रासायनिक बंध

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तुलना करना आणविक बंधन, जिसमें अक्सर रासायनिक बंधन सम्मिलित होते हैं।
कार्बन (सी), हाइड्रोजन (एच), और ऑक्सीजन(ओ) के बीच रासायनिक बंधों के लुईस डॉट शैली के प्रतिनिधित्व के उदाहरण। लुईस डॉट आरेख रासायनिक बंध का वर्णन करने का एक प्रारंभिक प्रयास था और आज भी व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।

रासायनिक बंध परमाणुओं, आयनों या अणुओं के बीच एक स्थायी आकर्षण होता है, जो रासायनिक यौगिकों के निर्माण को सक्षम बनाता है। बंध का परिणाम आयनिक बंधो के रूप में विपरीत आवेशित आयनों के बीच स्थिरवैद्युत बल या सहसंयोजक बंधों के रूप में इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे के माध्यम से हो सकता है। रासायनिक बंधों की सामर्थ्य विशेष रूप से भिन्न होती है। समर्थ बंध या प्राथमिक बंध जैसे सहसंयोजक बंध, आयनिक बंध , धातु बंध, और दुर्बल बंध या द्वितीयक बंध जैसे द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतः क्रियाएं, लंडन फैलाव बल और हाइड्रोजन बंध आदि होते है।

चूँकि विपरीत आवेश एक साधारण विद्युत चुम्बकीय बल के माध्यम से आकर्षित होते हैं, नाभिक की परिक्रमा करने वाले ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन और परमाणु नाभिक में धनात्मक आवेशित प्रोटॉन एक दूसरे को आकर्षित करते हैं। दो नाभिकों के बीच स्थित एक इलेक्ट्रॉन उन दोनों की ओर आकर्षित होगा और इस स्थिति में नाभिक इलेक्ट्रॉनों की ओर आकर्षित होगा। यह आकर्षण रासायनिक बंध बनाता है। जो इलेक्ट्रॉनों की पदार्थ तरंग प्रकृति और उनके छोटे द्रव्यमान के कारण उन्हें नाभिक की तुलना में बहुत अधिक मात्रा पर ग्रहण करना चाहिए तथा इलेक्ट्रॉनों द्वारा ग्रहण कर लिया गया यह आयतन परमाणु नाभिक के आकार की तुलना में स्वयं नाभिक के अपेक्षाकृत दूर बंध में रखता है। ।[1]

सामान्य रूप से जटिल रासायनिक बंध मे भाग लेने वाले परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के सहभाजन या हस्तांतरण से जुड़ा होता है। अणुओं, क्रिस्टल , धातुओं और द्विपरमाणुक गैसों में परमाणु - वास्तव में हमारे आस-पास के अधिकांश भौतिक वातावरण-रासायनिक बंधों द्वारा साथ रखे जाते हैं, जो संरचना और पदार्थो के विस्तृत गुणों को निर्धारित करते हैं।

सभी बंधों को क्वांटम सिद्धांत द्वारा समझाया जा सकता है, लेकिन व्यवहार में सरलीकरण नियम रसायनज्ञों को बंध की सामर्थ, दिशा और ध्रुवीयता की भविष्यवाणी करने की अनुमति देते हैं। अष्टक नियम और वीएसईपीआर सिद्धांत दो उदाहरण हैं। अधिक परिष्कृत सिद्धांत संयोजकता बंध सिद्धांत हैं, जिसमें कक्षीय संकरण सम्मिलित है[2] और अनुनाद[3] और आणविक कक्षीय सिद्धांत [4] जिसमें परमाणु कक्षीय और लिगैंड क्षेत्र सिद्धांत का रैखिक संयोजन सम्मिलित है। स्थिर विद्युतिकी का उपयोग बंध ध्रुवीयता और रासायनिक पदार्थों पर उनके प्रभाव का वर्णन करने के लिए किया जाता है।

मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधों का अवलोकन

रासायनिक बंध परमाणुओं के बीच एक आकर्षण होता है। इस आकर्षण को परमाणुओं के सबसे बाहरी या संयोजी इलेक्ट्रॉनों के विभिन्न व्यवहारों के परिणाम के रूप में देखा जा सकता है। ये व्यवहार विभिन्न परिस्थितियों में एक दूसरे में मूल रूप से विलीन हो जाते हैं, जिससे उनके बीच कोई स्पष्ट रेखा न खींची जा सके। हालांकि यह विभिन्न प्रकार के बंधों के बीच अंतर करने के लिए उपयोगी और प्रचलित रहता है, जिसके परिणामस्वरूप संघनित पदार्थ के विभिन्न गुण होते हैं।

एक सहसंयोजक बंध के सरलतम दृश्य में एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन प्राय: इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी दो परमाणु नाभिकों के बीच के स्थान में खींचे जाते हैं। बंध निर्माण द्वारा ऊर्जा मुक्त की जाती है।[5] यह स्थितिज ऊर्जा में कमी का परिणाम नहीं है, क्योंकि दो प्रोटॉन के लिए दो इलेक्ट्रॉनों का आकर्षण इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन और प्रोटॉन-प्रोटॉन प्रतिकर्षण द्वारा पूरा किया जाता है। इसके अतिरिक्त ऊर्जा की मुक्ति और बंध की स्थिरता गतिज ऊर्जा में कमी से उत्पन्न होती है क्योंकि इलेक्ट्रॉनों को अधिक स्थानिक रूप से वितरित लंबी डी ब्रोगली तरंग दैर्ध्य कक्षीय में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की तुलना में अपने संबंधित नाभिक के पास संकुचित किया जाता है।.[6] ये बंध दो विशेष पहचान योग्य परमाणुओं के बीच उपस्थित होते हैं और अंतरिक्ष में एक दिशा होती है, जिससे उन्हें चित्रों में परमाणुओं के बीच एकल कनेक्टिंग लाइनों के रूप में दिखाया जा सकता है, या प्रारूप में क्षेत्रों के बीच की छड़ के रूप में प्रतिरूपण किया जा सकता है।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंध में एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों को दो नाभिकों के बीच असमान रूप से साझा किया जाता है। सहसंयोजक बंध अधिकांश अणुओं को बेहतर-जुड़े परमाणुओं के छोटे संग्रह के गठन में परिणत होते हैं, जो ठोस और तरल पदार्थ में अन्य अणुओं से बलों द्वारा बंधे होते हैं जो अधिकांश सहसंयोजक बंधों की तुलना में बहुत दुर्बल होते हैं जो अणुओं को आंतरिक रूप से एक साथ रखते हैं। इस तरह के दुर्बल अंतर-आणविक बंध कार्बनिक आणविक पदार्थ देते हैं, जैसे मोम और तेल उनके नरम विस्तृत चरित्र और उनके कम पिघलने बिंदु वाले तरल पदार्थ में अणुओं को एक दूसरे के साथ सबसे संरचित या उन्मुख संपर्क बंद करना चाहिए। जब सहसंयोजक बंध बड़े अणुओं में परमाणुओं की लंबी श्रृंखलाओं को जोड़ते हैं, हालांकि जैसे कि नायलॉन जैसे पॉलिमर में या जब सहसंयोजक बंध ठोस के माध्यम से नेटवर्क में विस्तारित होते हैं जो असतत अणुओं जैसे हीरा या क्वार्ट्ज या कई में सिलिकेट खनिजों से बना नहीं होते हैं, तब परिणामी संरचनाएं मजबूत और सख्त दोनों हो सकती हैं, कम से कम सहसंयोजक बंधों के नेटवर्क के साथ सही दिशा में उन्मुख हो सकती हैं।[7] साथ ही, ऐसे सहसंयोजक पॉलिमर और नेटवर्क के गलनांक बहुत बढ़ जाते हैं।

आयनिक बंध के सरलीकृत दृष्टिकोण में बंध इलेक्ट्रॉन को साझा नहीं किया जाता है, लेकिन स्थानांतरित किया जाता है। इस प्रकार के बंध में एक परमाणु के बाहरी परमाणु कक्षक में एक रिक्ति होती है जो एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने की अनुमति देती है। ये नए जोड़े गए इलेक्ट्रॉन संभावित रूप से एक अलग परमाणु में अनुभव की तुलना में कम ऊर्जा-अवस्था (प्रभावी रूप से अधिक परमाणु चार्ज के निकट) पर ग्रहण कर लेते हैं इस प्रकार एक नाभिक दूसरे नाभिक की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन को अधिक दृढ़ता से बाध्य स्थिति प्रदान करता है, जिसके परिणामस्वरूप एक परमाणु दूसरे को एक इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित कर सकता है। इस स्थानांतरण के कारण एक परमाणु शुद्ध धनात्मक आवेश ग्रहण करता है, और दूसरा शुद्ध ऋणात्मक आवेश ग्रहण करता है। बंध तब सकारात्मक और नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण के परिणामस्वरूप होता है। आयनिक बंधों को सहसंयोजक बंधों में ध्रुवीकरण के चरम उदाहरण के रूप में देखा जा सकता है। अक्सर, ऐसे बंधों का अंतरिक्ष में कोई विशेष अभिविन्यास नहीं होता है, क्योंकि वे प्रत्येक आयन के अपने चारों ओर के सभी आयनों के समान स्थिरवैद्युत आकर्षण के परिणामस्वरूप होते हैं। आयनिक बंध इस प्रकार मजबूत होते हैं, कि आयनिक पदार्थों को पिघलने के लिए उच्च तापमान की आवश्यकता होती है लेकिन भंगुर भी होते हैं, क्योंकि आयनों के बीच बल कम दूरी के होते हैं और आसानी से दरारें और भंजन को भर नहीं पाते हैं। इस प्रकार का बंध उत्कृष्ट खनिज लवण जैसे टेबल नमक के क्रिस्टल की भौतिक विशेषताओं को जन्म देता है।

बंध धातु कम उल्लेखित प्रकार का बंध धातु है। इस प्रकार के बंध में धातु के प्रत्येक परमाणु एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों को इलेक्ट्रॉनों के समुद्र में दान करता है जो कई धातु परमाणुओं के बीच रहते हैं। इस समुद्र में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन एक साथ कई परमाणुओं से जुड़े होने के लिए स्वतंत्र है, अपनी तरंग प्रकृति के आधार पर बंध का परिणाम है क्योंकि धातु परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों के नुकसान के कारण कुछ धनात्मक प्रभारित हो जाते हैं जबकि इलेक्ट्रॉन किसी भी परमाणु का हिस्सा हुए बिना कई परमाणुओं के प्रति आकर्षित रहते हैं। धात्विक बंध को सहसंयोजक बंधों की एक बड़ी प्रणाली पर इलेक्ट्रॉनों के निरूपण के एक अधिकतम उदाहरण के रूप में देखा जा सकता है, जिसमें प्रत्येक परमाणु भाग लेता है। इस प्रकार की संबंध अधिकांश बहुत मजबूत होते है, जिसके परिणामस्वरूप धातुओं की तन्य शक्ति होती है। हालांकि, धातु बंध अन्य प्रकारों की तुलना में प्रकृति में अधिक सामूहिक है, और इसलिए वे धातु क्रिस्टल को अधिक आसानी से विकृत करने की अनुमति देते हैं, क्योंकि वे एक दूसरे के लिए आकर्षित परमाणुओं से बने होते हैं, लेकिन किसी विशेष रूप से उन्मुख तरीके से नहीं। इससे धातुओं में लचीलापन आता है। धात्विक बंध में इलेक्ट्रॉनों के बादल धातुओं की विशिष्ट रूप से अच्छी विद्युत और तापीय चालकता का कारण बनते हैं, और उनकी चमकदार खनिज विज्ञान भी है जो सफेद प्रकाश की अधिकांश आवृत्तियों को दर्शाती है।

इतिहास

Main articles: रसायन विज्ञान का इतिहास and अणु का इतिहास

रासायनिक बंध की प्रकृति के बारे में प्रारम्भ में अनुमान 12 वीं शताब्दी की प्रारम्भ से माना जाता था, कि कुछ प्रकार की रासायनिक प्रजातियां एक प्रकार की रासायनिक आत्मीयता से जुड़ी हुई थीं। 1704 में सर आइजैक न्यूटन ने अपने प्रकाशिकी के क्वेरी 31 में अपने परमाणु बंध सिद्धांत को प्रसिद्ध रूप से रेखांकित किया, जिससे परमाणु एक दूसरे से कुछ बल से जुड़ते हैं। विशेष रूप से उस समय प्रचलित विभिन्न लोकप्रिय सिद्धांतों को स्वीकार करने के बाद कि कैसे परमाणुओं को एक-दूसरे से जोड़ने के लिए तर्क दिया गया था, हुक वाले परमाणु आराम से एक साथ चिपके हुए या षड्यंत्रकारी गतियों द्वारा एक साथ फंस गए, न्यूटन कहते हैं कि वह उनके संयोग से यह अनुमान लगाना चाहेंगे, कि कण एक दूसरे को किसी बल से आकर्षित करते हैं, जो सन्निकट संपर्क में अत्यधिक जटिल होता है, कम दूरी पर रासायनिक संचालन करता है, और किसी भी समझदार प्रभाव से कणों से दूर नहीं पहुंचता है।

1819 में, वोल्टाइक पिले के आविष्कार पर जोन्स जैकब बेर्ज़ेलियस ने संयोजन परमाणुओं के ऋण विद्युती और धन विद्युती वर्णों पर बल देते हुए रासायनिक संयोजन का एक सिद्धांत विकसित किया। 19वीं सदी के मध्य तक, एडवर्ड फ्रैंकलैंड, एफ.ए. केकुले, ए.एस. कूपर, अलेक्जेंडर बटलरोव, और हरमन कोल्बे, रेडिकल के सिद्धांत पर निर्माण करते हुए, संयोजकता के सिद्धांत को विकसित किया, जिसे मूल रूप से संयोजन शक्ति कहा जाता था, जिसमें धनात्मक और ऋणात्मक ध्रुवों के आकर्षण के कारण यौगिकों को जोड़ा गया था। 1904 में, रिचर्ड एबेग ने अपने नियम का प्रस्ताव रखा, जो कि किसी तत्व की अधिकतम और न्यूनतम संयोजकता के बीच का अंतर प्रायः आठ होती है। इस बिंदु पर संयोजकता अभी भी केवल रासायनिक गुणों पर आधारित एक प्रयोगसिद्ध संख्या थी।

हालांकि परमाणु की प्रकृति अर्नेस्ट रदरफोर्ड की 1911 की खोज के साथ स्पष्ट हो गई, कि इलेक्ट्रॉनों से घिरे एक परमाणु नाभिक की खोज जिसमें उन्होंने नागाओका को उद्धृत करते हुए थॉमसन के प्रारूप को इस आधार पर अस्वीकृत कर दिया, कि विपरीत आरोप अभेद्य हैं। 1904 में नागाओका ने परमाणु का एक वैकल्पिक ग्रहीय प्रारूप प्रस्तावित किया जिसमें एक धनात्मक आवेशित केंद्र शनि वलय और उसके वलयों के रूप में कई परिक्रमी इलेक्ट्रॉनों से घिरा हुआ है।[8]

नागाओका के प्रारूप ने दो भविष्यवाणियां की:

  • एक बहुत विशाल परमाणु केंद्र (एक बहुत बड़े ग्रह के समान)
  • नाभिक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन, स्थिर वैद्युत विक्षेप बलों से बंधे होते हैं शनि वलय के चारों ओर घूमने वाले छल्ले के अनुरूप गुरुत्वाकर्षण बलों द्वारा बंधे होते हैं।

रदरफोर्ड ने अपने 1911 के पेपर में नागाओका के प्रारूप का उल्लेख किया है जिसमें परमाणु नाभिक प्रस्तावित है।[9]

1911 के सोल्वे सम्मेलन में परमाणुओं के बीच ऊर्जा अंतर को नियंत्रित करने के बारे में चर्चा में, मैक्स प्लैंक ने कहा कि मध्यस्थ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।[10] इन परमाणु प्रारूपों ने सुझाव दिया कि इलेक्ट्रॉन रासायनिक व्यवहार को निर्धारित करते हैं।

इसके बाद नील्स बोहरो का 1913 का परमाणु परमाणु का बोहर प्रारूप आया जिसमें इलेक्ट्रॉन की कक्षाएँ थीं। 1916 में रसायनज्ञ गिल्बर्ट एन. लुईस ने इलेक्ट्रॉन-जोड़ी बंध की अवधारणा विकसित की, जिसमें दो परमाणु एक से छह इलेक्ट्रॉनों को साझा कर सकते हैं, इस प्रकार एकल इलेक्ट्रॉन बंध, एकल बंध, एक दोहरा बंध या ट्रिपल बंध बनाते हैं; लुईस के अपने शब्दों में एक इलेक्ट्रॉन दो अलग-अलग परमाणुओं के कोश का हिस्सा बन सकता है और यह नहीं कहा जा सकता है कि यह केवल एक से संबंधित है।[11]

इसके अतिरिक्त 1916 में वाल्थर कोसेल ने लुईस के समान एक सिद्धांत को सामने प्रस्तुत किया, केवल उनके प्रारूप ने परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानान्तरण को ग्रहण किया और इस प्रकार यह आयनिक बंध का एक प्रारूप था। लुईस और कोसल दोनों ने अपने बंध प्रारूप को एबेग के नियम (1904) के आधार पर संरचित किया।

नील्स बोहर ने 1913 में रासायनिक बंध के बोहर प्रारूप का भी प्रस्ताव प्रस्तुत किया। एक द्विपरमाणुक अणु के लिए उनके प्रारूप के अनुसार अणु के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन एक घूर्णन वलय बनाते हैं जिसका तल अणु की धुरी के लंबवत और परमाणु नाभिक से समान दूरी पर होता है। आणविक प्रणाली के गतिशील संतुलन को नाभिक के आकर्षण बलों के बीच इलेक्ट्रॉनों की अंगूठी के विमान और नाभिक के पारस्परिक प्रतिकर्षण की ताकतों के बीच बलों के संतुलन के माध्यम से प्राप्त किया जाता है। रासायनिक बंध के बोहर प्रारूप ने कूलम्ब प्रतिकर्षण को ध्यान में रखा - रिंग में इलेक्ट्रॉन एक दूसरे से अधिकतम दूरी पर होते हैं।[12][13]

1927 में, एक साधारण रासायनिक बंध का पहला गणितीय रूप से पूर्ण क्वांटम विवरण, अर्थात हाइड्रोजन आणविक आयन, H2+ में एक इलेक्ट्रॉन द्वारा उत्पादित डेनिश भौतिक विज्ञानी ओविंद बुराऊ द्वारा प्राप्त किया गया।[14] इस कार्य से पता चला कि रासायनिक बंधों 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 नहीं बढ़ाया जा सकता है। एक अधिक व्यावहारिक, हालांकि कम मात्रात्मक दृष्टिकोण से उसी वर्ष वाल्टर हिटलर और फ़्रिट्ज़ लंडन द्वारा सामने प्रस्तुत किया गया था। हिटलर-लंडन पद्धति उस आधार का निर्माण करती है जिसे अब वैलेंस बॉन्ड सिद्धांत कहा जाता है।[15] 1929 में, सर जॉन लेनार्ड-जोन्स द्वारा परमाणु कक्षाओं मे आणविक कक्षीय विधि (LCAO) सन्निकटन का रैखिक संयोजन प्रस्तुत किया गया था, जिन्होंने बुनियादी क्वांटम से F2 (एक अधातु तत्त्व ) और O2 अणुओं के अणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं को प्राप्त करने के तरीकों का भी सुझाव दिया था। यह आणविक कक्षीय सिद्धांत क्वांटम मैकेनिकल श्रोडिंगर समीकरण श्रोडिंगर परमाणु कक्षाओं को मिलाकर एक कक्षीय बंध के रूप में एक सहसंयोजक बंध का प्रतिनिधित्व करता है जिसे एकल परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के लिए परिकल्पित किया गया था। बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणुओं में बंध इलेक्ट्रॉनों के समीकरणों को गणितीय पूर्णता अर्थात विश्लेषणात्मक रूप से हल नहीं किया जा सका, लेकिन उनके लिए अनुमानों ने अभी भी कई अच्छे गुणात्मक भविष्यवाणियां और परिणाम दिए। आधुनिक क्वांटम रसायन विज्ञान में अधिकांश मात्रात्मक गणना या तो प्रारंभिक बिंदु के रूप में संयोजकता बंध या आणविक कक्षीय सिद्धांत का उपयोग करते हैं, हालांकि तीसरा दृष्टिकोण, घनत्व कार्यात्मक सिद्धांत वर्तमान के वर्षों में तेजी से लोकप्रिय हो गया है।

1933 में, एच.एच. जेम्स और ए.एस. कूलिज ने डाइहाइड्रोजन अणु पर एक गणना की, जो पिछली सभी गणनाओं के विपरीत केवल परमाणु नाभिक से इलेक्ट्रॉन की दूरी के कार्यों का उपयोग करती थी, उन कार्यों का उपयोग करती थी जो स्पष्ट रूप से दो इलेक्ट्रॉनों के बीच की दूरी को भी जोड़ते थे।[16] उनके साथ करने के लिए 13 समायोज्य मापदंडों के साथ उन्होंने वियोजन ऊर्जा के लिए प्रयोगात्मक परिणाम के बहुत करीब एक परिणाम प्राप्त किया। बाद के प्रसार ने 54 मापदंडों तक का उपयोग किया है और प्रयोगों के साथ उत्कृष्ट समझौता किया है। इस गणना ने वैज्ञानिक समुदाय को आश्वस्त किया कि क्वांटम सिद्धांत प्रयोग के साथ समझौता कर सकता है। हालांकि इस दृष्टिकोण में संयोजकता बंध और आणविक कक्षीय सिद्धांतों की कोई भी भौतिक चित्र नहीं है तथा बड़े अणुओं तक विस्तार करना जटिल है।

रासायनिक सूत्रों में बंध

चूँकि परमाणु और अणु त्रि-आयामी होते हैं, इसलिए कक्षकों और बंधों को प्रकाशित करने के लिए किसी एक विधि का उपयोग करना जटिल होता है। आणविक सूत्रों में परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधों या बाध्यकारी कक्षकों को चर्चा के प्रकार के आधार पर अलग-अलग तरीकों से दर्शाया जाता है। कभी-कभी कुछ विवरणों की उपेक्षा की जाती है उदाहरण के लिए कार्बनिक रसायन विज्ञान में कभी-कभी केवल अणु के कार्यात्मक समूह से संबंधित होता है। इस प्रकार, इथेनॉल का आणविक सूत्र संरचना समरूपता रूप, त्रि-आयामी रूप, पूर्ण द्वि-आयामी रूप बिना तीन-आयामी दिशाओं के प्रत्येक बंध को प्रकाशित करता है, क्रियात्मक समूह को अणु के दूसरे भाग (C2H5OH), या इसके परमाणु घटकों (C2H6O) से अलग करके, जो कि चर्चा की गई है, संकुचित द्वि-आयामी रूप (CH3–CH2–OH)। कभी-कभी, यहां तक ​​कि गैर-बंध वाले संयोजकता सेल इलेक्ट्रॉनों (दो-आयामी अनुमानित दिशाओं के साथ) को भी चिह्नित किया जाता है उदाहरण मौलिक कार्बन के लिए C कुछ रसायनज्ञ भी संबंधित कक्षकों को चिह्नित कर सकते हैं, उदाहरण- काल्पनिक एथीन−4 आयन (\/C=C/\ −4) बंध बनने की संभावना को दर्शाता है।

प्रबल रासायनिक बंध

Typical bond lengths in pm
and bond energies in kJ/mol.[17]
Bond lengths can be converted to Å
by division by 100 (1 Å = 100 pm).
Bond Length
(pm) 		Energy
(kJ/mol)
H — Hydrogen
H–H 74 436
H–O 96 467
H–F 92 568
H–Cl 127 432
C — Carbon
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 — Nitrogen
N–H 101 391
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — Oxygen
O–O 148 146
O=O 121 495
F, Cl, Br, I — Halogens
F–F 142 158
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–I 267 151

प्रबल रासायनिक बंध अंतराआणविक बल हैं जो अणुओं में परमाणुओं को एक साथ रखते हैं। एक मजबूत रासायनिक बंध परमाणु केंद्रों के बीच इलेक्ट्रॉनों के हस्तांतरण या साझाकरण से बनता है और नाभिक में प्रोटॉन और कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण पर निर्भर करता है।

प्रबल रासायनिक बंध के प्रकार घटक तत्वों की वैद्युतीय ऋणात्मकता में अंतर के कारण भिन्न होते हैं। वैद्युतीय ऋणात्मकता किसी दिए गए रासायनिक तत्व के परमाणु के लिए एक रासायनिक बंध बनाते समय साझा इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की प्रवृत्ति है, जहां संबंधित वैद्युतीय ऋणात्मकता जितनी अधिक होती है, उतना ही अधिक इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करती है। वैद्युतीय ऋणात्मकता बंध ऊर्जा का मात्रात्मक अनुमान लगाने का एक सरल तरीका है, जो सहसंयोजक से आयनिक बंध तक निरंतर पैमाने के साथ एक बंध की विशेषता है। वैद्युतीय ऋणात्मकता में एक बड़ा अंतर बंध में अधिक ध्रुवीय आयनिक चरित्र की ओर जाता है।

आयनिक बंध

Main article: आयनिक बंध

बैंगनी रंग में सोडियम धनायनों (Na+) और हरे रंग में क्लोराइड आयनों (Cl−) के साथ सोडियम क्लोराइड (NaCl) की क्रिस्टल संरचना। पीले रंग के स्टिपल्स विपरीत आवेश के आयनों के बीच विद्युत बल का प्रतिनिधित्व करते हैं। आयनिक बंध परमाणुओं के बीच स्थिरवैद्युत परस्पर क्रिया का एक प्रकार है जिसमें बड़ी वैद्युतीय ऋणात्मकता का अंतर होता है। कोई सटीक मान नहीं है, जो आयनिक को सहसंयोजक बंध से अलग करता है, लेकिन 1.7 से अधिक का वैद्युतीय ऋणात्मकता अंतर आयनिक होने की संभावना है जबकि 1.7 से कम का अंतर सहसंयोजक होने की संभावना है।[18] आयनिक बंध घनात्मक और ऋणात्मक आयनों को अलग करता है। आयनिक आवेश सामान्यतः −3e से +3e . के बीच होते हैं आयनिक बंध सामान्य रूप से नमक (रसायन विज्ञान) जैसे सोडियम क्लोराइड (टेबल नमक) में होता है। आयनिक बंधों की एक विशिष्ट विशेषता यह है कि प्रजातियां आयनिक क्रिस्टल में बनती हैं, जिसमें कोई आयन विशेष रूप से एक विशिष्ट दिशात्मक बंध में किसी अन्य आयन के साथ जोड़ा नहीं जाता है। बल्कि आयन की प्रत्येक प्रजाति विपरीत आवेश के आयनों से घिरी होती है, और उसके और उसके आस-पास के प्रत्येक विपरीत आवेशित आयनों के बीच की दूरी एक ही प्रकार के आसपास के सभी परमाणुओं के लिए समान होती है। इस प्रकार अब किसी आयन को उसके निकट किसी विशिष्ट अन्य एकल आयनित परमाणु से संबद्ध करना संभव नहीं है। यह सहसंयोजक क्रिस्टल के विपरीत एक स्थिति है, जहां विशिष्ट परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंध अभी भी उनके बीच की छोटी दूरी से देखे जा सकते हैं, 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, उदाहरण के लिए सोडियम साइनाइड, NaCN जैसे जटिल अम्ल के लवण एक्स-रे विवर्तन से पता चलता है, कि NaCN में, उदाहरण के लिए, सोडियम धनायनों (Na+) और साइनाइड आयनों (CN−) के बीच के बंध आयनिक होते हैं, जिनमें कोई सोडियम आयन किसी विशेष साइनाइड से जुड़ा नहीं होता है। हालांकि, साइनाइड में कार्बन (सी) और नाइट्रोजन (एन) परमाणुओं के बीच के बंध सहसंयोजक प्रकार के होते हैं, जिससे कि प्रत्येक कार्बन केवल एक नाइट्रोजन से मजबूती से बंधा होता है, जिससे यह अन्य कार्बन की तुलना में शारीरिक रूप से बहुत निकट होता है या सोडियम साइनाइड क्रिस्टल में नाइट्रोजन।

जब इस तरह के क्रिस्टल को तरल पदार्थ में पिघलाया जाता है, तो आयनिक बंध पहले टूट जाते हैं क्योंकि वे गैर-दिशात्मक होते हैं और आवेशित प्रजातियों को स्वतंत्र रूप से स्थानांतरित करने की अनुमति देते हैं। इसी तरह, जब ऐसे लवण पानी में घुल जाते हैं, तो आयनिक बंध आमतौर पर पानी के साथ बातचीत से टूट जाते हैं लेकिन सहसंयोजक बंध बने रहते हैं। उदाहरण के लिए, समाधान में, साइनाइड आयन, जो अभी भी एकल CN− आयनों के रूप में एक साथ बंधे हैं, समाधान के माध्यम से स्वतंत्र रूप से चलते हैं, जैसे कि सोडियम आयन, Na+ के रूप में। पानी में, आवेशित आयन अलग हो जाते हैं क्योंकि उनमें से प्रत्येक एक दूसरे की तुलना में कई पानी के अणुओं के प्रति अधिक दृढ़ता से आकर्षित होते हैं। ऐसे विलयनों में आयनों और जल के अणुओं के बीच आकर्षण एक प्रकार के दुर्बल द्विध्रुव-द्विध्रुवीय रासायनिक बंध के कारण होता है। पिघले हुए आयनिक यौगिकों में, आयन एक-दूसरे की ओर किसी क्रमबद्ध या क्रिस्टलीय तरीके से नहीं आकर्षित होते रहते हैं।

सहसंयोजक बंध

Main article: सहसंयोजक बंधन
मीथेन में गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंध (CH .)4) लुईस संरचना सी और एच परमाणुओं के बीच साझा इलेक्ट्रॉनों को दिखाती है।

सहसंयोजक बंध एक सामान्य प्रकार का बंध है जिसमें दो या दो से अधिक परमाणु कम या ज्यादा समान रूप से अणु की संयोजन क्षमता को साझा करते हैं। सबसे सरल और सबसे सामान्य प्रकार एक एकल बंध है जिसमें दो परमाणु दो इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं। अन्य प्रकारों में दोहरा बंध, तिहरा बंध, एक और तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंध और तीन-केंद्र चार-इलेक्ट्रॉन बंध सम्मिलितहोते हैं।

गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों में, बंधुआ परमाणुओं के बीच वैद्युतीय ऋणात्मकता अंतर छोटा होता है, आमतौर पर 0 से 0.3 अधिकांश कार्बनिक यौगिकों के भीतर के बंधों को सहसंयोजक के रूप में वर्णित किया जाता है। चित्र में मीथेन (CH4) दिखाया गया है, जिसमें प्रत्येक हाइड्रोजन कार्बन के साथ एक सहसंयोजक बंध बनाता है। ऐसी बॉन्डिंग के एलसीएओ विवरण के लिए सिग्मा बंध और पाई बॉन्ड देखें।[19]

अणु जो मुख्य रूप से गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधों से बनते हैं, अक्सर पानी या अन्य ध्रुवीय विलायक में अमिश्रणीय होते हैं, लेकिन हेक्सेन जैसे गैर-ध्रुवीय विलायक में बहुत अधिक घुलनशील होते हैं।

एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंध एक महत्वपूर्ण आयनिक चरित्र के साथ एक सहसंयोजक बंध है। इसका मतलब यह है कि दो साझा इलेक्ट्रॉन दूसरे की तुलना में परमाणुओं में से एक के करीब हैं, जिससे आवेश का असंतुलन पैदा होता है। इस तरह के बंध दो परमाणुओं के बीच मध्यम रूप से भिन्न वैद्युतीय ऋणात्मकता के साथ होते हैं और द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रियाओं को जन्म देते हैं। इन बंधों में दो परमाणुओं के बीच विद्युत ऋणात्मकता अंतर 0.3 से 1.7 है।

एकल और एकाधिक बंध

दो परमाणुओं के बीच एक एकल बंध इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी के साझाकरण से समान होता है। हाइड्रोजन (H) परमाणु में एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन होता है। दो हाइड्रोजन परमाणु तब एक अणु बना सकते हैं, जो इलेक्ट्रॉनों की साझा जोड़ी द्वारा एक साथ रखे जाते हैं। प्रत्येक H परमाणु में अब हीलियम (He) का उत्कृष्ट गैस इलेक्ट्रॉन विन्यास है। साझा इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी एक एकल सहसंयोजक बंध बनाती है। दो परमाणुओं के बीच के क्षेत्र में इन दो बंध इलेक्ट्रॉनों का इलेक्ट्रॉन घनत्व दो गैर-अंतःक्रियात्मक एच परमाणुओं के घनत्व से बढ़ता है।

दो p-कक्षक एक पाई-आबंध बनाते हैं।

एक डबल बॉन्ड में इलेक्ट्रॉनों के दो साझा जोड़े होते हैं, एक सिग्मा बॉन्ड में और एक पाई बॉन्ड में होता है जिसमें इलेक्ट्रॉन घनत्व इंटरन्यूक्लियर अक्ष के दो विपरीत पक्षों पर केंद्रित होता है। ट्रिपल बॉन्ड में तीन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं, जो एक सिग्मा और दो पाई बॉन्ड बनाते हैं। एक उदाहरण नाइट्रोजन है। चौगुनी और उच्च बंध बहुत दुर्लभ हैं और केवल कुछ संक्रमण धातु परमाणुओं के बीच होते हैं।

समन्वय सहसंयोजक बंध (द्विध्रुवीय बंध)

अमोनिया और बोरॉन ट्राइफ्लोराइड का जोड़

समन्वय सहसंयोजक बंध एक सहसंयोजक बंध है जिसमें दो साझा बंध इलेक्ट्रॉन बंध में शामिल परमाणुओं में से एक से होते हैं। उदाहरण के लिए, बोरॉन ट्राइफ्लोराइड (BF3) और अमोनिया (NH3) एक जोड़ या समन्वय परिसर F3B←NH3 एक B-N बंध के साथ बनाते हैं जिसमें N पर इलेक्ट्रॉनों का एक अकेला जोड़ा B पर एक खाली परमाणु कक्षीय के साथ साझा किया जाता है। खाली कक्षीय को एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी स्वीकर्ता या लुईस एसिड और बेस के रूप में वर्णित किया जाता है, जबकि NH3 को एक अकेला जोड़ा जिसे साझा किया जा सकता है, को इलेक्ट्रॉन-जोड़ी दाता या लुईस बेस के रूप में वर्णित किया जाता है। आयनिक बंध के विपरीत इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं के बीच लगभग समान रूप से साझा किया जाता है। इस तरह के बंध को लुईस एसिड की ओर संकेत करते हुए एक तीर द्वारा दिखाया गया है।

संक्रमण धातु परिसर सामान्य रूप से समन्वय सहसंयोजक बंधों से बंधे होते हैं। उदाहरण के लिए, आयन Ag+ लुईस एसिड के रूप में लुईस आधार NH3 के दो अणुओं के साथ जटिल आयन Ag(NH3)2+ बनाने के लिए प्रतिक्रिया करता है, जिसमें दो Ag←N समन्वय सहसंयोजक बंध होते हैं।

धात्विक संबंध

Main article: धातु बंधन

धात्विक बंध में, बंध इलेक्ट्रॉनों को परमाणुओं की एक जाली पर निरूपित किया जाता है। इसके विपरीत, आयनिक यौगिकों में, बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों के स्थान और उनके आवेश स्थिर होते हैं। बंध इलेक्ट्रॉनों के मुक्त संचलन या निरूपण से शास्त्रीय धातु गुण जैसे चमक (सतह प्रकाश परावर्तन), विद्युत और तापीय चालकता, तन्यता और उच्च तन्यता सामर्थ्य होती है।

आणविक संबंध

Main article: अंतर-आणविक बल

चार बुनियादी प्रकार के बंध हैं, जो दो या दो से अधिक अन्यथा गैर-संबद्ध अणुओं, आयनों या परमाणुओं के बीच बन सकते हैं। अंतर-आणविक बल अणुओं को एक दूसरे द्वारा आकर्षित या प्रतिकर्षित करने का कारण बनते हैं। प्रायः ये किसी पदार्थ की कुछ भौतिक विशेषताओं जैसे गलनांक को परिभाषित करते हैं।

  • दो बंधित परमाणुओं के बीच वैद्युतीय ऋणात्मकता में एक बड़ा अंतर एक अणु या आयन में एक स्थायी आवेश पृथक्करण या द्विध्रुव का कारण बनेगा। स्थायी द्विध्रुव वाले दो या दो से अधिक अणु या आयन द्विध्रुव-द्विध्रुवीय अंतः क्रियाओं के भीतर परस्पर क्रिया कर सकते हैं। एक अणु या आयन में बंध इलेक्ट्रॉन औसतन कम विद्युतीय परमाणु की तुलना में अधिक विद्युतीय परमाणु के करीब होंगे, प्रत्येक परमाणु पर आंशिक आवेशों को जन्म देंगे और अणुओं या आयनों के बीच स्थिरवैद्युत बल उत्पन्न करेंगे।
  • हाइड्रोजन आबंध दो स्थायी द्विध्रुवों के बीच परस्पर क्रिया का प्रभावी उदाहरण है। हाइड्रोजन और किसी भी फ्लोरीन, नाइट्रोजन और ऑक्सीजन के बीच वैद्युतीय ऋणात्मकता में बड़ा अंतर, इलेक्ट्रॉनों के उनके अकेले जोड़े के साथ मिलकर अणुओं के बीच मजबूत स्थिरवैद्युत बलों का कारण बनता है। हाइड्रोजन बंध पानी और अमोनिया के उच्च क्वथनांक के लिए उनके अधिक अनुरूप के संबंध में जिम्मेदार हैं।
  • लंडन फैलाव बल पड़ोसी परमाणुओं में तात्क्षणिक द्विध्रुव के कारण उत्पन्न होता है। चूंकि इलेक्ट्रॉन का ऋणात्मक आवेश पूरे परमाणु के चारों ओर एक समान नहीं होता है, इसलिए आवेश असंतुलन हमेशा बना रहता है। यह छोटा आवेश पास के अणु में संबंधित द्विध्रुव को प्रेरित करेगा, जिससे दोनों के बीच आकर्षण उत्पन्न होगा। इलेक्ट्रॉन तब इलेक्ट्रॉन बादल के दूसरे भाग में चला जाता है और आकर्षण टूट जाता है।
  • एक पाई बंध और एक धनायन के बीच एक धनायन-पाई अंतःक्रिया होती है।

रासायनिक बंध के सिद्धांत

शुद्ध आयनिक बंध की अवास्तविक सीमा बंध में दो परमाणुओं में से एक पर इलेक्ट्रॉनों को पूरी तरह से स्थानीयकृत किया जाता है। इस तरह के बंधों को शास्त्रीय भौतिकी द्वारा समझा जा सकता है। परमाणुओं के बीच बलों को समदैशिक सातत्य स्थिरवैद्युत क्षमता की विशेषता है। उनका परिमाण आवेश अंतर के साधारण अनुपात में होता है।

सहसंयोजक बंधों को संयोजकता बंध सिद्धांत | संयोजकता बंध (VB) सिद्धांत या आणविक कक्षीय सिद्धांत | आणविक कक्षीय (MO) सिद्धांत द्वारा अच्छे तरीके से समझा जाता है। सम्मिलित रमाणुओं के गुणों को ऑक्सीकरण संख्या , औपचारिक आवेशित और वैद्युतीय ऋणात्मकता जैसी अवधारणाओं का उपयोग करके समझा जा सकता है। एक बंध के अन्दर इलेक्ट्रॉन घनत्व अलग-अलग परमाणुओं को नहीं सौंपा जाता है, बल्कि परमाणुओं के बीच इसे स्थानांतरित कर दिया जाता है। संयोजकता बंध सिद्धांत में बंध को इलेक्ट्रॉन जोड़े से बनाया जा रहा है जो परमाणु कक्षाओं के ओवरलैप के माध्यम से दो परमाणुओं द्वारा स्थानीयकृत और साझा किए जाते हैं। कक्षीय संकरण और अनुनाद की अवधारणाएं इलेक्ट्रॉन जोड़ी बंध की इस मूल धारणा को बढ़ाती हैं। आणविक कक्षीय सिद्धांत में संबंध को कक्षाओं में विभाजित और विभाजित होने के रूप में देखा जाता है जो पूरे अणु में फैलते हैं और इसके समरूपता गुणों के लिए अनुकूलित होते हैं, सामान्य रूप से परमाणु कक्षाओं को आणविक कक्षीय विधि एलसीएओ के रैखिक संयोजन पर विचार करके। संयोजकता बंध सिद्धांत स्थानिक रूप से स्थानीयकृत होने के कारण अधिक रासायनिक रूप से सहज है, जिससे रासायनिक परिवर्तन के दौर से गुजर रहे अणु के हिस्सों पर ध्यान केंद्रित किया जा सकता है। इसके विपरीत, क्वांटम यांत्रिक दृष्टिकोण से आणविक कक्षाओं मे अधिक प्राकृतिक होते हैं, कक्षीय ऊर्जा शारीरिक रूप से महत्वपूर्ण होती है और फोटोइलेक्ट्रॉन स्पेक्ट्रोस्कोपी से प्रयोगात्मक आयनीकरण ऊर्जा से सीधे जुड़ी होती है। नतीजतन, संयोजकता बंध सिद्धांत और आणविक कक्षीय सिद्धांत को अक्सर प्रतिस्पर्धी लेकिन पूरक ढांचे के रूप में देखा जाता है जो रासायनिक प्रणालियों में विभिन्न अंतर्दृष्टि प्रदान करते हैं। इलेक्ट्रॉनिक संरचना सिद्धांत के दृष्टिकोण के रूप में MO और VB दोनों विधियां कम से कम सिद्धांत रूप में सटीकता के किसी भी वांछित स्तर पर अनुमान लगा सकती हैं। हालांकि, निचले स्तरों पर, अनुमान भिन्न होते हैं, और एक दृष्टिकोण दूसरे की तुलना में किसी विशेष प्रणाली या संपत्ति को सम्मिलित करने वाली गणनाओं के लिए बेहतर अनुकूल हो सकता है।

शुद्ध आयनिक बंधों में गोलाकार सममित कूलॉमी बल के विपरीत सहसंयोजक बंध सामान्य रूप से निर्देशित और एनिस्ट्रोपिक होते हैं। इन्हें अक्सर आणविक विमान के संबंध में उनकी समरूपता के आधार पर सिग्मा बंध और पाई बंध के रूप में वर्गीकृत किया जाता है। सामान्य स्थिति में, परमाणु बंध बनाते हैं जो आयनिक और सहसंयोजक के बीच मध्यवर्ती होते हैं, जो सम्मिलित परमाणुओं की सापेक्ष विद्युतीयता पर निर्भर करता है। इस प्रकार के बंधों को ध्रुवीय सहसंयोजक बंध के रूप में जाना जाता है।

यह भी देखें

  • बंध ऊर्जा
  • सहसंयोजक बंधन
  • रासायनिक बंधन
  • हाइड्रोजन बंध
  • आयनिक बंध
  • धातु बंधन
  • पाई बंधन
  • सिग्मा बांड
  • तीन-केंद्र चार-इलेक्ट्रॉन बंधन
  • तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन बंधन
  • वैन डेर वाल्स बल


संदर्भ

  1. ↑ Pauling, L. (1931), "The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules", Journal of the American Chemical Society, 53 (4): 1367–1400, doi:10.1021/ja01355a027
  2. ↑ Jensen, Frank (1999). कम्प्यूटेशनल रसायन विज्ञान का परिचय. John Wiley and Sons. ISBN 978-0-471-98425-2.
  3. ↑ Pauling, Linus (1960). "The Concept of Resonance". रासायनिक बंधन की प्रकृति - आधुनिक संरचनात्मक रसायन विज्ञान का परिचय (3rd ed.). Cornell University Press. pp. 10–13. ISBN 978-0801403330.
  4. ↑ Gillespie, R.J. (2004), "Teaching molecular geometry with the VSEPR model", Journal of Chemical Education, 81 (3): 298–304, Bibcode:2004JChEd..81..298G, doi:10.1021/ed081p298
  5. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). अकार्बनिक रसायन शास्त्र (2nd ed.). Pearson Prentice-Hal. p. 100. ISBN 0130-39913-2.
  6. ↑ Rioux, F. (2001). "H2 . में सहसंयोजक बंधन". The Chemical Educator. 6 (5): 288–290. doi:10.1007/s00897010509a. S2CID 97871973.
  7. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). अकार्बनिक रसायन शास्त्र (2nd ed.). Pearson Prentice-Hal. p. 100. ISBN 0130-39913-2.
  8. ↑ B. Bryson (2003). A Short History of Nearly Everything. Broadway Books. ISBN 0-7679-0817-1.
  9. ↑ 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.
  10. ↑ 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.
  11. ↑ Lewis, Gilbert N. (1916). "परमाणु और अणु". Journal of the American Chemical Society. 38 (4): 772. doi:10.1021/ja02261a002. S2CID 95865413. a copy
  12. ↑ Pais, Abraham (1986). आवक बाउंड: भौतिक दुनिया में पदार्थ और बलों की. New York: Oxford University Press. pp. 228–230. ISBN 978-0-19-851971-3.
  13. ↑ Svidzinsky, Anatoly A.; Marlan O. Scully; Dudley R. Herschbach (2005). "बोहर के 1913 के आणविक मॉडल पर दोबारा गौर किया गया" (PDF). Proceedings of the National Academy of Sciences. 102 (34): 11985–11988. arXiv:physics/0508161. Bibcode:2005PNAS..10211985S. doi:10.1073/pnas.0505778102. PMC 1186029. PMID 16103360.
  14. ↑ Laidler, K. J. (1993). भौतिक रसायन विज्ञान की दुनिया. Oxford University Press. p. 346. ISBN 978-0-19-855919-1.
  15. ↑ Heitler, W.; London, F. (1927). "क्वांटम यांत्रिकी के अनुसार तटस्थ परमाणुओं और होमोपोलर बॉन्डिंग की बातचीत" [Interaction of neutral atoms and homeopolar bonds according to quantum mechanics]. Zeitschrift für Physik. 44 (6–7): 455–472. Bibcode:1927ZPhy...44..455H. doi:10.1007/bf01397394. S2CID 119739102. English translation in Hettema, H. (2000). क्वांटम केमिस्ट्री: क्लासिक साइंटिफिक पेपर्स. World Scientific. p. 140. ISBN 978-981-02-2771-5. Retrieved 2012-02-05.
  16. ↑ James, H.H.; Coolidge, A S. (1933). "हाइड्रोजन अणु की जमीनी अवस्था". Journal of Chemical Physics. 1 (12): 825–835. Bibcode:1933JChPh...1..825J. doi:10.1063/1.1749252.
  17. ↑ "Bond Energies". Chemistry Libre Texts. 2 October 2013. Retrieved 2019-02-25.
  18. ↑ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). रसायन विज्ञान: अणु, पदार्थ और परिवर्तन. New York: W.H. Freeman & Co. pp. 294–295. ISBN 978-0-7167-3107-8.
  19. ↑ Streitwieser, Andrew; Heathcock, Clayton H.; Kosower, Edward M. (1992). कार्बनिक रसायन का परिचय।. Heathcock, Clayton H., Kosower, Edward M. (4th ed.). New York: Macmillan. pp. 250. ISBN 978-0024181701. OCLC 24501305.


बाहरी संबंध

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