रासायनिक आबंध: Difference between revisions

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[[File:Dihydrogen-phase-3D-balls.png|thumb|300x300px|हाइड्रोजन अणु, H<sub>2</sub> बनाने के लिए दो [[हाइड्रोजन]] परमाणुओं का [[सहसंयोजक आबंध|सहसंयोजक आबंधन]]। (a) में दो नाभिक दो इलेक्ट्रॉनों के एक बादल से घिरे हैं जो [[आबंधन आणविक कक्षक|आबंधन कक्षक]] में हैं, जो अणु को एक साथ रखता है। (b) हाइड्रोजन का [[प्रति-आबंधन आणविक कक्षक|प्रति-आबंधन कक्षक]] दिखाता है, जो ऊर्जा में उच्च होता है और सामान्यतः किसी भी इलेक्ट्रॉन द्वारा अधिकृत नहीं होता है।]]
एक '''रासायनिक आबंध''' (chemical bond) [[अणु|अणुओं]], [[क्रिस्टल|क्रिस्टलों]], और अन्य संरचनाओं को बनाने के लिए [[परमाणु|परमाणुओं]] या [[आयन|आयनों]] का संघटन है। यह आबंध विपरीत रूप से आवेशित आयनों के बीच [[कूलॉम का नियम|स्थिरवैद्युत बल]] (जैसे [[आयनिक आबंधन|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 आबंध|सहसंयोजक]], [[आयनिक आबंध|आयनिक]], और [[धात्विक आबंधन|धात्विक]] आबंध होते हैं, और "कमजोर आबंध" या "द्वितीयक आबंध" जैसे [[द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रिया]], [[लंदन परिक्षेपण बल]], और [[हाइड्रोजन आबंध]] होते हैं।
एक '''रासायनिक आबंध''' (chemical bond) [[अणु|अणुओं]], [[क्रिस्टल|क्रिस्टलों]] और अन्य संरचनाओं को बनाने के लिए [[परमाणु|परमाणुओं]] या [[आयन|आयनों]] का जुड़ाव है। यह आबंध विपरीत आवेशित आयनों के बीच [[कूलॉम का नियम|स्थिरवैद्युत बल]] (जैसे [[आयनिक आबंधन|आयनिक आबंधों]] में), इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी (जैसे [[सहसंयोजक आबंध|सहसंयोजक आबंधों]] में), या इन प्रभावों के किसी संयोजन के परिणामस्वरूप हो सकता है। रासायनिक आबंधों को अलग-अलग शक्ति का बताया जाता है: "मजबूत आबंध" या "प्राथमिक आबंध" होते हैं जैसे [[सहसंयोजक आबंध|सहसंयोजक]], [[आयनिक आबंध|आयनिक]], और [[धात्विक आबंधन|धात्विक]] आबंध, तथा "कमजोर आबंध" या "द्वितीयक आबंध" होते हैं जैसे [[द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रिया]], [[लंदन परिक्षेपण बल]], और [[हाइड्रोजन आबंध]]।


चूंकि विपरीत [[विद्युत आवेश]] एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं, इसलिए नाभिक के चारों ओर मौजूद ऋणात्मक आवेशित [[इलेक्ट्रॉन]] और [[परमाणु नाभिक|नाभिक]] के भीतर धनात्मक आवेशित [[प्रोटॉन]] एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं। दो [[परमाणु नाभिक|नाभिकों]] के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉन उन दोनों की ओर आकर्षित होंगे। "रचनात्मक [[क्वांटम यांत्रिक]] [[तरंग फलन]] [[तरंग व्यतिकरण|व्यतिकरण]]"<ref name="Levine Head-Gordon 2020 p. ">(2020-09-29). "Clarifying the quantum mechanical origin of the covalent chemical bond". ''Nature Communications''. 11 (1) 4893. doi:[https://doi.org/10.1038/s41467-020-18670-8 10.1038/s41467-020-18670-8].</ref> युग्मित नाभिकों को स्थिर करता है (देखें [[रासायनिक आबंध#रासायनिक आबंधन के सिद्धांत|रासायनिक आबंधन के सिद्धांत]])। आबंधित नाभिक एक इष्टतम दूरी (आबंध दूरी) बनाए रखते हैं जो आकर्षक और प्रतिकर्षी प्रभावों को संतुलित करती है, जैसा कि [[क्वांटम यांत्रिकी|क्वांटम सिद्धांत]] द्वारा मात्रात्मक रूप से समझाया गया है।<ref>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:[https://doi.org/10.1021/ja01355a027 10.1021/ja01355a027].</ref><ref>Hund, F.. (1928). [https://link.springer.com/article/10.1007/BF01400239 Zur Deutung der Molekelspektren. IV]. ''Zeitschrift für Physik''. 51 (11–12) 759–795. doi:[https://doi.org/10.1007/BF01400239 10.1007/BF01400239].</ref>
चूंकि विपरीत [[विद्युत आवेश|विद्युत आवेश]] एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं, इसलिए नाभिक को घेरने वाले ऋणावेशित [[इलेक्ट्रॉन]] और [[परमाणु नाभिक|नाभिक]] के भीतर मौजूद धनावेशित [[प्रोटॉन]] एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं। दो [[परमाणु नाभिक|नाभिकों]] के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉन दोनों को आकर्षित करेंगे। "रचनात्मक [[क्वांटम यांत्रिकी|क्वांटम यांत्रिक]] [[तरंग फलन]] [[तरंग व्यतिकरण|व्यतिकरण]]"<ref name="Levine Head-Gordon 2020 p. ">(2020-09-29). "Clarifying the quantum mechanical origin of the covalent chemical bond". ''Nature Communications''. 11 (1) 4893. doi:[https://doi.org/10.1038/s41467-020-18670-8 10.1038/s41467-020-18670-8].</ref> युग्मित नाभिकों को स्थिर करता है (देखें [[chemical bond#Theories of chemical bonding|रासायनिक आबंधन के सिद्धांत]])। आबंधित नाभिक एक इष्टतम दूरी (आबंध दूरी) बनाए रखते हैं जो मात्रात्मक रूप से [[क्वांटम यांत्रिकी|क्वांटम सिद्धांत]] द्वारा समझाए गए आकर्षक और प्रतिकर्षक प्रभावों को संतुलित करती है।<ref>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:[https://doi.org/10.1021/ja01355a027 10.1021/ja01355a027].</ref><ref>Hund, F.. (1928). [https://link.springer.com/article/10.1007/BF01400239 Zur Deutung der Molekelspektren. IV]. ''Zeitschrift für Physik''. 51 (11–12) 759–795. doi:[https://doi.org/10.1007/BF01400239 10.1007/BF01400239].</ref>


[[अणु|अणुओं]], [[क्रिस्टल|क्रिस्टलों]], [[धातु|धातुओं]], और पदार्थ के अन्य रूपों में परमाणु रासायनिक आबंधों द्वारा एक साथ बंधे होते हैं, जो पदार्थ की संरचना और गुणों को निर्धारित करते हैं।
[[अणु|अणुओं]], [[क्रिस्टल|क्रिस्टलों]], [[धातु|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 को [[क्वांटम यांत्रिकी|क्वांटम सिद्धांत]] द्वारा वर्णित किया जा सकता है, लेकिन व्यवहार में, सरलीकृत नियम और अन्य सिद्धांत रसायनज्ञों को आबंधों की शक्ति, दिशात्मकता और ध्रुवीयता की भविष्यवाणी करने की अनुमति देते हैं।<ref>(2007-01-15). "Unicorns in the world of chemical bonding models". ''Journal of Computational Chemistry''. 28 (1) 15–24. doi:[https://doi.org/10.1002/jcc.20543 10.1002/jcc.20543].</ref> [[अष्टक नियम]] और [[VSEPR सिद्धांत]] इसके उदाहरण हैं। अधिक परिष्कृत सिद्धांत [[संयोजकता आबंध सिद्धांत]] हैं, जिसमें [[कक्षक संकरण]]<ref name="Frank">Jensen, Frank. (1999). "Introduction to Computational Chemistry". John Wiley and Sons. ISBN 978-0-471-98425-2.</ref> और [[अनुनाद (रसायन विज्ञान)|अनुनाद]]<ref name="Pauling">Pauling, Linus. (1960). [https://books.google.com/books?id=L-1K9HmKmUUC&pg=PA10 The Nature of the Chemical Bond – An Introduction to Modern Structural Chemistry]. 10–13. Cornell University Press. ISBN 978-0801403330.</ref> शामिल हैं, तथा [[आणविक कक्षक सिद्धांत]],<ref>Gillespie, R.J.. (2004). "Teaching molecular geometry with the VSEPR model". ''Journal of Chemical Education''. 81 (3) 298–304. doi:[https://doi.org/10.1021/ed081p298 10.1021/ed081p298].</ref> जिसमें [[परमाणु कक्षकों का रैखिक संयोजन]] और [[लिगैंड क्षेत्र सिद्धांत]] शामिल हैं। [[स्थिरवैद्युतिकी]] का उपयोग आबंध ध्रुवीयताओं और रासायनिक पदार्थों पर उनके प्रभावों का वर्णन करने के लिए किया जाता है।
सभी आबंधों का वर्णन [[क्वांटम यांत्रिकी|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।<ref>(2007-01-15). "Unicorns in the world of chemical bonding models". ''Journal of Computational Chemistry''. 28 (1) 15–24. doi:[https://doi.org/10.1002/jcc.20543 10.1002/jcc.20543].</ref> [[अष्टक नियम]] और [[VSEPR सिद्धांत]] इसके उदाहरण हैं। अधिक परिष्कृत सिद्धांत [[संयोजकता आबंध सिद्धांत]] हैं, जिसमें [[कक्षक संकरण|कक्षक संकरण]]<ref name="Frank">Jensen, Frank. (1999). "Introduction to Computational Chemistry". John Wiley and Sons. ISBN 978-0-471-98425-2.</ref> और [[अनुनाद (रसायन विज्ञान)|अनुनाद]],<ref name="Pauling">Pauling, Linus. (1960). [https://books.google.com/books?id=L-1K9HmKmUUC&pg=PA10 The Nature of the Chemical Bond – An Introduction to Modern Structural Chemistry]. 10–13. Cornell University Press. ISBN 978-0801403330.</ref> और [[आणविक कक्षक सिद्धांत]] शामिल हैं,<ref>Gillespie, R.J.. (2004). "Teaching molecular geometry with the VSEPR model". ''Journal of Chemical Education''. 81 (3) 298–304. doi:[https://doi.org/10.1021/ed081p298 10.1021/ed081p298].</ref> 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 अवलोकन==
==रासायनिक आबंधों के मुख्य प्रकारों का सिंहावलोकन==
रासायनिक आबंध परमाणुओं के बीच एक आकर्षण है। इस आकर्षण को परमाणुओं के सबसे बाहरी या [[संयोजकता इलेक्ट्रॉन|संयोजकता इलेक्ट्रॉनों]] के विभिन्न व्यवहारों के परिणाम के रूप में देखा जा सकता है। ये व्यवहार विभिन्न परिस्थितियों में एक-दूसरे में निर्बाध रूप से विलीन हो जाते हैं, इसलिए उनके बीच कोई स्पष्ट रेखा नहीं खींची जा सकती है। हालाँकि, विभिन्न प्रकार के आबंधों के बीच अंतर करना उपयोगी और प्रथागत बना हुआ है, जिसके परिणामस्वरूप [[संघनित पदार्थ]] के गुण अलग-अलग होते हैं।
एक रासायनिक आबंध परमाणुओं के बीच का आकर्षण है। इस आकर्षण को परमाणुओं के सबसे बाहरी या [[संयोजी इलेक्ट्रॉन|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 अधिक इलेक्ट्रॉन (अक्सर इलेक्ट्रॉनों का एक जोड़ा) दो परमाणु नाभिकों के बीच के स्थान में खींचे जाते हैं। आबंध निर्माण से ऊर्जा मुक्त होती है।<ref>(2005). "Inorganic Chemistry". 100. Pearson Prentice-Hal. ISBN 0130-39913-2.</ref> यह स्थितिज ऊर्जा में कमी के परिणामस्वरूप नहीं है, क्योंकि दो प्रोटॉनों के प्रति दो इलेक्ट्रॉनों का आकर्षण इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन और प्रोटॉन-प्रोटॉन प्रतिकर्षण द्वारा ऑफसेट होता है। इसके बजाय, ऊर्जा की मुक्ति (और इसलिए आबंध की स्थिरता) गतिज ऊर्जा में कमी से उत्पन्न होती है क्योंकि इलेक्ट्रॉन प्रत्येक इलेक्ट्रॉन के अपने नाभिक के करीब सीमित होने की तुलना में अधिक स्थानिक रूप से वितरित (यानी लंबी [[डी ब्रोग्ली तरंगदैर्ध्य]]) कक्षक में होते हैं।<ref>Rioux, F.. (2001). "The Covalent Bond in H<sub>2</sub>". ''The Chemical Educator''. 6 (5) 288–290. doi:[https://doi.org/10.1007/s00897010509a 10.1007/s00897010509a].</ref> 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 रेखाओं के रूप में दिखाया जा सकता है, या मॉडलों में गोलों के बीच छड़ियों के रूप में मॉडल किया जा सकता है।
[[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।<ref>(2005). "Inorganic Chemistry". 100. Pearson Prentice-Hal. ISBN 0130-39913-2.</ref> 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।<ref>Rioux, F.. (2001). "The Covalent Bond in H<sub>2</sub>". ''The Chemical Educator''. 6 (5) 288–290. doi:[https://doi.org/10.1007/s00897010509a 10.1007/s00897010509a].</ref> 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।


[[ध्रुवीय सहसंयोजक आबंध]] में, एक या अधिक इलेक्ट्रॉन दो नाभिकों के बीच असमान रूप से साझा किए जाते हैं। सहसंयोजक आबंध अक्सर बेहतर-जुड़े परमाणुओं के छोटे संग्रहों के निर्माण में परिणत होते हैं जिन्हें [[अणु]] कहा जाता है, जो ठोस और तरल पदार्थों में उन बलों द्वारा अन्य अणुओं से बंधे होते हैं जो अक्सर उन सहसंयोजक आबंधों की तुलना में बहुत कमजोर होते हैं जो अणुओं को आंतरिक रूप से एक साथ रखते हैं। ऐसे कमजोर अंतर-आणविक आबंध कार्बनिक आणविक पदार्थों, जैसे मोम और तेल, को उनका नरम थोक चरित्र और उनका कम गलनांक देते हैं (तरल पदार्थों में, अणुओं को एक-दूसरे के साथ अधिकांश संरचित या उन्मुख संपर्क बंद करना चाहिए)। हालाँकि, जब सहसंयोजक आबंध बड़े अणुओं में परमाणुओं की लंबी श्रृंखलाओं को जोड़ते हैं (जैसे [[नायलॉन]] जैसे पॉलिमर में), या जब सहसंयोजक आबंध उन ठोस पदार्थों के माध्यम से नेटवर्क में फैलते हैं जो अलग-अलग अणुओं से नहीं बने होते हैं (जैसे [[हीरा]], [[क्वार्ट्ज]], या कई प्रकार की चट्टानों में [[सिलिकेट खनिज]]), तो परिणामी संरचनाएं मजबूत और कठोर दोनों हो सकती हैं, कम से कम उस दिशा में जो सहसंयोजक आबंधों के नेटवर्क के साथ सही ढंग से उन्मुख है।<ref>(2005). "Inorganic Chemistry". 100. Pearson Prentice-Hal. ISBN 0130-39913-2.</ref> साथ ही, ऐसे सहसंयोजक पॉलिमर और नेटवर्क के गलनांक बहुत बढ़ जाते हैं।
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।<ref>(2005). "Inorganic Chemistry". 100. Pearson Prentice-Hal. ISBN 0130-39913-2.</ref> इसके अलावा, ऐसे सहसंयोजक पॉलिमर और नेटवर्क के गलनांक बहुत बढ़ जाते हैं।


[[आयनिक आबंध]] के एक सरलीकृत दृष्टिकोण में, आबंधन इलेक्ट्रॉन बिल्कुल भी साझा नहीं किया जाता है, बल्कि स्थानांतरित किया जाता है। इस प्रकार के आबंध में, एक परमाणु के बाहरी [[परमाणु कक्षक]] में एक रिक्ति होती है जो एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों के योग की अनुमति देती है। ये नए जोड़े गए इलेक्ट्रॉन संभावित रूप से एक निम्न ऊर्जा-अवस्था (प्रभावी रूप से अधिक परमाणु आवेश के करीब) पर कब्जा कर लेते हैं जो वे एक अलग परमाणु में अनुभव करते हैं। इस प्रकार, एक नाभिक दूसरे नाभिक की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन को अधिक मजबूती से बंधी स्थिति प्रदान करता है, जिसके परिणामस्वरूप एक परमाणु दूसरे परमाणु को एक इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित कर सकता है। यह स्थानांतरण एक परमाणु को शुद्ध धनात्मक आवेश ग्रहण करने और दूसरे को ऋणात्मक आवेश ग्रहण करने का कारण बनता है। तब 'आबंध' धनात्मक और ऋणात्मक आवेशित [[आयन|आयनों]] के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण से उत्पन्न होता है। आयनिक आबंधों को सहसंयोजक आबंधों में ध्रुवीकरण के चरम उदाहरणों के रूप में देखा जा सकता है। अक्सर, ऐसे आबंधों का अंतरिक्ष में कोई विशेष अभिविन्यास नहीं होता है, क्योंकि वे अपने चारों ओर के सभी आयनों के प्रति प्रत्येक आयन के समान स्थिरवैद्युत आकर्षण से उत्पन्न होते हैं। आयनिक आबंध मजबूत होते हैं (और इसलिए आयनिक पदार्थों को पिघलने के लिए उच्च तापमान की आवश्यकता होती है) लेकिन भंगुर भी होते हैं, क्योंकि आयनों के बीच के बल कम दूरी के होते हैं और दरारों और फ्रैक्चर को आसानी से नहीं जोड़ते हैं। इस प्रकार का आबंध क्लासिक खनिज लवणों, जैसे टेबल साल्ट, के क्रिस्टलों की भौतिक विशेषताओं को जन्म देता है।
[[आयनिक आबंध|''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 [[आयन|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।


आबंधन का एक कम उल्लेखित प्रकार [[धात्विक आबंधन|धात्विक आबंधन]] है। इस प्रकार के आबंधन में, एक धातु का प्रत्येक परमाणु इलेक्ट्रॉनों के एक "समुद्र" में एक या अधिक इलेक्ट्रॉन दान करता है जो कई धातु परमाणुओं के बीच रहते हैं। इस समुद्र में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन (अपनी [[तरंग प्रकृति]] के कारण) एक साथ कई परमाणुओं के साथ जुड़ने के लिए स्वतंत्र है। आबंध का परिणाम यह होता है क्योंकि धातु परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों के नुकसान के कारण कुछ हद तक धनात्मक रूप से आवेशित हो जाते हैं जबकि इलेक्ट्रॉन किसी भी दिए गए परमाणु का हिस्सा बने बिना कई परमाणुओं के प्रति आकर्षित रहते हैं। धात्विक आबंधन को सहसंयोजक आबंधों की एक बड़ी प्रणाली पर इलेक्ट्रॉनों के [[विस्थानीकरण]] के चरम उदाहरण के रूप में देखा जा सकता है, जिसमें हर परमाणु भाग लेता है। इस प्रकार का आबंधन अक्सर बहुत मजबूत होता है (जिसके परिणामस्वरूप धातुओं की [[तन्य शक्ति]] होती है)। हालाँकि, धात्विक आबंधन अन्य प्रकारों की तुलना में प्रकृति में अधिक सामूहिक है, और इसलिए वे धातु क्रिस्टल को अधिक आसानी से विकृत होने की अनुमति देते हैं, क्योंकि वे एक-दूसरे के प्रति आकर्षित परमाणुओं से बने होते हैं, लेकिन किसी विशेष-उन्मुख तरीके से नहीं। इसके परिणामस्वरूप धातुओं की आघातवर्धनीयता होती है। धात्विक आबंधन में इलेक्ट्रॉनों का बादल धातुओं की विशिष्ट रूप से अच्छी विद्युत और तापीय चालकता, और उनकी चमकदार [[चमक (खनिज विज्ञान)|चमक]] का कारण बनता है जो सफेद प्रकाश की अधिकांश आवृत्तियों को परावर्तित करती है।
बंधन का एक कम बार उल्लेख किया जाने वाला प्रकार [[धात्विक बंधन|''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|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|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 [[तन्म्यता (या तन्य सामर्थ्य)|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 (खनिज विज्ञान)|चमक]] (lustre) भी पैदा करता है जो सफेद प्रकाश के अधिकांश आवृत्तियों को परावर्तित करती है।


==इतिहास==
==इतिहास==
<div role="note" style="font-style:italic; padding-left:1.6em; margin-bottom:0.5em">मुख्य लेख: [[रसायन विज्ञान का इतिहास]], [[आणविक सिद्धांत का इतिहास]]</div>
''মূল নিবন্ধ: History of chemistry, History of molecular theory''


===परमाणु-पूर्व रासायनिक सिद्धांत===
===परमाणु-पूर्व रासायनिक सिद्धांत===
17वीं शताब्दी के अंत में काम करते हुए, [[रॉबर्ट बॉयल]] ने एक रासायनिक तत्व की अवधारणा को एक यौगिक से भिन्न पदार्थ के रूप में विकसित किया।<ref name="Whittaker"/><sup>:293</sup>
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।<ref name="Whittaker"/>293
18वीं शताब्दी के अंत के करीब, रसायन विज्ञान में कई महत्वपूर्ण विकास परमाणु सिद्धांत की धारणा का उल्लेख किए बिना उभरे। पहले [[एंटोनी लेवोज़ियर]] थे जिन्होंने दिखाया कि यौगिक स्थिर अनुपात में तत्वों से बने होते हैं, एक तत्व को ऐसे पदार्थ के रूप में फिर से परिभाषित किया जिसे वैज्ञानिक प्रयोग द्वारा सरल पदार्थों में विघटित नहीं कर सकते थे। इसने पदार्थ के तत्वों के रूप में अग्नि, पृथ्वी, वायु और जल के प्राचीन विचार को समाप्त कर दिया, जिसका कोई प्रयोगात्मक समर्थन नहीं था। लेवोज़ियर 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 सके, जिससे यह साबित हो गया कि ये तत्व हैं।<ref name=Pullman-1998>(1998). [https://books.google.com/books?id=IQs5hur-BpgC& The Atom in the History of Human Thought]. 31–33. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-515040-7.</ref><sup>:197</sup> लेवोज़ियर ने [[द्रव्यमान संरक्षण का नियम]] भी परिभाषित किया, जो बताता है कि एक रासायनिक प्रतिक्रिया में, पदार्थ न तो प्रकट होता है और न ही गायब होता है; कुल द्रव्यमान वही रहता है भले ही शामिल पदार्थ बदल गए हों।<ref name="Whittaker">Whittaker, Edmund T.. (1989). "A history of the theories of aether & electricity. 1: The classical theories". Dover Publ. ISBN 978-0-486-26126-3.</ref><sup>:293</sup> 1797 में फ्रांसीसी रसायनज्ञ [[जोसेफ प्राउस्ट]] ने [[निश्चित अनुपात का नियम]] स्थापित किया, जो बताता है कि यदि किसी यौगिक को उसके घटक रासायनिक तत्वों में तोड़ दिया जाता है, तो उन घटकों का द्रव्यमान हमेशा वजन के अनुसार समान अनुपात में होगा, चाहे मूल यौगिक की मात्रा या स्रोत कुछ भी हो। इस परिभाषा ने यौगिकों को मिश्रणों से अलग किया।<ref>[https://www.britannica.com/science/law-of-definite-proportions Law of definite proportions | chemistry]. ''Encyclopedia Britannica''.</ref>
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 [[oxygen|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।<ref name=Pullman-1998>(1998). [https://books.google.com/books?id=IQs5hur-BpgC& The Atom in the History of Human Thought]. 31–33. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-515040-7.</ref>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।<ref name="Whittaker">Whittaker, Edmund T.. (1989). "A history of the theories of aether & electricity. 1: The classical theories". Dover Publ. ISBN 978-0-486-26126-3.</ref>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।<ref>[https://www.britannica.com/science/law-of-definite-proportions Law of definite proportions | chemistry]. ''Encyclopedia Britannica''.</ref>


19वीं सदी के शुरुआती वर्षों में, [[हम्फ्री डेवी]] ने [[वोल्टाइक पाइल]] के नए आविष्कार का उपयोग करके यौगिकों को तत्वों में विघटित करने पर प्रयोग किया।<ref name=Hudson-1992>Hudson, John. (1992). [https://link.springer.com/book/10.1007/978-1-4684-6441-2 The History of Chemistry]. Springer US. ISBN 978-1-4684-6443-6. doi:[https://doi.org/10.1007/978-1-4684-6441-2 10.1007/978-1-4684-6441-2].</ref><sup>:94</sup> इससे यह अटकलें लगाई गईं कि रासायनिक आबंधन बिजली से संबंधित था और 1812 में [[जोंस जैकब बर्ज़ेलियस]] ने संयोजी परमाणुओं के विद्युत-ऋणात्मक और विद्युत-धनात्मक चरित्र पर जोर देते हुए रासायनिक संयोजन का एक सिद्धांत प्रकाशित किया।<ref name=Hudson-1992/><sup>:99</sup>
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।<ref name=Hudson-1992>Hudson, John. (1992). [https://link.springer.com/book/10.1007/978-1-4684-6441-2 The History of Chemistry]. Springer US. ISBN 978-1-4684-6443-6. doi:[https://doi.org/10.1007/978-1-4684-6441-2 10.1007/978-1-4684-6441-2].</ref>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।<ref name=Hudson-1992/>99


19वीं सदी के मध्य तक, [[एडवर्ड फ्रैंकलैंड]], [[अगस्त केकुले|एफ.ए. केकुले]], ए.एस. कूपर, [[अलेक्जेंडर बुटलेरोव]], और [[हरमन कोल्बे]] ने [[रेडिकल (रसायन विज्ञान)|रेडिकल्स के सिद्धांत]] पर निर्माण करते हुए [[संयोजकता का सिद्धांत]] विकसित किया, जिसे मूल रूप से "संयोजन शक्ति" कहा जाता था, जिसमें यौगिक धनात्मक और ऋणात्मक ध्रुवों के आकर्षण के कारण जुड़ते थे।<ref>(1852). "On a New Series of Organic Bodies Containing Metals". ''Philosophical Transactions of the Royal Society of London''. 142 417–444. doi:[https://doi.org/10.1098/rstl.1852.0020 10.1098/rstl.1852.0020].</ref> 1904 में, [[रिचर्ड एबेग]] ने [[एबेग का नियम|अपना नियम]] प्रस्तावित किया कि एक तत्व की अधिकतम और न्यूनतम संयोजकता के बीच का अंतर अक्सर आठ होता है।<ref>Abegg, R.. (1904). [https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=uc1.b3959087&view=1up&seq=344 Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen]. ''Zeitschrift für anorganische Chemie''. 39 (1) 330–380. doi:[https://doi.org/10.1002/zaac.19040390125 10.1002/zaac.19040390125].</ref>
19वीं शताब्दी के मध्य तक, [[एडवर्ड फ्रैंकलैंड]] (Edward Frankland), [[अगस्ट केक्युले|एफ.ए. केक्युले]] (F.A. Kekulé), ए.एस. कूपर (A.S. Couper), [[अलेक्जेंडर बटलेरोव]] (Alexander Butlerov), और [[हरमन कोल्बे]] (Hermann Kolbe) ने [[मूलक सिद्धांत (रसायन विज्ञान)|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।<ref>(1852). "On a New Series of Organic Bodies Containing Metals". ''Philosophical Transactions of the Royal Society of London''. 142 417–444. doi:[https://doi.org/10.1098/rstl.1852.0020 10.1098/rstl.1852.0020].</ref> 1904 में, [[रिचर्ड एबेग]] (Richard Abegg) ने [[एबेग का नियम|अपना नियम]] प्रस्तावित किया कि किसी तत्व की अधिकतम और न्यूनतम संयोजकता के बीच का अंतर अक्सर आठ होता है।<ref>Abegg, R.. (1904). [https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=uc1.b3959087&view=1up&seq=344 Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen]. ''Zeitschrift für anorganische Chemie''. 39 (1) 330–380. doi:[https://doi.org/10.1002/zaac.19040390125 10.1002/zaac.19040390125].</ref>


=== परमाणु सिद्धांत ===
=== परमाणु सिद्धांत ===
<div role="note" style="font-style:italic; padding-left:1.6em; margin-bottom:0.5em">मुख्य लेख: [[परमाणु सिद्धांत का इतिहास]]</div>
''মূল নিবন্ধ: History of atomic theory''


1911 में [[अर्नेस्ट रदरफोर्ड]] द्वारा इलेक्ट्रॉनों से घिरे [[परमाणु नाभिक]] की खोज के साथ परमाणु की प्रकृति स्पष्ट हो गई। अपने शोध पत्र में, रदरफोर्ड ने जापानी भौतिक विज्ञानी [[हंतारो नागाओका]] के मॉडल का उल्लेख किया,<ref>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.</ref> जिन्होंने थॉमसन के [[प्लम पुडिंग मॉडल]] को इस आधार पर खारिज कर दिया था कि विपरीत आवेश अभेद्य होते हैं। 1904 में, नागाओका ने [[परमाणु]] का एक वैकल्पिक [[ग्रहीय मॉडल]] प्रस्तावित किया था जिसमें एक धनात्मक आवेशित केंद्र कई परिक्रमा करने वाले इलेक्ट्रॉनों से घिरा होता है, शनि और उसके छल्लों की तरह।<ref>
[[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,<ref>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.</ref> 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।<ref>


B. Bryson. (2003). "A Short History of Nearly Everything". [[Broadway Books]]. ISBN 0-7679-0817-1.</ref>
B. Bryson. (2003). "A Short History of Nearly Everything". [[Broadway Books]]. ISBN 0-7679-0817-1.</ref>


नागाओका के मॉडल ने परिकल्पना की:
नागाओका के मॉडल ने यह परिकल्पना की:
* एक बहुत ही विशाल परमाणु केंद्र (एक बहुत ही विशाल ग्रह के सादृश्य में)
* एक बहुत भारी परमाणु केंद्र (एक बहुत भारी ग्रह के सादृश्य)
* इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर परिक्रमा करते हैं, जो स्थिरवैद्युत बलों द्वारा बंधे होते हैं (शनि के चारों ओर परिक्रमा करने वाले छल्लों के सादृश्य में, जो गुरुत्वाकर्षण बलों द्वारा बंधे होते हैं।)
* 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 में, इस चर्चा में कि परमाणुओं के बीच ऊर्जा अंतर को क्या नियंत्रित कर सकता है, मैक्स प्लैंक ने कहा: "मध्यस्थ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।"<ref>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.</ref> इन परमाणु मॉडलों ने सुझाव दिया कि इलेक्ट्रॉन रासायनिक व्यवहार निर्धारित करते 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।"<ref>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.</ref> इन परमाणु मॉडलों ने सुझाव दिया कि इलेक्ट्रॉन रासायनिक व्यवहार निर्धारित करते हैं।


इसके बाद [[नील्स बोर]] का [[बोर मॉडल|1913 का मॉडल]] आया जिसमें इलेक्ट्रॉन कक्षाओं वाला एक परमाणु नाभिक था।
इसके बाद [[नील्स बोर]] (Niels Bohr) का इलेक्ट्रॉन कक्षाओं के साथ एक परमाणु का [[बोर मॉडल|1913 मॉडल]] आया।


===आधुनिक रासायनिक सिद्धांत===
===आधुनिक रासायनिक सिद्धांत===
[[File:electron dot.svg|300px|thumb|right|परमाणुओं के बीच रासायनिक आबंधों में इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करने के लिए उपयोग किए जाने वाले [[लुईस संरचना|लुईस डॉट आरेखों]] के उदाहरण, यहाँ [[कार्बन]] (C), [[हाइड्रोजन]] (H), और [[ऑक्सीजन]] (O) दिखाए गए हैं। लुईस आरेख 1916 में [[गिल्बर्ट एन. लुईस]] द्वारा रासायनिक आबंधन का वर्णन करने के लिए विकसित किए गए थे और आज भी व्यापक रूप से उपयोग किए जाते हैं। प्रत्येक रेखा खंड या बिंदुओं का जोड़ा इलेक्ट्रॉनों के एक जोड़े का प्रतिनिधित्व करता है। परमाणुओं के बीच स्थित जोड़े आबंधों का प्रतिनिधित्व करते हैं।]]
1916 में, रसायनज्ञ [[गिल्बर्ट एन. लुईस]] ने [[सहसंयोजक आबंध|इलेक्ट्रॉन-युग्म आबंधों]] की अवधारणा विकसित की, जिसमें दो परमाणु एक से छह इलेक्ट्रॉनों को साझा कर सकते हैं, इस प्रकार [[एकल इलेक्ट्रॉन आबंध]], [[एकल आबंध]], [[द्वि-आबंध]], या [[त्रि-आबंध]] का निर्माण होता है; लुईस के अपने शब्दों में, "एक इलेक्ट्रॉन दो अलग-अलग परमाणुओं के खोल का हिस्सा बन सकता है और यह नहीं कहा जा सकता है कि वह विशेष रूप से किसी एक का है।"<ref>Lewis, Gilbert N.. (1916). [http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/corr216.3-lewispub-19160400.html The Atom and the Molecule]. ''[[Journal of the American Chemical Society]]''. 38 (4) 772. doi:[https://doi.org/10.1021/ja02261a002 10.1021/ja02261a002]. [http://www.itis.arezzo.it/index.php?option=com_content&view=article&id=221%3Athe-atom-and-the-molecule-&catid=106%3Apagine-html&Itemid=98 a copy] [https://web.archive.org/web/20210418014936/http://www.itis.arezzo.it/index.php?option=com_content&view=article&id=221%3Athe-atom-and-the-molecule-&catid=106%3Apagine-html&Itemid=98 संग्रहीत संस्करण]</ref>


1916 में ही, [[वाल्थर कोसेल]] ने लुईस के समान एक सिद्धांत सामने रखा, केवल उनका मॉडल परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानांतरण को मानता था, और इस प्रकार यह [[आयनिक आबंधन|आयनिक आबंधन]] का एक मॉडल था। लुईस और कोसेल दोनों ने अपने आबंधन मॉडलों को [[एबेग के नियम]] (1904) पर संरचित किया।
1916 में, रसायनज्ञ [[गिल्बर्ट एन. लुईस]] (Gilbert N. Lewis) ने [[सहसंयोजक बंध|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।"<ref>Lewis, Gilbert N.. (1916). [http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/corr216.3-lewispub-19160400.html The Atom and the Molecule]. ''[[Journal of the American Chemical Society]]''. 38 (4) 772. doi:[https://doi.org/10.1021/ja02261a002 10.1021/ja02261a002]. [http://www.itis.arezzo.it/index.php?option=com_content&view=article&id=221%3Athe-atom-and-the-molecule-&catid=106%3Apagine-html&Itemid=98 a copy] [https://web.archive.org/web/20210418014936/http://www.itis.arezzo.it/index.php?option=com_content&view=article&id=221%3Athe-atom-and-the-molecule-&catid=106%3Apagine-html&Itemid=98 সংরক্ষিত সংস্করণ]</ref>


[[नील्स बोर]] ने 1913 में [[रासायनिक आबंध का बोर मॉडल|रासायनिक आबंध का एक मॉडल]] भी प्रस्तावित किया। एक [[द्विपरमाणुक अणु]] के लिए उनके मॉडल के अनुसार, अणु के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन एक घूमने वाला छल्ला बनाते हैं जिसका तल अणु की धुरी के लंबवत होता है और परमाणु नाभिकों से समान दूरी पर होता है। आणविक प्रणाली का [[गतिक संतुलन]] इलेक्ट्रॉनों के छल्ले के तल के प्रति नाभिकों के आकर्षण के बलों और नाभिकों के आपसी प्रतिकर्षण के बलों के बीच बलों के संतुलन के माध्यम से प्राप्त किया जाता है। रासायनिक आबंध के बोर मॉडल ने [[कूलॉम प्रतिकर्षण]] को ध्यान में रखा - छल्ले में इलेक्ट्रॉन एक-दूसरे से अधिकतम दूरी पर होते हैं।<ref name="Pais">Pais, Abraham. (1986). [https://archive.org/details/inwardboundofmat00pais_0/page/228 Inward Bound: Of Matter and Forces in the Physical World]. [https://archive.org/details/inwardboundofmat00pais_0/page/228 228–230]. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-851971-3.</ref><ref>Svidzinsky, Anatoly A.. (2005). [http://www.pnas.org/content/102/34/11985.full.pdf Bohr's 1913 molecular model revisited]. ''Proceedings of the National Academy of Sciences''. 102 (34) 11985–11988. doi:[https://doi.org/10.1073/pnas.0505778102 10.1073/pnas.0505778102].</ref>
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।


1927 में, एक सरल रासायनिक आबंध का पहला गणितीय रूप से पूर्ण क्वांटम विवरण, यानी हाइड्रोजन आणविक आयन, [[डाइहाइड्रोजन धनायन|H<sub>2</sub><sup>+</sup>]] में एक इलेक्ट्रॉन द्वारा निर्मित, डेनिश भौतिक विज्ञानी [[ओयविंड बुरौ]] द्वारा प्राप्त किया गया था।<ref>Laidler, K. J.. (1993). [https://archive.org/details/worldofphysicalc0000laid The World of Physical Chemistry]. [https://archive.org/details/worldofphysicalc0000laid/page/346 346]. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-855919-1.</ref> इस कार्य ने दिखाया कि रासायनिक आबंधों के लिए क्वांटम दृष्टिकोण मौलिक और मात्रात्मक रूप से सही हो सकता है, लेकिन उपयोग की जाने वाली गणितीय विधियों को एक से अधिक इलेक्ट्रॉन वाले अणुओं तक विस्तारित नहीं किया जा सकता था। उसी वर्ष [[वाल्टर हिटलर]] और [[फ्रिट्ज़ लंदन]] द्वारा एक अधिक व्यावहारिक, हालांकि कम मात्रात्मक, दृष्टिकोण सामने रखा गया था। हिटलर-लंदन विधि उस आधार का निर्माण करती है जिसे अब [[संयोजकता आबंध सिद्धांत]] कहा जाता है।<ref name=London>(1927). "Wechselwirkung neutraler Atome und homoopolare Bindung nach der Quantenmechanik". ''Zeitschrift für Physik''. 44 (6–7) 455–472. doi:[https://doi.org/10.1007/bf01397394 10.1007/bf01397394]. English translation in Hettema, H.. (2000). [https://books.google.com/books?id=qsidHRJmUoIC Quantum Chemistry: Classic Scientific Papers]. 140. World Scientific. ISBN 978-981-02-2771-5.</ref> 1929 में, [[परमाणु कक्षकों का रैखिक संयोजन आणविक कक्षक विधि]] (LCAO) सन्निकटन सर [[जॉन लेनार्ड-जोन्स]] द्वारा पेश किया गया था, जिन्होंने बुनियादी क्वांटम सिद्धांतों से F<sub>2</sub> ([[फ्लोरीन]]) और O<sub>2</sub> ([[ऑक्सीजन]]) अणुओं के इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं को प्राप्त करने के तरीके भी सुझाए थे। यह [[आणविक कक्षक]] सिद्धांत ने एक सहसंयोजक आबंध को एक कक्षक के रूप में दर्शाया जो क्वांटम यांत्रिक [[श्रोडिंगर समीकरण|श्रोडिंगर]] परमाणु कक्षकों को जोड़कर बनाया गया था, जिन्हें एकल परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के लिए परिकल्पित किया गया था। बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणुओं में आबंधन इलेक्ट्रॉनों के लिए समीकरणों को गणितीय पूर्णता (यानी, ''विश्लेषणात्मक रूप से'') के लिए हल नहीं किया जा सकता था, लेकिन उनके लिए सन्निकटन ने अभी भी कई अच्छे गुणात्मक पूर्वानुमान और परिणाम दिए। आधुनिक [[क्वांटम रसायन विज्ञान]] में अधिकांश मात्रात्मक गणनाएं शुरुआती बिंदु के रूप में या तो संयोजकता आबंध या आणविक कक्षक सिद्धांत का उपयोग करती हैं, हालांकि एक तीसरा दृष्टिकोण, [[घनत्व कार्यात्मक सिद्धांत]], हाल के वर्षों में तेजी से लोकप्रिय हो गया है।
[[नील्स बोर]] (Niels Bohr) ने 1913 में [[बोर मॉडल|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।<ref name="Pais">Pais, Abraham. (1986). [https://archive.org/details/inwardboundofmat00pais_0/page/228 Inward Bound: Of Matter and Forces in the Physical World]. [https://archive.org/details/inwardboundofmat00pais_0/page/228 228–230]. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-851971-3.</ref><ref>Svidzinsky, Anatoly A.. (2005). [http://www.pnas.org/content/102/34/11985.full.pdf Bohr's 1913 molecular model revisited]. ''Proceedings of the National Academy of Sciences''. 102 (34) 11985–11988. doi:[https://doi.org/10.1073/pnas.0505778102 10.1073/pnas.0505778102].</ref>


1933 में, एच. एच. जेम्स और ए. एस. कूलिज ने डाइहाइड्रोजन अणु पर एक गणना की, जिसने, उन सभी पिछली गणनाओं के विपरीत जो केवल परमाणु नाभिक से इलेक्ट्रॉन की दूरी के कार्यों का उपयोग करती थीं, उन कार्यों का उपयोग किया जिन्होंने स्पष्ट रूप से दो इलेक्ट्रॉनों के बीच की दूरी को भी जोड़ा।<ref>James, H.H.. (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". ''[[Journal of Chemical Physics]]''. 1 (12) 825–835. doi:[https://doi.org/10.1063/1.1749252 10.1063/1.1749252].</ref> 13 समायोज्य मापदंडों तक के साथ उन्होंने पृथक्करण ऊर्जा के लिए प्रयोगात्मक परिणाम के बहुत करीब एक परिणाम प्राप्त किया। बाद के विस्तारों ने 54 मापदंडों तक का उपयोग किया और प्रयोगों के साथ उत्कृष्ट सहमति दी। इस गणना ने वैज्ञानिक समुदाय को आश्वस्त किया कि क्वांटम सिद्धांत प्रयोग के साथ सहमति दे सकता है। हालाँकि, इस दृष्टिकोण में संयोजकता आबंध और आणविक कक्षक सिद्धांतों के भौतिक चित्रों में से कोई भी नहीं है और इसे बड़े अणुओं तक विस्तारित करना कठिन है।
1927 में, एक सरल रासायनिक बंधन का पहला गणितीय रूप से पूर्ण क्वांटम विवरण, यानी हाइड्रोजन आणविक आयन, [[डाईहाइड्रोजन धनायन|H<sub>2</sub><sup>+</sup>]] में एक इलेक्ट्रॉन द्वारा उत्पन्न बंधन, डैनिश भौतिक विज्ञानी [[ऑयविंड बुर्राऊ]] (Øyvind Burrau) द्वारा व्युत्पन्न किया गया था।<ref>Laidler, K. J.. (1993). [https://archive.org/details/worldofphysicalc0000laid The World of Physical Chemistry]. [https://archive.org/details/worldofphysicalc0000laid/page/346 346]. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-855919-1.</ref> 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।<ref name=London>(1927). "Wechselwirkung neutraler Atome und homoopolare Bindung nach der Quantenmechanik". ''Zeitschrift für Physik''. 44 (6–7) 455–472. doi:[https://doi.org/10.1007/bf01397394 10.1007/bf01397394]. English translation in Hettema, H.. (2000). [https://books.google.com/books?id=qsidHRJmUoIC Quantum Chemistry: Classic Scientific Papers]. 140. World Scientific. ISBN 978-981-02-2771-5.</ref> 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 F<sub>2</sub> ([[फ्लोरीन]]) और O<sub>2</sub> ([[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 समीकरण|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।


==रासायनिक सूत्रों में आबंध==
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।<ref>James, H.H.. (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". ''[[Journal of Chemical Physics]]''. 1 (12) 825–835. doi:[https://doi.org/10.1063/1.1749252 10.1063/1.1749252].</ref> 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।
चूंकि परमाणु और अणु त्रि-आयामी होते हैं, इसलिए कक्षकों और आबंधों को इंगित करने के लिए एक ही विधि का उपयोग करना कठिन होता है। '''[[आणविक सूत्र|आणविक सूत्रों]]''' में परमाणुओं के बीच रासायनिक आबंधों (आबंधन कक्षकों) को चर्चा के प्रकार के आधार पर अलग-अलग तरीकों से इंगित किया जाता है। कभी-कभी, कुछ विवरणों की उपेक्षा की जाती है। उदाहरण के लिए, [[कार्बनिक रसायन विज्ञान]] में कभी-कभी केवल अणु के [[प्रकार्यात्मक समूह]] से संबंधित होता है। इस प्रकार, [[एथेनॉल]] का आणविक सूत्र [[अनुरूपता समावयवता|अनुरूपता]] रूप, त्रि-आयामी रूप, पूर्ण द्वि-आयामी रूप (बिना किसी त्रि-आयामी दिशा के प्रत्येक आबंध को इंगित करते हुए), संकुचित द्वि-आयामी रूप (CH<sub>3</sub>–CH<sub>2</sub>–OH), अणु के दूसरे भाग से प्रकार्यात्मक समूह को अलग करके (C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>OH), या इसके परमाणु घटकों (C<sub>2</sub>H<sub>6</sub>O) द्वारा लिखा जा सकता है, जो चर्चा के अनुसार होता है। कभी-कभी, गैर-आबंधन संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉनों (द्वि-आयामी अनुमानित दिशाओं के साथ) को भी चिह्नित किया जाता है, उदा. मौलिक कार्बन <sub>.</sub><sup>'</sup>C<sup>'</sup> के लिए। कुछ रसायनज्ञ संबंधित कक्षकों को भी चिह्नित कर सकते हैं, उदा. काल्पनिक एथीन<sup>−4</sup> आयन (<sub>\</sub><sup>/</sup>C=C<sub>/</sub><sup>\</sup> <sup>−4</sup>) जो आबंध निर्माण की संभावना को इंगित करता है।


==मजबूत रासायनिक आबंध==
==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 सूत्र|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 समावयवता|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 (CH<sub>3</sub>–CH<sub>2</sub>–OH), क्रियात्मक समूह को अणु के दूसरे भाग से अलग करके (C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>OH), या इसके परमाणुक घटकों द्वारा (C<sub>2</sub>H<sub>6</sub>O) 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 <sub>.</sub><sup>'</sup>C<sup>'</sup> के लिए। कुछ रसायनज्ञ संबंधित कक्षकों को भी चिह्नित कर सकते हैं, उदाहरण के लिए काल्पनिक एथीन<sup>−4</sup> ऋणायन (<sub>\</sub><sup>/</sup>C=C<sub>/</sub><sup>\</sup> <sup>−4</sup>) बंध निर्माण की संभावना को इंगित करता है।
 
==मजबूत रासायनिक बंध==
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| colspan="3" | '''pm में विशिष्ट [[आबंध लंबाई]]<br/>और kJ/mol में आबंध [[ऊर्जा]].'''<ref>(2 October 2013). [https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Physical_and_Theoretical_Chemistry_Textbook_Maps/Supplemental_Modules_(Physical_and_Theoretical_Chemistry)/Chemical_Bonding/Fundamentals_of_Chemical_Bonding/Bond_Energies Bond Energies]. Chemistry Libre Texts.</ref><br/><small>आबंध लंबाई को [[एंगस्ट्रॉम|Å]] में परिवर्तित किया जा सकता है<br/>100 से विभाजित करके (1 Å = 100 pm)।<br/></small>
| colspan="3" | '''pm में विशिष्ट [[बंध लंबाई|बंध लंबाइयाँ]]<br/>और kJ/mol में बंध [[ऊर्जा|ऊर्जाएँ]]।'''<ref>(2 October 2013). [https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Physical_and_Theoretical_Chemistry_Textbook_Maps/Supplemental_Modules_(Physical_and_Theoretical_Chemistry)/Chemical_Bonding/Fundamentals_of_Chemical_Bonding/Bond_Energies Bond Energies]. Chemistry Libre Texts.</ref><br/><small>100 से विभाजित करके बंध लंबाई को [[आंग्स्ट्रम|Å]] में बदला जा सकता है<br/>(1 Å = 100 pm)।<br/></small>
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! आबंध
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मजबूत रासायनिक आबंध वे ''अंतर-आणविक'' बल हैं जो [[अणु|अणुओं]] में परमाणुओं को एक साथ रखते हैं। एक मजबूत रासायनिक आबंध परमाणु केंद्रों के बीच [[इलेक्ट्रॉन|इलेक्ट्रॉनों]] के स्थानांतरण या साझाकरण से बनता है और नाभिक में प्रोटॉन और कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों के बीच [[स्थिरवैद्युत आकर्षण]] पर निर्भर करता है।
मजबूत रासायनिक बंध वे ''आंतर-आणविक'' (intramolecular) बल होते हैं जो [[अणु|अणुओं]] में परमाणुओं को एक साथ बांध कर रखते हैं। एक मजबूत रासायनिक बंध परमाणु केंद्रों के बीच [[इलेक्ट्रॉन|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 बंध|सहसंयोजक]] से [[आयनिक बंध|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''


मजबूत आबंध के प्रकार घटक तत्वों की [[विद्युत ऋणात्मकता]] में अंतर के कारण भिन्न होते हैं। विद्युत ऋणात्मकता एक रासायनिक आबंध बनाते समय किसी दिए गए [[रासायनिक तत्व]] के [[परमाणु]] की साझा इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की प्रवृत्ति है, जहाँ संबंधित विद्युत ऋणात्मकता जितनी अधिक होगी, वह इलेक्ट्रॉनों को उतना ही अधिक आकर्षित करेगा। विद्युत ऋणात्मकता [[आबंध ऊर्जा]] का मात्रात्मक रूप से अनुमान लगाने के लिए एक सरल तरीके के रूप में कार्य करती है, जो [[सहसंयोजक आबंधन|सहसंयोजक]] से [[आयनिक आबंधन|आयनिक आबंधन]] तक के निरंतर पैमाने पर एक आबंध की विशेषता बताती है। विद्युत ऋणात्मकता में एक बड़ा अंतर आबंध में अधिक ध्रुवीय (आयनिक) चरित्र की ओर ले जाता है।
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।<ref>Atkins, Peter. (1997). "Chemistry: Molecules, Matter and Change". 294–295. W.H. Freeman & Co.. ISBN 978-0-7167-3107-8.</ref> आयनिक बंधन के परिणामस्वरूप अलग-अलग धनात्मक और ऋणात्मक [[आयन]] बनते हैं। आयनिक आवेश आमतौर पर −3[[प्रारंभिक आवेश (elementary charge)|e]] से +3[[प्रारंभिक आवेश (elementary charge)|e]] के बीच होते हैं। आयनिक बंधन आमतौर पर [[धातु लवण (metal salts)|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 (X-ray diffraction)|एक्स-रे विवर्तन]] जैसी तकनीकों के माध्यम से मापा जाता है।


===आयनिक आबंध===
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<sup>+</sup>) और साइनाइड [[ऋणायन]] (CN<sup>−</sup>) 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।
<div role="note" style="font-style:italic; padding-left:1.6em; margin-bottom:0.5em">मुख्य लेख: [[आयनिक आबंधन]]</div>


[[File:NaCl octahedra.svg|thumb|left|[[सोडियम क्लोराइड]] (NaCl) की क्रिस्टल संरचना, जिसमें सोडियम [[धनायन]] (Na<sup>+</sup>) बैंगनी रंग में और [[क्लोराइड]] ऋणायन (Cl<sup>−</sup>) हरे रंग में दर्शाए गए हैं। पीली बिंदुएं विपरीत आवेश वाले [[आयन]]ों के बीच [[स्थिरवैद्युत बल]] (electrostatic force) को दर्शाती हैं।]]
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<sup>−</sup> आयनों के रूप में एक साथ बंधे हैं, विलयन में स्वतंत्र रूप से गति करते हैं, ठीक वैसे ही जैसे सोडियम आयन, Na<sup>+</sup> 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 [[अंतरआणविक बल|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।
आयनिक आबंधन (Ionic bonding) परमाणुओं के बीच एक प्रकार की स्थिरवैद्युत अन्योन्यक्रिया है जिनमें विद्युतऋणात्मकता (electronegativity) का अंतर अधिक होता है। आयनिक और सहसंयोजक आबंधन के बीच अंतर करने वाला कोई सटीक मान नहीं है, लेकिन 1.7 से अधिक का विद्युतऋणात्मकता अंतर आयनिक होने की संभावना रखता है, जबकि 1.7 से कम का अंतर सहसंयोजक होने की संभावना रखता है।<ref>Atkins, Peter. (1997). "Chemistry: Molecules, Matter and Change". 294–295. W.H. Freeman & Co.. ISBN 978-0-7167-3107-8.</ref> आयनिक आबंधन अलग-अलग धनात्मक और ऋणात्मक [[आयन]]ों को जन्म देता है। आयनिक आवेश आमतौर पर −3[[प्रारंभिक आवेश|e]] से +3[[प्रारंभिक आवेश|e]] के बीच होते हैं। आयनिक आबंधन आमतौर पर [[धातु लवण]]ों जैसे [[सोडियम क्लोराइड]] (खाने का नमक) में होता है। आयनिक बंधों की एक विशिष्ट विशेषता यह है कि ये प्रजातियां आयनिक क्रिस्टल बनाती हैं, जिसमें कोई भी आयन किसी विशिष्ट दिशात्मक बंध में किसी अन्य एकल आयन के साथ विशेष रूप से युग्मित नहीं होता है। इसके बजाय, आयन की प्रत्येक प्रजाति विपरीत आवेश वाले आयनों से घिरी होती है, और इसके तथा इसके निकट के विपरीत आवेशित आयनों के बीच की दूरी समान प्रकार के सभी आसपास के परमाणुओं के लिए समान होती है। इस प्रकार किसी आयन को उसके निकट स्थित किसी विशिष्ट अन्य एकल आयनित परमाणु के साथ जोड़ना अब संभव नहीं है। यह स्थिति सहसंयोजक क्रिस्टल से भिन्न है, जहाँ विशिष्ट परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंध अभी भी उनके बीच की कम दूरी से पहचाने जा सकते हैं, जिसे [[एक्स-रे विवर्तन]] (X-ray diffraction) जैसी तकनीकों के माध्यम से मापा जाता है।


आयनिक क्रिस्टल में सहसंयोजक और आयनिक प्रजातियों का मिश्रण हो सकता है, जैसे कि जटिल अम्लों के लवण, उदाहरण के लिए [[सोडियम साइनाइड]] (NaCN)। एक्स-रे विवर्तन से पता चलता है कि NaCN में, उदाहरण के लिए, सोडियम [[धनायन]] (Na<sup>+</sup>) और साइनाइड [[ऋणायन]] (CN<sup>−</sup>) के बीच के बंध ''आयनिक'' हैं, जिसमें कोई भी [[सोडियम]] आयन किसी विशेष [[साइनाइड]] के साथ जुड़ा नहीं है। हालाँकि, साइनाइड में [[कार्बन]] (C) और [[नाइट्रोजन]] (N) परमाणुओं के बीच के बंध ''सहसंयोजक'' प्रकार के होते हैं, ताकि प्रत्येक कार्बन केवल ''एक'' नाइट्रोजन से मजबूती से बंधा हो, जिसके वह सोडियम साइनाइड क्रिस्टल में अन्य कार्बनों या नाइट्रोजनों की तुलना में भौतिक रूप से बहुत करीब होता है।
===सहसंयोजक बंधन (Covalent bond)===
''মূল নিবন্ধ: Covalent bond''


जब ऐसे क्रिस्टल पिघलकर तरल बन जाते हैं, तो आयनिक बंध पहले टूट जाते हैं क्योंकि वे गैर-दिशात्मक होते हैं और आवेशित प्रजातियों को स्वतंत्र रूप से घूमने की अनुमति देते हैं। इसी तरह, जब ऐसे लवण पानी में घुलते हैं, तो आयनिक बंध आमतौर पर पानी के साथ अन्योन्यक्रिया से टूट जाते हैं लेकिन सहसंयोजक बंध बने रहते हैं। उदाहरण के लिए, घोल में, साइनाइड आयन, जो अभी भी एकल CN<sup>−</sup> आयनों के रूप में एक साथ बंधे होते हैं, घोल के माध्यम से स्वतंत्र रूप से चलते हैं, जैसे कि सोडियम आयन, Na<sup>+</sup> के रूप में। पानी में, आवेशित आयन अलग हो जाते हैं क्योंकि उनमें से प्रत्येक एक-दूसरे की तुलना में कई पानी के अणुओं की ओर अधिक मजबूती से आकर्षित होता है। ऐसे घोलों में आयनों और पानी के अणुओं के बीच आकर्षण एक प्रकार के कमजोर [[अंतराण्विक बल|द्विध्रुव-द्विध्रुव]] (dipole-dipole) प्रकार के रासायनिक बंध के कारण होता है। पिघले हुए आयनिक यौगिकों में, आयन एक-दूसरे की ओर आकर्षित होते रहते हैं, लेकिन किसी व्यवस्थित या क्रिस्टलीय तरीके से नहीं।
सहसंयोजक बंधन बंधन का एक सामान्य प्रकार है जिसमें दो या दो से अधिक परमाणु [[संयोजकता इलेक्ट्रॉन (valence electrons)|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 (double bond)|द्विबंध]], [[त्रिबंध (triple bond)|त्रिबंध]], [[covalent bond#One-, and three-electron bonds|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।


===सहसंयोजक बंध===
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 (CH<sub>4</sub>) 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 (sigma bond)|सिग्मा बंधन]] और [[पाई बंधन (pi bond)|पाई बंधन]] देखें।<ref>(1992). [https://archive.org/details/introductiontoor00stre_0/page/250 Introduction to organic chemistry.]. [https://archive.org/details/introductiontoor00stre_0/page/250 250]. Macmillan. ISBN 978-0024181701.</ref>
<div role="note" style="font-style:italic; padding-left:1.6em; margin-bottom:0.5em">मुख्य लेख: [[wikipedia:Covalent bond|Covalent bond]]</div>
[[File:covalent.svg|thumb|left|160px|[[मीथेन]] (CH<sub>4</sub>) में अध्रुवीय सहसंयोजक बंध। [[लुईस संरचना]] C और H परमाणुओं के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉनों को दर्शाती है।]]
सहसंयोजक आबंधन (Covalent bonding) आबंधन का एक सामान्य प्रकार है जिसमें दो या दो से अधिक परमाणु [[संयोजी इलेक्ट्रॉन]]ों (valence electrons) को कमोबेश समान रूप से साझा करते हैं। सबसे सरल और सबसे सामान्य प्रकार [[एकल बंध]] है जिसमें दो परमाणु दो इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं। अन्य प्रकारों में [[द्वि-बंध]], [[त्रि-बंध]], [[सहसंयोजक बंध#एक- और तीन-इलेक्ट्रॉन बंध|एक- और तीन-इलेक्ट्रॉन बंध]], [[तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंध]], और [[तीन-केंद्र चार-इलेक्ट्रॉन बंध]] शामिल हैं।


अध्रुवीय सहसंयोजक बंधों में, बंधित परमाणुओं के बीच विद्युतऋणात्मकता का अंतर छोटा होता है, आमतौर पर 0 से 0.3। अधिकांश [[कार्बनिक यौगिक]]ों के भीतर के बंधों को सहसंयोजक के रूप में वर्णित किया जाता है। चित्र मीथेन (CH<sub>4</sub>) को दर्शाता है, जिसमें प्रत्येक हाइड्रोजन कार्बन के साथ एक सहसंयोजक बंध बनाता है। इस तरह के आबंधन के LCAO विवरण के लिए [[सिग्मा बंध]] और [[पाई बंध]] देखें।<ref>(1992). [https://archive.org/details/introductiontoor00stre_0/page/250 Introduction to organic chemistry.]. [https://archive.org/details/introductiontoor00stre_0/page/250 250]. Macmillan. ISBN 978-0024181701.</ref>
वे अणु जो मुख्य रूप से अध्रुवीय सहसंयोजक बंधनों से बनते हैं, वे अक्सर पानी या अन्य [[ध्रुवीय विलायक (polar solvent)]] में [[मिश्रणीयता (miscibility)|अमिश्रणीय]] (immiscible) होते हैं, लेकिन [[हेक्सेन]] जैसे [[अध्रुवीय विलायक (non-polar solvent)|अध्रुवीय विलायकों]] में अधिक घुलनशील होते हैं।


जो अणु मुख्य रूप से अध्रुवीय सहसंयोजक बंधों से बनते हैं, वे अक्सर पानी या अन्य [[ध्रुवीय विलायक]]ों में [[अमिश्रणीय]] (immiscible) होते हैं, लेकिन [[हेक्सेन]] जैसे [[अध्रुवीय विलायक]]ों में अधिक घुलनशील होते हैं।
[[ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (polar covalent bond)]] एक महत्वपूर्ण [[आयनिक बंधन|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#आणविक द्विध्रुव|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।


एक [[ध्रुवीय सहसंयोजक बंध]] (polar covalent bond) एक महत्वपूर्ण [[आयनिक आबंधन|आयनिक गुण]] वाला सहसंयोजक बंध है। इसका मतलब है कि दो साझा इलेक्ट्रॉन दूसरे की तुलना में एक परमाणु के अधिक करीब होते हैं, जिससे आवेश का असंतुलन पैदा होता है। ऐसे बंध मध्यम रूप से भिन्न विद्युतऋणात्मकता वाले दो परमाणुओं के बीच होते हैं और [[द्विध्रुव#आणविक द्विध्रुव|द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रिया]] को जन्म देते हैं। इन बंधों 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।


====एकल और बहु-बंध====
[[द्विबंध (double bond)]] में इलेक्ट्रॉनों के दो साझा जोड़े होते हैं, एक सिग्मा बंधन में और एक [[पाई बंधन (pi bond)|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 बंधन (Quadruple bond)|चतुष्फलकीय]] और उच्चतर बंधन बहुत दुर्लभ होते हैं और केवल कुछ [[संक्रमण धातु (transition metal)]] परमाणुओं के बीच होते हैं।
दो परमाणुओं के बीच एक [[एकल बंध]] इलेक्ट्रॉनों के एक जोड़े को साझा करने के अनुरूप है। हाइड्रोजन (H) परमाणु में एक संयोजी इलेक्ट्रॉन होता है। दो हाइड्रोजन परमाणु तब एक अणु बना सकते हैं, जो साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा एक साथ बंधा होता है। अब प्रत्येक H परमाणु में हीलियम (He) का उत्कृष्ट गैस इलेक्ट्रॉन विन्यास होता है। साझा इलेक्ट्रॉनों का जोड़ा एक एकल सहसंयोजक बंध बनाता है। दो परमाणुओं के बीच के क्षेत्र में इन दो आबंध इलेक्ट्रॉनों का इलेक्ट्रॉन घनत्व दो गैर-अन्योन्यक्रिया करने वाले H परमाणुओं के घनत्व से बढ़ जाता है।


[[File:Pi-Bond.svg|thumb|right|पाई-बंध बनाने वाले दो p-ऑर्बिटल।]]
====उपसहसंयोजक बंधन (समन्वय सहसंयोजक बंधन / द्विध्रुवी बंधन)====
एक [[द्वि-बंध]] में इलेक्ट्रॉनों के दो साझा जोड़े होते हैं, एक सिग्मा बंध में और एक [[पाई बंध]] में, जिसमें इलेक्ट्रॉन घनत्व अंतर-नाभिकीय अक्ष के दो विपरीत पक्षों पर केंद्रित होता है। एक [[त्रि-बंध]] में तीन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं, जो एक सिग्मा और दो पाई बंध बनाते हैं। एक उदाहरण नाइट्रोजन है। [[चतुर्-बंध]] (Quadruple bond) और उच्च बंध बहुत दुर्लभ हैं और केवल कुछ [[संक्रमण धातु]] परमाणुओं के बीच होते हैं।


====समन्वय सहसंयोजक बंध (द्विध्रुवीय बंध)====
[[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]] (BF<sub>3</sub>) और [[अमोनिया]] (NH<sub>3</sub>) एक [[डडक्ट (adduct)]] या [[समन्वय परिसर (coordination complex)]] F<sub>3</sub>B←NH<sub>3</sub> 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 BF<sub>3</sub> को इलेक्ट्रॉन युग्म ग्राही या [[लुईस अम्ल और क्षार (Lewis acids and bases)|लुईस अम्ल]] के रूप में वर्णित किया जाता है, जबकि साझा किए जा सकने वाले एकाकी युग्म वाले NH<sub>3</sub> 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, [[कंकाल सूत्र#त्रिविम रसायन विज्ञान (stereochemistry)|वेज्ड (wedged) बंधन]] प्रेक्षक की ओर इशारा करते हैं, और डैश वाले बंधन प्रेक्षक से दूर इशारा करते हैं।)
[[File:NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D.png|thumb|left|अमोनिया और बोरॉन ट्राइफ्लोराइड का [[एडक्ट]]]]
एक [[समन्वय सहसंयोजक बंध]] (coordinate covalent bond) एक सहसंयोजक बंध है जिसमें दो साझा आबंध इलेक्ट्रॉन बंध में शामिल परमाणुओं में से एक ही परमाणु से आते हैं। उदाहरण के लिए, [[बोरॉन ट्राइफ्लोराइड]] (BF<sub>3</sub>) और [[अमोनिया]] (NH<sub>3</sub>) एक [[एडक्ट]] या [[समन्वय परिसर]] F<sub>3</sub>B←NH<sub>3</sub> बनाते हैं, जिसमें एक B–N बंध होता है जिसमें N पर इलेक्ट्रॉनों का एक [[एकाकी युग्म]] (lone pair) B पर एक खाली परमाणु ऑर्बिटल के साथ साझा किया जाता है। खाली ऑर्बिटल वाले BF<sub>3</sub> को इलेक्ट्रॉन युग्म स्वीकर्ता या [[लुईस अम्ल और क्षार|लुईस अम्ल]] के रूप में वर्णित किया जाता है, जबकि एकाकी युग्म वाले NH<sub>3</sub> को जिसे साझा किया जा सकता है, इलेक्ट्रॉन-युग्म दाता या [[लुईस क्षार]] के रूप में वर्णित किया जाता है। आयनिक आबंधन के विपरीत, इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के बीच लगभग समान रूप से साझा किए जाते हैं। इस तरह के आबंधन को लुईस अम्ल की ओर इशारा करते हुए एक तीर द्वारा दिखाया जाता है। (चित्र में, ठोस रेखाएं आरेख के तल में बंध हैं, [[कंकाल सूत्र#त्रिविम रसायन|वेज्ड बंध]] पर्यवेक्षक की ओर इशारा करते हैं, और डैश वाली रेखाएं पर्यवेक्षक से दूर इशारा करती हैं।)


[[संक्रमण धातु परिसर]] आम तौर पर समन्वय सहसंयोजक बंधों द्वारा बंधे होते हैं। उदाहरण के लिए, आयन Ag<sup>+</sup> लुईस क्षार NH<sub>3</sub> के दो अणुओं के साथ लुईस अम्ल के रूप में प्रतिक्रिया करके जटिल आयन Ag(NH<sub>3</sub>)<sub>2</sub><sup>+</sup> बनाता है, जिसमें दो Ag←N समन्वय सहसंयोजक बंध होते हैं।
[[संक्रमण धातु परिसर (Transition metal complex)]] आमतौर पर उपसहसंयोजक बंधनों द्वारा बंधे होते हैं। उदाहरण के लिए, Ag<sup>+</sup> आयन लुईस क्षार NH<sub>3</sub> के दो अणुओं के साथ लुईस अम्ल के रूप में प्रतिक्रिया करके जटिल आयन Ag(NH<sub>3</sub>)<sub>2</sub><sup>+</sup> बनाता है, जिसमें दो Ag←N उपसहसंयोजक बंधन होते हैं।


===धात्विक आबंधन===
===धात्विक बंधन (Metallic bonding)===
<div role="note" style="font-style:italic; padding-left:1.6em; margin-bottom:0.5em">मुख्य लेख: [[wikipedia:Metallic bonding|Metallic bonding]]</div>
''মূল নিবন্ধ: Metallic bonding''
धात्विक आबंधन में, आबंधन इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के एक जालक (lattice) पर विस्थानीकृत (delocalized) होते हैं। इसके विपरीत, आयनिक यौगिकों में, आबंधन इलेक्ट्रॉनों और उनके आवेशों के स्थान स्थिर होते हैं। आबंधन इलेक्ट्रॉनों की मुक्त गति या विस्थानीकरण शास्त्रीय धात्विक गुणों जैसे [[चमक]] (सतह का प्रकाश [[परावर्तनीयता]]), [[विद्युत चालकता|विद्युत]] और [[ऊष्मीय चालकता]], [[तन्यता]] (ductility), और उच्च [[तन्य शक्ति]] (tensile strength) की ओर ले जाता है।
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 (खनिज विज्ञान)|चमक]] (सतह के प्रकाश की [[परावर्तन क्षमता (reflectivity)]]), [[विद्युत चालकता|विद्युत]] और [[ऊष्मीय चालकता]], [[तन्यता (ductility)]], और उच्च [[तन्य सामर्थ्य (tensile strength)]] उत्पन्न होते हैं।


==अंतराण्विक आबंधन==
==अंतरआणविक बंधन (Intermolecular bonding)====
<div role="note" style="font-style:italic; padding-left:1.6em; margin-bottom:0.5em">मुख्य लेख: [[wikipedia:Intermolecular force|Intermolecular force]]</div>
''মূল নিবন্ধ: Intermolecular force''
दो या दो से अधिक अणुओं के बीच कई प्रकार के कमजोर बंध बन सकते हैं जो सहसंयोजक रूप से बंधे नहीं होते हैं। [[अंतराण्विक बल]] अणुओं को एक-दूसरे को आकर्षित या प्रतिकर्षित करने का कारण बनते हैं। अक्सर, ये बल किसी पदार्थ की भौतिक विशेषताओं (जैसे [[गलनांक]]) को प्रभावित करते हैं।
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।


[[वैन डेर वाल्स बल]] [[इलेक्ट्रॉन विन्यास#ओपन और क्लोज्ड शेल|क्लोज्ड-शेल]] अणुओं के बीच की अन्योन्यक्रियाएं हैं। इनमें [[रासायनिक ध्रुवीयता|ध्रुवीय]] अणुओं में आंशिक आवेशों के बीच कूलम्बिक अन्योन्यक्रियाएं, और क्लोज्ड इलेक्ट्रॉन शेल के बीच [[पाउली अपवर्जन सिद्धांत#पदार्थ की स्थिरता|पाउली प्रतिकर्षण]] दोनों शामिल हैं।<ref name=Atkins>(2002). "Physical Chemistry". 696–706. W.H.Freeman. ISBN 0-7167-3539-3.</ref><sup>:696</sup>
[[वांडरवाल्स बल (Van der Waals force)]] [[इलेक्ट्रॉन विन्यास#खुले और बंद कोश (Open and closed shells)|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 अपवर्जन नियम#पदार्थ का स्थायित्व (Stability of matter)|पाउली प्रतिकर्षक बल]] दोनों शामिल हैं।<ref name=Atkins>(2002). "Physical Chemistry". 696–706. W.H.Freeman. ISBN 0-7167-3539-3.</ref>696


[[अंतराण्विक बल#कीसम बल (स्थायी द्विध्रुव – स्थायी द्विध्रुव)|कीसम बल]] (Keesom forces) दो ध्रुवीय अणुओं के स्थायी [[द्विध्रुव#आणविक द्विध्रुव|द्विध्रुवों]] के बीच के बल हैं।<ref name="Atkins" /> [[लंदन परिक्षेपण बल]] (London dispersion forces) विभिन्न अणुओं के प्रेरित द्विध्रुवों के बीच के बल हैं।<ref name="Atkins" /> एक अणु में स्थायी द्विध्रुव और दूसरे अणु में प्रेरित द्विध्रुव के बीच भी अन्योन्यक्रिया हो सकती है।<ref name="Atkins" />
[[अंतरआणविक बल#कीसोम बल (स्थाई द्विध्रुव - स्थाई द्विध्रुव) (Keesom force (permanent dipole – permanent dipole))|कीसोम बल (Keesom forces)]] दो ध्रुवीय अणुओं के स्थायी [[द्विध्रुव#आणविक द्विध्रुव|द्विध्रुव (dipoles)]] के बीच के बल हैं।<ref name="Atkins" /> [[लंदन परिक्षेपण बल (London dispersion force)]] विभिन्न अणुओं के प्रेरित द्विध्रुवों के बीच के बल हैं।<ref name="Atkins" /> एक अणु में स्थायी द्विध्रुव और दूसरे अणु में प्रेरित द्विध्रुव के बीच भी अन्योन्यक्रिया हो सकती है।<ref name="Atkins" />


A--H•••B रूप के [[हाइड्रोजन बंध]] तब होते हैं जब A और B दो अत्यधिक विद्युतऋणात्मक परमाणु (आमतौर पर N, O, या F) होते हैं, इस प्रकार कि A, H के साथ एक अत्यधिक ध्रुवीय सहसंयोजक बंध बनाता है ताकि H पर आंशिक धनात्मक आवेश हो, और B के पास इलेक्ट्रॉनों का एक [[एकाकी युग्म]] हो जो इस आंशिक धनात्मक आवेश की ओर आकर्षित होता है और एक हाइड्रोजन बंध बनाता है।<ref name="Atkins" /> हाइड्रोजन बंध अपने भारी एनालॉग्स की तुलना में पानी और [[अमोनिया]] के उच्च क्वथनांक के लिए जिम्मेदार हैं। कुछ मामलों में, विभिन्न अणुओं पर दो विद्युतऋणात्मक परमाणुओं के बीच स्थित एक हैलोजन परमाणु द्वारा एक समान [[हैलोजन बंध]] बनाया जा सकता है।
[[Hydrogen bond|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 [[lone pair|एकांकी युग्म (lone pair)]] हो जो इस आंशिक धन आवेश की ओर आकर्षित होता है और एक हाइड्रोजन बॉन्ड बनाता है।<ref name="Atkins" /> हाइड्रोजन बॉन्ड अपने भारी समरूपों (analogues) की तुलना में जल और [[ammonia|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 [[halogen bond|हलोजन बॉन्ड]] भी बनाया जा सकता है।


कम दूरी पर, परमाणुओं के बीच प्रतिकारक बल भी महत्वपूर्ण हो जाते हैं।<ref name="Atkins" />
कम दूरी पर, परमाणुओं के बीच प्रतिकर्षक बल (repulsive forces) भी महत्वपूर्ण हो जाते हैं।<ref name="Atkins" />


==रासायनिक आबंधन के सिद्धांत==
==रासायनिक बंधन के सिद्धांत (Theories of chemical bonding)==
"शुद्ध" [[आयनिक आबंधन]] की (अवास्तविक) सीमा में, इलेक्ट्रॉन बंध में दो परमाणुओं में से एक पर पूरी तरह से स्थानीयकृत होते हैं। ऐसे बंधों को [[शास्त्रीय भौतिकी]] द्वारा समझा जा सकता है। परमाणुओं के बीच का बल [[समदैशिक]] (isotropic) निरंतर स्थिरवैद्युत विभवों पर निर्भर करता है। [[कूलम्ब के नियम]] के अनुसार बल का परिमाण दो आयनिक आवेशों के गुणनफल के सीधे अनुपात में होता है।<ref>[https://www.sciencedirect.com/science/chapter/monograph/abs/pii/B9780124722576500057 Fundamentals of Electromagnetics]. ''sciencedirect.com''. doi:[https://doi.org/10.1016/B978-0-12-472257-6.50005-7 10.1016/B978-0-12-472257-6.50005-7].</ref>
"शुद्ध" [[ionic bond|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 [[classical physics|चिरसम्मत भौतिकी (classical physics)]] द्वारा समझा जा सकता है। परमाणुओं के बीच का बल [[isotropic|समदैशिक (isotropic)]] संतत इलेक्ट्रोस्टैटिक विभवों पर निर्भर करता है। [[Coulomb's law|कूलॉम के नियम (Coulomb's law)]] के अनुसार बल का परिमाण दोनों आयनिक आवेशों के गुणनफल के सीधे आनुपातिक होता है।<ref>[https://www.sciencedirect.com/science/chapter/monograph/abs/pii/B9780124722576500057 Fundamentals of Electromagnetics]. ''sciencedirect.com''. doi:[https://doi.org/10.1016/B978-0-12-472257-6.50005-7 10.1016/B978-0-12-472257-6.50005-7].</ref>


सहसंयोजक बंधों को [[संयोजकता बंध सिद्धांत|संयोजकता बंध (VB) सिद्धांत]] या [[आणविक कक्षक सिद्धांत|आणविक कक्षक (MO) सिद्धांत]] द्वारा बेहतर ढंग से समझा जाता है। शामिल परमाणुओं के गुणों को [[ऑक्सीकरण संख्या]], [[औपचारिक आवेश]], और [[विद्युतऋणात्मकता]] जैसी अवधारणाओं का उपयोग करके समझा जा सकता है। बंध के भीतर इलेक्ट्रॉन घनत्व को व्यक्तिगत परमाणुओं को नहीं सौंपा जाता है, बल्कि यह परमाणुओं के बीच विस्थानीकृत होता है। संयोजकता बंध सिद्धांत में, आबंधन को इलेक्ट्रॉन युग्मों से निर्मित माना जाता है जो स्थानीयकृत होते हैं और परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन (overlap) के माध्यम से दो परमाणुओं द्वारा साझा किए जाते हैं। [[कक्षीय संकरण]] और [[अनुनाद (रसायन विज्ञान)|अनुनाद]] की अवधारणाएं इलेक्ट्रॉन युग्म बंध की इस मूल धारणा को बढ़ाती हैं। आणविक कक्षक सिद्धांत में, आबंधन को विस्थानीकृत माना जाता है और उन कक्षकों में विभाजित किया जाता है जो पूरे अणु में फैले होते हैं और इसकी समरूपता गुणों के अनुकूल होते हैं, आमतौर पर [[परमाणु कक्षकों के रैखिक संयोजन आणविक कक्षक विधि|परमाणु कक्षकों के रैखिक संयोजन]] (LCAO) पर विचार करके। संयोजकता बंध सिद्धांत स्थानिक रूप से स्थानीयकृत होने के कारण रासायनिक रूप से अधिक सहज है, जिससे अणु के उन हिस्सों पर ध्यान केंद्रित किया जा सकता है जो रासायनिक परिवर्तन से गुजर रहे हैं। इसके विपरीत, आणविक कक्षक क्वांटम यांत्रिक दृष्टिकोण से अधिक "प्राकृतिक" हैं, जिसमें कक्षीय ऊर्जाएं भौतिक रूप से महत्वपूर्ण हैं और सीधे [[फोटोइलेक्ट्रॉन स्पेक्ट्रोस्कोपी]] से प्रयोगात्मक आयनीकरण ऊर्जाओं से जुड़ी हैं। नतीजतन, संयोजकता बंध सिद्धांत और आणविक कक्षक सिद्धांत को अक्सर प्रतिस्पर्धी लेकिन पूरक ढांचे के रूप में देखा जाता है जो रासायनिक प्रणालियों में अलग-अलग अंतर्दृष्टि प्रदान करते हैं। इलेक्ट्रॉनिक संरचना सिद्धांत के लिए दृष्टिकोण के रूप में, MO और VB दोनों विधियां सैद्धांतिक रूप से किसी भी वांछित स्तर की सटीकता के अनुमान दे सकती हैं। हालाँकि, निचले स्तरों पर, अनुमान भिन्न होते हैं, और एक दृष्टिकोण किसी विशेष प्रणाली या संपत्ति से जुड़ी गणनाओं के लिए दूसरे की तुलना में अधिक उपयुक्त हो सकता है।<ref>(2014-11-26). [https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Organic_Chemistry/Basic_Principles_of_Organic_Chemistry_(Roberts_and_Caserio)/21%3A_Resonance_and_Molecular_Orbital_Methods/21.07%3A_Which_Is_Better-_MO_or_VB 21.7: Which Is Better- MO or VB?]. ''Chemistry LibreTexts''.</ref>
सहसंयोजक बंधनों को [[valence bond theory|संयोजकता बॉन्ड सिद्धांत (VB सिद्धांत)]] या [[molecular orbital theory|आणविक कक्षक सिद्धांत (MO सिद्धांत)]] द्वारा बेहतर ढंग से समझा जाता है। इसमें शामिल परमाणुओं के गुणों को [[oxidation number|ऑक्सीकरण संख्या]], [[formal charge|औपचारिक आवेश]], और [[electronegativity|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। [[orbital hybridisation|कक्षक संकरण (orbital hybridization)]] और [[resonance (chemistry)|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 [[linear combination of atomic orbitals molecular orbital method|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 [[photoelectron spectroscopy|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।<ref>(2014-11-26). [https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Organic_Chemistry/Basic_Principles_of_Organic_Chemistry_(Roberts_and_Caserio)/21%3A_Resonance_and_Molecular_Orbital_Methods/21.07%3A_Which_Is_Better-_MO_or_VB 21.7: Which Is Better- MO or VB?]. ''Chemistry LibreTexts''.</ref>


शुद्ध आयनिक बंधों में गोलाकार सममित कूलम्बिक बलों के विपरीत, सहसंयोजक बंध आम तौर पर निर्देशित और [[विषमदैशिक]] (anisotropic) होते हैं। इन्हें अक्सर आणविक तल के संबंध में उनकी समरूपता के आधार पर [[सिग्मा बंध]] और [[पाई बंध]] के रूप में वर्गीकृत किया जाता है। सामान्य मामले में, परमाणु ऐसे बंध बनाते हैं जो शामिल परमाणुओं की सापेक्ष [[विद्युतऋणात्मकता]] के आधार पर आयनिक और सहसंयोजक के बीच के होते हैं। इस प्रकार के बंधों को [[ध्रुवीय सहसंयोजक बंध]] के रूप में जाना जाता है।<ref>(2015). [https://www.sciencedirect.com/topics/chemistry/polar-covalent-bond Polar Covalent Bond]. Science Direct.</ref>
शुद्ध आयनिक बंधनों में गोलाकार रूप से सममित कूलॉम्बिक बलों के विपरीत, सहसंयोजक बंधन आम तौर पर दिशात्मक और [[anisotropic|विषमदैशिक (anisotropic)]] होते हैं। इन्हें अक्सर आणविक तल के संबंध में उनकी समरूपता के आधार पर [[sigma bond|सिग्मा बॉन्ड]] और [[pi bond|पाई बॉन्ड]] के रूप में वर्गीकृत किया जाता है। सामान्य स्थिति में, परमाणु ऐसे बॉन्ड बनाते हैं जो शामिल परमाणुओं की सापेक्ष [[electronegativity|विद्युत ऋणात्मकता]] के आधार पर आयनिक और सहसंयोजक के बीच के होते हैं। इस प्रकार के बॉन्ड को [[polar covalent bond|ध्रुवीय सहसंयोजक बॉन्ड]] के रूप में जाना जाता है।<ref>(2015). [https://www.sciencedirect.com/topics/chemistry/polar-covalent-bond Polar Covalent Bond]. Science Direct.</ref>


==इन्हें भी देखें==
==इन्हें भी देखें==
* [[ठोसों में आबंधन]]
* [[Bonding in solids|ठोस पदार्थों में बंधन]]


==संदर्भ==
==संदर्भ==
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''स्रोत:'' अंग्रेज़ी विकिपीडिया के "Chemical bond" लेख पर आधारित।
''स्रोत:'' अंग्रेज़ी विकिपीडिया के “Chemical bond” लेख का अनुवाद।
''मूल लेख:'' https://en.wikipedia.org/wiki/Chemical_bond
''मूल लेख:'' https://en.wikipedia.org/wiki/Chemical_bond
''यह लेख स्वचालित रूप से तैयार किया गया है।''
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Revision as of 08:41, 9 October 2026

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

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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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