Covalent bonding Questions in Gujarati

(A) સહસંયોજક બંધની મજબૂતી બંધિત પરમાણુઓ વચ્ચેના વિદ્યુતઋણતાના તફાવત પર આધાર રાખે છે.
વધારે વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત વધુ આયનીય લાક્ષણિકતા તરફ દોરી જાય છે,જે બંધની મજબૂતી વધારે છે.
વિદ્યુતઋણતાના મૂલ્યો છે: $F = 4.0$,$Cl = 3.0$,$Br = 2.8$.
વિદ્યુતઋણતાના તફાવતો છે:
$Br-F$: $|4.0 - 2.8| = 1.2$
$F-F$: $|4.0 - 4.0| = 0$
$Cl-F$: $|4.0 - 3.0| = 1.0$
$Br-Cl$: $|3.0 - 2.8| = 0.2$
આમ,$Br-F$ માં વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત સૌથી વધુ હોવાથી,તે સૌથી મજબૂત બંધ છે.

(C) $N_2$ અણુમાં,બે નાઇટ્રોજન પરમાણુઓ ત્રિ-બંધ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે.
દરેક નાઇટ્રોજન પરમાણુ બંધ નિર્માણમાં $3$ ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે.
તેથી,બંધ નિર્માણમાં સામેલ કુલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા $3 + 3 = 6$ છે.

(C) પરમાણુની સહસંયોજકતા એ રાસાયણિક બંધ બનાવતી વખતે અન્ય પરમાણુઓ સાથે વહેંચાયેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે.
સહસંયોજક બંધમાં,સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રચના પ્રાપ્ત કરવા માટે પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની વહેંચણી થાય છે.
ઉદાહરણ તરીકે,$CH_4$ માં,કાર્બન તેના ચાર સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનને ચાર અલગ-અલગ $H$ પરમાણુઓના ચાર ઇલેક્ટ્રોન સાથે વહેંચે છે,જે $4$ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
આમ,કાર્બનની સહસંયોજકતા $4$ છે.

(A) ગ્રેફાઇટમાં,દરેક કાર્બન પરમાણુ $sp^{2}$-સંકરિત હોય છે અને અન્ય ત્રણ કાર્બન પરમાણુઓ સાથે સહસંયોજક બંધ દ્વારા જોડાયેલ હોય છે,જે ષટ્કોણીય સ્તરની રચના બનાવે છે.

(D) જ્યારે બે સમાન અધાતુ પરમાણુઓ બંધ બનાવે છે,ત્યારે તેઓ તેમના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનને સમાન રીતે વહેંચે છે કારણ કે તેમની વિદ્યુતઋણતા સમાન હોય છે.
આ પ્રકારના બંધને અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ કહેવામાં આવે છે.
તેથી,ઇલેક્ટ્રોન જોડી બંને પરમાણુઓ વચ્ચે સમાન રીતે વહેંચાયેલી હોય છે.

(A) જ્યારે બે પરમાણુઓ વચ્ચેની વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત $1.7$ અથવા તેનાથી ઓછો હોય ત્યારે સહસંયોજક બંધ બને છે.
જો વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત $1.7$ હોય,તો બંધમાં $50\%$ આયનીય અને $50\%$ સહસંયોજક લાક્ષણિકતા ગણવામાં આવે છે.
તેથી,સહસંયોજક બંધના નિર્માણ માટેની સાચી શરત વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત $\leq 1.7$ છે.

(B) સમાન પરમાણુઓ સમાન વિદ્યુતઋણતા ધરાવે છે,તેથી તેઓ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે ઇલેક્ટ્રોનની સમાન વહેંચણી કરે છે.

(B) પાણી એક ધ્રુવીય દ્રાવક છે,જ્યારે સહસંયોજક સંયોજનો સામાન્ય રીતે અધ્રુવીય હોય છે. "જેવું દ્રાવ્ય તેવું દ્રાવક" ના સિદ્ધાંત મુજબ,અધ્રુવીય પદાર્થો ધ્રુવીય દ્રાવકોમાં ઓગળતા નથી. તેથી,સહસંયોજક સંયોજનો સામાન્ય રીતે પાણીમાં અદ્રાવ્ય હોય છે.

(C) સાચો જવાબ $(C)$ છે.
$BCl_3$ એ ઇલેક્ટ્રોન ઉણપ ધરાવતું સંયોજન છે કારણ કે ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે ત્રણ સહસંયોજક બંધ બનાવ્યા પછી મધ્યસ્થ બોરોન પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષામાં માત્ર $6$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે,જે $8$ ઇલેક્ટ્રોનના સ્થાયી અષ્ટક કરતા ઓછા છે.

(C) અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે,સિલિકોનને વધુ $4$ ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય છે.
$4$ ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરવા માટે જરૂરી ઉર્જા ખૂબ વધારે હોવાથી અને $4$ ઇલેક્ટ્રોન મેળવવા પણ ઉર્જાની દ્રષ્ટિએ અનુકૂળ ન હોવાથી,સિલિકોન સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે તેના $4$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની અન્ય પરમાણુઓ સાથે ભાગીદારી કરવાનું પસંદ કરે છે.

(A) જ્યારે બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ $H_2$ અણુ બનાવવા માટે એકબીજાની નજીક આવે છે,ત્યારે પરમાણુઓના ન્યુક્લિયસ અને ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચેના આકર્ષણ બળો અપાકર્ષણ બળો કરતા પ્રબળ હોય છે.
જેમ જેમ પરમાણુઓ નજીક આવે છે,તેમ તંત્રની સ્થિતિ ઊર્જા ઘટે છે અને સંતુલિત બંધ અંતરે ન્યૂનતમ મૂલ્ય પ્રાપ્ત કરે છે.
સ્થિતિ ઊર્જામાં આ ઘટાડો ઊર્જાના મુક્ત થવાને કારણે થાય છે,જે $H_2$ અણુને બે અલગ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ કરતા વધુ સ્થિર બનાવે છે.

(C) $NaCl$ અને $MgCl_2$ માં,ધાતુ અને અધાતુ પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની આપ-લેને કારણે આયનીય બંધ હોય છે.
પિત્તળ એ તાંબા અને જસતની મિશ્રધાતુ છે,જેમાં ધાત્વીય બંધ હોય છે.
$H_2O$ એ ઓક્સિજન અને હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી દ્વારા બને છે,જે સહસંયોજક બંધની લાક્ષણિકતા છે.
તેથી,સાચો વિકલ્પ $C$ છે.

(A) હીરો કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે મજબૂત સહસંયોજક બંધો સાથે વિશાળ લેટીસ બંધારણમાં ગોઠવાયેલો હોય છે.
દરેક કાર્બન પરમાણુ અન્ય કાર્બન પરમાણુઓ સાથે $4$ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
તેથી,તેનું બંધારણ સખત હોય છે અને મુક્ત ઇલેક્ટ્રોનના અભાવને કારણે તે વિદ્યુતનું વહન કરી શકતું નથી.

(A) સહસંયોજક બંધ પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી દ્વારા રચાય છે,જે સામાન્ય રીતે અધાતુઓ વચ્ચે હોય છે.
$H_2$ એ બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓથી બનેલું છે જે ઇલેક્ટ્રોનની જોડી શેર કરે છે,તેથી તે સહસંયોજક અણુ છે.
$CaO$,$KCl$,અને $Na_2S$ એ આયનીય સંયોજનો છે જે ધાતુના કેટાયન અને અધાતુના એનાયન વચ્ચેના સ્થિર વિદ્યુત આકર્ષણ દ્વારા રચાય છે.
તેથી,સાચો વિકલ્પ $A$ છે.

(A) સહસંયોજક બંધ પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી દ્વારા રચાય છે.
આ ત્યારે સૌથી સરળતાથી થાય છે જ્યારે સામેલ પરમાણુઓ સમાન વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા હોય,કારણ કે કોઈ પણ પરમાણુ બીજા પરમાણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોનને સંપૂર્ણપણે દૂર કરવા માટે પૂરતો શક્તિશાળી હોતો નથી.
ઉદાહરણ તરીકે,$H_2$ અણુમાં,સમાન વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા બે $H$ પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.
તે જ રીતે,$CH_4$ માં,$C$ અને $H$ પ્રમાણમાં સમાન વિદ્યુતઋણતા ધરાવે છે,જે $C-H$ સહસંયોજક બંધોની રચના તરફ દોરી જાય છે.

(D) સમાન અધાતુ પરમાણુઓ વચ્ચેના બંધ સંપૂર્ણપણે સહસંયોજક હોય છે કારણ કે બંને પરમાણુઓની વિદ્યુતઋણતા સમાન હોય છે.
તેથી,બંધિત પરમાણુઓ ઇલેક્ટ્રોનની વહેંચાયેલી જોડી પર સમાન પકડ ધરાવે છે,પરિણામે ઇલેક્ટ્રોન જોડીની સમાન વહેંચણી થાય છે.
ઉદાહરણ તરીકે: $F_2$,$O_2$,$N_2$.

(A) જર્મેનિયમ $(Ge)$ હીરાની જેમ વિશાળ સહસંયોજક નેટવર્ક બંધારણ ધરાવે છે.
$A$. જર્મેનિયમ: સહસંયોજક બંધ.
$B$. સોડિયમ ક્લોરાઇડ $(NaCl)$: આયનીય બંધ.
$C$. ઘન નિયોન: વાન્ડર વાલ્સ બળો (લંડન ડિસ્પર્ઝન ફોર્સિસ).
$D$. તાંબુ $(Cu)$: ધાત્વિક બંધ.
તેથી,સાચો જવાબ $A$ છે.

(A) $HCl$ અણુ હાઇડ્રોજન પરમાણુ અને ક્લોરિન પરમાણુ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી દ્વારા બને છે.
બંને પરમાણુઓ તેમની સંયોજકતા કક્ષા પૂર્ણ કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોનની જોડી શેર કરે છે,તેથી બનતો બંધ સહસંયોજક બંધ છે.

(B) $AB$ અણુની બંધ લંબાઈ $A$ અને $B$ પરમાણુઓની સહસંયોજક ત્રિજ્યાનો ઉપયોગ કરીને $d_{AB} = r_A + r_B$ તરીકે અંદાજિત કરી શકાય છે.
$H_2$ અણુ માટે,બંધ લંબાઈ $74 \, pm$ છે,તેથી $H$ ની સહસંયોજક ત્રિજ્યા $r_H = \frac{74}{2} = 37 \, pm$ છે.
$Cl_2$ અણુ માટે,બંધ લંબાઈ $198 \, pm$ છે,તેથી $Cl$ ની સહસંયોજક ત્રિજ્યા $r_{Cl} = \frac{198}{2} = 99 \, pm$ છે.
તેથી,$HCl$ ની બંધ લંબાઈ $r_H + r_{Cl} = 37 + 99 = 136 \, pm$ છે.

(C) સહસંયોજક સંયોજનો નબળા આંતરઆણ્વીય બળો દ્વારા જોડાયેલા અણુઓ ધરાવે છે.
આ નબળા બળોને કારણે,તેઓ સામાન્ય રીતે નીચા ઉત્કલન બિંદુ અને નીચા ગલનબિંદુ ધરાવે છે.
તેઓ સામાન્ય રીતે વિદ્યુત અને ઉષ્માના મંદ વાહક હોય છે અને સામાન્ય રીતે પાણી જેવા ધ્રુવીય દ્રાવકોમાં અદ્રાવ્ય હોય છે.

(B) $ (b) $ પાણીના અણુ $(H_2O)$ માં,ઓક્સિજન પરમાણુ બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સાથે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી દ્વારા જોડાયેલ હોય છે. ઇલેક્ટ્રોનની આ ભાગીદારીને કારણે સહસંયોજક બંધ બને છે. તેની રચના નીચે મુજબ છે:
$ H-O-H $

(B) સહસંયોજક બંધ,જેને આણ્વિક બંધ પણ કહેવામાં આવે છે,તે એક રાસાયણિક બંધ છે જેમાં અણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની ભાગીદારીનો સમાવેશ થાય છે.
આ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોને સહિયારી જોડી અથવા બંધનકર્તા જોડી તરીકે ઓળખવામાં આવે છે.
જ્યારે અણુઓ ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે ત્યારે તેમની વચ્ચે આકર્ષણ અને અપાકર્ષણ બળોનું સ્થિર સંતુલન જળવાય છે,જેને સહસંયોજક બંધન કહેવામાં આવે છે.

(B) સહસંયોજક બંધ પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી દ્વારા રચાય છે.
તે એક દિશાત્મક (directional) બંધ છે કારણ કે તે ઓવરલેપિંગમાં સામેલ પરમાણુ કક્ષકોના અભિગમ પર આધાર રાખે છે.
તેથી,બંધ દિશાવિહીન છે તે વિધાન ખોટું છે.
આયનીય બંધ સામાન્ય રીતે દિશાવિહીન માનવામાં આવે છે.

(D) બંધ વિયોજન ઉર્જા બંધ લંબાઈના વ્યસ્ત પ્રમાણમાં હોય છે,જે બંધિત પરમાણુઓના કદ પર આધાર રાખે છે.
નાના પરમાણુઓ ટૂંકા અને મજબૂત બંધ બનાવે છે,જેના પરિણામે બંધ વિયોજન ઉર્જા વધારે હોય છે.
આપેલ મૂલ્યોની સરખામણી કરતા: $485 \ kJ \ mol^{-1} > 328 \ kJ \ mol^{-1} > 276 \ kJ \ mol^{-1} > 240 \ kJ \ mol^{-1}$.
તત્વ $D$ ની બંધ વિયોજન ઉર્જા સૌથી વધુ $(485 \ kJ \ mol^{-1})$ હોવાથી,આપેલ તત્વોમાં તેનું પરમાણુ કદ સૌથી નાનું હશે.

(B) જ્યારે કોઈ પરમાણુને તેનું અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે $3$ ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય ત્યારે ત્રિ-બંધ રચાય છે,જે સામાન્ય રીતે નાઇટ્રોજન $(N_2)$ જેવા સમૂહ $15$ ના તત્વોમાં જોવા મળે છે.
$N$ $(Z=7)$ માટે,ઇલેક્ટ્રોનિક રચના $1s^2, 2s^2, 2p^3$ છે.
આમ,સાચી રચના $1s^2, 2s^2, 2p^3$ છે.

(A) અષ્ટકનો નિયમ જણાવે છે કે પરમાણુઓ તેમની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે,ગુમાવે છે અથવા ભાગીદારી કરે છે.
$PCl_5$ માં,મધ્યસ્થ ફોસ્ફરસ પરમાણુ $5$ ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે,જેના પરિણામે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $10$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે (વિસ્તૃત અષ્ટક).
તેથી,$PCl_5$ અષ્ટકનો નિયમ પાળતું નથી.

(B) નાઈટ્રોજન $(N)$ ની ઇલેક્ટ્રોનિક રચના $1s^2 2s^2 2p^3$ છે.
તેની અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે,દરેક નાઈટ્રોજન પરમાણુને $3$ વધુ ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય છે.
તેથી,$N_2$ અણુમાં,દરેક નાઈટ્રોજન પરમાણુ ત્રિ-બંધ $(N \equiv N)$ બનાવવા માટે બીજા સાથે $3$ ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.

(B) સાચો જવાબ $(B)$ છે.
$_{16}S$ ની ઇલેક્ટ્રોન રચના $1s^2, 2s^2, 2p^6, 3s^2, 3p^4$ છે.
સલ્ફરની બાહ્યતમ કક્ષામાં $6$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
તેનું અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે સલ્ફરને $2$ ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય છે.
તે બે હાઇડ્રોજન અણુઓ સાથે $2$ ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરે છે,જેના પરિણામે $2$ સહસંયોજક બંધ બને છે.

(B) નાઇટ્રોજન $(Z=7)$ ની ઇલેક્ટ્રોનિક રચના $1s^2, 2s^2, 2p^3$ છે.
નાઇટ્રોજન પાસે $5$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન છે.
એમોનિયા $(NH_3)$ અણુમાં,નાઇટ્રોજન તેના $3$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનને $3$ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સાથે શેર કરીને $3$ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
શેરિંગ પછી,નાઇટ્રોજન હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ પાસેથી $3$ ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે,જે તેનું અષ્ટક પૂર્ણ કરે છે.
તેથી,$NH_3$ માં નાઇટ્રોજનની સંયોજકતા કક્ષામાં કુલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા $5 + 3 = 8$ છે.

(C) હાઇડ્રોજન ગેસના અણુ $(H_2)$ માં બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓને જોડતો બંધ એ એક ક્લાસિક $Covalent \ Bond$ (સહસંયોજક બંધ) છે.
બંને હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સમાન હોવાથી,આયનીય બંધ બનાવવા માટે કોઈ પણ પરમાણુ બીજા પાસેથી ઇલેક્ટ્રોન મેળવી શકતો નથી.
પરિણામે,બંને હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ તેમના ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરે છે,જે સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.

(C) સહસંયોજક બંધની મજબૂતી બંધ ક્રમાંક (bond order) ના સમપ્રમાણમાં અને બંધ લંબાઈના વ્યસ્ત પ્રમાણમાં હોય છે.
આપેલા વિકલ્પોમાંથી,$C - N$ બંધ $HCN$ જેવા સંયોજનોમાં ત્રિ-બંધ $(C \equiv N)$ તરીકે અસ્તિત્વ ધરાવી શકે છે,જે $C - C$,$C - H$ અથવા $C - O$ જેવા એકલ બંધોની તુલનામાં ઘણી વધારે બંધ ઉર્જા ધરાવે છે.
તેથી,$C \equiv N$ બંધ સૌથી મજબૂત છે.

(C) હીરા,સિલિકોન અને ક્વાર્ટઝમાં મુખ્ય બંધનકર્તા બળ સહસંયોજક બંધ છે.
આ પદાર્થો વિશાળ સહસંયોજક નેટવર્ક બંધારણો (નેટવર્ક ઘન) બનાવે છે જેમાં પરમાણુઓ મજબૂત સહસંયોજક બંધ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે.

(D) જ્યારે બે અણુઓ એક કરતા વધુ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી કરે ત્યારે બહુવિધ સહસંયોજક બંધ (દ્વિબંધ અથવા ત્રિબંધ) અસ્તિત્વમાં આવે છે.
$H_2$ માં,એકલ બંધ $(H-H)$ હોય છે.
$N_2$ માં,ત્રિબંધ $(N \equiv N)$ હોય છે.
$C_2H_4$ (ઇથિન) માં,કાર્બન અણુઓ વચ્ચે દ્વિબંધ $(CH_2=CH_2)$ હોય છે.
તેથી,$N_2$ અને $C_2H_4$ બંનેમાં બહુવિધ સહસંયોજક બંધ હોય છે.

(D) સહસંયોજક બંધમાં પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારીનો સમાવેશ થાય છે.
બંધિત પરમાણુઓ વચ્ચેની વિદ્યુતઋણતાના તફાવતને આધારે સહસંયોજક બંધ ધ્રુવીય અથવા અધ્રુવીય હોઈ શકે છે.
તેથી,વિધાન $(a)$ અને $(b)$ બંને સાચા છે.

(B) $PCl_5$ માં $P$ અને $Cl$ વચ્ચેનો બંધ મુખ્યત્વે સહસંયોજક છે,કારણ કે $P$ $(2.19)$ અને $Cl$ $(3.16)$ વચ્ચે વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત છે.
વિદ્યુતઋણતામાં નોંધપાત્ર તફાવત હોવાથી,આ બંધ આંશિક આયનીય લાક્ષણિકતા દર્શાવે છે.
તેથી,$P-Cl$ બંધ એ થોડી આયનીય લાક્ષણિકતા ધરાવતો સહસંયોજક બંધ છે.

(A) જ્યારે બે પરમાણુઓ બંધ બનાવવા માટે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરે છે,ત્યારે તેને સહસંયોજક બંધ કહેવામાં આવે છે.
સંયોજન $AB$ માં,પરમાણુઓ અલગ-અલગ ($A$ અને $B$) હોવાથી,તેમની વિદ્યુતઋણતા અલગ-અલગ હશે.
બે અલગ-અલગ પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારીને કારણે $A$ અને $B$ વચ્ચેની વિદ્યુતઋણતાના તફાવતને લીધે તે ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ બને છે.

(B) કેલ્શિયમ કાર્બાઇડ $(CaC_2)$ એ $Ca^{2+}$ અને એસીટિલાઇડ આયનો $(C_2^{2-})$ ધરાવે છે.
એસીટિલાઇડ આયનમાં બે કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે ત્રિબંધ હોય છે,જેને $[C \equiv C]^{2-}$ તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે.
ત્રિબંધમાં $1 \ \sigma$ બંધ અને $2 \ \pi$ બંધ હોય છે.
તેથી,બે કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે $1 \ \sigma$ અને $2 \ \pi$ બંધ હોય છે.

(C) દ્વિબંધમાં,બે અણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની બે જોડીની ભાગીદારી થાય છે,જે કુલ $4$ ઇલેક્ટ્રોન દર્શાવે છે.
ઉદાહરણ તરીકે,ઇથીન $(H_2C=CH_2)$ માં,દરેક કાર્બન અણુ દ્વિબંધ બનાવવા માટે બીજા કાર્બન અણુ સાથે બે ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.

(C) બંધની મજબૂતી બંધ ક્રમાંક (bond order) પર આધાર રાખે છે.
$C\equiv C$ નો બંધ ક્રમાંક $3$ છે,$C=C$ નો $2$ છે,અને $C-C$ નો $1$ છે.
જેમ બંધ ક્રમાંક વધે તેમ બંધની મજબૂતી વધે છે.
તેથી,$C\equiv C$ સૌથી મજબૂત બંધ છે.

(D) ટ્રાયસિલાઈલ એમાઈનમાં,નાઈટ્રોજન પરમાણુ $sp^2$ સંકરણ ધરાવે છે અને તેની પાસે $p$-કક્ષકમાં અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે. સિલિકોન પાસે ખાલી $3d$-કક્ષકો હોય છે. નાઈટ્રોજન પરનું અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ સિલિકોનની ખાલી $d$-કક્ષકમાં દાન પામે છે,જેના પરિણામે $p\pi - d\pi$ બેક બોન્ડિંગ રચાય છે.

(D) $P_4O_{10}$ ની રચનામાં $P_4$ ટેટ્રાહેડ્રોન હોય છે જ્યાં દરેક ધાર એક ઓક્સિજન પરમાણુ ($P-O-P$ બંધ) દ્વારા જોડાયેલ હોય છે.
આવા $6$ $P-O-P$ બ્રિજ છે,જે $12$ સિગ્મા બંધ બનાવે છે.
વધુમાં,દરેક $4$ ફોસ્ફરસ પરમાણુઓ દ્વિબંધ $(P=O)$ દ્વારા ટર્મિનલ ઓક્સિજન પરમાણુ સાથે જોડાયેલા હોય છે.
દરેક $P=O$ બંધમાં $1$ સિગ્મા બંધ અને $1$ પાઈ બંધ હોય છે.
આમ,$P=O$ જૂથોમાંથી $4$ સિગ્મા બંધ મળે છે.
કુલ સિગ્મા બંધની સંખ્યા = $12$ ($P-O-P$ બ્રિજમાંથી) + $4$ ($P=O$ બંધમાંથી) = $16$ સિગ્મા બંધ.

(A) $Cl_{2}$ અણુ માટે સાચું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર $:\,\mathop {Cl}\limits_{..}^{..} \,:\,\mathop {Cl}\limits_{..}^{..} \,:$ છે.
દરેક ક્લોરિન પરમાણુમાં $7$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
સ્થાયી અષ્ટક પ્રાપ્ત કરવા માટે,દરેક ક્લોરિન પરમાણુ બીજા સાથે $1$ ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે,જે એક સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
આમ,દરેક ક્લોરિન પરમાણુ $3$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ અને $1$ સહિયારા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મથી ઘેરાયેલું હોય છે.

(B) જ્યારે પરમાણુઓ વચ્ચે માત્ર એક જોડીને બદલે ઇલેક્ટ્રોનની બે જોડી વહેંચાય છે ત્યારે $Double \ covalent \ bond$ (દ્વિ સહસંયોજક બંધ) બને છે.

(A) ડાયબોરેન $(B_2H_6)$ અણુમાં બે પ્રકારના $B-H$ બંધ હોય છે:
$(i)$ $B-H_t$ (ટર્મિનલ): આ સામાન્ય બે-કેન્દ્રીય બે-ઇલેક્ટ્રોન $(2c-2e)$ સહસંયોજક બંધ છે.
(ii) $B-H_b$ (બ્રિજિંગ): આ ત્રણ-કેન્દ્રીય બે-ઇલેક્ટ્રોન $(3c-2e)$ બંધ છે,જેને ઘણીવાર બનાના બોન્ડ કહેવામાં આવે છે.
તેથી,હાજર બે પ્રકારના બંધ સહસંયોજક અને ત્રણ-કેન્દ્રીય બંધ છે.

(C) બંધ વિયોજન ઉર્જા બંધ ક્રમાંક અને બંધની મજબૂતી પર આધાર રાખે છે.
$N_2$ માં ત્રિ-બંધ $(N \equiv N)$ હોય છે,જે $H_2$ ના એકલ બંધ $(436 \ kJ/mol)$,$CH_4$ ના $C-H$ બંધ $(413 \ kJ/mol)$ અથવા $O_2$ ના દ્વિ-બંધ $(498 \ kJ/mol)$ કરતા ઘણો વધારે મજબૂત છે.
$N_2$ ની બંધ વિયોજન ઉર્જા આશરે $945 \ kJ/mol$ છે.
તેથી,$N \equiv N$ બંધને તોડવા માટે સૌથી વધુ ઉર્જાની જરૂર પડે છે.

(A) સાયનાઇડ આયન $(CN^-)$ ની લુઈસ રચનામાં કાર્બન અને નાઈટ્રોજન વચ્ચે ત્રિબંધ $(C \equiv N)$ હોય છે.
કાર્બન માટે ઔપચારિક વીજભાર = $4 - 2 - 3 = -1$.
નાઈટ્રોજન માટે ઔપચારિક વીજભાર = $5 - 2 - 3 = 0$.
તેથી,ઔપચારિક ઋણ વીજભાર કાર્બન $(C)$ પર હોય છે.

(C) જ્યારે બે પરમાણુઓ વચ્ચે રાસાયણિક બંધ રચાય છે,ત્યારે પરિણામી અણુની સ્થિતિ ઉર્જા અલગ પરમાણુઓની સ્થિતિ ઉર્જાના સરવાળા કરતા ઓછી હોય છે. આનું કારણ એ છે કે બંધનું નિર્માણ એ ઉષ્માક્ષેપક પ્રક્રિયા છે,જેમાં વધુ સ્થિર અવસ્થા પ્રાપ્ત કરવા માટે ઉર્જા મુક્ત થાય છે.

(A) સહસંયોજક બંધની મજબૂતી તેની બંધ લંબાઈના વ્યસ્ત પ્રમાણમાં હોય છે.
આપેલા આંતર-હેલોજન સંયોજનો અને ફ્લોરિન અણુમાં,હેલોજન પરમાણુનું કદ વધવાની સાથે બંધ લંબાઈ વધે છે $(F < Cl < Br < I)$.
તેથી,બંધ લંબાઈનો ક્રમ $F-F < Cl-F < Br-F < I-F$ છે.
$F-F$ બંધની લંબાઈ સૌથી ઓછી હોવાથી,તે આપેલા વિકલ્પોમાં સૌથી મજબૂત બંધ છે.

(A) સફેદ ફોસ્ફરસ $(P_4)$ ની રચનામાં ચાર ફોસ્ફરસ પરમાણુઓ નિયમિત ચતુષ્ફલકના ખૂણા પર ગોઠવાયેલા હોય છે.
દરેક ફોસ્ફરસ પરમાણુ અન્ય ત્રણ ફોસ્ફરસ પરમાણુઓ સાથે એકલ સહસંયોજક બંધ દ્વારા જોડાયેલ હોય છે.
$P_4$ અણુમાં કુલ $6$ $P-P$ એકલ બંધ હોય છે.
દરેક એકલ બંધ એક બંધનકર્તા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મનું પ્રતિનિધિત્વ કરતું હોવાથી,સફેદ ફોસ્ફરસમાં $6$ બંધનકર્તા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મો હોય છે.