First off, I want to say that d-orbitals are not involved in the bonding of hypervalent main group compounds like PCl5. The central atoms in molecules like PCl5, SF6, etc. still obey the octet rule. Many introductory resources claim otherwise, but there is ample computational evidence that that this is the case. I can provide references if you are interested.

Now that that is out of the way, essentially what happens is that each phosphorous-chlorine bond has less than two electrons. You can have chemical bonds that have fewer than two electrons, a simple example of this is H2^+, which is a stable molecule even though there is only one electron holding the two H nuclei together.

Molecular orbital theory explains this as I explained above: there are four bonding molecular orbitals that bond the phosphorous to the 5 chlorine atoms, each bonding orbital connects the phosphorous to multiple chlorine atoms. The rest of the electrons are in nonbonding orbitals on the chlorine atoms. If you know anything about molecular orbital theory, you know that this isn't strange.

The valence bond theory picture is perhaps more intuitive. You can think of molecules like PCl5 as a set of ionic resonance structures. That is, think of it as the ionic molecule PCl4^+ Cl^- with 5 resonance structures, each with a different Cl atom having the negative charge. The thing to keep in mind about resonance structures is that they do not distinctly exist: The real electronic structure of the molecule is the average of all the resonance structures together. This produces the same result as molecular theory: on average each P-Cl bond is less than two electrons.
පළමුවෙන්ම, මට කියන්නට අවශ්‍ය වන්නේ PCl5 වැනි අධි සංයුජතා ප්‍රධාන කණ්ඩායම් සංයෝගවල බන්ධනයට d-කාක්ෂික සම්බන්ධ නොවන බවයි. PCl5, SF6 වැනි අණු වල මධ්‍යම පරමාණු තවමත් අෂ්ටක නියමයට අවනත වේ. බොහෝ හඳුන්වාදීමේ සම්පත් වෙනත් ආකාරයකින් ප්‍රකාශ කරයි, නමුත් මෙය එසේ වන බවට ඕනෑ තරම් ගණනය කිරීමේ සාක්ෂි තිබේ. ඔබ කැමති නම් මට යොමු කිරීම් ලබා දිය හැකිය. දැන් එය මග හැරී ඇති බැවින්, අත්‍යවශ්‍යයෙන්ම සිදු වන්නේ සෑම පොස්පරස් ක්ලෝරීන් බන්ධනයකම ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකකට වඩා අඩු ප්‍රමාණයක් තිබීමයි. ඔබට ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකකට වඩා අඩු රසායනික බන්ධන තිබිය හැක, මෙයට සරල උදාහරණයක් වන්නේ H2^+, H න්‍යෂ්ටි දෙක එකට තබාගෙන සිටින්නේ එක ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් පමණක් වුවද ස්ථායී අණුවකි. අණුක කාක්ෂික සිද්ධාන්තය මා ඉහත පැහැදිලි කළ පරිදි මෙය පැහැදිලි කරයි: පොස්පරස් ක්ලෝරීන් පරමාණු 5 ට බන්ධනය කරන බන්ධන අණුක කාක්ෂික හතරක් ඇත, සෑම බන්ධන කක්ෂයක්ම පොස්පරස් බහු ක්ලෝරීන් පරමාණුවලට සම්බන්ධ කරයි. ඉතිරි ඉලෙක්ට්‍රෝන ක්ලෝරීන් පරමාණු මත බන්ධන නොවන කක්ෂවල පවතී. ඔබ අණුක කාක්ෂික සිද්ධාන්තය ගැන යමක් දන්නේ නම්, මෙය අමුතු දෙයක් නොවන බව ඔබ දන්නවා. සංයුජතා බන්ධන න්‍යාය පින්තූරය සමහර විට වඩාත් අවබෝධාත්මක ය. PCl5 වැනි අණු අයනික අනුනාද ව්‍යුහ සමූහයක් ලෙස ඔබට සිතිය හැක. එනම්, එය PCl4^+ Cl^- අනුනාද ව්‍යුහ 5ක් සහිත අයනික අණුවක් ලෙස සිතන්න, ඒ සෑම එකක්ම සෘණ ආරෝපණය සහිත වෙනස් Cl පරමාණුවක් සහිතයි. අනුනාද ව්‍යුහයන් ගැන මතක තබා ගත යුතු දෙය නම් ඒවා පැහැදිලිව නොපවතින බවයි: අණුවේ සැබෑ ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය යනු සියලු අනුනාද ව්‍යුහයන් එකට එකතු වී ඇති සාමාන්‍යය වේ. මෙය අණුක න්‍යායට සමාන ප්‍රතිඵලයක් නිපදවයි: සාමාන්‍යයෙන් සෑම P-Cl බන්ධනයක්ම ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකකට වඩා අඩුය.