அணு வலுவெண்
71
அணு வலுவெண்
எலெக்ட்ரானை உடையவை என்பது முன்னரே விளக்கப்பட்டது. மற்றத் தொகுதிகளில் உள்ள தனிமங்களிலும் இதே தொடர்புகள் காணப்படும். ஆகையால் ஆவர்த்த அட்டவணையில் வெளியாகும் தொடர்புகள் அணுக்களின் எலெக்ட்ரான் அமைப்பிலும் புது விளக்கம் பெறுகின்றன. தனிமங்களின் அணு வலுவெண்களில் உள்ள வேறுபாடுகளையும் எலெக்ட்ரான் அமைப்பு விளக்குகிறது. பார்க்க: அணுவலுவெண். சி. எஸ். வெ.
அணு வலுவெண் (Valency) : ஒரு தனிமத்தின் வலுவெண் என்பது, அது மற்றத் தனிமங்களுடன் கூடும் திறமையைக் குறிக்கும் எண்ணாகும். ஒரு தனிமத்தின் அணுவுடன் கூடும் ஹைடிரஜன் அணுக்களின் எண்ணிக்கை அதன் வலுவெண் எனப்படும். ஹைடிரஜன் வேறெந்தத் தனிமத்துடன் கூடினாலும் அதன் அணு ஒன்றுக்கு மேற்பட்ட அணுக்களுடன் கூடுவதில்லை. ஆகையால் வலுவெண்ணை வரையறுக்க இது திட்டமாகக் கொள்ளப்பட்டது. ஒரு தனிமத்தின் வலுவெண் எப்போதும் மாறாதிருக்கும் என்பதில்லை. உதாரணமாக, பாஸ்வர அணு மூன்று ஹைடிரஜன் அணுக்களோடு கூடி, பாஸ்பீன் என்ற கூட்டை அளிக்கிறது. இதில் அதன் வலுவெண் மூன்று. ஆனால் அது ஐந்து குளோரின் அணுக்களோடு கூடிப் பாஸ்வர பென்டா குளோரைடு என்ற கூட்டை அளிக்கும். இதில் அதன் வலுவெண் ஐந்து. ஒரு தனிமத்தின் வலுவெண் ஆவர்த்த அட்டவணையில் அதன் இடத்தைப் பொறுத்தது.
பழைய கொள்கைகள் : தனிமங்களின் வலுவெண்களை விளக்க, முதன் முதல் முயன்றவர் பெர்சீலியஸ். ஒவ்வொரு தனிமத்தின் அணுவும் நேர் அல்லது எதிர் மின்னேற்றம் உடையது என்றும், எதிரான சுமையுள்ள தனிமங்கள் கூடிக் கூட்டுக்களை அளிக்கின்றன என்றும் அவர் கொண்டார். கரியற்ற கூட்டுக்களில் இக்கொள்கை ஓரளவு பொருத்தமுடையதாக இருந்தாலும், கரிமக் கூட்டுக்களில் இது சிறிதும் பொருந்தவில்லை. ஆகையால் இக்கொள்கை கைவிடப்பட்டது.
இதன் பின்னர்க் கரிமக் கூட்டுக்களை அடிப்படையாகக்கொண்டு, வேறொரு கொள்கை தோன்றியது. இதில் ஒவ்வொரு அணுவும் குறிப்பிட்ட அளவுள்ள கூடும் திறனைப் பெற்றுள்ளது என்பதும், அதை இணைப்புக்களால் குறிக்கலாம் என்பதும், இந்த இணைப்புக்கள் ஒற்றையாகவோ இரட்டையாகவோ மும்மடியாகவோ இருக்கலாம் என்பதும் கொள்ளப்பட்டன. இதையொட்டிப் பல கூட்டுக்களின் குறியீடுகள் விளக்கப்பட்டன.
இக் கொள்கை வளர்ந்து ரசாயனத்தில் முக்கியத்துவம் பெற பிராங்க்லாந்தும், கெகூலேயும் காரணமாக இருந்தார்கள். ஒவ்வொரு தனிமத்தின் அணுவும் குறிப்பிட்ட ஓர் அளவுக்கும் அதிகமான வேறு தனிமங்களின் அணுக்களோடுகூட இயலாது. இந்த அணுக்கள் அனைத்தையும் பெற்ற ஓர் அணு, பூரித நிலையில் இருப்பதாகக் கூறப்படும்.
வெர்னரின் கொள்கை : சென்ற நூற்றாண்டின் இறுதியில் வெர்னர் என்ற விஞ்ஞானி வலுவெண்ணைப் பற்றிய புதுக்கொள்கை யொன்றை வெளியிட்டார். இவர் புதுவகைக் கூட்டுக்களைத் தயாரித்து ஆராய்ந்தார். இவற்றின் அமைப்பைப் பழைய கருத்துக்களால் விளக்க இயலவில்லை. இவற்றை ஒரு புதுக் கருத்தினால் தான் விவரிக்க இயலும் என அவர் கண்டறிந்தார். இதன்படி, ஓர் அணு மற்ற அணுக்களோடு கூடுந்திறன் அதன் தன்மையைப் பொறுத்திராது, அத்துடன் இணைந்துள்ள அணுக்களின் எண்ணிக்கையைப் பொறுத்திருக்கும். இந்த எண்ணிக்கை ஒப்பு எண் (Co-ordination number) எனப்படும். இவ்வெண் சாதாரணமாக ஆறாகவும், சில சமயங்களில் நான்காகவும் மிக அருமையாய் வேறாகவும் இருக்கும். பிளாட்டினிக குளோரைடு (Pt Cl4) என்ற கூட்டு அம்மோனியாவுடன் கூடிப் பல கூட்டற் கூட்டுக்களை அளிக்கிறது. இக்கூட்டுக்கள் அனைத்திலும் பிளாட்டினம் ஆறு அம்மோனியா மூலக்கூறுகளுடன் இணைந்திருக்கும். இவ்வாறு இணைந்திருக்கும் அணுக்கள் நீரிற் கரையும் போது அயானாவதில்லை.
இது பின்வரும் உதாரணங்களிலிருந்து தெளிவாகும்.
Pt [(NHS3)5] Cl4, Pt [(NHS3)5 Cl] Cl5,
Pt [(NH3)4 Cl2] Cl2, Pt [(NH3)3 Gl3] Cl,
Pt [(NHS3)2 C14]
இக்கூட்டுக்கள் அனைத்திலும் அடைப்புக்குள் இருக்கும் அணுக்கள் அயானாவதில்லை. இத்தகைய ஒப்புக் கூட்டுக்கள் வெர்னரது கொள்கையால் தெளிவான விளக்கம் பெறுகின்றன.
எலெக்ட்ரான் கொள்கை : இந்நூற்றாண்டின் தொடக்கத்தில் அணுக்களின் அமைப்புத் தெளிவாகிய பின் வலுவெண்களைப் பற்றிய கொள்கைகளும் தெளிவுற்றன. அப்போது ஒவ்வொரு அணுவும் நேர் மின்னேற்றம் கொண்ட கருவாலும், அதைச் சுற்றிவரும் எதிர்மின்னேற்றம் கொண்ட எலெக்ட்ரான்களாலும் ஆகியது என்ற கருத்துத் தோன்றியது. (பார்க்க : அணுவடிவங்கள்). கருவைச் சுற்றும் எலெக்ட்ரான்கள் பல தொகுதிகளாக அமைகின்றன என்று நைல்ஸ் போரின் அணுக்கொள்கை காட்டியது. இக்கொள்கையை அடிப்படையாகக்கொண்டு, ஜி. என். லூயிஸ், லாங்மியூர், காசெல் என்ற அறிஞர்கள் புதுக் கொள்கையொன்றைத் தோற்றுவித்தனர். இது எலெக்ட்ரான் கொள்கை என வழங்குகிறது.
தற்கால அணுக் கொள்கையை மனத்திற்கொண்டு, ஆவர்த்த அட்டவணையிலுள்ள தனிமங்களின் தன்மைகளையும், அவற்றின் அணுக்களிலுள்ள எலெக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கைகளையும் கவனித்துப் பார்த்தால் ஒரு விஷயம் வெளியாகிறது. அட்டவணையின் தனிம வரிசையில் சட வாயுக்களுக்கு முன்னால் உப்பீனிகளும், பின்னால் கார உலோகங்களும் இருப்பதைக் காண்கிறோம். சட வாயுக்கள் ரசாயன வினைகளில் கலந்து கொள்வதில்லை. ஆகையால் அவற்றின் எலெக்ட்ரான் அமைப்பே நிலையானது எனக் கொள்ளலாம். ஹைடிரஜனும், ஒவ்வொரு உப்பீனியும் இன்னுமொரு எலெக்ட்-
