GSEB Class 11 Chemistry Important Questions Chapter 4 રાસાયણિક બંધન અને આણ્વીય રચના

Gujarat Board GSEB Class 11 Chemistry Important Questions Chapter 4 રાસાયણિક બંધન અને આણ્વીય રચના Important Questions and Answers.

GSEB Class 11 Chemistry Important Questions Chapter 4 રાસાયણિક બંધન અને આણ્વીય રચના

પ્રશ્નોત્તર
પ્રશ્ન 1.
રાસાયણિક બંધન કોને કહે છે? તે સમજાવતા વિવિધ સિદ્ધાંતોનાં નામ લખો.
ઉત્તર:
જુદી જુદી રાસાયણિક સ્પીસીઝમાં, જુદા જુદા ઘટક કણો- (અણુ, પરમાણુ કે આયન)ને એકબીજા સાથે જકડી રાખતા આકર્ષણ બળને રાસાયણિક બંધન કહે છે.

રાસાયણિક સંયોજનોની રચના એ જુદાં જુદાં તત્ત્વોના જુદી જુદી રીતે થતા સંયોગીકરણને આધારે નક્કી થાય છે.
રાસાયણિક બંધન સમજાવતા વિવિધ સિદ્ધાંતો નીચે પ્રમાણે છે :
1. કોસેલ-લુઇસ અભિગમ,
2. સંયોજકતા કોશ ઇલેક્ટ્રૉન- યુગ્મ અપાકર્ષણનો સિદ્ધાંત (VSEPR સિદ્ધાંત),
3. સંયોજકતા બંધનવાદ (V. B. Theory) અને
4. આણ્વીય કક્ષકવાદ (M. O. Theory).

પ્રશ્ન 2.
રાસાયણિક બંધની રચના સમજાવો. રાસાયણિક બંધન અંગેના કોસેલ-લુઇસ અભિગમ સમજાવો.
ઉત્તર:
રાસાયણિક બંધની રચના કોસેલ અને લુઇસ અભિગમથી સમજી શકાય છે :
(1) કોસેલના મત મુજબ, વધુ વિદ્યુતઋણ હેલોજન તત્ત્વો એ વધુ વિદ્યુતધન આલ્કલી તત્ત્વો સાથે ઇલેક્ટ્રૉનની આપ-લે કરીને આયનીય સંયોજન બનાવે છે. જેમાં રહેલા ધનાયન અને ઋણાયન સ્થાયી ઉમદા વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના પ્રાપ્ત કરે છે.

આમ, ધનાયન અને ઋણાયન વચ્ચે સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણથી રચતા બંધને વિદ્યુત-સંયોજક બંધ કહે છે.
આમ, વિદ્યુત-સંયોજકતા એ આયન પરના એકમ ભારની સંખ્યા છે.

(2) લુઇસના મત મુજબ, પરમાણુ જ્યારે રાસાયણિક બંધથી જોડાય છે ત્યારે સ્થાયી અષ્ટક રચના પ્રાપ્ત કરે છે.
લુઇસે પરમાણુને, એક ધન વીજભારિત ‘કર્નલ’ (કર્નેલ = કેન્દ્ર + અંદરની કક્ષાના ઇલેક્ટ્રૉન) તરીકે સ્વીકાર્યો અને જણાવ્યું કે બાહ્યકોશમાં વધુમાં વધુ આઠ ઇલેક્ટ્રૉન હોય.

આ આઠ ઇલેક્ટ્રૉન કર્નેલની આસપાસ સમઘનના આઠ ખૂણાની જેમ આઠ ખૂણા ઉપ૨ ગોઠવાયેલ હોય છે.
દા. ત., Na તત્ત્વના બાહ્યકોશમાં રહેલ એક ઇલેક્ટ્રૉન સમઘનના એક ખૂણા પર ગોઠવાશે, જ્યારે ઉમદા (નિષ્ક્રિય) વાયુમાં (Heને બાદ કરતાં) બાહ્યકોશમાં રહેલા આઠ ઇલેક્ટ્રૉન સમઘનના આઠ ખૂણા પર ગોઠવાશે.
સોડિયમ અને ક્લોરિનમાં ઇલેક્ટ્રૉનની આપ-લે થઈને તેમજ Cl₂ અને F₂ જેવા અણુમાં ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી થઈને સ્થાયી અષ્ટક રચના પ્રાપ્ત કરે છે.

પ્રશ્ન 3.
લુઇસ સંજ્ઞાઓ સમજાવો.
ઉત્તર:
રાસાયણિક બંધની રચના દ્વારા અણુઓની રચનામાં ફક્ત બાહ્યતમ કક્ષામાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉન (સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન) જ ભાગ લે છે, જ્યારે આંતરિક કક્ષામાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉન રક્ષિત હોવાને કારણે બંધની રચનામાં ભાગ લેતા નથી.

તત્ત્વના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનને તત્ત્વની આસપાસ ટપકાં (dots) સ્વરૂપે દર્શાવાય છે.
દા. ત., આવર્ત કોષ્ટકમાં દ્વિતીય આવર્તનાં તત્ત્વો માટે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનને જી. એન. લુઇસે નીચે પ્રમાણે દર્શાવ્યાં :

લુઇસ સંજ્ઞાની સાર્થકતા (મહત્ત્વ) : તત્ત્વની આસપાસના ટપકાં- (બિંદુ)એ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા દર્શાવે છે. આ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યાએ, તત્ત્વની સામાન્ય અથવા સમૂહ સંયોજકતા ગણવામાં મદદરૂપ થાય છે.
સામાન્ય રીતે સમૂહ સંયોજકતા, લુઇસ સંજ્ઞામાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા અથવા આઠમાંથી સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનને બાદ કરતાં મળે.

પ્રશ્ન 4.
રાસાયણિક બંધન માટેના કોસેલ અભિગમના મુદ્દા લખો.
ઉત્તર:
રાસાયણિક બંધન માટેના કોસેલ અભિગમના મુદ્દાઓ નીચે પ્રમાણે છે :

(1) આવર્ત કોષ્ટકમાં પ્રબળ વિદ્યુતઋણમય હેલોજન તત્ત્વો તથા પ્રબળ વિદ્યુતધનમય આલ્કલી તત્ત્વો, નિષ્ક્રિય (ઉમદા) વાયુથી અલગ પડે છે.

(2) હેલોજન તત્ત્વ એક ઇલેક્ટ્રૉન મેળવી ઋણ વીજભારિત બને છે, જ્યારે આલ્કલી ધાતુ તત્ત્વો એક ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવી ધન વીજભારિત બને છે.

(3) આ રીતે બનતા ધન વીજભારિત તથા ઋણ વીજભારિત આયનો એકબીજા સાથે આકર્ષાઈને નિષ્ક્રિય વાયુ (He સિવાયના) જેવી સ્થાયી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના (ns²np⁶) પ્રાપ્ત કરે છે.

(4) સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણ વડે આ ધનાયન અને ઋણાયન સ્થાયી થયેલ હોય છે.
કોસેલના મત મુજબ, વધુ વિદ્યુતઋણ હેલોજન તત્ત્વો એ વધુ વિદ્યુતધન આલ્કલી તત્ત્વો સાથે ઇલેક્ટ્રૉનની આપ-લે કરીને આયનીય સંયોજન બનાવે છે. જેમાં રહેલા ધનાયન અને ઋણાયન સ્થાયી ઉમદા વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના પ્રાપ્ત કરે છે.

આમ, ધનાયન અને ઋણાયન વચ્ચે સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણથી રચતા બંધને વિદ્યુત-સંયોજક બંધ કહે છે.
આમ, વિદ્યુત-સંયોજકતા એ આયન પરના એકમ ભારની સંખ્યા છે.

(5) આયનીય સંયોજનોની રચનામાં ઓછી આયનીકરણ એન્થાલ્પી ધરાવતા પરમાણુઓ, વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા પરમાણુઓ એકબીજા સાથે જે બંધથી જોડાય છે, તેને આયનીય બંધ કહે છે.

(6) તત્ત્વની આયનીય બંધ બનાવવાની ક્ષમતાને વિદ્યુત- સંયોજકતા કહે છે, જે તત્ત્વના ગુમાવેલ કે મેળવેલ ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા જેટલી હોય છે.

પ્રશ્ન 5.
અષ્ટકનો નિયમ લખી, તેની અગત્ય લખો.
ઉત્તર:
કોસેલ અને લુઇસે 1916માં પરમાણુઓ વચ્ચે રાસાયણિક સંયોગીકરણનો અગત્યનો સિદ્ધાંત વિકસાવ્યો, જે રાસાયણિક બંધનના ઇલેક્ટ્રૉનીય વાદ (અષ્ટકના નિયમ – Octet Rule) તરીકે ઓળખાય છે, જે નીચે પ્રમાણે છે :

નિયમ : ૫૨માણુ એક અથવા વધુ પરમાણુ સાથે રાસાયણિક બંધ બનાવીને અણુ બનાવે ત્યારે એક પરમાણુ બીજા પરમાણુ પાસેથી ઇલેક્ટ્રૉન મેળવીને અથવા ગુમાવીને અથવા પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી જોડાઈને સંયોજકતા કક્ષકમાં અષ્ટક પૂર્ણ કરે છે અને નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી સ્થાયી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના પ્રાપ્ત કરે છે.
અગત્ય :

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

પ્રશ્ન 6.
સહસંયોજક બંધ યોગ્ય ઉદાહરણ સાથે સમજાવો.
ઉત્તર:
ઈ. સ. 1919માં લેંગ્યુરે, લુઇસની ધારણામાં સુધારો કરી સહસંયોજક બંધ વિશે રજૂઆત કરી.

લુઇસ-લેંગ્યુર સિદ્ધાંત મુજબ બે પરમાણુના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી થઈ સહસંયોજક બંધ બને છે.
આમ, જ્યારે કોઈ પણ (સમાન અથવા જુદા જુદા) તત્ત્વના બે અથવા વધુ પરમાણુઓ તેઓના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની સહિયારી ભાગીદારીથી અષ્ટક રચના પ્રાપ્ત કરે ત્યારે રચાતા બંધને સહસંયોજક બંધ કહે છે.
આમ, સહસંયોજક બંધની રચનામાં ભાગ લેતા પ્રત્યેક પરમાણુ ઓછામાં ઓછા એક ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી માટે પ્રદાન કરે છે.
દા. ત., Cl₂ અણુમાં રહેલ Clની ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના : [Ne]3s₂3p₅ છે. જેને આર્ગોન રચના પ્રાપ્ત કરવા એક ઇલેક્ટ્રૉન ખૂટે છે. આથી બંને Cl પરમાણુ એક-એક ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી કરી એક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મથી એક સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.

આ જ પ્રમાણે કાર્બન ટેટ્રાક્લોરાઇડ(CCl₄)માં નીચે પ્રમાણે સહસંયોજક બંધ બને છે :

અહીં, દરેક Cl અને Cમાં 8e^– છે.
આમ, જો તત્ત્વના પરમાણુઓ વચ્ચે એક-એક ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી થાય, તો તેઓ એક સહસંયોજક બંધ રચે છે.

જો તત્ત્વના પરમાણુઓ વચ્ચે બે-બે ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી થાય, તો તેઓ બે સહસંયોજક બંધ રચે છે.
દા. ત.,

જો તત્ત્વના પરમાણુઓ વચ્ચે ત્રણ-ત્રણ ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી થાય, તો તેઓ ત્રણ સહસંયોજક બંધ રચે છે.

પ્રશ્ન 7.
ધ્રુવીય અને અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની રચના યોગ્ય ઉદાહરણથી સમજાવો.
ઉત્તર:
1. ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ : આ પ્રકારના સહસંયોજક બંધની રચનામાં અલગ અલગ વિદ્યુતધનમયતા અથવા વિદ્યુતઋણમયતા ધરાવતા તત્ત્વના પરમાણુઓ ભાગ લે છે. આના પરિણામે અણુમાં ધ્રુવીયતાનો ગુણધર્મ જોવા મળે છે.

2. અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ ઃ જ્યારે એક જ તત્ત્વના પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી થઈ જે બંધ બને છે, તેને અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ કહે છે.

આવા અણુઓ બિનધ્રુવીય હોય છે, કારણ કે તેમનાં તત્ત્વોની વિદ્યુતધનમયતા અથવા વિદ્યુતઋણમયતા સરખી હોય છે.

પ્રશ્ન 8.
સવર્ગ સહસંયોજક બંધ સમજાવો.
ઉત્તર:
અણુ / આયનની રચનામાં ભાગીદારી માટે જરૂરી ઇલેક્ટ્રૉન, ભાગીદારીથી જોડાતા પરમાણુઓ પૈકી ગમે તે એક જ પરમાણુ આપે છે અને જે બંધ બનાવે છે, તેને સવર્ગ સહસંયોજક બંધ કહે છે.

સવર્ગ સહસંયોજક બંધને તીર(→)થી દર્શાવાય છે અને તીરની દિશા ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ આપનાર પરમાણુ તરફથી ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ સ્વીકારનાર પરમાણુ તરફ હોય છે.

આમ, NH₄⁺ આયનમાં ત્રણ સહસંયોજક બંધ અને એક સવર્ગ સહસંયોજક બંધ છે.

સામાન્ય રીતે જે અણુમાં એક અથવા વધુ અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન- યુગ્મ હોય તે ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ પ્રદાન કરી સવર્ગ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
આમ, કોઈ પણ તત્ત્વના પરમાણુની સંપૂર્ણ ખાલી કક્ષક અને વધારાના અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ધરાવતા પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉનની સરળતાથી ભાગીદારી થઈ સવર્ગ સહસંયોજક બંધ બને છે.

પ્રશ્ન 9.
લુઇસ બિંદુ રચના નક્કી કરવા માટેનાં સોપાનો લખો.
ઉત્તર:
લુઇસ બિંદુ રચના એ અણુઓ અને આયનોમાં બંધન- (બંધ)ની સંખ્યા, ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની સંખ્યા અને અષ્ટકના નિયમનું પાલન થાય છે તે દર્શાવે છે. આમ, તે અણુની રચના અને ગુણધર્મોને સમજાવવામાં મદદરૂપ બને છે.

લુઇસ બિંદુ રચના નક્કી કરવા માટેનાં સોપાનો નીચે મુજબ છે :

લુઇસ બિંદુ રચના લખવા માટે જરૂરી ઇલેક્ટ્રૉનની કુલ સંખ્યા, સંયોજાતા પરમાણુઓના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનનો ઉમેરો કરીને મેળવાય છે. દા. ત., CH₄ અણુમાં બંધન માટે 8 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે.
ઋણાયન માટે દરેક ઋણભારનો અર્થ એમ થાય કે એક ઇલેક્ટ્રૉનનો ઉમેરો. દા. ત., CO₃^2-માં તટસ્થ અણુ (CO₂) કરતાં બે ઇલેક્ટ્રૉન વધુ છે.
જ્યારે ધનાયન માટે દરેક ધનભારનો અર્થ એમ થાય કે, એક ઇલેક્ટ્રૉનની બાદબાકી. દા. ત., NH₄⁺ માં તટસ્થ પરમાણુ સમૂહના ઇલેક્ટ્રૉન કરતાં એક ઇલેક્ટ્રૉન ઓછો છે.
જો સંયોજાતા પરમાણુઓની રાસાયણિક સંજ્ઞાઓ જાણતા હોઈએ અને સંયોજનનું બંધારણ જાણતા હોઈએ, તો તેમાં કુલ કેટલા બંધ અને ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હશે તે ઇલેક્ટ્રૉનની કુલ સંખ્યાને આધારે જાણી શકાય.
સામાન્ય રીતે અણુ / આયનમાં સૌથી ઓછા વિદ્યુતઋણ પરમાણુને કેન્દ્રમાં લેવામાં આવે છે. દા. ત., NF₃ અને CO₃^2-માં N અને Cને કેન્દ્રમાં લેવામાં આવે છે જ્યારે F અને Oને છેડે લખવામાં આવે છે.
જે ઇલેક્ટ્રૉન બંધમાં ભાગ લે છે તેને બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન- યુગ્મ અને જે ઇલેક્ટ્રૉન બંધમાં ભાગ લેતા નથી, તેને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ કહે છે.

પ્રશ્ન 10.
(i) CO (કાર્બન મોનૉક્સાઇડ) અને (ii) NO₂^1- (નાઇટ્રાઇટ આયન) માટે લુઇસ રચના લખો.
ઉત્તર :
(i) COમાં Cના 4 અને Oના 6 એમ કુલ 10 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન છે, જે નીચેના બંધારણ મુજબ બંને પરમાણુમાં અષ્ટક રચના પૂર્ણ કરે છે :

(ii) NO₂^1-માં Nના 5 અને બે O પરમાણુના 12 તેમજ ઋણ વીજભારનો 1 એમ કુલ 18 ઇલેક્ટ્રૉન છે.
જે નીચેના બંધારણ મુજબ ત્રણેય પરમાણુમાં અષ્ટક રચના પૂર્ણ કરે છે :

નોંધ : બહુપરમાણ્વીય આયનોના આકાર લુઇસ બિંદુ રચનાથી નક્કી થઈ શકતા નથી.

પ્રશ્ન 11.
નીચેના અણુ / આયનનાં લુઇસ બંધારણ લખો :
H₂, F₂, Cl₂, O₂, O₃, NF₃, CCl₄, BF₃, HNO₃, H₂SO₄, NOCl, CH₃NH₂, CH₃COOH, CO₃^2-, NO, CO, NO₂, H₂O, H₃O⁺, CF₄, H₃PO₃, HClO₂, SCl₂, NH₄^–, SO₃^–.
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 12.
નિયમનિષ્ઠ ભાર (ફૉર્મલ ભાર) એટલે શું? તે શોધવાનું સૂત્ર લખી, O₃, SO₂, અને NOCl માટે ફૉર્મલ ભાર ગણો.
ઉત્તર:
પરમાણુની મુક્ત અવસ્થામાંના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન અને લુઇસ બંધારણમાં તેના દર્શાવેલ ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચેના તફાવતને નિયમનિષ્ઠ ભાર (ફૉર્મલ ભાર – Formal Charge) કહે છે.

પ્રશ્ન 13.
અષ્ટકના નિયમની મર્યાદાઓ યોગ્ય ઉદાહરણ દ્વારા સમજાવો.
ઉત્તર:
અષ્ટકનો નિયમ ઉપયોગી હોવા છતાં તે સાર્વત્રિક નથી. તે મોટા ભાગનાં કાર્બનિક સંયોજનોની રચના સમજવા માટે ઉપયોગી છે. તેમ છતાં તેમાં ત્રણ પ્રકારના અપવાદ છે ઃ
1. મધ્યસ્થ પરમાણુનું અપૂર્ણ અષ્ટક ઃ જે તત્ત્વોના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન ચાર કરતાં ઓછા હોય તેનાં સંયોજનોમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા આઠ કરતાં ઓછી હોય છે. એટલે કે એવાં સંયોજનોમાં અષ્ટકનો નિયમ પળાતો નથી.

અહીં, Bમાં 6e^– થાય છે.
અન્ય ઉદાહરણ : H₂, AlCl₃, BCl₃, BeCl₂

2. એકી ઇલેક્ટ્રૉન અણુઓ : એકી ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા અણુઓ જેવા કે NO (નાઇટ્રિક ઑક્સાઇડ) અને NO₂(નાઇટ્રોજન ડાયૉક્સાઇડ)માં અમુક પરમાણુઓમાં અષ્ટકનો નિયમ પળાતો નથી.

3. વિસ્તરિત (Expanded) અષ્ટક : આવર્ત કોષ્ટકના ત્રીજા અને પછીના આવર્તોમાં 3s અને 3p-કક્ષકો ઉપરાંત 3d-કક્ષકો બંધન માટે પ્રાપ્ય હોય છે. આવાં તત્ત્વોનાં ઘણાં સંયોજનોમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ આઠ કરતાં વધારે ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે, જેને વિસ્તરિત અષ્ટક કહે છે. જેમાં અષ્ટકના નિયમનું પાલન થતું નથી.

અન્ય ઉદાહરણ : PF₅
અષ્ટકના નિયમની અન્ય ખામીઓ :

ઑક્સિજન, Xe કે Kr સાથે જોડાઈને XeF₂, KrF₂, XeOF₂ સંયોજન બનાવે છે. તેમાં અષ્ટકના નિયમનું પાલન થતું નથી.
તે અણુઓના આકાર સમજાવી શકતો નથી.
તે અણુઓની સાપેક્ષ સ્થાયિતા પણ સમજાવી શકતો નથી.
દા. ત., PCl₅ અને SF₆માં અષ્ટકનો નિયમ પળાતો નથી છતાં આ સંયોજનો સ્થાયી છે, કારણ કે આ સંયોજનો બને છે ત્યારે વિપુલ પ્રમાણમાં ઊર્જા મુક્ત થાય છે.
કેટલાંક કિસ્સામાં, એક જ સમૂહનાં તત્ત્વોમાં અષ્ટક રચના પૂર્ણ થઈ હોવા છતાં પણ મધ્યસ્થ પરમાણુના કદના વધારા સાથે સ્થાયિતા ઘટે છે.
દા. ત.,
સ્થાયિતાનો ક્રમ : NH₃ > PH₃ > ASH₃ > SbH₃ > BiH₃

પ્રશ્ન 14.
કોસેલ અને લુઇસના અભિગમ પરથી આયનીય બંધની રચના માટેનાં સાનુકૂળ પરિબળો સમજાવો.
અથવા
આયનીય બંધની રચના માટેનાં સાનુકૂળ પરિબળો લખો.
ઉત્તર:
કોસેલ-લુઇસના અભિગમ પરથી આયનીય બંધની રચના માટેનાં પિરબળો આ મુજબ છે :
(1) તટસ્થ પરમાણુમાંથી ધનાયન તથા ઋણાયનની સરળતાથી પ્રાપ્તિ અને
(2) આયનીય ઘનમાં ધનાયન તથા ઋણાયનની ગોઠવણી એટલે કે સ્ફટિકમય સંયોજનની લેટિસ રચના.

તટસ્થ પરમાણુમાંથી ધનાયન તથા ઋણાયન બનવું તે પરમાણુની અનુક્રમે આયનીકરણ એન્થાલ્પી તથા ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી મૂલ્યો પર આધારિત છે.
M(g) → M(g)ⁿ⁺ + ne^– (આયનીકરણ – એન્થાલ્પી)
X(g) + ne^– → X(g)^n- (ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ – એન્થાલ્પી)
આયનીકરણ પ્રક્રિયા હંમેશાં ઉષ્માશોષક હોય છે, જ્યારે ઇલેક્ટ્રૉન- પ્રાપ્તિ પ્રક્રિયા એ ઉષ્માશોષક અથવા ઉષ્માક્ષેપક હોય છે.
આમ, ઓછી આયનીકરણ એન્થાલ્પી અને વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતાં તત્ત્વોમાં આયનીય બંધ સરળતાથી રચાય છે.
આયનીય સંયોજનોમાં ધન આયનો ધાતુતત્ત્વોમાંથી અને ઋણ આયન અધાતુ તત્ત્વોમાંથી મળે છે. (અપવાદ : NH₄⁺, H₃O⁺, PH₄⁺)
આયનીય સંયોજનોની સ્ફટિકરચનામાં ધનાયન અને ઋણાયનોની ત્રિપરિમાણીય નિયમિત ગોઠવણી થયેલી હોય છે. આવી ગોઠવણને (રચના કે બંધારણને) સ્ફટિકરચના કે સ્ફટિક બંધારણ કહે છે.
એક મોલ ઘન અવસ્થામાં આયનીય સંયોજનોમાંથી વાયુરૂપ ઘટક આયનોને એકબીજાથી અનંત અંતરે દૂર કરવા માટે જરૂરી ઊર્જાને સ્ફટિક લેટાઇસ ઊર્જા અથવા લેટાઇસ એન્થાલ્પી કહે છે.
દા. ત., Na(g) → Na⁺(g) + e^– માટેની આયનીકરણ એન્થાલ્પી 495.8 kJ·mol^-1 છે. જ્યારે Cl(g) + e^– → Cl^– (g) માટેની ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી – 348.7 kJ·mol^-1 છે.
આ બંને ઊર્જાનાં સરવાળા (495.8+ (- 348.7) 147.1 kJ·mol^-1) કરતાં NaCl(s)ની લેટિસ સર્જન એન્થાલ્પી (- 788 kJ·mol^-1) વધુ હોવાથી NaClની સ્થાયિતા વધે છે.

પ્રશ્ન 15.
લેટિસ એન્થાલ્પી એટલે શું? NaCl(s)ની લેટિસ એન્થાલ્પી જણાવો.
ઉત્તર:
એક મોલ ધન સંયોજનને સંપૂર્ણપણે તેના વાયુમય આયનોમાં ફેરવવા માટે જરૂરી ઊર્જાને લેટિસ એન્થાલ્પી કહે છે.

NaCl(s)ની લેટિસ એન્થાલ્પી 788 kJ·mol^-1 છે. આનો અર્થ 1 મોલ ધન NaClને અનંત અંતરે એક મોલ Na⁺(g) અને એક મોલ Cl^–(g)માં ફેરવવા માટે 788 kJ·mol^-1 ઊર્જાની જરૂર પડે છે.

આ ઘટનામાં અસમાન વીજભાર ધરાવતા આયનો વચ્ચે આકર્ષણ અને સમાન વીજભાર ધરાવતા આયનો વચ્ચે અપાકર્ષણ બળો લાગે છે.

પ્રશ્ન 16.
વૈજ્ઞાનિક કારણ આપો : સહસંયોજક બંધ દિશાકીય છે, જ્યારે આયનીય બંધ દિશાકીય નથી.
ઉત્તર:
પરમાણ્વીય કક્ષકોનું એકબીજામાં સંમિશ્રણ થવાથી સહસંયોજક બંધ બને છે. આ કક્ષકોનું સંમિશ્રણ કઈ દિશામાં થાય છે, તેને આધારે સહસંયોજક બંધ રચાતો હોવાથી તે દિશાકીય ગુણ ધરાવે છે.

જ્યારે આયનીય બંધની રચનામાં એક પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષકના ઇલેક્ટ્રૉન, બીજા પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષકમાં ગોઠવાય છે. આમ, ધન આયન અને ઋણ આયન આયનીય બંધ વડે પાસ-પાસે ગોઠવાવાથી ઘન સ્ફટિક બને છે. તેમાં માત્ર આયનના કદને આધારે તેની આસપાસ વિરુદ્ધ વીજભાર ધરાવતા આયનો ગોઠવાયેલ હોય છે. આથી આયનીય બંધ દિશાકીય નથી.

પ્રશ્ન 17.
બંધલંબાઈને વ્યાખ્યાયિત કરો. અથવા સમજાવો : બંધલંબાઈ
ઉત્તર:
અણુમાં બંધથી જોડાયેલા બે પરમાણુઓનાં કેન્દ્રો વચ્ચેના સંતુલિત અંતરને બંધલંબાઈ કહે છે.

બંધલંબાઈ સ્પેક્ટ્રૉસ્કોપિક પદ્ધતિઓ, ક્ષ-કિરણ વિવર્તન અને ઇલેક્ટ્રૉન વિવર્તન જેવી પદ્ધતિઓથી માપી શકાય છે.
સહસંયોજક બંધમાં દરેક પરમાણુનો ફાળો તે પરમાણુની સહસંયોજક ત્રિજ્યા કહેવાય.

પ્રશ્ન 19.
સમજાવો : બંધ એન્થાલ્પી
ઉત્તર:
બંધઊર્જા (બંધ એન્થાલ્પી) : વાયુરૂપ પદાર્થમાંના એક મોલ બંધને તોડવા માટે આપવી પડતી ઊર્જાને બંધઊર્જા (બંધ એન્થાલ્પી) કહે છે.

બંધઊર્જાનો એકમ kJmol^-1 છે.
દા. ત.,
1. H₂ અણુમાં રહેલ H – Hની બંધ એન્થાલ્પી : 435.8 kJ mol^-1 છે.
  H₂(g) → H(g) + H(g), Δ_aH^⊖ = 435.8 kJ·mol^-1
2. વધુ બંધ ધરાવતા અણુઓની બંધ એન્થાલ્પી :
  દા. ત., O₂ (O = O)(g) → O(g) + O(g), Δ_aH^⊖ = 498 kJ·mol^-1
  N₂ (N ≡ N)(g) → N(g) + N(g), Δ_aH^⊖ = 946.0 kJ·mol^-1
3. HCl જેવા વિષમકેન્દ્રીય દ્વિઅણુની બંધ એન્થાલ્પી :
  HCl(g) → H(g) + Cl(g), Δ_aH^⊖ = 431.0 kJ·mol^-1
4. બહુપરમાણ્વીય અણુઓમાં બંધ એન્થાલ્પી :
  દા. ત.,
  H₂O(g) → H(g) + OH(g), Δ_aH₁^⊖ = 502 kJ·mol^-1
  તથા OH(g) → O(g) + H(g), Δ_aH₂^⊖ = 427 kJ·mol^-1
  અહીં, Δ_aH^⊖નાં મૂલ્યોમાં તફાવત દર્શાવે છે કે, બીજો OH બંધ કંઈક ફેરફાર પામે છે.
બહુપરમાણ્વીય અણુઓમાં સરેરાશ બંધ એન્થાલ્પીનું મૂલ્ય શોધવા માટે કુલ બંધ એન્થાલ્પીના મૂલ્યને બંધની સંખ્યા વડે ભાગતાં મળે.
દા. ત., H₂O માટે સરેરાશ બંધ એન્થાલ્પી,
Δ_aH^⊖ = \(\frac{502+427}{2}\) = 464.5 kJ·mol^-1
જેમ બંધ વિયોજન એન્થાલ્પી વધારે તેમ અણુમાં રહેલ બંધ પ્રબળ.
જેમ બંધ એન્થાલ્પી(બંધઊર્જા)નું મૂલ્ય વધુ તેમ અણુ / સંકીર્ણ આયનની સ્થિરતા વધુ.

પ્રશ્ન 20.
સમજાવો : બંધક્રમાંક અથવા
બંધક્રમાંકના પર્યાયમાં તમે બંધ પ્રબળતા કેવી રીતે રજૂ કરો છો?
ઉત્તર:
અણુમાં રહેલા પરમાણુઓ વચ્ચેના બંધની સંખ્યાને બંધક્રમાંક કહે છે.

દા. ત., H₂, O₂ અને N₂ અણુમાં રહેલા પરમાણુઓ વચ્ચેના બંધની સંખ્યા અનુક્રમે 1, 2 અને 3 હોવાથી તેમના બંધક્રમાંક અનુક્રમે 1, 2 અને 3 થશે. તેને અનુક્રમે -, અને = સંજ્ઞા વડે દર્શાવાય છે.
જેમ બંધક્રમાંક વધે તેમ બંધ પ્રબળ બને.
દ્વિપરમાણ્વીય અણુ COમાં બંધક્રમાંક 3 હોવાથી COની બંધ એન્થાલ્પી સૌથી વધુ (Δ_aH^⊖ = 946 kJ·mol^-1) છે.
સમઇલેક્ટ્રૉનીય અણુ / આયનોમાં બંધક્રમાંક સમાન હોય છે.
દા. ત.,
1. F₂ અને O₂^–ને બંધક્રમાંક 1 છે.
2. N₂, CO અને NO⁺ને બંધક્રમાંક 3 છે.
બંધક્રમાંક વધે તેમ બંધલંબાઈ ઘટે અને બંધ એન્થાલ્પી તથા સ્થાયિતા વધે છે.

પ્રશ્ન 21.
ઓઝોન (O₃) અણુનાં સંસ્પંદન બંધારણ સમજાવો.
અથવા
સંસ્પંદન બંધારણ એટલે શું? ઉદાહરણ આપી સમજાવો.
ઉત્તર:
કેટલાંક સંયોજનો એક કરતાં વધુ બંધારણ ધરાવતાં હોય છે. આ બધાં બંધારણો એકબીજામાં સતત અને ત્વરિત રૂપાંતરિત થતાં હોય છે, જેને સંસ્પંદન બંધારણ કહે છે.

લુઇસ બંધારણ અણુઓના પ્રાયોગિક રીતે મેળવેલા ગુણધર્મો સમજાવવા અપૂરતું છે.
દા. ત., ઓઝોન (O₃) અણુ નીચેનાં બે બંધારણોથી દર્શાવી શકાય :

આમ, O₃ અણુના બંધારણ (I) અને (II)માં O – O અને O = O દ્વિબંધ છે.
O – O એકલ બંધલંબાઈ 148 pm છે, જ્યારે O = O દ્વિ-બંધલંબાઈ 121 pm છે.
પરંતુ પ્રાયોગિક રીતે ઓઝોનના અણુમાં કોઈ પણ ઑક્સિજન- ઑક્સિજન પરમાણુઓ વચ્ચેની બંધલંબાઈનું મૂલ્ય સમાન છે અને તેનું મૂલ્ય 128 pm છે.
આમ, O₃ અણુમાં કોઈ પણ ઑક્સિજન-ઑક્સિજન પરમાણુઓ વચ્ચેની બંધલંબાઈનું મૂલ્ય એકલબંધ અને દ્વિબંધ લંબાઈની મધ્યવર્તી છે, જે ઉપરોક્ત આકૃતિ ઉપરથી સમજી શકાય છે.
આમ, સંસ્પંદન બંધારણમાં સમાન શક્તિ, કેન્દ્રનું સમાન સ્થાન તથા બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો અને અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોને ધ્યાનમાં લઈ એક સંસ્પંદન બંધારણ રજૂ કરાય છે, જેને સંસ્કૃત સંસ્પંદન બંધારણ કહે છે.
O₃ સંસ્પંદન(III)ની ઊર્જા એ (I) અને (II)ની ઊર્જા કરતાં નીચી હોય છે.
સંસ્પંદન બંધારણ અણુને સ્થાયિતા આપે છે.
સંસ્પંદન બે શીર્ષવાળા તીર (↔) વડે ૨જૂ ક૨વામાં આવે છે.

પ્રશ્ન 22.
CO₃^2- આયનના સંદર્ભમાં સંસ્પંદનની અગત્યની બાબતો સમજાવો.
અથવા
CO₃^2- આયનની રચના સંસ્પંદનના સંદર્ભમાં સમજાવો.
ઉત્તર:
કાર્બન અને ઑક્સિજન વચ્ચે બે એકલ બંધ અને એક દ્વિ-બંધની હાજરી મુજબ લુઇસ રચના સાચી નથી, કારણ કે તેમાં C અને Oના બંધ અસમાન છે.
પ્રાયોગિક માહિતીના આધારે CO₃^2- આયનમાં બધા જ C અને O વચ્ચેના બંધક્રમાંક અને બંધલંબાઈ સમતુલ્ય છે, જે નીચેનાં સંસ્પંદન સૂત્રો(વિહિત સ્વરૂપો – Canonical)થી સમજી શકાય છે :

પ્રશ્ન 23.
CO₂ અણુમાં સંસ્પંદન રચના સમજાવો.
ઉત્તર:
પ્રાયોગિક રીતે CO₂માં કાર્બન અને ઑક્સિજન વચ્ચેની બંધલંબાઈ 115 pm નક્કી થઈ છે, જે C = O (બંધલંબાઈ = 121 pm) અને C ≡ O (બંધલંબાઈ = 110 pm)ની વચ્ચે છે. તે દર્શાવે છે કે, CO₂માં નીચે મુજબ સંસ્પંદન સૂત્રો હશે :

પ્રશ્ન 24.
SO₂, SO₃, NO₂ અને NO³^1-ની સંસ્પંદન રચનાઓ લખો.
ઉત્તર:
SO₂ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

SO₃ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

NO₂ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

NO³^1- આયનના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છેઃ

પ્રશ્ન 25.
સંસ્પંદન સૂત્રોથી અણુની કઈ બાબત જાણી શકાય છે?
ઉત્તર:
સંસ્પંદન સૂત્રોથી અણુની નીચેની બાબતો જાણી શકાય છે :

સંસ્પંદન સૂત્રો અણુને સ્થાયી બનાવે છે, કારણ કે સંકૃત સંસ્પંદન બંધારણની ઊર્જા કોઈ પણ સંસ્પંદન સૂત્રો કરતાં ઓછી હોય છે.
જેમ સંસ્પંદન સૂત્રોની સંખ્યા વધે તેમ સ્થાયિતા વધે.
સંસ્પંદન સૂત્રો એકંદરે બંધ ખાસિયતની સરાસરી કરે છે. 4.3.6 બંધની ધ્રુવીયતા

પ્રશ્ન 26.
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા એટલે શું? સમજાવો.
ઉત્તર:
ધ્રુવીભવનને કારણે અણુ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ધરાવે છે.

દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા એ ભારની માત્રા અને ધન તથા ઋણભારનાં કેન્દ્રો વચ્ચેના અંતરનો ગુણાકાર છે.
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાને µ સંજ્ઞા વડે દર્શાવાય છે.
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા (µ) = ભાર (Q) × ધન અને ઋણભારનાં કેન્દ્રો વચ્ચેનું અંતર (r)
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા સામાન્ય રીતે ડીબાય એકમ (D)માં દર્શાવાય છે. 1D = 3.33564 × 10^-30 cm. જ્યાં, C = કુલોમ્બ, m = મીટર
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા એ સદિશ રાશિ છે અને તેને નાના તીર વડે દર્શાવાય છે. જેમાં પૂંછડીને ઋણ કેન્દ્ર અને શીર્ષને ધન કેન્દ્ર તરફ દર્શાવાય છે, પરંતુ રસાયણવિજ્ઞાનમાં દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાને ક્રૉસ કરેલ તીર()ને અણુની લુઇસ રચના પર મૂકવામાં આવે છે. જેમાં ક્રૉસ ધન છેડા પર અને તીરનું શીર્ષ ઋણ છેડા પર હોય છે.
તીર અણુમાંની ઇલેક્ટ્રૉન ઘનતા સ્થાનાંતરની દિશામાં હોવાની સંજ્ઞા દર્શાવે છે.
બહુપરમાણ્વીય અણુઓમાં દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા, માત્ર બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા જે બંધ દ્વિધ્રુવ તરીકે જાણીતી છે તેના પર આધાર રાખતી નથી, પરંતુ અણુઓના જુદા જુદા બંધની અવકાશીય રચના પર પણ આધાર રાખે છે.

પ્રશ્ન 27.
H₂Oની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા સમજાવો.
ઉત્તર:
અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા જુદા જુદા બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનો સદિશ સરવાળો છે.

H₂O અણુની રચના વળાંકવાળી છે. જેમાં બે O – H બંધ 104.5°ના ખૂણે દિવિન્યાસ પર છે.
H₂O(પાણી)ની ચોખ્ખી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા 6.17 × 10^-30 Cm એ બે O – H બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાના પરિણામની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા છે.

ચોખ્ખી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા = 1.85 D
= 1.85 × 3.33564 × 10^-30 Cm
(∵ 1D = 3.33564 × 10^-30Cm)
= 6.17 × 10^-30 Cm

પ્રશ્ન 28.
Be – H બંધ ધ્રુવીય છે તેમ છતાં BeH₂ અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય શા માટે છે? સમજાવો.
ઉત્તર:
Be કરતાં Hની વિદ્યુતઋણતા વધુ હોવાથી Be – H બંધ ધ્રુવીય બને છે, જેને BeH સંજ્ઞા વડે દર્શાવાય છે.
BeH₂ અણુમાં રહેલ બંને સરખા Be – H બંધ પરસ્પર વિરુદ્ધ દિશામાં ગોઠવાયેલ હોવાથી BeH₂ અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય બને છે.

પ્રશ્ન 29.
કારણ આપો : BeF₂ ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય છે.
ઉત્તર:
BeF₂માં રહેલ BeF બંધ ધ્રુવીય છે. પરંતુ બંને સરખા Be – F બંધના દ્વિધ્રુવ બિંદુ એકબીજાની વિરુદ્ધ દિશામાં હોવાથી BeF₂ની પરિણામી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય થાય છે.

પ્રશ્ન 30.
BF₃ અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા સમજાવો.
ઉત્તર:
BF₃ અણુમાં BF બંધ ધ્રુવીય છે અને ત્રણેય BF બંધ એકબીજાને 120° ખૂણે ગોઠવાયેલ છે. પરંતુ ત્રણેય BF બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનો સરવાળો શૂન્ય થતો હોવાથી BF₃ અણુ સરવાળે અધ્રુવીય અણુ બને છે.

પ્રશ્ન 31.
NH₃ અને NF₃માંથી કોની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધારે છે અને શા માટે?
અથવા
“નાઇટ્રોજન કરતાં ફ્લોરિનની વિદ્યુતઋણતા વધુ હોવા છતાં NF₃ કરતાં NH₃ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય વધુ હોય છે.” સમજાવો.
ઉત્તર:
NH₃ અને NF₃માં NH₃ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધારે છે, જે નીચે પ્રમાણે સમજાવી શકાય છે :

NH₃ અને NF₃માં મધ્યસ્થ નાઇટ્રોજન પરમાણુ ઉપર એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ છે.
H કરતાં Nની વિદ્યુતઋણતા વધુ હોવાથી NH₃ના અણુમાં ત્રણ N – H બંધની ધ્રુવીયતા નાઇટ્રોજન પરમાણુ તરફ હોય છે.

જ્યારે N કરતાં Fની વિદ્યુતઋણતા વધુ હોવાથી NF₃ના અણુમાં ત્રણ N – F બંધની ધ્રુવીયતા ફ્લોરિન પરમાણુ તરફ હોય છે.
આમ, NH₃ અણુમાં N ઉપર રહેલા અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની ધ્રુવીયતાની દિશા અને ત્રણ N – H બંધની ધ્રુવીયતાની દિશા એક જ તરફ હોવાથી પરિણામી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય વધે છે.
જ્યારે NF₃ અણુમાં N ઉપર રહેલા અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની ધ્રુવીયતાની દિશા અને ત્રણ N – F બંધની ધ્રુવીયતાની દિશા અલગ અલગ હોવાથી પરિણામી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય ઘટે છે.
આમ, N કરતાં Fની વિદ્યુતઋણતા વધુ હોવા છતાં NH₃ કરતાં NF₃ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય ઓછું હોય છે.

પ્રશ્ન 32.
વૈજ્ઞાનિક કારણ આપો : SF₄ ધ્રુવીય છે, જ્યારે SiF₄ અધ્રુવીય છે.
ઉત્તર:
SF₄ ચીંચવો આકારનો અણુ છે, જેમાં ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની ગોઠવણી ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ હોવાથી તેમાંના ધ્રુવીય બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય શૂન્ય થતું ના હોવાથી SF₄ અણુ ધ્રુવીય છે. જ્યારે SiF₄ અણુ સમચતુલકીય આકારનો હોવાથી તેમાં ચારેય Si – F ધ્રુવીય બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય શૂન્ય થાય છે. આથી SiF₄ અણુ અપ્રુવીય છે.

પ્રશ્ન 33.
AB, AB₂, AB₃ અને AB₄ અણુના ઉદાહરણ, તેની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા અને આકાર લખો.
ઉત્તર:

અણુનો પ્રકાર	ઉદાહરણ	દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા (μ)(Dમાં)	ભૌમિતિક આકાર
AB	HF HCl HBr HI H₂	1.78 1.07 0.79 0.38 0.00	રેખીય રેખીય રેખીય રેખીય રેખીય
AB₂	H₂O H₂S CO₂	1.85 0.95 0.00	વળેલો વળેલો રેખીય
AB₃	NH₃ NF₃ BF₃	1.47 0.23 0	ત્રિકોણીય પિરામિડલ ત્રિકોણીય પિરામિડલ સમતલીય ત્રિકોણાકાર
AB₄	CH₄ CHCl₃ CCl₄	0 1.04 0	સમચતુલકીય સમચતુલકીય સમચતુલકીય

પ્રશ્ન 34.
આયનીય બંધની આંશિક સહસંયોજક લાક્ષણિકતા ફજાન નિયમથી સમજાવો.
ઉત્તર:
જેમ બધા જ સહસંયોજક બંધને કંઈક આંશિક આયનીય લાક્ષણિકતા હોય છે તેમ દરેક આયનીય બંધને પણ કંઈક આંશિક સહસંયોજક લાક્ષણિકતા હોય છે.
આયનીય બંધની આંશિક સહસંયોજક લાક્ષણિકતા ફજાન નિયમ મુજબ નીચે મુજબ સમજાવી શકાય :

ધનાયનનું નાનું કદ અને ઋણાયનનું મોટું કદ એ આયનીય બંધમાં વધુ સહસંયોજક લાક્ષણિકતા (ધ્રુવીયતા) સૂચવે છે.
દા. ત., LiF, LiCl, LiBr અને LiIમાં LiI સૌથી વધુ સહસંયોજક લાક્ષણિકતા ધરાવે છે.
જો ધનાયન પર વધારે ભાર હોય, તો આયનીય બંધમાં સહસંયોજક લાક્ષણિકતા વધારે સૂચવે છે.
દા. ત., LiCl, NaCl અને BeCl₂માં BeCl₂ વધુ સહસંયોજક લાક્ષણિકતા ધરાવે છે.
સમાન કદ અને ભાર ધરાવતા સંક્રાંતિ ધાતુ ધનાયન (જેની ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના (n – 1) dⁿ s⁰ છે) એ આલ્કલી અને આલ્કલાઇન અર્થધાતુ ધનાયન (જેની ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના ns²np⁶ છે) કરતાં વધુ ધ્રુવીકરણ પામે છે, જે સહસંયોજક લાક્ષણિકતામાં વધારો સૂચવે છે. [ણાયનના ઇલેક્ટ્રૉન વાદળની ધનાયન વડે થતી વિકૃતિને ધ્રુવીભવન (ધ્રુવીકરણ) કહે છે.]
ધનાયન પોતાની તરફ ઇલેક્ટ્રૉનીય ભારને ખેંચીને ઋણાયનને ધ્રુવીભૂત કરે છે અને તેને લીધે બંને વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉનીય ભાર વધારે છે.

પ્રશ્ન 35.
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાની અગત્ય / અનુપ્રયોગો (મહત્ત્વ) લખો.
ઉત્તર:
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાની અગત્ય / અનુપ્રયોગો (મહત્ત્વ) નીચે પ્રમાણે છે :

દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાના મૂલ્ય ૫૨થી અણુની ધ્રુવીયતા નક્કી થાય.
દા. ત., જો અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા(μ)નું મૂલ્ય શૂન્ય હોય, તો તે અણુ અપ્રુવીય બને છે અને જો μ ≠ 0 હોય, તો અણુ ધ્રુવીય બને છે.
CO₂, CS₂ જેવા રેખીય અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય બને છે અને H₂O જેવા બિનરેખીય અણુ ચોખ્ખી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ધરાવે છે તે પણ જાણી શકાય છે.
આયનીય લાક્ષણિક્તાના ટકા નીચેના સૂત્રથી શોધી શકાય છે :
આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા = × 100
બે કે વધુ ધ્રુવીય બંધ ધરાવતા અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય શૂન્ય કેમ થાય છે, તે પણ જાણી શકાય. દા. ત., CO₂ અને BF₃.
Cis અને Trans સમઘટકો પૈકી કયા સમઘટકની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ હશે, તે પણ જાણી શકાય છે.
દા. ત., ટ્રાન્સ કરતાં સિસ સમઘટકની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ હોય છે.

પ્રશ્ન 36.
(i) દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મહત્ત્વ ચર્ચો. (ii) CO₂, NF₃ અને CHCl₃ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા અને પરિણામી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા આકૃતિ દ્વારા દર્શાવો.
ઉત્તર:
(i)

દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાના મૂલ્ય ૫૨થી અણુની ધ્રુવીયતા નક્કી થાય.
દા. ત., જો અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા(μ)નું મૂલ્ય શૂન્ય હોય, તો તે અણુ અપ્રુવીય બને છે અને જો μ ≠ 0 હોય, તો અણુ ધ્રુવીય બને છે.
CO₂, CS₂ જેવા રેખીય અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય બને છે અને H₂O જેવા બિનરેખીય અણુ ચોખ્ખી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ધરાવે છે તે પણ જાણી શકાય છે.
આયનીય લાક્ષણિક્તાના ટકા નીચેના સૂત્રથી શોધી શકાય છે :
આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા = × 100
બે કે વધુ ધ્રુવીય બંધ ધરાવતા અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય શૂન્ય કેમ થાય છે, તે પણ જાણી શકાય. દા. ત., CO₂ અને BF₃.
Cis અને Trans સમઘટકો પૈકી કયા સમઘટકની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ હશે, તે પણ જાણી શકાય છે.
દા. ત., ટ્રાન્સ કરતાં સિસ સમઘટકની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ હોય છે.

પ્રશ્ન 37.
VSEPR સિદ્ધાંતની મુખ્ય અભિધારણાઓ લખો.
ઉત્તર:
VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) સિદ્ધાંત ઈ. સ. 1940માં સૌપ્રથમ સિવિક અને પોવેલે રજૂ કર્યો.

આ સિદ્ધાંતને ઈ. સ. 1957માં નાયહોલ્મ અને ગિલેસ્પીએ વિકસિત રૂપે રજૂ કર્યો.
આ સિદ્ધાંતની મુખ્ય અભિધારણાઓ નીચે પ્રમાણે છે:
1. અણુનો આકાર તેના મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસના સંયોજકતા કોષમાં રહેલાં ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો(બંધકારક તથા અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો)ની સંખ્યા પર આધાર રાખે છે.
2. સંયોજકતા કોષમાં રહેલાં ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો ઋણ વીજભારિત હોવાથી એકબીજાને અપાકર્ષે છે.
3. આ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો અવકાશમાં એવી ગોઠવણી પ્રાપ્ત કરવાની વૃત્તિ ધરાવે છે કે જેથી તેઓ વચ્ચેનું અપાકર્ષણ ન્યૂનતમ થાય અને પરિણામે તેઓ વચ્ચે મહત્તમ અંતર હોય છે.
4. બહુબંધને એકલ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ જેવા ગણવામાં આવે છે અને બહુબંધના બે કે ત્રણ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ એકલ અતિયુગ્મ (Super) તરીકે ગણવામાં આવે છે.
5. જો અણુમાં બે અથવા વધુ સંસ્પંદન બંધારણો શક્ય હોય, તો VSEPR સિદ્ધાંત ગમે તે બંધારણને લાગુ પાડી શકાય છે.
ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો વચ્ચે ઉદ્ભવતા અપાકર્ષણની માત્રા નીચે પ્રમાણે છે :

આમ, VSEPR સિદ્ધાંત અણુમાં ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની હાજરીને લીધે ઉદ્ભવતા ભૌમિતિક આકાર નક્કી કરવામાં મદદ કરે છે.

પ્રશ્ન 38.
અણુઓની ભૌમિતિક રચના(આકાર)માં જોવા મળતી વિવિધતાનો આધાર શેના ઉપર રહેલો છે, તે લખી અણુના મધ્યસ્થ પરમાણુ પાસે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ન હોય તેવા અણુઓના ભૌમિતિક આકાર જણાવો.
ઉત્તર:
અણુઓની ભૌમિતિક રચના(આકાર)માં જોવા મળતી વિવિધતાનો આધાર અણુના પ્રકાર, સંકરણ, તેમાં રહેલાં બંધકારક તેમજ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા તથા તેઓ વચ્ચે ઉદ્ભવતા અપાકર્ષણની માત્રા પર રહેલો છે.

પ્રશ્ન 39.
અણુના મધ્યસ્થ પરમાણુ પાસે એક અથવા વધારે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો હોય તેવા અણુઓના ભૌમિતિક આકાર જણાવો.
ઉત્તર:

જ્યાં, A = મધ્યસ્થ પરમાણુ, B = બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની સંખ્યા, E = અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની સંખ્યા

પ્રશ્ન 40.
VSEPR નમૂનાનો ઉપયોગ કરીને નીચેના અણુઓના આકારની ચર્ચા કરો :
BeCl₂, BCl₃, SiCl₄, AsF₅, H₂S, PH₃.
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 41.
સંયોજકતા બંધનવાદ સમજાવી, તેને આધારે H₂ અણુની રચના સમજાવો.
ઉત્તર:
ઈ. સ. 1927માં વૈજ્ઞાનિક હિટલર અને લંડને સંયોજકતા બંધનવાદનો સિદ્ધાંત રજૂ કર્યો.

આ સિદ્ધાંતનો વિસ્તૃત અભ્યાસ અને વિકાસ લિનસ પાઉલિંગ અને સ્લેટરે કર્યો.
આ સિદ્ધાંત પ્રમાણે જ્યારે અર્ધપૂર્ણ ભરાયેલી પરમાણ્વીય કક્ષકો એકબીજાની નજીક આવે છે ત્યારે તેઓ સંમિશ્રણ પામે છે અને સહસંયોજક બંધની રચના પ્રાપ્ત કરે છે.
આમ, એક પરમાણુની એક અર્ધપૂર્ણ કક્ષક બીજા પરમાણુની એક અર્ધપૂર્ણ કક્ષક સાથે સંમિશ્રણ થઈ, બે ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી કરી એક સહસંયોજક બંધ રચે છે.
કેટલીક વખત સંયોજાતા બે પરમાણુઓ પૈકી કોઈ એક પરમાણુ પાસે પૂર્ણ ભરાયેલી કક્ષક હોય અને બીજા પરમાણુની કક્ષક ખાલી હોય તોપણ તેઓ એકબીજા સાથે સંમિશ્રણ થઈ, એક જ ૫૨માણુના બે ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી કરી એક સવર્ગ સહસંયોજક બંધ રચે છે.
H તત્ત્વના બે પરમાણુઓ A અને B કે જેઓ N_A અને N_B કેન્દ્ર ધરાવે છે તથા ઇલેક્ટ્રૉન e_A અને e_B ધરાવે છે.
જ્યારે આ બંને પરમાણુઓ એકબીજાથી ખૂબ જ વધુ અંતરે હોય છે ત્યારે તેઓ વચ્ચે આંતરઆકર્ષણ હોતું નથી, જ્યારે તેઓ એકબીજાની નજીક આવે છે ત્યારે તેઓ વચ્ચે આકર્ષણ અને અપાકર્ષણ બળો ઉદ્ભવે છે.
આકર્ષણ બળો નીચેનાં પરિબળોને લીધે ઉદ્ભવે છે :
1. પરમાણુ પોતાના કેન્દ્ર અને પોતાના જ ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચે ઉદ્ભવતું આકર્ષણ બળ અર્થાત્ N_A – e_A અને N_B – e_B.
2. એક પરમાણુનું કેન્દ્ર અને બીજા પરમાણુના ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચે ઉદ્ભવતું આકર્ષણ બળ અર્થાત્ N_A – e_B અને N_B – e_A.
અપાકર્ષણ બળો નીચેનાં પરિબળોને લીધે ઉદ્ભવે છેઃ
1. બંને પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રૉન-ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચે ઉદ્ભવતું અપાકર્ષણ બળ અર્થાત્ e_A – e_B
2. બંને પરમાણુઓનાં કેન્દ્રો વચ્ચે ઉદ્ભવતું અપાકર્ષણ બળ અર્થાત્ N_A – N_B

આકર્ષણ બળો બંને પરમાણુઓને એકબીજાની નજીક લઈ જવા પ્રયત્ન કરે છે, જ્યારે અપાકર્ષણ બળો બંને પરમાણુઓને એકબીજાથી દૂર ધકેલવાનો પ્રયત્ન કરે છે.
પ્રયોગોથી સાબિત થયું છે કે આકર્ષણ બળોની માત્રા અપાકર્ષણ બળોની માત્રા કરતાં વધારે છે. પરિણામે બંને પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક જાય છે અને તેઓની સ્થિતિ-ઊર્જા ઘટે છે.
બંને પરમાણુઓ એકબીજાની તેટલી હદ સુધી નજીક જઈ શકે છે કે જ્યારે આકર્ષણ બળો અપાકર્ષણ બળોને સમતુલિત કરે છે અને પ્રણાલી ન્યૂનતમ ઊર્જા પ્રાપ્ત કરે છે.
આ તબક્કે બંને H પરમાણુ એકબીજા સાથે જોડાઈ અમુક ચોક્કસ અંતર રાખી સ્થાયી H₂ અણુની રચના કરે છે.
બે H પરમાણુ વચ્ચેનું ચોક્કસ અંતર (બંધલંબાઈ) 74pm છે.
જ્યારે બંને H ૫૨માણુઓ વચ્ચે બંધ રચાય છે ત્યારે ઊર્જા છૂટી પડે છે અને તેથી H₂ અણુ એ અલગ H પરમાણુ કરતાં વધુ સ્થાયી હોય છે.
આ છૂટી પડેલી ઊર્જાને બંધ એન્થાલ્પી કહે છે.
H₂ની બંધ એન્થાલ્પી 435.8 kJ/mol છે.
H₂(g) + 435.8 kJ·mol^-1 → H(g) + H(g)

પ્રશ્ન 42.
સંયોજકતા બંધનવાદની અભિધારણાઓ લખો.
ઉત્તર:
સંયોજકતા બંધનવાદની અભિધારણાઓ નીચે પ્રમાણે છે :

સામાન્ય રીતે સંમિશ્રણ પામતી પરમાણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જામાં વધુ તફાવત હોવો જોઈએ નહિ.
સંમિશ્રણ પામતી પરમાણ્વીય કક્ષકો અર્ધપૂર્ણ હોવી જોઈએ અને તેમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉનની ભ્રમણની દિશા એકબીજાથી વિરુદ્ધ હોવી જોઈએ.
પરમાણ્વીય કક્ષકોનું યોગ્ય માત્રામાં સંમિશ્રણ થવું જોઈએ, જેથી રાસાયણિક બંધની રચના થઈ શકે.

પ્રશ્ન 43.
H₂ અણુના ઉદાહરણના આધારે સહસંયોજક બંધ નિર્માણ માટેના સંયોજકતા બંધનવાદને ટૂંકમાં વર્ણવો. ડાયહાઇડ્રોજનની રચના દરમિયાન ઊર્જા ફેરફાર તમે કેવી રીતે દર્શાવશો?
ઉત્તર:
જ્યા૨ે હાઇડ્રોજનના બે પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે ત્યારે તેઓ વચ્ચે આકર્ષણ અને અપાકર્ષણ બળો ઉદ્ભવે છે.

પ્રાયોગિક રીતે સાબિત થયું છે કે, આકર્ષણ બળની માત્રા, અપાકર્ષણ બળોની માત્રા કરતાં વધારે છે.
પરિણામે બંને પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક જાય ત્યારે તેઓની સ્થિતિજ ઊર્જામાં ઘટાડો થાય છે.
સંયોજકતા બંધનવાદ મુજબ,
1. સંમિશ્રણ પામતી પરમાણ્વીય કક્ષકો વચ્ચે ઊર્જામાં વધુ તફાવત હોવો જોઈએ નહિ.
2. સંમિશ્રણ પામતી પરમાણ્વીય કક્ષકો અર્ધપૂર્ણ હોવી જોઈએ. અને તેમના ઇલેક્ટ્રૉનના ભ્રમણની દિશા એકબીજાથી વિરુદ્ધ હોવી જોઈએ.
3. પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ યોગ્ય માત્રામાં થવું જોઈએ, જેથી સ્થાયી રાસાયણિક બંધ રચાઈ શકે.

બે H પરમાણુની વિરુદ્ધ સ્પિન ધરાવતી અર્થપૂર્ણ 1s કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થવાથી સ્થાયી H₂ અણુ બને છે.
હાઇડ્રોજનના બે પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે અને સ્થિતિજ ઊર્જા ઘટે છે.
જે તબક્કે આકર્ષણ બળ અપાકર્ષણ બળ એકબીજાને સમતુલિત કરે છે, ત્યારે આ પ્રણાલી નિમ્નતમ ઊર્જા પ્રાપ્ત કરે છે.
આ તબક્કે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ એકબીજા સાથે બંધન પામે છે અને સ્થાયી અણુની રચના કરે છે.
H₂ની બંધ એન્થાલ્પી 435.8 kJ mol^-1 છે.
H₂(g) + 435.8 kJ mol^-1 → H(g) + H(g)

જ્યારે બંને હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચે બંધ રચાય છે ત્યા૨ે ઊર્જા છૂટી પડે છે અને તેથી હાઇડ્રોજન અણુ અલગ હાઇડ્રોજન પરમાણુ કરતાં વધુ સ્થાયી હોય છે. છૂટી પડેલી ઊર્જાને બંધ એન્થાલ્પી કહે છે.

પ્રશ્ન 44.
VSEPR સિદ્ધાંતના આધારે NH₃ અને H₂O અણુના બંધકોણની સમજૂતી આપો.
અથવા
“NH₃ અને H₂O અણુઓની ભૂમિતિ વિકૃત સમચતુષ્કલક છે. તેમ છતાં પાણીમાંનો બંધકોણ એમોનિયાના બંધકોણ કરતાં ઓછો છે.” ચર્ચો.
ઉત્તર:
NH₃ (એમોનિયા)ના અણુમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ નાઇટ્રોજન તત્ત્વની ધરાસ્થિતિમાં ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે પ્રમાણે છે :
₇N: 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z¹ ← sp³ સંકરણ

NH₃ અણુમાં મધ્યસ્થ નાઇટ્રોજન પરમાણુ પાસે પાંચ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન છે. તે પૈકી ત્રણ ઇલેક્ટ્રૉન ત્રણ હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s કક્ષકના ઇલેક્ટ્રૉન સાથે ભાગીદારીથી જોડાઈ ત્રણ સહસંયોજક બંધ રચે છે. આમ છતાં પણ નાઇટ્રોજન તત્ત્વના પરમાણુ પાસે બે ઇલેક્ટ્રૉન અથવા એક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બંધ બનાવ્યા સિવાયનું એટલે કે અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ (non-bonding pair of electrons) બાકી રહે છે.

નાઇટ્રોજન પરમાણુનું આ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ તેની આજુબાજુ રહેલાં બે બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મને સિવિક અને પોવેલ સિદ્ધાંત પ્રમાણે અપાકર્ષે છે. આથી આ બંને બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ અંદરની બાજુ ધકેલાય છે. પરિણામે તેઓ વચ્ચે બંધકોણ ઘટે છે.
આમ, NH₃માં બંધકોણ 109.5°ને બદલે 107° જોવા મળે છે.

H₂O(પાણી)ના અણુમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ ઑક્સિજન તત્ત્વની ધરાસ્થિતિમાં ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે પ્રમાણે છેઃ
₇O : 1s² 2s² 2p_x² 2p_y¹ 2p_z¹ ← sp³ સંકરણ

H₂O અણુમાં મધ્યસ્થ ઑક્સિજન પરમાણુ સાથે કુલ છ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન છે, જે પૈકી બે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન, બે હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s કક્ષકના ઇલેક્ટ્રૉન સાથે સહસંયોજક બંધની રચના ક૨ે છે. પરંતુ બાકીના ચાર ઇલેક્ટ્રૉન અર્થાત્ બે ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ, અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બને છે.

સિવિક અને પોવેલના નિયમ પ્રમાણે આ બંને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો વચ્ચે મહત્તમ અપાકર્ષણ થાય છે અને પરિણામે તેઓ એકબીજાથી દૂર થાય છે. આમ થતાં તેઓ બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની નજીક આવે છે અને તેમની વચ્ચે અપાકર્ષણ ઉદ્ભવે છે. આને કારણે બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો વધુ પ્રમાણમાં અંદરની બાજુ ધકેલાય છે અને બંધકોણમાં ખૂબ જ નોંધપાત્ર ઘટાડો થાય છે.
H₂O અણુમાં sp³ સંકરણ થતું હોવા છતાં બંધકોણ 109.5થી ઘટીને 104.5°નો રચાય છે.
આમ, એમોનિયા કરતાં પાણીમાં બંધકોણ ઓછો છે.

પ્રશ્ન 45.
પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ CH₄ અણુના ઉદાહરણ દ્વારા સમજાવો.
ઉત્તર:
જ્યા૨ે બે પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે ત્યારે તેઓ વચ્ચે પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થાય છે.

આ સંમિશ્રણ ધન, ઋણ કે શૂન્ય હોઈ શકે; જેનો આધાર અવકાશમાં કક્ષકીય તરંગ-વિધેય સંજ્ઞા (કલા – Phase) અને દિવિન્યાસની દિશા પર હોય છે.
જો બંધ રચતી કક્ષકોની સંજ્ઞા (કલા) અને દિવિન્યાસ સમાન હોય, તો તેને ધન સંમિશ્રણ કહે છે.
s અને p કક્ષકોની વિવિધ સંમિશ્રણ ગોઠવણી આકૃતિમાં દર્શાવેલ છે.

૫૨માણ્વીય કક્ષકોના સંમિશ્રણની અભિધારણાઓ સમકેન્દ્રીય, વિષમકેન્દ્રીય દ્વિપરમાણુ અણુઓ તથા બહુકેન્દ્રીય અણુઓને એકસમાન રીતે જ લાગુ પડે છે.
દા. ત., CH₄ (મિથેન) અણુના મધ્યસ્થ પરમાણુ Cની ધરા તેમજ ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે પ્રમાણે છે :
₆C : 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z⁰ … ધરાસ્થિતિ
C*: 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z⁰ ….. ઉત્તેજિત સ્થિતિ
આમ, ‘C’ની ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં ચાર અર્ધપૂર્ણ કક્ષકો, ચાર H પરમાણુની 1s¹ અર્ધપૂર્ણ પ૨માણ્વીય કક્ષકોની સાથે સંમિશ્રણ પામી ચાર C – H બંધ બનાવે છે.
C પરમાણુની ત્રણ p કક્ષકો એકબીજાને 90°ના ખૂણે આવેલી છે. તેથી ત્રણ C – H બંધ પણ એકબીજાથી 90°ના ખૂણે જોવા મળે છે, પરંતુ કાર્બન પરમાણુની 2s કક્ષક અને હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s કક્ષક સંમિતીય રીતે ગોળાકાર છે. તેથી તેઓ એકબીજા સાથે ગમે તે દિશામાં સંમિશ્રણ પામી શકે છે. તેથી ચોથા C – H બંધની દિશા સ્પષ્ટ રીતે નક્કી કરી શકાતી નથી. આથી કહી શકાય કે, પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ સદિશ ગુણધર્મો ધરાવતું નથી.

પ્રશ્ન 46.
σ અને π બંધની સમજૂતી આપો. કઈ કઈ કક્ષકોના સંમિશ્રણથી σ અને π બંધ બને છે તે જણાવો.
અથવા
સહસંયોજક બંધને પરમાણુ કક્ષકોના સંમિશ્રણથી રચાતા બંધને આધારે વર્ગીકૃત કરો.
અથવા
સંમિશ્રણના પ્રકાર ઉદાહરણ સહિત ચર્ચો.
ઉત્તર:
સહસંયોજક બંધને, પરમાણુ કક્ષકોના સંમિશ્રણથી રચાતા બંધને આધારે બે પ્રકારમાં વહેંચી શકાય: 1. σ (સિગ્મા) બંધ અને 2. π (પાઈ) બંધ.

1. σ (સિગ્મા) બંધઃ આ પ્રકારનો σ સહસંયોજક બંધ આંતર- કેન્દ્રીય અક્ષ પર બે પરમાણુ કક્ષકોના છેડાના સંમિશ્રણથી પ્રાપ્ત થાય છે. તેને શીર્ષ ઉપર અથવા અક્ષીય સંમિશ્રણ પણ કહે છે. આ પ્રકારનું સંમિશ્રણ નીચે દર્શાવેલ પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંમિશ્રણથી પ્રાપ્ત થાય છે :
s – s કક્ષકોનું સંમિશ્રણ : આ પ્રકારમાં એક જ અક્ષ ધરાવતી બે અર્ધપૂર્ણ ‘s’-કક્ષકોનું સંમિશ્રણ જોવા મળે છે.

s – p કક્ષકોનું સંમિશ્રણ : આ પ્રકારમાં એક પરમાણુની અર્ધપૂર્ણ s-કક્ષક અને બીજા પરમાણુની અર્ધપૂર્ણ p-કક્ષક વચ્ચે સંમિશ્રણ થાય છે.

p – p કક્ષકોનું સંમિશ્રણ : એકબીજાની નજીક જતાં બે પરમાણુઓની અર્ધપૂર્ણ p-કક્ષકોના સંમિશ્રણથી p – p કક્ષકોનું સંમિશ્રણ જોવા મળે છે.

2. π (પાઈ) બંધ : આ પ્રકારના π સહસંયોજક બંધની રચનામાં સંમિશ્રણ પામતી પરમાણુ કક્ષકોના અક્ષ એકબીજાને સમાંતર રહે છે અને આંતરકેન્દ્રીય અક્ષને લંબરૂપે રહે છે. આમ, બાજુમાંના મિશ્રણને લીધે રચાતી કક્ષકો, રચનામાં ભાગ લેતા પરમાણુઓના તલની ઉપર અને નીચે રકાબી જેવા આકારના બે ભારિત વાદળ રચે છે.

આમ, s – s,s – p અને p_z – p_z કક્ષકોના સંમિશ્રણથી σ બંધ બને છે, જ્યારે જે અર્ધપૂર્ણ p-કક્ષક સંમિશ્રણમાં ભાગ લેતી ના હોય ત્યારે તેવી p_x – p_x અને p_y – p_y કક્ષકો વચ્ચે π બંધ બને છે.

પ્રશ્ન 47.
σ અને π બંધની પ્રબળતા સમજાવો.
ઉત્તર:
બંધની પ્રબળતા સંમિશ્રણની માત્રા પર આધાર રાખે છે. σ (સિગ્મા) બંધમાં કક્ષકોનું સંમિશ્રણ વધુ પ્રમાણમાં હોવાથી તેની પ્રબળતા વધુ હોય છે, જ્યારે π (પાઈ) બંધમાં કક્ષકોનું સંમિશ્રણ ઓછા પ્રમાણમાં હોવાથી તેની પ્રબળતા ઓછી હોય છે.
ટૂંકમાં, σ બંધ પ્રબળ હોય છે, જ્યારે π બંધ નિર્બળ હોય છે.

પ્રશ્ન 48.
સિગ્મા અને પાઈ બંધ વચ્ચે ભેદ દર્શાવો.
ઉત્તર:

સિગ્મા (σ) બંધ	પાઈ (π) બંધ
1. જે સહસંયોજક બંધ આંતર-કેન્દ્રીય અક્ષ પર બંધન પામતી પરમાણ્વીય કક્ષકોના છેડાથી છેડાના સંમિશ્રણથી રચાય છે, તેને સિગ્મા (σ) બંધ કહે છે.	1. જે સહસંયોજક બંધ આંતર- કેન્દ્રીય અક્ષથી દૂર બંધન પામતી પરમાણ્વીય કક્ષકોનું બાજુબાજુનાં સંમિશ્રણથી રચાય છે, તેને પાઈ (π) બંધ કહે છે.
2. અહીં, પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ વધુ પ્રમાણમાં થાય છે.	2. અહીં, પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ ઓછા પ્રમાણમાં થાય છે.
3. σ બંધ પ્રબળ હોય છે.	3. π બંધ નિર્બળ હોય છે.
4.σ બંધનું મુક્ત ભ્રમણ શક્ય છે.	4. π બંધનું મુક્ત ભ્રમણ શક્ય નથી.
5. જે સંયોજકતા કક્ષકો સંકરણમાં ભાગ લે છે, તેનાથી σ બંધ બને છે.	5. જે સંયોજકતા કક્ષકો સંકરણમાં ભાગ લેતી નથી, તેનાથી π બંધ બને છે.
6. s – s, s – p અને p – p કક્ષકોના સંમિશ્રણથી σ બંધ બને છે.	6. p – p કક્ષકોના સંમિશ્રણથી π બંધ બને છે.

પ્રશ્ન 49.
પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંકરણનો અર્થ શું થાય? sp, sp² અને sp³ સંસ્કૃત કક્ષકોના આકાર વર્ણવો.
અથવા
સંકરણ અને સંસ્કૃત કક્ષકો એટલે શું?
ઉત્તર:
જ્યારે એક જ પરમાણુની જુદી જુદી કક્ષકોના ઊર્જાસ્તરનો તફાવત ખૂબ ઓછો હોય ત્યારે તેવી બે કે તેથી વધુ જુદી જુદી કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થઈ, તેમાંથી સમાન આકાર અને સમાન ઊર્જા ધરાવતી તેટલી જ સંખ્યાની કક્ષકો ઉત્પન્ન થવાની ક્રિયાને સંકરણ (Hybridisation) અને આ ક્રિયાથી ઉદ્ભવતી કક્ષકોને સંસ્કૃત (સંકર) ક્ષકો કહે છે.

સંસ્કૃત ક્ષકો	આકાર
sp	રેખીય
sp²	સમતલીય ત્રિકોણ
sp³	સમચતુલકીય

પ્રશ્ન 50.
સંકરણની વિશિષ્ટ (મુખ્ય) ખાસિયતો લખો.
ઉત્તર:
સંકરણની વિશિષ્ટ (મુખ્ય) ખાસિયતો નીચે પ્રમાણે છેઃ

સંકૃત કક્ષકોની સંખ્યા એ સંકરણમાં ભાગ લેતી પરમાણ્વીય કક્ષકોની સંખ્યા બરાબર હોય છે.
સંસ્કૃત કક્ષકો હંમેશાં સમતુલ્ય ઊર્જાવાળી અને આકારની હોય છે.
શુદ્ધ પરમાણ્વીય કક્ષકો કરતાં સંકર કક્ષકો, સ્થાયી બંધની રચનામાં વધુ અસરકારક હોય છે.
સંકૃત કક્ષકો અવકાશમાં એવી રીતે અમુક પસંદ કરેલ દિશામાં દિશાત્મક હોય છે, જેથી સ્થાયી ગોઠવણી અને ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ વચ્ચે નિમ્નતમ અપાકર્ષણ હોય.
સંકરણનો પ્રકાર એ અણુની ભૂમિતિ (આકા૨) સૂચવે છે.

પ્રશ્ન 51.
સંકરણ માટેની અગત્યની શરતો લખો.
ઉત્તર:
સંકરણ માટેની અગત્યની શરતો નીચે પ્રમાણે છે :

પરમાણુની સંયોજકતા કોશમાં રહેલી કક્ષકો જ સંકરણ પામે છે.
સંકરણ અનુભવતી કક્ષકોને લગભગ સમાન ઊર્જા હોવી જોઈએ.
સંકરણમાં અર્ધપૂર્ણ કક્ષકો જ ભાગ લે તે જરૂરી નથી કેટલીક વખત સંયોજકતા કોશની પૂર્ણ ભરાયેલી ક્ષકો પણ સંકરણમાં ભાગ લે છે.
સંકરણ અગાઉ ઇલેક્ટ્રૉનની બઢતી અનિવાર્ય શરત નથી.

પ્રશ્ન 52.
sp સંકરણ (વિકર્ણીય સંકરણ) સમજાવો.
ઉત્તર:
sp સંકરણમાં એક s અને એક p કક્ષક વચ્ચે સંમિશ્રણ થવાથી સમાન આકાર અને ઊર્જા ધરાવતી બે sp સંકૃત કક્ષકો બને છે.

જો સંસ્કૃત કક્ષકોz-ધરી પર હોય, તો દરેક sp સંકૃત કક્ષકને 50% s-લાક્ષણિકતા અને 50% p-લાક્ષણિકતા હોય છે.
sp સંકરણ રેખીય ભૂમિતિ (આકાર) ધરાવે છે.
sp સંકરણમાં બંધકોણ 180° હોય છે.
બંને sp સંકૃત કક્ષકો z-ધરી પર એકબીજાની વિરુદ્ધ પ્રક્ષેપી ધન અને ઘણો નાના ઋણ પિંડક (lobe) તરીકે ઓળખાય છે, જેને પરિણામે વધુ મજબૂત બંધ રચાય છે.

પ્રશ્ન 53.
BeCl₂ અણુમાં સંકરણ સમજાવો.
ઉત્તર:
BeCl₂ અણુમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ Beની ધરા-અવસ્થામાં ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના : 1s²2s²2p_x⁰2p_y⁰2p_z⁰ છે.

ઉત્તેજિત અવસ્થામાં ઇલેક્ટ્રૉનની બઢતીને કારણે 2s-કક્ષકનો એક ઇલેક્ટ્રૉન 2p-કક્ષકમાં ગોઠવાય છે.

અહીં Beની એક 2s-કક્ષક અને એક 2p-કક્ષક વચ્ચે સંમિશ્રણ થવાથી બે sp સંસ્કૃત કક્ષકો બને છે, જે એકબીજાની વિરુદ્ધ દિશામાં દિવિન્યાસમાં ગોઠવાય છે અને 180°નો ખૂણો રચે છે.
અહીં, દરેક sp સંકૃત કક્ષક, ક્લોરિનની 3p_z-કક્ષકો સાથે અક્ષીય રીતે જોડાય છે અને બે Be – Cl, σ બંધ રચે છે.

પ્રશ્ન 54.
sp² સંકરણ સમજાવો.
ઉત્તર:
sp² સંકરણમાં એક s અને બે p-કક્ષકો વચ્ચે સંમિશ્રણ થવાથી સમાન આકાર અને ઊર્જા ધરાવતી ત્રણ sp² સંકૃત કક્ષકો બને છે.

sp² સંકૃત કક્ષકને 33% s-લાક્ષણિકતા અને 67 % p-લાક્ષણિકતા હોય છે.
sp² સંકરણ સમતલીય ત્રિકોણ ભૂમિતિ (આકાર) ધરાવે છે.
sp² સંકરણમાં બંધકોણ 120° હોય છે.

પ્રશ્ન 55.
BCl₂ અણુમાં સંકરણ સમજાવો.
ઉત્તર :
BCl₂ અણુમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ Bની ધરા-અવસ્થામાં ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના 1s²2s²2p_x¹ 2p_y⁰2p_z⁰ છે.

ઉત્તેજિત અવસ્થામાં ઇલેક્ટ્રૉનની બઢતીને કારણે 2s-કક્ષકનો એક ઇલેક્ટ્રૉન 2p-કક્ષકમાં ગોઠવાય છે.

અહીં Bની એક 2s-કક્ષક અને બે 2p-કક્ષકો વચ્ચે સંમિશ્રણ થવાથી સમાન આકાર અને ઊર્જા ધરાવતી ત્રણ sp² સંકૃત કક્ષકો બને છે, જે સમતલીય ત્રિકોણીય દિવિન્યાસમાં ગોઠવાય છે, જેમાં બંધકોણ 120° હોય છે.
આ ત્રણેય sp² સંકૃત કક્ષકો સાથે ક્લોરિનની 3p_z-કક્ષક જોડાઈને ત્રણ B – Cl બંધ રચે છે.

પ્રશ્ન 56.
sp³ સંકરણ સમજાવો.
ઉત્તર:
sp³ સંકરણમાં એક s અને ત્રણ p-કક્ષકો વચ્ચે સંમિશ્રણ થવાથી સમાન આકાર અને ઊર્જા ધરાવતી ચાર sp³ સંસ્કૃત કક્ષકો બને છે.

sp³ સંસ્કૃત કક્ષકને 25 % s-લાક્ષણિકતા અને 75 % p-લાક્ષણિકતા હોય છે.
sp³ સંકરણ સમચતુલકીય ભૂમિતિ (આકાર) ધરાવે છે.
sp³ સંકરણમાં બંધકોણ 109.5° હોય છે.

પ્રશ્ન 57.
ઇથેન (C₂H₆) અણુમાં થતું સંકરણ અને અણુઆકાર સમજાવો.
ઉત્તર:
ઇથેનનું અણુસૂત્ર C₂H₆ છે.

તેનું અણુબંધારણ H₃C – CH₃ છે.
ઇથેનમાં રહેલા બંને કાર્બન પરમાણુમાં sp³ સંકરણથી ઉદ્ભવતા બંને કાર્બનના એક-એક સંત કક્ષક એકબીજા સાથે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી કાર્બન-કાર્બન વચ્ચે બંધ ધરી પર σ બંધ બનાવે છે.
હવે, બંને કાર્બન પરમાણુના sp³ સંકરણથી ઉદ્ભવેલી બાકીની ત્રણ-ત્રણ અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતા કક્ષકો સાથે ત્રણ-ત્રણ હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s પ્રકારની અયુગ્મિત અને વિરુદ્ધ ભ્રમણ ધરાવતી કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થઈને સમાન ઊર્જા ધરાવતા કુલ છ C – H σ બંધ બને છે.
ઇથેન અણુમાં C – C અને C – H બંધલંબાઈ અનુક્રમે 154 pm અને 109 pm તથા બંધકોણ 109.5° છે.

પ્રશ્ન 58.
ઇથીન – C₂H₄(ઇથિલીન)માં થતું સંકરણ અને અણુઆકાર સમજાવો.
ઉત્તર:
કાર્બનની ભૂમિ-અવસ્થાની અને ઉત્તેજિત અવસ્થાની ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે મુજબ છે :

કાર્બન પરમાણુની ઉત્તેજિત અવસ્થામાં 2s-કક્ષકનો એક ઇલેક્ટ્રૉન ખાલી 2p_z-કક્ષકમાં દાખલ થાય છે.
ત્યારબાદ એક 2s અને બે 2p-કક્ષકો એકબીજામાં સંમિશ્ર થઈ sp² સંકરણ બનાવે છે.
આ ત્રણ sp² સંકૃત કક્ષકોમાં રહેલા અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની શક્તિ સમાન હોય છે.
અહીં કાર્બન પરમાણુની એક 2p_z પ્રકારની કક્ષક જે યુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવે છે, તે sp² સંકરણમાં ભાગ લીધા વિનાની બાકી રહે છે. અને તેમાં રહેલા અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની શક્તિ sp² સંકૃત કક્ષકોના અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની શક્તિને સમાન હોતી નથી.
ઇથીનનું અણુસૂત્ર C₂H₄ અને અણુબંધારણ H₂C = CH₂ છે.
તેમાં રહેલા બંને કાર્બન પરમાણુમાં sp² સંકરણથી ઉદ્ભવતી બંને કાર્બનની એક-એક સંસ્કૃત કક્ષક એકબીજા સાથે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી કાર્બન-કાર્બન વચ્ચે બંધ σ બને છે.
હવે, બંને કાર્બન પરમાણુની sp² સંકરણથી ઉદ્ભવેલી બાકીની બે-બે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી સંકૃત કક્ષકો સાથે બે-બે હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s પ્રકારની અયુગ્મિત અને વિરુદ્ધ ભ્રમણ ધરાવતી કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થઈને સમાન શક્તિ ધરાવતા કુલ ચાર C – H σ બંધ બને છે. ચાર C – H બંધની બંધલંબાઈ (108 pm) સમાન હોય છે.
આ ઉપરાંત બંને કાર્બન પરમાણુ પાસે સંકરણમાં ભાગ લીધા સિવાયની એક-એક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી 2p_z¹ કક્ષક છે. તેના વિરુદ્ધ ભ્રમણ ધરાવતા અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી π બંધ બને છે. આમ, ઇથીનમાં કાર્બન-કાર્બન વચ્ચેના દ્વિબંધમાંથી એક બંધ અને બીજો σ બંધ બને છે.
ઇથીન અણુમાં C = C બંધલંબાઈ 134 pm છે, જે ઇથેન અણુના C – C બંધલંબાઈ (154pm) કરતાં ટૂંકી હોય છે.
ઇથીન અણુનો આકાર સમતલીય છે.
તેમાં H – C – H બંધકોણ 117.6° અને H – C – C બંધકોણ 121° છે.

પ્રશ્ન 59.
ઇથાઇન – C₂H₂ (એસિટિલીન) અણુમાં થતું સંકરણ અને અણુઆકાર સમજાવો.
ઉત્તર:
ઇથાઇનનું અણુસૂત્ર C₂H₂ અને અણુબંધારણ HC ≡ CH છે.

તેમાં રહેલા બંને કાર્બન પરમાણુમાં sp સંકરણથી ઉદ્ભવતી બંને કાર્બનની એક-એક સંકર કક્ષક એકબીજા સાથે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી કાર્બન-કાર્બન વચ્ચે જ σ બંધ બનાવે છે.
હવે, બંને કાર્બન પરમાણુની sp સંકરણથી ઉદ્ભવેલી બાકીની એક-એક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી સંકૃત કક્ષકો સાથે એક-એક હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s પ્રકારની અયુગ્મિત અને વિરુદ્ધ ભ્રમણ ધરાવતી કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થઈને સમાન શક્તિ ધરાવતા કુલ બે C – H σ બંધ બને છે અને આ બે બંધની બંધલંબાઈ સમાન હોય છે.
આ ઉપરાંત બંને કાર્બન પરમાણુ પાસે સંકરણમાં ભાગ લીધા સિવાયની એક-એક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી 2p_y¹ અને 2p_z¹ કક્ષકો છે. તેના વિરુદ્ધ ભ્રમણ ધરાવતા અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી બે π બંધ બને છે. આમ, ઇથાઇનમાં કાર્બન-કાર્બન ત્રિબંધમાંથી એક σ બંધ અને બે π બંધ બને છે.
ઇથાઇન અણુમાં કાર્બન-કાર્બન ત્રિબંધની બંધલંબાઈ (120 pm) ઇથીન અણુમાં કાર્બન-કાર્બન દ્વિબંધની બંધલંબાઈ (134pm) કરતાં ટૂંકી હોય છે.
ઇથાઇન અણુનો આકાર રેખીય અને બંધકોણ 180° છે.

પ્રશ્ન 60.
dsp², sp³d, sp³d², d²sp³ અને d³s સંકરણ ધરાવતા અણુઓના આકાર અને ઉદાહરણ લખો.
ઉત્તર:

સંકરણ	આકાર	ઉદાહરણ
dsp²	સમતલીય ચોરસ	[Ni(CN)₄]^2-, [PtCl₄]^2-, [Cu(NH₃)₄]²⁺
sp³d	ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ	PCl₅, SbCl₅, PF₅, SF₄, ClF₃, IF₃, I₃^–, XeF₂
sp³d²	ચોરસ પિરામિડલ	BrF₅
sp³d²	અષ્ટલકીય	SF₆, [CrF₆]^–, PF₆^–, XeOF₄, XeF₄, ICl₄^–
d²sp³	અષ્ટલકીય	[Co(NH₃)₆]³⁺, [Fe(CN)₆]^4-
d³s	સમચતુલકીય	KMnO₄

[નોંધ : 3p, 3d અને 4s કક્ષકો વચ્ચેનો તફાવત અર્થસૂચક (સાર્થક) છે. (ઊર્જાનો તફાવત વધુ છે) આથી 3p, 3d અને 4s કક્ષકો સમાવતું સંકરણ શક્ય નથી.]

પ્રશ્ન 61.
(1) સંકરણ સંકલ્પના ચર્ચો. કાર્બન પરમાણુમાં તેના જુદા જુદા પ્રકાર જણાવો.
(ii) ફુદડીથી(*)થી દર્શાવેલ કાર્બન પરમાણુઓના સંકરણનો પ્રકાર જણાવો.

ઉત્તર:
(i) સંકરણ : એક જ પરમાણુની થોડી જુદી જુદી ઊર્જાવાળી કક્ષકોનું આંતરમિશ્રણ થાય છે. જેથી તેમની ઊર્જાનું પુનઃ વિતરણ થાય છે. તેને પરિણામે સમાન ઊર્જા અને આકારવાળી નવી કક્ષકો ઉદ્ભવે છે, જેને સંકર કક્ષકો કહે છે અને આ ઘટનાને સંકરણ કહે છે. કાર્બન પરમાણુમાં sp, sp² અને sp³ પ્રકારના વિવિધ સંકરણ થઈ શકે છે.

(ii)

પ્રશ્ન 62.
નીચે ફકરા આધારિત કેટલાક બહુવિકલ્પ પ્રશ્નો આપેલા છે. દરેક પ્રશ્ન માત્ર એક જ સાચો વિકલ્પ ધરાવે છે. સાચો વિકલ્પ પસંદ કરો :
ઉત્તર:
પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંમિશ્રણથી આણ્વીય કક્ષકો રચાય છે. જ્યારે બે પરમાણ્વીય કક્ષકો સંયોજાય છે, ત્યારે બે આણ્વીય કક્ષકો રચાય છે. એકને બંધકા૨ક આણ્વીય કક્ષક (BMO) અને બીજીને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક (ABMO) કહે છે. બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકની ઊર્જા સંયોજાતી મૂળ પરમાણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જા કરતાં વધુ હોય છે. જ્યારે બંધકા૨ક આણ્વીય કક્ષકની ઊર્જા મૂળ પરમાણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જા કરતાં ઓછી હોય છે. H₂થી N₂ સુધીનાં તત્ત્વોની જુદી જુદી આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જાનો વધતો ક્રમ નીચે મુજબ છે :

σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < (π2p_x = π2p_y)
< σ2p_z < (π*2p_x = π*2p_y) < σ*2p_z
જ્યારે O₂ અને F₂ માટે જુદી જુદી આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જાનો વધતો ક્રમ નીચે મુજબ છે :
σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < σ2p_z
< (π2p_x = π2p_y) < (π*2p_x = π*2p_y) < σ*2p_z

તુલનાત્મક ઊર્જા અને યોગ્ય દિવિન્યાસ ધરાવતી એક પરમાણુની જુદી જુદી પરમાણ્વીય કક્ષકો બીજા પરમાણુની પરમાણ્વીય કક્ષકો સાથે સંમિશ્રણ પામે છે. જો પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ શીર્ષ (છેડા) ઉપ૨ થાય, તો તેને સિગ્મા (σ) આણ્વીય કક્ષકો અને જો પ૨માણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ બાજુએથી થતું હોય, તો તેને પાઈ (π) આણ્વીય કક્ષકો કહે છે. આણ્વીય કક્ષકોમાં ઇલેક્ટ્રૉનની ગોઠવણી પરમાણ્વીય કક્ષકો મુજબ (આઉફબાઉ, પાઉલી અને હુન્ડના નિયમ મુજબ) થાય છે. આમ છતાં, બધા જ અણુઓ અથવા તેમના આયનોમાં ઇલેક્ટ્રૉનની ગોઠવણીનો ક્રમ સમાન હોતો નથી. બંધક્રમાંક એ બંધની પ્રબળતા નક્કી કરવા માટેનું ખૂબ જ અગત્યનું પરિબળ છે.

(1) નીચેના પૈકી કયું વિધાન સાચું છે?
A. ઑક્સિજન પરમાણુઓમાંથી ડાયઑક્સિજન અણુ (O₂) બને ત્યારે 10 આણ્વીય કક્ષકો રચાય છે.
B. ડાયઑક્સિજનની બધી જ આણ્વીય કક્ષકો સંપૂર્ણ ભરાયેલી હશે.
C. ડાયઑક્સિજનમાં બંધકારક અને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોની સંખ્યા સમાન હોતી નથી.
D. (ઇલેક્ટ્રૉનથી) ભરાયેલ બંધકારક અને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોની સંખ્યા સમાન હોય છે.
ઉત્તર :
A. ઑક્સિજન પરમાણુઓમાંથી ડાયઑક્સિજન અણુ (O₂) બને ત્યારે 10 આણ્વીય કક્ષકો રચાય છે.

(2) નીચેના પૈકી કઈ આણ્વીય કક્ષક મહત્તમ સંખ્યામાં નોડલ સમતલ ધરાવે છે?
A. σ*1s
B. σ*2p_z
C. π2p_x
D. π*2p_y
ઉત્તર:
D. π*2p_y
Hint : કક્ષક બે નોડલ સમતલ ધરાવે છે.

(3) નીચેના પૈકી કઈ જોડી સમાન બંધક્રમાંક ધરાવતી હશે?
A. O₂, N₂
B. O₂⁺, N₂^–
C. O₂^– , N₂⁺
D. O₂^–, N₂^–
ઉત્તર:
B. O₂^–, N₂^–
Hint : O₂⁺ અને N₂^– સમાન સંખ્યામાં (15) ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવે છે.

(4) નીચેના પૈકી કયા અણુમાં σ2p_z આણ્વીય કક્ષક π2p_x અને π2p_y આણ્વીય કક્ષકો પછી ભરાય છે?
A. O₂
B. Ne₂
C. N₂
D. F₂
ઉત્તર:
C. N₂

પ્રશ્ન 63.
PCl₅ની બાબતમાં સંકરણ વર્ણવો. શા માટે અક્ષીય બંધો વિષુવવૃત્તીય બંધો કરતાં વધુ લાંબા હોય છે?
અથવા
PCl₅માં sp³d સંકરણ સમજાવો.
ઉત્તર:
ફૉસ્ફરસ(Z = 15)ની ધરા-અવસ્થા અને ઉત્તેજિત અવસ્થામાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના નીચે દર્શાવી છે :

આમ, pની પાંચ sp³d સંકર કક્ષકો સાથે પાંચ Cl પરમાણુની P_z કક્ષકોના સંમિશ્રણથી પાંચ P – Cl સહસંયોજક બંધ બને છે. જે ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલના પાંચ ખૂણાઓ તરફ ગોઠવાયેલ હોય છે, જે નીચેની આકૃતિમાં જોઈ શકાય છે.

ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ ભૂમિતિના બધા ખૂણા સરખા હોતા નથી, પરંતુ પાંચ P – Cl બંધમાંથી ત્રણ P – Cl બંધ એક સમતલમાં હશે અને એકબીજા વચ્ચે 120°નો ખૂણો બનાવશે. આ બંધોને વિષુવવૃત્તીય (equatorial) બંધ કહે છે, જ્યારે બાકીના બે P – Cl બંધમાંનો એક મધ્યવર્તી સમતલની ઉપર અને બીજો મધ્યવર્તી સમતલની નીચે ગોઠવાય છે, જે સમતલ સાથે 90° નો ખૂણો રચે છે. આ બંધોને અક્ષીય (axial) બંધ કહે છે.

પ્રશ્ન 64.
SF₆માં sp³d² સંકરણ સમજાવો.
ઉત્તર:

આમ, sની છ sp³d² સંકર કક્ષકો સાથે છ F પરમાણુની p_z– કક્ષકોના સંમિશ્રણથી છ S – F સહસંયોજક બંધ બનાવે છે, જે અષ્ટફલકના છ ખૂણાઓ તરફ ગોઠવાયેલ હોય છે, જે નીચેની આકૃતિમાં જોઈ શકાય છે.

પ્રશ્ન 65.
PCl₅ અને SF માં થતું સંકરણ વર્ણવો. PC15માં અક્ષીય બંધો વિષવવૃત્તીય બંધો કરતાં વધુ લાંબા હોય છે, જ્યારે SFમાં અક્ષીય બંધો અને વિષુવવૃત્તીય બંધો સમાન બંધલંબાઈ ધરાવે છે. સમજાવો.
ઉત્તર:
ફૉસ્ફરસ(Z = 15)ની ધરા-અવસ્થા અને ઉત્તેજિત અવસ્થામાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના નીચે દર્શાવી છે :

આમ, pની પાંચ sp3d સંકર કક્ષકો સાથે પાંચ Cl પરમાણુની Pz કક્ષકોના સંમિશ્રણથી પાંચ P – Cl સહસંયોજક બંધ બને છે. જે ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલના પાંચ ખૂણાઓ તરફ ગોઠવાયેલ હોય છે, જે નીચેની આકૃતિમાં જોઈ શકાય છે.

ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ ભૂમિતિના બધા ખૂણા સરખા હોતા નથી, પરંતુ પાંચ P – Cl બંધમાંથી ત્રણ P – Cl બંધ એક સમતલમાં હશે અને એકબીજા વચ્ચે 120°નો ખૂણો બનાવશે. આ બંધોને વિષુવવૃત્તીય (equatorial) બંધ કહે છે, જ્યારે બાકીના બે P – Cl બંધમાંનો એક મધ્યવર્તી સમતલની ઉપર અને બીજો મધ્યવર્તી સમતલની નીચે ગોઠવાય છે, જે સમતલ સાથે 90° નો ખૂણો રચે છે. આ બંધોને અક્ષીય (axial) બંધ કહે છે.

અક્ષીય બંધ-યુગ્મો વિષુવવૃત્તીય બંધ-યુગ્મો કરતાં વધારે અપાકર્ષણ પારસ્પરિક ક્રિયા અનુભવે છે. આથી અક્ષીય બંધ પ્રમાણમાં લાંબા જણાય છે. તેથી વિષુવવૃત્તીય બંધો કરતાં અક્ષીય બંધો વધુ નબળા હોય છે, જે PCl5ને વધુ સક્રિય બનાવે છે.

આમ, sની છ sp3d2 સંકર કક્ષકો સાથે છ F પરમાણુની pz- કક્ષકોના સંમિશ્રણથી છ S – F સહસંયોજક બંધ બનાવે છે, જે અષ્ટફલકના છ ખૂણાઓ તરફ ગોઠવાયેલ હોય છે, જે નીચેની આકૃતિમાં જોઈ શકાય છે.

પ્રશ્ન 66.
આણ્વીય કક્ષકવાદ(M. O. Theory)ની વિશિષ્ટ બાબતો (મુદ્દાઓ) જણાવો.
ઉત્તર:
આણ્વીય કક્ષકવાદ ઈ. સ. 1932માં એફ. હૂંડ અને આર. એસ. મુલિકને રજૂ કર્યો.
આણ્વીય કક્ષકવાદના અગત્યના મુદ્દાઓ (વિશિષ્ટ બાબતો) નીચે પ્રમાણે છે :

પરમાણુના ઇલેક્ટ્રૉન પરમાણ્વીય કક્ષકોમાં ગોઠવાય છે, તેવી જ રીતે અણુના ઇલેક્ટ્રૉન આણ્વીય કક્ષકોમાં ગોઠવાતા હોય છે.
પરમાણુના કેન્દ્રની આજુબાજુ ઇલેક્ટ્રૉન સંભાવના-વિતરણ પરમાણ્વીય કક્ષક દ્વારા દર્શાવાય છે, તે જ પ્રમાણે અણુનાં કેન્દ્રોના સમૂહની આજુબાજુ ઇલેક્ટ્રૉન સંભાવના-વિતરણ આણ્વીય કક્ષક દ્વારા દર્શાવાય છે.
પરમાણુના ઇલેક્ટ્રૉન જેવી રીતે અલગ અલગ પરમાણ્વીય કક્ષકોમાં ગોઠવાયેલા હોય છે, તેવી જ રીતે અણુના ઇલેક્ટ્રૉન પણ વિવિધ આણ્વીય કક્ષકોમાં ગોઠવાયેલા હોય છે.
સમાન શક્તિશાળી અને યોગ્ય સંમિતિ ધરાવતી પરમાણ્વીય કક્ષકો એકબીજા સાથે કોઈ ચોક્કસ રીતે જોડાઈ આણ્વીય કક્ષકો આપે છે.
પરમાણ્વીય કક્ષકોમાં રહેલાં ઇલેક્ટ્રૉન ફક્ત એક જ કેન્દ્રથી અસર પામે છે. જ્યા૨ે આણ્વીય કક્ષકના ઇલેક્ટ્રૉન બે કે વધારે કેન્દ્રોથી અસર પામે છે. આમ, પરમાણ્વીય કક્ષકો એકકેન્દ્રીય છે જ્યારે આણ્વીય કક્ષકો બહુકેન્દ્રીય છે.
જેટલી સંખ્યામાં પરમાણ્વીય કક્ષકો એકબીજા સાથે જોડાય તેટલી સંખ્યામાં આણ્વીય કક્ષકો પ્રાપ્ત થાય છે. આ પૈકી અડધી સંખ્યામાં આણ્વીય કક્ષકો બંધકારક આણ્વીય કક્ષકો (BMO) કહેવાય છે. બાકીની અડધી સંખ્યાની આણ્વીય કક્ષકોને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકો (ABMO) કહે છે.
બંધકા૨ક આણ્વીય કક્ષકની ઊર્જા હંમેશાં બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક કરતાં ઓછી હોય છે. તેથી તેની સ્થાયિતા વધારે હોય છે.
જે-તે પરમાણ્વીય કક્ષકોના જોડાવાથી પ્રાપ્ત થતી બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જા, બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોની સરખામણીમાં ઓછી હોય છે. તેથી તેની સ્થાયિતા વધારે હોય છે.
પરમાણ્વીય કક્ષકોની જેમ આણ્વીય કક્ષકો પણ આઉબાઉ સિદ્ધાંત, પૌલીનો નિષેધ સિદ્ધાંત તથા હૂંડના નિયમને પાળે છે.

પ્રશ્ન 67.
પરમાણ્વીય કક્ષક અને આણ્વીય કક્ષકનો તફાવત લખો.
ઉત્તર:

પરમાણ્વીય કક્ષક	આણ્વીય કક્ષક
1. પરમાણ્વીય કેન્દ્રની આજુબાજુનું અવકાશ કે જેમાં ઇલેક્ટ્રૉન મળવાની સંભાવના 95 % કે તેથી વધુ હોય તેને પરમાણ્વીય કક્ષક કહે છે.	1. અણુના કેન્દ્રના સમૂહની આજુબાજુનો અવકાશ કે જ્યાં ઇલેક્ટ્રૉન મળવાની સંભાવના 95% કે તેથી વધુ હોય તેને આણ્વીય કક્ષક કહે છે.
2. પરમાણ્વીય કક્ષકોને s, p, d, f વડે દર્શાવાય છે.	2. આણ્વીય કક્ષકોને σ, σ, π, π δ (ડેલ્ટા) વડે દર્શાવાય છે.
3. પરમાણ્વીય કક્ષકો ઓછી સ્થાયી હોય છે.	3. આણ્વીય કક્ષકોની સ્થિરતા વધુ હોય છે.
4. ક્વૉન્ટમ આંક n, l, mનાં મૂલ્યોને આધારે પરમાણ્વીય કક્ષકોના પ્રકાર દર્શાવાય છે.	4. પરમાણ્વીય કક્ષકોના સ્વીકાર્ય તરંગવિધેયની એકઘાત સંચયથી મળતી કક્ષકોને Ψ_MO અને Ψ_MO વડે દર્શાવાય છે.
5. પરમાણ્વીય કક્ષકો એકકેન્દ્રીય છે.	5. આણ્વીય કક્ષકો બહુકેન્દ્રીય છે.

પ્રશ્ન 68.
બંધકારક આણ્વીય કક્ષક (BMO) અને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક (ABMO) વચ્ચેનો તફાવત લખો.
ઉત્તરઃ

બંધકારક આણ્વીય કક્ષક (BMO)	બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક (ABMO)
1. જો સંયોજાતા ૫૨માણુઓની ૫૨માણ્વીય કક્ષકોના સ્વીકાર્ય તરંગવિધેયોના એકઘાત સંચયથી જે આણ્વીય કક્ષક બને છે, તેની શક્તિ પરમાણ્વીય કક્ષકોની શક્તિ કરતાં ઓછી હોય તો તેને બંધકારક આણ્વીય કક્ષક કહે છે.	1. જો સંયોજાતા પરમાણુઓની પરમાણ્વીય કક્ષકોના સ્વીકાર્ય તરંગવિધેયોના એકઘાત સંચયથી જે આણ્વીય કક્ષક બને છે, તેની શક્તિ પરમાણ્વીય કક્ષકની શક્તિ કરતાં વધારે હોય તો તેને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક કહે છે.
2. બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોના આણ્વીય તરંગવિધેયને Ψ_MOથી દર્શાવાય છે.	2. બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોના આણ્વીય તરંગવિધેયને Ψ*_MO થી દર્શાવાય છે.
3. બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોને દર્શાવવા માટે σ અને π સંજ્ઞાનો ઉપયોગ થાય છે.	3. બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોને દર્શાવવા માટે σ* અને π* સંજ્ઞાનો ઉપયોગ થાય છે.
4. બંધકા૨ક આણ્વીય કક્ષકમાં બે કેન્દ્રો વચ્ચેના ક્ષેત્રમાં ઇલેક્ટ્રૉન સંભાવના વધુ હોય છે.	4. બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકમાં બે કેન્દ્રો વચ્ચેના ક્ષેત્રમાં ઇલેક્ટ્રૉન સંભાવના ઓછી હોય છે.

પ્રશ્ન 69.
LCAO ની સમજૂતી H₂ના ઉદાહરણથી સમજાવો.
ઉત્તર:
તરંગ યંત્રશાસ્ત્ર પ્રમાણે પરમાણ્વીય કક્ષકોને તરંગવિધેય (Ψ) તરીકે દર્શાવાય છે. જે ઇલેક્ટ્રૉન તરંગનો કંપવિસ્તાર રજૂ કરે છે. જે શ્રોડિન્જર તરંગ સમીકરણના ઉકેલ પરથી મેળવી શકાય છે.

થ્રોડિન્જર તરંગ સમીકરણ એક કરતાં વધારે ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી પ્રણાલી માટે ઉકેલી શકાતું નથી. આથી પરમાણ્વીય કક્ષકોનું રૈખિક સંગઠન(LCAO)ની જરૂર પડી.
સમકેન્દ્રીય દ્વિપરમાણ્વીય H₂ અણુને બે A અને B પરમાણુઓ ધરાવતા અણુ તરીકે લઈએ તો A ૫૨માણુ માટે તરંગવિધેય Ψ_A તથા B પરમાણુ માટે તરંગવિધેય Ψ_B થશે.
Ψ_A અને Ψ_Bના સરવાળા કે બાદબાકીને પરમાણ્વીય કક્ષકોના રૈખિક સંગઠન દ્વારા દર્શાવી શકાય :
Ψ_MO = Ψ_A + Ψ_B
આથી બે આણ્વીય કક્ષકો σ અને σ* રચાશે.
σ = Ψ_A + Ψ_B
σ* = Ψ_A – Ψ_B
આમ, પરમાણ્વીય કક્ષકોના સરવાળાથી મળેલી આણ્વીય કક્ષકોને બંધકારક આણ્વીય કક્ષક (σ) કહે છે, અને પરમાણ્વીય કક્ષકોની બાદબાકીથી મળેલી આણ્વીય કક્ષકોને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક (σ*) કહે છે, જે નીચેની આકૃતિ પરથી જોઈ શકાય છે :

બંધકા૨ક આણ્વીય કક્ષકોની રચનામાં સંયોજાતા પરમાણુના બંને ઇલેક્ટ્રૉનના તરંગ એકબીજાને પ્રબલક (reinforce) બને છે.
ગુણાત્મક રીતે આણ્વીય કક્ષકોની રચના, સંયોજકતા પરમાણ્વીય કક્ષકોના ઇલેક્ટ્રૉનના રચનાત્મક અને વિભંજક વ્યતિકરણના પર્યાયમાં સમજી શકાય છે.
વ્યતિકરણને લીધે બંધકારક આણ્વીય કક્ષકમાં ઇલેક્ટ્રૉન ઘનતા બંધન પામેલા પરમાણુઓના કેન્દ્રની વચ્ચે સ્થાન પામે છે કારણ કે કેન્દ્રો વચ્ચે અપાકર્ષણ ઘણું ઓછું હોય છે, જ્યારે બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોમાં બંને કેન્દ્રોની વચ્ચેની જગ્યાએથી મુખ્યત્વે ઇલેક્ટ્રૉન ઘનતા દૂર સ્થાન પામે છે.
બે કેન્દ્રો વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉન મળવાની સંભાવના શૂન્ય હોય તેવા સમતલને નોડલ સમતલ કહે છે.
બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જા મૂળ પરમાણ્વીય કક્ષકો કરતાં વધુ હોય છે, જ્યારે બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જા મૂળ પરમાણ્વીય કક્ષકો કરતાં ઓછી હોય છે.
બંધકા૨ક આણ્વીય કક્ષકમાં ગોઠવાયેલા ઇલેક્ટ્રૉન કેન્દ્રમાં એકબીજાની સાથે ગોઠવાયેલા રહે છે અને અણુને સ્થાયી બનાવે છે. જ્યારે બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકો અણુને અસ્થાયી બનાવે છે, કારણ કે આ કક્ષકોમાં ઇલેક્ટ્રૉનનું પરસ્પર અપાકર્ષણ કેન્દ્ર અને ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચેના આકર્ષણ કરતાં વધારે હોય છે.

પ્રશ્ન 70.
આણ્વીય કક્ષકોની રચના માટે પરમાણ્વીય કક્ષકોના રૈખિક સંગઠન માટેની અગત્યની શરતો લખો.
ઉત્તર:
પરમાણ્વીય કક્ષકોના રૈખિક સંગઠન(LCAO)થી જ્યારે આણ્વીય કક્ષકોની રચના થાય છે ત્યારે નીચેની શરતો જળવાવી જોઈએ, જેને પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંગઠન માટેની શરતો કહે છે, જે નીચે પ્રમાણે છે :

સંયોજાતા પરમાણુઓની પરમાણ્વીય કક્ષકો સમાન ઊર્જા ધરાવતી હોવી જોઈએ. દા. ત., 1s-કક્ષક બીજી 1s-કક્ષક સાથે સંયોજાશે પણ 2s-કક્ષક સાથે સંયોજાશે નહિ. કારણ કે 1s કરતાં 2s-કક્ષકની ઊર્જા વધુ છે.
સંયોજાતા પરમાણુઓ શક્ય તેટલા એકબીજાની નજીક હોવા જોઈએ, જેથી પરમાણ્વીય કક્ષકોનું અક્ષ પર સંમિશ્રણ વધુ થઈ શકે, જેમ સંમિશ્રણની માત્રા વધારે તેમ આણ્વીય કક્ષકોના કેન્દ્રો વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉન ઘનતા વધારે થશે.
સંયોજાતા બંને પરમાણ્વીય કક્ષકોની સંમિતિ સમાન હોવી જોઈએ. દા. ત., એક પરમાણુની 2p_z-કક્ષક બીજા પરમાણુની 2p_z-કક્ષક સાથે સંયોજાશે, કારણ કે વધુમાં વધુ સંમિશ્રણ થાય, પરંતુ 2p_x કે 2p_y કક્ષક સાથે સંયોજાશે નહિ.

પ્રશ્ન 71.
આણ્વીય કક્ષકોના પ્રકાર લખો.
ઉત્તર:
દ્વિપ૨માણ્વીય અણુની આણ્વીય કક્ષકો સામાન્ય રીતે σ, π અને δ (ડેલ્ટા)થી દર્શાવાય છે.

σ પ્રકારની આણ્વીય કક્ષકો બંધ ધરીની આસપાસ સંમિતિ ધરાવે છે, જ્યારે π પ્રકારની આણ્વીય કક્ષકો બંધ ધરીની આસપાસ સંમિતિ ધરાવતી નથી.
સામાન્ય રીતે s – s કક્ષકો અને s – p કક્ષકોના રૈખિક સંગઠનથી σ પ્રકારની આણ્વીય કક્ષકો મળે છે. તદ્ઉપરાંત p_z – P_z, પરમાણ્વીય કક્ષકોના રેખિક સંગઠનથી પણ σ પ્રકારની આણ્વીય કક્ષક મળે છે. તેને σ અને σ* વડે દર્શાવાય.
જ્યારે p_x – P_x અને p_y – P_y પરમાણ્વીય કક્ષકોના રેખિક સંગઠનથી π પ્રકારની આણ્વીય કક્ષક મળે છે. તેને π અને π* વડે દર્શાવાય.
π* બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકને કેન્દ્રો વચ્ચે નોડ હોય છે.

પ્રશ્ન 72.
1s, 2p_z અને 2p_x પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંગઠનથી રચાયેલી બંધકારક અને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોની રૂપરેખા આપો.
ઉત્તર:
બે પરમાણુઓની 1s પરમાણ્વીય કક્ષકો બે આણ્વીય કક્ષકો રચે છે. જેમને σ 1s અને σ* 1sથી દર્શાવાય છે.
2s અને 2p પરમાણ્વીય કક્ષકો નીચે પ્રમાણે આઠ આણ્વીય કક્ષકો રચે છેઃ
બંધકારક આણ્વીય કક્ષકો : σ2s, σ2p_z, π2p_x, π2p_y,
બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકો : σ*2s, σ*2p_z, π*2p_x, π*2p_y.

પ્રશ્ન 73.
H₂થી N₂ સુધી તથા O₂, F₂ અને Ne₂ માટે આણ્વીય ક્ષકોની શક્તિનો વધતો ક્રમ લખો.
ઉત્તર:
H₂થી N₂ માટે આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જાનો ક્રમ નીચે પ્રમાણે છે :
σ1s<σ*1s< σ2s<σ*2s< (π2p_x = π2p_y) < σ2p_z<(π*2p_x = π*2p_y)<σ*2p_z

O₂, F₂ અને Ne₂ માટે આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જાનો ક્રમ નીચે પ્રમાણે છે :
σ1s <σ*1s< σ2s<σ*2s< σ2p<
(π2p_x = π2p_y) < (π*2p_x = π*2p_y)< σ*2p_z

પ્રશ્ન 74.
આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના કોને કહે છે? તેને આધારે કઈ માહિતી મળે છે ?
અથવા
સમજાવો : 1. અણુની સ્થાયિતા 2. બંધક્રમાંક અને સ્થાયિતા 3. ચુંબકીય ગુણ (સ્વભાવ) 4. બંધલંબાઈ
ઉત્તર:
વિવિધ આણ્વીય કક્ષકોમાં ઇલેક્ટ્રૉનની વહેંચણીને આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના કહે છે.
આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના પરથી નીચેની માહિતી મળે છે :
1. અણુની સ્થાયિતા : જો અણુમાં N_b એ બંધકા૨ક આણ્વીય કક્ષકમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા હોય અને N_a એ બંધપ્રતિકારક
આણ્વીય કક્ષકમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉન હોય, તો (1) N_b > N_a માટે અણુ વધુ સ્થાયી હોય છે. (2) N_b < N_a માટે અણુ અસ્થાયી બને છે.

2. બંધક્રમાંક અને સ્થાયિતા : અણુની સ્થાયિતા, બંધક્રમાંકના મૂલ્યના સમપ્રમાણમાં હોય છે.

બંધકારક આણ્વીય કક્ષકમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉનની કુલ સંખ્યા (N_b) અને બંધપ્રતિકા૨ક આણ્વીય કક્ષકમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રૉનની કુલ સંખ્યા (N_a)ના તફાવતને બે વડે ભાગવાથી બંધક્રમાંકનું મૂલ્ય મળે છે. એટલે કે બંધક્રમાંક \(\frac{1}{2}\)[N_b – N_a]
જો બંધક્રમાંકનું મૂલ્ય ધન હોય (N_b > N_a), તો અણુ સ્થાયી બને; પરંતુ જો બંધક્રમાંકનું મૂલ્ય ઋણ હોય (N_b < N_a), તો અણુ અસ્થાયી બને. ઉપરાંત તફાવત શૂન્ય (N_b = N_a) થાય તો બંધક્રમાંક શૂન્ય બને. આથી અણુ અસ્થાયી બને.

3. ચુંબકીય ગુણઃ જો આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉનીય રચનામાં અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન હોય, તો તે અણુ કે આયન અનુચુંબકીય (ચુબંકીય ક્ષેત્રથી આકર્ષિત થશે) બને છે. દા. ત., O₂ અને જો બધા જ ઇલેક્ટ્રૉન યુગ્મિત હોય, તો તે પ્રતિચુંબકીય (ચુબંકીય ક્ષેત્ર વડે આકર્ષિત થશે) બને છે. દા. ત., N₂

4. બંધલંબાઈ : બંધક્રમાંક વધે તેમ બંધલંબાઈ ઘટે.

પ્રશ્ન 75.
આણ્વીય કક્ષકવાદનો ઉપયોગ કરી H₂ અણુનો બંધક્રમાંક, ચુંબકીય ગુણ અને આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના લખો.
ઉત્તર:

ચુંબકીય ગુણ : H₂ની આણ્વીય કક્ષકમાં બધા જ ઇલેક્ટ્રૉન યુગ્મિત હોવાથી તે પ્રતિચુંબકીય છે.
આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σls)²
બંધવિયોજન એન્થાલ્પી = 438 kJ mol^-1
બંધલંબાઈ = 74 pm

પ્રશ્ન 76.
આણ્વીય કક્ષકવાદનો ઉપયોગ કરીને સમજાવો કે, Be₂ અણુ અસ્તિત્વ ધરાવતો નથી.
ઉત્તર:
₄Be : 1s²2s²

બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) [4 – 4] = 0
આમ, Be₂ અણુમાં બંધક્રમાંકનું શૂન્ય મૂલ્ય મળે છે. આથી Be₂ અણુનું અસ્તિત્વ નથી એમ કહી શકાય.

પ્રશ્ન 77.
He₂, Li₂, B₂, C₂ અણુ માટે આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન- રચના બંધક્રમાંક અને ચુંબકીય ગુણ લખો.
ઉત્તર:
He₂ અણુ :

આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચનાઃ (σ1s)² (σ*1s)²
બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) = [2 – 2] = 0
∴ He₂ અણુ શક્ય નથી.
ચુંબકીય ગુણ : આણ્વીય કક્ષકમાં બધા જ ઇલેક્ટ્રૉન યુગ્મિત હોવાથી તે પ્રતિચુંબકીય છે.

Li₂ અણુ :

આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચનાઃ (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² અથવા
: K K (σ2s)²
જ્યાં, KK = (σ1s)² (*1s)²
બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [4 – 2] = 1 ∴ Li₂ અણુ સ્થાયી છે.
ચુંબકીય ગુણ : પ્રતિચુંબકીય

B₂ અણુ :

આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)²
(π2p_x¹ = π2p_y¹)
બંધક્રમાંક \(\frac{1}{2}\) [6 – 4] = 1 ∴ B₂ અણુ સ્થાયી છે.
ચુંબકીય ગુણ : આણ્વીય કક્ષકમાં બે ઇલેક્ટ્રૉન અયુગ્મિત હોવાથી તે અનુચુંબકીય છે.

C₂ અણુ :

આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)² (π2p_x² = π2p_y²)
બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) = [8 – 4] = 2
ચુંબકીય ગુણ : પ્રતિચુંબકીય
[નોંધઃ C₂માં બંને દ્વિબંધ π બંધ છે, કારણ કે ચાર ઇલેક્ટ્રૉન બે π આણ્વીય કક્ષકોમાં રહેલા છે.]

પ્રશ્ન 78.
F₂ અને Ne₂ અણુની આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના લખી બંધક્રમાંક અને ચુંબકીય ગુણ લખો.
ઉત્તર:
F₂ માટે :

આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)² (σ2p_z)² (π2p_x)² = (π2p_y)²(π*2p_x)² = (π*2p_y)²
બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) [10 – 8] = 1
ચુંબકીય ગુણ : પ્રતિચુંબકીય

Ne₂ માટે :

આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)² (π2p_x)² = (π2p_y)² (π*2p_x)² = (π*2p_y)² (σ*2p_z)²
બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) [10 – 10] = 0
અહીં, બંધક્રમાંકનું મૂલ્ય શૂન્ય છે. તેથી Ne₂ અણુ શક્ય નથી.

પ્રશ્ન 79.
N₂ અણુની આણ્વીય કક્ષકો માટે ઊર્જાસ્તરનો આલેખ દોરી, બંધક્રમાંક ગણી, ચુંબકીય ગુણ અને આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના લખો.
ઉત્તર:
નાઇટ્રોજન(N)ની ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે પ્રમાણે છે :
₇N : 1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹

બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) [10 – 4] = \(\frac{1}{2}\) [6] = 3
આમ, N₂ અણુમાં N ≡ N હોવાથી N₂ વધુ સ્થાયી છે.
ચુંબકીય ગુણ : N₂ અણુમાં બધા જ ઇલેક્ટ્રૉન યુગ્મિત હોવાથી N₂ અણુ પ્રતિચુંબકીય છે.
આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)² (π2p_x)² = (π2p_y)² (σ2p_z)²

પ્રશ્ન 80.
આણ્વીય કક્ષકના ઊર્જાસ્તરના આલેખની મદદથી દર્શાવો કે N₂ અણુ ત્રિબંધ ધરાવતો હશે તથા F₂ અણુ એકલબંધ ધરાવતો હશે જ્યારે Ne₂ અણુ શક્ય નથી.
ઉત્તર.
F₂ માટે :

આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)² (σ2p_z)² (π2p_x)² = (π2p_y)²(π*2p_x)² = (π*2p_y)²
બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) [10 – 8] = 1
ચુંબકીય ગુણ : પ્રતિચુંબકીય

Ne₂ માટે :

આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)² (π2p_x)² = (π2p_y)² (π*2p_x)² = (π*2p_y)² (σ*2p_z)²
બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) [10 – 10] = 0
અહીં, બંધક્રમાંકનું મૂલ્ય શૂન્ય છે. તેથી Ne₂ અણુ શક્ય નથી.

નાઇટ્રોજન(N)ની ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે પ્રમાણે છે :
₇N : 1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹

બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) [10 – 4] = \(\frac{1}{2}\) [6] = 3
આમ, N₂ અણુમાં N ≡ N હોવાથી N₂ વધુ સ્થાયી છે.
ચુંબકીય ગુણ : N₂ અણુમાં બધા જ ઇલેક્ટ્રૉન યુગ્મિત હોવાથી N₂ અણુ પ્રતિચુંબકીય છે.
આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના : (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)² (π2p_x)² = (π2p_y)² (σ2p_z)²

પ્રશ્ન 81.
O₂ અણુની આણ્વીય કક્ષકો માટે ઊર્જાસ્તર આલેખ દોરી, બંધક્રમાંક તથા ચુંબકીય ગુણધર્મની સમજૂતી આપો.
ઉત્તર:
ઑક્સિજન(O)ની ઇલેક્ટ્રૉન-રચના નીચે પ્રમાણે છે :
₂O : 1s²2s²2p_x²2p_y¹2p_z²

બંધક્રમાંક : \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] = \(\frac{1}{2}\) [10 – 6] = \(\frac{1}{2}\) [4] = 2
આમ, O₂ અણુમાં O = O દ્વિબંધ હોય છે.
ચુંબકીય ગુણ : અહીં, O₂ની આણ્વીય કક્ષકમાં બે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન હોવાથી O₂ અણુ અનુચુંબકીય છે.
આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના: (σ1s)² (σ*1s)² (σ2s)² (σ*2s)²(σ2p_z)²(π2p_x)² = (π2p_y)²(π*2p_x)¹= (π*2p_y)¹

પ્રશ્ન 82.
હાઇડ્રોજન બંધને વ્યાખ્યાયિત કરો, NH₃, H₂O અને HF અણુમાં H બંધનું નિરૂપણ કરો. H બંધ એ વાન્ ડર વાલ્સ બળો કરતાં નબળા કે પ્રબળ છે ?
ઉત્તર:
‘‘સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલા ધનભારીય હાઇડ્રોજન અને અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ધરાવતાં વિદ્યુતઋણમય તત્ત્વો વચ્ચે નીપજતા આકર્ષણ બળને હાઇડ્રોજન બંધ કહે છે.”

સામાન્ય રીતે N, O અને Fની વિદ્યુતઋણતા H કરતાં વધુ હોવાથી N, O અને F સાથે સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલ H હંમેશાં ધન વીજભારિત હોય છે અને પડોશમાં N, O અને F પાસે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોવાથી હાઇડ્રોજન બંધ રચાય છે. તેને (………) સંજ્ઞા વડે દર્શાવાય છે.
NH₃, H₂O અને HFમાં હાઇડ્રોજન બંધ જોવા મળે છે, જે નીચે પ્રમાણે દર્શાવી શકાય :

હાઇડ્રોજન બંધની માત્રા પદાર્થની ઘન અવસ્થામાં સૌથી વધુ અને વાયુ અવસ્થામાં સૌથી ઓછી હોય છે.
હાઇડ્રોજન બંધની પ્રબળતા, સહસંયોજક બંધ કરતાં ઓછી અને વાન્ ડર વાલ્સ બંધ કરતાં વધુ હોય છે.

પ્રશ્ન 83.
હાઇડ્રોજન બંધ બનવાનું કારણ લખો.
ઉત્તર:
જ્યા૨ે H એ વધુ વિદ્યુતઋણમય તત્ત્વ ‘X’ સાથે જોડાય છે ત્યારે બંધના ઇલેક્ટ્રૉન ‘X’ તરફ ખસે છે. આથી ‘X’ આંશિક ઋણભાર (^–δ) અને H આંશિક ધનભાર (⁺δ) પ્રાપ્ત કરે છે. પરિણામે સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણ બળ ધરાવતા ધ્રુવીય અણુ રચાય છે, જેને નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય :

હાઇડ્રોજન બંધની માત્રા સંયોજનની ભૌતિક અવસ્થા ઉપર આધાર રાખે છે.
ઘન અવસ્થામાં H બંધની માત્રા મહત્તમ હોય છે, જ્યારે વાયુમય અવસ્થામાં H બંધની માત્રા ન્યૂનતમ હોય છે.
આમ હાઇડ્રોજન બંધની, સંયોજનની રચના અને ગુણધર્મો ઉપર પ્રબળ અસર હોય છે.

પ્રશ્ન 84.
હાઇડ્રોજન બંધના પ્રકાર ઉદાહરણ સહિત સમજાવો.
ઉત્તર:
હાઇડ્રોજન બંધના મુખ્યત્વે બે પ્રકાર છે :
(1) આંતઃઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ (Intramolecular Hydrogen Bond)
(2) આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ (Intermolecular Hydrogen Bond)

એક જ અણુના પરમાણુઓ વચ્ચે જો હાઇડ્રોજન બંધ રચાતો હોય, તો તેવા હાઇડ્રોજન બંધને આંતઃઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ કહે છે.

એક જ સંયોજનના બે અથવા વધુ જુદા જુદા અણુઓ વચ્ચે રચાતા હાઇડ્રોજન બંધને આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ કહે છે.

સેલ્યુલોઝ, આલ્કોહોલ, H₂O તથા HF અણુમાં આ પ્રકારનો H બંધ બને છે.
આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ, એક જ સંયોજનના એક કરતાં વધુ પરમાણુઓ વચ્ચે રચાતા હોવાથી, આવા હાઇડ્રોજન બંધની સંખ્યા વધુ હોય છે. પરિણામે આવાં સંયોજનોનાં ગલનબિંદુ, ઉત્કલનબિંદુ પ્રમાણમાં ઊંચાં હોય છે.
આંતઃઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ એક જ અણુના પરમાણુઓ વચ્ચે આંતરિક રીતે રચાતો હોય છે. પરિણામે આવાં હાઇડ્રોજન બંધની સંખ્યા સીમિત હોય છે. તેથી આંતઃઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ ધરાવતાં સંયોજનોનાં ગલનબિંદુ, ઉત્કલનબિંદુ પ્રમાણમાં નીચાં હોય છે.
દા. ત., ૦-ક્લોરોફિનોલ કરતાં p-ક્લોરોફિનોલનું ઉત્કલનબિંદુ ઊંચું હોય છે, કારણ કે -ક્લોરોફિનોલમાં આંતઃઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ અને p-ક્લોરોફિનોલમાં આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ રહેલા હોય છે.

પ્રશ્ન 85.
વૈજ્ઞાનિક કારણ આપો : સુતરાઉ કપડાં કરતાં પૉલિસ્ટરનાં કપડાં ઝડપથી સુકાય છે.
ઉત્તર:
સુતરાઉ કપડાંમાં સેલ્યુલોઝના અણુઓ હોય છે. જેમાં રહેલ – O – H સમૂહ, પાણીના અણુઓ સાથે આંતરઆણ્વીય H બંધ બનાવે છે. આથી પાણીનું સહેલાઈથી બાષ્પીભવન થતું નથી. આથી સુતરાઉ કપડાં ઝડપથી સુકાતાં નથી. જ્યારે પૉલિસ્ટર કપડાંમાં એસ્ટર (- COO) સમૂહ, પાણીના અણુઓ સાથે H બંધ બનાવતો નથી. આથી પાણીનું સહેલાઈથી બાષ્પીભવન થાય છે. આથી પૉલિસ્ટર કપડાં ઝડપથી સુકાય છે.

પ્રશ્ન 86.
HNO₃, NO₂ અને H₂SO₄નો ફૉર્મલ ભાર (નિયમનિષ્ઠ ભાર) ગણો.
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 87.
N₂માંથી N₂⁺ અને O₂માંથી O₂⁺ બને ત્યારે બંધક્રમાંકમાં શો ફેર પડે છે?
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 88.
N – H, F – H, C – H અને O – H બંધને આયોનિક લાક્ષણિકતાના ચડતા ક્રમમાં ગોઠવો.
ઉત્તર:

જેમ વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત વધુ તેમ આયોનિક લાક્ષણિકતા વધુ.

પ્રશ્ન 89.
CH ≡ C – CO – CH₂ – COOHમાં કુલ σ અને π બંધની સંખ્યા શોધો.
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 90.
KMnO₄, CrO₂Cl₂ અને C₃O₂ માટે લુઇસ બિંદુ
નિરૂપણ કરો.
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 91.
બહુપરમાણ્વીય અણુ / આયનોનો બંધક્રમાંક નીચેના અણુ / આયનો માટે ગણો :
( i ) બેન્ઝિન (C₆H₆) (ii) CO₃^– (iii) ClO₄^–
ઉત્તર:

કાર્બન અને ઑક્સિજન વચ્ચે બે એકલ બંધ અને એક દ્વિ-બંધની હાજરી મુજબ લુઇસ રચના સાચી નથી, કારણ કે તેમાં C અને Oના બંધ અસમાન છે.

પ્રાયોગિક માહિતીના આધારે CO₃^2- આયનમાં બધા જ C અને O વચ્ચેના બંધક્રમાંક અને બંધલંબાઈ સમતુલ્ય છે, જે નીચેનાં સંસ્પંદન સૂત્રો(વિહિત સ્વરૂપો – Canonical)થી સમજી શકાય છે :

હેતુલક્ષી પ્રશ્નોત્તર
નીચેના પ્રશ્નોના ટૂંકમાં ઉત્તર લખો :

પ્રશ્ન 1.
રાસાયણિક બંધન કોને કહે છે?
ઉત્તર:
જુદી જુદી રાસાયણિક સ્પીસીઝમાં, જુદા જુદા ઘટક કણોને એકબીજા સાથે જકડી રાખતા આકર્ષણ બળને રાસાયણિક બંધન કહે છે.

પ્રશ્ન 2.
રાસાયણિક બંધ સમજાવતા સિદ્ધાંતોનાં માત્ર નામ લખો.
ઉત્તર:
રાસાયણિક બંધ સમજાવતા સિદ્ધાંતો :

કોસેલ-લુઇસ અભિગમ
VSEPR સિદ્ધાંત
સંયોજકતા બંધનવાદ
આણ્વીય કક્ષકવાદ

પ્રશ્ન 3.
વિદ્યુત-સંયોજક બંધ અને વિદ્યુત સંયોજકતા કોને કહે છે?
ઉત્તર:
ધન આયન અને ઋણ આયન વચ્ચે સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણથી રચાતા બંધને વિદ્યુત-સંયોજક બંધ કહે છે અને આવા આયનીય બંધ બનાવવાની ક્ષમતાને વિદ્યુત-સંયોજકતા કહે છે.

પ્રશ્ન 4.
નિયમનિષ્ઠ ભાર(ફૉર્મલ ભાર)નું સૂત્ર લખો.
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 5.
સમાન પરમાણુ અને અસમાન પરમાણુ વચ્ચે કેવા પ્રકારનો બંધ બને છે?
ઉત્તર:
સમાન પરમાણુ વચ્ચે અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ બને છે, જ્યારે જુદા જુદા પરમાણુ વચ્ચે ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ બને છે.

પ્રશ્ન 6.
લેટાઇસ એન્થાલ્પીની વ્યાખ્યા આપો.
ઉત્તર:
એક મોલ ઘન સંયોજનને સંપૂર્ણપણે તેના વાયુમય આયનોમાં ફેરવવા માટે જરૂરી ઊર્જાને લેટિસ અથવા લેટાઇસ એન્થાલ્પી કહે છે.

પ્રશ્ન 7.
બંધલંબાઈને કઈ પદ્ધતિથી માપવામાં આવે છે?
ઉત્તર:
બંધલંબાઈને ક્ષ-કિરણોના વિવર્તન અને સ્પેક્ટ્રૉસ્કોપિક પદ્ધતિથી માપવામાં આવે છે.

પ્રશ્ન 8.
બંધકોણ કોને કહે છે?
ઉત્તર:
અણુ / આયનના મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ રહેલ બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો ધરાવતી કક્ષકો વચ્ચેના કોણને બંધકોણ કહે છે.

પ્રશ્ન 9.
બંધઊર્જાનો એકમ લખો.
ઉત્તર:
બંધઊર્જાનો એકમ : kJ·mol^-1

પ્રશ્ન 10
બંધક્રમાંક, બંધલંબાઈ અને સ્થાયિતા વચ્ચેનો સંબંધ જણાવો.
ઉત્તર:
બંધક્રમાંક ∝ ∝ સ્થાયિતા

પ્રશ્ન 11.
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા (μ) શોધવાનું સૂત્ર લખો.
ઉત્તર:
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા (μ) = ભાર (Q) × ધન અને ઋણભારના કેન્દ્રો વચ્ચેનું અંત૨ (r)

પ્રશ્ન 12.
ધ્રુવીભવન ક્ષમતા એટલે શું?
ઉત્તર:
આયનીય બંધમાં ભાગ લેતાં ધન આયન વડે ઋણ આયનના ઇલેક્ટ્રૉન વાદળને આકર્ષવાની ઘટનાને ધ્રુવીભવન કહે છે અને આ આકર્ષવાની ક્ષમતાને ધ્રુવીભવન ક્ષમતા કહે છે.

પ્રશ્ન 13.
PCl₃ અને PCl₅ અણુનો આકાર લખો.
ઉત્તર:
PCl₃નો આકાર ત્રિકોણીય પિરામિડલ છે.
PCl₅નો આકાર ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ છે.

પ્રશ્ન 14.
પંચકોણ દ્વિપિરામિડલ (પેન્ટાગોનલ બાયપિરામિડલ) આકાર ધરાવતું ઉદાહરણ લખો.
ઉત્તર:
IF₇

પ્રશ્ન 15.
અણુઓની ભૌમિતિક રચના (આકાર) કઈ બાબતો ઉપર આધાર રાખે છે?
ઉત્તર:
અણુઓની ભૌમિતિક રચના (આકાર) એ અણુના પ્રકાર, સંકરણ, તેમાં રહેલા બંધકારક અને અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની સંખ્યા તથા તેઓ વચ્ચે ઉદ્ભવતા આકર્ષણ અને અપાકર્ષણ બળની માત્રા પર આધાર રાખે છે.

પ્રશ્ન 16.
See-saw(ચિચૂડો)માં બંધકારક અને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની સંખ્યા લખો.
ઉત્તર:
See-sawમાં બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની સંખ્યા 4 અને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની સંખ્યા 1 છે.

પ્રશ્ન 17.
NO₂⁺ અને NO₃^–માં સંકરણ જણાવો.
ઉત્તર :
NO₂⁺માં sp સંકરણ છે, જ્યારે NO₃^– માં sp² સંકરણ છે.

પ્રશ્ન 18.
NO અને COમાં બંધક્રમાંક જણાવો.
ઉત્તર :
NO માં બંધક્રમાંક 2.5 છે, જ્યારે CO માં બંધક્રમાંક 3 છે.

પ્રશ્ન 19.
હાઇડ્રોજન બંધના પ્રકાર જણાવો.
ઉત્તર:
હાઇડ્રોજન બંધના બે પ્રકારો છે :

આંતઃઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ અને
આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ.

પ્રશ્ન 20.
જે દ્રાવ્યનો ડાયઇલેક્ટ્રિક અચળાંક વધુ તેમ તેની દ્રાવ્યતા શું થશે?
ઉત્તર:
જે દ્રાવ્યનો ડાયઇલેક્ટ્રિક અચળાંક વધુ તેમ તેની દ્રાવ્યતા ઓછી થશે.

પ્રશ્ન 21.
અષ્ટકનો નિયમ લખો.
ઉત્તર:
“પરમાણુ એક અથવા વધુ પરમાણુ સાથે રાસાયણિક બંધ બનાવીને અણુ બનાવે ત્યારે એક પરમાણુ બીજા પરમાણુ પાસેથી ઇલેક્ટ્રૉન મેળવીને અથવા ગુમાવીને અથવા પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી જોડાઈને સંયોજકતા કક્ષકમાં અષ્ટક પૂર્ણ કરે છે અને નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના પ્રાપ્ત કરે છે.”

પ્રશ્ન 22.
NO₂^-1માં લુઇસ રચના લખો.
:
ઉત્તર:
NO₂^-1માં Nના 5 અને બે O પરમાણુના 12 તેમજ ઋણ વીજભારનો 1 એમ કુલ 18 ઇલેક્ટ્રૉન છે, જે નીચેના બંધારણ મુજબ ત્રણેય પરમાણુમાં અષ્ટક રચના પૂર્ણ કરે છે.

પ્રશ્ન 23.
NOClમાં N, O અને Clનો ફૉર્મલ ભાર (નિયમનિષ્ઠ ભાર) લખો.
ઉત્તર:
માં
Oનો ફૉર્મલ ભાર = 6 − 4 − \(\frac{1}{2}\)(4) = 0
Nનો ફૉર્મલ ભાર = 5 – 2 – \(\frac{1}{2}\)(6) = 0
Clનો ફૉર્મલ ભાર = 7 – 6 – \(\frac{1}{2}\)(2) = 0

પ્રશ્ન 24.
અષ્ટકના નિયમની મર્યાદા દર્શાવતા ઉદાહરણ લખો.
ઉત્તર:
મધ્યસ્થ પરમાણુનું અપૂર્ણ અષ્ટક : LiCl, BeH₂, BF₃, H₂, AlCl₃, BCl₃, BeCl₂
એકી ઇલેક્ટ્રૉન અણુઓ : NO, CO, NO₂
વિસ્તરિત અષ્ટક : PCl₅, SF₆, H₂SO₄, PF₅

પ્રશ્ન 25.
વાન્ ડર વાલ્સ ત્રિજ્યા કોને કહે છે ?
ઉત્તર:
સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલા બે સમાન પરમાણુઓ વચ્ચેના અંતરના અડધા મૂલ્યને વાન્ ડર વાલ્સ ત્રિજ્યા કહે છે.

પ્રશ્ન 26.
સત્પંદન બંધારણ કોને કહે છે?
ઉત્તર:
કેટલાંક સંયોજનો એક કરતાં વધુ બંધારણ ધરાવતાં હોય છે. આ બધા બંધારણો એકબીજામાં સતત અને ત્વરિત રૂપાંતરિત થતાં હોય છે, જેને સંસ્પંદન બંધારણ કહે છે.

પ્રશ્ન 27.
આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા શોધવાનું સૂત્ર લખો.
ઉત્તર:
આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા
= × 100

પ્રશ્ન 28.
SO₃ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ દોરો.
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 29.
H₂, CO₂, BF₃ પૈકી કોની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા (μ) શૂન્ય છે?
ઉત્તર:
H₂, CO₂ અને BF₃ બધાની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા (μ) શૂન્ય છે.

પ્રશ્ન 30.
Cis – 2-બ્યુટીન અને Trans – 2-બ્યુટીન પૈકી કોની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ હશે?
ઉત્તર:
Trans કરતાં Cis – 2-બ્યુટીનની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ હશે.

પ્રશ્ન 31.
NH₄⁺માં સંકરણ અને બંધકોણ જણાવો.
ઉત્તર:
NH₄⁺માં સંકરણ : sp³ તથા બંધકોણ : 109.5°

પ્રશ્ન 32.
AB₃E₂ અણુ-પ્રકાર ધરાવતું ઉદાહરણ અને તેનો આકાર લખો.
ઉત્તર:
ClF₃ એ AB₃E₂ પ્રકારનો અણુ છે, જેમાં ત્રણ બંધકા૨ક અને બે અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોવાથી તેનો આકાર T બને છે.

પ્રશ્ન 33.
સંયોજકતા બંધનવાદનો સિદ્ધાંત કોણે રજૂ કર્યો?
ઉત્તર:
સંયોજકતા બંધનવાદનો સિદ્ધાંત ઈ. સ. 1927માં હિટલર અને લંડન નામના બે વૈજ્ઞાનિકોએ રજૂ કર્યો હતો.

પ્રશ્ન 34.
H પરમાણુ કરતાં H₂ અણુ શા માટે વધુ સ્થાયી છે?
ઉત્તર:
જ્યા૨ે બે H પરમાણુઓ વચ્ચે બંધ રચાઈને H₂ અણુ બને છે ત્યારે ઊર્જા છૂટી પડે છે. આથી H પરમાણુ કરતાં H₂ અણુ વધુ સ્થાયી બને છે.

પ્રશ્ન 35.
H₂ અણુની બંધ એન્થાલ્પીનું મૂલ્ય kJ · mol^-1માં લખો.
ઉત્તર:
H₂ અણુની બંધ એન્થાલ્પીનું મૂલ્ય 435.8 kJ · mol^-1 છે.

પ્રશ્ન 36.
NH₃માં sp³ સંકરણ હોવા છતાં તેમાં બંધકોણ 109.5°ને બદલે 107° શા માટે જોવા મળે છે?
ઉત્તર:
NH₃માં N ઉપર એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ધરાવતી કક્ષકનું અપાકર્ષણ, બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ધરાવતી કક્ષક ઉપર લાગવાથી બંધકોણ 109.5°થી ઘટીને 107° થાય છે.

પ્રશ્ન 37.
પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ ધન, ઋણ કે શૂન્ય હોઈ શકે છે તેનો આધાર શેના ઉપર રહેલો છે?
ઉત્તર:
પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંમિશ્રણનો આધાર અવકાશમાં કક્ષકીય તરંગ-વિધેય સંજ્ઞા (કલા – phase) અને દિવિન્યાસની દિશા પર હોય છે.

પ્રશ્ન 38.
સહસંયોજક બંધને પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંમિશ્રણથી રચાતા બંધને આધારે વર્ગીકૃત કરો.
ઉત્તર:

સિગ્મા (σ) બંધ અને
પાઈ (π) બંધ.

પ્રશ્ન 39.
સિગ્મા (σ) બંધ કઈ પરમાણ્વીય કક્ષકો વચ્ચે બને છે?
ઉત્તર:
સિગ્મા (σ) બંધ એ s – s, s – p અને p_z – P_z કક્ષકોના સંમિશ્રણથી બને છે.

પ્રશ્ન 40.
sp, sp² અને sp³ સંસ્કૃત ક્ષકોનો આકાર જણાવો.
ઉત્તર:
sp, sp² અને sp³ સંકૃત કક્ષકોના આકાર અનુક્રમે રેખીય, સમતલીય ત્રિકોણ અને સમચતુલકીય હોય છે.

પ્રશ્ન 41.
BeCl₂માં કયા પ્રકારનું સંકરણ છે? તેમાં કેટલા સિગ્મા (σ) બંધ છે?
ઉત્તર:
BeCl₂માં sp સંકરણ છે અને તેમાં બે Be – Cl સિગ્મા બંધ છે.

પ્રશ્ન 42.
sp² સંસ્કૃત કક્ષકમાં s અને p લાક્ષણિકતાના ટકા જણાવો.
ઉત્તર:
sp² સંસ્કૃત કક્ષકમાં 33% s-લાક્ષણિકતા અને 67 % p-લાક્ષણિકતા હોય છે.

પ્રશ્ન 43.
ઇથેન અણુમાં C – C અને C – H બંધલંબાઈ pm એકમમાં લખો.
ઉત્તર:
ઇથેન (CH₃ – CH₃) અણુમાં C – C અને C – H બંધલંબાઈ અનુક્રમે 154pm અને 109 pm છે.

પ્રશ્ન 44.
ઇથાઇન (એસિટિલીન) અણુનો આકાર અને બંધકોણ લખો.
ઉત્તર:
ઇથાઇન અણુનો આકાર રેખીય છે અને બંધકોણ 180° છે.

પ્રશ્ન 45.
KMnO₄માં સંકરણ અને આકાર લખો.
ઉત્તર:
KMnO₄માં સંકરણ : d³s
આકાર : સમચતુલકીય

પ્રશ્ન 46.
PCl₅માં રહેલા અક્ષીય બંધ વચ્ચેનો ખૂણો જણાવો.
ઉત્તર:
PCl₅માં ઉપર-નીચે રહેલ બે P – Cl અક્ષીય બંધ વચ્ચેનો ખૂણો 90°નો છે.

પ્રશ્ન 47.
આણ્વીય કક્ષકોને કઈ સંજ્ઞા વડે દર્શાવાય છે?
ઉત્તર:
આણ્વીય કક્ષકોને σ, σ*, π અને π* સંજ્ઞા વડે દર્શાવાય છે.

પ્રશ્ન 48.
BMO અને ABMO પૈકી શેમાં બે કેન્દ્રો વચ્ચેના ક્ષેત્રમાં ઇલેક્ટ્રૉન-સંભાવના ઓછી હોય છે?
ઉત્તર:
ABMOમાં ઇલેક્ટ્રૉન મળવાની સંભાવના ઓછી હોય છે.

પ્રશ્ન 49.
નોડલ સમતલ એટલે શું?
ઉત્તર:
બે કેન્દ્રો વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉન મળવાની સંભાવના શૂન્ય હોય તેવા સમતલને નોડલ સમતલ કહે છે.

પ્રશ્ન 50.
3s-કક્ષકમાં નોડની સંખ્યા જણાવો.
ઉત્તર:
3s-કક્ષકમાં નોડની સંખ્યા (n – 1) સૂત્ર મુજબ 2 થાય.

પ્રશ્ન 51.
N₂ અને O₂ માટે આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જાનો ક્રમ લખો.
ઉત્તર:
N₂ માટે આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જાનો ક્રમ નીચે પ્રમાણે છે :
σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < (π2p_x = π2p_y) <
σ2p_z < (π*2p_x = π*2p_y) < σ*2p_z
O₂ માટે આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જાનો ક્રમ નીચે પ્રમાણે છે :
σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < σ2p_z (π2p_x = π2p_y) < (π*2p_x = π*2p_y) < σ*2p_z

પ્રશ્ન 52.
N₂ અને O₂ અણુનો ચુંબકીય ગુણ લખો.
ઉત્તર:
N₂ પ્રતિચુંબકીય છે, જ્યારે O₂ અનુચુંબકીય છે.

પ્રશ્ન 53.
સેલિસાલ્ડિહાઇડમાં કયા પ્રકારનો K બંધ બને છે?
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 54.
આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ ધરાવતા બે ઉદાહરણ લખો.
ઉત્તર:
p-ક્લોરોફિનોલ અને મિથેનોલમાં આંતરઆણ્વીય H બંધ બને છે.

પ્રશ્ન 55.
\(\mathrm{ClO}_4^{-}\)માં બંધક્રમાંક લખો.
ઉત્તર:
\(\mathrm{ClO}_4^{-}\) માટે બંધક્રમાંક

પ્રશ્ન 56.
સંયોજકતા કોષના ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ આકર્ષણ (VSEPR) સિદ્ધાંતને આધારે H₂Sનો અરૈખિક અને PCl₃નો અસમતલીય આકાર સમજાવો.
ઉત્તર:
(i) H₂S
S પરમાણુના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન = 6
S પરમાણુ સાથે એકલબંધથી જોડાયેલા પરમાણુઓની સંખ્યા = 2
S પરમાણુ આસપાસ કુલ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા
= \(\frac{1}{2}\) [6 + 2]
= 4
∴ બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા = 2
અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા = 4 – 2 = 2
H₂S AB₂E₂ પ્રકારનો અણુ હોવાથી રેખીય નથી, પરંતુ વળેલો આકાર ધરાવે છે.

(ii) PCl₃
P પરમાણુના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન = 5
P પરમાણુ સાથે એકલબંધથી જોડાયેલા પરમાણુઓની સંખ્યા = 3
P પરમાણુ આસપાસ કુલ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા
= \(\frac{1}{2}\) [5 + 3] = 4
બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા = 3
અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા = 4 – 3 = 1

આથી PCl₃ AB₃E પ્રકારનો અણુ હોવાથી ત્રિકોણીય પિરામિડ આકાર ધરાવે છે, જે અસમતલીય છે.

પ્રશ્ન 57.
આણ્વીય કક્ષક સિદ્ધાંતના ઉપયોગથી O₂⁺ અને O₂^– સ્પીસીઝની બંધઊર્જા અને ચુંબકીય ગુણની સરખામણી કરો.
ઉત્તર:
(i) O₂⁺માં કુલ ઇલેક્ટ્રૉન સંખ્યા = 15
આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના :
KK (σ2s²)(σ*2s²)(σ2p_z²)(π2p_x²)
= (π2p_y²) (π*2p_x¹)
બંધક્રમાંક = \(\frac{8-3}{2}\)
= 2.5
ચુંબકીય ગુણ : અનુચુંબકીય

(ii) O₂^–માં કુલ ઇલેક્ટ્રૉન સંખ્યા = 17
આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના :
KK (σ2s²)(σ*2s²)(σ2p_z²)(π2p_x²)
= (π2p_y²) (π*2p_x²) = π*2p_y¹
બંધક્રમાંક = \(\frac{8-5}{2}\)
= 1.5
ચુંબકીય ગુણ : અનુચુંબકીય
જેમ બંધક્રમાંક વધુ તેમ બંધઊર્જા વધુ
∴ બંધઊર્જા O₂⁺ > O₂^–

પ્રશ્ન 58.
BrF₅નો આકાર સમજાવો.
ઉત્તર:
Br ૫૨માણુના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન = 7
Br પરમાણુ સાથે એકલબંધથી જોડાયેલા પરમાણુઓની સંખ્યા = 5
Br પરમાણુ આસપાસ કુલ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા
= \(\frac{1}{2}\) (7 + 5) = 6
બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા = 5
∴ અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોની સંખ્યા = 6 – 5 = 1
∴ BrF₅ AB₅E પ્રકારનો અણુ હોવાથી તેમાં ઇલેક્ટ્રૉન- યુગ્મોની ગોઠવણી નીચે મુજબ થશે :

આમ, BrF₅નો આકાર : સમચોરસ પિરામિડલ

પ્રશ્ન 59.
બે સંયોજનોનાં અણુબંધારણ નીચે આપેલ છે :

(a) કયા સંયોજનમાં આંતઃઆણ્વીય H બંધ હશે અને કયા સંયોજનમાં આંતરઆણ્વીય H બંધ હશે?
(b) સંયોજનનું ગલનબિંદુ અન્ય પરિબળો ઉપરાંત હાઇડ્રોજન બંધની પ્રબળતા ઉપર પણ આધાર રાખે છે. આપેલ બે સંયોજન પૈકી કયું ઊંચું ગલનબિંદુ દર્શાવશે?
(c) સંયોજનની જલદ્રાવ્યતાનો આધાર તે સંયોજનની પાણી સાથે રચાતા હાઇડ્રોજન બંધની પ્રબળતા પર રહેલો છે. ઉપરોક્ત સંયોજનો પૈકી કયું સંયોજન પાણી સાથે સરળતાથી હાઇડ્રોજન બંધ રચી, તેમાં વધુ દ્રાવ્ય થશે?
ઉત્તર:
(a) સંયોજન I (o-નાઇટ્રોફિનોલ)માં આંતઃઆણ્વીય H બંધ તથા સંયોજન II (p-નાઇટ્રોફિનોલ)માં આંતરઆણ્વીય H બંધ હશે.

(b) સંયોજન II ના અણુઓ વચ્ચે આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ રચાતો હોવાથી આંતરઆણ્વીય આકર્ષણ બળો પ્રબળ હોવાથી સંયોજન I કરતાં તેનું ગલનબિંદુ ઊંચું હશે.

( c ) સંયોજન II વધુ સરળતાથી પાણીના અણુઓ સાથે H બંધ રચે છે અને સંયોજન I કરતાં તેની જલદ્રાવ્યતા વધુ છે.

પ્રશ્ન 60.
નીચે આકૃતિમાં દર્શાવ્યા મુજબ સંમિશ્રણના પ્રકારને આધારે બંધ શા માટે રચાઈ શકતો નથી?

ઉત્તર:
p_x – s સંમિશ્રણ શૂન્ય સંમિશ્રણ હોવાથી બંધ રચાઈ શકતો નથી. P_x – p_y સંમિશ્રણ પણ બંનેની અક્ષ અલગ હોવાથી શૂન્ય સંમિશ્રણ ગણાય, પરિણામે બંધ રચાતો નથી.

પ્રશ્ન 61.
PC₅ ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ છે, જ્યારે IF₅ ચોરસ પિરામિડલ છે. સમજાવો.
ઉત્તર:

PCl₅	IF₅
→ PCl₅માં મધ્યસ્થ પરમાણુનું સંકરણ sp<sup>3</sup>d પ્રકારનું છે.	→ IF₅માં મધ્યસ્થ પરમાણુનું સંકરણ sp³d² પ્રકારનું છે.
→ PCl₅માં એક પણ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ન હોવાથી પાંચ P – Cl પૈકી ત્રણ P – Cl બંધ એક જ સમતલમાં 120°નો ખૂણો બનાવે છે.	→ IF₅માં એક અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ આવેલું હોય છે.
→ જ્યારે બાકીના બે P – Cl બંધ ત્રિકોણીય સમતલની ઉપર અને નીચે 90°નો ખૂણો બનાવે છે.	→ IF₅માં ચાર I – F બંધ એક જ સમતલમાં 90°નો ખૂણો બનાવે છે. જ્યારે બાકીનો એક I – F બંધ આ સમતલને કાટખૂણે ગોઠવાયેલ છે.
→ આથી PCl₅ નો આકાર ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ છે.	→ આથી IF₅ નો આકાર ચોરસ પિરામિડલ છે.

પ્રશ્ન 62.
પાણી
(H₂O) અને ડાયમિથાઇલ ઈથર બંનેમાં મધ્યસ્થ ઑક્સિજન પરમાણુનું સંકરણ (sp³) સમાન છે, પરંતુ બંનેમાં બંધકોણ અસમાન છે. કયા અણુનો બંધકોણ વધુ હશે? કારણ આપી સમજાવો.
ઉત્તર:
પાણી (H₂O) અણુમાં ઑક્સિજન પરમાણુ સાથે બે હાઇડ્રોજન પરમાણુ જોડાયેલા છે.

જ્યારે ડાયમિથાઇલ ઈથરમાં ઑક્સિજન ૫૨માણુ સાથે બે મિથાઇલ સમૂહ (- CH₃) જોડાયેલા છે.

H₂O અને CH – O – CH₃ પૈકી ડાયમિથાઇલ ઈથરનો બંધકોણ વધુ હશે, કારણ કે ડાયમિથાઇલ ઈથરમાં ઑક્સિજન પરમાણુ સાથે જોડાયેલા CH₃ સમૂહના બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ વચ્ચેનું અપાકર્ષણ બળ પાણીમાંના ઑક્સિજન પરમાણુ સાથે જોડાયેલા હાઇડ્રોજન પરમાણુના બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો વચ્ચેના અપાકર્ષણ બળ કરતાં વધુ છે.
ઈથરમાંના મિથાઇલ સમૂહનો કાર્બન ત્રણ H પરમાણુઓ સાથે બંધથી જોડાયેલો છે અને આ ત્રણ C – H બંધના ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો કાર્બન પરમાણુ પર ઇલેક્ટ્રૉનભારની ઘનતા વધારે છે.
આથી બે મિથાઇલ સમૂહો વચ્ચેનું અપાકર્ષણ બળ પાણીમાંના ઑક્સિજન પરમાણુ સાથે જોડાયેલા બે હાઇડ્રોજન પરમાણુ કરતાં વધુ છે.

પ્રશ્ન 63.
નીચે આપેલા પદાર્થોના લુઇસ સૂત્રો દર્શાવી, તેમાંના દરેક પરમાણુ પરનો નિયમ નિષ્ઠભાર જણાવો :
HNO₃, NO₂, H₂SO₄
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 64.
N₂ અણુમાં σ2p_z આણ્વીય કક્ષકની ઊર્જા π2p_x અને π2p_y આણ્વીય કક્ષકો કરતાં વધુ છે. N₂ અણુની બધી જ આણ્વીય કક્ષકની ઊર્જાનો ચડતો ક્રમ લખો. નીચે આપેલ સ્પીરીઝની સાપેક્ષ સ્થિરતા તથા ચુંબકીય ગુણની સરખામણી કરો :
N₂, N₂⁺, N₂^–, N₂²⁺
ઉત્તર:
N₂ અણુની આણ્વીય કક્ષકોની ઊર્જાનો ચડતો ક્રમ નીચે મુજબ છે :
σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < π2p_x = π2p_y < π2p_z

સ્થિરતાનો ક્રમ : N₂ > N₂⁺ = N₂^– > N₂²⁺

પ્રશ્ન 65.
નીચેની પ્રક્રિયાને કારણે N₂ અને O₂ના બંધક્રમાંકનાં મૂલ્યો પર શું અસર થશે?
(I) N₂ → N₂⁺ + e^–
(II) O₂ → O₂⁺ + e^–
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 66.
નીચેનાં માટે કારણો આપોઃ
(i) પાણીનો અણુ વળેલો આકાર ધરાવે છે, જ્યારે કાર્બન ડાયૉક્સાઇડનો અણુ રેખીય છે.
ઉત્તર:

H₂O અણુ	CO₂ અણુ
→ સંકરણ : sp³	→ સંકરણ : sp
→ ચાર sp³ સંકર કક્ષકોમાં ઑક્સિજન પરમાણુના સંયોજકતા કોશના છ ઇલેક્ટ્રૉન ગોઠવાતાં બે અર્ધપૂર્ણ અને બે પૂર્ણ ભરાયેલ sp³ સંસ્કૃત કક્ષકો ઉદ્ભવે છે.	→ બે sp સંકૃત કક્ષકો 180°ના ખૂણે એકબીજાથી વિરુદ્ધ રેખીય આકા૨ે ગોઠવાય છે.
→ બે અર્ધપૂર્ણ sp³ સંકર કક્ષક સાથે બે H પરમાણુની અર્ધપૂર્ણ 1s- કક્ષક સંમિશ્રણ પામી, બે O – H બંધ રચે છે. જ્યારે બાકીની બે sp³ સંકર કક્ષકો અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ધરાવે છે.	→ આ બે sp સંકર કક્ષકો સાથે બે ઑક્સિજન પરમાણુની એક-એક અર્ધપૂર્ણ p-કક્ષક સંમિશ્રણ પામી, બે C – O સિગ્મા (σ) બંધ રચે છે. કાર્બનની સંયોજકતા કોશની બાકીની બે બિનસંસ્કૃત અર્ધપૂર્ણ કક્ષકો બે ઑક્સિજન પરમાણુની અર્ધપૂર્ણ કક્ષક સાથે π બંધ રચે છે.
→ આ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ પ્રત્યેની અપાકર્ષણ અસરને કારણે H₂O અણુનો આકાર વળેલો છે.	→ આથી CO₂ અણુ રેખીય છે.

(ii) ઇથાઇનનો અણુ રેખીય છે.
ઉત્તર:
ઇથાઇનનું અણુસૂત્ર C₂H₂ અને અણુબંધારણ HC ≡ CH છે.

તેમાં રહેલા બંને કાર્બન પરમાણુમાં sp સંકરણથી ઉદ્ભવતી બંને કાર્બનની એક-એક સંકર કક્ષક એકબીજા સાથે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી કાર્બન-કાર્બન વચ્ચે જ σ બંધ બનાવે છે.
હવે, બંને કાર્બન પરમાણુની sp સંકરણથી ઉદ્ભવેલી બાકીની એક-એક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી સંકૃત કક્ષકો સાથે એક-એક હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1s પ્રકારની અયુગ્મિત અને વિરુદ્ધ ભ્રમણ ધરાવતી કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થઈને સમાન શક્તિ ધરાવતા કુલ બે C – H σ બંધ બને છે અને આ બે બંધની બંધલંબાઈ સમાન હોય છે.
આ ઉપરાંત બંને કાર્બન પરમાણુ પાસે સંકરણમાં ભાગ લીધા સિવાયની એક-એક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી 2p_y¹ અને 2p_z¹ કક્ષકો છે. તેના વિરુદ્ધ ભ્રમણ ધરાવતા અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી બે π બંધ બને છે. આમ, ઇથાઇનમાં કાર્બન-કાર્બન ત્રિબંધમાંથી એક σ બંધ અને બે π બંધ બને છે.
ઇથાઇન અણુમાં કાર્બન-કાર્બન ત્રિબંધની બંધલંબાઈ (120 pm) ઇથીન અણુમાં કાર્બન-કાર્બન દ્વિબંધની બંધલંબાઈ (134pm) કરતાં ટૂંકી હોય છે.
ઇથાઇન અણુનો આકાર રેખીય અને બંધકોણ 180° છે.

પ્રશ્ન 68.
નીચે દર્શાવેલ બંધને તેમની આયનીય પ્રકૃતિના ચડતા ક્રમમાં કારણ આપી ગોઠવો :
N – H, F – H, C – H અને O – H
ઉત્તર:

જેમ વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત વધુ તેમ આયોનિક લાક્ષણિકતા વધુ.

પ્રશ્ન 69.
CO₃^2- આયનને એક જ લુઇસ બંધારણથી શા માટે દર્શાવી શકાતું નથી? તેને સૌથી યોગ્ય રીતે કઈ રીતે દર્શાવી શકાય?
ઉત્તર:
કાર્બન અને ઑક્સિજન વચ્ચે બે એકલ બંધ અને એક દ્વિ-બંધની હાજરી મુજબ લુઇસ રચના સાચી નથી, કારણ કે તેમાં C અને Oના બંધ અસમાન છે.
પ્રાયોગિક માહિતીના આધારે CO₃^2- આયનમાં બધા જ C અને O વચ્ચેના બંધક્રમાંક અને બંધલંબાઈ સમતુલ્ય છે, જે નીચેનાં સંસ્પંદન સૂત્રો(વિહિત સ્વરૂપો – Canonical)થી સમજી શકાય છે :

પ્રશ્ન 70.
નીચે આપેલ કાર્બનિક સંયોજનમાં પ્રત્યેક કાર્બનનું સંકરણ જણાવો. આપેલા અણુમાં કુલ કેટલા સિગ્મા (σ) અને પાઈ (π) બંધ આવેલા છે, તે પણ જણાવો.

ઉત્તર:

કુલ σ બંધ : 11
કુલ π બંધ : 4

પ્રશ્ન 71.
નીચેનાને રેખીય અને બિનરેખીય અણુઓના જૂથમાં અલગ
તારવો :
H₂O, HOCl, BeCl₂, Cl₂O
ઉત્તર:
રેખીય અણુ : BeCl₂
બિનરેખીય અણુ : H₂O, Cl₂O, HOCl

પ્રશ્ન 72.
તત્ત્વો X, Y અને Z અનુક્રમે 4, 5 અને 7 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવે છે :
(i) દરેક તત્ત્વ સ્વતંત્ર રીતે હાઇડ્રોજન સાથે સંયોજાતા બનતા સંયોજનનું અણુસૂત્ર લખો. હશે?
(ii) આ સંયોજનો પૈકી કયું મહત્તમ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ધરાવતું
ઉત્તર:

તત્ત્વ	હાઇડ્રોજન સાથે સંયોજાઈ બનતા સંયોજનનું અણુસૂત્ર
X	XH₄
Y	YH₃
Z	HZ

ઉપરોક્ત સંયોજનો પૈકી HZ સંયોજનની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા સૌથી વધુ હશે; કારણ કે X, Y, Z પૈકી Zની વિદ્યુતઋણતા સૌથી વધુ છે.

પ્રશ્ન 73.
સંસ્પંદન બંધારણ આપો :
(i) ઓઝોન અણુ (O₃) (ii) નાઇટ્રેટ આયન (NO₃^1-)
ઉત્તર:
કેટલાંક સંયોજનો એક કરતાં વધુ બંધારણ ધરાવતાં હોય છે. આ બધાં બંધારણો એકબીજામાં સતત અને ત્વરિત રૂપાંતરિત થતાં હોય છે, જેને સંસ્પંદન બંધારણ કહે છે.

લુઇસ બંધારણ અણુઓના પ્રાયોગિક રીતે મેળવેલા ગુણધર્મો સમજાવવા અપૂરતું છે.
દા. ત., ઓઝોન (O₃) અણુ નીચેનાં બે બંધારણોથી દર્શાવી શકાય :

આમ, O₃ અણુના બંધારણ (I) અને (II)માં O – O અને O = O દ્વિબંધ છે.
O – O એકલ બંધલંબાઈ 148 pm છે, જ્યારે O = O દ્વિ-બંધલંબાઈ 121 pm છે.
પરંતુ પ્રાયોગિક રીતે ઓઝોનના અણુમાં કોઈ પણ ઑક્સિજન- ઑક્સિજન પરમાણુઓ વચ્ચેની બંધલંબાઈનું મૂલ્ય સમાન છે અને તેનું મૂલ્ય 128 pm છે.
આમ, O₃ અણુમાં કોઈ પણ ઑક્સિજન-ઑક્સિજન પરમાણુઓ વચ્ચેની બંધલંબાઈનું મૂલ્ય એકલબંધ અને દ્વિબંધ લંબાઈની મધ્યવર્તી છે, જે ઉપરોક્ત આકૃતિ ઉપરથી સમજી શકાય છે.
આમ, સંસ્પંદન બંધારણમાં સમાન શક્તિ, કેન્દ્રનું સમાન સ્થાન તથા બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મો અને અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મોને ધ્યાનમાં લઈ એક સંસ્પંદન બંધારણ રજૂ કરાય છે, જેને સંસ્કૃત સંસ્પંદન બંધારણ કહે છે.
O₃ સંસ્પંદન(III)ની ઊર્જા એ (I) અને (II)ની ઊર્જા કરતાં નીચી હોય છે.
સંસ્પંદન બંધારણ અણુને સ્થાયિતા આપે છે.
સંસ્પંદન બે શીર્ષવાળા તીર (↔) વડે ૨જૂ ક૨વામાં આવે છે.

SO₂ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

SO₃ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

NO₂ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

NO₃^1- આયનના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છેઃ

પ્રશ્ન 74.
નીચેના અણુઓના સંકરણને આધારે તેમના આકાર વિશે આગાહી કરો :
BCl₃, CH₄, CO₂, NH₃
ઉત્તર:

અણુ	સંકરણ	આકાર
BCl₃	sp²	સમતલીય સમત્રિકોણ
CH₄	sp³	સમચતુલકીય
CO₂	sp	રેખીય
NH₃	sp³	પિરામિડલ

પ્રશ્ન 75.
કાર્બોનેટ આયન (CO₃^2-)માં બધા જ C – O બંધ સમાન બંધલંબાઈ ધરાવે છે. સમજાવો.
ઉત્તર:
કાર્બન અને ઑક્સિજન વચ્ચે બે એકલ બંધ અને એક દ્વિ-બંધની હાજરી મુજબ લુઇસ રચના સાચી નથી, કારણ કે તેમાં C અને Oના બંધ અસમાન છે.
પ્રાયોગિક માહિતીના આધારે CO₃^2- આયનમાં બધા જ C અને O વચ્ચેના બંધક્રમાંક અને બંધલંબાઈ સમતુલ્ય છે, જે નીચેનાં સંસ્પંદન સૂત્રો(વિહિત સ્વરૂપો – Canonical)થી સમજી શકાય છે :

પ્રશ્ન 76.
સરેરાશ બંધ એન્થાલ્પી પર્યાય એટલે શું? ઇથેનોલ (C₂H₅OH) અને પાણીમાંના O – H બંધની બંધ એન્થાલ્પીમાં શા માટે તફાવત રહેલો છે?
ઉત્તર:
એક જ અણુમાં રહેલા સમાન બંધની બંધ એન્થાલ્પી એકસમાન હોતી નથી, કારણ કે પરમાણુકેન્દ્ર અને ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચેનું આકર્ષણ સતત બદલાતું રહે છે. અર્થાત્ ઇલેક્ટ્રૉનીય પર્યાવરણ બદલાય છે.

દા. ત., H₂Oમાં બે O – H બંધને તોડવા માટે જરૂરી એન્થાલ્પી સમાન હોતી નથી.
H₂O(g) → H(g) + OH(g) Δ_aH₁^⊖ = 502 kJ mol^-1
OH(g) → H(g) + O(g) Δ_aH₂^⊖ = 427 kJ mol^-1
પરિણામે બહુપરમાણ્વીય અણુઓમાં સરેરાશ બંધ એન્થાલ્પી પર્યાય વપરાય છે.
∴ સરેરાશ બંધ એન્થાલ્પી =
કુલ બંધ વિયોજન એન્થાલ્પી તૂટેલા બંધની સંખ્યા
Δ_aH^⊖(H₂O) = \(\frac{502+407}{2}\)
= 464.5 kJ mol^-1
ઇથેનોલ (C₂H₅OH) અને પાણી (H₂O)માંના O – H બંધ તૂટે ત્યારે બંનેમાં O પરમાણુનું ઇલેક્ટ્રૉનીય પર્યાવરણ અલગ રહેતું હોવાથી O – H બંધ એન્થાલ્પીના મૂલ્યમાં તફાવત રહેલો છે.

ખાલી જગ્યા પૂરો :

(1) BrF₅નો આકાર ………………… છે.
ઉત્તર:
ચોરસ પિરામિડલ

(2) PCl₅ અણુમાં Cl – P – Cl બંધકોણ ………………….. હોય છે.
ઉત્તર:
120° અને 90°

(3) દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનો SI એકમ …………………. છે.
ઉત્તર:
કુલોમ્બ · મીટર (C m)

(4) NO₃^– આયનમાં N પરમાણુ ૫૨ ૨હેલા અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મની સંખ્યા ……………… છે.
ઉત્તર:
0

(5) BH₄^– આયનમાં સંકરણ …………………. છે.
ઉત્તર:
sp³

(6) B અને C તત્ત્વ વચ્ચે …………………….. પ્રકારનો બંધ બને છે.
ઉત્તર:
સહસંયોજક

(7) PO₄^– આયનનો બંધક્રમાંક ……………………. છે.
ઉત્તર:
1.25

(8) અણુકક્ષકવાદને આધારે Ne₂ અણુના આણ્વીય કક્ષક ચિતારમાં ………………………… ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોય છે.
ઉત્તર:
10

(9) \(\mathrm{N} \equiv \stackrel{1}{\mathrm{C}}-\stackrel{2}{\mathrm{C}} \mathrm{H}=\stackrel{3}{\mathrm{C}} \mathrm{H}_2\) સંયોજનમાં \(\stackrel{2}{\mathrm{C}}\) પરમાણુ …………………….. સંકરણમાં છે.
ઉત્તર:
sp²

(10) એસિટેટ આયનમાં ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા ……………….. હોય છે.
ઉત્તર:
24

(11) CaF₂, CaI₂, CaBr₂‚ અને CaCl₂‚ માં …………………. સૌથી વધુ સહસંયોજક લક્ષણ ધરાવે છે.
ઉત્તર:
CaI₂

તફાવત આપો :

પ્રશ્ન 1.
સિગ્મા (σ) બંધ અને પાઈ (π) બંધ
ઉત્તર:

સિગ્મા (σ) બંધ	પાઈ (π) બંધ
1. જે સહસંયોજક બંધ આંતર-કેન્દ્રીય અક્ષ પર બંધન પામતી પરમાણ્વીય કક્ષકોના છેડાથી છેડાના સંમિશ્રણથી રચાય છે, તેને સિગ્મા (σ) બંધ કહે છે.	1. જે સહસંયોજક બંધ આંતર- કેન્દ્રીય અક્ષથી દૂર બંધન પામતી પરમાણ્વીય કક્ષકોનું બાજુબાજુનાં સંમિશ્રણથી રચાય છે, તેને પાઈ (π) બંધ કહે છે.
2. અહીં, પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ વધુ પ્રમાણમાં થાય છે.	2. અહીં, પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ ઓછા પ્રમાણમાં થાય છે.
3. σ બંધ પ્રબળ હોય છે.	3. π બંધ નિર્બળ હોય છે.
4.σ બંધનું મુક્ત ભ્રમણ શક્ય છે.	4. π બંધનું મુક્ત ભ્રમણ શક્ય નથી.
5. જે સંયોજકતા કક્ષકો સંકરણમાં ભાગ લે છે, તેનાથી σ બંધ બને છે.	5. જે સંયોજકતા કક્ષકો સંકરણમાં ભાગ લેતી નથી, તેનાથી π બંધ બને છે.
6. s – s, s – p અને p – p કક્ષકોના સંમિશ્રણથી σ બંધ બને છે.	6. p – p કક્ષકોના સંમિશ્રણથી π બંધ બને છે.

પ્રશ્ન 2.
પરમાણ્વીય કક્ષક અને આણ્વીય કક્ષક
ઉત્તર:

પરમાણ્વીય કક્ષક	આણ્વીય કક્ષક
1. પરમાણ્વીય કેન્દ્રની આજુબાજુનું અવકાશ કે જેમાં ઇલેક્ટ્રૉન મળવાની સંભાવના 95 % કે તેથી વધુ હોય તેને પરમાણ્વીય કક્ષક કહે છે.	1. અણુના કેન્દ્રના સમૂહની આજુબાજુનો અવકાશ કે જ્યાં ઇલેક્ટ્રૉન મળવાની સંભાવના 95% કે તેથી વધુ હોય તેને આણ્વીય કક્ષક કહે છે.
2. પરમાણ્વીય કક્ષકોને s, p, d, f વડે દર્શાવાય છે.	2. આણ્વીય કક્ષકોને σ, σ, π, π δ (ડેલ્ટા) વડે દર્શાવાય છે.
3. પરમાણ્વીય કક્ષકો ઓછી સ્થાયી હોય છે.	3. આણ્વીય કક્ષકોની સ્થિરતા વધુ હોય છે.
4. ક્વૉન્ટમ આંક n, l, mનાં મૂલ્યોને આધારે પરમાણ્વીય કક્ષકોના પ્રકાર દર્શાવાય છે.	4. પરમાણ્વીય કક્ષકોના સ્વીકાર્ય તરંગવિધેયની એકઘાત સંચયથી મળતી કક્ષકોને Ψ_MO અને Ψ_MO વડે દર્શાવાય છે.
5. પરમાણ્વીય કક્ષકો એકકેન્દ્રીય છે.	5. આણ્વીય કક્ષકો બહુકેન્દ્રીય છે.

પ્રશ્ન 3.
આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ અને આંતઃઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ
ઉત્તર:

આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ	આંત : આણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ
1. એક જ અથવા જુદાં જુદાં સંયોજનોના બે અલગ અલગ અણુઓ વચ્ચે આ પ્રકારનો બંધ રચાય છે.	1. એક જ અણુમાં રહેલા હાઇડ્રોજન પરમાણુ, ઊંચી વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા પરમાણુઓ વચ્ચે આ પ્રકારનો બંધ રચાય છે.
2. ગલનબિંદુ અને ઉત્કલનબિંદુ ઊંચાં હોય છે.	2. ગલનબિંદુ અને ઉત્કલબિંદુ નીચાં હોય છે.
3. ઉદાહરણ : HF, આલ્કોહોલ	3. ૦-નાઇટ્રોફિનોલ, ૦-ક્લોરોફિનોલ

પ્રશ્ન 4.
આયનીય સંયોજનો અને સહસંયોજક સંયોજનો
ઉત્તર:

આયનીય સંયોજનો	સહસંયોજક સંયોજનો
1. આયનીય સંયોજનો તત્ત્વોના ઇલેક્ટ્રૉનની આપ-લે દ્વારા બને છે.	1. સહસંયોજક સંયોજનો તત્ત્વોના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી બને છે.
2. તેમનાં ગલનબિંદુ ઊંચાં હોય છે.	2. તેમનાં ગલનબિંદુ નીચાં હોય છે.
3. તેઓ ઘન અવસ્થામાં ઉષ્મા/વિદ્યુતના અવાહક હોય છે. પરંતુ પિગલિત અવસ્થામાં સુવાહક હોય છે.	3. તેઓ ઉષ્મા / વિદ્યુતના અવાહક હોય છે.
4. NaCl, KCl વગેરે આયનીય સંયોજનનાં ઉદાહરણ છે.	4. O₂, N₂, HCl વગેરે સહસંયોજક સંયોજનનાં ઉદાહરણ છે.

પ્રશ્ન 5.
બંધકારક આણ્વીય કક્ષક અને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક
ઉત્તર:

બંધકારક આણ્વીય કક્ષક (BMO)	બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક (ABMO)
1. જો સંયોજાતા ૫૨માણુઓની ૫૨માણ્વીય કક્ષકોના સ્વીકાર્ય તરંગવિધેયોના એકઘાત સંચયથી જે આણ્વીય કક્ષક બને છે, તેની શક્તિ પરમાણ્વીય કક્ષકોની શક્તિ કરતાં ઓછી હોય તો તેને બંધકારક આણ્વીય કક્ષક કહે છે.	1. જો સંયોજાતા પરમાણુઓની પરમાણ્વીય કક્ષકોના સ્વીકાર્ય તરંગવિધેયોના એકઘાત સંચયથી જે આણ્વીય કક્ષક બને છે, તેની શક્તિ પરમાણ્વીય કક્ષકની શક્તિ કરતાં વધારે હોય તો તેને બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષક કહે છે.
2. બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોના આણ્વીય તરંગવિધેયને Ψ_MOથી દર્શાવાય છે.	2. બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોના આણ્વીય તરંગવિધેયને Ψ*_MO થી દર્શાવાય છે.
3. બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોને દર્શાવવા માટે σ અને π સંજ્ઞાનો ઉપયોગ થાય છે.	3. બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોને દર્શાવવા માટે σ* અને π* સંજ્ઞાનો ઉપયોગ થાય છે.
4. બંધકા૨ક આણ્વીય કક્ષકમાં બે કેન્દ્રો વચ્ચેના ક્ષેત્રમાં ઇલેક્ટ્રૉન સંભાવના વધુ હોય છે.	4. બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકમાં બે કેન્દ્રો વચ્ચેના ક્ષેત્રમાં ઇલેક્ટ્રૉન સંભાવના ઓછી હોય છે.

જોડકાં જોડો :

પ્રશ્ન 1.

વિભાગ A (સંકરણ)	વિભાગ B (અણુ)
1. sp³d²	a. [Ni(CN)₄]^2-
2. sp³d	b. CH₃⁺
3. dsp²	c. ICl₄^–
4. sp²	d. TeCl₄

ઉત્તર:
(1 – c), (2 – d), (3 – a), (4 – b).

વિભાગ A (સંકરણ)	વિભાગ B (અણુ)
1. sp³d²	c. ICl₄^–
2. sp³d	d. TeCl₄
3. dsp²	a. [Ni(CN)₄]^2-
4. sp²	b. CH₃⁺

પ્રશ્ન 2.

વિભાગ A (અણુનો પ્રકાર)	વિભાગ B (ઉદાહરણ)
1. AB₂E	a. NH₃
2. AB₃E	b. PF₅
3. AB₄E	c. SF₄
4. AB₅E	d. SO₂

ઉત્તર:
(1 – a), (2 – a), (3 – c), (4 – b).

વિભાગ A (અણુનો પ્રકાર)	વિભાગ B (ઉદાહરણ)
1. AB₂E	a. NH₃
2. AB₃E	a. NH₃
3. AB₄E	c. SF₄
4. AB₅E	b. PF₅

પ્રશ્ન 3.
કૉલમ Iમાંના ઘટકોને કૉલમ IIમાં આપેલ સંકર કક્ષકોના પ્રકાર સાથે જોડો :

કૉલમ I (અણુ / આયન)	કૉલમ II (સંકરણ)
1. SF₄	a. sp³d²
2. IF₅	b. d²sp³
3. NO₂⁺	c. sp³d
4. NH₄⁺	d. sp³
	e. sp

ઉત્તર:
(1 – c), (2 – a), (3 – e), (4 – d).

કૉલમ I (અણુ / આયન)	કૉલમ II (સંકરણ)
1. SF₄	c. sp³d
2. IF₅	a. sp³d²
3. NO₂⁺	e. sp
4. NH₄⁺	d. sp³

પ્રશ્ન 4.
કૉલમ 1માંના ઘટકોને કૉલમ IIમાંની તેમની ભૂમિતિ / આકાર સાથે જોડો :

કૉલમ I (અણુ / આયન)	કૉલમ II (આકાર)
1. H₃O⁺	a. રેખીય
2. HC ≡ CH	b. કોણીય
3. ClO₂^–	c. ચતુલકીય
4. NH₄⁺	d. ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ
	e. પિરામિડલ

ઉત્તર:
(1 – e), (2 – a), (3 – b), (4 – c).

કૉલમ I (અણુ / આયન)	કૉલમ II (આકાર)
1. H₃O⁺	e. પિરામિડલ
2. HC ≡ CH	a. રેખીય
3. ClO₂^–	b. કોણીય
4. NH₄⁺	c. ચતુલકીય

પ્રશ્ન 5.
કૉલમ Iમાંના ઘટકોને કૉલમ IIમાં આપેલ બંધક્રમાંક સાથે યોગ્ય રીતે જોડો :

કૉલમ I (અણ / આયન)	કૉલમ II (બંધક્રમાંક)
1. NO	a. 1.5
2. CO	b. 2.0
3. O₂^–	c. 2.5
4. O₂	d. 3.0

ઉત્તર:
(1 – c), (2 – d), (3 – a), (4 – b).

કૉલમ I (અણ / આયન)	કૉલમ II (બંધક્રમાંક)
1. NO	c. 2.5
2. CO	d. 3.0
3. O₂^–	a. 1.5
4. O₂	b. 2.0

પ્રશ્ન 6.
કૉલમ Iમાંની આપેલ વિગતો સાથે કૉલમ IIમાં આપેલ ઉદાહરણ સાથે સાચી રીતે જોડો :

કૉલમ I (પ્રકાર)	કૉલમ II (ઉદાહરણ)
1. હાઇડ્રોજન બંધ	a. C
2. સંસ્પંદન સૂત્રો	b. LiF
3. આયનીય ધન	c. Ha
4. સહસંયોજક ધન	d. HF
	e. O₃

ઉત્તર:
(1 – d), (2 – e), (3 – b), (4 – a).

કૉલમ I (પ્રકાર)	કૉલમ II (ઉદાહરણ)
1. હાઇડ્રોજન બંધ	d. HF
2. સંસ્પંદન સૂત્રો	e. O₃
3. આયનીય ધન	b. LiF
4. સહસંયોજક ધન	a. C

પ્રશ્ન 7.
કૉલમ Iમાંના અણુઓના આકારને કૉલમ IIમાં આપેલ સંકરણ સાથે યોગ્ય રીતે જોડો :

કૉલમ I (આકાર)	કૉલમ II (સંકરણ)
1. ચતુલકીય	a. sp²
2. ત્રિકોણીય	b. sp
3. રેખીય	c. sp³

ઉત્તર:
(1 – c), (2 – a), (3 – b).

કૉલમ I (આકાર)	કૉલમ II (સંકરણ)
1. ચતુલકીય	c. sp³
2. ત્રિકોણીય	a. sp²
3. રેખીય	b. sp

નીચેના દરેક પ્રશ્નમાં એક વિધાન A અને બીજું કારણ R આપેલાં છે. પ્રશ્નનો કાળજીપૂર્વક અભ્યાસ કરી, નીચે આપેલી સૂચના મુજબ યોગ્ય વિકલ્પ પસંદ કરો :

A. વિધાન A અને કારણ R બંને સાચાં છે અને કારણ R એ વિધાન Aની સાચી સમજૂતી આપે છે.
B. વિધાન A અને કારણ R બંને સાચાં છે, પરંતુ કારણ R એ વિધાન Aની સાચી સમજૂતી આપતું નથી.
C. વિધાન A સાચું છે, પરંતુ કારણ R ખોટું છે.
D. વિધાન A અને કારણ R બંને ખોટાં છે.

પ્રશ્ન 1.
વિધાન A : H₂Oમાં sp³ સંકરણ હોવા છતાં બંધકોણ 109.28’ને બદલે 104.5′ છે.
કારણ R : અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મના અપાકર્ષણને લીધે બંધકોણ ઘટે છે.
ઉત્તર:
A. વિધાન A અને કારણ R બંને સાચાં છે અને કારણ R એ વિધાન Aની સાચી સમજૂતી આપે છે.

પ્રશ્ન 2.
વિધાન A : NF₃ કરતાં NH₃ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ છે.
કારણ R : F કરતાં Nની વિદ્યુતઋણતા વધુ છે.
ઉત્તર:
C. વિધાન A સાચું છે, પરંતુ કારણ R ખોટું છે.

પ્રશ્ન 3.
વિધાન A : ક્લોરિન વાયુની સોડિયમ ધાતુ સાથેની પ્રક્રિયાથી બનતું સોડિયમ ક્લોરાઇડ સ્થાયી સંયોજન છે.
કારણ R : કારણ કે સોડિયમ ક્લોરાઇડ સંયોજનના નિર્માણમાં સોડિયમ અને ક્લોરાઇડ આયનોના અષ્ટક પૂર્ણ બને છે.
ઉત્તર:
A. વિધાન A અને કારણ R બંને સાચાં છે અને કારણ R એ વિધાન Aની સાચી સમજૂતી આપે છે.

પ્રશ્ન 4.
વિધાન A : NH₃ અને H₂O બંને અણુઓમાં sp॰ સંકરણ થતું હોવા છતાં H – N – H બંધકોણ H – O – H બંધકોણ કરતાં વધુ છે.
કારણ R : કારણ કે નાઇટ્રોજન પરમાણુ એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ, જ્યારે ઑક્સિજન પરમાણુ બે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ધરાવે છે.
ઉત્તર:
A. વિધાન A અને કારણ R બંને સાચાં છે અને કારણ R એ વિધાન Aની સાચી સમજૂતી આપે છે.

પ્રશ્ન 5.
વિધાન A : H₂O અણુમાંના બે O – H બંધ પૈકી પ્રથમ O – H બંધને તોડવા માટેની ઊર્જા સમાન હોય છે.
કારણ R : કારણ કે એક O – H બંધ તૂટ્યા બાદ ઑક્સિજન પરમાણુની આસપાસ ઇલેક્ટ્રૉનીય પર્યાવરણ સમાન રહે છે.
ઉત્તર:
D. વિધાન A અને કારણ R બંને ખોટાં છે.

GSEB Class 11 Chemistry Important Questions Chapter 4 રાસાયણિક બંધન અને આણ્વીય રચના

Leave a Comment Cancel Reply