நெடுங்குழு 4 தனிமங்கள்
{| style=&quot;float: right; border: 1px solid #ccc; margin: 0.5em 0pt 0.8em 1.4em; padding: 3px !important; width: 75px;&quot;
 ! &lt;small&gt;[[நெடுங்குழு (தனிம அட்டவணை)| நெடுங்குழு]]&lt;/small&gt;&amp;nbsp;→!! 4
 |-
 ! ↓&amp;nbsp;&lt;small&gt;[[ கிடை வரிசை (தனிம அட்டவணை) | கிடை வரிசை]]&lt;/small&gt;
 |- align=center
 | [[கிடைக்குழு 4 தனிமங்கள்|'''4''']]
 | {{element cell| [[File:Titan-crystal bar.JPG|150px|Titanium crystal bar]]&lt;br /&gt;22|Titanium|Ti| |Solid|Transition metals|Primordial}}
 |- align=center
 | [[கிடைக்குழு 5 தனிமங்கள்|'''5''']]
 | {{element cell| [[File:Zirconium crystal bar and 1cm3 cube.jpg|150px|Zirconium crystal bar]]&lt;br /&gt;40|Zirconium|Zr| |Solid|Transition metals|Primordial}}
 |- align=center
 | [[கிடைக்குழு 6 தனிமங்கள்|'''6''']]
 | {{element cell| [[File:Hf-crystal bar.jpg|150px|Hafnium crystal bar%]]&lt;br /&gt;72|Hafnium|Hf| |Solid|Transition metals|Primordial}}
 |- align=center
 | [[கிடைக்குழு 7 தனிமங்கள்|'''7''']]
 | {{element cell| 104|Rutherfordium|Rf}}
 |}
 
 '''நெடுங்குழு 4''' ''(Group 4)'' இல் உள்ள நான்காவது தொகுதி தனிமங்கள் [[தைட்டானியம்]] தொகுதி தனிமங்கள் எனப்படும். இக்குழுவில் உலோகங்களான [[தைட்டானியம்]] (Ti), [[சிர்க்கோனியம்]] (Zr), [[ஆஃப்னியம்]] (Hf). [[இரதர்ஃபோர்டியம்|ரூதர்போர்டியம்]] ஆகிய நான்கு தனிமங்களும் இடம்பெற்றுள்ளன. தனிம வரிசை அட்டவணையின் டி தொகுதியின் IV-பி குழுவில் இவை இடம்பெற்றுள்ளன. தைட்டானியம் தொகுதி என்பதைத் தவிர்த்து இக்குழு தனக்கென எந்தவிதமான பெயரையும் பெறவில்லை. இது இடைநிலைத் தனிமங்கள் என்ற பரந்த குழுவிற்கு சொந்தமானது ஆகும். இத்தனிமங்கள் யாவும் (n-1)d2,ns2 என்ற எலக்ட்ரான் அமைப்பைப் பெற்றுள்ளன. 
 . 
 தொகுதி 4 உலோகங்களில் உள்ள தனிமங்களில் தைட்டானியம்   சிர்க்கோனியம், ஆஃப்னியம் ஆகிய மூன்றும் இயற்கையாகத் தோன்றுகின்றன. முதல் மூன்று தனிமங்களும் ஒத்த பண்புகளை கொண்டுள்ளன. சாதாரண நிலைகளில் கடினமான எதற்கும் வளைந்து கொடுக்காத தன்மையை இவை பெற்றுள்ளன. ஆனால் நான்காவது தனிமமான  ரூதர்போர்டியம் மட்டும் ஆராய்ச்சிக் கூடத்தில் தயாரிக்கப்படுகிறது. ரூதர்போர்டியத்தின் எல்லா ஓரிடத்தான்களும் கதிரியக்கப் பண்புகளை கொண்டுள்ளன. இத்தனிமத்தின் எந்தவொரு ஐசோடோப்பும் இயற்கையில் தோன்றுவதில்லை.  இக்குழுவின் அடுத்த உறுப்பினராகக் கருதப்படும்  அன்பென்டோக்டியம் இதுவரை தயாரிக்கப்படவில்லை. அதற்காக எந்தவிதமான துகள் முடுக்கி சோதனைகளும் இதுவரை மேற்கொள்ளப்படவில்லை. 
 
 அதிகமாகக் கிடைக்கக்கூடிய தனிமங்களின் வரிசையில் தைட்டானியம் ஒன்பதாவது இடத்தைப் பிடிக்கிறது. சிர்க்கோனியம் தனிமமும் அதிக அளவில் கிடைக்கிறது. ஆஃபினியம் குறைந்த அளவில் தான் கிடைக்கிறது. 
 
 == இயற்பியல் பண்புகள் ==
 
 அனைத்துப் பண்புகளும் முதல் மூன்று தனிமங்களை மட்டுமே ஒப்பிட்டு நோக்கப்படுகின்றன. ருதர்போர்டியத்தின் வேதியியல் முழுவதுமாக விவரிக்கப்படவில்லை. இத்தனிமங்கள் யாவும் உலோகப் பண்புகளைப் பெற்றுள்ளன. உயர்ந்த உருகுநிலையையும் கொதிநிலையையும் கொண்டுள்ளன. இவற்றின் அணு ஆரம், அயனி ஆரம் மற்றும் அடர்த்தி ஆகிய பண்புகள் சீராக அதிக்கரிக்கின்றது. அதேநேரத்தில் இவற்றின் எலக்ட்ரான் கவர்திறன் சீராகக் குறைகிறது. 
 {| class=&quot;wikitable&quot; border=&quot;1&quot; cellpadding=&quot;3&quot; cellspacing=&quot;0&quot;
 |-
 !!!டைட்டேனியம்!!சிர்க்கோனியம்!!ஆஃப்னியம்!!ரூதெர்ஃபோர்டியம்
 |-
 |[[உருகுநிலை]]|| 1941 கெ (1668 °செ) ||2130 கெ (1857 ° செ)|| 2506 கெ (2233 ° செ)|| 2400 கெ (2100 ° செ)
 |-
 |[[கொதிநிலை]] ||3560 கெ (3287 ° செ)|| 4682 கெ (4409 ° செ)|| 4876 கெ (4603 ° செ)|| 5800 கெ (5500 ° செ)
 |-
 |அடர்த்தி ||4.507 கி•செ.மீ−3|| 6.511 கி•செ.மீ−3|| 13.31 கி•செ.மீ−3 ||23 கி•செ.மீ−3
 |-
 |தோற்றம்|| வெள்ளியை ஒத்த உலோக நிறம்|| வெள்ளியை ஒத்த வெள்ளை நிறம்|| வெள்ளியை ஒத்த சாம்பல் நிறம்||?
 |-
 |[[அணு ஆரம்]]|| 140 [[பைகோமீட்டர்|பை.மீ]]|| 155 [[பைகோமீட்டர்|பை.மீ]] ||155 [[பைகோமீட்டர்|பை.மீ]]||  ?
 |}
 
 == வேதிப் பண்புகள் ==
 
 எல்லா  நெடுங்குழுக்களை போலவே இக்குழுவிலும் எலக்ட்ரான் அமைப்பில், இறுதிக் கூட்டில் அனைத்துத் தனிமங்களும் இரண்டு எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளன. ஆனால் ரூதர்போர்டியம் பற்றி அதிக அளவு ஆராய்ச்சிகள் எதுவும் நடத்த படாத காரணத்திலால் அதை பற்றி சிறு குறிப்புகளே உள்ளன.
 {| class=&quot;wikitable&quot; border=&quot;1&quot; cellpadding=&quot;3&quot; cellspacing=&quot;0&quot;
 |-
 ![[ அணு எண்]] !! [[தனிமம்]] !! ஒரு கூட்டில் உள்ள எதிர்மின்னிகள்
 |-
 | 22 || தைட்டானியம் || 2, 8, 10, 2
 |- 
 | 40 || சிர்க்கோனியம் || 2, 8, 18, 10, 2
 |- 
 | 72 || ஆஃபினியம் || 2, 8, 18, 32, 10, 2
 |- 
 | 104 || ரூதர்போர்டியம் || 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 
 |}
 
 முதல் மூன்று தனிமங்களும் தீவிர வினைத்திறன் கொண்ட தனிமங்களாகும். இவற்றின் உருகுநிலைகள் முறையே 1688 பாகை செல்சியசு, 1855 பாகை செல்சியசு, 2233 பாகை செல்சியசு என சீராக அதிகரிக்கிறது. ஒரு நிலையான ஆக்சைடு அடுக்கு விரைவாக  உருவாகி விடுவதால் இவற்றின் வினைத்திறன் எப்போதும் வெளிப்படையாக இருப்பதில்லை. இந்த ஆக்சைடு அடுக்கு மேற்கொண்டு இவை வினைபுரிவதை தடுக்கின்றது. ஆக்சைடுகளான TiO2, ZrO2 மற்றும் HfO2 ஆகியவை உயர்ந்த உருகு நிலைகள் கொண்டு வெண்மை நிறத்தில் காணப்படுகின்றன. நீர்த்த அமிலங்களில் பெரும்பாலான அமிலங்களுக்கு எதிராக செயலற்றவையாக உள்ளன &lt;ref name=&quot;Holl&quot;&gt;{{cite book|publisher = Walter de Gruyter|year = 1985|edition = 91–100|pages=1056–1057|isbn = 3-11-007511-3|title = Lehrbuch der Anorganischen Chemie|first = Arnold F.|last = Holleman|last2= Wiberg|first2=Egon|last3=Wiberg|first3=Nils|language = German}}&lt;/ref&gt;.இவற்றின் மீது ஆக்சைடு காப்புப் படலம் உருவாவதால் இவை காரங்களுடனும் வினைபடுவதில்லை.
 தைட்டானியம் சூடான அடர் அமிலங்களில் மெதுவாகக் கரைகிறது. புகையும் நைட்ரிக் அமிலத்தில் அனைவுச் சேர்மம் உருவாதலால் இது வெடிக்க நேரிடலாம். 
 
 சிர்க்கோனியம் அடர் கந்தக அமிலத்தில் குறைவாகக் கரைகிறது. இராச திராவகத்தில் இது கரையும். சிர்க்கோனியமும் அனைவுச் சேர்மமாக உருவாகிறது.
 
 இத்தனிமங்கள் மூன்றும் +2, +3, +4 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலைகளைக் கொண்டுள்ளன. இரண்டு எசு எலக்ட்ரான்களை மட்டும் இழக்கும் போது +2 ஆக்சிசனேற்ற நிலை காணப்படுகிறது. இத்துடன் ஒன்று அல்லது இரண்டு டி எலக்ட்ரான்களை இழந்தால் முறையே +3, +4 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலைகள் காணப்படுகின்றன. ஒவ்வொரு தனிமத்திற்கும் +4 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலையே நிரந்தரமானது ஆகும். ஆஃபினியம் +2, +3,  என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலைகளை பொதுவாகக் கொண்டிருப்பதில்லை. +4 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலையில் அனைத்து தனிமங்களும் பல்வேறு கனிமச் சேர்மங்களாக உருவாகின்றன. முதல் மூன்று தனிமங்களும் அடர் காரங்களால் பாதிக்கப்படுவதில்லை. ஆனால் இவை ஆலசன்களுடன் வினைபுரிந்து டெட்ரா ஆலைடுகளைக் கொடுக்கின்றன. உயர் வெப்ப நிலைகளில் இவை மூன்றும் [[ஆக்சிசன்]], [[நைட்ரசன்]], [[கார்பன்]], [[போரான்]], [[கந்தகம்]], [[சிலிக்கன்]] ஆகியவற்றுடன் வினைபுரிகின்றன. லாந்தனைடு குறுக்கத்தின் காரணமாக சிர்க்கோனியமும் ஆஃபினியமும் கிட்டத்தட்ட ஒரே அளவிலான அயனியையே பெற்றுள்ளன. சிர்க்கோனியத்தின் அயனி ஆரம் (Zr4+) 79 பைக்கோமீட்டர்கள் ஆகும். ஆஃபினியத்தின் (Hf4+) அயனி ஆரம் 78 பைக்கோமீட்டர்கள் ஆகும்&lt;ref name=&quot;Holl&quot;/&gt;&lt;ref name=&quot;lanl72&quot;&gt;{{cite web|url=http://periodic.lanl.gov/elements/72.html |title=Los Alamos National Laboratory – Hafnium |accessdate=2008-09-10 |url-status=dead|archiveurl=https://web.archive.org/web/20080602014423/http://periodic.lanl.gov/elements/72.html |archivedate=June 2, 2008 }}&lt;/ref&gt;. இதன் காரணமாக இவை இரண்டும் ஒரே மாதிரியான வேதிப் பண்புகளையே கொண்டுள்ளன.
 
 இந்த ஒற்றுமை கிட்டத்தட்ட ஒத்த வேதியியல் பண்புகளையும் இதே போன்ற இரசாயன சேர்மங்களையும் உருவாக்கும். ஆஃபினியத்தின் வேதியியல் என்பது சிர்கோனியத்தின் வேதியியலுடன்  மிகவும் ஒத்ததாக இருக்கிறது,  இவற்றின் வேதிப்பண்புகளை தனியாகப் பிரித்தெடுக்க முடியாததாக உள்ளது. இவற்றின் இயற்பியல் பண்புகள் மட்டுமே மாறுபடுகின்றன. உருகுநிலை, கொதிநிலை, கரைப்பான்களில் கரைதிறன் ஆகியவை மட்டுமே இந்த இரட்டை உலோகங்களுக்கு மாறுபடுகின்றன. தைட்டானியம் உலோகம் மட்டும் லாந்தனைடு குறுக்கத்தின் காரணமாக வேறுபட்ட பண்புகளைப் பெற்றுள்ளது. 
 இத்தொகுதியில் உள்ள அனைத்துத் தனிமங்களும் MO2 வகையிலான ஆக்சைடுகளைக் கொடுக்கின்றன. தனிமத்தை 870 கெல்வின் வெப்பநிலைக்குச் சூடுபடுத்தும் போது இவ்வினை நிகழ்கிறது. ஆக்சைடுகள் அனைத்தும் நிலையானவையாகும். கரைப்பான்கள் எதிலும் இவை கரைவதில்லை.
 
 == மேற்கோள்கள் ==
 {{reflist}}
 
   
 {{வார்ப்புரு:தனிம வரிசை அட்டவணை}}