Hydrogen bonding Questions in Gujarati

(D) એ ખોટી જોડી છે.
$H_2O$ નું ઉત્કલન બિંદુ $HF$ કરતા વધારે હોય છે.
જોકે $F$ એ $O$ કરતા વધુ વિદ્યુતઋણ છે,તેમ છતાં દરેક $H_2O$ અણુ સરેરાશ ચાર હાઇડ્રોજન બંધ બનાવી શકે છે,જ્યારે દરેક $HF$ અણુ માત્ર બે જ બનાવે છે.
તેથી,ઉત્કલન બિંદુનો સાચો ક્રમ $H_2O > HF$ છે.
અન્ય વિકલ્પો સાચા છે:
$o\text{-nitrophenol}$ માં આંતઃઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધને કારણે તે $p\text{-nitrophenol}$ કરતા વધુ બાષ્પશીલ (વધુ બાષ્પ દબાણ) છે.
ગ્લિસરોલ $(HO-CH_2-CH(OH)-CH_2-OH)$ એ ગ્લાયકોલ $(HO-CH_2-CH_2-OH)$ કરતા વધુ સ્નિગ્ધ છે કારણ કે તેમાં વધુ $-OH$ સમૂહો અને મજબૂત આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ હોય છે.

(A) જ્યારે બરફના બે ટુકડાઓને એકબીજા પર દબાવવામાં આવે છે,ત્યારે લાગુ પડતું દબાણ સંપર્ક સપાટી પર બરફના ગલનબિંદુને ઘટાડે છે,જેના કારણે બરફનું એક પાતળું પડ પાણીમાં ઓગળી જાય છે.
એકવાર દબાણ દૂર કરવામાં આવે,ત્યારે પાણી ફરીથી થીજી જાય છે કારણ કે તાપમાન $0 \ ^\circ C$ થી નીચે હોય છે.
આ પ્રક્રિયાને રિજલેશન (regelation) તરીકે ઓળખવામાં આવે છે.
ફરીથી થીજી ગયેલા સ્તરમાં પાણીના અણુઓ વચ્ચે હાઇડ્રોજન બંધનું નિર્માણ એ બે બરફના ટુકડાઓને સાથે જકડી રાખતું મુખ્ય બળ છે.

(C) પાણીનું ઉત્કલનબિંદુ અસાધારણ રીતે ઊંચું હોવાનું કારણ પાણીના અણુઓ વચ્ચે રહેલા વ્યાપક આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ છે.
આ હાઇડ્રોજન બંધને તોડવા માટે નોંધપાત્ર ઉર્જાની જરૂર પડે છે,જેનાથી સમૂહ $16$ ના અન્ય હાઇડ્રાઇડ્સની તુલનામાં તેનું ઉત્કલનબિંદુ વધે છે.

(D) પાણીના એક અણુ $(H_2O)$ માં ઓક્સિજન પરમાણુ સાથે સહસંયોજક બંધ દ્વારા જોડાયેલા બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ હોય છે,જે હાઇડ્રોજન બંધ દાતા તરીકે કાર્ય કરી શકે છે.
વધુમાં,ઓક્સિજન પરમાણુ પર બે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (lone pairs) હોય છે,જે હાઇડ્રોજન બંધ સ્વીકારનાર તરીકે કાર્ય કરી શકે છે.
તેથી,બરફના સ્ફટિક લેટીસ બંધારણમાં પાણીનો દરેક અણુ તેની આસપાસના પાણીના અણુઓ સાથે કુલ $4$ હાઇડ્રોજન બંધ (બે દાતા તરીકે અને બે સ્વીકારનાર તરીકે) બનાવી શકે છે.

(C) પદાર્થનું ઉત્કલનબિંદુ તેમાં રહેલા આંતરઆણ્વિય આકર્ષણ બળો પર આધાર રાખે છે.
$NH_3$ માં,નાઇટ્રોજન પરમાણુ વધુ વિદ્યુતઋણ અને કદમાં નાનો હોવાથી તે આંતરઆણ્વિય હાઇડ્રોજન બંધ બનાવે છે.
$PH_3$ માં,ફોસ્ફરસ પરમાણુ ઓછો વિદ્યુતઋણ અને કદમાં મોટો હોવાથી તે હાઇડ્રોજન બંધ બનાવતું નથી.
તેથી,$PH_3$ ની સરખામણીમાં $NH_3$ માં આંતરઆણ્વિય બળો મજબૂત હોવાથી તેનું ઉત્કલનબિંદુ ઊંચું હોય છે.

(A) સમૂહ $16$ ના તત્વોના હાઇડ્રાઇડ્સનું ઉત્કલનબિંદુ સામાન્ય રીતે આણ્વીય દળમાં વધારો અને વાન ડર વાલ્સ આકર્ષણ બળોમાં વધારાને કારણે સમૂહમાં નીચે તરફ જતાં વધે છે.
જોકે,$H_2O$ અન્ય હાઇડ્રાઇડ્સ $(H_2S, H_2Se, H_2Te)$ ની તુલનામાં અસામાન્ય રીતે ઊંચું ઉત્કલનબિંદુ ધરાવે છે,કારણ કે તેમાં પ્રબળ આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ હાજર હોય છે.
બાકીના હાઇડ્રાઇડ્સમાં,ઉત્કલનબિંદુનો ક્રમ આ મુજબ છે: $H_2S < H_2Se < H_2Te$.
$H_2O$ અને $H_2Te$ ની સરખામણી કરતા,$H_2O$ માં હાઇડ્રોજન બંધન નોંધપાત્ર રીતે મજબૂત હોય છે,જે તેનું ઉત્કલનબિંદુ $(373 \ K)$ $H_2Te$ $(269 \ K)$ કરતા વધારે બનાવે છે.

(D) હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ $(HF)$ ઓરડાના તાપમાને પ્રવાહી છે,જ્યારે અન્ય હાઇડ્રોજન હેલાઇડ ($HCl$,$HBr$,$HI$) વાયુઓ છે. આનું કારણ એ છે કે ફ્લોરિન અત્યંત વિદ્યુતઋણ અને કદમાં નાનું છે,જે $HF$ ના અણુઓને મજબૂત આંતરઆણ્વિય હાઇડ્રોજન બંધ બનાવવાની મંજૂરી આપે છે. આ હાઇડ્રોજન બંધ અણુઓને પ્રવાહી અવસ્થામાં જકડી રાખે છે.

(A) બાષ્પાયન એન્થાલ્પી આંતરઆણ્વીય આકર્ષણ બળોની પ્રબળતા પર આધાર રાખે છે.
$HF$ ના અણુઓ પ્રબળ હાઇડ્રોજન બંધ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે,જે $HCl$,$HBr$ અને $HI$ માં હાજર દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ બળોની તુલનામાં નોંધપાત્ર રીતે વધુ પ્રબળ છે.
જેમ $HCl$ થી $HI$ તરફ જતાં આણ્વીય દળ વધે છે,તેમ લંડન વિસર્જન બળો વધે છે,પરંતુ તે હજુ પણ $HF$ ના હાઇડ્રોજન બંધ કરતા નબળા હોય છે.
તેથી,આ બળોને તોડવા માટે $HF$ ને સૌથી વધુ ઉર્જાની જરૂર પડે છે,પરિણામે તેની બાષ્પાયન એન્થાલ્પી સૌથી વધુ હોય છે.

(B) વિધાન સાચું છે: પાણી $(H_2O)$ માં આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધને કારણે તે ઓરડાના તાપમાને પ્રવાહી સ્વરૂપે હોય છે,જ્યારે $H_2S$ હાઇડ્રોજન બંધ બનાવતું નથી અને વાયુ સ્વરૂપે હોય છે.
કારણ સાચું છે: ઓક્સિજન $(O_2)$ તેના એન્ટિ-બોન્ડિંગ મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ્સ $(\pi^*)$ માં બે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોનને કારણે પેરામેગ્નેટિક છે.
જોકે,ઓક્સિજનનું પેરામેગ્નેટિક હોવું એ પાણીના પ્રવાહી સ્વરૂપ માટેનું કારણ નથી. તેથી,કારણ એ વિધાનની સાચી સમજૂતી નથી.

(A) પાણીની બાષ્પીભવનની મોલર એન્થાલ્પી $40.7 \ kJ/mol$ છે,જ્યારે ઇથેનોલ માટે તે $38.6 \ kJ/mol$ છે.
આ તફાવત એટલા માટે છે કારણ કે પાણીના અણુઓ ઇથેનોલના અણુઓની તુલનામાં મજબૂત હાઇડ્રોજન બંધન દર્શાવે છે.
પાણી ખરેખર ઇથેનોલ કરતા વધુ ધ્રુવીય છે કારણ કે તેમાં બે $O-H$ બંધ અને ઉચ્ચ દ્વિધ્રુવીય ચાકમાત્રા (dipole moment) હોય છે.
જોકે,બાષ્પીભવનની એન્થાલ્પીમાં તફાવતનું મુખ્ય કારણ હાઇડ્રોજન બંધનનું પ્રમાણ અને શક્તિ છે,જે અણુઓની ધ્રુવીયતા સાથે સીધી રીતે સંબંધિત છે.
તેથી,બંને વિધાનો સાચા છે અને કારણ એ વિધાનની સાચી સમજૂતી છે.

(B) $CuSO_4 \cdot 5H_2O$ માં,બંધારણમાં ચાર પાણીના અણુઓ સીધા $Cu^{2+}$ આયન સાથે સંકલિત હોય છે.
પાંચમો પાણીનો અણુ $SO_4^{2-}$ આયન અને સંકલિત પાણીના અણુઓ વચ્ચેના હાઇડ્રોજન બંધ દ્વારા જોડાયેલ હોય છે.
તેથી,માત્ર $1$ પાણીનો અણુ હાઇડ્રોજન બંધનમાં ભાગ લે છે.

(N/A) હાઇડ્રોજન બંધને એક અણુના વિદ્યુતઋણ પરમાણુ સાથે જોડાયેલા હાઇડ્રોજન અને બીજા અણુના વિદ્યુતઋણ પરમાણુ વચ્ચે કાર્યરત આકર્ષણ બળ તરીકે વ્યાખ્યાયિત કરવામાં આવે છે.
વિદ્યુતઋણતામાં તફાવતને કારણે,હાઇડ્રોજન અને વિદ્યુતઋણ પરમાણુ વચ્ચેની બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હાઇડ્રોજન પરમાણુથી દૂર જાય છે. પરિણામે,હાઇડ્રોજન પરમાણુ આંશિક ધન વીજભાર $(H^{\delta+})$ મેળવે છે અને વિદ્યુતઋણ પરમાણુ આંશિક ઋણ વીજભાર $(X^{\delta-})$ મેળવે છે.
$H^{\delta+} - X^{\delta-} \dots\dots H^{\delta+} - X^{\delta-} \dots\dots H^{\delta+} - X^{\delta-}$
$H$-બંધનનું મૂલ્ય ઘન અવસ્થામાં મહત્તમ અને વાયુ અવસ્થામાં ન્યૂનતમ હોય છે.
$H$-બંધના બે પ્રકાર છે:
$(i)$ આંતરઆણ્વીય $H$-બંધ,ઉદા. $HF$,$H_2O$.
$(ii)$ આંતઃઆણ્વીય $H$-બંધ,ઉદા. $o$-નાઇટ્રોફિનોલ.
હાઇડ્રોજન બંધ એ વાન્ડર વાલ્સ બળો કરતા પ્રબળ હોય છે કારણ કે હાઇડ્રોજન બંધને દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આકર્ષણનું એક અત્યંત સ્વરૂપ માનવામાં આવે છે.

(N/A) હાઇડ્રોજન બંધ: અણુઓમાં આંશિક ધન $\delta^{+}$ હાઇડ્રોજન પરમાણુ અને આંશિક ઋણ વિદ્યુતઋણ પરમાણુ (જેમ કે $N, O, F$) વચ્ચે રહેલા આકર્ષણ બળને હાઇડ્રોજન બંધ કહેવામાં આવે છે.
ઉદાહરણો: $(i)$ $NH_{3}$ નો $N-H$,$(ii)$ $H_{2}O, C_{2}H_{5}OH, C_{6}H_{5}OH$ નો $O-H$,$(iii)$ $HF$ નો $H-F$.
લાક્ષણિકતાઓ:
$\Rightarrow$ જોકે હાઇડ્રોજન બંધ મુખ્યત્વે $N, O, F$ પૂરતો મર્યાદિત છે,પરંતુ અન્ય વિદ્યુતઋણ તત્વો જેમ કે $Cl$ પણ ક્યારેક ભાગ લઈ શકે છે.
$\Rightarrow$ હાઇડ્રોજન બંધની ઊર્જા $10$ થી $100 \ kJ \ mol^{-1}$ ની વચ્ચે હોય છે.
$\Rightarrow$ આ નોંધપાત્ર ઊર્જા છે,જે હાઇડ્રોજન બંધને પ્રોટીન અને ન્યુક્લિક એસિડ જેવા ઘણા સંયોજનોના બંધારણ અને ગુણધર્મો નક્કી કરવામાં શક્તિશાળી બળ બનાવે છે.
$\Rightarrow$ $H$-બંધની મજબૂતી એક અણુના વિદ્યુતઋણ પરમાણુના અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ અને બીજા અણુના હાઇડ્રોજન પરમાણુ વચ્ચેના કુલંબિક આકર્ષણ દ્વારા નક્કી થાય છે.
$\Rightarrow$ જેમ પદાર્થમાં અણુઓ વચ્ચેનું અંતર વધે છે,તેમ $H$-બંધની મજબૂતી ઘટે છે (દા.ત.,$Solid$ $\rightarrow Liquid$ $\rightarrow Gas$).
ઉષ્મીય ઊર્જા: ઉષ્મીય ઊર્જા એ પદાર્થમાં રહેલા પરમાણુઓ અથવા અણુઓની ગતિને કારણે ઉદ્ભવતી ઊર્જા છે.
$\Rightarrow$ તે પદાર્થના તાપમાનના સીધા પ્રમાણમાં હોય છે.
$\Rightarrow$ તે દ્રવ્યના કણોની સરેરાશ ગતિજ ઊર્જાનું માપ છે અને કણોની ગતિ માટે જવાબદાર છે.

(N/A) હાઇડ્રોજન બંધ એ અણુઓમાં આંશિક ધન $H^{\delta+}$ આયન અને આંશિક ઋણ પરમાણુઓ (જેમ કે $N, O, F$) વચ્ચે રહેલું આકર્ષણ બળ છે.
ઉદાહરણો: $(i)$ $NH_3$ માં $N-H$ બંધ,$(ii)$ $H_2O, C_2H_5OH, C_6H_5OH$ માં $O-H$ બંધ,$(iii)$ $HF$ માં $H-F$ બંધ,$(iv)$ $o-$ક્લોરોફિનોલ.
લક્ષણો:
$\Rightarrow$ જોકે હાઇડ્રોજન બંધ મુખ્યત્વે $N, O, F$ પૂરતો મર્યાદિત છે,પરંતુ $Cl$ જેવી સ્પીસીઝ પણ ચોક્કસ પરિસ્થિતિઓમાં હાઇડ્રોજન બંધમાં ભાગ લઈ શકે છે.
$\Rightarrow$ હાઇડ્રોજન બંધની ઉર્જા $10$ થી $100 \ kJ \ mol^{-1}$ ની વચ્ચે હોય છે.
$\Rightarrow$ આ નોંધપાત્ર ઉર્જા છે; તેથી,હાઇડ્રોજન બંધ ઘણા સંયોજનો,જેમ કે પ્રોટીન અને ન્યુક્લિક એસિડના બંધારણ અને ગુણધર્મો નક્કી કરવામાં શક્તિશાળી બળ છે.
$\Rightarrow$ હાઇડ્રોજન બંધની મજબૂતી એક અણુના વિદ્યુતઋણ પરમાણુના અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ અને બીજા અણુના હાઇડ્રોજન પરમાણુ વચ્ચેના કુલંબિક આકર્ષણ દ્વારા નક્કી થાય છે.
$\Rightarrow$ જેમ સમાન પદાર્થમાં અણુઓ વચ્ચેનું અંતર વધે છે,તેમ હાઇડ્રોજન બંધની મજબૂતી ઘટે છે (દા.ત.,$Solid$ $\rightarrow Liquid$ $\rightarrow Gas$).

(N/A) આણ્વીય દળના આધારે,$NH_{3}$,$H_{2}O$ અને $HF$ ના ઉત્કલનબિંદુઓ તેમના પછીના સમૂહના સભ્યોના હાઇડ્રાઇડ્સ (જેમ કે $PH_{3}$,$H_{2}S$,$HCl$) કરતા ઓછા હોવાની અપેક્ષા રાખવામાં આવે છે.
જોકે,$N$,$O$ અને $F$ પરમાણુઓની ઊંચી વિદ્યુતઋણતાને કારણે,આ હાઇડ્રાઇડ્સ પ્રબળ આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધન દર્શાવે છે.
આ હાઇડ્રોજન બંધનને લીધે આણ્વીય જોડાણ થાય છે,જે આ પદાર્થોને બાષ્પીભવન કરવા માટે જરૂરી ઉર્જામાં નોંધપાત્ર વધારો કરે છે.
પરિણામે,$NH_{3}$,$H_{2}O$ અને $HF$ ના ઉત્કલનબિંદુઓ વાસ્તવમાં તેમના પછીના સમૂહના સભ્યોના હાઇડ્રાઇડ્સ કરતા વધારે હોય છે.

(B) હાઇડ્રોજન બંધનનું પ્રમાણ પરમાણુની વિદ્યુતઋણતા અને બંધન માટે ઉપલબ્ધ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓની સંખ્યા પર આધાર રાખે છે.
જોકે ફ્લોરિન સૌથી વધુ વિદ્યુતઋણ છે,તેમ છતાં હાઇડ્રોજન બંધનનું વાસ્તવિક ક્રમ $H_{2}O > HF > NH_{3}$ છે.
$H_{2}O$ માં,દરેક ઓક્સિજન પરમાણુ પાસે બે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (lone pairs) અને બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ હોય છે,જે તેને ત્રિ-પરિમાણીય નેટવર્ક બંધારણ બનાવવાની મંજૂરી આપે છે. આના પરિણામે હાઇડ્રોજન બંધનનું પ્રમાણ સૌથી વધુ હોય છે.
$HF$ માં,દરેક ફ્લોરિન પરમાણુ દીઠ માત્ર એક જ હાઇડ્રોજન પરમાણુ હોય છે,જે બંધનને રેખીય સાંકળ બંધારણ સુધી મર્યાદિત કરે છે.
$NH_{3}$ માં,નાઇટ્રોજન પાસે માત્ર એક જ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે,જે પાણી અને $HF$ ની તુલનામાં વ્યાપક હાઇડ્રોજન બંધ બનાવવાની તેની ક્ષમતાને મર્યાદિત કરે છે.

(B) $NH_3$ ના અણુઓ નાઇટ્રોજનની ઊંચી વિદ્યુતઋણતાને કારણે આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે.
$PH_3$ ના અણુઓમાં હાઇડ્રોજન બંધ જોવા મળતો નથી કારણ કે ફોસ્ફરસની વિદ્યુતઋણતા ઓછી હોય છે.
તેથી,$PH_3$ નું ઉત્કલનબિંદુ $NH_3$ કરતા ઓછું હોય છે.

(N/A) $H_2O$ માં મધ્યસ્થ પરમાણુ તરીકે ઓક્સિજન છે. સલ્ફરની સરખામણીમાં ઓક્સિજનનું કદ નાનું અને વિદ્યુતઋણતા વધારે હોય છે. તેથી,$H_2O$ માં વ્યાપક હાઇડ્રોજન બંધન જોવા મળે છે,જે $H_2S$ માં ગેરહાજર છે. $H_2S$ ના અણુઓ માત્ર નિર્બળ વાન ડર વાલ્સ આકર્ષણ બળો દ્વારા જોડાયેલા હોય છે.
આથી,$H_2O$ પ્રવાહી સ્વરૂપે અસ્તિત્વ ધરાવે છે જ્યારે $H_2S$ વાયુ સ્વરૂપે અસ્તિત્વ ધરાવે છે.

(B) જ્યારે હાઇડ્રોજન $N$,$O$ અથવા $F$ જેવા અત્યંત વિદ્યુતઋણ પરમાણુ સાથે સહસંયોજક રીતે જોડાયેલ હોય ત્યારે હાઇડ્રોજન બંધ રચાય છે.
નાઇટ્રોજન $(N)$ ની વિદ્યુતઋણતા ઊંચી $(3.04)$ છે અને પરમાણુનું કદ નાનું છે,જે $N-H$ બંધને નોંધપાત્ર રીતે ધ્રુવીય બનાવે છે,જેનાથી $NH_{3}$ માં મજબૂત હાઇડ્રોજન બંધ રચાય છે.
તેની સરખામણીમાં,ફોસ્ફરસ $(P)$ ની વિદ્યુતઋણતા ઘણી ઓછી $(2.19)$ છે,જે હાઇડ્રોજનની વિદ્યુતઋણતાની નજીક છે.
તેથી,$PH_{3}$ માં હાઇડ્રોજન બંધ બનાવવા માટે $P-H$ બંધ પૂરતો ધ્રુવીય હોતો નથી.

(N/A) ક્લોરિન અને ઓક્સિજન બંને લગભગ સમાન વિદ્યુતઋણતા મૂલ્યો ($O$ માટે $3.44$ અને $Cl$ માટે $3.16$) ધરાવે છે,પરંતુ ક્લોરિન ભાગ્યે જ હાઇડ્રોજન બંધ બનાવે છે. આનું કારણ એ છે કે ક્લોરિનની તુલનામાં ઓક્સિજનનું પરમાણુ કદ ઘણું નાનું છે. પરિણામે,ઓક્સિજન એકમ કદ દીઠ ઉચ્ચ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા ધરાવે છે,જે તેને બીજા અણુના હાઇડ્રોજન પરમાણુ પર મજબૂત સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણ લગાડવા દે છે,જે હાઇડ્રોજન બંધના નિર્માણને સરળ બનાવે છે.

(B) પ્રવાહીનું ઉત્કલનબિંદુ અણુઓને એકસાથે જકડી રાખતા આંતરઆણ્વીય બળોની પ્રબળતા પર આધાર રાખે છે.
$1$. પાણી $(H_2O)$ પ્રબળ હાઇડ્રોજન બંધ દર્શાવે છે,જે $100 \ ^\circ C$ જેટલું ઊંચું ઉત્કલનબિંદુ આપે છે.
$2$. ઇથેનોલ $(C_2H_5OH)$ પણ હાઇડ્રોજન બંધ દર્શાવે છે,પરંતુ ઇથાઇલ ગ્રુપની હાજરીને કારણે તે પાણી કરતા નબળું હોય છે,પરિણામે તેનું ઉત્કલનબિંદુ $78 \ ^\circ C$ છે.
$3$. ડાયઇથાઇલ ઇથર $((C_2H_5)_2O)$ માં હાઇડ્રોજન બંધનો અભાવ હોય છે અને તે નબળા દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ બળો દ્વારા જોડાયેલ હોય છે,જેનું ઉત્કલનબિંદુ $34.6 \ ^\circ C$ જેટલું નીચું હોય છે.
તેથી,ઉત્કલનબિંદુમાં તફાવત મુખ્યત્વે આંતરઆણ્વીય બળોની બદલાતી પ્રબળતાને કારણે છે.

(N/A) અચળ તાપમાને અને પ્રમાણિત દબાણ $(1 \ bar)$ હેઠળ એક મોલ પ્રવાહીને બાષ્પીભવન કરવા માટે જરૂરી ઉષ્માના જથ્થાને તેની બાષ્પીભવનની મોલર એન્થાલ્પી $\Delta_{vap} H^{\ominus}$ કહેવામાં આવે છે.
પાણીની બાષ્પીભવનની મોલર એન્થાલ્પી એસીટોન કરતા વધારે હોય છે કારણ કે $H_{2}O$ અણુઓમાં પ્રબળ હાઇડ્રોજન બંધન હોય છે,જ્યારે એસીટોનના અણુઓ નિર્બળ દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ બળો દ્વારા જોડાયેલા હોય છે.

(B) $H_2O$ નું ઉત્કલનબિંદુ $H_2S$ કરતા ઘણું વધારે છે કારણ કે $H_2O$ ના અણુઓ આંતરઆણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે.
તેની સરખામણીમાં,$H_2S$ ના અણુઓ માત્ર નબળા વાન્ડર વાલ્સ બળો દ્વારા જોડાયેલા હોય છે,જેને તોડવા માટે ઓછી ઉર્જાની જરૂર પડે છે.

(C) ઘન અવસ્થામાં,બોરિક એસિડ $(H_3BO_3)$ સમતલીય $BO_3$ એકમો ધરાવે છે. આ એકમો $H$-બંધ દ્વારા એકબીજા સાથે જોડાઈને દ્વિ-પરિમાણીય સ્તરીય રચના બનાવે છે.

(A) $o$-નાઈટ્રોફિનોલ વધુ બાષ્પશીલ છે કારણ કે તેમાં આંતઃઆણ્વીય $H$-બંધન (chelation) જોવા મળે છે,જ્યારે $p$-નાઈટ્રોફિનોલમાં આંતરઆણ્વીય $H$-બંધન હાજર હોય છે.
આમ,$p$-નાઈટ્રોફિનોલ અન્ય અણુઓ સાથે $H$-બંધન દ્વારા જોડાયેલું હોવાથી તેનું ઉત્કલનબિંદુ ઊંચું હોય છે.

(N/A) વ્યાખ્યા: નાઇટ્રોજન,ઓક્સિજન અને ફ્લોરિન અત્યંત વિદ્યુતઋણ તત્વો છે. જ્યારે તેઓ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે હાઇડ્રોજન પરમાણુ સાથે જોડાય છે,ત્યારે સહસંયોજક બંધના ઇલેક્ટ્રોન વધુ વિદ્યુતઋણ પરમાણુ તરફ સ્થાનાંતરિત થાય છે.
આ આંશિક ધનભારિત હાઇડ્રોજન પરમાણુ $(H^{+\delta})$ બીજા વિદ્યુતઋણ પરમાણુ સાથે બંધ બનાવે છે. આ બંધને હાઇડ્રોજન બંધ તરીકે ઓળખવામાં આવે છે.
ટૂંકમાં: હાઇડ્રોજન બંધને $H^{+\delta} \dots X^{-\delta}$ (જ્યાં,$X = N, O, F, Cl$ વગેરે) તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે.
તેને તૂટક રેખા દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે.
હાઇડ્રોજન બંધને એક અણુના હાઇડ્રોજન પરમાણુને બીજા અણુના વિદ્યુતઋણ પરમાણુ ($F, O, N$ અથવા $Cl$) સાથે જોડતા આકર્ષણ બળ તરીકે વ્યાખ્યાયિત કરી શકાય છે.
સામાન્ય રીતે,વાન ડર વાલ્સ બળો હાઇડ્રોજન બંધ કરતા નિર્બળ હોય છે.
હાઇડ્રોજન બંધની ઉર્જા આશરે $40 \ kJ \ mol^{-1}$ છે,જ્યારે વાન ડર વાલ્સ બળો સામાન્ય રીતે $10 \ kJ \ mol^{-1}$ કરતા ઓછા હોય છે.

(N/A) જ્યારે હાઇડ્રોજન પરમાણુ કોઈ અત્યંત વિદ્યુતઋણ પરમાણુ $(X)$ જેવા કે $N, O,$ અથવા $F$ સાથે સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલ હોય ત્યારે હાઇડ્રોજન બંધ રચાય છે.
બનવાનું કારણ: જ્યારે હાઇડ્રોજન પ્રબળ વિદ્યુતઋણ તત્વ '$X$' સાથે જોડાય છે,ત્યારે સહિયારી ઇલેક્ટ્રોન જોડી વિદ્યુતઋણ પરમાણુ તરફ ખેંચાય છે. આના કારણે હાઇડ્રોજન પરમાણુ પર આંશિક ધન વીજભાર $(+\delta)$ અને વિદ્યુતઋણ પરમાણુ પર આંશિક ઋણ વીજભાર $(-\delta)$ આવે છે. આ એક દ્વિધ્રુવ બનાવે છે,અને એક અણુના આંશિક ધન હાઇડ્રોજન અને બીજા અણુના આંશિક ઋણ વિદ્યુતઋણ પરમાણુ વચ્ચેના સ્થિર વિદ્યુત આકર્ષણ બળને હાઇડ્રોજન બંધ કહેવામાં આવે છે.
નિરૂપણ: હાઇડ્રોજન બંધને તૂટક રેખા $(\ldots)$ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે,જ્યારે નક્કર રેખા $(-)$ સહસંયોજક બંધ દર્શાવે છે.
ઉદાહરણ: હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ $(HF)$ માં,આ આંતરક્રિયાને આ રીતે દર્શાવવામાં આવે છે: $H^{\delta+} - F^{\delta-} \ldots \ldots H^{\delta+} - F^{\delta-}$

(N/A) હાઇડ્રોજન બંધની પ્રબળતા મુખ્યત્વે નીચેના પરિબળો દ્વારા અસર પામે છે:
$1$. $\text{વિદ્યુતઋણતા}$: $H$-બંધની પ્રબળતા હાઇડ્રોજન પરમાણુ સાથે જોડાયેલા પરમાણુની વિદ્યુતઋણતા પર આધાર રાખે છે. જેમ પરમાણુની વિદ્યુતઋણતા ઘટે છે,તેમ $H$-બંધની પ્રબળતા ઘટે છે.
$2$. $\text{ભૌતિક અવસ્થા}$: $H$-બંધની પ્રબળતા આંતરઆણ્વીય અંતરથી પ્રભાવિત થાય છે. ઘન અવસ્થામાં,આંતરઆણ્વીય અંતર સૌથી ઓછું હોય છે,જે સૌથી મજબૂત $H$-બંધન તરફ દોરી જાય છે,જ્યારે વાયુ અવસ્થામાં,અંતર સૌથી વધુ હોય છે,જે સૌથી નબળા $H$-બંધન તરફ દોરી જાય છે.
ઉદાહરણ તરીકે,પાણીમાં $H$-બંધનની પ્રબળતાનો ક્રમ નીચે મુજબ છે:
$(H_2O_{(s)} \text{ (બરફ)}) > (H_2O_{(l)} \text{ (પાણી)}) > (H_2O_{(g)} \text{ (વરાળ)})$.

(N/A) હાઇડ્રોજન બંધ એ હાઇડ્રોજન પરમાણુ અને અત્યંત વિદ્યુતઋણ પરમાણુ (જેમ કે $F$,$O$,અથવા $N$) વચ્ચેનું એક વિશિષ્ટ પ્રકારનું આકર્ષણ છે.
$1$. આંતર-આણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ:
- તે બે અલગ-અલગ અણુઓ વચ્ચે રચાય છે.
- ઉદાહરણ: પ્રવાહી $HF$ અથવા $H_2O$.
- અસર: તે અણુઓના જોડાણને કારણે ગલનબિંદુ અને ઉત્કલનબિંદુમાં વધારો કરે છે.
$2$. આંતઃ-આણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ:
- તે ત્યારે રચાય છે જ્યારે હાઇડ્રોજન પરમાણુ એક જ અણુમાં રહેલા બે વિદ્યુતઋણ પરમાણુઓ વચ્ચે હોય.
- ઉદાહરણ: $o$-નાઇટ્રોફિનોલ.
- અસર: તે કીલેશન (chelation) તરફ દોરી જાય છે,જે સામાન્ય રીતે આંતર-આણ્વીય જોડાણ ઘટાડવાને કારણે ઉત્કલનબિંદુમાં ઘટાડો કરે છે.

(A) આંતર-આણ્વીય અને આંતઃ-આણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ વચ્ચેના તફાવત નીચે મુજબ છે:
| લક્ષણ | આંતર-આણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ | આંતઃ-આણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધ |
| :--- | :--- | :--- |
| વ્યાખ્યા | તે સમાન અથવા ભિન્ન સંયોજનોના બે અલગ-અલગ અણુઓ વચ્ચે રચાય છે. | તે ત્યારે રચાય છે જ્યારે હાઇડ્રોજન પરમાણુ એક જ અણુમાં રહેલા બે અત્યંત વિદ્યુતઋણ પરમાણુઓ વચ્ચે હોય છે. |
| ઉદાહરણ | પ્રવાહી $HF$ | $o$-નાઇટ્રોફિનોલ |
| ભૌતિક ગુણધર્મો પર અસર | તે પદાર્થના ઉત્કલનબિંદુ અને ગલનબિંદુમાં વધારો કરે છે. | આંતર-આણ્વીય હાઇડ્રોજન બંધની તુલનામાં ભૌતિક ગુણધર્મો પર તેની અસર ઓછી હોય છે. |
| બંધારણીય પાસું | તે અણુઓના જોડાણ (association) તરફ દોરી જાય છે. | તે અણુની અંદર કીલેશન (ચક્ર રચના) તરફ દોરી જાય છે. |

(N/A) સંયોજન $(i)$ માં આંતઃ-આણ્વીય $H$-બંધન રચાય છે. અહીં,$H$-પરમાણુ એક જ અણુમાં બે અત્યંત વિદ્યુતઋણ ઓક્સિજન પરમાણુઓ વચ્ચે હાજર છે (ઓર્થો-નાઈટ્રોફિનોલ).
સંયોજન $(ii)$ માં આંતર-આણ્વીય $H$-બંધન રચાય છે. પેરા-નાઈટ્રોફિનોલમાં $NO_2$ અને $OH$ સમૂહ વચ્ચે અંતર હોવાથી,એક અણુના $H$-પરમાણુ અને બીજા અણુના $O$-પરમાણુ વચ્ચે $H$-બંધ રચાય છે.
$(b)$ સંયોજન $(ii)$ નું ગલનબિંદુ ઊંચું છે કારણ કે મોટી સંખ્યામાં અણુઓ આંતર-આણ્વીય $H$-બંધ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે,જેને તોડવા માટે વધુ ઉર્જાની જરૂર પડે છે.
$(c)$ આંતઃ-આણ્વીય $H$-બંધનને કારણે,સંયોજન $(i)$ પાણી સાથે $H$-બંધ બનાવવામાં ઓછું સક્ષમ છે,તેથી તે ઓછું દ્રાવ્ય છે. સંયોજન $(ii)$ ના અણુઓ $H_2O$ સાથે સરળતાથી $H$-બંધ બનાવે છે,તેથી તે પાણીમાં વધુ દ્રાવ્ય છે.

(N/A) $CH_3OH, CH_3COOH, HF,$ અને $NH_3$ માં હાઇડ્રોજન બંધ જોવા મળે છે.
આનું કારણ એ છે કે આ અણુઓમાં આંશિક ધનભારિત હાઇડ્રોજન પરમાણુ $(H^{\delta+})$ અત્યંત વિદ્યુતઋણ પરમાણુ (જેમ કે $O, N,$ અથવા $F$) સાથે જોડાયેલ હોય છે,જે અન્ય વિદ્યુતઋણ પરમાણુ સાથે હાઇડ્રોજન બંધ બનાવવાની ક્ષમતા ધરાવે છે.

(N/A) આંતર-આણ્વિય $H$-બંધન: બરફ,પાણી,પ્રવાહી એમોનિયા,$p$-નાઇટ્રોફિનોલ.
આંત:આણ્વિય $H$-બંધન: $o$-નાઇટ્રોફિનોલ.

(A) $(i)$ $H_2O$ એ $H_2S$ કરતા વધારે પ્રબળ $H$-બંધન ધરાવે છે કારણ કે ઓક્સિજન એ સલ્ફર કરતા વધુ વિદ્યુતઋણ છે.
$(ii)$ $NH_3$ એ $PH_3$ કરતા વધારે પ્રબળ $H$-બંધન ધરાવે છે કારણ કે નાઇટ્રોજન એ ફોસ્ફરસ કરતા વધુ વિદ્યુતઋણ છે.
$(iii)$ $HF$ એ $HCl$ કરતા વધારે પ્રબળ $H$-બંધન ધરાવે છે કારણ કે ફ્લોરિન એ ક્લોરિન કરતા વધુ વિદ્યુતઋણ છે.
બધા કિસ્સાઓમાં,$H$-બંધનની પ્રબળતા હાઇડ્રોજન પરમાણુ સાથે જોડાયેલા પરમાણુની વિદ્યુતઋણતા પર આધાર રાખે છે.

(N/A) $(i)$ ઋણ વિદ્યુતભારિત પરમાણુનું કદ શક્ય તેટલું નાનું હોવું જોઈએ.
$(ii)$ $H$ પરમાણુ સાથે જોડાયેલા પરમાણુની વિદ્યુતઋણતા શક્ય તેટલી વધારે હોવી જોઈએ.

(N/A) $HF, HCl, HBr$ અને $HI$ અણુઓ ધ્રુવીય છે,તેથી તેઓ દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આંતરક્રિયા દર્શાવે છે. વધુમાં,તમામ અણુઓમાં લંડન ડિસ્પર્શન બળો હોય છે.
$(b)$ $HCl, HBr$ અને $HI$ માટે,જેમ અણુનું કદ અને ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધે છે તેમ ઉત્કલનબિંદુ વધે છે $(HCl < HBr < HI)$. આ સૂચવે છે કે આ હાઇડ્રોજન હેલાઇડ્સમાં ઉત્કલનબિંદુના વલણને અસર કરતું મુખ્ય પરિબળ લંડન ડિસ્પર્શન બળો છે.
$(c)$ $HF$ માં મજબૂત આંતરઆણ્વિય હાઇડ્રોજન બંધનને કારણે તેનું ઉત્કલનબિંદુ સૌથી વધુ છે. $HCl$ નું ઉત્કલનબિંદુ સૌથી ઓછું છે કારણ કે આ સમૂહમાં તેનું કદ સૌથી નાનું છે અને ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સૌથી ઓછી છે,જેના પરિણામે લંડન ડિસ્પર્શન બળો સૌથી નબળા હોય છે અને તેમાં $HF$ જેવું મજબૂત હાઇડ્રોજન બંધન હોતું નથી.

(N/A) $HF$ એ ધ્રુવીય સહસંયોજક અણુ છે જે $H$ અને $F$ વચ્ચેની વિદ્યુતઋણતાના તફાવતને કારણે દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ બળો દર્શાવે છે. વધુમાં,$F$ એ $H$ સાથે જોડાયેલ અત્યંત વિદ્યુતઋણ પરમાણુ હોવાથી,$HF$ અણુઓ હાઇડ્રોજન બંધન પણ દર્શાવે છે. તેથી,પ્રવાહી અવસ્થામાં $HF$ અણુઓ વચ્ચે હાજર બે આંતરઆણ્વીય બળો $1.$ હાઇડ્રોજન બંધન અને $2.$ દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ બળો છે.

(N/A) $1$. $H_2O$ અને ગ્લિસરીન: તેમની ધ્રુવીય પ્રકૃતિને કારણે હાઇડ્રોજન બંધ અને દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ બળો હાજર હોય છે.
$2$. હેક્ઝેન: તેની અધ્રુવીય પ્રકૃતિને કારણે માત્ર નિર્બળ લંડન વિક્ષેપન બળો હાજર હોય છે.
$3$. આંતરઆણ્વીય બળોનો ક્રમ: $\text{hexane} < \text{water} < \text{glycerine}$.
$4$. સ્નિગ્ધતા એ આંતરઆણ્વીય બળોની પ્રબળતાના સીધા પ્રમાણમાં હોવાથી,સ્નિગ્ધતાનો વધતો ક્રમ: $\text{hexane} < \text{water} < \text{glycerine}$ છે.

(C) હાઇડ્રોજનબંધ એ વિશિષ્ટ પ્રકારનું દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ આંતરક્રિયા બળ છે,જે ત્યારે ઉદ્ભવે છે જ્યારે હાઇડ્રોજન પરમાણુ કોઈ અત્યંત વિદ્યુતઋણ પરમાણુ (જેમ કે $F, O,$ અથવા $N$) સાથે સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલો હોય અને બીજા વિદ્યુતઋણ પરમાણુ તરફ આકર્ષાય છે.

(A) હાઇડ્રોજન બંધની ઊર્જા સામાન્ય રીતે $10$ થી $100 \ kJ \ mol^{-1}$ ની વચ્ચે હોય છે.

(B) પાણીની સ્નિગ્ધતા ઇથેનોલ કરતા વધારે હોય છે.
આનું કારણ એ છે કે પાણીના અણુઓ ઇથેનોલના અણુઓની તુલનામાં હાઇડ્રોજન બંધનનું વધુ વિસ્તૃત અને મજબૂત નેટવર્ક બનાવે છે,જે પ્રવાહ સામે આંતરિક અવરોધ વધારે છે.

(N/A) $Cl$ ની સરખામણીમાં $F$ ની ઊંચી વિદ્યુતઋણતાને કારણે,$HF$ ના અણુઓ પ્રબળ આંતરઆણ્વીય $H$-બંધન અનુભવે છે.
તેની સામે,$HCl$ ના અણુઓમાં નોંધપાત્ર $H$-બંધન જોવા મળતું નથી.
પરિણામે,$HF$ નું ઉત્કલનબિંદુ $HCl$ કરતા ઘણું વધારે હોય છે.
તેથી,ઓરડાના તાપમાને $HF$ પ્રવાહી સ્વરૂપે હોય છે,જ્યારે $HCl$ વાયુ સ્વરૂપે હોય છે.

(N/A) ઓક્સિજનની ઊંચી વિદ્યુતઋણતા $(EN = 3.5)$ ને કારણે હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડની સરખામણીમાં પાણીનું ઉત્કલનબિંદુ ઊંચું હોય છે. પાણીમાં વ્યાપક $H$-બંધન જોવા મળે છે,જેના પરિણામે પાણીના અણુઓ એકબીજા સાથે જોડાયેલા રહે છે.
આ હાઇડ્રોજન બંધોને તોડવા માટે,મોટી માત્રામાં ઊર્જાની જરૂર પડે છે,તેથી $H_2O$ નું ઉત્કલનબિંદુ ઊંચું હોય છે. તેનાથી વિપરીત,$S$ ની ઓછી વિદ્યુતઋણતાને કારણે,હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડમાં હાઇડ્રોજન બંધન જોવા મળતું નથી. $H_2S$ સ્વતંત્ર અણુઓ તરીકે અસ્તિત્વ ધરાવે છે અને તેથી તેનું ઉત્કલનબિંદુ $H_2O$ કરતા ઘણું ઓછું હોય છે. આથી જ $H_2S$ ઓરડાના તાપમાને વાયુ સ્વરૂપે હોય છે.

(B) $o-$નાઈટ્રોફિનોલમાં,$-OH$ સમૂહ બાજુના નાઈટ્રો સમૂહ સાથે આંતઃઆણ્વીય હાઈડ્રોજન બંધ બનાવે છે.
આના કારણે $-OH$ સમૂહ પાણીના અણુઓ સાથે આંતરઆણ્વીય હાઈડ્રોજન બંધ બનાવવા માટે ઉપલબ્ધ રહેતો નથી.
પરિણામે,$o-$નાઈટ્રોફિનોલ પાણીમાં $m-$ અને $p-$નાઈટ્રોફિનોલની સરખામણીમાં ઓછું દ્રાવ્ય છે,જે પાણી સાથે આંતરઆણ્વીય હાઈડ્રોજન બંધ બનાવે છે.

(A) વિધાન $A$ ખોટું છે. હાઇડ્રોજન બંધન એ ડાયપોલ-ડાયપોલ આંતરક્રિયાનો એક વિશિષ્ટ પ્રકાર છે,પરંતુ તે એકમાત્ર બિન-સહસંયોજક આંતરક્રિયા નથી.
કારણ $R$ સાચું છે. ફ્લોરિન એ સૌથી વધુ વિદ્યુતઋણ તત્વ છે. ઘન અવસ્થામાં,$HF$ અણુઓ એક ઝિગ-ઝેગ સાંકળ જેવું બંધારણ બનાવે છે જેમાં હાઇડ્રોજન બંધ સંમિત હોય છે,જેને $[F-H...F]^-$ તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે.

(D) $o$-નાઈટ્રોફિનોલ આંતરઆણ્વીય (intramolecular) હાઈડ્રોજન બંધન દર્શાવે છે,જે તેના અણુઓ વચ્ચેના આંતરઆણ્વીય આકર્ષણ બળોને ઘટાડે છે. આ તેને વરાળમાં બાષ્પશીલ બનાવે છે.
તેનાથી વિપરીત,$p$-નાઈટ્રોફિનોલ આંતર-આણ્વીય (intermolecular) હાઈડ્રોજન બંધન દર્શાવે છે,જે અણુઓના જોડાણ અને ઊંચા ગલનબિંદુ તરફ દોરી જાય છે. આંતર-આણ્વીય હાઈડ્રોજન બંધનના અભાવને કારણે $o$-નાઈટ્રોફિનોલ તેના સમઘટકોની તુલનામાં પ્રમાણમાં નીચું ગલનબિંદુ ધરાવે છે.
તેથી,વિધાન $I$ સાચું છે અને વિધાન $II$ ખોટું છે.

(A) ($o$-નાઈટ્રોફિનોલ) માં $-OH$ અને $-NO_2$ સમૂહોની નિકટતાને કારણે પ્રબળ આંતઃઆણ્વીય $H$-બંધન જોવા મળે છે,જે આંતરઆણ્વીય $H$-બંધનને અટકાવે છે.
$b$ ($N$-($4$-હાઈડ્રોક્સિફિનાઈલ)એસીટામાઈડ) માં $-OH$ અને $-NH-$ બંને સમૂહો હાજર છે,જે અન્ય અણુઓ સાથે નોંધપાત્ર આંતરઆણ્વીય $H$-બંધન બનાવી શકે છે.
$c$ ($2,6$-ડાય-ટર્ટ-બ્યુટાઈલફિનોલ) માં ઓર્થો સ્થાન પર બે મોટા ટર્ટ-બ્યુટાઈલ સમૂહો આવેલા છે,જે $-OH$ સમૂહની આસપાસ નોંધપાત્ર અવકાશી અવરોધ (steric hindrance) પેદા કરે છે,જે તેને આંતરઆણ્વીય $H$-બંધનમાં ભાગ લેતા અટકાવે છે.
તેથી,માત્ર સંયોજન $b$ નોંધપાત્ર આંતરઆણ્વીય $H$-બંધન દર્શાવે છે.

(C) હાઇડ્રોજન બંધની શક્તિ હાઇડ્રોજન સાથે જોડાયેલા પરમાણુની વિદ્યુતઋણતા અને બનતા હાઇડ્રોજન બંધની સંખ્યા પર આધાર રાખે છે.
$CH_4$ એ અધ્રુવીય અણુ છે અને હાઇડ્રોજન બંધ બનાવતું નથી.
$HCN$ માં નાઇટ્રોજનની વિદ્યુતઋણતાને કારણે નિર્બળ હાઇડ્રોજન બંધ જોવા મળે છે.
$NH_3$ માં નાઇટ્રોજન પર વધુ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા અને અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની ઉપલબ્ધતાને કારણે $HCN$ ની સરખામણીમાં મજબૂત હાઇડ્રોજન બંધ બને છે.
તેથી,વધતી જતી શક્તિનો સાચો ક્રમ $CH_4 < HCN < NH_3$ છે.

(C) . જ્યારે હાઇડ્રોજન પરમાણુ $F$,$O$,અથવા $N$ જેવા અત્યંત વિદ્યુતઋણ પરમાણુ સાથે સીધો જોડાયેલ હોય ત્યારે અણુમાં હાઇડ્રોજન બંધ જોવા મળે છે. ડાયઈથાઈલ ઈથર $(C_2H_5-O-C_2H_5)$ ના કિસ્સામાં,હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ કાર્બન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલા છે,ઓક્સિજન સાથે નહીં. તેથી,તે પ્રબળ હાઇડ્રોજન બંધ દર્શાવતું નથી.

(D) $H_2O$,$NH_3$ અને $C_2H_5OH$ આંતર-આણ્વીય (intermolecular) હાઇડ્રોજન બંધ દર્શાવે છે.
$o$-નાઇટ્રોફિનોલમાં,હાઇડ્રોક્સિલ સમૂહનો હાઇડ્રોજન પરમાણુ નાઇટ્રો સમૂહના ઓક્સિજન પરમાણુની નજીક હોય છે,જે આંતર-આણ્વીય (intramolecular) હાઇડ્રોજન બંધ દ્વારા છ-સભ્યોની સ્થિર રીંગ બનાવે છે.