રાસાયણિક બોન્ડના પ્રકારો શું છે? મેટલ બોન્ડ: રચનાની પદ્ધતિ

રાસાયણિક બંધન હોય તો જ અણુઓ વચ્ચેની કોઈપણ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા શક્ય છે. આવા જોડાણ એ સ્થિર પોલિએટોમિક સિસ્ટમની રચનાનું કારણ છે - એક પરમાણુ આયન, પરમાણુ, સ્ફટિક જાળી. મજબૂત રાસાયણિક બોન્ડને તોડવા માટે ઘણી ઊર્જાની જરૂર પડે છે, તેથી જ તે બોન્ડની મજબૂતાઈને માપવા માટેનો મૂળભૂત જથ્થો છે.

રાસાયણિક બોન્ડની રચના માટેની શરતો

રાસાયણિક બોન્ડની રચના હંમેશા ઊર્જાના પ્રકાશન સાથે હોય છે. આ પ્રક્રિયા ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતી કણોની સિસ્ટમની સંભવિત ઊર્જામાં ઘટાડો થવાને કારણે થાય છે - પરમાણુઓ, આયનો, અણુઓ. ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતી તત્વોની પરિણામી સિસ્ટમની સંભવિત ઊર્જા હંમેશા અનબાઉન્ડ આઉટગોઇંગ કણોની ઊર્જા કરતાં ઓછી હોય છે. આમ, સિસ્ટમમાં રાસાયણિક બોન્ડના ઉદભવનો આધાર તેના તત્વોની સંભવિત ઊર્જામાં ઘટાડો છે.

રાસાયણિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયાની પ્રકૃતિ

રાસાયણિક બંધન એ ઇલેક્ટ્રોમેગ્નેટિક ક્ષેત્રોની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાનું પરિણામ છે જે ઇલેક્ટ્રોન અને તે પદાર્થોના અણુ ન્યુક્લીની આસપાસ ઉદ્ભવે છે જે નવા પરમાણુ અથવા સ્ફટિકની રચનામાં ભાગ લે છે. અણુ બંધારણના સિદ્ધાંતની શોધ પછી, આ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાની પ્રકૃતિ અભ્યાસ માટે વધુ સુલભ બની ગઈ.

પ્રથમ વખત, રાસાયણિક બોન્ડની વિદ્યુત પ્રકૃતિનો વિચાર અંગ્રેજ ભૌતિકશાસ્ત્રી જી. ડેવી તરફથી આવ્યો હતો, જેમણે સૂચવ્યું હતું કે પરમાણુઓ વિરોધી ચાર્જવાળા કણોના વિદ્યુત આકર્ષણને કારણે રચાય છે. આ વિચાર સ્વીડિશ રસાયણશાસ્ત્રી અને કુદરતી વૈજ્ઞાનિક I.Ya ને રસ પડ્યો. બર્સેલિયસ, જેમણે રાસાયણિક બોન્ડની ઘટનાનો ઇલેક્ટ્રોકેમિકલ સિદ્ધાંત વિકસાવ્યો હતો.

પ્રથમ સિદ્ધાંત, જે પદાર્થોની રાસાયણિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયાની પ્રક્રિયાઓને સમજાવતો હતો, તે અપૂર્ણ હતો, અને સમય જતાં તેને છોડી દેવો પડ્યો.

બટલરોવનો સિદ્ધાંત

પદાર્થોના રાસાયણિક બંધનની પ્રકૃતિને સમજાવવાનો વધુ સફળ પ્રયાસ રશિયન વૈજ્ઞાનિક એ.એમ. બટલરોવ દ્વારા કરવામાં આવ્યો હતો. આ વૈજ્ઞાનિકે તેમના સિદ્ધાંતને નીચેની ધારણાઓ પર આધારિત કર્યો:

• બંધાયેલા અવસ્થામાં અણુઓ ચોક્કસ ક્રમમાં એકબીજા સાથે જોડાયેલા હોય છે. આ ક્રમમાં ફેરફાર નવા પદાર્થની રચનાનું કારણ બને છે.
• વેલેન્સીના નિયમો અનુસાર અણુઓ એકબીજા સાથે બંધાયેલા છે.
• પદાર્થના ગુણધર્મો પદાર્થના પરમાણુમાં અણુઓના જોડાણના ક્રમ પર આધાર રાખે છે. એક અલગ વ્યવસ્થા પદાર્થના રાસાયણિક ગુણધર્મોમાં ફેરફારનું કારણ બને છે.
• એકબીજા સાથે જોડાયેલા અણુઓ એકબીજાને સૌથી વધુ પ્રભાવિત કરે છે.

બટલરોવના સિદ્ધાંતે રાસાયણિક પદાર્થોના ગુણધર્મોને માત્ર તેમની રચના દ્વારા જ નહીં, પણ અણુઓની ગોઠવણીના ક્રમ દ્વારા પણ સમજાવ્યું હતું. આ આંતરિક આદેશ એ.એમ. બટલરોવ તેને "રાસાયણિક માળખું" કહે છે.

રશિયન વૈજ્ઞાનિકના સિદ્ધાંતે પદાર્થોના વર્ગીકરણમાં ક્રમમાં પુનઃસ્થાપિત કરવાનું શક્ય બનાવ્યું અને તેમના રાસાયણિક ગુણધર્મો દ્વારા પરમાણુઓની રચના નક્કી કરવાની તક પૂરી પાડી. થિયરીએ આ પ્રશ્નનો પણ જવાબ આપ્યો: શા માટે સમાન સંખ્યામાં અણુઓ ધરાવતા પરમાણુઓ વિવિધ રાસાયણિક ગુણધર્મો ધરાવે છે.

રાસાયણિક બંધનના સિદ્ધાંતોની રચના માટે પૂર્વજરૂરીયાતો

રાસાયણિક બંધારણના તેમના સિદ્ધાંતમાં, બટલરોવે રાસાયણિક બોન્ડ શું છે તે પ્રશ્નને સ્પર્શ કર્યો ન હતો. આ કરવા માટે, પદાર્થની આંતરિક રચના પર ખૂબ ઓછો ડેટા હતો. અણુના ગ્રહોના મોડલની શોધ પછી જ, અમેરિકન વૈજ્ઞાનિક લુઈસે એવી પૂર્વધારણા વિકસાવવાનું શરૂ કર્યું કે એક રાસાયણિક બોન્ડ ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચના દ્વારા ઉદભવે છે જે એક સાથે બે અણુઓનું છે. ત્યારબાદ, આ વિચાર સહસંયોજક બોન્ડના સિદ્ધાંતના વિકાસ માટેનો પાયો બન્યો.

સહસંયોજક રાસાયણિક બોન્ડ

જ્યારે બે પડોશી અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન વાદળો ઓવરલેપ થાય ત્યારે એક સ્થિર રાસાયણિક સંયોજન બની શકે છે. આવા પરસ્પર આંતરછેદનું પરિણામ એ આંતરિક જગ્યામાં ઇલેક્ટ્રોનની વધતી ઘનતા છે. જેમ આપણે જાણીએ છીએ, અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર હકારાત્મક રીતે ચાર્જ કરવામાં આવે છે, અને તેથી નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલા ઇલેક્ટ્રોન વાદળની શક્ય તેટલી નજીક દોરવાનો પ્રયાસ કરો. આ આકર્ષણ બે સકારાત્મક ચાર્જ ન્યુક્લિયસ વચ્ચેના પ્રતિકૂળ દળો કરતાં વધુ મજબૂત છે, તેથી આ જોડાણ સ્થિર છે.

રાસાયણિક બોન્ડની ગણતરીઓ સૌપ્રથમ રસાયણશાસ્ત્રી હીટલર અને લંડન દ્વારા કરવામાં આવી હતી. તેઓએ બે હાઇડ્રોજન અણુઓ વચ્ચેના બોન્ડની તપાસ કરી. તેની સૌથી સરળ દ્રશ્ય રજૂઆત આના જેવી દેખાઈ શકે છે:

જેમ તમે જોઈ શકો છો, ઇલેક્ટ્રોન જોડી બંને હાઇડ્રોજન અણુઓમાં ક્વોન્ટમ સ્થાન ધરાવે છે. ઇલેક્ટ્રોનની આ બે-કેન્દ્રીય ગોઠવણીને "સહસંયોજક રાસાયણિક બંધન" કહેવામાં આવે છે. સહસંયોજક બોન્ડ સાદા પદાર્થોના અણુઓ અને તેમના બિન-ધાતુ સંયોજનો માટે લાક્ષણિક છે. સહસંયોજક બોન્ડ દ્વારા બનાવવામાં આવેલ પદાર્થો સામાન્ય રીતે વીજળીનું સંચાલન કરતા નથી અથવા સેમિકન્ડક્ટર હોય છે.

આયોનિક બોન્ડ

આયનીય રાસાયણિક બંધન ત્યારે થાય છે જ્યારે બે વિરોધી ચાર્જ આયનો એકબીજાને આકર્ષે છે. આયનો સરળ હોઈ શકે છે, જેમાં પદાર્થના એક અણુનો સમાવેશ થાય છે. આ પ્રકારના સંયોજનોમાં, સાદા આયનો મોટાભાગે 1 અને 2 જૂથોના હકારાત્મક રીતે ચાર્જ કરેલા ધાતુના અણુઓ હોય છે જેણે તેમના ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવ્યા છે. નકારાત્મક આયનોની રચના લાક્ષણિક નોનમેટલ્સના અણુઓ અને તેમના એસિડ પાયામાં સહજ છે. તેથી, લાક્ષણિક આયનીય સંયોજનોમાં ઘણા આલ્કલી મેટલ હલાઇડ્સ છે, જેમ કે CsF, NaCl અને અન્ય.

સહસંયોજક બંધનથી વિપરીત, આયન સંતૃપ્ત થતું નથી: વિપરીત રીતે ચાર્જ થયેલ આયનોની વિવિધ સંખ્યા આયન અથવા આયનોના જૂથમાં જોડાઈ શકે છે. જોડાયેલા કણોની સંખ્યા માત્ર ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા આયનોના રેખીય પરિમાણો દ્વારા મર્યાદિત છે, તેમજ તે સ્થિતિ કે જેના હેઠળ વિપરીત ચાર્જ આયનોના આકર્ષક દળો આયનીય પ્રકારના સંયોજનમાં ભાગ લેતા સમાન ચાર્જવાળા કણોના પ્રતિકૂળ દળો કરતા વધારે હોવા જોઈએ.

હાઇડ્રોજન બોન્ડ

રાસાયણિક બંધારણના સિદ્ધાંતની રચના પહેલા પણ, તે પ્રાયોગિક રીતે નોંધવામાં આવ્યું હતું કે વિવિધ બિન-ધાતુઓ સાથેના હાઇડ્રોજન સંયોજનોમાં કંઈક અંશે અસામાન્ય ગુણધર્મો છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ અને પાણીના ઉત્કલન બિંદુઓ અપેક્ષા કરતા ઘણા વધારે છે.

હાઇડ્રોજન સંયોજનોની આ અને અન્ય વિશેષતાઓને H + અણુની અન્ય રાસાયણિક બંધન બનાવવાની ક્ષમતા દ્વારા સમજાવી શકાય છે. આ પ્રકારના જોડાણને "હાઈડ્રોજન બોન્ડ" કહેવામાં આવે છે. હાઇડ્રોજન બોન્ડની ઘટનાના કારણો ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક દળોના ગુણધર્મોમાં આવેલા છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન ફલોરાઇડના પરમાણુમાં, કુલ ઇલેક્ટ્રોન વાદળ ફ્લોરિન તરફ એટલું સ્થાનાંતરિત થાય છે કે આ પદાર્થના અણુની આસપાસની જગ્યા નકારાત્મક ઇલેક્ટ્રિક ફિલ્ડથી સંતૃપ્ત થાય છે. હાઇડ્રોજન અણુની આસપાસ, તેના એકમાત્ર ઇલેક્ટ્રોનથી વંચિત, ક્ષેત્ર ઘણું નબળું છે અને તેમાં હકારાત્મક ચાર્જ છે. પરિણામે, ઇલેક્ટ્રોન વાદળો H + અને નકારાત્મક F - ના હકારાત્મક ક્ષેત્રો વચ્ચે વધારાનો સંબંધ ઉભો થાય છે.

ધાતુઓના રાસાયણિક બંધન

તમામ ધાતુઓના પરમાણુ ચોક્કસ રીતે અવકાશમાં સ્થિત છે. ધાતુના અણુઓની ગોઠવણીને સ્ફટિક જાળી કહેવામાં આવે છે. આ કિસ્સામાં, વિવિધ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન એકબીજા સાથે નબળી રીતે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, એક સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન વાદળ બનાવે છે. અણુઓ અને ઈલેક્ટ્રોન વચ્ચેની આ પ્રકારની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાને "મેટાલિક બોન્ડ" કહેવામાં આવે છે.

તે ધાતુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનની મુક્ત હિલચાલ છે જે ધાતુના પદાર્થોના ભૌતિક ગુણધર્મોને સમજાવી શકે છે: વિદ્યુત વાહકતા, થર્મલ વાહકતા, શક્તિ, કાર્યક્ષમતા અને અન્ય.

તે રસાયણશાસ્ત્ર નામના રસપ્રદ વિજ્ઞાનના પાયાનો એક છે. આ લેખમાં આપણે રાસાયણિક બોન્ડના તમામ પાસાઓનું વિશ્લેષણ કરીશું, વિજ્ઞાનમાં તેમનું મહત્વ, ઉદાહરણો આપીશું અને ઘણું બધું.

રાસાયણિક બોન્ડ શું છે

રસાયણશાસ્ત્રમાં, રાસાયણિક બંધનને પરમાણુમાં અણુઓના પરસ્પર સંલગ્નતા તરીકે અને વચ્ચે અસ્તિત્વમાં રહેલા આકર્ષણના બળના પરિણામે સમજવામાં આવે છે. તે રાસાયણિક બોન્ડને આભારી છે કે વિવિધ રાસાયણિક સંયોજનો રચાય છે આ રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિ છે.

કેમિકલ બોન્ડના પ્રકાર

રાસાયણિક બોન્ડની રચનાની પદ્ધતિ તેના પ્રકાર અથવા પ્રકાર પર આધાર રાખે છે, સામાન્ય રીતે, નીચેના મુખ્ય પ્રકારનાં રાસાયણિક બોન્ડ અલગ પડે છે:

• સહસંયોજક રાસાયણિક બંધન (જે બદલામાં ધ્રુવીય અથવા બિન-ધ્રુવીય હોઈ શકે છે)
• આયોનિક બોન્ડ
• કેમિકલ બોન્ડ

લોકોની જેમ.

માટે, અમારી વેબસાઇટ પર એક અલગ લેખ તેના માટે સમર્પિત છે, અને તમે લિંક પર વધુ વિગતવાર વાંચી શકો છો. આગળ, અમે અન્ય તમામ મુખ્ય પ્રકારનાં રાસાયણિક બંધનોની વધુ વિગતવાર તપાસ કરીશું.

આયોનિક રાસાયણિક બોન્ડ

આયનીય રાસાયણિક બોન્ડની રચના વિવિધ ચાર્જવાળા બે આયનોના પરસ્પર વિદ્યુત આકર્ષણને કારણે થાય છે. આવા રાસાયણિક બોન્ડમાં આયનો સામાન્ય રીતે સરળ હોય છે, જેમાં પદાર્થના એક અણુનો સમાવેશ થાય છે.

આયનીય રાસાયણિક બોન્ડની યોજના.

આયનીય પ્રકારના રાસાયણિક બોન્ડની લાક્ષણિકતા એ તેની સંતૃપ્તિનો અભાવ છે, અને પરિણામે, વિપરીત ચાર્જ આયનોની ખૂબ જ અલગ સંખ્યા આયન અથવા આયનોના સંપૂર્ણ જૂથમાં જોડાઈ શકે છે. આયનીય રાસાયણિક બોન્ડનું ઉદાહરણ સીઝિયમ ફ્લોરાઇડ સંયોજન CsF છે, જેમાં "આયનસિટી" નું સ્તર લગભગ 97% છે.

હાઇડ્રોજન રાસાયણિક બંધન

તેના આધુનિક સ્વરૂપમાં રાસાયણિક બોન્ડના આધુનિક સિદ્ધાંતના આગમનના ઘણા સમય પહેલા, રસાયણશાસ્ત્રીઓએ નોંધ્યું હતું કે બિન-ધાતુઓ સાથેના હાઇડ્રોજન સંયોજનોમાં વિવિધ આશ્ચર્યજનક ગુણધર્મો છે. ચાલો કહીએ કે પાણીનો ઉત્કલનબિંદુ અને હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ તેની સાથે હોઇ શકે તેના કરતાં ઘણું વધારે છે, અહીં હાઇડ્રોજન રાસાયણિક બોન્ડનું તૈયાર ઉદાહરણ છે.

ચિત્ર હાઇડ્રોજન રાસાયણિક બોન્ડની રચનાનું આકૃતિ દર્શાવે છે.

હાઇડ્રોજન રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિ અને ગુણધર્મો હાઇડ્રોજન અણુ H ની અન્ય રાસાયણિક બોન્ડ બનાવવાની ક્ષમતા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, તેથી આ બોન્ડનું નામ છે. આવા જોડાણની રચનાનું કારણ ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક દળોના ગુણધર્મો છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન ફલોરાઇડ પરમાણુમાં કુલ ઇલેક્ટ્રોન વાદળ ફ્લોરિન તરફ એટલું સ્થાનાંતરિત થાય છે કે આ પદાર્થના અણુની આસપાસની જગ્યા નકારાત્મક ઇલેક્ટ્રિક ફિલ્ડથી સંતૃપ્ત થાય છે. હાઇડ્રોજન અણુની આસપાસ, ખાસ કરીને તેના એકમાત્ર ઇલેક્ટ્રોનથી વંચિત, બધું બરાબર વિરુદ્ધ છે તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક ક્ષેત્ર ઘણું નબળું છે અને પરિણામે, સકારાત્મક ચાર્જ છે. અને હકારાત્મક અને નકારાત્મક શુલ્ક, જેમ તમે જાણો છો, આકર્ષે છે, અને આ સરળ રીતે હાઇડ્રોજન બોન્ડ ઉદભવે છે.

ધાતુઓના રાસાયણિક બંધન

ધાતુઓની લાક્ષણિકતા કયા રાસાયણિક બંધન છે? આ પદાર્થોના પોતાના પ્રકારનું રાસાયણિક બંધન છે - તમામ ધાતુઓના અણુઓ કોઈપણ રીતે ગોઠવાયેલા નથી, પરંતુ ચોક્કસ રીતે, તેમની ગોઠવણીના ક્રમને સ્ફટિક જાળી કહેવામાં આવે છે. વિવિધ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન એક સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન વાદળ બનાવે છે, અને તેઓ એકબીજા સાથે નબળી રીતે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે.

આ મેટલ કેમિકલ બોન્ડ જેવો દેખાય છે.

ધાતુના રાસાયણિક બોન્ડનું ઉદાહરણ કોઈપણ ધાતુ હોઈ શકે છે: સોડિયમ, આયર્ન, જસત, વગેરે.

રાસાયણિક બોન્ડનો પ્રકાર કેવી રીતે નક્કી કરવો

તેમાં ભાગ લેતા પદાર્થોના આધારે, જો ત્યાં ધાતુ અને બિન-ધાતુ હોય, તો બોન્ડ આયનીય છે, જો ત્યાં બે ધાતુઓ છે, તો તે ધાતુ છે, જો ત્યાં બે બિન-ધાતુઓ છે, તો તે સહસંયોજક છે.

રાસાયણિક બોન્ડના ગુણધર્મો

વિવિધ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓની તુલના કરવા માટે, વિવિધ માત્રાત્મક લાક્ષણિકતાઓનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે, જેમ કે:

• લંબાઈ
• ઊર્જા,
• ધ્રુવીયતા
• જોડાણોનો ક્રમ.

ચાલો તેમને વધુ વિગતમાં જોઈએ.

બોન્ડ લંબાઈ એ રાસાયણિક બોન્ડ દ્વારા જોડાયેલા અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર વચ્ચેનું સંતુલન અંતર છે. સામાન્ય રીતે પ્રાયોગિક રીતે માપવામાં આવે છે.

રાસાયણિક બોન્ડની ઊર્જા તેની તાકાત નક્કી કરે છે. આ કિસ્સામાં, ઊર્જા એ રાસાયણિક બંધન અને અણુઓને અલગ કરવા માટે જરૂરી બળનો ઉલ્લેખ કરે છે.

રાસાયણિક બોન્ડની ધ્રુવીયતા દર્શાવે છે કે અણુઓમાંથી એક તરફ કેટલી ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતા ખસેડવામાં આવે છે. અણુઓની ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાને પોતાની તરફ ખસેડવાની અથવા, સરળ શબ્દોમાં, રસાયણશાસ્ત્રમાં "પોતાની ઉપર ધાબળો ખેંચવાની" ક્ષમતાને ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી કહેવામાં આવે છે.

રાસાયણિક બોન્ડનો ક્રમ (બીજા શબ્દોમાં, રાસાયણિક બોન્ડની ગુણાકાર) એ રાસાયણિક બોન્ડમાં પ્રવેશતા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની સંખ્યા છે. ક્રમ કાં તો સંપૂર્ણ અથવા અપૂર્ણાંક હોઈ શકે છે; તે જેટલું ઊંચું છે, રાસાયણિક બંધનને વહન કરતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધારે છે અને તેને તોડવું વધુ મુશ્કેલ છે.

કેમિકલ બોન્ડ, વિડિયો

અને અંતે, વિવિધ પ્રકારના રાસાયણિક બોન્ડ વિશે શૈક્ષણિક વિડિયો.

રાસાયણિક બોન્ડ્સનો કોઈ એકીકૃત સિદ્ધાંત નથી;

સહ સંયોજક બંધન

સહસંયોજક બોન્ડની રચના ત્રણ પદ્ધતિઓ દ્વારા શક્ય છે: વિનિમય, દાતા-સ્વીકારનાર અને ડેટિવ (લેવિસ).

અનુસાર મેટાબોલિક મિકેનિઝમસહસંયોજક બોન્ડની રચના સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીની વહેંચણીને કારણે થાય છે. આ કિસ્સામાં, દરેક અણુ નિષ્ક્રિય ગેસનું શેલ પ્રાપ્ત કરવાનું વલણ ધરાવે છે, એટલે કે. પૂર્ણ બાહ્ય ઊર્જા સ્તર મેળવો. વિનિમય પ્રકાર દ્વારા રાસાયણિક બોન્ડની રચના લેવિસ સૂત્રોનો ઉપયોગ કરીને દર્શાવવામાં આવી છે, જેમાં અણુના દરેક વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને બિંદુઓ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે (ફિગ. 1).

ચોખા. 1 વિનિમય પદ્ધતિ દ્વારા HCl પરમાણુમાં સહસંયોજક બોન્ડની રચના

અણુ માળખું અને ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સના સિદ્ધાંતના વિકાસ સાથે, સહસંયોજક બોન્ડની રચના ઇલેક્ટ્રોનિક ઓર્બિટલ્સ (ફિગ. 2) ના ઓવરલેપ તરીકે રજૂ થાય છે.

ચોખા. 2. ઇલેક્ટ્રોન વાદળોના ઓવરલેપને કારણે સહસંયોજક બોન્ડની રચના

પરમાણુ ભ્રમણકક્ષાનું ઓવરલેપ જેટલું વધારે છે, તેટલું મજબૂત બોન્ડ, બોન્ડની લંબાઈ ઓછી અને બોન્ડ એનર્જી વધારે છે. વિવિધ ભ્રમણકક્ષાઓને ઓવરલેપ કરીને સહસંયોજક બંધન બનાવી શકાય છે. બાજુની લોબ્સ સાથે s-s, s-p ઓર્બિટલ્સ, તેમજ d-d, p-p, d-p ઓર્બિટલ્સના ઓવરલેપના પરિણામે, બોન્ડની રચના થાય છે. 2 અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્રને જોડતી રેખા પર કાટખૂણે એક બોન્ડ રચાય છે. એક અને એક બોન્ડ બહુવિધ (ડબલ) સહસંયોજક બોન્ડ બનાવવા માટે સક્ષમ છે, જે એલ્કેન્સ, આલ્કેડિનીસ, વગેરેના વર્ગના કાર્બનિક પદાર્થોની લાક્ષણિકતા છે. એક અને બે બોન્ડ બહુવિધ (ત્રણ) સહસંયોજક બંધન બનાવે છે, વર્ગના કાર્બનિક પદાર્થોની લાક્ષણિકતા એલ્કાઇન્સ (એસિટિલીન).

દ્વારા સહસંયોજક બોન્ડની રચના દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમચાલો એમોનિયમ કેશનનું ઉદાહરણ જોઈએ:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

નાઇટ્રોજન અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની એક મુક્ત જોડી હોય છે (ઇલેક્ટ્રોન પરમાણુની અંદર રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં સામેલ નથી), અને હાઇડ્રોજન કેશન મુક્ત ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે, તેથી તે અનુક્રમે ઇલેક્ટ્રોન દાતા અને સ્વીકારનાર છે.

ચાલો ક્લોરિન પરમાણુના ઉદાહરણનો ઉપયોગ કરીને સહસંયોજક બંધનની રચનાની ડેટિવ મિકેનિઝમને ધ્યાનમાં લઈએ.

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

ક્લોરિન અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન અને ખાલી ભ્રમણકક્ષાની મુક્ત એકલ જોડી હોય છે, તેથી, તે દાતા અને સ્વીકારનાર બંનેના ગુણધર્મો પ્રદર્શિત કરી શકે છે. તેથી, જ્યારે ક્લોરિન પરમાણુ રચાય છે, ત્યારે એક ક્લોરિન અણુ દાતા તરીકે અને બીજો સ્વીકારનાર તરીકે કાર્ય કરે છે.

મુખ્ય સહસંયોજક બોન્ડની લાક્ષણિકતાઓછે: સંતૃપ્તિ (સંતૃપ્ત બોન્ડ્સ રચાય છે જ્યારે અણુ તેની સંયોજક ક્ષમતાઓ પરવાનગી આપે છે તેટલા ઇલેક્ટ્રોનને પોતાની સાથે જોડે છે; અસંતૃપ્ત બોન્ડ રચાય છે જ્યારે જોડાયેલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અણુની સંયોજક ક્ષમતાઓ કરતાં ઓછી હોય છે); દિશાસૂચકતા (આ મૂલ્ય પરમાણુની ભૂમિતિ અને "બોન્ડ એન્ગલ" ની વિભાવના સાથે સંબંધિત છે - બોન્ડ્સ વચ્ચેનો કોણ).

આયોનિક બોન્ડ

શુદ્ધ આયનીય બોન્ડ સાથે કોઈ સંયોજનો નથી, જો કે આને અણુઓની રાસાયણિક રીતે બંધાયેલી સ્થિતિ તરીકે સમજવામાં આવે છે જેમાં જ્યારે કુલ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ તત્વના અણુમાં સંપૂર્ણપણે સ્થાનાંતરિત થાય છે ત્યારે અણુનું સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક વાતાવરણ બનાવવામાં આવે છે. આયનીય બંધન ફક્ત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અને ઇલેક્ટ્રોપોઝિટિવ તત્વોના અણુઓ વચ્ચે જ શક્ય છે જે વિપરીત ચાર્જ આયન - કેશન અને આયનોની સ્થિતિમાં હોય છે.

વ્યાખ્યા

આયનઅણુમાં ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરીને અથવા ઉમેરવાથી બનેલા ઇલેક્ટ્રિકલી ચાર્જ કણો છે.

ઇલેક્ટ્રોનને સ્થાનાંતરિત કરતી વખતે, ધાતુ અને બિનધાતુના અણુઓ તેમના ન્યુક્લિયસની આસપાસ સ્થિર ઇલેક્ટ્રોન શેલ રૂપરેખાંકન બનાવે છે. બિન-ધાતુ પરમાણુ તેના કોર આસપાસ અનુગામી નિષ્ક્રિય વાયુનું શેલ બનાવે છે, અને ધાતુનો અણુ અગાઉના નિષ્ક્રિય વાયુનું શેલ બનાવે છે (ફિગ. 3).

ચોખા. 3. સોડિયમ ક્લોરાઇડ પરમાણુના ઉદાહરણનો ઉપયોગ કરીને આયનીય બોન્ડની રચના

પરમાણુઓ જેમાં આયનીય બોન્ડ તેમના શુદ્ધ સ્વરૂપમાં અસ્તિત્વ ધરાવે છે તે પદાર્થની વરાળની સ્થિતિમાં જોવા મળે છે. આયનીય બોન્ડ ખૂબ જ મજબૂત છે, અને તેથી આ બોન્ડ સાથેના પદાર્થોનું ગલનબિંદુ વધારે છે. સહસંયોજક બોન્ડ્સથી વિપરીત, આયનીય બોન્ડ દિશાનિર્દેશકતા અને સંતૃપ્તિ દ્વારા વર્ગીકૃત થતા નથી, કારણ કે આયનો દ્વારા બનાવેલ વિદ્યુત ક્ષેત્ર ગોળાકાર સમપ્રમાણતાને કારણે તમામ આયનો પર સમાન રીતે કાર્ય કરે છે.

મેટલ કનેક્શન

મેટાલિક બોન્ડ માત્ર ધાતુઓમાં જ સાકાર થાય છે - આ એક જ જાળીમાં ધાતુના અણુઓને પકડી રાખતી ક્રિયાપ્રતિક્રિયા છે. તેના સમગ્ર જથ્થા સાથે જોડાયેલા ધાતુના અણુઓના માત્ર વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન જ બોન્ડની રચનામાં ભાગ લે છે. ધાતુઓમાં, ઇલેક્ટ્રોન સતત અણુઓમાંથી છીનવાઈ જાય છે અને ધાતુના સમગ્ર સમૂહમાં ફરે છે. ધાતુના અણુઓ, ઇલેક્ટ્રોનથી વંચિત, હકારાત્મક ચાર્જ આયનોમાં ફેરવાય છે, જે ગતિશીલ ઇલેક્ટ્રોનને સ્વીકારે છે. આ સતત પ્રક્રિયા ધાતુની અંદર કહેવાતા "ઇલેક્ટ્રોન ગેસ" બનાવે છે, જે તમામ ધાતુના અણુઓને એકસાથે બાંધે છે (ફિગ. 4).

મેટાલિક બોન્ડ મજબૂત હોય છે, તેથી ધાતુઓ ઉચ્ચ ગલનબિંદુ દ્વારા વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે, અને "ઇલેક્ટ્રોન ગેસ" ની હાજરી ધાતુઓને અસ્થિરતા અને નરમતા આપે છે.

હાઇડ્રોજન બોન્ડ

હાઇડ્રોજન બોન્ડ એ ચોક્કસ આંતરપરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા છે, કારણ કે તેની ઘટના અને શક્તિ પદાર્થની રાસાયણિક પ્રકૃતિ પર આધારિત છે. તે અણુઓ વચ્ચે રચાય છે જેમાં હાઇડ્રોજન અણુ ઉચ્ચ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી (O, N, S) સાથેના અણુ સાથે બંધાયેલ છે. હાઇડ્રોજન બોન્ડની ઘટના બે કારણો પર આધાર રાખે છે: પ્રથમ, ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ સાથે સંકળાયેલ હાઇડ્રોજન અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન નથી અને તે અન્ય અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન વાદળોમાં સરળતાથી સમાવિષ્ટ થઈ શકે છે, અને બીજું, વેલેન્સ એસ-ઓર્બિટલ, હાઇડ્રોજન અણુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુના એકલા જોડી ઇલેક્ટ્રોનને સ્વીકારવામાં સક્ષમ છે અને દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ દ્વારા તેની સાથે બોન્ડ રચે છે.

મોટાભાગના તત્વોના અણુઓ અલગથી અસ્તિત્વમાં નથી, કારણ કે તેઓ એકબીજા સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરી શકે છે. આ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા વધુ જટિલ કણો ઉત્પન્ન કરે છે.

રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિ એ ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક દળોની ક્રિયા છે, જે ઇલેક્ટ્રિક ચાર્જ વચ્ચેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના દળો છે. ઇલેક્ટ્રોન અને અણુ ન્યુક્લીમાં આવા ચાર્જ હોય ​​છે.

બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો (વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન) પર સ્થિત ઇલેક્ટ્રોન, ન્યુક્લિયસથી સૌથી દૂર હોવાને કારણે, તેની સાથે સૌથી નબળી ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, અને તેથી તે ન્યુક્લિયસથી અલગ થવામાં સક્ષમ છે. તેઓ અણુઓને એકબીજા સાથે જોડવા માટે જવાબદાર છે.

રસાયણશાસ્ત્રમાં ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓના પ્રકાર

રાસાયણિક બોન્ડના પ્રકારો નીચેના કોષ્ટકમાં રજૂ કરી શકાય છે:

આયનીય બંધનની લાક્ષણિકતાઓ

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા જે કારણે થાય છે આયન આકર્ષણવિવિધ ચાર્જ હોવાને આયનીય કહેવાય છે. આવું થાય છે જો બંધાયેલા અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીમાં નોંધપાત્ર તફાવત હોય (એટલે ​​​​કે, ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષવાની ક્ષમતા) અને ઇલેક્ટ્રોન જોડી વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ તત્વ પર જાય. એક અણુમાંથી બીજામાં ઇલેક્ટ્રોનના આ સ્થાનાંતરણનું પરિણામ એ ચાર્જ કણો - આયનોની રચના છે. તેમની વચ્ચે આકર્ષણ ઊભું થાય છે.

તેમની પાસે સૌથી નીચો ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી સૂચકાંકો છે લાક્ષણિક ધાતુઓ, અને સૌથી મોટી લાક્ષણિક બિન-ધાતુઓ છે. આયનો આમ લાક્ષણિક ધાતુઓ અને લાક્ષણિક બિનધાતુઓ વચ્ચેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દ્વારા રચાય છે.

ધાતુના અણુઓ હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ આયનો (કેશન્સ) બની જાય છે, ઇલેક્ટ્રોનને તેમના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તરોમાં દાન કરે છે, અને બિનધાતુઓ ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારે છે, આમ નકારાત્મક ચાર્જ ions (anions).

અણુઓ તેમના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનોને પૂર્ણ કરીને વધુ સ્થિર ઊર્જા સ્થિતિમાં જાય છે.

આયનીય બંધન દિશાહીન અને બિન-સંતૃપ્ત છે, કારણ કે ઇલેકટ્રોસ્ટેટિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયા તમામ દિશાઓમાં થાય છે, આયન બધી દિશાઓમાં વિરુદ્ધ ચિહ્નના આયનોને આકર્ષિત કરી શકે છે.

આયનોની ગોઠવણી એવી છે કે દરેકની આસપાસ ચોક્કસ સંખ્યામાં વિપરિત ચાર્જ થયેલ આયન હોય છે. આયનીય સંયોજનો માટે "પરમાણુ" ની વિભાવના અર્થ નથી.

શિક્ષણના ઉદાહરણો

સોડિયમ ક્લોરાઇડ (nacl) માં બોન્ડની રચના અનુરૂપ આયનો બનાવવા માટે Na અણુમાંથી Cl પરમાણુમાં ઇલેક્ટ્રોનના સ્થાનાંતરણને કારણે છે:

Na 0 - 1 e = Na + (cation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

સોડિયમ ક્લોરાઇડમાં, સોડિયમ કેશનની આસપાસ છ ક્લોરાઇડ આયન અને દરેક ક્લોરાઇડ આયનની આસપાસ છ સોડિયમ આયન હોય છે.

જ્યારે બેરિયમ સલ્ફાઇડમાં અણુઓ વચ્ચે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા રચાય છે, ત્યારે નીચેની પ્રક્રિયાઓ થાય છે:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

બા તેના બે ઈલેક્ટ્રોન સલ્ફરને દાનમાં આપે છે, પરિણામે સલ્ફર એનિયનો S 2- અને બેરિયમ કેશન Ba 2+ બને છે.

મેટલ રાસાયણિક બોન્ડ

ધાતુઓના બાહ્ય ઉર્જા સ્તરોમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા ઓછી છે તેઓ સરળતાથી ન્યુક્લિયસથી અલગ થઈ જાય છે. આ ટુકડીના પરિણામે, મેટલ આયનો અને મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન રચાય છે. આ ઇલેક્ટ્રોનને "ઇલેક્ટ્રોન ગેસ" કહેવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોન ધાતુના સમગ્ર જથ્થામાં મુક્તપણે ફરે છે અને સતત બંધાયેલા અને અણુઓથી અલગ પડે છે.

ધાતુના પદાર્થની રચના નીચે મુજબ છે: સ્ફટિક જાળી એ પદાર્થનું હાડપિંજર છે, અને તેની ગાંઠો વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોન મુક્તપણે ખસેડી શકે છે.

નીચેના ઉદાહરણો આપી શકાય છે:

એમજી - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

ફે-3e<->ફે 3+

સહસંયોજક: ધ્રુવીય અને બિન-ધ્રુવીય

રાસાયણિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયાનો સૌથી સામાન્ય પ્રકાર એ સહસંયોજક બોન્ડ છે. ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી મૂલ્યો તીવ્રપણે અલગ પડતા નથી તેથી, સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીને વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ અણુમાં ફેરવવામાં આવે છે.

સહસંયોજક ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ વિનિમય પદ્ધતિ અથવા દાતા-સ્વીકાર પદ્ધતિ દ્વારા રચી શકાય છે.

જો દરેક પરમાણુ બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોનિક સ્તરો પર જોડી વગરના ઈલેક્ટ્રોન ધરાવે છે અને અણુ ભ્રમણકક્ષાના ઓવરલેપને કારણે ઈલેક્ટ્રોનની જોડી દેખાય છે જે પહેલાથી જ બંને અણુઓની છે તો વિનિમય પદ્ધતિ સાકાર થાય છે. જ્યારે એક અણુમાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની જોડી હોય છે, અને બીજામાં મુક્ત ભ્રમણકક્ષા હોય છે, ત્યારે જ્યારે અણુ ભ્રમણકક્ષા ઓવરલેપ થાય છે, ત્યારે ઇલેક્ટ્રોન જોડી વહેંચવામાં આવે છે અને દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ અનુસાર ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે.

સહસંયોજકોને ગુણાકાર દ્વારા વિભાજિત કરવામાં આવે છે:

• સરળ અથવા સિંગલ;
• ડબલ;
• ત્રણ ગણો

ડબલ રાશિઓ એક સાથે બે જોડી ઇલેક્ટ્રોનની વહેંચણીને સુનિશ્ચિત કરે છે, અને ટ્રિપલ રાશિઓ - ત્રણ.

બંધાયેલા અણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા (ધ્રુવીયતા) ના વિતરણ અનુસાર, સહસંયોજક બોન્ડને વિભાજિત કરવામાં આવે છે:

• બિન-ધ્રુવીય;
• ધ્રુવીય

બિન-ધ્રુવીય બોન્ડ સમાન અણુઓ દ્વારા રચાય છે, અને ધ્રુવીય બોન્ડ વિવિધ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી દ્વારા રચાય છે.

સમાન ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી સાથે અણુઓની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાને નોનપોલર બોન્ડ કહેવામાં આવે છે. આવા પરમાણુમાં ઈલેક્ટ્રોનની સામાન્ય જોડી બેમાંથી કોઈ એક પરમાણુ તરફ આકર્ષિત થતી નથી, પરંતુ બંને સાથે સમાન રીતે સંબંધિત છે.

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીમાં ભિન્ન તત્વોની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા ધ્રુવીય બોન્ડની રચના તરફ દોરી જાય છે. આ પ્રકારની ક્રિયાપ્રતિક્રિયામાં, વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વ તરફ આકર્ષાય છે, પરંતુ તેમાં સંપૂર્ણપણે સ્થાનાંતરિત થતા નથી (એટલે ​​​​કે, આયનોની રચના થતી નથી). ઇલેક્ટ્રોન ઘનતામાં આ પરિવર્તનના પરિણામે, અણુઓ પર આંશિક ચાર્જ દેખાય છે: વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવમાં નકારાત્મક ચાર્જ હોય ​​છે, અને ઓછા ઇલેક્ટ્રોનગેટિવમાં સકારાત્મક ચાર્જ હોય ​​છે.

સહસંયોજકતાના ગુણધર્મો અને લાક્ષણિકતાઓ

સહસંયોજક બોન્ડની મુખ્ય લાક્ષણિકતાઓ:

• ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર વચ્ચેના અંતર દ્વારા લંબાઈ નક્કી કરવામાં આવે છે.
• ધ્રુવીયતા એક અણુ તરફ ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડના વિસ્થાપન દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.
• દિશાસૂચકતા એ અવકાશમાં લક્ષી બોન્ડ બનાવવાની મિલકત છે અને તે મુજબ, ચોક્કસ ભૌમિતિક આકાર ધરાવતા પરમાણુઓ.
• સંતૃપ્તિ મર્યાદિત સંખ્યામાં બોન્ડ બનાવવાની ક્ષમતા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.
• ધ્રુવીયતા બાહ્ય ઇલેક્ટ્રિક ક્ષેત્રના પ્રભાવ હેઠળ ધ્રુવીયતાને બદલવાની ક્ષમતા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.
• બોન્ડ તોડવા માટે જરૂરી ઉર્જા તેની તાકાત નક્કી કરે છે.

સહસંયોજક બિન-ધ્રુવીય ક્રિયાપ્રતિક્રિયાનું ઉદાહરણ હાઇડ્રોજન (H2), ક્લોરિન (Cl2), ઓક્સિજન (O2), નાઇટ્રોજન (N2) અને અન્ય ઘણા અણુઓ હોઈ શકે છે.

H· + · H → H-H પરમાણુ એક જ બિન-ધ્રુવીય બંધન ધરાવે છે,

O: + :O → O=O પરમાણુ ડબલ બિનધ્રુવીય ધરાવે છે,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N પરમાણુ ત્રિવિધ બિનધ્રુવીય છે.

રાસાયણિક તત્વોના સહસંયોજક બોન્ડના ઉદાહરણોમાં કાર્બન ડાયોક્સાઇડ (CO2) અને કાર્બન મોનોક્સાઇડ (CO), હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડ (H2S), હાઇડ્રોક્લોરિક એસિડ (HCL), પાણી (H2O), મિથેન (CH4), સલ્ફર ઓક્સાઇડ (SO2) અને કાર્બન મોનોક્સાઇડના પરમાણુઓનો સમાવેશ થાય છે. અન્ય ઘણા લોકો

CO2 પરમાણુમાં, કાર્બન અને ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચેનો સંબંધ સહસંયોજક ધ્રુવીય છે, કારણ કે વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ હાઇડ્રોજન ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાને આકર્ષે છે. ઓક્સિજન તેના બાહ્ય શેલમાં બે જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, જ્યારે કાર્બન ક્રિયાપ્રતિક્રિયા રચવા માટે ચાર વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન પ્રદાન કરી શકે છે. પરિણામે, ડબલ બોન્ડ રચાય છે અને પરમાણુ આના જેવો દેખાય છે: O=C=O.

ચોક્કસ પરમાણુમાં બોન્ડનો પ્રકાર નક્કી કરવા માટે, તેના ઘટક અણુઓને ધ્યાનમાં લેવા માટે તે પૂરતું છે. સરળ ધાતુના પદાર્થો એક ધાતુનું બંધન બનાવે છે, બિનધાતુઓ સાથેની ધાતુઓ આયનીય બોન્ડ બનાવે છે, સરળ બિનધાતુ પદાર્થો સહસંયોજક બિનધ્રુવીય બંધન બનાવે છે, અને વિવિધ બિનધાતુઓ ધરાવતા પરમાણુઓ ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધન દ્વારા રચાય છે.

સહસંયોજક રાસાયણિક બોન્ડ, તેની જાતો અને રચનાની પદ્ધતિઓ. સહસંયોજક બોન્ડની લાક્ષણિકતાઓ (ધ્રુવીયતા અને બોન્ડ ઊર્જા). આયોનિક બોન્ડ. મેટલ કનેક્શન. હાઇડ્રોજન બોન્ડ

રાસાયણિક બંધનનો સિદ્ધાંત તમામ સૈદ્ધાંતિક રસાયણશાસ્ત્રનો આધાર બનાવે છે.

રાસાયણિક બોન્ડને અણુઓની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા તરીકે સમજવામાં આવે છે જે તેમને પરમાણુઓ, આયનો, રેડિકલ અને સ્ફટિકોમાં જોડે છે.

રાસાયણિક બોન્ડ ચાર પ્રકારના હોય છે: આયનીય, સહસંયોજક, ધાતુ અને હાઇડ્રોજન.

પ્રકારોમાં રાસાયણિક બોન્ડનું વિભાજન શરતી છે, કારણ કે તે બધા ચોક્કસ એકતા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે.

આયનીય બોન્ડને ધ્રુવીય સહસંયોજક બોન્ડના આત્યંતિક કેસ તરીકે ગણી શકાય.

મેટાલિક બોન્ડ વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોનનો ઉપયોગ કરીને અણુઓની સહસંયોજક ક્રિયાપ્રતિક્રિયા અને આ ઇલેક્ટ્રોન અને મેટલ આયનો વચ્ચેના ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણને જોડે છે.

પદાર્થોમાં ઘણીવાર રાસાયણિક બંધન (અથવા શુદ્ધ રાસાયણિક બંધન) ના મર્યાદિત કેસોનો અભાવ હોય છે.

ઉદાહરણ તરીકે, લિથિયમ ફ્લોરાઈડ $LiF$ ને આયનીય સંયોજન તરીકે વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે. હકીકતમાં, તેમાંનું બોન્ડ $80%$ આયનીય અને $20%$ સહસંયોજક છે. તેથી તે વધુ યોગ્ય છે, દેખીતી રીતે, રાસાયણિક બોન્ડની ધ્રુવીયતા (આયોનિસિટી) ની ડિગ્રી વિશે વાત કરવી.

હાઇડ્રોજન હલાઇડ્સ $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ ની શ્રેણીમાં, બોન્ડ પોલેરિટીની ડિગ્રી ઘટે છે, કારણ કે હેલોજન અને હાઇડ્રોજન અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી મૂલ્યોમાં તફાવત ઘટે છે, અને એસ્ટેટાઇન હાઇડ્રોજનમાં બોન્ડ લગભગ બની જાય છે. બિનધ્રુવીય $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.

સમાન પદાર્થોમાં વિવિધ પ્રકારના બોન્ડ મળી શકે છે, ઉદાહરણ તરીકે:

1. પાયામાં: હાઇડ્રોક્સો જૂથોમાં ઓક્સિજન અને હાઇડ્રોજન અણુઓ વચ્ચે બોન્ડ ધ્રુવીય સહસંયોજક છે, અને મેટલ અને હાઇડ્રોક્સો જૂથ વચ્ચે તે આયનીય છે;
2. ઓક્સિજન ધરાવતા એસિડના ક્ષારમાં: બિન-ધાતુના અણુ અને એસિડિક અવશેષોના ઓક્સિજન વચ્ચે - સહસંયોજક ધ્રુવીય, અને ધાતુ અને એસિડિક અવશેષો વચ્ચે - આયનીય;
3. એમોનિયમ, મેથિલેમોનિયમ ક્ષાર, વગેરેમાં: નાઇટ્રોજન અને હાઇડ્રોજન પરમાણુ વચ્ચે - સહસંયોજક ધ્રુવીય, અને એમોનિયમ અથવા મેથિલેમોનિયમ આયનો અને એસિડ અવશેષો વચ્ચે - આયનીય;
4. મેટલ પેરોક્સાઇડ્સમાં (ઉદાહરણ તરીકે, $Na_2O_2$), ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચેનું બંધન સહસંયોજક બિનધ્રુવીય છે, અને ધાતુ અને ઓક્સિજન વચ્ચે આયનીય છે, વગેરે.

વિવિધ પ્રકારના જોડાણો એકબીજામાં રૂપાંતરિત થઈ શકે છે:

- પાણીમાં સહસંયોજક સંયોજનોના ઇલેક્ટ્રોલિટીક વિયોજન દરમિયાન, સહસંયોજક ધ્રુવીય બંધ આયનીય બને છે;

- જ્યારે ધાતુઓ બાષ્પીભવન થાય છે, ત્યારે મેટલ બોન્ડ બિનધ્રુવીય સહસંયોજક બોન્ડ વગેરેમાં ફેરવાય છે.

રાસાયણિક બોન્ડના તમામ પ્રકારો અને પ્રકારોની એકતાનું કારણ તેમની સમાન રાસાયણિક પ્રકૃતિ છે - ઇલેક્ટ્રોન-પરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા. કોઈપણ કિસ્સામાં રાસાયણિક બોન્ડની રચના એ અણુઓની ઇલેક્ટ્રોન-પરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાનું પરિણામ છે, જે ઊર્જાના પ્રકાશન સાથે છે.

સહસંયોજક બોન્ડ બનાવવા માટેની પદ્ધતિઓ. સહસંયોજક બોન્ડની લાક્ષણિકતાઓ: બોન્ડની લંબાઈ અને ઊર્જા

સહસંયોજક રાસાયણિક બોન્ડ એ વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓની રચના દ્વારા અણુઓ વચ્ચે રચાયેલ બોન્ડ છે.

આવા બોન્ડની રચનાની પદ્ધતિ વિનિમય અથવા દાતા-સ્વીકારક હોઈ શકે છે.

આઈ. વિનિમય પદ્ધતિજ્યારે અણુઓ અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનને જોડીને વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી બનાવે છે ત્યારે કાર્ય કરે છે.

1) $H_2$ - હાઇડ્રોજન:

હાઇડ્રોજન અણુઓના $s$-ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચનાને કારણે બોન્ડ ઉદ્ભવે છે ($s$-ઓર્બિટલ્સને ઓવરલેપ કરે છે):

2) $HCl$ - હાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડ:

$s-$ અને $p-$ ઇલેક્ટ્રોન ($s-p-$ ઓર્બિટલ્સને ઓવરલેપ કરીને) માંથી એક સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચનાને કારણે બોન્ડ ઉદભવે છે:

3) $Cl_2$: ક્લોરિન પરમાણુમાં, જોડાણ વિનાના $p-$ઈલેક્ટ્રોન ($p-p-$ઓર્બિટલ્સને ઓવરલેપ થતા)ને કારણે સહસંયોજક બોન્ડ રચાય છે:

4) $N_2$: નાઇટ્રોજન પરમાણુમાં અણુઓ વચ્ચે ત્રણ સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી બને છે:

II. દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમચાલો એમોનિયમ આયન $NH_4^+$ ના ઉદાહરણનો ઉપયોગ કરીને સહસંયોજક બોન્ડની રચનાને ધ્યાનમાં લઈએ.

દાતા પાસે ઇલેક્ટ્રોન જોડી છે, સ્વીકારનાર પાસે ખાલી ભ્રમણકક્ષા છે જે આ જોડી કબજે કરી શકે છે. એમોનિયમ આયનમાં, હાઇડ્રોજન અણુઓ સાથેના ચારેય બોન્ડ સહસંયોજક છે: વિનિમય પદ્ધતિ અનુસાર નાઇટ્રોજન અણુ અને હાઇડ્રોજન પરમાણુ દ્વારા સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચનાને કારણે ત્રણની રચના કરવામાં આવી હતી, એક - દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ અનુસાર.

સહસંયોજક બોન્ડનું વર્ગીકરણ ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સના ઓવરલેપની રીત દ્વારા તેમજ બંધાયેલા અણુઓમાંથી એક તરફ તેમના વિસ્થાપન દ્વારા કરી શકાય છે.

બોન્ડ લાઇન સાથે ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સને ઓવરલેપ કરવાના પરિણામે રચાયેલા રાસાયણિક બોન્ડને $σ$ કહેવામાં આવે છે. - બોન્ડ્સ (સિગ્મા બોન્ડ્સ). સિગ્મા બોન્ડ ખૂબ જ મજબૂત છે.

$p-$ઓર્બિટલ્સ બે પ્રદેશોમાં ઓવરલેપ થઈ શકે છે, લેટરલ ઓવરલેપને કારણે સહસંયોજક બોન્ડ બનાવે છે:

કોમ્યુનિકેશન લાઇનની બહાર ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સના "પાર્શ્વીય" ઓવરલેપના પરિણામે રચાયેલા કેમિકલ બોન્ડ્સ, એટલે કે. બે ક્ષેત્રોમાં $π$ કહેવાય છે -બોન્ડ્સ (પી-બોન્ડ).

દ્વારા વિસ્થાપનની ડિગ્રીતેઓ જે અણુઓ સાથે જોડાય છે તેમાંથી એક સાથે ઇલેક્ટ્રોન જોડી વહેંચી છે, એક સહસંયોજક બોન્ડ હોઈ શકે છે ધ્રુવીયઅને બિન-ધ્રુવીય

સમાન ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીવાળા અણુઓ વચ્ચે રચાયેલ સહસંયોજક રાસાયણિક બંધન કહેવાય છે બિન-ધ્રુવીયઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ કોઈપણ અણુમાં સ્થાનાંતરિત થતી નથી, કારણ કે અણુઓમાં સમાન EO હોય છે - અન્ય અણુઓમાંથી વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષવાની મિલકત. દાખ્લા તરીકે:

તે સહસંયોજક બિન-ધ્રુવીય બોન્ડ દ્વારા સરળ બિન-ધાતુ પદાર્થોના પરમાણુઓ રચાય છે. તત્વોના અણુઓ વચ્ચેના સહસંયોજક રાસાયણિક બંધન કે જેની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી અલગ હોય તેને કહેવામાં આવે છે ધ્રુવીય

સહસંયોજક બોન્ડની લંબાઈ અને ઊર્જા.

લાક્ષણિકતા સહસંયોજક બોન્ડના ગુણધર્મો- તેની લંબાઈ અને ઊર્જા. લિંક લંબાઈઅણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર વચ્ચેનું અંતર છે. રાસાયણિક બોન્ડની લંબાઈ જેટલી ટૂંકી છે, તે વધુ મજબૂત છે. જો કે, જોડાણની મજબૂતાઈનું માપ છે બંધનકર્તા ઊર્જા, જે બોન્ડને તોડવા માટે જરૂરી ઊર્જાના જથ્થા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. તે સામાન્ય રીતે kJ/mol માં માપવામાં આવે છે. આમ, પ્રાયોગિક માહિતી અનુસાર, $H_2, Cl_2$ અને $N_2$ પરમાણુઓની બોન્ડ લંબાઈ અનુક્રમે $0.074, 0.198$ અને $0.109$ nm છે અને બોન્ડ એનર્જી અનુક્રમે $436, 242$ અને $946$ kJ/mol છે.

આયનો. આયોનિક બોન્ડ

ચાલો કલ્પના કરીએ કે બે અણુઓ "મળે છે": જૂથ I ધાતુનો એક અણુ અને જૂથ VII નો બિન-ધાતુનો અણુ. ધાતુના અણુમાં તેના બાહ્ય ઉર્જા સ્તર પર એક ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જ્યારે બિન-ધાતુના અણુમાં તેના બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે માત્ર એક ઇલેક્ટ્રોનનો અભાવ હોય છે.

પ્રથમ અણુ સરળતાથી બીજાને તેનું ઇલેક્ટ્રોન આપશે, જે ન્યુક્લિયસથી દૂર છે અને તેની સાથે નબળી રીતે બંધાયેલ છે, અને બીજો તેને તેના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર પર મુક્ત સ્થાન પ્રદાન કરશે.

પછી અણુ, તેના એક નકારાત્મક ચાર્જથી વંચિત, એક સકારાત્મક ચાર્જ થયેલ કણ બનશે, અને બીજો પરિણામી ઇલેક્ટ્રોનને કારણે નકારાત્મક ચાર્જ થયેલ કણમાં ફેરવાશે. આવા કણો કહેવાય છે આયનો

આયનો વચ્ચે જે રાસાયણિક બંધન થાય છે તેને આયનીય કહેવાય છે.

ચાલો જાણીતા સંયોજન સોડિયમ ક્લોરાઇડ (ટેબલ મીઠું) ના ઉદાહરણનો ઉપયોગ કરીને આ બોન્ડની રચનાને ધ્યાનમાં લઈએ:

અણુઓને આયનોમાં રૂપાંતરિત કરવાની પ્રક્રિયા આકૃતિમાં દર્શાવવામાં આવી છે:

આયનોમાં અણુઓનું આ રૂપાંતર હંમેશા લાક્ષણિક ધાતુઓ અને લાક્ષણિક બિન-ધાતુઓના અણુઓની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દરમિયાન થાય છે.

ચાલો આયનીય બોન્ડની રચનાને રેકોર્ડ કરતી વખતે તર્કના અલ્ગોરિધમ (ક્રમ) ને ધ્યાનમાં લઈએ, ઉદાહરણ તરીકે, કેલ્શિયમ અને ક્લોરિન અણુઓ વચ્ચે:

અણુઓ અથવા પરમાણુઓની સંખ્યા દર્શાવતી સંખ્યાઓ કહેવામાં આવે છે ગુણાંક, અને પરમાણુમાં અણુઓ અથવા આયનોની સંખ્યા દર્શાવતી સંખ્યાઓ કહેવામાં આવે છે અનુક્રમણિકા

મેટલ કનેક્શન

ચાલો ધાતુના તત્વોના અણુઓ એકબીજા સાથે કેવી રીતે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે તેનાથી પરિચિત થઈએ. ધાતુઓ સામાન્ય રીતે અલગ અણુઓ તરીકે અસ્તિત્વમાં નથી, પરંતુ ટુકડા, પિંડ અથવા ધાતુના ઉત્પાદનના સ્વરૂપમાં. એક જ વોલ્યુમમાં ધાતુના અણુઓ શું ધરાવે છે?

મોટાભાગની ધાતુઓના અણુઓમાં બાહ્ય સ્તરે થોડી સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન હોય છે - $1, 2, 3$. આ ઇલેક્ટ્રોન સરળતાથી છીનવાઈ જાય છે અને અણુઓ હકારાત્મક આયન બની જાય છે. ડિટેચ્ડ ઇલેક્ટ્રોન એક આયનમાંથી બીજા આયનમાં જાય છે, તેમને એક સંપૂર્ણમાં બાંધે છે. આયનો સાથે જોડાણ કરીને, આ ઇલેક્ટ્રોન અસ્થાયી રૂપે અણુઓ બનાવે છે, પછી ફરીથી તૂટી જાય છે અને બીજા આયન સાથે જોડાય છે, વગેરે. પરિણામે, ધાતુના જથ્થામાં, અણુઓ સતત આયનોમાં રૂપાંતરિત થાય છે અને ઊલટું.

વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા આયનો વચ્ચેના ધાતુઓમાં બંધનને ધાતુ કહેવામાં આવે છે.

આકૃતિ યોજનાકીય રીતે સોડિયમ ધાતુના ટુકડાની રચના દર્શાવે છે.

આ કિસ્સામાં, વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોનની એક નાની સંખ્યા મોટી સંખ્યામાં આયનો અને અણુઓને જોડે છે.

મેટાલિક બોન્ડમાં સહસંયોજક બોન્ડ સાથે કેટલીક સમાનતાઓ હોય છે, કારણ કે તે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની વહેંચણી પર આધારિત છે. જો કે, સહસંયોજક બોન્ડ સાથે, માત્ર બે પડોશી અણુઓના બાહ્ય અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન શેર કરવામાં આવે છે, જ્યારે મેટાલિક બોન્ડ સાથે, તમામ અણુઓ આ ઇલેક્ટ્રોનની વહેંચણીમાં ભાગ લે છે. તેથી જ સહસંયોજક બોન્ડ સાથેના સ્ફટિકો બરડ હોય છે, પરંતુ ધાતુના બંધન સાથે, નિયમ પ્રમાણે, તેઓ નમ્ર, વિદ્યુત વાહક હોય છે અને ધાતુની ચમક ધરાવે છે.

ધાતુ બંધન એ શુદ્ધ ધાતુઓ અને વિવિધ ધાતુઓના મિશ્રણની લાક્ષણિકતા છે - ઘન અને પ્રવાહી સ્થિતિમાં મિશ્રિત.

હાઇડ્રોજન બોન્ડ

એક પરમાણુ (અથવા તેના ભાગ)ના હકારાત્મક રીતે ધ્રુવીકૃત હાઇડ્રોજન અણુઓ અને અન્ય પરમાણુના એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ ($F, O, N$ અને ઓછા સામાન્ય રીતે $S$ અને $Cl$) ધરાવતા મજબૂત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વોના નકારાત્મક ધ્રુવીકૃત અણુઓ વચ્ચેનું રાસાયણિક બંધન. (અથવા તેનો ભાગ) હાઇડ્રોજન કહેવાય છે.

હાઇડ્રોજન બોન્ડની રચનાની પદ્ધતિ અંશતઃ ઈલેક્ટ્રોસ્ટેટિક, અંશતઃ દાતા-સ્વીકારક પ્રકૃતિની છે.

ઇન્ટરમોલેક્યુલર હાઇડ્રોજન બોન્ડિંગના ઉદાહરણો:

આવા જોડાણની હાજરીમાં, સામાન્ય સ્થિતિમાં, ઓછા પરમાણુ પદાર્થો પણ પ્રવાહી (આલ્કોહોલ, પાણી) અથવા સરળતાથી લિક્વિફાઇડ વાયુઓ (એમોનિયા, હાઇડ્રોજન ફલોરાઇડ) હોઈ શકે છે.

હાઇડ્રોજન બોન્ડવાળા પદાર્થોમાં મોલેક્યુલર ક્રિસ્ટલ જાળી હોય છે.

પરમાણુ અને બિન-પરમાણુ બંધારણના પદાર્થો. સ્ફટિક જાળીનો પ્રકાર. તેમની રચના અને રચના પર પદાર્થોના ગુણધર્મોનું નિર્ભરતા

પદાર્થોની પરમાણુ અને બિન-પરમાણુ રચના

તે વ્યક્તિગત અણુઓ અથવા પરમાણુઓ નથી જે રાસાયણિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓમાં પ્રવેશ કરે છે, પરંતુ પદાર્થો. આપેલ શરતો હેઠળ, પદાર્થ એકત્રીકરણની ત્રણ સ્થિતિમાંથી એકમાં હોઈ શકે છે: ઘન, પ્રવાહી અથવા વાયુ. પદાર્થના ગુણધર્મો તે બનાવે છે તે કણો - અણુઓ, અણુઓ અથવા આયનો વચ્ચેના રાસાયણિક બંધનની પ્રકૃતિ પર પણ આધાર રાખે છે. બોન્ડના પ્રકાર પર આધારિત, પરમાણુ અને બિન-પરમાણુ બંધારણના પદાર્થોને અલગ પાડવામાં આવે છે.

પરમાણુઓથી બનેલા પદાર્થો કહેવાય છે પરમાણુ પદાર્થો. આવા પદાર્થોમાંના પરમાણુઓ વચ્ચેના બોન્ડ્સ ખૂબ જ નબળા હોય છે, પરમાણુની અંદરના અણુઓ વચ્ચેની તુલનામાં ખૂબ નબળા હોય છે, અને પ્રમાણમાં ઓછા તાપમાને પણ તેઓ તૂટી જાય છે - પદાર્થ પ્રવાહીમાં ફેરવાય છે અને પછી ગેસ (આયોડિનનું ઉત્કૃષ્ટીકરણ) માં ફેરવાય છે. પરમાણુઓ ધરાવતા પદાર્થોના ગલન અને ઉત્કલન બિંદુઓ વધતા પરમાણુ વજન સાથે વધે છે.

પરમાણુ પદાર્થોમાં અણુ માળખું ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$) ધરાવતા પદાર્થોનો સમાવેશ થાય છે, તેમાંથી ધાતુઓ અને બિન-ધાતુઓ છે.

ચાલો આલ્કલી ધાતુઓના ભૌતિક ગુણધર્મોને ધ્યાનમાં લઈએ. અણુઓ વચ્ચે પ્રમાણમાં ઓછી બોન્ડની મજબૂતાઈ ઓછી યાંત્રિક શક્તિનું કારણ બને છે: આલ્કલી ધાતુઓ નરમ હોય છે અને તેને સરળતાથી છરી વડે કાપી શકાય છે.

મોટા અણુ કદ આલ્કલી ધાતુઓની ઓછી ઘનતા તરફ દોરી જાય છે: લિથિયમ, સોડિયમ અને પોટેશિયમ પાણી કરતાં પણ હળવા હોય છે. આલ્કલી ધાતુઓના જૂથમાં, તત્વની અણુ સંખ્યા વધવા સાથે ઉત્કલન અને ગલનબિંદુ ઘટે છે, કારણ કે અણુનું કદ વધે છે અને બોન્ડ નબળા પડે છે.

પદાર્થો માટે બિન-પરમાણુરચનાઓમાં આયનીય સંયોજનોનો સમાવેશ થાય છે. નોનમેટલ્સ ધરાવતી ધાતુઓના મોટાભાગના સંયોજનો આ બંધારણ ધરાવે છે: બધા ક્ષાર ($NaCl, K_2SO_4$), કેટલાક હાઇડ્રાઈડ્સ ($LiH$) અને ઓક્સાઇડ્સ ($CaO, MgO, FeO$), પાયા ($NaOH, KOH$). આયોનિક (બિન-મોલેક્યુલર) પદાર્થોમાં ઉચ્ચ ગલન અને ઉત્કલન બિંદુઓ હોય છે.

ક્રિસ્ટલ જાળી

દ્રવ્ય, જેમ જાણીતું છે, એકત્રીકરણની ત્રણ અવસ્થામાં અસ્તિત્વમાં હોઈ શકે છે: વાયુયુક્ત, પ્રવાહી અને ઘન.

ઘન: આકારહીન અને સ્ફટિકીય.

ચાલો આપણે ધ્યાનમાં લઈએ કે રાસાયણિક બોન્ડની લાક્ષણિકતાઓ ઘન પદાર્થોના ગુણધર્મોને કેવી રીતે પ્રભાવિત કરે છે. ઘન વિભાજિત કરવામાં આવે છે સ્ફટિકીયઅને આકારહીન

આકારહીન પદાર્થોમાં સ્પષ્ટ ગલનબિંદુ હોતું નથી, જ્યારે તે ગરમ થાય છે, ત્યારે તે ધીમે ધીમે નરમ થાય છે અને પ્રવાહી સ્થિતિમાં ફેરવાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, પ્લાસ્ટિસિન અને વિવિધ રેઝિન આકારહીન સ્થિતિમાં છે.

સ્ફટિકીય પદાર્થો એ કણોની યોગ્ય ગોઠવણી દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે જેમાં તેઓ બનેલા છે: અણુઓ, પરમાણુઓ અને આયનો - અવકાશમાં સખત રીતે નિર્ધારિત બિંદુઓ પર. જ્યારે આ બિંદુઓ સીધી રેખાઓ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે, ત્યારે એક અવકાશી માળખું રચાય છે, જેને ક્રિસ્ટલ જાળી કહેવાય છે. જે બિંદુઓ પર ક્રિસ્ટલ કણો સ્થિત છે તેને જાળી ગાંઠો કહેવામાં આવે છે.

ક્રિસ્ટલ જાળીના ગાંઠો પર સ્થિત કણોના પ્રકાર અને તેમની વચ્ચેના જોડાણની પ્રકૃતિના આધારે, ચાર પ્રકારના ક્રિસ્ટલ જાળીને અલગ પાડવામાં આવે છે: આયનીય, અણુ, પરમાણુઅને ધાતુ

આયોનિક સ્ફટિક જાળી.

આયોનિકસ્ફટિક જાળીઓ કહેવામાં આવે છે, જેનાં ગાંઠોમાં આયનો હોય છે. તેઓ આયનીય બોન્ડ સાથેના પદાર્થો દ્વારા રચાય છે, જે બંને સાદા આયન $Na^(+), Cl^(-)$ અને જટિલ $SO_4^(2−), OH^-$ને બાંધી શકે છે. પરિણામે, ક્ષાર અને કેટલાક ઓક્સાઇડ અને ધાતુઓના હાઇડ્રોક્સાઇડ્સમાં આયનીય સ્ફટિક જાળી હોય છે. ઉદાહરણ તરીકે, સોડિયમ ક્લોરાઇડ સ્ફટિકમાં વૈકલ્પિક હકારાત્મક $Na^+$ અને ઋણ $Cl^-$ આયનોનો સમાવેશ થાય છે, જે ઘન આકારની જાળી બનાવે છે. આવા સ્ફટિકમાં આયનો વચ્ચેના બોન્ડ ખૂબ જ સ્થિર હોય છે. તેથી, આયનીય જાળીવાળા પદાર્થો પ્રમાણમાં ઉચ્ચ કઠિનતા અને શક્તિ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે, તે પ્રત્યાવર્તન અને બિન-અસ્થિર છે.

અણુ ક્રિસ્ટલ જાળી.

અણુસ્ફટિક જાળીઓ કહેવામાં આવે છે, જેનાં ગાંઠોમાં વ્યક્તિગત અણુઓ હોય છે. આવા જાળીઓમાં, અણુઓ એકબીજા સાથે ખૂબ જ મજબૂત સહસંયોજક બોન્ડ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે. આ પ્રકારના ક્રિસ્ટલ જાળીવાળા પદાર્થોનું ઉદાહરણ હીરા છે, જે કાર્બનના એલોટ્રોપિક ફેરફારોમાંનું એક છે.

અણુ ક્રિસ્ટલ જાળીવાળા મોટાભાગના પદાર્થોમાં ખૂબ જ ઊંચા ગલનબિંદુ હોય છે (ઉદાહરણ તરીકે, હીરા માટે તે $3500 °C થી ઉપર છે), તે મજબૂત અને સખત અને વ્યવહારીક રીતે અદ્રાવ્ય હોય છે.

મોલેક્યુલર ક્રિસ્ટલ જાળી.

મોલેક્યુલરજેને ક્રિસ્ટલ જાળી કહેવાય છે, જેના પરમાણુઓ સ્થિત છે. આ અણુઓમાં રાસાયણિક બંધનો ધ્રુવીય ($HCl, H_2O$) અને બિનધ્રુવીય ($N_2, O_2$) બંને હોઈ શકે છે. અણુઓની અંદરના અણુઓ ખૂબ જ મજબૂત સહસંયોજક બોન્ડ દ્વારા જોડાયેલા હોવા છતાં, નબળા આંતરપરમાણુ આકર્ષણ બળો પરમાણુઓ વચ્ચે કાર્ય કરે છે. તેથી, મોલેક્યુલર ક્રિસ્ટલ જાળીવાળા પદાર્થોમાં ઓછી કઠિનતા, નીચા ગલનબિંદુ હોય છે અને તે અસ્થિર હોય છે. મોટાભાગના નક્કર કાર્બનિક સંયોજનોમાં મોલેક્યુલર ક્રિસ્ટલ જાળી (નેપ્થાલિન, ગ્લુકોઝ, ખાંડ) હોય છે.

મેટલ સ્ફટિક જાળી.

મેટાલિક બોન્ડવાળા પદાર્થોમાં મેટાલિક ક્રિસ્ટલ જાળી હોય છે. આવા જાળીના સ્થળો પર અણુઓ અને આયનો (અણુ અથવા આયનો, જેમાં ધાતુના અણુઓ સરળતાથી રૂપાંતરિત થાય છે, તેમના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનને "સામાન્ય ઉપયોગ માટે" છોડી દે છે) હોય છે. ધાતુઓની આ આંતરિક રચના તેમના લાક્ષણિક ભૌતિક ગુણધર્મોને નિર્ધારિત કરે છે: નરમતા, નરમતા, વિદ્યુત અને થર્મલ વાહકતા, લાક્ષણિક ધાતુની ચમક.