GSEB Solutions for ધોરણ ૧૧ Gujarati

જવાબ : જુદા જુદા તત્વોના રાસાયણિક સંયોજનો થાય છે અને જે પરિણામો મળે છે તેના આધારે તેમના સંયોજનોની રચના થાય છે. જુદી જુદી રાસાયણિક સ્પીસિઝમાં જુદા જુદા ઘટકોને (પરમાણુઓ, અણુઓ,  આયનો, વગેરે) એક સાથે જકડી રાખે છે. તે આકર્ષણ બળને રાસાયણિક બંધન કહે છે.

જવાબ : રાસાયણિક બંધનને સમજાવવા માટે વિવિધ સિદ્ધાંતો અમલમાં આવ્યા છે. જેમાં   1). કોસેલ -  લુઇસનો અભિગમ  2). સંયોજકતા કોશ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ આકર્ષણનો સિદ્ધાંત  3). સંયોજકતા બંધનવાદ અને  4).  આણ્વીય કક્ષવાદને ગણી શકાય છે.

જવાબ : અણુની રચનામાં માત્ર બાહ્યકોશના ઇલેક્ટ્રોન રાસાયણિક બંધનમાં ભાગ લે છે અને તે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન તરીકે ઓળખાય છે. અંદરના કોશના ઇલેક્ટ્રોન સંરક્ષિત હોવાથી બંધની રચનામાં જોડાતા નથી.

• જી. એન. લુઈસે પરમાણુમાં સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન દર્શાવવા સાદા સંકેતો ( ટપકા જેવા ) દાખલ કર્યા જે નીચે મુજબ દર્શાવાય છે.

• લુઈસની સંજ્ઞાનુ રસાયણ વિજ્ઞાનમાં ખૂબ મહત્વ છે. સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવવા માટે તત્વની આસપાસના ટપકા ખૂબજ ઉપયોગી છે. તેનાથી તત્વની સામાન્ય અને સમુહ સંયોજકતા ગણી શકાય છે.

જવાબ : કાર્બન અને ઓક્સિજનના કુલ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન ગણો.  કાર્બન અને ઓક્સિજનની પરમાણુઓની બાહ્યકોશ રચના ( સંયોજકતા ) અનુક્રમે  2s² 2p² અને 2s² 2p⁴ છે. તેમાંથી 4 + 6 = 10  ઇલેક્ટ્રોન થાય છે.

• CO માળખાકીય રચનાને C O તરીકે લખી શકાય છે.
• C અને O વચ્ચે એકલબંધ ( ભાગીદારી ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ ) દોરો અને O ઉપર અષ્ટક પૂર્ણ કરો. બાકીના બે ઇલેક્ટ્રોન C  પરનું અબંધકારક યુગ્મ છે.

• અહીં આ કાર્બન પર અષ્ટક પૂરું થતું નથી માટે C અને O પરમાણુ વચ્ચે બહુબંધ ( ત્રિબંધની બાબત ) નો સહારો લેવો પડશે આમ કરવાથી બન્ને પરમાણુઓ માટેના  અષ્ટક નિયમ પૂરો થાય છે.

જવાબ : આમાં નાઇટ્રોજન પરમાણુ અને ઓક્સિજન પરમાણુની કુલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અને એક વધારાનો ઇલેક્ટ્રોન ઋણ આયનનો ગણવો  પડશે. N ( 2s² 2p³ ), O ( 2s² 2p⁴ ) = 5 + 2(6) + 1 = 18 ઇલેક્ટ્રોન

•  NO₂^- ની માળખાકીય રચના O N O મુજબ થાય છે.
• નાઇટ્રોજન અને દરેક ઓક્સિજન પરમાણુ વચ્ચે એકલબંધ ( એક ભાગીદાર ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ )  ઓક્સિજન પરમાણુઓના અષ્ટક પૂર્ણ કરવું પડે આવું કરવાથી નાઇટ્રોજન પર અષ્ટક પૂર્ણ થતું નથી. બાકી રહેલા બે ઇલેક્ટ્રોન તેના પર અબંધકારક યુગ્મ તરીકે રહેશે તેની રચના આવી બનશે.

• માટે આપણે નાઇટ્રોજન અને ગમે તે એક ઓક્સિજન વચ્ચે બહુ બંધનનો સહારો લેવો પડશે. એટલે કે દ્વિબધંનો સહારો લેવો પડશે. જેથી લુઈસ  બિદું રચના નીચેની આકૃતિ મુજબ ત્રણ પ્રકારે કરી શકાય છે.

જવાબ : એક મોલ સંયોજનને સંપૂર્ણપણે તેના વાયુમય ઘટકીય આયનોમા ફેરવવા માટેની જરૂરી ઉર્જાને લેટિસ એન્થાલ્પી કહે છે. ઉદાહરણ જોતાં   N_aCl (s) લેટિસ એન્થાલ્પી 788  kJ mol^-1 છે.આનો અર્થ 1mol ઘન N_aCl ને અનંત અંતરે 1mol  N_a⁺(g) અને 1mol Cl^-(g) મા  ફેરવવા માટે 788 KJ mol^-1  ઊર્જાની જરૂર પડે છે. આમાં અસમાન વીજભાર ધરાવતા આયનો વચ્ચે આકર્ષણ અને સમાન વીજભાર ધરાવતા આયનો વચ્ચે અપાકર્ષણ બળો લાગે છે.

જવાબ : બંધકોણ એટલે અણુ સંકીર્ણ આયનના મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ રહેલા બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મો ધરાવતી કક્ષકોની વચ્ચેના રચાતા ખૂણાને બંધકોણ કહેવાય છે.

• બંધકોણને અંશમાં દર્શાવાય છે. જે વર્ણપટ દર્શકીય ( સ્પેક્ટ્રોસ્કોપીક ) પધ્ધતિ વડે પ્રાયોગિક ક્રિયાથી નક્કી થાય છે.
• અણુઓના આકાર વિશેની પ્રાથમિક માહિતી બંધકણોની મદદથી મળે છે. ઉદાહરણ તરીકે પાણીના અણુમાં H - O - H બંધ કોણ નીચે મુજબ રજૂ કરી શકાય છે.

જવાબ : કાર્બન અને ઓક્સિજન વચ્ચે બે એકલબંધ અને એક દ્વિબંધની હાજરી લુઇસ સિદ્ધાંતથી સમજાય તેમ નથી. કારણ કે તે અસમાન બંધ દર્શાવે છે.

• પ્રાયોગિક માહિતીના આધારે CO₃^2- આયનમા બધા જ કાર્બન અને ઓક્સિજન બંધ સમતુલ્ય છે આથી કાર્બોનેટ આયન વિહત સ્વરૂપો I, II, અને III  ના સસ્પંદન સંકર તરીકે ઉત્તમ રીતે વર્ણવી શકાય. જે નીચે દર્શાવ્યા છે.

જવાબ : જ્યારે ધ્રુવી ભવન ઉદ્ભવે છે ત્યારે અણુ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ધરાવે છે.

• દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા એટલે ભારની માત્રા અને ઘન અને ઋણ ભારના કેન્દ્રો વચ્ચેના અંતરનો ગુણાકાર છે.
• દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ગ્રીક અક્ષર μ વડે દર્શાવાય છે. તે તેની સંજ્ઞા છે.
•  તેને ગાણિતીય રીતે દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા (μ) = ભાર (Q) × અલગીકરણનું અંતર C  ઘન અને ઋણ ભાર ના કેન્દ્રો વચ્ચેનું અંતર (r)
• દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા સામાન્ય રીતે ડીબાય (D)  એકમમાં દર્શાવાય છે. તેનો પરિવર્તન ગુણક  1D = 3.33564 × 10^-3૦ Cm  છે.

• દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા એ સદિશ રાશિ છે અને તેને નાના તીર વડે દર્શાવાય છે. જેમાં પૂંછડીને ઋણ કેન્દ્ર અને શિર્ષને ઘન કેન્દ્ર તરફ દર્શાવાય છે. પરંતુ રસાયણ વિજ્ઞાનમાં દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાને ક્રોસ કરેલ તીરને અણુની લુઇસ રચના પર મૂકવામાં આવે છે. જેમાં ક્રોસ ઘન છેડા પર અને તીરનુ શિર્ષ ઋણ છેડા પર હોય છે. દા.ત.  

તીર અણુમાની ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા સ્થળાંતરની દિશામાં હોવાની સંજ્ઞા દર્શાવે છે. ક્રોસ તીરની દિશા  પ્રણાલિકા ગત દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા સદિશની ઉલટી દિશામાં હોય છે.

જવાબ : બહુપરમાણ્વીય અણુઓના કિસ્સામાં અણુની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા જુદા જુદા બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનો સરવાળો હોય છે.

• અણુ H₂O વળાંકવાળી રચના ધરાવે છે. આમાં બે O-H બંધ 104.5 ના ખૂણે દ્વિકવિન્યાસ પર છે.
• H₂O ની ચોખ્ખી  દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા 6.17 × 10^-30 Cm  એ બે O-H  બંધની  દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા પરિણામની દ્વિધ્રુવચાકમાત્રા છે.

• ચોખ્ખી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા = 1.85D

= 1.85 × 3.33564 × 10^-30 Cm

( માટે ID = 3.33564 × 10^-30Cm )

= 6.17 × 10^-30 Cm

જવાબ : BeF₂ બંધ ધ્રુવીય હોય છે   B F  માટે,  બંને સરખા Be    F  બંધના દ્વિધ્રુવોના બિંદુ એકબીજાથી વિરુદ્ધ દિશામાં આવેલા હોવાથી BeF₂ ની પરિણામી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શુન્ય મળે છે.

જવાબ : સંકરણની મુખ્ય ખાસિયતો નીચે પ્રમાણે ગણી શકાય છે.

1. સંકરણમાં ભાગ લેતી પરમાણ્વીય કક્ષકોની સંખ્યા અને સાથે જોડાતી સંકૃત કક્ષકોની સંખ્યા બંને સરખી હોય છે.
2. સંકૃત કક્ષકો લગભગ સમતુલ્ય ઉર્જા ધરાવે છે અને સરખો જ આકાર રચે છે.
3. શુધ્ધ પરમાણ્વીય કક્ષકો કરતાં સંકર કક્ષકો સ્થાયી બંધની રચનામાં વધુ અસરકારક હોય છે.
4. સંકૃત કક્ષકો અવકાશમાં એવી રીતે અમુક પસંદ કરેલ દિશામાં દિશાત્મક હોય છે જેથી સ્થાયી ગોઠવણી અને ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મ વચ્ચે નિમ્નતમ અપાકર્ષણ હોય. આથી સંકરણનો પ્રકાર અણુની ભૂમિતિ સૂચવે છે.

જવાબ : કેટલીક વખત એક જ પરમાણુ તેની જુદી જુદી કક્ષકોના ઉર્જા સ્તરનો તફાવત સામાન્ય જ ધરાવે છે.ત્યારે તે પ્રકારની બે કે ત્રણ કે વધુ જુદી જુદી કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થતું હોય છે તથા તેમાંથી સરખો આકાર અને સરખી ઉર્જા સાથેની તેટલી જ સંખ્યાની કક્ષકો બને છે. આ ક્રિયાને સંકરણ કહેવાય છે.તથા તેમાંથી બનતી કક્ષકોને સંકર કક્ષકો કહેવાય છે.

• આમાં SP સંકૃત કક્ષકો રેખીય આકાર ધરાવે છે જયારે SP² સંકૃત કક્ષકો સમતલિય ત્રિકોણ અને SP^૩સંકૃત કક્ષકો સમચતુસ્ફલકીય આકાર ધરાવે છે.

જવાબ : સહસંયોજક બંધ પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંમિશ્રણથી રચાતો હોય છે.H₂ નો અણુ બે H પરમાણુની 1s કક્ષકોના  સંમિશ્રણથી બને છે.

• CH₄, NH_૩, અને H₂O જેવા બહુપરમાણ્વીય અણુઓની ભૂમિતિ બંધ રચના ઉપરાંત અગત્યની છે. ઉદાહરણ તરીકે CH₄ અણુ ચતુસ્ફલકીય અણુ છે અને HCH ખૂણો 109.5° છે, અને NH_૩  અણુનો આકાર પીરામિડલ હોય છે.
• સંયોજકતા બંધનવાદ CH₄, NH_૩, અને H₂O વગેરે જેવા અનુઓમાં બાંધણી રચના અને દિશાત્મક ગુણધર્મો પરમાણ્વીય કક્ષકોના સંમિશ્રણ તથા સંકરણના સંદર્ભમાં સમજાવી શકાય છે.

જવાબ : પરમાણ્વીય કક્ષકોની સંમિશ્રણ પામતી ઉર્જા નિમ્નતર એટલે કે ઓછા તફાવત સાથેની હોય છે.  સંમિશ્રણ પામતી આવી પરમાણ્વીય કક્ષકો અર્ધપૂર્ણ (અધુરી) હોય છે.અને તેમાં આવેલા ઈલેક્ટ્રોનની ભ્રમણની  દિશા એકબીજાની વિરુદ્ધ દિશામાં રહે છે. જયારે યોગ્ય માત્રામાં પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ થાય ત્યારે રાસાયણિક બંધની રચના થાય છે.

જવાબ :  

જવાબ :

• રસાયણ વિજ્ઞાનમાં દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું ખુબ જ મહત્વ છે.કારણ કે અણુની દ્રુવીયતા સમજવા માટે દ્વિતીય ચાકમાત્રાના મુલ્યની જરૂરિયાત ઉભી થાય છે. દા.ત. – શૂન્ય મુલ્ય ધરાવતો અણુ અધ્રુવીય બને છે.તથા જો μ ≠ ૦ મુલ્ય હોય તો અણુ ધ્રુવીય બને છે.
• કેટલાક રેખીય અણુઓની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય બને છે જેમકે Cs₂,  તથા કેટલાક બિનરેખીય દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ચોક્ખી હોય છે. તે પણ સમજી શકાય છે. દા. ત. H₂O જેવા અણુઓ.
• સામાન્ય રીતે આયનીય લાક્ષણિકતાની ટકાવારી નીચે મુજબ પ્રક્રિયા દ્વારા સરળતાથી શોધી શકાય છે.
• આયનીય લાક્ષણિકતાના % = પ્રાયોગિક દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મુલ્ય સૈદ્ધાંતિક દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય  ×100
• ટ્રાન્સ અને સિસ સમઘટકોમાં કયા સમઘટકની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા વધુ છે. તે પણ જાણી શકાય છે. જેમકે સિસ સમઘટક વધુ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ધરાવે છે.
• કેટલાક અણુઓ બે કે તેથી વધુ બંધ ધરાવે છે. અને તેની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા શૂન્ય મુલ્ય ધરાવે છે. આવુ શાથી બને છે.તે પણ જાણી શકાય છે. ઉદાહરણ તરીકે BF_૩ જેવા અણુઓમાં આમ બને છે.

જવાબ : અણુ BF₃ માં B  બંધ  ધ્રુવીય હોય છે. વધુમાં ત્રણેય B Fબંધ એકબીજાથી 120°નો ખૂણો રચે છે. આમાં ત્રણેય B F  બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનો સરવાળો શૂન્ય મળે છે. પરિણામે BF₃ અણુ  અધ્રુવીય અણુ થાય છે.

જવાબ : સંકરણ માટેની અગત્યની શરતો નીચે મુજબ સમજી શકાય છે.

1. પરમાણુની સંયોજકતા કોશમાં રહેલી કક્ષકો જ સંકરણ પામે છે.
2. સંકરણ અનુભવતી કક્ષકોને લગભગ સમાન ઉર્જા હોવી જોઈએ.
3. સંકરણમાં અર્ધ પૂર્ણ કક્ષકો જ ભાગ લે તે જરૂરી નથી, કેટલીક બાબતોમાં સંયોજકતા કોશની પૂર્ણ ભરાયેલી કક્ષકો પણ સંકરણમાં ભાગ લે છે.

જવાબ :

• આ પ્રકારના સંકરણમાં એક S અને એક P કક્ષકો મિશ્ર થાય છે. માટે સમાન આકાર અને ઉર્જા ધરાવતી બે SP સંકૃત કક્ષકો બને છે.
• જો સંકૃત કક્ષકો Z ધારી પર હોય તો, દરેક SP સંકૃત કક્ષકને 50% S લાક્ષણિકતા અને 50% P લાક્ષણિકતા હોય છે.
• SP સંકરણમાં બંધકોણ 180° મુજબ બને છે.અને આ સંકરણ રેખીય ભૂમિતિ ધરાવે છે.

જવાબ : BeCl₂ અણુમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ Be ની ધરા – અવસ્થામાં ઇલેક્ટ્રોનીય રચના 1s²2s²  છે. અથવા (1s²2s²2Px^૦2Py^૦2Pz^૦)

• ઉત્તેજિત અવસ્થામાં ઈલેક્ટ્રોન બઢતીને લીધે 2s કક્ષકનો એક ઈલેક્ટ્રોન 2P કક્ષકમાં ગોઠવાય છે.
• હવે અહીંયા Be ની એક 2s કક્ષકઅને એક 2P કક્ષકવચ્ચે સંમિશ્રણ થવાથી બે SP સંકૃત કક્ષકો મળે છે. તથા બંને એકબીજાની વિરુદ્ધ દિશામાં દિકવિન્યાસમાં ગોઠવાય છે.અને 180° નો ખૂણો રચે છે.

• અહીં દરેક SP સંકૃત કક્ષકકલોરીનની 2Pz કક્ષકો સાથે અક્ષીય રીતે જોડાય છે અને બે Be – C1 σ બંધ રચે છે.

જવાબ : આંતરઆણ્વીય બંધ અને આંત:આણ્વીય બંધ તે પ્રકારના બે પ્રકારો હોય છે.

જવાબ : ડાયઈલેટ્રીક અચળાંક વધારે જોવા મળે તે દ્રવ્યની દ્રાવ્યતા ઓછી થાય છે.

જવાબ : NO2+  અણુમાં Sp પ્રકારનું  અને NO3- માં Sp2 પ્રકાર નું સંકરણ રચાય છે.

જવાબ : અણુઓ ની ભૂમિતિનો આધાર અણુઓના આકાર, અણુઓ વચ્ચે થતું સંકરણ,અણુઓ વચ્ચે રચતા બંધકારક અને અબંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મોની સંખ્યા તથા અણુઓની વચ્ચે થતું આકર્ષણ તથા અપાકર્ષણ બળની માત્રા આધારિત જોવા મળે છે.

જવાબ : PcI5  અણુનો આકાર ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ હોય છે.

જવાબ : IF7  અણુ પંચકોણ દ્વિપિરામિડલ એટલે ક પેન્ટાગોનલ બયો પિરામિડલ આકાર ધરાવે છે.

જવાબ : જયારે આયનીય બંધ રચાય છે ત્યારે ધન આયન ઋણ આયનના ઇલેકટ્રોન વાદળોને આકર્ષિત કરે છે આ ઘટના ને ધ્રુવીભવન કહે છે.

જવાબ : kJ.mol^-1 ને બંધ ઉર્જાનો એકમ કહે છે.

જવાબ : અણુ કે  આયનના કેન્દ્રિય પરમાણુની  આજુબાજુ આવેલી બંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મો ધરાવતી કક્ષકો મળે છે આ કક્ષકો દ્વારા  રચતા કોણને બંધકોણ કહે છે.

જવાબ : PCI₃ અણુનો આકાર ત્રિકોણીય પિરામિડલ હોય છે.

જવાબ : અસમાન એટલે કે  વિવિધ પ્રકારના પરમાણુઓ ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ રચે છે અને સમાન પરમાણુઓ અધ્રુવીય સહસંયોજક પ્રકાર નો બંધ રચે છે.

જવાબ : ક્ષ-કિરણોના વિવર્તન તથા સ્પેક્ટ્રોસ્કોપિક પધ્ધતિથી બંધ લંબાઈનું માપન કરાય છે.

જવાબ : ધન સંયોજનના એક મોલને પૂર્ણ રીતે તેના વાયુમય સ્વરૂપ રચવા માટેની જરૂરી ઉર્જાની માત્રાને લેટાઇસ અથવા લેટીસ એન્થાલ્પી કહે છે.

જવાબ : રસાયણિક બંધની સમજ નીચેના સિધ્ધાંત પરથી મેળવી શકાય છે.

(1 )કોસલ –લુઇસ અભિગમ (2)સંયોજકતા બંધનવાદ (3)VSEPR સિધ્ધાંત (4) આણવીય કક્ષકવાદ વગેરે.

જવાબ : ધન આયન અને ઋણ આયન વચ્ચે ના સ્થિર વિધુતીય આકર્ષણ બળને વિદ્યુતસંયોજકતા કહે છે.

જવાબ : ઋણ આયન અને ધન આયન વચ્ચે સ્થિર વિદ્યુતીય ઉર્જા ના આકર્ષણથી જે બંધ રચાય છે તેને વિદ્યુત સંયોજક બંધ કહે છે.

જવાબ : રાસાયણિક પદાર્થોની જુદી જુદી સ્પીસીસ અને જુદા જુદા ઘટક કણોને  એકબીજા સાથે જકડી રાખતું આકર્ષણ બળ તે રાસાયણિક બંધન છે.

જવાબ : H₂ અણુ હાઇડ્રોજનના બે પરમાણુઓના સંગઠનથી રચાતો અણુ છે.

• દરેક હાઇડ્રોજન પરમાણુને 1s કક્ષકમાં એક ઈલેક્ટ્રોન હોય છે.માટે હાઇડ્રોજન અણુમાં (H₂) બે ઈલેક્ટ્રોન હોય છે.
• હાઇડ્રોજન અણુની σ1sઆણ્વીય કક્ષકમાં બે ઈલેક્ટ્રોન રહે છે.
• H₂ – (હાઇડ્રોજન) અણુની ઇલેક્ટ્રોનીય રચના = (σ1s)² મળે છે.
• H₂ – (હાઇડ્રોજન) અણુનો બંધ ક્રમાંક = N_b – N_a/2 = 2-૦2  = 1 મળે છે.

N_b  બંધકારક આણ્વીય કક્ષકમાં રહેલા ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા હોય છે તથા N_a = પ્રતિબંધકારક આણ્વીય કક્ષકમાં રહેલા ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા હોય છે.

• બે હાઇડ્રોજન પરમાણુ એકબીજા સાથે એકલબંધથી જોડાય છે.
• હાઇડ્રોજન પરમાણુની બંધવિયોજન ઉર્જા 438 kJ mol^-1 મળે છે.

જવાબ :

• દ્વિપરમાણ્વીય અણુની આણ્વીયકક્ષકોને σ, π અને δ તરીકે દર્શાવી શકાય.
• આ પ્રકારના નામકરણમાં સિગ્મા આણ્વીય કક્ષકો બંધ અક્ષની (ધરીની) આસપાસ સમમિતી ધરાવે છે.   જયારે પાઈ કક્ષકો સમમિતી ધરાવતી નથી.
• સિગ્મા આણ્વીય કક્ષકો s-s કક્ષકો અને s-p કક્ષકોના રૈખિક સંગઠનથી મળે છે.વધુમાં P_z - P_z પરમાણ્વીય કક્ષકોના રૈખિક સંગઠનથી σ આણ્વીય કક્ષક મળે છે. તેને σ       અને σ^* પ્રમાણે દર્શાવાય છે.
• P_x – P_x અને P_y – P_y પરમાણ્વીય કક્ષકોના રૈખિક સંગઠનથી π (પાઈ) પ્રકારની આણ્વીય કક્ષક બને છે.તેને π અને π^* વડે દર્શાવી શકાય છે. અહીં π^* બંધપ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોને કેન્દ્રો વચ્ચે નોડ હોય છે.

જવાબ : પરમાણ્વીય કક્ષકોનું આણ્વીયકક્ષકોની રચનામાં રૈખિક સંગઠન નીચેની શરતો ધ્યાનમાં લઈને કરી શકાય છે.

1. જે પરમાણુઓનું સંયોજન થાય તેની પરમાણ્વીય કક્ષકો સમાન ઉર્જા ધરાવતી હોવી જોઈએ. ઉદાહરણ તરીકે 1s કક્ષકબીજી 1s કક્ષક સાથે સંયોજાય પણ 2s કક્ષક સાથે સંયોજન શક્ય નથી.કારણ કે 2s કક્ષકની ઉર્જા 1s કરતા વધુ હોય છે.
2. જ્યાર પરમાણુઓ સંયોજાય ત્યારે એકબીજાની વધુ નજીક આવે તે ખાસ જરૂરી હોય છે. કારણ કે અક્ષ પર પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંમિશ્રણ ગાઢ બને તે જરૂરી છે. જેમ સંમિશ્રણ વધુ ગાઢ તેમ આણ્વીય કક્ષકોના કેન્દ્રો વચ્ચે ઈલેક્ટ્રોન ઘનતા વધુ થાય છે.

• સંયોજન રચતા બંને પરમાણ્વીય કક્ષકોની સમમિતી સમાન હોય તે જરૂરી છે કારણકે સમાન સમમિતી વધુ સંમિશ્રણ કરે છે. જેમકે એક પરમાણુની 2P_z કક્ષકબીજા પરમાણુની 2P_z કક્ષક સાથે સંયોજન કરે પરંતુ ZP_x  અથવા ZP_y કક્ષક સાથે સંયોજન કરી શકતું નથી.
• સંમિશ્રણની માત્રા વધારે થાય તો આણ્વીય કક્ષકોના કેન્દ્રો વચ્ચે ઈલેક્ટ્રોન ઘનતા વધારે જોવા મળે છે.

જવાબ : બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોના આણ્વીય તરંગ વિધેયને ψ_Mo  થી દર્શાવાય છે.તથા આ કક્ષકોને દર્શાવવા માટે સિગ્મા અને પાઈ સંજ્ઞાનો ઉપયોગ કરાય છે. આ કક્ષકોના બે કેન્દ્રો વચ્ચેના ક્ષેત્રમાં ઈલેક્ટ્રોન વધુ મળે છે. પરમાણુનું જયારે સંયોજન થાય ત્યારે પરમાણ્વીય કક્ષકો તેને સ્વીકારે છે. આ મેળવેલા તરંગ વિધેયોના એક ઘાત સંચયથી આણ્વીય કક્ષક મળે છે.તથા તેની ઉર્જા પરમાણ્વીય કક્ષકોની ઉર્જા કરતાં ઓછી મળે તો બંધકારક આણ્વીય કક્ષક રચાય છે.

જવાબ : પરમાણ્વીય કક્ષકો s, p, d, f વડે દર્શાવાય છે.તેની સ્થાયિતા નહીવત હોય છે.પરમાણ્વીય કેન્દ્રની આજુબાજુની જગ્યાને પરમાણ્વીય કક્ષક કહે છે.અહીં 95% થી વધુ ઈલેક્ટ્રોન મળે છે.પરમાણ્વીયકક્ષકોના પ્રકાર ક્વોન્ટમ આંક n, l, m ના મૂલ્યને આધારે દર્શાવાય છે.પરમાણ્વીય કક્ષકો હંમેશા એક કેન્દ્રીય મળે છે.

જવાબ :

• ત્રીજા આવર્તમાં આવેલા તત્વો S અને P કક્ષકો ઉપરાંત d- કક્ષકો ધરાવે છે.
• ૩d કક્ષકોની ઉર્જા 3S અને ૩P કક્ષકોની સાથે સરખાવાય તેવી છે.તેને 4S અને 4P કક્ષકો સાથે પણ સરખાવાય તેમ છે.
• માટે 3S, 3P અને ૩d અથવા ૩d, 4S અને 4P કક્ષકોને સમાવતું સંકરણ શક્ય બને છે.
• ૩d, 3P અને 4S કક્ષકો વચ્ચેનો તફાવત અર્થસૂચક (સાર્થક) હોય છે. માટે, ૩d, 3P અને 4S કક્ષકોને સમાવતુંસંકરણ શાકય નથી.
• s, p અને d કક્ષકોને સમાવતા સંકરણો નીચે મુજબ છે.

જવાબ : C₂H₂ (ઈથાઈન) અણુ બંધારણ HC ≡ CH હોય છે. અને C₂H₂ તેનું અણુસૂત્ર કહેવાય છે.

• C₂H₂  માં બંને કાર્બન પરમાણુ SP સંકરણ રચે છે.અને તેમાંથી બંને કાર્બનની એક એક સંકૃત કક્ષક મળે છે. આ બંને કક્ષકો અયુગ્મિત ઈલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી રચે છે, અને કાર્બન કાર્બન સાથે સિગ્મા બંધની રચના કરે છે.
• ઈથાઈનના બંને કાર્બન પરમાણુઓ SP સંકરણ કરતાં બંને એક એક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોનની સંકૃત કક્ષક મળે છે. તે બંને કક્ષકો સાથે એક એક હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1_s પ્રકારની અયુગ્મિત તથા વિરુધ્ધ ભ્રમણ કરનારી કક્ષકો મિશ્ર થાય છે. પરિણામે સમાન ઉર્જા ધરાવતા કુલ બે C – H સિગ્મા બંધ રચાય છે. તે બંને સમલંબાઈ ધરાવે છે.
• ઈથાઈનના અણુના બંને કાર્બન પરમાણુ સંકરણની રચનામાં ભાગ ન લેનારી એક એક અયુગ્મિત ઈલેક્ટ્રોન સાથેની 2P_y1 અને 2P_z1 કક્ષકો ધરાવતા હોય છે. આ કક્ષકો વિરોધાભાષી વલણ ધરાવતા અયુગ્મિત ઈલેક્ટ્રોનને મળી બે પાઈ બંધ રચે છે. એટલે કે C₂H₂ માં કાર્બન કાર્બનના ત્રિબંધ પૈકી એક સિગ્મા બંધ અને બે પાઈ બંધ રચાય છે.
• C₂H₂ અણુમાં કાર્બન કાર્બન ત્રિબંધની બંધ લંબાઈ 120 pm હોય છે. તેનો આકાર રેખીય બને છે. અને બંધકોણ 180° રચાય છે.

જવાબ : ઈથેનનું અણુબંધારણ H_૩C- CH_૩ છે અને તેનું અણુસૂત્ર C₂H₆  છે.

• C₂H₆  માં SP^૩ સંકરણ થતા ઈથેનના બંને કાર્બન પરમાણુમાં એક એક સંકૃત કક્ષક અયુગ્મિત ઈલેક્ટ્રોનની ભાગીદારીથી એકબીજા સાથે કાર્બન કાર્બન વચ્ચે (SP^૩ – SP^૩) સિગ્મા બંધ રચે છે.
• SP^૩ સંકરણથી કાર્બનના બંને પરમાણુ માંથી ત્રણ ત્રણ અયુગ્મિત ઈલેક્ટ્રોન કક્ષકો મળે છે. આ ત્રણ ત્રણ કક્ષકો હાઇડ્રોજન પરમાણુની 1_S પ્રકારની અયુગ્મિત તથા વિરુદ્ધ ભ્રમણ કરનારી કક્ષકો સાથે મળે છે. અને આ સંકરણથી સમાન ઉર્જા ધરાવતા કુલ છ C-H સિગ્મા બંધ રચાય છે.
• ઈથેન અણુમાં C-C ની બંધલંબાઈ 154 pm અને C – H ની બંધ લંબાઈ 109 pm મળે છે. તથા બંધકોણ 109.5° મળે છે.

જવાબ : BCl₃ અણુમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ B ની ધરા અવસ્થામાં ઇલેક્ટ્રોનીય રચના 1s²2s²2P¹ છે.

• ઉત્તેજિત અવસ્થામાં ઈલેક્ટ્રોનની બઢતી થવાથી 2_S કક્ષકનો એક ઈલેક્ટ્રોન 2P- કક્ષકમાં ગોઠવાય છે.

• એક 2S કક્ષક તથા બે 2P કક્ષકો વચ્ચે સંકરણ થવાથી સરખા આકાર અને સમાન ઉર્જા ધરાવતી ત્રણ SP² સંકૃત કક્ષકો રચાય છે. અને તેઓ સમતલીય ત્રિકોણીય દિકવિન્યાસમાં ગોઠવાય છે.  અહીં 120° નો બંધકોણ મળે છે.
• મળેલા ત્રણેય SP² સંકૃત કક્ષકો, ક્લોરીનની 2P_z કક્ષક સાથે જોડાઈને ત્રણ B-Cl બંધ રચે છે.
• BCl ની ભૂમિતિ સમતલીય ત્રિકોણ બને છે.

જવાબ : 2P² સંકારણમાં એક S અને બે P કક્ષકો વચ્ચે સંમિશ્રણ થવાથી સમાન આકાર અને ઉર્જા ધરાવતી ત્રણ SP² સંકૃત કક્ષકો મળે છે.

• SP² સંકરણ સમતલીય ત્રિકોણ ભૂમિતિ (આકાર) ધરાવે છે. અને તેના સંકરણમાં બંધકોણ 120° નો બને છે.
• SP²  સંકૃત કક્ષકને ૩૩% S- લાક્ષણિકતા તથા 67% P- લાક્ષણિકતા હોય છે.

જવાબ : નાઇટ્રોજન કરતા ફ્લોરીન વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતું તત્વ છે. તેમ છતાં NF₃ કરતા NH₃ ની ધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મૂલ્ય વધારે થાય છે. આને આપણે નીચે મુજબ સમજીએ. NH₃ અણુમા પરિણામતી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા = 4.90 × 10^-30Cm NF₃ અણુમા પરિણામતી  દ્વિધ્રુવ  ચાકમાત્રા = 0.80 × 10^-30 Cm  

• NH₃ અને  NF₃ માં મધ્યસ્થ નાઇડ્રોજન પરમાણુ ઉપર એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે. આમાં H કરતાં N  વધારે વિદ્યુત ઋણતા ધરાવે છે. પરિણામે NH₃ ના અણુઓમાં ત્રણ N-H  બંધની ધ્રુવીયતા નાઇટ્રોજન તરફી હોય છે.
• તેજ પ્રમાણે N  કરતા F વધુ વિદ્યુત ઋણતા ધરાવે છે.  માટે અણુ NF₃ માં ત્રણ N-F બંધની ધ્રુવીયતા ફ્લોરીન તરફી હોય છે.
• આવી રીતે અણુ NH_૩ માં N ઉપર રહેલા અબન્ધ્કારાક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મની ધ્રુવીયતાની દિશા એક જ તરફી હોય છે. માટે પરિણામી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મુલ્ય વધતું જણાય છે.
• જયારે અણુ NF_૩ માં N ઉપર આવેલો અબંધકારક યુગ્મ છે અને તેની ધ્રુવીયતાની દિશા અને ત્રણ N-H બંધની ધ્રુવીયતાની દિશા જુદી જુદી હોય છે. આમ, થવાથી પરિણામી દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાનું મુલ્ય ઘટતું  જણાય છે.
• માટે જ N કરતા F ની વિદ્યુત ઋણતા વધારે હોવા છતાં NH૩ કરતા NF૩ ની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા ઓછું મૂલ્ય ધરાવે છે.

જવાબ : અણુઓના ભૂમિતિક આકારમાં જે વિવિધતા જોવા મળે છે તેનો આધાર અણુઓના પ્રકાર સંકરણ, તેમાં રહેલા અબંધકારક અને બંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મોની સંખ્યા અને પરસ્પર ઉદભવતા અપાકર્ષણની દ્રઢતા પર રહેલો છે.

જવાબ : CO માં બંધ ક્રમાંક 3 હોય છે અને NO માં બંધ ક્રમાંક 2.5 હોય છે.

જવાબ : આ સંકરણમાં એક S અને ત્રણ P કક્ષકો વચ્ચે સંકરણ થવાથી સરખો આકાર અને સમાન ઉર્જા ધરાવતી ચાર SP^૩સંકૃત કક્ષકો મળે છે.  

• SP^૩ સંકૃત કક્ષકને 25% S- લાક્ષણીકતા તથા 75% P- લક્ષાણીકતા મળે છે.
• SP^૩ સંકરણમાં 109.5° નો બંધકોણ મળે છે. અને આ સંકરણની સમચતુસ્ફલકીય ભૂમિતિ (આકાર) ધરાવે છે.

જવાબ : એફ. હૂંડ અને આર. એસ. મુલિકને 1932 માં આણ્વીયકક્ષવાદની રજૂઆત કરી હતી.તેના મુખ્ય મુદ્દાઓ નીચે મુજબ સમજી શકાય.

• વિસ્તરણ પામેલી પરમાણ્વીય કક્ષકો મારફતે પરમાણુ કેન્દ્રની આસપાસ ઈલેક્ટ્રોન મળવાની શક્યતા બતાવી શકાય છે.અને આણ્વીય કક્ષકો મારફતે અણુ કેન્દ્રની સમૂહની ફરતે ઈલેક્ટ્રોન મળવાની સંભાવના જાણવા મળે છે.
• પરમાણ્વીય કક્ષકોમાં પરમાણુના ઈલેક્ટ્રોન ગોઠવાય છે.અને આણ્વીય કક્ષકોમાં અણુના ઈલેક્ટ્રોન ગોઠવાય છે.
• સમાન ઉર્જાવળી યોગ્ય સમિતિયુક્ત પરમાણ્વીય કક્ષકો અરસ-પરસ એકબીજા સાથે ગાઢ રીતે જોડાય છે.તેથી આણ્વીય કક્ષકો મળે છે.
• પરમાણુના ઈલેક્ટ્રોન જૂદા જૂદા પરમાણ્વીય કક્ષકોમાં જઈને મળે છે.તે જ પ્રમાણે અણુના ઈલેક્ટ્રોન જૂદી જૂદી આણ્વીય કક્ષકોમાં જઈને મળે છે.
• પરમાણ્વીય કક્ષકોમાં મળેલો ઈલેક્ટ્રોન એક જ કેન્દ્ર દ્વારા સક્રિય બને છે.અને આણ્વીય કક્ષક માટે સક્રિય થવાના બે કે તેથી વધુ કેન્દ્રો હોય છે. પરિણામે પરમાણ્વીય કક્ષકો એકકેન્દ્રીય અને આણ્વીય કક્ષકો બહુકેન્દ્રીય હોય છે.
• પરમાણ્વીય કક્ષકો જે સંખ્યામાં એકબીજા સાથે મળે તેટલી જ સંખ્યામાં આણ્વીય કક્ષકો મળે છે. આમાંથી અડધા આણ્વીય કક્ષકો બંધકારક છે. અને બાકીના અડધા બંધપ્રતિકારક આણ્વીયકક્ષકો કહેવાય છે.
• પરમાણ્વીય કક્ષકોના મળવાથી મળેલી બંધકારક આણ્વીય કક્ષકોની ઉર્જા, બંધ પ્રતિકારક આણ્વીય કક્ષકોની બરાબરીમાં ઓછી જોવા મળે છે. પરિણામે તેની સ્થાયિતા વધુ જોવા મળે છે. પરમાણ્વીય કક્ષકો અને આણ્વીય કક્ષકો બંને આઉફબાઉફ સિદ્ધાંત,પૌલીનો સિદ્ધાંત અને હૂંડના નિયમને અનુસરે છે.

જવાબ : ઇ.સ. 1916 મા કોસેલ અને લુઇસ રાસાયણિક બંધારણની રચના અંગે સંતોષકારક સમજણ આપવામાં સફળ રહ્યા. તેમની સમજુતી ઉમદા વાયુઓની નિષ્ક્રિયતા પર આધારિત હતી. જે નીચે મુજબ સમજી શકાય.

• લુઈસે પરમાણુને એક ઘનભાર ધરાવતા કર્નેલ ( કેન્દ્ર વત્તા અંદરના ઇલેક્ટ્રોન) તરીકે ગણીને જણાવ્યું કે બાહ્યકોશમાં વધુમાં વધુ આઠ ઇલેક્ટ્રોન સમાઈ શકે છે. તેમણે વધુમાં એ પણ જણાવ્યું કે આ આઠ ઇલેક્ટ્રોન કર્નેલની આસપાસ સમઘનના આઠેય ખૂણાઓ પર ગોઠવાય છે.
• સોડિયમનો બાહ્યકક્ષાનો ઇલેક્ટ્રોન સમઘનના એક ખૂણા પર ગોઠવાય છે. જ્યારે ઉમદા વાયુની આ બાબતમાં આઠ ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવાય છે.
• ઇલેક્ટ્રોનનું આ અષ્ટક વિશિષ્ટ રીતે સ્થાયી ઇલેક્ટ્રોનિય ગોઠવણી રજૂ કરે છે. લુઈસે પ્રતિપાદિત કર્યું કે પરમાણુ જ્યારે રાસાયણિક બંધનથી જોડાય છે ત્યારે સ્થાયી  અષ્ટક પ્રાપ્ત કરે છે.
• સોડિયમ અને ક્લોરિનની બાબતમાં સોડિયમમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોન ક્લોરિન પરમાણુમાં બદલી પામે છે. તેથી Na⁺  અને Cl^- આયન આપે છે.
• Cl₂, H₂, F₂ વગેરે અણુઓમાં બંધ પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારીથી બને છે.
• આવી પ્રક્રિયામાં દરેક પરમાણુ ઈલેકટ્રોનનું સ્થાયી બાહ્યઅષ્ટક પ્રાપ્ત કરે છે.
• સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણથી રચાતુ બંધ જે ઘનાયન અને ઋણાયન વચ્ચે રચાય છે તેને વિદ્યુત સંયોજક બંધ કહેવામાં આવે છે.
• વિદ્યુત સંયોજકતાને આયન પરના એકમ ભારની સંખ્યા કહે છે.

જવાબ : આવર્ત કોષ્ટકમાં સૌથી ઊંચા વિદ્યુત ઋણ હેલોજન અને ઊંચી વિદ્યુતઘન આલ્કલી ધાતુઓ ઉમદા વાયુથી અલગ કરવામાં આવી છે.

• હેલોજન પરમાણુ માંથી ઋણ આયન અથવા આલ્કલી ધાતુ માંથી ઘન આયન અનુક્રમે ઇલેક્ટ્રોન મેળવીને કે ગુમાવીને રચાય છે.
• આવી રીતે બનેલા ઋણ અથવા ઘન આયનો સ્થાયી ઉમદા વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રોનીય રચના પ્રાપ્ત કરે છે. આ ઉમદા વાયુઓ ( હિલિયમ ને બાદ કરતાં )  એક ઇલેક્ટ્રોનની ( અષ્ટક રચીને ) સ્થાયી બાહ્યકોશ રચના ઇલેક્ટ્રોન ns² np⁶ આપે છે.
• ઋણ અને ઘન આયનો સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણથી સ્થાયી હોય છે.
• ઉદાહરણ જોતા સોડિયમ અને ક્લોરિનમાંથી N_aCl ની રચના ઉપરની પદ્ધતિ પ્રમાણે નીચે મુજબ લખી શકાય.

• ઘન આયન અને ઋણ આયન વચ્ચે સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણના પરિણામરૂપે રચાતા આ બંધને વિદ્યુત સંયોજક બંધ કહે છે. આમ વિદ્યુત સંયોજકતા આયન પરના એકમ ભારની સંખ્યા છે.
• ઘન કેલ્સિયમની સંયોજકતાનો બે વડે  નિર્દેશ થાય છે, જયારે ફ્લોરીનની ઋણ વિદ્યુત સંયોજકતા એક તરીકે નિર્દેશિત થાય છે.

જવાબ : લેંગ્મ્યુરે 1919 માં લુઈસની ધારણામાં સુધારો સૂચવ્યો અને અષ્ટકની સ્થાયી સમઘનીય રચનાને ફગાવી દીધી તેના બદલે સહસંયોજક બંધ પર્યાય દાખલ કર્યો.

• લુઈસ લેંગ્મ્યુર સિદ્ધાંત Cl₂ અણુની રચનાથી સમજી શકાય છે.
• [Ne] 3s² 3P⁵  ઇલેક્ટ્રોનીય રચના ધરાવતો Cl પરમાણુ આર્ગોન રચના કરતા એક ઇલેક્ટ્રોન ઓછો ધરાવે છે.
• Cl₂ અણુની  રચના તે રીતે સમજાય કે દરેક chlorine પરમાણુ ઈલેકટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી કરે છે. દરેક Cl પરમાણુ એક-એક ઇલેક્ટ્રોન આપી સહિયારી જોડી બનાવે છે. તેથી બંને ક્લોરિન પરમાણુ બાહ્યકોશનો અષ્ટક નજીકના ઉમદા વાયુ ( એટલે  ઓર્ગોન ) જેવું પ્રાપ્ત કરે છે. જે આકૃતિ પરથી સમજી શકાય છે.

• વધુ ઉદાહરણ જોતાં પાણી અને કાર્બન ટેટ્રાકલોરાઈડ અણુઓમાં સહસંયોજક બંધની રચના નીચે મુજબ હોય છે.

• આમ જ્યારે બે પરમાણુ એક - એક ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરી યુગ્મ  રચે છે તેને સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલા કહેવાય છે. ઘણા અણુઓ અને પરમાણુઓ વચ્ચે આપણને બહુબંધ મળે છે. આથી રચનાથી એવું સમજાય છે કે બે પરમાણુઓ વચ્ચે એક કરતાં વધારે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
• જો પરમાણુઓ ઇલેક્ટ્રોન ના બે યુગ્મની ભાગીદારી કરે તો તેમની વચ્ચે રચાતા સહસંયોજક બંધને દ્વિબંધ કહે છે.
• આ માટે આપણે વધુ એક ઉદાહરણ જોઈએ જે નીચે મુજબ છે. કાર્બન ડાયોક્સાઇડ અણુમા કાર્બન અને ઓક્સિજન પરમાણુઓ વચ્ચે આપણને બે દ્વિબંધ મળે છે. એજ પ્રમાણે ઈથીન અણુમા બે કાર્બન પરમાણુઓ દ્વિબંધથી જોડાયેલા છે.

CO₂ અણુમા દ્વિબંધ

• હવે આપણે વધુ એક ઉદાહરણથી ત્રિબંધ રચના સમજીએ જે નીચે મુજબ છે.

• વધુ સમજ ખાતર આપણે વધુ એક ઉદાહરણ સમજીએ.

• જ્યારે સંયોજકતા પરમાણુ ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી કરે છે. જેમકે N₂ અણુ બે નાઇટ્રોજન પરમાણુ અને બે કાર્બન પરમાણુઓ ઈથાઈન અણુમા ભાગીદારી કરે છે. માટે ત્રિબંધ રચાય છે. આમ સમઘનીય રચનાના પર્યાય તરીકે સહસંયોજક બંધ લેગ્મ્યુરે રજૂ કર્યો.

જવાબ : લુઈસ બિંદુ રચના અણુઓ અને આયનોમાં બંધન અને તેની ભાગીધારી કરેલા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ અને અષ્ટકના નિયમની સંદર્ભમાં સમજાવે છે. આનાથી અણુની વર્તણૂક  અને અણુનું  બંધન સંપૂર્ણ સમજાય નહીં પરંતુ મહ્દઅંશે અણુની રચના અને ગુણધર્મો સમજવામાં મદદરૂપ થાય છે. માટે લુઈસની અણુઓની બિદું રચના ખૂબ ઉપયોગી છે. જે નીચેના સોપાનો સમજીને અને સ્વીકારીને લખી શકાય છે.

• ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા સંયોજાતા પરમાણુઓના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનનો ઉમેરો કરીને મેળવાય છે.    દા. ત. CH₄ અણુમા બંધન માટે 4 કાર્બનના અને 4 હાઇડ્રોજનના મળી 8 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન થાય છે.
• ઋણાયન માટે ઋણભાર એટલે એક ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરવો તે છે અને ઘનાયન એટલે ધનભાર માટે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યામાંથી એકની બાદબાકી.
• સંયોજકતા પરમાણુઓની રાસાયણિક સંજ્ઞાઓની જાણ હોય તો ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યાને કુલ બંધના પ્રમાણમાં પરમાણુઓ વચ્ચે બંધન યુગ્મની ભાગીદારીની વહેંચણી  કરી શકાય છે.
• આયનમાંથી સૌથી ઓછો વિદ્યુતઋણ પરમાણુ કેન્દ્ર સ્થાનમાં લે છે. જેમકે NF₃ અને CO₃^2- માં નાઇટ્રોજન અને કાર્બન કેન્દ્રીય પરમાણુઓ છે. જ્યારે ફ્લોરિન અને ઓક્સિજન છેડાના સ્થાન પ્રાપ્ત કરે છે.

જવાબ : જ્યારે પરમાણુ અલગ અથવા મુક્ત અવસ્થામાં હોય ત્યારે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અને લુઇસ રચના પ્રમાણે તે પરમાણુ અને સૂચિત ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાના તફાવતને નિયમનિષ્ઠ ભાર  ( Formal Charge ) કહે છે. તેને નીચે મુજબ દર્શાવી શકાય છે.

• આપણે ઓઝોન અણુ O₃ નું ઉદાહરણ લઈ લૂઇસની રચના નીચે પ્રમાણે દોરી શકાય છે.

પરમાણુઓને  1, 2 3, ક્રમ આપેલા છે.

મધ્યસ્થ O જેને 1 થી દર્શાવ્યો છે.

માટે = 6-2 - 12  (6) = +1 નિયમનિષ્ઠ ભાર થાય છે.

• હવે છેડા પરનો O પરમાણુ જેને 2 ક્રમ આપ્યો છે.

તેને ગણતાં = 6 - 4 - 1/2 (4) = 0 નિયમનિષ્ઠ ભાર થાય છે.

• બીજા છેડા પરનો O જેને 3 ક્રમ આપ્યો છે.

 તેને ગણતાં = 6 - 6 - 1/2 (2) = -1 નિયમનિષ્ઠ ભાર થાય છે.

• માટે હવે O_૩ ને નિયમનિષ્ઠ ભાર સાથે નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય છે.

જવાબ : અષ્ટકનો નિયમ ઉપયોગી હોવા છતાં પણ સાર્વત્રિક નથી તે મોટાભાગના કાર્બનિક સંયોજનોની રચના સમજવા માટે ઉપયોગી છે. તેમ છતાં આ અષ્ટકના નિયમને ત્રણ પ્રકારના અપવાદ છે.

 

• અને આપણે PF₅, SF₆, H₂ SO₄ જેવા ઉદાહરણથી સમજીએ.

સલ્ફર પરમાણુ ઘણાં સંયોજનો બનાવે છે. જેમાં અષ્ટકનો નિયમ પળાય છે. સલ્ફર ડાયોક્સાઇડમાં પરમાણુ અને તેની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોનનું અષ્ટક હોય છે. જે નીચે મુજબ સમજી શકાય છે.

• અષ્ટકના નિયમની બીજી ખામીઓ નીચે મુજબ છે.

1. ઓક્સિજનનું સંયોજન  Xe  કે Kr  સાથે જોડાઈને  XeF₂  અને KrF₂  તથા  XeOF₂ બને છે. આમાં અષ્ટકનો નિયમ જળવાતો નથી.
2. અષ્ટકનો નિયમ અણુઓના આકાર સમજાવી શકતો નથી|
3. વધુમાં આ નિયમ અણુઓની સાપેક્ષ સ્થાયીતાને પણ નથી સમજાવી શકતો. જેમકે PCl₅ તથા SF₆ માં અષ્ટકનો નિયમ નથી પાળાતો, અને છતાં પણ આ સ્થાયી સંયોજન છે. કેમકે જ્યારે આ સંયોજનો બને છે ત્યારે પુષ્કળ પ્રમાણમાં ઉર્જા મુક્ત થાય છે.
4. એક જ સમૂહના તત્વો પૈકી અટક પૂર્ણ થયું હોય છતાં મધ્યસ્થ પરમાણુ કદ વધે ત્યારે સ્થાયીતા  ઘટે છે. આવું કેટલાક પદાર્થોમાં બને છે. ઉદાહરણ જોતા વધુ જાય છે.

જવાબ : કોસેલ - લુઇસના સિદ્ધાંત પ્રમાણે આયનીય બંધ ની રચના નીચેના પરિબળો પર આધારિત છે.

1. તટસ્થ પરમાણુ પૈકી ઘનાયન અને ઋણ આયનની પ્રાપ્તિ ખૂબ જ સરળતાથી થાય છે, ત્યારે......
2. આયનીય ઘન પૈકી ઘનાયન અને ઋણાયનની સરળતાથી ગોઠવણી થાય ત્યારે એટલે કે સ્ફટિકમય સંયોજનની લેટીસ રચના બને ત્યારે આયનીય બંધની રચના સાનુકૂળ પરિબળો ઉભા થાય છે.

• તટસ્થ પરમાણુ પૈકી ઘનાયન રચાવુ તે પરમાણુની આયનીકરણ એન્થાલ્પીના મૂલ્યો પર અને ઋણાયન રચાવુ તે પરમાણુની ઈલેક્ટ્રોન પ્રાપ્તિ એન્થાલ્પીના મૂલ્યો પર આધાર રાખે છે.

દા.ત. - M (g) -> M⁺ (g) + e^-, આયનીકરણ એન્થાલ્પી

           X (g) + e^- -> X^- (g), ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી

         M⁺ (g) + X^- (g) -> MX(s)

• હંમેશા આયનીકરણ પ્રક્રિયા ઉષ્માશોષક થાય છે અને ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્તિની પ્રક્રિયા ઉષ્માક્ષેપક કે ઉષ્માશોષક થાય છે.
• આયનીય બંધ ત્યારે સરળતાથી રચાય છે જ્યારે ઓછી આયનીકરણ એન્થાલ્પી વાળા તત્વો અને વધારે વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા તત્વો હોય છે.
• જ્યારે આયનીય સંયોજનો થાય ત્યારે ધાતુ તત્વોમાંથી ઘન આયનો અને અધાતુ તત્વો માંથી ઋણ આયનો મળે છે. આમા બે અધાત્વીય તત્વોમાંથી બનેલો એમોનિયમ આયન (NH⁺₄)  અપવાદ છે અને (PH⁺₄) પણ અપવાદ છે.
• આયનીય સંયોજનો સ્ફટિકમય અવસ્થામાં હોય છે તેમની  સ્ફટિક  રચનામાં ઘન અને ઋણાયનોની કુલબીંય પારસ્પરિક ક્રિયા એટલે કે ત્રિપરમાણીય નિયમિત ગોઠવણી ધરાવે છે. આવી ગોઠવણી કે રચનાને સ્ફટિક રચના ( સ્ફટિક બંધારણ ) કહે છે.
• સોડિયમ ક્લોરાઇડ N_aCl (Rock Salto) ની રચના નીચે દર્શાવી છે.

• આયનીય સંયોજનોમાં ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી અને આયનીકરણ એન્થાલ્પીનો સરવાળો હોય તેમ છતાં પણ રચનાની સ્થાયીતા સ્ફટિક  લેટિસની રચનામાં મુક્ત થતી ઉર્જાને કારણે હોય છે.
• ઉદાહરણ તરીકે N_a(g) માથી N_a⁺(g) ની રચનાની આયનીકરણ એન્થાલ્પી 495.8 KJ  mol^-1 છે. જ્યારે Cl (g) + e^--> Cl^-(g) માટેની ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી માત્ર -348.7 KJ  mol^-1  છે એ બન્નેનો સરવાળો 147.1 KJ  mol^-1 થાય છે.

  N_aCl (s) લેટિસ સર્જન એન્થાલ્પી ( -788  KJ  mol^-1 ) સાથે વળતર રૂપ થવા છતાં પણ વધુ છે. માટે આ પ્રક્રિયામાં શોષાયેલી ઉર્જા કરતા છૂટી પડેલી ઉર્જા વધારે છે.

જવાબ : અણુમાં બંધથી જોડાયેલ આ પરમાણુના કેન્દ્રો વચ્ચેના સંતુલિત અંતરને બંધ લંબાઈ કહે છે.

• બંધ લંબાઈને માપવા માટે સ્પેક્ટ્રોસ્કોપી પદ્ધતિઓ ક્ષ - કિરણ વિવર્તન અને ઇલેક્ટ્રોન વિવર્તન જેવી પદ્ધતિઓ ઉપયોગી છે.
• સહસંયોજક બંધમાં દરેક પરમાણુનો ફાળો તે પરમાણુની સંયોજકતા ત્રીજ્યા કહેવાય છે.
• એક પરમાણુના કોર જે બીજા પરમાણુના કોરના સંપર્કમાં હોય છે, તેના પરથી સહસંયોજક બંધની લંબાઈ માપી શકાય છે.
• વાન ડર વાલ્સ ત્રિજ્યા પરમાણુની એકંદરે ત્રિજ્યા દર્શાવે છે. જેમાં અબંધકારક પરિસ્થિતિમાંના  સંયોજકતા કોશનો સમાવેશ થાય છે.
• સહ સંયોજક બંધથી જોડાયેલા બે સમાન પરમાણુ વચ્ચે ના અંતરના અડધા મૂલ્યને વાન ડર વાલ્સ ત્રિજ્યા કહેવામાં આવે છે. જે નીચે આકૃતિમાં છે.

જવાબ : વાયુરૂપ પદાર્થમાં એક મોલ બંધને તોડવા માટે આપવી પડતી જરૂરી ઉર્જાને બંધ એન્થાલ્પી કહેવામાં આવે છે.

• બંધ એન્થાલ્પીનો એકમ kJ  mo^-1 છે.
• ઉદાહરણ તરીકે H - H બંધ એન્થાલ્પી 435.8  kJ  mo^-1  છે.

H₂(g) -> H(g) + H(g),  ∆_a H^θ = 453.8  kJ  mo^-1

• આવીજ રીતે બહુ બંધ ધરાવતા અણુઓની એન્થાલ્પી ઉદાહરણ તરીકે O₂ અને N₂ અણુની નીચે પ્રમાણે થશે.

O₂ ( 0 = O ) (g) -> O(g)  + O(g), ∆_a H^θ = 498  KJ  mo^-1

N₂ (N = N) (g) -> N(g) + N(g), ∆_a H^θ = 946.0  KJ  mo^-1

• બહુપરમાણ્વીય  અણુઓમાં બંધ એન્થાલ્પીનો સરેરાશ મૂલ્ય શોધવા માટે બંધ એન્થાલ્પીના કુલ મૂલ્યને બંધની સંખ્યા વડે ભાગતા મળતું હોય છે. દા.ત. H₂O  માટે સરેરાશ બંધ એન્થાલ્પી નીચે પ્રમાણે છે.

∆_a H^θ = 502 + 427 / 2 = 464.5   kJ  mo^-1 થાય છે.

• બંધની વિયોજન એન્થાલ્પી જેટલી વધારે હોય છે તેટલુ જ વધારે અણુમાં બંધન થાય છે. HCL  જેવા વિષમકેન્દ્રીય દ્વિઅણુની બંધ એન્થાલ્પી નીચે મુજબ છે.

HCL(g) -> H(g) + Cl(g), ∆_a H^θ = 431.0  kJ  mo^-1

• બહુપરમાણ્વીય અણુઓમાં બંધ લંબાઈ નું માપન ખૂબજ જટિલ છે. જેમકે  H₂O મા O - H બંધને તોડવા માટે જરૂરી એન્થાલ્પી સરખી નથી હોતી.

H₂O(g) -> H(g) + OH(g), ∆_a H^θ ₁ = 502  kJ  mo^-1

OH (g) -> H(g) + O(g), ∆_a H^θ = 427  kJ  mo^-1

• ∆_a H^θ ના મૂલ્યોનો તફાવત દર્શાવે છે કે બીજો OH બંધ કંઈક ફેરફાર પામે છે. કારણ કે રાસાયણિક પર્યાવરણ બદલાઈ જાય છે.
•  બહુપરમાણ્વીય અણુઓમાં સરેરાશ બંધ એન્થાલ્પી પર્યાય વપરાય છે.

જવાબ : અણુમાં રહેલા પરમાણુ વચ્ચેના બંધની સંખ્યા તેને બંધક્રમાંક તરીકે ઓળખવામાં આવે છે.

• અણુઓ H₂ તથા N₂ માં પરમાણુ વચ્ચેના બંધની સંખ્યા અનુક્રમે 1, 2, અને 3 હોય છે. આ સંખ્યા તેમના બંધ ક્રમાંક અનુક્રમે 1, 2,  અને 3 થાય છે.
• બંધ ક્રમાંકની સંખ્યાની સંજ્ઞા આ પ્રમાણે છે.

બંધક્રમાંકની સંખ્યા 1, 2, 3 ને  અનુક્રમે -, =, તથા ≡ સંજ્ઞાઓ દ્વારા દર્શાવાય છે.