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प्रकृति में मूल रूप से तीन प्रकार के रासायनिक बंधन होते हैं जो परमाणुओं, अणुओं और आयनों को एक साथ बांधे रखते हैं। ये आयनिक बंधन, सहसंयोजक बंधन और धात्विक बंधन हैं। तीन में से, आयनिक और सहसंयोजक बंधन सबसे आम हैं, और लगभग सभी कार्बनिक और अकार्बनिक पदार्थों के अस्तित्व के लिए जिम्मेदार हैं जिन्हें हम जानते हैं।
ये दो बंधन बहुत अलग हैं और आयनिक यौगिकों या पदार्थों और सहसंयोजक यौगिकों या पदार्थों को जन्म देते हैं जिनमें स्पष्ट रूप से भिन्न विशेषताओं और गुणों की एक श्रृंखला होती है।
बाद में, हम सहसंयोजक बंधन के साथ आयनिक बंधन की तुलना करेंगे, इन दो प्रकार के बंधनों और उनके पास मौजूद रासायनिक पदार्थों के बीच सबसे महत्वपूर्ण अंतर को उजागर करेंगे। हालाँकि, उस बिंदु पर जाने से पहले और इसे बेहतर ढंग से समझने के लिए, यह समझना आवश्यक है कि परमाणु एक दूसरे के साथ क्यों बंधते हैं और दो परमाणुओं के बीच होने वाले बंधन का प्रकार क्या निर्धारित करता है।
परमाणु आपस में क्यों बंधते हैं?
रासायनिक बंधन का अस्तित्व परमाणुओं की स्थिरता और विशेष रूप से उनके इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन के साथ करना है। यह उस विशेष तरीके को संदर्भित करता है जिसमें परमाणु के नाभिक के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों को वितरित किया जाता है।
यह पता चला है कि, जहाँ तक इलेक्ट्रॉन विन्यास का संबंध है, कुछ दूसरों की तुलना में बेहतर हैं, और केवल महान गैसों के समूह (आवर्त सारणी के समूह 18) में तत्वों के पास एक स्थिर इलेक्ट्रॉन विन्यास कह सकते हैं। इस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को वैलेंस शेल s और p ऑर्बिटल्स द्वारा पूरी तरह से 8 इलेक्ट्रॉनों से भरे जाने की विशेषता है।
आवर्त सारणी में किसी भी अन्य तत्व के पास यह स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास नहीं है, इसलिए अन्य परमाणु एक दूसरे के साथ एकजुट होना चाहते हैं ताकि खुद को 8 और केवल 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉनों से घेरने की आवश्यकता को पूरा किया जा सके, ठीक गैसों की तरह, रासायनिक को जन्म देते हुए गहरा संबंध।
अपने आप को 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के साथ घेरने की आवश्यकता को ऑक्टेट नियम कहा जाता है, और इसे प्राप्त करने के मूल रूप से दो तरीके हैं: छोड़ दें (जब आपके पास बहुत अधिक हो) या किसी अन्य परमाणु से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को हटा दें (जब आपके पास कमी हो), या साझा करें समान आवश्यकता को पारस्परिक रूप से संतुष्ट करने के लिए वैलेंस के इलेक्ट्रॉन। विचाराधीन मामले के आधार पर, एक आयनिक बंधन या सहसंयोजक बंधन बनेगा।
आयोनिक बंध
आयनिक बंधन आयनिक यौगिकों में पाए जाने वाले रासायनिक बंधन का प्रकार है। यह एक लिंक है जो आयन नामक विपरीत आवेश वाले कणों के बीच मौजूद इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल के कारण होता है, और इसलिए इसका नाम है। सकारात्मक रूप से आवेशित आयनों को धनायन कहा जाता है, जबकि ऋणात्मक रूप से आयनों को कहा जाता है।
एक आयनिक बंधन तब बनता है जब एक अत्यधिक इलेक्ट्रोनगेटिव, गैर-धात्विक परमाणु एक अत्यधिक इलेक्ट्रोपोसिटिव परमाणु (आमतौर पर एक धातु) से एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों को हटा देता है। जब ऐसा होता है, तो अधातु पर ऋणात्मक आवेश रह जाता है, इस प्रकार ऋणायन बन जाता है, जबकि धातु पर धनात्मक आवेश रह जाता है, जो धनायन बन जाता है। विपरीत आवेश होने के कारण, ये आयन एक दूसरे को आकर्षित करते हैं, जिससे आयनिक बंधन बनता है।
सहसंयोजक बंधन
सहसंयोजक बंधन एक प्रकार का बंधन है जो मुख्य रूप से समान तत्वों के परमाणुओं के बीच होता है, लगभग हमेशा गैर-धातु। आयनिक बंधन के विपरीत, सहसंयोजक बंधन में एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का शुद्ध हस्तांतरण नहीं होता है, क्योंकि यह केवल एक परमाणु को ऑक्टेट को पूरा करने में मदद करेगा, दूसरे को नहीं। इसके बजाय, परमाणु अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं, जिसके माध्यम से वे एक ही समय में दोनों परमाणुओं के ऑक्टेट को पूरा करने का प्रबंधन करते हैं।
आयनिक बंधन और सहसंयोजक बंधन के बीच अंतर
यह पहले ही स्पष्ट किया जा चुका है कि एक रासायनिक बंधन क्या है और आयनिक और सहसंयोजक बंधनों को परिभाषित किया गया है। अब हम इन दो प्रकार के बांडों और उन्हें शामिल करने वाले यौगिकों के बीच मुख्य अंतर का विश्लेषण करेंगे।
तत्वों के प्रकार जो एकजुट होते हैं
| आयोनिक बंध | सहसंयोजक बंधन |
| हमेशा विभिन्न तत्वों के बीच और विभिन्न प्रकार के भी। सामान्य तौर पर, यह धातुओं और अधातुओं के बीच होता है। उदाहरण: | यह एक ही तत्व के परमाणुओं या समान वैद्युतीयऋणात्मकता वाले बहुत समान तत्वों के बीच होता है। यह लगभग हमेशा अधातुओं और अधातुओं के बीच होता है। |
आयनिक बंधन मुख्य रूप से धातुओं और गैर-मानसिकों के बीच होता है। इसका कारण यह है कि उत्कृष्ट गैसों की तुलना में पूर्व में हमेशा कुछ इलेक्ट्रॉन बचे रहते हैं, जबकि गैर-धातुओं में आमतौर पर कुछ इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है। इस कारण से, जब धातु को अधातु से जोड़ा जाता है, तो दोनों तत्वों के बीच स्थानांतरण इस प्रकार होता है कि दोनों अष्टक नियम को संतुष्ट करते हैं।
सहसंयोजक बंधन के मामले में, दो समान या बहुत समान परमाणुओं को अपने ऑक्टेट को पूरा करने के लिए इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने की समान आवश्यकता होगी, इसे प्राप्त करने का एकमात्र तरीका इलेक्ट्रॉनों को साझा करना है।
वैद्युतीयऋणात्मकता मतभेद
| आयोनिक बंध | सहसंयोजक बंधन |
| वैद्युतीयऋणात्मकता अंतर> 1.7 | शुद्ध या गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक: <0.4 ध्रुवीय सहसंयोजक: 0.4 और 1.7 के बीच |
यह बताने का एक तरीका है कि दो परमाणु एक आयनिक या सहसंयोजक बंधन बनाएंगे या नहीं, यह उनकी इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर पर आधारित है। जब अंतर बहुत बड़ा होता है, तो बंधन आयनिक होता है, जबकि जब यह छोटा या अस्तित्वहीन होता है, तो यह सहसंयोजक होता है।
सहसंयोजक बंधों के बीच, शुद्ध या गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों को अलग किया जा सकता है जो समान परमाणुओं (जैसे एच 2 अणु में ) या बहुत समान वैद्युतीयऋणात्मकता वाले परमाणुओं के बीच होते हैं (जैसे सी और एच के बीच)। यदि इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर है, लेकिन यह बहुत बड़ा नहीं है, तो एक सहसंयोजक बंधन होता है जिसमें इलेक्ट्रॉन एक परमाणु के आसपास अधिक समय बिताते हैं, जिससे एक ध्रुवीय बंधन बनता है।
बाध्यकारी ऊर्जा
| आयोनिक बंध | सहसंयोजक बंधन |
| वे 400 और 4000 kJ/mol के बीच हैं | वे 100 और 1100 kJ/mol के बीच हैं |
सामान्य तौर पर, आयनिक बंधन सहसंयोजक बंधन से अधिक मजबूत होता है, हालांकि यह बंधे हुए परमाणुओं पर निर्भर करता है। परिणामस्वरूप, आयनिक यौगिकों में बंधन ऊर्जा लगभग हमेशा सहसंयोजक यौगिकों की तुलना में अधिक होती है।
बनने वाले यौगिकों के प्रकार
| आयोनिक बंध | सहसंयोजक बंधन |
| लिथियम फ्लोराइड (LiF) या पोटेशियम क्लोराइड (KCl) जैसे आयनिक यौगिक। | मीथेन (सीएच 4 ) जैसे आणविक यौगिक और सहसंयोजक नेटवर्क ठोस (या केवल सहसंयोजक ठोस) जैसे हीरा (कार्बन का आवंटन)। |
आयनिक बंधन आयनिक यौगिकों को जन्म देते हैं, जबकि सहसंयोजक बंधन आणविक यौगिकों जैसे पानी या कार्बन डाइऑक्साइड, या हीरे, ग्रेफाइट और जिओलाइट्स जैसे सहसंयोजक नेटवर्क यौगिकों को जन्म दे सकते हैं, जिसमें लाखों परमाणु एक दूसरे से जुड़े होते हैं द्वि-आयामी या त्रि-आयामी नेटवर्क जो बहुत स्थिर और प्रतिरोधी है।
बनने वाले यौगिकों के भौतिक और रासायनिक गुणों में अंतर
आयनिक बंधन या सहसंयोजक बंधन होने का तथ्य विभिन्न यौगिकों को बहुत भिन्न गुण देता है। निम्न तालिका आयनिक यौगिकों और सहसंयोजक बंधों वाले पदार्थों के दो मुख्य वर्गों, अर्थात् आणविक पदार्थ और सहसंयोजक ठोस के बीच सबसे महत्वपूर्ण अंतरों को संक्षेप में प्रस्तुत करती है।
| संपत्ति | आयनिक यौगिक | आणविक यौगिक | सहसंयोजक ठोस |
| गलनांक और क्वथनांक | बहुत उच्च गलनांक और क्वथनांक। | कम गलनांक और क्वथनांक | बहुत उच्च गलनांक और क्वथनांक। |
| कमरे के तापमान पर भौतिक अवस्था | ये कमरे के तापमान पर ठोस होते हैं। | वे कमरे के तापमान पर ठोस और तरल या गैस दोनों हो सकते हैं। | ये कमरे के तापमान पर ठोस होते हैं। |
| घुलनशीलता | वे आमतौर पर पानी और अन्य ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में घुलनशील होते हैं। | ध्रुवीय आणविक यौगिक ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में घुलनशील होते हैं। नॉनपोलर पानी और अन्य ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में अघुलनशील होते हैं लेकिन कई नॉनपोलर ऑर्गेनिक सॉल्वैंट्स में घुलनशील होते हैं। | वे आमतौर पर किसी भी विलायक में घुलनशील नहीं होते हैं। |
| विद्युत चालकता | वे ठोस अवस्था में बिजली का संचालन नहीं करते हैं, लेकिन वे विलयन या तरल अवस्था (पिघले हुए लवण) में करते हैं। | वे बिजली का संचालन नहीं करते हैं। वे इन्सुलेट सामग्री हैं। | कुछ कंडक्टर हैं (ग्रेफाइट की तरह), जबकि अन्य नहीं हैं (हीरे की तरह)। |
| संरचना प्रकार | क्रिस्टलीय ठोस। | कुछ क्रिस्टलीय हैं, अन्य अनाकार हैं। | क्रिस्टलीय ठोस। |
| यांत्रिक विशेषताएं | कठिन भंगुर ठोस | वे आम तौर पर नरम होते हैं | कठिन भंगुर ठोस |
आयनिक बंधन और सहसंयोजक बंधन के बीच अंतर का सारांश
| आयोनिक बंध | सहसंयोजक बंधन | |
| परिभाषा | वह बल जो आयनिक यौगिकों में विपरीत आवेशित आयनों को एक साथ रखता है। | वह बल जो दो परमाणुओं को एक साथ रखता है जो वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है। |
| तत्वों के प्रकार जो एकजुट होते हैं | हमेशा विभिन्न तत्वों के बीच और विभिन्न प्रकार के भी। सामान्य तौर पर, यह धातुओं और अधातुओं के बीच होता है। उदाहरण: | यह एक ही तत्व के परमाणुओं या समान वैद्युतीयऋणात्मकता वाले बहुत समान तत्वों के बीच होता है। यह लगभग हमेशा अधातुओं और अधातुओं के बीच होता है। |
| वैद्युतीयऋणात्मकता मतभेद | वैद्युतीयऋणात्मकता अंतर> 1.7 | शुद्ध या गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक: <0.4 ध्रुवीय सहसंयोजक: 0.4 और 1.7 के बीच |
| बाध्यकारी ऊर्जा | वे 400 और 4000 kJ/mol के बीच हैं | वे 100 और 1100 kJ/mol के बीच हैं |
| बनने वाले यौगिकों के प्रकार | लिथियम फ्लोराइड (LiF) या पोटेशियम क्लोराइड (KCl) जैसे आयनिक यौगिक। | – मीथेन (CH4) जैसे गैर-ध्रुवीय आणविक यौगिक। – ध्रुवीय आणविक यौगिक जैसे पानी (H2O ) – सहसंयोजक नेटवर्क ठोस (या केवल सहसंयोजक ठोस) जैसे हीरा (कार्बन का आवंटन)। |
संदर्भ
ब्राउन, टी। (2021)। रसायन विज्ञान: केंद्रीय विज्ञान (11वीं संस्करण)। लंदन, इंग्लैंड: पियर्सन एजुकेशन।
चांग, आर।, मन्ज़ो, ए। आर।, लोपेज़, पीएस, और हेरांज, जेडआर (2020)। रसायन विज्ञान (10वां संस्करण)। न्यूयॉर्क शहर, एनवाई: मैकग्रा-हिल।
रासायनिक बंधन और आणविक ज्यामिति। (2020, 29 अक्टूबर)। https://espanol.libretexts.org/@go/page/1851 से लिया गया
