একাধিক (ডাবল এবং ট্রিপল) বন্ড

অনেক অণুতে, পরমাণু ডবল এবং ট্রিপল বন্ড দ্বারা সংযুক্ত থাকে:

পারমাণবিক অরবিটালের জ্যামিতিক বৈশিষ্ট্যের কারণে একাধিক বন্ধন গঠনের সম্ভাবনা রয়েছে। হাইড্রোজেন পরমাণু তার একমাত্র রাসায়নিক বন্ধন গঠন করে ভ্যালেন্স 5-অরবিটালের অংশগ্রহণে, যার একটি গোলাকার আকৃতি রয়েছে। 5-ব্লকের উপাদানগুলির এমনকি পরমাণুগুলি সহ বাকি পরমাণুগুলিতে ভ্যালেন্স পি-অরবিটাল রয়েছে, যার স্থানাঙ্ক অক্ষ বরাবর একটি স্থানিক অভিযোজন রয়েছে।

হাইড্রোজেন অণুতে, রাসায়নিক বন্ধন একটি ইলেকট্রন জোড়া দ্বারা সঞ্চালিত হয়, যার মেঘের মধ্যে ঘনীভূত হয় পারমাণবিক নিউক্লিয়াস. এই ধরনের বন্ডকে বলা হয় st-bonds (a - read "sigma")। তারা 5- এবং ir-অরবিটাল উভয়ের পারস্পরিক ওভারল্যাপিং দ্বারা গঠিত হয় (চিত্র 6.3)।

ভাত। 63

আরও একজোড়া ইলেকট্রনের জন্য, পরমাণুর মধ্যে কোনো জায়গা নেই। তাহলে কিভাবে দ্বিগুণ এবং এমনকি ট্রিপল বন্ড গঠিত হয়? পরমাণুর কেন্দ্রের মধ্য দিয়ে যাওয়া অক্ষের লম্বমুখী ইলেক্ট্রন মেঘকে ওভারল্যাপ করা সম্ভব (চিত্র 6.4)। যদি অণুর অক্ষ স্থানাঙ্কের সাথে সারিবদ্ধ হয় x yতারপর অরবিটালগুলি এটির দিকে লম্বমুখী হয় পিএলএফএবং r 2।পেয়ারওয়াইজ ওভারল্যাপ আরইউএবং পৃ 2দুটি পরমাণুর অরবিটাল রাসায়নিক বন্ধন দেয়, যার ইলেক্ট্রন ঘনত্ব অণুর অক্ষের উভয় পাশে প্রতিসাম্যভাবে ঘনীভূত হয়। তাদের বলা হয় l-বন্ড।

যদি পরমাণু থাকে আরইউএবং/অথবা পৃ 2অরবিটালে জোড়াবিহীন ইলেকট্রন থাকে, তারপর এক বা দুটি এন-বন্ড তৈরি হয়। এটি দ্বিগুণ (a + z) এবং ট্রিপল (a + z + z) বন্ধনের অস্তিত্বের সম্ভাবনা ব্যাখ্যা করে। পরমাণুর মধ্যে দ্বৈত বন্ধন সহ সহজতম অণু হল হাইড্রোকার্বন অণু ইথিলিন C 2 H 4। ডুমুর উপর. চিত্র 6.5 এই অণুতে n-বন্ড ক্লাউড দেখায়, এবং st-বন্ডগুলি ড্যাশ দ্বারা পরিকল্পিতভাবে নির্দেশিত হয়। ইথিলিন অণু ছয়টি পরমাণু নিয়ে গঠিত। এটি সম্ভবত পাঠকদের কাছে ঘটে যে পরমাণুর মধ্যে একটি দ্বৈত বন্ধন একটি সহজ ডায়াটমিক অক্সিজেন অণুতে (0=0) চিত্রিত হয়েছে। প্রকৃতপক্ষে, অক্সিজেন অণুর বৈদ্যুতিন কাঠামো আরও জটিল, এবং এর গঠনটি শুধুমাত্র আণবিক অরবিটাল পদ্ধতির ভিত্তিতে ব্যাখ্যা করা যেতে পারে (নীচে দেখুন)। ট্রিপল বন্ড সহ সহজ অণুর উদাহরণ হল নাইট্রোজেন। ডুমুর উপর. 6.6 এই অণুতে n-বন্ড উপস্থাপন করে, বিন্দুগুলি নাইট্রোজেনের শেয়ার না করা ইলেকট্রন জোড়া দেখায়।

ভাত। 6.4।

ভাত। 6.5।

ভাত। ৬.৬।

যখন এন-বন্ড গঠিত হয়, তখন অণুর শক্তি বৃদ্ধি পায়। তুলনা করার জন্য কিছু উদাহরণ নেওয়া যাক।

উপরের উদাহরণগুলি বিবেচনা করে, আমরা নিম্নলিখিত সিদ্ধান্তগুলি আঁকতে পারি:

• - ক্রমবর্ধমান বন্ডের বহুমাত্রিকতার সাথে বন্ডের শক্তি (শক্তি) বৃদ্ধি পায়;
• - হাইড্রোজেন, ফ্লোরিন এবং ইথেনের উদাহরণ ব্যবহার করে, কেউ নিশ্চিত হতে পারে যে একটি সমযোজী বন্ধনের শক্তি শুধুমাত্র বহুগুণ দ্বারা নয়, এই বন্ধনটি যে পরমাণুগুলির মধ্যে তৈরি হয়েছিল তার প্রকৃতি দ্বারাও নির্ধারিত হয়।

এটি জৈব রসায়নে সুপরিচিত যে একাধিক বন্ড সহ অণু তথাকথিত স্যাচুরেটেড অণুর চেয়ে বেশি প্রতিক্রিয়াশীল। ইলেকট্রন মেঘের আকৃতি বিবেচনা করলে এর কারণ স্পষ্ট হয়ে যায়। এ-বন্ডের ইলেক্ট্রন মেঘগুলি পরমাণুর নিউক্লিয়াসের মধ্যে কেন্দ্রীভূত হয় এবং যেমনটি ছিল, অন্যান্য অণুর প্রভাব থেকে তাদের দ্বারা স্ক্রিন করা হয় (সুরক্ষিত)। আই-সংযোগের ক্ষেত্রে ইলেকট্রন মেঘপরমাণুর নিউক্লিয়াস দ্বারা রক্ষিত হয় না এবং যখন বিক্রিয়াকারী অণুগুলি একে অপরের কাছে আসে তখন আরও সহজে স্থানচ্যুত হয়। এটি অণুগুলির পরবর্তী পুনর্বিন্যাস এবং রূপান্তরকে সহজতর করে। সমস্ত অণুগুলির মধ্যে একটি ব্যতিক্রম হল নাইট্রোজেন অণু, যা অত্যন্ত উচ্চ শক্তি এবং অত্যন্ত কম প্রতিক্রিয়াশীলতা দ্বারা চিহ্নিত করা হয়। অতএব, নাইট্রোজেন হবে বায়ুমণ্ডলের প্রধান উপাদান।

বিষয় কোডিফায়ার ব্যবহার করুন: সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন, এর জাত এবং গঠনের প্রক্রিয়া। একটি সমযোজী বন্ধনের বৈশিষ্ট্য (পোলারিটি এবং বন্ড শক্তি)। আয়নিক বন্ধন। ধাতু সংযোগ। হাইড্রোজেন বন্ধন

ইন্ট্রামলিকুলার রাসায়নিক বন্ধন

আসুন প্রথমে অণুর মধ্যে কণার মধ্যে যে বন্ধনগুলি উদ্ভূত হয় তা বিবেচনা করা যাক। এই ধরনের সংযোগ বলা হয় ইন্ট্রামলিকুলার.

রাসায়নিক বন্ধন পরমাণুর মধ্যে রাসায়নিক উপাদানএকটি ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক প্রকৃতি আছে এবং কারণে গঠিত হয় বাহ্যিক (ভ্যালেন্স) ইলেকট্রনের মিথস্ক্রিয়া, কম বা বেশি ডিগ্রীতে ধনাত্মক চার্জযুক্ত নিউক্লিয়াস দ্বারা অধিষ্ঠিতবন্ধন পরমাণু

মূল ধারণা এখানে ইলেক্ট্রোনেটিভিটি. তিনিই ধরন নির্ধারণ করেন রাসায়নিক বন্ধনপরমাণু এবং এই বন্ধনের বৈশিষ্ট্যের মধ্যে।

একটি পরমাণুর আকর্ষণ করার ক্ষমতা (ধরে রাখা) বহিরাগত(ভ্যালেন্স) ইলেকট্রন. ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি নিউক্লিয়াসে বাহ্যিক ইলেকট্রনের আকর্ষণের ডিগ্রি দ্বারা নির্ধারিত হয় এবং এটি মূলত পরমাণুর ব্যাসার্ধ এবং নিউক্লিয়াসের চার্জের উপর নির্ভর করে।

বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতা দ্ব্যর্থহীনভাবে নির্ধারণ করা কঠিন। এল. পলিং আপেক্ষিক তড়িৎ ঋণাত্মকতার একটি সারণী সংকলন করেছেন (ডায়াটমিক অণুর বন্ড শক্তির উপর ভিত্তি করে)। সবচেয়ে ইলেক্ট্রোনেগেটিভ উপাদান হল ফ্লোরিনঅর্থ সহ 4 .

এটি লক্ষ করা গুরুত্বপূর্ণ যে বিভিন্ন উত্সে আপনি বৈদ্যুতিন ঋণাত্মকতার মানগুলির বিভিন্ন স্কেল এবং টেবিল খুঁজে পেতে পারেন। এটিকে ভয় পাওয়া উচিত নয়, যেহেতু একটি রাসায়নিক বন্ধন গঠন একটি ভূমিকা পালন করে পরমাণু, এবং এটি যে কোনও সিস্টেমে প্রায় একই রকম।

রাসায়নিক বন্ধন A:B-এর একটি পরমাণু যদি ইলেকট্রনকে আরও জোরালোভাবে আকর্ষণ করে, তাহলে ইলেকট্রন জোড়াটি তার দিকে সরে যায়। অধিক বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতা পার্থক্যপরমাণু, আরো ইলেকট্রন জোড়া স্থানচ্যুত হয়.

মিথস্ক্রিয়াকারী পরমাণুর বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতা মান সমান বা প্রায় সমান হলে: EO(A)≈EO(V), তাহলে ভাগ করা ইলেকট্রন জোড়া কোন পরমাণুর সাথে স্থানচ্যুত হয় না: ক: বি. এই ধরনের সংযোগ বলা হয় সমযোজী নন-পোলার।

যদি ইন্টারঅ্যাক্টিং পরমাণুর বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতা ভিন্ন হয়, তবে বেশি না (ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটির পার্থক্য প্রায় 0.4 থেকে 2 পর্যন্ত: 0,4<ΔЭО<2 ), তারপর ইলেক্ট্রন জোড়াটি পরমাণুর একটিতে স্থানান্তরিত হয়। এই ধরনের সংযোগ বলা হয় সমযোজী পোলার .

মিথস্ক্রিয়াকারী পরমাণুর বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতা উল্লেখযোগ্যভাবে পৃথক হলে (ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটির পার্থক্য 2-এর বেশি: ΔEO>2), তারপর একটি ইলেকট্রন গঠনের সাথে সাথে অন্য একটি পরমাণুতে প্রায় সম্পূর্ণভাবে চলে যায় আয়ন. এই ধরনের সংযোগ বলা হয় আয়নিক.

রাসায়নিক বন্ধনের প্রধান প্রকারগুলি হল - সমযোজী, আয়নিকএবং ধাতবসংযোগ আসুন তাদের আরও বিশদে বিবেচনা করি।

সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন

সমযোজী বন্ধন – এটি একটি রাসায়নিক বন্ধন দ্বারা গঠিত একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া A:B গঠন . এই ক্ষেত্রে, দুটি পরমাণু ওভারল্যাপপারমাণবিক কক্ষপথ। বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতার সামান্য পার্থক্যের সাথে পরমাণুর মিথস্ক্রিয়া দ্বারা একটি সমযোজী বন্ধন গঠিত হয় (একটি নিয়ম হিসাবে, দুটি অধাতুর মধ্যে) বা একটি উপাদানের পরমাণু।

সমযোজী বন্ধনের মৌলিক বৈশিষ্ট্য

• অভিযোজন,
• saturability,
• পোলারিটি,
• মেরুকরণযোগ্যতা.

এই বন্ধন বৈশিষ্ট্য পদার্থের রাসায়নিক এবং শারীরিক বৈশিষ্ট্য প্রভাবিত করে।

যোগাযোগের দিকনির্দেশ রাসায়নিক গঠন এবং পদার্থের ফর্ম বৈশিষ্ট্যযুক্ত। দুটি বন্ধনের মধ্যবর্তী কোণকে বন্ধন কোণ বলে। উদাহরণস্বরূপ, একটি জলের অণুতে, H-O-H বন্ধন কোণ হল 104.45 o, তাই জলের অণু মেরু এবং মিথেন অণুতে, H-C-H বন্ধন কোণ হল 108 o 28′।

স্যাচুরেবিলিটি সীমিত সংখ্যক সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন গঠনের পরমাণুর ক্ষমতা। একটি পরমাণু যে বন্ধন গঠন করতে পারে তাকে বলা হয়।

পোলারিটিবিভিন্ন বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতা সহ দুটি পরমাণুর মধ্যে ইলেকট্রন ঘনত্বের অসম বণ্টনের কারণে বন্ধন তৈরি হয়। সমযোজী বন্ধন মেরু এবং অ-মেরুতে বিভক্ত।

মেরুকরণযোগ্যতা সংযোগ হয় একটি বহিরাগত বৈদ্যুতিক ক্ষেত্রের দ্বারা বাস্তুচ্যুত হতে বন্ড ইলেকট্রন ক্ষমতা(বিশেষ করে, অন্য কণার বৈদ্যুতিক ক্ষেত্র)। মেরুকরণযোগ্যতা ইলেক্ট্রনের গতিশীলতার উপর নির্ভর করে। নিউক্লিয়াস থেকে ইলেক্ট্রন যত দূরে, তত বেশি মোবাইল, এবং সেই অনুযায়ী, অণুটি আরও মেরুকরণযোগ্য।

সমযোজী নন-পোলার রাসায়নিক বন্ধন

সমযোজী বন্ধন 2 প্রকার - পোলারএবং অ-পোলার .

উদাহরণ . হাইড্রোজেন অণু H 2 এর গঠন বিবেচনা করুন। প্রতিটি হাইড্রোজেন পরমাণু তার বাইরের শক্তি স্তরে 1টি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন বহন করে। একটি পরমাণু প্রদর্শন করতে, আমরা লুইস কাঠামো ব্যবহার করি - এটি একটি পরমাণুর বাহ্যিক শক্তি স্তরের কাঠামোর একটি চিত্র, যখন ইলেকট্রনগুলি বিন্দু দ্বারা চিহ্নিত করা হয়। দ্বিতীয় সময়ের উপাদানগুলির সাথে কাজ করার সময় লুইস পয়েন্ট স্ট্রাকচার মডেলগুলি একটি ভাল সহায়তা।

এইচ. + H=H:H

এইভাবে, হাইড্রোজেন অণুর একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া এবং একটি H–H রাসায়নিক বন্ধন রয়েছে। এই ইলেক্ট্রন জোড়া হাইড্রোজেন পরমাণুর কোনো স্থানচ্যুত হয় না, কারণ হাইড্রোজেন পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা একই। এই ধরনের সংযোগ বলা হয় সমযোজী অ-মেরু .

সমযোজী নন-পোলার (প্রতিসম) বন্ধন - এটি একটি সমযোজী বন্ধন যা সমান ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি সহ পরমাণু দ্বারা গঠিত (একটি নিয়ম হিসাবে, একই অ ধাতু) এবং তাই, পরমাণুর নিউক্লিয়াসের মধ্যে ইলেকট্রন ঘনত্বের অভিন্ন বন্টন সহ।

ননপোলার বন্ডের ডাইপোল মোমেন্ট হল 0।

উদাহরণ: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8।

সমযোজী পোলার রাসায়নিক বন্ধন

সমযোজী মেরু বন্ধন একটি সমযোজী বন্ধন যা মধ্যে ঘটে বিভিন্ন ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি সহ পরমাণু (সাধারণত, বিভিন্ন অ ধাতু) এবং বৈশিষ্ট্যযুক্ত উত্পাটনসাধারণ ইলেকট্রন জোড়া আরও ইলেক্ট্রোনেগেটিভ পরমাণুর সাথে (পোলারাইজেশন)।

ইলেকট্রন ঘনত্ব একটি আরও ইলেক্ট্রোনেগেটিভ পরমাণুতে স্থানান্তরিত হয় - তাই, এটিতে একটি আংশিক ঋণাত্মক চার্জ (δ-) প্রদর্শিত হয় এবং একটি কম বৈদ্যুতিন ঋণাত্মক পরমাণুতে একটি আংশিক ধনাত্মক চার্জ প্রদর্শিত হয় (δ+, ডেল্টা +)।

পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্য যত বেশি হবে তত বেশি পোলারিটিসংযোগ এবং এমনকি আরো ডাইপোল মুহূর্ত . প্রতিবেশী অণু এবং চিহ্নের বিপরীত চার্জগুলির মধ্যে, অতিরিক্ত আকর্ষণীয় শক্তি কাজ করে, যা বৃদ্ধি পায় শক্তিসংযোগ

বন্ড পোলারিটি যৌগের ভৌত ও রাসায়নিক বৈশিষ্ট্যকে প্রভাবিত করে। প্রতিক্রিয়া প্রক্রিয়া এবং এমনকি প্রতিবেশী বন্ডের প্রতিক্রিয়াও বন্ডের মেরুত্বের উপর নির্ভর করে। একটি বন্ধনের মেরুতা প্রায়ই নির্ধারণ করে অণুর পোলারিটিএবং এইভাবে স্ফুটনাঙ্ক এবং গলনাঙ্ক, মেরু দ্রাবকগুলিতে দ্রবণীয়তার মতো শারীরিক বৈশিষ্ট্যগুলিকে সরাসরি প্রভাবিত করে।

উদাহরণ: HCl, CO 2, NH 3।

একটি সমযোজী বন্ধন গঠনের প্রক্রিয়া

একটি সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন 2টি প্রক্রিয়া দ্বারা ঘটতে পারে:

1. বিনিময় প্রক্রিয়া একটি সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন গঠন হয় যখন প্রতিটি কণা একটি সাধারণ ইলেক্ট্রন জোড়া গঠনের জন্য একটি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন প্রদান করে:

কিন্তু . + . B= A:B

2. একটি সমযোজী বন্ধন গঠন এমন একটি প্রক্রিয়া যেখানে একটি কণা একটি শেয়ার না করা ইলেকট্রন জোড়া প্রদান করে এবং অন্য কণাটি এই ইলেক্ট্রন জোড়ার জন্য একটি খালি অরবিটাল প্রদান করে:

কিন্তু: + B= A:B

এই ক্ষেত্রে, একটি পরমাণু একটি শেয়ার না করা ইলেকট্রন জোড়া প্রদান করে ( দাতা), এবং অন্যান্য পরমাণু এই জোড়ার জন্য একটি খালি অরবিটাল প্রদান করে ( গ্রহণকারী) একটি বন্ধন গঠনের ফলে, উভয় ইলেক্ট্রন শক্তি হ্রাস পায়, অর্থাৎ এটি পরমাণুর জন্য উপকারী।

দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া দ্বারা গঠিত একটি সমযোজী বন্ধন, ভিন্ন নয়বিনিময় প্রক্রিয়া দ্বারা গঠিত অন্যান্য সমযোজী বন্ধন থেকে বৈশিষ্ট্য দ্বারা. দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া দ্বারা একটি সমযোজী বন্ধন গঠন পরমাণুর জন্য সাধারণ বাহ্যিক শক্তি স্তরে (ইলেক্ট্রন দাতা) প্রচুর সংখ্যক ইলেকট্রন সহ, বা বিপরীতভাবে, খুব কম সংখ্যক ইলেকট্রন (ইলেক্ট্রন গ্রহণকারী) সহ। পরমাণুর ভ্যালেন্স সম্ভাবনাগুলি সংশ্লিষ্ট আরও বিশদে বিবেচনা করা হয়।

দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া দ্বারা একটি সমযোজী বন্ধন গঠিত হয়:

- একটি অণুতে কার্বন মনোক্সাইড CO(অণুতে বন্ড তিনগুণ, 2টি বন্ড বিনিময় প্রক্রিয়া দ্বারা গঠিত হয়, একটি দাতা-গ্রহণকারী প্রক্রিয়া দ্বারা): C≡O;

- ভিতরে অ্যামোনিয়াম আয়ন NH 4 +, আয়নে জৈব অ্যামাইন, উদাহরণস্বরূপ, মিথাইলামোনিয়াম আয়নে CH 3 -NH 2 + ;

- ভিতরে জটিল যৌগ, কেন্দ্রীয় পরমাণু এবং লিগ্যান্ডের গ্রুপগুলির মধ্যে একটি রাসায়নিক বন্ধন, উদাহরণস্বরূপ, সোডিয়াম টেট্রাহাইড্রোক্সোয়ালুমিনেট Na এ অ্যালুমিনিয়াম এবং হাইড্রক্সাইড আয়নের মধ্যে বন্ধন;

- ভিতরে নাইট্রিক অ্যাসিড এবং এর লবণ- নাইট্রেট: HNO 3, NaNO 3, কিছু অন্যান্য নাইট্রোজেন যৌগগুলিতে;

- একটি অণুতে ওজোনহে 3।

একটি সমযোজী বন্ধনের প্রধান বৈশিষ্ট্য

একটি সমযোজী বন্ধন, একটি নিয়ম হিসাবে, অ ধাতুর পরমাণুর মধ্যে গঠিত হয়। একটি সমযোজী বন্ধনের প্রধান বৈশিষ্ট্য হল দৈর্ঘ্য, শক্তি, বহুগুণ এবং নির্দেশকতা।

রাসায়নিক বন্ধন বহুগুণ

রাসায়নিক বন্ধন বহুগুণ - এই একটি যৌগের দুটি পরমাণুর মধ্যে ভাগ করা ইলেকট্রন জোড়ার সংখ্যা. অণু গঠনকারী পরমাণুর মান থেকে বন্ডের বহুগুণ সহজেই নির্ণয় করা যায়।

উদাহরণ স্বরূপ , হাইড্রোজেন অণু H 2-এ বন্ধনের বহুগুণ 1, কারণ প্রতিটি হাইড্রোজেনের বাইরের শক্তি স্তরে শুধুমাত্র 1টি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন থাকে, তাই একটি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া তৈরি হয়।

অক্সিজেন অণুতে O 2, বন্ধনের বহুগুণ 2, কারণ প্রতিটি পরমাণুর বাইরের শক্তি স্তরে 2টি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন রয়েছে: O=O।

নাইট্রোজেন অণু N 2-এ, বন্ধনের বহুগুণ 3, কারণ প্রতিটি পরমাণুর মধ্যে বাইরের শক্তি স্তরে 3টি জোড়াবিহীন ইলেকট্রন থাকে এবং পরমাণুগুলি 3টি সাধারণ ইলেকট্রন জোড়া N≡N গঠন করে।

সমযোজী বন্ধন দৈর্ঘ্য

রাসায়নিক বন্ধনের দৈর্ঘ্য পরমাণুর নিউক্লিয়াসের কেন্দ্রগুলির মধ্যে দূরত্ব যা একটি বন্ধন তৈরি করে। এটি পরীক্ষামূলক শারীরিক পদ্ধতি দ্বারা নির্ধারিত হয়। বন্ডের দৈর্ঘ্য আনুমানিক অনুমান করা যেতে পারে, যোগ করার নিয়ম অনুসারে, যে অনুসারে AB অণুর বন্ডের দৈর্ঘ্য A 2 এবং B 2 অণুতে বন্ডের দৈর্ঘ্যের অর্ধেক সমষ্টির সমান:

একটি রাসায়নিক বন্ধনের দৈর্ঘ্য মোটামুটি অনুমান করা যেতে পারে পরমাণুর ব্যাসার্ধ বরাবর, একটি বন্ড গঠন, বা যোগাযোগের বহুগুণ দ্বারাযদি পরমাণুর ব্যাসার্ধ খুব আলাদা না হয়।

একটি বন্ধন গঠন পরমাণুর ব্যাসার্ধ বৃদ্ধি সঙ্গে, বন্ধন দৈর্ঘ্য বৃদ্ধি হবে.

উদাহরণ স্বরূপ

পরমাণুর মধ্যে বন্ধনের বহুগুণ বৃদ্ধির সাথে সাথে (যাদের পারমাণবিক ব্যাসার্ধ ভিন্ন হয় না, বা সামান্য ভিন্ন), বন্ধনের দৈর্ঘ্য হ্রাস পাবে।

উদাহরণ স্বরূপ . সিরিজে: C–C, C=C, C≡C, বন্ধনের দৈর্ঘ্য হ্রাস পায়।

বন্ড শক্তি

রাসায়নিক বন্ধনের শক্তির একটি পরিমাপ হল বন্ধন শক্তি। বন্ড শক্তি বন্ধন ভেঙ্গে এবং একে অপরের থেকে অসীম দূরত্বে এই বন্ধন গঠনকারী পরমাণুগুলিকে সরানোর জন্য প্রয়োজনীয় শক্তি দ্বারা নির্ধারিত হয়।

সমযোজী বন্ধন হল খুব টেকসই।এর শক্তি কয়েক দশ থেকে কয়েক শত kJ/mol পর্যন্ত। বৃহত্তর বন্ড শক্তি, বৃহত্তর বন্ড শক্তি, এবং তদ্বিপরীত.

রাসায়নিক বন্ধনের শক্তি নির্ভর করে বন্ডের দৈর্ঘ্য, বন্ডের পোলারিটি এবং বন্ডের বহুবিধতার উপর। রাসায়নিক বন্ধন যত দীর্ঘ হবে, ভাঙ্গা তত সহজ হবে এবং বন্ধনের শক্তি যত কম হবে, তার শক্তি তত কম হবে। রাসায়নিক বন্ধন যত ছোট হবে, তত শক্তিশালী হবে এবং বন্ধনের শক্তি তত বেশি হবে।

উদাহরণ স্বরূপ, HF, HCl, HBr যৌগের সিরিজে বাম থেকে ডানে রাসায়নিক বন্ধনের শক্তি হ্রাস পায়, কারণ বন্ডের দৈর্ঘ্য বৃদ্ধি পায়।

আয়নিক রাসায়নিক বন্ধন

আয়নিক বন্ধন উপর ভিত্তি করে একটি রাসায়নিক বন্ধন হয় আয়নগুলির ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক আকর্ষণ.

আয়নপরমাণু দ্বারা ইলেকট্রন গ্রহণ বা প্রদানের প্রক্রিয়ায় গঠিত হয়। উদাহরণস্বরূপ, সমস্ত ধাতুর পরমাণু দুর্বলভাবে বাইরের শক্তি স্তরের ইলেকট্রন ধরে রাখে। অতএব, ধাতু পরমাণু চিহ্নিত করা হয় পুনরুদ্ধারকারী বৈশিষ্ট্যইলেকট্রন দান করার ক্ষমতা।

উদাহরণ. সোডিয়াম পরমাণুতে 3য় শক্তি স্তরে 1টি ইলেকট্রন থাকে। সহজে এটি প্রদান করে, সোডিয়াম পরমাণুটি উন্নততর নিয়ন গ্যাস Ne-এর ইলেক্ট্রন কনফিগারেশনের সাথে আরও অনেক বেশি স্থিতিশীল Na + আয়ন গঠন করে। সোডিয়াম আয়নে 11টি প্রোটন এবং মাত্র 10টি ইলেকট্রন থাকে, তাই আয়নের মোট চার্জ হল -10+11 = +1:

+11না) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 না +) 2 ) 8

উদাহরণ. ক্লোরিন পরমাণুর বাইরের শক্তি স্তরে 7টি ইলেকট্রন রয়েছে। একটি স্থিতিশীল জড় আর্গন পরমাণু Ar এর কনফিগারেশন অর্জন করতে, ক্লোরিনকে 1 ইলেক্ট্রন সংযুক্ত করতে হবে। একটি ইলেক্ট্রন সংযুক্তির পরে, একটি স্থিতিশীল ক্লোরিন আয়ন গঠিত হয়, যা ইলেকট্রন নিয়ে গঠিত হয়। আয়নের মোট চার্জ -1:

+17ক্ল) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 ক্ল — ) 2 ) 8 ) 8

বিঃদ্রঃ:

• আয়নের বৈশিষ্ট্য পরমাণুর বৈশিষ্ট্য থেকে আলাদা!
• স্থিতিশীল আয়ন না শুধুমাত্র গঠন করতে পারেন পরমাণু, কিন্তু এছাড়াও পরমাণুর দল. উদাহরণস্বরূপ: অ্যামোনিয়াম আয়ন NH 4 +, সালফেট আয়ন SO 4 2-, ইত্যাদি। এই ধরনের আয়ন দ্বারা গঠিত রাসায়নিক বন্ধনগুলিও আয়নিক হিসাবে বিবেচিত হয়;
• আয়নিক বন্ধন সাধারণত মধ্যে গঠিত হয় ধাতুএবং অধাতু(অধাতুর দল);

তড়িৎ আকর্ষণের কারণে প্রাপ্ত আয়নগুলি আকৃষ্ট হয়: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-।

আমাদের দৃশ্যত সাধারণীকরণ করা যাক সমযোজী এবং আয়নিক বন্ড প্রকারের মধ্যে পার্থক্য:

ধাতব রাসায়নিক বন্ধন

ধাতু সংযোগ তুলনামূলকভাবে গঠিত হয় যে সম্পর্ক বিনামূল্যে ইলেকট্রনমধ্যে ধাতব আয়নএকটি স্ফটিক জালি গঠন.

বাইরের শক্তি স্তরে ধাতু পরমাণু সাধারণত আছে এক থেকে তিনটি ইলেকট্রন. ধাতব পরমাণুর ব্যাসার্ধ, একটি নিয়ম হিসাবে, বড় - তাই, ধাতব পরমাণু, অ-ধাতুর বিপরীতে, খুব সহজেই বাইরের ইলেকট্রন দান করে, যেমন। শক্তিশালী হ্রাসকারী এজেন্ট

আন্তঃআণবিক মিথস্ক্রিয়া

পৃথকভাবে, পদার্থের পৃথক অণুর মধ্যে যে মিথস্ক্রিয়া ঘটে তা বিবেচনা করা মূল্যবান - আন্তঃআণবিক মিথস্ক্রিয়া . আন্তঃআণবিক মিথস্ক্রিয়া হল নিরপেক্ষ পরমাণুর মধ্যে এক ধরনের মিথস্ক্রিয়া যাতে নতুন সমযোজী বন্ধন দেখা যায় না। 1869 সালে ভ্যান ডার ওয়ালস দ্বারা অণুগুলির মধ্যে মিথস্ক্রিয়া শক্তি আবিষ্কৃত হয় এবং তার নামে নামকরণ করা হয়। ভ্যান দার ওয়ালস বাহিনী. ভ্যান ডের ওয়ালস বাহিনী বিভক্ত অভিযোজন, আনয়ন এবং বিচ্ছুরণ . আন্তঃআণবিক মিথস্ক্রিয়াগুলির শক্তি রাসায়নিক বন্ধনের শক্তির চেয়ে অনেক কম।

আকর্ষণের ওরিয়েন্টেশন ফোর্স মেরু অণুর মধ্যে উদ্ভূত হয় (ডাইপোল-ডাইপোল মিথস্ক্রিয়া)। এই শক্তিগুলি মেরু অণুর মধ্যে উদ্ভূত হয়। প্রবর্তক মিথস্ক্রিয়া একটি মেরু অণু এবং একটি অ-মেরু এক মধ্যে মিথস্ক্রিয়া হয়. একটি অ-মেরু অণু একটি পোলারের ক্রিয়াকলাপের কারণে মেরুকৃত হয়, যা একটি অতিরিক্ত ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক আকর্ষণ তৈরি করে।

একটি বিশেষ ধরনের আন্তঃআণবিক মিথস্ক্রিয়া হল হাইড্রোজেন বন্ড। - এগুলি হল আন্তঃআণবিক (বা ইন্ট্রামলিকুলার) রাসায়নিক বন্ধন যা অণুর মধ্যে উদ্ভূত হয় যেখানে দৃঢ়ভাবে মেরু সমযোজী বন্ধন রয়েছে - H-F, H-O বা H-N. যদি অণুতে এই ধরনের বন্ধন থাকে, তাহলে অণুর মধ্যে থাকবে আকর্ষণের অতিরিক্ত শক্তি .

শিক্ষা ব্যবস্থা হাইড্রোজেন বন্ধন আংশিকভাবে ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক এবং আংশিক দাতা-গ্রহণকারী। এই ক্ষেত্রে, একটি শক্তিশালী তড়িৎ ঋণাত্মক উপাদানের একটি পরমাণু (F, O, N) একটি ইলেকট্রন জোড়া দাতা হিসাবে কাজ করে এবং এই পরমাণুর সাথে সংযুক্ত হাইড্রোজেন পরমাণুগুলি গ্রহণকারী হিসাবে কাজ করে। হাইড্রোজেন বন্ধন চিহ্নিত করা হয় অভিযোজন মহাকাশে এবং স্যাচুরেশন

হাইড্রোজেন বন্ধন বিন্দু দ্বারা চিহ্নিত করা যেতে পারে: H ··· O. হাইড্রোজেনের সাথে সংযুক্ত একটি পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা যত বেশি হবে এবং এর আকার যত ছোট হবে হাইড্রোজেন বন্ধন তত শক্তিশালী হবে। এটি প্রাথমিকভাবে যৌগের বৈশিষ্ট্য হাইড্রোজেনের সাথে ফ্লোরিন , সেইসাথে হাইড্রোজেনের সাথে অক্সিজেন , কম হাইড্রোজেনের সাথে নাইট্রোজেন .

হাইড্রোজেন বন্ধন নিম্নলিখিত পদার্থের মধ্যে ঘটে:

— হাইড্রোজেন ফ্লোরাইড এইচএফ(গ্যাস, জলে হাইড্রোজেন ফ্লোরাইডের দ্রবণ - হাইড্রোফ্লুরিক অ্যাসিড), জল H 2 O (বাষ্প, বরফ, তরল জল):

— অ্যামোনিয়া এবং জৈব অ্যামাইনগুলির সমাধান- অ্যামোনিয়া এবং জলের অণুর মধ্যে;

— জৈব যৌগ যার মধ্যে O-H বা N-H বন্ড: অ্যালকোহল, কার্বক্সিলিক অ্যাসিড, অ্যামাইনস, অ্যামিনো অ্যাসিড, ফেনলস, অ্যানিলিন এবং এর ডেরিভেটিভস, প্রোটিন, কার্বোহাইড্রেটের সমাধান - মনোস্যাকারাইড এবং ডিস্যাকারাইড।

হাইড্রোজেন বন্ড পদার্থের ভৌত ও রাসায়নিক বৈশিষ্ট্যকে প্রভাবিত করে। সুতরাং, অণুগুলির মধ্যে অতিরিক্ত আকর্ষণ পদার্থগুলিকে ফুটানো কঠিন করে তোলে। হাইড্রোজেন বন্ড সহ পদার্থগুলি স্ফুটনাঙ্কে অস্বাভাবিক বৃদ্ধি প্রদর্শন করে।

উদাহরণ স্বরূপ একটি নিয়ম হিসাবে, আণবিক ওজন বৃদ্ধির সাথে, পদার্থের স্ফুটনাঙ্কের বৃদ্ধি পরিলক্ষিত হয়। যাইহোক, পদার্থ একটি সংখ্যা H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teআমরা ফুটন্ত বিন্দুতে একটি রৈখিক পরিবর্তন লক্ষ্য করি না।

যথা, এ পানির স্ফুটনাঙ্ক অস্বাভাবিকভাবে বেশি - কম নয় -61 o C, যেমন সরলরেখা আমাদের দেখায়, কিন্তু আরও অনেক বেশি, +100 o C। জলের অণুর মধ্যে হাইড্রোজেন বন্ধনের উপস্থিতি দ্বারা এই অসঙ্গতি ব্যাখ্যা করা হয়। অতএব, স্বাভাবিক অবস্থায় (0-20 o C), জল হয় তরলফেজ অবস্থা দ্বারা।

170762 0

প্রতিটি পরমাণুর একটি নির্দিষ্ট সংখ্যক ইলেকট্রন থাকে।

রাসায়নিক বিক্রিয়ায় প্রবেশ করে, পরমাণু ইলেকট্রন দান, অর্জন বা সামাজিকীকরণ করে, সবচেয়ে স্থিতিশীল ইলেকট্রনিক কনফিগারেশনে পৌঁছায়। সর্বনিম্ন শক্তির সাথে কনফিগারেশনটি সবচেয়ে স্থিতিশীল (যেমন মহৎ গ্যাস পরমাণুতে)। এই প্যাটার্নটিকে "অক্টেট নিয়ম" বলা হয় (চিত্র 1)।

ভাত। এক.

এই নিয়ম সবার জন্য প্রযোজ্য সংযোগ প্রকার. পরমাণুর মধ্যে বৈদ্যুতিন বন্ধন তাদের স্থিতিশীল কাঠামো তৈরি করতে দেয়, সহজ স্ফটিক থেকে জটিল জৈব অণু পর্যন্ত যা অবশেষে জীবন্ত ব্যবস্থা গঠন করে। তারা তাদের ক্রমাগত বিপাক মধ্যে স্ফটিক থেকে পৃথক. যাইহোক, অনেক রাসায়নিক বিক্রিয়া প্রক্রিয়া অনুযায়ী এগিয়ে যায় ইলেকট্রনিক স্থানান্তর, যা শরীরের শক্তি প্রক্রিয়ায় গুরুত্বপূর্ণ ভূমিকা পালন করে।

একটি রাসায়নিক বন্ধন এমন একটি শক্তি যা দুই বা ততোধিক পরমাণু, আয়ন, অণু বা তাদের যেকোন সংমিশ্রণকে একত্রিত করে।.

রাসায়নিক বন্ধনের প্রকৃতি সার্বজনীন: এটি নেতিবাচক চার্জযুক্ত ইলেকট্রন এবং ধনাত্মক চার্জযুক্ত নিউক্লিয়াসের মধ্যে আকর্ষণের একটি ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক বল, যা পরমাণুর বাইরের শেলের ইলেকট্রনগুলির কনফিগারেশন দ্বারা নির্ধারিত হয়। রাসায়নিক বন্ধন গঠনের জন্য একটি পরমাণুর ক্ষমতা বলা হয় ভ্যালেন্স, বা জারণ অবস্থা. ধারণা ঝালর ইলেকট্রন- ইলেকট্রন যা রাসায়নিক বন্ধন গঠন করে, অর্থাৎ যেগুলি সবচেয়ে উচ্চ-শক্তির অরবিটালে অবস্থিত। তদনুসারে, এই অরবিটালগুলি ধারণকারী একটি পরমাণুর বাইরের শেল বলা হয় ভ্যালেন্স শেল. বর্তমানে, এটি একটি রাসায়নিক বন্ধনের উপস্থিতি নির্দেশ করার জন্য যথেষ্ট নয়, তবে এটির ধরণটি স্পষ্ট করা প্রয়োজন: আয়নিক, সমযোজী, দ্বিপোল-ডাইপোল, ধাতব।

সংযোগ প্রথম ধরনের হয়আয়নিক সংযোগ

লুইস এবং কোসেলের ইলেকট্রনিক ভ্যালেন্সি তত্ত্ব অনুসারে, পরমাণু দুটি উপায়ে একটি স্থিতিশীল ইলেকট্রনিক কনফিগারেশন অর্জন করতে পারে: প্রথমত, ইলেকট্রন হারিয়ে, হয়ে ওঠে cations, দ্বিতীয়ত, তাদের অর্জন, মধ্যে বাঁক anions. ইলেকট্রন স্থানান্তরের ফলস্বরূপ, বিপরীত চিহ্নের চার্জ সহ আয়নগুলির মধ্যে আকর্ষণের তড়িৎ স্ট্যাটিক শক্তির কারণে, একটি রাসায়নিক বন্ধন তৈরি হয়, যাকে বলা হয় কোসেল " ইলেক্ট্রোভালেন্ট(এখন বলা হয় আয়নিক).

এই ক্ষেত্রে, anions এবং cations একটি ভরা বাইরের ইলেকট্রন শেল সহ একটি স্থিতিশীল ইলেকট্রনিক কনফিগারেশন গঠন করে। সাধারণ আয়নিক বন্ধনগুলি পর্যায়ক্রমিক সিস্টেমের T এবং II গ্রুপের ক্যাটেশন এবং VI এবং VII (16 এবং 17 উপগোষ্ঠী - যথাক্রমে, চ্যালকোজেনএবং হ্যালোজেন) আয়নিক যৌগের বন্ডগুলি অসম্পৃক্ত এবং অ-দিকনির্দেশক, তাই তারা অন্যান্য আয়নের সাথে ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক মিথস্ক্রিয়া হওয়ার সম্ভাবনা বজায় রাখে। ডুমুর উপর. 2 এবং 3 কোসেল ইলেক্ট্রন স্থানান্তর মডেলের সাথে সম্পর্কিত আয়নিক বন্ধনের উদাহরণ দেখায়।

ভাত। 2.

ভাত। 3.সোডিয়াম ক্লোরাইড (NaCl) অণুতে আয়নিক বন্ধন

এখানে কিছু বৈশিষ্ট্য স্মরণ করা উপযুক্ত যা প্রকৃতিতে পদার্থের আচরণ ব্যাখ্যা করে, বিশেষত, ধারণাটি বিবেচনা করার জন্য অ্যাসিডএবং ভিত্তি.

এই সমস্ত পদার্থের জলীয় দ্রবণ হল ইলেক্ট্রোলাইট। তারা বিভিন্ন উপায়ে রঙ পরিবর্তন করে। সূচক. F.V দ্বারা সূচকগুলির কর্মের প্রক্রিয়া আবিষ্কার করা হয়েছিল। অস্টওয়াল্ড। তিনি দেখিয়েছিলেন যে সূচকগুলি দুর্বল অ্যাসিড বা বেস, যার রঙ অবিচ্ছিন্ন এবং বিচ্ছিন্ন অবস্থায় আলাদা।

বেস অ্যাসিড নিরপেক্ষ করতে পারে। সমস্ত ঘাঁটি জলে দ্রবণীয় নয় (উদাহরণস্বরূপ, কিছু জৈব যৌগ যাতে থাকে না -OH গ্রুপগুলি অদ্রবণীয়, বিশেষ করে, ট্রাইথাইলামাইন N (C 2 H 5) 3); দ্রবণীয় ঘাঁটি বলা হয় ক্ষার.

অ্যাসিডের জলীয় দ্রবণগুলি বৈশিষ্ট্যযুক্ত প্রতিক্রিয়াগুলিতে প্রবেশ করে:

ক) ধাতব অক্সাইড সহ - লবণ এবং জল গঠনের সাথে;

খ) ধাতু সহ - লবণ এবং হাইড্রোজেন গঠনের সাথে;

গ) কার্বনেট সহ - লবণের গঠনের সাথে, CO 2 এবং এইচ 2 ও.

অ্যাসিড এবং ঘাঁটিগুলির বৈশিষ্ট্যগুলি বিভিন্ন তত্ত্ব দ্বারা বর্ণিত হয়েছে। S.A এর তত্ত্ব অনুসারে আরহেনিয়াস, একটি অ্যাসিড এমন একটি পদার্থ যা বিচ্ছিন্ন হয়ে আয়ন তৈরি করে এইচ+ , যখন ভিত্তি আয়ন গঠন করে তিনি- এই তত্ত্বটি জৈব ঘাঁটির অস্তিত্বকে বিবেচনা করে না যেখানে হাইড্রক্সিল গ্রুপ নেই।

সঙ্গে সঙ্গতিপূর্ণ প্রোটনব্রনস্টেড এবং লোরির তত্ত্ব, একটি অ্যাসিড এমন একটি পদার্থ যা অণু বা আয়ন ধারণ করে যা প্রোটন দান করে ( দাতাদেরপ্রোটন), এবং বেস হল একটি পদার্থ যা অণু বা আয়ন নিয়ে গঠিত যা প্রোটন গ্রহণ করে ( গ্রহণকারীদেরপ্রোটন)। উল্লেখ্য যে জলীয় দ্রবণে, হাইড্রোজেন আয়ন হাইড্রেটেড আকারে থাকে, অর্থাৎ হাইড্রোনিয়াম আয়ন আকারে। H3O+ এই তত্ত্বটি কেবল জল এবং হাইড্রক্সাইড আয়নগুলির সাথে নয়, দ্রাবকের অনুপস্থিতিতে বা অ-জলীয় দ্রাবকের সাথেও বিক্রিয়াগুলিকে বর্ণনা করে।

উদাহরণস্বরূপ, অ্যামোনিয়ার মধ্যে বিক্রিয়ায় এনএইচ 3 (দুর্বল ভিত্তি) এবং গ্যাস পর্যায়ে হাইড্রোজেন ক্লোরাইড, কঠিন অ্যামোনিয়াম ক্লোরাইড গঠিত হয়, এবং দুটি পদার্থের ভারসাম্যের মিশ্রণে সর্বদা 4টি কণা থাকে, যার মধ্যে দুটি অ্যাসিড এবং বাকি দুটি বেস:

এই ভারসাম্যের মিশ্রণে দুটি সংযোজিত জোড়া অ্যাসিড এবং বেস রয়েছে:

1)এনএইচ 4+ এবং এনএইচ 3

2) HClএবং ক্ল ‑

এখানে, প্রতিটি সংযোজিত জোড়ায়, অ্যাসিড এবং ভিত্তি একটি প্রোটন দ্বারা পৃথক হয়। প্রতিটি অ্যাসিডের একটি সংযুক্ত বেস আছে। একটি শক্তিশালী অ্যাসিডের একটি দুর্বল সংযুক্ত বেস থাকে এবং একটি দুর্বল অ্যাসিডের একটি শক্তিশালী সংযুক্ত বেস থাকে।

ব্রনস্টেড-লোরি তত্ত্ব জীবজগতের জীবনের জন্য পানির অনন্য ভূমিকা ব্যাখ্যা করা সম্ভব করে তোলে। জল, এটির সাথে মিথস্ক্রিয়াকারী পদার্থের উপর নির্ভর করে, অ্যাসিড বা বেসের বৈশিষ্ট্যগুলি প্রদর্শন করতে পারে। উদাহরণস্বরূপ, অ্যাসিটিক অ্যাসিডের জলীয় দ্রবণের সাথে বিক্রিয়ায়, জল হল একটি ভিত্তি এবং অ্যামোনিয়ার জলীয় দ্রবণের সাথে, এটি একটি অ্যাসিড।

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- এখানে অ্যাসিটিক অ্যাসিড অণু জলের অণুতে একটি প্রোটন দান করে;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + তিনি- এখানে অ্যামোনিয়া অণু পানির অণু থেকে একটি প্রোটন গ্রহণ করে।

সুতরাং, জল দুটি সংযোজিত জোড়া গঠন করতে পারে:

1) H 2 O(অ্যাসিড) এবং তিনি- (ভিত্তি সংলগ্ন)

2) H 3 O+ (অ্যাসিড) এবং H 2 O(ভিত্তি সংলগ্ন).

প্রথম ক্ষেত্রে, জল একটি প্রোটন দান করে, এবং দ্বিতীয় ক্ষেত্রে, এটি গ্রহণ করে।

যেমন একটি সম্পত্তি বলা হয় amphiprotonity. অ্যাসিড এবং ঘাঁটি উভয় হিসাবে বিক্রিয়া করতে পারে এমন পদার্থকে বলা হয় amphoteric. এই জাতীয় পদার্থ প্রায়শই প্রকৃতিতে পাওয়া যায়। উদাহরণস্বরূপ, অ্যামিনো অ্যাসিড অ্যাসিড এবং বেস উভয়ের সাথে লবণ গঠন করতে পারে। অতএব, পেপটাইডগুলি সহজেই উপস্থিত ধাতব আয়নগুলির সাথে সমন্বয় যৌগ গঠন করে।

সুতরাং, একটি আয়নিক বন্ধনের বৈশিষ্ট্যগত বৈশিষ্ট্য হল নিউক্লিয়াসের একটিতে একগুচ্ছ আবদ্ধ ইলেকট্রনের সম্পূর্ণ স্থানচ্যুতি। এর অর্থ হল আয়নগুলির মধ্যে একটি অঞ্চল রয়েছে যেখানে ইলেকট্রনের ঘনত্ব প্রায় শূন্য।

সংযোগের দ্বিতীয় প্রকারসমযোজী সংযোগ

পরমাণু ইলেকট্রন ভাগ করে স্থিতিশীল ইলেকট্রনিক কনফিগারেশন গঠন করতে পারে।

এই ধরনের একটি বন্ধন গঠিত হয় যখন এক জোড়া ইলেকট্রন একসাথে ভাগ করা হয়। প্রতিটি থেকেপরমাণু এই ক্ষেত্রে, সামাজিক বন্ধন ইলেকট্রন পরমাণুর মধ্যে সমানভাবে বিতরণ করা হয়। একটি সমযোজী বন্ধন একটি উদাহরণ হোমোনিউক্লিয়ারডায়াটমিক H অণু 2 , এন 2 , চ 2. অ্যালোট্রপগুলির একই ধরণের বন্ধন রয়েছে। ও 2 এবং ওজোন ও 3 এবং একটি polyatomic অণু জন্য এস 8 এবং এছাড়াও হেটেরোনিউক্লিয়ার অণুহাইড্রোজেন ক্লোরাইড HCl, কার্বন - ডাই - অক্সাইড CO 2, মিথেন সিএইচ 4, ইথানল থেকে 2 এইচ 5 তিনি, সালফার হেক্সাফ্লোরাইড এসএফ 6, অ্যাসিটিলিন থেকে 2 এইচ 2. এই সমস্ত অণুগুলির একই সাধারণ ইলেকট্রন রয়েছে এবং তাদের বন্ধনগুলি একইভাবে স্যাচুরেটেড এবং নির্দেশিত হয় (চিত্র 4)।

জীববিজ্ঞানীদের জন্য, এটি গুরুত্বপূর্ণ যে দ্বিগুণ এবং ট্রিপল বন্ধনে পরমাণুর সমযোজী ব্যাসার্ধ একটি একক বন্ধনের তুলনায় হ্রাস করা হয়।

ভাত। চার Cl 2 অণুতে সমযোজী বন্ধন।

আয়নিক এবং সমযোজী প্রকারের বন্ধনগুলি বিদ্যমান অনেক ধরণের রাসায়নিক বন্ধনের দুটি সীমাবদ্ধ কেস এবং বাস্তবে বেশিরভাগ বন্ধনই মধ্যবর্তী।

মেন্ডেলিভ সিস্টেমের একই বা ভিন্ন সময়ের বিপরীত প্রান্তে অবস্থিত দুটি উপাদানের যৌগ প্রধানত আয়নিক বন্ধন গঠন করে। মৌলগুলি একটি সময়ের মধ্যে একে অপরের কাছে আসার সাথে সাথে তাদের যৌগের আয়নিক প্রকৃতি হ্রাস পায়, যখন সমযোজী চরিত্র বৃদ্ধি পায়। উদাহরণস্বরূপ, পর্যায় সারণীর বাম দিকের উপাদানগুলির হ্যালাইড এবং অক্সাইডগুলি প্রধানত আয়নিক বন্ধন গঠন করে ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), এবং টেবিলের ডান দিকের উপাদানগুলির একই যৌগগুলি সমযোজী ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, ফেনল C6H5OH, গ্লুকোজ C 6 H 12 O 6, ইথানল C 2 H 5 OH).

সমযোজী বন্ধন, ঘুরে, আরেকটি পরিবর্তন আছে.

পলিয়েটমিক আয়ন এবং জটিল জৈবিক অণুতে, উভয় ইলেকট্রন শুধুমাত্র থেকে আসতে পারে একপরমাণু এটা কে বলে দাতাইলেকট্রন জোড়া। একটি পরমাণু যা এই জোড়া ইলেকট্রনকে দাতার সাথে সামাজিকীকরণ করে তাকে বলা হয় গ্রহণকারীইলেকট্রন জোড়া। এই ধরনের সমযোজী বন্ধন বলা হয় সমন্বয় (দাতা-গ্রহণকারী, বাডেটিভ) যোগাযোগ(চিত্র 5)। এই ধরনের বন্ধন জীববিজ্ঞান এবং ওষুধের জন্য সবচেয়ে গুরুত্বপূর্ণ, যেহেতু বিপাকের জন্য সবচেয়ে গুরুত্বপূর্ণ d-উপাদানগুলির রসায়ন মূলত সমন্বয় বন্ধন দ্বারা বর্ণনা করা হয়।

ছবি 5.

একটি নিয়ম হিসাবে, একটি জটিল যৌগে, একটি ধাতু পরমাণু একটি ইলেক্ট্রন জোড়া গ্রহণকারী হিসাবে কাজ করে; বিপরীতভাবে, আয়নিক এবং সমযোজী বন্ধনে, ধাতব পরমাণু একটি ইলেক্ট্রন দাতা।

সমযোজী বন্ধন এবং এর বৈচিত্র্যের সারমর্ম - সমন্বয় বন্ধন - জিএন দ্বারা প্রস্তাবিত অ্যাসিড এবং বেসের আরেকটি তত্ত্বের সাহায্যে স্পষ্ট করা যেতে পারে। লুইস। তিনি ব্রনস্টেড-লোরি তত্ত্ব অনুসারে "অ্যাসিড" এবং "বেস" শব্দগুলির শব্দার্থিক ধারণাকে কিছুটা প্রসারিত করেছিলেন। লুইস তত্ত্ব জটিল আয়ন গঠনের প্রকৃতি এবং নিউক্লিওফিলিক প্রতিস্থাপন বিক্রিয়ায় পদার্থের অংশগ্রহণকে ব্যাখ্যা করে, অর্থাৎ CS গঠনে।

লুইসের মতে, একটি অ্যাসিড এমন একটি পদার্থ যা একটি বেস থেকে একটি ইলেক্ট্রন জোড়া গ্রহণ করে একটি সমযোজী বন্ধন গঠন করতে সক্ষম। একটি লুইস বেস হল এমন একটি পদার্থ যার একজোড়া ইলেকট্রন রয়েছে, যা ইলেকট্রন দান করে, লুইস অ্যাসিডের সাথে একটি সমযোজী বন্ধন তৈরি করে।

অর্থাৎ, লুইস তত্ত্ব অ্যাসিড-বেস বিক্রিয়ার পরিসরকে এমন বিক্রিয়ার ক্ষেত্রেও প্রসারিত করে যেখানে প্রোটন মোটেও অংশগ্রহণ করে না। তদুপরি, এই তত্ত্ব অনুসারে প্রোটন নিজেই একটি অ্যাসিড, কারণ এটি একটি ইলেক্ট্রন জোড়া গ্রহণ করতে সক্ষম।

অতএব, এই তত্ত্ব অনুসারে, ক্যাটেশনগুলি লুইস অ্যাসিড এবং অ্যানিয়নগুলি লুইস বেস। নিম্নলিখিত প্রতিক্রিয়া উদাহরণ:

উপরে উল্লেখ করা হয়েছে যে আয়নিক এবং সমযোজীতে পদার্থের উপবিভাগ আপেক্ষিক, যেহেতু সমযোজী অণুতে ধাতু পরমাণু থেকে গ্রহণকারী পরমাণুতে একটি ইলেকট্রনের সম্পূর্ণ রূপান্তর নেই। আয়নিক বন্ধন সহ যৌগগুলিতে, প্রতিটি আয়ন বিপরীত চিহ্নের আয়নের বৈদ্যুতিক ক্ষেত্রের মধ্যে থাকে, তাই তারা পারস্পরিক মেরুকৃত হয় এবং তাদের খোলস বিকৃত হয়।

মেরুকরণযোগ্যতাইলেকট্রনিক গঠন, চার্জ এবং আয়নের আকার দ্বারা নির্ধারিত; এটি ক্যাটেশনের তুলনায় অ্যানিয়নের জন্য বেশি। ক্যাটেশনগুলির মধ্যে সর্বোচ্চ পোলারাইজেবিলিটি হল বড় চার্জ এবং ছোট আকারের ক্যাটেশনগুলির জন্য, উদাহরণস্বরূপ, জন্য Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. একটি শক্তিশালী পোলারাইজিং প্রভাব আছে এইচ+ যেহেতু আয়ন মেরুকরণের প্রভাব দ্বি-পার্শ্বযুক্ত, এটি তাদের তৈরি যৌগগুলির বৈশিষ্ট্যগুলিকে উল্লেখযোগ্যভাবে পরিবর্তন করে।

তৃতীয় ধরনের সংযোগ-ডাইপোল-ডাইপোল সংযোগ

তালিকাভুক্ত ধরনের যোগাযোগের পাশাপাশি ডাইপোল-ডাইপোলও রয়েছে আন্তঃআণবিকমিথস্ক্রিয়া, নামেও পরিচিত ভ্যান ডার ওয়ালস .

এই মিথস্ক্রিয়াগুলির শক্তি অণুগুলির প্রকৃতির উপর নির্ভর করে।

তিন ধরনের মিথস্ক্রিয়া আছে: স্থায়ী ডাইপোল - স্থায়ী ডাইপোল ( ডাইপোল-ডাইপোলআকর্ষণ); স্থায়ী ডাইপোল - প্ররোচিত ডাইপোল ( আনয়নআকর্ষণ); তাৎক্ষণিক ডাইপোল - প্ররোচিত ডাইপোল ( বিচ্ছুরণআকর্ষণ, বা লন্ডন বাহিনী; চাল 6)।

ভাত। 6.

শুধুমাত্র মেরু সমযোজী বন্ধন সহ অণুগুলির একটি ডাইপোল-ডাইপোল মুহূর্ত থাকে ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), এবং বন্ধনের শক্তি 1-2 বিদায়(1D \u003d 3.338 × 10 -30 কুলম্ব মিটার - C × m)।

জৈব রসায়নে, অন্য ধরণের বন্ধনকে আলাদা করা হয় - হাইড্রোজেন সংযোগ, যা একটি সীমাবদ্ধ কেস ডাইপোল-ডাইপোলআকর্ষণ এই বন্ধন একটি হাইড্রোজেন পরমাণু এবং একটি ছোট ইলেক্ট্রোনেগেটিভ পরমাণুর মধ্যে আকর্ষণ দ্বারা গঠিত হয়, প্রায়শই অক্সিজেন, ফ্লোরিন এবং নাইট্রোজেন। বৃহৎ পরমাণুগুলির সাথে যেগুলির একটি অনুরূপ বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতা রয়েছে (উদাহরণস্বরূপ, ক্লোরিন এবং সালফার সহ), হাইড্রোজেন বন্ধন অনেক দুর্বল। হাইড্রোজেন পরমাণু একটি অপরিহার্য বৈশিষ্ট্য দ্বারা পৃথক করা হয়: যখন বাঁধাই ইলেক্ট্রনগুলিকে দূরে টেনে নেওয়া হয়, তখন এর নিউক্লিয়াস - প্রোটন - উন্মুক্ত হয় এবং ইলেকট্রন দ্বারা স্ক্রীন করা বন্ধ হয়ে যায়।

অতএব, পরমাণু একটি বড় ডাইপোলে পরিণত হয়।

একটি হাইড্রোজেন বন্ধন, ভ্যান ডার ওয়ালস বন্ডের বিপরীতে, শুধুমাত্র আন্তঃআণবিক মিথস্ক্রিয়ায় নয়, একটি অণুর মধ্যেও গঠিত হয় - ইন্ট্রামলিকুলারহাইড্রোজেন বন্ধন. হাইড্রোজেন বন্ড জৈব রসায়নে একটি গুরুত্বপূর্ণ ভূমিকা পালন করে, উদাহরণস্বরূপ, একটি α-হেলিক্স আকারে প্রোটিনের গঠনকে স্থিতিশীল করার জন্য, অথবা একটি DNA ডাবল হেলিক্স (চিত্র 7) গঠনের জন্য।

চিত্র 7.

হাইড্রোজেন এবং ভ্যান ডার ওয়ালস বন্ধন আয়নিক, সমযোজী এবং সমন্বয় বন্ধনের তুলনায় অনেক দুর্বল। আন্তঃআণবিক বন্ধনের শক্তি টেবিলে নির্দেশিত হয়েছে। এক.

1 নং টেবিল.আন্তঃআণবিক শক্তির শক্তি

বিঃদ্রঃ: আন্তঃআণবিক মিথস্ক্রিয়া ডিগ্রী গলন এবং বাষ্পীভবন (ফুটন্ত) এর এনথালপি প্রতিফলিত করে। আয়নিক যৌগগুলির অণুগুলিকে পৃথক করার চেয়ে আয়নগুলিকে আলাদা করতে অনেক বেশি শক্তি প্রয়োজন। আয়নিক যৌগগুলির গলে যাওয়া এনথালপিগুলি আণবিক যৌগের তুলনায় অনেক বেশি।

সংযোগের চতুর্থ প্রকার-ধাতব বন্ধন

অবশেষে, অন্য ধরনের আন্তঃআণবিক বন্ধন রয়েছে - ধাতু: মুক্ত ইলেকট্রনের সাথে ধাতুর জালির ধনাত্মক আয়নের সংযোগ। জৈবিক বস্তুর মধ্যে এই ধরনের সংযোগ ঘটে না।

বন্ধনের প্রকারের একটি সংক্ষিপ্ত পর্যালোচনা থেকে, একটি বিশদ বিবরণ উঠে আসে: একটি ধাতুর একটি পরমাণু বা আয়নের একটি গুরুত্বপূর্ণ প্যারামিটার - একটি ইলেকট্রন দাতা, সেইসাথে একটি পরমাণু - একটি ইলেকট্রন গ্রহণকারী এটি আকার.

বিশদ বিবরণে না গিয়ে, আমরা লক্ষ্য করি যে পরমাণুর সমযোজী ব্যাসার্ধ, ধাতুগুলির আয়নিক ব্যাসার্ধ এবং ইন্টারঅ্যাকটিং অণুর ভ্যান ডার ওয়ালস রেডিআই পর্যায়ক্রমিক সিস্টেমের গ্রুপগুলিতে তাদের পারমাণবিক সংখ্যা বৃদ্ধির সাথে সাথে বৃদ্ধি পায়। এই ক্ষেত্রে, আয়ন ব্যাসার্ধের মানগুলি সবচেয়ে ছোট এবং ভ্যান ডার ওয়ালস রেডিই সবচেয়ে বড়। একটি নিয়ম হিসাবে, গ্রুপের নিচে যাওয়ার সময়, সমযোজী এবং ভ্যান ডের ওয়ালস উভয় উপাদানের ব্যাসার্ধ বৃদ্ধি পায়।

জীববিজ্ঞানী এবং চিকিত্সকদের জন্য সবচেয়ে গুরুত্বপূর্ণ সমন্বয়(দাতা-গ্রহণকারী) বন্ড সমন্বয় রসায়ন দ্বারা বিবেচিত.

মেডিকেল জৈব অর্গানিকস। জি.কে. বারাশকভ

একটি রাসায়নিক বন্ধন গঠনের বিবেচিত উদাহরণগুলিতে, একটি ইলেক্ট্রন জোড়া অংশ নিয়েছিল। এই ধরনের সংযোগ বলা হয় একককখনও কখনও এটি সাধারণ বলা হয়, যেমন সাধারণ. এই ধরনের সংযোগ সাধারণত ইন্টারঅ্যাক্টিং পরমাণুর প্রতীকগুলিকে সংযুক্ত করে একটি একক লাইন দ্বারা চিহ্নিত করা হয়।

একটি সরলরেখায় ওভারল্যাপিং ইলেক্ট্রন মেঘ দুটি নিউক্লিয়াসকে সংযুক্ত করে সিগমা বন্ড(ও-বন্ড)। একটি একক বন্ড বেশিরভাগ ক্ষেত্রে একটি-বন্ড।

পি-ইলেক্ট্রন মেঘের পার্শ্ববর্তী অঞ্চলগুলির ওভারল্যাপিং দ্বারা গঠিত বন্ধনকে বলা হয় পাই-বন্ড(আই-বন্ড)। ডাবলএবং তিনগুণবন্ডগুলি যথাক্রমে দুটি এবং তিনটি ইলেকট্রন জোড়ার অংশগ্রহণে গঠিত হয়। একটি ডাবল বন্ড হল একটি এ-বন্ড এবং একটি আই-বন্ড, একটি ট্রিপল বন্ড হল একটি এ-বন্ড এবং দুটি আই-বন্ড।

ইথেন C 2 H 6, ইথিলিন C 2 H 4, অ্যাসিটিলিন C 2 H 2 এবং বেনজিন C 6 H b এর অণুতে বন্ধন গঠন নিয়ে আলোচনা করা যাক।

একটি অণুতে বন্ধনের মধ্যে কোণগুলি ইথেনথেকে। ; H (. প্রায় একে অপরের সমান (চিত্র 1.18, ক)এবং মিথেন অণুতে C-H বন্ধনের মধ্যে কোণ থেকে আলাদা হয় না। অতএব, এটা ধরে নেওয়া যেতে পারে যে কার্বন পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রন শেলগুলি $p 3 সংকরকরণের অবস্থায় রয়েছে। C 2 H 6 অণু ডায়ম্যাগনেটিক এবং এতে বৈদ্যুতিক ডাইপোল মোমেন্ট নেই। C-C বন্ড শক্তি হল -335 kJ/mol। C 9 H 6 অণুর সমস্ত বন্ধনই a-বন্ড।

একটি অণুতে ইথিলিন C 2 H 4 বন্ধন কোণগুলি প্রায় 120° প্রতিটি। এ থেকে আমরা উপসংহারে আসতে পারি যে কার্বন পরমাণুর বাইরের ইলেকট্রন অরবিটালের $p 2 সংকরায়ন (চিত্র 1.18, খ)। C-H বন্ডগুলি প্রায় 120° কোণে একই সমতলে থাকে। প্রতিটি কার্বন পরমাণুতে একটি নন-হাইব্রিড পি-অরবিটাল থাকে

ভাত। 1.18। ইথেন অণুর মডেল ( ক ), ইথিলিন (খ) এবং অ্যাসিটিলিন (c)

একটি ইলেকট্রন ধরে রাখা। এই অরবিটালগুলি চিত্রের সমতলে লম্বভাবে অবস্থিত।

একটি ইথিলিন C 2 H 4 অণুতে কার্বন পরমাণুর মধ্যে বন্ধন শক্তি হল -592 kJ/mol। যদি কার্বন পরমাণুগুলি ইথেন অণুর মতো একই বন্ধন দ্বারা সংযুক্ত থাকে, তবে এই অণুগুলিতে বাঁধাই শক্তিগুলি কাছাকাছি হবে।

যাইহোক, ইথেনে কার্বন পরমাণুর মধ্যে বাঁধাই শক্তি 335 kJ/mol, যা ইথিলিনের তুলনায় প্রায় দুই গুণ কম। ইথিলিন এবং ইথেন অণুর মধ্যে কার্বন পরমাণুর মধ্যে বাঁধাই শক্তির মধ্যে এই ধরনের একটি উল্লেখযোগ্য পার্থক্য অ-হাইব্রিড পি-অরবিটালগুলির সম্ভাব্য মিথস্ক্রিয়া দ্বারা ব্যাখ্যা করা হয়েছে, যা চিত্রে। 1.18 , খ তরঙ্গায়িত লাইন দিয়ে চিত্রিত। এইভাবে যে সংযোগ তৈরি হয় তাকে বলা হয় আই-সংযোগ।

C 2 H 4 ইথিলিন অণুতে, চারটি CH বন্ধন, যেমন CH 4 মিথেন অণুতে, একটি-বন্ড, এবং কার্বন পরমাণুর মধ্যে বন্ধন হল একটি-বন্ড এবং একটি পি-বন্ড, অর্থাৎ ডবল বন্ড, এবং ইথিলিনের সূত্রটি H 2 C=CH 2 হিসাবে লেখা হয়।

অ্যাসিটিলিন C 2 H 2 অণু রৈখিক (চিত্র 1.18, ভিতরে ), যা sp হাইব্রিডাইজেশনের পক্ষে কথা বলে। কার্বন পরমাণুর মধ্যে বন্ধন শক্তি হল -811 kJ/mol, যা একটি এ-বন্ড এবং দুটি এন-বন্ডের অস্তিত্বের পরামর্শ দেয়, যেমন এটি একটি ট্রিপল বন্ড। অ্যাসিটিলিনের সূত্রটি HC=CH হিসাবে লেখা হয়।

রসায়নের কঠিন প্রশ্নগুলির মধ্যে একটি হল তথাকথিত কার্বন পরমাণুর মধ্যে বন্ধনের প্রকৃতি স্থাপন করা। সুগন্ধযুক্ত যৌগ , বিশেষ করে, C 6 H বেনজিন অণুতে (.. বেনজিন অণু সমতল, কার্বন পরমাণুর বন্ধনের মধ্যে কোণগুলি সমান

ভাত। 1.19।

একটি -সূত্র মডেল: 6 - ^-কার্বন পরমাণুর অরবিটাল এবং কার্বন পরমাণু এবং কার্বন এবং হাইড্রোজেন পরমাণুর মধ্যে a-বন্ধন; ভিতরে- p-নিবাসী এবং l-এর মধ্যে সংযোগ

কার্বন পরমাণু

120°, যা আমাদের কার্বন পরমাণুর বাইরের কক্ষপথের ^-সংকরকরণ অনুমান করতে দেয়। সাধারণত, বেনজিন অণুকে দেখানো হয়েছে চাল 1.19, ক

মনে হবে যে বেনজিনে কার্বন পরমাণুর মধ্যে বন্ধন C=C ডাবল বন্ডের চেয়ে দীর্ঘ হওয়া উচিত, কারণ এটি শক্তিশালী। যাইহোক, বেনজিন অণুর গঠন অধ্যয়ন দেখায় যে বেনজিন বলয়ে কার্বন পরমাণুর মধ্যে সমস্ত দূরত্ব একই।

অণুর এই বৈশিষ্ট্যটি সবচেয়ে ভালভাবে ব্যাখ্যা করা হয়েছে যে সমস্ত কার্বন পরমাণুর নন-হাইব্রিড পি-অরবিটালগুলি "পার্শ্ব" অংশ দ্বারা ওভারল্যাপ করা হয় (চিত্র 1.19, খ)অতএব, কার্বন পরমাণুর মধ্যে সমস্ত আন্তঃনিউক্লিয়ার দূরত্ব সমান। ডুমুর উপর. 1.19 ভিতরেওভারল্যাপিং দ্বারা গঠিত কার্বন পরমাণুর মধ্যে একটি বন্ধন দেখায় sp2-হাইব্রিড অরবিটাল

পরমাণুর মধ্যে বন্ধন শক্তি কার্বনবেনজিন অণুতে C 6 H 6 হল -505 kJ/mol, এবং এটি পরামর্শ দেয় যে এই বন্ধনগুলি মধ্যবর্তী মধ্যেএকক এবং ডবল বন্ড। লক্ষ্য করুন যে বেনজিন অণুর পি-অরবিটালের ইলেকট্রনগুলি একটি বন্ধ বরাবর চলে যায় ষড়ভুজ,এবং তারা delocalized(কোন নির্দিষ্ট স্থান উল্লেখ করে না)।

যে শক্তিগুলি পরমাণুগুলিকে একে অপরের সাথে আবদ্ধ করে তারা একই বৈদ্যুতিক প্রকৃতির। কিন্তু এই শক্তিগুলির গঠন এবং প্রকাশের প্রক্রিয়ার পার্থক্যের কারণে, রাসায়নিক বন্ধন বিভিন্ন ধরনের হতে পারে।

পার্থক্য করা তিনপ্রধান প্রকারভ্যালেন্স রাসায়নিক বন্ধন: সমযোজী, আয়নিক এবং ধাতব।

তাদের ছাড়াও, মহান গুরুত্ব এবং বিতরণ হল: হাইড্রোজেনসংযোগ যে হতে পারে ভ্যালেন্স এবং অসাম্য, এবং নন-ভ্যালেন্ট রাসায়নিক বন্ধন - মি আন্তঃআণবিক (বা ভ্যান ডের ওয়ালসো),অণু এবং বিশাল আণবিক ensembles অপেক্ষাকৃত ছোট সহযোগী গঠন - সুপার- এবং supramolecular ন্যানোস্ট্রাকচার.

সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন (পারমাণবিক, হোমিওপোলার) -

এই রাসায়নিক বন্ধন বাহিত সাধারণ পরমাণু মিথস্ক্রিয়া জন্য এক-তিনইলেকট্রন জোড়া .

এই সংযোগ দুই-ইলেকট্রনএবং দুই কেন্দ্র(2 পারমাণবিক নিউক্লিয়াসকে আবদ্ধ করে)।

এই ক্ষেত্রে, সমযোজী বন্ধন হয় সবচেয়ে সাধারণ এবং সবচেয়ে সাধারণ প্রকার বাইনারি যৌগগুলিতে ভ্যালেন্স রাসায়নিক বন্ধন - ক) মধ্যে অধাতুর পরমাণু এবং খ) অ্যামফোটেরিক ধাতু এবং অধাতুর পরমাণু।

উদাহরণ: H-H (হাইড্রোজেন অণু H 2 এ); চারটি S-O বন্ড (SO 4 2- ion এ); তিনটি Al-H বন্ড (AlH 3 অণুতে); Fe-S (FeS অণুতে), ইত্যাদি।

বিশেষত্ব সমযোজী বন্ধন - অভিযোজনএবং saturability.

ওরিয়েন্টেশন - একটি সমযোজী বন্ধনের সবচেয়ে গুরুত্বপূর্ণ সম্পত্তি, থেকে

যা অণু এবং রাসায়নিক যৌগের গঠন (কনফিগারেশন, জ্যামিতি) উপর নির্ভর করে। সমযোজী বন্ধনের স্থানিক অভিযোজন পদার্থের রাসায়নিক এবং স্ফটিক-রাসায়নিক গঠন নির্ধারণ করে। সমযোজী বন্ধন সর্বদা ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের পারমাণবিক অরবিটালের সর্বোচ্চ ওভারল্যাপের দিকে নির্দেশিত হয় একটি সাধারণ ইলেক্ট্রন ক্লাউড এবং শক্তিশালী রাসায়নিক বন্ধন গঠনের সাথে পারমাণবিক মিথস্ক্রিয়া. ওরিয়েন্টেশন বিভিন্ন পদার্থের অণু এবং কঠিন পদার্থের স্ফটিকগুলিতে পরমাণুর বন্ধনের দিকগুলির মধ্যে কোণ আকারে প্রকাশ করা হয়।

স্যাচুরেবিলিটি একটি সম্পত্তি, যা অন্য সব ধরনের কণার মিথস্ক্রিয়া থেকে সমযোজী বন্ধনকে আলাদা করে, এতে উদ্ভাসিত হয় সীমিত সংখ্যক সমযোজী বন্ধন গঠনের পরমাণুর ক্ষমতা, যেহেতু বাঁধাই ইলেকট্রনের প্রতিটি জোড়া শুধুমাত্র গঠিত হয় ভ্যালেন্সবিপরীতমুখী স্পিন সহ ইলেকট্রন, যার সংখ্যা একটি পরমাণুতে সীমিত ভ্যালেন্সি, 1 - 8।এই ক্ষেত্রে, সমযোজী বন্ধন (পাওলি নীতি) গঠনের জন্য একই পারমাণবিক অরবিটাল দুবার ব্যবহার করা নিষিদ্ধ।

ভ্যালেন্স - এটি ভ্যালেন্স রাসায়নিক বন্ধন গঠনের সাথে নির্দিষ্ট সংখ্যক অন্যান্য পরমাণু সংযুক্ত বা প্রতিস্থাপন করার একটি পরমাণুর ক্ষমতা।

স্পিন তত্ত্ব অনুসারে সমযোজী বন্ধন ভ্যালেন্স নির্ধারিত স্থল বা উত্তেজিত অবস্থায় একটি পরমাণুতে জোড়াহীন ইলেকট্রনের সংখ্যা .

সুতরাং, বিভিন্ন উপাদানের জন্য একটি নির্দিষ্ট সংখ্যক সমযোজী বন্ধন গঠন করার ক্ষমতা প্রাপ্তির মধ্যে সীমাবদ্ধ তাদের পরমাণুর উত্তেজিত অবস্থায় জোড়াহীন ইলেকট্রনের সর্বোচ্চ সংখ্যা।

একটি পরমাণুর উত্তেজিত অবস্থা - এটি একটি পরমাণুর অবস্থা যা এটি বাইরে থেকে প্রাপ্ত অতিরিক্ত শক্তি সহ, যার ফলে steamingএকটি পারমাণবিক অরবিটাল দখলকারী সমান্তরাল ইলেকট্রন, যেমন এই ইলেকট্রনগুলির একটির একটি জোড়া অবস্থা থেকে একটি মুক্ত (শূন্য) অরবিটালে রূপান্তর একই বা বন্ধ শক্তি স্তর.

উদাহরণ স্বরূপ, পরিকল্পনা ভরাট s-, আর-এওএবং ভ্যালেন্স (এটি)ক্যালসিয়াম পরমাণুতে সা অধিকাংশ ক্ষেত্রে এবং উত্তেজিত অবস্থা পরবর্তী:

উল্লেখ্য যে, পরমাণু স্যাচুরেটেড ভ্যালেন্স বন্ড সহগঠন করতে পারে অতিরিক্ত সমযোজী বন্ধনদাতা-গ্রহণকারী বা অন্যান্য প্রক্রিয়া দ্বারা (যেমন, উদাহরণস্বরূপ, জটিল যৌগগুলিতে)।

সমযোজী বন্ধন হতে পারেপোলার এবংঅ-পোলার .

সমযোজী বন্ধন অ-পোলার , eযদি সামাজিকীকৃত ভ্যালেন্স ইলেকট্রন সমানভাবে মিথস্ক্রিয়াকারী পরমাণুর নিউক্লিয়াসের মধ্যে বিতরণ করা, ওভারল্যাপিং পারমাণবিক কক্ষপথের অঞ্চল (ইলেকট্রন মেঘ) উভয় নিউক্লিয়াই একই বল দ্বারা আকৃষ্ট হয় এবং তাই সর্বাধিক মোট ইলেকট্রন ঘনত্ব তাদের উভয়ের প্রতি পক্ষপাতদুষ্ট নয়।

এই ধরনের সমযোজী বন্ধন ঘটে যখন দুটি অভিন্নউপাদান পরমাণু। অভিন্ন পরমাণুর মধ্যে সমযোজী বন্ধন বলা পারমাণবিক বা হোমিওপোলার .

পোলার সংযোগ উদিত হয় বিভিন্ন রাসায়নিক উপাদানের দুটি পরমাণুর মিথস্ক্রিয়া চলাকালীন, যদি একটি বড় মানের কারণে পরমাণুর একটি হয়তড়িৎ ঋণাত্মকতা ভ্যালেন্স ইলেকট্রনকে আরও জোরালোভাবে আকর্ষণ করে এবং তারপরে মোট ইলেকট্রনের ঘনত্ব এই পরমাণুর দিকে কমবেশি স্থানান্তরিত হয়।

একটি মেরু বন্ধনের সাথে, একটি পরমাণুর নিউক্লিয়াসে একটি ইলেকট্রন খুঁজে পাওয়ার সম্ভাবনা অন্যটির চেয়ে বেশি।

পোলারের গুণগত বৈশিষ্ট্য যোগাযোগ -

আপেক্ষিক তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্য (|‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ সম্পর্কিত পরমাণু : এটি যত বড়, সমযোজী বন্ধন তত বেশি পোলার।

পোলারের পরিমাণগত বৈশিষ্ট্য যোগাযোগ,সেগুলো. একটি বন্ধন এবং একটি জটিল অণুর মেরুত্বের একটি পরিমাপ - ডাইপোল বৈদ্যুতিক মোমেন্ট μ সেন্ট , সমান কাজকার্যকর চার্জ δ প্রতি ডাইপোল দৈর্ঘ্য l d : μ সেন্ট = δ ∙ l d . পরিমাপের একক μ সেন্ট-দেবাই। 1 ডেবি = 3,3.10 -30 সে./মি.

বৈদ্যুতিক ডাইপোল - এটি একটি বৈদ্যুতিকভাবে নিরপেক্ষ সিস্টেম যা দুটি বৈদ্যুতিক চার্জ সমান এবং বিপরীত চিহ্ন + δ এবং - δ .

ডাইপোল মুহূর্ত (ডাইপোলের বৈদ্যুতিক মুহূর্ত μ সেন্ট ) – ভেক্টর রাশি . এটা সাধারণভাবে গৃহীত হয় (+) থেকে (-) ভেক্টর দিক মেলে মোট ইলেকট্রন ঘনত্ব অঞ্চলের স্থানচ্যুতির দিক সহ(মোট ইলেকট্রন মেঘ) পোলারাইজড পরমাণু.

একটি জটিল পলিয়েটমিক অণুর সাধারণ ডাইপোল মোমেন্ট এটির মধ্যে মেরু বন্ধনের সংখ্যা এবং স্থানিক অভিযোজনের উপর নির্ভর করে। এইভাবে, ডাইপোল মুহূর্তগুলির সংকল্প কেবল অণুর মধ্যে বন্ধনের প্রকৃতিই নয়, মহাকাশে তাদের অবস্থানও বিচার করা সম্ভব করে তোলে, যেমন অণুর স্থানিক কনফিগারেশন সম্পর্কে।

বৈদ্যুতিক ঋণাত্মকতার পার্থক্য বৃদ্ধির সাথে | ওইই| পরমাণু একটি বন্ধন গঠন করে, ডাইপোলের বৈদ্যুতিক মুহূর্ত বৃদ্ধি পায়।

এটি লক্ষ করা উচিত যে বন্ড ডাইপোল মোমেন্টের সংকল্প একটি জটিল এবং সর্বদা সমাধানযোগ্য সমস্যা নয় (বন্ড মিথস্ক্রিয়া, অজানা দিক μ সেন্টইত্যাদি)।

একটি সমযোজী বন্ধন বর্ণনা করার জন্য কোয়ান্টাম-যান্ত্রিক পদ্ধতি – ব্যাখ্যা করা একটি সমযোজী বন্ধন গঠনের প্রক্রিয়া।

W. Geytler এবং F. লন্ডন, জার্মান দ্বারা পরিচালিত। বিজ্ঞানীরা (1927), হাইড্রোজেন অণু H 2 এ একটি সমযোজী বন্ধন গঠনের শক্তির ভারসাম্যের গণনা করা সম্ভব করে তোলে উপসংহার: সমযোজী বন্ধনের প্রকৃতি, অন্য যেকোনো ধরনের রাসায়নিক বন্ধনের মতো, মধ্যে মিথ্যাএকটি কোয়ান্টাম যান্ত্রিক মাইক্রোসিস্টেমের অবস্থার অধীনে বৈদ্যুতিক মিথস্ক্রিয়া ঘটছে।

একটি সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন গঠনের প্রক্রিয়া বর্ণনা করতে, ব্যবহার করুন দুটি আনুমানিক কোয়ান্টাম যান্ত্রিক পদ্ধতি :

ভ্যালেন্স বন্ড এবং আণবিক অরবিটাল – একচেটিয়া নয়, কিন্তু পারস্পরিক পরিপূরক।

2.1. ভ্যালেন্স বন্ড পদ্ধতি (এমভিএস বাস্থানীয় ইলেকট্রন জোড়া ), 1927 সালে W. Geytler এবং F. London দ্বারা প্রস্তাবিত, নিম্নলিখিত উপর ভিত্তি করে করা হয় বিধান :

1) দুটি পরমাণুর মধ্যে একটি রাসায়নিক বন্ধন দেখা দেয় পারমাণবিক অরবিটালের আংশিক ওভারল্যাপের ফলে বিপরীত ঘূর্ণন সহ একটি যৌথ জোড়া ইলেকট্রনের সাধারণ ইলেকট্রন ঘনত্ব তৈরি হয়, যা প্রতিটি নিউক্লিয়াসের চারপাশে স্থানের অন্যান্য অঞ্চলের তুলনায় বেশি;

2) সমযোজী একটি বন্ধন তখনই গঠিত হয় যখন অ্যান্টি-প্যারালাল স্পিনগুলির সাথে ইলেকট্রনগুলি মিথস্ক্রিয়া করে, অর্থাৎ বিপরীত স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা সহ মি এস = + 1/2 ;

3) একটি সমযোজী বন্ধনের বৈশিষ্ট্য (শক্তি, দৈর্ঘ্য, পোলারিটি, ইত্যাদি) নির্ধারিত হয়দেখুন সংযোগ (σ –, π –, δ –), ওভারল্যাপিং ডিগ্রী AO(এটি যত বড়, রাসায়নিক বন্ধন তত শক্তিশালী, অর্থাত্ বন্ধনের শক্তি তত বেশি এবং দৈর্ঘ্য কম) তড়িৎ ঋণাত্মকতামিথস্ক্রিয়া পরমাণু;

4) একটি সমযোজী বন্ধন MVS দ্বারা গঠিত হতে পারে দুই উপায় (দুটি প্রক্রিয়া) , মৌলিকভাবে ভিন্ন, কিন্তু একই ফলাফল হচ্ছে – উভয় ইন্টারঅ্যাক্টিং পরমাণুর দ্বারা ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের একজোড়া সামাজিকীকরণ: ক) বিনিময়, বিপরীত ইলেক্ট্রন ঘূর্ণনের সাথে এক-ইলেক্ট্রন পারমাণবিক অরবিটালের ওভারল্যাপের কারণে, কখন প্রতিটি পরমাণু ওভারল্যাপ করার জন্য প্রতি বন্ডে একটি ইলেকট্রন অবদান রাখে - বন্ধন মেরু বা অ-মেরু হতে পারে, খ) দাতা-গ্রহণকারী, একটি পরমাণুর দুই-ইলেক্ট্রন AO এবং অন্যটির মুক্ত (শূন্য) কক্ষপথের কারণে, চালু কাকে একটি পরমাণু (দাতা) একটি জোড়া অবস্থায় অরবিটালে একজোড়া ইলেকট্রন বন্ধনের জন্য প্রদান করে এবং অন্য পরমাণু (গ্রহণকারী) একটি বিনামূল্যে অরবিটাল প্রদান করে।এই জন্ম দেয় মেরু বন্ধন.

2.2. জটিল (সমন্বয়) যৌগ, অনেক আণবিক আয়ন যা জটিল,(অ্যামোনিয়াম, বোরন টেট্রাহাইড্রাইড, ইত্যাদি) একটি দাতা-গ্রহণকারী বন্ডের উপস্থিতিতে গঠিত হয় - অন্য কথায়, একটি সমন্বয় বন্ধন।

উদাহরণস্বরূপ, একটি অ্যামোনিয়াম আয়ন NH 3 + H + = NH 4 + অ্যামোনিয়া অণু NH 3 গঠনের প্রতিক্রিয়ায় একটি ইলেকট্রন জোড়া দাতা, এবং H + প্রোটন একটি গ্রহণকারী।

বিক্রিয়ায় ВН 3 + Н - = ВН 4 - হাইড্রাইড আয়ন Н - একটি ইলেকট্রন জোড়া দাতার ভূমিকা পালন করে এবং বোরন হাইড্রাইড অণু ВН 3, যেখানে একটি শূন্য AO রয়েছে, একটি গ্রহণকারীর ভূমিকা পালন করে।

রাসায়নিক বন্ধনের বহুগুণ। সংযোগ σ -, π – , δ –.

বিভিন্ন ধরণের AO-এর সর্বোচ্চ ওভারল্যাপ (সবচেয়ে শক্তিশালী রাসায়নিক বন্ধন স্থাপনের সাথে) তাদের শক্তির পৃষ্ঠের বিভিন্ন আকৃতির কারণে মহাকাশে তাদের নির্দিষ্ট অভিযোজনের সাথে অর্জন করা হয়।

AO এর ধরন এবং তাদের ওভারল্যাপের দিক নির্ধারণ করে σ -, π – , δ - সংযোগ:

σ (সিগমা) – সংযোগ – এটা সবসময় সম্পর্কিতদিনার (সরল) বন্ড আংশিক ওভারল্যাপ থেকে উদ্ভূত এক জোড়া s -, পি এক্স -, d - জেএসসিঅক্ষ বরাবর , মূল সংযোগ মিথস্ক্রিয়া পরমাণু।

একক বন্ড সর্বদাহয় σ - সংযোগ।

একাধিক বন্ড – π (pi) -(এছাড়াও δ (ডেল্টা )-সংযোগ),দ্বিগুণ বা তিনগুণ সমযোজী বন্ধন যথাক্রমে বাহিতদুই বাতিন দম্পতি ইলেকট্রন যখন তাদের পারমাণবিক কক্ষপথ ওভারল্যাপ হয়।

π (pi) - সংযোগওভারল্যাপিং দ্বারা বাহিত আর y -, পি z - এবং d - জেএসসিচালু নিউক্লিয়াস সংযোগকারী অক্ষের উভয় দিক পরমাণু, পারস্পরিক লম্ব সমতলগুলিতে ;

δ (ডেল্টা - সংযোগওভারল্যাপ করার সময় ঘটে দুই ডি অরবিটাল অবস্থিত সমান্তরাল সমতলগুলিতে .

সবচেয়ে টেকসই σ -, π – , δ - সংযোগহয় σ– বন্ধন , কিন্তু π - উপর ভিত্তি করে সংযোগ σ - বন্ধন, ফর্ম এমনকি শক্তিশালী একাধিক বন্ড: ডবল এবং ট্রিপল।

যে কোন ডবল বন্ড গঠিত এক σ – এবং এক π – সংযোগ, তিনগুণ - থেকে একσ – এবং দুইπ – সংযোগ