పంచాయతి సెక్రటరీ తెలుగు మెటీరియల్ సోషల్ కంటెంట్ - డి.ఎస్.సి 2014-15 - స్కూల్ అసిస్టెంట్ ఫిజికల్ సైన్స్ కంటెంట్ - డి.ఎస్.సి 2014-15 - స్కూల్ అసిస్టెంట్ APPSC గ్రూప్ 4 తెలుగు మెటీరియల్ APPSC గ్రూప్ 2 తెలుగు మెటీరియల్
TEACHERS' USEFUL INFORMATION AP TEACHER'S G.O'S AND PROCEEDINGS CCE FORMATIVE ASSESSMENT-III 2014-15 CCE SUMMATIVE - II MODEL QUESTION PAPERS 2014-15 DSC NOTIFICATION AP DSC-2014 SYLLABUS DSC MODEL PAPERS Proforma for EHS Premium Declaration DEOs TRANSFERS-GO.RT.NO.260.15.11.2014 EHS-HEALTH CARDS-CONTRIBUTION-NOV14 SALARY-GO.MS210-Dated: 15.11.2014

December 29, 2014

రసాయన బంధం

         ప్రకృతిలో పదార్థం అణురూపంలో ఉంటుంది. పరమాణు రూపంలో ఉండదు. ఎందుకు? పరమాణువులు ఒంటరిగా ఉండలేవు. ఎందుకు? పరమాణువు ఇతర పరమాణువులతో ఎలాంటి బంధాలను ఏర్పరచుకుంటుంది? రసాయన బంధానికి సంబంధించి శాస్త్రవేత్తలు ఎలాంటి సిద్ధాంతాలను ప్రతిపాదించారు? అన్ని అణువుల ఆకృతులు ఒకేరకంగా ఉండవెందుకు? ఇలాంటి ఎన్నో ప్రశ్నలకు సమాధానాలను ఈ పాఠంలో తెలుసుకుంటారు.

         అణువు లోని రెండు పరమాణువుల మధ్య ఉన్న ఆకర్షణ బలాన్ని రసాయన బంధం (Chemical bond) అంటారు. పదార్థాలు ప్రకృతిలో రెండు రూపాల్లో లభిస్తాయి. ఒకటి పరమాణువుల రూపం. రెండోది సంయోగ పరమాణువుల రూపం.

        జడ వాయువులన్నీ పరమాణువుల రూపంలో లభిస్తాయి. ఉదాహరణకు, హీలియం (He), నియాన్ (Ne), ఆర్గాన్ (Ar), క్రిప్టాన్ (Kr), జినాన్ (Xe), రేయాన్ (Rn). ఇవి రసాయనిక చర్యలలో పాల్గొనవు. అందువల్ల వీటిని మందకొడి వాయువులు అంటారు. సంయోగ పరమాణువులను తిరిగి రెండు రకాలుగా విభజింపవచ్చు. ఒకటి మూలకాలు. రెండు సమ్మేళనాలు.

    మూలకాల అణువులు ఒకే రకమైన పరమాణువులతో ఉంటాయి. ఉదాహరణకు H2, N2, O2, F2, Cl2, మొదలైనవి. సమ్మేళనాలు లేదా సంయోగ పదార్థాలు భిన్న పరమాణువులతో ఉంటాయి. ఉదాహరణకు HCl, H2O, CO2, NH3, CH4 మొదలైనవి.

     జడవాయువులు ఏకపరమాణుకాలు. వాయు మూలకాలు ద్విపరమాణుకాలు. వజ్రం అనేక పరమాణువులతో నిర్మితమై ఉంటుంది కాబట్టి అది బహు పరమాణుకం.

రసాయన బంధం వివరణ 

          ప్రకృతిలో స్థితిశక్తి అతి తక్కువగా ఉండే వ్యవస్థలు చాలా స్థిరంగా ఉంటాయి. అందుకే ప్రతి వ్యవస్థ లేదా వస్తువు స్థితిశక్తిని తగ్గించుకుని, స్థిరత్వాన్ని పొందడానికి ప్రయత్నిస్తుంది. అణురూపంలో ఉన్న పదార్థాన్ని పరమాణు రూపంలోకి మార్చాలంటే శక్తిని వినియోగించాలి.

                               H2 + 435.8 KJ/mol → H+H.

         ఇక్కడ ఉపయోగించిన శక్తి విడిపోయిన పరమాణువులతో ఉంటుంది. అందుకే ఒంటరి పరమాణువు శక్తి అణువులో ఉన్న అదే పరమాణువు శక్తి కంటే ఎక్కువ. కాబట్టి, ఒంటరి పరమాణువుకు స్థిరత్వం తక్కువ. అధిక స్థిరత్వాన్ని పొందడానికి పరమాణువులు ఒకదాంతో మరొకటి సంయోగం చెంది, శక్తిని తగ్గించుకుని అణువులుగా మారతాయి.

                        
        పరమాణువులు ఒకదాని నుంచి మరొకటి చాలా దూరంగా ఉన్నప్పుడు వాటిపై పరస్పర ప్రభావం ఏమీ ఉండదు. అవి దగ్గరగా వచ్చేటప్పుడు అంతకుముందున్న కేంద్రకానికి, దానిచుట్టూ ఉన్న ఎలక్ట్రాన్ల మధ్య ఉండే ఆకర్షణ బలాలకు అదనంగా కొత్త బలాలు ఏర్పడతాయి. అవి మొదటి పరమాణువు కేంద్రకానికి, రెండో పరమాణువులోని ఎలక్ట్రాన్లకు;

అలాగే రెండో పరమాణువు కేంద్రకానికి, మొదటి పరమాణువులోని ఎలక్ట్రాన్లకు మధ్య ఏర్పడే ఆకర్షణ బలాలు. రెండు పరమాణు కేంద్రకాలు, రెండు పరమాణు ఎలక్ట్రాన్ల మధ్య ఏర్పడేవి వికర్షణ బలాలు (పటం-1). 
         పరమాణువుల మధ్య దూరం తగ్గేకొద్దీ వికర్షణ బలాల ప్రభావం కంటే ఆకర్షణ బలాల ప్రభావం ఎక్కువవుతుంది. దాంతో వాటి స్థితిశక్తి తగ్గుతూ, స్థిరత్వం పెరుగుతూ ఉంటుంది. ఒకానొక కనిష్ఠ మధ్యదూరం వద్ద పరమాణువుల స్థితిశక్తి కనిష్ఠమై, స్థిరత్వం గరిష్ఠమవుతూ ఉంటుంది. పరమాణువులు ఇంకా దగ్గరగా వస్తే, వికర్షణ బలాల ప్రభావం ఆకర్షణ బలాల ప్రభావం కంటే ఎక్కువై స్థితిశక్తి పెరిగి స్థిరత్వం తగ్గుతుంది. (బలం పనిచేసే దిశలో వస్తువు చలిస్తూ ఉంటే ఆ వస్తువు స్థితిశక్తి తగ్గుతుంది.

                           

కానీ బలం పనిచేసే దిశకు వ్యతిరేకంగా వస్తువు చలిస్తూ ఉంటే ఆ వస్తువు స్థితిశక్తి పెరుగుతుంది). అందుకే పరమాణువులు ఒకదాని దగ్గరకు మరొకటి కొంతదూరం వరకు మాత్రమే రాగలవు. ఈ దూరంలో ఉన్నప్పుడు పరమాణువులు ఒకదాంతో మరొకటి బంధితమై అణువు ఏర్పడుతుంది. ఈ పరమాణు కేంద్రకాల మధ్య ఉండే దూరాన్ని బంధదైర్ఘ్యం అంటారు. ఈ కనిష్ఠశక్తిని బంధశక్తి అంటారు (పటం 2 చూడండి).

         జడమూలకాల పరమాణువులు ఇతర పరమాణువులతో సంయోగం చెందకుండా ఒంటరి పరమాణు రూపంలోనే ఉంటాయి. అంటే అవి స్థిరంగా ఉన్నాయన్నమాట. ఈ స్థిరత్వానికి కారణం వాటి చివరి కక్ష్యలో హీలియానికి తప్ప మిగిలిన వాటిలో 8 ఎలక్ట్రాన్లు ఉండటమే. హీలియం పరమాణువులో 2 ఎలక్ట్రాన్లు మాత్రమే ఉంటాయి (పట్టిక-3). మిగిలిన మూలకాల పరమాణువుల చివరి కక్ష్యలో 8 కంటే తక్కువ ఎలక్ట్రాన్లు ఉంటాయి.

                           

ఉదా: సోడియం చివరికక్ష్యలో ఒకే ఎలక్ట్రాన్ ఉంటుంది. క్లోరిన్ చివరి కక్ష్యలో 7 ఎలక్ట్రాన్లు ఉంటాయి. అందుకే ఈ మూలక పరమాణువుల స్థిరత్వం తక్కువ. ఇవి స్థిరత్వం పొందడానికి చివరికక్ష్యలో 8 ఎలక్ట్రాన్లను (అష్టక విన్యాసం) పొందడానికి ప్రయత్నిస్తాయి.  
       Li, Na, K, Mg లాంటి మూలకాల పరమాణువులు ఒకటి లేదా ఎక్కువ ఎలక్ట్రాన్లను పోగొట్టుకుని వాటికి దగ్గరగా ఉన్న జడమూలక ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసంతో స్థిరత్వాన్ని పొందుతాయి. F, Cl, O, S లాంటి మూలకాల పరమాణువులు ఒకటి లేదా అంతకంటే ఎక్కువ ఎలక్ట్రాన్లను పొందడం వల్ల సమీప జడమూలక ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసాన్ని, స్థిరత్వాన్ని పొందుతాయి. ఈ ప్రయత్నంలో రెండు రకాల మూలక పరమాణువులు ఒకదాని దగ్గరకు మరొకటి వచ్చినప్పుడు అవి బంధాన్ని ఏర్పరుచుకుంటాయి. బంధం రసాయన పదార్థాల మధ్య ఉంటుంది. కాబట్టి, దీన్ని రసాయన బంధం అంటారు. ('ఒక సమ్మేళనం రెండు పరమాణువులు లేదా రెండు వ్యతిరేక ఆవేశాలను బంధించి ఉంటే ఆకర్షణ బలాన్ని రసాయన బంధం' అంటారు).

                  
         ఒక పరమాణువు నుంచి మరో పరమాణువుకు ఎలక్ట్రాన్ల బదలాయింపు వల్ల ఏర్పడే బంధాన్ని అయానిక బంధం అంటారు.

ఎందుకంటే ఎలక్ట్రాన్లను పోగొట్టుకోవడం లేదా గ్రహించడం వల్ల తటస్థ పరమాణువులు అయాన్లుగా మారి అవి ఒకదాన్ని మరొకటి ఆకర్షించుకుని అయానిక బంధాన్ని ఏర్పరుస్తాయి.

 అయానిక బంధానికి ఉన్న మరో పేరు ఎలక్ట్రోవలెంట్ లేదా ఎలక్ట్రోస్టాటిక్ బంధం. ఈ బంధం ఏర్పడే విధానాన్ని కోసెల్ అనే శాస్త్రవేత్త వివరించారు. NaCl, MgO, BaCl2 లాంటి అణువుల్లో అయానిక బంధం ఉంటుంది.

                                

        పరమాణువుల ఎలక్ట్రాన్ ఎఫినిటి విలువల భేదం తక్కువగా ఉన్నా, అసలు లేకపోయినా మూలక పరమాణువులు మరో రకమైన బంధాన్ని ఏర్పరచుకుంటాయి.

బంధాన్ని ఏర్పరచడానికి కావాల్సిన రెండు ఎలక్ట్రాన్లను ఒక్కో పరమాణువు ఒక్కో ఎలక్ట్రాన్‌ను ఇచ్చి, ఆ ఎలక్ట్రాన్ జంటను సమష్టిగా పంచుకోవడం వల్ల బంధాన్ని ఏర్పరుచుకుంటాయి. ఇలా ఏర్పడిన బంధాన్ని సంయోజనీయ బంధం అంటారు. ఈ బంధం ఏర్పడే విధానాన్ని లూయి అనే శాస్త్రవేత్త వివరించాడు.  Cl 2, O2, N2, HCl  లాంటి అణువుల్లో సంయోజనీయ బంధం ఉంటుంది.

                    

        ఒక్కోసారి బంధాన్ని ఏర్పరచడానికి కావాల్సిన ఎలక్ట్రాన్ జంటను రెండు పరమాణువుల్లో ఒకే పరమాణువు ఇస్తుంది. ఆ ఎలక్ట్రాన్ జంటను రెండు పరమాణువులు సమష్టిగా పంచుకోవడం వల్ల బంధం ఏర్పడుతుంది. దీన్ని సమన్వయ సంయోజనీయ బంధం అంటారు.  

దీనికి మరో పేరు 'డేటివ్ బంధం'. ఈ బంధం ఏర్పడే విధానాన్ని సిడ్విక్ అనే శాస్త్రవేత్త వివరించారు. NH3BF3, NH4+, H3O+ లాంటి వాటిలో సమన్వయ సంయోజనీయ బంధం ఉంటుంది.

       సంయోజనీయ బంధాన్ని వివరించడానికి మొదట్లో 'లూయి ఎలక్ట్రాన్ బిందు పద్ధతి' ని ఉపయోగించేవారు. ఈ పద్ధతిలో ఎలక్ట్రాన్‌ను ఒక బిందువుగా చూపేవారు. ఇందులో చాలా లోపాలున్నాయి. ఈ లోపాన్ని సరిదిద్దుతూ హైట్లర్, లండన్, పౌలింగ్ తదితరులు వేలన్స్ బంధ సిద్ధాంతం (అంటే ఆర్బిటాళ్ల అతిపాతం)తో సంయోజనీయ బంధం ఏర్పడటాన్ని వివరించారు. ఈ పద్ధతిలో ఎలక్ట్రాన్‌ను ఒక బిందువుగా కాకుండా, ఎలక్ట్రాన్ ఉండే ఆర్బిటాల్‌ను పరిగణనలోనికి తీసుకుని ఆర్బిటాళ్ల అతిపాతం వల్ల ఈ బంధం ఏర్పడుతుందని వివరించారు.
                          

H2 అణువు: H పరమాణువులో సగం నిండిన s ఆర్బిటాల్ ఉంటుంది. రెండు H పరమాణువులు ఒకదాని దగ్గరకు మరొకటి వచ్చినప్పుడు, మొదటి పరమాణువులోని s ఆర్బిటాల్, మరొక H పరమాణువులోకి s ఆర్బిటాల్ ఒకదాన్ని మరొకటి ఆవరించుకుంటాయి. దీన్నే అతిపాతం అంటారు. ఇక్కడ s ఆర్బిటాళ్లు అతిపాతం చెందాయి. కాబట్టి, దీన్ని s-s అతిపాతం (పటం-4) అంటారు. ఇలా H2 అణువు ఏర్పడుతుంది. 

HCl అణువు: H పరమాణువులో సగం నిండిన s ఆర్బిటాల్, Cl పరమాణువులో సగం నిండిన p ఆర్బిటాల్ ఉంటాయి. ఈ రెండు పరమాణువులు ఒకదాని దగ్గరకు మరొకటి వచ్చినప్పుడు s, p ఆర్బిటాళ్లు ఒకదాంతో మరొకటి అతిపాతం చెంది HCl అణువును ఏర్పరుస్తాయి. ఈ అతిపాతాన్ని s-p అతిపాతం (పటం-5) అంటారు. 

                                

Cl2 అణువు: క్లోరిన్ పరమాణువులో సగం నిండిన p ఆర్బిటాల్ ఉంటుంది. మొదటి క్లోరిన్ పరమాణువులోని p ఆర్బిటాల్, రెండో క్లోరిన్ పరమాణువులోని p ఆర్బిటాల్‌తో అంత్య అతిపాతం చెంది Cl2 అణువును ఏర్పరుస్తుంది.    

                                 

ఇక్కడ p ఆర్బిటాళ్లు అతిపాతం చెందాయి కాబట్టి దీన్ని p-p అతిపాతం (పటం-6) అంటారు.
                              
       ఆర్బిటాళ్ల అతిపాతాలు రెండు రకాల బంధాలను ఏర్పరుస్తాయి. అవి σ, Π బంధాలు.

                                  

ఒక ఆర్బిటాల్ అంత్యం మరో ఆర్బిటాల్ అంత్యంతో అతిపాతం చెందితే ఏర్పడేది అంత్య అతిపాతం.  ఈ అతిపాతం వల్ల ఏర్పడే బంధాన్ని 'సిగ్మా (σ) బంధం (పటం-7) అంటారు. σ(s-s), σ (s-p) , σ (p-p) బంధాలు σ బంధానికి ఉదాహరణలు. 

ఈ అతిపాతాలు పరమాణువుల కేంద్రకాలను కలిపే అక్షరేఖపై ఏర్పడతాయి కాబట్టి, ఈ బంధాలు బలమైనవి. రెండు ఆర్బిటాళ్లు పార్శ్వంగా అతిపాతం చెందితే పార్శ్వ అతిపాతం ఏర్పడుతుంది. దీనివల్ల ఏర్పడిన బంధాన్ని పై (Π) బంధం (పటం-8) అంటారు. రెండు పరమాణువుల మధ్య σ బంధం ఏర్పడిన తరువాతే Π బంధం ఏర్పడుతుంది. p లేదా d ఆర్బిటాళ్లు Π బంధాలను ఏర్పరుస్తాయి.σ బంధం కంటే Π బంధం బలహీనమైంది.

                                   

       ఒక్కోసారి రెండు పరమాణువుల మధ్య ఒకటి కంటే ఎక్కువ బంధాలు ఏర్పడతాయి. వీటిని బహు బంధాలు అంటారు. ద్వి, త్రిబంధాలు బహుబంధాల కిందికి వస్తాయి. O2, C2H4 అణువుల్లో ద్విబంధం ఉంటుంది. N2, C2H2 లాంటి అణువుల్లో త్రిబంధం ఉంటుంది.

       అణువుల ఆకృతులు: అన్ని సంయోగ పదార్థాల అణువుల ఆకృతులు ఒకేరకంగా ఉండవు. పౌలింగ్ అనే శాస్త్రవేత్త ఆర్బిటాళ్ల సంకరీకరణం ద్వారా అణువుల ఆకారాలను, బంధకోణాలను వివరించారు. అణువుల ఆకృతులు కింది అంశాలపై ఆధారపడి ఉంటాయి. i) అణువులోని పరమాణువుల సంఖ్య, ii) బంధాన్ని ఏర్పరిచే ఆర్బిటాళ్ల స్వభావం, iii) బంధంలోని పరమాణువులపై ఉన్న ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్ జంటల సంఖ్య, iv) అణువులో ఉన్న బహుబంధాల స్వభావం. సాధారణంగా అణువులు కింది ఆకృతుల్లో ఉంటాయి.

1. రేఖీయం - Cl2 అణువు      

2. కోణీయం లేదా Vఆకృతి - H2O అణువు    

3. పిరమిడ్ - NH3 అణువు    
4. చతుర్ముఖీయం - CH4 అణువు    



రకాలు
అయానిక బంధం
ఎలక్ట్రాన్లు ఒక పరమాణువు నుంచి మరో పరమాణువుకు బదిలీ అయినప్పుడు ఏర్పడేది అయానిక బంధం.

అయానిక పదార్థాల ధర్మాలు
అయానిక సమ్మేళనాలు ఎక్కువగా ఘన స్థితిలో ఉంటాయి. ఇవి స్ఫటిక రూపంలో నిర్దిష్ట సంఖ్యలో అయాన్ల నిష్పత్తిలో ఉంటాయి.

సమయోజనీయ బంధం
ఎలక్ట్రాన్లు రెండు పరమాణువులు సమంగా ఇచ్చి సమిష్టిగా పంచుకున్నప్పుడు ఏర్పడేది సమయోజనీయ బంధం.

సమన్వయ సమయోజనీయ బంధం
పంచుకున్న ఎలక్ట్రాన్ జంటను ఒక పరమాణువు మాత్రమే ఇచ్చినపుడు ఏర్పడేది సమన్వయ సమయోజనీయ బంధం.

నిర్వచనాలు
1. రసాయన బంధం: అణువులోని పరమాణువులను బంధించి ఉంచే బలాన్ని రసాయన బంధం అంటారు.

2. అష్టక విన్యాసం: వేలన్సీ ఆర్బిటాల్‌లో 8 ఎలక్ట్రాన్‌లు ఉంటే అలాంటి విన్యాసాన్ని అష్టక విన్యాసం అంటారు.

3. సున్నా గ్రూపు మూలకాలు (Zero Group Elements): హీలియం, నియాన్, ఆర్గాన్, క్రిప్టాన్, గ్జినాన్, రేడాన్‌లను సున్నా గ్రూపు మూలకాలు అంటారు.

4. బంధదైర్ఘ్యం: కనిష్ఠ శక్తి విలువ వద్ద రెండు పరమాణువుల మధ్య ఉన్న దూరాన్ని బంధదైర్ఘ్యం అంటారు.

అణువుల ఆకృతులు

ఆకృతి
ఉదాహరణలు
1. పిరమిడల్ ఆకృతి
 (NH3), 
2. రేఖీయం
CO2, BeCl2, HCN, BeF2
3. 'V' ఆకృతి
 నీటి అణువు
4. ట్రైగోనల్ బై పిరమిడ్ ఆకృతి
 ఫాస్ఫరస్ పెంటాక్లోరైడ్ (PCl5)


ఆర్బిటాళ్ల అతిపాతం

1. s - s అతిపాతం
 (H2
2. p -p అతిపాతం
F2, Cl2, Br2, I2
3. s - p అతిపాతం
HCl, HF, HBr, H2S, HI

5. ఆర్బిటాళ్ల అతిపాతం:
¤ అంత్య అతిపాతం ( బంధం)
¤ పార్శ్వ అతిపాతం ( బంధం)

6. సమన్వయ సమయోజనీయ బంధం: బంధంలో పంచుకోవడానికి కావలసిన రెండు ఎలక్ట్రాన్‌లను ఒకే పరమాణువు ఇవ్వగా ఏర్పడిన బంధాన్ని సమన్వయ సమయోజనీయ బంధం అంటారు. దీన్ని '←' గుర్తుతో సూచిస్తారు.

మూలకాల వర్గీకరణ
డాబర్‌నీర్ ట్రయాడ్: డాబర్‌నీర్ ట్రయాడ్‌లో మధ్య మూలకం పరమాణు భారం, మిగిలిన రెండు మూలకాల పరమాణు భారాల సరాసరికి దాదాపు సమానంగా ఉంటుంది.

¤ డాబర్‌నీర్ ట్రయాడ్‌లకు ఉదాహరణ: Li, Na, K: Cl, Br, I; S, Se, Te: Fe, Co, Ni.

¤ న్యూలాండ్స్ అష్టక పరికల్పన: న్యూలాండ్స్ ప్రతిపాదన ప్రకారం మూలకాలను వాటి పరమాణు భారాల ఆరోహణ క్రమంలో అమర్చినప్పుడు మొదటి, 8వ మూలకాల ధర్మాలు ఒకే విధంగా ఉన్నాయి.

¤ మెండలీఫ్ ఆవర్తన నియమం: మూలకాల భౌతిక, రసాయన ధర్మాలు వాటి పరమాణు భారాల ఆవర్తన ప్రమేయాలు.

¤ ఆధునిక ఆవర్తన నియమం: మూలకాల భౌతిక, రసాయన ధర్మాలు వాటి పరమాణు సంఖ్య లేదా ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసాల ఆవర్తన ప్రమేయాలు.

పరమాణువు ముఖ్య ధర్మాలు: 
1) పరమాణు పరిమాణం
2) అయనీకరణ శక్మం (I.P.) లేదా అయనీకరణశక్తి (I.E.)
3) ఎలక్ట్రాన్ ఎఫినిటి                        
4) ధన విద్యుదాత్మకత
5) రుణ విద్యుదాత్మకత                  
6) ఆక్సీకరణ, క్షయకరణ ధర్మాలు.

¤ ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ఆధారంగా మూలకాల వర్గాలు: ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ఆధారంగా మూలకాలను 4 వర్గాలుగా విభజించారు. 
అవి 
1) జడ వాయువులు  
                     
2) ప్రాతినిధ్య మూలకాలు 
                          
3) పరివర్తన మూలకాలు        
         
4) అంతరపరివర్తన మూలకాలు.

¤ జడవాయువులు: He, ne, Ar, Kr, Xe, Rn లు జడ వాయువులు. హీలియం తప్ప మిగిలిన జడ వాయువుల ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ns2np6 (n = 1, 2, 3...). హీలియం ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం 1s2.

¤ ప్రాతినిధ్య మూలకాలు: వేలన్సీ కర్పరం అసంపూర్ణంగా నిండి ఉన్న మూలకాలను ప్రాతినిధ్య మూలకాలు అంటారు. s, p బ్లాక్ మూలకాలన్నింటినీ కలిపి ప్రాతినిధ్య మూలకాలు అంటారు.

¤ s - బ్లాక్ మూలకాలు: ns1, ns2 ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ఉన్న మూలకాలను s బ్లాక్ మూలకాలు అంటారు.(I A, II A గ్రూపు మూలకాలు).

¤ p - బ్లాక్ మూలకాలు: ns2 np1 నుంచి ns2 np5 వరకు బాహ్య ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ఉన్న మూలకాలను p బ్లాక్ మూలకాలు అంటారు.

¤ పరివర్తన, అంతర పరివర్తన మూలకాలు: d బ్లాక్‌మూలకాలను పరివర్తన మూలకాలని, f బ్లాక్ మూలకాలను అంతర పరివర్తన మూలకాలని అంటారు
.
¤ ధన విద్యుదాత్మకత: ఎలక్ట్రాన్‌లను కోల్పోయి ధనాత్మక అయాన్‌గా మారడాన్ని ధన విద్యుదాత్మకత అంటారు.

¤ రుణ విద్యుదాత్మకత: సమయోజనీయ బంధంలోని బంధం ఏర్పరచిన పరమాణువు ఎలక్ట్రాన్ జంటను తన వైపు ఆకర్షించే స్వభావాన్ని రుణ విద్యుదాత్మకత అంటారు. దీన్ని పౌలింగ్ కొలత (Pauling's scale)తో కొలుస్తారు.

¤ ఆక్సీకరణం: ఒక సమ్మేళనానికి ఆక్సిజన్‌ను కలపడం లేదా సమ్మేళనం నుంచి హైడ్రోజన్‌ను తీసివేయడాన్ని ఆక్సీకరణం అంటారు.

¤ క్షయకరణం: ఒక సమ్మేళనానికి హైడ్రోజన్‌ను కలపడాన్ని లేదా ఆక్సిజన్‌ను తీసివేయడాన్ని క్షయకరణం అంటారు.

¤ ఆక్సీకరణి: ఒక సమ్మేళనాన్ని ఆక్సీకరణం చెందించడానికి ఉపయోగించే కారకాన్ని ఆక్సీకరణి అంటారు.

¤ క్షయకరణి: ఒక సమ్మేళనాన్ని క్షయకరణం చెందించడానికి ఉపయోగించే కారకాన్ని క్షయకరణి అంటారు.

    


విస్తృత ఆవర్తన పట్టిక
¤ విస్తృత ఆవర్తన పట్టికను 7 పీరియడ్‌లు (అడ్డు వరుసలు), 16 గ్రూపులు (నిలువు వరుసలు)గా విభజించారు.

¤ మొదటి పీరియడ్ - రెండు మూలకాలున్నాయి (పొట్టి పీరియడ్)

¤ రెండో పీరియడ్, మూడో పీరియడ్ - ఎనిమిదేసి మూలకాలున్నాయి.

¤ 4, 5 పీరియడ్‌లు - 18 మూలకాల చొప్పున ఉన్నాయి.

¤ 6 వ పీరియడ్ - 32 మూలకాలున్నాయి (పొడవైన పీరియడ్).

¤ 7వ పీరియడ్ - అసంపూర్ణంగా నిండి ఉంది.

¤ లాంథనైడ్‌లు, ఆక్టినైడ్‌లను ఆవర్తన పట్టికలో కిందిభాగంలో ప్రత్యేక బ్లాక్‌లో చేర్చారు.

ఇవి మీరు తప్పక గుర్తుంచుకోవలసినవి 

¤ మెండలీఫ్ ఆవర్తన పట్టిక: పరమాణు భారం

¤ మోస్లే ఆవర్తన పట్టిక: పరమాణు సంఖ్య

¤ బలమైన ఆక్సీకరణులు: గ్రూపు VII మూలకాలు (హాలోజన్‌లు)

¤ బలమైన క్షయకరణులు: I, II గ్రూపుల మూలకాలు.

¤ అత్యధిక ధన విద్యుదాత్మకత: సీజియం (Cs)

¤ అత్యల్ప ధన విద్యుదాత్మకత: ఫ్లోరిన్ (F)

¤ అత్యధిక రుణవిద్యుదాత్మకత: ఫ్లోరిన్

¤ రుణ విద్యుదాత్మకత: పౌలింగ్ స్కేలు

¤ పరమాణు పరిమాణం: ఆంగ్‌స్ట్రామ్ యూనిట్లు (Aº)

¤ త్రికసిద్ధాంతం: డాబర్‌నీర్

¤ లాంథనైడ్‌లు, ఆక్టినైడ్‌లు: f బ్లాకు మూలకాలు

¤ క్షార లోహాలు: I A గ్రూపు మూలకాలు

¤ క్షార మృత్తిక లోహాలు: II A గ్రూపు మూలకాలు

¤ హాలోజన్‌లు: ఫ్లోరిన్, క్లోరిన్, బ్రోమిన్, అయోడిన్, ఆస్టటైన్

¤ డెబోస్బాడ్రన్: గాలియం

¤ నీల్సన్: స్కాండియం

వివిధ రకాల బంధాలు - ఉదాహరణలు
బంధం
ఉదాహరణలు
¤ సిగ్మా (బంధం ఉన్న అణువులు
H2, HCl, Cl2, BF2, BeF2
¤ పై (బంధం ఉన్న అణువులు
C2H4, CO2, O2, N2
¤  బంధం ఏర్పరిచే ఆర్బిటాల్
ఆర్బిటాల్
¤  బంధం ఏర్పరిచే ఆర్బిటాళ్లు
p, d ఆర్బిటాళ్లు
¤ బహుబంధాలకు ఉదాహరణ
ద్విబంధాలుత్రిబంధాలు
¤ బహుబంధాలు ఉన్న అణువులు
O2, N2, CO2, C2H2
¤ ఆక్సిజన్ అణువులో ఉన్న బంధాలు
 బంధం, 1  బంధం.
¤ ద్విబంధంలో ఉన్న బంధాలు
 బంధం, 1  బంధం.
¤ త్రిబంధంలో ఉన్న బంధాలు
 బంధం, 2 బంధాలు.
¤ ఏకబంధం ఉన్న అణువుల్లోని బంధం
 బంధం మాత్రమే.
¤ ఏకబంధాలు ఉన్న అణువులు
H2, F2, Cl2, Br2, I2, BeCl2, HCl.


వివిధ రకాల బంధాలు - ఉదాహరణలు
బంధం
ఉదాహరణలు
 ¤ ద్విబంధం ఉన్న అణువులు
O2, C2H4 (ఇథలీన్), CO2
 ¤ త్రికబంధం ఉన్న అణువులు
N2, HCN, CaC2, C2H(ఎసిటలీన్)
 ¤ ఎలక్ట్రాన్‌ల స్థానాంతర గమనం
 అయానిక లేదా ఎలక్ట్రోవలెంట్ బంధం.
 ¤ ఎలక్ట్రాన్లు పంచుకోవడం
 సమయోజనీయ బంధం
 ¤ బలమైన బంధం
  బంధం
 ¤ సమన్వయ సమయోజనీయ
బంధం ఉన్న అణువులు
 సమయోజనీయ బంధం
ఉన్న అణువులు
N2, H2, HCl

0 comments:

Post a Comment

 10th Class Model Papers and Weight-age for AP New Syllabus Old Pattern Exams for 2014-15

No    SUBJECT                                  Download

 

1     SOCIAL STUDIES                         CLICK HERE

2     TELUGU                                               CLICK HERE

3     HINDI                                                   Click here

4     ENGLISH                                            Click here

5     MATHEMATICS                              Click here

6     PHYSICAL SCIENCES                Click here

7     BIOLOGICAL SCIENCES          Click here

8     URDU                                                     Click here

Heartly Welcome

Heartly Welcome

DA / HRA CALCULATOR

DA / HRA Calculator
Basic Pay:
DA / HRA %:

AP STATE UPDATES

CTR BADI UPDATES

 

Find Your Employee Id

Employee Name (Without Initials):
     Date Of Birth(dd-mm-yyyy):     

                                                             

PRAN CARD STATUS

Aadhaar Centers

Sucessful Isro

Thank You Visit Again

Thank You Visit Again