அலகு 2 — கட்டமைப்பும் பிணைப்பும் கண்ணோட்டம்
மூலக்கூறின் வடிவம், துருவத்தன்மை, கொதிநிலை, கரைதிறன் எல்லாமே — இலத்திரன்கள் எங்கே, எப்படி பிணைந்துள்ளன என்பதைப் பொறுத்தது. அலகு 1 இலத்திரன் எங்கே என்றால், அலகு 2 அவை எப்படி பிணைகின்றன என்பதைச் சொல்கிறது.
அலகின் வரைபடம் (concept map)
இரசாயனப் பிணைப்பு என்றால் என்ன?
இயற்கையில் தனித்த அணுக்களாக நிலைபேறுடன் காணப்படுவன விழுமிய வாயுக்கள் மட்டுமே; ஏனைய மூலகங்களின் அணுக்கள் உயர்ந்த சக்தி நிலையைக் கொண்டிருப்பதால் நிலையற்றவை. வெப்பவியக்கவியலின்படி எந்தவொரு முறைமையும் தன்னிச்சையாகக் குறைந்த சக்தி நிலையை, அதாவது அதிக உறுதித்தன்மையை அடையவே முற்படும். எனவே, அணுக்கள் தமது வலுவளவு ஓட்டில் விழுமிய வாயுக்களை ஒத்த உறுதியான இலத்திரன் நிலையமைப்பைப் பெறுவதற்காக ஏனைய அணுக்களுடன் இடைத்தாக்கங்களில் ஈடுபடுகின்றன. இவ்வாறு அணுக்களுக்கிடையே இலத்திரன்கள் மறுசீரமைக்கப்படும்போது உருவாகும் வலுவான நிலைமின் கவர்ச்சியே இரசாயனப் பிணைப்பு (chemical bond) எனப்படுகின்றது.
பிணைப்பின் அடிப்படை இயக்கி — அட்டம விதி
அணுக்கள் ஏன் பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன என்பதைக் கஸ்வெல்லும் லூயியும் (Kossel and Lewis) அட்டம விதியின் (octet rule) மூலம் விளக்கினர். ஓர் அணுவின் வலுவளவு ஓடு எட்டு இலத்திரன்களால் நிரப்பப்படும்போது அவ்வணு விழுமிய வாயுவின் உறுதியான நிலையமைப்பை அடைகின்றது என்பதே இவ்விதியின் கருத்து. நிலையற்ற ஓர் அணு இலத்திரன்களை இழந்தோ, பெற்றோ அல்லது பங்கிட்டோ இந்த அட்டம அமைப்பை அடைய முற்படுகின்றது. இரண்டாம் ஆவர்த்தன மூலகங்களின் வலுவளவு ஓட்டில் 2s, 2p ஓபிற்றல்கள் மட்டுமே இருப்பதால் அவற்றின் உச்ச வலுவளவு இலத்திரன் எண்ணிக்கை எட்டாக அமைகின்றது; ஆனால் மூன்றாம் ஆவர்த்தனம் முதல் காணப்படும் மூலகங்கள் d ஓபிற்றல்களையும் கொண்டிருப்பதால் சில சந்தர்ப்பங்களில் எட்டுக்கு மேற்பட்ட இலத்திரன்களைக் கொண்டிருக்கலாம் (உதாரணம்: SF₆).
இரசாயனப் பிணைப்பின் மூன்று வகைகள்
- அயன் பிணைப்பு: குறைந்த அயனாக்கற் சக்தியைக் கொண்ட உலோகம் ஒன்றிலிருந்து அதிக இலத்திரன் நாட்டம் கொண்ட அலோகம் ஒன்றிற்கு இலத்திரன்கள் முற்றாக இடமாற்றம் செய்யப்படுகின்றன. இதனால் உருவாகும் நேர்மின்னேற்றமுடைய கற்றயனுக்கும் மறைமின்னேற்றமுடைய அனயனுக்கும் இடையிலான நிலைமின் கவர்ச்சியே அயன் பிணைப்பு. (உ-ம்: NaCl)
- பங்கீட்டுப் பிணைப்பு: இரண்டு அலோக அணுக்கள் தத்தமது வலுவளவு இலத்திரன்களைச் சோடிகளாகப் பகிர்ந்துகொள்கின்றன. பகிரப்படும் இலத்திரன் சோடி மீதான இரு அணுக்கருக்களினதும் நிலைமின் கவர்ச்சியே பிணைப்பாகும். (உ-ம்: H₂O, CO₂)
- உலோகப் பிணைப்பு: உலோகச் சாலகத்தில் உள்ள நேர்மின்னேற்றமுடைய கற்றயன்களுக்கும், சுதந்திரமாக இயங்கும் இடப்பெயர்வுற்ற இலத்திரன் முகிலுக்கும் இடையிலான நிலைமின் கவர்ச்சி. (உ-ம்: Cu, Fe)
இம்மூன்றுக்கும் புறம்பாக, பங்கீட்டுப் பிணைப்பின் ஒரு சிறப்பு வகையான ஈதற் பங்கீட்டுவலுப் பிணைப்பும் உள்ளது; இதில் பகிரப்படும் இலத்திரன் சோடி இரண்டையும் பிணைப்பில் ஈடுபடும் ஒரே அணுவே வழங்குகின்றது.
ஒரு சேர்வையை அதன் சூத்திரத்தைக் கொண்டே — "உலோகம் + அலோகம் எனின் அயன் பிணைப்பு; அலோகம் + அலோகம் எனின் பங்கீட்டுப் பிணைப்பு" — விரைவாகப் பகுத்தறியப் பழகுதல் வேண்டும். அட்டம விதி ஒரு வழிகாட்டியே தவிர நிபந்தனையற்ற விதி அன்று; BF₃, BeCl₂ போன்ற இலத்திரன் பற்றாக்குறைச் சேர்வைகளும் SF₆ போன்ற விரிந்த அட்டமச் சேர்வைகளும் இதற்கு விதிவிலக்காகும்.
5-நிமிட சுருக்கம்
- Ionic: metal + non-metal; e⁻ transfer; M⁺ + X⁻; high MP/BP; conducts in melt/solution; soluble in water.
- Covalent: non-metal + non-metal; e⁻ sharing; molecules; low MP/BP (unless network like SiO₂); poor conductors.
- Metallic: sea of delocalised e⁻ + cation lattice; conducts; malleable.
- Dative: covalent bond where both e⁻ from one atom (eg NH₃→BF₃, [Cu(NH₃)₄]²⁺).
- VSEPR shapes: 2 e⁻ pairs → linear, 3 → trigonal planar, 4 → tetrahedral, 5 → trigonal bipyramidal, 6 → octahedral. Lone pairs distort the shape (H₂O = 4 pairs but bent).
- Hybridisation: 2 pairs = sp (linear), 3 = sp² (trigonal), 4 = sp³ (tetrahedral), 5 = sp³d, 6 = sp³d².
- MO theory: bond order = (bonding − antibonding) / 2. O₂ has 2 unpaired e⁻ in π* → paramagnetic.
- Polarity: polar bond (Δχ ≥ 0.4); polar molecule needs asymmetric arrangement (CO₂ symmetric → μ=0).
- Intermolecular forces (weak → strong): London dispersion < dipole-dipole < H-bonding.
- H-bonding needs H bonded to F, O, N only. Explains anomalous BPs of H₂O, NH₃, HF.
Chemical bonding overview
Credit: Wikimedia Commons · CC BY-SA 4.0
📖 மேலதிக தகவல் / More on Wikipedia →