பாடங்கள் · அலகு 2 · பங்கீட்டுப் பிணைப்பு

பங்கீட்டுப் பிணைப்பும் லூயி கட்டமைப்புகளும்

முழுமையான பார்வை — பங்கீட்டுப் பிணைப்பு (Covalent Bond) ஏன் முக்கியம்?

நிலையற்ற இலத்திரன் நிலையமைப்பைக் கொண்ட மூலகங்கள், தம் வலுவளவு ஓட்டைப் பூர்த்தி செய்து உறுதித் தன்மையை அடைவதற்காகவே இரசாயனப் பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன. இலகுவில் இலத்திரன்களைக் கைவிடவோ முற்றாக ஏற்கவோ முடியாத, ஒத்த அல்லது நெருங்கிய மின்னெதிர்த் தன்மை கொண்ட அலோகங்கள் இணையும்போது, அவை இலத்திரன்களைப் பங்கிட்டுக் கொள்வதன் மூலம் அவ்வுறுதியைப் பெறுகின்றன; இவ்வாறு உருவாகும் பிணைப்பே பங்கீட்டுப் பிணைப்பு (covalent bond) எனப்படுகின்றது. நீர், காபனீரொட்சைட்டு, அம்மோனியா போன்ற நாம் தினமும் அறிந்த மூலக்கூறுகளும், அலகு 7 முதல் அலகு 10 வரை விரியும் சேதன இரசாயனவியல் முழுவதும், இவ்வொரு பிணைப்பு வகையின் மீதே கட்டியெழுப்பப்படுகின்றன. ஒரு மூலக்கூறின் வடிவத்தையும், முனைவுத் தன்மையையும், கொதிநிலையையும் முன்னறிவதற்கான முதற்படி அதன் சரியான லூயியின் புள்ளிக்கோட்டுக் கட்டமைப்பை (Lewis dot structure) வரைவதேயாகும். எனவே இப்பகுதி தேர்வுக்கான அடிப்படை மட்டுமன்றி, தொடரும் அலகுகளின் அத்திவாரமாகவும் அமைகின்றது.

பங்கீட்டுப் பிணைப்பு உருவாகும் முறை

பங்கீட்டுப் பிணைப்பு — ஐதரசன்
*Covalent bond — hydrogen*
Wikipedia → · CC

ஒரே மூலகத்தின் இரு அணுக்களாலோ அல்லது வேறுபட்ட மூலகங்களின் இரு அணுக்களாலோ ஒரு சோடி இலத்திரன்கள் பங்கிடப்படும்பொழுது பங்கீட்டுப் பிணைப்பு உருவாகின்றது. இங்கு ஒவ்வோர் அணுவும் ஒவ்வோர் இலத்திரனை வழங்குவதன் மூலம் ஒரு இலத்திரன் சோடி (electron pair) உருவாக்கப்படுகின்றது. இவ்விலத்திரன் சோடியானது இரு அணுக்கருக்களாலும் ஒரே நேரத்தில் கவரப்படுவதால், அது இரு அணுக்களையும் ஒன்றாகப் பிணைத்து வைக்கின்றது.

இதன் விளைவாக, பிணைந்த ஒவ்வோர் அணுவும் தான் தனித்து இருந்தபோது இல்லாத மிகுதியான இலத்திரன்களைப் பங்கீட்டின் மூலம் தன் வலுவளவு ஓட்டில் கணக்கிட முடிகின்றது. எனவே, இரு அணுக்களும் தத்தம் வலுவளவு ஓட்டு இலத்திரன்களின் மொத்த எண்ணிக்கையைக் கருதும்போது உறுதியான இலத்திரன் அமைப்பைப் பெறுகின்றன. அயன் பிணைப்பு இலத்திரன்களை முற்றாக மாற்றுவதன் மூலம் கற்றயன், அனயன் ஆகியவற்றை உருவாக்க, பங்கீட்டுப் பிணைப்பு இலத்திரன்களைப் பகிர்வதன் மூலமே உறுதியை அடைகின்றது என்பது இவ்விரண்டுக்கும் இடையிலான அடிப்படை வேறுபாடாகும்.

இரசாயனப் பிணைப்பு வகைகள்

அட்டம விதியும் அதன் எல்லைகளும்

CO₂ அட்டம லூயி கட்டமைப்பு
*CO₂ octet Lewis structure*
Wikipedia → · CC

கஸ்வெல்லும் லூயியும் (Kossel மற்றும் Lewis ஆகியோர்), ஒரு மூலகத்தின் வலுவளவு ஓடு அதன் உச்சப் பெறுமானமான எட்டு (8) இலத்திரன்களால் நிரப்பப்படும்போது அம்மூலகம் உறுதியான இலத்திரன் நிலையமைப்பைப் பெறுகின்றது எனக் கருதினர். எட்டு இலத்திரன்களைக் கொண்ட இவ்வுறுதிநிலையே அட்டமம் (octet) எனப்படுவதால், இக்கருத்து அட்டம விதி (octet rule) என அழைக்கப்படுகின்றது.

இரண்டாம் ஆவர்த்தன மூலகங்களின் 2s, 2p ஓபிற்றல்கள் கொள்ளக்கூடிய உச்ச வலுவளவு இலத்திரன்களின் எண்ணிக்கை எட்டு என்பதால், C, N, O, F போன்ற இம்மூலகங்கள் இரசாயனப் பிணைப்புகளை உருவாக்கி அட்டம நிலையை அடைவது மிகவும் பொருத்தமானதாகும். எனினும், அட்டம விதி எல்லா மூலகங்களுக்கும் கட்டாயமாகப் பொருந்தாத சில சந்தர்ப்பங்கள் உள்ளன என்பதை அறிதல் முக்கியமானது.

மூன்றாம் ஆவர்த்தனத்திலும் அதற்குக் கீழுள்ள மூலகங்களிலும் வலுவளவு ஓட்டில் காலியான d ஓபிற்றல்கள் இருப்பதால், அவை எட்டுக்கு மேற்பட்ட இலத்திரன்களைக் கொண்டிருக்கலாம். உதாரணமாக SF₆ இல் கந்தக அணுவின் வலுவளவு ஓட்டில் எட்டை விட அதிகமான இலத்திரன்கள் உள்ளன.
BF₃, AlCl₃ போன்ற இலத்திரன் பற்றாக்குறைச் சேர்வைகளில், மைய அணுவின் வலுவளவு ஓடு எட்டுக்குக் குறைவான இலத்திரன்களுடனேயே பூர்த்தி செய்யப்படாமல் காணப்படுகின்றது.
ஐதரசன் அணுவில் 1s ஓபிற்றல் மட்டுமே இருப்பதால், அதன் வலுவளவு ஓடு இரு இலத்திரன்களைக் கொண்டிருக்கும்போதே உறுதிநிலை அடையப்படுகின்றது.
NO, NO₂ போன்ற சேர்வைகள் வலுவளவு ஓட்டில் ஒற்றை எண்ணிக்கையான இலத்திரன்களைக் கொண்டுள்ளமையால் அட்டம அமைப்பைப் பூர்த்தி செய்வதில்லை.

லூயியின் புள்ளி வடிவமும் புள்ளிக்கோட்டுக் கட்டமைப்பும்

நீர் — தனிச்சோடி இலத்திரன்கள்
*Water — lone pair electrons*
Wikipedia → · CC

மூலக்கூறுகளிலும் அயன்களிலும் இலத்திரன் பரம்பலை விளக்குவதற்காக லூயி (Lewis) ஒரு மாதிரியுருவை அறிமுகப்படுத்தினார். அது லூயியின் புள்ளிக்கோட்டுக் கட்டமைப்பு என அறியப்படுகின்றது. இங்கு ஒரு அணுவின் வலுவளவு இலத்திரன்கள் அவ்வணுவின் இரசாயனக் குறியீட்டைச் சூழப் புள்ளிகளாகக் காட்டப்படுவது லூயியின் புள்ளி வடிவம் (Lewis dot symbol) எனப்படுகின்றது.

ஒரு கட்டமைப்பை வரையும்போது, பிணைப்பில் ஈடுபடும் இலத்திரன் சோடி இரு அணுக்களுக்கு இடையில் வரையப்படும் ஒரு குறுகிய கோட்டினால் காட்டப்படுகின்றது. பிணைப்பில் ஈடுபடாமல் ஒரு அணுவில் மட்டுமே தங்கியிருக்கும் இலத்திரன் சோடி தனிச்சோடி இலத்திரன்கள் (lone pair) எனப்பட்டு, அந்த அணுவைச் சூழப் புள்ளிச் சோடியாகக் குறிக்கப்படுகின்றது.

லூயியின் கட்டமைப்பு வரைவதற்கான படிமுறை

மைய அணுவையும் அதைச் சூழவுள்ள அணுக்களையும் இனம் காண வேண்டும். பல பிணைப்புகளை உருவாக்கவல்ல, தாழ் மின்னெதிர்த் தன்மை உடைய அணுவே பொதுவாக மைய அணுவாக இடப்படுகின்றது; H மற்றும் F ஆகியன ஒற்றைப் பிணைப்பை மட்டுமே உருவாக்குவதால் மைய அணுவாகக் கருதப்படுவதில்லை.
சூத்திரத்திலுள்ள ஒவ்வோர் அணுவின் வலுவளவு இலத்திரன்களையும் கூட்டி, மொத்த இலத்திரன்களின் எண்ணிக்கையைக் கணிக்க வேண்டும். அயன் ஒன்றாக இருப்பின், எதிரேற்றத்திற்குச் சமமான இலத்திரன்கள் கூட்டப்படவும், நேரேற்றத்திற்குச் சமமான இலத்திரன்கள் கழிக்கப்படவும் வேண்டும்.
மைய அணுவுடன் அதைச் சூழவுள்ள ஒவ்வோர் அணுவையும் ஆகக் குறைந்தது ஒரு பிணைப்பினால் இணைக்க வேண்டும்.
மிகுதியான இலத்திரன்களைத் தனிச்சோடிகளாகப் பகிர்ந்து, ஒவ்வோர் அணுவும் அட்டம அமைப்பை அடையுமாறு செய்ய வேண்டும்.

பணியிடப்பட்ட உதாரணங்கள்

ஒற்றை, இரட்டை, மும்மைப் பிணைப்புகளை விளக்கும் வகையில் சில எளிய மூலக்கூறுகளின் கட்டமைப்புகள் கீழே தரப்படுகின்றன.

ஐதரசன் (H₂): ஒவ்வோர் ஐதரசன் அணுவும் ஒரு இலத்திரனை வழங்கி ஒரு பங்கீட்டுச் சோடியை உருவாக்குகின்றது. இதன் விளைவாக ஒவ்வோர் அணுவும் இரு இலத்திரன்களைப் பெற்று ஈலியத்தின் உறுதிநிலை அடைகின்றது. கட்டமைப்பு: H–H.
குளோரின் (Cl₂): ஒவ்வோர் அணுவும் ஒரு இலத்திரனை வழங்கி ஒரு ஒற்றைப் பிணைப்பை உருவாக்கின்றது; ஒவ்வோர் அணுவிலும் மூன்று தனிச்சோடி இலத்திரன்கள் எஞ்சுகின்றன. கட்டமைப்பு: Cl–Cl.
ஒட்சிசன் (O₂): ஒவ்வோர் அணுவும் இரு இலத்திரன்களைப் பகிர்வதால் இரட்டைப் பிணைப்பு (double bond) உருவாகின்றது. கட்டமைப்பு: O=O.
நைதரசன் (N₂): ஒவ்வோர் அணுவும் மூன்று இலத்திரன்களைப் பகிர்வதால் மும்மைப் பிணைப்பு (triple bond) உருவாகின்றது; ஒவ்வோர் அணுவிலும் ஒரு தனிச்சோடி எஞ்சுகின்றது. கட்டமைப்பு: N≡N.
நீர் (H₂O): ஒட்சிசன் அணு வலுவளவு ஓட்டில் இருந்து 6 இலத்திரன்களையும், இரு ஐதரசன் அணுக்கள் தலா ஒன்றாக 2 இலத்திரன்களையும் வழங்குவதால் மொத்தம் 8 வலுவளவு இலத்திரன்கள் உள்ளன. மைய ஒட்சிசன் இரு ஒற்றைப் பிணைப்புகளை உருவாக்கி, இரு தனிச்சோடி இலத்திரன்களைத் தக்க வைக்கின்றது.
காபனீரொட்சைட்டு (CO₂): மைய காபன் அணு ஒவ்வோர் ஒட்சிசனுடனும் ஒரு இரட்டைப் பிணைப்பை உருவாக்குகின்றது; ஒவ்வோர் ஒட்சிசன் அணுவிலும் இரு தனிச்சோடி இலத்திரன்கள் காணப்படுகின்றன. கட்டமைப்பு: O=C=O.
அம்மோனியா (NH₃): மைய நைதரசன் அணு மூன்று ஐதரசன் அணுக்களுடன் மூன்று ஒற்றைப் பிணைப்புகளை உருவாக்கி, ஒரு தனிச்சோடி இலத்திரனைத் தக்க வைக்கின்றது.

H₂, Cl₂, O₂, N₂, H₂O, CO₂, NH₃ ஆகியவற்றின் லூயியின் புள்ளிக்கோட்டுக் கட்டமைப்புகள் — பிணைப்புச் சோடிகள் கோடுகளாகவும், தனிச்சோடிகள் புள்ளிச் சோடிகளாகவும்

மூலக்கூறு	பிணைப்பு வகை	மைய அணுவின் தனிச்சோடிகள்
H₂	ஒற்றைப் பிணைப்பு	0
Cl₂	ஒற்றைப் பிணைப்பு	3 (ஒவ்வோர் அணுவிலும்)
O₂	இரட்டைப் பிணைப்பு	2 (ஒவ்வோர் அணுவிலும்)
N₂	மும்மைப் பிணைப்பு	1 (ஒவ்வோர் அணுவிலும்)
H₂O	இரு ஒற்றைப் பிணைப்பு	2
CO₂	இரு இரட்டைப் பிணைப்பு	0 (காபனில்)
NH₃	மூன்று ஒற்றைப் பிணைப்பு	1

ஒற்றை, இரட்டை, மும்மைப் பிணைப்புகள்

இரு அணுக்களுக்கு இடையில் ஒரு இலத்திரன் சோடி மட்டுமே பகிரப்படும்போது ஒற்றைப் பிணைப்பும், இரு இலத்திரன் சோடிகள் பகிரப்படும்போது இரட்டைப் பிணைப்பும், மூன்று இலத்திரன் சோடிகள் பகிரப்படும்போது மும்மைப் பிணைப்பும் உருவாகின்றன. பகிரப்படும் இலத்திரன் சோடிகளின் எண்ணிக்கை அதிகரிக்க, இரு அணுக்களுக்கு இடையிலான கவர்ச்சி வலுப்பெறுவதால் பிணைப்பு மேலும் வலுவடைகின்றது; அதே வேளையில், இரு அணுக்கருக்கள் ஒன்றுக்கொன்று நெருங்குவதால் பிணைப்பின் நீளம் குறைகின்றது. எனவே N≡N இல் உள்ள மும்மைப் பிணைப்பு, O=O இரட்டைப் பிணைப்பை விடவும், H–H ஒற்றைப் பிணைப்பை விடவும் அதிக வலிமை கொண்டதாகும்.

ஒற்றை, இரட்டை, மும்மைப் பிணைப்புகளின் ஒப்பீடு — பகிரப்படும் இலத்திரன் சோடிகள் கூட பிணைப்பு குறுகி, வலுவடைகின்றது

தேர்வாளர் பார்வை

லூயியின் கட்டமைப்பு வரையும் வினாக்களில் மாணவர்கள் அடிக்கடி தனிச்சோடி இலத்திரன்களைக் குறிக்க மறந்துவிடுகின்றனர்; மொத்த வலுவளவு இலத்திரன்களின் எண்ணிக்கையைச் சரியாகக் கணித்து, பிணைப்புச் சோடிகளுக்குப் பின் எஞ்சும் அனைத்து இலத்திரன்களையும் தனிச்சோடிகளாகக் காட்ட வேண்டும். அயன்களுக்கு (உதாரணமாக OH⁻, NH₄⁺) ஏற்றத்திற்குச் சமமான இலத்திரன்களைக் கூட்டுவது அல்லது கழிப்பது தவறாமல் கவனிக்கப்பட வேண்டும். அட்டம விதியின் விதிவிலக்குகளான BF₃, SF₆, NO ஆகியன பகுதி I பல்தேர்வு வினாக்களில் பொதுவாக இடம்பெறுவதால், அவை ஏன் விதிவிலக்காகின்றன என்பதைக் காரணத்துடன் நினைவில் வைத்துக்கொள்வது நலம்.

சகப்பிணைப்பு
*Covalent bonding*
Credit: Wikimedia Commons · CC BY-SA 4.0
📖 மேலதிக தகவல் / More on Wikipedia →

📝 பயிற்சி வினாக்கள்

பகுதி I — பல்தேர்வு வினாக்கள்

பங்கீட்டுப் பிணைப்பு (covalent) உருவாவது:
1. இலத்திரன் இடமாற்றம்
2. இலத்திரன் சோடியைப் பகிர்தல்
3. இலத்திரன் இழப்பு
4. இடப்பெயர்வு
5. எதுவுமில்லை
விடை
(2) — இரு அணுக்களும் இலத்திரன் சோடியைப் பகிர்தல்.
N₂ இல் உள்ள பிணைப்பு வகை:
1. ஒற்றை
2. இரட்டை
3. மும்மை
4. அயன்
5. உலோக
விடை
(3) — N≡N மும்மைப் பிணைப்பு (1σ + 2π).
ஒரு மும்மைப் பிணைப்பில் உள்ள σ, π பிணைப்புகள்:
1. 3σ
2. 1σ + 2π
3. 2σ + 1π
4. 3π
5. 1σ + 1π
விடை
(2) — மும்மை = 1σ + 2π.
H₂O இல் ஆக்சிஜனில் உள்ள தனிச்சோடிகள்:
1. 0
2. 1
3. 2
4. 3
5. 4
விடை
(3) — O: 2 பிணைப்புச் சோடி + 2 தனிச்சோடி.
அட்டம விதிக்கு (octet) விதிவிலக்கு:
1. CH₄
2. H₂O
3. BF₃
4. NH₃
5. CO₂
விடை
(3) — BF₃ — B-இல் 6 இலத்திரன் மட்டுமே (குறை அட்டமம்).
பங்கீட்டுச் சேர்வைகள் பொதுவாக:
1. உயர் உருகுநிலை
2. மின்னோட்டம் கடத்தும்
3. தாழ் உருகுநிலை, கடத்தா
4. அயன்
5. உலோகம்
விடை
(3) — மெல்லிய மூலக்கூற்று ஈர்ப்பு → தாழ் உருகுநிலை, கடத்தாது.

பகுதி II — கட்டமைப்பு வினா

• CO₂ இன் லூயி கட்டமைப்பை வரைந்து σ, π பிணைப்புகளின் எண்ணிக்கையைத் தருக.

மாதிரி விடை

O=C=O; இரு இரட்டைப் பிணைப்பு = 2σ + 2π; மைய C-இல் தனிச்சோடி இல்லை.

• அட்டம விதிக்கு இரு விதிவிலக்குகளைக் காரணத்துடன் தருக.

மாதிரி விடை

BF₃ (குறை அட்டமம், B=6e⁻); SF₆ (விரிந்த அட்டமம், S=12e⁻, d-ஓபிற்றல்).

கட்டுரை வினா

• பங்கீட்டுப் பிணைப்பு — உருவாக்கம், லூயி கட்டமைப்பு, பிணைப்பு வகைகள், அட்ட விதிவிலக்குகள், பண்புகளை விளக்குக.

விடை வரைவு

வரைவு: இலத்திரன் சோடி பகிர்தல்; ஒற்றை/இரட்டை/மும்மை (σ,π); லூயி கட்டமைப்பு+தனிச்சோடி; விதிவிலக்கு BF₃/SF₆; பண்பு—தாழ் உருகுநிலை, கடத்தா, மூலக்கூற்று.

← அலகு 2