रासायनिक बंधन (Chemical Bonding)

रासायनिक बंधन (Chemical Bonding) - SSC & RRB Exam Complete Notes

रासायनिक बंधन क्या है? (What is Chemical Bond?)

परिभाषा: दो या दो से अधिक परमाणुओं को एक साथ जोड़े रखने वाली आकर्षण शक्ति को रासायनिक बंधन कहते हैं।

उद्देश्य: परमाणुओं को स्थिरता प्रदान करना

मुख्य सिद्धांत: परमाणु बंधन बनाकर निकटतम निष्क्रिय गैस का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करना चाहते हैं।

परमाणु रासायनिक बंधन क्यों बनाते हैं?

अष्टक नियम (Octet Rule)

प्रतिपादक: गिल्बर्ट लुईस (Gilbert Lewis - 1916)

नियम: परमाणु बंधन बनाकर अपनी बाहरी कक्षा में 8 इलेक्ट्रॉन (अष्टक) प्राप्त करना चाहते हैं, जिससे वे स्थिर हो जाते हैं।

अपवाद:

हाइड्रोजन (H): 2 इलेक्ट्रॉन चाहता है (द्विक नियम - Duet Rule)
लिथियम (Li): 2 इलेक्ट्रॉन चाहता है
बेरिलियम (Be): 4 इलेक्ट्रॉन से स्थिर
बोरॉन (B): 6 इलेक्ट्रॉन से स्थिर

उदाहरण:

सोडियम (Na): 2, 8, 1 → 1 इलेक्ट्रॉन देकर → 2, 8 (Ne जैसा)
क्लोरीन (Cl): 2, 8, 7 → 1 इलेक्ट्रॉन लेकर → 2, 8, 8 (Ar जैसा)
ऑक्सीजन (O): 2, 6 → 2 इलेक्ट्रॉन लेकर → 2, 8 (Ne जैसा)

परीक्षा नोट: निष्क्रिय गैसों की बाहरी कक्षा पहले से ही पूर्ण होती है (8 इलेक्ट्रॉन), इसलिए वे बंधन नहीं बनातीं।

रासायनिक बंधन के प्रकार (Types of Chemical Bonds)

रासायनिक बंधन (Chemical Bonds)
    │
    ├─── 1. आयनिक बंधन (Ionic Bond)
    │         - धातु + अधातु
    │         - इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण
    │
    ├─── 2. सहसंयोजक बंधन (Covalent Bond)
    │         - अधातु + अधातु
    │         - इलेक्ट्रॉन साझेदारी
    │         │
    │         ├─── एकल बंधन (Single)
    │         ├─── द्विबंधन (Double)
    │         └─── त्रिबंधन (Triple)
    │
    ├─── 3. धात्विक बंधन (Metallic Bond)
    │         - धातु + धातु
    │         - इलेक्ट्रॉन समुद्र
    │
    └─── 4. हाइड्रोजन बंधन (Hydrogen Bond)
              - अंतर-आणविक बंधन
              - H और F/O/N के बीच

1. आयनिक बंधन (Ionic Bond / Electrovalent Bond)

परिभाषा:

इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण स्थानांतरण (देने-लेने) से बने धनायनों और ऋणायनों के बीच विद्युत स्थैतिक आकर्षण को आयनिक बंधन कहते हैं।

दूसरा नाम:

विद्युतसंयोजक बंधन (Electrovalent Bond)
ध्रुवीय बंधन (Polar Bond)

बनने की प्रक्रिया:

चरण 1: इलेक्ट्रॉन देना (धातु)

धातु इलेक्ट्रॉन देकर धनायन (Cation) बनता है
उदाहरण: Na → Na⁺ + e⁻

चरण 2: इलेक्ट्रॉन लेना (अधातु)

अधातु इलेक्ट्रॉन लेकर ऋणायन (Anion) बनता है
उदाहरण: Cl + e⁻ → Cl⁻

चरण 3: विद्युत स्थैतिक आकर्षण

धनायन और ऋणायन आकर्षित होकर बंधन बनाते हैं
Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

उदाहरण:

A. सोडियम क्लोराइड (NaCl) का बनना:

Na (2, 8, 1) → Na⁺ (2, 8) + e⁻ [धनायन]
Cl (2, 8, 7) + e⁻ → Cl⁻ (2, 8, 8) [ऋणायन]

Na⁺ + Cl⁻ → Na⁺Cl⁻ या NaCl (नमक)

समझाएं:

Na ने 1 इलेक्ट्रॉन दिया (अष्टक पूर्ण करने के लिए)
Cl ने 1 इलेक्ट्रॉन लिया (अष्टक पूर्ण करने के लिए)
दोनों स्थिर हुए (निष्क्रिय गैस विन्यास)

B. मैग्नीशियम ऑक्साइड (MgO) का बनना:

Mg (2, 8, 2) → Mg²⁺ (2, 8) + 2e⁻
O (2, 6) + 2e⁻ → O²⁻ (2, 8)

Mg²⁺ + O²⁻ → MgO

C. कैल्शियम क्लोराइड (CaCl₂) का बनना:

Ca (2, 8, 8, 2) → Ca²⁺ (2, 8, 8) + 2e⁻
Cl (2, 8, 7) + e⁻ → Cl⁻ (2, 8, 8)
Cl (2, 8, 7) + e⁻ → Cl⁻ (2, 8, 8)

Ca²⁺ + 2Cl⁻ → CaCl₂

नोट: Ca के पास 2 इलेक्ट्रॉन हैं, इसलिए 2 Cl परमाणु चाहिए

आयनिक बंधन की शर्तें:

कम आयनन ऊर्जा (IE) वाला तत्व - धातु (इलेक्ट्रॉन देना आसान)
अधिक इलेक्ट्रॉन बंधुता (EA) वाला तत्व - अधातु (इलेक्ट्रॉन लेना आसान)
विद्युत ऋणात्मकता में अधिक अंतर - 1.7 या अधिक
धातु + अधातु का संयोग

आयनिक यौगिकों के गुण:

भौतिक गुण:

1. भौतिक अवस्था:

कमरे के तापमान पर ठोस
कारण: प्रबल विद्युत स्थैतिक आकर्षण

2. गलनांक और क्वथनांक:

उच्च गलनांक और क्वथनांक
कारण: आयनों के बीच प्रबल आकर्षण
उदाहरण: NaCl का गलनांक = 801°C

3. कठोरता:

कठोर लेकिन भंगुर (Brittle)
दबाव देने पर टूट जाते हैं
कारण: समान आवेश वाले आयनों का प्रतिकर्षण

4. विद्युत चालकता:

ठोस अवस्था में विद्युत के कुचालक
गलित (पिघली हुई) या जलीय विलयन में सुचालक
कारण: आयन गतिशील होते हैं

5. जल में घुलनशीलता:

जल में घुलनशील
कारण: ध्रुवीय विलायक (H₂O) ध्रुवीय यौगिक को घोलता है
कार्बनिक विलायकों में अघुलनशील (बेंजीन, पेट्रोल)

6. क्रिस्टलीय संरचना:

नियमित क्रिस्टलीय जालक
त्रि-आयामी व्यवस्था

7. दिशात्मकता:

दिशाहीन (Non-directional)
सभी दिशाओं में समान आकर्षण

रासायनिक गुण:

1. अभिक्रियाशीलता:

जलीय विलयन में तीव्र अभिक्रिया करते हैं

2. विद्युत अपघटन:

विद्युत धारा प्रवाहित करने पर विघटित होते हैं

आयनिक यौगिकों के उदाहरण:

यौगिक	सूत्र	सामान्य नाम	उपयोग
सोडियम क्लोराइड	NaCl	नमक	खाना, संरक्षण
पोटैशियम आयोडाइड	KI	-	आयोडीन की कमी
कैल्शियम ऑक्साइड	CaO	बुझा चूना	सीमेंट, दीवार
मैग्नीशियम ऑक्साइड	MgO	मैग्नीशिया	दवा
सोडियम कार्बोनेट	Na₂CO₃	धोने का सोडा	साबुन, कांच
सोडियम बाइकार्बोनेट	NaHCO₃	बेकिंग सोडा	खाना पकाना
कैल्शियम कार्बोनेट	CaCO₃	संगमरमर, चूना	निर्माण
एल्युमिनियम ऑक्साइड	Al₂O₃	-	घर्षण सामग्री

आयनिक बंधन की पहचान कैसे करें?

✅ धातु + अधातु = आयनिक बंधन ✅ उच्च गलनांक/क्वथनांक ✅ जल में घुलनशील ✅ गलित अवस्था में विद्युत सुचालक ✅ कठोर और भंगुर ✅ क्रिस्टलीय ठोस

2. सहसंयोजक बंधन (Covalent Bond)

परिभाषा:

दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी से बनने वाले बंधन को सहसंयोजक बंधन कहते हैं।

दूसरे नाम:

आण्विक बंधन (Molecular Bond)
अध्रुवीय बंधन (Non-polar Bond) - यदि समान परमाणु हों

प्रतिपादक: गिल्बर्ट लुईस (1916)

बनने की प्रक्रिया:

दो परमाणु इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी करते हैं
दोनों परमाणुओं का अष्टक पूर्ण होता है
कोई आयन नहीं बनता
अधातु + अधातु

सहसंयोजक बंधन के प्रकार:

A. साझा इलेक्ट्रॉनों की संख्या के आधार पर:

1. एकल बंधन (Single Bond) - एक जोड़ी इलेक्ट्रॉन

प्रतीक: A - B (एक डैश)

उदाहरण:

हाइड्रोजन अणु (H₂):

H (1) + H (1) → H : H या H - H

H • + • H → H : H

प्रत्येक H ने 1 इलेक्ट्रॉन दिया
दोनों ने 2 इलेक्ट्रॉन साझे किए (1-1 जोड़ी)
दोनों का द्विक पूर्ण (He जैसा)

क्लोरीन अणु (Cl₂):

Cl (2, 8, 7) + Cl (2, 8, 7) → Cl : Cl या Cl - Cl

:Cl• + •Cl: → :Cl : Cl:

प्रत्येक Cl ने 1 इलेक्ट्रॉन दिया
दोनों का अष्टक पूर्ण (Ar जैसा)

जल (H₂O):

O (2, 6) को 2 इलेक्ट्रॉन चाहिए
H (1) × 2 = 2 इलेक्ट्रॉन देंगे

    H
    |
H - O - H  या  H : O : H

अमोनिया (NH₃):

N (2, 5) को 3 इलेक्ट्रॉन चाहिए
H (1) × 3 = 3 इलेक्ट्रॉन देंगे

        H
        |
    H - N - H

मीथेन (CH₄):

C (2, 4) को 4 इलेक्ट्रॉन चाहिए
H (1) × 4 = 4 इलेक्ट्रॉन देंगे

        H
        |
    H - C - H
        |
        H

2. द्विबंधन (Double Bond) - दो जोड़ी इलेक्ट्रॉन

प्रतीक: A = B (दो डैश)

उदाहरण:

ऑक्सीजन अणु (O₂):

O (2, 6) + O (2, 6) → O = O

:O•• + ••O: → :O :: O:  या  O = O

प्रत्येक O ने 2 इलेक्ट्रॉन दिए
4 इलेक्ट्रॉन साझे (2 जोड़ी)
दोनों का अष्टक पूर्ण

कार्बन डाइऑक्साइड (CO₂):

O = C = O

ऑक्सीजन के साथ दोनों तरफ द्विबंधन
कुल 4 बंध (दो द्विबंधन)

3. त्रिबंधन (Triple Bond) - तीन जोड़ी इलेक्ट्रॉन

प्रतीक: A ≡ B (तीन डैश)

उदाहरण:

नाइट्रोजन अणु (N₂):

N (2, 5) + N (2, 5) → N ≡ N

:N••• + •••N: → :N ::: N:  या  N ≡ N

प्रत्येक N ने 3 इलेक्ट्रॉन दिए
6 इलेक्ट्रॉन साझे (3 जोड़ी)
दोनों का अष्टक पूर्ण
सबसे प्रबल बंधन

एथाइन (C₂H₂) - एसिटिलीन:

H - C ≡ C - H

कार्बन-कार्बन के बीच त्रिबंधन

बंधों की प्रबलता और लंबाई:

बंधन प्रकार	प्रबलता	बंधन लंबाई	तोड़ने के लिए ऊर्जा
एकल (Single)	कम	अधिक	कम
द्विबंधन (Double)	मध्यम	मध्यम	मध्यम
त्रिबंधन (Triple)	अधिक	कम	अधिक

सरल नियम:

बंधन जितना प्रबल → लंबाई उतनी कम
त्रिबंधन > द्विबंधन > एकल बंधन (प्रबलता में)

परीक्षा नोट: N₂ (त्रिबंधन) सबसे स्थिर अणु है, इसलिए निष्क्रिय है।

B. ध्रुवीयता के आधार पर:

1. अध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (Non-polar Covalent):

परिभाषा: समान परमाणुओं के बीच बनने वाला बंधन जिसमें इलेक्ट्रॉन समान रूप से साझे होते हैं।

विशेषता:

विद्युत ऋणात्मकता में अंतर = 0
इलेक्ट्रॉन बादल समान वितरित
कोई ध्रुव नहीं

उदाहरण:

H₂ (H-H)
Cl₂ (Cl-Cl)
O₂ (O=O)
N₂ (N≡N)
CH₄ (मीथेन)
CCl₄ (कार्बन टेट्राक्लोराइड)

2. ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन (Polar Covalent):

परिभाषा: भिन्न परमाणुओं के बीच बनने वाला बंधन जिसमें इलेक्ट्रॉन असमान रूप से साझे होते हैं।

विशेषता:

विद्युत ऋणात्मकता में अंतर = 0.4 से 1.7
इलेक्ट्रॉन अधिक EN वाले की ओर झुके
आंशिक धनात्मक (δ⁺) और ऋणात्मक (δ⁻) ध्रुव बनते हैं
द्विध्रुव आघूर्ण (Dipole Moment) होता है

उदाहरण:

जल (H₂O):

    δ⁺  δ⁻  δ⁺
    H - O - H

O अधिक EN वाला (3.5)
H कम EN वाला (2.1)
इलेक्ट्रॉन O की ओर झुके
O पर आंशिक ऋणावेश, H पर धनावेश

हाइड्रोजन क्लोराइड (HCl):

δ⁺    δ⁻
H  -  Cl

Cl अधिक EN (3.0)
H कम EN (2.1)
ध्रुवीय अणु

अन्य उदाहरण:

NH₃ (अमोनिया)
HF (हाइड्रोजन फ्लोराइड)
H₂S (हाइड्रोजन सल्फाइड)

सहसंयोजक यौगिकों के गुण:

भौतिक गुण:

1. भौतिक अवस्था:

गैस, द्रव या कम गलनांक वाले ठोस
कारण: अणुओं के बीच दुर्बल आकर्षण

2. गलनांक और क्वथनांक:

निम्न गलनांक और क्वथनांक
आयनिक यौगिकों से बहुत कम
उदाहरण:
- CH₄ का क्वथनांक = -162°C
- H₂O = 100°C (हाइड्रोजन बंधन के कारण अधिक)

3. कठोरता:

नरम या लचीले
आसानी से तोड़े जा सकते हैं

4. विद्युत चालकता:

विद्युत के कुचालक
कारण: कोई आयन नहीं, कोई मुक्त इलेक्ट्रॉन नहीं
अपवाद: ग्रेफाइट (विशेष संरचना के कारण)

5. जल में घुलनशीलता:

ध्रुवीय: जल में घुलनशील (HCl, NH₃)
अध्रुवीय: जल में अघुलनशील (CH₄, CCl₄)
नियम: "Like dissolves like" - समान घुलता है समान में

6. कार्बनिक विलायकों में घुलनशीलता:

अधिकतर कार्बनिक विलायकों में घुलनशील
बेंजीन, ईथर, क्लोरोफॉर्म में

7. दिशात्मकता:

दिशात्मक (Directional)
विशिष्ट दिशा में बनते हैं
अणु की आकृति निर्धारित करते हैं

सहसंयोजक यौगिकों के उदाहरण:

यौगिक	सूत्र	अवस्था	उपयोग
मीथेन	CH₄	गैस	ईंधन, CNG
जल	H₂O	द्रव	पीना, जीवन
अमोनिया	NH₃	गैस	उर्वरक, प्रशीतक
कार्बन डाइऑक्साइड	CO₂	गैस	प्रकाश संश्लेषण, शीतल पेय
ऑक्सीजन	O₂	गैस	श्वसन
नाइट्रोजन	N₂	गैस	निष्क्रिय वातावरण
हाइड्रोजन क्लोराइड	HCl	गैस	अम्ल
ईथेन	C₂H₆	गैस	ईंधन
ग्लूकोज	C₆H₁₂O₆	ठोस	ऊर्जा
सुक्रोज	C₁₂H₂₂O₁₁	ठोस	चीनी

आयनिक और सहसंयोजक बंधन में अंतर

गुण	आयनिक बंधन	सहसंयोजक बंधन
बनना	इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण	इलेक्ट्रॉन साझेदारी
आयन	बनते हैं	नहीं बनते
तत्व	धातु + अधातु	अधातु + अधातु
उदाहरण	NaCl, MgO, CaCl₂	H₂, O₂, CH₄, H₂O
भौतिक अवस्था	ठोस	गैस, द्रव, ठोस
गलनांक/क्वथनांक	उच्च	निम्न
जल में घुलनशीलता	घुलनशील	परिवर्तनशील
विद्युत चालकता	गलित/विलयन में	कुचालक
कठोरता	कठोर, भंगुर	नरम, लचीले
दिशात्मकता	दिशाहीन	दिशात्मक
बंधन प्रबलता	प्रबल	तुलनात्मक रूप से दुर्बल

3. धात्विक बंधन (Metallic Bond)

परिभाषा:

धातुओं में परमाणुओं के बीच मुक्त इलेक्ट्रॉनों के समुद्र द्वारा बनने वाले बंधन को धात्विक बंधन कहते हैं।

बनने की प्रक्रिया:

धातु में:

धातु के परमाणु संयोजी इलेक्ट्रॉन त्याग देते हैं
धनायन (Cations) बन जाते हैं
त्यागे गए इलेक्ट्रॉन मुक्त होकर पूरी धातु में घूमते हैं
इन्हें "इलेक्ट्रॉन समुद्र" (Electron Sea) कहते हैं

चित्रण:

[M⁺]  [M⁺]  [M⁺]  [M⁺]  ← धनायन (नाभिक + आंतरिक इलेक्ट्रॉन)
   e⁻  e⁻  e⁻  e⁻  e⁻    ← मुक्त इलेक्ट्रॉन (समुद्र)
[M⁺]  [M⁺]  [M⁺]  [M⁺]
   e⁻  e⁻  e⁻  e⁻  e⁻
[M⁺]  [M⁺]  [M⁺]  [M⁺]

उदाहरण:

सोडियम धातु (Na): Na → Na⁺ + e⁻
तांबा (Cu): Cu → Cu⁺ + e⁻
लोहा (Fe): Fe → Fe²⁺ + 2e⁻

धात्विक बंधन की विशेषताएं:

1. दिशाहीन (Non-directional):

सभी दिशाओं में समान आकर्षण

2. मुक्त इलेक्ट्रॉन:

इलेक्ट्रॉन किसी एक परमाणु से बंधे नहीं
पूरी धातु में स्वतंत्र रूप से गति

3. प्रबलता:

मध्यम से प्रबल बंधन
धातु की प्रकृति पर निर्भर

धात्विक बंधन के कारण धातुओं के गुण:

1. विद्युत चालकता: ✅ उत्कृष्ट विद्युत सुचालक

कारण: मुक्त इलेक्ट्रॉन गति करते हैं
उदाहरण: Cu, Ag, Au, Al

2. ऊष्मा चालकता: ✅ उत्कृष्ट ऊष्मा सुचालक

कारण: मुक्त इलेक्ट्रॉन ऊर्जा स्थानांतरित करते हैं

3. धात्विक चमक (Metallic Lustre): ✅ चमकीले

कारण: मुक्त इलेक्ट्रॉन प्रकाश को परावर्तित करते हैं

4. आघातवर्ध्यता (Malleability): ✅ पीटकर चादर बनाई जा सकती है

कारण: परतें खिसकती हैं लेकिन बंधन बना रहता है
उदाहरण: सोना सबसे आघातवर्ध्य

5. तन्यता (Ductility): ✅ खींचकर तार बनाया जा सकता है

कारण: धात्विक बंधन लचीला
उदाहरण: तांबे के तार

6. उच्च गलनांक और क्वथनांक: ✅ अधिकांश धातुओं के उच्च

कारण: प्रबल धात्विक बंधन
अपवाद: Hg (द्रव), Na, K (कम गलनांक)

7. सोनोरस (Sonorous): ✅ धातु ध्वनि उत्पन्न करते हैं

कारण: इलेक्ट्रॉन कंपन

धात्विक बंधन के उदाहरण:

सोडियम (Na) - मुलायम धातु
लोहा (Fe) - प्रबल धात्विक बंधन
तांबा (Cu) - विद्युत सुचालक
चांदी (Ag) - सर्वोत्तम सुचालक
सोना (Au) - सबसे आघातवर्ध्य
एल्युमिनियम (Al) - हल्की धातु
पारा (Hg) - एकमात्र द्रव धातु

परीक्षा नोट:

धातु में इलेक्ट्रॉन "समुद्र" की तरह होते हैं - मुक्त रूप से घूमते हैं
इसी कारण धातुएं विद्युत और ऊष्मा की सुचालक होती हैं

4. हाइड्रोजन बंधन (Hydrogen Bond)

परिभाषा:

एक अणु के हाइड्रोजन परमाणु और दूसरे अणु के अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु (F, O, N) के बीच बनने वाले दुर्बल आकर्षण को हाइड्रोजन बंधन कहते हैं।

दूसरा नाम:

अंतर-आणविक बल (Intermolecular Force)

प्रतीक:

X - H -------- Y
      (हाइड्रोजन बंधन - डॉटेड लाइन)

आवश्यक शर्तें:

हाइड्रोजन परमाणु उपस्थित हो
अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व से जुड़ा हो:
- फ्लोरीन (F)
- ऑक्सीजन (O)
- नाइट्रोजन (N)

याद रखने की ट्रिक: "FON" = F, O, N

बनने की प्रक्रिया:

चरण 1: ध्रुवीकरण

H अत्यधिक EN तत्व (F/O/N) से जुड़ा है
H पर आंशिक धनावेश (δ⁺)
F/O/N पर आंशिक ऋणावेश (δ⁻)

चरण 2: आकर्षण

एक अणु का δ⁺ H
दूसरे अणु का δ⁻ F/O/N
दोनों के बीच आकर्षण = हाइड्रोजन बंधन

हाइड्रोजन बंधन के प्रकार:

1. अंतर-आणविक हाइड्रोजन बंधन (Intermolecular):

दो अलग-अलग अणुओं के बीच

2. अंतः-आणविक हाइड्रोजन बंधन (Intramolecular):

एक ही अणु के भीतर

उदाहरण:

A. जल (H₂O) - सबसे महत्वपूर्ण उदाहरण

      H              H
      |              |
  H - O -------- O - H
      |              |
      H              H

(डॉटेड लाइन = हाइड्रोजन बंधन)

विशेषता:

प्रत्येक O परमाणु 2 हाइड्रोजन बंधन बना सकता है
बर्फ में व्यवस्थित हाइड्रोजन बंधन
इसी कारण बर्फ पानी पर तैरती है (कम घनत्व)

जल के असामान्य गुण (हाइड्रोजन बंधन के कारण):

उच्च क्वथनांक: 100°C
- H₂S (समान आणविक भार) = -60°C
- कारण: प्रबल हाइड्रोजन बंधन
बर्फ का कम घनत्व:
- बर्फ पानी पर तैरती है
- 4°C पर जल का घनत्व अधिकतम
उच्च विशिष्ट ऊष्मा:
- तापमान नियंत्रण में सहायक
उच्च वाष्पीकरण की गुप्त ऊष्मा:
- पसीने से शीतलता
उच्च पृष्ठ तनाव:
- पानी की बूंदें गोल

B. हाइड्रोजन फ्लोराइड (HF)

H - F -------- H - F -------- H - F

सबसे प्रबल हाइड्रोजन बंधन
F सबसे अधिक EN (4.0)
उच्च क्वथनांक (19.5°C)

C. अमोनिया (NH₃)

    H              H
    |              |
H - N -------- N - H
    |              |
    H              H

N की EN (3.0)
हाइड्रोजन बंधन बनाता है
उच्च क्वथनांक (-33°C)

D. DNA में हाइड्रोजन बंधन

DNA की दो स्ट्रैंड्स को जोड़ता है
बेस पेयर्स के बीच:
- A-T (Adenine-Thymine): 2 हाइड्रोजन बंधन
- G-C (Guanine-Cytosine): 3 हाइड्रोजन बंधन

महत्व: DNA की संरचना और कार्य

E. प्रोटीन में हाइड्रोजन बंधन

प्रोटीन की द्वितीयक संरचना
α-हेलिक्स और β-शीट
C=O और N-H के बीच

हाइड्रोजन बंधन के गुण:

1. प्रबलता:

सामान्य सहसंयोजक बंधन से दुर्बल
वान डर वाल्स बलों से प्रबल
ऊर्जा: 10-40 kJ/mol

2. बंधन लंबाई:

सामान्य बंधन से लंबा
लगभग 1.5 - 2.5 Å

3. दिशात्मक:

विशिष्ट दिशा में बनते हैं

4. संतृप्तता:

सीमित संख्या में बन सकते हैं

हाइड्रोजन बंधन का महत्व:

1. भौतिक गुणों पर प्रभाव: ✅ उच्च गलनांक और क्वथनांक ✅ उच्च घुलनशीलता ✅ उच्च चिपचिपाहट

2. जैविक महत्व: ✅ DNA की संरचना ✅ प्रोटीन की संरचना ✅ एंजाइम की क्रिया ✅ कोशिका झिल्ली

3. जल के असामान्य गुण: ✅ जीवन का आधार ✅ जलीय जीवन संभव

4. घुलनशीलता: ✅ ध्रुवीय यौगिकों की घुलनशीलता ✅ शर्करा, अल्कोहल जल में घुलते हैं

हाइड्रोजन बंधन के उदाहरण (तुलना):

यौगिक	आणविक सूत्र	क्वथनांक	हाइड्रोजन बंधन
जल	H₂O	100°C	हाँ (प्रबल)
हाइड्रोजन सल्फाइड	H₂S	-60°C	नहीं
हाइड्रोजन फ्लोराइड	HF	19.5°C	हाँ (सबसे प्रबल)
हाइड्रोजन क्लोराइड	HCl	-85°C	नहीं
अमोनिया	NH₃	-33°C	हाँ
फॉस्फीन	PH₃	-87°C	नहीं

निष्कर्ष: हाइड्रोजन बंधन वाले यौगिकों का क्वथनांक बहुत अधिक होता है।

रासायनिक बंधनों की तुलना (Final Comparison Table)

गुण	आयनिक	सहसंयोजक	धात्विक	हाइड्रोजन
बनना	e⁻ transfer	e⁻ share	e⁻ sea	अंतर-आणविक
तत्व	धातु+अधातु	अधातु+अधातु	धातु	H+F/O/N
उदाहरण	NaCl, MgO	H₂, H₂O	Cu, Fe	H₂O, DNA
अवस्था	ठोस	गैस/द्रव/ठोस	ठोस	-
गलनांक	उच्च	निम्न	उच्च	-
विद्युत चालकता	गलित में	नहीं	हाँ	-
प्रबलता	प्रबल	मध्यम	मध्यम	दुर्बल
ऊर्जा	400-4000	150-1000	100-800	10-40 kJ/mol

परीक्षा के लिए महत्वपूर्ण One-Liners (30+)

रासायनिक बंधन परमाणुओं को जोड़ने वाली शक्ति है
अष्टक नियम: 8 e⁻ (गिल्बर्ट लुईस - 1916)
आयनिक बंधन: e⁻ transfer (धातु+अधातु)
सहसंयोजक बंधन: e⁻ share (अधातु+अधातु)
धात्विक बंधन: मुक्त e⁻ समुद्र (धातु)
हाइड्रोजन बंधन: H + FON
NaCl: आयनिक यौगिक
H₂O: सहसंयोजक + हाइड्रोजन बंधन
आयनिक: उच्च m.p., घुलनशील
सहसंयोजक: निम्न m.p., कुचालक
एकल बंधन (-): H₂, Cl₂
द्विबंधन (=): O₂, CO₂
त्रिबंधन (≡): N₂
त्रिबंधन > द्विबंधन > एकल
N₂ सबसे स्थिर अणु
ध्रुवीय: HCl, H₂O
अध्रुवीय: H₂, Cl₂
धातुएं: विद्युत सुचालक
धातुएं: आघातवर्ध्य और तन्य
H₂O: उच्च क्वथनांक (100°C)
बर्फ पानी पर तैरती है
DNA: हाइड्रोजन बंधन
निष्क्रिय गैसें: बंधन नहीं बनातीं
EN अंतर > 1.7: आयनिक
EN अंतर < 1.7: सहसंयोजक
CH₄: अध्रुवीय
"Like dissolves like"
हाइड्रोजन बंधन: सबसे दुर्बल
Cu, Ag: सुचालक
FON = F, O, N

Practice Questions (20+)

Q1: अष्टक नियम किसने दिया? A: गिल्बर्ट लुईस (1916)

Q2: आयनिक बंधन किसके बीच? A: धातु और अधातु

Q3: NaCl किस प्रकार का? A: आयनिक यौगिक

Q4: सहसंयोजक बंधन में? A: इलेक्ट्रॉन साझेदारी

Q5: N₂ में कितने बंधन? A: त्रिबंधन (≡)

Q6: धात्विक बंधन क्या है? A: मुक्त इलेक्ट्रॉन समुद्र

Q7: हाइड्रोजन बंधन किन तत्वों के साथ? A: F, O, N (FON)

Q8: बर्फ पानी पर क्यों तैरती है? A: हाइड्रोजन बंधन के कारण

Q9: सबसे प्रबल बंधन? A: त्रिबंधन (N≡N)

Q10: आयनिक यौगिक का गलनांक? A: उच्च

Q11: सहसंयोजक यौगिक विद्युत? A: कुचालक

Q12: धातुएं सुचालक क्यों? A: मुक्त इलेक्ट्रॉन

Q13: H₂O में हाइड्रोजन बंधन? A: 2 प्रति अणु

Q14: CH₄ में बंधन? A: सहसंयोजक (एकल)

Q15: CO₂ में बंधन? A: द्विबंधन (C=O)

Q16: निष्क्रिय गैसें बंधन क्यों नहीं? A: अष्टक पूर्ण

Q17: ध्रुवीय अणु? A: HCl, H₂O

Q18: अध्रुवीय अणु? A: H₂, Cl₂

Q19: DNA में बंधन? A: हाइड्रोजन बंधन

Q20: NaCl कैसे बनता है? A: Na⁺ + Cl⁻

याद रखने की Tricks

1. हाइड्रोजन बंधन:

"FON करो याद"

F = Fluorine
O = Oxygen
N = Nitrogen

2. बंधन प्रकार:

धातु+अधातु = आयनिक अधातु+अधातु = सहसंयोजक धातु+धातु = धात्विक

3. प्रबलता:

3 > 2 > 1 (त्रिबंधन > द्विबंधन > एकल)

4. गुण:

आयनिक = "उ-ज"

उच्च गलनांक
जल में घुलनशील

सहसंयोजक = "नि-कु"

निम्न गलनांक
कुचालक

Common Mistakes

❌ H₂O को आयनिक समझना ✅ H₂O सहसंयोजक है

❌ धातुओं को कुचालक समझना ✅ धातुएं सुचालक हैं

❌ N₂ में द्विबंधन ✅ N₂ में त्रिबंधन

❌ हाइड्रोजन बंधन को मुख्य बंधन समझना ✅ यह दुर्बल अंतर-आणविक बल है

परीक्षा Tips

⭐ अत्यधिक महत्वपूर्ण:

आयनिक vs सहसंयोजक अंतर
NaCl का बनना
बंधों के प्रकार
हाइड्रोजन बंधन - FON
जल के असामान्य गुण
धातुओं की सुचालकता

✅ परीक्षा में कैसे solve करें:

बंधन पहचानना:

धातु+अधातु → आयनिक
अधातु+अधातु → सहसंयोजक

गुणों से:

उच्च m.p. → आयनिक
निम्न m.p. → सहसंयोजक

Quick Reference Card

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  CHEMICAL BONDING GUIDE
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बंधन:
• आयनिक = e⁻ transfer
• सहसंयोजक = e⁻ share
• धात्विक = e⁻ sea
• हाइड्रोजन = FON

उदाहरण:
NaCl | H₂O | Cu | DNA

ट्रिक: FON, 3>2>1
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Summary Table

बंधन	बनना	उदाहरण	गुण
आयनिक	e⁻ transfer	NaCl	उच्च m.p.
सहसंयोजक	e⁻ share	H₂O	निम्न m.p.
धात्विक	e⁻ sea	Cu	सुचालक
हाइड्रोजन	H+FON	DNA	दुर्बल

अंतिम सलाह

✅ हर परीक्षा में 3-4 प्रश्न ✅ FON trick याद रखें ✅ NaCl, H₂O, N₂ महत्वपूर्ण ✅ गुणों की तुलना जरूर करें ✅ Practice questions daily करें

शुभकामनाएं! रासायनिक बंधन master करें! 🎯📚

धन्यवाद! All the Best! 🙏💯

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