रासायनिक आबंधन तथा आण्विक संरचना

कक्षा 11 रसायन विज्ञान - त्वरित रिवीजन नोट्स एवं सूत्र

अध्याय: रासायनिक आबंधन तथा आण्विक संरचना (Chemical Bonding and Molecular Structure)

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1. मूलभूत अवधारणाएँ (Basic Concepts)

रासायनिक आबंध (Chemical Bond): अणुओं में विभिन्न घटकों (परमाणुओं, आयनों आदि) को एक साथ बांधकर रखने वाले आकर्षण बल को रासायनिक आबंध कहते हैं।
अष्टक नियम (Octet Rule): परमाणुओं की प्रवृत्ति अपने बाह्यतम कोश में 8 इलेक्ट्रॉन (अक्रिय गैस विन्यास) प्राप्त करने की होती है, ताकि वे स्थायित्व प्राप्त कर सकें।
अष्टक नियम की सीमाएँ:
अपूर्ण अष्टक: $LiCl, BeH2, BF3$ (केंद्रीय परमाणु के पास 8 से कम इलेक्ट्रॉन)।
विषम इलेक्ट्रॉन अणु: $NO, NO_2$ (कुल इलेक्ट्रॉनों की संख्या विषम होती है)।
प्रसारित अष्टक: $PF5, SF6, H2SO4$ (केंद्रीय परमाणु के पास 8 से अधिक इलेक्ट्रॉन)।

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2. औपचारिक आवेश (Formal Charge)

किसी बहुपरमाण्विक आयन या अणु में किसी परमाणु पर औपचारिक आवेश की गणना निम्नलिखित सूत्र से की जाती है:

$$\text{Formal Charge (FC)} = V - L - \frac{1}{2}S$$

V = मुक्त अवस्था में परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या
L = एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म (Unshared/Lone pair) के इलेक्ट्रॉनों की संख्या
S = साझा किए गए (Shared/Bond pair) इलेक्ट्रॉनों की संख्या

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3. आयनिक आबंध एवं फ़ाजान का नियम (Ionic Bond & Fajans' Rule)

जाबक ऊर्जा (Lattice Energy): किसी गैसीय आयनिक यौगिक के 1 मोल को उसके गैसीय आयनों में पृथक करने के लिए आवश्यक ऊर्जा।
फ़ाजान का नियम (Fajans' Rule - आयनिक आबंध में सहसंयोजक गुण):

1. धनायन का आकार: धनायन जितना छोटा होगा, ध्रुवण क्षमता उतनी ही अधिक होगी (सहसंयोजक गुण अधिक)।

2. ऋणायन का आकार: ऋणायन जितना बड़ा होगा, ध्रुवणता उतनी ही अधिक होगी (सहसंयोजक गुण अधिक)।

3. धनायन पर आवेश: आवेश जितना अधिक होगा, सहसंयोजक गुण उतना ही अधिक होगा।

सहसंयोजक गुण $\propto \frac{\text{आवेश}}{\text{आकार}}$

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4. द्विध्रुव आघूर्ण (Dipole Moment - $\mu$)

किसी ध्रुवीय अणु की ध्रुवीयता की माप को द्विध्रुव आघूर्ण कहते हैं।

$$\mu = q \times d$$

q = आवेश का परिमाण
d = आयनों/परमाणुओं के बीच की दूरी
मात्रक: डिबाई (Debye, D) ; $1 \text{ D} = 3.335 \times 10^{-30} \text{ C}\cdot\text{m}$
प्रतिशत आयनिक गुण:

$$\text{प्रतिशत आयनिक गुण} = \left( \frac{\mu{\text{प्रयोगशाला}}}{\mu{\text{सैद्धांतिक}}} \right) \times 100$$

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5. VSEPR सिद्धांत (संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉन युग्म प्रतिकर्षण सिद्धांत)

अणु की आकृति केंद्रीय परमाणु के संयोजकता कोश में उपस्थित इलेक्ट्रॉन युग्मों (आबंधी एवं एकाकी) के बीच प्रतिकर्षण पर निर्भर करती है।

प्रतिकर्षण का घटता क्रम:

$$\text{Lone Pair - Lone Pair (lp-lp)} > \text{Lone Pair - Bond Pair (lp-bp)} > \text{Bond Pair - Bond Pair (bp-bp)}$$

#### अणुओं की आकृतियाँ:

| :--- | :--- | :--- | :--- | :--- | :--- |

| 2 | 0 | $sp$ | रेखीय (Linear) | रेखीय | $BeCl2, CO2$ |

| 3 | 0 | $sp^2$ | त्रिकोणीय समतलीय | त्रिकोणीय समतलीय | $BF_3$ |

| 2 | 1 | $sp^2$ | त्रिकोणीय समतलीय | मुड़ी हुई (V-समान/Bent) | $SO2, PbCl2$ |

| 4 | 0 | $sp^3$ | चतुष्फलकीय (Tetrahedral) | चतुष्फलकीय | $CH_4$ |

| 3 | 1 | $sp^3$ | चतुष्फलकीय | पिरामिडी (Pyramidal) | $NH_3$ |

| 2 | 2 | $sp^3$ | चतुष्फलकीय | मुड़ी हुई (V-समान/Bent) | $H_2O$ |

| 5 | 0 | $sp^3d$ | त्रिकोणीय द्विपिरामिडी | त्रिकोणीय द्विपिरामिडी | $PCl_5$ |

| 4 | 1 | $sp^3d$ | त्रिकोणीय द्विपिरामिडी | सी-सॉ (See-saw) | $SF_4$ |

| 3 | 2 | $sp^3d$ | त्रिकोणीय द्विपिरामिडी | T-आकृति | $ClF_3$ |

| 6 | 0 | $sp^3d^2$ | अष्टफलकीय (Octahedral) | अष्टफलकीय | $SF_6$ |

| 5 | 1 | $sp^3d^2$ | अष्टफलकीय | वर्ग पिरामिडी | $BrF_5$ |

| 4 | 2 | $sp^3d^2$ | अष्टफलकीय | वर्ग समतलीय | $XeF_4$ |

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6. संकरण ज्ञात करने का आसान सूत्र (Hybridization Shortcut)

केंद्रीय परमाणु की संकरण अवस्था (H) ज्ञात करने का सूत्र:

$$H = \frac{1}{2} [V + M - C + A]$$

V = केंद्रीय परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या
M = एकसंयोजी (Monovalent) परमाणुओं की संख्या ($H, F, Cl, Br, I$)
C = धनायन पर कुल आवेश (Positive charge)
A = ऋणायन पर कुल आवेश (Negative charge)

H का मान और संकरण:

$H = 2 \rightarrow sp$
$H = 3 \rightarrow sp^2$
$H = 4 \rightarrow sp^3$
$H = 5 \rightarrow sp^3d$
$H = 6 \rightarrow sp^3d^2$
$H = 7 \rightarrow sp^3d^3$

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7. सिग्मा ($\sigma$) तथा पाई ($\pi$) आबंध

सिग्मा ($\sigma$) आबंध: कक्षकों के अक्षीय अतिव्यापन (Axial/Head-on overlapping) से बनता है। यह एक मजबूत आबंध है।
पाई ($\pi$) आबंध: कक्षकों के पार्श्विक अतिव्यापन (Sideways/Lateral overlapping) से बनता है। यह एक दुर्बल आबंध है।

> महत्वपूर्ण बिंदु:

> * एकल आबंध (Single Bond) = $1\sigma$

> * द्वि-आबंध (Double Bond) = $1\sigma + 1\pi$

> * त्रि-आबंध (Triple Bond) = $1\sigma + 2\pi$

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8. आण्विक कक्षक सिद्धांत (Molecular Orbital Theory - MOT)

#### बंध क्रम (Bond Order):

$$\text{Bond Order (BO)} = \frac{1}{2} (Nb - Na)$$

$N_b$ = आबंधी आण्विक कक्षक (Bonding MO) में इलेक्ट्रॉनों की संख्या
$N_a$ = विपरीत-आबंधी आण्विक कक्षक (Antibonding MO) में इलेक्ट्रॉनों की संख्या

#### महत्वपूर्ण निष्कर्ष:

1. यदि $Nb > Na$, तो $BO > 0$ $\rightarrow$ अणु स्थायी है।

2. यदि $Nb \leq Na$, तो $BO \leq 0$ $\rightarrow$ अणु असंतुलित है और अस्तित्व में नहीं होगा।

3. बंध लंबाई (Bond Length) $\propto \frac{1}{\text{Bond Order}}$

4. बंध ऊर्जा (Bond Energy) $\propto \text{Bond Order}$

#### इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का क्रम:

14 या 14 से कम इलेक्ट्रॉनों वाले अणुओं/आयनों के लिए ($B2, C2, N_2$ आदि):

$$\sigma 1s < \sigma^ 1s < \sigma 2s < \sigma^ 2s < (\pi 2px = \pi 2py) < \sigma 2pz < (\pi^ 2px = \pi^ 2py) < \sigma^* 2pz$$

14 से अधिक इलेक्ट्रॉनों वाले अणुओं के लिए ($O2, F2$ आदि):

$$\sigma 1s < \sigma^ 1s < \sigma 2s < \sigma^ 2s < \sigma 2pz < (\pi 2px = \pi 2py) < (\pi^ 2px = \pi^ 2py) < \sigma^* 2pz$$

#### चुंबकीय गुण (Magnetic Property):

अनुचुंबकीय (Paramagnetic): यदि अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन (Unpaired electrons) उपस्थित हों (चुंबकीय क्षेत्र में आकर्षित होता है)।
प्रतिचुंबकीय (Diamagnetic): यदि सभी इलेक्ट्रॉन युग्मित (Paired electrons) हों (चुंबकीय क्षेत्र में प्रतिकर्षित होता है)।

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9. हाइड्रोजन आबंधन (Hydrogen Bonding)

जब हाइड्रोजन परमाणु किसी उच्च ऋणविद्युती परमाणु ($F, O, N$) से जुड़ा होता है, तो आबंध के इलेक्ट्रॉन ऋणविद्युती परमाणु की ओर आकर्षित हो जाते हैं, जिससे H पर आंशिक धनावेश ($\delta+$) आ जाता है।

#### प्रकार:

1. अंन्तर-आण्विक H-आबंध (Intermolecular H-bond): दो अलग-अलग अणुओं के बीच बनने वाला आबंध।

उदाहरण: $H2O, HF, NH3, \text{Ethanol}$
प्रभाव: क्वथनांक (Boiling Point) और विलेयता में वृद्धि होती है।

2. अंतरा-आण्विक H-आबंध (Intramolecular H-bond): एक ही अणु के भीतर विभिन्न समूहों के बीच बनने वाला आबंध।

उदाहरण: ऑर्थो-नाइट्रोफ़ीनॉल (o-Nitrophenol)
प्रभाव: क्वथनांक कम होता है।

📍 रासायनिक आबंधन एवं आण्विक संरचना

Overview

1. मूल अवधारणाएँ एवं अष्टक नियम रासायनिक आबंध: परमाणुओं को एक साथ बाँधकर रखने वाला आकर्षण बल लुईस अवधारणा: संयोजी इलेक्ट्रॉनों को बिंदुओं के रूप में दर्शाना अष्टक नियम: परमाणु 8 इलेक्ट्रॉन प्राप्त कर स्थायित्व हासिल करते हैं अष्टक नियम की सीमाएँ: अपूर्ण अष्टक (उदा. $\text{LiCl}$, $\text{BeH}2$, $\text{BF}3$) प्रसारित अष्टक (उदा. $\text{PF}5$, $\text{SF}6$) विषम इलेक्ट्रॉन अणु (उदा. $\text{NO}$, $\text{NO}_2$) 2. रासायनिक आबंधों के प्रकार आयनिक या वैद्युत संयोजक आबंध: इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानांतरण से निर्मित धनायन और ऋणायन के बीच स्थिरवैद्युत आकर्षण जालक ऊर्जा पर निर्भरता सहसंयोजक आबंध: इलेक्ट्रॉनों की समान साझेदारी से निर्मित एकल, द्वि एवं त्रि-आबंध उप-सहसंयोजक आबंध: साझेदारी का इलेक्ट्रॉन युग्म केवल एक ही परमाणु द्वारा दिया जाता है (उदा. $\text{NH}_4^+$) 3. आबंध प्राचल (Bond Parameters) आबंध लंबाई: आबंधित परमाणुओं के नाभिकों के बीच की साम्यावस्था दूरी आबंध कोण: आबंधी इलेक्ट्रॉन युग्म वाले कक्षक के बीच का कोण आबंध एंथैल्पी: 1 मोल आबंध को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा आबंध कोटि: दो परमाणुओं के बीच आबंधों की संख्या ध्रुवीयता एवं द्विध्रुव आघूर्ण: ध्रुवीय आबंध: विद्युत-ऋणात्मकता में अंतर के कारण (उदा. $\text{HCl}$) अध्रुवीय आबंध: समान परमाणुओं के बीच (उदा. $\text{H}2$, $\text{Cl}2$) फजान का नियम: आयनिक आबंध में सहसंयोजक लक्षण की व्याख्या 4. संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉन युग्म प्रतिकर्षण सिद्धांत (VSEPR) मूल आधार: केंद्रीय परमाणु के इलेक्ट्रॉन युग्म एक-दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं प्रतिकर्षण का क्रम: एकाकी युग्म - एकाकी युग्म > एकाकी युग्म - आबंधी युग्म > आबंधी युग्म - आबंधी युग्म अणुओं की आकृतियाँ: $\text{AB}2$: रेखीय (उदा. $\text{BeCl}2$) $\text{AB}3$: समतल त्रिकोणीय (उदा. $\text{BF}3$) $\text{AB}4$: चतुष्फलकीय (उदा. $\text{CH}4$) $\text{AB}5$: त्रिकोणीय द्विपिरामिडी (उदा. $\text{PF}5$) $\text{AB}6$: अष्टफलकीय (उदा. $\text{SF}6$) 5. संयोजकता आबंध सिद्धांत (VBT) एवं संकरण VBT अवधारणा: परमाण्विक कक्षकों के अतिव्यापन पर आधारित अतिव्यापन के प्रकार: सिग्मा ($\sigma$) आबंध: अक्षीय अतिव्यापन (अधिक मजबूत) पाई ($\pi$) आबंध: पार्श्वीय अतिव्यापन (दुर्बल) संकरण (Hybridization): समान ऊर्जा वाले कक्षकों का आपस में मिलकर नए समान कक्षक बनाना प्रकार: $\text{sp}$: रेखीय (उदा. $\text{C}2\text{H}2$) $\text{sp}^2$: त्रिकोणीय समतल (उदा. $\text{C}2\text{H}4$) $\text{sp}^3$: चतुष्फलकीय (उदा. $\text{CH}4$, $\text{NH}3$, $\text{H}_2\text{O}$) $\text{sp}^3\text{d}$: त्रिकोणीय द्विपिरामिडी (उदा. $\text{PF}_5$) $\text{sp}^3\text{d}^2$: अष्टफलकीय (उदा. $\text{SF}_6$) 6. आण्विक कक्षक सिद्धांत (MOT) मुख्य बिंदु: परमाणु कक्षक मिलकर आण्विक कक्षक (MO) बनाते हैं आण्विक कक्षक के प्रकार: आबंधी आण्विक कक्षक (BMO): कम ऊर्जा, अधिक स्थायित्व विपरीत-आबंधी आण्विक कक्षक (ABMO): अधिक ऊर्जा, कम स्थायित्व आबंध कोटि सूत्र: $\text{Bond Order} = \frac{Nb - Na}{2}$ चुंबकीय गुण: अनुचुंबकीय: अयुग्मित इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति (उदा. $\text{O}_2$) प्रतिचुंबकीय: सभी इलेक्ट्रॉन युग्मित (उदा. $\text{N}_2$) 7. हाइड्रोजन आबंधन (Hydrogen Bonding) कारण: $\text{H}$-परमाणु का उच्च ऋणविद्युती तत्व ($\text{F, O, N}$) से जुड़ा होना प्रकार: अंतर-आण्विक: दो अलग-अलग अणुओं के बीच (उदा. $\text{H}_2\text{O}$, $\text{HF}$) अंतः-आण्विक: एक ही अणु के अंदर (उदा. ऑर्थो-नाइट्रोफीनॉल) प्रभाव: क्वथनांक में वृद्धि, जल में विलेयता