Chemical Bonding Notes for FSO 2026-27

Chemical bonding 

रासायनिक बंध- यौगिक के अणुओं में उपस्थित परमाणुओं के मध्य आकर्षण बल लगता जिससे बंध निर्माण होता है उसे रासायनिक बंध कहते है।

- दो परमाणुओं के मध्य आकर्षण होने से बंध का निर्माण होता है उसे रासायनिक बंध कहते है।

- रासायनिक बंध प्रक्रिया में परमाणु के बाह्यतम कोश के इलेक्ट्रॉन भाग लेते हैं।

- रासायनिक बंध दो प्रकार के होते है-

(a) प्रबल रासायनिक बंध

(b) दुर्बल रासायनिक बंध

(a) प्रबल रासायनिक बंध – दो परमाणु के मध्य प्रबल आकर्षण से जिस बंध का निर्माण होता है, उसे प्रबल रासायनिक बंध कहते है।

(b) दुर्बल रासायनिक बंध – दो परमाणुओं के मध्य प्रबल आकर्षण नहीं होने के कारण जिस बंध का निर्माण होता है, उसे दुर्बल रासायनिक बंध कहते है।

 उदाहरण – हाइड्रोजन बंध, वान्डरवाल आकर्षण

लुईस का अष्टक नियम

- लुईस के अनुसार जिस तत्त्व के परमाणु के बाह्यतम कोश में आठ  इलेक्ट्रॉन होते हैं, वे स्थायी होते हैं।

- जिस प्रकार अक्रिय गैसों के बाह्यतम कोश में आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं  और वे स्थायी होते हैं इसी प्रकार अन्य तत्त्व भी अपने बाह्यतम कोश  में आठ इलेक्ट्रॉन रखना चाहते हैं।

- परमाणु अपने स्थायित्व के लिए इलेक्ट्रॉन का स्थानान्तरण या  साझेदारी या दान करते है जिससे बंध का निर्माण होता है एवं उनके  बाहरी कोश में आठ इलेक्ट्रॉन की कमी नही होती है।

- आयनिक बंध का निर्माण इलेक्ट्रॉन के स्थानांतरण से होता है।

- जिस बंध में इलेक्ट्रॉन की साझेदारी होती है वे सहसंयोजक बंध का  निर्माण करते है।

- अणु के सभी बन्धित परमाणुओं का बाह्यतम  कोश के समस्त  इलेक्ट्रॉनों को बिन्दु द्वारा दर्शाया जाता है।

 उदाहरण CH₄

 

 

 

अष्टक नियम के अपवाद

- वे अणु अष्टक नियम के अपवाद कहलाते हैं, जिनके परमाणु के  बाह्यतम कोश में 8 इलेक्ट्रॉन से कम या 8 इलेक्ट्रॉन से ज्यादा  इलेक्ट्रॉन उपस्थित होते हैं।

- वह यौगिक जिनके परमाणु के बाह्यतम कोश में 8 से कम इलेक्ट्रॉन  होते हैं उन्हे अपूर्ण अष्टक वाले यौगिक कहते हैं।

- यह अष्टक नियम के अपवाद के रूप में जाने जाते हैं।

 

- वे यौगिक जिनमें रिक्त d- कक्षक की उपस्थिति होती है तब वे अपने  अष्टक का प्रसार कर देते हैं।

- अर्थात् इनमें रिक्त d- कक्षक की उपस्थिति के कारण इनके बाह्यतम  कोश में 8 से अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं।

- ऐसे यौगिक अष्टक नियम के अपवाद होते है।

 

3. विषम इलेक्ट्रॉन युक्त अणु अष्टक नियम के अपवाद होते हैं।

4. Xe (अक्रिय गैस) के अनेक यौगिक का निर्माण इस नियम  द्वारा नहीं समझाया जा सकता है।

 जैसे – XeF₂, XeF₄, XeF₆

5. आयनिक बंध अथवा विद्युत संयोजक बंध

- जिन दो परमाणुओं के मध्य इलेक्ट्रॉन का स्थानांतरण होने से जिस  बंध का निर्माण होता है, उसे वैद्युत संयोजी बंध या आयनिक बंध  कहते हैं।

- धातु तत्त्व अपने इलेक्ट्रॉन त्यागने का गुण रखते हैं एवं अधातु तत्त्व  इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने का गुण रखते हैं।

- अर्थात् धातु द्वारा इलेक्ट्रॉन त्यागने में बना धनायन और अधातु तत्व  के इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने पर ऋणायन बनता है।

- इन्ही धनायन और ऋणायन के मध्य स्थिर वैद्युत आकर्षण से बनने  वाला बंध आयनिक बंध कहलाता है।

- आयनिक बंध की प्रबलता का मान अवशोषित और उत्सर्जित  ऊष्माओं के मान पर निर्भर करता है।

- प्रबल आयनिक बंध – जब अवशोषित ऊष्माओं का मान उत्सर्जित ऊष्माओं से कम होता है। तब प्रबल आयनिक बंध का निर्माण होता है।

 1. प्रबल आयनिक बंध की शर्तें-

- आयनन ऊर्जा का मान कम होना चाहिए अर्थात् परमाणु का आकार बड़ा होना चाहिए।

- इलेक्ट्रॉन लब्धि ऊर्जा का मान उच्च होना चाहिए अर्थात् परमाणु का आकार छोटा होना चाहिए।

- जालक ऊर्जा का मान उच्च होना चाहिए अर्थात् परमाणु का आकार छोटा होना चाहिए।

नोट:-एक मोल घनायन तथा एक मोल ऋणायन को क्रिस्टल में व्यवस्थित करने पर मुक्त ऊर्जा को जालक ऊर्जा कहते है।

- दुर्बल आयनिक बंध –जब अवशोषित ऊष्माओं का मान उत्सर्जित ऊष्माओं से कम होता है, तब दुर्बल आयनिक बंध का निर्माण होता है।

 2. जालक ऊर्जा

- जब एक मोल घनायन तथा एक मोल ऋणायन को क्रिस्टल में व्यवस्थित करने पर जो ऊर्जा मुक्त होती है उसे जालक ऊर्जा कहते है।

- क्रिस्टल में घनायन (Z+) तथा ऋणायन (Z-) r दुरी पर रखने पर इनके मध्य आकर्षण बल

  

 N = आवोगाद्रों संख्या

 A = मैडेलुंग स्थिरांक

- मैडेलुंग स्थिरांक का उपयोग क्रिस्टल में एकल आयन के इलेक्ट्रोस्टैटिक क्षमता का निर्धारण बिंदु आवेशों द्वारा आयनित करके किया जाता है।

- समान आवेशों में प्रतिकर्षण बल

  B = स्थिरांक

                          n = बॉर्न घातांक

 L. E = NAZ₊Z_-e²    + Be²

 r                 r              rⁿ

- जालक ऊर्जा को प्रभावित करने वाले कारक

- आवेश :- L. E  - Z₊Z_–

- अन्तरानिक दुरी पर  

 आयन का आकार बढ़ने पर जालक ऊर्जा कम होती है।

 जैसे

- यदि r₊ धनायन की त्रिज्या को नियत रखा जाए और r_-ऋणायन की त्रिज्या बढ़ती है तो जालक ऊर्जा कम हो जाती है।

 LiF < LiCl < LiBr < Li I

 जालक ऊर्जा ऋणायन त्रिज्या पर आधारित होती है।

नोट :- जालक ऊर्जा ­ = धनायन तथा ऋणायन का

                            आकार लगभग समान होगा।

3. क्रिस्टल की ज्यामिति

- क्रिस्टल जितना अधिक नियमित तथा संकुलित होता है। जालक ऊर्जा उतनी ही अधिक होती है।

- क्रिस्टल ज्यामिति जालक ऊर्जा

            संकुलित

 आयनिक यौगिको के गुणधर्म

- आयनिक यौगिक ठोस, क्रिस्टलीय परन्तु भंगुर प्रकृति के होते हैं।

- आयनिक यौगिकों पर दाब लगने से इनके समान आवेश प्रतिकर्षण दर्शाते हैं, जिसके कारण ये बिखर जाते हैं।

- आयनिक यौगिकों का क्वथनांक व गलनांक उच्च होता है जिसका कारण परमाणुओं के मध्य प्रबल स्थिर वैद्युत आकर्षण है।

- किसी आयनिक यौगिक में ठोस अवस्था के होने का कारण आयनों के मध्य प्रबल स्थिर वैद्युत आकर्षण है।

  जिससे आयन मुक्त अवस्था में नहीं होते है।

- इसलिए आयनिक यौगिकों की ठोस अवस्था विद्युत की कुचालक होती है।

- आयनिक यौगिकों की गलित अवस्था या जलीय अवस्था में आयनों के मध्य आकर्षण दुर्बल हो जाता है, जिसके कारण ये विद्युत के सुचालक होते है।

जैसे – ठोस Nacl (नमक) विद्युत का कुचालक होता है।

- NaCl (नमक)की जलीय अवस्था, विद्युत की सुचालक होती है।

 ठोस           संगलित अवस्था       विलयन अवस्था

  ¯                           ¯                          ¯

 कुचालक              चालक                    चालक

- आयनिक यौगिक को जल में घोला जाता है तब जल के अणु आयनों के मध्य आकर्षण को तोड़ देते है।

- जिससे जलयोजित घनायन तथा जलयोजित ऋणायन का निर्माण होता है।

- इसे जलयोजन/विलायकन कहते है।

- M⁺X^-  का जल में घुलना

(आयनिक यौगिक)

जलयोजित धनायन         जलयोजित ऋणायन

- जलयोजन प्रक्रिया में मुक्त होने वाली ऊर्जा (मुक्त ऊर्जा) को जलयोजन ऊर्जा कहते है।

- आयनिक यौगिक की जल में विलेयता केवल जालक ऊर्जा तथा जलयोजन ऊर्जा के मान पर निर्भर करती है।

(a) जालक ऊर्जा > जलयोजन ऊर्जा → यौगिक

            [L.E]    [H.E.]        अविलय होगा

(b) जालक ऊर्जा < जलयोजन ऊर्जा → यौगिक विलय

 [L.E] [HE] होगा

 जलयोजन ऊर्जा [HE] विलेयता को नियन्त्रित करती है।

- जलयोजन ऊर्जा, मुख्य रूप से घनायन त्रिज्या पर आधारित है।

          जलयोजन ऊर्जा                          1

          धनायन का आकार  

- यदि ऋणायन [r_-] को नियत रखा जाए तो धनायन [r₊] के बढ़ने  पर जलयोजन ऊर्जा कम होगी।

 LiF    LiCl    LiBr     LI

 F^-       Cl^-      Br^-      I^-

  ऋणायन का आकार बढ़ रहा है।

  जालक ऊर्जा ¯

  विलेयता ­

नोट :- Li के हैलाइड तथा II^nd Group के सल्फेट फॉयन नियम के अपवाद होते हैं।

 BeSO₄  MgSO₄  CaSO₄   SrSO₄    BaSO₄

  ¯          ¯            ¯           ¯           ¯

 Be⁺²    Mg⁺²     Ca⁺²        Sr⁺²      Ba⁺²

  आकार ­

  जलयोजन ऊर्जा ¯

  जालक ऊर्जा ­

  विलेयता ¯

- आयनिक बंध अदिशात्मक होता है अत: ज्यामिति निर्धारित नही  करता है।

- आयनिक यौगिकों के मध्य रासायनिक अभिक्रिया अत्यधिक तीव्र गति से होती हैं क्योंकि आयनों के मध्य प्रबल स्थिर विद्युत आकर्षण होता है।

 NaCl + AgNO₃ ® AgCl + NaNO₃

 Cl^‑ + Ag⁺® AgCl ¯ (अवक्षेप)

 ध्रुवण तथा फॉयन के नियम-

 आयनिक बंध में सहसंयोजक लक्षण

- एक आयनिक बंध में धनायन का आकार छोटा जबकि ऋणायन का आकार बड़ा होता है।

- किसी आयनिक बंध में सहसंयोजक लक्षण कब उत्पन्न होता है।

- जब धनायन का नाभिक ऋणायन के इलेक्ट्रॉन को आकर्षित करता है परन्तु ऋणायन के नाभिक को प्रतिकर्षित करता है।

- जिससे ऋणायन ध्रुवित हो जाता है तथा आयनिक बंध में सहसंयोजक लक्षण उत्पन्न होता है।

 

 

  - ध्रुवण के बढ़ने पर बंध में सहसंयोजक लक्षण बढ़ते हैं।

- केवल धनायन ही ऋणायन को ध्रुवित कर सकता है क्योंकि धनायन  का आकार छोटा होता है जिससे उसकी आकर्षण क्षमता अधिक हो  जाती है।

- इसलिए धनायन की ध्रुवण शक्ति होती है जबकि ऋणायन की  ध्रुवियता होती है।

 वे कारक जो ध्रुवण को प्रभावित करते है फॉयन नियम कहलाते है।

 

1. धनायन का आकर

- धनायन का आकार जितना छोटा होगा उसकी ध्रुवण शक्ति उतनी ही  अधिक होती है।

- जिससे ध्रुवण बढ़ेगा तथा बंध में सहसंयोजक लक्षण बढ़ता है।

 

2. ऋणायन का आकार :- ऋणायन का आकार  सहसंयोजक लक्षण

- ऋणायन का आकार बढ़ने पर उसकी ध्रुवियता बढ़ जाती है।

- जिसके कारण बंध में सहसंयोजक लक्षण बढ़ जाता है।

3. धनायन पर आवेश

- धनायन पर आवेश उसमें उपस्थित उसकी ध्रुवण शक्ति को निर्धारित करता है।

- अर्थात् धनायन पर आवेश बढ़ने पर इसकी ध्रुवण शक्ति बढ़ जाती है।

- जिस धनायन की ध्रुवण शक्ति अधिक होती है वह ऋणायन को उतना ही अधिक ध्रुवित करता है जिससे बंध में सहसंयोजक लक्षण बढ़ जाता है।

   धनायन पर आवेश  सहसंयोजक लक्षण

     

4. ऋणायन पर आवेश

- ऋणायन पर आवेश बढ़ने से इसकी ध्रुवियता बढ़ जाती है, जिससे वह ऋणायन धनायन को आसानी से ध्रुवित कर सकता है, जिससे बंध में सहसंयोजक लक्षण बढ़ जाता है।

   ऋणायन पर आवेश सहसंयोजक लक्षण

  5. छद्म अक्रिय गैस विन्यास

- अक्रिय गैस विन्यास – जब किसी धनायन के बाह्यतम कोश में  8e^- होते है,  वह अक्रिय गैस विन्यास कहलाता है।

- छद्म अक्रिय गैस विन्यास – जब धनायन के बाह्यतम  कोश में 18 इलेक्ट्रॉन होते हैं, तो इसे छद्म अक्रिय गैस विन्यास कहते हैं।

- अक्रिय गैस विन्यास और छद्म अक्रीय गैस विन्यास का धनायन की ध्रुवण क्षमता पर क्या प्रभाव पड़ता है?

- अक्रिय गैस विन्यास के कारण धनायन की ध्रुवण क्षमता कम हो जाती है।

- छद्म अक्रीय गैस विन्यास के कारण धनायन की ध्रुवण क्षमता अधिक हो जाती है

 जिससे इन धनायन से ध्रुवण अधिक होता है और ध्रुवण अधिक होने के कारण बंध में सहसंयोजक लक्षण अधिक हो जाता है।

 उदाहरण –  

 

 सहसंयोजक बंध –

- दो परमाणुओं के मध्य इलेक्ट्रॉनों की समान साझेदारी से बनने वाला बंध ही सहसंयोजक बंध कहलाता है।

- यह बंध अधातु परमाणुओं के मध्य बनता है।

- परमाणु में उपस्थित संयोजी इलेक्ट्रॉन को परमाणु के ऊपर बिन्दुओं के द्वारा लिखा जाता है, जिसे लुईस प्रतीक कहते है।

1. एकल बंध – दो परमाणुओं के मध्य इलेक्ट्रॉन की समान साझेदारी से केवल एक बंध का निर्माण होता है, उसे एकल बंध कहते है।

 

2. द्विबंध – दो परमाणुओं के मध्य इलेक्ट्रॉन की समान साझेदारी से दो बंध का निर्माण होता है। 

             

3. त्रि-बंध – दो परमाणुओं के मध्य इलेक्ट्रॉन की समान साझेदारी से त्रि-बंध का निर्माण होता है।

- यदि सहसंयोजक बंध दो समान परमाणुओं के मध्य बनता है, तो इसे अध्रुविय सहसंयोजक बंध कहते है।

 उदाहरण – H₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, N₂

- यदि सहसंयोजक बंध दो भिन्न परमाणुओं के मध्य बनता है, तब इसे ध्रुविय सहसंयोजक बंध कहते है।

 δ+  δ–       δ+ δ–   δ+ δ–   δ+  δ–

 H   –  F    ,  H  –  Cl  ,   H ­– Br ,     H – I

   

 सहसंयोजक यौगिकों के गुणधर्म

- सहसंयोजक यौगिक ठोस, द्रव या गैस अवस्था में होते हैं।

- सहसंयोजक यौगिकों की अवस्था उनके मध्य वान्डरवॉल आकर्षण बल पर निर्भर करती है।

 H₂, N₂, O₂, F₂ = गैस अवस्था

 Br₂, H₂O = द्रव अवस्था

 I₂, हीरा = ठोस अवस्था

- अणुओं के मध्य दुर्बल वान्डरवॉल आकर्षण के कारण इनके क्वथनांक/गलनांक आयनिक यौगिकों की तुलना में कम होते हैं।

- अपवाद – हीरा, SiC (सिलीकॉन कार्बाइड)  क्वार्ट्ज (Quartz) आदि की संरचना त्रिविम जाल के रूप में होती है।

 इनके क्वथनांक/गलनांक उच्च होते हैं।

 ये विद्युतधारा के कुचालक होते हैं।

 अपवाद – ग्रेफाइट      

 ग्रेफाइट में मुक्त इलेक्ट्रॉन होने के कारण ये धारा (विद्युतधारा) का सुचालक होता है।

 अध्रुविय सहसंयोजक यौगिक

- अध्रुविय सहसंयोजक यौगिक अध्रुविय  विलायक में विलेय  होते हैं।

 जैसे ® CCl₄, बेन्जीन में विलेय होते है।

- ध्रुविय सहसंयोजक यौगिक, ध्रुविय विलय में विलेय होते हैं।

 जैसे – ध्रुविय विलायक जैसे जल में विलेय होते हैं।

 (समान, समान में धुकता है।)

- कुछ सहसंयोजक यौगिक जल के साथ हाइड्रोजन बंध बना लेते हैं। अत: जल में विलेय होतें हैं।

 जैसे – NH₃, अल्कोहॉल

 सहसंयोजक बंध दिशात्मक होने के कारण यौगिक की ज्यामिति का निर्धारण करता है।

 सहसंयोजक यौगिकों में रासायनिक अभिक्रिया मंदगति से होती है।

इन अभिक्रियाओं के मंद होने का कारण यह  है कि इनमें बंध के टुटने तथा बनने में समय लग जाता है।

हीरा (Diamond)

- हीरे में कार्बन की ज्यामिति चतुष्फलकीय होती है।

- संरचना अनन्त त्रिविम जाल है।

- कार्बन का संकरण = sp³

- बंध लम्बाई = 1.54 Å

- हीरा विद्युत का कुचालक है।

- यह कार्बन का कठोरतम अपररूप है।

ग्रेफाइट

- कार्बन की व्यवस्था ष्टकोणीय वलय के रूप में होती है।

- संरचना - परतदार होती है।

- ग्रेफाइट में उपस्थित कार्बन का संकरण = sp²

- बंध लम्बाई - 1.41 Å

- प्रत्येक कार्बन पर मुक्त इलेक्ट्रॉन होने के कारण ये विद्युत का सुचालक होता है।

- यह कार्बन का स्थाई अपररूप होता है7

संकरण

संकरण से स्थायी तथा सबल बन्ध बनते है।

कक्षकों की ऊर्जाओं को समान करने के लिए संकरण की परिकल्पना की गई है।

उदाहरण - CH₄       C₆  =  1s², 2s², 2p²

 C का मूल अवस्था में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

C का उत्तेजित अवस्था में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

इन 4 C-H (कार्बन-हाईड्रोजन बंध) बंधों में की ऊर्जाएँ समान होती हैं परन्तु यहाँ एक C-H बंध (S कक्षक) की ऊर्जा अन्य तीन C-H बंधों से भिन्न होगी।

- संकरण में कक्षक भाग लेते हैं इलेक्ट्रॉन नहीं। अत: संकरण में पूरित, अर्द्धपूरित तथा रिक्त कक्षक भाग ले सकते हैं।

- संकरण एक परिकल्पना है, जो पॉलिंग द्वारा दी गई।

- एक ही परमाणु के परमाणु कक्षक जिनकी ऊर्जा तथा आकृति भिन्न होती है।

वे आपस में मिलकर अपनी ऊर्जाओं का पुन: वितरण कर समान ऊर्जा तथा आकृति के नए कक्षक बनाते हैं।

- ऐसे कक्षक को संकरित कक्षक कहते हैं और यह परिघटना संकरण कहलाती है।

संकरण के अभिलाक्ष्णिक गुण

- संकरण एक ही परमाणु के परमाणु कक्षकों में होता है।

- संकरित कक्षक अधिक दिशात्मक होते हैं अत: यौगिक की ज्यामिति निर्धारित करते हैं।

- संकरित कक्षकों की संख्या संकरण में भाग लेने वाले परमाणु कक्षकों के समान होती है।

- संकरित कक्षकों के मध्य न्युनतम प्रतिकर्षण रहता है।

- संकरण में केवल  बंध बनते है, इनमें  बंध का निर्माण नहीं होता है।

1. sp - संकरण -

उदारहण - BeF₂, CO₂

Be = [Z = 4]  [He] 2 S²

B का मूल अवस्था (G.S.) में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

B का उत्तेजित अवस्था (E.S.) में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

संकरित कक्षक

 

निर्मित  बंध  कुल बन्ध : दो

कोण : 180°

ज्यामिति = रेखीय

2. sp² - संकरण

Ex. BF₃, BH₃, AlCl₃, ,  

BH₃ → B का मूल अवस्था में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

B = 1 S², 2 S² 2P¹

B का उत्तेजित अवस्था में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

संकरित कक्षक

बंध- कोण = 120°

ज्यामिति = समतल त्रिभुज या त्रिकोणीय

एथीन की कक्षीय संरचना

3. SP³ संकरण

उदाहरण  -
CH₄, CH₃–CH₃, H₂O, NH₃, H₂O, NH₃, ,

CH₄ → C का मूल अवस्था में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

C = 1s² 2s² 2p²

C का उत्तेजित अवस्था में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

संकरित कक्षक

चार  बंध

ज्यामिति - चतुष्फलकीय

कोण - 109°.28’

4. sp³d संकरण

इस संकरण में -

1s - कक्षक + 3-p-  कक्षक + 1d-   कक्षक भाग लेते है।

उदाहरण - PCl₅, TeCl₄, SF₄, XeF₂

P की मूल अवस्था में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

P की उत्तेजित अवस्था में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास –

संकरित कक्षक -

- ज्यामिति -

त्रिकोणीय द्विपिरामिडिय (90°, 120° - बंध कोण)

PCl₅ में पाँचों बंध एक समान नहीं होते हैं।

अक्षीय में उपस्थित ‘Cl’ के e^- (इलेक्ट्रॉन), निरक्षीय ‘Cl’ के इलेक्टॉन को प्रतिकर्षित करते हैं, जिससे बंध लम्बाई बढ़ती है।

अर्थात् PCl₅ में अक्षीय P-Cl बंधों की लम्बाई निरक्षीय P-Cl बंधों से अधिक होती है।

5. sp³d² संकरण

इस संकरण में -

1S - कक्षक + 3P-  कक्षक + 2d-   कक्षक

(dz², dx²-dy²)

उदाहरण - SF₆, XeF₄, IF₅, ,  

S का मूल अवस्था में इलेक्ट्रॉन विन्यास

S की उत्तेजित ऊर्जा अवस्था में इलेक्ट्रॉन विन्यास

- ज्यामिति - अष्टफलकीय

- कोण = 90°

- नोट - SF₆ में सभी S-F बंध की लम्बाई समान होती है।

सरल विधि से संकरण कैसे ज्ञात करे -

संकरित कक्षकों की संख्या = [ बंधों की संख्या] +[ L.P. की संख्या]

L.P. = एकाकी युग्म

यदि संकरित कक्षकों की संख्या संकरण

2 sp

3 sp²

4 sp³

5 sp³d

6 sp³d²

7 sp³d³

उदाहरण - CH₄

संकरित कक्षकों की संख्या =  बंधों की संख्या + L.P.

= 4 + 0 L.P.

= 4

= sp³ संकरण

= 3 + 1 L.P. = 4

= sp³  संकरण

ज्यामिति ज्ञात करना -

1. sp संकरण

2 + 0 L.P. (एकाकी युग्म) = रेखीय ज्यामिति

2. sp² संकरण

3 + O.L.P. = समतल त्रिकोणीय ज्यामिति

2  + L.P. = V आकार ज्यामिति

3. sp³ संकरण

4 + O. L.P. चतुष्फलकीय (sp³) ज्यामिति

3  +1 L.P.  = पिरामिडिय (sp³) ज्यामिति

2+ 2 L.P. = V आकार (sp³) ज्यामिति

4. sp³d संकरण

5 + O. L.P. = त्रिकोणीय द्विपिरामिडिय ज्यामिति

4 + 1 L.P. = K आकार ज्यामिति

3 + 1 L.P. = T आकार ज्यामिति

2 + 3 L.P. = रेखीय ज्यामिति

5. sp³d² संकरण :- 

6 + O L.P. अष्टफलकीय ज्यामिति

5 + 1 L.P. वर्गपिरामिडिय ज्यामिति

4 + 2 L.P. = वर्ग समतलीय ज्यामिति

6. sp³d³ संकरण

7 + O L.P. = पंचभुजीय द्विपिरामिडिय

विकृत अष्टफलकीय = 6 + 1 L.P.

जब द्विबंध के साथ इलेक्ट्रॉन युग्म एकान्तर क्रम में होता है। तब अनुनाद के कारण इलेक्ट्रॉन युग्म  बंध का निर्माण करता है।

ऐसे इलेक्ट्रॉन युग्म को संकरण में नहीं लिया जाता है।

संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉन युग्म प्रतिकर्षण सिद्धान्त [VSEPR]

सिजविक तथा पॉवेल ने VSEPR सिद्धान्त दिया।

- गिलेस्पी तथा नाइहोम ने [VSEPR] सिद्धान्त को संशोधित किया।

- [VSEPR] सिद्धांत में अणु ज्यामिति तथा बंध के कोण को समझाया है।

[VSEPR] सिद्धांत के मुख्य बिन्दु -

- अणु की ज्यामिति केन्द्रिय परमाणु पर उपस्थित बन्धि युग्म तथा अवबंधि युग्म की संख्या पर निर्भर करती है।

- अणु की ज्यामिति में बंधि युग्म (B.P.) तथा इलेक्ट्रॉन युग्म (L.P) इस प्रकार व्यवस्थित होते हैं कि इनके मध्य न्युनतम प्रतिकर्षण होता है।

- केन्द्रीय परमाणु के संयोजकता कोश में केवल बंधित इलेक्ट्रॉन युग्म हो तो उस अणु की ज्यामिति निश्चित होगी।

sp = रेखीय = 180°

sp² = त्रिकोणीय = 120°

sp³ = चतुष्फलकीय = 109°.28’

sp³d =त्रिकोणीय द्विपिरामिडिय = 90°, 120°

sp³d² = अष्टफलकीय = 90°

sp³d³ = पंचभुजीय द्विपिरामिडिय = 72°

- यदि अणु के र्केन्दीय परमाणु पर बंधियुग्म (b.P) के साथ इलेक्ट्रॉन युग्म (L.P) भी उपस्थित हो तो अणु की ज्यामिति विकृत तथा बंध कोण कम हो जाता है।

- बंध कोण कम होने का कारण यह है कि L. P तथा B.P. के मध्य प्रतिकर्षण होता है।

L.P. (Lone Pair) = एकाकी युग्म

B.P. (Bond Pair) = बंधित युग्म

ईथर में प्रतिकर्षण

ईथर में एल्किल समूह बड़े होने के कारण b.p – b.p प्रतिकर्षण बढ़ जाता है।

जिससे बंध कोण 109°.28’ के स्थान पर 110° पर हो जाता है।

केन्द्र परमाणु की विद्युत ऋणता के कारण बंध कोण पर प्रभाव

- दो अणुओं में तुलना करने पर यदि केन्द्रिय परमाणु की विद्युत ऋणता बढ़ती है तो बंध कोण बढ़ता है।

- केन्द्रीय परमाणु की विद्युत ऋणता  बंध कोण

- बंधित इलेक्ट्रॉन केन्द्रीय परमाणु की ओर आ जाते है जिससे इलेक्ट्रॉन - इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण बढ़ जाता है तथा बंध कोण में वृद्धि होती है।

- 15वें तथा 10 वें वर्ग के हाइड्राइडों में, वर्ग में ऊपर से नीचे चलने पर बंध कोण घटता है क्योंकि विद्युत ऋणता घटती है।

6. परिधीय परमाणु की विद्युत ऋणता के कारण बंध कोण पर प्रभाव -

यदि दो अणुओं में तुलना की जाए तो परिधीय परमाणु की विद्युत ऋणता बढ़ने पर बंध कोण घटता है।

विद्युत ऋणता (H)    विद्युत ऋणता (F) 

इस सिद्धान्त के अनुसार L.P. इस प्रकार व्यवस्थित होते है कि त्रिविम में अधिक स्थान घेरते हैं।

ठीक इसी प्रकार π- बंध के इलेक्ट्रॉन भी दुर्बल से बंधे होने के कारण त्रिविम में अधिक स्थान घेरते हैं।

संयोजकता बंध सिद्धान्त (VBT)

- यह सिद्धांत सहसंयोजक बंध के निर्माण को समझाता है।

- यह सिद्धांत हिटलर तथा लंदन ने दिया, जिसे पॉलिंग ने आगे समझाया।

- यह सिद्धांत इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, अनुनाद संकरण तथा अतिव्यापन के सिद्धांत पर आधारित है।

संयोजकता बंध सिद्धांत की मुख्य बातें -

1. संयोजकता बंध सिद्धांत के अनुसार यदि दो परमाणु कक्षकों में समान चक्रण का इलेक्ट्रॉन होता है, तो प्रतिकर्षण के कारण इनकी ऊर्जा बढ़ती है तथा बंध का निर्माण नहीं होता है।

कक्षकों में समान प्रकण का इलेक्ट्रॉन  प्रतिकर्षण  ऊर्जा  बंध का निर्माण नहीं होगा।

2. कक्षकों में विपरीत चक्रण का इलेक्ट्रॉन होने से परमाणुओं के मध्य आकर्षण होता है, जिससे ऊर्जा कम होती है और स्थायित्व बढ़ता है।

कक्षकों में विपरीत चक्रण का इलेक्ट्रॉन  आकर्षण  ऊर्जा  स्थायित्व बंध निर्माण होगा।

3. जब परमाणु कक्षकों की ऊर्जा न्यूनतम तथा स्थायित्व अधिकतम होता है, तब बंध का निर्माण होता है।

4. अतिव्यापन - परमाणु कक्षकों में एक अवस्था पर दोनों कक्षकों के इलेक्ट्रॉन आंशिक रूप से मिश्रित हो जाते हैं, यह अतिव्यापन कहलाता है।

5. अतिव्यापन द्वारा बंध का निर्माण होता है तथा बंध बनने के बाद परमाणु कक्षक अपनी पहचान नहीं खोते हैं।

6. परमाणु कक्षकों के मध्य उभयनिष्ठ क्षेत्र को अतिव्यापन का क्षेत्रफल कहते है।

7. अतिव्यापन का क्षेत्रफल जितना अधिक होगा बंध की प्रबलता उतनी ही अधिक होगी।

8. अतिव्यापन, धनात्मक, ऋणात्मक या शून्य हो सकता है।

              

                      

धनात्मक अतिव्यापन                 ऋणात्मक अतिव्यापन

शून्य अतिव्यापन के उदाहरण -

अतिव्यापन के प्रकार -

1. S – S अतिव्यापन

जिन दो परमाणुओं के S–कक्षक में विपरीत चक्रण का इलेक्ट्रॉन होता है, वह S–S अतिव्यापन दर्शाता है।

2. S–P अतिव्यापन

S–P अतिव्यापन में एक परमाणु S–कक्षक, दूसरे परमाणु के P–कक्षक के साथ अतिव्यापन करता है।

जैसे - H – F, H – Cl

 3. P – P अतिव्यापन

P–P अतिव्यापन दो प्रकार के होते है-

(1) P–P समाक्षीय अतिव्यापन

(2) P–P समपार्श्विक अतिव्यापन

(1) P–P समाक्षीय अतिव्यापन

- यह अतिव्यापन अन्तर नाभिकीय अक्ष पर होता है।

P – P समाक्षीय अतिव्यापन में केवल  बंध का निर्माण होता है।

उदाहरण - F₂, Cl₂, Br₂, I₂

(2) P–P समपार्श्विक अतिव्यापन

यह अतिव्यापन अन्तर नाभिकीय अक्ष के ऊपर या नीचे होता है।

सिग्मा (s) तथा पाई (p) बंध में अन्तर -

संयोजकता बंध सिद्धान्त की कमियाँ

- विषम् इलेक्ट्रॉन युक्त अणुओं के निर्माण को नहीं समझाया जा सकता है।

- इस सिद्धान्त से अणु के चुम्बकीय गुणों की व्याख्या नहीं की जा सकती है।

- अणु के स्पेक्ट्रमी गुणों तथा स्थायित्व की व्याख्या नहीं की जा सकती हैं।

अणु कक्षक सिद्धांत [M.O.T./Molecular Orbital Theory]

1. सहसंयोजक बंध के निर्माण तथा अणु के स्थायित्व को समझाने के लिए हुंड तथा मिलिकन ने अणु कक्षक सिद्धांत दिया-

2. M.O.T. और V.B.T. में अन्तर -

(1) V.B.T. के अनुसार परमाणु, कक्षकों के अतिव्यापन से अणु बनता है।

(2) जिसमें परमाणु कक्षक अपनी पहचान नहीं खोते हैं।

(3) M.O.T. के अनुसार परमाणु कक्षकों के संयोजन से अणु कक्षक बनते हैं और परमाणु कक्षक अपनी पहचान खो देते हैं।

3. अणु कक्षकों की संख्या परमाणु कक्षकों के समान होती है।

अणु कक्षकों की संख्या = परमाणु कक्षकों की संख्या

4. परमाणु कक्षक एक नाभिकीय होते हैं जबकि अणुकक्षक बहुनाभिकीय होते हैं।

5. अणु कक्षक भी परमाणु कक्षक के समान आफबाऊ नियम का पालन करते हैं।

6. परमाणु कक्षकों को s, p, d, f द्वारा लिखा जाता है। अणु कक्षकों को s, p, d, q द्वारा लिखा जाता है।

7. परमाणु कक्षकों के रेखीय संयोजन से अणुकक्षक का निर्माण होता है, जिसे LCAO कहते हैं।

अणु कक्षक सिद्धान्त के अनुसार अणुकक्षक तीन प्रकार के होते हैं-

1. बंधि अणुकक्षक (B.M.O.) -

इसकी ऊर्जा कम तथा स्थायित्व अधिक होता है।

2. प्रतिबंधि अणुकक्षक (A.B.M.O.) -

इसकी ऊर्जा अधिक तथा स्थायित्व कम होता है।

3. अबंधि अणुकक्षक (NBMO) - वे अणु कक्षक जो बंध निर्माण में भाग नहीं लेते हैं।

इन्हें K.K. द्वारा लिखा जाता है।

संयोजन की निम्न शर्तें -

- संयोजन तभी सम्भव हैं जब परमाणु कक्षकों की सममिति समान है।

- कक्षकों की ऊर्जा समान हों।

- संयोजन सदैव रेखीय होना चाहिए।

उदाहरण - 1S + 1S – संयोजन होगा।

               2P_z + 2P_z – संयोजन होगा।

ऊर्जा क्रम

बंध क्रम - दो परमाणुओं के मध्य बंधों की संख्या को बंध क्रम कहते हैं।

बंध क्रम Nb-Na2NB=BMO  Nb = BMO में e^- की संख्या

Na  = ABMO में e^- की संख्या

बंध क्रम   ∝ स्थायित्व - यदि बंध क्रम बढ़ेगा तो स्थायित्व भी बढ़ेगा।

बंध क्रम ∝ बंध ऊर्जा - बंध क्रम बढ़ने से, बंध ऊर्जा का मान भी बढ़ता है।

बंध क्रम  बंध लम्बाई बंध क्रम के बढ़ने पर बंध की लम्बाई कम होती है।

- अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन (e^-) = अनुचुम्बकीय

अणु में युग्मित इलेक्ट्रॉन (e^-) = प्रतिचुम्बकीय

उदाहरण -  अणु

H₂ अणु = s1S², s^*1S⁰

बंध क्रम =  NB-Na2=2-02=1

प्रतिचुम्बकीय [H–H]

 

इलेक्ट्रॉनिक विन्यास = s1S², s^*1S²

बंध क्रम = 2-22=0  (प्रतिचुम्बकीय)

बंध क्रम शुन्य होने के कारण He अणु असम्भव है।

अर्थात् अक्रिय गैस एक परमाणुक होती है।

   

                                 प्रतिचुम्बकीय

बंध क्रम = N₂ > N₂⁺ = N₂^–1

स्थायित्व = N₂ > N₂⁺ > N₂⁺

O₂ अणु

O = 1s² 2s² 2p⁴

O = 1s² 2s² 2p4

 

बंध क्रम 8-42=2[0=0]  अनुचुम्बकीय

O_2^{-1}= सुपर ऑक्साइड    O_2^{-2}= परॉक्साइड

बंध क्रम  → O_2^+>O_2>O_2^->O_2^{-2}

स्थायित्व  → O_2^+>O_2>O_2^->O_2^{-2}

बंध ऊर्जा  → O_2^+>O_2>O_2^->O_2^{-2}

बंध लम्बाई  → O_2^+>O_2>O_2^{-1}>O_2^{-2}

द्विध्रुव आघूर्ण (बंध में ध्रुवता)

- रासायनिक बंध पूर्ण रूप से न तो आयनिक होता है न ही सहसंयोजक होता है।

- यदि दो समान परमाणुओं के मध्य सह संयोजक बंध बनता है, तो इसे अध्रुविय सह संयोजक बंध कहते है।

- दोनों परमाणुओं की विद्युत ऋणता समान होती है।

उदाहरण - H₂, O₂, Cl₂, N₂, F₂

- यदि दो भिन्न परमाणुओं के मध्य सह संयोजक बंध बनता है तो उसे ध्रुविय सह संयोजक बंध कहते है।

उदाहरण - HF, HCl, HBr, H₂O, NH₃

द्विध्रुव आघूर्ण - सह संयोजक बंध में ध्रुवता को द्विध्रुव आधूर्ण द्वारा मापा जाता है।

जिससे बंध में आयनिक लक्षण की जानकारी प्राप्त होती है।

δ A^{+q}→δ B^{-q}

- सह संयोजक बंध से बंधित दो परमाणुओं के मध्य की दूरी तथा किसी एक परमाणु पर आवेश का गुणनफल द्विध्रुव आघूर्ण कहलाता है।

\vec{μ}=q×\vec{r}

द्विध्रुव आघूर्ण को डिबाई में मापा जाता है।

1D = 10^–18 e.s.u. × cm

         q =आवेश [4.8 ×10^-10 e.s.u.] 

    r = दूरी [A° = 10^–8 cm]

- द्विध्रुव आघूर्ण सदिश राशि है जिसका निश्चित परिमाण तथा दिशा होती है।

- द्विध्रुव आघूर्ण को द्वारा प्रदर्शित किया जाता है।

-  तीर का सिर उच्च विद्युत ऋणी परमाणु की ओर होता है।

               EN. (B) > (A)

- अर्थात् (B) की विद्युत ऋणता (A) से अधिक है।

ऐसे परमाणु जिनका द्विध्रुव आघूर्ण शून्य होता है उन्हें समद्विपरमाणुक अणु कहते हैं।

उदाहरण - H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂

 (अध्रुविय यौगिक)

- विषम द्विपरमाणुक अणु का द्विध्रुव आघूर्ण शून्य नहीं होता है।

   

- बहुपरमाणुक ऐसे अणु जिसमें सभी बंध समान न हो।

- केन्द्रिय परमाणु पर इलेक्ट्रॉन युग्म हो।

- इनका द्विध्रुव आघूर्ण शून्य नहीं होता उन्हें बहुपरमाणुक अणु कहते है।

 तथा  में से किसका द्विध्रुव आघूर्ण उच्च होगा?

-  का द्विध्रुव आघूर्ण  से उच्च होगा क्योंकि  में परिणामी द्विध्रुव आघूर्ण कम हो जाता है।

- द्विध्रुव आघूर्ण के द्वारा सह संयोजक बंध में % आयनिक लक्षण निम्न सूत्र द्वारा ज्ञात किया जाता है।

 

उपसहसंयोजक बंध

- उपसहसंयोजक बंध बनने में एक परमाणु ही इलेक्ट्रॉन युग्म देता है अर्थात् इलेक्ट्रॉन युग्म के दान से बनने वाला बंध उपसहसंयोजक बंध कहलाता है।

- बंध में बन्धित दोनों परमाणु उस इलेक्ट्रॉन युग्म को साझा करते है।

- इस बंध को तीर (→) के द्वारा प्रदर्शित किया जाता है।

            

- वह परमाणु जो इलेक्ट्रॉन युग्म का दान करता है (बंध निर्माण में) वह दाता परमाणु कहलाता है।

वह परमाणु जिसमें रिक्त कक्षक होते हैं, वे इलेक्ट्रॉन युग्म को ग्रहण कर लेते है वे ग्राही परमाणु कहलाते हैं।

उपसहसंयोजक बंध में दाता परमाणु लुईस क्षार जबकि ग्राही परमाणु लुईस अम्ल होता है।

उदाहरण - O₂ + O  → O = O → O

 

यहाँ N – H = सहसंयोजक बंध बनाता है।

N → H = उपसहसंयोजक बंध बनाता है।

NH₄+ ……..Cl^– -  आयनिक बंध का निर्माण होता है।

हाइड्रोजन बंध

- जब हाइड्रोजन परमाणु दो उच्च विद्युत ऋणी परमाणुओं [F, O, N] के मध्य होता है तब यह दोनों परमाणुओं के मध्य सेतु का कार्य करता है, जिसे हाइड्रोजन बंध कहते है।

- हाइड्रोजन बल केवल आकर्षण बल होता है अर्थात् संयोजी इलेक्ट्रॉन से कोई सम्बन्ध नहीं होता है।

- हाइड्रोजन बंध एक दुर्बल आकर्षण बल होता है।

हाइड्रोजन बंध दो प्रकार का होता है-

1. अन्तराणुक H– बंध

- दो अणुओं के उच्च विद्युत ऋणी परमाणुओं के मध्य बनने वाला बंध अन्तराणुक H–बंध कहलाता है।

उदाहरण - HF, C₂H₅OH, NH₃, H₂O, CH₃COOH

- इस प्रकार के H–बंध से आण्विक संगुणन होता है।

जिसके कारण यौगिक का क्वथनांक/गलनांक बढ़ जाता है।

2. अन्त:अणुक H–बंध

एक ही अणु के दो उच्च विद्युत ऋणी परमाणुओं के मध्य बनने वाला H–बंध अंत:-अणुक H–बंध कहलाता है।

O - फ्लोरो फीनॉल        O - नाइट्रो फीनॉल

- अन्त:अणुक H–बंध के कारण वलय का निर्माण होता हैं, जिसे किलेट वलय कहते है।

- जिसके कारण यौगिक का क्वथनांक/गलनांक कम हो जाता है।

हाइड्रोजन बंध के प्रभाव

1.  H₂O में अन्तराणुक H–बंध होता है जिससे आणविक संगुणन के कारण यह द्रव अवस्था में होता है।

H₂S में H–बंध नहीं होता है इसलिए H₂S गैस अवस्था में होता है।

2.  क्वथनांक - H₂O > H₂Te > H₂Se > H₂S  

अन्तराणुक H–बंध के कारण H₂O का क्वथनांक H₂Te से उच्च होता है।

3.  वे यौगिक जो जल के साथ हाइड्रोजन बंध बनाते है वो जल में विलेय होते हैं।

एल्कोहॉल जल के साथ हाइड्रोजन बंध बना लेता है अत: जल में विलेय होता है, ईथर [R–O–R] जल के साथ हाइड्रोजन बंध नहीं बना पाता है इसलिए यह जल में विलेय नहीं होता है।

4.  

 O – नाइट्रो फिनॉल                           P – नाइट्रो फिनॉल 

O तथा P–नाइट्रो फिनॉल में O–नाइट्रो फिनॉल का क्वथनांक अन्त: अणुक H–बंध के कारण कम हो जाता है अत: शीघ्र वाष्पित होता है।

बर्फ, जल की सतह पर क्यों तैरती है?

बर्फ में जल के अणुओं के मध्य प्रबल हाइड्रोजन बंध के कारण बर्फ की संरचना पिंजरे नुमा हो जाती है। जिसमें वायु कोश बन जाते हैं।

अत: बर्फ का घनत्व जल से कम हो जाता है अत: बर्फ जल की सतह पर तैरती है।

वॉन्डर वॉल आकर्षण बल

- अक्रिय गैसों के परमाणुओं या अणुओं के मध्य लगने वाला दुर्बल आकर्षण, वॉन्डर वॉल आकर्षण कहलाता है।

- यह सबसे दुर्बल आकर्षण होता है जो अक्रिय गैसों के द्रव अवस्था में आने का मुख्य कारण है।

1. आयन - विघ्रुव आकर्षण

इस प्रकार का आकर्षण आयनिक यौगिक को जल में घोलने पर उत्पन्न होता है।

2. आयन प्रेरित द्विध्रुष आकर्षण

इस प्रकार के आकर्षण में आयन एक अध्रुविय अणु को प्रेरित कर ध्रुविय में बदल देता है।

उदारण - Ag⁺ तथा Br₂ के मध्य आकर्षण

3. द्विध्रुव द्विध्रुष आकर्षण

यह दो द्विध्रुवों के मध्य लगने वाला आकर्षण होता है।

जैसे – HCl में।

4. द्विध्रुव प्रेरित द्विघ्रुव आकर्षण

                अध्रुविय                         प्रेरित द्विध्रुव

5. ताक्ष्णिक द्विध्रुव प्रेरित द्विध्रुव :- (लंदन बल या प्रकीर्णन बल)

अध्रुविय  अध्रुविय  ताक्ष्णिक द्विध्रुव      प्रेरित द्विध्रव

बंध प्राचल -

A. बंध लम्बाई -

सहसंयोजक बंध से बंधित दो परमाणुओं के अन्तर नाभिकों के मध्य की दूरी को बंध लम्बाई कहते हैं।

बंध लम्बाई को प्रभावित करने वाले कारक -

परमाणु का आकार - परमाणु का आकार बढ़ने पर बंध लम्बाई बढ़ती है।

H – F < H – Cl < H – Br < H – I

विद्युत ऋणता अन्तर -

- विद्युत ऋणता बढ़ने पर बंध में ध्रुवता बढ़ती है।

C – H >N – H > O – H > F – H

जिससे बंध लम्बाई कम हो जाती है।

बंध क्रम - बंध क्रम बढ़ने पर बंध लम्बाई कम हो जाती है।

CH₃ – CH₃ > CH₂ = CH₂ > CH  CH

अनुनाद  -

अनुनाद के कारण एकल बंध की बंध लम्बाई घटती है जबकि द्विबंध की बंध लम्बाई बढ़ जाती है।

- बंध ऊर्जा - किसी अणु में उपस्थित एक मोल सहसंयोजक बंध को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा, बंध ऊर्जा कहलाती है।

- द्विपरमाणुक अणु में बंध ऊर्जा तथा बंध वियोजन ऊर्जा समान होती है।

बहु परमाणुक अणु में बंध ऊर्जा

बहु परमाणुक अणु में सभी बंधों की ऊर्जा एक समान नहीं होती हैं इलेक्ट्रॉन वातावरण में परिवर्तन के कारण-

सभी बंधों की ऊर्जा का औसत ज्ञात करते हैं, जिसे औसत बंध ऊर्जा कहते है।

बंध ऊर्जा को प्रभावित करने वाले कारक -

परमाणु का आकार - परमाणु का आकार बढ़ेगा तो बंध ऊर्जा घटेगी क्योंकि बंध की लम्बाई बढ़ती है।

H – F > HCl > HBr > HI

हैलोजन में बंध ऊर्जा का क्रम

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

यह क्रम होना चाहिए, परन्तु यह क्रम नहीं होता है।

अबंधित इलेक्ट्रॉन में        अबंधित इलेक्ट्रॉन में

प्रतिकर्षण                      प्रतिकर्षण कम

बंध ऊर्जा                         बंध ऊर्जा

बंध ऊर्जा[B.E] - Cl₂ > Br₂ > F₂ > I₂  

बंध ऊर्जा में विद्युत ऋणता का प्रभाव-

विद्युत ऋणता में अन्तर बढ़ने से बंध ऊर्जा अधिक होती है।

बंध क्रम-

H – F > H – Cl > H – Br > H – I

बंध ऊर्जा-

C – C < C = C < C  C

अनुनाद - अनुनाद में ऊर्जा मुक्त होती है एकल बंध की लम्बाई घटती है अत: बंध ऊर्जा बढ़ती है।

द्विबंध की बंध लम्बाई बढती है। अत: बंध ऊर्जा घटती है।