රසායනික බන්ධනවල ලක්ෂණ. ඒවායේ සංයුතිය හා ව්යුහය මත ද්රව්යවල ගුණාංග මත රඳා පවතී. රසායනික බන්ධන වර්ග: අයනික, සහසංයුජ, ලෝහමය
පරමාණු අතර ඕනෑම අන්තර්ක්රියා කළ හැක්කේ රසායනික බන්ධනයක් ඇත්නම් පමණි. අණුක අයන, අණු, ස්ඵටික දැලිස් - ස්ථායී බහු පරමාණුක පද්ධතියක් ගොඩනැගීමට හේතුව එවැනි සම්බන්ධතාවයකි. ශක්තිමත් රසායනික බන්ධනයක් බිඳීමට විශාල ශක්තියක් අවශ්‍ය වේ, එම නිසා එය බන්ධන ශක්තිය මැනීම සඳහා මූලික ප්‍රමාණය වේ.
රසායනික බන්ධනයක් සෑදීම සඳහා කොන්දේසි
රසායනික බන්ධනයක් ගොඩනැගීම සැමවිටම ශක්තිය මුදා හැරීම සමඟ සිදු වේ. මෙම ක්‍රියාවලිය සිදුවන්නේ අන්තර්ක්‍රියාකාරී අංශු පද්ධතියක විභව ශක්තියේ අඩුවීමක් හේතුවෙන් - අණු, අයන, පරමාණු. අන්තර්ක්‍රියාකාරී මූලද්රව්යවල ප්රතිඵලයක් ලෙස ලැබෙන පද්ධතියේ විභව ශක්තිය සෑම විටම නොබැඳි පිටතට යන අංශුවල ශක්තියට වඩා අඩුය. මේ අනුව, පද්ධතියක රසායනික බන්ධනයක් මතුවීම සඳහා පදනම වන්නේ එහි මූලද්රව්යවල විභව ශක්තිය අඩු වීමයි.
රසායනික අන්තර්ක්රියා වල ස්වභාවය
රසායනික බන්ධනයක් යනු නව අණුවක් හෝ ස්ඵටිකයක් සෑදීමට සහභාගී වන එම ද්රව්යවල ඉලෙක්ට්රෝන සහ පරමාණුක න්යෂ්ටීන් වටා පැන නගින විද්යුත් චුම්භක ක්ෂේත්‍රවල අන්තර් ක්‍රියාකාරිත්වයේ ප්‍රතිවිපාකයකි. පරමාණුක ව්යුහය පිළිබඳ න්යාය සොයා ගැනීමෙන් පසුව, මෙම අන්තර්ක්‍රියාවේ ස්වභාවය අධ්‍යයනය කිරීමට වඩාත් ප්‍රවේශ විය.
රසායනික බන්ධනයක විද්යුත් ස්වභාවය පිළිබඳ අදහස මුලින්ම පැමිණියේ ඉංග්‍රීසි භෞතික විද්යාඥ G. Davy වෙතින් වන අතර ඔහු ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අංශුවල විද්යුත් ආකර්ෂණය හේතුවෙන් අණු සෑදෙන බව යෝජනා කළේය. මෙම අදහස ස්වීඩන් රසායනඥ හා ස්වභාවික විද්යාඥ I.Ya උනන්දු විය. රසායනික බන්ධන ඇතිවීමේ විද්යුත් රසායනික න්යාය වර්ධනය කළ බර්සෙලියස්.
ද්රව්යවල රසායනික අන්තර්ක්රියා ක්‍රියාවලීන් පැහැදිලි කළ පළමු න්යාය අසම්පූර්ණ වූ අතර කාලයත් සමඟ එය අත්හැරීමට සිදු විය.
බට්ලෙරොව්ගේ න්යාය
ද්රව්යවල රසායනික බන්ධනයේ ස්වභාවය පැහැදිලි කිරීමට වඩා සාර්ථක උත්සාහයක් රුසියානු විද්යාඥ ඒ.එම්. මෙම විද්‍යාඥයා ඔහුගේ න්යාය පදනම් කර ගත්තේ පහත උපකල්පන මතය.
- බන්ධිත තත්වයේ ඇති පරමාණු නිශ්චිත අනුපිළිවෙලකට එකිනෙක සම්බන්ධ වේ. මෙම අනුපිළිවෙලෙහි වෙනසක් නව ද්රව්යයක් සෑදීමට හේතු වේ.
- සංයුජතා නියමයන් අනුව පරමාණු එකිනෙක බැඳී ඇත.
- ද්රව්යයක ගුණ රඳා පවතින්නේ එම ද්රව්යයේ අණුවේ පරමාණු සම්බන්ධ කිරීමේ අනුපිළිවෙල මතය. වෙනස් සැකැස්මක් ද්රව්යයේ රසායනික ගුණාංගවල වෙනසක් ඇති කරයි.
- එකිනෙකට සම්බන්ධ වූ පරමාණු එකිනෙකට දැඩි ලෙස බලපායි.
බට්ලෙරොව්ගේ න්යාය රසායනික ද්රව්යවල ගුණ පැහැදිලි කළේ ඒවායේ සංයුතියෙන් පමණක් නොව පරමාණු සැකසීමේ අනුපිළිවෙල අනුව ය. A.M හි මෙම අභ්යන්තර නියෝගය. Butlerov එය "රසායනික ව්යුහය" ලෙස හැඳින්වේ.
රුසියානු විද්යාඥයාගේ න්යාය ද්රව්ය වර්ගීකරණයේ පිළිවෙල යථා තත්ත්වයට පත් කිරීමට හැකි වූ අතර ඒවායේ රසායනික ගුණාංග අනුව අණු වල ව්යුහය තීරණය කිරීමට අවස්ථාව ලබා දුන්නේය. න්යාය ප්‍රශ්නයට ද පිළිතුරු දුන්නේය: එකම පරමාණු සංඛ්යාවක් අඩංගු අණු විවිධ රසායනික ගුණ ඇත්තේ මන්ද යන්නයි.
රසායනික බන්ධන පිළිබඳ න්යායන් නිර්මාණය කිරීම සඳහා පූර්වාවශ්යතාවයන්
රසායනික ව්යුහය පිළිබඳ ඔහුගේ න්යාය තුළ, බට්ලෙරොව් රසායනික බන්ධනයක් යනු කුමක්ද යන ප්රශ්නය ස්පර්ශ කළේ නැත. මෙය සිදු කිරීම සඳහා, පදාර්ථයේ අභ්යන්තර ව්යුහය පිළිබඳ දත්ත ඉතා කුඩා විය. පරමාණුවේ ග්‍රහලෝක ආකෘතිය සොයා ගැනීමෙන් පසුව පමණක්, ඇමරිකානු විද්යාඥ ලුවිස් පරමාණු දෙකකට එකවර අයත් වන ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් සෑදීම හරහා රසායනික බන්ධනයක් ඇති වන බවට උපකල්පනය වර්ධනය කිරීමට පටන් ගත්තේය. පසුව, මෙම අදහස සහසංයුජ බන්ධන න්යාය වර්ධනය කිරීමේ පදනම බවට පත් විය.
සහසංයුජ රසායනික බන්ධනය
අසල්වැසි පරමාණු දෙකක ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු අතිච්ඡාදනය වන විට ස්ථායී රසායනික සංයෝගයක් සෑදිය හැක. එවැනි අන්‍යෝන්‍ය ඡේදනයක ප්රතිඵලය වන්නේ අන්තර් න්‍යෂ්ටික අවකාශයේ ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය වැඩි වීමයි. අප දන්නා පරිදි පරමාණුවල න්යෂ්ටීන් ධන ආරෝපිත වන අතර එම නිසා සෘණ ආරෝපිත ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළට හැකි තරම් සමීප වීමට උත්සාහ කරන්න. මෙම ආකර්ෂණය ධන ආරෝපිත න්යෂ්ටි දෙකක් අතර ඇති විකර්ෂක බලවේගවලට වඩා බෙහෙවින් ප්රබල වේ, එබැවින් මෙම සම්බන්ධතාවය ස්ථාවර වේ.
රසායනික බන්ධන ගණනය කිරීම් මුලින්ම සිදු කරන ලද්දේ රසායනඥයින් වන හීට්ලර් සහ ලන්ඩන් විසිනි. ඔවුන් හයිඩ්රජන් පරමාණු දෙකක් අතර බන්ධනය පරීක්‍ෂා කළහ. එහි සරලම දෘෂ්‍ය නිරූපණය මෙසේ විය හැකිය:
ඔබට පෙනෙන පරිදි, ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය හයිඩ්රජන් පරමාණු දෙකෙහිම ක්වොන්ටම් ස්ථානයක් ගනී. ඉලෙක්ට්‍රෝනවල මෙම මධ්‍ය දෙකේ සැකැස්ම "සහසංයුජ රසායනික බන්ධනයක්" ලෙස හැඳින්වේ. සහසංයුජ බන්ධන සරල ද්රව්යවල අණු සහ ඒවායේ ලෝහ නොවන සංයෝග සඳහා සාමාන්ය වේ. සහසංයුජ බන්ධන මගින් නිර්මාණය කරන ලද ද්රව්ය සාමාන්යයෙන් විදුලිය සන්නයනය නොකරයි හෝ අර්ධ සන්නායක වේ.
අයනික බන්ධනය
ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන දෙකක් එකිනෙක ආකර්ෂණය වූ විට අයනික රසායනික බන්ධනයක් ඇතිවේ. අයන සරල විය හැක, ද්රව්යයක එක් පරමාණුවකින් සමන්විත වේ. මෙම වර්ගයේ සංයෝගවල, සරල අයන බොහෝ විට ඉලෙක්ට්‍රෝනය අහිමි වූ 1 සහ 2 කාණ්ඩවල ධන ආරෝපිත ලෝහ පරමාණු වේ. සෘණ අයන සෑදීම සාමාන්ය ලෝහ නොවන පරමාණුවල සහ ඒවායේ අම්ල භෂ්මවල ආවේනික වේ. එබැවින් සාමාන්ය අයනික සංයෝග අතර CsF, NaCl සහ වෙනත් ක්ෂාර ලෝහ හේලයිඩ බොහෝ ඇත.
සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව, අයනයක් සංතෘප්ත නොවේ: විවිධ ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන සංඛ්යාවක් අයනකට හෝ අයන සමූහයකට සම්බන්ධ විය හැක. සම්බන්ධිත අංශු සංඛ්යාව සීමා වන්නේ අන්තර්ක්රියා කරන අයනවල රේඛීය මානයන්ගෙන් මෙන්ම අයනික වර්ගයේ සංයෝගයට සහභාගී වන සමාන ආරෝපිත අංශුවල විකර්ෂක බලවේගවලට වඩා ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයනවල ආකර්ශනීය බලවේග වැඩි විය යුතු කොන්දේසියෙනි.
හයිඩ්රජන් බන්ධනය
රසායනික ව්යුහය පිළිබඳ න්යාය නිර්මාණය කිරීමට පෙර සිටම, විවිධ ලෝහ නොවන ද්රව්ය සහිත හයිඩ්රජන් සංයෝග තරමක් අසාමාන්‍ය ගුණ ඇති බව පර්යේෂණාත්මකව නිරීක්ෂණය විය. උදාහරණයක් ලෙස, හයිඩ්රජන් ෆ්ලෝරයිඩ් සහ ජලයේ තාපාංකය අපේක්ෂා කළ හැකි ප්‍රමාණයට වඩා බෙහෙවින් වැඩි ය.
මෙම සහ හයිඩ්රජන් සංයෝගවල අනෙකුත් ලක්ෂණ තවත් රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට H + පරමාණුවට ඇති හැකියාව මගින් පැහැදිලි කළ හැක. මෙම ආකාරයේ සම්බන්ධතාවය "හයිඩ්රජන් බන්ධනය" ලෙස හැඳින්වේ. හයිඩ්රජන් බන්ධනයක් ඇති වීමට හේතු විද්යුත් ස්ථිතික බලවේගවල ගුණ තුළ පවතී. උදාහරණයක් ලෙස, හයිඩ්රජන් ෆ්ලෝරයිඩ් අණුවක, සම්පූර්ණ ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළ ෆ්ලෝරීන් දෙසට කෙතරම් මාරු වී ඇත්ද යත්, මෙම ද්රව්යයේ පරමාණුවක් වටා ඇති අවකාශය සෘණ විද්යුත් ක්ෂේත්‍රයකින් සංතෘප්ත වේ. හයිඩ්රජන් පරමාණුවක් වටා, එහි එකම ඉලෙක්ට්‍රෝනය අහිමි වන අතර, ක්ෂේත්‍රය වඩා දුර්වල වන අතර ධන ආරෝපණයක් ඇත. ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු H + සහ සෘණ F - ධනාත්මක ක්ෂේත්ර අතර අතිරේක සම්බන්ධතාවයක් පැන නගී.
ලෝහවල රසායනික බන්ධනය
සියලුම ලෝහවල පරමාණු නිශ්චිත ආකාරයකින් අභ්යවකාශයේ පිහිටා ඇත. ලෝහ පරමාණු වල සැකැස්ම ස්ඵටික දැලිස් ලෙස හැඳින්වේ. මෙම අවස්ථාවේ දී, විවිධ පරමාණු වල ඉලෙක්ට්රෝන දුර්වල ලෙස එකිනෙකා සමඟ අන්තර් ක්රියා කිරීම, පොදු ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළක් සාදයි. පරමාණු සහ ඉලෙක්ට්රෝන අතර මෙම ආකාරයේ අන්තර්ක්රියා "ලෝහමය බන්ධනයක්" ලෙස හැඳින්වේ.
එය ලෝහමය ද්රව්යවල භෞතික ගුණාංග පැහැදිලි කළ හැකි ලෝහවල ඉලෙක්ට්රෝන වල නිදහස් චලනය වේ: විද්යුත් සන්නායකතාවය, තාප සන්නායකතාවය, ශක්තිය, ෆුසිබල් සහ අනෙකුත් අය.
රසායනික බන්ධන පිළිබඳ ඒකාබද්ධ සිද්ධාන්තයක් නොමැත;
සහසංයුජ බන්ධනය
සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීම යාන්ත්‍රණ තුනකින් කළ හැකිය: හුවමාරුව, පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක සහ ඩේටිව් (ලුවිස්).
අනුව පරිවෘත්තීය යාන්ත්රණයපොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල බෙදාගැනීම නිසා සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇති වීම සිදුවේ. මෙම අවස්ථාවේ දී, සෑම පරමාණුවක්ම නිෂ්ක්රිය වායුවක කවචයක් අත්පත් කර ගැනීමට නැඹුරු වේ, i.e. සම්පුර්ණ කරන ලද බාහිර බලශක්ති මට්ටමක් ලබා ගන්න. හුවමාරු වර්ගය අනුව රසායනික බන්ධනයක් සෑදීම ලුවිස් සූත්‍ර භාවිතයෙන් නිරූපණය කෙරේ, පරමාණුවක එක් එක් සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝනය තිත් මගින් නිරූපණය කෙරේ (රූපය 1).
සහල්. 1 හුවමාරු යාන්ත්රණය මගින් HCl අණුවේ සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීම
පරමාණුක ව්යුහය සහ ක්වොන්ටම් යාන්ත්‍ර විද්‍යාව පිළිබඳ න්යාය වර්ධනය වීමත් සමඟ සහසංයුජ බන්ධනයක් ගොඩනැගීම ඉලෙක්ට්රොනික කක්ෂවල අතිච්ඡාදනය ලෙස නිරූපණය කෙරේ (රූපය 2).
සහල්. 2. ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු අතිච්ඡාදනය වීම නිසා සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇති වීම
පරමාණුක කක්ෂවල අතිච්ඡාදනය වැඩි වන තරමට බන්ධනය ශක්තිමත් වන තරමට බන්ධන දිග කෙටි වන අතර බන්ධන ශක්තිය වැඩි වේ. විවිධ කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වීමෙන් සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදිය හැක. s-s, s-p orbitals, මෙන්ම d-d, p-p, d-p orbitals සමග පාර්ශ්වීය lobes අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස, බන්ධන සෑදීම සිදු වේ. පරමාණු 2 ක න්යෂ්ටීන් සම්බන්ධ කරන රේඛාවට ලම්බකව බන්ධනයක් සෑදී ඇත. එක හා එක් බන්ධන බහු (ද්විත්ව) සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමේ හැකියාව ඇත, ඇල්කේන, ඇල්කේඩීන්, යනාදී කාණ්ඩයේ කාබනික ද්රව්යවල ලක්ෂණයකි. එක හා දෙක බන්ධන බහු (ත්‍රිත්ව) සහසංයුජ බන්ධනයක් සාදයි, පන්තියේ කාබනික ද්රව්යවල ලක්ෂණයකි. ඇල්කයින (ඇසිටිලීන්).
මගින් සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීම දායක-පිළිගැනීමේ යාන්ත්රණයඇමෝනියම් කැටායන උදාහරණය දෙස බලමු:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
නයිට්‍රජන් පරමාණුවේ නිදහස් හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් (අණුව තුළ රසායනික බන්ධන සෑදීමට සම්බන්ධ නොවන ඉලෙක්ට්රෝන) ඇති අතර හයිඩ්රජන් කැටායනයට නිදහස් කාක්ෂිකයක් ඇත, එබැවින් ඒවා පිළිවෙලින් ඉලෙක්ට්රෝන පරිත්යාගශීලියෙකු සහ ප්‍රතිග්‍රාහකයෙකි.
ක්ලෝරීන් අණුවක උදාහරණය භාවිතා කරමින් සහසංයුජ බන්ධන සෑදීමේ ඩේටිව් යාන්ත්රණය සලකා බලමු.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
ක්ලෝරීන් පරමාණුවේ නිදහස් හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් සහ හිස් කාක්ෂික යුගලයක් ඇත, එබැවින් එයට පරිත්‍යාගශීලියෙකුගේ සහ ප්‍රතිග්‍රාහකයාගේ ගුණාංග ප්‍රදර්ශනය කළ හැකිය. එබැවින්, ක්ලෝරීන් අණුවක් සෑදූ විට, එක් ක්ලෝරීන් පරමාණුවක් පරිත්යාගශීලියෙකු ලෙසත් අනෙක ප්රතිග්රාහකයෙකු ලෙසත් ක්රියා කරයි.
ප්රධාන සහසංයුජ බන්ධනයක ලක්ෂණඑනම්: සන්තෘප්තිය (පරමාණුවක් එහි සංයුජතා හැකියාවන්ට ඉඩ දෙන පරිදි ඉලෙක්ට්රෝන ගණනක් එයට සම්බන්ධ කළ විට සංතෘප්ත බන්ධන සෑදේ; අමුණා ඇති ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව පරමාණුවේ සංයුජතා හැකියාවන්ට වඩා අඩු වූ විට අසංතෘප්ත බන්ධන සෑදේ); දිශානතිය (මෙම අගය අණුවේ ජ්යාමිතිය හා "බන්ධන කෝණය" යන සංකල්පයට සම්බන්ධ වේ - බන්ධන අතර කෝණය).
අයනික බන්ධනය
සම්පූර්ණ ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය වඩා විද්යුත් සෘණ මූලද්‍රව්‍යයක පරමාණුවකට සම්පුර්ණයෙන්ම මාරු වූ විට පරමාණුවේ ස්ථායී ඉලෙක්ට්රොනික පරිසරයක් නිර්මාණය වන පරමාණුවල රසායනිකව බන්ධිත තත්වයක් ලෙස මෙය වටහා ගත්තද, පිරිසිදු අයනික බන්ධනයක් සහිත සංයෝග නොමැත. අයනික බන්ධනය කළ හැක්කේ ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයනවල පවතින විද්යුත් සෘණ සහ විද්යුත් ධන මූලද්රව්යවල පරමාණු අතර පමණි - කැටායන සහ ඇනායන.
අර්ථ දැක්වීම
අයනපරමාණුවකට ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කිරීම හෝ එකතු කිරීම මගින් සෑදෙන විද්යුත් ආරෝපිත අංශු වේ.
ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් මාරු කරන විට, ලෝහ සහ ලෝහ නොවන පරමාණු ඒවායේ න්‍යෂ්ටිය වටා ස්ථායී ඉලෙක්ට්රෝන කවච වින්‍යාසයක් සාදයි. ලෝහ නොවන පරමාණුවක් එහි හරය වටා පසුව ඇති නිෂ්ක්‍රීය වායුවේ කවචයක් නිර්මාණය කරයි, සහ ලෝහ පරමාණුවක් පෙර නිෂ්ක්‍රීය වායුවේ කවචයක් නිර්මාණය කරයි (රූපය 3).
සහල්. 3. සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් අණුවක උදාහරණය භාවිතා කරමින් අයනික බන්ධනයක් සෑදීම
අයනික බන්ධන ඒවායේ පිරිසිදු ස්වරූපයෙන් පවතින අණු ද්රව්යයේ වාෂ්ප තත්වයේ දක්නට ලැබේ. අයනික බන්ධනය ඉතා ශක්තිමත් වන අතර එම නිසා මෙම බන්ධනය සහිත ද්රව්ය ඉහළ ද්රවාංකයක් ඇත. සහසංයුජ බන්ධන මෙන් නොව අයනික බන්ධන දිශානතිය සහ සන්තෘප්තිය මගින් සංලක්ෂිත නොවේ, මන්ද අයන මගින් නිර්මාණය කරන ලද විද්යුත් ක්ෂේත්‍රය ගෝලාකාර සමමිතිය හේතුවෙන් සියලුම අයන මත සමානව ක්රියා කරයි.
ලෝහ සම්බන්ධතාවය
ලෝහමය බන්ධනය සාක්ෂාත් කරගනු ලබන්නේ ලෝහ වල පමණි - මෙය ලෝහ පරමාණු තනි දැලිස් එකක රඳවා තබා ගන්නා අන්තර්ක්‍රියාවයි. එහි සම්පූර්ණ පරිමාවට අයත් ලෝහ පරමාණු වල සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන පමණක් බන්ධනයක් සෑදීමට සහභාගී වේ. ලෝහවල ඉලෙක්ට්රෝන නිරන්තරයෙන් පරමාණුවලින් ඉවත් වන අතර ලෝහයේ මුළු ස්කන්ධය පුරාම ගමන් කරයි. ඉලෙක්ට්රෝන නොමැති ලෝහ පරමාණු, චලනය වන ඉලෙක්ට්රෝන පිළිගැනීමට නැඹුරු වන ධන ආරෝපිත අයන බවට පත් වේ. මෙම අඛණ්ඩ ක්‍රියාවලිය ලෝහය ඇතුළත ඊනියා “ඉලෙක්ට්රෝන වායුව” සාදයි, එය සියලුම ලෝහ පරමාණු තදින් බැඳ තබයි (රූපය 4).
ලෝහමය බන්ධනය ශක්තිමත් වේ, එබැවින් ලෝහ ඉහළ ද්‍රවාංකයකින් සංලක්ෂිත වන අතර “ඉලෙක්ට්රෝන වායුව” තිබීම ලෝහවල නම්‍යශීලී බව සහ ductility ලබා දෙයි.
හයිඩ්රජන් බන්ධනය
හයිඩ්රජන් බන්ධනයක් යනු විශේෂිත අන්තර් අණුක අන්තර් ක්‍රියාවකි, මන්ද එහි සිදුවීම හා ශක්තිය ද්රව්යයේ රසායනික ස්වභාවය මත රඳා පවතී. එය සෑදී ඇත්තේ හයිඩ්රජන් පරමාණුවක් අධි විද්යුත් සෘණතාව (O, N, S) සහිත පරමාණුවකට බන්ධනය වන අණු අතරය. හයිඩ්රජන් බන්ධනයක් ඇතිවීම හේතු දෙකක් මත රඳා පවතී: පළමුව, විද්යුත් සෘණ පරමාණුවක් හා සම්බන්ධ හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රෝන නොමැති අතර අනෙකුත් පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළුවලට පහසුවෙන් ඇතුළත් කළ හැකි අතර, දෙවනුව, සංයුජතා s-කාක්ෂිකයක් තිබීම, හයිඩ්රජන් පරමාණුවට විද්යුත් සෘණ පරමාණුවක හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් පිළිගෙන දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණය හරහා එය සමඟ බන්ධනයක් ඇති කිරීමට හැකි වේ.
.
පරමාණු එකිනෙක සම්බන්ධ වී සරල හා සංකීර්ණ ද්රව්ය සෑදිය හැකි බව ඔබ දන්නවා. මෙම අවස්ථාවේ දී, විවිධ වර්ගයේ රසායනික බන්ධන සෑදී ඇත: අයනික, සහසංයුජ (ධ්රැවීය නොවන සහ ධ්රැවීය), ලෝහමය සහ හයිඩ්රජන්.මූලද්රව්ය පරමාණු අතර ඇති කුමන ආකාරයේ බන්ධනයක් ද යන්න තීරණය කරන මූලද්රව්ය පරමාණුවල අත්‍යවශ්‍ය ගුණාංගවලින් එකක් - අයනික හෝ සහසංයුජ - මෙය විද්යුත් සෘණතාව, i.e. ඉලෙක්ට්රෝන ආකර්ෂණය කර ගැනීමට සංයෝගයක ඇති පරමාණුවලට ඇති හැකියාව.
විද්යුත් සෘණතාවයේ කොන්දේසි සහිත ප්‍රමාණාත්මක තක්සේරුවක් සාපේක්ෂ විද්යුත් සෘණතා පරිමාණයෙන් ලබා දේ.
කාල පරිච්ඡේදවලදී, මූලද්රව්යවල විද්යුත් සෘණතාව වැඩි වීමේ සාමාන්ය ප්‍රවණතාවක් පවතින අතර කණ්ඩායම් වශයෙන් - ඒවායේ අඩුවීම සඳහා. මූලද්රව්ය ඒවායේ විද්යුත් සෘණතාවයට අනුව පේළියකට සකසා ඇති අතර, එහි පදනම මත විවිධ කාල පරිච්ඡේදවල පිහිටා ඇති මූලද්රව්යවල විද්යුත් සෘණතාව සැසඳිය හැක.
රසායනික බන්ධන වර්ගය රඳා පවතින්නේ මූලද්රව්යවල සම්බන්ධක පරමාණුවල විද්යුත් සෘණතා අගයන්හි වෙනස කෙතරම් විශාලද යන්න මතය. බන්ධනය සාදන මූලද්රව්යවල පරමාණු විද්යුත් සෘණතාවයෙන් වෙනස් වන තරමට රසායනික බන්ධනය ධ්රැවීය වේ. රසායනික බන්ධන වර්ග අතර තියුණු මායිමක් අඳින්න බැහැ. බොහෝ සංයෝගවල, රසායනික බන්ධන වර්ගය අතරමැදි වේ; උදාහරණයක් ලෙස, අධික ධ්රැවීය සහසංයුජ රසායනික බන්ධනයක් අයනික බන්ධනයකට ආසන්න වේ. රසායනික බන්ධනයක් ස්වභාවයෙන්ම සමීප වන්නේ කුමන සීමාකාරී අවස්ථා මතද යන්න මත එය අයනික හෝ සහසංයුජ ධ්රැවීය බන්ධනයක් ලෙස වර්ග කෙරේ.
අයනික බන්ධනය.අයනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත්තේ විද්යුත් සෘණතාවයෙන් එකිනෙකින් තියුනු ලෙස වෙනස් වන පරමාණු වල අන්තර්ක්රියා මගිනි.නිදසුනක් ලෙස, සාමාන්ය ලෝහ වන ලිතියම් (Li), සෝඩියම් (Na), පොටෑසියම් (K), කැල්සියම් (Ca), ස්ට්‍රොන්ටියම් (Sr), barium (Ba) සාමාන්ය ලෝහ නොවන, ප්රධාන වශයෙන් හැලජන් සමඟ අයනික බන්ධන සාදයි.
ක්ෂාර ලෝහ හේලයිඩ වලට අමතරව, ක්ෂාර සහ ලවණ වැනි සංයෝගවල අයනික බන්ධන ද සෑදේ. උදාහරණයක් ලෙස, සෝඩියම් හයිඩ්‍රොක්සයිඩ් (NaOH) සහ සෝඩියම් සල්ෆේට් (Na 2 SO 4) හි අයනික බන්ධන පවතින්නේ සෝඩියම් සහ ඔක්සිජන් පරමාණු අතර පමණි (ඉතිරි බන්ධන ධ්රැවීය සහසංයුජ වේ).
සහසංයුජ ධ්රැවීය නොවන බන්ධනය.එකම විද්යුත් සෘණතාව සහිත පරමාණු අන්තර්ක්රියා කරන විට සහසංයුජ නොවන ධ්රැවීය බන්ධනයක් සහිත අණු සෑදේ.එවැනි බන්ධනයක් පහත සරල ද්රව්යවල අණු වල පවතී: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. මෙම වායුවල රසායනික බන්ධන සෑදී ඇත්තේ හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන යුගල හරහාය, i.e. අනුරූප ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු අතිච්ඡාදනය වන විට, ඉලෙක්ට්රෝන-න්‍යෂ්ටික අන්තර්ක්රියා හේතුවෙන්, පරමාණු එකිනෙක ළං වන විට සිදු වේ.
ද්රව්යවල ඉලෙක්ට්රොනික සූත්‍ර සම්පාදනය කිරීමේදී, සෑම පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක්ම අනුරූප ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළුවල අතිච්ඡාදනය හේතුවෙන් වැඩිවන ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වයේ සාම්ප්‍රදායික රූපයක් බව මතක තබා ගත යුතුය.
සහසංයුජ ධ්රැවීය බන්ධනය.පරමාණු අන්තර්ක්රියා කරන විට, ඉලෙක්ට්රෝන සෘණ අගයන් වෙනස් වන නමුත් තියුණු ලෙස නොව, පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය වඩාත් විද්යුත් ඍණාත්මක පරමාණුවකට මාරු වේ.මෙය අකාබනික හා කාබනික සංයෝග දෙකෙහිම දක්නට ලැබෙන වඩාත් සුලභ රසායනික බන්ධන වර්ගයයි.
සහසංයුජ බන්ධන වලට පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්‍රණයක් මගින් සෑදෙන බන්ධන සම්පූර්ණයෙන්ම ඇතුළත් වේ, උදාහරණයක් ලෙස හයිඩ්‍රෝනියම් සහ ඇමෝනියම් අයන වල.
ලෝහ සම්බන්ධතාවය.
ලෝහ අයන සමඟ සාපේක්ෂ නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන අන්තර්ක්රියා කිරීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස සෑදෙන බන්ධනය ලෝහමය බන්ධනයක් ලෙස හැඳින්වේ.මෙම වර්ගයේ බන්ධන සරල ද්රව්යවල ලක්ෂණයකි - ලෝහ.
ලෝහ බන්ධන සෑදීමේ ක්‍රියාවලියේ සාරය පහත පරිදි වේ: ලෝහ පරමාණු පහසුවෙන් සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන අතහැර ධන ආරෝපිත අයන බවට පත් කරයි. පරමාණුවෙන් වෙන් වූ සාපේක්ෂ නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන ධන ලෝහ අයන අතර ගමන් කරයි. ඒවා අතර ලෝහමය බන්ධනයක් පැන නගී, එනම් ඉලෙක්ට්රෝන, ලෝහවල ස්ඵටික දැලිස්වල ධනාත්මක අයන සිමෙන්ති කරයි.
හයිඩ්රජන් බන්ධනය.
එක් අණුවක හයිඩ්රජන් පරමාණු සහ දැඩි විද්යුත් සෘණ මූලද්‍රව්‍යයක පරමාණුවක් අතර ඇතිවන බන්ධනයකි(O, N, F) තවත් අණුවක් හයිඩ්රජන් බන්ධනයක් ලෙස හැඳින්වේ.
ප්රශ්නය මතු විය හැකිය: හයිඩ්රජන් එවැනි විශේෂිත රසායනික බන්ධනයක් සෑදෙන්නේ ඇයි?
හයිඩ්රජන් පරමාණුක අරය ඉතා කුඩා වීම මෙය පැහැදිලි කරයි. මීට අමතරව, එහි එකම ඉලෙක්ට්‍රෝනය විස්ථාපනය කිරීමේදී හෝ සම්පූර්ණයෙන්ම පරිත්‍යාග කිරීමේදී, හයිඩ්රජන් සාපේක්ෂව ඉහළ ධන ආරෝපණයක් ලබා ගනී, එම නිසා එක් අණුවක හයිඩ්රජන් අනෙකුත් අණු වල සංයුතියට යන අර්ධ සෘණ ආරෝපණයක් ඇති විද්යුත් සෘණ මූලද්රව්යවල පරමාණු සමඟ අන්තර්ක්රියා කරයි (HF , H 2 O, NH 3) .
අපි උදාහරණ කිහිපයක් බලමු. අපි සාමාන්යයෙන් H 2 O රසායනික සූත්රය සමඟ ජල සංයුතිය නියෝජනය කරමු. කෙසේ වෙතත්, මෙය සම්පූර්ණයෙන්ම නිවැරදි නොවේ. n = 2,3,4 යනාදී සූත්‍රයෙන් (H 2 O)n ජලයේ සංයුතිය දැක්වීම වඩාත් නිවැරදි වනු ඇත. මෙය පැහැදිලි වන්නේ එක් එක් ජල අණු හයිඩ්රජන් බන්ධන හරහා එකිනෙක සම්බන්ධ වී තිබීමයි. .
හයිඩ්රජන් බන්ධන සාමාන්යයෙන් තිත් වලින් දැක්වේ. එය අයනික හෝ සහසංයුජ බන්ධනවලට වඩා බෙහෙවින් දුර්වල නමුත් සාමාන්ය අන්තර් අණුක අන්තර්ක්‍රියාවලට වඩා ශක්තිමත් ය.
හයිඩ්රජන් බන්ධන පැවතීම උෂ්ණත්වය අඩුවීමත් සමඟ ජල පරිමාව වැඩිවීම පැහැදිලි කරයි. මෙය උෂ්ණත්වය අඩු වන විට, අණු ශක්තිමත් වන අතර එම නිසා ඒවායේ "ඇසුරුම්" ඝනත්වය අඩු වේ.
කාබනික රසායන විද්‍යාව හැදෑරීමේදී පහත ප්රශ්නය මතු විය: ඇල්කොහොල් වල තාපාංකය අනුරූප හයිඩ්‍රොකාබන වලට වඩා වැඩි වන්නේ ඇයි? ඇල්කොහොල් අණු අතර හයිඩ්රජන් බන්ධන ද ඇති වන බව මෙය පැහැදිලි කරයි.
ඇල්කොහොල් වල තාපාංකයේ වැඩි වීමක් ද ඒවායේ අණු විශාල වීම නිසා සිදු වේ.
හයිඩ්රජන් බන්ධනය වෙනත් බොහෝ කාබනික සංයෝගවල (ෆීනෝල්, කාබොක්සිලික් අම්ල ආදිය) ලක්ෂණයකි. කාබනික රසායන විද්‍යාව සහ සාමාන්ය ජීව විද්‍යාව පිළිබඳ පාඨමාලා වලින්, හයිඩ්රජන් බන්ධනයක් තිබීම ප්‍රෝටීනවල ද්විතියික ව්යුහය, DNA ද්විත්ව හෙලික්සයේ ව්යුහය, එනම් අනුපූරකතාවයේ සංසිද්ධිය පැහැදිලි කරන බව ඔබ දන්නවා.
සහසංයුජ රසායනික බන්ධන, එහි වර්ග සහ ගොඩනැගීමේ යාන්ත්‍රණ. සහසංයුජ බන්ධනවල ලක්ෂණ (ධ්‍රැවීයතාව සහ බන්ධන ශක්තිය). අයනික බන්ධනය. ලෝහ සම්බන්ධතාවය. හයිඩ්රජන් බන්ධනය
රසායනික බන්ධන මූලධර්මය සියලු න්‍යායික රසායන විද්‍යාවේ පදනම සාදයි.
රසායනික බන්ධනයක් යනු අණු, අයන, රැඩිකලුන් සහ ස්ඵටික වලට බන්ධනය කරන පරමාණු වල අන්තර්ක්රියා ලෙස වටහාගෙන ඇත.
රසායනික බන්ධන වර්ග හතරක් ඇත: අයනික, සහසංයුජ, ලෝහ සහ හයිඩ්රජන්.
රසායනික බන්ධන වර්ග වලට බෙදීම කොන්දේසි සහිත ය, මන්ද ඒවා සියල්ලම යම් එකමුතුවකින් සංලක්ෂිත වේ.
අයනික බන්ධනයක් ධ්රැවීය සහසංයුජ බන්ධනයක ආන්තික අවස්ථාවක් ලෙස සැලකිය හැකිය.
ලෝහමය බන්ධනයක් හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන භාවිතයෙන් පරමාණුවල සහසංයුජ අන්තර්ක්රියා සහ මෙම ඉලෙක්ට්රෝන සහ ලෝහ අයන අතර ඇති විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණය ඒකාබද්ධ කරයි.
ද්‍රව්‍යවලට බොහෝ විට රසායනික බන්ධන (හෝ පිරිසිදු රසායනික බන්ධන) සීමාකාරී අවස්ථා නොමැත.
නිදසුනක් ලෙස, ලිතියම් ෆ්ලෝරයිඩ් $LiF$ අයනික සංයෝගයක් ලෙස වර්ගීකරණය කර ඇත. ඇත්ත වශයෙන්ම, එහි ඇති බන්ධනය $80%$ අයනික සහ $20%$ සහසංයුජ වේ. එබැවින් රසායනික බන්ධනයක ධ්‍රැවීයතාවේ (අයනිකත්වය) ප්‍රමාණය ගැන කතා කිරීම වඩාත් නිවැරදි ය.
හයිඩ්රජන් හේලයිඩ ශ්‍රේණියේ $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ බන්ධන ධ්‍රැවීයතාවේ මට්ටම අඩු වේ, මන්ද හැලජන් සහ හයිඩ්රජන් පරමාණුවල විද්යුත් සෘණතා අගයන්හි වෙනස අඩු වන අතර ඇස්ටේන් හයිඩ්රජන් වල බන්ධනය පාහේ ධ්රැවීය නොවන බවට පත් වේ. $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.
එකම ද්රව්යවල විවිධ ආකාරයේ බන්ධන සොයාගත හැකිය, උදාහරණයක් ලෙස:
- භෂ්ම තුළ: හයිඩ්‍රොක්සෝ කාණ්ඩවල ඔක්සිජන් සහ හයිඩ්රජන් පරමාණු අතර බන්ධනය ධ්රැවීය සහසංයුජ වන අතර ලෝහය සහ හයිඩ්‍රොක්සෝ කාණ්ඩය අතර එය අයනික වේ;
- ඔක්සිජන් අඩංගු අම්ලවල ලවණවල: ආම්ලික අපද්‍රව්‍යවල ලෝහ නොවන පරමාණුව සහ ඔක්සිජන් අතර - සහසංයුජ ධ්රැවීය, සහ ලෝහ සහ ආම්ලික අපද්‍රව්‍ය අතර - අයනික;
- ඇමෝනියම්, මෙතිලමෝනියම් ලවණ ආදියෙහි: නයිට්‍රජන් සහ හයිඩ්රජන් පරමාණු අතර - සහසංයුජ ධ්රැවීය, සහ ඇමෝනියම් හෝ මෙතිලමෝනියම් අයන සහ අම්ල අපද්‍රව්‍ය අතර - අයනික;
- ලෝහ පෙරොක්සයිඩවල (උදාහරණයක් ලෙස, $Na_2O_2$), ඔක්සිජන් පරමාණු අතර බන්ධනය සහසංයුජ නොවන ධ්රැවීය වන අතර ලෝහ සහ ඔක්සිජන් අතර අයනික වේ.
විවිධ ආකාරයේ සම්බන්ධතා එකිනෙකට වෙනස් විය හැක:
- ජලයෙහි සහසංයුජ සංයෝගවල විද්යුත් විච්ඡේදනය අතරතුර සහසංයුජ ධ්රැවීය බන්ධනය අයනික බන්ධනයක් බවට පත් වේ;
- ලෝහ වාෂ්ප වූ විට, ලෝහ බන්ධනය ධ්රැවීය නොවන සහසංයුජ බන්ධනයක් බවට හැරේ.
සියලු වර්ගවල සහ රසායනික බන්ධන වර්ගවල එකමුතුකමට හේතුව ඒවායේ සමාන රසායනික ස්වභාවයයි - ඉලෙක්ට්රෝන-න්‍යෂ්ටික අන්තර්ක්රියා. ඕනෑම අවස්ථාවක රසායනික බන්ධනයක් සෑදීම පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රෝන-න්‍යෂ්ටික අන්තර්ක්‍රියාවල ප්රතිඵලයක් වන අතර එය ශක්තිය මුදා හැරීමත් සමඟ සිදු වේ.
සහසංයුජ බන්ධන සෑදීමේ ක්‍රම. සහසංයුජ බන්ධනයක ලක්ෂණ: බන්ධන දිග සහ ශක්තිය
සහසංයුජ රසායනික බන්ධනයක් යනු හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සෑදීම හරහා පරමාණු අතර ඇතිවන බන්ධනයකි.
එවැනි බැඳීමක් සෑදීමේ යාන්ත්රණය හුවමාරු කිරීම හෝ පරිත්යාගශීලි-පිළිගැනීම විය හැකිය.
අයි. හුවමාරු යාන්ත්රණයපරමාණු යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන ඒකාබද්ධ කිරීමෙන් හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සාදන විට ක්රියා කරයි.
1) $H_2$ - හයිඩ්රජන්:
$s$-ඉලෙක්ට්රෝන හයිඩ්රජන් පරමාණු ($s$-කක්ෂය අතිච්ඡාදනය වීම) මගින් පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් සෑදීම හේතුවෙන් බන්ධනය පැන නගී:
2) $HCl$ - හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ්:
$s-$ සහ $p-$ ඉලෙක්ට්රෝන ($s-p-$orbitals අතිච්ඡාදනය වීම) යන පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් සෑදීම හේතුවෙන් බන්ධනය පැන නගී:
3) $Cl_2$: ක්ලෝරීන් අණුවක, යුගල නොකළ $p-$ඉලෙක්ට්රෝන ($p-p-$orbitals අතිච්ඡාදනය වීම) හේතුවෙන් සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදේ:
4) $N_2$: නයිට්‍රජන් අණුවක පරමාණු අතර පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල තුනක් සෑදී ඇත:
II. පරිත්යාගශීලි-පිළිගැනීමේ යාන්ත්රණයඇමෝනියම් අයන $NH_4^+$ හි උදාහරණය භාවිතා කර සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීම සලකා බලමු.
දායකයාට ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් ඇත, ප්‍රතිග්‍රාහකයාට මෙම යුගලයට ගත හැකි හිස් කක්ෂයක් ඇත. ඇමෝනියම් අයන තුළ, හයිඩ්රජන් පරමාණු සහිත බන්ධන හතරම සහසංයුජ වේ: හුවමාරු යාන්ත්‍රණයට අනුව නයිට්‍රජන් පරමාණු සහ හයිඩ්රජන් පරමාණු මගින් පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල නිර්මාණය කිරීම හේතුවෙන් තුනක් සෑදී ඇත, එකක් - පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්‍රණයට අනුව.
සහසංයුජ බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වන ආකාරය අනුව මෙන්ම බන්ධිත පරමාණුවලින් එකක් දෙසට විස්ථාපනය වීම මගින් වර්ග කළ හැක.
බන්ධන රේඛාවක් ඔස්සේ ඉලෙක්ට්රෝන කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස සෑදෙන රසායනික බන්ධන $σ$ ලෙස හැඳින්වේ. - බැඳුම්කර (සිග්මා බන්ධන). සිග්මා බන්ධනය ඉතා ශක්තිමත් ය.
$p-$orbitals කලාප දෙකක අතිච්ඡාදනය විය හැක, පාර්ශ්වීය අතිච්ඡාදනය හේතුවෙන් සහසංයුජ බන්ධනයක් සාදයි:
සන්නිවේදන රේඛාවෙන් පිටත ඉලෙක්ට්රෝන කක්ෂවල "පාර්ශ්වික" අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස සාදන ලද රසායනික බන්ධන, i.e. ප්‍රදේශ දෙකක $π$ ලෙස හැඳින්වේ -බන්ධන (පයි-බන්ධන).
විසින් විස්ථාපන උපාධියඔවුන් බන්ධනය කරන පරමාණු වලින් එකකට ඉලෙක්ට්රෝන යුගල හවුල්, සහසංයුජ බන්ධනයක් විය හැක ධ්රැවීයසහ ධ්රැව නොවන.
එකම විද්යුත් සෘණතාවක් ඇති පරමාණු අතර ඇතිවන සහසංයුජ රසායනික බන්ධනයක් ලෙස හැඳින්වේ ධ්රැව නොවන.ඉලෙක්ට්රෝන යුගල කිසිදු පරමාණුවකට මාරු නොවේ, මන්ද පරමාණු වලට එකම EO ඇත - අනෙකුත් පරමාණු වලින් සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන ආකර්ෂණය කර ගැනීමේ ගුණය. උදාහරණ වශයෙන්:
ඒවා. සරල ලෝහ නොවන ද්රව්යවල අණු සෑදී ඇත්තේ සහසංයුජ ධ්රැවීය නොවන බන්ධන හරහාය. විද්යුත් සෘණතාව වෙනස් වන මූලද්රව්යවල පරමාණු අතර සහසංයුජ රසායනික බන්ධනයක් ලෙස හැඳින්වේ ධ්රැවීය.
සහසංයුජ බන්ධනවල දිග සහ ශක්තිය.
ලක්ෂණය සහසංයුජ බන්ධනයේ ගුණාංග- එහි දිග සහ ශක්තිය. සබැඳි දිගපරමාණුවල න්යෂ්ටීන් අතර දුර වේ. රසායනික බන්ධනයක දිග කෙටි වන තරමට එය ශක්තිමත් වේ. කෙසේ වෙතත්, සම්බන්ධතාවයේ ශක්තියේ මිනුමක් වේ බන්ධන ශක්තිය, බැඳීමක් බිඳීමට අවශ්‍ය ශක්ති ප්‍රමාණය අනුව තීරණය වේ. එය සාමාන්යයෙන් kJ/mol වලින් මනිනු ලැබේ. මේ අනුව, පර්යේෂණාත්මක දත්ත වලට අනුව, $H_2, Cl_2$ සහ $N_2$ අණු වල බන්ධන දිග පිළිවෙලින් $0.074, 0.198$ සහ $0.109$ nm වන අතර, බන්ධන ශක්තිය පිළිවෙලින් $436, 242$ සහ $946$ kJ/mol වේ.
අයන. අයනික බන්ධනය
පරමාණු දෙකක් “හමු වේ” යැයි සිතමු: I කාණ්ඩයේ ලෝහයේ පරමාණුවක් සහ VII කාණ්ඩයේ ලෝහ නොවන පරමාණුවක්. ලෝහ පරමාණුවකට එහි බාහිර ශක්ති මට්ටමේ තනි ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඇති අතර, ලෝහ නොවන පරමාණුවකට එහි බාහිර මට්ටම සම්පූර්ණ වීමට එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් නොමැත.
පළමු පරමාණුව, න්‍යෂ්ටියට වඩා දුරින් සහ දුර්වල ලෙස බැඳී ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝනය දෙවැන්නට පහසුවෙන් ලබා දෙනු ඇත, දෙවැන්න එහි බාහිර ඉලෙක්ට්රොනික මට්ටමේ නිදහස් ස්ථානයක් ලබා දෙනු ඇත.
එවිට එහි සෘණ ආරෝපණ වලින් එකක් අහිමි වූ පරමාණුව ධන ආරෝපිත අංශුවක් බවට පත් වන අතර, එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස ලැබෙන ඉලෙක්ට්‍රෝනය හේතුවෙන් දෙවැන්න සෘණ ආරෝපිත අංශුවක් බවට පත් වේ. එවැනි අංශු ලෙස හැඳින්වේ අයන.
අයන අතර සිදුවන රසායනික බන්ධනය අයනික ලෙස හැඳින්වේ.
සුප්‍රසිද්ධ සංයෝගයක් වන සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් (මේස ලුණු) උදාහරණය භාවිතා කරමින් මෙම බන්ධනය ගොඩනැගීම සලකා බලමු:
පරමාණු අයන බවට පරිවර්තනය කිරීමේ ක්‍රියාවලිය රූප සටහනේ දැක්වේ:
මෙම පරමාණු අයන බවට පරිවර්තනය වීම සැමවිටම සිදුවන්නේ සාමාන්ය ලෝහවල සහ සාමාන්ය ලෝහ නොවන පරමාණුවල අන්තර්ක්රියා අතරතුරය.
අයනික බන්ධනයක් සෑදීම වාර්තා කිරීමේදී තර්කනයේ ඇල්ගොරිතම (අනුපිළිවෙල) සලකා බලමු, උදාහරණයක් ලෙස, කැල්සියම් සහ ක්ලෝරීන් පරමාණු අතර:
පරමාණු හෝ අණු සංඛ්යාව පෙන්වන සංඛ්යා ලෙස හැඳින්වේ සංගුණක, සහ අණුවක ඇති පරමාණු හෝ අයන ගණන පෙන්වන සංඛ්යා ලෙස හැඳින්වේ දර්ශක.
ලෝහ සම්බන්ධතාවය
ලෝහ මූලද්රව්යවල පරමාණු එකිනෙකා සමඟ අන්තර් ක්රියා කරන ආකාරය ගැන අපි දැන හඳුනා ගනිමු. ලෝහ සාමාන්යයෙන් හුදකලා පරමාණු ලෙස නොපවතී, නමුත් කැබැල්ලක්, ඉන්ගෝට් හෝ ලෝහ නිෂ්පාදනයක් ලෙස පවතී. ලෝහ පරමාණු තනි පරිමාවක රඳවා තබා ගන්නේ කුමක් ද?
බොහෝ ලෝහවල පරමාණු බාහිර මට්ටමේ ඉලෙක්ට්රෝන කුඩා සංඛ්යාවක් අඩංගු වේ - $ 1, 2, 3 $. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන පහසුවෙන් ඉවත් වන අතර පරමාණු ධනාත්මක අයන බවට පත් වේ. වෙන් වූ ඉලෙක්ට්රෝන එක් අයනයකින් තවත් අයනයකට චලනය වන අතර ඒවා තනි සමස්තයකට බන්ධනය කරයි. අයන සමඟ සම්බන්ධ වීමෙන්, මෙම ඉලෙක්ට්රෝන තාවකාලිකව පරමාණු සාදයි, පසුව නැවත බිඳී වෙනත් අයනයක් සමඟ ඒකාබද්ධ වේ. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස, ලෝහයේ පරිමාවේ දී, පරමාණු අඛණ්ඩව අයන බවට පරිවර්තනය වන අතර අනෙක් අතට.
හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන හරහා අයන අතර ලෝහ වල බන්ධනය ලෝහමය ලෙස හැඳින්වේ.
රූපය සෝඩියම් ලෝහ කැබැල්ලක ව්යුහය ක්‍රමානුකූලව පෙන්වයි.
මෙම අවස්ථාවේ දී, හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන කුඩා සංඛ්යාවක් අයන සහ පරමාණු විශාල සංඛ්යාවක් බන්ධනය කරයි.
ලෝහමය බන්ධනයකට සහසංයුජ බන්ධනයක් සමඟ යම් සමානකම් ඇත, මන්ද එය බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන බෙදාගැනීම මත පදනම් වේ. කෙසේ වෙතත්, සහසංයුජ බන්ධනයක් සමඟ, අසල්වැසි පරමාණු දෙකක බාහිර යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන පමණක් බෙදා ගන්නා අතර, ලෝහමය බන්ධනයක් සමඟ, සියලුම පරමාණු මෙම ඉලෙක්ට්රෝන බෙදා ගැනීමට සහභාගී වේ. සහසංයුජ බන්ධනයක් සහිත ස්ඵටික බිඳෙනසුලු වන්නේ එබැවිනි, නමුත් ලෝහ බන්ධනයක් සමඟ, රීතියක් ලෙස, ඒවා ductile, විද්යුත් සන්නායක සහ ලෝහමය දීප්තියක් ඇත.
ලෝහමය බන්ධනය පිරිසිදු ලෝහවල සහ විවිධ ලෝහවල මිශ්‍රණ දෙකෙහිම ලක්ෂණයකි - ඝන සහ ද්රව තත්වයේ මිශ්ර ලෝහ.
හයිඩ්රජන් බන්ධනය
එක් අණුවක (හෝ එහි කොටසක) ධන ධ්‍රැවීකරණය වූ හයිඩ්රජන් පරමාණු සහ තවත් අණුවක තනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ($F, O, N$ සහ අඩු වශයෙන් $S$ සහ $Cl$) ඇති දැඩි විද්යුත් සෘණ මූලද්රව්යවල සෘණ ධ්‍රැවීකරණය වූ පරමාණු අතර රසායනික බන්ධනයකි. (හෝ එහි කොටස) හයිඩ්රජන් ලෙස හැඳින්වේ.
හයිඩ්රජන් බන්ධන සෑදීමේ යාන්ත්රණය අර්ධ වශයෙන් විද්යුත් ස්ථිතික, අර්ධ වශයෙන් පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක ස්වභාවයකි.
අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධන සඳහා උදාහරණ:
එවැනි සම්බන්ධතාවයක් ඉදිරිපිටදී, අඩු අණුක ද්රව්ය පවා, සාමාන්ය තත්ව යටතේ, ද්රව (මත්පැන්, ජලය) හෝ පහසුවෙන් ද්රවීකරණය කළ වායු (ඇමෝනියා, හයිඩ්රජන් ෆ්ලෝරයිඩ්) විය හැක.
හයිඩ්රජන් බන්ධන සහිත ද්රව්යවල අණුක ස්ඵටික දැලිස් ඇත.
අණුක සහ අණුක නොවන ව්යුහයේ ද්රව්ය. ස්ඵටික දැලිස් වර්ගය. ඒවායේ සංයුතිය හා ව්යුහය මත ද්රව්යවල ගුණාංග මත රඳා පවතී
ද්රව්යවල අණුක සහ අණුක නොවන ව්යුහය
රසායනික අන්තර්ක්රියා වලට ඇතුල් වන තනි පරමාණු හෝ අණු නොව ද්රව්ය වේ. ලබා දී ඇති තත්ත්‍වයන් යටතේ, ද්රව්යයක් ඝණ, ද්රව හෝ වායුමය යන එක් රැස් කිරීමේ අවස්ථා තුනෙන් එකක තිබිය හැක. ද්රව්යයක ගුණාංග ද එය සාදන අංශු අතර රසායනික බන්ධනයේ ස්වභාවය මත රඳා පවතී - අණු, පරමාණු හෝ අයන. බන්ධන වර්ගය මත පදනම්ව, අණුක සහ අණුක නොවන ව්යුහයේ ද්රව්ය වෙන්කර හඳුනාගත හැකිය.
අණු වලින් සෑදූ ද්රව්ය හැඳින්වේ අණුක ද්රව්ය. එවැනි ද්රව්යවල අණු අතර බන්ධන ඉතා දුර්වල ය, අණුව තුළ ඇති පරමාණු අතරට වඩා බෙහෙවින් දුර්වල වන අතර සාපේක්ෂ අඩු උෂ්ණත්වවලදී පවා ඒවා කැඩී යයි - ද්රව්යය ද්රවයක් බවට පත් වන අතර පසුව වායුවක් බවට පත්වේ (අයඩින් උපත්කරණය). අණු වලින් සමන්විත ද්රව්යවල ද්රවාංක හා තාපාංක අණුක බර වැඩිවීමත් සමඟ වැඩි වේ.
අණුක ද්‍රව්‍යවලට පරමාණුක ව්‍යුහයක් සහිත ද්රව්ය ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$) ඇතුළත් වේ, ඒවා අතර ලෝහ සහ ලෝහ නොවන ද්රව්ය ඇත.
ක්ෂාර ලෝහවල භෞතික ගුණාංග සලකා බලමු. පරමාණු අතර සාපේක්ෂ අඩු බන්ධන ශක්තිය අඩු යාන්ත්රික ශක්තියක් ඇති කරයි: ක්ෂාර ලෝහ මෘදු වන අතර පිහියකින් පහසුවෙන් කපා ගත හැකිය.
විශාල පරමාණුක ප්‍රමාණය ක්ෂාර ලෝහවල අඩු ඝනත්වයට හේතු වේ: ලිතියම්, සෝඩියම් සහ පොටෑසියම් ජලයට වඩා සැහැල්ලු ය. ක්ෂාර ලෝහ කාණ්ඩයේ, මූලද්රව්යයේ පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වීමත් සමඟ තාපාංක හා ද්රවාංක අඩු වේ. පරමාණු ප්‍රමාණය වැඩි වන අතර බන්ධන දුර්වල වේ.
ද්රව්ය වලට අණුක නොවනව්යුහයන් අයනික සංයෝග ඇතුළත් වේ. ලෝහ නොවන බොහෝ ලෝහ සංයෝගවල මෙම ව්යුහය ඇත: සියලුම ලවණ ($NaCl, K_2SO_4$), සමහර හයිඩ්‍රයිඩ් ($LiH$) සහ ඔක්සයිඩ ($CaO, MgO, FeO$), භෂ්ම ($NaOH, KOH$). අයනික (අණුක නොවන) ද්රව්ය ඉහළ ද්රවාංක සහ තාපාංක ඇත.
ස්ඵටික දැලිස්
දන්නා පරිදි පදාර්ථය, වායුමය, ද්රව සහ ඝණ යන තත්ත්‍ව තුනකින් පැවතිය හැක.
ඝන: අස්ඵටික සහ ස්ඵටික.
රසායනික බන්ධනවල ලක්ෂණ ඝන ද්රව්යවල ගුණ කෙරෙහි බලපාන ආකාරය අපි සලකා බලමු. ඝන ද්රව්ය බෙදී ඇත ස්ඵටිකරූපීසහ අස්ඵටික.
අස්ඵටික ද්‍රව්‍යවලට පැහැදිලි ද්රවාංකයක් නොමැත, රත් වූ විට ඒවා ක්‍රමයෙන් මෘදු වී ද්රව තත්ත්වයට පත් වේ. නිදසුනක් ලෙස, ප්ලාස්ටික් සහ විවිධ දුම්මල අස්ඵටික තත්වයක පවතී.
ස්ඵටිකරූපී ද්රව්ය සංලක්ෂිත වන්නේ ඒවා සෑදී ඇති අංශුවල නිවැරදි සැකැස්මෙනි: පරමාණු, අණු සහ අයන - අවකාශයේ දැඩි ලෙස අර්ථ දක්වා ඇති ස්ථානවල. මෙම ලක්ෂ්‍ය සරල රේඛා මගින් සම්බන්ධ කළ විට, අවකාශීය රාමුවක් සාදනු ලැබේ, එය ස්ඵටික දැලිසක් ලෙස හැඳින්වේ. ස්ඵටික අංශු පිහිටා ඇති ස්ථාන දැලිස් නෝඩ් ලෙස හැඳින්වේ.
ස්ඵටික දැලිස් වල නෝඩ් වල පිහිටා ඇති අංශු වර්ගය සහ ඒවා අතර සම්බන්ධතාවයේ ස්වභාවය අනුව, ස්ඵටික දැලිස් වර්ග හතරක් වෙන්කර හඳුනාගත හැකිය: අයනික, පරමාණුක, අණුකසහ ලෝහ.
අයනික ස්ඵටික දැලිස්.
අයනිකඅයන ඇති නෝඩ් වල ස්ඵටික දැලිස් ලෙස හැඳින්වේ. ඒවා සෑදී ඇත්තේ අයනික බන්ධන සහිත ද්රව්ය මගිනි, ඒවාට $Na^(+), Cl^(-)$, සහ සංකීර්ණ $SO_4^(2−), OH^-$ යන අයන දෙකම බැඳිය හැක. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස ලවණ සහ සමහර ඔක්සයිඩ් සහ ලෝහවල හයිඩ්‍රොක්සයිඩ් අයනික ස්ඵටික දැලිස් ඇත. උදාහරණයක් ලෙස, සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් ස්ඵටිකයක් ඝනක හැඩැති දැලිසක් සාදමින්, ධන $Na^+$ සහ සෘණ $Cl^-$ අයන විකල්ප වලින් සමන්විත වේ. එවැනි ස්ඵටිකයක අයන අතර බන්ධන ඉතා ස්ථායී වේ. එබැවින් අයනික දැලිසක් සහිත ද්රව්ය සාපේක්ෂව ඉහළ දෘඪතාව සහ ශක්තිය මගින් සංලක්ෂිත වේ, ඒවා වර්තන සහ වාෂ්පශීලී නොවේ.
පරමාණුක ස්ඵටික දැලිස්.
පරමාණුකතනි පරමාණු ඇති නෝඩ් වල ස්ඵටික දැලිස් ලෙස හැඳින්වේ. එවැනි දැලිස් වලදී, පරමාණු ඉතා ශක්තිමත් සහසංයුජ බන්ධන මගින් එකිනෙකට සම්බන්ධ වේ. මෙම වර්ගයේ ස්ඵටික දැලිස් සහිත ද්රව්ය සඳහා උදාහරණයක් වන්නේ දියමන්ති, කාබන්හි විලෝපික වෙනස් කිරීම් වලින් එකකි.
පරමාණුක ස්ඵටික දැලිසක් සහිත බොහෝ ද්රව්ය ඉතා ඉහළ ද්රවාංක ඇත (උදාහරණයක් ලෙස, දියමන්ති සඳහා එය ඩොලර් 3500 ° C ට වැඩි වේ), ඒවා ශක්තිමත් සහ දෘඪ, සහ ප්රායෝගිකව දිය නොවේ.
අණුක ස්ඵටික දැලිස්.
අණුකස්ඵටික දැලිස් ලෙස හැඳින්වේ, අණු පිහිටා ඇති නෝඩ් වල. මෙම අණු වල රසායනික බන්ධන ධ්රැවීය ($HCl, H_2O$) සහ ධ්රැවීය නොවන ($N_2, O_2$) යන දෙකම විය හැක. අණු තුළ ඇති පරමාණු ඉතා ශක්තිමත් සහසංයුජ බන්ධන මගින් සම්බන්ධ වී ඇතත්, දුර්වල අන්තර් අණුක ආකර්ෂණ බලවේග අණු අතරම ක්රියා කරයි. එබැවින්, අණුක ස්ඵටික දැලිස් සහිත ද්රව්ය අඩු දෘඪතාව, අඩු ද්රවාංක සහ වාෂ්පශීලී වේ. බොහෝ ඝන කාබනික සංයෝගවල අණුක ස්ඵටික දැලිස් (නැප්තලීන්, ග්ලූකෝස්, සීනි) ඇත.
ලෝහ ස්ඵටික දැලිස්.
ලෝහමය බන්ධන සහිත ද්රව්ය ලෝහමය ස්ඵටික දැලිස් ඇත. එවැනි දැලිස් ඇති ස්ථානවල පරමාණු සහ අයන ඇත (පරමාණු හෝ අයන, ලෝහ පරමාණු පහසුවෙන් පරිවර්තනය වන අතර ඒවායේ බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන “පොදු භාවිතය සඳහා” ලබා දෙයි). ලෝහවල මෙම අභ්යන්තර ව්යුහය ඒවායේ ලාක්ෂණික භෞතික ගුණාංග තීරණය කරයි: සුමට බව, ප්ලාස්ටික් බව, විද්යුත් හා තාප සන්නායකතාවය, ලාක්ෂණික ලෝහමය දීප්තිය.
ආවර්තිතා වගුවේ දැනට දන්නා සියලුම රසායනික මූලද්රව්ය විශාල කණ්ඩායම් දෙකකට බෙදා ඇත: ලෝහ සහ ලෝහ නොවන. ඒවා හුදෙක් මූලද්රව්ය පමණක් නොව සංයෝග, රසායනික ද්රව්ය බවට පත්වීමට සහ එකිනෙකා සමඟ අන්තර් ක්රියා කිරීමට හැකි වීමට නම්, ඒවා සරල හා සංකීර්ණ ද්රව්ය ස්වරූපයෙන් පැවතිය යුතුය.
සමහර ඉලෙක්ට්රෝන පිළිගැනීමට උත්සාහ කරන අතර අනෙක් ඒවා ලබා දීමට උත්සාහ කරන්නේ එබැවිනි. මේ ආකාරයෙන් එකිනෙක නැවත පිරවීමෙන් මූලද්රව්ය විවිධ රසායනික අණු සාදයි. නමුත් ඔවුන් එකට තබා ගන්නේ කුමක් ද? බරපතලම උපකරණ පවා විනාශ කළ නොහැකි තරම් ශක්තිමත් ද්රව්ය පවතින්නේ ඇයි? අනෙක් අය, ඊට පටහැනිව, සුළු බලපෑමකින් විනාශ වේ. මේ සියල්ල පැහැදිලි වන්නේ අණු වල පරමාණු අතර විවිධ වර්ගයේ රසායනික බන්ධන සෑදීම, යම් ව්‍යුහයක ස්ඵටික දැලිසක් සෑදීමෙනි.
සංයෝගවල රසායනික බන්ධන වර්ග
සමස්තයක් වශයෙන්, රසායනික බන්ධනවල ප්රධාන වර්ග 4 ක් ඇත.
- සහසංයුජ ධ්රැවීය නොවන. එය ඉලෙක්ට්රෝන බෙදාගැනීම, පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සෑදීම හේතුවෙන් සමාන නොවන ලෝහ දෙකක් අතර සෑදී ඇත. සංයුජතා යුගල නොකළ අංශු එහි ගොඩනැගීමට සහභාගී වේ. උදාහරණ: හැලජන්, ඔක්සිජන්, හයිඩ්රජන්, නයිට්‍රජන්, සල්ෆර්, පොස්පරස්.
- සහසංයුජ ධ්රැවීය. විවිධ ලෝහ නොවන ලෝහ දෙකක් අතර හෝ ඉතා දුර්වල ගුණ ඇති ලෝහයක් සහ දුර්වල විද්යුත් සෘණතාවක් සහිත ලෝහයක් අතර පිහිටුවා ඇත. එය පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල මත පදනම් වන අතර ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධය වැඩි පරමාණුව විසින් ඒවා තමා දෙසට ඇදීම මත පදනම් වේ. උදාහරණ: NH 3, SiC, P 2 O 5 සහ වෙනත්.
- හයිඩ්රජන් බන්ධනය. වඩාත්ම අස්ථායී සහ දුර්වලම, එය සෑදී ඇත්තේ එක් අණුවක ඉහළ විද්යුත් ඍණාත්මක පරමාණුවක් සහ තවත් ධනාත්මක පරමාණුවක් අතරය. බොහෝ විට මෙය සිදුවන්නේ ද්රව්ය ජලයේ දියවන විට (මත්පැන්, ඇමෝනියා, ආදිය). මෙම සම්බන්ධතාවයට ස්තූතියි, ප්‍රෝටීන වල සාර්ව අණු, න්‍යෂ්ටික අම්ල, සංකීර්ණ කාබෝහයිඩ්‍රේට් සහ යනාදිය පැවතිය හැකිය.
- අයනික බන්ධනය. එය සෑදී ඇත්තේ විවිධ ආරෝපිත ලෝහ සහ ලෝහ නොවන අයනවල විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණ බලවේග නිසාය. මෙම දර්ශකයේ වෙනස ශක්තිමත් වන තරමට, අන්තර්ක්‍රියාකාරිත්වයේ අයනික ස්වභාවය වඩාත් පැහැදිලිව ප්‍රකාශ වේ. සංයෝග සඳහා උදාහරණ: ද්විමය ලවණ, සංකීර්ණ සංයෝග - භෂ්ම, ලවණ.
- ලෝහමය බන්ධනයක්, එය සෑදීමේ යාන්ත්රණය මෙන්ම එහි ගුණාංග තවදුරටත් සාකච්ඡා කෙරේ. එය විවිධ වර්ගවල ලෝහ සහ ඒවායේ මිශ්ර ලෝහ වලින් සෑදී ඇත.
රසායනික බන්ධනයක එකමුතුකම වැනි දෙයක් තිබේ. සෑම රසායනික බන්ධනයක්ම ප්‍රමිතියක් ලෙස සැලකිය නොහැකි බව එහි සඳහන් වේ. ඒවා සියල්ලම සාම්ප්‍රදායිකව නම් කරන ලද ඒකක පමණි. සියල්ලට පසු, සියලුම අන්තර්ක්රියා තනි මූලධර්මයක් මත පදනම් වේ - ඉලෙක්ට්රෝන-ස්ථිතික අන්තර්ක්රියා. එබැවින් අයනික, ලෝහමය, සහසංයුජ සහ හයිඩ්රජන් බන්ධන එකම රසායනික ස්වභාවයක් ඇති අතර ඒවා එකිනෙකින් මායිම් අවස්ථා පමණි.
ලෝහ සහ ඒවායේ භෞතික ගුණාංග
සියලුම රසායනික මූලද්‍රව්‍යවලින් අතිමහත් බහුතරයක ලෝහ දක්නට ලැබේ. මෙය ඔවුන්ගේ විශේෂ ගුණාංග නිසාය. ඒවායින් සැලකිය යුතු කොටසක් රසායනාගාර තත්වයන් තුළ න්‍යෂ්ටික ප්‍රතික්‍රියා මගින් මිනිසුන් විසින් ලබා ගන්නා ලදී ඒවා කෙටි අර්ධ ආයු කාලයක් සහිත විකිරණශීලී වේ.
කෙසේ වෙතත්, බහුතරයක් සම්පූර්ණ පාෂාණ සහ ලෝපස් සෑදෙන ස්වභාවික මූලද්රව්ය වන අතර වඩාත් වැදගත් සංයෝගවල කොටසක් වේ. මිනිසුන් මිශ්ර ලෝහ වාත්තු කිරීමට සහ ලස්සන හා වැදගත් නිෂ්පාදන රාශියක් කිරීමට ඉගෙන ගත්තේ ඔවුන්ගෙන් ය. මේවා තඹ, යකඩ, ඇලුමිනියම්, රිදී, රන්, ක්රෝමියම්, මැංගනීස්, නිකල්, සින්ක්, ඊයම් සහ තවත් බොහෝ දේ වේ.
සියලුම ලෝහ සඳහා, පොදු භෞතික ගුණාංග හඳුනාගත හැකි අතර, එය ලෝහමය බන්ධනයක් සෑදීමෙන් පැහැදිලි වේ. මෙම ගුණාංග මොනවාද?
- සුමට බව සහ ductility. බොහෝ ලෝහ තීරු (රන්, ඇලුමිනියම්) තත්වයට පවා පෙරළිය හැකි බව දන්නා කරුණකි. තවත් සමහරු වයර්, නම්‍යශීලී ලෝහ තහඩු, භෞතික බලපෑම යටතේ විකෘති කළ හැකි නිෂ්පාදන නිෂ්පාදනය කරයි, නමුත් එය නැවැත්වීමෙන් පසු ඒවායේ හැඩය වහාම යථා තත්වයට පත් කරයි. ලෝහවල ඇති මෙම ගුණාංග නම් සුමට බව සහ ductility ලෙස හැඳින්වේ. මෙම අංගය සඳහා හේතුව ලෝහ වර්ගය සම්බන්ධ කිරීමයි. ස්ඵටිකයේ ඇති අයන සහ ඉලෙක්ට්රෝන කැඩී යාමකින් තොරව එකිනෙකට සාපේක්ෂව ලිස්සා යන අතර එමඟින් සම්පූර්ණ ව්යුහයේ අඛණ්ඩතාව පවත්වා ගැනීමට ඉඩ සලසයි.
- ලෝහමය බැබළීම. එය ලෝහමය බන්ධනය, ගොඩනැගීමේ යාන්ත්රණය, එහි ලක්ෂණ සහ ලක්ෂණ ද පැහැදිලි කරයි. මේ අනුව, සියලුම අංශු එකම තරංග ආයාමයේ ආලෝක තරංග අවශෝෂණය කිරීමට හෝ පරාවර්තනය කිරීමට සමත් නොවේ. බොහෝ ලෝහවල පරමාණු කෙටි තරංග කිරණ පරාවර්තනය කරන අතර රිදී, සුදු සහ සුදුමැලි නිල් පැහැයෙන් සමාන වර්ණයක් ලබා ගනී. ව්යතිරේක තඹ සහ රත්රන්, ඔවුන්ගේ වර්ණ පිළිවෙලින් රතු-රතු සහ කහ වේ. දිගු තරංග ආයාම විකිරණ පරාවර්තනය කිරීමට ඔවුන්ට හැකි වේ.
- තාප සහ විද්යුත් සන්නායකතාව. ස්ඵටික දැලිස් වල ව්යුහය සහ ලෝහමය ආකාරයේ බන්ධනය එහි ගොඩනැගීමේදී සාක්ෂාත් කර ගැනීම මගින් මෙම ගුණාංග ද පැහැදිලි කෙරේ. ස්ඵටිකයේ ඇතුළත චලනය වන "ඉලෙක්ට්රෝන වායුව" හේතුවෙන් විදුලි ධාරාව සහ තාපය සියලු පරමාණු සහ අයන අතර ක්ෂණිකව හා ඒකාකාරව බෙදා හරින අතර ලෝහය හරහා සිදු කෙරේ.
- සාමාන්ය තත්ත්‍වයන් යටතේ ඝණ සමුච්චය වීම. මෙහි ඇති එකම ව්යතිරේකය රසදිය වේ. අනෙකුත් සියලුම ලෝහ අනිවාර්යයෙන්ම ශක්තිමත්, ඝන සංයෝග මෙන්ම ඒවායේ මිශ්ර ලෝහ වේ. මෙය ද ලෝහවල පවතින ලෝහමය බන්ධනවල ප්‍රතිඵලයකි. මෙම වර්ගයේ අංශු බන්ධන සෑදීමේ යාන්ත්රණය සම්පූර්ණයෙන්ම ගුණාංග තහවුරු කරයි.
මේවා ලෝහවල ප්රධාන භෞතික ලක්ෂණ වන අතර ඒවා ලෝහමය බන්ධනයක් සෑදීමේ යෝජනා ක්‍රමය මගින් පැහැදිලි කර නිශ්චිතව තීරණය කරනු ලැබේ. පරමාණු සම්බන්ධ කිරීමේ මෙම ක්‍රමය ලෝහ මූලද්රව්ය සහ ඒවායේ මිශ්ර ලෝහ සඳහා විශේෂයෙන් අදාළ වේ. එනම්, ඔවුන් සඳහා ඝන සහ ද්රව තත්වයන්.
ලෝහ වර්ගයේ රසායනික බන්ධන
එහි විශේෂත්වය කුමක්ද? කාරණය නම් එවැනි බන්ධනයක් සෑදී ඇත්තේ වෙනස් ආරෝපිත අයන සහ ඒවායේ විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණය නිසා නොව විද්යුත් සෘණතාවයේ වෙනස සහ නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන යුගල පැවතීම නිසා නොවේ. එනම් අයනික, ලෝහමය, සහසංයුජ බන්ධන වලට තරමක් වෙනස් ස්වභාවයන් සහ බන්ධනය වන අංශුවල සුවිශේෂී ලක්ෂණ ඇත.
සියලුම ලෝහ පහත ලක්ෂණ ඇත:
- එක් ඉලෙක්ට්රෝන කුඩා සංඛ්යාවක් (සමහර ව්යතිරේක හැර, 6,7 සහ 8 තිබිය හැක);
- විශාල පරමාණුක අරය;
- අඩු අයනීකරණ ශක්තිය.
මේ සියල්ල න්‍යෂ්ටියෙන් පිටත යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන පහසුවෙන් වෙන් කිරීමට දායක වේ. ඒ අතරම, පරමාණුවට නිදහස් කාක්ෂික ගොඩක් තිබේ. ලෝහමය බන්ධනයක් සෑදීමේ රූප සටහන නිශ්චිතවම විවිධ පරමාණුවල කක්ෂීය සෛල ගණනාවක් එකිනෙක අතිච්ඡාදනය වන අතර එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස පොදු අභ්යන්තර ස්ඵටික අවකාශයක් සාදයි. එක් එක් පරමාණුවකින් ඉලෙක්ට්රෝන එයට පෝෂණය වන අතර එය දැලිස් වල විවිධ කොටස් හරහා නිදහසේ සැරිසැරීමට පටන් ගනී. වරින් වර, ඒ සෑම එකක්ම ස්ඵටිකයේ අඩවියක අයනයකට සම්බන්ධ වී එය පරමාණුවක් බවට පත් කරයි, පසුව අයනයක් සෑදීමට නැවත වෙන් වේ.
මේ අනුව, ලෝහමය බන්ධනයක් යනු පොදු ලෝහ ස්ඵටිකයක පරමාණු, අයන සහ නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන අතර බන්ධනයයි. ව්‍යුහයක් තුළ නිදහසේ චලනය වන ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළක් "ඉලෙක්ට්රෝන වායුවක්" ලෙස හැඳින්වේ. බොහෝ ලෝහ සහ ඒවායේ මිශ්ර ලෝහ පැහැදිලි කරන්නේ මෙයයි.
ලෝහ රසායනික බන්ධනයක් හරියටම අවබෝධ කර ගන්නේ කෙසේද? විවිධ උදාහරණ දිය හැකිය. ලිතියම් කෑල්ලක් මත එය බැලීමට උත්සාහ කරමු. කඩල ගෙඩියක ප්‍රමාණයෙන් ගත්තත් පරමාණු දහස් ගණනක් ඇති. එබැවින් මෙම පරමාණු දහස් ගණනින් එක් එක් සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝනය පොදු ස්ඵටික අවකාශයට ලබා දෙන බව සිතමු. ඒ සමගම, ලබා දී ඇති මූලද්රව්යයේ ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය දැන ගැනීමෙන්, ඔබට හිස් කක්ෂ ගණන දැකිය හැකිය. ලිතියම් ඒවායින් 3 ක් (දෙවන ශක්ති මට්ටමේ p-කාක්ෂික) ඇත. දස දහස් ගණනින් සෑම පරමාණුවකටම තුනක් - මෙය “ඉලෙක්ට්රෝන වායුව” නිදහසේ චලනය වන ස්ඵටිකයේ ඇතුළත පොදු අවකාශයයි.
ලෝහ බන්ධනයක් සහිත ද්රව්යයක් සෑම විටම ශක්තිමත් වේ. සියල්ලට පසු, ඉලෙක්ට්රෝන වායුව ස්ඵටික කඩා වැටීමට ඉඩ නොදේ, නමුත් ස්ථර පමණක් විස්ථාපනය කර වහාම ඒවා ප්රතිස්ථාපනය කරයි. එය බැබළෙයි, යම් ඝනත්වයක් (බොහෝ විට ඉහළ), fusibility, malleability සහ ප්ලාස්ටික්.
ලෝහ බන්ධන විකුණන්නේ කොහේද? ද්රව්ය සඳහා උදාහරණ:
- සරල ව්යුහයන් ආකාරයෙන් ලෝහ;
- සියලු ලෝහ මිශ්ර ලෝහ එකිනෙකා සමඟ;
- සියලුම ලෝහ සහ ඒවායේ මිශ්ර ලෝහ ද්රව සහ ඝණ අවස්ථා වල.
ආවර්තිතා වගුවේ ලෝහ 80 කට වඩා ඇති බැවින්, ඇදහිය නොහැකි නිශ්චිත උදාහරණ ගණනාවක් තිබේ!
ලෝහ බන්ධන: සෑදීමේ යාන්ත්රණය
අපි එය පොදුවේ සලකා බලන්නේ නම්, අපි දැනටමත් ඉහත ප්රධාන කරුණු ගෙනහැර දක්වා ඇත. අඩු අයනීකරණ ශක්තිය හේතුවෙන් න්‍යෂ්ටියෙන් පහසුවෙන් වෙන් වන නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන සහ ඉලෙක්ට්රෝන තිබීම මෙම වර්ගයේ බන්ධන සෑදීමේ ප්රධාන කොන්දේසි වේ. මේ අනුව, එය පහත අංශු අතර සාක්ෂාත් කර ගන්නා බව පෙනේ:
- ස්ඵටික දැලිස් වල ස්ථානවල පරමාණු;
- ලෝහයේ සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන වූ නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන;
- ස්ඵටික දැලිස් වල ස්ථානවල අයන.
ප්රතිඵලය ලෝහ බන්ධනයකි. ගොඩනැගීමේ යාන්ත්රණය සාමාන්යයෙන් පහත සඳහන් අංකනය මගින් ප්‍රකාශ වේ: Me 0 - e - ↔ Me n+. රූප සටහනෙන් පැහැදිලි වන්නේ ලෝහ ස්ඵටිකයේ ඇති අංශු මොනවාද යන්නයි.
ස්ඵටිකවල විවිධ හැඩයන් තිබිය හැකිය. එය අප කටයුතු කරන විශේෂිත ද්රව්යය මත රඳා පවතී.
ලෝහ ස්ඵටික වර්ග
ලෝහයක හෝ එහි මිශ්ර ලෝහයේ මෙම ව්යුහය ඉතා ඝන අංශු ඇසුරුමකින් සංලක්ෂිත වේ. එය ස්ඵටික නෝඩ් වල අයන මගින් සපයනු ලැබේ. දැලිස් වලටම අභ්යවකාශයේ විවිධ ජ්යාමිතික හැඩතල තිබිය හැක.
- ශරීර කේන්ද්‍රීය ඝන දැලිස් - ක්ෂාර ලෝහ.
- ෂඩාස්රාකාර සංයුක්ත ව්යුහය - බේරියම් හැර සියලුම ක්ෂාරීය පෘථිවි.
- මුහුණ කේන්ද්‍රීය ඝන - ඇලුමිනියම්, තඹ, සින්ක්, බොහෝ සංක්‍රාන්ති ලෝහ.
- බුධ ග්‍රහයා රොම්බෝහෙඩ්‍රල් ව්‍යුහයක් ඇත.
- Tetragonal - indium.
පහළ සහ පහළ එය ආවර්තිතා පද්ධතියේ පිහිටා ඇත, වඩාත් සංකීර්ණ එහි ඇසුරුම් සහ ස්ඵටිකයේ අවකාශීය සංවිධානය. මෙම අවස්ථාවේ දී, පවතින එක් එක් ලෝහ සඳහා උදාහරණ ලබා දිය හැකි ලෝහමය රසායනික බන්ධනය, ස්ඵටික ඉදිකිරීමේදී තීරණාත්මක වේ. මිශ්ර ලෝහවලට අභ්යවකාශයේ ඉතා විවිධ සංවිධාන ඇති අතර ඒවායින් සමහරක් තවමත් සම්පූර්ණයෙන් අධ්‍යයනය කර නොමැත.
සන්නිවේදන ලක්ෂණ: දිශානුගත නොවන
සහසංයුජ සහ ලෝහමය බන්ධනවලට ඉතා කැපී පෙනෙන සුවිශේෂී ලක්ෂණයක් ඇත. පළමුවැන්න මෙන් නොව, ලෝහමය බන්ධනය දිශානුගත නොවේ. එයින් අදහස් කරන්නේ කුමක් ද? එනම්, ස්ඵටිකය තුළ ඇති ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළ සම්පූර්ණයෙන්ම නිදහසේ එහි සීමාවන් තුළ විවිධ දිශාවලට ගමන් කරයි, සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයකටම ව්යුහයේ නෝඩ් වල ඇති ඕනෑම අයනයකට සම්බන්ධ වීමට හැකියාව ඇත. එනම්, අන්තර්ක්රියා විවිධ දිශාවන් ඔස්සේ සිදු කෙරේ. එබැවින් ලෝහමය බන්ධනය දිශානුගත නොවන බව ඔවුහු පවසති.
සහසංයුජ බන්ධන යාන්ත්‍රණයට හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන යුගල, එනම් අතිච්ඡාදනය වන පරමාණු වල වලාකුළු සෑදීම ඇතුළත් වේ. එපමණක් නොව, එය ඔවුන්ගේ මධ්යස්ථාන සම්බන්ධ කරන නිශ්චිත රේඛාවක් ඔස්සේ දැඩි ලෙස සිදු වේ. එමනිසා, ඔවුන් එවැනි සම්බන්ධතාවයක දිශාව ගැන කතා කරයි.
සන්තෘප්තිය
මෙම ලක්ෂණය අන් අය සමඟ සීමිත හෝ අසීමිත අන්තර්ක්රියා කිරීමට පරමාණුවලට ඇති හැකියාව පිළිබිඹු කරයි. මේ අනුව, සහසංයුජ සහ ලෝහමය බන්ධන මෙම දර්ශකයට අනුව නැවතත් ප්රතිවිරුද්ධ වේ.
පළමුවැන්න සංතෘප්ත ය. එහි ගොඩනැගීමට සහභාගී වන පරමාණුවල සංයුජතා බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන දැඩි ලෙස අර්ථ දක්වා ඇති අතර ඒවා සංයෝගය සෑදීමට සෘජුවම සම්බන්ධ වේ. එහි ඇති ඉලෙක්ට්රෝන ප්‍රමාණයට වඩා වැඩි නොවේ. එබැවින් සෑදෙන බන්ධන ගණන සංයුජතාවයෙන් සීමා වේ. එබැවින් සම්බන්ධතාවයේ සංතෘප්තිය. මෙම ලක්ෂණය නිසා බොහෝ සංයෝගවල නියත රසායනික සංයුතියක් ඇත.
ලෝහමය සහ හයිඩ්රජන් බන්ධන, ඊට ප්රතිවිරුද්ධව, අසංතෘප්ත වේ. ස්ඵටිකය තුළ නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන සහ කාක්ෂික රාශියක් තිබීමෙන් මෙය පැහැදිලි වේ. ස්ඵටික දැලිස් ඇති ස්ථානවල අයන ද කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි, ඒ සෑම එකක්ම ඕනෑම වේලාවක පරමාණුවක් බවටත් නැවත අයනයක් බවටත් පත්විය හැකිය.
ලෝහමය බන්ධනවල තවත් ලක්ෂණයක් වන්නේ අභ්යන්තර ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළේ ප්‍රදේශය ඉවත් කිරීමයි. ලෝහවල බොහෝ පරමාණුක න්යෂ්ටීන් එකට බැඳීමට හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන කුඩා සංඛ්යාවක හැකියාවෙන් එය ප්රකාශයට පත් වේ. එනම්, ඝනත්වය, එය delocalized ලෙස, ස්ඵටිකයේ සියලුම කොටස් අතර ඒකාකාරව බෙදා හරිනු ලැබේ.
ලෝහවල බන්ධන සෑදීමේ උදාහරණ
ලෝහමය බන්ධනයක් සෑදෙන්නේ කෙසේද යන්න නිදර්ශනය කරන විශේෂිත විකල්ප කිහිපයක් දෙස බලමු. ද්රව්ය සඳහා උදාහරණ වනුයේ:
- සින්ක්;
- ඇලුමිනියම්;
- පොටෑසියම්;
- ක්රෝමියම්.
සින්ක් පරමාණු අතර ලෝහමය බන්ධනයක් සෑදීම: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. සින්ක් පරමාණුවේ ශක්ති මට්ටම් හතරක් ඇත. ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය මත පදනම්ව, එයට නිදහස් කාක්ෂික 15 ක් ඇත - 3 p-orbitals, 5 in 4 සහ 7 in 4f. ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය පහත පරිදි වේ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, පරමාණුවේ මුළු ඉලෙක්ට්රෝන 30 කි. එනම්, නිදහස් සංයුජතා සෘණ අංශු දෙකක් ඉඩකඩ සහිත සහ නුහුරු කාක්ෂික 15ක් තුළ ගමන් කිරීමට සමත් වේ. තවද එය සෑම පරමාණුවකටම වේ. එහි ප්රතිඵලය වන්නේ සම්පූර්ණ ව්‍යුහයම එකට බැඳ තබන හිස් කක්ෂ සහ ඉලෙක්ට්රෝන කුඩා සංඛ්‍යාවකින් සමන්විත විශාල පොදු අවකාශයකි.
ඇලුමිනියම් පරමාණු අතර ලෝහමය බන්ධනය: AL 0 - e - ↔ AL 3+. ඇලුමිනියම් පරමාණුවක ඉලෙක්ට්රෝන දහතුනක් ශක්ති මට්ටම් තුනක පිහිටා ඇති අතර ඒවා පැහැදිලිවම බහුලව තිබේ. ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . නිදහස් කක්ෂ - 7 කෑලි. පැහැදිලිවම, ස්ඵටිකයේ ඇති සම්පූර්ණ අභ්යන්තර නිදහස් ඉඩ ප්‍රමාණයට සාපේක්ෂව ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළ කුඩා වනු ඇත.
Chrome ලෝහ බන්ධනය. මෙම මූලද්රව්යය එහි ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය තුළ විශේෂ වේ. ඇත්ත වශයෙන්ම, පද්ධතිය ස්ථාවර කිරීම සඳහා, ඉලෙක්ට්‍රෝනය 4s සිට 3d කක්ෂයට වැටේ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . මුළු ඉලෙක්ට්රෝන 24ක් ඇති අතර ඉන් හයක් සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන වේ. රසායනික බන්ධනයක් ඇති කිරීම සඳහා පොදු ඉලෙක්ට්රොනික අවකාශයට යන්නේ ඔවුන් ය. නිදහස් කක්ෂ 15ක් ඇත, එය තවමත් පිරවීමට අවශ්‍ය ප්‍රමාණයට වඩා බොහෝ වැඩිය. එබැවින්, ක්රෝමියම් ද අණුවේ අනුරූප බන්ධනයක් සහිත ලෝහයක සාමාන්ය උදාහරණයකි.
ගින්නෙන් සාමාන්ය ජලය සමඟ පවා ප්‍රතික්‍රියා කරන වඩාත් ක්‍රියාකාරී ලෝහයක් වන්නේ පොටෑසියම් ය. මෙම ගුණාංග පැහැදිලි කරන්නේ කුමක්ද? නැවතත්, බොහෝ ආකාරවලින් - ලෝහ ආකාරයේ සම්බන්ධතාවයකින්. මෙම මූලද්රව්යයේ ඇත්තේ ඉලෙක්ට්රෝන 19ක් පමණි, නමුත් ඒවා ශක්ති මට්ටම් 4ක පිහිටයි. එනම්, විවිධ උප මට්ටමේ කක්ෂ 30 කදී. ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . ඉතා අඩු අයනීකරණ ශක්තියක් සහිත දෙකක් පමණි. ඔවුන් නිදහසේ කැඩී පොදු ඉලෙක්ට්රොනික අවකාශයට යනවා. පරමාණුවකට චලනය සඳහා කක්ෂ 22 ක් ඇත, එනම් "ඉලෙක්ට්රෝන වායුව" සඳහා ඉතා විශාල නිදහස් ඉඩක් ඇත.
වෙනත් ආකාරයේ සම්බන්ධතා සමඟ සමානකම් සහ වෙනස්කම්
පොදුවේ ගත් කල, මෙම ගැටළුව දැනටමත් ඉහත සාකච්ඡා කර ඇත. කෙනෙකුට කළ හැක්කේ සාමාන්‍යකරණය කර නිගමනයකට එළඹීම පමණි. අනෙකුත් සියලුම සම්බන්ධතා වලින් වෙන්කර හඳුනා ගන්නා ලෝහ ස්ඵටිකවල ප්රධාන ලක්ෂණ වන්නේ:
- බන්ධන ක්‍රියාවලියට සහභාගී වන අංශු වර්ග කිහිපයක් (පරමාණු, අයන හෝ පරමාණු අයන, ඉලෙක්ට්රෝන);
- ස්ඵටිකවල විවිධ අවකාශීය ජ්යාමිතික ව්යුහයන්.
ලෝහමය බන්ධන හයිඩ්රජන් සහ අයනික බන්ධන අසංතෘප්ත සහ දිශානතියට පොදු වේ. සහසංයුජ ධ්රැවීය සමග - අංශු අතර ශක්තිමත් විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණය. අයනික වලින් වෙන්ව - ස්ඵටික දැලිස් (අයන) වල නෝඩ් වල අංශු වර්ගයකි. සහසංයුජ nonpolar සමග - ස්ඵටිකයේ නෝඩ් වල පරමාණු.
එකතු කිරීමේ විවිධ අවස්ථා වල ලෝහවල බන්ධන වර්ග
අප ඉහත සඳහන් කළ පරිදි, ලෝහමය රසායනික බන්ධනයක්, ලිපියේ දක්වා ඇති උදාහරණ, ලෝහ සහ ඒවායේ මිශ්ර ලෝහ එකතු කිරීමේ අවස්ථා දෙකකින් සෑදී ඇත: ඝන සහ දියර.
ප්රශ්නය පැනනගින්නේ: ලෝහ වාෂ්පවල කුමන ආකාරයේ බන්ධනයක් තිබේද? පිළිතුර: සහසංයුජ ධ්රැවීය සහ ධ්රැවීය නොවන. වායුවක ස්වරූපයෙන් ඇති සියලුම සංයෝග මෙන්. එනම්, ලෝහය දිගු කාලයක් රත් කර ඝන සිට ද්රව තත්වයකට මාරු කරන විට, බන්ධන කැඩී නොයන අතර ස්ඵටික ව්යුහය සංරක්ෂණය කර ඇත. කෙසේ වෙතත්, ද්රවයක් වාෂ්ප තත්වයකට මාරු කිරීමේදී, ස්ඵටික විනාශ වන අතර ලෝහමය බන්ධනය සහසංයුජ එකක් බවට පරිවර්තනය වේ.