GSEB Class 11 Chemistry Solutions Chapter 4 રાસાયણિક બંધન અને આણ્વીય રચના

 

Question 1. રાસાયણિક બંધની રચના સમજાવો.
Answer: રાસાયણિક બંધની રચના કોસેલ અને લુઇસના અભિગમથી સરળતાથી સમજી શકાય છે:
(1) કોસેલના મત મુજબ, વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા હેલોજન તત્ત્વો વધુ વિદ્યુતધન આલ્કલી તત્ત્વો સાથે ઇલેક્ટ્રૉનની આપ-લે કરીને આયનીય સંયોજન બનાવે છે. આમાં રહેલા ધનાયન અને ઋણાયન સ્થાયી ઉમદા વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના પ્રાપ્ત કરે છે.
દા. ત., \( Na \rightarrow Na^+ + e^- \)
\( [Ne] 3s^1 \qquad [Ne] \)
\( Cl + e^- \rightarrow Cl^- \)
\( [Ne] 3s^2 3p^5 \qquad [Ar] \)
આમ, \( Na^+ + Cl^- \rightarrow NaCl \)
આ જ રીતે,
\( Ca \rightarrow Ca^{2+} + 2e^- \)
\( [Ar] 4s^2 \qquad [Ar] \)
\( 2F + 2e^- \rightarrow 2F^- \)
\( [He] 2s^2 2p^5 \qquad [Ne] \)
આમ, \( Ca^{2+} + 2F^- \rightarrow CaF_2 \)

• આમ, ધનાયન અને ઋણાયન વચ્ચેના સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણથી બનતા બંધને વિદ્યુત-સંયોજક બંધ કહે છે.
• આમ, વિદ્યુત-સંયોજકતા એ આયન ઉપરના એકમ ભારની સંખ્યા છે.

(2) લુઇસના મત મુજબ, પરમાણુ જ્યારે સ્થાયી અષ્ટક રચના મેળવે છે ત્યારે સ્થાયી બંઘ રચના પ્રાપ્ત કરે છે.

• લુઇસે પરમાણુને, એક ધન વીજભારિત ‘કર્નલ’ (કર્નલ = કેન્દ્ર + અંદરની કક્ષાના ઇલેક્ટ્રૉન) તરીકે સ્વીકાર્યો અને સમજાવ્યું કે બાહ્યકોશમાં વધુમાં વધુ આઠ ઇલેક્ટ્રૉન હોય.
• આ આઠ ઇલેક્ટ્રૉન કર્નેલની આસપાસ સમઘનના આઠ ખૂણાની જેમ આઠ ખૂણા ઉપર ગોઠવાયેલા હોય છે.

દા. ત., Na તત્ત્વના બાહ્યકોશમાં રહેલો એક ઇલેક્ટ્રૉન સમઘનના એક ખૂણા પર ગોઠવાશે, જ્યારે ઉમદા (નિષ્ક્રિય) વાયુમાં (Heને બાદ કરતાં) બાહ્યકોશમાં રહેલા આઠ ઇલેક્ટ્રૉન સમઘનના આઠ ખૂણા પર ગોઠવાશે.

• સોડિયમ અને ક્લોરિનમાં ઇલેક્ટ્રૉનની આપ-લે થઈને તેમજ \( Cl_2 \) અને \( F_2 \) જેવા અણુમાં ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી થઈને સ્થાયી અષ્ટક રચના પ્રાપ્ત કરે છે.

In simple words: કોસેલ અને લુઇસનો સિદ્ધાંત સમજાવે છે કે કેવી રીતે અણુઓ એકબીજા સાથે જોડાય છે. કેટલાક તત્ત્વો ઇલેક્ટ્રૉન આપે છે કે લે છે, જ્યારે બીજા તત્ત્વો ઇલેક્ટ્રૉન વહેંચે છે. આ બધાનો હેતુ સ્થિર બનવાનો અને ઉમદા વાયુઓ જેવી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના મેળવવાનો હોય છે.

Exam Tip: જ્યારે રાસાયણિક બંધની રચના સમજાવતા હોવ, ત્યારે કોસેલ અને લુઇસ બંનેના અભિગમોનો સમાવેશ કરવો જરૂરી છે. પ્રત્યેક માટે યોગ્ય ઉદાહરણો આપીને તમારા જવાબને વધુ સ્પષ્ટ બનાવો.

 

Question 2. નીચેનાં તત્ત્વોના પરમાણુઓ માટે લુઇસ બિંદુ સંજ્ઞા લખો :
(i) Mg
(ii) Na
(iii) B
(iv) O
(v) N
(vi) Br
Answer: લુઇસ બિંદુ સંજ્ઞા:
(i) \( \underset{..}{Mg} \)
(ii) \( Na_{.} \)
(iii) \( \underset{..}{B_{.}} \)
(iv) \( \underset{..}{\underset{..}{O}} \)
(v) \( \underset{..}{N_{..}} \)
(vi) \( \underset{..}{\underset{..}{\underset{..}{Br_{.}}}} \)
In simple words: દરેક તત્વની બહારની કક્ષામાં જેટલા ઇલેક્ટ્રૉન હોય, તેટલા બિંદુઓ તત્વની આસપાસ દર્શાવવામાં આવે છે. આ બિંદુઓ દર્શાવે છે કે બંધ બનાવવામાં કયા ઇલેક્ટ્રૉન ભાગ લેશે.

Exam Tip: લુઇસ બિંદુ સંજ્ઞા લખતી વખતે, હંમેશાં તત્વના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા યાદ રાખો. પ્રથમ ચાર ઇલેક્ટ્રૉનને અલગ-અલગ બાજુએ મૂકો, અને પછી બાકીના ઇલેક્ટ્રૉનને જોડીમાં મૂકો.

 

Question 3. નીચેના પરમાણુઓ અને આયનો માટે લુઇસ બિંદુ સંજ્ઞા લખો :
(i) S અને S²-
(ii) Al અને Al³+
(iii) H અને H-
Answer:
(i) \( S \rightarrow \underset{..}{\underset{..}{S}} \quad \) અને \( S^{2-} \rightarrow [: \underset{..}{S}:]^{2-} \)
(ii) \( Al \rightarrow \underset{..}{Al_{.}} \quad \) અને \( Al^{3+} \rightarrow [Al]^{3+} \)
(iii) \( H \rightarrow H_{.} \quad \) અને \( H^- \rightarrow [H:]^- \)
In simple words: તત્ત્વો માટે, તેમના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન બિંદુઓ તરીકે દર્શાવો. જ્યારે આયનો માટે, ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવ્યા કે મેળવ્યા પછીની ઇલેક્ટ્રૉન-રચના દર્શાવો અને તેના પર યોગ્ય વીજભાર મૂકો.

Exam Tip: પરમાણુ અને આયન બંને માટે લુઇસ બિંદુ સંજ્ઞા લખતી વખતે, ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવ્યા અથવા મેળવ્યા પછીના કુલ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન અને આયન પરનો વીજભાર સ્પષ્ટ રીતે દર્શાવવાનું યાદ રાખો.

 

Question 4. નીચેના અણુઓ અને આયનોની લુઇસ રચના દોરો :
(i) H2S
(ii) SiCl4
(iii) BeF2
(iv) CO32-
(v) HCOOH
Answer:
(i) \( \underset{..}{S} \)
\( H \quad H \)
\[ H - \underset{..}{S} - H \]
[H2S]
(ii) \( : \underset{..}{Cl} : \)
\( : \underset{..}{Cl} : - Si - : \underset{..}{Cl} : \)
\( \quad \quad \quad | \)
\( \quad \quad \quad : \underset{..}{Cl} : \)
\[ SiCl_4 \]
(iii) \( : \underset{..}{F} - Be - : \underset{..}{F} : \)
\[ BeF_2 \]
(iv) \( \begin{pmatrix} & : \underset{..}{O} : \\ & || \\ : \underset{..}{O} & - C - \underset{..}{O} : \end{pmatrix}^{2-} \)
\[ CO_3^{2-} \]
(v) \( : \underset{..}{O} : \)
\( || \)
\( H - C - \underset{..}{O} - H \)
\[ HCOOH \]
નોંધ : ઉપરોક્ત બંધારણમાં બંધ (-)ને બદલે બે ઇલેક્ટ્રૉન (:) પણ મૂકી શકાય.
In simple words: લુઇસ રચનામાં, અણુમાં રહેલા બધા ઇલેક્ટ્રૉનને બિંદુઓ અને રેખાઓ વડે દર્શાવવામાં આવે છે. રેખા બે ઇલેક્ટ્રૉનનો બંધ બતાવે છે, જ્યારે બિંદુઓ એકલા ઇલેક્ટ્રૉન અથવા અબંધકારક યુગ્મને દર્શાવે છે. આયનોના કિસ્સામાં, કૌંસ અને વીજભાર મૂકો.

Exam Tip: લુઇસ રચના દોરતી વખતે, બધા અણુઓ માટે અષ્ટક નિયમનું પાલન થાય તેની ખાતરી કરો (કેટલાક અપવાદો સિવાય). સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન ગણવાનું અને યોગ્ય બંધ અને એકલા યુગ્મ ગોઠવવાનું યાદ રાખો.

 

Question 5. અષ્ટક નિયમને વ્યાખ્યાયિત કરો. તેની અગત્ય અને મર્યાદાઓ લખો.
Answer: 1916માં પરમાણુઓ વચ્ચે રાસાયણિક સંયોગીકરણનો અગત્યનો સિદ્ધાંત વિકસાવવામાં આવ્યો, જે રાસાયણિક બંધનના ઇલેક્ટ્રૉનીય વાદ (અષ્ટકના નિયમ – Octet Rule) તરીકે ઓળખાય છે, જે નીચે મુજબ છે:
નિયમ : પરમાણુ જ્યારે એક અથવા વધુ પરમાણુઓ સાથે રાસાયણિક બંધ બનાવીને અણુ બનાવે છે ત્યારે એક પરમાણુ બીજા પરમાણુ પાસેથી ઇલેક્ટ્રૉન મેળવીને અથવા ગુમાવીને અથવા પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી જોડાઈને સંયોજકતા કક્ષકમાં અષ્ટક પૂર્ણ કરે છે અને નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી સ્થાયી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના પ્રાપ્ત કરે છે.
અગત્ય :

1. મોટા ભાગનાં કાર્બનિક સંયોજનોની રચના સમજાવી શકે છે.
2. સંયોજનોની સ્થાયિતા સમજાવી શકે છે.

અષ્ટકનો નિયમ ઉપયોગી હોવા છતાં તે સાર્વત્રિક નથી. તે મોટા ભાગનાં કાર્બનિક સંયોજનોની રચના સમજવા માટે ઉપયોગી છે. તેમ છતાં તેમાં ત્રણ પ્રકારના અપવાદ છે:

1. મધ્યસ્થ પરમાણુનું અપૂર્ણ અષ્ટક : જે તત્ત્વોના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન ચાર કરતાં ઓછા હોય તેનાં સંયોજનોમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા આઠ કરતાં ઓછી હોય છે. એટલે કે આવાં સંયોજનોમાં અષ્ટકનો નિયમ પળાતો નથી.
   દા. ત., LiCl \( Li_{.} + : \underset{..}{Cl} : \rightarrow Li^+ [: \underset{..}{Cl} : ]^- \)
   \( 2e^- \quad 8e^- \)
   BeH2 \( H_{.} + Be + H_{.} \rightarrow H - Be - H \)
   \( 2e^- \quad 4e^- \quad 2e^- \)
   BF3 \( : \underset{..}{F} : \)
   \( \quad \quad \quad | \)
   \( : \underset{..}{F} : - B - : \underset{..}{F} : \)
   \( \quad \quad \quad \quad \quad \quad : \underset{..}{F} : \)
   \( 8e^- \)
   અહીં, Bમાં 6e⁻ થાય છે.
   અન્ય ઉદાહરણો : \( H_2, AlCl_3, BCl_3, BeCl_2 \)
   
2. એકી ઇલેક્ટ્રૉન અણુઓ : એકી ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યાવાળા અણુઓ જેવા કે NO (નાઇટ્રિક ઑક્સાઇડ) અને \( NO_2 \) (નાઇટ્રોજન ડાયૉક્સાઇડ)માં અમુક પરમાણુઓમાં અષ્ટકનો નિયમ પળાતો નથી.
   દા. ત., NO \( N_{.}^{..} : \underset{..}{O} : \rightarrow N = \underset{..}{O} \leftrightarrow N = \underset{..}{O} \)
   \( 7e^- \quad 8e^- \)
   \( NO_2 \underset{..}{O} : N^{.}: \underset{..}{O} : \rightarrow : \underset{..}{O} : - N = \underset{..}{O} \leftrightarrow : \underset{..}{O} = N - \underset{..}{O} : \)
   \( 8e^- \quad 7e^- \quad 8e^- \)
   
3. વિસ્તરિત (Expanded) અષ્ટક : આવર્ત કોષ્ટકના ત્રીજા અને પછીના આવર્તોમાં 3s અને 3p-કક્ષકો ઉપરાંત 3d-કક્ષકો બંધન માટે ઉપલબ્ધ હોય છે. આવાં તત્ત્વોનાં ઘણાં સંયોજનોમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ આઠ કરતાં વધારે ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે, જેને વિસ્તરિત અષ્ટક કહે છે. આમાં અષ્ટકના નિયમનું પાલન થતું નથી.
   \[ PCl_5 \quad : \underset{..}{Cl}: \quad : \underset{..}{Cl}: \quad \quad : \underset{..}{Cl}: \]
   \[ \quad \quad \quad \quad | \quad \quad \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ : \underset{..}{Cl} : - P - : \underset{..}{Cl} : \quad \leftrightarrow \quad : \underset{..}{Cl} : - P = : \underset{..}{Cl} : \]
   \[ \quad \quad \quad \quad | \quad \quad \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ : \underset{..}{Cl}: \quad : \underset{..}{Cl}: \quad \quad : \underset{..}{Cl}: \]
   P પરમાણુની આસપાસ \( 10 \ e^- \) છે.
   \[ SF_6 \quad \quad \quad : \underset{..}{F}: \]
   \[ \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ : \underset{..}{F} : - S - : \underset{..}{F} : \]
   \[ \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ : \underset{..}{F}: \]
   \[ \quad \quad : \underset{..}{F}: \quad : \underset{..}{F}: \]
   \[ \quad \quad \quad | \quad \quad | \]
   \[ : \underset{..}{F} : - S - : \underset{..}{F} : \]
   \[ \quad \quad \quad | \quad \quad | \]
   \[ \quad \quad : \underset{..}{F}: \quad : \underset{..}{F}: \]
   S પરમાણુની આસપાસ \( 12 \ e^- \) છે.
   \[ H_2SO_4 \quad : \underset{..}{O} : \quad \quad \quad : \underset{..}{O} : \]
   \[ \quad \quad \quad || \quad \quad \quad \quad || \]
   \[ H - \underset{..}{O} - S - \underset{..}{O} - H \quad \leftrightarrow \quad H - \underset{..}{O} - S - \underset{..}{O} - H \]
   \[ \quad \quad \quad | \quad \quad \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ \quad \quad : \underset{..}{O} : \quad \quad \quad : \underset{..}{O} : \]
   S પરમાણુની આસપાસ \( 12 \ e^- \) છે.
   અન્ય ઉદાહરણો : \( PF_5 \)
   અષ્ટકના નિયમની અન્ય ખામીઓ :
   
   1. ઑક્સિજન, Xe કે Kr સાથે જોડાઈને \( XeF_2, KrF_2, XeOF_2 \) સંયોજન બનાવે છે. આમાં અષ્ટકના નિયમનું પાલન થતું નથી.
   2. તે અણુઓના આકાર સમજાવી શકતો નથી.
   3. તે અણુઓની સાપેક્ષ સ્થાયિતા પણ સમજાવી શકતો નથી.
      દા. ત., \( PCl_5 \) અને \( SF_6 \) માં અષ્ટકનો નિયમ પળાતો નથી છતાં આ સંયોજનો સ્થાયી છે, કારણ કે બંધ રચના દરમિયાન વિપુલ પ્રમાણમાં ઊર્જા મુક્ત થાય છે.
   4. કેટલાંક કિસ્સામાં, એક જ સમૂહનાં તત્ત્વોમાં અષ્ટક રચના પૂર્ણ થઈ હોવા છતાં પણ મધ્યસ્થ પરમાણુના કદના વધારા સાથે સ્થાયિતા ઘટે છે.
      દા. ત., સ્થાયિતાનો ક્રમ : \( NH_3 > PH_3 > AsH_3 > SbH_3 > BiH_3 \)
   
   In simple words: અષ્ટક નિયમ કહે છે કે અણુઓ ત્યારે સ્થિર બને છે જ્યારે તેમની બહારની કક્ષામાં આઠ ઇલેક્ટ્રૉન હોય. આ નિયમ ઘણા સંયોજનો માટે ઉપયોગી છે, પરંતુ બધા માટે નહીં. કેટલાક અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રૉન ઓછા હોય છે, કેટલાકમાં એકી સંખ્યામાં હોય છે, અને કેટલાકમાં આઠથી વધુ ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે.

   Exam Tip: અષ્ટક નિયમને વ્યાખ્યાયિત કરતી વખતે, તેના ફાયદા અને મર્યાદાઓ બંનેનો સમાવેશ કરવો મહત્વપૂર્ણ છે. દરેક અપવાદ માટે યોગ્ય ઉદાહરણો આપીને તમારા જવાબને વધુ સ્પષ્ટ બનાવો.

    

   Question 6. આયનીય બંધની રચના માટે સાનુકૂળ પરિબળો લખો.
   Answer: કોસેલ-લુઇસના અભિગમ પરથી આયનીય બંધની રચના માટેનાં પરિબળો આ મુજબ છે:
   

   1. તટસ્થ પરમાણુમાંથી ધનાયન તથા ઋણાયનની સરળતાથી પ્રાપ્તિ.
   2. આયનીય ઘનમાં ધનાયન તથા ઋણાયનની ગોઠવણી એટલે કે સ્ફટિકમય સંયોજનની લેટિસ રચના.
   આ ઉપરાંત, આયનીય બંધની રચના માટે નીચેના પરિબળો પણ મહત્વપૂર્ણ છે:
   
   • તટસ્થ પરમાણુમાંથી ધનાયન તથા ઋણાયન બનવું તે પરમાણુની આયનીકરણ એન્થાલ્પી અને ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી મૂલ્યો પર આધારિત છે.
     \( M_{(g)} \rightarrow M_{(g)}^{n+} + ne^- \) (આયનીકરણ – એન્થાલ્પી)
     \( X_{(g)} + ne^- \rightarrow X_{(g)}^{n-} \) (ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ – એન્થાલ્પી)
     
   • આયનીકરણ પ્રક્રિયા હંમેશાં ઉષ્માશોષક હોય છે, જ્યારે ઇલેક્ટ્રૉન-પ્રાપ્તિ પ્રક્રિયા ઉષ્માશોષક અથવા ઉષ્માક્ષેપક હોય છે.
   • આમ, ઓછી આયનીકરણ એન્થાલ્પી અને વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતાં તત્ત્વોમાંથી આયનીય બંધ સરળતાથી રચાય છે.
   • આયનીય સંયોજનોમાં ધન આયનો ધાતુતત્ત્વોમાંથી અને ઋણ આયન અધાતુ તત્ત્વોમાંથી મળે છે. (અપવાદ: \( NH_4^+, H_3O^+, PH_4^+ \))
   • આયનીય સંયોજનોની સ્ફટિકરચનામાં ધનાયન અને ઋણાયનોની ત્રિપરિમાણીય નિયમિત ગોઠવણી થયેલી હોય છે. આવી ગોઠવણને (રચના કે બંધારણને) સ્ફટિકરચના કે સ્ફટિક બંધારણ કહે છે.
   • એક મોલ ધન અવસ્થામાં આયનીય સંયોજનોમાંથી વાયુરૂપ ઘટક આયનોને એકબીજાથી અનંત અંતરે દૂર કરવા માટે જરૂરી ઊર્જાને સ્ફટિક લેટાઇસ ઊર્જા અથવા લેટાઇસ એન્થાલ્પી કહે છે.
   • દા. ત., \( Na_{(g)} \rightarrow Na^+_{(g)} + e^- \) માટેની આયનીકરણ એન્થાલ્પી \( 495.8 \ kJ \cdot mol^{-1} \) છે. જ્યારે \( Cl_{(g)} + e^- \rightarrow Cl^-_{(g)} \) માટેની ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી \( -348.7 \ kJ \cdot mol^{-1} \) છે.
     આ બંને ઊર્જાના સરવાળા \( (495.8 + (-348.7)) = 147.1 \ kJ \cdot mol^{-1} \) કરતાં \( NaCl_{(s)} \) ની લેટિસ સર્જન એન્થાલ્પી \( (-788 \ kJ \cdot mol^{-1}) \) વધુ હોવાથી \( NaCl \) ની સ્થાયિતા વધે છે.
   
   In simple words: આયનીય બંધ બનાવવા માટે, તત્ત્વોએ સરળતાથી ઇલેક્ટ્રૉન આપીને ધન આયન અને ઇલેક્ટ્રૉન લઈને ઋણ આયન બનાવવા જોઈએ. આયનીકરણ માટે ઓછી ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રૉન મેળવવા માટે વધુ ઊર્જા હોવી જોઇએ. આયનો એકસાથે ગોઠવાઈને સ્થિર સ્ફટિક બનાવે ત્યારે વધુ ઊર્જા મુક્ત થવી જોઇએ.

   Exam Tip: આયનીય બંધની રચના માટે, પરમાણુની આયનીકરણ એન્થાલ્પી, ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી અને લેટિસ એન્થાલ્પીના મૂલ્યો યાદ રાખવા ખૂબ જ જરૂરી છે. આ પરિબળોની વિગતવાર સમજૂતી આપવાથી સારા ગુણ મળે છે.

    

   Question 7. VSEPR નમૂનાનો ઉપયોગ કરીને નીચેના અણુઓના આકારની ચર્ચા કરો : BeCl2, BCl3, SiCl4, AsF5, H2S, PH3
   Answer:
   (1) BeCl2
   \[ Cl - Be - Cl \]
   સંકરણ : sp
   આકાર : રેખીય
   પ્રકાર : AB2
   બંધકોણ : \( 180^\circ \)
   બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 2
   (2) BCl3
   \[ \quad \quad \quad Cl \]
   \[ \quad \quad \quad | \]
   \[ Cl - B - Cl \]
   સંકરણ : \( sp^2 \)
   આકાર : સમતલીય ત્રિકોણ
   પ્રકાર : AB3
   બંધકોણ : \( 120^\circ \)
   બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 3
   (3) SiCl4
   \[ \quad \quad \quad Cl \]
   \[ \quad \quad \quad | \]
   \[ Cl - Si - Cl \]
   \[ \quad \quad \quad | \]
   \[ \quad \quad \quad Cl \]
   સંકરણ : \( sp^3 \)
   આકાર : સમચતુલકીય
   પ્રકાર : AB4
   બંધકોણ : \( 109.5^\circ \)
   બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 4
   (4) AsF5
   \[ \quad \quad \quad \quad F \]
   \[ \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ \quad \quad F - As - F \]
   \[ \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ \quad \quad \quad \quad F \]
   સંકરણ : \( sp^3d \)
   આકાર : ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ
   પ્રકાર : AB5
   બંધકોણ : \( 90^\circ \) અને \( 180^\circ \)
   બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 5
   (5) H2S
   \[ \quad \quad \quad \quad \underset{..}{S} \]
   \[ \quad \quad \quad / \quad \backslash \]
   \[ \quad \quad H \quad \quad H \]
   સંકરણ : \( sp^3 \)
   આકાર : કોણીય (વળેલો)
   પ્રકાર : AB2E2
   અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 2
   (6) PH3
   \[ \quad \quad \quad \quad \underset{..}{P} \]
   \[ \quad \quad \quad / | \backslash \]
   \[ \quad \quad H \quad H \quad H \]
   સંકરણ : \( sp^3 \)
   આકાર : પિરામિડલ
   પ્રકાર : AB3E
   બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 3
   અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 1
   In simple words: VSEPR સિદ્ધાંત મુજબ, અણુનો આકાર નક્કી કરવા માટે ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો (બંધકારક અને અબંધકારક બંને) એકબીજાથી દૂર રહેવાનો પ્રયાસ કરે છે. આનાથી ચોક્કસ બંધકોણ અને ભૌમિતિક રચના બને છે.

   Exam Tip: VSEPR સિદ્ધાંત લાગુ કરતી વખતે, મધ્યસ્થ પરમાણુ પરના કુલ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા ગણવી મહત્વપૂર્ણ છે. બંધકારક યુગ્મો અને અબંધકારક યુગ્મો વચ્ચેનો અપાકર્ષણ ક્રમ યાદ રાખો (LP-LP > LP-BP > BP-BP).

    

   Question 8. "NH3 અને H₂O અણુઓની ભૂમિતિ વિકૃત (distorted) સમચતુષ્ફલક છે. તેમ છતાં પાણીમાં બંધકોણ એમોનિયાના બંધકોણ કરતાં ઓછો છે.” ચર્ચો.
   Answer: NH3 (એમોનિયા) ના અણુમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ નાઇટ્રોજન તત્ત્વની ધરાસ્થિતિમાં ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે પ્રમાણે છે:
   \( 7N : 1s^2 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^1 \leftarrow sp^3 \) સંકરણ
   NH3 અણુમાં મધ્યસ્થ નાઇટ્રોજન પરમાણુ પાસે પાંચ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન છે. તે પૈકી ત્રણ ઇલેક્ટ્રૉન ત્રણ હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s કક્ષકના ઇલેક્ટ્રૉન સાથે ભાગીદારીથી જોડાઈ ત્રણ સહસંયોજક બંધ રચે છે. આમ છતાં પણ નાઇટ્રોજન તત્ત્વના પરમાણુ પાસે બે ઇલેક્ટ્રૉન અથવા એક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બંધ બનાવ્યા સિવાયનું એટલે કે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ (non-bonding pair of electrons) બાકી રહે છે.
   \[ \quad \quad \quad \quad \underset{lp}{N} \]
   \[ \quad \quad \quad / | \backslash \]
   \[ \quad \quad H \quad H \quad H \]
   નાઇટ્રોજન પરમાણુનું આ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ તેની આજુબાજુ રહેલાં બે બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મને સિવિક અને પોવેલ સિદ્ધાંત પ્રમાણે અપાકર્ષે છે. આથી આ બંને બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ અંદરની બાજુ ધકેલાય છે. પરિણામે તેઓ વચ્ચે બંધકોણ ઘટે છે. આમ, NH3 માં બંધકોણ \( 109.5^\circ \) ને બદલે \( 107^\circ \) જોવા મળે છે.
   H2O (પાણી) ના અણુમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ ઑક્સિજન તત્ત્વની ધરાસ્થિતિમાં ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે પ્રમાણે છે:
   \( 8O : 1s^2 2s^2 2p_x^2 2p_y^1 2p_z^1 \leftarrow sp^3 \) સંકરણ
   H2O અણુમાં મધ્યસ્થ ઑક્સિજન પરમાણુ પાસે કુલ છ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન છે. તે પૈકી બે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન, બે હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s કક્ષકના ઇલેક્ટ્રૉન સાથે સહસંયોજક બંધની રચના કરે છે. પરંતુ બાકીના ચાર ઇલેક્ટ્રૉન અર્થાત્ બે ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ, અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બને છે.
   \[ \quad \quad \quad \underset{lp}{\underset{lp}{O}} \]
   \[ \quad \quad \quad / \quad \backslash \]
   \[ \quad \quad H \quad \quad H \]
   સિવિક અને પોવેલના નિયમ પ્રમાણે આ બંને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો વચ્ચે મહત્તમ અપાકર્ષણ થાય છે અને પરિણામે તેઓ એકબીજાથી દૂર રહે છે. આમ થતાં તેઓ બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની નજીક આવે છે અને તેમની વચ્ચે અપાકર્ષણ ઉદ્ભવે છે. આને કારણે બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો વધુ પ્રમાણમાં અંદરની બાજુ ધકેલાય છે અને બંધકોણમાં ખૂબ જ નોંધપાત્ર ઘટાડો થાય છે.
   H2O અણુમાં \( sp^3 \) સંકરણ થતું હોવા છતાં બંધકોણ \( 109.5^\circ \) થી ઘટીને \( 104.5^\circ \) નો રચાય છે.
   આમ, એમોનિયા કરતાં પાણીમાં બંધકોણ ઓછો છે.
   In simple words: એમોનિયામાં એકલો ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મને દબાવે છે, તેથી બંધકોણ \( 107^\circ \) થાય છે. પાણીમાં બે એકલા ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોય છે, જે બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોને વધુ દબાવે છે, તેથી તેનો બંધકોણ \( 104.5^\circ \) થાય છે, જે એમોનિયા કરતાં ઓછો છે.

   Exam Tip: અણુઓમાં બંધકોણના તફાવતને સમજાવવા માટે VSEPR સિદ્ધાંત અને અબંધકારક યુગ્મ-બંધકારક યુગ્મ અપાકર્ષણના ખ્યાલનો ઉપયોગ કરો. એકલા યુગ્મોની સંખ્યા બંધકોણને કેવી રીતે અસર કરે છે તે સ્પષ્ટપણે દર્શાવો.

    

   Question 9. બંધક્રમાંકના પર્યાયમાં તમે બંધ પ્રબળતા કેવી રીતે રજૂ કરો છો?
   Answer: અણુમાં રહેલા પરમાણુઓ વચ્ચેના બંધની સંખ્યાને બંધક્રમાંક કહે છે.
   

   • દા. ત., \( H_2, O_2 \) અને \( N_2 \) અણુમાં રહેલા પરમાણુઓ વચ્ચેના બંધની સંખ્યા અનુક્રમે 1, 2 અને 3 હોવાથી તેમના બંધક્રમાંક અનુક્રમે 1, 2 અને 3 થશે. તેને અનુક્રમે \( - \) અને \( = \) સંજ્ઞા વડે દર્શાવાય છે.
   • જેમ બંધક્રમાંક વધે તેમ બંધ પ્રબળ બને છે.
   • દ્વિપરમાણ્વીય અણુ COમાં બંધક્રમાંક 3 હોવાથી COની બંધ એન્થાલ્પી સૌથી વધુ \( (\Delta_aH^\circ = 946 \ kJ \cdot mol^{-1}) \) છે.
   • સમઇલેક્ટ્રૉનીય અણુ અને આયનોમાં બંધક્રમાંક સમાન હોય છે.
     દા. ત., (1) \( F_2 \) અને \( O_2^{2-} \) ને બંધક્રમાંક 1 છે.
     (2) \( N_2 \), CO અને \( NO^+ \) ને બંધક્રમાંક 3 છે.
   • બંધક્રમાંક વધે તેમ બંધલંબાઈ ઘટે છે અને બંધ એન્થાલ્પી તથા સ્થાયિતા વધે છે.
   
   In simple words: બંધક્રમાંક એટલે બે પરમાણુઓ વચ્ચે કેટલા બંધ છે તે સંખ્યા. જો બંધક્રમાંક વધુ હોય, તો બંધ વધુ મજબૂત બને છે, તેની લંબાઈ ઓછી થાય છે અને તે વધુ સ્થિર હોય છે.

   Exam Tip: બંધક્રમાંક અને બંધ પ્રબળતા વચ્ચેના સંબંધને સમજાવવા માટે સીધા ઉદાહરણોનો ઉપયોગ કરો. યાદ રાખો કે ઉચ્ચ બંધક્રમાંક, મજબૂત બંધ અને ઓછી બંધલંબાઈ દર્શાવે છે.

    

   Question 10. બંધલંબાઈને વ્યાખ્યાયિત કરો.
   Answer: અણુમાં બંધથી જોડાયેલા બે પરમાણુઓનાં કેન્દ્રો વચ્ચેના સંતુલિત અંતરને બંધલંબાઈ કહે છે.
   

   1. બંધલંબાઈ સ્પેકટ્રૉસ્કોપિક પદ્ધતિઓ, ક્ષ-કિરણ વિવર્તન અને ઇલેક્ટ્રૉન વિવર્તન જેવી પદ્ધતિઓથી માપી શકાય છે.
   2. સહસંયોજક બંધમાં જોડાયેલા પરમાણુના કર્નલના અડધા અંતરને સહસંયોજક ત્રિજ્યા કહેવાય.
   3. સહસંયોજક બંધની લંબાઈ એ પરમાણુના કોર જે બીજા પરમાણુના કોર સાથે સંપર્કમાં હોય છે, તેના પરથી માપી શકાય છે.
   4. સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલા બે સમાન પરમાણુઓ વચ્ચેના અંતરના અડધા મૂલ્યને વાન્ ડર વાલ્સ ત્રિજ્યા કહે છે.
   \[ R = r_A + r_B \] (R બંધ ત્રિજ્યા છે અને \( r_A \) અને \( r_B \) અનુક્રમે પરમાણુઓ A અને Bની સહસંયોજક ત્રિજ્યાઓ છે.)
   
   

   બંધપ્રકાર	સહસંયોજક બંધલંબાઈ (pm)
   O–H	96
   C–H	107
   N–O	136
   C–N	143
   C–C	154
   C = O	121
   N = O	122
   C = C	133
   C = N	138
   C \( \equiv \) N	116
   C \( \equiv \) C	120

   
   

   અણુ	બંધલંબાઈ (pm)
   \( H_2 (H – H) \)	74
   \( F_2 (F – F) \)	144
   \( Cl_2 (Cl – Cl) \)	199
   \( Br_2 (Br – Br) \)	228
   \( I_2 (I – I) \)	267
   \( N_2 (N = N) \)	109
   \( O_2 (O = O) \)	121
   \( HF (H – F) \)	92
   \( HCl (H – Cl) \)	127
   \( HBr (H – Br) \)	141
   \( HI (H – I) \)	160

   
   

   H	37	C	77 (1)	N	74 (1)	O	66 (1)	F	64
   			67 (2)		65 (2)		57 (2)	Cl	99
   			60 (3)		55 (3)
   P	110	S	104 (1)	Br	114
   			95 (2)
   As	121	Se	101	I	133
   Sb	141	Te	137

   
   In simple words: બંધલંબાઈ એ બે જોડાયેલા પરમાણુઓના કેન્દ્રો વચ્ચેનું અંતર છે. તે અણુમાં બંધની મજબૂતાઈ અને કદ વિશે માહિતી આપે છે. તે જુદી જુદી માપન પદ્ધતિઓથી જાણી શકાય છે.

   Exam Tip: બંધલંબાઈને વ્યાખ્યાયિત કરતી વખતે, તેના માપનની પદ્ધતિઓ અને સહસંયોજક તથા વાન્ ડર વાલ્સ ત્રિજ્યાના ખ્યાલનો પણ ઉલ્લેખ કરો. ઉદાહરણ તરીકે, જુદા જુદા બંધોની બંધલંબાઈના મૂલ્યો દર્શાવવાથી જવાબ વધુ સચોટ બને છે.

    

   Question 11. CO3²- આયનના સંદર્ભમાં સંસ્પંદનની અગત્યની બાબતો સમજાવો.
   Answer: કાર્બન અને ઑક્સિજન વચ્ચે બે એકલ બંધ અને એક દ્વિ-બંધની હાજરી દર્શાવતી લુઇસ રચના સાચી નથી, કારણ કે તેમાં C અને O ના બંધ અસમાન છે. પ્રાયોગિક માહિતીના આધારે \( CO_3^{2-} \) આયનમાં બધા જ C અને O વચ્ચેના બંધક્રમાંક અને બંધલંબાઈ સમતુલ્ય છે, જે નીચેના સંસ્પંદન સૂત્રો (વિહિત સ્વરૂપો – Canonical) થી સમજી શકાય છે:
   \[ \quad \quad \quad : \underset{..}{O} : \quad \quad \quad \quad \quad : \underset{..}{O} : \quad \quad \quad \quad \quad : \underset{..}{O} : \]
   \[ \quad \quad \quad \quad | \quad \quad \quad \quad \quad \quad || \quad \quad \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ : \underset{..}{O} : - C - \underset{..}{O} : \quad \leftrightarrow \quad : \underset{..}{O} - C - \underset{..}{O} : \quad \leftrightarrow \quad : \underset{..}{O} : - C = \underset{..}{O} : \]
   \[ \quad \quad \quad \quad (I) \quad \quad \quad \quad \quad \quad (II) \quad \quad \quad \quad \quad \quad (III) \]
   In simple words: \( CO_3^{2-} \) આયનમાં, બધા કાર્બન-ઑક્સિજન બંધ સરખા હોય છે, ભલે એક લુઇસ રચના અલગ બંધ દર્શાવે. સંસ્પંદન એટલે કે અનેક રચનાઓનું મિશ્રણ, જે સાચા બંધારણને વધુ સારી રીતે સમજાવે છે.

   Exam Tip: સંસ્પંદન સમજાવતી વખતે, એકલ રચના શા માટે અપૂરતી છે તે દર્શાવો અને પછી બધી શક્ય સંસ્પંદન રચનાઓ દોરીને તેને સમજાવો. સંસ્પંદન સંકરનું મહત્વ સમજાવવાથી જવાબ વધુ સચોટ બને છે.

    

   Question 12. નીચે દર્શાવ્યા પ્રમાણે H³PO3ને રચના (1) અને રચના (2) વડે રજૂ કરી શકાય : આ બે રચનાઓને H3PO3ને રજૂ કરતાં સંસ્પંદન સંકરના વિહિત સ્વરૂપો તરીકે લઈ શકાય? જો ના હોય, તો તેના માટેનાં કારણો આપો.
   \[ \quad \quad \quad H \quad \quad \quad \quad \quad H \]
   \[ H : \underset{..}{O} : \underset{..}{P} : \underset{..}{O} : H \quad \quad \quad H - \underset{..}{O} - P = \underset{..}{O} \]
   \[ \quad \quad \quad : \underset{..}{O} : \quad \quad \quad \quad \quad \quad | \]
   \[ \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad H \]
   \[ \quad \quad \quad (1) \quad \quad \quad \quad \quad (2) \]
   Answer: ઉપરોક્ત બે રચનાઓને \( H_3PO_3 \) ના સંસ્પંદન સંકરનાં વિહિત સ્વરૂપો તરીકે લઈ શકાય નહીં. કારણ કે પરમાણુનું સ્થાન બદલાઈ જાય છે.
   In simple words: ના, આ બે રચનાઓને \( H_3PO_3 \) ના સંસ્પંદન સ્વરૂપો કહી શકાય નહીં. સંસ્પંદન માટે, ફક્ત ઇલેક્ટ્રૉનની ગોઠવણી બદલાય છે, પરંતુ પરમાણુઓનું સ્થાન બદલાવું જોઈએ નહીં. અહીં, H પરમાણુ P સાથે જોડાય છે અને પછી O સાથે જોડાય છે, જે સ્થાનમાં ફેરફાર સૂચવે છે.

   Exam Tip: સંસ્પંદન સ્વરૂપો નક્કી કરતી વખતે, હંમેશા યાદ રાખો કે પરમાણુના સ્થાનમાં કોઈ ફેરફાર થતો નથી. માત્ર ઇલેક્ટ્રૉન (બંધકારક અને અબંધકારક બંને) નું વિતરણ બદલાય છે. આ મૂળભૂત નિયમનું પાલન થવું જોઈએ.

    

   Question 14. લુઇસ સંજ્ઞાનો ઉપયોગ કરીને નીચેના પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉન હેરફેર દર્શાવી ધનાયન અને ઋણાયનની રચના સમજાવો :
   (a) K અને S
   (b) Ca અને O
   (c) Al અને N
   Answer:
   (a) \( 2K + :S: \rightarrow 2K^{+} [:S:]^{2-} \) અથવા \( K_2S \)
   (2, 8, 8, 1) (2, 8, 6)
   (b) \( Ca: + :O: \rightarrow Ca^{2+} [::O:]^{2-} \) અથવા \( CaO \)
   (2, 8, 8, 2) (2, 6)
   (c) \( Al. + N: \rightarrow Al^{3+} [:N:]^{3-} \) અથવા \( AlN \)
   (2, 8, 3) (2, 5)
   In simple words: Using Lewis symbols, we can show how electrons move between atoms to create positive and negative ions. For example, potassium and sulfur form K2S, calcium and oxygen form CaO, and aluminum and nitrogen form AlN, all by electron transfer.

   Exam Tip: Remember to show the initial Lewis dot structure for each atom, the transfer of electrons, and the resulting ionic species with their charges and electron configurations for full marks.

    

   Question 15. CO2 અને H2O બંને ત્રિપરમાણ્વીય અણુઓ છે. છતાં H2O અણુનો આકાર વળેલો છે, જ્યારે CO2નો આકાર રેખીય છે. દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાને આધારે સમજાવો.
   Answer: CO2 અને H2O બંને ત્રણ-પરમાણુ અણુઓ છે. તેમ છતાં, CO2ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય છે, જે ફક્ત ત્યારે જ શક્ય બને છે જ્યારે CO2નો આકાર સીધો (linear) હોય. બીજી તરફ, પાણીની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય નથી, કારણ કે બે O-H બંધો એકબીજાને 104.5°ના ખૂણે ગોઠવાયેલા હોય છે, જેના કારણે તે વળેલો (bent) આકાર બનાવે છે.

   

   In simple words: CO2 is straight, so its push-pull forces cancel out, making its dipole moment zero. H2O is bent, so its push-pull forces don't cancel, giving it a non-zero dipole moment.

   Exam Tip: For dipole moment questions, always consider the molecule's geometry and if the individual bond dipoles cancel each other out due to symmetry.

    

   Question 16. દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાના અનુપ્રયોગો (મહત્ત્વ) નીચે પ્રમાણે છેઃ
   Answer: દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાના કેટલાક મુખ્ય ઉપયોગો (મહત્વ) નીચે મુજબ છે:

   1. અણુની ધ્રુવીયતા નક્કી કરવી: દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાના મૂલ્ય પરથી અણુની ધ્રુવીય પ્રકૃતિ નક્કી કરી શકાય છે. જો અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા \( (\mu) \) શૂન્ય હોય, તો તે અણુ બિન-ધ્રુવીય હોય છે, અને જો \( \mu \neq 0 \) હોય, તો તે અણુ ધ્રુવીય હોય છે.
   2. અણુઓના આકાર સમજવા: CO2, CS2 જેવા સીધા (linear) અણુઓની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય હોય છે, જ્યારે H2O જેવા બિન-સીધા (non-linear) અણુઓની ચોખ્ખી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા હોય છે, જે આકાર સમજવામાં મદદ કરે છે.
   3. આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા શોધવા: આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા નીચેના સૂત્રથી શોધી શકાય છે:
      આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા \( = \frac{\text{પ્રાયોગિક દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય}}{\text{સૈદ્ધાંતિક દ્વિધુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય}} \times 100 \)
   4. બંધોની ધ્રુવીયતા અને અણુની કુલ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વચ્ચેનો સંબંધ: બે કે તેથી વધુ ધ્રુવીય બંધો ધરાવતા અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય શા માટે થાય છે તે પણ જાણી શકાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, CO2 અને BF3.
   In simple words: Dipole moments help us know if a molecule is polar or non-polar, understand its shape (like why CO2 is linear but H2O is bent), and even calculate how much ionic character a bond has. They also explain why some molecules with polar bonds end up having no overall dipole moment.

   Exam Tip: When listing applications, provide a brief explanation for each point and a relevant example where applicable to illustrate the concept clearly.

    

   Question 17. વિદ્યુતઋણમયતાને વ્યાખ્યાયિત કરો. તે ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પીથી કેવી રીતે અલગ પડે છે?
   Answer: વિદ્યુતઋણમયતા (electronegativity) એટલે સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલા ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મને પોતાની તરફ આકર્ષવાની વૃત્તિ. ઉદાહરણ તરીકે, H-Cl અણુમાં, ક્લોરિન પરમાણુની વિદ્યુતઋણમયતા હાઇડ્રોજન કરતાં વધુ હોવાથી, સહસંયોજક બંધના ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ક્લોરિન તરફ ખેંચાય છે. આથી, ક્લોરિન પર આંશિક ઋણભાર આવે છે અને તે વિદ્યુતઋણમય બને છે.

   ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી (electron gain enthalpy) એ પરમાણુને સ્થાયી ઉમદા વાયુ જેવી રચના મેળવવા માટે ઇલેક્ટ્રૉન મળે ત્યારે મુક્ત થતી ઊર્જા છે. દા. ત., \( X_{(g)} + e^{-} \rightarrow X^{-}_{(g)}, \Delta H = \Delta_{eg}H \). હેલોજન તત્ત્વોની ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પીનું મૂલ્ય વધુ ઋણ હોય છે.

   મુખ્ય તફાવત એ છે કે વિદ્યુતઋણમયતા એ બંધમાંના ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષવાની સાપેક્ષ શક્તિ છે, જ્યારે ઇલેક્ટ્રોનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી એ એકલ (isolated) વાયુરૂપ પરમાણુમાં ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરતી વખતે થતો ઊર્જાનો ફેરફાર છે.

   In simple words: Electronegativity is how strongly an atom pulls shared electrons in a bond towards itself. Electron gain enthalpy is the energy change when an isolated atom gains an electron to form a negative ion. Electronegativity is about attraction in a bond, while electron gain enthalpy is about gaining an electron as a single atom.

   Exam Tip: Clearly define each term and emphasize the context (bond vs. isolated atom) and whether it's an attraction (electronegativity) or an energy change (electron gain enthalpy).

    

   Question 18. યોગ્ય ઉદાહરણની મદદથી ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ સમજાવો.
   Answer: ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ ત્યારે બને છે જ્યારે બે જુદા-જુદા પરમાણુઓ, જેની વિદ્યુતઋણમયતા અલગ-અલગ હોય, ઇલેક્ટ્રોન વહેંચીને બંધ બનાવે છે. આના પરિણામે અણુમાં ધ્રુવીયતાનો ગુણધર્મ જોવા મળે છે. કારણ કે વધુ વિદ્યુતઋણમય પરમાણુ વહેંચાયેલા ઇલેક્ટ્રોનને પોતાની તરફ વધુ ખેંચે છે, જેના કારણે તેના પર આંશિક ઋણભાર \( (\delta^{-}) \) આવે છે અને ઓછા વિદ્યુતઋણમય પરમાણુ પર આંશિક ધનભાર \( (\delta^{+}) \) આવે છે.

   દા. ત., HCl અણુમાં:

   \( H - Cl \implies H^{\delta+} - Cl^{\delta-} \)

   અહીં, ક્લોરિન હાઇડ્રોજન કરતાં વધુ વિદ્યુતઋણમય હોવાથી ઇલેક્ટ્રોન ક્લોરિન તરફ ખેંચાય છે.

   H2O અણુમાં:

   \( H - O - H \implies H^{\delta+} - O^{\delta-} - H^{\delta+} \)

   અહીં, ઑક્સિજન હાઇડ્રોજન કરતાં વધુ વિદ્યુતઋણમય હોવાથી ઇલેક્ટ્રોન ઑક્સિજન તરફ ખેંચાય છે.

   In simple words: A polar covalent bond happens when two different atoms share electrons, but one atom pulls them more strongly. This creates small positive and negative charges on the atoms, making the bond polar. Examples are HCl and H2O.

   Exam Tip: Always include the partial charges \( (\delta^{+} \) and \( \delta^{-}) \) in your examples to properly illustrate the concept of a polar covalent bond.

    

   Question 19. LiF, K2O, N2, SO2 અને CIF3 અણુઓમાં તેમની વધતી આયનીય લાક્ષણિકતાને ચડતા (વધતા) ક્રમમાં ગોઠવો.
   Answer: આયનીય લાક્ષણિકતા મુખ્યત્વે બંધમાં રહેલા પરમાણુઓની વિદ્યુતઋણમયતાના તફાવત પર આધાર રાખે છે. વિદ્યુતઋણમયતાનો તફાવત જેટલો વધુ હોય, તેટલી આયનીય લાક્ષણિકતા વધુ હોય છે.

   આપેલા અણુઓ માટે, વિદ્યુતઋણમયતાના તફાવતને ધ્યાનમાં લઈને, વધતી આયનીય લાક્ષણિકતાનો ક્રમ નીચે મુજબ છે:

   \( N_2 < SO_2 < ClF_3 < K_2O < LiF \)

   કારણ કે:

   • \( N_2 \): બે સમાન નાઇટ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચેનો બંધ બિન-ધ્રુવીય હોય છે, તેથી વિદ્યુતઋણમયતાનો તફાવત શૂન્ય હોય છે.
   • \( SO_2 \): સલ્ફર અને ઑક્સિજન વચ્ચે વિદ્યુતઋણમયતાનો તફાવત છે, પરંતુ તે નાનો હોય છે.
   • \( ClF_3 \): ક્લોરિન અને ફ્લોરિન વચ્ચે વિદ્યુતઋણમયતાનો તફાવત \( (Cl < F) \) છે, જે \( SO_2 \) કરતાં વધુ હોય છે.
   • \( K_2O \): પોટેશિયમ (આલ્કલી ધાતુ) અને ઑક્સિજન (ઉચ્ચ વિદ્યુતઋણમય અધાતુ) વચ્ચે વિદ્યુતઋણમયતાનો મોટો તફાવત હોય છે.
   • \( LiF \): લિથિયમ (આલ્કલી ધાતુ) અને ફ્લોરિન (સૌથી વધુ વિદ્યુતઋણમય તત્ત્વ) વચ્ચે વિદ્યુતઋણમયતાનો સૌથી મોટો તફાવત હોય છે.

   In simple words: The more different two atoms are in how strongly they pull electrons, the more ionic their bond will be. So, we order the molecules by how big this "pulling power" difference is between their atoms, from smallest to largest ionic character.

   Exam Tip: To determine the order of increasing ionic character, always consider the difference in electronegativity between the bonded atoms. Greater the electronegativity difference, greater is the ionic character.

    

   Question 20. CH3COOH માટે માળખાકીય રચના નીચે દર્શાવ્યા પ્રમાણે સાચી છે, પરંતુ કેટલાંક બંધ ખોટી રીતે દર્શાવ્યા છે. ઍસિટિક ઍસિડ માટે સાચી લુઇસ રચના લખો.
   Answer: આપેલી રચનામાં, Hની સંયોજકતા બે દર્શાવેલી છે, જે શક્ય નથી. આ ઉપરાંત, બધા ઑક્સિજનમાં અષ્ટકનો નિયમ પણ જળવાતો નથી. આથી, આપેલી રચના ખોટી છે. ઍસિટિક ઍસિડ (CH3COOH) માટેની સાચી લુઇસ રચના નીચે પ્રમાણે છે:

   \[ \begin{array}{ccc} & H & :O: \\ & | & || \\ H- & C & -C-O-H \\ & | & \\ & H & \end{array} \]

   આ રચનામાં દરેક પરમાણુનું અષ્ટક પૂર્ણ થાય છે (સિવાય કે હાઇડ્રોજન, જે દ્વિઅક પૂર્ણ કરે છે) અને હાઇડ્રોજનની સંયોજકતા પણ સંતોષાય છે.

   In simple words: The given structure for acetic acid is wrong because hydrogen cannot have two bonds and the octet rule isn't followed for oxygen. The correct Lewis structure makes sure all atoms have the right number of bonds and electrons to be stable.

   Exam Tip: When drawing Lewis structures, always check that all atoms (especially hydrogen and elements from the second period) satisfy the octet rule (or duplet for hydrogen) and have the correct valency.

    

   Question 21. CH4 અણુ માટે સમચતુલક રચના ઉપરાંત બીજી સમતલીય ચોરસ રચના શક્ય છે, જેમાં ચાર H પરમાણુઓ ચોરસના ખૂણાઓ પર છે અને C પરમાણુકેન્દ્રમાં છે. CH4 શા માટે સમતલીય ચોરસ નથી?
   Answer: CH4 અણુમાં મધ્યસ્થ કાર્બન પરમાણુની ઉત્તેજિત અવસ્થામાં ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના નીચે મુજબ છે:

   \( _{6}C^{*}: 1s^2 2s^1 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^1 \)

   આ ચાર અર્ધભરાયેલી કક્ષકો sp³ સંકરણમાંથી પસાર થાય છે.

   sp³ સંકરણમાં, ચાર sp³ સંકૃત કક્ષકો સમચતુલકીય (tetrahedral) આકારે ગોઠવાય છે. આ કક્ષકો 4 હાઇડ્રોજન પરમાણુઓની 1s પરમાણ્વીય કક્ષકો સાથે જોડાઈને મિથેન અણુ બનાવે છે. આ રચનામાં બધા જ બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હાજર હોવાથી તેમની વચ્ચેનું અપાકર્ષણ ઓછું હોય છે, જેના પરિણામે તેની સ્થિરતા વધુ હોય છે. બંધકોણ 109.5° હોય છે.

   જ્યારે સમતલીય ચોરસ (square planar) રચનામાં બંધકોણ 90° હોય છે. આટલા નાના બંધકોણને કારણે ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો વચ્ચે વધુ અપાકર્ષણ થાય છે, જે અણુને ઓછો સ્થાયી બનાવે છે. આથી, CH4માં વધુ સ્થાયી સમચતુલકીય રચના જોવા મળે છે.

   In simple words: Methane is tetrahedral, not square planar, because the tetrahedral shape with 109.5° bond angles has less electron repulsion, making it more stable. A square planar shape would have 90° bond angles, causing more repulsion and less stability.

   Exam Tip: When explaining molecular geometry, always relate it to VSEPR theory and the minimization of electron pair repulsions to achieve maximum stability.

    

   Question 22. BeH2 અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય શા માટે છે? સમજાવો.
   Answer: Be કરતાં Hની વિદ્યુતઋણમયતા વધુ હોવાથી Be-H બંધ ધ્રુવીય બને છે, જેને Be \( \leftarrow H \) સંજ્ઞા વડે દર્શાવાય છે. Be-H બંધમાં ઇલેક્ટ્રોન હાઇડ્રોજન તરફ ખેંચાય છે, તેથી હાઇડ્રોજન પર આંશિક ઋણભાર અને બેરિલિયમ પર આંશિક ધનભાર આવે છે.

   BeH2 અણુનો આકાર સીધો (linear) હોય છે, જેમાં બંને Be-H બંધ પરસ્પર વિરુદ્ધ દિશામાં ગોઠવાયેલા હોય છે. આથી, બંને બંધોના દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા એકબીજાને રદ કરે છે, જેના પરિણામે BeH2 અણુની કુલ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય બને છે.

   \( H \xleftarrow{} Be \xrightarrow{} H \)

   In simple words: BeH2 has a linear shape. Even though each Be-H bond is polar, the two bonds pull equally in opposite directions. These pulls cancel each other out, making the entire molecule non-polar with a zero dipole moment.

   Exam Tip: For molecules with polar bonds but zero overall dipole moment, emphasize the symmetrical arrangement of bonds that leads to the cancellation of individual bond dipoles.

    

   Question 23. NH3 અને NF3માંથી કોની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધારે છે અને શા માટે?
   Answer: NH3 અને NF3માંથી NH3ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ હોય છે, જે નીચે પ્રમાણે સમજાવી શકાય છે:

   NH3 અને NF3 બંનેમાં નાઇટ્રોજન પરમાણુ (N) મધ્યસ્થ હોય છે અને તેની ઉપર એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ (lone pair) હોય છે.

   1. NH3 માટે: H કરતાં Nની વિદ્યુતઋણમયતા વધુ હોવાથી NH-H બંધની ધ્રુવીયતા નાઇટ્રોજન પરમાણુ તરફ હોય છે. ઉપરાંત, નાઇટ્રોજન પર રહેલા અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા પણ બંધ ધ્રુવીયતાની સમાન દિશામાં (અબંધકારક યુગ્મ તરફ) હોય છે. આથી, બધા દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનો સરવાળો થાય છે, જેના પરિણામે ઉચ્ચ કુલ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા મળે છે.

      

      સંકરણ : sp³
      આકાર : પિરામિડલ
      પ્રકાર : AB3E
      બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 3
      અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 1

      2. NF3 માટે: N કરતાં Fની વિદ્યુતઋણમયતા વધુ હોવાથી N-F બંધની ધ્રુવીયતા ફ્લોરિન પરમાણુ તરફ હોય છે. અહીં, અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા બંધ ધ્રુવીયતાની વિરુદ્ધ દિશામાં હોય છે. આથી, કુલ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા બંધ ધ્રુવીયતામાંથી અબંધકારક યુગ્મની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા બાદ કરવાથી મળે છે, જેના પરિણામે નીચી કુલ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા મળે છે.

      Exam Tip: When comparing dipole moments of molecules with lone pairs, remember that the vector sum of bond dipoles and the dipole moment due to lone pairs determines the net dipole moment. The direction of bond dipoles depends on electronegativity differences.

       

      Question 24. પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંકરણનો અર્થ શું થાય છે? sp, sp² અને sp³ સંસ્કૃત કક્ષકોના આકાર વર્ણવો.
      Answer: સંકરણ (Hybridisation) એટલે જ્યારે એક જ પરમાણુની જુદી-જુદી કક્ષકોના ઊર્જાસ્તરનો તફાવત ખૂબ ઓછો હોય, ત્યારે તેવી બે કે તેથી વધુ જુદી-જુદી કક્ષકોનું એકબીજામાં સંમિશ્રણ થાય છે. આનાથી સમાન આકાર અને સમાન ઊર્જા ધરાવતી તેટલી જ સંખ્યામાં નવી કક્ષકો ઉત્પન્ન થાય છે, જેને સંકૃત (hybrid) કક્ષકો કહે છે.

      આ સંકૃત કક્ષકોના આકાર નીચે મુજબ છે:

      સંકૃત કક્ષકો	આકાર
      sp	રેખીય (Linear)
      sp²	સમતલીય ત્રિકોણ (Trigonal Planar)
      sp³	સમચતુલકીય (Tetrahedral)

      In simple words: Hybridization is when atomic orbitals mix together to form new, identical hybrid orbitals. Different types of hybridization lead to different shapes for molecules. For example, sp orbitals form a linear shape, sp² orbitals form a trigonal planar shape, and sp³ orbitals form a tetrahedral shape.

      Exam Tip: Make sure to clearly define hybridization and associate each hybrid orbital type (sp, sp², sp³) with its specific geometry and bond angle.

       

      Question 25. નીચેની પ્રક્રિયામાં Al પરમાણુના સંકરણમાં (જો કોઈ હોય તો) થતો ફેરફાર વર્ણવો : AICI3 + Cl\(^{-} \) \( \rightarrow \) AICI4\(^{-} \)
      Answer: AlCl3માં, Al પરમાણુ sp² સંકરણમાં હોય છે. તેની ત્રણ sp² સંકૃત કક્ષકો સાથે ત્રણ Cl પરમાણુની 3p-કક્ષકો જોડાઈને સમતલીય ત્રિકોણ (trigonal planar) ભૂમિતિ બનાવે છે. Al પરમાણુના સંયોજકતા કોશમાં ત્રણ બંધકારક યુગ્મ હોય છે.

      જ્યારે AlCl3\(^{-} \) બને છે, ત્યારે Al પરમાણુ sp³ સંકરણમાં ફેરવાય છે. તેની ચાર sp³ સંકૃત કક્ષકો સાથે ચાર Cl પરમાણુની 3p-કક્ષકો જોડાઈને સમચતુલકીય (tetrahedral) ભૂમિતિ બનાવે છે. અહીં, Al એક વધારાનો Cl\(^{-} \) આયન મેળવીને કુલ ચાર બંધકારક યુગ્મ બનાવે છે, તેથી તેનું સંકરણ sp³ થાય છે.

      In simple words: In AlCl3, aluminum is sp² hybridized, forming a flat triangular shape. When it reacts with a chloride ion to form AlCl4\(^{-} \), the aluminum changes to sp³ hybridization, making a tetrahedral shape. This happens because aluminum gains another bond, increasing its electron domains.

      Exam Tip: To determine changes in hybridization, count the number of electron domains (bond pairs + lone pairs) around the central atom before and after the reaction.

       

      Question 26. નીચેની પ્રક્રિયાને કારણે B અને N પરમાણુઓના સંકરણમાં કોઈ ફેરફાર છે? BF3 + NH3 \( \rightarrow \) F3B-NH3
      Answer: BF3માં મધ્યસ્થ પરમાણુ બોરોન (B)ની ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના નીચે પ્રમાણે છે:

      \( _{5}B^{*}: 1s^2 2s^1 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^0 \)

      આમ, BF3માં ત્રણ બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ છે અને એક પણ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ નથી, તેથી બોરોન sp² સંકરણમાં છે. તેનો આકાર સમતલીય ત્રિકોણ હોય છે.

      NH3માં મધ્યસ્થ પરમાણુ નાઇટ્રોજન (N) sp³ સંકરણમાં છે, જેમાં ત્રણ બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ અને એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોય છે. તેનો આકાર પિરામિડલ હોય છે.

      જ્યારે BF3 અને NH3 વચ્ચે પ્રક્રિયા થઈને F3B-NH3 બને છે, ત્યારે NH3માં રહેલું નાઇટ્રોજનનું અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બોરોનની ખાલી 2p₂-કક્ષકને દાન કરવામાં આવે છે (સવર્ગ સહસંયોજક બંધ). આના કારણે:

      • બોરોન (B)નું સંકરણ sp² થી બદલાઈને sp³ થાય છે, કારણ કે તેને એક વધારાનો ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ મળે છે.
      • નાઇટ્રોજન (N)ના સંકરણમાં કોઈ ફેર પડતો નથી, કારણ કે તે તેનું અબંધકારક યુગ્મ દાન કરે છે પરંતુ બંધકારક યુગ્મોની સંખ્યામાં વધારો થતો નથી અને તે હજી પણ ચાર ઇલેક્ટ્રૉન ડોમેઇન ધરાવે છે (ત્રણ બંધ યુગ્મ અને એક અબંધકારક યુગ્મ).

      In simple words: In the reaction BF3 + NH3 \( \rightarrow \) F3B-NH3, the hybridization of Boron changes from sp² to sp³ because it gains an electron pair from nitrogen. However, the hybridization of Nitrogen remains sp³ because it still has four electron domains (three bonds and one lone pair), even after donating its lone pair.

      Exam Tip: For adduct formation reactions, focus on how the central atom of the electron pair acceptor (Lewis acid) gains an electron pair, which typically increases its coordination number and changes its hybridization.

       

      Question 27. C2H4 અને C2H2 અણુઓમાં કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે રચાતા દ્વિબંધ અને ત્રિબંધની આકૃતિ દોરો.
      Answer: કાર્બનની ભૂમિ-અવસ્થા (ground state) અને ઉત્તેજિત અવસ્થા (excited state)માં ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે મુજબ છે:

      \( _{6}C: 1s^2 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^0 \) (ભૂમિ-અવસ્થા)
      \( _{6}C^{*}: 1s^2 2s^1 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^1 \) (ઉત્તેજિત અવસ્થા)

      ઇથીન (C2H4) અણુમાં દ્વિબંધની રચના:

      • ઇથીન (C2H4) અણુનું અણુસૂત્ર C2H4 અને અણુબંધારણ \( H_2C = CH_2 \) છે.
      • દરેક કાર્બન પરમાણુ sp² સંકરણમાંથી પસાર થાય છે, જેના પરિણામે ત્રણ sp² સંકૃત કક્ષકો અને એક અસંકૃત \( 2p_z \) કક્ષક બને છે.
      • બંને કાર્બન પરમાણુઓમાંથી એક-એક sp² સંકૃત કક્ષક એકબીજા સાથે અક્ષીય સંમિશ્રણ (axial overlap) કરીને કાર્બન-કાર્બન \( (\sigma) \) બંધ બનાવે છે.
      • બાકી રહેલી બે sp² સંકૃત કક્ષકો દરેક કાર્બન પરમાણુ પર બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓની 1s કક્ષકો સાથે સંમિશ્રણ કરીને ચાર C-H \( (\sigma) \) બંધ બનાવે છે.
      • દરેક કાર્બન પરમાણુ પર રહેલી અસંકૃત \( 2p_z \) કક્ષકો એકબીજા સાથે બાજુ-બાજુથી સંમિશ્રણ (sideways overlap) કરીને કાર્બન-કાર્બન \( (\pi) \) બંધ બનાવે છે.
      • આમ, ઇથીનમાં કાર્બન-કાર્બન વચ્ચે એક \( \sigma \) બંધ અને એક \( \pi \) બંધ એમ દ્વિબંધ બને છે.
      • ઇથીન અણુનો આકાર સમતલીય છે. C=C બંધલંબાઈ 134 pm હોય છે. H-C-H બંધકોણ 117.6° અને H-C-C બંધકોણ 121° હોય છે.

      Question 39. હાઇડ્રોજન બંધને વ્યાખ્યાયિત કરો. તે વાન્ ડર વાલ્સ બળો કરતાં નબળા કે પ્રબળ છે?
      Answer: સહસંયોજક બંધથી જોડાએલા ધન વીજભારિત હાઇડ્રોજન પરમાણુ અને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ધરાવતા વિદ્યુતઋણમય તત્ત્વો વચ્ચે બનતા આકર્ષણ બળને હાઇડ્રોજન બંધ કહેવાય છે. સામાન્ય રીતે, નાઇટ્રોજન (N), ઑક્સિજન (O) અને ફ્લોરિન (F) ની વિદ્યુતઋણતા હાઇડ્રોજન (H) કરતાં વધુ હોય છે. તેથી, H સાથે સહસંયોજક બંધથી જોડાએલા N, O અને F પરમાણુઓ હંમેશાં ધન વીજભારિત રહે છે. આસપાસમાં N, O અને F પાસે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોવાથી હાઇડ્રોજન બંધ બને છે. તેને (........) સંજ્ઞા વડે દર્શાવી શકાય છે. એમોનિયા (NH3), પાણી (H2O) અને હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ (HF) માં હાઇડ્રોજન બંધ જોવા મળે છે. પદાર્થની ઘન અવસ્થામાં હાઇડ્રોજન બંધનું પ્રમાણ સૌથી વધુ હોય છે, અને વાયુ અવસ્થામાં તે સૌથી ઓછું હોય છે. હાઇડ્રોજન બંધની પ્રબળતા સહસંયોજક બંધ કરતાં ઓછી હોય છે પરંતુ વાન્ ડર વાલ્સ બંધ કરતાં વધુ પ્રબળ હોય છે.
      In simple words: જ્યારે સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલો ધન વીજભારિત હાઇડ્રોજન પરમાણુ અને વિદ્યુતઋણમય તત્ત્વના અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ વચ્ચે આકર્ષણ થાય, ત્યારે તેને હાઇડ્રોજન બંધ કહેવાય છે. આ બંધ સહસંયોજક બંધ કરતાં નબળો, પણ વાન્ ડર વાલ્સ બળો કરતાં વધુ પ્રબળ હોય છે.

      Exam Tip: Always remember that hydrogen bonding occurs with highly electronegative atoms like N, O, and F, and its strength falls between covalent and Van der Waals forces.

       

      Question 40. બંધક્રમાંક પર્યાય વડે શું સમજવામાં આવે છે? N2, O2, O2+ અને O2- ના બંધક્રમાંક ગણો.
      Answer: બંધક્રમાંક એ બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉન (Nb) અને બંધ પ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉન (Na) ના તફાવતને બે વડે ભાગીને મળતી સંખ્યા છે. તેને નીચેના સૂત્રથી દર્શાવવામાં આવે છે:
      બંધક્રમાંક \( = \frac{1}{2} (\text{Nb} - \text{Na}) \)
      બંધક્રમાંકનું મૂલ્ય 1, 2, 3 અનુક્રમે એકલબંધ, દ્વિબંધ અને ત્રિબંધ સૂચવે છે.
      
      (i) \( N_2 \) માટે:
      નાઇટ્રોજન અણુમાં કુલ 14 ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે. તેની આણ્વીય કક્ષક રચના આ મુજબ છે:
      \( \sigma 1s^2 \sigma^* 1s^2 \sigma 2s^2 \sigma^* 2s^2 \pi 2p_x^2 \pi 2p_y^2 \sigma 2p_z^2 \)
      બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રૉન (Nb) = 10
      એન્ટિબોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રૉન (Na) = 4
      બંધક્રમાંક \( = \frac{1}{2} (10 - 4) = 3 \)
      
      (ii) \( O_2 \) માટે:
      ઑક્સિજન અણુમાં કુલ 16 ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે. તેની આણ્વીય કક્ષક રચના આ મુજબ છે:
      \( \sigma 1s^2 \sigma^* 1s^2 \sigma 2s^2 \sigma^* 2s^2 \sigma 2p_z^2 \pi 2p_x^2 \pi 2p_y^2 \pi^* 2p_x^1 \pi^* 2p_y^1 \)
      બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રૉન (Nb) = 10
      એન્ટિબોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રૉન (Na) = 6
      બંધક્રમાંક \( = \frac{1}{2} (10 - 6) = 2 \)
      
      (iii) \( O_2^+ \) માટે:
      \( O_2^+ \) માં કુલ 15 ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે. તેની આણ્વીય કક્ષક રચના આ મુજબ છે:
      \( \sigma 1s^2 \sigma^* 1s^2 \sigma 2s^2 \sigma^* 2s^2 \sigma 2p_z^2 \pi 2p_x^2 \pi 2p_y^2 \pi^* 2p_x^1 \)
      બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રૉન (Nb) = 10
      એન્ટિબોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રૉન (Na) = 5
      બંધક્રમાંક \( = \frac{1}{2} (10 - 5) = 2.5 \)
      
      (iv) \( O_2^- \) માટે:
      \( O_2^- \) માં કુલ 17 ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે. તેની આણ્વીય કક્ષક રચના આ મુજબ છે:
      \( \sigma 1s^2 \sigma^* 1s^2 \sigma 2s^2 \sigma^* 2s^2 \sigma 2p_z^2 \pi 2p_x^2 \pi 2p_y^2 \pi^* 2p_x^2 \pi^* 2p_y^1 \)
      બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રૉન (Nb) = 10
      એન્ટિબોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રૉન (Na) = 7
      બંધક્રમાંક \( = \frac{1}{2} (10 - 7) = 1.5 \)
      In simple words: બંધક્રમાંક એટલે બંધકારક અને બંધ પ્રતિકારક ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચેનો અડધો તફાવત. તે દર્શાવે છે કે અણુમાં પરમાણુઓ વચ્ચે કેટલા બંધ બનેલા છે, જેમ કે N2 માં ત્રણ બંધ, O2 માં બે બંધ, O2+ માં અઢી બંધ, અને O2- માં દોઢ બંધ.

      Exam Tip: For bond order calculations using MOT, always write the full molecular orbital configuration for the species and carefully count bonding and antibonding electrons.