Covalent bonding Questions in Hindi

(A) $H_2S$ अणु में,सल्फर परमाणु $(S)$ अपने अष्टक को पूरा करने के लिए दो हाइड्रोजन परमाणुओं $(H)$ के साथ अपने संयोजी इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है।
चूंकि बंध दो अधातुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के साझाकरण से बनता है,इसलिए यह एक सहसंयोजक बंध है।
अतः,सही विकल्प $A$ है।

(B) $SO_3^{2-}$ (सल्फाइट आयन) में,केंद्रीय सल्फर परमाणु की ऑक्सीकरण अवस्था $+4$ है। सल्फर का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $[Ne] 3s^2 3p^4$ है।
$SO_3^{2-}$ के निर्माण में,सल्फर $sp^3$ संकरण से गुजरता है।
ऑक्सीजन का एक $p$-कक्षक सल्फर के रिक्त $d$-कक्षक के साथ अतिव्यापन करके $p\pi - d\pi$ आबंध बनाता है।
$NO_3^-$,$BO_3^{3-}$ और $CO_3^{2-}$ में,केंद्रीय परमाणु $(N, B, C)$ दूसरे आवर्त के हैं और उनके पास आबंधन के लिए $d$-कक्षक उपलब्ध नहीं हैं,इसलिए वे केवल $p\pi - p\pi$ आबंधन प्रदर्शित करते हैं।

(B) कैल्शियम कार्बाइड $(CaC_2)$ एक आयनिक यौगिक है जिसमें $Ca^{2+}$ आयन और एसिटाइलाइड आयन $(C_2^{2-})$ होते हैं।
एसिटाइलाइड आयन की संरचना $[C \equiv C]^{2-}$ होती है।
$C \equiv C$ त्रि-बंध में,एक सिग्मा $(\sigma)$ बंध और दो पाई $(\pi)$ बंध होते हैं।
अतः,सही विकल्प $B$ है।

(C) कार्बन-हैलोजन बंधों की बंध लंबाई हैलोजन परमाणु का आकार बढ़ने के साथ बढ़ती है।
बंध लंबाई का क्रम इस प्रकार है: $C-F < C-Cl < C-Br < C-I$।
चूंकि बंध ऊर्जा बंध लंबाई के व्युत्क्रमानुपाती होती है,इसलिए जैसे-जैसे बंध लंबाई बढ़ती है,बंध ऊर्जा घटती जाती है।
अतः,बंध ऊर्जा का घटता क्रम है: $C-F > C-Cl > C-Br > C-I$।

(N/A) चरण $1$. कार्बन और ऑक्सीजन परमाणुओं के संयोजी इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या की गणना करें। कार्बन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बाहरी (संयोजी) कोश का विन्यास क्रमशः $2s^{2} 2p^{2}$ और $2s^{2} 2p^{4}$ है। उपलब्ध संयोजी इलेक्ट्रॉन $4+6=10$ हैं।
चरण $2$. $CO$ की कंकाल संरचना को $C-O$ के रूप में लिखा जाता है।
चरण $3$. दोनों के लिए अष्टक नियम को संतुष्ट करने के लिए $C$ और $O$ परमाणुओं के बीच एक त्रि-आबंध खींचें। प्रत्येक परमाणु तीन साझा जोड़े बनाने के लिए इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है,और प्रत्येक परमाणु एक एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म बनाए रखता है।
लुईस बिंदु संरचना है: $:C \equiv O:$

(N/A) लुईस संरचनाएं संयोजी इलेक्ट्रॉनों को बिंदुओं के रूप में और बंधों को रेखाओं के रूप में दर्शाकर बनाई जाती हैं:
$1. H_2S$: सल्फर केंद्रीय परमाणु है जिसमें दो एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म और दो $S-H$ एकल बंध होते हैं।
$2. SiCl_4$: सिलिकॉन केंद्रीय परमाणु है जो चार क्लोरीन परमाणुओं से एकल बंध द्वारा जुड़ा होता है,प्रत्येक क्लोरीन परमाणु में तीन एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होते हैं।
$3. BeF_2$: बेरिलियम केंद्रीय परमाणु है जो दो फ्लोरीन परमाणुओं से एकल बंध द्वारा जुड़ा होता है,प्रत्येक फ्लोरीन परमाणु में तीन एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होते हैं।
$4. CO_3^{2-}$: कार्बन केंद्रीय परमाणु है जो तीन ऑक्सीजन परमाणुओं से जुड़ा होता है। एक ऑक्सीजन कार्बन के साथ द्वि-बंध से और दो ऑक्सीजन एकल बंध से जुड़े होते हैं,जिन पर ऋण आवेश होता है।
$5. HCOOH$: कार्बन केंद्रीय परमाणु है जो एक हाइड्रोजन,एक ऑक्सीजन (द्वि-बंध) और एक हाइड्रॉक्सिल समूह $(-OH)$ से जुड़ा होता है।

(N/A) अष्टक नियम या रासायनिक आबंधन का इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत कोसेल और लुईस द्वारा विकसित किया गया था। इस नियम के अनुसार,परमाणु या तो एक परमाणु से दूसरे परमाणु में संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण द्वारा या अपनी संयोजकता कक्षा में अष्टक पूर्ण करके निकटतम उत्कृष्ट गैस विन्यास प्राप्त करने के लिए अपने संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी करके जुड़ते हैं।
महत्व: अष्टक नियम तत्व की प्रकृति के आधार पर रासायनिक आबंधों के निर्माण को समझाने में सफल रहा।
अष्टक सिद्धांत की सीमाएँ:
$(a)$ यह नियम अणुओं के आकार और सापेक्ष स्थिरता की भविष्यवाणी करने में विफल रहा।
$(b)$ यह उत्कृष्ट गैसों की अक्रिय प्रकृति पर आधारित है। हालाँकि,कुछ उत्कृष्ट गैसें जैसे ज़ेनॉन और क्रिप्टन $XeF_{2}$,$KrF_{2}$ आदि जैसे यौगिक बनाती हैं।
$(c)$ अष्टक नियम आवर्त सारणी के तीसरे आवर्त और उसके बाद के तत्वों पर लागू नहीं किया जा सकता है। इन आवर्तों में मौजूद तत्वों में केंद्रीय परमाणु के चारों ओर आठ से अधिक संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं। उदाहरण के लिए: $PF_{5}$,$SF_{6}$ आदि।
$(d)$ अष्टक नियम उन सभी अणुओं के लिए संतुष्ट नहीं होता है जिनमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या विषम होती है। उदाहरण के लिए,$NO$ और $NO_{2}$ अष्टक नियम का पालन नहीं करते हैं।
$(e)$ यह नियम उन यौगिकों पर लागू नहीं किया जा सकता है जिनमें केंद्रीय परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों की संख्या आठ से कम होती है। उदाहरण के लिए,$LiCl$,$BeH_{2}$,$AlCl_{3}$ आदि अष्टक नियम का पालन नहीं करते हैं।

(N/A) बंध लंबाई को एक अणु में दो बंधित परमाणुओं के नाभिकों के बीच की संतुलन दूरी के रूप में परिभाषित किया जाता है।
बंध लंबाई को $\mathring{A}$ $(10^{-10} \ m)$ या पिकोमीटर $(10^{-12} \ m)$ के पदों में व्यक्त किया जाता है और इसे स्पेक्ट्रोस्कोपिक $X$-ray विवर्तन (diffraction) और इलेक्ट्रॉन-विवर्तन तकनीकों द्वारा मापा जाता है।
एक आयनिक यौगिक में,बंध लंबाई घटक परमाणुओं की आयनिक त्रिज्याओं का योग होती है $(d = r_+ + r_-)$। एक सहसंयोजक यौगिक में,यह उनकी सहसंयोजक त्रिज्याओं का योग होती है $(d = r_A + r_B)$।

(N/A) जब अलग-अलग विद्युत ऋणात्मकता वाले दो असमान परमाणु मिलकर एक सहसंयोजक बंध बनाते हैं,तो इलेक्ट्रॉनों का बंधित युग्म समान रूप से साझा नहीं होता है।
बंधित युग्म अधिक विद्युत ऋणात्मकता वाले परमाणु के नाभिक की ओर स्थानांतरित हो जाता है। परिणामस्वरूप,इलेक्ट्रॉन वितरण विकृत हो जाता है और इलेक्ट्रॉन बादल अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर विस्थापित हो जाता है।
परिणामस्वरूप,अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु पर आंशिक ऋण आवेश $(\delta^-)$ आ जाता है,जबकि दूसरे परमाणु पर आंशिक धन आवेश $(\delta^+)$ आ जाता है। इस प्रकार,अणु में विपरीत ध्रुव विकसित हो जाते हैं और इस प्रकार के बंध को ध्रुवीय सहसंयोजक बंध कहा जाता है।
उदाहरण: $HCl$ में एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंध होता है। क्लोरीन परमाणु हाइड्रोजन परमाणु की तुलना में अधिक विद्युत ऋणात्मक होता है। इसलिए,बंधित युग्म क्लोरीन परमाणु के करीब रहता है,जिस पर आंशिक ऋण आवेश आ जाता है,जबकि हाइड्रोजन परमाणु पर आंशिक धन आवेश आ जाता है: $H^{\delta+} - Cl^{\delta-}$.

(N/A) दी गई संरचना में,कार्बन परमाणु को पांच बंधों के साथ दिखाया गया है,जो गलत है क्योंकि कार्बन चतुःसंयोजक होता है। एसिटिक एसिड $(CH_{3}COOH)$ के लिए सही लुईस संरचना में कार्बोनिल कार्बन और ऑक्सीजन परमाणु के बीच एक द्वि-आबंध और कार्बोनिल कार्बन तथा हाइड्रॉक्सिल ऑक्सीजन के बीच एक एकल आबंध होता है। सही संरचना इस प्रकार है:
$H_{3}C-C(=O)OH$

(N/A) मान लीजिए कि दो हाइड्रोजन परमाणु ($A$ और $B$) जिनके नाभिक ($N_{A}$ और $N_{B}$) और इलेक्ट्रॉन ($e_{A}$ और $e_{B}$) हैं,हाइड्रोजन अणु बनाने के लिए अभिक्रिया करते हैं।
जब $A$ और $B$ एक-दूसरे से बहुत दूर होते हैं,तो उनके बीच कोई अन्योन्यक्रिया नहीं होती है। जैसे-जैसे वे एक-दूसरे के करीब आते हैं,आकर्षण और प्रतिकर्षण बल कार्य करने लगते हैं।
आकर्षण बल इनके बीच उत्पन्न होता है:
$(a)$ एक परमाणु का नाभिक और उसका अपना इलेक्ट्रॉन,अर्थात $N_{A}-e_{A}$ और $N_{B}-e_{B}$
$(b)$ एक परमाणु का नाभिक और दूसरे परमाणु का इलेक्ट्रॉन,अर्थात $N_{A}-e_{B}$ और $N_{B}-e_{A}$
प्रतिकर्षण बल इनके बीच उत्पन्न होता है:
$(a)$ दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन,अर्थात $e_{A}-e_{B}$
$(b)$ दो परमाणुओं के नाभिक,अर्थात $N_{A}-N_{B}$
आकर्षण बल दोनों परमाणुओं को करीब लाता है,जबकि प्रतिकर्षण बल उन्हें दूर धकेलने की प्रवृत्ति रखता है।
आकर्षण बलों का परिमाण प्रतिकर्षण बलों की तुलना में अधिक होता है। इसलिए,दोनों परमाणु एक-दूसरे के करीब आते हैं। परिणामस्वरूप,स्थितिज ऊर्जा कम हो जाती है। अंततः,एक ऐसी स्थिति आती है जब आकर्षण बल प्रतिकर्षण बलों को संतुलित कर लेते हैं और निकाय न्यूनतम ऊर्जा प्राप्त कर लेता है। इससे डाइहाइड्रोजन अणु का निर्माण होता है।

(N/A) लैंगमुइर $(1919)$ ने अष्टक की स्थिर घनीय व्यवस्था के विचार को त्यागकर और सहसंयोजक बंध शब्द को पेश करके लुईस की अवधारणाओं को परिष्कृत किया।
लुईस-लैंगमुइर सिद्धांत के अनुसार,परमाणु अपने बीच इलेक्ट्रॉनों को साझा करके जुड़ सकते हैं। इस प्रकार के बंध को सहसंयोजक बंध कहा जाता है,और प्रत्येक परमाणु निकटतम उत्कृष्ट गैस (noble gas) का विन्यास प्राप्त करने के लिए साझा करने हेतु समान संख्या में इलेक्ट्रॉनों का योगदान देता है।
उदाहरण: डाइक्लोरीन $(Cl_{2})$ अणु में सहसंयोजक बंध।
$Cl$ परमाणु जिसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास: $[Ne] \ 3s^{2} 3p^{5}$ है,वह आर्गन उत्कृष्ट गैस विन्यास से एक इलेक्ट्रॉन कम है।
$Cl_{2}$ अणु के निर्माण को दो क्लोरीन परमाणुओं के बीच $1$ इलेक्ट्रॉन युग्म के साझाकरण के संदर्भ में समझा जा सकता है,जिसमें प्रत्येक क्लोरीन परमाणु साझा युग्म में एक इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है।
यह इलेक्ट्रॉन युग्म दोनों $Cl$ परमाणुओं के अष्टक में भाग लेता है।
अतः,दोनों क्लोरीन परमाणु $Ar$ जैसा अष्टक प्राप्त कर लेते हैं: $[Ne] \ 3s^{2} 3p^{6}$ या $[Ar]$।
नोट: '$\circ$' और '$x$' प्रतीकों का उपयोग दोनों क्लोरीन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों को दर्शाने के लिए किया गया है। '-' का उपयोग दो $Cl$ परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंध को दर्शाने के लिए किया गया है।

(N/A) जल $(H_{2}O)$ में दो $O-H$ सहसंयोजक बंध होते हैं। कार्बन टेट्राक्लोराइड $(CCl_{4})$ में चार $C-Cl$ सहसंयोजक बंध होते हैं।
$H_{2}O$ की संरचना:
- प्रत्येक $H$ परमाणु द्विक (दो इलेक्ट्रॉन) प्राप्त करता है।
- $O$ परमाणु अष्टक (आठ इलेक्ट्रॉन) प्राप्त करता है।
$CCl_{4}$ की संरचना:
- प्रत्येक $C-Cl$ बंध में $C$ का एक इलेक्ट्रॉन और $Cl$ का एक इलेक्ट्रॉन होता है,जिससे सभी परमाणुओं का अष्टक पूर्ण होता है।

(N/A) बहुविध बंध एक सहसंयोजक बंध है जो दो परमाणुओं के बीच एक से अधिक इलेक्ट्रॉन युग्मों की साझेदारी से बनता है। जब दो परमाणु दो या दो से अधिक इलेक्ट्रॉन युग्मों की साझेदारी करते हैं,तो इसे बहुविध बंध (जैसे द्वि-बंध या त्रि-बंध) कहा जाता है।
| विशेषता | एकल बंध | द्वि-बंध | त्रि-बंध |
| :--- | :--- | :--- | :--- |
| साझा किए गए इलेक्ट्रॉन युग्म | $1$ युग्म ($2$ इलेक्ट्रॉन) | $2$ युग्म ($4$ इलेक्ट्रॉन) | $3$ युग्म ($6$ इलेक्ट्रॉन) |
| निरूपण | $-$ | $=$ | $\equiv$ |
| उदाहरण | $Cl_2$ $(Cl-Cl)$ | $O_2$ $(O=O)$ | $N_2$ $(N\equiv N)$ |

(N/A) कार्बन डाइऑक्साइड $(CO_{2})$: $CO_{2}$ अणु में दो द्वि-आबंध उपस्थित होते हैं। प्रत्येक $C=O$ आबंध में $C$ और $O$ परमाणुओं के बीच दो इलेक्ट्रॉन युग्म (चार इलेक्ट्रॉन) साझा होते हैं।
$(b)$ एथीन $(C_{2}H_{4})$: इस अणु में दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक द्वि-आबंध $(C=C)$ और चार एकल $C-H$ आबंध उपस्थित होते हैं। दो कार्बन परमाणुओं के बीच दो इलेक्ट्रॉन युग्म (चार इलेक्ट्रॉन) साझा होकर द्वि-आबंध बनाते हैं।
$(c)$ डाईनाइट्रोजन $(N_{2})$: $N_{2}$ अणु में दो नाइट्रोजन परमाणुओं के बीच एक त्रि-आबंध $(N \equiv N)$ उपस्थित होता है,जिसमें तीन इलेक्ट्रॉन युग्म (छह इलेक्ट्रॉन) शामिल होते हैं।
$(d)$ एथाइन $(C_{2}H_{2})$: इस अणु में दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक त्रि-आबंध $(C \equiv C)$ और दो एकल $C-H$ आबंध उपस्थित होते हैं। दो कार्बन परमाणुओं के बीच तीन इलेक्ट्रॉन युग्म (छह इलेक्ट्रॉन) साझा होकर त्रि-आबंध बनाते हैं।

(N/A) $1$. प्रत्येक सहसंयोजक बंध परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन युग्म की साझेदारी के परिणामस्वरूप बनता है।
$2$. प्रत्येक संयोजी परमाणु साझा युग्म में कम से कम एक इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है।
$3$. इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी के परिणामस्वरूप संयोजी परमाणु अपनी बाहरी कक्षा में उत्कृष्ट गैस विन्यास (अष्टक या द्विक) प्राप्त करते हैं।

(N/A) तटस्थ अणु में कुल इलेक्ट्रॉनों की संख्या: संरचनाओं को लिखने के लिए आवश्यक इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या संयोजी परमाणुओं के संयोजी इलेक्ट्रॉनों को जोड़कर प्राप्त की जाती है। उदाहरण के लिए,$CH_{4}$ अणु में,बंधन के लिए आठ संयोजी इलेक्ट्रॉन उपलब्ध हैं ($4$ कार्बन से और $4$ चार हाइड्रोजन परमाणुओं से)।
ऋण आयन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या: प्रत्येक ऋण आवेश का अर्थ है कुल संयोजी इलेक्ट्रॉनों में एक इलेक्ट्रॉन का जोड़ना। उदा. $CO_{3}^{2-}$ आयन के लिए,लुईस निरूपण में कुल $24$ इलेक्ट्रॉन होते हैं,जिसमें $4$ $e^{-}$ एक कार्बन से,$18$ $e^{-}$ तीन ऑक्सीजन परमाणुओं से और $2$ अतिरिक्त $e^{-}$ दो ऋण आवेशों से आते हैं।
$(\text{ऋण आयन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या}) = (\text{सभी परमाणुओं के कुल संयोजी इलेक्ट्रॉन}) + (\text{ऋण आवेश की संख्या})$
धन आयन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या:
$(\text{धन आयन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या}) = (\text{सभी परमाणुओं के कुल संयोजी इलेक्ट्रॉन}) - (\text{धन आवेश की संख्या})$
उदा.,$(\text{ } NH_{4}^{+} \text{ में कुल इलेक्ट्रॉन}) = (N \text{ और } 4 H \text{ के संयोजी इलेक्ट्रॉन}) - 1$
$= (5 + 4) - 1 = 8$
इलेक्ट्रॉनों का वितरण: संयोजी परमाणुओं के रासायनिक प्रतीकों को जानने और यौगिक की कंकाल संरचना का ज्ञान होने से (ज्ञात या बुद्धिमानी से अनुमानित),इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या को परमाणुओं के बीच बंधन के अनुपात में साझा जोड़े के रूप में वितरित करना आसान है।
इलेक्ट्रॉनों की स्थिति: एकल बंधों के लिए इलेक्ट्रॉनों के साझा जोड़ों का हिसाब लगाने के बाद,शेष इलेक्ट्रॉन जोड़े या तो बहु-बंधन के लिए उपयोग किए जाते हैं या एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म (lone pairs) के रूप में रहते हैं। मूल आवश्यकता यह है कि प्रत्येक बंधित परमाणु का अष्टक पूर्ण हो।

(N/A) $1$. उदासीन अणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या: संरचनाएं लिखने के लिए आवश्यक इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या संयोजी परमाणुओं के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को जोड़कर प्राप्त की जाती है। उदाहरण के लिए,$CH_{4}$ अणु में,बंधन के लिए आठ संयोजकता इलेक्ट्रॉन उपलब्ध हैं (कार्बन से $4$ और चार हाइड्रोजन परमाणुओं से $4$)।
$2$. ऋण आयन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या: प्रत्येक ऋण आवेश का अर्थ है कुल संयोजकता इलेक्ट्रॉनों में एक इलेक्ट्रॉन का जोड़ना। उदाहरण के लिए,$CO_{3}^{2-}$ आयन के लिए,लुईस निरूपण में कुल $24$ इलेक्ट्रॉन होते हैं: एक कार्बन से $4 \ e^{-}$,तीन ऑक्सीजन परमाणुओं से $18 \ e^{-}$,और दो ऋण आवेशों के कारण $2$ अतिरिक्त $e^{-}$।
$\left(\begin{array}{c} \text{ऋण आयन में} \\ \text{इलेक्ट्रॉनों की} \\ \text{संख्या} \end{array}\right) = \left(\begin{array}{c} \text{सभी परमाणुओं के} \\ \text{कुल संयोजकता} \\ \text{इलेक्ट्रॉन} \end{array}\right) + \left(\begin{array}{c} \text{ऋण आवेशों की} \\ \text{संख्या} \end{array}\right)$
$3$. धन आयन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या: प्रत्येक धन आवेश का अर्थ है कुल संयोजकता इलेक्ट्रॉनों में से एक इलेक्ट्रॉन को घटाना।
$\left(\begin{array}{c} \text{धन आयन में} \\ \text{इलेक्ट्रॉनों की} \\ \text{संख्या} \end{array}\right) = \left(\begin{array}{c} \text{सभी परमाणुओं के} \\ \text{कुल संयोजकता} \\ \text{इलेक्ट्रॉन} \end{array}\right) - \left(\begin{array}{c} \text{धन आवेशों की} \\ \text{संख्या} \end{array}\right)$
उदाहरण के लिए,$\left(\begin{array}{c} NH_{4}^{+} \text{में} \\ \text{कुल} \\ \text{इलेक्ट्रॉन} \end{array}\right) = \left(\begin{array}{c} N \text{और} \ 4 \ H \text{के} \\ \text{संयोजकता} \\ \text{इलेक्ट्रॉन} \end{array}\right) - 1 = (5+4)-1 = 8$.
$4$. इलेक्ट्रॉनों का वितरण: संयोजी परमाणुओं के रासायनिक प्रतीकों और यौगिक की कंकाल संरचना के ज्ञान के साथ,इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या को परमाणुओं के बीच बंधनकारी साझा जोड़ों के रूप में वितरित करना आसान है।
$5$. इलेक्ट्रॉनों की स्थिति: एकल बंधों के लिए इलेक्ट्रॉनों के साझा जोड़ों का हिसाब लगाने के बाद,शेष इलेक्ट्रॉन जोड़े या तो बहु-बंधन के लिए उपयोग किए जाते हैं या एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म (lone pairs) के रूप में रहते हैं। मूल आवश्यकता यह है कि प्रत्येक बंधित परमाणु अष्टक प्राप्त करे।

(N/A) लुईस संरचनाएं अणु या आयन में परमाणुओं के संयोजी इलेक्ट्रॉनों को दर्शाती हैं। संरचनाएं इस प्रकार हैं:
$(i) H_2: H:H$
$(ii) O_2: :\ddot{O}::\ddot{O}:$
$(iii) O_3: :\ddot{O}-\ddot{O}=\ddot{O}:$
$(iv) NF_3: \text{केंद्रीय } N \text{ परमाणु तीन } F \text{ परमाणुओं से बंधित है और } N \text{ पर एक एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म है।}$
$(v) CO_3^{2-}: \text{केंद्रीय } C \text{ परमाणु एक } O \text{ के साथ द्वि-आबंध और दो } O^- \text{ परमाणुओं के साथ एकल आबंध से जुड़ा है।}$
$(vi) HNO_3: \text{केंद्रीय } N \text{ परमाणु एक } =O, \text{ एक } -OH, \text{ और एक } -O^- \text{ (उपसहसंयोजक बंध) से जुड़ा है。}$

(N/A) एसिटिक एसिड $(CH_3COOH)$ के लिए सही लुईस संरचना में कार्बोनिल कार्बन और एक ऑक्सीजन परमाणु के बीच एक द्वि-आबंध $(C=O)$ की आवश्यकता होती है,जबकि दूसरा ऑक्सीजन कार्बन और हाइड्रोजन परमाणु दोनों के साथ एकल आबंध $(C-OH)$ द्वारा जुड़ा होता है। मिथाइल समूह $(CH_3)$ में तीन $C-H$ एकल आबंध होते हैं। संरचना इस प्रकार है:
$H_3C-C(=O)OH$

(N/A) $(i)$ $C$ का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $[He] 2s^2 2p^2$ है,इसलिए संयोजी इलेक्ट्रॉन $= 4$ हैं।
$O$ का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $[He] 2s^2 2p^4$ है,इसलिए संयोजी इलेक्ट्रॉन $= 6$ हैं।
अतः,$CO$ में कुल संयोजी इलेक्ट्रॉन $= 4 + 6 = 10$ हैं।
$(ii)$ $CO$ की कंकाल संरचना $C-O$ है।
$(iii)$ यदि हम $C$ और $O$ के बीच एकल बंध रखते हैं,तो $C$ के लिए अष्टक पूर्ण नहीं होता है। $C$ और $O$ के बीच त्रि-बंध बनाकर,हम $6$ इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं।
$(iv)$ अंतिम लुईस संरचना $:C \equiv O:$ है,जहाँ $C$ और $O$ दोनों $6$ इलेक्ट्रॉनों को साझा करके और प्रत्येक पर एक एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म रखकर अपना अष्टक पूर्ण करते हैं।

(N/A) बंध लंबाई को एक अणु में दो बंधित परमाणुओं के नाभिकों के बीच की संतुलन दूरी के रूप में परिभाषित किया जाता है।
बंध लंबाई को स्पेक्ट्रोस्कोपिक विधियों,$X$-रे विवर्तन (diffraction) और इलेक्ट्रॉन विवर्तन जैसी प्रयोगात्मक तकनीकों द्वारा मापा जाता है।

(N/A) लुईस के सहसंयोजक बंध सिद्धांत के अनुसार,बंध कोटि को एक अणु में दो परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधों की संख्या के रूप में परिभाषित किया जाता है।

अणु और संरचना	बंध कोटि
$H_2$: $H-H$	$1$
$O_2$: $O=O$	$2$
$N_2$: $N \equiv N$	$3$
$CO$: $C \equiv O$	$3$
$NO^{+}$: $[N \equiv O]^+$	$3$

(N/A) $100\%$ आयनिक या सहसंयोजक बंध का अस्तित्व एक आदर्श स्थिति का प्रतिनिधित्व करता है। वास्तव में,कोई भी बंध या यौगिक पूरी तरह से सहसंयोजक या आयनिक नहीं होता है। यहाँ तक कि दो हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंध में भी कुछ आयनिक गुण होता है।
अध्रुवीय सहसंयोजक बंध: जब दो समान परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंध बनता है,तो साझा किए गए इलेक्ट्रॉन युग्म को दोनों परमाणुओं द्वारा समान रूप से आकर्षित किया जाता है। परिणामस्वरूप,इलेक्ट्रॉन युग्म दो समान नाभिकों के ठीक बीच में स्थित होता है। इस प्रकार बने बंध को अध्रुवीय सहसंयोजक बंध कहा जाता है।
उदाहरण: $H_2, N_2, O_2, F_2, Cl_2$ में अध्रुवीय सहसंयोजक बंध।
ध्रुवीय सहसंयोजक बंध: जब दो अलग-अलग तत्वों के परमाणु (विषमनाभिकीय) एक सहसंयोजक बंध द्वारा जुड़ते हैं,तो बंध में इलेक्ट्रॉन युग्म अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु द्वारा अधिक आकर्षित होता है। परिणामस्वरूप,उस परमाणु पर आंशिक ऋण आवेश $(-\delta)$ और दूसरे परमाणु पर आंशिक धन आवेश $(+\delta)$ आ जाता है। ऐसे सहसंयोजक बंध को ध्रुवीय सहसंयोजक बंध कहा जाता है।

(N/A) आबंध युग्म (bond pairs) एक सहसंयोजक बंध में दो परमाणुओं के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉन होते हैं। उदाहरण के लिए,$H-H$ अणु में,दो $H$ परमाणुओं के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉन का युग्म एक आबंध युग्म बनाता है।
एकाकी युग्म (lone pairs) संयोजकता कोश के वे इलेक्ट्रॉन युग्म हैं जो आबंधन में शामिल नहीं होते हैं और एक ही परमाणु पर रहते हैं। उदाहरण के लिए,$H_2O$ अणु में,ऑक्सीजन परमाणु के पास इलेक्ट्रॉन के दो एकाकी युग्म होते हैं जो आबंधन में भाग नहीं लेते हैं।

(N/A) मान लीजिए दो हाइड्रोजन परमाणु $A$ और $B$ एक-दूसरे के करीब आ रहे हैं, जिनके नाभिक $N_{A}$ और $N_{B}$ हैं और इलेक्ट्रॉन $e_{A}$ और $e_{B}$ द्वारा दर्शाए गए हैं।
जब दोनों परमाणु एक-दूसरे से बहुत दूर होते हैं, तो उनके बीच कोई पारस्परिक क्रिया नहीं होती है। इस समय निकाय की ऊर्जा दोनों $H$ परमाणुओं की ऊर्जा के योग के बराबर होती है। प्रत्येक परमाणु में नाभिक और इलेक्ट्रॉन के बीच आकर्षण होता है ($N_{A}-e_{A}$ और $N_{B}-e_{B}$)।
जब दोनों परमाणु $H_{A}$ और $H_{B}$ एक-दूसरे के करीब आते हैं, तो उनके बीच आकर्षण और प्रतिकर्षण बल उत्पन्न होते हैं:
$(i)$ आकर्षण बल: ये बल परमाणु के अपने नाभिक और उसके अपने इलेक्ट्रॉन ($N_{A}-e_{A}$, $N_{B}-e_{B}$) के बीच और एक परमाणु के नाभिक तथा दूसरे परमाणु के इलेक्ट्रॉन ($N_{A}-e_{B}$ और $N_{B}-e_{A}$) के बीच उत्पन्न होते हैं।
$(ii)$ प्रतिकर्षण बल:
दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन के बीच प्रतिकर्षण बल $(e_{A}-e_{B})$ उत्पन्न होता है।
दो परमाणुओं के नाभिक-नाभिक के बीच प्रतिकर्षण बल $(N_{A}-N_{B})$ उत्पन्न होता है।
- आकर्षण बल दोनों परमाणुओं को एक-दूसरे के करीब लाने का प्रयास करते हैं, जबकि प्रतिकर्षण बल उन्हें एक-दूसरे से दूर धकेलने का प्रयास करते हैं।
- प्रयोगों से यह सिद्ध हो चुका है कि आकर्षण बलों का परिमाण प्रतिकर्षण बलों की तुलना में अधिक होता है। परिणामस्वरूप, दोनों परमाणु एक-दूसरे के करीब आते हैं और उनकी स्थितिज ऊर्जा कम हो जाती है।
$H_{2}$ निर्माण: $(i)$ दोनों परमाणु एक-दूसरे के इतने करीब आते हैं कि आकर्षण बल और प्रतिकर्षण बल संतुलित हो जाते हैं और $(ii)$ निकाय न्यूनतम ऊर्जा प्राप्त करता है। $(iii)$ इस चरण पर दोनों हाइड्रोजन परमाणु एक-दूसरे के साथ जुड़ जाते हैं। $(iv)$ एक स्थिर हाइड्रोजन अणु का निर्माण होता है। $(v)$ आबंध लंबाई $74 \ pm$ होती है।

(N/A) $VBT$ को हिटलरी और लंदन $(1927)$ द्वारा प्रस्तुत किया गया था और पॉलिंग और अन्य द्वारा विकसित किया गया था। यह लुईस दृष्टिकोण और $VSEPR$ सिद्धांत की सीमाओं को संबोधित करता है।
$VBT$ के मुख्य सिद्धांत:
$1$. सहसंयोजक आबंध का निर्माण: यह भाग लेने वाले परमाणुओं के अर्ध-भरे परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन (overlapping) के कारण होता है।
$2$. ऊर्जा में कमी: जैसे-जैसे दो परमाणु एक-दूसरे के करीब आते हैं,उनके बीच आकर्षण और प्रतिकर्षण बल कार्य करते हैं। एक विशिष्ट दूरी पर,प्रणाली न्यूनतम स्थितिज ऊर्जा की स्थिति प्राप्त कर लेती है,जिसके परिणामस्वरूप एक स्थिर सहसंयोजक आबंध बनता है। उदाहरण के लिए,$H_2$ में,ऊर्जा $435.8 \ kJ \ mol^{-1}$ कम हो जाती है।
$3$. अतिव्यापन की सीमा: सहसंयोजक आबंध की मजबूती परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन की सीमा के सीधे आनुपातिक होती है।
$4$. दिशात्मक गुण: अणु की ज्यामिति अतिव्यापन करने वाले परमाणु कक्षकों की दिशात्मक प्रकृति द्वारा निर्धारित होती है (जैसे,$CH_4$ में चतुष्फलकीय ज्यामिति)।
$5$. आबंध के प्रकार: अंतर-नाभिकीय अक्ष पर अतिव्यापन $\sigma$ आबंध बनाता है,जबकि पार्श्व (लंबवत) अतिव्यापन $\pi$ आबंध बनाता है।
$6$. संकरण: परमाणु कक्षक समान संकर कक्षक बनाने के लिए संकरण से गुजरते हैं,जो फिर आबंध बनाने के लिए अतिव्यापन करते हैं।

(N/A) इलेक्ट्रॉन-न्यून यौगिक वे होते हैं जिनमें केंद्रीय परमाणु का अष्टक अपूर्ण होता है,अर्थात इसके संयोजी कोश में $8$ से कम इलेक्ट्रॉन होते हैं।
$(i)$ $BCl_3$: $BCl_3$ में,बोरॉन परमाणु के पास $3$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं। क्लोरीन परमाणुओं के साथ $3$ सहसंयोजक बंध बनाने के बाद,इसके संयोजी कोश में $6$ इलेक्ट्रॉन हो जाते हैं। चूंकि $6 < 8$,इसलिए $BCl_3$ एक इलेक्ट्रॉन-न्यून प्रजाति है।
$(ii)$ $SiCl_4$: सिलिकॉन के पास $4$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं। क्लोरीन परमाणुओं के साथ $4$ सहसंयोजक बंध बनाने के बाद,यह $8$ इलेक्ट्रॉनों के साथ अपना अष्टक पूर्ण कर लेता है। इसलिए,$SiCl_4$ एक इलेक्ट्रॉन-न्यून प्रजाति नहीं है।

(B) बॉल और स्टिक मॉडल में,परमाणुओं को गेंदों द्वारा और बंधों को छड़ों द्वारा दर्शाया जाता है। द्वि-बंध $(C=C)$ और त्रि-बंध $(C \equiv C)$ के लिए,बहु-बंधों की वक्रता और लचीलेपन को दर्शाने के लिए कठोर छड़ों के स्थान पर स्प्रिंग का उपयोग किया जाता है।

(D) द्वितीय आवर्त के तत्वों की अधिकतम सहसंयोजकता $4$ होती है।
इसका कारण यह है कि उनके पास आबंधन के लिए केवल चार संयोजकता कक्षक (एक $2s$ और तीन $2p$ कक्षक) उपलब्ध होते हैं।
उदाहरण के लिए,बोरॉन $[BF_4]^-$ आयन बना सकता है।

(A) द्वितीय आवर्त के तत्वों ($Li$ से $Ne$) के संयोजकता कोश में केवल $2s$ और $2p$ कक्षक होते हैं।
चूंकि केवल $4$ कक्षक उपलब्ध हैं (एक $2s$ और तीन $2p$),वे अधिकतम $8$ इलेक्ट्रॉनों को समायोजित कर सकते हैं,जो उनकी अधिकतम सहसंयोजकता को $4$ तक सीमित करता है।

(N/A) लुईस संरचना और प्रत्येक परमाणु पर औपचारिक आवेश की गणना इस सूत्र का उपयोग करके की जाती है: $\text{Formal charge} = [\text{Total valence electrons}] - [\text{Total non-bonding electrons}] - \frac{1}{2} [\text{Total shared electrons}]$.
$(i)$ $HNO_3$:
$H$ पर औपचारिक आवेश $= 1 - 0 - \frac{1}{2}(2) = 0$
$N$ पर औपचारिक आवेश $= 5 - 0 - \frac{1}{2}(8) = +1$
$O(1)$ पर औपचारिक आवेश $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$
$O(2)$ पर औपचारिक आवेश $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$
$O(3)$ पर औपचारिक आवेश $= 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$
$(ii)$ $NO_2$:
$O(1)$ पर औपचारिक आवेश $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$
$N$ पर औपचारिक आवेश $= 5 - 1 - \frac{1}{2}(6) = +1$
$O(2)$ पर औपचारिक आवेश $= 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$
$(iii)$ $H_2SO_4$:
$H_2SO_4$ में,केंद्रीय $S$ परमाणु दो $OH$ समूहों और दो $O$ परमाणुओं के साथ द्वि-आबंध द्वारा जुड़ा होता है। सभी परमाणु अष्टक नियम का पालन करते हैं ($H$ को छोड़कर)। $S$ पर औपचारिक आवेश $= 6 - 0 - \frac{1}{2}(12) = 0$। $OH$ ऑक्सीजन परमाणुओं पर औपचारिक आवेश $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$। द्वि-आबंधित ऑक्सीजन परमाणुओं पर औपचारिक आवेश $= 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$।

(N/A) संयोजकता बंध सिद्धांत $(VBT)$ को हिटलर और लंदन $(1927)$ द्वारा प्रस्तुत किया गया था और पॉलिंग तथा अन्य द्वारा इसे और विकसित किया गया। $VBT$ परमाणु कक्षकों, तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन (overlap) के मानदंडों, परमाणु कक्षकों के संकरण और विचरण तथा अध्यारोपण के सिद्धांतों के ज्ञान पर आधारित है।
दो हाइड्रोजन परमाणुओं $A$ और $B$ पर विचार करें जो एक-दूसरे के करीब आ रहे हैं, जिनके नाभिक $N_{A}$ और $N_{B}$ हैं और इलेक्ट्रॉन $e_{A}$ और $e_{B}$ द्वारा दर्शाए गए हैं। जब दोनों परमाणु एक-दूसरे से बहुत दूर होते हैं, तो उनके बीच कोई परस्पर क्रिया नहीं होती है।
जैसे-जैसे ये दो परमाणु एक-दूसरे के करीब आते हैं, नए आकर्षण और प्रतिकर्षण बल कार्य करने लगते हैं।
- आकर्षण बल इनके बीच उत्पन्न होते हैं:
$(i)$ एक परमाणु का नाभिक और उसका अपना इलेक्ट्रॉन: अर्थात, $N_{A}-e_{A}$ और $N_{B}-e_{B}$
$(ii)$ एक परमाणु का नाभिक और दूसरे परमाणु का इलेक्ट्रॉन: अर्थात, $N_{A}-e_{B}$ और $N_{B}-e_{A}$
- इसी प्रकार, प्रतिकर्षण बल इनके बीच उत्पन्न होते हैं:
$(i)$ दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन: $e_{A}-e_{B}$
$(ii)$ दो परमाणुओं के नाभिक: $N_{A}-N_{B}$
प्रायोगिक रूप से, यह पाया गया है कि नए आकर्षण बल का परिमाण नए प्रतिकर्षण बलों से अधिक होता है। परिणामस्वरूप, दो परमाणु एक-दूसरे के करीब आते हैं और स्थितिज ऊर्जा कम हो जाती है। एक ऐसी स्थिति आती है जहाँ आकर्षण का शुद्ध बल प्रतिकर्षण के बल को संतुलित करता है और प्रणाली न्यूनतम ऊर्जा प्राप्त करती है। इस चरण में, दो $H$ परमाणु एक-दूसरे से बंधकर एक स्थिर अणु बनाते हैं जिसकी बंध लंबाई $74 \text{ pm}$ होती है।
जब दो हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच बंध बनता है तो ऊर्जा मुक्त होती है, हाइड्रोजन अणु अलग-अलग हाइड्रोजन परमाणुओं की तुलना में अधिक स्थिर होता है।

(N/A) लुईस सहसंयोजक बंध सिद्धांत,सहसंयोजक बंध के निर्माण को समझने के लिए उपयोगी होने के बावजूद,इसकी कई सीमाएं हैं:
$1$. यह अणुओं के आकार और ज्यामिति की व्याख्या नहीं करता है।
$2$. यह विषम संख्या में इलेक्ट्रॉनों वाले अणुओं (जैसे $NO$,$NO_2$) की स्थिरता को समझाने में विफल रहता है।
$3$. यह उन अणुओं की स्थिरता को नहीं समझा सकता है जिनमें केंद्रीय परमाणु का अष्टक अधूरा (जैसे $BeCl_2$,$BF_3$) या विस्तारित (जैसे $PF_5$,$SF_6$) होता है।
$4$. यह अणु की ऊर्जा या विभिन्न संरचनाओं की सापेक्ष स्थिरता के बारे में कोई जानकारी प्रदान नहीं करता है।
$5$. यह अणुओं के चुंबकीय गुणों,जैसे $O_2$ की अनुचुंबकीय प्रकृति को स्पष्ट नहीं करता है।

(B) 'सहसंयोजक बंध' $(covalent \ bond)$ शब्द $1919$ में $Irving \ Langmuir$ द्वारा दिया गया था।
सहसंयोजक बंध का इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत $1916$ में $G.N. \ Lewis$ द्वारा दिया गया था।

(N/A) सहसंयोजक बंध दो परमाणुओं के बीच अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी से बनता है। यह साझेदारी प्रत्येक परमाणु को एक स्थिर उत्कृष्ट गैस (noble gas) इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करने में सक्षम बनाती है।

(N/A) जब एक सहसंयोजक बंध बनता है,तो बंध में शामिल दोनों परमाणु इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी करके अपने अष्टक (या हाइड्रोजन के मामले में द्विक) को पूरा करते हैं और निकटतम उत्कृष्ट गैस का स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करते हैं।

(N/A) सहसंयोजक बंध में,भाग लेने वाला प्रत्येक परमाणु साझा युग्म में एक इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है। बंध बनने के बाद,ये साझा इलेक्ट्रॉन दोनों बंधित परमाणुओं के अष्टक के लिए गिने जाते हैं।

(B) जब दो परमाणुओं के बीच एक से अधिक इलेक्ट्रॉन युग्म साझा किए जाते हैं,तो उसे बहु-आबंध कहा जाता है। उदाहरण के लिए,द्वि-आबंध में $2$ इलेक्ट्रॉन युग्मों का साझा होता है और त्रि-आबंध में $3$ इलेक्ट्रॉन युग्मों का साझा होता है।

(B) द्वि-आबंध और त्रि-आबंध को बहु-आबंध कहा जाता है।
इन्हें बहु-आबंध इसलिए कहा जाता है क्योंकि इनमें दो परमाणुओं के बीच एक से अधिक इलेक्ट्रॉन युग्म की साझेदारी होती है।
द्वि-आबंध में $2$ इलेक्ट्रॉन युग्म और त्रि-आबंध में $3$ इलेक्ट्रॉन युग्म की साझेदारी होती है।

(N/A) एक अणु में सहसंयोजक बंधों की संख्या परमाणुओं के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या द्वारा निर्धारित की जाती है ताकि एक स्थिर अष्टक या द्विक विन्यास प्राप्त किया जा सके।
$1$. $H_2O$ में: केंद्रीय ऑक्सीजन परमाणु दो हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ दो इलेक्ट्रॉन साझा करता है,जिससे $2$ $O-H$ सहसंयोजक बंध बनते हैं।
$2$. $NH_3$ में: केंद्रीय नाइट्रोजन परमाणु तीन हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ तीन इलेक्ट्रॉन साझा करता है,जिससे $3$ $N-H$ सहसंयोजक बंध बनते हैं।
$3$. $CCl_4$ में: केंद्रीय कार्बन परमाणु चार क्लोरीन परमाणुओं के साथ चार इलेक्ट्रॉन साझा करता है,जिससे $4$ $C-Cl$ सहसंयोजक बंध बनते हैं।
बंधों की संख्या केंद्रीय परमाणु की संयोजकता और बंधन में शामिल प्रत्येक परमाणु के संयोजी कोश को पूरा करने की आवश्यकता द्वारा निर्धारित की जाती है।

(N/A) $NH_{3}$ में तीन $N-H$ एकल बंध होते हैं। त्रि-बंध के लिए दो परमाणुओं के बीच तीन बंधों का होना आवश्यक है,जबकि $NH_{3}$ में नाइट्रोजन परमाणु तीन अलग-अलग हाइड्रोजन परमाणुओं से जुड़ा होता है।

(B) नाइट्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $1s^2 2s^2 2p^3$ है।
अपना अष्टक पूर्ण करने के लिए,प्रत्येक नाइट्रोजन परमाणु को $3$ और इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है।
इसलिए,दो नाइट्रोजन परमाणु एक त्रि-आबंध $(N \equiv N)$ बनाने के लिए $3$ इलेक्ट्रॉन युग्मों की साझेदारी करते हैं।

(N/A) $CO_2$ (कार्बन डाइऑक्साइड) में,कार्बन परमाणु केंद्र में होता है और दो ऑक्सीजन परमाणुओं से जुड़ा होता है।
इसकी संरचना $O=C=O$ है।
अणु में कुल दो द्वि-बंध (double bonds) मौजूद होते हैं।
प्रत्येक $C=O$ बंध एक सिग्मा $(\sigma)$ बंध और एक पाई $(\pi)$ बंध से बना होता है।

(A) हाँ,$CO_2$ में बहु-आबंध होते हैं।
$CO_2$ अणु में,कार्बन परमाणु केंद्रीय होता है और प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु से एक द्वि-आबंध द्वारा जुड़ा होता है।
अतः,इसकी संरचना $O=C=O$ है,जिसमें दो $C=O$ द्वि-आबंध मौजूद हैं।

(N/A) एथाइन $(C_2H_2)$ में दो कार्बन परमाणुओं के बीच एक त्रि-बंध (triple bond) होता है।
इसका कारण यह है कि दो कार्बन परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन के तीन युग्मों की साझेदारी होती है।
इसकी संरचना को $H-C \equiv C-H$ के रूप में दर्शाया जाता है।

(N/A) $BCl_3$ में,$B$ परमाणु के पास अपूर्ण अष्टक (षट्क) है,जबकि प्रत्येक $Cl$ परमाणु के पास पूर्ण अष्टक है।
$BH_3$ में,$B$ परमाणु के पास अपूर्ण अष्टक (षट्क) है,और $H$ परमाणुओं के पास ड्युप्लेट (द्वि-इलेक्ट्रॉन) विन्यास है (अष्टक नहीं)।
$BeCl_2$ में,$Be$ परमाणु के पास अपूर्ण अष्टक (चतुष्क) है,जबकि प्रत्येक $Cl$ परमाणु के पास पूर्ण अष्टक है।
$BeH_2$ में,$Be$ परमाणु के पास अपूर्ण अष्टक (चतुष्क) है,और $H$ परमाणुओं के पास ड्युप्लेट विन्यास है।
इस प्रकार,दोनों जोड़ों में,केंद्रीय परमाणु ($B$ या $Be$) के पास अपूर्ण अष्टक है,लेकिन अंतिम परमाणु अपनी संयोजकता कक्षा पूर्ण करने में भिन्न हैं ($Cl$ अपना अष्टक पूर्ण करता है,जबकि $H$ अपना ड्युप्लेट पूर्ण करता है)।

(A) बंध लंबाई बंध कोटि (bond order) पर निर्भर करती है। जैसे-जैसे बंध कोटि बढ़ती है,बंध लंबाई घटती है।
$C-C$ (एकल बंध) की बंध कोटि $1$ है।
$C=C$ (द्वि-बंध) की बंध कोटि $2$ है।
$C\equiv C$ (त्रि-बंध) की बंध कोटि $3$ है।
अतः,बंध लंबाई का बढ़ता क्रम है: $C\equiv C < C=C < C-C$.

(C) $H_{2}$ अणु के निर्माण के दौरान दो हाइड्रोजन परमाणुओं ($H_{A}$ और $H_{B}$) के बीच दो प्रकार के बल कार्य करते हैं:
$1$. आकर्षण बल: एक परमाणु के नाभिक और उसके स्वयं के इलेक्ट्रॉन के बीच,तथा एक परमाणु के नाभिक और दूसरे परमाणु के इलेक्ट्रॉन के बीच $(N_{A}-e_{A}, N_{B}-e_{B}, N_{A}-e_{B}, N_{B}-e_{A})$।
$2$. प्रतिकर्षण बल: दोनों परमाणुओं के नाभिकों के बीच $(N_{A}-N_{B})$ और दोनों परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के बीच $(e_{A}-e_{B})$।
जब आकर्षण बल प्रतिकर्षण बलों से अधिक हो जाते हैं,तो निकाय की स्थितिज ऊर्जा कम हो जाती है,जिससे एक स्थिर $H_{2}$ अणु का निर्माण होता है।

$(A)$ जैसे-जैसे दो हाइड्रोजन परमाणु एक-दूसरे के करीब आते हैं, एक परमाणु के नाभिक और दूसरे के इलेक्ट्रॉन के बीच आकर्षण बलों के कारण प्रणाली की स्थितिज ऊर्जा कम हो जाती है।
एक विशिष्ट अंतर-नाभिकीय दूरी (बंध लंबाई, $74 \text{ pm}$) पर, स्थितिज ऊर्जा न्यूनतम हो जाती है, जो $H_{2}$ अणु की सबसे स्थिर अवस्था को दर्शाती है।
यदि परमाणु इस दूरी से अधिक करीब आते हैं, तो नाभिकों और इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण बल प्रभावी हो जाते हैं, जिससे स्थितिज ऊर्जा तेजी से बढ़ती है।