Covalent bonding Questions in Gujarati

(C) $VB$ (વેલેન્સ બોન્ડ) સિદ્ધાંત મુજબ,રાસાયણિક બંધ ત્યારે બને છે જ્યારે બે પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે અને તંત્રની સ્થિતિ ઊર્જા ન્યૂનતમ મૂલ્ય પ્રાપ્ત કરે.
આ ન્યૂનતમ ઊર્જાની સ્થિતિએ,બે પરમાણુઓના કેન્દ્ર અને ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચેના આકર્ષણ બળો અને અપાકર્ષણ બળો સંતુલિત થાય છે,જેના પરિણામે સ્થાયી બંધ બને છે.

(N/A) $(i)$ બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ: સહસંયોજક બંધમાં બે પરમાણુઓ વચ્ચે વહેંચાયેલા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોને બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ અથવા સહિયારા યુગ્મ તરીકે ઓળખવામાં આવે છે.
$(ii)$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ: સંયોજકતા કોષના જે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મો બંધ બનાવવામાં ભાગ લેતા નથી અને એક જ પરમાણુ પર રહે છે,તેમને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ અથવા લોન પેર કહેવામાં આવે છે.

(B) મલ્ટિપલ બોન્ડ એ એક રાસાયણિક બંધ છે જેમાં બે અણુઓ વચ્ચે બે કે તેથી વધુ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની ભાગીદારી થાય છે.
આમાં દ્વિબંધ (બે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની ભાગીદારી) અને ત્રિબંધ (ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની ભાગીદારી) નો સમાવેશ થાય છે.

(C) આપેલા આલેખ પરથી,$A-B$ અણુની સ્થિતિ ઊર્જા સૌથી ઓછી (ઋણ) છે.
આ સૂચવે છે કે $A-B$ બંધ સૌથી વધુ સ્થાયી છે અને આપેલા અણુઓમાં સૌથી વધુ બંધ વિયોજન એન્થાલ્પી (બંધની મજબૂતી) ધરાવે છે.
સ્થિતિ ઊર્જાનો ઊંડો ખાડો વધુ બળ અચળાંક સૂચવે છે,જેનો અર્થ છે કે બંધ વધુ સખત છે.
તેથી,સાચો વિકલ્પ $C$ છે.

(B) $H_2$ અણુ માટે સ્થિતિ ઊર્જાનો વક્ર બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચેના આંતરકેન્દ્રીય અંતરના સંદર્ભમાં સ્થિતિ ઊર્જામાં થતા ફેરફારને દર્શાવે છે.
ખૂબ મોટા અંતરે,સ્થિતિ ઊર્જા શૂન્ય હોય છે.
જેમ જેમ પરમાણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે,તેમ આકર્ષણ બળો પ્રભાવી બને છે અને સ્થિતિ ઊર્જા ઘટે છે.
ચોક્કસ અંતરે (સંતુલિત બંધ લંબાઈ),સ્થિતિ ઊર્જા લઘુત્તમ સ્તરે પહોંચે છે,જે અણુની સૌથી સ્થાયી અવસ્થા દર્શાવે છે.
જો પરમાણુઓને વધુ નજીક લાવવામાં આવે,તો ન્યુક્લિયસ વચ્ચેના અપાકર્ષણ બળો પ્રભાવી બને છે,જેના કારણે સ્થિતિ ઊર્જામાં તીવ્ર વધારો થાય છે.
આ લાક્ષણિક આકાર,જે લઘુત્તમ મૂલ્ય દર્શાવે છે,તે વિકલ્પ $B$ માં આપેલા આલેખ દ્વારા દર્શાવવામાં આવ્યો છે.

(B) અનંત અંતરે બે $H$ પરમાણુઓની સ્થિતિ ઊર્જા $a$ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે.
સંતુલિત બંધ લંબાઈ પર $H_2$ અણુની સ્થિતિ ઊર્જા $b$ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે.
બંધ ઊર્જા એટલે બંધ તોડવા માટે જરૂરી ઊર્જા,જે અલગ થયેલા પરમાણુઓની ઊર્જા અને બંધિત અણુની ઊર્જા વચ્ચેનો તફાવત છે.
તેથી,બંધ ઊર્જા $(a-b)$ છે.

(A) $B_{2}H_{6}$ માં,ટર્મિનલ $B-H$ બંધો $sp^{3}$ સંકરણ ધરાવે છે,જ્યારે બ્રિજિંગ $B-H-B$ બંધો $3c-2e$ (ત્રણ-કેન્દ્ર બે-ઈલેક્ટ્રોન) બંધો ધરાવે છે.
બેન્ટના નિયમ મુજબ,વધુ $p$-કેરેક્ટર વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા પરમાણુ અથવા નાના બંધ ખૂણા ધરાવતા બંધ તરફ હોય છે.
કારણ કે બંધ ખૂણો $\theta_{2}$ (ટર્મિનલ $H-B-H$) એ $\theta_{1}$ (બ્રિજિંગ $B-H-B$ ખૂણો) કરતા મોટો છે,તેથી ટર્મિનલ $B-H$ બંધોમાં બ્રિજિંગ બંધોની તુલનામાં વધુ $s$-કેરેક્ટર અને ઓછું $p$-કેરેક્ટર હોય છે.
આમ,વિકલ્પ $A$ સાચો છે.
$BH_{3}$ એ ઈલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતી સ્પીસીઝ છે અને તે લુઈસ એસિડ તરીકે વર્તે છે,બેઈઝ તરીકે નહીં.

(B) બોરોન ટ્રાયહેલાઈડમાં બેક બોન્ડિંગમાં હેલાઈડના $p$-ઓર્બિટલમાંથી બોરોનના ખાલી $2p$-ઓર્બિટલમાં લોન પેરનું દાન સામેલ છે.
આ એક $(p\pi-p\pi)$ બેક બોન્ડિંગ છે.
બેક બોન્ડિંગની મજબૂતી ઓર્બિટલ્સ વચ્ચેના અસરકારક ઓવરલેપ પર આધાર રાખે છે.
$BF_{3}$ માટે,ઓવરલેપ $(2p\pi-2p\pi)$ છે,જે સમાન કદને કારણે સૌથી વધુ અસરકારક છે.
$BCl_{3}$ માટે તે $(2p\pi-3p\pi)$,$BBr_{3}$ માટે તે $(2p\pi-4p\pi)$ અને $BI_{3}$ માટે તે $(2p\pi-5p\pi)$ છે.
જેમ હેલાઈડનું કદ વધે છે,તેમ ઉર્જાનો તફાવત વધે છે અને ઓવરલેપની કાર્યક્ષમતા ઘટે છે.
તેથી,બેક બોન્ડિંગની મજબૂતીનો ક્રમ $BF_{3} > BCl_{3} > BBr_{3} > BI_{3}$ છે.

(A) $BX_{3}$ માં બોરોન પરમાણુ અપૂર્ણ અષ્ટક ધરાવે છે અને $\pi$-બંધ (બેક બોન્ડિંગ) બનાવવા માટે $X$ પાસેથી અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ સ્વીકારી શકે છે.
બેક બોન્ડિંગની માત્રા $X$ ની વિદ્યુતઋણતા અને $X$ તથા $B$ ના કક્ષકોના ઉર્જા સ્તર પર આધાર રાખે છે. $X$ ની ઓછી વિદ્યુતઋણતા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મનું દાન સરળ બનાવે છે.
$Cl$ અને $F$ એ $OMe$ અને $NMe_{2}$ કરતા વધુ વિદ્યુતઋણ હોવાથી તેમની બેક બોન્ડિંગની વૃત્તિ ઓછી હોય છે.
$BCl_{3}$ અને $BF_{3}$ માં,$Cl$ ના $3p$-કક્ષક અને બોરોનના $2p$-કક્ષક વચ્ચેના કદના તફાવતને કારણે $Cl$ ની $\pi$-બંધ બનાવવાની વૃત્તિ ઓછી હોય છે.
$B(OMe)_{3}$ અને $B(NMe_{2})_{3}$ માં,$NMe_{2}$ સમૂહમાં નાઇટ્રોજન ઓક્સિજન કરતા ઓછો વિદ્યુતઋણ હોવાથી તે વધુ સરળતાથી ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મનું દાન કરે છે.
આમ,$\pi$-બંધ બનાવવાની વૃત્તિનો સાચો ક્રમ $BCl_{3} < BF_{3} < B(OMe)_{3} < B(NMe_{2})_{3}$ છે.

(B) સાચો જવાબ $B$ છે.
અષ્ટકના નિયમ મુજબ,વિવિધ તત્વોના પરમાણુઓ તેમના અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે એકબીજા સાથે જોડાય છે (એટલે કે,તેમની બાહ્યતમ કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન,અથવા $H, Li$ અને $Be$ ના કિસ્સામાં $2$ ઇલેક્ટ્રોન મેળવીને નજીકના નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી સ્થાયી રચના પ્રાપ્ત કરે છે).
$BCl_3$ માં,મધ્યસ્થ બોરોન $(B)$ પરમાણુ ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે ત્રણ સહસંયોજક બંધ બનાવ્યા પછી તેની સંયોજકતા કક્ષામાં માત્ર $6$ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે.
$6 < 8$ હોવાથી,$BCl_3$ એ ઇલેક્ટ્રોન ઉણપ ધરાવતું અણુ છે અને તે અષ્ટકનો નિયમ પાળતું નથી.

(A) આપેલ બંધારણ મુજબ,કુલ સહસંયોજક બંધોની ગણતરી કરતા:
$1$. $C-H$ બંધો: $7$
$2$. $C-C$ અને $C=C$ બંધો: $3$
$3$. $C-Br$ બંધ: $1$
કુલ સહસંયોજક બંધો = $7 + 3 + 1 = 11$ થવા જોઈએ,પરંતુ આપેલ આકૃતિમાં $12$ બંધો દર્શાવેલ છે.
આકૃતિ મુજબ ગણતરી કરતા કુલ $12$ બંધો મળે છે.

(A) પાયરોફોસ્ફોરિક એસિડનું રાસાયણિક સૂત્ર $H_4P_2O_7$ છે.
તેની રચનામાં બે $P$ પરમાણુઓ ઓક્સિજન બ્રિજ $(P-O-P)$ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે.
દરેક $P$ પરમાણુ એક ઓક્સિજન પરમાણુ સાથે દ્વિબંધ $(P=O)$ દ્વારા અને બે હાઈડ્રોક્સિલ જૂથો $(-OH)$ સાથે જોડાયેલ હોય છે.
બંધની ગણતરી:
- કુલ $\sigma$ બંધ: $4$ $P-OH$ બંધ,$2$ $P=O$ બંધ (દરેકમાં $1$ $\sigma$ હોય છે),$1$ $P-O-P$ બ્રિજ (જેમાં $2$ $\sigma$ બંધ હોય છે),અને $4$ $O-H$ બંધ છે. કુલ $\sigma$ બંધ = $4 + 2 + 2 + 4 = 12$.
- કુલ $\pi$ બંધ: $2$ $P=O$ બંધ છે,જેમાં દરેક $1$ $\pi$ બંધ ધરાવે છે. કુલ $\pi$ બંધ = $2$.
- $\sigma$ અને $\pi$ બંધનો ગુણોત્તર = $\frac{12}{2} = 6$.
તેથી,સાચો વિકલ્પ $A$ છે.

(D) લુઈસ એસિડ એ એવી સ્પીસીઝ છે જે તેમની બાહ્યતમ કક્ષામાં ખાલી કક્ષકની હાજરીને કારણે ઇલેક્ટ્રોનની અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (lone pair) સ્વીકારે છે.
$H_{2}\ddot{O}:$ એ લુઈસ બેઇઝ તરીકે વર્તે છે કારણ કે ઓક્સિજન પરમાણુ પર અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે.
$BF_{3}$ એ લુઈસ એસિડ તરીકે વર્તે છે કારણ કે બોરોન પરમાણુનું અષ્ટક અપૂર્ણ છે (તેની સંયોજકતા કક્ષામાં માત્ર $6$ ઇલેક્ટ્રોન છે) અને તે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ સ્વીકારી શકે છે.
$OH^{-}$ એ ઓક્સિજન પરમાણુ પર અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની હાજરીને કારણે લુઈસ બેઇઝ તરીકે વર્તે છે.
$\ddot{N}H_{3}$ એ લુઈસ બેઇઝ તરીકે વર્તે છે કારણ કે નાઇટ્રોજન પરમાણુ પાસે દાન કરવા માટે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ ઉપલબ્ધ છે.

(B) ચાલો સમાન પ્રકારના બે પરમાણુઓ વચ્ચે સહસંયોજક બંધ ધરાવતા અણુઓને ઓળખવા માટે આપેલા અણુઓની રચનાનું વિશ્લેષણ કરીએ:
$1$. $B_2H_6$ (ડાયબોરેન): તેમાં $B-H-B$ બ્રિજ બોન્ડ હોય છે. તેમાં $B-B$ બંધ હોતો નથી.
$2$. $B_3N_3H_6$ (બોરાઝીન): તેમાં $B-N$ બંધ હોય છે. તેમાં $B-B$ કે $N-N$ બંધ હોતો નથી.
$3$. $N_2O$: તેની રચના $N \equiv N \rightarrow O$ છે. તેમાં $N-N$ બંધ હોય છે.
$4$. $N_2O_4$: તેની રચના $O_2N-NO_2$ છે. તેમાં $N-N$ બંધ હોય છે.
$5$. $H_2S_2O_3$ (થાયોસલ્ફ્યુરિક એસિડ): તેની રચનામાં $S-S$ બંધ હોય છે.
$6$. $H_2S_2O_8$ (પેરોક્સિડાયસલ્ફ્યુરિક એસિડ): તેની રચનામાં $O-O$ (પેરોક્સાઇડ) બંધ હોય છે.
આમ,સમાન પ્રકારના બે પરમાણુઓ વચ્ચે સહસંયોજક બંધ ધરાવતા અણુઓ $N_2O, N_2O_4, H_2S_2O_3$ અને $H_2S_2O_8$ છે.
આવા અણુઓની કુલ સંખ્યા $4$ છે.

(D) પરક્લોરિક એસિડ $(HClO_4)$ માં,મધ્યસ્થ ક્લોરિન પરમાણુ ચાર ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે.
એક ઓક્સિજન પરમાણુ હાઇડ્રોજન પરમાણુ સાથે જોડાયેલ છે ($O-H$ સિંગલ બોન્ડ).
ક્લોરિન પરમાણુ આ ઓક્સિજન સાથે એક સિંગલ બોન્ડ $(Cl-O-H)$ બનાવે છે.
બાકીના ત્રણ ઓક્સિજન પરમાણુઓ ક્લોરિન પરમાણુ સાથે ડબલ બોન્ડ $(Cl=O)$ દ્વારા જોડાયેલા છે.
તેથી,બંધારણમાં ક્લોરિન અને ઓક્સિજન પરમાણુઓ વચ્ચે $1$ સિંગલ બોન્ડ $(Cl-O)$ અને $3$ ડબલ બોન્ડ $(Cl=O)$ હોય છે.

(C) $H_2SO_4$ અને $SF_6$ માં,મધ્યસ્થ પરમાણુઓ વિસ્તૃત અષ્ટક ધરાવે છે,એટલે કે તેમની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ કરતા વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
$NO_2$ એ એકી-ઇલેક્ટ્રોન અણુ છે,જે અષ્ટકના નિયમનું ઉલ્લંઘન કરે છે.
$SCl_2$ માં,મધ્યસ્થ સલ્ફર પરમાણુ ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે બે સહસંયોજક બંધ બનાવે છે,જેના પરિણામે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન પૂર્ણ થાય છે,આમ તે અષ્ટકના નિયમનું પાલન કરે છે.

(D) $BeF_2$ માં,મધ્યસ્થ પરમાણુ $Be$ પાસે $F$ પરમાણુઓ સાથે બે સહસંયોજક બંધ બનાવ્યા પછી તેની સંયોજકતા કક્ષામાં માત્ર $4$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા $8$ કરતા ઓછી હોવાથી,તે ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતો અણુ છે અને અષ્ટકનો નિયમ પાળતો નથી.

(A) ફોર્મલ ચાર્જનું સૂત્ર છે: $\text{Formal Charge} = \text{Total valence electrons} - \text{Non-bonding electrons} - \frac{1}{2} \times \text{Bonding electrons}$.
$CO_2$ અણુમાં કાર્બન પરમાણુ $(C)$ માટે:
- કુલ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $(VE)$ = $4$
- અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન $(NE)$ = $0$
- બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન $(BE)$ = $8$ (ચાર બંધ,દરેક બે ઇલેક્ટ્રોન સાથે)
$C$ પરનો ફોર્મલ ચાર્જ = $4 - 0 - \frac{8}{2} = 4 - 4 = 0$.

(B) $N_2$ (ડાયનાઇટ્રોજન) અણુમાં બે નાઇટ્રોજન પરમાણુઓ ત્રિ-બંધ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે. તેની લુઈસ રચના $:N \equiv N:$ તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે.

(D) અષ્ટકનો નિયમ જણાવે છે કે પરમાણુઓ એવી રીતે બંધ બનાવે છે કે જેથી તેમની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન હોય.
$SF_6$ અણુમાં,મધ્યસ્થ સલ્ફર પરમાણુ $6$ ફ્લોરિન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે.
દરેક $S-F$ બંધ $2$ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે,તેથી સલ્ફર પરમાણુ પાસે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $6 \times 2 = 12$ ઇલેક્ટ્રોન છે.
$12 > 8$ હોવાથી,$SF_6$ એ વિસ્તૃત અષ્ટકનું ઉદાહરણ છે અને તે અષ્ટકનો નિયમ પાળતું નથી.

(A) આયોડિન પરમાણુ $(I)$ પાસે $7$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. $IF$ અણુમાં,આયોડિન ફ્લોરિન પરમાણુ $(F)$ સાથે એક સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
એક બંધ બનાવ્યા પછી,આયોડિન પરમાણુ પર $6$ ઇલેક્ટ્રોન બાકી રહે છે,જે $3$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોને અનુરૂપ છે.
તેથી,$IF$ માં આયોડિન પરમાણુ પરના અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની સંખ્યા $3$ છે.

(D) બંધ એન્થાલ્પી એ પરમાણુઓ વચ્ચેના બંધની સંખ્યા અથવા બંધ ક્રમાંક સાથે સીધી રીતે સંબંધિત છે.
$N_2$ માં ત્રિ-બંધ $(N \equiv N)$ હોય છે,જે $NH_3$ $(N-H)$ અને $CH_4$ $(C-H)$ માં રહેલા એકલ બંધ અથવા $O_2$ $(O=O)$ માં રહેલા દ્વિ-બંધ કરતા વધુ મજબૂત હોય છે.
તેથી,$N_2$ ની બંધ એન્થાલ્પી સૌથી વધુ છે.

(C) બંધ લંબાઈ એ બંધિત પરમાણુઓની સહસંયોજક ત્રિજ્યાના સરવાળા જેટલી હોય છે.
આશરે સહસંયોજક ત્રિજ્યાનો ઉપયોગ કરતા: $r_H \approx 0.37 \ \mathring{A}$,$r_C \approx 0.77 \ \mathring{A}$,$r_N \approx 0.75 \ \mathring{A}$,$r_O \approx 0.73 \ \mathring{A}$.
બંધ લંબાઈની ગણતરી:
$C-C \approx 0.77 + 0.77 = 1.54 \ \mathring{A}$
$C-N \approx 0.77 + 0.75 = 1.52 \ \mathring{A}$
$C-O \approx 0.77 + 0.73 = 1.50 \ \mathring{A}$
$C-H \approx 0.77 + 0.37 = 1.14 \ \mathring{A}$
આ મૂલ્યોની સરખામણી કરતા,$C-C$ બંધની બંધ લંબાઈ સૌથી વધુ છે.

(D) લુઈસ બંધારણમાં પરમાણુ પરનો ફોર્મલ ચાર્જ $(FC)$ નીચેના સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને ગણવામાં આવે છે:
$FC = V - L - \frac{1}{2}S$
જ્યાં:
$V$ = મુક્ત પરમાણુના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા
$L$ = અબંધકારક (લોન પેર) ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા
$S$ = બંધકારક (ભાગીદારી પામેલા) ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા
$CO_3^{2-}$ માં કાર્બન પરમાણુ માટે:
$V = 4$ (કાર્બન સમૂહ $14$ નો સભ્ય છે)
$L = 0$ (કાર્બોનેટ આયનમાં કાર્બન પાસે કોઈ લોન પેર નથી)
$S = 8$ (કાર્બન $4$ બંધ બનાવે છે: એક દ્વિબંધ અને બે એકલ બંધ)
$FC = 4 - 0 - \frac{1}{2}(8) = 4 - 4 = 0$.

(C) ફોર્મલ ચાર્જ $(FC)$ માટેનું સૂત્ર છે: $FC = V.E. - N.E. - \frac{1}{2}(B.E.)$
જ્યાં $V.E.$ એ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે,$N.E.$ એ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે,અને $B.E.$ એ બંધકારક ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે.
આપેલ સંરચનામાં સલ્ફર $(S)$ માટે:
સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $(V.E.)$ = $6$
અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન $(N.E.)$ = $0$
બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન $(B.E.)$ = $12$ (છ બંધ: બે દ્વિબંધ અને બે એકલ બંધ)
$FC = 6 - 0 - \frac{1}{2}(12) = 6 - 6 = 0$

(B) ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતું સંયોજન તે છે જેમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ કરતા ઓછા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે (અપૂર્ણ અષ્ટક).
$BCl_3$ માં,બોરોન પરમાણુ $3$ ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે,જેના પરિણામે $3$ સહસંયોજક બંધ બને છે.
દરેક બંધમાં $2$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે,તેથી બોરોન પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષામાં કુલ $6$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
$6 < 8$ હોવાથી,$BCl_3$ એ ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતું સંયોજન છે.

(B) $N_{2}O$ અણુ $N-N-O$ જોડાણ સાથે રેખીય બંધારણ ધરાવે છે.
કુલ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $= (5 \times 2) + 6 = 16 \ e^{-}$.
બધા અણુઓ માટે અષ્ટકનો નિયમ સંતોષવા માટે,સૌથી સ્થિર લુઈસ બંધારણમાં બે નાઈટ્રોજન પરમાણુઓ વચ્ચે ત્રિબંધ અને મધ્ય નાઈટ્રોજન અને ઓક્સિજન વચ્ચે એકલ બંધ હોય છે.
સૌથી મહત્વનું સંસ્પંદન બંધારણ $:\ddot{N}^{-}-N^{+}\equiv O:$ છે,જેમાં મધ્ય નાઈટ્રોજન પર $+1$ ફોર્મલ ચાર્જ,ટર્મિનલ નાઈટ્રોજન પર $-1$ ફોર્મલ ચાર્જ અને ઓક્સિજન પર $0$ ફોર્મલ ચાર્જ હોય છે.

(C) $X$ પાસે $5$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $(3s^2 3p^3)$ છે,તેથી તે અધાતુ (ફોસ્ફરસ,$P$) છે.
$Y$ પાસે $7$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $(3s^2 3p^5)$ છે,તેથી તે અધાતુ (ક્લોરિન,$Cl$) છે.
અધાતુઓ તેમના અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી કરે છે,જે સહસંયોજક બંધ બનાવે છે.
$X$ ની સંયોજકતા $3$ છે અને $Y$ ની સંયોજકતા $1$ છે.
તેથી,અણુસૂત્ર $XY_3$ (દા.ત.,$PCl_3$) થશે.
આમ,બનતો બંધ સહસંયોજક છે.

(A) સહસંયોજક બંધ સ્વભાવે દિશાત્મક હોય છે.
તેથી,સહસંયોજક સંયોજનો ચોક્કસ ભૂમિતિ ધરાવે છે,જેમ કે $CH_4$ ચતુષ્ફલકીય અને $C_2H_2$ રેખીય છે.
આમ,'કોઈ ચોક્કસ ભૂમિતિ નથી' તે વિધાન સહસંયોજક સંયોજનો માટે ખોટું છે.

(C) બોરોન હેલાઈડ્સ $(BX_{3})$ માં,બોરોન પરમાણુ પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક હોય છે અને તે લુઈસ એસિડ તરીકે વર્તે છે.
હેલોજનની ભરાયેલી $p$-કક્ષકમાંથી બોરોનની ખાલી $p$-કક્ષકમાં ઈલેક્ટ્રોન ઘનતાના દાનને કારણે બેક બોન્ડિંગ થાય છે.
$BF_{3}$ માં,$F$ ની $2p$ કક્ષક અને $B$ ની $2p$ કક્ષક સમાન કદ ધરાવે છે,જે અસરકારક $p\pi-p\pi$ ઓવરલેપ તરફ દોરી જાય છે.
તેથી,$BF_{3}$ માં મહત્તમ $p\pi-p\pi$ બેક બોન્ડિંગ હોય છે,જે તેની લુઈસ એસિડિકતા ઘટાડે છે.

(C) નાઈટ્રોજન અણુ $(N_2)$ માં ત્રિબંધ $(N \equiv N)$ હોય છે.
કાર્બન મોનોક્સાઈડ $(CO)$ માં ત્રિબંધ $(C \equiv O)$ હોય છે.
એસીટિલાઈડ આયન $(C_2^{2-})$ માં ત્રિબંધ $([C \equiv C]^{2-})$ હોય છે.
નાઈટ્રિક ઓક્સાઈડ $(NO)$ માં $11$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે અને તેનો બંધ ક્રમાંક $2.5$ છે,જે દર્શાવે છે કે તેમાં કોઈ ચોક્કસ ત્રિબંધ નથી.

(C) સહસંયોજક પદાર્થો સામાન્ય રીતે વિદ્યુતના મંદ વાહક હોય છે કારણ કે તેમાં વીજભાર વહન કરવા માટે મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન કે આયનો હોતા નથી. તેથી,વિદ્યુતના સુવાહક હોવું એ સહસંયોજક પદાર્થોનો ગુણધર્મ નથી.

(C) $B_2H_6$ માં,$4$ ટર્મિનલ $B-H$ બંધો છે જે $2$-કેન્દ્ર-$2$-ઇલેક્ટ્રોન $(2c-2e)$ બંધો છે.
ત્યાં $2$ બ્રિજ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ છે જે $2$ બ્રિજ $B-H-B$ બંધો બનાવે છે.
દરેક બ્રિજ $B-H-B$ બંધ એ $3$-કેન્દ્ર-$2$-ઇલેક્ટ્રોન $(3c-2e)$ બંધ છે.
તેથી,ત્યાં માત્ર $2$ આવા $3c-2e$ બંધો છે,$4$ નહીં.
આમ,વિધાન $(C)$ ખોટું છે.

(C) કયું સંયોજન અષ્ટકનો નિયમ પાળે છે તે નક્કી કરવા માટે,આપણે દરેક અણુમાં મધ્યસ્થ સલ્ફર $(S)$ પરમાણુની આસપાસના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાની ગણતરી કરીએ છીએ:
$1$. $H_2SO_4$ માં,સલ્ફર પરમાણુ બે $OH$ સમૂહો અને બે ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે,જેના પરિણામે $S$ ની આસપાસ $12$ ઇલેક્ટ્રોન થાય છે,જે વિસ્તૃત અષ્ટક છે.
$2$. $SF_6$ માં,સલ્ફર પરમાણુ છ ફ્લોરિન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે,જેના પરિણામે $S$ ની આસપાસ $12$ ઇલેક્ટ્રોન થાય છે,જે વિસ્તૃત અષ્ટક છે.
$3$. $SF_4$ માં,સલ્ફર પરમાણુ ચાર ફ્લોરિન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે અને એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ ધરાવે છે,જેના પરિણામે $S$ ની આસપાસ $10$ ઇલેક્ટ્રોન થાય છે,જે વિસ્તૃત અષ્ટક છે.
$4$. $SCl_2$ માં,સલ્ફર પરમાણુ બે ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે અને બે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ ધરાવે છે. $S$ ની આસપાસના કુલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા $2 \times 2$ (બંધકારક) $+ 2 \times 2$ (અબંધકારક) $= 8$ ઇલેક્ટ્રોન છે. આમ,$SCl_2$ અષ્ટકનો નિયમ પાળે છે.

(C) હાઇપરવેલેન્ટ સંયોજનો એવા છે જેમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ કરતા વધારે ઇલેક્ટ્રોન હોય છે (વિસ્તૃત અષ્ટક).
$PCl_5$ માં,મધ્યસ્થ ફોસ્ફરસ પરમાણુ $(P)$ $5$ ક્લોરિન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે,જેના પરિણામે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $5 \times 2 = 10$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
$10 > 8$ હોવાથી,$PCl_5$ એ હાઇપરવેલેન્ટ સંયોજન છે.
તેની સામે,$NO_3^-$ અષ્ટકનો નિયમ પાળે છે,$BF_3$ હાઇપોવેલેન્ટ છે ($6$ ઇલેક્ટ્રોન),અને $CH_4$ અષ્ટકનો નિયમ પાળે છે ($8$ ઇલેક્ટ્રોન).

(A) બંધ લંબાઈ એટલે અણુમાં બે બંધિત પરમાણુઓના કેન્દ્ર વચ્ચેનું સરેરાશ અંતર. તે પરમાણુના કદ, સંકરણ અને વિદ્યુતઋણતાના તફાવત જેવા પરિબળો પર આધાર રાખે છે।
પરમાણુનું કદ વધતા બંધ લંબાઈ સામાન્ય રીતે વધે છે।
આપેલા વિકલ્પોની સરખામણી કરતા:
$C-C$ બંધ લંબાઈ આશરે $154 \ pm$ છે।
$C-H$ બંધ લંબાઈ આશરે $109 \ pm$ છે।
$C-N$ બંધ લંબાઈ આશરે $147 \ pm$ છે।
$C-O$ બંધ લંબાઈ આશરે $143 \ pm$ છે।
તેથી, આપેલા વિકલ્પોમાં $C-C$ બંધની લંબાઈ સૌથી વધુ છે।

(B) સલ્ફ્યુરિક એનહાઇડ્રાઇડ $SO_3$ છે. તેની રચનામાં,મધ્યસ્થ સલ્ફર પરમાણુ $sp^2$ સંકરણ ધરાવે છે.
તે ત્રણ ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે ત્રણ $\sigma$ બંધ બનાવે છે.
ત્રણ $\pi$ બંધોમાંથી,એક $p \pi-p \pi$ બંધ છે (જે $S$ અને $O$ ના $p$-ઓર્બિટલ્સના ઓવરલેપ દ્વારા બને છે) અને બે $p \pi-d \pi$ બંધ છે (જે $S$ ના $d$-ઓર્બિટલ્સ અને $O$ ના $p$-ઓર્બિટલ્સના ઓવરલેપ દ્વારા બને છે).
તેથી,અણુમાં $3 \sigma$,$1 p \pi-p \pi$,અને $2 p \pi-d \pi$ બંધો હોય છે.

(B) $Cl_2$ જેવા સમકેન્દ્રીય દ્વિપરમાણ્વીય અણુની સહસંયોજક બંધ લંબાઈ એ બે સહસંયોજક રીતે બંધાયેલા પરમાણુઓના કેન્દ્રો વચ્ચેનું અંતર છે.
તેથી,સહસંયોજક ત્રિજ્યા $(r)$ એ સહસંયોજક બંધ લંબાઈ $(d)$ કરતા અડધી હોય છે.
$r = \frac{d}{2}$
આપેલ છે,બંધ લંબાઈ $d = 1.98 \mathring{A}$.
$r = \frac{1.98 \mathring{A}}{2} = 0.99 \mathring{A}$.

(C) બંધ વિયોજન ઉર્જા બંધની લંબાઈ પર આધાર રાખે છે. જેમ હેલોજન પરમાણુનું કદ $F$ થી $Br$ તરફ વધે છે,તેમ બંધની લંબાઈ વધે છે,જેના પરિણામે બંધ વિયોજન ઉર્જામાં ઘટાડો થાય છે.
પરમાણુ કદનો ક્રમ $F < Cl < Br$ છે.
તેથી,બંધની લંબાઈનો ક્રમ $H-F < H-Cl < H-Br$ છે.
પરિણામે,બંધ વિયોજન ઉર્જાનો ક્રમ $HF > HCl > HBr$ છે.

(A) આપેલા બંધોની બંધ લંબાઈ આશરે નીચે મુજબ છે:
$C-H(A) \approx 107 \ pm$
$C\equiv N(D) \approx 116 \ pm$
$C=O(C) \approx 121 \ pm$
$C-O(B) \approx 143 \ pm$
આ મૂલ્યોની સરખામણી કરતા, બંધ લંબાઈનો વધતો ક્રમ $A < D < C < B$ છે.

(C) સહસંયોજક બંધ લંબાઈ એ બે બંધિત પરમાણુઓની સહસંયોજક ત્રિજ્યાના સરવાળા તરીકે વ્યાખ્યાયિત કરવામાં આવે છે,જે $d = r_A + r_B$ દ્વારા આપવામાં આવે છે.
એક સાદા દ્વિપરમાણ્વીય અણુ $AB$ માં,કુલ બંધ લંબાઈ (આંતર-કેન્દ્રીય અંતર) એ બે ન્યુક્લિયસના કેન્દ્રો વચ્ચેનું અંતર છે,જે તેમની સહસંયોજક ત્રિજ્યાના સરવાળા $r_A + r_B$ જેટલું હોય છે.
તેથી,સહસંયોજક બંધ લંબાઈ અને $AB$ અણુની કુલ લંબાઈ અનુક્રમે $(r_A + r_B)$ અને $(r_A + r_B)$ છે.