अणुओं की ध्रुवता बढ़ जाती है। अणु ध्रुवता

किसी अणु की ध्रुवता को बंधन की ध्रुवता से अलग करना आवश्यक है। एबी प्रकार के द्विपरमाणुक अणुओं के लिए, ये अवधारणाएँ मेल खाती हैं, जैसा कि एचसीएल अणु के उदाहरण में पहले ही दिखाया जा चुका है। ऐसे अणुओं में तत्वों (∆EO) की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर जितना अधिक होगा, विद्युत द्विध्रुव क्षण उतना ही अधिक होगा।उदाहरण के लिए, श्रृंखला HF, HCl, HBr, HI में यह सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी के समान क्रम में घटती है।

अणु के इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की प्रकृति के आधार पर अणु ध्रुवीय या गैर-ध्रुवीय हो सकते हैं। किसी अणु की ध्रुवीयता विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण μ के मान से अभिलक्षित होती है कहते हैं , जो हाइब्रिड संयुक्त स्टॉक कंपनियों पर स्थित सभी बांडों और गैर-बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े के द्विध्रुवों के विद्युत क्षणों के वेक्टर योग के बराबर है: → →

 m-ly = ( कनेक्शन) i + ( असंबद्ध विद्युत जोड़े) j ।

जोड़ का परिणाम बंधों की ध्रुवीयता, अणु की ज्यामितीय संरचना और एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति पर निर्भर करता है। किसी अणु की ध्रुवता उसकी समरूपता से बहुत प्रभावित होती है।

उदाहरण के लिए, CO2 अणु में एक सममित रैखिक संरचना होती है:

इसलिए, हालांकि C=O बांड अत्यधिक ध्रुवीय होते हैं, उनके विद्युत द्विध्रुव क्षणों के पारस्परिक मुआवजे के कारण, CO 2 अणु आम तौर पर गैर-ध्रुवीय होता है ( बांड =  बांड = 0)। इसी कारण से, अत्यधिक सममित टेट्राहेड्रल अणु सीएच 4, सीएफ 4, ऑक्टाहेड्रल अणु एसएफ 6, आदि गैर-ध्रुवीय हैं।

कोणीय H 2 O अणु में, ध्रुवीय O-H बंधन 104.5º के कोण पर स्थित होते हैं: → →

 H2O =  O – H +  असंबद्ध विद्युत युग्म  0.

इसलिए, उनके क्षण एक दूसरे को रद्द नहीं करते हैं और अणु ध्रुवीय () हो जाता है।

कोणीय SO2 अणु, पिरामिडीय अणु NH3, NF3 आदि में भी एक विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण होता है। ऐसे आघूर्ण का अभाव

अणु की अत्यधिक सममित संरचना को इंगित करता है, एक विद्युत द्विध्रुव क्षण की उपस्थिति अणु की संरचना की विषमता को इंगित करती है (तालिका 3.2)।

तालिका 3.2

अणुओं की संरचना और अपेक्षित ध्रुवता

किसी अणु के विद्युत द्विध्रुव क्षण का मान हाइब्रिड ऑर्बिटल्स में स्थित गैर-बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े और उनके स्वयं के विद्युत द्विध्रुव क्षण (वेक्टर की दिशा हाइब्रिड एओ के स्थान की धुरी के साथ, नाभिक से होती है) से काफी प्रभावित होता है। ). उदाहरण के लिए, एनएच 3 और एनएफ 3 अणुओं का त्रिकोणीय पिरामिड आकार समान है, और एन-एच और एन-एफ बांड की ध्रुवता भी लगभग समान है। हालाँकि, NH 3 द्विध्रुव का विद्युत क्षण 0.49·10 -29 C·m है, और NF 3 केवल 0.07·10 -29 C·m है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि एनएच 3 में एन-एच बॉन्डिंग और नॉनबॉन्डिंग इलेक्ट्रॉन जोड़ी के विद्युत द्विध्रुव क्षण की दिशा मेल खाती है और, वेक्टर जोड़ पर, एक बड़े विद्युत द्विध्रुव क्षण का कारण बनती है। इसके विपरीत, एनएफ 3 में एन-एफ बांड और इलेक्ट्रॉन जोड़ी के क्षणों को विपरीत दिशाओं में निर्देशित किया जाता है, इसलिए, जब जोड़ा जाता है, तो उन्हें आंशिक रूप से मुआवजा दिया जाता है (चित्र 3.15)।

चित्र 3.15. एनएच 3 और एनएफ 3 अणुओं के बंधन और गैर-बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े के विद्युत द्विध्रुवीय क्षणों का जोड़

एक गैर-ध्रुवीय अणु को ध्रुवीय बनाया जा सकता है। ऐसा करने के लिए, इसे एक निश्चित संभावित अंतर के साथ विद्युत क्षेत्र में रखा जाना चाहिए। विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में, सकारात्मक और नकारात्मक आवेशों के "गुरुत्वाकर्षण केंद्र" स्थानांतरित हो जाते हैं और एक प्रेरित या प्रेरित विद्युत द्विध्रुवीय क्षण उत्पन्न होता है। जब क्षेत्र हटा दिया जाता है, तो अणु फिर से गैर-ध्रुवीय हो जाएगा।

बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में, एक ध्रुवीय अणु ध्रुवीकृत हो जाता है, अर्थात, इसमें आवेशों का पुनर्वितरण होता है, और अणु विद्युत द्विध्रुवीय क्षण का एक नया मान प्राप्त कर लेता है और और भी अधिक ध्रुवीय हो जाता है। यह निकटवर्ती ध्रुवीय अणु द्वारा निर्मित क्षेत्र के प्रभाव में भी हो सकता है। बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में अणुओं की ध्रुवीकरण करने की क्षमता को ध्रुवीकरण कहा जाता है।

अंतरआण्विक अंतःक्रिया अणुओं की ध्रुवता और ध्रुवीकरण द्वारा निर्धारित होती है। पदार्थ की प्रतिक्रियाशीलता और उसकी घुलनशीलता अणु के द्विध्रुव के विद्युत क्षण से जुड़ी होती है। तरल पदार्थों के ध्रुवीय अणु उनमें घुले इलेक्ट्रोलाइट्स के इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण का पक्ष लेते हैं।

जब असमान परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन बनता है, तो इलेक्ट्रॉनों की बंधन जोड़ी अधिक विद्युतीय परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाती है। इससे अणुओं का ध्रुवीकरण होता है, इसलिए असमान तत्वों वाले सभी द्विपरमाणुक अणु किसी न किसी हद तक ध्रुवीय हो जाते हैं। अधिक जटिल अणुओं में, ध्रुवता अणु की ज्यामिति पर भी निर्भर करती है। ध्रुवता प्रकट होने के लिए यह आवश्यक है कि धनात्मक और ऋणात्मक आवेशों के वितरण केंद्र मेल न खाएँ।

सीओ 2 अणु में, कार्बन-ऑक्सीजन बंधन ध्रुवीय होते हैं, और कार्बन परमाणु पर एक निश्चित सकारात्मक चार्ज होता है, और प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु पर समान नकारात्मक चार्ज होता है। फलस्वरूप धनात्मक आवेश का केन्द्र कार्बन परमाणु पर केन्द्रित होता है। चूँकि ऑक्सीजन परमाणु एक ही सीधी रेखा पर स्थित होते हैं लेकिन कार्बन परमाणु (रैखिक अणु) के दोनों किनारे समान दूरी पर होते हैं, सकारात्मक चार्ज बेअसर हो जाता है। इस प्रकार, सीओ में प्रत्येक बंधन की ध्रुवीयता के बावजूद, संपूर्ण अणु समग्र रूप से गैर-ध्रुवीय है और इसका कारण है

चावल। 434.अणुओं की संरचना और ध्रुवता के उदाहरण इसकी रैखिक संरचना हैं। इसके विपरीत, S=C=0 अणु ध्रुवीय है, क्योंकि कार्बन-सल्फर और कार्बन-ऑक्सीजन बांड की अलग-अलग लंबाई और अलग-अलग ध्रुवताएं होती हैं। चित्र में. चित्र 4.34 कुछ अणुओं की संरचना और ध्रुवता को दर्शाता है।

उपरोक्त उदाहरणों से यह निष्कर्ष निकलता है कि यदि केंद्रीय परमाणु से जुड़े परमाणु या परमाणुओं के समूह समान हैं या इसके सापेक्ष सममित रूप से स्थित हैं (रैखिक, सपाट त्रिकोणीय, टेट्राहेड्रल और अन्य संरचनाएं), तो अणु गैर-ध्रुवीय होगा। यदि केंद्रीय परमाणु से असमान समूह जुड़े हों या समूहों की असममित व्यवस्था हो तो अणु ध्रुवीय होते हैं।

ध्रुवीय बंधों पर विचार करते समय अणु में परमाणुओं का प्रभावी आवेश महत्वपूर्ण होता है। उदाहरण के लिए, HC1 अणु में, बंधन इलेक्ट्रॉन बादल अधिक विद्युत ऋणात्मक क्लोरीन परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाता है, जिसके परिणामस्वरूप हाइड्रोजन नाभिक के आवेश की भरपाई नहीं होती है, और क्लोरीन परमाणु पर इलेक्ट्रॉन घनत्व आवेश की तुलना में अत्यधिक हो जाता है। इसके नाभिक का. इसलिए, हाइड्रोजन परमाणु सकारात्मक रूप से ध्रुवीकृत होता है, और क्लोरीन परमाणु नकारात्मक रूप से ध्रुवीकृत होता है। हाइड्रोजन परमाणु पर धनात्मक आवेश होता है, और क्लोरीन परमाणु पर ऋणात्मक आवेश होता है। यह चार्ज 8, जिसे प्रभावी चार्ज कहा जाता है, आमतौर पर प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया जाता है। तो, हाइड्रोजन 8 H = +0.18 के लिए, और क्लोरीन 5 C के लिए, = -0.18 पूर्ण इलेक्ट्रॉन चार्ज, जिसके परिणामस्वरूप HC1 अणु में बंधन प्रकृति में 18% आयनिक है (यानी, आयनिकता की डिग्री 0.18 है) .

चूँकि बंधन की ध्रुवता अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व की ओर इलेक्ट्रॉनों के बंधन युग्म के विस्थापन की डिग्री पर निर्भर करती है, इसलिए निम्नलिखित को ध्यान में रखा जाना चाहिए:

• ए) इलेक्ट्रोनगेटिविटी (ईओ) एक सख्त भौतिक मात्रा नहीं है जिसे सीधे प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित किया जा सकता है;
• बी) इलेक्ट्रोनगेटिविटी का मूल्य स्थिर नहीं है, बल्कि दूसरे परमाणु की प्रकृति पर निर्भर करता है जिसके साथ परमाणु बंधा हुआ है;
• ग) किसी दिए गए रासायनिक बंधन में एक ही परमाणु कभी-कभी विद्युत धनात्मक और विद्युत ऋणात्मक दोनों के रूप में कार्य कर सकता है।

प्रायोगिक आंकड़ों से पता चलता है कि तत्वों को सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान (आरईवी) सौंपा जा सकता है, जिसके उपयोग से किसी अणु में परमाणुओं के बीच बांड की ध्रुवीयता की डिग्री का न्याय करना संभव हो जाता है (पैराग्राफ 3.6 और 4.3 भी देखें)।

दो परमाणुओं से बने एक अणु में, उनमें से एक का OEO जितना अधिक होगा, सहसंयोजक बंधन की ध्रुवता उतनी ही अधिक होगी; इसलिए, जैसे-जैसे दूसरे तत्व का OEO बढ़ता है, यौगिक की आयनिकता की डिग्री बढ़ जाती है।

अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता को चिह्नित करने के लिए, न केवल इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की प्रकृति महत्वपूर्ण है, बल्कि बाहरी प्रभावों के प्रभाव में इसके परिवर्तन की संभावना भी है। इस परिवर्तन का एक माप बंधन की ध्रुवीकरण क्षमता है, अर्थात। इसकी ध्रुवीय या उससे भी अधिक ध्रुवीय बनने की क्षमता। बॉन्ड ध्रुवीकरण बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में और किसी अन्य अणु के प्रभाव में होता है जो प्रतिक्रिया भागीदार होता है। इन प्रभावों का परिणाम कनेक्शन का ध्रुवीकरण हो सकता है, इसके साथ ही इसका पूर्ण रूप से टूटना भी हो सकता है। इस स्थिति में, इलेक्ट्रॉनों का बंधन युग्म अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के साथ बना रहता है, जिससे विपरीत आयनों का निर्माण होता है। इस प्रकार के बंधन विच्छेदन को टेटेरोलाइटिक कहा जाता है। उदाहरण के लिए:

असममित बंधन दरार के उपरोक्त उदाहरण में, हाइड्रोजन को H + आयन के रूप में समाप्त कर दिया जाता है, और इलेक्ट्रॉनों का बंधन युग्म क्लोरीन के साथ रहता है, इसलिए बाद वाला C1 आयन में बदल जाता है।

इस प्रकार के बंधन दरार के अलावा, एक सममित दरार भी संभव है, जब आयन नहीं बनते, बल्कि परमाणु और रेडिकल बनते हैं। इस प्रकार के बंधन विदलन को होमोलिटिक कहा जाता है।

अणुओं में, नाभिक के धनात्मक आवेश की भरपाई इलेक्ट्रॉनों के ऋणात्मक आवेश से होती है। हालाँकि, सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज को स्थानिक रूप से अलग किया जा सकता है। आइए मान लें कि अणु में विभिन्न तत्वों (HC1, CO, आदि) के परमाणु होते हैं। इस मामले में, इलेक्ट्रॉनों को अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में स्थानांतरित कर दिया जाता है और सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज के गुरुत्वाकर्षण के केंद्र मेल नहीं खाते हैं, जिससे बनते हैं विद्युत द्विध्रुव- समान परिमाण और विपरीत चिह्न के दो आवेशों की एक प्रणाली क्यू,दूरी पर स्थित है एल, बुलाया द्विध्रुवीय लंबाई.द्विध्रुव लंबाई एक सदिश राशि है। इसकी दिशा परंपरागत रूप से ऋणात्मक से धनात्मक आवेश की ओर मानी जाती है। ऐसे अणुओं को कहा जाता है ध्रुवीय अणु या द्विध्रुव।

अणु की ध्रुवता जितनी अधिक होगी, आवेश का निरपेक्ष मान और द्विध्रुव की लंबाई उतनी ही अधिक होगी। ध्रुवता का माप उत्पाद है क्यू। मैं,विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण कहा जाता है μ: μ = क्यू. एल

माप की इकाई μ डेबी (डी) कार्य करता है। 1 डी = 3.3. 10 -30 सीएल. एम।

दो समान परमाणुओं से युक्त अणुओं में μ = 0. उन्हें कहा जाता है गैर ध्रुवीय.यदि ऐसा कोई कण विद्युत क्षेत्र में प्रवेश करता है, तो क्षेत्र के प्रभाव में वह अनुभव करेगा ध्रुवीकरण- धनात्मक और ऋणात्मक आवेशों के गुरुत्वाकर्षण केंद्रों का विस्थापन। कण में एक विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण प्रकट होता है, जिसे कहा जाता है प्रेरित द्विध्रुव.

द्विपरमाणुक AB अणु के द्विध्रुव आघूर्ण को द्विध्रुव आघूर्ण से पहचाना जा सकता है ए-बी कनेक्शनइस में। यदि सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म को परमाणुओं में से किसी एक में स्थानांतरित कर दिया जाता है, तो बंधन द्विध्रुव का विद्युत क्षण शून्य नहीं होता है। इस मामले में कनेक्शन कहा जाता है ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन.यदि एक इलेक्ट्रॉन युग्म परमाणुओं के सापेक्ष सममित रूप से स्थित है, तो बंधन कहा जाता है गैर ध्रुवीय.

एक बहुपरमाणुक अणु में, प्रत्येक बंधन को एक विशिष्ट विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण निर्दिष्ट किया जा सकता है। तब किसी अणु के विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण को व्यक्तिगत बंधों के विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण के सदिश योग के रूप में दर्शाया जा सकता है। किसी अणु में द्विध्रुव आघूर्ण का अस्तित्व या अनुपस्थिति उसकी समरूपता से संबंधित है। सममित संरचना वाले अणु गैर-ध्रुवीय (μ = 0) होते हैं। इनमें समान परमाणुओं (H 2, C1 2, आदि) वाले डायटोमिक अणु, एक बेंजीन अणु, ध्रुवीय बंधन BF 3, A1F 3, CO 2, BeC1 2, आदि वाले अणु शामिल हैं।

किसी अणु का विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण एक महत्वपूर्ण आणविक पैरामीटर है। μ का मान जानने से अणु की ज्यामितीय संरचना का संकेत मिल सकता है। उदाहरण के लिए, पानी के अणु की ध्रुवता इसकी कोणीय संरचना को इंगित करती है, और CO2 द्विध्रुव क्षण की अनुपस्थिति इसकी रैखिकता को इंगित करती है।

आयोनिक बंध

सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन का सीमित मामला एक आयनिक बंधन है। यदि परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी बहुत भिन्न होती है (उदाहरण के लिए, क्षार धातुओं और हैलोजन के परमाणु), तो जब वे करीब आते हैं, तो एक परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से दूसरे परमाणु में स्थानांतरित हो जाते हैं। इस संक्रमण के परिणामस्वरूप, दोनों परमाणु आयन बन जाते हैं और निकटतम उत्कृष्ट गैस की इलेक्ट्रॉनिक संरचना ग्रहण कर लेते हैं। उदाहरण के लिए, जब सोडियम और क्लोरीन परमाणु परस्पर क्रिया करते हैं, तो वे Na+ और Cl-आयनों में बदल जाते हैं, जिनके बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण उत्पन्न होता है। आयनिक बंधन को बीसी और एमओ तरीकों के ढांचे के भीतर वर्णित किया जा सकता है, लेकिन आमतौर पर इसे इलेक्ट्रोस्टैटिक्स के शास्त्रीय नियमों का उपयोग करके माना जाता है।

जिन अणुओं में शुद्ध आयनिक बंधन मौजूद होता है वे पदार्थ की वाष्प अवस्था में पाए जाते हैं। आयनिक क्रिस्टल इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा बंधे हुए सकारात्मक और नकारात्मक आयनों की अंतहीन पंक्तियों से बने होते हैं। जब आयनिक क्रिस्टल घुलते या पिघलते हैं, तो सकारात्मक और नकारात्मक आयन घोल में चले जाते हैं या पिघल जाते हैं।

यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि आयनिक बंधन बहुत मजबूत होते हैं, इसलिए आयनिक क्रिस्टल को नष्ट करने के लिए बहुत अधिक ऊर्जा खर्च करना आवश्यक है। यह इस तथ्य को स्पष्ट करता है कि आयनिक यौगिकों का गलनांक उच्च होता है।

सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयनिक बंधन में संतृप्ति और दिशात्मकता के गुण नहीं होते हैं। इसका कारण यह है कि आयनों द्वारा निर्मित विद्युत क्षेत्र में गोलाकार समरूपता होती है और सभी आयनों पर समान रूप से कार्य करता है। इसलिए, किसी दिए गए आयन के आसपास आयनों की संख्या और उनकी स्थानिक व्यवस्था केवल आयन आवेशों के परिमाण और उनके आकार से निर्धारित होती है।

आयनिक बंधन पर विचार करते समय यह ध्यान रखना आवश्यक है कि आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक संपर्क के दौरान उनका विरूपण होता है, जिसे कहा जाता है ध्रुवीकरण।चित्र में. 2.1, एदो इलेक्ट्रोस्टैटिक रूप से तटस्थ आयनों को परस्पर क्रिया करते हुए और एक पूर्णतः गोलाकार आकार बनाए रखते हुए दर्शाया गया है। चित्र में. 2.1, बीआयनों के ध्रुवीकरण को दर्शाता है, जिससे धनात्मक और ऋणात्मक आवेशों के केंद्रों के बीच प्रभावी दूरी में कमी आती है। आयनों का ध्रुवीकरण जितना अधिक होगा, बंधन की आयनिकता की डिग्री उतनी ही कम होगी, यानी, उनके बीच बंधन की सहसंयोजक प्रकृति उतनी ही अधिक होगी। क्रिस्टल में, ध्रुवीकरण कम हो जाता है, क्योंकि आयन सममित रूप से विपरीत चिह्न के आयनों से घिरे होते हैं और आयन सभी दिशाओं में समान प्रभाव के संपर्क में आते हैं।

रासायनिक बंधों की ध्रुवता- एक रासायनिक बंधन की विशेषता, जो इस बंधन को बनाने वाले तटस्थ परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की तुलना में नाभिक के आसपास के स्थान में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण में परिवर्तन दिखाती है। परमाणुओं पर तथाकथित प्रभावी आवेशों का उपयोग बंधन ध्रुवता के मात्रात्मक माप के रूप में किया जाता है। प्रभावी आवेश को नाभिक के निकट अंतरिक्ष के किसी क्षेत्र में स्थित इलेक्ट्रॉनों के आवेश और नाभिक के आवेश के बीच के अंतर के रूप में परिभाषित किया गया है। हालाँकि, इस माप का केवल एक सशर्त और अनुमानित अर्थ है, क्योंकि किसी अणु में एक ऐसे क्षेत्र की स्पष्ट रूप से पहचान करना असंभव है जो विशेष रूप से एक व्यक्तिगत परमाणु से संबंधित है, और कई बांडों के मामले में, एक विशिष्ट बंधन से संबंधित है। एक प्रभावी चार्ज की उपस्थिति को परमाणुओं पर चार्ज के प्रतीकों द्वारा दर्शाया जा सकता है (उदाहरण के लिए, एच + δ - सीएल - δ, जहां δ प्राथमिक चार्ज का एक निश्चित अंश है)। लगभग सभी रासायनिक बंधन, डायटोमिक होमोन्यूक्लियर अणुओं में बांड के अपवाद के साथ, एक डिग्री या किसी अन्य तक ध्रुवीय होते हैं। सहसंयोजक बंधन आमतौर पर कमजोर ध्रुवीय होते हैं। आयनिक बंधन अत्यधिक ध्रुवीय होते हैं। अणु ध्रुवतादो-केंद्र बंधन बनाने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी, अणु की ज्यामिति, साथ ही अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति में अंतर से निर्धारित होता है, क्योंकि अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व का हिस्सा दिशा में नहीं स्थानीयकृत किया जा सकता है बंधन. किसी बंधन की ध्रुवीयता उसके आयनिक घटक के माध्यम से व्यक्त की जाती है, अर्थात, एक इलेक्ट्रॉन युग्म के अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु में विस्थापन के माध्यम से। किसी बंधन की ध्रुवीयता को उसके संदर्भ में व्यक्त किया जा सकता है द्विध्रुव आघूर्णμ, प्राथमिक आवेश के गुणनफल और द्विध्रुव की लंबाई के बराबर μ = e ∙ l। किसी अणु की ध्रुवीयता उसके द्विध्रुव आघूर्ण के माध्यम से व्यक्त की जाती है, जो अणु के बंधों के सभी द्विध्रुव आघूर्णों के सदिश योग के बराबर होती है। द्विध्रुव एक दूसरे से एक इकाई दूरी पर स्थित दो समान लेकिन विपरीत आवेशों की एक प्रणाली है। द्विध्रुव आघूर्ण को कूलम्ब मीटर (C m) या डेबाईज़ (D) में मापा जाता है; 1D = 0.333∙10 –29 C∙m.

12. सीओवी.एस.टी. का दाता-स्वीकर्ता तंत्र। जटिल यौगिक।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र(अन्यथा समन्वय तंत्र) - दो परमाणुओं या परमाणुओं के समूह के बीच एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन बनाने की एक विधि, जो दाता परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी और स्वीकर्ता परमाणु के मुक्त कक्षक के कारण की जाती है। यदि दो अणुओं में से एक में मुक्त कक्षाओं वाला एक परमाणु है, और दूसरे में अपरिभाषित इलेक्ट्रॉनों वाला एक परमाणु है, तो उनके बीच एक डी-ए इंटरैक्शन होता है।

जटिल संबंध- जटिल यौगिक जिनमें DAM द्वारा निर्मित सहसंयोजक बंधन होते हैं। आइए SO4 का उदाहरण देखें। Cu-कॉम्प्लेक्सिंग एजेंट, 4-समन्वय संख्या। () - आंतरिक क्षेत्र, - बाहरी क्षेत्र, NH3 लिगेंड्स।

किसी जटिल यौगिक के लिए समन्वय संख्या का वही अर्थ होता है जो सामान्य यौगिकों की संयोजकता का होता है। 1-12 (10 और 11 को छोड़कर) तक मान स्वीकार करता है।

13.अंतरआण्विक अंतःक्रिया. हाइड्रोजन बंध।

हाइड्रोजन बंध- विद्युत ऋणात्मक परमाणु और हाइड्रोजन परमाणु के बीच रासायनिक बंधन का प्रकार एच, सहसंयोजक रूप से किसी अन्य विद्युत ऋणात्मक परमाणु से बंधा हुआ (उसी अणु के भाग के रूप में या किसी अन्य अणु में)। आमतौर पर ब्लॉक आरेखों पर बिंदुओं या बिंदीदार रेखाओं के रूप में दर्शाया जाता है। हाइड्रोजन बांड की ताकत वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन से अधिक है, और इसकी ऊर्जा 8-40 kJ/mol है। हालाँकि, यह आमतौर पर सहसंयोजक बंधन की तुलना में कमज़ोर परिमाण का क्रम होता है। हाइड्रोजन बंधन सबसे अधिक विद्युतीय तत्वों वाले हाइड्रोजन यौगिकों की विशेषता है: फ्लोरीन, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन, क्लोरीन और सल्फर। हाइड्रोजन बंधन बहुत आम है और अणुओं के जुड़ाव, क्रिस्टलीकरण, विघटन, क्रिस्टल हाइड्रेट्स के निर्माण, इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण और अन्य महत्वपूर्ण भौतिक रसायन प्रक्रियाओं में महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। एक पानी का अणु चार हाइड्रोजन बांड बनाता है, जो पानी और बर्फ की संरचनात्मक विशेषताओं के साथ-साथ पानी के कई असामान्य गुणों की व्याख्या करता है: 1) अधिकतम। +42) के तापमान पर पानी का घनत्व सभी ज्ञात तरल पदार्थों की तुलना में उच्चतम ताप क्षमता है। पानी गर्म करते समय, ऊर्जा का एक महत्वपूर्ण हिस्सा बंधन तोड़ने पर खर्च होता है, इसलिए ताप क्षमता में वृद्धि होती है। अंतरआण्विक अंतःक्रिया- एक दूसरे के साथ अणुओं की परस्पर क्रिया, जिससे नए रासायनिक बंधनों का टूटना या निर्माण नहीं होता। वे, रासायनिक बंधन के आधार की तरह, विद्युतीय अंतःक्रियाओं पर आधारित होते हैं। इसमें ओरिएंटेशनल, इंडक्टिव और डिस्पर्शनल इंटरैक्शन होते हैं। उन्मुखीकरण बल, द्विध्रुव-द्विध्रुव आकर्षण। यह उन अणुओं के बीच किया जाता है जो स्थायी द्विध्रुव होते हैं। अणुओं की यादृच्छिक तापीय गति के परिणामस्वरूप, जब वे एक-दूसरे के पास आते हैं, तो द्विध्रुवों के समान आवेशित सिरे एक-दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं, और विपरीत आवेशित सिरे आकर्षित होते हैं। अणु जितने अधिक ध्रुवीय होंगे, उनका आकर्षण उतना ही मजबूत होगा और इस प्रकार ओरिएंटेशनल इंटरैक्शन उतना अधिक होगा। इस तरह की इंटरैक्शन की ऊर्जा द्विध्रुवों के बीच की दूरी के घन के व्युत्क्रमानुपाती होती है। फैलाव आकर्षण (लंदन बल)।तात्कालिक और प्रेरित द्विध्रुवों के बीच परस्पर क्रिया। जैसे-जैसे अणु एक-दूसरे के करीब आते हैं, माइक्रोडिपोल का अभिविन्यास स्वतंत्र होना बंद हो जाता है और विभिन्न अणुओं में उनकी उपस्थिति और गायबता एक-दूसरे के साथ समय में होती है। विभिन्न अणुओं के माइक्रोडिपोल्स की समकालिक उपस्थिति और गायब होना उनके आकर्षण के साथ होता है। ऐसी अंतःक्रिया की ऊर्जा द्विध्रुवों के बीच की दूरी की छठी शक्ति के व्युत्क्रमानुपाती होती है। आगमनात्मक आकर्षण.एक स्थायी द्विध्रुव और एक प्रेरित द्विध्रुव के बीच परस्पर क्रिया। ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय अणु होते हैं। एक ध्रुवीय अणु के प्रभाव में, एक गैर-ध्रुवीय अणु विकृत हो जाता है और उसमें एक द्विध्रुव प्रकट (प्रेरित) होता है। प्रेरित द्विध्रुव ध्रुवीय अणु के स्थायी द्विध्रुव की ओर आकर्षित होता है और बदले में ध्रुवीय अणु के विद्युत द्विध्रुव क्षण को बढ़ाता है। ऐसी अंतःक्रिया की ऊर्जा द्विध्रुवों के बीच की दूरी की छठी शक्ति के व्युत्क्रमानुपाती होती है।

14. सिस्टम. चरण। अवयव। विकल्प. राज्य के कार्य: आंतरिक ऊर्जा और एन्थैल्पी। मानक स्थितियाँ.

प्रणाली- यह परस्पर क्रिया करने वाला एक निकाय या निकायों का समूह है, जो मानसिक रूप से पर्यावरण से अलग-थलग है। सजातीय (सजातीय) और विषम (विषम) हैं। एकाकीसिस्टम पर्यावरण के साथ पदार्थों और ऊर्जा का आदान-प्रदान नहीं करता है। बंद किया हुआ- इसमें केवल द्रव्यमान स्थानांतरण (एक या अधिक चरणों के भीतर मिश्रण घटक के द्रव्यमान का अपरिवर्तनीय स्थानांतरण) नहीं होता है। खुला- इसमें ऊर्जा और द्रव्यमान स्थानांतरण दोनों हैं। चरण- सिस्टम के सभी सजातीय भागों की समग्रता, संरचना में समान और सभी भौतिक। और रसायन. वे गुण जो पदार्थ की मात्रा पर निर्भर नहीं करते। चरणों को इंटरफेस द्वारा एक दूसरे से अलग किया जाता है, जिस पर चरण के सभी गुण अचानक बदल जाते हैं। अवयव- एक प्रणाली के घटक, रासायनिक रूप से अलग-अलग पदार्थ जो किसी दिए गए सिस्टम को बनाते हैं और स्वतंत्र अस्तित्व में सक्षम होते हैं, सिस्टम के अन्य हिस्सों से अलग होते हैं। सिस्टम की स्थिति चर के एक सेट द्वारा निर्धारित की जाती है - पैरामीटर. गहन और व्यापक पैरामीटर हैं. गहन - पदार्थ के द्रव्यमान या कणों की संख्या पर निर्भर न करें। (पी, टी), और व्यापक वाले (वी, ई) पर निर्भर करते हैं। राज्य फ़ंक्शन थर्मोडायनामिक फ़ंक्शन हैं जिनके मान केवल सिस्टम की स्थिति पर निर्भर करते हैं और उस पथ पर निर्भर नहीं करते हैं जिसके साथ सिस्टम इस स्थिति में आया था। स्टेटस फ़ंक्शन को बदलना सबसे महत्वपूर्ण फ़ंक्शन हैं आंतरिक ऊर्जासिस्टम यू और तापीय धारिताएच (गर्मी सामग्री) इंट. ऊर्जा- कुल ऊर्जा आरक्षित: संपूर्ण प्रणाली की गतिज ऊर्जा और सिस्टम की स्थिति की संभावित ऊर्जा को छोड़कर, अनुवादात्मक और घूर्णी गति की ऊर्जा, कंपन की ऊर्जा, इंट्रान्यूक्लियर ऊर्जा। तापीय धारिताकिसी पदार्थ का एक गुण है जो ऊर्जा की मात्रा को इंगित करता है जिसे ऊष्मा में परिवर्तित किया जा सकता है। तापीय धारिताकिसी पदार्थ का थर्मोडायनामिक गुण है जो उसकी आणविक संरचना में संग्रहीत ऊर्जा के स्तर को इंगित करता है। इसका मतलब यह है कि हालांकि किसी पदार्थ में तापमान और दबाव के आधार पर ऊर्जा हो सकती है, लेकिन इसकी पूरी ऊर्जा को गर्मी में परिवर्तित नहीं किया जा सकता है। आंतरिक ऊर्जा का एक भाग हमेशा पदार्थ में रहता है और उसकी आणविक संरचना को बनाए रखता है। मानक दबावगैसों, तरल पदार्थों और के लिए एसएनएफ, 10 5 पा (750 मिमी एचजी) के बराबर; मानक तापमानगैसों के लिए, 273.15 K (0°C) के बराबर; मानक दाढ़समाधान के लिए, 1 mol l −1 के बराबर। इन स्थितियों के तहत, आसुत जल का पृथक्करण स्थिरांक 1.0 × 10 −14 है।

15. ऊष्मागतिकी का प्रथम नियम. हेस का नियम ऊष्मागतिकी के प्रथम नियम का परिणाम है। थर्मोकेमिकल गणना।

प्रथम नियम के कई सूत्र हैं: पृथक मेंसिस्टम का कुल ऊर्जा भंडार स्थिर रहता है। चूँकि कार्य ऊर्जा हस्तांतरण के रूपों में से एक है, इसलिए पहली तरह की एक सतत गति मशीन (एक ऐसी मशीन जो ऊर्जा खर्च किए बिना काम करती है) बनाना असंभव है। गणितीय सूत्रीकरण: जब बह रहा हो समदाब रेखीयप्रक्रिया: कब समद्विबाहुप्रक्रिया: कब इज़ोटेर्मालप्रक्रिया: कब परिपत्रप्रक्रिया:

ऊष्मारसायन-भौतिकी का क्षेत्र रसायन विज्ञान, ऊर्जा का अध्ययन। प्रतिक्रिया प्रभाव. यदि इसका ऊर्जा प्रभाव समीकरण में दर्शाया गया है, तो यह है थर्मोकेमिकलउर-ई.वी=स्थिरांक, पी=स्थिरांक, थर्मोकैमिस्ट्री का बुनियादी नियमयह नियम ऊष्मागतिकी के पहले नियम का प्रत्यक्ष परिणाम है। हेस के नियम का उपयोग करके, आप स्वयं प्रतिक्रियाओं को निष्पादित किए बिना विभिन्न प्रतिक्रियाओं की ऊष्मा की गणना कर सकते हैं।

उदाहरण के लिए:

निष्कर्ष: एक मोल पानी के वाष्पीकरण की ऊष्मा 44 J है।

16.गठन की मानक एन्थैल्पी। हेस के नियम से परिणाम.

अंतर्गत गठन की मानक ऊष्मा (एन्थैल्पी)।सरल पदार्थों, उसके घटकों, जो स्थिर मानक अवस्था में हैं, से किसी पदार्थ के एक मोल के निर्माण की प्रतिक्रिया के थर्मल प्रभाव को समझें। गठन की मानक एन्थैल्पी को ΔHfO से दर्शाया जाता है।

रूसी वैज्ञानिक हेस (1840) ने सूत्रीकरण दिया थर्मोकैमिस्ट्री का बुनियादी नियम: स्थिर आयतन या स्थिर दबाव पर होने वाली प्रतिक्रिया का थर्मल प्रभाव प्रतिक्रिया पथ (इसके मध्यवर्ती चरणों पर) पर निर्भर नहीं करता है, बल्कि केवल प्रारंभिक सामग्रियों और प्रतिक्रिया उत्पादों की प्रकृति और स्थिति से निर्धारित होता है। हेस के नियम से परिणाम:

1. प्रतिक्रिया का थर्मल प्रभाव प्रारंभिक पदार्थों के दहन की गर्मी के योग और प्रतिक्रिया उत्पादों के दहन की गर्मी के योग के बीच अंतर के बराबर है। दहन की ऊष्मा उच्च ऑक्साइड बनाने के लिए ऑक्सीजन के साथ किसी दिए गए यौगिक की ऑक्सीकरण प्रतिक्रिया का थर्मल प्रभाव है। गठन की ऊष्मा सरल पदार्थों से किसी दिए गए यौगिक के निर्माण की प्रतिक्रिया का थर्मल प्रभाव है जो किसी दिए गए तापमान और दबाव पर तत्वों की सबसे स्थिर स्थिति के अनुरूप होती है।

2. प्रतिक्रिया का थर्मल प्रभाव समीकरण के दाईं ओर इंगित सभी पदार्थों के गठन की गर्मी और समीकरण के बाईं ओर पदार्थों के गठन की गर्मी के बीच अंतर के बराबर है, गुणांक के साथ लिया गया है प्रतिक्रिया के समीकरण में ही इन पदार्थों के सूत्रों के सामने। वर्तमान में, 6000 से अधिक पदार्थों के निर्माण की ऊष्मा ज्ञात है। गठन की मानक ऊष्मा 298 K के तापमान और 1 एटीएम के दबाव पर गठन की ऊष्मा के मान हैं।

17.तापमान पर रासायनिक प्रतिक्रिया के थर्मल प्रभाव की निर्भरता (किरचॉफ का नियम)।आइए हम टी के अनुसार समीकरणों को अलग करें, और पहले मामले में हम एक स्थिरांक वी लेते हैं, और दूसरे में - पी।

किसी प्रक्रिया के तापीय प्रभाव का तापमान गुणांक प्रक्रिया के परिणामस्वरूप होने वाली प्रणाली की ताप क्षमता में परिवर्तन के बराबर होता है (किरचॉफ का नियम)। ऊपर प्राप्त अंतर समीकरणों को एकीकृत करने पर, हम प्राप्त करते हैं:

एक छोटी तापमान सीमा में, हम स्वयं को C के लिए शक्ति श्रृंखला के पहले पद तक सीमित कर सकते हैं, और फिर यह स्थिर रहेगा।

18. ऊष्मागतिकी का दूसरा नियम. एन्ट्रापी की अवधारणा. थर्मोडायनामिक संभावना. गर्मी कम हुई. असमानता और क्लॉसियस पहचान।

कम गर्म वस्तु से अधिक गर्म वस्तु में ऊष्मा का सहज स्थानांतरण असंभव है। दूसरे प्रकार की सतत गति मशीन बनाना असंभव है (एक ऐसी मशीन जो समय-समय पर स्थिर तापमान पर पर्यावरण की गर्मी को काम में परिवर्तित करती है। थर्मोडायनामिक दक्षता: पृथक प्रणालियों के लिए, प्रक्रियाओं की दिशा और स्थितियों को पहचानने की कसौटी संतुलन कार्य है - एस-एंट्रॉपी. प्रक्रियाएं एन्ट्रापी बढ़ाने की दिशा में आगे बढ़ती हैं। संतुलन पर, एन्ट्रापी अधिकतम तक पहुँच जाती है। प्रक्रियाओं का विपरीत प्रवाह स्वतःस्फूर्त नहीं हो सकता - इसके लिए बाहर से कार्य के व्यय की आवश्यकता होती है। भौतिक. एन्ट्रापी अवस्था फ़ंक्शन का अर्थ तरल उबलने के उदाहरण का उपयोग करके सबसे आसानी से चित्रित किया गया है। गर्म होने पर: तरल के उबलने तक T और U बढ़ जाते हैं। इस मामले में, वाष्पीकरण की गर्मी अवशोषित हो जाती है, जो सिस्टम में विकार बढ़ाने पर खर्च होती है। इस प्रकार, एन्ट्रापी एक प्रणाली की स्थिति की सुव्यवस्था का माप है। -ऊष्मागतिकी का दूसरा नियमप्रतिवर्ती प्रक्रियाओं के लिए. में एकाकीसिस्टम में प्रक्रियाएँ स्वतःस्फूर्त होती हैं और एन्ट्रापी बढ़ाने की दिशा में आगे बढ़ती हैं। गैर अछूता-शायद थर्मोडायनामिक संभाव्यता (या स्थिर भार)- उन तरीकों की संख्या जिनसे किसी भौतिक प्रणाली की स्थिति को महसूस किया जा सकता है। असमानताक्लॉसियस(1854): किसी प्रणाली द्वारा किसी चक्राकार प्रक्रिया में प्राप्त ऊष्मा की मात्रा को उस निरपेक्ष तापमान से विभाजित किया जाता है जिस पर वह प्राप्त हुई थी ( दिया गयाऊष्मा की मात्रा), सकारात्मक नहीं.

19. नर्नस्ट का थर्मल प्रमेय। प्लैंक का अभिधारणा. एन्ट्रापी के निरपेक्ष मान की गणना. एक आदर्श गैस की अध:पतन की अवधारणा। नर्नस्ट के प्रमेय में कहा गया है कि एक प्रतिवर्ती रसायन में एन्ट्रापी में परिवर्तन होता है। कंडेनसर में आपके बीच आर-टियन। स्थिति, T0 पर शून्य हो जाती है: इसके आधार पर, प्लैंक ने 1911 में प्रतिपादित किया: "पूर्ण शून्य तापमान पर, एन्ट्रापी का न केवल इसका सबसे छोटा मान होता है, बल्कि यह शून्य के बराबर होता है।" प्लैंक का अभिधारणाइसे इस प्रकार तैयार किया गया है: "परम शून्य तापमान पर किसी शुद्ध पदार्थ के ठीक से बने क्रिस्टल की एन्ट्रापी शून्य होती है" निरपेक्ष मूल्यएन्ट्रापीहमें ऊष्मप्रवैगिकी के तीसरे नियम, या नर्न्स्ट के प्रमेय को स्थापित करने की अनुमति देता है: जैसे कि पूर्ण तापमान शून्य हो जाता है, बाहरी मापदंडों की परवाह किए बिना, किसी भी पदार्थ के लिए अंतर डीएस शून्य हो जाता है। इसलिए: पूर्ण शून्य तापमान पर सभी पदार्थों की एन्ट्रापी शून्य के बराबर ली जा सकती है (नर्नस्ट प्रमेय का यह सूत्रीकरण 1911 में एम. प्लैंक द्वारा प्रस्तावित किया गया था)। इसके आधार पर, T = 0 पर S o = 0 को प्रारंभिक एन्ट्रापी संदर्भ बिंदु के रूप में लिया जाता है। ख़राब गैस- एक गैस जिसके गुण एक दूसरे पर समान कणों के क्वांटम यांत्रिक प्रभाव के कारण शास्त्रीय आदर्श गैस के गुणों से काफी भिन्न होते हैं। कणों का यह पारस्परिक प्रभाव बल अंतःक्रिया के कारण नहीं होता है, जो एक आदर्श गैस में अनुपस्थित होता है, बल्कि समान कणों की पहचान (अभेद्यता) के कारण होता है। क्वांटम यांत्रिकी. इस प्रभाव के परिणामस्वरूप, एक आदर्श गैस में भी कणों द्वारा संभावित ऊर्जा स्तरों का भरना किसी दिए गए स्तर पर अन्य कणों की उपस्थिति पर निर्भर करता है। इसलिए, ऐसी गैस की ताप क्षमता और दबाव एक आदर्श शास्त्रीय गैस की तुलना में तापमान पर भिन्न रूप से निर्भर करता है; एन्ट्रापी, मुक्त ऊर्जा आदि को अलग-अलग तरीके से व्यक्त किया जाता है। किसी गैस का अध:पतन तब होता है जब उसका तापमान एक निश्चित मान तक कम हो जाता है, जिसे अध:पतन तापमान कहा जाता है। पूर्ण अध:पतन पूर्ण शून्य तापमान से मेल खाता है। कणों के बीच की औसत दूरी जितनी कम होगी, कण पहचान का प्रभाव उतना ही अधिक महत्वपूर्ण होगा। आरडी ब्रोगली वेव की लंबाई की तुलना में λ = एच/एमवी (एम- कण द्रव्यमान, वी- इसकी गति, एच- बार स्थिर है)

20. ऊष्मागतिकी के प्रथम एवं द्वितीय नियम का संयुक्त सूत्र। गिब्स और हेल्महोल्ट्ज़ की मुफ्त ऊर्जा। रासायनिक प्रतिक्रियाओं की सहज घटना के लिए शर्तें। पहला कानून. सिस्टम को आपूर्ति की गई गर्मी सिस्टम की आंतरिक ऊर्जा को बढ़ाने और पर्यावरण पर सिस्टम के काम पर खर्च की जाती है। दूसरा कानून.(कई फॉर्मूलेशन): पृथक प्रणालियों में, प्रक्रियाएं स्वचालित रूप से होती हैं जो एन्ट्रॉपी में वृद्धि के साथ होती हैं: एन्ट्रॉपी एक थर्मोडायनामिक फ़ंक्शन है जो सिस्टम की स्थिति में विकार की डिग्री को दर्शाती है। इसका उपयोग स्वतःस्फूर्त रूप से होने वाली प्रक्रियाओं की दिशा को आंकने के लिए किया जाता है। सामान्यीकृत कानून. प्रत्येक पृथक थर्मोडायनामिक प्रणाली के लिए, थर्मोडायनामिक संतुलन की एक स्थिति होती है, जिसे वह निश्चित बाहरी परिस्थितियों में समय के साथ अनायास प्राप्त कर लेता है। टीडीएस>डीयू+पीडी ई हेल्महोल्ट्ज़ ऊर्जा.एक संतुलन प्रक्रिया के दौरान एक प्रणाली जो अधिकतम कार्य कर सकती है वह प्रतिक्रिया की हेल्महोल्ट्ज़ ऊर्जा में परिवर्तन के बराबर है। हेल्महोल्ट्ज़ ऊर्जा को कहा जाता है बंधी हुई ऊर्जा. यह प्रतिक्रिया के सहज पाठ्यक्रम की सीमा को दर्शाता है, जो तभी संभव है गिब्स ऊर्जा.प्रक्रियाओं को चिह्नित करने वाले एन्थैल्पी और एन्ट्रापी कारक फ़ंक्शन - गिब्स ऊर्जा द्वारा एकजुट होते हैं। चूंकि गिब्स ऊर्जा को कार्य में परिवर्तित किया जा सकता है, इसलिए इसे कहा जाता है मुक्त ऊर्जा. यदि गिब्स ऊर्जा कम हो जाए तो रासायनिक प्रतिक्रिया संभव है (<0).Энергия Гиббса образования вещества – изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К.

होमोन्यूक्लियर अणुओं (एच 2, एफ 2, आदि) में, बंधन बनाने वाला इलेक्ट्रॉन युग्म प्रत्येक परमाणु से समान रूप से संबंधित होता है, इसलिए अणु में सकारात्मक और नकारात्मक आवेशों के केंद्र मेल खाते हैं। ऐसे अणु गैर-ध्रुवीय होते हैं।

हालाँकि, विषम परमाणु अणुओं में विभिन्न परमाणुओं के तरंग कार्यों के युग्मन में योगदान अलग-अलग होता है। परमाणुओं में से एक के पास, एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन घनत्व दिखाई देता है, इसलिए, एक अतिरिक्त नकारात्मक चार्ज, और दूसरे के पास - एक सकारात्मक। इस मामले में, वे एक परमाणु से दूसरे में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के विस्थापन के बारे में बात करते हैं, लेकिन इसे शाब्दिक रूप से नहीं समझा जाना चाहिए, बल्कि केवल अणु के नाभिक में से एक के पास एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी खोजने की संभावना में वृद्धि के रूप में समझा जाना चाहिए।

इस तरह के बदलाव की दिशा निर्धारित करने और अर्ध-मात्रात्मक रूप से इसके परिमाण का अनुमान लगाने के लिए, इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा पेश की गई है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी के कई पैमाने हैं। हालाँकि, तत्वों को इलेक्ट्रोनगेटिविटी श्रृंखला में एक ही क्रम में व्यवस्थित किया गया है, इसलिए अंतर महत्वहीन हैं, और इलेक्ट्रोनगेटिविटी पैमाने काफी तुलनीय हैं।

आर. मुल्लिकेन के अनुसार इलेक्ट्रोनगेटिविटी आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन बंधुता के योग का आधा है (धारा 2.10.3 देखें):

संयोजकता इलेक्ट्रॉन युग्म अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाता है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी के निरपेक्ष मूल्यों के बजाय सापेक्ष का उपयोग करना अधिक सुविधाजनक है। लिथियम 3 ली की इलेक्ट्रोनगेटिविटी को एक के रूप में लिया जाता है। किसी भी तत्व A की सापेक्ष विद्युत ऋणात्मकता बराबर है:

भारी क्षार धातुओं में सबसे कम विद्युत ऋणात्मकता होती है (एक्सएफआर = 0.7). सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व फ्लोरीन (X F = 4.0) है। अवधियों के अनुसार, इलेक्ट्रोनगेटिविटी बढ़ने की एक सामान्य प्रवृत्ति होती है, और उपसमूहों द्वारा - इसकी कमी (तालिका 3.4)।

व्यवहार में इस तालिका के डेटा (साथ ही अन्य इलेक्ट्रोनगेटिविटी स्केल के डेटा) का उपयोग करते समय, यह ध्यान में रखा जाना चाहिए कि तीन या अधिक परमाणुओं वाले अणुओं में, पड़ोसी परमाणुओं के प्रभाव में इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान काफ़ी बदल सकता है। कड़ाई से कहें तो, किसी तत्व को स्थिर विद्युत ऋणात्मकता बिल्कुल भी नहीं दी जा सकती है। यह तत्व की संयोजकता अवस्था, यौगिक के प्रकार आदि पर निर्भर करता है। फिर भी, यह अवधारणा रासायनिक बंधों और यौगिकों के गुणों की गुणात्मक व्याख्या के लिए उपयोगी है।

तालिका 3.4

पॉलिंग के अनुसार एस- और पी-तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी

बॉन्ड ध्रुवीयता डायटोमिक अणुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉन जोड़ी के विस्थापन से निर्धारित होती है और मात्रात्मक रूप से विशेषता होती है द्विध्रुव आघूर्ण,या विद्युत द्विध्रुव आघूर्ण, अणु। यह नाभिकों के बीच की दूरी के गुणनफल के बराबर है जीअणु में और इस दूरी के अनुरूप प्रभावी आवेश 5:

क्योंकि जीधनात्मक से ऋणात्मक आवेश की ओर निर्देशित एक सदिश माना जाता है, द्विध्रुव आघूर्ण भी एक सदिश है और इसकी दिशा भी समान होती है। द्विध्रुव आघूर्ण की इकाई डेबाई डी (1D = 3.33 Yu -30 C m) है।

एक जटिल अणु के द्विध्रुव आघूर्ण को सभी बंधों के द्विध्रुव आघूर्ण के सदिश योग के रूप में परिभाषित किया गया है। इसलिए, यदि एबी अणु प्रत्येक बंधन की रेखा के संबंध में सममित है, तो ध्रुवता के बावजूद, ऐसे अणु का कुल द्विध्रुव क्षण

ए-बी बांड की ताकत शून्य के बराबर है: डी = ^ डी; = 0. उदाहरणों में शामिल हैं

पहले से सममित अणुओं पर विचार किया जाता है, जिनमें बंधन हाइब्रिड ऑर्बिटल्स द्वारा बनते हैं: बीईएफ 2, बीएफ 3, सीएच 4, एसएफ 6, आदि।

जिन अणुओं में बंधन गैर-संकर ऑर्बिटल्स या हाइब्रिड ऑर्बिटल्स द्वारा बनते हैं, जिनमें इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े शामिल होते हैं, वे बॉन्ड लाइनों के संबंध में असममित होते हैं। ऐसे अणुओं का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य नहीं होता। ऐसे ध्रुवीय अणुओं के उदाहरण: H 2 S, NH 3, H 2 0, आदि। चित्र में। चित्र 3.18 एक सममित बीईएफ 2 (एफएल) अणु और एक असममित एच 2 एस अणु में ध्रुवीय बंधन वैक्टर के योग की एक ग्राफिकल व्याख्या दिखाता है। (बी)।

चावल। 3.18. BeF 2 (a) और H 2 S (b) अणुओं के द्विध्रुव क्षण

जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, बंधन बनाने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर जितना अधिक होगा, वैलेंस इलेक्ट्रॉन जोड़ी जितनी अधिक मजबूती से शिफ्ट होगी, बंधन उतना ही अधिक ध्रुवीय होगा और इसलिए, प्रभावी चार्ज बी जितना अधिक होगा, जैसा कि तालिका में दिखाया गया है। 3.5.

तालिका 3.5

फ्लोरीन के साथ अवधि II तत्वों के यौगिकों की एक श्रृंखला में बंधन की प्रकृति में परिवर्तन

एक ध्रुवीय बंधन में, दो घटकों को मोटे तौर पर प्रतिष्ठित किया जा सकता है: आयनिक, इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण, और सहसंयोजक, अतिव्यापी कक्षाओं के कारण।जैसे-जैसे इलेक्ट्रोनगेटिविटी अंतर बढ़ता है ओहवैलेंस इलेक्ट्रॉन जोड़ी तेजी से फ्लोरीन परमाणु की ओर स्थानांतरित हो रही है, जो तेजी से नकारात्मक प्रभावी चार्ज प्राप्त करती है। बंधन में आयनिक घटक का योगदान बढ़ता है, और सहसंयोजक घटक का हिस्सा घट जाता है। मात्रात्मक परिवर्तन गुणात्मक में बदल जाते हैं: यूएफ अणु में, इलेक्ट्रॉन जोड़ी लगभग पूरी तरह से फ्लोरीन से संबंधित होती है, और इसका प्रभावी चार्ज एकता के करीब पहुंचता है, यानी। इलेक्ट्रॉन के आवेश के लिए. हम मान सकते हैं कि दो आयन बने: ली + धनायन और ऋणायन एफ~,और कनेक्शन केवल उनके इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण होता है (सहसंयोजक घटक की उपेक्षा की जा सकती है)। इस कनेक्शन को कहा जाता है आयनिक.ऐसा माना जा सकता है ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का एक चरम मामला।

इलेक्ट्रोस्टैटिक क्षेत्र की कोई पसंदीदा दिशा नहीं है। इसीलिए आयोनिक बंधसहसंयोजक के विपरीत दिशात्मकता विशेषता नहीं है.एक आयन विपरीत आवेश वाले किसी भी संख्या में आयनों के साथ परस्पर क्रिया करता है। यह आयनिक बंधन की एक और विशिष्ट संपत्ति के लिए जिम्मेदार है - संतृप्ति की कमी.

आयनिक अणुओं के लिए, बंधनकारी ऊर्जा की गणना की जा सकती है। यदि हम आयनों को आवेशों के साथ गैर-विकृत गेंदों के रूप में मानते हैं ±е,तो उनके बीच आकर्षण बल आयनों के केंद्रों के बीच की दूरी पर निर्भर करता है जीकूलम्ब समीकरण द्वारा व्यक्त किया जा सकता है:

आकर्षण की ऊर्जा संबंध से निर्धारित होती है

निकट आने पर, इलेक्ट्रॉन कोशों की परस्पर क्रिया के कारण एक प्रतिकारक बल प्रकट होता है। यह शक्ति की दूरी के व्युत्क्रमानुपाती होता है पी:

कहाँ में- कुछ स्थिर. प्रतिपादक पीएकता से काफी अधिक है और विभिन्न आयन विन्यासों के लिए 5 से 12 तक की सीमा में है। यह ध्यान में रखते हुए कि बल दूरी के संबंध में ऊर्जा का व्युत्पन्न है, समीकरण (3.6) से हम प्राप्त करते हैं:

बदलाव के साथ जीपरिवर्तन एफएनपीऔर Fqtt.कुछ दूरी पर जी 0इन बलों को बराबर किया जाता है, जो परिणामी अंतःक्रिया ऊर्जा के न्यूनतम से मेल खाता है यू क्यू .परिवर्तनों के बाद आप प्राप्त कर सकते हैं

इस समीकरण को बोर्न समीकरण के नाम से जाना जाता है।

निर्भरता वक्र पर न्यूनतम यू=एफ(आर)संतुलन दूरी r 0 और ऊर्जा के अनुरूप है यू क्यू .यह आयनों के बीच बंधनकारी ऊर्जा है। यहां तक ​​की पीअज्ञात है, तो हम 1 लेकर बंधन ऊर्जा का अनुमान लगा सकते हैं /पीशून्य के बराबर:

त्रुटि 20% से अधिक नहीं होगी.

आवेश वाले आयनों के लिए जेड एलऔर z 2 समीकरण (3.7) और (3.8) रूप लेते हैं:

चूँकि इस प्रकार के अणुओं में विशुद्ध रूप से आयनिक बंधन के निकट आने वाले बंधन का अस्तित्व समस्याग्रस्त है, इसलिए अंतिम समीकरणों को एक बहुत ही मोटा अनुमान माना जाना चाहिए।

साथ ही, बंधनों की ध्रुवता और आयनिकता की समस्याओं को विपरीत स्थिति से - आयनों के ध्रुवीकरण के दृष्टिकोण से देखा जा सकता है। यह माना जाता है कि इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण होता है, और अणु में पृथक आयन होते हैं। तब इलेक्ट्रॉन बादल आयनों द्वारा निर्मित विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में स्थानांतरित हो जाते हैं - ध्रुवीकरणआयन।

ध्रुवीकरण एक दोतरफा प्रक्रिया है जो जोड़ती है ध्रुवीकरण प्रभावउनसे आयन ध्रुवीकरण.ध्रुवीकरण एक आयन, अणु या परमाणु के इलेक्ट्रॉन बादल की दूसरे आयन के इलेक्ट्रोस्टैटिक क्षेत्र के प्रभाव में विकृत होने की क्षमता है। इस क्षेत्र की ताकत आयन के ध्रुवीकरण प्रभाव को निर्धारित करती है। समीकरण (3.10) से यह निष्कर्ष निकलता है कि आयन का ध्रुवीकरण प्रभाव जितना अधिक होगा, उसका आवेश उतना ही अधिक होगा और उसकी त्रिज्या उतनी ही छोटी होगी। धनायनों की त्रिज्या, एक नियम के रूप में, आयनों की त्रिज्या से बहुत छोटी होती है, इसलिए व्यवहार में अक्सर धनायनों के प्रभाव में ऋणायनों के ध्रुवीकरण का सामना करना पड़ता है, न कि इसके विपरीत। आयनों की ध्रुवीकरण क्षमता उनके आवेश और त्रिज्या पर भी निर्भर करती है। बड़े आकार और आवेश वाले आयन अधिक आसानी से ध्रुवीकृत होते हैं। किसी आयन का ध्रुवीकरण प्रभाव विपरीत आवेश वाले आयन के इलेक्ट्रॉन बादल को अपनी ओर खींचने तक कम हो जाता है। परिणामस्वरूप, बंधन की आयनिकता कम हो जाती है, अर्थात। बंधन ध्रुवीय सहसंयोजक बन जाता है। इस प्रकार, आयन ध्रुवीकरण बंधन की आयनिकता की डिग्री को कम कर देता है और बंधन ध्रुवीकरण का विपरीत प्रभाव डालता है।

एक अणु में आयनों का ध्रुवीकरण, अर्थात्। इसमें सहसंयोजक बंधों के अनुपात में वृद्धि से इसके आयनों में विघटित होने की शक्ति बढ़ जाती है। एक ही प्रकार के आयनों के साथ दिए गए धनायन के यौगिकों की एक श्रृंखला में, आयनों की बढ़ती ध्रुवीकरण क्षमता के साथ समाधान में पृथक्करण की डिग्री कम हो जाती है। उदाहरण के लिए, लेड हैलाइड्स PbCl 2 - PbBr 2 - PI 2 की श्रृंखला में, हैलाइड आयनों की त्रिज्या बढ़ जाती है, उनकी ध्रुवीकरण क्षमता बढ़ जाती है, और आयनों में अपघटन कमजोर हो जाता है, जो घुलनशीलता में कमी के रूप में परिलक्षित होता है।

समान आयनों और पर्याप्त रूप से बड़े धनायनों के साथ लवण के गुणों की तुलना करते समय, धनायनों के ध्रुवीकरण को ध्यान में रखा जाना चाहिए। उदाहरण के लिए, Hg 2+ आयन की त्रिज्या Ca 2+ आयन की त्रिज्या से बड़ी है, इसलिए Hg 2+ Ca 2+ की तुलना में अधिक ध्रुवीकृत है। परिणामस्वरूप, CaCl 2 एक मजबूत इलेक्ट्रोलाइट है, अर्थात। घोल में पूरी तरह से अलग हो जाता है, और HgCl 2 एक कमजोर इलेक्ट्रोलाइट है, यानी। व्यावहारिक रूप से समाधानों में पृथक्करण नहीं होता है।

किसी अणु में आयनों के ध्रुवीकरण से उसकी शक्ति कम हो जाती है जब वह परमाणुओं या अणुओं में टूट जाता है। उदाहरण के लिए, CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 श्रृंखला में, हैलाइड आयनों की त्रिज्या बढ़ जाती है, Ca 2+ आयन द्वारा उनका ध्रुवीकरण बढ़ जाता है, और इसलिए कैल्शियम और हैलोजन में थर्मल पृथक्करण का तापमान कम हो जाता है: CaHa1 2 = Ca + हा1 2.

यदि कोई आयन आसानी से ध्रुवीकृत हो जाता है, तो उसके उत्तेजना के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है, जो दृश्य प्रकाश क्वांटा के अवशोषण से मेल खाती है। ऐसे यौगिकों के विलयनों के रंग का यही कारण है। ध्रुवीकरण में वृद्धि से रंग में वृद्धि होती है, उदाहरण के लिए, NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 श्रृंखला में (आयन की ध्रुवीकरण में वृद्धि) या KC1 - CuCl 2 श्रृंखला में (धनायन की ध्रुवीकरण में वृद्धि)।

ध्रुवीय सहसंयोजक और आयनिक बंधों के बीच की सीमा बहुत मनमानी है। गैसीय अवस्था में अणुओं के लिए, यह माना जाता है कि इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर के साथ आह > 2,5 आबंध आयनिक है। ध्रुवीय सॉल्वैंट्स के समाधान में, साथ ही क्रिस्टलीय अवस्था में, क्रिस्टल जाली के नोड्स पर विलायक अणुओं और पड़ोसी कणों का क्रमशः एक मजबूत प्रभाव होता है। इसलिए, बंधन की आयनिक प्रकृति इलेक्ट्रोनगेटिविटी में काफी कम अंतर पर दिखाई देती है। व्यवहार में, हम यह मान सकते हैं कि विलयनों और क्रिस्टलों में विशिष्ट धातुओं और अधातुओं के बीच का बंधन आयनिक है।