Electrovalent bonding Questions in Hindi

(D) आयनिक यौगिक ठोस अवस्था में मजबूत स्थिर वैद्युत आकर्षण बलों द्वारा एक साथ बंधे आयनों से बने होते हैं,जो उन्हें स्वतंत्र रूप से घूमने से रोकता है।
गलित (molten) अवस्था में,क्रिस्टल जालक टूट जाता है,जिससे आयन स्वतंत्र रूप से गति कर सकते हैं।
चूंकि $RbCl$,$NaCl$,और $BaCl_2$ सभी आयनिक यौगिक हैं,इसलिए वे गलित अवस्था में विद्युत का संचालन कर सकते हैं।

(C) आयनिक बंध का निर्माण निम्नलिखित कारकों द्वारा अनुकूलित होता है:
$1$. धातु की कम आयनन एन्थैल्पी (धनायन बनाने के लिए)।
$2$. अधातु की उच्च इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी (ऋणायन बनाने के लिए)।
$3$. उच्च जालक ऊर्जा (lattice energy),जो आयनों के छोटे आकार और उच्च आवेश द्वारा अनुकूलित होती है।
इसके विपरीत,एक बड़ा धनायन और एक छोटा ऋणायन आयनिक बंध के निर्माण के पक्ष में नहीं होते हैं क्योंकि वे कम जालक ऊर्जा और बढ़ते सहसंयोजक गुण (फजान के नियम के अनुसार) की ओर ले जाते हैं। इसलिए,विकल्प $C$ सही उत्तर है।

(A) तत्व $X$ के संयोजी कोश में $2$ इलेक्ट्रॉन हैं,इसलिए यह एक स्थिर अष्टक प्राप्त करने के लिए $2$ इलेक्ट्रॉन खोकर $X^{2+}$ आयन बनाएगा।
तत्व $Y$ के संयोजी कोश में $6$ इलेक्ट्रॉन हैं,इसलिए यह एक स्थिर अष्टक प्राप्त करने के लिए $2$ इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके $Y^{2-}$ आयन बनाएगा।
जब $X^{2+}$ और $Y^{2-}$ $1:1$ के अनुपात में संयोजित होते हैं,तो प्राप्त यौगिक का सूत्र $XY$ होता है।

(A) आयनिक यौगिक की जालक ऊर्जा आयनों के आवेशों के गुणनफल $(q_1 \times q_2)$ के समानुपाती और आयनों के बीच की दूरी $(r_0)$ के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
सूत्र: $U \propto \frac{|q_1 q_2|}{r_0}$.
आयनों के आवेश का विश्लेषण करते हैं:
$Al_2O_3$: $Al^{3+}$ और $O^{2-}$ (आवेशों का गुणनफल = $3 \times 2 = 6$)
$CaO$: $Ca^{2+}$ और $O^{2-}$ (आवेशों का गुणनफल = $2 \times 2 = 4$)
$MgBr_2$: $Mg^{2+}$ और $Br^-$ (आवेशों का गुणनफल = $2 \times 1 = 2$)
$NaCl$: $Na^+$ और $Cl^-$ (आवेशों का गुणनफल = $1 \times 1 = 1$)
आवेशों के गुणनफल के आधार पर,सही क्रम $Al_2O_3 > CaO > MgBr_2 > NaCl$ है।

(C) एक आयनिक यौगिक का निर्माण कुल ऊर्जा परिवर्तन पर निर्भर करता है,जिसमें धातु को आयनित करने के लिए आवश्यक ऊर्जा और क्रिस्टल जालक के निर्माण पर मुक्त होने वाली जालक ऊर्जा शामिल है।
$Ca^{2+}$ के लिए,पहली और दूसरी आयनन ऊर्जा का योग अपेक्षाकृत कम होता है क्योंकि यह उत्कृष्ट गैस जैसी स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करता है।
हालाँकि,$CaCl_{2(s)}$ की जालक ऊर्जा $CaCl_{(s)}$ की तुलना में काफी अधिक (अधिक ऋणात्मक) होती है क्योंकि $Ca^{2+}$ आयन में उच्च आवेश घनत्व होता है और यह दो $Cl^-$ आयनों के साथ एक अधिक स्थिर क्रिस्टल जालक बनाता है।
इसलिए,$CaCl_{(s)}$ की तुलना में $CaCl_{2(s)}$ का निर्माण ऊर्जा की दृष्टि से अधिक अनुकूल है।

(A) आयनिक गुण बंधित परमाणुओं के बीच विद्युत ऋणात्मकता के अंतर पर निर्भर करता है।
$KCl$ और $BaCl_2$ धातु और अधातु के बीच बनने वाले विशिष्ट आयनिक यौगिक हैं।
$C_6H_5NH_3^+Cl^-$ एक आयनिक लवण (एनिलिनियम क्लोराइड) है।
$C_2H_5Cl$ (एथिल क्लोराइड) एक सहसंयोजक कार्बनिक यौगिक है जिसमें $C-Cl$ बंध ध्रुवीय सहसंयोजक है,लेकिन $C$ $(2.5)$ और $Cl$ $(3.0)$ के बीच विद्युत ऋणात्मकता में कम अंतर के कारण यह दिए गए विकल्पों में सबसे कम आयनिक गुण प्रदर्शित करता है।

(D) आयनिक बंध की मजबूती जालक ऊर्जा (lattice energy) द्वारा निर्धारित होती है,जो दो मुख्य कारकों पर निर्भर करती है:
$a)$ आयनिक आवेश: आयनों के आवेशों का गुणनफल जितना अधिक होगा,स्थिर वैद्युत आकर्षण उतना ही अधिक होगा और आयनिक बंध उतना ही मजबूत होगा।
$b)$ आयनिक आकार: आयनिक त्रिज्याओं का योग (अंतर-आयनिक दूरी) जितना कम होगा,आयनिक बंध उतना ही मजबूत होगा।
दिए गए युग्मों की तुलना करने पर:
$1)$ $Ca^{2+}$ और $O^{2-}$ के लिए,आवेशों का गुणनफल $|(+2) \times (-2)| = 4$ है।
$2)$ $K^{+}$ और $O^{2-}$ के लिए,आवेशों का गुणनफल $|(+1) \times (-2)| = 2$ है।
$3)$ $Ca^{2+}$ और $Cl^{-}$ के लिए,आवेशों का गुणनफल $|(+2) \times (-1)| = 2$ है।
$4)$ $K^{+}$ और $Cl^{-}$ के लिए,आवेशों का गुणनफल $|(+1) \times (-1)| = 1$ है।
चूंकि $Ca^{2+}$ और $O^{2-}$ में आवेशों का गुणनफल सबसे अधिक है और उनकी आयनिक त्रिज्या भी छोटी है,इसलिए वे सबसे मजबूत आयनिक बंध बनाते हैं।
अतः,सही विकल्प $D$ है।

(D) जालक ऊर्जा आयनों के आवेश के गुणनफल $(q_1 \times q_2)$ के समानुपाती और अंतर-आयनिक दूरी $(r_0)$ के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
दिए गए यौगिकों के लिए आवेश का गुणनफल:
$NaCl$: $1 \times 1 = 1$
$MgBr_2$: $2 \times 1 = 2$
$CaO$: $2 \times 2 = 4$
$Al_2O_3$: $3 \times 2 = 6$
आवेश के गुणनफल के आधार पर,सही क्रम $Al_2O_3 > CaO > MgBr_2 > NaCl$ है।

(D) आयनिक क्रिस्टल का गलनांक $(MP)$ उसकी जालक ऊर्जा (lattice energy) के सीधे समानुपाती होता है।
जालक ऊर्जा आयनों के बीच की अंतर-नाभिकीय दूरी $(r^+ + r^-)$ के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
चूंकि $Na^+$ और $F^-$ आयन,$Rb^+$ और $Br^-$ की तुलना में छोटे होते हैं,इसलिए $NaF$ के लिए अंतर-नाभिकीय दूरी $(r^+ + r^-)$,$RbBr$ की तुलना में काफी कम होती है।
अतः,$RbBr$ की तुलना में $NaF$ की जालक ऊर्जा बहुत अधिक होती है और गलनांक भी उच्च होता है।

(C) आयनिक बंध की मजबूती जालक ऊर्जा $(LE)$ के समानुपाती होती है,जिसे $LE \propto \frac{q_1 q_2}{r}$ संबंध द्वारा दर्शाया जाता है,जहाँ $q_1$ और $q_2$ आयनों पर आवेश हैं और $r$ अंतर-नाभिकीय दूरी है।
दिए गए यौगिकों की तुलना करने पर:
$NaCl$: आवेश $+1, -1$ हैं।
$Na_2O$: आवेश $+1, -2$ हैं।
$MgF_2$: आवेश $+2, -1$ हैं।
$MgO$: आवेश $+2, -2$ हैं।
चूंकि $MgO$ में आवेशों का गुणनफल सबसे अधिक $(|(+2) \times (-2)| = 4)$ है और आयनिक त्रिज्या छोटी है,इसलिए इसकी जालक ऊर्जा सबसे अधिक होती है और इस प्रकार यह सबसे मजबूत आयनिक बंध बनाता है।

(D) निर्जल $AlCl_3$ एक सहसंयोजक यौगिक है,आयनिक नहीं। यह अपने अष्टक को पूरा करने के लिए वाष्प अवस्था और अध्रुवीय विलायकों में $Al_2Cl_6$ डाइमर के रूप में मौजूद होता है। ठोस अवस्था में,इसकी परतदार संरचना होती है। यह नम हवा में जल-अपघटन अभिक्रिया के कारण धुआं देता है: $AlCl_3 + 3H_2O \rightarrow Al(OH)_3 + 3HCl$। इसलिए,यह कथन कि यह आयनिक है,गलत है।

(A) आयनिक बंध की प्रबलता जालक ऊर्जा (lattice energy) द्वारा निर्धारित होती है,जो अंतर-आयनिक दूरी $(r_+ + r_-)$ के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
$CsF$ में $Cs^+$ और $F^-$ आयन होते हैं,जबकि $NaCl$ में $Na^+$ और $Cl^-$ आयन होते हैं।
$F^-$ की आयनिक त्रिज्या $Cl^-$ की तुलना में काफी छोटी होती है।
यद्यपि $Cs^+$,$Na^+$ से बड़ा है,लेकिन $F^-$ आयन का छोटा आकार $NaCl$ की तुलना में $CsF$ में कम अंतर-आयनिक दूरी बनाता है।
इसके अलावा,फ्लोराइड आयन के उच्च आवेश घनत्व के कारण $CsF$ के लिए जालक ऊर्जा अधिक होती है,जिससे जालक स्थिरता के संदर्भ में $Cs-F$ बंध अधिक प्रबल हो जाता है।

(C) जालक ऊर्जा (lattice energy) धनायन और ऋणायन के बीच की अंतर-आयनिक दूरी के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
$Lattice \ Energy \propto \frac{1}{r_+ + r_-}$
जैसे-जैसे क्षार धातु धनायन का आकार बढ़ता है $(Na^+ < K^+ < Rb^+ < Cs^+)$,अंतर-आयनिक दूरी बढ़ती जाती है।
इसलिए,धनायन का आकार बढ़ने पर जालक ऊर्जा कम हो जाती है।
दिए गए विकल्पों में,$Na^+$ की आयनिक त्रिज्या सबसे छोटी है,जिसके परिणामस्वरूप $F^-$ आयन के साथ अंतर-आयनिक दूरी सबसे कम होती है।
अतः,$NaF$ की जालक ऊर्जा सबसे अधिक है।

(D) तत्व $(X)$ का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $1s^{2} 2s^{2} 2p^{3}$ है।
यह नाइट्रोजन $(N)$ को दर्शाता है,जिसमें $5$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं और अष्टक पूरा करने के लिए $3$ इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है,जिससे यह $-3$ आवेश वाला आयन $(N^{3-})$ बनाता है।
मैग्नीशियम $(Mg)$ एक क्षारीय मृदा धातु है जिसमें $2$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं और यह $+2$ आवेश वाला आयन $(Mg^{2+})$ बनाता है।
एक उदासीन आयनिक यौगिक बनाने के लिए,आवेशों को संतुलित होना चाहिए: $3 \times (+2) + 2 \times (-3) = 0$.
अतः,यौगिक का सबसे सरल सूत्र $Mg_{3}X_{2}$ है।

(N/A) $(i)$ $S$ और $S^{2-}$
सल्फर में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या $6$ है।
सल्फर $(S)$ का लुईस बिंदु प्रतीक $: \ddot{S} :$ है।
द्वि-ऋणात्मक आवेश यह दर्शाता है कि छह संयोजी इलेक्ट्रॉनों के अलावा दो इलेक्ट्रॉन और होंगे। अतः,$S^{2-}$ का लुईस बिंदु प्रतीक $\left[ : \underset{\cdot \cdot}{\ddot{S}} : \right]^{2-}$ है।
$(ii)$ $Al$ और $Al^{3+}$
एल्युमिनियम में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या $3$ है।
एल्युमिनियम $(Al)$ का लुईस बिंदु प्रतीक $\cdot \underset{\cdot}{A}l \cdot$ है।
त्रि-धनात्मक आवेश यह दर्शाता है कि इसने अपने तीन इलेक्ट्रॉनों का दान किया है। अतः,लुईस बिंदु प्रतीक $[Al]^{3+}$ है।
$(iii)$ $H$ और $H^{-}$
हाइड्रोजन में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या $1$ है।
हाइड्रोजन $(H)$ का लुईस बिंदु प्रतीक $H \cdot$ है।
एक-ऋणात्मक आवेश यह दर्शाता है कि एक संयोजी इलेक्ट्रॉन के अलावा एक इलेक्ट्रॉन और होगा। अतः,लुईस बिंदु प्रतीक $\left[ \ddot{H} \right]^{-}$ है।

(N/A) आयनिक बंध का निर्माण निम्नलिखित कारकों द्वारा निर्धारित होता है:
$1$. कम आयनन एन्थैल्पी: उदासीन परमाणु से धनायन $(M_{(g)} \rightarrow M_{(g)}^{+} + e^{-})$ बनाने के लिए ऊर्जा की आवश्यकता होती है। कम आयनन एन्थैल्पी $(\Delta_{i} H)$ धनायन बनाना आसान बनाती है।
$2$. उच्च ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी: उदासीन परमाणु से ऋणायन $(X_{(g)} + e^{-} \rightarrow X_{(g)}^{-})$ बनने पर ऊर्जा मुक्त होती है। अधिक ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी $(\Delta_{eg} H)$ ऋणायन बनाने के लिए अनुकूल होती है।
$3$. उच्च जालक (Lattice) एन्थैल्पी: गैसीय आयनों से क्रिस्टल जालक $(M_{(g)}^{+} + X_{(g)}^{-} \rightarrow MX_{(s)})$ बनने पर बड़ी मात्रा में ऊर्जा मुक्त होती है। उच्च ऋणात्मक जालक एन्थैल्पी $(\Delta_{L} H)$ आयनिक यौगिक को स्थिर करती है।
संक्षेप में,आयनिक बंध उन तत्वों के बीच सबसे आसानी से बनते हैं जिनकी आयनन एन्थैल्पी कम होती है और इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी अधिक ऋणात्मक होती है,जिससे एक स्थिर क्रिस्टल जालक संरचना प्राप्त होती है।

(N/A) $K$ और $S$:
$K$ और $S$ का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है:
$K: 2, 8, 8, 1$
$S: 2, 8, 6$
सल्फर $(S)$ को अपना अष्टक पूरा करने के लिए $2$ और इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। पोटेशियम $(K)$ को निकटतम उत्कृष्ट गैस,यानी आर्गन से एक इलेक्ट्रॉन अधिक होता है। दो $K$ परमाणु एक $S$ परमाणु को एक-एक इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित करते हैं जिससे $2K^+$ और $S^{2-}$ बनते हैं।
$(b)$ $Ca$ और $O$:
$Ca$ और $O$ का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है:
$Ca: 2, 8, 8, 2$
$O: 2, 6$
ऑक्सीजन को अपना अष्टक पूरा करने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है,जबकि कैल्शियम के पास निकटतम उत्कृष्ट गैस,यानी आर्गन से दो इलेक्ट्रॉन अधिक होते हैं। $Ca$ दो इलेक्ट्रॉनों को $O$ में स्थानांतरित करता है जिससे $Ca^{2+}$ और $O^{2-}$ बनते हैं।
$(c)$ $Al$ और $N$:
$Al$ और $N$ का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है:
$Al: 2, 8, 3$
$N: 2, 5$
नाइट्रोजन निकटतम उत्कृष्ट गैस (नियॉन) से तीन इलेक्ट्रॉन कम है,जबकि एल्युमीनियम के पास नियॉन से तीन इलेक्ट्रॉन अधिक हैं। $Al$ तीन इलेक्ट्रॉनों को $N$ में स्थानांतरित करता है जिससे $Al^{3+}$ और $N^{3-}$ बनते हैं।

(B) अणु में आयनिक चरित्र उसके घटक परमाणुओं के बीच विद्युत ऋणात्मकता के अंतर पर निर्भर करता है। अंतर जितना अधिक होगा,अणु का आयनिक चरित्र उतना ही अधिक होगा।
इस आधार पर,दिए गए अणुओं में आयनिक चरित्र का बढ़ता क्रम $N_{2} < ClF_{3} < SO_{2} < K_{2}O < LiF$ है।

(N/A) विद्युतसंयोजक (आयनिक) बंध: धनात्मक और ऋणात्मक आयनों के बीच स्थिर वैद्युत आकर्षण के परिणामस्वरूप बनने वाले बंध को विद्युतसंयोजक बंध कहा जाता है।
उदाहरण-$1$: सोडियम क्लोराइड $(NaCl)$ में आयनिक बंध का निर्माण।
$Na$ (क्षार धातु) एक अत्यधिक विद्युतधनात्मक धातु है और एक इलेक्ट्रॉन खोकर $Na^{+}$ आयन बनाती है,जिससे यह उत्कृष्ट गैस जैसी स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करती है।
$Na ([Ne] 3s^{1}) \longrightarrow Na^{+} ([Ne]) + e^{-}$
क्लोरीन एक अत्यधिक विद्युतऋणात्मक हैलोजन है। यह सोडियम द्वारा त्यागे गए इलेक्ट्रॉन को ग्रहण करके $Cl^{-}$ ऋण आयन में परिवर्तित हो जाता है। यह $Cl^{-}$ आयन $Ar ([Ne] 3s^{2} 3p^{6})$ जैसी स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करता है।
$Cl ([Ne] 3s^{2} 3p^{5}) + e^{-} \longrightarrow Cl^{-} ([Ar] \text{ or } [Ne] 3s^{2} 3p^{6})$
उदाहरण-$2$: $CaF_{2}$ में आयनिक बंध का निर्माण।
कैल्शियम आर्गन जैसी स्थिर उत्कृष्ट गैस विन्यास प्राप्त करने के लिए दो इलेक्ट्रॉन खोता है और $Ca^{2+}$ आयन में परिवर्तित हो जाता है।
$Ca ([Ar] 4s^{2}) \longrightarrow Ca^{2+} ([Ar]) + 2e^{-}$
फ्लोरीन एक अत्यधिक विद्युतऋणात्मक हैलोजन परमाणु है जो एक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करके स्थिर बाहरी कोश विन्यास प्राप्त करता है और फ्लोराइड आयन में परिवर्तित हो जाता है।
$F ([He] 2s^{2} 2p^{5}) + e^{-} \longrightarrow F^{-} ([He] 2s^{2} 2p^{6} \text{ or } [Ne])$
धनात्मक $Ca^{2+}$ आयन और दो ऋणात्मक $F^{-}$ आयन मजबूत स्थिर वैद्युत आकर्षण बल द्वारा एक साथ बंधे रहते हैं और $CaF_{2}$ विद्युतसंयोजक यौगिक बनाते हैं।
$Ca^{2+} + 2F^{-} \longrightarrow CaF_{2}$

(N/A) आयन की इलेक्ट्रोवैलेंसी का अर्थ है आयन पर मौजूद इकाई आवेश (unit charge) की संख्या।
उदाहरण: $NaCl$ में,$Na^{+}$ आयन पर एक इकाई धनात्मक आवेश है,इसलिए इसकी इलेक्ट्रोवैलेंसी $+1$ है। $CaF_{2}$ में,$Ca^{2+}$ आयन पर दो इकाई धनात्मक आवेश है,इसलिए इसकी इलेक्ट्रोवैलेंसी $+2$ है।
इसी प्रकार,$F^{-}$ और $Cl^{-}$ में एक इकाई ऋणात्मक आवेश है,इसलिए संयोजकता $-1$ है।

(N/A) आवर्त सारणी में,अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक हैलोजन और अत्यधिक विद्युत धनात्मक क्षार धातुएं उत्कृष्ट गैसों द्वारा अलग होती हैं।
हैलोजन परमाणु से ऋण आयन और क्षार धातु परमाणु से धन आयन का निर्माण संबंधित परमाणुओं द्वारा इलेक्ट्रॉन के लाभ और हानि से जुड़ा होता है।
इस प्रकार बने ऋण और धन आयन स्थिर उत्कृष्ट गैस इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करते हैं। उत्कृष्ट गैसों (हीलियम को छोड़कर,जिसमें इलेक्ट्रॉनों का द्विक होता है) में आठ (अष्टक) इलेक्ट्रॉनों का विशेष रूप से स्थिर बाहरी कोश विन्यास $ns^{2} np^{6}$ होता है।
ऋण और धन आयन स्थिरवैद्युत आकर्षण द्वारा स्थिर होते हैं।
कोसेल की अभिधारणा इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण द्वारा आयन-निर्माण और आयनिक क्रिस्टलीय यौगिकों के निर्माण के संबंध में आधुनिक अवधारणाओं के लिए आधार प्रदान करती है।

(N/A) लुईस प्रतीक किसी परमाणु या आयन के संयोजी इलेक्ट्रॉनों को रासायनिक प्रतीक के चारों ओर बिंदुओं के रूप में दर्शाते हैं।
$1$. $S$ और $S^{2-}$ के लिए:
- $S$ (परमाणु क्रमांक $16$): संयोजी कोश विन्यास $3s^2 3p^4$ है। इसमें $6$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं। लुईस प्रतीक: $\cdot \cdot \ddot{S} \cdot \cdot$
- $S^{2-}$: अष्टक पूरा करने के लिए $2$ इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है। लुईस प्रतीक: $[ \cdot \cdot \ddot{\underset{\cdot \cdot}{S}} \cdot \cdot ]^{2-}$
$2$. $Al$ और $Al^{3+}$ के लिए:
- $Al$ (परमाणु क्रमांक $13$): संयोजी कोश विन्यास $3s^2 3p^1$ है। इसमें $3$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं। लुईस प्रतीक: $\cdot \dot{Al} \cdot$
- $Al^{3+}$: $3$ इलेक्ट्रॉन खो देता है। लुईस प्रतीक: $[Al]^{3+}$
$3$. $H$ और $H^{+}$ के लिए:
- $H$ (परमाणु क्रमांक $1$): $1$ संयोजी इलेक्ट्रॉन होता है। लुईस प्रतीक: $H \cdot$
- $H^{+}$: $1$ इलेक्ट्रॉन खो देता है। लुईस प्रतीक: $H^{+}$

(N/A) $K$ और $S$:
$K$ $([Ar] 4s^1)$ एक इलेक्ट्रॉन खोकर $K^+$ बनाता है। $S$ $([Ne] 3s^2 3p^4)$ दो इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके $S^{2-}$ बनाता है। दो $K$ परमाणु एक $S$ परमाणु को इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित करके $K_2S$ $(2K^+ + S^{2-})$ बनाते हैं।
$(b)$ $Ca$ और $O$:
$Ca$ $([Ar] 4s^2)$ दो इलेक्ट्रॉन खोकर $Ca^{2+}$ बनाता है। $O$ $([He] 2s^2 2p^4)$ दो इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके $O^{2-}$ बनाता है। वे मिलकर $CaO$ $(Ca^{2+} + O^{2-})$ बनाते हैं।
$(c)$ $Al$ और $N$:
$Al$ $([Ne] 3s^2 3p^1)$ तीन इलेक्ट्रॉन खोकर $Al^{3+}$ बनाता है। $N$ $([He] 2s^2 2p^3)$ तीन इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके $N^{3-}$ बनाता है। वे मिलकर $AlN$ $(Al^{3+} + N^{3-})$ बनाते हैं।

(N/A) आयनिक बंध का निर्माण उदासीन परमाणुओं से धनात्मक और ऋणात्मक आयनों के बनने की सुगमता और बाद में क्रिस्टल जालक में उनकी व्यवस्था पर निर्भर करता है। अनुकूल कारक निम्नलिखित हैं:
$1$. निम्न आयनन एन्थैल्पी: धातु परमाणु की आयनन एन्थैल्पी कम होनी चाहिए ताकि वह आसानी से इलेक्ट्रॉन त्याग कर धनायन $(M \rightarrow M^+ + e^-)$ बना सके।
$2$. उच्च इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी: अधातु परमाणु की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी अधिक ऋणात्मक होनी चाहिए ताकि वह आसानी से इलेक्ट्रॉन ग्रहण करके ऋणायन $(X + e^- \rightarrow X^-)$ बना सके।
$3$. उच्च जालक एन्थैल्पी: बने हुए आयनों को क्रिस्टल जालक में इस प्रकार व्यवस्थित होना चाहिए कि मुक्त होने वाली ऊर्जा (जालक एन्थैल्पी) अधिक हो,जो आयनिक यौगिक को स्थिर करती है।

जालक एन्थैल्पी: किसी आयनिक यौगिक की जालक एन्थैल्पी वह एन्थैल्पी परिवर्तन है जो तब होता है जब एक मोल आयनिक यौगिक गैसीय अवस्था में अपने आयनों में वियोजित हो जाता है।
$Na^{+}Cl^{-}_{(s)} \rightarrow Na^{+}_{(g)} + Cl^{-}_{(g)}; \Delta_{lattice} H = +788 \ kJ / mol$
$NaCl$ के निर्माण के विभिन्न चरणों और उसकी संबंधित एन्थैल्पी को बॉर्न-हेबर चक्र द्वारा नीचे समझाया गया है:
$(1)$ $Na_{(s)} \rightarrow Na_{(g)}$; सोडियम का ऊर्ध्वपातन,$\Delta_{sub} H = 108.4 \ kJ \ mol^{-1}$
$(2)$ आयनन एन्थैल्पी: $Na_{(g)} \rightarrow Na^{+}_{(g)} + e^{-}_{(g)}; \Delta_{i} H = 496 \ kJ / mol$
$(3)$ क्लोरीन का वियोजन: $\frac{1}{2} Cl_{2(g)} \rightarrow Cl_{(g)}; \frac{1}{2} \Delta_{bond} H = 121 \ kJ / mol$
$(4)$ इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी: $Cl_{(g)} + e^{-} \rightarrow Cl^{-}_{(g)}; \Delta_{eg} H = -348.6 \ kJ / mol$
$(5)$ जालक निर्माण: $Na^{+}_{(g)} + Cl^{-}_{(g)} \rightarrow Na^{+}Cl^{-}_{(s)}; \Delta_{U} H = ?$
$(6)$ $NaCl$ की संभवन एन्थैल्पी: $Na_{(s)} + \frac{1}{2} Cl_{2(g)} \rightarrow NaCl_{(s)}; \Delta_{f} H = -411.2 \ kJ / mol$
हेस के नियम का उपयोग करते हुए:
$\Delta_{lattice} H = \Delta_{f} H - (\Delta_{sub} H + \frac{1}{2} \Delta_{bond} H + \Delta_{i} H + \Delta_{eg} H)$
$= -(-411.2) - (108.4 + 121 + 496 - 348.6) = +788 \ kJ / mol$
$NaCl_{(s)} \rightarrow Na^{+}_{(g)} + Cl^{-}_{(g)}$ के लिए,आंतरिक ऊर्जा $2RT$ कम है और यह $+783 \ kJ / mol$ के बराबर है।
हम विलयन की एन्थैल्पी की गणना करने के लिए जालक एन्थैल्पी का उपयोग करते हैं:
$\Delta_{sol} H = \Delta_{lattice} H + \Delta_{hyd} H$
$NaCl_{(s)}$ के एक मोल के लिए,जालक एन्थैल्पी $= +788 \ kJ / mol$ और $\Delta_{hyd} H = -784 \ kJ / mol$.
$\therefore \Delta_{sol} H = +788 - 784 = +4 \ kJ / mol$

(D) Born-Haber चक्र के अनुसार,मानक संभवन एन्थैल्पी $\Delta _{f}H^{\theta }$ प्रक्रिया में शामिल सभी ऊर्जा परिवर्तनों के योग द्वारा दी जाती है:
$\Delta _{f}H^{\theta } = \Delta _{sub}H^{\theta } + IE + \frac{1}{2}\Delta _{diss}H^{\theta } + \Delta _{eg}H^{\theta } + \Delta _{lattice}H^{\theta }$
दिए गए मानों को प्रतिस्थापित करने पर:
$-360.1 = 108.4 + 496 + \frac{1}{2}(192) + (-325) + \Delta _{lattice}H^{\theta }$
$-360.1 = 108.4 + 496 + 96 - 325 + \Delta _{lattice}H^{\theta }$
$-360.1 = 375.4 + \Delta _{lattice}H^{\theta }$
$\Delta _{lattice}H^{\theta } = -360.1 - 375.4 = -735.5 \ kJ \ mol^{-1}$

(N/A) द्वितीय आवर्त के तत्वों के लिए लुईस प्रतीक निम्नलिखित हैं:
$Li$: $\cdot Li$
$Be$: $\cdot Be \cdot$
$B$: $\cdot \dot{B} \cdot$
$C$: $\cdot \dot{C} \cdot \cdot$
$N$: $\cdot \dot{N} :$
$O$: $: \dot{O} :$
$F$: $: \ddot{F} :$
$Ne$: $: \ddot{Ne} :$

(N/A) आयनिक बंध के निर्माण में तीन मुख्य ऊर्जा चरण शामिल हैं:
$1$. गैसीय धनायन $(cation)$ का निर्माण: इसके लिए ऊर्जा की आवश्यकता होती है,जिसे आयनन एन्थैल्पी कहा जाता है,जो हमेशा ऊष्माशोषी $(endothermic)$ होती है।
$2$. गैसीय ऋणायन $(anion)$ का निर्माण: यह ऊर्जा मुक्त करता है,जिसे इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी कहा जाता है,जो आमतौर पर ऊष्माक्षेपी $(exothermic)$ होती है।
$3$. आयनिक ठोस का निर्माण: गैसीय आयन मिलकर एक क्रिस्टल जालक बनाते हैं,जिससे बड़ी मात्रा में ऊर्जा मुक्त होती है जिसे जालक एन्थैल्पी कहा जाता है,जो अत्यधिक ऊष्माक्षेपी होती है।

$NaCl$ के निर्माण में निम्नलिखित चरण शामिल हैं:
$1$. सोडियम का आयनीकरण: $Na_{(g)} \rightarrow Na_{(g)}^{+} + e^{-}; \Delta_{i}H = 495.8 \, kJ \, mol^{-1}$
$2$. क्लोरीन द्वारा इलेक्ट्रॉन ग्रहण: $Cl_{(g)} + e^{-} \rightarrow Cl_{(g)}^{-}; \Delta_{eg}H = -348.7 \, kJ \, mol^{-1}$
$3$. जालक (Lattice) निर्माण: $Na_{(g)}^{+} + Cl_{(g)}^{-} \rightarrow NaCl_{(s)}; \Delta_{L}H = -788 \, kJ \, mol^{-1}$
$4$. निर्माण की कुल एन्थैल्पी: $\Delta_{f}H(NaCl) = \Delta_{i}H + \Delta_{eg}H + \Delta_{L}H$
$\Delta_{f}H(NaCl) = 495.8 - 348.7 - 788 = -640.9 \, kJ \, mol^{-1}$

(A) बॉर्न-हेबर चक्र का समीकरण है:
$\Delta_{f} H^{\ominus}_{KCl} = \Delta_{sub} H^{\ominus}_{(K)} + \Delta_{ionization} H^{\ominus}_{(K)} + \frac{1}{2} \Delta_{bond} H^{\ominus}_{(Cl_2)} + \Delta_{electron \ gain} H^{\ominus}_{(Cl)} + \Delta_{lattice} H^{\ominus}_{(KCl)}$
दिए गए मानों को प्रतिस्थापित करने पर:
$-436.7 = 89.2 + 419.0 + \frac{1}{2}(243.0) + (-348.6) + \Delta_{lattice} H^{\ominus}_{(KCl)}$
$-436.7 = 281.1 + \Delta_{lattice} H^{\ominus}_{(KCl)}$
$\Delta_{lattice} H^{\ominus}_{(KCl)} = -717.8 \ kJ \ mol^{-1}$
जालक एन्थैल्पी का परिमाण $717.8 \ kJ \ mol^{-1}$ है,जिसका निकटतम पूर्णांक $718 \ kJ \ mol^{-1}$ है।

(C) जालक ऊर्जा वह ऊर्जा है जो एक मोल ठोस आयनिक यौगिक को उसके गैसीय घटक आयनों में पूरी तरह से अलग करने के लिए आवश्यक होती है।
जालक ऊर्जा अंतर-आयनिक दूरी $(r_0 = r_+ + r_-)$ के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
जैसे-जैसे आयनों का आकार घटता है,अंतर-आयनिक दूरी कम हो जाती है,जिससे आकर्षण बल अधिक मजबूत होता है और जालक ऊर्जा बढ़ जाती है।
दिए गए यौगिकों की तुलना करने पर:
$RbCl$ ($Rb^+$ सबसे बड़ा),$KCl$ $(K^+)$,$NaCl$ $(Na^+)$,$NaF$ ($F^-$ सबसे छोटा)।
आयनों के आकार का क्रम $Rb^+ > K^+ > Na^+$ और $Cl^- > F^-$ है।
अतः,जालक ऊर्जा का सही क्रम $RbCl < KCl < NaCl < NaF$ है।

(D) . क्षार धातुओं में आयनिक बंध बनाने की प्रवृत्ति सबसे अधिक होती है क्योंकि उनकी आयनन ऊर्जा कम होती है।
क्षार धातु का सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $ns^1$ होता है।
दिए गए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में से,$1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^1$ विन्यास $Na$ (सोडियम) का है,जो एक क्षार धातु है और इसलिए यह आसानी से आयनिक बंध बनाता है।

(A) एक आयनिक यौगिक आमतौर पर धातु धनायन और अधातु ऋणायन के बीच स्थिर वैद्युत आकर्षण द्वारा बनता है,जबकि एक सहसंयोजक यौगिक अधातु परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी से बनता है।
दिए गए विकल्पों में:
$Fe(OH)_2$ एक आयनिक यौगिक है।
$CH_3OH$ (मेथनॉल) एक सहसंयोजक यौगिक है।
अतः,वह युग्म जिसमें पहला आयनिक और दूसरा सहसंयोजक है,वह $Fe(OH)_2$ और $CH_3OH$ है।

(C) जालक एन्थैल्पी आयनों के आवेश के गुणनफल के समानुपाती और अंतर-आयनिक दूरी (आयनिक त्रिज्याओं का योग) के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
$Lattice \ Enthalpy \propto \frac{|q_+ q_-|}{r_+ + r_-}$.
दिए गए यौगिकों की तुलना करने पर:
$LiCl$: $Li^+$ $(+1)$,$Cl^-$ $(-1)$
$NaCl$: $Na^+$ $(+1)$,$Cl^-$ $(-1)$
$BeF_2$: $Be^{2+}$ $(+2)$,$F^-$ $(-1)$
$CaCl_2$: $Ca^{2+}$ $(+2)$,$Cl^-$ $(-1)$
$BeF_2$ का आवेश गुणनफल सबसे अधिक $(|(+2) \times (-1)| = 2)$ है और आयनिक त्रिज्याओं का योग सबसे कम है। इसलिए,$BeF_2$ की जालक एन्थैल्पी सबसे अधिक है।

(C) जब परमाणु $A$ से परमाणु $B$ में एक इलेक्ट्रॉन का स्थानांतरण होता है,तो $A$ एक इलेक्ट्रॉन खोकर $A^+$ धनायन बनाता है और $B$ एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके $B^-$ ऋणायन बनाता है।
चूंकि यह बंध विपरीत आवेशित आयनों ($A^+$ और $B^-$) के बीच स्थिर वैद्युत आकर्षण बल द्वारा बनता है,इसलिए इसे वैद्युतसंयोजक या आयनिक बंध कहा जाता है।
अतः,यौगिक $AB$ वैद्युतसंयोजक बंध प्रदर्शित करता है।

(D) एक आयनिक यौगिक एक धातु और एक अधातु के बीच इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण से बनता है।
$KI$ (पोटेशियम आयोडाइड) में एक धातु $(K^+)$ और एक अधातु $(I^-)$ होते हैं,जो मजबूत स्थिर वैद्युत आकर्षण बलों द्वारा एक साथ बंधे होते हैं,जिससे यह एक आयनिक यौगिक बन जाता है।
$SO_{2}$,$ICl$,और $CHCl_{3}$ अधातुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी से बनने वाले सहसंयोजक यौगिक हैं।
अतः,सही विकल्प $D$ है।

(C) एथिल मैग्नीशियम ब्रोमाइड $(CH_3CH_2MgBr)$ के अणु में,$Mg - Br$ बंध आयनिक प्रकृति का होता है।
इसका कारण यह है कि मैग्नीशियम $(Mg)$ और ब्रोमीन $(Br)$ के बीच विद्युत ऋणात्मकता का अंतर अणु में मौजूद अन्य बंधों की तुलना में काफी अधिक है।
परिणामस्वरूप,$Mg - Br$ बंध में सबसे अधिक आयनिक गुण होता है।

(D) $H$ और $Cl$ के बीच विद्युतऋणात्मकता का अंतर लगभग $0.9$ है,जो $2.1$ से काफी कम है।
पॉलिंग पैमाने के अनुसार,यदि दो परमाणुओं के बीच विद्युतऋणात्मकता का अंतर $1.7$ (या कुछ सम्मेलनों में $2.1$) से कम है,तो बनने वाला बंध मुख्य रूप से सहसंयोजक होता है।
$NaCl$ में,$Na$ $(0.9)$ और $Cl$ $(3.0)$ के बीच विद्युतऋणात्मकता का अंतर $2.1$ है,जिसके परिणामस्वरूप एक आयनिक बंध बनता है।

(B) बॉर्न-हेबर चक्र में,अंतिम चरण $(\Delta H_5)$ जालक एन्थैल्पी (lattice enthalpy) का प्रतिनिधित्व करता है,जहाँ गैसीय आयन $M^{+}_{(g)}$ और $X^{-}_{(g)}$ मिलकर एक मोल ठोस आयनिक यौगिक $M^{+} X^{-}_{(s)}$ बनाते हैं।
अतः,$Z$ का मान $M^{+} X^{-}_{(s)}$ है।

(C) आयनिक बंध स्थिर वैद्युत आकर्षण बल होते हैं जो प्रकृति में गैर-दिशात्मक होते हैं,जिसका अर्थ है कि वे सभी दिशाओं में समान रूप से कार्य करते हैं। अतः,अभिकथन $(A)$ सही है।
आयनिक यौगिक प्रकृति में ध्रुवीय होते हैं और आयन-द्विध्रुव अंतःक्रियाओं के कारण ध्रुवीय विलायकों (जैसे पानी) में घुलनशील होते हैं। वे आमतौर पर अध्रुवीय विलायकों में अघुलनशील होते हैं। अतः,तर्क $(R)$ गलत है।

(C) जालक एन्थैल्पी को एक मोल ठोस आयनिक यौगिक को उसके गैसीय घटक आयनों में पूरी तरह से अलग करने के लिए आवश्यक ऊर्जा के रूप में परिभाषित किया गया है। उच्च जालक एन्थैल्पी आयनों के बीच आकर्षण के मजबूत स्थिर वैद्युत बलों को इंगित करती है,जो आयनिक यौगिक की अधिक स्थिरता की ओर ले जाती है। अतः,कथन $(A)$ सही है।
कारण $(R)$ कहता है कि जालक एन्थैल्पी प्रतिकर्षण का माप है,जो गलत है। जालक एन्थैल्पी विपरीत आवेशित आयनों के बीच आकर्षण के स्थिर वैद्युत बलों का माप है,न कि प्रतिकर्षण का। अतः,कारण $(R)$ गलत है।
इसलिए,सही विकल्प $(C)$ है।

(D) समूह-$2$ के तत्व क्षारीय मृदा धातुएं हैं और समूह-$17$ के तत्व हैलोजन (अधातुएं) हैं।
जब कोई धातु किसी अधातु के साथ अभिक्रिया करती है,तो धातु से अधातु में इलेक्ट्रॉनों का स्थानांतरण होता है,जिसके परिणामस्वरूप आयनिक बंध का निर्माण होता है।
आयनिक यौगिक आमतौर पर आयनों के बीच मजबूत स्थिर वैद्युत आकर्षण बलों के कारण कमरे के तापमान पर क्रिस्टलीय ठोस के रूप में मौजूद होते हैं।
इसलिए,बनने वाला यौगिक एक क्रिस्टलीय ठोस होने की संभावना है।

(A) जालक ऊर्जा धनायन और ऋणायन के बीच की अंतर-आयनिक दूरी के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
चूंकि दिए गए सभी यौगिकों में फ्लोराइड आयन $(F^{-})$ सामान्य है,इसलिए जालक ऊर्जा क्षार धातु धनायन के आकार पर निर्भर करती है।
जैसे-जैसे धनायन का आकार $Li^{+}$ से $Cs^{+}$ तक बढ़ता है,अंतर-आयनिक दूरी बढ़ती है,जिससे जालक ऊर्जा में कमी आती है।
इसलिए,$LiF$ में सबसे कम अंतर-आयनिक दूरी होती है और परिणामस्वरूप इसकी जालक ऊर्जा सबसे अधिक होती है।

(A) बंध का आयनिक गुण बंधित परमाणुओं के बीच विद्युत ऋणात्मकता के अंतर के सीधे समानुपाती होता है।
$(i)$ $O_2$: विद्युत ऋणात्मकता का अंतर = $3.5 - 3.5 = 0$.
$(ii)$ $K_2O$: विद्युत ऋणात्मकता का अंतर = $3.5 - 0.8 = 2.7$.
$(iii)$ $N_2$: विद्युत ऋणात्मकता का अंतर = $3.0 - 3.0 = 0$.
$(iv)$ $LiF$: विद्युत ऋणात्मकता का अंतर = $4.0 - 1.0 = 3.0$.
मानों की तुलना करने पर: $LiF$ $(3.0)$ > $K_2O$ $(2.7)$ > $O_2$ $(0)$ = $N_2$ $(0)$.
अतः सही क्रम $iv > ii > i > iii$ है।

(C) आयनिक यौगिक की जालक ऊर्जा आयनों के आवेश के गुणनफल के सीधे आनुपातिक और आयनिक त्रिज्याओं के योग के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
$Lattice \ Energy \propto \frac{|q_+ \times q_-|}{r_+ + r_-}$
$LiF$,$NaCl$,और $LiCl$ के लिए,आयनों पर आवेश $\pm 1$ है। $MgO$ के लिए,आयनों पर आवेश $\pm 2$ है।
चूंकि $MgO$ के लिए आवेश का गुणनफल $(2 \times 2 = 4)$ दूसरों $(1 \times 1 = 1)$ की तुलना में काफी अधिक है,इसलिए $MgO$ की जालक ऊर्जा बहुत अधिक है।
इसके अतिरिक्त,$Mg^{2+}$ और $O^{2-}$ आयन अपेक्षाकृत छोटे होते हैं,जो जालक ऊर्जा को और बढ़ाते हैं।
इसलिए,$MgO$ की जालक ऊर्जा सबसे अधिक है।
अतः,विकल्प $C$ सही है।

(C) आयनिक यौगिक उन आयनों से बने होते हैं जो मजबूत स्थिर वैद्युत आकर्षण बलों द्वारा एक साथ जुड़े होते हैं।
ठोस अवस्था में,ये आयन एक जालक (lattice) में स्थिर होते हैं और गति नहीं कर सकते,जिससे वे विद्युत के कुचालक बन जाते हैं।
हालाँकि,पिघली हुई अवस्था में या पानी में घुलने पर,आयन गति करने के लिए स्वतंत्र हो जाते हैं,जिससे वे विद्युत का संचालन कर सकते हैं।
इसलिए,यह कथन कि आयनिक यौगिक पिघले हुए या जलीय विलयनों में विद्युत का संचालन नहीं करते हैं,गलत है।

(C) दिया गया है कि $Z$ एक क्षार धातु है जिसकी परमाणु संख्या $a+2$ है।
क्षार धातुएँ आवर्त सारणी के समूह $1$ से संबंधित हैं।
यदि $Z$ एक क्षार धातु है,तो $Y$ $(a+1)$ एक उत्कृष्ट गैस (समूह $18$) है और $X$ $(a)$ एक हैलोजन (समूह $17$) है।
$X$ एक अधातु है और $Z$ एक धातु है।
धातु और अधातु के बीच बनने वाला बंधन आमतौर पर आयनिक प्रकृति का होता है।
अतः,$X$ और $Z$ द्वारा निर्मित यौगिक आयनिक है।

(A) आयनिक यौगिकों का गलनांक क्रिस्टल जालक की जालक ऊर्जा पर निर्भर करता है।
जालक ऊर्जा अंतर-आयनिक दूरी के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
जैसे-जैसे ऋणायन का आकार $F^{-}$ से $Cl^{-}$ और $I^{-}$ तक बढ़ता है,अंतर-आयनिक दूरी बढ़ती है,जिससे जालक ऊर्जा में कमी आती है।
इसलिए,गलनांक $LiF > LiCl > LiI$ के क्रम में घटता है।
यह क्रम $I > II > III$ के अनुरूप है।

(D) एक आयनिक क्रिस्टल की जालक ऊर्जा $(U)$ उस ऊर्जा के रूप में परिभाषित की जाती है जो गैसीय आयनों के एक मोल ठोस आयनिक क्रिस्टल बनाने के लिए संयोजित होने पर मुक्त होती है।
Born-Landé समीकरण के अनुसार,जालक ऊर्जा अंतर-आयनिक दूरी $(r_0)$ के व्युत्क्रमानुपाती होती है।
चूंकि अंतर-आयनिक दूरी $r_0$ धनायन $(r_c)$ और ऋणायन $(r_a)$ की आयनिक त्रिज्याओं का योग है,इसलिए $r_0 = r_c + r_a$ होता है।
अतः,जालक ऊर्जा $U$,$\frac{1}{(r_c + r_a)}$ के समानुपाती होती है।