Covalent bonding Questions in Gujarati

(A) $H_2S$ અણુમાં,સલ્ફર પરમાણુ $(S)$ તેના અષ્ટકને પૂર્ણ કરવા માટે બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ $(H)$ સાથે તેના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરે છે.
બે અધાતુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી દ્વારા બંધ બનતો હોવાથી,તે સહસંયોજક બંધ છે.
તેથી,સાચો વિકલ્પ $A$ છે.

(B) $SO_3^{2-}$ (સલ્ફાઇટ આયન) માં,મધ્યસ્થ સલ્ફર પરમાણુનો ઓક્સિડેશન આંક $+4$ છે. સલ્ફરની ઇલેક્ટ્રોનીય રચના $[Ne] 3s^2 3p^4$ છે.
$SO_3^{2-}$ ના નિર્માણમાં,સલ્ફર $sp^3$ સંકરણ અનુભવે છે.
ઓક્સિજનની એક $p$-કક્ષક સલ્ફરની ખાલી $d$-કક્ષક સાથે ઓવરલેપ થઈને $p\pi - d\pi$ બંધ બનાવે છે.
$NO_3^-$,$BO_3^{3-}$ અને $CO_3^{2-}$ માં,મધ્યસ્થ પરમાણુઓ $(N, B, C)$ બીજા આવર્તનના છે અને તેમની પાસે બંધ બનાવવા માટે $d$-કક્ષકો ઉપલબ્ધ નથી,તેથી તેઓ માત્ર $p\pi - p\pi$ બંધ દર્શાવે છે.

(B) કેલ્શિયમ કાર્બાઇડ $(CaC_2)$ એ આયનીય સંયોજન છે જે $Ca^{2+}$ આયનો અને એસીટાઇલાઇડ આયનો $(C_2^{2-})$ ધરાવે છે.
એસીટાઇલાઇડ આયનનું બંધારણ $[C \equiv C]^{2-}$ છે.
$C \equiv C$ ત્રિ-બંધમાં,એક સિગ્મા $(\sigma)$ બંધ અને બે પાઇ $(\pi)$ બંધ હોય છે.
તેથી,સાચો વિકલ્પ $B$ છે.

(C) કાર્બન-હેલોજન બંધની બંધ લંબાઈ હેલોજન પરમાણુના કદ વધવાની સાથે વધે છે.
બંધ લંબાઈનો ક્રમ આ મુજબ છે: $C-F < C-Cl < C-Br < C-I$.
બંધ ઉર્જા એ બંધ લંબાઈના વ્યસ્ત પ્રમાણમાં હોવાથી,જેમ બંધ લંબાઈ વધે તેમ બંધ ઉર્જા ઘટે છે.
તેથી,બંધ ઉર્જાનો ઉતરતો ક્રમ આ મુજબ છે: $C-F > C-Cl > C-Br > C-I$.

(N/A) પગલું $1$. કાર્બન અને ઓક્સિજન પરમાણુઓના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા ગણો. કાર્બન અને ઓક્સિજન પરમાણુઓની બાહ્ય (સંયોજકતા) કક્ષાની ઇલેક્ટ્રોન રચના અનુક્રમે $2s^{2} 2p^{2}$ અને $2s^{2} 2p^{4}$ છે. ઉપલબ્ધ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $4+6=10$ છે.
પગલું $2$. $CO$ ની હાડપિંજર રચના $C-O$ તરીકે લખાય છે.
પગલું $3$. બંને માટે અષ્ટકનો નિયમ સંતોષવા માટે $C$ અને $O$ પરમાણુઓ વચ્ચે ત્રિબંધ દોરો. દરેક પરમાણુ ત્રણ સહિયારી જોડી બનાવવા માટે ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે,અને દરેક પરમાણુ એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ જાળવી રાખે છે.
લુઈસ ડોટ રચના છે: $:C \equiv O:$

(N/A) લુઈસ બંધારણો સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનને ટપકાં તરીકે અને બંધને રેખાઓ તરીકે દર્શાવીને દોરવામાં આવે છે:
$1. H_2S$: સલ્ફર મધ્યસ્થ પરમાણુ છે જે બે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ અને બે $S-H$ એકલ બંધ ધરાવે છે.
$2. SiCl_4$: સિલિકોન મધ્યસ્થ પરમાણુ છે જે ચાર ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે એકલ બંધથી જોડાયેલ છે,દરેક ક્લોરિન પરમાણુ ત્રણ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ ધરાવે છે.
$3. BeF_2$: બેરિલિયમ મધ્યસ્થ પરમાણુ છે જે બે ફ્લોરિન પરમાણુઓ સાથે એકલ બંધથી જોડાયેલ છે,દરેક ફ્લોરિન પરમાણુ ત્રણ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ ધરાવે છે.
$4. CO_3^{2-}$: કાર્બન મધ્યસ્થ પરમાણુ છે જે ત્રણ ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે. એક ઓક્સિજન કાર્બન સાથે દ્વિબંધથી અને બે ઓક્સિજન એકલ બંધથી જોડાયેલા છે,જે ઋણ વીજભાર ધરાવે છે.
$5. HCOOH$: કાર્બન મધ્યસ્થ પરમાણુ છે જે એક હાઇડ્રોજન,એક ઓક્સિજન (દ્વિબંધ) અને એક હાઇડ્રોક્સિલ સમૂહ $(-OH)$ સાથે જોડાયેલ છે.

(N/A) અષ્ટકનો નિયમ અથવા રાસાયણિક બંધનનો ઇલેક્ટ્રોનિક સિદ્ધાંત કોસેલ અને લુઈસ દ્વારા વિકસાવવામાં આવ્યો હતો. આ નિયમ મુજબ,પરમાણુઓ કાં તો એક પરમાણુમાંથી બીજા પરમાણુમાં સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનનું સ્થાનાંતરણ કરીને અથવા તેમની સંયોજકતા કક્ષામાં અષ્ટક પૂર્ણ કરીને નજીકના નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રોન રચના પ્રાપ્ત કરવા માટે તેમના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરીને જોડાય છે.
મહત્વ: અષ્ટકનો નિયમ તત્વની પ્રકૃતિના આધારે રાસાયણિક બંધોના નિર્માણને સમજાવવામાં સફળ રહ્યો.
અષ્ટક સિદ્ધાંતની મર્યાદાઓ:
$(a)$ આ નિયમ અણુઓના આકાર અને સાપેક્ષ સ્થિરતાની આગાહી કરવામાં નિષ્ફળ રહ્યો.
$(b)$ તે નિષ્ક્રિય વાયુઓના નિષ્ક્રિય સ્વભાવ પર આધારિત છે. જો કે,ઝેનોન અને ક્રિપ્ટોન જેવા કેટલાક નિષ્ક્રિય વાયુઓ $XeF_{2}$,$KrF_{2}$ વગેરે જેવા સંયોજનો બનાવે છે.
$(c)$ અષ્ટકનો નિયમ આવર્ત કોષ્ટકના ત્રીજા આવર્ત અને તેના પછીના તત્વોને લાગુ પડતો નથી. આ આવર્તોમાં હાજર તત્વોમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ આઠ કરતાં વધુ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ઉદાહરણ તરીકે: $PF_{5}$,$SF_{6}$ વગેરે.
$(d)$ અષ્ટકનો નિયમ એવા અણુઓ માટે સંતોષકારક નથી જેમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા એકી હોય. ઉદાહરણ તરીકે,$NO$ અને $NO_{2}$ અષ્ટકના નિયમનું પાલન કરતા નથી.
$(e)$ આ નિયમ એવા સંયોજનોને લાગુ કરી શકાતો નથી જેમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા આઠ કરતા ઓછી હોય. ઉદાહરણ તરીકે,$LiCl$,$BeH_{2}$,$AlCl_{3}$ વગેરે અષ્ટકના નિયમનું પાલન કરતા નથી.

(N/A) બંધ લંબાઈ એટલે અણુમાં રહેલા બે બંધિત પરમાણુઓના કેન્દ્રો વચ્ચેનું સંતુલિત અંતર.
બંધ લંબાઈને $\mathring{A}$ $(10^{-10} \ m)$ અથવા પિકોમીટર $(10^{-12} \ m)$ ના એકમમાં દર્શાવવામાં આવે છે અને તેને સ્પેક્ટ્રોસ્કોપિક $X$-ray ડિફ્રેક્શન અને ઇલેક્ટ્રોન-ડિફ્રેક્શન તકનીકો દ્વારા માપવામાં આવે છે.
આયનીય સંયોજનમાં,બંધ લંબાઈ એ ઘટક પરમાણુઓની આયનીય ત્રિજ્યાનો સરવાળો છે $(d = r_+ + r_-)$. સહસંયોજક સંયોજનમાં,તે તેમની સહસંયોજક ત્રિજ્યાનો સરવાળો છે $(d = r_A + r_B)$.

(N/A) જ્યારે અલગ-અલગ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા બે અસમાન પરમાણુઓ જોડાઈને સહસંયોજક બંધ બનાવે છે,ત્યારે ઇલેક્ટ્રોનની બંધકારક જોડી સમાન રીતે વહેંચાતી નથી.
બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન જોડી વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા પરમાણુના કેન્દ્ર તરફ આકર્ષાય છે. પરિણામે,ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ વિકૃત થાય છે અને ઇલેક્ટ્રોન વાદળ વધુ વિદ્યુતઋણ પરમાણુ તરફ સ્થળાંતરિત થાય છે.
આથી,વધુ વિદ્યુતઋણ પરમાણુ પર આંશિક ઋણ વીજભાર $(\delta^-)$ અને બીજા પરમાણુ પર આંશિક ધન વીજભાર $(\delta^+)$ ઉત્પન્ન થાય છે. આમ,અણુમાં વિરુદ્ધ ધ્રુવો વિકસે છે અને આ પ્રકારના બંધને ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ કહેવામાં આવે છે.
ઉદાહરણ: $HCl$ માં ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ હોય છે. ક્લોરિન પરમાણુ હાઇડ્રોજન પરમાણુ કરતા વધુ વિદ્યુતઋણ છે. તેથી,બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન જોડી ક્લોરિન પરમાણુની નજીક રહે છે,જેના પર આંશિક ઋણ વીજભાર અને હાઇડ્રોજન પરમાણુ પર આંશિક ધન વીજભાર આવે છે: $H^{\delta+} - Cl^{\delta-}$.

(N/A) આપેલ બંધારણમાં,કાર્બન પરમાણુ પાંચ બંધ ધરાવતો દર્શાવવામાં આવ્યો છે,જે ખોટું છે કારણ કે કાર્બન ચતુઃસંયોજક છે. એસિટિક એસિડ $(CH_{3}COOH)$ માટે સાચું લુઈસ બંધારણ કાર્બોનિલ કાર્બન અને ઓક્સિજન પરમાણુ વચ્ચે દ્વિબંધ અને કાર્બોનિલ કાર્બન અને હાઈડ્રોક્સિલ ઓક્સિજન વચ્ચે એકલ બંધ ધરાવે છે. સાચું બંધારણ નીચે મુજબ છે:
$H_{3}C-C(=O)OH$

(N/A) ધારો કે બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ ($A$ અને $B$) કે જેમના ન્યુક્લિયસ ($N_{A}$ અને $N_{B}$) અને ઇલેક્ટ્રોન ($e_{A}$ અને $e_{B}$) છે,તે હાઇડ્રોજન અણુ બનાવવા માટે પ્રક્રિયા કરે છે.
જ્યારે $A$ અને $B$ એકબીજાથી ઘણા દૂર હોય છે,ત્યારે તેમની વચ્ચે કોઈ આંતરક્રિયા થતી નથી. જેમ જેમ તેઓ એકબીજાની નજીક આવે છે,તેમ આકર્ષણ અને અપાકર્ષણ બળો કાર્ય કરવાનું શરૂ કરે છે.
આકર્ષણ બળ નીચેના વચ્ચે ઉદભવે છે:
$(a)$ એક પરમાણુનું ન્યુક્લિયસ અને તેનો પોતાનો ઇલેક્ટ્રોન,એટલે કે $N_{A}-e_{A}$ અને $N_{B}-e_{B}$
$(b)$ એક પરમાણુનું ન્યુક્લિયસ અને બીજા પરમાણુનો ઇલેક્ટ્રોન,એટલે કે $N_{A}-e_{B}$ અને $N_{B}-e_{A}$
અપાકર્ષણ બળ નીચેના વચ્ચે ઉદભવે છે:
$(a)$ બે પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રોન,એટલે કે $e_{A}-e_{B}$
$(b)$ બે પરમાણુઓના ન્યુક્લિયસ,એટલે કે $N_{A}-N_{B}$
આકર્ષણ બળ બે પરમાણુઓને નજીક લાવે છે,જ્યારે અપાકર્ષણ બળ તેમને દૂર ધકેલવાનું વલણ ધરાવે છે.
આકર્ષણ બળોનું મૂલ્ય અપાકર્ષણ બળો કરતા વધારે હોય છે. તેથી,બે પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે. પરિણામે,સ્થિતિ ઊર્જા ઘટે છે. અંતે,એક એવી સ્થિતિ આવે છે જ્યારે આકર્ષણ બળો અપાકર્ષણ બળોને સંતુલિત કરે છે અને તંત્ર લઘુત્તમ ઊર્જા પ્રાપ્ત કરે છે. આનાથી ડાયહાઇડ્રોજન અણુનું નિર્માણ થાય છે.

(N/A) લેંગમ્યુરે $(1919)$ અષ્ટકના સ્થિર ઘનાકાર ગોઠવણીના વિચારને છોડીને અને સહસંયોજક બંધ શબ્દ રજૂ કરીને લુઈસના અભિધારણાઓને સુધારી.
લુઈસ-લેંગમ્યુર સિદ્ધાંત મુજબ,પરમાણુઓ તેમની વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી દ્વારા જોડાઈ શકે છે. આ પ્રકારના બંધને સહસંયોજક બંધ કહેવામાં આવે છે,અને દરેક પરમાણુ નજીકના નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રોન રચના પ્રાપ્ત કરવા માટે ભાગીદારીમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે.
ઉદાહરણ: ડાયક્લોરિન $(Cl_{2})$ અણુમાં સહસંયોજક બંધ.
$Cl$ પરમાણુ જેની ઇલેક્ટ્રોન રચના: $[Ne] \ 3s^{2} 3p^{5}$ છે,તે આર્ગોન નિષ્ક્રિય વાયુની રચના કરતાં એક ઇલેક્ટ્રોન ઓછો ધરાવે છે.
$Cl_{2}$ અણુનું નિર્માણ બે ક્લોરિન પરમાણુઓ વચ્ચે $1$ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી દ્વારા સમજી શકાય છે,જેમાં દરેક ક્લોરિન પરમાણુ ભાગીદારીના યુગ્મમાં એક ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે.
આ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ બંને $Cl$ પરમાણુઓના અષ્ટકમાં ભાગ લે છે.
આમ,બંને ક્લોરિન પરમાણુઓ $Ar$ જેવું અષ્ટક પ્રાપ્ત કરે છે: $[Ne] \ 3s^{2} 3p^{6}$ અથવા $[Ar]$.
નોંધ: '$\circ$' અને '$x$' સંજ્ઞાઓ બંને ક્લોરિન પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રોનને દર્શાવવા માટે વપરાય છે. '-' નો ઉપયોગ બે $Cl$ પરમાણુઓ વચ્ચેના સહસંયોજક બંધને દર્શાવવા માટે થાય છે.

(N/A) પાણી $(H_{2}O)$ માં બે $O-H$ સહસંયોજક બંધ હોય છે. કાર્બન ટેટ્રાક્લોરાઈડ $(CCl_{4})$ માં ચાર $C-Cl$ સહસંયોજક બંધ હોય છે.
$H_{2}O$ ની રચના:
- દરેક $H$ પરમાણુ ડ્યુપ્લેટ (બે ઈલેક્ટ્રોન) પ્રાપ્ત કરે છે.
- $O$ પરમાણુ અષ્ટક (આઠ ઈલેક્ટ્રોન) પ્રાપ્ત કરે છે.
$CCl_{4}$ ની રચના:
- દરેક $C-Cl$ બંધમાં $C$ નો એક ઈલેક્ટ્રોન અને $Cl$ નો એક ઈલેક્ટ્રોન ભાગ લે છે,જેથી તમામ પરમાણુઓનું અષ્ટક પૂર્ણ થાય છે.

(N/A) બહુવિધ બંધ એ સહસંયોજક બંધ છે જે બે પરમાણુઓ વચ્ચે એક કરતા વધુ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી દ્વારા રચાય છે. જ્યારે બે પરમાણુઓ બે કે તેથી વધુ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી કરે છે,ત્યારે તેને બહુવિધ બંધ (જેમ કે દ્વિબંધ અથવા ત્રિબંધ) કહેવામાં આવે છે.
| લક્ષણ | એકલબંધ | દ્વિબંધ | ત્રિબંધ |
| :--- | :--- | :--- | :--- |
| ભાગીદારી પામેલ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ | $1$ યુગ્મ ($2$ ઇલેક્ટ્રોન) | $2$ યુગ્મ ($4$ ઇલેક્ટ્રોન) | $3$ યુગ્મ ($6$ ઇલેક્ટ્રોન) |
| રજૂઆત | $-$ | $=$ | $\equiv$ |
| ઉદાહરણ | $Cl_2$ $(Cl-Cl)$ | $O_2$ $(O=O)$ | $N_2$ $(N\equiv N)$ |

(N/A) કાર્બન ડાયોક્સાઇડ $(CO_{2})$: $CO_{2}$ અણુમાં બે દ્વિબંધ હાજર છે. દરેક $C=O$ બંધમાં $C$ અને $O$ પરમાણુઓ વચ્ચે બે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (ચાર ઇલેક્ટ્રોન) ની ભાગીદારી હોય છે.
$(b)$ ઇથિન $(C_{2}H_{4})$: આ અણુમાં બે કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે એક દ્વિબંધ $(C=C)$ અને ચાર એકલ $C-H$ બંધ હાજર છે. બે કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે બે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (ચાર ઇલેક્ટ્રોન) ની ભાગીદારીથી દ્વિબંધ બને છે.
$(c)$ ડાયનાઇટ્રોજન $(N_{2})$: $N_{2}$ અણુમાં બે નાઇટ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચે એક ત્રિબંધ $(N \equiv N)$ હાજર છે,જેમાં ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (છ ઇલેક્ટ્રોન) ભાગ લે છે.
$(d)$ ઇથાઇન $(C_{2}H_{2})$: આ અણુમાં બે કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે એક ત્રિબંધ $(C \equiv C)$ અને બે એકલ $C-H$ બંધ હાજર છે. બે કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (છ ઇલેક્ટ્રોન) ની ભાગીદારીથી ત્રિબંધ બને છે.

(N/A) $1$. દરેક સહસંયોજક બંધ પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારીના પરિણામે બને છે.
$2$. દરેક જોડાતા પરમાણુ ભાગીદારીના યુગ્મમાં ઓછામાં ઓછો એક ઇલેક્ટ્રોન ફાળવે છે.
$3$. ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારીના પરિણામે જોડાતા પરમાણુઓ તેમની બાહ્યતમ કક્ષામાં નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રોન રચના (અષ્ટક અથવા દ્વિક) પ્રાપ્ત કરે છે.

(N/A) તટસ્થ અણુમાં કુલ ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા: બંધારણ લખવા માટે જરૂરી કુલ ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સંયોજાતા પરમાણુઓના સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોનનો સરવાળો કરીને મેળવવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે,$CH_{4}$ અણુમાં બંધ બનાવવા માટે આઠ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન ઉપલબ્ધ છે ($4$ કાર્બનમાંથી અને $4$ ચાર હાઈડ્રોજન પરમાણુઓમાંથી).
ઋણ આયનમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા: દરેક ઋણ વીજભારનો અર્થ એ છે કે કુલ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોનમાં એક ઈલેક્ટ્રોનનો ઉમેરો કરવો. દા.ત.,$CO_{3}^{2-}$ આયન માટે,લુઈસ નિરૂપણમાં કુલ $24$ ઈલેક્ટ્રોન હોય છે,જેમાં $4$ $e^{-}$ એક કાર્બનમાંથી,$18$ $e^{-}$ ત્રણ ઓક્સિજનમાંથી અને $2$ વધારાના $e^{-}$ બે ઋણ વીજભારમાંથી આવે છે.
$(\text{ઋણ આયનમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા}) = (\text{બધા પરમાણુઓના કુલ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન}) + (\text{ઋણ વીજભારની સંખ્યા})$
ધન આયનમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા:
$(\text{ધન આયનમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા}) = (\text{બધા પરમાણુઓના કુલ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન}) - (\text{ધન વીજભારની સંખ્યા})$
દા.ત.,$(\text{ } NH_{4}^{+} \text{ માં કુલ ઈલેક્ટ્રોન}) = (N \text{ અને } 4 H \text{ ના સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન}) - 1$
$= (5 + 4) - 1 = 8$
ઈલેક્ટ્રોનનું વિતરણ: સંયોજાતા પરમાણુઓની રાસાયણિક સંજ્ઞાઓ જાણતા અને સંયોજનના માળખાકીય બંધારણનું જ્ઞાન હોવાથી (જાણીતું અથવા બુદ્ધિપૂર્વક અનુમાનિત),કુલ ઈલેક્ટ્રોનને પરમાણુઓ વચ્ચે બંધના પ્રમાણમાં બંધકારક ભાગીદારી જોડી તરીકે વહેંચવા સરળ છે.
ઈલેક્ટ્રોનનું સ્થાન: એકલ બંધ માટે ઈલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી જોડીઓનો હિસાબ કર્યા પછી,બાકી રહેલી ઈલેક્ટ્રોન જોડીઓ કાં તો બહુવિધ બંધ માટે વપરાય છે અથવા અબંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મ (lone pairs) તરીકે રહે છે. મૂળભૂત જરૂરિયાત એ છે કે દરેક બંધિત પરમાણુ અષ્ટક પૂર્ણ કરે.

(N/A) $1$. તટસ્થ અણુમાં કુલ ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા: બંધારણ લખવા માટે જરૂરી કુલ ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સંયોજાતા પરમાણુઓના સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોનનો સરવાળો કરીને મેળવવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે,$CH_{4}$ અણુમાં બંધ બનાવવા માટે આઠ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન ઉપલબ્ધ છે (કાર્બનમાંથી $4$ અને ચાર હાઈડ્રોજન પરમાણુઓમાંથી $4$).
$2$. ઋણ આયનમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા: દરેક ઋણ વીજભારનો અર્થ કુલ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોનમાં એક ઈલેક્ટ્રોનનો ઉમેરો થાય છે. ઉદાહરણ તરીકે,$CO_{3}^{2-}$ આયન માટે,લુઈસ નિરૂપણમાં કુલ $24$ ઈલેક્ટ્રોન હોય છે: એક કાર્બનમાંથી $4 \ e^{-}$,ત્રણ ઓક્સિજન પરમાણુઓમાંથી $18 \ e^{-}$,અને બે ઋણ વીજભારને કારણે $2$ વધારાના $e^{-}$.
$\left(\begin{array}{c} \text{ઋણ આયનમાં} \\ \text{ઈલેક્ટ્રોનની} \\ \text{સંખ્યા} \end{array}\right) = \left(\begin{array}{c} \text{બધા પરમાણુઓના} \\ \text{કુલ સંયોજકતા} \\ \text{ઈલેક્ટ્રોન} \end{array}\right) + \left(\begin{array}{c} \text{ઋણ વીજભારની} \\ \text{સંખ્યા} \end{array}\right)$
$3$. ધન આયનમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા: દરેક ધન વીજભારનો અર્થ કુલ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોનમાંથી એક ઈલેક્ટ્રોનની બાદબાકી થાય છે.
$\left(\begin{array}{c} \text{ધન આયનમાં} \\ \text{ઈલેક્ટ્રોનની} \\ \text{સંખ્યા} \end{array}\right) = \left(\begin{array}{c} \text{બધા પરમાણુઓના} \\ \text{કુલ સંયોજકતા} \\ \text{ઈલેક્ટ્રોન} \end{array}\right) - \left(\begin{array}{c} \text{ધન વીજભારની} \\ \text{સંખ્યા} \end{array}\right)$
ઉદાહરણ તરીકે,$\left(\begin{array}{c} NH_{4}^{+} \text{માં} \\ \text{કુલ} \\ \text{ઈલેક્ટ્રોન} \end{array}\right) = \left(\begin{array}{c} N \text{અને} \ 4 \ H \text{ના} \\ \text{સંયોજકતા} \\ \text{ઈલેક્ટ્રોન} \end{array}\right) - 1 = (5+4)-1 = 8$.
$4$. ઈલેક્ટ્રોનનું વિતરણ: સંયોજાતા પરમાણુઓની રાસાયણિક સંજ્ઞાઓ અને સંયોજનના માળખાકીય બંધારણની જાણકારી હોવાથી,કુલ ઈલેક્ટ્રોનને પરમાણુઓ વચ્ચે બંધકારક સહિયારી જોડી તરીકે વહેંચવા સરળ છે.
$5$. ઈલેક્ટ્રોનનું સ્થાન: એકલ બંધ માટે ઈલેક્ટ્રોનની સહિયારી જોડીઓ ગણ્યા પછી,બાકી રહેલી ઈલેક્ટ્રોન જોડીઓ કાં તો બહુવિધ બંધ માટે વપરાય છે અથવા અબંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મ (lone pairs) તરીકે રહે છે. મૂળભૂત જરૂરિયાત એ છે કે દરેક બંધિત પરમાણુ અષ્ટક પ્રાપ્ત કરે.

(N/A) લુઈસ બંધારણો અણુ અથવા આયનમાં પરમાણુઓના સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન દર્શાવે છે. બંધારણો નીચે મુજબ છે:
$(i) H_2: H:H$
$(ii) O_2: :\ddot{O}::\ddot{O}:$
$(iii) O_3: :\ddot{O}-\ddot{O}=\ddot{O}:$
$(iv) NF_3: \text{મધ્યસ્થ } N \text{ પરમાણુ ત્રણ } F \text{ પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે અને } N \text{ પર એક અબંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.}$
$(v) CO_3^{2-}: \text{મધ્યસ્થ } C \text{ પરમાણુ એક } O \text{ સાથે દ્વિબંધ અને બે } O^- \text{ પરમાણુઓ સાથે એકલ બંધથી જોડાયેલ છે.}$
$(vi) HNO_3: \text{મધ્યસ્થ } N \text{ પરમાણુ એક } =O, \text{ એક } -OH, \text{ અને એક } -O^- \text{ (સવર્ગ સહસંયોજક બંધ) સાથે જોડાયેલ છે.}$

(N/A) એસિટિક એસિડ $(CH_3COOH)$ માટે સાચી લુઈસ રચનામાં કાર્બોનિલ કાર્બન અને એક ઓક્સિજન પરમાણુ વચ્ચે દ્વિબંધ $(C=O)$ જરૂરી છે,જ્યારે બીજો ઓક્સિજન કાર્બન અને હાઈડ્રોજન પરમાણુ બંને સાથે એકલ બંધ $(C-OH)$ દ્વારા જોડાયેલ છે. મિથાઈલ ગ્રુપ $(CH_3)$ ત્રણ $C-H$ એકલ બંધો ધરાવે છે. બંધારણ નીચે મુજબ છે:
$H_3C-C(=O)OH$

(N/A) $(i)$ $C$ ની ઇલેક્ટ્રોનીય રચના $[He] 2s^2 2p^2$ છે,તેથી સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $= 4$.
$O$ ની ઇલેક્ટ્રોનીય રચના $[He] 2s^2 2p^4$ છે,તેથી સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $= 6$.
તેથી,$CO$ માં કુલ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $= 4 + 6 = 10$.
$(ii)$ $CO$ ની માળખાકીય રચના $C-O$ છે.
$(iii)$ જો આપણે $C$ અને $O$ વચ્ચે એકલ બંધ મૂકીએ,તો $C$ માટે અષ્ટક પૂર્ણ થતું નથી. $C$ અને $O$ વચ્ચે ત્રિબંધ બનાવીને,આપણે $6$ ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરીએ છીએ.
$(iv)$ અંતિમ લૂઇસ રચના $:C \equiv O:$ છે,જેમાં $C$ અને $O$ બંને $6$ ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરીને અને દરેક પર એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ રાખીને તેમનું અષ્ટક પૂર્ણ કરે છે.

(N/A) બંધ લંબાઈ એટલે અણુમાં રહેલા બે બંધિત પરમાણુઓના કેન્દ્રો વચ્ચેનું સંતુલિત અંતર.
બંધ લંબાઈને સ્પેક્ટ્રોસ્કોપિક પદ્ધતિઓ,$X$-રે ડિફ્રેક્શન અને ઇલેક્ટ્રોન ડિફ્રેક્શન જેવી પ્રાયોગિક તકનીકો દ્વારા માપવામાં આવે છે.

(N/A) લુઈસના સહસંયોજક બંધના સિદ્ધાંત મુજબ,બંધ ક્રમાંક એટલે અણુમાં બે પરમાણુઓ વચ્ચે રહેલા રાસાયણિક બંધની સંખ્યા.

અણુ અને સંરચના	બંધ ક્રમાંક
$H_2$: $H-H$	$1$
$O_2$: $O=O$	$2$
$N_2$: $N \equiv N$	$3$
$CO$: $C \equiv O$	$3$
$NO^{+}$: $[N \equiv O]^+$	$3$

(N/A) $100\%$ આયનીય અથવા સહસંયોજક બંધનું અસ્તિત્વ એક આદર્શ પરિસ્થિતિ દર્શાવે છે. વાસ્તવમાં,કોઈ પણ બંધ કે સંયોજન સંપૂર્ણપણે સહસંયોજક કે આયનીય હોતું નથી. બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચેના સહસંયોજક બંધમાં પણ થોડો આયનીય ગુણધર્મ હોય છે.
અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ: જ્યારે બે સમાન પરમાણુઓ વચ્ચે સહસંયોજક બંધ રચાય છે,ત્યારે ભાગીદારીના ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ બંને પરમાણુઓ દ્વારા સમાન રીતે આકર્ષાય છે. પરિણામે,ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ બે સમાન ન્યુક્લિયસની બરાબર વચ્ચે સ્થિત હોય છે. આ રીતે બનેલા બંધને અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ કહેવામાં આવે છે.
ઉદાહરણ: $H_2, N_2, O_2, F_2, Cl_2$ માં અધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ.
ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ: જ્યારે બે અલગ-અલગ તત્વોના પરમાણુઓ (વિષમકેન્દ્રીય) સહસંયોજક બંધ દ્વારા જોડાય છે,ત્યારે બંધમાં રહેલું ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા પરમાણુ તરફ વધુ આકર્ષાય છે. પરિણામે,તે પરમાણુ પર આંશિક ઋણ વીજભાર $(-\delta)$ અને બીજા પરમાણુ પર આંશિક ધન વીજભાર $(+\delta)$ આવે છે. આવા સહસંયોજક બંધને ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ કહેવામાં આવે છે.

(N/A) બંધકારક જોડ એ સહસંયોજક બંધમાં બે પરમાણુઓ વચ્ચે વહેંચાયેલા ઇલેક્ટ્રોન છે. ઉદાહરણ તરીકે,$H-H$ અણુમાં,બે $H$ પરમાણુઓ વચ્ચે વહેંચાયેલી ઇલેક્ટ્રોનની જોડ એ બંધકારક જોડ છે.
અબંધકારક જોડ એ સંયોજકતા કોષની ઇલેક્ટ્રોન જોડ છે જે બંધનમાં સામેલ નથી અને એક જ પરમાણુ પર રહે છે. ઉદાહરણ તરીકે,$H_2O$ અણુમાં,ઓક્સિજન પરમાણુ પાસે ઇલેક્ટ્રોનની બે અબંધકારક જોડ હોય છે જે બંધનમાં ભાગ લેતી નથી.

(N/A) ધારો કે બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ $A$ અને $B$ એકબીજાની નજીક આવે છે, જેના કેન્દ્ર $N_{A}$ અને $N_{B}$ છે અને ઇલેક્ટ્રોન $e_{A}$ અને $e_{B}$ દ્વારા દર્શાવવામાં આવ્યા છે.
જ્યારે બંને પરમાણુઓ એકબીજાથી ઘણા દૂર હોય છે, ત્યારે તેમની વચ્ચે કોઈ આંતરક્રિયા થતી નથી। આ સમયે તંત્રની ઉર્જા બંને $H$ પરમાણુઓની ઉર્જાના સરવાળા જેટલી હોય છે। દરેક પરમાણુમાં કેન્દ્ર અને ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચે આકર્ષણ હોય છે ($N_{A}-e_{A}$ અને $N_{B}-e_{B}$)।
જ્યારે બંને પરમાણુઓ $H_{A}$ અને $H_{B}$ એકબીજાની નજીક આવે છે, ત્યારે તેમની વચ્ચે આકર્ષણ અને અપાકર્ષણ બળો ઉત્પન્ન થાય છે:
$(i)$ આકર્ષણ બળો: આ બળો પરમાણુના પોતાના કેન્દ્ર અને તેના પોતાના ઇલેક્ટ્રોન ($N_{A}-e_{A}$, $N_{B}-e_{B}$) વચ્ચે અને એક પરમાણુના કેન્દ્ર તથા બીજા પરમાણુના ઇલેક્ટ્રોન ($N_{A}-e_{B}$ અને $N_{B}-e_{A}$) વચ્ચે ઉત્પન્ન થાય છે.
$(ii)$ અપાકર્ષણ બળો:
બે પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રોન-ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચે અપાકર્ષણ બળ $(e_{A}-e_{B})$ ઉત્પન્ન થાય છે.
બે પરમાણુઓના કેન્દ્ર-કેન્દ્ર વચ્ચે અપાકર્ષણ બળ $(N_{A}-N_{B})$ ઉત્પન્ન થાય છે.
- આકર્ષણ બળો બંને પરમાણુઓને એકબીજાની નજીક લાવવાનો પ્રયત્ન કરે છે, જ્યારે અપાકર્ષણ બળો તેમને દૂર ધકેલવાનો પ્રયત્ન કરે છે.
- પ્રયોગો દ્વારા સાબિત થયું છે કે આકર્ષણ બળોનું મૂલ્ય અપાકર્ષણ બળો કરતા વધારે હોય છે. પરિણામે બંને પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે અને તેમની સ્થિતિ ઉર્જા ઘટે છે.
$H_{2}$ નિર્માણ: $(i)$ બંને પરમાણુઓ એકબીજાની એટલી નજીક આવે છે કે જ્યાં આકર્ષણ બળો અને અપાકર્ષણ બળો સંતુલિત થાય છે અને $(ii)$ તંત્ર ન્યૂનતમ ઉર્જા પ્રાપ્ત કરે છે. $(iii)$ આ તબક્કે બંને હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ એકબીજા સાથે જોડાય છે. $(iv)$ સ્થાયી હાઇડ્રોજન અણુ બને છે. $(v)$ બંધ લંબાઈ $74 \ pm$ હોય છે.

(N/A) $VBT$ હિટલર અને લંડન $(1927)$ દ્વારા રજૂ કરવામાં આવી હતી અને પાઉલિંગ અને અન્ય દ્વારા વિકસાવવામાં આવી હતી. તે લુઈસ અભિગમ અને $VSEPR$ થિયરીની મર્યાદાઓને સંબોધે છે.
$VBT$ ના મુખ્ય સિદ્ધાંતો:
$1$. સહસંયોજક બંધનું નિર્માણ: તે ભાગ લેતા પરમાણુઓની અર્ધ-ભરેલી પરમાણ્વીય કક્ષકોના અતિવ્યાપન (overlapping) ને કારણે થાય છે.
$2$. ઉર્જામાં ઘટાડો: જેમ જેમ બે પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે,તેમ તેમની વચ્ચે આકર્ષણ અને અપાકર્ષણ બળો કાર્ય કરે છે. એક ચોક્કસ અંતરે,સિસ્ટમ લઘુત્તમ સ્થિતિ ઉર્જાની સ્થિતિ પ્રાપ્ત કરે છે,જેના પરિણામે સ્થિર સહસંયોજક બંધ બને છે. ઉદાહરણ તરીકે,$H_2$ માં,ઉર્જા $435.8 \ kJ \ mol^{-1}$ જેટલી ઘટે છે.
$3$. અતિવ્યાપનનું પ્રમાણ: સહસંયોજક બંધની મજબૂતી પરમાણ્વીય કક્ષકોના અતિવ્યાપનના પ્રમાણના સીધા પ્રમાણમાં હોય છે.
$4$. દિશાકીય ગુણધર્મો: અણુનો આકાર અતિવ્યાપન કરતી પરમાણ્વીય કક્ષકોના દિશાકીય સ્વભાવ દ્વારા નક્કી થાય છે (દા.ત.,$CH_4$ માં સમચતુષ્ફલકીય ભૂમિતિ).
$5$. બંધના પ્રકારો: આંતરકેન્દ્રીય અક્ષ પર અતિવ્યાપન $\sigma$ બંધ બનાવે છે,જ્યારે પાર્શ્વીય (લંબ) અતિવ્યાપન $\pi$ બંધ બનાવે છે.
$6$. સંકરણ: પરમાણ્વીય કક્ષકો સમાન હાઇબ્રિડ કક્ષકો બનાવવા માટે સંકરણ પામે છે,જે પછી બંધ બનાવવા માટે અતિવ્યાપન કરે છે.

(N/A) ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતા સંયોજનો એવા છે જેમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક હોય છે,એટલે કે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ કરતા ઓછા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
$(i)$ $BCl_3$: $BCl_3$ માં,બોરોન પરમાણુ પાસે $3$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન છે. ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે $3$ સહસંયોજક બંધ બનાવ્યા પછી,તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $6$ ઇલેક્ટ્રોન થાય છે. $6 < 8$ હોવાથી,$BCl_3$ એ ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતી સ્પીસીઝ છે.
$(ii)$ $SiCl_4$: સિલિકોન પાસે $4$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન છે. ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે $4$ સહસંયોજક બંધ બનાવ્યા પછી,તે $8$ ઇલેક્ટ્રોન સાથે તેનું અષ્ટક પૂર્ણ કરે છે. તેથી,$SiCl_4$ એ ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતી સ્પીસીઝ નથી.

(B) બોલ અને સ્ટીક મોડેલમાં,પરમાણુઓને દડા દ્વારા અને બંધોને લાકડીઓ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે. દ્વિબંધ $(C=C)$ અને ત્રિબંધ $(C \equiv C)$ માટે,બહુવિધ બંધોની વક્રતા અને લવચીકતા દર્શાવવા માટે સખત લાકડીઓને બદલે સ્પ્રિંગનો ઉપયોગ થાય છે.

(D) આવર્ત-$2$ નાં તત્ત્વોની મહત્તમ સહસંયોજકતા $4$ હોય છે.
આનું કારણ એ છે કે તેમની પાસે બંધ બનાવવા માટે માત્ર ચાર સંયોજકતા કક્ષકો (એક $2s$ અને ત્રણ $2p$ કક્ષકો) ઉપલબ્ધ હોય છે.
ઉદાહરણ તરીકે,બોરોન $[BF_4]^-$ આયન બનાવી શકે છે.

(A) આવર્ત $2$ ના તત્વો ($Li$ થી $Ne$) ની સંયોજકતા કક્ષામાં માત્ર $2s$ અને $2p$ કક્ષકો હોય છે.
માત્ર $4$ કક્ષકો ઉપલબ્ધ હોવાથી (એક $2s$ અને ત્રણ $2p$),તેઓ મહત્તમ $8$ ઇલેક્ટ્રોન સમાવી શકે છે,જે તેમની મહત્તમ સંયોજકતાને $4$ સુધી મર્યાદિત કરે છે.

(N/A) લુઈસ સંરચના અને દરેક પરમાણુ પરનો ફોર્મલ ચાર્જ નીચેના સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને ગણવામાં આવે છે: $\text{Formal charge} = [\text{Total valence electrons}] - [\text{Total non-bonding electrons}] - \frac{1}{2} [\text{Total shared electrons}]$.
$(i)$ $HNO_3$:
$H$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 1 - 0 - \frac{1}{2}(2) = 0$
$N$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 5 - 0 - \frac{1}{2}(8) = +1$
$O(1)$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$
$O(2)$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$
$O(3)$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$
$(ii)$ $NO_2$:
$O(1)$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$
$N$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 5 - 1 - \frac{1}{2}(6) = +1$
$O(2)$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$
$(iii)$ $H_2SO_4$:
$H_2SO_4$ માં,મધ્યસ્થ $S$ પરમાણુ બે $OH$ સમૂહો અને બે $O$ પરમાણુઓ સાથે દ્વિબંધ દ્વારા જોડાયેલ છે. બધા પરમાણુઓ અષ્ટકનો નિયમ પાળે છે ($H$ સિવાય). $S$ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 6 - 0 - \frac{1}{2}(12) = 0$. $OH$ ઓક્સિજન પરમાણુઓ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$. દ્વિબંધ ધરાવતા ઓક્સિજન પરમાણુઓ પર ફોર્મલ ચાર્જ $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$.

(N/A) વેલેન્સ બોન્ડ થિયરી $(VBT)$ હિટલર અને લંડન $(1927)$ દ્વારા રજૂ કરવામાં આવી હતી અને પાઉલિંગ અને અન્ય દ્વારા તેનો વધુ વિકાસ કરવામાં આવ્યો હતો। $VBT$ એ પરમાણ્વીય કક્ષકો, તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાઓ, પરમાણ્વીય કક્ષકોના ઓવરલેપિંગના માપદંડો, પરમાણ્વીય કક્ષકોનું સંકરણ અને વિવિધતા અને સુપરપોઝિશનના સિદ્ધાંતોના જ્ઞાન પર આધારિત છે.
બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ $A$ અને $B$ ને ધ્યાનમાં લો જે એકબીજાની નજીક આવે છે, જેમાં ન્યુક્લિયસ $N_{A}$ અને $N_{B}$ છે અને ઇલેક્ટ્રોન $e_{A}$ અને $e_{B}$ દ્વારા દર્શાવવામાં આવ્યા છે. જ્યારે બે પરમાણુઓ એકબીજાથી દૂર હોય છે, ત્યારે તેમની વચ્ચે કોઈ આંતરક્રિયા થતી નથી.
જેમ જેમ આ બે પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે, તેમ નવા આકર્ષણ અને અપાકર્ષણ બળો કાર્ય કરવાનું શરૂ કરે છે.
- આકર્ષણ બળો નીચેના વચ્ચે ઉદભવે છે:
$(i)$ એક પરમાણુનું ન્યુક્લિયસ અને તેનો પોતાનો ઇલેક્ટ્રોન: એટલે કે, $N_{A}-e_{A}$ અને $N_{B}-e_{B}$
$(ii)$ એક પરમાણુનું ન્યુક્લિયસ અને બીજા પરમાણુનો ઇલેક્ટ્રોન: એટલે કે, $N_{A}-e_{B}$ અને $N_{B}-e_{A}$
- તેવી જ રીતે, અપાકર્ષણ બળો નીચેના વચ્ચે ઉદભવે છે:
$(i)$ બે પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રોન: $e_{A}-e_{B}$
$(ii)$ બે પરમાણુઓના ન્યુક્લિયસ: $N_{A}-N_{B}$
પ્રાયોગિક રીતે, એવું જોવા મળે છે કે નવા આકર્ષણ બળનું મૂલ્ય નવા અપાકર્ષણ બળો કરતા વધારે હોય છે. પરિણામે બે પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે અને સ્થિતિ ઉર્જા ઘટે છે. એક તબક્કો આવે છે જ્યાં આકર્ષણનું ચોખ્ખું બળ અપાકર્ષણના બળને સંતુલિત કરે છે અને સિસ્ટમ ન્યૂનતમ ઉર્જા પ્રાપ્ત કરે છે. આ તબક્કે, બે $H$ પરમાણુઓ એકબીજા સાથે બંધાયેલા ગણાય છે અને $74 \text{ pm}$ ની બંધ લંબાઈ ધરાવતો સ્થિર અણુ બનાવે છે.
જ્યારે બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચે બંધ બને છે ત્યારે ઉર્જા મુક્ત થાય છે, હાઇડ્રોજન અણુ અલગ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ કરતા વધુ સ્થિર હોય છે.

(N/A) લુઈસ સહસંયોજક બંધ સિદ્ધાંત,સહસંયોજક બંધના નિર્માણને સમજવા માટે ઉપયોગી હોવા છતાં,તેની કેટલીક મર્યાદાઓ છે:
$1$. તે અણુઓના આકાર અને ભૂમિતિને સમજાવતું નથી.
$2$. તે એકી સંખ્યામાં ઈલેક્ટ્રોન ધરાવતા અણુઓની સ્થિરતા સમજાવવામાં નિષ્ફળ જાય છે (દા.ત.,$NO$,$NO_2$).
$3$. તે એવા અણુઓની સ્થિરતા સમજાવી શકતું નથી જેમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક (દા.ત.,$BeCl_2$,$BF_3$) અથવા વિસ્તૃત અષ્ટક (દા.ત.,$PF_5$,$SF_6$) હોય.
$4$. તે અણુની ઉર્જા અથવા વિવિધ બંધારણોની સાપેક્ષ સ્થિરતા વિશે કોઈ માહિતી આપતું નથી.
$5$. તે અણુઓના ચુંબકીય ગુણધર્મો,જેમ કે $O_2$ ની અનુચુંબકીય પ્રકૃતિને સમજાવી શકતું નથી.

(B) 'સહસંયોજક બંધ' $(covalent \ bond)$ શબ્દ $1919$ માં $Irving \ Langmuir$ દ્વારા આપવામાં આવ્યો હતો.
સહસંયોજક બંધનો ઇલેક્ટ્રોનીયવાદ $1916$ માં $G.N. \ Lewis$ દ્વારા આપવામાં આવ્યો હતો.

(N/A) સહસંયોજક બંધ બે પરમાણુઓ વચ્ચે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારીથી બને છે. આ ભાગીદારી દરેક પરમાણુને સ્થાયી ઉમદા વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રોન રચના પ્રાપ્ત કરવામાં મદદ કરે છે.

(N/A) જ્યારે સહસંયોજક બંધ રચાય છે,ત્યારે બંધમાં ભાગ લેતા બંને પરમાણુઓ ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી દ્વારા તેમના અષ્ટક (અથવા હાઇડ્રોજનના કિસ્સામાં ડ્યુપ્લેટ) પૂર્ણ કરીને નજીકના ઉમદા વાયુ જેવી સ્થાયી ઇલેક્ટ્રોન રચના પ્રાપ્ત કરે છે.

(N/A) સહસંયોજક બંધમાં,ભાગ લેતા દરેક પરમાણુ સહિયારી જોડીમાં એક ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે. બંધ બન્યા પછી,આ સહિયારા ઇલેક્ટ્રોન બંધિત બંને પરમાણુઓના અષ્ટક માટે ગણવામાં આવે છે.

(B) જ્યારે બે પરમાણુઓ વચ્ચે એક કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની ભાગીદારી થાય ત્યારે તેને બહુગુણક બંધ કહેવાય છે. ઉદાહરણ તરીકે,દ્વિબંધમાં $2$ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની અને ત્રિબંધમાં $3$ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની ભાગીદારી થાય છે.

(B) દ્વિબંધ અને ત્રિબંધને બહુબંધ કહેવામાં આવે છે.
તેમને બહુબંધ કહેવાય છે કારણ કે તેમાં બે પરમાણુઓ વચ્ચે એક કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી હોય છે.
દ્વિબંધમાં $2$ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ અને ત્રિબંધમાં $3$ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ભાગીદારી થાય છે.

(N/A) અણુમાં સહસંયોજક બંધની સંખ્યા પરમાણુઓ વચ્ચે શેર થયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીની સંખ્યા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે જેથી સ્થિર અષ્ટક અથવા ડુપ્લેટ ગોઠવણી પ્રાપ્ત કરી શકાય.
$1$. $H_2O$ માં: મધ્યસ્થ ઓક્સિજન પરમાણુ બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સાથે બે ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે,જે $2$ $O-H$ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
$2$. $NH_3$ માં: મધ્યસ્થ નાઇટ્રોજન પરમાણુ ત્રણ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સાથે ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે,જે $3$ $N-H$ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
$3$. $CCl_4$ માં: મધ્યસ્થ કાર્બન પરમાણુ ચાર ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે ચાર ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે,જે $4$ $C-Cl$ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
બંધની સંખ્યા મધ્યસ્થ પરમાણુની સંયોજકતા અને બંધમાં સામેલ દરેક પરમાણુની વેલેન્સ શેલ પૂર્ણ કરવાની જરૂરિયાત દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.

(N/A) $NH_{3}$ માં ત્રણ $N-H$ એકલ બંધ છે. ત્રિબંધ માટે બે પરમાણુઓ વચ્ચે ત્રણ બંધ હોવા જરૂરી છે,જ્યારે $NH_{3}$ માં નાઈટ્રોજન પરમાણુ ત્રણ અલગ-અલગ હાઈડ્રોજન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે.

(B) નાઈટ્રોજન પરમાણુની ઇલેક્ટ્રોનીય રચના $1s^2 2s^2 2p^3$ છે.
તેનું અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે,દરેક નાઈટ્રોજન પરમાણુને $3$ વધુ ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય છે.
તેથી,બે નાઈટ્રોજન પરમાણુઓ ત્રિબંધ $(N \equiv N)$ બનાવવા માટે $3$ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની ભાગીદારી કરે છે.

(N/A) $CO_2$ (કાર્બન ડાયોક્સાઇડ) માં,કાર્બન પરમાણુ કેન્દ્રમાં હોય છે અને તે બે ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ હોય છે.
તેનું બંધારણ $O=C=O$ છે.
અણુમાં કુલ બે દ્વિબંધ (double bonds) હોય છે.
દરેક $C=O$ બંધ એક સિગ્મા $(\sigma)$ બંધ અને એક પાઈ $(\pi)$ બંધનો બનેલો હોય છે.

(A) હા,$CO_2$ માં બહુવિધ બંધો છે.
$CO_2$ અણુમાં,કાર્બન પરમાણુ મધ્યસ્થ છે અને તે દરેક ઓક્સિજન પરમાણુ સાથે દ્વિબંધ દ્વારા જોડાયેલ છે.
તેથી,તેની રચના $O=C=O$ છે,જેમાં બે $C=O$ દ્વિબંધ આવેલા છે.

(N/A) ઇથાઇન $(C_2H_2)$ માં બે કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે ત્રિબંધ (triple bond) હોય છે.
આનું કારણ એ છે કે બે કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનનાં ત્રણ યુગ્મની ભાગીદારી થાય છે.
તેની સંરચના $H-C \equiv C-H$ તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે.

(N/A) $BCl_3$ માં,$B$ પરમાણુ પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક (ષટ્ક) છે,જ્યારે દરેક $Cl$ પરમાણુ પાસે પૂર્ણ અષ્ટક છે.
$BH_3$ માં,$B$ પરમાણુ પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક (ષટ્ક) છે,અને $H$ પરમાણુઓ પાસે ડ્યુપ્લેટ (દ્વિ-ઇલેક્ટ્રોન) રચના છે (અષ્ટક નથી).
$BeCl_2$ માં,$Be$ પરમાણુ પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક (ચતુષ્ક) છે,જ્યારે દરેક $Cl$ પરમાણુ પાસે પૂર્ણ અષ્ટક છે.
$BeH_2$ માં,$Be$ પરમાણુ પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક (ચતુષ્ક) છે,અને $H$ પરમાણુઓ પાસે ડ્યુપ્લેટ રચના છે.
આમ,બંને જોડીમાં,મધ્યસ્થ પરમાણુ ($B$ અથવા $Be$) પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક છે,પરંતુ છેડાના પરમાણુઓ તેમની સંયોજકતા કક્ષા પૂર્ણ કરવામાં અલગ પડે છે ($Cl$ તેનું અષ્ટક પૂર્ણ કરે છે,જ્યારે $H$ તેનું ડ્યુપ્લેટ પૂર્ણ કરે છે).

(A) બંધલંબાઈ એ બંધક્રમાંક (bond order) પર આધાર રાખે છે. જેમ બંધક્રમાંક વધે તેમ બંધલંબાઈ ઘટે છે.
$C-C$ (એકલ બંધ) નો બંધક્રમાંક $1$ છે.
$C=C$ (દ્વિબંધ) નો બંધક્રમાંક $2$ છે.
$C\equiv C$ (ત્રિબંધ) નો બંધક્રમાંક $3$ છે.
તેથી,બંધલંબાઈનો વધતો ક્રમ આ મુજબ છે: $C\equiv C < C=C < C-C$.

(C) $H_{2}$ અણુની રચના દરમિયાન બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ ($H_{A}$ અને $H_{B}$) વચ્ચે બે પ્રકારના બળો કાર્ય કરે છે:
$1$. આકર્ષણ બળો: એક પરમાણુના કેન્દ્ર અને તેના પોતાના ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચે,તથા એક પરમાણુના કેન્દ્ર અને બીજા પરમાણુના ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચે $(N_{A}-e_{A}, N_{B}-e_{B}, N_{A}-e_{B}, N_{B}-e_{A})$.
$2$. અપાકર્ષણ બળો: બંને પરમાણુઓના કેન્દ્રો વચ્ચે $(N_{A}-N_{B})$ અને બંને પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચે $(e_{A}-e_{B})$.
જ્યારે આકર્ષણ બળો અપાકર્ષણ બળો કરતા વધી જાય છે,ત્યારે તંત્રની સ્થિતિ ઉર્જા ઘટે છે,જે સ્થાયી $H_{2}$ અણુની રચના તરફ દોરી જાય છે.

$(A)$ જ્યારે બે હાઇડ્રોજન અણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે, ત્યારે એક અણુના ન્યુક્લિયસ અને બીજા અણુના ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચેના આકર્ષણ બળને કારણે પ્રણાલીની સ્થિતિ ઊર્જા ઘટે છે।
ચોક્કસ આંતરકેન્દ્રિય અંતરે (બંધ લંબાઈ, $74 \text{ pm}$), સ્થિતિ ઊર્જા ન્યૂનતમ સ્તરે પહોંચે છે, જે $H_{2}$ અણુની સૌથી સ્થાયી અવસ્થા દર્શાવે છે।
જો અણુઓ આ અંતર કરતા વધુ નજીક આવે, તો ન્યુક્લિયસ અને ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચેના અપાકર્ષણ બળો પ્રભાવી બને છે, જેના કારણે સ્થિતિ ઊર્જામાં તીવ્ર વધારો થાય છે।