Chemical Bonding MCQ Quiz in हिन्दी - Objective Question with Answer for Chemical Bonding - मुफ्त [PDF] डाउनलोड करें

संप्रत्यय:

आणविक कक्षक सिद्धांत (MOT)

• आणविक कक्षक सिद्धांत अणुओं में बंधन की व्याख्या आणविक कक्षकों के निर्माण के लिए परमाणु कक्षकों के संयोजन द्वारा करता है।
• बंध क्रम की गणना सूत्र का उपयोग करके की जाती है:

  बंध क्रम = \(\frac{\text{बंध बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या - प्रतिबंध बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या}}{2}\)

• बंध क्रम अणु या आयन की स्थिरता को इंगित करता है। उच्च बंध क्रम अधिक स्थिरता के अनुरूप होते हैं।

व्याख्या:

• O₂⁺ आयन उदासीन O₂ अणु से एक इलेक्ट्रॉन को हटाकर बनता है।
• O₂ का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास (MOT के आधार पर) है:

  \((\sigma_{1s})^2 (\sigma_{1s}^*)^2 (\sigma_{2s})^2 (\sigma_{2s}^*)^2 (\sigma_{2p_z})^2 (\pi_{2p_x})^2 (\pi_{2p_y})^2 (\pi_{2p_x}^*)^1 (\pi_{2p_y}^*)^1\)

• O₂⁺ के लिए, एक इलेक्ट्रॉन एक प्रतिबंध बनाने वाले कक्षक (\(\pi_{2p_x}^*\) या \(\pi_{2p_y}^*\)) से हटा दिया जाता है, जिससे शेष रहता है:

  \((\sigma_{1s})^2 (\sigma_{1s}^*)^2 (\sigma_{2s})^2 (\sigma_{2s}^*)^2 (\sigma_{2p_z})^2 (\pi_{2p_x})^2 (\pi_{2p_y})^2 (\pi_{2p_x}^*)^1 (\pi_{2p_y}^*)^0\)

• बंध बनाने वाले और प्रतिबंध बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या गिनें:
  • बंध बनाने वाले इलेक्ट्रॉन = 2 (\(\sigma_{1s}\)) + 2 (\(\sigma_{2s}\)) + 2 (\(\sigma_{2p_z}\)) + 2 (\(\pi_{2p_x}\)) + 2 (\(\pi_{2p_y}\)) = 10
  • प्रतिबंध बनाने वाले इलेक्ट्रॉन = 2 (\(\sigma_{1s}^*\)) + 2 (\(\sigma_{2s}^*\)) + 1 (\(\pi_{2p_x}^*\)) = 5
• बंध क्रम सूत्र का उपयोग करके:

  बंध क्रम = \(\frac{\text{बंध बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या - प्रतिबंध बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या}}{2}\)

  = \(\frac{10 - 5}{2}\)

  = \(2\frac{1}{2}\)

इसलिए, O₂⁺ का बंध क्रम \(2\frac{1}{2}\) है, और सही उत्तर विकल्प 2 है।

संकल्पना:

अक्ष के साथ इलेक्ट्रॉन घनत्व

• परमाणु कक्षाओं में "अक्षीय" शब्द उन कक्षाओं को संदर्भित करता है जिनमें परमाणु की प्रमुख धुरी (आमतौर पर z-अक्ष) के साथ इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। ये कक्षाएं z-अक्ष के साथ उन्मुख होती हैं, न कि समतलीय तल में।
• उदाहरण के लिए, p और d कक्षाओं के मामले में:
  • pz एक अक्षीय कक्षा है क्योंकि इसका इलेक्ट्रॉन घनत्व z-अक्ष के साथ होता है।
  • dz₂ भी एक अक्षीय कक्षा है क्योंकि इसका इलेक्ट्रॉन घनत्व z-अक्ष के साथ केंद्रित होता है और इसके चारों ओर एक "डोनट" आकार होता है।
  • dx₂-y₂ भी एक अक्षीय कक्षा मानी जाती है क्योंकि इसका इलेक्ट्रॉन घनत्व x और y अक्षों के साथ होता है, और इसे अक्सर "अक्षीय" माना जाता है।
• अन्य कक्षाएं जैसे px, py, dxy, dyz, और dxz किसी एक विशेष अक्ष के साथ महत्वपूर्ण इलेक्ट्रॉन घनत्व नहीं रखती हैं, इसलिए इन्हें गैर-अक्षीय माना जाता है।

व्याख्या:

• वे कक्षाएं जिनमें अक्ष (आमतौर पर z-अक्ष) के साथ इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है: pz, dz₂, और dx₂-y₂।
• इन कक्षाओं को "अक्षीय" कहा जाता है क्योंकि इनका इलेक्ट्रॉन घनत्व प्रमुख अक्ष के साथ या उसके चारों ओर केंद्रित होता है।
• 
   
• ​\(\mathrm{p}_{\mathrm{x}}, \mathrm{p}_{\mathrm{y}}, \mathrm{p}_{\mathrm{z}}, \mathrm{~d}_{\mathrm{z}^{2}}, \mathrm{~d}_{\mathrm{x}^{2}-\mathrm{y}^{2}}\)

अतः अक्ष के साथ इलेक्ट्रॉन घनत्व वाली कक्षाओं की संख्या 5 है।

संप्रत्यय:

द्विध्रुवीय आघूर्ण

• द्विध्रुवीय आघूर्ण एक सदिश राशि है जो एक अणु में धनात्मक और ऋणात्मक आवेशों के पृथक्करण को दर्शाता है। इसे आवेश के परिमाण और आवेशों के बीच की दूरी के गुणनफल के रूप में परिभाषित किया जाता है।
• परंपरागत रूप से, द्विध्रुवीय आघूर्ण को एक तीर के रूप में दर्शाया जाता है, जहाँ तीर की पूँछ ऋणात्मक आवेश (विद्युतऋणात्मक परमाणु) की ओर इंगित करती है और शीर्ष धनात्मक आवेश (कम विद्युतऋणात्मक परमाणु) की ओर इंगित करता है।
• द्विध्रुवीय आघूर्ण की दिशा अणु में इलेक्ट्रॉन घनत्व के स्थानांतरण की दिशा द्वारा परिभाषित की जाती है, जो कम विद्युतऋणात्मक परमाणु (धनात्मक केंद्र) से अधिक विद्युतऋणात्मक परमाणु (ऋणात्मक केंद्र) की ओर गति करता है।

व्याख्या:

• कथन I: यह कथन सही है। द्विध्रुवीय आघूर्ण वास्तव में एक सदिश राशि है, और इसकी दिशा एक तीर द्वारा दर्शाई जाती है जो एक अणु में ऋणात्मक केंद्र (पूँछ) से धनात्मक केंद्र (शीर्ष) की ओर इंगित करता है।
• कथन II: यह कथन गलत है। द्विध्रुवीय आघूर्ण प्रतीक में क्रॉस तीर आवेशों के विस्थापन की दिशा का प्रतिनिधित्व नहीं करता है। इसके बजाय, द्विध्रुवीय आघूर्ण तीर स्वयं इलेक्ट्रॉन घनत्व स्थानांतरण की दिशा का प्रतिनिधित्व करता है, जिसका शीर्ष अधिक विद्युतऋणात्मक केंद्र की ओर और पूँछ कम विद्युतऋणात्मक केंद्र की ओर इंगित करती है।

इसलिए, सही उत्तर है: विकल्प 4: कथन I सही है लेकिन कथन II गलत है।

संप्रत्यय:

अणुओं/आयनों की ज्यामिति और संकरण

• किसी अणु का आकार (ज्यामिति) इस पर निर्भर करता है:
  • केंद्रीय परमाणु पर बंधन युग्मों और एकाकी युग्मों की संख्या
  • केंद्रीय परमाणु की संकरण अवस्था
• सामान्य संकरण और उनकी ज्यामिति:
  • sp → रेखीय
  • sp² → त्रिकोणीय समतलीय
  • sp³ → चतुष्फलकीय या पिरामिडी (1 एकाकी युग्म के साथ)
  • sp³d → त्रिकोणीय द्विपिरामिडी / रेखीय (3 एकाकी युग्मों के साथ)
  • sp³d² → अष्टफलकीय

व्याख्या:

• A - V: SF₆
  • 6 बंधन युग्म, कोई एकाकी युग्म नहीं → संकरण = sp³d²
  • ज्यामिति = अष्टफलकीय
  • 
• B - II: NH₃
  • 3 बंधन युग्म, 1 एकाकी युग्म → संकरण = sp³
  • ज्यामिति = पिरामिडी
  • 
• C - III: XeF₂
  • 2 बंधन युग्म, 3 एकाकी युग्म → संकरण = sp³d
  • ज्यामिति = रेखीय
  • 
  D - IV: BF₃
  • 3 बंधन युग्म, 0 एकाकी युग्म → संकरण = sp²
  • ज्यामिति = त्रिकोणीय समतलीय
  • 

इसलिए, सही उत्तर है A - V, B - II, C - III, D - IV

संकल्पना:

द्विध्रुवीय आघूर्ण, एकाकी युग्म, बंध लंबाई और बंध एन्थैल्पी

• द्विध्रुवीय आघूर्ण: द्विध्रुवीय आघूर्ण बंधित परमाणुओं के बीच विद्युतऋणात्मकता अंतर और आणविक ज्यामिति पर निर्भर करता है।
• केंद्रीय परमाणु पर एकाकी युग्म: आणविक संरचना और केंद्रीय परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों का उपयोग करके एकाकी युग्मों की संख्या निर्धारित की जा सकती है।
• बंध लंबाई: बंध लंबाई बंध सामर्थ्य के व्युत्क्रमानुपाती होती है और बंध में शामिल परमाणुओं के आकार से सीधे संबंधित होती है।
• बंध एन्थैल्पी: बंध एन्थैल्पी एक बंध को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा है। त्रिबंध द्विबंध से अधिक प्रबल होते हैं, जो एकल बंध से अधिक प्रबल होते हैं।

व्याख्या:

• H₂O > NH₃ > CHCl₃ - द्विध्रुवीय आघूर्ण
  • H₂O का द्विध्रुवीय आघूर्ण सबसे अधिक होता है क्योंकि इसका आकार मुड़ा हुआ है और उच्च विद्युतऋणात्मकता अंतर है।
  • NH₃ का द्विध्रुवीय आघूर्ण H₂O से कम होता है, क्योंकि यह पिरामिडनुमा और कम ध्रुवीय है।
  • CHCl₃ का द्विध्रुवीय आघूर्ण सबसे कम होता है क्योंकि इसकी ज्यामिति आंशिक रूप से द्विध्रुवों को निरस्त करती है।
  • यह क्रम सही है।
• XeF₄ > XeO₃ > XeF₂ - केंद्रीय परमाणु पर एकाकी युग्मों की संख्या
  • XeF₄: जीनॉन के 4 बंध और 2 एकाकी युग्म हैं।
  • XeO₃: जीनॉन के 3 बंध और 1 एकाकी युग्म हैं।
  • XeF₂: जीनॉन के 2 बंध और 3 एकाकी युग्म हैं।
  • एकाकी युग्मों का सही क्रम XeF₂ > XeF₄ > XeO₃ है, इसलिए यह विकल्प गलत है।
• O-H > C-H > N-O - बंध लंबाई
  • O-H की बंध लंबाई सबसे कम होती है क्योंकि उच्च बंध शक्ति और छोटा परमाणु आकार होता है।
  • C-H, O-H से लंबा लेकिन N-O से छोटा है।
  • N-O की बंध लंबाई सबसे लंबी होती है क्योंकि दुर्बल बंध सामर्थ्य और बड़ा परमाणु आकार होता है।
  • यह क्रम सही है।
• N₂ > O₂ > H₂ - बंध एन्थैल्पी
  • N₂ की बंध एन्थैल्पी सबसे अधिक होती है क्योंकि प्रबल त्रिबंध होता है।
  • O₂ की बंध एन्थैल्पी N₂ से कम होती है क्योंकि इसका द्विबंध होता है।
  • H₂ की बंध एन्थैल्पी सबसे कम होती है क्योंकि इसका एकल बंध होता है।
  • यह क्रम सही है।

इसलिए, सही उत्तर केवल A, D है।

विकल्प 3 सही है, अर्थात जब दो अत्यधिक विद्युत्-ऋणात्मक परमाणुओं के बीच हाइड्रोजन परमाणु होता है।

• H बंध के दो प्रकार हैं और वे निम्नानुसार हैं:
  • अंतरणुक हाइड्रोजन बंध।
  • अंतरा-अणुक हाइड्रोजन बंध।
• अंतरणुक हाइड्रोजन बंध:
  • यह तब बनता है जब एक हाइड्रोजन परमाणु समान अणु के भीतर मौजूद दो अत्यधिक विद्युत्-ऋणात्मक (F, O, N) परमाणुओं के बीच होता है। उदाहरण के लिए, ओ-नाइट्रोफेनोल में, हाइड्रोजन दो ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच है।
• अंतरा-अणुक हाइड्रोजन बंध:
  • यह एक ही या विभिन्न यौगिकों के दो अलग-अलग अणुओं के बीच बनता है। उदाहरण के लिए, HF अणु, अल्कोहल या पानी के अणुओं, आदि के मामले में H-बंध।

सही उत्तर 4 है।Key Points

• किसी परमाणु के संयोजकता कोश में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों की संख्या को परमाणु की संयोजकता कहते हैं।
• एक परमाणु की संयोजकता को एक परमाणु की संयोजन क्षमता के रूप में परिभाषित किया जाता है, दूसरे शब्दों में, एक परमाणु द्वारा गठित बंधों की संख्या को उस परमाणु की संयोजकता भी कहा जाता है।
• इस प्रकार, प्रत्येक ऑक्सीजन सल्फर परमाणु के साथ अपनी संयोजकता 4 बनाते हुए दो बंध बनाता है।

Additional Information

• नाइट्रोजन की संयोजकता 3 होती है।
• मैग्नीशियम, जिसका परमाणु क्रमांक 12 होता है, की संयोजकता 2 होती है।
• 1 संयोजकता वाले तत्व वे तत्व होता हैं, जो स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के लिए या तो एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त कर सकते हैं या एक इलेक्ट्रॉन खो सकते हैं।उदाहरण- हाइड्रोजन। 

अवधारणा:

फैजान का नियम:

• कुछ मामलों में धनायनों और ऋणायनों के बीच कूलम्बिक आकर्षण, आयनों के विरूपण की ओर जाता है।
• एक अणु से दूसरे अणु के कारण होने वाली इस विरूपण को ध्रुवीकरण कहा जाता है।
• जिस सीमा तक अणु दूसरे का ध्रुवीकरण करने में सक्षम होता है, उसे उसकी ध्रुवीकरण शक्ति कहा जाता है।
• एक अणु जिस सीमा तक ध्रुवीकृत हो सकता है, उसे उसकी ध्रुवीयता कहा जाता है।
• आयनों के विरूपता में वृद्धि, आयनों के बीच हुई वृद्धि  इलेक्ट्रॉन घनत्व को जन्म दे सकती है और यह काफी मात्रा में सहसंयोजक आबंधन की ओर जाता है।

स्पष्टीकरण:

आबंध के सहसंयोजक/आयनिक लक्षण को प्रभावित करने वाले कारक:

• धनायनों का छोटा आकार:
  • धनायनों का आकार जितना छोटा होता है, उतना ही बड़ा उसका सहसंयोजक लक्षण होता है।
• ऋणायनों का बड़ा आकार:
  • ऋणायनों का आकार जितना बड़ा होगा, उनके इलेक्ट्रॉनों को उतना कम प्रबलता से नाभिक द्वारा पकड़ लिया जाएगा और इसे अधिक आसानी से ध्रुवीकृत किया जा सकेगा और इस प्रकार अधिक सहसंयोजक लक्षण होगा।
• दोनों आयनों में से किसी एक पर बड़ा आवेश:
  • आयनों पर आवेश बढ़ने के साथ ही आयन के बाहरी इलेक्ट्रॉनों के लिए धनायन का स्थिरवैद्युतिकी आकर्षण भी बढ़ जाता है।
  • नतीजतन, आबंध का सहसंयोजक लक्षण बढ़ता है।
  • उदाहरण के लिए, सहसंयोजक लक्षण इस प्रकार है: AlCl3 > MgCl2 > NaCl।
• आयनों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास:
  • समान आकार और आवेश वाले दो आयनों में से, एक छद्म अक्रिय गैस विन्यास वाले आयन में उच्च ध्रुवीकरण की शक्ति होगी और एक अक्रिय गैस विन्यास के साथ एक धनायन की तुलना में अधिक सहसंयोजक लक्षण होगा (अर्थात, आयन सबसे बाहरी कोश में 8 इलेक्ट्रॉन हैं)।
• एक आवर्त के साथ ध्रुवीयता घट जाती है और एक समूह के साथ बढ़ जाती है।
• कम धनात्मक आवेश और बड़े आकार का धनायन और आयनों पर एक छोटा आवेश और छोटे आकार का ऋणायनों यौगिकों के निर्माण का पक्ष लेते हैं।
• एक उच्च धनात्मक आवेश और छोटे आकार के धनायन और ऋणायनों पर बड़े आवेश और ऋणायनों के बड़े आकार सहसंयोजक यौगिकों के निर्माण के पक्ष में हैं।
• दिए गए यौगिकों BeCl2, BaCl2, MgCl2, CaCl2 में, धनायनो में समान आवेश +2 है, और आयनों का शुद्ध आवेश -2 है।
• सभी  उद्धरण   Be+2, Ba+2, Mg+2, Ca+2 आवर्त सारणी के समूह II के समान हैं।
• जैसे ही हम Be, Mg, Ca से Ba समूह में नीचे जाते हैं, ध्रुवीयता कम हो जाती है और साथ ही साथ सहसंयोजक लक्षण भी घट जाता है। इस प्रकार, आयनिक लक्षण समूह में नीचे जाने पर बढ़ता है।
• सबसे अधिक आयनिक BaCl₂ और सबसे कम आयनिक BeCl₂ है।

इस प्रकार, आयनिक लक्षण का सही क्रम है: BeCl2 < MgCl2 < CaCl2 < BaCl2.

सही उत्‍तर बिना किसी इलेक्ट्रॉन के है ।

Key Points

• समन्वय रसायन विज्ञान में, एक समन्वय सहसंयोजक बंधन को मूल बंध, द्विध्रुवी बंध या समन्वय बंध के रूप में भी जाना जाता है।
• यह एक प्रकार का दो-केंद्र, दो-इलेक्ट्रॉन सहसंयोजक बंध है जिसमें दो इलेक्ट्रॉन एक ही परमाणु से प्राप्त होते हैं।
• धातु आयनों के लिगेंडों के बंध में इस प्रकार की अन्योन्यक्रिया शामिल होती है।

Additional Information

• बंध तीन प्रकार के होते हैं:
  • आयोनिक बंध
  • सहसंयोजक बंध
  • समन्वय बंध
• आयनिक बंध:
  • वे एक रासायनिक अणु में द्विध्रुवीय आयनों के स्थिर विद्युत आकर्षण द्वारा निर्मित एक विशेष प्रकार के संबंध हैं।
  • जब एक परमाणु की संयोजकता (बाह्यतम) इलेक्ट्रॉनों को स्थायी रूप से दूसरे परमाणु में स्थानांतरित किया जाता है, तो इस तरह का एक बंध बनता है।
• सहसंयोजक बंध:
  • यह तब बनता है जब दो परमाणु एक या अधिक जोड़े इलेक्ट्रॉनों का आदान-प्रदान करते हैं।
  • दो परमाणु नाभिक समवर्ती रूप से इन इलेक्ट्रॉनों को उनके पास खींच रहे हैं।
  • जब आयनों को बनाने के लिए एक इलेक्ट्रॉन हस्तांतरण के लिए दो परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता के बीच का अंतर बहुत छोटा होता है, तो एक सहसंयोजक बंध बनता है।

सही उत्तर हाइड्रोजन क्लोराइड है।Key Points

• सहसंयोजक यौगिक तब बनते हैं जब दो या दो से अधिक अधातु परमाणु अपने सबसे बाहरी कोश को पूरा करने के लिए इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं।
• हाइड्रोजन क्लोराइड एक सहसंयोजक यौगिक है क्योंकि इसका निर्माण हाइड्रोजन और क्लोरीन परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के साझा करने से होता है।
• मैग्नीशियम हाइड्रॉक्साइड और कैल्शियम कार्बोनेट दोनों आयनिक यौगिक हैं, क्योंकि वे एक धातु परमाणु (मैग्नीशियम या कैल्शियम) से एक अधातु परमाणु (ऑक्सीजन या हाइड्रॉक्साइड) में इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण से बनते हैं।
• सोडियम क्लोराइड भी एक आयनिक यौगिक है, जो सोडियम और क्लोरीन परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों के स्थानांतरण से बनता है।
• सहसंयोजक यौगिकों का गलनांक और क्वथनांक सामान्यतः आयनिक यौगिकों की तुलना में कम होता है, और प्रायः कमरे के तापमान पर गैस या तरल पदार्थ होते हैं।
• हाइड्रोजन क्लोराइड एक महत्वपूर्ण औद्योगिक रसायन है जिसका प्रयोग PVC, रेफ्रिजरेंट्स और अन्य रसायनों के उत्पादन में किया जाता है।

Additional Information

• मैग्नीशियम हाइड्रॉक्साइड एंटासिड का एक महत्वपूर्ण घटक है और इसका प्रयोग अग्निरोधी और अपशिष्ट जल उपचार के उत्पादन में भी किया जाता है।
• कैल्शियम कार्बोनेट चूना पत्थर, चाक और संगमरमर जैसे कई प्राकृतिक पदार्थों में पाया जाता है, और इसका प्रयोग आहार अनुपूरक के रूप में और कागज, प्लास्टिक और पेंट के उत्पादन में भी किया जाता है।
• सोडियम क्लोराइड, जिसे नमक के रूप में भी जाना जाता है, का प्रयोग सामान्यतः भोजन में मसाला और संरक्षक के रूप में, साथ ही रसायनों और वस्त्रों के उत्पादन में किया जाता है।

संकल्पना:

फजान के नियम के अनुसार:

• छोटा धनायन  और  बड़ा ऋणायन के बीच अधिक सहसंयोजक गुण होता है।
• बड़ा धनायन और छोटा ऋणायन में आयनिक गुण होता है।

स्पष्टीकरण:

दिए गए विकल्पों में सभी में एक ही आयन (Cl-) है, यौगिकों का गुण केवल धनायन द्वारा तय किया जाता है।

Na, K, Li और Cs , I समूह से संबंधित हैं और परमाणु आकार का क्रम है:

Li < Na < K < Cs.

फजान के नियम के अनुसार: बड़ा धनायन और छोटा ऋणायन में आयनिक गुण होता है।

तो, CsCl में अधिकतम आयनिक गुण है।

सही उत्तर 10 है।

Key Points

• परमाणु एक सटीक तरीके से व्यवस्थित होने चाहिए जो कि कक्षीयों को एक सहसंयोजक संबंध बनाने के क्रम में अधिव्यापन करने की अनुमति देते हैं।
• इस तथ्य के कारण कि सिग्मा आबंध pi-आबंध से अधिक प्रभावशाली होते हैं, इसे तोड़ना चुनौतीपूर्ण होता है।
• सिग्मा आबंध अक्ष के साथ परमाणु कक्षाओं के संरेखण द्वारा बनाए जाते हैं, और pi-आबंध दो परमाणु कक्षीय पालियों के संरेखण द्वारा बनाए जाते हैं।
• प्रोपेन, C₃H₈, में कुल मिलाकर 10 सिग्मा आबंध होते हैं, जिसमें 2C-C आबंध और 8C-H आबंध शामिल होते हैं।
• जैसा कि चित्र में दर्शाया गया है, प्रोपेन में दस सहसंयोजक आबंध होते हैं।
• 

Additional Information

• तीन-कार्बन एल्केन प्रोपेन का रासायनिक सूत्र C₃H₈ है।
• कमरे के तापमान और दाब पर, यह एक गैस होता है, लेकिन इसे परिवहन के लिए एक द्रव के रूप में संपीड़ित किया जा सकता है।
• यह प्राकृतिक गैस के प्रसंस्करण और पेट्रोलियम के शोधन का उप-उत्पाद होता है और इसे अक्सर घर, वाणिज्यिक और कम उत्सर्जन वाले परिवहन प्रणालियों में ईंधन के रूप में उपयोग किया जाता है।
• यह 1857 में फ्रांसीसी वैज्ञानिक मार्सेलिन बर्थेलोट द्वारा खोजा गया था, और 1911 तक इसे अमेरिका में व्यावसायिक रूप से बेचा गया था।
• द्रवित पेट्रोलियम गैसों की श्रेणी में से एक प्रोपेन (LP गैस) है।

अवधारणा:

एक अणु की ज्यामिति:

• एक अणु की ज्यामिति खाली स्थान में इसके केंद्र के संबंध में आबंध की व्यवस्था पर निर्भर करती है।
• आगे यह व्यवस्था इस बात पर निर्भर करती है कि केंद्रीय परमाणु किस प्रकार के संकरण से गुजर रहा है।
• हाइब्रिड कक्षकों का अभिविन्यास अलग-अलग मामलों में अलग होता है।
• चूंकि इन कक्षकों के अधिव्यापन के माध्यम से आबंध बनते हैं, इन आबंध की प्रकृति दिशात्मक होती है।
• इस प्रकार, संकरण अणु के ज्यामिति से सीधे संबंधित है।

संकरण और आबंध कोण:

• VSEPR सिद्धांत के अनुसार, इलेक्ट्रॉन समूह एक दूसरे के चारों ओर खुद को व्यवस्थित करते हैं ताकि प्रतिकर्षण को कम किया जा सके।
• इलेक्ट्रॉन समूह में आबंध युग्म और साथ ही इलेक्ट्रॉनों के अकेले युग्म शामिल होते हैं।
• यदि प्रतिकर्षण अधिक है, तो प्रणाली की ऊर्जा बढ़ जाती है और अणु अस्थिर हो जाता है।
• इसलिए, ऐसी व्यवस्था जिसमें न्यूनतम प्रतिकर्षण और अधिकतम आकर्षण है, सबसे स्थिर संरचना है।
• खाली स्थान में व्यवस्था केंद्रीय परमाणु और आबंधित परमाणुओं के बीच एक कोण देती है जिन्हें आबंध कोण के रूप में जाना जाता है।
• अकेले युग्म इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति होने पर पूर्वानुमानित आबंध कोणों में विसंगतियाँ मौजूद होती हैं।

व्याख्या:

H2O:

• जल में, केंद्रीय परमाणु ऑक्सीजन sp³ संकरणित होता है।
• आबंध युग्मों में से दो आबंध युग्म होते हैं और अन्य दो अकेले युग्म होते हैं।
• अकेले इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण, आबंध युग्मों और अकेले युग्मों के बीच प्रतिकर्षण होता है।
• l.p के बीच का प्रतिकर्षण > b.p होता है और इस प्रकार दो आबंधों को आदर्श 109° से आबंध कोण को कम करने के लिए करीब लाता है।

H2S:

• जल में, केंद्र परमाणु ऑक्सीजन sp³ संकरणित होता है।
• तीन आबंध युग्मों में से दो आबंध युग्म होते हैं और अन्य दो अकेले युग्म होते हैं।
• अकेले इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण, आबंध युग्मों और अकेले युग्मों के बीच प्रतिकर्षण होता है।
• l.p के बीच का प्रतिकर्षण > b.p होता है और इस प्रकार दो आबंधों को आदर्श 109.8° से आबंध कोण को कम करने के लिए करीब लाता है।
• चूंकि सल्फर ऑक्सीजन से बड़ा अणु होता है, इसलिए इसका इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक परिक्षेपित होता है। यह इलेक्ट्रॉनों के अकेले युग्म से प्रतिकर्षण द्वारा अधिक आसानी से विकृत होता है और आबंध युग्म एक दूसरे के करीब आते हैं।
• इससे जल की तुलना में आबंध कोण अधिक घट जाता है।
   
• H₂S में आबंध कोण 92.1⁰ होता है।

NH3:

• अमोनिया में, केंद्र परमाणु ऑक्सीजन sp³ संकरणित होता है।
• तीन आबंध युग्म में से तीन आबंध युग्म होते हैं और दूसरा एकल युग्म होता है।
• एकल इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण, आबंध युग्म और अकेले युग्म के बीच प्रतिकर्षण होता है।
• l.p के बीच का प्रतिकर्षण > b.p होता है और इस प्रकार दो आबंधों को आदर्श 109.8° से 107° तक आबंध कोण को कम करने के लिए करीब लाता है।

​

CH4

• CH₄ अणु में sp³ संकरणित होता है।
• इनमें से प्रत्येक 4 sp³ संकर कक्षक हाइड्रोजन के 1s परमाणु कक्षक के साथ अधिव्यापन करते हैं।
• परमाणुओं की व्यवस्था चतुष्फलकीय ज्यामिति देती है।
• कोई अकेला युग्म नहीं होता है और आबंध कोण आदर्श 109.5° होता है।

अतः, H2S में न्यूनतम आबंध कोण मौजूद होता है।

Important Points

• आकार में विकृति तब होती है जब इलेक्ट्रॉनों के अकेले युग्म की उपस्थिति होती है, जैसा कि तालिका से पता चलता है:

सही उत्तर विकल्प 3 है।

अवधारणा:

आयनिक यौगिक​:

• आयनिक यौगिकों का निर्माण आमतौर पर तब होता है जब धातुएँ अधातुओं के साथ अभिक्रिया करती हैं।
• दूसरे शब्दों में, आयनिक यौगिकों को आयनिक आबंधों द्वारा एक साथ रखा जाता है और उन्हें आयनिक यौगिकों के रूप में वर्गीकृत किया जाता है।
• तत्व अपने निकटतम उत्कृष्ट गैस विन्यास को प्राप्त करने के लिए इलेक्ट्रॉन का ग्रहण या त्याग कर सकते हैं।
• अष्टक को पूर्ण करने के लिए आयनों का निर्माण (या तो इलेक्ट्रॉन को ग्रहण करके या उन्हे त्याग कर), उन्हें स्थायित्व प्राप्त करने में सहायता करता है।
• धातुओं और अधातुओं के बीच एक अभिक्रिया में, धातुएँ सामान्यतः अपने अष्टक को पूर्ण करने के लिए इलेक्ट्रॉन को त्याग देती हैं, जबकि अधातुएँ अपने अष्टक को पूर्ण करने के लिए इलेक्ट्रॉन को ग्रहण करती हैं।
• धातुएँ और अधातुएँ आमतौर पर आयनिक यौगिकों का निर्माण करने के लिए अभिक्रिया करती हैं। 
• एक आयनिक यौगिक की संरचना धनायन और ऋणायन के आपेक्षिक आकार पर निर्भर करती है।
• आयनिक यौगिकों में लवण, ऑक्साइड, हाइड्रॉक्साइड, सल्फाइड और अधिकांश अकार्बनिक यौगिक शामिल हैं।
• आयनिक ठोस को धनात्मक और ऋणात्मक आयनों के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण द्वारा एक साथ रखा जाता है।

व्याख्या:

• कार्बन टेट्राक्लोराइड, जिसे कभी-कभी CCl₄ के रूप में जाना जाता है, एक आयनिक पदार्थ नहीं है। क्योंकि अधातुएँ (कार्बन और क्लोरीन) इलेक्ट्रॉन को स्थानांतरित करने के बजाय साझा करती हैं, यह एक सहसंयोजक यौगिक है, जिसे एक आण्विक यौगिक के रूप में भी जाना जाता है।

इसलिए, आपके द्वारा सूचीबद्ध यौगिकों में से, केवल CCl₄ (विकल्प 3) ही एक आयनिक यौगिक नहीं है।

समइलेक्ट्रॉनिक संरचना :

• उन प्रजातियों में समान संख्या में इलेक्ट्रॉन होते हैं लेकिन नाभिकीय आवेश में भिन्न होते हैं जिन्हें समइलेक्ट्रॉनिक प्रजाति कहा जाता है।
• उदाहरण: Mg²⁺, Na⁺, F^– और O^2- में 10 इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए वे समइलेक्ट्रॉनिक होते हैं।
• लेकिन, नाभिकीय आवेश में भिन्नता के कारण उनकी त्रिज्या अलग होती है।
• समइलेक्ट्रॉनिक आयनों के लिए एक अवधि के साथ आयनिक त्रिज्या घट जाती है।

​समसंरचनात्मक प्रजाति:

• जिन प्रजातियों में अलग-अलग परमाणु या तत्व होते हैं लेकिन उनमें एक ही
• संकरण और संरचना होती है, उन्हें रसमसंरचनात्मक प्रजाति कहा जाता है।
• उदाहरण NF₃ और NH₃ हैं, उनके पास sp³ संकरण और पिरामिड आकार दोनों हैं।

व्याख्या:

• प्रजातियां और उनकी संरचनाएं और इलेक्ट्रॉनों की संख्या नीचे दी गई है:

• ऊपर की तालिका से हम देखते हैं कि CH₃^-, NH₃, H₃O⁺ सभी में 10 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
• इसलिए, वे समइलेक्ट्रॉनिक प्रजातियां हैं।

इस प्रकार सही विकल्प II, III, IV है।