बाध्यकारी ऊर्जा सी एच। रासायनिक बंधन तोड़ने वाली ऊर्जा। रासायनिक बंधन लंबाई

यौन ऊर्जा - धन शक्ति की ऊर्जा एक कामोद्दीपक है। सेक्स शक्ति के बराबर है। माइकल हचिंसन मनोवैज्ञानिक कार्ल जंग ने पुरुषों और महिलाओं के लिए एक मनोवैज्ञानिक मॉडल का आविष्कार किया, जिसे उन्होंने एनिमा और एनिमस कहा। उन्होंने स्वीकार किया कि हर आदमी में एक आंतरिक होता है

परमाणु कक्षकों का संकरण। आणविक कक्षीय विधि की अवधारणा। बाइनरी होमोन्यूक्लियर अणुओं के लिए आणविक कक्षा के गठन के ऊर्जा आरेख। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के गुण बदल जाते हैं, और सबसे ऊपर उनकी बाहरी कक्षाओं की ऊर्जा और अधिभोग।

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लेबेदेव यू.ए. व्याख्यान 0 2

व्याख्यान संख्या 0 2

रासायनिक बंध। रासायनिक बंधन विशेषताएं: ऊर्जा, लंबाई, बंधन कोण। रासायनिक बंधों के प्रकार। संचार ध्रुवीयता। सहसंयोजक बंधों की प्रकृति की क्वांटम-यांत्रिक अवधारणाएं। वैलेंस बॉन्ड की विधि की अवधारणा। परमाणु कक्षकों का संकरण।- (सी आईजीएमए) और (पीआई) -कनेक्शन। अणुओं का ज्यामितीय विन्यास। अणु के द्विध्रुव का विद्युत क्षण। आणविक कक्षीय विधि की अवधारणा। बाइनरी होमोन्यूक्लियर अणुओं के लिए आणविक कक्षा के गठन के ऊर्जा आरेख। सिग्मा () और पाई ( ) -आणविक कक्षाएँ। दीया- और पैरामैग्नेटिक अणु।

अनुस्मारक

श्रोडिंगर समीकरण। - तरंग क्रिया।

ई = एफ (एन, एल, एम, एस)।

रासायनिक बंध। रासायनिक बंधन विशेषताएं: ऊर्जा, लंबाई, बंधन कोण।

हमने पृथक परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक स्तरों की संरचना की जांच की। ये व्यवहार में बहुत दुर्लभ वस्तुएं हैं। एकमात्र अपवाद इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के साथ अक्रिय गैस आर्गन हैएस 2 2 एस 2 2 पी 6 3 एस 2 3 पी 6 ... और यद्यपि यह वातावरण में "केवल" 0.93% वॉल्यूम है, आप में से प्रत्येक सचमुच एक सांस में लगभग तीन सौ क्विंटल आर्गन परमाणुओं को "निगल" लेता है।

अन्य सभी पदार्थ और सामग्री जिनके साथ हम व्यवहार करते हैं उनमें शामिल हैंरासायनिक रूप से संबंधितपरमाणु। एक दूसरे के साथ मुक्त परमाणुओं की बातचीत से अणुओं, आयनों और क्रिस्टल का निर्माण होता है। ये "क्लासिक" रासायनिक वस्तुएं हैं। हालांकि, हाल ही में नैनोस्ट्रक्चर, सतह यौगिकों, बर्थोलाइड्स और कई अन्य व्यावहारिक रूप से महत्वपूर्ण "गैर-शास्त्रीय" रासायनिक वस्तुओं जैसी वस्तुओं ने एक महत्वपूर्ण भूमिका हासिल कर ली है।

रासायनिक बंधन परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोशों में इलेक्ट्रॉनों की परस्पर क्रिया के कारण होता है।वे कक्षक जो रासायनिक बंध के निर्माण में भाग लेते हैं, कहलाते हैंवैलेंस ऑर्बिटल्स, और हमारे इलेक्ट्रॉन - वैलेंस इलेक्ट्रॉन।

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के गुण बदल जाते हैं और सबसे पहले, उनकी बाहरी कक्षाओं की ऊर्जा और अधिभोग।

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो वैलेंस ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की कुल ऊर्जा मुक्त परमाणुओं में उनकी ऊर्जा से कम होती है। इस ऊर्जा अंतर को रासायनिक बंधन ऊर्जा कहा जाता है।

विशिष्ट रासायनिक बंधन ऊर्जा सैकड़ों kJ / mol हैं।

रासायनिक बंधन की एक महत्वपूर्ण मात्रात्मक विशेषता इसकी लंबाई है।बंधन की लंबाई अणु की स्थिर अवस्था में रासायनिक रूप से बंधे परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी है।

विशिष्ट रासायनिक बंधन लंबाई नैनोमीटर के दसवें हिस्से में होती है। 1

यदि दो या दो से अधिक अन्य परमाणु किसी दिए गए परमाणु के साथ परस्पर क्रिया करते समय अणु के निर्माण में भाग लेते हैं, तो इसकी ज्यामितीय संरचना या रासायनिक संरचना के बारे में प्रश्न उठता है। ए.एम. बटलरोव द्वारा अणुओं की रासायनिक संरचना के सिद्धांत की नींव रखी गई थी 2

जटिल अणुओं की संरचना की सबसे महत्वपूर्ण मात्रात्मक विशेषताओं में से एक हैबंधन कोण - एक परमाणु से निकलने वाले रासायनिक बंधों की दो दिशाओं से बनने वाला कोण।

रासायनिक बंधों के प्रकार। संचार ध्रुवीयता।

वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की बातचीत की प्रकृति और बातचीत के दौरान बनने वाले ऑर्बिटल्स के प्रकार से,रासायनिक बंधों को निम्नलिखित मुख्य प्रकारों में वर्गीकृत किया गया है:सहसंयोजक (ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय), आयनिक, दाता-स्वीकर्ता, हाइड्रोजन और इंटरमॉलिक्युलर (जिसे वैन डेर वाल्स भी कहा जाता है)।

1916 में वापस, अमेरिकी रसायनज्ञ जी.एन. लुईस 3 यह विचार व्यक्त किया कि एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी द्वारा एक रासायनिक बंधन बनता है, जिसे ग्राफिक रूप से एक वैलेंस लाइन द्वारा दर्शाया गया है:

एफ + एफ = एफ 2 (एफ-एफ)।

यदि परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी बराबर होती है, तो ऐसे बंधन को गैर-ध्रुवीय कहा जाता है। अगर अलग - ध्रुवीय।

एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन के गठन के साथ, परमाणु एक अतिरिक्त चार्ज प्राप्त करते हैं - उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु के लिए नकारात्मक और कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु के लिए सकारात्मक:

एच + सीएल = एचसीएल (
–
)

मामले में जब परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर बड़ा होता है, तो बॉन्डआयनिक माना जाता है:

Na + Cl = NaCl (Na + Cl -)।

यदि बंधन बनाने वाला इलेक्ट्रॉन युग्म अंतःक्रिया से पहले परमाणुओं में से एक का था, तो ऐसे बंधन को दाता-स्वीकर्ता कहा जाता है। जिस परमाणु ने इलेक्ट्रॉन युग्म प्रदान किया उसे दाता कहा जाता है, और जिसने इसे मुक्त कक्ष में प्राप्त किया उसे स्वीकर्ता कहा जाता है।

दाता-स्वीकर्ता बंधनों का निर्माण विशेष रूप से विशेषता है।डी - मुक्त या आंशिक रूप से भरी हुई धातुडी -ऑर्बिटल्स जटिल यौगिकों के निर्माण के साथ।

हम अन्य प्रकार के संचार के बारे में बाद में बात करेंगे।

सहसंयोजक बंधों की प्रकृति की क्वांटम-यांत्रिक अवधारणाएं।

आधुनिक दृष्टिकोण से, एक सहसंयोजक बंधन सभी परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के सभी इलेक्ट्रॉनों के क्वांटम यांत्रिक संपर्क के दौरान होता है। लेकिन, जैसा कि हमने व्याख्यान संख्या 1 में कहा था, अणुओं में कई इलेक्ट्रॉनों की कक्षाओं का वर्णन करने वाले श्रोडिंगर समीकरण का कोई सटीक समाधान नहीं है। एक रासायनिक बंधन के क्वांटम-यांत्रिक विवरण की समस्या को इस तथ्य से सुगम बनाया गया है कि इसके गठन के दौरान आंतरिक और बाहरी इलेक्ट्रॉन गोले पर स्थित इलेक्ट्रॉनों की भूमिका काफी भिन्न होती है।

इसलिए, रासायनिक बंधों का वर्णन करने के लिए विभिन्न अनुमानित तरीके बनाना संभव था।

क्वांटम रसायन विज्ञान में अनुप्रयुक्त कार्यक्रमों का एक समृद्ध शस्त्रागार है जो अणुओं और आयनों की एक विस्तृत श्रेणी के लिए उच्च सटीकता के साथ गणना करना संभव बनाता है। 4

हालांकि, अभी भी कोई सार्वभौमिक और पर्याप्त सटीक क्वांटम-रासायनिक एल्गोरिदम नहीं है।

रासायनिक यौगिकों की संरचना की गुणात्मक समझ के लिए दो विधियों का उपयोग किया जाता है -वैलेंस बांड विधि (एमवीएस)तथा आणविक कक्षीय विधि (MO)।

वैलेंस बॉन्ड की विधि की अवधारणा। अणुओं का ज्यामितीय विन्यास। अणु के द्विध्रुव का विद्युत क्षण।

संयोजकता बंध विधि की मुख्य अभिधारणाएँ हैं:

1. एक एकल सहसंयोजक रासायनिक बंधन दो वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा किया जाता है, जो दो ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लेते हैं - प्रत्येक परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं में से एक। इस मामले में, वैलेंस जोड़ी बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों के स्पिन विपरीत होने चाहिए (एंटीपैरलल स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन एक बंधन बनाते हैं)।

2. मूल परमाणु कक्षक (AO) अणु की संरचना में अपनी रूपरेखा बनाए रखते हैं।

(3) ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के कारण बॉन्ड बनता है, जिससे अधिकतम ओवरलैप प्रदान करने वाली दिशा में परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि होती है।

जल वाष्प अणु में एमवीसी के साथ एक रासायनिक बंधन के गठन पर विचार करें -एच 2 ओ.

अणु में एक ऑक्सीजन परमाणु होता हैहे और दो हाइड्रोजन परमाणुएच ... ऑक्सीजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1एस 2 2 एस 2 2 पी 4 ... बाहरी ऊर्जा स्तर पर 6 इलेक्ट्रॉन होते हैं। सबलेवल 2एस पूर्ण है। सबलेवल 2 . परपी में से एक पर पी -ऑर्बिटल्स (पुट .)पी यू ,) एक इलेक्ट्रॉन युग्म है, और अन्य दो पर (पी एक्स और पी जेड ) - प्रत्येक में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन। यह वे हैं जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग लेंगे।

हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1एस 1 ... हाइड्रोजन में एकएस -इलेक्ट्रॉन जिसकी कक्षीय रूपरेखा एक गोला है, और यह के साथ अतिव्यापन में भाग लेगापी -ऑक्सीजन का कक्षक, एक रासायनिक बंधन बनाता है। ये सभीएसपी - पानी के अणु में दो ओवरलैप होंगे। और अणु की संरचना इस तरह दिखेगी:

जैसा कि चित्र से देखा जा सकता है, पानी के अणु में कुल्हाड़ियों के साथ निर्देशित दो सहसंयोजक रासायनिक बंधन होते हैंजेड और एक्स ... इसलिए, इस मॉडल में आबंध कोण 90 . हैहे ... प्रयोग से पता चलता है कि यह कोण 104.5 . हैओ

बिना किसी गणना के सरलतम गुणवत्ता मॉडल के लिए एक बुरा मैच नहीं है!

मुल्लिकेन के अनुसार ऑक्सीजन की विद्युत ऋणात्मकता 3.5 है, और हाइड्रोजन की 2.1 है। इसलिए, प्रत्येक बंधन ध्रुवीय होगा, और चार्ज- ऑक्सीजन पर होगा, और+ - हाइड्रोजन पर, अर्थात्। विद्युत आवेश के तीन केंद्र बनते हैं। अणु में दो विद्युत द्विध्रुव बनते हैं।

एक द्विध्रुवीय दो समान आवेश होते हैं जो एक सीमित दूरी पर स्थित होते हैंमैं अलग। एक द्विध्रुवीय एक द्विध्रुवीय क्षण की विशेषता है

=

एक द्विध्रुवीय एक वेक्टर है जो नकारात्मक ध्रुव से सकारात्मक ध्रुव की ओर इशारा करता है। जल के एक अणु में दो आबंध द्विध्रुव आघूर्ण बनते हैं, जो मिलाने पर अणु का कुल द्विध्रुव आघूर्ण देते हैं। एमबीएस मॉडल के अनुसार पानी के अणु के द्विध्रुवीय क्षणों के आरेख का रूप है:

इस बात पर जोर देना महत्वपूर्ण है कि बंधों के द्विध्रुवीय क्षण वेक्टर रूप से जोड़े जाते हैं और कुल द्विध्रुवीय क्षण अणु की ज्यामिति पर निर्भर करता है। जैसा कि आप देख सकते हैं, इस मामले में, इस तथ्य के कारण कि बांड एक दूसरे के समकोण पर निर्देशित होते हैं, अणु समग्र रूप से ध्रुवीय हो जाता है। और प्रयोग इसकी पुष्टि करता है - पानी के अणु का द्विध्रुवीय क्षण 1.84 डेबी है। (1 डेबी बराबर 0.33 * 10 .)-29 सीएल * एम)

अणुओं में बंधों की ज्यामितीय संरचना बहुत विविध हो सकती है। बांड एक विमान और अंतरिक्ष दोनों में स्थित हो सकते हैं, विभिन्न विन्यासों के त्रि-आयामी निकायों (त्रिकोणीय, टेट्रागोनल, हेक्सागोनल पिरामिड, द्विपिरामिड, पिरामिड से बने छल्ले, आदि) के रूप में अणु बनाते हैं।

पाठ्यपुस्तक में रासायनिक बंधों की संरचना और अणुओं की ज्यामिति के बीच संबंध के बारे में और पढ़ें पृष्ठ 119-128)।

- (सी आईजीएमए) और (पीआई) -कनेक्शन।

आइए बंध निर्माण के दौरान कक्षकों के अतिव्यापन पर वापस जाएं। हमारे उदाहरण मेंअधिकतम ओवरलैप का क्षेत्रएस और पी -ऑर्बिटल्स परमाणुओं के केन्द्रों को जोड़ने वाली रेखा पर स्थित है। इस प्रकार के ओवरलैप को कहा जाता है-कनेक्शन।

एक अन्य मामले पर विचार करें - एक ऑक्सीजन अणुहे 2 ... जैसा कि हम पहले ही देख चुके हैं, ऑक्सीजन परमाणु में दो होते हैंपी -ऑर्बिटल्स जिसमें रासायनिक बंधन बनाने में सक्षम इलेक्ट्रॉन होते हैं। ऑक्सीजन का प्रसिद्ध संरचनात्मक सूत्रओ = ओ ... ऑक्सीजन के अणु में दोहरा बंधन होता है। उनमें से एक अभी समीक्षा की गई है-कनेक्शन। और दूसरा? यह पता चला है कि दूसरा बंधन एक अन्य प्रकार के कक्षीय ओवरलैप के कारण बनता है, जिसे कहा जाता है- संचार।

की अवधारणा तथा कनेक्शन आगे रखे F.Hund।

शिक्षा के क्षेत्र में -ऑर्बिटल्स के बंधन इस तरह से ओवरलैप होते हैं कि दो ओवरलैप क्षेत्र बनते हैं, और वे उस समतल के सापेक्ष सममित रूप से स्थित होते हैं जिस पर परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक स्थित होते हैं।

ज्यामितीय रूप से, यह इस तरह दिखता है:

कृपया ध्यान दें कि-कनेक्शन छोटे भागों से बनता हैपी -ऑर्बिटल्स, जिसमें "इलेक्ट्रॉन क्लाउड" का घनत्व अधिक होता है, और इसलिए यह बंधन अधिक मजबूत होता है-कनेक्शन। वास्तव में, प्रयोग से पता चलता है कि कार्बन यौगिकों में ईथेन C 2 एच 6 (सीएच 3 - सीएच 3 - एक -बॉन्ड), एथिलीन सी 2 एच 4 (सीएच 2 = सीएच 2 - एक -कनेक्शन और एक -बॉन्ड) और एसिटिलीन सी 2 एच 2 (सी НС एच - एक -कनेक्शन और दो -बॉन्ड) उनकी ब्रेकिंग एनर्जी क्रमशः 247, 419 और 515 kJ / mol है।

अब हम एमसीएस अभिधारणाओं की सूची में जोड़ सकते हैं:

4. यदि अणु में एकाधिक (डबल और ट्रिपल) बॉन्ड बनते हैं, तो उनमें से एक होगा- संचार, और अन्य --सम्बन्ध)।

ध्यान दें कि कनेक्शन मेंडी - और एफ -धातु, अन्य प्रकार के बंधों का निर्माण संभव है --बॉन्ड, जब चार स्थानिक क्षेत्रों में ओवरलैप होता है और समरूपता का विमान परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के लंबवत होता है।

परमाणु कक्षकों का संकरण।

जब रासायनिक बंध बनते हैं, तो एक महत्वपूर्ण घटना घटित हो सकती है, जिसे कहते हैंकक्षीय संकरण।

बेरिलियम परमाणु पर विचार करेंहोना ... इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1 . हैएस 2 2 एस 2 ... इस तथ्य से देखते हुए कि बेरिलियम के सभी इलेक्ट्रॉनों को जोड़ा जाता है, ऐसे परमाणु को रासायनिक रूप से निष्क्रिय गैसों की तरह व्यवहार करना चाहिए - रासायनिक बातचीत में प्रवेश नहीं करना चाहिए।

हालांकि, आइए बेरिलियम परमाणु के इलेक्ट्रॉन विवर्तन आरेख पर करीब से नज़र डालें:

यह आरेख से देखा जा सकता है कि बेरिलियम परमाणु में भरे हुए 2 . के अतिरिक्त हैएस -ऑर्बिटल्स तीन और मुफ्त 2पी -ऑर्बिटल्स! सच है, इन कक्षकों की ऊर्जा 2 . की ऊर्जा से अधिक हैएस -ऑर्बिटल्स द्वारा मानइ ... लेकिन यह ऊर्जा रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान निकलने वाली ऊर्जा से छोटी और कम होती है। इसलिए, परमाणु एक ऊर्जावान रूप से अनुकूल अंतिम स्थिति प्राप्त करने के लिए बातचीत के दौरान अपनी कक्षाओं को पुनर्व्यवस्थित करना चाहता है। ऐसी पुनर्व्यवस्था के लिए दिए गए परमाणु के साथ परस्पर क्रिया करने वाले कणों की गतिज ऊर्जा का उपयोग किया जाता है। रासायनिक गतिकी के प्रश्नों पर चर्चा करते समय हम ऊर्जा के इस स्रोत के बारे में अधिक विस्तार से बात करेंगे। 5

इस तरह के पुनर्गठन को कक्षीय संकरण कहा जाता है, क्योंकि इस प्रक्रिया के दौरान कक्षा के "दो प्रकार" से एक नया उत्पन्न होता है।

तरंग कार्यों की भाषा में, इसका वर्णन मूल तरंग कार्यों के साथ परिणामी कक्षाओं के हाइब्रिड तरंग फ़ंक्शन को जोड़ने वाले समीकरण द्वारा किया जाता है।

गठित संकर कक्षकों की संख्या संकरण प्रक्रिया में भाग लेने वाले कक्षकों की संख्या के बराबर है।

इस प्रक्रिया को निम्नलिखित आरेख में रेखांकन द्वारा दर्शाया जा सकता है:

ध्यान दें कि संकरण के लिए आवश्यक ऊर्जाई हाइब्रिड संकरण कक्षकों की ऊर्जा में अंतर से कमइ।

हाइब्रिड ऑर्बिटल्स अपने मूल ऑर्बिटल्स को बरकरार रखते हैं। तो, इस मामले में (परमाणुहोना ), एकएस और एक पी -ऑर्बिटल, और दोनों हाइब्रिड ऑर्बिटल्स को के रूप में दर्शाया गया हैएसपी -कक्षीय। केवल दो कक्षकों के संकरण की आवश्यकता इस तथ्य के कारण है कि बेरिलियम परमाणु में बाह्य ऊर्जा स्तर पर केवल दो इलेक्ट्रॉन होते हैं।

अन्य मामलों में, जब कई समान ऑर्बिटल्स संकरण में शामिल होते हैं, तो उनकी संख्या घातांक द्वारा इंगित की जाती है। उदाहरण के लिए, एक को संकरण करते समयएस और दो पी -कक्षक तीन हैंसपा 2 -कक्षीय, और एक को संकरण करते समयएस और तीन पी -ऑर्बिटल्स - चारएसपी 3 ऑर्बिटल्स।

इस मामले में, हुंड के नियम के अनुसार, बेरिलियम परमाणु को दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन और दो सहसंयोजक रासायनिक बंधन बनाने की क्षमता प्राप्त होती है।

हाइब्रिड ऑर्बिटल्स द्वारा गठितएस, पी और यहां तक ​​कि डी -ऑर्बिटल्स आकार में थोड़ा भिन्न होते हैं और इस तरह दिखते हैं ("असममित डम्बल"):

ध्यान दें कि संकर कक्षकों की संख्या उनके निर्माण में शामिल कक्षकों की संख्या के बराबर होती हैसंकरण कक्षकों की संख्या और प्रकार की परवाह किए बिना।

अंतरिक्ष में संकर कक्षकों का स्थान उनकी संख्या से निर्धारित होता है।

विशेष रूप से, बेरिलियम परमाणु में दो संकर होते हैंएसपी -ऑर्बिटल्स एक सीधी रेखा (180 . के कोण पर) के साथ स्थित होते हैंहे ), जो एक-दूसरे से जितना संभव हो सके दूर जाने के लिए उनके कब्जे वाले समान-आवेशित इलेक्ट्रॉनों की प्रवृत्ति से मेल खाती है:

अधिक जानकारी आप संयोजकता बांड और संकरण की विधि के बारे में यहां पढ़ सकते हैं:

http://center.fio.ru/method/resources/Alikberovalyu/2004/stroenie/gl_10.html#104

अणु में अक्सर एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी ("अकेला इलेक्ट्रॉन जोड़ी") के कब्जे वाले ऑर्बिटल्स होते हैं। ऐसे ऑर्बिटल्स रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं, लेकिन अणु की ज्यामितीय संरचना को प्रभावित करते हैं।

एमवीएस के संशोधन, ऐसे ऑर्बिटल्स के प्रभाव को ध्यान में रखते हुए, वैलेंस ऑर्बिटल्स (ओईपीवीओ) के इलेक्ट्रॉन जोड़े के प्रतिकर्षण का सिद्धांत कहा जाता है और आप इसे पाठ्यपुस्तक से पृष्ठ 124 - 128 पर परिचित कर सकते हैं।

आणविक कक्षीय विधि की अवधारणा।

हमने एमएफएम के ढांचे के भीतर एओ संकरण की घटना पर विचार किया है। यह पता चला कि रासायनिक बंधों के गहन मॉडलिंग के लिए भी संकरण का विचार उपयोगी है। उनका वर्णन करने की दूसरी विधि का आधार है, जिसे हमारे पाठ्यक्रम में माना जाता है - विधिआण्विक कक्षक(एमओ)।

इस पद्धति का मुख्य अभिधारणा यह कथन है कि परमाणुओं के AO एक दूसरे के साथ परस्पर क्रिया करते हुए अपना व्यक्तित्व खो देते हैं और सामान्यीकृत MO बनाते हैं, अर्थात। कि अणुओं में इलेक्ट्रॉन किसी विशेष परमाणु से "संबंधित" नहीं होते हैं, लेकिन क्वांटम-यांत्रिक रूप से संपूर्ण आणविक संरचना में चलते हैं।

एमओ पद्धति की कई किस्में हैं, बी . को ध्यान में रखते हुएहे अधिक या कम संख्या में कारक और, तदनुसार, गणितीय रूप से कम या ज्यादा जटिल। सबसे सरल सन्निकटन है जो केवल इलेक्ट्रॉन संपर्क के रैखिक प्रभावों को ध्यान में रखता है। इस सन्निकटन को MO LCAO (परमाणु कक्षकों का रैखिक संयोजन) विधि कहा जाता है।

क्वांटम यांत्रिकी की भाषा में, दो कक्षकों के परस्पर क्रिया के सरलतम मामले के लिए यह कथन इस प्रकार लिखा गया है:

कहां एमओ वेव फंक्शन है,
पहले परमाणु के AO का तरंग फलन है,
दूसरे परमाणु के AO का तरंग फलन है,ए और बी - MO की सामान्य संरचना में दिए गए AO के योगदान को दर्शाने वाले संख्यात्मक गुणांक।

चूंकि रैखिक बहुपद को दाईं ओर लिखा जाता है, इसलिए MO विधि के इस संशोधन को LCAO कहा जाता है।

समीकरण से देखा जा सकता है किजब दो AO परस्पर क्रिया करते हैं, तो दो MO प्राप्त होते हैं... उनमें से एक कहा जाता हैबाध्यकारी एमओ, और दूसरा - एमओ को ढीला करना।

उन्हें यह नाम क्यों मिला यह चित्र से स्पष्ट है, जो अणु में ऑर्बिटल्स के ऊर्जा आरेख को दर्शाता है:

जैसा कि चित्र से देखा जा सकता है, बाध्यकारी MO में प्रारंभिक AO की ऊर्जा से कम ऊर्जा होती है, और प्रतिरक्षी एक अधिक होता है। (क्रमश,)। स्वाभाविक रूप से, न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार, एक अणु में इलेक्ट्रॉन सबसे पहले बंधन गठन के दौरान बंधन कक्षीय पर कब्जा कर लेंगे।

सामान्य तौर पर, बातचीत करते समय N AO, N MO बन जाता है।

सिग्मा ( ) और पाई ( ) -आणविक कक्षाएँ।

MO LCAO पद्धति का उपयोग करके मात्रात्मक गणना के परिणामस्वरूप, यह पता चला कि की अवधारणाएँतथा ऑर्बिटल्स की समरूपता के प्रकार MO LCAO विधि में संरक्षित हैं।

रूपरेखा इस तरह दिखती है-बाइंडिंग (के रूप में चिह्नित)या और एमओ एलसीएओ विधि में -बॉन्डिंग (या के रूप में चिह्नित) ऑर्बिटल्स:

और यह वही है जो रूपरेखा दिखती है- कनेक्टिंग ( ) तथा - ढीला करना ( * ) MO LCAO विधि द्वारा ऑर्बिटल्स:

बाइनरी होमोन्यूक्लियर अणुओं के लिए आणविक कक्षा के गठन के ऊर्जा आरेख।

जटिल अणुओं के लिए आणविक ऑर्बिटल्स की ऊर्जा की गणना करना जिसमें विभिन्न तत्वों (हेट्रोन्यूक्लियर अणु) के नाभिक शामिल हैं, आधुनिक कंप्यूटरों के लिए भी एक जटिल कम्प्यूटेशनल कार्य है। इसलिए, व्यक्तिगत अणुओं की प्रत्येक गणना एक अलग रचनात्मक कार्य है।

फिर भी, यह पता चला कि मेंडेलीव की आवर्त सारणी की दूसरी अवधि के तत्वों के द्विआधारी होमोन्यूक्लियर अणुओं के लिए ऊर्जा आरेख सार्वभौमिक है और इसका रूप है:

कभी-कभी साहित्य तत्वों के लिए अलग-अलग आरेख प्रदान करता हैबी , सी, एन और बाद मेंओ, एफ, नी हालांकि, अणु के चुंबकीय गुणों का अध्ययनबी 2 अल्ट्रालो तापमान पर स्पष्ट रूप से ऊर्जा आरेखों के रूप को जटिल बनाने की आवश्यकता की पुष्टि नहीं करते हैंबी, सी, एन.

दीया- और पैरामैग्नेटिक अणु। एमओ एलसीएओ के अनुसार लिंक की बहुलता।

वीएस विधि की तुलना में एमओ एलसीएओ विधि के गंभीर लाभों में से एक अणुओं के चुंबकीय गुणों का अधिक सही विवरण है और विशेष रूप से, आणविक ऑक्सीजन के पैरामैग्नेटिज्म की व्याख्या है। 6

आइए एमवीसी के अनुसार ऑक्सीजन अणु की संरचना को याद करें, जिसे हमने पहले माना था। इस संरचना के अनुसार, सभी संयोजकता इलेक्ट्रॉन औरतथा -अणु में बंधनहे 2 इलेक्ट्रॉन जोड़े बनाते हैं और अणु का कुल चक्कर शून्य होता है।

MO LCAO विधि द्वारा इस अणु के ऑर्बिटल्स की संरचना, उपरोक्त ऊर्जा आरेख के अनुसार MO को इलेक्ट्रॉनों से भरकर प्राप्त की जाती है:

जैसा कि इस आरेख से देखा जा सकता है, ऑक्सीजन अणु में प्रतिबाधा पर दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं
तथा
कक्षक उनके चुंबकीय क्षण जुड़ते हैं और अणु का कुल चुंबकीय क्षण देते हैं। प्रयोग से पता चलता है कि ऑक्सीजन अणु का चुंबकीय क्षण 2.8 . है(इलेक्ट्रॉन का आंतरिक चुंबकीय क्षण है 1) यह देखते हुए कि कुल चुंबकीय क्षण, अपने स्वयं के इलेक्ट्रॉनिक क्षण के अलावा, कक्षीय एक भी शामिल है, मात्रात्मक संयोग एमओ विधि की वैधता के पक्ष में बहुत ही ठोस सबूत है।

चुंबकीय क्षण की उपस्थिति में, पदार्थ बन जाता हैअनुचुंबकीय -यह "चुंबक द्वारा आकर्षित" है। 7 चुंबकीय क्षण की अनुपस्थिति में, पदार्थप्रतिचुंबकीय - यह चुंबकीय क्षेत्र द्वारा "बाहर धकेल दिया" जाता है. 8

चुंबकीय गुणों के अतिरिक्त, एमओ एलसीएओ के ऊर्जा आरेखों के विश्लेषण से यह निर्धारित करना संभव हो जाता हैरासायनिक बंधन (सीएस या पीएस) की बहुलता (या क्रम)।

= ½ (एन कनेक्शन - एन बिट)

जहां एन बांड - बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या;एन बिट एंटीबॉडी ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या है)।

हमने सहसंयोजक रासायनिक बंधों की अभिव्यक्ति और विवरण के विभिन्न मामलों पर विचार किया है। यह मुख्य प्रकार का रासायनिक बंधन है, क्योंकि इसकी घटना का कारण - वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति - रासायनिक तत्वों के भारी बहुमत में है।

हालाँकि, परमाणुओं के परस्पर क्रिया के कुछ मामलों में, विशेष परिस्थितियाँ उत्पन्न होती हैं जो विशेष प्रकार के संचार को जन्म देती हैं, जिन पर हम अगले व्याख्यान में विचार करेंगे।

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व का पुनर्वितरण होता है, जो मूल रूप से विभिन्न परमाणुओं से संबंधित होता है। चूंकि बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन नाभिक से कम से कम मजबूती से बंधे होते हैं, इसलिए ये इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधन के निर्माण में मुख्य भूमिका निभाते हैं। किसी यौगिक में किसी दिए गए परमाणु द्वारा बनने वाले रासायनिक बंधों की संख्या संयोजकता कहलाती है। रासायनिक बंधन के निर्माण में भाग लेने वाले इलेक्ट्रॉनों को वैलेंस कहा जाता है: एस- और पी तत्वों के लिए, ये बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं, डी-तत्वों के लिए, बाहरी (अंतिम) एस-इलेक्ट्रॉन और अंतिम डी-इलेक्ट्रॉन। ऊर्जा की दृष्टि से सबसे अधिक स्थिर परमाणु है, जिसके बाहरी स्तर में इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या (2 और 8 इलेक्ट्रॉन) होती है। इस स्तर को पूर्ण कहा जाता है। पूर्ण स्तर अत्यधिक टिकाऊ होते हैं और महान गैस परमाणुओं की विशेषता होती है, इसलिए, सामान्य परिस्थितियों में, वे रासायनिक रूप से निष्क्रिय मोनोएटोमिक गैस की स्थिति में होते हैं।

अन्य तत्वों के परमाणुओं में अपूर्ण बाह्य ऊर्जा स्तर होते हैं। एक रासायनिक प्रतिक्रिया की प्रक्रिया में, बाहरी स्तरों को पूरा किया जाता है, जो या तो इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने या छोड़ने के साथ-साथ सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन से प्राप्त होता है। इन विधियों से दो मुख्य प्रकार के बंध बनते हैं: सहसंयोजक और आयनिक। इस प्रकार, एक अणु के निर्माण के दौरान, प्रत्येक परमाणु एक स्थिर बाहरी इलेक्ट्रॉन शेल प्राप्त करना चाहता है: या तो दो-इलेक्ट्रॉन (डबल) या आठ-इलेक्ट्रॉन (ऑक्टेट)। यह नियमितता रासायनिक बंधों के निर्माण के सिद्धांत का आधार है। बंध बनाने वाले परमाणुओं में बाहरी स्तरों के पूरा होने के कारण एक रासायनिक बंधन का निर्माण बड़ी मात्रा में ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है, अर्थात, रासायनिक बंधन की उपस्थिति हमेशा एक्ज़ोथिर्मिक रूप से आगे बढ़ती है, क्योंकि यह उपस्थिति की ओर जाता है नए कणों (अणुओं) के, जो सामान्य परिस्थितियों में अधिक स्थिर होते हैं, और इसलिए, वे मूल की तुलना में कम ऊर्जा वाले होते हैं। परमाणुओं के बीच किस प्रकार का बंधन बनता है, यह निर्धारित करने वाले आवश्यक संकेतकों में से एक इलेक्ट्रोनगेटिविटी है, यानी एक परमाणु की अन्य परमाणुओं से इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता। तत्वों के परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता धीरे-धीरे बदलती है: आवर्त सारणी के आवर्त में, बाएं से दाएं, इसका मान बढ़ता है, और ऊपर से नीचे के समूहों में यह घटता है।

सामान्य (बंधन) इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के कारण किए गए रासायनिक बंधन को सहसंयोजक कहा जाता है। 1) आइए हम एक ही इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन के गठन के उदाहरण की जांच करें, उदाहरण के लिए, एक हाइड्रोजन अणु एच 2 हाइड्रोजन अणु में एक रासायनिक बंधन के गठन को दो बिंदुओं के रूप में दर्शाया जा सकता है: + -एच -> एच: एच या एक डैश जो इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी का प्रतीक है: एचएच समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणुओं द्वारा गठित एक सहसंयोजक बंधन को गैर- ध्रुवीय ऐसा बंधन एक रासायनिक तत्व के परमाणुओं से युक्त डायटोमिक अणुओं द्वारा बनता है: एच 2, सीएल 2, आदि। 2) परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजक बंधन का निर्माण, जिसकी विद्युतीयता थोड़ी भिन्न होती है। विभिन्न वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणुओं द्वारा निर्मित सहसंयोजक बंधन को ध्रुवीय कहा जाता है। एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के साथ, इलेक्ट्रॉनों की एक सामान्य जोड़ी से इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु में स्थानांतरित हो जाता है। उदाहरण H2O, NH3, H2S, CH3Cl अणु हैं। हमारे उदाहरणों में सहसंयोजक (ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय) बंधन बंधन परमाणुओं के अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के कारण बने थे। सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए इस तंत्र को विनिमय कहा जाता है। सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए एक अन्य तंत्र दाता-स्वीकर्ता है। इस मामले में, एक परमाणु (दाता) के दो युग्मित इलेक्ट्रॉनों और दूसरे परमाणु (स्वीकर्ता) के मुक्त कक्षीय के कारण बंधन उत्पन्न होता है। एक प्रसिद्ध उदाहरण अमोनियम आयन का निर्माण है: एच ++: एनएच 3 -> [एच: एनएच 3 | +<=====>NH4 + स्वीकर्ता दाता इलेक्ट्रॉन अमोनियम आयन। अमोनियम आयन के निर्माण के साथ, नाइट्रोजन का इलेक्ट्रॉन युग्म N और H परमाणुओं के लिए सामान्य हो जाता है, अर्थात एक चौथा बंधन प्रकट होता है, जो अन्य तीन से भिन्न नहीं होता है। उन्हें वही चित्रित किया गया है:

परमाणुओं के बीच एक आयनिक बंधन उत्पन्न होता है, जिसकी विद्युत ऋणात्मकता तेजी से भिन्न होती है। आइए सोडियम क्लोराइड NaCl के उदाहरण का उपयोग करके गठन की विधि पर विचार करें। सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का प्रतिनिधित्व किया जा सकता है: 11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2p 6 Зs2 3p5 अपूर्ण ऊर्जा स्तरों वाले परमाणुओं की तरह। जाहिर है, उनके पूरा होने के लिए, एक सोडियम परमाणु के लिए सात को जोड़ने की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन दान करना आसान होता है, और क्लोरीन परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन संलग्न करना सात दान करने की तुलना में आसान होता है। रासायनिक बातचीत में, सोडियम परमाणु पूरी तरह से एक इलेक्ट्रॉन दान करता है, और क्लोरीन परमाणु इसे स्वीकार करता है। योजनाबद्ध रूप से इसे इस प्रकार लिखा जा सकता है: Na. - एल ई -> Na + सोडियम आयन, दूसरे ऊर्जा स्तर के कारण स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन 1s2 2s2 2p6 शेल। : Cl + 1e ->। Cl - क्लोरीन आयन, स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन खोल। Na + और Cl- आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल उत्पन्न होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप एक यौगिक बनता है।

आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण द्वारा किए गए रासायनिक बंधन को आयनिक बंधन कहा जाता है। आयनों के आकर्षण से बनने वाले यौगिक आयनिक कहलाते हैं। आयनिक यौगिकों में केवल वाष्प अवस्था में व्यक्तिगत अणु होते हैं। ठोस (क्रिस्टलीय) अवस्था में, आयनिक यौगिकों में नियमित रूप से सकारात्मक और नकारात्मक आयन होते हैं। इस मामले में अणु अनुपस्थित हैं। आयनिक यौगिक समूह I और II के मुख्य उपसमूहों और VI और VII समूहों के मुख्य उपसमूहों के तत्व बनाते हैं, जो इलेक्ट्रोनगेटिविटी के परिमाण में तेजी से भिन्न होते हैं। अपेक्षाकृत कम आयनिक यौगिक होते हैं। उदाहरण के लिए, अकार्बनिक लवण: NH4Cl (अमोनियम आयन NH4 + और क्लोरीन आयन Cl-), साथ ही साथ नमक जैसे कार्बनिक यौगिक: अल्कोहल, कार्बोक्जिलिक एसिड के लवण, अमाइन के लवण गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन और आयनिक बंधन दो सीमित मामले हैं इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण एक गैर-ध्रुवीय बंधन समान परमाणुओं के बीच दो इलेक्ट्रॉन बादलों के बंधन एजेंट के समान वितरण से मेल खाता है। इसके विपरीत, आयनिक बंधन के मामले में, इलेक्ट्रॉन बादल जो बांधता है, लगभग पूरी तरह से परमाणुओं में से एक के स्वामित्व में होता है। अधिकांश यौगिकों में, रासायनिक बंधन इस प्रकार के बंधनों के बीच मध्यवर्ती होते हैं, यानी उनमें एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन होता है।

तरल अवस्था में ठोस में धातुओं में एक धात्विक बंधन मौजूद होता है। आवर्त सारणी में स्थिति के अनुसार, धातु परमाणुओं में कम संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉन (1-3 इलेक्ट्रॉन) और कम आयनीकरण ऊर्जा (इलेक्ट्रॉन टुकड़ी) होती है। इसलिए, परमाणु में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को कमजोर रूप से बनाए रखा जाता है, आसानी से फट जाता है और पूरे क्रिस्टल में स्थानांतरित करने की क्षमता रखता है। धातुओं के क्रिस्टल जाली के नोड्स में मुक्त परमाणु होते हैं, सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए घोड़े, और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का हिस्सा, क्रिस्टल जाली के आयतन में स्वतंत्र रूप से घूमते हुए, एक "इलेक्ट्रॉन गैस" बनाता है जो धातु परमाणुओं के बीच एक बंधन प्रदान करता है। क्रिस्टल जाली में धातु आयनों के बीच अपेक्षाकृत मुक्त इलेक्ट्रॉनों द्वारा किए जाने वाले बंधन को धातु बंधन कहा जाता है। धात्विक बंधन परमाणुओं द्वारा वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी के कारण उत्पन्न होता है। हालाँकि, इस प्रकार के संचार के बीच एक महत्वपूर्ण अंतर है। सहसंयोजक बंधन करने वाले इलेक्ट्रॉन मुख्य रूप से दो जुड़े परमाणुओं के तत्काल आसपास के क्षेत्र में होते हैं। धातु बंधन के मामले में, बंधन बनाने वाले इलेक्ट्रॉन धातु के पूरे टुकड़े के चारों ओर घूमते हैं। यह धातुओं की सामान्य विशेषताओं को निर्धारित करता है: धातु चमक, गर्मी और बिजली की अच्छी चालकता, लचीलापन, लचीलापन, आदि। धातुओं की सामान्य रासायनिक संपत्ति उनकी अपेक्षाकृत उच्च कमी है।

हाइड्रोजन बांड एक इलेक्ट्रोनगेटिव तत्व से बंधे हाइड्रोजन परमाणु और एक इलेक्ट्रोनगेटिव तत्व के बीच बन सकते हैं जिसमें इलेक्ट्रॉनों की एक मुक्त जोड़ी (O, F, N) होती है। हाइड्रोजन बंधन इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण होता है, जो हाइड्रोजन परमाणु के छोटे आकार और आंशिक रूप से दाता-स्वीकर्ता बातचीत द्वारा सुगम होता है। हाइड्रोजन बांड इंटरमॉलिक्युलर और इंट्रामोल्युलर हो सकता है। ओ-एच बांड में एक स्पष्ट ध्रुवीय चरित्र होता है: हाइड्रोजन बंधन आयनिक या सहसंयोजक से बहुत कमजोर होता है, लेकिन अंतःक्रियात्मक बातचीत से मजबूत होता है। हाइड्रोजन बांड पदार्थों के कुछ भौतिक गुणों को निर्धारित करते हैं (उदाहरण के लिए, उच्च क्वथनांक)। हाइड्रोजन बांड विशेष रूप से प्रोटीन, न्यूक्लिक एसिड और अन्य जैविक रूप से महत्वपूर्ण यौगिकों के अणुओं में व्यापक हैं, उन्हें एक निश्चित स्थानिक संरचना (संगठन) प्रदान करते हैं।

संचार ऊर्जा (ईबी)। रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान जारी ऊर्जा की मात्रा को रासायनिक बंधन ऊर्जा [kJ / mol] कहा जाता है। बहुपरमाणुक यौगिकों के लिए इसका औसत मान लिया जाता है। जितना अधिक Eb होगा, अणु उतना ही अधिक स्थिर होगा।

लिंक लंबाई (एलडब्ल्यू)। जंक्शन पर नाभिक के बीच की दूरी। बंधन की लंबाई जितनी लंबी होगी, बंधन ऊर्जा उतनी ही कम होगी।

वैलेंस बॉन्ड की विधि।

• ए) इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के साथ एओ के ओवरलैप के परिणामस्वरूप दो परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन उत्पन्न होता है।
• बी) एक रासायनिक बंधन में प्रवेश करने वाले परमाणु एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रॉनों का आदान-प्रदान करते हैं, जो बंधन जोड़े बनाते हैं। परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के आदान-प्रदान की ऊर्जा (परमाणुओं के आकर्षण की ऊर्जा) रासायनिक बंधन की ऊर्जा में मुख्य योगदान देती है। बाध्यकारी ऊर्जा में एक अतिरिक्त योगदान कणों के कूलम्ब अन्योन्यक्रिया बलों द्वारा किया जाता है।
• सी) पाउली सिद्धांत के अनुसार, एक रासायनिक बंधन तभी बनता है जब इलेक्ट्रॉन विभिन्न स्पिनों के साथ परस्पर क्रिया करते हैं।
• डी) रासायनिक बंधन (ऊर्जा, लंबाई, ध्रुवता) की विशेषताएं अतिव्यापी एओ के प्रकार से निर्धारित होती हैं।

वैलेंस बॉन्ड की विधि। सहसंयोजक बंधन प्रतिक्रियाशील परमाणुओं के एओ के अधिकतम ओवरलैप की ओर निर्देशित होता है।

वैलेंस। रासायनिक बंधन बनाने के लिए एक निश्चित संख्या में अन्य परमाणुओं को जोड़ने या बदलने के लिए एक परमाणु की क्षमता।

उत्तेजित अवस्था में संक्रमण होने पर, युग्मित इलेक्ट्रॉनों में से एक उसी कोश के मुक्त कक्षक में चला जाता है।

दाता-स्वीकर्ता तंत्र: एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े और दूसरे परमाणु के रिक्त कक्षक के कारण एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है।

आणविक कक्षीय विधि। एक अणु में इलेक्ट्रॉनों को MOs पर वितरित किया जाता है, जो AOs की तरह, एक निश्चित ऊर्जा और आकार की विशेषता होती है। एमओ पूरे अणु को कवर करते हैं। अणु को एकल प्रणाली के रूप में माना जाता है।

• 1. एमओ की संख्या एओ की कुल संख्या के बराबर है जिससे एमओ संयुक्त है।
• 2. कुछ MO की ऊर्जा अधिक होती है, अन्य - प्रारंभिक AO की ऊर्जा से कम। एओ के एक सेट से प्राप्त एमओ की औसत ऊर्जा लगभग इन एओ की औसत ऊर्जा के साथ मेल खाती है।
• 3. इलेक्ट्रॉन बढ़ते हुए ऊर्जा के क्रम में MO, साथ ही AO को भरते हैं, जबकि पाउली अपवर्जन सिद्धांत और गुंड के नियम का पालन किया जाता है।
• 4. AO सबसे प्रभावी रूप से उन AO के साथ संयुक्त होते हैं जो तुलनीय ऊर्जा और संगत समरूपता की विशेषता रखते हैं।
• 5. जैसा कि वीएस विधि में है, एमओ विधि में बंधन शक्ति परमाणु कक्षाओं के अतिव्यापी होने की डिग्री के समानुपाती होती है।

संचार का क्रम और ऊर्जा। संचार का क्रम n = (Ncw-Np) / 2 है। Nw आबंधन आण्विक कक्षकों पर e की संख्या है, Np प्रतिबांधी आण्विक कक्षकों पर e की संख्या है।

यदि Ncw = Np, तो n = 0 और अणु नहीं बनता है। एक ही प्रकार के अणुओं में n की वृद्धि के साथ, बाध्यकारी ऊर्जा बढ़ जाती है। एओ विधि के विपरीत, एमओ विधि मानती है कि एक इलेक्ट्रॉन द्वारा एक बंधन बनाया जा सकता है।

जटिल कनेक्शन। जटिल यौगिक जिनमें दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा निर्मित सहसंयोजक बंधन होते हैं

ट्यूटोरियल

2. आस्ट्राखान

रासायनिक बंधन: पाठ्यपुस्तक / रयाबुखिन यू। आई। - अस्त्रखान: अस्त्रखान। राज्य तकनीक। यूएन-टी, 2013 .-- 40 पी।

इंजीनियरिंग और तकनीकी गैर-रासायनिक विशिष्टताओं के छात्रों के लिए बनाया गया है।

उच्च व्यावसायिक शिक्षा के राज्य शैक्षिक मानकों का अनुपालन करता है

बीमार।: 15 आंकड़े, तालिका: 1, ग्रंथ सूची: 6 शीर्षक, ऐप।

सामान्य, अकार्बनिक और विश्लेषणात्मक रसायन विज्ञान विभाग के निर्णय द्वारा प्रकाशित (प्रोटोकॉल संख्या __ दिनांक _________ 2013)

समीक्षक: कैंड। रसायन विज्ञान, एसोसिएट प्रोफेसर लेबेदेवा ए.पी.

© रयाबुखिन यू.आई., 2013

© एएसटीयू, 2013

परिचय

प्रकृति में, मुक्त परमाणुओं के रूप में रासायनिक तत्व (महान गैसों के अपवाद के साथ - VIIIA- समूह के तत्व) व्यावहारिक रूप से नहीं होते हैं। आमतौर पर, किसी भी रासायनिक तत्व के परमाणु या तो एक दूसरे के साथ या अन्य तत्वों के परमाणुओं के साथ परस्पर क्रिया करते हैं, क्रमशः सरल या जटिल पदार्थों की उपस्थिति के साथ रासायनिक बंधन बनाते हैं। इसी समय, विभिन्न पदार्थों के अणु एक दूसरे के साथ परस्पर क्रिया करते हैं।

रासायनिक बंधन का सिद्धांत सभी सैद्धांतिक रसायन विज्ञान का आधार है।

रासायनिक बंधन 1 बलों का एक समूह है जो परमाणुओं को एक दूसरे से अधिक स्थिर संरचनाओं - अणुओं या क्रिस्टल में बांधता है।

अणुओं और क्रिस्टल का निर्माण मुख्य रूप से इलेक्ट्रॉनों और परमाणु नाभिकों के बीच कूलम्ब आकर्षण के कारण होता है।

रासायनिक बंधन की प्रकृति को सूक्ष्म जगत को नियंत्रित करने वाले क्वांटम (तरंग) यांत्रिकी के नियमों की खोज के बाद ही समझा गया था। आधुनिक सिद्धांत इस सवाल का जवाब देता है कि रासायनिक बंधन क्यों पैदा होता है और इसकी ताकतों की प्रकृति क्या है।

रासायनिक बंधों का बनना एक स्वतःस्फूर्त प्रक्रिया है; अन्यथा न तो सरल और न ही जटिल पदार्थ मौजूद होंगे। एक थर्मोडायनामिक दृष्टिकोण से, एक रासायनिक बंधन के गठन का कारण प्रणाली की ऊर्जा में कमी है।

एक रासायनिक बंधन का निर्माण ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है, और इसके टूटने के लिए ऊर्जा के व्यय की आवश्यकता होती है।

एक रासायनिक बंधन की विशेषताएं इसकी ऊर्जा और लंबाई हैं।

रासायनिक बंधन ऊर्जा - यह इसके गठन और इसकी ताकत को चिह्नित करने की प्रक्रिया में जारी ऊर्जा है; बाध्यकारी ऊर्जा परिणामी पदार्थ के केजे प्रति मोल में व्यक्त की जाती है (ई एसवी , केजे / मोल) 2.

रासायनिक बंधन ऊर्जा जितनी अधिक होगी, बंधन उतना ही मजबूत होगा। एक द्विपरमाणुक अणु के रासायनिक बंधन की ऊर्जा का अनुमान इसके गठन से पहले की स्थिति के साथ तुलना करके लगाया जाता है। एक ही प्रकार के बंधन वाले बहुपरमाणुक अणुओं के लिए, औसत रासायनिक बंधन ऊर्जा की गणना की जाती है (उदाहरण के लिए, एच 2 ओ या सीएच 4 के लिए)।

औसत रासायनिक बंधन ऊर्जाएक अणु के गठन की ऊर्जा को उसके बंधों की संख्या से विभाजित करके निर्धारित किया जाता है।

रासायनिक बंधन लंबाईअणु में परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी कहलाती है।

बंधन की लंबाई बंधन परमाणुओं के आकार और उनके इलेक्ट्रॉन गोले के अतिव्यापी होने की डिग्री से निर्धारित होती है।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन फ्लोराइड और हाइड्रोजन आयोडाइड के लिए:

मैंएचएफ< मैंनमस्ते

जुड़ने वाले कणों (परमाणुओं या अणुओं) के प्रकार के आधार पर, एक अंतर किया जाता है इंट्रामोल्युलर बांड,जिसके कारण अणु बनते हैं, और अंतर-आणविक बंधन,अणुओं से सहयोगियों के गठन या एक अणु में अलग-अलग कार्यात्मक समूहों के परमाणुओं के बंधन के लिए अग्रणी। इस प्रकार के बांड ऊर्जा में तेजी से भिन्न होते हैं: इंट्रामोल्युलर बॉन्ड के लिए, ऊर्जा 100-1000 kJ / mol 1 होती है, और इंटरमॉलिक्युलर बॉन्ड के लिए, यह आमतौर पर 40 kJ / mol से अधिक नहीं होती है।

शिक्षा पर विचार करें इंट्रामोलीक्युलर रासायनिक बंधहाइड्रोजन परमाणुओं की परस्पर क्रिया के उदाहरण पर।

जब दो हाइड्रोजन परमाणु एक-दूसरे के पास पहुंचते हैं, तो उनके इलेक्ट्रॉनों के बीच एंटीपैरलल स्पिन के साथ एक मजबूत विनिमय बातचीत होती है, जिससे एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी की उपस्थिति होती है। इससे इंटरन्यूक्लियर स्पेस में इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ जाता है, जो नाभिक, परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के आकर्षण में योगदान देता है। नतीजतन, सिस्टम की ऊर्जा कम हो जाती है और सिस्टम अधिक स्थिर हो जाता है - परमाणुओं के बीच होता है रासायनिक बंध(चित्र .1)।

चावल। 1. हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन के निर्माण का ऊर्जा आरेख

सिस्टम में परमाणुओं के नाभिक के बीच एक निश्चित दूरी पर न्यूनतम ऊर्जा होती है; परमाणुओं के आगे के दृष्टिकोण के साथ, नाभिक के बीच प्रतिकारक बलों में वृद्धि के कारण ऊर्जा बढ़ जाती है।

इस पर निर्भर करते हुए कि आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी किस तरह से जुड़ने वाले परमाणुओं के नाभिक के साथ बातचीत करती है, तीन मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन प्रतिष्ठित हैं: अंडाकार, आयनिक और धात्विक, साथ ही हाइड्रोजन बांड।

किसी दिए गए परमाणु के बनने वाले रासायनिक बंधों की संख्या के साथ बाहरी शेल पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या के आंकड़ों की तुलना से पता चलता है कि हाइड्रोजन अणु के अध्ययन में सामने आए एक रासायनिक बंधन के गठन की नींव अन्य परमाणुओं के लिए मान्य है। भी। ऐसा इसलिए है क्योंकि बंधन प्रकृति में विद्युत है और दो इलेक्ट्रॉनों (प्रत्येक परमाणु से एक) द्वारा बनता है। इसलिए, किसी को परमाणुओं की पहली आयनीकरण ऊर्जा (पीईआई) (एक इलेक्ट्रोस्टैटिक मूल वाले) और डायटोमिक अणुओं में उनकी बाध्यकारी ऊर्जा के बीच संबंध की उम्मीद करनी चाहिए।

दूसरे और तीसरे आवर्त के परमाणुओं से बने कई द्विपरमाणुक अणुओं (गैस चरण में) के लिए बाध्यकारी ऊर्जा के निर्धारण पर प्रायोगिक डेटा तालिका 4.2 और अंजीर में दिखाया गया है। 4.2.1.

तालिका 4.2

चावल। 4.2-1 तत्व के पीईआई के आधार पर दूसरे और तीसरे आवर्त के तत्वों से अणुओं में बाध्यकारी ऊर्जा

ये डेटा (तालिका 4.2, चित्र 4.2-1 देखें) दिखाते हैं कि परमाणुओं के बीच बाध्यकारी ऊर्जा बंधित परमाणुओं के पीईआई से व्यावहारिक रूप से स्वतंत्र है।

क्या यह संभव है कि द्विपरमाणुक अणुओं (जहाँ एक से अधिक इलेक्ट्रॉन हों) में आबंध किसी भिन्न क्रियाविधि द्वारा बनता है और अतिरिक्तबलों का पहले हमारे द्वारा हिसाब नहीं था?

इन बलों की पहचान करने से पहले, आइए इसे समझाने की कोशिश करें आजादीपहले से मौजूद बातचीत के आधार पर।
आइए अतिरिक्त कारकों की जांच करके शुरू करें जो अपेक्षित सहसंबंध की कमी की व्याख्या करते हैं और आजादीडायटोमिक अणुओं में बाध्यकारी ऊर्जा से पीईआई के मापन पर प्रयोगात्मक डेटा।
हम तालिका (4.2) को चार समूहों में विभाजित करते हैं:

समूह असमान परमाणुओं से युक्त अणु शामिल हैं, जिसमें बाध्यकारी ऊर्जा 40 kJ / mol से कम है। गैस चरण में, ये अणु परमाणुओं में टूट जाते हैं।

ग्रुप बीसमान परमाणुओं से युक्त डायटोमिक अणु शामिल हैं, बाध्यकारी ऊर्जा जिसमें 400 kJ / mol से लेकर 1000 kJ / mol तक होती है। दरअसल, इन अणुओं में बाध्यकारी ऊर्जा हाइड्रोजन अणु में बाध्यकारी ऊर्जा की तुलना में काफी भिन्न होती है, जो कि 429 kJ / mol है।

समूहसाथविभिन्न परमाणुओं से युक्त डायटोमिक अणु शामिल हैं, बाध्यकारी ऊर्जा जिसमें 340 kJ / mol से 550 kJ / mol तक भिन्न होता है।

समूहडीसमान परमाणुओं वाले डायटोमिक अणु शामिल हैं, जिनकी बाध्यकारी ऊर्जा 50-350 kJ / mol है।

टेबल 4.4
संचार ऊर्जाअणुओं में

इससे पहले कि हम व्याख्या करना शुरू करें, आइए उन प्रश्नों को स्पष्ट करें जिन्हें हमें कवर करने की आवश्यकता है।
प्रथमप्रश्न:
हाइड्रोजन अणु की तुलना में कई-इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के बीच बाध्यकारी ऊर्जा बहुत कम या बहुत अधिक (तालिका 4.2) क्यों है (एच 2)?

हाइड्रोजन अणु में बाध्यकारी ऊर्जा से पॉलीएटोमिक अणुओं में बाध्यकारी ऊर्जा के महत्वपूर्ण विचलन की व्याख्या करने के लिए, बाहरी कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या सीमित होने के कारण की हमारी समझ को गहरा करना आवश्यक है।
एक इलेक्ट्रॉन का परमाणु से जुड़ाव तब होता है जब ऊर्जा में वृद्धि होती है, या, दूसरे शब्दों में, यदि शुद्धप्रणाली का संभावित ऊर्जा मूल्य परमाणु + इलेक्ट्रॉनएक परमाणु के साथ एक इलेक्ट्रॉन के बंधन के परिणामस्वरूप बढ़ता है। एक इलेक्ट्रॉन के लिए एक परमाणु की आत्मीयता पर डेटा, तालिका 4.3 में दिखाया गया है, हमें ऊर्जा लाभ का संख्यात्मक मान देता है जब एक इलेक्ट्रॉन एक परमाणु से जुड़ा होता है।

टेबल 4.3

जब एक इलेक्ट्रॉन एक परमाणु से जुड़ा होता है, तो नाभिक की ओर आकर्षित इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि के कारण नाभिक के प्रति इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण की कुल ऊर्जा बढ़ जाती है। दूसरी ओर, इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि के कारण इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण की ऊर्जा बढ़ जाती है। यही है, एक परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन का लगाव तब होता है, जब इस संबंध के परिणामस्वरूप, आकर्षक ऊर्जा में लाभ प्रतिकारक ऊर्जा में वृद्धि के कारण ऊर्जा के नुकसान से अधिक होता है।

जब एक इलेक्ट्रॉन एक परमाणु से जुड़ा होता है तो ऊर्जा में परिवर्तन की गणना करना हाइड्रोजन 3.4 eV का ऊर्जा लाभ देता है। अर्थात् हाइड्रोजन परमाणु में धनात्मक इलेक्ट्रॉन बंधुता होनी चाहिए। प्रयोग में ठीक यही देखा गया है।

जब एक इलेक्ट्रॉन एक परमाणु से जुड़ा होता है तो संभावित ऊर्जा में परिवर्तन की एक समान गणना हीलियमयह दर्शाता है कि एक इलेक्ट्रॉन के जुड़ाव से स्थितिज ऊर्जा में वृद्धि नहीं होती है, बल्कि इसकी कमी होती है। दरअसल, हीलियम परमाणु की आत्मीयता, प्रयोग के अनुसार, शून्य से कम है।

इसलिए, एक परमाणु को एक इलेक्ट्रॉन को संलग्न करने या न जोड़ने की क्षमता सभी इलेक्ट्रॉनों के नाभिक और पारस्परिक इंटरइलेक्ट्रॉनिक प्रतिकर्षण के आकर्षण की संभावित ऊर्जा के निरपेक्ष मूल्यों में परिवर्तन में अंतर से निर्धारित होती है। यदि यह अंतर शून्य से अधिक है, तो इलेक्ट्रॉन जुड़ जाएगा, और यदि यह शून्य से कम है, तो ऐसा नहीं होगा।

तालिका 4.3 में दिए गए परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता के आंकड़े बताते हैं कि पहली, दूसरी और तीसरी अवधि के परमाणुओं के लिए, सिवाय इसके कि होना,मिलीग्राम,ने,एआरनाभिक से इलेक्ट्रॉनों के लगाव के दौरान आकर्षण की ऊर्जा में वृद्धि प्रतिकर्षण की ऊर्जा में वृद्धि से अधिक होती है।
परमाणुओं के मामले में होना,मिलीग्राम,ने,एआर,नाभिक से इलेक्ट्रॉनों के लगाव के दौरान आकर्षण की ऊर्जा में वृद्धि इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण की ऊर्जा में वृद्धि से कम है। इस निष्कर्ष की स्वतंत्र रूप से तालिका 4.2 (समूह ए) में दी गई दूसरी और तीसरी अवधि के परमाणुओं के लिए पीईआई की जानकारी द्वारा पुष्टि की गई है।

जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोशों पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या एक इलेक्ट्रॉन से बढ़ जाती है, और हाइड्रोजन अणु के मॉडल की गणना के अनुसार एच 2,बंधित परमाणुओं के प्रभावी आवेश बदल जाते हैं। बाध्य नाभिक के प्रभावी आवेश आवेशित नाभिक के आकर्षण के कारण और बाध्य परमाणुओं के बाहरी कोशों पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि के संबंध में बदलते हैं।

हाइड्रोजन अणु में, नाभिक के दृष्टिकोण से नाभिक के लिए बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण बल में 50% की वृद्धि होती है, जो कि 0.5 प्रोटॉन इकाइयों द्वारा बाध्य नाभिक के प्रभावी चार्ज में वृद्धि के बराबर है (देखें। अध्याय 3)।

ऊर्जा लाभ के संदर्भ में, बंधन गठन एक तटस्थ परमाणु (मापा गया इलेक्ट्रॉन आत्मीयता) के लिए एक इलेक्ट्रॉन के लगाव और एक परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन के लगाव के बीच एक मध्यवर्ती प्रक्रिया की तरह है, जिसका परमाणु चार्ज 1 इकाई बढ़ जाता है।

तालिका 4.3 के आंकड़ों के अनुसार, लिथियम (PEI - 519 kJ / mol) से बेरिलियम (PEI - 900 kJ / mol) में जाने पर, PEI 400 kJ / mol बढ़ जाता है, और जब बेरिलियम से बोरॉन (PEI - 799) में जाता है kJ / mol) ), ऊर्जा लाभ 100 kJ / mol तक कम हो जाता है।
याद रखें कि बोरॉन के बाहरी इलेक्ट्रॉन शेल में 3 इलेक्ट्रॉन होते हैं, और बेरिलियम के बाहरी शेल में 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं। अर्थात्, जब एक इलेक्ट्रॉन एक प्रोटॉन इकाई द्वारा परमाणु आवेश में एक साथ वृद्धि के साथ बेरिलियम से जुड़ा होता है, तो बाध्य इलेक्ट्रॉन बेरिलियम के बाहरी आवरण में प्रवेश करता है, जबकि ऊर्जा लाभ 100 kJ / mol से कम होगा जब एक इलेक्ट्रॉन प्रवेश करता है। लिथियम का बाहरी आवरण (लिथियम से बेरिलियम में संक्रमण के दौरान)।

अब यह काफी समझ में आता है कि इलेक्ट्रॉन के लिए परमाणु की नकारात्मक आत्मीयता के साथ परमाणुओं की बाध्यकारी ऊर्जा में तेज कमी, तालिका 4.3 में इंगित की गई है। हालांकि, हालांकि ने,होना,मिलीग्राम,एआरइलेक्ट्रॉनों को संलग्न नहीं करते, वे अणु बनाते हैं, क्योंकि नाभिक का प्रभावी आवेश बढ़ जाता है। इन अणुओं में बाध्यकारी ऊर्जा (समूह .) ए) अन्य अणुओं की तुलना में बहुत कम है।

अब चलिए जवाब दूसराप्रश्न: समूह B के द्विपरमाणुक अणुओं में बंधन ऊर्जा को सारणी 4.2 में क्यों दर्शाया गया है? हाइड्रोजन अणु में बाध्यकारी ऊर्जा से 1.5-2 गुना अधिक?

कार्बन परमाणुओं के बाहरी कोश पर (सी),नाइट्रोजन (एन)और ऑक्सीजन (ओ)क्रमशः 4, 5 और 6 इलेक्ट्रॉन हैं। इन परमाणुओं द्वारा बनने वाले बंधों की संख्या अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों की संख्या से सीमित होती है जो एक बंधन बनने पर बाहरी आवरण में प्रवेश कर सकते हैं। तो कार्बन परमाणु (सी),नाइट्रोजन (एन)और ऑक्सीजन (ओ) क्रमशः 4, 3 और 2 रासायनिक बंध बना सकते हैं। तदनुसार, तालिका 4.4 में दिखाए गए दो परमाणुओं के बीच एक नहीं, बल्कि कई रासायनिक बंधन बन सकते हैं, जिसका अर्थ है कि डायटोमिक अणु में 1 बंधन के गठन की तुलना में ऊर्जा में बहुत अधिक लाभ होता है, जहां बंधित परमाणुओं में प्रत्येक में 1 इलेक्ट्रॉन होता है। बाहरी खोल

यदि परमाणु एक रासायनिक बंधन से जुड़े होते हैं, तो ऐसे बंधन को एकल बंधन कहा जाता है। रासायनिक बंधया सामान्य रासायनिक बंधन।जब परमाणु कई रासायनिक बंधों (दोहरे या तिहरे) से जुड़े होते हैं, तो ऐसे बंधन कहलाते हैं एकाधिक लिंक... एकाधिक बंधन, उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन अणुओं में (एन 2)और ऑक्सीजन (ओ 2)संरचनात्मक सूत्रों द्वारा वर्णित हैं: एन नहींतथा ओ = ओ।

अब समूह पर विचार करें साथ: विभिन्न परमाणुओं से बने कुछ डायटोमिक अणुओं में बाध्यकारी ऊर्जा अन्य अणुओं की तुलना में काफी अधिक क्यों होती है, जो समान परमाणुओं से बने होते हैं?

आइए अणु का विश्लेषण करें सोडियम क्लोराइड... सोडियम और क्लोरीन परमाणु अपनी इलेक्ट्रॉन बंधुता में बहुत भिन्न होते हैं। दो-चरणीय प्रक्रिया के रूप में बंधन गठन का परिचय दें। पहले चरण में, इलेक्ट्रॉनों के लिए परमाणुओं की आत्मीयता के कारण ऊर्जा में लाभ प्राप्त होता है। अर्थात् इस दृष्टि से अणु के निर्माण के दौरान ऊर्जा में होने वाला लाभ सीएल 2, अणु के निर्माण के दौरान से अधिक होना चाहिए सोडियम क्लोराइडउनकी इलेक्ट्रॉन आत्मीयता में अंतर से।

हाइड्रोजन अणु (अध्याय 3) की गणना करते समय, बाध्यकारी ऊर्जा (अणुओं को परमाणुओं में अलग करने के लिए आवश्यक ऊर्जा) दो घटकों का योग था:

हाइड्रोजन अणु और दो हाइड्रोजन परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक ऊर्जा के बीच का अंतर;

असंबद्ध अणुओं को गर्म करने पर खर्च की गई अतिरिक्त ऊर्जा।

पहले घटक की गणना करते हुए, हम अणु की ऊर्जा की गणना करते हैं, जो हाइड्रोजन परमाणुओं के नाभिक के इलेक्ट्रॉनों के बंधन जोड़े के आकर्षण की ऊर्जा और इंटरइलेक्ट्रॉनिक और इंटरन्यूक्लियर बलों की प्रतिकारक ऊर्जा के योग के बीच अंतर के बराबर है।

इलेक्ट्रॉनों के बंधन जोड़े के लिए नाभिक के आकर्षण की ऊर्जा का अनुमान लगाने के लिए, साथ ही इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण की ऊर्जा का अनुमान लगाने के लिए, हमें पहले बंधुआ नाभिक के प्रभावी चार्ज के मूल्य का पता लगाना चाहिए।

डायटोमिक अणुओं में आयनीकरण क्षमता और बाध्यकारी ऊर्जा