ರಾಸಾಯನಿಕ ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧ

ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧನದ ಕಾರಣಗಳು#

ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧನವು ಎರಡು ಅಥವಾ ಹೆಚ್ಚಿನ ಪರಮಾಣುಗಳು ಹಂಚಿಕೊಂಡ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳಿಂದ ಒಟ್ಟಿಗೆ ಹಿಡಿದಿಡಲ್ಪಟ್ಟಾಗ ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ.

ಪರಮಾಣುಗಳು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ರೂಪಿಸಲು ಹಲವಾರು ಕಾರಣಗಳಿವೆ, ಅವುಗಳೆಂದರೆ:

• ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಥಿರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ವಿನ್ಯಾಸವನ್ನು ಸಾಧಿಸಲು. ಪರಮಾಣುಗಳು ತಮ್ಮ ಹೊರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಶೆಲ್ಗಳನ್ನು ತುಂಬಿಸಿಕೊಂಡು ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಥಿರವಾಗಬಹುದು.
• ಅಣುವಿನ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಕಡಿಮೆ ಮಾಡಲು. ಪರಮಾಣುಗಳು ಬಂಧ ರಚಿಸಿದಾಗ, ಒಟ್ಟು ಶಕ್ತಿ ಕಡಿಮೆಯಾಗುತ್ತದೆ, ಇದು ಅಣುವನ್ನು ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಥಿರವಾಗಿಸುತ್ತದೆ.
• ಬಂಧದ ಬಲವನ್ನು ಹೆಚ್ಚಿಸಲು. ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳು ಅಯಾನಿಕ ಬಂಧಗಳಿಗಿಂತ ಬಲವಾಗಿರುತ್ತವೆ ಏಕೆಂದರೆ ಹಂಚಿಕೊಂಡ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಹೆಚ್ಚು ಬಿಗಿಯಾಗಿ ಹಿಡಿದಿಡಲ್ಪಡುತ್ತವೆ. ಇದಕ್ಕೆ ಕಾರಣ ಹಂಚಿಕೊಂಡ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಎರಡೂ ಪರಮಾಣುಗಳಿಗೆ ಆಕರ್ಷಿತವಾಗಿರುತ್ತವೆ, ಆದರೆ ಅಯಾನಿಕ ಬಂಧದಲ್ಲಿ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಕೇವಲ ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಮಾತ್ರ ಆಕರ್ಷಿತವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧದಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಲವಾದ ಆಕರ್ಷಣೆಯು ಬಂಧವನ್ನು ಬಲವಾಗಿಸುತ್ತದೆ.

ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧ ರಚನೆಯ ಮೇಲೆ ಪರಿಣಾಮ ಬೀರುವ ಅಂಶಗಳು#

ಕೆಳಗಿನ ಅಂಶಗಳು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯ ಮೇಲೆ ಪರಿಣಾಮ ಬೀರುತ್ತವೆ:

• ವಿದ್ಯುತ್ಋಣತೆ: ವಿದ್ಯುತ್ಋಣತೆಯು ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಆಕರ್ಷಿಸುವ ಸಾಮರ್ಥ್ಯದ ಅಳತೆಯಾಗಿದೆ. ಪರಮಾಣುವಿನ ವಿದ್ಯುತ್ಋಣತೆ ಹೆಚ್ಚಿದಂತೆ, ಅದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೆಚ್ಚು ಬಲವಾಗಿ ಆಕರ್ಷಿಸುತ್ತದೆ. ವಿಭಿನ್ನ ವಿದ್ಯುತ್ಋಣತೆಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳು ಬಂಧ ರಚಿಸಿದಾಗ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಅಸಮಾನವಾಗಿ ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳಲ್ಪಡುತ್ತವೆ. ಹೆಚ್ಚಿನ ವಿದ್ಯುತ್ಋಣತೆಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಪರಮಾಣುವು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೆಚ್ಚು ಬಲವಾಗಿ ಆಕರ್ಷಿಸುತ್ತದೆ, ಇದರ ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಧ್ರುವೀಯ ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧ ಉಂಟಾಗುತ್ತದೆ.
• ಪರಮಾಣು ಗಾತ್ರ: ಪರಮಾಣುವಿನ ಗಾತ್ರವು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯ ಮೇಲೆ ಪರಿಣಾಮ ಬೀರುತ್ತದೆ. ಪರಮಾಣು ದೊಡ್ಡದಾಗಿದ್ದಂತೆ, ಅದು ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಹೆಚ್ಚು ಜಾಗವನ್ನು ತೆಗೆದುಕೊಳ್ಳುತ್ತದೆ. ಎರಡು ದೊಡ್ಡ ಪರಮಾಣುಗಳು ಬಂಧ ರಚಿಸಿದಾಗ, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಹೆಚ್ಚು ಹರಡಿಕೊಂಡಿರುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಬಂಧವು ದುರ್ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ.
• ಬಂಧ ಉದ್ದ: ಬಂಧ ಉದ್ದವು ಎರಡು ಬಂಧಿತ ಪರಮಾಣುಗಳ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ಗಳ ನಡುವಿನ ಅಂತರವಾಗಿದೆ. ಬಂಧ ಉದ್ದ ಕಡಿಮೆಯಾದಂತೆ, ಬಂಧವು ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ. ಇದಕ್ಕೆ ಕಾರಣ ಬಂಧ ಉದ್ದ ಕಡಿಮೆಯಿರುವಾಗ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಹೆಚ್ಚು ಬಿಗಿಯಾಗಿ ಹಿಡಿದಿಡಲ್ಪಡುತ್ತವೆ.

ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧನವು ಒಂದು ರೀತಿಯ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧನವಾಗಿದ್ದು, ಎರಡು ಅಥವಾ ಹೆಚ್ಚಿನ ಪರಮಾಣುಗಳು ಹೆಚ್ಚು ಸ್ಥಿರ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ವಿನ್ಯಾಸವನ್ನು ಸಾಧಿಸಲು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡಾಗ ಸಂಭವಿಸುತ್ತದೆ. ಈ ರೀತಿಯ ಬಂಧನವನ್ನು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಕಾಣಬಹುದು, ಅಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳು ಹಂಚಿಕೊಂಡ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳಿಂದ ಒಟ್ಟಿಗೆ ಹಿಡಿದಿಡಲ್ಪಡುತ್ತವೆ. ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆಯ ಮೇಲೆ ಪರಿಣಾಮ ಬೀರುವ ಅಂಶಗಳಲ್ಲಿ ವಿದ್ಯುತ್ಋಣತೆ, ಪರಮಾಣು ಗಾತ್ರ ಮತ್ತು ಬಂಧ ಉದ್ದ ಸೇರಿವೆ.

ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧನದ ಉದಾಹರಣೆಗಳು#

ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧನವು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳುವುದನ್ನು ಒಳಗೊಂಡಿರುವ ಒಂದು ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧವಾಗಿದೆ. ಇದು ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧದ ಬಲವಾದ ಪ್ರಕಾರವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ನೀರು, ಕಾರ್ಬನ್ ಡೈಆಕ್ಸೈಡ್ ಮತ್ತು ಮೀಥೇನ್ ಸೇರಿದಂತೆ ಅನೇಕ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಕಂಡುಬರುತ್ತದೆ.

ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧನದ ಕೆಲವು ಉದಾಹರಣೆಗಳು ಇಲ್ಲಿವೆ:

1. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಅಣು ($\ce{H2}$)

• ಎರಡು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಒಂದು ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.
• ಪ್ರತಿ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುವಿನ 1s ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳ ಅತಿವ್ಯಾಪ್ತಿಯಿಂದ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ.
• ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಉಂಟಾಗುವ ಅಣುವು ಸ್ಥಿರವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಕಡಿಮೆ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

2. ನೀರಿನ ಅಣು ($\ce{H2O}$)

• ಎರಡು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಮತ್ತು ಒಂದು ಆಕ್ಸಿಜನ್ ಪರಮಾಣುವು ಮೂರು ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.
• ಪ್ರತಿ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುವಿನ 1s ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳು ಮತ್ತು ಆಕ್ಸಿಜನ್ ಪರಮಾಣುವಿನ 2p ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳ ಅತಿವ್ಯಾಪ್ತಿಯಿಂದ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ.
• ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಉಂಟಾಗುವ ಅಣುವು ಸ್ಥಿರವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಹೆಚ್ಚು ಕುದಿಬಿಂದುವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

3. ಕಾರ್ಬನ್ ಡೈಆಕ್ಸೈಡ್ ಅಣು ($\ce{CO2}$)

• ಒಂದು ಕಾರ್ಬನ್ ಪರಮಾಣು ಮತ್ತು ಎರಡು ಆಕ್ಸಿಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ನಾಲ್ಕು ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.
• ಕಾರ್ಬನ್ ಪರಮಾಣುವಿನ 2s ಮತ್ತು 2p ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳು ಮತ್ತು ಆಕ್ಸಿಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ 2p ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳ ಅತಿವ್ಯಾಪ್ತಿಯಿಂದ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ.
• ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಉಂಟಾಗುವ ಅಣುವು ಸ್ಥಿರವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಕಡಿಮೆ ಕುದಿಬಿಂದುವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

4. ಮೀಥೇನ್ ಅಣು ($\ce{CH4}$)

• ಒಂದು ಕಾರ್ಬನ್ ಪರಮಾಣು ಮತ್ತು ನಾಲ್ಕು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ನಾಲ್ಕು ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.
• ಕಾರ್ಬನ್ ಪರಮಾಣುವಿನ 2s ಮತ್ತು 2p ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳು ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ 1s ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳ ಅತಿವ್ಯಾಪ್ತಿಯಿಂದ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ.
• ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಉಂಟಾಗುವ ಅಣುವು ಸ್ಥಿರವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಕಡಿಮೆ ಕುದಿಬಿಂದುವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

5. ಈಥೇನ್ ಅಣು ($\ce{C2H6}$)

• ಎರಡು ಕಾರ್ಬನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಮತ್ತು ಆರು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಆರು ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.
• ಕಾರ್ಬನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ 2s ಮತ್ತು 2p ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳು ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ 1s ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳ ಅತಿವ್ಯಾಪ್ತಿಯಿಂದ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ.
• ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಉಂಟಾಗುವ ಅಣುವು ಸ್ಥಿರವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಕಡಿಮೆ ಕುದಿಬಿಂದುವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

6. ಬೆಂಜೀನ್ ಅಣು ($\ce{C6H6}$)

• ಆರು ಕಾರ್ಬನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಮತ್ತು ಆರು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಆರು ಜೋಡಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ.
• ಕಾರ್ಬನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ 2s ಮತ್ತು 2p ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳು ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳ 1s ಆರ್ಬಿಟಲ್ಗಳ ಅತಿವ್ಯಾಪ್ತಿಯಿಂದ ಬಂಧವು ರೂಪುಗೊಳ್ಳುತ್ತದೆ.
• ಪರಿಣಾಮವಾಗಿ ಉಂಟಾಗುವ ಅಣುವು ಸ್ಥಿರವಾಗಿದೆ ಮತ್ತು ಹೆಚ್ಚು ಕುದಿಬಿಂದುವನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತದೆ.

ಇವು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧನದ ಕೆಲವು ಉದಾಹರಣೆಗಳು ಮಾತ್ರ. ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಅನೇಕ ಇತರ ಅಣುಗಳಿವೆ, ಅವುಗಳಲ್ಲಿ ಪ್ರೋಟೀನ್ಗಳು, ಕಾರ್ಬೋಹೈಡ್ರೇಟ್ಗಳು ಮತ್ತು ಲಿಪಿಡ್ಗಳು ಸೇರಿವೆ. ಈ ಅಣುಗಳ ರಚನೆಗೆ ಮತ್ತು ಜೀವಂತ ಜೀವಿಗಳ ರಚನೆ ಮತ್ತು ಕಾರ್ಯಕ್ಕೆ ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧನವು ಅತ್ಯಗತ್ಯವಾಗಿದೆ.

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳು (ಸರಳ ಅಣುಗಳ ಲೂಯಿಸ್ ನಿರೂಪಣೆಗಳು)#

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳು, ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಡಾಟ್ ರಚನೆಗಳು ಎಂದೂ ಕರೆಯಲ್ಪಡುತ್ತವೆ, ಇವು ಒಂದು ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ವ್ಯವಸ್ಥೆಯನ್ನು ತೋರಿಸುವ ರೇಖಾಚಿತ್ರಗಳಾಗಿವೆ. ಅವು ಅಣುಗಳ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧನ ಮತ್ತು ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳಲು ಉಪಯುಕ್ತ ಸಾಧನವಾಗಿದೆ.

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳನ್ನು ಹೇಗೆ ರಚಿಸುವುದು#

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಯನ್ನು ರಚಿಸಲು, ಈ ಕೆಳಗಿನ ಹಂತಗಳನ್ನು ಅನುಸರಿಸಿ:

1. ಅಣುವಿನಲ್ಲಿರುವ ಒಟ್ಟು ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯನ್ನು ಎಣಿಸಿ. ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಹೊರಗಿನ ಶೆಲ್ನಲ್ಲಿರುವ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳಾಗಿವೆ.
2. ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಏಕ ಬಂಧಗಳಿಂದ ಸಂಪರ್ಕಿಸಿ. ಏಕ ಬಂಧವನ್ನು ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ರೇಖೆಯಿಂದ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.
3. ಉಳಿದ ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಒಂಟಿ ಜೋಡಿಗಳಾಗಿ ವಿತರಿಸಿ. ಒಂಟಿ ಜೋಡಿಗಳು ಬಂಧನದಲ್ಲಿ ಭಾಗವಹಿಸದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳಾಗಿವೆ. ಅವುಗಳನ್ನು ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಪಕ್ಕದಲ್ಲಿ ಎರಡು ಚುಕ್ಕೆಗಳಿಂದ ಪ್ರತಿನಿಧಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.
4. ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮವನ್ನು ಪರಿಶೀಲಿಸಿ. ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮವು ಪರಮಾಣುಗಳು ತಮ್ಮ ಹೊರಗಿನ ಶೆಲ್ನಲ್ಲಿ ಎಂಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದುವ ಪ್ರವೃತ್ತಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿವೆ ಎಂದು ಹೇಳುತ್ತದೆ. ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಹೊರಗಿನ ಶೆಲ್ನಲ್ಲಿ ಎಂಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳಿಗಿಂತ ಕಡಿಮೆ ಇದ್ದರೆ, ಅದು ಈ ಸಂಖ್ಯೆಯನ್ನು ತಲುಪಲು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಪಡೆಯಲು ಪ್ರಯತ್ನಿಸುತ್ತದೆ. ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಹೊರಗಿನ ಶೆಲ್ನಲ್ಲಿ ಎಂಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳಿಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಇದ್ದರೆ, ಅದು ಈ ಸಂಖ್ಯೆಯನ್ನು ತಲುಪಲು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಕಳೆದುಕೊಳ್ಳಲು ಪ್ರಯತ್ನಿಸುತ್ತದೆ.

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳ ಉದಾಹರಣೆಗಳು#

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳ ಕೆಲವು ಉದಾಹರಣೆಗಳು ಇಲ್ಲಿವೆ:

• ನೀರು (H2O)

$\ce{ H:O:H}$

• ಕಾರ್ಬನ್ ಡೈಆಕ್ಸೈಡ್ (CO2)

$\ce{ O=C=O}$

• ಮೀಥೇನ್ (CH4)

$\ce{H}$ | $\ce{H-C-H}$ | $\ce{H}$

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳ ಅನ್ವಯಗಳು#

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳನ್ನು ವಿವಿಧ ಉದ್ದೇಶಗಳಿಗಾಗಿ ಬಳಸಲಾಗುತ್ತದೆ, ಅವುಗಳೆಂದರೆ:

• ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧನವನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳಲು. ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳು ಒಂದು ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳು ಹೇಗೆ ಬಂಧಿತವಾಗಿವೆ ಎಂದು ತೋರಿಸುತ್ತವೆ.
• ಅಣು ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಊಹಿಸಲು. ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳನ್ನು ಒಂದು ಅಣುವಿನ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು, ಅದರ ಧ್ರುವೀಯತೆ ಮತ್ತು ದ್ರಾವ್ಯತೆಯಂತಹವುಗಳನ್ನು ಊಹಿಸಲು ಬಳಸಬಹುದು.
• ಹೊಸ ಅಣುಗಳನ್ನು ವಿನ್ಯಾಸಗೊಳಿಸಲು. ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳನ್ನು ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಹೊಸ ಅಣುಗಳನ್ನು ವಿನ್ಯಾಸಗೊಳಿಸಲು ಬಳಸಬಹುದು.

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳು ಅಣುಗಳ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧನ ಮತ್ತು ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳಲು ಒಂದು ಶಕ್ತಿಶಾಲಿ ಸಾಧನವಾಗಿದೆ. ಅವುಗಳನ್ನು ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧನವನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳಲು, ಅಣು ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಊಹಿಸಲು ಮತ್ತು ಹೊಸ ಅಣುಗಳನ್ನು ವಿನ್ಯಾಸಗೊಳಿಸಲು ಸೇರಿದಂತೆ ವಿವಿಧ ಉದ್ದೇಶಗಳಿಗಾಗಿ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರಜ್ಞರು ಬಳಸುತ್ತಾರೆ.

ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ#

ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರದಲ್ಲಿ, ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶವು ಒಂದು ಪ್ರಭೇದದ ಒಟ್ಟು ಆವೇಶವನ್ನು ಊಹಿಸಲು ಒಂದು ಅಣು ಅಥವಾ ಬಹುಪರಮಾಣುಕ ಅಯಾನಿನಲ್ಲಿನ ಪರಮಾಣುಗಳಿಗೆ ಆವೇಶಗಳನ್ನು ನಿಗದಿಪಡಿಸುವ ಒಂದು ವಿಧಾನವಾಗಿದೆ. ಇದು ಒಂದು ಸೈದ್ಧಾಂತಿಕ ಪರಿಕಲ್ಪನೆಯಾಗಿದ್ದು, ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ವಿತರಣೆ ಮತ್ತು ಬಂಧಗಳ ಧ್ರುವೀಯತೆಯನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳಲು ನಮಗೆ ಸಹಾಯ ಮಾಡುತ್ತದೆ.

ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶವನ್ನು ಲೆಕ್ಕಾಚಾರ ಮಾಡುವುದು#

ಒಂದು ಅಣುವಿನಲ್ಲಿನ ಒಂದು ಪರಮಾಣುವಿನ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶವನ್ನು ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಯಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ನಿಗದಿಪಡಿಸಲಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯಿಂದ ಪರಮಾಣುವಿನಲ್ಲಿರುವ ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯನ್ನು ಕಳೆಯುವ ಮೂಲಕ ಲೆಕ್ಕಹಾಕಲಾಗುತ್ತದೆ. ಕೆಳಗಿನ ಸೂತ್ರವನ್ನು ಬಳಸಲಾಗುತ್ತದೆ:

ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ = ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು - ನಿಗದಿಪಡಿಸಲಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು

ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ನಿಗದಿಪಡಿಸುವ ನಿಯಮಗಳು#

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಯಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುಗಳಿಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ನಿಗದಿಪಡಿಸುವಾಗ, ಕೆಳಗಿನ ನಿಯಮಗಳನ್ನು ಅನುಸರಿಸಬೇಕು:

1. ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ತಟಸ್ಥ ಪರಮಾಣುವಿನಲ್ಲಿರುವ ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಗೆ ಸಮಾನವಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯನ್ನು ನಿಗದಿಪಡಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.
2. ಎರಡು ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಪ್ರತಿ ಬಂಧಕ್ಕೆ ಎರಡು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ನಿಗದಿಪಡಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ, ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿನಿಂದ ಒಂದು.
3. ಯಾವುದೇ ಒಂಟಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳು ಇದ್ದರೆ, ಅವುಗಳನ್ನು ಅವು ಬಂಧಿತವಾಗಿರುವ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ನಿಗದಿಪಡಿಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಉದಾಹರಣೆ#

ಕೆಳಗಿನ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿನ ಪರಮಾಣುಗಳ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶಗಳನ್ನು ಲೆಕ್ಕಾಚಾರ ಮಾಡೋಣ:

$\ce{ H-C≡C-H }$

ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿನ ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು:

• H: 1
• C: 4

ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಯಲ್ಲಿ ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ನಿಗದಿಪಡಿಸಲಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆ:

• H: 1 (ಒಂದು ಬಂಧ)
• C: 3 (ಎರಡು ಬಂಧಗಳು ಮತ್ತು ಒಂದು ಒಂಟಿ ಜೋಡಿ)

ಪರಮಾಣುಗಳ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶಗಳು:

• H: 1 - 1 = 0
• C: 4 - 3 = +1

ಅಣುವಿನ ಒಟ್ಟು ಆವೇಶವು ಎಲ್ಲಾ ಪರಮಾಣುಗಳ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶಗಳ ಮೊತ್ತವಾಗಿದೆ, ಅದು 0 + (+1) + (+1) = +2 ಆಗಿದೆ. ಇದರರ್ಥ ಅಣುವು 2 ರ ನಿವ್ವಳ ಧನಾತ್ಮಕ ಆವೇಶವನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ.

ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶದ ಅನ್ವಯಗಳು#

ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶವು ಅಣುಗಳು ಮತ್ತು ಬಹುಪರಮಾಣುಕ ಅಯಾನುಗಳ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನಿಕ್ ರಚನೆಯನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳಲು ಉಪಯುಕ್ತ ಸಾಧನವಾಗಿದೆ. ಇದನ್ನು ಈ ಕೆಳಗಿನವುಗಳಿಗಾಗಿ ಬಳಸಬಹುದು:

• ಒಂದು ಪ್ರಭೇದದ ಒಟ್ಟು ಆವೇಶವನ್ನು ಊಹಿಸಲು
• ಧ್ರುವೀಯ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಗುರುತಿಸಲು
• ಒಂದು ಅಣುವಿಗೆ ಅತ್ಯಂತ ಸ್ಥಿರ ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಯನ್ನು ನಿರ್ಧರಿಸಲು
• ಅಣುಗಳ ಕ್ರಿಯಾಶೀಲತೆಯನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳಲು

ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶವು ಒಂದು ಸೈದ್ಧಾಂತಿಕ ಪರಿಕಲ್ಪನೆಯಾಗಿದೆ, ಆದರೆ ಅದಕ್ಕೆ ಹಲವಾರು ಪ್ರಾಯೋಗಿಕ ಅನ್ವಯಗಳಿವೆ. ಇದನ್ನು ಸಾವಯವ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರ, ಅಸಾವಯವ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರ ಮತ್ತು ಜೈವಿಕ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರ ಸೇರಿದಂತೆ ರಸಾಯನಶಾಸ್ತ್ರದ ಅನೇಕ ಕ್ಷೇತ್ರಗಳಲ್ಲಿ ಬಳಸಲಾಗುತ್ತದೆ.

ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮದ ಅಪೂರ್ಣತೆಗಳು#

ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮವು ಒಂದು ರಾಸಾಯನಿಕ ಅಂಗುಲಿನ ನಿಯಮವಾಗಿದ್ದು, ಪರಮಾಣುಗಳು ಎಂಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳ ಪೂರ್ಣ ಹೊರ ಶೆಲ್ ಅನ್ನು ಸಾಧಿಸಲು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಪಡೆಯಲು, ಕಳೆದುಕೊಳ್ಳಲು ಅಥವಾ ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳಲು ಪ್ರವೃತ್ತಿಯನ್ನು ಹೊಂದಿವೆ ಎಂದು ಹೇಳುತ್ತದೆ. ಈ ನಿಯಮವು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಮುಖ್ಯ-ಗುಂಪಿನ ಅಂಶಗಳಿಗೆ ಅನ್ವಯಿಸುತ್ತದೆ, ಆದರೆ ಹಲವಾರು ಅಪವಾದಗಳಿವೆ.

ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮದ ಅಪವಾದಗಳು

1. ಅಪೂರ್ಣ ಅಷ್ಟಕ: ಬೋರಾನ್ ಮತ್ತು ಬೆರಿಲಿಯಂನಂತಹ ಕೆಲವು ಪರಮಾಣುಗಳು ಅವುಗಳ ಹೊರ ಶೆಲ್ನಲ್ಲಿ ಎಂಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳಿಗಿಂತ ಕಡಿಮೆ ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಈ ವಿನ್ಯಾಸದಲ್ಲಿ ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಇದಕ್ಕೆ ಕಾರಣ ಈ ಪರಮಾಣುಗಳು ಕಡಿಮೆ ಸಂಖ್ಯೆಯ ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಇತರ ಪರಮಾಣುಗಳೊಂದಿಗೆ ಸುಲಭವಾಗಿ ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ರೂಪಿಸಬಹುದು.

2. ವಿಸ್ತರಿತ ಅಷ್ಟಕ: ಫಾಸ್ಫರಸ್ ಮತ್ತು ಸಲ್ಫರ್ನಂತಹ ಕೆಲವು ಪರಮಾಣುಗಳು ಅವುಗಳ ಹೊರ ಶೆಲ್ನಲ್ಲಿ ಎಂಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳಿಗಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಹೊಂದಿರಬಹುದು ಮತ್ತು ಇನ್ನೂ ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಇದಕ್ಕೆ ಕಾರಣ ಈ ಪರಮಾಣುಗಳು ಹೆಚ್ಚು ಸಂಖ್ಯೆಯ ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಇತರ ಪರಮಾಣುಗಳೊಂದಿಗೆ ಬಹು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಸುಲಭವಾಗಿ ರೂಪಿಸಬಹುದು.

3. ಬೆಸ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು: ನೈಟ್ರೋಜನ್ ಮತ್ತು ಆಕ್ಸಿಜನ್ನಂತಹ ಕೆಲವು ಪರಮಾಣುಗಳು ಅವುಗಳ ಹೊರ ಶೆಲ್ನಲ್ಲಿ ಬೆಸ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಈ ವಿನ್ಯಾಸದಲ್ಲಿ ಸ್ಥಿರವಾಗಿರುತ್ತವೆ. ಇದಕ್ಕೆ ಕಾರಣ ಈ ಪರಮಾಣುಗಳು ಇತರ ಪರಮಾಣುಗಳೊಂದಿಗೆ ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ರೂಪಿಸಿ ಸಮ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವ ಸ್ಥಿರ ಅಣುವನ್ನು ರಚಿಸಬಹುದು.

4. ಲೋಹೀಯ ಬಂಧನ: ಲೋಹಗಳು ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮವನ್ನು ಪಾಲಿಸುವುದಿಲ್ಲ. ಬದಲಾಗಿ, ಅವು ಲೋಹೀಯ ಬಂಧಗಳನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ, ಇದರಲ್ಲಿ ಲೋಹದ ಪರಮಾಣುಗಳ ವೇಲೆನ್ಸ್ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ಗಳು ವಿವಿಕ್ತೀಕರಣಗೊಂಡು ಲೋಹದಲ್ಲಿನ ಎಲ್ಲಾ ಪರಮಾಣುಗಳ ನಡುವೆ ಹಂಚಿಕೊಳ್ಳಲ್ಪಡುತ್ತವೆ.

ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮದ ಮಹತ್ವ

ಅದರ ಅಪವಾದಗಳ ಹೊರತಾಗಿಯೂ, ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮವು ಮುಖ್ಯ-ಗುಂಪಿನ ಅಂಶಗಳ ರಾಸಾಯನಿಕ ಬಂಧನವನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳಲು ಉಪಯುಕ್ತ ಸಾಧನವಾಗಿದೆ. ಇದನ್ನು ಅಂಶಗಳ ರಾಸಾಯನಿಕ ಗುಣಲಕ್ಷಣಗಳನ್ನು ಊಹಿಸಲು ಮತ್ತು ಅಣುಗಳ ರಚನೆಗಳನ್ನು ವಿವರಿಸಲು ಬಳಸಬಹುದು.

ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮವು ಆವರ್ತಕ ಕೋಷ್ಟಕವನ್ನು ಅರ್ಥಮಾಡಿಕೊಳ್ಳುವಲ್ಲಿಯೂ ಮುಖ್ಯವಾಗಿದೆ. ಅಂಶಗಳನ್ನು ಅವುಗಳ ಪರಮಾಣು ಸಂಖ್ಯೆಯ ಪ್ರಕಾರ ಆವರ್ತಕ ಕೋಷ್ಟಕದಲ್ಲಿ ಜೋಡಿಸಲಾಗಿದೆ, ಇದು ಪರಮಾಣುವಿನ ನ್ಯೂಕ್ಲಿಯಸ್ನಲ್ಲಿರುವ ಪ್ರೋಟಾನ್ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆಯಾಗಿದೆ. ಪರಮಾಣು ಸಂಖ್ಯೆಯು ಪರಮಾಣುವಿನ ಹೊರ ಶೆಲ್ನಲ್ಲಿರುವ ಎಲೆಕ