संयोजकता और रासायनिक बंधन

रसायन विज्ञान के अध्ययन में, विशेष रूप से बुनियादी स्तर पर, यह समझना महत्वपूर्ण है कि परमाणु एक-दूसरे के साथ कैसे बातचीत करते हैं। यह अनुभाग संयोजकता और रासायनिक बंधों की अवधारणाओं का अन्वेषण करता है, जो यह समझने के लिए आवश्यक नींव प्रदान करते हैं कि तत्व कैसे यौगिक बनाने के लिए मिल जाते हैं।

परमाणु क्या है?

परमाणु पदार्थ की सबसे छोटी इकाई है जो किसी तत्व के गुणों को बनाए रखता है। प्रत्येक परमाणु में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन से बना एक केंद्रक होता है, जो विभिन्न ऊर्जा स्तरों या शेल में केंद्रक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉनों से घिरा होता है।

इलेक्ट्रॉन विन्यास और ऊर्जा स्तर

इलेक्ट्रॉन केंद्रक के चारों ओर विशिष्ट ऊर्जा स्तरों पर होते हैं, और ये स्तर एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉनों को धारण कर सकते हैं। पहला स्तर 2 इलेक्ट्रॉनों तक, दूसरा 8 तक, तीसरा 18 तक, और इस प्रकार आगे। हालांकि, सरलता के लिए, आप अक्सर बुनियादी रसायन विज्ञान में केवल पहले दो स्तरों से मिलते हैं:

• पहला स्तर: 2 इलेक्ट्रॉनों तक
• 2रा स्तर: 8 इलेक्ट्रॉनों तक

इन स्तरों में इलेक्ट्रॉनों का क्रम इलेक्ट्रॉन विन्यास कहलाता है, जो निर्धारित करता है कि एक परमाणु कैसे प्रतिक्रिया करेगा, या अन्य परमाणुओं के साथ बंध बनाएगा।

संयोजकता

संयोजकता किसी परमाणु की अन्य परमाणुओं के साथ बंध बनाने की क्षमता का माप है। यह एक परमाणु के सबसे बाहरी शेल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या द्वारा निर्धारित की जाती है। परमाणु तब अधिक स्थिर होते हैं जब उनका बाहरी शेल पूर्ण होता है। अधिकांश परमाणु एक पूर्ण बाहरी शेल प्राप्त करने का प्रयास करते हैं, चाहे वे इलेक्ट्रॉनों को साझा करके या यौगिक बनाने के लिए परमाणुओं के बीच उन्हें स्थानांतरित करके।

संयोजकता की व्याख्या

यदि बाहरी शेल भरा नहीं है, तो परमाणु के पास स्थिरता प्राप्त करने के लिए अन्य परमाणुओं के साथ बंध बनाने की संभावना होती है। उदाहरण के लिए, ऑक्सीजन जिसमें 2, 6 की विन्यास होती है (पहले शेल में दो इलेक्ट्रॉनों और दूसरे में छह) को अपना बाहरी शेल भरने के लिए दो और इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। इस प्रकार, ऑक्सीजन की संयोजकता 2 है।

इलेक्ट्रॉन विन्यास वास्तव में इस तरह दिखता है:

ऑक्सीजन (O) 1s² 2s² 2p⁴

रासायनिक बंध

परमाणु एक स्थिर इलेक्ट्रॉन विन्यास, आमतौर पर एक पूर्ण बाहरी शेल प्राप्त करने के लिए आपस में बंध बनाते हैं। तीन मुख्य प्रकार के रासायनिक बंध होते हैं: आयनिक, सहसंयोजक, और धात्विक बंध।

आयनिक बंध

आयनिक बंध तब बनते हैं जब एक परमाणु अन्य परमाणु को इलेक्ट्रॉन दान करता है, जिसके परिणामस्वरूप सकारात्मक और नकारात्मक आयन बनते हैं। ये विपरीत चार्ज वाले आयन एक स्थिर यौगिक बनाने के लिए एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं।

उदाहरण के लिए, सोडियम (Na) एक इलेक्ट्रॉन को छोड़ सकता है ताकि एक पूरा बाहरी शेल प्राप्त कर सके, जबकि क्लोरीन (Cl) के लिए एक और इलेक्ट्रॉन चाहिए ताकि वही शेल प्राप्त कर सके। सोडियम क्लोरीन को एक इलेक्ट्रॉन दान करता है, जिसके परिणामस्वरूप Na⁺ और Cl^- बनते हैं, जो सोडियम क्लोराइड (टेबल सॉल्ट) बनाने के लिए बंध बनाते हैं:

Na → Na⁺ + e⁻ Cl + e⁻ → Cl⁻ Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

सहसंयोजक बंध

सहसंयोजक बंध तब बनते हैं जब परमाणु इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी को साझा करते हैं। इस प्रकार का बंध आमतौर पर अधात्विकों के बीच होता है। दोनों परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करके पूर्ण बाहरी शेल प्राप्त करते हैं।

उदाहरण के लिए, दो हाइड्रोजन परमाणु एक हाइड्रोजन अणु (_H2) का निर्माण कर सकते हैं अपने एकल इलेक्ट्रॉनों को साझा करके:

H• + •H → H:H (या HH)

धात्विक बंध

धात्विक बंधों में, धातु परमाणुओं के बाहरी शेल में इलेक्ट्रॉनों को स्वतंत्र रूप से घूमने की अनुमति होती है। यह हरकत धातुओं को विद्युत और ऊष्मा का चालन करने की अनुमति देती है। 'इलेक्ट्रॉनों का समुद्र' धातु आयनों के जाल के बीच साझा किया जाता है, जिससे धातुओं को अद्वितीय गुण जैसे नम्यता और चालकता मिलती है।

लोहा (Fe) जैसे धातु के उदाहरण में, बंध को इस प्रकार चित्रित किया जाता है:

Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ (अवस्थितिकृत इलेक्ट्रॉनों)

उदाहरणों के साथ संयोजकता की समझ

विभिन्न तत्वों की संयोजकता उनकी सबसे बाहरी शेल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या पर निर्भर करती है। यहाँ कुछ उदाहरण दिए गए हैं:

• हाइड्रोजन: संयोजकता 1, क्योंकि इसे अपने शेल को भरने के लिए एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है।
• कार्बन: संयोजकता 4, उसे बाहरी शेल को भरने के लिए चार इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (2, 4)।
• ऑक्सीजन: संयोजकता 2, उसे बाहरी शेल को भरने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (2, 6)।
• क्लोरीन: संयोजकता 1, उसे बाहरी शेल को भरने के लिए एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है (2, 8, 7)।

पानी के यौगिक (_H2O) पर विचार करें:

ऑक्सीजन दो हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ सहसंयोजक बंध के माध्यम से बांधता है ताकि एक स्थिर विन्यास बना सके:

O + 2H → H₂O

ऑक्टेव नियम

एक सिद्धांत जिसे ऑक्टेव नियम कहा जाता है, का उपयोग अक्सर यह भविष्यवाणी करने के लिए किया जाता है कि परमाणु कैसे बंध बनाएंगे। यह नियम कहता है कि परमाणु इस प्रकार बंध बनाते हैं कि प्रत्येक परमाणु के बाहरी शेल में आठ इलेक्ट्रॉनों होते हैं, जो एक नोबल गैस की इलेक्ट्रॉन विन्यास की नकल करते हैं। हालांकि, इस नियम के अपवाद हैं, और कुछ तत्व आठ से कम या अधिक इलेक्ट्रॉनों के साथ स्थिर हो सकते हैं।

ध्रुवीकरण और बंध

सहसंयोजक बंध ध्रुवीय या अध्रुवीय हो सकते हैं, यह सम्मिलित परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता पर निर्भर करता है। विद्युत ऋणात्मकता एक परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता का माप है। जब दो परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकताएँ अलग होती हैं, तो एक सहसंयोजक बंध में इलेक्ट्रॉन एक परमाणु के करीब हो सकते हैं, जिसके परिणामस्वरूप एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंध होता है। उदाहरण के लिए, पानी के अणु (_H2O) के भीतर बंध ध्रुवीय होता है क्योंकि ऑक्सीजन परमाणु हाइड्रोजन की तुलना में अधिक विद्युत ऋणात्मक है, जो साझा किए गए इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करता है।

H(δ⁺) — O(δ⁻) — H(δ⁺)

सारांश और याद रखने योग्य अवधारणाएँ

• संयोजकता एक परमाणु की संयोजन क्षमता को संदर्भित करता है, जो आमतौर पर उसके बाहरी शेल को भरने के लिए आवश्यक इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होता है।
• रासायनिक बंधों का निर्माण परमाणुओं को अधिक स्थिर इलेक्ट्रॉन विन्यास प्राप्त करने में मदद करता है।
• रासायनिक बंधों के तीन मुख्य प्रकार होते हैं: आयनिक, सहसंयोजक, और धात्विक।
• ऑक्टेव नियम यह समझने में एक महत्वपूर्ण अवधारणा है कि परमाणु यौगिक कैसे बनाते हैं, हालांकि इसके अपवाद भी होते हैं।
• विद्युत ऋणात्मकता का अंतर बंध के प्रकार को प्रभावित करता है (ध्रुवीय या अध्रुवीय सहसंयोजक बंध)।

संयोजकता और विभिन्न प्रकार के रासायनिक बंधों को समझकर, हम यह भविष्यवाणी कर सकते हैं और समझा सकते हैं कि विभिन्न पदार्थ कैसे बनते हैं, जिससे हमारे चारों ओर की दुनिया की आणविक संरचना पर प्रकाश डाला जाता है।

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