रासायनिक आबंध क्या है ?

परमाणु का स्वतंत्र Reseller में पाया जाना संभव नहीं है, वे किसी न किसी Reseller में संयुक्त अवस्था में पाये जाते हैं। परमाणओं के परस्पर संयोग से अणुओं का निर्माण होता है। किसी अणु में उपस्थित परमाणुओं के मध्य आकर्षण पाया जाता है जिसे रासायनिक बंध कहते हैं। चूंकि परमाणु बंधित अवस्था में अधिक स्थायी होते हैं इसलिए यह स्पष्ट होता है कि बंधित अवस्था में स्थितिज ऊर्जा परमाणुओं की स्वतंत्र अवस्था में ऊर्जा से कम होती है। इसी प्रकार रासायनिक आबंध प्रक्रिया में भी ऊर्जा की कमी होती है, Meansात् स्थायित्व बढ़ता है, इस कारण परमाणु परस्पर रासायनिक Reseller से आबंधित रहते हैं And रासायनिक बंध बनाते हैं।

अक्रिय गैसों को छोड़कर अन्य जितने भी तत्व हैं उनकी बाह्यतम कक्षा में 8 से कम इलेक्ट्रॉन रहते हैं। ये All तत्व अक्रिय गैसों की भांति अपनी बाह्यतम कक्षा मेंं स्थायी अष्टक प्राप्त कर लेने की प्रवृत्ति रखते हैं। तत्वों की यह प्रवृत्ति Second तत्व से इलेक्ट्रॉन लेकर या उसको इलेक्ट्रॉन देकर या उनके बीच इलेक्ट्रॉनों का साझा होने से पूरी होती है। यही कारण है कि तत्वों के बीच रासायनिक संयोग होता है।

दो या अधिक परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों का पुनर्वितरण होने से अणुओं का निर्माण होता है। इलेक्ट्रॉनों का यह पुनर्वितरण तीन प्रकार से हो सकता है, अत: बंध तीन प्रकार के होते हैं।

1. आयनिक या वैद्युत संयोजक आबंध 
2. सहसंयोजक आबंध 
3. उपसहसंयोजक आबंध 

इसके अलावा Single विशेष प्रकार का आबंध होता है जो हाइड्रोजन आबंध कहलाता है।

आयनिक या वैद्युत संयोजक आबंध- 

परमाणुओं के मध्य इलेक्टा्रॅनों के अदान पद्रान से जो बंध बनते हैं उन्हें विद्युत संयोजी अथवा आयनिक बंध कहते हैं। जो परमाणु इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है उस पर ऋण-आवेश और जो इलेक्ट्रॉन देता है उस पर धन-आवेश आ जाते हैं। इस प्रकार, ये दो विपरीत आवेशवाले आयन Single-Second से स्थिर विद्यृतीय आकर्षण-बल द्वारा जुटकर अणु बनाते हैं। जिस आयन पर धन-आवेश रहता है वह धनायन और जिस पर ऋण-आवेश रहता है वह ऋणायन कहलाता है।

आयनी यौगिकों के निर्माण का ऊर्जा विज्ञान- 

हमने इलेक्ट्रॉन के स्थानांतरण से आयनिक यौगिक (NaCl) के निर्माण का वर्णन पढ़ा। जब क्लोरीन परमाणु क्लोराइड आयन बनने में कम ऊर्जा उत्सर्जित (इलेक्ट्रॉन बंधुता एन्थैल्पी) होती है और सोडियम परमाणु से सोडियम आयन बनने में अधिक ऊर्जा अवशोषित (आयनन एन्थैल्पी) होती है, तो आप कैसे कह सकते हैं कि NaCl निर्माण से ऊर्जा में कमी होती है ? आइए आपके संशय को मिटाने के लिए पूरे प्रक्रम को ध्यान से देखें। सोडियम और क्लोरीन से NaCl के निमार्ण को कर्इ चरणों में देखा जा सकता है।
जैसे – 
अ. पूर्ण ऊष्मा ऊध्र्वपातन- ठोस सोडियम से गैसीय सोडियम परमाणु
NA(S)→NA(g)         H=108.7kjmol^-1
ब. आयनन एन्थैल्पी- गैसीय सोडियम परमाणु से सोडियम आयन
NA(S)→NA⁺(g)⁺e^–         H=493.8kjmol^-1
स. वियोजन ऊर्जा- गैसीय क्लोरीन अणु से क्लोरीन परमाणु
1/2 CI2(g)→CI(g)         H=-120.9kjmol^-1
द. गैसीय क्लोरीन परमाणु का क्लोराइड आयन में परिवर्तन (इलेक्ट्रॉन का संकलन)
CI(g)⁺e-→CI^– (g)           H=-379.5kjmol^-1
इ. सोडियम और क्लोराइड आयन से NaCl निर्माण (क्रिस्टल या जालक का बनना)
Na+(g)⁺CI^– (g)→Na⁺CI^–(S)       H=-754.8kjmol^-1
इस चरण में उत्सर्जित ऊर्जा जालक ऊर्जा कहलाती है। नैट क्रिया होगी
Na+(s)⁺1/2CI^– (g)→Na⁺CI^– (S)   H=–410.9kjmol^-1
संभवन की पूर्ण ऊष्मा में परिर्वतन का परिकलन अन्य ऊर्जाओं का योग में परिवर्तन को लेकर Reseller जा सकता है।
H=(180 .7+493.8+120.9-379.5-754.8)=–410 .9kjmol^-1

अत: हम देख सकते हैं कि सोडियम और क्लोरीन से NaCl बनने का प्रक्रम ऊर्जा को काफी कम कर देता है। यह युक्ति ऊर्जा के संरक्षण नियम का पालन करती है और यह बार्न हॉबर चक्र कहलाती है।

इसमें सम्मिलित पाँच विभिन्न प्रकार की ऊर्जाओं मेंं से दो (पूर्ण ऊष्मा ऊध्र्वपातन और वियोजन ऊर्जा) का मान बाकियों से कम होता है। इसलिए बाकी तीन ऊर्जा- आयनन एन्थैल्पी, इलेक्ट्रान बन्धुता और जालक ऊर्जा Single आयनिक यौगिक के बनने में महत्वपूर्ण भूमिका निभाती हैं। उपर्युक्त Discussion के बाद हम कह सकते हैं कि आयनिक यौगिकों का बनना सुगमता से सम्भव होता है। यदि-

1. धातु की कम आयनन एन्थैल्पी हो
2. Second तत्व की इलेक्ट्रान बंधुता अधिक हो (अधातु की इलेक्ट्रॉन ग्रहण एन्थैल्पी) 
3. जालक ऊर्जा अधिक हो 

विद्युत संयोजी यौगिकों के गुण- 

1. सामान्यत: विद्युत संयोजी यौगिक पानी में घुलनशील होते हैं। 
2. विद्युत संयोजी यौगिकों के गलनांक तथा क्वथनांक बहुत ऊंचे होते हैं। क्योंकि इनमें दो आयन आपस में प्रबल विद्युत आकर्षण बल द्वारा बंधे होते हैं। अत: आकर्षण बल रेखाओं को तोड़ने के लिए अधिक ऊर्जा की Need पड़ती है।
3. विद्युत संयोजी यौगिक जल में घुलने पर अथवा पिघली अवस्था मेंं आयनित हो जाते है। 
4. ये प्राय: विद्युत के सुचालक होते हैं। 
5. विद्युत संयोजी यौगिक आयनिक अभिक्रियाएं देते है, जो तीव्रगामी होते है। 

वैद्युत संयोजक बंध कब बनते हैं?

1. जब प्रबल धन विद्युती तत्व (वर्ग I, II, III) किसी प्रबल ऋण विद्युती तत्व (वर्ग VI, VII) के साथ संयोग करता है।
2. जब दो संयोजी तत्वों की विद्युत ऋणात्मकताओं में अंतर होता हैं। 
3. जब Single तत्व आसानी से इलेक्ट्रॉन त्यागकर तथा दूसरा आसानी से इलेक्ट्रॉन ग्रहण करके उत्कृष्ट गैस की संCreation प्राप्त करता है। 

लुइस संCreation- 

इस सरंचना में परमाणु में उपस्थित संयोजकता इलेक्ट्रॉन को दर्शाने के लिए इलेक्ट्रॉन बिन्दु प्रतीक या लुइस प्रतीक का उपयोग Reseller जाता है। इस विधि में परमाणु के बाह्य कोश मेंं उपस्थित इलक्े ट्रॉनो को दर्शाने के लिए उस तत्व के प्रतीक के चारों ओर उतने ही बिंदु लगा देते हैं, जितने इलेक्ट्रॉन उसके बाह्य कोश मेंं उपस्थित रहते है।

सहसंयोजक आबंध –

सहसंयोजक बंधन परिभाषा- 

जब दो सदृश या असदृश परमाणु अपने बाह्यतम शेल के इलेिक्ट्रॉनों का आपस में साझा करके संयोग करते हैं तब उनके बीच स्थित बंधन को सहसंयोजक बंधन कहते हैं तथा इस प्रकार से निर्मित यौगिक सहसंयोजक यौगिक कहलाता है। ये परमाणु इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी द्वारा अपना अष्टक पूरा करके स्थायित्व प्राप्त करते हैं। जब दो परमाणु Single-Single इलेक्ट्रॉन का साझा करते हैं तब Single सहसंयोजक बध्ंनबनता है। जब दो परमाणु दो-दो इलेक्ट्रॉन का साझा करते है। तब Single सहसंयोजक बध्ं ान बनता है। जिस द्विबंधन कहते हैं। इसी प्रकार, जब दो परमाणु तीन-तीन इलेक्ट्रानों का साझा करते है तब तीन सहसंयोजक बंधन बनते है जिसे त्रिबंधन कहते है ।

सहसंयोजी बंध के प्रकार- 

सहसंयोजी बंध दो प्रकार के होती है।

1. अध्रुबीय सहसंयोजक बंध- जब सहसंयोजक बंध दो सदृश परमाणुओं के बीच होता है इसमें दोनों परमाणुआ ें की विद्युत ऋणात्मकता Single ही होती है। अत: साझा में भाग लेने वाले इलेक्ट्रॉन अणु में समगित Reseller हो वितरित रहते है। उदाहरण- हाइड्रोजन का बनना H–H→H:H
2. ध्रवीय सहसंयोजक बंध- वे सहसंयोजक बंध जो असमान ऋणाविधुतताओं वाले परमाणुओं के मध्य बनते है धु्रवीय सहसंयोजक बंध कहलाते है इस बंध में भाग लेने वाले इलेक्ट्रॉन दोनों परमाणुओं से असमान दूरी पर रहते है। इस कारण Single परमाणु पर आंशिक धनावेश (S+) तथा Second पर आंशिक ऋणावेश (s-) उत्पन्न हो जाता है। उदाहरण– हाइड्रोजन क्लोराइड का अणु-हाइड्रोजन क्लोराइड के अणु में हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुाओं के बीच Single जोड़ा इलेक्ट्रॉन रहते हैं। इनमें Single इलेक्ट्रॉन हाइड्रोजन परमाणु से और दूसरा क्लोरीन परमाणु से आता है। किंतु क्लोरीन परमाणु, हाइड्रोजन की अपेक्षा बहुत अधिक विद्युत-ऋणात्मक होता है, अत: इलेक्ट्रॉनों की यह जोड़ी हाइड्रोजन की अपेक्षा क्लोरीन परमाणु की ओर अधिक खिंची हुर्इ रहती है। 

धु्रवीय और अध्रुवीय अणुओं के आचरण वैद्युत क्षेत्र में विभन्न प्रकार के होते है। धु्रवीय अणुओं से बने हुए पदार्थ को वैद्युत क्षेत्र में रखने पर ये अणु द्विधु्रव जैसा आचरण करते हैं। इनके धन-धु्रव वैद्युत क्षेत्र की ऋण-प्लेट की ओर तथा इनके ऋण धु्रव धन-प्लेट की ओर निर्देशित हो जाते हैं। इस आचरण को हम यह कहकर व्यक्त करते हैं कि अणु में द्विधु्रव-आघुर्ण होता है जो अणु को किसी वैद्युत क्षेत्र में Single खास दिशा में दिक्-निर्देशित हो जाने के लिए प्रेरित करता है।