அடிப்படை வேதியியல் கருத்துகள்

 

அலகு I

1. அணு அமைப்பு மற்றும் வரலாறு 

1. அணுவின் வரலாறு 

அனைத்து பருப்பொருட்களுக்கும் அடிப்படை அலகாக இருப்பது அணுவாகும். கிரேக்கச் சொல்லான ‘a-tomio’ என்ற வார்த்தைக்கு பிரிக்க முடியாது என்பது பொருள். இவ்வார்த்தையிலிருந்து அணு (atom) என்ற சொல் உருவானது. அணுத்துகள்களான புரோட்டான், எலக்ட்ரான் மற்றும் நியூட்ரான் ஆகியவை கண்டறியப்படும் வரை அணுவானது மேலும் பிரிக்க முடியாத துகள் என கருதப்பட்டு வந்தது. J.J தாம்சனின் கேதோடுகதிர் சோதனை மூலம் அணுவில் எதிர்மின் தன்மையுடைய எலக்ட்ரான் உள்ளது எனக் கண்டறியப்பட்டது. அணுவானது நேர்மின்சுமையுடைய கோளம் போன்ற அமைப்பில் உள்ளது எனவும், அக்கோளத்தில் எதிர்மின்சுமையுடைய எலக்ட்ரான்கள், தர்பூசணியில் விதைகள் பொதிந்திருப்பதைப் போல, பொதித்து வைக்கப்பட்டுள்ளது என J.J.தாம்சன் தனது அணுமாதிரியினை முன்மொழிந்தார்.

ரூதர்ஃபோர்டின் α- கதிர் சிதறல் ஆய்வின் முடிவுகள் தாம்சனின் அணு மாதிரி தவறானது என நிரூபித்தது. ரூதர்போர்டு ஒரு மெல்லிய தங்கத் தகட்டின் மீது α –கதிர்களை விழுமாறுச் செய்தார். இச்சோதனையில்

• பெரும்பாலான α – கதிர்கள் தங்கத் தகட்டின் வழியே ஊடுருவி சென்றன.

• சில α - கதிர்கள் சிறிய கோணத்தில் விலகல் அடைந்தன.

• மிகச் சில α - கதிர்கள் 1800 கோணத்தில் மீள் விலகலடைந்தன. 

மேற்கண்டுள்ள இச்சோதனையின் உற்றுநோக்கலின் அடிப்படையில், ரூதர்போர்டு பின்வரும் அணுமாதிரியினை முன்மொழிந்தார். அணுவானது ஒரு மிகச்சிறிய நேர்மின் தன்மையுடைய அணுக்கருவினைக் கொண்டுள்ளது. 

இந்த அணுக்கருவினைச் சுற்றி எலக்ட்ரான்கள் அதிகவேகத்தில் சுற்றி வருகின்றன.  

மின்காந்த அலைக்கோட்பாட்டின் அடிப்படையில், இயங்கும் மின்சுமையுடைய துகளானது தொடர்ச்சியாக ஆற்றலை இழந்து இறுதியில் அணுக்கருவுடன் மோதவேண்டும். இதன் விளைவாக அணுவானது அழியும் நிலைக்கு உட்படும். ஆனால் நடைமுறையில் இவ்வாறு நிகழாமல், அணுக்கள் நிலைப்புத்தன்மை பெற்று விளங்குகின்றன. மேலும் அணுக்கருவினைச் சுற்றி எலக்ட்ரான்கள் எவ்வாறு விரவியுள்ளது என்பதனையும் எலக்ட்ரானின் ஆற்றலையும் இம்மாதிரி விளக்கவில்லை.

2. மோஸ்லியின் பரிசோதனை

மோஸ்லியின் விதி (Moseley's law) என்பது அணுக்களில் இருந்து வெளிவிடப்படும் எக்சு-கதிர்களின் பண்புகளைக் குறித்த ஒரு அனுபவ விதியாகும். இவ்விதி 1913ஆம் ஆண்டில் ஹென்றி மோஸ்லி என்னும் ஆங்கில இயற்பியலாளரால் தெரிந்து விளக்கப்பட்டது. எக்சு-கதிர்கள், வெற்றிடக் குழாயிலுள்ள இலக்கினை, வேகமாகச் செல்லும் எலக்ட்ரன்கள் மோதுவதால் தோற்றுவிக்கப்படுகின்றன. இந்நிலையில் தொடர்நிறமாலையுடன் இலக்காகப் பயன்படும் தனிமத்தின் பண்புக் கோடுகளும் (Characteristic lines) தோற்றுவிக்கப்படுகின்றன. மோஸ்லி பல்வேறு தனிமங்களை இலக்காகப் பயன்படுத்தி, அவை ஒவ்வொன்றின் பண்புக் கோடுகளையும் ஆய்ந்தார். பிராக்கின் எக்சு கதிர் நிறமாலைமானியினைப் (Bragg's x-ray spectrometer) பயன்படுத்தி அவர் மேற்கொண்ட ஆய்வுகள் மிகவும் விந்தையான முடிவுகளைக் காட்டின. முக்கியமாக பண்பு நிறமாலையில் KLM கோடுகள் உள்ளதைக் கண்டார்.

அவர் கண்ட முக்கிய முடிவு (மோஸ்லி விதி):

K பண்புக் கோடுகளின் அதிர்வெண்கள், அணு எண் கூடும் போது அதிகரிக்கிறது. இதற்கு முக்கிய காரணம் அணுஎண் கூடும் போது K எலக்ட்ரான்களின் பிணைப்பாற்றலும் கூடுவதாகும்.

Kα வரியினை எடுத்துக்கொள்வோம். அதிக அணுவெண்ணுள்ளத் தனிமத்திற்கு Kα கதிரின் அதிர்வெண்ணும் அதிகமாக இருக்கும்.அதாவது:

f∝(Z-b)2 

  f∝(Z-b)

f=a(Z-b)

இதில் f, கதிரின் அதிர்வெண்; Z என்பது அணு எண்; a யும் b யும் மாறிலிகள். a, b என்பன K தொடருக்கு மாறுவதில்லை. ஆனால் L தொடருக்கு மாறும். b என்பது கரு மறைப்பு மாறிலி (Neuclear screening constant) எனப்படும். இதன் மதிப்பு L தொடருக்கு அதிகம். இதுவே மோஸ்லி விதியாகும்.

3. அணு எண்

அணு எண் (Atomic number) என்பது வேதியியல் மற்றும் இயற்பியலில், ஒரு தனிமத்தின் உட்கருவில் உள்ள புரோட்டான்களின் எண்ணிக்கையைக் குறிக்கும். இதனால் புரோட்டான் எண் என்றும் இதை அழைக்கிறார்கள். குறிப்பிட்ட ஒரு தனிமத்தின் உட்கரு பெற்றுள்ள மின்சுமை எண்ணுக்குச் சமமாகவும் இவ்வெண் கருதப்படுகிறது. 

மரபுமுறையில் அணு எண்ணை Z என்ற குறியீட்டால் குறித்தார்கள். அணுவெண்ணானது மூலகம் அல்லது தனிமமொன்றைக் குறிப்பாக அடையாளப்படுத்துகிறது. ஒரு நடுநிலை மின்னேற்றம் உள்ள அணுவொன்றில் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை அவ்வணுவிலுள்ள புரோட்டான்களின் எண்ணிக்கைக்கு சமமாக இருக்கிறது.

ஒரு தனிமத்தின் உட்கருவில் உள்ள புரோட்டான்கள் எண்ணிக்கை அல்லது அத்தனிமத்தின் அணு எண் Z மற்றும் அத்தனிமத்தின் உட்கருவிலுள்ள நியூட்ரான்களின் N மொத்த எண்ணிக்கை ஆகியவற்றின் கூடுதல் அணு எடை அல்லது திணிவெண் அல்லது நிறை எண் எனப்படுகிறது. அணுவின் உட்கருவில் உள்ள நியூட்ரான்களின் எண்ணிக்கையை நியூட்ரான் எண் என்ற பொருளில் N என்ற எழுத்தால் குறிப்பர். எனவே A = Z + N என்ற வாய்ப்பாடு அணு எடையைக் கணக்கிடப் பயன்படுகிறது.

புரோட்டானின் பொருண்மையும் நியூட்ரானின் பொருண்மையும் ஏறத்தாழ சமம். ஆனால் எலக்ட்ரானின் பொருண்மை மிகமிகச் சிறியது ஆகும். 

புரோட்டானின் பொருண்மையுடன் ஒப்பிட்டால் எலக்ட்ரானின் பொருண்மை 1/1835 அளவு மட்டுமேயாகும். எனவே பல நிகழ்வுகளில் எலக்ட்ரானின் பொருண்மையை கணக்கில் கொள்வதில்லை. 

நியூக்ளியான்களின் நிறையுடன் ஒப்பிடுகையில் நியூக்ளியான்களின் பிணைத்திருக்கும் விசைகளின் நிறை விளைவும் மிகக் குறைவானதாகும். இந்நிறை விளைவானது எந்தவொரு அணுவின் நிறையையும் (A) குறிப்பிடப் பயன்படும் அணுநிறை அலகில் 1% அளவுக்கும் குறைவானதாக இருக்கும். ஒரே அணு எண்ணையும் வெவ்வேறு நிறை எண்களையும் கொண்டுள்ள ஒரு தனிமத்தின் பல வகைகளே ஐசோடோப்புகள் எனப்படும். 

ஒரே தனிமத்தினுடைய ஐசோடோப்புகள் ஒரே அணு எண்ணையே கொண்டிருக்கும். அதனால் அணுக்கருக்களில் உள்ள புரோட்டான்களின் எண்ணிக்கையும் ஆர்பிட்டுகள் எனப்படும் சுற்றுப்பாதையில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையும் சமமாகவே இருக்கும். எனவே நிறையில் காணப்படும் வேறுபாடு என்பது அணுக்கருவிலுள்ள நியூட்ரான்களின் எண்ணிக்கையில் ஏற்படும் வேறுபாட்டைக் குறிக்கிறது. 

பூமியின் மேலுள்ள வரையறுக்கப்பட்ட சூழலில் இயற்கையாகத் தோன்றும் தனிமங்களில் முக்கால் பாகத்திற்கும் மேற்பட்டவை அவற்றின் ஐசோடோப்புகளின் கலவையாகும். இக்கலவைகளின் சராசரி ஐசோடோப்பு நிறை தனிமங்களின் நிலையான அணு எடையை உறுதி செய்கிறது. வரலாற்றில் 19-ஆம் நூற்றாண்டில் வேதியியலர்கள் ஹைட்ரோஜெனின் ஒப்பீட்டு அடிப்படையில் தனிமங்களின் அணு எடையை அளந்தறிந்தனர்.

வழக்கமாக அணு எண்ணைக் குறிக்கப் பயன்படும் குறியீடான் Z என்ற எழுத்து எண் என்ற பொருள் கொண்ட ஜெருமன் சொல்லான சாகல் என்ற சொல்லில் இருந்து பெறப்பட்டது ஆகும். இந்த அணு எண் என்ற குறியீடு வேதியியல் மற்றும் இயற்பியல் கருத்துக்களின் நவீன சிந்தனைக்கு முன்னர் தனிமவரிசை அட்டவணையில் ஒரு தனிமத்தின் எண்ணியல் இடத்தை மட்டுமே குறித்தது. தனிம வரிசை அட்டவனையின் ஒழுங்கு ஏறத்தாழ, ஆனால் முழுமையாக இல்லை, அணு எடையின் அடிப்படையில் தனிமங்கள் வரிசைப்படுத்தப் பட்டிருந்தன. 1915-ஆம் ஆண்டுக்குப் பின்னரே அணு எண் என்பது வெறும் எண் மதிப்பு மட்டுமன்று அது அந்த குறிப்பிட்ட அணுவின் மின் சுமையையும் இயற்பியல் பண்புகளையும் தாங்கிய ஓர் எண் என்பது ஆதாரங்களுடன் நிருபிக்கப்பட்டதால் அணு எண் அடிப்படையில் தனிம வரிசை அட்டவணையில் தனிமங்கள் அடுக்கப்பட்டன.

4. அணு நிறமாலை

அணு நிறமாலை என்பது ஒரு அணுவிற்குள் உள்ள ஆற்றல் நிலைகளுக்கு இடையில் எலக்ட்ரான்களின் மாற்றங்களின் போது உமிழப்படும் அல்லது உறிஞ்சப்படும் மின்காந்த கதிர்வீச்சின் அதிர்வெண்களின் நிறமாலை என வரையறுக்கப்படுகிறது. ஒவ்வொரு உறுப்புக்கும் ஒரு சிறப்பியல்பு நிறமாலை உள்ளது, இதன் மூலம் அதை எளிதில் அடையாளம் காண முடியும். 

ஒரு அணுவில், எலக்ட்ரான்கள் தனித்துவமான மற்றும் சில குறிப்பிட்ட ஆற்றல்களைக் கொண்டுள்ளன. அணுவில் எலக்ட்ரான்களை விட அதிக ஆற்றல் நிலைகள் உள்ளன. ஒரு எலக்ட்ரான் ஒரு ஆற்றல் மட்டத்திலிருந்து மற்றொன்றுக்கு மாறும்போது, அது ஒரு குறிப்பிட்ட அலைநீளத்துடன் ஒளி அல்லது ஃபோட்டானை வெளியிடுகிறது. 

ஒரு எலக்ட்ரான் ஒரு ஆற்றல் மட்டத்திலிருந்து மற்றொன்றுக்கு உற்சாகமடையும் போது, அது ஒரு குறிப்பிட்ட அலைநீளத்தின் ஒளியை வெளியிடுகிறது அல்லது உறிஞ்சுகிறது. ஒரு எலக்ட்ரான் ஒரு அணுவிற்குள் வெவ்வேறு ஆற்றல் நிலைகளுக்கு இடையில் நகரும்போது, அதன் மின்காந்த கதிர்வீச்சின் நிறமாலை வெளியிடப்படுகிறது அல்லது உறிஞ்சப்படுகிறது. ஒரு எலக்ட்ரான் ஒரு ஆற்றல் மட்டத்திலிருந்து அடுத்த நிலைக்குத் தாவும்போது ஒரு குறிப்பிட்ட அலைநீளத்தின் ஒளியை வெளியிடுகிறது அல்லது உறிஞ்சுகிறது. ரைட்பெர்க் சூத்திரம் அணு ஹைட்ரஜன் உமிழ்வு நிறமாலையை பல அலைநீளம் சார்ந்த நிறமாலைக் கோடுகளாகப் பிரிக்கிறது. ஹைட்ரஜன் உமிழ்வு நிறமாலையில் காணக்கூடிய நிறமாலை கோடுகள் தனித்துவமான ஆற்றல் நிலைகளுக்கு இடையேயான அணு மாற்றங்களால் ஏற்படுகின்றன.

அணு நிறமாலையின் பண்புகள் பின்வருமாறு கவனிக்கப்படுகின்றன: அணு நிறமாலை ஒரு தூய கோடு நிறமாலையாக இருக்க வேண்டும். அணு நிறமாலை உமிழ்வு அலைவரிசை நிறமாலையாக இருக்க வேண்டும். அணு நிறமாலை ஒரு உறிஞ்சுதல் கோடு நிறமாலையாக இருக்க வேண்டும். அணு நிறமாலை உறிஞ்சும் அலைவரிசை நிறமாலையாக இருக்க வேண்டும்.

அழுத்தம், வெப்பநிலை, போன்ற எந்த நிபந்தனைகளின் தொகுப்பிலும், இந்த குறிப்பிட்ட அலைநீளங்களின் சேகரிப்புதான் அணு நிறமாலையை உருவாக்குகிறது. எனவே, அணு நிறமாலை என்பது அணுக்களின் நிறமாலை ஆகும். கீழே நாம் Rydberg சூத்திரம் மற்றும் ஹைட்ரஜன் அணுவின் நிறமாலை தொடர்களுடன் அணு நிறமாலையை இன்னும் விரிவாகப் பார்ப்போம். 

அணு நிறமாலையில் மூன்று வகைகள் உள்ளன: உமிழ்வு நிறமாலை, உறிஞ்சும் நிறமாலை மற்றும் தொடர்ச்சியான நிறமாலை.

5. ஹீன்ட் விதி

எலக்ட்ரன்கள் ஒவ்வொரு கூட்டிலும் இணை (சோடி) சேர்ந்து காணப்படும். இவ்விதியின்படி p, d, f சுற்றுப்பாதைத் துணைக் கூடுகள் நிரப்பப்படும் பொழுது, இணை சேர்வதற்கு  முன்னர், எத்தனை இணை சேரா எலக்ட்ரன்கள் இருக்க வேண்டுமோ, அத்தனை எலக்ட்ரன்கள் சுற்றுப்பாதையில் இருத்தல் வேண்டும். எலக்ட்ரன் இணைசேர்தல் ஆற்றலைப் பெற்று அமையும் செயலாகும். எனவே, தரப்பட்டுள்ள துணை மட்டத்தில் எல்லா சுற்றுப்பாதைகளிலும் பாதி நிரவல் நிரம்பும்வரை எலக்ட்ரன் இணை நடக்காது. இதுவே ஹூண்ட் விதி ஆகும்.

p  துணை மட்டத்தில் எலக்ட்ரன்கள் நிரப்பப்படும் பொழுது முதலில் …மேல், மேல், மேல்……கீழ், கீழ், கீழ்…. என நிரப்பப்படும்.பிணைப்புகள் உருவாக இணை சேராத எலக்ட்ரன்கள் முக்கிய பங்கினை வகிக்கின்றன.

6. பௌலியின் தவிர்ப்பு தத்துவம்

குறிப்பிட்ட அணுவில், எலக்ட்ரன்களின் குவாண்டம் எண்களின் பங்கீடு பௌலியின் தவிர்ப்பு தத்துவத்தைப் பின்பற்றி அமைகின்றன. 

ஓர் அணுவின் சுற்றுப்பாதைத் துணை கூட்டில் உள்ள இரு எலக்ட்ரன்களின்* குவாண்டம் பெறுமானம் ஒரே மாதிரியாக இருக்க முடியாது. ஒரு குறிப்பிட்ட கூட்டில், n, l, m ஆகிய மூன்று குவாண்டம் எண்களின் ஒரே அளவு பெறுமானத்தை இரு வெவ்வேறு எலக்ட்ரன்கள் பெற்றிருக்கலாம்.  ஆனால் நான்காம் குவாண்டம் எண்ணின் பெறுமானம் (s) மாறுபடும்.

எனவே, s = +1/2 என ஒரு எலக்ட்ரன் பெற்றிருந்தால், மற்றைய எலக்ட்ரனின் ‘s’ பெறுமானம் –1/2 என அமையும். பிறிதொரு முறையில் சொல்ல வேண்டுமெனில், ஒரே துணை கூட்டில் அமைந்துள்ள எலக்ட்ரன்கள் எதிர் சுழற்சிகளைப் பெற்றிருக்கும்.

எடுத்துக்காட்டாக,சுற்றுப்பாதையின் இரண்டாம் கூடு ‘L’ ஐ நோக்கின்,

இந்த கூட்டிற்கு n = 2 ஆகும். n = 2 எனில் l, m, s ஆகிய குவாண்டம் எண்களின் மாறுபட்ட எட்டுவித சேர்க்கைகளை பின்வருமாறு குறிக்கலாம்.

(i)  n = 2, l = 0, m = 0, s = +1/2 (s துணை கூடு / s துணை ஆற்றல் மட்டம்)

(ii) n = 2, l = 0, m = 0, s = –1/2 (s துணை கூடு / s துணை ஆற்றல் மட்டம்)

(iii) n = 2, l = 1, m = 0, s = +1/2 (p துணை ஆற்றல் மட்டம் )

(iv) n = 2, l = 1, m = 0, s = –1/2 (p துணை ஆற்றல் மட்டம் )

(v) n = 2, l = 1, m = +1, s = +1/2 (p துணை ஆற்றல் மட்டம் )

(vi) n = 2, l = 1, m = +1, s = –1/2 (p துணை ஆற்றல் மட்டம் )

(vii) n = 2, l = 1, m = –1, s = +1/2 (p துணை ஆற்றல் மட்டம் )

(viii) n = 2, l = 1, m = –1, s = –1/2 (p துணை ஆற்றல் மட்டம் )

மேற்காட்டிய, எட்டு சேர்க்கைகள், L கூடு இரு துணைக் கூடுகளாக பிரிபடுவதைக் காட்டுகிறது.

l = 0 ( s துணைக்கூடு) மற்றும் l = 1 ( p துணைக்கூடு). இந்தக் கூடு எட்டுக்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரன்களைக் கொண்டிருக்க மாட்டாது. அதாவது, இதன் உச்ச எலக்ட்ரன் பெறுமானம் எட்டாகும்.

7. ஆஃபா தத்துவம்

ஒரு தனிமத்தின் வேதிய இயற்பியல் பண்புகள் அதன் அணுவின் கட்டமைப்பால் தீர்மானிக்கப்படுகின்றது. அணுவின் கட்டமைப்பு அதன் கூடு, துணை கூடுகளில் உள்ள எலக்ட்ரனால் தீர்மானிக்கப்படும். ஒரு அணு, மூலக்கூறு அல்லது அயனின் கூடுகளில் எவ்வாறு எலக்ட்ரன் நிரப்பப்படும் என்பதை ஆஃபா தத்துவம் தீர்மானிக்கின்றது.

 1. ஆற்றல் மிகக் குறைந்த துணை கூடுகளில் முதலில் எலக்ட்ரன்கள் நிரப்பப்பட்ட பின்னரே  அதற்கு அடுத்த அதிக ஆற்றலை உடைய துணை கூடுகளுக்குச் செல்லும். (எ.கா 2s க்கு முன்னர் 1s இல் நிரப்பப்படும்).

2. ஒரு துணை ஆற்றல் மட்டத்தின் கூடு ஒன்று (px) இரு எலக்ட்ரன்களைக் கொண்டிருக்கும்.

 3. இரண்டு அல்லது அதற்கும் மேற்பட்ட ஆற்றலில் ஒத்த ஆற்றல் மட்டங்கள் (எ.கா., p, d ) காணப்படின் எலக்ட்ரன்கள் இணை சேருவதற்கு முன்னர் பங்கீடு செய்யப்படும். (ஹூண்ட் விதி)

எனவே, எலக்ட்ரன்கள் முதலில் ஆற்றல் மிகக் குறைந்த சுற்றுப்பாதைகளில் நிரம்பிய பின்னர், அதற்கு அடுத்த அதிக ஆற்றலை உடைய சுற்றுப்பாதைகளுக்குச் செல்லும். சுற்றுப்பாதையின் ஆற்றல் ஏறு வரிசையும், அந்த சுற்றுப்பாதைகளில் எலக்ட்ரன்கள் நிரம்பும் ஏறுவரிசையும் கீழ்க்கண்டவாறு அமையும்.

ls, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s ………….

இந்த வரிசை படத்தில் காட்டியபடி அமைகின்றது. உயரே இருந்து ஆரம்பிக்கும் பொழுது, அம்புக்குறியின் திசை, சுற்றுப்பாதைகளில் எலக்ட்ரன்கள் நிரப்பப்படும் தன்மையை விளக்குகிறது. சுற்றுப்பாதைகளின் ஆற்றல் அதிகரிப்பு (n + l ) விதியின்படி விளக்கப்படுகிறது. (n+ l ) ன் பெறுமானம் குறைவாக உள்ள ஒரு சுற்றுப்பாதையில் முதலில் எலக்ட்ரன் நிரப்பப்படும், அதன் பின்னரே (n+ l )ன் பெறுமானம் உயர்வாக உள்ள சுற்றுப்பாதையில் நிரப்பப்படும். இங்கு n =  முதன்மைக் குவாண்டம் எண் ; l  = துணைக் குவாண்டம் எண்; பெறுமானங்கள் l = 0, 1, 2, 3 ஆகியன முறையே s, p, d, f  துணை கூடுகளைக் குறிக்கின்றன.  இரு சுற்றுப்பாதைகள் சம (n+ l) மதிப்பைப் பெறின், எந்த சுற்றுப்பாதை குறைந்த ‘n’ மதிப்பைப் பெற்றுள்ளதோ, அந்த சுற்றுப்பாதையே குறைந்த ஆற்றலைப் பெற்றிருக்கும், எனவே அவற்றிலேயே எலக்ட்ரன் முதலில் நிரப்பப்படும்.

எ.கா: கல்சியம் – (calcium) 20 எலக்ட்ரன்கள்: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2

ஸ்கேண்டியம் – (scandium) 21 எலக்ட்ரன்கள்:1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1

இத்தத்துவத்துக்கு சில விதிவிலக்குகள் உள்ளன.

எலக்ட்ரன் உட்பட அனைத்து பெர்மியோன்களுக்கும் (எ.கா: புரோட்டன், நியூட்ரான், எலக்ட்ரன்) இத்தத்துவம் பொருந்தும்.

8. கரும்பொருள் கதிர்வீச்சு 

கரும்பொருள் (black body) என்பது தன் மீது விழும் அனைத்து மின்காந்த கதிர்வீச்சையும் ஈர்த்துக் கொள்ளும் தன்மையுடைய ஒரு பொருளாகும். இது ஓர் இயற்பியல் கருத்முனைவுாகும்.

முழுக்கரும்பொருள் (perfect black body), அதன்மீது விழுகின்ற அனைத்து அலைநீளங்களும் உடைய வெப்பக் கதிர்வீச்சினை முழுமையாக உட்கர்கிறது. மற்றும் சூடேற்றப்படும் போது அனைத்து அலைநீளங்களையும் வெளிவிடுகிறது. முழுக்கரும் பொருள் எந்த வெப்பக்கதிர் வீச்சினையும் எதிரொளிப்பது அல்லது கடத்துவது இல்லை என்பதால் முழுக்கரும் பொருளின் உட்கவர்திறன் மதிப்பு ஒன்று ஆகும்.

எந்த ஒரு மின்காந்தக் கதிர்வீச்சும் கரும்பொருளின் வழியே கடப்பதோ அல்லது பிரதிபலிப்பதோ இல்லை. கட்புலனாகும் ஒளி (மின்காந்த கதிர்) பிரதிபலிப்பது அல்லது கடத்தப்படுவது இல்லை என்பதால் குளிர்ச்சியாக உள்ளபோது அது கருமையாகக் காட்சியளிக்கிறது. எனினும், கரும்பொருளானது கதிர்வீச்சின் நிறமாலைக்கு ஏற்ப வெப்பநிலையை உமிழ்கிறது. இந்த வெப்பக் கதிர்வீசலுக்கு கரும்பொருள் கதிர்வீச்சு என்று பெயர். அறை வெப்பநிலையில் கரும்பொருளானது பெரும்பாலும் அகச்சிவப்புக் கதிர்களையே உமிழ்கிறது. ஆனால் வெப்ப நிலையானது சில நூறு டிகிரி செல்சியசைத் தாண்டும் போதும் கட்புலனாகும் அலைநீளம் கொண்ட சிவப்பு, ஆரஞ்சு, மஞ்சள், வெண்மை மற்றும் நீல நிறக் கதிர்களை உமிழ்கிறது. வெண்மை நிறமாக அப் பொருள் இருந்தால் அது பெரும்பாலும் புற ஊதாக் கதிர்களை உமிழும்.

9. பிளாங்கின் குவாண்டம் கோட்பாடு

பிளாங்கின் குவாண்டம் கோட்பாட்டின் படி,

வெவ்வேறு அணுக்கள் மற்றும் மூலக்கூறுகள் தனித்த அளவுகளில் மட்டுமே ஆற்றலை வெளியிடலாம் அல்லது உறிஞ்சலாம். மின்காந்த கதிர்வீச்சு வடிவில் உமிழப்படும் அல்லது உறிஞ்சப்படும் ஆற்றலின் மிகச்சிறிய அளவு குவாண்டம் எனப்படும்.

உறிஞ்சப்பட்ட அல்லது வெளியேற்றப்படும் கதிர்வீச்சின் ஆற்றல் கதிர்வீச்சின் அதிர்வெண்ணுக்கு நேரடியாக விகிதாசாரமாகும்.

 

கதிர்வீச்சின் ஆற்றல் அதிர்வெண்ணின் அடிப்படையில் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது,

E = h ν

இங்கே,

E = கதிர்வீச்சின் ஆற்றல்

h = பிளாங்கின் மாறிலி (6.626×10–34 J.s)

ν= கதிர்வீச்சின் அதிர்வெண் 

10. போரின் அணு மாதிரி

பிளாங்க் மற்றும் ஐன்ஸ்டீனின் ஆய்வுகளின் மூலம் மின்காந்த அலையின் ஆற்றலானது hν என்ற அலகில் வரையறுக்கப்பட்ட மதிப்புகளை மட்டும் கொண்டுள்ளது என கண்டறியப்பட்டது. 

(இங்கு ν என்பது கதிர்வீச்சின் அதிர்வெண், h என்பது பிளாங் மாறிலி. இதன் மதிப்பு 6.626×10-34 Js) பிளாங்கின் குவாண்டம் கருதுகோளினை அணுக்களின் ஆற்றலுக்கு விரிவுபடுத்தி நீல்ஸ்போர் ஹைட்ரஜன் அணுவிற்கான ஒரு புதிய அணு மாதிரியினை முன்மொழிந்தார். இந்த அணு மாதிரி பின்வரும் கருது கோள்களின் அடிப்படையில் அமைந்தது. 

எலக்ட்ரானின் ஆற்றல் வரையறுக்கப்பட்ட மதிப்புகளைப் பெற்றிருக்கும். எலக்ட்ரான்கள் அணுக்கருவினைச் சுற்றி சில குறிப்பிட்ட ஆற்றலுடைய ஆர்பிட் எனும் வட்டப்பாதையில் மட்டும் சுற்றி வருகின்றன. 

இவ்வட்டப்பாதைகள் நிலை வட்டப்பாதைகள் (Stationary orbits) என அழைக்கப்படுகின்றன. 

ஒரு குறிப்பிட்ட வட்டப்பாதையில் சுற்றி வரும் எலக்ட்ரானின் கோண உந்தமதிப்பு (mvr)ஆனது, h/2πன் முழு எண் மடங்காக இருக்கும். 

அதாவது mvr = nh/2π----------------- (1) 

இங்கு n = 1, 2, 3. . . . முதலியன 4. எலக்ட்ரானானது ஒரு குறிப்பிட்ட நிலை வட்டப் பாதையில் சுற்றி வரும் வரையில் அதன் ஆற்றலை இழப்பதில்லை. ஆனால், ஒரு எலக்ட்ரான் உயர் ஆற்றலுடைய (E2) வட்டப் பாதையிலிருந்து, தாழ்ந்த ஆற்றலுடைய  (E1 ) வட்டப் பாதைக்குத் தாவும் போது, அதிகப்படியான ஆற்றல் கதிர் வீச்சாக வெளியிடப்படுகிறது. வெளியிடப்பட்ட கதிர்வீச்சின் அதிர்வெண்  E2 – E1 = hν மற்றும் ν = (E2 – E1) -------- (2) 

h மாறாக, தகுந்த ஆற்றல் ஒரு எலக்ட்ரானுக்குத் தரப்படும் போது, அது தாழ்ந்த ஆற்றலுடைய வட்டப் பாதையிலிருந்து, அதிக ஆற்றலுடைய வட்டப் பாதைக்குத் தாவுகின்றது. ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜனை ஒத்த (ஒரு எலக்ட்ரானைக் கொண்ட H, He+ மற்றும் Li2+ போன்றவை) அணுக்களுக்கு போர் கருதுகோளை பயன்படுத்தி, ‘n’ ஆவது வட்டப் பாதையில் சுற்றி வரும் எலக்ட்ரானின் ஆற்றல் மற்றும் அவ்வட்டப்பாதையின் ஆரம் ஆகியவற்றை வருவித்ததன் முடிவுகள் பின்வருமாறு 

போர் அணு மாதிரியின் வரம்புகள் (i) ஹைட்ரஜன், Li2+ போன்ற ஒற்றை எலக்ட்ரான்களைக் கொண்ட இனங்களுக்கு மட்டுமே இக்கொள்கையினைப் பயன்படுத்த இயலும். பல எலக்ட்ரான்களைக் கொண்ட அணுக்களுக்கு இக்கொள்கையினைப் பயன்படுத்த இயலாது. காந்தப்புலத்தில் நிறமாலைக் கோடுகள் பிரிகையடைதல் (சீமன் விளைவு) மற்றும் மின்புலத்தில் நிறமாலைக்கோடுகள் பிரிகையடைதல் (ஸ்டார்க் விளைவு) ஆகியவற்றை இக்கொள்கை விளக்கவில்லை.  

அணுக்கருவினைச் சுற்றி எலக்ட்ரான்கள் அவற்றின் கொணஉந்தத்தின் (mvr) மதிப்பு nh/2πக்கு சமமாக இருக்குமாறு உள்ள சில குறிப்பிட்ட வட்டப்பாதைகளில் மட்டுமே சுழல்வதற்கு அடிப்படையாக அமையும் காரணத்தினை போர் கொள்கையால் விளக்க இயலவில்லை. லூயிஸ் டீபிராக்ளி என்பவர் இதற்கான தர்க்கரீதியான விளக்கத்தினை அளித்தார்.

11. H- நிறமாலை விளக்கம்

 

12. ஒளிமின்னழுத்த விளைவு

1887 ஆம்‌ ஆண்டுல்‌ ஹெர்ட்ஸ்‌ ஒரு சுவாரஸ்யமான பரிசோதனையை நிகழ்த்தினார்‌. அதில்‌ சில உலோகங்களின்‌(உதாரணமாக, பொட்டாசியம்‌, ரூபிடியம்‌,சீசியம்‌ போன்றவை) மேற்பரப்புகளில்‌  ஒளிக்கற்றை படும்‌போது அவை எலக்ட்ரான்களை அல்லது மின்சாரத்தை வெளியேற்றுதின்றன. இந்த நிகழ்வு ஒளிமின்‌ விளைவு என்றழைக்கப்படுதிறது. இந்த சோதனையில்‌ காணப்பட்ட முடிவுகள்‌.

• ஒளிக்கற்றை மேற்பரப்பில்‌ தாக்தியவுடன்‌ மேற்பரப்பிலிருந்து வெளியேற்றப்படுதின்றன.எலக்ட்ரான்கள்‌ உலோக அதாவது ஒளிக்கற்றையை தாக்குவதற்கும்‌, உலோக மேற்பரப்பிலிருந்து எலக்ட்ரான்களை வெளியேற்றுவதற்கும்‌ இடையில்‌ எந்த வித கால தாமதமும்‌ இல்லை.

• வெளியேற்றப்படும்‌ எலக்ட்ரான்களின்‌ எண்ணிக்கை ஒளியின்‌ செறிவு அல்லது பிராகசத்திற்கு நேர்மாறு விதத்தில்‌ இருக்கும்‌.

• ஒவ்வொரு உலோகத்திற்கும்‌, ஒரு சிறப்பியல்பான குறைந்தபட்ச அதிர்வெண்‌ உள்ளது. இது பயன்தொடக்க அதிர்வெண்‌ என்றழைக்கப்படுகிறது. அதற்கு கீழ்‌ ஒளிமின்‌ விளைவு ஏற்படுவதில்லை. 

• ஒரு அதர்வெண்ணில்‌ வெளியேற்றப்பட்ட எலக்ட்ரான்கள்‌ குறிப்பிட்ட இயக்க ஆற்றலுடன்‌ வெளிப்படுகிறது, ஒளியின்‌ அதிர்வெண்‌ அதிகரிக்கும்‌ போது இந்த எலக்ட்ரான்களின்‌ ஆற்றலும்‌ அதிகரிக்கிறது.

இதில்‌ m என்பது எலக்ட்ரானின்‌ நிறை மற்றும்‌ v என்பது வெளியேற்றப்பட்ட எலக்ட்ரானுடன்‌ தொடர்புடைய வேகம்‌. கடைசியாக அதிக செறிவுடைய ஒளிக்கற்றையானது அதிக எண்ணிக்கையிலான ஃபோட்டான்களை கொண்டுள்ளதன்‌ விளைவாக வெளியேற்றப்படும்‌ எலக்ட்ரான்களின்‌ எண்ணிக்கையும்‌, ஒரு சோதனையில்‌ வலிமை குறைந்த செறிவு கொண்ட ஒளிக்கற்றையை பயன்படுத்துவதை விட அதிகமாக இருக்கும்‌.

13. காம்ப்டன் விளைவு

20ம் நூற்றாண்டின் தொடக்கத்தில், எக்சு கதிர்களுக்கும் பருப்பொருளுக்கும் இடையிலான வினை பற்றிய ஆய்வுகள் தீவிரமாய் நடந்தன. ஒரு குறிப்பிட்ட அலைநீளம் கொண்ட எக்சு கதிர்கள் அணுக்களுடன் வினையாடுகையில் அவை 𝛉 கோணத்தில் வேறு ஒரு அலைநீளத்துடன் வெளிவருகின்றன என்பது காணப்பட்டது. செவ்வியல் மின்காந்தவியல் சிதறடிக்கப்பட்ட கதிர்களின் அலைநீளம் உட்செல் கதிரின் அலைநீளமாகவே இருக்க வேண்டும் என்று கணித்தாலும், பற்பல சோதனைகள் சிதறடிக்கப்பட்ட கதிரின் அலைநீளம் உட்செல் கதிரின் அலைநீளத்தை விட அதிகமானதாய் இருப்பதை கண்டறிந்தன.

1923-இல், காம்டன் ”பிசிக்கல் ரிவ்யூ”-வில் (Physical Review) ஒளித்துகளைப் (பருப்பொருள்) துகளைப் போல் திணிவுவேகம் கொண்டதாய்க் கொள்வதன் மூலம் எக்ஸ் கதிர் அலைநீளப் பெயர்வை விளக்கிய ஒரு ஆய்வுத்தாளைப் பதிப்பித்தார் – ஒளித்துகள் ஒளியின் சத்திச்சொட்டாக்கமாய் ஐன்ஸ்டீனால் கருக்கோளாக்கப்பட்டது, அவற்றின் ஆற்றல் ஒளியின் அதிர்வெண்ணை மட்டுமே சார்ந்தது. தனது தாளில், ஒவ்வொரு சிதறடிக்கப்பட்ட எக்சு கதிர் ஒளித்துகளும் ஒரே ஒரு எதிர்மின்னியுடன் மட்டுமே வினையாடியது என்று அனுமானித்திக் கொண்டதன் மூலம் எக்சு கதிரின் அலைநீளத்தில் ஏற்படும் பெயர்வுக்கும் அதன் சிதறு கோணத்திற்கும் இடையிலான கணித உறவைக் காம்டன் வருவித்தார். அவரது வருவிக்கப்பட்ட இந்தச் சமன்பாட்டை உறுதிபடுத்தும் சோதனைகளைப் பற்றிச் சொல்வதுடன் அவரது அந்த ஆய்வுத்தாள் முடிகிறது.

இதில்,

𝝺என்பது உட்செல் கதிரின் அலைநீளம்,

𝝺’என்பது சிதறலுக்குப் பின்னான அலைநீளம்,

ℎ என்பது பிளாங்க் மாறிலி,

m என்பது எதிர்மின்னியின் ஓய்வுத்திணிவு,

c என்பது ஒளியின் திசைவேகம், மற்றும்

𝛉 என்பது சிதறு கோணம்.

h⁄mec என்பது எதிர்மின்னியின் காம்டன் அலைநீளம் என்று அறியப்படும், இதன் மதிப்பு 2.43 * 10−12m ஆகும். அலைநீளப் பெயர்வு λ′ − λ குறைந்தளவு சுழியமாகவும் (θ = 0°-இற்கு) அதிகளவு எதிர்மின்னியின் காம்டன் அலைநீளத்தின் இரட்டிப்பு மதிப்பாகவும் (θ = 180°-இற்கு) இருக்கும். பெரும் கோணங்களில் சிதறடிக்கப்பட்டும் சில எக்சு கதிர்கள் அலைநீளப் பெயர்விற்கு உட்படவில்லை என்பதைக் காம்டன் கண்டறிந்தார், அப்படிப்பட்ட கதிர்கள் அனைத்தும் ஒரு எதிர்மின்னியை அணுவிலிருந்து எகிறச் செய்யத் தவறியவை ஆகும். எனவே, பெயர்வின் அளவு எதிர்மின்னியின் காம்டன் அலைநீளத்தைச் சார்ந்த்து அல்ல, மாறாய் மொத்த அணுவின் காம்டன் அலைநீளத்தைச் சார்ந்தது, இதன் மதிப்பு 10000 மடங்கிற்கும் மேற்பட்டு சிறியதாய் இருக்கும்.

14. பொருளின் இரட்டை இயல்பு

ஒளியானது ஈரியல்புத் தன்மையினைப் பெற்றுள்ளது என ஐன்ஸ்டீன்முன்மொழிந்தார். அதாவது ஒளி போட்டான்களானவை, துகள் மற்றும் அலை ஆகிய இரண்டின் தன்மையினையும் கொண்டுள்ளது. லூயிஸ் டீபிராக்ளி மேற்கண்டுள்ள கருத்தினை விரிவுபடுத்தி, அனைத்து பருப்பொருட்களும் ஈரியல்புத் தன்மையினைப் பெற்றுள்ளன என முன்மொழிந்தார். 

இத்தொடர்பினை அளவிட, பருப்பொருள் அலையின், அலை நீளத்தைக் கண்டறிவதற்கான சமன்பாட்டினை டிபிராக்ளி வருவித்தார். ஆற்றலின் துகள் வடிவத்தை குறிப்பிடும் (mc2) மற்றும் அலை வடிவத்தைக் குறிப்பிடும் (hν) ஆகிய பின்வரும் இருசமன்பாடுகளையும் இணைத்தார்.

(i) பிளாங்கின் குவாண்டம் கருதுகோளின்படி, E = hν -------- (1) 

(ii) ஐன்ஸ்டீனின் நிறை ஆற்றல் சமன்பாட்டின்படி E=mc2---------(2)

(1) மற்றும் (2) லிருந்து 

hν = mc2 

hc/λ = mc2 

λ = h / mc ------------(3) 

சமன்பாடு (3), ஆனது mc என்ற உந்த மதிப்பை பெற்றுள்ள போட்டானின் அலை நீளத்தைக் குறிப்பிடுகிறது. ‘m’ நிறையுடைய, ‘v’ திசைவேகத்தில், இயங்கும், பருப்பொருள் துகள் ஒன்றிற்கு சமன்பாடு (3) ஐ பின்வருமாறு எழுதலாம். 

λ = h / mv ------------ (4)  

இச்சமன்பாடு, ஒளியின் திசைவேகத்தைக் காட்டிலும் மிககுறைவான வேகத்தில் இயங்கும் துகள்களுக்கு மட்டுமே பொருந்தும். மேற்கண்டுள்ள சமன்பாட்டிலிருந்து, இயங்கும் துகள் ஒன்றினை அலையாக கருத முடியும் எனவும், அந்த அலையானது துகளுக்குரிய பண்பினை (அதாவது உந்தம்) பெற்றுள்ளது என்பதையும் அறியலாம். அதிக நேர்கோட்டு உந்த (mv) மதிப்பைப் பெற்றுள்ள துகள் ஒன்றின் அலைநீளம் மிகக்குறைவான மதிப்பினையுடையது என்பதால் அதனை கண்டுணர இயலாது. எலக்ட்ரானைப் போன்ற நுண்துகளுக்கு, அதன் நிறை 10-31 kg என்ற அளவில் அமைவதால், அதன் உருவளவைக் காட்டிலும் அலை நீளம், மிக அதிக மதிப்புடையது எனவே இத்தகைய நேர்வுகளில் அலைப் பண்பு முக்கியத்துவம் பெறுகிறது

15. டி-ப்ராக்ளி அலைநீளம்

டி பிராக்ளி கொள்கைப்படி, அணுக்கருவினை சுற்றி வரும் எலக்ட்ரானானது, துகள் மற்றும் அலை ஆகிய இரண்டின் பண்புகளையும் பெற்றுள்ளது. எலக்ட்ரான் அலையானது தொடர்ச்சியாக அமைய வேண்டுமெனில், எலக்ட்ரான் சுற்றி வரும் வட்டப்பாதையின் சுற்றளவானது, அதன் அலை நீளத்தின் முழுஎண் மடங்காக இருக்க வேண்டும். அவ்வாறு இல்லாத நிலையில் எலக்ட்ரான் அலையானது தொடர்ச்சியற்றதாக இருக்கும்.

வட்டப்பாதையின் (orbit) சுற்றளவு = nλ 

2πr = nλ ------------(1) 

2πr = nh/mv 

மாற்றியமைக்க, mvr = nh/2π ----------(2) 

கோணஉந்தம் = nh/2π 

மேற்கண்டுள்ள சமன்பாடு போர் என்பவரால் ஏற்கெனவே யூகித்தறியப்பட்ட ஒன்றாகும். எனவே போர் கொள்கையும், டிபிராக்ளி கொள்கையும் ஒன்றுக்கொன்று உடன்படுகின்றன.

16. டேவிசன் மற்றும் ஜெர்மர் பரிசோதனை

அமைப்பு

அலை என்று கூறப்பட்ட ஒளி, துகளாகச் செயல்படுவது போல், துகளாகச் செயல்படும் எலக்ட்ரன்கள் அலையாகவும் செயல்படலாம் என்ற சிந்தனையே லுாயி டி பிராக்லியை டி பிராக்லி அலைகள் பற்றிய விளக்கம் அளிக்கச் செய்தது.கிளிண்டன் ஜோசப் டேவிசன் மற்றும் லெச்டர் ஜெர்மர் இணைந்து சோதனை மூலம் டி பிராக்லி அலைகளை உருவாக்கினர்.

எலக்ட்ரானின் அலைத்தன்மையானது, டேவிசன் மற்றும் ஜெர்மரால் சோதனை மூலம் உறுதிபடுத்தப்பட்டது. இவர்கள், நிக்கல் படிகத்தின் மீது முடுக்குவிக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான்களை விழச்செய்து விளிம்பு விளைவினை பதிவு செய்தனர். இவ்வாறு பதிவு செய்யப்பட்ட விளிம்பு விளைவு அமைப்பானது X-கதிரின் விளிம்புவிளைவு அமைப்பினை ஒத்திருந்தது. எலக்ட்ரான்அலைத்தன்மை உடையது என்ற கண்டுபிடிப்பானது, எலக்ட்ரான் நுண்ணோக்கி, குறைந்த ஆற்றல் எலக்ட்ரான் விளிம்புவிளைவு உள்ளிட்ட பல்வேறு சோதனை நுட்பங்களை உருவாக்குவதற்கு காரணமாக அமைந்தது.

சோதனையின் முடிவுகள்

எதிரொளிப்புக் கோணம் 500 ஆக இருக்கும் போது எலக்ட்ரானின் செறிவு அதிகபட்சமாக இருக்கும்.

பருப்பொருள் அலைகளின் அலைநீளம் 0.165 nm (nano meter) ஆக இருக்கும்.

17. ஹைசன்பெர்க்கின் நிச்சயமற்ற கொள்கை

வெர்னர்‌ ஹைசன்‌ பெர்க்‌ ஒரு ஜெர்மன்‌ இயற்பியலாளர்‌, 1927ல்‌ பருப்பொருள் மற்றும்‌ கதிர்வீச்சின்‌ ஈரியல்பு பண்பின்‌ விளைவாக, தனது நிச்சயமற்ற கொள்கையை கூறினார்‌. 

அதன்படி, எலக்ட்ரானின்‌ சரியான நிறை மற்றும்‌ சரியான உந்தம்‌ (அல்லது திசைவேகம்‌) ஆகியவற்றை ஒரே நேரத்தில்‌ தீர்மானிக்க இயலாது.

இதனை கணிதரீதியாக, சமன்பாடு 

இதில்‌ Δx என்பது நிலையில்‌ உள்ள நிச்சயமற்ற தன்மை மற்றும்‌ Δp என்பது துகளின்‌ உந்தத்தில்‌ (அல்லது திசைவேகத்தில்‌) உள்ள நிச்சயமற்ற தன்மை ஆகும்‌. எலக்ட்ரானின்‌ நிலை அதிகளவு துல்லியத்துடன்‌ அறியப்பட்டால்‌ (Δx சிறியது),எலக்ட்ரானின்‌ திசைவேகம்‌ நிச்சயமற்றதாக இருக்கும்‌ (Δp பெரியது). மறுபுறம்‌ எலக்ட்ரானின்‌ திசைவேகம்‌ துல்லியமாக அறியப்பட்டால்‌ (Δp சிறியது அதன்‌ எலக்ட்ரான்‌ நிலை நிச்சயமற்றதாக இருக்கும்‌ ( Δx பெரியதாக இருக்கும்‌). 

எனவே, நிலை அல்லது திசைவேகத்தில்‌ இல இயற்பியல்‌ அளவீடுகளை மேற்கொண்டால்‌ அதன்‌ வெளியீடு எப்போதும்‌ தெளிவற்று இருக்கும்‌.

18. முக்கிய கருத்துகளை உள்ளடக்கிய எண்ணியல் கணக்கீடுகள்

• M2+ அயனியின் எலக்ட்ரான் அமைப்பு 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 அதன் அணு நிறை 56 எனில் M என்ற அணுவின் அணுக்கரு பெற்றிருக்கும் நியூட்ரான்களின் எண்ணிக்கை யாது?.

• துகள் முடுக்கிகளைக் கொண்டு புரோட்டான்களை முடுக்குவிக்க இயலும். அத்தகைய முடுக்குவிக்கப்பட்ட 2.85 ×108 ms-1 வேகத்தில் இயங்கும் புரோட்டான் ஒன்றின் அலை நீளத்தினை (Åல்) கணக்கிடுக. (புரோட்டானின் நிறை 1.673 × 10-27 Kg).

• 140 km hr-1 வேகத்தில் பயணிக்கும் 160 g நிறையுடைய கிரிக்கெட் பந்து ஒன்றின் டிபிராலி அலைநீளம் (cmல்) கணக்கிடுக.

 

• ஆர்பிட்டில் உள்ள ஒரு எலக்ட்ரானின் நிலையினைத் தீர்மானிப்பதில் உள்ள நிச்சயமற்றத் தன்மை 0.6Å என இருக்குமெனில், அதன் உந்தத்தில் ஏற்படும் நிச்சயமற்றத் தன்மை யாது? 

• துகள் ஒன்றின் நிலையில் ஏற்படும் நிச்சயமற்றத் தன்மையின் அளவீடானது அதன் டீபிராக்ளி அலைநீளத்திற்குச் சமம் எனில், அதன் திசைவேகத்தில் ஏற்படும் குறைந்த பட்ச நிச்சயமற்றத் தன்மை அதன் திசைவேகத்தின் 1/4π மடங்குக்குச் சமம் எனக் காட்டுக.

அலகு II

2. குவாண்டம் இயக்கவியல் அறிமுகம்

1. கிளாசிக்கல் மெக்கானிக்ஸ்

ஒரு துகளின் இயற்நிலையானது அத்துகளின் நிலை மற்றும் உந்தம் ஆகியவற்றால் வரையறுக்கப்படுகின்றது. ஒரு அமைப்பின் இவ்விரு பண்புகளும் நமக்குத் தெரித்திருக்குமேயானால், அந்த அமைப்பின் மீது செயல்படும் விசையின் அடிப்படையில், மரபு இயக்கவியற் கொள்கையினைப் பயன்படுத்தி அந்த அமைப்பின் எதிர்கால நிலையினை நாம் ஊகித்து அறிய முடியும். எனினும், ஹெய்சன் பர்க்கின் நிச்சயமற்றக் கோட்பாட்டின்படி, எலக்ட்ரானைப் போன்ற நுண்துகளுக்கு நிலை மற்றும் உந்தம் ஆகிய இரு பண்புகளையும் ஒரேநேரத்தில், துல்லியமாகக் கண்டறிய இயலாது. 

மேலும் மரபு இயக்கவியற் கொள்கையானது பருப்பொருட்களின் ஈரியல்புத் தன்மையினைக் கருத்திற் கொள்ளவில்லை. ஆனால் நுண்துகளுக்கு ஈரியல்புத் தன்மை முக்கியத்துவம் வாய்ந்ததாகும். எனவே மேற்கண்டுள்ள காரணங்களால் மரபு இயக்கவியற்கொள்கையால் நுண்துகள்களின் இயக்கத்தினை சரிவர விளக்க இயலவில்லை. ஹெய்சன்பர்க்கின் நிச்சயமற்றக் கொள்கை மற்றும் நுண்துகளின் ஈரியல்புத் தன்மை ஆகியவற்றை அடிப்படையாகக் கொண்டு, குவாண்டம் இயக்கவியல் என்ற ஒரு புதிய இயக்கவியல் உருவாக்கப்பட்டது. 

2. அணுவின் அலை சார்பு மாதிரி

எர்வின் ஷ்ரோடிங்கர் எலக்ட்ரானின் அலைப்பண்பினை, ஒரு வகைக்கெழுச் சமன்பாட்டின் அடிப்படையில் குறிப்பிட்டார். எலக்ட்ரான் இயங்கக்கூடிய விசையின் புலத்தினை பொறுத்து புறவெளியில அலைச் சார்பில் ஏற்படும் மாறுபாட்டினை இச்சமன்பாடு தீர்மானிக்கிறது. கா லத்தினை சார்ந்து அமையாத ஷ்ரோடிங்கர் அலைச் சமன்பாட்டினை பின்வருமாறு குறிப்பிடலாம்.

இங்கு Ĥ என்பது ஹாமில்டோனியன் செயலி. Ψ என்பது அலைச்சார்பு. இது துகளின் நிலை அச்சுகளின் சார்பாகும். இது ψ (x, y, z) எனகுறிப்பிடப்படுகிறது. E என்பது அமைப்பின் ஆற்றலாகும்.

மேற்கண்டுள்ள ஷ்ரோடிங்கர் அலைச்சமன்பாட்டில், காலம்(t) ஒரு சார்பாக இடம் பெறவில்லை. மேலும் இச்சமன்பாடு காலத்தைப் பொருத்து அமையாத ஷ்ரோடிங்கரின் அலைச்சமன்பாடு என அழைக்கப்படுகிறது. மொத்த ஆற்றலின்(E) குறிப்பிட்ட மதிப்புகளுக்கு மட்டுமே இச்சமன்பாட்டிற்கு தீர்வுகாண இயலும். அதாவது அமைப்பின் ஆற்றலானது வரையறுக்கப்பட்ட மதிப்புகளை மட்டும் பெற்றிருக்கும். அனுமதிக்கப்பட்ட மொத்த ஆற்றலின் (E) மதிப்புகள் ஐகன் மதிப்புகள் என அழைக்கப்படுகின்றன. ஐகன் மதிப்புகளுக்கு இணையான அலைச்சார்புகள் (ψ), அணு ஆர்பிட்டால்களைக் குறிப்பிடுகின்றன.

3. ஆர்பிட் மற்றும் ஆர்பிட்டால் இடையே உள்ள வேறுபாடு

ஆர்பிட்	ஆர்பிட்டால்
ஒரு ஆர்பிட் என்பது எலக்ட்ரானின் எளிய தட்டையான பிரதிநிதித்துவம் ஆகும்.	ஒரு ஆர்பிட்டால் என்பது முப்பரிமாண இயக்கத்தில் அணுக்கருவைச் சுற்றியுள்ள எலக்ட்ரானின் பரிமாண இயக்கத்தைக் குறிக்கிறது.
அணுக்கருவைச் சுற்றி எலக்ட்ரானைச் சுற்றுவதன் மூலம் ஒரு வட்ட இயக்கத்தில் நிறுவப்படும் பாதை என இது வரையறுக்கப்படுகிறது.	ஒரு ஆர்பிட்டால் எலக்ட்ரான் அதிகமாகக் காணப்படும் இடம் அல்லது பகுதி என வரையறுக்கலாம்.
மூலக்கூறுகளின் வடிவத்தை ஒரு ஆர்பிட் விளக்க முடியாது, ஏனெனில் அவை இயற்கையில் திசையற்றவை.	மூலக்கூறுகளின் வடிவங்கள் குறிப்பிட்ட திசையில் இருப்பதை கண்டுபிடிக்கலாம்.
நன்கு வரையறுக்கப்பட்ட ஆர்பிட் ஹைசன்பெர்க் கொள்கைக்கு எதிரானது.	ஒரு சிறந்த ஆர்பிட்டால் ஹைசன்பெர்க்கின் கோட்பாடுகளின் கோட்பாட்டுடன் ஒத்துப்போகிறது.

4. குவாண்டம் இயக்கவியலின் அனுமானங்கள் ஷ்ரோடிங்கர் அலை சமன்பாட்டின் உருவாக்கம் 

அணுவில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் ஆற்றல் குறிப்பிட்ட வரையறுக்கப்பட்ட மதிப்புகளை மட்டுமே பெற்றிருக்கும். 

எலக்ட்ரான்களின் அலையினை ஒத்த பண்பின் ஒரு நேரடியான விளைவாக, வரையறுக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஆற்றல் மட்டங்கள் காணப்படுகின்றன. ஷ்ரோடிங்கர் அலைச் சமன்பாட்டின் தீர்வுகள், அனுமதிக்கப்பட்ட ஆற்றல் மட்டங்களைத் (Orbits) தருகிறது. 

ஹெய்சன்பர்க்கின் நிச்சயமற்றக் கோட்பாட்டின் படி, எலக்ட்ரான் ஒன்றின் துல்லியமான நிலை மற்றும் உந்தத்தினை மிகதுல்லியமாகக் கண்டறிய இயலாது. இதன் விளைவாக, ஆர்பிட்டால் கொள்கையினை குவாண்டம் இயக்கவியல் அறிமுகப்படுத்தியது. ஆர்பிட்டால் என்பது எலக்ட்ரான்களை காண்பதற்கு அதிகப்பட்ச நிகழ்தகவினைப் பெற்றுள்ள ஒரு முப்பரிமான வெளி ஆகும். 

ஒரு அணுவின் அனுமதிக்கப்பட்ட ஆற்றல் மதிப்புகளுக்கான ஷ்ரோடிங்கர் அலைச் சமன்பாட்டின் தீர்வானது அலைச்சார்பு ψ, ஐத் தருகிறது. இது அணு ஆர்பிட்டாலைக் குறிப்பிடுகிறது. அலைச் சார்பு ψ, ஐப் பயன்படுத்தி ஒரு ஆர்பிட்டாலில் காணப்படும் எலக்ட்ரானின் அலைப் பண்பினை நன்கு வரையறுக்க இயலும். 

அலைச்சார்புψ,க்குஎனஇயற்முக்கியத்துவம் ஏதும் இல்லை. எனினும் (x,y,z) புள்ளியைச் சுற்றி அமைந்துள்ள ஒரு சிறு கனஅளவு dxdydzல் எலக்ட்ரானைக் காண்பதற்கான நிகழ்தகவானது, |ψ(x,y,z)|2dxdydz க்கு நேர்விகிதத்தில் இருக்கும். |ψ(x,y,z)|2 என்பது நிகழ் தகவு அடர்த்தி என அறியப்படுகிறது. இது எப்போதும் நேர் குறி மதிப்பினைப் பெற்றிருக்கும்.

5. Ψ மற்றும் Ψ2 இன் நிகழ்தகவு அடர்த்தி மற்றும் முக்கியத்துவம்.

ஷ்ரோடிங்கர் அலைச் சமன்பாட்டின் தீர்வுகள் ஐகன் மதிப்புகள் என்றழைக்கப்படும். அனுமதிக்கப்பட்ட ஆற்றல் மதிப்புகளைத் தருகின்றன. ஐகன் மதிப்போடு தொடர்புடைய ஐகன் சார்புகள் அணு ஆர்பிட்டால்கள் என அழைக்கப்படுகின்றன. ஹை ட்ரஜனை ஒத்த ஒரு எலக்ட்ரான்அமைப்பிற்கானஷ்ரோடிங்கர் அலைச் சமன்பட்டின் தீர்வை (Ψ) கோளக முனைவு ஆய அச்சில் (r, θ, φ) (spherical polar coordinates).

பின்வருமாறு குறிப்பிடலாம். 

Ψ (r, θ, φ) = R(r).f(θ).g(φ)  

இங்கு R(r) என்பது ஆர அலைச் சார்பு (Radial wave function) என அழைக்கப்படுகிறது. மற்ற இருசார்புகளும் கோண அலைச் சார்புகள் (angular wave function) என அழைக்கப்படுகின்றன. Ψ க்கு என இயற் முக்கியத்துவம் ஏதும் இல்லை எனவும், அலைச் சார்பின் இருமடி |Ψ|2 ஆனது புறவெளியில் (space) கொடுக்கப்பட்ட கனஅளவிற்குள் எலக்ட்ரானை காண்பதற்கான நிகழ்தகவோடு தொடர்புடையது எனவும் நாம் அறிவோம்.

அணுக்கருவிலிருந்து உள்ள, தொலைவினைப் பொருத்து |Ψ|2 மதிப்பானது எவ்வாறு மாறுபடுகிறது - (நிகழ்தகவின் ஆரபங்கீடு-Radial distribution of the probability) என்பதனையும் அணுக்க ருவிலிரு ந் து திசையினைப் பொருத்து (நிகழ்தகவின் கோணப்பங்கீடு - angular distribution of the probability |Ψ|2) எவ்வாறு மாறுபடுகிறது என்பதனையும் நாம் ஆய்ந்தறிவோம். 

ஆரப் பங்கீட்டுச் சார்பு அடிஆற்றல் நிலையில் (ground state) உள்ள ஹைட்ரஜன் அணுவின் ஒற்றை எலக்ட்ரானைக் கருதுக. இந்த எலக்ட்ரானுக்கான குவாண்டம் எண்கள் n=1 மற்றும் l=0 அதாவது இந்த எலக்ட்ரான் 1s ஆர்பிட்டாலில் உள்ளது. 1s ஆர்பிட்டாலுக்கான, R(r2) Vs r வரைபடம் படம் கொடுக்கப்பட்டுள்ளது.

ஹைட்ரஜனின் 1s ஆர்பிட்டாலுக்கான  R(r2) Vs r வரைபடம	ஹைட்ரஜனின் 1s ஆர்பிட்டாலுக்கான  4πr2. R(r)2 Vs r - வரைபடம
ஹைட்ரஜனின் 2s ஆர்பிட்டாலுக்கான  4πr2. R(r)2 வரைபடம	ஹைட்ரஜனின் 3s ஆர்பிட்டாலுக்கான  4πr2. R(r)2 Vs r - வரைபடம
ஹைட்ரஜனின் 3p ஆர்பிட்டாலுக்கான 4πr2. R(r)2 Vs r - வரைபடம்	ஹைட்ரஜனின் 3d ஆர்பிட்டாலுக்கான 4πr2. R(r)2 Vs r - வரைபடம்

மேற்கண்டுள்ள வரைபடத்திலிருந்து ,எலக்ட்ரானுக்கும் அணுக்கருவிற்கும் இடையேயான தூரம் குறையும்போது, எலக்ட்ரானைக் காண்பதற்கான நிகழ்த்தகவும் அதிகரிக்கின்றது என அறிய முடிகிறது, r=0, எனும் போது R(r)2- ன் மதிப்பானது பெருமமாகிறது . அதாவது |Ψ|2 -ன் அதிக பட்ச மதிப்பானது அணுக்கருவினுள் அமைகிறது. எனினும் அணுக்கருவினைச் சுற்றி கொடுக்கப்பட்ட கோளகக் கூட்டில் எலக்ட்ரானைக் காண்பதற்கான நிகழ்தகவே முக்கியமானதாகும். r மற்றும் r+dr. ஆகிய ஆரங்களுடைய இரு ஒரு மைய கோளங்களுக்கு இடைப்பட்ட கன அளவு (dV) - யைக் கருதுவோம்.

2s ஆர்பிட்டாலுக்கு, அணுக்கருவிலிருந்து தொலைவு (r) அதிகரிக்கும்போது, நிகழ்தகவு அடர்த்தி முதலில் அதிகரித்து, ஒரு சிறிய பெரும மதிப்பை அடைகிறது. அதன் பின்னர் பூஜ்ஜியத்திற்கு குறைந்து மீண்டும் மற்றுமொரு பெரும மதிப்பினை அடைந்து பின் பூஜ்ய மதிப்பினையடைகிறது. 

இவ்வாறு நிகழ்தகவு அடர்த்தி சார்பின் மதிப்பு எப்பகுதியில் பூஜ்யமாகிறதோ அப்பகுதி, கணு புறப்பரப்பு (nodal surface) அல்லது ஆரக்கணு (radial node) என அழைக்கப்படுகிறது. பொதுவாக, ns-ஆர்பிட்டாலானது (n-1) கணுக்களைப் பெற்றுள்ளன என கண்டறியப்பட்டுள்ளது. 

அதாவது 2s ஆர்பிட்டால் ஒரு கணுவையும், 3s ஆர்பிட்டால் இரு கணுக்களையும் கொண்டுள்ளது. இது பிற ஆர்பிட்டால்களுக்கும் பொருந்தும். 3p மற்றும் 3d ஆர்பிட்டால்களுக்கான, 4πr2R(r)2ன் வரைபடமானது, இதனைப் போலவே உள்ளது. ஆனால் இந்நேர்வில் ஆர கணுக்களின் எண்ணிக்கை (n-l-1) க்குச் சமம். இங்கு ‘n’ என்பது முதன்மைக் குவாண்டம் எண்ணையும், l என்பது கோண உந்த குவாண்டம் எண்ணையும் குறிப்பிடுகின்றது.

தனிமங்களின் இயற் மற்றும் வேதிப்பண்புகள், அத்தனிமங்களின் வெளிக்கூட்டில் காணப்படும் எலக்ட்ரான் அமைப்போடு தொடர்புடையது. வெவ்வேறு தனிமங்கள் தங்களது வெளிக்கூட்டில் ஒத்த எலக்ட்ரான் அமைப்பினை பெற்றிருப்பின், அவற்றின் பண்புகளும் ஒத்திருக்கும். 

எடுத்துக்காட்டாக தங்களின் இணைதிறக்கூட்டில் உள்ள s ஆர்பிட்டாலில் ஒரு எலக்ட்ரானைப் பெற்றுள்ள தனிமங்கள் அவைகளின் இயற் மற்றும் வேதிப் பண்புகளில் ஒத்துக் காணப்படுகின்றன. 

6. நவீன ஆவர்த்தண அட்டவணை 

நவீன ஆவர்த்தன அட்டவணையில் இத்தனிமங்கள் அனைத்தும் ஒன்றாக ஒரே தொகுதியில் ஒருங்கிணைக்கப்பட்டு முதல் தொகுதி தனிமங்கள் என அழைக்கப்படுகின்றன.

நவீன ஆவர்த்தன அட்டவணையில் அனைத்து தனிமங்களும் 18 செங்குத்து நிரல்களிலும் 7 கிடைமட்ட நிரைகளிலும் வைக்கப்பட்டுள்ளன. செங்குத்து நிரல்கள் தொகுதிகள் (group) எனவும், கிடைமட்ட நிரைகள் வரிசைகள் (periods) எனவும், அழைக்கப்படுகின்றன. 

IUPAC விதிமுறையின் படி தொகுதிகள் குறிக்கப்படும் முந்தைய முறையான 1A முதல் VIIA வரை மற்றும் 1B முதல் VIIIவரை ஆகியவை மாற்றியமைக்கப்பட்டு 1 முதல் 18 வரையிலான இயல் எண்கள் மூலம் தொகுதிகள் குறிப்பிடப்படுகின்றன. ஒவ்வொரு வரிசையும், ‘ns1’ என்ற பொதுவான வெளிக்கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பினைக் கொண்டுள்ள தனிமத்தில் துவங்கி ns2np6 என்ற வெளிக்கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெற்றுள்ள தனிமத்தில் முடிவடைகிறது. 

இங்கு ‘n’ என்பது வரிசையின் எண்ணைக் (முதன்மைக் குவாண்டம் எண்) குறிப்பிடுகின்றது. ஆஃபா தத்துவம் மற்றும் அதன் அடிப்படையிலான அணுக்களின் எலக்ட்ரான் அமைப்பானது நவீன தனிம வரிசை அட்டவணைக்கு கருத்து வடிவிலான அடிப்படையைத் தருகின்றது.

7. ஆவர்த்தண அட்டவணையின் அம்சங்கள்

1. தொடர்களின் சிறப்பம்சங்கள்

தனிமங்களின் கிடைமட்ட வரிசைகள் தொடர்களாகும். ஆவர்த்தன அட்டவணையில் மொத்தம் 7 தொடர்கள் உள்ளன.

• முதலாம் தொடர் (அணு எண் 1 மற்றும் 2) இத்தொடர் மிகச்சிறிய தொடராகும். இதில் ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஹீலியம் எனும் 2 தனிமங்களே உள்ளன.

• இரண்டாம் தொடர் (அணு எண் 3 லிருந்து 10 வரை) இது சிறிய தொடராகும். இதில் ‘Li’ யிலிருந்து ‘Ne’ வரை 8 தனிமங்கள் உள்ளன.

• மூன்றாம் தொடர் இதுவும் ஒரு சிறிய தொடராகும். (அணு எண் 11 லிருந்து 18 வரை) இதில் 'Na’ யிலிருந்து ‘Ar’ வரை 8 தனிமங்கள் உள்ளன.

• நான்காம் தொடர் (அணு எண் 19 லிருந்து 36 வரை) இது ஒரு நீண்ட தொடராகும். இதில் "K" யிலிருந்து, “Kr” வரை, 18 தனிமங்கள் உள்ளன. இவற்றில் 8 பிரதிநிதித்துவ தனிமங்களும், 10 இடைநிலைத் தனிமங்களும் உள்ளன.

• ஐந்தாம் தொடர் (அணு எண் 37 லிருந்து, 54 வரை) இதுவும் ஒரு நீண்ட தொடராகும். இதில் Rb யிலிருந்து Xe வரை 18 தனிமங்கள் உள்ளன. இவற்றில் 8 பிரதிநிதித்துவ தனிமங்களும், 10 இடைநிலைத் தனிமங்களும் உள்ளன.

• ஆறாம் தொடர் (அணு எண் 55 லிருந்து 86 வரை) இது மிக நீண்ட தொடராகும். இதில் ‘Cs’ லிருந்து, ‘Rn’ வரை 32 தனிமங்கள் உள்ளன. இவற்றுள் 8 பிரதிநிதித்துவ தனிமங்கள், 10 இடைநிலைத் தனிமங்கள் மற்றும் 14 உள் இடைநிலைத் தனிமங்கள் (லாந்தனைடுகள்) என ஆகும்.

• ஏழாம் தொடர் (அணு எண் 87 லிருந்து, 118 வரை) ஆறாம் தொடரைப் போல, இதுவும் 32 தனிமங்கள் கொண்டது. சமீபத்தில், நான்கு தனிமங்கள் அட்டவணையில் IUPAC ஆல் உட்படுத்தப்பட்டன.

2. தொகுதிகளின் சிறப்பம்சங்கள்

• ஆவர்த்தன அட்டவணையில் மேலிருந்து கீழாக வரிசைப்படுத்தப்பட்ட தனிமங்கள், தொகுதிகள் எனப்படும். அட்டவணையில் மொத்தம் 18 தொகுதிகள் உள்ளன.

• தனிமங்களின் பொதுவான சிறப்பியல்புகளை வைத்து வெவ்வேறு குடும்பங்களாகத் தொகுக்கப்பட்டுள்ளன.

• தொகுதி 3ன் அங்கமாகத் திகழும், லாந்தனைடு மற்றும் ஆக்டிணைடுகள் உள் இடைநிலைத் தனிமங்கள் என அழைக்கப்படும்.

• 18வது தொகுதியைத் தவிர, மற்ற தொகுதிகளில் உள்ள தனிமங்களின் வெளிக்கூட்டில், ஒத்த எண்ணிக்கை உள்ள எலக்ட்ரான்களும், ஒத்த இணைதிறனும் பெற்றிருக்கும். எடுத்துக்காட்டாக, தொகுதி 1 ல் உள்ள தனிமங்கள் வெளி ஆற்றல் மட்டத்தில் ஒரு எலக்ட்ரான் மட்டும் 1S1 பெற்றிருப்பதால், கார உலோகத் தனிமங்களின் இணைதிறன் 1 ஆகும்.

• ஒத்த தொகுதியில் உள்ள தனிமங்கள் ஒத்த எலக்ட்ரான் அமைப்புகளைப் பெற்று, ஒத்த வேதிப்பண்புகளோடு திகழும்.

• இயல் பண்புகளான, உருகுநிலை, கொதிநிலை மற்றும் அடர்த்தி ஆகியன சீராக மாறுபடும்.

• 18வது தொகுதித் தனிமங்கள், நிலையான எலக்ட்ரான் அமைப்பை வெளிக்கூட்டில் பெற்றிருப்பதால், வினையுறா தன்மையைப் பெற்றிருக்கும்.

8. தனிமங்களின் வகைப்பாடு

ஒரு தொகுதியில் உள்ள தனிமங்கள் அனைத்தும் அவற்றின் வெளிக்கூட்டில், ஒத்த எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெற்றுள்ளன.தனிமங்களின் கடைசி இணைத்திற எலக்ட்ரான் சென்று சேரக்கூடிய ஆர்பிட்டாலின் அடிப்படையில் தனிமங்களை s,p,d மற்றும் f தொகுதி தனிமங்கள் என வகைப்படுத்தலாம்.  

தொகுதி -1 மற்றும் தொகுதி -2 ல் உள்ள தனிமங்கள், s- தொகுதி தனிமங்கள் என்றழைக்கப்படுகின்றன. இவற்றின் கடைசி இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் ns ஆர்பிட்டாலில் சென்று சேர்கிறது. 

தொகுதி -1 ஐச் சேர்ந்த தனிமங்கள் காரஉலோகங்கள் என்றும் தொகுதி -2ஐச் சேர்ந்த தனிமங்கள் காரமண் உலோகங்கள் என்றும் அழைக்கப்படுகின்றன. இவைகள் குறைந்த கொதிநிலை, மற்றும் உருகு நிலையினைப் பெற்றிருப்பதுடன், குறைவான அயனியாக்கும் ஆற்றலையும் பெற்றுள்ள மென்மையான உலோகங்கள் ஆகும். இவைகள் அதிக வினைத்திறனைப் பெற்றிருக்கின்றன மேலும் அயனிச்சேர்மங்களை உருவாக்குகின்றன. இத்தனிமங்கள் அதிக எலக்ட்ரான் நேர்மின் தன்மையையும் மற்றும் தீச்சுடரில் நிறத்தினை ஏற்படுத்தும் தன்மையினையும் பெற்றிருக்கின்றன.  

தொகுதி-13 முதல் 18 வரையிலான தனிமங்கள் p-தொகுதி தனிமங்கள் அல்லது பிரதிநிதித்துவ தனிமங்கள் என்றழைக்கப்படுகின்றன. இத்தனிமங்களின் பொதுவான வெளிக்கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு ns2, np1-6 ஆகும். 16 மற்றும் 17ம்-தொகுதி தனிமங்கள் முறையே சால்கோஜன்கள் மற்றும் ஹாலஜன்கள் என்றழைக்கப்படுகின்றன. 18ம் தொகுதித் தனிமங்கள் முழுமையாக நிரப்பப்பட்ட இணைதிற கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பினை (ns2 np6) பெற்றுள்ளன. இவைகள் மந்த வாயுக்கள் ( inert gases) அல்லது உயரிய வாயுக்கள் (noble gases) என அழைக்கப்படுகின்றன. 

p-தொகுதி தனிமங்கள் அதிகமான எதிர்க்குறி எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை மதிப்புகளைப் பெற்றுள்ளன. s-தொகுதி தனிமங்களைக் காட்டிலும் இவற்றின் அயனியாக்கும் ஆற்றல் மதிப்பு அதிகம். இவைகள் பெரும்பாலும் சகப்பிணைப்புச் சேர்மங்களை உருவாக்குகின்றன. மேலும் இவைகள் உருவாக்கும் பல்வேறு சேர்மங்களில் ஒன்றுக்கும் மேற்பட்ட ஆக்சிஜனேற்ற நிலைகளைப் பெற்றுள்ளன.  

தொகுதி-3 முதல் 12 வரையில் உள்ள தனிமங்கள் d தொகுதித் தனிமங்கள் அல்லது இடைநிலைத் தனிமங்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன. இத் தனிமங்களின் பொதுவான இணைதிற கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு ns1-2,(n-1)d1-10 ஆகும். இத்தனிமங்களும் ஒன்றிற்கும் மேற்பட்ட மாறுபடும் ஆக்சிஜனேற்ற நிலைகளைப் பெற்றுள்ளன. இவைகள் அயனிச் சேர்மங்கள், சகப்பிணைப்புச் சேர்மங்கள் மற்றும் ஈதல்சகப்பிணைப்புச் சேர்மங்களை உருவாக்கும் தன்மையினைப் பெற்றுள்ளன. 

மேலும் இவைகள் அணிக்கோவை இடைச்செருகல் சேர்மங்கள் (interstitial compounds) மற்றும் உலோகக் கலவைகளை உருவாக்குகின்றன. இவற்றின் உலோகக் கலவைகள் வினையூக்கிகளாகவும் செயல்படும் தன்மையினைப் பெற்றுள்ளன. இந்த தனிமங்கள் அதிக உருகுநிலையை பெற்றிருப்பதுடன் வெப்பம் மற்றும் மின்சாரத்தை நன்கு கடத்தும் கடத்திகளாகவும் செயல்படுகின்றன. 

லாந்தனைடுகள் மற்றும் ஆக்டினைடுகள் ஆகியன f- தொகுதி தனிமங்கள் என்றழைக்கப்படுகின்றன. இத்தகைய தனிமங்கள் உலோகத் தன்மையினையும், அதிக உருகு நிலையினையும் கொண்டுள்ளன. இவற்றின் சேர்மங்கள் பெரும்பாலும் நிறமுடையவை. இத்தனிமங்களும் மாறுபட்ட ஆக்சிஜனேற்ற நிலைகளைப் பெற்றுள்ளன.

9. அணு அளவுக்கான ஆவர்த்தண போக்குகள்

வரிசையில் ஏற்படும் மாறுபாடு (Variation in Periods)  

ஒரு வரிசையில் செல்லும் போது அணு ஆரம் குறைகிறது. ஒரு வரிசையில் இடமிருந்து வலமாகச் செல்லும் போது, இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் ஒரே கூட்டில் சேர்க்கப்படுகின்றன. அதே நேரத்தில் அணுக்கருவில் சேர்க்கப்படும் புரோட்டான், அணுக்கருவின் மின்தன்மையினை அதிகரிப்பதுடன் இணைதிற எலக்ட்ரான்களுக்கும், அணுக்கருவிற்கும் இடையேயான கவர்ச்சி விசையினையும் அதிகரிக்கின்றது. எனவே, ஒரு வரிசையில் செல்லும்போது அணு ஆரம் குறைகிறது. 

செயலுறு அணுக்கரு மின்சுமை (effective nuclear charge)  

எலக்ட்ரான்களுக்கும், அணுக்கருவிற்கும் இடையே நிலை மின்னியல் கவர்ச்சி விசைக் காணப்படுகிறது. இக்கவர்ச்சி விசை மட்டும் அல்லாமல், எலக்ட்ரான்களுக்கிடையே விலக்கு விசையும் காணப்படுகிறது. உள்கூட்டில் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களுக்கும், இணைதிற கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்களுக்கும் இடையேயான இந்த விலக்கு விசையின் விளைவாக, வெளிக்கூட்டில் உள்ள இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் மீது, அணுக்கருவினால் செலுத்தப்படும் கவர்ச்சி விசை குறைக்கப்படுகின்றது. 

எனவே, உட்கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்கள், அணுக்கருவிற்கும், இணைதிற எலக்ட்ரான்களுக்கும் இடையே ஒருதிரை போல செயல்படுகிறது. இவ்விளைவு திரைமறைப்பு விளைவு (Screening effect) என்றழைக்கப்படுகிறது. வெளிக்கூட்டில் உள்ள இணைதிற எலக்ட்ரான்களால் உணரப்படும் நிகர அணுக்கரு மின்சுமை செயலுறு அணுக்கரு மின்சுமை (effective nuclear charge) என்றழைக்கப்படுகின்றது.

தொகுதியில் ஏற்படும் மாறுபாடுகள் (variation in group) 

தனிம வரிசை அட்டவணையில், ஒரு தொகுதியில் மேலிருந்து கீழாக அணு ஆரம் அதிகரிக்கின்றது. ஒரு தொகுதியில் மேலிருந்து கீழாகச் செல்லும்போது, புதிதாகச் சேர்க்கப்படும் இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் இடம்பெறும் பொருட்டு , புதிய கூடுகள் உருவாக்கப்படுகின்றன. இதன் காரணமாக, அணுக்கருவின் மையத்திற்கும், இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் காணப்படும் வெளிக்கூட்டிற்கும் இடையேயான தொலைவு அதிகரிக்கின்றது. எனவே அணு ஆரம் அதிகரிக்கின்றது.

10. அணு ஆரம்

அணு ஆரம் ஒரு அணுவின் அணு ஆரம் என்பது அதன் அணுக்கருவின் மையத்திற்கும், இணைதிற எலக்ட்ரான் உள்ள வெளிக்கூட்டிற்கும் இடையேயான தூரம் என வரையறுக்கப்படுகிறது. ஒரு தனித்த அணுவின் ஆரத்தினை நேரடியாக அளவிட இயலாது. மந்த வாயுக்களைத் தவிர்த்து,வழக்கமாகஅணுஆரம் என்பது தொடர்புடைய அணுக்களுக்கிடையே காணப்படும் பிணைப்பின் தன்மையினைப் பொறுத்து, சகப்பிணைப்பு ஆரம் அல்லது உலோக ஆரத்தினைக் குறிப்பிடுகின்றது.

11. அயனி ஆரம்

ஒரு அயனியின் அணுக்கருவின் மையத்திற்கும், அவ்வயனியின் எலக்ட்ரான் திரள்முகில் (electron cloud) மீது அதன் அணுக்கருவால் கவர்ச்சி விசையினை செலுத்த இயலும் தூரத்திற்கும் இடையிலான தொலைவு அயனி ஆரம் என வரையறுக்கப்படுகிறது. நேரயனி மற்றும் எதிரயனி ஆகியவற்றிற்கு இடையேயான அயனி இடைத் தொலைவினைக் கொண்டு பாலிங் முறைப்படி, ஒற்றை மின்சுமையுடைய படிகங்களின் அயனி ஆரங்களை கணக்கிடலாம். படிக அலகுக்கூட்டில் காணப்படும் அயனிகள் கோள வடிவமுடையவை என பாலிங் கருதினர். மேலும் அவைகள் ஒன்றையொன்று தொட்டுக் கொண்டிருப்பதாகவும் கருதினார். 

எனவே, d = rC+ + rA–  

இங்கு d என்பது நேர் அயனி C+ ன் அணுக்கருவிற்கும், எதிர் அயனி A– ன் அணுக்கருவிற்கும் இடையேயானத் தொலைவு ஆகும். rC+, மற்றும் rA– ஆகியன முறையே நேர் மற்றும் எதிர் அயனிகளின் ஆரங்களாகும்.

12. சகபிணைப்பு ஆரம்

ஒற்றை சகப்பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ள இரண்டு ஒத்த அணுக்களின் அணுக்கருக்களுக்கு இடையேயான தொலைவின் பாதியளவு சகப்பிணைப்பு ஆரம் என்றழைக்கப்படுகிறது. அணுக்கருக்களுக்கு இடைப்பட்ட தொலைவு X –கதிர் விளிம்பு விளைவு ஆய்வின் மூலம் கண்டறியப்படுகிறது.

13. அயனியாக்கும் ஆற்றல்

இயல்பு ஆற்றல் நிலையில் (சிறும ஆற்றல் நிலையில் – ground state) உள்ள நடுநிலைத்தன்மை உடைய தனித்த வாயு நிலை அணு ஒன்றின் இணைதிற கூட்டிலிருந்துஇலகுவாகபிணைக்கப்பட்டுள்ள ஒரு எலக்ட்ரானை நீக்குவதற்கு தேவைப்படும் குறைந்தபட்ச ஆற்றல் அயனியாக்கும் ஆற்றல் எனப்படும். இது KJmol-1 அல்லது eV என்ற அலகால் குறிப்பிடப்படுகின்றது. 

M(g) + IE1 → M+ (g) + 1 e

இங்கு, IE1 என்பது முதலாவது அயனியாக்கும் ஆற்றலைக் குறிப்பிடுகிறத

அடுத்தடுத்த அயனியாக்கும் ஆற்றல்கள் (Successive ionization energies) ஒரு ஒற்றை நேர்மின்சுமையுடைய அயனியிலிருந்து, ஒரு எலக்ட்ரானை நீக்குவதற்கு தேவைப்படும் குறைந்தபட்ச ஆற்றல் இரண்டாம் அயனியாக்கும் ஆற்றல் எனப்படும். இது பின்வரும் சமன்பாட்டால் குறிப்பிடப்படுகிறது. M+ (g) + IE2 → M2+ (g)+ 1 e- இதைப் போலவே, நாம் மூன்றாம், நான்காம் அயனியாக்கும் ஆற்றல்களை வரையறுக்கலாம்.  

ஒரு நேர்மின் சுமையுடைய அயனியில் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையானது, அதன் நடுநிலை அணுவில் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையைவிட குறைவாக இருந்தபோதிலும் அவைகளின் அணுக்கரு மின்சுமை சமமாக இருக்கும். எனவே, நேர்மின்சுமையுடைய அயனியின் செயலுறு அணுக்கருகவர்ச்சி விசையானது, தொடர்புடைய நடுநிலை அணுவின் செயலுறு கவர்ச்சி விசையினை விட அதிகம். 

எனவே தொடர்ச்சியான அயனியாக்கும் ஆற்றலின் மதிப்புகள், எப்போதும் பின்வரும் ஏறுவரிசையில் அமைகின்றன. IE1 < IE2 < IE3 < .....

14. எலக்ட்ரான் நாட்டம்

இயல்பு ஆற்றல் நிலையில் உள்ள ஒரு தனித்த நடுநிலைத்தன்மை உடைய, வாயுநிலை அணு ஒன்றின் இணைதிற கூட்டில் ஒரு எலக்ட்ரானை சேர்த்து அதன் எதிர் அயனியை உருவாக்கும் போத வெளிப்படும் ஆற்றல் (மந்த வாயுக்களைப் பொருத்த வரையில் தேவைப்படும் ஆற்றல்) எலக்ட்ரான் நாட்டம் எனப்படும். இது kJ mol-1 என்ற அலகால் குறிப்பிடப்படுகின்றது. 

A + 1 e- → A- + EA

15. எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை

சகப்பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ள மூலக்கூறில் உள்ள ஒரு அணுவானது, சகப்பிணைப்பில் பங்கிடப்பட்டுள்ள எலக்ட்ரான் இணையினைத் தன்னை நோக்கி ஒப்பீட்டு அளவில் கவரும் பண்பு எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை எனப்படும்.  

16. எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை அளவீடுகள்

எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை ஒரு அளவிடத்தக்க பண்பு அல்ல எனினும் இம்மதிப்பினைக் கணக்கிட பல்வேறு அளவீட்டு முறைகள் உள்ளன. அதில் ஒரு முறை ஃபாலிங் என்பவரால் உருவாக்கப்பட்டது. அவர் ஹைட்ரஜன் மற்றும் புளூரினுக்கு முறையே 2.1 மற்றும் 4.0 என்ற மதிப்புகளை அவைகளினுடைய எலக்ட்ரான் கவர்திறன் மதிப்புகள் என எடுத்துக்கொண்டார். இதனடிப்படையில் பிற தனிமங்களுக்கு பின்வரும் வாய்ப்பாட்டினைப் பயன்படுத்தி எலக்ட்ரான் கவர்திறன் மதிப்புகளை கண்டறியலாம்.

 

இங்கு, EAB, EAA மற்றும் EBB ஆகியன முறையே AB, A2 (A-A) மற்றும் B2 (B-B) ஆகிய மூலக்கூறுகளின் பிணைப்பு பிளவு ஆற்றல்கள் (Kcal)ஆகும். 

கொடுக்கப்பட்ட எந்த ஒரு தனிமத்தின் எலக்ட்ரான் கவர்திறன் மதிப்பும் மாறிலியல்ல. இதன் மதிப்பு அத்தனிமம் எத்தனிமத்துடன் சகப்பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ளது என்பதனைப் பொறுத்து அமையும். பிணைப்பின் தன்மையினைத் தீர்மானிப்பதில் எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை மதிப்புகள் முக்கிய பங்காற்றுகின்றன

17. எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை பயன்பாடுகள்

ஒரு வரிசையில் எலக்ட்ரான் கவர்தன்மையில் ஏற்படும் மாறுபாடு  

இடமிருந்து வலமாகச் செல்லும் போது பொதுவாக எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை மதிப்பு அதிகரிக்கின்றது. முன்னரே விவரித்துள்ளவாறு, ஒர வரிசையில், அணுக்கருவிற்கும், இணைதிற எலக்ட்ரான்களுக்கும் இடையேயான கவர்ச்சி விசை அதிகரிப்பதால் அணுஆரம் குறைகிறது. எனவே, பங்கிடப்பட்டுள்ள எலக்ட்ரான்களை கவரும் தன்மை அதிகரிக்கிறது. இதன் காரணமாக ஒரு வரிசையில் எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை அதிகரிக்கின்றது.

ஒரு தொகுதியில் எலக்ட்ரான் கவர்தன்மையில் ஏற்படும் மாறுபாடுகள்  

ஒரு தொகுதியில் மேலிருந்து கீழாக வரும் போது எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை மதிப்பு பொதுவாகக் குறைகிறது. தொகுதியில் மேலிருந்து கீழே வரும்போது அணு ஆரம் அதிகரிக்கிறது. இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் மீது அணுக்கரு செலுத்தும் கவர்ச்சி விசை குறைகிறது. எனவே, எலக்ட்ரான் கவர்தன்மையும் குறைகிறது. மந்த வாயுக்களின் எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை மதிப்பு பூஜ்யம் என எடுத்துக் கொள்ளப்படுகிறது. s–தொகுதி தனிமங்களின் எலக்ட்ரான்கவர் தன்மை மதிப்பு எதிர்பார்க்கப்படுவது போல தொகுதியில் குறைகிறது. 13 மற்றும் 14 ஆம் தொகுதி தனிமங்களைத் தவிர்த்து பிற p –தொகுதித் தனிமங்கள் எதிர்பார்க்கப்படுவது போன்று தொகுதியில், எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை குறையும் போக்கினைக் கொண்டுள்ளன.

எலக்ட்ரான் நாட்டம் மற்றும் எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை போன்ற இயற்பண்புகளின் ஆவர்த்தனத் தன்மையினை இதுவரை நாம் கற்றறிந்தோம். இத்துடன் வேதிப்பண்புகளான, வினைத்திறன், இணைதிறன் மற்றும் ஆக்சிஜனேற்ற நிலை முதலியனவும் ஒரு குறிப்பிட்ட அளவிற்கு ஆவர்த்தனத் தொடர்பினைக் கொண்டுள்ளன.

18. முக்கிய கருத்துக்கள் சம்பந்தப்பட்ட கணக்கீடுகள்

• சோடியத்தின் முதல் அயனியாக்கும் ஆற்றலானது மெக்னீசியத்தை விட குறைவு; ஆனால் அதன் இரண்டாம் அயனியாக்கும் ஆற்றல் மெக்னீசியத்தை விட அதிகம், ஏன்? 

• பாலிங் முறையினை பயன்படுத்தி பொட்டாசியம் குளோரைடு படிகத்தில் உள்ள K+ மற்றும் Cl– அயனிகளின் அயனி ஆரங்களை கணக்கிடுக. கொடுக்கப்பட்டுள்ள தரவு dK+-Cl- = 3.14Å 

• பின்வருவனவற்றை விவரி. மேலும் தக்க காரணம் தருக. 

• N-ன் அயனியாக்கும் ஆற்றல் O-ஐ விட அதிகம் 

• C-அணுவின் முதல் அயனியாக்கும் ஆற்றலின் மதிப்பு B-அணுவை விட அதிகம்; அதே வேளையில் இதன் மறுதலைக் கூற்று இரண்டாம் அயனியாக்கும் ஆற்றலுக்கு உண்மையாகிறது. 

• Be, Mg ஆகியவற்றின் எலக்ட்ரான் நாட்ட மதிப்புகள் ஏறத்தாழ பூஜ்ஜியமாகும். மேலும் N (0.02eV) மற்றும் P (0.80eV) ஆகியவைகளுக்கும் இதன் மதிப்பு குறைவு (i  

• F(g) லிருந்து F-(g) உருவாவது வெப்ப உமிழ்வினையாகும். ஆனால் O(g)லிருந்து O2-(g) உருவாவது வெப்பக்கொள் வினையாகும்.

அலகு-III

3. அமைப்பு மற்றும் பிணைப்பு-I

1. லூயிஸ் புள்ளி அயனி சேர்மங்களின் அமைப்பு

வேதிப்பிணைப்பு பற்றிய கோசல் – லூயிசின் அணுகுமுறை 1916ல் வேதிப்பிணைப்பு பற்றிய தர்க்க ரீதியான அணுகு முறையானது கோசல் மற்றும் லூயிஸ் ஆகிய அறிவியல் அறிஞர்களால் முன்மொழியப்பட்டது. மந்த வாயுக்கள் பிற அணுக்களுடன் வினைபுரியாத அல்லது அரிதாக வினைபுரியும் தன்மையைப் பெற்று மந்தத் தன்மையுடன் இருப்பதன் அடிப்படையில் வேதிப்பிணைப்பு உருவாதலை இவ்வறிவியல் அறிஞர்கள் அணுகினார்கள். முழுவதுமாக நிரப்பப்பட்ட வெளிக்கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பினை மந்த வாயுக்கள் பெற்றிருப்பதால் அவைகள் அதிக நிலைப்புத் தன்மையினைப் பெற்றுள்ளன என இவர்கள் முன்மொழிந்தனர். 

மந்த வாயுக்களைத் தவிர்த்த பிற தனிமங்கள் தங்கள் வெளிக்கூட்டில் உள்ள ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான்களை இழத்தல், ஏற்றுக்கொள்ளுதல் அல்லது பங்கிடுதல் ஆகியவற்றின் மூலம் நிலைப்புத் தன்மையை பெற முயல்கின்றன. எடுத்துக்காட்டாக, NaCl உருவாதலில் சோடியம் ஒரு எலக்ட்ரானை இழப்பதன் மூலம் Na+ அயனி உருவாகிறது. அது இழக்கும் எலக்ட்ரானை குளோரின் ஏற்றுக் கொண்டு Cl- அயனி உருவாகிறது. இதன் விளைவாக இரண்டு அணுக்களும் தங்களுக்கு அருகே உள்ள மந்த வாயுக்களின் நிலையான எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெறுகின்றன. இவ்வாறு உருவான Na+ மற்றும் Cl அயனிகளுக்கிடையேயான மின் நிலையியல் கவர்ச்சிவிசையின் காரணமாக இவ்வயனிகள் பிணைக்கப்பட்டுள்ளன மேலும் இந்த கவர்ச்சி விசையானது வேதிப்பிணைப்பு என அழைக்கப்படுகிறது குறிப்பாக அயனிப்பிணைப்பு எனப்படுகிறது.

நைட்ரஜன், ஆக்சிஜன் போன்ற ஈரணு மூலக்கூறுகளில், அவற்றின் அணுக்களுக் கிடையே எலக்ட்ரான்களைப் பங்கிட்டுக்கொள்வதன் மூலமாக நிலையான எலக்ட்ரான் அமைப்பு உருவாகிறது என்ற கருத்தினை G. N. லூயிஸ் முன்மொழிந்தார். அணுக்களுக்கிடையேயான வேதிப்பிணைப்பு மற்றும் இணைந்துள்ள அணுக்களின் வெளிக்கூட்டில் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களை குறிப்பிட்டுக்காட்ட ஒரு எளிய முறையினை அவர் அறிமுகப்படுத்தினார். அம்முறை லூயிஸ் புள்ளி வடிவமைப்பு என அழைக்கப்படுகிறது. 

இம் முறையில் ஒரு அணுவின் எழுத்து வடிவ குறியீட்டினைச் சுற்றி அவற்றின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் சிறிய புள்ளிகள் மூலம் குறித்துக்காட்டப்படுகிறது. 

முதல் நான்கு எலக்ட்ரான்கள் அணு குறியீட்டின் நான்கு புறமும் நான்கு புள்ளிகளாகக் குறிக்கப்படுகின்றது. ஐந்தாவது எலக்ட்ரானிலிருந்து, எலக்ட்ரான்கள் இரட்டைகளாக குறிப்பிடப்படுகின்றன. எடுத்துக்காட்டாக நைட்ரஜனின் எலக்ட்ரான் அமைப்பு 1s2 , 2s2 , 2p3 . இது ஐந்து இணைதிற எலக்ட்ரான்களை வெளிக்கூட்டில் பெற்றுள்ளது. C மற்றும் Oன் லூயிஸ் வடிவமைப்புகள் விதிவிலக்காக, இரண்டே எலக்ட்ரான்களை இணைதிற கூட்டில் பெற்றுள்ள ஹீலியத்தில் உள்ள இரு எலக்ட்ரான்கள், ஒரு இரட்டையாகக் குறிப்பிடப்படுகின்றது. 

He அணுவின் லூயிஸ் வடிவமைப்பு எண்ம விதி: வேதிப்பிணைப்பு பற்றியகோசல் – லூயிஸ் அணுகுமுறையானது எண்மவிதி உருவாக காரணமாக அமைந்தது. ஒரு வேதிப் பிணைப்பில ஈடுபடும் அனைத்து அணுக்களும் தங்களது இணைதிற வெளிக்கூட்டில் 8 எலக்ட்ரான்களைப் பெறும் வகையில் தங்களுக்குள் எலக்ட்ரான்களை பரிமாற்றம் அல்லது பங்கீடு செய்து கொள்கின்றன.

2. அயனி சேர்மங்களின் பண்புகள்

• அயனிச்‌ சேர்மங்களில்‌ நேர்மின்‌ அயனிகளும்‌ எதிர்மின்‌ அயனிகளும்‌ நிலைமின்‌ விசைக்கோடுகளால்‌ கட்டப்பட்டுள்ளன. இத்தகைய முனைவுற்ற பிணைப்புகளுக்கு திசைகாட்டும்‌ பண்புகள்‌ இல்லை. மேலும்‌ இவை முப்பரிமாண ஐசோமரிசத்தையும்‌ கொண்டிருக்கவில்லை.

• அயனிகளுக்கிடையே வலுவான கவர்ச்சி விசைகள்‌ செயல்படுவதால்‌ அவற்றை எதிர்க்க போதுமான ஆற்றல்‌ தேவைப்படுகிறது. எனவே அயனிப்‌பிணைப்பு சேர்மங்களின்‌ உருகுநிலை, கொதிநிலை ஆகியவை அதிகம்‌.

• திண்ம நிலையில்‌ அயனிச்‌ சேர்மங்கள்‌ மின்சாரத்தைக்‌ கடத்துவதில்லை. இண்ம நிலையில்‌ அயனிகள்‌ வலிமையான நிலைமின்‌ விசைகளால்‌ கட்டப்பட்டிருப்பதால்‌, அயனிகள்‌ தனித்து இயங்க முடியவில்லை. ஆனால்‌ அயனிச்சேர்மங்கள்‌ நீரிய கரைசலிலோ அல்லது உருகிய நிலையிலோ மின்சாரத்தைக்‌ கடத்துகின்றன. 

ஏனெனில்‌ கரைசலிலோ அல்லது உருசிய நிலையிலோ இந்த சேர்மங்கள்‌ அயனியாகின்றன. 

• அயனிப்பிணைப்பு சேர்மங்கள்‌ திண்ம நிலையிலேயே அயனிகளால்‌ ஆனவை, மூலக்கூறுகளால்‌ அல்ல என்ற உண்மையை X-கதர்‌ விளிம்புவளைவு ஆய்வுகள்‌ நிருபிக்கின்றன. இவ்வாறாக NaCl முகப்புமைய கனசதுர கூட்டமைப்பிலும்‌ (FCC) CsCl பொருள்மைய கனசதுர கூட்டமைப்பிலும்‌ (BCC) உள்ளன.

• அயனிப்‌ பிணைப்பு சேர்மங்கள்‌ நீர்போன்ற முனைவுற்ற கரைப்பான்களில்‌ கரைகின்றன. முனைவுற்ற கரைப்பானின்‌ மூலக்கூறுகள்‌ படிகத்துடன்‌ அயனிகளுடன்‌ வீரியமாக செயல்படுகின்றன. மேலும்‌. கரைப்பானேற்ற ஆற்றல்‌ அயனிகளுக்கிடையே உள்ள கவர்ச்சி விசைகளை எதிர்க்கப்‌ போதுமானதாகும்‌. கரைப்பானின்‌ அதிக மின்கடத்தா பொருள்‌ மாறிலி (DIELECTRIC CONSTANT) மதிப்பும்‌ சேர்மம்‌ கரைவதற்குச்‌ சாதகமாய்‌ உள்ளது.

• கரைசலில்‌ அயனிச்சேர்மங்களின்‌ வினைகள்‌ யாவும்‌ அயனிகளின்‌ வினையே. அத்தகைய வினைகள்‌ அதிவேகமாகவும்‌ உடனுக்குடனும்‌ நிகழ்கின்றன.

• எடுத்துக்காட்டு:  NaCl கரைசலுக்கு AgNO3, கரைசலைச்‌ சேர்த்தால்‌ ஒரு வெண்மையான வீழ்படிவு உடனுக்குடன்‌ உருவாகிறது.

• ஒத்த எலக்ட்ரான்‌ அமைப்பை உடைய அயனிப்பிணைப்புச்‌ சேர்மங்கள்‌ ISOMORPHISM என்ற இயற்பாட்டைக்‌ காட்டுகின்றன. வடிவொத்த அமைப்புகளை உடைய ஜோடிகள்‌ சில பின்வருமாறு:

NaF & MgO : CaCl2 & K2S

• ஜோடியில்‌ உள்ள இரண்டு சேர்மங்கள்‌ ஒரே மாதிரியான படிக அமைப்பைப்‌ பெற்றுள்ளன. 

• அயனிப்படிகத்தில்‌ நேர்மின்‌ அயனிகள்‌, எதிர்மின்‌ அயனிகள்‌ ஆகியவற்றிற்கிடையே செயல்படும்‌ நிலைமின்‌ கவர்ச்சி விசைகள்‌ இவ்வயனிகளை மிக நெருக்கமாக கொண்டுவருகின்றன. இது படிகத்தின்‌ கனஅளவுவைக்‌ குறைப்பதால்‌ அயனிப்படிகங்களின்‌ அடர்த்தி அதிகமாக உள்ளது.

3. அயனி சேர்மங்களில் ஈடுபடும் ஆற்றல்

அயனிச்சேர்மம்‌ உருவாதலின்‌ ஆற்றலியல்‌ உருவாதல்‌ ஆற்றல்‌ "குறைவுடன்‌ நிகழ்கிறது. இந்த உண்மையை விளக்க, பின்வரும்‌ படிகளில்‌ ஒரு அயனிப்பிணைப்பு உருவ * மோல்‌ திண்ம NaCl உருவாதலைக்‌ கருதலாம்‌.

• திட நிலையில்‌ உள்ள Na அணுவை வாயு நிலைமைக்கு மாற்றுதல்‌.

Na (S) ⟶ Na (g)

• இவ்வகை ' மாற்றம்‌ (திண்ம Na வாயுநிலை Na-ஆகமாறுதல்‌) பதங்கமாதல்‌ ஆகும்‌. இம்மாற்றம்‌ ஒரு வெப்பம்‌ கொள்‌ வினையாகும்‌. அதாவது வினையில்‌ வெப்பம்‌ உறிஞ்சப்படுகிறது. ஒரு மோல்‌ திண்ம சோடியத்தை வாயுநிலைக்கு மாற்றத்‌தேவைப்படும்‌ வெப்பமே பதங்கமாதல்‌ வெப்பம்‌ எனப்படும்‌ இம்மதிப்பு 108.81 kJ/mol என அறியப்பட்டுள்ளது.

• Cl2 மூலக்கூறுகளை வாயுநிலை Cl அணுக்களாய்‌ சிதைத்தல்‌: மூலக்கூறில்‌ 01 அணுக்களுக்கிடையே உள்ள. பிணைப்பைப்‌ பிளக்க ஆற்றல்‌ தேவைப்படுகிறது. இது ஒரு. வெப்பங்கொள்‌ வினையாகும்‌. வினையில்‌ 1/2 01, ஓ மூலக்கூறு! மட்டுமே பங்கேற்பதால்‌, இந்த வினையின்‌ என்தால்பி மாற்றம்‌ -[க்‌ இதைவாற்றலின்‌ மதிப்பில்‌ பாதியாகும்‌.

½ Cl2(g)----------------->Cl(g) ΔH = 121.35 kJ

Cl2(g)----------------->2Cl(g) ΔH = 242.7 kJ

• வாயுநிலை Na அணுவிலிருந்து ஒரு எலக்ட்ரானை நீக்குதல்‌:

Na (g) ----------------> Na+(g) + e-

• வாயுநிலை Na அணுவிலிருந்து ஒரு எலக்ட்ரானை அகற்ற.தேவைப்படும்‌ ஆற்றல்‌ சோடியத்தின்‌ அயனியாக்க ஆற்றலுக்குச்‌சமமாகும்‌. வாயுநிலை சோடியம்‌ அணுவிலிருந்து எலக்ட்ரானை நீக்குவது வெப்பம்கொள்‌ வினையாகும்‌. - சோடியத்தின்‌

• அயனியாக்க ஆற்றல்‌ 495.8 kJ/mol ஆகும்‌.

Na(g)----------------> Na+(g) + e-  ΔH = 495.8 kJ

• வாயுநிலை Cl அணுவை Cl-(g), ஆக மாற்றுதல்‌. 

• வாயுநிலை Cl அணுவிற்கு ஒரு எலக்ட்ரானைச்‌ சேர்த்தால்‌ 0, அயனி உருவாதல்‌ நிகழ்கிறது. இது ஒரு வெப்பம்‌ உமிழ்‌ வினையாகும்‌. இச்செயலில்‌ வெலிப்படும்‌ ஆற்றலானது எலக்ட்ரான்‌ நாட்ட மதிப்பிற்கும்‌ சமமாகும்‌. எலக்ட்ரான்‌ நாட்டத்தின்‌ மதிப்பு 348.7kJ/mol.

Cl(g) ----------------> Cl-(g) + e-  ΔH = 348.7kJ

• Na+(g) ,Cl-(g)ஆகியவை இணைந்து திண்ம NaCl ஐஉருவாக்குதல்‌. 

Na+(g)+ Cl-(g)--------------->  NaCl (S)

• இங்கு Na+(g) ,Cl-(g) ஆகிய அயனிகட்கிடையே சுவ்ர்ச்சி விசைகள்‌ செயல்படுகின்றன. இதனால்‌ அமைப்பின்‌ ஆற்றல்‌ குறைகிறது. வெளிப்படும்‌ ஆற்றல்‌ NaCl-இன்‌ படிக கூட்டமைப்பு ஆற்றல்‌ (LATTICE ENERGY ) எனப்படும்‌. இதன்‌ மதப்பு 769:2 kJ/mol என அறியப்பட்டுள்ளது.

Na+(g)+ Cl-(g)--------------->  NaCl (S) ΔH = 769:2 kJ

• 
  

• உறிஞ்சப்பட்ட மொத்த ஆற்றல்‌ = 108.81 + 121.35 + 495.8 = 725.96 kJ 

• வெளிவிடப்பட்ட மொத்த ஆற்றல்‌ = 348.7 + 769.2 = 1117.9 kJ 

உறிஞ்சப்பட்ட மொத்த ஆற்றலைக்‌ காட்டிலும்‌- வெளிப்பட்ட மொத்த ஆற்றல்‌ அஇகம்‌ ஆதலின்‌, திண்ம, அயனி NaCl படிகங்கள்‌ உருவாதலில்‌ வெளிப்படும்‌ நிகர வெப்பம்‌ 391.94 kJ மதிப்பிற்குச்‌ சமமாகும்‌. இவ்வாறாக NaCl படிகம்‌ உருவாகும்‌ வினை ஆற்றல்‌ உமிழ்தலுடன்‌ நிகழ்கிறது.

4. பார்ன் ஹேபர் சுற்று 

1919-ல்‌ பார்ன்‌ மற்றும்‌ ஹேபர்‌ என்ற இரு அறிஞர்கள்‌ படிகக்கூடு ஆற்றலை பிற வெப்ப வேதியியல்‌ மதிப்புகளுடன்‌ இணைத்து ஒரு சுற்றினை அறிமுகப்படுத்தினர். சோடியம்‌ குளோரைடு திண்மப்‌ படிகமாக அதன்‌ தனிமங்களிலிருந்து உருவாவதை எடுத்துக்காட்டாகக்‌ கொண்டு, பார்ன்‌ ஹேபர்‌ சுற்று இங்கு விளக்கப்படுகிறது. இதிலுள்ள பல படிகள்‌-

• சோடியம்‌ உலோகம்‌ ஆவியாக்கப்பட்டு, வாயு நிலையிலுள்ள சோடியம்‌ அணு, Na(g) பெறப்படுகிறது. இதற்கான செயல்முறை, பதங்கமாதல்‌ எனப்படும்‌. இது ஒரு வெப்பம்‌ கொள்வினை, இதனுடன்‌ தொடர்புடைய ஆற்றலை, +S எனக்‌ குறிப்போம்‌.

• வாயு நிலையிலுள்ள சோடியம்‌ அணுவிலிருந்து ஒரு எலக்ட்ரான்‌ நீக்கப்பட்டு, வாயு நிலையிலுள்ள சோடியம்‌ அயனி, Na+(g) உருவாக்கப்படுகிறது. இது அயனி ஆக்கு ஆற்றலுக்குச்‌ சமம்‌. இதனை +I என்போம்‌.

• ஈரணு குளோரின்‌ மூலக்கூறு சிதைக்கப்பட்டு, இரு குளோரின்‌ அணுவாக மாற்றப்படுகிறது. இதனுடன்‌ தொடர்புடைய ஆற்றல்‌ +D ஆகும்‌. ஏனெனில்‌, இதுவும்‌ ஒரு வெப்பம்‌ கொள்வினை. சமன்பாட்டில்‌, ஒரு குளோரின்‌ அணுமட்டுமே தேவைப்படுவதால்‌,+12D ஆற்றல்‌ கணக்கீட்டிற்குத்‌ தேவைப்படுகிறது. 

• சோடியம்‌ அணுவிலிருந்து பெறப்பட்ட எலக்ட்ரான்‌, குளோரின்‌ அணுவிற்கு மாற்றப்பட்டு எதிர்‌ மின்சுமையுடைய குளோரைடு அயனி; Cl- உருவாக்கப்படுகிறது. இது எலக்ட்ரான்‌ நாட்டம்‌ எனப்படும்‌, இது . ஒரு வெப்பம்‌ உமிழ்வினை. இதனை, -E என்போம்‌.

• சோடியம்‌ குளோரைடின்‌ படிகக்கூடு ஆற்றல்‌, -U ஆகும்‌. சோடியம்‌ குளோரைடு படிகம்‌, அவற்றின்‌ தனிமங்களிலிருந்து உருவாகும்போது வெளிப்படும்‌ உருவாதல்‌ ஆற்றல்‌, -Q ஆகும்‌.

இவ்வனைத்து மாற்றங்களையும்‌ பார்ன்‌ ஹேபர்‌ சுற்றின்‌ மூலம்‌ பின்வருமாறு குறிக்கலாம்‌ -.

படிகம்‌ அதன்‌ தனிமங்களிலிருந்து உருவாவதற்கான மொத்த உருவாதல்‌ ஆற்றல்‌, பின்வரும்‌ சமன்பாட்டால்‌ தரப்படுகிறது.

-Q =+S+I+1/2D-E-U

அல்லது, படிகக்‌ கூடு ஆற்றல்‌, U =Q+S+I+1/2D-E

அல்லது, எலக்ட்ரான்‌ நாட்டம்‌, E =Q+S+I+1/2D-U

பபல திண்ம படிகங்களுக்கு உருவாதல்‌ ஆற்றல்‌ (0) மதிப்பு தெரியும்‌.

எனவே, இச்சுற்றினைப்‌ பயன்படுத்தி மேலேயுள்ள சமன்பாடுகளின்‌ உதவியால்‌ (1) படிகக்கூடு ஆற்றல்‌, (2) எலக்ட்ரான்‌ நாட்டம்‌, E போன்றவற்றைக்‌ கணக்கிடலாம்‌.

5. படிக ஆற்றல்கள்

வரையறை : முடிவிலாத்‌ தொலைவினால்‌ பிரிக்கப்பட்டுள்ள ஒரு மோல்‌ வாயுநிலை எதிரெதிர்‌ மின்சமைகொண்ட அயனிகளை அவற்றின்‌ சமநிலைத்‌ தூரங்களுக்குக்‌ கொண்டுவந்து, ஒரு மோல்‌ அயனிப்‌ படிகம்‌ உருவாகும்போது வெளிவிடப்படும்‌ ஆற்றல்‌, அயனிப்‌ கத்தின்‌ படிகக்கூடு ஆற்றல்‌ எனப்படும்‌.

விளக்கம்‌ : ஒரு மோல்‌ A+ X-(S) என்ற அயனிப்‌ படிகம்‌, அதன்‌ கூறுகளான A+(g) மற்றும்‌ X-(g)  ஆகிய அயனிகளிலிருந்து உருவாவதை பின்வருமாறு எழுதலாம்‌. 

A+(g)+X-(g) → A++X-(S)  + ஆற்றல்‌

இவ்வினையில்‌ உமிழப்படும்‌ ஆற்றல்‌, படிகக்கூடு ஆற்றல்‌ ஆகும்‌.

படிகக்கூடு ஆற்றலை - U எனக்‌ குறிக்கிறார்கள்‌. எதிர்குறி, வெப்ப உமிழ்வினையைக்‌ குறிக்கிறது. அயனிப்‌ படிகத்‌ திண்மம்‌ உருவாகும்போது ஆற்றல்‌ வெளிவிடப்படுவதால்‌, அமைப்பில்‌ ஆற்றல்‌ குறைகிறது. இவ்வாறு ஆற்றல்‌ குறைவதனால்‌, அதன்‌ கூறுகளான அயனிகளைவிட அயனித்‌ திண்மப்‌ படிகம்‌, கூடுதலான நிலைத்தன்மையைப்‌ பெற்றுள்ளது. எனவே, அயனிப்‌ படிகம்‌ ஒன்றின்‌ நிலைத்தன்மை, படிக்கூடு ஆற்றல்‌ அடிப்படையில்‌ அளவிடப்படுகிறது.

சான்றாக, கார உலோக குளோரைடுகளின்‌ (NaCl,KCl,CsCl) உருகு நிலையின்‌ வரிசைக்‌ கிரமம்‌, படிகக்கூடு ஆற்றலின்‌ மதிப்பை, பொருத்தே பின்வருமாறு அமைகிறது -

படிகம்‌ NaCl >  KCl >  CsCl

படிகக்கூடு ஆற்றல்‌ 782 714 642

6. மேடுல்லாங் மாறிலி

புள்ளிக் மின்சுமை அயனிகளை அளவிடுவதன் மூலம் படிகத்தில் உள்ள ஒற்றை அயனியின் மின்னியல் திறனைக் கண்டறிய Madelung மாறிலி பயன்படுத்தப்படுகிறது. ஒரு ஜெர்மன் இயற்பியலாளரான எர்வின் மேடுலங்கின் நினைவாக இது பெயரிடப்பட்டது.

Madelung மாறிலியானது, ri நிலையில் உள்ள அயனியால் உணரப்படும் படிகங்களின் அனைத்து அயனிகளின் Vi என்ற மின் ஆற்றலைக் கணக்கிட உதவுகிறது.

படிகக்கூடு ஆற்றலின்‌ பயன்கள்‌

• படிகக்கூடு ஆற்றலின்‌ மதிப்பைப்‌ பயன்படுத்தி எலக்ட்ரான்‌ நாட்டம்‌ மற்றும்‌ உருவாதல்‌ வெப்பத்தினை நிர்ணயிக்கலாம்‌.

• திண்மப்‌ படிகங்களின்‌ நீரில்‌ கரையும்‌ அளவை கட்டுப்டுத்துவது படிகக்கூடு ஆற்றலாகும்‌.

• பலவித படிகச்‌ சேர்மங்களின்‌ (சான்றாக, உலோக குளோரைடுகள்‌, ஹைட்ராக்ஸைடுகள்‌, ஆக்ஸைடுகள்‌) நிலைப்புத்தன்மைகளை விளக்கப்‌ பயன்படுகிறது.

• படிகப்புல நிலைப்படுத்து ஆற்றல்களை நிர்ணயிக்க உதவுகிறது.

• உலோக ப்ளூரைடுகளில்‌, உலோகம்‌ அதன்‌ உயர்‌ ஆக்ஸிஜனேற்றநிலையில்‌ இருப்பதற்கான காரணங்களையும்‌ உலோக அயோடைடுகளில்‌, உலோகம்‌ தாழ்‌ ஆக்ஸிஜனேற்ற நிலையில்‌ இருப்பதற்கான காரணங்களையும்‌ படிகக்கூடு ஆற்றல்‌ உதவியால்‌ விளக்கலாம்‌.

• ப்ளூரினின்‌ சில சிறப்புப்‌ பண்புகளை விளக்கவும்‌ பயன்படுகிறது.

7. அயனி முனைவாக்கல்

ஒரு. நேர்மின்‌ அயனி (A+), ஒரு எதிர்மின்‌ அயனியை (X-) நெருங்குவதைக்‌ கருதுவோம்‌. அயனிகள்‌ நெருங்கி வரும்போது நேர்மின்‌ அயனி, எதிர்மின்‌ அயனியின்‌ எலக்ட்ரான்‌ படலத்தைத்‌ தன்பால்‌ ஈர்த்துக்கொள்கிறது. இதனால்‌, கோள வடிவிலிருந்து எதிர்மின்‌ அயனியின்‌ எலக்ட்ரான்‌ படலம்‌ உருக்குலைகிறது. அதாவது, நேர்மின்‌ அயனியை நோக்கி நீட்சி அடைகிறது. இந்தப்‌ பண்பே, முனைவுறுதல்‌ அல்லது உருக்குலைவு எனப்படும்.

நேர்மின்‌ அயனியும்‌, எதிர்மின்‌ அயனியினால்‌ உருக்குலைவு அடைகிறது. ஆனால்‌, இந்த உருக்குலைவு ஒதுக்கத்தக்க அளவில்‌ குறைவாகவே இருக்கும்‌. 

பெரும்பாலும்‌, நேர்மின்‌ அயனி உருவில்‌ சிறியதாக இருப்பதாலும்‌, அதன்‌ நேர்மின்‌ தன்மையாலும்‌, அதன்‌ எலக்ட்ரான்கள்‌, அதன்‌ அணுக்கருவினால்‌ வலுவாகப்‌ பிணைக்கப்பட்டுள்ளது. எனவே, நேர்மின்‌ அயனி, அதனை நெருங்கிவரும்‌ எதிர்மின்‌ அயனியால்‌ முனைவுறுவதில்லை.

8. முனைவுறுத்துத்திறன்‌ மற்றும்‌ முனைவு கொள்திறன்‌

ஒரு நேர்மின்‌ அயனி, அதனருகில்‌ நெருங்கிவரும்‌ எதிர்மின்‌ அயனியை முனைவுறுத்துத்‌ திறனே, நேர்மின்‌ அயனியின்‌ முனைவுறுத்துத்திறன்‌ எனப்படும்‌. 

ஒரு நேர்மின்‌ அயனியால்‌ முனைவுறுத்தப்படும்‌ எதிர்மின்‌ அயனியின்‌ போக்கு, எதிர்மின்‌ அயனியின்‌ முனைவுகொள்திறன்‌ எனப்படும்‌.

ஒரு நேர்மின்‌ அயனியால்‌ முனைவுறுத்தப்படும்‌ எதிர்மின்‌ அயனியின்போக்கு, எதிர்மின்‌ அயனியின்‌ முனைவு கொள்திறன்‌ எனப்படும்‌.

9. ஃபஜன்ஸ் விதிகள்

அதிக சகப்பிணைப்புத் தன்மையினை பெற்றிருக்க வேண்டுமெனில் நேர்அயனி மற்றும் எதிர் அயனி ஆகிய இரண்டின் மின்சுமைகளும் அதிகமாக இருக்க வேண்டும். நேர்அயனியின் மீதுள்ள மின்சுமை அதிகமாக இருப்பின், எதிர் அயனியின் எலக்ட்ரான் திரள்முகிலின் மீது செலுத்தும் கவர்ச்சி விசையும் அதிகமாக இருக்கும். இதைப் போலவே எதிர் அயனியின் மீதுள்ள எதிர் மின்சுமையின் எண்மதிப்பு அதிகம் எனில் அதன் முனைவுறும் திறன் அதிகம். எனவே, நேர் அயனி அல்லது எதிர் அயனியின் மின்சுமை அதிகமாக இருப்பின் சகப்பிணைப்புத் தன்மை அதிகரிக்கும். அலுமினியம் குளோரைடு, மெக்னீசியம் குளோரைடு மற்றும் சோடியம் குளோரைடு ஆகிய மூன்று வகை அயனிச் சேர்மங்களை நாம் கருதுவோம். 

நேர் அயனிகள் மீதுள்ள மின்சுமை Na+ < Mg2+ < Al3+என்ற வரிசையில் அதிகரிப்பதால் சகப்பிணைப்புத் தன்மையும் NaCl < MgCl2 < AlCl3 என்ற அதே வரிசையில் அதிகரிக்கின்றது. நேர் அயனியின் உருவளவு சிறியதாகவும், எதிரயனியின் உருவளவு பெரியதாகவும் இருப்பின முனைவுறுத்தும் திறன் அதிகமாக இருக்கும். மேலும் சகப்பிணைப்புத் தன்மை அதிகமாக அமையும். 

10. சேர்மங்களின் பண்புகளில் முனைவாக்கும் விளைவுகள்

சோடியம் குளோரைடைக் காட்டிலும் லித்தியம் குளோரைடு அதிக சகப்பிணைப்புத் தன்மை உடையது. Na+ அயனியைக் காட்டிலும் Li+ன் உருவளவு சிறியது. எனவே Li+ன் முனைவுறுத்தும் திறன் அதிகம். 

லித்தியம் குளோரைடைக் காட்டிலும் லித்தியம் அயோடைடு அதிக சகப்பிணைப்புத் தன்மை உடையது. ஏனெனில் Cl- ஐக் காட்டிலும் Iன் உருவளவு பெரியது. எனவே Li+ நேர் அயனியால், Cl ஐக் காட்டிலும் I- அயனியானது அதிகமாக முனைவுறுகின்றது. 

ns2 np6 nd10 எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெற்றுள்ள நேர் அயனிகள் ns2 np6 எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெற்றுள்ள நேர்அயனிகளைக் காட்டிலும் அதிக முனைவுறுத்தும் திறனைப் பெற்றுள்ளன, எனவே அதிக சகப்பிணைப்புத் தன்மையினைப் பெற்றுள்ளன. CuCl ஆனது NaCl ஐக் காட்டிலும் அதிக சகப்பிணைப்புத் தன்மையினைப் பெற்றுள்ளது. Na+ அயனியோடு ஒப்பிடும்போது (1.13Å), Cu+(0.6Å) அயனியானது உருவளவில் சிறியது. 

மேலும் 3s2 3p6 3d10 எலக்ட்ரான் அமைப்பிணைப் பெற்றுள்ளது. Cu+ன் எலக்ட்ரான் அமைப்பு [Ar] 3d10 Na+ன் எலக்ட்ரான் அமைப்பு [He] 2s2 , 2p6

11. முக்கிய கருத்துக்கள் சம்பந்தப்பட்ட கணக்கீடுகள்

• VSEPR கொள்கையை விளக்குக. இக்கொள்கையை பயன்படுத்தி IF7, மற்றும் SF6 ஆகியவற்றின் வடிவமைப்புகளை கண்டுபிடி 

• CO2 மற்றும் H2O ஆகிய இரண்டும் மூவணு மூலக்கூறுகளாகும் ஆனால் அவற்றின் இருமுனை திருப்புத் திறன் மதிப்புகள் வெவ்வேறாக உள்ளன. ஏன்?

• BeCl2 மற்றும் MgCl2 ஆகியவற்றில் பிணைப்புகள் உருவாதலை விளக்குக . 

• σ மற்றும் π பிணைப்புகளில் எது வலிமையானது? ஏன்?

• CH4 , NH3 மற்றும் H2O, ஆகியவற்றிலுள்ளமைய அணுக்கள் sp3 இனக்கலப்பிற்கு உட்பட்டுள்ளன. எனினும் அவற்றின் பிணைப்புக் கோணங்கள் வெவ்வேறாக உள்ளன. ஏன்?

• பின்வருவனவற்றுள் எந்த ஒன்று அதிகபட்ச பிணைப்புத் தரத்தைக் கொண்டுள்ளது? N2 , N2+ அல்லது N2–

12. ஆர்பிட்டால்களின் சக பிணைப்பு வடிவங்கள்

மந்த வாயுக்களைத் தவிர்த்து பிற அனைத்து தனிமங்களும் சேர்மங்களாகவோ அல்லது பல்லணு மூலக்கூறுகளாகவோ காணப்படுவது உங்களுக்குத் தெரியுமா? இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் இணைவதால் உருவாகும் ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறினை நாம் கருதுவோம். ஒவ்வொரு ஹைட்ரஜன் அணுவும் ஒவ்வொரு எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றுள்ளன. இவ்விரு ஹைட்ரஜன் அணுக்களும் தங்களுக்கு அருகாமையில் உள்ள மந்த வாயுவான ஹீலியத்தின் எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெற வேண்டுமெனில் அவைகளுக்கு மேலும் ஒரு எலக்ட்ரான் தேவை. 

இரு ஹைட்ரஜன் அணுக்களும் அவைகளிடம் உள்ள எலக்ட்ரான்களை தங்களுக்குள் சமமாக பங்கிட்டுக்கொள்வதன் மூலம் ,இரு ஹைட்ரஜன்களும் நிலையான எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெறும் என லூயிஸ் கருதினார். இதைப்போலவே, ஆக்சிஜன் மூலக்கூறில், இரு ஆக்சிஜன் அணுக்களும் தங்களுக்கிடையே இரு எலக்ட்ரான் இரட்டைகளை பங்கிட்டுக் கொள்கின்றன. மேலும் நைட்ரஜன் மூலக்கூறில், நைட்ரஜன் அணுக்களுக்கிடையே மூன்று எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் பங்கிடப்படுகின்றன. 

இவ்வாறாக இணையும் இரண்டு அணுக்களுக்கிடையே ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் சமமாகப் பங்கிடப்படுவதால் அவைகளுக்கிடையே வேதிப் பிணைப்பு உருவாகிறது. இப்பிணைப்பு சகப்பிணைப்பு என்றழைக்கப் படுகிறது. ஹைட்ரஜனைப் போன்று இணையும் இரு அணுக்களுக்கிடையே ஒரேயொரு எலக்ட்ரான் இரட்டை பங்கிடப்படுவதால் அவைகளுக்கிடையே ஒற்றை சகப்பிணைப்பு உருவாகிறது. இரண்டு அல்லது மூன்று எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் பங்கிடப்படும் நிலைகளில் , அவைகளுக்கிடையே முறையே இரட்டை மற்றும் முப்பிணைப்புகள் உருவாகின்றன.

சகப்பிணைப்பைக் குறித்துக் காட்டுதல்

லூயிஸ் வடிவமைப்புகள் இரு அணுக்களுக்கிடையேயான சகப்பிணைப்பினை உருவகப்படுத்தி குறித்துக்காட்டும் வடிவங்கள் லூயிஸ் வடிவமைப்புகள் எனப்படுகின்றன. இந்த வடிவமைப்பில், இணையும் அணுக்களுக்கிடையேயான பங்கிடப்பட்ட இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் அவ்வணுக்களுக்கிடையே இரட்டை புள்ளிகளாகவும் (சிறு நேர் கோடாகவும்), பங்கிடப்படாத பிணைப்பில் ஈடுபடாத எலக்ட்ரான்கள் அவ்வணுவின் மீது தனித்த இரட்டைகளாகவும் குறிப்பிடப்படுகின்றன. கொடுக்கப்பட்ட ஒரு சேர்மத்திற்கு, லூயிஸ் வடிவமைப்பினை பின்வரும் படிநிலைகளைப் பின்பற்றி எழுத முடியும். நீர் மூலக்கூறிற்கு லூயிஸ் வடிவமைப்பை எழுதுவதன் மூலம் இப்படிநிலைகளை நாம் புரிந்து கொள்வோம். 

மூலக்கூறில் உள்ள அணுக்களின் அமைப்பினை குறித்தல்: பொதுவாக, குறைந்த எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை உடைய அணுவானது மையத்தில் குறிக்கப்பட வேண்டும். ஹைட்ரஜன் மற்றும் புளூரின் அணுக்கள் வடிவமைப்பின் இறுதி முனைப்பகுதியில் குறிக்கப்பட வேண்டும். நீர் மூலக்கூறுக்கான அணுக்களின் அமைவு வடிவமைப்பு பின்வருமாறு 

ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள அனைத்து அணுக்களின் இணைதிற எலக்ட்ரான்களின் மொத்த எண்ணிக்கையினைக் கணக்கிடுதல்: 

பல அணுக்களைக் கொண்ட அயனிகளைப் பொறுத்த வகையில், இணைதிற எலக்ட்ரான்களைக் கணக்கிடும் போது அயனியின் மின்சுமையினையும் கருத்திற்கொள்ள வேண்டும். எதிரயனிகளைப் பொறுத்தவரையில், இணைதிற எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையுடன் எதிரயனியின் மின்சுமை எண்ணிக்கையும் சேர்த்துக் கொள்ள வேண்டும். நேர் அயனிகளைப் பொறுத்த வரையில், ஒட்டு மொத்த இணைதிற எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையிலிருந்து நேர் அயனியின் மின்சுமை கழிக்கப்பட வேண்டும். நீர் மூலக்கூறில், ஒட்டு மொத்த இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் = [2×1 (ஹைட்ரஜனின் இணைதிற எலக்ட்ரான்)] + [1 × 6 (ஆக்சிஜனின் இணைதிற எலக்ட்ரான்கள்)] = 2 + 6 = 8. 

மூலக்கூறின் அணு அமைவு அமைப்பில், அணுக்களுக்கிடையே ஒற்றைப் பிணைப்பை வரைதல்: 

ஒவ்வொரு பிணைப்பும், இரு இணைதிற எலக்ட்ரான்களைக் (ஒரு பிணைப்பு இரட்டை) குறிப்பிடுகின்றது. நீர் மூலக்கூறில் ,நான்கு இணைதிற எலக்ட்ரான்களுக்கு பின்வருமாறு இரு பிணைப்புகளை நாம் வரைய முடியும். 

மீதமுள்ள இணைதிற எலக்ட்ரான்களை இரட்டைகளாக (தனித்த இரட்டை) மூலக்கூறில் உள்ள அனைத்து அணுக்களும் எட்டு எலக்ட்ரான்களைப் (ஹைட்ரஜனைப் பொறுத்த வரையில் இரட்டை எலக்ட்ரான்) பெறும் வகையில் பங்கிடுதல். முதலில் அதிக எலக்ட்ரான்கவர் தன்மை கொண்ட அணுவில் தொடங்கி ,பின்னர் அதனைத் தொடர்ந்து மற்ற அணுக்களுக்கு தனித்த எலக்ட்ரான் இரட்டை பங்கிடப்படுதல் வேண்டும். 

நீர் மூலக்கூறில், மீதமுள்ள நான்கு எலக்ட்ரான்களும் அதிக எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை உடைய மைய ஆக்சிஜன் மீது இரு தனித்த இரட்டைகளாக குறிக்கப்படுகிறது, ஆக்சிஜன் எட்டு எலக்ட்ரான்களைப் பெறுகிறது.

அனைத்து அணுக்களும் எட்டு எலக்ட்ரான் விதியினை நிறைவு (H அணுவிற்கு இரட்டை எலக்ட்ரான்) செய்கின்றனவா என சரிபார்த்தல். நிறைவு செய்யவில்லை எனில், தனித்த இரட்டை எலக்ட்ரான்களைப் பயன்படுத்தி அணுக்களுக்கிடையே கூடுதல் பிணைப்புகளை உருவாக்குவதன் மூலம் எட்டு எலக்ட்ரான் விதியினை நிறைவு செய்ய வேண்டும். நீர் மூலக்கூறைப் பொறுத்த வரையில், மேற்கண்டுள்ள அமைப்பில், ஆக்சிஜன் எட்டு எலக்ட்ரான்களையும், ஹைட்ரஜன் இரு எலக்ட்ரான்களையும் பெற்று இருப்பதால், தனித்த இரட்டையைப் பயன்படுத்தி கூடுதல் பிணைப்பினை உருவாக்க வேண்டிய நிலை எழவில்லை. எனவே நீரின் லூயிஸ் அமைப்பு

 நைட்ரிக் அமிலத்திற்கான லூயிஸ் அமைப்பினை நாம் வரைவோம்.

 1. அணுக்களின் அமைவு அமைப்பு

2. HNO3 ல் உள்ள ஒட்டு மொத்த இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் = [1 (ஹைட்ரஜன்)× 1] + [1 (நைட்ரஜன்) × 5] + [3(ஆக்சிஜன்)× 6] = 1+ 5 + 18 = 24 

3. அணுக்களுக்கிடையே ஒற்றைப் பிணைப்பினை வரைக. HNO3 -க்கு படத்தில் காட்டியுள்ளவாறு நான்கு பிணைப்புகளை வரைய இயலும். இது எட்டு எலக்ட்ரான்களால் (4 பிணைப்பு இரட்டை) உருவாக்கப் பட்டதாகும். 

4. மீதமுள்ள 16 எலக்ட்ரான்களை (24 – 8 = 16) அதிக எலக்ட்ரான் கவர் தன்மையுடைய ஆக்சிஜன் அணுவிலிருந்து துவங்கி ஒவ்வொரு அணுவும் எட்டு எலக்ட்ரான்களைப் பெறும் வகையில் பங்கீடு செய்ய வேண்டும். 

வடிவமைப்பின் முனைப் பகுதியில் உள்ள ஒவ்வொரு ஆக்சிஜன் மீதும் தலா மூன்று ஜோடி தனித்த எலக்ட்ரான்கள் என மொத்தம் ஆறு தனித்த ஜோடி எலக்ட்ரான்கள், எட்டு எலக்ட்ரான் விதியை நிறைவு செய்யும் வகையில் பங்கிடப்படுகின்றது. மீதமுள்ள இரு தனித்த இரட்டைகளை ஹைட்ரஜனோடு இணைக்கப்பட்டுள்ள, ஆக்சிஜன் மீது பங்கிடுவதன் மூலம் அது எட்டு எலக்ட்ரானைப் பெறும்.

5. அனைத்து அணுக்களும் எட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெற்றுள்ளதா என்பதை சரிபார்க்க வேண்டும். மேற்கண்டுள்ள பங்கீட்டில், நைட்ரஜனானது எட்டு எலக்ட்ரான்களைப்பெற ஒரு இரட்டை குறைவாக உள்ளது. 

எனவே வடிவமைப்பில் இறுதியில் உள்ள ஆக்சிஜனிலிருந்து ஒரு தனித்த இரட்டையினை பயன்படுத்தி அந்த ஆக்சிஜனுக்கும், நைட்ரஜனுக்கும் இடையே மற்றுமொரு பிணைப்பினை உருவாக்குக. நைட்ரிக் அமிலத்தின் லூயிஸ் வடிவமைப்பானது.

13. ஆர்பிட்டால் மேற்போருந்துதல்

எத்திலீனில் காணப்படும் பிணைப்புகள்: 

எத்திலீனில் பிணைப்பு உருவாதலை இனக்கலப்பாதல் கோட்பாட்டினைப் பயன்படுத்தி விளக்கலாம். எத்திலீனின் மூலக்கூறு வாய்பாடு C2H4 . கார்பனின் இணைதிறன் நான்கு. அதன் இணைதிற கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு இயல்பு ஆற்றல் நிலையில் [He]2s2,2px1,2py1,2pz0 .கார்பனின் நான்கு இணை திறனை நிறைவு செய்யும் பொருட்டு, 2s ஆர்பிட்டாலிலிருந்து ஒரு எலகட்ரானை 2pz ஆர்பிட்டாலுக்கு கிளர்வுறச் செய்க. 

இயல்பு ஆற்றல் நிலை எத்திலீனில் உள்ள இரண்டு கார்பன் அணுக்களும் sp2 இனக்கலப்பாதலுக்கு உட்பட்டுள்ளன. கார்பனின் 2s, 2px மற்றும் 2py ஆகிய ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றோடொன்று கலந்து மூன்று சமமான sp2 இனக்கலப்படைந்த ஆர்பிட்டால்களை உருவாகின்றன. இந்த ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றுக்கொன்று 1200 கோண இடைவெளியில் xy தளத்தில் அமைகின்றன. கார்பனின் இனக்கலப்படையாத 2Pz ஆர்பிட்டாலானது இந்த xy தளத்திற்கு செங்குத்தான திசையில் அமைகின்றது.

சிக்மா பிணைப்பு உருவாதல்: 

மூலக்கூறு அச்சில் (x-அச்சு) அமைந்த, ஒவ்வொரு கார்பன் அணுவின் ஒரு sp2 இனக்கலப்பு அடைந்த ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றோடொன்று நேர்கோட்டில் மேற்பொருந்தி C-C சிக்மா பிணைப்பினை உருவாக்குகிறது. இரண்டு கார்பன் அணுக்களின் மற்ற இரு sp2 இனக்கலப்படைந்த ஆர்பிட்டால்களும், நான்கு ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் நான்கு 1s ஆர்பிட்டால்களுடன் நேர்கோட்டில் மேற்பொருந்துவதால், ஒவ்வொரு கார்பனும், ஹைட்ரஜனுடன் இரு C-H சிக்மா பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன. 

π- பிணைப்பு உருவாதல் 

இரு கார்பன் அணுக்களில் காணப்படும் இனக்கலப்பாதலுக்கு உட்படாத இரு 2pz ஆர்பிட்டால்களும் மூலக்கூறு அச்சில் அமையாததால் பக்கவாட்டின் வழியாக மட்டுமே மேற்பொருந்த இயலும். இத்தகைய பக்கவாட்டு மேற்பொருந்துதலால் இரு கார்பன் அணுக்களுக்கும் இடையே படத்தில் காட்டியுள்ளவாறு ஒரு π பிணைப்பு உருவாகின்றது.

அசிட்டிலீனில் காணப்படும் பிணைப்புகள்: 

எத்திலீனைப் போலவே, இனக்கலப்பாதல் கொள்கையினைப் பயன்படுத்தி அசிட்டிலீனில் பிணைப்பு உருவாதலை விளக்கலாம். அசிட்டிலீனின் மூலக்கூறு வாய்ப்பாடு C2 H2 . இயல்பு ஆற்றல் நிலையில் உள்ள கார்பனின் இணைதிற கூட்டின் எலக்ட்ரான் அமைப்பு [He]2s2 2px 1 2py 1 2pz 0 . கார்பனின் நான்கு இணைதிறனை நிறைவு செய்யும் பொருட்டு 2s ஆர்பிட்டாலில் உள்ள ஒரு எலக்ட்ரானை 2pz ஆர்பிட்டாலுக்கு கிளர்வுறச் செய்க. 

அசிட்டிலீன் மூலக்கூறில், இரு கார்பன் அணுக்ளும் sp இனக்கலப்பு நிலையில் காணப்படுகிறது. 

அவற்றின் 2s மற்றும் 2px ஆர்பிட்டால்கள் ஒன்றோடோன்று கலந்து இரு சமமான sp இனக்கலப்படைந்த ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்குகின்றன. இவைகள் மூலக்கூறு அச்சின் (x-அச்சு) வழியே நேர்கோட்டில் அமைகின்றன. இனக்கலப்பு அடையாத 2py மற்றும் 2pz ஆர்பிட்டால்கள் மூலக்கூறு அச்சிற்கு செங்குத்தாக அமைந்துள்ளன. 

சிக்மா பிணைப்பு உருவாதல்: 

ஒவ்வொரு கார்பனிலும் உள்ள ஒரு sp இனக்கலப்படைந்த ஆர்பிட்டால் ஒன்றோடொன்று நேர்கோட்டில் மேற்பொருந்தி ஒரு C-C சிக்மா பிணைப்பினை ஏற்படுத்துகின்றது. இரு கார்பன்களின் மற்றுமொரு sp இனக்கலப்பு ஆர்பிட்டால்களுடன் இரு ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் இரு 1s ஆர்பிட்டால்கள் நேர்கோட்டில் மேற்பொருந்துவதால், ஒவ்வொரு கார்பன் அணுவும், ஒரு ஹைட்ரஜனுடன் ஒரு C-H சிக்மா பிணைப்பினை ஏற்படுத்துகின்றன. 

பை பிணைப்பு உருவாதல்: 

ஒவ்வொரு கார்பன் அணுவிலும் காணப்படும் இனக்கலப்டையாத 2py மற்றும் 2pz ஆர்பிட்டால்கள் பக்கவாட்டில் மேற்பொருந்துகின்றன. இதன் விளைவாக இரு கார்பன் அணுக்களுக்கிடையே இரு பை பிணைப்புகள்(py -py மற்றும் pz -pz ) படத்தில் காட்டியுள்ளவாறு உருவாகின்றன.

14. இணைதிறன்-இனகலப்பு

sp இனக்கலப்பாதல்: 

பெரிலியம் குளோரைடில் பிணைப்பு உருவாதலை நாம் கருதுவோம். இயல்பு ஆற்றல் நிலையில் உள்ள பெரிலியம் அணுவின் இணைதிற கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு [He]2s2 2px0 2py 0 2pz 0 .

பெரிலியம் குளோரைடில் உள்ள இரு Be-Cl பிணைப்புகளும் சமமானவை. மேலும், அம்மூலக்கூறு நேர்கோட்டு வடிவத்தினைப் பெற்றுள்ளது என கண்டறியப்பட்டுள்ளது. இப்பண்பினை sp இனக்கலப்பாதல் மூலம் VB கொள்கையினைப் பயன்படுத்தி விளக்கலாம்.

பெரிலியத்தின் 2s ஆர்பிட்டாலில் உள்ள இரு எலக்ட்ரான்களில் ஒரு எலக்ட்ரானானது கிளர்வுற்று 2p ஆர்பிட்டலுக்குச் செல்கிறது. கிளர்வுற்ற நிலையில் எலக்ட்ரான் அமைப்பு [He]2s1 2px1 2py0 2pz0 . இந்நிலையில் பெரிலியத்தின் 2s மற்றும் 2p ஆர்பிட்டால்கள் இனக்கலப்பாதலுக்கு உட்பட்டு, இரு சமமான sp இனக்கலப்படைந்த ஆர்பிட்டால்களைத் தருகின்றன. இந்த புதிய ஆர்பிட்டால்கள் 50% s-பண்பினையும், 50% p-பண்பினையும் பெற்றுள்ளன. sp இனக்கலப்படைந்த ஆர்பிட்டால்கள் படத்தில் (படம் 10.22 ஆ) காட்டியுள்ளவாறு நேரெதிர் திசைகளில் (1800 )அமைகின்றன.

sp2 இனக்கலப்பு: 

போரான் ட்ரை புளுரைடு(BF3 ) மூலக்கூறில் பிணைப்பு உருவாதலை கருதுக. போரான் அணுவின் இணைதிற கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு [He]2s2 2p1

இயல்பு ஆற்றல் நிலையில் போரான் அணுவின் இணைதிறன் கூட்டில் இணையாகாத எலக்ட்ரான் ஒன்று மட்டுமே உள்ளது. ஆனால், புளூரினுடன் மூன்று சகப்பிணைப்ைப ஏற்படுத்த மூன்று இணையாகாத எலக்ட்ரான்கள் தேவை. இதனை பெறும் பொருட்டு, போரானின் 2s ஆர்பிட்டாலில் உள்ள இரு எலக்ட்ரான்களில் ஒரு எலக்ட்ரானானது 2py ஆர்பிட்டாலுக்கு கிளர்வுற்று இனக்கலப்பாதலுக்கு உட்பட்டு, படத்தில் காட்டியுள்ளவாறு மூன்று சமமான sp2 இனக்கலப்படைந்த ஆர்பிட்டால்களைத் தருகின்றன. இம்மூன்று ஆர்பிட்டால்களும் xy என்ற சம தளத்தில் அமைகின்றன. மேலும் இரு ஆர்பிட்டால்களுக்கு இடையேயான பிணைப்புக் கோணம் 1200 ஆகும்.

புளுரினின் 2pz ஆர்பிட்டால்கள் மேற்பொருந்துதல்: 

போரானின் மூன்று sp2 இனக்கலப்படைந்த ஆர்பிட்டால்களுடன் மூன்று புளூரின் அணுக்களின் 2pz ஆர்பிட்டால்கள்நேர்கோட்டில் மேற்பொருந்துவதால் படத்தில் காட்டியுள்ளவாறு B மற்றும் Fக்கு இடையே சகப்பிணைப்புகள் உருவாகின்றன.

sp3 இனக்கலப்பு: 

மீத்தேன் மூலக்கூைற எடுத்துக்காட்டாகக் கொண்டு sp3 இனக்கலப்பினை விளக்கலாம். மீத்தேன் மூலக்கூறில் மைய கார்பன் அணு நான்கு ஹைட்ரஜன் அணுக்களுடன் பிணைக்கப்பட்டுள்ளது. கார்பன் அணுவின் இணைதிற கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு இயல்பு ஆற்றல் நிலையில் [He]2s2 2px1 2py1 2pz0.  

நான்கு ஹைட்ரஜன் அணுக்களுடன் நான்கு சகப்பிணைப்புகளை ஏற்படுத்த கார்பனின் 2s ஆர்பிட்டாலில் உள்ள இரு எலக்ட்ரான்களில் ஒரு எலக்ட்ரானானது 2pz ஆர்பிட்டாலுக்கு கிளர்வுறுகிறது. கார்பனின் ஒரு 2s ஆர்பிட்டாலும் , மூன்று 2p ஆர்பிட்டால்களும் இனக்கலப்பு அடைந்து நான்கு சமமான sp3 இனக்கலப்பு ஆர்பிட்டால்களைத் தருகின்றன. மேலும், இரு sp3 ஆர்பிட்டால்களுக்கு இடையேயுள்ள பிணைப்புக்கோணம் 109⁰ 28' ஆகும். 

ஹைட்ரஜனின் 1s ஆர்பிட்டால்கள் மேற்பொருந்துதல்: நான்கு ைஹட்ரஜன் அணுக்களின் 1s ஆர்பிட்டால்கள், கார்பன் அணுவின் நான்கு sp3 இனக்கலப்பு ஆர்பிட்டால்களுடன் நேர்கோட்டில் மேற்பொருந்தி மீத்தேன் மூலக்கூறினில் 4C-H σ-பிணைப்பினை படத்தில் காட்டியுள்ளவாறு ஏற்படுத்துகின்றன.

sp3 d இனக்கலப்பு: 

PCl5 போன்ற மூலக்கூறுகளில் மைய பாஸ்பரஸ் அணு ஐந்து குளோரின் அணுக்களுடன் சகப்பிணைப்பில் பிணைக்கப்பட்டுள்ளது. இங்கு பாஸ்பரஸின் அணு ஆர்பிட்டால்கள், அதாவது ஒரு 3s ஆர்பிட்டால் மூன்று 3p ஆர்பிட்டால்கள் மற்றும் ஒரு நிரப்பப்படாத 3d ஆர்பிட்டால் (dz2) ஆகியவைகள் sp3 d இனக்கலப்பில் ஈடுபடுகின்றன. 

பாஸ்பரஸ் அணுவின் இயல்பு ஆற்றல் நிலையில் எலக்ட்ரான் அமைப்பு [Ne]3s2 3px 1 3py 1 3pz 1 , பாஸ்பரஸின் இரட்டை நிலையில் உள்ள3s எலக்ட்ரானில் ஒன்று ஒரு காலியாக உள்ள 3d ஆர்பிட்டாலுக்கு (3dz2 ) கிளர்வுறுகின்றது. பாஸ்பரஸ் அணுவின் ஒரு 3s ஆர்பிட்டால், மூன்று 3p ஆர்பிட்டால்கள் மற்றும் ஒரு 3dz2 ஆர்பிட்டால் ஆகியன கலந்து ஐந்து சமமான sp3 d ஆர்பிட்டால்களைத் தருகின்றன.

 

sp3 d இனக்கலப்பு ஆர்பிட்டால்கள் முக்கோண இரு பிரமிடு வடிவமைப்பில் படத்தில் உள்ளவாறு அமைந்துள்ளன. குளோரினின் 3Pz ஆர்பிட்டால்கள் மேற்பொருந்துதல்: பாஸ்பரஸின் ஐந்து sp3d ஆர்பிட்டால்கள், ஐந்து குளோரின் அணுக்களின் 3pzஆர்பிட்டால்களுடன் நேர்கோட்டில் மேற்பொருந்துவதால் ஐந்து P-Cl (σ) சகப்பிணைப்புகள் படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளவாறு உருவாகின்றன.

sp3 d2 இனக்கலப்பு: 

சல்பர் ஹெக்சா ஃபுளுைரடு (SF6 ) மூலக் கூறில் மைய சல்பர் அணுவானது அதன் இணைதிறன் கூட்டினை விரிவாக்கி sp3 d2 இனக்கலப்பிற்கு உட்பட்டு ஆறு சம ஆற்றலுடைய sp3 d2 இனக்கலப்பு ஆர்பிட்டால்களை உருவாக்குகின்றன. இவைகள் ஆறு சமமான S-F (σ) சகப்பிணைப்புகள் உருவாக காரணமாகின்றன. 

சல்பர் அணுவின் இயல்பு ஆற்றல் நிலை எலக்ட்ரான் அமைப்பு [Ne]3s2  3px2  3py 1 3pz 1 . 3s ஆர்பிட்டால் மற்றும் 3p ஆர்பிட்டால் ஆகிய ஒவ்வொன்றிலிரும் இருந்தும் ஒரு எலக்ட்ரான் , காலியாக உள்ள 3d ஆர்பிட்டால்களுக்கு (dz2 மற்றும் dx2-y2)) கிளர்வுறுகின்றன. 

சல்பரின் இந்த ஆறு இணைதிற ஆர்பிட்டால்களும் (ஒரு 3s ஆர்பிட்டால், மூன்று 3p ஆர்பிட்டால்கள் மற்றும் இரண்டு 3d ஆர்பிட்டால்கள்) கலந்து ஆறு சமமான sp3 d2 இனக் கலப்பு ஆர்பிட்டால்களைத் தருகின்றன. இந்த ஆர்பிட்டால்கள் படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளவாறு எண்முகி வடிவமைப்பினைக் பெற்றுள்ளன. 

புளுரினின் 2pz ஆர்பிட்டால்கள் மேற்பொருந்துதல்: சல்பரின் ஆறு sp3 d2 இனக்கலப்பு ஆர்பிட்டால்கள் ஆறு புளுரினின் 2pz ஆர்பிட்டால்களுடன் நேர்கோட்டில் மேற்பொருந்தி சல்பர் ஹெக்சா புளுரைடில் ஆறு S-F பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன.

15. VSEPR கோட்பாடு 

VSEPR கொள்கை (இணைதிறன் எலக்ட்ரான் இரட்டை விலக்கல் கொள்கை) மூலக்கூறுகளின் வடிவமைப்பு பற்றிய லூயிஸின் கொள்கையானது மூலக்கூறுகளில் அணுக்களின் இடம், மற்றும் அவைகளுக்கிடையே பங்கிடப்பட்ட எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை ஆகியனவற்றைப் பற்றி விளக்குகிறது. எனினும் லூயிஸின் கொள்கையினைப் பயன்படுத்தி நம்மால் மூலக்கூறுகளின் வடிவமைப்பினை கணிக்க இயலாது. லூயிஸ் கொள்கையை VSEPR கொள்கையுடன் இணைத்துப் பயன்படுத்துவதன் மூலம் மூலக்கூறுகளின் வடிவத்தினை தீர்மானிக்க இயலும். VSEPR கொள்கையின் முக்கிய கோட்பாடுகள் பின்வருமாறு: 

1. ஒரு மூலக்கூறின் வடிவமானது அதிலுள்ள மைய அணுவைச் சுற்றி காணப்படும் இணைதிற கூடு எலக்ட்ரான் இரட்டைகளின் எண்ணிக்கையினைப் பொருத்து அமைகிறது. 

2. எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் இருவகைப்படும். அவையாவன (i) பிணைப்பு எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் (ii) தனித்த எலக்ட்ரான் இரட்டைகள். இரு அணுக்களுக்கிடையே பகிர்ந்து கொள்ளப்படும் எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் ஆனவை பிணைப்பு எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் எனப்படுகின்றன. அதே நேரத்தில் பிணைப்பில் ஈடுபடாத, இணைதிற எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் ஆனவை தனித்த இரட்டைகள் எனப்படுகின்றன. 

3. மைய அணுவினை சூழ்ந்துள்ள எலக்ட்ரான் இரட்டைகள் ஒவ்வொன்றும் தங்களுக்குள் ஒன்றையொன்று விலக்குகின்றன. எனவே, இந்த விலக்குவிசையினை எந்த அளவிற்கு சிறுமமாக்க இயலுமோ , அதற்கேற்றவாறு முப்பரிமாணவெளியில் அவைகள் விலகி அமைகின்றன. 

4. வெவ்வேறு வகை எலக்ட்ரான் இரட்டைகளுக்கு இடையேயான விலக்குவிசை பின்வரும் வரிசையில் அமைகிறது

lp - lp > lp - bp > bp-bp

lp- தனித்த இரட்டை (lone pair) ; bp பிணைப்பு இரட்டை (bond pair)

தனித்த இரட்டை எலக்ட்ரான்கள் என்பன மைய அணுவினை மட்டுமே சார்ந்து அமைந்திருக்கும் . மேலும் அவைகள் ஒரே ஒரு அணுக்கருவோடு மட்டுமே இடையீடு செய்கின்றன. ஆனால் பிணைப்பு இரட்டை எலக்ட்ரான்கள் இரு அணுக்களுக்கு இடையே பங்கிடப்படுதலால் அவைகள் இரு அணுக்கருக்களோடும் இடையீடு புரிகின்றன. இதன் விளைவாக மூலக்கூறுகளில் உள்ள தனித்த இரட்டையானது பிணைப்பு இரட்டையைவிட அதிக இடத்தை ஆக்கிரமிக்கிறது.மேலும், அதிக விலக்கும் திறனையும் பெற்றுள்ளது. VSEPR கொள்கையின்படி மூலக்கூறுகளின் வடிவங்கள் தீர்மானிக்கப்படுதலைக் கீழ்கண்டுள்ள அட்டவணை விளக்குகிறது. ABx L என்ற மூலக்கூறினைக் கருதுவோம். இதில் A என்பது மைய அணுவையும் , x என்பது A உடன் சகப்பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ள B அணுக்களின் எண்ணிக்கையையும். L என்பது தனித்த எலக்ட்ரான் இரட்டையையும் குறிப்பிடுகின்றது.

16. AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 மற்றும் AB7 வகை மூலக்கூறுகளின் வடிவங்கள்

17. சகபிணைப்பின் பகுதி அயனித்தன்மை

சகப்பிணைப்பு சேர்மங்களில் பகுதி அயனித் தன்மை காணப்படுவது போன்று, அயனிச் சேர்மங்களும் பகுதி சகப்பிணைப்புத் தன்மையினைப் பெற்றுள்ளன. எடுத்துக்காட்டாக அயனிச் சேர்மமான லித்தியம் குளோரைடானது சகப்பிணைப்புத் தன்மையினை பெற்றிருப்பதால் எத்தனால் போன்ற கரிமக் கரைப்பான்களில் கரைகிறது. அயனிச் சேர்மங்களில் காணப்படும் பகுதி சகப்பிணைப்புத் தன்மையினை முனைவுறுதல் (polarisation) என்ற நிகழ்வின் மூலம் விளக்கலாம். 

அயனிச் சேர்மங்களில் நேர் அயனிக்கும், எதிர் அயனிக்கும் இடையில் நிலை மின்னியியல் கவர்ச்சி விசை காணப்படுகிறது என்பதை நாம் அறிவோம். நேர் மின்சுமை உடைய நேர் அயனியானது எதிர் அயனியின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைக் கவருகிறது. அதே நேரத்தில் அதன் அணுக்கருவினை விலக்குகிறது. இதன் விளைவாக எதிர் அயனியின் எலக்ட்ரான் திரள் முகில் உருக்குலைவுறுகிறது. மேலும், எலக்ட்ரான் அடர்த்தியானது நேர்மின் அயனியை நோக்கி நகர்கிறது. இதன் விளைவாக இவ்விரு அயனிகளுக்கிடையே இனைதிற எலக்ட்ரான்களின் பங்கீடு சிறிதளவு ஏற்படுகிறது. எனவே அவைகளுக்கிடையே பகுதி சகப்பிணைப்புத் தன்மை ஏற்படுகிறது. இந்நிகழ்வு முனைவுறுதல் எனப்படும்.

18. இருமுனை திருப்புத்திறன்

ஒரு சகப்பிணைப்பின் முனைவுத் தன்மையை இருமுனை திருப்புத் திறனின் அடிப்படையில் அளவிட இயலும். இது, μ = q × 2d என்று வரையறுக்கப்படுகிறது. இங்கு μ என்பது இருமுனை திருப்புத் திறனையும், q என்பது மின்சுமை மற்றும் 2d என்பது இரு மின்சுமைகளுக்கு இடையேயானத் தொலைவினையும் குறிப்பிடுகின்றன. இருமுனை திருப்புத் திறனானது ஒரு வெக்டர் அளவீடாகும். இவ்வெக்டரின் திசையானது எதிர்மின் சுமையிலிருந்து நேர்மின்சுமையினை நோக்கி அமையும் 

19. சதவீத அயனி தன்மை

இரண்டு வேறுபட்ட அணுக்கள்‌ இடையே உருவாகும்‌ முனைவுற்ற சகப்பிணைப்பில்‌ அயனித்தன்மையின்‌ அளவு அவ்விரு அணுக்களின்‌ எலக்ட்ரான்‌ கவர்திறன்‌ மதிப்புகளின்‌ வேறுபாட்டைச்‌ சார்ந்ததாகும்‌. இரண்டு அணுக்களுக்கிடையே எலக்ட்ரான்‌ கவர்திறன்‌ வேறுபாடு அதிகமெனில்‌ அவற்றிற்கிடையே உருவான சகப்பிணைப்பின்‌ அயனித்தன்மை விழுக்காட்டும்‌ அதிகமாய்‌ இருக்கும்‌. இவ்வாறாக, முனைவுத்திறன்‌ அல்லது அயனித்தன்மை விழுக்காடு பின்வரும்‌ வரிசையில்‌ உள்ளது.

H-F > H-Cl > H-Br > H-I

அலகு-IV

4. கட்டமைப்பு மற்றும் பிணைப்பு - II 

1. VB கோட்பாடு

ஹைய்ட்லர் மற்றும் லண்டன் ஆகிய அறிவியல் அறிஞர்கள் ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறில் சகப்பிணைப்பு உருவாதலை, எலக்ட்ரானின் அலை இயக்கவியலை அடிப்படையாகக் கொண்டு கருத்தியலாக விளக்கினார்கள். இக்கருத்துக்கள் பாலிங் மற்றும் ஸ்லேட்டர் ஆகியோர்களால் மேலும் மேம்படுத்தப்பட்டது. ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறு உருவாவதலுக்கு, VB கொள்கையின் அடிப்படையில் அமைப்பு ஒரு எளிய, பண்புகள் அடிப்படையிலான விளக்கம் பின்வருமாறு. 

2. ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறுக்கான பயன்பாடு

இரு ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் (Ha மற்றும் Hb ஆகியன) முடிவில்லாத தொலைவில் பிரித்து வைக்கப்பட்டிருக்கும் ஒருநிலையினைக் கருத்திற்கொள்க. இந்நிலையில் அவ்விரு ஹைட்ரஜன் அணுக்களுக்கிடையே எவ்வித இடையீடுகளும் இல்லை. மேலும் இந்த அமைப்பின் நிலை ஆற்றல் பூஜ்யம் என தன்னிச்சையாக எடுத்துக்கொள்ளப்படுகிறது. இவ்விரு ஹைட்ரஜன் அணுக்களும் ஒன்றை ஒன்று நெருங்கும் பொழுது, ஒவ்வொரு அணுவின் அணுக்கருக்களுக்கும், அவற்றினுடைய எலக்ட்ரான்களுக்கும் இடையேயான கவர்ச்சி விசையுடன் பின்வரும் புதிய விசைகளும் செயல்பட துவங்குகின்றன.

Ha ன் அணுக்கருவிற்கும், Hb ன் இணைதிற எலக்ட்ரானுக்கும் இடையே உருவாகிறது. 

Hb ன் அணுக்கருவிற்கும், Ha ன் இணைதிற எலக்ட்ரானுக்கும் இடையே உருவாகிறது. புதிய விலக்கு விசைகள் (சிவப்பு நிற அம்புக்குறி) 

i. Ha மற்றும் Hb ஆகியவற்றின் அணுக்கருக்களுக்கிடையே உருவாகிறது. 

ii. Ha மற்றும் Hb ஆகிய இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களுக்கு இடையே உருவாகிறது.கவர்ச்சி விசையின் காரணமாக Ha மற்றும் Hb ஆகியன ஒன்றோடொன்று நெருங்குகின்றன . ஆனால் அதே நேரத்தில் விலக்குவிசைகள் அவைகளை விலகலடையுமாறுச் செய்கின்றன. 

ஆரம்ப நிலையில், இரு ஹைட்ரஜன் அணுக்களும் ஒன்றோடொன்று நெருங்கும்போது, விலக்குவிசையினைக் காட்டிலும், கவர்ச்சி விசைகள் அதிக வலிமையுடையதாக உள்ளன. மேலும் நிலை ஆற்றல் குறைந்துக் கொண்டே வருகின்றது. ஒரு குறிப்பிட்ட நிலையை அடைந்ததும் நிகர கவர்ச்சி விசையானது விலக்கு விசைகளுக்குச் சரி சமமாகிறது. இந்நிலையில் அமைப்பானது, மிகக் குறைந்த நிலை ஆற்றலைப் பெற்றிருக்கும். இந்நிலையில் ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் (Ha மற்றும் Hb ) அணு ஆர்பிட்டால்களுக்கிடையே அதிகபட்ச மேற்பொருந்துதல் நிகழ்கிறது. மேலும் அவைகள் ஒன்றோடொன்று சகப்பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ளன. 

இந்நிலையில் அவ்விரு ஹைட்ரஜன் அணுக்கருக்களுக்கிடையேயானத் தொலைவு H-H பிணைப்பு நீளத்தைத் தருகிறது. இதன் மதிப்பு 74pm. இந்நிலையில் வெளியிடப்படும் ஆற்றல் 436 KJ mol-1 ஆகும். மேலும், இவ்வாற்றல் பிணைப்பாற்றல் (bond energy) எனப்படுகிறது. இந்த பிணைப்பு உருவாதலின்போது, ஆற்றல் வெளியிடப்படுகிறது. எனவே உருவான மூலக்கூறானது அதிக நிலைப்புத்தன்மை உடையது. இவ்விரு அணுக்களுக்கு இடையேயான தொலைவினை மேலும் குறைக்கும் பொழுது கவர்ச்சி விசையினைக் காட்டிலும் விலக்கு விசையானது அதிகரிப்பதால் அமைப்பின் நிலையாற்றல் அதிகரிக்கிறது.

3. உடனிசைவு

ஒரு மூலக்கூறின்‌ வடிவமைப்பை ஒரெயொரு லூயிஸ்‌ வடிவமைப்பின்‌ மூலம்‌ விளக்க முடியாதபோது, உடனிசைவு மூலம்‌ ஒரே ஆற்றல்‌, ஒரே இடத்தில்‌ உள்ள அணுக்கள்‌, பிணைப்பு மற்றும்‌ பிணைப்பில்‌ ஈடுபடாத ஜோடி எலக்ட்ரான்கள்‌ ஆகியவைக்‌ கொண்டு ஒன்றுக்கு மேற்பட்ட வடிவமைப்புகள்‌ மூலம்‌ விளக்கலாம்‌. ஒவ்வொரு வடிவமைப்பும்‌. உடனிசைவு வடிவமைப்பு எனப்படும்‌. ஒர்‌ உடனிசைவு இனக்‌ கலப்பில்‌ ஒன்றுக்கு மேற்பட்ட பல உடனிசைவு வடிவமைப்புகள்‌ இருக்கும்‌. அனைத்து உடனிசைவு வடிவமைப்புகளும்‌ மூலக்கூறின்‌ வடிவமைப்பை சமமான முறையில்‌ விளக்க தகுதியானவையாகும்‌. 

4. சில கனிம தனிமங்களின் உடனிசைவு அமைப்புகள் – CO2, NO2, CO32-, NO3 - 

CO32- மூலக்கூறின்‌ உடனிசைவு

ஒரு மூலக்கூறிற்கு ஒன்றிற்கும் மேற்ப்பட்ட சாத்தியமான லூயிஸ் வடிவமைப்புகளை வரைய இயலும் . எடுத்துக்காட்டாக, கார்பனேட் அயனியின் (CO32-) .லூயிஸ் வடிவமைப்புகளைக் கருதுவோம். கார்பனேட் அயனியின் அணுஅமைவு அமைப்பு இணைதிற எலக்ட்ரான்களின் மொத்த எண்ணிக்கை = [1×4 (கார்பன்) ] + [3×6 (ஆக்ஸிஜன்)] + [2 (எதிர் மின்சுமை)] = 24 எலக்ட்ரான்கள்.

இந்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைப் பங்கீடு செய்வதால் பின்வரும் அமைப்பு கிடைக்கப் பெறுகிறது. 

CO32- அயனியின் லூயிஸ் வடிவ அமைப்பு

எனவே, நாம் (CO32-) அயனிக்கு மூன்று ஒத்த லூயிஸ் வடிவமைப்புகளை வரைய இயலும். இவ்வடிவமைப்புகளில் அணுக்களின் ஒப்பீட்டு இட அமைவு மாறுவதில்லை. ஆனால் பிணைப்பின் இட அமைவு மற்றும் தனித்த இரட்டை எலக்ட்ரான்களின் இட அமைவு ஆகியன மட்டுமே மாறுபடுகின்றன. இத்தகைய வடிவமைப்புகள் உடனிசைவு அமைப்புகள் என அழைக்கப்படுகின்றன. மேலும் இந்நிகழ்வு உடனிசைவு எனப்படுகிறது. CO32- அயனியின் உடனிசைவு அமைப்புகள் கார்பனேட் அயனியில் உள்ள அனைத்து கார்பன் – ஆக்சிஜன் பிணைப்புகளும் சமமாக உள்ளன என சோதனை முடிவுகளின் அடிப்படையில் அறிய முடிகிறது. எனவே கார்பனேட் அயனியின் உண்மையான அமைப்பு என்பது. மேற்கண்டுள்ள மூன்று உடனிசைவு வடிவமைப்புகளின் சராசரி இனக்கலப்பு உடனிசைவு ஆகும். 

இந்நேர்வில், கார்பனேட் அயனியானது ஒரு வடிவமைப்பிலிருந்து மற்றொரு வடிவமைப்பிற்கு மாறுவதாக கருதக்கூடாது. கார்பனேட் அயனியை ஒரே ஒரு லூயிஸ் வடிவமைப்பினைக் கொண்டு குறிப்பிட்டுக் காட்ட இயலாது, எனினும் அமைப்பானது அதன் சரியான வடிவமைப்பு பற்றிய ஒரு கருத்தினைத் தருகிறது.இனக்கலப்பு உடனிசைவு அமைப்பின் (வடிவம் 4) ஆற்றலானது மற்ற அனைத்து உடனிசைவு அமைப்புகளின் (வடிவம் 1, 2 மற்றும் 3) ஆற்றலைக் காட்டிலும் குறைவானது. அதிக நிலைப்புத்தன்மையுடைய உடனிசைவு அமைப்பின் (வடிவம் 1 2 3) ஆற்றலுக்கும் இனக்கலப்பு உடனிசைவு அமைப்பின் ஆற்றலுக்கும் இடையேயான ஆற்றல் வேறுபாடு உடனிசைவு ஆற்றல் என்றழைக்கப்படுகின்றது.

NO3- மூலக்கூறின்‌ உடனிசைவு

நைட்ரேட்டு (Nitrate) என்பது NO3- என்ற மூலக்கூற்று வாய்ப்பாட்டைக் கொண்ட ஒரு பல்லணு அயனியாகும். இதை நைட்ரேட் டு என்ற பெயராலும் அழைக்கலாம். நைட்ரேட்டு அயனியின் மூலக்கூற்று நிறை 62.0049 கி/மோல் ஆகும். நைட்ரேட்டு எசுத்தர்களை (RONO2) வேதிவினைக் தொகுதிவாகக் கொண்ட கரிமச் சேர்மங்களும் நைட்ரேட்டுகள் என்றே அழைக்கப்படுகின்றன.

நைட்ரிக் அமிலத்தின் இணைகாரமான இந்த எதிர்மின் அயனியில் ஒரு மைய நைட்ரசன் அணுவும் அதனைச்சுற்றி முக்கோணத்தள அமைப்பில் ஒரேமாதிரியாக பிணைக்கப்பட்ட மூன்று ஆக்சிசன் அணுக்களும் சூழ்ந்துள்ளன. 

நைட்ரேட்டு அயனி முறையாக -1 என்ற எதிர்மின் சுமையைக் கொண்டுள்ளது. ஒவ்வோர் ஆக்சிசன் அணுவும் −2⁄3 என்ற எதிர் மின்னேற்றத்தையும், நைட்ரசன் +1 என்ற நேர் மின்னேற்றத்தையும் கொண்டிருப்பதால், நைட்ரேட் டு அயனியின் முறையான மின்னேற்றம் எதிர்மின்னேற்றமாக அமைந்து பல்லணு நைட்ரேட் டு அயனியாக உருவாகிறது. இவ்வொழுங்கமைவு பொதுவாக உடனிசைவு கட்டமைப்புக்கு உதாரணமாகப் பயன்படுத்தப்படுகிறது. ஒத்த இலத்திரன் எண்ணிக்கை கொண்ட கார்பனேட்டு அயனியைப் போல நைட்ரேட்டு அயனியையும் உடனிசைவுக் கட்டமைப்பாகக் குறிக்கலாம்.

CO2 மூலக்கூறின்‌ உடனிசைவு

CO2, மூலக்கூறின்‌ வடிவமைப்பும்‌ உடனிசைவுக்கு உதாரணமாகும்‌. சோதனையின்படி CO2, வில்‌ உள்ள C-Oன்‌ பிணைப்பு நீளமானது C-O ஒற்றைப்‌ பிணைப்பின்‌ நீளத்தைவிட அதிகமாகவும்‌, C=O பிணைப்பின்‌ நீளத்தைவிட குறைவாகவும்‌ உள்ளது. அதாவது தூய ஒற்றை மற்றும்‌ தூய இரட்டை பிணைப்புகளுக்கு இடையேயான நீளத்ததைக்‌ கொண்டுள்ளது. மேலும்‌ CO2, வில்‌ உள்ள இரண்டு C=O பிணைப்பு நீளங்கள்‌ சமமாகவும்‌, ஒரே பண்புகளையும்‌ பெற்றுள்ளன. எனவே ஒரே லூயிஸ்‌ வடிவமைப்பின்‌ மூலம்‌ மொத்த மூலக்கூறின்‌ வடிவத்தை விளக்க முடியாது. எனவே, படத்தில் உள்ளபடி உடனிசைவு வடிவமைப்புகள்‌ மூலம்‌ விளக்க முடிகிறது.

NO2-ன் உடனிசைவு அமைப்புகள்

நைட்ரைட் அயனி NO2-க்கு இரண்டு உடனிசைவு அமைப்புகளை வரைவோம்.

NO2- அயனியின் தனி ஜோடிகள், மின்சுமை மற்றும் பிணைப்புகள்

நாம் உடனிசைவு அமைப்புகளை வரையும்போது, ​​ஒற்றை ஜோடிகளை பிணைப்பாகவும், பிணைப்புகளை தனி ஜோடிகளாகவும் மாற்றுவோம்.

லூயிஸ் அமைப்பில் NO2- அயனியில், ஒரு ஆக்ஸிஜன் அணுவில் மூன்று தனி ஜோடிகள் (கடைசி கூட்டில்) உள்ளன, மேலும் அந்த ஆக்ஸிஜன் அணு நைட்ரஜன் அணுவுடன் ஒற்றைப் பிணைப்பினால் இணைந்துள்ளது. மேலும், அந்த ஆக்சிஜன் அணுவில் -1 சார்ஜ் உள்ளது. மற்றொரு ஆக்ஸிஜன் அணுவும் உள்ளது. அந்த ஆக்ஸிஜன் அணு நைட்ரஜன் அணுவுடன் இரட்டைப் பிணைப்பு மூலம் இணைக்கப்பட்டுள்ளது அதன் கடைசி கூட்டில் இரண்டு தனி ஜோடிகளைக் கொண்டுள்ளது. மேலும், அந்த ஆக்சிஜன் அணுவில் மின்சுமை இல்லை. நைட்ரஜன் அணுவில், ஒரே ஒரு தனி ஜோடி மட்டுமே உள்ளது. நைட்ரஜன் அணுவிற்கும் மின்சுமை இல்லை.

NO2-க்கான உடனிசைவு அமைப்புகளை வரைவதற்கான படிகள்

நைட்ரஜன் அணுவுடன் பிணைப்பை உருவாக்க ஏற்கனவே மூன்று தனி ஜோடிகளைக் கொண்ட ஒரு ஆக்ஸிஜன் அணுவின் தனி ஜோடியை வரையவும். அதனுடன், நைட்ரஜன் அணுவைச் சுற்றியுள்ள மொத்த எலக்ட்ரான்கள் பத்து ஆகிறது. நைட்ரஜன் அணு தனது கடைசி கூட்டில் எட்டு எலக்ட்ரான்களுக்கு மேல் வைத்திருக்க முடியாது என்பதால் இது எண்ம விதியை மீறுகிறது. இதனால், நைட்ரஜன் அணுவிற்கும் மற்ற ஆக்ஸிஜன் அணுவிற்கும் இடையே உள்ள பிணைப்பை (இரட்டைப் பிணைப்பில்) ஆக்ஸிஜன் அணுவில் தனி ஜோடியாக மாறுகிறது. ஆக்ஸிஜன் அணுவின் எதிர்மறை மின்சுமை இப்போது மற்றோரு ஆக்ஸிஜன் அணுவிற்கு மாற்றப்படுகிறது.

5. VBT இன் வரம்புகள்

• கார்பனின் நான்கு இனைதிறனை விளக்குவதில் தோல்வியுறுகிறது.

• எலக்ட்ரானின் ஆற்றல் பற்றி எந்த விளக்கமும் அளிக்கவில்லை.

• இது அணைவு சேர்மங்களின் வெப்ப இயக்கவியலின் பருமணறி தரவுகளை பற்றியோ அல்லது இயக்கவியல் நிலைப்புத்தன்மை பற்றியோ எந்த விளக்கமும் அளிக்கவில்லை.

• வலிமை குறைந்த மற்றும் வலிமை வாய்ந்த ஈனிகளை வேறுபடுத்தவில்லை.

• இது அணைவு சேர்மங்களின் நிறம் பற்றி எந்த விளக்கமும் அளிக்கவில்லை.

6. MO கோட்பாடு

லூயிஸ் கொள்கை மற்றும் இணைதிற பிணைப்புக் கொள்கை (VB கொள்கை) ஆகியன வேதிப்பிணைப்பு உருவாதல் மற்றும் மூலக்கூறு அமைப்புகளை பண்பு ரீதியாக விளக்கின. எனினும், மூலக்கூறுகளின் கண்டறியப்பட்ட சில பண்புகளை விளக்குவதற்கு மேற்கண்டுள இரு கொள்கைகளும் போதுமானதாக இல்லை. 

எடுத்துக்காட்டாக இவ்விரு கொள்கைகளின்படி ஆக்சிஜன் மூலக்கூறு டையாகாந்தப் பண்பினைப் பெற்றிருக்க வேண்டும் எனினும், வலுவான காந்தப் புலத்தில் திரவ நிலையில் உள்ள ஆக்சிஜன் காந்த முனைவுங்களுக்கிடையே கவரப்படுகின்றது. இதிலிருந்து ஆக்சிஜன் பாரா காந்தத் தன்மையுடையது என அறிகின்றோம். மேற்கண்டுள்ள இரு கொள்கைகளும் பிணைப்பு உருவாதலை எலக்ட்ரான் இரட்டையின் அடிப்படையில் விளக்கின. எனவே இக்கொள்கைகள் பாரா காந்தத் தன்மையுடைய மூலக்கூறுகளின் பிணைப்பு இயல்பினை விளக்க இயலவில்லை. 

F. ஹீண்ட் மற்றும் ராபர்ட் S. முல்லிகன் ஆகிய அறிஞர்கள் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கொள்கை என்றழைக்கப்படும் பிணைப்புக் கொள்கையை உருவாக்கினார்கள். இக்கொள்கையானது மூலக்கூறுகளின் காந்தப் பண்பினை விளக்கியது.

இக்கொள்கையின் முக்கிய அம்சங்கள் பின்வருமாறு: 

1. அணுக்கள் இணைந்து மூலக்கூறினை உருவாக்கும் போது, அவைகளின் அணு ஆர்பிட்டால்கள் தங்களது தனித்தன்மையை இழக்கின்றன. மேலும் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் என்றழைக்கப்படும் புதிய ஆர்பிட்டால்கள் உருவாகின்றன. 

2. இணையும் அணு ஆர்பிட்டால்களின் வடிவத்தனைப் பொறுத்து, உருவாகும் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களின் வடிவங்கள் அமைகின்றன. 

3. இணைகின்ற அணு ஆர்பிட்டால்க ளின் எண்ணிக்கையும் உருவான மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களின் எண்ணிக்கையும் சமம். இணையும் தொடர்புடைய அணு ஆர்பிட்டால்களின் ஆற்றலுடன் ஒப்பிடும்போது, உருவான மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களில் சரி பாதியளவு எண்ணிக்கையுடைய ஆர்பிட்டால்கள் அவற்றைவிட குறைவான ஆற்றலையும் மற்ற சரி பாதியளவு எண்ணிகையுடைய மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் அதிக ஆற்றலையும் பெற்றுள்ளன. குறைவான ஆற்றலைப் பெற்றிருக்கும் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் எனவும், அதிக ஆற்றலைப் பெற்றிருக்கும் மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் எதிர்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் எனவும் அழைக்கப்படுகின்றன. பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் சிக்மா (σ), பை (π) டெல்டா (δ) எனவும், எதிர் பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் σ*, π* மற்றும் δ* எனவும் அழைக்கப்படுகின்றன. 

4. மூலக்கூறில், எலக்ட்ரான்கள் புதிதாக உருவான மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களில் நிரப்பப்படுகின்றன. இந்த ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்கள் நிரப்பப்படுதல், அணு ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்கள் நிரப்பப்படுவது போன்றே ஆஃபா தத்துவம், பௌலி தவிர்க்கைத் தத்துவம் மற்றும் ஹீண்ட் விதி ஆகியவற்றின் அடிப்டையிலேயே அமையும்

7. பிணைப்பு தரம்

இணையும் இரு அணுக்களுக்கிடையே காணப்படும் பிணைப்புகளின் எண்ணிக்கை பிணைப்புத்தரம் எனப்படுகிறது. ஒரு மூலக்கூறின் பிணைப்புத் தரத்தினை பின்வரும் சமன்பாட்டால் கண்டறியலாம்.

பிணைப்புத்தரம் =  Nb-Na2

இங்கு, Nb என்பது பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களில் காணப்படும் மொத்த எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை. Na என்பது எதிர்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களில் காணப்படும் மொத்த எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை. மேலும் ஒரு மூலக்கூறின் பிணைப்புத் தரம் பூஜ்ஜியம் எனில் அத்தகைய மூலக்கூறு உருவாவதில்லை என அறியலாம். 

8. MO வரைபடங்கள் H2, C2, O2, O2+ , O2-, O2-,N2, NO, HF, CO மற்றும் காந்த பண்புகள்

எலக்ட்ரான் அமைப்பு O2²- =1s² σ*1s² σ2s² σ*2s² σ2pz² (π2px²=π2py²)(π*2px²=π*2py²) பிணைப்பு தரம் =Nb-Na2=10-82=1 டயா காந்த தன்மை	எலக்ட்ரான் அமைப்பு O2+ =σ1s² σ*1s² σ2s² σ*2s² σ2pz² (π2px²=π2py²)(π*2px1=π*2py0) பிணைப்பு தரம் =Nb-Na2=10-52=2.5 பாரா காந்த தன்மை
எலக்ட்ரான் அமைப்பு O2- =σ1s² σ*1s² σ2s² σ*2s² σ2pz² (π2px²=π2py1) பிணைப்பு தரம் =Nb-Na2=10-72=1.5 பாரா காந்த தன்மை	ஹைட்ரோஜென் ப்ளுரைடின் எலக்ட்ரான் அமைப்பு = 1s2σ1s2*σ2s2σ 2s2π 2py2 = π 2px2 பிணைப்பு தரம் =Nb-Na2=10-82=1 டயா காந்த தன்மை

9. VB மற்றும் MO கோட்பாடுகளின் ஒப்பீடு

இணைதிறன் பிணைப்புக் கொள்கை	மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கொள்கை
VBT தனித்த அணுக்களுடன்‌ கொடங்கி அவற்றிற்கிடையே உள்ள இடையீட்டைக்‌ கருதுகிறது.	MOT மூலக்கூரிலுள்ள உள்ள அணுக்களின்‌ அணுக்கருக்களுடன்‌தொடங்குகிறது.
VBT கொள்கையின்படி,  இணைதிறன்‌. எலக்ட்ரான்கள்‌ மட்டுமெ பிணைப்பு உருவாதலில்‌ ஈடுபடுகின்றன.	MO கொள்கையின்படி இடையீட்டில்‌ உள்ள அணுக்களின்‌ எல்லா எலக்ட்ரான்களும்‌ பிணைப்புகளை உருவாக்குவதில்‌ ஈடுபடுகின்றன.
ஆக்ஸிஜன்‌ மூலக்கூறின்‌ பேராகாந்தத்தன்மையை விளக்கவில்லை.	ஆக்ஸிஜன்‌ மூலக்கூறின்‌ பேராகாந்தத்‌ தன்மையை விளக்குகிறது.
VBT கொள்கையில்‌ உடனிசைவு முக்கிய பங்கை வகிக்கிறது.	MO கொள்கையில்‌ உடனிசைவிற்கு எவ்வித பங்களிப்பும்‌ இல்லை.
விளையும்‌ மூலக்கூறில்‌ அணு ஆர்பிடால்கள்‌ தம்முடைய தனித்தன்மையை பெரும்பகுதி அப்படியே பெற்றுள்ளன.	அணு ஆர்பிடால்கள்‌ தம்முடைய தனித்தன்மையை இழந்துவிடுகின்றன.
பிணைப்பிற்கு உள்ளடங்கிய 2-எலக்ட்ரான்‌ கருத்தை தருகிறது.	பிணைப்பதால்‌ முற்றிலும்‌ உள்ளடங்காதது என கருதுகிறது.

10. ஈதல் சகப்பிணைப்பு: வரையறை

ஈதல் சகப்பிணைப்பு அல்லது அணைவு சகப்பிணைப்பு (Coordinate Covalent Bond) என்பது பிணைப்பில் ஈடுபடும் அணுக்களில் ஏதாவது ஒரு அணு மட்டுமே பிணைப்பிற்கான ஓர் இணை எதிர்மின்னிகளைத் தந்து ஏற்படுத்தப்படும் பிணைப்பு ஆகும். இது சகப்பிணைப்பின் ஒரு வகையாகும்.

11. BF3, NH3, NH4+ , H3O+ உருவாக்கம்

BF3 ன் லூயிஸ் வடிவமைப்ப

போரான் ட்ரை புளூரைடை நாம் எடுத்துக்காட்டாகக் கருதுவோம். மைய போரான் அணுவானது மூன்று இணைதிற எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது. மேலும் ஒவ்வொரு புளூரின் அணுவும் ஏழு இணைதிற எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றுள்ளன. லூயிஸ் வடிவமைப்பானது

மேற்கண்டுள்ள வடிவமைப்பில், போரான் அணுவினைச் சுற்றி ஆறு எலக்ட்ரான்கள் மட்டுமே உள்ளன. புளூரினில் உள்ள ஒரு தனித்த இரட்டை மூலம் போரானிற்கும், புளூரினிற்கும் இடையே கூடுதலாக ஒரு பிணைப்பை பின்வருமாறு ஏற்படுத்துக. 

எனினும், மேற்கண்டுள்ள அமைப்பில் அதிக எலக்ட்ரான்கவர் தன்மையுடைய புளூரினின் முறைசார் மின்சுமையானது நேர்மின்சுமையாக இருப்பதால் இவ்வடிமைப்பு ஏற்கத்தக்கதல்ல. எனவே மைய போரான் எட்டு எலக்ட்ரான்களை நிறைவாக பெறாமல் உள்ள லூயிஸ் வடிவமைப்பே (படம் 10.8.(a))சாத்தியமான ஒன்றாகும். BCl3 , BeCl2 போன்ற மூலக்கூறுகளிலும் நிறைவடையா எட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு காணப்படுகிறது

12. உலோகப் பிணைப்பின் பண்புகள் 

உலோகங்கள் பளபளப்புத் தன்மை, அதிக அடர்த்தி, மின் மற்றும் வெப்பங்கடத்தும் தன்மை, தட்டையாக்குதல் மற்றும் கம்பியாக நீட்டுதல் ஆகிய அவற்றிற்கே உரிய பண்புகளைப் பெற்றுள்ளன. மேலும், இவற்றின்கொதிநிலைமற்றும் உருகுநிலைமதிப்புகள் அதிகம். உலோகப் படிகத்தில், உலோக அணுக்கள் மிக அருகில் நெருங்கி அமைந்திருக்க காரணமாக அமையும் விசை உலோகப் பிணைப்பு என அறியபடுகிறது. 

உலோகப் பிணைப்பானது ஒரு அயனிப்பிணைப்பல்ல ஏனெனில், அயனிப்பிணைப்பானது வெவ்வேறு எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை உடைய அணுக்களுக்கிடையே ஏற்படுகிறது. அதைப் போலவே இது ஒரு சகப்பிணைப்பும் அல்ல ஏனெனில் உலோக அணுக்களில் அதனை சூழ்ந்துள்ள 8 அல்லது 12 அணுக்களுடன் இணைதிற எலக்ட்ரான்களை சமமாகப் பங்கிடும் வகையில் அவைகளில் போதுமான எலக்ட்ரான்களும் இல்லை. எனவே உலோகப் பிணைப்பினை விளக்க ஒரு புதியக் கொள்கை தேவைப்பட்டது. 

ட்ரூட் மற்றும் லாரன்ஸ் ஆகியோர்களால் முதன்முதலில் உலோக பிணைப்பிற்கானக் கொள்கை முன்மொழியப்பட்டது. இக் கொள்கையின்படி உலோகப் படிகமானது, கட்டுறா எலக்ட்ரான்களின் வாயுவில்,நேர்மின் சுமை கொண்ட அயனிகள் அமிழ்ந்துள்ள ஒரு தொகுப்பாக கருதப்படுகிறது. உலோகங்களின் இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் அயனியாதலால் இந்த கட்டுறா எலக்ட்ரான்கள் உருவாகின்றன.அணுக்களின் இணைதிற எலக்ட்ரான்கள் உலோக படிகத்தில் உள்ள அனைத்து அணுக்களாலும் கட்டுப்பாடின்றி பங்கிடப்படுவதால் உலோக பிணைப்பானது எலக்ட்ரானிய பிணைப்பு (elctronic bonding) எனவும் அழைக்கப்படுகிறது.கட்டுறா எலக்ட்ரான்கள் ஒன்றையொன்று விலக்குவதால் அவைகள் உலோக அயனிகளைச் சுற்றி சீராக விரவியுள்ளன. உலோகங்களின் பெரும்பாலான இயற்பண்புகளை இக்கொள்கை விளக்கினாலும் சில வரம்புகளும் உள்ளன.

உலோக அயனிகளுக்கும், கட்டுறா எலக்ட்ரான்களுக்கும் இடையே நிலைமின்னியல் கவர்ச்சி விசை காணப்படுவதால், உலோகமானது நெருங்கிப் பொதிந்த ,கணக்கற்ற உலோக அயனிகளைக் கொண்டுள்ள ஒரு முப்பரிமான வடிவமைப்பினைப் பெறுகிறது.எனவே உலோகங்கள் அதிக அடர்த்தியை பெற்றுள்ளன.உலோகத்தின் மீது வெளிப்புற இயந்திர தடை செயல்படும் போது, அதன் நெருங்கி பொதிந்த அமைப்பானது பல நழுவு தளங்களைக் கொண்டிருப்பதால், அதன் வழியே நகர்தல் நடைபெற இயலும். 

அதாவது உலோகமானது கம்பியாக நீளும் தன்மையைப் பெறுகிறது. வெளிப்புற இயந்திர தடை செயல்படும் போது தூய்மையான உலோகங்கள் உடையும் முன்னர் 40% முதல் 60% வரை நீட்சியடைகின்றன. ஒவ்வொரு உலோக அயனியும் அதனைச்சுற்றி அனைத்து திசைகளிலும் எலக்ட்ரான் திரள் முகிலால் சூழப்பட்டுள்ளதால், உலோகப் பிணைப்பிற்கு திசைப்பண்பு இல்லை. 

நேர்மின்சுமை அயனிகளின் வழியே எலக்ட்ரான்கள் கட்டுப்பாடின்றி நகர்வதால் , உலோகங்கள் அதிக வெப்ப மற்றும் மின்கடத்தும் திறனைப் பெற்றுள்ளன.எலக்ட்ரான் திரள் முகிலால் ஒளியானது எதிரொளிக்கப்படுவதால் உலோகங்கள் பளபளப்புத்தன்மையினைப் பெற்றுள்ளன.உலோகப் பிணைப்புகள் அதிக வலிமையுடையவை என்பதால், உலோக அயனிகள் தனித்தனியே பிரிகையுற்று திரவமாகவோ அல்லது வாயுவாகவோ நிலைமை மாற்றம் அடைதல் எளிதானது அல்ல. 

எனவே உலோகங்கள் அதிக உருகுநிலை மற்றும் கொதிநிலையைப் பெற்றுள்ளன. உலோகங்களில் காணப்படும் பிணைப்பினை, மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் கொள்கைப்படி நன்கு விளக்க இயலும். இக்கொள்கையின்படி, உலோக படிகத்தில் உள்ள அதிக எண்ணிக்கையிலான அணுக்களின் அணு ஆர்பிட்டால்கள் மேற்பொருந்தி எண்ணற்ற பிணைப்பு மற்றும் எதிர்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்களை, ஆற்றல் இடைவெளியின்றி உருவாக்குகின்றன. பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால் ஒவ்வொன்றும், ஒரு ஜோடி எலக்ட்ரான்களுடன் முழுமையாக நிரப்பப்பட்டுள்ளன.எதிர்பிணைப்பு மூலக்கூறு ஆர்பிட்டால்கள் காலியாக உள்ளன.

ஆற்றல் இடைவெளி இன்மை உலோகங்களின் மின்ககடத்தும் திறனுக்கு காரணமாக அமைகின்றன.இணைதிற பட்டையிலிருந்து, கடத்துப்பட்டைக்கு பல எலக்ட்ரான்கள் வெப்பக் கிளர்வுறுவதன் காரணமாக, உலோகங்கள் வெப்பம் கடத்தும் தன்மையைப் பெற்றுள்ளன.வெப்பநிலை அதிகரிக்கும்போது மின்கடத்துத் திறன் குறைகிறது.ஏனெனில் உலோக அயனிகளின் வெப்ப இயக்கத்தால், உலோக படிகத்திலுள்ள, கட்டுறா எலக்ட்ரான்களின் தடையற்ற இயக்கத்திற்கு தேவையான சீரான படிக அமைப்பானது குலைகிறது. தாமிரம், வெள்ளி மற்றும் தங்கத்தினை தவிர்த்த பெரும்பாலான உலோகங்கள் கருமை நிறத்தினை பெற்றுள்ளன. அனைத்து அலைநீளமுடைய ஒளியினை உட்கவர்தலே இதற்குக் காரணமாக அமைகிறது. 

13. எலக்ட்ரான் கடல் மாதிரி

எலக்ட்ரான் கடல் மாதிரி என்பது கடந்த நூற்றாண்டில் முன்வைக்கப்பட்ட ஒரு கட்டமைப்பாகும். கட்டமைப்பு குறிப்பாக மூலக்கூறுகள் மற்றும் உலோகங்களின் அணுக்களைச் சுற்றியுள்ள எலக்ட்ரான்களின் கட்டற்ற தன்மையை விளக்குகிறது. 

மேலும், இந்த கட்டமைப்பானது பல்வேறு தனிமங்கள் மற்றும் உலோகங்களின் பல பண்புகளை தனித்தனியாக விளக்குகிறது. மேலும், முழு கட்டமைப்பும் மறைமுகமாக உலோக பிணைப்பை விளக்குகிறது. சுருக்கமாக, உலோகப் பிணைப்பை அணுக்களின் பரிமாற்றம் என்று குறிப்பிடலாம், அதே நேரத்தில் உலோகங்கள் கோவலன்ட் பிணைப்புகளைப் பகிர்ந்து கொள்கின்றன. இது தவிர, எலக்ட்ரான் கடல் மாதிரி மற்றும் பிற பொதுவான அம்சங்களிலிருந்து பெறப்பட்ட அறிக்கைகள் இந்த தலைப்பில் விவாதிக்கப்படுகின்றன.

எலக்ட்ரான் கடல் மாதிரி பற்றி ஜெர்மன் இயற்பியலாளர் பால் ட்ரூட் ஒரு கோட்பாட்டை முன்வைத்தார் அல்லது எலக்ட்ரான் கடல் மாதிரி என்று கட்டமைப்பைக் கூறினார். உலோகங்களில் பிணைப்பைப் புரிந்துகொள்வதில் இந்த கோட்பாடு பெரும்பாலும் பயன்படுத்தப்படுகிறது. ‘எலக்ட்ரான் கடல் மாதிரி’ கட்டமைப்பானது ‘எலக்ட்ரான் வாயுக் கோட்பாடு’ என்றும் அழைக்கப்படுகிறது. மேலும், இந்த கோட்பாடு உலோகங்களின் தனித்துவமான பண்புகளை வெளிப்படுத்துவதில் கவனம் செலுத்துகிறது, அதாவது உலோகங்கள் பிணைப்பைச் செய்யும்போது அவற்றின் வேலன்ஸ் அயனிகளின் இலவச இயல்பு போன்றவை. மேலும், ஹென்ரிக் லோரென்ட்ஸ் இந்த கோட்பாட்டின் வளர்ச்சிக்கு பங்களித்தார்.

எலக்ட்ரான் கடல் மாதிரி பொருள் - உலோக அணுவைச் சுற்றியுள்ள எலக்ட்ரான்களின் இலவச இயல்பை ஒரு மாதிரி சித்தரிக்கிறது. இந்த கருத்தின்படி, ஒரு உலோக திடத்தில் உள்ள இந்த உலோக அணுக்களில் ஏதேனும் ஒரு எலக்ட்ரான் "கடல்" உருவாக்க அதன் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரானை தானம் செய்கிறது. இணைக்கும் உலோக அணுக்களின் வெளிப்புற ஆற்றல் மட்டங்களுக்குள் இருக்கும் இந்த எலக்ட்ரான்கள் எதற்கும் பிணைக்கப்படவில்லை மற்றும் ஒரு அணுவிலிருந்து மற்றொரு அணுவிற்கு உடனடியாக இடம்பெயர முடியும். எலக்ட்ரான் கடல் மாதிரியின் நோக்கம் உலோகங்களின் மின் மற்றும் வெப்ப கடத்துத்திறனை அவற்றின் எலக்ட்ரான்களின் தன்மையை திரையிடுவதன் மூலம் விளக்குவதாகும்.

14. VB மாதிரி

வெளிப்புற கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்கள் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன. இந்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் தொடர்ச்சியான ஆற்றல் நிலைகளைக் கொண்டிருக்கின்றன மற்றும் இணைதிறன் பட்டை எனப்படும் ஆற்றல் பட்டையை உருவாக்குகின்றன. இணைதிறன் பட்டை அதிக ஆக்கிரமிக்கப்பட்ட ஆற்றலைக் கொண்டுள்ளது.

15. பட்டை கோட்பாடு 

போரின் கோட்பாட்டின் படி, ஒரு அணுவின் ஒவ்வொரு கூட்டிலும் வெவ்வேறு நிலைகளில் தனித்தனி ஆற்றல் உள்ளது. ஆற்றல் பட்டை கோட்பாடு வெளிப்புற கூடு மற்றும் உள் கூடு இடையே எலக்ட்ரான்களின் தொடர்புகளை விளக்குகிறது. ஆற்றல் பட்டை கோட்பாட்டின் அடிப்படையில், மூன்று வெவ்வேறு ஆற்றல் பட்டைகள் உள்ளன:

• இணைதிறன் பட்டை (valence band)

• தடைசெய்யப்பட்ட ஆற்றல் இடைவெளி (Forbidden energy gap)

• கடத்தல் பட்டை(Conduction band)

16. கடத்திகள்

 கடத்தி என்பது மின்னோட்டத்தை இலகுவாக அனுமதிக்கும் பொருள் ஆகும். அனேக உலோகங்கள் நல்ல கடத்தும் தன்மை கொண்டவை. வெள்ளி, செப்பு, பொன், அலுமினியம், இரும்பு, இரசம் ஆகிய உலோகங்கள் கடத்திகள் ஆகும். மின்கம்பிகளும் கடத்திகளால் ஆனவையே.

பொருட்களின் கடத்தல் தன்மையை அல்லது மின்கடத்து திறனை ஓம் விதி விபரிக்கின்றது. ஓம் விதி ஒரு கடத்தியின் மின்னோட்டத்திற்கும் பிரயோகிக்கப்படும் மின்புலத்திற்கும் நேர் விகித தொடர்பு உண்டு என்கின்றது. அந்நேர் விகித தொடர்பை சமனாக்கும் காரணியே மின்கடத்து திறன் எனப்படும்.

17. மின்காப்பான்

மின்காப்பான் (Insulator, Non-conductor ) என்பது மின்சாரம் தன் மீது பாய்வதை எதிர்க்கும் பொருள் ஆகும் . மின்கடத்தாப் பொருள் தன் அணுக்களில் உள்ள இணைதிறன் எதிர்மின்னிகள் (valence electrons) ஒன்றுக்கொன்று இருக்கமாக பிணைந்து இருக்கும். அந்த இணைதிறன் எதிர்மின்னிகள் இருக்கமாக பிண்ணி பிணைந்து இருப்பதால் இவ்வகை பொருட்களில் மின்சாரத்தை கடத்தாமல் எதிர்க்கிறது . இவையே மின்கடத்திகளின் மீது மின்காப்பானாக பயன்படுத்தப்படுகின்றன.

பொதுவாக மின்சாரத்தை பாய்ச்சாத எல்லா பொருட்களும் மின்காப்பான் எனப்படும். மின்னியல் துறையில் சில நெகிழிகள் கொண்டு மின்கடத்தானை தயாரிக்கிறார்கள். மேலும் மின்சார இயக்கிகளில் மின்காப்பானாக மூங்கில் பயன்படுகிறது. மின்காப்பான்கள் மின்கடத்திகளின் மேல் தோல்களாக அமைக்கப் பயன்படுத்துகின்றனர். இதனால் மின்கடத்திகள் மனித அல்லது விலங்குகளில் உடலில் தொடும் போது மின்சாரம் பாயாமல் இருக்கும். இது பாதுகாப்பிற்காகவும் விபத்தைத் தவிர்க்கவும் பயன்படுத்தப்படுகிறது.

18. குறைக்கடத்தி

குறைக்கடத்தி (Semiconductor) என்பது சில வகை மாசுகளை ஊட்டுவதால் மின்கடத்துத்திறனில் மாறுபாடு ஏற்படும் திண்மப்பொருள் ஆகும். தங்கம் வெள்ளி போன்ற உலோகங்கள் மின்னோட்டத்தை மிக நன்றாகக் கடத்தும் நற்கடத்திகள் அல்லது கடத்தி. கண்ணாடி, பீங்கான், இரப்பர், மரம் போன்ற பொருட்கள் மின்னோட்டத்தை மிக மிகச் சிறிதளவே (அரிதாக) கடத்தும் அரிதிற்கடத்திகள் அல்லது காப்புப்பொருள்கள். இவ்விருவகைப் பொருட்தன்மைகளுக்கும் இடைப்பட்ட மின்கடத்துத்திறன் கொண்ட பொருள்கள் குறைகடத்திகள் எனப்படும். 

குறைகடத்திகளுக்கு சிறந்த எடுத்துக்காட்டுகள் தனிமங்களில் சிலிக்கான், ஜெர்மானியம் போன்றவற்றையும், கூட்டுப்பொருளான காலியம் ஆர்சினைடு (GaAs), இண்டியம் பாசுபைடு (InP) போன்றவற்றையும், அண்மையில் கண்டுபிடித்து மிக விரைவாக வளர்ந்துவரும் நெகிழி வகைப் பொருட்களும், பென்ட்டசீன் ,ஆந்திரசீன் போன்ற கரிம வேதியியல் பொருட்களையும் இன்னும் நூற்றுக்கணக்கான பொருட்களையும் கூறலாம்.இவை மின்கடத்துத் திறனில் உலோகங்களுக்கும், மின்கடத்தாப் பொருட்களுக்கும் இடைப்பட்ட பண்பை கொண்டிருப்பவை. உதாரணமாக சிலிகான் (Si), ஜெர்மேனியம் (Ge), காலியம் ஆர்சனைடு (GaAs) போன்றவை. 

பண்டைய காலங்களில், கற்காலம், உலோகக் காலம் என்று வழங்குவது போல 20 ஆம் நூற்றாண்டை சிலிகான் காலம் என்று அழைக்கப்படுகிறது. இன்றைக்கும் நாம் பயன்படுத்தும் அனைத்து வகை எலக்ட்ரானியல் பொருட்களிலும் சிலிகான் குறைக்கடத்திகளே உயிர்நாடியாக இருக்கின்றன. பெரும்பான்மையான குறைக்கடத்திகள் அணுக்களுக்கிடையே சகப்பிணைப்பு(Covalent Bonding) வகை வேதிப் பிணைப்பைக்(Chemical Bond) கொண்டிருப்பவை.

19. குறைக்கடத்தி வகைகள்

குறைக்கடத்தி உள்ளார்ந்த குறைக்கடத்தி (தூய குறைக்கடத்தி), புறவியலான குறைக்கடத்தி என்ற இருவகைப்படும்.

உள்ளார்ந்த குறைக்கடத்திகள்

தூய சிலிக்கான் அல்லது தூய செருமானியம் உள்ளார்ந்த குறைக்கடத்திக்கு சில எடுத்துக்காட்டாகும். ஒரு தூய சிலிக்கான் படிகம் மின் காப்புப் பொருளிலுருந்து வேறுபட்டுள்ளது; அறை வெப்பத்தால் அணிக்கோவைத் தளத்திலிருந்து எலக்ட்ரான்கள் (எதிர்மின்னிகள்) வெளியேறி கடத்துப்பட்டைச் செல்வதும் (இவ்வெலக்ட்ரான்கள் கட்டுறா எலக்ட்ரான்கள் அல்லது கடத்து எலக்ட்ரான்கள் என்றழைக்கப்படுகின்றன).

எலக்ட்ரான்கள் இருந்த இடங்களில் மின் துளைகள் (புரைமின்னி)கள் என்றழைக்கப்படும் காலியிடங்களும் உருவாவதன் சாத்தியங்கள் உண்டு. மேலும், கடத்துப்பட்டையில் உள்ள கட்டுனா எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை ( Ne )யும் இணைதிறன் பட்டையிலுள்ள மின் துளைகளின் எண்ணிக்கை ( Nh )யும் சமமாக இருக்கும்.

புறவியலான குறைக்கடத்திகள்

தூய சிலிக்கான் மற்றும் தூய செருமானியம் படிகங்களில் மாசுக்களைப் புகுத்துவதன் மூலம் அவற்றின் மின்கடத்து திறனை மாற்றியமைக்க முடியும். இவ்வாறு வேறு தனிமத்தின் அணுக்களை ஒரு உள்ளார்ந்த குறைக்கடத்தியினுள் புகுத்தி அவற்றின் மின்கடத்து திறன் அதிகரிக்கப்பட்ட குறைக்கடத்திகளை, புறவியலான குறைக்கடத்திகள் என்று அழைக்கிறோம்.

n-வகைக் குறைக்கடத்திகள்

தூய சிலிக்கான் படிகத்தில் ஒவ்வொரு சிலிக்கான் அணுவும் நான்கு இணைதிறன் (வெளிக்கூட்டு) எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டிருக்கும்; இதனால் ஒவ்வொரு சிலிக்கான் அணுவும் நான்கு சிலிக்கான் அணுக்களுடன் சகப்பிணைப்பில் ஈடுபட்டிருக்க முடியும். மாசூட்டுதல் மூலம், அவற்றில், ஐந்து அல்லது மூன்று எண்ணிக்கையிலான வெளிக்கூட்டு எலக்ட்ரான்கள் கொண்ட வேதியணுக்களைப் புகுத்தினால் அவற்றின் கடத்துதிறனில் மிகுந்த மாற்றத்தைக் கொண்டுவர இயலும். எடுத்துக்காட்டாக, பாஸ்பரசஸ் அல்லது போரான் போன்ற தனிமங்கள் முறையே ஐந்து மற்றும் மூன்று இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டிருக்கும். 

இப்போது மாசூட்டுதல் மூலம், ஒரு சிலிக்கான் படிகத்தில் பாஸ்பரசஸ் தனிமத்தைப் புகுத்தும் போது, சகப்பிணைப்பில் ஈடுபட்டிருக்கும் நான்கு எலக்ட்ரான்களுக்கும் மேல் உபரியாக ஒரு எலக்ட்ரானைக் கொண்டிருக்கும். இவ்வுபரி எலக்ட்ரான் மாசூட்டப்பட்ட சிலிகானின் மின்கடத்துத் திறனை அதிகரிக்கச் செய்கிறது. இவ்வகை உபரி எலக்ட்ரான்களை வழங்கும் மாசுக்களை உள்ளடக்கிய குறைக்கடத்திகளை n-வகைக் குறைக்கடத்தி என்று வழங்குவர்.

p-வகைக் குறைக்கடத்திகள்

தூய சிலிகான் படிகத்தில் மாசூட்டுதல் மூலம், மூன்று வெளிக்கூட்டு எலக்ட்ரான்கள் கொண்ட போரான் தனிமத்தைப் புகுத்தும் போது, போரானுடன் மூன்று சிலிகான் அணுக்கள் மட்டுமே சகப்பிணைப்பில் ஈடுபட்டிருக்கும். தற்போது போரான் அணுவிற்கருகே ஒரு துளை உருவாகும். இத்துளைகள் எலக்ட்ரான்களுக்கு எதிரானதாக செயல்படுவதால் அவை நேர்மின்னிகளாக நோக்கப்படும். மின் புலத்திற்குட்படுத்தும் போது, இவ்வகைத் துளைகள் மின்னோட்டம் பாய உறுதுணையாயிருக்கின்றன. இவ்வாறு துளைகளை வழங்கும், மாசுக்களை உள்ளடக்கிய குறைக்கடத்திகளை p-வகைக் குறைக்கடத்தி என்று வழங்குவர்.

20. குறைக்கடத்திகளின் பயன்பாடுகள்

அன்றாட வாழ்வில் குறைக்கடத்திகளின் பயன்பாடுகளை இப்போது புரிந்துகொள்வோம். செமிகண்டக்டர்கள் கிட்டத்தட்ட அனைத்து மின்னணு சாதனங்களிலும் பயன்படுத்தப்படுகின்றன.

அவற்றின் நம்பகத்தன்மை, கச்சிதமான தன்மை, குறைந்த விலை மற்றும் கட்டுப்படுத்தப்பட்ட மின்சாரக் கடத்தல் ஆகியவை பலவிதமான கூறுகள் மற்றும் சாதனங்களில் பல்வேறு நோக்கங்களுக்காகப் பயன்படுத்துவதற்கு ஏற்றதாக அமைகின்றன. டிரான்சிஸ்டர்கள், டையோட்கள், ஃபோட்டோசென்சர்கள், மைக்ரோகண்ட்ரோலர்கள், ஒருங்கிணைந்த சில்லுகள் மற்றும் பல குறைக்கடத்திகளால் ஆனவை.

அன்றாட வாழ்வில் குறைக்கடத்திகளின் பயன்பாடுகள்

வெப்பநிலை உணரிகள் குறைக்கடத்தி சாதனங்களைக் கொண்டு தயாரிக்கப்படுகின்றன. அவை முப்பரிமாண அச்சு இயந்திரங்களில் பயன்படுத்தப்படுகின்றன

மைக்ரோசிப்கள் மற்றும் சுய-ஓட்டுநர் கார்களில் பயன்படுத்தப்படுகிறது. கால்குலேட்டர்கள், சோலார் தட்டுகள், கணினிகள் மற்றும் பிற மின்னணு சாதனங்களில் பயன்படுத்தப்படுகிறது.

மின்சுற்றுகளில் சுவிட்சாகப் பயன்படுத்தப்படும் டிரான்சிஸ்டர்கள் மற்றும் MOSFET ஆகியவை குறைக்கடத்திகளைப் பயன்படுத்தி தயாரிக்கப்படுகின்றன.

செமிகண்டக்டர்களின் தொழில்துறை பயன்பாடுகள்

குறைக்கடத்திகளின் இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் பண்புகள் மைக்ரோசிப்கள், டிரான்சிஸ்டர்கள், எல்இடிகள், சூரிய மின்கலங்கள் போன்ற தொழில்நுட்ப அதிசயங்களை வடிவமைக்கும் திறன் கொண்டவை.

விண்வெளி வாகனங்கள், ரயில்கள், ரோபோக்கள் போன்றவற்றின் செயல்பாட்டைக் கட்டுப்படுத்தப் பயன்படுத்தப்படும் நுண்செயலி, டிரான்சிஸ்டர்கள் மற்றும் பிற கட்டுப்படுத்தும் சாதனங்களால் ஆனது, அவை குறைக்கடத்தி பொருட்களால் தயாரிக்கப்படுகின்றன.

21. வலிமை குறைந்த விசைகள் - வாண்டர் வால்ஸ் விசைகள்

மூலக்கூற்று இயற்பியலில் வான்டெர் வால்சு விசை (Vander Waals force) எனப்படுவது பங்கீட்டு வலுப் பிணைப்பு, ஐதரசன் பிணைப்பு மற்றும் அயன்களிக்கிடையேயான கவர்ச்சி, தள்ளுகை ஆகியவற்றைத் தவிர மூலக்கூறுகளிக்கிடையே காணப்படும் அனைத்துத் தள்ளுகை மற்றும் கவர்ச்சி விசைகளின் கூட்டற்பேறு ஆகும். இவ்விசை நெதர்லாந்தைச் சேர்ந்த அறிவியலாளரான யோகான்னசு வான் டெர் வால்சு என்பவரை நினைவுகூரும் முகமாக பெயரிடப்பட்டது. இவ்விசை மூன்று பிரதான விசைகளின் கூட்டு விளைவாகும்:

• இரண்டு நிலையான இருமுனைவு மூலக்கூறுகளிக்கிடையேயான கவர்ச்சி விசை (கீசோம் விசை)

• ஒரு நிலையான இருமுனைவு மூலக்கூறுக்கும், அதனால் தூண்டப்பட்ட ஒரு தற்காலிக இருமுனைவு மூலக்கூறிக்கிடையேயான கவர்ச்சி விசை (டிபாய் விசை)

• ஒரே நேரத்தில் ஒன்றையொன்று தூண்டி உருவாகும் இரண்டு தற்காலிக இருமுனைவு மூலக்கூறுகளிக்கிடையேயான கவர்ச்சி விசை (லண்டன் விசை)

இவ்விசையானது பங்கீட்டு வலுப் பிணைப்பு, அயன் பிணைப்பு, ஐதரசன் பிணைப்பு ஆகிய பிணைப்பு விசைகளை விட மிகவும் வலிமை குறைவானது. எனினும் இவ்விசை இயற்கையிலும், மனிதப் பயன்பாட்டிலும் முக்கியத்துவமானது. உயிரியல் கட்டமைப்பு, வேதியியல், நனோ தொழிநுட்பம் போன்ற துறைகளில் இதன் பயன்பாடு முக்கியமானது. இவ்விசையின் தாக்கம் குறைந்த தூரத்துக்கே காணப்படும். அதிக தூரத்தில் இவ்விசை புறக்கணிக்கத்தக்களவில் குறைவடையும்.

22. அயனி-இருமுனை விசைகள்

ஒரு அயனி-இருமுனை தொடர்பு என்பது ஒரு மின்சுமை அயனி (நேர்மின் அல்லது எதிர்அயனி) மற்றும் ஒரு மூலக்கூறுக்கு இடையே உள்ள ஈர்ப்பின் விசை ஆகும். முனைவு கரைப்பான்களில் அயனி கலவைகள் கரையும் கரைசலில் இது பொதுவாகக் காணப்படுகிறது. அயனியில் மின்சுமை அதிகரிக்கும்போது அல்லது முனைவு மூலக்கூறின் இருமுனையின் அளவு அதிகரிக்கும்போது அயனி-இருமுனை ஈர்ப்புகள் வலுவடைகின்றன.

ஒரு நேர்மின் அயனி என்பது நடுநிலை முனைவு மூலக்கூறின் பகுதி எதிர்மறை முடிவை ஈர்க்கக்கூடிய +ve மின்சுமை கொண்ட இனமாகும். எதிர்அயனி என்பது ஒரு நடுநிலை முனைவு மூலக்கூறின் பகுதி நேர்மறை முடிவை ஈர்க்கக்கூடிய -ve மின்சுமை கொண்ட இனமாகும். இருமுனை மூலக்கூறு இருபுறமும் லேசான மின்னூட்டத்தைக் கொண்டுள்ளது மற்றும் அயனிகள் எதிர்மறையாகவோ அல்லது நேர்மறையாகவோ மின்னூட்டங்களைக் கொண்டிருக்கின்றன.

23. இருமுனை-இருமுனை திருப்புத்திறன்

இருமுனை திருப்புத் திறன்: ஒரு சகப்பிணைப்பின் முனைவுத் தன்மையை இருமுனை திருப்புத் திறனின் அடிப்படையில் அளவிட இயலும். இது, μ = q × 2d என்று வரையறுக்கப்படுகிறது. இங்கு μ என்பது இருமுனை திருப்புத் திறனையும், q என்பது மின்சுமை மற்றும் 2d என்பது இரு மின்சுமைகளுக்கு இடையேயானத் தொலைவினையும் குறிப்பிடுகின்றன. இருமுனை திருப்புத் திறனானது ஒரு வெக்டர் அளவீடாகும். இவ்வெக்டரின் திசையானது எதிர்மின் சுமையிலிருந்து நேர்மின்சுமையினை நோக்கி அமையும.

இருமுனையினை குறித்துக்காட்டுதல் இருமுனை திருப்புத் திறனின் அலகு கூலூம் மீட்டர் (Cm), இது பொதுவாக டிபை அலகில்(D) குறிப்பிடப்படுகிறது. 1 டிபை = 3.336 x 10-30 Cm என்ற சமன்பாட்டினைப் பயன்படுத்தி டிபை அலகினை கூலூம்-மீட்டர் அலகிற்கு மாற்றலாம். H2 , O2 , F2 போன்ற ஈரணு மூலக்கூறுகள் பூஜ்ய இருமுனைதிருப்புத் திறனைப் பெற்றுள்ளன. மேலும் இவைகள் முனைவற்ற மூலக்கூறுகள் (non polar molecules) எனப்படுகின்றன. HF, HCl, CO, NO போன்ற மூலக்கூறுகள் பூஜ்யமற்ற இருமுனை திருப்புத்திறன் மதிப்புகளைப் பெற்றுள்ளன. இத்தகைய மூலக்கூறுகள் முனைவுற்ற மூலக்கூறுகள் (Polar Molecules) என அழைக்கப்படுகின்றன. 

முனைவுற்ற பிணைப்புகளைப் பெற்றுள்ள மூலக்கூறுகள் அனைத்தும் இருமுனை திருப்புத் திறன்களைப் பெற்றிருப்பதிற்கான அவசியமில்லை. எடுத்துக்காட்டாக நேர்கோட்டு வடிவமைப்பைப் பெற்றுள்ள கார்பன்-டை-ஆக்ஸைடானது இரண்டு முனைவுற்ற (Cδ+ – Oδ-) பிணைப்புகளைப் பெற்றிருந்த போதிலும், அதன் இருமுனை திருப்புத் திறன் பூஜ்ஜியமாகும். நேர்கோட்டு CO2 ல் இரு முனைவுற்ற (CO) பிணைப்பு, சம மதிப்புடைய எதிரெதிர் திசையிலான இருமுனை திருப்புத் திறன்களைப் பெற்றுள்ளன. எனவே, CO2 ன் இருமுனை திருப்புத் திறனின் நிகர மதிப்பு பூஜ்யமாகும்.

 μ = μ1 + μ2 = μ1 + (-μ1 ) = 0 

ஒரு சகப்பிணைப்பில் எந்த அளவிற்கு அயனித்தன்மை காணப்படுகிறது. என்பதனை இணைக்கப்பட்டுள்ள இரு அணுக்களுக்கிடையேயான எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை வேறுபாடோடு தொடர்புபடுத்த இயலும் Aδ--Bδ+ என்ற முனைவுற்ற மூலக்கூறினைக் கருதுவோம்.இம்மூலக்கூறிலுள்ள அணுக்களின் எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை வேறுபாடு (X A- XB) ஆனது, 

i) 1.7க்குச் சமம் எனில் பிணைப்பு A–Bயானது 50% அயனித் தன்மையைப் பெற்றுள்ளது. 

ii) 1.7ஐ விட அதிகமாக இருந்தால், பிணைப்பு A–B யானது 50%க்கும் அதிகமான அயனித் தன்மையைப் பெற்றிருக்கும். 

iii) 1.7ஐ விடக் குறைவு எனில், பிணைப்பு A – B யானது 50% க்கும் குறைவாக அயனித்தன்மையைப் பெற்றிருக்கும்.

24. தூண்டப்பட்ட இருமுனை திருப்புத்திறன்

இருமுனையினால் தூண்டப்பட்ட இருமுனை திருப்புத்திறன் என்பது ஒரு முனைவு மூலக்கூறு ஒரு அணு அல்லது முனைவற்ற மூலக்கூறில் இருமுனையைத் தூண்டும் போது முனைவுமற்ற இனங்களில் எலக்ட்ரான்களின் அமைப்பை தொந்தரவு செய்வதன் மூலம் விளைகிறது.

முனைவு O-H பிணைப்பு நீரில் உள்ளது. எதிர்மறை O அணுக்கள் சுற்றியுள்ள மூலக்கூறுகளில் உள்ள நேர்மறை H அணுக்களை ஈர்க்கின்றன, இது ஒரு ஹைட்ரஜன் பிணைப்பை உருவாக்குகிறது, இது ஒரு வகை இருமுனை-இருமுனை தொடர்பு உருவாக்குகிறது. நீர் ஹைட்ரஜன் பிணைப்புகளைக் கொண்டிருப்பதால், அது இருமுனையினால் தூண்டப்பட்ட இருமுனை மற்றும் லண்டன் சிதறலை கொண்டுள்ளது.

25. ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு

அதிக எலக்ட்ரான்‌ கவர்திறனறுடைய இரு அணுக்களுக்கிடையே ஒரு ஹைட்ரஜன்‌ அணு இருந்தால்‌, அது அவ்விரு எதிர்மின்‌ அணுக்களுக்கு இடையில்‌ இரு பிணைப்புகளை உருவாக்கும்‌ தனிப்‌ பண்பைக்‌காட்டுகிறது. அப்போது, ஒரு அணு சகப்பிணைப்பாலும்‌, மற்றது ஒரு நிலைமின்‌ விசை (ELECTROSTATIC FORCE) யாலும்‌ பிணைக்கப்படுகிறது.

இந்த நிலையின்‌ _ விசையே, ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு எனப்படும்‌. ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு புள்ளிக்கோடுகளால்‌ காட்டப்படுகிறது.

நீர்‌, அம்மோனியா, ஆல்கஹால்‌, ஹைட்ரஜன்‌ ப்ளூரைடு ஆகிய சேர்மங்களில்‌ ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு பின்வருமாறு இருக்கும்‌.

நீர்‌

அம்மோனியா

ஆல்கஹால்‌

ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பிற்கான நிபந்தனைகள்‌

1. ஹைட்ரஜனால்‌ பிணைக்கப்படும்‌ இரு அணுக்களும்‌ அதிக எலக்ட்ரான்‌ கவர்திறன்‌ கொண்டிருக்கவேண்டும்‌.

2. இவ்விரு அணுக்களும்‌ உருவில்‌ சிறியதாக இருக்கவேண்டும்‌.

3. இவ்விரு அணுக்களில்‌ ஏதேனும்‌ ஒன்று, குறைந்த பட்சம்‌ ஒரு தனி எலக்ட்ரான்‌ ஜோடியைப்‌ பெற்றிருக்கவேண்டும்‌.

எனவே, ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு-நைட்ரஜன்‌, ஆக்ஸிஜன்‌ மற்றும்‌ ப்ளுரின்‌ சேர்மங்களில்‌ மட்டுமே காணப்படும்‌.

ஹட்ரஜன்‌ பிணைப்பின்‌ தன்மைகள்‌

ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு நிலைமின்‌ தன்மையுடையது. எனவே, ஹட்ரஜன்‌ பிணைப்பு அதிகஅளவு முனைவுற்ற மூலக்கூறுகளில் மட்டும்‌ உள்ளது. சான்றாசு, ஹைட்ரஜன்‌ ப்ளுரைடில்‌ ப்ளுரின்‌ பகுதியளவு எதிர்மின்சுமை பெற்றுள்ளது. ஹைட்ரஜன்‌ பகுதியளவு நேர்மின்சுமை பெற்றுள்ளது. ஏனெனில்‌, ப்ளூரின்‌ , அதிக அளவு எதிர்மின்‌ தன்மை கொண்டதாகும்‌. இரண்டு ஹைட்ரஜன்‌ ப்ளூரைடு மூலக்கூறுகள்‌ ஒன்றையொன்று நெருங்கும்போது, ஒரு கூறிலுள்ள நேர்மின்சுமையுடைய ஹைட்ரஜனுக்கும மற்றொரு எதிர்மின்‌ சுமையுடைய ப்ளுரின்‌ அணுவிற்கும் இடையே வலுவான ஈர்ப்பு விசை உள்ளது.

இரு ப்ளூரின்‌ அணுக்களை இணைக்கும்‌. பாலமாக ஹைட்ரஜன்‌ அமைகிறது. இதில்‌ ஒன்று சகப்‌ பிணைப்பு மற்றது ஹைட்‌ரஜன்‌ பிணைப்பு. 

ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு, வலிமை குறைந்த பிணைப்பாகும்‌. ஏனெனில்‌, இதன்‌ வலு 13 - 42 kJ/mol மட்டுமே. ஆனால்‌ சகப்‌பிணைப்பின்‌ வலு சுமார்‌ 420 kJ/mol ஆகும்‌. 

26. ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு வகைகள்

ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பின்‌ வகைகள்‌

ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு இரு வகைப்படும்‌ அவை -

1. மூலக்கூறுகளுக்கு இடைப்பட்டது (inter moleculer hydrogen bonding)

2. மூலக்கூறு உட்சார்ந்தது (intra moleculer hydrogen bonding)

மூலக்கூறுகளுக்கு இடைப்பட்ட ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு என்பது இரண்டு அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட மூலக்கூறுகளுக்கு இடையில்‌ உண்டாவதாகும்‌.

H-F-------H-F -------H-F-------H-F இதனால்‌, மூலக்கூறு இணக்கம்‌ அடைகிறது.

ஒரே மூலக்கூறிலுள்ள அணுக்களுக்கிடையே ஏற்படும்‌ ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு. மூலக்கூறு உட்சார்ந்த வகையைச்‌ சார்ந்ததாகும்‌. பலவித கரிமச்‌சேர்மங்களில்‌, குறிப்பாக, ஆர்த்தோ சேர்மங்களில்‌, இது காணப்படுகிறது.

எ.கா.

அசிட்டோ அசிட்டிக்‌ எஸ்டர்‌

௦- நைட்ரோபீனால்‌

சாலிசிலால்டிஹைடு

இவை பெரும்பாலும்‌ முனை கொண்ட கொடுக்கிணைப்பு வளையத்தைக்‌ கொண்டுள்ளது

27. நீர், பனியின் சிறப்பு பண்புகள்

ஹைட்ரஜன்‌ சல்‌பைடு வாயுவாக உள்ளபோது, நீர்‌ திரவமாக உள்ளது- காரணம்‌

ஹைட்ரஜன்‌ சல்பைடில் உள்ள சல்பர்‌ அணு உருவில்‌ பெரியதாக இருப்பதாலும் அதன் எலக்ட்ரான் கவர்திறன்‌ மதிப்பு ஆக்ஸிஜனை விட குறைவாக இருப்பதாலும் ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு சேர்மத்தில்‌ உருவாவதிலலை. எனவே, H2S மூலக்கூறு ஒரு தனித்த மூலக்கூறாசு உள்ளது. இதன்‌ மூலக்கூறு எடை 34 மட்டுமே. ஆதலால்‌, H2S வாயுவாக உள்ளது. ஆனால்‌, நீரில்‌ வலுவான ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பு உள்ளது. எனவே, நீர்‌ மூலக்கூறு ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பால்‌ இணக்கமடைந்து, அதிக மூலக்கூறு எடை கொண்டு திரவமாக திகழ்கிறது. இப்பண்பே, ஹைட்ரஜன்‌ ப்ளூரைடு திரவமாகவும்‌, ஹைட்ரஜன்‌ குளோரைடு வாயுவாகவும்‌ இருப்பதற்கும்‌ காரணமாகும்‌.

நீரின்‌ அடர்த்தியைவிடப்‌ பனிக்கட்டியின்‌ அடர்த்தி குறைவு. விளக்கம்‌ தரவும்‌.

பொதுவாக, திரவங்களைவிட திடப்‌ பொருள்களே அடர்த்தி அதிகம்‌ பெற்றிருக்கும்‌. ஆனால்‌, பனிக்கட்டி மட்டும்‌ நீரைவிட குறைவான அடர்த்தி கொண்டுள்ளது. இதற்குக்‌ காரணம்‌. 0O க்கு (273Kக்கு) மேல்‌ நீரை வெப்பப்படுத்தும்போது ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்புகள்‌ மேலும்‌ மேலும்‌ பிளவுபடுகின்றன. இதனால்‌ மூலக்கூறுகள்‌ ஒன்றையொன்று நெருங்கி வருகின்றன. அப்போது குறுக்கம்‌ ஏற்படுகிறது. எனவே, நீரின்‌ அடர்த்தி 4OC ல்‌ உச்சபட்சமாக உள்ளது.

ஆல்கஹால்கள்‌ நீரில்‌ கரைகின்றன. விளக்கம்‌ தருக.

ஆல்கஹால்கள்‌, நீர்‌ மூலக்கூறுடன்‌ மூலக்கூறுகளுக்கிடைப்பட்ட ஹைட்ரஜன்‌ பிணைப்பை ஏற்படுத்துவதால்‌, நீரில்‌ கரைகின்றன. 

28. டி.என்.ஏ வின் நிலைத்தன்மை (உதாரணங்கள் மட்டும்)

29. உருகுநிலை மற்றும் கொதிநிலைகளின் விளைவுகள்.

கொதி நிலை (Boiling point) என்பது ஒரு நீர்மம் (திரவம்) வெப்பத்தால் சூடேறி ஆவியாகும் நிலையில் உள்ள வெப்பநிலை ஆகும். ஒரு நீர்மத்தில் இருந்து அணுக்கள் அல்லது மூலக்கூறுகள் மேற்பரப்பில் இருந்து வெளியேறுவது எல்லா வெப்பநிலைகளிலும் ஓரளவிற்கு நிகழ்வதுதான், ஆனால் நீர்மம் முழுவதும் ஆவியாகும் நிலையில் சூடேறி, நீர்மக்குமிழிகள் உண்டாகிக் கொதிநிலைக்கு வருவதற்குத்தான் கொதிநிலை என்று பெயர். இன்னொரு வகையாகச் சொல்வதென்றால், ஒரு நீர்மத்தின் ஆவி அழுத்தத்தை அதன் சூழ் அழுத்தத்திற்கு இணையாக்கும் வெப்பநிலையே கொதிநிலை எனப்படும்.

   திண்மமொன்றின் உருகுநிலை (Melting Point) என்பது அப்பொருள் திண்ம நிலையிலிருந்து நீர்ம (திரவ) நிலைக்கு மாறும் போதுள்ள வெப்பநிலையைக் குறிக்கும். உருகுநிலையில் திண்ம, நீர்ம நிலைகள் சமநிலையில் காணப்படும். ஒரு பொருளின் உருகுநிலையானது அங்கிருக்கும் அழுத்தத்தில் (pressure) தங்கியிருக்கும். எனவே உருகுநிலையானது ஒரு குறிப்பிட்ட அழுத்தத்தில் வரையறுக்கப்படும். வெப்பம் ஏற்றப்படும் போது பொருளின் வெப்பநிலை உயர்ந்து கொண்டு செல்லும், எனினும் பொருள் உருகத் தொடங்கியதும் வெப்பநிலை மாற்றம் எதுவும் இல்லாது வெப்பம் உறிஞ்சப்படும். இது உருகல் மறைவெப்பம் எனப்படும். சில பொருட்கள் நீர்மநிலைக்கு (திரவநிலைக்கு) வராமலே வளிம (வாயு) நிலையை அடைவதுண்டு. இது பதங்கமாதல் என அழைக்கப்படுகின்றது.

அலகு-V

5. கரிம வேதியியல் மற்றும் மின்சுமை விளைவுகளில் அடிப்படைக் கருத்துக்கள்

1. பிணைப்பு பிளவு வகைகள்

கரிம வேதியியலில்‌ நிகழும்‌ அனைத்து வினைகளிலும்‌ ஒரு சகப்‌பிணைப்பு முறிந்து, மற்றொரு சகப்‌ பிணைப்பு உருவாகிறது... இதனால்‌ ஒரு வினைச்செயல்‌ தொகுதி (FUNCTIONAL GROUP) மற்றொரு வினைச்செயல்‌ தொகுதியாக எளிதில்‌ மாற்றமடைகிறது. கரிமச்‌ சேர்மத்திலுள்ள சகப்‌பிணைப்புகளை பின்வருமாறு இரு வழிகளில்‌ பிளக்கலாம்‌. அவை ஒருபடித்தான அல்லது சமப்‌ பிளப்பு (HOMOLYTIC) பலபடித்தான அல்லது சமமற்ற அல்லது ஓரப்‌ பிளப்பு (HETEROLYTIC FISSION)

2. சமமான மற்றும் சமமற்ற பிளவுகள்

X மற்றும்‌ Y (அல்லது இரு X) அணுக்களுக்கிடையிலுள்ள சகப்‌பிணைப்பை X-Y அல்லது X..Xஎனக்‌ குறிக்கலாம்‌. இப்பிணைப்பிலுள்ள இரு எலக்ட்ரான்கள்‌, சமப்‌ பிளப்பின்போது ஒவ்வொரு அணுவும்‌ ஒரு எலக்ட்ரானைத்‌ தன்பால்‌ ஏற்கும்‌. இதனால்‌, தனி உறுப்பு (FREE RADICAL) உருவாகிறது.

சமமற்ற பிளப்பு (HETEROLYTIC FISSION)

சகப்‌ பிணைப்பிலுள்ள இரு எலக்ட்ரான்களை ஒரே அணு கொண்டிருக்கும்‌ வகையில்‌ பிளப்பு நிகழ்ந்தால்‌, அது சமமற்ற பிளப்பு அல்லது ஒர பிளப்பு எனப்படும்‌.

ஒரு அணுவோ அல்லது தொகுதியோ தனித்த ஜோடி (LONE PAIR) எலக்ட்ரான்களைச்‌ சமமற்ற பிளப்பினால்‌ கொண்டிருந்தால்‌, அவை எதிர்மின்‌ மின்சுமை கொண்டிருக்கும்‌. இவை, கார்ப்‌ எதிர்மின்‌ அயனி (CARBONIUM ION) எனப்படும்‌. மாறாக, கார்போனியம்‌ அயனி கொண்டிருக்கும்‌. தனது எலக்ட்ரானை இழந்த நிலையிலிருக்கும்‌.

சமமற்ற பிளப்பு இரண்டு மாறுபட்ட அணுக்களாலான சகப்‌ பிணைப்பில் மட்டுமே நிகழும்‌. அப்பொழுதுதான்‌, ஒரு அணு, மற்றொன்றின்‌ எலக்ட்ரான் கவர்திறன்‌ (ELECTRONEGATIVITY) மதிப்பில்‌ வேறுபட்டிருக்கும்‌. இவ்வகைப்‌ பிளப்பு அப்பொழுது எளிதில்‌ நிகழ்ந்து, அதிக எலக்ட்ரான்‌ கவர்திறனுடைய அணுவுடன்‌ தனித்த எலக்ட்ரான்‌ ஜோடி இருக்கும்‌.

3. கரிம வினைகளில் திசை

ஒரு கரிம வேதிவினையைப்‌ பொதுவாகப்‌ பின்வருமாறு எழுதலாம்‌ -

வினைபடு பொருள்‌ + தாக்கும்‌ கரணி ➔ இடைநிலை சேர்மம்‌ ➔விளைபொருள்‌.

இடைநிலைச்‌ சேர்மம்‌ மேற்கொள்ளும்‌ வினையின்‌ தன்மைக்கேற்ப கரிம வேதிவினைகளைப்‌ பின்வருமாறு வகைப்படுத்தலாம்‌ -

அ) பதிலீட்டு வினைகள்‌ (SUBSTITUTION REACTIONS)

ஆ) கூட்டு வினைகள்‌ (ADDITION REACTIONS)

இ) நீக்கவினைகள்‌ (ELIMINATION REACTIONS)

ஈ) இடமாற்ற வினைகள்‌ (REARRANGEMENTS)

௨). பலபடியாக்கல்‌ வினைகள்‌ (POLYMERIZATION REACTIONS)

ஊ) குறுக்க வினைகள்‌ (CONDENSATION REACTIONS)

இவற்றைப்‌ பற்றி விரிவாக பின்னர்‌ படிக்க உள்ளீர்கள்‌. இருப்பினும்‌ இவற்றை இங்கு அறிமுகம்‌ செய்வது பயனுள்ளதாக இருக்கும்‌.

4. எலக்ட்ரான் கவர் காரணி

இவை குறையளவு எலக்ட்ரான்களைக்‌ கொண்டிருக்கும்‌. எனவே, எலக்ட்ரான்‌ மீது அதிக நாட்டங்‌கொண்டிருக்கும்‌. பெரும்பாலானவை, நேர்‌ மின்னேற்றம்‌ கொண்டிருப்பதால்‌, நேர்மின்னேற்றக்‌ கரணிகள்‌ (CATANOIDS) எனப்படும்‌.

எலக்ட்ரான்களால்‌ நிரப்பப்படாத இணைதிறன்‌ கூடுகளைக்‌ கொண்ட நடுநிலை மூலக்கூறுகளான, லூயி அமிலங்களும்‌ எலக்ட்ரான்கவர்‌ கரணிகளாகும்‌. இவற்றை பின்வரும்‌ அட்டவணையில்‌ காணலாம்‌.

எடுத்துக்காட்டுகள்‌

ஹைட்ரோனியம் அயன் (H3O+), ஹைட்ரஜன் ஹைலைடுகள் (HCl, HBr, HI), நைட்ரோனியம் அயன் (NO2+) மற்றும் சல்பர் ட்ரை ஆக்சைடு (SO3).

5. உட்கரு கவர் காரணி

இவை மிகையளவு எலக்ட்ரான்களை கொண்டிருக்கும் எனவே எலக்ட்ரான்கள் உட்கருவை நாடுகின்றன .இவை எதிர் மின்னேற்றம் கொண்டவை. நடுநிலை மூலக்கூறுகள், லூயிஸ்காரம் என இரு வகை படுத்தலாம் .

எடுத்துக்காட்டுகள்‌

ஹாலஜன் அயனிகள் (I-, Cl-, Br-), ஹைட்ராக்சைடு அயனி (OH-), சயனைடு அயனி (CN-), அம்மோனியா (NH3) மற்றும் நீர்.

6. தனி உறுப்புகள்

கரிமச்‌ சேர்மங்களிலுள்வ சகப்‌ பிணைப்பைச்‌ சமமாக பிளக்கும்போது தனி உறுப்புகள்‌ தோன்றுகின்றன. இவை ஒன்றோ அல்லது அதற்கு மேலான ஜோடி சேராத எலக்ட்ரான்களைக்‌ கொண்டிருக்கும்‌. இருப்பினும்‌, அவை மின்சுமை ஏற்காத நடுநிலைப்‌ பொருட்கள்‌. தனி உறுப்புகளைக்‌ குறிக்க அணுவின் பெயரையோ, தொகுதியின்‌ பெயரையோ எழுதிய பின்னர்‌ ஒரு புள்ளி இடுகிறார்கள்‌.தனி உறுப்புகளை அவற்றின்‌ வாழ்காலம்‌ அடிப்படையில்‌ குறை வாழ்நாள்‌ தனி உறுப்புகள்‌, மிகை வாழ்நாள்‌ தனி உறுப்புகள்‌ என இரு வகைப்படுத்தப்பட்டுள்ளன.

7. கார்ப்எதிர்மின் அயனிகள்

வரையறை : தனது இணைதிறன்‌ கூட்டில்‌ ஒரு ஜோடி பங்கிடப்படாத எலக்ட்ரான்களைக்‌ கொண்ட எதிர்மின்சுமையுடைய கார்பன்‌ அணுவைக்‌ கொண்ட தொகுதிக்கு, கார்ப்எதிர்மின்‌ அயனி என்று பெயர்‌,

இவை, சகப்பிணைப்புகள்‌ சமமற்ற முறையில்‌ பிளவுறும்போது உருவாகின்றன.

கார்பன் நேர்அயனியில் உள்ள கார்பனின் இனக்கலப்பு: கார்பன் நேர்அயனியில், நேர்மின்சுமை கொண்ட கார்பன் sp2 இனக்கலப்பாதலுக்கு உட்பட்டதாகும். எனவே இது சமதள வடிவமைப்பினைப் பெற்றுள்ளது. இத்தகைய கார்பன் நேர்அயனிகள் உருவாகும் வினைகளில், எதிர்மின்சுமையுடைய கருக்கவர் பொருட்கள், கார்பன் நேர் அயனியை இருபுறமும் தாக்குவதற்கு வாய்ப்புள்ளது. 

8. கார்ப்நேர்மின் அயனிகள்

வரையறை : கார்பன்‌ அணுவானது தனது இணைதிறன்‌ கூட்டில்‌ ஒரு ஜோடி எலக்ட்ரானைக்‌ குறைவாகக்‌ கொண்ட நேர்மின்‌ சுமையுடைய தொகுதிக்கு, கார்போனியம்‌ அயணி என்று பெயர்‌. இதனையே வேறுவகையில்‌ கூறினால்‌, ஒரு நேர்மின்‌ சுமையைத்‌ தாங்கி நிற்கும்‌ கார்பன்‌ அணுவைக்‌ கொண்ட தொகுதிக்கு, கார்போனியம்‌ அயனி என்று பெயர்‌.

எ.கா. 

கார்போனியம்‌ அயனிகள்‌, சகப்‌ பிணைப்புகள்‌ சமமற்ற முறையில்‌ பிளவுறும்போது உருவாகின்றன. 

பொதுவாக, கார்பன் எதிர் அயனியானது பிரமிடு வடிவத்தினைப் பெற்றிருக்கும் மேலும் தனித்த இரட்டை எலக்ட்ரானானது கார்பனின் ஒரு sp3 இனக்கலப்பு ஆர்பிட்டாலில் இடம் பெற்றிருக்கும்.

9. கார்பீன்கள்

வேதியியலில், காபீன் அல்லது கார்பீன் (Carbene) என்பதன் பொது வாய்பாடு R-(C:)-R' அல்லது R=C: ஆகும்.மையக் கரி அணு இரண்டே தொகுதிகளுடன் சகபிணைப்பினால் இணைந்தும் மற்ற எலெக்ட்ரான்கள் பிணைப்பில்லாமலும் நடுநிலையாக இருந்தால் இவ்வமைப்புகள் கார்பீன்கள் (carbenes) எனப்படும. இவ்வமைப்புகளின் மூலப் பொருள் CH2 (மெத்திலீன்) எனப்படும். ஆனால், இதன் வழிப்பொருள்கள் (derivatives) கார்பீன்கள் என அழைக்கப்படுகின்றன. எடுத்துக்காட்டாக CCI2 டை குளோரோ கார்பீன் என அழைக்கப்படுகிறது. கார்பீன்கள் பொதுவாக இருவழிகளில் உருவாகின்றன. நீக்கல் வினைகளில் ஒரு கரி அணு தொகுதியை எலெக்ட்ரான் இல்லாமலும் (புரோட்டான்), மற்றொரு தொகுதியை எலெக்ட்ரான்களுடனும் (ஹாலைடு அயனி) இழப்பதனால் கார்பீன் உருவாகலாம்.

மெத்திலீன், ஓர் எளிய காபீன்.

சிலவகையான இரட்டைப் பிணைப்புள்ள சேர்மங்கள் பிளப்பதால் கார்பீன்கள் உருவாகலாம். கார்பீன்கள் மிக அதிக வினைபுரியும் தன்மை கொண்டவையாதலால் இம்மாதிரியான வினைகள் இருப்பதன் உண்மையை அறிதல் மிகக் கடினமாக உள்ளது.

இரண்டு பிணைப்பில் ஈடுபடாத வலுவளவு எதிர்மின்னிகளையும் இரு வலுவளவையும் உடைய நடுநிலையான கரிம அணுவைக் கொண்ட மூலக்கூறு ஆகும்.

10. அரின்ஸ் மற்றும் நைட்ரைன்கள்

அரைன் மற்றும் பென்சைன்கள் வேகமாக வினை புரியும் பொருட்களாகும். இவை அரோமேட்டிக் வளையங்களில் இருந்து இரண்டு விணைபடு தொகுதிகளை நீக்குவதன் மூலம் பெறப்படுகின்றன. 1,3- மற்றும் 1,4-didehydroarenes அறியப்பட்டாலும், Arynes என்பது didehydroarenes உதாரணங்களாகும்.

நைட்ரீன்கள் எலக்ட்ரான் குறைபாடு மற்றும் எதிர்வினை இடைநிலைகள் ஆகும், இதில் நைட்ரனின் அமைப்பு நைட்ரஜனைச் சுற்றி ஆறு எலக்ட்ரான்கள் இருப்பதை வெளிப்படுத்துகிறது. இவை கார்பீனின் நைட்ரஜன் ஒப்புமைகளாகும், எனவே இது அசோ கார்பீன் என்று குறிப்பிடப்படுகிறது.

Singlet nitrene

Triplet nitrene

11. தூண்டல் விளைவு 

ஒரு மூலக்கூறில், அருகாமையில் உள்ள பிணைப்பு, அணு அல்லது தொகுதியினால் அம் மூலக்கூறில் உள்ள ஒரு சகப்பிணைப்பின் முனைவாதலில் ஏற்படும் மாற்றம் தூண்டல் விளைவு என வரையறுக்கப்படுகிறது. இது ஒரு நிலையான நிகழ்வாகும். ஈத்தேன் மற்றும் எத்தில் குளோரைடினை எடுத்துக்காட்டுகளாகக் கொண்டு தூண்டல் விளைவினை நாம் விளக்கலாம். ஈத்தேனில் காணப்படும் C – C பிணைப்பு முனைவற்றது ஆனால் எத்தில் குளோரைடில் காணப்படும் C1 – Cl பிணைப்பு முனைவுத்தன்மை உடையது. 

கார்பனைக் காட்டிலும் குளோரினானது அதிக எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை உடையது என நாம் அறிவோம். எனவே C1 – Cl பிணைப்பில் உள்ள சகப்பிணைப்பு எலக்ட்ரான்களை குளோரின் தன்னை நோக்கி ஈர்க்கும் பண்பினைப் பெற்றுள்ளது இதன் விளைவாக Cl ன் மீது சிறிய எதிர்மின் தன்மையும் அதோடு இணைக்கப்பட்டுள்ள C ன் மீது சிறிய நேர்மின் தன்மையும் ஏற்படும். இதனை ஈடு செய்யும் பொருட்டு, C1 ஆனது அதற்கும் C2 ற்கும் இடைப்பட்ட எலக்ட்ரான் இணையினை தன்னை நோக்கிக் கவர்கிறது இத்தகைய முனைவாதல் தூண்டல் விளைவு என அழைக்கப்படுகின்றது. இவ்விளைவானது அருகாமை பிணைப்புகளில் அதிகளவு உணரப்படுகிறது எனினும் மின்சுமை நகர்வின் (charge separation) அளவானது Cl லிருந்து அப்பால் செல்லச் செல்ல குறைகிறது. மேலும் இவ்விளைவு அதிகபட்சமாக இருகார்பன் அணுக்கள் வரை உணரப்படுகிறது. தூண்டல் விளைவிற்கு காரணமான தொகுதியிலிருந்து நான்கு பிணைப்புகளுக்கு அப்பால் இவ்விளைவு மிகவும் குறைவு என்பதால் முக்கியத்துவமற்றதாகிறது.

தூண்டல் விளைவில், ஒரு அணுவிலிருந்து மற்றொரு அணுவிற்கு எலக்ட்ரான் பரிமாற்றம் செய்யப்படுவதில்லை ஆனால் இவ்விளைவு நிலையான ஒரு விளைவு என்பதனை அறிந்து கொள்ளுதல் முக்கியமானதாகும். ஒரு குறிப்பிட்ட அணு அல்லது தொகுதியானது அது இணைக்கப்பட்டுள்ள கார்பன் அணுவிற்கு எலக்ட்ரான் அடர்த்தியினை வழங்குதல் அல்லது எலக்ட்ரான் அடர்த்தியை தன்னை நோக்கி கவருதல் திறனை தூண்டல் விளைவு குறிப்பிடுகின்றது. இந்த திறனைப் பொறுத்து பதிலீட்டுத் தொகுதிகள் (substituents) +I தொகுதிகள் மற்றும் – I தொகுதிகள் என வகைப்படுத்தப்படுகின்றன. 

சிக்மா (σ) சகப்பிணைப்பின் வழியே இத்தொகுதிகளின் எலக்ட்ரான் விடுவித்தல் அல்லது கவருதல் திறன்கள் முறையே +I விளைவு மற்றும் – I விளைவு என அழைக்கப்படுகின்றன. அதிக எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை கொண்ட அணுக்கள் மற்றும் நேர் மின்சுமை கொண்ட அணுக்களைக் கொண்டுள்ள தொகுதிகள் எலக்ட்ரான் கவரும் – I தொகுதிகள் எனப்படுகின்றன. 

எடுத்துக்காட்டு: -F, -Cl, -COOH, -NO2 , -NH2 பதிலீட்டு தொகுதியின் எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை அதிகமாக இருப்பின் அதன், - I விளைவும் அதிகமாக இருக்கும். சில தொகுதிகளின் – I விளைவின் வரிசை பின் வருமாறு..

NH3 > NO2 > CN > SO3 H > CHO > CO > COOH > COCl > CONH2 > F > Cl > Br > I > OH > OR > NH2 > C6 H5 > H 

12. அல்கைல் ஹலைடுகளின் வினைத்திறன்

ஹாலஜன் தொகுதியானது எலக்ட்ரான் திரும்பப் பெறும் தொகுதி, ஏனெனில் அது நிலையானதாக மாற ஒரே ஒரு எலக்ட்ரான் தேவைப்படுகிறது. எனவே இது எதிர்மறை மின்னூட்டத்தைப் பெறுகிறது மற்றும் அல்கைல் தொகுதி நேர்மறை மின்னூட்டத்தைப் பெறும்.

முழுமையான படிப்படியான தீர்வு:

σ- எலக்ட்ரான்களின் இடப்பெயர்ச்சி காரணமாக கார்பன் சங்கிலியின் முடிவில் இணைக்கப்பட்ட மாற்றீடு எலக்ட்ரான் திரும்பப் பெறும்போது -I விளைவு ஏற்படும். கார்பன் சங்கிலியின் முடிவில் இணைக்கப்பட்டுள்ள மாற்றுப்பொருள் எலக்ட்ரான்-தானம் செய்யும் போது +I விளைவு.

எனவே, ஆல்கைல் கார்பன் சங்கிலியுடன் இணைக்கப்பட்ட எலக்ட்ரான் திரும்பப் பெறும் தொகுதியான ஹாலஜன் போன்ற அணு அல்லது தொகுதியானது, σ−எலக்ட்ரான்களை   C−X இன் அதிக எலக்ட்ரோநெகடிவ் அணுவால் ஈர்க்கப்படுகின்றன அல்லது இடம்பெயர்கின்றன, அதாவது ஹாலஜன் அணு இதன் காரணமாக சிறிய எதிர்மறை மின்னூட்டத்தைப் பெறும் மற்றும் அல்கைல் தொகுதியின் கார்பன் அணு சிறிய நேர்மறை மின்னூட்டத்தைப் பெறும்.

இப்போது இந்த சங்கிலியில், C1 இல் நேர்மறை மின்சுமை உள்ளது இது, σ−எலக்ட்ரான்களை ஈர்க்கிறது. C1−C2 நோக்கி பிணைப்பு. இதன் காரணமாக C2 சில நேர்மறை மின்னூட்டத்தையும் கொண்டிருக்கும், மேலும் இது C2−C3 இன் எலக்ட்ரான்களை ஈர்க்கும். அதை நோக்கி பிணைப்பு காரணமாக C3 மிகச் சிறிய நேர்மறை மின்சுமை பெறும்.

எனவே, தூண்டல் விளைவின் காரணமாக அல்கைல் ஹாலைடின் வினைத்திறன் அல்கைல் பகுதி எலக்ட்ரான்-தானம் செய்யும் தொகுதியாகவும், ஹாலைடு எலக்ட்ரான்-திரும்பப்பெறும் தொகுதியாகவும் செயல்படுகிறது.

அதிக நேர்மின் தன்மை கொண்ட அணுக்கள் மற்றும் எதிர் மின்சுமையை கொண்டுள்ள தொகுதிகள் எலக்ட்ரான் வழங்கும் + I தொகுதிகள் எனப்படும். எடுத்துக்காட்டு:கார உலோகங்கள், மீத்தைல், ஈத்தைல் போன்ற ஆல்கைல் தொகுதிகள், CH3 O– , C2 H5 O– , COO– போன்ற எதிர் மின் சுமையுடைய தொகுதிகள் போன்றவை. தனிமங்களின் எலக்ட்ரான்கவர் தன்மை குறைவாக இருப்பின் +I விளைவு அதிகமாக இருக்கும். சில ஆல்கைல் தொகுதிகளின் +I விளைவின் ஒப்பீட்டு வரிசை பின்வருமாறு 

–C(CH3 )3 > –CH(CH3 )2 >–CH2 CH3 >–CH3 

தூண்டல் விளைவின் காரணமாக கரிமச்சேர்மங்களின் சில பண்புகளில் ஏற்படும் மாற்றங்களை நாம் புரிந்து கொள்வோம்.

13. ஹாலோ அமிலங்களின் அமிலத்தன்மை

 ஹாலஜன்களைப் போன்ற அதிக எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை உடைய அணு ஒரு கார்பனுடன் இணைக்கப்பட்டிருக்கும் போது அது C – X பிணைப்பினை முனைவுள்ளதாக்குகிறது. இத்தகைய நேர்வுகளில் வினையின் போது உள்வரும் கருக்கவர் பொருளானது முனைவுற்ற கார்பனை தாக்குவதற்கு சாதகமான சூழலை ஹாலஜனின் – I விளைவு ஏற்படுத்துகிறது எனவே வினைத்திறன் அதிகரிக்கின்றது.

கார்பனைல் கார்பனுக்கு அருகில் – I தொகுதி இணைக்கப்பட்டிருப்பின், அத்தொகுதி, கார்பனைல் கார்பன் மீதான எலக்ட்ரான் அடர்த்தியினைக் குறைக்கிறது எனவே கருக்கவர் சேர்க்கைவினையின் வேகம் அதிகரிக்கின்றது.

கார்பாக்சிலிக் அமிலத் தொகுதிக்கு அருகில் உள்ள கார்பனுடன் ஹாலஜன் இணைக்கப்படும் போது, ஹாலஜனின் – I விளைவின் காரணமாக அது பிணைப்பு எலக்ட்ரான்களைதன்னை ந�ோக்கி கவர்வதால் H+ ன் அயனியாதல் எளிதாகிறது. குளோரோ அசிட்டிக் அமிலங்களின் வலிமையின் வரிசை பின்வருமாறு அமைகிறது. 

ட்ரை குளோரோ அசிட்டிக் அமிலம் > டை குளோரோ அசிட்டிக் அமிலம் > குளோரோ அசிடிக் அமிலம் > அசிடிக் அமிலம்

கார்பாக்சில் தொகுதியுடன் இணைக்கப்பட்டுள்ள தொகுதியின் - I விளைவு அதிகரிக்க, அதிகரிக்க அமிலத்தின் வலிமையும் அதிகரிக்கின்றது

ஹைட்ரஜன் ஹாலைட்டின் அமில வலிமை HF< HCl< HBr< HI என்ற வரிசையில் அதிகரிக்கிறது. இந்த அமிலங்கள் அனைத்தும் நீரில் கரைந்த ஹைட்ரஜன் ஹைலைடுகள் மற்றும் அவற்றின் வலிமைக்கு H-A பிணைப்பு முக்கிய காரணம். இந்த பிணைப்பு வலிமை அமிலத்தின் அமிலத்தன்மை மற்றும் அமில பிணைப்புகளின் முனைவு தன்மையை தீர்மானிக்க உதவுகிறது.

ஹைட்ரஜனுக்கும் மற்ற அணுக்களுக்கும் இடையிலான பிணைப்பு நீளம் அதிகரிக்க அதிக அமிலத்தன்மை கொண்டது. அதனால்தான் அயோடினின் அளவு மிகப்பெரியது என்பதால் பிணைப்பு நீளம் அதிகமாக இருக்கும், எனவே கொடுக்கப்பட்ட அனைத்து ஹாலஜனிலும் அது அதிக அமில வலிமையைக் கொண்டிருக்கும்.

அமிலத்தன்மையின் சரியான வரிசை CHCl3 > CHF3> CHBr3 > CHI3 ஆகும்.

14. அமின்களின் காரத்தன்மை

எல்லா அலிபேட்டிக்‌ அமீன்களும்‌ காரத்தன்மை கொண்டவை. அதிலும்‌ அம்மோனியாவை விட அதிக காரத்தன்மையுடையவை. ஏனெனில்‌ நைட்ரஜன்‌ அணுவிலுள்ள தனித்த எலக்ட்ரான்‌. ஜோடி, புரோட்டானைப்‌ பெற ஆர்வங்காட்டுகிறது. 

இதுவே அமீன்களின்‌. வீரியத்தன்மையை வெகுவாக நிர்ணயிக்கிறது. பலவித அமின்களின்‌ மதிப்பை அட்டவணையில்‌ காணலாம்‌.

15. இன்டக்டோமேரிக் விளைவுகள்

இது ஒரு தற்காலிக விளைவு ஆகும்‌. அயனி ஒன்று நெருங்கும்போது தூண்டுதல்‌ விளைவின்‌ அளவு . தற்காலிகமாக பாதிக்கப்படுவதை இண்டக்டோமெரிக்‌ விளைவு என்பர்‌. இவ்விளைவு, வினை நிகழுவதற்கு முன்பே ஏற்படுகிறது.

எதிர்மின்சுமையுடைய அயனி நெருங்கினால்‌, -I விளைவு திதிக்கும்‌.நேர்மின்‌கமையுடைய அயனி இநருங்கினால்‌, +I விளைவு அதிகரிக்கும்‌

ஆதலால்‌, இது அயனி ஒன்றின்‌ முன்னிலையில்‌ மட்டுமே செயல்படும்‌ தற்காலிக விளைவாகும்‌.

சான்றாக,. மீத்தைல்‌ குளோரைடில்‌, குளோரினின்‌. -I விளைவு காரணமாக, C-Cl பிணைப்பு எலக்ட்ரான்கள்‌, நிரந்தரமாக குளோரின்‌ அணுவை நோக்கி சிறிது இடம்‌ பெயர்ந்து இருக்கும்‌.

CH3→Clஅல்லது CH3δ+ -Clδ-

 இந்நிலையில்‌, OCH3- அயனி, மீத்தைல்‌ குளோரைடை நெருங்கும்‌ போது, C-Cl பிணைப்பிலுள்ள எலக்ட்ரான்களை மேலும்‌ குளோரினை நோக்கித்‌ தள்ளுகிறது. அதாவது, முன்பிருந்த எலக்ட்ரான்‌ இடப்‌ பெயர்ச்சியை அதிகரிக்கிறது. இவ்வாறாக, ஒரு முனைவுறு விளைவு, தூண்டுதல்‌ வினைவழி மூலம்‌ நடைபெறுகிறது. தூண்டுதல்‌ விளைவின்போது. எலக்ட்ரான்‌. இடப்பெயர்ச்சிக்கு இது துணை நிற்கிறது. கரிம வினைகளில்‌ இவ்விளைவு முக்கியப்‌ பங்கு ஆற்றுவதில்லை. இவ்விளைவையும்‌, தூண்டுதல்‌ விளைவைப்‌ போன்றே பின்வருமாறு குறிக்கலாம்.

CH3→I

16. எலக்ட்ரோமெரிக் விளைவுகள்

நிறைவுறா சேர்மங்களில் (>C=C<, >C=O, போன்றவற்றை பெற்றுள்ள சேர்மங்ககளில்) தாக்கும் வினைபொருள் முன்னிலையில் நிகழும் ஒரு தற்காலிகமான விளைவு எலக்ட்ரோமெரிக் விளைவு எனப்படும். (i) கார்பனைல் (>C=O) தொகுதியைக் கொண்டுள்ள ஒரு சேர்மம் மற்றும் ஆல்கீன்களைப் போன்ற (>C=C< ) நிறைவுறாத் தன்மையைப் பெற்றுள்ள ஒரு சேர்மம் ஆகிய இரண்டு எடுத்துக்காட்டுகளைக் கருதுவோம் கருக்கவர் பொருள், கார்பனைல் சேர்மத்தை அணுகும் போது, C மற்றும் ‘O’ அணுக்களுக்கிடையே காணப்படும் எலக்ட்ரான்கள் அக்கணத்தில் அதிக எலக்ட்ரான் கவர் தன்மையுடைய ‘O’ அணுவிற்கு மாற்றப்படுகிறது. இதன் விளைவாக கார்பனானது எலக்ட்ரான் பற்றாக்குறையுடைய தன்மையினைப் பெறுகிறது எனவே உள்வரும் கருக்கவர் பொருள் கார்பனைல் கார்பனுடன் புதிய பிணைப்பு ஏற்படுத்துவதற்கு சாதகமான சூழல் உருவாகிறது. 

மாறாக H+ போன்ற எலக்ட்ரான் கவர் பொருள் ஒரு ஆல்கீன் மூலக்கூறை அணுகும் போது, அக்கணத்தில் π எலக்ட்ரான்கள், எலக்ட்ரான் கவர் பொருளுக்கு மாற்றப்பட்டு கார்பனுக்கும் ஹைட்ரஜனுக்கும் இடையே புதிய பிணைப்பு உருவாகிறது. இதன் விளைவாக மற்றொரு கார்பன் எலக்ட்ரான் பற்றாக்குறையுடையதாவதால் நேர் மின் சுமையை பெறுகிறது.

எலக்ட்ரோமெரிக் விளைவு E – விளைவு என குறிக்கப்படுகிறது. தூண்டல் விளைவினைப் போன்றே இவ்விளைவும் தாக்கும் வினைக் காரணியுடன் புதிய பிணைப்பு உருவாகும் பொருட்டு எலக்ட்ரான் இணை பரிமாற்றப்படும் திசையின் அடிப்படையில் +E மற்றும் –E விளைவு என வகைப்படுத்தப்படுகிறது. தாக்கும் வினைக் காரணியை ந�ோக்கி π எலக்ட்ரான் மாற்றப்பட்டால் அவ்விளைவு +E விளைவு எனப்படும்.

மேற்கண்டுள்ள ஆல்கீனுடன் H+ சேர்த்தல் +E விளைவுக்கு ஒரு உதாரணமாகும். தாக்கும் காரணியிலிருந்து அதற்கு அப்பால் எலக்ட்ரான்கள் மாற்றப்படின் அவ்விளைவு –E விளைவு எனப்படும்.

சயனைடு அயனி கார்பனைல் கார்பனை தாக்குதல் –E விளைவுக்கு எடுத்துக்காட்டாகும

17. உடனிசைவு

ஒரு மூலக்கூறின்‌ மெய்யான வடிவமைப்பை ஒரு தனித்த அமைப்பு கொண்டு இனங்காட்ட முடியாதபோது, பல அமைப்புகளை கொண்டு விளக்க முற்படுவார்கள்‌. அப்போது அம்மூலக்கூறு உடனிசைவு பெற்றுள்ளது எனலாம்‌, உடனிசைவில்‌ பங்கேற்கும்‌ பல. அமைப்புகள்‌, உடனிசைவு அமைப்புகள்‌. எனப்படும்‌. உடனிசைவை ↔ என்ற குறியால்‌ காட்டுவது வழக்கம்‌.

உடனிசைவை, எளிய கார்பன்‌ டைஆக்ஸைடு மூலக்கூறால்‌ விளக்கலாம்‌.

O=C=O ----------(1)

இவ்வமைப்பு, பலவிதமான கார்பன்‌ டைஆக்ஸைடின்‌ பண்புகளை விளக்கினாலும்‌, முற்றிலுமாக விளக்குகிறது எனக்‌ கூற இயலாது. இவ்வமைப்பையே சரியானதெனக்‌ கொண்டால்‌, C=O-ன்‌ பிணைப்பு நீளம்‌ 1.20Å ஆகும்‌. ஆனால்‌, கார்பன்‌ டைஆக்ஸைடு மூலக்கூறில்‌ அளந்தறியப்பட்ட பிணைப்பு நீளம்‌, 1.15Å மட்டுமே. மேலேயுள்ள (1) அமைப்பு தரும்‌ உருவாதல்‌ வெப்பம்‌ சுமார்‌ 1466 kJmol-1 ஆகும்‌. ஆனால்‌, கார்பன்‌-டைஆக்ஸைடின்‌ உருவாதல்‌ வெப்பம்‌ 1592 kJ mol-1 ஆகும்‌. இருவகை உருவாதல்‌ வெப்பத்திற்கு இடையிலான வித்தியாசம்‌, (1592 - 1466 =126 kJmol-1), உடனிசைவு ஆற்றல்‌ (RESONENCE ENERGY) எனப்படும்‌. ' இம்மாறுபாட்டை விளக்க பின்வரும்‌ உடனிசைவு அமைப்புகள்‌ உதவும்‌.

+O≡C-O-   ↔  O=C=O  ↔  -O-C≡O+

தூண்டுதல்‌ விளைவைப்‌ போன்றே, உடனிசைவு விளைவும்‌ நிரந்தர விளைவு ஆகும்‌. இதிலும்‌ +R(+M) ;  -R(-M) என இருவகை விளைவுகள்‌ உள்ளன.

இரட்டைப்‌ பிணைப்புடன்‌ இணைக்கப்பட்டுள்ள கார்பனைல்‌ தொகுதியைக்‌ கருதுவோம்‌. குளோரின்‌ அணு, ஒரு எலக்ட்ரான்‌ ஜோடியை இரட்டைப்‌ பிணைப்பிற்கு தருகிறது. இதனை +R விளைவு என்பர்‌.

18. உடனிசைவு ஆற்றல்

உடனிசைவு காரணமாக உண்மையான மூலக்கூறின்‌ ஆற்றல்‌ வழங்கும்‌ அமைப்புகளின்‌ ஆற்றல்களைக்‌ காட்டிலும்‌ குறைவாய்‌ உள்ளது. எனவே ஒரு சேர்மம்‌ உடனிசைவால்‌ நிலைப்புத்தன்மை அடைகிறது. மிக நிலையான வழங்கும்‌ அமைப்பின்‌ ஆற்றலுக்கும்‌ உண்மையான மூலக்கூறின்‌ ஆற்றலுக்கும்‌ இடையே உள்ள வேறுபாடே உடனிசைவு ஆற்றல்‌ எனப்படும்‌.

எரிதல்‌ வெப்பம்‌ அல்லது ஹைட்ரஜனேற்ற வெப்பம்‌ அல்லது உருவாதல்‌ வெப்பம்‌ மதிப்புகளிலிருந்து உடனிசைவு ஆற்றலின்‌ மதிப்பைக்‌ கணக்கிடலாம்‌.

வளையஹெகீஸீனின்‌ ஹைட்ரஜனேற்ற வெப்பம்‌ 28.6kcal mol-1 ஆகும்‌. பென்ஸீனை வளைய ஹெக்ஸாடிரையீனா கக்‌கருதினால்‌, ஹைட்ரஜனேற்ற வெப்பம்‌ 85.8 kcal mol-1 ஆக இருக்க வேண்டும்‌. ஆனால்‌ பென்ஸீனில்‌ சோதனை மூலம்‌ பெறப்பட்ட ஹைட்ரஜனேற்ற வெப்பத்தின்‌ மதிப்பு. 49.8 kcal mol-1, 36 kcal mol-1ஆகும்‌. இவ்வாறாக, பென்ஸின்‌ 36kcal mol-1 ஆற்றலால்‌ நிலைப்புத்ன்மை அடைந்துள்ளது. அதாவது பென்ஸினின்‌ உடனிசைவு ஆற்றல்‌ 36 kcal mol-1 ஆகும்‌.

பென்ஸீனின்‌ உடனிசைவு ஆற்றல்‌ = கணக்கிடப்பட்ட ஹைட்ரஜனேற்றவெப்பம்‌ = கண்டறிந்த ஹைட்ரஜனேற்ற வெப்பம்‌

=85.8 - 49.8 =36 kcal

அரோமேடிக்‌ சேர்மங்களில்‌ உடனிசைவு ஆற்றல்‌ பொதுவாக அதிகமாய்‌ உள்ளது. இம்மதிப்புகள்‌ வளையங்களின்‌ எண்ணிக்கைக்கு நேர்விகிதப்‌ பொருத்தத்தில்‌ இருக்கும்‌.

19. உடனிசைவுக்கான நிபந்தனைகள் 

• உடனிசைவில்‌ பங்கேற்கும்‌ எல்லா அமைப்புகளின்‌ அணுக்களின்‌ இட அமைப்பு ஒன்று போலிருக்கவேண்டும்‌.

• உடனிசைவு அமைப்புகளின்‌ ஆற்றல்‌, ஏறத்தாழ ஒன்று போலிருக்கவேண்டும்‌.

• உடனிசைவு அமைப்புகளில்‌ மாறாத எண்ணிக்கையுடைய தனித்த எலக்ட்ரான்கள்‌ இருக்கவேண்டும்‌. (சில சமயங்களில்‌ பூஜ்யமாகவும்‌ இருக்கலாம்‌).

• உடனிசைவில்‌ பங்கேற்கும்‌ அணுக்களனைத்தும்‌, ஒரே தளத்தில்‌ அமைந்திருக்கவேண்டும்‌.

• அதிகமான சகப்‌ பிணைப்புகளைக்‌ கொண்டிருக்கும்‌ அமைப்பு, அதிக நிலைப்புத்‌ தன்மை கொண்டிருக்கும்‌.

20. பீனால்களின் அமிலத்தன்மை

அலிபேட்டிக்‌ ஆல்கஹால்கள்‌ யாவும்‌ நடுநிலையானவை. ஆனால்‌, பீனால்‌ ஒரு அமிலமாகத்‌ திகழ்கிறது. தொகுதியிலுள்ள ஆக்ஸிஜன்‌ அணு, உடனிசைவு காரணமாக சிறிதளவு நேர்மின்‌ சுமை பெற்று புரோட்டானை சுலபமாக வெளியேற்றுகிறது. இந்தமைய உடனிசைவு. ஆல்கஹாலுக்கு கிடையாது.

மேலும்‌ பீனாலின்‌ புரோட்டான்‌ நீங்கிய பின்‌ உள்ள பீனாக்ஸைடு அயனியும்‌ பின்வரும்‌ உடனிசைவால்‌ நிலைப்படுத்தப்படுகிறது.

பீனாலின் அமிலத்தன்மை போன்ற சில பண்புகளை உடனிசைவை பயன்படுத்தி விளக்க இயலும். + M விளைவின் காரணமாக, பீனாலைக் காட்டிலும், பீனாக்ஸைடு அயனி அதிக நிலைப்புத்தன்மையினைப் பெறுகிறது எனவே உடனிசைவால் பீனால் அயனியுற்ற H+ ஐ தருதல் சாதகமாகிறது. மேலும் பீனால் அமிலத்தன்மையை பெறுகிறது.

மேற்கண்டுள்ள அமைப்புகளில் பீனாலின் உடனிசைவு அமைப்பில் மின்சுமை பிரிப்பு காணப்படுகிறது. இத்தகைய அமைப்பிற்கு ஆற்றல் தேவை. ஆனால் பீனாக்சைடு அயனியில் இத்தகைய அமைப்புக் காணப்படுவதில்லை. இவ்வாறாக பீனாக்ஸைடு அயனி அதிக நிலைப்புத் தன்மையினைப் பெற்றிருப்பதால் பீனால் அமிலத்தன்மையினைப் பெற்றுள்ளது.. 

21. அரோமேடிக் அமின்களின் காரத்தன்மை

அ) அமீனிலுள்ள ஆல்கைல்‌ தொகுதிகளின்‌ - எண்ணிக்கையை அதிகரித்தால்‌, அதன்‌ காரத்தன்மையும்‌ அதிகரிக்கும்‌ என நினைக்கலாம்‌.

இதற்குத்‌ தலையாய காரணம்‌, ஆல்கைல்‌ தொகுதியின்‌ எலக்ட்ரானை வெறுக்கும்‌ (1 விளைவு) பண்பேயாகும்‌. எனவே, அமீன்களின்‌ வரிசைக்‌கிரமம்‌ கீழ்க்கண்டவாறு அமைய வேண்டும்‌.

என . உள்ளது. இதற்குக்‌ காரணம்‌, உருவில்‌ பெரிய - ஆல்கைல் தொகுதிகளால்‌ தோன்றுகின்ற கொள்ளிட விளைவே ஆகும்‌. ஏனெனில்‌, பெரிய ஆல்கைல்‌ தொகுதிகள்‌, தனித்த எலக்ட்ரான்‌ ஜோடிகளை ஈர்க்க முற்படும்‌ பிறவற்றைத்‌ தடுக்கின்றன.

ஆ) அனிலீன்‌, அலிபேட்டிக்‌ அமின்களைவிட குறைந்த காரத்தன்மை கொண்டுள்ளது. ஏனெனில்‌, அனிலீனிலுள்ள அரோமேட்டிக்‌ வளையம்‌ எலக்ட்ரானை வெளிக்கொண்ரும்‌ தன்மையுடையது. ஈரோ போன்ற எலக்ட்ரானை வெளிக்கொணரும்‌.

இ) நைட்ரோ, தொகுதிகள்‌ அனிலீனில்‌ இருந்தாலும்‌,வெகுவாக குறைக்கும்‌. ஆல்கைல்‌, அமினோ தொகுதிகள்‌ (1 விளைவு) அனிலீனில்‌ இருந்தால்‌, மூலக்கூறில்‌ எலக்ட்ரான்‌ அடர்வு அதிகமாக இருக்கும்‌. இதனால்‌ அமீனின்‌ காரத்தன்மையும்‌ உயரும்‌.

22. கார்போனியம் அயனிகளின் நிலைப்புத்தன்மை

பல்வேறு கார்பன் நேர் அயனிகளின் ஒப்பீட்டு நிலைப்புத் தன்மை வரிசை பின்வருமாறு. 

+C(CH3 )3 > +CH(CH3 )2 > +CH2 CH3 > +CH3

23. கார்பனியன்கள் அயனிகளின் நிலைப்புத்தன்மை

பல்வேறு கார்பன் எதிர் அயனிகளின் ஒப்பீட்டு நிலைப்புத் தன்மை வரிசை பின்வருமாறு. 

– C(CH3 )3 < – CH(CH3 )2 < –  CH2 CH3 < – CH3

24. தனி உறுப்புகளின் நிலைப்புத்தன்மை

தனி உறுப்புகளின்‌ நிலைப்புத்‌ தன்மை : பலவித தனி உறுப்புகளை: அதன்‌ நிலைப்புத்‌ தன்மைக்கேற்ப பின்வருமாறு வரிசைப்படுத்தலாம்‌ -

மூவிணைய தனி உறுப்பே மிகவும்‌ நிலைப்புத்‌ தன்மையுடையது. ஏனெனில்‌, இதிலுள்ள தனி எலக்ட்ரான்‌, பத்து இடங்களில்‌ இடம்‌ பெறுவதால்‌, பத்து உடனிசைவு அமைப்புகள்‌ தோன்றி, தனி உறுப்பை அதிக நிலைப்புத்‌தன்மை பெற உதவுகிறது. ஈரிணைய, ஒரிணைய தனி உறுப்புகட்கு இத்தகைய உடனிசைவு அமைப்புகள்‌ முறையே ஏழு, நான்கு ஆகும்‌. எனவே, குறைந்த நிலைப்புத்‌ தன்மையுடையன. 

ட்ரை பினைல் மெத்தில் தனி உறுப்பு

நிறம்‌: கரிமச்‌ சேர்மங்களின்‌ நிறத்திற்கு காரணமாக இருப்பது உடனிசைவே ஆகும்‌. சான்றாக, சாயங்களின்‌ நிறத்தின்‌ செறிவு, அவை தரும்‌ உடனிசைவு அமைப்புகளின்‌ எண்ணிக்கையைப்‌ பொருத்து அமைகிறது.

25. வினைல் குளோரைட்டின் வினைத்திறன்

எலக்ட்ரான்களின் இடமாற்றம் குளோரின் அணுவை சற்று குறைந்த எதிர்மறையாகவும், அருகில் உள்ள கார்பனை சற்று அதிக எதிர்மறையாகவும் ஆக்குகிறது. இது குளோரின் வைத்திருக்கும் கார்பனை உட்கரு தாக்குதலுக்கு ஆளாக்குகிறது. எனவே, நீராற்பகுப்புக்கு குறைவான வினைத்திறன் கொண்ட ஹாலைடு வினைல் குளோரைடு ஆகும்.

வினைல் குளோரைடை விட அல்லைல் குளோரைடு அதிக வினைத்திறன் கொண்டது, ஏனெனில் வினைல் குளோரைடில் குளோரினின் ஒரே ஜோடி எலக்ட்ரான்கள் உடனிசைவில்  இருப்பதால் அல்லைல் குளோரைடு உடனிசைவு இல்லாத போது குளோரின் எளிதில் அகற்றப்படாது.

26. வினைல் குளோரைடு மற்றும் நைட்ரோபென்சீனின் இருமுனை திருப்புத்திறன்

வினைல் குளோரைட்டின் இருமுனைத் திருப்புதிறன் 1.42 D. உடனிசைவில் எலக்ட்ரான் மேகம் அல்லது பிணைப்புகள் மாறும் நிலையில் இருக்கும். அவை நிலையானவை அல்ல. எனவே, இது வினைல் குளோரைடுக்கு குறைந்த இருமுனை திருப்புதிறனை தருகிறது.

நைட்ரோபென்சீன் (C6H5NO2) நிரந்தர இருமுனை திருப்புதிறனை (μ = 4.22 D) கொண்ட ஒரு முனைவு மூலக்கூறு ஆகும்,நைட்ரோ தொகுதிமத்தின் விளைவு p- நிலையில் இருக்கும் போது அதிகபட்சமாக இருக்கும், எனவே p-nitroaniline அதிக இருமுனை திருப்புதிறனை கொண்டுள்ளது. நைட்ரோபென்சீனில் நைட்ரோ மீத்தேனை விட அதிக இருமுனை திருப்புதிறனை பெற்றுள்ளது, ஏனெனில் நைட்ரோபென்சீனில் உடனிசைவு காரணமாக அதிக மின்சுமை பிரிப்பு உள்ளது. நைட்ரோ மீத்தேனில் அத்தகைய மின்சுமை பிரிப்பு இல்லை. எனவே, இது குறைவான இருமுனை திருப்புதிறனைக் கொண்டுள்ளது.

27. பிணைப்பில்லா உடனிசைவு

பிணைப்பில்லா உடனிசைவு σ - பிணைப்பு எலக்ட்ரான்களின் உள்ளடங்காத தன்மை Hyper Conjugation என அழைக்கப்படுகின்றது. σ - பிணைப்பில் உள்ள எலக்ட்ரான்கள் (வழக்கமாக C – H (அல்லது) C – C பிணைப்பு எலக்ட்ரான்கள்) அதன் அருகாமையில்  உள்ள பிணைப்பில் ஈடுபடா p ஆர்பிட்டால்  அல்லது σ*, π* போன்ற எதிர் பிணைப்பு  ஆர்பிட்டால்களுடன் இடைவினை புரிவதால்  ஏற்படும் ஒரு தனித்த நிலைப்புத்தன்மை பெறச் செய்யும் விளைவு Hyper Conjugation எனப்படும். 

28. அல்கீன்களின் நிலைப்புத்தன்மை

எலக்ட்ரோமெரிக் விளைவைப் போன்று அல்லாமல் இவ்விளைவு நிலையான ஒன்றாகும். இவ்விளைவு நிகழ ஒரு α C–H தொகுதி அல்லது π பிணைப்பிற்கு அருகாமையில் (sp2 இனக்கலப்பு கார்பனுக்கு) அணுக்களின் மீதுள்ள தனித்த எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றுள்ள N, O போன்றவை அமைய வேண்டும். σ - பிணைப்பு ஆர்பிட்டால் அல்லது தனித்த எலக்ட்ரான் இரட்டையைப் பெற்றுள்ள ஆர்பிட்டால் ஆனது அருகாமையில் உள்ள ஆர்பிட்டால் அல்லது- π ஆர்பிட்டாலுடன் மேற்பொருந்துவதால் இவ்விளைவு நிகழ்கிறது. எடுத்துக்காட்டு1: புரப்பீனில், மெத்தில் தொகுதியின் C-H பிணைப்பின் σ எலக்ட்ரான்கள், இரட்டைப்பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ள கார்பனின் π-ஆர்பிட்டாலுக்கு கீழே குறிப்பிட்டுள்ளவாறு உடனிசைவுறுகிறது. 

π-பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ள கார்பன் அணுவுடன் தனித்த இரட்டை எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ள அணு அல்லது தொகுதி ஒற்றைப் பிணைப்பால் இணைக்கப்பட்டிருக்கும் நேர்வுகளிலும் பிணைப்பில்லா உடனிசைவு விளைவு உணரப்படுகிறது. தனித்த ஜோடி எலக்ட்ரான்கள் உடனிசைவில் ஈடுபட்டு π எலக்ட்ரான்களை இடப்பெயர்ச்சி செய்வதால் ஒன்றிற்கும் மேற்பட்ட உடனிசைவு அமைப்புகள் உருவாகின்றன. 

எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை அதிகமுடைய அணு அல்லது தொகுதி, π-பிணைப்புடன் உடனிசைவில் ஈடுபடும் போது,அவைகள் பன்மைப் பிணைப்பிலிருந்து π-எலக்ட்ரான்களை கவர்கின்றன. இதனால் பின்வருமாறு உடனிசைவு அமைப்புகள் ஏற்படுகின்றன.

கார்பன் நேர் அயனிகளைப் பொருத்த வரையில், நேர் மின் சுமையுடைய கார்பனுடன் இணைக்கப்பட்டுள்ள ஆல்கைல் தொகுதிகளின் எண்ணிக்கை அதிகம் எனில், பிணைப்பில்லா உடனிசைவு வடிவமைப்புகளின் எண்ணிக்கையும் அதிகம். எனவே கார்பன் நேர் அயனிகளின் நிலைப்புத்தன்மையும் அதிகரிக்கின்றது. பல்வேறு கார்பன் நேர் அயனிகளின் நிலைப்புத்தன்மை வரிசை பின் வருமாறு 

30 கார்பன் நேர் அயனி > 20 கார்பன் நேர் அயனி > 10 கார்பன் நேர் அயனி 

29. மித்தைல் தொகுதியின் நோக்குநிலை விளைவு

தூண்டுதலால் மெத்தில் தொகுதி எலக்ட்ரான் அடர்த்தியை பென்சீன் வளையத்திற்குள் வெளியிடுகிறது. உடனிசைவு கட்டமைப்புகள் காட்டுவது போல, எலக்ட்ரான் அடர்த்தி ஆர்த்தோ மற்றும் பாரா நிலைகளில் அதிகரிக்கிறது, மெட்டா அல்ல. 

இந்த ஹைப்பர் கான்ஜுகேடிவ் ரெசோனன்ஸ் விளைவு ஆர்த்தோ மற்றும் பாரா கார்பன்களை எலக்ட்ரோஃபிலிக் தாக்குதலுக்கு ஆளாக்குகிறது.

வேறு வார்த்தைகளில் கூறுவதானால், மெத்தில் தொகுதி +I விளைவைக் காட்டுகிறது, அதாவது இது எலக்ட்ரான் தானம் செய்யும் தொகுதியாகும், இது o - p நிலையில் எலக்ட்ரான் அடர்த்தியை அதிகரிக்கிறது. எனவே இது o மற்றும் p எலக்ட்ரோஃபிலிக் கூட்டல் எதிர்வினைக்கு இயக்குகிறது.

30. ஆல்டிஹைடுகள் மற்றும் நைட்ரோ மீத்தேன் இருமுனை திருப்புத்திறன்

நைட்ரோ மீத்தேன் மூலக்கூறு இருமுனை திருப்புதிறனை கொண்டுள்ளது, 3.46 D, இது இருமுனை பிணைக்கப்பட்ட அயணிகளை உருவாக்க போதுமானது.

நைட்ரோமீத்தேன் ஒப்பீட்டளவில் அமிலத்தன்மை கொண்ட கார்பன் அமிலமாகும். இது DMSO கரைசலில் 17.2 pKa ஐக் கொண்டுள்ளது. அது மிகவும் அமிலமாக இருப்பதற்கான காரணம் கீழே உள்ள உடனிசைவு அமைப்பு காரணமாகும்:

உடனிசைவு அமைப்பு அயனியானது நிலை படுத்தப்பட்டுள்ளது. 

ஆல்டிஹைடுகள் அதிக முனைவு மூலக்கூறு மற்றும் நிரந்தர இருமுனை - நிரந்தர இருமுனை திருப்புத்திறன் வழியாக நீர் மூலக்கூறுகளுடன் உடனடியாக பிணைக்கப்படுகின்றன.

31. கரிம வினைகளின் வகைகள்

கரிம வேதிவினைகளின் வகைகள்: கரிமச் சேர்மங்கள் பல்வேறு வேதிவினைகளில் ஈடுபடுகின்றன எனினும் நடைமுறையில் இவ்வினைகளை நாம் பின்வரும் ஆறு வகை வினைகளுள் ஒன்றாக வகைப்படுத்த இயலும். 

1) பதிலீட்டு வினைகள் 

2) சேர்க்கை வினைகள் 

3) நீக்க வினைகள் 

4) ஆக்சிஜனேற்ற மற்றும் ஒடுக்க வினைகள

32. சேர்க்கை வினை

இவ்வினை உள்ளடங்கிய கார்பன் – கார்பன் இரட்டைப் பிணைப்பு அல்லது முப்பிணைப்பு காணப்படக்கூடிய நிறைவுறா சேர்மங்களுக்கான ஒரு தனித்துவமிக்க வினையாகும். இவ்வினைகளில் இரு மூலக்கூறுகள் இணைந்து ஒற்றை விளைபொருளைத் தருகின்றன. பதிலீட்டு வினைகளைப் போலவே இவ்வினைகளையும் கருக்கவர் பொருள், எலக்ட்ரான் கவர் பொருள் மற்றும் தனிஉறுப்பு சேர்க்கை வினைகள் என வினையை துவக்கி வைக்கும் வினைப்பொருளின் அடிப்படையில் வகைப்படுத்தலாம். சேர்க்கை வினையின் போது ஒரு பிணைப்பு உடைக்கப்பட்டு, இரு புதிய பிணைப்புகள் உருவாவதால் வினைக்கு உட்படும் பொருளின் இனக்கலப்பு நிலை மாற்றமடைகிறது. (ஆல்கீன்களின் சேர்க்கை வினைகளில் sp2→ sp3 ஆகவும், ஆல்கைன்களில் sp → sp2 ஆகவும் மாற்றமடைகிறது.) 

எலக்ட்ரான்கவர் பொருள் சேர்க்கை வினை 

ஒரு பொதுவான எலக்ட்ரான்க வர் பொருள் சேர்க்கை வினையினை பின்வருமாறு குறிப்பிடலாம்.

ஆல்கீன்கள் புரோமினேற்றம் அடைந்து புரோமோ ஆல்கேன்களைத் தரும் வினை இவ்வகை வினைக்கான ஒரு எடுத்துக்காட்டாகும். 

கருக்கவர் பொருள் சேர்க்கை வினை 

ஒரு பொதுவான கருகவர் பொருள் சேர்க்கை வினை பின்வருமாறு. 

தனிஉறுப்பு சேர்க்கை வினை: 

ஒரு பொதுவான தனி உறுப்பு சேர்க்கை வினையை பின்வருமாறு குறிப்பிடலாம

மேற்கண்டுள்ள வினையில், தனிஉறுப்பு வினை துவக்கியாக பென்சாயில் பெராக்ஸைடு பயன்படுகிறது. இவ்வினையின் வினைவழிமுறை தனிஉறுப்பு உருவாதலை உள்ளடக்கியது.

33. பதிலீட்டு வினை

இவ்வகை வினைகளில் கார்பன் அணுவுடன் இணைக்கப்பட்டுள்ள ஒரு அணு அல்லது அணுத்தொகுதி மற்றுமொரு புதிய அணு அல்லது அணுத்தொகுதியால் பதிலீடு செய்யப்படுகின்றது. வினையில் ஈடுபடும் தாக்கும் வினைப்பொருளின் தன்மையினைப் பொருத்து இவ்வினையினை பின்வருமாறு மேலும் வகைப்படுத்தலாம். 

1) கருக்கவர் பொருள் பதிலீட்டு வினை 

2) எலக்ட்ரான்கவர் பொருள் பதிலீட்டு வினை 

3) தனிஉறுப்பு பதிலீட்டு வினை 

கருக்கவர் பொருள் பதிலீட்டு வினை: 

இவ்வினையினை பினவருமாறு குறிப்பிடலாம் 

 

இங்கு Yஎன்பது உள்வரும் கருக்கவர் பொருளை குறிப்பிடுகிறது மேலும் X- என்பது வெளியேறும் தொகுதியினைக் குறிப்பிடுகின்றது. எடுத்துக்காட்டு:ஆல்கைல் ஹாலைடுகளின் நீராற்பகுப்பு வினை.

அலிபாட்டிக் கருக்கவர் பொருள் பதிலீட்டு வினைகள் SN1 அல்லது SN2 வினைவழி முறையினைப் பின்பற்றி நிகழ்கின்றன. இவ்வினைகளின் வினைவழி முறைகளை அலகு 14ல் விரிவாகக் கற்கலாம். 

எலக்ட்ரான் கவர் பொருள் பதிலீட்டு வினை

இங்கு Y+ என்பது எலக்ட்ரான் கவர் பொருள். எடுத்துக்காட்டு:பென்சீனின் நைட்ரோ ஏற்ற வினை.

தனிஉறுப்பு பதிலீட்டு வினை 

இங்கு Y. என்பது தனியுறுப்பு வினைத் துவக்கி. எடுத்துக்காட்டு ஆல்கேன்களின் ஹேலஜனேற்ற வினை. 

அலிபாட்டிக் எலக்ட்ரான் கவர் பொருள் பதிலீட்டு வினை 

ஒரு பொதுவான அலிபாட்டிக் எலக்ட்ரான் கவர் பொருள் பதிலீட்டு வினையை பின்வருமாறு குறிப்பிடலாம். 

34. நீக்குதல் வினை

இவ்வகை வினைகளில் ஒரு மூலக்கூறிலிருந்து இரு பதிலிகள் நீக்கப்படுகின்றன. மேலும் நீக்கப்படும் தொகுதிகள் நீக்கப்படும் முன்னர் இணைக்கப்பட்டிருந்த கார்பன் அணுக்களுக்கிடையே C=C இரட்டைப்பிணைப்பு உருவாகிறது. 

இவ்வகை வினைகளில் எப்போதும் இனக்கலப்பாதலில் மாறுதல் நிகழ்கிறது. எடுத்துக்காட்டு: n-புரப்பைல் புரோமைடை ஆல்கஹால் கலந்த KOH உடன் வினைப்படுத்தும் போது புரப்பீன் உருவாகிறது. இவ்வினையில் H மற்றும் Br நீக்கப்படுகின்றத

35. இடமாற்றவினை

இடமாற்ற வினைகளில்‌ சேர்மத்திலுள்ள வினைசெயல்‌ தொகுதி மூலக்கூறினுள்ளேயோ  (INTRAMOLECULAR) அல்லது மூலக்கூறுகளுக்‌கிடையிலோ (INTER MOLECULAR) தனது இடத்தினை மாற்றி, வடிவ மாற்றியத்தை தோற்றுவிக்கும்‌. இவ்வகை வினைகளின்போது, சில எளிய மூலக்கூறுகள்‌ நீங்கலாம்‌.