ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧ

ವಿಕಿಪೀಡಿಯ ಇಂದ
ಇಲ್ಲಿಗೆ ಹೋಗು: ಸಂಚರಣೆ, ಹುಡುಕು

ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧ ವು ಪರಮಾಣುಗಳ ಅಥವಾ ಅಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಆಕರ್ಷಣೆಯಾಗಿದೆ. ಇದು ಎರಡು ಅಥವಾ ಅದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ರಾಸಾಯನಿಕ ಸಂಯುಕ್ತಗಳ ರಚನೆಗೆ ಅವಕಾಶ ಕಲ್ಪಿಸುತ್ತದೆ. ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ಪರಸ್ಪರ ವಿರುದ್ಧ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶಗಳ ನಡುವಿನ ವಿದ್ಯುತ್ಕಾಂತೀಯ ಬಲದಿಂದ ಉಂಟಾಗುವ ಆಕರ್ಷಣೆಯಾಗಿದೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಮತ್ತು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್(ಬೀಜ)ಗಳ ಮಧ್ಯದ ಅಥವಾ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಫಲವಾಗಿ ಇದು ಉಂಟಾಗುತ್ತದೆ. ಬಂಧಗಳ ಬಲವು ಗಮನಾರ್ಹವಾಗಿ ವ್ಯತ್ಯಾಸಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ; ಕೋವೆಲನ್ಸಿ ಅಥವಾ ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳಂತಹ "ಪ್ರಬಲ ಬಂಧಗಳು" ಹಾಗೂ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ-ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಅಂತರಕ್ರಿಯೆ, ಲಂಡನ್ ಚೆದರಿಕೆ ಬಲ ಮತ್ತು ಜಲಜನಕ ಬಂಧದಂತಹ "ದುರ್ಬಲ ಬಂಧಗಳು".

ಪರಸ್ಪರ ವಿರುದ್ಧ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶಗಳು ಒಂದು ಸರಳ ವಿದ್ಯುತ್ಕಾಂತೀಯ ಬಲದಿಂದ ಆಕರ್ಷಣೆಗೊಳ್ಳುವುದರಿಂದ, ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ ಸುತ್ತ ಸುತ್ತುವ ಋಣಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಮತ್ತು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ನಲ್ಲಿನ ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದಪ್ರೋಟಾನ್‌ಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಆಕರ್ಷಣೆಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ. ಎರಡು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಮಧ್ಯದಲ್ಲಿರುವ ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಇವೆರಡರಿಂದಲೂ ಆಕರ್ಷಣೆಗೆ ಒಳಗಾಗಬಹುದು. ಆದ್ದರಿಂದ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳು ಮತ್ತು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಒಂದು ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಥಿರ ವಿನ್ಯಾಸವೆಂದರೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಬೇರೆಡೆಗಿಂತ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಮಧ್ಯೆ ಹೆಚ್ಚು ಕಾಲವಿರುವ ವಿನ್ಯಾಸವಾಗಿದೆ. ಈ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಆಕರ್ಷಣೆಗೆ ಒಳಗಾಗುವಂತೆ ಮಾಡುತ್ತವೆ. ಈ ಆಕರ್ಷಣೆ ಫಲವಾಗಿ ಬಂಧವಾಗುತ್ತದೆ. ಆದರೆ ಈ ಸಂಯೋಜನೆಯು ಈ ಪ್ರತಿಯೊಂದು ಕಣಗಳ ಗಾತ್ರಗಳು ವಿಧಿಸುವ ಆಕಾರಕ್ಕೆ ಕುಸಿಯಲು ಸಾಧ್ಯವಿಲ್ಲ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ವಸ್ತು ಅಲೆ(ಮ್ಯಾಟರ್ ವೇವ್) ಲಕ್ಷಣದಿಂದಾಗಿ ಮತ್ತು ಸಣ್ಣ ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಯಿಂದಾಗಿ, ಅವು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳಿಗೆ ಹೋಲಿಸಿದರೆ ಅತಿ ಹೆಚ್ಚಿನ ಗಾತ್ರವನ್ನು ಆವರಿಸುತ್ತವೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಆವರಿಸುವ ಈ ಗಾತ್ರವು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಗಾತ್ರಕ್ಕೆ ಹೋಲಿಸಿದರೆ ಪರಮಾಣುವಿನ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳನ್ನು ದೂರದಲ್ಲಿರಿಸುತ್ತದೆ.

ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಪ್ರಬಲ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ಅದರಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸುವ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಹಂಚಿಕೆ ಅಥವಾ ವರ್ಗಾವಣೆಯೊಂದಿಗೆ ಸಂಬಂಧಿಸಿರುತ್ತದೆ. ಅಣುಗಳು, ಸ್ಫಟಿಕಗಳು ಮತ್ತು ದ್ವಿ-ಪರಮಾಣು ಅನಿಲಗಳು- ನಮ್ಮ ಸುತ್ತಮುತ್ತಲಿರುವ ಹೆಚ್ಚಿನ ಭೌತಿಕ ಪರಿಸರ- ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದಿಂದ ಕೂಡಿಕೊಂಡಿರುತ್ತವೆ. ಈ ಬಂಧವು ಭೌತ ವಸ್ತುವಿನರಚನೆಯನ್ನು ನಿರ್ದೇಶಿಸುತ್ತದೆ.

ಇಂಗಾಲ C, ಜಲಜನಕ H ಮತ್ತು ಆಮ್ಲಜನಕ O ನಡುವಿನ ಲೆವಿಸ್ ಚುಕ್ಕೆ-ಶೈಲಿಯ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳು. ಲೆವಿಸ್‌ನ ಚುಕ್ಕೆ-ಶೈಲಿಯ ಚಿತ್ರಣಗಳು ಆರಂಭಿಕ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ವಿವರಣೆಯನ್ನು ಸೂಚಿಸುತ್ತವೆ ಹಾಗೂ ಅವನ್ನು ಈಗಲೂ ವ್ಯಾಪಕವಾಗಿ ಬಳಸಲಾಗುತ್ತಿದೆ.

ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳ ಪ್ರಮುಖ ಪ್ರಕಾರಗಳ ಒಂದು ಸಾಮಾನ್ಯ ಅವಲೋಕನ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಸರಳ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದಲ್ಲಿ, ಒಂದು ಅಥವಾ ಅದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು (ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಒಂದು ಜೊತೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು) ಎರಡು ಪರಮಾಣುವಿನ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ನಡುವಿನ ಸ್ಥಳಾವಕಾಶದಲ್ಲಿ ಇರುತ್ತವೆ. ಆಗ ಋಣಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಬರೀ ಸ್ವಂತ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ ಬದಲಿಗೆ ಎರಡೂ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶಗಳಿಂದ ಆಕರ್ಷಿಸಲ್ಪಡುತ್ತವೆ. ಇದು ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳ ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ನಡುವಿನ ವಿಕರ್ಷಣೆಯನ್ನು ಮೀರಿಸುತ್ತದೆ. ಆದ್ದರಿಂದ ಈ ಭಾರಿ ಆಕರ್ಷಣೆಯು ಎರಡು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳನ್ನು ಒಂದು ಸ್ಥಿರ ಸಮತೋಲನದ ರಚನೆಯಲ್ಲಿಡುತ್ತದೆ. ಆದರೂ ಅವು ಸಮತೋಲನ ಸ್ಥಿತಿಯಲ್ಲಿಯೂ ಕಂಪಿಸುತ್ತವೆ. ಸಂಕ್ಷಿಪ್ತವಾಗಿ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಹಂಚಿಕೆಯನ್ನು ಒಳಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಇದರಲ್ಲಿ ಎರಡು ಅಥವಾ ಅದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಪರಮಾಣುಗಳ ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳು ಹಂಚಿಕೆಯಾಗುವ ಋಣಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಆಕರ್ಷಿಸುತ್ತವೆ. ಪೋಲಾರ್ ಕೋವೇಲೆನ್ಸಿಯ ಬಂಧದಲ್ಲಿ ಒಂದು ಅಥವಾ ಅದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಎರಡು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳ ಮಧ್ಯೆ ಅಸಮಾನವಾಗಿ ಹಂಚಿಕೆಯಾಗುತ್ತವೆ.

ಒಂದು ಸರಳೀಕರಿಸಿದ ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧದಲ್ಲಿ, ಬಂಧಿತವಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಹಂಚಿಕೆಯಾಗುವುದಿಲ್ಲ, ಬದಲಿಗೆ ವರ್ಗಾವಣೆಯಾಗುತ್ತದೆ. ಈ ರೀತಿಯ ಬಂಧದಲ್ಲಿ, ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಬಾಹ್ಯ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕಕ್ಷೆಯು ಖಾಲಿ ಜಾಗವೊಂದನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ. ಇದು ಒಂದು ಅಥವಾ ಅದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸೇರ್ಪಡೆಗೆ ಅವಕಾಶ ಮಾಡಿಕೊಡುತ್ತದೆ. ಈ ಹೊಸದಾಗಿ ಸೇರ್ಪಡೆಯಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಮತ್ತೊಂದು ಪರಮಾಣುವಿನಲ್ಲಿ ಹೊಂದಿರುವುದಕ್ಕಿಂತ ಪ್ರಬಲವಾಗಿ ಕಡಿಮೆ ಶಕ್ತಿಯ-ಸ್ಥಿತಿಯನ್ನು (ಪರಿಣಾಮಕಾರಿಯಾಗಿ ಹೆಚ್ಚು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯರ್ ಆವೇಶಕ್ಕೆ ಹತ್ತಿರವಾಗಿರುತ್ತದೆ) ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ. ಆದ್ದರಿಂದ ಒಂದು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗೆ ಮತ್ತೊಂದು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಭದ್ರವಾದ ಸ್ಥಿತಿಯನ್ನು ನೀಡುತ್ತದೆ. ಅದರ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಒಂದು ಪರಮಾಣು ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಅನ್ನು ಮತ್ತೊಂದು ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ವರ್ಗಾವಣೆ ಮಾಡಬಹುದು. ಈ ವರ್ಗಾವಣೆಯು ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶವನ್ನು ಹಾಗೂ ಮತ್ತೊಂದು ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಋಣಾತ್ಮಕ ಆವೇಶವನ್ನು ಹೊಂದುವಂತೆ ಮಾಡುತ್ತದೆ. ನಂತರ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಫಲವಾಗಿಬಂಧ ವು ಉಂಟಾಗುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ಪರಮಾಣುಗಳು ಧನಾತ್ಮಕ ಅಥವಾ ಋಣಾತ್ಮಕ ಆವೇಶದ ಅಯಾನುಗಳಾಗುತ್ತವೆ.

ಎಲ್ಲಾ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಕ್ವಾಂಟಂ ಸಿದ್ಧಾಂತದಿಂದ ವಿವರಿಸಬಹುದು. ಆದರೆ ಬಳಕೆಯಲ್ಲಿ, ಸರಳೀಕರಿಸುವ ನಿಯಮಗಳು ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರಜ್ಞರಿಗೆ ಬಂಧಗಳ ಪ್ರಬಲತೆ, ದಿಕ್ಕುಸಂವೇದನೆ ಮತ್ತು ಧ್ರುವೀಯತೆಯ ಬಗ್ಗೆ ಹೇಳಲು ಅವಕಾಶ ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ. ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮ ಮತ್ತು VSEPR ಸಿದ್ಧಾಂತಗಳು ಎರಡು ಉದಾಹರಣೆಗಳಾಗಿವೆ. ಅತ್ಯಾಧುನಿಕ ಸಿದ್ಧಾಂತಗಳೆಂದರೆ - ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತ, ಇದು ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಮಿಶ್ರಣ ಮತ್ತು ಅನುರಣನವನ್ನು ಒಳಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ಲೀನಿಯರ್ ಕಾಂಬಿನೇಶನ್ ಆಫ್ ಅಟೋಮಿಕ್ ಆರ್ಬಿಟಲ್ಸ್ ಮಾಲಿಕ್ಯುಲಾರ್ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ವಿಧಾನ ಇದು ಲಿಗಂಡ್ ಕ್ಷೇತ್ರ ಸಿದ್ಧಾಂತವನ್ನು ಒಳಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಸ್ಥಾಯಿವಿದ್ಯುತ್ ಶಾಸ್ತ್ರ(ಎಲೆಕ್ಟ್ರೊಸ್ಟ್ಯಾಟಿಕ್ಸ್)ವನ್ನು ಬಂಧದ ಧ್ರುವೀಯತೆಗಳನ್ನು ಮತ್ತು ಅದು ರಾಸಾಯನಿಕ ವಸ್ತುವಿನ ಮೇಲೆ ಹೊಂದಿರುವ ಪರಿಣಾಮಗಳನ್ನು ವಿವರಿಸಲು ಬಳಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಇತಿಹಾಸ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧ ದ ಗುಣಲಕ್ಷಣದ ಬಗೆಗಿನ 12ನೇ ಶತಮಾನದಷ್ಟು ಹಿಂದಿನ ಆರಂಭಿಕ ಊಹನೆಗಳು, ಕೆಲವು ರೀತಿಯ ರಾಸಾಯನಿಕ ವಸ್ತುಗಳು ಒಂದು ಪ್ರಕಾರದ ರಾಸಾಯನಿಕ ಆಕರ್ಷಣೆಯಿಂದ ಬಂಧಿಸಲ್ಪಡುತ್ತವೆ ಎಂದು ಸೂಚಿಸಿವೆ. 1704ರಲ್ಲಿ ಐಸಾಕ್ ನ್ಯೂಟನ್‌ ಅವನ ಆಪ್ಟಿಕ್ಸ್‌‌ ಎಂಬ ಪುಸ್ತಕದ "ಕ್ವೆರಿ 31"ರಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣು ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಬಗ್ಗೆ ಅತ್ಯುತ್ತಮವಾಗಿ ಸ್ಥೂಲವಿವರಣೆ ನೀಡಿದ್ದಾನೆ. ಅದರಲ್ಲಿ ಅವನು ಪರಮಾಣುಗಳು ಕೆಲವು "ಬಲ"ದಿಂದ ಬಂಧಿತವಾಗಿರುತ್ತವೆ ಎಂದು ಸೂಚಿಸಿದ್ದಾನೆ. "ಪರಮಾಣುಗಳು ಕೊಕ್ಕೆಯಂತೆ ಕೂಡಿಕೊಂಡಿವೆ", "ತಟಸ್ಥತೆಯಿಂದ ಬಂಧಿಸಿವೆ" ಅಥವಾ " ಚಲನೆಯಿಂದ ಒಂದುಗೂಡಿವೆ" ಮೊದಲಾದ ಪರಮಾಣುಗಳು ಹೇಗೆ ಪರಸ್ಪರ ಬಂಧಿಸಲ್ಪಟ್ಟಿವೆ ಎಂಬುದರ ಬಗೆಗಿನ ಆ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ ಬಳಕೆಯಲ್ಲಿದ್ದ ಅನೇಕ ಜನಪ್ರಿಯ ಸಿದ್ಧಾಂತಗಳನ್ನು ಪರಿಗಣಿಸಿದ ನಂತರ ನ್ಯೂಟನ್‌ ಅವುಗಳ ಬಂಧವನ್ನು ಹೀಗೆಂದು ತೀರ್ಮಾನಿಸಿದ್ದಾನೆ - "ವಸ್ತುಗಳು ಕೆಲವು ಬಲದಿಂದ ಆಕರ್ಷಿಸಲ್ಪಡುತ್ತವೆ. ಅದು ತಕ್ಷಣದ ಸಂಪರ್ಕದಲ್ಲಿ ಅತಿ ಪ್ರಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ, ಕಡಿಮೆ ದೂರದಲ್ಲಿ ರಾಸಾಯನಿಕ ಕ್ರಿಯೆಗಳನ್ನು ನಿರ್ವಹಿಸುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ಯಾವುದೇ ಸೂಕ್ಷ್ಮ ಪ್ರಭಾವಕ್ಕೆ ಒಳಗಾಗಿ ವಸ್ತುವಿನಿಂದ ದೂರಕ್ಕೆ ಹೋಗುವುದಿಲ್ಲ."

1819ರಲ್ಲಿ ಪ್ರವಾಹ ವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ರಾಶಿಯನ್ನು ಆವಿಷ್ಕರಿಸಿದ ಹಿಂದೆಯೇ ಜಾನ್ಸ್ ಜ್ಯಾಕಬ್ ಬರ್ಜೆಲಿಯಸ್‌, ಒಂದುಗೂಡುವ ಪರಮಾಣುಗಳ ವಿದ್ಯುತ್ ಋಣಾತ್ಮಕ ಮತ್ತು ವಿದ್ಯುತ್ ಧನಾತ್ಮಕ ಗುಣವನ್ನು ಸೂಚಿಸುವ ರಾಸಾಯನಿಕ ಸಂಯೋಗದ ಸಿದ್ಧಾಂತವೊಂದನ್ನು ಅಭಿವೃದ್ಧಿಪಡಿಸಿದನು. 19ನೇ ಶತಮಾನದ ಮಧ್ಯದಲ್ಲಿ, ಎಡ್ವರ್ಡ್ ಫ್ರ್ಯಾಂಕ್ಲಾಂಡ್, F.A. ಕೆಕುಲೆ, A.S. ಕೂಪರ್, A.M. ಬಟ್ಲರೊ ಮತ್ತು ಹರ್ಮನ್ ಕೋಲ್ಬೆ ರ‌್ಯಾಡಿಕಲ್‌ಗಳ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಆಧಾರದಲ್ಲಿ ವೇಲೆನ್ಸಿಯ ಸಿದ್ಧಾಂತವನ್ನು ಅಭಿವೃದ್ಧಿಪಡಿಸಿದರು. ಅದನ್ನು ಆರಂಭದಲ್ಲಿ "ಒಂದುಗೂಡಿಸುವ ಶಕ್ತಿ" ಎಂದು ಕರೆದರು ಹಾಗೂ ಧನಾತ್ಮಕ ಮತ್ತು ಋಣಾತ್ಮಕ ಧ್ರುವಗಳ ಆಕರ್ಷಣೆಯ ಕಾರಣದಿಂದ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಕೂಡಿಕೊಳ್ಳುತ್ತವೆ ಎಂದು ಸೂಚಿಸಿದರು. 1916ರಲ್ಲಿ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರಜ್ಞ ಗಿಲ್ಬರ್ಟ್ N. ಲೆವಿಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌-ಜೊತೆ ಬಂಧ ಎಂಬ ಪರಿಕಲ್ಪನೆಯನ್ನು ಅಭಿವೃದ್ಧಿಪಡಿಸಿದನು. ಇದರಲ್ಲಿ ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳು ಒಂದರಿಂದ ಆರು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡು, ಏಕ-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧ, ಏಕ-ಬಂಧ, ದ್ವಿ-ಬಂಧ ಅಥವಾ ತ್ರಿ-ಬಂಧದ ರಚನೆಯಾಗುತ್ತದೆ ಎಂದು ಸೂಚಿಸಿದ್ದಾನೆ; ಲೆವಿಸ್‌ನ ಸ್ವಂತ ಮಾತಿನಲ್ಲಿ - "ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಎರಡು ಭಿನ್ನ ಪರಮಾಣುಗಳ ಒಂದು ಭಾಗವಾಗಬಹುದು, ಆದರೆ ಎರಡರಲ್ಲಿ ಯಾವುದಾದರೂ ಒಂದೇ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಸೇರಿದ್ದೆಂದು ಹೇಳಲಾಗುವುದಿಲ್ಲ."[೧]

ಅದೇ ವರ್ಷದಲ್ಲಿ ವಾದರ್ ಕೋಸೆಲ್‌ ಲೆವಿಸ್‌ನಂತಹುದೇ ಸಿದ್ಧಾಂತವೊಂದನ್ನು ಮಂಡಿಸಿದನು. ಈತನ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಪರಮಾಣುಗಳ ಮಧ್ಯೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ವರ್ಗಾವಣೆಯಾಗುತ್ತದೆಂದು ಸೂಚಿಸಿತು. ಆದ್ದರಿಂದ ಇದು ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳ ಮಾದರಿಯಾಯಿತು. ಲೆವಿಸ್ ಮತ್ತು ಕೋಸೆಲ್ ಇಬ್ಬರೂ ಅವರ ಬಂಧದ ಮಾದರಿಗಳನ್ನು ಅಬೆಗ್‌ನ ನಿಯಮದಡಿಯಲ್ಲಿ (1904) ರೂಪಿಸಿದರು.

1927ರಲ್ಲಿ ಸರಳ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಬಗ್ಗೆ ಗಣಿತಶಾಸ್ತ್ರಕ್ಕೆ ಅನುಸಾರವಾಗಿ ಕ್ವಾಂಟಂ ವಿವರಣೆಯನ್ನು ನೀಡಿದ ಮೊದಲಿಗನೆಂದರೆ ಡ್ಯಾನಿಶ್ ಭೌತಶಾಸ್ತ್ರಜ್ಞ ಓಯ್ವಿಂಡ್ ಬ್ಯುರಾ. ಆತನು ಈ ವಿವರಣೆಯನ್ನು ಜಲಜನಕ ಆಣ್ವಿಕ ಅಯಾನು H2+ನ ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ನಿಂದ ಪಡೆದಿದ್ದನು.[೨]

ಈ ಕಾರ್ಯವು ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳಿಗೆ ಕ್ವಾಂಟಂ ಸೂಚನೆಯು ಆಧಾರಭೂತವಾಗಿ ಮತ್ತು ಪರಿಮಾಣಾತ್ಮಕವಾಗಿ ಸರಿಯಾಗಿದೆ ಎಂದು ತೋರಿಸಿತು. ಆದರೆ ಬಳಸಿದ ಗಣಿತಶಾಸ್ತ್ರೀಯ ವಿಧಾನಗಳು ಒಂದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಅಣುಗಳಿಗೆ ವಿಸ್ತರಿಸುವುದಿಲ್ಲ. ಹೆಚ್ಚು ಪ್ರಾಯೋಗಿಕ ಆದರೂ ಕಡಿಮೆ ಪರಿಮಾಣಾತ್ಮಕ ಸಿದ್ಧಾಂತವೊಂದನ್ನು ಅದೇ ವರ್ಷದಲ್ಲಿ ವಾಲ್ಟರ್ ಹೈಟ್ಲರ್ ಮತ್ತು ಫ್ರಿಟ್ಜ್ ಲಂಡನ್‌ ಮುಂದಿರಿಸಿದರು. ಹೈಟ್ಲರ್-ಲಂಡನ್ ವಿಧಾನವು ಈಗಿರುವ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಆಧಾರವಾಗಿದೆ. 1929ರಲ್ಲಿ ಲೀನಿಯರ್ ಕಾಂಬಿನೇಶನ್ ಆಫ್ ಅಟೋಮಿಕ್ ಕಕ್ಷೀಯಸ್ ಮಾಲಿಕ್ಯುಲರ್ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಮೆತಡ್ (LCAO)ನ ಅಂದಾಜನ್ನು ಸರ್ ಜಾನ್ ಲೆನ್ನಾರ್ಡ್-ಜಾನ್ಸ್ ಮುಂದಿಟ್ಟನು. ಅವನು ಮೂಲ ಕ್ವಾಂಟಂ ನಿಯಮಗಳಿಂದ F2 (ಫ್ಲೋರಿನ್‌) ಮತ್ತು O2 (ಆಮ್ಲಜನಕ) ಅಣುಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ರಚನೆಗಳನ್ನು ಪಡೆಯುವ ವಿಧಾನಗಳನ್ನೂ ಸೂಚಿಸಿದನು. ಈ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಒಂದು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ಪ್ರತಿನಿಧಿಸುತ್ತದೆ. ಏಕ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಗೆ ಆಧಾರಕಲ್ಪನೆಯಾಗಿ ಪರಿಗಣಿಸುತ್ತಿದ್ದ 'ಕ್ವಾಂಟಂ ಯಾಂತ್ರಿಕ ಸ್ಕ್ರೋಡಿಂಜರ್ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕಕ್ಷೆ'ಗಳ ಸಂಯೋಗದಿಂದ ರೂಪಿತವಾದ ಕಕ್ಷೆಯಾಗಿತ್ತು. ಬಹು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿ ಬಂಧಿತ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಮೀಕರಣಗಳನ್ನು ಗಣಿತಶಾಸ್ತ್ರೀಯ ನಿಖರತೆಯಲ್ಲಿ (ಅಂದರೆ ವಿಶ್ಲೇಷಣಾತ್ಮಕವಾಗಿ ) ಪರಿಹರಿಸಲಾಗುವುದಿಲ್ಲ. ಆದರೆ ಅವುಗಳ ಅಂದಾಜುಗಳು ಈಗಲೂ ಅನೇಕ ಉತ್ತಮ ಗುಣಾತ್ಮಕ ಫಲಿತಾಂಶಗಳನ್ನು ಮತ್ತು ಮುಂಗಾಣ್ಕೆಗಳನ್ನು ನೀಡುತ್ತವೆ. ಆಧುನಿಕ ಕ್ವಾಂಟಂ ರಸಾಯನ ವಿಜ್ಞಾನದಲ್ಲಿನ ಹೆಚ್ಚು ಪರಿಮಾಣಾತ್ಮಕ ಅಂದಾಜುಗಳು ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಅಥವಾ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ ಸಿದ್ಧಾಂತವನ್ನು ಆರಂಭಿಕ ಅಂಶವಾಗಿ ಬಳಸಿಕೊಳ್ಳುತ್ತವೆ. ಆದರೂ ಮೂರನೇ ಮಾದರಿ ಡೆನ್ಸಿಟಿ ಕ್ರಿಯಾತ್ಮಕ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಇತ್ತೀಚೆಗೆ ಹೆಚ್ಚು ಜನಪ್ರಿಯವಾಗುತ್ತಿದೆ.

1935ರಲ್ಲಿ H. H. ಜೇಮ್ಸ್ ಮತ್ತು A. S. ಕೂಲಿಡ್ಜ್ ಜಲಜನಕ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ, ಪರಮಾಣುವಿನ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ನಿಂದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ನ ದೂರದ ಕ್ರಿಯೆಗಳನ್ನು ಮಾತ್ರ ಬಳಸಿಕೊಂಡ ಎಲ್ಲಾ ಹಿಂದಿನ ಅಂದಾಜಿಗೆ ಭಿನ್ನವಾಗಿ, ಎರಡು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ನಡುವಿನ ದೂರವನ್ನೂ ಸೇರಿಸಿದ ಕ್ರಿಯೆಗಳನ್ನೂ ಬಳಸಿಕೊಂಡು ಲೆಕ್ಕಾಚಾರ ಮಾಡಿದರು.[೩] ಸುಮಾರು 13 ಸರಿಹೊಂದಿಸುವ ಪ್ರಮಿತಿಗಳೊಂದಿಗೆ ಅವರು ವಿಯೋಜನೆ ಶಕ್ತಿಯ ಪ್ರಾಯೋಗಿಕ ಫಲಿತಾಂಶಕ್ಕೆ ಅತೀ ಹತ್ತಿರದ ಫಲಿತಾಂಶವನ್ನು ಪಡೆದರು. ನಂತರದ ವಿಸ್ತರಣೆಗಳು 54 ಪ್ರಮಿತಿಗಳವರೆಗೆ ಬಳಸಿಕೊಂಡಿತು ಹಾಗೂ ಪ್ರಯೋಗಕ್ಕೆ ಉತ್ತಮವಾಗಿ ಸರಿಹೊಂದುವ ಫಲಿತಾಂಶವನ್ನು ನೀಡಿದವು. ಈ ಲೆಕ್ಕಾಚಾರವು ಕ್ವಾಂಟಂ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಪ್ರಯೋಗಕ್ಕೆ ಸರಿಹೊಂದುವ ಫಲಿತಾಂಶವನ್ನು ನೀಡುತ್ತದೆಂದು ವೈಜ್ಞಾನಿಕ ಸಮುದಾಯಕ್ಕೆ ಮನವರಿಕೆ ಮಾಡಿಕೊಟ್ಟಿತು. ಆದರೂ ಈ ನಿಲುವು ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಮತ್ತು ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ ಸಿದ್ಧಾಂತಗಳ ಯಾವುದೇ ಭೌತಿಕ ಚಿತ್ರಣವನ್ನು ಹೊಂದಿಲ್ಲ ಹಾಗೂ ಇದನ್ನು ದೊಡ್ಡ ಅಣುಗಳಿಗೆ ಅನ್ವಯಿಸುವುದು ಬಲುಕಷ್ಟ.

ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

1927ರಲ್ಲಿ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತವನ್ನು ರೂಪಿಸಿ, ಎರಡು ವೇಲೆನ್ಸಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಅವುಗಳ ಅನುಕ್ರಮ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕಕ್ಷೆ‌‌ಗಳಲ್ಲಿ ಶಕ್ತಿ ಕಡಿಮೆಯಾಗುವ ಪರಿಣಾಮಗಳ ಕಾರಣದಿಂದ ಎರಡು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳನ್ನು ಒಟ್ಟಿಗೆ ಹೊಂದಲು ಕ್ರಿಯೆ ನಡೆಸಿದಾಗ ಒಂದು ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ ಎಂದು ವಾದಿಸಲಾಯಿತು. ಈ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಆಧಾರದಲ್ಲಿ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರಜ್ಞ ಲಿನಸ್ ಪಾಲಿಂಗ್‌ 1931ರಲ್ಲಿ "ಆನ್ ದ ನೇಚರ್ ಆಫ್ ದ ಕೆಮಿಕಲ್ ಬಾಂಡ್"ಅನ್ನು ಪ್ರಕಟಿಸಿದನು. ಇದನ್ನು ಕೆಲವರು ರಸಾಯನ ವಿಜ್ಞಾನದ ಇತಿಹಾಸದಲ್ಲೇ ಅತ್ಯಂತ ಪ್ರಮುಖ ಬರಹವೆಂದು ಪರಿಗಣಿಸಿದ್ದಾರೆ. ಈ ಬರಹದಲ್ಲಿ ಲೆವಿಸ್‌ನ ಕೆಲಸಗಳು, ಹೈಟ್ಲರ್ ಮತ್ತು ಲಂಡನ್‌ನ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತ (VB) ಹಾಗೂ ಅವನ ಹಿಂದಿನ ಸ್ವಂತ ಕೆಲಸದ ಆಧಾರದಲ್ಲಿ ವಿವರಿಸುತ್ತಾ ಆತನು ಹಂಚಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧಕ್ಕೆ ಆರು ನಿಯಮಗಳನ್ನು ಸೂಚಿಸಿದ್ದಾನೆ. ಅವುಗಳಲ್ಲಿ ಮೊದಲ ಮೂರು ನಿಯಮಗಳು ಈಗಾಗಲೇ ಹೆಚ್ಚು ಜನಪ್ರಿಯವಾಗಿವೆ:

1. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌-ಜೊತೆ ಬಂಧವು ಎರಡೂ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿ ಜೊತೆಯಾಗಿಲ್ಲದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ನ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯಿಂದ ಉಂಟಾಗುತ್ತದೆ.
2. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸ್ಪಿನ್‌ಗಳು(ಮೂಲಕಣವೊಂದರ ಸಹಜ ಕೋನೀಯ ಸಂವೇಗ) ನಿರ್ಬಂಧಿಸಲ್ಪಡುತ್ತವೆ.
3. ಒಮ್ಮೆ ಜೊತೆಯಾದ ನಂತರ ಎರಡು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಹೆಚ್ಚುವರಿ ಬಂಧಗಳಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸುವುದಿಲ್ಲ.

ಅವನ ಕೊನೆಯ ಮೂರು ನಿಯಮಗಳೆಂದರೆ:

4. ಬಂಧದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌-ವಿನಿಮಯ ಅಂಶಗಳು ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿನಿಂದ ಕೇವಲ ಒಂದು ವೇವ್ ಫಂಕ್ಷನ್(ತರಂಗ ಕ್ರಿಯೆ)ಅನ್ನು ಒಳಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ.
5. ಕನಿಷ್ಠ ಶಕ್ತಿ ಮಟ್ಟದಲ್ಲಿರುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಪ್ರಬಲ ಬಂಧಗಳನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.
6. ಪರಮಾಣುವೊಂದರ ಎರಡು ಕಕ್ಷೆಗಳಲ್ಲಿ, ಮತ್ತೊಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಒಂದು ಕಕ್ಷೆಯೊಂದಿಗೆ ಅತಿಕ್ರಮಿಸುವ ಒಂದು ಕಕ್ಷೆ ಅತ್ಯಂತ ಪ್ರಬಲ ಬಂಧಲನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತದೆ. ಈ ಬಂಧವು ಹೆಚ್ಚಾಗಿ ಕೇಂದ್ರೀಕರಿಸಿದ ಕಕ್ಷೆಯ ದಿಕ್ಕಿನಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ.

ಈ ಬರಹದ ಆಧಾರದಲ್ಲಿ ಪಾಲಿಂಗ್‌ನ 1939ರ ಪುಸ್ತಕ: ಆನ್ ದ ನೇಚರ್ ಆಫ್ ದ ಕೆಮಿಕಲ್ ಬಾಂಡ್ ಅನ್ನು ಕೆಲವರು ಆಧುನಿಕ ರಾಸಾಯನಿಕ ವಿಜ್ಞಾನದ "ಬೈಬಲ್" ಎಂದು ಕರೆದರು. ಈ ಪುಸ್ತಕವು ಪ್ರಾಯೋಗಿಕ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರಜ್ಞರಿಗೆ ರಾಸಾಯನಿಕ ವಿಜ್ಞಾನದಲ್ಲಿ ಕ್ವಾಂಟಂ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಪ್ರಭಾವವನ್ನು ತಿಳಿಯಲು ನೆರವಾಯಿತು. ಆದರೆ 1959ರಲ್ಲಿನ ನಂತರದ ಆವೃತ್ತಿಯು ಸಮಸ್ಯೆಗಳನ್ನು ಸಮರ್ಪಕವಾಗಿ ತಿಳಿಸಲು ವಿಫಲವಾಯಿತು. ಅವನ್ನು ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಉತ್ತಮ ರೀತಿಯಲ್ಲಿ ತಿಳಿಸುತ್ತದೆಂದು ಕಂಡುಬಂದಿದೆ. ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಹೆಚ್ಚು ಜನಪ್ರಿಯವಾದುದರಿಂದ ಹಾಗೂ ಅದನ್ನು ಅನೇಕ ದೊಡ್ಡ ಕಂಪ್ಯೂಟರ್ ಪ್ರೋಗ್ರಾಂಗಳಲ್ಲಿ ಅಳವಡಿಸಿಕೊಂಡಿದ್ದರಿಂದ, 1960 ಮತ್ತು 1970ರ ದಶಕಗಳಲ್ಲಿ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಪ್ರಭಾವವು ಕಡಿಮೆಯಾಯಿತು. 1980ರ ದಶಕದಿಂದ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತವನ್ನು ಕಂಪ್ಯೂಟರ್ ಪ್ರೋಗ್ರಾಂಗಳಲ್ಲಿ ಅಳವಡಿಸಿಕೊಳ್ಳುವುದರಲ್ಲಿನ ಹೆಚ್ಚು ಕ್ಲಿಷ್ಟ ಸಮಸ್ಯೆಗಳನ್ನು ಪರಿಹರಿಸಲಾಯಿತು ಹಾಗೂ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಪುನಶ್ಚೇತನಗೊಂಡಿತು.

ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಮತ್ತು ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ನಡುವಿನ ಹೋಲಿಕೆ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಕೆಲವು ಸಂದರ್ಭಗಳಲ್ಲಿ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತಕ್ಕಿಂತ ಉತ್ಕೃಷ್ಟವಾಗಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ. ಸರಳ ಎರಡು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಅಣು H2ಗೆ ಅನ್ವಯಿಸಿದಾಗ, ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಸರಳ ಹೈಟ್ಲರ್-ಲಂಡನ್‌ ಮಾದರಿಯಲ್ಲಿಯೂ ಬಂಧ ಶಕ್ತಿಗೆ ಹೆಚ್ಚು ಹತ್ತಿರದ ಅಂದಾಜು ಮೌಲ್ಯವನ್ನು ನೀಡುತ್ತದೆ. ಅಲ್ಲದೆ ಇದು ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳು ರೂಪುಗೊಂಡಾಗ ಮತ್ತು ವಿಭಜನೆಯಾದಾಗ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳ ಬಗ್ಗೆ ನಿಖರವಾದ ಮಾಹಿತಿಯನ್ನು ಒದಗಿಸುತ್ತದೆ. ಇದಕ್ಕೆ ವಿರುದ್ಧವಾಗಿ ಸರಳ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತವು, ಜಲಜನಕ ಅಣುವು ವಿಯೋಜನೆಗೊಂಡು ಜಲಜನಕ ಪರಮಾಣುಗಳ ಹಾಗೂ ಧನಾತ್ಮಕ ಮತ್ತು ಋಣಾತ್ಮಕ ಜಲಜನಕ ಅಯಾನುಗಳ ರೇಖೀಯ ಅಧಿನಿವೇಶನ(ಸೂಪರ್‌ಪೊಸಿಶನ್)ವನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ ಎಂದು ಸೂಚಿಸುತ್ತದೆ. ಇದು ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಭೌತಶಾಸ್ತ್ರೀಯವಲ್ಲದ ಫಲಿತಾಂಶವಾಗಿದೆ. ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ವಿಧಾನಕ್ಕೆ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ದೂರದ ವಿರುದ್ಧ ಒಟ್ಟು ಶಕ್ತಿಯ ರೇಖೆಯು ಎಲ್ಲಾ ದೂರಗಳಲ್ಲಿ ಮತ್ತು ವಿಶೇಷವಾಗಿ ಹೆಚ್ಚು ದೂರಗಳಲ್ಲಿ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ವಿಧಾನದ ರೇಖೆಗಿಂತ ಮೇಲೆ ಏಕಿರುತ್ತದೆ ಎಂಬುದನ್ನು ಇದು ಆಂಶಿಕವಾಗಿ ವಿವರಿಸುತ್ತದೆ. ಈ ಸ್ಥಿತಿಯು ಎಲ್ಲಾ ಏಕ-ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ ದ್ವಿ-ಪರಮಾಣುವಿನ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ಇದು ವಿಶೇಷವಾಗಿ F2ಗೆ ಒಂದು ಸಮಸ್ಯೆಯಾಗಿದೆ. ಇದರಲ್ಲಿ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತದಲ್ಲಿನ ರೇಖೆಯ ಕನಿಷ್ಠ ಶಕ್ತಿಯು ಎರಡು F ಪರಮಾಣುಗಳ ಶಕ್ತಿಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ ಪರಿಕಲ್ಪನೆಗಳು ಅಧಿಕ ಪರಿವರ್ತನಶೀಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ಹೆಚ್ಚಿನ ಕಾರ್ಬನಿಕ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿ ಬಂಧದ ಪರಿವರ್ತನೀಯತೆಯು ತೀರ ಮಿತವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಆದ್ದರಿಂದ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಕಾರ್ಬನಿಕ ರಸಾಯನ ವಿಜ್ಞಾನದ ಶಬ್ದಕೋಶದಲ್ಲಿ ಒಂದು ಅವಿಭಾಜ್ಯ ಭಾಗವಾಗಿ ಉಳಿದಿದೆ. ಆದರೂ ಫ್ರೆಡ್ರಿಕ್ ಹಂಡ್, ರೋಬರ್ಟ್ ಮುಲ್ಲಿಕೆನ್ ಮತ್ತು ಗೆರ್ಹಾರ್ಡ್ ಹರ್ಜ್‌ಬರ್ಗ್ ಮೊದಲಾದವರ ಕಾರ್ಯವು, ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತವು ಅಣುಗಳ ರೋಹಿತ ದರ್ಶಕದ(ಸ್ಪೆಕ್ಟ್ರೊಸ್ಕೋಪಿಕ್), ಅಯಾನೀಕರಣದ ಮತ್ತು ಕಾಂತೀಯ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳ ಬಗ್ಗೆ ಹೆಚ್ಚು ಸೂಕ್ತವಾದ ವಿವರಣೆಯನ್ನು ಒದಗಿಸುತ್ತದೆಂದು ತೋರಿಸಿಕೊಟ್ಟಿದೆ. ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ದೋಷಗಳು ಹೈಪರ್‌ವ್ಯಾಲೆಂಟ್ ಅಣುಗಳನ್ನು (ಉದಾ. PF5) d ಕಕ್ಷೆಗಳ ಬಳಕೆಯಿಲ್ಲದೆ ವಿವರಿಸಿದಾಗ ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಪಷ್ಟವಾದವು. ಈ ಕಕ್ಷೆಗಳು ಅಂತಹ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಬಂಧದ ಮಿಶ್ರಜತೆಯ ಕ್ರಮಕ್ಕೆ ಬಹುಮುಖ್ಯವಾಗಿರುತ್ತದೆಂದು ಪಾಲಿಂಗ್ ಸೂಚಿಸಿದ್ದಾನೆ. ಲೋಹದ ಸಂಕೀರ್ಣಗಳು ಮತ್ತು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಕೊರತೆಯ ಸಂಯುಕ್ತಗಳನ್ನೂ (ಉದಾ. ಡೈಬೋರಾನ್‌) ಸಹ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತದಿಂದ ಉತ್ತಮವಾಗಿ ವಿವರಿಸಬಹುದು. ಆದರೂ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತವನ್ನು ಬಳಸಿಯೂ ವಿವರಣೆ ನೀಡಲಾಗಿದೆ.

1930ರವರೆಗೆ ಎರಡೂ ಸಿದ್ಧಾಂತಗಳು ಪ್ರಬಲವಾಗಿ ಪೈಪೋಟಿ ನಡೆಸಿದವು. ನಂತರ ಅವೆರಡೂ ಉತ್ತಮ ಸಿದ್ಧಾಂತದ ಅಂದಾಜುಗಳೆಂದು ಅರಿವಾಯಿತು. ಸರಳ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ರಚನೆಯನ್ನು ತೆಗೆದುಕೊಂಡು, ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕಕ್ಷೆಗಳಿಂದ ಸಿಗುವ ಎಲ್ಲಾ ಸಂಭಾವ್ಯ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಮತ್ತು ಅಯಾನಿಕ್ ರಚನೆಗಳಲ್ಲಿ ಮಿಶ್ರಗೊಳಿಸಿದರೆ, ಸಂಪೂರ್ಣ ರಚನೆಯ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯ ವೇವ್ ಫಂಕ್ಷನ್ಅನ್ನು ಪಡೆಯಬಹುದು. ಸ್ಥಿರ ಸ್ಥಿತಿಯ ಸರಳ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೆಯ ವಿವರಣೆಯನ್ನು ತೆಗೆದುಕೊಂಡು, ಆ ಕ್ರಿಯೆಯನ್ನು ಅದೇ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕಕ್ಷೀಯ‌ಗಳಿಂದ ಸಿಗುವ ಆಕ್ರಮಿಸಿಕೊಳ್ಳದ-ಕಕ್ಷೆಗಳನ್ನು ಬಳಸಿಕೊಂಡು ಎಲ್ಲಾ ಸಂಭಾವ್ಯ ಪ್ರಚೋದಿತ ಸ್ಥಿತಿಗಳನ್ನು ವಿವರಿಸುವ ಕ್ರಿಯೆಗಳೊಂದಿಗೆ ಒಂದುಗೂಡಿಸಿದರೂ ಸಹ ಸಂಪೂರ್ಣ ರಚನೆಯ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯ ವೇವ್ ಫಂಕ್ಷನ್ಅನ್ನು ಪಡೆಯಬಹುದು. ಸರಳ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ವಿವರಣೆಯು ಅಯಾನಿಕ್ ರಚನೆಗಳಿಗೆ ಹೆಚ್ಚು ಪ್ರಾಮುಖ್ಯತೆಯನ್ನು ನೀಡುತ್ತದೆ. ಅದೇ ಸರಳ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ವಿವರಣೆಯು ತುಂಬಾ ಕಡಿಮೆ ಮಹತ್ವವನ್ನು ಕೊಡುತ್ತದೆ ಎಂಬುದು ತಿಳಿದುಬಂದಿದೆ. ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ವಿಧಾನವು ಹೆಚ್ಚು ವಿಕೇಂದ್ರೀಕೃತವಾಗಿರುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ವಿಧಾನವು ಬಹಳ ಕೇಂದ್ರೀಕೃತವಾಗಿರುತ್ತದೆ ಎಂದೂ ಹೇಳಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಈ ಎರಡೂ ಸಿದ್ಧಾಂತಗಳನ್ನು ಈಗ ಪರಸ್ಪರ ಪೂರಕವಾಗಿರುವವೆಂದು ಪರಿಗಣಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಎರಡೂ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಸಮಸ್ಯೆಗೆ ಅವುಗಳ ಸ್ವಂತ ಒಳನೋಟಗಳನ್ನು ಒದಗಿಸುತ್ತವೆ. ಕ್ವಾಂಟಂ ರಾಸಾಯನಿಕ ವಿಜ್ಞಾನದಲ್ಲಿ ಆಧುನಿಕ ಅಂದಾಜುಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ವಿಧಾನದ ಬದಲಿಗೆ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ವಿಧಾನದಿಂದ ಆರಂಭವಾಗುತ್ತವೆ (ಆದರೆ ಅಂತಿಮವಾಗಿ ಮೀರಿಸಿ ಹೋಗುತ್ತದೆ), ಇದು ಏಕೆಂದರೆ ಯಾವುದೇ ಮೂಲ ಶ್ರೇಷ್ಠತೆಯ ಕಾರಣಕ್ಕೆ ಆಗಿರದೆ, MO ವಿಧಾನವನ್ನು ಸಂಖ್ಯಾತ್ಮಕ ಗಣನೆಗಳಿಗೆ ಹೆಚ್ಚು ಸುಲಭವಾಗಿ ಬಳಸಬಹುದಾದ್ದರಿಂದ ಆಗಿದೆ. ಆದರೂ ಉತ್ತಮ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧದ ಪ್ರೋಗ್ರಾಂಗಳು ಈಗ ಲಭ್ಯವಿದೆ.

ರಾಸಾಯನಿಕ ಸೂತ್ರದಲ್ಲಿ ಬಂಧಗಳು[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಪರಮಾಣುಗಳ ಮತ್ತು ಅಣುಗಳ 3-ವಿಮಿತೀಯತೆಯಿಂದಾಗಿ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಮತ್ತು ಬಂಧಗಳನ್ನು ಗುರುತಿಸಲು ಏಕ ವಿಧಾನವನ್ನು ಬಳಸುವುದು ಕಷ್ಟಕರವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಆಣ್ವಿಕ ಸೂತ್ರದಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು (ಕಕ್ಷೀಯ‌ಗಳನ್ನು ಬಂಧಿಸುವ) ವಿವರಿಸಿದ ಪ್ರಕಾರದ ಆಧಾರದಲ್ಲಿ ಅನೇಕ ವಿವಿಧ ವಿಧಾನಗಳಿಂದ ಸೂಚಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಕೆಲವೊಮ್ಮೆ ಅವನ್ನು ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಅಲ್ಲಗಳೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಉದಾಹರಣೆಗಾಗಿ, ಕಾರ್ಬನಿಕ ರಸಾಯನ ವಿಜ್ಞಾನದಲ್ಲಿ ರಾಸಾಯನಿಕ ತಜ್ಞರು ಕೆಲವೊಮ್ಮೆ ಕೇವಲ ಅಣುವಿನ ಕ್ರಿಯಾತ್ಮಕ ಗುಂಪಿನ ಬಗ್ಗೆ ಮಾತ್ರ ಆಸಕ್ತಿ ವಹಿಸುತ್ತಾರೆ. ಆದ್ದರಿಂದ ಎತನಾಲ್‌ನ (ಆಲ್ಕೊಹಾಲಿಕ್ ಪಾನೀಯದಲ್ಲಿರುವ ಒಂದು ಸಂಯುಕ್ತ) ಆಣ್ವಿಕ ಸೂತ್ರವನ್ನು ವಿವರಿಸಿದ ಪ್ರಕಾರ, ರೂಪಣೆಯಾಗಿ(ಕಾನ್ಫರ್ಮೇಶನಲ್), 3-ವಿಮಿತೀಯವಾಗಿ, ಸಂಪೂರ್ಣ 2-ವಿಮಿತೀಯವಾಗಿ (ಪ್ರತಿ ಬಂಧವನ್ನು ಯಾವುದೇ 3-ವಿಮಿತೀಯ ದಿಕ್ಕಿಲ್ಲದೆ ಸೂಚಿಸುವುದು), ಸಂಕುಚಿತ 2-ವಿಮಿತೀಯವಾಗಿ (CH3–CH2–OH), ಅಣುವಿನ ಇತರ ಭಾಗದಿಂದ ಕ್ರಿಯಾತ್ಮಕ ಗುಂಪನ್ನು ಬೇರ್ಪಡಿಸುವ ಮೂಲಕ (C2H5OH) ಅಥವಾ ಅದರ ಪರಮಾಣುವಿನ ಘಟಕಗಳಿಂದ (C2H6O) ಸೂಚಿಸಬಹುದು. ಕೆಲವೊಮ್ಮೆ ಬಂಧವನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡದ ವೇಲೆನ್ಸಿ ಶೆಲ್‌ನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನೂ (2-ವಿಮಿತೀಯ ಅಂದಾಜಿನ ದಿಕ್ಕುಗಳೊಂದಿಗೆ) ಸೂಚಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ, ಅಂದರೆ ಮೂಲಭೂತ ಇಂಗಾಲಕ್ಕೆ .''C'. ಕೆಲವು ರಸಾಯನ ತಜ್ಞರು ಅನುಕ್ರಮ ಕಕ್ಷೆಗಳನ್ನೂ ಸೂಚಿಸುತ್ತಾರೆ, ಅಂದರೆ ಕಲ್ಪಿತ ಈಥೇನ್−4 ಆನಯಾನು (\/C=C/\ −4) ಬಂಧ ರಚನೆಯ ಸಾಧ್ಯತೆಯನ್ನು ಸೂಚಿಸುತ್ತದೆ.

ಪ್ರಬಲ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳು[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ವಿಶಿಷ್ಟ ಬಂಧ ಉದ್ದಗಳು, pmನಲ್ಲಿ
ಮತ್ತು ಬಂಧ ಶಕ್ತಿಗಳು, kJ/mol ಅಲ್ಲಿ.
ಬಂಧ ಉದ್ದಗಳನ್ನು 100ರಿಂದ ವಿಭಾಗಿಸುವ ಮೂಲಕ Å ಗೆ ಪರಿವರ್ತಿಸಬಹುದು
(1 Å = 100 pm).
[೧] ನಿಂದ ಪಡೆದುಕೊಂಡ ಮಾಹಿತಿ
ಬಂಧ ಉದ್ದ
(pm)
ಶಕ್ತಿ
(kJ/mol)
H = ಜಲಜನಕ
H–H 74 436
H–O 96 366
H–F 92 568
H–Cl 127 432
C — ಇಂಗಾಲ
C–H 109 413
C–C 154 348
C=C 134 614
C≡C 120 839
C–N 147 308
C–O 143 360
C–F 134 488
C–Cl 177 330
N — ಸಾರಜನಕ
N–H 101 391
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — ಆಮ್ಲಜನಕ
O–O 148 145
O=O 121 498
F, Cl, Br, I — ಹ್ಯಾಲೋಜನ್‌ಗಳು
F–F 142 158
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–I 267 151

ಪ್ರಬಲ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳು ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಹಿಡಿದಿಟ್ಟುಕೊಂಡಿರುವ ಅಂತರಣುವಿನ ಬಲಗಳಾಗಿವೆ. ಒಂದು ಪ್ರಬಲ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವು ಪರಮಾಣುವಿನ ಕೇಂದ್ರಗಳಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ವರ್ಗಾವಣೆ ಅಥವಾ ಹಂಚಿಕೆಯಿಂದ ಉಂಟಾಗುತ್ತದೆ. ಇದು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌ಗಳಲ್ಲಿನ ಪ್ರೋಟಾನ್‌ಗಳ ಮತ್ತು ಕಕ್ಷೆಗಳಲ್ಲಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ನಡುವಿನ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಆಕರ್ಷಣೆಯನ್ನು ಅವಲಂಬಿಸಿರುತ್ತದೆ. ಈ ಬಂಧಗಳು ವಿಶಿಷ್ಟವಾಗಿ ಪೂರ್ಣಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು (ಇದು ಬಂಧದ ಕ್ರಮವಾಗಿದೆ) ವರ್ಗಾವಣೆ ಮಾಡಿದರೂ, ಕೆಲವು ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿ ಮಧ್ಯಂತರ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳೂ ವರ್ಗಾವಣೆಯಾಗುತ್ತವೆ. ಇದಕ್ಕೆ ಒಂದು ಉದಾಹರಣೆಯೆಂದರೆ, ಕಾರ್ಬನಿಕ ಅಣು ಬೆಂಜೀನ್, ಇದರಲ್ಲಿ ಪ್ರತಿ ಇಂಗಾಲದ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಬಂಧದ ಕ್ರಮ 1.5 ಆಗಿರುತ್ತದೆ.

ಪ್ರಬಲ ಬಂಧದ ಪ್ರಕಾರಗಳು ರಚನೆಗೆ ಬೇಕಾದ ಅಂಶಗಳ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್‌ಪ್ರವೃತ್ತಿಯಲ್ಲಿನ ವ್ಯತ್ಯಾಸದಿಂದಾಗಿ ಭಿನ್ನವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಪ್ರವೃತ್ತಿಯ ಹೆಚ್ಚಿನ ವ್ಯತ್ಯಾಸವು ಬಂಧದಲ್ಲಿ ಅಧಿಕ ಧ್ರುವೀಯ (ಅಯಾನಿಕ್) ಗುಣಲಕ್ಷಣಕ್ಕೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಒಂದು ಸಾಮಾನ್ಯ ಪ್ರಕಾರದ ಬಂಧವಾಗಿದೆ. ಇದರಲ್ಲಿ ಬಂಧಕ್ಕೊಳಗಾದ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಪ್ರವೃತ್ತಿಯ ವ್ಯತ್ಯಾಸವು ಕಡಿಮೆ ಇರುತ್ತದೆ ಅಥವಾ ಇರುವುದೇ ಇಲ್ಲ. ಹೆಚ್ಚಿನ ಕಾರ್ಬನಿಕ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿನ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯವೆಂದು ವಿವರಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಅಂತಹ ಬಂಧದ LCAO-ವಿವರಣೆಗಾಗಿ ಸಿಗ್ಮ ಬಂಧಗಳು ಮತ್ತು ಪೈ ಬಂಧಗಳನ್ನು ನೋಡಿ.

ದ್ರುವೀಯ ಕೋವೆಲೆನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಪ್ರಮುಖ ಅಯಾನಿಕ್ ಗುಣಲಕ್ಷಣವನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಒಂದು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವಾಗಿದೆ. ಅಂದರೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಮತ್ತೊಂದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಹತ್ತಿರದಲ್ಲಿರುತ್ತವೆ. ಇದು ವಿದ್ಯುದಾವೇಶದಲ್ಲಿ ಅಸಮತೋಲವನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ. ಅದು ಮಧ್ಯಮ ಮಟ್ಟದ ಭಿನ್ನ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಪ್ರವೃತ್ತಿಯ ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಂಧವಾಗಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ-ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಆಕರ್ಷಣೆಯನ್ನುಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ. ಈ ಬಂಧದ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಪ್ರವೃತ್ತಿ 0.3 - 1.7 .

ಸಹಯೋಜಕ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದಲ್ಲಿ, ಬಂಧವನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುವ ಎರಡೂ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಈ ಬಂಧದಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸುವ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿ ಒಂದಕ್ಕೇ ಸೇರಿದವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಈ ಬಂಧಗಳು ಲೆವಿಸ್ ಆಮ್ಲ ಮತ್ತು ಪ್ರತ್ಯಾಮ್ಲಗಳನ್ನು ನೀಡುತ್ತವೆ. ಇದರಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಕ್ಕೆ ವಿರುದ್ಧವಾಗಿ ಪರಮಾಣುಗಳ ಮಧ್ಯೆ ಸಮಾನವಾಗಿ ಹಂಚಿಕೆಯಾಗುತ್ತವೆ. ಇಂತಹ ಬಂಧವು ಅಮೋನಿಯಂ ಅಯಾನಿನಂತಹ (NH4+) ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ಅದನ್ನು ಲೆವಿಸ್ ಆಮ್ಲಕ್ಕೆ ಬಾಣದ ಗುರುತಿನೊಂದಿಗೆ ಸೂಚಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ದ್ರುವೀಯರರಹಿತ ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಬಂಧವೆಂದೂ ಕರೆಯಲಾಗುವ ಈ ಬಂಧಗಳ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಪ್ರವೃತ್ತಿ < 0.3 ವ್ಯಾಪ್ತಿಯಲ್ಲಿರುತ್ತದೆ.

ಮೂಲತಃ ನಾ ಪೋಲಾರ್ ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಬಂಧದಿಂದ ರೂಪುಗೊಂಡ ಅಣುಗಳು ಹೆಚ್ಚಾಗಿ ನೀರಿನಲ್ಲಿ ಅಥವಾ ಇತರ ಧ್ರುವೀಯ ದ್ರಾವಕಗಳಲ್ಲಿ ಬೆರಕೆಯಾಗುವುದಿಲ್ಲ. ಆದರೆ ಹೆಚ್ಚಿನವು ಹೆಕ್ಸೇನ್‌‌ನಂತಹ ಧ್ರುವೀಯವಲ್ಲದ ದ್ರಾವಕಗಳಲ್ಲಿ ಕರಗುತ್ತವೆ.

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ಒಂದು ರೀತಿಯ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಆಕರ್ಷಣೆಯಾಗಿದೆ. ಇದು ಹೆಚ್ಚಿನ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ವ್ಯತ್ಯಾಸವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ. ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವನ್ನು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧದಿಂದ ಪ್ರತ್ಯೇಕಿಸುವ ಯಾವುದೇ ನಿಖರ ಮೌಲ್ಯವಿಲ್ಲ. ಆದರೆ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಪ್ರವೃತ್ತಿಯ ವ್ಯತ್ಯಾಸವು 1.7 ಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚಿರುವುದನ್ನು ಅಯಾನಿಕ್ ಹಾಗೂ 1.7 ಕ್ಕಿಂತ ಕಡಿಮೆ ವ್ಯತ್ಯಾಸವನ್ನು ಹೊಂದಿರುವುದನ್ನು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವೆಂದು ಹೇಳಲಾಗುತ್ತದೆ.[೪] ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ಪ್ರತ್ಯೇಕ ಧನಾತ್ಮಕ ಮತ್ತು ಋಣಾತ್ಮಕ ಅಯಾನುಗಳನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ. ಅಯಾನಿಕ್ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ −3eರಿಂದ +3e ಮಧ್ಯದಲ್ಲಿರುತ್ತವೆ. ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧವು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಸೋಡಿಯಂ ಕ್ಲೋರೈಡ್ (ಅಡುಗೆ ಉಪ್ಪು)ನಂತಹ ಪ್ರಬಲ ಲವಣಗಳಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ. ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳ ಒಂದು ವಿಶಿಷ್ಟ ಲಕ್ಷಣವೆಂದರೆ ಇದರಲ್ಲಿ ಸಂಯುಕ್ತಗಳು ಅಯಾನಿಕ್ ಸ್ಫಟಿಕಗಳಾಗಿ ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತವೆ. ಇದರಲ್ಲಿ ಯಾವುದೇ ಅಯಾನು ಇತರ ಏಕ ಅಯಾನುವಿನೊಂದಿಗೆ ನಿರ್ದಿಷ್ಟವಾಗಿ ಜೊತೆಯಾಗಿರುವುದಿಲ್ಲ. ಪ್ರತಿಯೊಂದು ಪ್ರಕಾರದ ಅಯಾನುಗಳು ವಿರುದ್ಧ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶದ ಅಯಾನುಗಳಿಂದ ಆವರಿಸಲ್ಪಟ್ಟಿರುತ್ತವೆ. ಇದರ ಮತ್ತು ಹತ್ತಿರದ ವಿರುದ್ಧ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶದ ಅಯಾನುಗಳ ನಡುವಿನ ಸ್ಥಳಾವಕಾಶವು ಸುತ್ತಲಿನ ಅದೇ ಪ್ರಕಾರದ ಎಲ್ಲಾ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲೂ ಒಂದೇ ರೀತಿ ಇರುತ್ತದೆ. ಆದ್ದರಿಂದ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಸ್ಫಟಿಕಗಳಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುವಂತೆ, ಒಂದು ಅಯಾನು ಅದರ ಹತ್ತಿರದ ಇತರ ಯಾವುದೇ ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಏಕ ಅಯಾನೀಕರಣವಾದ ಪರಮಾಣುವಿನೊಂದಿಗೆ ಜೊತೆಸೇರಲು ಸಾಧ್ಯವಿಲ್ಲ.

ಅಯಾನಿಕ್ ಸ್ಫಟಿಕಗಳು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಮತ್ತು ಅಯಾನಿಕ್ ಪ್ರಕಾರಗಳ ಮಿಶ್ರಣವನ್ನು ಹೊಂದಬಹುದು. ಉದಾಹರಣೆಗಾಗಿ, ಸೋಡಿಯಂ ಸೈಯನೈಡ್‌ನಂತಹ ಸಂಕೀರ್ಣ ಆಮ್ಲಗಳ ಲವಣಗಳು. ಅನೇಕ ಖನಿಜಗಳೂ ಸಹ ಈ ಪ್ರಕಾರದವು. ಅಂತಹ ಸ್ಫಟಿಕಗಳಲ್ಲಿ, ಸೋಡಿಯಂ ಮತ್ತು ಆನಯಾನು ಸೈಯನೈಡ್ (CN-) ನಡುವಿನ ಬಂಧಗಳು ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳಾಗಿರುತ್ತವೆ, ಇದರಲ್ಲಿ ಯಾವುದೇ ಸೋಡಿಯಂ ಒಂದು ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಸೈಯನೈಡ್ ಒಂದಿಗೆ ಜೊತೆಗೂಡಿರುವುದಿಲ್ಲ. ಆದರೆ ಸೈಯನೈಡ್‌ನಲ್ಲಿ C ಮತ್ತು N ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಂಧಗಳು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಇದು ಪ್ರತಿಯೊಂದು ಇಂಗಾಲ ಮತ್ತು ಸಾರಜನಕವು, ಇತರ ಇಂಗಾಲ ಅಥವಾ ಸಾರಜನಕಗಳಿಗಿಂತ ಭೌತಿಕವಾಗಿ ಹತ್ತಿರವಾಗಿರುವ ಅದರ ಒಂದು ವಿರುದ್ಧ-ಪ್ರಕಾರದೊಂದಿಗೆ ಜೊತೆಗೂಡುವಂತೆ ಮಾಡುತ್ತದೆ. ಅಂತಹ ಲವಣಗಳು ನೀರಿನಲ್ಲಿ ಕರಗಿದಾಗ, ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳು ನೀರಿನೊಂದಿಗಿನ ಪರಸ್ಪರ ಕ್ರಿಯೆಯಿಂದಾಗಿ ವಿಭಜಿಸಲ್ಪಡುತ್ತವೆ. ಆದರೆ ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧವು ಹಾಗೆಯೇ ಇರುತ್ತದೆ.

ಒಂದು- ಮತ್ತು ಮೂರು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧಗಳು[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಒಂದು ಅಥವಾ ಮೂರು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಬಂಧಗಳು ಬೆಸಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ರಾಡಿಕಲ್ ಪ್ರಕಾರಗಳಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ. 1-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧದ ಒಂದು ಸರಳ ಉದಾಹರಣೆಯು ಜಲಜನಕ ಅಣುವಿನ ಕ್ಯಾಟಯಾನು H2+ ನಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ. ಒಂದು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧಗಳು ಹೆಚ್ಚಾಗಿ 2-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧದ ಅರ್ಧದಷ್ಟು ಬಂಧ-ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ. ಆದ್ದರಿಂದ ಅವುಗಳನ್ನು "ಅರೆ-ಬಂಧ"ಗಳೆಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಆದರೆ ಇದಕ್ಕೆ ಹೊರತಾಗಿಯೂ ಇವೆ: ಡೈಲೀಥಿಯಂನಲ್ಲಿ, ಬಂಧವು ನಿಜವಾಗಿ 2-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ Li2 ಗಿಂತ 1-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ Li2+ ಗೆ ಹೆಚ್ಚು ಪ್ರಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಈ ಹೊರತಾದ ಉದಾಹರಣೆಯನ್ನು ಹೈಬ್ರಿಡೈಸೇಶನ್ ಮತ್ತು ಒಳ-ಶೆಲ್ ಪರಿಣಾಮಗಳ ಆಧಾರದಲ್ಲಿ ವಿವರಿಸಬಹುದು.[೫]

ಮೂರು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧದ ಒಂದು ಸರಳ ಉದಾಹರಣೆಯು ಹೀಲಿಯಂ ಡೈಮರ್ ಕ್ಯಾಟಯಾನು He2+ಅಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ. ಇವನ್ನೂ ಸಹ "ಅರೆ ಬಂಧ"ವೆಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ ಏಕೆಂದರೆ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಪರಿಮಿತಿಯಲ್ಲಿ, ಬಂಧ-ವಿರೋಧಿ ಕಕ್ಷೆಯಲ್ಲಿರುವ ಮೂರನೇ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಇತರ ಎರಡು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿಂದ ರಚನೆಯಾಗುವ ಬಂಧದ ಅರ್ಧದಷ್ಟನ್ನು ನಿಷ್ಪರಿಣಾಮಗೊಳಿಸುತ್ತದೆ. ಎರಡು 2-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧಗಳೊಂದಿಗೆ 3-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧವನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಅಣುವಿಗೆ ಮತ್ತೊಂದು ಉದಾಹರಣೆಯೆಂದರೆ ನೈಟ್ರಿಕ್ ಆಕ್ಸೈಡ್ NO. ಆಮ್ಲಜನಕ ಅಣು O2 ಸಹ ಎರಡು 3-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಮತ್ತು ಒಂದು 2-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧವನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ. ಇದರಿಂದಾಗಿ ಅದು ಪ್ಯಾರಕಾಂತೀಯತೆಯನ್ನು ಹೊಂದಿಗೆ ಹಾಗೂ ಅದರ ಮೂಲಭೂತ ಬಂಧ ಕ್ರಮ 2 ಆಗಿದೆ.[೬]

ಬೆಸಸಂಖ್ಯೆಯ-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಅಣುಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಹೆಚ್ಚು ಕ್ರಿಯಾತ್ಮಕವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಈ ಪ್ರಕಾರದ ಬಂಧಗಳು ಒಂದೇ ರೀತಿಯ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿ ಮಾತ್ರ ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತವೆ.[೬]

ಬೆಂಟ್ ಬಂಧಗಳು[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಬನಾನ(ಬಾಳೆಯ) ಬಂಧಗಳೆಂದೂ ಕರೆಯುವ ಬೆಂಟ್ ಬಂಧಗಳು ಒತ್ತಡದ ಅಥವಾ ಸ್ಟಿಯರಿಕ್ ಪ್ರತಿಬಂಧಕ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತವೆ. ಈ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಬಂಧಿಸುವ ಕಕ್ಷೆಗಳು ಬಾಳೆಯ-ರೀತಿಯ ರಚನೆಯಲ್ಲಿರುತ್ತವೆ. ಬೆಂಟ್ ಬಂಧಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯ ಬಂಧಗಳಿಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಸುಲಭವಾಗಿ ಕ್ರಿಯೆಗಳ ಪ್ರಭಾವಕ್ಕೆ ಒಳಗಾಗುತ್ತವೆ.

3c-2e ಮತ್ತು 3c-4e ಬಂಧಗಳು[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಮೂರು-ಕೇಂದ್ರ ಎರಡು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧಗಳಲ್ಲಿ ("3c-2e") ಬಂಧದಲ್ಲಿ ಮೂರು ಪರಮಾಣುಗಳು ಎರಡು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಂಚುತ್ತವೆ. ಈ ಪ್ರಕಾರದ ಬಂಧವು ಡೈಬೋರಾನ್‌ಯಂತಹ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌-ಕೊರತೆಯಿರುವ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ. ಅಂತಹ ಪ್ರತಿಯೊಂದು ಬಂಧವು (ಡೈಬೋರಾನ್‌ನಲ್ಲಿ ಪ್ರತಿ ಅಣುವಿಗೆ 2) ಬೋರಾನ್ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಬಾಳೆಯ-ಆಕಾರದಲ್ಲಿ ಪರಸ್ಪರ ಒಂದುಗೂಡಿಸುವ ಒಂದು ಜೊತೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಾಗೂ ಎರಡೂ ಬೋರಾನ್ ಪರಮಾಣುಗಳೊಂದಿಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಂಚುವ ಬಂಧದ ಮಧ್ಯದಲ್ಲಿ ಒಂದು ಪ್ರೋಟಾನ್‌ (ಜಲಜನಕ ಪರಮಾಣುವಿನ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್‌) ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

ಮೂರು-ಕೇಂದ್ರ ನಾಲ್ಕು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧಗಳು ("3c-4e") ಹೈಪರ್‌ವ್ಯಾಲೆಂಟ್ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಬಂಧವನ್ನು ವಿವರಿಸುವುದರಲ್ಲೂ ಕಂಡುಬರುತ್ತವೆ. ಕೆಲವು ಗುಂಪು ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿ, ನಾಲ್ಕು-ಕೇಂದ್ರ ಎರಡು-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಬಂಧವೆಂಬ ಬಂಧಗಳೂ ಕಂಡುಬರುತ್ತವೆ.

ಬೆಂಜೀನ್ ಮತ್ತು ಇತರ ಆರೊಮ್ಯಾಟಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಂತಹ (ಕೆಳಗೆ ಗಮನಿಸಿ) ಕೆಲವು ಸಂಯೋಜಿತ π (ಪೈ) ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿ ಹಾಗೂ ಗ್ರ್ಯಾಫೈಟ್‌ನಂತಹ ಸಂಯೋಜಿತ ಜಾಲದ ಘನವಸ್ತುಗಳಲ್ಲಿ, π-ಬಂಧಗಳ ಸಂಯೋಜಿತ ವ್ಯವಸ್ಥೆಯಲ್ಲಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಅಣು ಅಥವಾ ಜಾಲದಲ್ಲಿರುವಷ್ಟು ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯರ್ ಕೇಂದ್ರಗಳಲ್ಲಿ ಹರಡುತ್ತವೆ.

ಆರೊಮ್ಯಾಟಿಕ್ ಬಂಧ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಕಾರ್ಬನಿಕ ರಸಾಯನ ವಿಜ್ಞಾನದಲ್ಲಿ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಮತ್ತು ಕಕ್ಷೆಗಳ ಕೆಲವು ರಚನೆಗಳು ಅಣುವಿಗೆ ಹೆಚ್ಚುವರಿ ಸ್ಥಿರತೆಯನ್ನು ನೀಡುತ್ತವೆ. π ಕಕ್ಷೆಗಳು ಇತರೆಗಳೊಂದಿಗೆ ವಿವಿಧ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕೇಂದ್ರಗಳಲ್ಲಿ ವ್ಯಾಪಿಸಿ, ಸೇರಿಕೊಂಡು, ಒಂದು ದೀರ್ಘ ಜೋಡಣೆಯ ಬಂಧವನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡಿದಾಗ ಇದು ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ. ಅಣುವು ಆರೊಮ್ಯಾಟಿಕ್ ಆಗಬೇಕಾದರೆ ಅದು ಹಕೆಲ್‌ನ ನಿಯಮವನ್ನು ಪಾಲಿಸಬೇಕು, ಅಂದರೆ π ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯು 4n + 2 ಸೂತ್ರವನ್ನು ಸರಿಹೊಂದಬೇಕು, ಇದರಲ್ಲಿ n ಒಂದು ಪೂರ್ಣಾಂಕ. ಆರೊಮ್ಯಾಟಿಕ್‌ ಬಂಧಗಳೆಲ್ಲವೂ ಸಮತಲೀಯವಾಗಿರುತ್ತವೆ.

ಮೂಲಮಾದರಿಯ ಆರೊಮ್ಯಾಟಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತವಾದ ಬೆಂಜೀನ್‌ನಲ್ಲಿ, 18 (n = 4) ಬಂಧಿಸುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು 6 ಇಂಗಾಲದ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಒಟ್ಟಿಗೆ ಸೇರಿಸಿ, ಸಮತಲೀಯ ಸುರುಳಿ ರಚನೆಯನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ. ವಿವಿಧ ಇಂಗಾಲದ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಂಧ "ಕ್ರಮ"ವು (ಬಂಧಗಳ ಸರಾಸರಿ ಸಂಖ್ಯೆ) (18/6)/2=1.5 ಆಗಿರಬಹುದು. ಆದರೆ ಈ ಉದಾಹರಣೆಯಲ್ಲಿ ರಾಸಾಯನಿಕ ದೃಷ್ಟಿಯಿಂದ ಬಂಧಗಳೆಲ್ಲವೂ ಒಂದೇ ರೀತಿ ಇರುತ್ತವೆ. ಅವನ್ನು ಕೆಲವೊಮ್ಮೆ ದ್ವಿ-ಬಂಧಗಳಿಗೆ ಪರ್ಯಾಯವಾಗಿ ಏಕ ಬಂಧಗಳಾಗಿ ಬರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ಆದರೆ ಪ್ರಬಲತೆಯಲ್ಲಿ ಸುಮಾರು 1.5 ಬಂಧಗಳಿಗೆ ಸಮನಾಗಿರುವ ಎಲ್ಲಾ ಸುರುಳಿ-ಬಂಧಗಳ ಅವಲೋಕನವು ನೈಜತೆಗೆ ಹೆಚ್ಚು ಹತ್ತಿರವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಭಿನ್ನಚಕ್ರೀಯ ಆರೊಮ್ಯಾಟಿಕ್‌ಗಳಲ್ಲಿ ಮತ್ತು ಪರ್ಯಾಯ ಬೆಂಜೀನ್‌ಗಳಲ್ಲಿ, ಸುರುಳಿಯ ವಿವಿಧ ಭಾಗಗಳ ನಡುವಿನ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ವ್ಯತ್ಯಾಸಗಳು ಆರೊಮ್ಯಾಟಿಕ್ ಸುರುಳಿ ಬಂಧಗಳ ರಾಸಾಯನಿಕ ಗುಣಲಕ್ಷಣವನ್ನು ಹೆಚ್ಚು ಪ್ರಧಾನವಾಗಿ ತೋರಿಸಬಹುದು. ಇಲ್ಲದಿದ್ದರೆ ಅವು ಸಮಾನವಾಗಿರುತ್ತವೆ.

ಲೋಹೀಯ ಬಂಧ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಲೋಹೀಯ ಬಂಧದಲ್ಲಿ, ಬಂಧಿಸುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಪರಮಾಣುಗಳ ಜಾಲರಿಯಲ್ಲಿ ವಿಕೇಂದ್ರೀಕೃತವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಇದಕ್ಕೆ ವಿರುದ್ಧವಾಗಿ ಅಯಾನಿಕ್ ಸಂಯುಕ್ತಗಳಲ್ಲಿ,ಬಂಧಿತ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸ್ಥಳಗಳು ಮತ್ತು ಅವುಗಳ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶಗಳು ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ವಿಕೇಂದ್ರೀಕರಣ ಮತ್ತು ಸ್ವತಂತ್ರ ಚಲನೆಯಿಂದಾಗಿ ಇದು, ವಾಹಕತೆ, ಮೃದುತ್ವ ಮತ್ತು ಕಠಿಣತೆಯಂತಹ ಲೋಹೀಯ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ.

ಅಂತರಣ್ವಕ ಬಂಧ[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

ಎರಡು ಅಥವಾ ಅದಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು (ಅಥವಾ ಜತೆಗೂಡಿಲ್ಲದ) ಅಣುಗಳು, ಅಯಾನುಗಳು ಅಥವಾ ಪರಮಾಣುಗಳ ಮಧ್ಯೆ ರೂಪುಗೊಳ್ಳುವ ಬಂಧಗಳಲ್ಲಿ ಪ್ರಮುಖ ನಾಲ್ಕು ಪ್ರಕಾರಗಳಿವೆ. ಅಂತರಣ್ವಕ ಬಲಗಳು ಅಣುಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಆಕರ್ಷಣೆಗೊಳಗಾಗಲು ಅಥವಾ ವಿಕರ್ಷಣೆಗೊಳ್ಳಲು ಕಾರಣವಾಗುತ್ತವೆ. ಹೆಚ್ಚಾಗಿ ಇವು ವಸ್ತುವಿನ ಕೆಲವು ಭೌತಿಕ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು (ಉದಾಹರಣೆಗೆ ಕರಗುವ ಬಿಂದು) ನಿರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.

  • ಎರಡು ಬಂಧಿಸಿದ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್‌ಪ್ರವೃತ್ತಿಯ ಹೆಚ್ಚಿನ ವ್ಯತ್ಯಾಸವು ದ್ವಿಧ್ರುವಿ-ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಅಂತರ್ ಕ್ರಿಯೆ ಯನ್ನುಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ. ಬಂಧಿತ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಕಡಿಮೆ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಪರಮಾಣುವಿಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಒಟ್ಟಾರೆಯಾಗಿ ಬಹಳ ಹತ್ತಿರವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಇವು ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿನ ಕೇಂದ್ರದಲ್ಲಿ ಆಂಶಿಕ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶಗಳನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತವೆ ಹಾಗೂ ಅಣುಗಳ ಮಧ್ಯೆ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಬಲಗಳಿಗೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತವೆ.
  • ಜಲಜನಕ ಬಂಧ ವು ಶಾಶ್ವತ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಗೆ ಒಂದು ಪ್ರಮುಖ ಉದಾಹರಣೆಯಾಗಿದೆ. ಜಲಜನಕ ಹಾಗೂ ಯಾವುದೇ ಫ್ಲೋರಿನ್‌, ಸಾರಜನಕ ಮತ್ತು ಆಮ್ಲಜನಕದ ನಡುವಿನ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್‌ ಪ್ರವೃತ್ತಿಗಳಲ್ಲಿನ ಹೆಚ್ಚಿನ ವ್ಯತ್ಯಾಸಗಳು ಅವುಗಳ ಏಕ-ಜೊತೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳೊಂದಿಗೆ ಸೇರಿಕೊಂಡು ಅಣುಗಳ ಮಧ್ಯೆ ಪ್ರಬಲ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ಬಲಗಳನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತವೆ. ಜಲಜನಕ ಬಂಧಗಳು ನೀರು ಮತ್ತು ಅಮೋನಿಯಾದ ಹೆಚ್ಚಿನ ಕುದಿಯುವ ಬಿಂದುಗಳಿಗೆ ಕಾರಣವಾಗಿರುತ್ತವೆ.
  • ಲಂಡನ್ ಚೆದರಿಕೆ ಬಲ ವು ಪರಸ್ಪರ ಹತ್ತಿರದ ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿನ ತತ್‌ಕ್ಷಣದ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಗಳಿಂದ ಉಂಟಾಗುತ್ತದೆ. ಒಟ್ಟು ಪರಮಾಣುವಿನಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌‌ನ ಋಣಾತ್ಮಕ ಆವೇಶವು ಸಮನಾಗಿಲ್ಲದಿರುವುದರಿಂದ, ಪರಮಾಣುವಿನಲ್ಲಿ ಹೆಚ್ಚಾಗಿ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶದ ಅಸಮತೋಲವಿರುತ್ತದೆ. ಈ ಸಣ್ಣ ವಿದ್ಯುದಾವೇಶವು ಹತ್ತಿರದ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಅನುಗುಣವಾದ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಯನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತದೆ; ಇದು ಎರಡು ಅಣುಗಳ ಮಧ್ಯೆ ಆಕರ್ಷಣೆಗೆ ಕಾರಣವಾಗುತ್ತದೆ. ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ನಂತರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಸಮೂಹದ ಮತ್ತೊಂದು ಭಾಗಕ್ಕೆ ಸರಿಯುತ್ತದೆ ಹಾಗೂ ಆಕರ್ಷಣೆಯು ಮುರಿದುಹೋಗುತ್ತದೆ.

ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧಗಳಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

"ಶುದ್ಧ" ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧದ (ಯಥಾರ್ಥವಲ್ಲದ) ಮಿತಿಯಲ್ಲಿ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಬಂಧದಲ್ಲಿನ ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿ ಒಂದರಲ್ಲಿ ಸಂಪೂರ್ಣವಾಗಿ ಕೇಂದ್ರೀಕೃತವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಅಂತಹ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಕ್ಲಾಸಿಕಲ್ ಭೌತಶಾಸ್ತ್ರದಿಂದ ತಿಳಿಯಬಹುದು. ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಲಗಳನ್ನು ಐಸೋಟ್ರೋಪಿಕ್ ಕಾಂಟಿನಮ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರೊಸ್ಟ್ಯಾಟಿಕ್ ಪೊಟೆನ್ಶಿಯಲ್‌(ಸಮವರ್ತಿ ಅವಿಚ್ಛಿನ್ನ ಸರಣಿ ಸ್ಥಾಯೀವಿದ್ಯುತ್ತಿನ ವಿಭವ)ಗಳಿಂದ ನಿರೂಪಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ. ಅವುಗಳ ಪ್ರಮಾಣವು ವಿದ್ಯುದಾವೇಶದ ವ್ಯತ್ಯಾಸಕ್ಕೆ ಸರಳ ಅನುಪಾತದಲ್ಲಿರುತ್ತದೆ.

ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳನ್ನು ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತ ಅಥವಾ ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತದಿಂದ ಉತ್ತಮ ರೀತಿಯನ್ನು ತಿಳಿಯಬಹುದು. ಭಾಗವಹಿಸುವ ಪರಮಾಣುಗಳ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಆಕ್ಸಿಡೇಶನ್ ಸಂಖ್ಯೆಯಂತಹ ಅಂಶಗಳನ್ನು ಬಳಸಿಕೊಂಡು ಅರಿಯಬಹುದು. ಬಂಧದೊಳಗಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ ಸಾಂದ್ರತೆಯು ವೈಯಕ್ತಿಕ ಪರಮಾಣುಗಳಿಗೆ ಸೀಮಿತವಾಗಿರುವುದಿಲ್ಲ, ಬದಲಿಗೆ ಪರಮಾಣುಗಳ ಮಧ್ಯೆ ವಿಕೇಂದ್ರೀಕೃತವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ವೇಲೆನ್ಸಿ ಬಂಧ ಸಿದ್ಧಾಂತದಲ್ಲಿ, ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳಲ್ಲಿನ ಎರಡು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಅವುಗಳ ನಡುವಿನ ಅತಿವ್ಯಾಪನೆಯನ್ನು ಆಧರಿಸಿದ ಬಂಧದ ಪ್ರಬಲತೆಯೊಂದಿಗೆ ಪರಸ್ಪರ ಜೊತೆಗೂಡಿರುತ್ತವೆ. ಆಣ್ವಿಕ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ಸಿದ್ಧಾಂತದಲ್ಲಿ, ಪರಮಾಣುವಿನ ಕಕ್ಷೆಗಳ ರೇಖೀಯ ಸಂಯೋಗವು (LCAO) ಪರಮಾಣುಗಳ ಪರಮಾಣು-ಕಕ್ಷೆಗಳ ಆಧಾರದಲ್ಲಿ ವಿಕೇಂದ್ರೀಕೃತ ಅಣುವಿನ ಕಕ್ಷೀಯ‌ ರಚನೆ ಮತ್ತು ಶಕ್ತಿಗಳನ್ನು ವಿವರಿಸಲು ಸಹಾಯ ಮಾಡುತ್ತದೆ. ಶುದ್ಧ ಅಯಾನಿಕ್ ಬಂಧಗಳಿಗೆ ಭಿನ್ನವಾಗಿ, ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಬಂಧಗಳು ಅಸಮಾವರ್ತಕ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ನಿರ್ದೇಶಿಸಬಹುದು. ಅವು ಅವುಗಳ ಸ್ವಂತ ಹೆಸರುಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ, ಉದಾಹರಣೆಗಾಗಿ, ಸಿಗ್ಮ ಮತ್ತು ಪೈ ಬಂಧ.

ಸಾಮಾನ್ಯ ಸಂದರ್ಭದಲ್ಲಿ, ಭಾಗವಹಿಸುವ ಪರಮಾಣುಗಳ ತತ್ಸಂಬಂಧಿಯಾದ ಋಣ ವಿದ್ಯುತ್ ಆಧಾರದಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳು ಅಯಾನಿಕ್ ಮತ್ತು ಕೋವೆಲನ್ಸಿಯ ಮಧ್ಯವರ್ತಿಗಳಾದ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಉಂಟುಮಾಡುತ್ತವೆ. ಈ ರೀತಿಯ ಬಂಧವನ್ನು ಕೆಲವೊಮ್ಮೆ ಧ್ರುವೀಯ ಕೋವೆಲೆಂಟ್ ಬಂಧವೆಂದು ಕರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಉಲ್ಲೇಖಗಳು[ಬದಲಾಯಿಸಿ]

  1. Lewis, Gilbert N. (1916). "The Atom and the Molecule". Journal of the American Chemical Society 38: 772. 
  2. ಲೈಡ್ಲರ್, K. J. (1993) ದ ವರ್ಲ್ಡ್ ಆಫ್ ಫಿಸಿಕ್ಸ್ ಕೆಮೆಸ್ಟ್ರಿ, ಆಕ್ಸ್‌ಫರ್ಡ್ ಯೂನಿವರ್ಸಿಟಿ ಪ್ರೆಸ್, ಪುಟ 347
  3. James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: 825–835. doi:10.1063/1.1749252. 
  4. Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co. pp. 294–295. ISBN 0-7167-3107-X. 
  5. ವೈನ್‌ಹಾಲ್ಡ್, F.; ಲ್ಯಾಂಡಿಸ್, C. ವ್ಯಾಲೆನ್ಸಿ ಆಂಡ್ ಬಾಂಡ್ , ಕೇಂಬ್ರಿಡ್ಜ್, 2005 ; ಪುಟಗಳು 96-100.
  6. ೬.೦ ೬.೧ ಪಾಲಿಂಗ್, L. ದಿ ನೇಚರ್ ಆಫ್ ದಿ ಕೆಮಿಕಲ್ ಬಾಂಡ್ . ಕಾರ್ನೆಲ್ ಯೂನಿವರ್ಸಿಟಿ ಪ್ರೆಸ್, 1960 .

ಬಾಹ್ಯ ಕೊಂಡಿಗಳು[ಬದಲಾಯಿಸಿ]