अध्याय 4: रासायनिक आबंधन तथा आण्विक संरचना (Chemical Bonding and Molecular Structure)

परिचय

परमाणु प्रकृति में स्थिर नहीं होते हैं (उत्कृष्ट गैसों को छोड़कर), और वे अपने स्थायित्व को प्राप्त करने के लिए रासायनिक रूप से संयोजन करते हैं। **रासायनिक आबंधन** वह आकर्षक बल है जो विभिन्न रासायनिक स्पीशीज़ (जैसे परमाणु, आयन) को एक साथ रखता है ताकि अणु, आयनिक यौगिक और अन्य बड़ी संरचनाएं बन सकें। यह अध्याय रासायनिक आबंधों के बनने के विभिन्न सिद्धांतों, जैसे लुईस अवधारणा, संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉन युग्म प्रतिकर्षण (VSEPR) सिद्धांत, संयोजकता बंध सिद्धांत (VBT), और आणविक कक्षक सिद्धांत (MOT) का अध्ययन करेगा, और आणविक संरचना को समझने पर भी ध्यान केंद्रित करेगा।

4.1 कोसेल-लुईस अवधारणा (Kossel-Lewis Approach to Chemical Bonding)

रासायनिक आबंधन की यह प्रारंभिक अवधारणा इस विचार पर आधारित है कि परमाणु अपनी निकटतम उत्कृष्ट गैस विन्यास (अष्टक) प्राप्त करने के लिए संयोजन करते हैं।

• **लुईस प्रतीक (Lewis Symbols):** किसी तत्व के परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को दर्शाने के लिए उसके प्रतीक के चारों ओर बिन्दुओं का उपयोग किया जाता है।
• **अष्टक नियम (Octet Rule):** परमाणु रासायनिक आबंध बनाकर अपने संयोजकता कोश में आठ इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने की प्रवृत्ति रखते हैं ताकि वे उत्कृष्ट गैस विन्यास प्राप्त कर सकें।
• **सहसंयोजी आबंध (Covalent Bond):** दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के समान साझाकरण से बनता है (जैसे Cl$_2$, H$_2$O)।
• **आयनिक आबंध (Ionic Bond):** एक परमाणु से दूसरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानांतरण से बनता है, जिसके परिणामस्वरूप विपरीत आवेश वाले आयन बनते हैं जो स्थिर वैद्युतिकी बलों द्वारा आकर्षित होते हैं (जैसे NaCl)।

4.2 आयनिक आबंध (Ionic or Electrovalent Bond)

आयनिक आबंध तब बनते हैं जब एक परमाणु (आमतौर पर एक धातु) एक या अधिक इलेक्ट्रॉन खोकर धनात्मक आयन (धनायन) बनाता है, और दूसरा परमाणु (आमतौर पर एक अधातु) उन इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करके ऋणात्मक आयन (ऋणायन) बनाता है। ये विपरीत आवेश वाले आयन प्रबल स्थिर वैद्युतिकी आकर्षण बल द्वारा एक साथ बंधे रहते हैं। आयनिक यौगिकों के गुण, जैसे उच्च गलनांक और क्वथनांक, ठोस अवस्था में विद्युत के कुचालक होना लेकिन गलित अवस्था या घोल में सुचालक होना, आयनिक आबंध की प्रबलता के कारण होते हैं।

4.3 सहसंयोजी आबंध (Covalent Bond)

सहसंयोजी आबंध तब बनते हैं जब दो परमाणु इलेक्ट्रॉनों के एक या अधिक युग्मों को साझा करते हैं ताकि दोनों परमाणु अष्टक नियम का पालन कर सकें (या हाइड्रोजन के मामले में द्विक)।

• **एकल आबंध (Single Bond):** एक इलेक्ट्रॉन युग्म साझा किया जाता है (जैसे H-H)।
• **द्वि आबंध (Double Bond):** दो इलेक्ट्रॉन युग्म साझा किए जाते हैं (जैसे O=O)।
• **त्रि आबंध (Triple Bond):** तीन इलेक्ट्रॉन युग्म साझा किए जाते हैं (जैसे N≡N)।
• **ध्रुवीय और अध्रुवीय सहसंयोजी आबंध (Polar and Non-Polar Covalent Bonds):**
  • **अध्रुवीय:** समान परमाणुओं के बीच साझाकरण से बनता है (जैसे Cl$_2$, O$_2$), इलेक्ट्रॉन युग्म समान रूप से साझा होता है।
  • **ध्रुवीय:** भिन्न-भिन्न विद्युतऋणात्मकता वाले परमाणुओं के बीच बनता है (जैसे HCl, H$_2$O), इलेक्ट्रॉन युग्म अधिक विद्युतऋणात्मक परमाणु की ओर अधिक आकर्षित होता है, जिससे आबंध में आंशिक धनात्मक और ऋणात्मक आवेश उत्पन्न होते हैं।

4.4 संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉन युग्म प्रतिकर्षण (VSEPR) सिद्धांत (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory)

VSEPR सिद्धांत अणुओं की ज्यामिति की भविष्यवाणी करने के लिए एक सरल मॉडल है। यह इस विचार पर आधारित है कि एक केंद्रीय परमाणु के संयोजकता कोश में इलेक्ट्रॉन युग्म (आबंध युग्म और एकाकी युग्म दोनों) एक-दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं और इस प्रकार अंतरिक्ष में ऐसे व्यवस्थित होते हैं कि उनके बीच प्रतिकर्षण न्यूनतम हो और स्थिरता अधिकतम हो।

प्रमुख अवधारणाएँ:

• इलेक्ट्रॉन युग्म (आबंध युग्म और एकाकी युग्म) एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं।
• प्रतिकर्षण का क्रम: एकाकी युग्म-एकाकी युग्म > एकाकी युग्म-आबंध युग्म > आबंध युग्म-आबंध युग्म।
• अणुओं की विभिन्न ज्यामितियाँ (जैसे रैखिक, त्रिकोणीय समतलीय, चतुष्फलकीय, त्रिकोणीय द्विपिरामिडी, अष्टफलकीय) इस सिद्धांत द्वारा समझाई जा सकती हैं।

4.5 संयोजकता बंध सिद्धांत (Valence Bond Theory - VBT)

VBT परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन के आधार पर आबंध निर्माण को समझाता है।

• **संकरण (Hybridisation):** परमाणु कक्षकों का मिश्रण होकर नए, समान ऊर्जा और आकार के संकर कक्षक बनाना। यह आबंध बनाने में अधिक स्थिरता और बेहतर अतिव्यापन की अनुमति देता है। सामान्य संकरण प्रकार: sp, sp$^2$, sp$^3$, sp$^3$d, sp$^3$d$^2$।
• **सिग्मा ($\sigma$) आबंध:** दो परमाणु कक्षकों के अक्षीय (end-to-end) अतिव्यापन से बनता है। यह एक मजबूत आबंध होता है।
• **पाई ($\pi$) आबंध:** दो परमाणु कक्षकों के पाशर्विक (sideways) अतिव्यापन से बनता है (आमतौर पर p-कक्षकों का)। यह सिग्मा आबंध से कमजोर होता है और हमेशा सिग्मा आबंध के साथ मौजूद होता है।

4.6 आणविक कक्षक सिद्धांत (Molecular Orbital Theory - MOT)

MOT के अनुसार, परमाणु कक्षक संयोजन करके आणविक कक्षक बनाते हैं, जिनमें परमाणु कक्षक के समान ही इलेक्ट्रॉन भरे जाते हैं।

• **बंधी आणविक कक्षक (Bonding Molecular Orbitals - BMO):** परमाणु कक्षकों के योग से बनते हैं, जिनकी ऊर्जा मूल परमाणु कक्षकों से कम होती है और जो स्थिरता बढ़ाते हैं।
• **प्रतिबंधी आणविक कक्षक (Antibonding Molecular Orbitals - ABMO):** परमाणु कक्षकों के घटाव से बनते हैं, जिनकी ऊर्जा मूल परमाणु कक्षकों से अधिक होती है और जो अस्थिरता बढ़ाते हैं।
• MOT आबंध क्रम (bond order), चुंबकीय गुण (magnetic properties), और विषम-नाभिकीय अणुओं (heteronuclear molecules) के व्यवहार को समझाने में सक्षम है, जो VBT द्वारा नहीं समझाए जा सकते थे।

4.7 आबंध प्राचल (Bond Parameters)

• **आबंध लंबाई (Bond Length):** दो आबंधित परमाणुओं के नाभिकों के बीच की साम्यावस्था दूरी।
• **आबंध कोण (Bond Angle):** एक ही परमाणु के केंद्रीय परमाणु के चारों ओर दो आबंधित परमाणुओं के कक्षकों के बीच का कोण।
• **आबंध एन्थैल्पी (Bond Enthalpy) / आबंध ऊर्जा:** एक मोल आबंधित गैसीय परमाणुओं को अलग करने के लिए आवश्यक ऊर्जा।
• **आबंध क्रम (Bond Order):** दो परमाणुओं के बीच आबंधों की संख्या (जैसे H$_2$ में 1, O$_2$ में 2, N$_2$ में 3)।

4.8 अनुनाद संरचनाएँ (Resonance Structures)

कुछ अणुओं के लिए, एक एकल लुईस संरचना उनके सभी गुणों को पर्याप्त रूप से नहीं समझा सकती। ऐसे मामलों में, एक से अधिक लुईस संरचनाएँ खींची जा सकती हैं (जिन्हें अनुनाद संरचनाएँ या विहित रूप कहा जाता है), जो केवल इलेक्ट्रॉनों की स्थिति में भिन्न होती हैं। अणु इन सभी अनुनाद संरचनाओं का एक **अनुनाद संकर (Resonance Hybrid)** होता है, जो किसी भी एक अनुनाद संरचना से अधिक स्थिर होता है। उदाहरण: O$_3$, बेंजीन (C$_6$H$_6$)।

4.9 ध्रुवीयता और द्विध्रुव आघूर्ण (Polarity and Dipole Moment)

**आबंध ध्रुवीयता (Bond Polarity):** जब दो भिन्न विद्युतऋणात्मकता वाले परमाणु सहसंयोजी आबंध बनाते हैं, तो साझा इलेक्ट्रॉन युग्म अधिक विद्युतऋणात्मक परमाणु की ओर आकर्षित होता है, जिससे आबंध में आंशिक आवेश उत्पन्न होते हैं और आबंध ध्रुवीय हो जाता है।

**द्विध्रुव आघूर्ण ($\mu$):** एक सदिश राशि है जो आबंध ध्रुवीयता या आणविक ध्रुवीयता का माप है। यह आवेश और आवेशों के बीच की दूरी का गुणनफल होता है। $$ \mu = Q \times r $$ जहाँ $Q$ आवेश और $r$ दूरी है। द्विध्रुव आघूर्ण की इकाई डीबाय (Debye - D) है। यदि अणु में आबंध ध्रुवीय होते हैं, लेकिन अणु की समग्र ज्यामिति ऐसी होती है कि व्यक्तिगत आबंध द्विध्रुव आघूर्ण एक-दूसरे को रद्द कर देते हैं, तो अणु अध्रुवीय हो सकता है (जैसे CO$_2$, CCl$_4$)। यदि वे रद्द नहीं होते हैं, तो अणु ध्रुवीय होता है (जैसे H$_2$O, NH$_3$)।

4.10 हाइड्रोजन आबंधन (Hydrogen Bonding)

**हाइड्रोजन आबंधन** एक विशेष प्रकार का द्विध्रुव-द्विध्रुव आकर्षण बल है जो तब उत्पन्न होता है जब हाइड्रोजन परमाणु एक अत्यधिक विद्युतऋणात्मक परमाणु (जैसे F, O, या N) से सहसंयोजी रूप से जुड़ा होता है। इस आबंध के कारण हाइड्रोजन परमाणु पर आंशिक धनात्मक आवेश आ जाता है, और यह आंशिक रूप से एक अन्य अत्यधिक विद्युतऋणात्मक परमाणु के एकाकी युग्म से आकर्षित होता है।

हाइड्रोजन आबंधन के कारण जल का असामान्य रूप से उच्च क्वथनांक, अल्कोहल की घुलनशीलता और प्रोटीन की संरचना जैसे कई महत्वपूर्ण गुण होते हैं।