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Ch 4Chemical Bonding and Molecular Structureरासायनिक आबंधन तथा आण्विक संरचनाChemical bonding aur molecular structure

Octet rule and Lewis structures, ionic bonds, bond parameters, resonance and polarity, VSEPR shapes, valence bond theory and hybridisation, molecular orbital theory and hydrogen bonding.अष्टक नियम और लूइस संरचनाएँ, आयनिक बंध, बंध प्राचल, अनुनाद और ध्रुवता, VSEPR आकृतियाँ, संयोजकता बंध सिद्धांत और संकरण, आण्विक कक्षक सिद्धांत और हाइड्रोजन बंध।Octet rule aur Lewis structures, ionic bond, bond parameters, resonance aur polarity, VSEPR shapes, valence bond theory aur hybridisation, molecular orbital theory aur hydrogen bonding.

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VSEPR shapes with no lone pairs on the central atomकेंद्रीय परमाणु पर एकाकी युग्म न होने पर VSEPR आकृतियाँVSEPR shapes with no lone pairs on the central atomTable 4.6Lone pairs squeeze bond angles: CH₄, NH₃, H₂Oएकाकी युग्म बंध कोण घटाते हैं: CH₄, NH₃, H₂OLone pairs squeeze bond angles: CH₄, NH₃, H₂OSec 4.4Potential energy curve for formation of H₂H₂ बनने का स्थितिज ऊर्जा वक्रPotential energy curve for formation of H₂Fig 4.8σ (head-on) and π (sideways) overlapσ (सीधा) और π (पार्श्व) अतिव्यापनσ (head-on) and π (sideways) overlapFig 4.10sp, sp² and sp³ hybrid orbitalssp, sp² और sp³ संकर कक्षकsp, sp² and sp³ hybrid orbitalsFig 4.11–4.12Molecular orbital diagram of O₂O₂ का आण्विक कक्षक आरेखMolecular orbital diagram of O₂Fig 4.21Hydrogen bonding: intermolecular and intramolecularहाइड्रोजन बंध: अंतराआण्विक और अंतःआण्विकHydrogen bonding: intermolecular and intramolecularFig 4.22
In this chapter (NCERT sections)इस अध्याय में (NCERT खंड)Is chapter mein (NCERT sections)
  1. 4.1Kössel–Lewis approach: octet rule and Lewis structuresकॉसेल–लूइस दृष्टिकोण: अष्टक नियम और लूइस संरचनाKössel–Lewis approach: octet rule aur Lewis structure
  2. 4.2Ionic or electrovalent bondआयनिक या वैद्युत संयोजी बंधIonic ya electrovalent bond
  3. 4.3Bond parametersबंध प्राचलBond parameters
  4. 4.4VSEPR theory: shapes of moleculesVSEPR सिद्धांत: अणुओं की आकृतिVSEPR theory: molecules ki shape
  5. 4.5Valence bond theoryसंयोजकता बंध सिद्धांतValence bond theory
  6. 4.6HybridisationसंकरणHybridisation
  7. 4.7–4.8Molecular orbital theoryआण्विक कक्षक सिद्धांतMolecular orbital theory
  8. 4.9Hydrogen bondingहाइड्रोजन बंधHydrogen bonding
  9. ★Yaad rakho — quick revisionयाद रखो — झटपट दोहरावYaad rakho — quick revision
  10. ⚠Common mistakesआम गलतियाँCommon mistakes
  11. ✎NCERT questions — short answersNCERT प्रश्न — संक्षिप्त उत्तरNCERT questions — short answers
  12. 🎯Quizक्विज़Quiz

4.1Kössel–Lewis approach: octet rule and Lewis structuresकॉसेल–लूइस दृष्टिकोण: अष्टक नियम और लूइस संरचनाKössel–Lewis approach: octet rule aur Lewis structure

Atoms combine to reach a stable noble-gas arrangement of eight electrons in the outer shell (octet rule) — by transferring electrons (ionic bond, Kössel) or by sharing them (covalent bond, Lewis). Lewis symbols show valence electrons as dots: ·Na, :Ö: style. A shared pair is a single bond; two pairs a double bond (O=O), three a triple bond (N≡N).परमाणु बाहरी कोश में आठ इलेक्ट्रॉनों का स्थायी उत्कृष्ट-गैस विन्यास पाने के लिए जुड़ते हैं (अष्टक नियम) — इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित करके (आयनिक बंध, कॉसेल) या साझा करके (सहसंयोजक बंध, लूइस)। लूइस प्रतीक संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को बिंदुओं से दिखाते हैं। एक साझा युग्म = एकल बंध; दो युग्म = द्विबंध (O=O), तीन = त्रिबंध (N≡N)।Atoms outer shell mein aath electrons ka stable noble-gas arrangement paane ke liye judte hain (octet rule) — electrons transfer karke (ionic bond, Kössel) ya share karke (covalent bond, Lewis). Lewis symbols valence electrons ko dots se dikhate hain. Ek shared pair = single bond; do pairs = double bond (O=O), teen = triple bond (N≡N).

Writing a Lewis structure (NCERT Problems 4.1, 4.2)1. Add valence electrons of all atoms; add one per negative charge, subtract one per positive charge.
2. Put the least electronegative atom in the centre (H and F always at the ends).
3. Draw single bonds, then complete octets with lone pairs; use multiple bonds if electrons run short.
CO (4.1): 4 + 6 = 10 electrons → :C≡O: (a triple bond and one lone pair on each atom).
NO₂⁻ (4.2): 5 + 2 × 6 + 1 = 18 electrons → [O=N–O]⁻ with one lone pair on N; the two N–O bonds are equivalent by resonance.लूइस संरचना लिखना (NCERT प्रश्न 4.1, 4.2)1. सभी परमाणुओं के संयोजकता इलेक्ट्रॉन जोड़ें; हर ऋण आवेश पर एक जोड़ें, हर धन आवेश पर एक घटाएँ।
2. सबसे कम विद्युत-ऋणी परमाणु बीच में (H और F सदा किनारे)।
3. एकल बंध बनाएँ, फिर एकाकी युग्मों से अष्टक पूरा करें; इलेक्ट्रॉन कम पड़ें तो बहुबंध।
CO (4.1): 4 + 6 = 10 इलेक्ट्रॉन → :C≡O:।
NO₂⁻ (4.2): 5 + 12 + 1 = 18 इलेक्ट्रॉन → [O=N–O]⁻, N पर एक एकाकी युग्म; अनुनाद से दोनों N–O बंध समान।Lewis structure likhna (NCERT Problems 4.1, 4.2)1. Sab atoms ke valence electrons jodiye; har negative charge par ek jodiye, har positive par ek ghataiye.
2. Sabse kam electronegative atom beech mein (H aur F hamesha kinaare).
3. Single bonds banaiye, phir lone pairs se octet poora; electrons kam padein to multiple bond.
CO (4.1): 4 + 6 = 10 electrons → :C≡O:.
NO₂⁻ (4.2): 5 + 12 + 1 = 18 electrons → [O=N–O]⁻, N par ek lone pair; resonance se dono N–O bonds same.

Formal charge (4.1.4) helps pick the best Lewis structure: FC = V − L − ½B (valence electrons in the free atom, minus non-bonding electrons, minus half the bonding electrons). In O₃ the central O has FC +1, the singly bonded O −1 and the doubly bonded O 0. The structure with the smallest formal charges is usually the most stable.औपचारिक आवेश (4.1.4) सबसे अच्छी लूइस संरचना चुनने में मदद करता है: FC = V − L − ½B (मुक्त परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉन − अबंधी इलेक्ट्रॉन − बंधी इलेक्ट्रॉनों का आधा)। O₃ में केंद्रीय O पर FC +1, एकल-बंधित O पर −1, द्वि-बंधित O पर 0। सबसे कम औपचारिक आवेश वाली संरचना प्रायः सबसे स्थायी।Formal charge (4.1.4) best Lewis structure chunne mein madad karta hai: FC = V − L − ½B (free atom ke valence electrons − non-bonding electrons − bonding electrons ka aadha). O₃ mein central O par FC +1, single bonded O par −1, double bonded O par 0. Sabse kam formal charge wali structure aksar sabse stable.

Limitations of the octet rule (4.1.5): (i) incomplete octet — LiCl, BeH₂, BCl₃ (B has only 6); (ii) odd-electron molecules — NO, NO₂; (iii) expanded octet — third-period elements can use 3d orbitals: PF₅ (10), SF₆ (12), H₂SO₄ (12 around S). The rule also cannot explain why noble gases form compounds (XeF₂, XeF₄), the shapes of molecules, or their energies.अष्टक नियम की सीमाएँ (4.1.5): (i) अपूर्ण अष्टक — LiCl, BeH₂, BCl₃ (B के पास केवल 6); (ii) विषम इलेक्ट्रॉन अणु — NO, NO₂; (iii) विस्तारित अष्टक — तीसरे आवर्त के तत्व 3d कक्षक प्रयोग कर सकते हैं: PF₅ (10), SF₆ (12), H₂SO₄ (S के चारों ओर 12)। यह नियम उत्कृष्ट गैसों के यौगिक (XeF₂, XeF₄), अणुओं की आकृति या उनकी ऊर्जा नहीं समझा पाता।Octet rule ki limitations (4.1.5): (i) incomplete octet — LiCl, BeH₂, BCl₃ (B ke paas sirf 6); (ii) odd-electron molecules — NO, NO₂; (iii) expanded octet — third period elements 3d orbitals use kar sakte hain: PF₅ (10), SF₆ (12), H₂SO₄ (S ke chaaron taraf 12). Ye rule noble gas compounds (XeF₂, XeF₄), molecules ki shape ya energy nahi samjha paata.

4.2Ionic or electrovalent bondआयनिक या वैद्युत संयोजी बंधIonic ya electrovalent bond

An ionic bond forms easily when (i) the metal has a low ionisation enthalpy, (ii) the non-metal has a high negative electron gain enthalpy, and (iii) the lattice enthalpy is large. Na(g) → Na⁺(g) + e⁻ (+495.8 kJ mol⁻¹) and Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g) (−348.7 kJ mol⁻¹) together would need energy; the large release when ions pack into the crystal makes NaCl stable. Lattice enthalpy = energy needed to separate 1 mol of a solid ionic compound into gaseous ions (NaCl: 788 kJ mol⁻¹).आयनिक बंध आसानी से बनता है जब (i) धातु की आयनन एन्थैल्पी कम, (ii) अधातु की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी अधिक ऋणात्मक, और (iii) जालक एन्थैल्पी अधिक हो। Na(g) → Na⁺(g) + e⁻ (+495.8 kJ mol⁻¹) और Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g) (−348.7 kJ mol⁻¹) मिलकर ऊर्जा माँगेंगे; आयनों के क्रिस्टल में जुड़ने पर निकली बड़ी ऊर्जा NaCl को स्थायी बनाती है। जालक एन्थैल्पी = 1 mol ठोस आयनिक यौगिक को गैसीय आयनों में अलग करने की ऊर्जा (NaCl: 788 kJ mol⁻¹)।Ionic bond aasaani se banta hai jab (i) metal ki ionisation enthalpy kam, (ii) non-metal ki electron gain enthalpy zyada negative, aur (iii) lattice enthalpy badi ho. Na(g) → Na⁺(g) + e⁻ (+495.8 kJ mol⁻¹) aur Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g) (−348.7 kJ mol⁻¹) milkar energy maangenge; ions ke crystal mein judne par nikli badi energy NaCl ko stable banati hai. Lattice enthalpy = 1 mol solid ionic compound ko gaseous ions mein alag karne ki energy (NaCl: 788 kJ mol⁻¹).

4.3Bond parametersबंध प्राचलBond parameters

Resonance (4.3.5): when one Lewis structure cannot describe a molecule, it is shown as a resonance hybrid of several canonical forms. In O₃ both O–O bonds are 128 pm — between O–O (148 pm) and O=O (121 pm). The hybrid is more stable than any canonical form; canonical forms differ only in the position of electrons, never of atoms, and have no real existence.अनुनाद (4.3.5): जब एक लूइस संरचना अणु को नहीं दर्शा पाती, तो उसे कई विहित रूपों के अनुनाद संकर से दिखाते हैं। O₃ में दोनों O–O बंध 128 pm — O–O (148 pm) और O=O (121 pm) के बीच। संकर किसी भी विहित रूप से अधिक स्थायी; विहित रूप केवल इलेक्ट्रॉनों की स्थिति में भिन्न, परमाणुओं की नहीं, और इनका वास्तविक अस्तित्व नहीं।Resonance (4.3.5): jab ek Lewis structure molecule ko nahi dikha paati, use kai canonical forms ke resonance hybrid se dikhate hain. O₃ mein dono O–O bonds 128 pm — O–O (148 pm) aur O=O (121 pm) ke beech. Hybrid kisi bhi canonical form se zyada stable; canonical forms sirf electrons ki position mein alag, atoms ki nahi, aur inka real existence nahi.

NCERT Problems 4.3 and 4.44.3 CO₃²⁻: one Lewis structure would have one C=O and two C–O bonds, but experiment shows all three C–O bonds are equal. CO₃²⁻ is a resonance hybrid of three canonical forms, the double bond in a different position in each.
4.4 CO₂: measured C–O = 115 pm lies between C=O (121 pm) and C≡O (110 pm), so CO₂ is a resonance hybrid of O=C=O, ⁻O–C≡O⁺ and ⁺O≡C–O⁻.NCERT प्रश्न 4.3 और 4.44.3 CO₃²⁻: एक लूइस संरचना में एक C=O और दो C–O होते, पर प्रयोग से तीनों C–O बंध समान। CO₃²⁻ तीन विहित रूपों का अनुनाद संकर।
4.4 CO₂: मापा गया C–O = 115 pm, C=O (121) और C≡O (110) के बीच; अतः O=C=O, ⁻O–C≡O⁺, ⁺O≡C–O⁻ का अनुनाद संकर।NCERT Problems 4.3 aur 4.44.3 CO₃²⁻: ek Lewis structure mein ek C=O aur do C–O hote, par experiment se teeno C–O bonds same. CO₃²⁻ teen canonical forms ka resonance hybrid.
4.4 CO₂: measured C–O = 115 pm, C=O (121) aur C≡O (110) ke beech; isliye O=C=O, ⁻O–C≡O⁺, ⁺O≡C–O⁻ ka resonance hybrid.

Polarity of bonds (4.3.6): between identical atoms (H₂, Cl₂) the shared pair is equally held — non-polar covalent. Between different atoms the more electronegative one pulls the pair: Hδ+–Fδ− — polar covalent. Dipole moment μ = charge × distance (unit debye, 1 D = 3.33564 × 10⁻³⁰ C m); it is a vector. CO₂ (linear) and BF₃ (trigonal) have μ = 0 because bond dipoles cancel; H₂O (1.85 D) and NH₃ (1.47 D) are polar. NH₃ > NF₃ (0.23 D): in NH₃ the lone pair moment adds to the bond moments, in NF₃ it opposes them. Fajans’ rules: covalent character of an ionic bond grows with a smaller, more highly charged cation and a larger anion.बंधों की ध्रुवता (4.3.6): समान परमाणुओं (H₂, Cl₂) में साझा युग्म बराबर — अध्रुवीय सहसंयोजक। भिन्न परमाणुओं में अधिक विद्युत-ऋणी परमाणु युग्म खींचता: Hδ+–Fδ− — ध्रुवीय सहसंयोजक। द्विध्रुव आघूर्ण μ = आवेश × दूरी (मात्रक डिबाई, 1 D = 3.33564 × 10⁻³⁰ C m); यह सदिश है। CO₂ (रेखीय) और BF₃ (त्रिकोणीय) का μ = 0 क्योंकि बंध द्विध्रुव निरस्त; H₂O (1.85 D) और NH₃ (1.47 D) ध्रुवीय। NH₃ > NF₃ (0.23 D): NH₃ में एकाकी युग्म का आघूर्ण बंध आघूर्णों से जुड़ता, NF₃ में विरोध करता। फ़ायान्स नियम: छोटा, अधिक आवेशित धनायन और बड़ा ऋणायन होने पर आयनिक बंध में सहसंयोजी गुण बढ़ता।Bonds ki polarity (4.3.6): same atoms (H₂, Cl₂) mein shared pair barabar — non-polar covalent. Alag atoms mein zyada electronegative atom pair kheenchta: Hδ+–Fδ− — polar covalent. Dipole moment μ = charge × distance (unit debye, 1 D = 3.33564 × 10⁻³⁰ C m); ye vector hai. CO₂ (linear) aur BF₃ (trigonal) ka μ = 0 kyunki bond dipoles cancel; H₂O (1.85 D) aur NH₃ (1.47 D) polar. NH₃ > NF₃ (0.23 D): NH₃ mein lone pair ka moment bond moments mein judta, NF₃ mein ulta. Fajans rules: chhota, zyada charged cation aur bada anion ho to ionic bond mein covalent character badhta.

4.4VSEPR theory: shapes of moleculesVSEPR सिद्धांत: अणुओं की आकृतिVSEPR theory: molecules ki shape

Valence Shell Electron Pair Repulsion (Sidgwick–Powell, Nyholm–Gillespie): (i) the shape depends on the number of electron pairs (bonded and lone) around the central atom; (ii) pairs repel and arrange to be as far apart as possible; (iii) a multiple bond counts as one super-pair; (iv) repulsion order lp–lp > lp–bp > bp–bp, because lone pairs are held only by one nucleus and spread out more.संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉन युग्म प्रतिकर्षण (सिजविक–पॉवेल, न्याहोम–गिलेस्पी): (i) आकृति केंद्रीय परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉन युग्मों (बंधी और एकाकी) की संख्या पर निर्भर; (ii) युग्म एक-दूसरे को प्रतिकर्षित कर अधिकतम दूर रहते हैं; (iii) बहुबंध को एक युग्म माना जाता है; (iv) प्रतिकर्षण क्रम lp–lp > lp–bp > bp–bp, क्योंकि एकाकी युग्म एक ही नाभिक से बँधा, अधिक फैला।Valence Shell Electron Pair Repulsion (Sidgwick–Powell, Nyholm–Gillespie): (i) shape central atom ke chaaron taraf electron pairs (bond aur lone) ki sankhya par depend; (ii) pairs ek-doosre ko repel karke zyada se zyada door rehte; (iii) multiple bond ko ek pair maante; (iv) repulsion order lp–lp > lp–bp > bp–bp, kyunki lone pair ek hi nucleus se bandha, zyada phaila.

VSEPR shapes with no lone pairs on the central atomकेंद्रीय परमाणु पर एकाकी युग्म न होने पर VSEPR आकृतियाँVSEPR shapes with no lone pairs on the central atomNCERT Table 4.6 · 5 tappable partsNCERT सारणी 4.6 · 5 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Table 4.6 · 5 tappable partsOpen

With only bond pairs the shapes are regular: linear (BeCl₂), trigonal planar (BF₃), tetrahedral (CH₄), trigonal bipyramidal (PCl₅) and octahedral (SF₆). See them in 3D: tetrahedral CCl₄, trigonal bipyramidal Fe(CO)₅, octahedral Cr(CO)₆.केवल बंधी युग्म हों तो आकृतियाँ नियमित: रेखीय (BeCl₂), त्रिकोणीय समतलीय (BF₃), चतुष्फलकीय (CH₄), त्रिकोणीय द्विपिरामिडी (PCl₅) और अष्टफलकीय (SF₆)। 3D में देखें: चतुष्फलकीय CCl₄, त्रिकोणीय द्विपिरामिडी Fe(CO)₅, अष्टफलकीय Cr(CO)₆।Sirf bond pairs hon to shapes regular: linear (BeCl₂), trigonal planar (BF₃), tetrahedral (CH₄), trigonal bipyramidal (PCl₅) aur octahedral (SF₆). 3D mein dekhiye: tetrahedral CCl₄, trigonal bipyramidal Fe(CO)₅, octahedral Cr(CO)₆.

Lone pairs squeeze bond angles: CH₄, NH₃, H₂Oएकाकी युग्म बंध कोण घटाते हैं: CH₄, NH₃, H₂OLone pairs squeeze bond angles: CH₄, NH₃, H₂ONCERT Sec 4.4 · 3 tappable partsNCERT अनुभाग 4.4 · 3 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Sec 4.4 · 3 tappable partsOpen

Lone pairs distort the shape: NH₃ (3 bp + 1 lp) is trigonal pyramidal, 107° (see NH₃ in 3D); H₂O (2 bp + 2 lp) is bent, 104.5°. Other shapes: SF₄ (4 bp + 1 lp) see-saw; ClF₃ (3 bp + 2 lp) T-shaped; BrF₅ (5 bp + 1 lp) square pyramidal; XeF₄ (4 bp + 2 lp) square planar; SO₂ (2 bp + 1 lp) bent.एकाकी युग्म आकृति विकृत करते हैं: NH₃ (3 bp + 1 lp) त्रिकोणीय पिरामिडी, 107° (NH₃ को 3D में देखें); H₂O (2 bp + 2 lp) बंकित, 104.5°। अन्य: SF₄ (4 bp + 1 lp) ढेंकुली (see-saw); ClF₃ (3 bp + 2 lp) T-आकृति; BrF₅ (5 bp + 1 lp) वर्ग पिरामिडी; XeF₄ (4 bp + 2 lp) वर्ग समतलीय; SO₂ (2 bp + 1 lp) बंकित।Lone pairs shape bigaadte hain: NH₃ (3 bp + 1 lp) trigonal pyramidal, 107° (NH₃ ko 3D mein dekhiye); H₂O (2 bp + 2 lp) bent, 104.5°. Aur: SF₄ (4 bp + 1 lp) see-saw; ClF₃ (3 bp + 2 lp) T-shape; BrF₅ (5 bp + 1 lp) square pyramidal; XeF₄ (4 bp + 2 lp) square planar; SO₂ (2 bp + 1 lp) bent.

4.5Valence bond theoryसंयोजकता बंध सिद्धांतValence bond theory

Potential energy curve for formation of H₂H₂ बनने का स्थितिज ऊर्जा वक्रPotential energy curve for formation of H₂NCERT Fig 4.8 · 4 tappable partsNCERT चित्र 4.8 · 4 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Fig 4.8 · 4 tappable partsOpen

Heitler and London explained H₂: as two H atoms approach, attractions (nucleus–other electron) and repulsions (electron–electron, nucleus–nucleus) both act. Attraction wins at first, energy falls to a minimum at 74 pm — the bond — and 435.8 kJ mol⁻¹ is released. Orbital overlap: a covalent bond forms when half-filled orbitals of two atoms overlap and the electrons pair with opposite spins; the greater the overlap, the stronger the bond.हाइटलर और लंदन ने H₂ समझाया: दो H परमाणुओं के पास आने पर आकर्षण (नाभिक–दूसरा इलेक्ट्रॉन) और प्रतिकर्षण (इलेक्ट्रॉन–इलेक्ट्रॉन, नाभिक–नाभिक) दोनों काम करते हैं। पहले आकर्षण भारी, ऊर्जा 74 pm पर न्यूनतम — बंध — और 435.8 kJ mol⁻¹ मुक्त। कक्षक अतिव्यापन: दो परमाणुओं के अर्धपूरित कक्षक अतिव्याप्त होकर विपरीत चक्रण से युग्मित हों तो सहसंयोजक बंध बनता; जितना अधिक अतिव्यापन, उतना प्रबल बंध।Heitler aur London ne H₂ samjhaya: do H atoms paas aane par attraction (nucleus–doosra electron) aur repulsion (electron–electron, nucleus–nucleus) dono kaam karte hain. Pehle attraction bhaari, energy 74 pm par minimum — bond — aur 435.8 kJ mol⁻¹ release. Orbital overlap: do atoms ke half-filled orbitals overlap hokar opposite spin se pair hon to covalent bond banta; jitna zyada overlap, utna strong bond.

σ (head-on) and π (sideways) overlapσ (सीधा) और π (पार्श्व) अतिव्यापनσ (head-on) and π (sideways) overlapNCERT Fig 4.10 · 4 tappable partsNCERT चित्र 4.10 · 4 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Fig 4.10 · 4 tappable partsOpen

σ bond: end-to-end (head-on) overlap along the internuclear axis — s–s, s–p, p–p. π bond: sideways overlap of parallel p orbitals above and below the axis. σ is stronger (larger overlap); a double bond = 1σ + 1π, a triple bond = 1σ + 2π. Free rotation is possible about a σ bond but not about a π bond.σ बंध: अंतरनाभिकीय अक्ष पर सिरे-से-सिरे (सीधा) अतिव्यापन — s–s, s–p, p–p। π बंध: समांतर p कक्षकों का अक्ष के ऊपर-नीचे पार्श्व अतिव्यापन। σ अधिक प्रबल (अधिक अतिव्यापन); द्विबंध = 1σ + 1π, त्रिबंध = 1σ + 2π। σ बंध के चारों ओर मुक्त घूर्णन संभव, π के चारों ओर नहीं।σ bond: internuclear axis par end-to-end (seedha) overlap — s–s, s–p, p–p. π bond: parallel p orbitals ka axis ke upar-neeche sideways overlap. σ zyada strong (zyada overlap); double bond = 1σ + 1π, triple bond = 1σ + 2π. σ bond ke around free rotation possible, π ke around nahi.

4.6HybridisationसंकरणHybridisation

To explain shapes like tetrahedral CH₄, Pauling proposed hybridisation: orbitals of nearly equal energy on one atom mix to give an equal number of identical hybrid orbitals, which then form σ bonds (or hold lone pairs). Only orbitals of the central atom hybridise; hybrids give stronger bonds than pure orbitals.चतुष्फलकीय CH₄ जैसी आकृतियाँ समझाने के लिए पॉलिंग ने संकरण प्रस्तावित किया: एक परमाणु के लगभग समान ऊर्जा वाले कक्षक मिलकर उतने ही समान संकर कक्षक बनाते हैं, जो σ बंध बनाते हैं (या एकाकी युग्म रखते हैं)। केवल केंद्रीय परमाणु के कक्षक संकरित होते; संकर कक्षक शुद्ध कक्षकों से प्रबल बंध देते।Tetrahedral CH₄ jaisi shapes samjhane ke liye Pauling ne hybridisation diya: ek atom ke lagbhag same energy wale orbitals milkar utne hi same hybrid orbitals banate hain, jo σ bonds banate (ya lone pair rakhte). Sirf central atom ke orbitals hybridise hote; hybrids pure orbitals se strong bond dete.

sp, sp² and sp³ hybrid orbitalssp, sp² और sp³ संकर कक्षकsp, sp² and sp³ hybrid orbitalsNCERT Fig 4.11–4.12 · 3 tappable partsNCERT चित्र 4.11–4.12 · 3 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Fig 4.11–4.12 · 3 tappable partsOpen

4.7–4.8Molecular orbital theoryआण्विक कक्षक सिद्धांतMolecular orbital theory

In MO theory (Hund and Mulliken) atomic orbitals of similar energy and proper symmetry combine (LCAO) into molecular orbitals that belong to the whole molecule. Two atomic orbitals give two MOs: a bonding MO (ψA + ψB, lower energy, electron density between nuclei) and an antibonding MO (ψA − ψB, higher energy, a node between nuclei). Conditions: similar energies, same symmetry about the axis, maximum overlap. Electrons fill MOs by Aufbau, Pauli and Hund rules.MO सिद्धांत (हुंड और मुलिकेन) में समान ऊर्जा और उचित सममिति वाले परमाणु कक्षक मिलकर (LCAO) पूरे अणु के आण्विक कक्षक बनाते हैं। दो परमाणु कक्षक → दो MO: आबंधी MO (ψA + ψB, कम ऊर्जा, नाभिकों के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व) और प्रतिआबंधी MO (ψA − ψB, अधिक ऊर्जा, नाभिकों के बीच नोड)। शर्तें: समान ऊर्जा, अक्ष के परितः समान सममिति, अधिकतम अतिव्यापन। इलेक्ट्रॉन ऑफ़बाऊ, पाउली और हुंड नियम से भरते हैं।MO theory (Hund aur Mulliken) mein same energy aur sahi symmetry wale atomic orbitals milkar (LCAO) poore molecule ke molecular orbitals banate hain. Do atomic orbitals → do MOs: bonding MO (ψA + ψB, kam energy, nuclei ke beech electron density) aur antibonding MO (ψA − ψB, zyada energy, nuclei ke beech node). Conditions: same energy, axis ke around same symmetry, maximum overlap. Electrons Aufbau, Pauli aur Hund rule se bharte hain.

Molecular orbital diagram of O₂O₂ का आण्विक कक्षक आरेखMolecular orbital diagram of O₂NCERT Fig 4.21 · 3 tappable partsNCERT चित्र 4.21 · 3 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Fig 4.21 · 3 tappable partsOpen

Energy order up to N₂: σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < (π2px = π2py) < σ2pz < (π*2px = π*2py) < σ*2pz; for O₂ and F₂, σ2pz lies below π2p. Bond order = ½(Nb − Na) (Nb, Na = electrons in bonding and antibonding MOs). Positive bond order → stable molecule; zero → does not exist (He₂, Be₂). Any unpaired electron → paramagnetic. H₂: 1; He₂: 0; Li₂: 1; C₂: 2; N₂: 3 (diamagnetic); O₂: 2 with two unpaired electrons → paramagnetic.ऊर्जा क्रम N₂ तक: σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < (π2px = π2py) < σ2pz < (π*2px = π*2py) < σ*2pz; O₂ और F₂ में σ2pz, π2p से नीचे। बंध कोटि = ½(Nb − Na) (Nb, Na = आबंधी और प्रतिआबंधी MO में इलेक्ट्रॉन)। धनात्मक बंध कोटि → स्थायी अणु; शून्य → अस्तित्व नहीं (He₂, Be₂)। कोई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन → अनुचुंबकीय। H₂: 1; He₂: 0; Li₂: 1; C₂: 2; N₂: 3 (प्रतिचुंबकीय); O₂: 2, दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन → अनुचुंबकीय।Energy order N₂ tak: σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < (π2px = π2py) < σ2pz < (π*2px = π*2py) < σ*2pz; O₂ aur F₂ mein σ2pz, π2p se neeche. Bond order = ½(Nb − Na) (Nb, Na = bonding aur antibonding MOs ke electrons). Positive bond order → stable molecule; zero → exist nahi (He₂, Be₂). Koi unpaired electron → paramagnetic. H₂: 1; He₂: 0; Li₂: 1; C₂: 2; N₂: 3 (diamagnetic); O₂: 2, do unpaired electrons → paramagnetic.

4.9Hydrogen bondingहाइड्रोजन बंधHydrogen bonding

Hydrogen bonding: intermolecular and intramolecularहाइड्रोजन बंध: अंतराआण्विक और अंतःआण्विकHydrogen bonding: intermolecular and intramolecularNCERT Fig 4.22 · 2 tappable partsNCERT चित्र 4.22 · 2 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Fig 4.22 · 2 tappable partsOpen

When H is bonded to a highly electronegative atom (F, O, N), it becomes δ+ and is attracted to a lone pair of F, O or N in another molecule (or the same molecule). This weak attraction (shown by dotted lines) is a hydrogen bond — stronger than van der Waals forces but much weaker than covalent bonds. Intermolecular: HF, water (see H-bonded water in 3D), alcohols — it raises boiling points (H₂O is a liquid, H₂S a gas). Intramolecular: o-nitrophenol (3D).जब H किसी अति विद्युत-ऋणी परमाणु (F, O, N) से जुड़ा हो, तो वह δ+ हो जाता है और दूसरे अणु (या उसी अणु) के F, O या N के एकाकी युग्म से आकर्षित होता है। यह दुर्बल आकर्षण (बिंदुदार रेखा) हाइड्रोजन बंध है — वान्डरवाल्स बलों से प्रबल पर सहसंयोजक बंधों से बहुत दुर्बल। अंतराआण्विक: HF, जल (H-बंधित जल 3D में), ऐल्कोहॉल — क्वथनांक बढ़ाता (H₂O द्रव, H₂S गैस)। अंतःआण्विक: o-नाइट्रोफ़ीनॉल (3D)।Jab H kisi bahut electronegative atom (F, O, N) se juda ho, wo δ+ ho jaata hai aur doosre molecule (ya usi molecule) ke F, O ya N ke lone pair se attract hota hai. Ye kamzor attraction (dotted line) hydrogen bond hai — van der Waals forces se strong par covalent bonds se bahut kamzor. Intermolecular: HF, paani (H-bonded paani 3D mein), alcohols — boiling point badhata (H₂O liquid, H₂S gas). Intramolecular: o-nitrophenol (3D).

★ Yaad rakho — quick revision★ याद रखो — झटपट दोहराव★ Yaad rakho — quick revision

  1. Lewis structure: count valence e⁻ (± charge), least electronegative atom central, complete octets, then multiple bonds.लूइस संरचना: संयोजकता e⁻ गिनें (± आवेश), कम विद्युत-ऋणी केंद्र में, अष्टक पूरा, फिर बहुबंध।Lewis structure: valence e⁻ giniye (± charge), kam electronegative centre mein, octet poora, phir multiple bond.
  2. Formal charge = V − L − ½B.औपचारिक आवेश = V − L − ½B।Formal charge = V − L − ½B.
  3. Octet exceptions: BCl₃/BeH₂ (incomplete), NO/NO₂ (odd), PF₅/SF₆ (expanded).अष्टक अपवाद: BCl₃/BeH₂ (अपूर्ण), NO/NO₂ (विषम), PF₅/SF₆ (विस्तारित)।Octet exceptions: BCl₃/BeH₂ (incomplete), NO/NO₂ (odd), PF₅/SF₆ (expanded).
  4. Ionic bond favoured by low IE, high −ΔegH, high lattice enthalpy (NaCl 788 kJ mol⁻¹).आयनिक बंध: कम IE, अधिक −ΔegH, उच्च जालक एन्थैल्पी (NaCl 788 kJ mol⁻¹)।Ionic bond: kam IE, zyada −ΔegH, high lattice enthalpy (NaCl 788 kJ mol⁻¹).
  5. Higher bond order → shorter, stronger bond. Isoelectronic N₂, CO, NO⁺ all have bond order 3.अधिक बंध कोटि → छोटा, प्रबल बंध। N₂, CO, NO⁺ की बंध कोटि 3।Zyada bond order → chhota, strong bond. N₂, CO, NO⁺ ka bond order 3.
  6. μ = q × d (1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C m). μ = 0 for CO₂, BF₃, CH₄, BeH₂ (symmetric).μ = q × d (1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C m)। CO₂, BF₃, CH₄, BeH₂ का μ = 0 (सममित)।μ = q × d (1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C m). CO₂, BF₃, CH₄, BeH₂ ka μ = 0 (symmetric).
  7. VSEPR repulsion: lp–lp > lp–bp > bp–bp. CH₄ 109.5°, NH₃ 107°, H₂O 104.5°.VSEPR प्रतिकर्षण: lp–lp > lp–bp > bp–bp। CH₄ 109.5°, NH₃ 107°, H₂O 104.5°।VSEPR repulsion: lp–lp > lp–bp > bp–bp. CH₄ 109.5°, NH₃ 107°, H₂O 104.5°.
  8. Hybridisation: sp 180°, sp² 120°, sp³ 109.5°, sp³d trigonal bipyramidal, sp³d² octahedral.संकरण: sp 180°, sp² 120°, sp³ 109.5°, sp³d त्रिकोणीय द्विपिरामिडी, sp³d² अष्टफलकीय।Hybridisation: sp 180°, sp² 120°, sp³ 109.5°, sp³d trigonal bipyramidal, sp³d² octahedral.
  9. Double bond = 1σ + 1π; triple = 1σ + 2π. σ is stronger than π.द्विबंध = 1σ + 1π; त्रिबंध = 1σ + 2π। σ, π से प्रबल।Double bond = 1σ + 1π; triple = 1σ + 2π. σ, π se strong.
  10. Bond order = ½(Nb − Na). 0 → no molecule (He₂, Be₂). Unpaired e⁻ → paramagnetic (O₂).बंध कोटि = ½(Nb − Na)। 0 → अणु नहीं (He₂, Be₂)। अयुग्मित e⁻ → अनुचुंबकीय (O₂)।Bond order = ½(Nb − Na). 0 → molecule nahi (He₂, Be₂). Unpaired e⁻ → paramagnetic (O₂).
  11. MO order: up to N₂, π2p below σ2pz; for O₂ and F₂, σ2pz below π2p.MO क्रम: N₂ तक π2p, σ2pz से नीचे; O₂ और F₂ में σ2pz, π2p से नीचे।MO order: N₂ tak π2p, σ2pz se neeche; O₂ aur F₂ mein σ2pz, π2p se neeche.
  12. H-bond needs H on F, O or N. Intermolecular raises boiling point; intramolecular (o-nitrophenol) lowers it.H-बंध के लिए H का F, O या N से जुड़ा होना। अंतराआण्विक क्वथनांक बढ़ाता; अंतःआण्विक (o-नाइट्रोफ़ीनॉल) घटाता।H-bond ke liye H ka F, O ya N se juda hona. Intermolecular boiling point badhata; intramolecular (o-nitrophenol) ghatata.

⚠ Common mistakes⚠ आम गलतियाँ⚠ Common mistakes

  • Lone pairs count in VSEPR geometry but the shape names only atoms: NH₃ is pyramidal (not tetrahedral), H₂O is bent.VSEPR में एकाकी युग्म गिने जाते हैं, पर आकृति केवल परमाणुओं से: NH₃ पिरामिडी (चतुष्फलकीय नहीं), H₂O बंकित।VSEPR mein lone pairs gine jaate hain, par shape sirf atoms se: NH₃ pyramidal (tetrahedral nahi), H₂O bent.
  • Canonical forms are not real molecules switching back and forth; only the hybrid exists. They may differ in electrons, never in atom positions (H₃PO₃).विहित रूप आगे-पीछे बदलते वास्तविक अणु नहीं; केवल संकर का अस्तित्व। ये केवल इलेक्ट्रॉनों में भिन्न, परमाणु स्थिति में नहीं (H₃PO₃)।Canonical forms aage-peeche badalte real molecules nahi; sirf hybrid exist karta. Ye sirf electrons mein alag, atom position mein nahi (H₃PO₃).
  • A polar bond does not mean a polar molecule — CO₂ and CCl₄ have polar bonds but μ = 0.ध्रुवीय बंध का अर्थ ध्रुवीय अणु नहीं — CO₂ और CCl₄ में ध्रुवीय बंध पर μ = 0।Polar bond ka matlab polar molecule nahi — CO₂ aur CCl₄ mein polar bonds par μ = 0.
  • Count antibonding electrons too when finding bond order; O₂ has 2 electrons in π*, so its bond order is 2, not 3.बंध कोटि में प्रतिआबंधी इलेक्ट्रॉन भी गिनें; O₂ के π* में 2, इसलिए बंध कोटि 2।Bond order mein antibonding electrons bhi giniye; O₂ ke π* mein 2, isliye bond order 2.
  • In PCl₅ axial bonds are longer (more repulsion), not shorter.PCl₅ में अक्षीय बंध लंबे (अधिक प्रतिकर्षण), छोटे नहीं।PCl₅ mein axial bonds lambe (zyada repulsion), chhote nahi.
  • The + and − on orbital lobes are signs of the wave function, not charges.कक्षक लोबों पर + और − तरंग फलन के चिह्न हैं, आवेश नहीं।Orbital lobes par + aur − wave function ke sign hain, charge nahi.

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Solved problems in the chapter (tap to see the solution)पाठ में हल किए गए प्रश्न (हल देखने के लिए टैप करें)Chapter ke solved problems (solution dekhne ke liye tap kijiye)

Problem 4.1: Lewis dot structure of CO.उदाहरण 4.1: CO की लूइस बिंदु संरचना।Problem 4.1: CO ki Lewis dot structure.
10 valence electrons → :C≡O: (triple bond, one lone pair on each atom).10 संयोजकता इलेक्ट्रॉन → :C≡O:।10 valence electrons → :C≡O: (triple bond, one lone pair on each atom).
Problem 4.2: Lewis structure of the nitrite ion, NO₂⁻.उदाहरण 4.2: नाइट्राइट आयन NO₂⁻ की लूइस संरचना।Problem 4.2: NO₂⁻ ki Lewis structure.
18 electrons → [O=N–O]⁻ with a lone pair on N; the two N–O bonds become equal by resonance.18 इलेक्ट्रॉन → [O=N–O]⁻, N पर एकाकी युग्म; अनुनाद से दोनों बंध समान।18 electrons → [O=N–O]⁻, N par lone pair; resonance se dono bonds same.
Problem 4.3: Explain the structure of CO₃²⁻ by resonance.उदाहरण 4.3: अनुनाद से CO₃²⁻ की संरचना समझाइए।Problem 4.3: Resonance se CO₃²⁻ samjhaiye.
All three C–O bonds are equal, so CO₃²⁻ is a hybrid of three canonical forms with the C=O in different positions.तीनों C–O बंध समान — तीन विहित रूपों का संकर।Teeno C–O bonds same — teen canonical forms ka hybrid.
Problem 4.4: Explain the structure of CO₂.उदाहरण 4.4: CO₂ की संरचना समझाइए।Problem 4.4: CO₂ ki structure samjhaiye.
C–O = 115 pm, between C=O (121) and C≡O (110): resonance hybrid of three forms.C–O = 115 pm, C=O और C≡O के बीच: तीन रूपों का अनुनाद संकर।C–O = 115 pm, C=O aur C≡O ke beech: teen forms ka resonance hybrid.

Exercisesअभ्यासExercises

4.1 Explain the formation of a chemical bond.4.1 रासायनिक बंध का बनना समझाइए।4.1 Chemical bond kaise banta hai?
Atoms combine to lower their energy and gain stability, usually by reaching a noble-gas octet. They do this by transferring electrons (ionic bond, e.g. Na⁺Cl⁻) or by sharing electron pairs (covalent bond, e.g. Cl–Cl). The attraction that holds them is the chemical bond.परमाणु ऊर्जा घटाकर स्थायित्व पाने (प्रायः उत्कृष्ट-गैस अष्टक) के लिए जुड़ते हैं — इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण (आयनिक, Na⁺Cl⁻) या साझेदारी (सहसंयोजक, Cl–Cl) से। उन्हें बाँधने वाला आकर्षण रासायनिक बंध है।Atoms energy ghata kar stability paane (aksar noble-gas octet) ke liye judte hain — electron transfer (ionic, Na⁺Cl⁻) ya sharing (covalent, Cl–Cl) se. Unhe baandhne wala attraction chemical bond hai.
4.2 Write Lewis dot symbols for Mg, Na, B, O, N, Br.4.2 Mg, Na, B, O, N, Br के लूइस बिंदु प्रतीक।4.2 Mg, Na, B, O, N, Br ke Lewis symbols.
Dots = valence electrons: Mg 2 (·Mg·), Na 1 (Na·), B 3, O 6, N 5, Br 7.बिंदु = संयोजकता इलेक्ट्रॉन: Mg 2, Na 1, B 3, O 6, N 5, Br 7।Dots = valence electrons: Mg 2, Na 1, B 3, O 6, N 5, Br 7.
4.3 Lewis symbols for S and S²⁻; Al and Al³⁺; H and H⁻.4.3 S और S²⁻; Al और Al³⁺; H और H⁻ के लूइस प्रतीक।4.3 S/S²⁻, Al/Al³⁺, H/H⁻ ke Lewis symbols.
S: 6 dots; S²⁻: 8 dots in brackets with 2− charge. Al: 3 dots; Al³⁺: no dots, 3+ charge. H: 1 dot; H⁻: 2 dots, 1− charge.S: 6 बिंदु; S²⁻: 8 बिंदु [ ]²⁻। Al: 3 बिंदु; Al³⁺: कोई बिंदु नहीं। H: 1 बिंदु; H⁻: 2 बिंदु [ ]⁻।S: 6 dots; S²⁻: 8 dots [ ]²⁻. Al: 3 dots; Al³⁺: koi dot nahi. H: 1 dot; H⁻: 2 dots [ ]⁻.
4.4 Lewis structures of H₂S, SiCl₄, BeF₂, CO₃²⁻, HCOOH.4.4 H₂S, SiCl₄, BeF₂, CO₃²⁻, HCOOH की लूइस संरचनाएँ।4.4 H₂S, SiCl₄, BeF₂, CO₃²⁻, HCOOH ki Lewis structures.
H₂S: H–S–H with 2 lone pairs on S (8 e⁻). SiCl₄: Si in centre, four Si–Cl bonds, 3 lone pairs on each Cl (32 e⁻). BeF₂: F–Be–F, 3 lone pairs on each F, Be has only 4 electrons (incomplete octet). CO₃²⁻: C bonded to three O — one C=O and two C–O⁻ (24 e⁻), resonance. HCOOH: H–C(=O)–O–H, two lone pairs on each O (18 e⁻).H₂S: H–S–H, S पर 2 एकाकी युग्म। SiCl₄: चार Si–Cl, हर Cl पर 3 एकाकी युग्म। BeF₂: F–Be–F, Be पर केवल 4 (अपूर्ण अष्टक)। CO₃²⁻: एक C=O, दो C–O⁻ (अनुनाद)। HCOOH: H–C(=O)–O–H।H₂S: H–S–H, S par 2 lone pairs. SiCl₄: chaar Si–Cl, har Cl par 3 lone pairs. BeF₂: F–Be–F, Be par sirf 4 (incomplete octet). CO₃²⁻: ek C=O, do C–O⁻ (resonance). HCOOH: H–C(=O)–O–H.
4.5 Define the octet rule; give its significance and limitations.4.5 अष्टक नियम परिभाषित कीजिए; महत्व और सीमाएँ।4.5 Octet rule, significance aur limitations.
Atoms tend to combine so that each has eight electrons in its valence shell. Significance: explains the formation and valence of many compounds, especially of second-period elements. Limitations: incomplete octet (BeH₂, BCl₃, LiCl), odd-electron molecules (NO, NO₂), expanded octet (PF₅, SF₆), compounds of noble gases (XeF₂), and it says nothing about shape or energy of molecules.परमाणु इस तरह जुड़ते हैं कि हर एक के संयोजकता कोश में आठ इलेक्ट्रॉन हों। महत्व: कई यौगिकों का बनना और संयोजकता समझाता। सीमाएँ: अपूर्ण अष्टक (BeH₂, BCl₃), विषम इलेक्ट्रॉन (NO, NO₂), विस्तारित अष्टक (PF₅, SF₆), उत्कृष्ट गैस यौगिक (XeF₂), आकृति/ऊर्जा नहीं बताता।Atoms aise judte hain ki har ek ke valence shell mein aath electrons hon. Significance: kai compounds ka banna aur valency samjhata. Limitations: incomplete octet (BeH₂, BCl₃), odd electron (NO, NO₂), expanded octet (PF₅, SF₆), noble gas compounds (XeF₂), shape/energy nahi batata.
4.6 Favourable factors for the formation of an ionic bond.4.6 आयनिक बंध बनने के अनुकूल कारक।4.6 Ionic bond ke favourable factors.
Low ionisation enthalpy of the metal, high negative electron gain enthalpy of the non-metal, and high lattice enthalpy of the compound formed.धातु की कम आयनन एन्थैल्पी, अधातु की अधिक ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी, और बनने वाले यौगिक की उच्च जालक एन्थैल्पी।Metal ki kam IE, non-metal ki zyada negative electron gain enthalpy, aur bane compound ki high lattice enthalpy.
4.7 Shapes by VSEPR: BeCl₂, BCl₃, SiCl₄, AsF₅, H₂S, PH₃.4.7 VSEPR से आकृति: BeCl₂, BCl₃, SiCl₄, AsF₅, H₂S, PH₃।4.7 VSEPR shapes: BeCl₂, BCl₃, SiCl₄, AsF₅, H₂S, PH₃.
BeCl₂: 2 bp → linear. BCl₃: 3 bp → trigonal planar. SiCl₄: 4 bp → tetrahedral. AsF₅: 5 bp → trigonal bipyramidal. H₂S: 2 bp + 2 lp → bent. PH₃: 3 bp + 1 lp → trigonal pyramidal.BeCl₂ रेखीय; BCl₃ त्रिकोणीय समतलीय; SiCl₄ चतुष्फलकीय; AsF₅ त्रिकोणीय द्विपिरामिडी; H₂S बंकित; PH₃ त्रिकोणीय पिरामिडी।BeCl₂ linear; BCl₃ trigonal planar; SiCl₄ tetrahedral; AsF₅ trigonal bipyramidal; H₂S bent; PH₃ trigonal pyramidal.
4.8 NH₃ and H₂O are both distorted tetrahedral, yet the bond angle in water is smaller. Why?4.8 NH₃ और H₂O दोनों विकृत चतुष्फलकीय, फिर भी जल का बंध कोण कम क्यों?4.8 Paani ka bond angle NH₃ se kam kyon?
NH₃ has 1 lone pair, H₂O has 2. Lone pair–lone pair repulsion is the strongest, so the two lone pairs in water push the O–H bonds closer: 104.5° against 107° in NH₃.NH₃ में 1, H₂O में 2 एकाकी युग्म। lp–lp प्रतिकर्षण सबसे प्रबल, इसलिए जल के बंध अधिक पास: 104.5° बनाम 107°।NH₃ mein 1, H₂O mein 2 lone pairs. lp–lp repulsion sabse strong, isliye paani ke bonds zyada paas: 104.5° vs 107°.
4.9 How is bond strength expressed in terms of bond order?4.9 बंध प्रबलता को बंध कोटि से कैसे व्यक्त करते हैं?4.9 Bond strength aur bond order ka sambandh?
The higher the bond order, the stronger the bond (higher bond enthalpy) and the shorter the bond: N≡N (3, 946 kJ mol⁻¹) > O=O (2, 498) > F–F (1, 155).अधिक बंध कोटि → अधिक प्रबल (अधिक बंध एन्थैल्पी), छोटा बंध: N≡N (3) > O=O (2) > F–F (1)।Zyada bond order → zyada strong (zyada bond enthalpy), chhota bond: N≡N (3) > O=O (2) > F–F (1).
4.10 Define bond length.4.10 बंध लंबाई परिभाषित कीजिए।4.10 Bond length kya hai?
The equilibrium distance between the nuclei of two bonded atoms in a molecule (measured by X-ray/electron diffraction or spectroscopy).अणु में दो बंधित परमाणुओं के नाभिकों के बीच की साम्य दूरी।Molecule mein do bonded atoms ke nuclei ke beech equilibrium doori.
4.11 Important aspects of resonance with reference to CO₃²⁻.4.11 CO₃²⁻ के संदर्भ में अनुनाद के मुख्य बिंदु।4.11 CO₃²⁻ ke reference mein resonance.
One Lewis structure (one C=O, two C–O) cannot explain the three equal C–O bonds. CO₃²⁻ is a hybrid of three canonical forms; the hybrid is more stable than any of them; canonical forms differ only in electron positions and have no real existence; the real bond is between single and double.एक लूइस संरचना तीन समान C–O बंध नहीं समझाती। CO₃²⁻ तीन विहित रूपों का संकर; संकर अधिक स्थायी; विहित रूप केवल इलेक्ट्रॉन स्थिति में भिन्न, वास्तविक नहीं; बंध एकल और द्वि के बीच।Ek Lewis structure teen same C–O bonds nahi samjhati. CO₃²⁻ teen canonical forms ka hybrid; hybrid zyada stable; canonical forms sirf electron position mein alag, real nahi; bond single aur double ke beech.
4.12 H₃PO₃ can be drawn as structures 1 and 2. Can they be canonical forms of a resonance hybrid?4.12 H₃PO₃ की संरचनाएँ 1 और 2 — क्या ये अनुनाद संकर के विहित रूप हैं?4.12 H₃PO₃ ke structures 1 aur 2 — canonical forms?
No. In the two structures a hydrogen atom has changed position (P–H in one, O–H in the other). Canonical forms may differ only in the arrangement of electrons, not of atoms.नहीं। दोनों में एक H परमाणु की स्थिति बदली है (एक में P–H, दूसरे में O–H)। विहित रूप केवल इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था में भिन्न हो सकते, परमाणुओं की नहीं।Nahi. Dono mein ek H atom ki position badli hai (ek mein P–H, doosre mein O–H). Canonical forms sirf electrons mein alag ho sakte, atoms mein nahi.
4.13 Resonance structures for SO₃, NO₂ and NO₃⁻.4.13 SO₃, NO₂ और NO₃⁻ की अनुनाद संरचनाएँ।4.13 SO₃, NO₂, NO₃⁻ ki resonance structures.
SO₃: three forms, each with one S=O and two S–O (with charges), the double bond rotating among the three O atoms (or with expanded octet forms). NO₂: two forms O=N–O ↔ O–N=O with an unpaired electron on N. NO₃⁻: three forms, one N=O and two N–O⁻ in each, the N=O in a different position.SO₃: तीन रूप, S=O की स्थिति बदलती। NO₂: दो रूप O=N–O ↔ O–N=O, N पर अयुग्मित इलेक्ट्रॉन। NO₃⁻: तीन रूप, N=O की स्थिति बदलती।SO₃: teen forms, S=O ki position badalti. NO₂: do forms O=N–O ↔ O–N=O, N par unpaired electron. NO₃⁻: teen forms, N=O ki position badalti.
4.14 Show electron transfer with Lewis symbols: (a) K and S (b) Ca and O (c) Al and N.4.14 लूइस प्रतीकों से इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण: (a) K और S (b) Ca और O (c) Al और N।4.14 Electron transfer: (a) K, S (b) Ca, O (c) Al, N.
(a) 2K· + S (6 dots) → 2K⁺ + [S]²⁻ → K₂S. (b) Ca (2 dots) + O (6 dots) → Ca²⁺ + [O]²⁻ → CaO. (c) Al (3 dots) + N (5 dots) → Al³⁺ + [N]³⁻ → AlN.(a) 2K⁺ + S²⁻ → K₂S (b) Ca²⁺ + O²⁻ → CaO (c) Al³⁺ + N³⁻ → AlN।(a) 2K· + S (6 dots) → 2K⁺ + [S]²⁻ → K₂S. (b) Ca (2 dots) + O (6 dots) → Ca²⁺ + [O]²⁻ → CaO. (c) Al (3 dots) + N (5 dots) → Al³⁺ + [N]³⁻ → AlN.
4.15 H₂O is bent but CO₂ linear, though both are triatomic. Explain using dipole moment.4.15 दोनों त्रिपरमाणुक, फिर भी H₂O बंकित और CO₂ रेखीय — द्विध्रुव आघूर्ण से समझाइए।4.15 H₂O bent, CO₂ linear — dipole moment se.
CO₂ has μ = 0: its two C=O dipoles are equal and opposite, which is only possible if the molecule is linear. H₂O has μ = 1.85 D, so its O–H dipoles do not cancel — the molecule must be bent (104.5°).CO₂ का μ = 0: दोनों C=O द्विध्रुव बराबर और विपरीत — रेखीय। H₂O का μ = 1.85 D — द्विध्रुव निरस्त नहीं, अतः बंकित।CO₂ ka μ = 0: dono C=O dipoles barabar aur opposite — linear. H₂O ka μ = 1.85 D — cancel nahi, isliye bent.
4.16 Significance/applications of dipole moment.4.16 द्विध्रुव आघूर्ण का महत्व/उपयोग।4.16 Dipole moment ke uses.
It tells whether a molecule is polar; helps find its shape (μ = 0 → symmetrical: CO₂, BF₃, CH₄); compares polarity and percentage ionic character of bonds; distinguishes cis and trans isomers.अणु ध्रुवीय है या नहीं; आकृति (μ = 0 → सममित: CO₂, BF₃, CH₄); बंधों की ध्रुवता और प्रतिशत आयनिक गुण; cis-trans समावयवी पहचान।Molecule polar hai ya nahi; shape (μ = 0 → symmetric: CO₂, BF₃, CH₄); bond polarity aur % ionic character; cis-trans isomers pehchaan.
4.17 Define electronegativity. How does it differ from electron gain enthalpy?4.17 विद्युत-ऋणात्मकता परिभाषित कीजिए। यह इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी से कैसे भिन्न?4.17 Electronegativity aur electron gain enthalpy mein farq.
Electronegativity is the tendency of an atom in a molecule to attract the shared pair; it is relative, has no unit and is not directly measurable. Electron gain enthalpy is the measurable energy change when an isolated gaseous atom gains an electron (kJ mol⁻¹).विद्युत-ऋणात्मकता: अणु में परमाणु की साझा युग्म खींचने की प्रवृत्ति; सापेक्ष, मात्रकहीन। इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी: विलगित गैसीय परमाणु के इलेक्ट्रॉन ग्रहण पर मापने योग्य ऊर्जा परिवर्तन (kJ mol⁻¹)।Electronegativity: molecule mein atom ki shared pair kheenchne ki tendency; relative, unitless. Electron gain enthalpy: isolated gaseous atom ke electron lene par measurable energy change (kJ mol⁻¹).
4.18 Explain a polar covalent bond with an example.4.18 उदाहरण सहित ध्रुवीय सहसंयोजक बंध समझाइए।4.18 Polar covalent bond example ke saath.
When two atoms of different electronegativity share a pair, the pair shifts towards the more electronegative atom, giving partial charges. In HF, F (4.0) pulls the pair from H (2.1): Hδ+–Fδ−.भिन्न विद्युत-ऋणात्मकता वाले परमाणु युग्म साझा करें तो युग्म अधिक विद्युत-ऋणी की ओर खिसकता है: HF में Hδ+–Fδ−।Alag electronegativity wale atoms pair share karein to pair zyada electronegative ki taraf khisakta hai: HF mein Hδ+–Fδ−.
4.19 Increasing ionic character of bonds in LiF, K₂O, N₂, SO₂ and ClF₃.4.19 LiF, K₂O, N₂, SO₂ और ClF₃ में बंधों के आयनिक गुण का बढ़ता क्रम।4.19 Ionic character order: LiF, K₂O, N₂, SO₂, ClF₃.
N₂ < SO₂ < ClF₃ < K₂O < LiF (ionic character grows with the electronegativity difference; N₂ has none, LiF the most).N₂ < SO₂ < ClF₃ < K₂O < LiF।N₂ < SO₂ < ClF₃ < K₂O < LiF (ionic character grows with the electronegativity difference; N₂ has none, LiF the most).
4.20 The skeleton of CH₃COOH is correct but some bonds are wrong. Write the correct Lewis structure of acetic acid.4.20 CH₃COOH का ढाँचा सही पर कुछ बंध गलत। ऐसीटिक अम्ल की सही लूइस संरचना।4.20 Acetic acid ki sahi Lewis structure.
CH₃–C(=O)–O–H: the methyl C has three C–H bonds and one C–C; the carboxyl C has one C=O (O with 2 lone pairs) and one C–O–H (O with 2 lone pairs). Every C has 4 bonds, every O an octet (24 valence electrons).CH₃–C(=O)–O–H: हर C के 4 बंध, हर O का अष्टक (24 संयोजकता इलेक्ट्रॉन)।CH₃–C(=O)–O–H: har C ke 4 bonds, har O ka octet (24 valence electrons).
4.21 Why is CH₄ tetrahedral and not square planar?4.21 CH₄ वर्ग समतलीय क्यों नहीं, चतुष्फलकीय क्यों?4.21 CH₄ square planar kyon nahi?
C is sp³ hybridised; its four hybrid orbitals point to the corners of a tetrahedron (109.5°), keeping the four bond pairs as far apart as possible. Square planar would need dsp² hybridisation (C has no d orbitals) and would put bond pairs at 90° with more repulsion.C का sp³ संकरण — चार संकर कक्षक चतुष्फलक के कोनों की ओर (109.5°), युग्म अधिकतम दूर। वर्ग समतलीय के लिए dsp² चाहिए (C में d कक्षक नहीं) और 90° पर अधिक प्रतिकर्षण।C ka sp³ hybridisation — chaar hybrids tetrahedron ke kono ki taraf (109.5°), pairs zyada se zyada door. Square planar ke liye dsp² chahiye (C mein d nahi) aur 90° par zyada repulsion.
4.22 Why does BeH₂ have zero dipole moment though Be–H bonds are polar?4.22 Be–H बंध ध्रुवीय होते हुए भी BeH₂ का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य क्यों?4.22 BeH₂ ka dipole moment zero kyon?
BeH₂ is linear (H–Be–H, sp). The two equal bond dipoles point in opposite directions and cancel.BeH₂ रेखीय है; दोनों बराबर बंध द्विध्रुव विपरीत दिशा में, निरस्त।BeH₂ linear hai; dono barabar bond dipoles opposite, cancel.
4.23 Which has a higher dipole moment, NH₃ or NF₃, and why?4.23 NH₃ या NF₃ — किसका द्विध्रुव आघूर्ण अधिक, क्यों?4.23 NH₃ ya NF₃ — zyada dipole moment kiska?
NH₃ (1.47 D) > NF₃ (0.23 D). Both are pyramidal with a lone pair on N. In NH₃ the N–H dipoles point towards N, the same direction as the lone-pair moment, so they add. In NF₃ the N–F dipoles point towards F, opposite to the lone-pair moment, so they partly cancel.NH₃ (1.47 D) > NF₃ (0.23 D)। NH₃ में N–H द्विध्रुव और एकाकी युग्म आघूर्ण एक दिशा में, जुड़ते; NF₃ में विपरीत, आंशिक निरस्त।NH₃ (1.47 D) > NF₃ (0.23 D). NH₃ mein N–H dipoles aur lone pair moment ek direction mein, judte; NF₃ mein ulte, thoda cancel.
4.24 What is hybridisation? Describe the shapes of sp, sp², sp³ hybrids.4.24 संकरण क्या है? sp, sp², sp³ की आकृतियाँ।4.24 Hybridisation aur sp, sp², sp³ shapes.
Mixing of atomic orbitals of slightly different energy on one atom to form an equal number of identical hybrid orbitals. sp: two, linear, 180°. sp²: three, trigonal planar, 120°. sp³: four, tetrahedral, 109.5°.एक परमाणु के थोड़े भिन्न ऊर्जा वाले कक्षकों का मिलकर उतने ही समान संकर कक्षक बनाना। sp: दो, रेखीय, 180°; sp²: तीन, त्रिकोणीय समतलीय, 120°; sp³: चार, चतुष्फलकीय, 109.5°।Ek atom ke thodi alag energy wale orbitals ka milkar utne hi same hybrid orbitals banana. sp: do, linear, 180°; sp²: teen, trigonal planar, 120°; sp³: chaar, tetrahedral, 109.5°.
4.25 Change in hybridisation of Al in AlCl₃ + Cl⁻ → AlCl₄⁻?4.25 AlCl₃ + Cl⁻ → AlCl₄⁻ में Al का संकरण परिवर्तन?4.25 AlCl₃ → AlCl₄⁻ mein Al ka hybridisation?
sp² (trigonal planar AlCl₃) → sp³ (tetrahedral AlCl₄⁻): the Cl⁻ lone pair fills Al’s empty p orbital.sp² (त्रिकोणीय समतलीय) → sp³ (चतुष्फलकीय)।sp² (trigonal planar) → sp³ (tetrahedral).
4.26 Is there any change in hybridisation of B and N in BF₃ + NH₃ → F₃B·NH₃?4.26 BF₃ + NH₃ → F₃B·NH₃ में B और N का संकरण बदलता है?4.26 BF₃ + NH₃ mein B aur N ka hybridisation?
B changes from sp² to sp³ (it accepts N’s lone pair). N stays sp³ (its lone pair simply becomes a bond pair).B: sp² → sp³; N: sp³ ही रहता।B: sp² → sp³; N: sp³ hi rehta.
4.27 Diagrams for a double bond in C₂H₄ and a triple bond in C₂H₂.4.27 C₂H₄ में द्विबंध और C₂H₂ में त्रिबंध के आरेख।4.27 C₂H₄ double aur C₂H₂ triple bond.
C₂H₄: each C is sp²; sp²–sp² overlap gives the C–C σ bond, sp²–1s gives four C–H σ bonds, and the unhybridised 2p orbitals overlap sideways for one π bond (C=C = 1σ + 1π, molecule planar). C₂H₂: each C is sp; sp–sp gives the C–C σ bond, sp–1s two C–H σ, and two pairs of unhybridised p orbitals give two π bonds at right angles (C≡C = 1σ + 2π, molecule linear). See the overlap diagram above.C₂H₄: हर C sp²; C–C σ (sp²–sp²), चार C–H σ, असंकरित 2p से एक π (समतलीय)। C₂H₂: हर C sp; C–C σ, दो C–H σ, दो π परस्पर लंबवत (रेखीय)।C₂H₄: har C sp²; C–C σ (sp²–sp²), chaar C–H σ, bache 2p se ek π (planar). C₂H₂: har C sp; C–C σ, do C–H σ, do π ek-doosre ke perpendicular (linear).
4.28 Number of σ and π bonds in (a) C₂H₂ (b) C₂H₄.4.28 (a) C₂H₂ (b) C₂H₄ में σ और π बंध।4.28 σ aur π bonds: (a) C₂H₂ (b) C₂H₄.
(a) C₂H₂: 3σ (2 C–H + 1 C–C), 2π. (b) C₂H₄: 5σ (4 C–H + 1 C–C), 1π.(a) 3σ, 2π (b) 5σ, 1π।(a) C₂H₂: 3σ (2 C–H + 1 C–C), 2π. (b) C₂H₄: 5σ (4 C–H + 1 C–C), 1π.
4.29 Taking z as the internuclear axis, which will not form a σ bond: (a) 1s and 1s (b) 1s and 2px (c) 2py and 2py (d) 1s and 2s?4.29 z को अंतरनाभिकीय अक्ष मानकर कौन σ बंध नहीं बनाएगा: (a) 1s–1s (b) 1s–2px (c) 2py–2py (d) 1s–2s?4.29 z axis par kaun σ bond nahi banayega?
(b) 1s and 2px — px lies perpendicular to the z axis, so net overlap with 1s is zero (no bond). (c) 2py and 2py also do not give a σ bond — they overlap sideways to give a π bond. (a) and (d) give σ bonds.(b) 1s–2px: px, z अक्ष के लंबवत, शुद्ध अतिव्यापन शून्य। (c) 2py–2py: पार्श्व अतिव्यापन से π बंध, σ नहीं। (a), (d) σ बनाते।(b) 1s–2px: px z axis ke perpendicular, net overlap zero. (c) 2py–2py: sideways overlap se π bond, σ nahi. (a), (d) σ banate.
4.30 Hybrid orbitals used by carbon in (a) CH₃–CH₃ (b) CH₃–CH=CH₂ (c) CH₃–CH₂–OH (d) CH₃–CHO (e) CH₃COOH.4.30 कार्बन के संकर कक्षक: (a) CH₃–CH₃ (b) CH₃–CH=CH₂ (c) CH₃–CH₂–OH (d) CH₃–CHO (e) CH₃COOH4.30 Carbon ke hybrid orbitals (a)–(e).
(a) both sp³. (b) CH₃ sp³; CH= and =CH₂ sp². (c) both sp³. (d) CH₃ sp³; CHO sp². (e) CH₃ sp³; COOH sp².(a) दोनों sp³ (b) sp³, sp², sp² (c) दोनों sp³ (d) sp³, sp² (e) sp³, sp²।(a) dono sp³ (b) sp³, sp², sp² (c) dono sp³ (d) sp³, sp² (e) sp³, sp².
4.31 What are bond pairs and lone pairs? One example of each.4.31 बंध युग्म और एकाकी युग्म क्या हैं? उदाहरण।4.31 Bond pair aur lone pair, example.
A bond pair is an electron pair shared between two atoms (the four C–H pairs in CH₄). A lone pair belongs to one atom only and is not shared (two lone pairs on O in H₂O, one on N in NH₃).बंध युग्म दो परमाणुओं में साझा (CH₄ के चार C–H)। एकाकी युग्म केवल एक परमाणु का (H₂O में O पर दो, NH₃ में N पर एक)।Bond pair do atoms mein shared (CH₄ ke chaar C–H). Lone pair sirf ek atom ka (H₂O mein O par do, NH₃ mein N par ek).
4.32 Distinguish between σ and π bonds.4.32 σ और π बंध में अंतर।4.32 σ aur π bond mein farq.
σ: head-on overlap along the axis; can form alone; stronger; free rotation possible; formed by s–s, s–p, p–p or hybrid orbitals. π: sideways overlap of parallel p orbitals; forms only after a σ bond; weaker; no free rotation; electron density above and below the axis.σ: अक्ष पर सीधा अतिव्यापन; अकेला बन सकता; प्रबल; मुक्त घूर्णन। π: समांतर p का पार्श्व अतिव्यापन; σ के बाद ही; दुर्बल; घूर्णन नहीं; अक्ष के ऊपर-नीचे घनत्व।σ: axis par seedha overlap; akela ban sakta; strong; free rotation. π: parallel p ka sideways overlap; σ ke baad hi; kamzor; rotation nahi; axis ke upar-neeche density.
4.33 Explain the formation of H₂ on the basis of valence bond theory.4.33 संयोजकता बंध सिद्धांत से H₂ का बनना।4.33 VBT se H₂ ka banna.
As two H atoms approach, attractions between each nucleus and the other’s electron start to outweigh electron–electron and nucleus–nucleus repulsions; energy falls. At 74 pm it reaches a minimum: the 1s orbitals overlap, the two electrons pair with opposite spins, and 435.8 kJ mol⁻¹ is released — the H–H bond.दो H परमाणु पास आने पर आकर्षण प्रतिकर्षणों से अधिक, ऊर्जा घटती। 74 pm पर न्यूनतम: 1s कक्षक अतिव्याप्त, इलेक्ट्रॉन विपरीत चक्रण से युग्मित, 435.8 kJ mol⁻¹ मुक्त — H–H बंध।Do H atoms paas aane par attraction repulsion se zyada, energy ghatti. 74 pm par minimum: 1s overlap, electrons opposite spin se pair, 435.8 kJ mol⁻¹ release — H–H bond.
4.34 Conditions for linear combination of atomic orbitals to form MOs.4.34 LCAO से MO बनने की शर्तें।4.34 LCAO ki conditions.
(i) The combining orbitals must have the same or nearly the same energy; (ii) they must have the same symmetry about the molecular axis; (iii) they must overlap to the maximum extent.(i) समान या लगभग समान ऊर्जा; (ii) आण्विक अक्ष के परितः समान सममिति; (iii) अधिकतम अतिव्यापन।(i) same ya lagbhag same energy; (ii) molecular axis ke around same symmetry; (iii) maximum overlap.
4.35 Use MO theory to explain why Be₂ does not exist.4.35 MO सिद्धांत से समझाइए Be₂ क्यों नहीं बनता।4.35 Be₂ exist kyon nahi karta?
Be₂ has 8 electrons: σ1s² σ*1s² σ2s² σ*2s². Nb = 4, Na = 4 → bond order = ½(4 − 4) = 0, so no bond forms.Be₂: σ1s² σ*1s² σ2s² σ*2s²; बंध कोटि = ½(4 − 4) = 0।Be₂: σ1s² σ*1s² σ2s² σ*2s²; bond order = ½(4 − 4) = 0.
4.36 Compare stability and magnetic properties of O₂, O₂⁺, O₂⁻ (superoxide), O₂²⁻ (peroxide).4.36 O₂, O₂⁺, O₂⁻, O₂²⁻ का स्थायित्व और चुंबकीय गुण।4.36 O₂, O₂⁺, O₂⁻, O₂²⁻ stability aur magnetism.
Bond orders: O₂⁺ (15 e⁻) ½(10 − 5) = 2.5; O₂ (16) ½(10 − 6) = 2; O₂⁻ (17) ½(10 − 7) = 1.5; O₂²⁻ (18) ½(10 − 8) = 1. Stability: O₂⁺ > O₂ > O₂⁻ > O₂²⁻. O₂⁺, O₂, O₂⁻ have unpaired electrons → paramagnetic; O₂²⁻ has none → diamagnetic.बंध कोटि: O₂⁺ 2.5, O₂ 2, O₂⁻ 1.5, O₂²⁻ 1। स्थायित्व: O₂⁺ > O₂ > O₂⁻ > O₂²⁻। पहले तीन अनुचुंबकीय, O₂²⁻ प्रतिचुंबकीय।Bond order: O₂⁺ 2.5, O₂ 2, O₂⁻ 1.5, O₂²⁻ 1. Stability: O₂⁺ > O₂ > O₂⁻ > O₂²⁻. Pehle teen paramagnetic, O₂²⁻ diamagnetic.
4.37 Significance of the plus and minus signs in representing orbitals.4.37 कक्षकों में + और − चिह्नों का महत्व।4.37 Orbitals mein + aur − ka matlab.
They show the sign (phase) of the wave function in that lobe, not electric charge. Orbitals combine into a bonding MO when lobes of the same sign overlap (positive overlap) and an antibonding MO when opposite signs overlap.ये तरंग फलन का चिह्न (कला) दर्शाते हैं, विद्युत आवेश नहीं। समान चिह्न अतिव्याप्त → आबंधी MO, विपरीत → प्रतिआबंधी।Ye wave function ka sign (phase) dikhate hain, charge nahi. Same sign overlap → bonding MO, opposite → antibonding.
4.38 Hybridisation in PCl₅. Why are axial bonds longer than equatorial bonds?4.38 PCl₅ में संकरण। अक्षीय बंध निरक्षीय से लंबे क्यों?4.38 PCl₅ hybridisation; axial bonds lambe kyon?
P (3s²3p³) promotes one 3s electron to 3d and forms five sp³d hybrids → trigonal bipyramidal. Three equatorial bonds lie at 120°; each axial bond is at 90° to three equatorial bond pairs, so it suffers more repulsion and is longer and weaker.P के पाँच sp³d संकर → त्रिकोणीय द्विपिरामिडी। हर अक्षीय बंध तीन निरक्षीय युग्मों से 90° पर, अधिक प्रतिकर्षण — लंबा और दुर्बल।P ke paanch sp³d hybrids → trigonal bipyramidal. Har axial bond teen equatorial pairs se 90° par, zyada repulsion — lamba aur kamzor.
4.39 Define a hydrogen bond. Is it weaker or stronger than van der Waals forces?4.39 हाइड्रोजन बंध परिभाषित कीजिए। वान्डरवाल्स बलों से दुर्बल या प्रबल?4.39 Hydrogen bond kya hai; van der Waals se strong ya weak?
The attraction between an H atom bonded to a highly electronegative atom (F, O, N) and a lone pair on another electronegative atom. It is stronger than van der Waals forces but weaker than covalent bonds.F, O, N से जुड़े H और दूसरे विद्युत-ऋणी परमाणु के एकाकी युग्म के बीच आकर्षण। वान्डरवाल्स से प्रबल, सहसंयोजक से दुर्बल।F, O, N se jude H aur doosre electronegative atom ke lone pair ke beech attraction. Van der Waals se strong, covalent se kamzor.
4.40 What is bond order? Calculate it for N₂, O₂, O₂⁺ and O₂⁻.4.40 बंध कोटि क्या है? N₂, O₂, O₂⁺, O₂⁻ की बंध कोटि।4.40 Bond order aur N₂, O₂, O₂⁺, O₂⁻.
Bond order = ½(Nb − Na). N₂: ½(10 − 4) = 3. O₂: ½(10 − 6) = 2. O₂⁺: ½(10 − 5) = 2.5. O₂⁻: ½(10 − 7) = 1.5.N₂ 3; O₂ 2; O₂⁺ 2.5; O₂⁻ 1.5।Bond order = ½(Nb − Na). N₂: ½(10 − 4) = 3. O₂: ½(10 − 6) = 2. O₂⁺: ½(10 − 5) = 2.5. O₂⁻: ½(10 − 7) = 1.5.

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1. Which molecule has an incomplete octet on the central atom?किस अणु के केंद्रीय परमाणु का अष्टक अपूर्ण है?Kis molecule mein central atom ka octet incomplete hai?

2. Formal charge on the central O atom of O₃ is …O₃ के केंद्रीय O पर औपचारिक आवेश …O₃ ke central O par formal charge …

3. Which molecule has zero dipole moment?किस अणु का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य है?Kis molecule ka dipole moment zero hai?

4. Shape of NH₃ according to VSEPR is …VSEPR के अनुसार NH₃ की आकृति …VSEPR se NH₃ ki shape …

5. The bond angle in H₂O is …H₂O में बंध कोण …H₂O ka bond angle …

6. Which is square planar?कौन वर्ग समतलीय है?Square planar kaun hai?

7. Hybridisation of carbon in ethyne (C₂H₂) is …एथाइन (C₂H₂) में कार्बन का संकरण …Ethyne (C₂H₂) mein carbon ka hybridisation …

8. Number of σ and π bonds in ethene (C₂H₄) is …एथीन (C₂H₄) में σ और π बंध …Ethene mein σ aur π bonds …

9. Which overlap gives a π bond?कौन-सा अतिव्यापन π बंध देता है?Kaunsa overlap π bond deta hai?

10. Bond order of O₂⁻ (superoxide) is …O₂⁻ (सुपरऑक्साइड) की बंध कोटि …O₂⁻ ka bond order …

11. Which species is diamagnetic?कौन-सी स्पीशीज़ प्रतिचुंबकीय है?Kaunsi species diamagnetic hai?

12. Be₂ does not exist because its bond order is …Be₂ नहीं बनता क्योंकि इसकी बंध कोटि …Be₂ exist nahi karta kyunki bond order …

13. NH₃ has a higher dipole moment than NF₃ because …NH₃ का द्विध्रुव आघूर्ण NF₃ से अधिक क्योंकि …NH₃ ka dipole moment NF₃ se zyada kyunki …

14. Water is a liquid but H₂S a gas at room temperature mainly because of …कमरे के ताप पर जल द्रव पर H₂S गैस, मुख्यतः किस कारण?Paani liquid par H₂S gas kyon?

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These are Simple Learning Hub's own study notes written to follow the NCERT Class 11 Chemistry textbook (2026-27 reprint, rationalised) section by section; read them with the official NCERT chapter. Diagrams are original SLH drawings based on the NCERT figures they name.ये Simple Learning Hub के अपने स्टडी नोट्स हैं, जो NCERT कक्षा 11 रसायन विज्ञान की किताब (2026-27) के हर अनुभाग के साथ लिखे गए हैं; इन्हें NCERT के आधिकारिक अध्याय के साथ पढ़िए। डायग्राम SLH के अपने बनाए चित्र हैं।Ye Simple Learning Hub ke apne study notes hain, jo NCERT Class 11 Chemistry ki kitaab (2026-27) ke har section ke saath likhe gaye hain; inhe NCERT ke official chapter ke saath padhiye. Diagrams SLH ki apni drawings hain.