"රසායනික බන්ධන" හි සංශෝධන අතර වෙනස්කම්
Content deleted Content added
ටැගය: ජංගම යෙදුම් සංස්කරණය |
No edit summary |
||
1 පේළිය:
[[Image:electron dot.svg|300px|thumb|right|උදා: [[කාබන්]] ''C'', [[හයිඩ්‍රජන්]] ''H'', හා [[ඔක්සිජන්]]''O'' මූලද්‍රව්‍ය අතර බන්ධන [[ලුවිස් ව්‍යුහ]] මගින්. Lewis dot depictures represent an early attempt to describe chemical bonding and are still widely used today.]]
'''රසායනික බන්ධන''' යනු පරමාණු හා අණු අතර ඇති වන ආකර්ෂණීය අන්තර් ක්‍රියාවන් ඇති කරන්නා වූත්, ද්වී පරමාණුක හා බහුපරමාණුක සංයෝගවල ඵලදායීතාවයට හේතු වන්නාවූත් භෞතික ක්‍රියාවලියයි. මෙම ආකර්ශන බල පැහැදිලි කිරීම ඉතා සංකිර්ණ ක්‍රියාවලියක් වන අතර ඒ සඳහා ක්වන්ටම් විද්යුත් ගති විද්‍යාව යොදා ගත යුතු වේ. නමුත් ප්‍රායෝගික තත්ව යටතේ රසායනඥයින් බොහෝ විට රසායනික බන්ධන විස්තර කිරීම සඳහා පහසුවෙන් පැහැදිලි කළ හැකි නොයෙක් සරල ප්‍රමාණාත්මක ආකාර පැහැදිලි කිරීම් හෝ ඔවුන් ක්වන්ටම් භෞතිකව යොදා ගනී. සාමාන්‍යයෙන් ශක්තිමත් රසායනික බන්ධනයන්හිදී බන්ධනයට සහභාගි වන පරමාණු අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන හවුලේ තබා ගැනීම හෝ ඉලෙක්ට්‍රෝන හුවමාරු වීමක් සිදු වේ. රසායනික බන්ධන පදාර්ථයේ සැලසුම තීරණය කරන සාධකය වන අතර විවිධ අණු ද්වීපරමාණුක වායූන් ආදිය ඇතුළු අප අවට ඇති මුළු භෞතික පරිසරයම පාහේ එකිනෙකට බැඳ තබාගන්නේ ද මෙමගිනි.
රසායනික බන්ධනවල ශක්තිය එකිනෙකට වෙනස් වේ. සාමාන්‍යයෙන් අයනික හා සහසංයුජ බන්ධන “ශක්තිමත් බන්ධන” සේ සැලකෙන අතර, හයිඩ්‍රජන් බන්ධන හා වැන්ඩර්වාල් බන්ධන “දුර්වල බන්ධන” සේ සැලකේ. නමුත් මෙහිදී අප වඩාත් අවධානය යොමු කළ යුත්තේ දුර්වලම “ශක්තිමත් බන්ධනයට” වඩා ශක්තිමත් දුර්වල බන්ධනය ශක්තිමත් විය හැකි බැවිණි.
Line 14 ⟶ 13:
== රසායනික බන්ධන වල ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන ==
බොහෝ සරල සංයෝග වල සහසංයුජ බන්ධන අන්තර්ගත වේ. මෙම අණුවල ඇති ව්‍යුහයන් පිළිබඳ සංයුජතා බන්ධනවාදය මගින් අනාවැකි පළ කළ හැකි අතර අඩංගු පරමාණු පිළිබඳ ගුණ ඔක්සිකරණ අංක වැනි සංකල්ප භාවිතයෙන් තේරුම් ගත හැකිය. අයනික ව්‍යුහයන් අඩංගු අනිකුත් සංයෝග සම්භාව්‍ය භෞතික විද්‍යාවේ න්‍යායන් භාවිතයෙන් අවබෝධ කර ගත හැක.▼
▲බොහෝ සරල සංයෝග වල සහසංයුජ බන්ධන අන්තර්ගත වේ. මෙම අණුවල ඇති ව්‍යුහයන් පිළිබඳ සංයුජතා බන්ධනවාදය මගින් අනාවැකි පළ කළ හැකි අතර අඩංගු පරමාණු පිළිබඳ ගුණ ඔක්සිකරණ අංක වැනි සංකල්ප භාවිතයෙන් තේරුම් ගත හැකිය. අයනික ව්‍යුහයන් අඩංගු අනිකුත් සංයෝග සම්භාව්‍ය භෞතික විද්‍යාවේ න්‍යායන් භාවිතයෙන් අවබෝධ කර ගත හැක.
▲ අයනික බන්ධන වලදී ප්‍රධාන වශයෙන්ම ඒවායේ ඉලෙක්ට්‍රෝන එක් එක් පරමාණු වලට ස්ථානගත වී ඇති අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන පරමාණු අතර හොඳින් ගමන් නොකරයි. එක් එක් පරමාණු සඳහා සමස්ත විද්යුත් ආරෝපණයක් ඇති අතර එමගින් අණුක තාක්ෂණික පැතිරීමට ආධාර කරයි. පරමාණු අතර (හෝ අයන අතර) ඇතිවන බන්ධන සමස්ථානික සන්තතික විද්යුත් ස්ථිතික විභවයන් මගින් විශාල ලෙස ගති ලක්ෂණය කරයි.
▲ වෙනස බලාගැනීමට එකිනෙක සැසඳීමේදී සහසංයුජ බන්ධන වල බන්ධනයන් තුළ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය එක් එක් පරමාණුවට අයත් නොවේ. නමුත් පරමාණු අතර අණුක තාක්ෂණය තුළ විස්ථානගත වී පවතී. පුළුල් ලෙස පිළිගන්නා න්‍යායක් වන පරමාණුක කාක්ෂිතවල රේඛීය සංයෝජනය (LCAO) මගින් පරමාණු කාක්ෂිත මගින් අණුක තාක්ෂිත ව්‍යුහ සහ ශක්තීන් සෑදෙන අන්දම විස්තර කිරීමට උදව් වේ. සංශුද්ධ අයනික බන්ධන මෙන් නොව සහසංයුජ බන්ධන සඳහා විවිධ දිශා වලට විහිදුණු ලක්ෂණ ඇත. ඒවාට ආවේණික වූ නම් ද ඇත. සිග්මා සහ පයි බන්ධන එයින් කිහිපයකි. පරමාණු වලට අයනික සහ සහසංයුජ වලට අතරමැදි බන්ධන ද සෑදිය හැකිය. මෙයට හේතුව මෙම අර්ථ දැක්වීම් ඉලෙක්ට්‍රෝන විස්ථාන ගත වීමේ ප්‍රමාණය මත රදා පවතින නිසාය. ඉලෙක්ට්‍රෝන වලට පරමාණු අතර අර්ධ වශයෙන් විස්ථානගතවිය හැකි වුවත් එක් පරමාණුවක් විස්ථානගත වීමට අනෙක් පරමාණුවකට වටා වැඩි වේලාවක් ගත කරයි. මෙම වර්ගයේ බන්ධන ධ්‍රැවීය සහබන්ධන ලෙස නම් කරනු ලබයි. විද්යුත් ඝනතාවය බලන්න.
▲ තවද, අණුක කාක්ෂිතයක ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන (ධ්‍රැවීය සහසංයුජ හෝ සහසංයුජ බන්ධන) එක්තරා පරමාණුවක (හෝ පරමාණු වල) ස්ථානගත හෝ පරමාණු දෙකක හෝ කිහිපයක් වටා විස්ථානගත වීම සිදුවිය හැකිය. පරමාණු දෙකක් අතර බන්ධනය බන්ධන පරමාණු අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වයේ ස්ථානගත හෝ විස්ථානගත වීමේ ප්‍රමාණය අනුව තීරණය කරනු ලැබේ.
== සංයුජතා බන්ධන වාදය ==
1927 වර්ෂයේ සහසංයුජවාදය ඉදිරිපත් කරන ලදී. මෙයින් නියමිත පරමාණුක කක්ෂයන්හි වූ සහසංයුජ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් පද්ධතියෙහි ශක්තිය අඩු කර ගැනීමේ ආචරණයෙහි ගුණය නිසා න්‍යෂ්ටීන් දෙක එකිනෙක බැද තබා ගැනීමේ ක්‍රියාවලියක් විස්තර කරන ලදී. 1931 දී මෙම වාදය පදනම්ව රසායන විද්‍යාඥ ලයිනස් පෝලින් විසින් රසායන විද්‍යා අතීතයේ වඩා වැදගත්ම ලේඛණය ලෙස සලකන ‘ඔන්ද නේචර් ඔෆ් ද කෙමිකල් බොන්ඩ්’ යන ලේඛණය ප්‍රකාශ කරන ලදී. මෙම ලේඛණය ලුවිස්ගේ පරීක්ෂණ හෙයිටර් හා ලන්ඩන්ගේ සංයුජතා බන්ධනවාදය පදනම්ව හුවමාරු කරගත් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සදහා නීති හයක් ඉදිරිපත් කරන ලදී. පළමු නීති තුන ඉතා ප්‍රචලිතය.
#ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකෙහි බැවුම එකිනෙක විරුද්ධ විය යුතුය.
අනෙකුත් නීති තුන අළුතින් හදුන්වාදුන් නීති විය.
▲4) පරමාණුවලින් එක බැගින් වූ තරංග ශ්‍රිතියකට ඉලෙක්ට්‍රෝන -හුවමාරු වීම අදාල වේ.
▲5) අඩුම ශක්ති මට්ටමේ වූ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ශක්තිමත් බන්ධනයක් සාදයි.
▲6) පරමාණුවක වූ කක්ෂ දෙකකින් වඩා අතිපිහිට විය හැකි කක්ෂය වඩා ශක්තිමත් බන්ධනයක් සාදයි. මෙම බන්ධනය සාන්ද්‍රිත කක්ෂවල දිශාවටම සෑදෙයි.
1939 හේලින්ගේ පෙළපොත: ‘ඔන් ද නේචර් ඔෆ් ද කෙමිකල් බොන්ඩ්’ යන්න රසායනික විද්‍යාවේ “බයිබලය” වශයෙන් සමහරුන් හදුන්වන ලදී. රසායනික විද්‍යාව කෙරෙහි ක්වොන්ටම්වාදයේ බලපෑම තේරුම් ගැනීමට පරීක්ෂක රසායනික විද්‍යාඥයන්ට මෙම පොත බොහෝ සෙයින් වැදගත් විය. කෙසේ වෙතත් 1959 දී පැන නැගුණු ගැටළු ප්‍රමාණවත් පරමාණුක කක්ෂීයවාදයට වඩා හොදින් නිරාකරණය කිරීමට මෙම ග්‍රන්ථයේ නව ප්‍රකාශනයන් අපොහොසත් විය. 1960 හා 1970 වකවානු තුළදී සහ සංයුජවාදයේ බලපෑම ටිකෙන් ටික අඩු වූ අතර විශාල පරිගණක වැඩසටහන් තුළ භාවිතයත් සමගම පරමාණුක කක්ෂීයවාදය වර්ධනය විය. 1980 වන තෙක් වූ පරිගණක වැඩ සටහන් සදහා සංයුජතා බන්ධනවාදය යොදා ගැනීම මහත් ගැටළුවක් වූ අතර එය විශාළ වශයෙන් විසදීමත් සමගම සංයුජතා බන්ධනවාදය යළි මතු වීමට පටන් ගත්හ.
Line 42 ⟶ 37:
== සංයුජතා බන්ධනය හා අණුක කාක්ෂික වාදය අතර සංසන්දනය==
සමහර අංශවලින් සංයුජතා බන්ධන වාදය, අණුක කාක්ෂික වාදයට වඩා ඉදිරියෙන් සිටියි. මෙම සංයුජතා බන්ධන වාදය සරලම අණුව වූ, H<sub>2</sub> වලට , සරලතම ආකාරය වූ හෙයිට්ලර් - ලන්ඩන් පිවිසුම අනුව යොදන ලද ද, එහි බන්ධන ශක්තිය සඳහා වඩාත් ආසන්න අගයක් ලබා දෙයි. මීට අමතරව එය මඟින් බන්ධන බිඳීමේ හා තැනීමේ දී ඉලෙක්ට්‍රෝනවල හැසිරීම පිළිබඳ වඩා නිරවද්‍ය නිගමනයක් ලබා දෙයි. නමුත් සරල අණුකවල කාක්ෂික වාදය මඟින් අනාවැකි පළ කෙරෙන අයුරින් හයිඩ්‍රජන් අණු වියෝජනය වන්නේ හයිඩ්‍රජන් මුක්ත බන්ධන බවට හා ධන හා ඍණ හයිඩ්‍රජන් අයන බවටයි. මෙම ප්‍රතිඵලය කිසිසේත් භෞතිකව නොලැබේ. අණුක කාක්ෂික වාදය හා සංයුජතා බන්ධන වාදය සඳහා අන්තර් පරමාණුක දුර මුළු ශක්තියට එදිරිව විචලනය දක්වන ප්‍රස්ථාරයේ, සංයුජතා බන්ධන වාදය සඳහා අඳින ලද වක්‍රය, අණුක කාක්ෂික වාදය සඳහා අඳින ලද වක්‍රයට වඩා හැමවිමට ඉහලින් පිහිටන්නේ මන්ද යන්න ඉහත ප්‍රතිඵල මඟින් පැහැදිලි කරයි. ඉහත වෙනස වඩාත්ම හොඳින් දැක්වෙන්නේ වැඩි අන්තර් පරමාණුක දුර සඳහාය. මෙම ගැටළුව සියළුම සමාන න්‍යෂ්ටි සහිත ද්වි පරමාණුක අණු සඳහා මතු වන අතර F<sub>2</sub> සඳහා ද විශේෂයෙන් බලපායි. එහි දී එය සඳහා අණුක කාක්ෂික වාදය මඟින් අඳින වක්‍රයේ අවම ශක්තිය, F පරමාණු දෙකෙහි ශක්තියට වඩා වැඩිය.
මුහුම්කරණය පිළිබඳ සංකල්පය මඟින් කෙතරම් හොඳින් සංසිද්ධි රාශියක් පැහැදිලි කළ හැකි නමුත්, කාබනික සංයෝගවල බන්ධනවල විචල්‍ය ස්වභාවය නිසා මෙම සංයුජතා බන්ධන වාදය කාබනික රසායනයේ වාග් මාලාවේ අත්‍යාවශ්‍ය අංගයක් බවට පත්ව ඇත. කෙසේ වෙතත් ෆෙඩ්රික් හන්ඩ්, රොබට් මුලිකන් හා ගර්හාඩ් හර්ස්බර්ග් යන අයගේ පරීක්ෂණ මඟින් පෙන්නුම් කළ කරුණක් නම් අණුවල වර්ණාවලි, අයනීකරණ හා චුම්භක ලක්ෂණ පිළිබඳ වඩාත් සුදුසු විස්තරයක් ලබා දෙන්නේ , අණුක කාක්ෂික වාදයෙන් බවයි. සංයුජතා වාදයේ අඩු ලුහුඬුකම් දිස් වන්නට වූයේ, පෝලිං විසින් යෝජනා කරන ලද බන්ධන මුහුම්කරණ ක්‍රියා පටිපාටියට අත්‍යවශ්‍ය d - කාක්ෂිකවලින් තොරව අධි සංයුජ අණු (උදා - PF<sub>5</sub>) පැහැදිලි කිරීමත් සමඟයි. ලෝහක සංකීර්ණ හා ඉලෙක්ට්‍රෝන ඌන සංයෝග (උදා - ඩයි බෝරෝන්) සංයුජතා බන්ධන වාදය මඟින් පැහැදිලි කර තිබුණ ද ඒවා පිළිබඳව වඩා හොඳ පැහැදිලි කිරීමක් අණුක කාක්ෂික වාදය මඟින් කළ හැකි බව පෙනුණි.
1930 කාල පරිච්ඡේදයේ දී මෙම ක්රමවේදයන් ප්‍රබල ලෙස එකිනෙක සමඟ ගැටුණ ද පසුව මෙම ක්රමවේදයන් දෙකම වඩාත් හොඳ ක්‍රමවේදයකට ආසන්න ඒවා බව වටහා ගන්නා ලදී. සරල සංයුජතා බන්ධන ආකෘතිය ගෙන එය එක් නිශ්චිත කාක්ෂික කාණ්ඩයක් හට ගන්නා සියළුම අයනික හා සහසංයුජ ආකෘති සමඟ මිශ්‍ර කළහොත් ලැබෙන්නේ පූර්ණ වින්‍යාසයික අන්තර් ක්‍රියා තරංග ශ්‍රිතයයි. ඒ අතරම භූමි අවස්ථා පිළිබඳ සරල අණුක කාක්ෂික හැඳින්වීමෙහි සමීකරණය, නිශ්චිත, ඉලෙක්ට්‍රෝන අඩංගු නොවන පරමාණුක කාක්ෂික කාණ්ඩයක් සියළුම උත්තේජිත අවස්ථා සඳහා වූ සමීකරණ සමඟ එකතු කළ විට ද පූර්ණ වින්‍යාසික අන්තර් ක්‍රියා තරංග ශ්‍රිතය ලැබේ. ඉන් පසුව පෙනී යන කාරණයක් වන්නේ අණුක කාක්ෂික වාදයේ පිවිසුම මඟින් අයනික ව්‍යුහයන් සඳහා පමණට වැඩි සැලකිල්ලක් ලබා දෙන අතර සංයුජතා බන්ධන වාදයේ පිවිසුම මඟින් ලබා දෙන්නේ පමණට වඩා අඩු සැලකිල්ලක් බවයි. අණුක කාක්ෂික වාදයේ පිවිසුම් පමණට වඩා විස්ථානගත වී ඇති අතර සංයුජතා බන්ධන වාදයේ පිවිසුම පමණට වඩා ස්ථානගත වී ඇතැයි සැලකීමෙන් මෙය විස්තර කළ හැකිය.
මෙම පිවිසුම් දෙක දැනට එකිනෙකට අනුපූරක ඒවා ලෙසට සැලකෙන අතර ඒවා මඟින් රසායනික බන්ධන පිළිබඳ ගැටළුවට ඒවාට ම විශේෂ වූ විවරන ලබා දෙයි. නූතන ක්වොන්ටම් රසායන විද්‍යාවේ ගණනය කිරීම් සාමාන්‍යයෙන් ආරම්භ කරන්නේ සංයුජතා බන්ධන වාදයෙන් නොව අණුක කාක්ෂික වාදයෙනි. එසේ යොදා ගන්නේ එහි ඇති වඩා උසස් බවත් නිසා නොව එහි පිවිසුම දැනටමත් සකස් කර ඇත්තේ සංඛ්‍යාත්මක පරිගණක ගණනයන් සඳහා වීම නිසාය. කෙසේ වෙතත් වඩාත් හොඳ සංයුජතා බන්ධන වැඩසටහන් දැනට පවතියි.
Line 55 ⟶ 47:
12 වැනි ශතවර්ෂ‍යේ තරම් ඈත කාලයේ දී රසායනික බන්ධනවල ස්වභාවය පිළිබඳ පළ වූ මුල් කාලීන මතයන්ට අනුව සමහරක් රසායනික විශේෂයන් රසායනික සම්බන්ධතාවයන් මඟින් බැඳී ඇතැයි යෝජනා විය. 1704 වසරේ දී ශ්‍රීමත් අයිසැක් නිව්ටන් සිය “Opticks” නම් ග්‍රන්ථයේ 31 වැනි ගැටළුව ඔස්සේ සිය පරමාණුක බන්ධන වාදයේ හරය ඉදිරිපත් කරන ලද අතර ඒ ඔස්සේ පරමාණු කිසියම් බලයකින් එකිනෙකට බන්ධනය වන බව ඔහු යෝජනා කළේය. එහි දී ඔහු ප්‍රථමයෙන් පරමාණු එකිනෙක බැඳීම පිළිබඳ එකල පිළිගෙන තිබූ විවිධ ප්‍රසිද්ධ මතයන් සඳහන් කර (උදා - “ඇමිණුනු පරමාණු” “නිශ්චලතාව නිසා ඇලීම හෝ “සහකාරී චලන එකට ඇලීම”) අනතුරුව ඒවායේ සාමූහික අනුමිතියක් ලෙස,
යන්න ඉදිරිපත් කළේය. 1819 දී වෝල්ටා පුං‍ජයේ නිර්මාණයක් සමඟම ජොන්ස් ජේකබ් බර්සීලියස් විසින් රසායනික සංයෝජන වාදයක් ගොඩනැඟූ අතර එහි දී ඔහු සංයෝජනයට භාජනය වන පරමාණුවල විද්යුත් ධන විද්යුත් ඍණ ගුණාංග වැදගත් කොට සැලකීය. 19 වැනි සියවසේ මැද භාගය වන විට එඩ්වඩ් ෆ්රෑන්ක්ලින්, එෆ්.ඒ. කෙ‍කුලේ, ඒ.එස්. කූපර්, ඒ.එම්. බට්ලෙරොව් හර්මන් කොල්බේ යන අය විසින් ඛණ්ඩක වාදය මත පදනම්ව සංයුජතාවාදය ගොඩනඟන ලදී. ආර්මභයේ දී, ධන සහ ඍණ ධ්‍රැව අතර ඇති ආකර්ෂණය හේතුවෙන් සංයෝග එකට බැඳී පවතින තත්වය සංයෝජන බලය ලෙස හැඳින්විනි. 1916 වසරේ දී ගිල්බට් එන්. ලුවිස් නම් රසායනඥයා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල බන්ධන සංකල්පය ගොඩනැඟීය. එහි දී පරමාණු දෙකකට එකෙහි සිට හය දක්වා වූ ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවක් හවුලේ තබා ගනිමින් ඒක ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධන, ඒක බන්ධන, ද්විත්ව බන්ධන සහ ත්‍රිත්ව බන්ධන සෑදිය හැකි බව ඔහු පෙන්වා දෙන ලදී.
ලුවිස්ගේ වචනයෙන්ම කියතොත්,
1916 වසරේ දී වෝල්කර් කොසෙල් ලුවිස්ගේ වාදයට බොහෝ දුරට සමාන තවත් වාදයක් ඉදිරිපත් කළේය. නමුත් ඔහු සිය ආදර්ශනයේ දී සම්පූර්ණ ඉලෙක්ට්‍රෝන හුවමාරුවක් උපකල්පනය කර ඇත.එබැවින් එය ධ්‍රැවීය බන්ධන ආකෘතියකි. ලුවිස් සහ කොසෙල් යන දෙදෙනාම සිය බන්ධන විධි ආදර්ශනයක් ඇබෙග් නියමය (1904) මත ගොඩනැංවීය.
Line 133 ⟶ 123:
|}
===සංසංයුජ බන්ධන===
{{මූලික|සංසංයුජ බන්ධන}}
සහසංයුජ බන්ධන යනු බහුලව දක්නට ලැබෙන බන්ධන වර්ගයක් වන අතර එය බන්ධන පරමාණු අතර විද්යුත් රිනතා අන්තරය ඉතා කුඩා හෝ ශුන්ය වන විට ඇතිවේ.
===අයනික බන්ධන===
{{මූලික|
▲සහසංයුජ බන්ධන යනු බහුලව දක්නට ලැබෙන බන්ධන වර්ගයක් වන අතර එය බන්ධන පරමාණු අතර විද්යුත් රිනතා අන්තරය ඉතා කුඩා හෝ ශුන්ය වන විට ඇතිවේ. Bonds within most [[organic compound]]s are described as covalent. See [[sigma bond]]s and [[pi bond]]s for LCAO-description of such bonding.
== රසායනික බන්ධනවල පවතින ඉලෙක්ට්‍රෝන ==
බොහොමයක් සරල සංයෝග නිර්මාණය වී ඇත්තේ සහසංයුජ බන්ධන හේතුවෙන් වන අතර මෙම සංයෝග අණුවල ව්‍යුහය ගැන අනාවැකි පළකිරීම සදහා සංයුජතා බන්ධන සිද්ධාන්තය යොදාගත හැකි වේ. තවද බන්ධනයට සහභාගී වී ඇති පරමාණුවල ලක්ෂණ පැහැදිලි කිරීම ඔක්සිකරණ අංකය වැනි සරල සංකල්ප ඇසුරෙන් සිදු කළ හැක. අයනික ව්‍යුහයක් දරණ සංයෝග තේරුම් ගැනීම සඳහා පැරණි භෞතික විද්‍යාත්මක නීති යොදාගනු ලැබේ.
Line 174 ⟶ 143:
== අන්තර් මෞලික බන්ධන ==
අණු, අයන හෝ පරමාණු දෙකක් හෝ වැඩි ගණනක් අතර ඇතිවිය හැකි මූලික බන්ධන වර්ග හතරක් පවතී. අන්තර් මෞලික බල අණු ආකර්ෂණය කිරීමට හෝ එකිනෙක විකර්ෂණය කිරීමට මේවා හේතුවේ. මෙම ක්‍රියාවලි පදාර්ථයේ භෞතික ලක්ෂණ තීරණය කිරීමටද හේතුවේ.
=== ස්ථීර ද්විධ්‍රැව - ස්ථීර දිවිධ්‍රැව බන්ධන ===▼
▲== ස්ථීර ද්විධ්‍රැව - ස්ථීර දිවිධ්‍රැව බන්ධන ==
ශක්තිමත්ව බැඳුනු අණුවක පරමාණු දෙකක් අතර ඇති විද්යුත් ඝණතාවයේ වෙනස නිසා එම අණුවේ ස්ථීර ද්විධ්‍රැවයක් හටගනී. මෙම ද්වි-ධ්‍රැව ආකර්ෂණය වීම හෝ විකර්ෂණය වීම සිදුවේ. උදා-HBr ,HI
=== හයිඩ්‍රජන් බන්ධන ===
මෙය එක්තරා අන්දමකට සැලකූ විට ස්ථීර ද්වි-ධ්‍රැවයකට හොඳ උදාරහරණයකි. කෙසේවුවත්, හයිඩ්‍රජන් බන්ධනයකදී, හයිඩ්‍රජන් ප්‍රෝටෝන දායක පරමාණුවක් හා. ග්‍රාහක පරමාණුවක් අතර හවුල් වීමට හෝ ලංවීම හෝ සිදුවේ. මෙය කේන්ද්‍ර තුනක් හා ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් බන්ධනයකි. (උදාහරණ ලෙස ඩයිබොරේන් (B2 H6 - බොරෝන් 2ක් හා හයිඩ්‍රජන් 6ක් ඇති රසායන සංයෝගය) ආකාරයේ) ආවර්තිතා වගුවේ සිරස් පෙළක ස්කන්ධයෙන් වැඩි පරමාණු වලට වඩා හයිඩ්‍රජන් බන්ධන වලට වැඩි තාපාංක පවතී (උදාහරණ ජලය, ඇමෝනියා හා හයිඩ්‍රජන් ප්ලුවොරයිඩ්)
=== ක්ෂණික ද්වි-ධ්‍රැව හා ප්‍රේරිත ද්වි-ධ්‍රැව (වැන්ඩවාල් බන්ධන) ===▼
▲== ක්ෂණික ද්වි-ධ්‍රැව හා ප්‍රේරිත ද්වි-ධ්‍රැව (වැන්ඩවාල් බන්ධන) ==
බන්ධන අතර ඇතිවන දුර්වලතම බන්ධන ආකාරය වන අතර හා රසායනික ද්‍රව්‍යය සියල්ලේම පාහේ ඇතිවන අතර ඇතිවන බන්ධන වර්ගයකි. හීලියම් පරමාණුව සලකා බැලුවිට, දෙන ලද ඕනෑම අවස්ථාවක පරමාණුව වටා ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන (නැතිනම් උදාසින) තරමක් අසමතුලිත වෙයි. එමනිසා ක්ෂණිකව වඩා ඝෘණ ආරෝපණයක් එක පැත්තක පවතී. මෙයට ක්ෂණික ද්වි-ධ්‍රැව යන නම යෙදේ. මෙනිසා ළඟින් පවතින හීලියම් පරමාණු වල ඉලෙක්ට්‍රෝන ආකර්ෂණය හෝ විකර්ෂණය කරමින් තවත් ද්වි-ධ්‍රැව නිර්මාණය වීම සිදුවේ. පරමාණු දෙක මොහොතකට අකාර්ෂණය වන අතර පසුව ආරෝපණ නැවත සමතුලිත වී පරමාණු චලනය වේ.
=== කැටායන - ෆයි අන්තර් ක්‍රියාව ===▼
▲== කැටායන - ෆයි අන්තර් ක්‍රියාව ==
කැටායන - ෆයි අන්තර් ක්‍රියාව, ඇරොමැටික වළල්ලේ තලයේ ඉහළින් හා පහළින් පිහිටා ඇති කක්ෂීයවල ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති ස්ථානයක ඝෘණ ආරෝපණ හා ධන ආරෝපණ අතර ඇති වේ.
Line 202 ⟶ 159:
== මූලාශ්‍ර ==
<references/>
[[ප්‍රවර්ගය:රසායන විද්‍යාව]]
| |||