കോവാലന്റ് ബോണ്ട്

കോവാലന്റ് ബോണ്ടിംഗിനുള്ള കാരണങ്ങൾ#

രണ്ടോ അതിലധികമോ ആറ്റങ്ങൾ പങ്കിട്ട ഇലക്ട്രോണുകളാൽ ഒരുമിച്ച് പിടിക്കപ്പെടുമ്പോൾ കോവാലന്റ് ബോണ്ടിംഗ് സംഭവിക്കുന്നു.

ആറ്റങ്ങൾ കോവാലന്റ് ബോണ്ടുകൾ രൂപീകരിക്കുന്നതിന് നിരവധി കാരണങ്ങളുണ്ട്:

• കൂടുതൽ സ്ഥിരതയുള്ള ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം നേടാനായി. ആറ്റങ്ങൾക്ക് അവയുടെ പുറം ഇലക്ട്രോൺ ഷെല്ലുകൾ നിറയ്ക്കാനും കൂടുതൽ സ്ഥിരമാകാനും കഴിയുമ്പോൾ.
• മോളിക്യൂളിന്റെ ഊർജ്ജം കുറയ്ക്കാനായി. ആറ്റങ്ങൾ ബോണ്ട് രൂപീകരിക്കുമ്പോൾ, മോളിക്യൂൾ കൂടുതൽ സ്ഥിരമാകുന്നു.
• ബോണ്ടിന്റെ ശക്തി വർദ്ധിപ്പിക്കാനായി. കോവാലന്റ് ബോണ്ടുകൾ അയോണിക് ബോണ്ടുകളേക്കാൾ ശക്തമാണ്, കാരണം പങ്കിട്ട ഇലക്ട്രോണുകൾ ആറ്റങ്ങൾക്കിടയിൽ കൂടുതൽ ദൃഢമായി പിടിക്കപ്പെടുന്നു. ഇതിന് കാരണം, പങ്കിട്ട ഇലക്ട്രോണുകൾ രണ്ട് ആറ്റങ്ങളിലേക്കും ആകർഷിക്കപ്പെടുന്നു, അതേസമയം ഒരു അയോണിക് ബോണ്ടിൽ, ഇലക്ട്രോണുകൾ ഒരു ആറ്റത്തിലേക്ക് മാത്രമേ ആകർഷിക്കപ്പെടുന്നുള്ളൂ. കോവാലന്റ് ബോണ്ടിലെ ആറ്റങ്ങൾ തമ്മിലുള്ള ശക്തമായ ആകർഷണം ബോണ്ടിനെ ശക്തമാക്കുന്നു.

കോവാലന്റ് ബോണ്ട് രൂപീകരണത്തെ ബാധിക്കുന്ന ഘടകങ്ങൾ#

ഇനിപ്പറയുന്ന ഘടകങ്ങൾ കോവാലന്റ് ബോണ്ടുകളുടെ രൂപീകരണത്തെ ബാധിക്കുന്നു:

• ഇലക്ട്രോനെഗറ്റിവിറ്റി: ഒരു ആറ്റത്തിന്റെ ഇലക്ട്രോണുകളെ ആകർഷിക്കാനുള്ള കഴിവിന്റെ അളവാണ് ഇലക്ട്രോനെഗറ്റിവിറ്റി. ഒരു ആറ്റത്തിന്റെ ഇലക്ട്രോനെഗറ്റിവിറ്റി കൂടുന്തോറും, അത് ഇലക്ട്രോണുകളെ കൂടുതൽ ശക്തമായി ആകർഷിക്കുന്നു. വ്യത്യസ്ത ഇലക്ട്രോനെഗറ്റിവിറ്റി ഉള്ള രണ്ട് ആറ്റങ്ങൾ ബോണ്ട് ചെയ്യുമ്പോൾ, ഇലക്ട്രോണുകൾ അസമമായി പങ്കിടപ്പെടുന്നു. കൂടുതൽ ഇലക്ട്രോനെഗറ്റിവിറ്റി ഉള്ള ആറ്റം ഇലക്ട്രോണുകളെ കൂടുതൽ ശക്തമായി ആകർഷിക്കുന്നു, ഇത് ഒരു പോളാർ കോവാലന്റ് ബോണ്ടിലേക്ക് നയിക്കുന്നു.
• ആറ്റോമിക് വലിപ്പം: ഒരു ആറ്റത്തിന്റെ വലിപ്പവും കോവാലന്റ് ബോണ്ടുകളുടെ രൂപീകരണത്തെ ബാധിക്കുന്നു. ആറ്റം വലുതാകുന്തോറും, അതിന് കൂടുതൽ ഇലക്ട്രോണുകളുണ്ട്, കൂടാതെ കൂടുതൽ സ്ഥലവും അത് ഉൾക്കൊള്ളുന്നു. രണ്ട് വലിയ ആറ്റങ്ങൾ ബോണ്ട് ചെയ്യുമ്പോൾ, ഇലക്ട്രോണുകൾ കൂടുതൽ വ്യാപിക്കുന്നു, ബോണ്ട് ദുർബലമാകുന്നു.
• ബോണ്ട് ദൈർഘ്യം: ബോണ്ട് ചെയ്ത രണ്ട് ആറ്റങ്ങളുടെ ന്യൂക്ലിയസുകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരമാണ് ബോണ്ട് ദൈർഘ്യം. ബോണ്ട് ദൈർഘ്യം കുറഞ്ഞാൽ, ബോണ്ട് ശക്തമാകും. ഇതിന് കാരണം, ബോണ്ട് ദൈർഘ്യം കുറയുമ്പോൾ ഇലക്ട്രോണുകൾ ആറ്റങ്ങൾക്കിടയിൽ കൂടുതൽ ദൃഢമായി പിടിക്കപ്പെടുന്നു.

കൂടുതൽ സ്ഥിരതയുള്ള ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം നേടാനായി രണ്ടോ അതിലധികമോ ആറ്റങ്ങൾ ഇലക്ട്രോണുകൾ പങ്കിടുമ്പോൾ സംഭവിക്കുന്ന ഒരു തരം രാസബന്ധനമാണ് കോവാലന്റ് ബോണ്ടിംഗ്. പങ്കിട്ട ഇലക്ട്രോണുകളാൽ ആറ്റങ്ങൾ ഒരുമിച്ച് പിടിക്കപ്പെടുന്ന തന്മാത്രകളിൽ സാധാരണയായി ഈ തരം ബോണ്ടിംഗ് കാണപ്പെടുന്നു. കോവാലന്റ് ബോണ്ടുകളുടെ രൂപീകരണത്തെ ബാധിക്കുന്ന ഘടകങ്ങളിൽ ഇലക്ട്രോനെഗറ്റിവിറ്റി, ആറ്റോമിക് വലിപ്പം, ബോണ്ട് ദൈർഘ്യം എന്നിവ ഉൾപ്പെടുന്നു.

കോവാലന്റ് ബോണ്ടിംഗിന്റെ ഉദാഹരണങ്ങൾ#

ആറ്റങ്ങൾ തമ്മിൽ ഇലക്ട്രോൺ ജോഡികൾ പങ്കിടുന്നത് ഉൾപ്പെടുന്ന ഒരു രാസബന്ധനമാണ് കോവാലന്റ് ബോണ്ടിംഗ്. ഇതാണ് ഏറ്റവും ശക്തമായ തരം രാസബന്ധനം, കൂടാതെ വെള്ളം, കാർബൺ ഡൈ ഓക്സൈഡ്, മീഥെയ്ൻ തുടങ്ങിയ നിരവധി തന്മാത്രകളിൽ ഇത് കാണപ്പെടുന്നു.

കോവാലന്റ് ബോണ്ടിംഗിന്റെ ചില ഉദാഹരണങ്ങൾ ഇവിടെയുണ്ട്:

1. ഹൈഡ്രജൻ തന്മാത്ര ($\ce{H2}$)

• ഒരു കോവാലന്റ് ബോണ്ട് രൂപീകരിക്കാൻ രണ്ട് ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങൾ ഒരു ജോഡി ഇലക്ട്രോണുകൾ പങ്കിടുന്നു.
• ഓരോ ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റത്തിന്റെയും 1s ഓർബിറ്റലുകളുടെ ഓവർലാപ്പിലൂടെ ബോണ്ട് രൂപം കൊള്ളുന്നു.
• ഫലമായുണ്ടാകുന്ന തന്മാത്ര സ്ഥിരതയുള്ളതും കുറഞ്ഞ ഊർജ്ജവുമാണ്.

2. വെള്ള തന്മാത്ര ($\ce{H2O}$)

• ഒരു കോവാലന്റ് ബോണ്ട് രൂപീകരിക്കാൻ രണ്ട് ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങളും ഒരു ഓക്സിജൻ ആറ്റവും മൂന്ന് ജോഡി ഇലക്ട്രോണുകൾ പങ്കിടുന്നു.
• ഓരോ ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റത്തിന്റെയും 1s ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഓക്സിജൻ ആറ്റത്തിന്റെ 2p ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഓവർലാപ്പിലൂടെ ബോണ്ട് രൂപം കൊള്ളുന്നു.
• ഫലമായുണ്ടാകുന്ന തന്മാത്ര സ്ഥിരതയുള്ളതും ഉയർന്ന തിളനിലയുമുള്ളതാണ്.

3. കാർബൺ ഡൈ ഓക്സൈഡ് തന്മാത്ര ($\ce{CO2}$)

• ഒരു കോവാലന്റ് ബോണ്ട് രൂപീകരിക്കാൻ ഒരു കാർബൺ ആറ്റവും രണ്ട് ഓക്സിജൻ ആറ്റങ്ങളും നാല് ജോഡി ഇലക്ട്രോണുകൾ പങ്കിടുന്നു.
• കാർബൺ ആറ്റത്തിന്റെ 2s, 2p ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഓക്സിജൻ ആറ്റങ്ങളുടെ 2p ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഓവർലാപ്പിലൂടെ ബോണ്ട് രൂപം കൊള്ളുന്നു.
• ഫലമായുണ്ടാകുന്ന തന്മാത്ര സ്ഥിരതയുള്ളതും കുറഞ്ഞ തിളനിലയുമുള്ളതാണ്.

4. മീഥെയ്ൻ തന്മാത്ര ($\ce{CH4}$)

• ഒരു കോവാലന്റ് ബോണ്ട് രൂപീകരിക്കാൻ ഒരു കാർബൺ ആറ്റവും നാല് ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങളും നാല് ജോഡി ഇലക്ട്രോണുകൾ പങ്കിടുന്നു.
• കാർബൺ ആറ്റത്തിന്റെ 2s, 2p ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങളുടെ 1s ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഓവർലാപ്പിലൂടെ ബോണ്ട് രൂപം കൊള്ളുന്നു.
• ഫലമായുണ്ടാകുന്ന തന്മാത്ര സ്ഥിരതയുള്ളതും കുറഞ്ഞ തിളനിലയുമുള്ളതാണ്.

5. ഈഥെയ്ൻ തന്മാത്ര ($\ce{C2H6}$)

• ഒരു കോവാലന്റ് ബോണ്ട് രൂപീകരിക്കാൻ രണ്ട് കാർബൺ ആറ്റങ്ങളും ആറ് ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങളും ആറ് ജോഡി ഇലക്ട്രോണുകൾ പങ്കിടുന്നു.
• കാർബൺ ആറ്റങ്ങളുടെ 2s, 2p ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങളുടെ 1s ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഓവർലാപ്പിലൂടെ ബോണ്ട് രൂപം കൊള്ളുന്നു.
• ഫലമായുണ്ടാകുന്ന തന്മാത്ര സ്ഥിരതയുള്ളതും കുറഞ്ഞ തിളനിലയുമുള്ളതാണ്.

6. ബെൻസീൻ തന്മാത്ര ($\ce{C6H6}$)

• ഒരു കോവാലന്റ് ബോണ്ട് രൂപീകരിക്കാൻ ആറ് കാർബൺ ആറ്റങ്ങളും ആറ് ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങളും ആറ് ജോഡി ഇലക്ട്രോണുകൾ പങ്കിടുന്നു.
• കാർബൺ ആറ്റങ്ങളുടെ 2s, 2p ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങളുടെ 1s ഓർബിറ്റലുകളുടെയും ഓവർലാപ്പിലൂടെ ബോണ്ട് രൂപം കൊള്ളുന്നു.
• ഫലമായുണ്ടാകുന്ന തന്മാത്ര സ്ഥിരതയുള്ളതും ഉയർന്ന തിളനിലയുമുള്ളതാണ്.

ഇവ കോവാലന്റ് ബോണ്ടിംഗിന്റെ ചില ഉദാഹരണങ്ങൾ മാത്രമാണ്. പ്രോട്ടീനുകൾ, കാർബോഹൈഡ്രേറ്റുകൾ, ലിപിഡുകൾ എന്നിവയുൾപ്പെടെ കോവാലന്റ് ബോണ്ടുകൾ അടങ്ങിയ നിരവധി മറ്റ് തന്മാത്രകളുണ്ട്. ഈ തന്മാത്രകളുടെ രൂപീകരണത്തിനും ജീവജാലങ്ങളുടെ ഘടനയ്ക്കും പ്രവർത്തനത്തിനും കോവാലന്റ് ബോണ്ടിംഗ് അത്യാവശ്യമാണ്.

ലൂയിസ് ഘടനകൾ (ലൂയിസ് പ്രതിനിധാനങ്ങൾ - ലളിത തന്മാത്രകൾ)#

ഒരു തന്മാത്രയിലെ ഇലക്ട്രോണുകളുടെ ക്രമീകരണം കാണിക്കുന്ന ഡയഗ്രമുകളാണ് ലൂയിസ് ഘടനകൾ അല്ലെങ്കിൽ ഇലക്ട്രോൺ ഡോട്ട് ഘടനകൾ. തന്മാത്രകളുടെ രാസബന്ധനവും ഗുണങ്ങളും മനസ്സിലാക്കുന്നതിനുള്ള ഒരു ഉപയോഗപ്രദമായ ഉപകരണമാണിത്.

ലൂയിസ് ഘടനകൾ വരയ്ക്കുന്നതെങ്ങനെ#

ഒരു ലൂയിസ് ഘടന വരയ്ക്കാൻ, ഈ ഘട്ടങ്ങൾ പാലിക്കുക:

1. തന്മാത്രയിലെ മൊത്തം വാലൻസ് ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണം കണക്കാക്കുക. ഒരു ആറ്റത്തിന്റെ പുറം ഷെല്ലിലുള്ള ഇലക്ട്രോണുകളാണ് വാലൻസ് ഇലക്ട്രോണുകൾ.
2. ആറ്റങ്ങളെ സിംഗിൾ ബോണ്ടുകളാൽ ബന്ധിപ്പിക്കുക. രണ്ട് ആറ്റങ്ങൾക്കിടയിലുള്ള ഒരു വര ഒരു സിംഗിൾ ബോണ്ടിനെ പ്രതിനിധീകരിക്കുന്നു.
3. ശേഷിക്കുന്ന വാലൻസ് ഇലക്ട്രോണുകൾ ലോൺ ജോഡികളായി വിതരണം ചെയ്യുക. ബോണ്ടിംഗിൽ ഉൾപ്പെടാത്ത ഇലക്ട്രോണുകളാണ് ലോൺ ജോഡികൾ. ഒരു ആറ്റത്തിനടുത്ത് രണ്ട് ഡോട്ടുകൾ ഉപയോഗിച്ച് അവയെ പ്രതിനിധീകരിക്കുന്നു.
4. ഓക്റ്ററ്റ് നിയമം പരിശോധിക്കുക. ആറ്റങ്ങൾ അവയുടെ പുറം ഷെല്ലിൽ എട്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ടാകാൻ ശ്രമിക്കുമെന്ന് ഓക്റ്ററ്റ് നിയമം പറയുന്നു. ഒരു ആറ്റത്തിന്റെ പുറം ഷെല്ലിൽ എട്ടിൽ കുറവ് ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ടെങ്കിൽ, ഈ എണ്ണത്തിലെത്താൻ അത് ഇലക്ട്രോണുകൾ നേടാൻ ശ്രമിക്കും. ഒരു ആറ്റത്തിന്റെ പുറം ഷെല്ലിൽ എട്ടിൽ കൂടുതൽ ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ടെങ്കിൽ, ഈ എണ്ണത്തിലെത്താൻ അത് ഇലക്ട്രോണുകൾ നഷ്ടപ്പെടുത്താൻ ശ്രമിക്കും.

ലൂയിസ് ഘടനകളുടെ ഉദാഹരണങ്ങൾ#

ലൂയിസ് ഘടനകളുടെ ചില ഉദാഹരണങ്ങൾ ഇവിടെയുണ്ട്:

• വെള്ളം (H2O)

$\ce{ H:O:H}$

• കാർബൺ ഡൈ ഓക്സൈഡ് (CO2)

$\ce{ O=C=O}$

• മീഥെയ്ൻ (CH4)

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

ലൂയിസ് ഘടനകളുടെ പ്രയോഗങ്ങൾ#

ലൂയിസ് ഘടനകൾ വിവിധ ആവശ്യങ്ങൾക്കായി ഉപയോഗിക്കുന്നു:

• രാസബന്ധനം മനസ്സിലാക്കാൻ. ഒരു തന്മാത്രയിൽ ആറ്റങ്ങൾ എങ്ങനെ ബന്ധിപ്പിച്ചിരിക്കുന്നുവെന്ന് ലൂയിസ് ഘടനകൾ കാണിക്കുന്നു.
• തന്മാത്രാ ഗുണങ്ങൾ പ്രവചിക്കാൻ. ഒരു തന്മാത്രയുടെ ധ്രുവീയത, ദ്രാവകത്വം തുടങ്ങിയ ഗുണങ്ങൾ പ്രവചിക്കാൻ ലൂയിസ് ഘടനകൾ ഉപയോഗിക്കാം.
• പുതിയ തന്മാത്രകൾ രൂപകൽപ്പന ചെയ്യാൻ. നിർദ്ദിഷ്ട ഗുണങ്ങളുള്ള പുതിയ തന്മാത്രകൾ രൂപകൽപ്പന ചെയ്യാൻ ലൂയിസ് ഘടനകൾ ഉപയോഗിക്കാം.

തന്മാത്രകളുടെ രാസബന്ധനവും ഗുണങ്ങളും മനസ്സിലാക്കുന്നതിനുള്ള ഒരു ശക്തമായ ഉപകരണമാണ് ലൂയിസ് ഘടനകൾ. രാസബന്ധനം മനസ്സിലാക്കൽ, തന്മാത്രാ ഗുണങ്ങൾ പ്രവചിക്കൽ, പുതിയ തന്മാത്രകൾ രൂപകൽപ്പന ചെയ്യൽ തുടങ്ങിയ വിവിധ ആവശ്യങ്ങൾക്കായി രസതന്ത്രജ്ഞർ ഇവ ഉപയോഗിക്കുന്നു.

ഫോർമൽ ചാർജ്#

രസതന്ത്രത്തിൽ, ഒരു തന്മാത്രയിലോ പോളിആറ്റോമിക് അയോണിലോ ഉള്ള ആറ്റങ്ങൾക്ക് ചാർജുകൾ നൽകി, ആ സ്പീഷീസിന്റെ മൊത്തം ചാർജ് പ്രവചിക്കാനുള്ള ഒരു മാർഗമാണ് ഫോർമൽ ചാർജ്. ഒരു തന്മാത്രയിലെ ഇലക്ട്രോണുകളുടെ വിതരണവും ബോണ്ടുകളുടെ ധ്രുവീയതയും മനസ്സിലാക്കാൻ സഹായിക്കുന്ന ഒരു സൈദ്ധാന്തിക ആശയമാണിത്.

ഫോർമൽ ചാർജ് കണക്കാക്കുന്നു#

ഒരു തന്മാത്രയിലെ ഒരു ആറ്റത്തിന്റെ ഫോർമൽ ചാർജ്, ലൂയിസ് ഘടനയിൽ ആ ആറ്റത്തിന് നൽകിയിരിക്കുന്ന ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണത്തിൽ നിന്ന് ആ ആറ്റത്തിലെ വാലൻസ് ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണം കുറച്ചാണ് കണക്കാക്കുന്നത്. ഇനിപ്പറയുന്ന ഫോർമുല ഉപയോഗിക്കുന്നു:

ഫോർമൽ ചാർജ് = വാലൻസ് ഇലക്ട്രോണുകൾ - നൽകിയ ഇലക്ട്രോണുകൾ

ഇലക്ട്രോണുകൾ നൽകുന്നതിനുള്ള നിയമങ്ങൾ#

ഒരു ലൂയിസ് ഘടനയിൽ ആറ്റങ്ങൾക്ക് ഇലക്ട്രോണുകൾ നൽകുമ്പോൾ, ഇനിപ്പറയുന്ന നിയമങ്ങൾ പാലിക്കണം:

1. ഓരോ ആറ്റത്തിനും ന്യൂട്രൽ ആറ്റത്തിലെ വാലൻസ് ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണത്തിന് തുല്യമായ എണ്ണം ഇലക്ട്രോണുകൾ നൽകുന്നു.
2. രണ്ട് ആറ്റങ്ങൾക്കിടയിലുള്ള ഓരോ ബോണ്ടിനും രണ്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ നൽകുന്നു, ഓരോ ആറ്റത്തിൽ നിന്നും ഒന്ന്.
3. ഏതെങ്കിലും ലോൺ ജോഡി ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ടെങ്കിൽ, അവ അവ ബന്ധിപ്പിച്ചിരിക്കുന്ന ആറ്റത്തിന് നൽകുന്നു.

ഉദാഹരണം#

ഇനിപ്പറയുന്ന തന്മാത്രയിലെ ആറ്റങ്ങളുടെ ഫോർമൽ ചാർജുകൾ കണക്കാക്കാം:

$\ce{ H-C≡C-H }$

ഓരോ ആറ്റത്തിന്റെയും വാലൻസ് ഇലക്ട്രോണുകൾ:

• H: 1
• C: 4

ലൂയിസ് ഘടനയിൽ ഓരോ ആറ്റത്തിനും നൽകിയ ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണം:

• H: 1 (ഒരു ബോണ്ട്)
• C: 3 (രണ്ട് ബോണ്ടുകളും ഒരു ലോൺ ജോഡിയും)

ആറ്റങ്ങളുടെ ഫോർമൽ ചാർജുകൾ:

• H: 1 - 1 = 0
• C: 4 - 3 = +1

തന്മാത്രയുടെ മൊത്തം ചാർജ് എല്ലാ ആറ്റങ്ങളുടെയും ഫോർമൽ ചാർജുകളുടെ ആകെത്തുകയാണ്, അത് 0 + (+1) + (+1) = +2 ആണ്. ഇതിനർത്ഥം തന്മാത്രയ്ക്ക് 2 ന്റെ നെറ്റ് പോസിറ്റീവ് ചാർജ് ഉണ്ടെന്നാണ്.

ഫോർമൽ ചാർജിന്റെ പ്രയോഗങ്ങൾ#

തന്മാത്രകളുടെയും പോളിആറ്റോമിക് അയോണുകളുടെയും ഇലക്ട്രോണിക് ഘടന മനസ്സിലാക്കുന്നതിനുള്ള ഒരു ഉപയോഗപ്രദമായ ഉപകരണമാണ് ഫോർമൽ ചാർജ്. ഇത് ഇനിപ്പറയുന്നവയ്ക്കായി ഉപയോഗിക്കാം:

• ഒരു സ്പീഷീസിന്റെ മൊത്തം ചാർജ് പ്രവചിക്കാൻ
• ധ്രുവീയ ബോണ്ടുകൾ തിരിച്ചറിയാൻ
• ഒരു തന്മാത്രയ്ക്ക് ഏറ്റവും സ്ഥിരതയുള്ള ലൂയിസ് ഘടന നിർണ്ണയിക്കാൻ
• തന്മാത്രകളുടെ പ്രതിപ്രവർത്തനക്ഷമത മനസ്സിലാക്കാൻ

ഫോർമൽ ചാർജ് ഒരു സൈദ്ധാന്തിക ആശയമാണെങ്കിലും, ഇതിന് നിരവധി പ്രായോഗിക പ്രയോഗങ്ങളുണ്ട്. ഓർഗാനിക് കെമിസ്ട്രി, ഇനോർഗാനിക് കെമിസ്ട്രി, ബയോകെമിസ്ട്രി എന്നിവയുൾപ്പെടെയുള്ള രസതന്ത്രത്തിന്റെ നിരവധി മേഖലകളിൽ ഇത് ഉപയോഗിക്കുന്നു.

ഓക്റ്ററ്റ് നിയമത്തിന്റെ അപര്യാപ്തതകൾ#

ആറ്റങ്ങൾ എട്ട് ഇലക്ട്രോണുകളുള്ള ഒരു പൂർണ്ണ പുറം ഷെൽ നേടാൻ ഇലക്ട്രോണുകൾ നേടുകയോ നഷ്ടപ്പെടുത്തുകയോ പങ്കിടുകയോ ചെയ്യാൻ ശ്രമിക്കുമെന്ന് പറയുന്ന ഒരു രാസ നിയമമാണ് ഓക്റ്ററ്റ് നിയമം. ഈ നിയമം പ്രധാന ഗ്രൂപ്പ് മൂലകങ്ങൾക്ക് പൊതുവെ ബാധകമാണ്, എന്നാൽ നിരവധി ഒഴിവാക്കലുകളുണ്ട്.

ഓക്റ്ററ്റ് നിയമത്തിന്റെ ഒഴിവാക്കലുകൾ

1. അപൂർണ്ണ ഓക്റ്ററ്റ്: ബോറോൺ,