕ್ತಿಗಳಲ್ಲಿನ ಏಕೈಕ ಮತ್ತು ಸಣ್ಣ ವ್ಯತ್ಯಾಸವನ್ನು ಹತ್ತಿರದ ಪರಮಾಣುಗಳ ಜೋಡಣೆಯಿಂದ ನಿರ್ಧರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಕೆಲವು ವಸ್ತುಗಳ ಈ ಸಾಮರ್ಥ್ಯವನ್ನು ಅಲೋಟ್ರೋಪಿ ಅಥವಾ ಪಾಲಿಮಾರ್ಫಿಸಮ್ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಅಲೋಟ್ರೊಪಿಯ ಮತ್ತೊಂದು ಉದಾಹರಣೆಯೆಂದರೆ ಸಿಲಿಕಾನ್ ಕಾರ್ಬೈಡ್, ಇದು ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಘನದಿಂದ ಷಡ್ಭುಜಾಕೃತಿಯವರೆಗೆ ವಿಭಿನ್ನ ರಚನೆಗಳ ಹಲವಾರು ಪಾಲಿಟೈಪ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ. ZnS, SiC ನ ಈ ಹಲವಾರು ಸ್ಫಟಿಕದಂತಹ ಮಾರ್ಪಾಡುಗಳು ಕೋಣೆಯ ಉಷ್ಣಾಂಶದಲ್ಲಿ ಅಸ್ತಿತ್ವದಲ್ಲಿವೆ.

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧ

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ವಿರುದ್ಧ ಚಿಹ್ನೆಯ (ಅಂದರೆ + ಮತ್ತು -) ಅಯಾನುಗಳ ನಡುವಿನ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಶಕ್ತಿಯಾಗಿದೆ.

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧದ ಕಲ್ಪನೆಯು V. ಕೊಸೆಲ್ ಅವರ ಆಲೋಚನೆಗಳ ಆಧಾರದ ಮೇಲೆ ರೂಪುಗೊಂಡಿತು. ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಸಂವಹನ ನಡೆಸಿದಾಗ, ಒಂದು ಬಿಟ್ಟುಬಿಡುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಇನ್ನೊಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಸ್ವೀಕರಿಸುತ್ತದೆ ಎಂದು ಅವರು ಸೂಚಿಸಿದರು (1916). ಹೀಗಾಗಿ, ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನಿಂದ ಇನ್ನೊಂದಕ್ಕೆ ಒಂದು ಅಥವಾ ಹೆಚ್ಚಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ವರ್ಗಾವಣೆಯಿಂದ ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ಸೋಡಿಯಂ ಕ್ಲೋರೈಡ್‌ನಲ್ಲಿ, ಸೋಡಿಯಂ ಪರಮಾಣುವಿನಿಂದ ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ವರ್ಗಾವಣೆಯಿಂದ ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಈ ವರ್ಗಾವಣೆಯ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ, +1 ಚಾರ್ಜ್ ಹೊಂದಿರುವ ಸೋಡಿಯಂ ಅಯಾನು ಮತ್ತು -1 ಚಾರ್ಜ್ ಹೊಂದಿರುವ ಕ್ಲೋರೈಡ್ ಅಯಾನು ರಚನೆಯಾಗುತ್ತದೆ. ಅವು ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಶಕ್ತಿಗಳಿಂದ ಪರಸ್ಪರ ಆಕರ್ಷಿತವಾಗುತ್ತವೆ, ಸ್ಥಿರವಾದ ಅಣುವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ. ಕೊಸೆಲ್ ಪ್ರಸ್ತಾಪಿಸಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ವರ್ಗಾವಣೆ ಮಾದರಿಯು ಲಿಥಿಯಂ ಫ್ಲೋರೈಡ್, ಕ್ಯಾಲ್ಸಿಯಂ ಆಕ್ಸೈಡ್ ಮತ್ತು ಲಿಥಿಯಂ ಆಕ್ಸೈಡ್‌ನಂತಹ ಸಂಯುಕ್ತಗಳ ರಚನೆಯನ್ನು ವಿವರಿಸಲು ಅನುವು ಮಾಡಿಕೊಡುತ್ತದೆ.

ಅತ್ಯಂತ ವಿಶಿಷ್ಟವಾದ ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಆವರ್ತಕ ವ್ಯವಸ್ಥೆಯ I ಮತ್ತು II ಗುಂಪುಗಳಿಗೆ ಸೇರಿದ ಲೋಹದ ಕ್ಯಾಟಯಾನುಗಳನ್ನು ಮತ್ತು VI ಮತ್ತು VII ಗುಂಪುಗಳಿಗೆ ಸೇರಿದ ಲೋಹವಲ್ಲದ ಅಂಶಗಳ ಅಯಾನುಗಳನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಿರುತ್ತವೆ.

ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತದ ರಚನೆಯ ಸುಲಭತೆಯು ಅದರ ಘಟಕ ಕ್ಯಾಟಯಾನುಗಳು ಮತ್ತು ಅಯಾನುಗಳ ರಚನೆಯ ಸುಲಭತೆಯನ್ನು ಅವಲಂಬಿಸಿರುತ್ತದೆ. ರಚನೆಯ ಸುಲಭತೆಯು ಹೆಚ್ಚಾಗಿರುತ್ತದೆ, ಪರಮಾಣುವಿನ ದಾನ ಮಾಡುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ (ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ದಾನಿ) ಅಯಾನೀಕರಣದ ಶಕ್ತಿಯು ಕಡಿಮೆಯಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಪರಮಾಣು ಸೇರಿಸುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು (ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸ್ವೀಕಾರಕ) ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗೆ ಹೆಚ್ಚಿನ ಸಂಬಂಧವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಬಾಂಧವ್ಯಪರಮಾಣುವಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ಪಡೆಯುವ ಸಾಮರ್ಥ್ಯದ ಅಳತೆಯಾಗಿದೆ. ಪರಮಾಣುಗಳ ಒಂದು ಮೋಲ್ನಿಂದ ಏಕ ಚಾರ್ಜ್ಡ್ ಅಯಾನುಗಳ ಒಂದು ಮೋಲ್ ರೂಪುಗೊಂಡಾಗ ಸಂಭವಿಸುವ ಶಕ್ತಿಯ ಬದಲಾವಣೆ ಎಂದು ಇದನ್ನು ಪ್ರಮಾಣೀಕರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಇದು "ಮೊದಲ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅಫಿನಿಟಿ" ಪರಿಕಲ್ಪನೆಯಾಗಿದೆ. ಎರಡನೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಂಬಂಧವು ಶಕ್ತಿಯ ಬದಲಾವಣೆಯಾಗಿದ್ದು ಅದು ಎರಡು ಚಾರ್ಜ್ಡ್ ಅಯಾನುಗಳ ಒಂದು ಮೋಲ್ ಏಕ ಚಾರ್ಜ್ಡ್ ಅಯಾನುಗಳ ಒಂದು ಮೋಲ್ನಿಂದ ರೂಪುಗೊಂಡಾಗ ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. ಈ ಪರಿಕಲ್ಪನೆಗಳು, ಅಂದರೆ, ಅಯಾನೀಕರಣ ಶಕ್ತಿ ಮತ್ತು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಬಾಂಧವ್ಯ, ಅನಿಲ ಪದಾರ್ಥಗಳಿಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿವೆ ಮತ್ತು ಅನಿಲ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳು ಮತ್ತು ಅಯಾನುಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳಾಗಿವೆ. ಆದರೆ ಹೆಚ್ಚಿನ ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಘನ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತವೆ ಎಂದು ಮನಸ್ಸಿನಲ್ಲಿಟ್ಟುಕೊಳ್ಳಬೇಕು. ಘನ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ ಅವುಗಳಲ್ಲಿ ಸ್ಫಟಿಕ ಜಾಲರಿಯ ಅಸ್ತಿತ್ವದಿಂದ ಈ ಸನ್ನಿವೇಶವನ್ನು ವಿವರಿಸಲಾಗಿದೆ. ಎಂಬ ಪ್ರಶ್ನೆ ಮೂಡುತ್ತದೆ. ಏಕೆ, ಎಲ್ಲಾ ನಂತರ, ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಸ್ಫಟಿಕ ಲ್ಯಾಟಿಸ್ಗಳ ರೂಪದಲ್ಲಿ ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಅನಿಲ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿಲ್ಲ? ಈ ಪ್ರಶ್ನೆಗೆ ಉತ್ತರವು ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಮಾದರಿಯ ಆಧಾರದ ಮೇಲೆ ಸ್ಫಟಿಕ ಜಾಲರಿಯ ಶಕ್ತಿಯ ಲೆಕ್ಕಾಚಾರವಾಗಿದೆ. ಇದರ ಜೊತೆಗೆ, ಈ ಲೆಕ್ಕಾಚಾರವು ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧದ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಪರೀಕ್ಷೆಯಾಗಿದೆ.

ಸ್ಫಟಿಕ ಲ್ಯಾಟಿಸ್ನ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಲೆಕ್ಕಾಚಾರ ಮಾಡಲು, ಅನಿಲ ಅಯಾನುಗಳ ರಚನೆಯೊಂದಿಗೆ ಸ್ಫಟಿಕ ಜಾಲರಿಯನ್ನು ನಾಶಮಾಡಲು ಖರ್ಚು ಮಾಡಬೇಕಾದ ಕೆಲಸವನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸುವುದು ಅವಶ್ಯಕ. ಲೆಕ್ಕಾಚಾರವನ್ನು ಕೈಗೊಳ್ಳಲು, ಆಕರ್ಷಣೆ ಮತ್ತು ವಿಕರ್ಷಣೆಯ ಶಕ್ತಿಗಳ ಕಲ್ಪನೆಯನ್ನು ಬಳಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಏಕ ಚಾರ್ಜ್ಡ್ ಅಯಾನುಗಳ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯ ಸಂಭಾವ್ಯ ಶಕ್ತಿಯ ಅಭಿವ್ಯಕ್ತಿಯನ್ನು ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಶಕ್ತಿ ಮತ್ತು ವಿಕರ್ಷಣೆಯ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಒಟ್ಟುಗೂಡಿಸುವ ಮೂಲಕ ಪಡೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಇ = ಇ ಇನ್ + ಇ ಔಟ್ (1).

ವಿರುದ್ಧ ಚಿಹ್ನೆಗಳ ಅಯಾನುಗಳ ಕೂಲಂಬ್ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು Eat ಎಂದು ತೆಗೆದುಕೊಳ್ಳಲಾಗುತ್ತದೆ, ಉದಾಹರಣೆಗೆ, Na + ಮತ್ತು Cl - NaCl ಸಂಯುಕ್ತಕ್ಕೆ

ಇ ಒಳಬರುವ = -e 2 /4πε 0 r (2),

ತುಂಬಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಶೆಲ್‌ನಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನಿಕ್ ಚಾರ್ಜ್‌ನ ವಿತರಣೆಯು ಗೋಲಾಕಾರದ ಸಮ್ಮಿತೀಯವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಅಯಾನು ಮತ್ತು ಕ್ಯಾಷನ್‌ನ ತುಂಬಿದ ಚಿಪ್ಪುಗಳು ಅತಿಕ್ರಮಿಸಿದಾಗ ಪೌಲಿ ತತ್ವದಿಂದ ಉಂಟಾಗುವ ವಿಕರ್ಷಣೆಯಿಂದಾಗಿ, ಅಯಾನುಗಳು ಸಮೀಪಿಸಬಹುದಾದ ಅಂತರವು ಸೀಮಿತವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ವಿಕರ್ಷಣ ಶಕ್ತಿಯು ಅಂತರ ಪರಮಾಣು ಅಂತರದೊಂದಿಗೆ ವೇಗವಾಗಿ ಬದಲಾಗುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಈ ಕೆಳಗಿನ ಎರಡು ಅಂದಾಜು ಅಭಿವ್ಯಕ್ತಿಗಳಾಗಿ ಬರೆಯಬಹುದು:

E ott = A/r n (n≈12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

ಇಲ್ಲಿ A ಮತ್ತು B ಸ್ಥಿರಾಂಕಗಳು, r ಎಂಬುದು ಅಯಾನುಗಳ ನಡುವಿನ ಅಂತರ, ρ ಒಂದು ನಿಯತಾಂಕವಾಗಿದೆ (ವಿಶಿಷ್ಟ ಉದ್ದ).

ಈ ಯಾವುದೇ ಅಭಿವ್ಯಕ್ತಿಗಳು ವಿಕರ್ಷಣೆಗೆ ಕಾರಣವಾಗುವ ಸಂಕೀರ್ಣ ಕ್ವಾಂಟಮ್ ಯಾಂತ್ರಿಕ ಪ್ರಕ್ರಿಯೆಗೆ ಹೊಂದಿಕೆಯಾಗುವುದಿಲ್ಲ ಎಂದು ಗಮನಿಸಬೇಕು.

ಈ ಸೂತ್ರಗಳ ಅಂದಾಜು ಸ್ವಭಾವದ ಹೊರತಾಗಿಯೂ, NaCl, KCl, CaO ನಂತಹ ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿನ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವನ್ನು ಸಾಕಷ್ಟು ನಿಖರವಾಗಿ ಲೆಕ್ಕಾಚಾರ ಮಾಡಲು ಮತ್ತು ಅದಕ್ಕೆ ಅನುಗುಣವಾಗಿ ವಿವರಿಸಲು ಅವು ಸಾಧ್ಯವಾಗಿಸುತ್ತದೆ.

ಏಕೆಂದರೆ ವಿದ್ಯುತ್ ಕ್ಷೇತ್ರಅಯಾನು ಗೋಳಾಕಾರದ ಸಮ್ಮಿತಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ (ಚಿತ್ರ 13), ನಂತರ ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧ, ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದಂತೆ, ದಿಕ್ಕನ್ನು ಹೊಂದಿರುವುದಿಲ್ಲ. ಎರಡು ವಿರುದ್ಧವಾಗಿ ಚಾರ್ಜ್ ಮಾಡಲಾದ ಅಯಾನುಗಳ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯನ್ನು ಅಯಾನು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ಕೇಂದ್ರಗಳನ್ನು ಸಂಪರ್ಕಿಸುವ ದಿಕ್ಕಿನಲ್ಲಿ ಮಾತ್ರ ವಿಕರ್ಷಣ ಶಕ್ತಿಗಳಿಂದ ಸರಿದೂಗಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ; ಇತರ ದಿಕ್ಕುಗಳಲ್ಲಿ, ಅಯಾನುಗಳ ವಿದ್ಯುತ್ ಕ್ಷೇತ್ರಗಳ ಪರಿಹಾರವು ಸಂಭವಿಸುವುದಿಲ್ಲ. ಆದ್ದರಿಂದ, ಅವರು ಇತರ ಅಯಾನುಗಳೊಂದಿಗೆ ಸಂವಹನ ಮಾಡಲು ಸಾಧ್ಯವಾಗುತ್ತದೆ. ಹೀಗಾಗಿ, ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ಸ್ಯಾಚುರಬಲ್ ಆಗಿರುವುದಿಲ್ಲ.

ಅಕ್ಕಿ. 13. ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಕ್ಷೇತ್ರದ ಗೋಲಾಕಾರದ ಸಮ್ಮಿತಿ

ವಿರುದ್ಧವಾಗಿ ವಿಧಿಸಲಾದ ಶುಲ್ಕಗಳು.

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳ ನಾನ್ ಡೈರೆಕ್ಷನಲಿಟಿ ಮತ್ತು ಅಪರ್ಯಾಪ್ತತೆಯಿಂದಾಗಿ, ಪ್ರತಿ ಅಯಾನು ಸುತ್ತುವರಿದಿರುವಾಗ ಇದು ಶಕ್ತಿಯುತವಾಗಿ ಹೆಚ್ಚು ಅನುಕೂಲಕರವಾಗಿರುತ್ತದೆ ಗರಿಷ್ಠ ಸಂಖ್ಯೆವಿರುದ್ಧ ಚಿಹ್ನೆಯ ಅಯಾನುಗಳು. ಈ ಕಾರಣದಿಂದಾಗಿ, ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತದ ಅಸ್ತಿತ್ವದ ಅತ್ಯಂತ ಆದ್ಯತೆಯ ರೂಪವು ಸ್ಫಟಿಕವಾಗಿದೆ. ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ಒಂದು NaCl ಸ್ಫಟಿಕದಲ್ಲಿ, ಪ್ರತಿಯೊಂದು ಕ್ಯಾಷನ್ ತನ್ನ ಹತ್ತಿರದ ನೆರೆಹೊರೆಯವರಂತೆ ಆರು ಅಯಾನುಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

ಅನಿಲ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ ಹೆಚ್ಚಿನ ತಾಪಮಾನದಲ್ಲಿ ಮಾತ್ರ ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಸಂಬಂಧವಿಲ್ಲದ ಅಣುಗಳ ರೂಪದಲ್ಲಿ ಅಸ್ತಿತ್ವದಲ್ಲಿವೆ.

ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿ, ಸಮನ್ವಯ ಸಂಖ್ಯೆಯು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಂತೆ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನಿಕ್ ರಚನೆಯನ್ನು ಅವಲಂಬಿಸಿರುವುದಿಲ್ಲ, ಆದರೆ ಅಯಾನುಗಳ ಗಾತ್ರಗಳ ಅನುಪಾತದಿಂದ ನಿರ್ಧರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಅನುಪಾತದೊಂದಿಗೆ ಅಯಾನಿಕ್ ತ್ರಿಜ್ಯಗಳು 0.41 - 0.73 ವ್ಯಾಪ್ತಿಯಲ್ಲಿ, ಅಯಾನುಗಳ ಆಕ್ಟಾಹೆಡ್ರಲ್ ಸಮನ್ವಯವನ್ನು ಗಮನಿಸಲಾಗಿದೆ, 0.73-1.37 ಅನುಪಾತದೊಂದಿಗೆ - ಘನ ಸಮನ್ವಯ, ಇತ್ಯಾದಿ.

ಹೀಗಾಗಿ, ಸಾಮಾನ್ಯ ಪರಿಸ್ಥಿತಿಗಳಲ್ಲಿ, ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಸ್ಫಟಿಕದಂತಹ ಪದಾರ್ಥಗಳಾಗಿವೆ. ಎರಡು-ಅಯಾನಿಕ್ ಅಣುಗಳ ಪರಿಕಲ್ಪನೆ, ಉದಾಹರಣೆಗೆ, NaCL, CsCl, ಅವರಿಗೆ ಅನ್ವಯಿಸುವುದಿಲ್ಲ. ಪ್ರತಿಯೊಂದು ಸ್ಫಟಿಕವು ಹೆಚ್ಚಿನ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಅಯಾನುಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವನ್ನು ಸೀಮಿತಗೊಳಿಸುವ ಧ್ರುವೀಯ ಬಂಧವಾಗಿ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಬಹುದು, ಇದಕ್ಕಾಗಿ ಪರಮಾಣುವಿನ ಪರಿಣಾಮಕಾರಿ ಚಾರ್ಜ್ ಏಕತೆಗೆ ಹತ್ತಿರದಲ್ಲಿದೆ. ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಧ್ರುವೀಯ ಬಂಧಕ್ಕೆ, ಪರಮಾಣುಗಳ ಪರಿಣಾಮಕಾರಿ ಚಾರ್ಜ್ ಶೂನ್ಯವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ನೈಜ ಪದಾರ್ಥಗಳಲ್ಲಿ, ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಅಯಾನಿಕ್ ಮತ್ತು ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳು ಅಪರೂಪ. ಹೆಚ್ಚಿನ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಧ್ರುವೀಯವಲ್ಲದ ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಮತ್ತು ಧ್ರುವೀಯ ಅಯಾನಿಕ್ ನಡುವಿನ ಬಂಧ ಪಾತ್ರದ ಮಧ್ಯಂತರವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ. ಅಂದರೆ, ಈ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಭಾಗಶಃ ಅಯಾನಿಕ್ ಸ್ವಭಾವವನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ. ನೈಜ ಪದಾರ್ಥಗಳಲ್ಲಿನ ಅಯಾನಿಕ್ ಮತ್ತು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳ ಸ್ವರೂಪವನ್ನು ಚಿತ್ರ 14 ರಲ್ಲಿ ಪ್ರಸ್ತುತಪಡಿಸಲಾಗಿದೆ.

ಅಕ್ಕಿ. 14. ಬಂಧದ ಅಯಾನಿಕ್ ಮತ್ತು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಸ್ವಭಾವ.

ಬಂಧದ ಅಯಾನಿಕ್ ಪಾತ್ರದ ಅನುಪಾತವನ್ನು ಅಯಾನಿಟಿಯ ಪದವಿ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಇದು ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳ ಪರಿಣಾಮಕಾರಿ ಶುಲ್ಕಗಳಿಂದ ನಿರೂಪಿಸಲ್ಪಟ್ಟಿದೆ. ಅಯಾನಿಟಿಯ ಪ್ರಮಾಣವು ಅದನ್ನು ರೂಪಿಸುವ ಪರಮಾಣುಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿಯಲ್ಲಿ ಹೆಚ್ಚುತ್ತಿರುವ ವ್ಯತ್ಯಾಸದೊಂದಿಗೆ ಹೆಚ್ಚಾಗುತ್ತದೆ.

ಲೋಹದ ಸಂಪರ್ಕ

ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿ, ಹೊರಗಿನ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಲೋಹವಲ್ಲದ ಪರಮಾಣುಗಳಿಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ದುರ್ಬಲವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಇದು ಸಾಕಷ್ಟು ದೀರ್ಘಾವಧಿಯವರೆಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಮತ್ತು ಪ್ರತ್ಯೇಕ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಸಂಪರ್ಕವನ್ನು ಕಳೆದುಕೊಳ್ಳುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಅವುಗಳ ಸಾಮಾಜಿಕೀಕರಣವನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ. ಬಾಹ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಾಮಾಜಿಕ ಸಮೂಹವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಅಂತಹ ವಿದ್ಯುನ್ಮಾನ ವ್ಯವಸ್ಥೆಯ ಅಸ್ತಿತ್ವವು ಧನಾತ್ಮಕ ಲೋಹದ ಅಯಾನುಗಳನ್ನು ಅದೇ ಹೆಸರಿನ ಚಾರ್ಜ್ನ ಹೊರತಾಗಿಯೂ ನಿಕಟ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ ಇರಿಸಿಕೊಳ್ಳುವ ಶಕ್ತಿಗಳ ಹೊರಹೊಮ್ಮುವಿಕೆಗೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ. ಈ ಬಂಧವನ್ನು ಲೋಹೀಯ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಅಂತಹ ಬಂಧವು ಲೋಹದ ವಿಶಿಷ್ಟ ಲಕ್ಷಣವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ವಸ್ತುವಿನ ಘನ ಮತ್ತು ದ್ರವ ಸ್ಥಿತಿಗಳಲ್ಲಿ ಅಸ್ತಿತ್ವದಲ್ಲಿದೆ. ಲೋಹದ ಬಂಧವು ಒಂದು ರೀತಿಯ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವಾಗಿದೆ. ಇದು ಬಾಹ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಾಮಾಜಿಕೀಕರಣವನ್ನು ಆಧರಿಸಿದೆ, ಇದು ಪರಮಾಣುವಿನೊಂದಿಗಿನ ಸಂಪರ್ಕವನ್ನು ಕಳೆದುಕೊಳ್ಳುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಆದ್ದರಿಂದ ಇದನ್ನು ಉಚಿತ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ (ಚಿತ್ರ 15).

ಅಕ್ಕಿ. 15. ಲೋಹದ ಸಂಪರ್ಕ.

ಅಸ್ತಿತ್ವದ ಪುರಾವೆ ಲೋಹದ ಸಂಪರ್ಕಕೆಳಗಿನ ಸಂಗತಿಗಳು. ಎಲ್ಲಾ ಲೋಹಗಳು ಹೊಂದಿವೆ ಹೆಚ್ಚಿನ ಉಷ್ಣ ವಾಹಕತೆಮತ್ತು ಹೆಚ್ಚಿನ ವಿದ್ಯುತ್ ವಾಹಕತೆ, ಇದು ಉಚಿತ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ಉಪಸ್ಥಿತಿಯಿಂದ ಖಾತ್ರಿಪಡಿಸಲ್ಪಡುತ್ತದೆ. ಜೊತೆಗೆ, ಅದೇ ಸನ್ನಿವೇಶವು ಲೋಹಗಳ ಬೆಳಕಿನ ವಿಕಿರಣಕ್ಕೆ ಉತ್ತಮ ಪ್ರತಿಫಲನವನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸುತ್ತದೆ, ಅವುಗಳ ಹೊಳಪು ಮತ್ತು ಅಪಾರದರ್ಶಕತೆ, ಹೆಚ್ಚಿನ ಡಕ್ಟಿಲಿಟಿ, ಧನಾತ್ಮಕ ತಾಪಮಾನ ಗುಣಾಂಕವಿದ್ಯುತ್ ಪ್ರತಿರೋಧ.

ಲೋಹಗಳ ಸ್ಫಟಿಕ ಜಾಲರಿಯ ಸ್ಥಿರತೆಯನ್ನು ಅಯಾನಿಕ್ ಮತ್ತು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯಂತಹ ಬಂಧಗಳ ಪ್ರಕಾರ ವಿವರಿಸಲಾಗುವುದಿಲ್ಲ. ಸ್ಫಟಿಕ ಜಾಲರಿಗಳ ಸ್ಥಳಗಳಲ್ಲಿ ಇರುವ ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ಅಸಾಧ್ಯವಾಗಿದೆ, ಏಕೆಂದರೆ ಅವುಗಳು ಒಂದೇ ಚಾರ್ಜ್ ಅನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ. ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಸಹ ಅಸಂಭವವಾಗಿದೆ, ಏಕೆಂದರೆ ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣು 8 ರಿಂದ 12 ಹತ್ತಿರದ ನೆರೆಹೊರೆಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಅನೇಕ ಹಂಚಿಕೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳೊಂದಿಗೆ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯು ತಿಳಿದಿಲ್ಲ.

ಲೋಹದ ರಚನೆಗಳು ಅವು ಪರಮಾಣುಗಳ ಅಪರೂಪದ ವ್ಯವಸ್ಥೆಯನ್ನು ಹೊಂದಿವೆ (ದೊಡ್ಡ ಅಂತರ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯರ್ ದೂರಗಳು) ಮತ್ತು ದೊಡ್ಡ ಸಂಖ್ಯೆಸ್ಫಟಿಕ ಜಾಲರಿಯಲ್ಲಿ ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿನ ಹತ್ತಿರದ ನೆರೆಹೊರೆಯವರು. ಟೇಬಲ್ 1 ಮೂರು ವಿಶಿಷ್ಟ ಲೋಹದ ರಚನೆಗಳನ್ನು ತೋರಿಸುತ್ತದೆ.

ಕೋಷ್ಟಕ 1

ಮೂರು ಸಾಮಾನ್ಯ ಲೋಹಗಳ ರಚನೆಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು

ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣು ದೊಡ್ಡ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸುತ್ತದೆ ಎಂದು ನಾವು ನೋಡುತ್ತೇವೆ (ಉದಾಹರಣೆಗೆ, 8 ಪರಮಾಣುಗಳೊಂದಿಗೆ). ಅಂತಹ ದೊಡ್ಡ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಬಂಧಗಳನ್ನು (8 ಅಥವಾ 12 ಪರಮಾಣುಗಳೊಂದಿಗೆ) ಬಾಹ್ಯಾಕಾಶದಲ್ಲಿ ಏಕಕಾಲದಲ್ಲಿ ಸ್ಥಳೀಕರಿಸಲಾಗುವುದಿಲ್ಲ. ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿನ ಬಾಹ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಕಂಪನ ಚಲನೆಯ ಅನುರಣನದಿಂದಾಗಿ ಸಂಪರ್ಕವನ್ನು ಕೈಗೊಳ್ಳಬೇಕು, ಇದರ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಸ್ಫಟಿಕದ ಎಲ್ಲಾ ಬಾಹ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಂಗ್ರಹಣೆಯು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನಿಲದ ರಚನೆಯೊಂದಿಗೆ ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. ಅನೇಕ ಲೋಹಗಳಲ್ಲಿ, ಲೋಹೀಯ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸಲು, ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿನಿಂದ ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ತೆಗೆದುಕೊಂಡರೆ ಸಾಕು. ಹೊರ ಕವಚದಲ್ಲಿ ಕೇವಲ ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಹೊಂದಿರುವ ಲಿಥಿಯಂಗೆ ಇದು ನಿಖರವಾಗಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ. ಲಿಥಿಯಂ ಸ್ಫಟಿಕವು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನಿಲದಿಂದ ಸುತ್ತುವರಿದ Li + ಅಯಾನುಗಳ (0.068 nm ತ್ರಿಜ್ಯದ ಗೋಳಗಳು) ಜಾಲರಿಯಾಗಿದೆ.

ಅಕ್ಕಿ. 16. ವಿವಿಧ ಪ್ರಕಾರಗಳುಸ್ಫಟಿಕ ಪ್ಯಾಕಿಂಗ್: a-ಷಡ್ಭುಜೀಯ ನಿಕಟ ಪ್ಯಾಕಿಂಗ್; b - ಮುಖ-ಕೇಂದ್ರಿತ ಘನ ಪ್ಯಾಕಿಂಗ್; c-ದೇಹ-ಕೇಂದ್ರಿತ ಘನ ಪ್ಯಾಕಿಂಗ್.

ಲೋಹೀಯ ಮತ್ತು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳ ನಡುವೆ ಸಾಮ್ಯತೆಗಳಿವೆ. ಎರಡೂ ವಿಧದ ಬಂಧಗಳು ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಹಂಚಿಕೆಯನ್ನು ಆಧರಿಸಿವೆ ಎಂಬ ಅಂಶದಲ್ಲಿ ಇದು ಇರುತ್ತದೆ. ಆದಾಗ್ಯೂ, ಒಂದು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಎರಡು ಪಕ್ಕದ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಮಾತ್ರ ಸಂಪರ್ಕಿಸುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಹಂಚಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಬಂಧಿತ ಪರಮಾಣುಗಳಿಗೆ ಹತ್ತಿರದಲ್ಲಿವೆ. ಲೋಹೀಯ ಬಂಧದಲ್ಲಿ, ಹಲವಾರು ಪರಮಾಣುಗಳು ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳುವಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸುತ್ತವೆ.

ಹೀಗಾಗಿ, ಲೋಹೀಯ ಬಂಧದ ಪರಿಕಲ್ಪನೆಯು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನಿಲದಿಂದ ತುಂಬಿದ ಅಯಾನುಗಳ ನಡುವಿನ ದೊಡ್ಡ ಅಂತರವನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಅಯಾನಿಕ್ ಕೋರ್ಗಳ ಸಂಗ್ರಹವಾಗಿ ಲೋಹಗಳ ಕಲ್ಪನೆಯೊಂದಿಗೆ ಬೇರ್ಪಡಿಸಲಾಗದಂತೆ ಸಂಬಂಧ ಹೊಂದಿದೆ, ಆದರೆ ಮ್ಯಾಕ್ರೋಸ್ಕೋಪಿಕ್ ಮಟ್ಟದಲ್ಲಿ ಸಿಸ್ಟಮ್ ವಿದ್ಯುತ್ ತಟಸ್ಥವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಮೇಲೆ ಚರ್ಚಿಸಿದ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳ ವಿಧಗಳ ಜೊತೆಗೆ, ಅಂತರ್ ಅಣುಗಳ ಇತರ ವಿಧದ ಬಂಧಗಳಿವೆ: ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ, ವ್ಯಾನ್ ಡೆರ್ ವಾಲ್ಸ್ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆ, ದಾನಿ-ಸ್ವೀಕರಿಸುವ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆ.

ಅಣುಗಳ ದಾನಿ-ಸ್ವೀಕಾರಕ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆ

ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಎರಡು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡ ಮತ್ತು ಇನ್ನೊಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಮುಕ್ತ ಕಕ್ಷೆಯ ಕಾರಣದಿಂದಾಗಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನವನ್ನು ಡೋನರ್-ಅಕ್ಸೆಪ್ಟರ್ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಸಂವಹನಕ್ಕಾಗಿ ಎರಡು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡವನ್ನು ಒದಗಿಸುವ ಪರಮಾಣು ಅಥವಾ ಕಣವನ್ನು ದಾನಿ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಈ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಸ್ವೀಕರಿಸುವ ಮುಕ್ತ ಕಕ್ಷೆಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಪರಮಾಣು ಅಥವಾ ಕಣವನ್ನು ಸ್ವೀಕಾರಕ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಇಂಟರ್ಮೋಲಿಕ್ಯುಲರ್ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಗಳ ಮುಖ್ಯ ವಿಧಗಳು. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ

ವೇಲೆನ್ಸಿ-ಸ್ಯಾಚುರೇಟೆಡ್ ಅಣುಗಳ ನಡುವೆ, ಕಣದ ಗಾತ್ರವನ್ನು ಮೀರಿದ ದೂರದಲ್ಲಿ, ಇಂಟರ್ಮೋಲಿಕ್ಯುಲರ್ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಶಕ್ತಿಗಳು ಕಾಣಿಸಿಕೊಳ್ಳಬಹುದು. ಅವರನ್ನು ವ್ಯಾನ್ ಡೆರ್ ವಾಲ್ಸ್ ಪಡೆಗಳು ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ವ್ಯಾನ್ ಡೆರ್ ವಾಲ್ಸ್ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯು ಯಾವಾಗಲೂ ನಿಕಟ ಅಂತರದ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಇರುತ್ತದೆ, ಆದರೆ ಬಲವಾದ ಬಂಧದ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನಗಳ ಅನುಪಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ ಮಾತ್ರ ಪ್ರಮುಖ ಪಾತ್ರವನ್ನು ವಹಿಸುತ್ತದೆ. 0.2 eV/ಪರಮಾಣುವಿನ ವಿಶಿಷ್ಟ ಶಕ್ತಿಯೊಂದಿಗೆ ಈ ದುರ್ಬಲ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯು ತಟಸ್ಥ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಮತ್ತು ಅಣುಗಳ ನಡುವೆ ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯ ಹೆಸರು ವ್ಯಾನ್ ಡೆರ್ ವಾಲ್ಸ್ ಹೆಸರಿನೊಂದಿಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿದೆ, ಏಕೆಂದರೆ ಅನಿಲ ಅಣುಗಳ ನಡುವಿನ ದುರ್ಬಲ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯನ್ನು ಗಣನೆಗೆ ತೆಗೆದುಕೊಂಡು ರಾಜ್ಯದ ಸಮೀಕರಣವು ನೈಜ ಅನಿಲಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಸಮೀಕರಣಕ್ಕಿಂತ ಉತ್ತಮವಾಗಿ ವಿವರಿಸುತ್ತದೆ ಎಂದು ಅವರು ಮೊದಲು ಸೂಚಿಸಿದರು. ಆದರ್ಶ ಅನಿಲದ ಸ್ಥಿತಿ. ಆದಾಗ್ಯೂ, ಈ ಆಕರ್ಷಕ ಶಕ್ತಿಯ ಸ್ವರೂಪವನ್ನು ಲಂಡನ್‌ನಿಂದ 1930 ರಲ್ಲಿ ಮಾತ್ರ ವಿವರಿಸಲಾಯಿತು. ಪ್ರಸ್ತುತ, ಕೆಳಗಿನ ಮೂರು ರೀತಿಯ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಗಳನ್ನು ವ್ಯಾನ್ ಡೆರ್ ವಾಲ್ಸ್ ಆಕರ್ಷಣೆ ಎಂದು ವರ್ಗೀಕರಿಸಲಾಗಿದೆ: ಓರಿಯೆಂಟೇಶನಲ್, ಇಂಡಕ್ಟಿವ್ ಮತ್ತು ಡಿಸ್ಪರ್ಸಿವ್ (ಲಂಡನ್ ಪರಿಣಾಮ). ವ್ಯಾನ್ ಡೆರ್ ವಾಲ್ಸ್ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಓರಿಯೆಂಟೇಶನಲ್, ಇಂಡಕ್ಟಿವ್ ಮತ್ತು ಪ್ರಸರಣ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಗಳ ಮೊತ್ತದಿಂದ ನಿರ್ಧರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಇ ಒಳಬರುವ = E ಅಥವಾ + E ind + E disp (5).

ಧ್ರುವೀಯ ಅಣುಗಳ ನಡುವೆ ದೃಷ್ಟಿಕೋನ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆ (ಅಥವಾ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ-ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆ) ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ, ಇದು ಸಮೀಪಿಸುತ್ತಿರುವಾಗ, ವಿರುದ್ಧ ಧ್ರುವಗಳೊಂದಿಗೆ ಪರಸ್ಪರ (ಓರಿಯಂಟ್) ತಿರುಗುತ್ತದೆ, ಇದರಿಂದಾಗಿ ಅಣುಗಳ ವ್ಯವಸ್ಥೆಯ ಸಂಭಾವ್ಯ ಶಕ್ತಿಯು ಕನಿಷ್ಠವಾಗಿರುತ್ತದೆ. μ ಅಣುಗಳ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಕ್ಷಣ ಮತ್ತು ಅವುಗಳ ನಡುವಿನ ಅಂತರವು ಚಿಕ್ಕದಾಗಿದೆ, ದೃಷ್ಟಿಕೋನ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯ ಶಕ್ತಿಯು ಹೆಚ್ಚು ಮಹತ್ವದ್ದಾಗಿದೆ:

E ಅಥವಾ = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

ಇಲ್ಲಿ ε 0 ವಿದ್ಯುತ್ ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಅನುಗಮನದ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯು ಸುತ್ತಮುತ್ತಲಿನ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಗಳಿಂದ ಅಣುಗಳ ಧ್ರುವೀಕರಣದ ಪ್ರಕ್ರಿಯೆಗಳೊಂದಿಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿದೆ. ಇದು ಹೆಚ್ಚು ಮಹತ್ವದ್ದಾಗಿದೆ, ಧ್ರುವೀಯವಲ್ಲದ ಅಣುವಿನ ಧ್ರುವೀಯತೆ α ಮತ್ತು ಧ್ರುವೀಯ ಅಣುವಿನ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಕ್ಷಣವು ಹೆಚ್ಚಾಗುತ್ತದೆ

E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

ಧ್ರುವೀಯವಲ್ಲದ ಅಣುವಿನ ಧ್ರುವೀಯತೆಯನ್ನು α ವಿರೂಪಗೊಳಿಸುವಿಕೆ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ, ಏಕೆಂದರೆ ಇದು ಕಣದ ವಿರೂಪದೊಂದಿಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿದೆ, ಆದರೆ μ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡ ಮತ್ತು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಸ್ಥಳಾಂತರವನ್ನು ಅವುಗಳ ಹಿಂದಿನ ಸ್ಥಾನಗಳಿಗೆ ಹೋಲಿಸಿದರೆ ನಿರೂಪಿಸುತ್ತದೆ.

ಪ್ರಸರಣ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆ (ಲಂಡನ್ ಪರಿಣಾಮ) ಯಾವುದೇ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಅವುಗಳ ರಚನೆ ಮತ್ತು ಧ್ರುವೀಯತೆಯನ್ನು ಲೆಕ್ಕಿಸದೆ ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಕ್ಲೌಡ್ ಮತ್ತು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ಚಾರ್ಜ್ಗಳ ಗುರುತ್ವಾಕರ್ಷಣೆಯ ಕೇಂದ್ರಗಳ ತತ್ಕ್ಷಣದ ಅಸಾಮರಸ್ಯದಿಂದಾಗಿ, ತತ್ಕ್ಷಣದ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಯು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ, ಇದು ಇತರ ಕಣಗಳಲ್ಲಿ ತತ್ಕ್ಷಣದ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಗಳನ್ನು ಪ್ರೇರೇಪಿಸುತ್ತದೆ. ತತ್ಕ್ಷಣದ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಗಳ ಚಲನೆಯು ಸ್ಥಿರವಾಗುತ್ತದೆ. ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ, ನೆರೆಯ ಕಣಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಆಕರ್ಷಣೆಯನ್ನು ಅನುಭವಿಸುತ್ತವೆ. ಪ್ರಸರಣ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯ ಶಕ್ತಿಯು ಅಯಾನೀಕರಣ ಶಕ್ತಿ E I ಮತ್ತು ಅಣುಗಳ ಧ್ರುವೀಕರಣದ ಮೇಲೆ ಅವಲಂಬಿತವಾಗಿರುತ್ತದೆ α

E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).

ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧವು ವೇಲೆನ್ಸಿ ಮತ್ತು ಇಂಟರ್ಮೋಲಿಕ್ಯುಲರ್ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಗಳ ನಡುವೆ ಮಧ್ಯಂತರವಾಗಿದೆ. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧದ ಶಕ್ತಿಯು ಕಡಿಮೆ, 8-80 kJ/mol, ಆದರೆ ವ್ಯಾನ್ ಡೆರ್ ವಾಲ್ಸ್ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯ ಶಕ್ತಿಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧವು ನೀರು, ಆಲ್ಕೋಹಾಲ್ಗಳು ಮತ್ತು ಆಮ್ಲಗಳಂತಹ ದ್ರವಗಳ ವಿಶಿಷ್ಟ ಲಕ್ಷಣವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಧನಾತ್ಮಕ ಧ್ರುವೀಕೃತ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುವಿನಿಂದ ಉಂಟಾಗುತ್ತದೆ. ಸಣ್ಣ ಗಾತ್ರಗಳು ಮತ್ತು ಆಂತರಿಕ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಅನುಪಸ್ಥಿತಿಯು ಯಾವುದೇ ಸಂಯುಕ್ತದಲ್ಲಿ ದ್ರವದಲ್ಲಿ ಇರುವ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣು ಮತ್ತೊಂದು ಋಣಾತ್ಮಕ ಧ್ರುವೀಕೃತ ಪರಮಾಣುವಿನ ಜೊತೆಗೆ ಹೆಚ್ಚುವರಿ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಗೆ ಪ್ರವೇಶಿಸಲು ಅನುವು ಮಾಡಿಕೊಡುತ್ತದೆ ಅಥವಾ ಅದಕ್ಕೆ ಕೋವೆಲೆನ್ಸಿಯಾಗಿ ಬಂಧಿತವಾಗಿಲ್ಲ.

A δ- - H δ+.... A δ- - H δ+.

ಅಂದರೆ, ಅಣುಗಳ ಸಂಯೋಜನೆಯು ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. ಅಣುಗಳ ಸಂಯೋಜನೆಯು ಚಂಚಲತೆಯ ಇಳಿಕೆಗೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ, ಕುದಿಯುವ ಬಿಂದು ಮತ್ತು ಬಾಷ್ಪೀಕರಣದ ಶಾಖದ ಹೆಚ್ಚಳ ಮತ್ತು ದ್ರವಗಳ ಸ್ನಿಗ್ಧತೆ ಮತ್ತು ಡೈಎಲೆಕ್ಟ್ರಿಕ್ ಸ್ಥಿರತೆಯ ಹೆಚ್ಚಳಕ್ಕೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ.

ನೀರು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧಕ್ಕೆ ನಿರ್ದಿಷ್ಟವಾಗಿ ಸೂಕ್ತವಾದ ವಸ್ತುವಾಗಿದೆ ಏಕೆಂದರೆ ಅದರ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಎರಡು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಮತ್ತು ಆಮ್ಲಜನಕ ಪರಮಾಣುವಿನ ಮೇಲೆ ಎರಡು ಒಂಟಿ ಜೋಡಿಗಳಿವೆ. ಇದು ಅಣುವಿನ ಹೆಚ್ಚಿನ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಕ್ಷಣವನ್ನು (μD = 1.86 D) ಮತ್ತು ನಾಲ್ಕು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧಗಳನ್ನು ರೂಪಿಸುವ ಸಾಮರ್ಥ್ಯವನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸುತ್ತದೆ: ಎರಡು ಪ್ರೋಟಾನ್ ದಾನಿ ಮತ್ತು ಎರಡು ಪ್ರೋಟಾನ್ ಸ್ವೀಕಾರಕ

(H 2 O….N – O...H 2 O) 2 ಬಾರಿ.

ಮೂರನೆಯ ಮತ್ತು ನಂತರದ ಅವಧಿಗಳ ಅಂಶಗಳ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳ ಸರಣಿಯಲ್ಲಿ ಆಣ್ವಿಕ ತೂಕದ ಬದಲಾವಣೆಯೊಂದಿಗೆ, ಕುದಿಯುವ ಬಿಂದುವು ಹೆಚ್ಚಾಗುತ್ತದೆ ಎಂದು ಪ್ರಯೋಗಗಳಿಂದ ತಿಳಿದುಬಂದಿದೆ. ಈ ಮಾದರಿಯನ್ನು ನೀರಿಗೆ ಅನ್ವಯಿಸಿದರೆ, ಅದರ ಕುದಿಯುವ ಬಿಂದುವು 100 0 C ಆಗಿರಬಾರದು, ಆದರೆ 280 0 C. ಈ ವಿರೋಧಾಭಾಸವು ನೀರಿನಲ್ಲಿ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧದ ಅಸ್ತಿತ್ವವನ್ನು ಖಚಿತಪಡಿಸುತ್ತದೆ.

ಆಣ್ವಿಕ ಸಹವರ್ತಿಗಳು ದ್ರವದಲ್ಲಿ ಮತ್ತು ವಿಶೇಷವಾಗಿ ಘನ ನೀರಿನಲ್ಲಿ ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ ಎಂದು ಪ್ರಯೋಗಗಳು ತೋರಿಸಿವೆ. ಐಸ್ ಟೆಟ್ರಾಹೆಡ್ರಲ್ ಸ್ಫಟಿಕ ಜಾಲರಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ. ಟೆಟ್ರಾಹೆಡ್ರನ್ನ ಮಧ್ಯದಲ್ಲಿ ಒಂದು ನೀರಿನ ಅಣುವಿನ ಆಮ್ಲಜನಕದ ಪರಮಾಣು ಇದೆ; ನಾಲ್ಕು ಶೃಂಗಗಳಲ್ಲಿ ನೆರೆಯ ಅಣುಗಳ ಆಮ್ಲಜನಕ ಪರಮಾಣುಗಳಿವೆ, ಅವುಗಳು ತಮ್ಮ ಹತ್ತಿರದ ನೆರೆಹೊರೆಯವರೊಂದಿಗೆ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧಗಳಿಂದ ಸಂಪರ್ಕ ಹೊಂದಿವೆ. ದ್ರವ ನೀರಿನಲ್ಲಿ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧಗಳು ಭಾಗಶಃ ನಾಶವಾಗುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಅದರ ರಚನೆಯಲ್ಲಿ ಆಣ್ವಿಕ ಸಹವರ್ತಿಗಳು ಮತ್ತು ಮುಕ್ತ ಅಣುಗಳ ನಡುವೆ ಕ್ರಿಯಾತ್ಮಕ ಸಮತೋಲನವಿದೆ.

ವೇಲೆನ್ಸ್ ಬಾಂಡ್ ವಿಧಾನ

ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧಗಳ ಸಿದ್ಧಾಂತ, ಅಥವಾ ಸ್ಥಳೀಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು, ಒಂದು ಅಣುವಿನಲ್ಲಿನ ಪ್ರತಿಯೊಂದು ಜೋಡಿ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಒಂದು ಅಥವಾ ಹೆಚ್ಚಿನ ಹಂಚಿಕೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು ಒಟ್ಟಿಗೆ ಹಿಡಿದಿಟ್ಟುಕೊಳ್ಳುತ್ತವೆ. ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಾಂಡ್ ಸಿದ್ಧಾಂತದಲ್ಲಿ, ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವನ್ನು ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಸ್ಥಳೀಕರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ, ಅಂದರೆ, ಇದು ಎರಡು-ಕೇಂದ್ರ ಮತ್ತು ಎರಡು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್.

ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಾಂಡ್ ವಿಧಾನವು ಈ ಕೆಳಗಿನ ಮೂಲಭೂತ ತತ್ವಗಳನ್ನು ಆಧರಿಸಿದೆ:

ಅಣುವಿನಲ್ಲಿನ ಪ್ರತಿಯೊಂದು ಜೋಡಿ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಒಂದು ಅಥವಾ ಹೆಚ್ಚಿನ ಹಂಚಿಕೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು ಒಟ್ಟಿಗೆ ಹಿಡಿದಿಟ್ಟುಕೊಳ್ಳುತ್ತವೆ;

ಬಂಧದ ಪರಮಾಣುಗಳ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಕಕ್ಷೆಗಳ ಮೇಲೆ ಇರುವ ಆಂಟಿಪ್ಯಾರಲಲ್ ಸ್ಪಿನ್‌ಗಳೊಂದಿಗೆ ಎರಡು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಂದ ಒಂದೇ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ;

ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಂಡಾಗ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ತರಂಗ ಕಾರ್ಯಗಳು ಅತಿಕ್ರಮಿಸುತ್ತವೆ, ಇದು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯ ಹೆಚ್ಚಳಕ್ಕೆ ಮತ್ತು ವ್ಯವಸ್ಥೆಯ ಒಟ್ಟು ಶಕ್ತಿಯಲ್ಲಿ ಇಳಿಕೆಗೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ;

"ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧ" ಎಂಬುದು ಲ್ಯಾಟಿಸ್ ಅನ್ನು ಅಯಾನುಗಳಾಗಿ ನಾಶಪಡಿಸುವ ಶಕ್ತಿಯಾಗಿದೆ _Ekul = Uresh. MO ವಿಧಾನದ ಮೂಲ ತತ್ವಗಳು. ಪರಮಾಣು AO ಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣದ ವಿಧಗಳು. ಪರಮಾಣು ಕಕ್ಷೆಗಳು s ಮತ್ತು s pz ಮತ್ತು pz px ಮತ್ತು px ಸಂಯೋಜನೆಯೊಂದಿಗೆ ಬಂಧ ಮತ್ತು ಪ್ರತಿಬಂಧಕ MO ಗಳು. ಎಚ್?ಸಿ? ಸಿ.ಎಚ್. ? - ವಿಕರ್ಷಣ ಗುಣಾಂಕ. ಕ್ವೆಫ್ =. Ao. ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಮೂಲ ಸಿದ್ಧಾಂತಗಳು.

"ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳ ವಿಧಗಳು" - ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ವಸ್ತುಗಳು ಅಯಾನಿಕ್ ಸ್ಫಟಿಕ ಜಾಲರಿಯನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ. ಪರಮಾಣುಗಳು. ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿ. ಮುನ್ಸಿಪಲ್ ಶಿಕ್ಷಣ ಸಂಸ್ಥೆ ಲೈಸಿಯಮ್ ಸಂಖ್ಯೆ 18 ರ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರ ಶಿಕ್ಷಕ ಕಲಿನಿನಾ ಎಲ್.ಎ. ಅಯಾನುಗಳು. ಉದಾಹರಣೆಗೆ: Na1+ ಮತ್ತು Cl1-, Li1+ ಮತ್ತು F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . ಇ - ಸೇರಿಸಿದರೆ, ಅಯಾನು ಋಣಾತ್ಮಕವಾಗಿ ಚಾರ್ಜ್ ಆಗುತ್ತದೆ. ಪರಮಾಣು ಚೌಕಟ್ಟು ಹೆಚ್ಚಿನ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ.

"ದಿ ಲೈಫ್ ಆಫ್ ಮೆಂಡಲೀವ್" - ಜುಲೈ 18 D.I. ಮೆಂಡಲೀವ್ ಟೊಬೊಲ್ಸ್ಕ್ ಜಿಮ್ನಾಷಿಯಂನಿಂದ ಪದವಿ ಪಡೆದರು. ಆಗಸ್ಟ್ 9, 1850 - ಜೂನ್ 20, 1855 ಮೇನ್ ನಲ್ಲಿ ಓದುತ್ತಿದ್ದಾಗ ಪೆಡಾಗೋಗಿಕಲ್ ಇನ್ಸ್ಟಿಟ್ಯೂಟ್. "ನಿಮಗೆ ಹೆಸರುಗಳು ತಿಳಿದಿಲ್ಲದಿದ್ದರೆ, ವಸ್ತುಗಳ ಜ್ಞಾನವು ಸಾಯುತ್ತದೆ" ಕೆ. ಲೈನ್. D.I. ಮೆಂಡಲೀವ್ ಅವರ ಜೀವನ ಮತ್ತು ಕೆಲಸ. ಇವಾನ್ ಪಾವ್ಲೋವಿಚ್ ಮೆಂಡಲೀವ್ (1783 - 1847), ವಿಜ್ಞಾನಿ ತಂದೆ. ಆವರ್ತಕ ಕಾನೂನಿನ ಆವಿಷ್ಕಾರ.

"ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳ ವಿಧಗಳು" - H3N. Al2O3. ವಸ್ತುವಿನ ರಚನೆ." H2S. MgO. H2. ಕ್ಯೂ. Mg S.CS2. I. ಪದಾರ್ಥಗಳ ಸೂತ್ರಗಳನ್ನು ಬರೆಯಿರಿ: 1.c.N.S. 2.ರು ಕೆ.ಪಿ.ಎಸ್. 3. ಜೊತೆ I.S. ಕೆ.ಎನ್.ಎಸ್. NaF. ಸಿ.ಕೆ.ಪಿ.ಎಸ್. ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಪ್ರಕಾರವನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸಿ. ಯಾವ ಅಣುಗಳು ಯೋಜನೆಗೆ ಅನುಗುಣವಾಗಿರುತ್ತವೆ: ಎ ಎ?

"ಮೆಂಡಲೀವ್" - ಡೋಬೆರೀನರ್ ಅವರ ಟ್ರಯಾಡ್ಸ್ ಆಫ್ ಎಲಿಮೆಂಟ್ಸ್. ಅನಿಲಗಳು. ಕೆಲಸ. ಜೀವನ ಮತ್ತು ವೈಜ್ಞಾನಿಕ ಸಾಧನೆ. ಅಂಶಗಳ ಆವರ್ತಕ ಕೋಷ್ಟಕ (ದೀರ್ಘ ರೂಪ). ನ್ಯೂಲ್ಯಾಂಡ್ಸ್‌ನ "ಆಕ್ಟೇವ್ಸ್ ಕಾನೂನು" ವೈಜ್ಞಾನಿಕ ಚಟುವಟಿಕೆ. ಪರಿಹಾರಗಳು. ಜೀವನದ ಹೊಸ ಹಂತ. ಮೆಂಡಲೀವ್ನ ಅಂಶಗಳ ವ್ಯವಸ್ಥೆಯ ಎರಡನೇ ಆವೃತ್ತಿ. L. ಮೇಯರ್‌ನ ಅಂಶಗಳ ಕೋಷ್ಟಕದ ಭಾಗ. ಆವರ್ತಕ ಕಾನೂನಿನ ಆವಿಷ್ಕಾರ (1869).

"ಮೆಂಡಲೀವ್ ಅವರ ಜೀವನ ಮತ್ತು ಕೆಲಸ" - ಇವಾನ್ ಪಾವ್ಲೋವಿಚ್ ಮೆಂಡಲೀವ್ (1783 - 1847), ವಿಜ್ಞಾನಿಗಳ ತಂದೆ. 1834, ಜನವರಿ 27 (ಫೆಬ್ರವರಿ 6) - D.I. ಮೆಂಡಲೀವ್ ಸೈಬೀರಿಯಾದ ಟೊಬೊಲ್ಸ್ಕ್ ನಗರದಲ್ಲಿ ಜನಿಸಿದರು. 1907, ಜನವರಿ 20 (ಫೆಬ್ರವರಿ 2) D.I. ಮೆಂಡಲೀವ್ ಹೃದಯ ಪಾರ್ಶ್ವವಾಯುದಿಂದ ನಿಧನರಾದರು. DI. ಮೆನೆಡೆಲೀವ್ (ದಕ್ಷಿಣ ಕಝಾಕಿಸ್ತಾನ್ ಪ್ರದೇಶ, ಶೈಮ್ಕೆಂಟ್ ನಗರ). ಕೈಗಾರಿಕೆ. ಜುಲೈ 18, 1849 ರಂದು, D.I. ಮೆಂಡಲೀವ್ ಟೊಬೊಲ್ಸ್ಕ್ ಜಿಮ್ನಾಷಿಯಂನಿಂದ ಪದವಿ ಪಡೆದರು.

ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು

ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಎಲ್ಲಾ ಸೈದ್ಧಾಂತಿಕ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರದ ಆಧಾರವಾಗಿದೆ. ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವನ್ನು ಅಣುಗಳು, ಅಯಾನುಗಳು, ರಾಡಿಕಲ್ಗಳು ಮತ್ತು ಸ್ಫಟಿಕಗಳಾಗಿ ಬಂಧಿಸುವ ಪರಮಾಣುಗಳ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆ ಎಂದು ಅರ್ಥೈಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳಲ್ಲಿ ನಾಲ್ಕು ವಿಧಗಳಿವೆ: ಅಯಾನಿಕ್, ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ, ಲೋಹೀಯ ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್. ಒಂದೇ ಪದಾರ್ಥಗಳಲ್ಲಿ ವಿವಿಧ ರೀತಿಯ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಕಾಣಬಹುದು.

1. ಬೇಸ್‌ಗಳಲ್ಲಿ: ಹೈಡ್ರಾಕ್ಸೋ ಗುಂಪುಗಳಲ್ಲಿನ ಆಮ್ಲಜನಕ ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಬಂಧವು ಧ್ರುವೀಯ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯಾಗಿರುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಲೋಹ ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರಾಕ್ಸೋ ಗುಂಪಿನ ನಡುವೆ ಇದು ಅಯಾನಿಕ್ ಆಗಿದೆ.

2. ಆಮ್ಲಜನಕ-ಒಳಗೊಂಡಿರುವ ಆಮ್ಲಗಳ ಲವಣಗಳಲ್ಲಿ: ಲೋಹವಲ್ಲದ ಪರಮಾಣು ಮತ್ತು ಆಮ್ಲೀಯ ಶೇಷದ ಆಮ್ಲಜನಕದ ನಡುವೆ - ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಧ್ರುವೀಯ, ಮತ್ತು ಲೋಹ ಮತ್ತು ಆಮ್ಲೀಯ ಶೇಷಗಳ ನಡುವೆ - ಅಯಾನಿಕ್.

3. ಅಮೋನಿಯಮ್, ಮೀಥೈಲಾಮೋನಿಯಮ್, ಇತ್ಯಾದಿ ಲವಣಗಳಲ್ಲಿ, ಸಾರಜನಕ ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಧ್ರುವೀಯ ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಮತ್ತು ಅಮೋನಿಯಮ್ ಅಥವಾ ಮೀಥೈಲಾಮೋನಿಯಮ್ ಅಯಾನುಗಳು ಮತ್ತು ಆಮ್ಲದ ಶೇಷಗಳ ನಡುವೆ - ಅಯಾನಿಕ್.

4. ಲೋಹದ ಪೆರಾಕ್ಸೈಡ್‌ಗಳಲ್ಲಿ (ಉದಾಹರಣೆಗೆ, Na 2 O 2), ಆಮ್ಲಜನಕ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಂಧವು ಕೋವೆಲೆಂಟ್, ಧ್ರುವೀಯವಲ್ಲ, ಮತ್ತು ಲೋಹ ಮತ್ತು ಆಮ್ಲಜನಕದ ನಡುವಿನ ಅಯಾನಿಕ್, ಇತ್ಯಾದಿ.

ಎಲ್ಲಾ ರೀತಿಯ ಮತ್ತು ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳ ಏಕತೆಗೆ ಕಾರಣವೆಂದರೆ ಅವುಗಳ ಒಂದೇ ರಾಸಾಯನಿಕ ಸ್ವಭಾವ - ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್-ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯರ್ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆ. ಯಾವುದೇ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ರಚನೆಯು ಪರಮಾಣುಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್-ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯರ್ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿದೆ, ಇದು ಶಕ್ತಿಯ ಬಿಡುಗಡೆಯೊಂದಿಗೆ ಇರುತ್ತದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುವ ವಿಧಾನಗಳು

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಹಂಚಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳ ರಚನೆಯಿಂದಾಗಿ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಉದ್ಭವಿಸುವ ಬಂಧವಾಗಿದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಅನಿಲಗಳು, ದ್ರವಗಳು ಅಥವಾ ತುಲನಾತ್ಮಕವಾಗಿ ಕಡಿಮೆ ಕರಗುವ ಘನವಸ್ತುಗಳಾಗಿವೆ. ಅಪರೂಪದ ಅಪವಾದವೆಂದರೆ ವಜ್ರ, ಇದು 3,500 °C ಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಕರಗುತ್ತದೆ. ಇದು ವಜ್ರದ ರಚನೆಯಿಂದ ವಿವರಿಸಲ್ಪಟ್ಟಿದೆ, ಇದು ಕೋವೆಲೆಂಟ್ಲಿ ಬಂಧಿತ ಇಂಗಾಲದ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಿರಂತರ ಜಾಲರಿಯಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಪ್ರತ್ಯೇಕ ಅಣುಗಳ ಸಂಗ್ರಹವಲ್ಲ. ವಾಸ್ತವವಾಗಿ, ಯಾವುದೇ ಡೈಮಂಡ್ ಸ್ಫಟಿಕ, ಅದರ ಗಾತ್ರವನ್ನು ಲೆಕ್ಕಿಸದೆ, ಒಂದು ದೊಡ್ಡ ಅಣುವಾಗಿದೆ.

ಎರಡು ಲೋಹವಲ್ಲದ ಪರಮಾಣುಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಸೇರಿಕೊಂಡಾಗ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ರಚನೆಯನ್ನು ಅಣು ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಅಂತಹ ಬಂಧದ ರಚನೆಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನವು ವಿನಿಮಯ ಅಥವಾ ದಾನಿ-ಸ್ವೀಕಾರಕ ಆಗಿರಬಹುದು.

ಹೆಚ್ಚಿನ ಸಂದರ್ಭಗಳಲ್ಲಿ, ಎರಡು ಕೋವೆಲೆಂಟ್ಲಿ ಬಂಧಿತ ಪರಮಾಣುಗಳು ವಿಭಿನ್ನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಹಂಚಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳಿಗೆ ಸಮಾನವಾಗಿ ಸೇರಿರುವುದಿಲ್ಲ. ಹೆಚ್ಚಿನ ಸಮಯ ಅವು ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿಗಿಂತ ಇನ್ನೊಂದಕ್ಕೆ ಹತ್ತಿರದಲ್ಲಿವೆ. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಕ್ಲೋರೈಡ್ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ, ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಹತ್ತಿರದಲ್ಲಿವೆ ಏಕೆಂದರೆ ಅದರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿ ಹೈಡ್ರೋಜನ್‌ಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಆದಾಗ್ಯೂ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುವಿನಿಂದ ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಸಂಪೂರ್ಣ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ವರ್ಗಾವಣೆ ಸಂಭವಿಸಲು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಆಕರ್ಷಿಸುವ ಸಾಮರ್ಥ್ಯದಲ್ಲಿನ ವ್ಯತ್ಯಾಸವು ಸಾಕಷ್ಟು ದೊಡ್ಡದಲ್ಲ. ಆದ್ದರಿಂದ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಮತ್ತು ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಂಧವನ್ನು ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧ (ಸಂಪೂರ್ಣ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ವರ್ಗಾವಣೆ) ಮತ್ತು ಧ್ರುವೀಯವಲ್ಲದ ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಬಂಧ (ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಮ್ಮಿತೀಯ ವ್ಯವಸ್ಥೆ) ನಡುವಿನ ಅಡ್ಡ ಎಂದು ಪರಿಗಣಿಸಬಹುದು. ಪರಮಾಣುಗಳ ಮೇಲಿನ ಭಾಗಶಃ ಚಾರ್ಜ್ ಅನ್ನು ಗ್ರೀಕ್ ಅಕ್ಷರ δ ನಿಂದ ಸೂಚಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಅಂತಹ ಬಂಧವನ್ನು ಧ್ರುವೀಯ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ, ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಕ್ಲೋರೈಡ್ ಅಣುವನ್ನು ಧ್ರುವೀಯ ಎಂದು ಹೇಳಲಾಗುತ್ತದೆ, ಅಂದರೆ, ಇದು ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಅಂತ್ಯ (ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣು) ಮತ್ತು ಋಣಾತ್ಮಕ ಚಾರ್ಜ್ಡ್ ಅಂತ್ಯ (ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣು) ಹೊಂದಿದೆ.

1. ಪರಮಾಣುಗಳು ಜೋಡಿಯಾಗದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಸಂಯೋಜಿಸುವ ಮೂಲಕ ಹಂಚಿಕೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳನ್ನು ರೂಪಿಸಿದಾಗ ವಿನಿಮಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನವು ಕಾರ್ಯನಿರ್ವಹಿಸುತ್ತದೆ.

1) H 2 - ಹೈಡ್ರೋಜನ್.

ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ s-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಂದ ಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಯ ರಚನೆಯಿಂದಾಗಿ ಬಂಧವು ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ (ಎಸ್-ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳನ್ನು ಅತಿಕ್ರಮಿಸುತ್ತದೆ).

2) HCl - ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಕ್ಲೋರೈಡ್.

s- ಮತ್ತು p-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ (s-p ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳನ್ನು ಅತಿಕ್ರಮಿಸುವ) ಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಯ ರಚನೆಯಿಂದಾಗಿ ಬಂಧವು ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ.

3) Cl 2: ಕ್ಲೋರಿನ್ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ, ಜೋಡಿಯಾಗದ p-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಂದ (p-p ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣ) ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ.

4) N ​​2: ಸಾರಜನಕ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ, ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಮೂರು ಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ ರಚನೆಯ ದಾನಿ-ಸ್ವೀಕರಿಸುವ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನ

ದಾನಿಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ ಸ್ವೀಕರಿಸುವವರು- ಈ ಜೋಡಿಯು ಆಕ್ರಮಿಸಬಹುದಾದ ಉಚಿತ ಕಕ್ಷೆ. ಅಮೋನಿಯಂ ಅಯಾನುಗಳಲ್ಲಿ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳೊಂದಿಗಿನ ಎಲ್ಲಾ ನಾಲ್ಕು ಬಂಧಗಳು ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಆಗಿರುತ್ತವೆ: ವಿನಿಮಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನದ ಪ್ರಕಾರ ಸಾರಜನಕ ಪರಮಾಣು ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳಿಂದ ಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳ ರಚನೆಯಿಂದಾಗಿ ಮೂರು ರೂಪುಗೊಂಡವು, ಒಂದು - ದಾನಿ-ಸ್ವೀಕರಿಸುವ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನದ ಮೂಲಕ. ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಕಕ್ಷೆಗಳು ಅತಿಕ್ರಮಿಸುವ ವಿಧಾನದಿಂದ ಮತ್ತು ಬಂಧಿತ ಪರಮಾಣುಗಳ ಕಡೆಗೆ ಅವುಗಳ ಸ್ಥಳಾಂತರದಿಂದ ವರ್ಗೀಕರಿಸಲಾಗಿದೆ. ಬಂಧದ ರೇಖೆಯ ಉದ್ದಕ್ಕೂ ಅತಿಕ್ರಮಿಸುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಕಕ್ಷೆಗಳ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ರೂಪುಗೊಂಡ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ σ - ಸಂಪರ್ಕಗಳು(ಸಿಗ್ಮಾ ಬಂಧಗಳು). ಸಿಗ್ಮಾ ಬಂಧವು ತುಂಬಾ ಪ್ರಬಲವಾಗಿದೆ.

p ಕಕ್ಷೆಗಳು ಎರಡು ಪ್ರದೇಶಗಳಲ್ಲಿ ಅತಿಕ್ರಮಿಸಬಹುದು, ಪಾರ್ಶ್ವ ಅತಿಕ್ರಮಣದ ಮೂಲಕ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.

ಬಂಧದ ರೇಖೆಯ ಹೊರಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಕಕ್ಷೆಗಳ "ಲ್ಯಾಟರಲ್" ಅತಿಕ್ರಮಣದ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ರೂಪುಗೊಂಡ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳು, ಅಂದರೆ, ಎರಡು ಪ್ರದೇಶಗಳಲ್ಲಿ, ಪೈ ಬಂಧಗಳು ಎಂದು ಕರೆಯಲ್ಪಡುತ್ತವೆ.

ಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು ಅವು ಸಂಪರ್ಕಿಸುವ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿ ಒಂದಕ್ಕೆ ಸ್ಥಳಾಂತರದ ಮಟ್ಟಕ್ಕೆ ಅನುಗುಣವಾಗಿ, ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಧ್ರುವೀಯ ಅಥವಾ ಧ್ರುವೀಯವಾಗಿರಬಹುದು. ಅದೇ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿ ಹೊಂದಿರುವ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ರೂಪುಗೊಂಡ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವನ್ನು ಧ್ರುವೇತರ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು ಯಾವುದೇ ಪರಮಾಣುಗಳ ಕಡೆಗೆ ಸ್ಥಳಾಂತರಗೊಳ್ಳುವುದಿಲ್ಲ, ಏಕೆಂದರೆ ಪರಮಾಣುಗಳು ಒಂದೇ ರೀತಿಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ - ಇತರ ಪರಮಾಣುಗಳಿಂದ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಆಕರ್ಷಿಸುವ ಆಸ್ತಿ. ಉದಾಹರಣೆಗೆ,

ಅಂದರೆ, ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ನಾನ್ಪೋಲಾರ್ ಬಂಧದ ಮೂಲಕ ಅಣುಗಳು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ ಸರಳ ಪದಾರ್ಥಗಳು-ಲೋಹವಲ್ಲದ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿ ಭಿನ್ನವಾಗಿರುವ ಅಂಶಗಳ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವನ್ನು ಧ್ರುವ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಉದಾಹರಣೆಗೆ, NH 3 ಅಮೋನಿಯಾ. ಸಾರಜನಕವು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜೆಟಿವ್ ಅಂಶವಾಗಿದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಹಂಚಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳನ್ನು ಅದರ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕಡೆಗೆ ವರ್ಗಾಯಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು: ಬಂಧದ ಉದ್ದ ಮತ್ತು ಶಕ್ತಿ

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ವಿಶಿಷ್ಟ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು ಅದರ ಉದ್ದ ಮತ್ತು ಶಕ್ತಿ. ಬಂಧದ ಉದ್ದವು ಪರಮಾಣು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಅಂತರವಾಗಿದೆ. ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಉದ್ದವು ಚಿಕ್ಕದಾಗಿದೆ, ಅದು ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಆದಾಗ್ಯೂ, ಬಂಧದ ಶಕ್ತಿಯ ಅಳತೆಯು ಬಂಧ ಶಕ್ತಿಯಾಗಿದೆ, ಇದು ಬಂಧವನ್ನು ಮುರಿಯಲು ಅಗತ್ಯವಾದ ಶಕ್ತಿಯ ಪ್ರಮಾಣದಿಂದ ನಿರ್ಧರಿಸಲ್ಪಡುತ್ತದೆ. ಇದನ್ನು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ kJ/mol ನಲ್ಲಿ ಅಳೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಹೀಗಾಗಿ, ಪ್ರಾಯೋಗಿಕ ಮಾಹಿತಿಯ ಪ್ರಕಾರ, H 2, Cl 2 ಮತ್ತು N 2 ಅಣುಗಳ ಬಂಧದ ಉದ್ದಗಳು ಕ್ರಮವಾಗಿ 0.074, 0.198 ಮತ್ತು 0.109 nm, ಮತ್ತು ಬಂಧದ ಶಕ್ತಿಗಳು ಕ್ರಮವಾಗಿ 436, 242 ಮತ್ತು 946 kJ / mol.

ಅಯಾನುಗಳು. ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧ

ಆಕ್ಟೆಟ್ ನಿಯಮವನ್ನು ಪಾಲಿಸಲು ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಎರಡು ಪ್ರಮುಖ ಸಾಧ್ಯತೆಗಳಿವೆ. ಇವುಗಳಲ್ಲಿ ಮೊದಲನೆಯದು ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯಾಗಿದೆ. (ಎರಡನೆಯದು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆಯಾಗಿದೆ, ಅದನ್ನು ಕೆಳಗೆ ಚರ್ಚಿಸಲಾಗುವುದು). ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಂಡಾಗ, ಲೋಹದ ಪರಮಾಣು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಕಳೆದುಕೊಳ್ಳುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಲೋಹವಲ್ಲದ ಪರಮಾಣು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಪಡೆಯುತ್ತದೆ.

ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳು "ಭೇಟಿಯಾಗುತ್ತವೆ" ಎಂದು ಊಹಿಸೋಣ: ಗುಂಪಿನ I ಲೋಹದ ಪರಮಾಣು ಮತ್ತು VII ಗುಂಪಿನ ಲೋಹವಲ್ಲದ ಪರಮಾಣು. ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುವು ಅದರ ಹೊರಗಿನ ಶಕ್ತಿಯ ಮಟ್ಟದಲ್ಲಿ ಒಂದೇ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ, ಆದರೆ ಲೋಹವಲ್ಲದ ಪರಮಾಣು ಅದರ ಹೊರಗಿನ ಮಟ್ಟವು ಪೂರ್ಣಗೊಳ್ಳಲು ಕೇವಲ ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ಹೊಂದಿರುವುದಿಲ್ಲ. ಮೊದಲ ಪರಮಾಣು ಸುಲಭವಾಗಿ ಎರಡನೆಯದಕ್ಕೆ ತನ್ನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ನೀಡುತ್ತದೆ, ಅದು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ನಿಂದ ದೂರದಲ್ಲಿದೆ ಮತ್ತು ಅದಕ್ಕೆ ದುರ್ಬಲವಾಗಿ ಬಂಧಿಸುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಎರಡನೆಯದು ಅದರ ಹೊರಗಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನಿಕ್ ಮಟ್ಟದಲ್ಲಿ ಉಚಿತ ಸ್ಥಳವನ್ನು ಒದಗಿಸುತ್ತದೆ. ನಂತರ ಪರಮಾಣು, ಅದರ ಋಣಾತ್ಮಕ ಚಾರ್ಜ್‌ಗಳಲ್ಲಿ ಒಂದನ್ನು ವಂಚಿತಗೊಳಿಸುತ್ತದೆ, ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಕಣವಾಗಿ ಪರಿಣಮಿಸುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಎರಡನೆಯದು ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ನಿಂದ ಋಣಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಕಣವಾಗಿ ಬದಲಾಗುತ್ತದೆ. ಅಂತಹ ಕಣಗಳನ್ನು ಅಯಾನುಗಳು ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಇದು ಅಯಾನುಗಳ ನಡುವೆ ಸಂಭವಿಸುವ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವಾಗಿದೆ. ಪರಮಾಣುಗಳು ಅಥವಾ ಅಣುಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯನ್ನು ತೋರಿಸುವ ಸಂಖ್ಯೆಗಳನ್ನು ಗುಣಾಂಕಗಳು ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳು ಅಥವಾ ಅಯಾನುಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯನ್ನು ತೋರಿಸುವ ಸಂಖ್ಯೆಗಳನ್ನು ಸೂಚ್ಯಂಕಗಳು ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಲೋಹದ ಸಂಪರ್ಕ

ಲೋಹಗಳು ಹೊಂದಿವೆ ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು, ಇತರ ವಸ್ತುಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳಿಂದ ಭಿನ್ನವಾಗಿದೆ. ಅಂತಹ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು ತುಲನಾತ್ಮಕವಾಗಿ ಹೆಚ್ಚಿನ ಕರಗುವ ತಾಪಮಾನ, ಬೆಳಕನ್ನು ಪ್ರತಿಬಿಂಬಿಸುವ ಸಾಮರ್ಥ್ಯ ಮತ್ತು ಹೆಚ್ಚಿನ ಉಷ್ಣ ಮತ್ತು ವಿದ್ಯುತ್ ವಾಹಕತೆ. ಈ ವೈಶಿಷ್ಟ್ಯಗಳು ಲೋಹಗಳಲ್ಲಿನ ಅಸ್ತಿತ್ವದ ಕಾರಣದಿಂದಾಗಿವೆ ವಿಶೇಷ ರೀತಿಯಸಂಪರ್ಕ - ಲೋಹದ ಸಂಪರ್ಕ.

ಲೋಹೀಯ ಬಂಧವು ಲೋಹದ ಹರಳುಗಳಲ್ಲಿನ ಧನಾತ್ಮಕ ಅಯಾನುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಂಧವಾಗಿದೆ, ಸ್ಫಟಿಕದ ಉದ್ದಕ್ಕೂ ಮುಕ್ತವಾಗಿ ಚಲಿಸುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಆಕರ್ಷಣೆಯಿಂದಾಗಿ ಇದನ್ನು ನಡೆಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಹೊರಗಿನ ಮಟ್ಟದಲ್ಲಿ ಹೆಚ್ಚಿನ ಲೋಹಗಳ ಪರಮಾಣುಗಳು ಕಡಿಮೆ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ - 1, 2, 3. ಈ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಸುಲಭವಾಗಿ ಹೊರಬನ್ನಿ, ಮತ್ತು ಪರಮಾಣುಗಳು ಧನಾತ್ಮಕ ಅಯಾನುಗಳಾಗಿ ಬದಲಾಗುತ್ತವೆ. ಬೇರ್ಪಟ್ಟ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಒಂದು ಅಯಾನಿನಿಂದ ಇನ್ನೊಂದಕ್ಕೆ ಚಲಿಸುತ್ತವೆ, ಅವುಗಳನ್ನು ಒಂದೇ ಸಂಪೂರ್ಣಕ್ಕೆ ಬಂಧಿಸುತ್ತವೆ. ಅಯಾನುಗಳೊಂದಿಗೆ ಸಂಪರ್ಕ ಸಾಧಿಸಿ, ಈ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ತಾತ್ಕಾಲಿಕವಾಗಿ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ, ನಂತರ ಮತ್ತೆ ಒಡೆಯುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಇನ್ನೊಂದು ಅಯಾನುಗಳೊಂದಿಗೆ ಸಂಯೋಜಿಸುತ್ತವೆ, ಇತ್ಯಾದಿ. ಒಂದು ಪ್ರಕ್ರಿಯೆಯು ಅನಂತವಾಗಿ ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ, ಇದನ್ನು ಈ ಕೆಳಗಿನಂತೆ ಕ್ರಮಬದ್ಧವಾಗಿ ಚಿತ್ರಿಸಬಹುದು:

ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ, ಲೋಹದ ಪರಿಮಾಣದಲ್ಲಿ, ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ನಿರಂತರವಾಗಿ ಅಯಾನುಗಳಾಗಿ ಪರಿವರ್ತಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಪ್ರತಿಯಾಗಿ. ಹಂಚಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಮೂಲಕ ಅಯಾನುಗಳ ನಡುವಿನ ಲೋಹಗಳಲ್ಲಿನ ಬಂಧವನ್ನು ಲೋಹೀಯ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಲೋಹೀಯ ಬಂಧವು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದೊಂದಿಗೆ ಕೆಲವು ಹೋಲಿಕೆಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ, ಏಕೆಂದರೆ ಇದು ಬಾಹ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಹಂಚಿಕೆಯನ್ನು ಆಧರಿಸಿದೆ. ಆದಾಗ್ಯೂ, ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದೊಂದಿಗೆ, ಕೇವಲ ಎರಡು ನೆರೆಯ ಪರಮಾಣುಗಳ ಹೊರಗಿನ ಜೋಡಿಯಾಗದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳಲಾಗುತ್ತದೆ, ಆದರೆ ಲೋಹೀಯ ಬಂಧದೊಂದಿಗೆ, ಎಲ್ಲಾ ಪರಮಾಣುಗಳು ಈ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಹಂಚಿಕೆಯಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸುತ್ತವೆ. ಅದಕ್ಕಾಗಿಯೇ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದೊಂದಿಗೆ ಸ್ಫಟಿಕಗಳು ದುರ್ಬಲವಾಗಿರುತ್ತವೆ, ಆದರೆ ಲೋಹದ ಬಂಧದೊಂದಿಗೆ, ನಿಯಮದಂತೆ, ಅವು ಡಕ್ಟೈಲ್, ವಿದ್ಯುತ್ ವಾಹಕ ಮತ್ತು ಲೋಹೀಯ ಹೊಳಪು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ.

ಲೋಹೀಯ ಬಂಧವು ಶುದ್ಧ ಲೋಹಗಳು ಮತ್ತು ವಿವಿಧ ಲೋಹಗಳ ಮಿಶ್ರಣಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣವಾಗಿದೆ - ಘನ ಮತ್ತು ದ್ರವ ಸ್ಥಿತಿಗಳಲ್ಲಿ ಮಿಶ್ರಲೋಹಗಳು. ಆದಾಗ್ಯೂ, ಆವಿಯ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ, ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದಿಂದ ಪರಸ್ಪರ ಸಂಪರ್ಕ ಹೊಂದಿವೆ (ಉದಾಹರಣೆಗೆ, ಸೋಡಿಯಂ ಆವಿಯು ದೊಡ್ಡ ನಗರಗಳ ಬೀದಿಗಳನ್ನು ಬೆಳಗಿಸಲು ಹಳದಿ ಬೆಳಕಿನ ದೀಪಗಳನ್ನು ತುಂಬುತ್ತದೆ). ಲೋಹದ ಜೋಡಿಗಳು ಪ್ರತ್ಯೇಕ ಅಣುಗಳನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಿರುತ್ತವೆ (ಮೊನಾಟೊಮಿಕ್ ಮತ್ತು ಡಯಾಟೊಮಿಕ್).

ಲೋಹದ ಬಂಧವು ಶಕ್ತಿಯಲ್ಲಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದಿಂದ ಭಿನ್ನವಾಗಿರುತ್ತದೆ: ಅದರ ಶಕ್ತಿಯು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ಶಕ್ತಿಗಿಂತ 3-4 ಪಟ್ಟು ಕಡಿಮೆಯಾಗಿದೆ.

ಬಂಧ ಶಕ್ತಿಯು ಒಂದು ವಸ್ತುವಿನ ಒಂದು ಮೋಲ್ ಅನ್ನು ರೂಪಿಸುವ ಎಲ್ಲಾ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವನ್ನು ಮುರಿಯಲು ಅಗತ್ಯವಾದ ಶಕ್ತಿಯಾಗಿದೆ. ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಮತ್ತು ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳ ಶಕ್ತಿಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಅಧಿಕವಾಗಿರುತ್ತವೆ ಮತ್ತು 100-800 kJ/mol ಕ್ರಮದ ಮೌಲ್ಯಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ.

ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ

ನಡುವೆ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧ ಒಂದು ಅಣುವಿನ ಧನಾತ್ಮಕ ಧ್ರುವೀಕೃತ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು(ಅಥವಾ ಅದರ ಭಾಗಗಳು) ಮತ್ತು ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಗೆಟಿವ್ ಅಂಶಗಳ ಋಣಾತ್ಮಕ ಧ್ರುವೀಕೃತ ಪರಮಾಣುಗಳುಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳನ್ನು (F, O, N ಮತ್ತು ಕಡಿಮೆ ಬಾರಿ S ಮತ್ತು Cl) ಹೊಂದಿರುವ ಮತ್ತೊಂದು ಅಣುವನ್ನು (ಅಥವಾ ಅದರ ಭಾಗಗಳು) ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಎಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ ರಚನೆಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನವು ಭಾಗಶಃ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ, ಭಾಗಶಃ ಡಿ ಗೌರವ-ಸ್ವೀಕರಿಸುವ ಪಾತ್ರ.

ಇಂಟರ್ಮೋಲಿಕ್ಯುಲರ್ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧದ ಉದಾಹರಣೆಗಳು:

ಅಂತಹ ಸಂಪರ್ಕದ ಉಪಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ, ಕಡಿಮೆ-ಆಣ್ವಿಕ ಪದಾರ್ಥಗಳು ಸಹ, ಸಾಮಾನ್ಯ ಪರಿಸ್ಥಿತಿಗಳಲ್ಲಿ, ದ್ರವಗಳು (ಮದ್ಯ, ನೀರು) ಅಥವಾ ಸುಲಭವಾಗಿ ದ್ರವೀಕೃತ ಅನಿಲಗಳು (ಅಮೋನಿಯಾ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಫ್ಲೋರೈಡ್) ಆಗಿರಬಹುದು. ಬಯೋಪಾಲಿಮರ್‌ಗಳಲ್ಲಿ - ಪ್ರೋಟೀನ್‌ಗಳು (ದ್ವಿತೀಯ ರಚನೆ) - ಕಾರ್ಬೊನಿಲ್ ಆಮ್ಲಜನಕ ಮತ್ತು ಅಮೈನೋ ಗುಂಪಿನ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ನಡುವೆ ಇಂಟ್ರಾಮೋಲಿಕ್ಯುಲರ್ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧವಿದೆ:

ಪಾಲಿನ್ಯೂಕ್ಲಿಯೋಟೈಡ್ ಅಣುಗಳು - ಡಿಎನ್ಎ (ಡಿಯೋಕ್ಸಿರೈಬೋನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಿಕ್ ಆಮ್ಲ) - ಎರಡು ಸರಪಳಿಗಳ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯೋಟೈಡ್ಗಳು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧಗಳಿಂದ ಒಂದಕ್ಕೊಂದು ಜೋಡಿಸಲ್ಪಟ್ಟಿರುವ ಡಬಲ್ ಹೆಲಿಕ್ಸ್ಗಳಾಗಿವೆ. ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಪೂರಕತೆಯ ತತ್ವವು ಕಾರ್ಯನಿರ್ವಹಿಸುತ್ತದೆ, ಅಂದರೆ, ಪ್ಯೂರಿನ್ ಮತ್ತು ಪಿರಿಮಿಡಿನ್ ಬೇಸ್ಗಳನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಿರುವ ಕೆಲವು ಜೋಡಿಗಳ ನಡುವೆ ಈ ಬಂಧಗಳು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ: ಥೈಮಿನ್ (ಟಿ) ಅಡೆನಿನ್ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯೊಟೈಡ್ (ಎ) ವಿರುದ್ಧ ಇದೆ ಮತ್ತು ಸೈಟೋಸಿನ್ (ಸಿ) ವಿರುದ್ಧವಾಗಿ ಇದೆ. ಗ್ವಾನೈನ್ (ಜಿ).

ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ವಸ್ತುಗಳು ಆಣ್ವಿಕ ಸ್ಫಟಿಕ ಲ್ಯಾಟಿಸ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ.

ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳ ಏಕೀಕೃತ ಸಿದ್ಧಾಂತವಿಲ್ಲ; ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಸಾಂಪ್ರದಾಯಿಕವಾಗಿ ಕೋವೆಲೆಂಟ್ (ಸಾರ್ವತ್ರಿಕ ರೀತಿಯ ಬಂಧ), ಅಯಾನಿಕ್ (ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ವಿಶೇಷ ಪ್ರಕರಣ), ಲೋಹೀಯ ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಎಂದು ವಿಂಗಡಿಸಲಾಗಿದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆಯು ಮೂರು ಕಾರ್ಯವಿಧಾನಗಳಿಂದ ಸಾಧ್ಯ: ವಿನಿಮಯ, ದಾನಿ-ಸ್ವೀಕರಿಸುವ ಮತ್ತು ಡೇಟಿವ್ (ಲೆವಿಸ್).

ಈ ಪ್ರಕಾರ ಚಯಾಪಚಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನಸಾಮಾನ್ಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳ ಹಂಚಿಕೆಯಿಂದಾಗಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆಯು ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. ಈ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣು ಜಡ ಅನಿಲದ ಶೆಲ್ ಅನ್ನು ಪಡೆದುಕೊಳ್ಳುತ್ತದೆ, ಅಂದರೆ. ಪೂರ್ಣಗೊಂಡ ಬಾಹ್ಯ ಶಕ್ತಿಯ ಮಟ್ಟವನ್ನು ಪಡೆಯಿರಿ. ವಿನಿಮಯ ಪ್ರಕಾರದ ಮೂಲಕ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ರಚನೆಯನ್ನು ಲೆವಿಸ್ ಸೂತ್ರಗಳನ್ನು ಬಳಸಿ ಚಿತ್ರಿಸಲಾಗಿದೆ, ಇದರಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುವಿನ ಪ್ರತಿ ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ಚುಕ್ಕೆಗಳಿಂದ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ (ಚಿತ್ರ 1).

ಅಕ್ಕಿ. 1 ವಿನಿಮಯ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನದಿಂದ HCl ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆ

ಪರಮಾಣು ರಚನೆ ಮತ್ತು ಕ್ವಾಂಟಮ್ ಮೆಕ್ಯಾನಿಕ್ಸ್ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಅಭಿವೃದ್ಧಿಯೊಂದಿಗೆ, ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆಯು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನಿಕ್ ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣವಾಗಿ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸುತ್ತದೆ (ಚಿತ್ರ 2).

ಅಕ್ಕಿ. 2. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣದಿಂದಾಗಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆ

ಪರಮಾಣು ಕಕ್ಷೆಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣವು ಹೆಚ್ಚಾದಷ್ಟೂ ಬಂಧವು ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ, ಬಂಧದ ಉದ್ದವು ಚಿಕ್ಕದಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಬಂಧದ ಶಕ್ತಿಯು ಹೆಚ್ಚಾಗುತ್ತದೆ. ವಿವಿಧ ಕಕ್ಷೆಗಳನ್ನು ಅತಿಕ್ರಮಿಸುವ ಮೂಲಕ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ರಚಿಸಬಹುದು. s-s, s-p ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳು, ಹಾಗೆಯೇ d-d, p-p, d-p ಆರ್ಬಿಟಲ್‌ಗಳ ಅತಿಕ್ರಮಣದ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಲ್ಯಾಟರಲ್ ಲೋಬ್‌ಗಳೊಂದಿಗೆ, ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯು ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. 2 ಪರಮಾಣುಗಳ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳನ್ನು ಸಂಪರ್ಕಿಸುವ ರೇಖೆಗೆ ಲಂಬವಾಗಿ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಒಂದು - ಮತ್ತು ಒಂದು - ಬಂಧವು ಬಹು (ಡಬಲ್) ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುವ ಸಾಮರ್ಥ್ಯವನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ ಸಾವಯವ ವಸ್ತುಆಲ್ಕೀನ್‌ಗಳ ವರ್ಗ, ಅಲ್ಕಾಡಿಯೀನ್‌ಗಳು, ಇತ್ಯಾದಿ. ಒಂದು ಮತ್ತು ಎರಡು ಬಂಧಗಳು ಬಹು (ಟ್ರಿಪಲ್) ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ, ಇದು ಆಲ್ಕೈನ್‌ಗಳ ವರ್ಗದ (ಅಸಿಟಿಲೀನ್‌ಗಳು) ಸಾವಯವ ಪದಾರ್ಥಗಳ ಲಕ್ಷಣವಾಗಿದೆ.

ಮೂಲಕ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ರಚನೆ ದಾನಿ-ಸ್ವೀಕರಿಸುವ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನಅಮೋನಿಯಂ ಕ್ಯಾಷನ್‌ನ ಉದಾಹರಣೆಯನ್ನು ನೋಡೋಣ:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

ನೈಟ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣು ಉಚಿತ ಒಂಟಿ ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ (ಅಣುವಿನೊಳಗೆ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಭಾಗಿಯಾಗಿಲ್ಲ), ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಕ್ಯಾಷನ್ ಉಚಿತ ಕಕ್ಷೆಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅವು ಕ್ರಮವಾಗಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ದಾನಿ ಮತ್ತು ಸ್ವೀಕಾರಕ.

ಕ್ಲೋರಿನ್ ಅಣುವಿನ ಉದಾಹರಣೆಯನ್ನು ಬಳಸಿಕೊಂಡು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ ರಚನೆಯ ಡೇಟಿವ್ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನವನ್ನು ನಾವು ಪರಿಗಣಿಸೋಣ.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣು ಉಚಿತ ಒಂಟಿ ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಮತ್ತು ಖಾಲಿ ಕಕ್ಷೆಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ, ಇದು ದಾನಿ ಮತ್ತು ಸ್ವೀಕರಿಸುವವರ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಪ್ರದರ್ಶಿಸುತ್ತದೆ. ಆದ್ದರಿಂದ, ಕ್ಲೋರಿನ್ ಅಣು ರೂಪುಗೊಂಡಾಗ, ಒಂದು ಕ್ಲೋರಿನ್ ಪರಮಾಣು ದಾನಿಯಾಗಿ ಮತ್ತು ಇನ್ನೊಂದು ಸ್ವೀಕಾರಕವಾಗಿ ಕಾರ್ಯನಿರ್ವಹಿಸುತ್ತದೆ.

ಮುಖ್ಯ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳುಅವುಗಳೆಂದರೆ: ಶುದ್ಧತ್ವ (ಒಂದು ಪರಮಾಣು ತನ್ನ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಸಾಮರ್ಥ್ಯಗಳು ಅನುಮತಿಸುವಷ್ಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಲಗತ್ತಿಸಿದಾಗ ಸ್ಯಾಚುರೇಟೆಡ್ ಬಂಧಗಳು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ; ಲಗತ್ತಿಸಲಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯು ಪರಮಾಣುವಿನ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಸಾಮರ್ಥ್ಯಗಳಿಗಿಂತ ಕಡಿಮೆಯಾದಾಗ ಅಪರ್ಯಾಪ್ತ ಬಂಧಗಳು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ); ನಿರ್ದೇಶನ (ಈ ಮೌಲ್ಯವು ಅಣುವಿನ ಜ್ಯಾಮಿತಿ ಮತ್ತು "ಬಂಧ ಕೋನ" ಪರಿಕಲ್ಪನೆಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿದೆ - ಬಂಧಗಳ ನಡುವಿನ ಕೋನ).

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧ

ಶುದ್ಧ ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧದೊಂದಿಗೆ ಯಾವುದೇ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಿಲ್ಲ, ಆದಾಗ್ಯೂ ಇದು ಪರಮಾಣುಗಳ ರಾಸಾಯನಿಕವಾಗಿ ಬಂಧಿತ ಸ್ಥಿತಿಯೆಂದು ತಿಳಿಯಲಾಗುತ್ತದೆ, ಇದರಲ್ಲಿ ಒಟ್ಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸಾಂದ್ರತೆಯು ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜೆಟಿವ್ ಅಂಶದ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ವರ್ಗಾಯಿಸಲ್ಪಟ್ಟಾಗ ಪರಮಾಣುವಿನ ಸ್ಥಿರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನಿಕ್ ಪರಿಸರವನ್ನು ರಚಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಗೆಟಿವ್ ಮತ್ತು ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋಪೊಸಿಟಿವ್ ಅಂಶಗಳ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಮಾತ್ರ ಸಾಧ್ಯ, ಅದು ವಿರುದ್ಧವಾಗಿ ಚಾರ್ಜ್ಡ್ ಅಯಾನುಗಳ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿದೆ - ಕ್ಯಾಟಯಾನುಗಳು ಮತ್ತು ಅಯಾನುಗಳು.

ವ್ಯಾಖ್ಯಾನ

ಅಯಾನುಪರಮಾಣುವೊಂದಕ್ಕೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ತೆಗೆದುಹಾಕುವ ಅಥವಾ ಸೇರಿಸುವ ಮೂಲಕ ರೂಪುಗೊಂಡ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶದ ಕಣಗಳಾಗಿವೆ.

ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು ವರ್ಗಾಯಿಸುವಾಗ, ಲೋಹ ಮತ್ತು ಲೋಹವಲ್ಲದ ಪರಮಾಣುಗಳು ತಮ್ಮ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ ಸುತ್ತಲೂ ಸ್ಥಿರವಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಶೆಲ್ ಸಂರಚನೆಯನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ. ಲೋಹವಲ್ಲದ ಪರಮಾಣು ಅದರ ಕೋರ್ ಸುತ್ತಲೂ ನಂತರದ ಜಡ ಅನಿಲದ ಶೆಲ್ ಅನ್ನು ರಚಿಸುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಲೋಹದ ಪರಮಾಣು ಹಿಂದಿನ ಜಡ ಅನಿಲದ ಶೆಲ್ ಅನ್ನು ರಚಿಸುತ್ತದೆ (ಚಿತ್ರ 3).

ಅಕ್ಕಿ. 3. ಸೋಡಿಯಂ ಕ್ಲೋರೈಡ್ ಅಣುವಿನ ಉದಾಹರಣೆಯನ್ನು ಬಳಸಿಕೊಂಡು ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧದ ರಚನೆ

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳು ಅವುಗಳ ಶುದ್ಧ ರೂಪದಲ್ಲಿ ಇರುವ ಅಣುಗಳು ವಸ್ತುವಿನ ಆವಿ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತವೆ. ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ತುಂಬಾ ಪ್ರಬಲವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಆದ್ದರಿಂದ ಈ ಬಂಧದೊಂದಿಗಿನ ವಸ್ತುಗಳು ಹೆಚ್ಚಿನ ಕರಗುವ ಬಿಂದುವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ. ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳಿಗಿಂತ ಭಿನ್ನವಾಗಿ, ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳು ದಿಕ್ಕು ಮತ್ತು ಶುದ್ಧತ್ವದಿಂದ ನಿರೂಪಿಸಲ್ಪಡುವುದಿಲ್ಲ, ಏಕೆಂದರೆ ಅಯಾನುಗಳಿಂದ ರಚಿಸಲಾದ ವಿದ್ಯುತ್ ಕ್ಷೇತ್ರವು ಗೋಳಾಕಾರದ ಸಮ್ಮಿತಿಯಿಂದಾಗಿ ಎಲ್ಲಾ ಅಯಾನುಗಳ ಮೇಲೆ ಸಮಾನವಾಗಿ ಕಾರ್ಯನಿರ್ವಹಿಸುತ್ತದೆ.

ಲೋಹದ ಸಂಪರ್ಕ

ಲೋಹೀಯ ಬಂಧವನ್ನು ಲೋಹಗಳಲ್ಲಿ ಮಾತ್ರ ಅರಿತುಕೊಳ್ಳಲಾಗುತ್ತದೆ - ಇದು ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಒಂದೇ ಜಾಲರಿಯಲ್ಲಿ ಹಿಡಿದಿಟ್ಟುಕೊಳ್ಳುವ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯಾಗಿದೆ. ಅದರ ಸಂಪೂರ್ಣ ಪರಿಮಾಣಕ್ಕೆ ಸೇರಿದ ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಮಾತ್ರ ಬಂಧದ ರಚನೆಯಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸುತ್ತವೆ. ಲೋಹಗಳಲ್ಲಿ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ನಿರಂತರವಾಗಿ ಪರಮಾಣುಗಳಿಂದ ಹೊರತೆಗೆಯಲ್ಪಡುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಲೋಹದ ಸಂಪೂರ್ಣ ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಯ ಉದ್ದಕ್ಕೂ ಚಲಿಸುತ್ತವೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಂದ ವಂಚಿತವಾದ ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳು ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಅಯಾನುಗಳಾಗಿ ಬದಲಾಗುತ್ತವೆ, ಇದು ಚಲಿಸುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಸ್ವೀಕರಿಸುತ್ತದೆ. ಈ ನಿರಂತರ ಪ್ರಕ್ರಿಯೆಯು ಲೋಹದೊಳಗೆ "ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನಿಲ" ಎಂದು ಕರೆಯಲ್ಪಡುತ್ತದೆ, ಇದು ಎಲ್ಲಾ ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ದೃಢವಾಗಿ ಒಟ್ಟಿಗೆ ಬಂಧಿಸುತ್ತದೆ (ಚಿತ್ರ 4).

ಲೋಹೀಯ ಬಂಧವು ಪ್ರಬಲವಾಗಿದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಲೋಹಗಳನ್ನು ನಿರೂಪಿಸಲಾಗಿದೆ ಶಾಖಕರಗುವಿಕೆ, ಮತ್ತು "ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನಿಲ" ಇರುವಿಕೆಯು ಲೋಹಗಳಿಗೆ ಮೆತುವಾದ ಮತ್ತು ಡಕ್ಟಿಲಿಟಿ ನೀಡುತ್ತದೆ.

ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ

ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧವು ಒಂದು ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಅಂತರ ಅಣು ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯಾಗಿದೆ, ಏಕೆಂದರೆ ಅದರ ಸಂಭವಿಸುವಿಕೆ ಮತ್ತು ಶಕ್ತಿಯು ವಸ್ತುವಿನ ರಾಸಾಯನಿಕ ಸ್ವರೂಪವನ್ನು ಅವಲಂಬಿಸಿರುತ್ತದೆ. ಇದು ಅಣುಗಳ ನಡುವೆ ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ, ಇದರಲ್ಲಿ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣು ಹೆಚ್ಚಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಜಿಟಿವಿಟಿ (O, N, S) ಹೊಂದಿರುವ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಬಂಧಿತವಾಗಿದೆ. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧದ ಸಂಭವವು ಎರಡು ಕಾರಣಗಳ ಮೇಲೆ ಅವಲಂಬಿತವಾಗಿದೆ: ಮೊದಲನೆಯದಾಗಿ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಗೆಟಿವ್ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿದ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವುದಿಲ್ಲ ಮತ್ತು ಇತರ ಪರಮಾಣುಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡಗಳಿಗೆ ಸುಲಭವಾಗಿ ಸೇರಿಸಿಕೊಳ್ಳಬಹುದು ಮತ್ತು ಎರಡನೆಯದಾಗಿ, ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಸ್-ಆರ್ಬಿಟಲ್ ಹೊಂದಿರುವ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣು ಎಲೆಕ್ಟ್ರೋನೆಗೆಟಿವ್ ಪರಮಾಣುವಿನ ಏಕೈಕ ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಸ್ವೀಕರಿಸಲು ಸಾಧ್ಯವಾಗುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ದಾನಿ-ಸ್ವೀಕರಿಸುವ ಕಾರ್ಯವಿಧಾನದ ಮೂಲಕ ಅದರೊಂದಿಗೆ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತದೆ.

1. ಕ್ಷಾರೀಯ ಭೂಮಿಯ ಲೋಹಗಳು

5) ಎಸ್-ಅಂಶಗಳಿಗೆ

6) p-ಅಂಶಗಳಿಗೆ

7) ಡಿ-ಎಲಿಮೆಂಟ್‌ಗಳಿಗೆ

8) ಎಫ್ - ಅಂಶಗಳು

2. ಕ್ಷಾರೀಯ ಭೂಮಿಯ ಲೋಹಗಳ ಪರಮಾಣುಗಳು ಹೊರಗಿನ ಶಕ್ತಿಯ ಮಟ್ಟದಲ್ಲಿ ಎಷ್ಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ?

1) ಒಂದು 2) ಎರಡು 3) ಮೂರು 4) ನಾಲ್ಕು

3. ಬಿ ರಾಸಾಯನಿಕ ಪ್ರತಿಕ್ರಿಯೆಗಳುಅಲ್ಯೂಮಿನಿಯಂ ಪರಮಾಣುಗಳ ಪ್ರದರ್ಶನ

3) ಆಕ್ಸಿಡೀಕರಣ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು 2) ಆಮ್ಲೀಯ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು

4) 3) ಪುನಶ್ಚೈತನ್ಯಕಾರಿ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು 4) ಮೂಲ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳು

4. ಕ್ಲೋರಿನ್ ಜೊತೆ ಕ್ಯಾಲ್ಸಿಯಂನ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯು ಒಂದು ಪ್ರತಿಕ್ರಿಯೆಯಾಗಿದೆ

1) ವಿಭಜನೆ 2) ಸಂಪರ್ಕ 3) ಪರ್ಯಾಯ 4) ವಿನಿಮಯ

5. ಸೋಡಿಯಂ ಬೈಕಾರ್ಬನೇಟ್‌ನ ಆಣ್ವಿಕ ತೂಕ:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. ಯಾವ ಪರಮಾಣು ಭಾರವಾಗಿರುತ್ತದೆ - ಕಬ್ಬಿಣ ಅಥವಾ ಸಿಲಿಕಾನ್ - ಮತ್ತು ಎಷ್ಟು?

4. ಸರಳ ಪದಾರ್ಥಗಳ ಸಾಪೇಕ್ಷ ಆಣ್ವಿಕ ತೂಕವನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸಿ: ಹೈಡ್ರೋಜನ್, ಆಮ್ಲಜನಕ, ಕ್ಲೋರಿನ್, ತಾಮ್ರ, ವಜ್ರ (ಕಾರ್ಬನ್). ಅವುಗಳಲ್ಲಿ ಯಾವುದು ಡಯಾಟಮಿಕ್ ಅಣುಗಳನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಿರುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಯಾವ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಿದೆ ಎಂಬುದನ್ನು ನೆನಪಿಡಿ.
5.ಕೆಳಗಿನ ಸಂಯುಕ್ತಗಳ ಸಾಪೇಕ್ಷ ಆಣ್ವಿಕ ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಗಳನ್ನು ಲೆಕ್ಕಾಚಾರ ಮಾಡಿ: ಕಾರ್ಬನ್ ಡೈಆಕ್ಸೈಡ್ CO2 ಸಲ್ಫ್ಯೂರಿಕ್ ಆಮ್ಲ H2SO4 ಸಕ್ಕರೆ C12H22O11 ಈಥೈಲ್ ಆಲ್ಕೋಹಾಲ್ C2H6O ಮಾರ್ಬಲ್ CaCPO3
6.ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪೆರಾಕ್ಸೈಡ್‌ನಲ್ಲಿ, ಪ್ರತಿ ಆಮ್ಲಜನಕ ಪರಮಾಣುವಿಗೂ ಒಂದು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣು ಇರುತ್ತದೆ. ಅದರ ಸಾಪೇಕ್ಷ ಆಣ್ವಿಕ ತೂಕವು 34 ಎಂದು ತಿಳಿದಿದ್ದರೆ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪ್ರಿಆಕ್ಸೈಡ್ನ ಸೂತ್ರವನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸಿ. ಈ ಸಂಯುಕ್ತದಲ್ಲಿ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಮತ್ತು ಆಮ್ಲಜನಕದ ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಯ ಅನುಪಾತ ಏನು?
7. ಇಂಗಾಲದ ಡೈಆಕ್ಸೈಡ್ ಅಣು ಆಮ್ಲಜನಕದ ಅಣುವಿಗಿಂತ ಎಷ್ಟು ಬಾರಿ ಭಾರವಾಗಿರುತ್ತದೆ?

ದಯವಿಟ್ಟು ನನಗೆ ಸಹಾಯ ಮಾಡಿ, 8 ನೇ ತರಗತಿ ನಿಯೋಜನೆ.