Molecules (अणु )


 Molecules are the smallest units of a chemical compound that retain its chemical properties. They are composed of two or more atoms bonded together by covalent bonds. Here’s a breakdown of detailed information about molecules along with examples:

1. Types of Molecules

  • Diatomic Molecules: Consist of two atoms, either of the same or different elements.

    • Examples:
      • Oxygen (O₂)
      • Hydrogen (H₂)
      • Nitrogen (N₂)
      • Carbon monoxide (CO)

  • Polyatomic Molecules: Consist of more than two atoms.

    • Examples:
      • Water (H₂O)
      • Carbon dioxide (CO₂)
      • Methane (CH₄)
      • Ammonia (NH₃)

  • Organic Molecules: Contain carbon atoms and are typically found in living organisms.

    • Examples:
      • Glucose (C₆H₁₂O₆)
      • Ethanol (C₂H₅OH)
      • Benzene (C₆H₆)

  • Inorganic Molecules: Generally do not contain carbon-hydrogen bonds.

    • Examples:
      • Sodium chloride (NaCl)
      • Sulfuric acid (H₂SO₄)
      • Nitric acid (HNO₃)

A. Homoatomic Molecules

  • Definition: These molecules are composed of atoms of the same element.
  • Characteristic: All atoms in these molecules are of the same type, meaning they belong to the same chemical element.

Examples:

  • Oxygen (O₂): Contains two oxygen atoms.
  • Nitrogen (N₂): Contains two nitrogen atoms.
  • Hydrogen (H₂): Contains two hydrogen atoms.
  • Ozone (O₃): Contains three oxygen atoms.

B. Heteroatomic Molecules

  • Definition: These molecules consist of atoms of different elements.
  • Characteristic: These molecules have atoms of different types, meaning they come from different chemical elements.

Examples:

  • Water (H₂O): Contains two hydrogen atoms and one oxygen atom.
  • Carbon Dioxide (CO₂): Contains one carbon atom and two oxygen atoms.
  • Methane (CH₄): Contains one carbon atom and four hydrogen atoms.
  • Ammonia (NH₃): Contains one nitrogen atom and three hydrogen atoms.

Key Difference:

  • Homoatomic Molecules are made up of only one type of atom.
  • Heteroatomic Molecules are composed of different types of atoms.

2. Molecular Bonds

  • Covalent Bonds: Atoms share electrons to achieve a full outer shell.

    • Example: Water (H₂O) - Oxygen shares electrons with two hydrogen atoms.

  • Ionic Bonds: Atoms transfer electrons, resulting in positively and negatively charged ions that attract each other.

    • Example: Sodium chloride (NaCl) - Sodium loses an electron to chlorine.

  • Hydrogen Bonds: Weak bonds between a hydrogen atom and an electronegative atom.

    • Example: Between water molecules (H₂O).

3. Molecular Shapes

  • Linear: Atoms are arranged in a straight line.
    • Example: Carbon dioxide (CO₂)
  • Bent: Atoms are arranged at an angle.
    • Example: Water (H₂O)
  • Trigonal Planar: Three atoms arranged around a central atom in a flat plane.
    • Example: Boron trifluoride (BF₃)
  • Tetrahedral: Four atoms arranged around a central atom in a three-dimensional shape.
    • Example: Methane (CH₄)

4. Molecular Mass

  • The sum of the masses of all atoms in a molecule.
    • Example: Water (H₂O) - Molecular mass is approximately 18 g/mol (2*1 + 16).

5. Molecular Function

  • Molecules can serve various functions depending on their structure and composition.
    • Water (H₂O): Universal solvent, essential for life.
    • DNA (Deoxyribonucleic acid): Carries genetic information.
    • Glucose (C₆H₁₂O₆): Primary energy source for cells.

Detailed Explanation of Molecular Bonds with Examples

Molecular bonds are forces that hold atoms together within a molecule. The main types of molecular bonds are covalent bonds, ionic bonds, metallic bonds, and hydrogen bonds. Each type has distinct characteristics and formation processes.

1. Covalent Bonds

  • Definition: Covalent bonds form when two atoms share one or more pairs of electrons to achieve stability (a full outer electron shell).
  • Formation: Usually between non-metal atoms.
  • Types of Covalent Bonds:
    • Single Covalent Bond: One pair of shared electrons.
      • Example: Hydrogen molecule (H₂): Each hydrogen atom shares one electron, forming H—H.
    • Double Covalent Bond: Two pairs of shared electrons.
      • Example: Oxygen molecule (O₂): Two oxygen atoms share two pairs of electrons, forming O=O.
    • Triple Covalent Bond: Three pairs of shared electrons.
      • Example: Nitrogen molecule (N₂): Two nitrogen atoms share three pairs of electrons, forming N≡N.

2. Ionic Bonds

  • Definition: Ionic bonds form when one atom donates an electron to another, resulting in positive and negative ions that attract each other.
  • Formation: Typically between metals (which lose electrons) and non-metals (which gain electrons).
  • Example:
    • Sodium chloride (NaCl): Sodium (Na) donates one electron to chlorine (Cl), forming Na⁺ and Cl⁻ ions, which are held together by electrostatic forces.

3. Metallic Bonds

  • Definition: Metallic bonds occur when metal atoms share their electrons in a "sea of electrons" that move freely around positively charged metal ions.
  • Characteristics:
    • High electrical and thermal conductivity.
    • Malleability and ductility.
  • Example:
    • Copper (Cu): Copper atoms release some of their electrons into a shared pool, allowing them to conduct electricity efficiently.

4. Hydrogen Bonds

  • Definition: A hydrogen bond is a weak bond that occurs when a hydrogen atom, covalently bonded to a highly electronegative atom like oxygen, nitrogen, or fluorine, is attracted to another electronegative atom.
  • Characteristics:
    • Weaker than covalent and ionic bonds.
    • Important in determining the properties of water and biological molecules.
  • Example:
    • Water (H₂O): The hydrogen atoms of one water molecule are attracted to the oxygen atom of another, creating hydrogen bonds.

5. Polar Covalent Bonds

  • Definition: A type of covalent bond where electrons are unequally shared between two atoms due to a difference in electronegativity.
  • Characteristics:
    • Creates a dipole moment with partial positive and negative charges.
  • Example:
    • Water (H₂O): Oxygen is more electronegative than hydrogen, so the shared electrons spend more time closer to oxygen, creating a polar covalent bond.

6. Non-Polar Covalent Bonds

  • Definition: A covalent bond where electrons are equally shared between two atoms of the same or similar electronegativity.
  • Example:
    • Methane (CH₄): Carbon and hydrogen share electrons relatively equally, resulting in non-polar covalent bonds.

7. Van der Waals Forces

  • Definition: Weak intermolecular forces that arise from temporary dipoles in molecules.
  • Types:
    • London Dispersion Forces: Present in all molecules, strongest in larger atoms/molecules.
    • Dipole-Dipole Interactions: Occur between molecules with permanent dipoles.
  • Example:
    • Noble gases (e.g., Argon, Ar): London dispersion forces hold the atoms together in their liquid state.


8. Coordinate (Dative) Covalent Bonds

  • Definition: A covalent bond where both electrons in the bond come from the same atom.
  • Example:
    • Ammonium ion (NH₄⁺): Nitrogen donates a pair of electrons to a hydrogen ion (H⁺), forming a coordinate bond.


Here are more topics related to molecules:

1. Molecular Geometry

Molecular geometry refers to the three-dimensional arrangement of atoms within a molecule. It is determined by the number of bonds and lone pairs of electrons around the central atom.

  • VSEPR Theory (Valence Shell Electron Pair Repulsion): Used to predict the geometry of molecules based on the repulsion between electron pairs.
    • Examples:
      • Linear Geometry: 180° bond angles (e.g., CO₂)
      • Trigonal Planar: 120° bond angles (e.g., BF₃)
      • Tetrahedral: 109.5° bond angles (e.g., CH₄)
      • Bent: Less than 120° or 109.5° bond angles (e.g., H₂O)

2. Polarity of Molecules

Molecular polarity depends on the distribution of electric charge within the molecule.

  • Polar Molecules: Have an uneven distribution of charge due to differences in electronegativity between bonded atoms.

    • Example: Water (H₂O) - Oxygen is more electronegative than hydrogen, creating a dipole moment.

  • Non-Polar Molecules: Have an even distribution of charge, often because of symmetrical shape or equal sharing of electrons.

    • Example: Methane (CH₄) - Symmetrical shape with equal sharing of electrons.

3. Intermolecular Forces

Intermolecular forces are forces of attraction or repulsion between molecules, influencing physical properties like boiling and melting points.

  • London Dispersion Forces: Weakest intermolecular force present in all molecules, caused by temporary dipoles.
  • Dipole-Dipole Interaction: Occurs between polar molecules with permanent dipoles.
  • Hydrogen Bonding: Strong type of dipole-dipole interaction when hydrogen is bonded to highly electronegative atoms like nitrogen, oxygen, or fluorine.

4. Molecular Orbitals

Molecular orbitals are formed when atomic orbitals overlap during bond formation. They can be bonding, antibonding, or nonbonding.

  • Bonding Orbitals: Lower energy orbitals that stabilize the molecule.
  • Antibonding Orbitals: Higher energy orbitals that can destabilize the molecule if occupied.
  • Molecular Orbital Theory: Explains bonding by considering the combination of atomic orbitals to form molecular orbitals.

5. Isomerism in Molecules

Isomers are molecules with the same molecular formula but different structural arrangements.

  • Structural Isomers: Differ in the connectivity of atoms.
    • Example: Butane (C₄H₁₀) has straight-chain and branched forms.
  • Stereoisomers: Have the same connectivity but differ in spatial arrangement.
    • Example: Glucose (C₆H₁₂O₆) has D- and L- forms.

6. Molecular Spectroscopy

Molecular spectroscopy involves studying the interaction of molecules with electromagnetic radiation to understand their structure and composition.

  • Infrared (IR) Spectroscopy: Identifies functional groups by their vibrations.
  • Nuclear Magnetic Resonance (NMR) Spectroscopy: Provides information about the number and type of atoms in a molecule.
  • Mass Spectrometry (MS): Determines molecular mass and helps in identifying molecular structures.

7. Molecular Reactions

Molecules undergo various types of chemical reactions to form new substances.

  • Synthesis Reaction: Two or more simple molecules combine to form a more complex molecule.
    • Example: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
  • Decomposition Reaction: A complex molecule breaks down into simpler molecules.
    • Example: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂
  • Redox Reaction: Involves the transfer of electrons between molecules.
    • Example: 2Na + Cl₂ → 2NaCl

8. Molecular Nanotechnology

Involves the manipulation of individual molecules to create nanoscale devices and materials.

  • Applications: Drug delivery systems, molecular machines, and nanoscale electronics.
  • Example: Carbon nanotubes and graphene used in advanced materials.
In Hindi:-

अणु (Molecules)

अणु एक रासायनिक यौगिक की सबसे छोटी इकाई हैं जो उसके रासायनिक गुणों को बनाए रखते हैं। ये दो या अधिक परमाणुओं से बने होते हैं, जो सहसंयोजक बंध द्वारा आपस में जुड़े होते हैं। यहाँ अणुओं का विस्तृत विवरण और उनके उदाहरण दिए गए हैं:

1. अणुओं के प्रकार (Types of Molecules)

(a) द्विआणविक अणु (Diatomic Molecules):

  • ये दो परमाणुओं से बने होते हैं, जो समान या अलग तत्वों के हो सकते हैं।
  • उदाहरण:
    • ऑक्सीजन (O₂)
    • हाइड्रोजन (H₂)
    • नाइट्रोजन (N₂)
    • कार्बन मोनोऑक्साइड (CO)

(b) बहुआणविक अणु (Polyatomic Molecules):

  • ये दो से अधिक परमाणुओं से बने होते हैं।
  • उदाहरण:
    • पानी (H₂O)
    • कार्बन डाइऑक्साइड (CO₂)
    • मीथेन (CH₄)
    • अमोनिया (NH₃)

(c) कार्बनिक अणु (Organic Molecules):

  • ये कार्बन परमाणु रखते हैं और आमतौर पर जीवित जीवों में पाए जाते हैं।
  • उदाहरण:
    • ग्लूकोज (C₆H₁₂O₆)
    • एथेनॉल (C₂H₅OH)
    • बेंजीन (C₆H₆)

(d) अकार्बनिक अणु (Inorganic Molecules):

  • इनमें सामान्यतः कार्बन-हाइड्रोजन बंध नहीं होते हैं।
  • उदाहरण:
    • सोडियम क्लोराइड (NaCl)
    • सल्फ्यूरिक एसिड (H₂SO₄)
    • नाइट्रिक एसिड (HNO₃)

2. आणविक बंध (Molecular Bonds)

(a) सहसंयोजक बंध (Covalent Bonds):

  • परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं ताकि उनकी बाहरी परत पूरी हो जाए।
  • उदाहरण: पानी (H₂O) - ऑक्सीजन दो हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रॉन साझा करता है।

(b) आयनिक बंध (Ionic Bonds):

  • परमाणु इलेक्ट्रॉन स्थानांतरित करते हैं, जिससे सकारात्मक और नकारात्मक चार्ज वाले आयन बनते हैं जो एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं।
  • उदाहरण: सोडियम क्लोराइड (NaCl) - सोडियम एक इलेक्ट्रॉन खोता है और क्लोरीन इसे प्राप्त करता है।

(c) हाइड्रोजन बंध (Hydrogen Bonds):

  • कमजोर बंध जो एक हाइड्रोजन परमाणु और एक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के बीच बनते हैं।
  • उदाहरण: पानी के अणुओं (H₂O) के बीच।

3. आणविक आकार (Molecular Shapes)

(a) रेखीय (Linear):

  • परमाणु एक सीधी रेखा में व्यवस्थित होते हैं।
  • उदाहरण: कार्बन डाइऑक्साइड (CO₂)

(b) झुका हुआ (Bent):

  • परमाणु एक कोण पर व्यवस्थित होते हैं।
  • उदाहरण: पानी (H₂O)

(c) त्रिकोणीय समतल (Trigonal Planar):

  • तीन परमाणु केंद्रीय परमाणु के चारों ओर एक समतल में होते हैं।
  • उदाहरण: बोरॉन ट्राइफ्लोराइड (BF₃)

(d) चतुर्भुजाकार (Tetrahedral):

  • चार परमाणु केंद्रीय परमाणु के चारों ओर त्रि-आयामी आकार में होते हैं।
  • उदाहरण: मीथेन (CH₄)

1. Homoatomic Molecules (सजातीय अणु)

  • परिभाषा: ये अणु एक ही प्रकार के तत्वों के परमाणुओं से बने होते हैं।
  • विशेषता: इन अणुओं में केवल एक ही प्रकार के परमाणु होते हैं, और सभी परमाणु एक ही तत्व के होते हैं।

उदाहरण:

  • ऑक्सीजन (O₂): इसमें दो ऑक्सीजन परमाणु होते हैं।
  • नाइट्रोजन (N₂): इसमें दो नाइट्रोजन परमाणु होते हैं।
  • हाइड्रोजन (H₂): इसमें दो हाइड्रोजन परमाणु होते हैं।
  • ओज़ोन (O₃): इसमें तीन ऑक्सीजन परमाणु होते हैं।

2. Heteroatomic Molecules (विजातीय अणु)

  • परिभाषा: ये अणु दो या अधिक विभिन्न प्रकार के तत्वों के परमाणुओं से बने होते हैं।
  • विशेषता: इन अणुओं में विभिन्न प्रकार के परमाणु होते हैं, जो विभिन्न तत्वों से आते हैं।

उदाहरण:

  • पानी (H₂O): इसमें दो हाइड्रोजन और एक ऑक्सीजन परमाणु होते हैं।
  • कार्बन डाइऑक्साइड (CO₂): इसमें एक कार्बन और दो ऑक्सीजन परमाणु होते हैं।
  • मीथेन (CH₄): इसमें एक कार्बन और चार हाइड्रोजन परमाणु होते हैं।
  • अमोनिया (NH₃): इसमें एक नाइट्रोजन और तीन हाइड्रोजन परमाणु होते हैं।

मुख्य अंतर:

  • Homoatomic Molecules केवल एक ही प्रकार के परमाणुओं से बने होते हैं।
  • Heteroatomic Molecules विभिन्न प्रकार के परमाणुओं से बने होते हैं।

4. आणविक द्रव्यमान (Molecular Mass)

  • एक अणु में सभी परमाणुओं के द्रव्यमानों का योग।
  • उदाहरण: पानी (H₂O) - आणविक द्रव्यमान लगभग 18 g/mol है (2*1 + 16)।

5. आणविक कार्य (Molecular Function)

अणु अपनी संरचना और रचना के आधार पर विभिन्न कार्य कर सकते हैं।

(a) पानी (H₂O):

  • एक सार्वभौमिक विलायक और जीवन के लिए आवश्यक।

(b) डीएनए (डिऑक्सीराइबोन्यूक्लिक एसिड):

  • आनुवंशिक जानकारी ले जाता है।

(c) ग्लूकोज (C₆H₁₂O₆):

  • कोशिकाओं के लिए प्राथमिक ऊर्जा स्रोत।

यहाँ पर सभी प्रकार के आणविक बंधनों का विस्तृत विवरण हिंदी में दिया गया है:

1. सहसंयोजक बंध (Covalent Bonds)

  • परिभाषा: सहसंयोजक बंध तब बनते हैं जब दो परमाणु अपनी बाहरी इलेक्ट्रॉन परत को स्थिर करने के लिए एक या अधिक इलेक्ट्रॉन जोड़े साझा करते हैं।
  • निर्माण: आमतौर पर गैर-धातु परमाणुओं के बीच होते हैं।
  • सहसंयोजक बंध के प्रकार:
    • एकल सहसंयोजक बंध: एक इलेक्ट्रॉन जोड़े का साझाकरण।
      • उदाहरण: हाइड्रोजन अणु (H₂): प्रत्येक हाइड्रोजन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन साझा करता है, जिससे H—H बनता है।
    • दोहरे सहसंयोजक बंध: दो इलेक्ट्रॉन जोड़े का साझाकरण।
      • उदाहरण: ऑक्सीजन अणु (O₂): दो ऑक्सीजन परमाणु दो जोड़े इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं, जिससे O=O बनता है।
    • त्रिक सहसंयोजक बंध: तीन इलेक्ट्रॉन जोड़े का साझाकरण।
      • उदाहरण: नाइट्रोजन अणु (N₂): दो नाइट्रोजन परमाणु तीन जोड़े इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं, जिससे N≡N बनता है।

2. आयनिक बंध (Ionic Bonds)

  • परिभाषा: आयनिक बंध तब बनते हैं जब एक परमाणु दूसरे को एक इलेक्ट्रॉन दान करता है, जिससे सकारात्मक और नकारात्मक आयन बनते हैं जो एक-दूसरे को आकर्षित करते हैं।
  • निर्माण: आमतौर पर धातुओं (जो इलेक्ट्रॉन खोते हैं) और गैर-धातुओं (जो इलेक्ट्रॉन प्राप्त करते हैं) के बीच होते हैं।
  • उदाहरण:
    • सोडियम क्लोराइड (NaCl): सोडियम (Na) क्लोरीन (Cl) को एक इलेक्ट्रॉन दान करता है, जिससे Na⁺ और Cl⁻ आयन बनते हैं, जो विद्युत स्थैतिक बलों से जुड़े होते हैं।

3. धात्विक बंध (Metallic Bonds)

  • परिभाषा: धात्विक बंध तब बनते हैं जब धातु के परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों को "इलेक्ट्रॉनों के समुद्र" में साझा करते हैं जो स्वतंत्र रूप से चारों ओर घूमते हैं।
  • विशेषताएँ:
    • उच्च विद्युत और तापीय चालकता।
    • मृदुता और तन्यता।
  • उदाहरण:
    • तांबा (Cu): तांबे के परमाणु कुछ इलेक्ट्रॉनों को साझा पूल में छोड़ते हैं, जिससे वे बिजली को कुशलता से संचालित कर सकते हैं।

4. हाइड्रोजन बंध (Hydrogen Bonds)

  • परिभाषा: हाइड्रोजन बंध एक कमजोर बंध होता है जो तब बनता है जब एक हाइड्रोजन परमाणु, जो एक उच्च विद्युत ऋणात्मक परमाणु जैसे ऑक्सीजन, नाइट्रोजन, या फ्लोरीन से सहसंयोजक रूप से जुड़ा होता है, दूसरे विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर आकर्षित होता है।
  • विशेषताएँ:
    • सहसंयोजक और आयनिक बंधों से कमजोर।
    • पानी और जैविक अणुओं के गुणों को निर्धारित करने में महत्वपूर्ण।
  • उदाहरण:
    • पानी (H₂O): एक जल अणु के हाइड्रोजन परमाणु दूसरे जल अणु के ऑक्सीजन परमाणु की ओर आकर्षित होते हैं, जिससे हाइड्रोजन बंध बनते हैं।

5. ध्रुवीय सहसंयोजक बंध (Polar Covalent Bonds)

  • परिभाषा: एक प्रकार का सहसंयोजक बंध जहाँ इलेक्ट्रॉनों को असमान रूप से साझा किया जाता है, जिससे एक विद्युत ऋणात्मकता के अंतर के कारण अणु में चार्ज का असंतुलन होता है।
  • उदाहरण:
    • पानी (H₂O): ऑक्सीजन हाइड्रोजन की तुलना में अधिक विद्युत ऋणात्मक है, इसलिए साझा इलेक्ट्रॉन ऑक्सीजन के करीब अधिक समय बिताते हैं, जिससे एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंध बनता है।

6. गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंध (Non-Polar Covalent Bonds)

  • परिभाषा: एक सहसंयोजक बंध जहाँ इलेक्ट्रॉनों को समान रूप से साझा किया जाता है, आमतौर पर समान या समान विद्युत ऋणात्मकता वाले दो परमाणुओं के बीच।
  • उदाहरण:
    • मीथेन (CH₄): कार्बन और हाइड्रोजन इलेक्ट्रॉनों को अपेक्षाकृत समान रूप से साझा करते हैं, जिससे गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंध बनते हैं।

7. वान डर वाल्स बल (Van der Waals Forces)

  • परिभाषा: कमजोर अंतर-आणविक बल जो अणुओं में अस्थायी द्विध्रुवों से उत्पन्न होते हैं।
  • प्रकार:
    • लंदन फैलाव बल: सभी अणुओं में मौजूद होते हैं, बड़े परमाणु/अणुओं में अधिक मजबूत होते हैं।
    • द्विध्रुव-द्विध्रुव संपर्क: स्थायी द्विध्रुवों वाले अणुओं के बीच होते हैं।
  • उदाहरण:
    • नोबल गैसें (जैसे, आर्गन, Ar): लंदन फैलाव बलों से उनके तरल अवस्था में परमाणु जुड़े होते हैं।

8. संयोजक (डेटिव) सहसंयोजक बंध (Coordinate (Dative) Covalent Bonds)

  • परिभाषा: एक सहसंयोजक बंध जहाँ बंध में दोनों इलेक्ट्रॉन एक ही परमाणु से आते हैं।
  • उदाहरण:
    • अमोनियम आयन (NH₄⁺): नाइट्रोजन एक इलेक्ट्रॉन जोड़े को हाइड्रोजन आयन (H⁺) को दान करता है, जिससे एक संयोजक बंध बनता है।

यहाँ अणुओं से संबंधित अधिक विषयों का हिंदी में विवरण दिया गया है:

1. आणविक ज्यामिति (Molecular Geometry)

आणविक ज्यामिति एक अणु के भीतर परमाणुओं की त्रि-आयामी व्यवस्था को संदर्भित करती है। इसे केंद्रीय परमाणु के चारों ओर बंधों और अकेले इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी की संख्या से निर्धारित किया जाता है।

  • VSEPR सिद्धांत (Valence Shell Electron Pair Repulsion): यह सिद्धांत अणुओं की ज्यामिति की भविष्यवाणी करने के लिए इलेक्ट्रॉन जोड़े के बीच प्रतिकर्षण के आधार पर उपयोग किया जाता है।

    उदाहरण:

    • रेखीय ज्यामिति (Linear Geometry): 180° बंध कोण (जैसे, CO₂)
    • त्रिकोणीय समतल (Trigonal Planar): 120° बंध कोण (जैसे, BF₃)
    • चतुर्भुजाकार (Tetrahedral): 109.5° बंध कोण (जैसे, CH₄)
    • झुका हुआ (Bent): 120° या 109.5° से कम बंध कोण (जैसे, H₂O)

2. अणुओं की ध्रुवीयता (Polarity of Molecules)

अणु की ध्रुवीयता अणु के भीतर विद्युत चार्ज के वितरण पर निर्भर करती है।

  • ध्रुवीय अणु (Polar Molecules): असमान चार्ज वितरण होता है क्योंकि बंधित परमाणुओं के बीच विद्युत ऋणात्मकता में अंतर होता है।
    • उदाहरण: पानी (H₂O) - ऑक्सीजन हाइड्रोजन से अधिक विद्युत ऋणात्मक है, जिससे एक द्विध्रुवीय क्षण बनता है।
  • गैर-ध्रुवीय अणु (Non-Polar Molecules): समान चार्ज वितरण होता है, आमतौर पर सममित आकार या इलेक्ट्रॉनों के समान साझाकरण के कारण।
    • उदाहरण: मीथेन (CH₄) - सममित आकार और इलेक्ट्रॉनों का समान साझाकरण।

3. अंतर-आणविक बल (Intermolecular Forces)

अंतर-आणविक बल अणुओं के बीच आकर्षण या प्रतिकर्षण की शक्तियाँ हैं, जो भौतिक गुणधर्मों जैसे उबाल और पिघलने के बिंदु को प्रभावित करती हैं।

  • लंदन फैलाव बल (London Dispersion Forces): सबसे कमजोर अंतर-आणविक बल, जो सभी अणुओं में अस्थायी द्विध्रुवों के कारण मौजूद होता है।
  • द्विध्रुव-द्विध्रुव संपर्क (Dipole-Dipole Interaction): ध्रुवीय अणुओं के बीच स्थायी द्विध्रुवों के कारण होता है।
  • हाइड्रोजन बंधन (Hydrogen Bonding): जब हाइड्रोजन अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणुओं (जैसे, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फ्लोरीन) से जुड़ा होता है तो मजबूत प्रकार का द्विध्रुव-द्विध्रुव संपर्क बनता है।

4. आणविक कक्षाएँ (Molecular Orbitals)

आणविक कक्षाएँ तब बनती हैं जब बंधन निर्माण के दौरान परमाणु कक्षाएँ एक-दूसरे के साथ अतिव्याप्त होती हैं। ये बंधनकारी, बंधन-विरोधी या अभंधनकारी हो सकती हैं।

  • बंधनकारी कक्षाएँ (Bonding Orbitals): निम्न ऊर्जा कक्षाएँ जो अणु को स्थिर करती हैं।
  • बंधन-विरोधी कक्षाएँ (Antibonding Orbitals): उच्च ऊर्जा कक्षाएँ जो अणु को अस्थिर कर सकती हैं यदि इनमें इलेक्ट्रॉन होते हैं।
  • आणविक कक्षा सिद्धांत (Molecular Orbital Theory): इस सिद्धांत में परमाणु कक्षाओं के संयोजन से आणविक कक्षाओं के निर्माण की व्याख्या की जाती है।

5. आसोमरिज़्म (Isomerism)

आसोमर्स वे अणु होते हैं जिनका आणविक सूत्र समान होता है, लेकिन संरचनात्मक व्यवस्था अलग होती है।

  • संरचनात्मक आसोमर्स (Structural Isomers): परमाणुओं की संयोजकता में भिन्नता होती है।
    • उदाहरण: ब्यूटेन (C₄H₁₀) की सीधी-श्रृंखला और शाखित रूप होते हैं।
  • स्थानिक आसोमर्स (Stereoisomers): समान संयोजकता होती है लेकिन स्थानिक व्यवस्था में भिन्नता होती है।
    • उदाहरण: ग्लूकोज (C₆H₁₂O₆) के D- और L- रूप।

6. आणविक स्पेक्ट्रोस्कोपी (Molecular Spectroscopy)

आणविक स्पेक्ट्रोस्कोपी अणुओं के साथ विद्युत चुम्बकीय विकिरण की अंतःक्रिया का अध्ययन करती है ताकि उनकी संरचना और रचना को समझा जा सके।

  • इन्फ्रारेड (IR) स्पेक्ट्रोस्कोपी: कंपन द्वारा कार्यात्मक समूहों की पहचान करता है।
  • न्यूक्लियर मैग्नेटिक रेज़ोनेंस (NMR) स्पेक्ट्रोस्कोपी: अणु में परमाणुओं की संख्या और प्रकार के बारे में जानकारी प्रदान करता है।
  • मास स्पेक्ट्रोमेट्री (MS): आणविक द्रव्यमान निर्धारित करता है और आणविक संरचनाओं की पहचान करने में मदद करता है।

7. आणविक प्रतिक्रियाएँ (Molecular Reactions)

अणु विभिन्न प्रकार की रासायनिक प्रतिक्रियाओं से गुजरते हैं ताकि नए पदार्थों का निर्माण हो सके।

  • संश्लेषण प्रतिक्रिया (Synthesis Reaction): दो या अधिक सरल अणु मिलकर एक जटिल अणु बनाते हैं।
    • उदाहरण: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
  • अपघटन प्रतिक्रिया (Decomposition Reaction): एक जटिल अणु सरल अणुओं में टूट जाता है।
    • उदाहरण: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂
  • रेडॉक्स प्रतिक्रिया (Redox Reaction): अणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों का स्थानांतरण होता है।
    • उदाहरण: 2Na + Cl₂ → 2NaCl

8. आणविक नैनोप्रौद्योगिकी (Molecular Nanotechnology)

यह व्यक्तिगत अणुओं का हेरफेर करके नैनोस्केल उपकरणों और सामग्रियों का निर्माण करता है।

  • अनुप्रयोग: औषधि वितरण प्रणाली, आणविक मशीनें, और नैनोस्केल इलेक्ट्रॉनिक्स।
    • उदाहरण: कार्बन नैनोट्यूब और ग्रेफीन उन्नत सामग्रियों में उपयोग किए जाते हैं।

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