सहसंयोजक बंधन उदाहरण

सहसंयोजक बंधन वह है जिसमें दो परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों को साझा करके एकजुट होते हैं, ऑक्टेट के अपने नियमों को पूरा करने के लिए।

सहसंयोजक बंधन का इतिहास

20वीं सदी की शुरुआत में रसायनज्ञों ने यह समझना शुरू किया कि अणु कैसे और क्यों बनते हैं। पहली बड़ी सफलता first के प्रस्ताव के साथ आई गिल्बर्ट लुईस किस बारे में एक रासायनिक बंधन का गठन इसका आशय है परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं. लुईस ने हाइड्रोजन में एक रासायनिक बंधन के गठन का वर्णन इस प्रकार किया:

इस प्रकार का इलेक्ट्रॉन युग्मन एक सहसंयोजक बंधन का एक उदाहरण है, एक बंधन जिसमें दो इलेक्ट्रॉनों को दो परमाणुओं द्वारा साझा किया जाता है. सहसंयोजक यौगिक वे हैं कि केवल सहसंयोजक बंधन होते हैं.

सहसंयोजक बंधन में इलेक्ट्रॉन

सादगी के लिए, साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी अक्सर के रूप में दर्शाया जाता है इकलौती रेखा तत्वों के प्रतीकों को जोड़ना। इस प्रकार, हाइड्रोजन अणु के सहसंयोजक बंधन को H-H के रूप में लिखा जाता है।

सहसंयोजक बंधन में, साझा जोड़े के प्रत्येक इलेक्ट्रॉन दोनों परमाणुओं के नाभिक की ओर आकर्षित होता है. यह आकर्षण एच अणु में दो परमाणुओं को एक साथ रखता है।₂ और यह अन्य अणुओं में सहसंयोजक बंधों के निर्माण के लिए जिम्मेदार है।

कई इलेक्ट्रॉनों के परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधन में केवल संयोजकता इलेक्ट्रॉन भाग लेते हैं, जो सबसे बाहरी हैं, सबसे उथले कक्षीय में। उनमें से एक से तीन के बीच संघ में भाग लेंगे।

अन्य इलेक्ट्रॉन, जो बंधन में भाग नहीं लेते हैं, कहलाते हैं गैर-बंधन इलेक्ट्रॉन, या यदि हम उन्हें जोड़ियों में व्यवस्थित करते हैं, मुफ्त जोड़े. अर्थात्, वालेंसिया इलेक्ट्रॉनों के जोड़े जो सहसंयोजक बांड निर्माण में भाग न लें.

सहसंयोजक बंधन प्रतिनिधित्व

जिन संरचनाओं के साथ सहसंयोजक यौगिकों का प्रतिनिधित्व किया जाता है, जैसे एच₂ और एफ₂ के रूप में जाना जाता है लुईस संरचनाएं. एक लुईस संरचना है a एक सहसंयोजक बंधन का प्रतिनिधित्व, जहां साझा इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी दो परमाणुओं के बीच रेखाओं या बिंदुओं के जोड़े के रूप में इंगित किया जाता है, और साझा मुक्त जोड़े अलग-अलग परमाणुओं पर बिंदुओं के जोड़े के रूप में इंगित किए जाते हैं। लुईस संरचना में, केवल वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को दिखाया जाता है, न कि आंतरिक वाले।

पानी के अणु H. के लिए लुईस संरचना को ध्यान में रखते हुए₂या, हाइड्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं के सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को पहले डॉट्स के साथ चिह्नित किया जाता है।

दूसरे मामले में, लिंक को एक लाइन के साथ चिह्नित किया गया है। और मुक्त जोड़े, जो अंक के साथ केवल ऑक्सीजन में मौजूद होंगे।

अष्टक का नियम

इन अणुओं का निर्माण, जैसे जल H₂या, कॉल का वर्णन करें ओकटेट नियम, लुईस द्वारा प्रस्तावित: हाइड्रोजन के अलावा एक परमाणु तब तक बंध बनाता है जब तक कि वह खुद को आठ संयोजकता इलेक्ट्रॉनयही है, एक सहसंयोजक बंधन तब बनता है जब प्रत्येक परमाणु को अपना अष्टक पूरा करने के लिए पर्याप्त इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं।

सहसंयोजक बंधन में इलेक्ट्रॉनों को साझा करके, प्रत्येक परमाणु अपना अष्टक पूरा करता है. हाइड्रोजन के लिए, आवश्यकता यह है कि आप हीलियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करें, जिसमें कुल दो इलेक्ट्रॉन हों।

अष्टक नियम मुख्यतः कार्य करता है आवर्त सारणी के दूसरे आवर्त या पंक्ति के तत्वों के लिए. इन तत्वों में उपस्तर होते हैं जिनमें कुल आठ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।

जब इन तत्वों का एक परमाणु एक सहसंयोजक यौगिक बनाता है, तो यह नियॉन नोबल गैस का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करता है, उसी यौगिक में अन्य परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है।

सहसंयोजक बांड के प्रकार

परमाणु विभिन्न प्रकार के सहसंयोजक बंध बना सकते हैं: सिंगल्स, डबल्स या ट्रिपल्स.

में सरल लिंक, दो परमाणु के माध्यम से जुड़ते हैं इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी. वे सहसंयोजक यौगिकों के विशाल बहुमत में होते हैं, और यह इस बंधन का सबसे बुनियादी रूप है।

कई यौगिकों में, डबल लिंक, अर्थात, जब दो परमाणु साझा करते हैं इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े. यदि दो परमाणु दो जोड़ी इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं, तो सहसंयोजक बंधन को दोहरा बंधन कहा जाता है। ये बंधन कार्बन डाइऑक्साइड (CO .) जैसे अणुओं में पाए जाते हैं₂) और एथिलीन (C .)₂एच₄).

ए ट्रिपल लिंक उत्पन्न होता है जब दो परमाणु साझा करते हैं इलेक्ट्रॉनों के तीन जोड़े, नाइट्रोजन एन अणु के रूप में₂एसिटिलीन सी अणु C₂एच₂.

एकाधिक बंधन एकल सहसंयोजक बंधन से छोटे होते हैं। लिंक की लंबाई के रूप में परिभाषित किया गया है दो जुड़े हुए परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी एक अणु में सहसंयोजक बंधन द्वारा।

सहसंयोजक और आयनिक यौगिकों के बीच अंतर

आयनिक और सहसंयोजक यौगिक अपने सामान्य भौतिक गुणों में उल्लेखनीय अंतर प्रस्तुत करते हैं, इस तथ्य के कारण कि उनके बंधन अलग प्रकृति के होते हैं।

में सहसंयोजक यौगिक मौजूद दो प्रकार के आकर्षक बल; उनमें से एक है वह जो एक अणु के परमाणुओं को एक साथ रखता है. इस आकर्षण का एक मात्रात्मक माप है बंधन ऊर्जा. आकर्षण का दूसरा बल पूर्ण अणुओं के बीच कार्य करता है, और कहलाता है अंतर-आणविक बल. चूंकि इंटरमॉलिक्युलर फोर्स आमतौर पर उन बलों की तुलना में कमजोर होते हैं जो एक अणु के परमाणुओं को एक साथ रखते हैं, कम बल वाले सहसंयोजक यौगिक बंधन के अणु।

इसी क्रम में, सहसंयोजक यौगिक लगभग हमेशा कम पिघलने वाली गैसें, तरल पदार्थ या ठोस होते हैंएन दूसरी ओर, इलेक्ट्रोस्टैटिक बल जो आयनों को एक साथ रखते हैं एक आयनिक यौगिक में वे आमतौर पर बहुत मजबूत होते हैं, ताकि आयनिक यौगिक कमरे के तापमान पर ठोस हो और उच्च गलनांक हो। कई आयनिक यौगिक पानी में घुलनशील होते हैं, और उनके जलीय घोल बिजली का संचालन करते हैं क्योंकि ये यौगिक मजबूत इलेक्ट्रोलाइट्स होते हैं।

के सबसे सहसंयोजक यौगिक पानी में अघुलनशील होते हैं, और अगर वे भंग हो जाते हैं, इसके जलीय घोल हमेशा की तरह वे बिजली का संचालन नहीं करते हैं क्योंकि ये यौगिक कोई विद्युत्-अपघट्य नहीं हैं। पिघला हुआ आयनिक यौगिक बिजली का संचालन करता है क्योंकि उनमें धनायन और आयन होते हैं जो स्वतंत्र रूप से चलते हैं; तरल या पिघले हुए सहसंयोजक यौगिक बिजली का संचालन नहीं करते हैं क्योंकि इसमें आयन मौजूद नहीं होते हैं।

सहसंयोजक बंधित यौगिकों के उदाहरण

1. एसिटिलीन सी₂एच₂
2. मीथेन सीएच₄
3. ईथेन सी₂एच₆
4. प्रोपेन सी₃एच₈
5. ब्यूटेन सी₄एच₁₀
6. बेंजीन सी₆एच₆
7. टोल्यूनि सी₇एच₈
8. मिथाइल अल्कोहल सीएच₃ओह
9. एथिल अल्कोहल सी₂एच₅ओह
10. प्रोपाइल अल्कोहल सी₃एच₇ओह
11. मिथाइल ईथर सीएच₃ओसीएच₃
12. मिथाइल एथिल ईथर सी₂एच₅ओसीएच₃
13. एथिल ईथर सी₂एच₅ओसी₂एच₅
14. फॉर्मिक एसिड HCOOH
15. एसिटिक एसिड सीएच₃कूह
16. प्रोपियोनिक एसिड सी₂एच₅कूह
17. ब्यूटिरिक एसिड C₃एच₇कूह
18. कार्बन डाइऑक्साइड CO₂
19. कार्बन मोनोऑक्साइड CO
20. आणविक नाइट्रोजन N₂
21. आण्विक हाइड्रोजन एच₂