NCERT Solutions Class 11 Chemistry Chapter 04 Chemical Bonding and Molecular Structure (रासायनिक आबंधन तथा आण्विक संरचना) in Hindi

Question 1: रासायनिक आबंध के बनने की व्याख्या कीजिए।

Answer:

एक रासायनिक आबंध को एक आकर्षक बल के रूप में परिभाषित किया जाता है जो एक रासायनिक प्रजाति में घटकों (परमाणुओं, आयनों आदि) को एक साथ रखता है। इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत, संयोजी कोश इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रतिकर्षण सिद्धांत, संयोजी आबंध सिद्धांत और आण्विक कक्षीय सिद्धांत जैसे रासायनिक आबंधन के निर्माण के लिए विभिन्न सिद्धांतों का सुझाव दिया गया है। स्थिरता प्राप्त करने के लिए एक प्रणाली की प्रवृत्ति के लिए एक रासायनिक आबंध गठन को उत्तरदायी ठहराया जाता है। यह देखा गया कि अक्रिय गैसों की निष्क्रियता उनके सबसे बाहरी कक्षकों के पूरी तरह भरे होने के कारण थी। इसलिए, यह अभिगृहीत किया गया कि अपूर्ण बाह्य कोश वाले तत्व अस्थिर (अभिक्रियाशील) होते हैं। इसलिए, परमाणु एक दूसरे के साथ जुड़ते हैं और निकटतम उत्कृष्ट गैसों के स्थिर विन्यास को प्राप्त करने के लिए अपने संबंधित अष्टक या दो इलेक्ट्रॉन (डुप्लेट) को पूरा करते हैं। यह संयोजन या तो इलेक्ट्रॉनों को साझा करके या एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों को एक परमाणु से दूसरे में स्थानांतरित करके हो सकता है।

मुख्य बिंदु:

• रासायनिक आबंध परमाणुओं या आयनों को एक साथ रखने वाला आकर्षण बल है।
• परमाणु अपने बाहरी कोश में अष्टक पूरा करके स्थिरता प्राप्त करने का प्रयास करते हैं।
• आबंध का निर्माण इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण या साझा करने से होता है।

आम गलतियाँ:

• केवल अष्टक नियम को ही सभी आबंधों का एकमात्र कारण मान लेना।
• इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण और साझाकरण में अंतर स्पष्ट न करना।
• ऊर्जा परिवर्तन की भूमिका को नजरअंदाज करना।

Exam Tips:

a) अष्टक नियम और उत्कृष्ट गैसों के स्थायित्व के संबंध को स्पष्ट रूप से लिखें।
b) रासायनिक आबंध की परिभाषा मानक शब्दों में दें।
c) यह प्रश्न मूल अवधारणा से जुड़ा है, इसलिए इसे संक्षिप्त और स्पष्ट रखें।

Question 2: निम्नलिखित तत्वों के परमाणुओ के लूस बिंदु प्रतीक लिखिए : Mg, Na, B, O, N, Br.

Answer:

लूस (Lewis) बिंदु प्रतीक में परमाणु के संयोजी इलेक्ट्रॉनों को बिंदुओं के रूप में प्रतीक के चारों ओर दर्शाया जाता है। Mg परमाणु में 2 संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं, अतः इसका लूस बिंदु प्रतीक Mg के चारों ओर दो बिंदु है। Na (सोडियम) में केवल एक संयोजी इलेक्ट्रॉन होता है, इसलिए इसकी लूस बिंदु संरचना Na बिंदु है। बोरॉन (B) में 3 संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए इसकी संरचना B के चारों ओर तीन बिंदु है। ऑक्सीजन (O) में 6 संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं, अतः इसके चारों ओर छह बिंदु (तीन जोड़े) होते हैं। नाइट्रोजन (N) में 5 संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए इसके चारों ओर पाँच बिंदु होते हैं। ब्रोमीन (Br) में 7 संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए इसके चारों ओर सात बिंदु होते हैं।

मुख्य बिंदु:

• लूस प्रतीक संयोजी इलेक्ट्रॉनों को दर्शाने के लिए उपयोग किए जाते हैं।
• वर्ग संख्या के आधार पर संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित होती है।
• बिंदुओं को प्रतीक के चारों तरफ युग्मों या एकल के रूप में व्यवस्थित किया जाता है।

आम गलतियाँ:

• कुल इलेक्ट्रॉनों की संख्या दर्शा देना, जबकि केवल संयोजी इलेक्ट्रॉन ही दिखाने होते हैं।
• बिंदुओं को गलत तरीके से व्यवस्थित करना।
• किसी तत्व विशेष की संयोजकता भूल जाना।

Exam Tips:

a) आवर्त सारणी के समूहों की सहायता से संयोजी इलेक्ट्रॉन तुरंत पहचानें।
b) प्रत्येक तत्व के लिए लूस प्रतीक बनाते समय बिंदुओं को स्पष्ट रूप से दिखाएं।
c) यह एक अंक का प्रश्न अक्सर परीक्षा में पूछा जाता है।

Question 3: निम्नलिखित परमाणुओं और आयनों के लिए लूस प्रतीक लिखिए : S और S²⁻; Al और Al³⁺; H और H⁻

Answer:

सल्फर (S) में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या 6 होती है, इसलिए इसका लूस बिंदु प्रतीक S के चारों ओर छह बिंदु होते हैं। द्विऋणात्मक आवेश (S²⁻) का अनुमान है कि छह संयोजी इलेक्ट्रॉनों के अलावा दो इलेक्ट्रॉन अधिक होंगे, अतः इसका लूस बिंदु प्रतीक दो अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों के साथ ब्रैकेट में दर्शाया जाता है। एल्युमिनियम (Al) में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या 3 होती है, इसलिए इसका लूस बिंदु प्रतीक Al के साथ तीन बिंदु है। Al³⁺ आयन एक प्रजाति है जिस पर त्रिधनात्मक आवेश होता है क्योंकि इसने अपने तीन इलेक्ट्रॉनों का दान किया है, इसलिए इसका लूस प्रतीक [Al]³⁺ है। हाइड्रोजन (H) में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या 1 होती है, इसलिए इसका प्रतीक H बिंदु है। H⁻ आयन में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होता है, इसलिए इसका लूस प्रतीक [H]⁻ होता है।

मुख्य बिंदु:

• ऋणायन बनाने पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, जिसे लूस प्रतीक मेंष्ठक के साथ दर्शाते हैं।
• धनायन बनाने पर संयोजी इलेक्ट्रॉन कम हो जाते हैं।
• आयनों के लूस प्रतीकों पर कुल आवेश कोष्टक के बाहर superscript के रूप में लिखा जाता है।

आम गलतियाँ:

• आवेशित प्रजातियों में कोष्टक और आवेश का संकेत भूल जाना।
• इलेक्ट्रॉन जोड़ने या घटाने में गलती करना।
• उदासीन परमाणु और आयन के प्रतीक को एक जैसा लिखना।

Exam Tips:

a) धनायन के लिए इलेक्ट्रॉन घटाकर और ऋणायन के लिए जोड़कर संयोजी इलेक्ट्रॉन निकालें।
b) वर्ग संख्या का सही उपयोग करें।
c) आवेश को हमेशा कोष्टक के बाहर दर्शाएं।

Question 4: निम्नलिखित अणुओं और आयनों के लिए लूस संरचनाएँ बनाएँ : H₂S, SiCl₄, BeF₂, CO₃²⁻, HCOOH

Answer:

लूस संरचनाओं में केंद्रीय परमाणु और आबधित परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के युग्मों को रेखाओं या बिंदुओं द्वारा दर्शाया जाता है। H₂S में सल्फर केंद्रीय परमाणु है जिसके पास दो एकाकी युग्म और दो आबंध युग्म होते हैं। SiCl₄ में सिलिकॉन केंद्रीय परमाणु है जो चार क्लोरीन परमाणुओं से एकल आबंध द्वारा जुड़ा होता है। BeF₂ में बेरिलियम केंद्रीय परमाणु दो फ्लोरीन परमाणुओं के साथ एकल आबंध बनाता है और इसका अष्टक अपूर्ण रहता है। CO₃²⁻ आयन में कार्बन केंद्रीय परमाणु एक द्विआबंध और दो एकल आबंधों द्वारा ऑक्सीजन परमाणुओं से जुड़ा होता है और संपूर्ण संरचना पर 2⁻ आवेश होता है। HCOOH (फार्मिक अम्ल) में एक कार्बन परमाणु हाइड्रोजन और ऑक्सीजन से जुड़ा होता है, जिसमें एक द्विआबंध C=O और एक एकल आबंध C-OH होता है।

मुख्य बिंदु:

• केंद्रीय परमाणु आमतौर पर वह होता है जिसकी विद्युतऋणात्मकता कम होती है।
• सभी परमाणुओं का अष्टक (हाइड्रोजन के लिए द्विक) पूरा करने का प्रयास किया जाता है।
• बहुआबंधों का उपयोग तब किया जाता है जब एकल आबंध से अष्टक पूरा न हो।

आम गलतियाँ:

• एकाकी युग्मों (lone pairs) को छोड़ देना।
• केंद्रीय परमाणु के चयन में गलती करना।
• आयनों पर आवेश को संरचना में दर्शाना भूल जाना।

Exam Tips:

a) कुल संयोजी इलेक्ट्रॉनों की गणना करके ही लूस संरचना बनाना शुरू करें।
b) केंद्रीय परमाणु की पहचान करना सीखें (कम विद्युतऋणी परमाणु)।
c) संरचना बनाने के बाद अष्टक की जाँच अवश्य करें।

Question 5: अष्टक नियम को परिभाषित कीजिए इस नियम के महत्व और सीमाओं को लिखिए।

Answer:

अष्टक नियम के अनुसार, रासायनिक बंधन का इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत कोसल और लूस द्वारा विकसित किया गया था। इस नियम के अनुसार, परमाणु या तो एक परमाणु से दूसरे परमाणु में संयोजी इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण द्वारा या अपने संयोजी कोश में एक अष्टक होने से निकटतम महान गैस विन्यास प्राप्त करने के लिए अपने संयोजी इलेक्ट्रॉनों को साझा करके जुड़ सकते हैं। यह नियम तत्वों की प्रवृत्ति के आधार पर रासायनिक बंधों के निर्माण की सफलता पूर्वक व्याख्या करता है। हालांकि, इसकी कुछ सीमाएँ हैं। पहली सीमा यह है कि यह नियम अणुओं के आकार और सापेक्ष स्थिरता की व्याख्या करने में विफल रहता है। दूसरी सीमा यह है कि यह उत्कृष्ट गैसों की निष्क्रियता पर आधारित है, लेकिन कुछ उत्कृष्ट गैसें जैसे ज़ेनॉन और क्रिप्टन यौगिक बनाती हैं जैसे XeF₂ आदि। तीसरी सीमा यह है कि विषम संख्या में इलेक्ट्रॉनों वाले अणु में सभी परमाणुओं के लिए अष्टक नियम संतुष्ट नहीं होता है, जैसे NO और NO₂। चौथी सीमा यह है कि यह उन यौगिकों पर लागू नहीं होता जिनमें केंद्रीय परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों की संख्या आठ से कम हो, जैसे LiCl, BeH₂, AlCl₃।

मुख्य बिंदु:

• अष्टक नियम परमाणुओं द्वारा 8 संयोजी इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने की प्रवृत्ति पर आधारित है।
• यह कई सरल अणुओं के स्थायित्व को समझाने में सहायक है।
• इसके अपवादों में अपूर्ण अष्टक, विषम इलेक्ट्रॉन अणु और अति-अष्टक अणु शामिल हैं।

आम गलतियाँ:

• यह मान लेना कि यह नियम सभी अणुओं पर सार्वभौमिक रूप से लागू होता है।
• अति-अष्टक (expanded octet) वाले यौगिकों को नजरअंदाज करना।
• हाइड्रोजन के मामले में अष्टक की जगह द्विक नियम को भूल जाना।

Exam Tips:

a) अष्टक नियम की परिभाषा के साथ-साथ इसके तीनों मुख्य अपवाद उदाहरण सहित याद रखें।
b) सीमाएँ लिखते समय BeCl₂, PCl₅ और NO जैसे प्रसिद्ध उदाहरण दें।
c) यह वर्णनात्मक प्रश्न अक्सर परीक्षा में पूछा जाता है।

Question 6: आयनिक बंध के निर्माण के लिए अनुकूल कारक लिखिए।

Answer:

एक परमाणु से दूसरे परमाणु में एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण से एक आयनिक आबंध बनता है। इसलिए, आयनिक बंधों का बनना इस बात पर निर्भर करता है कि तटस्थ परमाणु कितनी आसानी से इलेक्ट्रॉनों को खो या प्राप्त कर सकते हैं। बंध का बनना भी बनने वाले यौगिक की जालक ऊर्जा पर निर्भर करता है। इसलिए, आयनिक बंध निर्माण के लिए अनुकूल कारक इस प्रकार हैं: (i) धातु परमाणु की निम्न आयनन एन्थैल्पी ताकि वह आसानी से इलेक्ट्रॉन त्याग सके। (ii) अधातु परमाणु की उच्च इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी ताकि वह आसानी से इलेक्ट्रॉन ग्रहण कर सके। (iii) बनने वाले यौगिक की उच्च जालक ऊर्जा जो आयनिक जालक को स्थायित्व प्रदान करती है।

मुख्य बिंदु:

• धातु की कम आयनन ऊर्जा आयनिक बंध के लिए अनुकूल है।
• अधातु की उच्च इलेक्ट्रॉन बन्धुता (लब्धि एन्थैल्पी) सहायक होती है।
• उच्च जालक ऊर्जा (Lattice Energy) आयनिक क्रिस्टल को स्थायित्व देती है।

आम गलतियाँ:

• आयनन एन्थैल्पी और इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी के प्रभावों को आपस में मिला देना।
• जालक ऊर्जा के महत्व को न समझ पाना।
• केवल इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण को ही सब कुछ मान लेना।

Exam Tips:

a) तीनों अनुकूल कारकों को बिंदुओं (i, ii, iii) में स्पष्ट रूप से लिखें।
b) आयनन ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन लब्धि की दिशा (कम या ज्यादा) सही याद रखें।
c) जालक ऊर्जा का प्रभाव स्पष्ट करना न भूलें।

Question 7: VSEPR मॉडल का उपयोग करते हुए निम्नलिखित अणुओं के आकार पर चर्चा करें: BeCl₂, BCl₃, SiCl₄, AsF₅, H₂S, PH₃

Answer:

VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) मॉडल के अनुसार अणुओं का आकार केंद्रीय परमाणु के चारों ओर उपस्थित इलेक्ट्रॉन युग्मों के बीच प्रतिकिर्णन पर निर्भर करता है। BeCl₂ में केंद्रीय परमाणु पर कोई एकाकी युग्म नहीं होता और दो बंध युग्म होते हैं, अतः इसकी संरचना AB₂ प्रकार की है और इसका आकार रैखिक होता है। BCl₃ में केंद्रीय परमाणु में कोई एकाकी युग्म नहीं होता और तीन आबंध युग्म होते हैं, अतः यह त्रिकोणीय प्लानर है। SiCl₄ में केंद्रीय परमाणु में कोई एकाकी युग्म नहीं होता और चार बंध युग्म होते हैं, अतः इसका आकार चतुष्फलकीय होता है। AsF₅ में कोई एकाकी युग्म नहीं होता और पाँच बंध युग्म होते हैं, अतः आकार त्रिकोणीय द्विपिरामडल है। H₂S में केंद्रीय परमाणु पर एक अकेला जोड़ा (एकाकी युग्म) होता है और दो आबंध जोड़े होते हैं, इसलिए इसकी संरचना वकीय (V-आकार) होती है। PH₃ में केंद्रीय परमाणु पर एक अकेला जोड़ा होता है और तीन आबंध जोड़े होते हैं, इसलिए आकार त्रिकोणीय पिरामिडल होता है।

मुख्य बिंदु:

• VSEPR सिद्धांत इलेक्ट्रॉन युग्मों के आपसी प्रतिकर्षण पर आधारित है।
• एकाकी युग्मों (lone pairs) की उपस्थिति से अणु की ज्यामिति में विकृति आती है।
• बंध युग्मों और एकाकी युग्मों की कुल संख्या से अणु का आकार तय होता है।

आम गलतियाँ:

• एकाकी युग्मों और आबंध युग्मों के प्रतिकर्षण बल के अंतर को नजरअंदाज करना।
• ज्यामिति (geometry) और आकार (shape) को एक ही समझ लेना।
• लोन पेयर की गिनती में गलती करना।

Exam Tips:

a) प्रत्येक अणु के लिए केंद्रीय परमाणु के संयोजी इलेक्ट्रॉन और लोन पेयर निकालें।
b) VSEPR सारणी को अच्छी तरह याद कर लें (जैसे AB₂, AB₃, AB₄ आदि)।
c) आकृति के नाम (रैखिक, त्रिकोणीय, चतुष्फलकीय आदि) सही वर्तनी में लिखें।

Question 8: यद्यपि NH₃ और H₂O अणुओं की ज्यामिति विकृत चतुष्फलकीय होती है, पानी में आबंध कोण अमोनिया की तुलना में कम होता है। विवेचना कीजिए।

Answer:

NH₃ और H₂O की आण्विक ज्यामिति को इस प्रकार दिखाया जा सकता है: NH₃ में केंद्रीय परमाणु (N) में एक अकेला जोड़ा और तीन आबंध जोड़े हैं, जबकि H₂O में, दो एकाकी जोड़े और दो आबंध जोड़े होते हैं। H₂O अणु के ऑक्सीजन परमाणु पर मौजूद दो एकाकी जोड़े दो आबंध जोड़े को पीछे हटाते हैं। यह प्रतिकर्षण एकाकी युग्म तथा नाइट्रोजन परमाणु पर तीन बंध युग्मों के बीच प्रतिकर्षण से अधिक प्रबल होता है। चूंकि H₂O अणु में आबंध युग्मों पर प्रतिकर्षण NH₃ की तुलना में अधिक होता है, पानी में आबंध कोण अमोनिया की तुलना में कम होता है। अमोनिया में आबंध कोण लगभग 107° होता है जबकि जल में यह घटकर लगभग 104.5° रह जाता है।

मुख्य बिंदु:

• एकाकी युग्म-एकाकी युग्म प्रतिकर्षण सबसे अधिक होता है, उसके बाद एकाकी-बंध युग्म और सबसे कम बंध युग्म-बंध युग्म होता है।
• जल में दो एकाकी युग्म होने के कारण अधिक प्रतिकर्षण होता है।
• अधिक प्रतिकर्षण के कारण जल का आबंध कोण अमोनिया से कम हो जाता है।

आम गलतियाँ:

• एकाकी युग्मों की संख्या गलत गिनना।
• प्रतिकर्षण के क्रम (lone pair - lone pair > lone pair - bond pair > bond pair - bond pair) को भूल जाना।
• आबंध कोण के मान गलत लिखना।

Exam Tips:

a) लोन पेयर की संख्या लिखकर स्पष्ट करें कि कहाँ प्रतिकर्षण अधिक है।
b) NH₃ और H₂O के आबंध कोण के सटीक मान (107° और 104.5°) याद रखें।
c) VSEPR सिद्धांत के आधार पर उत्तर की संरचना बनाएं।

Question 9: आबंध प्रबलता को आबंध-कोटि के रूप में आप किस प्रकार व्यक्त करेंगे?

Answer:

आबंध प्रबलता एक अणु बनाने वाले दो परमाणुओं के बीच बंधन की सीमा को दर्शाता है। आबंध ऊर्जा जितनी अधिक होगी, आबंध उतना ही मजबूत होगा और आबंध क्रम (आबंध कोटि) उतना ही अधिक होगा। आबंध कोटि दो परमाणुओं के बीच बंधों की संख्या को व्यक्त करती है। उदाहरण के लिए, एकल आबंध की आबंध कोटि 1, द्विआबंध की 2 और त्रिआबंध की 3 होती है। जैसे-जैसे आबंध कोटि बढ़ती है, परमाणुओं के बीच का आकर्षण बढ़ता है, जिससे आबंध लंबाई कम होती है और आबंध एन्थैल्पी (प्रबलता) बढ़ती है।

मुख्य बिंदु:

• आबंध कोटि सीधे आबंध प्रबलता के समानुपाती होती है।
• उच्च आबंध कोटि का अर्थ है मजबूत और छोटा आबंध।
• यह आण्विक कक्षीय सिद्धांत या लूस संरचनाओं से निकाली जाती है।

आम गलतियाँ:

• आबंध लंबाई और आबंध प्रबलता के संबंध को उल्टा समझ लेना।
• आबंध कोटि को केवल बंधों की गिनती मानना और जटिल अणुओं में भ्रमित होना।
• इकाइयों का ध्यान न रखना।

Exam Tips:

a) स्पष्ट रूप से लिखें कि आबंध कोटि बढ़ने पर आबंध प्रबलता बढ़ती है।
b) एकल, द्वि और त्रि आबंध के उदाहरण दें।
c) यह संक्षिप्त अवधारणात्मक प्रश्न है।

Question 10: आबंध लंबाई की परिभाषा दीजिए।

Answer:

आबंध की लंबाई को एक अणु में दो आबंधित परमाणुओं के नाभिक के बीच साम्य दूरी के रूप में परिभाषित किया गया है। आबंध की लंबाई एंगस्ट्रॉम (10⁻¹⁰ मी) या पिकोमीटर (10⁻¹² मी) के रूप में व्यक्त की जाती है और स्पेक्ट्रोस्कोपिक एक्स-रे विवर्तन और इलेक्ट्रॉन-विवर्तन तकनीकों द्वारा मापी जाती है। एक आयनिक यौगिक में, आबंध की लंबाई गठित परमाणुओं (d = r₊ + r₋) के आयनिक त्रिज्या का योग है। एक सहसंयोजक यौगिक में, यह उनकी सहसंयोजक त्रिज्याओं (d = rₐ + rᵦ) का योग होता है।

मुख्य बिंदु:

• आबंध लंबाई दो जुड़े हुए परमाणुओं के नाभिकों के बीच की संतुलन दूरी है।
• इसे पिकोमीटर या एंगस्ट्रॉम में मापा जाता है।
• यह सहसंयोजक त्रिज्याओं या आयनिक त्रिज्याओं के योग के बराबर होती है।

आम गलतियाँ:

• परमाणु की त्रिज्या और आबंध लंबाई को एक ही मान लेना।
• आयनिक और सहसंयोजक त्रिज्या के सूत्रों में अंतर न करना।
• सही मात्रक (pm या Å) न लिखना।

Exam Tips:

a) परिभाषा सटीक और वैज्ञानिक शब्दों में लिखें।
b) आयनिक और सहसंयोजक अणुओं के लिए सूत्र (d = rₐ + rᵦ) अवश्य दर्शाएं।
c) विवर्तन तकनीकों का उल्लेख करना न भूलें।

Question 11: CO₃²⁻ आयन के संदर्भ में अनुनाद के विभिन्न पहलुओं को स्पष्ट कीजिए।

Answer:

प्रयोगिक निष्कर्षों के अनुसार, सभी कार्बन से ऑक्सीजन बॉन्ड CO₃²⁻ समतुल्य हैं। इसलिए, दो एकल आबंध और एक द्विआबंध वाले एकल लूस संरचना द्वारा CO₃²⁻ आयन को प्रदर्शित करना अपर्याप्त है। इसलिए, कार्बोनेट आयन को निम्नलिखित संरचनाओं के अनुनाद संकर के रूप में वर्णित किया गया है। अनुनाद के कारण, कार्बन-ऑक्सीजन आबंध लंबाई न तो पूरी तरह से एकल आबंध जैसी होती है और न ही पूरी तरह से द्विआबंध जैसी, बल्कि एक मध्यवर्ती मान रखती है। सभी तीनों आबंधों की लंबाई समान (लगभग 129 pm) होती है, जो अनुनाद के स्थायित्व को दर्शाती है।

मुख्य बिंदु:

• अनुनाद संरचनाएं किसी एक लूस संरचना से पूरे अणु के गुण नहीं समझा पातीं।
• वास्तविक अणु सभी अनुनाद संकर (resonance hybrid) का रूप होता है।
• CO₃²⁻ में सभी C-O आबंध लंबाई समान होती हैं।

आम गलतियाँ:

• अनुनाद संरचनाओं को वास्तविक अणुओं का तेजी से बदलना हुआ रूप समझना।
• द्वि-तीर (↔) के निशान का सही उपयोग न करना।
• आबंध लंबाई को अलग-अलग मान लेना।

Exam Tips:

a) तीनों अनुनाद संरचनाओं को तीर के निशान के साथ बनाकर दिखाएं।
b) संकर संरचना (hybrid structure) का महत्व स्पष्ट करें।
c) प्रायोगिक प्रमाण (समान आबंध लंबाई) का उल्लेख जरूर करें।

Question 12: नीचे दी गई संरचनाओं (1 तथा 2) द्वारा H₃PO₃ को प्रदर्शित किया गया है। क्या ये संरचनाएँ H₃PO₃ के अनुनाद संकर के विहित रूपों में माने जा सकते हैं? यदि नहीं, तो उसका कारण बताइए।

Answer:

दी गई संरचनाओं को H₃PO₃ के अनुनाद संकर के विहित रूपों में नहीं लिया जा सकता क्योंकि परमाणुओं की स्थिति बदल गई है। अनुनाद संरचनाओं में केवल इलेक्ट्रॉनों का पुनर्वितरण (विस्थापन) होता है, परमाणु अपनी जगह से नहीं बदलते हैं। चूँकि संरचना (1) और (2) में हाइड्रोजन या ऑक्सीजन परमाणुओं के नाभिक अपनी मूल स्थिति से विस्थापित हो चुके हैं, इसलिए ये अनुनाद रूप नहीं बल्कि अलग-अलग समावयवी (tautomers या isomers) हैं।

मुख्य बिंदु:

• अनुनाद के लिए परमाणुओं की मूल स्थितियाँ स्थिर रहनी चाहिए।
• केवल पाई इलेक्ट्रॉनों या एकाकी युग्मों का विस्थापन अनुनाद कहलाता है。
• परमाणुओं की स्थिति बदलना समावयवता को दर्शाता है।

आम गलतियाँ:

• किसी भी दो मिलती-जुलती संरचनाओं को अनुनाद मान लेना।
• परमाणुओं के स्थान परिवर्तन और इलेक्ट्रॉन के स्थान परिवर्तन में अंतर न समझना।

Exam Tips:

a) अनुनाद की मूल शर्त याद रखें - "परमाणु अपनी जगह स्थिर रहने चाहिए।"
b) कारण स्पष्ट रूप से लिखें कि यहाँ परमाणुओं की स्थिति बदल रही है।
c) यह वैचारिक प्रश्न परीक्षा में अक्सर भ्रमित करने के लिए पूछा जाता है।

Question 13: SO₃, NO₂ तथा NO₃⁻ की अनुनाद-संरचनाएँ लिखिए।

Answer:

SO₃ के लिए सल्फर के चारों ओर ऑक्सीजन परमाणु द्विआबंध और एकल आबंध द्वारा जुड़ते हैं और इसकी कई समतुल्य अनुनाद संरचनाएँ बनती हैं जिनमें सल्फर और ऑक्सीजन के बीच पाई आबंध विलोकमीकृत होते हैं। NO₂ (नाइट्रोजन डाइऑक्साइड) एक विषम इलेक्ट्रॉन अणु है, जिसके लिए दो प्रमुख अनुनाद संरचनाएँ बनाई जाती हैं जिनमें नाइट्रोजन पर एक विषम इलेक्ट्रॉन या मूलक होता है और ऑक्सीजन परमाणुओं के साथ द्विआबंध और एकल आबंध बदलते रहते हैं। NO₃⁻ (नाइलिट्रेट आयन) में नाइट्रोजन केंद्रीय परमाणु होता है जो तीन ऑक्सीजन परमाणुओं से जुड़ा होता है, और इसके लिए तीन समतुल्य अनुनाद संरचनाएँ होती हैं जिनमें ऋणावेश अलग-अलग ऑक्सीजन पर घूमता रहता है।

मुख्य बिंदु:

• अनुनाद संरचनाओं में पाई इलेक्ट्रॉनों का विलोकनीकरण (delocalization) होता है।
• समतुल्य अनुनाद संरचनाएं अणु को अत्यधिक स्थायित्व प्रदान करती हैं।
• आवेश और कुल इलेक्ट्रॉनों की संख्या सभी अनुनाद रूपों में समान होनी चाहिए।

आम गलतियाँ:

• अनुनाद संरचनाओं में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या गलत गिनना।
• तीरों का गलत उपयोग करना।
• अष्टक नियम का उल्लंघन करने वाले रूपों को गलत बनाना।

Exam Tips:

a) SO₃ और NO₃⁻ की तीनों समतुल्य संरचनाएं अभ्यास करके जाएं।
b) द्वि-दिशात्मक तीर (↔) का उपयोग करना न भूलें।
c) फॉर्मल चार्ज (औपचारिक आवेश) की गणना का ध्यान रखें।

Question 14: निम्नलिखित परमाणुओं के बीच धनआयन और ऋणायन बनाने के लिए इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण दिखाने के लिए लूस प्रतीकों का उपयोग करें: (a) K और S (b) Ca और O (c) Al और N

Answer:

K और S के लिए: पोटेशियम (K) का विन्यास 2,8,8,1 है और सल्फर (S) का 2,8,6 है। सल्फर को अपना अष्टक पूर्ण करने के लिए 2 इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है, जबकि प्रत्येक पोटेशियम के पास 1 अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होता है। इसलिए, दो K परमाणु अपने दो इलेक्ट्रॉन एक S परमाणु को स्थानांतरित करते हैं जिससे K⁺ और S²⁻ बनते हैं। Ca और O के लिए: कैल्शियम (2,8,8,2) अपने दो इलेक्ट्रॉन ऑक्सीजन (2,6) को स्थानांतरित करता है जिससे Ca²⁺ और O²⁻ बनते हैं। Al और N के लिए: एल्युमिनियम (2,8,3) अपने 3 संयोजी इलेक्ट्रॉन नाइट्रोजन (2,5) को स्थानांतरित करता है जिससे Al³⁺ और N³⁻ आयन बनते हैं।

मुख्य बिंदु:

• आयनिक बंध इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानांतरण से बनता है।
• धातु इलेक्ट्रॉन त्यागकर धनायन बनाते हैं, अधातु ग्रहण करके ऋणायन बनाते हैं。
• बनने वाले यौगिक में कुल धन आवेश और ऋण आवेश बराबर होना चाहिए।

आम गलतियाँ:

• इलेक्ट्रॉनों की संख्या का संतुलन गलत करना (जैसे एक K से काम चलाना)।
• लूस बिंदुओं और तीरों को स्पष्ट रूप से न दर्शाना।
• आयनों पर सही आवेश न लिखना।

Exam Tips:

a) स्थानांतरण दिखाने के लिए तीरों (→) का स्पष्ट प्रयोग करें।
b) दोनों परमाणुओं के संयोजी इलेक्ट्रॉन बिंदुओं से दिखाएं।
c) परिणामी आयनों पर आवेश (जैसे K⁺, S²⁻) जरूर लिखें।

Question 15: हालाँकि CO₂ और H₂O दोनों त्रिपरमाणुक अणु हैं, H₂O अणु का आकार बंकित है जबकि CO₂ रैखिक है। इसे द्विध्रुव आघूर्ण के आधार पर समझाइए।

Answer:

प्रायोगिक परिणामों के अनुसार, कार्बन डाइऑक्साइड का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य होता है। यह तभी संभव है जब अणु रेखीय हो ताकि C-O आबंधों के द्विध्रुव आघूर्ण बराबर हों और एक दूसरे को निष्प्रभावी करने के विपरीत हों। परिणामी द्विध्रुव आघूर्ण μ = 0 D होता है। दूसरी ओर, H₂O का द्विध्रुव आघूर्ण मान 1.84 D है (यद्यपि यह भी CO₂ के रूप में एक त्रिपरमाणुक अणु है)। द्विध्रुव आघूर्ण का मान बताता है कि H₂O अणु की संरचना मुड़ी हुई है जहाँ O-H आबंधों का द्विध्रुव आघूर्ण असमान है और एक-दूसरे को पूरी तरह रद्द नहीं कर पाता।

मुख्य बिंदु:

• रैखिक अणु CO₂ में द्विध्रुव आघूर्ण एक-दूसरे को निरस्त कर देते हैं (μ = 0)।
• बंकित (bent) अणु H₂O में आबंध आघूर्ण जुड़ जाते हैं जिससे कुल द्विध्रुव आघूर्ण शून्य नहीं होता。
• द्विध्रुव आघूर्ण की सहायता से अणुओं की ज्यामिति तय की जाती है।

आम गलतियाँ:

• यह मान लेना कि सभी त्रिपरमाणुक अणुओं की संरचना एक जैसी होती है।
• सदिश योग के नियमों को नजरअंदाज करना।
• शून्य द्विध्रुव आघूर्ण का कारण गलत बताना।

Exam Tips:

a) सदिश निरूपण (arrows) बनाकर दिखाएं कि कैसे CO₂ में द्विध्रुव रद्द होते हैं।
b) H₂O के द्विध्रुव आघूर्ण का मान (1.84 D) याद रखें।
c) ज्यामिति और द्विध्रुव आघूर्ण के संबंध को स्पष्ट लिखें।

Question 16: द्विध्रुव आघूर्ण के महत्वपूर्ण अनुप्रयोग बताएँ।

Answer:

द्विध्रुव आघूर्ण के कई महत्वपूर्ण अनुप्रयोग हैं। पहला, यह अणुओं की ध्रुवीयता मापने में काम आता है; इसके द्वारा हम ध्रुवीय और गैर-ध्रुवीय बंधों के बीच अंतर कर सकते हैं क्योंकि सभी गैर-ध्रुवीय अणुओं (जैसे H₂, O₂) में शून्य द्विध्रुव आघूर्ण होता है। दूसरा, यह अणुओं की ज्यामिति (आकार) निर्धारित करने में मदद करता है, जैसे यह तय करना कि अणु रैखिक है या कोणीय (बंकित)। तीसरा, यह कार्बनिक यौगिकों में समवयویओं (जैसे समपक्ष और विपक्ष रूप) की पहचान करने में अत्यंत उपयोगी है। चौथा, यह किसी अणु में आबंध के आयनिक प्रतिशत की गणना करने में भी सहायक होता है।

मुख्य बिंदु:

• द्विध्रुव आघूर्ण अणुओं की ध्रुवता (polarity) की माप है।
• यह सममित और असममित अणुओं की संरचना का पता लगाने में मदद करता है।
• यह cis और trans समवयी यौगिकों में अंतर करने में काम आता है।

आम गलतियाँ:

• केवल ध्रुवीयता बताना और ज्यामिति निर्धारण का उल्लेख न करना।
• μ की इकाई (Debye) भूल जाना।
• समवयवी यौगिकों पर इसका प्रभाव न समझ पाना।

Exam Tips:

a) अनुप्रयोगों को बिंदुओं में लिखें ताकि परीक्षा में अच्छे अंक मिलें।
b) ध्रुवीयता, ज्यामिति और प्रतिशत आयनिक लक्षण जैसे मुख्य बिंदु जरूर शामिल करें।
c) इसकी इकाई 'Debye' का उल्लेख अवश्य करें।

Question 17: विद्युत्-ऋणात्मकता को परिभाषित कीजिए। यह इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी से किस प्रकार भिन्न है?

Answer:

वैद्युतीऋणात्मकता एक रासायनिक परिसर में एक परमाणु की क्षमता है जो इलेक्ट्रॉनों की एक आबंध जोड़ी को अपनी ओर आकर्षित करती है। किसी दिए गए तत्व की वैद्युतीऋणात्मकता स्थिर नहीं होती है। यह उस तत्व के अनुसार बदलता रहता है जिससे यह आबंधित है। यह मापने योग्य मात्रा नहीं है। यह केवल एक सापेक्ष संख्या है। दूसरी ओर, इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी वह एन्थैल्पी परिवर्तन है जो तब होता है जब एक तटस्थ गैसीय परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ने के लिए जोड़ा जाता है। इलेक्ट्रॉन जोड़े या हटाए जाने के आधार पर यह ऋणात्मक या धनात्मक हो सकता है। एक तत्व में इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी का एक स्थिर मान होता है जिसे प्रयोगात्मक रूप से मापा जा सकता है।

मुख्य बिंदु:

• विद्युत्-ऋणात्मकता एक आबंधित अणु में साझा इलेक्ट्रॉन युग्म को आकर्षित करने की सापेक्ष प्रवृत्ति है।
• इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी एक विलगित गैसीय परमाणु द्वारा इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने पर उत्सर्जित या अवशोषित ऊर्जा है।
• विद्युत्-ऋणात्मकता कोई ऊर्जा नहीं है बल्कि एक संख्यात्मक पैमाना है, जबकि इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी एक ऊर्जा परिवर्तन है।

आम गलतियाँ:

• दोनों शब्दों को एक ही मान लेना।
• विद्युत्-ऋणात्मकता को ऊर्जा की इकाई में मापना।
• यह भूल जाना कि विद्युत्-ऋणात्मकता एक सापेक्ष गुण है जबकि इलेक्ट्रॉन लब्धि एक प्रायोगिक ऊर्जा मान है।

Exam Tips:

a) दोनों की परिभाषा स्पष्ट रूप से अलग-अलग लिखें।
b) मुख्य अंतर (सापेक्ष गुण बनाम ऊर्जा परिवर्तन) को हाइलाइट करें।
c) यह अंतर स्पष्ट करने वाला प्रश्न बहुत महत्वपूर्ण है।

Question 18: उपयुक्त उदाहरण की सहायता से ध्रुवीय सहसंयोजक बंध की व्याख्या कीजिए।

Answer:

जब अलग-अलग वैद्युतीऋणात्मकता वाले दो असमान परमाणु एक सहसंयोजक आबंध बनाने के लिए गठबंधन करते हैं, तो इलेक्ट्रॉनों की बंधन जोड़ी समान रूप से साझा नहीं होती है। आबंध जोड़ी अधिक वैद्युतीऋणात्मकता वाले परमाणु के नाभिक की ओर विस्थापित होती है। नतीजतन, इलेक्ट्रॉन वितरण विकृत हो जाता है और इलेक्ट्रॉन क्लाउड वैद्युतीऋणात्मकता परमाणु की ओर विस्थापित हो जाता है। नतीजतन, वैद्युतीऋणात्मकता परमाणु थोड़ा ऋणात्मकता रूप से चार्ज हो जाता है जबकि दूसरा परमाणु थोड़ा धनात्मक रूप से चार्ज हो जाता है। इस प्रकार, अणु में विपरीत ध्रुव विकसित होते हैं और इस प्रकार के आबंध को ध्रुवीय सहसंयोजक आबंध कहा जाता है। HCl, उदाहरण के लिए, एक ध्रुवीय सहसंयोजक आबंध होता है। हाइड्रोजन परमाणु की तुलना में क्लोरीन परमाणु अधिक विद्युतीय है। इसलिए, आबंध जोड़ी क्लोरीन की ओर स्थित है और इसलिए, यह आंशिक ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेती है।

मुख्य बिंदु:

• ध्रुवीय सहसंयोजक बंध असमान विद्युतऋणात्मकता वाले परमाणुओं के बीच बनता है।
• साझा इलेक्ट्रॉन युग्म अधिक विद्युत्-ऋणी परमाणु की ओर आकर्षित होता है।
• इससे आंशिक धनात्मक (δ⁺) और आंशिक ऋनात्मक (δ⁻) आवेश उत्पन्न होते हैं।

आम गलतियाँ:

• पूर्ण आयनिक आवेश (⁺ और ⁻) और आंशिक आवेश (δ⁺ और δ⁻) में अंतर न करना।
• HCl जैसे उदाहरण में गलत परमाणु पर ऋणावेश दिखा देना।
• इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानांतरण और विस्थापन को भ्रमित करना।

Exam Tips:

a) HCl का उदाहरण देकर आंशिक आवेश (δ) चिन्हों के साथ समझाएं।
b) विद्युतऋणात्मकता के अंतर को मुख्य कारण के रूप में बताएं।
c) चित्र या संरचना में आंशिक आवेश दर्शाना न भूलें।

Question 19: निम्नलिखित अणुओं को आबंधों की बढ़ती आयनिक प्रकृति के क्रम में लिखिए: LiF, K₂O, N₂, SO₂ और ClF₃.

Answer:

एक अणु में आयनिक अभिलक्षण गठित परमाणुओं के बीच वैद्युतीऋणात्मकता अंतर पर निर्भर करता है। अंतर जितना अधिक होगा, अणु का आयनिक गुण उतना ही अधिक होगा। इस आधार पर दिए गए अणुओं में आयनिक गुण के बढ़ने का क्रम है: N₂ < SO₂ < ClF₃ < K₂O < LiF. नाइट्रोजन (N₂) एक समनाभिकीय अणु है अतः इसका विद्युत्-ऋणात्मकता अंतर शून्य (आयनिक गुण न्यूनतम) है। इसके बाद SO₂ और ClF₃ आते हैं जिनमें ध्रुवता बढ़ती है। K₂O और LiF में लिथियम और पोटेशियम (धातुओं) की उपस्थिति के कारण वैद्युतीऋणात्मकता का अंतर बहुत अधिक होता है, जिससे LiF में आयनिक गुण सर्वाधिक होता है।

मुख्य बिंदु:

• आयनिक प्रकृति सीधे तौर पर परमाणुओं की विद्युतऋणात्मकता के अंतर पर निर्भर करती है।
• समनाभिकीय अणुओं (जैसे N₂) में आयनिक गुण शून्य होता है।
• धातु और अधातु के यौगिकों (जैसे LiF, K₂O) में आयनिक गुण सबसे अधिक होता है।

आम गलतियाँ:

• बढ़ते और घटते क्रम में भ्रमित होना।
• विद्युतऋणात्मकता के अंतर को सही से न आंक पाना।
• समनाभिकीय और विषमनाभिकीय अणुओं के अंतर को नजरअंदाज करना।

Exam Tips:

a) फॉन्स नियम (Fajan's rule) या विद्युतऋणात्मकता अंतर के नियम का स्मरण करें।
b) क्रम को हमेशा प्रश्न के अनुसार (बढ़ता हुआ: <) ही व्यवस्थित करें।
c) LiF और K₂O जैसे अत्यधिक आयनिक यौगिकों को अंत में रखें।

Question 20: CH₃COOH की नीचे दी गई ढाँचा-संरचना सही है, परंतु कुछ आबंध त्रुटिपूर्ण दर्शाए गए हैं। ऐसिटिक अम्ल की सही लूस-संरचना लिखिए।

Answer:

ऐसिटिक अम्ल (CH₃COOH) के लिए सही लूस संरचना में केंद्रीय कार्बन परमाणुओं और अन्य परमाणुओं के बीच संयोजकता पूरी होनी चाहिए। मिथाइल समूह (-CH₃) का कार्बन तीन हाइड्रोजन परमाणुओं और दूसरे कार्बोक्सिलिक कार्बन से एकल आबंध द्वारा जुड़ा होता है। कार्बोक्सिलिक कार्बन परमाणु एक ऑक्सीजन परमाणु से द्विआबंध (C=O) द्वारा और दूसरे ऑक्सीजन परमाणु से एकल आबंध (C-OH) द्वारा जुड़ा होता है। ऑक्सीजन परमाणुओं पर उनके अष्टक को पूरा करने के लिए उपयुक्त एकाकी युग्म (lone pairs) दर्शाए जाने चाहिए। इस प्रकार, त्रुटिपूर्ण आबंधों को सुधार कर सही लूस संरचना बनाई जाती है।

मुख्य बिंदु:

• कार्बोक्सिलिक समूह में एक C=O द्विआबंध और एक C-OH एकल आबंध होता है।
• सभी हाइड्रोजन परमाणुओं के द्विक और कार्बन व ऑक्सीजन के अष्टक पूरे होने चाहिए।
• ऑक्सीजन पर एकाकी युग्म (lone pairs) दर्शाना आवश्यक है।

आम गलतियाँ:

•ऑक्सीजन पर एकाकी युग्मों को छोड़ देना।
• कार्बन की संयोजकता 4 से अधिक या कम कर देना।
• द्विआबंध की स्थिति गलत कार्बन या ऑक्सीजन के बीच दर्शाना।

Exam Tips:

a) प्रकार्यق समूह (functional group -COOH) की सही संरचना याद रखें।
b) प्रत्येक परमाणु की संयोजकता (C की 4, O की 2, H की 1) की जाँच करें।
c) लूस संरचना बनाते समय इलेक्ट्रॉनों के युग्मों को स्पष्ट दिखाएं।

Question 21: चतुष्फलकीय ज्यामिति के अलावा CH₄ अणु की एक और संभव ज्यामिति वर्ग-समतली है, जिसमें हाइड्रोजन के चार परमाणु एक वर्ग के चार कोनों पर होते हैं। व्याख्या कीजिए कि CH₄ की अणु वर्ग-समतली नहीं होती है।

Answer:

कार्बन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s² 2s² 2p² है। उत्तेजित अवस्था में, कार्बन की कक्षीय तस्वीर में 2s और 2p कक्षक मिलकर sp³ संकरण द्वारा चार चतुष्फलकीय कक्षक बनाते हैं, जिससे CH₄ चतुष्फलकीय आकार ग्रहण कर लेता है। वर्ग समतली आकार के लिए, केंद्रीय परमाणु का संकरण dsp² होना चाहिए। हालाँकि, कार्बन के एक परमाणु में dsp² संकरण से गुजरने के लिए d-कक्षक नहीं होते हैं। अतः CH₄ की संरचना वर्ग समतली नहीं हो सकती है। इसके अलावा, चतुष्फलकीय आकार में 90 डिग्री के आबंध कोण के साथ, CH₄ की स्थिरता बॉन्ड जोड़े के बीच प्रतिकर्षण के कारण बहुत कम होगी। इसलिए, VSEPR सिद्धांत भी CH₄ के लिए चतुष्फलकीय संरचना का समर्थन करता है।

मुख्य बिंदु:

• कार्बन के पास संयोजी कोश में d-कक्षक नहीं होते, इसलिए यह dsp² संकरण नहीं दर्शा सकता।
• मीथेन (CH₄) में sp³ संकरण होता है जिससे चतुष्फलकीय ज्यामिति बनती है।
• वर्ग समतली ज्यामिति में 90° का कोण होने से अत्यधिक प्रतिकर्षण होता है।

आम गलतियाँ:

• कार्बन के पास d-कक्षक की अनुपस्थिति को भूल जाना।
• संकरण (sp³ बनाम dsp²) की अवधारणा को भ्रमित करना।
• आबंध कोण और प्रतिकर्षण के प्रभाव को नजरअंदाज करना।

Exam Tips:

a) कार्बन के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में d-कक्षकों के न होने का मुख्य कारण दें।
b) sp³ संकरण और चतुष्फलकीय ज्यामिति का संबंध स्पष्ट करें।
c) यह एक महत्वपूर्ण तार्किक प्रश्न है।

Question 22: यद्यपि BeH₂ आबंध ध्रुवीय है, तथापि BeH₂ अणु का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य है। स्पष्ट कीजिए।

Answer:

BeH₂ के लिए लूस संरचना इस प्रकार है: H:Be:H. केंद्रीय परमाणु (Be) पर कोई अकेला जोड़ा नहीं है और दो आबंध जोड़े हैं। अतः BeH₂, AB₂ प्रकार का है। इसकी एक रैखिक संरचना है। प्रत्येक H-Be बंध के द्विध्रुव आघूर्ण समान होते हैं और विपरीत दिशाओं में होते हैं, इसलिए वे एक दूसरे को शून्य कर देते हैं। इस प्रकार, BeH₂ का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य है।

मुख्य बिंदु:

• आबंध ध्रुवीय हो सकते हैं यदि विद्युतऋणात्मकता में अंतर हो, लेकिन अणु का कुल द्विध्रुव आघूर्ण उसकी ज्यामिति पर निर्भर करता है।
• रैखिक संरचना के कारण दोनों बंधों के आघूर्ण विपरीत दिशा में एक-दूसरे को निरस्त कर देते हैं।
• सममित ज्यामिति वाले अणुओं का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य होता है।

आम गलतियाँ:

• ध्रुवीय आबंध होने का मतलब हमेशा अणु को ध्रुवीय मान लेना।
• रैखिक ज्यामिति और सदिश निरूपण को न समझना।
• एकाकी युग्मों की उपस्थिति को गलत मान लेना।

Exam Tips:

a) स्पष्ट रूप से बताएं कि व्यक्तिगत आबंध ध्रुवीय हैं लेकिन सदिश योग शून्य है।
b) BeH₂ की रैखिक ज्यामिति (180°) का उल्लेख करें।
c) CO₂ के समान तर्क यहाँ भी लागू होता है।

Question 23: NH₃ तथा NF₃ में किस अणु का द्विध्रुव-आघूर्ण अधिक है और क्यों?

Answer:

दोनों अणुओं अर्थात NH₃ और NF₃ में, केंद्रीय परमाणु (N) में एक अकेला इलेक्ट्रॉन युग्म है और तीन आबंध जोड़े हैं। इसलिए, दोनों अणुओं में एक पिरामिड आकार होता है। चूंकि फ्लोरीन हाइड्रोजन की तुलना में अधिक विद्युतीय है, इसलिए यह उम्मीद की जाती है कि NF₃ का शुद्ध द्विध्रुव आघूर्ण NH₃ से अधिक है। हालाँकि, NH₃ का (1.46 D) का शुद्ध द्विध्रुवीय क्षण NF₃ (0.24 D) से अधिक है। इसे NF₃ और NH₃ में प्रत्येक व्यक्तिगत आबंध के द्विध्रुवीय क्षणों की दिशाओं के आधार पर समझाया जा सकता है। इन दिशाओं को इस प्रकार दिखाया जा सकता है: इस प्रकार, N-H आबंध का परिणामी पल अकेला जोड़ी (दो एक ही दिशा में) के आबंध पल तक जोड़ता है, जबकि तीन N-F आबंध आंशिक रूप से अकेले जोड़ी के आवेग को स्थगित कर देते हैं। अतः NF₃ का शुद्ध द्विध्रुव आघूर्ण NH₃ से कम होता है।

मुख्य बिंदु:

• NH₃ और NF₃ दोनों का आकार पिरामिडल होता है और दोनों में एकाकी युग्म होता है।
• NH₃ में आबंध द्विध्रुव और एकाकी युग्म द्विध्रुव एक ही दिशा में जुड़ जाते हैं।
• NF₃ में फ्लोरिन की उच्च विद्युतऋणात्मकता के कारण आबंध द्विध्रुव एकाकी युग्म के विपरीत दिशा में काम करता है, जिससे परिणामी आघूर्ण घट जाता है।

आम गलतियाँ:

• केवल विद्युतऋणात्मकता देखकर यह सोच लेना कि NF₃ का द्विध्रुव आघूर्ण अधिक होगा।
• सदिशों की दिशा (vectors direction) का ध्यान न रखना।
• मानों (1.46 D और 0.24 D) को उल्टा याद रखना।

Exam Tips:

a) यह रसायन विज्ञान का बहुत प्रसिद्ध प्रश्न है, इसके सदिश आरेख की अच्छी तरह प्रैक्टिस करें।
b) नाइट्रोजन और हाइड्रोजन/फ्लोरिन के बीच विद्युतऋणात्मकता के प्रभाव को समझाएं।
c) NH₃ का द्विध्रुव आघूर्ण अधिक होने का कारण स्पष्ट लिखें।

Question 24: परमाणु-कक्षकों के संकरण से आप क्या समझते हैं? sp, sp² तथा sp³ संकर कक्षकों की आकृति का वर्णन कीजिए।

Answer:

संकरण को थोड़ी भिन्न ऊर्जाओं के परमाणु कक्षकों के एक समूह के अंतःमिश्रण के रूप में परिभाषित किया जाता है, जिससे समतुल्य ऊर्जा और आकार वाले कक्षकों का एक नया समूह बनता है। उदाहरण के लिए, 2s-कक्षकों कार्बन के दो 2p-कक्षकों के साथ संकरण करके तीन नए sp² संकर कक्षक बनाता है। इन संकर कक्षकों में उनके इलेक्ट्रॉन जोड़े के बीच न्यूनतम प्रतिकर्षण होता है और इस प्रकार, अधिक स्थिर होते हैं। संकरण अणु की ज्यामिति को इंगित करने में मदद करता है। sp संकर कक्षक का एक रैखिक आकार होता है। वे s और p कक्षकों के मिश्रण द्वारा बनते हैं। sp² संकर कक्षक का आकार एक s-कक्षक और दो p-कक्षक के मिश्रण के परिणामस्वरूप बनते हैं। संकर कक्षक त्रिकोणीय आकार व्यवस्था में उन्मुख होते हैं (आबंध कोण 120°)। sp³ संकर कक्षकों का आकार एक s-कक्षक को तीन p-कक्षकों के साथ मिलाने से चार sp³ संकर कक्षक बनते हैं। चार sp³ संकर कक्षकों को चतुष्फलक के रूप में इस प्रकार व्यवस्थित किया जाता है कि आबंध कोण 109.5° होता है।

मुख्य बिंदु:

• संकरण समान ऊर्जा के लगभग बराबर कक्षकों का आपस में मिलकर नए समतुल्य कक्षक बनाने की प्रक्रिया है।
• sp संकरण रैखिक (180°), sp² त्रिकोणीय समतलीय (120°) और sp³ चतुष्फलकीय (109.5°) होता है।
• संकरण से बने कक्षक अधिक स्थायी और निश्चित दिशा वाले होते हैं।

आम गलतियाँ:

• विभिन्न ऊर्जा स्तर के कक्षकों का संकरण करा देना।
• आबंध कोणों के मान गलत लिखना।
• कक्षकों की आकृतियों (रेखिक, त्रिकोणीय, चतुष्फलकीय) को आपस में मिला देना।

Exam Tips:

a) संकरण की परिभाषा स्पष्ट और मानक शब्दों में लिखें।
b) तीनों प्रकार के संकरण (sp, sp², sp³) के आबंध कोण और आकृतियाँ तालिका या बिंदुओं में दें।
c) यह एक दीर्घ उत्तरीय प्रश्न है, इसलिए आकृतियों का वर्णन अच्छे से करें।

Question 25: निम्नलिखित अभिक्रिया में Al परमाणु की संकरण-अववस्था में परिवर्तन (यदि होता है, तो) को समझाइए- AlCl₃ + Cl⁻ → AlCl₄⁻

Answer:

मूल अवस्था में एल्युमिनियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 3s² 3p¹ होता है। उत्तेजित अवस्था में एल्युमिनियम का एक 3s इलेक्ट्रॉन 3p कक्षक में चला जाता है जिससे विन्यास 3s¹ 3p² हो जाता है। इसलिए, यह त्रिकोणीय आकार व्यवस्था (AlCl₃ में) देने के लिए sp² संकरण से गुजरता है। AlCl₄⁻ बनाने के लिए खाली 3p_z कक्षक भी शामिल होता है और संकरण sp² से sp³ में बदल जाता है। नतीजतन, आकार चतुष्फलकीय में बदल जाता है।

मुख्य बिंदु:

• AlCl₃ में एल्युमिनियम का संकरण sp² होता है और आकार त्रिकोणीय समतलीय होता है।
• Cl⁻ आयन के साथ उपसहसंयोजक बंध बनाने पर खाली p कक्षक प्रयुक्त होता है।
• AlCl₄⁻ बनने पर संकरण sp² से बदलकर sp³ हो जाता है और ज्यामिति चतुष्फलकीय हो जाती है।

आम गलतियाँ:

• रिक्त कक्षकों की भूमिका को नजरअंदाज करना।
• संकरण परिवर्तन (sp² से sp³) को गलत बताना।
• ज्यामिति में परिवर्तन न दर्शाना।

Exam Tips:

a) अभिक्रिया से पहले और बाद की अवस्था का संकरण स्पष्ट लिखें।
b) AlCl₃ (sp²) और AlCl₄⁻ (sp³) की तुलना करें।
c) उपसहसंयोजक बंधन की भूमिका का उल्लेख करें।

Question 26: क्या निम्नलिखित अभिक्रिया के फलस्वरूप B तथा N परमाणुओं की संकरण-अववस्था में परिवर्तन होता है? BF₃ + NH₃ → F₃B.NH₃

Answer:

BF₃ में बोरॉन परमाणु sp² संकरित है। उत्तेजित अवस्था में बोरॉन का कक्षीय चित्र इस प्रकार दिखाया जा सकता है: 2s और 2p कक्षकों के संकरण से यह बनता है। NH₃ में नाइट्रोजन परमाणु sp³ संकरित है। नाइट्रोजन की कक्षीय तस्वीर को इस प्रकार दर्शाया जाता है। अभिक्रिया होने के बाद, 'B' के संकरण के रूप में sp³ में एक योग F₃B.NH₃ बनता है। हालाँकि, 'N' का संकरण सुरक्षित रहता है (वह sp³ ही रहता है)।

मुख्य बिंदु:

• BF₃ में बोरॉन sp² संकरित होता है, जो अभिक्रिया के बाद sp³ में बदल जाता है।
• NH₃ में नाइट्रोजन पहले से ही sp³ संकरित होता है और योगशील उत्पाद में भी sp³ ही रहता है।
• यह एक लूईस अम्ल-क्षार (Lewis acid-base) योगशील अभिक्रिया है।

आम गलतियाँ:

• दोनों परमाणुओं के संकरण में परिवर्तन मान लेना।
• बोरॉन और नाइट्रोजन के प्रारंभिक संकरण को गलत पहचानना।
• उपसहसंयोजक बंध के निर्माण को न समझना।

Exam Tips:

a) स्पष्ट रूप से बताएं कि केवल बोरॉन (B) का संकरण sp² से sp³ बदलता है, नाइट्रोजन का नहीं।
b) BF₃ को लुईस अम्ल और NH₃ को लुईस क्षार के रूप में संदर्भित करें।
c) उत्पाद F₃B.NH₃ की संरचना का संक्षिप्त विवरण दें।

Question 27: C₂H₂ तथा C₂H₄ अणुओं में कार्बन परमाणुओं के बीच क्रमशः द्वि-आबंध तथा त्रि-आबंध के निर्माण को चित्र द्वारा स्पष्ट कीजिए।

Answer:

एथीन अणु (C₂H₄) के निर्माण में, कार्बन का एक sp² संकर कक्षक दूसरे कार्बन परमाणु के साथ संकरित कक्षक को अतिव्यापत करता है, जिससे C-C सिग्मा बंध बनता है। प्रत्येक कार्बन परमाणु के शेष दो sp² कक्षक दो हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ एक sp²-s सिग्मा बंध बनाते हैं। एक कार्बन परमाणु का असंकरित कक्षक एक अन्य कार्बन परमाणु पर मौजूद समान प्रकार के कक्षक के साथ पार्श्व अतिव्यापन से गुजरता है जिससे एक कमजोर π-आबंध बनता है। एथाइन अणु (C₂H₂): C₂H₂ अणु के निर्माण में प्रत्येक C-परमाणु sp संकरित होता है जिसमें दो p-कक्षक असंकरित अवस्था में होते हैं। प्रत्येक कार्बन परमाणु का एक sp कक्षक एक C-C सिग्मा आबंध बनाते हुए अंतरनाभिकीय अक्ष के साथ दूसरे के साथ अतिव्यापन करता है। प्रत्येक C-परमाणु का दूसरा sp कक्षक एक σ आबंध बनाने के लिए आधे भरे 1s-कक्षक को आच्छादित करता है। पहले कार्बन के दो असंकरित 2p-कक्षक दूसरे कार्बन परमाणु के 2p कक्षकों के साथ पार्श्व अतिच्छादन करते हैं, जिससे कार्बन परमाणुओं के बीच दो पाई (π) आबंध बनते हैं। इसलिए, दो कार्बन परमाणु के बीच त्रिबंध एक सिग्मा और दो π-आबंध से बना होता है।

मुख्य बिंदु:

• C₂H₄ में एक सिग्मा और एक पाई बंध होता है (द्विआबंध)।
• C₂H₂ में एक सिग्मा और दो पाई बंध होते हैं (त्रिआबंध)।
• सिग्ما बंध अक्षीय अतिव्यापन से और पाई बंध पार्श्व (lateral) अतिव्यापन से बनता है।

आम गलतियाँ:

• सिग्मा और पाई बंधों के निर्माण के तरीकों (अक्षीय बनाम पार्श्व) को मिला देना।
• संकरण (sp² बनाम sp) गलत पहचानना।
• पाई बंधों की संख्या में भ्रमित होना।

Exam Tips:

a) एथीन (C₂H₄) और एथाइन (C₂H₂) दोनों के लिए संकरण (sp² और sp) अलग-अलग समझाएं।
b) सिग्मा और पाई बंधों की गिनती स्पष्ट रूप से लिखें।
c) कक्षीय अतिव्यापन की प्रक्रिया को चरणों में वर्णन करें।

Question 28: निम्नलिखित अणुओं में सिग्मा और पाई बंधों की कुल संख्या कितनी है? (a) C₂H₂ (b) C₂H₄

Answer:

एक एकल आबंध बॉन्डिंग कक्षकों के अक्षीय अतिव्यापन का परिणाम है। इसलिए, यह सिग्मा बंध का योगदान देता है। एक बहु आबंध (डबल या ट्रिपल आबंध) हमेशा कक्षकों के पार्श्व अधिव्यापन के परिणामस्वरूप बनता है। इसमें एक पाई-बंध हमेशा मौजूद रहता है। त्रिबंध दो पाई-बंध और एक सिग्मा बंध का संयोजन होता है। (a) C₂H₂ की संरचना को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है: H-C≡C-H. इसलिए, C₂H₂ में तीन सिग्मा और दो पाई-बंध होते हैं। (b) C₂H₄ की संरचना को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है: H₂C=CH₂. इसलिए, C₂H₄ में पाँच सिग्मा बंध और एक पाई-बंध है।

मुख्य बिंदु:

• एकल आबंध = 1 सिग्मा बंध, द्विआबंध = 1 सिग्मा + 1 पाई बंध, त्रिआबंध = 1 सिग्मा + 2 पाई बंध।
• C₂H₂ में 3 सिग्मा और 2 पाई बंध होते हैं।
• C₂H₄ में 5 सिग्मा और 1 पाई बंध होते हैं।

आम गलतियाँ:

• त्रिबंध में सिग्मा बंधों की संख्या 3 मान लेना (जबकि त्रिबंध में केवल 1 सिग्मा और 2 पाई होते हैं)।
• कुल बंध गिनते समय हाइड्रोजन के बंध छोड़ देना।
• संरचना सही से न बना पाना।

Exam Tips:

a) संरचना सूत्र (Lewis/Expanded structure) बनाकर ही बंध गिनें।
b) याद रखें: सिंगल बॉन्ड = 1σ, डबल बॉन्ड = 1σ + 1π, ट्रिपल बॉन्ड = 1σ + 2π।
c) यह बहुत स्कोरिंग और सरल संख्यात्मक प्रश्न है।

Question 29: x-अक्ष को अंतरनाभिकीय अक्ष मानते हुए बताइए कि निम्नलिखित में कौन से कक्षक सिग्मा (σ) आबंध नहीं बनाएँगे और क्यों? (a) 1s और 1s (b) 1s और 2pᵧ (c) 2p_z और 2pᵧ (d) 1s और 2s

Answer:

जब x-अक्ष को अंतरनाभिकीय अक्ष माना जाता है, तो (b) 1s और 2pᵧ, तथा (c) 2p_z और 2pᵧ कक्षक सिग्मा बंध नहीं बनाएँगे। इसका कारण यह है कि सिग्मा बंध हमेशा कक्षकों के अक्षीय (end-to-end) अतिव्यापन से बनता है। 1s कक्षक गोलाकार होता है और यह किसी भी अक्ष के साथ अतिव्यापन कर सकता है, लेकिन 2pᵧ और 2p_z कक्षक y और z दिशाओं में उन्मुख होते हैं। x-अक्ष की दिशा में इनका अक्षीय अतिव्यापन संभव नहीं है, बल्कि ये पार्श्व (lateral) अतिव्यापन करके पाई (π) बंध बनाते हैं। अत: ये सिग्मा बंध बनाने में असमर्थ हैं।

मुख्य बिंदु:

• सिग्मा बंध केवल अक्षीय (head-on) अतिव्यापन से बनता है।
• x-अक्ष को अंतर्नाभिकीय अक्ष मानने पर pₓ कक्षक सिग्मा बंध बना सकते हैं, लेकिन pᵧ और p_z केवल पाई बंध बनाते हैं।
• s-कक्षक गोलीय होने के कारण हमेशा सिग्मा बंध बनाता है।

आम गलतियाँ:

• p कक्षकों के अक्षों (x, y, z) की दिशाओं को ध्यान में न रखना।
• यह सोचना कि कोई भी दो कक्षक मिलकर सिग्मा बंध बना सकते हैं।
• पाई और सिग्मा के अतिव्यापन नियमों को भ्रमित करना।

Exam Tips:

a) अक्षों की स्थिति (x-अक्ष अंतर्नाभिकीय) को हमेशा ध्यान में रखें।
b) s-s और pₓ-pₓ हमेशा सिग्मा बनाते हैं, जबकि pᵧ-pᵧ या p_z-p_z पाई बनाते हैं।
c) कारण स्पष्ट रूप से अक्षीय बनाम पार्श्व अतिव्यापन के रूप में लिखें।

Question 30: निम्नलिखित अणुओं में कार्बन परमाणुओं द्वारा कौन से संकर कक्षकों का उपयोग किया जाता है? (a) CH₃-CH₃ (b) CH₃-CH=CH₂ (c) CH₃-CH₂-OH (d) CH₃-CHO (e) CH₃COOH

Answer:

विभिन्न कार्बनिक अणुओं में कार्बन परमाणुओं का संकरण उनमें उपस्थित बंधों के प्रकार (केवल एकल आबंध, द्विआबंध या त्रिआबंध) पर निर्भर करता है। (a) CH₃-CH₃ में दोनों कार्बन केवल एकल आबंधों से जुड़े हैं, अतः दोनों sp³ संकरित हैं। (b) CH₃-CH=CH₂ में संतृप्त कार्बन sp³ संकरित है, जबकि द्विआबंध वाले दोनों कार्बन (C₂ और C₃) sp² संकरित हैं। (c) CH₃-CH₂-OH में दोनों कार्बन केवल एकल आबंध बनाते हैं, इसलिए दोनों sp³ संकरित हैं। (d) CH₃-CHO में मिथाइल कार्बन sp³ संकरित है, जबकि कार्बोनील समूह वाला कार्बन sp² संकरित है। (e) CH₃COOH में मिथाइल कार्बन sp³ संकरित है और कार्बोक्सिलिक समूह का कार्बन sp² संकरित है।

मुख्य बिंदु:

• यदि कार्बन केवल चार एकल आबंध (single bonds) बनाता है, तो वह sp³ संकरित होता है।
• यदि कार्बन एक द्विआबंध बनाता है, तो वह sp² संकरित होता है।
• यदि कार्बन एक त्रिआबंध या दो द्विआबंध बनाता है, तो वह sp संकरित होता है।

आम गलतियाँ:

• केवल कार्बन की संख्या देखकर संकरण का अनुमान लगाना, संरचना न देखना।
• द्विआबंध वाले कार्बन को sp³ समझ लेना।
• प्रकार्य समूह (functional groups) के कार्बन का संकरण गलत बताना।

Exam Tips:

a) यौगिक की संरचना (expanded structure) बनाकर बंधों की गिनती करें।
b) नियम याद रखें: 4 सिंगल बॉन्ड = sp³, 1 डबल बॉन्ड = sp²।
c) सभी भागों (a से e) के उत्तर स्पष्ट रूप से अलग-अलग लिखें।

Question 31: इलेक्ट्रॉनों के आबंधी युग्म तथा एकाकी युग्म से आप क्या समझते हैं? प्रत्येक के एक उदाहरण द्वारा स्पष्ट कीजिए।

Answer:

जब दो परमाणु अपने एक या एक से अधिक संयोजी इलेक्ट्रॉनों को साझा करके जुड़ते हैं, तो उनके बीच एक सहसंयोजक आबंध बनता है। आबंध परमाणुओं के बीच मौजूद इलेक्ट्रॉनों के साझा जोड़े को आबंधयुग्म (bond pair) कहा जाता है। सभी संयोजी इलेक्ट्रॉन आबंधन में भाग नहीं ले सकते हैं, इलेक्ट्रॉनों के एकाकी युग्म (lone pair) कहलाते हैं। उदाहरण के लिए, C₂H₆ (ईथेन) में, सात आबंध युग्म हैं लेकिन कोई अकेला युग्म मौजूद नहीं है। H₂O में, केंद्रीय परमाणु (ऑक्सीजन) पर दो बंध युग्म और दो एकाकी युग्म होते हैं।

मुख्य बिंदु:

• आबंध युग्म वे इलेक्ट्रॉन जोड़े हैं जो दो परमाणुओं के बीच सहसंयोजन में भाग लेते हैं।
• एकाकी युग्म वे संयोजी इलेक्ट्रॉन हैं जो रासायनिक बंधन में भाग नहीं लेते।
• उदाहरण के लिए जल (H₂O) में 2 बंध युग्म और 2 एकाकी युग्म होते हैं।

आम गलतियाँ:

• एकाकी युग्म और आबंध युग्म की परिभाषा को आपस में मिला देना।
• यौगिकों में उनकी सही संख्या न गिन पाना।
• उदाहरण स्पष्ट रूप से न देना।

Exam Tips:

a) दोनों की परिभाषा एक-एक लाइन में स्पष्ट लिखें।
b) जल (H₂O) या अमोनिया (NH₃) का सबसे अच्छा उदाहरण दें जिसमें दोनों पाए जाते हैं।
c) यह बुनियादी अवधारणा का प्रश्न है।

Question 32: सिग्मा तथा पाई आबंध में अंतर स्पष्ट कीजिए।

Answer:

सिग्मा (σ) आबंध और पाई (π) आबंध में मुख्य अंतर उनके अतिव्यापन के तरीके और मजबूती में है। सिग्मा (σ) आबंध: (a) यह कक्षकों के अंत से अंत तक (अक्षीय) अतिव्यापन द्वारा बनता है। (b) अतिव्यापन में शामिल कक्षक s-s, s-p, या p-p हो सकते हैं। (c) यह एक मजबूत आबंध है। (d) इलेक्ट्रॉन अभ्र दो नाभिकों को जोड़ने वाली रेखा के बारे में सममित है। (e) इसमें एक इलेक्ट्रॉन पुंज होता है, जो आंतरिक परमाणु अक्ष के बारे में सममित होता है। (f) σ आबंधों के परितः मुक्त घूर्णन संभव है। इसके विपरीत, Pi (π) आबंध: (a) यह कक्षकों के पार्श्व (lateral) अतिव्यापन द्वारा बनता है। (b) ये आबंध केवल p-p कक्षकों के अतिव्यापन से बनते हैं। (c) यह कमजोर आबंध है। (d) इलेक्ट्रॉन पुंज सममित नहीं है। (e) परमाणु नाभिक के तल के ऊपर और नीचे दो इलेक्ट्रॉन पुंज हैं। (f) pi-बंध के मामले में घूर्णन बाधित होता है।

मुख्य बिंदु:

• सिग्मा बंध अक्षीय अतिव्यापन से बनता है और मजबूत होता है, जबकि पाई बंध पार्श्व अतिव्यापन से बनता है और कमजोर होता है।
• सिग्मा बंध के चारों ओर मुक्त घूर्णन संभव है, लेकिन पाई बंध घूर्णन को बाधित करता है।
• एकल बंध हमेशा सिग्मा होता है, जबकि द्वि या त्रि बंध में पाई बंध शामिल होते हैं।

आम गलतियाँ:

• सिग्मा और पाई की मजबूती (strength) का क्रम उल्टा बता देना।
• घूर्णन (rotation) की स्वतंत्रता को गलत समझना।
• अतिव्यापन के प्रकार (अक्षीय बनाम पार्श्व) में भ्रमित होना।

Exam Tips:

a) अंतर हमेशा तालिका बनाकर या स्पष्ट बिंदुओं (a, b, c...) में लिखें।
b) मजबूती और घूर्णन वाले बिंदुओं को अवश्य शामिल करें।
c) यह परीक्षा का एक अत्यंत महत्वपूर्ण और बार-बार पूछा जाने वाला प्रश्न है।

Question 33: संयोजकता आबंध सिद्धांत के आधार पर H₂ अणु के विरचन की व्याख्या कीजिए।

Answer:

आइए मान लें कि दो हाइड्रोजन परमाणु (A और B) नाभिक (N_A और N_B) और इलेक्ट्रॉनों (e_A और e_B) के साथ हाइड्रोजन अणु बनाने के लिए अभिक्रिया से गुजरते हैं। जब A और B बहुत अधिक दूरी पर होते हैं, तो उनके बीच कोई अंतःक्रिया नहीं होती है। जैसे-जैसे वे एक दूसरे के पास आने लगते हैं, आकर्षक और प्रतिकर्षित शक्तियाँ काम करने लगती हैं। दोनों के बीच आकर्षण बल उत्पन्न होता है: (a) एक परमाणु का नाभिक और उसका अपना इलेक्ट्रॉन अर्थात, N_A - e_A और N_B - e_B, (b) एक परमाणु का नाभिक और दूसरे परमाणु का इलेक्ट्रॉन अर्थात, N_A - e_B और N_B - e_A. दोनों के बीच प्रतिकर्षित बल उत्पन्न होता है: (a) दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन, अर्थात, e_A - e_B, (b) दो परमाणुओं का नाभिक, अर्थात, N_A - N_B. आकर्षण बल दो परमाणुओं को एक साथ लाता है, जबकि प्रतिकर्षण बल उन्हें अलग करता है। आकर्षण बलों का परिमाण प्रतिकर्षण बलों की तुलना में अधिक होता है। इसलिए, दो परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं। नतीजतन, संभावित ऊर्जा कम हो जाती है। अंत में, एक स्थिति तब आती है जब जब आकर्षण बल प्रतिकर्षित बलों को संतुलित करते हैं और निकाय न्यूनतम ऊर्जा प्राप्त करता है। इससे डाइहाइड्रोजन अणु का निर्माण होता है।

मुख्य बिंदु:

• सहसंयोजक बंध के निर्माण में आकर्षण बल और प्रतिकर्षण बल दोनों कार्य करते हैं।
• जब आकर्षण बल प्रतिकर्षण बलों से अधिक हो जाते हैं, तो स्थिति ऊर्जा न्यूनतम हो जाती है और बंध बनता है।
• दो हाइड्रोजन परमाणुओं के मिलने से H₂ अणु बनता है और ऊर्जा मुक्त होती है।

आम गलतियाँ:

• केवल आकर्षण बलों का उल्लेख करना और प्रतिकर्षण बलों को भूल जाना।
• संभावित ऊर्जा (Potential energy) के न्यूनतम होने की शर्त को नजरअंदाज करना।
• नाभिक और इलेक्ट्रॉनों के बीच के बलों को स्पष्ट न कर पाना।

Exam Tips:

a) आकर्षण बलों (नाभिक-इलेक्ट्रॉन) और प्रतिकर्षण बलों (नाभिक-नाभिक, इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन) को अलग-अलग सूचीबद्ध करें।
b) स्थिति ऊर्जा वक्र (potential energy curve) का मूल सिद्धांत समझें।
c) संयोजकता आबंध सिद्धांत (VB Theory) की यह मूल प्रस्तावना है।

Question 34: परमाणु कक्षकों के रैखिक संयोग से आण्विक कक्षक बनने के लिए आवश्यक शर्तों को लिखें।

Answer:

आण्विक कक्षक बनाने के लिए दी गई शर्तों को परमाणु कक्षकों द्वारा संतुष्ट किया जाना चाहिए: (a) संयोजन परमाणु कक्षकों में समान या लगभग समान ऊर्जा होनी चाहिए। इसका मतलब यह है कि एक समनाभिकीय अणु में, एक परमाणु का 1s-परमाणु कक्षक दूसरे परमाणु के 1s-परमाणु कक्षक के साथ संयोजन कर सकता है, न कि 2s-कक्षक के साथ। (b) यह सुनिश्चित करने के लिए कि आच्छादन अधिकतम है, संयोजन परमाणु कक्षकों में उचित अभिविन्यास होना चाहिए। (c) आच्छादन की सीमा बड़ी होनी चाहिए।

मुख्य बिंदु:

• संयोजन करने वाले परमाणु कक्षकों की ऊर्जा लगभग समान होनी चाहिए।
• कक्षकों का अंतरिक्ष में उचित अभिविन्यास (orientation) होना आवश्यक है।
• अतिव्यापन (overlap) की सीमा पर्याप्त रूप से बड़ी होनी चाहिए।

आम गलतियाँ:

• अलग-अलग ऊर्जा स्तर के कक्षकों (जैसे 1s और 2s) का LCAO करा देना।
• अभिविन्यास के महत्व को भूल जाना।
• शर्तों को अपूर्ण लिखना।

Exam Tips:

a) तीनों शर्तों को बिंदुओं (a, b, c) में सटीक रूप से लिखें।
b) ऊर्जा की समानता वाले बिंदु को सबसे पहले और प्रमुखता से बताएं।
c) आण्विक कक्षक सिद्धांत (MOT) का यह महत्वपूर्ण आधार है।

Question 35: आण्विक कक्षक सिद्धांत के आधार पर समझाइए कि Be₂ अणु का अस्तित्व क्यों नहीं होता है।

Answer:

बेरिलियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s² 2s² है। Be₂ अणु के आण्विक कक्षीय इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार लिखा जा सकता है: σ(1s)² σ*(1s)² σ(2s)² σ*(2s)² अतः Be₂ की आबंध कोटि = (1/2) (N_b - N_a) जहाँ, N_b = आबंध कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या, N_a = प्रति-आबंध कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या. ∴ Be₂ की आबंध कोटि = (1/2)(4 - 4) = 0. ऋणात्मक या शून्य आबंध कोटि का अर्थ है कि अणु अस्थिर है। अतः Be₂ अणु का अस्तित्व नहीं है।

मुख्य बिंदु:

• बेरीलियम का कुल इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखकर आण्विक कक्षक विन्यास बनाएं।
• आबंध कोटि (Bond Order) का सूत्र लगाएँ: (N_b - N_a) / 2।
• यदि आबंध कोटि शून्य या ऋणात्मक आती है, तो वह अणु अस्तित्व में नहीं होता।

आम गलतियाँ:

• आबंध कक्षकों और प्रति-आबंध कक्षकों के इलेक्ट्रॉनों की गिनती में गलती करना।
• आबंध कोटि का फॉर्मूला गलत लिखना।
• शून्य आबंध कोटि का सही निष्कर्ष न निकाल पाना।

Exam Tips:

a) MOT विन्यास लिखकर दिखाएं: σ1s² σ*1s² σ2s² σ*2s²।
b) गणना को स्पष्ट चरणों में हल करें।
c) निष्कर्ष जरूर लिखें कि "आबंध कोटि शून्य होने के कारण Be₂ असंभव है।"

Question 36: निम्नलिखित स्पीशीज के आपेक्षिक स्थायित्व की तुलना कीजिए तथा उनके चुंबकीय गुण इंगित कीजिए: O₂, O₂⁺, O₂⁻ (सुपरऑक्साइड), O₂²⁻ (परॉक्साइड)

Answer:

डाईऑक्सीजन के एक अणु में 16 इलेक्ट्रॉन होते हैं, प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु से 8 इलेक्ट्रॉन। ऑक्सीजन अणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार लिखा जा सकता है: [σ(1s)]²[σ*(1s)]²[σ(2s)]²[σ*(2s)]²[σ(2p_z)]²[π(2p_x)]²[π(2p_y)]²[π*(2p_x)]¹[π*(2p_y)]¹. क्योंकि प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु का 1s कक्षक आबंध में शामिल नहीं होता है, आबंध इलेक्ट्रॉनों की संख्या = 8 = N_b, प्रति-आबंध कक्षकों की संख्या = 4 = N_a. आबंध कोटि = (1/2)(N_b - N_a) = (1/2)(8 - 4) = 2. इसी प्रकार, O₂⁺ के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार लिखा जा सकता है: KK[σ(2s)]²[σ*(2s)]²[σ(2p_z)]²[π(2p_x)]²[π(2p_y)]²[π*(2p_x)]¹, N_b = 8, N_a = 3, O₂⁺ का आबंध कोटि = (1/2)(8 - 3) = 2.5. O₂⁻ के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार लिखा जा सकता है: KK[σ(2s)]²[σ*(2s)]²[σ(2p_z)]²[π(2p_x)]²[π(2p_y)]²[π*(2p_x)]²[π*(2p_y)]¹, N_b = 8, N_a = 5, O₂⁻ का आबंध कोटि = (1/2)(8 - 5) = 1.5. O₂²⁻ के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार लिखा जा सकता है: KK[σ(2s)]²[σ*(2s)]²[σ(2p_z)]²[π(2p_x)]²[π(2p_y)]²[π*(2p_x)]²[π*(2p_y)]², N_b = 8, N_a = 6, O₂²⁻ का आबंध कोटि = (1/2)(8 - 6) = 1. बंधन पृथक्करण ऊर्जा सीधे आबंध कोटि के समानुपाती होती है। इस प्रकार, आबंध कोटि जितना अधिक होगा, स्थिरता उतनी ही अधिक होगी। इसी आधार पर स्थिरता का क्रम O₂⁺ > O₂ > O₂⁻ > O₂²⁻ है। चुंबकीय गुणों के लिए, जिन स्पीशीज में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं वे अनुचुंबकीय (Paramagnetic) होती हैं (जैसे O₂, O₂⁺, O₂⁻), जबकि जिनमें सभी युग्मित होते हैं वे प्रतिचुंबकीय होती हैं।

मुख्य बिंदु:

• आबंध कोटि जितनी अधिक होगी, अणु का स्थायित्व उतना ही अधिक होगा।
• आबंध कोटि का क्रम: O₂⁺ (2.5) > O₂ (2.0) > O₂⁻ (1.5) > O₂²⁻ (1.0)।
• O₂ और इसके आयन अनुचुंबकीय या प्रतिचुंबकीय हो सकते हैं जो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति पर निर्भर करता है।

आम गलतियाँ:

• इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या गिनने में गलती करना (विशेषकर आयनों में जैसे O₂⁺ में 15 और O₂⁻ में 17 इलेक्ट्रॉन)।
• आबंध कोटि के मान गलत निकालना।
• चुंबकीय प्रकृति (अनुचुंबकीय/प्रतिचुंबकीय) का गलत आकलन करना।

Exam Tips:

a) प्रत्येक स्पीशीज के कुल इलेक्ट्रॉन गिनकर MOT विन्यास लिखें।
b) आबंध कोटि निकाल कर स्थायित्व का क्रम स्पष्ट रूप से दर्शाएं।
c) यह बहुत महत्वपूर्ण प्रश्न है जो परीक्षा में अक्सर पूछा जाता है।

Question 37: कक्षकों के निरूपण में उपयुक्त धन (+) तथा ऋण (-) चिन्हों का क्या महत्व होता है?

Answer:

आण्विक कक्षकों को तरंग कार्यों द्वारा दर्शाया जाता है। कक्षक में धनात्मक चिह्न धनात्मक तरंग फलन दर्शाता है जबकि कक्षक में ऋण चिह्न ऋणात्मक तरंग फलन दर्शाता है। ये चिह्न केवल गणितीय तरंग फलन के आयाम (amplitude) या प्रावस्था (phase) को दर्शाते हैं, इनका आवेश से कोई संबंध नहीं होता है। जब समान चिह्न वाले कक्षक मिलते हैं (धनात्मक अतिव्यापन), तो आबंधी आण्विक कक्षक बनता है, और जब विपरीत चिह्न मिलते हैं, तो प्रति-आबंधी आण्विक कक्षक बनता है।

मुख्य बिंदु:

• (+ और -) चिह्न तरंग फलन (wave function, ψ) के चरण या प्रावस्था (phase) को दर्शाते हैं।
• इनका किसी प्रकार के विद्युत आवेश से कोई लेना-देना नहीं है।
• समान चिह्न रचनात्मक व्यतिकरण (आबंधी कक्षक) और विपरीत चिह्न विनाशात्मक व्यतिकरण (प्रति-आबंधी कक्षक) बनाते हैं।

आम गलतियाँ:

• इन चिन्हों को धन और ऋण आवेश (charges) समझ लेना।
• अतिव्यापन के दौरान इनके महत्व को नजरअंदाज करना।
• तरंग फलन की अवधारणा को न समझना।

Exam Tips:

a) स्पष्ट करें कि ये चिह्न आवेश नहीं बल्कि तरंग फलन के संकेत (phase) हैं।
b) रचनात्मक और विनाशात्मक व्यतिकरण का संदर्भ दें।
c) यह वैचारिक प्रश्न बहुत बार पूछा जाता है।

Question 38: PCl₅ अणु में संकरण का वर्णन कीजिए। इसमें अक्षीय आबंध विषुवतीय आबंधों की अपेक्षा अधिक लंबे क्यों होते हैं?

Answer:

फास्फोरस (Z = 15) की मूल अवस्था और उत्तेजित अवस्था के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार हैं: मूल अवस्था में 3s² 3p³, उत्तेजित अवस्था में 3s¹ 3p³ 3d¹. फास्फोरस परमाणु उत्तेजित अवस्था में sp³d संकरित होता है। ये कक्षक पाँच परमाणुओं द्वारा दान किए गए इलेक्ट्रॉन युग्मों द्वारा भरे जाते हैं: पाँच sp³d संकर कक्षाएँ त्रिकोणीय द्विपिरामिडलों के पाँच कोनों की ओर निर्देशित हैं। इसलिए, PCl₅ की ज्यामिति को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है: PCl₅ में पाँच P-Cl सिग्मा बंध हैं। तीन P-Cl बंध एक तल में स्थित होते हैं और एक दूसरे से 120° का कोण बनाते हैं। इन बंधों को भूमध्यरेखीय बंध कहा जाता है। शेष दो P-Cl बंध विषुवतीय तल के ऊपर और नीचे स्थित होते हैं और तल के साथ 90° का कोण बनाते हैं। इन आबंधों को अक्षीय आबंध कहा जाता है। जैसा कि अक्षीय आबंध जोड़े भूमध्यरेखीय आबंध जोड़े से अधिक प्रतिकर्षण का सामना करते हैं, अक्षीय आबंध भूमध्यरेखीय आबंधों की तुलना में थोड़ा अधिक लंबा होता है।

मुख्य बिंदु:

• PCl₅ में P परमाणु sp³d संकरित होता है और इसकी ज्यामिति त्रिकोणीय द्विपिरामडल (Trigonal bipyramidal) होती है।
• इसमें 3 भूमध्यरेखीय बंध (120° कोण पर) और 2 अक्षीय बंध (90° कोण पर) होते हैं।
• अक्षीय बंधों पर अधिक प्रतिकर्षण होने के कारण वे विषुवतीय बंधों से थोड़े लंबे होते हैं।

आम गलतियाँ:

• अक्षीय और विषुवतीय बंधों की लंबाई के अंतर का कारण प्रतिकर्षण न बताना।
• संकरण sp³d की जगह कुछ और लिख देना।
• आबंध कोणों (90° और 120°) को गलत लिखना।

Exam Tips:

a) फास्फोरस का उत्तेजित इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखकर sp³d संकरण समझाएं।
b) कारण स्पष्ट लिखें कि अक्षीय बंधों को अधिक प्रतिकर्षण झेलना पड़ता है इसलिए वे लंबे होते हैं।
c) यह VSEPR और संकरण दोनों का एक महत्वपूर्ण संयुक्त प्रश्न है।

Question 39: हाइड्रोजन आबंध की परिभाषा दीजिए। यह वान्डरवाल्स बलों की अपेक्षा प्रबल होता है या दुर्बल?

Answer:

एक हाइड्रोजन आबंध को एक अणु के विद्युतीय परमाणु से जुड़े हाइड्रोजन और एक अलग अणु के विद्युतीय परमाणु (एक ही प्रकार का हो सकता है) के बीच कार्य करने वाले आकर्षक बल के रूप में परिभाषित किया गया है। विद्युत् ऋणात्मकता के बीच अंतर के कारण, हाइड्रोजन और विद्युतीय परमाणु के बीच आबंध युग्म हाइड्रोजन परमाणु से बहुत दूर विस्थापित हो जाता है। परिणामतः, एक हाइड्रोजन परमाणु दूसरे परमाणु के संबंध में विद्युतीय धनात्मक हो जाता है और एक धनात्मक चार्ज प्राप्त करता है। हाइड्रोजन आबंध ठोस अवस्था में अधिकतम और गैसीय अवस्था में न्यूनतम होता है। हाइड्रोजन आबंध दो प्रकार के होते हैं: (i) अंतरआविणिक H-बंध, जैसे: HF, H₂O आदि। (ii) अन्तराअणुिक H-बंध, जैसे, O-नाइट्रोफेनॉल। वैनडेर वाल्स बलों की तुलना में हाइड्रोजन बंध प्रबल होते हैं क्योंकि हाइड्रोजन बंध को द्विध्रुवीय-द्विध्रुवीय अंतःक्रिया का चरम रूप माना जाता है।

मुख्य बिंदु:

• हाइड्रोजन आबंध तब बनता है जब H परमाणु अत्यधिक विद्युत्-ऋणी परमाणु (F, O, N) से सहसंयोजक रूप से जुड़ा होता है।
• यह वान्डरवाल्स बलों की तुलना में काफी प्रबल होता है, हालांकि सामान्य सहसंयोजक बंध से कमजोर होता है।
• यह अंतःआण्विक (Intermolecular) और अंतरअणुिक (Intramolecular) दो प्रकार का होता है।

आम गलतियाँ:

• हाइड्रोजन बंध को सामान्य सहसंयोजक बंध के बराबर मान लेना।
• वान्डरवाल्स बलों से इसकी तुलना उल्टी कर देना।
• F, O, N के अलावा अन्य तत्वों के साथ भी H-बंध मान लेना (सामान्यतः)।

Exam Tips:

a) परिभाषा में F, O, N का उल्लेख अवश्य करें।
b) स्पष्ट करें कि यह वान्डरवाल्स बलों से प्रबल होता है।
c) अंतःआण्विक और अंतराअणुिक के उदाहरण (जैसे H₂O और O-नाइट्रोफेनॉल) दें।

Question 40: 'आबंध कोटि' से आप क्या समझते हैं? निम्नलिखित में आबंध-कोटि का परिकलन कीजिए: N₂, O₂, O₂⁺ और O₂⁻

Answer:

आबंध कोटि को एक अणु के आबंधन और प्रति-बंधन कक्षकों में मौजूद इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अंतर के आधे के रूप में परिभाषित किया गया है। यदि N_b एक प्रति-बंधन कक्षक में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर है, तो N_a एक आबंध कक्षक में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर है। आबंध कोटि = (1/2)(N_b - N_a). यदि N_b > N_a, तो अणु को स्थिर कहा जाता है। हालाँकि, यदि N_b < N_a, तो अणु को अस्थिर माना जाता है। N₂ के आबंध कोटि की गणना इसके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से की जाती है: [σ-(1s)]²[σ*(1s)]²[σ-(2s)]²[σ*(2s)]²[π(2p_x)]²[π(2p_y)]²[σ(2p_z)]¹. बंधन इलेक्ट्रॉनों की संख्या, N_b = 10, प्रति-बंधन इलेक्ट्रॉनों की संख्या, N_a = 4. नाइट्रोजन अणु की आबंध कोटि = (1/2)(10 - 4) = 3. एक डाईऑक्सीजन अणु में 16 इलेक्ट्रॉन होते हैं, प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु से 8 इलेक्ट्रॉन। ऑक्सीजन अणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार लिखा जा सकता है: [σ-(1s)]²[σ*(1s)]²[σ-(2s)]²[σ*(2s)]²[σ(1p_z)]²[π(2p_x)]²[π(2p_y)]²[π*(2p_x)]¹[π*(2p_y)]¹. क्योंकि प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु का 1s कक्षक आबंध में शामिल नहीं है, आबंध इलेक्ट्रॉनों की संख्या = 8 = N_b, और प्रति-बंधन कक्षकों की संख्या = 4 = N_a. आबंध कोटि = (1/2)(N_b - N_a) = (1/2)(8 - 4) = 2. इसी प्रकार, O₂⁺ के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार लिखा जा सकता है: KK[σ(2s)]²[σ*(2s)]²[σ(2p_z)]²[π(2p_x)]²[π(2p_y)]²[π*(2p_x)]¹, N_b = 8, N_a = 3. आबंध कोटि = (1/2)(8 - 3) = 2.5. O₂⁻ के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार लिखा जा सकता है: KK[σ(2s)]²[σ*(2s)]²[σ(2p_z)]²[π(2p_x)]²[π(2p_y)]²[π*(2p_x)]²[π*(2p_y)]¹, N_b = 8, N_a = 5. आबंध कोटि = (1/2)(8 - 5) = 1.5. अतः आयन की आबंध कोटि 1.5 है।

मुख्य बिंदु:

• आबंध कोटि का सूत्र: (आबंध इलेक्ट्रॉनों की संख्या - प्रति-आबंध इलेक्ट्रॉनों की संख्या) / 2 होता है।
• N₂ की आबंध कोटि 3 होती है।
• O₂, O₂⁺ और O₂⁻ की आबंध कोटि क्रमशः 2, 2.5 और 1.5 होती है।

आम गलतियाँ:

• N_b और N_a के मानों की गणना में कुल इलेक्ट्रॉनों की गिनती गलत करना।
• सूत्र में माइनस की जगह प्लस कर देना।
• विन्यास लिखते समय कक्षकों का क्रम भूल जाना।

Exam Tips:

a) आबंध कोटि का सूत्र स्पष्ट रूप से लिखकर शुरुआत करें।
b) प्रत्येक स्पीशीज (N₂, O₂, O₂⁺, O₂⁻) के लिए चरण-दर-चरण गणना दिखाएं।
c) यह आण्विक कक्षक सिद्धांत का सबसे महत्वपूर्ण गणनात्मक प्रश्न है।