ஹைட்ரஜனின் அணு அமைப்பு மற்றும் வேதியியல் பிணைப்பு

அணு அளவுருக்களுக்கு ஓர் அறிமுகம்

ஹைட்ரஜன் (H) தனிம அட்டவணையில் முதல் மற்றும் இலகுவான தனிமம் ஆகும். அதன் அணு அமைப்பு அதன் வேதியியல் நடத்தையின் அடிப்படை ஆகும்.

அணு எண் (Z)

ஹைட்ரஜனின் அணு எண் 1 ஆகும், அதாவது ஒவ்வொரு அணுவிலும் அதன் உட்கருவில் ஒரு புரோட்டான் உள்ளது.

புரோட்டான்கள், நியூட்ரான்கள் மற்றும் எலக்ட்ரான்கள்

• புரோட்டான்கள்: அனைத்து ஹைட்ரஜன் அணுக்களும் 1 புரோட்டானைக் கொண்டுள்ளன.
• எலக்ட்ரான்கள்: ஒரு நடுநிலை ஹைட்ரஜன் அணுவில் 1 எலக்ட்ரான் உள்ளது, இது ஒரே புரோட்டானின் மின்சுமையை சமன் செய்கிறது.
• நியூட்ரான்கள்: ஹைட்ரஜன் ஐசோடோப்புகளைக் கொண்டுள்ளது, அவை அவற்றின் நியூட்ரான் எண்ணிக்கையில் வேறுபடுகின்றன.
  • புரோட்டியம் ($^1_1H$): மிகவும் பொதுவான ஐசோடோப்பு (99.98% க்கும் அதிகமான இயற்கை செறிவு) 0 நியூட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது.
  • டியூட்டீரியம் ($^2_1H$ அல்லது $D$): 1 நியூட்ரானைக் கொண்டுள்ளது. இது பெரும்பாலும் ‘கனமான ஹைட்ரஜன்’ என்று குறிப்பிடப்படுகிறது.
  • டிரிட்டியம் ($^3_1H$ அல்லது $T$): 2 நியூட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது. இது 12.32 ஆண்டுகள் அரை ஆயுள் காலத்துடன் கதிரியக்கத்தன்மை கொண்டது.

அணு நிறை

• இயற்கையாகக் கிடைக்கும் ஹைட்ரஜனின் சராசரி அணு நிறை தோராயமாக 1.008 u (அணு நிறை அலகுகள்) ஆகும், இது அதன் ஐசோடோப்புகளின் செறிவை பிரதிபலிக்கிறது.
• குறிப்பிட்ட ஐசோடோப்பு நிறைகள்:
  • புரோட்டியம்: ~1.0078 u
  • டியூட்டீரியம்: ~2.0141 u
  • டிரிட்டியம்: ~3.0160 u

துணை ஓட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு

அடிப்படை நிலை அமைப்பு

ஹைட்ரஜன் அணுவில் உள்ள ஒரே எலக்ட்ரான் மிகக் குறைந்த ஆற்றல் ஆர்பிட்டாலில் ஆக்கிரமித்துள்ளது.

• அமைப்பு: $1s^1$

ஆர்பிட்டல் வரைபடம்

ஹைட்ரஜனின் ஆர்பிட்டல் வரைபடம் 1s ஆர்பிட்டாலில் ஒரு எலக்ட்ரான் ஆக்கிரமித்துள்ளதைக் காட்டுகிறது.

   1s
  [ ↑ ]

இந்த அமைப்பு ஹைட்ரஜன் அதன் வெளிப்புற (மற்றும் ஒரே) கூட்டில், K-கூட்டில் ஒரே ஒரு எலக்ட்ரானைக் கொண்டுள்ளது என்பதைக் குறிக்கிறது.

இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் & இணைதிறன்

இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள்

ஹைட்ரஜன் 1 இணைதிறன் எலக்ட்ரானைக் கொண்டுள்ளது ($1s$ ஆர்பிட்டாலில்). இந்த ஒற்றை இணைதிறன் எலக்ட்ரான் அதன் வேதியியல் வினையாற்றலை தீர்மானிக்கிறது.

இணைதிறன் மற்றும் ஆக்சிஜனேற்ற நிலைகள்

ஹைட்ரஜன் 1 என்ற இணைதிறனைக் காட்டுகிறது மற்றும் பொதுவாக இரண்டு முக்கிய ஆக்சிஜனேற்ற நிலைகளை வெளிப்படுத்துகிறது:

1. +1 ஆக்சிஜனேற்ற நிலை:

   • இது மிகவும் பொதுவான ஆக்சிஜனேற்ற நிலை ஆகும், இது ஹைட்ரஜன் அதிக எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை கொண்ட தனிமங்களுடன் (எ.கா., O, F, Cl, N, C போன்ற அலோகங்கள்) பிணையும்போது ஏற்படுகிறது.
   • ஹைட்ரஜன் தனது ஒரே எலக்ட்ரானை இழந்து நேர் மின்சுமை கொண்ட அயனியாக, H$^+$ (ஒரு புரோட்டான்) உருவாகிறது. அதன் மிகச்சிறிய அளவு மற்றும் அதிக மின்சுமை அடர்த்தி காரணமாக, H$^+$ கரைசலில் சுதந்திரமாக இருப்பதில்லை, ஆனால் எலக்ட்ரான் நிறைந்த இனங்களுடன் இணைந்து, நீரில் ஹைட்ரோனியம் அயனி (H$_3$O$^+$) போன்ற இனங்களை உருவாக்குகிறது.
   • எடுத்துக்காட்டுகள்: H$_2$O, HCl, CH$_4$, NH$_3$.

2. -1 ஆக்சிஜனேற்ற நிலை:

   • இது ஹைட்ரஜன் அதிக எலக்ட்ரான் நேர் தன்மை கொண்ட தனிமங்களுடன், முதன்மையாக தொகுதி 1 (கார உலோகங்கள்) மற்றும் தொகுதி 2 (கார மண் உலோகங்கள்) தனிமங்களுடன் பிணையும்போது ஏற்படுகிறது.
   • ஹைட்ரஜன் ஒரு எலக்ட்ரானைப் பெற்று தனது K-கூட்டை நிறைவு செய்கிறது (ஹீலியம் போன்ற இரட்டை அமைப்பை அடைகிறது), ஒரு எதிர் மின்சுமை கொண்ட ஹைட்ரைடு அயனியாக, H$^-$, உருவாகிறது.
   • எடுத்துக்காட்டுகள்: NaH (சோடியம் ஹைட்ரைடு), CaH$_2$ (கால்சியம் ஹைட்ரைடு). இவை பொதுவாக அயனி ஹைட்ரைடுகள் ஆகும்.

பிணைப்பு நடத்தை

ஹைட்ரஜனின் எளிய எலக்ட்ரான் அமைப்பு ($1s^1$) ஒரு நிலையான இரட்டை அமைப்பை (ஹீலியம், $1s^2$ போன்றது) அடைய பல்வேறு வகையான வேதியியல் பிணைப்புகளில் பங்கேற்க அனுமதிக்கிறது.

1. சகப்பிணைப்பு

• தன்மை: ஹைட்ரஜனுக்கு மிகவும் பரவலான பிணைப்பு வகை. ஹைட்ரஜன் தனது ஒற்றை எலக்ட்ரானை மற்றொரு அணுவுடன் (அல்லது மற்றொரு ஹைட்ரஜன் அணுவுடன்) பகிர்ந்து, பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான்கள் ஜோடியை உருவாக்குகிறது.
• நிலைத்தன்மை: ஒரு நிலையான இரட்டை அமைப்பை அடைகிறது.
• எடுத்துக்காட்டுகள்:
  • ஈரணு ஹைட்ரஜன் (H$_2$): இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் தங்கள் எலக்ட்ரான்களைப் பகிர்ந்து ஒரு ஒற்றை சகப்பிணைப்பை உருவாக்குகின்றன. ஒவ்வொரு H அணுவும் இரட்டை அமைப்பை அடைகிறது.
  • ஹைட்ரஜன் குளோரைடு (HCl): ஹைட்ரஜன் குளோரினுடன் ஒரு எலக்ட்ரானைப் பகிர்ந்து கொள்கிறது.
  • மீத்தேன் (CH$_4$): கார்பன் நான்கு ஹைட்ரஜன் அணுக்களுடன் நான்கு ஒற்றை சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்குகிறது. இங்கு, கார்பன் $sp^3$ கலப்பினமாக்கப்பட்டுள்ளது, மேலும் H அணுக்கள் $sp^3$ கலப்பின ஆர்பிட்டால்களுடன் மேவி உள்ளன. வடிவம் நான்முகி ஆகும்.
  • நீர் (H$_2$O): ஆக்சிஜன் இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்களுடன் இரண்டு ஒற்றை சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்குகிறது. ஆக்சிஜன் $sp^3$ கலப்பினமாக்கப்பட்டுள்ளது, மேலும் H அணுக்கள் $sp^3$ கலப்பின ஆர்பிட்டால்களில் இரண்டை மேவி உள்ளன. வடிவம் வளைந்ததாகும்.

2. அயனிப் பிணைப்பு

• தன்மை: ஹைட்ரஜன் ஒரு அதிக எலக்ட்ரான் நேர் தன்மை கொண்ட உலோகத்திலிருந்து ஒரு எலக்ட்ரானைப் பெற்று ஹைட்ரைடு அயனியாக (H$^-$) உருவாகும் போது, அல்லது கோட்பாட்டளவில், ஒரு எலக்ட்ரானை ஒரு மிக அதிக எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை கொண்ட தனிமத்திற்கு இழந்து H$^+$ ஆக உருவாகும் போது இது நிகழ்கிறது.
• ஹைட்ரைடுகள்: அயனி ஹைட்ரைடுகள் பொதுவாக s-தொகுதி தனிமங்களுடன் உருவாகின்றன. அவை உப்புப் போன்ற, திடமான மற்றும் உருகிய நிலையில் மின்சாரத்தைக் கடத்தும் தன்மை கொண்டவை.
  • எடுத்துக்காட்டு: சோடியம் ஹைட்ரைடு (NaH), கால்சியம் ஹைட்ரைடு (CaH$_2$). NaH இல், Na ஒரு எலக்ட்ரானை H க்கு அளித்து, Na$^+$ மற்றும் H$^-$ ஐ உருவாக்குகிறது.
• H$^+$ உருவாக்கம்: H$^+$ (ஒரு புரோட்டான்) அமிலங்களில் உருவாகும் போது, அதன் மிகச்சிறிய அளவு மற்றும் அதிக மின்சுமை அடர்த்தி காரணமாக இது சுதந்திரமாக இருப்பதில்லை. இது உடனடியாக ஒரு எலக்ட்ரான் ஜோடி வழங்குபவருடன் பிணைகிறது.

3. ஈதல் சகப்பிணைப்பு (Dative Bonding)

• தன்மை: ஹைட்ரஜன் பொதுவாக எலக்ட்ரான் ஜோடி வழங்குபவராக செயல்படுவதில்லை. இருப்பினும், புரோட்டான் (H$^+$) ஒரு எலக்ட்ரான் ஜோடி ஏற்பியாக (லூயிஸ் அமிலம்) செயல்பட முடியும்.
• எடுத்துக்காட்டு: ஹைட்ரோனியம் அயனி (H$_3$O$^+$) உருவாக்கம். நீர் (H$_2$O) ஒரு தனித்த எலக்ட்ரான் ஜோடியை ஒரு புரோட்டானுக்கு (H$^+$) அளித்து ஒரு ஈதல் சகப்பிணைப்பை உருவாக்குகிறது.
  • H$^+$ + H$_2$O → H$_3$O$^+$

4. ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு (இடைமூலக்கூறு விசை)

• தன்மை: ஒரு மூலக்கூறின் உள்ளே ஒரு முதன்மை வேதியியல் பிணைப்பு இல்லாவிட்டாலும், ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு ஹைட்ரஜன் அணுக்களை உள்ளடக்கிய ஒரு முக்கியமான இடைமூலக்கூறு விசை ஆகும். இது ஒரு சிறப்பு வகையான இருமுனை-இருமுனை இடைவினை ஆகும்.
• நிபந்தனைகள்: ஹைட்ரஜன் ஒரு அதிக எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை கொண்ட அணுவுடன் (F, O அல்லது N) சகப்பிணைக்கப்பட்டிருக்கும் போது இது நிகழ்கிறது. H அணு ஒரு குறிப்பிடத்தக்க பகுதி நேர் மின்சுமையை ($δ^+$) பெறுகிறது மற்றும் அருகிலுள்ள மூலக்கூறில் உள்ள மற்றொரு எலக்ட்ரான் கவர் தன்மை கொண்ட அணுவில் உள்ள ஒரு தனித்த ஜோடி எலக்ட்ரான்களால் ஈர்க்கப்படுகிறது.
• தாக்கம்: கொதிநிலை, உருகுநிலை மற்றும் கரைதிறன் போன்ற இயற்பியல் பண்புகளை கணிசமாக பாதிக்கிறது.
• எடுத்துக்காட்டுகள்: நீர் (H$_2$O), அம்மோனியா (NH$_3$), ஹைட்ரஜன் ஃபுளூரைடு (HF).

5. உலோகப் பிணைப்பு (அரிதான/கடுமையான நிலைமைகள்)

• மிக அதிக அழுத்தங்களின் கீழ் (எ.கா., வியாழன் போன்ற வாயு கிரகங்களின் மையத்தில்), ஹைட்ரஜன் ஒரு உலோக நிலையில் இருக்கும் என்று கணிக்கப்பட்டுள்ளது, அங்கு எலக்ட்ரான்கள் சாதாரண உலோகங்களைப் போலவே சிதறியிருக்கும். இது சாதாரண ஆய்வக நிலைமைகளில் கவனிக்கப்படுவதில்லை.

தனிம அட்டவணையில் தனித்துவமான நிலை

ஹைட்ரஜனின் இரட்டைத் தன்மை (தொகுதி 1 ஐப் போல ஒரு எலக்ட்ரானை இழக்கலாம், அல்லது தொகுதி 17 ஐப் போல ஒரு எலக்ட்ரானைப் பெறலாம்) அதன் இருப்பிடத்தை தனித்துவமாக்குகிறது. இது பெரும்பாலும் தொகுதி 1 இன் மேல் வைக்கப்படுகிறது, ஆனால் இது ஒரு அலோகம் என்று கருதப்படுகிறது. இது நேர்மின் அயனிகள் (H$^+$) மற்றும் எதிர்மின் அயனிகள் (H$^-$) மற்றும் பிரதானமாக சகப்பிணைப்பு சேர்மங்களை உருவாக்குகிறது.