Bihar Board Class 11 Chemistry Chapter 4 – रासायनिक आबंधन तथा आण्विक संरचना

रासायनिक आबंधन तथा आण्विक संरचना कक्षा 11 रसायन विज्ञान का एक आधारभूत और महत्वपूर्ण अध्याय है। इसमें यह समझाया जाता है कि परमाणु आपस में क्यों जुड़ते हैं, उनके बीच किस प्रकार के chemical bonds बनते हैं और bond बनने के बाद molecule की संरचना, आकृति तथा गुणों में क्या परिवर्तन आता है।

इस अध्याय को समझने के लिए केवल definitions याद करना पर्याप्त नहीं है। Lewis structure बनाना, valence electrons की गणना करना, octet rule की सीमाएँ समझना, VSEPR theory से molecular shape निकालना, hybridisation पहचानना और molecular orbital theory से bond order तथा magnetic behaviour समझना इस chapter के महत्वपूर्ण हिस्से हैं।

रासायनिक आबंधन क्या है?

दो या दो से अधिक atoms, ions या अन्य chemical species को एक साथ बनाए रखने वाले आकर्षण बल को रासायनिक आबंधन (Chemical Bond) कहते हैं। जब परमाणु आपस में bond बनाते हैं तो सामान्यतः system की energy कम होकर अधिक stable अवस्था प्राप्त होती है।

परमाणु chemical bonding में मुख्य रूप से अपने valence electrons के माध्यम से भाग लेते हैं। वे electrons को खो सकते हैं, ग्रहण कर सकते हैं या दूसरे atoms के साथ share कर सकते हैं। इसी आधार पर ionic और covalent bonding जैसी अवधारणाएँ समझी जाती हैं।

परमाणु chemical bond क्यों बनाते हैं?

अधिकांश परमाणु अकेले रहने की तुलना में ऐसी electronic configuration प्राप्त करना चाहते हैं जिसमें उनकी energy अपेक्षाकृत कम और stability अधिक हो। Noble gases की stable electronic configuration इस विचार को समझने का एक सरल आधार देती है।

उदाहरण के लिए sodium के outer shell में एक electron होता है। इसे खोने पर Na⁺ बनता है और उसे neon जैसी stable configuration प्राप्त होती है। इसी तरह chlorine एक electron ग्रहण करके Cl⁻ बनाता है और argon जैसी configuration प्राप्त करता है।

इसी electron transfer से बने Na⁺ और Cl⁻ के बीच electrostatic attraction से NaCl का ionic bond बनता है।

कॉसेल-लुईस अवधारणा

कॉसेल और लुईस ने chemical bonding को valence electrons के आधार पर समझाने का प्रयास किया। इस अवधारणा के अनुसार atoms stable configuration प्राप्त करने के लिए valence electrons का transfer या sharing कर सकते हैं।

Electron transfer होने पर ionic bonding की स्थिति बनती है, जबकि electron sharing से covalent bonding समझाई जाती है। इस approach में noble-gas configuration को विशेष stability से जोड़ा गया है।

अष्टक नियम

अष्टक नियम (Octet Rule) के अनुसार अनेक मुख्य-समूह के atoms chemical bonding के दौरान अपने valence shell में आठ electrons के समान stable configuration प्राप्त करने की प्रवृत्ति रखते हैं। Hydrogen और helium जैसे छोटे atoms के लिए दो electrons वाला duet configuration अधिक उपयुक्त होता है।

उदाहरण के लिए chlorine के बाहरी shell में 7 electrons होते हैं। वह एक electron ग्रहण करके आठ electrons वाला configuration प्राप्त कर सकता है। दूसरी ओर sodium अपना एक valence electron त्यागकर stable configuration प्राप्त करता है।

अष्टक नियम का महत्व

• यह ionic compounds के formation को समझने में सहायता करता है।
• Lewis structures बनाने में यह एक उपयोगी प्रारंभिक नियम है।
• कई covalent molecules की bonding समझाने में इसका प्रयोग किया जाता है।
• Valence electrons और chemical stability के बीच संबंध समझने में मदद मिलती है।

अष्टक नियम की सीमाएँ

Octet rule प्रत्येक molecule पर पूरी तरह लागू नहीं होता। इसके प्रमुख exceptions निम्न हैं:

1. Incomplete octet: कुछ compounds में central atom के चारों ओर आठ से कम electrons होते हैं। BF₃ और BeCl₂ इसके उदाहरण हैं।

2. Odd-electron molecules: जिन species में total valence electrons की संख्या विषम होती है, उनमें सभी atoms का octet पूरा करना संभव नहीं होता। NO इसका एक उदाहरण है।

3. Expanded octet: कुछ molecules में central atom के आसपास आठ से अधिक electrons हो सकते हैं। PF₅ और SF₆ इसके सामान्य उदाहरण हैं।

Lewis Dot Structure

Lewis structure में मुख्य रूप से valence electrons को dots के रूप में और shared electron pairs को lines के रूप में दिखाया जाता है। इससे यह समझना आसान होता है कि कौन-सा atom कितने bonds बना रहा है और उसके पास कितने lone pairs हैं।

Lewis structure बनाते समय सबसे पहले सभी atoms के total valence electrons की संख्या ज्ञात करनी चाहिए। फिर atoms को उचित क्रम में जोड़कर bonds बनाए जाते हैं और शेष electrons को इस प्रकार रखा जाता है कि जहाँ संभव हो वहाँ octet पूरा हो।

आयनिक आबंधन

जब एक atom electron खोकर cation और दूसरा atom electron ग्रहण करके anion बनाता है, तब इन oppositely charged ions के बीच electrostatic attraction से ionic bond बन सकता है।

उदाहरण:

Na → Na⁺ + e⁻

Cl + e⁻ → Cl⁻

इसके बाद:

Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

Ionic compounds में केवल दो ions के बीच attraction नहीं, बल्कि पूरे crystal lattice में बहुत बड़ी संख्या में oppositely charged ions की व्यवस्था महत्वपूर्ण होती है। इसलिए lattice enthalpy ionic compound की stability को समझने में महत्वपूर्ण भूमिका निभाती है।

आयनिक बंध बनने के लिए अनुकूल कारक

कम आयनन एन्थैल्पी

धनायन बनने के लिए atom को electron खोना पड़ता है। यदि ionisation enthalpy कम है तो electron निकालना आसान होगा और cation formation अधिक अनुकूल होगा।

अधिक ऋणात्मक Electron Gain Enthalpy

दूसरे atom द्वारा electron ग्रहण करना जितना अनुकूल होगा, anion formation उतना आसान होगा। Halogens में electron gain करने की प्रवृत्ति विशेष रूप से अधिक होती है।

अधिक Lattice Enthalpy

Ionic crystal में oppositely charged ions के बीच आकर्षण से lattice बनती है। अधिक lattice stability सामान्यतः ionic solid की स्थिरता बढ़ाती है।

सहसंयोजक आबंधन

जब दो atoms एक या अधिक electron pairs को आपस में share करते हैं, तो covalent bond बनता है। यह bonding मुख्यतः उन atoms के बीच देखी जाती है जिनके बीच complete electron transfer की अपेक्षा electron sharing अधिक उपयुक्त होती है।

Electron pairs की संख्या के आधार पर covalent bond single, double या triple हो सकता है।

• Single bond: एक shared electron pair
• Double bond: दो shared electron pairs
• Triple bond: तीन shared electron pairs

आबन्ध कोटि, आबन्ध लम्बाई और आबन्ध प्रबलता

Bond order दो atoms के बीच प्रभावी bonding की मात्रा को बताता है। सामान्यतः bond order बढ़ने पर bond अधिक मजबूत होता है और bond length घटती है।

उदाहरण के लिए carbon-carbon bonds में:

C–C > C=C > C≡C

यह क्रम bond length के लिए है, जबकि bond strength में इसका उल्टा trend देखा जाता है।

VSEPR सिद्धान्त

VSEPR का पूरा नाम Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory है। इसके अनुसार central atom की valence shell में उपस्थित electron pairs एक-दूसरे को repel करते हैं। इसलिए वे ऐसी arrangement अपनाते हैं जिसमें repulsion minimum हो।

Electron-pair repulsion का सामान्य क्रम:

Lone pair–lone pair > lone pair–bond pair > bond pair–bond pair

यही कारण है कि lone pairs molecular shape और bond angle को काफी प्रभावित करते हैं।

प्रमुख molecular shapes

NH₃ और H₂O के bond angle में अंतर

NH₃ में nitrogen के पास तीन bonding pairs और एक lone pair होता है। H₂O में oxygen के पास दो bonding pairs और दो lone pairs होते हैं।

क्योंकि lone pair-lone pair repulsion सबसे अधिक होती है, H₂O में electron pairs पर repulsion NH₃ की तुलना में अधिक प्रभाव डालती है। इसलिए H–O–H angle लगभग 104.5° रह जाता है, जबकि NH₃ में H–N–H angle लगभग 107° होता है।

अनुनाद

कई molecules या polyatomic ions की electronic structure को केवल एक Lewis structure से पूरी तरह represent नहीं किया जा सकता। ऐसी स्थिति में दो या अधिक valid canonical structures लिखी जाती हैं। इन structures को resonance forms कहा जाता है।

यह ध्यान रखना जरूरी है कि वास्तविक molecule इन structures के बीच बारी-बारी से बदलता नहीं रहता। वास्तविक structure सभी valid resonance forms से प्राप्त एक resonance hybrid के रूप में समझी जाती है।

उदाहरण के लिए CO₃²⁻ में तीनों C–O bonds equivalent होते हैं। इसलिए इसकी वास्तविक electronic structure को तीन equivalent resonance forms की सहायता से समझाया जाता है।

द्विध्रुव आघूर्ण

जब किसी bond या molecule में positive और negative charge का separation होता है तो dipole moment उत्पन्न हो सकता है। Molecule का net dipole moment केवल individual bond polarity पर निर्भर नहीं करता, बल्कि सभी bond dipoles की दिशा और molecule की geometry पर भी निर्भर करता है।

उदाहरण के लिए CO₂ में दोनों C=O bonds polar हैं, लेकिन molecule linear और symmetrical होने के कारण दोनों bond dipoles एक-दूसरे को cancel कर देते हैं। इसलिए इसका net dipole moment zero होता है।

H₂O bent molecule है। इसलिए दोनों O–H bond dipoles पूरी तरह cancel नहीं होते और molecule polar होता है।

विद्युत ऋणात्मकता

किसी chemical bond में shared electron pair को अपनी ओर आकर्षित करने की atom की tendency को electronegativity कहते हैं। यदि दो bonded atoms की electronegativity अलग-अलग है तो shared electron pair अधिक electronegative atom की ओर खिंचता है।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंध

जब covalent bond बनाने वाले दो atoms की electronegativity समान नहीं होती, तो shared electron pair दोनों atoms के बीच समान रूप से वितरित नहीं होता। ऐसे bond में partial charges विकसित हो जाते हैं और उसे polar covalent bond कहते हैं।

उदाहरण के लिए HCl में chlorine hydrogen की तुलना में अधिक electronegative है। इसलिए shared electron pair chlorine की ओर अधिक आकर्षित रहता है। इसे इस प्रकार दिखाया जा सकता है:

H^δ+–Cl^δ−

संकरण

लगभग समान energy वाले atomic orbitals के आपस में mixing से समान energy और उपयुक्त orientation वाले hybrid orbitals बनने की प्रक्रिया को hybridisation कहते हैं। यह concept molecular geometry को समझाने में बहुत उपयोगी है।

sp संकरण

एक s orbital और एक p orbital के mixing से दो sp hybrid orbitals बनते हैं। ये एक-दूसरे से लगभग 180° पर स्थित होते हैं। इसलिए sp hybridisation से linear arrangement जुड़ी होती है।

sp² संकरण

एक s orbital और दो p orbitals के mixing से तीन sp² hybrid orbitals बनते हैं। ये एक plane में लगभग 120° के angle पर व्यवस्थित होते हैं और trigonal planar arrangement देते हैं।

sp³ संकरण

एक s और तीन p orbitals के mixing से चार sp³ hybrid orbitals बनते हैं। इनकी ideal arrangement tetrahedral होती है और ideal angle लगभग 109.5° होता है।

Hybridisation का संक्षिप्त सार

सिग्मा और पाई आबंधन

जब दो atomic orbitals internuclear axis के along head-on overlap करते हैं, तो sigma bond बनता है। इसके विपरीत sidewise या lateral overlap से pi bond बनता है।

Single bond में सामान्यतः एक sigma bond होता है। Double bond में एक sigma और एक pi bond होता है। Triple bond में एक sigma और दो pi bonds होते हैं।

Valence Bond Theory

Valence Bond Theory के अनुसार covalent bond atomic orbitals के effective overlap से बनता है। जब दो appropriate atomic orbitals एक-दूसरे के निकट आते हैं और उनका overlap होता है, तो bonding के कारण system की energy कम हो सकती है।

H₂ molecule इसका सरल उदाहरण है। दो hydrogen atoms के 1s orbitals के overlap से H–H sigma bond बनता है। Bond बनने पर system isolated hydrogen atoms की तुलना में अधिक stable हो जाता है।

Molecular Orbital Theory

Molecular Orbital Theory के अनुसार atomic orbitals के linear combination से molecular orbitals बनते हैं। ये molecular orbitals पूरे molecule में electrons के distribution को describe करते हैं।

मुख्य रूप से bonding और antibonding molecular orbitals की अवधारणा महत्वपूर्ण है। Bonding orbital में electron की उपस्थिति molecule को stabilize करती है, जबकि antibonding orbital में electron की उपस्थिति bonding को कमजोर करती है।

Molecular Orbital बनने की आवश्यक शर्तें

• Combining atomic orbitals की energy समान या लगभग समान होनी चाहिए।
• उनकी symmetry molecular axis के संबंध में compatible होनी चाहिए।
• Atomic orbitals में पर्याप्त overlap होना चाहिए।

हाइड्रोजन आबंधन

जब hydrogen किसी highly electronegative atom जैसे F, O या N से जुड़ा होता है और किसी दूसरे electronegative atom के lone pair के साथ आकर्षण स्थापित करता है, तो hydrogen bonding हो सकती है।

Hydrogen bonding दो प्रकार की हो सकती है:

• Intermolecular hydrogen bonding: अलग-अलग molecules के बीच।
• Intramolecular hydrogen bonding: उसी molecule के भीतर।

Water, hydrogen fluoride और कई organic तथा biological molecules के गुणों को समझने में hydrogen bonding महत्वपूर्ण है।

महत्वपूर्ण प्रश्नोत्तर

प्रश्न 4.1 – रासायनिक आबंध के बनने की व्याख्या कीजिए।

उत्तर: विभिन्न chemical species के atoms या ions को एक साथ बनाए रखने वाले आकर्षण बल को chemical bond कहते हैं। परमाणु bonding में अपने valence electrons के माध्यम से भाग लेते हैं। वे electron transfer या electron sharing के द्वारा अधिक stable electronic configuration प्राप्त कर सकते हैं।

उदाहरण के लिए NaCl के formation में sodium एक electron खोकर Na⁺ बनाता है और chlorine वही electron ग्रहण करके Cl⁻ बनाता है। इसके बाद दोनों ions के बीच electrostatic attraction से ionic bond बनता है।

प्रश्न 4.2 – निम्नलिखित तत्वों के परमाणुओं के Lewis बिन्दु प्रतीक लिखिए – Mg, Na, B, O, N और Br।

उत्तर: Lewis dot symbol में केवल valence electrons को दर्शाया जाता है।

• Mg → 2 valence electrons
• Na → 1 valence electron
• B → 3 valence electrons
• O → 6 valence electrons
• N → 5 valence electrons
• Br → 7 valence electrons

इसलिए संबंधित element symbol के चारों ओर इन्हीं संख्या में dots लगाए जाते हैं। उदाहरण के लिए Na के चारों ओर एक dot और Br के चारों ओर सात dots होंगे।

प्रश्न 4.3 – निम्नलिखित परमाणुओं तथा आयनों के Lewis बिन्दु प्रतीक लिखिए – S और S²⁻, Al और Al³⁺, H और H⁻।

उत्तर: Sulfur के पास 6 valence electrons होते हैं। S²⁻ बनने पर वह दो electrons ग्रहण करता है और उसके valence shell में 8 electrons हो जाते हैं।

Al के 3 valence electrons होते हैं। Al³⁺ बनने पर ये तीनों electrons निकल जाते हैं। इसलिए Lewis representation में Al³⁺ को बिना valence dots के दिखाया जाता है।

Hydrogen में एक electron होता है। H⁻ बनने पर यह एक electron ग्रहण करता है और duet configuration प्राप्त करता है।

प्रश्न 4.4 – निम्नलिखित अणुओं तथा आयनों की Lewis संरचनाएँ लिखिए – H₂S, SiCl₄, BeF₂, CO₃²⁻ और HCOOH।

उत्तर:

H₂S: Sulfur central atom होता है और दो hydrogen atoms के साथ दो single bonds बनाता है। Sulfur पर दो lone pairs रहते हैं।

SiCl₄: Silicon चार chlorine atoms के साथ चार single covalent bonds बनाता है। Silicon के चारों ओर चार bonding pairs होते हैं।

BeF₂: इसकी basic Lewis arrangement F–Be–F है। Be के आसपास केवल चार bonding electrons होते हैं, इसलिए यह incomplete-octet example है।

CO₃²⁻: Carbon central atom होता है। एक Lewis form में एक C=O और दो C–O⁻ bonds दिखाई देते हैं। Double bond की position तीनों oxygen atoms के साथ बदल सकती है, इसलिए तीन equivalent resonance forms प्राप्त होते हैं।

HCOOH: इसकी संरचना H–C(=O)–O–H होती है। दोनों oxygen atoms पर lone pairs उपस्थित होते हैं।

प्रश्न 4.5 – अष्टक नियम को परिभाषित कीजिए तथा इस नियम के महत्त्व और सीमाओं को लिखिए।

उत्तर: Octet rule के अनुसार अनेक atoms chemical bonding के दौरान अपने valence shell में आठ electrons के समान stable configuration प्राप्त करने की tendency रखते हैं। Hydrogen और helium के लिए two-electron configuration relevant है।

इस नियम का उपयोग Lewis structures और कई ionic तथा covalent compounds की bonding समझाने में किया जाता है।

लेकिन इसके exceptions भी हैं। BF₃ और BeCl₂ में incomplete octet मिलता है। NO जैसे odd-electron molecules में सभी atoms का octet पूरा नहीं होता। PF₅ और SF₆ जैसे compounds में expanded valence shell दिखाई जाती है। इसलिए octet rule उपयोगी है, लेकिन universal rule नहीं है।

प्रश्न 4.6 – आयनिक आबंध बनाने के लिए अनुकूल कारकों को लिखिए।

उत्तर: Ionic bond formation के लिए मुख्यतः कम ionisation enthalpy, electron ग्रहण करने की अनुकूल प्रवृत्ति और पर्याप्त lattice stability महत्वपूर्ण होती है।

कम ionisation enthalpy cation formation को आसान बनाती है। दूसरे atom की electron-gaining tendency anion formation को अनुकूल बनाती है। इसके बाद oppositely charged ions की crystal lattice में मजबूत attraction compound को स्थिरता प्रदान करती है।

प्रश्न 4.7 – निम्नलिखित अणुओं की आकृति VSEPR सिद्धान्त के अनुसार समझाइए – BeCl₂, BCl₃, SiCl₄, AsF₅, H₂S और PH₃।

उत्तर:

• BeCl₂: दो bonding pairs → linear, 180°।
• BCl₃: तीन bonding pairs → trigonal planar, लगभग 120°।
• SiCl₄: चार bonding pairs → tetrahedral, लगभग 109.5°।
• AsF₅: पाँच bonding pairs → trigonal bipyramidal।
• H₂S: दो bond pairs और दो lone pairs → bent।
• PH₃: तीन bond pairs और एक lone pair → trigonal pyramidal।

प्रश्न 4.8 – NH₃ तथा H₂O दोनों की ज्यामिति विकृत चतुष्फलकीय होती है, फिर भी जल में आबंध कोण अमोनिया की अपेक्षा कम क्यों होता है?

उत्तर: NH₃ में nitrogen पर एक lone pair होता है, जबकि H₂O में oxygen पर दो lone pairs होते हैं। Lone pair-lone pair repulsion सबसे अधिक होती है और lone pair-bond pair repulsion भी bond pair-bond pair repulsion से अधिक होती है।

H₂O में दो lone pairs होने के कारण bonding pairs अधिक strongly repel होते हैं। इसलिए H–O–H angle लगभग 104.5° रह जाता है। NH₃ में एक lone pair होने के कारण H–N–H angle लगभग 107° होता है।

प्रश्न 4.9 – आबंध प्रबलता को आबंध कोटि के रूप में आप किस प्रकार व्यक्त करेंगे?

उत्तर: सामान्यतः bond order बढ़ने पर bond strength बढ़ती है। Triple bond में shared electron density अधिक प्रभावी होने के कारण वह corresponding double और single bond की तुलना में अधिक मजबूत होता है।

इसलिए सामान्य क्रम:

Triple bond > Double bond > Single bond

प्रश्न 4.10 – आबंध लम्बाई की परिभाषा दीजिए।

उत्तर: किसी molecule में bonded atoms के nuclei के बीच equilibrium distance को bond length कहते हैं। इसे सामान्यतः picometre (pm) में व्यक्त किया जाता है।

सामान्यतः bond order बढ़ने पर bond length घटती है। इसलिए C–C bond की तुलना में C=C और C≡C bonds छोटे होते हैं।

प्रश्न 4.11 – CO₃²⁻ आयन के संदर्भ में अनुनाद के विभिन्न पहलुओं को स्पष्ट कीजिए।

उत्तर: यदि carbonate ion के लिए केवल एक Lewis structure बनाई जाए तो एक C=O और दो C–O⁻ bonds प्राप्त होंगे। इससे तीनों C–O bonds की लंबाई अलग-अलग होनी चाहिए। लेकिन वास्तविक carbonate ion में तीनों C–O bonds equivalent पाए जाते हैं।

इसलिए तीन equivalent canonical structures लिखी जाती हैं, जिनमें double bond अलग-अलग oxygen के साथ दिखाई जाती है। वास्तविक structure इन तीनों forms का resonance hybrid है। इसका अर्थ है कि negative charge और π-electron character तीनों C–O bonds पर delocalised होता है।

प्रश्न 4.12 – दी गई संरचनाओं द्वारा H₃PO₃ को प्रदर्शित किया जा सकता है। क्या ये दोनों संरचनाएँ canonical resonance forms मानी जा सकती हैं? यदि नहीं, तो कारण बताइए।

उत्तर: नहीं। Resonance forms में atoms की positions समान रहनी चाहिए और केवल electrons की distribution बदलनी चाहिए। यदि दो structures में hydrogen atom की position बदल रही है, तो यह resonance नहीं माना जाएगा।

H₃PO₃ की canonical forms के लिए केवल electron distribution में परिवर्तन होना चाहिए; atoms की connectivity नहीं बदलनी चाहिए। इसलिए ऐसी structures जिनमें hydrogen की स्थिति बदलती है, resonance forms नहीं हैं।

प्रश्न 4.13 – SO₃, NO₂ तथा NO₃⁻ की अनुनाद संरचनाएँ लिखिए।

उत्तर: SO₃, NO₂ और NO₃⁻ की electronic structures को एक single Lewis structure से पूरी तरह represent करना पर्याप्त नहीं है।

SO₃: Sulfur और oxygen के बीच π-electron distribution को कई equivalent representations से दिखाया जा सकता है।

NO₂: यह odd-electron species है, इसलिए इसके resonance forms में unpaired electron को भी ध्यान में रखना पड़ता है।

NO₃⁻: एक Lewis form में एक N=O और दो N–O⁻ bonds दिखाए जा सकते हैं। Double bond की position तीनों oxygen atoms में बदल सकती है, जिससे तीन equivalent resonance forms प्राप्त होते हैं।

प्रश्न 4.14 – निम्नलिखित परमाणुओं से electron transfer द्वारा cation तथा anion के निर्माण को Lewis symbols की सहायता से दर्शाइए – (क) K तथा S (ख) Ca तथा O (ग) Al तथा N।

उत्तर:

(क) K और S: Potassium एक electron खोता है। Sulfur को octet पूरा करने के लिए दो electrons चाहिए। इसलिए दो K atoms एक-एक electron देकर K⁺ बनाते हैं और sulfur S²⁻ बनाता है। Compound का formula K₂S है।

(ख) Ca और O: Calcium दो electrons खोकर Ca²⁺ और oxygen दो electrons ग्रहण करके O²⁻ बनाता है। इसलिए compound CaO है।

(ग) Al और N: Aluminium तीन electrons खोकर Al³⁺ और nitrogen तीन electrons ग्रहण करके N³⁻ बनाता है। Charge balance के लिए formula AlN होगा।

प्रश्न 4.15 – CO₂ तथा H₂O दोनों त्रिपरमाणुक अणु हैं, फिर H₂O की आकृति बंकित और CO₂ की रैखिक क्यों है?

उत्तर: CO₂ में central carbon के आसपास दो bonding regions होते हैं। VSEPR के अनुसार दोनों bond directions 180° पर होती हैं, इसलिए molecule linear होता है। दोनों C=O bond dipoles बराबर और विपरीत दिशा में होने के कारण net dipole moment zero होता है।

H₂O में oxygen पर दो bonding pairs और दो lone pairs होते हैं। Lone pairs की repulsion के कारण O–H bonds एक सीधी रेखा में नहीं रह सकते। इसलिए molecule bent shape अपनाता है और इसका net dipole moment zero नहीं होता।

प्रश्न 4.16 – द्विध्रुव आघूर्ण के महत्त्वपूर्ण अनुप्रयोग बताइए।

उत्तर: Dipole moment की सहायता से molecule के बारे में कई महत्वपूर्ण बातें समझी जा सकती हैं:

• किसी molecule के polar या non-polar होने का अनुमान लगाया जा सकता है।
• Molecular geometry के बारे में जानकारी मिल सकती है।
• Bond polarity की तुलना की जा सकती है।
• Symmetrical और asymmetrical molecules में अंतर किया जा सकता है।
• कुछ bonds में ionic character का अनुमान लगाया जा सकता है।

प्रश्न 4.17 – विद्युत ऋणात्मकता को परिभाषित कीजिए। यह इलेक्ट्रॉन बन्धुता से किस प्रकार भिन्न है?

उत्तर: किसी molecule में bonded electron pair को अपनी ओर आकर्षित करने की atom की tendency को electronegativity कहते हैं।

Electronegativity एक relative property है और bonded atoms के संदर्भ में उपयोग की जाती है। इसके विपरीत electron gain enthalpy isolated gaseous atom द्वारा electron ग्रहण करने पर होने वाले energy change से संबंधित thermodynamic quantity है।

प्रश्न 4.18 – ध्रुवीय सहसंयोजी आबंध से आप क्या समझते हैं? उदाहरण सहित समझाइए।

उत्तर: जब दो atoms electron pair share करते हैं लेकिन उनकी electronegativity समान नहीं होती, तो shared pair अधिक electronegative atom की ओर खिंचता है। इस प्रकार bond में partial charges विकसित होते हैं और उसे polar covalent bond कहते हैं।

HCl में chlorine की electronegativity hydrogen से अधिक है। इसलिए H पर partial positive charge और Cl पर partial negative charge विकसित होता है:

H^δ+–Cl^δ−

प्रश्न 4.19 – निम्नलिखित अणुओं को bonds की बढ़ती ionic character के क्रम में लिखिए – LiF, K₂O, N₂, SO₂ तथा ClF₃।

उत्तर: Bond polarity और electronegativity difference को ध्यान में रखते हुए बढ़ती ionic character का क्रम है:

N₂ < SO₂ < ClF₃ < K₂O < LiF

N₂ में दोनों atoms समान हैं, इसलिए electronegativity difference zero है। LiF में Li और F के बीच बहुत बड़ा electronegativity difference होने के कारण ionic character अधिक है।

प्रश्न 4.20 – CH₃COOH की सही Lewis संरचना लिखिए।

उत्तर: CH₃COOH को acetic acid कहते हैं। इसकी सही Lewis structure है:

CH₃–C(=O)–O–H

Carbonyl carbon oxygen के साथ double bond बनाता है और hydroxyl oxygen के साथ single bond। दोनों oxygen atoms पर lone pairs उपस्थित होते हैं। इस arrangement में carbon तथा oxygen की सामान्य valencies संतुष्ट होती हैं।

प्रश्न 4.21 – CH₄ की चतुष्फलकीय geometry के अलावा square planar geometry भी संभव मानी जा सकती है। फिर CH₄ square planar क्यों नहीं होता?

उत्तर: CH₄ में central carbon के चारों ओर चार bonding pairs होते हैं और कोई lone pair नहीं होता। VSEPR के अनुसार चार electron pairs ऐसी व्यवस्था अपनाते हैं जिसमें mutual repulsion minimum हो।

Square planar arrangement में bond angles 90° होते हैं, जबकि tetrahedral arrangement में लगभग 109.5° का angle होता है। Tetrahedral arrangement में electron pairs के बीच repulsion अधिक प्रभावी ढंग से कम हो जाती है। इसलिए CH₄ tetrahedral होता है, square planar नहीं।

प्रश्न 4.22 – यद्यपि Be–H आबंध ध्रुवीय है, तथापि BeH₂ अणु का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य क्यों है?

उत्तर: BeH₂ की geometry linear है:

H–Be–H

दोनों Be–H bond dipoles समान magnitude के लेकिन विपरीत दिशाओं में होते हैं। इसलिए वे एक-दूसरे को cancel कर देते हैं। परिणामस्वरूप BeH₂ का net dipole moment zero होता है।

प्रश्न 4.23 – NH₃ तथा NF₃ में किस अणु का द्विध्रुव आघूर्ण अधिक है और क्यों?

उत्तर: NH₃ का dipole moment NF₃ से अधिक होता है। दोनों molecules trigonal pyramidal हैं, लेकिन उनके bond dipoles की दिशा और lone pair से संबंधित resultant अलग है।

NH₃ में N–H bond dipoles का resultant lone pair की direction के साथ जुड़ता है। NF₃ में N–F bond dipoles की direction इसके विपरीत प्रभाव डालती है। इसलिए NF₃ में dipoles का cancellation अधिक होता है और उसका net dipole moment कम रहता है।

प्रश्न 4.24 – परमाणु कक्षकों के संकरण से आप क्या समझते हैं? sp, sp² तथा sp³ संकर कक्षकों की आकृति का वर्णन कीजिए।

उत्तर: लगभग समान energy वाले atomic orbitals के mixing से समान energy और उपयुक्त orientation वाले hybrid orbitals बनने की प्रक्रिया hybridisation कहलाती है।

sp: एक s और एक p orbital मिलकर दो sp hybrid orbitals बनाते हैं। इनकी orientation linear होती है और angle 180° होता है।

sp²: एक s और दो p orbitals मिलकर तीन sp² hybrid orbitals बनाते हैं। ये एक plane में 120° के angle पर trigonal planar arrangement बनाते हैं।

sp³: एक s और तीन p orbitals मिलकर चार sp³ hybrid orbitals बनाते हैं। इनकी ideal arrangement tetrahedral होती है और angle लगभग 109.5° होता है।

प्रश्न 4.25 – AlCl₃ + Cl⁻ → AlCl₄⁻ में Al atom की hybridisation में क्या परिवर्तन होता है?

उत्तर: AlCl₃ में aluminium के आसपास तीन bonding regions होते हैं। इसलिए इसे trigonal planar arrangement और sp² hybridisation से समझाया जाता है।

Cl⁻ द्वारा lone pair donation के बाद AlCl₄⁻ में aluminium के आसपास चार bonding regions हो जाते हैं। इसलिए geometry tetrahedral और hybridisation sp³ हो जाती है।

अर्थात: sp² → sp³

प्रश्न 4.26 – BF₃ + NH₃ → F₃B·NH₃ में B और N की hybridisation में परिवर्तन होता है या नहीं?

उत्तर: BF₃ में boron की hybridisation sp² होती है और NH₃ में nitrogen की hybridisation sp³ होती है।

NH₃ का lone pair BF₃ के electron-deficient boron को donate करता है। इससे boron के आसपास चार electron domains हो जाते हैं और B की hybridisation sp² से sp³ हो जाती है। Nitrogen की hybridisation में परिवर्तन नहीं होता।

प्रश्न 4.27 – C₂H₄ तथा C₂H₂ में carbon atoms के बीच double और triple bond के निर्माण को समझाइए।

उत्तर: C₂H₄ में दोनों carbon atoms sp² hybridised होते हैं। उनके बीच एक sigma bond hybrid orbitals के overlap से और एक pi bond unhybridised p orbitals के lateral overlap से बनता है। इसलिए C=C में 1σ + 1π bond होता है।

C₂H₂ में carbon atoms sp hybridised होते हैं। उनके बीच एक sigma bond और दो pi bonds बनते हैं। इसलिए C≡C में 1σ + 2π bonds होते हैं।

प्रश्न 4.28 – निम्नलिखित अणुओं में sigma और pi bonds की कुल संख्या कितनी है? (क) C₂H₂ (ख) C₂H₄

उत्तर:

(क) C₂H₂: H–C≡C–H में C≡C के बीच 1σ + 2π और दो C–H sigma bonds होते हैं।

कुल = 3σ + 2π

(ख) C₂H₄: C=C में 1σ + 1π तथा चार C–H bonds में 4σ होते हैं।

कुल = 5σ + 1π

प्रश्न 4.29 – X-axis को internuclear axis मानते हुए बताइए कि कौन-से orbitals sigma bond बना सकते हैं और क्यों?

उत्तर: Sigma bond के लिए orbitals का head-on overlap internuclear axis के along होना चाहिए। X-axis को internuclear axis मानने पर:

• 1s और 1s: sigma bond बना सकते हैं।
• 1s और 2p_x: sigma bond बना सकते हैं क्योंकि 2p_x axis के along oriented है।
• 2p_y और 2p_y: इस orientation में X-axis के perpendicular होने के कारण direct axial overlap से sigma bond नहीं बनता।
• 1s और 2s: sigma bond बना सकते हैं।

प्रश्न 4.30 – निम्नलिखित अणुओं में carbon atoms कौन-से hybrid orbitals प्रयोग करते हैं? (क) CH₃–CH₃ (ख) CH₃–CH=CH₂ (ग) CH₃–CH₂–OH (घ) CH₃CHO (ङ) CH₃COOH

उत्तर:

• CH₃–CH₃: दोनों carbon sp³।
• CH₃–CH=CH₂: CH₃ carbon sp³, जबकि double bond वाले दोनों carbon sp²।
• CH₃–CH₂–OH: दोनों carbon sp³।
• CH₃CHO: methyl carbon sp³, carbonyl carbon sp²।
• CH₃COOH: methyl carbon sp³, carboxyl carbon sp²।

प्रश्न 4.31 – आबन्धी युग्म तथा एकाकी युग्म से क्या समझते हैं? उदाहरण दीजिए।

उत्तर: जो electron pair bond बनाने में भाग लेता है उसे bonding pair कहते हैं। जो electron pair किसी bond में share नहीं होता और केवल एक atom पर रहता है, उसे lone pair कहते हैं।

NH₃ में nitrogen तीन N–H bonds बनाता है, इसलिए तीन bonding pairs और एक lone pair उपस्थित होता है।

प्रश्न 4.32 – Sigma और Pi bond में अंतर स्पष्ट कीजिए।

उत्तर:

प्रश्न 4.33 – Valence Bond Theory के आधार पर H₂ molecule के formation की व्याख्या कीजिए।

उत्तर: प्रत्येक hydrogen atom का electronic configuration 1s¹ होता है। जब दो hydrogen atoms एक-दूसरे के निकट आते हैं तो उनके 1s orbitals overlap करते हैं। उचित overlap होने पर electron density दोनों nuclei के बीच बढ़ती है और एक stable H–H sigma bond बनता है।

Atoms के बहुत दूर रहने पर interaction नगण्य होता है। पास आने पर nucleus-electron attraction के साथ electron-electron और nucleus-nucleus repulsion भी उत्पन्न होते हैं। एक विशेष internuclear distance पर system की potential energy minimum होती है। यही stable H₂ molecule की equilibrium अवस्था है।

प्रश्न 4.34 – Atomic orbitals के linear combination से molecular orbitals बनने के लिए आवश्यक शर्तें लिखिए।

उत्तर:

1. Combining atomic orbitals की energy समान या लगभग समान होनी चाहिए।
2. Orbitals की symmetry internuclear axis के संबंध में compatible होनी चाहिए।
3. Orbitals में पर्याप्त overlap होना चाहिए।

यदि orbitals की energy बहुत अलग हो या उनकी symmetry suitable न हो, तो effective molecular orbital formation नहीं हो पाएगा।

प्रश्न 4.35 – Molecular Orbital Theory के आधार पर Be₂ molecule का अस्तित्व क्यों नहीं होता?

उत्तर: प्रत्येक Be atom में 4 electrons होते हैं। इसलिए Be₂ में कुल 8 electrons होंगे। Molecular orbital filling में 2s से बनने वाले bonding और antibonding orbitals दोनों में समान संख्या में electrons आ जाते हैं।

Bond order का सूत्र:

Bond order = 1/2 (N_b − N_a)

Be₂ के लिए bonding electrons और antibonding electrons बराबर हैं। इसलिए:

Bond order = 0

Bond order zero होने के कारण net bond नहीं बनता। इसलिए सामान्य परिस्थितियों में Be₂ को stable diatomic molecule नहीं माना जाता।

प्रश्न 4.36 – O₂, O₂⁺, O₂⁻ तथा O₂²⁻ की relative stability और magnetic properties की तुलना कीजिए।

उत्तर: इन species की stability bond order से समझी जा सकती है। Bond order जितनी अधिक होगी, bond सामान्यतः उतना मजबूत होगा।

इसलिए stability का क्रम:

O₂⁺ > O₂ > O₂⁻ > O₂²⁻

प्रश्न 4.37 – Molecular orbital representation में + और − signs का क्या महत्व है?

उत्तर: Molecular orbitals के diagrams में + और − signs electron charge को नहीं बताते। ये wave function के phase को represent करते हैं।

Same phase वाले orbitals constructive overlap करके bonding molecular orbital बना सकते हैं। Opposite phase वाले orbitals destructive overlap करते हैं और antibonding molecular orbital बन सकता है।

प्रश्न 4.38 – PCl₅ molecule में hybridisation समझाइए। Axial bonds equatorial bonds की अपेक्षा अधिक लंबे क्यों होते हैं?

उत्तर: PCl₅ को पारंपरिक hybridisation model में phosphorus की sp³d hybridisation से समझाया जाता है। इससे पाँच hybrid orbitals बनते हैं और उनकी arrangement trigonal bipyramidal होती है।

तीन P–Cl bonds equatorial position पर होते हैं और दो axial position पर। Axial bonds को equatorial bonding pairs के साथ अधिक 90° interactions का सामना करना पड़ता है। इससे axial bonding pairs पर repulsion अधिक होती है।

इसलिए axial P–Cl bonds equatorial bonds की तुलना में थोड़े लंबे और अपेक्षाकृत कमजोर होते हैं।

प्रश्न 4.39 – Hydrogen bond की परिभाषा दीजिए। यह van der Waals forces की तुलना में प्रबल है या दुर्बल?

उत्तर: जब hydrogen किसी highly electronegative atom, मुख्यतः F, O या N, से bonded होता है और किसी दूसरे electronegative atom के lone pair की ओर आकर्षित होता है, तो इस interaction को hydrogen bond कहते हैं।

Hydrogen bond सामान्य van der Waals attractions की तुलना में अधिक specific और सामान्यतः अधिक मजबूत interaction होता है, हालांकि इसकी strength covalent या ionic bond की तुलना में बहुत कम होती है।

प्रश्न 4.40 – Bond order से क्या समझते हैं? N₂, O₂, O₂⁺ तथा O₂⁻ की bond order की गणना कीजिए।

उत्तर: Molecular Orbital Theory में bond order bonding और antibonding molecular orbitals में उपस्थित electrons की संख्या के अंतर के आधे के बराबर होती है।

Bond order = 1/2 (N_b − N_a)

जहाँ N_b bonding molecular orbitals में electrons की संख्या और N_a antibonding molecular orbitals में electrons की संख्या है।

N₂: Bond order = 3

O₂: Bond order = 2

O₂⁺: O₂ से एक electron antibonding orbital से निकलता है, इसलिए bond order बढ़कर 2.5 हो जाती है।

O₂⁻: एक electron antibonding orbital में जुड़ने के कारण bond order घटकर 1.5 हो जाती है।

अध्याय के अतिरिक्त महत्वपूर्ण प्रश्न

प्रश्न – Ionic bond और covalent bond में क्या अंतर है?

उत्तर: Ionic bond में electron transfer के बाद बने cation और anion के बीच electrostatic attraction होता है। Covalent bond में atoms electron pair share करते हैं।

प्रश्न – Bond order बढ़ने पर bond length और bond strength में क्या परिवर्तन होता है?

उत्तर: सामान्यतः bond order बढ़ने पर bond length घटती है और bond strength बढ़ती है। Triple bond में electron density अधिक प्रभावी होती है, इसलिए वह corresponding double और single bond से छोटा और मजबूत होता है।

प्रश्न – Lone pair molecular shape को कैसे प्रभावित करता है?

उत्तर: Lone pair central atom के आसपास अधिक space occupy करता है और उसकी repulsion bonding pair की तुलना में अधिक होती है। इसलिए lone pair bond angles को compress कर सकता है। इसी कारण CH₄, NH₃ और H₂O के bond angles क्रमशः लगभग 109.5°, 107° और 104.5° होते हैं।

प्रश्न – CO₂ non-polar लेकिन H₂O polar क्यों है?

उत्तर: CO₂ linear और symmetrical molecule है। दोनों C=O bond dipoles समान magnitude के और विपरीत दिशा में होने के कारण cancel हो जाते हैं। इसलिए net dipole moment zero होता है।

H₂O bent molecule है। इसके दोनों O–H bond dipoles एक-दूसरे को पूरी तरह cancel नहीं करते। इसलिए H₂O polar molecule है।

अध्याय के महत्वपूर्ण Objective Questions

1. Chemical bond किस प्रकार का interaction है? — Attractive interaction।
2. Octet rule मुख्यतः किससे संबंधित है? — Stable valence-shell configuration।
3. BeCl₂ की molecular geometry क्या है? — Linear।
4. BCl₃ की geometry क्या है? — Trigonal planar।
5. CH₄ की geometry क्या है? — Tetrahedral।
6. NH₃ की molecular shape क्या है? — Trigonal pyramidal।
7. H₂O की molecular shape क्या है? — Bent।
8. sp hybridisation में कितने hybrid orbitals बनते हैं? — 2।
9. sp² hybridisation का ideal angle कितना है? — 120°।
10. sp³ hybridisation की ideal geometry क्या है? — Tetrahedral।
11. Single bond में कितने sigma bonds होते हैं? — 1।
12. Double bond में कितने sigma और pi bonds होते हैं? — 1 sigma और 1 pi।
13. Triple bond में कितने pi bonds होते हैं? — 2।
14. सबसे अधिक electronegative element कौन-सा है? — Fluorine।
15. CO₂ का net dipole moment कितना होता है? — Zero।
16. H₂O polar molecule है या non-polar? — Polar।
17. NH₃ और NF₃ में अधिक dipole moment किसका है? — NH₃।
18. O₂ का bond order कितना है? — 2।
19. N₂ का bond order कितना है? — 3।
20. O₂ paramagnetic क्यों है? — इसमें unpaired electrons होते हैं।
21. Be₂ का bond order कितना है? — 0।
22. Bond order बढ़ने पर bond length सामान्यतः क्या होती है? — घटती है।
23. Bond order बढ़ने पर bond strength सामान्यतः क्या होती है? — बढ़ती है।
24. Hydrogen bonding में प्रमुख electronegative atoms कौन-से हैं? — F, O और N।
25. PCl₅ की conventional hybridisation क्या मानी जाती है? — sp³d।
26. SF₆ की geometry क्या है? — Octahedral।
27. PF₅ की geometry क्या है? — Trigonal bipyramidal।
28. VSEPR का पूरा नाम क्या है? — Valence Shell Electron Pair Repulsion।
29. Resonance hybrid किससे संबंधित है? — Multiple canonical structures से।
30. Lewis structure में मुख्य रूप से कौन-से electrons दिखाए जाते हैं? — Valence electrons।

अध्याय को आसानी से तैयार करने की रणनीति

इस chapter को पढ़ते समय सबसे पहले valence electrons और Lewis structures की basic understanding मजबूत करें। इसके बाद octet rule और उसके exceptions पढ़ें। फिर ionic तथा covalent bonding को examples के साथ समझें।

इसके बाद VSEPR theory से molecular shapes और bond angles को समझना चाहिए। NH₃, H₂O, BeCl₂, BCl₃, CH₄, PF₅ और SF₆ जैसे examples बार-बार practice करने से geometry वाले प्रश्न आसानी से हल होने लगते हैं।

Hybridisation में केवल formula याद करने के बजाय यह देखें कि central atom के आसपास कितने electron domains हैं। इसी तरह sigma और pi bond में पहले single, double और triple bond की संरचना समझें। अंत में Molecular Orbital Theory में bond order और magnetic nature के questions का अभ्यास करें।

अध्याय का सार

रासायनिक आबंधन तथा आण्विक संरचना अध्याय में यह समझाया जाता है कि atoms stable chemical species बनाने के लिए किस प्रकार आपस में जुड़ते हैं। Ionic bonding में electron transfer और covalent bonding में electron sharing की भूमिका होती है। Lewis structures valence electrons और bonding arrangement को समझने का सरल माध्यम हैं।

Octet rule chemical bonding को समझने का उपयोगी प्रारंभिक नियम है, लेकिन incomplete octet, odd-electron species और expanded octet इसके महत्वपूर्ण exceptions हैं। VSEPR theory की सहायता से electron-pair repulsion के आधार पर molecular geometry और bond angles को समझा जाता है।

इसके बाद resonance, dipole moment और electronegativity से molecules की electronic structure और polarity को समझा जाता है। Hybridisation atomic orbitals और molecular geometry के बीच संबंध स्थापित करती है। Sigma और pi bonds covalent bonding की प्रकृति को और स्पष्ट करते हैं।

Valence Bond Theory तथा Molecular Orbital Theory bonding की अधिक विस्तृत व्याख्या देती हैं। Molecular Orbital Theory की सहायता से bond order, relative stability और magnetic behaviour को समझा जा सकता है। Hydrogen bonding भी molecules के physical और chemical properties को प्रभावित करने वाला महत्वपूर्ण interaction है।

इसलिए इस chapter की तैयारी में केवल definitions याद करने के बजाय Lewis structure, VSEPR, bond parameters, resonance, hybridisation, sigma-pi bonding, molecular orbitals और bond order को examples के साथ समझना अधिक उपयोगी है।

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