रासायनिक बंध:

इस प्रक्रिया में प्रत्येक परमाणु अक्रिय गैसों की स्थिर बाह्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करता है।

आयनिक या विद्युत-संयोजी बंध:

एक आयनिक यौगिक के निर्माण का मुख्य रूप से इस बात पर निर्भर करता है:

• संबंधित उदासीन परमाणुओं से धनात्मक और ऋणात्मक आयनों के निर्माण में आसानी।

• ठोस में धनात्मक और ऋणात्मक आयनों की व्यवस्था, अर्थात् क्रिस्टलीय यौगिक की जालक संरचना।

आयनिक यौगिकों के निर्माण की शर्तें

(i) दो संयोजी तत्वों के बीच विद्युत-ऋणात्मकता का अंतर अधिक होना चाहिए।

(ii) धनात्मक तत्व की आयनन एन्थैल्पी $\left(\mathrm{M}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{M}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-}\right)$ कम होनी चाहिए।

(iii) ऋणात्मक तत्व की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी $\left(\mathrm{X}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{X}^{-}(\mathrm{g}))\right.$ का ऋण मान अधिक होना चाहिए।

(iv) एक आयनिक ठोस की जालक एन्थैल्पी $\left(\mathrm{M}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{X}^{-}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{MX}(\mathrm{s})\right)$ अधिक होनी चाहिए।

जालक एन्थैल्पी:

एक आयनिक ठोस की जालक एन्थैल्पी को उस ऊर्जा के रूप में परिभाषित किया जाता है जो एक मोल ठोस आयनिक यौगिक को इसके गैसीय घटक आयनों में पूरी तरह अलग करने के लिए आवश्यक होती है।

आयनिक यौगिक की जालक ऊर्जा को प्रभावित करने वाले कारक

(i) जालक ऊर्जा $\propto \frac{1}{r_{+}+r_{-}}$ जहाँ $\left(r_{+}+r_{-}\right)=$ अंतर-आयनिक दूरी।

(ii) जालक ऊर्जा $\propto Z_{+}, Z_{-}$

$\mathrm{Z}_{+} \Rightarrow$ धनायन पर आवेश इलेक्ट्रॉनिक आवेश के संदर्भ में।

$\mathrm{Z}_{-} \Rightarrow$ ऋणायन पर आवेश इलेक्ट्रॉनिक आवेश के संदर्भ में।

जालक ऊर्जा का निर्धारण:

बोर्न-हैबर चक्र:

यह आयनिक यौगिक के निर्माण के दौरान शामिल विभिन्न ऊर्जा पदों को आपस में संबद्ध करता है।

यह हेस के नियत ऊष्मा योग नियम पर आधारित एक ऊष्मरासायनिक चक्र है।

जलयोजन:

सभी सरल लवण जल में घुलकर आयन उत्पन्न करते हैं, और परिणामस्वरूप विलयन विद्युत का चालन करता है। चूँकि $\mathrm{Li}^{+}$ बहुत छोटा है, यह भारी रूप से जलयोजित होता है। इससे जलयोजित $\mathrm{Li}^{+}$ आयन की त्रिज्या बड़ी हो जाती है और इसलिए यह बहुत धीरे चलता है। इसके विपरीत, $\mathrm{Cs}^{+}$ अपने बड़े आकार के कारण कम से कम जलयोजित होता है और इस प्रकार $\mathrm{Cs}^{+}$ आयन की त्रिज्या जलयोजित $\mathrm{Li}^{+}$ की त्रिज्या से छोटी होती है, और इसलिए जलयोजित $\mathrm{Cs}^{+}$ तेजी से चलता है और विद्युत का चालन अधिक आसानी से करता है।

जलअपघटन:

जलअपघटन का अर्थ है जल अणुओं के साथ अभिक्रिया जिससे अंततः $\mathrm{O}-\mathrm{H}$ बंध टूटकर $\mathrm{H}^{+}$ और $\mathrm{OH}^{-}$ आयन बन जाते हैं।

सहसंयोजी यौगिकों में जलअपघटन सामान्यतः दो क्रियाविधियों द्वारा होता है

(a) समन्वय बंध निर्माण द्वारा: सामान्यतः उन परमाणुओं के हैलाइडों में जिनमें रिक्त $\mathrm{d}$-कक्षक हों या रिक्त कक्षक वाले परमाणुओं के हैलाइडों में।

(b) H-बंध निर्माण द्वारा: उदाहरण के लिए नाइट्रोजन ट्राइहैलाइडों में

आयनिक यौगिकों की सामान्य विशेषताएँ:

(a) भौतिक अवस्था:

कमरे के ताप पर आयनिक यौगिक या तो ठोस अवस्था में या विलयन चरण में होते हैं, लेकिन गैसीय अवस्था में नहीं।

(b) सरल आयनिक यौगिक समावयवता नहीं दिखाते, लेकिन समावयवता उनका एक महत्वपूर्ण लक्षण है।
उदाहरण- $FeSO_{4} .7H_{2}O$, $MgSO_{4}.7H_{2}O$

(c) विद्युत चालकता :

सभी आयनिक ठोस गलित अवस्था में और उनके जलीय विलयन में अच्छे चालक होते हैं क्योंकि उनके आयन स्वतंत्र रूप से गति कर सकते हैं।

(d) आयनिक यौगिकों की विलेयता :

ध्रुवीय विलायकों जैसे पानी में विलेय होते हैं जिनकी डाइइलेक्ट्रिक नियतांक अधिक होती है।

आयनिक यौगिकों में सहसंयोजक लक्षण (फाजन नियम)

फाजन ने बताया कि अणु में एनायन का जितना अधिक ध्रुवण होगा, उसमें सहसंयोजक लक्षण उतना ही अधिक होगा।

एनायन का अधिक विकृति, अधिक ध्रुवण और इसलिए सहसंयोजक लक्षण बढ़ता है।

फाजन ने कुछ नियम दिए जो आयनिक यौगिकों में सहसंयोजक लक्षण को नियंत्रित करते हैं, जो इस प्रकार हैं:

(i) धनायन का आकार : धनायन का आकार $\propto$ 1/ध्रुवण प्रवृत्ति

(ii) ऋणायन का आकार : ऋणायन का आकार $\propto$ ध्रुवण

(iii) धनायन पर आवेश : धनायन पर आवेश $\propto$ 1/ध्रुवण प्रवृत्ति

(iv) ऋणायन पर आवेश : ऋणायन पर आवेश $\propto$ ध्रुवण

(v) धनायन की छद्म निष्क्रिय गैस विन्यास $\propto$ ध्रुवण प्रवृत्ति

सहसंयोजक बंध :

यह परमाणुओं के बीच संयुक्त इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी से अणु बनाने के द्वारा बनता है, उदाहरण के लिए, $\mathrm{Cl}_{2}$ अणु का निर्माण:

दो $\mathrm{Cl}$ परमाणुओं के बीच सहसंयोजी बंध

महत्वपूर्ण शर्तें यह हैं कि:

(i) प्रत्येक बंध एक इलेक्ट्रॉन युग्म की साझेदारी के परिणामस्वरूप परमाणुओं के बीच बनता है।

(ii) प्रत्येक संयोजी परमाणु साझा किए गए युग्म में कम से कम एक इलेक्ट्रॉन योगदान करता है।

(iii) संयोजी परमाणु इलेक्ट्रॉनों की साझेदारी के परिणामस्वरूप बाहरी कोश के दुर्लभ गैस विन्यास प्राप्त करते हैं।

समन्वय बंध (दाता बंध):

दो परमाणुओं के बीच बना बंध जिसमें एक इलेक्ट्रॉन युग्म का योगदान उनमें से एक करता है जबकि साझेदारी दोनों करते हैं।

(i) $\mathrm{NH}_{4}^{+}$(अमोनियम आयन)

दाता $\rightarrow$ ग्राही

(ii) $\mathrm{O}_{3}$ (ओज़ोन)

अन्य उदाहरण: $H_{2}SO_{4}$, $HNO_{3}$, $H_{3}O^{+}$, $N_{2}O$, [$Cu(NH_{3})_4]^{2+}$

औपचारिक आवेश:

औपचारिक आवेश किसी दिए गए स्पीशीज़ के लिए संभावित लेविस संरचनाओं की कई संभावित संरचनाओं में से न्यूनतम ऊर्जा वाली संरचना के चयन में सहायक होते हैं।

अष्टक नियम की सीमाएँ:

1. केंद्र परमाणु का अपूर्ण अष्टक

LiCl, $BeH_{2}$, और $BCl_{3}$, $AlCl_{3}$, और $BF_{3}$।

उपरोक्त उदाहरणों में अपूर्ण अष्टक है फिर भी वे स्थिर हैं।

2. विषम-इलेक्ट्रॉन अणु

नाइट्रिक ऑक्साइड, $\mathrm{NO}$ और नाइट्रोजन डाइऑक्साइड, $\mathrm{NO}_{2}$

$$ \ddot{N}=\ddot{O} , \quad \ddot{O}=\dot{N}^{+}-\ddot{O}: $$

3. विस्तारित अष्टक

4. अष्टक सिद्धांत के अन्य दोष:

(i) कुछ निष्क्रिय गैसें (उदाहरण के लिए ज़ेनॉन और क्रिप्टॉन) ऑक्सीजन और फ्लोरीन के साथ मिलकर $XeF_{2}$, $KrF_{2}$, $XeOF_{2}$ आदि कई यौगिक भी बनाती हैं,

(ii) यह सिद्धांत अणुओं के आकृति की व्याख्या नहीं करता।

(iii) यह अणुओं की सापेक्ष स्थिरता की व्याख्या नहीं करता क्योंकि यह अणु की ऊर्जा के बारे में पूरी तरह मौन रहता है।

संयोजकता आबंध सिद्धांत (VBT):

$H_{2}$(g) + 435.8KJ $mol^{-1}$ $\rightarrow$ H(g) + H(g)

कक्षीय ओवरलैप संकल्पना:

कक्षीय अतिव्यापन संकल्पना के अनुसार, दो परमाणुओं के बीच एक सहसंयोजी बंधन का निर्माण उनके संयुक्त कोश में मौजूद विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों के युग्मन से होता है।

अतिव्यापन के प्रकार और सहसंयोजी बंधनों की प्रकृति

सहसंयोजी बंधन को अतिव्यापन के प्रकार के आधार पर दो श्रेणियों में बाँटा जा सकता है:

(i) सिग्मा ($\sigma$) बंधन

(ii) पाई ($\pi$) बंधन

(i) सिग्मा $(\sigma)$ बंधन : इस प्रकार का सहसंयोजी बंधन बंधनकारी कक्षकों के अंत से अंत (सिरे से सिरा) अतिव्यापन द्वारा अंतराभिक केंद्र अक्ष के साथ बनता है।

• p-p अतिव्यापन : यह प्रकार का अतिव्यापन दो निकट आ रहे परमाणुओं के अर्ध-भरे $p$-कक्षकों के बीच होता है।

(ii) $\quad \mathrm{pi}(\pi)$ बंधन : $\pi$ बंधन के निर्माण में परमाण्वीय कक्षक इस प्रकार अतिव्यापित होते हैं कि उनके अक्ष आपस में समानांतर रहते हैं और अंतराभिक केंद्र अक्ष के लंबवत् होते हैं।

सिग्मा और पाई बॉन्ड की ताकत:

सिग्मा बॉन्ड के मामले में, कक्षकों का अतिव्यापन अधिक सीमा तक होता है। इसलिए, यह पाई बॉन्ड की तुलना में अधिक मजबूत होता है जहाँ अतिव्यापन कम सीमा तक होता है।

वैलेन्स शेल इलेक्ट्रॉन युग्म प्रतिकर्षण (VSEPR) सिद्धांत

VSEPR सिद्धांत के मुख्य प्रतिपाद इस प्रकार हैं:

(i) किसी अणु की आकृति केंद्रीय परमाणु के चारों ओर वैलेन्स शेल में उपस्थित इलेक्ट्रॉन युग्मों (बंधित या अबंधित) की संख्या पर निर्भर करती है।

(ii) वैलेन्स शेल में उपस्थित इलेक्ट्रॉन युग्म एक-दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं क्योंकि उनके इलेक्ट्रॉन बादल ऋणात्मक आवेशित होते हैं।

(iii) ये इलेक्ट्रॉन युग्म अंतरिक्ष में ऐसी स्थितियाँ ग्रहण करने का प्रयास करते हैं जिससे प्रतिकर्षण न्यूनतम हो और उनके बीच की दूरी अधिकतम हो।

(iv) वैलेन्स शेल को एक गोले के रूप में लिया जाता है जिस पर इलेक्ट्रॉन युग्म गोलाकार सतह पर एक-दूसरे से अधिकतम दूरी पर स्थित होते हैं।

(v) एक बहु बंधन को एकल इलेक्ट्रॉन युग्म के समान माना जाता है और बहु बंधन के दो या तीन इलेक्ट्रॉन युग्मों को एकल सुपर युग्म के रूप में माना जाता है।

(vi) जहाँ दो या अधिक अनुनाद संरचनाएँ किसी अणु को दर्शा सकती हैं, VSEPR मॉडल ऐसी किसी भी संरचना पर लागू होता है।

इलेक्ट्रॉन युग्मों की प्रतिकर्षणात्मक अन्योन्यक्रिया निम्नलिखित क्रम में घटती है :

अकेला युग्म $(\ell \mathrm{p})$ - अकेला युग्म $(\ell \mathrm{p})>$ अकेला युग्म $(\ell \mathrm{p})$ - बंध युग्म $(\mathrm{bp})>$ बंध युग्म (bp) -बंध युग्म

संकरण :

संकरण की प्रमुख विशेषताएँ :

1. संकर कक्षकों की संख्या उन परमाणु कक्षकों की संख्या के बराबर होती है जिनका संकरण होता है।

2. संकरित कक्षक सदैव ऊर्जा और आकृति में समतुल्य होते हैं।

3. संकर कक्षक शुद्ध परमाणु कक्षकों की तुलना में स्थायी बंध बनाने में अधिक प्रभावी होते हैं।

4. ये संकर कक्षक अंतरिक्ष में कुछ पसंदीदा दिशाओं में निर्देशित होते हैं ताकि इलेक्ट्रॉन युग्मों के बीच न्यूनतम प्रतिकर्षण हो और इस प्रकार एक स्थायी व्यवस्था प्राप्त हो। इसलिए, संकरण का प्रकार अणुओं की ज्यामिति को दर्शाता है।

संकरण के लिए महत्वपूर्ण शर्तें:

(i) परमाणु की संयोजकता कोश में उपस्थित कक्षकों का संकरण होता है।

(ii) संकरण से गुजरने वाले कक्षकों की ऊर्जा लगभग समान होनी चाहिए।

(iii) संकरण से पहले इलेक्ट्रॉन का उत्कर्षण आवश्यक शर्त नहीं है।

(iv) संकरण कक्षक होते हैं, इलेक्ट्रॉन नहीं।

किसी अणु या आयन में परमाणु का संकरण निर्धारित करना: स्टेरिक संख्या नियम:

किसी परमाणु की स्टेरिक संख्या $=$ उस परमाणु से बंधित परमाणुओं की संख्या + उस परमाणु पर बचे हुए अकेले युग्मों की संख्या।

d-ऑर्बिटल की भागीदारी से संकरण :

’d’ ऑर्बिटल की भागीदारी का प्रकार।

आण्विक ऑर्बिटल सिद्धांत (MOT) :

F. Hund और R.S. Mulliken द्वारा 1932 में विकसित।

(i) आण्विक ऑर्बिटलें तुलनीय ऊर्जाओं और उचित सममिति वाली परमाणु ऑर्बिटलों के संयोजन से बनती हैं।

(ii) एक परमाणु ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉन एक नाभिक के प्रभाव में होता है, जबकि एक आण्विक ऑर्बिटल में यह दो या अधिक नाभिकों के प्रभाव में होता है जो अणु में परमाणुओं की संख्या पर निर्भर करता है। इस प्रकार एक परमाणु ऑर्बिटल एककेन्द्रिक होती है जबकि एक आण्विक ऑर्बिटल बहुकेन्द्रिक होती है।

(iii) बनने वाली आण्विक ऑर्बिटलों की संख्या संयोजित होने वाली परमाणु ऑर्बिटलों की संख्या के बराबर होती है। जब दो परमाणु ऑर्बिटलें संयोजित होती हैं, तो दो आण्विक ऑर्बिटलें बनती हैं जिन्हें आबंधन आण्विक ऑर्बिटल और प्रतिआबंधन आण्विक ऑर्बिटल कहा जाता है।

(iv) परमाणु ऑर्बिटलों की तरह आण्विक ऑर्बिटलों को भी ऑफबाऊ सिद्धांत के अनुसार, पाउली अपवर्जन सिद्धांत और हुंड के अधिकतम बहुपत्त्व नियम का पालन करते हुए भरा जाता है। लेकिन इन आण्विक ऑर्बिटलों की भरने की क्रम हमेशा प्रायोगिक रूप से निर्धारित की जाती है, परमाणु ऑर्बिटलों के मामले में $(n+l)$ नियम जैसा कोई नियम नहीं होता।

परमाणु ऑर्बिटलों के संयोजन की शर्तें :

1. संयोजित होने वाली परमाणु ऑर्बिटलों की ऊर्जा समान या लगभग समान होनी चाहिए।

२. संयुक्त होने वाली परमाण्वीय कक्षिकाओं का अणु अक्ष के परितः समान सममिति होनी चाहिए।

३. संयुक्त होने वाली परमाण्वीय कक्षिकाओं का अधिकतम सीमा तक अतिव्यापन होना चाहिए।

आण्विक कक्षिकाओं के लिए ऊर्जा स्तर आरेख :

$\mathrm{O} _{2}$ और $\mathrm{F} _{2}$ के लिए विभिन्न आण्विक कक्षिकाओं की ऊर्जाओं का बढ़ता हुआ क्रम नीचे दिया गया है :

$\sigma 1 s<\sigma^{\star} 1 s<\sigma 2 s<\sigma^{\star} 2 s<\sigma 2 p_{z}<\left(\pi 2 p_{x}=\pi 2 p_{y}\right)<\left(\pi^{\star} 2 p_{x}=\pi^{\star} 2 p_{y}\right)<\sigma^{\star} 2 p_{z}$

इस क्रम की महत्वपूर्ण विशेषता यह है कि $\sigma 2 p_{z}$ आण्विक कक्षिका की ऊर्जा $\pi 2 p_{x}$ और $\pi 2 p_{y}$ आण्विक कक्षिकाओं की ऊर्जा से कम होती है।

बंध क्रम

बंध क्रम (B.O) = $\frac{1}{2} $ ($N_{b}$ -$N_{a}$)

एक धनात्मक बंध क्रम (अर्थात्, $N_{b}>N_{a}$) एक स्थिर अणु का तात्पर्य होता है जबकि एक ऋणात्मक ($N_{b} < N_{a}$) या शून्य (अर्थात्, $N_{b}=N_{a}$) बंध क्रम एक अस्थिर अणु का तात्पर्य होता है।

बंध की प्रकृति:

1, 2 या 3 के पूर्णांक बंध क्रम मान क्रमशः एकल, द्वि या त्रि बंधों के अनुरूप होते हैं।

बंध-लंबाई:

किसी अणु में दो परमाणुओं के बीच बंध क्रम को बंध लंबाई का एक सन्निकट माप माना जा सकता है। बंध क्रम बढ़ने पर बंध लंबाई घटती है।

चुंबकीय प्रकृति:

यदि अणु में सभी आण्विक कक्षाएँ द्वैत अधिकृत हैं, तो पदार्थ प्रतिचुंबकीय होता है (चुंबकीय क्षेत्र से प्रतिकर्षित), यदि एक या अधिक आण्विक कक्षाएँ एकल अधिकृत हैं तो यह अनुचुंबकीय होता है (चुंबकीय क्षेत्र से आकर्षित), उदाहरण के लिए, $\mathrm{N}_{2}$ अणु।

द्विध्रुव आघूर्ण:

द्विध्रुव आघूर्ण $(\mu)=$ आवेश की परिमाण $(q) \times$ पृथक्करण की दूरी $(d)$

द्विध्रुव आघूर्ण सामान्यतः डेबाई इकाई (D) में व्यक्त किया जाता है। रूपांतरण गुणांक हैं

$1 \mathrm{D}=3.33564 \times 10^{-30} \mathrm{Cm}$, जहाँ $\mathrm{C}$ कूलम है और $\mathrm{m}$ मीटर है।

1 डेबाई $=1 \times 10^{-18}$ e.s.u. cm.

उदाहरण के लिए HF का द्विध्रुव आघूर्ण इस प्रकार दर्शाया जा सकता है

$$ \mathrm{H}-\ {\mathrm{F}} $$

इलेक्ट्रॉन घनत्व में बदलाव को लुइस संरचना के ऊपर क्रॉस तीर द्वारा दर्शाया जाता है ताकि बदलाव की दिशा दिखाई जा सके। यदि सभी व्यक्तिगत आघूर्ण सदिशों का योग शून्येतर है तो एक अणु में द्विध्रुव आघूर्ण होगा।

$R=\sqrt{P^{2}+Q^{2}+2 P Q \cos \theta}$,

जहाँ $\mathrm{R}$ परिणामी द्विध्रुव आघूर्ण है।

अनुनाद

परिभाषा:

अनुनाद को इस प्रकार परिभाषित किया जा सकता है: वह घटना जिसमें किसी विशेष यौगिक के लिए दो या अधिक संरचनाएँ लिखी जा सकती हैं जिनमें परमाणुओं की स्थिति समान हो।

उदाहरण के लिए, ओज़ोन, $\mathrm{O}_{3}$ अणु को नीचे दर्शाई गई संरचनाएँ I और II द्वारा समान रूप से दर्शाया जा सकता है।

अनुनाद संकर (Resonance Hybrid):

यह वास्तविक संरचना है उन सभी विभिन्न संभावित संरचनाओं की, जो अणु के लिए लिखी जा सकती हैं, बिना परमाणुओं के लिए अधिकतम सहसंयोजकता के नियमों का उल्लंघन किए।

हाइड्रोजन बंध:

$$ \mathrm{H}^{\delta+}-\mathrm{F}^{\delta-}\mathrm{H}^{\delta+}-\mathrm{F}^{\delta-}\mathrm{H}^{\delta+}-\mathrm{F}^{\delta-} $$

H-बंध के लिए आवश्यक शर्तें

(i) अणु में अधिक विद्युतऋणात्मक परमाणु (F, O, N) होना चाहिए, जो H-परमाणु से जुड़ा हो।

(ii) विद्युतऋणात्मक परमाणु का आकार छोटा होना चाहिए।

(iii) विद्युतऋणात्मक परमाणु पर एक एकाकी युग्म (lone pair) मौजूद होना चाहिए।

H-बंध की ताकत का क्रम

H-बंधों के प्रकार :

(A) अंतःअणुक H-बंधन :

यह तब बनता है जब हाइड्रोजन परमाणु एक ही अणु के भीतर दो अत्यधिक विद्युतऋणात्मक (F, O, N) परमाणुओं के बीच उपस्थित होता है। उदाहरण: o-हाइड्रॉक्सीबेंज़ैल्डिहाइड

इसका क्वथनांक इसके पैरा-डेरिवेटिव की तुलना में कम होता है (अर्थात् अधिक वाष्पशील)।

इंट्रामॉलिक्यूलर हाइड्रोजन-बॉन्डिंग के निर्माण के लिए आवश्यक शर्तें:

(a) हाइड्रोजन बॉन्डिंग के परिणामस्वरूप बनने वाली वलय समतलीय होनी चाहिए।

(b) एक 5- या 6-सदस्यीय वलय बननी चाहिए।

(c) परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं को इस प्रकार स्थित होना चाहिए कि वलय बंद होते समय न्यूनतम तनाव हो।

(B) इंटरमॉलिक्यूलर H-बॉन्डिंग :

यह समान या भिन्न यौगिकों की दो भिन्न अणुओं के बीच बनता है।

(a) जल अणुओं में

(b) HF में हाइड्रोजन बॉन्ड एक अणु के $\mathrm{F}$ परमाणु को दूसरे अणु के $\mathrm{H}$-परमाणु से जोड़ते हैं, इस प्रकार दोनों ठोस और द्रव में एक ज़िग-ज़ैग श्रृंखला $(\mathrm{HF})_{n}$ बनाते हैं।

इंटरमॉलिक्यूलर बल (वान डेर वाल्स बल) :

इंटरमॉलिक्यूलर आकर्षण दो या अधिक अणुओं को एक साथ रखते हैं। ये सबसे कमजोर रासायनिक बल होते हैं और निम्न प्रकार के हो सकते हैं।

(a) आयन-डाइपोल आकर्षण।

(b) डाइपोल-डाइपोल आकर्षण।

(c) आयन-प्रेरित द्विध्रुव आकर्षण।

(d) द्विध्रुव-प्रेरित द्विध्रुव आकर्षण।

(e) क्षणिक द्विध्रुव-क्षणिक प्रेरित द्विध्रुव आकर्षण।

(विसरण बल या लंदन बल)

• वान्डर वाल्स बल की ताकत $\propto$ आण्विक द्रव्यमान।

• वान्डर वाल्स बल $\propto$ क्वथनांक।

धातु बंध:

धातु बंधन को समझाने के लिए दो मॉडल विचार किए जाते हैं:

(i) इलेक्ट्रॉन-समुद्र मॉडल

(ii) बैंड मॉडल

कुछ विशेष बंधन परिस्थितियाँ:

(a) इलेक्ट्रॉन न्यून बंधन: कई यौगिक ऐसे हैं जिनमें सामान्य सहसंयोजक बंधों या समन्वय बंधों के अतिरिक्त कुछ इलेक्ट्रॉन न्यून बंध भी उपस्थित होते हैं। इन इलेक्ट्रॉन न्यून बंधों में अपेक्षित से कम इलेक्ट्रॉन होते हैं, जैसे त्रि केंद्र-द्वि इलेक्ट्रॉन बंध (3c-2e) जो डाइबोरेन $B_{2}H_{6}$, $Al_2 $ $(CH_3)_6 $, $BeH_2(s)$ और सेतुधारी धातु कार्बोनिलों में उपस्थित होते हैं।

(b) बैक बंधन: बैक बंधन सामान्यतः तब होता है जब दो बंधित परमाणुओं में से एक परमाणु के पास रिक्त कक्षक होते हैं (सामान्यतः यह परमाणु द्वितीय या तृतीय पीरियड से होता है) और दूसरा बंधित परमाणु कुछ अनबंधित इलेक्ट्रॉन युगल रखता है (सामान्यतः यह परमाणु द्वितीय पीरियड से होता है)। बैक बंधन बंधन ताकत बढ़ाता है और बंधन लंबाई घटाता है।

उदाहरण के लिए, $\mathrm{BF}_{3}$ में

बोरॉन ट्राइहैलाइडों में बैक बंधन की सीमा:-

$BF_{3}$> $BCl_{3}$> $BBr_{3}$