तत्वों की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता। वैद्युतीयऋणात्मकता

जब तत्व परस्पर क्रिया करते हैं, तो इलेक्ट्रॉन जोड़े इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार या छोड़ कर बनते हैं। इलेक्ट्रॉनों को खींचने के लिए एक परमाणु की क्षमता को लिनस पॉलिंग ने रासायनिक तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता कहा था। पॉलिंग ने तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता को 0.7 से 4 तक बढ़ाया।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी क्या है?

इलेक्ट्रोनगेटिविटी (ईओ) एक तत्व की एक मात्रात्मक विशेषता है, जो उस बल को दिखाती है जिसके साथ एक परमाणु के नाभिक द्वारा इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित किया जाता है। ईओ बाहरी ऊर्जा स्तर में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को धारण करने की क्षमता को भी दर्शाता है।

चावल। 1. परमाणु की संरचना।

इलेक्ट्रॉन देने या प्राप्त करने की क्षमता यह निर्धारित करती है कि तत्व धातु के हैं या अधातु के। ऐसे तत्व जो आसानी से इलेक्ट्रॉनों का दान करते हैं, धातु के गुणों का उच्चारण करते हैं। इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने वाले तत्व अधात्विक गुण प्रदर्शित करते हैं।

वैद्युतीयऋणात्मकता रासायनिक यौगिकों में प्रकट होती है और एक तत्व की ओर इलेक्ट्रॉनों के विस्थापन को दर्शाती है।

मेन्डेलीफ की आवर्त सारणी में विद्युत ऋणात्मकता बाएँ से दाएँ बढ़ती है और ऊपर से नीचे जाने पर घटती है।

कैसे निर्धारित करें

आप रासायनिक तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी तालिका या पॉलिंग स्केल का उपयोग करके मूल्य निर्धारित कर सकते हैं। लिथियम की वैद्युतीयऋणात्मकता को एकता के रूप में लिया जाता है।

ऑक्सीकरण एजेंटों और हलोजन में उच्चतम ईओ होता है। उनकी वैद्युतीयऋणात्मकता का मान दो से अधिक होता है। रिकॉर्ड धारक 4 की वैद्युतीयऋणात्मकता के साथ फ्लोरीन है।

चावल। 2. वैद्युतीयऋणात्मकता की तालिका।

सबसे छोटी ईसी (दो से कम) में आवर्त सारणी के पहले समूह की धातुएँ होती हैं। सोडियम, लिथियम, पोटेशियम सक्रिय धातु माने जाते हैं, क्योंकि। लापता इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने की तुलना में उनके लिए एकल वैलेंस इलेक्ट्रॉन के साथ भाग लेना आसान होता है।

कुछ तत्व बीच में हैं। उनकी वैद्युतीयऋणात्मकता दो के करीब है। ऐसे तत्व (Si, B, As, Ge, Te) धात्विक और अधात्विक गुण प्रदर्शित करते हैं।

ईओ की तुलना में आसानी के लिए, इलेक्ट्रोनगेटिविटी तत्वों की एक श्रृंखला का उपयोग किया जाता है। बाईं ओर धातुएँ हैं, दाईं ओर अधातुएँ हैं। किनारों के जितना करीब होगा, तत्व उतना ही अधिक सक्रिय होगा। सीज़ियम सबसे मजबूत कम करने वाला एजेंट है, आसानी से इलेक्ट्रॉनों का दान करता है और सबसे कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी रखता है। फ्लोरीन एक सक्रिय ऑक्सीकरण एजेंट है जो इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने में सक्षम है।

चावल। 3. वैद्युतीयऋणात्मकता की श्रृंखला।

गैर-धातु यौगिकों में, उच्च ईसी वाले तत्व इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करते हैं। 3.5 की वैद्युतीयऋणात्मकता के साथ ऑक्सीजन 2.5 की वैद्युतीयऋणात्मकता के साथ कार्बन और सल्फर परमाणुओं को आकर्षित करती है।

हमने क्या सीखा है?

इलेक्ट्रोनगेटिविटी उस डिग्री को इंगित करती है जिस पर एक परमाणु का नाभिक वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को बनाए रखता है। ईसी के मूल्य के आधार पर, तत्व इलेक्ट्रॉनों को दान या स्वीकार करने में सक्षम होते हैं। अधिक वैद्युतीयऋणात्मकता वाले तत्व इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करते हैं और गैर-धातु गुण प्रदर्शित करते हैं। जिन तत्वों के परमाणु आसानी से इलेक्ट्रॉन दान करते हैं उनमें धात्विक गुण होते हैं। कुछ तत्वों में सशर्त रूप से तटस्थ ईओ (लगभग दो) होते हैं और धात्विक और गैर-धातु गुण प्रदर्शित कर सकते हैं। आवर्त सारणी में ईओ की डिग्री बाएं से दाएं और नीचे से ऊपर की ओर बढ़ती है।

वैद्युतीयऋणात्मकता - रासायनिक बंधन बनने पर परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनों को उनकी दिशा में स्थानांतरित करने की क्षमता। यह अवधारणा अमेरिकी रसायनज्ञ एल पॉलिंग (1932) द्वारा पेश की गई थी। वैद्युतीयऋणात्मकता एक अणु में एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म को आकर्षित करने के लिए किसी दिए गए तत्व के परमाणु की क्षमता को दर्शाती है। अलग-अलग तरीकों से निर्धारित वैद्युतीयऋणात्मकता मान एक दूसरे से भिन्न होते हैं। शैक्षिक अभ्यास में, अक्सर पूर्ण नहीं, बल्कि वैद्युतीयऋणात्मकता के सापेक्ष मूल्यों का उपयोग किया जाता है। सबसे आम वह पैमाना है जिसमें सभी तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी की तुलना लिथियम की इलेक्ट्रोनगेटिविटी से की जाती है, जिसे एक के रूप में लिया जाता है।

समूह IA - VIIA के तत्वों में:

सीरियल नंबर में वृद्धि के साथ वैद्युतीयऋणात्मकता, एक नियम के रूप में, अवधि ("बाएं से दाएं") में बढ़ जाती है, और समूहों में घट जाती है ("ऊपर से नीचे")।

डी-ब्लॉक के तत्वों के बीच वैद्युतीयऋणात्मकता में परिवर्तन के पैटर्न अधिक जटिल हैं।

उच्च वैद्युतीयऋणात्मकता वाले तत्व, जिनके परमाणुओं में एक इलेक्ट्रॉन के लिए एक उच्च आत्मीयता और एक उच्च आयनीकरण ऊर्जा होती है, अर्थात, एक इलेक्ट्रॉन को संलग्न करने या उनकी दिशा में बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी को स्थानांतरित करने के लिए प्रवण होते हैं, उन्हें गैर-धातु कहा जाता है।

इनमें शामिल हैं: हाइड्रोजन, कार्बन, नाइट्रोजन, फास्फोरस, ऑक्सीजन, सल्फर, सेलेनियम, फ्लोरीन, क्लोरीन, ब्रोमीन और आयोडीन। कई विशेषताओं के अनुसार, महान गैसों (हीलियम-रेडॉन) के एक स्थायी समूह को भी गैर-धातु के रूप में वर्गीकृत किया गया है।

आवर्त सारणी के अधिकांश तत्व धातु हैं।

धातुओं को कम वैद्युतीयऋणात्मकता, यानी आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के निम्न मूल्यों की विशेषता है। धातु परमाणु या तो गैर-धातु परमाणुओं को इलेक्ट्रॉन दान करते हैं, या स्वयं से दूर बंधन इलेक्ट्रॉनों के जोड़े को मिलाते हैं। धातुओं को उनकी विशेषता प्रतिभा, उच्च विद्युत चालकता और अच्छी तापीय चालकता से अलग किया जाता है। वे ज्यादातर टिकाऊ और निंदनीय हैं।

भौतिक गुणों का ऐसा सेट जो धातुओं को गैर-धातुओं से अलग करता है, धातुओं में मौजूद एक विशेष प्रकार के बंधन द्वारा समझाया गया है। सभी धातुओं में एक अच्छी तरह से परिभाषित क्रिस्टल जाली होती है। इसके नोड्स में परमाणुओं के साथ धातु के धनायन होते हैं, अर्थात। परमाणु जिन्होंने अपने इलेक्ट्रॉनों को खो दिया है। ये इलेक्ट्रॉन एक सामाजिक इलेक्ट्रॉन बादल, तथाकथित इलेक्ट्रॉन गैस बनाते हैं। ये इलेक्ट्रॉन कई नाभिकों के बल क्षेत्र में होते हैं। ऐसे बंधन को धात्विक बंधन कहा जाता है। एक क्रिस्टल के आयतन पर इलेक्ट्रॉनों का मुक्त प्रवास धातुओं के विशेष भौतिक गुणों को निर्धारित करता है।

धातुओं में सभी डी और एफ तत्व शामिल हैं। यदि हम मानसिक रूप से आवधिक प्रणाली से केवल s- और p-तत्वों के ब्लॉक का चयन करते हैं, अर्थात समूह A के तत्व और ऊपरी बाएँ कोने से निचले दाएं कोने तक एक विकर्ण खींचते हैं, तो यह पता चलता है कि गैर-धातु तत्व स्थित हैं इस विकर्ण के दाईं ओर, और धात्विक - बाईं ओर। विकर्ण से सटे ऐसे तत्व हैं जिन्हें असमान रूप से धातुओं या गैर-धातुओं के लिए जिम्मेदार नहीं ठहराया जा सकता है। इन मध्यवर्ती तत्वों में शामिल हैं: बोरॉन, सिलिकॉन, जर्मेनियम, आर्सेनिक, सुरमा, सेलेनियम, पोलोनियम और एस्टैटिन।

पदार्थ की संरचना के बारे में विचारों के विकास में सहसंयोजक और आयनिक बंधों की अवधारणाओं ने महत्वपूर्ण भूमिका निभाई, हालांकि, पदार्थ की सूक्ष्म संरचना और उनके उपयोग के अध्ययन के लिए नए भौतिक-रासायनिक तरीकों के निर्माण से पता चला कि रासायनिक बंधन की घटना बहुत अधिक है उलझा हुआ। वर्तमान में यह माना जाता है कि कोई भी विषम बंधन सहसंयोजक और आयनिक दोनों है, लेकिन अलग-अलग अनुपात में। इस प्रकार, एक विषम परमाणु बंधन के सहसंयोजक और आयनिक घटकों की अवधारणा पेश की जाती है। बॉन्डिंग परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में जितना अधिक अंतर होता है, बॉन्ड की ध्रुवीयता उतनी ही अधिक होती है। दो से अधिक इकाइयों के अंतर के साथ, आयनिक घटक लगभग हमेशा प्रमुख होता है। आइए दो ऑक्साइड की तुलना करें: सोडियम ऑक्साइड Na 2 O और क्लोरीन (VII) ऑक्साइड Cl 2 O 7। सोडियम ऑक्साइड में, ऑक्सीजन परमाणु पर आंशिक आवेश -0.81 है, और क्लोरीन ऑक्साइड में -0.02 है। इसका प्रभावी रूप से मतलब है कि Na-O बंधन 81% आयनिक और 19% सहसंयोजक है। Cl-O बंध का आयनिक घटक केवल 2% है।

प्रयुक्त साहित्य की सूची

1. पोपकोव वी. ए., पुजाकोव एस। ए। सामान्य रसायन विज्ञान: पाठ्यपुस्तक। - एम.: जियोटार-मीडिया, 2010. - 976 पी.: आईएसबीएन 978-5-9704-1570-2। [साथ। 35-37]
2. वोल्कोव, ए.आई., झार्स्की, आई.एम.बड़ी रासायनिक संदर्भ पुस्तक / ए.आई. वोल्कोव, आई.एम. झार्स्की। - मिन्स्क: मॉडर्न स्कूल, 2005. - 608 आईएसबीएन 985-6751-04-7 के साथ।

तत्वों के परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता।सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता। आवधिक प्रणाली की अवधि और समूहों में परिवर्तन। एक रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता, अणुओं और आयनों की ध्रुवीयता।

वैद्युतीयऋणात्मकता (e.o.) एक परमाणु की इलेक्ट्रॉन युग्मों को अपनी ओर विस्थापित करने की क्षमता है।
मेरो ई.ओ. ऊर्जा अंकगणितीय रूप से आयनीकरण ऊर्जा I और इलेक्ट्रॉन समानता ऊर्जा E के योग के बराबर है
ई.ओ. = ½ (आई+ई)

सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता। (ओईओ)

फ्लोरीन, सबसे मजबूत ईओ तत्व के रूप में, 4.00 का मान निर्दिष्ट किया जाता है, जिसके सापेक्ष अन्य तत्वों पर विचार किया जाता है।

आवधिक प्रणाली की अवधि और समूहों में परिवर्तन।

अवधि के भीतर, जैसे-जैसे परमाणु आवेश बाएं से दाएं बढ़ता है, वैद्युतीयऋणात्मकता बढ़ती है।

कम से कममूल्य क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं में मनाया जाता है।

महानतम- हलोजन के लिए।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी जितनी अधिक होगी, तत्वों के गैर-धातु गुण उतने ही मजबूत होंगे।

वैद्युतीयऋणात्मकता (χ) एक परमाणु की एक मौलिक रासायनिक संपत्ति है, एक अणु में एक परमाणु की क्षमता की एक मात्रात्मक विशेषता है जो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को अपनी ओर विस्थापित करती है।

परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता की आधुनिक अवधारणा अमेरिकी रसायनज्ञ एल पॉलिंग द्वारा पेश की गई थी। एल। पॉलिंग ने इलेक्ट्रोनगेटिविटी की अवधारणा का उपयोग इस तथ्य की व्याख्या करने के लिए किया कि ए-बी हेटरोएटोमिक बॉन्ड (ए, बी किसी भी रासायनिक तत्वों के प्रतीक हैं) की ऊर्जा आम तौर पर ए-ए और बी-बी होमोआटोमिक बॉन्ड के ज्यामितीय माध्य से अधिक होती है।

ई.ओ. का उच्चतम मूल्य। फ्लोरीन, और सबसे कम सीज़ियम है।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी की सैद्धांतिक परिभाषा अमेरिकी भौतिक विज्ञानी आर मुल्लिकेन द्वारा प्रस्तावित की गई थी। इस स्पष्ट स्थिति के आधार पर कि अणु में एक परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक आवेश को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा और इसकी इलेक्ट्रॉन बंधुता पर निर्भर करती है, आर. मुल्लिकेन ने औसत के रूप में परमाणु ए की वैद्युतीयऋणात्मकता की अवधारणा पेश की वैलेंस स्टेट्स के आयनीकरण के दौरान बाहरी इलेक्ट्रॉनों की बाध्यकारी ऊर्जा का मूल्य (उदाहरण के लिए, A− से A+ तक) और इस आधार पर एक परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी के लिए एक बहुत ही सरल संबंध प्रस्तावित किया:

जहाँ J1A और εA क्रमशः एक परमाणु की आयनन ऊर्जा और उसकी इलेक्ट्रॉन बंधुता हैं।
सख्ती से बोलते हुए, एक तत्व को स्थायी इलेक्ट्रोनगेटिविटी नहीं माना जा सकता है। एक परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता कई कारकों पर निर्भर करती है, विशेष रूप से, परमाणु की वैलेंस स्थिति, औपचारिक ऑक्सीकरण अवस्था, समन्वय संख्या, लिगेंड की प्रकृति जो आणविक प्रणाली में परमाणु के वातावरण को बनाती है, और कुछ अन्य। हाल ही में, अधिक से अधिक बार, इलेक्ट्रोनगेटिविटी को चिह्नित करने के लिए, तथाकथित कक्षीय इलेक्ट्रोनगेटिविटी का उपयोग किया जाता है, जो एक बंधन के गठन में शामिल परमाणु कक्षीय के प्रकार पर निर्भर करता है, और इसकी इलेक्ट्रॉन आबादी पर, यानी परमाणु कक्षीय पर कब्जा है या नहीं। एक असाझा इलेक्ट्रॉन युग्म द्वारा, एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन द्वारा एकल रूप से आबाद, या रिक्त है। लेकिन, इलेक्ट्रोनगेटिविटी की व्याख्या और निर्धारण में ज्ञात कठिनाइयों के बावजूद, यह एक आणविक प्रणाली में बांड की प्रकृति के गुणात्मक विवरण और भविष्यवाणी के लिए आवश्यक है, जिसमें बांड ऊर्जा, इलेक्ट्रॉनिक चार्ज वितरण और आयनिकता की डिग्री, बल स्थिरांक आदि शामिल हैं। वर्तमान दृष्टिकोण में सबसे विकसित में से एक सैंडरसन दृष्टिकोण है। यह दृष्टिकोण उनके बीच रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता को बराबर करने के विचार पर आधारित था। कई अध्ययनों में आवर्त सारणी के तत्वों के विशाल बहुमत के अकार्बनिक यौगिकों के सैंडरसन इलेक्ट्रोनगेटिविटी और सबसे महत्वपूर्ण भौतिक-रासायनिक गुणों के बीच संबंध पाए गए हैं। कार्बनिक यौगिकों के लिए एक अणु के परमाणुओं के बीच वैद्युतीयऋणात्मकता के पुनर्वितरण के आधार पर सैंडर्सन की विधि का एक संशोधन भी बहुत उपयोगी साबित हुआ।

2) रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता, अणुओं और आयनों की ध्रुवीयता।

सार और पाठ्यपुस्तक में क्या है - ध्रुवीयता एक द्विध्रुवीय क्षण से जुड़ी होती है। यह परमाणुओं में से एक के लिए एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के विस्थापन के परिणामस्वरूप प्रकट होता है। ध्रुवीयता परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर पर भी निर्भर करती है बंधुआ। दो परमाणु, उनके बीच रासायनिक बंधन जितना अधिक ध्रुवीय होता है। रासायनिक बंधन के निर्माण के दौरान इलेक्ट्रॉन घनत्व को कैसे पुनर्वितरित किया जाता है, इसके आधार पर, इसके कई प्रकार प्रतिष्ठित होते हैं। रासायनिक बंधन ध्रुवीकरण का सीमित मामला एक परमाणु से पूर्ण संक्रमण है दूसरे करने के लिए।

इस मामले में, दो आयन बनते हैं, जिनके बीच एक आयनिक बंधन उत्पन्न होता है।दो परमाणुओं के लिए एक आयनिक बंधन बनाने में सक्षम होने के लिए, यह आवश्यक है कि उनका ई.ओ. बहुत भिन्न है। बराबर हैं, तो एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन बनता है।सबसे आम ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन किसी भी परमाणु के बीच बनता है, जिसमें अलग-अलग ई.ओ.

परमाणुओं के प्रभावी आवेश एक बंधन की ध्रुवीयता के मात्रात्मक अनुमान के रूप में काम कर सकते हैं। एक परमाणु का प्रभावी आवेश एक रासायनिक यौगिक में दिए गए परमाणु से संबंधित इलेक्ट्रॉनों की संख्या और एक मुक्त परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बीच के अंतर को दर्शाता है। अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व का एक परमाणु इलेक्ट्रॉनों को अधिक मजबूती से आकर्षित करता है, इसलिए इलेक्ट्रॉन इसके करीब होते हैं, और यह कुछ नकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है, जिसे प्रभावी कहा जाता है, और इसके साथी के पास एक ही सकारात्मक प्रभावी चार्ज होता है।यदि इलेक्ट्रॉन एक बंधन बनाते हैं परमाणुओं के बीच समान रूप से संबंधित हैं, प्रभावी शुल्क शून्य हैं।

डायटोमिक अणुओं के लिए, बांड की ध्रुवीयता को चिह्नित करना संभव है और द्विध्रुवीय पल एम = क्यू * आर को मापने के आधार पर परमाणुओं के प्रभावी शुल्क निर्धारित करना संभव है, जहां क्यू द्विध्रुवीय ध्रुव का प्रभार है, जो प्रभावी चार्ज के बराबर है एक डायटोमिक अणु, आर आंतरिक दूरी है। बांड का द्विध्रुवीय क्षण एक वेक्टर मात्रा है। यह अणु के धनात्मक रूप से आवेशित भाग से उसके ऋणात्मक भाग की ओर निर्देशित होता है। किसी तत्व के परमाणु पर प्रभावी आवेश ऑक्सीकरण अवस्था से मेल नहीं खाता है।

अणुओं की ध्रुवता काफी हद तक पदार्थों के गुणों को निर्धारित करती है। ध्रुवीय अणु विपरीत आवेशित ध्रुवों के साथ एक दूसरे की ओर मुड़ते हैं, और उनके बीच परस्पर आकर्षण उत्पन्न होता है। इसलिए, ध्रुवीय अणुओं द्वारा निर्मित पदार्थों में उन पदार्थों की तुलना में अधिक गलनांक और क्वथनांक होते हैं जिनके अणु गैर-ध्रुवीय होते हैं।

जिन द्रवों के अणु ध्रुवीय होते हैं उनमें घुलने की शक्ति अधिक होती है। इसके अलावा, विलायक के अणुओं की ध्रुवीयता जितनी अधिक होगी, उसमें ध्रुवीय या आयनिक यौगिकों की घुलनशीलता उतनी ही अधिक होगी। इस निर्भरता को इस तथ्य से समझाया गया है कि विलायक के ध्रुवीय अणु, विलेय के साथ द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय या आयन-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया के कारण, विलेय के आयनों में अपघटन में योगदान करते हैं। उदाहरण के लिए, पानी में हाइड्रोजन क्लोराइड का एक घोल, जिसके अणु ध्रुवीय होते हैं, बिजली का अच्छा संचालन करता है। बेंजीन में हाइड्रोजन क्लोराइड के विलयन में पर्याप्त विद्युत चालकता नहीं होती है। यह बेंजीन समाधान में हाइड्रोजन क्लोराइड आयनीकरण की अनुपस्थिति को इंगित करता है, क्योंकि बेंजीन के अणु गैर-ध्रुवीय होते हैं।

आयन, एक विद्युत क्षेत्र की तरह, एक दूसरे पर ध्रुवीकरण प्रभाव डालते हैं। जब दो आयन मिलते हैं, तो उनका परस्पर ध्रुवीकरण होता है, अर्थात नाभिक के सापेक्ष बाहरी परतों के इलेक्ट्रॉनों का विस्थापन। आयनों का परस्पर ध्रुवीकरण नाभिक और आयन के आवेशों, आयन की त्रिज्या और अन्य कारकों पर निर्भर करता है।

ईओ के समूहों के भीतर। घटता है।

तत्वों के धात्विक गुणों में वृद्धि होती है।

बाहरी ऊर्जा स्तर पर धात्विक तत्वों में 1,2,3 इलेक्ट्रॉन होते हैं और आयनीकरण क्षमता के कम मूल्य और ई.ओ. द्वारा विशेषता होती है। क्योंकि धातुओं में इलेक्ट्रॉन दान करने की प्रबल प्रवृत्ति होती है।
गैर-धात्विक तत्वों में उच्च आयनीकरण ऊर्जा होती है।
जैसे-जैसे अधातुओं का बाहरी आवरण भरा जाता है, आवर्तों के भीतर परमाणु त्रिज्या घटती जाती है। बाह्य कोश पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या 4,5,6,7,8 होती है।

एक रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता। अणुओं और आयनों की ध्रुवता।

एक रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी के बंधनों के परमाणुओं में से एक के विस्थापन से निर्धारित होती है।

वैलेंस ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों के पुनर्वितरण के कारण एक रासायनिक बंधन उत्पन्न होता है, जिसके परिणामस्वरूप आयनों के गठन या सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के कारण एक महान गैस का एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होता है।
एक रासायनिक बंधन की विशेषता ऊर्जा और लंबाई है।
बॉन्ड स्ट्रेंथ का माप बॉन्ड को तोड़ने के लिए खर्च की गई ऊर्जा है।
उदाहरण के लिए। एच - एच = 435 kJmol-1

परमाणु तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता
वैद्युतीयऋणात्मकता एक परमाणु की एक रासायनिक संपत्ति है, एक अणु में एक परमाणु की क्षमता की एक मात्रात्मक विशेषता है जो अन्य तत्वों के परमाणुओं से इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करती है।
सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता

रिलेटिव इलेक्ट्रोनगेटिविटी का पहला और सबसे प्रसिद्ध पैमाना एल पॉलिंग स्केल है, जो थर्मोकेमिकल डेटा से प्राप्त किया गया है और 1932 में प्रस्तावित किया गया था। सबसे इलेक्ट्रोनगेटिव तत्व फ्लोरीन का इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान, (F) = 4.0, इसमें मनमाने ढंग से संदर्भ बिंदु के रूप में लिया गया है। पैमाना।

आवधिक प्रणाली (महान गैसों) के समूह VIII के तत्वों में शून्य वैद्युतीयऋणात्मकता है;
धातुओं और गैर-धातुओं के बीच सशर्त सीमा को 2 के बराबर सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता का मान माना जाता है।

आवधिक प्रणाली के तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी, एक नियम के रूप में, प्रत्येक अवधि में बाएं से दाएं क्रमिक रूप से बढ़ती है। प्रत्येक समूह के भीतर, कुछ अपवादों के साथ, इलेक्ट्रोनगेटिविटी लगातार ऊपर से नीचे तक घटती जाती है। वैद्युतीयऋणात्मकता एक रासायनिक बंधन की विशेषता के लिए प्रयोग किया जाता है।
परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में एक छोटे से अंतर वाले बांड को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन कहा जाता है। रासायनिक बंध बनाने वाले परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर जितना छोटा होता है, इस बंधन की आयनिकता की डिग्री उतनी ही कम होती है। परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में शून्य अंतर उनके द्वारा बनाए गए बंधन में एक आयनिक वर्ण की अनुपस्थिति को इंगित करता है, अर्थात इसकी शुद्ध सहसंयोजकता।

एक रासायनिक बंधन की ध्रुवीयता, अणुओं और आयनों की ध्रुवीयता
रासायनिक बंधों की ध्रुवीयता, रासायनिक बंधन की एक विशेषता, इस बंधन को बनाने वाले तटस्थ परमाणुओं में इस घनत्व के प्रारंभिक वितरण की तुलना में नाभिक के पास अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन घनत्व का पुनर्वितरण दिखाती है।

लगभग सभी रासायनिक बंधन, डायटोमिक होमोन्यूक्लियर अणुओं में बांड के अपवाद के साथ, एक डिग्री या किसी अन्य के लिए ध्रुवीय होते हैं। आमतौर पर सहसंयोजक बंधन कमजोर ध्रुवीय होते हैं, आयनिक बंधन दृढ़ता से ध्रुवीय होते हैं।

उदाहरण के लिए:
सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय: Cl2, O2, N2, H2,Br2

सहसंयोजक ध्रुवीय: H2O, SO2, HCl, NH3, आदि।

यदि दो तत्वों के तटस्थ परमाणुओं के मूल्यों में काफी भिन्नता है आयनीकरण ऊर्जाऔर इलेक्ट्रान बन्धुता, तब वे एक मजबूत रासायनिक बंधन के गठन के साथ एक दूसरे के साथ आसानी से बातचीत करने में सक्षम होते हैं।

हालांकि, इन विशेषताओं का उपयोग इस तथ्य से सीमित है कि वे पृथक तटस्थ परमाणुओं को संदर्भित करते हैं। यदि परमाणु एक रासायनिक यौगिक का हिस्सा हैं, तो सामान्य इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने की उनकी क्षमता को चिह्नित करने के लिए अवधारणा पेश की जाती है वैद्युतीयऋणात्मकता(ईओ)*.

वैद्युतीयऋणात्मकता एक मान है जो एक अणु में एक परमाणु की क्षमता या एक सहसंयोजक बंधन के गठन में शामिल इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की विशेषता है।

और यद्यपि एक परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता, जो परमाणु की वैलेंस अवस्था और रासायनिक यौगिक के प्रकार पर निर्भर करती है, जिसमें यह स्थित है, सशर्त है, इसका उपयोग व्यक्तिगत सहसंयोजक बंधों और समग्र रूप से रासायनिक यौगिक दोनों को चिह्नित करने के लिए उपयोगी है।

एक परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता उसकी आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन बंधुता का आधा योग है:

व्यवहार में, सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता के मूल्य का आमतौर पर उपयोग किया जाता है, इसकी इकाई के रूप में लिथियम परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता के मूल्य को लेते हुए।

ग्रीक अक्षर χ (ची) द्वारा निरूपित किसी भी तत्व के परमाणु की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता, EO A / EO Li के बराबर अनुपात द्वारा निर्धारित की जाती है।

उच्चतम सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता में एक फ्लोरीन परमाणु - 4.0, सबसे छोटा - सीज़ियम और फ्रैंशियम परमाणु - 0.7 है। उनकी तुलना में, शेष तत्वों के परमाणुओं के सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता पर विचार किया जाता है (तालिका 7)। सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता के निम्नतम मूल्य समूह I के एस-तत्वों के तटस्थ परमाणु हैं, उच्चतम - पी-VI और VII समूहों के तत्व। सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता जितनी अधिक होती है, किसी दिए गए तत्व का परमाणु उतना ही मजबूत होता है जो ऑक्सीकरण गुणों को प्रदर्शित करता है और यह यौगिक में सहसंयोजक बंधों के सामान्य (गैर) इलेक्ट्रॉनिक () जोड़े (ओं) को आकर्षित करता है।

एक अवधि के भीतर तत्वों के तटस्थ परमाणुओं के लिए, नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ, वैद्युतीयऋणात्मकता में वृद्धि होती है (सबसे छोटे मान क्षार धातुओं के परमाणु हैं - समूह IA के तत्व, सबसे बड़े - हलोजन के परमाणु - के तत्व समूह VIIA)। यह इस तथ्य के कारण है कि परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या नहीं बदलती है, और अवधि के दौरान उनके नाभिक का आवेश बढ़ जाता है, और इसलिए नाभिक के साथ इलेक्ट्रॉनों की बातचीत बढ़ जाती है, और, परिणामस्वरूप, आकार (त्रिज्या) ) परमाणुओं की संख्या घट जाती है। इसी दिशा में तत्वों के उदासीन परमाणुओं की आयनन ऊर्जा, इलेक्ट्रॉन बंधुता तथा विद्युत ऋणात्मकता बढ़ती है। इसके अनुसार, तत्वों के तटस्थ परमाणुओं के कम करने वाले गुण बाएं से दाएं की अवधि में कमजोर होते हैं, और ऑक्सीकरण गुणों में वृद्धि होती है। एक अवधि में सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट हलोजन परमाणु होते हैं।

समूह ए में, तत्वों के तटस्थ परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी के मूल्य, और इसलिए ऑक्सीकरण गुण, ऊपर से नीचे तक घटते हैं, और समूह बी में (समूह III के अपवाद के साथ), इसके विपरीत, वे बढ़ते हैं।

इस प्रकार, सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट तटस्थ फ्लोरीन परमाणु (समूह VIIA) है, और सबसे मजबूत कम करने वाला एजेंट तटस्थ फ्रेंशियम परमाणु (समूह IA) (चित्र 12) है।

ज्यादातर मामलों में, अणुओं में बंधन दो सीमित मामलों के बीच प्रकृति में मध्यवर्ती होते हैं - सहसंयोजक या आयनिक प्रकार के रासायनिक बंधन। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन आयोडाइड HI अणु में, बंधन न तो विशुद्ध रूप से सहसंयोजक है और न ही विशुद्ध रूप से आयनिक।

तत्वों के तटस्थ परमाणुओं के सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता के मूल्यों में अंतर का उपयोग बांडों की आयनिकता की डिग्री का न्याय करने के लिए किया जाता है। जब χ मानों में अंतर 2.0 से अधिक होता है, तो बंधन को आयनिक माना जा सकता है, जब अंतर 0.4– से 2.0 तक होता है - आंशिक रूप से आयनिक वर्ण के साथ सहसंयोजक, और जब अंतर 0.4 से कम होता है, सहसंयोजक।

परमाणुओं के सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता के मूल्य के अनुसार, तत्वों को पारंपरिक रूप से विभाजित किया जाता है धातुओं और nonmetals , जिसके बीच की सीमा D.I की आवधिक प्रणाली में है। मेंडेलीव (इसके अर्ध-लंबे, 18-सेल संस्करण में) को मुख्य उपसमूहों के तत्वों के साथ तिरछे बोरॉन से एस्टैटिन तक खींचा गया है। सीमा के परमाणुओं का χ मान - एम्फ़ोटेरिक * - तत्व 2 के करीब है (वे बोल्ड प्रकार और छायांकित कोशिकाओं में तालिका 7 में हाइलाइट किए गए हैं)।

तालिका 7 परमाणुओं, तत्वों eV की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता		F4.0	सीएल 3.0	ब्र 2.8	मैं 2.5	2.2 बजे
	ओ 3.5	एस 2.5	अनुभाग 2.4	ते 2.1	पीओ 2.0
	एन 3.0	पी 2.1	2.0 के रूप में	एसबी 1.9	बीआई 1.9
	सी 2.5	सी 1.8	जीई 1.8	सं 1.8	पंजाब 1.9
	बी2.0	अल 1.5	गा 1.6	1.7 में	टीएल 1.8
			जेएन 1.6	सीडी 1.7	एचजी 1.9
			क्यू 1.9	एजी 1.9	एयू 2.4
			नी 1.9	पीडी 2.2	पं 2.2
			सह 1.9	आरएच 2.2	आईआर 2.2
			फ़े 1.8	आरयू 2.2	ओएस 2.2
			एमएन 1.5	ते 1.9	पुन 1.9
			सीआर 1.6	मो 1.8	डब्ल्यू 1.7
			वी 1.6	नायब 1.6	ता 1.5
			टीआई 1.5	जेआर 1.4	एचएफ 1.3
			एससी 1.3	वाई 1.2	ला-लू 1.0-1.2
	1.5 हो	एमजी 1.2	सीए 1.0	सीनियर 1.0	बा 0.9
एच 2.1	ली 1.0	ना 0.9	के 0.8	आरबी 0.8	सीएस 0.7

मुख्य उपसमूह

		मैं	द्वितीय	तृतीय	चतुर्थ	वी	छठी	सातवीं	आठवीं
	एच							वह
	ली	होना	बी	सी	एन	हे	एफ	नहीं
	ना	एमजी	अल	सी	पी	एस	क्लोरीन	एआर
	क	सीए	गा	जीई	जैसा	से	बीआर	क्र
	आरबी	एसआर	में	एस.एन.	एसबी	ते	मैं	ज़ी
	सी	बी ० ए	टी एल	पंजाब	द्वि	पीओ	पर	आर एन
	फादर	आरए

चावल। 12. रेडॉक्स गुणों में परिवर्तन

मुख्य उपसमूहों (ए-समूह) के तत्वों के तटस्थ परमाणु

शब्द ″एसिड″ और ″बेस″ कार्यात्मक शब्द हैं, लेबल नाम नहीं। वे इंगित करते हैं कि कोई पदार्थ क्या करने में सक्षम है बजाय इसके कि वह क्या है।

आर वॉन हैंडलर (1931)।

2.5। रासायनिक यौगिकों के अम्ल-क्षार गुण

परमाणु नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ उनके परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना में परिवर्तन से जुड़े तत्वों के गुणों की आवधिकता भी उसी प्रकार के उनके यौगिकों में प्रकट होती है।

रासायनिक तत्वों की आवर्ती प्रणाली इस तरह से बनाई गई है कि तत्व इसकी तालिका के बाईं ओर स्थित हैं, जिसका हाइड्रोक्साइडबुनियादी गुण प्रदर्शित करें। इन गुणों को विशेष रूप से क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड्स में उच्चारित किया जाता है। इसके विपरीत, आवर्त सारणी की तालिका के दाईं ओर ऐसे तत्व हैं जिनके ऑक्साइड, पानी की क्रिया के तहत, अम्लीय गुणों वाले हाइड्रॉक्साइड्स में बदल जाते हैं, अर्थात एसिड में। कई तत्वों के ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड - जो आवर्त सारणी की तालिका के मध्य में थे - का दोहरा व्यवहार होता है। मजबूत एसिड के साथ बातचीत करते समय, वे मूल गुणों का प्रदर्शन करते हैं, और जब क्षार के साथ प्रतिक्रिया करते हैं, तो वे अम्लीय हो जाते हैं।

पीरियड्स में, जब बाएं से दाएं की ओर बढ़ते हैं, ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के गुण मूल से, समूह IA-IIA के तत्वों के लिए, धीरे-धीरे एम्फ़ोटेरिक में बदल जाते हैं, और समूह VA-VIIA के तत्व अम्लीय हो जाते हैं।

तत्वों के ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के लिए, परमाणुओं की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता के मान 1.5-2.2 की सीमा में हैं, उभयधर्मी गुण आमतौर पर विशेषता हैं। इस मामले में, χ के मान जितने छोटे होते हैं, उतना ही मजबूत ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड बुनियादी गुण प्रदर्शित करते हैं, और, इसके विपरीत, χ के मान जितने बड़े होते हैं, उतने ही मजबूत वे ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के अम्लीय गुणों को प्रदर्शित करते हैं। उदाहरण के लिए, समूह IIIA गैलियम (χ \u003d 1.7) के एक तत्व में, Ga 2 O 3 और Ga (OH) 3 के अम्लीय और मूल गुण समान सीमा तक व्यक्त किए जाते हैं।

धनायन की त्रिज्या तटस्थ परमाणुओं की त्रिज्या से छोटी होती है, क्योंकि वे इलेक्ट्रॉनों को दान करके बनते हैं, और आयनों की त्रिज्या तटस्थ परमाणुओं की त्रिज्या से अधिक होती है, क्योंकि वे इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करके बनते हैं।

E-O-H हाइड्रॉक्साइड्स में, ऊपर से नीचे समूहों में, तत्वों के परमाणुओं की त्रिज्या में वृद्धि के कारण, तत्व के परमाणुओं और ऑक्सीजन के बीच की दूरी बढ़ जाती है, जिसका अर्थ है कि उनकी परस्पर क्रिया की शक्ति कम हो जाती है। . इसके अनुसार, ई-ओ बॉन्ड के साथ हाइड्रॉक्साइड्स के इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण की डिग्री बढ़ जाती है:

ई + + ओएच - ई-ओ-एन ईओ - + एच +

और हाइड्रॉक्साइड्स की मूल प्रकृति को बढ़ाया जाता है, जबकि ओ-एन बांड के साथ पृथक्करण की डिग्री कम हो जाती है, और उनके अम्लीय गुण कमजोर हो जाते हैं (चित्र 13)।

उदाहरण के लिए:

Be (OH) 2 - एम्फ़ोटेरिक हाइड्रॉक्साइड, Mg (OH) 2 - कमजोर आधार, Ca (OH) 2 - मजबूत आधार;

मेटाफॉस्फोरिक एसिड HPO3 नाइट्रिक एसिड HNO3 से बहुत कमजोर है।

हाइड्रोजन के साथ अधातुओं के यौगिकों के हाइड्राइड्स में, अम्लीय गुण तत्वों के परमाणुओं की त्रिज्या में वृद्धि के साथ बढ़ते हैं; वे समूहों A में ऊपर से नीचे HF से HI तक और H 2 O से H 2 Te तक बढ़ते हैं। .

मुख्य उपसमूह

		मैं	द्वितीय	तृतीय	चतुर्थ	वी	छठी	सातवीं	आठवीं
	एच							वह
	ली	होना	बी	सी	एन	हे	एफ	नहीं
	ना	एमजी	अल	सी	पी	एस	क्लोरीन	एआर
	क	सीए	गा	जीई	जैसा	से	बीआर	क्र
	आरबी	एसआर	में	एस.एन.	एसबी	ते	मैं	ज़ी
	सी	बी ० ए	टी एल	पंजाब	द्वि	पीओ	पर	आर एन
	फादर	आरए

चावल। 13. मुख्य उपसमूहों (ए-समूह) के तत्वों के ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के एसिड-बेस गुणों में परिवर्तन

रासायनिक बंधों का वर्गीकरण

अध्याय 3

आत्मनिरीक्षण के लिए प्रश्न

1. निर्णय परिवर्तन क्या है?

2. निर्णय का रूपांतरण निर्णय के परिवर्तन से कैसे भिन्न होता है?

3. किसी निर्णय की सच्चाई (झूठ) किन सिद्धांतों का पालन करती है?

4. न्याय की सच्चाई (झूठ) की तालिका क्या कार्य करती है?

अभ्यास

रूपांतरण, व्युत्क्रम और विधेय विरोध के नियमों का उपयोग करके निर्णयों को रूपांतरित करें।

1) कुछ छात्र कम उपलब्धि प्राप्त कर रहे हैं। 2) सभी वन भूखंडों को साफ कर दिया गया है। 3) इस वर्ष एक भी ड्रिलिंग रिग निष्क्रिय नहीं था। 4) छात्रों में एथलीट हैं। 5) कठिनाइयाँ उसे डराती नहीं हैं।

उदाहरण: सभी धातुएँ विद्युत सुचालक होती हैं। कोई धातु गैर-प्रवाहकीय नहीं है; (परिवर्तन)।

सभी छात्र छात्र हैं। कुछ छात्र छात्र हैं; (अपील करना)।

सभी छात्र छात्र हैं। कुछ छात्र छात्र नहीं हैं; (एक विधेय के विपरीत)।

रसायन विज्ञान में सबसे महत्वपूर्ण मुद्दों में से एक रासायनिक बंधन का प्रश्न है, जिसके लिए परमाणु की संरचना के सिद्धांत और आवधिक के आधार पर परमाणुओं, आयनों, अणुओं के बीच बांड के गठन के कारणों और पहचान की व्याख्या की आवश्यकता होती है। डीआई मेंडेलीव का कानून, साथ ही पदार्थों के भौतिक और रासायनिक गुणों की व्याख्या के माध्यम से इन बांडों की विशेषताएं। वर्तमान में, रासायनिक बंधों का अध्ययन करने के लिए मुख्य रूप से दो विधियों का उपयोग किया जाता है:
1) वैलेंस बांड;
2) आणविक ऑर्बिटल्स।
पहली विधि के ढांचे के भीतर, परस्पर क्रिया करने वाले व्यक्तिगत परमाणुओं को इलेक्ट्रॉन खोल (ऑक्टेट नियम) की पूर्णता के सिद्धांत के आधार पर माना जाता है। एक इलेक्ट्रॉन युग्म के समाजीकरण के कारण वैलेंस बॉन्ड की विधि के दृष्टिकोण से एक सहसंयोजक बंधन बनता है।
एक रसायनज्ञ के लिए वैलेंस बॉन्ड की एक सरल विधि सबसे अधिक समझने योग्य, सुविधाजनक और दृश्य है, जो प्राथमिक शिक्षा के लक्ष्यों को पूरा करती है। वैलेंस बॉन्ड पद्धति का नुकसान यह है कि कुछ प्रायोगिक डेटा को इसके ढांचे के भीतर नहीं समझाया जा सकता है।
अधिक कुशल आणविक कक्षा की विधि है, जो इलेक्ट्रॉनों को मानती है जो अणु के सभी परमाणु नाभिकों द्वारा बनाए गए आकर्षण के क्षेत्र में हैं। आणविक कक्षाओं की विधि के दृष्टिकोण से, अणु में कोई परमाणु नहीं होते हैं, लेकिन परस्पर प्रतिकारक नाभिक और इलेक्ट्रॉन उनके साथ और एक दूसरे के साथ बातचीत करते हैं। आणविक कक्षीय विधि प्रयोगात्मक डेटा को और अधिक पूरी तरह से समझाना संभव बनाती है।
रासायनिक बंधन को चिह्नित करते समय, "वैलेंसी", "ऑक्सीकरण राज्य" और "बॉन्ड बहुलता" जैसी अवधारणाओं का आमतौर पर उपयोग किया जाता है।
वैलेंस - एक रासायनिक तत्व के एक परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ बंधन बनाने की क्षमता। आयनिक यौगिकों के लिए, दान किए गए या प्राप्त इलेक्ट्रॉनों की संख्या को वैलेंस के मान के रूप में लिया जाता है। सहसंयोजक यौगिकों के लिए, वैलेंस सामाजिककृत इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या के बराबर है।
ऑक्सीकरण अवस्था - यह सशर्त आवेश है जो उस स्थिति में परमाणु पर होगा जब सभी ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन आयनिक होंगे।
संचार बहुलता इन परमाणुओं के बीच उनके सामाजिककृत इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या के बराबर है।
रसायन विज्ञान में माने जाने वाले सभी बंधनों को विभाजित किया जा सकता है नए पदार्थों और इंटरमॉलिक्युलर बॉन्ड के निर्माण के लिए अग्रणी बंधन.
इलेक्ट्रॉन युग्मन के परिणामस्वरूप नए पदार्थों के निर्माण के लिए बंधन उत्पन्न होते हैं। युग्मित इलेक्ट्रॉन अणुओं के सभी नाभिकों के आकर्षण के क्षेत्र में होते हैं। इलेक्ट्रॉन घनत्व का ऐसा पुनर्वितरण अनबाउंड परमाणुओं की तुलना में ऊर्जा में वृद्धि देता है। यह इस लाभ की उपस्थिति है जो रासायनिक बंधन के गठन को निर्धारित करता है। इलेक्ट्रॉनों के पुनर्वितरण की विधि के आधार पर, वे उत्सर्जित होते हैं सहसंयोजक बंधन, आयनिक और धातु . ध्रुवीकरण की उपस्थिति या अनुपस्थिति के अनुसार, सहसंयोजक बंधों को विभाजित किया जाता है ध्रुवीय – विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के बीच – और गैर ध्रुवीय एक ही तत्व के परमाणुओं के बीच। गठन की विधि के अनुसार, सहसंयोजक बंधनों में बांटा गया है साधारण , दाता स्वीकर्ता और संप्रदान कारक .

परमाणुओं के बीच एक बंधन को वैद्युतीयऋणात्मकता के आधार पर चित्रित किया जा सकता है।
वैद्युतीयऋणात्मकता - एक परमाणु की क्षमता दूसरे परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन बादल को अपनी ओर आकर्षित करने के लिए बंधी होती है, जिससे बंधन का ध्रुवीकरण होता है। एक परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता के विभिन्न मात्रात्मक अनुमानों का उपयोग किया जाता है, उदाहरण के लिए, इसकी इलेक्ट्रॉन बंधुता और आयनीकरण क्षमता का आधा योग (मुल्लिकेन विधि) (तालिका 3.1)।

तालिका 3.1

रूप में परमाणुओं की सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता
इलेक्ट्रॉन बंधुता और आयनीकरण क्षमता का आधा योग

अवधि	तत्व समूह
मैं	द्वितीय	तृतीय	चतुर्थ	वी	छठी	सातवीं	आठवीं
	एच 2.1							वह
	ली 0.97	1.47 रहो	बी 2.01	सी 2.50	एन 3.07	लगभग 3.50	F4.10	नहीं
	ना 1.01	एमजी 1.23	अल 1.47	सी 1.47	पी 2.1	एस 2.6	सीएल 2.83	एआर
	के 0.91	सीए 1.04	एससी 1.20	ति 1.32	वी 1.45	सीआर 1.56	एमएन 1.60	Fe 1.64 Co 1.70 Ni 1.75
	सीयू 1.75 आरबी 0.89	Zn 1.66 Sr 0.99	गा 1.82	जीई 2.02	2.20 के रूप में	से 2.48	ब्र 2.74	क्र

इलेक्ट्रोनगेटिविटी की परिभाषा के लिए अन्य दृष्टिकोण हैं। तो, पहला और सबसे प्रसिद्ध एल। पॉलिंग स्केल है, जो थर्मोकेमिकल डेटा से प्राप्त किया गया है और 1932 में प्रस्तावित किया गया है। सबसे अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव तत्व फ्लोरीन की इलेक्ट्रोनगेटिविटी का मान, (एफ) = 4.0 (तालिका 3.2) को मनमाने ढंग से संदर्भ के रूप में लिया जाता है। इस पैमाने में बिंदु।

तालिका 3.2

परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता
स्थिर पॉलिंग ऑक्सीकरण अवस्थाओं में

अवधि	तत्व समूह
मैं	द्वितीय	तृतीय	चतुर्थ	वी	छठी	सातवीं	आठवीं
	एच 2.1							वह
	ली 1.0	1.5 हो	बी2.0	सी 2.5	एन 3.0	ओ 3.5	F4.0	नहीं
	ना 0.9	एमजी 1.2	अल 1.5	सी 1.8	पी 2.1	एस 2.5	सीएल 3.0	एआर
	के 0.8	सीए 1.0	एससी 1.3	टीआई 1.5	वी 1.6	सीआर 1.6	एमएन 1.5	Fe 1.8 Co 1.8 Ni 1.8
	क्यू 1.9 आरबी 0.8	Zn 1.6 सीनियर 1.0	गा 1.6	जीई 1.8	2.0 के रूप में	अनुभाग 2.4	ब्र 2.8	क्र

आवधिक प्रणाली के तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी, एक नियम के रूप में, प्रत्येक अवधि में बाएं से दाएं क्रमिक रूप से बढ़ती है। प्रत्येक समूह के भीतर, कुछ अपवादों के साथ, इलेक्ट्रोनगेटिविटी लगातार ऊपर से नीचे तक घटती जाती है। वैद्युतीयऋणात्मकता एक रासायनिक बंधन की विशेषता के लिए प्रयोग किया जाता है। रासायनिक बंध बनाने वाले परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में जितना अधिक अंतर होता है, इस बंधन की आयनिकता की डिग्री उतनी ही अधिक होती है। 2.1 से अधिक परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर वाले बॉन्ड को विशुद्ध रूप से आयनिक माना जा सकता है (अन्य वैज्ञानिक स्रोतों के अनुसार, 50% आयनिक बॉन्ड 1.7 के बराबर परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में अंतर से मेल खाता है)।
परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में एक छोटे से अंतर वाले बांड को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन कहा जाता है। रासायनिक बंध बनाने वाले परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर जितना छोटा होता है, इस बंधन की आयनिकता की डिग्री उतनी ही कम होती है। परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में शून्य अंतर उनके द्वारा बनाए गए बंधन में एक आयनिक वर्ण की अनुपस्थिति को इंगित करता है, अर्थात इसकी शुद्ध सहसंयोजकता।
एक परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता, जाहिरा तौर पर, इसके ऑक्सीकरण की डिग्री पर भी निर्भर करती है। तो, तीन क्रोमियम ऑक्साइड के लिए:, - उनके चरित्र में बुनियादी (CrO) से एम्फ़ोटेरिक (Cr 2 O 3) से अम्लीय (CrO 3) में परिवर्तन होता है। एक और एक ही तत्व - क्रोमियम - CrO में एक विशिष्ट धातु की तरह व्यवहार करता है, Cr 2 O 3 में - एक उभयचर धातु की तरह, और CrO 3 में - एक विशिष्ट अधातु की तरह।
यौगिकों के रासायनिक सूत्रों को संकलित करते समय, यह ध्यान में रखा जाना चाहिए कि अधिक विद्युतीय तत्व दाईं ओर रखे गए हैं, उदाहरण के लिए, H 2 S, OF 2, SCl 2 O, Br 3 N, SiBr 2 F 2।