आयनीकरण ऊर्जा डेटा (ईआई), पीईआई और स्थिर अणुओं की संरचना उनके वास्तविक मूल्य और तुलना हैं - अणुओं से जुड़े मुक्त परमाणुओं और परमाणु दोनों, हमें यह समझने की अनुमति देते हैं कि कैसे परमाणुओं को एक सहसंयोजक बंधन तंत्र के माध्यम से अणु होते हैं।

सहसंयोजक संचार - (लैटिन "सह" एक साथ और "वैलेस" से ताकत के साथ) (होमोपोलर संचार), दो परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन, जो तब होता है जब इलेक्ट्रॉनों की शत्रुता इन परमाणुओं से संबंधित होती है। साधारण गैसों के अणुओं में परमाणु सहसंयोजक बंधन से जुड़े होते हैं। संचार जिस पर इलेक्ट्रॉनों की एक आम जोड़ी एकल कहा जाता है; डबल और ट्रिपल संबंध भी हैं।

यह देखने के लिए कई उदाहरणों पर विचार करें कि हम अपने नियमों का उपयोग कैसे कर सकते हैं कि सहसंयोजक रासायनिक बंधन की संख्या निर्धारित करने के लिए जो एक परमाणु बन सकता है यदि हम इस परमाणु के बाहरी खोल और उसके कर्नेल के चार्ज पर इलेक्ट्रॉनों की मात्रा जानते हैं। नाभिक का प्रभार और बाहरी खोल पर इलेक्ट्रॉनों की मात्रा प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित की जाती है और तत्व तालिका में शामिल हैं।

सहसंयोजक संबंधों की संभावित संख्या की गणना

उदाहरण के लिए, हम सहसंयोजक बंधन की संख्या की गणना करते हैं जो सोडियम हो सकता है ( Na)अल्युमीनियम (अल),फास्फोरस (पी),और क्लोरीन ( सीएल). सोडियम ( Na) और एल्यूमीनियम ( अल)उनके पास, क्रमशः, बाहरी खोल पर 1 और 3 इलेक्ट्रॉन हैं, और, पहले नियम के अनुसार (सहसंयोजक संचार तंत्र के लिए, बाहरी खोल पर एक इलेक्ट्रॉन का उपयोग करें), वे बना सकते हैं: सोडियम (NA) - 1 और एल्यूमीनियम ( अल) - 3 सहसंयोजक बांड। कनेक्शन के गठन के बाद, सोडियम के बाहरी गोले पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या ( Na) और एल्यूमीनियम ( अल) बराबर, क्रमशः 2 और 6; उन परमाणुओं के लिए अधिकतम राशि (8) से कम। फॉस्फोरस ( पी) और क्लोरीन ( सीएल) उनके पास क्रमशः, बाहरी शैल पर 5 और 7 इलेक्ट्रॉनों हैं और, उपर्युक्त पैटर्न के दूसरे के अनुसार, वे 5 और 7 सहसंयोजक बांड बना सकते हैं। चौथे पैटर्न के अनुसार, एक सहसंयोजक बंधन का गठन, इन परमाणुओं के बाहरी खोल पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या 1. छठे पैटर्न के अनुसार बढ़ जाती है, जब एक सहसंयोजक बंधन बनता है, बाहरी खोल पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या बाध्यकारी परमाणु 8 से अधिक नहीं हो सकते हैं। यानी फॉस्फोरस ( पी) केवल 3 कनेक्शन (8-5 \u003d 3) बना सकते हैं, जबकि क्लोरीन ( सीएल) केवल एक (8-7 \u003d 1) बना सकते हैं।

उदाहरण: विश्लेषण के आधार पर, हमने पाया कि कुछ पदार्थ में सोडियम परमाणु होते हैं। (NA) और क्लोरीन ( सीएल)। सहसंयोजक संबंध बनाने के तंत्र के पैटर्न को जानना, हम कह सकते हैं कि सोडियम ( ना।) यह केवल 1 सहसंयोजक बंधन बना सकता है। इस प्रकार, हम मान सकते हैं कि हर सोडियम परमाणु ( Na)क्लोरीन परमाणु से जुड़ा ( सीएल)इस पदार्थ में सहसंयोजक बंधन द्वारा, और इस पदार्थ में एक परमाणु अणु होते हैं NaCl।। इस अणु के लिए संरचना का सूत्र: ना - सीएल। यहां डैश (-) का अर्थ है एक सहसंयोजक कनेक्शन। इस अणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र निम्नानुसार प्रदर्शित किया जा सकता है:
. .
ना: सीएल:
. .
सोडियम परमाणु के बाहरी खोल पर इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अनुसार ( Na) में NaCl। 2 इलेक्ट्रॉन हैं, और क्लोरीन परमाणु के बाहरी म्यान पर ( सीएल) 8 इलेक्ट्रॉनों हैं। इस सूत्र में, सोडियम परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों (अंक) ( Na) तथा क्लोरीन (सीएल) बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन हैं। क्लोरीन में पीईआई के बाद से ( सीएल) 13 ईवी के बराबर, और सोडियम (NA) यह 5.14 ईवी के बराबर है, इलेक्ट्रॉनों की बाइंडर जोड़ी परमाणु के करीब है। सीएल।परमाणु से ना।। यदि अणु बनाने वाले परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जा काफी भिन्न होती है, तो परिणामी संचार होगा ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन।

एक और मामले पर विचार करें। विश्लेषण के आधार पर, हमने पाया कि कुछ पदार्थों में एल्यूमीनियम परमाणु होते हैं ( अल) और क्लोरीन परमाणु ( सीएल)। एल्यूमीनियम ( अल) बाहरी खोल पर 3 इलेक्ट्रॉन होते हैं; इस प्रकार, यह उस समय 3 सहसंयोजक रासायनिक बंधन बना सकता है क्लोरीन (सीएल), जैसा कि पिछले मामले में, केवल 1 कनेक्शन बना सकता है। इस पदार्थ के रूप में दर्शाया गया है एलसीएल 3।और इसके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को निम्नानुसार सचित्र किया जा सकता है:

चित्र 3.1। इलेक्ट्रॉनिक सूत्रएलसीएल 3

संरचना का फॉर्मूला:
सीएल - अल - सीएल
सीएल।

यह इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दिखाता है कि एलसीएल 3। क्लोरीन परमाणुओं के बाहरी म्यान पर ( सीएल।) 8 इलेक्ट्रॉनों हैं, जबकि एल्यूमीनियम परमाणु के बाहरी म्यान पर ( अल) उनके 6. एक सहसंयोजक बंधन के गठन के लिए तंत्र के अनुसार, इलेक्ट्रॉन के दोनों बाइंडर्स (प्रत्येक परमाणु से एक) बाध्यकारी परमाणुओं के बाहरी गोले में आते हैं।

एकाधिक सहसंयोजक बांड

बाहरी खोल पर एक से अधिक इलेक्ट्रॉन वाले परमाणुओं को एक नहीं बना सकते हैं, लेकिन खुद के बीच कई सहसंयोजक बंधन हैं। ऐसे कनेक्शन को एकाधिक (अधिक बार) कहा जाता है विभिन्न) संबंधों। ऐसे कनेक्शन के उदाहरण नाइट्रोजन अणुओं के बंधन हैं ( एन= एन) और ऑक्सीजन ( ओ \u003d ओ।).

एकल परमाणुओं के संघ द्वारा गठित कनेक्शन कहा जाता है होमोइटोमिक सहसंयोजक टाई, ईयदि परमाणु अलग हैं, तो कनेक्शन कहा जाता है हेटरोतोमिक सहसंयोजक टाई [ग्रीक प्रीफेक्ट्स "होमो" और "हेटरो" क्रमशः समान और अलग का मतलब है]।

कल्पना कीजिए, वास्तव में, यह जोड़ा परमाणुओं के साथ एक अणु की तरह दिखता है। युग्मित परमाणुओं के साथ सबसे सरल अणु एक हाइड्रोजन अणु है।

सहसंयोजक संचार यह गैर-धातुओं की बातचीत में बना है। गैर-धातु परमाणुओं में उच्च इलेक्ट्रोथनेस होता है और विदेशी इलेक्ट्रॉन के कारण बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत को भरने का प्रयास करता है। ऐसे दो परमाणु एक स्थिर स्थिति में जा सकते हैं यदि वे अपने इलेक्ट्रॉनों को गठबंधन करते हैं .

में एक सहसंयोजक कनेक्शन की घटना पर विचार करें सरल पदार्थ।

1. हाइड्रोजन अणु का गठन।

प्रत्येक परमाणु हाइड्रोजन इसमें एक इलेक्ट्रॉन है। एक स्थिर स्थिति में जाने के लिए, यह एक और इलेक्ट्रॉन के लिए आवश्यक है।

दो परमाणुओं के अभिसरण के तहत, इलेक्ट्रॉनिक बादल ओवरलैप। एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी बनती है, जो हाइड्रोजन परमाणुओं को अणु में बांधती है।

दो नाभिक के बीच की जगह में, सामान्य इलेक्ट्रॉन कहीं और की तुलना में अधिक बार होते हैं। के साथ एक क्षेत्र है बढ़ी हुई इलेक्ट्रॉनिक घनत्वऔर नकारात्मक शुल्क। सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए कर्नेल इसे आकर्षित करते हैं, और एक अणु बनता है।

इस मामले में, प्रत्येक एटम को एक पूर्ण दो-इलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर प्राप्त होता है और एक स्थिर स्थिति में प्रवेश करता है।

एक आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के कारण सहसंयोजक संचार सिंगल कहा जाता है।

सामान्य इलेक्ट्रॉनिक जोड़े (सहसंयोजक बांड) द्वारा गठित किया जाता है अनपेक्षित इलेक्ट्रॉन, परमाणु परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तरों पर स्थित है।

हाइड्रोजन में - एक अनपेक्षित इलेक्ट्रॉन। अन्य तत्वों के लिए, उनकी संख्या 8-समूह संख्या है।

Nemetalla सातवींएक समूह (हलोजन) में बाहरी परत पर एक अनपेक्षित इलेक्ट्रॉन इलेक्ट्रॉन होता है।

Nemmetalov में छठी लेकिन अ ऐसे इलेक्ट्रॉनों के समूह (ऑक्सीजन, सल्फर) दो हैं।

Nemmetalov में वीएक समूह (नाइट्रोजन, फास्फोरस) - तीन अनपेक्षित इलेक्ट्रॉनों।

2. फ्लोराइन अणु का गठन।

परमाणु एक अधातु तत्त्व बाहरी स्तर पर सात इलेक्ट्रॉन होते हैं। उनमें से छह जोड़े जोड़े, और सातवीं अनपेक्षित हैं।

परमाणुओं को जोड़ते समय, एक आम इलेक्ट्रॉनिक जोड़ी बनती है, यानी, एक सहसंयोजक बंधन उत्पन्न होता है। प्रत्येक एटम को एक पूर्ण आठ-इलेक्ट्रॉन बाहरी परत प्राप्त होती है। फ्लोराइन अणु में संचार भी एकल है। इस तरह के एकल बंधन अणुओं में मौजूद हैं क्लोरीन, ब्रोमाइन और आयोडीन .

यदि परमाणुओं के पास कई अनपेक्षित इलेक्ट्रॉन होते हैं, तो दो या तीन आम जोड़े बनते हैं।

3. ऑक्सीजन अणुओं का गठन।

परमाणु ऑक्सीजन बाहरी स्तर पर - दो अनपेक्षित इलेक्ट्रॉनों।

जब दो परमाणुओं की बातचीत ऑक्सीजन दो सामान्य इलेक्ट्रॉनिक जोड़े उठते हैं। प्रत्येक परमाणु अपने बाहरी स्तर को आठ इलेक्ट्रॉनों में भरता है। ऑक्सीजन अणु में संचार दोगुना है।

सहसंयोजक बंधन बातचीत में शामिल दोनों परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों की कीमत पर किया जाता है। गैर-धातुओं की बिजली काफी बड़ी है, इसलिए इलेक्ट्रॉनों का संचरण नहीं होता है।

इलेक्ट्रॉनिक कक्षाओं को ओवरलैप करने वाले इलेक्ट्रॉनों सामान्य उपयोग में आते हैं। साथ ही, एक स्थिति बनाई जाती है जिसमें परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर भर जाते हैं, यानी, 8 या 2-इलेक्ट्रॉनिक बाहरी म्यान बनता है।

एक ऐसी स्थिति जिसमें इलेक्ट्रॉनिक खोल पूरी तरह से भरा हुआ है, सबसे कम ऊर्जा की विशेषता है, और तदनुसार, अधिकतम स्थिरता।

शिक्षा तंत्र दो:

1. दाता-स्वीकार्य;
2. लेन देन।

पहले मामले में, परमाणुओं में से एक इलेक्ट्रॉनों की अपनी जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा एक मुफ्त इलेक्ट्रॉनिक कक्षीय है।

दूसरे में - एक आम जोड़ी में, यह प्रत्येक इंटरैक्शन प्रतिभागी से एक इलेक्ट्रॉन आता है।

किस प्रकार के प्रकार के आधार पर - परमाणु या आणविक, इसी प्रकार के संचार के साथ यौगिक भौतिक-रासायनिक विशेषताओं में महत्वपूर्ण रूप से भिन्न हो सकते हैं।

आणविक पदार्थ अक्सर, गैस, तरल या ठोस कम पिघलने और उबलते और उबलते बिंदुओं के साथ, कम शक्ति के साथ गैर-बिजली प्रवाहकीय। इनमें शामिल हैं: हाइड्रोजन (एच 2), ऑक्सीजन (ओ 2), नाइट्रोजन (एन 2), क्लोरीन (सीएल 2), ब्रोमाइन (बीआर 2), रंबिक सल्फर (एस 8), सफेद फास्फोरस (पी 4) और अन्य साधारण पदार्थ ; कार्बन डाइऑक्साइड (सीओ 2), सल्फर डाइऑक्साइड (एसओ 2), नाइट्रोजन ऑक्साइड वी (एन 2 ओ 5), पानी (एच 2 ओ), क्लोराइड (एचसीएल), फ्लोराइड हाइड्रोजन (एचएफ), अमोनिया (एनएच 3), मीथेन ( सीएच 4), एथिल अल्कोहल (सी 2 एच 5 ओएच), कार्बनिक पॉलिमर और अन्य।

परमाणु पदार्थ उच्च उबलते और पिघलने वाले तापमान वाले टिकाऊ क्रिस्टल के रूप में पानी और अन्य सॉल्वैंट्स में घुलनशील नहीं होते हैं, कई लोग विद्युत प्रवाह नहीं करते हैं। उदाहरण के तौर पर, एक हीरा लाया जा सकता है, जिसमें असाधारण ताकत है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि हीरा एक क्रिस्टल है जिसमें सहसंयोजक बांड से जुड़े कार्बन परमाणु होते हैं। हीरे में कोई व्यक्तिगत अणु नहीं हैं। इसके अलावा, इस तरह के पदार्थ जैसे ग्रेफाइट, सिलिकॉन (एसआई), सिलिकॉन डाइऑक्साइड (एसआईओ 2), सिलिकॉन कार्बाइड (एसआईसी) और अन्य में परमाणु संरचना होती है।

सहसंयोजक बंधन न केवल एकल (क्लोरीन अणु सीएल 2 में) भी हो सकते हैं, लेकिन ओ 2 ऑक्सीजन अणु, या ट्रिपल के रूप में, उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन अणु एन 2 में भी दोगुना हो सकता है। इस मामले में, ट्रिपल में अधिक ऊर्जा होती है और डबल और सिंगल की तुलना में अधिक टिकाऊ होती है।

सहसंयोजक बंधन हो सकता है यह एक तत्व (गैर-ध्रुवीय) के दो परमाणुओं और विभिन्न रासायनिक तत्वों (ध्रुवीय) के परमाणुओं के बीच दोनों के बीच का गठन किया जाता है।

संकेत दें कि एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन के साथ परिसर के सूत्र को मुश्किल नहीं है यदि आप परमाणुओं के अणुओं का हिस्सा विद्युत वार्ता के मूल्यों की तुलना करते हैं। इलेक्ट्रोनगेटिविटी में कोई अंतर गैर-ध्रुवीयता निर्धारित नहीं करेगा। यदि कोई अंतर है, तो अणु ध्रुवीय होगा।

याद मत करो: शिक्षा तंत्र, विशिष्ट उदाहरण।

सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय रसायन

गैर-धातुओं के सरल पदार्थों के लिए विशेषता। इलेक्ट्रॉन समान रूप से परमाणुओं से संबंधित हैं, और इलेक्ट्रॉन विस्थापन नहीं होता है।

एक उदाहरण निम्नलिखित अणुओं का है:

एच 2, ओ 2, ओ 3, एन 2, एफ 2, सीएल 2।

अपवाद निष्क्रिय गैस हैं। उनका बाहरी ऊर्जा स्तर पूरी तरह से भरा हुआ है, और अणुओं का गठन उन्हें ऊर्जावान रूप से लाभदायक नहीं है, और इसलिए वे व्यक्तिगत परमाणुओं के रूप में मौजूद हैं।

इसके अलावा, गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन वाले पदार्थों का एक उदाहरण उदाहरण के लिए, पीएच 3 होगा। इस तथ्य के बावजूद कि पदार्थ में विभिन्न तत्व होते हैं, तत्वों की इलेक्ट्रो-नकारात्मकता के मूल्य वास्तव में अलग नहीं होते हैं, जिसका अर्थ है कि इलेक्ट्रॉनिक जोड़ी विस्थापन नहीं होगा।

सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक संचार

एक सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन को ध्यान में रखते हुए, उदाहरणों को कई द्वारा लाया जा सकता है: एचसीएल, एच 2 ओ, एच 2 एस, एनएच 3, सीएच 4, सीओ 2, एसओ 3, सीसीएल 4, एसआईओ 2, एसओ 3, सीसीएल 4, एसआईओ 2, सीओ।

यह गैर-धातुओं के परमाणुओं के बीच बनता है विभिन्न इलेक्ट्रोजीजिटिबिलिटी के साथ। इस मामले में, अधिक इलेक्ट्रोनिबिटिबिलिटी वाले तत्व का कर्नेल सामान्य इलेक्ट्रॉनों को अपने करीब आकर्षित करता है।

सहसंयोजक ध्रुवीय संचार गठन योजना

गठन तंत्र के आधार पर, आम हो सकता है परमाणुओं या दोनों में से एक का इलेक्ट्रॉन.

तस्वीर में, हाइड्रोक्लोरिक एसिड अणु में बातचीत स्पष्ट रूप से प्रतिनिधित्व की जाती है।

इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी दोनों परमाणुओं से संबंधित है, और दूसरा, दोनों में, बाहरी स्तर भर गए हैं। लेकिन अधिक इलेक्ट्रोनेजेटिव क्लोरीन अपने कुछ इलेक्ट्रॉनों को खुद के करीब आकर्षित करता है (जबकि यह आम है)। इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर पर्याप्त नहीं है ताकि इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी पूरी तरह से परमाणुओं में से एक पर जाती है। नतीजतन, आंशिक नकारात्मक चार्ज में क्लोरीन और आंशिक सकारात्मक हाइड्रोजन होता है। एचसीएल अणु एक ध्रुवीय अणु है।

फोन भौतिक-रासायनिक गुण

संचार निम्नलिखित गुणों द्वारा विशेषता की जा सकती है।: दिशा, ध्रुवीयता, ध्रुवीकरण और संतृप्ति।

अधिकांश तत्वों के परमाणु अलग से मौजूद नहीं हैं, क्योंकि वे एक-दूसरे के साथ बातचीत कर सकते हैं। इस मामले में, अधिक जटिल कणों का संबंध बनाया जाता है।

रासायनिक बंधन की प्रकृति इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों की क्रिया में होती है, जो विद्युत शुल्कों के बीच बातचीत की ताकतों की होती है। इस तरह के आरोपों में इलेक्ट्रॉनों और परमाणुओं का नाभिक होता है।

बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों) पर स्थित इलेक्ट्रॉनों नाभिक से सभी पर हैं, जो सबकुछ के साथ कमजोर होते हैं, इसका मतलब है कि वे कर्नेल से दूर हो सकते हैं। वे एक दूसरे के साथ परमाणुओं के बाध्यकारी के लिए जिम्मेदार हैं।

रसायन विज्ञान में बातचीत के प्रकार

रासायनिक बंधन के प्रकारों को निम्नलिखित तालिका के रूप में दर्शाया जा सकता है:

आयन संचार की विशेषता

रासायनिक बातचीत जो के कारण बनती है आयनों का आकर्षणआयनिक नामक विभिन्न आरोपों के साथ। ऐसा तब होता है जब बाध्य किए गए परमाणुओं का इलेक्ट्रोनैटिविटी (यानी, इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता) में महत्वपूर्ण अंतर होता है और इलेक्ट्रॉन जोड़ी अधिक इलेक्ट्रोजीजेटिव तत्व में जाती है। एक परमाणु से दूसरे में इस तरह के इलेक्ट्रॉन संक्रमण का परिणाम चार्ज कणों - आयनों का गठन है। उनके बीच और आकर्षण उत्पन्न होता है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी के सबसे छोटे संकेतक अधिकारी हैं विशिष्ट धातुऔर सबसे महान - विशिष्ट nonmetals। इस प्रकार आयनों को सामान्य धातुओं और विशिष्ट गैर-धातुओं के बीच बातचीत करते समय गठित किया जाता है।

धातु परमाणु सकारात्मक चार्ज आयनों (cations) बन जाते हैं, बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर के इलेक्ट्रॉनों को देते हैं, और गैर-धातु इलेक्ट्रॉनों को लेते हैं, इस तरह से मोड़ते हैं नकारात्मक चार्ज आयन (आयन)।

परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को पूरा करते हुए, एक और टिकाऊ ऊर्जा स्थिति में जाते हैं।

आयनिक संबंध गैर-दिशात्मक है और संतोषजनक नहीं है, क्योंकि इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन क्रमशः सभी दिशाओं में होता है, आयन सभी दिशाओं में विपरीत संकेत के आयनों को आकर्षित कर सकता है।

आयनों का स्थान यह है कि प्रत्येक के आसपास विपरीत रूप से चार्ज आयनों की एक निश्चित संख्या है। आयनिक यौगिकों के लिए "अणु" की अवधारणा इसका कोई मतलब नही बनता.

शिक्षा के उदाहरण

सोडियम क्लोराइड (एनएसीएल) में संचार का गठन एनए एटम से सीएल परमाणु तक इलेक्ट्रॉन के संचरण के कारण संबंधित आयनों को बनाने के लिए है:

Na 0 - 1 e \u003d na + (cation)

सीएल 0 + 1 ई \u003d सीएल - (आयन)

सोडियम cations के आसपास सोडियम क्लोराइड में छह क्लोरीन आयनों हैं, और प्रत्येक क्लोरीन आयन के चारों ओर छह सोडियम आयन हैं।

जब बेरियम सल्फाइड में परमाणुओं के बीच बातचीत, निम्नलिखित प्रक्रियाएं होती हैं:

बीए 0 - 2 ई \u003d बा 2+

एस 0 + 2 ई \u003d एस 2-

वीए इसके दो इलेक्ट्रॉन एकमात्र देता है जिसके परिणामस्वरूप सल्फर आयन 2- और बेरी केशन बीए 2+ बनते हैं।

धातु रासायनिक संचार

धातुओं के बाहरी ऊर्जा के स्तर के इलेक्ट्रॉनों की संख्या छोटी है, वे आसानी से कर्नेल से अलग हो जाते हैं। इस तरह के एक अलगाव के परिणामस्वरूप, धातु आयनों और मुफ्त इलेक्ट्रॉन का गठन किया जाता है। इन इलेक्ट्रॉनों को "इलेक्ट्रॉनिक गैस" कहा जाता है। इलेक्ट्रॉनों को धातु की मात्रा के साथ स्वतंत्र रूप से आगे बढ़ रहे हैं और लगातार बाध्यकारी और परमाणुओं से अलग होते हैं।

धातु पदार्थ की संरचना ऐसी है: क्रिस्टल जाली एक बाहरी पदार्थ है, और इसके नोड्स के बीच इलेक्ट्रॉनों को स्वतंत्र रूप से स्थानांतरित कर सकते हैं।

निम्नलिखित उदाहरण दिए जा सकते हैं:

एमजी - 2 ई।<-> एमजी 2+

सीएस - ई।<-> सीएस +।

सीए - 2 ई।<-> Ca 2+।

Fe - 3e।<-> Fe 3+

सहसंयोजक: ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय

सबसे आम प्रकार का रासायनिक बातचीत एक सहसंयोजक बंधन है। बातचीत में प्रवेश करने वाले तत्वों के इलेक्ट्रोनेबिलिटी मान तेजी से नहीं हैं, इस संबंध में, समग्र इलेक्ट्रॉन जोड़ी का विस्थापन केवल अधिक इलेक्ट्रोजीजेटिव परमाणु के लिए हो रहा है।

सहसंयोजक बातचीत विनिमय तंत्र या दाता-स्वीकार्य द्वारा बनाई जा सकती है।

एक्सचेंज तंत्र लागू किया गया है यदि प्रत्येक परमाणुओं ने बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर अनपेक्षित इलेक्ट्रॉनों और परमाणु कक्षाओं को ओवरलैप करना दोनों परमाणुओं से संबंधित इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी की ओर जाता है। जब किसी परमाणुओं में एक बाहरी इलेक्ट्रॉन स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी होती है, और दूसरा एक मुक्त कक्षीय होता है, तो परमाणु कक्षाओं को ओवरलैप करते समय, दाता-स्वीकार्य तंत्र पर एक सामाजिक जोड़ी और बातचीत होती है।

सहसंयोजक को बहुभाषी द्वारा अलग किया जाता है:

• सरल या एकल;
• डबल;
• ट्रिपल।

युगल एक साथ इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े के सामाजिककरण प्रदान करते हैं, और तीन गुना - तीन।

सहसंयोजक बॉन्ड बाध्यकारी परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व (ध्रुवीयता) के वितरण पर विभाजित किया गया है:

• गैर-ध्रुवीय;
• ध्रुवीय।

गैर-ध्रुवीय संचार एक ही परमाणु, और ध्रुवीय - विभिन्न इलेक्ट्रोनगेटिविटी बनाते हैं।

इलेक्ट्रोनबिलिटी पर बंद परमाणुओं की बातचीत को गैर-ध्रुवीय बंधन कहा जाता है। इस तरह के अणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल जोड़ी किसी भी परमाणुओं के प्रति आकर्षित नहीं होती है, लेकिन दोनों के लिए समान रूप से संबंधित है।

इलेक्ट्रोनेशन में भिन्न तत्वों की बातचीत ध्रुवीय बांड के गठन की ओर ले जाती है। इस प्रकार की बातचीत के साथ सामान्य इलेक्ट्रॉनिक जोड़े अधिक इलेक्ट्रोजीजेटिव तत्व द्वारा आकर्षित होते हैं, लेकिन वे पूरी तरह से पूरी तरह से नहीं जाते हैं (यानी, आयनों का गठन नहीं होता है)। परमाणुओं पर इलेक्ट्रॉन घनत्व की इस तरह की शिफ्ट के परिणामस्वरूप, आंशिक शुल्क प्रकट होते हैं: अधिक इलेक्ट्रोनिंगेटिव - नकारात्मक शुल्क, और कम सकारात्मक पर।

सहसंयोज्यता गुण और विशेषताएं

सहसंयोजक बंधन की मुख्य विशेषताएं:

• लंबाई इंटरैक्टिंग परमाणुओं के कर्नेल के बीच की दूरी से निर्धारित की जाती है।
• ध्रुवीयता इलेक्ट्रॉनिक क्लाउड के विस्थापन द्वारा परमाणुओं में से एक तक निर्धारित की जाती है।
• फोकस - प्रॉपर्टी फोर्जिंग संचार अंतरिक्ष में उन्मुख और तदनुसार, कुछ ज्यामितीय आकार वाले अणुओं।
• संतृप्ति सीमित संख्या में कनेक्शन बनाने की क्षमता से निर्धारित की जाती है।
• ध्रुवीता बाहरी विद्युत क्षेत्र की कार्रवाई के तहत ध्रुवीयता को बदलने की क्षमता से निर्धारित की जाती है।
• अपनी ताकत निर्धारित करने के संबंध में विनाश के लिए आवश्यक ऊर्जा।

एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बातचीत का एक उदाहरण हाइड्रोजन अणु (एच 2), क्लोरीन (सीएल 2), ऑक्सीजन (ओ 2), नाइट्रोजन (एन 2) और कई अन्य हो सकता है।

एच · एच → एच-एच अणु के पास एक गैर-ध्रुवीय कनेक्शन है,

ओ: +: ओ → ओ \u003d ओ अणु एक डबल गैर-ध्रुवीय है,

Ṅ: + ṅ: → एनएनएन अणु में एक ट्रिपल गैर-ध्रुवीय है।

रासायनिक तत्वों के सहसंयोजक बंधन के उदाहरण के रूप में, कार्बन डाइऑक्साइड अणुओं (सीओ 2) और कार्बन मोनोऑक्साइड (सीओ) गैस, हाइड्रोजन सल्फाइड (एच 2 एस), हाइड्रोक्लोरिक एसिड (एच 2 एस), पानी (एच 2 ओ), मीथेन (सीएच 4), सल्फर ऑक्साइड (एसओ 2) और कई अन्य।

सीओ 2 अणु में, कार्बन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच संबंध सहसंयोजक ध्रुवीय है, क्योंकि अधिक इलेक्ट्रोनेटिव हाइड्रोजन इलेक्ट्रॉन घनत्व को स्वयं आकर्षित करता है। ऑक्सीजन में बाहरी स्तर पर दो अनपेक्षित इलेक्ट्रॉन होते हैं, और कार्बन चार वैलेंस इलेक्ट्रॉन के संपर्क के गठन के लिए प्रदान कर सकता है। नतीजतन, डबल बॉन्ड और अणु इस तरह दिखते हैं: ओ \u003d सी \u003d ओ।

एक या किसी अन्य अणु में संचार के प्रकार को निर्धारित करने के लिए, यह अपने परमाणुओं के घटकों पर विचार करने के लिए पर्याप्त है। सरल पदार्थ धातु धातु धातु, धातु धातुओं के साथ धातु, आयनिक, गैर-मेटालो पदार्थ - सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय, और विभिन्न गैर-धातुओं से युक्त अणुओं को सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन द्वारा बनाया जाता है।

सहसंयोजक संचार (परमाणु संचार, होमोपोलर संचार) - जोड़ा इलेक्ट्रॉनिक बादलों के ओवरलैपिंग (सामाजिककरण) द्वारा गठित रासायनिक बंधन। संचार इलेक्ट्रॉनिक बादल (इलेक्ट्रॉनों) प्रदान करना कहा जाता है सामान्य इलेक्ट्रॉनिक युगल.

एक सहसंयोजक बंधन के विशिष्ट गुण - अभिविन्यास, संतृप्ति, ध्रुवीयता, ध्रुवीकरण - यौगिकों के रासायनिक और भौतिक गुणों का निर्धारण करें।

संचार का ध्यान पदार्थ पदार्थ की आणविक संरचना और उनके अणु के ज्यामितीय आकार के कारण होता है। दो कनेक्शनों के बीच कोनों को वैलेंस कहा जाता है।

संतृप्ति - परमाणुओं की सीमित संख्या को सहसंयोजक बांड बनाने की क्षमता। एटम द्वारा बनाए गए कनेक्शन की संख्या अपने बाहरी परमाणु कक्षाओं की संख्या से सीमित है।

परमाणुओं की विद्युत नकारात्मकता में मतभेदों के कारण संचार की ध्रुवता इलेक्ट्रॉन घनत्व के असमान वितरण के कारण होती है। इस सुविधा के तहत, सहसंयोजक बांड को गैर-ध्रुवीय और ध्रुवीय (गैर-ध्रुवीय - डक्टोमिक अणु के समान परमाणुओं (एच 2, सीएल 2, एन 2) में विभाजित किया जाता है और प्रत्येक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक बादलों को इन परमाणुओं के सापेक्ष सममित रूप से वितरित किया जाता है; ध्रुवीय - डक्टोमिक अणु में विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणु होते हैं, और सामान्य इलेक्ट्रॉन क्लाउड परमाणुओं में से एक की ओर बढ़ता है, जिससे अणु में एक विद्युत प्रभार के वितरण की एक विषमता का निर्माण होता है, जो अणु का एक द्विध्रुवीय क्षण उत्पन्न करता है)।

संचार की ध्रुवीता बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में संचार के इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन में व्यक्त की जाती है, जिसमें एक और प्रतिक्रियाकारी कण शामिल है। ध्रुवीकरण इलेक्ट्रॉन गतिशीलता द्वारा निर्धारित किया जाता है। सहसंयोजक बांड की ध्रुवीयता और ध्रुवीभूतता ध्रुवीय अभिकर्मकों के संबंध में अणुओं की प्रतिक्रियाशीलता निर्धारित करती है।

संचार शिक्षा

दो परमाणुओं के बीच विभाजित इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा एक सहसंयोजक बंधन का गठन होता है, और इन इलेक्ट्रॉनों को प्रत्येक परमाणु से दो स्थिर कक्षीय पर कब्जा करना चाहिए।

A · + · → ए: में

इलेक्ट्रॉनों के सामाजिककरण के परिणामस्वरूप एक पूर्ण ऊर्जा स्तर बनता है। कनेक्शन बनता है यदि इस स्तर पर उनकी कुल ऊर्जा मूल स्थिति की तुलना में कम होगी (और ऊर्जा में अंतर संचार की ऊर्जा के अलावा कुछ भी होगा)।

एच 2 अणु में परमाणु (किनारों पर) और आण्विक (केंद्र में) कक्षाओं के इलेक्ट्रॉनों के साथ भरना। ऊर्ध्वाधर अक्ष ऊर्जा स्तर से मेल खाता है, इलेक्ट्रॉनों को उनके पीठ को दर्शाने वाले तीरों द्वारा इंगित किया जाता है।

आणविक कक्षाओं के सिद्धांत के अनुसार, दो परमाणु कक्षाओं का अतिव्यापी दो आण्विक ऑर्बिटल्स (एमओ) के गठन के लिए सबसे सरल मामले में जाता है: बाध्यकारी मास्को तथा विरोधी बाध्यकारी (ढीला) मो। सामान्य इलेक्ट्रॉन मो की निचली बाध्यकारी ऊर्जा पर स्थित हैं।

सहसंयोजक बंधन के प्रकार

शिक्षा तंत्र द्वारा विशेषता तीन प्रकार के सहसंयोजक रासायनिक बंधन हैं:

1. सरल सहसंयोजक संचार। इसके गठन के लिए, प्रत्येक परमाणु एक अनपेक्षित इलेक्ट्रॉन प्रदान करता है। एक साधारण सहसंयोजक बंधन के गठन में, परमाणुओं के औपचारिक शुल्क अपरिवर्तित रहते हैं।

· यदि एक साधारण सहसंयोजक बंधन बनाने वाले परमाणु समान हैं, तो अणु में परमाणुओं के वास्तविक शुल्क भी वही हैं, क्योंकि बॉन्ड बनाने वाले परमाणुओं को समान रूप से सामाजिककृत इलेक्ट्रॉनिक जोड़ी का मालिक होना चाहिए। इस तरह के एक कनेक्शन कहा जाता है गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन। इस तरह के एक कनेक्शन में सरल पदार्थ होते हैं, उदाहरण के लिए: ओ 2, एन 2, सीएल 2। लेकिन न केवल एक ही प्रकार के गैर-धातु एक सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय कनेक्शन बना सकते हैं। सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय संचार तत्व-गैर-धातु भी बना सकता है, जिसका इलेक्ट्रोवेनेंस बराबर मूल्य का है, उदाहरण के लिए, पीएच 3 अणु में, कनेक्शन सहसंयोजक, गैर-ध्रुवीय है, क्योंकि हाइड्रोजन ईओ फॉस्फोरस ईओ के बराबर है।

यदि परमाणु अलग होते हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की सामान्य जोड़ी के स्वामित्व की डिग्री परमाणुओं के इलेक्ट्रोनगेटेन्स में अंतर से निर्धारित होती है। अधिक इलेक्ट्रोनिबिटेबिलिटी के साथ एक परमाणु मजबूत है धन्यवाद, उनके लिए कुछ इलेक्ट्रॉन संचार धन्यवाद, और इसका असली प्रभार नकारात्मक हो जाता है। कम इलेक्ट्रोनिलिटी के साथ परमाणु क्रमशः एक ही सबसे बड़ा सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है। यदि कनेक्शन दो अलग-अलग गैर-धातुओं के बीच बनता है, तो ऐसा कनेक्शन कहा जाता है सहसंयोजक ध्रुवीय संचार.

2. दाता-स्वीकार्य संचार। इस प्रकार के सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए, दोनों इलेक्ट्रॉनों में से एक परमाणु प्रदान करते हैं - दाता। संचार के गठन में शामिल परमाणुओं का दूसरा कहा जाता है हुंडी सकारनेवाला। परिणामी अणु में, दाता का औपचारिक चार्ज एक द्वारा बढ़ता है, और स्वीकार्य का औपचारिक प्रभार एक हो जाता है।

3. सेमिपोलर संचार। इसे एक ध्रुवीय दाता-स्वीकार्य कनेक्शन के रूप में देखा जा सकता है। इस प्रकार का सहसंयोजक बॉन्ड एटम के बीच इलेक्ट्रॉनों की औसत जोड़ी (नाइट्रोजन, फॉस्फोरस, सल्फर, हलोजन इत्यादि) और दो अनपेक्षित इलेक्ट्रॉनों (ऑक्सीजन, सल्फर) के साथ परमाणु के साथ गठित किया जाता है। अर्ध-विभाजन का गठन दो चरणों में बहता है:

1. दो अनपेक्षित इलेक्ट्रॉनों के साथ एक परमाणु के लिए इलेक्ट्रॉनों की एक औसत जोड़ी के साथ एक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को स्थानांतरित करना। नतीजतन, इलेक्ट्रॉनों की एक औसत जोड़ी के साथ एक परमाणु एक कट्टरपंथी cation (एक अप्रिय इलेक्ट्रॉन के साथ एक सकारात्मक चार्ज कण) में बदल जाता है, और एक unpeared इलेक्ट्रॉनों के साथ एक एटम एक आयन कट्टरपंथी (एक अनपेक्षित इलेक्ट्रॉन के साथ एक नकारात्मक चार्ज कण) में बदल जाता है।

2. अनपेक्षित इलेक्ट्रॉनों का संचार (जैसा कि एक साधारण सहसंयोजक बंधन के मामले में)।

एक सात वाहक बंधन के गठन में, इलेक्ट्रॉनों की एक औसत जोड़ी के साथ एक परमाणु प्रति यूनिट औपचारिक शुल्क बढ़ाता है, और दो अनपेक्षित इलेक्ट्रॉनों के साथ एक परमाणु प्रति यूनिट औपचारिक शुल्क को कम कर देता है।

σ-बांड और π-बांड

सिग्मा (σ) -, पीआई (π) -ओएस संचार - विभिन्न यौगिकों के अणुओं में सहसंयोल्य बांड की प्रजातियों का अनुमानित विवरण, σ-बॉन्ड इस तथ्य से विशेषता है कि इलेक्ट्रॉन क्लाउड की घनत्व एक्सिस को जोड़ने के साथ अधिकतम है परमाणुओं के कर्नल। एक कनेक्शन बनाने के दौरान, इलेक्ट्रॉनिक बादलों के तथाकथित पार्श्व अतिव्यापी ओवरलैपिंग किया जाता है, और इलेक्ट्रॉनिक क्लाउड की घनत्व अधिकतम "ओवर" और "के अंतर्गत" ke-link विमान है। उदाहरण के लिए, हम ईथिलीन, एसिटिलीन और बेंजीन लेते हैं।

एथिलीन अणु में सी 2 एच 4 में सीएच 2 \u003d सीएच 2 के साथ एक डबल बॉन्ड है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: एन: एस :: सी: एन। सभी एथिलीन परमाणुओं का नाभिक एक ही विमान में स्थित है। प्रत्येक कार्बन परमाणु के तीन इलेक्ट्रॉनिक बादल एक विमान में अन्य परमाणुओं के साथ तीन सहसंयोजक बंधन बनाते हैं (लगभग 120 डिग्री के बीच कोणों के साथ)। कार्बन परमाणु के चौथे वैलेंस इलेक्ट्रॉन का बादल अणु के विमान के नीचे और नीचे स्थित है। कार्बन परमाणु दोनों के इस तरह के इलेक्ट्रॉनिक बादल, आंशिक रूप से अणु के विमान के ऊपर और नीचे ओवरलैपिंग, कार्बन परमाणुओं के बीच एक दूसरा बंधन बनाते हैं। कार्बन परमाणुओं के बीच पहला, मजबूत सहसंयोजक बंधन σ-बॉन्ड कहा जाता है; दूसरा, कम टिकाऊ सहसंयोजक बंधन कहा जाता है - आता है।

एसिटिलीन रैखिक अणु में

N-s≡s-n (n: s ::: s: n)

कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच σ-बांड हैं, एक कार्बन परमाणुओं और एक ही कार्बन परमाणुओं के बीच दो बिस्तरों के बीच एक σ-बंधन। दो-विधियां दो पारस्परिक रूप से लंबवत विमानों में σ-बॉन्ड की कार्रवाई के क्षेत्र के ऊपर स्थित हैं।

चक्रीय बेंजीन अणु के सभी छह कार्बन परमाणु 6 एच 6 के साथ एक ही विमान में झूठ बोलते हैं। अंगूठी विमान में कार्बन परमाणुओं के बीच σ-बांड हैं; इस तरह के कनेक्शन हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ प्रत्येक कार्बन परमाणु में उपलब्ध हैं। इन बॉन्ड कार्बन परमाणुओं से बाहर निकलने से तीन इलेक्ट्रॉन खर्च होते हैं। चौथे वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादल कार्बन परमाणुओं के रूप में आठों के रूप में बेंजीन अणु के विमान के लिए लंबवत हैं। ऐसा कि क्लाउड पड़ोसी कार्बन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक बादलों के साथ समान रूप से ओवरलैप होता है। बेंजीन अणु में, तीन अलग-अलग संचार नहीं हैं, लेकिन छह इलेक्ट्रॉनों की एक इलेक्ट्रॉनिक प्रणाली, सभी कार्बन परमाणुओं के लिए आम है। बेंजीन अणु में कार्बन परमाणुओं के बीच संबंध पूरी तरह से समान हैं।

सहसंयोजक बंधन के साथ पदार्थों के उदाहरण

साधारण गैसों (एच 2, सीएल 2, आदि) और यौगिकों (एच 2 ओ, एनएच 3, सीएच 4, सीओ 2, एचसीएल, आदि) के अणुओं में परमाणु एक साधारण सहसंयोजक बंधन से जुड़े होते हैं। दाता-स्वीकार्य बॉन्ड -ैमोनियम एनएच 4 + के साथ यौगिक, टेट्राफ्लोरोबा आयन बीएफ 4 - एट अल। सात-ध्रुवीय बॉन्ड के साथ यौगिक - नाइट्रोजन नाइट्रोजन एन 2 ओ, ओ - -पीसीएल 3 +।

ढांकता हुआ या अर्धचालक के एक सहसंयोजक बंधन के साथ क्रिस्टल। परमाणु क्रिस्टल के विशिष्ट उदाहरण (परमाणुओं को सहसंयोजक (परमाणु) कनेक्शन से जुड़े हुए हैं, एक हीरे, जर्मेनियम और सिलिकॉन के रूप में कार्य कर सकते हैं।

धातु और कार्बन के बीच एक सहसंयोजक बंधन के उदाहरण के साथ एक पदार्थ वाला एकमात्र ज्ञात व्यक्ति एक साइनोकोबालामाइन है, जिसे विटामिन बी 12 के नाम से जाना जाता है।

आयन संचार - बहुत टिकाऊ रासायनिक बंधन, विद्युत वार्ता के बड़े अंतर (\u003e 1.5 को 1.5) के साथ परमाणुओं के बीच बनाई गई, जिसमें आम इलेक्ट्रॉन जोड़ी पूरी तरह से इलेक्ट्रोनगिटेंस के साथ एक परमाणु में जाती है। यह आयनों का एक बिल्कुल चार्ज किया गया है निकायों। एक उदाहरण सीएसएफ कनेक्शन है, जिसमें "आयनिक डिग्री" 97% है। सोडियम क्लोराइड एनएसीएल के उदाहरण पर शिक्षा की विधि पर विचार करें। सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्रस्तुत की जा सकती है: 11 एनए 1 एस 2 2 एस 2 2 पी 6 3 एस 1; 17 सीएल 1 एस 2 2 एस 2 2 पी 6 जेडएस 2 3 पी 5। ये अपूर्ण ऊर्जा स्तरों के साथ परमाणु हैं। जाहिर है, सोडियम परमाणु को पूरा करने के लिए एक इलेक्ट्रॉन को सात संलग्न करने के लिए एक इलेक्ट्रॉन देने के लिए आसान है, और क्लोरीन परमाणु सात देने के बजाय एक इलेक्ट्रॉन को संलग्न करना आसान है। रासायनिक बातचीत में, सोडियम एटम पूरी तरह से एक इलेक्ट्रॉन देता है, और क्लोरीन परमाणु इसे लेता है। योजनाबद्ध रूप से, इसे निम्नानुसार लिखा जा सकता है: ना। - ली -\u003e ना + सोडियम आयन, दूसरे ऊर्जा स्तर के कारण स्थिर आठ इलेक्ट्रॉनिक 1 एस 2 2 एस 2 2 पीसी खोल। : सीएल + 1 ई -\u003e .ल - क्लोरीन आयन, स्थिर आठ इलेक्ट्रॉनिक खोल। एनए + आयनों और जोकर के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बलों हैं, जिसके परिणामस्वरूप एक यौगिक होता है। आयन कनेक्शन - सहसंयोजक ध्रुवीय संचार के ध्रुवीकरण का चरम मामला। यह सामान्य धातु और गैर-मेटालोल के बीच का गठन होता है। उसी समय, धातु के इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से nonmetal पर स्विच करते हैं। आयन बनते हैं।

यदि परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन बनता है, जिसका इलेक्ट्रोनगेट (पॉलिंग द्वारा ईओ\u003e 1.7) में बहुत बड़ा अंतर होता है, तो कुल इलेक्ट्रॉनिक जोड़ी पूरी तरह से ईओ के साथ परमाणु में जाती है। परिणाम विरोधी चार्ज आयनों के संयोजन का गठन है:

गठित आयनों के बीच एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण है, जिसे आयन बॉन्ड कहा जाता है। इसके बजाय, इस तरह के एक नज़र सुविधाजनक है। वास्तव में, शुद्ध रूप में परमाणुओं के बीच आयनिक कनेक्शन कहीं भी या लगभग कहीं भी महसूस नहीं किया जाता है, आमतौर पर वास्तव में, बॉन्ड आंशिक रूप से आयनिक है, और आंशिक रूप से सहसंयोजक है। साथ ही, जटिल आणविक आयनों के कनेक्शन को अक्सर शुद्ध आयन माना जा सकता है। अन्य प्रकार के रासायनिक संचारों पर आयनिक संचार के बीच सबसे महत्वपूर्ण मतभेद अविश्वसनीय और असंतोष हैं। यही कारण है कि आयनिक संचार की कीमत पर गठित क्रिस्टल संबंधित आयनों के विभिन्न घनत्व पैकेजिंग के लिए हैं।

विशेषता ऐसे यौगिक ध्रुवीय सॉल्वैंट्स (पानी, एसिड, आदि) में अच्छी घुलनशीलता हैं। यह अणु के हिस्सों के प्रभारी के कारण है। साथ ही, विलायक डिप्लोल्स अणु के चार्ज सिरों तक आकर्षित होते हैं, और, ब्राउनियन आंदोलन के परिणामस्वरूप, भाग पर पदार्थ का अणु "पिघला हुआ" होता है और उन्हें फिर से जोड़ने के बिना, उसे घेरता है। नतीजतन, आयनों को विलायक डिप्लोल से घिरा हुआ है।

जब ऐसे यौगिकों का विघटन भंग हो जाता है, तो ऊर्जा प्रतिष्ठित होती है, क्योंकि विलायक आयन बांड की कुल ऊर्जा आयन केन के ऊर्जा से अधिक होती है। अपवाद नाइट्रिक एसिड (नाइट्रेट्स) के कई लवण हैं, जो विघटन के दौरान गर्मी को अवशोषित करते हैं (समाधान ठंडा होते हैं)। अंतिम तथ्य भौतिक रसायन शास्त्र में विचार किए जाने वाले कानूनों के आधार पर समझाया गया है।