Mix Examples-Chemical Bonding Questions in Hindi

(N/A) लुईस बिंदु प्रतीक एक परमाणु के संयोजी इलेक्ट्रॉनों को रासायनिक प्रतीक के चारों ओर बिंदुओं के रूप में दर्शाते हैं।
$Mg$ (समूह $2$): $2$ संयोजी इलेक्ट्रॉन $\rightarrow \cdot Mg \cdot$
$Na$ (समूह $1$): $1$ संयोजी इलेक्ट्रॉन $\rightarrow Na \cdot$
$B$ (समूह $13$): $3$ संयोजी इलेक्ट्रॉन $\rightarrow \cdot \dot{B} \cdot$
$O$ (समूह $16$): $6$ संयोजी इलेक्ट्रॉन $\rightarrow \cdot \ddot{O} \cdot \cdot$
$N$ (समूह $15$): $5$ संयोजी इलेक्ट्रॉन $\rightarrow \cdot \ddot{N} \cdot \cdot$
$Br$ (समूह $17$): $7$ संयोजी इलेक्ट्रॉन $\rightarrow \cdot \ddot{Br} \cdot \cdot \cdot$

(N/A) $1916$ में कोसेल और लुईस द्वारा विकसित रासायनिक बंधन का इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत यह बताता है कि परमाणु रासायनिक बंधन बनाने के लिए कैसे जुड़ते हैं।
$1$. अष्टक नियम: परमाणु अपनी बाहरी कक्षा में एक स्थिर अष्टक ($8$ इलेक्ट्रॉन) प्राप्त करने के लिए संयोजी इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण (प्राप्त करके या खोकर) या साझा करके जुड़ते हैं।
$2$. रासायनिक संयोजन: इस सिद्धांत के अनुसार,परमाणु आयनिक या सहसंयोजक बंधन बनाकर उत्कृष्ट गैस जैसी स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करते हैं।
$3$. सीमाएँ: यह सिद्धांत विस्तारित अष्टक वाले अणुओं (जैसे $PF_5$,जिसमें $P$ के पास $10$ इलेक्ट्रॉन हैं) या अपूर्ण अष्टक वाले अणुओं (जैसे $BF_3$) की स्थिरता को समझाने में विफल रहता है।

(N/A) लुईस संरचनाएं अणु या आयन में परमाणुओं के संयोजी इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करती हैं। संरचनाएं इस प्रकार हैं:

नाम / सूत्र	लुईस संरचना
हाइड्रोजन सल्फाइड $(H_2S)$	$H:\ddot{S}:H$
सिलिकॉन टेट्राक्लोराइड $(SiCl_4)$	$\ddot{Cl}:\ddot{Si}:\ddot{Cl}$
बेरिलियम फ्लोराइड $(BeF_2)$	$:\ddot{F}:Be:\ddot{F}:$
कार्बोनेट आयन $(CO_3^{2-})$	$[ :\ddot{O}:\ddot{C}:\ddot{O}: ]^{2-}$
फॉर्मिक एसिड $(HCOOH)$	$H:\ddot{C}:\ddot{O}:H$

जब किसी अणु या आयन को लुईस बिंदु संरचना द्वारा दर्शाया जाता है,तो परमाणु पर स्थित आवेश को औपचारिक आवेश कहा जाता है। यदि किसी परमाणु में संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की तुलना में अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं,तो उस पर ऋणात्मक औपचारिक आवेश होता है,और यदि उसमें संयोजकता इलेक्ट्रॉनों से कम इलेक्ट्रॉन होते हैं,तो उस पर धनात्मक औपचारिक आवेश होता है।
औपचारिक आवेश की गणना निम्नलिखित समीकरण द्वारा की जाती है:
$F.C = (\text{संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या}) - (\text{अनाबंधी इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या}) - \frac{1}{2}(\text{आबंधी इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या})$
नोट: औपचारिक आवेश अणु में कोई वास्तविक आवेश नहीं है,लेकिन यह इलेक्ट्रॉनों की स्थिति और व्यवस्था के बारे में जानकारी प्रदान करता है।
उदाहरण: ओजोन अणु $(O_3)$ में ऑक्सीजन का औपचारिक आवेश।
केंद्रीय $O$ परमाणु जिसे $1$ के रूप में चिह्नित किया गया है:
$F.C = (\text{तटस्थ ऑक्सीजन के संयोजकता इलेक्ट्रॉन}) - (O_1 \text{ के अनाबंधी इलेक्ट्रॉन}) - \frac{1}{2}(O_1 \text{ के आबंधी इलेक्ट्रॉन})$
$F.C = 6 - 2 - \frac{1}{2}(6) = +1$
अंतिम $O$ परमाणु जिसे $2$ के रूप में चिह्नित किया गया है:
$F.C = (O \text{ के संयोजकता इलेक्ट्रॉन}) - (O_2 \text{ के अनाबंधी इलेक्ट्रॉन}) - \frac{1}{2}(O_2 \text{ के आबंधी इलेक्ट्रॉन}) = 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$
अंतिम $O$ परमाणु जिसे $3$ के रूप में चिह्नित किया गया है:
$F.C = (O \text{ के संयोजकता इलेक्ट्रॉन}) - (O_3 \text{ के अनाबंधी इलेक्ट्रॉन}) - \frac{1}{2}(O_3 \text{ के आबंधी इलेक्ट्रॉन}) = 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$
इस प्रकार,$O_3$ की संरचना को औपचारिक आवेशों के साथ दर्शाया गया है।

लुईस संरचना में किसी परमाणु पर औपचारिक आवेश की गणना इस प्रकार की जाती है: $FC = [{\text{संयोजी इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या}}] - [{\text{अनाबंधी इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या}}] - \frac{1}{2} [{\text{आबंधी इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या}}]$.
$CO_3^{2-}$ के लिए:
$1$. कार्बन परमाणु: $FC = 4 - 0 - \frac{1}{2}(8) = 0$.
$2$. द्वि-आबंधित ऑक्सीजन: $FC = 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$.
$3$. एकल-आबंधित ऑक्सीजन परमाणु (दो): $FC = 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$.
$HNO_3$ के लिए ($H-O-N(=O)_2$ संरचना में):
$1$. हाइड्रोजन: $FC = 1 - 0 - \frac{1}{2}(2) = 0$.
$2$. हाइड्रॉक्सिल ऑक्सीजन: $FC = 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$.
$3$. नाइट्रोजन: $FC = 5 - 0 - \frac{1}{2}(8) = 1$.
$4$. द्वि-आबंधित ऑक्सीजन: $FC = 6 - 4 - \frac{1}{2}(4) = 0$.
$5$. एकल-आबंधित ऑक्सीजन (डेटीव आबंध): $FC = 6 - 6 - \frac{1}{2}(2) = -1$.

(N/A) परिभाषा: अष्टक नियम के अनुसार,तत्वों के परमाणु इस प्रकार संयोजित होते हैं कि उनके संयोजी कोश में आठ इलेक्ट्रॉन हों,जिससे उन्हें उत्कृष्ट गैस जैसी इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त हो सके।
अष्टक नियम का महत्व:
- यह अणुओं और आयनों की संरचना की भविष्यवाणी करने में मदद करता है।
- यह उन परमाणुओं की स्थिरता को समझाता है जो पूर्ण अष्टक प्राप्त करते हैं।
- यह अणु या आयन में परमाणुओं के औपचारिक आवेश (formal charge) की गणना करने में उपयोगी है।
- यह कार्बनिक यौगिकों और दूसरे आवर्त के तत्वों के यौगिकों में बंधन को समझने के लिए बुनियादी समझ प्रदान करता है।
अष्टक नियम की सीमाएँ:
$I$. केंद्रीय परमाणु का अपूर्ण अष्टक:
कुछ यौगिकों में,केंद्रीय परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों की संख्या आठ से कम होती है। यह विशेष रूप से समूह $1, 2,$ और $13$ के तत्वों के लिए सामान्य है (जैसे,$LiCl, BeH_2, BeCl_2, BF_3, AlCl_3$)।
$II$. विषम-इलेक्ट्रॉन अणु:
विषम संख्या में इलेक्ट्रॉन वाले अणुओं में,जैसे कि नाइट्रिक ऑक्साइड $(NO)$ और नाइट्रोजन डाइऑक्साइड $(NO_2)$,सभी परमाणुओं के लिए अष्टक नियम को संतुष्ट नहीं किया जा सकता है।
$III$. विस्तारित अष्टक:
आवर्त सारणी के तीसरे आवर्त और उसके बाद के तत्वों में बंधन के लिए $d$-कक्षक उपलब्ध होते हैं। ये तत्व केंद्रीय परमाणु के चारों ओर आठ से अधिक इलेक्ट्रॉनों को समायोजित कर सकते हैं,जिससे विस्तारित अष्टक बनता है (जैसे,$PF_5, SF_6, H_2SO_4$)।

(N/A) बंध का आयनिक गुण बंधित परमाणुओं के बीच विद्युत ऋणात्मकता (electronegativity) के अंतर पर निर्भर करता है। विद्युत ऋणात्मकता का अंतर जितना अधिक होगा,आयनिक गुण उतना ही अधिक होगा।
आयनिक गुण का बढ़ता क्रम: $N_2 < ClF_3 < SO_2 < K_2O < LiF$

$N_2$	$100 \%$ सहसंयोजक (समान परमाणु),$0 \%$ आयनिक।
$SO_2$	विद्युत ऋणात्मकता का अंतर: $|3.5 - 2.5| = 1.0$।
$ClF_3$	विद्युत ऋणात्मकता का अंतर: $|4.0 - 3.0| = 1.0$।
$K_2O$	विद्युत ऋणात्मकता का अंतर: $|3.5 - 0.8| = 2.7$ (अत्यधिक आयनिक)।
$LiF$	विद्युत ऋणात्मकता का अंतर: $|4.0 - 1.0| = 3.0$ (अधिकतम आयनिक गुण)।

$SO_2$ और $ClF_3$ की तुलना करने पर (दोनों में $\Delta EN = 1.0$ है): फजान के नियम के अनुसार,छोटे धनायन और बड़े ऋणायन सहसंयोजक गुण को बढ़ाते हैं। $S^{2+}$,$Cl^{+}$ से छोटा है और $O^{2-}$,$F^{-}$ से बड़ा है,जिससे $ClF_3$,$SO_2$ की तुलना में अधिक सहसंयोजक है। अतः,$SO_2$ में $ClF_3$ की तुलना में थोड़ा अधिक आयनिक गुण होता है।

(D) फ्रेमवर्क मॉडल की सीमाएं इस प्रकार हैं:
$i$. यह संरचना में मौजूद परमाणुओं (atoms) को स्पष्ट रूप से इंगित नहीं करता है।
$ii$. यह मॉडल परमाणु के आकार के बारे में कोई जानकारी नहीं देता है।
$iii$. यह मॉडल मुख्य रूप से एक अणु के भीतर बंधों के पैटर्न पर जोर देता है।

(A) परमैंगनेट आयन $(MnO_4^-)$ की ज्यामिति चतुष्फलकीय होती है जिसमें केंद्रीय $Mn$ परमाणु $+7$ ऑक्सीकरण अवस्था में होता है।
$Mn$ का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $[Ar] 3d^5 4s^2$ है,और $Mn^{7+}$ के लिए यह $[Ar] 3d^0 4s^0$ है।
$(a)$ $Mn$ के $sd^3$ संकरित कक्षकों और $O$ के $2p$ कक्षकों के अतिव्यापन से $4$ $Mn-O$ $\sigma$ बंध बनते हैं। अतः,$(a)$ सत्य $(T)$ है।
$(b)$ इसमें $3$ $Mn-O$ $d\pi-p\pi$ बंध होते हैं। अतः,$(b)$ सत्य $(T)$ है।
$(c)$ चूंकि इसमें $\sigma$ और $\pi$ दोनों बंध होते हैं,इसलिए $(c)$ सत्य $(T)$ है।
$(d)$ $Mn^{7+}$ में $d^0$ विन्यास होने के कारण,इसमें कोई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होता है,जिससे यह प्रतिचुंबकीय होता है। अतः,$(d)$ असत्य $(F)$ है।

(N/A) ठोस अवस्था में,$BeCl_2$ एक बहुलक (polymeric) श्रृंखला जैसी संरचना रखता है। प्रत्येक $Be$ परमाणु चार $Cl$ परमाणुओं से घिरा होता है,जिसमें दो $Cl$ परमाणु सहसंयोजक बंध द्वारा और अन्य दो उपसहसंयोजक बंध द्वारा जुड़े होते हैं। यह संरचना $A$ में दिखाई गई है।
गैसीय अवस्था में,बेरिलियम क्लोराइड कम तापमान पर एक द्वितय $(Be_2Cl_4)$ के रूप में मौजूद होता है,जिसकी संरचना सेतु (bridged) जैसी होती है। उच्च तापमान (लगभग $1200 \ K$) पर,यह एकलक $(BeCl_2)$ में विघटित हो जाता है,जो संरचना में रैखिक होता है। यह संरचना $B$ में दिखाई गई है।

(N/A) . एक सहसंयोजक बंध परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन से बनता है। अतिव्यापन की दिशा बंध की दिशा निर्धारित करती है। आयनिक बंध में,आयन का स्थिर वैद्युत क्षेत्र गैर-दिशात्मक होता है।
प्रत्येक धनायन अपने आकार के आधार पर किसी भी दिशा में कई ऋणायनों से घिरा होता है और इसके विपरीत। इसीलिए सहसंयोजक बंध दिशात्मक होते हैं और आयनिक बंध गैर-दिशात्मक होते हैं।
$B$. $H_{2}O$ में,ऑक्सीजन परमाणु $sp^{3}$ संकरित होता है और इसमें दो एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म (lone pairs) होते हैं। चार $sp^{3}$ संकरित कक्षक चतुष्फलकीय ज्यामिति रखते हैं जिसमें दो कोने हाइड्रोजन परमाणुओं द्वारा और अन्य दो एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों द्वारा घेरे जाते हैं।
$lp-lp$ के बीच अधिक प्रतिकर्षण बलों के कारण बंध कोण $109.5^{\circ}$ से घटकर $104.5^{\circ}$ हो जाता है और अणु $V$-आकार या मुड़ी हुई संरचना (कोणीय संरचना) प्राप्त कर लेता है।
$CO_{2}$ अणु में,कार्बन परमाणु $sp$-संकरित होता है। दो $sp$ संकरित कक्षक विपरीत दिशा में उन्मुख होते हैं जो $180^{\circ}$ का कोण बनाते हैं।
$O=C=O$
अतः $H_{2}O$ अणु की संरचना मुड़ी हुई होती है और $CO_{2}$ अणु रेखीय होता है।
$C$. एथाइन अणु में,दोनों कार्बन परमाणु $sp$-संकरित होते हैं,जिनमें दो असंक्रमित कक्षक,यानी $2p_{x}$ और $2p_{y}$ होते हैं। दोनों कार्बन परमाणुओं के दो $sp$ संकरित कक्षक विपरीत दिशा में उन्मुख होते हैं जो $180^{\circ}$ का कोण बनाते हैं।
अतः एथाइन अणु रेखीय होता है।

(N/A) आयनिक बंध एक परमाणु से दूसरे परमाणु में एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानांतरण द्वारा निर्मित विपरीत आवेशित आयनों के बीच का स्थिर वैद्युत आकर्षण बल है।
अंतर:

गुणधर्म	आयनिक बंध	सहसंयोजक बंध
निर्माण	इलेक्ट्रॉनों का पूर्ण स्थानांतरण।	इलेक्ट्रॉनों की पारस्परिक साझेदारी।
उदाहरण	$NaCl, MgCl_2$	$Cl_2, CH_4$
गलनांक	उच्च	सामान्यतः निम्न

(N/A) $1916$ में $Kossel$ और $Lewis$ ने स्वतंत्र रूप से इलेक्ट्रॉनों के संदर्भ में रासायनिक बंध के निर्माण की संतोषजनक व्याख्या देने में सफलता प्राप्त की थी।

(N/A) अष्टक नियम के अनुसार,परमाणु अपने संयोजी कोश में $8$ इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके एक स्थिर विन्यास प्राप्त करने की प्रवृत्ति रखते हैं।
$(1)$ $PCl_5$: फास्फोरस के संयोजी कोश में $10$ इलेक्ट्रॉन हैं (विस्तारित अष्टक)। नियम का पालन नहीं होता है।
$(2)$ $SF_6$: सल्फर के संयोजी कोश में $12$ इलेक्ट्रॉन हैं (विस्तारित अष्टक)। नियम का पालन नहीं होता है।
$(3)$ $PF_5$: फास्फोरस के संयोजी कोश में $10$ इलेक्ट्रॉन हैं (विस्तारित अष्टक)। नियम का पालन नहीं होता है।
$(4)$ $NH_4^+$: नाइट्रोजन के संयोजी कोश में $8$ इलेक्ट्रॉन हैं। नियम का पालन होता है।
$(5)$ $BeCl_2$: बेरिलियम के संयोजी कोश में $4$ इलेक्ट्रॉन हैं (अपूर्ण अष्टक)। नियम का पालन नहीं होता है।
$(6)$ $NCl_3$: नाइट्रोजन के संयोजी कोश में $8$ इलेक्ट्रॉन हैं। नियम का पालन होता है।

(B) विषम-इलेक्ट्रॉन अणुओं की पहचान करने के लिए,हम प्रत्येक अणु में कुल संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या की गणना करते हैं:
$1$. $NO$: संयोजी इलेक्ट्रॉन = $5 (N) + 6 (O) = 11$. चूँकि $11$ एक विषम संख्या है,इसलिए $NO$ एक विषम-इलेक्ट्रॉन अणु है।
$2$. $NO_2$: संयोजी इलेक्ट्रॉन = $5 (N) + 2 \times 6 (O) = 17$. चूँकि $17$ एक विषम संख्या है,इसलिए $NO_2$ एक विषम-इलेक्ट्रॉन अणु है।
$3$. $CO$: संयोजी इलेक्ट्रॉन = $4 (C) + 6 (O) = 10$. चूँकि $10$ एक सम संख्या है,इसलिए $CO$ विषम-इलेक्ट्रॉन अणु नहीं है।
$4$. $CO_2$: संयोजी इलेक्ट्रॉन = $4 (C) + 2 \times 6 (O) = 16$. चूँकि $16$ एक सम संख्या है,इसलिए $CO_2$ विषम-इलेक्ट्रॉन अणु नहीं है।
अतः,$NO$ और $NO_2$ विषम-इलेक्ट्रॉन अणु हैं।

(N/A) समानता: दोनों संरचनाओं में,केंद्रीय सल्फर परमाणु चार ऑक्सीजन परमाणुओं से घिरा होता है,और बंधन तथा एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों (lone pairs) की कुल संख्या सल्फर के लिए अष्टक या विस्तारित अष्टक नियमों के अनुरूप होती है।
अंतर: $H_2SO_4$ एक उदासीन अणु है जिसमें दो हाइड्रोजन परमाणु दो ऑक्सीजन परमाणुओं के साथ सहसंयोजक बंध द्वारा जुड़े होते हैं। $SO_4^{2-}$ एक $-2$ आवेश वाला आयन है,जिसमें दो हाइड्रोजन परमाणु $H^+$ के रूप में हट गए हैं,जिससे उनके इलेक्ट्रॉन ऑक्सीजन परमाणुओं पर रह जाते हैं,जिसके परिणामस्वरूप दो ऑक्सीजन परमाणुओं पर औपचारिक ऋण आवेश आ जाता है।

(A) . बंध लंबाई परमाणु त्रिज्या और बंध क्रम पर निर्भर करती है।
$C=O$ ($CO$ में) में,बंध लंबाई लगभग $1.128 \ \mathring{A}$ है।
$N=O$ ($NO$ में) में,बंध लंबाई लगभग $1.150 \ \mathring{A}$ है।
इसलिए,$C=O$,$N=O$ से छोटा है। यह मुख्य रूप से $CO$ में उच्च बंध क्रम और विशिष्ट इलेक्ट्रॉनिक वातावरण के कारण है।

(A) बंध लंबाई का घटता क्रम है: $HI > HBr > HCl > HF$.
कारण: जैसे-जैसे हैलोजन परमाणु का आकार $F$ से $I$ तक बढ़ता है,बंध लंबाई बढ़ती है। इसलिए,$HI$ की बंध लंबाई सबसे अधिक और $HF$ की बंध लंबाई सबसे कम होती है।

(A) बंध एन्थैल्पी बंध कोटि और परमाणुओं के आकार पर निर्भर करती है। दिए गए अणुओं के लिए बंध एन्थैल्पी इस प्रकार है:

$\text{अणु}$	$\text{बंध }\text{ } \text{एन्थैल्पी }\text{ } (\Delta H) \text{ } (kJ \text{ } mol^{-1})$
$N_2$	$946$
$H_2$	$435.8$
$O_2$	$408$

इन मानों की तुलना करने पर,बंध एन्थैल्पी का घटता क्रम $N_2 > H_2 > O_2$ है।

(N/A) लुईस दृष्टिकोण सहसंयोजक आबंध बनाने के लिए परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी और सरल अणुओं के निर्माण को समझाने में सफल है।
हालाँकि,यह निम्नलिखित को समझाने में विफल रहता है:
$1$. यह बहुपरमाणुक अणुओं के आकार को नहीं समझाता है।
$2$. यह आबंध की ऊर्जा (आबंध एन्थैल्पी) या आबंध लंबाई के बारे में जानकारी प्रदान नहीं करता है।
$3$. यह इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के आधार पर अणुओं की स्थिरता को समझाने में विफल रहता है।

(N/A) एथीन $(C_2H_4)$ की संरचना:
$C-C$ बंध लंबाई $134 \text{ pm}$ है।
बंध कोण: $\angle H-C-H = 117.6^{\circ}$ और $\angle H-C-C = 121^{\circ}$ है।
$PCl_5$ की संरचना:
$PCl_5$ की ज्यामिति त्रिकोणीय द्विपिरामिडीय होती है।
तीन $P-Cl$ बंध एक ही निरक्षीय (equatorial) तल में $120^{\circ}$ के कोण $(\angle Cl-P-Cl)$ पर होते हैं।
दो $P-Cl$ बंध अक्षीय (axial) होते हैं, जो निरक्षीय तल के साथ $90^{\circ}$ का कोण बनाते हैं।

(N/A) $(i)$ रासायनिक बंध
$(ii)$ कोसेल और लुईस
$(iii)$ संयोजकता इलेक्ट्रॉन
$(iv)$ लुईस प्रतीक

(N/A) $(i)$ $ns^{2} np^{6}$
$(ii)$ वैद्युतसंयोजक बंध (या आयनिक बंध)
$(iii)$ लुईस का अष्टक नियम
$(iv)$ बंध लंबाई

(N/A) $(i)$ जालक एन्थैल्पी (Lattice enthalpy)
$(ii)$ आबंध कोण (Bond angle)
$(iii)$ आबंध एन्थैल्पी (Bond enthalpy)
$(iv)$ सिडविक और पॉवेल

(N/A) $(i)$ संयोजकता आबंध सिद्धांत (Valence Bond Theory).
$(ii)$ $T$-आकार ($T$-shaped).
$(iii)$ $4$.
$(iv)$ $0.79 \ D$.

(N/A) $(i)$ संयोजकता आबंध सिद्धांत (Valence Bond Theory) और आण्विक कक्षक सिद्धांत (Molecular Orbital Theory)।
$(ii)$ $[He] 2s^{1} 2p_{x}^{1} 2p_{y}^{1} 2p_{z}^{1}$।
$(iii)$ सहसंयोजक आबंध।
$(iv)$ चतुष्फलकीय।

(D) सही मिलान इस प्रकार है:
$(1)$ कोसेल और लुईस ने $(D)$ अष्टक नियम दिया।
$(2)$ लैंगमुइर ने $(C)$ सहसंयोजक बंध की अवधारणा दी।
$(3)$ सिजविक और पॉवेल ने $(A)$ $VSEPR$ सिद्धांत दिया।
$(4)$ हिटलर और लंदन ने $(E)$ संयोजकता बंध सिद्धांत दिया।
$(5)$ एफ. हुंड और मुलिकन ने $(B)$ आण्विक कक्षक सिद्धांत दिया।
अतः,सही क्रम $(1-D, 2-C, 3-A, 4-E, 5-B)$ है।

(D) सही मिलान इस प्रकार हैं:
$(1)$ हाइड्रोजन बंध $\rightarrow (D) \text{ } {\rm{HF}}$
$(2)$ अनुनाद $\rightarrow (E) \text{ } {\rm{O}}_3$
$(3)$ आयनिक ठोस $\rightarrow (B) \text{ } {\rm{LiF}}$
$(4)$ सहसंयोजक ठोस $\rightarrow (A) \text{ } {\rm{C}}$
अतः,सही क्रम $(1-D, 2-E, 3-B, 4-A)$ है.

(N/A) अष्टक नियम के अनुसार परमाणु अपने संयोजी कोश में $8$ इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने के लिए इलेक्ट्रॉनों का आदान-प्रदान या साझा करते हैं।
$(1) BeF_4^{2-}$: पालन होता है। केंद्रीय $Be$ परमाणु $4$ इलेक्ट्रॉन युग्मों को साझा करता है,जिससे इसके संयोजी कोश में $8$ इलेक्ट्रॉन हो जाते हैं।
$(2) BF_3$: पालन नहीं होता है। केंद्रीय $B$ परमाणु के संयोजी कोश में केवल $6$ इलेक्ट्रॉन हैं (इलेक्ट्रॉन-न्यून अणु)।
$(3) CO_2$: पालन होता है। $C$ और $O$ दोनों परमाणु द्वि-आबंधों के माध्यम से अपना अष्टक पूर्ण करते हैं।
$(4) NO$: पालन नहीं होता है। यह एक विषम-इलेक्ट्रॉन (odd-electron) अणु है जिसमें $11$ संयोजी इलेक्ट्रॉन हैं,जिससे $N$ परमाणु के पास $7$ इलेक्ट्रॉन रह जाते हैं।
$(5) NH_3$: पालन होता है। केंद्रीय $N$ परमाणु के संयोजी कोश में $8$ इलेक्ट्रॉन हैं ($3$ साझा युग्म और $1$ एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म)।

(N/A) बंध की मजबूती का अर्थ है एक रासायनिक बंध को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा,जिसे बंध वियोजन एन्थैल्पी के रूप में भी जाना जाता है। अधिक बंध मजबूती एक अधिक स्थिर बंध को दर्शाती है।
अभिक्रियाशीलता का अर्थ है वह सहजता जिसके साथ एक बंध टूट सकता है या रासायनिक अभिक्रिया में भाग ले सकता है। सामान्य तौर पर,एक कमजोर बंध अधिक अभिक्रियाशील होता है क्योंकि इसे तोड़ने के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है।

(A) लुईस क्षार वह प्रजाति है जो इलेक्ट्रॉनों के एक एकाकी युग्म (lone pair) का दान कर सकती है।
$BF_{3}$ एक इलेक्ट्रॉन-न्यून अणु है जिसमें केंद्रीय बोरॉन परमाणु का अष्टक अपूर्ण होता है,इसलिए यह एक लुईस अम्ल है,न कि लुईस क्षार।
$NH_{3}$,$H_{2}O$ और $OH^{-}$ सभी के पास एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होते हैं जिन्हें वे दान कर सकते हैं,इसलिए वे लुईस क्षार के रूप में कार्य करते हैं।

(A) लुईस क्षार वह पदार्थ है जो इलेक्ट्रॉनों के एक एकाकी युग्म (lone pair) को दान कर सकता है।
$NH_3$,$H_2O$,और $OH^-$ सभी के केंद्रीय परमाणु पर कम से कम एक एकाकी युग्म होता है,जिससे वे लुईस क्षार के रूप में कार्य कर सकते हैं।
$BF_3$ एक इलेक्ट्रॉन-न्यून अणु है जिसका अष्टक अपूर्ण है (केंद्रीय $B$ परमाणु के चारों ओर केवल $6$ इलेक्ट्रॉन हैं)।
इसलिए,$BF_3$ एक लुईस अम्ल के रूप में कार्य करता है क्योंकि यह इलेक्ट्रॉन युग्म को स्वीकार करता है,न कि लुईस क्षार के रूप में।

(A) लुईस-क्षार वह पदार्थ है जो इलेक्ट्रॉनों के एक एकाकी युग्म (lone pair) को दान कर सकता है।
$PF_{3}$ में,फास्फोरस परमाणु के पास एक एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होता है।
इसलिए,$PF_{3}$ एक लुईस-क्षार के रूप में कार्य कर सकता है।
इसके विपरीत,$SF_{4}$,$SiF_{4}$ और $BF_{3}$ लुईस-अम्ल हैं क्योंकि उनके पास रिक्त कक्षक होते हैं या वे इलेक्ट्रॉन-न्यून होते हैं और इलेक्ट्रॉन युग्म स्वीकार कर सकते हैं।

(C) परक्लोरिक एसिड का रासायनिक सूत्र $HClO_4$ है।
परक्लोरिक एसिड की संरचना में,केंद्रीय क्लोरीन परमाणु एक हाइड्रॉक्सिल समूह $(-OH)$ से जुड़ा होता है और तीन ऑक्सीजन परमाणु द्वि-बंध $(Cl=O)$ द्वारा जुड़े होते हैं।
अतः,अणु में $3$ $Cl=O$ बंध होते हैं।
सही विकल्प $C$ है।

(A) $S-S$ बंध लंबाई सल्फर की ऑक्सीकरण अवस्था और सल्फर परमाणुओं पर मौजूद एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों (lone pairs) के बीच प्रतिकर्षण पर निर्भर करती है।
$S_2O_4^{2-}$ में,प्रत्येक सल्फर परमाणु पर एक एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होता है,जिससे दो सल्फर परमाणुओं के बीच महत्वपूर्ण $L.P.-L.P.$ प्रतिकर्षण होता है,जो $S-S$ बंध लंबाई को बढ़ाता है।
$S_2O_5^{2-}$ में,एक सल्फर पर एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होता है और दूसरे पर नहीं,जिसके परिणामस्वरूप $S_2O_4^{2-}$ की तुलना में कम प्रतिकर्षण होता है।
$S_2O_6^{2-}$ में,दोनों सल्फर परमाणु उच्च ऑक्सीकरण अवस्था में होते हैं और उनके पास $S-S$ प्रतिकर्षण में भाग लेने के लिए कोई एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म नहीं होता है,जिसके परिणामस्वरूप सबसे छोटी $S-S$ बंध लंबाई प्राप्त होती है।
अतः,$S-S$ बंध लंबाई का सही क्रम $I > II > III$ है।

(B) लुईस क्षार वह रासायनिक प्रजाति है जिसमें इलेक्ट्रॉन युग्म दान करने की क्षमता होती है।
$NF_{3}$ में,केंद्रीय परमाणु $N$ के पास एक एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म (lone pair) है।
$SF_{4}$ में,केंद्रीय परमाणु $S$ के पास एक एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म है।
$ClF_{3}$ में,केंद्रीय परमाणु $Cl$ के पास दो एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म हैं।
इसलिए,$NF_{3}$,$SF_{4}$ और $ClF_{3}$ लुईस क्षार के रूप में कार्य कर सकते हैं।
$PCl_{5}$ में,केंद्रीय परमाणु $P$ अपनी अधिकतम ऑक्सीकरण अवस्था $(+5)$ में है और इसके पास दान करने के लिए कोई एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म नहीं है। अतः,यह लुईस क्षार के रूप में कार्य नहीं कर सकता है।

(B) आइसोस्ट्रक्चरल प्रजातियों की ज्यामिति और संकरण समान होते हैं।
$A.$ $SO_{4}^{2-}$ और $CrO_{4}^{2-}$ दोनों चतुष्फलकीय ($sp^3$ संकरण) हैं।
$B.$ $SiCl_{4}$ और $TiCl_{4}$ दोनों चतुष्फलकीय ($sp^3$ संकरण) हैं।
$C.$ $NH_{3}$ त्रिकोणीय पिरामिडल $(sp^3)$ है,जबकि $NO_{3}^{-}$ त्रिकोणीय समतलीय $(sp^2)$ है।
$D.$ $BCl_{3}$ त्रिकोणीय समतलीय $(sp^2)$ है,जबकि $BrCl_{3}$ $T$-आकार का $(sp^3d)$ है।
अतः,आइसोस्ट्रक्चरल युग्म $A$ और $B$ हैं।

(D) अभिक्रिया: $Na_{(g)} + Br_{(g)} \rightarrow NaBr_{(s)}$
बॉर्न-हैबर चक्र के अनुसार,इस अभिक्रिया के लिए एन्थैल्पी परिवर्तन $Na_{(g)}$ की आयनन एन्थैल्पी,$Br_{(g)}$ की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी और $NaBr_{(s)}$ की जालक एन्थैल्पी का योग है।
$\Delta H = IE_{1} + \Delta H_{eg} + LE$
$\Delta H = 495.8 + (-325.0) + (-728.4) = -557.6 \ kJ \ mol^{-1}$
इस मान को $x \times 10^{-1} \ kJ \ mol^{-1}$ के रूप में लिखने पर:
$-557.6 \ kJ \ mol^{-1} = -5576 \times 10^{-1} \ kJ \ mol^{-1}$
अतः,सही उत्तर $5576$ है।

(D) $1$. बंध कोण का क्रम $CH_{4} > NH_{3} > H_{2}O > H_{2}S$ सही है।
$2$. $O_{2}$ प्रजातियों के लिए बंध कोटि का क्रम $O_{2}^{+} > O_{2} > O_{2}^{-} > O_{2}^{2-}$ सही है।
$3$. $H$-बंध की शक्ति का क्रम $HF > H_{2}O > NH_{3} > HCl$ सही है।
$4$. $CO_{2}$ में,$O=C=O$ संरचना $\overline{O}-C \equiv \stackrel{+}{O}$ से अधिक स्थिर है क्योंकि इसमें कोई औपचारिक आवेश नहीं है और यह अष्टक नियम का पालन करती है। अतः,विकल्प $D$ गलत है।

(D) इलेक्ट्रॉन-न्यून प्रजातियाँ वे हैं जिनमें केंद्रीय परमाणु का अष्टक अपूर्ण होता है,अर्थात उनके संयोजी कोश में $8$ से कम इलेक्ट्रॉन होते हैं।
$1$. $PH_{3}$: $P$ के पास $8$ इलेक्ट्रॉन हैं (अष्टक पूर्ण)।
$2$. $B_{2}H_{6}$: बोरॉन के पास $6$ इलेक्ट्रॉन हैं (इलेक्ट्रॉन-न्यून)।
$3$. $CCl_{4}$: $C$ के पास $8$ इलेक्ट्रॉन हैं (अष्टक पूर्ण)।
$4$. $NH_{3}$: $N$ के पास $8$ इलेक्ट्रॉन हैं (अष्टक पूर्ण)।
$5$. $LiH$: $Li$ के पास $2$ इलेक्ट्रॉन हैं (इलेक्ट्रॉन-न्यून)।
$6$. $BCl_{3}$: $B$ के पास $6$ इलेक्ट्रॉन हैं (इलेक्ट्रॉन-न्यून)।
अतः,इलेक्ट्रॉन-न्यून अणु $B_{2}H_{6}$,$LiH$ और $BCl_{3}$ हैं।
इलेक्ट्रॉन-न्यून अणुओं की कुल संख्या $3$ है।

(C) अनुचुंबकीय प्रकृति निर्धारित करने के लिए,हम अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति की जाँच करते हैं:
$Na_2O$: प्रतिचुंबकीय (सभी इलेक्ट्रॉन युग्मित हैं)।
$KO_2$: अनुचुंबकीय ($O_2^-$ आयन में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है)।
$NO_2$: अनुचुंबकीय (संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या विषम है,$17$ संयोजी इलेक्ट्रॉन)।
$N_2O$: प्रतिचुंबकीय (सभी इलेक्ट्रॉन युग्मित हैं)।
$ClO_2$: अनुचुंबकीय (संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या विषम है,$19$ संयोजी इलेक्ट्रॉन)।
$NO$: अनुचुंबकीय (संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या विषम है,$11$ संयोजी इलेक्ट्रॉन)।
$SO_2$: प्रतिचुंबकीय (सभी इलेक्ट्रॉन युग्मित हैं)।
$Cl_2O$: प्रतिचुंबकीय (सभी इलेक्ट्रॉन युग्मित हैं)।
अनुचुंबकीय ऑक्साइड $KO_2$,$NO_2$,$ClO_2$ और $NO$ हैं।
अतः,अनुचुंबकीय ऑक्साइडों की कुल संख्या $4$ है।

(B) विषम-इलेक्ट्रॉन अणु वह है जिसमें संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या विषम होती है,जैसे $NO$ (नाइट्रिक ऑक्साइड,$5+6=11$ संयोजी इलेक्ट्रॉन)।
विस्तारित अष्टक अणु वह है जिसमें केंद्रीय परमाणु के संयोजी कोश में $8$ से अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं,जैसे $H_{2}SO_{4}$ (सल्फ्यूरिक एसिड)।
$H_{2}SO_{4}$ में,केंद्रीय सल्फर परमाणु चार ऑक्सीजन परमाणुओं से बंधा होता है (दो द्वि-आबंध और दो एकल-आबंध),जिसके परिणामस्वरूप इसके संयोजी कोश में $12$ इलेक्ट्रॉन होते हैं।
अतः,विषम-इलेक्ट्रॉन अणु $(NO)$ और विस्तारित अष्टक अणु $(H_{2}SO_{4})$ वाला युग्म $NO$ और $H_{2}SO_{4}$ है।

(C) आइसोइलेक्ट्रॉनिक प्रजातियां वे होती हैं जिनमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है।
प्रत्येक युग्म में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या इस प्रकार है:
$(A) \ CO, N_2$: $CO = 6 + 8 = 14$; $N_2 = 7 + 7 = 14$. (आइसोइलेक्ट्रॉनिक)
$(B) \ O_2, NO$: $O_2 = 8 + 8 = 16$; $NO = 7 + 8 = 15$. (आइसोइलेक्ट्रॉनिक नहीं)
$(D) \ F_2, HCl$: $F_2 = 9 + 9 = 18$; $HCl = 1 + 17 = 18$. (आइसोइलेक्ट्रॉनिक)
अतः,$(A)$ और $(D)$ दोनों आइसोइलेक्ट्रॉनिक युग्म हैं,इसलिए सही विकल्प $(C)$ है।

(C) हाइड्राज़ीन का आणविक सूत्र $NH_2-NH_2$ है।
हाइड्राज़ीन की संरचना में,प्रत्येक नाइट्रोजन परमाणु पर एक एकाकी युग्म होता है,इसलिए कुल $2$ एकाकी युग्म हैं।
आबंध युग्मों में $4$ $N-H$ आबंध और $1$ $N-N$ आबंध शामिल हैं,जो कुल $5$ आबंध युग्म बनाते हैं।
अतः,एकाकी युग्मों की संख्या $2$ है और आबंध युग्मों की संख्या $5$ है।

(D) ऑक्सीजन-ऑक्सीजन बंध लंबाई बंध कोटि और आसपास के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक वातावरण द्वारा निर्धारित की जाती है।
$1$. $O_2$: बंध कोटि $2.0$ है,बंध लंबाई $\approx 121 \text{ pm}$ है।
$2$. $KO_2$: सुपरऑक्साइड आयन $O_2^-$ युक्त है,बंध कोटि $1.5$ है,बंध लंबाई $\approx 128 \text{ pm}$ है।
$3$. $H_2O_2$: पेरोक्साइड आयन $O_2^{2-}$ युक्त है,बंध कोटि $1.0$ है,बंध लंबाई $\approx 148 \text{ pm}$ है।
$4$. $F_2O_2$: बंध कोटि $1.0$ है,लेकिन $F$ की उच्च विद्युत ऋणात्मकता के कारण,$O-O$ बंध लंबाई $\approx 122 \text{ pm}$ है।
$5$. $BaO_2$: पेरोक्साइड आयन $O_2^{2-}$ युक्त है,बंध कोटि $1.0$ है,बंध लंबाई $\approx 149 \text{ pm}$ है।
इन मानों की तुलना करने पर,दिए गए विकल्पों में से $KO_2$ $(128 \text{ pm})$ और $F_2O_2$ $(122 \text{ pm})$ की बंध लंबाई सबसे अधिक समान है।

(A) पेरोक्सोडाइसल्फ्यूरिक एसिड $(H_2S_2O_8)$ की संरचना $HO-SO_2-O-O-SO_2-OH$ होती है। प्रत्येक सल्फर परमाणु दो ऑक्सीजन परमाणुओं के साथ द्वि-बंध द्वारा जुड़ा होता है,जिससे $4$ $\pi$-बंध बनते हैं।
पाइरोसल्फ्यूरिक एसिड $(H_2S_2O_7)$ की संरचना $HO-SO_2-O-SO_2-OH$ होती है। प्रत्येक सल्फर परमाणु दो ऑक्सीजन परमाणुओं के साथ द्वि-बंध द्वारा जुड़ा होता है,जिससे $4$ $\pi$-बंध बनते हैं।
$\pi$-बंधों की कुल संख्या $= 4 + 4 = 8$.

(B) ओजोन $(O_3)$ की लुईस संरचना में एक केंद्रीय ऑक्सीजन परमाणु दो अन्य ऑक्सीजन परमाणुओं से जुड़ा होता है।
एक ऑक्सीजन परमाणु केंद्रीय ऑक्सीजन परमाणु के साथ द्वि-आबंध बनाता है और इसके पास $2$ एकाकी युग्म होते हैं।
केंद्रीय ऑक्सीजन परमाणु पर धनात्मक आवेश होता है और इसके पास $1$ एकाकी युग्म होता है।
तीसरा ऑक्सीजन परमाणु केंद्रीय ऑक्सीजन परमाणु के साथ एकल आबंध बनाता है और इसके पास $3$ एकाकी युग्म होते हैं।
एकाकी युग्मों की कुल संख्या $= 2 + 1 + 3 = 6$।

(A) यह निर्धारित करने के लिए कि किसी अणु या आयन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या विषम है या नहीं,हम कुल संयोजी इलेक्ट्रॉनों की गणना करते हैं:
$A. NO_2$: $5 + 2(6) = 17$ (विषम)
$B. ICl_4^{-}$: $7 + 4(7) + 1 = 36$ (सम)
$C. BrF_3$: $7 + 3(7) = 28$ (सम)
$D. ClO_2$: $7 + 2(6) = 19$ (विषम)
$E. NO_2^{+}$: $5 + 2(6) - 1 = 16$ (सम)
$F. NO$: $5 + 6 = 11$ (विषम)
सम संख्या में इलेक्ट्रॉन रखने वाली प्रजातियाँ $ICl_4^{-}$,$BrF_3$ और $NO_2^{+}$ हैं।
अतः,कुल संख्या $3$ है।

(D) $H_2O_2$ में $O-O$ बंध लंबाई $1.48 \ \mathring{A}$ है,जबकि $F_2O_2$ में यह $1.22 \ \mathring{A}$ है। अतः,$H_2O_2$ में $O-O$ बंध लंबा है $(X = \text{longer})$.
$H_2O_2$ में $O-H$ बंध लंबाई लगभग $0.95 \ \mathring{A}$ है,जबकि $F_2O_2$ में $O-F$ बंध लंबाई लगभग $1.41 \ \mathring{A}$ है। अतः,$O-H$ बंध छोटा है $(Y = \text{shorter})$.
इसलिए,सही विकल्प $D$ है।

(C) प्रत्येक अणु के लिए एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों की संख्या इस प्रकार है:
$1$. $H_2O$: ऑक्सीजन के पास $2$ एकाकी युग्म हैं।
$2$. $N_2$: प्रत्येक नाइट्रोजन परमाणु के पास $1$ एकाकी युग्म,कुल $2$ एकाकी युग्म।
$3$. $CO$: कार्बन के पास $1$ और ऑक्सीजन के पास $1$ एकाकी युग्म,कुल $2$ एकाकी युग्म।
$4$. $XeF_4$: ज़ेनॉन के पास $2$ एकाकी युग्म हैं।
$5$. $NH_3$: नाइट्रोजन के पास $1$ एकाकी युग्म है।
$6$. $NO$: नाइट्रोजन के पास $1$ और ऑक्सीजन के पास $2$ एकाकी युग्म (कुल $3$ एकाकी युग्म)।
$7$. $CO_2$: कार्बन के पास $0$,प्रत्येक ऑक्सीजन के पास $2$ एकाकी युग्म (कुल $4$ एकाकी युग्म)।
$8$. $F_2$: प्रत्येक फ्लोरीन के पास $3$ एकाकी युग्म (कुल $6$ एकाकी युग्म)।
अतः,ठीक $2$ एकाकी युग्म वाले अणु $H_2O, N_2, CO,$ और $XeF_4$ हैं।
कुल संख्या $4$ है।