இரசாயனப் பிணைப்புகள்

10.1 விழுமிய வாயுக்கள் — ஏன் இவை சேர்வை உருவாக்குவதில்லை?

ஈலியம் (He), நியோன் (Ne), ஆகன் (Ar) போன்ற மூலகங்கள் விழுமிய வாயுக்கள் (Noble gases) எனப்படுகின்றன. இவை இயற்கையில் ஒரணு வாயுமூலக்கூறுகளாக காணப்படுகின்றன — சேர்வைகள் உருவாக்குவதில்லை.

வலுவளவு ஓடு (Valence shell) = மூலக அணுவின் மிக வெளியே உள்ள சக்தி மட்டம்.

Ne, Ar-ன் வலுவளவு ஓட்டில் 8 இலத்திரன்கள் உள்ளன → இது உறுதியான நிலை → இரசாயனத் தாக்குதிறன் மிகவும் குறைவு. Na, Cl-ன் வலுவளவு ஓட்டில் 8 இல்லை → உறுதியற்ற நிலை → இலத்திரன் இழத்தல்/ஏற்றல்/பகிர்தல் மூலம் உறுதியான நிலை பெற முயற்சிக்கின்றன.

இரசாயனப் பிணைப்பு இரண்டு வகைகள்:

1. அயன் பிணைப்பு (Ionic Bond) — இலத்திரன் இழத்தல்/ஏற்றல்
2. பங்கீட்டுவலுப் பிணைப்பு (Covalent Bond) — இலத்திரன் பகிர்தல்

10.2 அயன் பிணைப்பு (Ionic Bond)

அ. Na⁺ அயன் உருவாதல்

Na அணுவின் இலத்திரன் நிலையமைப்பு 2, 8, 1. வலுவளவு ஓட்டில் 1 இலத்திரன் மட்டும் உள்ளது. இதை இழந்தால் Ne-ன் உறுதியான 2,8 அமைப்பு கிடைக்கும்.

நேரயன் (Cation / கற்றயன்): அணுவொன்று இலத்திரனை இழப்பதன் மூலம் நேர் ஏற்றம் பெறும் அயன். Na⁺ = சோடியம் நேரயன்.

ஆ. Cl⁻ அயன் உருவாதல்

Cl அணுவின் இலத்திரன் நிலையமைப்பு 2, 8, 7. வலுவளவு ஓட்டில் 7 இலத்திரன்கள் உள்ளன. ஒரு இலத்திரன் கூடுதலாக ஏற்றால் Ar-ன் உறுதியான 2,8,8 அமைப்பு கிடைக்கும்.

மறை அயன் (Anion / அனயன்): அணுவொன்று இலத்திரனை ஏற்பதன் மூலம் மறை ஏற்றம் பெறும் அயன். Cl⁻ = குலோரைட்டு மறை அயன்.

இ. NaCl உருவாதல் — அயன் பிணைப்பு

Na⁺ (+1) மற்றும் Cl⁻ (−1) எதிரெதிரான ஏற்றங்களை கொண்டிருப்பதால் ஒன்றையொன்று வலிமையான நிலை மின் கவர்ச்சியினால் (electrostatic attraction) பிணைக்கின்றன → அயன் பிணைப்பு (Ionic bond).

அயன் சாலகம் (Ionic lattice/Crystal): NaCl-ல் ஒவ்வொரு Na⁺ அயனையும் 6 Cl⁻ அயன்கள் சூழும்; ஒவ்வொரு Cl⁻ அயனையும் 6 Na⁺ அயன்கள் சூழும் → முப்பரிமாண சாலக அமைப்பு → திட்டமான NaCl பளிங்குச் சாலகம். இது அயன் சாலகம் எனப்படும்.

அயன் சேர்வைகளின் எடுத்துக்காட்டுகள்

10.3 பங்கீட்டுவலுப் பிணைப்பு (Covalent Bond)

ஒரின அணு மூலக்கூறுகள் (Homonuclear)

a) F₂ (புளோரீன் மூலக்கூறு): F: 2,8,7. இரண்டு F அணுக்கள் தலா ஒரு இலத்திரன் பங்கிட்டுக்கொள்கின்றன → ஒரு பங்கீட்டு சோடி = ஒற்றைப் பிணைப்பு (single bond). ஒவ்வொரு F-உம் 8 இலத்திரன் நிலையமைப்பை பெறுகிறது. F−F.

b) H₂ (ஐதரசன் மூலக்கூறு): H: 1 இலத்திரன். இரண்டு H ஒரு சோடி பங்கிட்டுக்கொள்கின்றன → ஒவ்வொரு H-உம் He-ன் 2 இலத்திரன் அமைப்பை பெறுகிறது. H−H.

h) O₂ (ஒட்சிசன் மூலக்கூறு): O: 2,6. இரண்டு O அணுக்கள் 2 சோடி பங்கிட்டுக்கொள்கின்றன → இரட்டைப் பிணைப்பு (double bond). O=O.

i) N₂ (நைதரசன் மூலக்கூறு): N: 2,5. இரண்டு N அணுக்கள் 3 சோடி பங்கிட்டுக்கொள்கின்றன → மும்மைப் பிணைப்பு (triple bond). N≡N.

பல்லின அணு மூலக்கூறுகள் (Heteronuclear)

c) H₂O (நீர்): O: 2,6. ஒரு O அணு இரண்டு H அணுக்களுடன் 2 ஒற்றைப் பிணைப்புகள் → H−O−H. O-யின் வலுவளவு ஓட்டில் 2 தனிச்சோடி இலத்திரன்களும் உள்ளன.

d) NH₃ (அமோனியா): N: 2,5. ஒரு N அணு மூன்று H அணுக்களுடன் 3 ஒற்றைப் பிணைப்புகள் → N-யில் 1 தனிச்சோடி உண்டு.

e) CH₄ (மெதேன்): C: 2,4. ஒரு C அணு நான்கு H அணுக்களுடன் 4 ஒற்றைப் பிணைப்புகள் → H−C−H (H மேலே கீழே இரண்டும்).

CO₂ (காபன் இரட்சொட்சைட்டு): O=C=O — C-யுடன் இரு O அணுக்கள் தலா இரட்டைப் பிணைப்பு.

லூயிஸ் கட்டமைப்பு / புள்ளி-புள்ளடிப்படம்

இலத்திரன் அட்டகம் (Octet rule): பிணைப்பு உருவான பின் பெரும்பாலான அணுக்களின் வலுவளவு ஓட்டில் 8 இலத்திரன்கள் நிறைந்திருக்கும் (H = 2). இவ்வாறான சேர்வைகள் இலத்திரன் அட்டகம் பூரணமடைந்த சேர்வைகள் எனப்படும்.

10.4 அணுச்சாலகம் — கரீயம் மற்றும் வைரம்

சில மூலகங்கள் பங்கீட்டுவலுப் பிணைப்பில் ஈடுபட்டு அணுச்சாலக (molecular lattice) வடிவில் ஒழுங்கமைந்து காணப்படுகின்றன. காரீபன் (கரியம்) இரண்டு அணுச்சாலக வடிவங்களில் இயற்கையில் காணப்படுகிறது — இவை காரீபனின் பிறதிருப்பங்கள் (Allotropes of carbon).

10.5 பிணைப்புகளின் முனைவுத்தன்மை (Polarity)

பங்கீட்டு சோடி இலத்திரன்களை, பிணைப்பில் ஈடுபடும் யாதேனும் அணு தன்பால் கவரும் ஆற்றல் மின்னெதிர்த்தன்மை (Electronegativity) எனப்படும்.

முனைவற்ற பிணைப்பு (Non-polar): H₂-ல் இரண்டு H-ம் சமான மின்னெதிர்த்தன்மை → பிணைப்பு இலத்திரன்கள் சமச்சீராக பரவல்அடைகின்றன → முனைவுத்தன்மையற்ற பங்கீட்டுவலுப் பிணைப்பு.

முனைவான பிணைப்பு (Polar): HF-ல் F-ன் மின்னெதிர்த்தன்மை H-ஐவிட அதிகம் → F பிணைப்பு இலத்திரன்களை அதிகமாக கவர்கிறது → F-ல் சிறிய மறை ஏற்றம் (δ⁻), H-ல் சிறிய நேர் ஏற்றம் (δ⁺) → முனைவாக்கமடைந்த பங்கீட்டுவலுப் பிணைப்பு (Polar covalent bond).

H^δ+ — F^δ−

நீர் மூலக்கூறு (H₂O) முனைவு: O-ன் மின்னெதிர்த்தன்மை அதிகம் → O-யில் δ⁻, H-ல் δ⁺ → V வடிவ மூலக்கூறு → முனைவான மூலக்கூறு.

10.6 மூலக்கூற்றிடைப் பிணைப்புகள் (Intermolecular Forces)

நீர் மூலக்கூற்றில் H-ல் சிறிய δ⁺ ஏற்றம் உள்ளது. அது அடுத்த நீர் மூலக்கூற்றின் O-ன் δ⁻ ஏற்றத்துடன் கவர்ச்சி விசையை உண்டாக்குகிறது. மூலக்கூறுகளிடையே தோன்றும் இத்தகைய கவர்ச்சி மூலக்கூற்றிடைக் கவர்ச்சி விசை (Intermolecular force) அல்லது ஐதரசன் பிணைப்பு (Hydrogen bond) எனப்படும்.

இந்த மூலக்கூற்றிடை விசை காரணமாக நீர் பெற்றுள்ள விசேட பண்புகள்:

• உயர் கொதிநிலை (100°C)
• உயர் தன்வெப்பக் கொள்ளளவு
• பனிக்கட்டியைவிட நீர் உயர்ந்த அடர்த்தி

10.7 அயன் சேர்வைகள் vs பங்கீட்டுவலுச் சேர்வைகள் — இயல்புகள்

சோதனை: செயற்பாடு 10.3 — மின் சுற்று: KNO₃/CuSO₄ கரைசல் → மின்சுமிழ் ஒளிரும் (அயன் கரைசல் மின்சாரம் கடத்துகிறது). சீனிக்கரைசல் → மின்சுமிழ் ஒளிராது (பங்கீட்டுவலு சேர்வை மின்சாரம் கடத்தாது).

திண்ம நிலையில் அயன் சேர்வைகள் மின்னை கடத்தாது — ஏனென்றால் அயன்கள் நகர முடியாது. திரவ நிலை அல்லது கரைசலில் அயன்கள் சுதந்திரமாக நகரும் → மின்கடத்துகின்றன.