Chemical Bonding (LAQs)

Physical Science | 8. Chemical Bonding – LAQs:
Welcome to LAQs in Chapter 8: Chemical Bonding. This page contains the most Important FAQs for Long Answer Questions in this Chapter. Each answer is provided in simple English, with a Telugu explanation, and formatted according to the exam style. This will support your preparation and help you secure top marks in your exams.


LAQ-1 : Explain the formation of the following molecules using valence bond theory.
a) N2 molecule b) O2 molecule

For Backbenchers 😎

Formation of N2 Molecule:

  1. Nitrogen (N) atoms each have an electronic configuration of 1s² 2s² 2p¹.
  2. When two nitrogen atoms come close together to form a molecule (N2), their 2p orbitals overlap.
  3. The overlapping of 2px orbitals along the internuclear axis (the line connecting the nuclei of the two atoms) creates a single sigma (σ) bond (σ(2px,2px)).
  4. Additionally, the lateral overlapping of 2py and 2pz orbitals results in two pi (π) bonds (π(2py,2py) and π(2pz,2pz)).
  5. Altogether, these bonds form a triple bond (N≡N) between the two nitrogen atoms.

Formation of O2 Molecule:

  1. Oxygen (O) atoms have an electronic configuration of 1s² 2s² 2p².
  2. When two oxygen atoms come together to form a molecule (O2), their 2p orbitals overlap.
  3. The overlapping of 2py orbitals along the internuclear axis creates a single sigma (σ) bond (σ(2py,2py)).
  4. Additionally, the lateral overlapping of 2pz orbitals results in one pi (π) bond (π(2pz,2pz)).
  5. Together, these bonds form a double bond (O=O) between the two oxygen atoms.

Summary:

  • In the N2 molecule, there is a triple bond formed by one sigma (σ) bond and two pi (π) bonds.
  • In the O2 molecule, there is a double bond formed by one sigma (σ) bond and one pi (π) bond.

These molecular formations are explained by the Valence Bond Theory, which focuses on how atomic orbitals overlap to create chemical bonds. This theory helps us understand how atoms come together to form molecules and the types of bonds that hold them together.

మన తెలుగులో

N2 మాలిక్యూల్ నిర్మాణం:

  1. నైట్రోజన్ (N) పరమాణువులు ప్రతి ఒక్కటి 1s² 2s² 2p¹ ఎలక్ట్రానిక్ కాన్ఫిగరేషన్‌ను కలిగి ఉంటాయి.
  2. రెండు నైట్రోజన్ పరమాణువులు ఒక అణువు (N2)ను ఏర్పరచడానికి దగ్గరగా వచ్చినప్పుడు, వాటి 2p కక్ష్యలు అతివ్యాప్తి చెందుతాయి.
  3. ఇంటర్‌న్యూక్లియర్ యాక్సిస్ (రెండు పరమాణువుల కేంద్రకాలను కలిపే రేఖ) వెంట 2px కక్ష్యల అతివ్యాప్తి ఒకే సిగ్మా (σ) బంధాన్ని (σ(2px,2px)) సృష్టిస్తుంది.
  4. అదనంగా, 2py మరియు 2pz కక్ష్యల యొక్క పార్శ్వ అతివ్యాప్తి రెండు pi (π) బంధాలకు దారి తీస్తుంది (π(2py,2py) మరియు π(2pz,2pz)).
  5. మొత్తంగా, ఈ బంధాలు రెండు నైట్రోజన్ పరమాణువుల మధ్య ట్రిపుల్ బాండ్ (N≡N)ని ఏర్పరుస్తాయి.

O2 మాలిక్యూల్ నిర్మాణం:

  1. ఆక్సిజన్ (O) పరమాణువులు 1s² 2s² 2p² ఎలక్ట్రానిక్ కాన్ఫిగరేషన్‌ను కలిగి ఉంటాయి.
  2. రెండు ఆక్సిజన్ పరమాణువులు కలిసి ఒక అణువు (O2) ఏర్పడినప్పుడు, వాటి 2p కక్ష్యలు అతివ్యాప్తి చెందుతాయి.
  3. ఇంటర్‌న్యూక్లియర్ అక్షం వెంట 2py కక్ష్యల అతివ్యాప్తి ఒకే సిగ్మా (σ) బంధాన్ని (σ(2py,2py)) సృష్టిస్తుంది.
  4. అదనంగా, 2pz కక్ష్యల యొక్క పార్శ్వ అతివ్యాప్తి ఒక పై (π) బంధానికి దారి తీస్తుంది (π(2pz,2pz)).
  5. ఈ బంధాలు కలిసి రెండు ఆక్సిజన్ పరమాణువుల మధ్య డబుల్ బాండ్ (O=O)ని ఏర్పరుస్తాయి.

సారాంశం:

  • N2 అణువులో, ఒక సిగ్మా (σ) బంధం మరియు రెండు పై (π) బంధాల ద్వారా ఏర్పడిన ట్రిపుల్ బంధం ఉంది.
  • O2 అణువులో, ఒక సిగ్మా (σ) బంధం మరియు ఒక పై (π) బంధం ద్వారా ఏర్పడిన ద్విబంధం ఉంటుంది.

ఈ పరమాణు నిర్మాణాలు వాలెన్స్ బాండ్ థియరీ ద్వారా వివరించబడ్డాయి, ఇది రసాయన బంధాలను సృష్టించడానికి పరమాణు కక్ష్యలు ఎలా అతివ్యాప్తి చెందుతాయి అనే దానిపై దృష్టి పెడుతుంది. ఈ సిద్ధాంతం పరమాణువులు ఎలా కలిసి అణువులను ఏర్పరుస్తాయి మరియు వాటిని కలిపి ఉంచే బంధాల రకాలను అర్థం చేసుకోవడానికి మాకు సహాయపడుతుంది.

Formation of N2​ and O2​ Molecules Using Valence Bond Theory

1. N2​ Molecule Formation

  • Electronic Configuration:
    • Nitrogen (N) configuration:
      $$1s^2 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^1$$
  • Overlapping of Orbitals:
    • Formation of σ Bond: Overlapping of 2px​ orbitals forms a σ(2px​2px​) bond along the inter-nuclear axis.
    • Formation of π Bonds: Lateral overlap of 2py​ and 2pz​ orbitals creates two π(2py​2py​) and π(2pz​2pz​) bonds.
  • Molecular Formation:
    • Triple Bond: N2​ molecule consists of one σ bond and two π bonds, forming a triple bond (N≡N).

2. O2​ Molecule Formation

  • Electronic Configuration:
    • Oxygen (O) configuration:
      $$1s^2 2s^2 2p_x^2 2p_y^1 2p_z^1$$
  • Overlapping of Orbitals:
    • Formation of σ Bond: Overlapping of 2py​ orbitals forms a σ(2py​2py​) bond along the inter-nuclear axis.
    • Formation of π Bond: Lateral overlap of 2pz​ orbitals creates a π (2pz​2pz​) bond.
  • Molecular Formation:
    • Double Bond: O2​ molecule consists of one σ bond and one π bond, forming a double bond (O=O).

Summary

  1. N2​ Molecule: Features a triple bond with one sigma (σ) and two pi (π) bonds.
  2. O2​ Molecule: Comprises a double bond with one sigma (σ) and one pi (π) bond.
  3. These formations are explained through the Valence Bond Theory, which emphasizes the overlapping of atomic orbitals to form chemical bonds.

LAQ-2 : Explain the formation of boron tri-fluoride molecule by hybridization.

For Backbenchers 😎

Formation of BF3 Molecule (Boron Trifluoride):

Ground State of Boron Atom:

  • Initially, a boron (B) atom is in its ground state with the electron configuration 1s² 2s² 2p¹.
  • This means that boron has one unpaired electron available for bonding.

Transition to Excited State:

  • To bond with three fluorine (F) atoms, boron needs to have three unpaired electrons.
  • Boron transitions to an excited state with the electron configuration 1s² 2s¹ 2p², where it now has three unpaired electrons for bonding.

Hybridization Process:

  • In this excited state, boron’s 2s and 2p atomic orbitals merge and redistribute.
  • This merging leads to the formation of three new hybrid orbitals known as sp² hybrid orbitals.

Formation of BF3 Molecule:

  • These three sp² hybrid orbitals on boron overlap with the orbitals of three fluorine (F) atoms.
  • This overlap results in the formation of three covalent bonds between boron and the three fluorine atoms.
  • The combination of boron and these three fluorine atoms forms the BF3 molecule.

Molecular Structure Details:

  • The BF3 molecule has a trigonal planar structure, meaning the boron atom and three fluorine atoms are arranged in a flat, triangular shape.
  • The bond angles between the boron atom and each fluorine atom are approximately 120 degrees, resulting in a symmetrical and equilateral triangular arrangement.

Summary:

  • The BF3 molecule is formed through the hybridization of boron’s atomic orbitals, leading to the creation of three sp² hybrid orbitals.
  • These hybrid orbitals then participate in covalent bonding with three fluorine atoms, resulting in a BF3 molecule with a trigonal planar structure and 120° bond angles.

This explanation helps us understand how the BF3 molecule is structured and how its bonds are formed through the process of hybridization.

మన తెలుగులో

BF3 మాలిక్యూల్ (బోరాన్ ట్రిఫ్లోరైడ్) ఏర్పడటం:

బోరాన్ అణువు యొక్క భూమి స్థితి:

  • ప్రారంభంలో, ఒక బోరాన్ (B) పరమాణువు ఎలక్ట్రాన్ కాన్ఫిగరేషన్ 1s² 2s² 2p¹తో దాని గ్రౌండ్ స్టేట్‌లో ఉంటుంది.
  • బోరాన్ బంధం కోసం ఒక జత చేయని ఎలక్ట్రాన్‌ని కలిగి ఉందని దీని అర్థం.

ఉత్తేజిత స్థితికి మార్పు:

  • మూడు ఫ్లోరిన్ (F) పరమాణువులతో బంధించడానికి, బోరాన్ మూడు జతకాని ఎలక్ట్రాన్‌లను కలిగి ఉండాలి.
  • బోరాన్ ఎలక్ట్రాన్ కాన్ఫిగరేషన్ 1s² 2s¹ 2p²తో ఉత్తేజిత స్థితికి మారుతుంది, ఇక్కడ అది ఇప్పుడు బంధం కోసం జత చేయని మూడు ఎలక్ట్రాన్‌లను కలిగి ఉంది.

హైబ్రిడైజేషన్ ప్రక్రియ:

  • ఈ ఉత్తేజిత స్థితిలో, బోరాన్ యొక్క 2s మరియు 2p పరమాణు కక్ష్యలు విలీనం మరియు పునఃపంపిణీ చేయబడతాయి..
  • ఈ విలీనం sp² హైబ్రిడ్ ఆర్బిటాల్స్ అని పిలువబడే మూడు కొత్త హైబ్రిడ్ ఆర్బిటాల్స్ ఏర్పడటానికి దారితీస్తుంది.

BF3 మాలిక్యూల్ నిర్మాణం:

  • బోరాన్‌పై ఉన్న ఈ మూడు sp² హైబ్రిడ్ కక్ష్యలు మూడు ఫ్లోరిన్ (F) పరమాణువుల కక్ష్యలతో అతివ్యాప్తి చెందుతాయి.
  • ఈ అతివ్యాప్తి ఫలితంగా బోరాన్ మరియు మూడు ఫ్లోరిన్ పరమాణువుల మధ్య మూడు సమయోజనీయ బంధాలు ఏర్పడతాయి.
  • బోరాన్ మరియు ఈ మూడు ఫ్లోరిన్ అణువుల కలయిక BF3 అణువును ఏర్పరుస్తుంది.

పరమాణు నిర్మాణ వివరాలు:

  • BF3 అణువు త్రిభుజాకార ప్లానార్ నిర్మాణాన్ని కలిగి ఉంటుంది, అంటే బోరాన్ అణువు మరియు మూడు ఫ్లోరిన్ అణువులు ఫ్లాట్, త్రిభుజాకార ఆకారంలో అమర్చబడి ఉంటాయి.
  • బోరాన్ అణువు మరియు ప్రతి ఫ్లోరిన్ పరమాణువు మధ్య బంధ కోణాలు సుమారుగా 120 డిగ్రీలు ఉంటాయి, ఫలితంగా సుష్ట మరియు సమబాహు త్రిభుజాకార అమరిక ఏర్పడుతుంది.

సారాంశం:

  • BF3 అణువు బోరాన్ యొక్క పరమాణు కక్ష్యల సంకరీకరణ ద్వారా ఏర్పడుతుంది, ఇది మూడు sp² హైబ్రిడ్ కక్ష్యల సృష్టికి దారితీస్తుంది.
  • ఈ హైబ్రిడ్ ఆర్బిటాల్స్ మూడు ఫ్లోరిన్ పరమాణువులతో సమయోజనీయ బంధంలో పాల్గొంటాయి, దీని ఫలితంగా త్రిభుజాకార ప్లానార్ నిర్మాణం మరియు 120° బంధ కోణాలతో BF3 అణువు ఏర్పడుతుంది.

ఈ వివరణ BF3 అణువు ఎలా నిర్మితమైందో మరియు హైబ్రిడైజేషన్ ప్రక్రియ ద్వారా దాని బంధాలు ఎలా ఏర్పడతాయో అర్థం చేసుకోవడానికి మాకు సహాయపడుతుంది.

Introduction

This guide explains the formation of the boron trifluoride (BF3​) molecule, an essential concept in chemistry, through the process of hybridization.

Ground State of Boron Atom

  1. Initial Configuration: Boron (B) has one unpaired electron.
  2. Electronic Configuration:
    $$1s^2 2s^2 2p^1$$

Transition to Excited State

  1. Excited State: Boron transitions to an excited state for bonding with fluorine atoms.
  2. New Configuration:
    $$1s^2 2s^1 2p^2$$
  3. Unpaired Electrons: In this state, boron has three unpaired electrons for bonding.

The Hybridization Process

  1. Orbital Merging: Boron’s 2s and 2p orbitals merge and redistribute in the excited state.
  2. Formation of Hybrid Orbitals: This results in the formation of three sp2 hybrid orbitals.

Formation of BF3​ Molecule

  1. Orbital Overlap: Each hybrid orbital of boron overlaps with a fluorine (F) atom’s orbital.
  2. Covalent Bonds: This overlap creates three covalent bonds.
  3. Combination: Boron and three fluorine atoms combine to form the BF3​ molecule.

Molecular Structure Details

  1. Structure: The BF3​ molecule has a trigonal planar structure.
  2. Bond Angles: The molecule features 120° bond angles.
  3. Equal Bond Distribution: This leads to the molecule’s specific trigonal planar structure.

Summary

In summary, the BF3​ molecule’s formation involves boron’s atomic orbitals undergoing hybridization to form three sp2 hybrid orbitals. These orbitals then covalently bond with three fluorine atoms, resulting in a molecule with a trigonal planar structure and 120° bond angles. This explanation provides a clear understanding of the molecule’s formation process.


LAQ-3 : Distinguish between a sigma and a pi bond.

For Backbenchers 😎

Sigma (σ) Bond:

  1. Formation: Sigma bonds are formed by head-on or axial overlapping of atomic orbitals.
  2. Number of Overlapping Orbitals: They involve one pair of overlapping orbitals.
  3. Bond Strength: Sigma bonds are generally stronger than pi bonds.
  4. Electron Density: The electron density in a sigma bond is concentrated directly between the two bonding atoms.
  5. Rotation: Sigma bonds allow rotation around the bond axis.
  6. Examples: Sigma bonds are present in all single (σ), double (σσ), and triple (σσσ) bonds.

Pi (π) Bond:

  1. Formation: Pi bonds are formed by lateral or side-by-side overlap of atomic orbitals.
  2. Number of Overlapping Orbitals: They involve two pairs of overlapping orbitals.
  3. Bond Strength: Pi bonds are generally weaker than sigma bonds.
  4. Electron Density: The electron density in a pi bond lies above and below the plane formed by the bonding atoms.
  5. Rotation: Pi bonds prevent free rotation around the bond axis.
  6. Examples: Pi bonds are present only in double (ππ) and triple (πππ) bonds.

Summary:

  • In summary, sigma and pi bonds differ in how they are formed, the number of overlapping orbitals, bond strength, electron density distribution, and molecular rotation capabilities.
  • Sigma bonds are stronger, allow rotation, and have electron density concentrated directly between the bonding atoms.
  • Pi bonds are weaker, prevent free rotation, and have electron density distributed above and below the atomic plane.
  • Understanding these differences is crucial for analyzing the structure and properties of various molecules.
మన తెలుగులో

సిగ్మా (σ) బాండ్:

  1. నిర్మాణం: సిగ్మా బంధాలు అటామిక్ ఆర్బిటాల్స్ యొక్క హెడ్-ఆన్ లేదా అక్షసంబంధ అతివ్యాప్తి ద్వారా ఏర్పడతాయి.
  2. అతివ్యాప్తి చెందుతున్న కక్ష్యల సంఖ్య: అవి ఒక జత అతివ్యాప్తి చెందుతున్న కక్ష్యలను కలిగి ఉంటాయి.
  3. బాండ్ బలం: సిగ్మా బంధాలు సాధారణంగా పై బాండ్ల కంటే బలంగా ఉంటాయి.
  4. ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత: సిగ్మా బంధంలో ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత నేరుగా రెండు బంధిత పరమాణువుల మధ్య కేంద్రీకృతమై ఉంటుంది.
  5. భ్రమణం: సిగ్మా బంధాలు బాండ్ అక్షం చుట్టూ తిరిగేందుకు అనుమతిస్తాయి.
  6. ఉదాహరణలు: సిగ్మా బంధాలు అన్ని సింగిల్ (σ), డబుల్ (σσ), మరియు ట్రిపుల్ (σσσ) బాండ్లలో ఉంటాయి.

పై (π) బాండ్:

  1. నిర్మాణం: పరమాణు కక్ష్యల యొక్క పార్శ్వ లేదా ప్రక్క ప్రక్క అతివ్యాప్తి ద్వారా పై బంధాలు ఏర్పడతాయి.
  2. అతివ్యాప్తి చెందుతున్న కక్ష్యల సంఖ్య: అవి రెండు జతల అతివ్యాప్తి చెందుతున్న కక్ష్యలను కలిగి ఉంటాయి.
  3. బాండ్ స్ట్రెంత్: పై బాండ్‌లు సాధారణంగా సిగ్మా బాండ్ల కంటే బలహీనంగా ఉంటాయి.
  4. ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత: పై బాండ్‌లోని ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత బంధన పరమాణువులచే ఏర్పడిన విమానం పైన మరియు దిగువన ఉంటుంది.
  5. భ్రమణం: పై బంధాలు బాండ్ అక్షం చుట్టూ ఉచిత భ్రమణాన్ని నిరోధిస్తాయి.
  6. ఉదాహరణలు: పై బంధాలు డబుల్ (ππ) మరియు ట్రిపుల్ (πππ) బాండ్లలో మాత్రమే ఉంటాయి.

సారాంశం:

  • సారాంశంలో, సిగ్మా మరియు పై బంధాలు అవి ఎలా ఏర్పడతాయి, అతివ్యాప్తి చెందుతున్న కక్ష్యల సంఖ్య, బంధ బలం, ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత పంపిణీ మరియు పరమాణు భ్రమణ సామర్థ్యాలలో విభిన్నంగా ఉంటాయి.
  • సిగ్మా బంధాలు బలంగా ఉంటాయి, భ్రమణాన్ని అనుమతిస్తాయి మరియు ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత నేరుగా బంధన పరమాణువుల మధ్య కేంద్రీకృతమై ఉంటాయి.
  • పై బంధాలు బలహీనంగా ఉంటాయి, ఉచిత భ్రమణాన్ని నిరోధిస్తాయి మరియు ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత పరమాణు విమానం పైన మరియు దిగువన పంపిణీ చేయబడుతుంది.
  • వివిధ అణువుల నిర్మాణం మరియు లక్షణాలను విశ్లేషించడానికి ఈ తేడాలను అర్థం చేసుకోవడం చాలా ముఖ్యం.

Introduction

Understanding the differences between sigma (�σ) and pi (�π) bonds is essential for studying molecular structures and bond formations.

Sigma (σ) Bond

  1. Formation: Formed by head-on or axial overlapping of atomic orbitals.
  2. Number of Overlapping Orbitals: Involves one pair of overlapping orbitals.
  3. Bond Strength: Generally stronger than a π bond.
  4. Electron Density: Concentrated between the two bonding atoms.
  5. Rotation: Allows rotation around the bond axis.
  6. Examples: Present in all single (s), double (s), and triple (s) bonds.

Pi (π) Bond

  1. Formation: Formed by lateral or side-by-side overlap of atomic orbitals.
  2. Number of Overlapping Orbitals: Involves two pairs of overlapping orbitals.
  3. Bond Strength: Generally weaker than a σ bond.
  4. Electron Density: Lies above and below the plane of the atoms.
  5. Rotation: Prevents free rotation around the bond axis.
  6. Examples: Present only in double (p) and triple (p) bonds.

Summary

In conclusion, sigma and pi bonds differ in their formation, overlapping orbitals, bond strength, electron density distribution, and molecular rotation capabilities. σ bonds are stronger, allow rotation, and have electron density concentrated between the atoms. In contrast, π bonds are weaker, prevent free rotation, and have electron density distributed above and below the atomic plane. These distinctions are key to understanding the structure and properties of various molecules.