රසායනික බන්ධන වර්ග. රසායනික බන්ධන - සංකල්පය සහ වර්ගීකරණය
සහසංයුජ රසායනික බන්ධන, එහි වර්ග සහ සෑදීමේ යාන්ත්රණය. 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 වන 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) සීමා කිරීමේ අවස්ථා නොමැත.
උදාහරණයක් ලෙස, ලිතියම් ෆ්ලෝරයිඩ් $LiF$ අයනික සංයෝගයක් ලෙස වර්ගීකරණය කර ඇත. ඇත්ත වශයෙන්ම, එහි ඇති බන්ධනය $80%$ අයනික සහ $20%$ සහසංයුජ වේ. එබැවින් රසායනික බන්ධනයක ධ්‍රැවීයතාව (අයනිකත්වය) පිළිබඳ උපාධිය 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 ඇස්ටැටීන් හයිඩ්රජන් වල බන්ධනය පාහේ බවට පත්වේ. nonpolar $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.
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 පත් වේ.
සියලු වර්ගවල සහ රසායනික බන්ධන වර්ගවල එකමුතුකමට හේතුව ඒවායේ සමාන රසායනික ස්වභාවයයි - ඉලෙක්ට්රෝන-න්‍යෂ්ටික අන්තර්ක්‍රියා. ඕනෑම අවස්ථාවක රසායනික බන්ධනයක් ගොඩනැගීම 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 ($s$-කාක්ෂික 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 - දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණය හරහා.
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 දිගපරමාණු වල න්යෂ්ටි 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 ලෝහයක 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 ඇතිවන 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 හඳුන්වනු ලැබේ 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 $. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන පහසුවෙන් ඉවත් වන අතර පරමාණු ධනාත්මක අයන බවට පත් වේ. වෙන් වූ ඉලෙක්ට්රෝන එක් අයනයකින් තවත් අයනයකට චලනය වන අතර ඒවා තනි සමස්තයකට බන්ධනය කරයි. අයන සමඟ සම්බන්ධ වීමෙන්, මෙම ඉලෙක්ට්රෝන තාවකාලිකව පරමාණු සාදයි, පසුව නැවත බිඳී වෙනත් අයනයක් සමඟ ඒකාබද්ධ වේ. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස, ලෝහයේ පරිමාවේ දී, පරමාණු අඛණ්ඩව අයන බවට පරිවර්තනය වන අතර අනෙක් අතට.
හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන හරහා අයන අතර ලෝහ වල බන්ධනය ලෝහමය ලෙස හැඳින්වේ.
රූපය සෝඩියම් ලෝහ කැබැල්ලක ව්යුහය ක්‍රමානුකූලව පෙන්වයි.
මෙම අවස්ථාවේ දී, හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන කුඩා සංඛ්යාවක් අයන සහ පරමාණු විශාල සංඛ්යාවක් බන්ධනය කරයි.
ලෝහමය බන්ධනය බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන බෙදාගැනීම මත පදනම් වන බැවින් සහසංයුජ බන්ධනය සමඟ යම් සමානකම් ඇත. කෙසේ වෙතත්, සහසංයුජ බන්ධනයක් සමඟ, අසල්වැසි පරමාණු දෙකක බාහිර යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන පමණක් බෙදා ගන්නා අතර, ලෝහමය බන්ධනයක් සමඟ, සියලුම පරමාණු මෙම ඉලෙක්ට්රෝන බෙදා ගැනීමට සහභාගී වේ. සහසංයුජ බන්ධනයක් සහිත ස්ඵටික බිඳෙනසුලු වන්නේ එබැවිනි, නමුත් ලෝහ බන්ධනයක් සමඟ, රීතියක් ලෙස, ඒවා ductile, විද්යුත් සන්නායක සහ ලෝහමය දීප්තියක් ඇත.
ලෝහමය බන්ධනය පිරිසිදු ලෝහවල සහ විවිධ ලෝහවල මිශ්‍රණ දෙකෙහිම ලක්ෂණයකි - ඝන සහ ද්රව තත්වයේ මිශ්‍ර ලෝහ.
හයිඩ්රජන් බන්ධනය
එක් අණුවක (හෝ එහි කොටසක) ධන ධ්‍රැවීකරණය වූ හයිඩ්රජන් පරමාණු සහ තවත් අණුවක තනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ($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 ඇතුළත් වේ ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), ඒවා අතර ලෝහ සහ ලෝහ නොවන ද්රව්ය ඇත.
ක්ෂාර ලෝහවල භෞතික ගුණාංග සලකා බලමු. පරමාණු අතර සාපේක්ෂ අඩු බන්ධන ශක්තිය අඩු යාන්ත්රික ශක්තියක් ඇති කරයි: ක්ෂාර ලෝහ මෘදු වන අතර පිහියකින් පහසුවෙන් කපා ගත හැකිය.
විශාල පරමාණුක ප්‍රමාණ ක්ෂාර ලෝහවල අඩු ඝනත්වයට හේතු වේ: ලිතියම්, සෝඩියම් සහ පොටෑසියම් ජලයට වඩා සැහැල්ලු ය. ක්ෂාර ලෝහ කාණ්ඩයේ, මූලද්‍රව්‍යයේ පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වීමත් සමඟ තාපාංක හා ද්රවාංක අඩු වේ. පරමාණු ප්‍රමාණය වැඩි වන අතර බන්ධන දුර්වල වේ.
ද්රව්ය වලට අණුක නොවනව්යුහයන් අයනික සංයෝග ඇතුළත් වේ. ලෝහ නොවන බොහෝ ලෝහ සංයෝගවල මෙම ව්යුහය ඇත: සියලුම ලවණ ($NaCl, K_2SO_4$), සමහර හයිඩ්‍රයිඩ් ($LiH$) සහ ඔක්සයිඩ ($CaO, MgO, FeO$), භෂ්ම ($NaOH, KOH$). අයනික (අණුක නොවන) ද්රව්යවල 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 ද්රව්ය රත් වූ විට පැහැදිලි ද්‍රවාංකයක් නොමැත, ඒවා ක්‍රමයෙන් මෘදු වී ද්රව තත්වයට 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 විභේදන 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 හැරෙන 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.
පරමාණු අතර ඕනෑම අන්තර්ක්‍රියාවක් කළ හැක්කේ රසායනික බන්ධනයක් ඇත්නම් පමණි. අණුක අයන, අණු, ස්ඵටික දැලිස් - ස්ථායී බහු පරමාණුක පද්ධතියක් ගොඩනැගීමට හේතුව එවැනි සම්බන්ධයක්. 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 අන්තර්ක්‍රියා කරන අංශු පද්ධතියක විභව ශක්තිය අඩුවීම හේතුවෙනි - අණු, අයන, පරමාණු. විභව ශක්තියඑහි ප්රතිඵලයක් ලෙස අන්තර්ක්‍රියා කරන මූලද්‍රව්‍ය පද්ධතිය 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 එකිනෙකාට දැඩි ලෙස බලපායි.
බට්ලෙරොව්ගේ න්යාය රසායනික ද්රව්යවල ගුණාංග ඒවායේ සංයුතියෙන් පමණක් නොව, පරමාණු සකස් කිරීමේ අනුපිළිවෙලින් ද පැහැදිලි කළේය. 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 අඩු විය. විවෘත කිරීමෙන් පසුව පමණි ග්රහලෝක පරමාණුක ආකෘතියඇමරිකානු විද්යාඥ ලුවිස් විසින් එකවර පරමාණු දෙකකට අයත් 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, එබැවින් සෘණ ආරෝපිත ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළට හැකි තරම් සමීපව ආකර්ෂණය කර ගැනීමට 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 දෘශ්‍ය නිරූපණය මේ වගේ 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 සංයෝගවල සාමාන්ය වේ. සහසංයුජ බන්ධන මගින් නිර්මාණය කරන ලද ද්රව්ය සාමාන්යයෙන් විදුලිය සන්නයනය නොකරයි හෝ අර්ධ සන්නායක වේ.
අයනික බන්ධනය
රසායනික අයනික සම්බන්ධතාවයප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන දෙකක අන්‍යෝන්‍ය විද්යුත් ආකර්ෂණය ඇති විට වර්ගය සිදුවේ. අයන සරල විය හැක, ද්රව්යයක එක් පරමාණුවකින් සමන්විත වේ. මෙම වර්ගයේ සංයෝගවල, සරල අයන බොහෝ විට ධන ආරෝපිත 1 සහ 2 කාණ්ඩවල ඉලෙක්ට්රෝන අහිමි වූ ලෝහ පරමාණු වේ. සෘණ අයන සෑදීම සාමාන්ය ලෝහ නොවන පරමාණුවල සහ ඒවායේ අම්ල භෂ්මවල ආවේනික වේ. එබැවින් සාමාන්ය අයනික සංයෝග අතර බොහෝ හේලයිඩ ඇත ක්ෂාර ලෝහ,උදාහරණයක් ලෙස CsF, NaCl සහ වෙනත් අය.
සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව, අයනයක් සංතෘප්ත නොවේ: අයන හෝ අයන සමූහයක් ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන ගණනකින් සම්බන්ධ කළ 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 ලෙස හැඳින්වේ ස්ඵටික දැලිස්.මෙම අවස්ථාවේ දී, විවිධ පරමාණු වල ඉලෙක්ට්රෝන දුර්වල ලෙස එකිනෙකා සමඟ අන්තර් ක්රියා කිරීම, පොදු ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළක් සාදයි. පරමාණු සහ ඉලෙක්ට්රෝන අතර මෙවැනි 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
රසායනික බන්ධනය ඉලෙක්ට්රෝන හුවමාරු කිරීම මගින් සිදු කරනු ලබන පරමාණු දෙකක අන්තර්ක්‍රියා වේ. රසායනික බන්ධනයක් සෑදූ විට, පරමාණු ආසන්නතම නිෂ්ක්‍රීය වායුවේ පරමාණුවේ ව්‍යුහයට අනුරූප වන ස්ථායී ඉලෙක්ට්රෝන අටක (හෝ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකේ) පිටත කවචයක් ලබා ගැනීමට නැඹුරු වේ. පහත දැක්වෙන රසායනික බන්ධන වර්ග වෙන්කර හඳුනාගත හැකිය: සහසංයුජ(ධ්රැවීය සහ ධ්රැවීය නොවන; හුවමාරුව සහ පරිත්යාගශීලි-පිළිගන්නා) අයනික, හයිඩ්රජන්සහ ලෝහ.
පරමාණු දෙකටම අයත් ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය හේතුවෙන් එය සිදු කෙරේ. සහසංයුජ බන්ධන සෑදීම සඳහා හුවමාරු සහ පරිත්යාගශීලි-පිළිගැනීමේ යාන්ත්‍රණයන් ඇත.
1) හුවමාරු යාන්ත්රණය . සෑම පරමාණුවක්ම පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයකට යුගල නොකළ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් දායක කරයි:
2) පරිත්යාගශීලි-පිළිගැනීමේ යාන්ත්රණය . එක් පරමාණුවක් (පරිත්‍යාගශීලියා) ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් සපයන අතර අනෙක් පරමාණුව (ප්‍රතිග්‍රාහකයා) එම යුගලය සඳහා හිස් කක්ෂයක් සපයයි;
පරමාණු දෙකකට සමාජගත විය නොහැක c ඉලෙක්ට්රෝන යුගල කීයක් මේ අවස්ථාවේ දී ඔවුන් කතා කරයි ගුණාකාරසම්බන්ධතා:
ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය පරමාණු අතර සමමිතිකව පිහිටා තිබේ නම් සහසංයුජ බන්ධනය ලෙස හැඳින්වේ. ධ්රැව නොවන.
ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය එක් පරමාණුවක් දෙසට මාරු වන්නේ නම් සහසංයුජ බන්ධනය ලෙස හැඳින්වේ. ධ්රැවීය.
බන්ධනයේ ධ්‍රැවීයතාව වැඩි වන අතර පරමාණුවල විද්යුත් සෘණතාවයේ වෙනස වැඩි වේ.
විද්යුත් සෘණතාව වෙනත් පරමාණු වලින් ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය ආකර්ෂණය කර ගැනීමට පරමාණුවකට ඇති හැකියාවයි. වඩාත්ම විද්යුත් සෘණ මූලද්‍රව්‍යය ෆ්ලෝරීන් වන අතර වඩාත්ම විද්යුත් ධනය ෆ්‍රැන්සියම් වේ.
අයනික බන්ධන
අයන- මේවා ආරෝපිත අංශු වන අතර ඉලෙක්ට්රෝන නැතිවීම හෝ එකතු කිරීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස පරමාණු හැරේ.
(සෝඩියම් ෆ්ලෝරයිඩ් සෑදී ඇත්තේ සෝඩියම් අයන වලිනි Na+ සහ ෆ්ලෝරයිඩ් අයන F -)
පරමාණුවල විද්යුත් සෘණතාවයේ වෙනස විශාල නම්, බන්ධනය සිදු කරන ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය එක් පරමාණුවකට යන අතර පරමාණු දෙකම අයන බවට පත් වේ.
විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණය හේතුවෙන් අයන අතර රසායනික බන්ධනය ලෙස හැඳින්වේඅයනික බන්ධනය.
හයිඩ්රජන් බන්ධනය
හයිඩ්රජන් බන්ධනය - මෙය එක් අණුවක ධන ආරෝපිත හයිඩ්රජන් පරමාණුවක් සහ තවත් අණුවක සෘණ ආරෝපිත පරමාණුවක් අතර බන්ධනයකි. හයිඩ්රජන් බන්ධනය අර්ධ වශයෙන් විද්යුත් ස්ථිතික වන අතර අර්ධ වශයෙන් පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක ස්වභාවයකි.
|
|
|
හයිඩ්රජන් බන්ධනය තිත් මගින් නිරූපණය කෙරේ |
හයිඩ්රජන් බන්ධන පැවතීම ජලය, මධ්‍යසාර සහ කාබොක්සිලික් අම්ලවල අධික තාපාංක උෂ්ණත්වය පැහැදිලි කරයි.
ලෝහ සබැඳිය
ලෝහවල සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන ඒවායේ න්‍යෂ්ටියට තරමක් දුර්වල ලෙස බැඳී ඇති අතර ඒවායින් පහසුවෙන් වෙන් කළ හැක. එමනිසා, ලෝහයේ ස්ඵටික දැලිසෙහි යම් යම් ස්ථානවල පිහිටා ඇති ධනාත්මක අයන ගණනාවක් සහ ස්ඵටිකය පුරා නිදහසේ චලනය වන ඉලෙක්ට්රෝන විශාල සංඛ්යාවක් අඩංගු වේ. ලෝහයක ඇති ඉලෙක්ට්රෝන සියලුම ලෝහ පරමාණු අතර බන්ධන සපයයි.
කක්ෂීය දෙමුහුන්කරණය
කක්ෂීය දෙමුහුන්කරණය වඩාත් කාර්යක්ෂම කක්ෂීය අතිච්ඡාදනය ලබා ගැනීම සඳහා සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමේදී සමහර කාක්ෂිකවල හැඩය වෙනස් වීමකි.
ඒ
sp 3 - දෙමුහුන්කරණය. එක s කක්ෂීය සහ තුන p - කාක්ෂික සමාන "දෙමුහුන්" කක්ෂ හතරක් බවට පත් වේ, එහි අක්ෂ අතර කෝණය 109 කි.° 28".
sp 3 - දෙමුහුන්කරණය, tetrahedral ජ්යාමිතිය ඇත ( CH 4, NH 3).
බී
sp 2 - දෙමුහුන්කරණය. එක් s-කාක්ෂික සහ p-කාක්ෂික දෙකක් සමාන "දෙමුහුන්" කාක්ෂික තුනක් බවට පත් වේ, ඒවායේ අක්ෂ අතර කෝණය 120 ° වේ.
- කක්ෂ තුනක් සෑදිය හැක s - බැඳුම්කර (BF 3, AlCl 3 ) තවත් සම්බන්ධතාවයක් (පි - සම්බන්ධතාවය) නම් සෑදිය හැකපි - දෙමුහුන්කරණයට සහභාගී නොවන කක්ෂයේ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් (එතිලීන් C2H4).එය සිදු වන අණු sp
එස්පී දෙකක් - කක්ෂ දෙක සෑදිය හැක s - බන්ධන (BeH 2, ZnCl 2). තව දෙකක් පී - සම්බන්ධතා දෙකක් නම් සෑදිය හැකපි - දෙමුහුන්කරණයට සම්බන්ධ නොවන කක්ෂවල ඉලෙක්ට්රෝන (ඇසිටිලීන් C 2 H 2 ).
එය සිදු වන අණු sp - දෙමුහුන් කිරීම, රේඛීය ජ්යාමිතිය ඇත.
කොටසේ අවසානය
.
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 බන්ධනයක්ද යන්න තීරණය කරන මූලද්‍රව්‍ය පරමාණුවල අත්‍යවශ්‍ය ගුණාංගවලින් එකකි - 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 ශ්‍රේණිගත කර 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 සම්බන්ධතාවයක් 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 සෘණ පරමාණුවකට මාරු වේ.මෙය අකාබනික සහ 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 ලෙස විද්යුත් සෘණ මූලද්‍රව්‍යයක පරමාණුවක් අතර ඇති වන 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 ජලයේ 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.