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

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

Gujarat Board Textbook Solutions Class 11 Chemistry Chapter 4 રાસાયણિક બંધન અને આણ્વીય રચના

GSEB Class 11 Chemistry રાસાયણિક બંધન અને આણ્વીય રચના Text Book Questions and Answers

પ્રશ્ન 1.
રાસાયણિક બંધની રચના 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 ઉપર 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 2.
નીચેનાં તત્ત્વોના પરમાણુઓ માટે લુઇસ બિંદુ સંજ્ઞા લખો :
(i) Mg (ii) Na (iii) B (iv) O (v) N (vi) Br
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 3.
નીચેના પરમાણુઓ અને આયનો માટે લુઇસ બિંદુ સંજ્ઞા લખો :
(i) S અને S^2- (ii) Al અને Al³⁺ (iii) H અને H^–
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 4.
નીચેના અણુઓ અને આયનોની લુઇસ રચના દોરો :
(i) H₂S (ii) SiCl₄ (iii) BeF₂ (iv) CO₃^2- (v) HCOOH
ઉત્તર:


નોંધ : ઉપરોક્ત બંધારણમાં બંધ (-)ને સ્થાને બે ઇલેક્ટ્રૉન (:) પણ મૂકી શકાય.

પ્રશ્ન 5.
અષ્ટક નિયમને વ્યાખ્યાયિત કરો. તેની અગત્ય અને મર્યાદાઓ 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 : 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 સ્થાયી ઇલેક્ટ્રૉન-રચના પ્રાપ્ત કરે છે.
અગત્ય :

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

અષ્ટકનો નિયમ ઉપયોગી હોવા છતાં તે સાર્વત્રિક નથી. તે મોટા ભાગનાં કાર્બનિક સંયોજનોની રચના સમજવા માટે ઉપયોગી છે. તેમ છતાં તેમાં ત્રણ પ્રકારના અપવાદ છે :
1. મધ્યસ્થ પરમાણુનું અપૂર્ણ અષ્ટક ઃ જે તત્ત્વોના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન ચાર કરતાં ઓછા હોય તેનાં સંયોજનોમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા આઠ કરતાં ઓછી હોય છે. એટલે કે 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 NOø(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 :

1. ઑક્સિજન, Xe કે Kr સાથે જોડાઈને XeF₂, KrF₂, XeOF₂ સંયોજન બનાવે છે. તેમાં અષ્ટકના નિયમનું પાલન થતું નથી.
2. તે અણુઓના આકાર સમજાવી શકતો નથી.
3. 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.
4. કેટલાંક કિસ્સામાં, એક જ સમૂહનાં તત્ત્વોમાં અષ્ટક રચના પૂર્ણ થઈ હોવા છતાં પણ મધ્યસ્થ પરમાણુના કદના વધારા સાથે સ્થાયિતા ઘટે છે.
   દા. ત., સ્થાયિતાનો ક્રમ : NH₃ > PH₃ > AsH₃ > SbH₃ > BiH₃

પ્રશ્ન 6.
આયનીય બંધની રચના માટે સાનુકૂળ પરિબળો લખો.
ઉત્તર:
કોસેલ-લુઇસના અભિગમ પરથી આયનીય બંધની રચના માટેનાં પરિબળો 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 7.
VSEPR નમૂનાનો ઉપયોગ કરીને નીચેના અણુઓના આકારની ચર્ચા કરો :
BeCl₂, BCl₃, SiCl₄, AsF₅, H₂S, PH₃
ઉત્તર:
(1) BeCl₂
Cl – Be – Cl
સંકરણ : sp
આકાર : રેખીય
પ્રકાર : AB₂
બંધકોશ : 180°
બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 2

(2) BCl₃

સંકરણ : sp²
આકાર : સમતલીય ત્રિકોણ
પ્રકાર : AB₃
બંધકોણ : 120°
બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 3

(3) SiCl₄

સંકરણ : sp³
આકાર : સમચતુલકીય
પ્રકાર : AB₄
બંધકોણ : 109.5°
બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 4

(4) AsF₅

સંકરણ : sp³d
આકાર : ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ
પ્રકાર : AB₅
બંધકોણ : 90° અને 180°
બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 5

(5) H₂S

સંકરણ : sp³
આકાર : કોણીય (વળેલો)
પ્રકાર : AB₂E₂
બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 2
અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ : 2

(6) PH₃

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

પ્રશ્ન 8.
“NH₃ અને H₂O અણુઓની ભૂમિતિ વિકૃત (distorted) સમચતુષ્ફલક 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 2s²2p_x¹ 2p_y¹2p^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 બંધકારક 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
₈O : 1s² 2s²2p_x²2p_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 કરે છે. પરંતુ બાકીના ચાર ઇલેક્ટ્રૉન અર્થાત્ બે ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ, અબંધકારક 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 9.
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 O₂^2-ને બંધક્રમાંક 1 છે.
  (2) N₂, C અને NO⁺ને બંધક્રમાંક 3 છે.
• બંધક્રમાંક વધે તેમ બંધલંબાઈ ઘટે અને બંધ એન્થાલ્પી તથા સ્થાયિતા વધે છે.

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

1. બંધલંબાઈ સ્પેક્ટ્રૉસ્કોપિક પદ્ધતિઓ, ક્ષ-કિરણ વિવર્તન અને ઇલેક્ટ્રૉન વિવર્તન જેવી પદ્ધતિઓથી માપી શકાય છે.
2. સહસંયોજક બંધમાં દરેક પરમાણુનો ફાળો તે પરમાણુની સહસંયોજક ત્રિજ્યા કહેવાય.
3. સહસંયોજક બંધની લંબાઈ એક પરમાણુના કોર જે બીજા પરમાણુના કોર સાથે સંપર્કમાં હોય છે, તેના પરથી માપી શકાય છે.
4. સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલા બે સમાન પરમાણુઓ વચ્ચેના અંતરના અડધા મૂલ્યને વાન્ ડર વાલ્સ ત્રિજ્યા કહે છે.

કોષ્ટક 4.1 : કેટલાક એકલ, દ્વિબંધ અને ત્રિબંધની સરેરાશ બંધલંબાઈ

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

કોષ્ટક 4.2 : કેટલાક સામાન્ય અણુમાં બંધલંબાઈ

અણુ	બંધલંબાઈ (pm)
H2 (H – H)	74
F2 (F – F)	144
Cl2 (Cl – Cl)	199
Br2 (Br – Br)	228
I2 (I – I)	267
N2 (N ≡ N)	109
O2 (O = O)	121
HF (H – F)	92
HCl (H – Cl)	127
HBr (H – Br)	141
HI (H – I)	160

કોષ્ટક 4.3 : સહસંયોજક ત્રિજ્યાઓ *r_cov/ (pm)

પ્રશ્ન 11.
CO₃^2- આયનના સંદર્ભમાં સંસ્પંદનની અગત્યની બાબતો 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 12.
નીચે દર્શાવ્યા પ્રમાણે H₃PO₃ને રચના (1) અને રચના (2) વડે રજૂ કરી શકાય :

આ બે રચનાઓને H₃PO₃ને રજૂ કરતાં સંસ્પંદન સંકરના વિહિત સ્વરૂપો તરીકે લઈ શકાય? જો ના હોય, તો તેના માટેનાં કારણો આપો.
ઉત્તર:
ઉપરોક્ત બે રચનાઓને H₃PO₃ના સંસ્પંદન સંકરનાં વિહિત સ્વરૂપો તરીકે લઈ શકાય નહિ. કારણ કે પરમાણુનું સ્થાન બદલાઈ જાય છે.

પ્રશ્ન 13.
SO₃, NO₂, અને NO₃^–ની સંસ્પંદન રચનાઓ લખો.
ઉત્તર:
SO₂ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

SO₃ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છેઃ

NO₂ અણુના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

NO₃^1- આયનના સંસ્પંદન બંધારણ નીચે પ્રમાણે છે :

પ્રશ્ન 14.
લુઇસ સંજ્ઞાનો ઉપયોગ કરીને નીચેના પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉન હેરફેર દર્શાવી ધનાયન અને ઋણાયનની રચના સમજાવો :
(a) K અને S (b) Ca અને O (c) Al અને N
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 15.
CO₂ અને H₂O બંને ત્રિપરમાણ્વીય અણુઓ છે. છતાં H₂O અણુનો આકાર વળેલો છે, જ્યારે CO₂નો આકાર રેખીય છે. દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાને આધારે સમજાવો.
ઉત્તર:
CO₂ અને H₂O બંને ત્રિપરમાણ્વીય અણુઓ હોવા છતાં CO₂ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય થાય છે, જે CO₂નો આકાર રેખીય હોય તો જ શક્ય બને. જ્યારે પાણીની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય નથી, પરંતુ બે O – H બંધ એકબીજાને 104.5°ના ખૂણે ગોઠવાયેલ હોવાથી તે વળેલો બને છે.

પ્રશ્ન 16.
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાની અગત્ય / અનુપ્રયોગો લખો.
ઉત્તર:
દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાની અગત્ય અનુપ્રયોગો (મહત્ત્વ) નીચે પ્રમાણે છેઃ

1. દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાના મૂલ્ય પરથી 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.
2. 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.
3. આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા નીચેના સૂત્રથી શોધી શકાય છે :
   આયનીય લાક્ષણિકતાના ટકા = × 100
4. બે કે વધુ ધ્રુવીય બંધ ધરાવતા અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય શૂન્ય કેમ થાય છે, તે પણ જાણી શકાય. દા. ત., CO₂ અને BF₃.
5. 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 17.
વિદ્યુતઋણમયતાને વ્યાખ્યાયિત કરો. તે ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પીથી કેવી રીતે અલગ પડે છે?
ઉત્તર:
સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલ ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મને પોતાની તરફ આકર્ષવાની વૃત્તિને વિદ્યુતઋણતા કહે છે.

દા. ત., H – Cl અણુમાં H કરતાં CI પરમાણુની વિદ્યુતઋણતા વધુ હોવાથી સહસંયોજક બંધના ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ Cl તરફ આકર્ષાય છે. આથી C1 ઉપર આંશિક ઋણભાર ઉદ્ભવે છે. આથી C1 પરમાણુ વિદ્યુતઋણમય બને.

જ્યારે ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી એ પરમાણુને નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી સ્થાયી રચના પ્રાપ્ત કરવા માટે ઇલેક્ટ્રૉન મેળવે છે ત્યારે મુક્ત થતી ઊર્જાને ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી કહે છે.
દા. ત., X_(g) + e^– → \(\bar{X}_{(g)}\), ΔH = Δ_egH
હેલોજન તત્ત્વોની ઇલેક્ટ્રૉનપ્રાપ્તિ એન્થાલ્પીનું મૂલ્ય વધુ ઋણ હોય છે.

પ્રશ્ન 18.
યોગ્ય ઉદાહરણની મદદથી ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ સમજાવો.
ઉત્તર:
ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધઃ આ પ્રકારના સહસંયોજક બંધની રચનામાં અલગ અલગ વિદ્યુતધનમયતા અથવા વિદ્યુતઋણમયતા ધરાવતા તત્ત્વના પરમાણુઓ ભાગ લે છે. આના પરિણામે અણુમાં ધ્રુવીયતાનો ગુણધર્મ જોવા મળે છે.

પ્રશ્ન 19.
LiF, K₂O, N₂, SO₂ અને ClF₃ અણુઓમાં તેમની વધતી આયનીય લાક્ષણિકતાને ચડતા (વધતા) ક્રમમાં ગોઠવો.
ઉત્તર:
જાનના નિયમ પ્રમાણે :
N₂ < SO₂ < ClF₃< K₂O < LiF
Hint :

પ્રશ્ન 20.
CH₃COOH માટે માળખાકીય રચના નીચે દર્શાવ્યા પ્રમાણે સાચી છે, પરંતુ કેટલાંક બંધ ખોટી રીતે દર્શાવ્યા છે. ઍસિટિક ઍસિડ માટે સાચી લુઇસ રચના લખો.

ઉત્તર:
આપેલ બંધારણમાં Hની સંયોજકતા બે દર્શાવેલ છે, જે શક્ય નથી. ઉપરાંત દરેક ઑક્સિજનમાં અષ્ટકનો નિયમ પણ પળાતો નથી. આથી આપેલ બંધારણનું સાચું બંધારણ નીચે પ્રમાણે બને :

પ્રશ્ન 21.
CH₄ અણુ માટે સમચતુલક રચના ઉપરાંત બીજી સમતલીય ચોરસ રચના શક્ય છે, જેમાં ચાર H પરમાણુઓ ચોરસના ખૂણાઓ પર છે અને C પરમાણુકેન્દ્રમાં છે. CH₄ શા માટે સમતલીય ચોરસ નથી?
ઉત્તર:
CH₄માં મધ્યસ્થી ‘C’ પરમાણુની ઉત્તેજિત અવસ્થામાં ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના નીચે પ્રમાણે છે :

sp³ સંકરણમાં ચાર sp³ સંકૃત કક્ષકો સમચતુલકીય આકા૨ે ગોઠવાય છે, જેની સાથે 4-Hની 1s પરમાણ્વીય કક્ષક જોડાઈને મિથેન અણુ બનાવે છે. જેમાં બધા જ બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોવાથી તેમની સ્થિરતા વધે છે અને બંધકોણ 109.5° થાય છે. જ્યારે સમતલીય ચોરસ રચનામાં બંધકોણ 90° બનવાને કારણે તે ઓછો સ્થાયી બને છે. આથી CH₄માં વધુ સ્થાયી સમચતુલકીય રચના જોવા મળે છે.

પ્રશ્ન 22.
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 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 23.
NH₃ અને NF₃માંથી કોની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધારે છે અને શા માટે?
ઉત્તર:
NH₃ અને NF₃માં NH₃ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધારે છે, જે નીચે પ્રમાણે સમજાવી શકાય છેઃ

• NH₃ અને NF₃માં મધ્યસ્થ નાઇટ્રોજન પરમાણુ ઉપર એક અબંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ છે.
• Hકરતાં 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 ત૨ફ હોય છે.
• આમ, NH₃ અણુમાં N ઉપર રહેલા અબંધકા૨ક 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 24.
પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંકરણનો અર્થ શું થાય છે? sp, sp² અને sp³ સંસ્કૃત કક્ષકોના આકાર વર્ણવો.
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) કક્ષકો કહે છે.

સંસ્કૃત કક્ષકો	રેખીય
sp	આકાર
Sp2	સમતલીય ત્રિકોણ
sp3	સમચતુલકીય

પ્રશ્ન 25.
નીચેની પ્રક્રિયામાં Al પરમાણુના સંકરણમાં (જો કોઈ હોય તો) થતો ફેરફાર વર્ણવો :
AlCl₃ + Cl^– → AlCl₄^–
ઉત્તર:
AlCl₃‚માં Al પરમાણુ sp² સંકરણમાં છે, જેની ત્રણ sp² સંસ્કૃત કક્ષકો સાથે ત્રણ Cl પરમાણુની 3p_z-કક્ષક જોડાઈને સમતલીય ત્રિકોણ ભૂમિતિ બનાવે છે.
જ્યારે AlCl₄^– માં Al ૫૨માણુ sp³ સંકરણમાં ફેરવાય છે. જેની ચાર sp³ સંસ્કૃત કક્ષકો સાથે ચાર Cl પરમાણુની 3p_z-કક્ષક જોડાઈને સમચતુલકીય ભૂમિતિ બનાવે છે.

પ્રશ્ન 26.
નીચેની પ્રક્રિયાને કારણે B અને N પરમાણુઓના સંકરણમાં કોઈ ફેરફાર છે?
BF₃ + NH₃ → F₃B·NH₃
ઉત્તર:
BF₃માં મધ્યસ્થ પરમાણુ Bની ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના નીચે પ્રમાણે છે :

આમ, BF₃માં ત્રણ બંધકા૨ક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ અને એક પણ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ ન હોવાથી B, sp² સંકરણમાં છે.

જ્યારે NH₃માં ત્રણ બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ અને એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ હોવાથી N, sp³ સંકરણમાં છે.

હવે, BF₃ અને NH₃ વચ્ચે પ્રક્રિયા થઈ F₃B·NH₃ બને છે ત્યારે N પાસે રહેલ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ Bની ખાલી 2p_z– કક્ષકને આપે છે. આથી Bમાં સંકરણ sp²થી બદલાઈને sp³ થાય છે, જ્યારે Nના સંકરણમાં કોઈ ફેર પડતો નથી.

પ્રશ્ન 27.
C₂H₄ અને C₂H₂ અણુઓમાં કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે રચાતા દ્વિબંધ અને ત્રિબંધની આકૃતિ દોરો.
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 અયુગ્મિત 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 સંત કક્ષક એકબીજા સાથે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી કાર્બન-કાર્બન વચ્ચે σ બંધ બને છે.
• હવે, બંને કાર્બન પરમાણુની sp² સંકરણથી ઉદ્ભવેલી બાકીની બે-બે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી સંત 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 અયુમ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવતી 2p_z¹ કક્ષક છે. તેના વિરુદ્ધ ભ્રમણ ધરાવતા અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારીથી π બંધ બને છે. આમ, ઇથીનમાં કાર્બન-કાર્બન વચ્ચેના દ્વિબંધમાંથી એક σ બંધ અને બીજો π 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 28.
નીચેના અણુઓમાં કુલ કેટલા સિગ્મા અને પાઈ બંધ છે?
(a) C₂H₂ (b) C₂H₄
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 29.
X-અક્ષને આંતરકેન્દ્રીય અક્ષ તરીકે ગણો અને નીચેનામાંથી કોણ સિગ્મા બંધ રચશે નહિ અને શા માટે?
(a) 1s અને 1s
(b) 1s અને 2p_x
(c) 2p_y અને 2p_y
(d) 1s અને 2s
ઉત્તર:
(c)માં સિગ્મા બંધ બનશે નહિ.
પરંતુ તેમાં આંતરકેન્દ્રીય અક્ષ-Xથી દૂર બાજુ બાજુથી સંમિશ્રણ થઈ π બંધ બનાવશે.

પ્રશ્ન 30.
નીચેના અણુઓમાં કાર્બન પરમાણુઓ વડે કઈ સંકૃત ક્ષકો ઉપયોગમાં લેવાય છે?
(a) CH₃ – CH₃
(b) CH₃ – CH = CH₂
(c) CH₃ – CH₂ – OH
(d) CH₃ – CHO
(e ) CH₃ – COOH
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 31.
ઇલેક્ટ્રૉનના બંધકારક યુગ્મ અને અબંધકારક યુગ્મ એટલે શું? સમજાવો. દરેક પ્રકારનું એક ઉદાહરણ આપી સમજાવો.
ઉત્તર:
જે ઇલેક્ટ્રૉન સહસંયોજક બંધ બનાવવામાં ભાગ લે છે, તેને બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ અને જે ઇલેક્ટ્રૉન સહસંયોજક બંધ બનાવવામાં ભાગ લેતું નથી, તેને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ કહે છે.

(iii) CH₄માં ફક્ત 4-બંધકારક ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ છે.

પ્રશ્ન 32.
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 ક્ષકો 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 33.
સંયોજકતા બંધનવાદના 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 પરમાણુના 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 е_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 છેઃ
  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 પરમાણુઓ 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 34.
આણ્વીય કક્ષકોની રચના માટે પરમાણ્વીય કક્ષકોના રૈખિક સંગઠન માટે 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 :

1. સંયોજાતા પરમાણુઓની પરમાણ્વીય કક્ષકો સમાન ઊર્જા ધરાવતી હોવી જોઈએ. દા. ત., 1s-કક્ષક બીજી 1s-કક્ષક સાથે સંયોજાશે પણ 25-કક્ષક સાથે સંયોજાશે નહિ. કારણ કે 1s કરતાં 2s-કક્ષકની ઊર્જા વધુ છે.
2. 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.
3. 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 35.
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 36.
નીચેની સ્પીસીઝની સાપેક્ષ સ્થાયિતા સરખાવો અને તેમના ચુંબકીય ગુણધર્મો સૂચવો :
O₂, O₂⁺, O₂^– (સુપર-ઑક્સાઇડ),O₂^2- – (પેરૉક્સાઇડ)
ઉત્તર:

પ્રશ્ન 37.
કક્ષકોને રજૂ કરવામાં ધન અને ઋણ સંજ્ઞાની અગત્ય લખો.
ઉત્તર:
કક્ષકો તરંગવિધેય દ્વારા નિર્દેશિત થાય છે. ધન સંજ્ઞા (+) એ ધન તરંગવિધેય જ્યારે ઋણ સંજ્ઞા (-) ૠણ તરંગવિધેયનું નિર્દેશન કરે છે. સમાન સંજ્ઞા ધરાવતા તરંગવિધેયના મિશ્રણથી બંધકારક આણ્વીય કક્ષક અને વિરુદ્ધ સંજ્ઞા ધરાવતા તરંગવિધેયના મિશ્રણથી બંધ પ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકની રચના થાય છે.

પ્રશ્ન 38.
PCl₅ ની બાબતમાં સંકરણ વર્ણવો. શા માટે અક્ષીય બંધો વિષુવવૃત્તીય બંધો (equatorial) કરતાં વધારે લાંબા હોય છે?
ઉત્તર:
ફૉસ્ફરસ(Z = 15)ની ધરા-અવસ્થા અને ઉત્તેજિત અવસ્થામાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રૉનીય રચના નીચે દર્શાવી છેઃ

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.

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.

પ્રશ્ન 39.
હાઇડ્રોજન બંધને વ્યાખ્યાયિત કરો. તે 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 40.
બંધક્રમાંક પર્યાય વડે શું સમજવામાં આવે છે? N₂, O₂, O₂⁺ અને O₂^– ના બંધક્રમાંક ગણો.
ઉત્તર:
બંધક્રમાંક એ બંધકારક અને બંધ પ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકમાં રહેલા કુલ ઇલેક્ટ્રૉનના તફાવતને બે વડે ભાગતાં મળતી સંખ્યા છે.
બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a]
બંધક્રમાંક ∝ સ્થિરતા ∝ બંધ એન્થાલ્પી ∝

બંધક્રમાંકનું 1, 2, 3 મૂલ્ય એ અનુક્રમે એકલબંધ, દ્વિબંધ અને ત્રિબંધ સૂચવે છે.

(i) N₂માં કુલ 14 e^– હોવાથી તેની આણ્વીય ઇલેક્ટ્રૉન-રચના KK (σ2s²) (σ^*2s²) (π2р_x² = π2р_y²) (σ2р_y²) 4 મુજબ બંધક્રમાંક = \(\frac{1}{2}\) [N_b – N_a] =
\(\frac{1}{2}\) [10 – 4] = 3