TNPSC Daily Notes: Chemical Bonding & Molecular Structure — Ionic, Covalent, Coordinate Bonds, Hydrogen Bonding & VSEPR | வேதிப் பிணைப்பு மற்றும் மூலக்கூறு அமைப்பு — அயனி, சகப், தரு பிணைப்புகள், ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு மற்றும் VSEPR — 22 October 2026

Every chemical change in the world around us — rusting iron, the burning of cooking gas, the setting of cement, the digestion of food — is at heart the breaking of old bonds and the making of new ones. A chemical bond is simply the force of attraction that holds atoms together in a molecule or a crystal. Atoms do not bond out of preference but out of necessity: an isolated atom with an incomplete outermost shell is at a higher energy, and bonding lets it shed that excess energy and settle into the stable electron arrangement of the nearest noble gas. Walther Kossel and Gilbert Lewis put this idea on a firm footing in 1916 as the octet rule, which says that atoms tend to gain, lose or share electrons until eight electrons occupy the valence shell. Hydrogen, lithium and beryllium work towards two electrons instead, the duplet.

The first great family of bonds is the ionic or electrovalent bond, formed when electrons pass completely from one atom to another. A sodium atom, carrying a single loosely held electron in its third shell, surrenders it to a chlorine atom that is one electron short of a full octet. What remains are a sodium cation and a chloride anion, and the electrostatic pull between these opposite charges is the bond. Crucially, no sodium chloride molecule exists as such: in the rock-salt crystal each sodium ion is surrounded by six chloride ions and each chloride by six sodium ions, a six-to-six coordination repeated endlessly through the lattice. The energy released when one mole of this lattice forms from its gaseous ions — about 788 kilojoules for sodium chloride — is the lattice energy, and it governs the properties aspirants are asked about most. Because so much energy is stored in the lattice, ionic solids are hard, brittle and high-melting; because the ions are locked in place they do not conduct electricity as solids, but once melted or dissolved the freed ions carry current readily. Being charged, they dissolve well in polar solvents such as water and hardly at all in petrol or benzene.

The second family is the covalent bond, in which neither atom can win the tug-of-war and the two settle for sharing. When two atoms of comparable electronegativity approach, each contributes one electron to a shared pair that belongs to both nuclei. One shared pair makes a single bond as in hydrogen or chlorine, two pairs a double bond as in oxygen or ethene, three pairs a triple bond as in nitrogen or ethyne. Where the two partners differ in electronegativity the shared pair sits closer to the greedier atom, and the bond becomes polar — hydrogen chloride is the standard example. A useful working rule places the dividing line at an electronegativity difference of about 1.7: above it the bond is predominantly ionic, below it polar covalent. Fluorine, at 4.0 on the Pauling scale, is the most electronegative element of all. Covalent compounds are typically soft, volatile and poor conductors, since there are no free ions or electrons to move. The famous exceptions are the giant network solids — diamond, graphite and silica — where covalent bonding extends through the whole crystal and produces extreme hardness and very high melting points.

A third and more subtle variety is the coordinate or dative bond, which looks like a covalent bond once formed but has a different ancestry: the shared pair comes entirely from one atom. Ammonia has a lone pair on nitrogen; a hydrogen ion has an empty orbital and no electron to offer. When they meet, nitrogen donates the whole pair and the ammonium ion is born, its fourth bond indistinguishable from the other three in length and strength. The same logic produces the hydronium ion from water and a proton, and the adduct between boron trifluoride and ammonia, where electron-deficient boron accepts nitrogen’s lone pair. Examiners return to this bond constantly because it tests whether a candidate understands the origin of electrons rather than merely counting them.

Shape matters as much as bond type, and here VSEPR theory — valence shell electron pair repulsion — does the explaining. Its premise is that electron pairs around a central atom, bonded or lone, repel one another and arrange themselves as far apart as geometry allows. Lone pairs, held by one nucleus only, spread wider and repel more strongly, giving the repulsion order lone pair–lone pair, then lone pair–bond pair, then bond pair–bond pair. Methane, with four bond pairs and no lone pairs, is a perfect tetrahedron at 109 degrees 28 minutes. Replace one bond pair with a lone pair and ammonia becomes trigonal pyramidal at 107 degrees; replace two and water bends to 104.5 degrees. The same framework, expressed through hybridisation, predicts that sp orbitals give a linear molecule at 180 degrees, sp2 a trigonal plane at 120 degrees, sp3 a tetrahedron, sp3d a trigonal bipyramid and sp3d2 an octahedron. Shape in turn decides polarity: carbon dioxide and boron trifluoride hold polar bonds yet show zero dipole moment because their symmetry cancels the individual moments, while bent water registers 1.85 D and pyramidal ammonia 1.47 D.

Beyond the strong bonds lie the weak forces that quietly run the natural world. A hydrogen bond, worth only ten to forty kilojoules per mole against four hundred or more for a covalent bond, forms when hydrogen already attached to a small electronegative atom such as fluorine, oxygen or nitrogen is drawn towards a lone pair on a neighbouring molecule. Feeble individually, these bonds act in vast numbers: they lift the boiling point of water far above that of hydrogen sulphide, hold the two strands of DNA in their double helix, dissolve sugars and alcohols in water, and, on freezing, force water molecules into an open cage that makes ice less dense than the liquid at about 0.92 grams per cubic centimetre. That single anomaly is why lakes freeze downwards from the surface and fish survive the winter beneath. The metallic bond completes the picture: a lattice of positive metal ions bathed in a sea of delocalised valence electrons, free to drift and therefore to carry heat and current, to slide past one another when the metal is hammered into sheets or drawn into wire, and to reflect light as lustre. Finally, the octet rule itself admits exceptions worth memorising — incomplete octets in beryllium chloride and boron trifluoride, expanded octets in phosphorus pentachloride and sulphur hexafluoride, and odd-electron molecules such as nitric oxide and nitrogen dioxide.

நம்மைச் சுற்றி நிகழும் ஒவ்வொரு வேதி மாற்றமும் — இரும்பு துருப்பிடிப்பது, சமையல் எரிவாயு எரிவது, சிமெண்ட் இறுகுவது, உணவு செரிமானமாவது — அடிப்படையில் பழைய பிணைப்புகள் உடைந்து புதிய பிணைப்புகள் உருவாவதே ஆகும். ஒரு மூலக்கூறிலோ படிகத்திலோ அணுக்களை ஒன்றாக இணைத்து வைக்கும் கவர்ச்சி விசையே வேதிப் பிணைப்பு. அணுக்கள் விருப்பத்தால் இணைவதில்லை, தேவையால் இணைகின்றன. வெளிக்கூடு நிறைவடையாத தனித்த அணு உயர் ஆற்றல் நிலையில் இருக்கிறது; பிணைப்பு உருவாகும்போது அந்த மிகுதி ஆற்றலை இழந்து, அருகிலுள்ள மந்த வாயுவின் நிலையான எலக்ட்ரான் அமைப்பை அது அடைகிறது. வால்டர் கோசலும் கில்பர்ட் லூயிஸும் 1916-இல் இந்தக் கருத்தை அஷ்டக விதியாக உறுதிப்படுத்தினார்கள்: இணைதிறன் கூட்டில் எட்டு எலக்ட்ரான்கள் நிறைவடையும் வரை அணுக்கள் எலக்ட்ரான்களைப் பெறவும், இழக்கவும், பகிரவும் முனைகின்றன. ஹைட்ரஜன், லித்தியம், பெரிலியம் ஆகியவை எட்டுக்குப் பதிலாக இரண்டு எலக்ட்ரான்களை, அதாவது இரட்டையை, இலக்காகக் கொள்கின்றன.

பிணைப்புகளின் முதல் பெரும் குடும்பம் அயனிப் பிணைப்பு அல்லது மின்வேதிப் பிணைப்பு; ஒரு அணுவிலிருந்து மற்றொன்றுக்கு எலக்ட்ரான்கள் முழுமையாக மாறுவதால் இது உருவாகிறது. மூன்றாம் கூட்டில் தளர்வாகப் பிடித்திருக்கும் ஒரே ஒரு எலக்ட்ரானைக் கொண்ட சோடியம் அணு, அஷ்டகம் நிறைவடைய ஒரு எலக்ட்ரான் குறைவாக உள்ள குளோரின் அணுவுக்கு அதை ஒப்படைக்கிறது. எஞ்சுவது சோடியம் நேர்மின் அயனியும் குளோரைடு எதிர்மின் அயனியும்; இந்த எதிரெதிர் மின்சுமைகளுக்கு இடையேயான நிலைமின் கவர்ச்சியே பிணைப்பு. முக்கியமான ஒரு செய்தி: சோடியம் குளோரைடு மூலக்கூறு என்று ஒன்று தனியாக இல்லை. கல் உப்புப் படிகத்தில் ஒவ்வொரு சோடியம் அயனியையும் ஆறு குளோரைடு அயனிகள் சுற்றியுள்ளன, ஒவ்வொரு குளோரைடையும் ஆறு சோடியம் அயனிகள் சுற்றியுள்ளன; இந்த ஆறு-ஆறு இணைவெண் படிகம் முழுவதும் தொடர்ந்து மீண்டும் மீண்டும் அமைகிறது. வாயு நிலை அயனிகளிலிருந்து ஒரு மோல் படிகம் உருவாகும்போது வெளியிடப்படும் ஆற்றல் — சோடியம் குளோரைடுக்கு சுமார் 788 கிலோ ஜூல் — படிகக் கட்டமைப்பு ஆற்றல் எனப்படும்; தேர்வில் அதிகம் கேட்கப்படும் பண்புகளை இதுவே தீர்மானிக்கிறது. படிகத்தில் அத்தனை ஆற்றல் சேமிக்கப்பட்டிருப்பதால் அயனித் திண்மங்கள் கடினமாகவும், நொறுங்கும் தன்மையுடனும், உயர் உருகுநிலையுடனும் இருக்கின்றன. அயனிகள் நிலையான இடங்களில் பிணைக்கப்பட்டிருப்பதால் திண்ம நிலையில் மின்சாரத்தைக் கடத்துவதில்லை; ஆனால் உருகியபின் அல்லது கரைந்தபின் விடுபட்ட அயனிகள் மின்னோட்டத்தை எளிதில் கடத்துகின்றன. மின்சுமை கொண்டிருப்பதால் நீர் போன்ற முனைவுறு கரைப்பான்களில் நன்றாகக் கரைகின்றன, பெட்ரோல் அல்லது பென்சீனில் கிட்டத்தட்ட கரைவதில்லை.

இரண்டாம் குடும்பம் சகப் பிணைப்பு; இதில் எந்த அணுவும் இழுபறியில் வெல்ல முடியாததால் இரண்டும் பகிர்ந்து கொள்ள இணங்குகின்றன. நெருங்கிய மின்னெதிர்த்தன்மை கொண்ட இரு அணுக்கள் அணுகும்போது, ஒவ்வொன்றும் ஒரு எலக்ட்ரானை அளித்து, இரு அணுக்கருக்களுக்கும் சொந்தமான பகிர் இணையை உருவாக்குகின்றன. ஒரு பகிர் இணை ஹைட்ரஜன் அல்லது குளோரினில் உள்ளது போல ஒற்றைப் பிணைப்பை, இரண்டு இணைகள் ஆக்சிஜன் அல்லது எத்தீனில் உள்ளது போல இரட்டைப் பிணைப்பை, மூன்று இணைகள் நைட்ரஜன் அல்லது எத்தைனில் உள்ளது போல முப்பிணைப்பை உருவாக்குகின்றன. இரு துணைகளின் மின்னெதிர்த்தன்மை வேறுபடும்போது பகிர் இணை அதிக ஈர்ப்புள்ள அணுவுக்கு அருகில் அமைகிறது, பிணைப்பு முனைவுறுகிறது; ஹைட்ரஜன் குளோரைடு இதற்கு வழக்கமான எடுத்துக்காட்டு. சுமார் 1.7 மின்னெதிர்த்தன்மை வேறுபாட்டை எல்லைக் கோடாகக் கொள்வது பயனுள்ள நடைமுறை விதி: அதற்கு மேல் பிணைப்பு பெரும்பாலும் அயனி, அதற்குக் கீழ் முனைவுறு சகப் பிணைப்பு. பாலிங் அளவில் 4.0 மதிப்புள்ள ஃபுளூரினே அனைத்திலும் அதிக மின்னெதிர்த்தன்மை கொண்ட தனிமம். நகரக்கூடிய அயனிகளோ எலக்ட்ரான்களோ இல்லாததால் சகச் சேர்மங்கள் பொதுவாக மென்மையாகவும், ஆவியாகும் தன்மையுடனும், மின் கடத்தாமலும் இருக்கின்றன. புகழ்பெற்ற விலக்குகள் மாபெரும் வலைப்பிணைப்புத் திண்மங்கள் — வைரம், கிராஃபைட், சிலிக்கா; இவற்றில் சகப் பிணைப்பு படிகம் முழுவதும் விரிவதால் மிகுந்த கடினத்தன்மையும் மிக உயர்ந்த உருகுநிலையும் கிடைக்கின்றன.

மூன்றாவது, நுட்பமான வகை தரு பிணைப்பு அல்லது ஈதல் பிணைப்பு; உருவானபின் சகப் பிணைப்பு போலவே தோன்றினாலும் அதன் பிறப்பு வேறு: பகிர் இணை முழுவதும் ஒரே அணுவிலிருந்து வருகிறது. அம்மோனியாவின் நைட்ரஜனில் ஒரு தனி இணை உள்ளது; ஹைட்ரஜன் அயனியில் வெற்று ஆர்பிட்டால் மட்டுமே உள்ளது, அளிப்பதற்கு எலக்ட்ரான் இல்லை. அவை சந்திக்கும்போது நைட்ரஜன் முழு இணையையும் அளிக்கிறது, அம்மோனியம் அயனி பிறக்கிறது; அதன் நான்காம் பிணைப்பு நீளத்திலும் வலிமையிலும் மற்ற மூன்றிலிருந்து வேறுபடுவதில்லை. அதே தர்க்கமே நீரும் புரோட்டானும் சேர்ந்து ஹைட்ரோனியம் அயனியை உருவாக்குவதிலும், எலக்ட்ரான் பற்றாக்குறையுள்ள போரான் நைட்ரஜனின் தனி இணையை ஏற்று BF3·NH3 சேர்மத்தை உருவாக்குவதிலும் செயல்படுகிறது. எலக்ட்ரான்களை வெறுமனே எண்ணுகிறாரா அல்லது அவை எங்கிருந்து வந்தன என்பதைப் புரிந்துள்ளாரா என்பதைச் சோதிப்பதால் தேர்வாளர்கள் இந்தப் பிணைப்பை அடிக்கடி கேட்கிறார்கள்.

பிணைப்பு வகையைப் போலவே வடிவமும் முக்கியம்; இதை VSEPR கொள்கை, அதாவது இணைதிறன் கூடு எலக்ட்ரான் இணை விலக்கக் கொள்கை, விளக்குகிறது. மைய அணுவைச் சுற்றியுள்ள எலக்ட்ரான் இணைகள் — பிணைப்பு இணையோ தனி இணையோ — ஒன்றையொன்று விலக்கி, வடிவவியல் அனுமதிக்கும் அளவுக்கு தொலைவாக அமைந்து கொள்கின்றன என்பது இதன் அடிப்படை. ஒரே ஒரு அணுக்கருவால் மட்டுமே பிடிக்கப்பட்டிருப்பதால் தனி இணைகள் அதிகம் விரிந்து வலுவாக விலக்குகின்றன; விலக்க வரிசை தனி இணை–தனி இணை, பின் தனி இணை–பிணைப்பு இணை, பின் பிணைப்பு இணை–பிணைப்பு இணை. நான்கு பிணைப்பு இணைகளும் தனி இணைகள் இல்லாமலும் உள்ள மெத்தேன் 109 பாகை 28 நிமிட கோணத்துடன் முழுமையான நான்முக வடிவம். ஒரு பிணைப்பு இணைக்குப் பதிலாக தனி இணை வந்தால் அம்மோனியா 107 பாகையில் முக்கோணக் கூம்பு வடிவமாகிறது; இரண்டு வந்தால் நீர் 104.5 பாகைக்கு வளைகிறது. கலப்பினமாதலின் வழியே அதே கட்டமைப்பு, sp ஆர்பிட்டால்கள் 180 பாகையில் நேர்கோட்டு வடிவத்தையும், sp2 120 பாகையில் முச்சமதளத்தையும், sp3 நான்முகத்தையும், sp3d முக்கோண இரட்டைக் கூம்பையும், sp3d2 எண்முகத்தையும் தரும் என்று முன்னறிவிக்கிறது. வடிவம் முனைவுத்தன்மையைத் தீர்மானிக்கிறது: கார்பன் டை ஆக்சைடும் போரான் ட்ரைஃபுளூரைடும் முனைவுறு பிணைப்புகளைக் கொண்டிருந்தாலும் சமச்சீர்மை தனித்தனி திருப்புத்திறன்களை ரத்து செய்வதால் அவற்றின் இரட்டை முனைவுத் திருப்புத்திறன் பூச்சியம்; வளைந்த நீர் 1.85 D, கூம்பு வடிவ அம்மோனியா 1.47 D பதிவு செய்கின்றன.

வலுவான பிணைப்புகளுக்கு அப்பால், இயற்கை உலகை அமைதியாக இயக்கும் வலுவற்ற விசைகள் உள்ளன. சகப் பிணைப்பின் நானூறு அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட கிலோ ஜூலுக்கு எதிராக மோலுக்கு பத்து முதல் நாற்பது கிலோ ஜூல் மட்டுமே மதிப்புள்ள ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு, ஃபுளூரின், ஆக்சிஜன், நைட்ரஜன் போன்ற சிறிய மின்னெதிர்த்தன்மை மிக்க அணுவுடன் ஏற்கெனவே இணைந்துள்ள ஹைட்ரஜன், அடுத்த மூலக்கூறின் தனி இணையை நோக்கி இழுக்கப்படும்போது உருவாகிறது. தனித்தனியாக மென்மையான இவை, எண்ணிக்கையின் பெருக்கத்தால் செயல்படுகின்றன: ஹைட்ரஜன் சல்பைடை விட நீரின் கொதிநிலையை வெகுவாக உயர்த்துகின்றன, DNA-வின் இரு இழைகளை இரட்டைச் சுருளில் பிடித்து வைக்கின்றன, சர்க்கரைகளையும் ஆல்கஹால்களையும் நீரில் கரைக்கின்றன, உறையும்போது நீர் மூலக்கூறுகளைத் திறந்த கூண்டு அமைப்பில் அடுக்கி, கன சென்டிமீட்டருக்கு சுமார் 0.92 கிராம் என்ற அளவில் பனிக்கட்டியை நீரை விடக் குறைந்த அடர்த்தியுடையதாக ஆக்குகின்றன. அந்த ஒரு முரண்பாடே ஏரிகள் மேற்பரப்பிலிருந்து கீழ்நோக்கி உறைவதற்கும், அடியில் மீன்கள் குளிர்காலத்தைத் தாண்டி உயிர் வாழ்வதற்கும் காரணம். உலோகப் பிணைப்பு இந்தச் சித்திரத்தை நிறைவு செய்கிறது: இடப்பெயர்வுத் தன்மை கொண்ட இணைதிறன் எலக்ட்ரான் கடலில் மூழ்கியிருக்கும் நேர்மின் உலோக அயனிகளின் கட்டமைப்பு. அந்த எலக்ட்ரான்கள் சுதந்திரமாக நகர்வதால் வெப்பத்தையும் மின்னோட்டத்தையும் கடத்துகின்றன; உலோகம் தகடாக அடிக்கப்படும்போதும் கம்பியாக இழுக்கப்படும்போதும் அடுக்குகள் ஒன்றையொன்று கடந்து நகர்கின்றன; ஒளியை எதிரொளித்துப் பொலிவைத் தருகின்றன. இறுதியாக, அஷ்டக விதிக்கே நினைவில் கொள்ளத் தகுந்த விலக்குகள் உள்ளன — பெரிலியம் குளோரைடு, போரான் ட்ரைஃபுளூரைடு ஆகியவற்றில் நிறைவடையாத அஷ்டகம்; பாஸ்பரஸ் பென்டாகுளோரைடு, சல்பர் ஹெக்சாஃபுளூரைடு ஆகியவற்றில் விரிவடைந்த அஷ்டகம்; நைட்ரிக் ஆக்சைடு, நைட்ரஜன் டை ஆக்சைடு போன்ற ஒற்றைப்படை எலக்ட்ரான் மூலக்கூறுகள்.

Questions on this theme recur in the General Science section of TNPSC Group 1, 2, 2A and 4 papers. The three below reflect the pattern most often seen. TNPSC குரூப் 1, 2, 2A, 4 தேர்வுகளின் பொது அறிவியல் பகுதியில் இந்தப் பாடத்திலிருந்து வினாக்கள் தொடர்ந்து கேட்கப்படுகின்றன. கீழே உள்ள மூன்று வினாக்கள் அதிகம் காணப்படும் தோரணியைப் பிரதிபலிக்கின்றன.