Covalent bonding Questions in Hindi

(C) $VB$ (वेलेंस बॉन्ड) सिद्धांत के अनुसार,रासायनिक बंध तब बनता है जब दो परमाणु एक-दूसरे के करीब आते हैं और निकाय की स्थितिज ऊर्जा न्यूनतम मान प्राप्त कर लेती है।
इस न्यूनतम ऊर्जा अवस्था पर,दो परमाणुओं के नाभिक और इलेक्ट्रॉनों के बीच आकर्षण बल और प्रतिकर्षण बल संतुलित हो जाते हैं,जिसके परिणामस्वरूप एक स्थिर बंध का निर्माण होता है।

(N/A) $(i)$ आबंधी इलेक्ट्रॉन युग्म: सहसंयोजक आबंध में दो परमाणुओं के बीच साझा किए गए इलेक्ट्रॉन युग्मों को आबंधी इलेक्ट्रॉन युग्म या साझा युग्म के रूप में जाना जाता है।
$(ii)$ अनाबंधी इलेक्ट्रॉन युग्म: संयोजकता कोश के वे इलेक्ट्रॉन युग्म जो आबंधन में भाग नहीं लेते हैं और एक ही परमाणु पर स्थित रहते हैं,उन्हें अनाबंधी इलेक्ट्रॉन युग्म या लोन पेयर कहा जाता है।

(B) मल्टीपल बॉन्ड एक रासायनिक बंध है जहाँ दो परमाणुओं के बीच दो या दो से अधिक इलेक्ट्रॉन युग्मों की साझेदारी होती है।
इसमें द्वि-आबंध (दो इलेक्ट्रॉन युग्मों की साझेदारी) और त्रि-आबंध (तीन इलेक्ट्रॉन युग्मों की साझेदारी) शामिल हैं।

(C) दिए गए ग्राफ से,$A-B$ अणु की स्थितिज ऊर्जा सबसे कम (न्यूनतम) है।
यह इंगित करता है कि $A-B$ बंध सबसे अधिक स्थिर है और दिए गए अणुओं में इसकी बंध वियोजन एन्थैल्पी (बंध की मजबूती) सबसे अधिक है।
स्थितिज ऊर्जा का गहरा गर्त उच्च बल नियतांक को दर्शाता है,जिसका अर्थ है कि बंध अधिक कठोर है।
अतः,सही विकल्प $C$ है।

(B) $H_2$ अणु के लिए स्थितिज ऊर्जा वक्र दो हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच अंतर-नाभिकीय दूरी के सापेक्ष स्थितिज ऊर्जा में परिवर्तन को दर्शाता है।
बहुत अधिक दूरी पर,स्थितिज ऊर्जा शून्य होती है।
जैसे-जैसे परमाणु एक-दूसरे के करीब आते हैं,आकर्षण बल प्रभावी हो जाते हैं और स्थितिज ऊर्जा कम हो जाती है।
एक विशिष्ट दूरी (संतुलित बंध लंबाई) पर,स्थितिज ऊर्जा न्यूनतम स्तर तक पहुँच जाती है,जो अणु की सबसे स्थिर अवस्था को दर्शाती है।
यदि परमाणुओं को और अधिक करीब लाया जाता है,तो नाभिकों के बीच प्रतिकर्षण बल प्रभावी हो जाते हैं,जिससे स्थितिज ऊर्जा में तेजी से वृद्धि होती है।
यह विशिष्ट आकार,जो एक न्यूनतम मान को दर्शाता है,विकल्प $B$ में दिए गए ग्राफ द्वारा प्रदर्शित किया गया है।

(B) अनंत दूरी पर दो $H$ परमाणुओं की स्थितिज ऊर्जा को $a$ द्वारा दर्शाया गया है।
संतुलित बंध लंबाई पर $H_2$ अणु की स्थितिज ऊर्जा को $b$ द्वारा दर्शाया गया है।
बंध ऊर्जा को बंध को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा के रूप में परिभाषित किया जाता है,जो अलग हुए परमाणुओं की ऊर्जा और बंधित अणु की ऊर्जा के बीच का अंतर है।
अतः,बंध ऊर्जा $(a-b)$ है।

(A) $B_{2}H_{6}$ में,टर्मिनल $B-H$ बंध $sp^{3}$ संकरित होते हैं,जबकि ब्रिजिंग $B-H-B$ बंधों में $3c-2e$ (तीन-केंद्र दो-इलेक्ट्रॉन) बंध शामिल होते हैं।
बेंट के नियम के अनुसार,अधिक $p$-लक्षण अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु या छोटे बंध कोण वाले बंध की ओर निर्देशित होता है।
चूंकि बंध कोण $\theta_{2}$ (टर्मिनल $H-B-H$) $\theta_{1}$ (ब्रिजिंग $B-H-B$ कोण) से बड़ा है,इसलिए टर्मिनल $B-H$ बंधों में ब्रिजिंग बंधों की तुलना में अधिक $s$-लक्षण और कम $p$-लक्षण होता है।
अतः,विकल्प $A$ सही है।
$BH_{3}$ एक इलेक्ट्रॉन-न्यून प्रजाति है और यह लुईस अम्ल के रूप में कार्य करती है,न कि क्षार के रूप में।

(B) बोरॉन ट्राईहैलाइड्स में बैक बॉन्डिंग में हैलाइड के $p$-ऑर्बिटल से बोरॉन के खाली $2p$-ऑर्बिटल में लोन पेयर का दान शामिल है।
यह एक $(p\pi-p\pi)$ बैक बॉन्डिंग है।
बैक बॉन्डिंग की मजबूती ऑर्बिटल्स के बीच प्रभावी ओवरलैप पर निर्भर करती है।
$BF_{3}$ के लिए,ओवरलैप $(2p\pi-2p\pi)$ है,जो समान आकार के कारण सबसे अधिक प्रभावी है।
$BCl_{3}$ के लिए यह $(2p\pi-3p\pi)$,$BBr_{3}$ के लिए यह $(2p\pi-4p\pi)$ और $BI_{3}$ के लिए यह $(2p\pi-5p\pi)$ है।
जैसे-जैसे हैलाइड का आकार बढ़ता है,ऊर्जा का अंतर बढ़ता है और ओवरलैप की दक्षता कम हो जाती है।
इसलिए,बैक बॉन्डिंग की मजबूती का क्रम $BF_{3} > BCl_{3} > BBr_{3} > BI_{3}$ है।

(A) $BX_{3}$ में बोरॉन परमाणु का अष्टक अपूर्ण होता है और यह $\pi$-बंध (बैक बॉन्डिंग) बनाने के लिए $X$ से एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म (lone pair) स्वीकार कर सकता है।
बैक बॉन्डिंग की सीमा $X$ की विद्युत ऋणात्मकता और $X$ तथा $B$ के कक्षकों के ऊर्जा स्तर पर निर्भर करती है। $X$ की कम विद्युत ऋणात्मकता इलेक्ट्रॉन युग्म के दान को आसान बनाती है।
$Cl$ और $F$,$OMe$ और $NMe_{2}$ की तुलना में अधिक विद्युत ऋणात्मक होते हैं,इसलिए उनकी बैक बॉन्डिंग की प्रवृत्ति कम होती है।
$BCl_{3}$ और $BF_{3}$ में,$Cl$ के $3p$-कक्षक और बोरॉन के $2p$-कक्षक के आकार में अंतर के कारण $Cl$ की $\pi$-बंध बनाने की प्रवृत्ति कम होती है।
$B(OMe)_{3}$ और $B(NMe_{2})_{3}$ में,$NMe_{2}$ समूह में नाइट्रोजन,ऑक्सीजन की तुलना में कम विद्युत ऋणात्मक होता है,जिससे वह अधिक आसानी से इलेक्ट्रॉन युग्म दान कर सकता है।
अतः,$\pi$-बंध बनाने की प्रवृत्ति का सही क्रम $BCl_{3} < BF_{3} < B(OMe)_{3} < B(NMe_{2})_{3}$ है।

(B) सही उत्तर $B$ है।
अष्टक नियम के अनुसार,विभिन्न तत्वों के परमाणु अपने अष्टक को पूरा करने के लिए एक-दूसरे के साथ जुड़ते हैं (अर्थात,अपनी सबसे बाहरी कक्षा में $8$ इलेक्ट्रॉन,या $H, Li$ और $Be$ के मामले में $2$ इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके निकटतम उत्कृष्ट गैस विन्यास प्राप्त करते हैं)।
$BCl_3$ में,केंद्रीय बोरॉन $(B)$ परमाणु क्लोरीन परमाणुओं के साथ तीन सहसंयोजक बंध बनाने के बाद अपनी संयोजकता कक्षा में केवल $6$ इलेक्ट्रॉन रखता है।
चूंकि $6 < 8$,इसलिए $BCl_3$ एक इलेक्ट्रॉन-न्यून अणु है और यह अष्टक नियम का पालन नहीं करता है।

(A) दी गई संरचना के अनुसार,कुल सहसंयोजक बंधों की गणना इस प्रकार है:
$1$. $C-H$ बंध: $7$
$2$. $C-C$ और $C=C$ बंध: $3$
$3$. $C-Br$ बंध: $1$
कुल सहसंयोजक बंध = $7 + 3 + 1 = 11$ होने चाहिए,लेकिन दी गई आकृति में $12$ बंध अंकित हैं।
आकृति के अनुसार कुल $12$ बंध हैं।

(A) पायरोफॉस्फोरिक एसिड का रासायनिक सूत्र $H_4P_2O_7$ है।
इसकी संरचना में दो $P$ परमाणु एक ऑक्सीजन ब्रिज $(P-O-P)$ द्वारा जुड़े होते हैं।
प्रत्येक $P$ परमाणु एक ऑक्सीजन परमाणु के साथ द्वि-बंध $(P=O)$ द्वारा और दो हाइड्रॉक्सिल समूहों $(-OH)$ के साथ जुड़ा होता है।
बंधों की गणना:
- कुल $\sigma$ बंध: $4$ $P-OH$ बंध,$2$ $P=O$ बंध (प्रत्येक में $1$ $\sigma$ होता है),$1$ $P-O-P$ ब्रिज (जिसमें $2$ $\sigma$ बंध होते हैं),और $4$ $O-H$ बंध हैं। कुल $\sigma$ बंध = $4 + 2 + 2 + 4 = 12$.
- कुल $\pi$ बंध: $2$ $P=O$ बंध हैं,जिनमें से प्रत्येक में $1$ $\pi$ बंध होता है। कुल $\pi$ बंध = $2$.
- $\sigma$ और $\pi$ बंधों का अनुपात = $\frac{12}{2} = 6$.
अतः,सही विकल्प $A$ है।

(D) लुईस अम्ल वे प्रजातियां हैं जो अपने सबसे बाहरी कोश में रिक्त कक्षक की उपस्थिति के कारण इलेक्ट्रॉन युग्म (lone pair) को स्वीकार करती हैं।
$H_{2}\ddot{O}:$ एक लुईस क्षार के रूप में कार्य करता है क्योंकि ऑक्सीजन परमाणु पर एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होते हैं।
$BF_{3}$ एक लुईस अम्ल के रूप में कार्य करता है क्योंकि बोरॉन परमाणु का अष्टक अपूर्ण होता है (इसके संयोजी कोश में केवल $6$ इलेक्ट्रॉन होते हैं) और यह एक इलेक्ट्रॉन युग्म स्वीकार कर सकता है।
$OH^{-}$ ऑक्सीजन परमाणु पर एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म की उपस्थिति के कारण लुईस क्षार के रूप में कार्य करता है।
$\ddot{N}H_{3}$ एक लुईस क्षार के रूप में कार्य करता है क्योंकि नाइट्रोजन परमाणु के पास दान करने के लिए एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म उपलब्ध होता है।

(B) समान प्रकार के दो परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंध वाले अणुओं की पहचान करने के लिए आइए दिए गए अणुओं की संरचना का विश्लेषण करें:
$1$. $B_2H_6$ (डाइबोरेन): इसमें $B-H-B$ सेतु बंध होते हैं। इसमें $B-B$ बंध नहीं होता है।
$2$. $B_3N_3H_6$ (बोराज़ीन): इसमें $B-N$ बंध होते हैं। इसमें $B-B$ या $N-N$ बंध नहीं होता है।
$3$. $N_2O$: इसकी संरचना $N \equiv N \rightarrow O$ है। इसमें $N-N$ बंध होता है।
$4$. $N_2O_4$: इसकी संरचना $O_2N-NO_2$ है। इसमें $N-N$ बंध होता है।
$5$. $H_2S_2O_3$ (थायोसल्फ्यूरिक एसिड): इसकी संरचना में $S-S$ बंध होता है।
$6$. $H_2S_2O_8$ (पेरोक्सोडाइसल्फ्यूरिक एसिड): इसकी संरचना में $O-O$ (पेरोक्साइड) बंध होता है।
इस प्रकार,समान प्रकार के दो परमाणुओं के बीच सहसंयोजक बंध वाले अणु $N_2O, N_2O_4, H_2S_2O_3$ और $H_2S_2O_8$ हैं।
ऐसे अणुओं की कुल संख्या $4$ है।

(D) परक्लोरिक एसिड $(HClO_4)$ में,केंद्रीय क्लोरीन परमाणु चार ऑक्सीजन परमाणुओं से जुड़ा होता है।
एक ऑक्सीजन परमाणु हाइड्रोजन परमाणु से जुड़ा होता है ($O-H$ एकल बंध)।
क्लोरीन परमाणु इस ऑक्सीजन के साथ एक एकल बंध $(Cl-O-H)$ बनाता है।
शेष तीन ऑक्सीजन परमाणु क्लोरीन परमाणु के साथ द्वि-बंध $(Cl=O)$ द्वारा जुड़े होते हैं।
अतः,संरचना में क्लोरीन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच $1$ एकल बंध $(Cl-O)$ और $3$ द्वि-बंध $(Cl=O)$ होते हैं।

(C) $H_2SO_4$ और $SF_6$ में,केंद्रीय परमाणुओं का अष्टक विस्तारित होता है,जिसका अर्थ है कि उनके संयोजी कोश में $8$ से अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं।
$NO_2$ एक विषम-इलेक्ट्रॉन अणु है,जो अष्टक नियम का उल्लंघन करता है।
$SCl_2$ में,केंद्रीय सल्फर परमाणु क्लोरीन परमाणुओं के साथ दो सहसंयोजक बंध बनाता है,जिसके परिणामस्वरूप इसके संयोजी कोश में $8$ इलेक्ट्रॉन पूर्ण हो जाते हैं,इस प्रकार यह अष्टक नियम का पालन करता है।

(D) $BeF_2$ में,केंद्रीय परमाणु $Be$ के पास $F$ परमाणुओं के साथ दो सहसंयोजक बंध बनाने के बाद उसके संयोजी कोश में केवल $4$ इलेक्ट्रॉन होते हैं।
चूंकि इलेक्ट्रॉनों की संख्या $8$ से कम है,इसलिए यह एक इलेक्ट्रॉन-न्यून अणु है और अष्टक नियम का पालन नहीं करता है।

(A) औपचारिक आवेश का सूत्र है: $\text{Formal Charge} = \text{Total valence electrons} - \text{Non-bonding electrons} - \frac{1}{2} \times \text{Bonding electrons}$.
$CO_2$ अणु में कार्बन परमाणु $(C)$ के लिए:
- कुल संयोजी इलेक्ट्रॉन $(VE)$ = $4$
- अनाबंधी इलेक्ट्रॉन $(NE)$ = $0$
- आबंधी इलेक्ट्रॉन $(BE)$ = $8$ (चार आबंध,प्रत्येक में दो इलेक्ट्रॉन)
$C$ पर औपचारिक आवेश = $4 - 0 - \frac{8}{2} = 4 - 4 = 0$.

(B) $N_2$ (डाइनाइट्रोजन) अणु में दो नाइट्रोजन परमाणु एक त्रिक बंध द्वारा जुड़े होते हैं। इसकी लुईस संरचना को $:N \equiv N:$ के रूप में दर्शाया जाता है।

(D) अष्टक नियम बताता है कि परमाणु इस तरह से बंध बनाते हैं कि उनके संयोजी कोश में $8$ इलेक्ट्रॉन हों।
$SF_6$ अणु में,केंद्रीय सल्फर परमाणु $6$ फ्लोरीन परमाणुओं से जुड़ा होता है।
प्रत्येक $S-F$ बंध में $2$ इलेक्ट्रॉन होते हैं,इसलिए सल्फर परमाणु के संयोजी कोश में $6 \times 2 = 12$ इलेक्ट्रॉन होते हैं।
चूंकि $12 > 8$,$SF_6$ विस्तारित अष्टक का एक उदाहरण है और यह अष्टक नियम का पालन नहीं करता है।

(A) आयोडीन परमाणु $(I)$ में $7$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं। $IF$ अणु में,आयोडीन फ्लोरीन परमाणु $(F)$ के साथ एक सहसंयोजक बंध बनाता है।
एक बंध बनाने के बाद,आयोडीन परमाणु पर $6$ इलेक्ट्रॉन शेष रहते हैं,जो $3$ एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों के बराबर होते हैं।
अतः,$IF$ में आयोडीन परमाणु पर एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या $3$ है।

(D) बंध एन्थैल्पी परमाणुओं के बीच बंधों की संख्या या बंध कोटि से सीधे संबंधित होती है।
$N_2$ में त्रि-बंध $(N \equiv N)$ होता है,जो $NH_3$ $(N-H)$ और $CH_4$ $(C-H)$ के एकल बंध या $O_2$ $(O=O)$ के द्वि-बंध की तुलना में काफी अधिक मजबूत होता है।
इसलिए,$N_2$ की बंध एन्थैल्पी सबसे अधिक है।

(C) बंध लंबाई बंधित परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्याओं के योग के लगभग बराबर होती है।
अनुमानित सहसंयोजक त्रिज्याओं का उपयोग करते हुए: $r_H \approx 0.37 \ \mathring{A}$,$r_C \approx 0.77 \ \mathring{A}$,$r_N \approx 0.75 \ \mathring{A}$,$r_O \approx 0.73 \ \mathring{A}$.
बंध लंबाई की गणना:
$C-C \approx 0.77 + 0.77 = 1.54 \ \mathring{A}$
$C-N \approx 0.77 + 0.75 = 1.52 \ \mathring{A}$
$C-O \approx 0.77 + 0.73 = 1.50 \ \mathring{A}$
$C-H \approx 0.77 + 0.37 = 1.14 \ \mathring{A}$
इन मानों की तुलना करने पर,$C-C$ बंध की बंध लंबाई अधिकतम है।

(D) लुईस संरचना में किसी परमाणु पर औपचारिक आवेश $(FC)$ की गणना निम्नलिखित सूत्र का उपयोग करके की जाती है:
$FC = V - L - \frac{1}{2}S$
जहाँ:
$V$ = मुक्त परमाणु के संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या
$L$ = अनाबंधी (लोन पेयर) इलेक्ट्रॉनों की संख्या
$S$ = आबंधी (साझा किए गए) इलेक्ट्रॉनों की संख्या
$CO_3^{2-}$ में कार्बन परमाणु के लिए:
$V = 4$ (कार्बन समूह $14$ का सदस्य है)
$L = 0$ (कार्बोनेट आयन में कार्बन के पास कोई लोन पेयर नहीं है)
$S = 8$ (कार्बन $4$ आबंध बनाता है: एक द्वि-आबंध और दो एकल आबंध)
$FC = 4 - 0 - \frac{1}{2}(8) = 4 - 4 = 0$.

(C) औपचारिक आवेश $(FC)$ का सूत्र है: $FC = V.E. - N.E. - \frac{1}{2}(B.E.)$
जहाँ $V.E.$ संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या है,$N.E.$ अनाबंधी इलेक्ट्रॉनों की संख्या है,और $B.E.$ आबंधी इलेक्ट्रॉनों की संख्या है।
दी गई संरचना में सल्फर $(S)$ के लिए:
संयोजी इलेक्ट्रॉन $(V.E.)$ = $6$
अनाबंधी इलेक्ट्रॉन $(N.E.)$ = $0$
आबंधी इलेक्ट्रॉन $(B.E.)$ = $12$ (छह आबंध: दो द्वि-आबंध और दो एकल आबंध)
$FC = 6 - 0 - \frac{1}{2}(12) = 6 - 6 = 0$

(B) एक इलेक्ट्रॉन-न्यून यौगिक वह है जिसमें केंद्रीय परमाणु के संयोजी कोश में $8$ से कम इलेक्ट्रॉन होते हैं (अपूर्ण अष्टक)।
$BCl_3$ में,बोरॉन परमाणु $3$ क्लोरीन परमाणुओं से बंधा होता है,जिसके परिणामस्वरूप $3$ सहसंयोजक बंध बनते हैं।
प्रत्येक बंध में $2$ इलेक्ट्रॉन होते हैं,इसलिए बोरॉन परमाणु के संयोजी कोश में कुल $6$ इलेक्ट्रॉन होते हैं।
चूंकि $6 < 8$,इसलिए $BCl_3$ एक इलेक्ट्रॉन-न्यून यौगिक है।

(B) $N_{2}O$ अणु $N-N-O$ संयोजकता के साथ एक रैखिक संरचना रखता है।
कुल संयोजी इलेक्ट्रॉन $= (5 \times 2) + 6 = 16 \ e^{-}$.
सभी परमाणुओं के लिए अष्टक नियम को संतुष्ट करने के लिए,सबसे स्थिर लुईस संरचना में दो नाइट्रोजन परमाणुओं के बीच एक त्रि-आबंध और केंद्रीय नाइट्रोजन और ऑक्सीजन के बीच एक एकल आबंध होता है।
सबसे महत्वपूर्ण अनुनाद संरचना $:\ddot{N}^{-}-N^{+}\equiv O:$ है,जहाँ केंद्रीय नाइट्रोजन पर $+1$ औपचारिक आवेश,टर्मिनल नाइट्रोजन पर $-1$ औपचारिक आवेश और ऑक्सीजन पर $0$ औपचारिक आवेश होता है।

(C) $X$ में $5$ संयोजी इलेक्ट्रॉन $(3s^2 3p^3)$ हैं,इसलिए यह एक अधातु (फास्फोरस,$P$) है।
$Y$ में $7$ संयोजी इलेक्ट्रॉन $(3s^2 3p^5)$ हैं,इसलिए यह एक अधातु (क्लोरीन,$Cl$) है।
अधातुएं अपना अष्टक पूरा करने के लिए इलेक्ट्रॉनों को साझा करती हैं,जिससे सहसंयोजक बंध बनता है।
$X$ की संयोजकता $3$ है और $Y$ की संयोजकता $1$ है।
इसलिए,अणु का सूत्र $XY_3$ (जैसे $PCl_3$) होगा।
अतः,बनने वाला बंध सहसंयोजक है।

(A) सहसंयोजक बंध प्रकृति में दिशात्मक होते हैं।
इसलिए,सहसंयोजक यौगिकों की एक निश्चित ज्यामिति होती है,जैसे $CH_4$ चतुष्फलकीय और $C_2H_2$ रैखिक है।
अतः,'कोई निश्चित ज्यामिति नहीं' कथन सहसंयोजक यौगिकों के लिए गलत है।

(C) बोरॉन हैलाइड्स $(BX_{3})$ में,बोरॉन परमाणु का अष्टक अपूर्ण होता है और यह लुईस अम्ल के रूप में कार्य करता है।
बैक बॉन्डिंग हैलोजन के भरे हुए $p$-कक्षक से बोरॉन के रिक्त $p$-कक्षक में इलेक्ट्रॉन घनत्व के दान के कारण होती है।
$BF_{3}$ में,$F$ का $2p$ कक्षक और $B$ का $2p$ कक्षक समान आकार के होते हैं,जिससे प्रभावी $p\pi-p\pi$ अतिव्यापन होता है।
अतः,$BF_{3}$ में अधिकतम $p\pi-p\pi$ बैक बॉन्डिंग होती है,जो इसकी लुईस अम्लीयता को कम कर देती है।

(C) नाइट्रोजन अणु $(N_2)$ में त्रि-आबंध $(N \equiv N)$ होता है।
कार्बन मोनोऑक्साइड $(CO)$ में त्रि-आबंध $(C \equiv O)$ होता है।
एसिटिलाइड आयन $(C_2^{2-})$ में त्रि-आबंध $([C \equiv C]^{2-})$ होता है।
नाइट्रिक ऑक्साइड $(NO)$ में $11$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं और इसकी बंध कोटि (bond order) $2.5$ है,जिसका अर्थ है कि इसमें कोई पूर्ण त्रि-आबंध नहीं होता है।

(C) सहसंयोजक पदार्थ सामान्यतः विद्युत के कुचालक होते हैं क्योंकि इनमें आवेश ले जाने के लिए मुक्त इलेक्ट्रॉन या आयन नहीं होते हैं। अतः,विद्युत का सुचालक होना सहसंयोजक पदार्थों का गुण नहीं है।

(C) $B_2H_6$ में,$4$ टर्मिनल $B-H$ बंध होते हैं जो $2$-केंद्र-$2$-इलेक्ट्रॉन $(2c-2e)$ बंध हैं।
इसमें $2$ सेतु हाइड्रोजन परमाणु होते हैं जो $2$ सेतु $B-H-B$ बंध बनाते हैं।
प्रत्येक सेतु $B-H-B$ बंध एक $3$-केंद्र-$2$-इलेक्ट्रॉन $(3c-2e)$ बंध होता है।
इसलिए,ऐसे केवल $2$ ही $3c-2e$ बंध होते हैं,$4$ नहीं।
अतः,कथन $(C)$ गलत है।

(C) यह निर्धारित करने के लिए कि कौन सा यौगिक अष्टक नियम का पालन करता है,हम प्रत्येक अणु में केंद्रीय सल्फर $(S)$ परमाणु के चारों ओर संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या की गणना करते हैं:
$1$. $H_2SO_4$ में,सल्फर परमाणु दो $OH$ समूहों और दो ऑक्सीजन परमाणुओं के साथ बंधा होता है,जिसके परिणामस्वरूप $S$ के चारों ओर $12$ इलेक्ट्रॉन होते हैं,जो एक विस्तारित अष्टक है।
$2$. $SF_6$ में,सल्फर परमाणु छह फ्लोरीन परमाणुओं के साथ बंधा होता है,जिसके परिणामस्वरूप $S$ के चारों ओर $12$ इलेक्ट्रॉन होते हैं,जो एक विस्तारित अष्टक है।
$3$. $SF_4$ में,सल्फर परमाणु चार फ्लोरीन परमाणुओं के साथ बंधा होता है और इसमें एक एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होता है,जिसके परिणामस्वरूप $S$ के चारों ओर $10$ इलेक्ट्रॉन होते हैं,जो एक विस्तारित अष्टक है।
$4$. $SCl_2$ में,सल्फर परमाणु दो क्लोरीन परमाणुओं के साथ बंधा होता है और इसमें दो एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होते हैं। $S$ के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या $2 \times 2$ (आबंधी) $+ 2 \times 2$ (एकाकी युग्म) $= 8$ इलेक्ट्रॉन है। अतः,$SCl_2$ अष्टक नियम का पालन करता है।

(C) हाइपरवेलेंट यौगिक वे होते हैं जिनमें केंद्रीय परमाणु के संयोजी कोश में $8$ से अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं (विस्तारित अष्टक)।
$PCl_5$ में,केंद्रीय फास्फोरस परमाणु $(P)$ $5$ क्लोरीन परमाणुओं से जुड़ा होता है,जिसके परिणामस्वरूप इसके संयोजी कोश में $5 \times 2 = 10$ इलेक्ट्रॉन होते हैं।
चूंकि $10 > 8$,इसलिए $PCl_5$ एक हाइपरवेलेंट यौगिक है।
इसके विपरीत,$NO_3^-$ अष्टक नियम का पालन करता है,$BF_3$ हाइपोवेलेंट है ($6$ इलेक्ट्रॉन),और $CH_4$ अष्टक नियम का पालन करता है ($8$ इलेक्ट्रॉन)।

(A) बंध लंबाई को एक अणु में दो बंधित परमाणुओं के नाभिक के केंद्रों के बीच की औसत दूरी के रूप में परिभाषित किया जाता है। यह परमाणु आकार, संकरण और विद्युत ऋणात्मकता के अंतर जैसे कारकों पर निर्भर करता है।
जैसे-जैसे परमाणु का आकार बढ़ता है, बंध लंबाई आमतौर पर बढ़ती है।
दिए गए विकल्पों की तुलना करने पर:
$C-C$ बंध लंबाई लगभग $154 \ pm$ है।
$C-H$ बंध लंबाई लगभग $109 \ pm$ है।
$C-N$ बंध लंबाई लगभग $147 \ pm$ है।
$C-O$ बंध लंबाई लगभग $143 \ pm$ है।
इसलिए, दिए गए विकल्पों में $C-C$ बंध की दूरी सबसे अधिक है।

(B) सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड $SO_3$ है। इसकी संरचना में,केंद्रीय सल्फर परमाणु $sp^2$ संकरित होता है।
यह तीन ऑक्सीजन परमाणुओं के साथ तीन $\sigma$ बंध बनाता है।
तीन $\pi$ बंधों में से,एक $p \pi-p \pi$ बंध है ($S$ और $O$ के $p$-कक्षकों के अतिव्यापन द्वारा निर्मित) और दो $p \pi-d \pi$ बंध हैं ($S$ के $d$-कक्षकों और $O$ के $p$-कक्षकों के अतिव्यापन द्वारा निर्मित)।
अतः,अणु में $3 \sigma$,$1 p \pi-p \pi$,और $2 p \pi-d \pi$ बंध उपस्थित होते हैं।

(B) $Cl_2$ जैसे समनाभिकीय द्विपरमाणुक अणु की सहसंयोजक बंध लंबाई दो सहसंयोजक रूप से बंधे परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी के रूप में परिभाषित की जाती है।
इसलिए,सहसंयोजक त्रिज्या $(r)$ सहसंयोजक बंध लंबाई $(d)$ की आधी होती है।
$r = \frac{d}{2}$
दिया गया है,बंध लंबाई $d = 1.98 \mathring{A}$।
$r = \frac{1.98 \mathring{A}}{2} = 0.99 \mathring{A}$।

(C) बंध वियोजन ऊर्जा बंध की लंबाई पर निर्भर करती है। जैसे-जैसे हैलोजन परमाणु का आकार $F$ से $Br$ तक बढ़ता है,बंध की लंबाई बढ़ती है,जिससे बंध वियोजन ऊर्जा कम हो जाती है।
परमाणु आकार का क्रम $F < Cl < Br$ है।
इसलिए,बंध की लंबाई का क्रम $H-F < H-Cl < H-Br$ है।
परिणामस्वरूप,बंध वियोजन ऊर्जा का क्रम $HF > HCl > HBr$ है।

(A) दिए गए बंधों की बंध लंबाई लगभग इस प्रकार है:
$C-H(A) \approx 107 \ pm$
$C\equiv N(D) \approx 116 \ pm$
$C=O(C) \approx 121 \ pm$
$C-O(B) \approx 143 \ pm$
इन मानों की तुलना करने पर, बंध लंबाई का बढ़ता क्रम $A < D < C < B$ है.

(C) सहसंयोजक बंध लंबाई को दो बंधित परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्याओं के योग के रूप में परिभाषित किया जाता है,जो $d = r_A + r_B$ द्वारा दिया जाता है।
एक सरल द्विपरमाणुक अणु $AB$ में,कुल बंध लंबाई (अंतर-नाभिकीय दूरी) दो नाभिकों के केंद्रों के बीच की दूरी होती है,जो उनकी सहसंयोजक त्रिज्याओं के योग $r_A + r_B$ के बराबर होती है।
इसलिए,सहसंयोजक बंध लंबाई और $AB$ अणु की कुल लंबाई क्रमशः $(r_A + r_B)$ और $(r_A + r_B)$ है।