ஆக்சிஜன் (O): அணு அமைப்பு மற்றும் வேதிப் பிணைப்பு

அணு அளவுருக்களின் அறிமுகம்

ஆக்சிஜன் (O) தனிம அட்டவணையில் எட்டாவது தனிமம் ஆகும். இது தொகுதி 16 (சல்கோஜன்கள்) மற்றும் தொடர் 2 ஐச் சேர்ந்தது. இது அதிக வினைத்திறன் கொண்ட ஒரு அலோகமாகும்.

அணு எண் (Z): 8
- அணுக்கருவில் 8 புரோட்டான்கள் இருப்பதைக் குறிக்கிறது.
- நடுநிலை ஆக்சிஜன் அணுவில் 8 எலக்ட்ரான்கள் இருப்பதைக் குறிக்கிறது.
நிறை எண் (A): 16 (மிகவும் பொதுவான ஐசோடோப்பிற்காக, ¹⁶O)
- மொத்தம் 16 நியூக்ளியான்கள் (புரோட்டான்கள் + நியூட்ரான்கள்) இருப்பதைக் குறிக்கிறது.
- நியூட்ரான்களின் எண்ணிக்கை = நிறை எண் - அணு எண் = 16 - 8 = 8 நியூட்ரான்கள்.
அணு நிறை: 15.999 u (இயற்கையான ஐசோடோபிக் செறிவைக் கருத்தில் கொண்டு சராசரி அணு நிறை).

துணைக்கூடு எலக்ட்ரான் அமைப்பு

எலக்ட்ரான் அமைப்பு என்பது அணு ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்களின் விநியோகத்தை விவரிக்கிறது.

முழுமையான அமைப்பு: 1s² 2s² 2p⁴
உயர் வாயு அமைப்பு: [He] 2s² 2p⁴

ஆர்பிட்டல் வரைபட விளக்கம்

ஆர்பிட்டல் வரைபடம், ஹண்டின் அதிகபட்ச பன்முகத்தன்மை விதி மற்றும் பாலி விலக்குக் கொள்கையைப் பின்பற்றி, எலக்ட்ரான்கள் அவற்றின் துணைக்கூடுகளில் எவ்வாறு அமைந்துள்ளன என்பதை விளக்குகிறது.

1s ஆர்பிட்டல்: 2 எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது (சுழற்சி இணையாக).
```
[↑↓]
 1s
```
2s ஆர்பிட்டல்: 2 எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது (சுழற்சி இணையாக).
```
[↑↓]
 2s
```
2p ஆர்பிட்டல்கள்: 4 எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது. ஹண்டின் விதிப்படி, எலக்ட்ரான்கள் முதலில் ஒற்றைத்தனமாகச் சம ஆற்றல் ஆர்பிட்டல்களில் இணையாகச் சுழல்களுடன் நிரம்பும், பின்னர் இணை சேரும்.
```
[↑↓] [↑ ] [↑ ]
 2px  2py  2pz
```
இந்த அமைப்பு 2p துணைக்கூட்டில் இரண்டு இணையாகாத எலக்ட்ரான்களைக் குறிக்கிறது, இது ஆக்சிஜனின் பாரா காந்தத் தன்மையையும், இரண்டு சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்கும் அதன் நாட்டத்தையும் விளக்குகிறது.

இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் மற்றும் இணைதிறன்

இணைதிறன் கூடு: வெளிப்புறக் கூடு 2வது கூடு ஆகும்.
இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள்: ஆக்சிஜனில் 6 இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன (2s இலிருந்து 2 மற்றும் 2p இலிருந்து 4).
நாட்டம்: ஒரு நிலையான ஆக்டெட் அமைப்பை அடைய (நியோன் போல, [He] 2s² 2p⁶), ஆக்சிஜன் பொதுவாக 2 எலக்ட்ரான்களைப் பெறுகிறது அல்லது 2 எலக்ட்ரான் இணைகளைப் பகிர்ந்து கொள்கிறது.
பொதுவான இணைதிறன்: 2
ஆக்சிஜனேற்ற நிலைகள்:
- -2: மிகவும் பொதுவான ஆக்சிஜனேற்ற நிலை (எ.கா., H₂O, MgO, CO₂). ஆக்சிஜன் இரண்டு எலக்ட்ரான்களைப் பெற்று அதன் ஆக்டெட்டை நிறைவு செய்யும் போது இது நிகழ்கிறது.
- -1: பெராக்சைடுகளில் (எ.கா., H₂O₂, Na₂O₂), இங்கு ஆக்சிஜன் அணுக்கள் ஒன்றுக்கொன்று இணைக்கப்பட்டுள்ளன.
- -½: சூப்பராக்சைடுகளில் (எ.கா., KO₂), இங்கு O₂⁻ தனி உறுப்பு உள்ளது.
- 0: தனிம ஆக்சிஜனில் (O₂).
- +1, +2: அதிக எலக்ட்ரான் கவர்ச்சி கொண்ட புளூரினுடன் பிணைக்கப்படும்போது மட்டுமே காணப்படுகிறது (எ.கா., O₂F₂, OF₂).

பிணைப்பு நடத்தை

ஆக்சிஜனின் அதிக எலக்ட்ரான் கவர்ச்சி (பவுலிங் அளவுகோலில் 3.44) மற்றும் சிறிய அணு அளவு அதன் பிணைப்பை கணிசமாகப் பாதிக்கின்றன.

சகப்பிணைப்பு

ஆக்சிஜன் முக்கியமாக சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்குகிறது, எலக்ட்ரான்களைப் பகிர்ந்துகொண்டு ஒரு நிலையான ஆக்டெட்டை அடைகிறது.

ஒற்றைச் சகப்பிணைப்புகள்: ஆக்சிஜன் இரண்டு ஒற்றைச் சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்குகிறது, அதன் ஒவ்வொரு இணையாகாத எலக்ட்ரானும் மற்றொரு அணுவின் எலக்ட்ரானுடன் இணையும் போது.
- எடுத்துக்காட்டு: நீர் (H₂O)
  - ஆக்சிஜன் அணு sp³ கலப்பினத்திற்கு உட்படுகிறது.
  - இரண்டு sp³ கலப்பின ஆர்பிட்டல்கள் ஹைட்ரஜன் அணுக்களுடன் சிக்மா பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன.
  - மீதமுள்ள இரண்டு sp³ கலப்பின ஆர்பிட்டல்கள் தனித்த இணைகளைக் கொண்டுள்ளன.
  - வடிவம்: தனித்த இணை-பிணைப்பு இணை விலக்கு காரணமாக வளைந்த அல்லது V-வடிவத்தில் (பிணைப்புக் கோணம் ~104.5°).
இரட்டைச் சகப்பிணைப்புகள்: ஆக்சிஜன் மற்றொரு அணுவுடன் இரண்டு எலக்ட்ரான் இணைகளைப் பகிர்வதன் மூலம் ஒரு இரட்டைப் பிணைப்பை (ஒரு சிக்மா மற்றும் ஒரு பை பிணைப்பு) உருவாக்க முடியும்.
- எடுத்துக்காட்டு: கார்பன் டை ஆக்சைடு (CO₂) O=C=O
  - மைய கார்பன் sp கலப்பினமாக உள்ளது.
  - ஒவ்வொரு ஆக்சிஜனும் கார்பனுடன் ஒரு இரட்டைப் பிணைப்பை உருவாக்குகிறது.
  - வடிவம்: நேர்கோட்டு.
- எடுத்துக்காட்டு: தனிம ஆக்சிஜன் (O₂) O=O
  - இரண்டு ஆக்சிஜன் அணுக்களை ஒரு இரட்டைப் பிணைப்பு இணைக்கிறது. இருப்பினும், மூலக்கூறு ஆர்பிட்டல் கோட்பாடு அதன் பாரா காந்தத் தன்மையை (எதிர் பிணைப்பு π* ஆர்பிட்டல்களில் இரண்டு இணையாகாத எலக்ட்ரான்கள்) சிறப்பாக விளக்குகிறது.
ஓசோன் (O₃):
- பகுதி இரட்டைப் பிணைப்புத் தன்மையுடன் ஒத்திசைவு அமைப்புகளை உள்ளடக்கியது.
- மைய ஆக்சிஜன் அணு sp² கலப்பினமாக உள்ளது.
- வடிவம்: வளைந்த (பிணைப்புக் கோணம் ~116.8°).

அயனிப் பிணைப்பு

ஆக்சிஜன் அதிக எலக்ட்ரான் நேர்மறை உலோகங்களுடன் (பொதுவாக தொகுதி 1 மற்றும் தொகுதி 2 உலோகங்கள்) இரண்டு எலக்ட்ரான்களைப் பெற்று ஆக்சைடு அயனியை (O²⁻) உருவாக்குவதன் மூலம் அயனிப் பிணைப்புகளை உருவாக்குகிறது.

O²⁻ உருவாக்கம்:
- O (1s² 2s² 2p⁴) + 2e⁻ → O²⁻ (1s² 2s² 2p⁶) (நியோனுடன் ஐசோஎலக்ட்ரானிக்)
எடுத்துக்காட்டுகள்:
- சோடியம் ஆக்சைடு (Na₂O): ஒவ்வொரு ஒரு O²⁻ அயனிக்கும் இரண்டு Na⁺ அயனிகள்.
- மக்னீசியம் ஆக்சைடு (MgO): ஒவ்வொரு ஒரு O²⁻ அயனிக்கும் ஒரு Mg²⁺ அயனி.

ஈதல் சகப்பிணைப்பு (Dative பிணைப்பு)

ஆக்சிஜன், அதன் இரண்டு தனித்த எலக்ட்ரான் இணைகளுடன், ஒரு எலக்ட்ரான் இணை ஈனியாகச் செயல்பட்டு ஈதல் சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்க முடியும்.

எடுத்துக்காட்டு: ஹைட்ரோனியம் அயனி (H₃O⁺)
- நீரில் (H₂O), ஒரு ஆக்சிஜன் அணு அதன் தனித்த இணைகளில் ஒன்றைப் பயன்படுத்தி ஒரு புரோட்டானுடன் (H⁺) ஒரு ஈதல் சகப்பிணைப்பை உருவாக்குகிறது.
- H₃O⁺ இல் உள்ள ஆக்சிஜன் அணு sp³ கலப்பினமாக உள்ளது, மேலும் அயனி ஒரு முக்கோண பிரமிடு வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது.

ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு

அதன் அதிக எலக்ட்ரான் கவர்ச்சி மற்றும் சிறிய அளவு காரணமாக, O-H பிணைப்புகளில் ஈடுபட்டுள்ள ஆக்சிஜன் அணுக்கள் வலுவான மூலக்கூறுகளுக்கிடையேயான ஹைட்ரஜன் பிணைப்புகளை உருவாக்க முடியும்.

எடுத்துக்காட்டு: நீர் (H₂O)
- ஒவ்வொரு நீர் மூலக்கூறும் அருகிலுள்ள நீர் மூலக்கூறுகளுடன் நான்கு ஹைட்ரஜன் பிணைப்புகள் வரை உருவாக்க முடியும், இது நீரின் தனித்துவமான பண்புகளுக்கு (எ.கா., அதிக கொதிநிலை, புறப்பரப்பு இழுவிசை) பங்களிக்கிறது.

உலோகப் பிணைப்பு

ஆக்சிஜன் ஒரு அலோகம் மற்றும் உலோகப் பிணைப்பை வெளிப்படுத்துவதில்லை. அதன் அணுக்கள் திண்ம அல்லது திரவ நிலையில் பலவீனமான மூலக்கூறுகளுக்கிடையேயான விசைகள் (வான் டெர் வால்ஸ் விசைகள்) அல்லது சகப்பிணைப்புகளால் (O₂ அல்லது O₃ இல் உள்ளது போல) பிணைக்கப்பட்டுள்ளன.