Hydrogen bonding Questions in Hindi

(D) गलत मिलान है।
$H_2O$ का क्वथनांक $HF$ से अधिक होता है।
यद्यपि $F$,$O$ की तुलना में अधिक विद्युत ऋणात्मक है,फिर भी प्रत्येक $H_2O$ अणु औसतन चार हाइड्रोजन बंध बना सकता है,जबकि प्रत्येक $HF$ अणु केवल दो ही बनाता है।
इसलिए,क्वथनांक का सही क्रम $H_2O > HF$ है।
अन्य विकल्प सही हैं:
$o\text{-nitrophenol}$ में अंतःआण्विक हाइड्रोजन बंध के कारण यह $p\text{-nitrophenol}$ की तुलना में अधिक वाष्पशील (उच्च वाष्प दाब) होता है।
ग्लिसरॉल $(HO-CH_2-CH(OH)-CH_2-OH)$,ग्लाइकॉल $(HO-CH_2-CH_2-OH)$ की तुलना में अधिक श्यान है क्योंकि इसमें $-OH$ समूह अधिक होते हैं और मजबूत अंतराआण्विक हाइड्रोजन बंध होते हैं।

(A) जब बर्फ के दो टुकड़ों को एक-दूसरे पर दबाया जाता है,तो लगाया गया दबाव संपर्क सतह पर बर्फ के गलनांक को कम कर देता है,जिससे बर्फ की एक पतली परत पानी में पिघल जाती है।
एक बार दबाव हटा दिए जाने पर,पानी फिर से जम जाता है क्योंकि तापमान $0 \ ^\circ C$ से नीचे होता है।
इस प्रक्रिया को रिजलेशन (regelation) कहा जाता है।
पुनः जमी हुई परत में पानी के अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंध का निर्माण ही वह प्राथमिक बल है जो बर्फ के दोनों टुकड़ों को एक साथ जोड़े रखता है।

(C) पानी का असाधारण रूप से उच्च क्वथनांक पानी के अणुओं के बीच मौजूद व्यापक अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंधन के कारण होता है।
इस हाइड्रोजन बंधन को तोड़ने के लिए काफी ऊर्जा की आवश्यकता होती है,जिससे समूह $16$ के अन्य हाइड्राइड्स की तुलना में इसका क्वथनांक बढ़ जाता है।

(D) जल के एक अणु $(H_2O)$ में ऑक्सीजन परमाणु से सहसंयोजक बंध द्वारा जुड़े दो हाइड्रोजन परमाणु होते हैं,जो हाइड्रोजन बंध दाता के रूप में कार्य कर सकते हैं।
इसके अतिरिक्त,ऑक्सीजन परमाणु पर दो एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म (lone pairs) होते हैं,जो हाइड्रोजन बंध स्वीकारकर्ता के रूप में कार्य कर सकते हैं।
इसलिए,बर्फ की क्रिस्टल जालक संरचना में जल का प्रत्येक अणु अपने आसपास के जल के अणुओं के साथ कुल $4$ हाइड्रोजन बंध (दो दाता के रूप में और दो स्वीकारकर्ता के रूप में) बना सकता है।

(C) किसी पदार्थ का क्वथनांक उसमें मौजूद अंतराआण्विक बलों पर निर्भर करता है।
$NH_3$ में,नाइट्रोजन परमाणु अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक और छोटा होता है,जो इसे अंतराआण्विक हाइड्रोजन बंध बनाने की अनुमति देता है।
$PH_3$ में,फास्फोरस परमाणु कम विद्युत ऋणात्मक और बड़ा होता है,इसलिए यह हाइड्रोजन बंध नहीं बनाता है।
अतः,$PH_3$ की तुलना में $NH_3$ में अंतराआण्विक बल मजबूत होते हैं,जिसके परिणामस्वरूप इसका क्वथनांक अधिक होता है।

(A) समूह $16$ के तत्वों के हाइड्राइड का क्वथनांक सामान्यतः समूह में नीचे जाने पर आणविक द्रव्यमान में वृद्धि और वैन डर वाल्स आकर्षण बलों में वृद्धि के कारण बढ़ता है।
हालाँकि,$H_2O$ अन्य हाइड्राइड $(H_2S, H_2Se, H_2Te)$ की तुलना में असामान्य रूप से उच्च क्वथनांक प्रदर्शित करता है क्योंकि इसमें मजबूत अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंधन मौजूद होता है।
शेष हाइड्राइड के बीच,क्वथनांक का क्रम इस प्रकार है: $H_2S < H_2Se < H_2Te$।
$H_2O$ और $H_2Te$ की तुलना करने पर,$H_2O$ में हाइड्रोजन बंधन काफी मजबूत होता है,जिससे इसका क्वथनांक $(373 \ K)$,$H_2Te$ $(269 \ K)$ की तुलना में अधिक हो जाता है।

(D) हाइड्रोजन फ्लोराइड $(HF)$ कमरे के तापमान पर एक द्रव है,जबकि अन्य हाइड्रोजन हैलाइड ($HCl$,$HBr$,$HI$) गैसें हैं। इसका कारण यह है कि फ्लोरीन अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक और आकार में छोटा होता है,जो $HF$ के अणुओं को मजबूत अंतराआण्विक हाइड्रोजन बंध बनाने की अनुमति देता है। ये हाइड्रोजन बंध अणुओं को द्रव अवस्था में एक साथ रखते हैं।

(A) वाष्पन एन्थैल्पी अंतर-आणविक बलों की शक्ति पर निर्भर करती है।
$HF$ के अणु मजबूत हाइड्रोजन बॉन्डिंग द्वारा जुड़े होते हैं,जो $HCl$,$HBr$ और $HI$ में मौजूद द्विध्रुव-द्विध्रुव आकर्षण की तुलना में काफी अधिक मजबूत अंतर-आणविक बल है।
जैसे-जैसे $HCl$ से $HI$ तक आणविक द्रव्यमान बढ़ता है,लंदन फैलाव बल बढ़ते हैं,लेकिन वे अभी भी $HF$ की हाइड्रोजन बॉन्डिंग से कमजोर होते हैं।
इसलिए,इन बलों को दूर करने के लिए $HF$ को सबसे अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है,जिसके परिणामस्वरूप इसकी वाष्पन एन्थैल्पी सबसे अधिक होती है।

(B) कथन सही है: जल $(H_2O)$ में अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंधन की उपस्थिति के कारण यह कमरे के तापमान पर द्रव अवस्था में होता है,जबकि $H_2S$ हाइड्रोजन बंधन नहीं बनाता है और गैस के रूप में होता है।
कारण सही है: ऑक्सीजन $(O_2)$ अपने एंटी-बॉन्डिंग आणविक कक्षकों $(\pi^*)$ में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण अनुचुंबकीय है।
हालाँकि,ऑक्सीजन का अनुचुंबकीय होना जल की द्रव अवस्था का कारण नहीं है। इसलिए,कारण कथन की सही व्याख्या नहीं है।

(A) जल की वाष्पीकरण की मोलर एन्थैल्पी $40.7 \ kJ/mol$ है,जबकि इथेनॉल के लिए यह $38.6 \ kJ/mol$ है।
यह अंतर इसलिए उत्पन्न होता है क्योंकि जल के अणु इथेनॉल के अणुओं की तुलना में मजबूत हाइड्रोजन बंधन प्रदर्शित करते हैं।
जल वास्तव में इथेनॉल की तुलना में अधिक ध्रुवीय है क्योंकि इसमें दो $O-H$ बंधन और उच्च द्विध्रुव आघूर्ण (dipole moment) होता है।
हालाँकि,वाष्पीकरण की एन्थैल्पी में अंतर का प्राथमिक कारण हाइड्रोजन बंधन की सीमा और शक्ति है,जो सीधे अणुओं की ध्रुवीयता से संबंधित है।
इसलिए,दोनों कथन सही हैं और कारण कथन की सही व्याख्या है।

(B) $CuSO_4 \cdot 5H_2O$ में,संरचना में चार जल के अणु सीधे $Cu^{2+}$ आयन से समन्वित होते हैं।
पांचवां जल का अणु $SO_4^{2-}$ आयन और समन्वित जल के अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंध द्वारा जुड़ा होता है।
इसलिए,केवल $1$ जल का अणु हाइड्रोजन बंधन में भाग लेता है।

(N/A) हाइड्रोजन बंध को एक अणु के विद्युत ऋणात्मक परमाणु से जुड़े हाइड्रोजन और दूसरे अणु के विद्युत ऋणात्मक परमाणु के बीच कार्य करने वाले आकर्षण बल के रूप में परिभाषित किया जाता है।
विद्युत ऋणात्मकता में अंतर के कारण,हाइड्रोजन और विद्युत ऋणात्मक परमाणु के बीच का बंध युग्म हाइड्रोजन परमाणु से दूर चला जाता है। परिणामस्वरूप,हाइड्रोजन परमाणु पर आंशिक धनावेश $(H^{\delta+})$ और विद्युत ऋणात्मक परमाणु पर आंशिक ऋणावेश $(X^{\delta-})$ आ जाता है।
$H^{\delta+} - X^{\delta-} \dots\dots H^{\delta+} - X^{\delta-} \dots\dots H^{\delta+} - X^{\delta-}$
$H$-बंधन का परिमाण ठोस अवस्था में अधिकतम और गैसीय अवस्था में न्यूनतम होता है।
$H$-बंध के दो प्रकार हैं:
$(i)$ अंतराअणुक $H$-बंध,उदा. $HF$,$H_2O$ आदि।
$(ii)$ अंतःअणुक $H$-बंध,उदा. $o$-नाइट्रोफिनोल।
हाइड्रोजन बंध वान डर वाल्स बलों से मजबूत होते हैं क्योंकि हाइड्रोजन बंध को द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रिया का एक चरम रूप माना जाता है।

(N/A) हाइड्रोजन बंध: अणुओं में आंशिक रूप से धनात्मक $\delta^{+}$ हाइड्रोजन परमाणु और आंशिक रूप से ऋणात्मक विद्युत-ऋणी परमाणु (जैसे $N, O, F$) के बीच मौजूद आकर्षण बल को हाइड्रोजन बंध कहा जाता है।
उदाहरण: $(i)$ $NH_{3}$ का $N-H$,$(ii)$ $H_{2}O, C_{2}H_{5}OH, C_{6}H_{5}OH$ का $O-H$,$(iii)$ $HF$ का $H-F$।
विशेषताएँ:
$\Rightarrow$ हालाँकि हाइड्रोजन बंधन मुख्य रूप से $N, O, F$ तक सीमित है,लेकिन अन्य विद्युत-ऋणी तत्व जैसे $Cl$ भी कभी-कभी इसमें भाग ले सकते हैं।
$\Rightarrow$ हाइड्रोजन बंध की ऊर्जा $10$ से $100 \ kJ \ mol^{-1}$ के बीच होती है।
$\Rightarrow$ यह काफी महत्वपूर्ण ऊर्जा है,जो हाइड्रोजन बंध को प्रोटीन और न्यूक्लिक एसिड जैसे कई यौगिकों की संरचना और गुणों को निर्धारित करने में एक शक्तिशाली बल बनाती है।
$\Rightarrow$ $H$-बंध की मजबूती एक अणु के विद्युत-ऋणी परमाणु के एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म और दूसरे अणु के हाइड्रोजन परमाणु के बीच कूलम्बिक आकर्षण द्वारा निर्धारित होती है।
$\Rightarrow$ जैसे-जैसे पदार्थ में अणुओं के बीच की दूरी बढ़ती है,$H$-बंध की मजबूती कम हो जाती है (उदा.,$Solid$ $\rightarrow Liquid$ $\rightarrow Gas$)।
तापीय ऊर्जा: तापीय ऊर्जा वह ऊर्जा है जो किसी पिंड में उसके परमाणुओं या अणुओं की गति से उत्पन्न होती है।
$\Rightarrow$ यह पदार्थ के तापमान के सीधे आनुपातिक होती है।
$\Rightarrow$ यह पदार्थ के कणों की औसत गतिज ऊर्जा का माप है और कणों की गति के लिए जिम्मेदार है।

(N/A) हाइड्रोजन बंध अणुओं में आंशिक रूप से धनात्मक $H^{\delta+}$ आयन और आंशिक रूप से ऋणात्मक परमाणु (जैसे $N, O, F$) के बीच मौजूद आकर्षण बल है।
उदाहरण: $(i)$ $NH_3$ में $N-H$ बंध,$(ii)$ $H_2O, C_2H_5OH, C_6H_5OH$ में $O-H$ बंध,$(iii)$ $HF$ में $H-F$ बंध,$(iv)$ $o-$क्लोरोफिनोल।
विशेषताएं:
$\Rightarrow$ हालांकि हाइड्रोजन बॉन्डिंग मुख्य रूप से $N, O, F$ तक सीमित है,लेकिन $Cl$ जैसी प्रजातियां भी विशिष्ट परिस्थितियों में हाइड्रोजन बॉन्डिंग में भाग ले सकती हैं।
$\Rightarrow$ हाइड्रोजन बंध की ऊर्जा $10$ से $100 \ kJ \ mol^{-1}$ के बीच होती है।
$\Rightarrow$ यह ऊर्जा की एक महत्वपूर्ण मात्रा है; इसलिए,हाइड्रोजन बंध कई यौगिकों,जैसे प्रोटीन और न्यूक्लिक एसिड की संरचना और गुणों को निर्धारित करने में एक शक्तिशाली बल है।
$\Rightarrow$ हाइड्रोजन बंध की मजबूती एक अणु के विद्युत ऋणात्मक परमाणु के एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म (lone-pair) और दूसरे अणु के हाइड्रोजन परमाणु के बीच कूलम्बिक आकर्षण द्वारा निर्धारित होती है।
$\Rightarrow$ जैसे-जैसे एक ही पदार्थ में अणुओं के बीच की दूरी बढ़ती है,हाइड्रोजन बंध की मजबूती कम हो जाती है (उदा.,$Solid$ $\rightarrow Liquid$ $\rightarrow Gas$)।

(N/A) आणविक द्रव्यमान के आधार पर,$NH_{3}$,$H_{2}O$ और $HF$ के क्वथनांक उनके बाद के समूह के सदस्यों के हाइड्राइड (जैसे $PH_{3}$,$H_{2}S$,$HCl$) से कम होने की अपेक्षा की जाती है।
हालाँकि,$N$,$O$ और $F$ परमाणुओं की उच्च विद्युत ऋणात्मकता के कारण,ये हाइड्राइड मजबूत अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंधन प्रदर्शित करते हैं।
यह हाइड्रोजन बंधन आणविक जुड़ाव की ओर ले जाता है,जो इन पदार्थों को वाष्पित करने के लिए आवश्यक ऊर्जा को काफी बढ़ा देता है।
परिणामस्वरूप,$NH_{3}$,$H_{2}O$ और $HF$ के क्वथनांक वास्तव में उनके बाद के समूह के सदस्यों के हाइड्राइड से अधिक होते हैं।

(B) हाइड्रोजन बंधन की सीमा परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता और बंधन के लिए उपलब्ध हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या पर निर्भर करती है।
यद्यपि फ्लोरीन सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक है,फिर भी हाइड्रोजन बंधन की सीमा का वास्तविक क्रम $H_{2}O > HF > NH_{3}$ है।
$H_{2}O$ में,प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु के पास दो लोन पेयर और दो हाइड्रोजन परमाणु होते हैं,जो इसे त्रि-आयामी नेटवर्क संरचना बनाने की अनुमति देते हैं। इसके परिणामस्वरूप हाइड्रोजन बंधन की मात्रा सबसे अधिक होती है।
$HF$ में,प्रति फ्लोरीन परमाणु केवल एक हाइड्रोजन परमाणु होता है,जो बंधन को एक रैखिक श्रृंखला संरचना तक सीमित कर देता है।
$NH_{3}$ में,नाइट्रोजन के पास केवल एक लोन पेयर होता है,जो पानी और $HF$ की तुलना में व्यापक हाइड्रोजन बंधन बनाने की इसकी क्षमता को सीमित करता है।

(B) $NH_3$ के अणु नाइट्रोजन की उच्च विद्युत ऋणात्मकता के कारण अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंधन द्वारा जुड़े होते हैं।
$PH_3$ के अणुओं में हाइड्रोजन बंधन नहीं होता है क्योंकि फास्फोरस की विद्युत ऋणात्मकता कम होती है।
इसलिए,$PH_3$ का क्वथनांक $NH_3$ से कम होता है।

(N/A) $H_2O$ में केंद्रीय परमाणु ऑक्सीजन है। सल्फर की तुलना में ऑक्सीजन का आकार छोटा और विद्युत ऋणात्मकता अधिक होती है। इसलिए,$H_2O$ में व्यापक हाइड्रोजन बॉन्डिंग होती है,जो $H_2S$ में अनुपस्थित है। $H_2S$ के अणु केवल कमजोर वैन डर वाल्स आकर्षण बलों द्वारा एक साथ जुड़े होते हैं।
अतः,$H_2O$ द्रव के रूप में मौजूद है जबकि $H_2S$ गैस के रूप में मौजूद है।

(B) हाइड्रोजन बंध तब बनता है जब हाइड्रोजन $N$,$O$ या $F$ जैसे अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के साथ सहसंयोजक रूप से जुड़ा होता है।
नाइट्रोजन $(N)$ की विद्युत ऋणात्मकता उच्च $(3.04)$ होती है और परमाणु का आकार छोटा होता है,जो $N-H$ बंध को काफी ध्रुवीय बना देता है,जिससे $NH_{3}$ में मजबूत हाइड्रोजन बंध बनता है।
इसके विपरीत,फास्फोरस $(P)$ की विद्युत ऋणात्मकता बहुत कम $(2.19)$ होती है,जो हाइड्रोजन के समान है।
इसलिए,$PH_{3}$ में हाइड्रोजन बंध बनाने के लिए $P-H$ बंध पर्याप्त रूप से ध्रुवीय नहीं होता है।

(N/A) क्लोरीन और ऑक्सीजन दोनों के विद्युत ऋणात्मकता मान लगभग समान हैं ($O$ के लिए $3.44$ और $Cl$ के लिए $3.16$),लेकिन क्लोरीन शायद ही कभी हाइड्रोजन आबंधन बनाता है। इसका कारण यह है कि क्लोरीन की तुलना में ऑक्सीजन का परमाणु आकार बहुत छोटा होता है। परिणामस्वरूप,ऑक्सीजन में प्रति इकाई आयतन उच्च इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है,जो इसे दूसरे अणु के हाइड्रोजन परमाणु पर एक मजबूत स्थिर वैद्युत आकर्षण लगाने की अनुमति देता है,जिससे हाइड्रोजन बंध का निर्माण सुगम हो जाता है।

(B) किसी तरल का क्वथनांक उन अंतर-आणविक बलों की शक्ति पर निर्भर करता है जो अणुओं को एक साथ बांधे रखते हैं।
$1$. जल $(H_2O)$ मजबूत हाइड्रोजन बॉन्डिंग प्रदर्शित करता है,जिससे इसका क्वथनांक $100 \ ^\circ C$ होता है।
$2$. इथेनॉल $(C_2H_5OH)$ भी हाइड्रोजन बॉन्डिंग प्रदर्शित करता है,लेकिन इथाइल समूह की उपस्थिति के कारण यह जल की तुलना में कमजोर होता है,जिसके परिणामस्वरूप इसका क्वथनांक $78 \ ^\circ C$ होता है।
$3$. डायथाइल ईथर $((C_2H_5)_2O)$ में हाइड्रोजन बॉन्डिंग का अभाव होता है और यह कमजोर द्विध्रुव-द्विध्रुव (dipole-dipole) आकर्षण बलों द्वारा बंधा होता है,जिससे इसका क्वथनांक $34.6 \ ^\circ C$ होता है।
अतः,क्वथनांक में अंतर मुख्य रूप से अंतर-आणविक बलों की बदलती शक्ति के कारण है।

(N/A) स्थिर तापमान और मानक दबाव $(1 \ bar)$ पर एक मोल तरल को वाष्पित करने के लिए आवश्यक ऊष्मा की मात्रा को उसकी वाष्पीकरण की मोलर एन्थैल्पी $\Delta_{vap} H^{\ominus}$ कहा जाता है।
पानी की वाष्पीकरण की मोलर एन्थैल्पी एसीटोन से अधिक होती है क्योंकि $H_{2}O$ अणुओं में मजबूत हाइड्रोजन बॉन्डिंग मौजूद होती है,जबकि एसीटोन के अणु कमजोर द्विध्रुव-द्विध्रुव (dipole-dipole) आकर्षण बलों द्वारा जुड़े होते हैं।

(B) $H_2O$ का क्वथनांक $H_2S$ से काफी अधिक होता है क्योंकि $H_2O$ के अणु अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंध द्वारा जुड़े होते हैं।
इसके विपरीत,$H_2S$ के अणु केवल कमजोर वैन डेर वाल्स बलों द्वारा जुड़े होते हैं,जिन्हें तोड़ने के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है।

(C) ठोस अवस्था में,बोरिक एसिड $(H_3BO_3)$ में समतलीय $BO_3$ इकाइयाँ होती हैं। ये इकाइयाँ $H$-बंध द्वारा एक-दूसरे से जुड़कर द्वि-आयामी परतदार संरचना बनाती हैं।

(A) $o$-नाइट्रोफिनोल अधिक वाष्पशील है क्योंकि इसमें अंतःआण्विक $H$-आबंधन (chelation) होता है,जबकि $p$-नाइट्रोफिनोल में अंतरआण्विक $H$-आबंधन उपस्थित होता है।
इस प्रकार,$p$-नाइट्रोफिनोल अन्य अणुओं के साथ $H$-आबंधन द्वारा जुड़ा होता है,जिसके कारण इसका क्वथनांक अधिक होता है।

(N/A) परिभाषा: नाइट्रोजन,ऑक्सीजन और फ्लोरीन अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व हैं। जब वे सहसंयोजक बंध बनाने के लिए हाइड्रोजन परमाणु से जुड़ते हैं,तो सहसंयोजक बंध के इलेक्ट्रॉन अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर स्थानांतरित हो जाते हैं।
यह आंशिक रूप से धनावेशित हाइड्रोजन परमाणु $(H^{+\delta})$ दूसरे विद्युत ऋणात्मक परमाणु के साथ एक बंध बनाता है। इस बंध को हाइड्रोजन बंध के रूप में जाना जाता है।
संक्षेप में: हाइड्रोजन बंध को $H^{+\delta} \dots X^{-\delta}$ (जहाँ,$X = N, O, F, Cl$ आदि) के रूप में दर्शाया जाता है।
इसे एक बिंदु वाली रेखा (dotted line) द्वारा दर्शाया जाता है।
हाइड्रोजन बंध को उस आकर्षण बल के रूप में परिभाषित किया जा सकता है जो एक अणु के हाइड्रोजन परमाणु को दूसरे अणु के विद्युत ऋणात्मक परमाणु ($F, O, N$ या $Cl$) के साथ बांधता है।
सामान्य तौर पर,वान डर वाल्स बल हाइड्रोजन बंधों की तुलना में कमजोर होते हैं।
हाइड्रोजन बंध ऊर्जा लगभग $40 \ kJ \ mol^{-1}$ होती है,जबकि वान डर वाल्स बल आमतौर पर $10 \ kJ \ mol^{-1}$ से कम होते हैं।

(N/A) हाइड्रोजन बंध तब बनता है जब एक हाइड्रोजन परमाणु किसी अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु $(X)$ जैसे $N, O,$ या $F$ के साथ सहसंयोजक बंध द्वारा जुड़ा होता है।
बनने का कारण: जब हाइड्रोजन एक प्रबल विद्युत ऋणात्मक तत्व '$X$' से जुड़ा होता है,तो साझा इलेक्ट्रॉन युग्म विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर खिंच जाता है। इसके कारण हाइड्रोजन परमाणु पर आंशिक धनात्मक आवेश $(+\delta)$ और विद्युत ऋणात्मक परमाणु पर आंशिक ऋणात्मक आवेश $(-\delta)$ आ जाता है। यह एक द्विध्रुव बनाता है,और एक अणु के आंशिक धनात्मक हाइड्रोजन और दूसरे अणु के आंशिक ऋणात्मक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के बीच के स्थिर वैद्युत आकर्षण बल को हाइड्रोजन बंध कहा जाता है।
निरूपण: हाइड्रोजन बंध को बिंदुदार रेखा $(\ldots)$ द्वारा दर्शाया जाता है,जबकि ठोस रेखा $(-)$ सहसंयोजक बंध को दर्शाती है।
उदाहरण: हाइड्रोजन फ्लोराइड $(HF)$ में,इस अंतःक्रिया को इस प्रकार दर्शाया जाता है: $H^{\delta+} - F^{\delta-} \ldots \ldots H^{\delta+} - F^{\delta-}$

(N/A) हाइड्रोजन बंध की शक्ति मुख्य रूप से निम्नलिखित कारकों द्वारा प्रभावित होती है:
$1$. $\text{विद्युतऋणात्मकता}$: $H$-बंध की शक्ति हाइड्रोजन परमाणु से जुड़े परमाणु की विद्युतऋणात्मकता पर निर्भर करती है। जैसे-जैसे परमाणु की विद्युतऋणात्मकता घटती है,$H$-बंध की शक्ति कम हो जाती है।
$2$. $\text{भौतिक अवस्था}$: $H$-बंध की शक्ति अंतर-आणविक दूरी से प्रभावित होती है। ठोस अवस्था में,अंतर-आणविक दूरी सबसे कम होती है,जिससे सबसे मजबूत $H$-बंधन होता है,जबकि गैसीय अवस्था में,दूरी सबसे अधिक होती है,जिससे सबसे कमजोर $H$-बंधन होता है।
उदाहरण के लिए,जल में $H$-बंधन की शक्ति का क्रम इस प्रकार है:
$(H_2O_{(s)} \text{ (बर्फ)}) > (H_2O_{(l)} \text{ (जल)}) > (H_2O_{(g)} \text{ (वाष्प)})$.

(N/A) हाइड्रोजन बंध एक हाइड्रोजन परमाणु और एक अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु (जैसे $F$,$O$,या $N$) के बीच एक विशेष प्रकार का आकर्षण है।
$1$. अंतरा-आण्विक हाइड्रोजन बंध:
- यह दो अलग-अलग अणुओं के बीच बनता है।
- उदाहरण: द्रव $HF$ या $H_2O$.
- प्रभाव: यह अणुओं के जुड़ाव के कारण गलनांक और क्वथनांक में वृद्धि करता है।
$2$. अंतः-आण्विक हाइड्रोजन बंध:
- यह तब बनता है जब हाइड्रोजन परमाणु एक ही अणु में मौजूद दो विद्युत ऋणात्मक परमाणुओं के बीच होता है।
- उदाहरण: $o$-नाइट्रोफिनोल.
- प्रभाव: यह कीलेशन (chelation) की ओर ले जाता है,जो आमतौर पर अंतरा-आण्विक जुड़ाव को कम करने के कारण क्वथनांक को कम कर देता है।

(A) अंतर-आणविक और अंतः-आणविक हाइड्रोजन बंध के बीच अंतर निम्नलिखित हैं:
| विशेषता | अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंध | अंतः-आणविक हाइड्रोजन बंध |
| :--- | :--- | :--- |
| परिभाषा | यह समान या भिन्न यौगिकों के दो अलग-अलग अणुओं के बीच बनता है। | यह तब बनता है जब हाइड्रोजन परमाणु एक ही अणु के भीतर मौजूद दो अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणुओं के बीच होता है। |
| उदाहरण | द्रव $HF$ | $o$-नाइट्रोफिनोल |
| भौतिक गुणों पर प्रभाव | यह पदार्थ के क्वथनांक और गलनांक को बढ़ाता है। | अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंध की तुलना में भौतिक गुणों पर इसका प्रभाव कम होता है। |
| संरचनात्मक पहलू | यह अणुओं के संयोजन (association) की ओर ले जाता है। | यह अणु के भीतर कीलेशन (वलय निर्माण) की ओर ले जाता है। |

(N/A) यौगिक $(i)$ में अंतः-आण्विक $H$-बंधन बनता है। यहाँ,$H$-परमाणु एक ही अणु के भीतर दो अत्यधिक विद्युत-ऋणात्मक ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच मौजूद होता है (ऑर्थो-नाइट्रोफिनोल)।
यौगिक $(ii)$ में अंतर-आण्विक $H$-बंधन बनता है। पैरा-नाइट्रोफिनोल में $NO_2$ और $OH$ समूह के बीच अंतर होता है,जिससे एक अणु के $H$-परमाणु और दूसरे अणु के $O$-परमाणु के बीच $H$-बंधन बनता है।
$(b)$ यौगिक $(ii)$ का गलनांक अधिक होता है क्योंकि बड़ी संख्या में अणु अंतर-आण्विक $H$-बंधों द्वारा एक साथ जुड़े होते हैं,जिन्हें तोड़ने के लिए अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है।
$(c)$ अंतः-आण्विक $H$-बंधन के कारण,यौगिक $(i)$ पानी के साथ $H$-बंधन बनाने में कम सक्षम है,इसलिए यह कम घुलनशील है। यौगिक $(ii)$ के अणु $H_2O$ के साथ आसानी से $H$-बंधन बनाते हैं,इसलिए यह पानी में अधिक घुलनशील है।

(N/A) $CH_3OH, CH_3COOH, HF,$ और $NH_3$ में हाइड्रोजन बंधन होता है।
इसका कारण यह है कि इन अणुओं में आंशिक रूप से धनावेशित हाइड्रोजन परमाणु $(H^{\delta+})$ एक अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु (जैसे $O, N,$ या $F$) से जुड़ा होता है,जो दूसरे विद्युत ऋणात्मक परमाणु के साथ हाइड्रोजन बंधन बनाने में सक्षम होता है।

(N/A) अंतरा-आण्विक $H$-आबंधन: बर्फ,जल,द्रव अमोनिया,$p$-नाइट्रोफिनोल।
अंतः-आण्विक $H$-आबंधन: $o$-नाइट्रोफिनोल।

(A) $(i)$ $H_2O$ में $H_2S$ की तुलना में अधिक प्रबल $H$-आबंधन होता है क्योंकि ऑक्सीजन सल्फर से अधिक विद्युत ऋणात्मक है।
$(ii)$ $NH_3$ में $PH_3$ की तुलना में अधिक प्रबल $H$-आबंधन होता है क्योंकि नाइट्रोजन फास्फोरस से अधिक विद्युत ऋणात्मक है।
$(iii)$ $HF$ में $HCl$ की तुलना में अधिक प्रबल $H$-आबंधन होता है क्योंकि फ्लोरीन क्लोरीन से अधिक विद्युत ऋणात्मक है।
सभी मामलों में,$H$-आबंधन की प्रबलता हाइड्रोजन परमाणु से जुड़े परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता पर निर्भर करती है।

(N/A) $(i)$ ऋणविद्युतीय परमाणु का आकार यथासंभव छोटा होना चाहिए।
$(ii)$ $H$ परमाणु से जुड़े परमाणु की विद्युतऋणात्मकता यथासंभव अधिक होनी चाहिए।

(N/A) $HF, HCl, HBr$ और $HI$ अणु ध्रुवीय हैं,इसलिए वे द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रिया प्रदर्शित करते हैं। इसके अतिरिक्त,सभी अणुओं में लंदन परिक्षेपण बल होते हैं।
$(b)$ $HCl, HBr$ और $HI$ के लिए,जैसे-जैसे आणविक आकार और इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है,क्वथनांक बढ़ता है $(HCl < HBr < HI)$। यह दर्शाता है कि इन हाइड्रोजन हैलाइड्स में क्वथनांक के रुझान को प्रभावित करने वाला प्रमुख कारक लंदन परिक्षेपण बल है।
$(c)$ $HF$ का क्वथनांक सबसे अधिक है क्योंकि इसमें मजबूत अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंधन होता है। $HCl$ का क्वथनांक सबसे कम है क्योंकि इस समूह में इसका आणविक आकार सबसे छोटा है और इलेक्ट्रॉनों की संख्या सबसे कम है,जिसके परिणामस्वरूप लंदन परिक्षेपण बल सबसे कमजोर होते हैं,और इसमें $HF$ की तरह मजबूत हाइड्रोजन बंधन का अभाव होता है।

(N/A) $HF$ एक ध्रुवीय सहसंयोजक अणु है जो $H$ और $F$ के बीच विद्युत ऋणात्मकता के अंतर के कारण द्विध्रुव-द्विध्रुव आकर्षण बल प्रदर्शित करता है। इसके अतिरिक्त,चूंकि $F$ एक अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु है जो $H$ से जुड़ा हुआ है,इसलिए $HF$ अणु हाइड्रोजन बंधन भी प्रदर्शित करते हैं। अतः,द्रव अवस्था में $HF$ अणुओं के बीच मौजूद दो अंतर-आणविक बल $1.$ हाइड्रोजन बंधन और $2.$ द्विध्रुव-द्विध्रुव आकर्षण बल हैं।

(N/A) $1$. $H_2O$ और ग्लिसरीन: अपनी ध्रुवीय प्रकृति के कारण इनमें हाइड्रोजन बंधन और द्विध्रुव-द्विध्रुव आकर्षण बल मौजूद होते हैं।
$2$. हेक्सेन: अपनी अध्रुवीय प्रकृति के कारण इसमें केवल कमजोर लंदन परिक्षेपण बल मौजूद होते हैं।
$3$. अंतर-आणविक बलों का क्रम: $\text{hexane} < \text{water} < \text{glycerine}$.
$4$. चूंकि श्यानता अंतर-आणविक बलों की मजबूती के सीधे आनुपातिक होती है,इसलिए श्यानता का बढ़ता क्रम: $\text{hexane} < \text{water} < \text{glycerine}$ है।

(C) हाइड्रोजन बंध एक विशेष प्रकार का द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रिया बल है,जो तब उत्पन्न होता है जब एक हाइड्रोजन परमाणु किसी अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु (जैसे $F, O,$ या $N$) के साथ सहसंयोजक बंध द्वारा जुड़ा होता है और दूसरे विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर आकर्षित होता है।

(A) हाइड्रोजन बंध की ऊर्जा सामान्यतः $10$ से $100 \ kJ \ mol^{-1}$ के बीच होती है।

(B) पानी की श्यानता इथेनॉल से अधिक होती है।
इसका कारण यह है कि पानी के अणु इथेनॉल के अणुओं की तुलना में हाइड्रोजन बॉन्डिंग का अधिक व्यापक और मजबूत नेटवर्क बनाते हैं,जो प्रवाह के प्रति आंतरिक प्रतिरोध को बढ़ाता है।

(N/A) $Cl$ की तुलना में $F$ की उच्च विद्युत ऋणात्मकता के कारण,$HF$ के अणु मजबूत अंतर-आणविक $H$-बॉन्डिंग प्रदर्शित करते हैं।
इसके विपरीत,$HCl$ के अणुओं में महत्वपूर्ण $H$-बॉन्डिंग नहीं होती है।
परिणामस्वरूप,$HF$ का क्वथनांक $HCl$ की तुलना में बहुत अधिक होता है।
इसलिए,कमरे के तापमान पर $HF$ द्रव अवस्था में होता है,जबकि $HCl$ गैस अवस्था में होता है।

(N/A) ऑक्सीजन की उच्च विद्युत ऋणात्मकता $(EN = 3.5)$ के कारण हाइड्रोजन सल्फाइड की तुलना में पानी का क्वथनांक उच्च होता है। पानी में व्यापक $H$-बॉन्डिंग होती है,जिसके परिणामस्वरूप पानी के अणु आपस में जुड़े रहते हैं।
इन हाइड्रोजन बंधों को तोड़ने के लिए,बड़ी मात्रा में ऊर्जा की आवश्यकता होती है,इसलिए $H_2O$ का क्वथनांक उच्च होता है। इसके विपरीत,$S$ की कम विद्युत ऋणात्मकता के कारण,हाइड्रोजन सल्फाइड में हाइड्रोजन बॉन्डिंग नहीं होती है। $H_2S$ अलग-अलग अणुओं के रूप में मौजूद होता है और इसलिए इसका क्वथनांक $H_2O$ की तुलना में बहुत कम होता है। यही कारण है कि $H_2S$ कमरे के तापमान पर एक गैस है।

(B) $o-$नाइट्रोफिनोल में,$-OH$ समूह निकटवर्ती नाइट्रो समूह के साथ अंतःअणुक हाइड्रोजन बंध बनाता है।
यह $-OH$ समूह को पानी के अणुओं के साथ अंतर-अणुक हाइड्रोजन बंध बनाने के लिए अनुपलब्ध बना देता है।
परिणामस्वरूप,$o-$नाइट्रोफिनोल पानी में $m-$ और $p-$नाइट्रोफिनोल की तुलना में कम घुलनशील होता है,जो पानी के साथ अंतर-अणुक हाइड्रोजन बंध बनाते हैं।

(A) अभिकथन $A$ गलत है। हाइड्रोजन बंधन द्विध्रुव-द्विध्रुव अन्योन्यक्रिया का एक विशेष प्रकार है,लेकिन यह एकमात्र गैर-सहसंयोजक अन्योन्यक्रिया नहीं है।
कारण $R$ सही है। फ्लोरीन सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व है। ठोस अवस्था में,$HF$ अणु एक ज़िग-ज़ैग श्रृंखला संरचना बनाते हैं जहाँ हाइड्रोजन बंध सममित होते हैं,जिसे $[F-H...F]^-$ के रूप में दर्शाया जाता है।

(D) $o$-नाइट्रोफिनोल अंतःअणुक (intramolecular) हाइड्रोजन आबंधन प्रदर्शित करता है,जो इसके अणुओं के बीच अंतरा-आणविक आकर्षण बलों को कम करता है। यह इसे भाप में वाष्पशील बनाता है।
इसके विपरीत,$p$-नाइट्रोफिनोल अंतरा-अणुक (intermolecular) हाइड्रोजन आबंधन प्रदर्शित करता है,जिससे अणुओं का संयोजन होता है और गलनांक उच्च हो जाता है। अंतरा-अणुक हाइड्रोजन आबंधन की कमी के कारण $o$-नाइट्रोफिनोल का गलनांक अपने समावयवियों की तुलना में अपेक्षाकृत कम होता है।
अतः,कथन $I$ सही है और कथन $II$ गलत है।

(A) ($o$-नाइट्रोफिनोल) में $-OH$ और $-NO_2$ समूहों की निकटता के कारण मजबूत अंतः-आणविक $H$-बॉन्डिंग होती है,जो अंतर-आणविक $H$-बॉन्डिंग को रोकती है।
$b$ ($N$-($4$-हाइड्रॉक्सीफेनिल)एसिटामाइड) में $-OH$ और $-NH-$ दोनों समूह होते हैं,जो अन्य अणुओं के साथ महत्वपूर्ण अंतर-आणविक $H$-बॉन्डिंग बनाने में सक्षम हैं।
$c$ ($2,6$-डाई-टर्ट-ब्यूटाइलफिनोल) में ऑर्थो स्थितियों पर दो बड़े टर्ट-ब्यूटाइल समूह होते हैं,जो $-OH$ समूह के चारों ओर महत्वपूर्ण त्रिविम बाधा (steric hindrance) पैदा करते हैं,जिससे यह अंतर-आणविक $H$-बॉन्डिंग में भाग नहीं ले पाता है।
अतः,केवल यौगिक $b$ महत्वपूर्ण अंतर-आणविक $H$-बॉन्डिंग दिखाता है।

(C) हाइड्रोजन बंध की शक्ति हाइड्रोजन से जुड़े परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता और बनने वाले हाइड्रोजन बंधों की संख्या पर निर्भर करती है।
$CH_4$ एक अध्रुवीय अणु है और हाइड्रोजन बंध नहीं बनाता है।
$HCN$ में नाइट्रोजन की विद्युत ऋणात्मकता के कारण कमजोर हाइड्रोजन बंध होता है।
$NH_3$ में नाइट्रोजन परमाणु पर उच्च इलेक्ट्रॉन घनत्व और एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म की उपलब्धता के कारण $HCN$ की तुलना में मजबूत हाइड्रोजन बंध बनते हैं।
अतः,बढ़ती हुई शक्ति का सही क्रम $CH_4 < HCN < NH_3$ है।

(C) . हाइड्रोजन बंधन एक अणु में तब होता है जब एक हाइड्रोजन परमाणु सीधे $F$,$O$,या $N$ जैसे अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु से जुड़ा होता है। डाईएथिल ईथर $(C_2H_5-O-C_2H_5)$ के मामले में,हाइड्रोजन परमाणु कार्बन परमाणुओं से जुड़े होते हैं,न कि ऑक्सीजन परमाणु से। इसलिए,यह प्रबल हाइड्रोजन बंधन प्रदर्शित नहीं करता है।

(D) $H_2O$,$NH_3$ और $C_2H_5OH$ अंतरा-अणुक (intermolecular) हाइड्रोजन आबंधन प्रदर्शित करते हैं।
$o$-नाइट्रोफिनोल में,हाइड्रॉक्सिल समूह का हाइड्रोजन परमाणु नाइट्रो समूह के ऑक्सीजन परमाणु के निकट होता है,जिससे अंतःअणुक (intramolecular) हाइड्रोजन आबंधन के माध्यम से एक स्थिर छह-सदस्यीय वलय का निर्माण होता है।