रासायनिक आबंध

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एक रासायनिक आबंध (chemical bond) अणुओं, क्रिस्टलों, और अन्य संरचनाओं को बनाने के लिए परमाणुओं या आयनों का संघटन है। यह आबंध विपरीत रूप से आवेशित आयनों के बीच स्थिरवैद्युत बल (जैसे आयनिक आबंधों में होता है); इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी (जैसे सहसंयोजक आबंध में होता है); या इन प्रभावों के किसी संयोजन के परिणामस्वरूप हो सकता है। रासायनिक आबंधों की ताक़त अलग-अलग बताई जाती है: इसमें "मजबूत आबंध" या "प्राथमिक आबंध" जैसे सहसंयोजक, आयनिक, और धात्विक आबंध होते हैं, और "कमजोर आबंध" या "द्वितीयक आबंध" जैसे द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रिया, लंदन परिक्षेपण बल, और हाइड्रोजन आबंध होते हैं।

चूंकि विपरीत विद्युत आवेश एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं, इसलिए नाभिक को घेरने वाले ऋणावेशित इलेक्ट्रॉन और नाभिक के भीतर मौजूद धनावेशित प्रोटॉन एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं। दो नाभिकों के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉन दोनों को आकर्षित करेंगे। "रचनात्मक क्वांटम यांत्रिक तरंग फलन व्यतिकरण"[1] युग्मित नाभिकों को स्थिर करता है (देखें रासायनिक आबंधन के सिद्धांत)। आबंधित नाभिक एक इष्टतम दूरी (आबंध दूरी) बनाए रखते हैं जो मात्रात्मक रूप से क्वांटम सिद्धांत द्वारा समझाए गए आकर्षक और प्रतिकर्षक प्रभावों को संतुलित करती है।[2][3]

अणुओं, क्रिस्टलों, धातुओं, और पदार्थ के अन्य रूपों में परमाणु रासायनिक आबंधों द्वारा एक साथ बंधे होते हैं, जो पदार्थ की संरचना और गुणों निर्धारित करते हैं।

सभी आबंधों का वर्णन क्वांटम सिद्धांत द्वारा किया जा सकता है, लेकिन, व्यावहारिक रूप से, सरलीकृत नियम और अन्य सिद्धांत रसायनज्ञों को आबंधों की शक्ति, दिशात्मकता (directionality), और ध्रुवता (polarity) की भविष्यवाणी करने की अनुमति देते हैं।[4] अष्टक नियम और VSEPR सिद्धांत इसके उदाहरण हैं। अधिक परिष्कृत सिद्धांत संयोजकता आबंध सिद्धांत हैं, जिसमें कक्षक संकरण[5] और अनुनाद,[6] और आणविक कक्षक सिद्धांत शामिल हैं,[7] जिसमें परमाणु कक्षकों का रैखिक संयोजन और लिगेंड क्षेत्र सिद्धांत शामिल हैं। आबंध ध्रुवता और रासायनिक पदार्थों पर उनके प्रभावों का वर्णन करने के लिए स्थिरवैद्युतिकी का उपयोग किया जाता है।

रासायनिक आबंधों के मुख्य प्रकारों का सिंहावलोकन

एक रासायनिक आबंध परमाणुओं के बीच का आकर्षण है। इस आकर्षण को परमाणुओं के सबसे बाहरी या संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के विभिन्न व्यवहारों के परिणाम के रूप में देखा जा सकता है। ये व्यवहार विभिन्न परिस्थितियों में एक-दूसरे में सहज रूप से विलीन हो जाते हैं, जिससे उनके बीच कोई स्पष्ट रेखा नहीं खींची जा सकती है। हालाँकि, आबंधों के विभिन्न प्रकारों के बीच अंतर करना उपयोगी और पारंपरिक बना हुआ है, जिसके परिणामस्वरूप संघनित पदार्थ के विभिन्न गुण होते हैं।

सहसंयोजक आबंध के सबसे सरल दृष्टिकोण में, एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन (अक्सर इलेक्ट्रॉनों का एक जोड़ा) दो परमाणु नाभिक के बीच के स्थान में खींचे जाते हैं। आबंध बनने से ऊर्जा मुक्त होती है।[8] यह स्थितिज ऊर्जा में कमी के परिणामस्वरूप नहीं होता है, क्योंकि दो प्रोटॉनों के प्रति दो इलेक्ट्रॉनों का आकर्षण इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन और प्रोटॉन-प्रोटॉन प्रतिकर्षनों द्वारा ऑफसेट (संतुलित) हो जाता है। इसके बजाय, ऊर्जा की रिहाई (और इसलिए आबंध की स्थिरता) प्रत्येक इलेक्ट्रॉन के अपने संबंधित नाभिक के करीब सीमित होने की तुलना में इलेक्ट्रॉनों के अधिक स्थानिक रूप से वितरित (यानी लंबी डी ब्रॉग्ली तरंग दैर्ध्य) कक्षक में होने के कारण गतिज ऊर्जा में कमी से उत्पन्न होती है।[9] ये आबंध दो विशेष पहचान योग्य परमाणुओं के बीच मौजूद होते हैं और अंतरिक्ष में एक दिशा रखते हैं, जिससे उन्हें चित्रों में परमाणुओं के बीच एकल जोड़ने वाली लाइनों के रूप में दिखाया जा सकता है, या मॉडल में गोलों के बीच छड़ (sticks) के रूप में प्रतिरूपित किया जा सकता है।

एक ध्रुवीय सहसंयोजक आबंध में, दो नाभिकों के बीच एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों को असमान रूप से साझा किया जाता है। सहसंयोजक आबंधों के परिणामस्वरूप अक्सर बेहतर ढंग से जुड़े परमाणुओं के छोटे समूहों का निर्माण होता है जिन्हें अणु कहा जाता है, जो ठोस और तरल पदार्थों में अन्य अणुओं से ऐसे बलों द्वारा बंधे होते हैं जो अक्सर उन सहसंयोजक आबंधों की तुलना में बहुत कमज़ोर होते हैं जो अणुओं को आंतरिक रूप से एक साथ रखते हैं। इस तरह के कमजोर अंतर-आणविक आबंध कार्बनिक आणविक पदार्थों, जैसे मोम और तेल, को उनके नरम थोक चरित्र, और उनके कम गलनांक (तरल पदार्थों में, अणुओं को एक-दूसरे के साथ अपने अधिकांश संरचित या उन्मुख संपर्क को बंद करना चाहिए) देते हैं। हालांकि, जब सहसंयोजक आबंध बड़े अणुओं में परमाणुओं की लंबी श्रृंखलाओं को जोड़ते हैं (जैसे नायलॉन जैसे पॉलिमर में), या जब सहसंयोजक आबंध ऐसे ठोस पदार्थों के माध्यम से नेटवर्क में फैलते हैं जो अलग-अलग अणुओं से बने नहीं होते हैं (हीरा, क्वार्ट्ज, या कई प्रकार की चट्टानों में सिलिकेट खनिज) तो परिणामी संरचनाएं मजबूत और कठिन दोनों हो सकती हैं, कम से कम सहसंयोजक आबंधों के नेटवर्क के साथ सही ढंग से उन्मुख दिशा में।[10] इसके अलावा, ऐसे सहसंयोजक पॉलिमर और नेटवर्क के गलनांक बहुत बढ़ जाते हैं।

आयनिक आबंध के एक सरलीकृत दृष्टिकोण में, आबंधन इलेक्ट्रॉन बिल्कुल साझा नहीं किया जाता है, बल्कि स्थानांतरित किया जाता है। इस प्रकार के आबंध में, एक परमाणु के बाहरी परमाणु कक्षक में एक रिक्ति (vacancy) होती है जो एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों के जुड़ने की अनुमति देती है। ये नए जोड़े गए इलेक्ट्रॉन संभावित रूप से एक निम्न ऊर्जा-अवस्था पर कब्जा करते हैं (प्रभावी रूप से अधिक परमाणु आवेश के करीब) जो वे एक अलग परमाणु में अनुभव करते हैं। इस प्रकार, एक नाभिक दूसरे नाभिक की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन को अधिक कसकर बंधा हुआ स्थान प्रदान करता है, जिसके परिणामस्वरूप एक परमाणु दूसरे को एक इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित कर सकता है। यह स्थानांतरण एक परमाणु को शुद्ध धनात्मक आवेश ग्रहण करने का कारण बनता है, और दूसरे को शुद्ध ऋणात्मक आवेश ग्रहण करने का कारण बनता है। तब 'आबंध' धनात्मक और ऋणात्मक रूप से आवेशित आयनों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण से बनता है। आयनिक आबंधों को सहसंयोजक आबंधों में ध्रुवीकरण के चरम उदाहरणों के रूप में देखा जा सकता है। अक्सर, ऐसे आबंधों की अंतरिक्ष में कोई विशेष दिशा नहीं होती है, क्योंकि वे अपने आस-पास के सभी आयनों के लिए प्रत्येक आयन के समान स्थिरवैद्युत आकर्षण के परिणामस्वरूप होते हैं। आयनिक आबंध मजबूत होते हैं (और इसलिए आयनिक पदार्थों को पिघलने के लिए उच्च तापमान की आवश्यकता होती है) लेकिन भंगुर (brittle) भी होते हैं, क्योंकि आयनों के बीच के बल कम दूरी के होते हैं और दरारों तथा फ्रैक्चर को आसानी से नहीं पाटते हैं। इस प्रकार का आबंध क्लासिक खनिज लवणों, जैसे टेबल सॉल्ट (साधारण नमक) के क्रिस्टल की भौतिक विशेषताओं को जन्म देता है।

बंधन का एक कम बार उल्लेख किया जाने वाला प्रकार धात्विक (metallic) बंधन है। इस प्रकार के बंधन में, धातु का प्रत्येक परमाणु एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों को इलेक्ट्रॉनों के एक "समुद्र" में दान करता है जो कई धातु परमाणुओं के बीच स्थित होते हैं। इस समुद्र में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन अपनी तरंग प्रकृति के कारण एक साथ बहुत सारे परमाणुओं से जुड़ने के लिए स्वतंत्र होता है। यह बंधन इसलिए बनता है क्योंकि धातु के परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन खोने के कारण कुछ हद तक धनावेशित हो जाते हैं, जबकि इलेक्ट्रॉन किसी एक दिए गए परमाणु का हिस्सा बने बिना कई परमाणुओं की ओर आकर्षित रहते हैं। धात्विक बंधन को सहसंयोजक बंधों की एक बड़ी प्रणाली पर इलेक्ट्रॉनों के विस्थानीकरण (delocalization) के एक चरम उदाहरण के रूप में देखा जा सकता है, जिसमें हर परमाणु भाग लेता है। इस प्रकार का बंधन अक्सर बहुत मजबूत होता है (जिसके परिणामस्वरूप धातुओं की तन्य सामर्थ्य होती है)। हालाँकि, धात्विक बंधन अन्य प्रकारों की तुलना में प्रकृति में अधिक सामूहिक होता है, और इसलिए वे धातु क्रिस्टल को अधिक आसानी से विरूपित (deform) होने की अनुमति देते हैं, क्योंकि वे ऐसे परमाणुओं से बने होते हैं जो एक-दूसरे की ओर आकर्षित होते हैं, लेकिन किसी विशेष रूप से उन्मुख तरीकों से नहीं। इसके परिणामस्वरूप धातुओं की घातवर्ध्यतता होती है। धात्विक बंधन में इलेक्ट्रॉनों का बादल धातुओं की विशेष रूप से अच्छी विद्युत और थर्मल चालकता का कारण बनता है, और उनकी चमकदार चमक (lustre) भी पैदा करता है जो सफेद प्रकाश के अधिकांश आवृत्तियों को परावर्तित करती है।

इतिहास

মূল নিবন্ধ: History of chemistry, History of molecular theory

परमाणु-पूर्व रासायनिक सिद्धांत

17वीं शताब्दी के उत्तरार्ध में कार्य करते हुए, रॉबर्ट बॉयल (Robert Boyle) ने एक रासायनिक तत्व की अवधारणा को एक ऐसे पदार्थ के रूप में विकसित किया जो यौगिक से भिन्न था।[11]293 18वीं शताब्दी के अंत के पास, परमाणु सिद्धांत के विचार का उल्लेख किए बिना रसायन विज्ञान में कई महत्वपूर्ण विकास उभरे। पहले एंटोनी लव्वाज़िए (Antoine Lavoisier) थे जिन्होंने दिखाया कि यौगिकों में निरंतर अनुपात में तत्व होते हैं, और एक तत्व को एक ऐसे पदार्थ के रूप में पुनः परिभाषित किया जिसे वैज्ञानिक प्रयोग द्वारा सरल पदार्थों में विघटित नहीं कर सकते थे। इसने पदार्थ के तत्वों के प्राचीन विचार को समाप्त कर दिया जो कि अग्नि, पृथ्वी, वायु और जल थे, जिनका कोई प्रायोगिक समर्थन नहीं था। लव्वाज़िए ने दिखाया कि पानी को हाइड्रोजन और ऑक्सीजन में विघटित किया जा सकता है, जिसे बदले में वह किसी भी सरल चीज़ में विघटित नहीं कर सका, जिससे यह साबित होता है कि ये तत्व हैं।[12]197 लव्वाज़िए ने द्रव्यमान संरक्षण का नियम भी परिभाषित किया, जो यह बताता है कि एक रासायनिक अभिक्रिया में, पदार्थ न तो प्रकट होता है और न ही हवा में गायब होता है; शामिल पदार्थ रूपांतरित होने पर भी कुल द्रव्यमान समान रहता है।[11]293 1797 में फ्रांसीसी रसायनज्ञ जोसफ प्राउस्ट (Joseph Proust) ने स्थिर अनुपात का नियम (law of definite proportions) स्थापित किया, जो यह बताता है कि यदि किसी यौगिक को उसके घटक रासायनिक तत्वों में तोड़ा जाता है, तो मूल यौगिक की मात्रा या स्रोत की परवाह किए बिना, उन घटकों के द्रव्यमान का भार द्वारा हमेशा समान अनुपात होगा। इस परिभाषा ने यौगिकों को मिश्रणों से अलग किया।[13]

19वीं शताब्दी के शुरुआती वर्षों में, हम्फ्री डेवी (Humphry Davy) ने वोल्टीय पाइल (voltaic pile) के नए आविष्कार का उपयोग करके यौगिकों को तत्वों में विघटित करने पर प्रयोग किया।[14]94 इससे यह अनुमान लगाया गया कि रासायनिक बंधन बिजली से संबंधित था और 1812 में जोन्स जैकब बर्ज़ेलियस (Jöns Jakob Berzelius) ने संयोजन करने वाले परमाणुओं के ऋणविद्युत (electronegative) और धनविद्युत (electropositive) वर्णों पर जोर देते हुए रासायनिक संयोजन का एक सिद्धांत प्रकाशित किया।[14]99

19वीं शताब्दी के मध्य तक, एडवर्ड फ्रैंकलैंड (Edward Frankland), एफ.ए. केक्युले (F.A. Kekulé), ए.एस. कूपर (A.S. Couper), अलेक्जेंडर बटलेरोव (Alexander Butlerov), और हरमन कोल्बे (Hermann Kolbe) ने मूलकों के सिद्धांत (theory of radicals) पर निर्माण करते हुए, संयोजकता सिद्धांत (theory of valency) विकसित किया, जिसे मूल रूप से "संयोजन शक्ति" (combining power) कहा जाता था, जिसमें सकारात्मक और नकारात्मक ध्रुवों के आकर्षण के कारण यौगिक जुड़े थे।[15] 1904 में, रिचर्ड एबेग (Richard Abegg) ने अपना नियम प्रस्तावित किया कि किसी तत्व की अधिकतम और न्यूनतम संयोजकता के बीच का अंतर अक्सर आठ होता है।[16]

परमाणु सिद्धांत

মূল নিবন্ধ: History of atomic theory

अर्नस्ट रदरफोर्ड (Ernest Rutherford) द्वारा 1911 में इलेक्ट्रॉनों से घिरे परमाणु नाभिक (atomic nucleus) की खोज के साथ परमाणु की प्रकृति अधिक स्पष्ट हो गई। अपने शोध पत्र में, रदरफोर्ड ने जापानी भौतिक विज्ञानी हांटारो नागाओका (Hantaro Nagaoka) के मॉडल का उल्लेख किया,[17] जिन्होंने थॉमसन के प्लम पुडिंग मॉडल को इस आधार पर खारिज कर दिया था कि विपरीत आवेश अभेद्य (impenetrable) होते हैं। 1904 में, नागाओका ने परमाणु का एक वैकल्पिक ग्रहीय मॉडल (planetary model) प्रस्तावित किया था जिसमें शनि और उसके छल्लों की तरह, एक धनावेशित केंद्र कई परिक्रमण करने वाले इलेक्ट्रॉनों से घिरा होता है।[18]

नागाओका के मॉडल ने यह परिकल्पना की:

  • एक बहुत भारी परमाणु केंद्र (एक बहुत भारी ग्रह के सादृश्य)
  • नाभिक के चारों ओर परिक्रमण करने वाले इलेक्ट्रॉन, जो इलेक्ट्रोस्टैटिक बलों द्वारा बंधे होते हैं (शनि के चारों ओर घूमने वाले छल्लों के सादृश्य, जो गुरुत्वाकर्षण बलों द्वारा बंधे होते हैं।)

1911 के सोल्वे सम्मेलन (Solvay Conference) में, इस बात की चर्चा में कि परमाणुओं के बीच ऊर्जा के अंतर को क्या विनियमित कर सकता है, मैक्स प्लैंक ने कहा: "मध्यस्थ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।"[19] इन परमाणु मॉडलों ने सुझाव दिया कि इलेक्ट्रॉन रासायनिक व्यवहार निर्धारित करते हैं।

इसके बाद नील्स बोर (Niels Bohr) का इलेक्ट्रॉन कक्षाओं के साथ एक परमाणु का 1913 मॉडल आया।

आधुनिक रासायनिक सिद्धांत

1916 में, रसायनज्ञ गिल्बर्ट एन. लुईस (Gilbert N. Lewis) ने इलेक्ट्रॉन-युग्म बंध (electron-pair bonds) की अवधारणा विकसित की, जिसमें दो परमाणु एक से छह इलेक्ट्रॉनों को साझा कर सकते हैं, इस प्रकार एकल इलेक्ट्रॉन बंध, एक एकल बंध, एक द्विबंध, या एक त्रिबंध बनाते हैं; लुईस के अपने शब्दों में, "एक इलेक्ट्रॉन दो अलग-अलग परमाणुओं के खोल (shell) का एक हिस्सा बन सकता है और यह नहीं कहा जा सकता है कि यह विशेष रूप से किसी एक का है।"[20]

यह भी 1916 में, वाल्टर कोसेल (Walther Kossel) ने लुईस के समान एक सिद्धांत सामने रखा, सिवाय इसके कि उनके मॉडल ने परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानांतरण को माना, और इस प्रकार यह आयनिक बंधन (ionic bonding) का एक मॉडल था। लुईस और कोसेल दोनों ने अपने बंधन मॉडलों को एबेग के नियम (1904) के आधार पर संरचित किया।

नील्स बोर (Niels Bohr) ने 1913 में रासायनिक बंधन का एक मॉडल भी प्रस्तुत किया। द्विपरमाणुक अणु के लिए उनके मॉडल के अनुसार, अणु के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन एक घूर्णन वलय बनाते हैं जिसका तल अणु के अक्ष के लंबवत होता है और परमाणु नाभिक से समान दूरी पर होता है। आणविक प्रणाली का गतिक संतुलन, इलेक्ट्रॉनों के वलय के तल पर नाभिक के आकर्षण बलों और नाभिक के आपसी प्रतिकर्षणात्मक बलों के बीच बलों के संतुलन के माध्यम से प्राप्त होता है। रासायनिक बंधन के बोर मॉडल में कूलॉम प्रतिकर्षणात्मक बल (Coulomb repulsion) को ध्यान में रखा गया था – वलय में मौजूद इलेक्ट्रॉन एक-दूसरे से अधिकतम दूरी पर होते हैं।[21][22]

1927 में, एक सरल रासायनिक बंधन का पहला गणितीय रूप से पूर्ण क्वांटम विवरण, यानी हाइड्रोजन आणविक आयन, H2+ में एक इलेक्ट्रॉन द्वारा उत्पन्न बंधन, डैनिश भौतिक विज्ञानी ऑयविंड बुर्राऊ (Øyvind Burrau) द्वारा व्युत्पन्न किया गया था।[23] इस कार्य से पता चला कि रासायनिक बंधनों के प्रति क्वांटम दृष्टिकोण मौलिक रूप से और मात्रात्मक रूप से सही हो सकता है, लेकिन उपयोग की जाने वाली गणितीय विधियों को एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों वाले अणुओं तक विस्तारित नहीं किया जा सकता था। इसी वर्ष वाल्टर हीटलर (Walter Heitler) और फ्रिट्ज लंदन (Fritz London) द्वारा एक अधिक व्यावहारिक, हालांकि कम मात्रात्मक दृष्टिकोण सामने रखा गया था। हीटलर-लंदन पद्धति उस सिद्धांत का आधार बनती है जिसे अब संयोजकता बंध सिद्धांत (valence bond theory) कहा जाता है।[24] 1929 में, परमाणु कक्षकों का रैखिक संयोजन आणविक कक्षक पद्धति (LCAO) सन्निकटन सर जॉन लेनार्ड-जोन्स (John Lennard-Jones) द्वारा प्रस्तुत किया गया था, जिन्होंने बुनियादी क्वांटम सिद्धांतों से F2 (फ्लोरीन) और O2 (ऑक्सीजन) अणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं को व्युत्पन्न करने के तरीकों का भी सुझाव दिया। इस आणविक कक्षक सिद्धांत ने एक सहसंयोजक बंध को एक ऐसे कक्षक के रूप में दर्शाया जो क्वांटम यांत्रिकीय श्रोडिंगर परमाणु कक्षकों को संयोजित करके बनाया गया था, जिन्हें एकल परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के लिए परिकल्पित किया गया था। बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणुओं में बंध बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों के समीकरणों को गणितीय पूर्णता (अर्थात, विश्लेषणात्मक रूप से) के साथ हल नहीं किया जा सकता था, लेकिन उनके लिए सन्निकटन (approximations) ने फिर भी कई अच्छे गुणात्मक पूर्वानुमान और परिणाम दिए। आधुनिक क्वांटम रसायन विज्ञान में अधिकांश मात्रात्मक गणनाएं प्रारंभिक बिंदु के रूप में संयोजकता बंध या आणविक कक्षक सिद्धांत दोनों में से किसी एक का उपयोग करती हैं, हालांकि हाल के वर्षों में एक तीसरा दृष्टिकोण, घनत्व प्रकार्यक सिद्धांत (density functional theory), तेजी से लोकप्रिय हो गया है।

1933 में, एच. एच. जेम्स और ए. एस. कूलिज ने डाईहाइड्रोजन अणु पर एक गणना की, जिसमें उन सभी पिछली गणनाओं के विपरीत, जिनमें केवल परमाणु नाभिक से इलेक्ट्रॉन की दूरी के फलनों का उपयोग किया गया था, ऐसे फलनों का उपयोग किया गया जिन्होंने स्पष्ट रूप से दो इलेक्ट्रॉनों के बीच की दूरी को भी जोड़ा था।[25] अधिकतम 13 समायोज्य प्राचलों (adjustable parameters) के साथ उन्होंने वियोजन ऊर्जा के लिए प्रायोगिक परिणाम के बहुत करीब का परिणाम प्राप्त किया। बाद के विस्तारों में अधिकतम 54 प्राचलों का उपयोग किया गया और प्रयोगों के साथ उत्कृष्ट संरेखण (agreement) प्राप्त हुआ। इस गणना ने वैज्ञानिक समुदाय को आश्वस्त कर दिया कि क्वांटम सिद्धांत प्रयोग के साथ सहमति दे सकता है। हालाँकि, इस दृष्टिकोण में संयोजकता बंध और आणविक कक्षक सिद्धांतों में से किसी का भी भौतिक चित्र नहीं है और बड़े अणुओं तक इसे विस्तारित करना कठिन है।

रासायनिक सूत्रों में बंध

चूँकि परमाणु और अणु त्रिविमीय (three-dimensional) होते हैं, इसलिए कक्षकों और बंधों को इंगित करने के लिए एक ही विधि का उपयोग करना कठिन होता है। आणविक सूत्रों में परमाणुओं के बीच के रासायनिक बंधों (बंधन कक्षकों) को चर्चा के प्रकार के आधार पर विभिन्न तरीकों से दर्शाया जाता है। कभी-कभी, कुछ विवरणों की उपेक्षा कर दी जाती है। उदाहरण के लिए, कार्बनिक रसायन विज्ञान में कभी-कभी केवल अणु के क्रियात्मक समूह से मतलब होता है। इस प्रकार, एथेनॉल के आणविक सूत्र को चर्चा के विषय के अनुसार; रुपान्तरिक (conformational) रूप में, त्रिविमीय रूप में, पूर्ण द्विविमीय रूप में (बिना किसी त्रिविमीय दिशा के प्रत्येक बंध को दर्शाते हुए), संपीडित द्विविमीय रूप में (CH3–CH2–OH), क्रियात्मक समूह को अणु के दूसरे भाग से अलग करके (C2H5OH), या इसके परमाणुक घटकों द्वारा (C2H6O) लिखा जा सकता है। कभी-कभी, यहाँ तक कि गैर-बंधन संयोजन वाले संयोजकता कोश के इलेक्ट्रॉनों (द्विविमीय अनुमानित दिशाओं के साथ) को भी चिह्नित किया जाता है, जैसे तात्विक कार्बन .'C' के लिए। कुछ रसायनज्ञ संबंधित कक्षकों को भी चिह्नित कर सकते हैं, उदाहरण के लिए काल्पनिक एथीन−4 ऋणायन (\/C=C/\ −4) बंध निर्माण की संभावना को इंगित करता है।

मजबूत रासायनिक बंध

pm में विशिष्ट बंध लंबाइयाँ
और kJ/mol में बंध ऊर्जाएँ।[26]
100 से विभाजित करके बंध लंबाई को Å में बदला जा सकता है
(1 Å = 100 pm)।
बंध लंबाई
(pm) 		ऊर्जा
(kJ/mol)
H — हाइड्रोजन
H–H 74 436
H–O 96 467
H–F 92 568
H–Cl 127 432
C — कार्बन
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 — नाइट्रोजन
N–H 101 391
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — ऑक्सीजन
O–O 148 146
O=O 121 495
F, Cl, Br, I — हैलोजन
F–F 142 158
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–I 267 151

मजबूत रासायनिक बंध वे आंतर-आणविक (intramolecular) बल होते हैं जो अणुओं में परमाणुओं को एक साथ बांध कर रखते हैं। एक मजबूत रासायनिक बंध परमाणु केंद्रों के बीच इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण या साझाकरण से बनता है और नाभिक में प्रोटॉनों तथा कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों के बीच स्थैतिक विद्युत आकर्षण (electrostatic attraction) पर निर्भर करता है।

घटक तत्वों की विद्युतऋणात्मकता (electronegativity) में अंतर के कारण मजबूत बंधों के प्रकार भिन्न होते हैं। विद्युतऋणात्मकता किसी दिए गए रासायनिक तत्व के परमाणु की रासायनिक बंध बनाते समय साझा इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की प्रवृत्ति है, जहाँ संबंधित विद्युतऋणात्मकता जितनी अधिक होती है, वह इलेक्ट्रॉनों को उतना ही अधिक आकर्षित करती है। विद्युतऋणात्मकता बंध ऊर्जा का मात्रात्मक रूप से अनुमान लगाने के एक सरल तरीके के रूप में कार्य करती है, जो सहसंयोजक से आयनिक तक के निरंतर पैमाने पर एक बंध की विशेषता बताती है। विद्युतऋणात्मकता में एक बड़ा अंतर बंध में अधिक ध्रुवीय (आयनिक) चरित्र की ओर ले जाता है।

आयनिक बंध

মূল নিবন্ধ: Ionic bonding

आयनिक बंधन (Ionic bonding) परमाणुओं के बीच एक प्रकार की स्थैतिक विद्युत अन्योन्यक्रिया (electrostatic interaction) है जिनमें विद्युतऋणात्मकता (electronegativity) का अंतर बहुत अधिक होता है। ऐसी कोई सटीक निश्चित वैल्यू नहीं है जो आयनिक बंधन को सहसंयोजक बंधन से अलग करती हो, लेकिन 1.7 से अधिक विद्युतऋणात्मकता का अंतर आयनिक होने की संभावना को दर्शाता है जबकि 1.7 से कम का अंतर सहसंयोजक होने की संभावना को दर्शाता है।[27] आयनिक बंधन के परिणामस्वरूप अलग-अलग धनात्मक और ऋणात्मक आयन बनते हैं। आयनिक आवेश आमतौर पर −3e से +3e के बीच होते हैं। आयनिक बंधन आमतौर पर धातु लवणों जैसे कि सोडियम क्लोराइड (टेबल सॉल्ट) में होता है। आयनिक बंधनों की एक विशिष्ट विशेषता यह है कि ये प्रजातियां आयनिक क्रिस्टल बनाती हैं, जिसमें कोई भी आयन किसी विशिष्ट दिशात्मक बंधन में किसी अन्य एकल आयन के साथ विशेष रूप से युग्मित नहीं होता है। बल्कि, आयन की प्रत्येक प्रजाति विपरीत आवेश वाले आयनों से घिरी होती है, और इसके तथा इसके निकट के विपरीत आवेशित आयनों में से प्रत्येक के बीच की दूरी एक ही प्रकार के सभी आसपास के परमाणुओं के लिए समान होती है। इस प्रकार अब किसी आयन को उसके पास के किसी भी विशिष्ट अन्य एकल आयनित परमाणु के साथ जोड़ना संभव नहीं रह जाता है। यह स्थिति सहसंयोजक क्रिस्टल से अलग होती है, जहाँ विशिष्ट परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंधनों को उनके बीच की छोटी दूरियों से अभी भी पहचाना जा सकता है, जैसा कि एक्स-रे विवर्तन जैसी तकनीकों के माध्यम से मापा जाता है।

आयनिक क्रिस्टल में सहसंयोजक और आयनिक प्रजातियों का मिश्रण हो सकता है, जैसा कि उदाहरण के लिए जटिल अम्लों के लवण जैसे सोडियम साइनाइड, NaCN। एक्स-रे विवर्तन से पता चलता है कि उदाहरण के लिए, NaCN में सोडियम धनायन (Na+) और साइनाइड ऋणायन (CN−) के बीच के बंधन आयनिक होते हैं, जिसमें किसी भी सोडियम आयन का किसी विशेष साइनाइड के साथ संबंध नहीं होता है। हालांकि, साइनाइड में कार्बन (C) और नाइट्रोजन (N) परमाणुओं के बीच के बंधन सहसंयोजक प्रकार के होते हैं, ताकि प्रत्येक कार्बन 'केवल एक' नाइट्रोजन से मजबूती से बंधा हो, जिसके साथ वह सोडियम साइनाइड क्रिस्टल के अन्य कार्बन या नाइट्रोजन की तुलना में भौतिक रूप से बहुत अधिक निकट होता है।

जब ऐसे क्रिस्टल पिघलकर तरल अवस्था में आते हैं, तो आयनिक बंधन पहले टूट जाते हैं क्योंकि वे गैर-दिशात्मक होते हैं और आवेशित प्रजातियों को स्वतंत्र रूप से घूमने की अनुमति देते हैं। इसी प्रकार, जब ऐसे लवण पानी में घुलते हैं, तो आयनिक बंधन आमतौर पर पानी के साथ अन्योन्यक्रिया से टूट जाते हैं लेकिन सहसंयोजक बंधन बंधे रहते हैं। उदाहरण के लिए, विलयन में, साइनाइड आयन, जो अभी भी एकल CN− आयनों के रूप में एक साथ बंधे हैं, विलयन में स्वतंत्र रूप से गति करते हैं, ठीक वैसे ही जैसे सोडियम आयन, Na+ के रूप में गति करते हैं। पानी में, आवेशित आयन एक-दूसरे से दूर हो जाते हैं क्योंकि उनमें से प्रत्येक एक-दूसरे की तुलना में पानी के कई अणुओं की ओर अधिक दृढ़ता से आकर्षित होता है। ऐसे विलयनों में आयनों और पानी के अणुओं के बीच का आकर्षण एक प्रकार के कमजोर द्विध्रुव-द्विध्रुव (dipole-dipole) प्रकार के रासायनिक बंधन के कारण होता है। पिघले हुए आयनिक यौगिकों में, आयन एक-दूसरे की ओर आकर्षित होते रहते हैं, लेकिन किसी क्रमित या क्रिस्टलीय रूप में नहीं।

सहसंयोजक बंधन (Covalent bond)

মূল নিবন্ধ: Covalent bond

सहसंयोजक बंधन बंधन का एक सामान्य प्रकार है जिसमें दो या दो से अधिक परमाणु संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को कमोबेश समान रूप से साझा करते हैं। सबसे सरल और सबसे सामान्य प्रकार एकल बंधन (single bond) है जिसमें दो परमाणु दो इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं। अन्य प्रकारों में द्विबंध, त्रिबंध, एक- और तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन, त्रि-केंद्र द्वि-इलेक्ट्रॉन बंधन (three-center two-electron bond), और त्रि-केंद्र चतुः-इलेक्ट्रॉन बंधन (three-center four-electron bond) शामिल हैं।

अध्रुवीय सहसंयोजक बंधनों में, बंधित परमाणुओं के बीच विद्युतऋणात्मकता का अंतर छोटा होता है, आमतौर पर 0 से 0.3 तक। अधिकांश कार्बनिक यौगिक (organic compound) के भीतर के बंधन सहसंयोजक के रूप में वर्णित किए जाते हैं। आकृति मीथेन (CH4) को दर्शाती है, जिसमें प्रत्येक हाइड्रोजन कार्बन के साथ एक सहसंयोजक बंधन बनाता है। इस तरह के बंधन के LCAO विवरण के लिए सिग्मा बंधन और पाई बंधन देखें।[28]

वे अणु जो मुख्य रूप से अध्रुवीय सहसंयोजक बंधनों से बनते हैं, वे अक्सर पानी या अन्य ध्रुवीय विलायक (polar solvent) में अमिश्रणीय (immiscible) होते हैं, लेकिन हेक्सेन जैसे अध्रुवीय विलायकों में अधिक घुलनशील होते हैं।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (polar covalent bond) एक महत्वपूर्ण आयनिक लक्षण वाला सहसंयोजक बंधन है। इसका मतलब है कि दो साझा इलेक्ट्रॉन दूसरे की तुलना में परमाणुओं में से किसी एक के अधिक करीब होते हैं, जिससे आवेश का असंतुलन पैदा होता है। ऐसे बंधन मध्यम रूप से भिन्न विद्युतऋणात्मकता वाले दो परमाणुओं के बीच होते हैं और द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रियाओं (dipole–dipole interactions) को जन्म देते हैं। इन बंधनों में दो परमाणुओं के बीच विद्युतऋणात्मकता का अंतर 0.3 से 1.7 होता है।

एकल और बहु बंधन (Single and multiple bonds)

दो परमाणुओं के बीच का एकल बंधन (single bond) इलेक्ट्रॉनों के एक जोड़े के साझा होने से मेल खाता है। हाइड्रोजन (H) परमाणु में एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन होता है। तब दो हाइड्रोजन परमाणु एक अणु बना सकते हैं, जो इलेक्ट्रॉनों के साझा जोड़े द्वारा एकसाथ बंधे होते हैं। अब प्रत्येक H परमाणु के पास हीलियम (He) का उत्कृष्ट गैस इलेक्ट्रॉन विन्यास होता है। साझा इलेक्ट्रॉनों की यह जोड़ी एक एकल सहसंयोजक बंधन बनाती है। दो परमाणुओं के बीच के क्षेत्र में इन दो बंधनकारी इलेक्ट्रॉनों का इलेक्ट्रॉन घनत्व, दो गैर-अन्योन्यक्रिया करने वाले H परमाणुओं के घनत्व से बढ़ जाता है।

द्विबंध (double bond) में इलेक्ट्रॉनों के दो साझा जोड़े होते हैं, एक सिग्मा बंधन में और एक पाई बंधन में जिसके साथ इलेक्ट्रॉन घनत्व अंतर-नाभिकीय अक्ष के दो विपरीत पक्षों पर केंद्रित होता है। त्रिबंध (triple bond) में तीन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं, जो एक सिग्मा और दो पाई बंधन बनाते हैं। इसका एक उदाहरण नाइट्रोजन है। चतुष्फलकीय और उच्चतर बंधन बहुत दुर्लभ होते हैं और केवल कुछ संक्रमण धातु (transition metal) परमाणुओं के बीच होते हैं।

उपसहसंयोजक बंधन (समन्वय सहसंयोजक बंधन / द्विध्रुवी बंधन)

उपसहसंयोजक बंधन (coordinate covalent bond) एक सहसंयोजक बंधन है जिसमें दो साझा बंधनकारी इलेक्ट्रॉन बंधन में शामिल परमाणुओं में से ही किसी एक के होते हैं। उदाहरण के लिए, बोरॉन ट्राइफ्लोराइड (BF3) और अमोनिया (NH3) एक डडक्ट (adduct) या समन्वय परिसर (coordination complex) F3B←NH3 बनाते हैं जिसमें B–N बंधन होता है जिसमें N पर मौजूद इलेक्ट्रॉनों का एक एकाकी युग्म (lone pair) B पर एक खाली परमाणु ऑर्बिटल के साथ साझा किया जाता है। खाली ऑर्बिटल वाले BF3 को इलेक्ट्रॉन युग्म ग्राही या लुईस अम्ल के रूप में वर्णित किया जाता है, जबकि साझा किए जा सकने वाले एकाकी युग्म वाले NH3 को इलेक्ट्रॉन-युग्म दाता या लुईस क्षार (Lewis base) के रूप में वर्णित किया जाता है। आयनिक बंधन के विपरीत परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों को लगभग समान रूप से साझा किया जाता है। इस तरह के बंधन को लुईस अम्ल की ओर इशारा करते हुए एक तीर द्वारा दिखाया जाता है। (आकृति में, ठोस रेखाएं आरेख के तल में बंधन हैं, वेज्ड (wedged) बंधन प्रेक्षक की ओर इशारा करते हैं, और डैश वाले बंधन प्रेक्षक से दूर इशारा करते हैं।)

संक्रमण धातु परिसर (Transition metal complex) आमतौर पर उपसहसंयोजक बंधनों द्वारा बंधे होते हैं। उदाहरण के लिए, Ag+ आयन लुईस क्षार NH3 के दो अणुओं के साथ लुईस अम्ल के रूप में प्रतिक्रिया करके जटिल आयन Ag(NH3)2+ बनाता है, जिसमें दो Ag←N उपसहसंयोजक बंधन होते हैं।

धात्विक बंधन (Metallic bonding)

মূল নিবন্ধ: Metallic bonding धात्विक बंधन में, बंधनकारी इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के एक जालक (lattice) पर विस्थानित (delocalized) होते हैं। इसके विपरीत, आयनिक यौगिकों में, बंधनकारी इलेक्ट्रॉनों के स्थान और उनके आवेश स्थिर होते हैं। बंधनकारी इलेक्ट्रॉनों की स्वतंत्र गति या विस्थानीकरण से शास्त्रीय धात्विक गुण जैसे चमक (सतह के प्रकाश की परावर्तन क्षमता (reflectivity)), विद्युत और ऊष्मीय चालकता, तन्यता (ductility), और उच्च तन्य सामर्थ्य (tensile strength) उत्पन्न होते हैं।

अंतरआणविक बंधन (Intermolecular bonding)==

মূল নিবন্ধ: Intermolecular force दो या दो से अधिक अणुओं के बीच कई प्रकार के कमजोर बंधन बन सकते हैं जो सहसंयोजक रूप से बंधे नहीं होते हैं। अंतरआणविक बल (Intermolecular force) अणुओं को एक-दूसरे को आकर्षित या प्रतिकर्षित करने का कारण बनते हैं। अक्सर, ये बल किसी पदार्थ की भौतिक विशेषताओं (जैसे गलनांक (melting point)) को प्रभावित करते हैं।

वांडरवाल्स बल (Van der Waals force) बंद-कोश (closed-shell) अणुओं के बीच की अन्योन्यक्रियाएं हैं। इनमें रासायनिक ध्रुवीयता (chemical polarity) वाले अणुओं में आंशिक आवेशों के बीच कूलॉम्बिक अन्योन्यक्रियाएं और बंद इलेक्ट्रॉन कोशों के बीच पाउली प्रतिकर्षक बल दोनों शामिल हैं।[29]696

कीसोम बल (Keesom forces) दो ध्रुवीय अणुओं के स्थायी द्विध्रुव (dipoles) के बीच के बल हैं।[29] लंदन परिक्षेपण बल (London dispersion force) विभिन्न अणुओं के प्रेरित द्विध्रुवों के बीच के बल हैं।[29] एक अणु में स्थायी द्विध्रुव और दूसरे अणु में प्रेरित द्विध्रुव के बीच भी अन्योन्यक्रिया हो सकती है।[29]

हाइड्रोजन बॉन्ड (A--H•••B प्रकार के) तब बनते हैं जब A और B दो अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक (electronegative) परमाणु होते हैं (आमतौर पर N, O, या F) ताकि A, H के साथ एक अत्यधिक ध्रुवीय सहसंयोजक बॉन्ड (polar covalent bond) इस प्रकार बनाए कि H पर आंशिक धन आवेश (partial positive charge) आ जाए, और B के पास इलेक्ट्रॉनों का एक एकांकी युग्म (lone pair) हो जो इस आंशिक धन आवेश की ओर आकर्षित होता है और एक हाइड्रोजन बॉन्ड बनाता है।[29] हाइड्रोजन बॉन्ड अपने भारी समरूपों (analogues) की तुलना में जल और अमोनिया के उच्च क्वथनांक (boiling points) के लिए जिम्मेदार होते हैं। कुछ मामलों में, विभिन्न अणुओं पर दो विद्युत ऋणात्मक परमाणुओं के बीच स्थित एक हलोजन परमाणु द्वारा एक समान हलोजन बॉन्ड भी बनाया जा सकता है।

कम दूरी पर, परमाणुओं के बीच प्रतिकर्षक बल (repulsive forces) भी महत्वपूर्ण हो जाते हैं।[29]

रासायनिक बंधन के सिद्धांत (Theories of chemical bonding)

"शुद्ध" आयनिक बंधन की (अवास्तविक) सीमा में, इलेक्ट्रॉन बंधन में मौजूद दो परमाणुओं में से एक पर पूरी तरह से स्थानीयकृत (localized) होते हैं। ऐसे बंधनों को चिरसम्मत भौतिकी (classical physics) द्वारा समझा जा सकता है। परमाणुओं के बीच का बल समदैशिक (isotropic) संतत इलेक्ट्रोस्टैटिक विभवों पर निर्भर करता है। कूलॉम के नियम (Coulomb's law) के अनुसार बल का परिमाण दोनों आयनिक आवेशों के गुणनफल के सीधे आनुपातिक होता है।[30]

सहसंयोजक बंधनों को संयोजकता बॉन्ड सिद्धांत (VB सिद्धांत) या आणविक कक्षक सिद्धांत (MO सिद्धांत) द्वारा बेहतर ढंग से समझा जाता है। इसमें शामिल परमाणुओं के गुणों को ऑक्सीकरण संख्या, औपचारिक आवेश, और विद्युत ऋणात्मकता जैसी अवधारणाओं का उपयोग करके समझा जा सकता है। एक बंधन के भीतर इलेक्ट्रॉन घनत्व व्यक्तिगत परमाणुओं को नहीं सौंपा जाता है, बल्कि इसके बजाय परमाणुओं के बीच विस्थानीकृत (delocalized) होता है। संयोजकता बॉन्ड सिद्धांत में, बंधन को इलेक्ट्रॉन युग्मों से निर्मित माना जाता है जो परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन (overlap) के माध्यम से स्थानीयकृत होते हैं और दो परमाणुओं द्वारा साझा किए जाते हैं। कक्षक संकरण (orbital hybridization) और अनुनाद (resonance) की अवधारणाएं इलेक्ट्रॉन युग्म बंधन की इस मूल धारणा को और पुष्ट करती हैं। आणविक कक्षक सिद्धांत में, बंधन को विस्थानीकृत के रूप में देखा जाता है और उन कक्षकों में विभाजित किया जाता है जो पूरे अणु में फैलते हैं और इसकी समरूपता गुणों के अनुकूल होते हैं, आमतौर पर परमाणु कक्षकों के रैखिक संयोजन (LCAO) पर विचार करके। संयोजकता बॉन्ड सिद्धांत स्थानिक रूप से स्थानीयकृत होने के कारण रासायनिक रूप से अधिक सहज (intuitive) है, जिससे रासायनिक परिवर्तन से गुजरने वाले अणु के भागों पर ध्यान केंद्रित करना संभव होता है। इसके विपरीत, क्वांटम यांत्रिक दृष्टिकोण से आणविक कक्षक अधिक "प्राकृतिक" हैं, जिसमें कक्षक ऊर्जाएं भौतिक रूप से महत्वपूर्ण होती हैं और फोटोइलेक्ट्रॉन स्पेक्ट्रोस्कोपी से प्रायोगिक आयनीकरण ऊर्जाओं से सीधे जुड़ी होती हैं। नतीजतन, संयोजकता बॉन्ड सिद्धांत और आणविक कक्षक सिद्धांत को अक्सर प्रतिस्पर्धी लेकिन पूरक (complementary) फ्रेमवर्क के रूप में देखा जाता है जो रासायनिक प्रणालियों में अलग-अलग अंतर्दृष्टि प्रदान करते हैं। इलेक्ट्रॉनिक संरचना सिद्धांत के दृष्टिकोण के रूप में, MO और VB दोनों विधियाँ कम से कम सिद्धांत रूप में, सटीकता के किसी भी वांछित स्तर तक अनुमान दे सकती हैं। हालांकि, निचले स्तरों पर, अनुमान अलग-अलग होते हैं, और एक दृष्टिकोण किसी विशेष प्रणाली या संपत्ति से जुड़े गणनाओं के लिए दूसरे की तुलना में अधिक उपयुक्त हो सकता है।[31]

शुद्ध आयनिक बंधनों में गोलाकार रूप से सममित कूलॉम्बिक बलों के विपरीत, सहसंयोजक बंधन आम तौर पर दिशात्मक और विषमदैशिक (anisotropic) होते हैं। इन्हें अक्सर आणविक तल के संबंध में उनकी समरूपता के आधार पर सिग्मा बॉन्ड और पाई बॉन्ड के रूप में वर्गीकृत किया जाता है। सामान्य स्थिति में, परमाणु ऐसे बॉन्ड बनाते हैं जो शामिल परमाणुओं की सापेक्ष विद्युत ऋणात्मकता के आधार पर आयनिक और सहसंयोजक के बीच के होते हैं। इस प्रकार के बॉन्ड को ध्रुवीय सहसंयोजक बॉन्ड के रूप में जाना जाता है।[32]

इन्हें भी देखें

संदर्भ

  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 সংরক্ষিত সংস্করণ
  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.

बाहरी कड़ियाँ

स्रोत: अंग्रेज़ी विकिपीडिया के “Chemical bond” लेख का अनुवाद। मूल लेख: https://en.wikipedia.org/wiki/Chemical_bond यह अनुवाद स्वचालित रूप से तैयार किया गया है।

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