সমযোজী বন্ধন

সমযোজী বন্ধন (ইংরেজি: Covalent bond) হল এমন এক ধরনের রাসায়নিক বন্ধন যেখানে পরমাণুসমূহ তাদের নিজেদের মধ্যে ইলেকট্রন শেয়ারের বা ভাগাভাগির মাধ্যমে আবদ্ধ থাকে। এই ইলেক্ট্রন জোড়াগুলি ভাগ করা জোড়া বা বন্ধন জোড়া হিসাবে পরিচিত , এবং পরমাণুর মধ্যে আকর্ষণ এবং বিকর্ষণকারী শক্তির স্থিতিশীল ভারসাম্য, যখন বজায় থাকে তখন তাকে সমযোজী বন্ধন বলা হয়। ইলেকট্রন শেয়ার করা পরমাণুদ্বয়ের মধ্যেকার আকর্ষণ ও বিকর্ষণের ফলে যে সুস্থিত ভারসাম্য বল তৈরি হয় তাই সমযোজী বন্ধনের সৃষ্টি করে।^[১] অনেক অণু ইলেকট্রনের এই শেয়ারিং এর ফলে প্রতিটি পরমাণুকে একটি স্থিতিশীল ইলেকট্রনিক কনফিগারেশনের সাথে মিল রেখে একটি সম্পূর্ণ ভ্যালেন্স শেল এর সমতুল্য শক্তি অর্জন করতে সাহায্য করে। জৈব রসায়নে, সমযোজী বন্ধন আয়নিক বন্ধনের তুলনায় অনেক বেশি সাধারণ।

সমযোজী বন্ধন এদের গঠনের ধরন অনুযায়ী পাই-বন্ধন (π-বন্ধন), সিগমা বন্ধন (σ-বন্ধন),ধাতু-থেকে-ধাতু বন্ধন, অ্যাগস্টিক মিথস্ক্রিয়া,বাঁকানো বন্ধন এবং ত্রিকেন্দ্রীক দ্বিইলেক্ট্রন বন্ধন এবং ত্রিকেন্দ্রীক চার-ইলেক্ট্রন বন্ধন ইত্যাদি ধরনের হয়ে থাকে।^[২]^[৩] সমযোজী বন্ধন শব্দটির প্রচলন ১৯৩৯ সাল থেকে শুরু হয়।^[৪]

পরমাণুসমুহের মধ্যে সমযোজী বন্ধন তখনই গঠিত হয় যখন এদের তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান সমান বা অতি নিকটবর্তী হয়। শেয়ারকৃত ইলেকট্রন যদি দুটি পরমাণুর মধ্যে নির্দিষ্ট না থেকে অনেকগুলি পরমাণু দ্বারা শেয়ার হয়ে থাকে তখন একে ডিলোকালাইজড ইলেকট্রন বলা হয়।আর সমযোজী বন্ধনে আবদ্ধ যৌগ পানিতে দ্রবণীয় নয়, তবে যেসকল সমযোজী বন্ধনে আবদ্ধ যৌগের মৌলগুলোর তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান বেশি তারা পোলার যৌগ গঠন করে যার কারণে এরা পানিতে দ্রবণীয় হয়।

ইতিহাস

সমযোজী বন্ধন

সর্বপ্রথম ১৯১৯ সালে সমযোজী বন্ধন শব্দটি Irving Langmuir "Journal of the American Chemical Society " পত্রিকায় "The Arrangement of Electrons in Atom" শীর্ষক প্রবন্ধে ব্যবহার করেছিলেন। তিনি লিখেছিলেন " সমযোজী হল একটি পরমাণুর তার পার্শ্ববর্তী পরমাণুর সঙ্গে সমান ইলেক্ট্রন ভাগ করে নেয়া "।

সমযোজী বন্ধন এর ধারণাটি ১৯১৬ সালের কিছু বছর আগেই ১৯১৬ সালে Gilbert N Lewis পরমাণুর মধ্যে ইলেকট্রন শেয়ারের কথা বর্ণনা করেছিলেন। তিনি Lewis Notation বা ইলেকট্রন ডট বা লেভিস ডট স্ট্রাকচার সম্পর্কে জানিয়েছিলেন যেখানে যোজন ইলেকট্রন (পরমাণুর সর্ববহিঃস্থ স্তরে অবস্থানরত) কে নির্দেশ করে ডট বা বিন্দু দেয়া হয়। সমযোজী বন্ধন কে নির্দেশ করতে ইলেকট্রন যুগল পরমাণুদ্বয়ের মাঝে অবস্থান করে । যতটি ইলেকট্রন জোড় থাকে ততটি বন্ধন সংখ্যা বোঝায় যেমনঃ দ্বিবন্ধন,ত্রিবন্ধন। আরেকটি ভিন্ন উপস্থাপনের পদ্ধতি হলো বন্ধন জোড় গঠন করা ইলেকট্রনদ্বয় কে ঘন রেখা দ্বারা চিহ্নিত করা।

Lewis বলেছেন পরমাণুর সর্ববহিঃস্থ স্তর ইলেক্ট্রন দ্বারা পূর্ণ করতে পরমাণুসমূহ সমযোজী বন্ধন গঠন করে। মিথেনের ডায়াগ্রামে দেখা যায় যে, কার্বন পরমাণুর যোজনী চার সুতরাং মিথেন আট টি ইলেকট্রন (অক্টেট নিয়ম অনুযায়ী) দ্বারা বেষ্টিত হয়। যার মধ্যে কার্বন পরমাণুর নিজের চারটি এবং বাকি চারটি হাইড্রোজেন পরমাণুর। প্রত্যেক হাইড্রোজেন পরমাণু এর যোজনী এক এবং এটি দুটি ইলেকট্রন দ্বারা বেষ্টিত হয় ; যার মধ্যে নিজের একটি এবং অন্যটি কার্বন পরমাণুর। পরমাণুর কোয়ান্টাম তত্ত্ব অনুযায়ী, কার্বনের শেষ কক্ষপথ n = ২ হলে তা মোট আটটি ইলেক্ট্রন দ্বারা পূর্ণ হতে পারে, অন্যদিকে হাইড্রোজেন পরমাণুর কক্ষপথ (শুধু একটি কক্ষপথ) n=১ হয় শুধু দুটি ইলেকট্রন থাকতে পারে। যদিও ইলেকট্রন শেয়ারের ধারণাটি সমযোজী বন্ধন এর একটি কার্যকরী ও গুণগত চিত্র প্রদান করে, তাছাড়া বন্ধনীর প্রকৃতি বোঝার ক্ষেত্রে এবং একটি সরল অনুর গঠন ও বৈশিষ্ট্য ধারণা করার ক্ষেত্রে Quantum mechanics বোঝা প্রয়োজন।

Walter Heitlar ও Fritz London কে ১৯২৭ সালে প্রথম রাসায়নিক বন্ধন (H₂)এর Quantum mechanical সফলভাবে ব্যাখ্যা দেয়ার জন্য কৃতিত্ব দেওয়া হয়। তারা মূলত যোজনী বন্ধন মডেল নিয়ে কাজ করেছিলেন অর্থাৎ একটি রাসায়নিক বন্ধন তখনই গঠন হয় যখন অংশগ্রহণকারী পরমাণুদ্বয়ের অরবিটালদ্বয় ভালোভাবে সমপাতিত হয়।

সমযোজী বন্ধনের প্রকার

পারমাণবিক অরবিটালের (s অরবিটাল বাদে) নির্দিষ্ট দিকনির্দেশক বৈশিষ্ট্য রয়েছে যা বিভিন্ন ধরনের সমযোজী বন্ধনের দিকে পরমাণুগুলোকে

পরিচালিত করে। সিগমা (σ) বন্ধন হল সবচেয়ে শক্তিশালী সমযোজী বন্ধন এবং দুটি ভিন্ন পরমাণুর উপর অরবিটালগুলির হেড-অন হেড ওভারল্যাপিংয়ের কারণে এই বন্ধন সবচেয়ে শক্তিশালী হয়। একটি একক বন্ধন সাধারণত একটি সিগমা (σ) বন্ধন হয়। পাই (π) বন্ধনগুলি দুর্বল এবং p (বা d) অরবিটালের মধ্যে পার্শ্বীয় ওভারল্যাপের কারণে এটি গঠিত হয়। দু্টি পরমাণুর মধ্যে একটি সিগমা σ এবং একটি π বন্ধন নিয়ে গঠিত হয় দ্বিবন্ধন। একটি σ এবং দুটি π বন্ধন এর সমন্বয়ে গঠিত হয় ত্রি-বন্ধন।

সমযোজী বন্ধনগুলি সংযুক্ত পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা দ্বারাও প্রভাবিত হয় যা বন্ধনের রাসায়নিক অবস্থান নির্ধারণ করে । সমান তড়িৎ ঋণাত্মকতা যুক্ত দুটি পরমাণু অপোলার সমযোজী বন্ধন তৈরি করবে যেমন H–H । একটি অপোলার সম্পর্ক একটি মেরু সমযোজী বন্ধন তৈরি করে যেমন H−Cl। যাইহোক, মেরুত্বের জন্য জ্যামিতিক অসমতাও প্রয়োজন , অন্যথায় ডাইপোলগুলি বাতিল হয়ে যেতে পারে, যার ফলে একটি অপোলার সমযোজী অণু তৈরি হয়।

সমযোজী কাঠামো

সমযোজী পদার্থের জন্য বিভিন্ন ধরনের কাঠামো রয়েছে, যার মধ্যে রয়েছে স্বতন্ত্র অণু, আণবিক কাঠামো, ম্যাক্রোমলিকুলার কাঠামো এবং দৈত্যাকার সমযোজী কাঠামো। স্বতন্ত্র অণুগুলির শক্তিশালী বন্ধন রয়েছে যা পরমাণুগুলিকে একসাথে ধরে রাখে, তবে সাধারণত অণুগুলির মধ্যে আকর্ষণের শক্তি নগন্য থাকে। এই ধরনের সমযোজী পদার্থগুলি সাধারণত গ্যাসীয় হয়, উদাহরণস্বরূপ, HCl , SO₂ , CO₂ , এবং CH₄ । আণবিক কাঠামোতে, দুর্বল আকর্ষণ শক্তি রয়েছে। এই ধরনের সমযোজী পদার্থে কম-ফুটন্ত-তাপমাত্রার তরল (যেমন ইথানল ), এবং নিম্ন-গলিত-তাপমাত্রার কঠিন পদার্থ ( যেমন আয়োডিন এবং কঠিন CO₂) এর ম্যাক্রোমলিকুলার স্ট্রাকচারে প্রচুর সংখ্যক পরমাণু রয়েছে যা সমযোজী বন্ধন দ্বারা সংযুক্ত, যার মধ্যে রয়েছে সিন্থেটিক পলিমার যেমনঃ পলিথিন এবং নাইলন এবং বায়োপলিমার যেমনঃ প্রোটিন এবং স্টার্চ । সমযোজী কাঠামোর (বা দৈত্যাকার সমযোজী কাঠামো) শীটগুলিতে সংযুক্ত প্রচুর সংখ্যক পরমাণু (যেমন গ্রাফাইট ) ত্রি-মাত্রিক কাঠামো (যেমন হীরা এবং কোয়ার্টজ ) ধারণ করে। এই পদার্থগুলির উচ্চ গলনাঙ্ক এবং ফুটন্ত পয়েন্ট রয়েছে, প্রায়শই এগুলো ভঙ্গুর হয় এবং উচ্চ তড়িৎ প্রতিরোধ ক্ষমতা থাকে ।এই পরমাণুগুলোর উচ্চ তড়িৎ ঋণাত্মকতা রয়েছে এবং তিন বা চারটি ইলেক্ট্রন বন্ধন জোড় গঠন করার ক্ষমতা আছে।এরা প্রায়শই এই ধরনের বড় ম্যাক্রোমোলিকুলার কাঠামো গঠন করে।

এক- এবং তিন-ইলেকট্রন বন্ড

একটি পৃথক 2e বন্ড এবং 3e বন্ডের লুইস এবং MO ডায়াগ্রাম

এক বা তিনটি ইলেকট্রনের বন্ধনগুলি রেডিক্যাল প্রজাতির মধ্যে পাওয়া যেতে পারে , যাদের বিজোড় সংখ্যাক ইলেকট্রন রয়েছে। একটি ১-ইলেক্ট্রন বন্ধনের সহজ উদাহরণ পাওয়া যায় ডাই-হাইড্রোজেন ক্যাটেশন থেকে, H⁺₂

এক-ইলেক্ট্রন বন্ধনে প্রায়শই ২-ইলেক্ট্রন বন্ধনের প্রায় অর্ধেক বন্ধন শক্তি থাকে এবং তাই একে "হাফ বন্ড" বলা হয়। যাইহোক, ব্যতিক্রম আছে: ডি-লিথিয়ামের ক্ষেত্রে, ১-ইলেক্ট্রন Li এর জন্য বন্ধনটি আসলে শক্তিশালী Li⁺₂। এই ব্যতিক্রমটি সংকরণ এবং অভ্যন্তরীণ-শেলের প্রভাবের ক্ষেত্রে ব্যাখ্যা করা যেতে পারে ।

তিন-ইলেক্ট্রন বন্ধনের সহজ উদাহরণ হিলিয়াম ডাইমার ক্যাটেশনে পাওয়া যাবে,He⁺₂

.এটি একটি "অর্ধ বন্ধন" হিসাবে বিবেচিত হয় কারণ এতে শুধুমাত্র একটি ভাগ করা ইলেকট্রন থাকে (দুটি নয়); আণবিক অরবিটালের পরিভাষায়, তৃতীয় ইলেকট্রনটি একটি অ্যান্টি-বন্ডিং অরবিটালে থাকে যা অন্য দুটি ইলেকট্রন দ্বারা গঠিত বন্ধনের অর্ধেককে বাতিল করে দেয়। দুটি ২-ইলেক্ট্রন বন্ধন ছাড়াও একটি 3-ইলেকট্রন বন্ধন ধারণকারী একটি অণুর আরেকটি উদাহরণ হল নাইট্রিক অক্সাইড , NO। অক্সিজেন অণু, O₂ তে দুটি 3-ইলেক্ট্রন বন্ধন এবং একটি 2-ইলেকট্রন বন্ধন রয়েছে বলেও বিবেচনা করা যেতে পারে, যা এর প্যারাম্যাগনেটিজম এবং 2 এর আনুষ্ঠানিক বন্ধনের জন্য দায়ী। ক্লোরিন ডাই অক্সাইড এবং এর ভারী অ্যানালগ ব্রোমিন ডাই অক্সাইড এবং আয়োডিন ডাই অক্সাইড ছাড়াও এরা তিনটি ইলেকট্রন বন্ড ধারণ করে।

বিজোড়-ইলেক্ট্রন বন্ধন থাকা অণুগুলি সাধারণত অত্যন্ত প্রতিক্রিয়াশীল হয়। এই ধরনের বন্ধন শুধুমাত্র একই ধরনের ইলেক্ট্রো নেগেটিভিটি রয়েছে এমন পরমাণুর মধ্যে দেখা যায়।

3e বন্ড সহ সংশোধিত লুইস কাঠামো
ডাইঅক্সিজেন নাইট্রিক অক্সাইড

অনুরণন

কোনো যৌগের অণুর মূল গঠন কাঠামোতে পরমাণুসমূহের অবস্থান অপরিবর্তিত রেখে পাই ইলেকট্রন সমূহের বিন্যাসের পার্থক্য জনিত একাধিক সমশক্তির কাঠামো সৃষ্টির গতিশীল প্রক্রিয়াকে অনুরনন বা রেজোন্যান্স বলা হয়। অর্থাৎ অনুরণন হ'ল এমন প্রভাব যা মুক্ত ইলেক্ট্রন জোড়া এবং বন্ড ইলেক্ট্রন জোড়াগুলির মধ্যে মিথস্ক্রিয়া দ্বারা উৎসাহিত একটি অণুর মেরুতা বর্ণনা করে। একটি একক লুইস কাঠামো একটি অণুর ইলেক্ট্রন কনফিগারেশন সঠিকভাবে ব্যাখা করতে পারে না এর ফলে পরীক্ষামূলকভাবে-নির্ধারিত বৈশিষ্ট্যগুলি ব্যাখ্যা করার জন্য একটি সুপারপজিশন প্রয়োজন। এই ধরনের অণুতে দুটি একই পরমাণু বিভিন্ন লুইস স্ট্রাকচারে (একটিতে একটি একক বন্ধন, অন্যটিতে একটি দ্বৈত বন্ধন, এমনকি কোনোটিই নয় এমন) ভিন্নভাবে বন্ধন হতে পারে, যার ফলে একটি অ-পূর্ণসংখ্যাক বন্ধন সারি হয় । তিনটি একই কাঠামোর একটি উদাহরণ হলো নাইট্রেট আয়ন। একটি কাঠামোতে নাইট্রোজেন এবং প্রতিটি অক্সিজেনের মধ্যে বন্ধন হল দ্বি-বন্ধন এবং অন্য দুটিতে একক বন্ধন, যাতে প্রতিটি N–O মিথস্ক্রিয়াটির জন্য গড় বন্ধনের ক্রম হয় $\left({\frac {2+1+1}{3}}\right)=\left({\frac {4}{3}}\right)$

সুগন্ধি

জৈব রসায়ন Hückel এর নিয়ম মেনে চলে, যেখানে π ইলেকট্রনের সংখ্যা 4n+ 2 সূত্রের সাথে মানানসই হয় (যেখানে n একটি পূর্ণসংখ্যা), এটি অতিরিক্ত স্থিতিশীলতা এবং প্রতিসাম্য অর্জন করতে সাহায্য করে। বেনজিন হল প্রোটোটাইপিকাল সুগন্ধযুক্ত যৌগ, সেখানে 6π বন্ধন ইলেকট্রন রয়েছে ( n= 1,4n+2 = 6)। এগুলি তিনটি ডিলোকালাইজড π আণবিক অরবিটাল ( আণবিক অরবিটাল তত্ত্ব ) দখল করে বা দুটি অনুরণন কাঠামোতে সংযোজিত π বন্ধন গঠন করে যা রৈখিকভাবে একসাথে হয় ( ভ্যালেন্স বন্ড তত্ত্ব ), এটি একটি সুষম ষড়ভুজ তৈরি করে আনুমানিক 1,3,5-সাইক্লোহেক্সাট্রিন থেকে একটি বৃহত্তর স্থিতিশীলতা দেখায়।

হেটারোসাইক্লিক অ্যারোমেটিক এবং প্রতিস্থাপিত বেনজিনের ক্ষেত্রে , বলয়ের বিভিন্ন অংশের মধ্যে তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্য সুগন্ধযুক্ত বলয়ের বন্ধনের রাসায়নিক আচরণের উপর প্রভাব বিস্তার করতে পারে।

হাইপারভ্যালেন্স

কিছু অণু যেমন জেনন ডিফ্লুরাইড এবং সালফার হেক্সাফ্লোরাইডের অক্টেট নিয়ম অনুসারে তীব্র সমযোজী বন্ধন সম্ভব হওয়ার কারণে বেশি সমন্বয় সংখ্যা সৃষ্টি হয় । এটি ত্রিকেন্দ্রিক চার-ইলেক্ট্রন বন্ধন ("3c–4e") মডেল দ্বারা ব্যাখ্যা করা হয়েছে যা আণবিক অরবিটাল তত্ত্বে নন-বন্ডিং আণবিক অরবিটাল এবং ভ্যালেন্স বন্ড তত্ত্বে সিগমা বন্ডের অনুরণনের সাপেক্ষে আণবিক তরঙ্গক্রিয়াকে ব্যাখ্যা করে ।

ইলেক্ট্রনের ঘাটতি

তিন-কেন্দ্রের দুই-ইলেক্ট্রন বন্ধনে ("3c–2e") তিনটি পরমাণু বন্ধনে মোট দুটি করে ইলেকট্রন শেয়ার করে। এই ধরনের বন্ধন বোরন হাইড্রাইডে ঘটে যেমন ডিবোরন (B₂H₆ ), যা প্রায়শই ইলেকট্রনের ঘাটতি হিসাবে বর্ণনা করা হয় কারণ সমস্ত পরমাণুর সাথে স্থায়ী (2-কেন্দ্র 2-ইলেকট্রন) বন্ধন তৈরি করার জন্য এর যথেষ্ট ভ্যালেন্স ইলেকট্রন নেই। তবে 3c–2e বন্ড ব্যবহার করে আরও আধুনিক সকল পরমাণুকে সংযুক্ত করার জন্য পর্যাপ্ত বন্ধন অরবিটাল প্রদান করা হয়, যাতে অণুগুলিকে পরবর্তীতে ইলেক্ট্রন-সুনির্দিষ্ট হিসাবে শ্রেণীবদ্ধ করা যায়।

এই ধরনের প্রতিটি বন্ধনে (ডিবোরনে প্রতি অণুতে 2) এক জোড়া ইলেকট্রন থাকে যা বোরন পরমাণুগুলিকে

একে অপরের সাথে সংযুক্ত করে , বন্ধনের মাঝখানে একটি প্রোটন (একটি হাইড্রোজেন পরমাণুর নিউক্লিয়াস), উভয়ের সাথে ইলেকট্রন শেয়ার করে। বোরন পরমাণু নির্দিষ্ট ক্লাস্টার যৌগগুলিতে , তথাকথিত চার-কেন্দ্রের দুই-ইলেকট্রন বন্ধন গুলিতে ইলেক্টন শেয়ার করে।

কোয়ান্টাম যান্ত্রিক বিবরণ

কোয়ান্টাম মেকানিক্সের বিকাশের পরে, রাসায়নিক বন্ধনের একটি কোয়ান্টাম বিবরণ প্রদানের জন্য দুটি মৌলিক তত্ত্ব প্রস্তাব করা হয়েছিল: ভ্যালেন্স বন্ড (ভিবি) তত্ত্ব এবং আণবিক অরবিটাল (এমও) তত্ত্ব । আরও সাম্প্রতিক কোয়ান্টাম বর্ণনা রাষ্ট্রের তড়িৎ ঘনত্বে পারমাণবিক অবদানের পরিপ্রেক্ষিতে দেওয়া হয়েছে।

ভিবি এবং এমও তত্ত্বের তুলনা

দুটি তত্ত্ব অণুর ইলেক্ট্রন কনফিগারেশন তৈরি করার দুটি উপায় উপস্থাপন করে। ভ্যালেন্স বন্ড তত্ত্বের জন্য, পারমাণবিক হাইব্রিড অরবিটালগুলি প্রথমে ইলেক্ট্রন দিয়ে পূর্ণ হয় একটি সম্পূর্ণ বন্ধনযুক্ত ভ্যালেন্স কনফিগারেশন তৈরি করে, তারপরে অবদানকারী কাঠামোর একটি রৈখিক সংমিশ্রণ ( অনুনাদন ) সম্পাদন করে যদি তাদের মধ্যে বেশ কয়েকটি কনফিগারেশন থাকে। অপরদিকে, আণবিক অরবিটাল তত্ত্বের জন্য পারমাণবিক অরবিটালের একটি রৈখিক সংমিশ্রণ প্রথমে সঞ্চালিত হয়, তারপরে ইলেক্ট্রন দিয়ে আণবিক অরবিটালগুলি পূরণ করা হয়।

দুটি উপায় পরিপূরক হিসাবে বিবেচিত হয় এবং প্রতিটি রাসায়নিক বন্ধনের সমস্যা সম্পর্কে নিজস্ব অন্তর্দৃষ্টি প্রদান করে। যেহেতু ভ্যালেন্স বন্ড তত্ত্ব থেকে আণবিক তরঙ্গ ফাংশন তৈরি করে,সুতরাং এটি বন্ধন শক্তির গণনা এবং প্রতিক্রিয়া প্রক্রিয়া বোঝার জন্য আরও উপযুক্ত । যেহেতু আণবিক অরবিটাল তত্ত্বে ডিলোকালাইজড অরবিটাল থেকে আণবিক তরঙ্গক্রিয়া উৎপন্ন করে, তাই এটি আয়নকরণ শক্তির গণনা এবং বর্ণালী শোষণ ব্যান্ড বোঝার জন্য আরও উপযুক্ত ।

গুণগত স্তরে, পরবর্তীতে উভয় ভবিষ্যদ্বাণী ভুল প্রমাণিত হয়। সরল (Heitler-London) ভ্যালেন্স বন্ড তত্ত্ব সঠিকভাবে হোমোনিউক্লিয়ার ডায়াটমিক অণুর আলাদা পরমাণুতে বিচ্ছিন্নতার আশঙ্কা করে, যখন সরল (হার্ট্রি-ফক) আণবিক অরবিটাল তত্ত্ব ভুলভাবে পরমাণু এবং আয়নের মিশ্রণে বিচ্ছিন্নতার পূর্বাভাস দেয়। অন্যদিকে, সরল আণবিক অরবিটাল তত্ত্ব সঠিকভাবে Hückel এর সুগন্ধি শাসনের ব্যাখা প্রদান করে, যখন সরল ভ্যালেন্স বন্ড তত্ত্ব ভুলভাবে ভবিষ্যদ্বাণী করে যে সাইক্লোবুটাডিয়ানে বেনজিনের চেয়ে বড় অনুরণন শক্তি আছে।

যদিও গুণগত স্তরে উভয় তত্ত্ব দ্বারা উৎপন্ন তরঙ্গ কার্যকারিতা একই রকম হয় না এবং পরীক্ষার মাধ্যমে স্থিরকরণ শক্তির সাথে মেলে না, সেগুলি কনফিগারেশন মিথস্ক্রিয়া দ্বারা সংশোধন করা যেতে পারে । ভ্যালেন্স বন্ড সমযোজী ফাংশনকে সমস্ত সম্ভাব্য আয়নিক স্ট্রাকচার বর্ণনা করার ফাংশনগুলির সাথে বা আণবিক অরবিটাল গ্রাউন্ড স্টেট ফাংশনের সাথে যুক্ত করে, অরবিটাল ব্যবহার করে সমস্ত সম্ভাব্য উত্তেজিত অবস্থা বর্ণনা করার ফাংশনগুলির সাথে একত্রিত করে এটি বর্ণনা করা হয়। তারপরে দেখা যায় যে সরল আণবিক অরবিটাল পদ্ধতি আয়নিক কাঠামোর ওজনকে অতিরিক্ত মূল্যায়ন করে যখন সরল ভ্যালেন্স বন্ড পদ্ধতি তাদের উপেক্ষা করে। এটিকে এই বলেও বর্ণনা করা যেতে পারে যে সরল আণবিক অরবিটাল পদ্ধতিতে ইলেক্ট্রন পারস্পরিক সম্পর্ককে অবহেলা করে সরল ভ্যালেন্স বন্ডে পরিণত হয়।

কোয়ান্টাম রসায়নে আধুনিক গণনাগুলি সাধারণত একটি ভ্যালেন্স বন্ড পদ্ধতির পরিবর্তে একটি আণবিক অরবিটাল থেকে শুরু হয় (কিন্তু শেষ পর্যন্ত বহুদূরে চলে যায়), পূর্বের কোনো অন্তর্নিহিত শ্রেষ্ঠত্বের কারণে নয় বরং MO পদ্ধতিটি সংখ্যাসূচক গণনার সাথে আরও সহজে মানিয়ে নেয় । আণবিক অরবিটালগুলি অর্থোগোনাল, যা ননর্থোগোনাল ভ্যালেন্স বন্ড অরবিটালের তুলনায় কম্পিউটার গণনার সম্ভাব্যতা এবং গতি উল্লেখযোগ্যভাবে বৃদ্ধি করে।

ভ্যালেন্স ইলেক্ট্রন ক্লাউডের ঘনত্বের প্রত্যক্ষ দৃশ্যায়ন। ( Heitler – London ) ভ্যালেন্স বন্ড থিওরি ভারী পরমাণুতে প্রসারিত করে দেওয়া হয়: সমযোজী বন্ধন। দুটি স্ফটিক সিলিকন পরমাণুর দুটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন হয় যা দুটি পৃথক শেল (বাম) বা একটি সংকরিত শেল গঠন কর

যাইহোক, এখন ইলেক্ট্রন ক্লাউড ডেনসিটোমেট্রি দ্বারা ভ্যালেন্স বন্ডের সরাসরি ভিজ্যুয়ালাইজেশনের জন্য একটি প্রযুক্তি রয়েছে ।

রাষ্ট্রের বৈদ্যুতিন ঘনত্বে পারমাণবিক অবদান থেকে সমযোজীতা

COOP, COHP এবং BCOOP এর বন্ধন সমযোজীতার মূল্যায়ন ভিত্তি সেটের উপর নির্ভরশীল। এই সমস্যাটি কাটিয়ে উঠতে, এইভাবে বন্ড সমযোজীতার একটি বিকল্প প্রণয়ন প্রদান করা যেতে পারে।

একটি পারমাণবিক কক্ষপথের কেন্দ্র ভর সেমি ( n, l,m_l,m_s ) |n,l,m_l,m_s⟩ , কোয়ান্টাম সংখ্যা সহ n,l,m_l,m_s, কারণ পরমাণু A কে সংজ্ঞায়িত করা হয়েছে

যেখানে gA|n,l,m_l,m_s⟩|n,l,m_l,m_s⟩(E) হল পারমাণবিক কক্ষপথের অবদান |n,l,m_l,m_s⟩ পরমাণুর A থেকে কঠিন অবস্থার g(E) মোট ইলেকট্রনিক ঘনত্ব

যেখানে বাইরের যোগফল দিয়ে একক কক্ষের সমস্ত পরমাণু চালানো যায়। শক্তি উইন্ডো [ E₀ , E₁] এমনভাবে বেছে নেওয়া হয়েছে যে এটি বন্ডে অংশগ্রহণকারী সমস্ত প্রাসঙ্গিক ব্যান্ডকে অন্তর্ভুক্ত করে। যদি নির্বাচনের পরিসরটি অস্পষ্ট হয়, তবে এটির আণবিক অরবিটালগুলি পরীক্ষা করে চিহ্নিত করা যেতে পারে যা বিবেচিত বন্ধনের সাথে ইলেক্ট্রন ঘনত্বকে বর্ণনা করে।

| এর কেন্দ্র ভরের আপেক্ষিক অবস্থান C_n_AlA,nB/Bn_A,l_A⟩ পরমাণুর স্তর A এর কেন্দ্র ভরের সাপেক্ষে |n_B,l_B⟩ পরমাণুর B স্তরগুলি দেওয়া হয়েছে

যেখানে চৌম্বকীয় এবং স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যার অবদানগুলি যোগ করা হয়। এই সংজ্ঞা অনুসারে, B স্তরের সাপেক্ষে A স্তরের আপেক্ষিক অবস্থান

যেখানে, সরলতার জন্য, আমরা C_n_{Al A , n B l B} উল্লেখ করে স্বরলিপিতে প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা n থেকে নির্ভরতা বাদ দিতে পারি ।

এই আনুষ্ঠানিকতায়, C_A,B এর মান যত বেশি হবে, নির্বাচিত পারমাণবিক ব্যান্ডগুলির ওভারল্যাপ তত বেশি হবে এবং এইভাবে ঐ অরবিটালগুলির দ্বারা বর্ণিত ইলেকট্রন ঘনত্ব আরও সমযোজী A–B বন্ধন দেয়। C_A,B কে A–B বন্ডের সমযোজীতা হিসাবে চিহ্নিত করা হয় , যা E এর একই শক্তি ইউনিটগুলিতে নির্দিষ্ট করা হয় ।

বন্ধন শক্তি

বন্ধন	দৈর্ঘ্য (pm)	বন্ধন শক্তি (kJ/mol)	বন্ধনত	দৈর্ঘ্য (pm)	বন্ধন শক্তি (kJ/mol)
বন্ধনের দৈর্ঘ্য pm এককে বন্ধন শক্তি kJ/mol এককে। ১০০ দিয়ে ভাগ (১ Å = ১০০ pm) করার দ্বারা বন্ধনের দৈর্ঘ্য Å-এ রুপান্তর করা যায়। ^[৫]
H — হাইড্রোজেন			C — কার্বন
H–H	74	436	C–H	109	413
H–C	109	414	C–C	154	348
H–N	101	391	C=C	134	614
H–O	96	366	C≡C	120	839
H–F	92	568	C–N	147	308
H–Cl	127	432	C–O	143	360
H–Br	141	366	C–F	135	488
N — নাইট্রোজেন			C — কার্বন
N–H	101	391	C–Cl	177	330
N–C	147	308	C–Br	194	288
N–N	145	170	C–I	214	216
N≡N	110	945	C–S	182	272
O — অক্সিজেন			O — অক্সিজেন
O–H	96	366	O=O	121	498
O–C	143	360	O–O	148	145
F, Cl, Br, I — হ্যালোজেন সমূহ			F, Cl, Br, I — হ্যালোজেন সমূহ
F–H	92	568	F–F	142	158
F–C	135	488	Cl–H	127	432
Cl–C	177	330	Cl–Cl	199	243
Br–H	141	366	Br–C	194	288
Br–Br	228	193	I–H	161	298
I–C	214	216	I–I	267	151
S — সালফার
C–S		182		272

আরও দেখুন

কঠিন পদার্থে বন্ধন
বন্ড অর্ডার
সমন্বিত সমযোজী বন্ধন , এটি একটি দ্বিপোলার বন্ড বা একটি ডেটিভ সমযোজী বন্ধন নামেও পরিচিত
সমযোজী বন্ড শ্রেণিবিভাগ (বা LXZ স্বরলিপি)
সমযোজী ব্যাসার্ধ
ডিসালফাইড বন্ড
হাইব্রিডাইজেশন
হাইড্রোজেন বন্ধন
আয়নিক বন্ধন
পারমাণবিক কক্ষপথের রৈখিক সংমিশ্রণ
ধাতব বন্ধন
ননকোভালেন্ট বন্ধন
অনুরণন (রসায়ন)

বাহ্যিক লিংক

সমযোজী বন্ধন এবং আণবিক কাঠামো
রসায়নে গঠন এবং বন্ধন - সমযোজী বন্ড

তথ্যসূত্র

↑ Campbell, Neil A. (২০০৬)। Biology: Exploring Life। Boston, Massachusetts: Pearson Prentice Hall। আইএসবিএন 0-13-250882-6। সংগ্রহের তারিখ ২০১২-০২-০৫। অজানা প্যারামিটার |coauthors= উপেক্ষা করা হয়েছে (|author= ব্যবহারের পরামর্শ দেয়া হচ্ছে) (সাহায্য)
↑ March, Jerry (১৯৯২)। Advanced organic chemistry: reactions, mechanisms, and structure। John Wiley & Sons। আইএসবিএন 0-471-60180-2।
↑ Gary L. Miessler (২০০৪)। Inorganic chemistry। Prentice Hall। আইএসবিএন 0-13-035471-6। অজানা প্যারামিটার |coauthors= উপেক্ষা করা হয়েছে (|author= ব্যবহারের পরামর্শ দেয়া হচ্ছে) (সাহায্য)
↑ Merriam-Webster – Collegiate Dictionary (2000).
↑ "Bond Lengths and Energies"। Science.uwaterloo.ca। ২০০৭-১২-১৪ তারিখে মূল থেকে আর্কাইভ করা। সংগ্রহের তারিখ ২০১৩-১০-১৫।

[1] Campbell, Neil A. (২০০৬)। Biology: Exploring Life। Boston, Massachusetts: Pearson Prentice Hall। আইএসবিএন 0-13-250882-6। সংগ্রহের তারিখ ২০১২-০২-০৫। অজানা প্যারামিটার |coauthors= উপেক্ষা করা হয়েছে (|author= ব্যবহারের পরামর্শ দেয়া হচ্ছে) (সাহায্য)

[2] March, Jerry (১৯৯২)। Advanced organic chemistry: reactions, mechanisms, and structure। John Wiley & Sons। আইএসবিএন 0-471-60180-2।

[3] Gary L. Miessler (২০০৪)। Inorganic chemistry। Prentice Hall। আইএসবিএন 0-13-035471-6। অজানা প্যারামিটার |coauthors= উপেক্ষা করা হয়েছে (|author= ব্যবহারের পরামর্শ দেয়া হচ্ছে) (সাহায্য)

[4] Merriam-Webster – Collegiate Dictionary (2000).

[5] "Bond Lengths and Energies"। Science.uwaterloo.ca। ২০০৭-১২-১৪ তারিখে মূল থেকে আর্কাইভ করা। সংগ্রহের তারিখ ২০১৩-১০-১৫।

[১]

[২]

[৩]

[৪]

[৫]