రసాయన బంధం

From LTRC

ఒక రసాయన బంధం (chemical bond) అనేది అణువులు, స్ఫటికాలు మరియు ఇతర నిర్మాణాలను ఏర్పరచడానికి పరమాణువులు లేదా అయాన్ల మధ్య ఉండే అనుబంధం. ఈ బంధం వ్యతిరేక ఆవేశం కలిగిన అయాన్ల మధ్య ఉండే స్థిర విద్యుత్ ఆకర్షణ బలం (ఉదాహరణకు అయానిక బంధాలు), ఎలక్ట్రాన్ల భాగస్వామ్యం (ఉదాహరణకు సహసంయోజనీయ బంధాలు), లేదా ఈ ప్రభావాల కలయిక వల్ల ఏర్పడవచ్చు. రసాయన బంధాలు వివిధ బలాలను కలిగి ఉంటాయి: సహసంయోజనీయ, అయానిక, మరియు లోహ బంధాల వంటి "బలమైన బంధాలు" లేదా "ప్రాథమిక బంధాలు" మరియు ద్విధ్రువ-ద్విధ్రువ పరస్పర చర్యలు, లండన్ విక్షేపణ బలం, మరియు హైడ్రోజన్ బంధం వంటి "బలహీన బంధాలు" లేదా "ద్వితీయ బంధాలు" ఉంటాయి.

వ్యతిరేక విద్యుత్ ఆవేశాలు ఆకర్షించుకుంటాయి కాబట్టి, కేంద్రకం చుట్టూ ఉన్న రుణావేశిత ఎలక్ట్రాన్లు మరియు కేంద్రకం లోపల ఉన్న ధనావేశిత ప్రోటాన్లు ఒకదానికొకటి ఆకర్షించుకుంటాయి. రెండు పరమాణు కేంద్రకాల మధ్య భాగస్వామ్యం చేయబడిన ఎలక్ట్రాన్లు రెండింటికీ ఆకర్షితమవుతాయి. "నిర్మాణాత్మక క్వాంటం మెకానికల్ తరంగ ప్రమేయం వ్యతికరణం"[1] జత చేయబడిన కేంద్రకాలను స్థిరీకరిస్తుంది (చూడండి రసాయన బంధ సిద్ధాంతాలు). బంధిత కేంద్రకాలు ఒక సరైన దూరాన్ని (బంధ దూరం) నిర్వహిస్తాయి, ఇది ఆకర్షణ మరియు వికర్షణ ప్రభావాలను సమతుల్యం చేస్తుంది, దీనిని క్వాంటం సిద్ధాంతం ద్వారా పరిమాణాత్మకంగా వివరించవచ్చు.[2][3]

అణువులు, స్ఫటికాలు, లోహాలు మరియు ఇతర పదార్థ రూపాల్లోని పరమాణువులు రసాయన బంధాల ద్వారా కలిసి ఉంటాయి, ఇవి పదార్థం యొక్క నిర్మాణం మరియు ధర్మాలను నిర్ణయిస్తాయి.

అన్ని బంధాలను క్వాంటం సిద్ధాంతం ద్వారా వివరించవచ్చు, కానీ ఆచరణలో, సరళీకృత నియమాలు మరియు ఇతర సిద్ధాంతాలు రసాయన శాస్త్రవేత్తలకు బంధాల బలం, దిశాత్మకత మరియు ధ్రువణతను అంచనా వేయడానికి అనుమతిస్తాయి.[4] అష్టక నియమం (octet rule) మరియు VSEPR సిద్ధాంతం దీనికి ఉదాహరణలు. మరింత అధునాతన సిద్ధాంతాలలో వాలెన్స్ బంధ సిద్ధాంతం (valence bond theory), ఇందులో ఆర్బిటాల్ సంకరీకరణం[5] మరియు అనునాదం (resonance)[6] ఉన్నాయి, మరియు అణు ఆర్బిటాల్ సిద్ధాంతం (molecular orbital theory),[7] ఇందులో అణు ఆర్బిటాల్‌ల రేఖీయ కలయిక (linear combination of atomic orbitals) మరియు లిగాండ్ ఫీల్డ్ సిద్ధాంతం ఉన్నాయి. బంధ ధ్రువణతలను మరియు రసాయన పదార్థాలపై వాటి ప్రభావాలను వివరించడానికి స్థిర విద్యుత్ శాస్త్రం (electrostatics) ఉపయోగించబడుతుంది.

రసాయన బంధాల ప్రధాన రకాల అవలోకనం

రసాయన బంధం అనేది పరమాణువుల మధ్య ఉండే ఆకర్షణ. ఈ ఆకర్షణను పరమాణువుల వెలుపలి లేదా వాలెన్స్ ఎలక్ట్రాన్ల వివిధ ప్రవర్తనల ఫలితంగా చూడవచ్చు. ఈ ప్రవర్తనలు వివిధ పరిస్థితులలో ఒకదానితో ఒకటి కలిసిపోతాయి, కాబట్టి వాటి మధ్య స్పష్టమైన విభజన గీతను గీయడం సాధ్యం కాదు. అయినప్పటికీ, వివిధ రకాల బంధాల మధ్య వ్యత్యాసాన్ని గుర్తించడం ఉపయోగకరంగా మరియు ఆచారంగా ఉంది, ఇవి సాంద్రీకృత పదార్థం (condensed matter) యొక్క విభిన్న ధర్మాలకు దారితీస్తాయి.

సహసంయోజనీయ బంధం యొక్క సరళమైన దృక్పథంలో, ఒకటి లేదా అంతకంటే ఎక్కువ ఎలక్ట్రాన్లు (తరచుగా ఒక ఎలక్ట్రాన్ జత) రెండు పరమాణు కేంద్రకాల మధ్య ఉన్న ఖాళీలోకి ఆకర్షించబడతాయి. బంధం ఏర్పడటం ద్వారా శక్తి విడుదలవుతుంది.[8] ఇది స్థితిశక్తి తగ్గడం వల్ల జరగదు, ఎందుకంటే రెండు ఎలక్ట్రాన్లకు రెండు ప్రోటాన్ల ఆకర్షణ, ఎలక్ట్రాన్-ఎలక్ట్రాన్ మరియు ప్రోటాన్-ప్రోటాన్ వికర్షణల ద్వారా భర్తీ చేయబడుతుంది. బదులుగా, శక్తి విడుదల (మరియు తద్వారా బంధం యొక్క స్థిరత్వం) గతి శక్తి తగ్గడం వల్ల సంభవిస్తుంది, ఎందుకంటే ఎలక్ట్రాన్లు తమ సంబంధిత కేంద్రకానికి దగ్గరగా పరిమితం చేయబడటం కంటే, మరింత ప్రాదేశికంగా విస్తరించిన (అంటే పొడవైన డి బ్రోగ్లీ తరంగదైర్ఘ్యం) ఆర్బిటాల్‌లో ఉంటాయి.[9] ఈ బంధాలు రెండు నిర్దిష్ట పరమాణువుల మధ్య ఉంటాయి మరియు అంతరిక్షంలో ఒక దిశను కలిగి ఉంటాయి, దీనివల్ల వీటిని చిత్రాలలో పరమాణువుల మధ్య ఒకే కనెక్టింగ్ లైన్‌గా చూపవచ్చు లేదా నమూనాలలో గోళాల మధ్య కర్రలుగా రూపొందించవచ్చు.

ధ్రువ సహసంయోజనీయ బంధంలో, ఒకటి లేదా అంతకంటే ఎక్కువ ఎలక్ట్రాన్లు రెండు కేంద్రకాల మధ్య అసమానంగా పంచుకోబడతాయి. సహసంయోజనీయ బంధాలు తరచుగా అణువులు అని పిలువబడే చిన్న పరమాణువుల సమూహాల ఏర్పాటుకు దారితీస్తాయి, ఇవి ఘన మరియు ద్రవ పదార్థాలలో అణువులను అంతర్గతంగా కలిపి ఉంచే సహసంయోజనీయ బంధాల కంటే తరచుగా చాలా బలహీనమైన శక్తుల ద్వారా ఇతర అణువులకు బంధించబడతాయి. ఇటువంటి బలహీనమైన అంతర అణు బంధాలు మైనం మరియు నూనెలు వంటి సేంద్రీయ అణు పదార్థాలకు వాటి మృదువైన స్వభావాన్ని మరియు తక్కువ ద్రవీభవన స్థానాలను ఇస్తాయి (ద్రవాలలో, అణువులు ఒకదానితో ఒకటి నిర్మాణాత్మక లేదా ఓరియెంటెడ్ సంబంధాన్ని వదిలివేయాలి). అయితే, సహసంయోజనీయ బంధాలు పెద్ద అణువులలో పొడవైన పరమాణువుల గొలుసులను కలిపినప్పుడు (ఉదాహరణకు నైలాన్ వంటి పాలిమర్‌లలో), లేదా సహసంయోజనీయ బంధాలు వివిక్త అణువులతో కూడని ఘనపదార్థాలలో నెట్‌వర్క్‌లుగా విస్తరించినప్పుడు (ఉదాహరణకు వజ్రం, క్వార్ట్జ్, లేదా అనేక రకాల రాళ్లలోని సిలికేట్ ఖనిజాలు), అప్పుడు ఏర్పడే నిర్మాణాలు బలమైనవిగా మరియు దృఢమైనవిగా ఉండవచ్చు.[10] అలాగే, ఇటువంటి సహసంయోజనీయ పాలిమర్‌లు మరియు నెట్‌వర్క్‌ల ద్రవీభవన స్థానాలు బాగా పెరుగుతాయి.

అయానిక బంధం యొక్క సరళీకృత దృక్పథంలో, బంధిత ఎలక్ట్రాన్ అస్సలు పంచుకోబడదు, కానీ బదిలీ చేయబడుతుంది. ఈ రకమైన బంధంలో, ఒక పరమాణువు యొక్క వెలుపలి పరమాణు ఆర్బిటాల్ ఒక ఖాళీని కలిగి ఉంటుంది, ఇది ఒకటి లేదా అంతకంటే ఎక్కువ ఎలక్ట్రాన్లను చేర్చడానికి అనుమతిస్తుంది. ఈ కొత్తగా చేర్చబడిన ఎలక్ట్రాన్లు మరొక పరమాణువులో అనుభవించే దానికంటే తక్కువ శక్తి స్థితిని (కేంద్రక ఆవేశానికి దగ్గరగా) ఆక్రమిస్తాయి. అందువల్ల, ఒక కేంద్రకం మరొక కేంద్రకం కంటే ఎలక్ట్రాన్‌కు మరింత గట్టిగా బంధించబడిన స్థానాన్ని అందిస్తుంది, దీని ఫలితంగా ఒక పరమాణువు మరొక పరమాణువుకు ఎలక్ట్రాన్‌ను బదిలీ చేయవచ్చు. ఈ బదిలీ ఒక పరమాణువు నికర ధనావేశాన్ని, మరొకటి నికర రుణావేశాన్ని పొందేలా చేస్తుంది. అప్పుడు ఈ 'బంధం' ధన మరియు రుణావేశిత అయాన్ల మధ్య స్థిర విద్యుత్ ఆకర్షణ నుండి ఏర్పడుతుంది. అయానిక బంధాలను సహసంయోజనీయ బంధాలలో ధ్రువణత యొక్క తీవ్రమైన ఉదాహరణలుగా చూడవచ్చు. తరచుగా, ఇటువంటి బంధాలు అంతరిక్షంలో ఎటువంటి నిర్దిష్ట దిశను కలిగి ఉండవు, ఎందుకంటే అవి తమ చుట్టూ ఉన్న అన్ని అయాన్లకు ప్రతి అయాన్ యొక్క సమాన స్థిర విద్యుత్ ఆకర్షణ నుండి ఏర్పడతాయి. అయానిక బంధాలు బలమైనవి (కాబట్టి అయానిక పదార్థాలు కరగడానికి అధిక ఉష్ణోగ్రతలు అవసరం) కానీ పెళుసుగా కూడా ఉంటాయి, ఎందుకంటే అయాన్ల మధ్య శక్తులు స్వల్ప-శ్రేణివి మరియు పగుళ్లను సులభంగా వంతెన చేయలేవు. ఈ రకమైన బంధం సాధారణ ఉప్పు వంటి క్లాసిక్ ఖనిజ లవణాల స్ఫటికాల భౌతిక లక్షణాలకు దారితీస్తుంది.

తక్కువగా పేర్కొనబడిన బంధ రకం లోహ బంధం. ఈ రకమైన బంధంలో, లోహంలోని ప్రతి పరమాణువు ఒకటి లేదా అంతకంటే ఎక్కువ ఎలక్ట్రాన్లను అనేక లోహ పరమాణువుల మధ్య ఉండే ఎలక్ట్రాన్ల "సముద్రానికి" దానం చేస్తుంది. ఈ సముద్రంలో, ప్రతి ఎలక్ట్రాన్ (దాని తరంగ స్వభావం కారణంగా) ఒకేసారి అనేక పరమాణువులతో సంబంధం కలిగి ఉండటానికి స్వేచ్ఛగా ఉంటుంది. లోహ పరమాణువులు తమ ఎలక్ట్రాన్లను కోల్పోవడం వల్ల కొంత ధనావేశాన్ని పొందుతాయి, అయితే ఎలక్ట్రాన్లు ఏ నిర్దిష్ట పరమాణువులో భాగం కాకుండా అనేక పరమాణువులకు ఆకర్షితమవుతాయి, దీనివల్ల బంధం ఏర్పడుతుంది. లోహ బంధాన్ని ప్రతి పరమాణువు పాల్గొనే సహసంయోజనీయ బంధాల యొక్క పెద్ద వ్యవస్థపై ఎలక్ట్రాన్ల డీలోకలైజేషన్ (delocalization) యొక్క తీవ్రమైన ఉదాహరణగా చూడవచ్చు. ఈ రకమైన బంధం తరచుగా చాలా బలంగా ఉంటుంది (లోహాల తన్యత బలంకు దారితీస్తుంది). అయితే, లోహ బంధం ఇతర రకాల కంటే స్వభావరీత్యా సామూహికమైనది, కాబట్టి అవి లోహ స్ఫటికాలను మరింత సులభంగా వైకల్యం చెందేలా చేస్తాయి, ఎందుకంటే అవి ఒకదానికొకటి ఆకర్షితమయ్యే పరమాణువులతో కూడి ఉంటాయి, కానీ ఏ నిర్దిష్ట-దిశలోనూ ఉండవు. ఇది లోహాల సాగే గుణానికి (malleability) దారితీస్తుంది. లోహ బంధంలోని ఎలక్ట్రాన్ల మేఘం లోహాల యొక్క విలక్షణమైన మంచి విద్యుత్ మరియు ఉష్ణ వాహకతను, మరియు తెల్లని కాంతి యొక్క చాలా పౌనఃపున్యాలను ప్రతిబింబించే వాటి మెరిసే మెరుపును కలిగిస్తుంది.

చరిత్ర

ప్రధాన వ్యాసం: రసాయన శాస్త్ర చరిత్ర, అణు సిద్ధాంత చరిత్ర

అణు పూర్వ రసాయన సిద్ధాంతం

17వ శతాబ్దం చివరలో పనిచేస్తూ, రాబర్ట్ బాయిల్ ఒక రసాయన మూలకాన్ని సమ్మేళనం నుండి భిన్నమైన పదార్థంగా భావనను అభివృద్ధి చేశాడు.[11] 18వ శతాబ్దం చివరలో, అణు సిద్ధాంతం అనే భావనను ప్రస్తావించకుండానే రసాయన శాస్త్రంలో అనేక ముఖ్యమైన పరిణామాలు ఉద్భవించాయి. మొదటిది ఆంటోయిన్ లావోయిజర్, సమ్మేళనాలు స్థిరమైన నిష్పత్తిలో మూలకాలను కలిగి ఉంటాయని చూపించాడు, ఒక మూలకాన్ని ప్రయోగాల ద్వారా సరళమైన పదార్థాలుగా విడగొట్టలేని పదార్థంగా పునర్నిర్వచించాడు. ఇది పదార్థం యొక్క మూలకాలు అగ్ని, భూమి, గాలి మరియు నీరు అనే పురాతన ఆలోచనకు ముగింపు పలికింది, దీనికి ఎటువంటి ప్రయోగాత్మక మద్దతు లేదు. లావోయిజర్ నీటిని హైడ్రోజన్ మరియు ఆక్సిజన్ గా విడగొట్టవచ్చని చూపించాడు, వీటిని అతను సరళమైన వాటిగా విడగొట్టలేకపోయాడు, తద్వారా ఇవి మూలకాలని నిరూపించాడు.[12] లావోయిజర్ ద్రవ్యరాశి నిత్యత్వ నియమాన్ని కూడా నిర్వచించాడు, ఇది రసాయన చర్యలో పదార్థం కనిపించకుండా పోదని లేదా కొత్తగా పుట్టదని; పదార్థాలు రూపాంతరం చెందినప్పటికీ మొత్తం ద్రవ్యరాశి అలాగే ఉంటుందని పేర్కొంటుంది.[11] 1797లో ఫ్రెంచ్ రసాయన శాస్త్రవేత్త జోసెఫ్ ప్రౌస్ట్ స్థిర నిష్పత్తుల నియమాన్ని స్థాపించాడు, ఇది ఒక సమ్మేళనం దానిలోని రసాయన మూలకాలుగా విడగొట్టబడినట్లయితే, ఆ మూలకాల ద్రవ్యరాశులు అసలు సమ్మేళనం యొక్క పరిమాణం లేదా మూలంతో సంబంధం లేకుండా ఎల్లప్పుడూ బరువు ద్వారా ఒకే నిష్పత్తిని కలిగి ఉంటాయని పేర్కొంటుంది. ఈ నిర్వచనం సమ్మేళనాలను మిశ్రమాల నుండి వేరు చేసింది.[13]

19వ శతాబ్దం ప్రారంభ సంవత్సరాల్లో, హంఫ్రీ డేవీ వోల్టాయిక్ పైల్ యొక్క కొత్త ఆవిష్కరణను ఉపయోగించి సమ్మేళనాలను మూలకాలుగా విడగొట్టడంపై ప్రయోగాలు చేశాడు.[14] ఇది రసాయన బంధం విద్యుత్తుకు సంబంధించినదని ఊహలకు దారితీసింది మరియు 1812లో జాన్స్ జాకబ్ బెర్జెలియస్ కలిసే పరమాణువుల ఎలక్ట్రోనెగటివ్ మరియు ఎలక్ట్రోపాజిటివ్ లక్షణాలను నొక్కి చెబుతూ రసాయన కలయిక సిద్ధాంతాన్ని ప్రచురించాడు.[14]

19వ శతాబ్దం మధ్య నాటికి, ఎడ్వర్డ్ ఫ్రాంక్‌ల్యాండ్, ఎఫ్.ఎ. కెకులే, ఎ.ఎస్. కౌపర్, అలెగ్జాండర్ బుట్లెరోవ్, మరియు హెర్మన్ కోల్బే, రాడికల్స్ సిద్ధాంతంపై ఆధారపడి, వాలెన్సీ సిద్ధాంతాన్ని (valence theory) అభివృద్ధి చేశారు, దీనిని మొదట "కలిపే శక్తి" అని పిలిచేవారు, ఇందులో సమ్మేళనాలు ధన మరియు రుణ ధ్రువాల ఆకర్షణ కారణంగా కలిసి ఉండేవి.[15] 1904లో, రిచర్డ్ అబెగ్ తన నియమాన్ని ప్రతిపాదించాడు, ఒక మూలకం యొక్క గరిష్ట మరియు కనిష్ట వాలెన్సీల మధ్య వ్యత్యాసం తరచుగా ఎనిమిది అని పేర్కొన్నాడు.[16]

అణు సిద్ధాంతం

ప్రధాన వ్యాసం: అణు సిద్ధాంత చరిత్ర

1911లో ఎర్నెస్ట్ రూథర్‌ఫోర్డ్ ఎలక్ట్రాన్లతో చుట్టబడిన పరమాణు కేంద్రకాన్ని కనుగొనడంతో పరమాణువు యొక్క స్వభావం మరింత స్పష్టమైంది. తన పత్రంలో, రూథర్‌ఫోర్డ్ జపనీస్ భౌతిక శాస్త్రవేత్త హంతారో నాగయోకా నమూనాను ప్రస్తావించాడు,[17] అతను థామ్సన్ యొక్క ప్లమ్ పుడ్డింగ్ నమూనాను వ్యతిరేక ఆవేశాలు అభేద్యమైనవనే కారణంతో తిరస్కరించాడు. 1904లో, నాగయోకా పరమాణువు యొక్క ప్రత్యామ్నాయ గ్రహ నమూనాను ప్రతిపాదించాడు, ఇందులో ధనావేశిత కేంద్రం శని మరియు దాని వలయాల మాదిరిగా తిరుగుతున్న అనేక ఎలక్ట్రాన్లతో చుట్టబడి ఉంటుంది.[18]

నాగయోకా నమూనా ఇలా ఊహించింది:

  • చాలా భారీ పరమాణు కేంద్రం (చాలా భారీ గ్రహానికి సారూప్యతగా)
  • స్థిర విద్యుత్ శక్తుల ద్వారా బంధించబడిన కేంద్రకం చుట్టూ తిరుగుతున్న ఎలక్ట్రాన్లు (గురుత్వాకర్షణ శక్తుల ద్వారా బంధించబడిన శని చుట్టూ తిరుగుతున్న వలయాలకు సారూప్యతగా.)

1911 సోల్వే కాన్ఫరెన్స్‌లో, పరమాణువుల మధ్య శక్తి వ్యత్యాసాలను ఏమి నియంత్రించగలదనే చర్చలో, మాక్స్ ప్లాంక్ ఇలా పేర్కొన్నాడు: "మధ్యవర్తులు ఎలక్ట్రాన్లు కావచ్చు."[19] ఈ కేంద్రక నమూనాలు ఎలక్ట్రాన్లు రసాయన ప్రవర్తనను నిర్ణయిస్తాయని సూచించాయి.

తరువాత నీల్స్ బోర్ యొక్క 1913 నమూనా ఎలక్ట్రాన్ కక్ష్యలతో కూడిన కేంద్రక పరమాణువును ప్రతిపాదించింది.

ఆధునిక రసాయన సిద్ధాంతం

1916లో, రసాయన శాస్త్రవేత్త గిల్బర్ట్ ఎన్. లూయిస్ ఎలక్ట్రాన్-జత బంధాల భావనను అభివృద్ధి చేశాడు, ఇందులో రెండు పరమాణువులు ఒకటి నుండి ఆరు ఎలక్ట్రాన్లను పంచుకోవచ్చు, తద్వారా ఏక ఎలక్ట్రాన్ బంధం, ఏక బంధం, ద్విబంధం, లేదా త్రిబంధం ఏర్పడుతుంది; లూయిస్ మాటల్లోనే చెప్పాలంటే, "ఒక ఎలక్ట్రాన్ రెండు వేర్వేరు పరమాణువుల కర్పరంలో భాగంగా ఉండవచ్చు మరియు అది ప్రత్యేకంగా దేనికీ చెందదని చెప్పలేము."[20]

అదే 1916లో, వాల్టర్ కోసెల్ లూయిస్ సిద్ధాంతానికి సమానమైన సిద్ధాంతాన్ని ప్రతిపాదించాడు, కానీ అతని నమూనా పరమాణువుల మధ్య ఎలక్ట్రాన్ల పూర్తి బదిలీని ఊహించింది, మరియు ఇది అయానిక బంధం యొక్క నమూనా. లూయిస్ మరియు కోసెల్ ఇద్దరూ తమ బంధ నమూనాలను అబెగ్ నియమం (1904) ఆధారంగా రూపొందించారు.

నీల్స్ బోర్ కూడా 1913లో రసాయన బంధం యొక్క బోర్ నమూనాను ప్రతిపాదించాడు. ద్విపరమాణు అణువు కోసం అతని నమూనా ప్రకారం, అణువులోని పరమాణువుల ఎలక్ట్రాన్లు ఒక తిరిగే వలయాన్ని ఏర్పరుస్తాయి, దీని తలం అణువు యొక్క అక్షానికి లంబంగా మరియు పరమాణు కేంద్రకాల నుండి సమాన దూరంలో ఉంటుంది. అణు వ్యవస్థ యొక్క గతిశీల సమతుల్యత ఎలక్ట్రాన్ల వలయం యొక్క తలానికి కేంద్రకాల ఆకర్షణ శక్తులు మరియు కేంద్రకాల పరస్పర వికర్షణ శక్తుల మధ్య శక్తుల సమతుల్యత ద్వారా సాధించబడుతుంది. రసాయన బంధం యొక్క బోర్ నమూనా కూలుంబ్ వికర్షణను పరిగణనలోకి తీసుకుంది - వలయంలోని ఎలక్ట్రాన్లు ఒకదానికొకటి గరిష్ట దూరంలో ఉంటాయి.[21][22]

1927లో, ఒక సాధారణ రసాయన బంధం యొక్క మొదటి గణితపరంగా పూర్తి క్వాంటం వివరణ, అంటే హైడ్రోజన్ అణు అయాన్, H2+ లో ఒక ఎలక్ట్రాన్ ద్వారా ఉత్పత్తి చేయబడినది, డానిష్ భౌతిక శాస్త్రవేత్త ఓవిండ్ బుర్రా ద్వారా ఉద్భవించింది.[23] ఈ పని రసాయన బంధాలకు క్వాంటం విధానం ప్రాథమికంగా మరియు పరిమాణాత్మకంగా సరైనదని చూపించింది, కానీ ఉపయోగించిన గణిత పద్ధతులను ఒకటి కంటే ఎక్కువ ఎలక్ట్రాన్లను కలిగి ఉన్న అణువులకు విస్తరించలేము. అదే సంవత్సరంలో వాల్టర్ హీట్లర్ మరియు ఫ్రిట్జ్ లండన్ ద్వారా మరింత ఆచరణాత్మకమైన, తక్కువ పరిమాణాత్మకమైన విధానం ముందుకు వచ్చింది. హీట్లర్-లండన్ పద్ధతి ఇప్పుడు వాలెన్స్ బంధ సిద్ధాంతం అని పిలువబడే దానికి పునాదిని ఏర్పరుస్తుంది.[24] 1929లో, అణు ఆర్బిటాల్‌ల రేఖీయ కలయిక అణు ఆర్బిటాల్ పద్ధతి (LCAO) ఉజ్జాయింపును సర్ జాన్ లెనార్డ్-జోన్స్ ప్రవేశపెట్టారు, అతను F2 (ఫ్లోరిన్) మరియు O2 (ఆక్సిజన్) అణువుల ఎలక్ట్రానిక్ నిర్మాణాలను ప్రాథమిక క్వాంటం సూత్రాల నుండి ఉత్పాదించడానికి పద్ధతులను కూడా సూచించాడు. ఈ అణు ఆర్బిటాల్ సిద్ధాంతం ఒక సహసంయోజనీయ బంధాన్ని క్వాంటం మెకానికల్ ష్రోడింగర్ పరమాణు ఆర్బిటాల్‌లను కలపడం ద్వారా ఏర్పడిన ఆర్బిటాల్‌గా సూచించింది, ఇవి ఏక పరమాణువులలోని ఎలక్ట్రాన్ల కోసం ఊహించబడ్డాయి. బహుళ-ఎలక్ట్రాన్ పరమాణువులలోని బంధిత ఎలక్ట్రాన్ల కోసం సమీకరణాలను గణిత పరిపూర్ణతకు (అంటే, విశ్లేషణాత్మకంగా) పరిష్కరించలేము, కానీ వాటి కోసం ఉజ్జాయింపులు ఇప్పటికీ అనేక మంచి గుణాత్మక అంచనాలను మరియు ఫలితాలను ఇచ్చాయి. ఆధునిక క్వాంటం కెమిస్ట్రీలో చాలా పరిమాణాత్మక లెక్కలు వాలెన్స్ బంధం లేదా అణు ఆర్బిటాల్ సిద్ధాంతాన్ని ప్రారంభ బిందువుగా ఉపయోగిస్తాయి, అయితే మూడవ విధానం, డెన్సిటీ ఫంక్షనల్ థియరీ, ఇటీవలి సంవత్సరాలలో బాగా ప్రాచుర్యం పొందింది.

1933లో, హెచ్. హెచ్. జేమ్స్ మరియు ఎ. ఎస్. కూలిడ్జ్ డైహైడ్రోజన్ అణువుపై ఒక గణనను నిర్వహించారు, ఇది ఎలక్ట్రాన్ పరమాణు కేంద్రకం నుండి దూరం యొక్క విధులను మాత్రమే ఉపయోగించిన మునుపటి అన్ని గణనల వలె కాకుండా, రెండు ఎలక్ట్రాన్ల మధ్య దూరాన్ని కూడా స్పష్టంగా జోడించిన విధులను ఉపయోగించింది.[25] 13 సర్దుబాటు పారామితులతో వారు విచ్ఛేదన శక్తి కోసం ప్రయోగాత్మక ఫలితానికి చాలా దగ్గరగా ఉన్న ఫలితాన్ని పొందారు. తర్వాతి పొడిగింపులు 54 పారామితుల వరకు ఉపయోగించబడ్డాయి మరియు ప్రయోగాలతో అద్భుతమైన ఒప్పందాన్ని ఇచ్చాయి. ఈ గణన క్వాంటం సిద్ధాంతం ప్రయోగంతో ఒప్పందాన్ని ఇవ్వగలదని శాస్త్రీయ సమాజానికి నమ్మకం కలిగించింది. అయితే ఈ విధానానికి వాలెన్స్ బంధం మరియు అణు ఆర్బిటాల్ సిద్ధాంతాల యొక్క భౌతిక చిత్రాలు ఏవీ లేవు మరియు పెద్ద అణువులకు విస్తరించడం కష్టం.

రసాయన సూత్రాలలో బంధాలు

పరమాణువులు మరియు అణువులు త్రిమితీయమైనవి కాబట్టి, ఆర్బిటాల్‌లు మరియు బంధాలను సూచించడానికి ఒకే పద్ధతిని ఉపయోగించడం కష్టం. అణు సూత్రాలలో పరమాణువుల మధ్య రసాయన బంధాలు (బంధిత ఆర్బిటాల్‌లు) చర్చ రకాన్ని బట్టి వివిధ మార్గాల్లో సూచించబడతాయి. కొన్నిసార్లు, కొన్ని వివరాలు విస్మరించబడతాయి. ఉదాహరణకు, సేంద్రీయ రసాయన శాస్త్రంలో కొన్నిసార్లు అణువు యొక్క ఫంక్షనల్ గ్రూప్ గురించి మాత్రమే ఆందోళన చెందుతారు. అందువల్ల, ఇథనాల్ యొక్క అణు సూత్రాన్ని కన్ఫర్మేషనల్ రూపంలో, త్రిమితీయ రూపంలో, పూర్తి ద్విమితీయ రూపంలో (త్రిమితీయ దిశలు లేకుండా ప్రతి బంధాన్ని సూచిస్తూ), కుదించబడిన ద్విమితీయ రూపంలో (CH3–CH2–OH), అణువులోని మరొక భాగం నుండి ఫంక్షనల్ గ్రూప్‌ను వేరు చేయడం ద్వారా (C2H5OH), లేదా దాని పరమాణు భాగాల ద్వారా (C2H6O), చర్చించబడే దానిని బట్టి వ్రాయవచ్చు. కొన్నిసార్లు, బంధం లేని వాలెన్స్ షెల్ ఎలక్ట్రాన్లు (ద్విమితీయ సుమారు దిశలతో) కూడా గుర్తించబడతాయి, ఉదా. మూలక కార్బన్ కోసం .'C'. కొంతమంది రసాయన శాస్త్రవేత్తలు సంబంధిత ఆర్బిటాల్‌లను కూడా గుర్తించవచ్చు, ఉదా. ఊహాజనిత ఈథీన్−4 అయాన్ (\/C=C/\ −4) బంధం ఏర్పడే అవకాశాన్ని సూచిస్తుంది.

బలమైన రసాయన బంధాలు

pmలో సాధారణ బంధ దూరం
మరియు kJ/molలో బంధ శక్తులు.[26]
బంధ దూరాలను Å లోకి మార్చవచ్చు
100తో భాగించడం ద్వారా (1 Å = 100 pm).
బంధం దూరం
(pm) 		శక్తి
(kJ/mol)
H — హైడ్రోజన్
H–H 74 436
H–O 96 467
H–F 92 568
H–Cl 127 432
C — కార్బన్
C–H 109 413
C–C 154 347
C–C= 151
=C–C≡ 147
=C–C= 148
C=C 134 614
C≡C 120 839
C–N 147 308
C–O 143 358
C=O 745
C≡O 1,072
C–F 134 488
C–Cl 177 330
N — నైట్రోజన్
N–H 101 391
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — ఆక్సిజన్
O–O 148 146
O=O 121 495
F, Cl, Br, I — హాలోజన్లు
F–F 142 158
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–I 267 151

బలమైన రసాయన బంధాలు అణువులలో పరమాణువులను కలిపి ఉంచే అంతర అణు శక్తులు. ఒక బలమైన రసాయన బంధం పరమాణు కేంద్రాల మధ్య ఎలక్ట్రాన్ల బదిలీ లేదా భాగస్వామ్యం నుండి ఏర్పడుతుంది మరియు కేంద్రకాలలోని ప్రోటాన్లు మరియు ఆర్బిటాల్‌లలోని ఎలక్ట్రాన్ల మధ్య స్థిర విద్యుత్ ఆకర్షణపై ఆధారపడుతుంది.

నిర్మాణ మూలకాల యొక్క ఎలక్ట్రోనెగటివిటీలో వ్యత్యాసం కారణంగా బలమైన బంధాల రకాలు మారుతూ ఉంటాయి. ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ అనేది ఒక రసాయన బంధాన్ని ఏర్పరిచేటప్పుడు ఒక నిర్దిష్ట రసాయన మూలకం యొక్క పరమాణువు భాగస్వామ్య ఎలక్ట్రాన్లను ఆకర్షించే ధోరణి, ఇక్కడ సంబంధిత ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ ఎక్కువగా ఉంటే అది ఎలక్ట్రాన్లను అంత ఎక్కువగా ఆకర్షిస్తుంది. ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ బంధ శక్తిని పరిమాణాత్మకంగా అంచనా వేయడానికి ఒక సాధారణ మార్గంగా పనిచేస్తుంది, ఇది సహసంయోజనీయ బంధం నుండి అయానిక బంధం వరకు నిరంతర స్థాయిలో బంధాన్ని వర్ణిస్తుంది. ఎలక్ట్రోనెగటివిటీలో పెద్ద వ్యత్యాసం బంధంలో మరింత ధ్రువ (అయానిక) స్వభావానికి దారితీస్తుంది.

అయానిక బంధం

ప్రధాన వ్యాసం: అయానిక బంధం

అయానిక్ బంధం అనేది పరమాణువుల మధ్య అధిక ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ వ్యత్యాసం ఉన్నప్పుడు ఏర్పడే ఒక రకమైన స్థిర విద్యుత్ పరస్పర చర్య. అయానిక్ బంధాన్ని కోవలెంట్ బంధం నుండి వేరు చేయడానికి ఖచ్చితమైన విలువ ఏదీ లేదు, కానీ 1.7 కంటే ఎక్కువ ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ వ్యత్యాసం ఉంటే అది అయానిక్ బంధం అయ్యే అవకాశం ఉంది, అదే 1.7 కంటే తక్కువ ఉంటే అది కోవలెంట్ బంధం అయ్యే అవకాశం ఉంది.[27] అయానిక్ బంధం విడివిడి ధన మరియు రుణ అయాన్లకు దారితీస్తుంది. అయానిక్ ఆవేశాలు సాధారణంగా −3e నుండి +3e మధ్య ఉంటాయి. అయానిక్ బంధం సాధారణంగా సోడియం క్లోరైడ్ (టేబుల్ సాల్ట్) వంటి లోహ లవణాలలో (metal salts) కనిపిస్తుంది. అయానిక్ బంధాల యొక్క ఒక సాధారణ లక్షణం ఏమిటంటే, ఇవి అయానిక్ స్పటికాలుగా ఏర్పడతాయి, ఇందులో ఏ అయాన్ కూడా ఒక నిర్దిష్ట దిశాత్మక బంధంలో మరొక అయాన్‌తో ప్రత్యేకంగా జతకట్టదు. బదులుగా, ప్రతి అయాన్ వ్యతిరేక ఆవేశం కలిగిన అయాన్లచే చుట్టబడి ఉంటుంది, మరియు దాని చుట్టూ ఉన్న అదే రకమైన అన్ని పరమాణువులకు, దాని నుండి వ్యతిరేక ఆవేశం కలిగిన అయాన్లకు మధ్య దూరం సమానంగా ఉంటుంది. అందువల్ల, ఒక అయాన్‌ను దాని సమీపంలో ఉన్న మరొక నిర్దిష్ట అయాన్‌తో అనుసంధానించడం సాధ్యం కాదు. ఇది కోవలెంట్ స్పటికాలలో ఉండే పరిస్థితికి భిన్నంగా ఉంటుంది, అక్కడ ఎక్స్-రే డిఫ్రాక్షన్ వంటి పద్ధతుల ద్వారా కొలిచినప్పుడు, నిర్దిష్ట పరమాణువుల మధ్య ఉండే కోవలెంట్ బంధాలను వాటి మధ్య ఉన్న తక్కువ దూరాల ద్వారా గుర్తించవచ్చు.

అయానిక్ స్పటికాలు కోవలెంట్ మరియు అయానిక్ జాతుల మిశ్రమాన్ని కలిగి ఉండవచ్చు, ఉదాహరణకు సోడియం సైనైడ్ (NaCN) వంటి సంక్లిష్ట ఆమ్లాల లవణాలు. ఎక్స్-రే డిఫ్రాక్షన్ ద్వారా NaCNలో, సోడియం కాటయాన్లు (Na+) మరియు సైనైడ్ ఆనయాన్ల (CN−) మధ్య బంధాలు అయానిక్ అని, ఏ సోడియం అయాన్ కూడా ఒక నిర్దిష్ట సైనైడ్తో అనుసంధానించబడి ఉండదని తెలుస్తుంది. అయితే, సైనైడ్‌లోని కార్బన్ (C) మరియు నైట్రోజన్ (N) పరమాణువుల మధ్య బంధాలు కోవలెంట్ రకానికి చెందినవి, కాబట్టి ప్రతి కార్బన్ కేవలం ఒక నైట్రోజన్‌కు బలంగా బంధించబడి ఉంటుంది, సోడియం సైనైడ్ స్పటికంలోని ఇతర కార్బన్‌లు లేదా నైట్రోజన్‌ల కంటే ఇది భౌతికంగా ఆ నైట్రోజన్‌కు చాలా దగ్గరగా ఉంటుంది.

ఇటువంటి స్పటికాలను ద్రవాలుగా కరిగించినప్పుడు, అయానిక్ బంధాలు మొదట విచ్ఛిన్నమవుతాయి, ఎందుకంటే అవి దిశాత్మకం కానివి మరియు ఆవేశపూరిత అయాన్లు స్వేచ్ఛగా కదలడానికి అనుమతిస్తాయి. అదేవిధంగా, ఇటువంటి లవణాలు నీటిలో కరిగినప్పుడు, అయానిక్ బంధాలు సాధారణంగా నీటితో జరిగే పరస్పర చర్య వల్ల విచ్ఛిన్నమవుతాయి, కానీ కోవలెంట్ బంధాలు అలాగే ఉంటాయి. ఉదాహరణకు, ద్రావణంలో, సైనైడ్ అయాన్లు CN− అయాన్లుగా కలిసి ఉండి స్వతంత్రంగా కదులుతాయి, సోడియం అయాన్లు కూడా Na+గా కదులుతాయి. నీటిలో, ఆవేశపూరిత అయాన్లు విడిపోతాయి ఎందుకంటే ప్రతి అయాన్ ఒకదానికొకటి కంటే నీటి అణువుల వైపు బలంగా ఆకర్షించబడతాయి. ఇటువంటి ద్రావణాలలో అయాన్లు మరియు నీటి అణువుల మధ్య ఆకర్షణ ఒక రకమైన బలహీనమైన డైపోల్-డైపోల్ రకపు రసాయన బంధం వల్ల కలుగుతుంది. కరిగిన అయానిక్ సమ్మేళనాలలో, అయాన్లు ఒకదానికొకటి ఆకర్షించబడుతూనే ఉంటాయి, కానీ అవి ఎటువంటి క్రమబద్ధమైన లేదా స్పటిక రూపంలో ఉండవు.

కోవలెంట్ బంధం

ప్రధాన వ్యాసం: Covalent bond

కోవలెంట్ బంధం అనేది ఒక సాధారణ రకపు బంధం, ఇందులో రెండు లేదా అంతకంటే ఎక్కువ పరమాణువులు వేలెన్స్ ఎలక్ట్రాన్లను దాదాపు సమానంగా పంచుకుంటాయి. అత్యంత సరళమైన మరియు సాధారణ రకం సింగిల్ బాండ్, ఇందులో రెండు పరమాణువులు రెండు ఎలక్ట్రాన్లను పంచుకుంటాయి. ఇతర రకాల్లో డబుల్ బాండ్, ట్రిపుల్ బాండ్, వన్- మరియు త్రీ-ఎలక్ట్రాన్ బంధాలు, త్రీ-సెంటర్ టూ-ఎలక్ట్రాన్ బాండ్, మరియు త్రీ-సెంటర్ ఫోర్-ఎలక్ట్రాన్ బాండ్ ఉన్నాయి.

నాన్-పోలార్ కోవలెంట్ బంధాలలో, బంధిత పరమాణువుల మధ్య ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ వ్యత్యాసం తక్కువగా ఉంటుంది, సాధారణంగా 0 నుండి 0.3 వరకు ఉంటుంది. చాలా సేంద్రీయ సమ్మేళనాల (organic compounds) లోని బంధాలు కోవలెంట్ అని వర్ణించబడతాయి. చిత్రం మీథేన్ (CH4)ను చూపుతుంది, ఇందులో ప్రతి హైడ్రోజన్ కార్బన్‌తో కోవలెంట్ బంధాన్ని ఏర్పరుస్తుంది. ఇటువంటి బంధం యొక్క LCAO వివరణల కోసం సిగ్మా బాండ్లు మరియు పై బాండ్లను చూడండి.[28]

ప్రధానంగా నాన్-పోలార్ కోవలెంట్ బంధాల నుండి ఏర్పడే అణువులు తరచుగా నీటిలో లేదా ఇతర పోలార్ సాల్వెంట్లలో కలవవు (immiscible), కానీ హెక్సేన్ వంటి నాన్-పోలార్ సాల్వెంట్లలో బాగా కరుగుతాయి.

పోలార్ కోవలెంట్ బాండ్ అనేది గణనీయమైన అయానిక్ స్వభావం కలిగిన కోవలెంట్ బంధం. అంటే, పంచుకున్న రెండు ఎలక్ట్రాన్లు ఒక పరమాణువుకు మరొక దాని కంటే దగ్గరగా ఉండి, ఆవేశ అసమతుల్యతను సృష్టిస్తాయి. ఇటువంటి బంధాలు మధ్యస్థంగా భిన్నమైన ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ కలిగిన రెండు పరమాణువుల మధ్య ఏర్పడతాయి మరియు డైపోల్-డైపోల్ పరస్పర చర్యలకు దారితీస్తాయి. ఈ బంధాలలో రెండు పరమాణువుల మధ్య ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ వ్యత్యాసం 0.3 నుండి 1.7 వరకు ఉంటుంది.

సింగిల్ మరియు మల్టిపుల్ బంధాలు

రెండు పరమాణువుల మధ్య సింగిల్ బాండ్ ఒక జత ఎలక్ట్రాన్ల భాగస్వామ్యానికి అనుగుణంగా ఉంటుంది. హైడ్రోజన్ (H) పరమాణువు ఒక వేలెన్స్ ఎలక్ట్రాన్‌ను కలిగి ఉంటుంది. రెండు హైడ్రోజన్ పరమాణువులు కలిసి ఒక అణువును ఏర్పరుస్తాయి, ఇవి పంచుకున్న ఎలక్ట్రాన్ జత ద్వారా బంధించబడతాయి. ఇప్పుడు ప్రతి H పరమాణువు హీలియం (He) యొక్క నోబుల్ గ్యాస్ ఎలక్ట్రాన్ కాన్ఫిగరేషన్‌ను కలిగి ఉంటుంది. పంచుకున్న ఎలక్ట్రాన్ల జత ఒక సింగిల్ కోవలెంట్ బంధాన్ని ఏర్పరుస్తుంది. రెండు పరమాణువుల మధ్య ఉన్న ఈ రెండు బంధిత ఎలక్ట్రాన్ల ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత, పరస్పరం చర్య చేయని రెండు H పరమాణువుల సాంద్రత కంటే పెరుగుతుంది.

డబుల్ బాండ్ రెండు పంచుకున్న ఎలక్ట్రాన్ జతలను కలిగి ఉంటుంది, ఒకటి సిగ్మా బంధంలో మరియు మరొకటి పై బాండ్లో, ఇక్కడ ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత ఇంటర్న్యూక్లియర్ అక్షానికి రెండు వ్యతిరేక వైపులా కేంద్రీకృతమై ఉంటుంది. ట్రిపుల్ బాండ్ మూడు పంచుకున్న ఎలక్ట్రాన్ జతలను కలిగి ఉంటుంది, ఇది ఒక సిగ్మా మరియు రెండు పై బంధాలను ఏర్పరుస్తుంది. దీనికి ఉదాహరణ నైట్రోజన్. క్వాడ్రపుల్ మరియు అంతకంటే ఎక్కువ బంధాలు చాలా అరుదు మరియు కొన్ని ట్రాన్సిషన్ మెటల్ పరమాణువుల మధ్య మాత్రమే ఏర్పడతాయి.

కోఆర్డినేట్ కోవలెంట్ బాండ్ (డైపోలార్ బాండ్)

కోఆర్డినేట్ కోవలెంట్ బాండ్ అనేది ఒక కోవలెంట్ బంధం, ఇందులో పంచుకున్న రెండు బంధిత ఎలక్ట్రాన్లు బంధంలో పాల్గొన్న పరమాణువులలో ఒకే దాని నుండి వస్తాయి. ఉదాహరణకు, బోరాన్ ట్రైఫ్లోరైడ్ (BF3) మరియు అమ్మోనియా (NH3) కలిసి F3B←NH3 అనే అడక్ట్ లేదా కోఆర్డినేషన్ కాంప్లెక్స్ను ఏర్పరుస్తాయి, ఇందులో B-N బంధం ఉంటుంది, ఇక్కడ N పై ఉన్న ఒక లోన్ పెయిర్ ఎలక్ట్రాన్లు B పై ఉన్న ఖాళీ అటామిక్ ఆర్బిటాల్‌తో పంచుకోబడతాయి. ఖాళీ ఆర్బిటాల్ ఉన్న BF3ని ఎలక్ట్రాన్ జత గ్రాహకం లేదా లూయిస్ ఆమ్లం అని, పంచుకోగల లోన్ పెయిర్ ఉన్న NH3ని ఎలక్ట్రాన్ జత దాత లేదా లూయిస్ బేస్ అని పిలుస్తారు. అయానిక్ బంధానికి భిన్నంగా, ఎలక్ట్రాన్లు పరమాణువుల మధ్య దాదాపు సమానంగా పంచుకోబడతాయి. ఇటువంటి బంధాన్ని లూయిస్ ఆమ్లం వైపు చూపే బాణంతో సూచిస్తారు. (చిత్రంలో, గీతలు రేఖాచిత్రం యొక్క తలంలో ఉన్న బంధాలను, వెడ్జ్డ్ బంధాలు పరిశీలకుడి వైపు, మరియు డాష్డ్ బంధాలు పరిశీలకుడికి దూరంగా ఉన్న బంధాలను సూచిస్తాయి.)

ట్రాన్సిషన్ మెటల్ కాంప్లెక్స్లు సాధారణంగా కోఆర్డినేట్ కోవలెంట్ బంధాల ద్వారా బంధించబడతాయి. ఉదాహరణకు, Ag+ అయాన్ లూయిస్ బేస్ NH3 యొక్క రెండు అణువులతో లూయిస్ ఆమ్లంగా చర్య జరిపి Ag(NH3)2+ అనే కాంప్లెక్స్ అయాన్‌ను ఏర్పరుస్తుంది, ఇది రెండు Ag←N కోఆర్డినేట్ కోవలెంట్ బంధాలను కలిగి ఉంటుంది.

లోహ బంధం

ప్రధాన వ్యాసం: Metallic bonding లోహ బంధంలో, బంధిత ఎలక్ట్రాన్లు పరమాణువుల లాటిస్ అంతటా డీలోకలైజ్ (delocalized) చేయబడతాయి. దీనికి విరుద్ధంగా, అయానిక్ సమ్మేళనాలలో, బంధిత ఎలక్ట్రాన్ల స్థానాలు మరియు వాటి ఆవేశాలు స్థిరంగా ఉంటాయి. బంధిత ఎలక్ట్రాన్ల స్వేచ్ఛా కదలిక లేదా డీలోకలైజేషన్ వల్ల మెరుపు (ఉపరితల కాంతి పరావర్తనం), విద్యుత్ మరియు థర్మల్ కండక్టివిటీ, డక్టిలిటీ, మరియు అధిక టెన్సైల్ స్ట్రెంత్ వంటి శాస్త్రీయ లోహ లక్షణాలు ఏర్పడతాయి.

అంతర అణు బంధం

ప్రధాన వ్యాసం: Intermolecular force కోవలెంట్ బంధం లేని రెండు లేదా అంతకంటే ఎక్కువ అణువుల మధ్య ఏర్పడే అనేక రకాల బలహీనమైన బంధాలు ఉన్నాయి. అంతర అణు బలాల వల్ల అణువులు ఒకదానికొకటి ఆకర్షించుకుంటాయి లేదా వికర్షించుకుంటాయి. తరచుగా, ఈ బలాలు ఒక పదార్థం యొక్క భౌతిక లక్షణాలను (ఉదాహరణకు ద్రవీభవన స్థానం) ప్రభావితం చేస్తాయి.

వాన్ డెర్ వాల్స్ ఫోర్స్లు క్లోజ్డ్-షెల్ అణువుల మధ్య పరస్పర చర్యలు. ఇవి పోలార్ అణువులలోని పాక్షిక ఆవేశాల మధ్య కూలుంబ్ పరస్పర చర్యలను మరియు క్లోజ్డ్ ఎలక్ట్రాన్ షెల్స్ మధ్య పౌలీ వికర్షణలను కలిగి ఉంటాయి.[29]

కీసోమ్ ఫోర్సెస్ అనేవి రెండు పోలార్ అణువుల శాశ్వత డైపోల్స్ మధ్య ఉండే బలాలు.[29] లండన్ డిస్పర్షన్ ఫోర్స్లు వేర్వేరు అణువుల ప్రేరిత డైపోల్స్ మధ్య ఉండే బలాలు.[29] ఒక అణువులోని శాశ్వత డైపోల్ మరియు మరొక అణువులోని ప్రేరిత డైపోల్ మధ్య కూడా పరస్పర చర్య ఉండవచ్చు.[29]

A--H•••B రూపంలో ఉండే హైడ్రోజన్ బాండ్లు, A మరియు B అనేవి రెండు అత్యంత ఎలక్ట్రోనెగటివ్ పరమాణువులు (సాధారణంగా N, O, లేదా F) అయినప్పుడు ఏర్పడతాయి, తద్వారా A, Hతో అత్యంత పోలార్ కోవలెంట్ బంధాన్ని ఏర్పరుస్తుంది, దీనివల్ల H పాక్షిక ధన ఆవేశాన్ని కలిగి ఉంటుంది, మరియు B ఒక లోన్ పెయిర్ ఎలక్ట్రాన్లను కలిగి ఉంటుంది, ఇది ఈ పాక్షిక ధన ఆవేశం వైపు ఆకర్షించబడి హైడ్రోజన్ బంధాన్ని ఏర్పరుస్తుంది.[29] నీరు మరియు అమ్మోనియా వాటి కంటే బరువైన అనలాగ్‌ల కంటే అధిక మరిగే స్థానాలను కలిగి ఉండటానికి హైడ్రోజన్ బంధాలే కారణం. కొన్ని సందర్భాల్లో, వేర్వేరు అణువులపై రెండు ఎలక్ట్రోనెగటివ్ పరమాణువుల మధ్య ఉన్న హాలోజన్ పరమాణువు ద్వారా ఇలాంటి హాలోజన్ బాండ్ ఏర్పడవచ్చు.

తక్కువ దూరాలలో, పరమాణువుల మధ్య వికర్షణ బలాలు కూడా ముఖ్యమైనవిగా మారుతాయి.[29]

రసాయన బంధ సిద్ధాంతాలు

"స్వచ్ఛమైన" అయానిక్ బాండ్ యొక్క (అవాస్తవిక) పరిమితిలో, ఎలక్ట్రాన్లు బంధంలోని రెండు పరమాణువులలో ఒకదానిపై ఖచ్చితంగా స్థానికీకరించబడతాయి. ఇటువంటి బంధాలను క్లాసికల్ ఫిజిక్స్ ద్వారా అర్థం చేసుకోవచ్చు. పరమాణువుల మధ్య బలం ఐసోట్రోపిక్ కంటిన్యూమ్ ఎలక్ట్రోస్టాటిక్ పొటెన్షియల్స్‌పై ఆధారపడి ఉంటుంది. కూలుంబ్ నియమం ప్రకారం, బలం యొక్క పరిమాణం రెండు అయానిక్ ఆవేశాల లబ్దానికి సరళ నిష్పత్తిలో ఉంటుంది.[30]

కోవలెంట్ బంధాలను వేలెన్స్ బాండ్ (VB) థియరీ లేదా మాలిక్యులర్ ఆర్బిటాల్ (MO) థియరీ ద్వారా మెరుగ్గా అర్థం చేసుకోవచ్చు. పాల్గొన్న పరమాణువుల లక్షణాలను ఆక్సిడేషన్ నంబర్, ఫార్మల్ చార్జ్, మరియు ఎలక్ట్రోనెగటివిటీ వంటి భావనలను ఉపయోగించి అర్థం చేసుకోవచ్చు. బంధంలోని ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత వ్యక్తిగత పరమాణువులకు కేటాయించబడదు, బదులుగా పరమాణువుల మధ్య డీలోకలైజ్ చేయబడుతుంది. వేలెన్స్ బాండ్ థియరీలో, బంధం అనేది అటామిక్ ఆర్బిటాల్‌ల అతివ్యాప్తి ద్వారా రెండు పరమాణువులచే స్థానికీకరించబడిన మరియు పంచుకోబడిన ఎలక్ట్రాన్ జతల నుండి నిర్మించబడినట్లుగా భావించబడుతుంది. ఆర్బిటాల్ హైబ్రిడైజేషన్ మరియు రెసొనెన్స్ భావనలు ఎలక్ట్రాన్ జత బంధం యొక్క ఈ ప్రాథమిక భావనను మెరుగుపరుస్తాయి. మాలిక్యులర్ ఆర్బిటాల్ థియరీలో, బంధం అనేది డీలోకలైజ్ చేయబడినట్లుగా మరియు అణువు అంతటా విస్తరించి ఉన్న ఆర్బిటాల్‌లలో కేటాయించబడినట్లుగా చూడబడుతుంది, ఇవి సాధారణంగా లీనియర్ కాంబినేషన్ ఆఫ్ అటామిక్ ఆర్బిటాల్స్ (LCAO)ను పరిగణనలోకి తీసుకోవడం ద్వారా దాని సౌష్టవ లక్షణాలకు అనుగుణంగా ఉంటాయి. వేలెన్స్ బాండ్ థియరీ ప్రాదేశికంగా స్థానికీకరించబడటం వల్ల రసాయనికంగా మరింత సహజంగా ఉంటుంది, ఇది రసాయన మార్పులకు లోనవుతున్న అణువులోని భాగాలపై దృష్టి పెట్టడానికి అనుమతిస్తుంది. దీనికి విరుద్ధంగా, మాలిక్యులర్ ఆర్బిటాల్‌లు క్వాంటం మెకానికల్ కోణం నుండి మరింత "సహజమైనవి", ఆర్బిటాల్ శక్తులు భౌతికంగా ముఖ్యమైనవి మరియు ఫోటోఎలక్ట్రాన్ స్పెక్ట్రోస్కోపీ నుండి ప్రయోగాత్మక అయనీకరణ శక్తులతో నేరుగా అనుసంధానించబడి ఉంటాయి. తత్ఫలితంగా, వేలెన్స్ బాండ్ థియరీ మరియు మాలిక్యులర్ ఆర్బిటాల్ థియరీ తరచుగా పోటీ పడే కానీ పరస్పర పూరక ఫ్రేమ్‌వర్క్‌లుగా చూడబడతాయి, ఇవి రసాయన వ్యవస్థలపై విభిన్న అంతర్దృష్టులను అందిస్తాయి. ఎలక్ట్రానిక్ స్ట్రక్చర్ థియరీ కోసం విధానాలుగా, MO మరియు VB పద్ధతులు రెండూ సూత్రప్రాయంగా కావలసిన స్థాయి ఖచ్చితత్వానికి అంచనాలను ఇవ్వగలవు. అయితే, తక్కువ స్థాయిలలో, అంచనాలు భిన్నంగా ఉంటాయి మరియు ఒక విధానం ఒక నిర్దిష్ట వ్యవస్థ లేదా లక్షణానికి సంబంధించిన గణనలకు మరొక దాని కంటే మెరుగ్గా సరిపోవచ్చు.[31]

స్వచ్ఛమైన అయానిక్ బంధాలలో గోళాకార సౌష్టవ కూలుంబ్ బలాల వలె కాకుండా, కోవలెంట్ బంధాలు సాధారణంగా దిశాత్మకమైనవి మరియు అనిసోట్రోపిక్. ఇవి తరచుగా అణు తలానికి సంబంధించి వాటి సౌష్టవం ఆధారంగా సిగ్మా బాండ్లు మరియు పై బాండ్లుగా వర్గీకరించబడతాయి. సాధారణ సందర్భంలో, పరమాణువులు పాల్గొన్న పరమాణువుల సాపేక్ష ఎలక్ట్రోనెగటివిటీని బట్టి అయానిక్ మరియు కోవలెంట్ మధ్యస్థంగా ఉండే బంధాలను ఏర్పరుస్తాయి. ఈ రకమైన బంధాలను పోలార్ కోవలెంట్ బాండ్లు అని పిలుస్తారు.[32]

ఇవి కూడా చూడండి

ప్రస్తావనలు

  1. ↑ (2020-09-29). "Clarifying the quantum mechanical origin of the covalent chemical bond". Nature Communications. 11 (1) 4893. doi:10.1038/s41467-020-18670-8.
  2. ↑ Pauling, L.. (1931). "The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules". Journal of the American Chemical Society. 53 (4) 1367–1400. doi:10.1021/ja01355a027.
  3. ↑ Hund, F.. (1928). Zur Deutung der Molekelspektren. IV. Zeitschrift für Physik. 51 (11–12) 759–795. doi:10.1007/BF01400239.
  4. ↑ (2007-01-15). "Unicorns in the world of chemical bonding models". Journal of Computational Chemistry. 28 (1) 15–24. doi:10.1002/jcc.20543.
  5. ↑ Jensen, Frank. (1999). "Introduction to Computational Chemistry". John Wiley and Sons. ISBN 978-0-471-98425-2.
  6. ↑ Pauling, Linus. (1960). The Nature of the Chemical Bond – An Introduction to Modern Structural Chemistry. 10–13. Cornell University Press. ISBN 978-0801403330.
  7. ↑ Gillespie, R.J.. (2004). "Teaching molecular geometry with the VSEPR model". Journal of Chemical Education. 81 (3) 298–304. doi:10.1021/ed081p298.
  8. ↑ (2005). "Inorganic Chemistry". 100. Pearson Prentice-Hal. ISBN 0130-39913-2.
  9. ↑ Rioux, F.. (2001). "The Covalent Bond in H2". The Chemical Educator. 6 (5) 288–290. doi:10.1007/s00897010509a.
  10. ↑ (2005). "Inorganic Chemistry". 100. Pearson Prentice-Hal. ISBN 0130-39913-2.
  11. ↑ 11.0 11.1 Whittaker, Edmund T.. (1989). "A history of the theories of aether & electricity. 1: The classical theories". Dover Publ. ISBN 978-0-486-26126-3.
  12. ↑ (1998). The Atom in the History of Human Thought. 31–33. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-515040-7.
  13. ↑ Law of definite proportions | chemistry. Encyclopedia Britannica.
  14. ↑ 14.0 14.1 Hudson, John. (1992). The History of Chemistry. Springer US. ISBN 978-1-4684-6443-6. doi:10.1007/978-1-4684-6441-2.
  15. ↑ (1852). "On a New Series of Organic Bodies Containing Metals". Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 142 417–444. doi:10.1098/rstl.1852.0020.
  16. ↑ Abegg, R.. (1904). Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen. Zeitschrift für anorganische Chemie. 39 (1) 330–380. doi:10.1002/zaac.19040390125.
  17. ↑ The Genesis of the Bohr Atom, John L. Heilbron and Thomas S. Kuhn, Historical Studies in the Physical Sciences, Vol. 1 (1969), pp. vi, 211-290 (81 pages), University of California Press.
  18. ↑ B. Bryson. (2003). "A Short History of Nearly Everything". Broadway Books. ISBN 0-7679-0817-1.
  19. ↑ Original Proceedings of the 1911 Solvay Conference published 1912. THÉORIE DU RAYONNEMENT ET LES QUANTA. RAPPORTS ET DISCUSSIONS DELA Réunion tenue à Bruxelles, du 30 octobre au 3 novembre 1911, Sous les Auspices dk M. E. SOLVAY. Publiés par MM. P. LANGEVIN et M. de BROGLIE. Translated from the French, p. 127.
  20. ↑ Lewis, Gilbert N.. (1916). The Atom and the Molecule. Journal of the American Chemical Society. 38 (4) 772. doi:10.1021/ja02261a002. a copy ఆర్కైవ్ చేసిన కాపీ
  21. ↑ Pais, Abraham. (1986). Inward Bound: Of Matter and Forces in the Physical World. 228–230. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-851971-3.
  22. ↑ Svidzinsky, Anatoly A.. (2005). Bohr's 1913 molecular model revisited. Proceedings of the National Academy of Sciences. 102 (34) 11985–11988. doi:10.1073/pnas.0505778102.
  23. ↑ Laidler, K. J.. (1993). The World of Physical Chemistry. 346. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-855919-1.
  24. ↑ (1927). "Wechselwirkung neutraler Atome und homoopolare Bindung nach der Quantenmechanik". Zeitschrift für Physik. 44 (6–7) 455–472. doi:10.1007/bf01397394. English translation in Hettema, H.. (2000). Quantum Chemistry: Classic Scientific Papers. 140. World Scientific. ISBN 978-981-02-2771-5.
  25. ↑ James, H.H.. (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics. 1 (12) 825–835. doi:10.1063/1.1749252.
  26. ↑ (2 October 2013). Bond Energies. Chemistry Libre Texts.
  27. ↑ Atkins, Peter. (1997). "Chemistry: Molecules, Matter and Change". 294–295. W.H. Freeman & Co.. ISBN 978-0-7167-3107-8.
  28. ↑ (1992). Introduction to organic chemistry.. 250. Macmillan. ISBN 978-0024181701.
  29. ↑ 29.0 29.1 29.2 29.3 29.4 29.5 (2002). "Physical Chemistry". 696–706. W.H.Freeman. ISBN 0-7167-3539-3.
  30. ↑ Fundamentals of Electromagnetics. sciencedirect.com. doi:10.1016/B978-0-12-472257-6.50005-7.
  31. ↑ (2014-11-26). 21.7: Which Is Better- MO or VB?. Chemistry LibreTexts.
  32. ↑ (2015). Polar Covalent Bond. Science Direct.

బాహ్య లింకులు

మూలం: ఇంగ్లీష్ వికీపీడియాలోని “Chemical bond” వ్యాసానికి అనువాదం. మూల వ్యాసం: https://en.wikipedia.org/wiki/Chemical_bond ఈ అనువాదం స్వయంచాలకంగా రూపొందించబడింది.

Retrieved from "https://ltrc.sciwiki.in/index.php?title=రసాయన_బంధం&oldid=4024"