अकार्बनिक और कार्बनिक पदार्थों की विविधता

कार्बनिक रसायन रसायन है कार्बन यौगिक. अकार्बनिक कार्बन यौगिकों में शामिल हैं: कार्बन ऑक्साइड, कार्बोनिक एसिड, कार्बोनेट और बाइकार्बोनेट, कार्बाइड। कार्बन के अलावा अन्य कार्बनिक पदार्थ इसमें हाइड्रोजन, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन, फॉस्फोरस, सल्फर और अन्य तत्व होते हैं. कार्बन परमाणु लंबी अशाखित और शाखित श्रृंखलाएं, वलय बना सकते हैं और अन्य तत्वों को जोड़ सकते हैं, इसलिए कार्बनिक यौगिकों की संख्या 20 मिलियन के करीब है, जबकि अकार्बनिक पदार्थों की संख्या 100 हजार से कुछ अधिक है।

कार्बनिक रसायन विज्ञान के विकास का आधार ए. एम. बटलरोव द्वारा कार्बनिक यौगिकों की संरचना का सिद्धांत है। कार्बनिक यौगिकों की संरचना का वर्णन करने में एक महत्वपूर्ण भूमिका संयोजकता की अवधारणा की है, जो परमाणुओं की रासायनिक बंधन बनाने की क्षमता को दर्शाती है और उनकी संख्या निर्धारित करती है। कार्बनिक यौगिकों में कार्बन हमेशा टेट्रावेलेंट. ए. एम. बटलरोव के सिद्धांत का मुख्य सिद्धांत पदार्थ की रासायनिक संरचना, यानी रासायनिक बंधन पर स्थिति है। यह क्रम संरचनात्मक सूत्रों का उपयोग करके प्रदर्शित किया जाता है। बटलरोव का सिद्धांत उस विचार को बताता है जो प्रत्येक पदार्थ में होता है विशिष्ट रासायनिक संरचनाऔर पदार्थों के गुण संरचना पर निर्भर करते हैं.

ए. एम. बटलरोव द्वारा कार्बनिक यौगिकों की रासायनिक संरचना का सिद्धांत

जिस प्रकार अकार्बनिक रसायन विज्ञान के लिए विकास का आधार डी.आई. मेंडेलीव का आवर्त नियम और रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी है, उसी प्रकार कार्बनिक रसायन विज्ञान के लिए यह मौलिक हो गया है।

ए. एम. बटलरोव द्वारा कार्बनिक यौगिकों की रासायनिक संरचना का सिद्धांत

बटलरोव के सिद्धांत का मुख्य अभिधारणा पदार्थ की रासायनिक संरचना पर स्थिति है, जिसका अर्थ है क्रम, अणुओं में परमाणुओं के पारस्परिक संबंध का क्रम, अर्थात। रासायनिक बंध.

रासायनिक संरचना- किसी अणु में रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के उनकी संयोजकता के अनुसार जुड़ने का क्रम।

इस क्रम को संरचनात्मक सूत्रों का उपयोग करके प्रदर्शित किया जा सकता है जिसमें परमाणुओं की संयोजकता डैश द्वारा इंगित की जाती है: एक रेखा किसी रासायनिक तत्व के परमाणु की संयोजकता की इकाई से मेल खाती है. उदाहरण के लिए, कार्बनिक पदार्थ मीथेन के लिए, जिसका आणविक सूत्र CH4 है, संरचनात्मक सूत्र इस तरह दिखता है:

ए.एम. बटलरोव के सिद्धांत के मुख्य प्रावधान:

कार्बनिक अणुओं में परमाणु एक दूसरे से बंधे होते हैं उनकी संयोजकता के अनुसार. कार्बनिक यौगिकों में कार्बन हमेशा टेट्रावेलेंट होता है, और इसके परमाणु एक दूसरे के साथ जुड़कर विभिन्न श्रृंखलाएँ बनाने में सक्षम होते हैं।

· पदार्थों के गुण न केवल उनकी गुणात्मक और मात्रात्मक संरचना से निर्धारित होते हैं, बल्कि अणु में परमाणुओं के कनेक्शन के क्रम से भी निर्धारित होते हैं, अर्थात। किसी पदार्थ की रासायनिक संरचना.

· कार्बनिक यौगिकों के गुण न केवल पदार्थ की संरचना और उसके अणु में परमाणुओं के कनेक्शन के क्रम पर निर्भर करते हैं, बल्कि इस पर भी निर्भर करते हैं परमाणुओं का पारस्परिक प्रभावऔर एक दूसरे के ऊपर परमाणुओं के समूह।

कार्बनिक यौगिकों की संरचना का सिद्धांत एक गतिशील एवं विकासशील सिद्धांत है। जैसे-जैसे रासायनिक बंधों की प्रकृति और कार्बनिक पदार्थों के अणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के प्रभाव के बारे में ज्ञान विकसित हुआ, उन्होंने अनुभवजन्य और संरचनात्मक सूत्रों के अलावा, इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों का उपयोग करना शुरू कर दिया। ऐसे सूत्र दिशा दिखाते हैं एक अणु में इलेक्ट्रॉन जोड़े का विस्थापन.

क्वांटम रसायन विज्ञान और कार्बनिक यौगिकों की संरचना के रसायन विज्ञान ने रासायनिक बंधनों (सीआईएस- और ट्रांस आइसोमेरिज्म) की स्थानिक दिशा के सिद्धांत की पुष्टि की, आइसोमर्स में पारस्परिक संक्रमण की ऊर्जा विशेषताओं का अध्ययन किया, जिससे परमाणुओं के पारस्परिक प्रभाव का न्याय करना संभव हो गया। विभिन्न पदार्थों के अणुओं ने समरूपता के प्रकार और रासायनिक प्रतिक्रियाओं की दिशाओं और तंत्र की भविष्यवाणी के लिए पूर्व शर्ते बनाईं।

कार्बनिक पदार्थों में अनेक विशेषताएँ होती हैं।

· सभी कार्बनिक पदार्थों में कार्बन और हाइड्रोजन होते हैं, इसलिए जलाने पर वे बनते हैं कार्बन डाइऑक्साइड और पानी.

कार्बनिक पदार्थ जटिल रूप से निर्मितऔर इसमें भारी आणविक भार (प्रोटीन, वसा, कार्बोहाइड्रेट) हो सकता है।

· कार्बनिक पदार्थों को संरचना, संरचना और गुणों में समान पंक्तियों में व्यवस्थित किया जा सकता है होमोलोग्स.

· कार्बनिक पदार्थों के लिए यह विशेषता है संवयविता.

कार्बनिक पदार्थों का समावयवता और समरूपता

कार्बनिक पदार्थों के गुण न केवल उनकी संरचना पर बल्कि इस पर भी निर्भर करते हैं एक अणु में परमाणुओं के जुड़ने का क्रम.

संवयविता- यह विभिन्न पदार्थों के अस्तित्व की घटना है - समान गुणात्मक और मात्रात्मक संरचना वाले आइसोमर्स, यानी समान आणविक सूत्र के साथ।

समावयवता दो प्रकार की होती है: संरचनात्मक और स्थानिक(स्टीरियोइसोमेरिज़्म)। अणु में परमाणुओं के बंधन के क्रम में संरचनात्मक आइसोमर्स एक दूसरे से भिन्न होते हैं; स्टीरियोइसोमर्स - अंतरिक्ष में परमाणुओं की व्यवस्था जिनके बीच समान क्रम का बंधन होता है।

समरूपता के मुख्य प्रकार:

· संरचनात्मक समावयवता - पदार्थ अणुओं में परमाणुओं के बंधन के क्रम में भिन्न होते हैं:

1) कार्बन कंकाल की समरूपता;

2) स्थिति समावयवता:

• एकाधिक बांड;
• प्रतिनिधि;
• कार्यात्मक समूह;

3) सजातीय श्रृंखला (अंतरवर्ग) की समावयवता।

· स्थानिक समावयवता - पदार्थों के अणु परमाणुओं के बंधन के क्रम में नहीं, बल्कि अंतरिक्ष में उनकी स्थिति में भिन्न होते हैं: सीआईएस-, ट्रांस-आइसोमेरिज्म (ज्यामितीय)।

कार्बनिक पदार्थों का वर्गीकरण

यह ज्ञात है कि कार्बनिक पदार्थों के गुण उनकी संरचना और रासायनिक संरचना से निर्धारित होते हैं। इसलिए, यह आश्चर्य की बात नहीं है कि कार्बनिक यौगिकों का वर्गीकरण संरचना के सिद्धांत - ए.एम. बटलरोव के सिद्धांत पर आधारित है। कार्बनिक पदार्थों को उनके अणुओं में परमाणुओं की उपस्थिति और उनके जुड़ाव के क्रम के अनुसार वर्गीकृत किया जाता है। किसी कार्बनिक पदार्थ के अणु का सबसे टिकाऊ और सबसे कम परिवर्तनशील भाग उसका होता है कंकाल - कार्बन परमाणुओं की श्रृंखला. इस श्रृंखला में कार्बन परमाणुओं के जुड़ने के क्रम के आधार पर पदार्थों को विभाजित किया जाता है अचक्रीय, अणुओं में कार्बन परमाणुओं की बंद श्रृंखलाएं शामिल नहीं हैं, और कार्बोसाइक्लिकअणुओं में ऐसी शृंखलाएँ (चक्र) होती हैं।

कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के अलावा, कार्बनिक पदार्थों के अणुओं में अन्य रासायनिक तत्वों के परमाणु भी हो सकते हैं। वे पदार्थ जिनके अणुओं में ये तथाकथित हेटरोएटम एक बंद श्रृंखला में शामिल होते हैं, उन्हें हेटरोसायक्लिक यौगिकों के रूप में वर्गीकृत किया जाता है।

heteroatoms(ऑक्सीजन, नाइट्रोजन, आदि) अणुओं और एसाइक्लिक यौगिकों का हिस्सा हो सकते हैं, उनमें कार्यात्मक समूह बना सकते हैं, उदाहरण के लिए,

हाइड्रॉकसिल

कार्बोनिल

,

कार्बाक्सिल

,

अमीनो समूह

.

कार्यात्मक समूह- परमाणुओं का एक समूह जो किसी पदार्थ के सबसे विशिष्ट रासायनिक गुणों और उसके यौगिकों के एक निश्चित वर्ग से संबंधित को निर्धारित करता है।

कार्बनिक यौगिकों का नामकरण

कार्बनिक रसायन विज्ञान के विकास की शुरुआत में, खोजे जाने वाले यौगिकों को सौंपा गया था तुच्छ नाम, अक्सर उनके उत्पादन के इतिहास से जुड़े होते हैं: एसिटिक एसिड (जो वाइन सिरका का आधार है), ब्यूटिरिक एसिड (मक्खन में बनता है), ग्लाइकोल (यानी "मीठा"), आदि। जैसे-जैसे नए खोजे गए पदार्थों की संख्या में वृद्धि हुई, उनकी संरचना के साथ नामों को जोड़ने की आवश्यकता उत्पन्न हुई। इस प्रकार तर्कसंगत नाम सामने आए: मिथाइलमाइन, डायथाइलमाइन, एथिल अल्कोहल, मिथाइल एथिल कीटोन, जो सबसे सरल यौगिक के नाम पर आधारित हैं। अधिक जटिल यौगिकों के लिए, तर्कसंगत नामकरण उपयुक्त नहीं है।

ए. एम. बटलरोव की संरचना के सिद्धांत ने संरचनात्मक तत्वों और अणु में कार्बन परमाणुओं की व्यवस्था के अनुसार कार्बनिक यौगिकों के वर्गीकरण और नामकरण के लिए आधार प्रदान किया। वर्तमान में, सबसे अधिक उपयोग किया जाने वाला नामकरण किसके द्वारा विकसित किया गया है इंटरनेशनल यूनियन ऑफ प्योर एंड एप्लाइड केमिस्ट्री (आईयूपीएसी), जिसे नामकरण कहा जाता है आईयूपीएसी. IUPAC नियम नामों के निर्माण के लिए कई सिद्धांतों की सिफारिश करते हैं, उनमें से एक प्रतिस्थापन का सिद्धांत है। इसके आधार पर, एक प्रतिस्थापन नामकरण विकसित किया गया है, जो सबसे सार्वभौमिक है। आइए हम स्थानापन्न नामकरण के कई बुनियादी नियम प्रस्तुत करें और दो कार्यात्मक समूहों वाले हेटरोफंक्शनल यौगिक के उदाहरण का उपयोग करके उनके अनुप्रयोग पर विचार करें - अमीनो एसिड ल्यूसीन:

1. यौगिकों के नाम मूल संरचना (एसाइक्लिक अणु की मुख्य श्रृंखला, कार्बोसाइक्लिक या हेटरोसाइक्लिक प्रणाली) पर आधारित होते हैं। मूल संरचना का नाम नाम का आधार, शब्द का मूल बनता है।

इस मामले में, मूल संरचना एकल बंधों से जुड़े पांच कार्बन परमाणुओं की एक श्रृंखला है। इस प्रकार, नाम का मूल भाग पेंटेन है।

2. विशेषता समूह और प्रतिस्थापन (संरचनात्मक तत्व) उपसर्गों और प्रत्ययों द्वारा निर्दिष्ट किए जाते हैं। विशेषता समूहों को वरिष्ठता के आधार पर विभाजित किया गया है। मुख्य समूहों की प्राथमिकता का क्रम:

वरिष्ठ विशेषता समूह की पहचान की जाती है, जिसे प्रत्यय में निर्दिष्ट किया गया है। अन्य सभी प्रतिस्थापनों को उपसर्ग में वर्णानुक्रम में नाम दिया गया है।

इस मामले में, वरिष्ठ विशेषता समूह कार्बोक्सिल है, यानी यह यौगिक कार्बोक्जिलिक एसिड के वर्ग से संबंधित है, इसलिए हम नाम के मूल भाग में -ic एसिड जोड़ते हैं। दूसरा सबसे पुराना समूह अमीनो समूह है, जिसे उपसर्ग अमीनो- द्वारा निर्दिष्ट किया गया है। इसके अलावा, अणु में हाइड्रोकार्बन प्रतिस्थापन मिथाइल- होता है। इस प्रकार, नाम का आधार एमिनोमिथाइलपेंटानोइक एसिड है।

3. नाम में डबल और ट्रिपल बॉन्ड का पदनाम शामिल है, जो रूट के तुरंत बाद आता है।

विचाराधीन यौगिक में एकाधिक बंधन नहीं हैं।

4. मूल संरचना के परमाणु क्रमांकित होते हैं। क्रमांकन कार्बन श्रृंखला के अंत से शुरू होता है जिसके सबसे निकट उच्चतम विशेषता समूह स्थित होता है:

श्रृंखला की संख्या कार्बन परमाणु से शुरू होती है जो कार्बोक्सिल समूह का हिस्सा है, इसे नंबर 1 दिया गया है। इस मामले में, अमीनो समूह कार्बन 2 पर होगा, और मिथाइल समूह कार्बन 4 पर होगा।

इस प्रकार, IUPAC नामकरण के नियमों के अनुसार प्राकृतिक अमीनो एसिड ल्यूसीन को 2-एमिनो-4-मिथाइलपेंटानोइक एसिड कहा जाता है।

हाइड्रोकार्बन। हाइड्रोकार्बन का वर्गीकरण

हाइड्रोकार्बन- ये ऐसे यौगिक हैं जिनमें केवल हाइड्रोजन और कार्बन परमाणु होते हैं।

कार्बन श्रृंखला की संरचना के आधार पर कार्बनिक यौगिकों को खुली श्रृंखला वाले यौगिकों में विभाजित किया जाता है - अचक्रीय(स्निग्ध) और चक्रीय- परमाणुओं की एक बंद श्रृंखला के साथ।

चक्रीय को दो समूहों में बांटा गया है: कार्बोसाइक्लिक यौगिक(चक्र केवल कार्बन परमाणुओं द्वारा बनते हैं) और heterocyclic(चक्रों में अन्य परमाणु भी शामिल हैं, जैसे ऑक्सीजन, नाइट्रोजन, सल्फर)।

कार्बोसाइक्लिक यौगिकों में, बदले में, यौगिकों की दो श्रृंखलाएँ शामिल होती हैं: ऐलीचक्रीयऔर खुशबूदार.

आणविक संरचना पर आधारित सुगंधित यौगिक होते हैं पी-इलेक्ट्रॉनों की एक विशेष बंद प्रणाली के साथ फ्लैट कार्बन युक्त चक्र, एक सामान्य π-प्रणाली (एक एकल π-इलेक्ट्रॉन बादल) का निर्माण। सुगन्धितता कई विषमचक्रीय यौगिकों की भी विशेषता है।

अन्य सभी कार्बोसाइक्लिक यौगिक एलिसाइक्लिक श्रृंखला के हैं।

एसाइक्लिक (स्निग्ध) और चक्रीय हाइड्रोकार्बन दोनों में एकाधिक (डबल या ट्रिपल) बॉन्ड हो सकते हैं। ऐसे हाइड्रोकार्बन कहलाते हैं असीमित(असंतृप्त) सीमित (संतृप्त) के विपरीत, जिसमें केवल एकल बंधन होते हैं।

संतृप्त ऐलिफैटिक हाइड्रोकार्बन कहलाते हैं हाइड्रोकार्बन, उनके पास सामान्य सूत्र C n H 2n+2 है, जहां n कार्बन परमाणुओं की संख्या है। उनका पुराना नाम आज भी अक्सर प्रयोग किया जाता है - पैराफिन्स:

एक दोहरे बंधन वाले असंतृप्त स्निग्ध हाइड्रोकार्बन कहलाते हैं ऐल्कीन. उनके पास सामान्य सूत्र C n H 2n है:

दो दोहरे आबंध वाले असंतृप्त ऐलिफैटिक हाइड्रोकार्बन कहलाते हैं अल्केडिएन्स. उनका सामान्य सूत्र C n H 2n-2 है:

एक त्रिबंध वाले असंतृप्त स्निग्ध हाइड्रोकार्बन कहलाते हैं एल्काइन्स. उनका सामान्य सूत्र C n H 2n - 2 है:

संतृप्त एलिसाइक्लिक हाइड्रोकार्बन - cycloalkanes, उनका सामान्य सूत्र C n H 2n है:

हाइड्रोकार्बन का एक विशेष समूह, सुगंधित, या एरेनास(एक बंद आम एन-इलेक्ट्रॉनिक प्रणाली के साथ), सामान्य सूत्र सी एन एच 2 एन - 6 के साथ हाइड्रोकार्बन के उदाहरण से जाना जाता है:

इस प्रकार, यदि उनके अणुओं में एक या अधिक हाइड्रोजन परमाणुओं को अन्य परमाणुओं या परमाणुओं के समूहों (हैलोजन, हाइड्रॉक्सिल समूह, अमीनो समूह, आदि) द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है, तो हाइड्रोकार्बन डेरिवेटिव बनते हैं: हैलोजन डेरिवेटिव, ऑक्सीजन युक्त, नाइट्रोजन युक्त और अन्य कार्बनिक यौगिक।

हाइड्रोकार्बन की समजात श्रृंखला

समान कार्यात्मक समूह वाले हाइड्रोकार्बन और उनके व्युत्पन्न समजातीय श्रृंखला बनाते हैं।

सजातीय श्रृंखलाएक ही वर्ग (होमोलॉग्स) से संबंधित यौगिकों की एक श्रृंखला का नाम बताएं, जो उनके सापेक्ष आणविक द्रव्यमान के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित हैं, संरचना और रासायनिक गुणों में समान हैं, जहां प्रत्येक सदस्य पिछले एक से सजातीय अंतर सीएच 2 से भिन्न होता है। उदाहरण के लिए: सीएच 4 - मीथेन, सी 2 एच 6 - इथेन, सी 3 एच 8 - प्रोपेन, सी 4 एच 10 - ब्यूटेन, आदि। होमोलॉग के रासायनिक गुणों की समानता कार्बनिक यौगिकों के अध्ययन को बहुत सरल बनाती है।

हाइड्रोकार्बन आइसोमर्स

वे परमाणु या परमाणुओं के समूह जो किसी दिए गए वर्ग के पदार्थों के सबसे विशिष्ट गुणों को निर्धारित करते हैं, कहलाते हैं कार्यात्मक समूह.

हाइड्रोकार्बन के हैलोजन डेरिवेटिव को हैलोजन परमाणुओं के साथ हाइड्रोकार्बन में एक या अधिक हाइड्रोजन परमाणुओं के प्रतिस्थापन के उत्पाद के रूप में माना जा सकता है। इसके अनुसार, परिमित और असंतृप्त मोनो-, डी-, ट्राई- (सामान्य मामले में पॉली-) हो सकते हैं हलोजन डेरिवेटिव.

संतृप्त हाइड्रोकार्बन के मोनोहैलोजन डेरिवेटिव का सामान्य सूत्र:

और रचना सूत्र द्वारा व्यक्त की जाती है

जहां आर एक संतृप्त हाइड्रोकार्बन (अल्केन) का शेष है, एक हाइड्रोकार्बन रेडिकल (कार्बनिक पदार्थों के अन्य वर्गों पर विचार करते समय इस पदनाम का उपयोग आगे किया जाता है), जी एक हैलोजन परमाणु (एफ, सीएल, बीआर, आई) है।

उदाहरण के लिए:

यहां डाइहैलोजन व्युत्पन्न का एक उदाहरण दिया गया है:

को ऑक्सीजन युक्त कार्बनिक पदार्थइसमें अल्कोहल, फिनोल, एल्डिहाइड, कीटोन, कार्बोक्जिलिक एसिड, ईथर और एस्टर शामिल हैं। अल्कोहल हाइड्रोकार्बन के व्युत्पन्न होते हैं जिनमें एक या अधिक हाइड्रोजन परमाणुओं को हाइड्रॉक्सिल समूहों द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है।

अल्कोहल को मोनोहाइड्रिक कहा जाता है यदि उनमें एक हाइड्रॉक्सिल समूह होता है, और यदि वे अल्केन्स के व्युत्पन्न होते हैं तो उन्हें संतृप्त कहा जाता है।

सीमा के लिए सामान्य सूत्र मोनोहाइड्रिक अल्कोहल:

और उनकी रचना सामान्य सूत्र द्वारा व्यक्त की गई है:

उदाहरण के लिए:

ज्ञात उदाहरण पॉलीहाइड्रिक अल्कोहल, यानी कई हाइड्रॉक्सिल समूह वाले:

फिनोल- सुगंधित हाइड्रोकार्बन (बेंजीन श्रृंखला) के व्युत्पन्न, जिसमें बेंजीन रिंग में एक या अधिक हाइड्रोजन परमाणुओं को हाइड्रॉक्सिल समूहों द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है।

सूत्र C 6 H 5 OH या वाला सबसे सरल प्रतिनिधि

फिनोल कहा जाता है.

एल्डिहाइड और कीटोन- परमाणुओं के कार्बोनिल समूह वाले हाइड्रोकार्बन के व्युत्पन्न

(कार्बोनिल)।

अणुओं में एल्डीहाइडएक कार्बोनिल बंधन हाइड्रोजन परमाणु के साथ संयोजित होता है, दूसरा - हाइड्रोकार्बन रेडिकल के साथ। एल्डिहाइड का सामान्य सूत्र:

उदाहरण के लिए:

कब कीटोन्सकार्बोनिल समूह दो (आम तौर पर अलग-अलग) रेडिकल से जुड़ा होता है, कीटोन्स का सामान्य सूत्र है:

उदाहरण के लिए:

संतृप्त एल्डिहाइड और कीटोन की संरचना सूत्र C 2n H 2n O द्वारा व्यक्त की जाती है।

कार्बोक्जिलिक एसिड- कार्बोक्सिल समूहों वाले हाइड्रोकार्बन डेरिवेटिव

(या -COOH).

यदि अम्ल अणु में एक कार्बोक्सिल समूह है, तो कार्बोक्जिलिक एसिड मोनोबैसिक है। संतृप्त मोनोबैसिक एसिड का सामान्य सूत्र:

इनका संघटन सूत्र C n H 2n O 2 द्वारा व्यक्त किया जाता है।

उदाहरण के लिए:

ईथरवे कार्बनिक पदार्थ हैं जिनमें ऑक्सीजन परमाणु से जुड़े दो हाइड्रोकार्बन रेडिकल होते हैं: आर-ओ-आर या आर 1-ओ-आर 2।

मूलांक एक जैसे या भिन्न हो सकते हैं। ईथर की संरचना सूत्र C n H 2n+2 O द्वारा व्यक्त की जाती है।

उदाहरण के लिए:

एस्टर- कार्बोक्जिलिक एसिड में कार्बोक्सिल समूह के हाइड्रोजन परमाणु को हाइड्रोकार्बन रेडिकल से प्रतिस्थापित करने से बनने वाले यौगिक।

एस्टर का सामान्य सूत्र:

उदाहरण के लिए:

नाइट्रो यौगिक- हाइड्रोकार्बन के व्युत्पन्न जिसमें एक या अधिक हाइड्रोजन परमाणुओं को नाइट्रो समूह -NO 2 द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है।

संतृप्त मोनोनिट्रो यौगिकों का सामान्य सूत्र:

और रचना सामान्य सूत्र C n H 2n+1 NO 2 द्वारा व्यक्त की जाती है।

उदाहरण के लिए:

एरेन्स के नाइट्रो डेरिवेटिव:

अमीन- ऐसे यौगिक जिन्हें अमोनिया (एनएच 3) का व्युत्पन्न माना जाता है, जिसमें हाइड्रोजन परमाणुओं को हाइड्रोकार्बन रेडिकल्स द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है। रेडिकल की प्रकृति के आधार पर, एमाइन एलिफैटिक हो सकते हैं, उदाहरण के लिए:

और सुगंधित, उदाहरण के लिए:

रेडिकल द्वारा प्रतिस्थापित हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या के आधार पर, निम्नलिखित को प्रतिष्ठित किया जाता है:

प्राथमिक अमीनसामान्य सूत्र के साथ:

माध्यमिक- सामान्य सूत्र के साथ:

तृतीयक- सामान्य सूत्र के साथ:

किसी विशेष मामले में, द्वितीयक और तृतीयक ऐमीन के रेडिकल समान हो सकते हैं।

प्राथमिक एमाइन को हाइड्रोकार्बन (अल्केन्स) के व्युत्पन्न के रूप में भी माना जा सकता है, जिसमें एक हाइड्रोजन परमाणु को एक एमिनो समूह -एनएच 2 द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है। संतृप्त प्राथमिक ऐमीनों की संरचना सूत्र C n H 2n + 3 N द्वारा व्यक्त की जाती है।

उदाहरण के लिए:

अमीनो एसिड में हाइड्रोकार्बन रेडिकल से जुड़े दो कार्यात्मक समूह होते हैं: अमीनो समूह -NH 2 और कार्बोक्सिल -COOH।

α-अमीनो एसिड का सामान्य सूत्र (वे जीवित जीवों को बनाने वाले प्रोटीन के निर्माण के लिए सबसे महत्वपूर्ण हैं):

एक अमीनो समूह और एक कार्बोक्सिल युक्त संतृप्त अमीनो एसिड की संरचना सूत्र C n H 2n + 1 NO 2 द्वारा व्यक्त की जाती है।

उदाहरण के लिए:

अन्य महत्वपूर्ण कार्बनिक यौगिक ज्ञात हैं जिनमें कई अलग-अलग या समान कार्यात्मक समूह, बेंजीन रिंगों से जुड़ी लंबी रैखिक श्रृंखलाएं हैं। ऐसे मामलों में, यह सख्त निर्धारण असंभव है कि कोई पदार्थ किसी विशिष्ट वर्ग से संबंधित है या नहीं। इन यौगिकों को अक्सर पदार्थों के विशिष्ट समूहों में वर्गीकृत किया जाता है: कार्बोहाइड्रेट, प्रोटीन, न्यूक्लिक एसिड, एंटीबायोटिक्स, एल्कलॉइड, आदि।

वर्तमान में, ऐसे कई यौगिक भी ज्ञात हैं जिन्हें कार्बनिक और अकार्बनिक दोनों के रूप में वर्गीकृत किया जा सकता है। x को ऑर्गेनोलेमेंट यौगिक कहा जाता है। उनमें से कुछ को हाइड्रोकार्बन व्युत्पन्न माना जा सकता है।

उदाहरण के लिए:

ऐसे यौगिक होते हैं जिनका आणविक सूत्र समान होता है, जो पदार्थों की संरचना को व्यक्त करता है।

आइसोमेरिज्म की घटना यह है कि अलग-अलग गुणों वाले कई पदार्थ हो सकते हैं, जिनकी आणविक संरचना समान होती है, लेकिन संरचनाएं अलग-अलग होती हैं। इन पदार्थों को आइसोमर्स कहा जाता है।

हमारे मामले में, ये इंटरक्लास आइसोमर्स हैं: साइक्लोअल्केन्स और अल्केन्स, एल्केडीन्स और एल्काइन्स, संतृप्त मोनोहाइड्रिक अल्कोहल और ईथर, एल्डिहाइड और कीटोन्स, संतृप्त मोनोकार्बोक्सिलिक एसिड और एस्टर।

संरचनात्मक समरूपता

निम्नलिखित किस्में प्रतिष्ठित हैं संरचनात्मक समरूपता: कार्बन कंकाल की समावयवता, स्थितीय समावयवता, कार्बनिक यौगिकों के विभिन्न वर्गों की समावयवता (इंटरक्लास समावयवता)।

कार्बन कंकाल का आइसोमेरिज्म किसके कारण होता है? कार्बन परमाणुओं के बीच अलग-अलग बंधन क्रम, अणु के कंकाल का निर्माण। जैसा कि पहले ही दिखाया जा चुका है, आणविक सूत्र सी 4 एच 10 दो हाइड्रोकार्बन से मेल खाता है: एन-ब्यूटेन और आइसोब्यूटेन। हाइड्रोकार्बन C5H12 के लिए, तीन आइसोमर्स संभव हैं: पेंटेन, आइसोपेंटेन और नियोपेंटेन।

जैसे-जैसे किसी अणु में कार्बन परमाणुओं की संख्या बढ़ती है, आइसोमर्स की संख्या तेजी से बढ़ती है। हाइड्रोकार्बन सी 10 एच 22 के लिए उनमें से पहले से ही 75 हैं, और हाइड्रोकार्बन सी 20 एच 44 के लिए - 366,319।

स्थितिगत समावयवता अणु के समान कार्बन कंकाल के साथ एकाधिक बंधन, प्रतिस्थापन और कार्यात्मक समूह की विभिन्न स्थितियों के कारण होती है:

कार्बनिक यौगिकों के विभिन्न वर्गों का समावयवता (इंटरक्लास समावयवता) उन पदार्थों के अणुओं में परमाणुओं की विभिन्न स्थिति और संयोजन के कारण होता है जिनका आणविक सूत्र समान होता है, लेकिन वे विभिन्न वर्गों से संबंधित होते हैं। इस प्रकार, आणविक सूत्र C 6 H 12 असंतृप्त हाइड्रोकार्बन हेक्सेन-1 और चक्रीय हाइड्रोकार्बन साइक्लोहेक्सेन से मेल खाता है।

आइसोमर्स एल्काइन्स से संबंधित एक हाइड्रोकार्बन हैं - ब्यूटिन-1 और ब्यूटाडीन-1,3 श्रृंखला में दो दोहरे बंधन वाला एक हाइड्रोकार्बन:

डायथाइल ईथर और ब्यूटाइल अल्कोहल का आणविक सूत्र C 4 H 10 O समान है:

संरचनात्मक आइसोमर्स अमीनोएसेटिक एसिड और नाइट्रोएथेन हैं, जो आणविक सूत्र सी 2 एच 5 एनओ 2 के अनुरूप हैं:

इस प्रकार के आइसोमर्स में विभिन्न कार्यात्मक समूह होते हैं और पदार्थों के विभिन्न वर्गों से संबंधित होते हैं। इसलिए, वे कार्बन कंकाल आइसोमर्स या पोजिशनल आइसोमर्स की तुलना में भौतिक और रासायनिक गुणों में बहुत अधिक भिन्न होते हैं।

स्थानिक समरूपता

स्थानिक समरूपताको दो प्रकारों में विभाजित किया गया है: ज्यामितीय और ऑप्टिकल।

ज्यामितीय समावयवता यौगिकों की विशेषता है दोहरे बंधन और चक्रीय यौगिक युक्त. चूँकि एक दोहरे बंधन के चारों ओर या एक रिंग में परमाणुओं का मुक्त घूमना असंभव है, इसलिए प्रतिस्थापन या तो डबल बॉन्ड या रिंग (सीआईएस स्थिति) के विमान के एक ही तरफ या विपरीत पक्षों (ट्रांस स्थिति) पर स्थित हो सकते हैं। पदनाम सीआईएस और ट्रांस आमतौर पर समान प्रतिस्थापनों की एक जोड़ी को संदर्भित करते हैं।

ज्यामितीय आइसोमर्स भौतिक एवं रासायनिक गुणों में भिन्न होते हैं.

ऑप्टिकल आइसोमेरिज्म होता है यदि अणु दर्पण में अपनी छवि के साथ असंगत है. यह तभी संभव है जब अणु में कार्बन परमाणु के चार अलग-अलग प्रतिस्थापन हों। इस परमाणु को असममित कहा जाता है। ऐसे अणु का एक उदाहरण α-एमिनोप्रोपियोनिक एसिड (α-alanine) अणु CH 3 CH(NH 2)OH है।

α-alanine अणु किसी भी गति के दौरान अपनी दर्पण छवि के साथ मेल नहीं खा सकता है। ऐसे स्थानिक आइसोमर्स को दर्पण, ऑप्टिकल एंटीपोड या एनैन्टीओमर्स कहा जाता है। ऐसे आइसोमर्स के सभी भौतिक और लगभग सभी रासायनिक गुण समान होते हैं।

शरीर में होने वाली कई प्रतिक्रियाओं पर विचार करते समय ऑप्टिकल आइसोमेरिज्म का अध्ययन आवश्यक है। इनमें से अधिकांश प्रतिक्रियाएँ एंजाइम - जैविक उत्प्रेरक की क्रिया के तहत होती हैं। इन पदार्थों के अणुओं को उन यौगिकों के अणुओं में फिट होना चाहिए जिन पर वे कार्य करते हैं, ताले की चाबी की तरह; इसलिए, इन प्रतिक्रियाओं के दौरान स्थानिक संरचना, आणविक वर्गों की सापेक्ष व्यवस्था और अन्य स्थानिक कारकों का बहुत महत्व है . ऐसी प्रतिक्रियाओं को स्टीरियोसेलेक्टिव कहा जाता है।

अधिकांश प्राकृतिक यौगिक व्यक्तिगत एनैन्टीओमर्स होते हैं, और उनके जैविक प्रभाव (स्वाद और गंध से लेकर औषधीय प्रभाव तक) प्रयोगशाला में प्राप्त उनके ऑप्टिकल एंटीपोड के गुणों से काफी भिन्न होते हैं। जैविक गतिविधि में ऐसा अंतर बहुत महत्वपूर्ण है, क्योंकि यह सभी जीवित जीवों की सबसे महत्वपूर्ण संपत्ति - चयापचय को रेखांकित करता है।

संवयविता

कार्बन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना

कार्बनिक यौगिकों में निहित कार्बन एक स्थिर संयोजकता प्रदर्शित करता है। कार्बन परमाणु का अंतिम ऊर्जा स्तर होता है 4 इलेक्ट्रॉन, जिनमें से दो 2s कक्षक पर कब्जा कर लेते हैं, जिसका एक गोलाकार आकार होता है, और दो इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक पर कब्जा कर लेते हैं, जिसका एक डम्बल आकार होता है। उत्तेजित होने पर, 2s कक्षक से एक इलेक्ट्रॉन रिक्त 2p कक्षकों में से किसी एक में जा सकता है। इस संक्रमण के लिए कुछ ऊर्जा व्यय (403 kJ/mol) की आवश्यकता होती है। परिणामस्वरूप, उत्तेजित कार्बन परमाणु में 4 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास सूत्र 2s 1 2p 3 द्वारा व्यक्त किया जाता है। इस प्रकार, मीथेन हाइड्रोकार्बन (CH 4) के मामले में, कार्बन परमाणु s के साथ 4 बंधन बनाता है। -हाइड्रोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन. इस मामले में, 1 एस-एस प्रकार का बंधन (कार्बन परमाणु के एस-इलेक्ट्रॉन और हाइड्रोजन परमाणु के एस-इलेक्ट्रॉन के बीच) और 3 पी-एस बंधन (कार्बन परमाणु के 3 पी-इलेक्ट्रॉन और 3 हाइड्रोजन के 3 एस-इलेक्ट्रॉन के बीच) परमाणु) का निर्माण होना चाहिए। इससे यह निष्कर्ष निकलता है कि कार्बन परमाणु द्वारा निर्मित चार सहसंयोजक बंधन असमान हैं। हालाँकि, रसायन विज्ञान में व्यावहारिक अनुभव बताता है कि मीथेन अणु में सभी 4 बंधन बिल्कुल बराबर हैं, और मीथेन अणु में 109.5 0 के बंधन कोण के साथ एक टेट्राहेड्रल संरचना होती है, जो कि बंधन असमान होने पर ऐसा नहीं हो सकता है। आख़िरकार, केवल पी-इलेक्ट्रॉन के ऑर्बिटल्स परस्पर लंबवत अक्षों x, y, z के साथ अंतरिक्ष में उन्मुख होते हैं, और एक एस-इलेक्ट्रॉन के ऑर्बिटल का एक गोलाकार आकार होता है, इसलिए इस इलेक्ट्रॉन के साथ एक बंधन के गठन की दिशा होगी मनमाना। संकरण का सिद्धांत इस विरोधाभास को समझाने में सक्षम था। एल. पोलिंग ने सुझाव दिया कि किसी भी अणु में एक दूसरे से पृथक कोई बंधन नहीं होते हैं। जब बंधन बनते हैं, तो सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की कक्षाएँ ओवरलैप हो जाती हैं। कई प्रकार ज्ञात हैं इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का संकरण. यह माना जाता है कि मीथेन और अन्य अल्केन्स के अणु में, 4 इलेक्ट्रॉन संकरण में प्रवेश करते हैं।

कार्बन परमाणु कक्षकों का संकरण

कक्षीय संकरणसहसंयोजक बंधन के निर्माण के दौरान कुछ इलेक्ट्रॉनों के आकार और ऊर्जा में परिवर्तन होता है, जिससे अधिक कुशल कक्षीय ओवरलैप होता है और बंधन शक्ति में वृद्धि होती है। कक्षीय संकरण तब होता है जब विभिन्न प्रकार के कक्षकों से संबंधित इलेक्ट्रॉन बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं।

1. एसपी 3 -संकरण(कार्बन की प्रथम संयोजकता अवस्था)। एसपी 3 संकरण के दौरान, उत्तेजित कार्बन परमाणु के 3 पी ऑर्बिटल्स और एक एस ऑर्बिटल्स इस तरह से बातचीत करते हैं कि परिणामी ऑर्बिटल्स ऊर्जा में बिल्कुल समान होते हैं और अंतरिक्ष में सममित रूप से स्थित होते हैं। इस परिवर्तन को इस प्रकार लिखा जा सकता है:

संकरण के दौरान, कक्षाओं की कुल संख्या नहीं बदलती है, बल्कि केवल उनकी ऊर्जा और आकार बदल जाता है। यह दिखाया गया है कि एसपी 3-संकरण ऑर्बिटल्स एक त्रि-आयामी आकृति आठ से मिलते जुलते हैं, जिनमें से एक ब्लेड दूसरे की तुलना में बहुत बड़ा है। चार हाइब्रिड ऑर्बिटल्स को केंद्र से 109.5 0 के कोण पर एक नियमित टेट्राहेड्रोन के शीर्ष तक विस्तारित किया जाता है। हाइब्रिड इलेक्ट्रॉनों (उदाहरण के लिए, एक एस-एसपी 3 बॉन्ड) द्वारा बनाए गए बॉन्ड अनहाइब्रिडाइज्ड पी इलेक्ट्रॉनों (उदाहरण के लिए, एक एसपी बॉन्ड) द्वारा बनाए गए बॉन्ड से अधिक मजबूत होते हैं। क्योंकि हाइब्रिड एसपी 3 ऑर्बिटल गैर-हाइब्रिडाइज्ड पी ऑर्बिटल की तुलना में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल ओवरलैप का एक बड़ा क्षेत्र प्रदान करता है। जिन अणुओं में एसपी 3 संकरण होता है उनमें टेट्राहेड्रल संरचना होती है। इनमें मीथेन के अलावा, मीथेन होमोलॉग, अमोनिया जैसे अकार्बनिक अणु शामिल हैं। आंकड़े एक संकरित कक्षक और एक टेट्राहेड्रल मीथेन अणु दिखाते हैं।

मीथेन में कार्बन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच उत्पन्न होने वाले रासायनिक बंधन σ-बंध (sp 3 -s-बंध) प्रकार के होते हैं। सामान्यतया, किसी भी सिग्मा बंधन की विशेषता इस तथ्य से होती है कि दो परस्पर जुड़े परमाणुओं का इलेक्ट्रॉन घनत्व परमाणुओं के केंद्रों (नाभिक) को जोड़ने वाली रेखा के साथ ओवरलैप होता है। σ-बॉन्ड परमाणु कक्षाओं के ओवरलैप की अधिकतम संभव डिग्री के अनुरूप हैं, इसलिए वे काफी मजबूत हैं।

2. एसपी 2 -संकरण(कार्बन की दूसरी संयोजकता अवस्था)। यह एक 2s और दो 2p ऑर्बिटल्स के ओवरलैप के परिणामस्वरूप उत्पन्न होता है। परिणामी एसपी 2-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स एक दूसरे से 120 0 के कोण पर एक ही विमान में स्थित हैं, और गैर-हाइब्रिडाइज्ड पी-ऑर्बिटल इसके लंबवत हैं। ऑर्बिटल्स की कुल संख्या नहीं बदलती - उनमें से चार हैं।

एसपी 2 संकरण अवस्था एल्कीन अणुओं में, कार्बोनिल और कार्बोक्सिल समूहों में होती है, अर्थात। दोहरे बंधन वाले यौगिकों में। इस प्रकार, एथिलीन अणु में, कार्बन परमाणु के संकरित इलेक्ट्रॉन 3 σ बंधन बनाते हैं (कार्बन परमाणु और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच दो sp 2 -s प्रकार के बंधन और कार्बन परमाणुओं के बीच एक sp 2 -sp 2 प्रकार के बंधन)। एक कार्बन परमाणु का शेष असंकरित पी-इलेक्ट्रॉन दूसरे कार्बन परमाणु के असंकरित पी-इलेक्ट्रॉन के साथ π-आबंध बनाता है। π बांड की एक विशेषता यह है कि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप दो परमाणुओं को जोड़ने वाली रेखा के बाहर होता है। ऑर्बिटल्स का ओवरलैप दोनों कार्बन परमाणुओं को जोड़ने वाले σ ​​बॉन्ड के ऊपर और नीचे होता है। इस प्रकार, एक दोहरा बंधन σ और π बांड का एक संयोजन है। पहले दो आंकड़े दर्शाते हैं कि एथिलीन अणु में एथिलीन अणु बनाने वाले परमाणुओं के बीच बंधन कोण 120 0 हैं (तीन एसपी 2 हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के स्थानिक अभिविन्यास के अनुरूप)। आंकड़े π बांड के गठन को दर्शाते हैं।

चूंकि π बॉन्ड में अनहाइब्रिडाइज्ड पी-ऑर्बिटल्स का ओवरलैप क्षेत्र σ बॉन्ड में ऑर्बिटल्स के ओवरलैप क्षेत्र से छोटा है, इसलिए π बॉन्ड σ बॉन्ड की तुलना में कम मजबूत है और रासायनिक प्रतिक्रियाओं में अधिक आसानी से टूट जाता है।

3. एसपी संकरण(कार्बन की तीसरी संयोजकता अवस्था)। एसपी-हाइब्रिडाइजेशन की स्थिति में, कार्बन परमाणु में दो एसपी-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स एक दूसरे से 180 0 के कोण पर रैखिक रूप से स्थित होते हैं और दो गैर-हाइब्रिडाइज्ड पी-ऑर्बिटल्स दो परस्पर लंबवत विमानों में स्थित होते हैं। एसपी-संकरण एल्काइन और नाइट्राइल की विशेषता है, अर्थात। ट्रिपल बॉन्ड वाले यौगिकों के लिए।

इस प्रकार, एक एसिटिलीन अणु में, परमाणुओं के बीच बंधन कोण 180 o हैं। कार्बन परमाणु के संकरित इलेक्ट्रॉन 2 σ बांड बनाते हैं (कार्बन परमाणु और हाइड्रोजन परमाणु के बीच एक एसपी-एस बंधन और कार्बन परमाणुओं के बीच दूसरा एसपी-एसपी बंधन होता है। एक कार्बन परमाणु के दो अनहाइब्रिडाइज्ड पी इलेक्ट्रॉन अनहाइब्रिडाइज्ड पी के साथ दो π बॉन्ड बनाते हैं। दूसरे कार्बन परमाणु के इलेक्ट्रॉन। पी-इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप न केवल σ-बॉन्ड के ऊपर और नीचे होता है, बल्कि आगे और पीछे भी होता है, और पी-इलेक्ट्रॉनों के कुल बादल का एक बेलनाकार आकार होता है। इस प्रकार, एक ट्रिपल बॉन्ड होता है एक σ-बॉन्ड और दो π-बॉन्ड का संयोजन है। एसिटिलीन अणु में कम मजबूत दो π-बॉन्ड की उपस्थिति इस पदार्थ की ट्रिपल बॉन्ड के दरार के साथ अतिरिक्त प्रतिक्रियाओं में प्रवेश करने की क्षमता सुनिश्चित करती है।

परीक्षा देने के लिए संदर्भ सामग्री:

मेंडेलीव तालिका

घुलनशीलता तालिका

169375 0

प्रत्येक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक निश्चित संख्या होती है।

रासायनिक प्रतिक्रियाओं में प्रवेश करते समय, परमाणु सबसे स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करते हुए, इलेक्ट्रॉनों को दान करते हैं, प्राप्त करते हैं या साझा करते हैं। सबसे कम ऊर्जा वाला विन्यास (जैसे उत्कृष्ट गैस परमाणुओं में) सबसे अधिक स्थिर होता है। इस पैटर्न को "ऑक्टेट नियम" कहा जाता है (चित्र 1)।

चावल। 1.

यह नियम सभी पर लागू होता है कनेक्शन के प्रकार. परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनिक कनेक्शन उन्हें सरलतम क्रिस्टल से लेकर जटिल बायोमोलेक्यूल्स तक स्थिर संरचनाएं बनाने की अनुमति देते हैं जो अंततः जीवित सिस्टम बनाते हैं। वे अपने निरंतर चयापचय में क्रिस्टल से भिन्न होते हैं। वहीं, कई रासायनिक प्रतिक्रियाएं तंत्र के अनुसार आगे बढ़ती हैं इलेक्ट्रॉनिक हस्तांतरण, जो शरीर में ऊर्जा प्रक्रियाओं में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं।

रासायनिक बंधन वह बल है जो दो या दो से अधिक परमाणुओं, आयनों, अणुओं या इनके किसी भी संयोजन को एक साथ रखता है.

रासायनिक बंधन की प्रकृति सार्वभौमिक है: यह नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए इलेक्ट्रॉनों और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए नाभिक के बीच आकर्षण का एक इलेक्ट्रोस्टैटिक बल है, जो परमाणुओं के बाहरी आवरण के इलेक्ट्रॉनों के विन्यास द्वारा निर्धारित होता है। किसी परमाणु की रासायनिक बंध बनाने की क्षमता कहलाती है वैलेंस, या ऑक्सीकरण अवस्था. इसकी अवधारणा अणु की संयोजन क्षमता- इलेक्ट्रॉन जो रासायनिक बंधन बनाते हैं, यानी उच्चतम ऊर्जा कक्षाओं में स्थित होते हैं। तदनुसार, इन कक्षाओं वाले परमाणु के बाहरी आवरण को कहा जाता है रासायनिक संयोजन शेल. वर्तमान में, रासायनिक बंधन की उपस्थिति को इंगित करना पर्याप्त नहीं है, लेकिन इसके प्रकार को स्पष्ट करना आवश्यक है: आयनिक, सहसंयोजक, द्विध्रुव-द्विध्रुवीय, धात्विक।

कनेक्शन का पहला प्रकार हैईओण का कनेक्शन

लुईस और कोसेल के इलेक्ट्रॉनिक वैलेंस सिद्धांत के अनुसार, परमाणु दो तरीकों से एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त कर सकते हैं: पहला, इलेक्ट्रॉनों को खोकर, बनकर। फैटायनों, दूसरे, उन्हें प्राप्त करना, परिवर्तित करना ऋणायन. इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण के परिणामस्वरूप, विपरीत संकेतों के आवेश वाले आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल के कारण, एक रासायनिक बंधन बनता है, जिसे कोसेल द्वारा कहा जाता है " इलेक्ट्रोवेलेंट"(अब कहा जाता है ईओण का).

इस मामले में, आयन और धनायन एक भरे हुए बाहरी इलेक्ट्रॉन आवरण के साथ एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बनाते हैं। विशिष्ट आयनिक बंधन आवधिक प्रणाली के धनायन टी और II समूहों और समूह VI और VII (क्रमशः 16 और 17 उपसमूह) के गैर-धात्विक तत्वों के आयनों से बनते हैं। काल्कोजनऔर हैलोजन). आयनिक यौगिकों के बंधन असंतृप्त और गैर-दिशात्मक होते हैं, इसलिए वे अन्य आयनों के साथ इलेक्ट्रोस्टैटिक संपर्क की संभावना बनाए रखते हैं। चित्र में. चित्र 2 और 3 इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण के कोसल मॉडल के अनुरूप आयनिक बंधों के उदाहरण दिखाते हैं।

चावल। 2.

चावल। 3.टेबल नमक के एक अणु में आयनिक बंधन (NaCl)

यहां कुछ गुणों को याद करना उचित होगा जो प्रकृति में पदार्थों के व्यवहार की व्याख्या करते हैं, विशेष रूप से, के विचार पर विचार करें अम्लऔर कारण.

इन सभी पदार्थों के जलीय घोल इलेक्ट्रोलाइट्स हैं। वे अलग-अलग रंग बदलते हैं संकेतक. संकेतकों की क्रिया के तंत्र की खोज एफ.वी. द्वारा की गई थी। ओस्टवाल्ड. उन्होंने दिखाया कि संकेतक कमजोर अम्ल या क्षार हैं, जिनका रंग असंबद्ध और विघटित अवस्था में भिन्न होता है।

क्षार अम्लों को उदासीन कर सकते हैं। सभी क्षार पानी में घुलनशील नहीं होते हैं (उदाहरण के लिए, कुछ कार्बनिक यौगिक जिनमें OH समूह नहीं होते हैं, विशेष रूप से अघुलनशील होते हैं, ट्राइएथिलैमाइन एन(सी 2 एच 5) 3); घुलनशील क्षार कहलाते हैं क्षार.

एसिड के जलीय घोल विशिष्ट प्रतिक्रियाओं से गुजरते हैं:

क) धातु आक्साइड के साथ - नमक और पानी के निर्माण के साथ;

बी) धातुओं के साथ - नमक और हाइड्रोजन के निर्माण के साथ;

ग) कार्बोनेट के साथ - नमक के निर्माण के साथ, सीओ 2 और एन 2 हे.

अम्ल और क्षार के गुणों का वर्णन कई सिद्धांतों द्वारा किया गया है। एस.ए. के सिद्धांत के अनुसार अरहेनियस, एक अम्ल एक ऐसा पदार्थ है जो आयन बनाने के लिए वियोजित होता है एन+ , जबकि आधार आयन बनाता है वह- . यह सिद्धांत उन कार्बनिक आधारों के अस्तित्व को ध्यान में नहीं रखता है जिनमें हाइड्रॉक्सिल समूह नहीं हैं।

के अनुसार प्रोटोनब्रोंस्टेड और लोरी के सिद्धांत के अनुसार, एसिड एक ऐसा पदार्थ है जिसमें अणु या आयन होते हैं जो प्रोटॉन दान करते हैं ( दाताओंप्रोटॉन), और आधार एक पदार्थ है जिसमें अणु या आयन होते हैं जो प्रोटॉन को स्वीकार करते हैं ( स्वीकारकर्ताओंप्रोटॉन)। ध्यान दें कि जलीय घोल में हाइड्रोजन आयन हाइड्रेटेड रूप में मौजूद होते हैं, यानी हाइड्रोनियम आयन के रूप में H3O+ . यह सिद्धांत न केवल पानी और हाइड्रॉक्साइड आयनों के साथ प्रतिक्रियाओं का वर्णन करता है, बल्कि विलायक की अनुपस्थिति में या गैर-जलीय विलायक के साथ की जाने वाली प्रतिक्रियाओं का भी वर्णन करता है।

उदाहरण के लिए, अमोनिया के बीच प्रतिक्रिया में एन.एच. 3 (कमजोर आधार) और गैस चरण में हाइड्रोजन क्लोराइड, ठोस अमोनियम क्लोराइड बनता है, और दो पदार्थों के संतुलन मिश्रण में हमेशा 4 कण होते हैं, जिनमें से दो एसिड होते हैं, और अन्य दो आधार होते हैं:

इस संतुलन मिश्रण में अम्ल और क्षार के दो संयुग्मी जोड़े होते हैं:

1)एन.एच. 4+ और एन.एच. 3

2) एचसीएलऔर क्लोरीन ‑

यहां, प्रत्येक संयुग्म युग्म में, अम्ल और क्षार में एक प्रोटॉन का अंतर होता है। प्रत्येक अम्ल का एक संयुग्मी आधार होता है। एक मजबूत एसिड में एक कमजोर संयुग्म आधार होता है, और एक कमजोर एसिड में एक मजबूत संयुग्म आधार होता है।

ब्रोंस्टेड-लोरी सिद्धांत जीवमंडल के जीवन के लिए पानी की अनूठी भूमिका को समझाने में मदद करता है। पानी, इसके साथ परस्पर क्रिया करने वाले पदार्थ के आधार पर, अम्ल या क्षार के गुण प्रदर्शित कर सकता है। उदाहरण के लिए, एसिटिक एसिड के जलीय घोल के साथ प्रतिक्रिया में, पानी एक आधार है, और अमोनिया के जलीय घोल के साथ प्रतिक्रिया में, यह एक एसिड है।

1) सीएच 3 कूह + H2O ↔ H3O + + सीएच 3 सीओओ- . यहां, एक एसिटिक एसिड अणु पानी के अणु को एक प्रोटॉन दान करता है;

2) एनएच 3 + H2O ↔ एनएच 4 + + वह- . यहां, एक अमोनिया अणु पानी के अणु से एक प्रोटॉन स्वीकार करता है।

इस प्रकार, पानी दो संयुग्मी जोड़े बना सकता है:

1) H2O(एसिड) और वह- (सन्युग्म ताल)

2) एच 3 ओ+ (एसिड) और H2O(सन्युग्म ताल)।

पहले मामले में, पानी एक प्रोटॉन दान करता है, और दूसरे में, वह इसे स्वीकार करता है।

इस संपत्ति को कहा जाता है उभयचरवाद. वे पदार्थ जो अम्ल और क्षार दोनों के रूप में प्रतिक्रिया कर सकते हैं, कहलाते हैं उभयधर्मी. ऐसे पदार्थ अक्सर जीवित प्रकृति में पाए जाते हैं। उदाहरण के लिए, अमीनो एसिड अम्ल और क्षार दोनों के साथ लवण बना सकते हैं। इसलिए, पेप्टाइड्स मौजूद धातु आयनों के साथ आसानी से समन्वय यौगिक बनाते हैं।

इस प्रकार, एक आयनिक बंधन की एक विशिष्ट संपत्ति नाभिक में से एक के लिए बंधन इलेक्ट्रॉनों की पूर्ण गति है। इसका मतलब यह है कि आयनों के बीच एक ऐसा क्षेत्र है जहां इलेक्ट्रॉन घनत्व लगभग शून्य है।

दूसरे प्रकार का कनेक्शन हैसहसंयोजक कनेक्शन

परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करके स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बना सकते हैं।

ऐसा बंधन तब बनता है जब इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी एक समय में एक साझा होती है सबकी ओर सेपरमाणु. इस मामले में, साझा बंधन इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के बीच समान रूप से वितरित किया जाता है। सहसंयोजक बंधों के उदाहरणों में शामिल हैं होमोन्यूक्लियरदो परमाणुओंवाला अणु एच 2 , एन 2 , एफ 2. इसी प्रकार का संबंध एलोट्रोप में पाया जाता है हे 2 और ओजोन हे 3 और एक बहुपरमाणुक अणु के लिए एस 8 और भी विषम परमाणु अणुहाइड्रोजन क्लोराइड एचसीएल, कार्बन डाईऑक्साइड सीओ 2, मीथेन चौधरी 4, इथेनॉल साथ 2 एन 5 वह, सल्फर हेक्साफ्लोराइड एस एफ 6, एसिटिलीन साथ 2 एन 2. ये सभी अणु समान इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं, और उनके बंधन एक ही तरह से संतृप्त और निर्देशित होते हैं (चित्र 4)।

जीवविज्ञानियों के लिए यह महत्वपूर्ण है कि एकल बंधन की तुलना में दोहरे और ट्रिपल बांड ने सहसंयोजक परमाणु त्रिज्या को कम कर दिया है।

चावल। 4.सीएल 2 अणु में सहसंयोजक बंधन।

आयनिक और सहसंयोजक प्रकार के बंधन कई मौजूदा प्रकार के रासायनिक बंधनों के दो चरम मामले हैं, और व्यवहार में अधिकांश बंधन मध्यवर्ती होते हैं।

आवर्त सारणी के समान या अलग-अलग अवधियों के विपरीत छोर पर स्थित दो तत्वों के यौगिक मुख्य रूप से आयनिक बंधन बनाते हैं। जैसे-जैसे तत्व एक अवधि के भीतर एक-दूसरे के करीब आते हैं, उनके यौगिकों की आयनिक प्रकृति कम हो जाती है, और सहसंयोजक चरित्र बढ़ जाता है। उदाहरण के लिए, आवर्त सारणी के बाईं ओर तत्वों के हैलाइड और ऑक्साइड मुख्य रूप से आयनिक बंधन बनाते हैं ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), और तालिका के दाईं ओर तत्वों के समान यौगिक सहसंयोजक हैं ( एच 2 ओ, सीओ 2, एनएच 3, नंबर 2, सीएच 4, फिनोल C6H5OH, ग्लूकोज सी 6 एच 12 ओ 6, इथेनॉल सी 2 एच 5 ओएच).

बदले में, सहसंयोजक बंधन में एक और संशोधन होता है।

बहुपरमाणुक आयनों और जटिल जैविक अणुओं में, दोनों इलेक्ट्रॉन केवल से ही आ सकते हैं एकपरमाणु. यह कहा जाता है दाताइलेक्ट्रॉन युग्म. वह परमाणु जो इलेक्ट्रॉनों की इस जोड़ी को दाता के साथ साझा करता है, कहलाता है हुंडी सकारनेवालाइलेक्ट्रॉन युग्म. इस प्रकार के सहसंयोजक बंधन को कहा जाता है समन्वय (दाता-स्वीकर्ता), यासंप्रदान कारक) संचार(चित्र 5)। इस प्रकार का बंधन जीव विज्ञान और चिकित्सा के लिए सबसे महत्वपूर्ण है, क्योंकि चयापचय के लिए सबसे महत्वपूर्ण डी-तत्वों का रसायन बड़े पैमाने पर समन्वय बांड द्वारा वर्णित है।

अंजीर। 5.

एक नियम के रूप में, एक जटिल यौगिक में धातु परमाणु एक इलेक्ट्रॉन युग्म के स्वीकर्ता के रूप में कार्य करता है; इसके विपरीत, आयनिक और सहसंयोजक बंधों में धातु परमाणु एक इलेक्ट्रॉन दाता होता है।

सहसंयोजक बंधन का सार और इसकी विविधता - समन्वय बंधन - को जीएन द्वारा प्रस्तावित एसिड और बेस के एक अन्य सिद्धांत की मदद से स्पष्ट किया जा सकता है। लुईस. उन्होंने ब्रोंस्टेड-लोरी सिद्धांत के अनुसार "अम्ल" और "क्षार" शब्दों की अर्थ संबंधी अवधारणा का कुछ हद तक विस्तार किया। लुईस का सिद्धांत जटिल आयनों के निर्माण की प्रकृति और न्यूक्लियोफिलिक प्रतिस्थापन प्रतिक्रियाओं में, यानी सीएस के निर्माण में पदार्थों की भागीदारी की व्याख्या करता है।

लुईस के अनुसार, अम्ल एक ऐसा पदार्थ है जो किसी आधार से इलेक्ट्रॉन युग्म ग्रहण करके सहसंयोजक बंधन बनाने में सक्षम होता है। लुईस बेस एक ऐसा पदार्थ है जिसमें एक अकेला इलेक्ट्रॉन युग्म होता है, जो इलेक्ट्रॉन दान करके लुईस एसिड के साथ एक सहसंयोजक बंधन बनाता है।

अर्थात्, लुईस का सिद्धांत अम्ल-क्षार प्रतिक्रियाओं की सीमा को उन प्रतिक्रियाओं तक भी विस्तारित करता है जिनमें प्रोटॉन बिल्कुल भी भाग नहीं लेते हैं। इसके अलावा, इस सिद्धांत के अनुसार, प्रोटॉन स्वयं भी एक एसिड है, क्योंकि यह एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी को स्वीकार करने में सक्षम है।

इसलिए, इस सिद्धांत के अनुसार, धनायन लुईस अम्ल हैं और ऋणायन लुईस क्षार हैं। एक उदाहरण निम्नलिखित प्रतिक्रियाएँ होंगी:

यह ऊपर उल्लेख किया गया था कि आयनिक और सहसंयोजक में पदार्थों का विभाजन सापेक्ष है, क्योंकि सहसंयोजक अणुओं में धातु परमाणुओं से स्वीकर्ता परमाणुओं तक पूर्ण इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण नहीं होता है। आयनिक बंधन वाले यौगिकों में, प्रत्येक आयन विपरीत चिह्न के आयनों के विद्युत क्षेत्र में होता है, इसलिए वे परस्पर ध्रुवीकृत होते हैं, और उनके गोले विकृत हो जाते हैं।

polarizabilityआयन की इलेक्ट्रॉनिक संरचना, आवेश और आकार द्वारा निर्धारित; आयनों के लिए यह धनायनों की तुलना में अधिक है। धनायनों के बीच उच्चतम ध्रुवीकरण क्षमता अधिक आवेश और छोटे आकार के धनायनों के लिए है, उदाहरण के लिए, एचजी 2+, सीडी 2+, पीबी 2+, अल 3+, टीएल 3+. एक मजबूत ध्रुवीकरण प्रभाव है एन+ . चूंकि आयन ध्रुवीकरण का प्रभाव दोतरफा होता है, इसलिए यह उनके द्वारा बनने वाले यौगिकों के गुणों को महत्वपूर्ण रूप से बदल देता है।

तीसरे प्रकार का कनेक्शन हैद्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय कनेक्शन

सूचीबद्ध प्रकार के संचार के अलावा, द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय भी होते हैं आणविकअंतःक्रियाएँ भी कहा जाता है वान डर वाल्स .

इन अंतःक्रियाओं की ताकत अणुओं की प्रकृति पर निर्भर करती है।

अंतःक्रिया तीन प्रकार की होती है: स्थायी द्विध्रुव - स्थायी द्विध्रुव ( द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीयआकर्षण); स्थायी द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव ( प्रेरणआकर्षण); तात्कालिक द्विध्रुव - प्रेरित द्विध्रुव ( फैलानेवालाआकर्षण, या लंदन बल; चावल। 6).

चावल। 6.

केवल ध्रुवीय सहसंयोजक बंध वाले अणुओं में द्विध्रुव-द्विध्रुव आघूर्ण होता है ( एचसीएल, एनएच 3, एसओ 2, एच 2 ओ, सी 6 एच 5 सीएल), और बंधन शक्ति 1-2 है देबया(1डी = 3.338 × 10‑30 कूलम्ब मीटर - सी × मी)।

जैव रसायन में एक अन्य प्रकार का संबंध होता है - हाइड्रोजन कनेक्शन जो एक सीमित मामला है द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीयआकर्षण। यह बंधन हाइड्रोजन परमाणु और एक छोटे इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु, अक्सर ऑक्सीजन, फ्लोरीन और नाइट्रोजन के बीच आकर्षण से बनता है। समान इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले बड़े परमाणुओं (जैसे क्लोरीन और सल्फर) के साथ, हाइड्रोजन बंधन बहुत कमजोर होता है। हाइड्रोजन परमाणु को एक महत्वपूर्ण विशेषता से पहचाना जाता है: जब बंधनकारी इलेक्ट्रॉनों को दूर खींच लिया जाता है, तो इसका नाभिक - प्रोटॉन - उजागर हो जाता है और अब इलेक्ट्रॉनों द्वारा परिरक्षित नहीं होता है।

इसलिए, परमाणु एक बड़े द्विध्रुव में बदल जाता है।

वैन डेर वाल्स बांड के विपरीत, एक हाइड्रोजन बांड न केवल अंतर-आणविक अंतःक्रिया के दौरान बनता है, बल्कि एक अणु के भीतर भी बनता है - इंट्रामोलीक्युलरहाइड्रोजन बंध। हाइड्रोजन बांड जैव रसायन में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं, उदाहरण के लिए, ए-हेलिक्स के रूप में प्रोटीन की संरचना को स्थिर करने के लिए, या डीएनए के दोहरे हेलिक्स के निर्माण के लिए (चित्र 7)।

चित्र 7.

हाइड्रोजन और वैन डेर वाल्स बंधन आयनिक, सहसंयोजक और समन्वय बंधन की तुलना में बहुत कमजोर हैं। अंतर-आणविक बंधों की ऊर्जा तालिका में दर्शाई गई है। 1.

तालिका नंबर एक।अंतरआण्विक बलों की ऊर्जा

टिप्पणी: अंतरआण्विक अंतःक्रिया की डिग्री पिघलने और वाष्पीकरण (उबलने) की एन्थैल्पी से परिलक्षित होती है। आयनिक यौगिकों को अणुओं को अलग करने की तुलना में आयनों को अलग करने के लिए काफी अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है। आयनिक यौगिकों की पिघलने की एन्थैल्पी आणविक यौगिकों की तुलना में बहुत अधिक होती है।

कनेक्शन का चौथा प्रकार हैधातु कनेक्शन

अंत में, एक अन्य प्रकार का अंतर-आणविक बंधन है - धातु: धातु जाली के धनात्मक आयनों का मुक्त इलेक्ट्रॉनों के साथ संबंध। इस प्रकार का संबंध जैविक वस्तुओं में नहीं होता है।

बंधन प्रकारों की एक संक्षिप्त समीक्षा से, एक विवरण स्पष्ट हो जाता है: एक धातु परमाणु या आयन का एक महत्वपूर्ण पैरामीटर - एक इलेक्ट्रॉन दाता, साथ ही एक परमाणु - एक इलेक्ट्रॉन स्वीकर्ता, इसका है आकार.

विवरण में जाने के बिना, हम ध्यान दें कि परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्या, धातुओं की आयनिक त्रिज्या और परस्पर क्रिया करने वाले अणुओं की वैन डेर वाल्स त्रिज्या बढ़ती है क्योंकि आवधिक प्रणाली के समूहों में उनकी परमाणु संख्या बढ़ती है। इस मामले में, आयन त्रिज्या का मान सबसे छोटा है, और वैन डेर वाल्स त्रिज्या सबसे बड़ा है। एक नियम के रूप में, समूह में नीचे जाने पर, सहसंयोजक और वैन डेर वाल्स दोनों, सभी तत्वों की त्रिज्या बढ़ जाती है।

जीवविज्ञानियों और चिकित्सकों के लिए सबसे अधिक महत्व हैं समन्वय(दाता स्वीकर्ता) समन्वय रसायन शास्त्र द्वारा विचारित बंधन।

मेडिकल बायोइनऑर्गेनिक्स। जी.के. बरशकोव

जमीनी अवस्था में, कार्बन परमाणु C (1s 2 2s 2 2p 2) में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिसके कारण केवल दो सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बन सकते हैं। हालाँकि, इसके अधिकांश यौगिकों में, कार्बन टेट्रावेलेंट है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि कार्बन परमाणु, थोड़ी मात्रा में ऊर्जा को अवशोषित करके, उत्तेजित अवस्था में चला जाता है जिसमें इसमें 4 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, अर्थात। बनाने में सक्षम चारसहसंयोजक बंधन और चार सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण में भाग लेते हैं:

6 सी 1 एस 2 2 एस 2 2 पी 2 6 सी * 1 एस 2 2 एस 1 2 पी 3

↓

1

↓

पी

↓

पी

एस

एस

उत्तेजना ऊर्जा की भरपाई रासायनिक बंधों के निर्माण से होती है, जो ऊर्जा की रिहाई के साथ होता है।

कार्बन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के तीन प्रकार के संकरण बनाने की क्षमता होती है ( एसपी 3, एसपी 2, एसपी) और आपस में कई (डबल और ट्रिपल) बॉन्ड का निर्माण (तालिका 7)।

तालिका 7

संकरण के प्रकार और आणविक ज्यामिति

सरल (एकल) एस - संचार पर किया जाता है एसपी 3-संकरण, जिसमें सभी चार संकर कक्षाएँ समतुल्य हैं और अंतरिक्ष में एक दूसरे से 109 o 29' के कोण पर निर्देशित होती हैं और एक नियमित टेट्राहेड्रोन के शीर्षों की ओर उन्मुख होती हैं।

चावल। 19. मीथेन अणु CH4 का निर्माण

यदि हाइब्रिड कार्बन ऑर्बिटल्स गोलाकार ऑर्बिटल्स के साथ ओवरलैप होते हैं एस-हाइड्रोजन परमाणु की कक्षाएँ, तो सबसे सरल कार्बनिक यौगिक मीथेन सीएच 4 बनता है - एक संतृप्त हाइड्रोकार्बन (चित्र 19)।

चावल। 20. मीथेन अणु में बंधों की चतुष्फलकीय व्यवस्था

एक दूसरे के साथ और अन्य तत्वों के परमाणुओं के साथ कार्बन परमाणुओं के बंधन का अध्ययन बहुत रुचि का है। आइए ईथेन, एथिलीन और एसिटिलीन के अणुओं की संरचना पर विचार करें।

ईथेन अणु में सभी बंधों के बीच के कोण लगभग एक-दूसरे के बराबर होते हैं (चित्र 21) और मीथेन अणु में सी-एच कोणों से भिन्न नहीं होते हैं।

चावल। 21. ईथेन अणु सी 2 एच 6

इसलिए, कार्बन परमाणु एक अवस्था में हैं एसपी 3-संकरण.

कार्बन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स का संकरण अधूरा हो सकता है, अर्थात। दो ( एसपी 2-संकरण) या एक ( एसपी-संकरण) तीन का आर- कक्षाएँ। इस मामले में, कार्बन परमाणुओं के बीच का निर्माण होता है गुणकों(दोगुना या तिगुना) संचार. एकाधिक बंध वाले हाइड्रोकार्बन को असंतृप्त या असंतृप्त कहा जाता है। एक दोहरा बंधन (C=C) तब बनता है जब एसपी 2– संकरण. इस मामले में, प्रत्येक कार्बन परमाणु में तीन में से एक होता है आर- ऑर्बिटल्स संकरण में शामिल नहीं होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप तीन का निर्माण होता है एसपी 2- हाइब्रिड ऑर्बिटल्स एक दूसरे से 120° के कोण पर एक ही तल में स्थित हैं, और गैर-हाइब्रिड 2 आर-ऑर्बिटल इस तल के लंबवत स्थित है। दो कार्बन परमाणु आपस में जुड़कर हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के ओवरलैपिंग के कारण एक एस-बॉन्ड बनाते हैं और ओवरलैपिंग के कारण एक पी-बॉन्ड बनाते हैं। आर-ऑर्बिटल्स. हाइड्रोजन परमाणुओं के 1s-ऑर्बिटल्स के साथ कार्बन के मुक्त संकर ऑर्बिटल्स की परस्पर क्रिया से एथिलीन अणु C 2 H 4 (चित्र 22) का निर्माण होता है, जो असंतृप्त हाइड्रोकार्बन का सबसे सरल प्रतिनिधि है।

चावल। 22. एथिलीन अणु C 2 H 4 का निर्माण

पी-बॉन्ड के मामले में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का ओवरलैप कम होता है और बढ़े हुए इलेक्ट्रॉन घनत्व वाले क्षेत्र परमाणु नाभिक से दूर स्थित होते हैं, इसलिए यह बॉन्ड एस-बॉन्ड की तुलना में कम मजबूत होता है।

एक ट्रिपल बॉन्ड एक एस-बॉन्ड और दो पी-बॉन्ड द्वारा बनता है। इस मामले में, इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स एसपी-संकरण की स्थिति में हैं, जिसका गठन एक के कारण होता है एस- और एक आर- ऑर्बिटल्स (चित्र 23)।

चावल। 23. एसिटिलीन अणु C 2 H 2 का निर्माण

दो हाइब्रिड ऑर्बिटल्स एक दूसरे के सापेक्ष 180° के कोण पर स्थित हैं, और शेष गैर-हाइब्रिड दो आर-ऑर्बिटल्स दो परस्पर लंबवत तलों में स्थित होते हैं। ट्रिपल बॉन्ड का निर्माण एसिटिलीन अणु सी 2 एच 2 में होता है।

बेंजीन अणु (सी 6 एच 6) के निर्माण के दौरान एक विशेष प्रकार का बंधन होता है, जो सुगंधित हाइड्रोकार्बन का सबसे सरल प्रतिनिधि है।

बेंजीन में छह कार्बन परमाणु एक रिंग (बेंजीन रिंग) में एक साथ जुड़े होते हैं, प्रत्येक कार्बन परमाणु एसपी 2 संकरण की स्थिति में होता है (चित्र 24)।

बेंजीन अणु में शामिल सभी कार्बन परमाणु एक ही तल में स्थित होते हैं। एसपी 2 संकरण अवस्था में प्रत्येक कार्बन परमाणु में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ एक और गैर-संकर पी-ऑर्बिटल होता है, जो एक पी-बंध बनाता है (चित्र 25)।

ऐसे पी-ऑर्बिटल की धुरी बेंजीन अणु के तल के लंबवत स्थित होती है।

चावल। 24. एसपी 2 - बेंजीन अणु सी 6 एच 6 की कक्षाएँ

चावल। 25. - बेंजीन अणु सी 6 एच 6 में बंधन

सभी छह गैर-संकर पी ऑर्बिटल्स एक सामान्य बंधन आणविक पी ऑर्बिटल बनाते हैं, और सभी छह इलेक्ट्रॉन मिलकर एपी इलेक्ट्रॉन सेक्सेट बनाते हैं।

ऐसे कक्षक की सीमा सतह कार्बन एस-कंकाल के तल के ऊपर और नीचे स्थित होती है। वृत्ताकार ओवरलैप के परिणामस्वरूप, एक एकल डेलोकलाइज्ड पी-सिस्टम उत्पन्न होता है, जो चक्र के सभी कार्बन परमाणुओं को कवर करता है। बेंजीन को योजनाबद्ध रूप से एक षट्भुज के रूप में दर्शाया गया है जिसके अंदर एक रिंग है, जो इंगित करता है कि इलेक्ट्रॉनों और संबंधित बांडों का डेलोकलाइज़ेशन होता है।

निरंतरता. शुरुआत देखें № 15, 16/2004

पाठ 5. संकरण
कार्बन परमाणु कक्षाएँ

एक सहसंयोजक रासायनिक बंधन साझा बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े का उपयोग करके बनाया जाता है जैसे:

एक रासायनिक बंधन बनाएं, यानी। केवल अयुग्मित इलेक्ट्रॉन ही दूसरे परमाणु के "विदेशी" इलेक्ट्रॉन के साथ एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बना सकते हैं। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते समय, अयुग्मित इलेक्ट्रॉन एक कक्षीय कोशिका में एक-एक करके स्थित होते हैं।
परमाणु कक्षकएक फ़ंक्शन है जो परमाणु नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष में प्रत्येक बिंदु पर इलेक्ट्रॉन बादल के घनत्व का वर्णन करता है। इलेक्ट्रॉन बादल अंतरिक्ष का एक क्षेत्र है जिसमें उच्च संभावना के साथ एक इलेक्ट्रॉन का पता लगाया जा सकता है।
कार्बन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना और इस तत्व की संयोजकता में सामंजस्य स्थापित करने के लिए, कार्बन परमाणु के उत्तेजना के बारे में अवधारणाओं का उपयोग किया जाता है। सामान्य (अउत्तेजित) अवस्था में, कार्बन परमाणु में दो अयुग्मित 2 होते हैं आर 2 इलेक्ट्रॉन. उत्तेजित अवस्था में (जब ऊर्जा अवशोषित होती है) 2 में से एक एस 2 इलेक्ट्रॉन मुक्त हो सकते हैं आर-कक्षीय. तब कार्बन परमाणु में चार अयुग्मित इलेक्ट्रॉन प्रकट होते हैं:

आइए हम याद करें कि एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में (उदाहरण के लिए, कार्बन 6 सी - 1 के लिए)। एस 2 2एस 2 2पी 2) अक्षरों के सामने बड़ी संख्याएँ - 1, 2 - ऊर्जा स्तर की संख्या दर्शाती हैं। पत्र एसऔर आरइलेक्ट्रॉन बादल (कक्षीय) के आकार को इंगित करें, और अक्षरों के ऊपर दाईं ओर की संख्याएँ किसी दिए गए कक्षक में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाती हैं। सभी एस-गोलाकार कक्षाएँ:

2 को छोड़कर दूसरे ऊर्जा स्तर पर एस-तीन कक्षक हैं 2 आर-ऑर्बिटल्स. ये 2 आर-ऑर्बिटल्स में डम्बल के समान एक दीर्घवृत्ताकार आकार होता है, और एक दूसरे से 90° के कोण पर अंतरिक्ष में उन्मुख होते हैं। 2 आर-ऑर्बिटल्स 2 को दर्शाते हैं पी एक्स, 2पी वाईऔर 2 पी जेडउन अक्षों के अनुसार जिनके साथ ये कक्षाएँ स्थित हैं।

जब रासायनिक बंधन बनते हैं, तो इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स समान आकार प्राप्त कर लेते हैं। इस प्रकार, संतृप्त हाइड्रोकार्बन में एक एस-कक्षीय और तीन आर-कार्बन परमाणु की कक्षाएँ चार समान (संकर) बनाती हैं एसपी 3-कक्षक:

यह - एसपी 3-संकरण.
संकरण– परमाणु कक्षाओं का संरेखण (मिश्रण) ( एसऔर आर) नए परमाणु कक्षकों के निर्माण के साथ कहा जाता है संकर कक्षाएँ.

हाइब्रिड ऑर्बिटल्स में एक असममित आकार होता है, जो संलग्न परमाणु की ओर लम्बा होता है। इलेक्ट्रॉन बादल एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं और जहाँ तक संभव हो एक दूसरे से अंतरिक्ष में स्थित होते हैं। इस मामले में, चार की कुल्हाड़ियाँ एसपी 3-संकर कक्षाएँटेट्राहेड्रोन (नियमित त्रिकोणीय पिरामिड) के शीर्षों की ओर निर्देशित होना।
तदनुसार, इन कक्षाओं के बीच का कोण चतुष्फलकीय है, जो 109°28" के बराबर है।
इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के शीर्ष अन्य परमाणुओं के ऑर्बिटल्स के साथ ओवरलैप हो सकते हैं। यदि इलेक्ट्रॉन बादल परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के साथ ओवरलैप करते हैं, तो ऐसे सहसंयोजक बंधन को कहा जाता है सिग्मा()-कनेक्शन. उदाहरण के लिए, ईथेन अणु सी 2 एच 6 में, दो हाइब्रिड ऑर्बिटल्स को ओवरलैप करके दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन बनता है। ये एक कनेक्शन है. इसके अलावा, प्रत्येक कार्बन परमाणु अपने तीन के साथ एसपी 3-कक्षक ओवरलैप होते हैं एस-तीन हाइड्रोजन परमाणुओं के कक्षक, तीन-बंध बनाते हैं।

कुल मिलाकर, एक कार्बन परमाणु के लिए विभिन्न प्रकार के संकरण वाली तीन संयोजकता अवस्थाएँ संभव हैं। के अलावा एसपी 3-संकरण विद्यमान है एसपी 2 - और एसपी-संकरण.
एसपी 2 -संकरण- एक को मिलाना एस- और दो आर-ऑर्बिटल्स. परिणामस्वरूप, तीन संकर बनते हैं एसपी 2-कक्षक. इन एसपी 2-कक्षक एक ही तल में (अक्षों के साथ) स्थित होते हैं एक्स, पर) और 120° की कक्षाओं के बीच के कोण के साथ त्रिभुज के शीर्षों की ओर निर्देशित हैं। असंकरित
आर-कक्षीय तीन संकर के तल के लंबवत है एसपी 2-ऑर्बिटल्स (अक्ष के अनुदिश उन्मुख जेड). ऊपरी आधा आर-ऑर्बिटल्स समतल के ऊपर हैं, निचला आधा भाग समतल के नीचे है।
प्रकार एसपी 2-कार्बन संकरण दोहरे बंधन वाले यौगिकों में होता है: C=C, C=O, C=N। इसके अलावा, दो परमाणुओं (उदाहरण के लिए, C=C) के बीच का केवल एक बंधन - बंधन हो सकता है। (परमाणु के अन्य बंधन कक्षक विपरीत दिशाओं में निर्देशित होते हैं।) दूसरा बंधन गैर-संकर ओवरलैपिंग के परिणामस्वरूप बनता है आर-परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के दोनों ओर कक्षक।

पार्श्व ओवरलैप द्वारा निर्मित सहसंयोजक बंधन आर-पड़ोसी कार्बन परमाणुओं के कक्षक कहलाते हैं pi()-कनेक्शन.

शिक्षा -संचार

कम कक्षीय ओवरलैप के कारण, -बॉन्ड, -बॉन्ड की तुलना में कम मजबूत होता है।
एसपी-संकरण- यह एक का मिश्रण (आकार और ऊर्जा में संरेखण) है एस-और एक
आर-ऑर्बिटल्स दो संकर बनाते हैं एसपी-ऑर्बिटल्स. एसपी-ऑर्बिटल्स एक ही रेखा पर (180° के कोण पर) स्थित होते हैं और कार्बन परमाणु के नाभिक से विपरीत दिशाओं में निर्देशित होते हैं। दो
आर-ऑर्बिटल्स असंकरित रहते हैं। उन्हें परस्पर लंबवत रखा गया है
कनेक्शन की दिशाएँ. छवि पर एसपी-ऑर्बिटल्स को अक्ष के अनुदिश दिखाया गया है य, और असंकरित दो
आर-ऑर्बिटल्स - अक्षों के अनुदिश एक्सऔर जेड.

कार्बन-कार्बन ट्रिपल बॉन्ड सीसी में ओवरलैपिंग द्वारा गठित एक -बॉन्ड होता है
एसपी-हाइब्रिड ऑर्बिटल्स, और दो-बंध।
कार्बन परमाणु के ऐसे मापदंडों जैसे संलग्न समूहों की संख्या, संकरण के प्रकार और बनने वाले रासायनिक बंधों के प्रकार के बीच संबंध तालिका 4 में दिखाया गया है।

तालिका 4

सहसंयोजक कार्बन बंधन

समूहों की संख्या संबंधित कार्बन के साथ	प्रकार संकरण	प्रकार इसमें भाग लेने वाले रासायनिक बन्ध	यौगिक सूत्रों के उदाहरण
4	एसपी 3	चार - कनेक्शन
3	एसपी 2	तीन - कनेक्शन और एक - कनेक्शन
2	एसपी	दो - कनेक्शन और दो - कनेक्शन	एच-सीसी-एच

अभ्यास.

1. परमाणुओं के कौन से इलेक्ट्रॉन (उदाहरण के लिए, कार्बन या नाइट्रोजन) अयुग्मित कहलाते हैं?

2. सहसंयोजक बंधन वाले यौगिकों में "साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े" की अवधारणा का क्या अर्थ है (उदाहरण के लिए, सीएच 4 याएच 2 एस )?

3. परमाणुओं की कौन सी इलेक्ट्रॉनिक अवस्थाएँ (उदाहरण के लिए, सी याएन ) को बुनियादी कहा जाता है, और कौन से उत्साहित हैं?

4. किसी परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में संख्याओं और अक्षरों का क्या अर्थ है (उदाहरण के लिए, सी याएन )?

5. परमाणु कक्षक क्या है? C परमाणु के दूसरे ऊर्जा स्तर में कितने कक्षक हैं? और वे कैसे भिन्न हैं?

6. हाइब्रिड ऑर्बिटल्स उन मूल ऑर्बिटल्स से किस प्रकार भिन्न हैं जिनसे वे बने हैं?

7. कार्बन परमाणु के लिए किस प्रकार के संकरण ज्ञात हैं और उनमें क्या शामिल है?

8. कार्बन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक अवस्थाओं में से किसी एक के लिए कक्षकों की स्थानिक व्यवस्था का चित्र बनाएं।

9. रासायनिक बंध किसे कहते हैं और क्या? उल्लिखित करना-और-कनेक्शन में कनेक्शन:

10. नीचे दिए गए यौगिकों के कार्बन परमाणुओं के लिए, इंगित करें: ए) संकरण का प्रकार; बी) इसके रासायनिक बंधों के प्रकार; ग) बंधन कोण।

विषय 1 के अभ्यास के उत्तर

पाठ 5

1. वे इलेक्ट्रॉन जो किसी कक्षक में एक समय में एक स्थित होते हैं, कहलाते हैं अयुग्मित इलेक्ट्रॉन. उदाहरण के लिए, एक उत्तेजित कार्बन परमाणु के इलेक्ट्रॉन विवर्तन सूत्र में चार अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, और नाइट्रोजन परमाणु में तीन होते हैं:

2. एक रासायनिक बंधन के निर्माण में शामिल दो इलेक्ट्रॉन कहलाते हैं साझा इलेक्ट्रॉन युग्म. आमतौर पर, रासायनिक बंधन बनने से पहले, इस जोड़ी में एक इलेक्ट्रॉन एक परमाणु का होता था, और दूसरा इलेक्ट्रॉन दूसरे परमाणु का होता था:

3. किसी परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक अवस्था जिसमें इलेक्ट्रॉन कक्षकों को भरने का क्रम देखा जाता है: 1 एस 2 , 2एस 2 , 2पी 2 , 3एस 2 , 3पी 2 , 4एस 2 , 3डी 2 , 4पी 2 आदि कहलाते हैं आधारभूत स्थितियां. में उत्साहित राज्यपरमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों में से एक उच्च ऊर्जा के साथ एक मुक्त कक्षक पर रहता है; ऐसा संक्रमण युग्मित इलेक्ट्रॉनों के पृथक्करण के साथ होता है। योजनाबद्ध रूप से इसे इस प्रकार लिखा गया है:

जबकि जमीनी अवस्था में केवल दो अयुग्मित वैलेंस इलेक्ट्रॉन थे, उत्तेजित अवस्था में ऐसे चार इलेक्ट्रॉन होते हैं।

5. एक परमाणु कक्षक एक फ़ंक्शन है जो किसी दिए गए परमाणु के नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष में प्रत्येक बिंदु पर इलेक्ट्रॉन बादल के घनत्व का वर्णन करता है। कार्बन परमाणु के दूसरे ऊर्जा स्तर पर चार कक्षाएँ होती हैं - 2 एस, 2पी एक्स, 2पी वाई, 2पी जेड. ये कक्षाएँ भिन्न हैं:
ए) इलेक्ट्रॉन बादल का आकार ( एस- गेंद, आर- डम्बल);
बी) आर-ऑर्बिटल्स की अंतरिक्ष में अलग-अलग दिशाएँ होती हैं - परस्पर लंबवत अक्षों के साथ एक्स, यऔर जेड, वे नामित हैं पी एक्स, पी वाई, पी जेड.

6. हाइब्रिड ऑर्बिटल्स आकार और ऊर्जा में मूल (गैर-हाइब्रिड) ऑर्बिटल्स से भिन्न होते हैं। उदाहरण के लिए, एस-कक्षीय - एक गोले का आकार, आर- सममित आकृति आठ, एसपी-हाइब्रिड कक्षीय - असममित आकृति आठ।
ऊर्जा अंतर: इ(एस) < इ(एसपी) < इ(आर). इस प्रकार, एसपी-ऑर्बिटल - आकार और ऊर्जा में औसत ऑर्बिटल, मूल को मिलाकर प्राप्त किया जाता है एस- और पी-ऑर्बिटल्स.

7. कार्बन परमाणु के लिए, तीन प्रकार के संकरण ज्ञात हैं: एसपी 3 , एसपी 2 और एसपी (पाठ 5 का पाठ देखें).

9. -बंध - परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के साथ ऑर्बिटल्स के हेड-ऑन ओवरलैपिंग द्वारा गठित एक सहसंयोजक बंधन।
-बंधन - पार्श्व ओवरलैप द्वारा गठित एक सहसंयोजक बंधन आर-परमाणुओं के केन्द्रों को जोड़ने वाली रेखा के दोनों ओर कक्षक।
-बंधों को जुड़े हुए परमाणुओं के बीच दूसरी और तीसरी रेखाओं द्वारा दिखाया जाता है।

परमाणुओं के बीच के बंधन, संरचनात्मक सूत्रों में डैश या छड़ें (छड़) के रूप में दर्शाए गए हैं, एक अणु के 2 परमाणुओं के बाहरी (वैलेंस) इलेक्ट्रॉनों की बातचीत से बनते हैं। इस अंतःक्रिया की प्रकृति के आधार पर, परमाणुओं के बीच दो मुख्य या चरम प्रकार के बंधनों को प्रतिष्ठित किया जाता है।

पहला प्रकार.एक मजबूत धातु के परमाणु (उदाहरण के लिए, एक क्षार) और एक मजबूत गैर-धातु के परमाणु (उदाहरण के लिए) के बीच बातचीत के मामले में एक आयनिक, या इलेक्ट्रोवेलेंट, या नमक बंधन को सबसे स्पष्ट रूप से (अपने शुद्ध रूप में) दर्शाया जाता है। , एक हलोजन)। एक क्षार धातु परमाणु, एक बाहरी इलेक्ट्रॉन खोकर, एक सकारात्मक रूप से चार्ज कण बन जाता है, और एक हैलोजन परमाणु, एक बाहरी इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके, नकारात्मक रूप से चार्ज हो जाता है: Na + - CI -। इस बंधन की ताकत अलग-अलग आवेशित कणों के बीच आकर्षण के कूलम्ब बल और हैलोजन परमाणु में एक नए इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण के दौरान निकलने वाली ऊर्जा के कारण होती है। उदाहरण कार्बनिक और अकार्बनिक अम्लों के लवण हैं।

दूसरा चरम प्रकार.कार्बनिक यौगिकों की अधिक विशेषता सहसंयोजक (या परमाणु) है कनेक्शनचमकीले (शुद्ध रूप में) गैसों के 2-परमाणु अणुओं में प्रस्तुत किया जाता है: एच 2, ओ 2, एन 2, सी 1 2, आदि जिसमें बंधन पूरी तरह से समान परमाणुओं के बीच बनता है। विपरीत स्पिन वाले दो परमाणुओं के दो इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी के परिणामस्वरूप, जब वे एक-दूसरे के पास आते हैं, तो एक निश्चित मात्रा में ऊर्जा निकलती है (≈ 400 kJ/mol) और नई इलेक्ट्रॉन जोड़ी एक आणविक कक्षा प्राप्त कर लेती है, जिसमें एक कोशिका होती है। दोनों परमाणु. इसके अलावा, इस जोड़ी के इलेक्ट्रॉन बादल का उच्चतम घनत्व परमाणुओं के बीच स्थित होता है (जैसा कि यह था, दोनों इलेक्ट्रॉनों की परमाणु कक्षाओं का एक ओवरलैप होता है, चित्र ए) या एक आणविक कक्षा का निर्माण - चित्र बी ).

हालाँकि छवि बी) सच्चाई के करीब है, सहसंयोजक बंधन की दोनों छवियां मान्य हैं और लागू होती हैं। विशुद्ध रूप से सहसंयोजक बंधन में, अणु के सकारात्मक और नकारात्मक आवेशों के केंद्रों का कोई विचलन नहीं होता है, वे मेल खाते हैं - अणु गैर-ध्रुवीय होता है।

इन दो चरम प्रकार के बंधनों (आयनिक और सहसंयोजक) के अलावा, मध्यवर्ती प्रकार भी हैं: 3) ध्रुवीय, 4) अर्धध्रुवीय, 5) समन्वय, मुख्य रूप से तथाकथित ओनियम यौगिकों (ऑक्सोनियम, अमोनियम, सल्फोनियम) में पाए जाते हैं।

में ध्रुवीय संबंधदोनों परमाणुओं (उनके नाभिक) के केंद्रों के क्षेत्र में एक साथ स्थित एक इलेक्ट्रॉन युग्म एक अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर विचलित होता है, उदाहरण के लिए, HC1 अणु में इलेक्ट्रॉन युग्म हाइड्रोजन सेल की तुलना में क्लोरीन सेल में अधिक होता है:

इलेक्ट्रॉन घनत्व में इस विचलन के कारण, अणु के सकारात्मक और नकारात्मक आवेशों के केंद्र अलग हो गए। यह ध्रुवीय हो गया है, इसमें द्विध्रुव आघूर्ण (अर्थात आवेश का गुणनफल और आवेशों के बीच की आधी दूरी) है जो शून्य के बराबर नहीं है।

अर्ध-ध्रुवीय संबंधपेंटावेलेंट नाइट्रोजन के ऑक्सीजन यौगिकों में सबसे स्पष्ट रूप से दर्शाया गया है:

छवि ए) हालांकि अनुमति है, मान्य नहीं है, क्योंकि नाइट्रोजन परमाणु में केवल दो इलेक्ट्रॉनिक स्तर (परतें) हैं, जहां बाहरी (दूसरी) परत पर केवल चार कोशिकाएं हैं और इलेक्ट्रॉनों के पांच जोड़े (पांच बांड) को जगह नहीं मिलेगी वहाँ। इस संबंध में, छवि बी) अधिक सही है, जो चरम संरचनाओं (आई और) की प्रतिध्वनि दिखाती है तृतीय)और अधिक ऊर्जावान रूप से अनुकूल मध्य संरचना में संक्रमण। इस प्रकार, इलेक्ट्रॉन घनत्व के सममित वितरण के कारण, नकारात्मक चार्ज दो समान ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच आधे में विभाजित होता है। लेकिन नाइट्रोजन परमाणु में, वास्तव में, कोई संपूर्ण धनात्मक आवेश नहीं होता है, बल्कि संपूर्ण के करीब एक धनात्मक आवेश होता है, ऑक्सीजन परमाणुओं (संरचना पी) पर क्रमशः पूरे आवेश के आधे के करीब ऋणात्मक आवेश होता है।

समन्वय लिंकअमोनियम यौगिकों में सबसे स्थिर है, जहां नाइट्रोजन परमाणु टेट्रावेलेंट बन जाता है, प्रोटॉन को एक इलेक्ट्रॉन छोड़ देता है (और हाइड्रोनियम धनायन के लिए एक जलीय माध्यम में), एक सकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है (या, दूसरे शब्दों में, अकेले में एक प्रोटॉन जोड़ता है) नाइट्रोजन इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी): H 3 N: + H + → N 4 N +

अमोनिया प्रोटॉन अमोनियम धनायन

अमोनियम धनायन में, बना नया बंधन नाइट्रोजन में पहले से मौजूद तीन अन्य एन-एच बांड की प्रकृति को संशोधित करता है, जो अब अधिक लम्बा हो जाता है, और सभी चार अमोनियम हाइड्रोजन परमाणु, परस्पर प्रतिकर्षित करते हुए, एक दूसरे से सबसे दूर की स्थिति में हो जाते हैं। , अर्थात् एक नियमित टेट्राहेड्रोन के कोनों पर जब नाइट्रोजन परमाणु इस टेट्राहेड्रोन के केंद्र में होता है:

गठित नया बंधन (समन्वय) अमोनिया अणु में पहले से मौजूद संशोधित एन-एच बांड से अलग नहीं है। यहां एस 1 पी 3 होता है - नाइट्रोजन पर शेष चार इलेक्ट्रॉनों का संकरण (जैसे मीथेन कार्बन)।

यदि मीथेन अणु एक अपेक्षाकृत मजबूत संरचना है जिसमें कोई चार्ज नहीं है, तो अमोनियम धनायन (जो केवल संरचना में इससे भिन्न होता है कि केंद्रीय परमाणु के नाभिक में एक और प्रोटॉन और एक न्यूट्रॉन होता है) कम स्थिर होता है और आसानी से अलग हो सकता है अमोनिया और हाइड्रोनियम धनायन, एक निश्चित ऊर्जा अवरोध पर काबू पाते हैं जो अमोनियम यौगिकों की ताकत निर्धारित करता है।

σ की अवधारणा-(सिग्मा) और π- (पीआई) कनेक्शन

कार्बनिक यौगिकों में प्रबल होने वाले सहसंयोजक बंधन आम तौर पर इन पदार्थों की रासायनिक गतिविधि निर्धारित करते हैं। हालाँकि, कमजोर एकाधिक बांड (डबल, ट्रिपल) और कार्यात्मक समूहों में बांड की विशेषताएं बहुत महत्वपूर्ण हैं।

कार्बन कार्बनिक संसार का केंद्रीय तत्व है; कार्बन कंकाल (अणुओं की रीढ़) उनकी स्थिरता और उनकी लगभग असीमित विविधता निर्धारित करते हैं। इसलिए इसके बांड की इलेक्ट्रॉनिक प्रकृति पर कुछ अधिक विस्तार से विचार करना आवश्यक है।

एक कार्बन परमाणु में +6 आवेश वाला एक नाभिक और एक इलेक्ट्रॉन कोश होता है: 1s 2, 2s 2, 2p 2, जहां चार बाहरी इलेक्ट्रॉन वैलेंस इलेक्ट्रॉन (2s 2, 2p 2) होते हैं। लेकिन इन इलेक्ट्रॉनों के लिए चार बंधन बनाने के लिए, 2s 2 इलेक्ट्रॉन जो एक युग्मित रूप में गेंद के आयतन में हैं, उन्हें एक अयुग्मित अवस्था में जाना होगा। और उत्तेजित कार्बन परमाणु में एक शेल होना चाहिए: 1s 2, 2s 1, 2p 3, जहां, अयुग्मित एस-इलेक्ट्रॉन (गोलाकार आकार) के साथ, तीन पी-इलेक्ट्रॉन (तीन आयामी आठ या डम्बल के आकार के) होते हैं, निर्देशांक अक्षों (x, y, z) के अनुदिश स्थित त्रि-आयामी स्थान (चित्र 3)। हालाँकि, एक-दूसरे के समान मूल्य के चार बंधन बनाने के लिए, जैसे कि मीथेन में, एक एस-इलेक्ट्रॉन और तीन पी-इलेक्ट्रॉनों को एक संशोधित हाइब्रिडाइज्ड (एस 1 पी 3-हाइब्रिडाइजेशन) स्थिति में जाना होगा, और सभी चार बाहरी इलेक्ट्रॉन पहले से ही बादलों की दिशा बिल्कुल एक जैसी (हाइब्रिड) होती है, और मीथेन के हाइड्रोजन परमाणु एक दूसरे से समान, सबसे दूर की स्थिति में होते हैं:

जो एक नियमित टेट्राहेड्रोन के शीर्षों के अनुरूप होता है यदि इसके केंद्र में एक मीथेन कार्बन परमाणु रखा जाता है (चित्र 4)। कार्बन की वह अवस्था जब संयोजकता इलेक्ट्रॉनों का संकरण s 1 p 3 के अनुपात में होता है, कहलाती है कार्बन की प्रथम संयोजकता अवस्था,और ऐसे परमाणु का अन्य परमाणुओं के साथ बंधन कहलाता है बी(सिग्मा)-बंधन(चित्र 5, 6)।

इस प्रकार, σ बंधनकार्बन का दूसरे परमाणु से कोई एकल बंधन है। और कार्बनिक पदार्थों के अणुओं में सबसे आम सी-एच और सी-एच σ बांड में निम्नलिखित बुनियादी डेटा हैं (छवि 6 बी, 6 सी)।

सी-एच बांड ऊर्जा ~93-96 किलो कैलोरी/मोल (~370-380 केजे/मोल)।

संचार लंबाई 1.1 ए 0 (0.11 एनएम)

С-С बाइंडिंग एनर्जी ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

बांड की लंबाई 1.54 ए 0 (0.154 एनएम)

कार्बन की द्वितीय संयोजकता अवस्थाएथिलीन और दोहरे बंधन वाले अन्य यौगिकों की विशेषता। एथिलीन कार्बन में, उत्तेजित परमाणु (2s 1, 2p 3) के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का संकरण एस 1 पी 2 के अनुपात में होता है, जब एक पी-इलेक्ट्रॉन (तीन में से) संकरण में भाग नहीं लेता है और पी में रहता है -रूप। और दिशात्मक (लम्बी) आकृति के संकर बादल एक दूसरे से 120° के कोण पर एक समतल में स्थित होते हैं (चित्र 7)।

और दो कार्बन के पी-इलेक्ट्रॉनों को इन कार्बनों के बीच σ बंधन के अलावा पी-रूप में जोड़ा जाता है (चित्र 7)। पी-फॉर्म में इलेक्ट्रॉनों के युग्मन से बनने वाले इस अतिरिक्त (एकाधिक) बंधन को कहा जाता है π (पीआई)- संचारइसके निर्माण के दौरान निकलने वाली ऊर्जा σ बांड की ऊर्जा से कम है, क्योंकि C = C दोहरे बंधन की ऊर्जा ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol) है। यदि हम यहां से C - C σ बंधन की ऊर्जा घटा दें (~85 kcal/mol), तो π -बॉन्ड ~55 kcal/mol (140-85=55) रहता है।

कार्बन की तीसरी संयोजकता अवस्थाट्रिपल बॉन्ड के साथ एसिटिलीन और अन्य यौगिकों की विशेषता। एसिटिलीन कार्बन के लिए, उत्तेजित परमाणु के चार वैलेंस इलेक्ट्रॉनों (2s 1, 2p 3) में से, एक s- और p-इलेक्ट्रॉन प्रत्येक संकरण (s 1 p 1 - संकरण) में भाग लेता है। और संकर (लम्बे हुए) दो बादल एक ही सीधी रेखा पर स्थित होते हैं, जो σ-कनेक्शन बनाते हैं (चित्र 8)। अर्थात्, वे पी-फॉर्म में शेष 2 इलेक्ट्रॉनों से सबसे दूर की स्थिति (जेड-समन्वय) पर कब्जा कर लेते हैं, त्रि-आयामी अंतरिक्ष के समन्वय अक्षों (एक्स, वाई) के साथ स्थित होते हैं, पी-फॉर्म में युग्मित होकर दो बनाते हैं π - परस्पर लंबवत विमानों में कनेक्शन(चित्र 8)। त्रिबंध के निर्माण के दौरान निकलने वाली ऊर्जा ~200 kcal/mol है। यदि हम यहां से 85 किलो कैलोरी/मोल घटा दें - σ बांड की ऊर्जा, तो दो π बांड के लिए ~115 किलो कैलोरी/मीटर बचता है, यानी। प्रत्येक π बांड के लिए ~57 किलो कैलोरी/मोल। तुलना के लिए सिंगल, डबल और ट्रिपल बॉन्ड की मुख्य विशेषताएं यहां दी गई हैं:

सी - सी बांड की लंबाई 1.54 ए 0, बांड निर्माण ऊर्जा ~85 किलो कैलोरी/मोल

सी = सी बांड की लंबाई 1.34 ए 0, बांड निर्माण ऊर्जा ~140 किलो कैलोरी/मोल

सी ≡ सी बांड की लंबाई 1.21 ए 0, बांड निर्माण ऊर्जा ~ 200 किलो कैलोरी/मोल π बांड के इलेक्ट्रॉन अधिक चमकदार होते हैं, परमाणु नाभिक से कमजोर होते हैं, अभिकर्मक द्वारा हमला करने के लिए अधिक सुलभ होते हैं, और आसानी से विद्युत और चुंबकीय क्षेत्रों के संपर्क में आते हैं, क्योंकि उदाहरण के लिए, आपतित प्रकाश या आवेशित कणों द्वारा आक्रमण। इसीलिए π -बॉन्ड, σ-बॉन्ड की तुलना में पूरी तरह से अलग प्रकृति वाले, कम स्थिर होते हैं और संतृप्त (संतृप्त) यौगिकों की तुलना में असंतृप्त यौगिकों की उच्च रासायनिक गतिविधि का कारण बनते हैं।