Mix Examples-Chemical Bonding Questions in Gujarati

(N/A) લુઈસ ટપકાં સંજ્ઞાઓ પરમાણુની આસપાસના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનને ટપકાં તરીકે દર્શાવે છે.
$Mg$ (સમૂહ $2$): $2$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $\rightarrow \cdot Mg \cdot$
$Na$ (સમૂહ $1$): $1$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $\rightarrow Na \cdot$
$B$ (સમૂહ $13$): $3$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $\rightarrow \cdot \dot{B} \cdot$
$O$ (સમૂહ $16$): $6$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $\rightarrow \cdot \ddot{O} \cdot \cdot$
$N$ (સમૂહ $15$): $5$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $\rightarrow \cdot \ddot{N} \cdot \cdot$
$Br$ (સમૂહ $17$): $7$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન $\rightarrow \cdot \ddot{Br} \cdot \cdot \cdot$

(N/A) $1916$ માં કોસેલ અને લુઈસ દ્વારા વિકસિત રાસાયણિક બંધનનો ઇલેક્ટ્રોનિક સિદ્ધાંત સમજાવે છે કે પરમાણુઓ રાસાયણિક બંધ બનાવવા માટે કેવી રીતે જોડાય છે.
$1$. અષ્ટકનો નિયમ: પરમાણુઓ તેમની બાહ્યતમ કક્ષામાં સ્થાયી અષ્ટક ($8$ ઇલેક્ટ્રોન) પ્રાપ્ત કરવા માટે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની આપ-લે (મેળવીને કે ગુમાવીને) અથવા ભાગીદારી કરીને જોડાય છે.
$2$. રાસાયણિક સંયોજન: આ સિદ્ધાંત મુજબ,પરમાણુઓ આયનીય અથવા સહસંયોજક બંધ બનાવીને નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી સ્થાયી ઇલેક્ટ્રોન રચના પ્રાપ્ત કરે છે.
$3$. મર્યાદાઓ: આ સિદ્ધાંત વિસ્તૃત અષ્ટક ધરાવતા અણુઓ (જેમ કે $PF_5$,જેમાં $P$ પાસે $10$ ઇલેક્ટ્રોન છે) અથવા અપૂર્ણ અષ્ટક ધરાવતા અણુઓ (જેમ કે $BF_3$) ની સ્થિરતા સમજાવવામાં નિષ્ફળ જાય છે.

(N/A) લુઈસ બંધારણો અણુ અથવા આયનમાં રહેલા પરમાણુઓના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન દર્શાવે છે. બંધારણો નીચે મુજબ છે:

નામ / સૂત્ર	લુઈસ બંધારણ
હાઈડ્રોજન સલ્ફાઈડ $(H_2S)$	$H:\ddot{S}:H$
સિલિકોન ટેટ્રાક્લોરાઈડ $(SiCl_4)$	$\ddot{Cl}:\ddot{Si}:\ddot{Cl}$
બેરિલિયમ ફ્લોરાઈડ $(BeF_2)$	$:\ddot{F}:Be:\ddot{F}:$
કાર્બોનેટ આયન $(CO_3^{2-})$	$[ :\ddot{O}:\ddot{C}:\ddot{O}: ]^{2-}$
ફોર્મિક એસિડ $(HCOOH)$	$H:\ddot{C}:\ddot{O}:H$

જ્યારે અણુ અથવા આયનને લુઈસ બિંદુ રચના દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે,ત્યારે પરમાણુ પરના વીજભારને ઔપચારિક વીજભાર કહેવામાં આવે છે. જો પરમાણુમાં સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન કરતા વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોય,તો તેનો ઔપચારિક વીજભાર ઋણ હોય છે,અને જો તેમાં સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન કરતા ઓછા ઇલેક્ટ્રોન હોય,તો તેનો ઔપચારિક વીજભાર ધન હોય છે.
ઔપચારિક વીજભારની ગણતરી નીચેના સમીકરણ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે:
$F.C = (\text{સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા}) - (\text{બંધન ન બનાવતા ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા}) - \frac{1}{2}(\text{બંધન બનાવતા ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા})$
નોંધ: ઔપચારિક વીજભાર એ અણુમાં વાસ્તવિક વીજભાર નથી,પરંતુ તે ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ અને ગોઠવણી વિશે માહિતી આપે છે.
ઉદાહરણ: ઓઝોન અણુ $(O_3)$ માં ઓક્સિજનનો ઔપચારિક વીજભાર.
કેન્દ્રિય $O$ પરમાણુ જે $1$ તરીકે દર્શાવેલ છે:
$F.C = (\text{તટસ્થ ઓક્સિજનના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન}) - (O_1 \text{ ના બંધન ન બનાવતા ઇલેક્ટ્રોન}) - \frac{1}{2}(O_1 \text{ ના બંધન બનાવતા ઇલેક્ટ્રોન})$
$F.C = 6 - 2 - \frac{1}{2}(6) = +1$
છેડાનો $O$ પરમાણુ જે $2$ તરીકે દર્શાવેલ છે:
$F.C = (O \text{ ના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન}) - (O_2 \text{ ના બંધન ન બનાવતા ઇલેક્ટ્રોન}) - \frac{1}{2}(O_2 \text{ ના બંધન બનાવતા ઇલેક્ટ્રોન}) = 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$
છેડાનો $O$ પરમાણુ જે $3$ તરીકે દર્શાવેલ છે:
$F.C = (O \text{ ના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન}) - (O_3 \text{ ના બંધન ન બનાવતા ઇલેક્ટ્રોન}) - \frac{1}{2}(O_3 \text{ ના બંધન બનાવતા ઇલેક્ટ્રોન}) = 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$
આમ,$O_3$ ની રચના ઔપચારિક વીજભાર સાથે દર્શાવેલ છે.

લુઈસ બંધારણમાં પરમાણુ પરનો ફોર્મલ ચાર્જ આ રીતે ગણવામાં આવે છે: $FC = [{\text{વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા}}] - [{\text{નોન}-\text{બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા}}] - \frac{1}{2} [{\text{બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા}}]$.
$CO_3^{2-}$ માટે:
$1$. કાર્બન પરમાણુ: $FC = 4 - 0 - \frac{1}{2}(8) = 0$.
$2$. દ્વિ-બંધિત ઓક્સિજન: $FC = 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$.
$3$. એક-બંધિત ઓક્સિજન પરમાણુઓ (બે): $FC = 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$.
$HNO_3$ માટે ($H-O-N(=O)_2$ બંધારણમાં):
$1$. હાઇડ્રોજન: $FC = 1 - 0 - \frac{1}{2}(2) = 0$.
$2$. હાઇડ્રોક્સિલ ઓક્સિજન: $FC = 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$.
$3$. નાઇટ્રોજન: $FC = 5 - 0 - \frac{1}{2}(8) = 1$.
$4$. દ્વિ-બંધિત ઓક્સિજન: $FC = 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$.
$5$. એક-બંધિત ઓક્સિજન (ડેટીવ બંધ): $FC = 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$.

(N/A) વ્યાખ્યા: અષ્ટકનો નિયમ જણાવે છે કે તત્વોના પરમાણુઓ એવી રીતે સંયોજાય છે કે જેથી તેમની સંયોજકતા કક્ષામાં આઠ ઇલેક્ટ્રોન હોય,જે તેમને નિષ્ક્રિય વાયુ જેવી ઇલેક્ટ્રોનિક રચના આપે છે.
અષ્ટકના નિયમનું મહત્વ:
- તે અણુઓ અને આયનોની રચનાની આગાહી કરવામાં મદદ કરે છે.
- તે સંપૂર્ણ અષ્ટક પ્રાપ્ત કરતા પરમાણુઓની સ્થિરતા સમજાવે છે.
- તે અણુ અથવા આયનમાં પરમાણુઓના ફોર્મલ ચાર્જની ગણતરી કરવામાં ઉપયોગી છે.
- તે કાર્બનિક સંયોજનો અને બીજા આવર્તના તત્વોના સંયોજનોમાં બંધન સમજવા માટે પાયાની સમજ પૂરી પાડે છે.
અષ્ટકના નિયમની મર્યાદાઓ:
$I$. મધ્યસ્થ પરમાણુનું અપૂર્ણ અષ્ટક:
કેટલાક સંયોજનોમાં,મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા આઠ કરતા ઓછી હોય છે. આ ખાસ કરીને સમૂહ $1, 2,$ અને $13$ ના તત્વો માટે સામાન્ય છે (દા.ત.,$LiCl, BeH_2, BeCl_2, BF_3, AlCl_3$).
$II$. એકી-ઇલેક્ટ્રોન અણુઓ:
એકી સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતા અણુઓમાં,જેમ કે નાઈટ્રિક ઓક્સાઈડ $(NO)$ અને નાઈટ્રોજન ડાયોક્સાઈડ $(NO_2)$,બધા પરમાણુઓ માટે અષ્ટકનો નિયમ સંતોષી શકાતો નથી.
$III$. વિસ્તૃત અષ્ટક:
આવર્ત કોષ્ટકના ત્રીજા આવર્ત અને તેના પછીના તત્વોમાં બંધન માટે $d$-કક્ષકો ઉપલબ્ધ હોય છે. આ તત્વો મધ્યસ્થ પરમાણુની આસપાસ આઠ કરતા વધુ ઇલેક્ટ્રોન સમાવી શકે છે,જે વિસ્તૃત અષ્ટક બનાવે છે (દા.ત.,$PF_5, SF_6, H_2SO_4$).

(N/A) બંધની આયનીય લાક્ષણિકતા બંધિત પરમાણુઓ વચ્ચેના વિદ્યુતઋણતાના તફાવત પર આધાર રાખે છે. વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત જેટલો વધારે,તેટલી આયનીય લાક્ષણિકતા વધારે.
આયનીય લાક્ષણિકતાનો વધતો ક્રમ: $N_2 < ClF_3 < SO_2 < K_2O < LiF$

$N_2$	$100 \%$ સહસંયોજક (સમાન પરમાણુઓ),$0 \%$ આયનીય.
$SO_2$	વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત: $|3.5 - 2.5| = 1.0$.
$ClF_3$	વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત: $|4.0 - 3.0| = 1.0$.
$K_2O$	વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત: $|3.5 - 0.8| = 2.7$ (વધારે આયનીય).
$LiF$	વિદ્યુતઋણતાનો તફાવત: $|4.0 - 1.0| = 3.0$ (મહત્તમ આયનીય લાક્ષણિકતા).

$SO_2$ અને $ClF_3$ ની સરખામણી કરતા (બંનેમાં $\Delta EN = 1.0$ છે): ફાજન્સના નિયમ મુજબ,નાના ધન આયન અને મોટા ઋણ આયન સહસંયોજક લાક્ષણિકતા વધારે છે. $S^{2+}$ એ $Cl^{+}$ કરતા નાનો છે અને $O^{2-}$ એ $F^{-}$ કરતા મોટો છે,તેથી $ClF_3$ એ $SO_2$ કરતા વધુ સહસંયોજક છે. આમ,$SO_2$ માં $ClF_3$ કરતા થોડી વધુ આયનીય લાક્ષણિકતા છે.

(D) ફ્રેમવર્ક મોડેલની મર્યાદાઓ નીચે મુજબ છે:
$i$. તે બંધારણમાં રહેલા અણુઓ (atoms) ને સ્પષ્ટપણે દર્શાવતું નથી.
$ii$. આ મોડેલ પરમાણુના કદ વિશે કોઈ માહિતી આપતું નથી.
$iii$. આ મોડેલ મુખ્યત્વે અણુની અંદરના બંધોની પેટર્ન પર ભાર મૂકે છે.

(A) પરમેંગેનેટ આયન $(MnO_4^-)$ સમચતુષ્ફલકીય ભૂમિતિ ધરાવે છે જેમાં મધ્યસ્થ $Mn$ પરમાણુ $+7$ ઓક્સિડેશન અવસ્થામાં છે.
$Mn$ ની ઇલેક્ટ્રોન રચના $[Ar] 3d^5 4s^2$ છે,અને $Mn^{7+}$ માટે તે $[Ar] 3d^0 4s^0$ છે.
$(a)$ $Mn$ ના $sd^3$ સંકર કક્ષકો અને $O$ ના $2p$ કક્ષકોના અતિવ્યાપનથી $4$ $Mn-O$ $\sigma$ બંધ બને છે. તેથી,$(a)$ સાચું $(T)$ છે.
$(b)$ તેમાં $3$ $Mn-O$ $d\pi-p\pi$ બંધ છે. તેથી,$(b)$ સાચું $(T)$ છે.
$(c)$ તેમાં $\sigma$ અને $\pi$ બંને બંધ હોવાથી,$(c)$ સાચું $(T)$ છે.
$(d)$ $Mn^{7+}$ માં $d^0$ રચના હોવાથી,તેમાં અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન નથી,તેથી તે પ્રતિચુંબકીય છે. તેથી,$(d)$ ખોટું $(F)$ છે.

(N/A) ઘન અવસ્થામાં,$BeCl_2$ પોલિમરિક સાંકળ જેવી રચના ધરાવે છે. દરેક $Be$ પરમાણુ ચાર $Cl$ પરમાણુઓથી ઘેરાયેલું હોય છે,જેમાં બે $Cl$ પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ દ્વારા અને અન્ય બે સવર્ગ સહસંયોજક બંધ દ્વારા જોડાયેલા હોય છે. આ રચના $A$ માં દર્શાવેલ છે.
વાયુ અવસ્થામાં,બેરિલિયમ ક્લોરાઇડ નીચા તાપમાને ડાયમર $(Be_2Cl_4)$ તરીકે અસ્તિત્વ ધરાવે છે,જે બ્રિજ જેવી રચના ધરાવે છે. ઊંચા તાપમાને (આશરે $1200 \ K$),તે મોનોમર $(BeCl_2)$ માં વિયોજિત થાય છે,જે રેખીય રચના ધરાવે છે. આ રચના $B$ માં દર્શાવેલ છે.

(N/A) . સહસંયોજક બંધ પરમાણ્વીય કક્ષકોના અતિવ્યાપનથી બને છે. અતિવ્યાપનની દિશા બંધની દિશા નક્કી કરે છે. આયનીય બંધમાં,આયનનું સ્થિર વિદ્યુતીય ક્ષેત્ર બિન-દિશાત્મક હોય છે.
દરેક ધન આયન તેના કદના આધારે કોઈપણ દિશામાં સંખ્યાબંધ ઋણ આયનોથી ઘેરાયેલું હોય છે અને તેનાથી ઉલટું. તેથી જ સહસંયોજક બંધ દિશાત્મક છે અને આયનીય બંધ બિન-દિશાત્મક છે.
$B$. $H_{2}O$ માં,ઓક્સિજન પરમાણુ $sp^{3}$ સંકરણ ધરાવે છે અને બે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ ધરાવે છે. ચાર $sp^{3}$ સંકૃત કક્ષકો ચતુષ્ફલકીય ભૂમિતિ ધરાવે છે જેમાં બે ખૂણા હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ દ્વારા અને બાકીના બે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ દ્વારા રોકાયેલા હોય છે.
$lp-lp$ વચ્ચેના વધુ અપાકર્ષણ બળને કારણે બંધકોણ $109.5^{\circ}$ થી ઘટીને $104.5^{\circ}$ થાય છે અને અણુ $V$-આકાર અથવા વળેલું બંધારણ (કોણીય બંધારણ) પ્રાપ્ત કરે છે.
$CO_{2}$ અણુમાં,કાર્બન પરમાણુ $sp$-સંકરિત છે. બે $sp$ સંકૃત કક્ષકો વિરુદ્ધ દિશામાં ગોઠવાયેલી હોય છે જે $180^{\circ}$ નો ખૂણો બનાવે છે.
$O=C=O$
તેથી $H_{2}O$ અણુ વળેલું બંધારણ ધરાવે છે અને $CO_{2}$ અણુ રેખીય છે.
$C$. ઇથાઇન અણુમાં,બંને કાર્બન પરમાણુઓ $sp$-સંકરિત છે,જે બે અસંકરિત કક્ષકો,એટલે કે $2p_{x}$ અને $2p_{y}$ ધરાવે છે. બંને કાર્બન પરમાણુઓની બે $sp$ સંકૃત કક્ષકો વિરુદ્ધ દિશામાં ગોઠવાયેલી હોય છે જે $180^{\circ}$ નો ખૂણો બનાવે છે.
તેથી ઇથાઇન અણુ રેખીય છે.

(N/A) આયનીય બંધ એ એક પરમાણુમાંથી બીજા પરમાણુમાં એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોનના સંપૂર્ણ સ્થાનાંતરણ દ્વારા રચાયેલા વિરુદ્ધ વીજભારિત આયનો વચ્ચેનું સ્થિર વિદ્યુતીય આકર્ષણ બળ છે.
તફાવત:

ગુણધર્મ	આયનીય બંધ	સહસંયોજક બંધ
રચના	ઇલેક્ટ્રોનનું સંપૂર્ણ સ્થાનાંતરણ.	ઇલેક્ટ્રોનની પરસ્પર ભાગીદારી.
ઉદાહરણો	$NaCl, MgCl_2$	$Cl_2, CH_4$
ગલનબિંદુ	ઊંચું	સામાન્ય રીતે નીચું

(N/A) $1916$ માં $Kossel$ અને $Lewis$ સ્વતંત્ર રીતે ઇલેક્ટ્રોનના સંદર્ભમાં રાસાયણિક બંધનની રચનાની સંતોષકારક સમજૂતી આપવામાં સફળ રહ્યા હતા.

(N/A) અષ્ટકનો નિયમ જણાવે છે કે પરમાણુઓ તેમની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરીને સ્થિર રચના મેળવવાનો પ્રયત્ન કરે છે.
$(1)$ $PCl_5$: ફોસ્ફરસ પાસે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $10$ ઇલેક્ટ્રોન છે (વિસ્તૃત અષ્ટક). નિયમ પળાતો નથી.
$(2)$ $SF_6$: સલ્ફર પાસે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $12$ ઇલેક્ટ્રોન છે (વિસ્તૃત અષ્ટક). નિયમ પળાતો નથી.
$(3)$ $PF_5$: ફોસ્ફરસ પાસે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $10$ ઇલેક્ટ્રોન છે (વિસ્તૃત અષ્ટક). નિયમ પળાતો નથી.
$(4)$ $NH_4^+$: નાઇટ્રોજન પાસે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન છે. નિયમ પળાય છે.
$(5)$ $BeCl_2$: બેરિલિયમ પાસે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $4$ ઇલેક્ટ્રોન છે (અપૂર્ણ અષ્ટક). નિયમ પળાતો નથી.
$(6)$ $NCl_3$: નાઇટ્રોજન પાસે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન છે. નિયમ પળાય છે.

(B) એકી-ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતા અણુઓ ઓળખવા માટે,આપણે દરેક અણુમાં કુલ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા ગણીએ છીએ:
$1$. $NO$: સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન = $5 (N) + 6 (O) = 11$. $11$ એ એકી સંખ્યા હોવાથી,$NO$ એ એકી-ઇલેક્ટ્રોન અણુ છે.
$2$. $NO_2$: સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન = $5 (N) + 2 \times 6 (O) = 17$. $17$ એ એકી સંખ્યા હોવાથી,$NO_2$ એ એકી-ઇલેક્ટ્રોન અણુ છે.
$3$. $CO$: સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન = $4 (C) + 6 (O) = 10$. $10$ એ બેકી સંખ્યા હોવાથી,$CO$ એ એકી-ઇલેક્ટ્રોન અણુ નથી.
$4$. $CO_2$: સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન = $4 (C) + 2 \times 6 (O) = 16$. $16$ એ બેકી સંખ્યા હોવાથી,$CO_2$ એ એકી-ઇલેક્ટ્રોન અણુ નથી.
આમ,$NO$ અને $NO_2$ એ એકી-ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતા અણુઓ છે.

(N/A) સામ્યતા: બંને રચનાઓમાં,મધ્યસ્થ સલ્ફર પરમાણુ ચાર ઓક્સિજન પરમાણુઓથી ઘેરાયેલો છે,અને બંધન તથા અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની કુલ સંખ્યા સલ્ફર માટે અષ્ટક અથવા વિસ્તૃત અષ્ટકના નિયમ સાથે સુસંગત છે.
તફાવત: $H_2SO_4$ એ તટસ્થ અણુ છે જેમાં બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ બે ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે સહસંયોજક બંધથી જોડાયેલા છે. $SO_4^{2-}$ એ $-2$ વીજભાર ધરાવતો આયન છે,જેમાં બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ $H^+$ તરીકે દૂર થયા છે,જેના ઇલેક્ટ્રોન ઓક્સિજન પરમાણુઓ પર રહી જાય છે,પરિણામે બે ઓક્સિજન પરમાણુઓ પર ઋણ વીજભાર આવે છે.

(A) . બંધ લંબાઈ પરમાણુ ત્રિજ્યા અને બંધ ક્રમાંક પર આધાર રાખે છે.
$C=O$ ($CO$ માં) માં,બંધ લંબાઈ આશરે $1.128 \ \mathring{A}$ છે.
$N=O$ ($NO$ માં) માં,બંધ લંબાઈ આશરે $1.150 \ \mathring{A}$ છે.
તેથી,$C=O$ એ $N=O$ કરતા ટૂંકો છે. આ મુખ્યત્વે $CO$ માં ઉચ્ચ બંધ ક્રમાંક અને વિશિષ્ટ ઇલેક્ટ્રોનિક વાતાવરણને કારણે છે.

(A) બંધ લંબાઈનો ઘટતો ક્રમ: $HI > HBr > HCl > HF$.
કારણ: જેમ હેલોજન પરમાણુનું કદ $F$ થી $I$ તરફ વધે છે,તેમ બંધ લંબાઈ વધે છે. તેથી,$HI$ ની બંધ લંબાઈ સૌથી વધુ અને $HF$ ની બંધ લંબાઈ સૌથી ઓછી હોય છે.

(A) બંધ એન્થાલ્પી એ બંધ ક્રમાંક અને પરમાણુઓના કદ પર આધાર રાખે છે. આપેલા અણુઓ માટે બંધ એન્થાલ્પી નીચે મુજબ છે:

$\text{અણુ}$	$\text{બંધ }\text{ } \text{એન્થાલ્પી }\text{ } (\Delta H) \text{ } (kJ \text{ } mol^{-1})$
$N_2$	$946$
$H_2$	$435.8$
$O_2$	$408$

આ મૂલ્યોની સરખામણી કરતા,બંધ એન્થાલ્પીનો ઘટતો ક્રમ $N_2 > H_2 > O_2$ છે.

(N/A) લૂઇસ અભિગમ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની વહેંચણી અને સાદા અણુઓની રચના સમજાવવામાં સફળ છે.
જોકે,તે નીચેની બાબતો સમજાવવામાં નિષ્ફળ જાય છે:
$1$. તે બહુપરમાણ્વીય અણુઓના આકારને સમજાવતું નથી.
$2$. તે બંધની ઊર્જા (બંધ એન્થાલ્પી) અથવા બંધ લંબાઈ વિશે માહિતી આપતું નથી.
$3$. તે ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીના આધારે અણુઓની સ્થિરતા સમજાવવામાં નિષ્ફળ જાય છે.

(N/A) ઇથીન $(C_2H_4)$ નું બંધારણ:
$C-C$ બંધલંબાઈ $134 \text{ pm}$ છે.
બંધકોણ: $\angle H-C-H = 117.6^{\circ}$ અને $\angle H-C-C = 121^{\circ}$ છે.
$PCl_5$ નું બંધારણ:
$PCl_5$ ત્રિકોણીય દ્વિપિરામિડલ ભૂમિતિ ધરાવે છે.
ત્રણ $P-Cl$ બંધ એક જ વિષુવવૃત્તીય સમતલમાં $120^{\circ}$ ના ખૂણે $(\angle Cl-P-Cl)$ હોય છે.
બે $P-Cl$ બંધ અક્ષીય હોય છે, જે વિષુવવૃત્તીય સમતલ સાથે $90^{\circ}$ નો ખૂણો બનાવે છે.

(N/A) $(i)$ રાસાયણિક બંધ
$(ii)$ કોસેલ અને લુઈસ
$(iii)$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન
$(iv)$ લુઈસ સંજ્ઞા

(N/A) $(i)$ $ns^{2} np^{6}$
$(ii)$ વિદ્યુતસંયોજકતા બંધ (અથવા આયનીય બંધ)
$(iii)$ લુઈસનો અષ્ટકનો નિયમ
$(iv)$ બંધલંબાઈ

(N/A) $(i)$ લેટિસ એન્થાલ્પી
$(ii)$ બંધકોણ
$(iii)$ બંધ એન્થાલ્પી
$(iv)$ સિડવિક અને પોવેલ

(N/A) $(i)$ સંયોજકતા બંધનવાદ (Valence Bond Theory).
$(ii)$ $T$-આકાર ($T$-shaped).
$(iii)$ $4$.
$(iv)$ $0.79 \ D$.

(N/A) $(i)$ સંયોજકતા બંધનવાદ (Valence Bond Theory) અને આણ્વીય કક્ષક વાદ (Molecular Orbital Theory).
$(ii)$ $[He] 2s^{1} 2p_{x}^{1} 2p_{y}^{1} 2p_{z}^{1}$.
$(iii)$ સહસંયોજક બંધ.
$(iv)$ ચતુષ્ફલકીય.

(D) સાચી જોડ નીચે મુજબ છે:
$(1)$ કોસેલ અને લુઇસે $(D)$ અષ્ટકનો નિયમ આપ્યો.
$(2)$ લેંગ્મ્યુરે $(C)$ સહસંયોજક બંધનો ખ્યાલ આપ્યો.
$(3)$ સિવિક અને પોવેલે $(A)$ $VSEPR$ સિદ્ધાંત આપ્યો.
$(4)$ હિટલર અને લંડને $(E)$ સંયોજક્તા બંધનવાદ આપ્યો.
$(5)$ એફ. હુન્ડ અને મુલિકેને $(B)$ આણ્વીય કક્ષકવાદ આપ્યો.
આમ,સાચો ક્રમ $(1-D, 2-C, 3-A, 4-E, 5-B)$ છે.

(D) સાચી જોડ આ મુજબ છે:
$(1)$ હાઇડ્રોજન બંધ $\rightarrow (D) \text{ } {\rm{HF}}$
$(2)$ સંસ્પંદન $\rightarrow (E) \text{ } {\rm{O}}_3$
$(3)$ આયોનિક ઘન $\rightarrow (B) \text{ } {\rm{LiF}}$
$(4)$ સહસંયોજક ઘન $\rightarrow (A) \text{ } {\rm{C}}$
તેથી,સાચો ક્રમ $(1-D, 2-E, 3-B, 4-A)$ છે.

(N/A) અષ્ટકનો નિયમ જણાવે છે કે પરમાણુઓ તેમની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે,ગુમાવે છે અથવા ભાગીદારી કરે છે.
$(1) BeF_4^{2-}$: પાલન થાય છે. મધ્યસ્થ $Be$ પરમાણુ $4$ ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની ભાગીદારી કરે છે,જેના પરિણામે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન થાય છે.
$(2) BF_3$: પાલન થતું નથી. મધ્યસ્થ $B$ પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષામાં માત્ર $6$ ઇલેક્ટ્રોન છે (ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતો અણુ).
$(3) CO_2$: પાલન થાય છે. $C$ અને $O$ બંને પરમાણુઓ દ્વિબંધ દ્વારા તેમનું અષ્ટક પૂર્ણ કરે છે.
$(4) NO$: પાલન થતું નથી. આ એક એકી-ઇલેક્ટ્રોન (odd-electron) અણુ છે જેમાં $11$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન છે,જેના કારણે $N$ પરમાણુ પાસે $7$ ઇલેક્ટ્રોન રહે છે.
$(5) NH_3$: પાલન થાય છે. મધ્યસ્થ $N$ પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન છે ($3$ ભાગીદારીના યુગ્મો અને $1$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ).

(N/A) બંધની મજબૂતાઈ એટલે રાસાયણિક બંધને તોડવા માટે જરૂરી ઉર્જા,જેને બંધ વિયોજન એન્થાલ્પી તરીકે પણ ઓળખવામાં આવે છે. વધુ બંધ મજબૂતાઈ વધુ સ્થિર બંધ સૂચવે છે.
સક્રિયતા એટલે બંધ કેટલી સરળતાથી તૂટી શકે છે અથવા રાસાયણિક પ્રક્રિયામાં ભાગ લઈ શકે છે. સામાન્ય રીતે,નબળો બંધ વધુ સક્રિય હોય છે કારણ કે તેને તોડવા માટે ઓછી ઉર્જાની જરૂર પડે છે.

(A) લુઇસ બેઇઝ એટલે એવી સ્પીસીસ જે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મનું દાન કરી શકે.
$BF_{3}$ એ ઇલેક્ટ્રોન ઉણપ ધરાવતો અણુ છે જેમાં મધ્યસ્થ બોરોન પરમાણુનું અષ્ટક અપૂર્ણ છે,તેથી તે લુઇસ એસિડ તરીકે વર્તે છે,લુઇસ બેઇઝ તરીકે નહીં.
$NH_{3}$,$H_{2}O$ અને $OH^{-}$ બધા પાસે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે જે તેઓ દાન કરી શકે છે,તેથી તેઓ લુઇસ બેઇઝ તરીકે વર્તે છે.

(A) લૂઇસ બેઇઝ એટલે એવી પદાર્થ જે ઇલેક્ટ્રોનની એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (lone pair) નું દાન કરી શકે.
$NH_3$,$H_2O$,અને $OH^-$ બધામાં મધ્યસ્થ પરમાણુ પર ઓછામાં ઓછી એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે,તેથી તેઓ લૂઇસ બેઇઝ તરીકે વર્તી શકે છે.
$BF_3$ એ ઇલેક્ટ્રોન ઉણપ ધરાવતો અણુ છે જેનું અષ્ટક પૂર્ણ નથી (મધ્યસ્થ $B$ પરમાણુની આસપાસ માત્ર $6$ ઇલેક્ટ્રોન છે).
તેથી,$BF_3$ લૂઇસ એસિડ તરીકે વર્તે છે કારણ કે તે ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ સ્વીકારે છે,લૂઇસ બેઇઝ તરીકે નહીં.

(A) લુઇસ-બેઇઝ એ પદાર્થ છે જે ઇલેક્ટ્રોનની એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (lone pair) દાન કરી શકે છે.
$PF_{3}$ માં,ફોસ્ફરસ પરમાણુ પાસે એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે.
તેથી,$PF_{3}$ લુઇસ-બેઇઝ તરીકે વર્તી શકે છે.
જ્યારે $SF_{4}$,$SiF_{4}$ અને $BF_{3}$ એ લુઇસ-એસિડ છે કારણ કે તેમની પાસે ખાલી કક્ષકો હોય છે અથવા તેઓ ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવે છે અને ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ સ્વીકારી શકે છે.

(C) પરક્લોરિક એસિડનું રાસાયણિક સૂત્ર $HClO_4$ છે.
પરક્લોરિક એસિડની રચનામાં,મધ્યસ્થ ક્લોરિન પરમાણુ એક હાઇડ્રોક્સિલ સમૂહ $(-OH)$ સાથે જોડાયેલ છે અને ત્રણ ઓક્સિજન પરમાણુઓ દ્વિબંધ $(Cl=O)$ દ્વારા જોડાયેલા છે.
તેથી,અણુમાં $3$ $Cl=O$ બંધો છે.
સાચો વિકલ્પ $C$ છે.

(A) $S-S$ બંધ લંબાઈ સલ્ફરના ઓક્સિડેશન આંક અને સલ્ફર પરમાણુઓ પરના અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (lone pair) વચ્ચેના અપાકર્ષણ પર આધાર રાખે છે.
$S_2O_4^{2-}$ માં,દરેક સલ્ફર પરમાણુ પર એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે,જે બે સલ્ફર પરમાણુઓ વચ્ચે નોંધપાત્ર $L.P.-L.P.$ અપાકર્ષણ પેદા કરે છે,જે $S-S$ બંધ લંબાઈ વધારે છે.
$S_2O_5^{2-}$ માં,એક સલ્ફર પર અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે અને બીજા પર નથી,પરિણામે $S_2O_4^{2-}$ ની સરખામણીમાં ઓછું અપાકર્ષણ થાય છે.
$S_2O_6^{2-}$ માં,બંને સલ્ફર પરમાણુઓ ઉચ્ચ ઓક્સિડેશન અવસ્થામાં છે અને તેમની પાસે $S-S$ અપાકર્ષણમાં ભાગ લેતા કોઈ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ નથી,પરિણામે સૌથી ટૂંકી $S-S$ બંધ લંબાઈ મળે છે.
તેથી,$S-S$ બંધ લંબાઈનો સાચો ક્રમ $I > II > III$ છે.

(B) લુઈસ બેઈઝ એટલે એવી રાસાયણિક પ્રજાતિ જે ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મનું દાન કરવાની ક્ષમતા ધરાવે છે.
$NF_{3}$ માં,મધ્યસ્થ પરમાણુ $N$ પાસે એક અબંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
$SF_{4}$ માં,મધ્યસ્થ પરમાણુ $S$ પાસે એક અબંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
$ClF_{3}$ માં,મધ્યસ્થ પરમાણુ $Cl$ પાસે બે અબંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
તેથી,$NF_{3}$,$SF_{4}$ અને $ClF_{3}$ લુઈસ બેઈઝ તરીકે વર્તી શકે છે.
$PCl_{5}$ માં,મધ્યસ્થ પરમાણુ $P$ તેની મહત્તમ ઓક્સિડેશન અવસ્થા $(+5)$ માં છે અને તેની પાસે દાન કરવા માટે કોઈ અબંધકારક ઈલેક્ટ્રોન યુગ્મ નથી. તેથી,તે લુઈસ બેઈઝ તરીકે વર્તી શકતું નથી.

(B) આઈસોસ્ટ્રક્ચરલ સ્પીસીઝ સમાન ભૂમિતિ અને સંકરણ ધરાવે છે.
$A.$ $SO_{4}^{2-}$ અને $CrO_{4}^{2-}$ બંને ટેટ્રાહેડ્રલ ($sp^3$ સંકરણ) છે.
$B.$ $SiCl_{4}$ અને $TiCl_{4}$ બંને ટેટ્રાહેડ્રલ ($sp^3$ સંકરણ) છે.
$C.$ $NH_{3}$ ટ્રાયગોનલ પિરામિડલ $(sp^3)$ છે,જ્યારે $NO_{3}^{-}$ ટ્રાયગોનલ પ્લેનર $(sp^2)$ છે.
$D.$ $BCl_{3}$ ટ્રાયગોનલ પ્લેનર $(sp^2)$ છે,જ્યારે $BrCl_{3}$ $T$-આકારનું $(sp^3d)$ છે.
તેથી,આઈસોસ્ટ્રક્ચરલ જોડીઓ $A$ અને $B$ છે.

(D) પ્રક્રિયા: $Na_{(g)} + Br_{(g)} \rightarrow NaBr_{(s)}$
બોર્ન-હેબર ચક્ર મુજબ,આ પ્રક્રિયા માટે એન્થાલ્પી ફેરફાર એ $Na_{(g)}$ ની આયનીકરણ એન્થાલ્પી,$Br_{(g)}$ ની ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્તિ એન્થાલ્પી અને $NaBr_{(s)}$ ની લેટીસ એન્થાલ્પીનો સરવાળો છે.
$\Delta H = IE_{1} + \Delta H_{eg} + LE$
$\Delta H = 495.8 + (-325.0) + (-728.4) = -557.6 \ kJ \ mol^{-1}$
આ મૂલ્યને $x \times 10^{-1} \ kJ \ mol^{-1}$ સ્વરૂપમાં લખતા:
$-557.6 \ kJ \ mol^{-1} = -5576 \times 10^{-1} \ kJ \ mol^{-1}$
તેથી,સાચો જવાબ $5576$ છે.

(D) $1$. બંધકોણનો ક્રમ $CH_{4} > NH_{3} > H_{2}O > H_{2}S$ સાચો છે.
$2$. $O_{2}$ સ્પીસીઝ માટે બંધક્રમાંકનો ક્રમ $O_{2}^{+} > O_{2} > O_{2}^{-} > O_{2}^{2-}$ સાચો છે.
$3$. $H$-બંધની પ્રબળતાનો ક્રમ $HF > H_{2}O > NH_{3} > HCl$ સાચો છે.
$4$. $CO_{2}$ માં,$O=C=O$ બંધારણ $\overline{O}-C \equiv \stackrel{+}{O}$ કરતા વધુ સ્થાયી છે કારણ કે તેમાં કોઈ ફોર્મલ ચાર્જ નથી અને તે અષ્ટકનો નિયમ પાળે છે. તેથી,વિકલ્પ $D$ ખોટો છે.

(D) ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતી સ્પીસીઝ તે છે જેમાં મધ્યસ્થ પરમાણુ પાસે અપૂર્ણ અષ્ટક હોય છે,એટલે કે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ કરતા ઓછા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
$1$. $PH_{3}$: $P$ પાસે $8$ ઇલેક્ટ્રોન છે (અષ્ટક પૂર્ણ).
$2$. $B_{2}H_{6}$: બોરોન પાસે $6$ ઇલેક્ટ્રોન છે (ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ).
$3$. $CCl_{4}$: $C$ પાસે $8$ ઇલેક્ટ્રોન છે (અષ્ટક પૂર્ણ).
$4$. $NH_{3}$: $N$ પાસે $8$ ઇલેક્ટ્રોન છે (અષ્ટક પૂર્ણ).
$5$. $LiH$: $Li$ પાસે $2$ ઇલેક્ટ્રોન છે (ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ).
$6$. $BCl_{3}$: $B$ પાસે $6$ ઇલેક્ટ્રોન છે (ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ).
તેથી,ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતા અણુઓ $B_{2}H_{6}$,$LiH$ અને $BCl_{3}$ છે.
ઇલેક્ટ્રોન-ઉણપ ધરાવતા અણુઓની કુલ સંખ્યા $3$ છે.

(C) પેરામેગ્નેટિક ગુણધર્મ નક્કી કરવા માટે,આપણે અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોનની હાજરી તપાસીએ છીએ:
$Na_2O$: ડાયામેગ્નેટિક (બધા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મિત છે).
$KO_2$: પેરામેગ્નેટિક ($O_2^-$ આયન ધરાવે છે જેમાં એક અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન હોય છે).
$NO_2$: પેરામેગ્નેટિક (વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા એકી છે,$17$ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન).
$N_2O$: ડાયામેગ્નેટિક (બધા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મિત છે).
$ClO_2$: પેરામેગ્નેટિક (વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા એકી છે,$19$ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન).
$NO$: પેરામેગ્નેટિક (વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા એકી છે,$11$ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન).
$SO_2$: ડાયામેગ્નેટિક (બધા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મિત છે).
$Cl_2O$: ડાયામેગ્નેટિક (બધા ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મિત છે).
પેરામેગ્નેટિક ઓક્સાઇડ $KO_2$,$NO_2$,$ClO_2$ અને $NO$ છે.
તેથી,પેરામેગ્નેટિક ઓક્સાઇડની કુલ સંખ્યા $4$ છે.

(B) અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતો અણુ તે છે જેમાં સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા એકી હોય,જેમ કે $NO$ (નાઈટ્રિક ઓક્સાઈડ,$5+6=11$ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન).
વિસ્તૃત અષ્ટક ધરાવતો અણુ તે છે જેમાં મધ્યસ્થ પરમાણુની સંયોજકતા કક્ષામાં $8$ કરતા વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોય,જેમ કે $H_{2}SO_{4}$ (સલ્ફ્યુરિક એસિડ).
$H_{2}SO_{4}$ માં,મધ્યસ્થ સલ્ફર પરમાણુ ચાર ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ છે (બે દ્વિબંધ અને બે એકલ બંધ),જેના પરિણામે તેની સંયોજકતા કક્ષામાં $12$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
આમ,અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતો અણુ $(NO)$ અને વિસ્તૃત અષ્ટક ધરાવતો અણુ $(H_{2}SO_{4})$ ની જોડી $NO$ અને $H_{2}SO_{4}$ છે.

(C) આઈસોઈલેક્ટ્રોનિક સ્પીસીઝ એટલે કે જેમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન હોય.
દરેક જોડીમાં ઈલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા નીચે મુજબ છે:
$(A) \ CO, N_2$: $CO = 6 + 8 = 14$; $N_2 = 7 + 7 = 14$. (આઈસોઈલેક્ટ્રોનિક)
$(B) \ O_2, NO$: $O_2 = 8 + 8 = 16$; $NO = 7 + 8 = 15$. (આઈસોઈલેક્ટ્રોનિક નથી)
$(D) \ F_2, HCl$: $F_2 = 9 + 9 = 18$; $HCl = 1 + 17 = 18$. (આઈસોઈલેક્ટ્રોનિક)
આમ,$(A)$ અને $(D)$ બંને આઈસોઈલેક્ટ્રોનિક જોડીઓ છે,તેથી સાચો વિકલ્પ $(C)$ છે.

(C) હાઇડ્રેઝિનનું આણ્વીય સૂત્ર $NH_2-NH_2$ છે.
હાઇડ્રેઝિનની રચનામાં,દરેક નાઇટ્રોજન પરમાણુ પર એક અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ હોય છે,તેથી કુલ $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મમાં $4$ $N-H$ બંધ અને $1$ $N-N$ બંધનો સમાવેશ થાય છે,જે કુલ $5$ બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ બનાવે છે.
તેથી,અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની સંખ્યા $2$ અને બંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની સંખ્યા $5$ છે.

(D) ઓક્સિજન-ઓક્સિજન બંધ લંબાઈ બંધ ક્રમાંક અને આસપાસના પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક વાતાવરણ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.
$1$. $O_2$: બંધ ક્રમાંક $2.0$ છે,બંધ લંબાઈ $\approx 121 \text{ pm}$ છે.
$2$. $KO_2$: સુપરઓક્સાઇડ આયન $O_2^-$ ધરાવે છે,બંધ ક્રમાંક $1.5$ છે,બંધ લંબાઈ $\approx 128 \text{ pm}$ છે.
$3$. $H_2O_2$: પેરોક્સાઇડ આયન $O_2^{2-}$ ધરાવે છે,બંધ ક્રમાંક $1.0$ છે,બંધ લંબાઈ $\approx 148 \text{ pm}$ છે.
$4$. $F_2O_2$: બંધ ક્રમાંક $1.0$ છે,પરંતુ $F$ ની ઊંચી વિદ્યુતઋણતાને કારણે,$O-O$ બંધ લંબાઈ $\approx 122 \text{ pm}$ છે.
$5$. $BaO_2$: પેરોક્સાઇડ આયન $O_2^{2-}$ ધરાવે છે,બંધ ક્રમાંક $1.0$ છે,બંધ લંબાઈ $\approx 149 \text{ pm}$ છે.
આ મૂલ્યોની સરખામણી કરતા,આપેલા વિકલ્પોમાંથી $KO_2$ $(128 \text{ pm})$ અને $F_2O_2$ $(122 \text{ pm})$ ની બંધ લંબાઈ સૌથી વધુ સમાન છે.

(A) પેરોક્સિડાયસલ્ફ્યુરિક એસિડ $(H_2S_2O_8)$ નું બંધારણ $HO-SO_2-O-O-SO_2-OH$ છે. દરેક સલ્ફર પરમાણુ બે ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે દ્વિ-બંધથી જોડાયેલ છે,જે $4$ $\pi$-બંધો બનાવે છે.
પાયરોસલ્ફ્યુરિક એસિડ $(H_2S_2O_7)$ નું બંધારણ $HO-SO_2-O-SO_2-OH$ છે. દરેક સલ્ફર પરમાણુ બે ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે દ્વિ-બંધથી જોડાયેલ છે,જે $4$ $\pi$-બંધો બનાવે છે.
$\pi$-બંધોની કુલ સંખ્યા $= 4 + 4 = 8$.

(B) ઓઝોન $(O_3)$ ની લુઈસ રચનામાં એક મધ્યસ્થ ઓક્સિજન પરમાણુ અન્ય બે ઓક્સિજન પરમાણુઓ સાથે જોડાયેલ હોય છે.
એક ઓક્સિજન પરમાણુ મધ્યસ્થ ઓક્સિજન પરમાણુ સાથે દ્વિબંધ ધરાવે છે અને તેની પાસે $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મો છે.
મધ્યસ્થ ઓક્સિજન પરમાણુ પર ધન વીજભાર છે અને તેની પાસે $1$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
ત્રીજા ઓક્સિજન પરમાણુ મધ્યસ્થ ઓક્સિજન પરમાણુ સાથે એકલ બંધ ધરાવે છે અને તેની પાસે $3$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મો છે.
અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મોની કુલ સંખ્યા $= 2 + 1 + 3 = 6$.

(A) અણુ અથવા આયનમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા બેકી છે કે એકી તે નક્કી કરવા માટે,આપણે કુલ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન ગણીએ છીએ:
$A. NO_2$: $5 + 2(6) = 17$ (એકી)
$B. ICl_4^{-}$: $7 + 4(7) + 1 = 36$ (બેકી)
$C. BrF_3$: $7 + 3(7) = 28$ (બેકી)
$D. ClO_2$: $7 + 2(6) = 19$ (એકી)
$E. NO_2^{+}$: $5 + 2(6) - 1 = 16$ (બેકી)
$F. NO$: $5 + 6 = 11$ (એકી)
બેકી સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતી સ્પીસીઝ $ICl_4^{-}$,$BrF_3$ અને $NO_2^{+}$ છે.
તેથી,કુલ સંખ્યા $3$ છે.

(D) $H_2O_2$ માં $O-O$ બંધ લંબાઈ $1.48 \ \mathring{A}$ છે,જ્યારે $F_2O_2$ માં તે $1.22 \ \mathring{A}$ છે. આમ,$H_2O_2$ માં $O-O$ બંધ લાંબો છે $(X = \text{longer})$.
$H_2O_2$ માં $O-H$ બંધ લંબાઈ આશરે $0.95 \ \mathring{A}$ છે,જ્યારે $F_2O_2$ માં $O-F$ બંધ લંબાઈ આશરે $1.41 \ \mathring{A}$ છે. આમ,$O-H$ બંધ ટૂંકો છે $(Y = \text{shorter})$.
તેથી,સાચો વિકલ્પ $D$ છે.

(C) દરેક અણુ માટે અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મની સંખ્યા નીચે મુજબ છે:
$1$. $H_2O$: ઓક્સિજન પાસે $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
$2$. $N_2$: દરેક નાઇટ્રોજન પરમાણુ પાસે $1$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ,કુલ $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ.
$3$. $CO$: કાર્બન પાસે $1$ અને ઓક્સિજન પાસે $1$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ,કુલ $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ.
$4$. $XeF_4$: ઝેનોન પાસે $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
$5$. $NH_3$: નાઇટ્રોજન પાસે $1$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ છે.
$6$. $NO$: નાઇટ્રોજન પાસે $1$ અને ઓક્સિજન પાસે $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (કુલ $3$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ).
$7$. $CO_2$: કાર્બન પાસે $0$,દરેક ઓક્સિજન પાસે $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (કુલ $4$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ).
$8$. $F_2$: દરેક ફ્લોરિન પાસે $3$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ (કુલ $6$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ).
આમ,બરાબર $2$ અબંધકારક ઇલેક્ટ્રોન યુગ્મ ધરાવતા અણુઓ $H_2O, N_2, CO,$ અને $XeF_4$ છે.
કુલ સંખ્યા $4$ છે.