ஒத்த அல்லது நெருங்கிய மின்னெதிர்த் தன்மை கொண்ட அலோகங்கள் இணையும்போது, இலகுவில் இலத்திரன்களைக் கைவிடவோ முற்றாக ஏற்கவோ முடியாத அவை, இலத்திரன்களைப் பங்கிட்டுக் கொள்வதன் மூலம் உறுதித் தன்மையைப் பெறுகின்றன; இவ்வாறு உருவாகும் பிணைப்பே பங்கீட்டுப் பிணைப்பு (covalent bond) எனப்படுகின்றது. ஒவ்வோர் அணுவும் ஒவ்வோர் இலத்திரனை வழங்குவதன் மூலம் ஓர் இலத்திரன் சோடி உருவாக்கப்படுகின்றது; இச்சோடி இரு அணுக்கருக்களாலும் ஒரே நேரத்தில் கவரப்படுவதால், அது இரு அணுக்களையும் ஒன்றாகப் பிணைத்து வைக்கின்றது. அயன் பிணைப்பு இலத்திரன்களை முற்றாக மாற்றுவதன் மூலம் உறுதி அடைய, பங்கீட்டுப் பிணைப்பு இலத்திரன்களைப் பகிர்வதன் மூலமே உறுதியை அடைகின்றது என்பதே இவ்விரண்டுக்கும் இடையிலான அடிப்படை வேறுபாடாகும்.
ஒரு மூலகத்தின் வலுவளவு ஓடு அதன் உச்சப் பெறுமானமான எட்டு (8) இலத்திரன்களால் நிரப்பப்படும்போது அம்மூலகம் உறுதியான இலத்திரன் நிலையமைப்பைப் பெறுகின்றது எனும் கருத்தே அட்டம விதி (octet rule) ஆகும். C, N, O, F போன்ற இரண்டாம் ஆவர்த்தன மூலகங்களுக்கு இது நன்கு பொருந்தினாலும், சில விதிவிலக்குகள் உள்ளன.
பிணைப்பில் ஈடுபடும் இலத்திரன் சோடி இரு அணுக்களுக்கு இடையில் வரையப்படும் ஒரு குறுகிய கோட்டினால் காட்டப்படுகின்றது; பிணைப்பில் ஈடுபடாமல் ஒரு அணுவில் மட்டுமே தங்கியிருக்கும் இலத்திரன் சோடி தனிச்சோடி (lone pair) எனப்பட்டு புள்ளிச் சோடியாகக் குறிக்கப்படுகின்றது. கட்டமைப்பு வரையும் போது முதலில் மைய அணுவை இனம் கண்டு, மொத்த வலுவளவு இலத்திரன்களைக் கணித்து, ஒவ்வொரு சூழ் அணுவையும் ஆகக் குறைந்தது ஒரு பிணைப்பினால் இணைத்து, மிகுதி இலத்திரன்களைத் தனிச்சோடிகளாகப் பகிர்ந்து அட்டமத்தை பூர்த்தி செய்கின்றோம்.
| மூலக்கூறு | பிணைப்பு வகை | மைய அணுவின் தனிச்சோடிகள் |
|---|---|---|
| H₂ | ஒற்றைப் பிணைப்பு | 0 |
| H₂O | இரு ஒற்றைப் பிணைப்பு | 2 (O மீது) |
| CO₂ | இரு இரட்டைப் பிணைப்பு | 0 (C மீது) |
| NH₃ | மூன்று ஒற்றைப் பிணைப்பு | 1 (N மீது) |
இரு அணுக்களுக்கு இடையில் ஒரு இலத்திரன் சோடி மட்டுமே பகிரப்படும்போது ஒற்றைப் பிணைப்பும், இரு சோடிகள் பகிரப்படும்போது இரட்டைப் பிணைப்பும், மூன்று சோடிகள் பகிரப்படும்போது மும்மைப் பிணைப்பும் உருவாகின்றன. பகிரப்படும் சோடிகளின் எண்ணிக்கை அதிகரிக்க இரு அணுக்களுக்கு இடையிலான கவர்ச்சி வலுப்பெறுவதால் பிணைப்பு வலுவடைகின்றது; அதே வேளையில் அணுக்கருக்கள் நெருங்குவதால் பிணைப்பு நீளம் குறைகின்றது. எனவே N≡N இல் உள்ள மும்மைப் பிணைப்பு, O=O இரட்டைப் பிணைப்பை விடவும், H–H ஒற்றைப் பிணைப்பை விடவும் அதிக வலிமை கொண்டதாகும்.
சாதாரண பங்கீட்டுப் பிணைப்பில் இரு அணுக்களும் தலா ஓர் இலத்திரனை வழங்குகின்றன. ஆனால் சில சந்தர்ப்பங்களில் பங்கிடப்படும் சோடியின் இரண்டு இலத்திரன்களையும் ஒரே அணுவே (வழங்கி, donor) வழங்க, மற்றது (ஏற்பி, acceptor) ஒரு வெற்று ஓபிற்றலை வழங்குகின்றது — இதுவே ஈதற் பங்கீட்டுவலுப் பிணைப்பு (dative/coordinate bond). NH₃ இன் நைதரசன் தனது தனிச்சோடி இலத்திரன்களை இலத்திரன் அற்ற H⁺ அயனுக்கு வழங்கி NH₄⁺ உருவாகின்றது; இதை N → H அம்புக்குறியால் காட்டுவர். BF₃·NH₃ இலும், CO மூலக்கூறின் ஒரு பிணைப்பிலும் இதே முறை காணப்படுகின்றது.
இப்பிணைப்பு உருவாகும் முறையில் மட்டுமே சாதாரண பங்கீட்டுப் பிணைப்பிலிருந்து வேறுபடுகின்றது; ஒருமுறை உருவாகிவிட்டால் அதன் பிணைப்பு நீளமும் வலிமையும் சாதாரண பங்கீட்டுப் பிணைப்போடு முற்றிலும் ஒத்தவையாகும். NH₄⁺ இல் நான்கு N–H பிணைப்புகளில் ஒன்று ஈதற் முறையில் உருவானாலும், நான்குமே ஒரே நீளத்தையும் வலிமையையும் கொண்டிருப்பதால் அவற்றுள் எது ஈதற் பிணைப்பு எனப் பிரித்துக் காட்ட இயலாது.
வலுவளவு ஓட்டு இலத்திரன் சோடித் தள்ளுகைக் கொள்கை (VSEPR theory — கில்லெஸ்பீ, நைஹோம் 1957) மைய அணுவைச் சூழ்ந்துள்ள இலத்திரன் சோடிகள் அனைத்தும் எதிர் ஏற்றம் கொண்டவை ஆதலால் ஒன்றையொன்று தள்ளி, அத்தள்ளுகை அதிகுறைந்த அளவை அடையும் வண்ணம் வெளியில் ஒழுங்கமைவதை அடிப்படையாகக் கொண்டது. பிணைப்பு இலத்திரன் சோடி (bond pair) இரு கருக்களுக்கிடையில் இறுக்கமாகப் பிணைக்கப்பட்டிருக்க, தனிச்சோடி இலத்திரன்கள் (lone pair) ஒரு கருவின் செல்வாக்கின் கீழ் மட்டுமே இருப்பதனால் ஒப்பீட்டளவில் பெரிய இடத்தை அடைக்கும். இரட்டை/மும்மைப் பிணைப்பு போன்ற பன்மைப் பிணைப்புகளில் உள்ள இலத்திரன்கள் அனைத்தும் ஒரே கருக்களுக்கிடையில் நிலைப்படுத்தப்பட்டிருப்பதால் ஒவ்வொரு பன்மைப் பிணைப்பும் ஒரே ஒரு தள்ளுகை அலகாகவே கருதப்படுகின்றது.
இலத்திரன் சோடிக் கேத்திர கணித ஒழுங்கு (geometry) என்பது தனிச்சோடி/பிணைப்புச்சோடி வேறுபாடின்றி எல்லாத் தள்ளுகை அலகுகளும் வெளியில் பரம்பும் விதம்; மூலக்கூறு வடிவம் (shape) என்பது அணுக்களின் அமைவை மட்டும் குறிக்கும், தனிச்சோடியைக் கணக்கில் எடுக்காது. தனிச்சோடி இல்லாதபோது இரண்டும் ஒன்றேயாகும்.
தள்ளுகை அலகுகளின் எண்ணிக்கைக்கு ஏற்ப ஐந்து அடிப்படை கேத்திர கணித ஒழுங்குகள் சாத்தியமாகின்றன: 2 எனின் நேர்கோட்டு (180°), 3 எனின் தள முக்கோணம் (120°), 4 எனின் நானமுகி (109.5°), 5 எனின் முக்கோண இருபக்க கூம்பகம் (120°/90°), 6 எனின் எண்முகி (90°). தனிச்சோடி இல்லாதபோது BeCl₂, BF₃, CH₄, PCl₅, SF₆ போன்ற மூலக்கூறுகள் இந்த ஒழுங்குகளையே நேரடியாகப் பின்பற்றுகின்றன.
தனிச்சோடி இருக்கும்போது வடிவம் கேத்திர கணித ஒழுங்கிலிருந்து வேறுபடுகின்றது. NH₃ இல் N மைய அணுவைச் சூழ நான்கு தள்ளுகை அலகுகள் (3 பிணைப்புச்சோடி + 1 தனிச்சோடி) உள்ளன; கேத்திர கணித ஒழுங்கு நானமுகி எனினும் வடிவம் முக்கோணப் பிரமிட்டு, கோணம் 107°. H₂O இல் O மைய அணுவைச் சூழ இரு பிணைப்புச்சோடியும் இரு தனிச்சோடியும் உள்ளன; வடிவம் கோணல், கோணம் 104.5°. தனிச்சோடிகளின் எண்ணிக்கை அதிகரிக்கும்போது பிணைப்புக் கோணம் தொடர்ந்து சுருங்குகின்றது: CH₄ 109.5° → NH₃ 107° → H₂O 104.5°.