அலகு 10 - வேதியியல் பிணைப்பு

கற்றல் நோக்கங்கள்

இந்த அலகைப் படித்த பிறகு, மாணவர்கள் பின்வருவனவற்றைச் செய்ய முடியும்

• வேதியியல் பிணைப்புக்கான கோசெல்-லூயிஸ் அணுகுமுறையை விவரித்தல்
• எண்கிட்டி விதியை விளக்குதல்
• எளிய மூலக்கூறுகளின் லூயிஸ் கட்டமைப்புகளை வரைதல்
• வெவ்வேறு வகையான பிணைப்புகள் மற்றும் பிணைப்பு அளவுருக்களின் உருவாக்கத்தை விவரித்தல்
• எளிய மூலக்கூறுகளுக்கான ஒத்ததிர்வு கட்டமைப்புகளை வரைதல்
• சக பிணைப்புகளின் துருவத் தன்மையை விளக்க மின்னெதிர்த் திறன் கருத்தைப் பயன்படுத்துதல்
• VSEPR கோட்பாட்டை விவரித்தல் மற்றும் எளிய மூலக்கூறுகளின் வடிவங்களைக் கணித்தல்
• சக பிணைப்புகள் உருவாக்கத்திற்கான இணைதிறன் பிணைப்பு அணுகுமுறையை விளக்குதல்
• s, p & d ஆர்பிட்டால்களை உள்ளடக்கிய வெவ்வேறு வகையான கலப்பினமாக்கல்களை விளக்குதல் மற்றும் எளிய சக மூலக்கூறுகளின் வடிவங்களை வரைதல்
• மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கோட்பாட்டை விளக்குதல், பிணைப்பு வரிசையைக் கணக்கிடுதல் மற்றும் \( \mathrm{H_2}, \mathrm{O_2}, \mathrm{N_2} \), CO மற்றும் NO ஆகியவற்றின் காந்தப் பண்புகளை விளக்குதல்
• உலோகப் பிணைப்பைச் சுருக்கமாக விவரித்தல்

10.1 அறிமுகம்

வைரம் மிகவும் கடினமானது, அதன் அலோட்ரோப்பான கிராஃபைட் மிகவும் மென்மையானது. ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஆக்ஸிஜன் போன்ற வாயுக்கள் ஈரணுக்கள், அதே சமயம் மந்த வாயுக்கள் ஓரணுக்கள். கார்பன் குளோரினுடன் சேர்ந்து கார்பன் டெட்ராகுளோரைடை உருவாக்குகிறது, இது ஒரு திரவமாகும் மற்றும் தண்ணீரில் கரையாது (கலக்காது). சோடியம் குளோரின் அணுவுடன் சேர்ந்து சோடியம் குளோரைடை உருவாக்குகிறது, இது ஒரு கடினமான மற்றும் உடையக்கூடிய சேர்மமாகும், இது எளிதில் தண்ணீரில் கரைகிறது. இந்த அவதானிப்புகளுக்கு சாத்தியமான காரணம் இந்த மூலக்கூறுகளின் அணுக்களுக்கு இடையில் இருக்கும் தொடர்புகளின் வகையில் உள்ளது, மேலும் இந்த தொடர்புகள் அணுக்கள்/அயனிகளை ஒன்றாகப் பிடிக்க காரணமாகின்றன. ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள உறுப்பு அணுக்கள்/அயனிகளை ஒன்றாகப் பிடிக்கும் அணுக்கரு ஈர்ப்பு விசைகள் வேதியியல் பிணைப்புகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

அணுக்கள் குறிப்பிட்ட சேர்க்கைகளில் மட்டுமே ஏன் மூலக்கூறுகளை உருவாக்குகின்றன? எடுத்துக்காட்டாக, ஆக்ஸிஜன் ஹைட்ரஜனுடன் சேர்ந்து தண்ணீரை \( \mathrm{H_2O} \) கொடுக்கிறது மற்றும் கார்பனுடன் சேர்ந்து கார்பன் டை ஆக்சைடை \( \mathrm{CO_2} \) கொடுக்கிறது. நீரின் கட்டமைப்பு V-வடிவத்தில் உள்ளது, அதே சமயம் கார்பன் டை ஆக்சைட்டின் கட்டமைப்பு நேரியல் ஆகும். இத்தகைய கேள்விகளுக்கு வேதியியல் பிணைப்பின் கோட்பாடுகளைப் பயன்படுத்தி பதிலளிக்கலாம். இந்த அலகில், வேதியியல் பிணைப்பின் தன்மையை விளக்க பல ஆண்டுகளாக உருவாக்கப்பட்ட பல்வேறு கோட்பாடுகள் மற்றும் அவற்றின் கொள்கைகளை பகுப்பாய்வு செய்வோம்.

10.1.1 வேதியியல் பிணைப்புக்கான கோசெல்-லூயிஸ் அணுகுமுறை

வேதியியல் பிணைப்புக்கான தர்க்கரீதியான விளக்கத்தை 1916 இல் கோசெல் மற்றும் லூயிஸ் வழங்கினர். வேதியியல் பிணைப்புக்கான அவர்களின் அணுகுமுறை மந்த வாயுக்களின் செயலற்ற தன்மையை அடிப்படையாகக் கொண்டது, அவை மற்ற அணுக்களுடன் சேர்க்க மிகக் குறைந்த அல்லது எந்த முனைப்பும் இல்லை. மந்த வாயுக்கள் முழுமையாக நிரப்பப்பட்ட வெளிக்கூட் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு காரணமாக நிலையானவை என்று அவர்கள் முன்மொழிந்தனர். மந்த வாயுக்கள் அல்லாத தனிமங்கள், தங்கள் வெளிக்கூட்டிலிருந்து ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான்களை இழப்பதன் மூலமோ, பெறுவதன் மூலமோ அல்லது பகிர்ந்து கொள்வதன் மூலமோ முழுமையாக நிரப்பப்பட்ட எலக்ட்ரான் கட்டமைப்புகளை அடைய முயற்சிக்கின்றன. எடுத்துக்காட்டாக, சோடியம் ஒரு எலக்ட்ரானை இழந்து \( \mathrm{Na^+} \) அயனியை உருவாக்குகிறது, குளோரின் அந்த எலக்ட்ரானை ஏற்று குளோரைடு அயனியை \( \mathrm{Cl^-} \) கொடுக்கிறது, இது இரண்டு அணுக்களும் அருகிலுள்ள மந்த வாயு கட்டமைப்பை அடைய உதவுகிறது. இதன் விளைவாக வரும் அயனிகள், \( \mathrm{Na^+} \) மற்றும் \( \mathrm{Cl^-} \), மின்னியல் ஈர்ப்பு விசைகளால் ஒன்றாகப் பிடிக்கப்படுகின்றன, மேலும் இந்த ஈர்ப்பு விசை ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது, குறிப்பாக ஒரு மின்தடை பிணைப்பு.

ஜி. என். லூயிஸ், இரணிய நைட்ரஜன், ஆக்ஸிஜன் போன்ற மூலக்கூறுகளில் நிலையான எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பை அடைவது எலக்ட்ரான்களின் பரஸ்பரப் பகிர்வின் மூலம் அடையப்படுகிறது என்று முன்மொழிந்தார். அவர் ஒரு தனிமத்தின் வேதியியல் பிணைப்பு மற்றும் வெளிக்கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்களைக் குறிக்க ஒரு எளிய திட்டத்தை அறிமுகப்படுத்தினார், இது லூயிஸ் புள்ளி கட்டமைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது. இந்தத் திட்டத்தில், ஒரு தனிமத்தின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் (வெளிக்கூட் எலக்ட்ரான்கள்) தனிமத்தின் குறியீட்டைச் சுற்றி சிறிய புள்ளிகளாகக் குறிப்பிடப்படுகின்றன. முதல் நான்கு இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் அணுக் குறியீட்டின் நான்கு பக்கங்களிலும் ஒற்றைப் புள்ளிகளாகக் குறிக்கப்படுகின்றன, பின்னர் ஐந்தாவது முதல், எலக்ட்ரான்கள் ஜோடிகளாகக் குறிக்கப்படுகின்றன. எடுத்துக்காட்டாக, நைட்ரஜனின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2, 2s^2, 2p^3 \) ஆகும். இதன் வெளிக்கூட்டில் (இணைதிறன் கூடு) 5 எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன. நைட்ரஜனின் லூயிஸ் கட்டமைப்பு பின்வருமாறு.

இதேபோல், கார்பன், ஆக்ஸிஜன் ஆகியவற்றின் லூயிஸ் புள்ளி கட்டமைப்பை கீழே காட்டியுள்ளபடி வரையலாம்.

ஹீலியம் மட்டும் விதிவிலக்காகும், இதன் இணைதிறன் கூட்டில் இரண்டு எலக்ட்ரான்கள் மட்டுமே உள்ளன, அவை ஒரு ஜோடி புள்ளிகளாகக் குறிப்பிடப்படுகின்றன (இரட்டை).

எண்கிட்டி விதி

வேதியியல் பிணைப்புக்கான கோசெல்-லூயிஸ் அணுகுமுறையின் கருத்து எண்கிட்டி விதிக்கு வழிவகுத்தது, இது “வேதியியல் பிணைப்பில் ஈடுபட்டுள்ள அனைத்து அணுக்களும் தங்கள் வெளிக்கூட்டில் (இணைதிறன் கூடு) 8 எலக்ட்ரான்களைப் பெறும் வகையில் அணுக்கள் எலக்ட்ரான்களை மாற்றுகின்றன அல்லது பகிர்ந்து கொள்கின்றன” என்று கூறுகிறது.

10.2 வேதியியல் பிணைப்புகளின் வகைகள்

வேதியியல் பிணைப்புகளை பிணைக்கப்பட்ட அணுக்களுக்கிடையேயான தொடர்புகளின் தன்மையின் அடிப்படையில் வகைப்படுத்தலாம். இரண்டு முக்கிய வகையான வேதியியல் பிணைப்புகள் சக பிணைப்புகள் மற்றும் அயனிப் பிணைப்புகள் ஆகும். பொதுவாக உலோகங்கள் அலோகங்களுடன் வினைபுரிந்து அயனிச் சேர்மங்களை உருவாக்குகின்றன, மேலும் அலோகங்களால் உருவாக்கப்பட்ட சேர்மங்களில் சக பிணைப்புகள் உள்ளன.

10.2.1 சக பிணைப்புகள்

அனைத்து தனிமங்களும் (மந்த வாயுக்கள் தவிர) சேர்மங்களாகவோ அல்லது பலஅணு மூலக்கூறுகளாகவோ நிகழ்கின்றன என்பது உங்களுக்குத் தெரியுமா? இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் பிணைந்து ஒரு டைஹைட்ரஜன் மூலக்கூறைக் கொடுக்கும் ஹைட்ரஜன் வாயுவைக் கருதுங்கள். ஒவ்வொரு ஹைட்ரஜன் அணுவும் ஒரு எலக்ட்ரானைக் கொண்டுள்ளது, மேலும் அருகிலுள்ள மந்த வாயு ஹீலியத்தின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பை அடைய இதற்கு இன்னும் ஒரு எலக்ட்ரான் தேவைப்படுகிறது. இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்களும் தங்களிடம் உள்ள எலக்ட்ரான்களைப் பரஸ்பரம் பகிர்ந்து கொள்வதன் மூலம் நிலையான கட்டமைப்பை அடையும் என்று லூயிஸ் பரிந்துரைத்தார். இதேபோல், ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறின் விஷயத்தில், இரண்டு ஆக்ஸிஜன் அணுக்களும் இரண்டு எலக்ட்ரான் ஜோடிகளைப் பகிர்ந்து கொள்கின்றன, நைட்ரஜன் மூலக்கூறில் மூன்று எலக்ட்ரான் ஜோடிகள் இரண்டு நைட்ரஜன் அணுக்களுக்கு இடையில் பகிரப்படுகின்றன. இரண்டு இணைந்த அணுக்களுக்கிடையில் ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடிகளைப் பரஸ்பரம் பகிர்ந்து கொள்வது சக பிணைப்பு எனப்படும் வேதியியல் பிணைப்பை உருவாக்க வழிவகுக்கிறது. இரண்டு அணுக்கள் ஒரு ஜோடி எலக்ட்ரான்களை மட்டுமே பகிர்ந்து கொண்டால், ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறின் விஷயத்தில் ஒரு ஒற்றை சக பிணைப்பு உருவாகிறது. இரண்டு அல்லது மூன்று எலக்ட்ரான் ஜோடிகள் இரண்டு இணைந்த அணுக்களுக்கிடையில் பகிரப்பட்டால், சக பிணைப்பு முறையே இரட்டைப் பிணைப்பு அல்லது முப்பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது.

10.2.2 ஒரு சக பிணைப்பைக் குறித்தல் - லூயிஸ் கட்டமைப்பு (லூயிஸ் புள்ளி கட்டமைப்பு)

லூயிஸ் கட்டமைப்பு (லூயிஸ் புள்ளி கட்டமைப்பு) என்பது இணைந்த அணுக்களுக்கிடையேயான சக பிணைப்பின் படப்பிடிப்பு பிரதிநிதித்துவமாகும். இந்தக் கட்டமைப்பில், பகிரப்பட்ட இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் இணைந்த அணுக்களுக்கிடையில் ஒரு ஜோடி புள்ளிகளாகக் குறிப்பிடப்படுகின்றன, மேலும் அணுக்களின் பகிரப்படாத எலக்ட்ரான்கள் தொடர்புடைய தனிப்பட்ட அணுக்களில் ஒரு ஜோடி புள்ளிகளாக (தனி ஜோடி) குறிப்பிடப்படுகின்றன.

கொடுக்கப்பட்ட சேர்மத்திற்கான லூயிஸ் புள்ளி கட்டமைப்பை கீழே கொடுக்கப்பட்டுள்ள படிகளைப் பின்பற்றி எழுதலாம். தண்ணீருக்கான லூயிஸ் கட்டமைப்பை எழுதி இந்தப் படிகளைப் புரிந்துகொள்வோம்.

1. மூலக்கூறின் கட்டமைப்பை வரையவும். பொதுவாக, குறைந்த மின்னெதிர்த் திறன் கொண்ட அணு மையத்தில் வைக்கப்படுகிறது. ஹைட்ரஜன் மற்றும் புளோரின் அணுக்கள் முனைய நிலைகளில் வைக்கப்பட வேண்டும். தண்ணீருக்கு, கட்டமைப்பு \( \mathrm{H - O - H} \).

2. மூலக்கூறில் உள்ள அனைத்து அணுக்களின் மொத்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையைக் கணக்கிடுங்கள். பலஅணு அயனிகளின் விஷயத்தில், மொத்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையைக் கணக்கிடும் போது அயனியின் மின்னூட்டமும் கருத்தில் கொள்ளப்பட வேண்டும். அயனிகளின் விஷயத்தில், எதிர்மின்னூட்டங்களின் எண்ணிக்கை இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையில் சேர்க்கப்பட வேண்டும். நேர்மின் அயனிகளுக்கு, நேர்மின்னூட்டங்களின் மொத்த எண்ணிக்கை மொத்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையிலிருந்து கழிக்கப்பட வேண்டும்.

   தண்ணீரில், மொத்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் \( = [2 \times 1 \text{ (ஹைட்ரஜனின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்)}] + [1 \times 6 \text{ (ஆக்ஸிஜனின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள்)}] = 2 + 6 = 8 \)

3. மூலக்கூறின் கட்டமைப்பில் உள்ள அணுக்களுக்கு இடையில் ஒரு ஒற்றைப் பிணைப்பை வரையவும். ஒவ்வொரு பிணைப்பும் இரண்டு இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைக் (ஒரு பிணைப்பு ஜோடி) கணக்கிடும். தண்ணீருக்கு, நாம் பின்வருமாறு நான்கு இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைக் கணக்கிட்டு இரண்டு பிணைப்புகளை வரையலாம்: \( \mathrm{H - O - H} \).

4. மீதமுள்ள இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களை ஜோடிகளாக (தனி ஜோடி) விநியோகித்து, மூலக்கூறில் உள்ள அணுக்களுக்கு எண்கிட்டி (ஹைட்ரஜனுக்கு இரட்டை மட்டும்) கொடுக்கவும். தனி ஜோடிகளின் விநியோகம் மிகவும் மின்னெதிர் அணுக்களுடன் தொடங்கி பின்னர் மற்ற அணுக்களுக்குச் செல்கிறது.

   தண்ணீரின் விஷயத்தில், மீதமுள்ள நான்கு எலக்ட்ரான்கள் (இரண்டு தனி ஜோடிகள்) மிகவும் மின்னெதிரான மைய ஆக்ஸிஜனில் வைக்கப்படுகின்றன, இது எண்கிட்டியைக் கொடுக்கும்.

5. அனைத்து அணுக்களும் எண்கிட்டி விதியை (ஹைட்ரஜனுக்கு இரட்டை) பூர்த்தி செய்கிறதா என்பதைச் சரிபார்க்கவும். இல்லையென்றால், எண்கிட்டி விதியைப் பூர்த்தி செய்ய கூடுதல் பிணைப்பை உருவாக்க தனி ஜோடி எலக்ட்ரான்களைப் பயன்படுத்தவும்.

   தண்ணீரின் விஷயத்தில், ஆக்ஸிஜனுக்கு எண்கிட்டி உள்ளது மற்றும் ஹைட்ரஜன்களுக்கு இரட்டைகள் உள்ளன, எனவே தனி ஜோடிகளை மாற்ற வேண்டிய அவசியமில்லை. தண்ணீரின் லூயிஸ் கட்டமைப்பு பின்வருமாறு:

நைட்ரிக் அமிலத்திற்கான லூயிஸ் கட்டமைப்பை வரைவோம்.

1. கட்டமைப்பு: \( \mathrm{H - O - N - O} \) மற்றும் N உடன் இணைக்கப்பட்ட கூடுதல் \( \mathrm{O} \).

2. \( \mathrm{HNO_3} \) இல் உள்ள மொத்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் \( = [1 \times 1 \text{ (ஹைட்ரஜன்)}] + [1 \times 5 \text{ (நைட்ரஜன்)}] + [3 \times 6 \text{ (ஆக்ஸிஜன்)}] = 1 + 5 + 18 = 24 \)

3. அணுக்களுக்கு இடையில் ஒற்றைப் பிணைப்புகளை வரையவும். நான்கு பிணைப்புகள் எட்டு எலக்ட்ரான்களை (4 பிணைப்பு ஜோடிகள்) கணக்கிட்டு வரையப்படலாம்.

4. மீதமுள்ள பதினாறு \( (24 - 8 = 16) \) எலக்ட்ரான்களை மிகவும் மின்னெதிர் அணுவான ஆக்ஸிஜனில் தொடங்கி எட்டு தனி ஜோடிகளாக விநியோகிக்கவும். ஆறு தனி ஜோடிகள் இரண்டு முனைய ஆக்ஸிஜன்களுக்கு விநியோகிக்கப்படுகின்றன (ஒவ்வொன்றிற்கும் மூன்று) அவற்றின் எண்கிட்டியைப் பூர்த்தி செய்ய, மேலும் இரண்டு ஜோடிகள் ஹைட்ரஜனுடன் இணைக்கப்பட்ட ஆக்ஸிஜனுக்கு விநியோகிக்கப்படுகின்றன, அதன் எண்கிட்டியைப் பூர்த்தி செய்ய.

5. அனைத்து அணுக்களும் எண்கிட்டி கட்டமைப்பைக் கொண்டுள்ளனவா என்பதைச் சரிபார்க்கவும். மேற்கண்ட விநியோகத்தில், நைட்ரஜனுக்கு எண்கிட்டிக்கு ஒரு ஜோடி குறைவு உள்ளது. எனவே, நைட்ரஜனுடன் மற்றொரு பிணைப்பை உருவாக்க முனைய ஆக்ஸிஜனில் இருந்து ஒரு தனி ஜோடியை நகர்த்தவும்.

நைட்ரிக் அமிலத்தின் லூயிஸ் கட்டமைப்பு கொடுக்கப்பட்டுள்ளது.

அட்டவணை 10.1: சில மூலக்கூறுகளுக்கான லூயிஸ் புள்ளி கட்டமைப்புகள்

குறிப்பு: கிட்டத்தட்ட அவற்றின் அனைத்து சேர்மங்களிலும், சில தனிமங்கள் ஒரு நிலையான எண்ணிக்கையிலான பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன என்பதைக் கவனத்தில் கொள்ள வேண்டும். எடுத்துக்காட்டாக, புளோரின் ஒரே ஒரு பிணைப்பை மட்டுமே உருவாக்குகிறது. ஹைட்ரஜன், ஆக்ஸிஜன், நைட்ரஜன் மற்றும் கார்பன் அணுக்கள் முறையே ஒன்று, இரண்டு, மூன்று மற்றும் நான்கு பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன.

உங்களை நீங்களே மதிப்பீடு செய்யுங்கள்

1. பின்வருவனவற்றிற்கான லூயிஸ் கட்டமைப்புகளை வரையவும் i) நைட்ரஸ் அமிலம் \( \mathrm{HNO_2} \) ii) பாஸ்பரிக் அமிலம் \( \mathrm{H_3PO_4} \) iii) சல்பர் ட்ரைஆக்சைடு \( \mathrm{SO_3} \)

10.2.3 முறையான மின்னூட்டம்

கார்பன் டை ஆக்சைடிற்கான லூயிஸ் கட்டமைப்பை வரைவோம்.

1. கட்டமைப்பு: \( \mathrm{O - C - O} \)

2. \( \mathrm{CO_2} \) இல் உள்ள மொத்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் \( = [1 \times 4 \text{ (கார்பன்)}] + [2 \times 6 \text{ (ஆக்ஸிஜன்)}] = 4 + 12 = 16 \)

3. அணுக்களுக்கு இடையில் ஒற்றைப் பிணைப்புகளை வரையவும். இரண்டு பிணைப்புகள் நான்கு எலக்ட்ரான்களை (2 பிணைப்பு ஜோடிகள்) கணக்கிட்டு வரையப்படலாம்: \( \mathrm{O - C - O} \)

4. மீதமுள்ள பன்னிரண்டு எலக்ட்ரான்களை \( (16 - 4 = 12) \) மிகவும் மின்னெதிர் அணுவான ஆக்ஸிஜனில் தொடங்கி ஆறு தனி ஜோடிகளாக விநியோகிக்கவும். ஆறு தனி ஜோடிகள் இரண்டு முனைய ஆக்ஸிஜன்களுக்கு விநியோகிக்கப்படுகின்றன (ஒவ்வொன்றிற்கும் மூன்று) அவற்றின் எண்கிட்டியைப் பூர்த்தி செய்ய.

5. அனைத்து அணுக்களும் எண்கிட்டி கட்டமைப்பைக் கொண்டுள்ளனவா என்பதைச் சரிபார்க்கவும். மேற்கண்ட விநியோகத்தில், மைய கார்பனுக்கு எண்கிட்டிக்கு இரண்டு ஜோடிகள் குறைவு உள்ளன. எனவே, எண்கிட்டி விதியைப் பூர்த்தி செய்ய, ஒரு ஆக்ஸிஜனில் இருந்து இரண்டு தனி ஜோடிகள் அல்லது ஒவ்வொரு ஆக்ஸிஜனிலிருந்தும் ஒரு ஜோடியை பல பிணைப்புகளை உருவாக்க நகர்த்தலாம், இது கீழே காட்டப்பட்டுள்ளபடி கார்பன் டை ஆக்சைடுக்கு இரண்டு சாத்தியமான கட்டமைப்புகளை உருவாக்க வழிவகுக்கிறது.

இதேபோல், மேற்கண்ட படிகளைப் பயன்படுத்தி வரையப்பட்ட பல மூலக்கூறுகளுக்கான லூயிஸ் கட்டமைப்பு ஒன்றுக்கு மேற்பட்ட ஏற்றுக்கொள்ளக்கூடிய கட்டமைப்புகளைக் கொடுக்கிறது. கார்பன் டை ஆக்சைட்டின் மேற்கூறிய இரண்டு கட்டமைப்புகளைக் கருதுங்கள்.

மேற்கண்ட வடிவங்களில் எது மூலக்கூறில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் சிறந்த விநியோகத்தைக் குறிக்கிறது? பதிலைக் கண்டுபிடிக்க, லூயிஸ் கட்டமைப்புகளில் உள்ள ஒவ்வொரு அணுவின் முறையான மின்னூட்டத்தையும் நாம் அறிந்து கொள்ள வேண்டும். ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள ஒரு அணுவின் முறையான மின்னூட்டம், தனிமைப்படுத்தப்பட்ட நிலையில் உள்ள அணுவில் உள்ள இணைதிறன் எலக்ட்ரானுக்கும், லூயிஸ் கட்டமைப்பில் அந்த அணுவிற்கு ஒதுக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கைக்கும் உள்ள மின் மின்னூட்ட வேறுபாடு ஆகும்.

இதில்,

• \( N_v \) = தனிமைப்படுத்தப்பட்ட நிலையில் உள்ள அணுவின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை
• \( N_f \) = லூயிஸ் கட்டமைப்பில் அணுவைச் சுற்றி தனி ஜோடிகளாக உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை
• \( N_b \) = லூயிஸ் கட்டமைப்பில் அணுவைச் சுற்றியுள்ள பிணைப்புகளில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை (பிணைப்பு ஜோடிகள்)

சிறந்த லூயிஸ் கட்டமைப்பைத் தேர்ந்தெடுப்பதற்கான விதிகள்:

1. சிறிய முறையான மின்னூட்டங்களைக் கொண்ட கட்டமைப்பானது, அதிக முறையான மின்னூட்டங்களைக் கொண்டதை விட விரும்பப்படுகிறது.
2. எதிர்மறை முறையான மின்னூட்டங்கள் மிகவும் மின்னெதிர் அணுவில் வைக்கப்படும் கட்டமைப்பு விரும்பப்படுகிறது.

\( \mathrm{CO_2} \) கட்டமைப்புகளைப் பொறுத்தவரை, இரண்டு இரட்டைப் பிணைப்புகளைக் கொண்ட கட்டமைப்பானது, அனைத்து அணுக்களுக்கும் பூஜ்ஜிய முறையான மின்னூட்டங்களைக் கொண்டிருப்பதால், ஒரு முப்பிணைப்பைக் கொண்ட கட்டமைப்பை விட விரும்பப்படுகிறது.

10.2.4 எண்கிட்டி விதிக்கு விதிவிலக்குகளுக்கான லூயிஸ் கட்டமைப்புகள்

எண்கிட்டி விதியானது, இரண்டாவது காலத் தனிமத்தை மைய அணுவாகக் கொண்ட மூலக்கூறுகளுக்கு லூயிஸ் கட்டமைப்புகளை எழுதுவதற்குப் பயனுள்ளதாக இருக்கும். சில மூலக்கூறுகளில், மைய அணுக்கள் எட்டு எலக்ட்ரான்களைக் காட்டிலும் குறைவாகக் கொண்டுள்ளன, மற்றவை எட்டு எலக்ட்ரான்களைக் காட்டிலும் அதிகமாகக் கொண்டுள்ளன. எண்கிட்டி விதிக்கான விதிவிலக்குகளை பின்வரும் மூன்று வகைகளாகப் பிரிக்கலாம்.

1. எலக்ட்ரான் குறைபாடுள்ள மைய அணுக்களைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள்
2. ஒற்றைப்படை எலக்ட்ரான்களைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள்
3. விரிவாக்கப்பட்ட இணைதிறன் கூடுகளைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள்

எலக்ட்ரான் குறைபாடுள்ள மைய அணுக்களைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள்

போரான் ட்ரைஃப்ளூரைடை ஒரு எடுத்துக்காட்டாகக் கருதுவோம். மைய அணு போரான் மூன்று இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது, ஒவ்வொரு புளோரினும் ஏழு இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன. லூயிஸ் கட்டமைப்பு

மேற்கண்ட கட்டமைப்பில், போரான் அணுவைச் சுற்றி ஆறு எலக்ட்ரான்கள் மட்டுமே உள்ளன. கீழே காட்டப்பட்டுள்ளபடி கூடுதல் பிணைப்பை உருவாக்க புளோரின்களில் ஒன்றிலிருந்து ஒரு தனி ஜோடியை நகர்த்துதல்.

இருப்பினும், மேற்கண்ட கட்டமைப்பு சாதகமற்றது, ஏனெனில் மிகவும் மின்னெதிர் அணுவான புளோரின் நேர்மறை முறையான மின்னூட்டத்தைக் காட்டுகிறது, எனவே முழுமையற்ற எண்கிட்டி கொண்ட கட்டமைப்பே சாதகமானது. \( \mathrm{BCl_3}, \mathrm{BeCl_2} \) போன்ற மூலக்கூறுகளும் முழுமையற்ற எண்கிட்டிகளைக் கொண்டுள்ளன.

ஒற்றைப்படை எலக்ட்ரான்களைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள்

சில மூலக்கூறுகள் ஒற்றைப்படை எண்ணிக்கையிலான இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைக் கொண்ட மைய அணுவைக் கொண்டுள்ளன. எடுத்துக்காட்டாக, நைட்ரஜன் டை ஆக்சைடு மற்றும் நைட்ரிக் ஆக்சைடில் உள்ள அனைத்து அணுக்களும் எண்கிட்டி கட்டமைப்பைக் கொண்டிருக்கவில்லை. மேற்கண்ட மூலக்கூறுகளின் லூயிஸ் கட்டமைப்புகள் படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளன.

விரிவாக்கப்பட்ட இணைதிறன் கூடுகளைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள்

சல்பர் ஹெக்ஸாஃப்ளூரைடு \( \mathrm{SF_6} \), பாஸ்பரஸ் பென்டாகுளோரைடு \( \mathrm{PCl_5} \) போன்ற மூலக்கூறுகளில், மைய அணுவைச் சுற்றி எட்டு இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைக் காட்டிலும் அதிகமாக உள்ளது. இங்கு, மைய அணுவானது வெளிப்புற காலியான d ஆர்பிட்டால்களைப் பயன்படுத்தி கூடுதல் எலக்ட்ரான் ஜோடிகளை இடமளிக்க முடியும். \( \mathrm{SF_6} \) இல், மைய அணு சல்பர் ஆறு பிணைப்பு எலக்ட்ரான் ஜோடிகள் அல்லது பன்னிரண்டு எலக்ட்ரான்களால் சூழப்பட்டுள்ளது.

உங்களை நீங்களே மதிப்பீடு செய்யுங்கள்

2. கார்போனைல் குளோரைடு \( \mathrm{COCl_2} \) இல் உள்ள ஒவ்வொரு அணுவின் முறையான மின்னூட்டத்தையும் கணக்கிடுங்கள்.

10.3 அயனி அல்லது மின்தடை பிணைப்பு

இரண்டு இணைந்த அணுக்களுக்கிடையேயான மின்னெதிர்த் திறன் வேறுபாடு அதிகமாக இருக்கும்போது, மிகக் குறைந்த மின்னெதிர்த் திறன் கொண்ட அணுவானது, இரண்டு அணுக்களும் அருகிலுள்ள மந்த வாயு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பை அடையும் வகையில், அதன் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களில் ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்டவற்றை மற்ற இணைந்த அணுவிற்கு முழுமையாக மாற்றுகிறது. எலக்ட்ரானின் முழுமையான மாற்றம் ஒரு நேர்மின் அயனி மற்றும் எதிர்மின் அயனியின் உருவாக்கத்திற்கு வழிவகுக்கிறது. இந்த இரண்டு அயனிகளும் மின்னியல் ஈர்ப்பு விசையால் ஒன்றாகப் பிடிக்கப்படுகின்றன, இது அயனிப் பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது.

பொட்டாசியம் குளோரைடு உருவாவதைக் கருதுவோம். பொட்டாசியம் மற்றும் குளோரினின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்புகள்

பொட்டாசியம் (K): \( [\mathrm{Ar}] 4s^1 \)

குளோரின் (Cl): \( [\mathrm{Ne}] 3s^2, 3p^5 \)

பொட்டாசியம் அதன் இணைதிறன் கூட்டில் ஒரு எலக்ட்ரானைக் கொண்டுள்ளது, குளோரின் அதன் இணைதிறன் கூட்டில் ஏழு எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது. ஒரு எலக்ட்ரானை இழப்பதன் மூலம் பொட்டாசியம் ஆர்கானின் மந்த வாயு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பை அடைந்து ஒற்றை நேர்மின் அயனியாகிறது \( \mathrm{K^+} \), மேலும் குளோரின் இந்த எலக்ட்ரானை ஏற்று ஒற்றை எதிர்மின் குளோரைடு அயனியாகிறது \( \mathrm{Cl^-} \), இதன் மூலம் ஆர்கானின் நிலையான எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பை அடைகிறது. இந்த இரண்டு அயனிகளும் ஒரு அயனிப் படிகத்தை உருவாக்க இணைகின்றன, அதில் அவை மின்னியல் ஈர்ப்பு விசையால் ஒன்றாகப் பிடிக்கப்படுகின்றன. ஒரு மோல் \( \mathrm{K^+} \) உருவாக்க தேவையான ஆற்றல் 418.81 kJ (அயனியாக்கும் ஆற்றல்) மற்றும் ஒரு மோல் \( \mathrm{Cl^-} \) உருவாக்கும் போது வெளியிடப்படும் ஆற்றல் -348.56 kJ (எலக்ட்ரான் ஈட்டு என்தால்பி). இந்த இரண்டு ஆற்றல்களின் கூட்டுத்தொகை நேர்மறையானது (70.25 kJ). இருப்பினும், அதன் உறுப்பு அயனிகளிலிருந்து ஒரு மோல் பொட்டாசியம் குளோரைடு படிகம் உருவாகும் போது, 718 kJ ஆற்றல் வெளியிடப்படுகிறது. இது KCl இன் உருவாக்கம் மற்றும் அதன் நிலைத்தன்மைக்கு சாதகமாக உள்ளது.

உங்களை நீங்களே மதிப்பீடு செய்யுங்கள்

3. MgO மற்றும் \( \mathrm{CaF_2} \) இல் அயனிப் பிணைப்பு உருவாவதை விளக்குங்கள்.

10.4 ஒருங்கிணைப்பு சக பிணைப்பு

ஒரு சக பிணைப்பு உருவாகும் போது, இரண்டு இணைந்த அணுக்களும் ஒவ்வொன்றும் ஒரு எலக்ட்ரானைப் பங்களிக்கின்றன, மேலும் இந்த எலக்ட்ரான்கள் அவற்றுக்கிடையே பரஸ்பரம் பகிரப்படுகின்றன. இருப்பினும், சில பிணைப்பு உருவாக்கங்களில், இணைந்த அணுக்களில் ஒன்று ஒரு ஜோடி எலக்ட்ரான்களை நன்கொடையாக வழங்குகிறது, அதாவது, சக பிணைப்பு உருவாக்கத்திற்குத் தேவையான இரண்டு எலக்ட்ரான்களை வழங்குகிறது, மேலும் இந்த எலக்ட்ரான்கள் இரண்டு இணைந்த அணுக்களாலும் பகிரப்படுகின்றன. இந்த வகையான பிணைப்புகள் ஒருங்கிணைப்பு சக பிணைப்பு அல்லது ஒருங்கிணைப்பு பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகின்றன. எலக்ட்ரான் ஜோடியை நன்கொடையாக வழங்கும் இணைந்த அணு நன்கொடையாளர் அணு என்றும், மற்ற அணு ஏற்பி அணு என்றும் அழைக்கப்படுகிறது. இந்தப் பிணைப்பு நன்கொடையாளர் அணுவிலிருந்து தொடங்கி ஏற்பி அணுவை நோக்கிச் சுட்டிக்காட்டும் அம்புக்குறியால் குறிக்கப்படுகிறது. (பின்னர் ஒருங்கிணைப்புச் சேர்மங்களில், நன்கொடையாளர் அணுவை லிகண்ட் என்றும், ஏற்பி அணுவை மைய-உலோக அணு/அயனி என்றும் குறிப்பிடுவோம்.)

எடுத்துக்காட்டாக, ஃபெரோசயனைடு அயனியில் \( [\mathrm{Fe(CN)_6}]^{4-} \), ஒவ்வொரு சயனைடு அயனியும் \( \mathrm{CN^-} \) ஒரு ஜோடி எலக்ட்ரான்களை நன்கொடையாக வழங்கி இரும்புடன் \( \mathrm{Fe^{2+}} \) ஒரு ஒருங்கிணைப்பு பிணைப்பை உருவாக்குகிறது, மேலும் இந்த எலக்ட்ரான்கள் \( \mathrm{Fe^{2+}} \) மற்றும் \( \mathrm{CN^-} \) ஆல் பகிரப்படுகின்றன.

சில சந்தர்ப்பங்களில், அம்மோனியா போன்ற ஒரு தனி ஜோடி எலக்ட்ரான்களைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள், \( \mathrm{BF_3} \) போன்ற எலக்ட்ரான் குறைபாடுள்ள மூலக்கூறுக்கு அதன் ஜோடியை நன்கொடையாக வழங்கி, ஒரு ஒருங்கிணைப்பு பிணைப்பை உருவாக்குகின்றன.

10.5 பிணைப்பு அளவுருக்கள்

ஒரு சக பிணைப்பு பிணைப்பு நீளம், பிணைப்புக் கோணம், பிணைப்பு வரிசை போன்ற அளவுருக்களால் வகைப்படுத்தப்படுகிறது. சில பிணைப்பு அளவுருக்களின் சுருக்கமான விளக்கம் கீழே கொடுக்கப்பட்டுள்ளது.

10.5.1 பிணைப்பு நீளம்

இரண்டு சக பிணைக்கப்பட்ட அணுக்களின் கருக்களுக்கு இடையிலான தூரம் பிணைப்பு நீளம் என்று அழைக்கப்படுகிறது. ஒரு சக மூலக்கூறு A-B ஐக் கவனியுங்கள். பிணைப்பு நீளம் பிணைக்கப்பட்ட அணுக்களின் ஆரங்களின் கூட்டுத்தொகையால் \( (r_A + r_B) \) வழங்கப்படுகிறது. ஒரு பிணைப்பின் நீளத்தை நிறமாலையியல், எக்ஸ்-கதிர் விளிம்பு விலகல் மற்றும் எலக்ட்ரான் விளிம்பு விலகல் நுட்பங்களால் தீர்மானிக்க முடியும். பிணைப்பு நீளம் அணுவின் அளவு மற்றும் இணைந்த அணுக்களுக்கிடையேயான பிணைப்புகளின் எண்ணிக்கையைப் (பன்முகத்தன்மை) பொறுத்தது.

அணுவின் அளவு பெரியதாக இருந்தால், பிணைப்பு நீளமும் பெரியதாக இருக்கும். எடுத்துக்காட்டாக, கார்பன்-கார்பன் ஒற்றைப் பிணைப்பு நீளம் (1.54 Å) கார்பன்-நைட்ரஜன் ஒற்றைப் பிணைப்பு நீளத்தை விட (1.43 Å) நீளமானது.

இரண்டு அணுக்களுக்கிடையேயான பிணைப்புகளின் எண்ணிக்கை அதிகரிப்பது பிணைப்பு நீளத்தைக் குறைக்கிறது. எடுத்துக்காட்டாக, கார்பன்-கார்பன் ஒற்றைப் பிணைப்பு, கார்பன்-கார்பன் இரட்டைப் பிணைப்பை விட (1.33 Å) நீளமானது, மற்றும் கார்பன்-கார்பன் முப்பிணைப்பை விட (1.20 Å) நீளமானது.

10.5.2 பிணைப்பு வரிசை

ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள இரண்டு பிணைக்கப்பட்ட அணுக்களுக்கிடையில் உருவாகும் பிணைப்புகளின் எண்ணிக்கை பிணைப்பு வரிசை என்று அழைக்கப்படுகிறது. லூயிஸ் கோட்பாட்டில், பிணைப்பு வரிசையானது இரண்டு பிணைக்கப்பட்ட அணுக்களுக்கிடையேயான பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடிகளின் எண்ணிக்கைக்குச் சமம். எடுத்துக்காட்டாக, ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறுகளில், பகிரப்பட்ட ஒரே ஒரு எலக்ட்ரான் ஜோடி மட்டுமே உள்ளது, எனவே பிணைப்பு வரிசை ஒன்று. இதேபோல், \( \mathrm{H_2O} \), HCl, மீத்தேன் போன்றவற்றில், மைய அணு ஒன்றின் பிணைப்பு வரிசையுடன் ஒற்றைப் பிணைப்புகளை உருவாக்குகிறது.

அட்டவணை 10.2 சில பொதுவான பிணைப்புகளின் பிணைப்பு வரிசை

10.5.3 பிணைப்புக் கோணம்

சக பிணைப்புகள் தன்மையில் திசையுடையவை மற்றும் வெளியில் குறிப்பிட்ட திசைகளில் நோக்கியுள்ளன. இந்த திசைத் தன்மை ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள இரண்டு சக பிணைப்புகளுக்கு இடையில் ஒரு நிலையான கோணத்தை உருவாக்குகிறது, மேலும் இந்தக் கோணம் பிணைப்புக் கோணம் என்று அழைக்கப்படுகிறது. இது பொதுவாக டிகிரிகளில் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது. பிணைப்புக் கோணத்தை நிறமாலையியல் முறைகளால் தீர்மானிக்க முடியும், மேலும் இது மூலக்கூறின் வடிவத்தைப் பற்றிய சில யோசனைகளைக் கொடுக்கும்.

அட்டவணை 10.3 சில பொதுவான மூலக்கூறுகளுக்கான பிணைப்புக் கோணங்கள்

10.5.4 பிணைப்பு என்தால்பி

பிணைப்பு என்தால்பி என்பது, வாயு நிலையில் உள்ள மூலக்கூறுகளில் ஒரு குறிப்பிட்ட பிணைப்பின் ஒரு மோலை உடைக்கத் தேவையான குறைந்தபட்ச ஆற்றலின் அளவு என வரையறுக்கப்படுகிறது. பிணைப்பு என்தால்பியின் அலகு \( \mathrm{kJ \ mol^{-1}} \). பிணைப்பு என்தால்பி பெரியதாக இருந்தால், பிணைப்பு வலுவாக இருக்கும். பிணைப்பு ஆற்றல் மதிப்பானது, பிணைப்பில் ஈடுபட்டுள்ள அணுக்களின் அளவு மற்றும் பிணைக்கப்பட்ட அணுக்களுக்கிடையேயான பிணைப்புகளின் எண்ணிக்கையைப் பொறுத்தது. பிணைப்பில் ஈடுபட்டுள்ள அணுவின் அளவு பெரியதாக இருந்தால், பிணைப்பு என்தால்பி குறைவாக இருக்கும்.

இரண்டு அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட ஒரே மாதிரியான பிணைப்பு வகைகளைக் கொண்ட பலஅணு மூலக்கூறுகளின் விஷயத்தில், சராசரி பிணைப்பு என்தால்பி என்ற சொல் பயன்படுத்தப்படுகிறது. அத்தகைய பிணைப்புகளுக்கு, ஒரே வகை பிணைப்புகளின் பிணைப்பு ஆற்றல் மதிப்புகளின் எண்கணித சராசரி சராசரி பிணைப்பு என்தால்பியாகக் கருதப்படுகிறது. எடுத்துக்காட்டாக, தண்ணீரில், இரண்டு OH பிணைப்புகள் உள்ளன, அவற்றை உடைக்க தேவையான ஆற்றல்கள் ஒரே மாதிரியாக இல்லை.

தண்ணீரில் OH பிணைப்பின் சராசரி பிணைப்பு என்தால்பி \( = \frac{502 + 427}{2} = 464.5 \ \mathrm{kJ \ mol^{-1}} \)

அட்டவணை 10.4 சில பொதுவான பிணைப்புகளின் பிணைப்பு நீளங்கள் மற்றும் பிணைப்பு என்தால்பிகள்

10.5.5 ஒத்ததிர்வு

ஒரு மூலக்கூறுக்கான லூயிஸ் கட்டமைப்புகளை எழுதும் போது, சில சந்தர்ப்பங்களில் ஒன்றுக்கு மேற்பட்ட செல்லுபடியாகும் லூயிஸ் கட்டமைப்புகள் சாத்தியமாகும். எடுத்துக்காட்டாக, கார்பனேட் அயனியின் \( [\mathrm{CO_3}]^{2-} \) லூயிஸ் கட்டமைப்பைக் கருதுவோம்.

கார்பனேட் அயனியின் கட்டமைப்பு (ஆக்ஸிஜன் அணுக்கள் \( \mathrm{O_A}, \mathrm{O_B} \& \mathrm{O_C} \) எனக் குறிக்கப்படுகின்றன)

மொத்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் \( = [1 \times 4 \text{ (கார்பன்)}] + [3 \times 6 \text{ (ஆக்ஸிஜன்)}] + [2 \text{ (மின்னூட்டம்)}] = 24 \) எலக்ட்ரான்கள்.

இந்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் விநியோகம் பின்வரும் கட்டமைப்பை நமக்குத் தருகிறது.

ஆக்ஸிஜன்களில் ஒன்றிலிருந்து \( \mathrm{O_A} \) ஒரு தனி ஜோடியை நகர்த்துவதன் மூலம் கார்பனுக்கான எண்கிட்டியை நிறைவு செய்து, படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி அயனியின் மின்னூட்டத்தை (2-) மேல் வலது பக்கத்தில் எழுதவும்.

இந்த வழக்கில், மற்ற இரண்டு ஆக்ஸிஜன்களிலிருந்து \( \mathrm{O_B} \) மற்றும் \( \mathrm{O_C} \) தனி ஜோடிகளை நகர்த்துவதன் மூலம் இரண்டு கூடுதல் லூயிஸ் கட்டமைப்புகளை வரையலாம், இதனால் கீழே காட்டப்பட்டுள்ளபடி மூன்று ஒத்த கட்டமைப்புகள் உருவாகின்றன, அவற்றில் அணுக்களின் ஒப்பீட்டு நிலை ஒரே மாதிரியாக இருக்கும். அவை பிணைப்பு மற்றும் தனி ஜோடி எலக்ட்ரான்களின் நிலையில் மட்டுமே வேறுபடுகின்றன. இத்தகைய கட்டமைப்புகள் ஒத்ததிர்வு கட்டமைப்புகள் (நியதி கட்டமைப்புகள்) என்றும், இந்த நிகழ்வு ஒத்ததிர்வு என்றும் அழைக்கப்படுகிறது.

கார்பனேட் அயனியில் உள்ள அனைத்து கார்பன்-ஆக்ஸிஜன் பிணைப்புகளும் சமமானவை என்பதை பரிசோதனை முடிவுகள் உறுதிப்படுத்துகின்றன. மூலக்கூறின் உண்மையான கட்டமைப்பு, இந்த மூன்று ஒத்ததிர்வு வடிவங்களின் சராசரியான ஒத்ததிர்வு கலப்பினம் என்று கூறப்படுகிறது. கார்பனேட் அயனி ஒரு கட்டமைப்பிலிருந்து மற்றொன்றுக்கு மாறுவதில்லை என்பதைக் கவனத்தில் கொள்ள வேண்டும். ஒரு ஒத்ததிர்வு கலப்பினத்தை ஒரு லூயிஸ் கட்டமைப்பை வரைந்து படம்பிடிப்பது சாத்தியமில்லை. இருப்பினும், பின்வரும் கட்டமைப்பு சரியான கட்டமைப்பைப் பற்றிய ஒரு தரமான யோசனையைத் தருகிறது.

ஒத்ததிர்வு கலப்பினத்தின் ஆற்றல், சாத்தியமான அனைத்து நியதி கட்டமைப்புகளின் ஆற்றலை விடக் குறைவாக இருப்பது கண்டறியப்பட்டுள்ளது. மிகவும் நிலையான நியதி கட்டமைப்பிற்கும் ஒத்ததிர்வு கலப்பினத்திற்கும் இடையிலான ஆற்றல் வேறுபாடு ஒத்ததிர்வு ஆற்றல் என்று அழைக்கப்படுகிறது.

உங்களை நீங்களே மதிப்பீடு செய்யுங்கள்

4. பின்வருவனவற்றிற்கான ஒத்ததிர்வு கட்டமைப்புகளை எழுதுங்கள் i) ஓசோன் மூலக்கூறு \( \mathrm{O_3} \) ii) \( \mathrm{N_2O} \)

10.5.6 பிணைப்புகளின் துருவத் தன்மை

சக பிணைப்பில் பகுதி அயனித் தன்மை

ஒரு சக பிணைப்பு இரண்டு ஒத்த அணுக்களுக்கிடையில் உருவாகும்போது ( \( \mathrm{H_2}, \mathrm{O_2}, \mathrm{Cl_2} \) போன்றவற்றில்), இரண்டு அணுக்களும் பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடியை ஈர்க்க சமமான போக்கைக் கொண்டுள்ளன, எனவே பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடி இரண்டு அணுக்களின் கருக்களின் நடுப்பகுதியில் சரியாக அமைகிறது. இருப்பினும், வெவ்வேறு மின்னெதிர்த் திறன்களைக் கொண்ட அணுக்களுக்கிடையில் உருவாகும் சக பிணைப்பின் விஷயத்தில், அதிக மின்னெதிர்த் திறன் கொண்ட அணுவானது, மற்ற அணுவை விட பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடியை அதிகமாகத் தன்னை நோக்கி ஈர்க்கும் போக்கைக் கொண்டிருக்கும். இதன் விளைவாக, பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடியின் மேகம் சிதைவடைகிறது.

ஹைட்ரஜன் ஃப்ளூரைடில் உள்ள ஹைட்ரஜன் மற்றும் புளோரின் இடையேயான சக பிணைப்பைக் கருதுவோம். பாலிங்கின் அளவுகோலில் ஹைட்ரஜன் மற்றும் புளோரினின் மின்னெதிர்த் திறன்கள் முறையே 2.1 மற்றும் 4 ஆகும். இதன் பொருள், புளோரின் பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடியை ஹைட்ரஜனை விட தோராயமாக இரண்டு மடங்கு அதிகமாக ஈர்க்கிறது, இது புளோரினில் பகுதி எதிர்மின்னூட்டத்தையும், ஹைட்ரஜனில் பகுதி நேர்மின்னூட்டத்தையும் உருவாக்குகிறது. எனவே, H-F பிணைப்பு துருவ சக பிணைப்பு என்று கூறப்படுகிறது.

இங்கு, மிகச் சிறிய, சமமான மற்றும் எதிரெதிர் மின்னூட்டங்கள் ஒரு சிறிய தூரத்தால் (91 pm) பிரிக்கப்படுகின்றன, மேலும் இது ஒரு இருமுனைவி என குறிப்பிடப்படுகிறது.

இருமுனைவுத்திறன்

ஒரு சக பிணைப்பின் துருவத் தன்மையை இருமுனைவுத்திறன் மூலம் அளவிட முடியும், இது பின்வருமாறு வரையறுக்கப்படுகிறது

இதில் \( \mu \) என்பது இருமுனைவுத்திறன், \( q \) என்பது மின்னூட்டம் மற்றும் \( 2d \) என்பது இரண்டு மின்னூட்டங்களுக்கிடையேயான தூரம். இருமுனைவுத்திறன் ஒரு திசையன் ஆகும், மேலும் இருமுனைவுத்திறன் திசையனின் திசையானது எதிர்மின் மின்னூட்டத்திலிருந்து நேர்மின் மின்னூட்டத்தை நோக்கிச் செல்கிறது.

இருமுனைவுத்திறனின் அலகு கூலும் மீட்டர் (C m) ஆகும். இது பொதுவாக டிபை அலகில் (D) வெளிப்படுத்தப்படுகிறது. மாற்று காரணி 1 டிபை \( = 3.336 \times 10^{-30} \ \mathrm{C \ m} \).

\( \mathrm{H_2}, \mathrm{O_2}, \mathrm{F_2} \) போன்ற ஈரணு மூலக்கூறுகள் பூஜ்ஜிய இருமுனைவுத்திறனைக் கொண்டுள்ளன, மேலும் அவை துருவமற்ற மூலக்கூறுகள் என்றும், HF, HCl, CO, NO போன்ற மூலக்கூறுகள் பூஜ்ஜியமற்ற இருமுனைவுத்திறன்களைக் கொண்டுள்ளன, மேலும் அவை துருவ மூலக்கூறுகள் என்றும் அழைக்கப்படுகின்றன.

துருவ பிணைப்புகளைக் கொண்ட மூலக்கூறுகளுக்கு அவசியம் இருமுனைவுத்திறன் இருக்காது. எடுத்துக்காட்டாக, கார்பன் டை ஆக்சைட்டின் நேரியல் வடிவம் பூஜ்ஜிய இருமுனைவுத்திறனைக் கொண்டுள்ளது, இருப்பினும் இது இரண்டு துருவ பிணைப்புகளைக் கொண்டுள்ளது. \( \mathrm{CO_2} \) இல், இரண்டு துருவ பிணைப்புகளின் (CO) இருமுனைவுத்திறன்கள் அளவில் சமமானவை, ஆனால் எதிர் திசையில் உள்ளன. எனவே, \( \mathrm{CO_2} \) இன் நிகர இருமுனைவுத்திறன், \( \mu = \mu_1 + \mu_2 = \mu_1 + (-\mu_1) = 0 \).

தண்ணீரின் விஷயத்தில், நிகர இருமுனைவுத்திறன் என்பது காட்டப்பட்டுள்ளபடி \( \mu_1 + \mu_2 \) இன் திசையன் கூட்டுத்தொகையாகும்.

தண்ணீரில் இருமுனைவுத்திறன் 1.85 D ஆகக் காணப்படுகிறது.

அட்டவணை 10.5 பொதுவான மூலக்கூறுகளின் இருமுனைவுத்திறன்கள்

ஒரு சக பிணைப்பில் உள்ள அயனித் தன்மையின் அளவை, பிணைக்கப்பட்ட அணுக்களின் மின்னெதிர்த் திறன் வேறுபாட்டுடன் தொடர்புபடுத்தலாம். ஒரு பொதுவான துருவ மூலக்கூறில், \( \mathrm{A^{\delta-} B^{\delta+}} \), மின்னெதிர்த் திறன் வேறுபாடு \( (\chi_A - \chi_B) \) பின்வருமாறு அயனித் தன்மையின் சதவீதத்தைக் கணிக்கப் பயன்படுத்தப்படலாம்.

மின்னெதிர்த் திறன் வேறுபாடு \( (\chi_A - \chi_B) \) 1.7 க்கு சமமாக இருந்தால், A-B பிணைப்பு 50% அயனித் தன்மையைக் கொண்டுள்ளது; அது 1.7 ஐ விட அதிகமாக இருந்தால், A-B பிணைப்பு 50% க்கும் அதிகமான அயனித் தன்மையைக் கொண்டுள்ளது; மேலும் அது 1.7 ஐ விட குறைவாக இருந்தால், A-B பிணைப்பு 50% க்கும் குறைவான அயனித் தன்மையைக் கொண்டுள்ளது.

உங்களை நீங்களே மதிப்பீடு செய்யுங்கள்

5. OCS மற்றும் \( \mathrm{CS_2} \) ஆகிய இரண்டு மூலக்கூறுகளில், எது அதிக இருமுனைவுத்திறன் மதிப்பைக் கொண்டுள்ளது? ஏன்?

அயனிப் பிணைப்புகளில் பகுதி சகத் தன்மை

சக சேர்மங்களில் உள்ள பகுதி அயனித் தன்மையைப் போலவே, அயனிச் சேர்மங்களும் பகுதி சகத் தன்மையைக் காட்டுகின்றன. எடுத்துக்காட்டாக, அயனிச் சேர்மமான லித்தியம் குளோரைடு சகத் தன்மையைக் காட்டுகிறது மற்றும் எத்தனால் போன்ற கரிமக் கரைப்பான்களில் கரைகிறது.

அயனிச் சேர்மங்களில் உள்ள பகுதி சகத் தன்மையை முனைவாக்கம் எனப்படும் ஒரு நிகழ்வின் அடிப்படையில் விளக்கலாம். ஒரு அயனிச் சேர்மத்தில், நேர்மின் அயனிக்கும் எதிர்மின் அயனிக்கும் இடையில் ஒரு மின்னியல் ஈர்ப்பு விசை உள்ளது என்பதை நாம் அறிவோம். நேர்மின் மின்னூட்டம் கொண்ட நேர்மின் அயனியானது, எதிர்மின் அயனியின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களை ஈர்க்கிறது, அதே நேரத்தில் கருவை விரட்டுகிறது. இது எதிர்மின் அயனியின் எலக்ட்ரான் மேகத்தில் ஒரு சிதைவை ஏற்படுத்துகிறது, மேலும் அதன் எலக்ட்ரான் அடர்த்தி நேர்மின் அயனியை நோக்கி நகர்கிறது, இதன் விளைவாக இந்த அயனிகளுக்கிடையே இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் சில பகிர்வு ஏற்படுகிறது. எனவே, அவற்றுக்கிடையே ஒரு பகுதி சகத் தன்மை உருவாகிறது. இந்த நிகழ்வு முனைவாக்கம் என்று அழைக்கப்படுகிறது.

ஒரு நேர்மின் அயனியானது எதிர்மின் அயனியை முனைவாக்கும் திறன் அதன் முனைவாக்கும் திறன் என்றும், முனைவாக்கப்படும் எதிர்மின் அயனியின் போக்கு அதன் முனைவாக்கத்திறன் என்றும் அழைக்கப்படுகிறது. ஒரு அயனிச் சேர்மத்தில் உள்ள முனைவாக்கத்தின் அளவு பாஜன்ஸ் விதிகளால் வழங்கப்படுகிறது.

பாஜன்ஸ் விதிகள்

(i) அதிக சகத் தன்மையைக் காட்ட, நேர்மின் அயனி மற்றும் எதிர்மின் அயனி இரண்டும் அவற்றின் மீது அதிக மின்னூட்டத்தைக் கொண்டிருக்க வேண்டும். நேர்மின் அயனியின் மீது நேர்மின்னூட்டம் அதிகமாக இருந்தால், எதிர்மின் அயனியின் எலக்ட்ரான் மேகத்தின் மீதான ஈர்ப்பு அதிகமாக இருக்கும். இதேபோல், எதிர்மின் அயனியின் மீதான எதிர்மின்னூட்டத்தின் அளவு அதிகமாக இருந்தால், அதன் முனைவாக்கத்திறன் அதிகமாகும். எனவே, நேர்மின் அயனி அல்லது எதிர்மின் அயனியின் மின்னூட்டத்தின் அதிகரிப்பு சகத் தன்மையை அதிகரிக்கிறது.

மூன்று அயனிச் சேர்மங்களைக் கருதுவோம்: அலுமினியம் குளோரைடு, மெக்னீசியம் குளோரைடு மற்றும் சோடியம் குளோரைடு. நேர்மின் அயனியின் மின்னூட்டம் \( \mathrm{Na^+ < Mg^{2+} < Al^{3+}} \) என்ற வரிசையில் அதிகரிப்பதால், சகத் தன்மையும் அதே வரிசையைப் பின்பற்றுகிறது \( \mathrm{NaCl < MgCl_2 < AlCl_3} \).

(ii) சிறிய நேர்மின் அயனி மற்றும் பெரிய எதிர்மின் அயனி, அதிக அளவிலான முனைவாக்கம் காரணமாக அதிக சகத் தன்மையைக் காட்டுகின்றன.

லித்தியம் குளோரைடு சோடியம் குளோரைடை விட அதிக சகத் தன்மை கொண்டது. \( \mathrm{Li^+} \) இன் அளவு \( \mathrm{Na^+} \) ஐ விட சிறியது, எனவே \( \mathrm{Li^+} \) இன் முனைவாக்கும் திறன் அதிகம். லித்தியம் அயோடைடு லித்தியம் குளோரைடை விட அதிக சகத் தன்மை கொண்டது, ஏனெனில் \( \mathrm{I^-} \) இன் அளவு \( \mathrm{Cl^-} \) ஐ விட பெரியது. எனவே \( \mathrm{I^-} \) ஆனது, நேர்மின் அயனியான \( \mathrm{Li^+} \) ஆல் \( \mathrm{Cl^-} \) ஐ விட அதிகமாக முனைவாக்கப்படும்.

(iii) \( ns^2 np^6 nd^{10} \) கட்டமைப்பைக் கொண்ட நேர்மின் அயனிகள், \( ns^2 np^6 \) கட்டமைப்பைக் கொண்ட நேர்மின் அயனிகளை விட அதிக முனைவாக்கும் திறனைக் காட்டுகின்றன. எனவே, அவை அதிக சகத் தன்மையைக் காட்டுகின்றன.

\( \mathrm{CuCl} \) NaCl ஐ விட அதிக சகத் தன்மை கொண்டது. \( \mathrm{Na^+} \) (1.13 Å) உடன் ஒப்பிடும்போது, \( \mathrm{Cu^+} \) (0.6 Å) சிறியது மற்றும் \( 3s^2 3p^6 3d^{10} \) கட்டமைப்பைக் கொண்டுள்ளது.

\( \mathrm{Cu^+} \) இன் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( [\mathrm{Ar}] 3d^{10} \)

\( \mathrm{Na^+} \) இன் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( [\mathrm{He}] 2s^2 2p^6 \)

10.6 இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் ஜோடி விலக்கல் (VSEPR) கோட்பாடு

மூலக்கூறுகளின் கட்டமைப்பைப் பற்றிய லூயிஸின் கருத்து, மூலக்கூறுகளில் உள்ள அணுக்களின் ஒப்பீட்டு நிலை மற்றும் அவற்றுக்கிடையேயான எலக்ட்ரான் ஜோடிகளின் பகிர்வு ஆகியவற்றைக் கையாள்கிறது. இருப்பினும், லூயிஸ் கருத்தைப் பயன்படுத்தி மூலக்கூறின் வடிவத்தை நாம் கணிக்க முடியாது. VSEPR கோட்பாட்டுடன் இணைந்த லூயிஸ் கோட்பாடு, மூலக்கூறுகளின் வடிவத்தைக் கணிப்பதில் பயனுள்ளதாக இருக்கும்.

VSEPR கோட்பாட்டின் முக்கியமான கொள்கைகள்

1. மூலக்கூறுகளின் வடிவம், மைய அணுவைச் சுற்றியுள்ள இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் ஜோடிகளின் எண்ணிக்கையைப் பொறுத்தது.

2. இரண்டு வகையான எலக்ட்ரான் ஜோடிகள் உள்ளன, அவை பிணைப்பு ஜோடிகள் மற்றும் தனி ஜோடிகள் எனப்படும். பிணைப்பு ஜோடி எலக்ட்ரான்கள் என்பது இரண்டு அணுக்களுக்கிடையில் பகிரப்படுபவை, அதே சமயம் தனி ஜோடிகள் என்பது பிணைப்பில் ஈடுபடாத இணைதிறன் எலக்ட்ரான் ஜோடிகள் ஆகும்.

3. மைய அணுவைச் சுற்றியுள்ள ஒவ்வொரு ஜோடி இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களும் ஒன்றையொன்று விலக்குகின்றன, எனவே, அவற்றுக்கிடையேயான விலக்கலைக் குறைக்க அவை முப்பரிமாண இடத்தில் முடிந்தவரை வெகு தொலைவில் அமைந்துள்ளன.

4. பல்வேறு வகையான எலக்ட்ரான் ஜோடிகளுக்கிடையேயான விலக்கல் தொடர்பு பின்வரும் வரிசையில் உள்ளது:

   \[ \text{tj - tj > tj - pj > pj - pj} \]

   (tj - தனி ஜோடி; pj - பிணைப்பு ஜோடி)

தனி ஜோடி எலக்ட்ரான்கள் மைய அணுவில் மட்டுமே உள்ளூர்மயமாக்கப்பட்டு ஒரே ஒரு கருவுடன் மட்டுமே தொடர்பு கொள்கின்றன, அதே சமயம் பிணைப்பு ஜோடிகள் இரண்டு அணுக்களுக்கிடையில் பகிரப்பட்டு இரண்டு கருக்களுடன் தொடர்பு கொள்கின்றன. இதன் காரணமாக, தனி ஜோடிகள் அதிக இடத்தை ஆக்கிரமித்து, ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள பிணைப்பு ஜோடிகளை விட அதிக விலக்கல் சக்தியைக் கொண்டுள்ளன.

பின்வரும் அட்டவணை VSEPR கோட்பாட்டால் கணிக்கப்பட்ட மூலக்கூறுகளின் வடிவங்களை விளக்குகிறது. ஒரு மூலக்கூறு \( \mathrm{AB}_x \) ஐக் கவனியுங்கள், இதில் A என்பது மைய அணு மற்றும் \( x \) என்பது மைய அணு A உடன் சக பிணைப்பால் இணைக்கப்பட்ட B இன் அணுக்களின் எண்ணிக்கையைக் குறிக்கிறது. அணுக்களில் உள்ள தனி ஜோடிகள் L எனக் குறிக்கப்படுகின்றன.

அட்டவணை 10.6 VSEPR கோட்பாட்டால் கணிக்கப்பட்ட மூலக்கூறுகளின் வடிவங்கள்

உங்களை நீங்களே மதிப்பீடு செய்யுங்கள்

6. பின்வருவனவற்றை பிணைப்புக் கோணத்தின் குறைந்துவரிசையில் அமைக்கவும் i) \( \mathrm{CH_4, H_2O, NH_3} \) ii) \( \mathrm{C_2H_2, BF_3, CCl_4} \)

10.7 இணைதிறன் பிணைப்பு கோட்பாடு

ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறில் உள்ள சக பிணைப்பு உருவாவதை எலக்ட்ரான்களின் அலை இயக்கவியலின் அடிப்படையில் விளக்க ஒரு கோட்பாட்டு சிகிச்சையை ஹெயிட்லர் மற்றும் லண்டன் வழங்கினர். இது பாலிங் மற்றும் ஸ்லேட்டரால் மேலும் வளர்க்கப்பட்டது. VB கோட்பாட்டின் அலை இயக்கவியல் சிகிச்சை இந்தப் பாடப்புத்தகத்தின் எல்லைக்கு அப்பாற்பட்டது. ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறு உருவாவதற்கான VB கோட்பாட்டின் ஒரு எளிய தரமான சிகிச்சை கீழே விவாதிக்கப்பட்டுள்ளது.

இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் \( (\mathrm{H_a} \text{ மற்றும் } \mathrm{H_b}) \) முடிவிலா தூரத்தால் பிரிக்கப்பட்ட ஒரு சூழ்நிலையைக் கவனியுங்கள். இந்த கட்டத்தில் இந்த இரண்டு அணுக்களுக்கும் இடையில் எந்த தொடர்பும் இல்லை, மேலும் இந்த அமைப்பின் ஆற்றல் மதிப்பு பூஜ்ஜியமாக தன்னிச்சையாக எடுத்துக் கொள்ளப்படுகிறது. இந்த இரண்டு அணுக்கள் ஒன்றையொன்று நெருங்கும்போது, கரு மற்றும் அதன் சொந்த எலக்ட்ரானுக்கு இடையிலான மின்னியல் ஈர்ப்பு விசைக்கு கூடுதலாக, பின்வரும் புதிய விசைகள் செயல்படத் தொடங்குகின்றன.

புதிய ஈர்ப்பு விசைகள் இவற்றுக்கிடையே எழுகின்றன (i) \( \mathrm{H_a} \) இன் கரு மற்றும் \( \mathrm{H_b} \) இன் இணைதிறன் எலக்ட்ரான் (ii) \( \mathrm{H_b} \) இன் கரு மற்றும் \( \mathrm{H_a} \) இன் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்

புதிய விலக்கல் விசைகள் இவற்றுக்கிடையே எழுகின்றன (i) \( \mathrm{H_a} \) மற்றும் \( \mathrm{H_b} \) இன் கருக்கள் (ii) \( \mathrm{H_a} \) மற்றும் \( \mathrm{H_b} \) இன் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள்

ஈர்ப்பு விசைகள் \( \mathrm{H_a} \) மற்றும் \( \mathrm{H_b} \) ஐ ஒன்றாகக் கொண்டுவர முனைகின்றன, அதே சமயம் விலக்கல் விசைகள் அவற்றைத் தள்ளி வைக்க முனைகின்றன. ஆரம்ப கட்டத்தில், இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் ஒன்றையொன்று நெருங்கும்போது, ஈர்ப்பு விசைகள் விலக்கல் விசைகளை விட வலுவாக உள்ளன, மேலும் ஆற்றல் குறைகிறது. நிகர ஈர்ப்பு விசைகள் விலக்கல் விசைகளால் சரியாக சமநிலைப்படுத்தப்பட்ட ஒரு நிலையை அடைகிறது, மேலும் அமைப்பின் ஆற்றல் குறைந்தபட்ச ஆற்றலைப் பெறுகிறது.

இந்த கட்டத்தில், \( \mathrm{H_a} \) மற்றும் \( \mathrm{H_b} \) இன் அணு ஆர்பிட்டால்களுக்கு இடையில் அதிகபட்ச ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் உள்ளது, மேலும் அணுக்கள் \( \mathrm{H_a} \) மற்றும் \( \mathrm{H_b} \) ஒரு சக பிணைப்பால் ஒன்றாகப் பிணைக்கப்பட்டுள்ளன என்று கூறப்படுகிறது. இந்த கட்டத்தில் உள்ள அணுக்கரு இடைத் தூரம் H-H பிணைப்பு நீளத்தைக் கொடுக்கிறது மற்றும் \( 74 \ \mathrm{pm} \) க்கு சமம். வெளியிடப்படும் ஆற்றல் \( 436 \ \mathrm{kJ \ mol^{-1}} \) ஆகும், மேலும் இது பிணைப்பு ஆற்றல் என அழைக்கப்படுகிறது. பிணைப்பு உருவாக்கத்தின் போது ஆற்றல் வெளியிடப்படுவதால், விளைவாக வரும் மூலக்கூறு மிகவும் நிலையானது. இரண்டு அணுக்களுக்கிடையேயான தூரம் மேலும் குறைக்கப்பட்டால், விலக்கல் விசைகள் ஈர்ப்பு விசைகளை மேலோங்கி, அமைப்பின் ஆற்றல் கூர்மையாக அதிகரிக்கிறது.

10.7.1 VB கோட்பாட்டின் முக்கிய அம்சங்கள்

(i) இரண்டு அணுக்களின் பாதி நிரப்பப்பட்ட ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது, அவற்றுக்கிடையே ஒரு சக பிணைப்பு உருவாகும். (ii) இதன் விளைவாக வரும் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்த ஆர்பிட்டால், எதிரெதிர் சுழல்களைக் கொண்ட இரண்டு எலக்ட்ரான்களால் ஆக்கிரமிக்கப்படுகிறது. எடுத்துக்காட்டாக, \( \mathrm{H_2} \) உருவாகும்போது, இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் இரண்டு 1s எலக்ட்ரான்களும் இணைக்கப்பட்டு, ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்த ஆர்பிட்டாலை ஆக்கிரமிக்கின்றன. (iii) ஒரு சக பிணைப்பின் வலிமையானது, அணு ஆர்பிட்டால்களின் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும் அளவைப் பொறுத்தது. ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் அதிகமாக இருந்தால், வெளியிடப்படும் ஆற்றல் அதிகமாகும் மற்றும் உருவாகும் பிணைப்பு வலுவாக இருக்கும். (iv) ஒவ்வொரு அணு ஆர்பிட்டாலும் ஒரு குறிப்பிட்ட திசையைக் கொண்டுள்ளது (s-ஆர்பிட்டால் கோளமாக இருப்பதைத் தவிர), எனவே ஆர்பிட்டால் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் என்பது ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தலை அதிகப்படுத்தும் திசையில் நடைபெறுகிறது.

10.8 ஆர்பிட்டால் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்

அணுக்கள் ஒரு சக மூலக்கூறை உருவாக்க இணையும்போது, இணைந்த அணுக்களின் அணு ஆர்பிட்டால்கள் ஒரு சக பிணைப்பை உருவாக்க ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்கின்றன. பிணைப்பு ஜோடி எலக்ட்ரான்கள் ஆர்பிட்டால்களின் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்த பகுதியை ஆக்கிரமிக்கும். ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தலின் தன்மையைப் பொறுத்து, இரண்டு அணுக்களுக்கிடையேயான சக பிணைப்பை சிக்மா \( (\sigma) \) மற்றும் பை \( (\pi) \) பிணைப்புகளாக வகைப்படுத்தலாம்.

10.8.1 சிக்மா மற்றும் பை பிணைப்புகள்

இரண்டு அணு ஆர்பிட்டால்கள் அச்சில் நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது, விளைவாக வரும் பிணைப்பு சிக்மா \( (\sigma) \) பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது. இந்த ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் ‘தலை-மீது ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்’ அல்லது ‘அச்சு ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்’ என்றும் அழைக்கப்படுகிறது. s ஆர்பிட்டால் (s-s மற்றும் s-p ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்) சம்பந்தப்பட்ட ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் எப்போதும் ஒரு சிக்மா பிணைப்பை விளைவிக்கும், ஏனெனில் s ஆர்பிட்டால் கோளமானது. மூலக்கூறு அச்சில் இரண்டு p ஆர்பிட்டால்களுக்கிடையேயான ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தலும் சிக்மா பிணைப்பு உருவாக்கத்தை விளைவிக்கும். x-அச்சை மூலக்கூறு அச்சாகக் கருதும்போது, \( \mathrm{p_x - p_x} \) ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் \( \sigma \)-பிணைப்பை விளைவிக்கும்.

இரண்டு அணு ஆர்பிட்டால்கள் பக்கவாட்டில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது, விளைவாக வரும் சக பிணைப்பு பை \( (\pi) \) பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது. x-அச்சை மூலக்கூறு அச்சாகக் கருதும்போது, \( \mathrm{p_y - p_y} \) மற்றும் \( \mathrm{p_z - p_z} \) ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் \( \pi \)-பிணைப்பு உருவாவதை விளைவிக்கும்.

பின்வரும் எடுத்துக்காட்டுகள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தலைப் புரிந்துகொள்ள பயனுள்ளதாக இருக்கும்:

ஹைட்ரஜன் \( \mathrm{H_2} \) மூலக்கூறு உருவாதல்

ஹைட்ரஜன் அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^1 \)

\( \mathrm{H_2} \) மூலக்கூறு உருவாகும் போது, எதிரெதிர் சுழலுடன் ஒரு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரானைக் கொண்ட இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் 1s ஆர்பிட்டால்கள் அணுக்கரு இடை அச்சில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்கின்றன. இந்த ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் s-s ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் என்று அழைக்கப்படுகிறது. இத்தகைய அச்சு ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் ஒரு \( \sigma \)-சக பிணைப்பு உருவாவதில் விளைகிறது.

\( \mathrm{F_2} \) மூலக்கூறு உருவாதல்

புளோரின் அணுவின் இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( 2s^2 2p_x^2, 2p_y^2, 2p_z^1 \)

இரண்டு புளோரின்களின் பாதி நிரப்பப்பட்ட \( p_z \) ஆர்பிட்டால்கள் z-அச்சில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது, அவற்றுக்கிடையே ஒரு \( \sigma \)-சக பிணைப்பு உருவாகிறது.

HF மூலக்கூறு உருவாதல்

ஹைட்ரஜன் அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^1 \)

புளோரின் அணுவின் இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( 2s^2 2p_x^2, 2p_y^2, 2p_z^1 \)

ஹைட்ரஜனின் பாதி நிரப்பப்பட்ட 1s ஆர்பிட்டால், புளோரினின் பாதி நிரப்பப்பட்ட \( 2p_z \) ஆர்பிட்டாலுடன் நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது, ஹைட்ரஜனுக்கும் புளோரினுக்கும் இடையில் ஒரு \( \sigma \)-சக பிணைப்பு உருவாகிறது.

ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறு \( \mathrm{O_2} \) உருவாதல்

ஆக்ஸிஜன் அணுவின் இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( 2s^2 2p_x^2, 2p_y^1, 2p_z^1 \)

இரண்டு ஆக்ஸிஜன்களின் பாதி நிரப்பப்பட்ட \( p_z \) ஆர்பிட்டால்கள் z-அச்சில் (மூலக்கூறு அச்சாக z-அச்சைக் கருதி) ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது, அவற்றுக்கிடையே ஒரு \( \sigma \)-சக பிணைப்பு உருவாகிறது. இரண்டு ஆக்ஸிஜன் அணுக்களின் மற்ற இரண்டு பாதி நிரப்பப்பட்ட \( p_y \) ஆர்பிட்டால்கள் பக்கவாட்டில் (பக்கவாட்டில்) ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து ஆக்ஸிஜன் அணுக்களுக்கிடையே ஒரு \( \pi \)-சக பிணைப்பை உருவாக்குகின்றன. எனவே, ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறில், இரண்டு ஆக்ஸிஜன் அணுக்கள் இரண்டு சக பிணைப்புகளால் (இரட்டைப் பிணைப்பு) இணைக்கப்பட்டுள்ளன. 2s மற்றும் \( 2p_x \) ஆர்பிட்டால்களில் உள்ள மற்ற இரண்டு ஜோடி எலக்ட்ரான்கள் பிணைப்பில் ஈடுபடுவதில்லை, மேலும் அவை முறையே ஆக்ஸிஜனில் தனி ஜோடிகளாக இருக்கும்.

உங்களை நீங்களே மதிப்பீடு செய்யுங்கள்

7. \( \mathrm{PH_4^+} \) இல் உள்ள பிணைப்புக் கோணம் \( \mathrm{PH_3} \) ஐ விட அதிகமாக உள்ளது. ஏன்?

10.9 கலப்பினமாக்கல்

ஹைட்ரஜன் மற்றும் புளோரின் போன்ற எளிய மூலக்கூறுகளில் உள்ள பிணைப்பை, இணைந்த அணுக்களின் தொடர்புடைய அணு ஆர்பிட்டால்களின் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தலின் அடிப்படையில் எளிதாக விளக்க முடியும். ஆனால் மீத்தேன், அம்மோனியா, பெரிலியம் குளோரைடு போன்ற பலஅணு மூலக்கூறுகளின் கவனிக்கப்பட்ட பண்புகளை அணு ஆர்பிட்டால்களின் எளிய ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தலின் அடிப்படையில் விளக்க முடியாது. எடுத்துக்காட்டாக, மீத்தேன் ஒரு நான்முகி கட்டமைப்பைக் கொண்டுள்ளது மற்றும் நான்கு C-H பிணைப்புகளும் சமமானவை என்பது பரிசோதனை மூலம் நிரூபிக்கப்பட்டது. ஹைட்ரஜனின் அணு ஆர்பிட்டால்களின் (1s) மற்றும் வெவ்வேறு ஆற்றல்களைக் கொண்ட கார்பனின் அணு ஆர்பிட்டால்களின் \( (2s^2 2p_x^2 2p_y^1 2p_z^1) \) ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தலின் அடிப்படையில் இந்த உண்மையை விளக்க முடியாது.

இந்த கவனிக்கப்பட்ட உண்மைகளை விளக்க, லினஸ் பாலிங், மூலக்கூறுகளில் உள்ள இணைதிறன் அணு ஆர்பிட்டால்கள் தனிமைப்படுத்தப்பட்ட அணுவில் உள்ளவற்றிலிருந்து வேறுபட்டவை என்று முன்மொழிந்தார், மேலும் அவர் கலப்பினமாக்கல் என்ற கருத்தை அறிமுகப்படுத்தினார். கலப்பினமாக்கல் என்பது ஒரே அணுவின் ஒப்பிடத்தக்க ஆற்றலைக் கொண்ட அணு ஆர்பிட்டால்களை கலந்து, சம ஆற்றலுடன் கூடிய சம எண்ணிக்கையிலான புதிய சமமான ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்கும் செயல்முறையாகும். விளைவாக வரும் ஆர்பிட்டால்கள் கலப்பின ஆர்பிட்டால்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன, மேலும் அவை அவற்றின் எலக்ட்ரான்களுக்கிடையேயான விலக்கல் விசையைக் குறைக்கும் வகையில் அதிகபட்ச சமச்சீர் மற்றும் வெளியில் திட்டவட்டமான நோக்குநிலையைக் கொண்டுள்ளன.

10.9.1 கலப்பினமாக்கலின் வகைகள் மற்றும் மூலக்கூறுகளின் வடிவியல்

sp கலப்பினமாக்கல்

பெரிலியம் குளோரைடில் உள்ள பிணைப்பு உருவாவதைக் கவனியுங்கள். பெரிலியம் அணுவின் அடிநிலை இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( [\mathrm{He}] 2s^2 2p^0 \).

இரண்டு குளோரின் அணுக்களுடன் இரண்டு சக பிணைப்புகளை உருவாக்க, இரண்டு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் தேவை. இதை அடைய, 2s ஆர்பிட்டாலில் உள்ள இணைக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான்களில் ஒன்று, உற்சாக நிலையில் \( 2p_x \) ஆர்பிட்டாலுக்கு உயர்த்தப்படுகிறது. பெரிலியத்தில், இணைதிறன் கூட்டில் உள்ள s ஆர்பிட்டால் மற்றும் ஒரு p ஆர்பிட்டால் ஆகியவை இரண்டு சமமான sp கலப்பின ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்க கலக்கின்றன. இந்த இரண்டு ஆர்பிட்டால்களும் \( 180^\circ \) பிணைப்புக் கோணத்துடன் நேரியல் முறையில் நோக்கியுள்ளன.

குளோரினின் ஆர்பிட்டாலுடன் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்:

sp கலப்பின ஆர்பிட்டால்கள் ஒவ்வொன்றும் குளோரினின் \( 3p_z \) ஆர்பிட்டாலுடன் நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து, படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி Be மற்றும் Cl க்கு இடையில் ஒரு சக பிணைப்பை உருவாக்குகிறது.

\( sp^2 \) கலப்பினமாக்கல்

போரான் ட்ரைஃப்ளூரைடில் உள்ள பிணைப்பு உருவாவதைக் கவனியுங்கள். போரான் அணுவின் அடிநிலை இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( [\mathrm{He}] 2s^2 2p^1 \).

அடிநிலையில் போரானில் இணைதிறன் கூட்டில் ஒரே ஒரு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான் மட்டுமே உள்ளது. புளோரின் அணுக்களுடன் மூன்று சக பிணைப்புகளை உருவாக்க, மூன்று இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் தேவை. இதை அடைய, 2s ஆர்பிட்டாலில் உள்ள இணைக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான்களில் ஒன்று, உற்சாக நிலையில் \( 2p_y \) ஆர்பிட்டாலுக்கு உயர்த்தப்படுகிறது.

போரானில், இணைதிறன் கூட்டில் உள்ள s ஆர்பிட்டால் மற்றும் இரண்டு p ஆர்பிட்டால்கள் \( (p_x \text{ மற்றும் } p_y) \) ஆகியவை படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி மூன்று சமமான \( sp^2 \) ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்க கலக்கின்றன. இந்த மூன்று ஆர்பிட்டால்களும் ஒரே xy தளத்தில் உள்ளன, மேலும் எந்த இரண்டு ஆர்பிட்டால்களுக்கும் இடையேயான கோணம் \( 120^\circ \) க்கு சமம்.

புளோரினின் \( 2p_z \) ஆர்பிட்டால்களுடன் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்:

போரானின் மூன்று \( sp^2 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்கள் இப்போது புளோரினின் (3 அணுக்கள்) \( 2p_z \) ஆர்பிட்டால்களுடன் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்கின்றன. இந்த ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல் கீழே காட்டப்பட்டுள்ளபடி அச்சில் நடைபெறுகிறது.

\( sp^3 \) கலப்பினமாக்கல்

மீத்தேனை ஒரு எடுத்துக்காட்டாகக் கருதுவதன் மூலம் \( sp^3 \) கலப்பினமாக்கலை விளக்கலாம். மீத்தேன் மூலக்கூறில் மைய கார்பன் அணு நான்கு ஹைட்ரஜன் அணுக்களுடன் பிணைக்கப்பட்டுள்ளது. கார்பனின் அடிநிலை இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( [\mathrm{He}] 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^0 \).

நான்கு ஹைட்ரஜன் அணுக்களுடன் நான்கு சக பிணைப்புகளை உருவாக்க, கார்பனின் 2s ஆர்பிட்டாலில் உள்ள இணைக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான்களில் ஒன்று அதன் \( 2p_z \) ஆர்பிட்டாலுக்கு உற்சாக நிலையில் உயர்த்தப்படுகிறது. கார்பனின் ஒரு 2s ஆர்பிட்டாலும் மூன்று 2p ஆர்பிட்டால்களும் கலந்து நான்கு சமமான \( sp^3 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களைக் கொடுக்கின்றன. எந்த இரண்டு \( sp^3 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களுக்கும் இடையேயான கோணம் \( 109^\circ 28' \) ஆகும்.

ஹைட்ரஜனின் 1s ஆர்பிட்டால்களுடன் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்:

நான்கு ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் 1s ஆர்பிட்டால்கள், கார்பனின் நான்கு \( sp^3 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களுடன் நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து, கீழே காட்டப்பட்டுள்ளபடி மீத்தேன் மூலக்கூறில் நான்கு C-H \( \sigma \)-பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன.

\( sp^3 d \) கலப்பினமாக்கல்

\( \mathrm{PCl_5} \) போன்ற மூலக்கூறுகளில் மைய அணு பாஸ்பரஸ் ஐந்து குளோரின் அணுக்களுடன் சக பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ளது. இங்கு பாஸ்பரஸின் அணு ஆர்பிட்டால்கள் \( sp^3 d \) கலப்பினமாக்கலுக்கு உட்படுகின்றன, இது அதன் ஒரு 3s ஆர்பிட்டால், மூன்று 3p ஆர்பிட்டால்கள் மற்றும் ஒரு காலியான 3d ஆர்பிட்டால் \( (d_{z^2}) \) ஆகியவற்றை உள்ளடக்கியது. பாஸ்பரஸின் அடிநிலை எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு கீழே காட்டப்பட்டுள்ளபடி \( [\mathrm{Ne}] 3s^2 3p_x^1 3p_y^1 3p_z^1 \) ஆகும்.

பாஸ்பரஸின் 3s ஆர்பிட்டாலில் உள்ள இணைக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான்களில் ஒன்று, உற்சாக நிலையில் அதன் காலியான 3d ஆர்பிட்டால்களில் ஒன்றிற்கு \( (d_{z^2}) \) உயர்த்தப்படுகிறது. பாஸ்பரஸ் அணுவின் ஒரு 3s ஆர்பிட்டால், மூன்று 3p ஆர்பிட்டால்கள் மற்றும் ஒரு 3d ஆர்பிட்டால் ஆகியவை ஐந்து சமமான \( sp^3 d \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்க கலக்கின்றன. \( sp^3 d \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களின் ஆர்பிட்டால் வடிவியல் படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி முக்கோண இருபட்டைக்கூம்பு ஆகும்.

குளோரினின் \( 3p_z \) ஆர்பிட்டால்களுடன் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்:

ஐந்து குளோரின் அணுக்களின் 3p ஆர்பிட்டால்கள், பாஸ்பரஸின் ஐந்து \( sp^3 d \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களுடன் அச்சில் நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து ஐந்து P-Cl \( \sigma \)-பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன.

\( sp^3 d^2 \) கலப்பினமாக்கல்

சல்பர் ஹெக்ஸாஃப்ளூரைடு \( \mathrm{SF_6} \) இல் மைய அணு சல்பர் அதன் எண்கிட்டியை விரிவுபடுத்தி, ஆறு \( sp^3 d^2 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்க \( sp^3 d^2 \) கலப்பினமாக்கலுக்கு உட்படுகிறது, இது ஆறு சமமான S-F பிணைப்புகளைக் கணக்கிடுகிறது. சல்பரின் அடிநிலை எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( [\mathrm{Ne}] 3s^2 3p_x^2 3p_y^1 3p_z^1 \).

சல்பரின் 3s ஆர்பிட்டாலில் இருந்து ஒரு எலக்ட்ரானும், 3p ஆர்பிட்டாலில் இருந்து ஒரு எலக்ட்ரானும் அதன் இரண்டு காலியான 3d ஆர்பிட்டால்களுக்கு \( (d_{z^2} \text{ மற்றும் } d_{x^2 - y^2}) \) உற்சாக நிலையில் உயர்த்தப்படுகின்றன. சல்பரில் இருந்து மொத்தம் ஆறு இணைதிறன் ஆர்பிட்டால்கள் (ஒரு 3s ஆர்பிட்டால், மூன்று 3p ஆர்பிட்டால்கள் மற்றும் இரண்டு 3d ஆர்பிட்டால்கள்) கலந்து ஆறு சமமான \( sp^3 d^2 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களைக் கொடுக்கின்றன. ஆர்பிட்டால் வடிவியல் படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி எண்முகி ஆகும்.

புளோரினின் \( 2p_z \) ஆர்பிட்டால்களுடன் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல்:

சல்பரின் ஆறு \( sp^3 d^2 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்கள், ஆறு புளோரின் அணுக்களின் \( 2p_z \) ஆர்பிட்டால்களுடன் நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து சல்பர் ஹெக்ஸாஃப்ளூரைடு மூலக்கூறில் ஆறு S-F பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன.

எத்திலீனில் பிணைப்பு

எத்திலீனில் உள்ள பிணைப்பை கலப்பினமாக்கல் கருத்தைப் பயன்படுத்தி விளக்கலாம். எத்திலீனின் மூலக்கூறு வாய்பாடு \( \mathrm{C_2H_4} \). கார்பனின் இணைதிறன் 4 ஆகும். அடிநிலையில் கார்பனின் இணைதிறன் கூட்டின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( [\mathrm{He}] 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^0 \). கார்பனின் இணைதிறனைப் பூர்த்தி செய்ய, 2s ஆர்பிட்டாலில் இருந்து \( 2p_z \) ஆர்பிட்டாலுக்கு ஒரு எலக்ட்ரானை உற்சாக நிலையில் உயர்த்தவும்.

எத்திலீன் மூலக்கூறில், இரண்டு கார்பன் அணுக்களும் \( sp^2 \) கலப்பின நிலையில் உள்ளன. 2s மற்றும் இரண்டு 2p ஆர்பிட்டால்கள் ( \( 2p_x \text{ மற்றும் } 2p_y \)) கலந்து, xy தளத்தில் ஒன்றுக்கொன்று \( 120^\circ \) கோணத்தில் அமைந்துள்ள மூன்று சமமான \( sp^2 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்குகின்றன. கலப்பினமாக்கப்படாத \( 2p_z \) ஆர்பிட்டால் xy தளத்திற்கு செங்குத்தாக உள்ளது.

சிக்மா பிணைப்பு உருவாதல்:

ஒவ்வொரு கார்பனின் மூன்று \( sp^2 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களில் ஒன்று ஒன்றுடன் ஒன்று நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து ஒரு C-C சிக்மா பிணைப்பு உருவாவதில் விளைகிறது. இரண்டு கார்பன்களின் மற்ற இரண்டு \( sp^2 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்கள், ஒவ்வொரு கார்பனிலும் உள்ள இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் 1s ஆர்பிட்டால்களுடன் நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து நான்கு C-H சிக்மா பிணைப்புகள் உருவாவதற்கு வழிவகுக்கின்றன.

பை \( (\pi) \) பிணைப்பு உருவாதல்:

இரண்டு கார்பன் அணுக்களின் கலப்பினமாக்கப்படாத \( 2p_z \) ஆர்பிட்டால்கள் மூலக்கூறு அச்சில் இல்லாததால் பக்கவாட்டில் மட்டுமே ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்க்க முடியும். இந்த பக்கவாட்டு ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல், படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி இரண்டு கார்பன் அணுக்களுக்கிடையே ஒரு \( \pi \) பிணைப்பு உருவாவதில் விளைகிறது.

அசிட்டிலீனில் பிணைப்பு

எத்திலீனைப் போலவே, அசிட்டிலீனில் உள்ள பிணைப்பையும் கலப்பினமாக்கல் கருத்தைப் பயன்படுத்தி விளக்கலாம். அசிட்டிலீனின் மூலக்கூறு வாய்பாடு \( \mathrm{C_2H_2} \). அடிநிலையில் கார்பனின் இணைதிறன் கூட்டின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( [\mathrm{He}] 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^0 \). கார்பனின் இணைதிறனைப் பூர்த்தி செய்ய, 2s ஆர்பிட்டாலில் இருந்து \( 2p_z \) ஆர்பிட்டாலுக்கு ஒரு எலக்ட்ரானை உற்சாக நிலையில் உயர்த்தவும்.

அசிட்டிலீன் மூலக்கூறில், இரண்டு கார்பன் அணுக்களும் \( sp \) கலப்பின நிலையில் உள்ளன. 2s மற்றும் \( 2p_x \) ஆர்பிட்டால்கள் கலந்து, மூலக்கூறு அச்சில் (x-அச்சு) ஒரு நேர் கோட்டில் அமைந்துள்ள இரண்டு சமமான \( sp \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களை விளைவிக்கின்றன. கலப்பினமாக்கப்படாத \( 2p_y \) மற்றும் \( 2p_z \) ஆர்பிட்டால்கள் மூலக்கூறு அச்சுக்கு செங்குத்தாக உள்ளன.

சிக்மா பிணைப்பு உருவாதல்:

ஒவ்வொரு கார்பனின் இரண்டு \( sp \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களில் ஒன்று ஒன்றுடன் ஒன்று நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து ஒரு C-C சிக்மா பிணைப்பு உருவாவதில் விளைகிறது. இரண்டு கார்பன்களின் மற்ற \( sp \) கலப்பின ஆர்பிட்டால், இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் 1s ஆர்பிட்டால்களுடன் நேரியல் முறையில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து இரண்டு C-H சிக்மா பிணைப்புகள் உருவாவதற்கு வழிவகுக்கிறது.

பை பிணைப்பு உருவாதல்:

ஒவ்வொரு கார்பனின் கலப்பினமாக்கப்படாத \( 2p_y \) மற்றும் \( 2p_z \) ஆர்பிட்டால்கள் பக்கவாட்டில் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்கின்றன. இந்த பக்கவாட்டு ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்தல், படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி இரண்டு கார்பன் அணுக்களுக்கிடையே இரண்டு பை பிணைப்புகள் \( (p_y - p_y \text{ மற்றும் } p_z - p_z) \) உருவாவதில் விளைகிறது.

உங்களை நீங்களே மதிப்பீடு செய்யுங்கள்

8. கலப்பினமாக்கல் கருத்தைப் பயன்படுத்தி \( \mathrm{SF_4} \) மற்றும் \( \mathrm{CCl_4} \) இல் உள்ள பிணைப்பு உருவாவதை விளக்குங்கள்.

9. \( \mathrm{N_2^+} \) இன் கவனிக்கப்பட்ட பிணைப்பு நீளம் \( \mathrm{N_2} \) ஐ விட அதிகமாக உள்ளது, அதே சமயம் \( \mathrm{NO^+} \) இல் உள்ள பிணைப்பு நீளம் NO இல் உள்ளதை விட குறைவாக உள்ளது. ஏன்?

10.10 மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கோட்பாடு

லூயிஸ் கருத்து மற்றும் இணைதிறன் பிணைப்பு கோட்பாடு ஆகியவை வேதியியல் பிணைப்பு மற்றும் மூலக்கூறு கட்டமைப்பை தரமான முறையில் விளக்குகின்றன. மூலக்கூறுகளின் சில கவனிக்கப்பட்ட பண்புகளை விவரிக்க இரண்டு அணுகுமுறைகளும் போதுமானதாக இல்லை. எடுத்துக்காட்டாக, இந்த கோட்பாடுகள் ஆக்ஸிஜன் எதிர் காந்தப் பொருள் என்று கணித்துள்ளன. இருப்பினும், திரவ வடிவில் உள்ள ஆக்ஸிஜன் வலுவான காந்தத்தின் முனைகளை நோக்கி ஈர்க்கப்பட்டது, இது ஆக்ஸிஜன் இணை காந்தப் பொருள் என்பதைக் குறிக்கிறது. இந்த இரண்டு கோட்பாடுகளும் பிணைப்பு உருவாக்கத்தை எலக்ட்ரான் ஜோடிகளின் அடிப்படையில் கருதியதால், அவை இணை காந்த மூலக்கூறுகளின் பிணைப்பு தன்மையை விளக்கத் தவறுகின்றன. எஃப். ஹண்ட் மற்றும் ராபர்ட் எஸ். முல்லிகன் ஆகியோர் மூலக்கூறுகளின் காந்த நடத்தையை விளக்கும் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கோட்பாடு எனப்படும் ஒரு பிணைப்புக் கோட்பாட்டை உருவாக்கினர்.

மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கோட்பாட்டின் (MOT) முக்கிய அம்சங்கள்

1. அணுக்கள் மூலக்கூறுகளை உருவாக்க இணையும்போது, அவற்றின் தனிப்பட்ட அணு ஆர்பிட்டால்கள் தங்கள் அடையாளத்தை இழந்து மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் எனப்படும் புதிய ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்குகின்றன.
2. மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களின் வடிவங்கள், இணைந்த அணு ஆர்பிட்டால்களின் வடிவங்களைப் பொறுத்தது.
3. உருவாகும் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களின் எண்ணிக்கை, இணைந்த அணு ஆர்பிட்டால்களின் எண்ணிக்கையைப் போன்றதாகும். உருவாகும் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களில் பாதி எண்ணிக்கையிலானவை தொடர்புடைய அணு ஆர்பிட்டாலை விட குறைந்த ஆற்றலைக் கொண்டிருக்கும், அதே சமயம் மீதமுள்ள மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் அதிக ஆற்றலைக் கொண்டிருக்கும். குறைந்த ஆற்றல் கொண்ட மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் என்றும், அதிக ஆற்றல் கொண்டது எதிர்ப்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் என்றும் அழைக்கப்படுகிறது. பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் \( \sigma \) (சிக்மா), \( \pi \) (பை), \( \delta \) (டெல்டா) எனக் குறிப்பிடப்படுகின்றன, மேலும் தொடர்புடைய எதிர்ப்பிணைப்பு ஆர்பிட்டால்கள் \( \sigma^* \), \( \pi^* \) மற்றும் \( \delta^* \) எனக் குறிக்கப்படுகின்றன.
4. ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள எலக்ட்ரான்கள் புதிதாக உருவான மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களில் இடமளிக்கப்படுகின்றன. இந்த ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்களை நிரப்புவது, அணு ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்களை நிரப்புவதைப் போலவே, ஆஃப்பாவ் கொள்கை, பாலியின் விலக்கல் கொள்கை மற்றும் ஹண்டின் விதியைப் பின்பற்றுகிறது.
5. பிணைப்பு வரிசையானது இரண்டு இணைந்த அணுக்களுக்கிடையேயான சக பிணைப்புகளின் எண்ணிக்கையைக் கொடுக்கிறது. ஒரு மூலக்கூறின் பிணைப்பு வரிசையை பின்வரும் சமன்பாட்டைப் பயன்படுத்தி கணக்கிட முடியும்

இதில், \( N_b = \) பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களில் உள்ள மொத்த எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை \( N_a = \) எதிர்ப்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களில் உள்ள மொத்த எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை

பூஜ்ஜிய மதிப்பின் பிணைப்பு வரிசையானது மூலக்கூறு இல்லை என்பதைக் குறிக்கிறது.

10.10.1 அணு ஆர்பிட்டால்களின் நேரியல் சேர்க்கை

மூலக்கூறுக்கான ஷ்ரோடிங்கர் அலைச் சமன்பாட்டைத் தீர்ப்பதன் மூலம் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களுக்கான அலைச் சார்புகளைப் பெறலாம். ஷ்ரோடிங்கர் சமன்பாட்டைத் தீர்ப்பது மிகவும் சிக்கலானது என்பதால், மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களுக்கான அலைச் சார்புகளைப் பெற தோராய முறைகள் பயன்படுத்தப்படுகின்றன. மிகவும் பொதுவான முறை அணு ஆர்பிட்டால்களின் நேரியல் சேர்க்கை (LCAO) ஆகும்.

அணு ஆர்பிட்டால்கள் அலைச் சார்பு \( \psi \) ஆல் குறிப்பிடப்படுகின்றன என்பதை நாம் அறிவோம். ஒப்பிடத்தக்க ஆற்றலைக் கொண்ட \( \psi_A \) மற்றும் \( \psi_B \) என்ற அலைச் சார்பால் குறிப்பிடப்படும் இரண்டு அணு ஆர்பிட்டால்கள் இணைந்து இரண்டு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்குகின்றன. ஒன்று பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் \( (\psi_{\text{bonding}}) \) மற்றும் மற்றொன்று எதிர்ப்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் \( (\psi_{\text{antibonding}}) \). இந்த இரண்டு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களுக்கான அலைச் சார்புகளை, அணு ஆர்பிட்டால்கள் \( \psi_A \) மற்றும் \( \psi_B \) இன் நேரியல் சேர்க்கையால் கீழே காட்டியுள்ளபடி பெறலாம்.

பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் உருவாவதை அணு ஆர்பிட்டால்களின் ஆக்கபூர்வமான குறுக்கீட்டின் விளைவாகவும், எதிர்ப்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் உருவாவதை அணு ஆர்பிட்டால்களின் அழிவு குறுக்கீட்டின் விளைவாகவும் கருதலாம். இரண்டு 1s ஆர்பிட்டால்களிலிருந்து இரண்டு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் உருவாவது கீழே காட்டப்பட்டுள்ளது.

10.10.2 சில ஓரின அணுக்கரு ஈரணு மூலக்கூறுகளில் பிணைப்பு

ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறின் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் வரைபடம் \( \mathrm{H_2} \)

H அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^1 \)

\( \mathrm{H_2} \) மூலக்கூறின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( \sigma_{1s}^2 \)

பிணைப்பு வரிசை \( = \frac{N_b - N_a}{2} = \frac{2 - 0}{2} = 1 \)

மூலக்கூறில் இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் இல்லை. எனவே, இது எதிர் காந்தப் பொருள்.

லித்தியம் மூலக்கூறின் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் வரைபடம் \( \mathrm{Li_2} \)

Li அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^1 \)

\( \mathrm{Li_2} \) மூலக்கூறின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( \sigma_{1s}^2, \sigma_{1s}^{*2}, \sigma_{2s}^2 \)

பிணைப்பு வரிசை \( = \frac{N_b - N_a}{2} = \frac{4 - 2}{2} = 1 \)

மூலக்கூறில் இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் இல்லை. எனவே இது எதிர் காந்தப் பொருள்.

போரான் மூலக்கூறின் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் வரைபடம் \( \mathrm{B_2} \)

B அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^2 2p^1 \)

\( \mathrm{B_2} \) மூலக்கூறின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( \sigma_{1s}^2, \sigma_{1s}^{*2}, \sigma_{2s}^2, \sigma_{2s}^{*2}, \pi_{2p_y}^1, \pi_{2p_z}^1 \)

பிணைப்பு வரிசை \( = \frac{N_b - N_a}{2} = \frac{6 - 4}{2} = 1 \)

மூலக்கூறில் இரண்டு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன. எனவே இது இணை காந்தப் பொருள்.

கார்பன் மூலக்கூறின் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் வரைபடம் \( \mathrm{C_2} \)

C அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^2 2p^2 \)

\( \mathrm{C_2} \) மூலக்கூறின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( \sigma_{1s}^2, \sigma_{1s}^{*2}, \sigma_{2s}^2, \pi_{2p_y}^2, \pi_{2p_z}^2 \)

பிணைப்பு வரிசை \( = \frac{N_b - N_a}{2} = \frac{8 - 4}{2} = 2 \)

மூலக்கூறில் இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் இல்லை. எனவே, இது எதிர் காந்தப் பொருள்.

நைட்ரஜன் மூலக்கூறின் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் வரைபடம் \( \mathrm{N_2} \)

N அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^2 2p^3 \)

\( \mathrm{N_2} \) மூலக்கூறின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( \sigma_{1s}^2, \sigma_{1s}^{*2}, \sigma_{2s}^2, \sigma_{2s}^{*2}, \pi_{2p_y}^2, \pi_{2p_z}^2, \sigma_{2p_x}^2 \)

பிணைப்பு வரிசை \( = \frac{N_b - N_a}{2} = \frac{10 - 4}{2} = 3 \)

மூலக்கூறில் இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் இல்லை. எனவே, இது எதிர் காந்தப் பொருள்.

ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறின் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் வரைபடம் \( \mathrm{O_2} \)

O அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^2 2p^4 \)

\( \mathrm{O_2} \) மூலக்கூறின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( \sigma_{1s}^2, \sigma_{1s}^{*2}, \sigma_{2s}^2, \sigma_{2s}^{*2}, \sigma_{2p_x}^2, \pi_{2p_y}^2, \pi_{2p_z}^2, \pi_{2p_y}^{*1}, \pi_{2p_z}^{*1} \)

பிணைப்பு வரிசை \( = \frac{N_b - N_a}{2} = \frac{10 - 6}{2} = 2 \)

மூலக்கூறில் இரண்டு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன. எனவே, இது இணை காந்தப் பொருள்.

10.10.3 சில பல்லின அணுக்கரு ஈரணு மூலக்கூறுகளில் பிணைப்பு

கார்பன் மோனாக்சைடு மூலக்கூறின் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் வரைபடம் (CO)

C அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^2 2p^2 \)

O அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^2 2p^4 \)

CO மூலக்கூறின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( \sigma_{1s}^2, \sigma_{1s}^{*2}, \sigma_{2s}^2, \sigma_{2s}^{*2}, \pi_{2p_y}^2, \pi_{2p_z}^2, \sigma_{2p_x}^2 \)

பிணைப்பு வரிசை \( = \frac{N_b - N_a}{2} = \frac{10 - 4}{2} = 3 \)

மூலக்கூறில் இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் இல்லை. எனவே, இது எதிர் காந்தப் பொருள்.

நைட்ரிக் ஆக்சைடு மூலக்கூறின் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் வரைபடம் (NO)

N அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^2 2p^3 \)

O அணுவின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு \( 1s^2 2s^2 2p^4 \)

NO மூலக்கூறின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு: \( \sigma_{1s}^2, \sigma_{1s}^{*2}, \sigma_{2s}^2, \sigma_{2s}^{*2}, \pi_{2p_y}^2, \pi_{2p_z}^2, \sigma_{2p_x}^2, \pi_{2p_y}^{*1} \)

பிணைப்பு வரிசை \( = \frac{N_b - N_a}{2} = \frac{10 - 5}{2} = 2.5 \)

மூலக்கூறில் ஒரு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான் உள்ளது. எனவே, இது இணை காந்தப் பொருள்.

10.11 உலோகப் பிணைப்பு

உலோகங்கள் மினுமினுப்பு, அதிக அடர்த்தி, அதிக மின் மற்றும் வெப்ப கடத்துத்திறன், இணக்கத்தன்மை மற்றும் நெகிழ்வுத்தன்மை, மற்றும் அதிக உருகும் மற்றும் கொதிக்கும் நிலைகள் போன்ற சில சிறப்புப் பண்புகளைக் கொண்டுள்ளன. ஒரு உலோகப் படிகத்தில் உலோகத்தின் அணுக்களை மிகவும் நெருக்கமாக வைத்திருக்கும் விசைகள் பொதுவாக உலோகப் பிணைப்பு எனப்படுவதை உருவாக்குகின்றன. உலோகப் பிணைப்பு என்பது ஒரு மின்தடை பிணைப்பு (அயனிப் பிணைப்பு) மட்டுமல்ல, ஏனெனில் பிந்தையது வெவ்வேறு மின்னெதிர்த் திறன்களைக் கொண்ட அணுக்களுக்கிடையில் உருவாகிறது. இதேபோல், உலோகப் பிணைப்பு என்பது ஒரு சக பிணைப்பு அல்ல, ஏனெனில் உலோக அணுக்கள் ஒரு படிகத்தில் 8 அல்லது 12 அண்டை உலோக அணுக்களுடன் பரஸ்பர பகிர்வுக்கு போதுமான இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டிருக்கவில்லை. எனவே, உலோகப் பிணைப்பை விளக்க ஒரு புதிய கோட்பாட்டை நாம் தேட வேண்டும். முதல் வெற்றிகரமான கோட்பாடு ட்ரூட் மற்றும் லோரென்ஸ் ஆகியோரால் உருவாக்கப்பட்டது, இது உலோகப் படிகத்தை இலவச எலக்ட்ரான்களின் வாயுவில் மூழ்கிய நேர்மின் அயனிகளின் கூட்டமைப்பாகக் கருதுகிறது. இலவச எலக்ட்ரான்கள் உலோகத்தின் அணுக்களின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் அயனியாக்கம் காரணமாகும். அணுக்களின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் படிகத்தில் உள்ள அனைத்து அயனிகளாலும் சுதந்திரமாகப் பகிரப்படுவதால், உலோகப் பிணைப்பு எலக்ட்ரானிக் பிணைப்பு என்றும் குறிப்பிடப்படுகிறது. இலவச எலக்ட்ரான்கள் ஒன்றையொன்று விலக்குவதால், அவை உலோக அயனிகளைச் சுற்றி ஒரே மாதிரியாக விநியோகிக்கப்படுகின்றன. உலோகங்களின் பல இயற்பியல் பண்புகளை இந்தக் கோட்பாடு விளக்க முடியும், இருப்பினும் விதிவிலக்குகள் உள்ளன.

உலோக அயனிகளுக்கும் இலவச எலக்ட்ரான்களுக்கும் இடையிலான மின்னியல் ஈர்ப்பு, அதிக எண்ணிக்கையிலான அருகிலுள்ள உலோக அயனிகளுடன் ஒரு முப்பரிமாண நெருக்கமான பொதி படிகத்தை அளிக்கிறது. எனவே, உலோகங்கள் அதிக அடர்த்தியைக் கொண்டுள்ளன. நெருக்கமான பொதி கட்டமைப்பில் இயந்திர சுமையின் போது இயக்கம் ஏற்படக்கூடிய பல நழுவுத் தளங்கள் இருப்பதால், உலோகம் இணக்கத்தன்மையைப் பெறுகிறது. தூய உலோகங்கள் இயந்திர சுமையின் கீழ் உடைவதற்கு முன் 40 முதல் 60% நீட்சிக்கு உட்படலாம். ஒவ்வொரு உலோக அயனியும் எல்லாத் திசைகளிலும் எலக்ட்ரான் மேகத்தால் சூழப்பட்டிருப்பதால், உலோகப் பிணைப்புக்கு திசைப் பண்புகள் இல்லை.

எலக்ட்ரான்கள் நேர்மின் அயனிகளைச் சுற்றி சுதந்திரமாக நகர்வதால், உலோகங்கள் அதிக மின் மற்றும் வெப்ப கடத்துத்திறனை வெளிப்படுத்துகின்றன. உலோக மினுமினுப்பு என்பது எலக்ட்ரான் மேகத்தால் ஒளி பிரதிபலிப்பதன் காரணமாகும். உலோகப் பிணைப்பு போதுமான அளவு வலுவாக இருப்பதால், உலோக அணுக்கள் திரவமாகவோ அல்லது வாயுவாகவோ பிரிவதற்குத் தயங்குகின்றன, எனவே உலோகங்கள் அதிக உருகும் மற்றும் கொதிக்கும் நிலைகளைக் கொண்டுள்ளன.

உலோகத்தில் உள்ள பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கோட்பாட்டால் சிறப்பாகக் கையாளப்படுகிறது. இந்தக் கோட்பாட்டின் படி, ஒரு படிகத்தில் உள்ள பெரிய எண்ணிக்கையிலான அணுக்களின் அணு ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேர்ந்து எண்ணற்ற பிணைப்பு மற்றும் எதிர்ப்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களை எந்தப் பட்டை இடைவெளியும் இல்லாமல் உருவாக்குகின்றன. பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் ஒவ்வொன்றிலும் ஒரு எலக்ட்ரான் ஜோடியுடன் முழுமையாக நிரப்பப்படுகின்றன, மேலும் எதிர்ப்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் காலியாக உள்ளன. பட்டை இடைவெளி இல்லாதது உலோகங்களின் அதிக மின் கடத்துத்திறனுக்குக் காரணம். அதிக வெப்ப கடத்துத்திறன் என்பது பல எலக்ட்ரான்களை இணைதிறன் பட்டையிலிருந்து கடத்து பட்டைக்கு வெப்ப உற்சாகம் செய்வதன் காரணமாகும். வெப்பநிலை அதிகரிப்புடன், மின் கடத்துத்திறன் குறைகிறது, ஏனெனில் படிகத்திற்குள் எலக்ட்ரான்களின் சுதந்திர இயக்கத்திற்குத் தேவையான சீரான படிக அமைப்பை சீர்குலைக்கும் அணிக்கோவை அயனிகளின் வெப்ப இயக்கம் காரணமாகும். பெரும்பாலான உலோகங்கள் செம்பு, வெள்ளி மற்றும் தங்கம் தவிர கருப்பு நிறத்தில் இருக்கும். இது அனைத்து அலைநீளங்களின் ஒளியை உறிஞ்சுவதால் ஏற்படுகிறது. அனைத்து அலைநீளங்களின் ஒளியை உறிஞ்சுவது உலோகங்களில் பட்டை இடைவெளி இல்லாததால் ஏற்படுகிறது.

சுருக்கம்

மூலக்கூறுகளில், அணுக்கள் வேதியியல் பிணைப்புகள் எனப்படும் ஈர்ப்பு விசைகளால் ஒன்றாகப் பிடிக்கப்படுகின்றன. வேதியியல் பிணைப்புக்கான தர்க்கரீதியான விளக்கத்தை வழங்கிய முதல் நபர்கள் கோசெல் மற்றும் லூயிஸ் ஆவர். பிணைப்பு உருவாக்கத்தின் போது, ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான்களை இழப்பதன் மூலமோ, பெறுவதன் மூலமோ அல்லது பகிர்ந்து கொள்வதன் மூலமோ அணுக்கள் அருகிலுள்ள மந்த வாயு எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பை அடைய முயற்சிக்கின்றன என்று அவர்கள் முன்மொழிந்தனர். மந்த வாயுக்கள் அவற்றின் இணைதிறன் கூட்டில் எட்டு எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளன, இது ஒரு நிலையான எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பாகக் கருதப்படுகிறது. வேதியியல் பிணைப்புக்கான கோசெல்-லூயிஸ் அணுகுமுறையின் கருத்து எண்கிட்டி விதிக்கு வழிவகுத்தது, இது “வேதியியல் பிணைப்பில் ஈடுபட்டுள்ள அனைத்து அணுக்களும் தங்கள் வெளிக்கூட்டில் (இணைதிறன் கூடு) 8 எலக்ட்ரான்களைப் பெறும் வகையில் அணுக்கள் எலக்ட்ரான்களை மாற்றுகின்றன அல்லது பகிர்ந்து கொள்கின்றன” என்று கூறுகிறது.

பல்வேறு வகையான வேதியியல் பிணைப்புகள் உள்ளன. சோடியம் குளோரைடு போன்ற சேர்மங்களில், சோடியம் அணு ஒரு எலக்ட்ரானை இழக்கிறது, இது குளோரின் அணுவால் ஏற்றுக்கொள்ளப்பட்டு \( \mathrm{Na^+} \) மற்றும் \( \mathrm{Cl^-} \) அயனிகள் உருவாவதில் விளைகிறது. இந்த இரண்டு அயனிகளும் மின்னியல் ஈர்ப்பு விசைகளால் ஒன்றாகப் பிடிக்கப்படுகின்றன. இந்த வகையான வேதியியல் பிணைப்பு அயனிப் பிணைப்பு அல்லது மின்தடை பிணைப்பு என அழைக்கப்படுகிறது. சில சேர்மங்களில், எலக்ட்ரான்களை முழுமையாக மாற்றுவதற்குப் பதிலாக, எலக்ட்ரான்கள் இரண்டு பிணைக்கும் அணுக்களாலும் பகிரப்படுகின்றன. இரண்டு இணைந்த அணுக்களும் பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான்களை நோக்கிய தங்கள் பரஸ்பர ஈர்ப்பால் ஒன்றாகப் பிடிக்கப்படுகின்றன. இந்த வகையான பிணைப்பு சக பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது. கூடுதலாக, மற்றொரு பிணைப்பு வகை ஒருங்கிணைப்பு சக பிணைப்பு உள்ளது, அங்கு ஒரு சக பிணைப்பின் பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான்கள் இணைந்த அணுக்களில் ஒன்றால் மட்டுமே வழங்கப்படுகின்றன. உலோகப் பிணைப்பு என்பது உலோகங்களில் காணப்படும் மற்றொரு வகை பிணைப்பாகும்.

லூயிஸ் கோட்பாடு VSEPR கோட்பாட்டுடன் இணைந்து மூலக்கூறுகளின் வடிவத்தைக் கணிப்பதில் பயனுள்ளதாக இருக்கும். இந்தக் கோட்பாட்டின் படி, மூலக்கூறின் வடிவம் மைய அணுவைச் சுற்றியுள்ள இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் ஜோடிகளின் (தனி ஜோடிகள் மற்றும் பிணைப்பு ஜோடிகள்) எண்ணிக்கையைப் பொறுத்தது. மைய அணுவைச் சுற்றியுள்ள ஒவ்வொரு ஜோடி இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களும் ஒன்றையொன்று விலக்குகின்றன, எனவே, அவற்றுக்கிடையேயான விலக்கலைக் குறைக்க அவை முப்பரிமாண இடத்தில் முடிந்தவரை வெகு தொலைவில் அமைந்துள்ளன.

ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறில் உள்ள சக பிணைப்பு உருவாவதை எலக்ட்ரான்களின் அலை இயக்கவியலின் அடிப்படையில் விளக்க ஒரு கோட்பாட்டு சிகிச்சையை ஹெயிட்லர் மற்றும் லண்டன் வழங்கினர். இது பாலிங் மற்றும் ஸ்லேட்டரால் மேலும் வளர்க்கப்பட்டது. இந்தக் கோட்பாட்டின் படி, இரண்டு அணுக்களின் பாதி நிரப்பப்பட்ட ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது, அவற்றுக்கிடையே ஒரு சக பிணைப்பு உருவாகும். லினஸ் பாலிங் கலப்பினமாக்கல் என்ற கருத்தை அறிமுகப்படுத்தினார். கலப்பினமாக்கல் என்பது ஒரே அணுவின் ஒப்பிடத்தக்க ஆற்றலைக் கொண்ட அணு ஆர்பிட்டால்களை கலந்து, அதே ஆற்றலுடன் கூடிய சம எண்ணிக்கையிலான புதிய சமமான ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்கும் செயல்முறையாகும். sp, \( sp^2 \), \( sp^3 \), \( sp^3d \), \( sp^3d^2 \) போன்ற பல்வேறு வகையான கலப்பினமாக்கல்கள் உள்ளன.

எஃப். ஹண்ட் மற்றும் ராபர்ட் எஸ். முல்லிகன் ஆகியோர் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கோட்பாடு எனப்படும் ஒரு பிணைப்புக் கோட்பாட்டை உருவாக்கினர். இந்தக் கோட்பாட்டின் படி, அணுக்கள் மூலக்கூறுகளை உருவாக்க இணையும்போது, அவற்றின் தனிப்பட்ட அணு ஆர்பிட்டால்கள் தங்கள் அடையாளத்தை இழந்து மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் எனப்படும் புதிய ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்குகின்றன. இந்த ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்களை நிரப்புவது, அணு ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்களை நிரப்புவதைப் போலவே, ஆஃப்பாவ் கொள்கை, பாலியின் விலக்கல் கொள்கை மற்றும் ஹண்டின் விதியைப் பின்பற்றுகிறது.

மதிப்பீடு

I. சிறந்த விடையைத் தேர்ந்தெடுக்கவும்.

1. பின்வரும் எந்த சேர்மத்தில் மைய அணு எண்கிட்டி விதிக்குக் கீழ்ப்படிகிறது? a) \( \mathrm{XeF_4} \) b) \( \mathrm{AlCl_3} \) c) \( \mathrm{SF_6} \) d) \( \mathrm{SCl_2} \)

2. \( \mathrm{O_A = C = O_B} \) மூலக்கூறில் \( \mathrm{O_A} \), C மற்றும் \( \mathrm{O_B} \) ஆகியவற்றின் முறையான மின்னூட்டங்கள் முறையே a) -1, 0, +1 b) +1, 0, -1 c) -2, 0, +2 d) 0, 0, 0

3. பின்வருவனவற்றில் எது எலக்ட்ரான் குறைபாடு கொண்டது? a) \( \mathrm{PH_3} \) b) \( (\mathrm{CH_3})_2 \) c) \( \mathrm{BH_3} \) d) \( \mathrm{NH_3} \)

4. பின்வரும் எந்த மூலக்கூறுகளில் \( \pi \) பிணைப்பு இல்லை? a) \( \mathrm{SO_2} \) b) \( \mathrm{NO_2} \) c) \( \mathrm{CO_2} \) d) \( \mathrm{H_2O} \)

5. 2-பியூட்டைனில் உள்ள சிக்மா \( (\sigma) \) மற்றும் பை \( (\pi) \) பிணைப்புகளின் விகிதம் a) \( \frac{8}{3} \) b) \( \frac{5}{3} \) c) \( \frac{8}{2} \) d) \( \frac{9}{2} \)

6. சல்பர் டெட்ராஃப்ளூரைடு மூலக்கூறின் சாத்தியமான பிணைப்புக் கோணங்கள் எவை? a) \( 120^\circ, 80^\circ \) b) \( 109^\circ 28' \) c) \( 90^\circ \) d) \( 89^\circ, 117^\circ \)

7. கூற்று: ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறு இணை காந்தப் பொருள். காரணம்: இது அதன் பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டாலில் இரண்டு இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது. a) கூற்று மற்றும் காரணம் இரண்டும் உண்மை மற்றும் காரணம் என்பது கூற்றுக்கான சரியான விளக்கமாகும் b) கூற்று மற்றும் காரணம் இரண்டும் உண்மை ஆனால் காரணம் என்பது கூற்றுக்கான சரியான விளக்கமல்ல c) கூற்று உண்மை ஆனால் காரணம் தவறு d) கூற்று மற்றும் காரணம் இரண்டும் தவறு

8. இணைதிறன் பிணைப்பு கோட்பாட்டின் படி, இரண்டு அணுக்களுக்கிடையேயான பிணைப்பு எப்போது உருவாகிறது? a) முழுமையாக நிரப்பப்பட்ட அணு ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது b) பாதி நிரப்பப்பட்ட அணு ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது c) பிணைப்பு அல்லாத அணு ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது d) காலியான அணு ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது

9. \( \mathrm{ClF_3} \), \( \mathrm{NF_3} \) மற்றும் \( \mathrm{BF_3} \) மூலக்கூறுகளில் குளோரின், நைட்ரஜன் மற்றும் போரான் அணுக்கள் முறையே a) \( sp^3 \) கலப்பினமாக்கப்பட்டவை b) \( sp^3 \), \( sp^3 \) மற்றும் \( sp^2 \) c) \( sp^2 \) கலப்பினமாக்கப்பட்டவை d) \( sp^3d \), \( sp^3 \) மற்றும் \( sp^2 \) கலப்பினமாக்கப்பட்டவை

10. ஒரு s மற்றும் மூன்று p ஆர்பிட்டால்கள் கலப்பினமாக்கும்போது, a) ஒன்றுக்கொன்று \( 90^\circ \) கோணத்தில் நான்கு சமமான ஆர்பிட்டால்கள் உருவாகும் b) ஒன்றுக்கொன்று \( 109^\circ 28' \) கோணத்தில் நான்கு சமமான ஆர்பிட்டால்கள் உருவாகும்

11. பின்வரும் எது அவற்றின் பிணைப்பு வரிசையின் அதிகரிக்கும் வரிசையின் சரியான வரிசையைக் குறிக்கிறது? a) \( \mathrm{C_2 < C_2^{2-} < O_2^{2-} < O_2} \) b) \( \mathrm{C_2^{2-} < C_2^+ < O_2 < O_2^{2-}} \) c) \( \mathrm{O_2^{2-} < O_2 < C_2^{2-} < C_2^+} \) d) \( \mathrm{O_2^{2-} < C_2^+ < O_2 < C_2^{2-}} \)

12. \( \mathrm{PCl_5} \) இல் உள்ள மைய அணுவின் கலப்பினமாக்கல் ஆர்பிட்டால்களின் கலவையை உள்ளடக்கியது. a) \( s, p_x, p_y, d_{xy}, d_{x^2 - y^2} \) b) \( s, p_x, p_y, p_{xy}, d_{x^2 - y^2} \) c) \( s, p_x, p_y, p_z, d_{x^2 - y^2} \) d) \( s, p_x, p_y, d_{xy}, d_{x^2 - y^2} \)

13. ஹைட்ரஜன் பெராக்சைடு, ஓசோன் மற்றும் ஆக்ஸிஜனில் O-O பிணைப்பு நீளத்தின் சரியான வரிசை a) \( \mathrm{H_2O_2 > O_3 > O_2} \) b) \( \mathrm{O_2 > O_3 > H_2O_2} \) c) \( \mathrm{O_2 > H_2O_2 > O_3} \) d) \( \mathrm{O_3 > O_2 > H_2O_2} \)

14. பின்வருவனவற்றில் எது எதிர் காந்தப் பொருள்? a) \( \mathrm{O_2} \) b) \( \mathrm{O_2^{2-}} \) c) \( \mathrm{O_2^+} \) d) இவை எதுவுமில்லை

15. ஒரு இனத்தின் பிணைப்பு வரிசை 2.5 ஆகும், மேலும் அதன் பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டாலில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை 8 ஆக காணப்படுகிறது. அதன் எதிர்ப்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டாலில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை a) மூன்று b) நான்கு c) பூஜ்ஜியம் d) கொடுக்கப்பட்ட தகவலிலிருந்து கணக்கிட முடியாது

16. \( \mathrm{IF_5} \) இன் வடிவம் மற்றும் கலப்பினமாக்கல் a) முக்கோண இருபட்டைக்கூம்பு, \( sp^3d^2 \) b) முக்கோண இருபட்டைக்கூம்பு, \( sp^3d \) c) சதுரப் பட்டைக்கூம்பு, \( sp^3d^2 \) d) எண்முகி, \( sp^3d^2 \)

17. பின்வருவனவற்றிலிருந்து தவறான கூற்றைத் தேர்ந்தெடுக்கவும் a) \( sp^3 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்கள் சமமானவை மற்றும் ஒன்றுக்கொன்று \( 109^\circ 28' \) கோணத்தில் உள்ளன b) \( dsp^2 \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்கள் சமமானவை மற்றும் அவற்றில் ஏதேனும் இரண்டிற்கும் இடையேயான பிணைப்புக் கோணம் \( 90^\circ \) ஆகும் c) அனைத்து ஐந்து \( sp^3d \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களும் சமமானவை அல்ல; இந்த ஐந்து \( sp^3d \) கலப்பின ஆர்பிட்டால்களில், மூன்று \( 120^\circ \) கோணத்தில் உள்ளன, மீதமுள்ள இரண்டு மற்ற மூன்றைக் கொண்டிருக்கும் தளத்திற்கு செங்குத்தாக உள்ளன d) இவை எதுவுமில்லை

18. ஒரே கலப்பினமாக்கல், வடிவம் மற்றும் தனி ஜோடி எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள் a) \( \mathrm{SeF_4, XeO_2F_2} \) b) \( \mathrm{SF_4, XeF_2} \) c) \( \mathrm{XeOF_4, TeF_4} \) d) \( \mathrm{SeCl_4, XeF_4} \)

19. பின்வரும் எந்த மூலக்கூறுகள்/அயனிகளில் \( \mathrm{BF_3, NO_2^-, H_2O} \) மைய அணு \( sp^2 \) கலப்பினமாக்கப்பட்டுள்ளது? a) \( \mathrm{NH_2^-} \) மற்றும் \( \mathrm{H_2O} \) b) \( \mathrm{NO_2^-} \) மற்றும் \( \mathrm{H_2O} \) c) \( \mathrm{BF_3} \) மற்றும் \( \mathrm{NO_2^-} \) d) \( \mathrm{BF_3} \) மற்றும் \( \mathrm{NH_2^-} \)

20. இரண்டு இனங்களின் \( \mathrm{NO_3^-} \) மற்றும் \( \mathrm{H_3O^+} \) பின்வரும் சில பண்புகள் கீழே விவரிக்கப்பட்டுள்ளன. அவற்றில் எது சரியானது? a) மைய அணுவிற்கு வெவ்வேறு கட்டமைப்புடன் கலப்பினமாக்கலில் ஒத்ததல்ல b) மைய அணுவிற்கு ஒரே கலப்பினமாக்கலுடன் சமகட்டமைப்பு c) மைய அணுவிற்கு வெவ்வேறு கலப்பினமாக்கல், ஒரே கட்டமைப்புடன் d) இவை எதுவுமில்லை

21. 2,3-பென்டாடையீனில் வலமிருந்து இடமாக உள்ள ஐந்து கார்பன் அணுக்களின் கலப்பினமாக்கலின் வகைகள் a) \( sp^3, sp^2, sp, sp^2, sp^3 \) b) \( sp^3, sp, sp, sp, sp^3 \) c) \( sp^2, sp, sp^2, sp^2, sp^3 \) d) \( sp^3, sp^3, sp^2, sp^3, sp^3 \)

22. \( \mathrm{XeF_2} \) உடன் சமகட்டமைப்பு கொண்டது a) \( \mathrm{SbCl_2} \) b) \( \mathrm{BaCl_2} \) c) \( \mathrm{TeF_2} \) d) \( \mathrm{ICl_2^-} \)

23. மீத்தேன், ஈத்தேன், ஈத்தீன் மற்றும் எத்தைனில் உள்ள கலப்பின ஆர்பிட்டால்களின் s-தன்மையின் சதவீதம் முறையே a) 25, 25, 33.3, 50 b) 50, 50, 33.3, 25 c) 50, 25, 33.3, 50 d) 50, 25, 25, 50

24. பின்வரும் மூலக்கூறுகளில், எது கார்பன் டை ஆக்சைடுக்கு ஒத்த வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது? a) \( \mathrm{SnCl_2} \) b) \( \mathrm{NO_2} \) c) \( \mathrm{C_2H_2} \) d) இவை அனைத்தும்

25. VSEPR கோட்பாட்டின் படி, எலக்ட்ரான்களின் வெவ்வேறு பகுதிகளுக்கிடையேயான விலக்கல் பின்வரும் வரிசையைப் பின்பற்றுகிறது. a) tj - tj > pj - pj > tj - pj b) pj - pj > pj - tj > tj - pj c) tj - tj > pj - tj > pj - pj d) pj - pj > tj - tj > pj - tj

26. \( \mathrm{ClF_3} \) இன் வடிவம் a) தள முக்கோணம் b) பட்டைக்கூம்பு c) ‘T’ வடிவம் d) இவை எதுவுமில்லை

27. பூஜ்ஜியமற்ற இருமுனைவுத்திறன் காட்டப்படுவது a) \( \mathrm{CO_2} \) b) p-டைகுளோரோபென்சீன் c) கார்பன் டெட்ராகுளோரைடு d) தண்ணீர்

28. ஒத்ததிர்வு கட்டமைப்புகளுக்கு பின்வரும் நிபந்தனைகளில் எது சரியானதல்ல? a) பங்களிக்கும் கட்டமைப்பு ஒரே எண்ணிக்கையிலான இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டிருக்க வேண்டும் b) பங்களிக்கும் கட்டமைப்புகள் ஒத்த ஆற்றல்களைக் கொண்டிருக்க வேண்டும் c) ஒத்ததிர்வு கலப்பினமானது எந்த பங்களிக்கும் கட்டமைப்பையும் விட அதிக ஆற்றலைக் கொண்டிருக்க வேண்டும் d) இவை எதுவுமில்லை

29. பின்வருவனவற்றில், அயனி, சக மற்றும் ஒருங்கிணைப்பு இணைப்புகளைக் கொண்ட சேர்மம் a) \( \mathrm{NH_4Cl} \) b) \( \mathrm{NH_3} \) c) \( \mathrm{NaCl} \) d) இவை எதுவுமில்லை

30. CaO மற்றும் NaCl ஒரே படிக அமைப்பையும் தோராயமாக ஒரே ஆரங்களையும் கொண்டுள்ளன. U என்பது NaCl இன் படிக ஆற்றல் எனில், CaO இன் தோராயமான படிக ஆற்றல் a) U b) 2U c) U/2 d) 4U

II. பின்வரும் கேள்விகளுக்கு சுருக்கமான விடையை எழுதுங்கள்.

31. பின்வருவனவற்றை வரையறுக்கவும் i) பிணைப்பு வரிசை ii) கலப்பினமாக்கல் iii) \( \sigma \)-பிணைப்பு

32. ஒரு பை பிணைப்பு என்றால் என்ன?

33. \( \mathrm{CH_4} \), \( \mathrm{NH_3} \) மற்றும் \( \mathrm{H_2O} \) இல், மைய அணு \( sp^3 \) கலப்பினமாக்கலுக்கு உட்படுகிறது - இருப்பினும் அவற்றின் பிணைப்புக் கோணங்கள் வேறுபடுகின்றன. ஏன்?

34. \( \mathrm{BF_3} \) இல் \( sp^2 \) கலப்பினமாக்கலை விளக்குங்கள்.

35. ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறுக்கான M.O வரைபடத்தை வரைந்து, அதன் பிணைப்பு வரிசையைக் கணக்கிட்டு, \( \mathrm{O_2} \) இணை காந்தப் பொருள் என்பதைக் காட்டுங்கள்.

36. CO இன் MO வரைபடத்தை வரைந்து அதன் பிணைப்பு வரிசையைக் கணக்கிடுங்கள்.

37. MO கோட்பாட்டில் அணு ஆர்பிட்டால்களின் நேரியல் சேர்க்கை என்ன என்பதைப் புரிந்து கொள்கிறீர்கள்?

38. MO கோட்பாட்டைப் பயன்படுத்தி \( \mathrm{N_2} \) மூலக்கூறு உருவாவதை விவாதிக்கவும்.

39. இருமுனைவுத்திறன் என்றால் என்ன?

40. கார்பன் டை ஆக்சைடு மூலக்கூறின் நேரியல் வடிவம் இரண்டு துருவ பிணைப்புகளைக் கொண்டுள்ளது, இருப்பினும் மூலக்கூறு பூஜ்ஜிய இருமுனைவுத்திறனைக் கொண்டுள்ளது. ஏன்?

41. பின்வரும் இனங்களுக்கான லூயிஸ் கட்டமைப்புகளை வரையவும். i) \( \mathrm{NO_3^-} \) ii) \( \mathrm{SO_4^{2-}} \) iii) \( \mathrm{HNO_3} \) iv) \( \mathrm{O_3} \)

42. \( \mathrm{BeCl_2} \) மற்றும் \( \mathrm{MgCl_2} \) இல் பிணைப்பு உருவாவதை விளக்குங்கள்.

43. எந்த பிணைப்பு வலிமையானது, \( \sigma \) அல்லது \( \pi \)? ஏன்?

44. பிணைப்பு ஆற்றலை வரையறுக்கவும்.

45. ஹைட்ரஜன் வாயு ஈரணு ஆனால் மந்த வாயுக்கள் ஓரணு - MO கோட்பாட்டின் அடிப்படையில் விளக்குங்கள்.

46. ஒரு துருவ சக பிணைப்பு என்றால் என்ன? எடுத்துக்காட்டுடன் விளக்குங்கள்.

47. x-அச்சை மூலக்கூறு அச்சாகக் கருதி, பின்வருவனவற்றில் எது ஒரு சிக்மா பிணைப்பை உருவாக்கும்? i) 1s மற்றும் \( 2p_y \) ii) \( 2p_x \) மற்றும் \( 2p_x \) iii) \( 2p_x \) மற்றும் \( 2p_z \) iv) 1s மற்றும் \( 2p_z \)

48. கார்பனேட் அயனியைப் பற்றி ஒத்ததிர்வுடன் விளக்குங்கள்.

49. எத்திலீன் மற்றும் அசிட்டிலீனில் பிணைப்பு உருவாவதை விளக்குங்கள்.

50. பின்வரும் வடிவியல்களில் எந்த வகையான கலப்பினமாக்கல்கள் சாத்தியமாகும்? a) எண்முகி b) நான்முகி c) சதுரத் தள

51. VSEPR கோட்பாட்டை விளக்குங்கள். இந்தக் கோட்பாட்டைப் பயன்படுத்தி \( \mathrm{IF_7} \) மற்றும் \( \mathrm{SF_6} \) இன் வடிவங்களைக் கணிக்கவும்.

52. \( \mathrm{CO_2} \) மற்றும் \( \mathrm{H_2O} \) இரண்டும் மூவணு மூலக்கூறுகள், ஆனால் அவற்றின் இருமுனைவுத்திறன் மதிப்புகள் வேறுபடுகின்றன. ஏன்?

53. பின்வருவனவற்றில் எது அதிக பிணைப்பு வரிசையைக் கொண்டுள்ளது? \( \mathrm{N_2^+} \), \( \mathrm{N_2^-} \) அல்லது \( \mathrm{N_2} \)?

54. அயனிப் பிணைப்பில் உள்ள சகத் தன்மையை விளக்குங்கள்.

55. பாஜன்ஸ் விதிகளை விவரிக்கவும்.

ICT மூலை

மூலக்கூறுகளின் வடிவங்கள் (VSEPR கோட்பாடு)

இந்தக் கருவியைப் பயன்படுத்துவதன் மூலம், வெவ்வேறு எண்ணிக்கையிலான பிணைப்புகள் மற்றும் தனி ஜோடிகளைக் கொண்ட மூலக்கூறுகளை உருவாக்கவும் காட்சிப்படுத்தவும் உங்களால் முடியும்.

URL https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/molecule-shapes_en.html (அல்லது) QR குறியீட்டை ஸ்கேன் செய்யவும்.

படிகள்:

• உலாவியைத் திறந்து கொடுக்கப்பட்ட URL ஐத் தட்டச்சு செய்யவும் (அல்லது) QR குறியீட்டை ஸ்கேன் செய்யவும்.
• இந்தப் பக்கத்தில் கொடுக்கப்பட்டுள்ள ‘models’ ஐகானை இரட்டைக் கிளிக் செய்யவும். இப்போது படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி இணையப் பக்கத்தைக் காண்பீர்கள்.
• இப்போது, பெட்டிகளில் உள்ள விருப்பங்களைப் பயன்படுத்தி பிணைப்பு ஜோடிகள் மற்றும் தனி ஜோடிகளின் எண்ணிக்கையைத் தேர்ந்தெடுப்பதன் மூலம், தொடர்புடைய மூலக்கூறு வடிவியலை நீங்கள் காட்சிப்படுத்தலாம்.
• “Show bond angles” விருப்பத்தைத் தேர்ந்தெடுப்பதன் மூலம் பிணைப்புகளுக்கிடையேயான கோணங்களைக் காணலாம்.
• தொடர்புடைய விருப்பத்தைத் தேர்ந்தெடுப்பதன் மூலம் மூலக்கூறு வடிவியல் மற்றும் எலக்ட்ரான் வடிவியல் ஆகியவற்றையும் நீங்கள் காட்சிப்படுத்தலாம்.

எளிய மூலக்கூறுகளின் கட்டமைப்பு:

“Real Molecules” ஐகானைத் தேர்ந்தெடுப்பதன் மூலம், கீழே காட்டப்பட்டுள்ளபடி ஒரு திரையைப் பார்க்க முடியும். இந்தத் திரையில், ஒரு மூலக்கூறைத் தேர்ந்தெடுக்க கீழ்தோன்றும் மெனுவைப் பயன்படுத்தவும். மூலக்கூறுகளில் உள்ள தனி ஜோடிகள் மற்றும் பிணைப்பு ஜோடிகளைக் காட்சிப்படுத்த விருப்பத்தைப் பயன்படுத்தவும்.