अणुओं का निर्माण

परमाणु आपस में क्यों जुड़ते हैं

किसी परमाणु का केवल सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश — संयोजी कोश — ही उसका रासायनिक व्यवहार निर्धारित करता है। यदि यह पूरी तरह भरा हो, जैसा हीलियम, नियॉन या आर्गन जैसी अक्रिय गैसों में होता है, तो परमाणु रासायनिक रूप से निष्क्रिय होता है और लगभग कोई बंधन नहीं बनाता। बाकी सभी तत्व भी इसी स्थिर अक्रिय-गैस विन्यास को पाने का "प्रयास" करते हैं — इसे ही अष्टक नियम कहते हैं: आठ संयोजी इलेक्ट्रॉन (हाइड्रोजन और हीलियम के लिए केवल दो ही पर्याप्त हैं)।

इस लक्ष्य को पाने के लिए किसी परमाणु के पास बस एक ही रास्ता बचता है — दूसरे परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रॉन साझा करना, या उन्हें पूरी तरह देना या ग्रहण करना। कौन-सा रास्ता चुना जाएगा, यह मुख्यतः विद्युत्ऋणात्मकता पर निर्भर करता है — यह माप कि कोई परमाणु किसी बंधन में इलेक्ट्रॉनों को कितनी प्रबलता से अपनी ओर खींचता है। संयोजी इलेक्ट्रॉनों, अक्रिय-गैस विन्यास और विद्युत्ऋणात्मकता के इसी परस्पर संबंध से रासायनिक बंधनों की पूरी प्रणाली उत्पन्न होती है।

कोश मॉडल: पहला कोश अधिकतम 2 इलेक्ट्रॉन धारण करता है, संयोजी कोश तक हर अगला कोश अधिकतम 8 — केवल पूरी तरह भरा कोश ही स्थिर होता है।

सहसंयोजक, आयनिक, धात्विक

दो बंधन-साझेदार अपनी विद्युत्ऋणात्मकता में एक-दूसरे से कितने मिलते-जुलते हैं, उसके अनुसार तीन मूल बंधन प्रकारों में से कोई एक बनता है। इनके बीच का संक्रमण क्रमिक है — यहाँ कोई स्पष्ट या-तो-यह-या-वह विभाजन नहीं है, बल्कि एक सतत श्रृंखला है।

सहसंयोजक बंधन विस्तार से

सहसंयोजक बंधन में दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल एक-दूसरे पर अध्यारोपित हो जाते हैं, और एक इलेक्ट्रॉन युग्म प्रमुखता से दोनों नाभिकों के बीच रहता है — यह एक तरह से एक साथ दोनों परमाणुओं का होता है। कितने इलेक्ट्रॉन युग्म इस तरह साझा होते हैं, उसके अनुसार इसे एकल, द्वि या त्रि बंधन कहा जाता है। जितने अधिक युग्म साझा होते हैं, बंधन उतना ही छोटा और मजबूत, लेकिन साथ ही अधिक कठोर भी होता है।

ऊपर से नीचे साझा किए गए इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या बढ़ती है — बंधन उतना ही छोटा और मजबूत होता जाता है: H–H (436 kJ/mol) < O=O (498 kJ/mol) < N≡N (945 kJ/mol)। हर स्थिति में बंधन, किसी भी एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म के साथ मिलकर, दोनों परमाणुओं के संयोजी कोश को पूरी तरह भर देता है।

कॉमन सॉल्ट के उदाहरण से आयनिक बंधन

सोडियम में एक अकेला, ढीले ढंग से बंधा संयोजी इलेक्ट्रॉन होता है; क्लोरीन में पूर्ण संयोजी कोश के लिए केवल एक ही इलेक्ट्रॉन की कमी होती है। इलेक्ट्रॉन युग्म साझा करने के बजाय, सोडियम अपना संयोजी इलेक्ट्रॉन पूरी तरह क्लोरीन को दे देता है। इसके बाद दो आवेशित कण बचते हैं: एक धनावेशित सोडियम आयन (Na⁺) और एक ऋणावेशित क्लोराइड आयन (Cl⁻) — दोनों अब पूर्ण अक्रिय-गैस विन्यास के साथ। विपरीत आवेशों के बीच का विद्युत-स्थैतिक आकर्षण ही आयनिक बंधन है।

किसी एक अकेले अणु के विपरीत, कॉमन सॉल्ट जैसे आयनिक क्रिस्टल में असंख्य Na⁺ और Cl⁻ आयन एक नियमित, त्रि-आयामी जालक में व्यवस्थित हो जाते हैं — इसीलिए सख्त अर्थ में "एक NaCl अणु" जैसी कोई चीज़ नहीं होती, बल्कि केवल संपूर्ण आयनिक जालक होता है।

अध्रुवीय अणु से लेकर आयनिक क्रिस्टल तक

तीनों बंधन प्रकार स्पष्ट रूप से अलग-अलग श्रेणियाँ नहीं हैं, बल्कि एक श्रृंखला के छोर हैं, जो पूरी तरह संबंधित परमाणुओं के विद्युत्ऋणात्मकता अंतर Δ EN से निर्धारित होती है। Δ EN शून्य के निकट होने पर दोनों परमाणु इलेक्ट्रॉनों को समान रूप से साझा करते हैं (अध्रुवीय सहसंयोजक)। अंतर बढ़ने पर इलेक्ट्रॉन घनत्व स्पष्ट रूप से अधिक विद्युत्ऋणात्मक साझेदार की ओर खिसक जाता है (ध्रुवीय सहसंयोजक) — जब तक कि यह अंतर इतना बड़ा न हो जाए कि एक साझा युग्म की तुलना में पूर्ण स्थानांतरण अधिक अनुकूल हो जाए (आयनिक)।