Nh3 යනු රසායනික බන්ධන වර්ගයකි. NH3 ද්රව්යයේ ගුණ සහ නම මොනවාද? ඇමෝනියා වල රසායනික ගුණාංග
|
මෙම මාතෘකාව අධ්යයනය කිරීමේ ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, ඔබ ඉගෙන ගනු ඇත:
මෙම මාතෘකාව අධ්යයනය කිරීමේ ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, ඔබ ඉගෙන ගනු ඇත:
අධ්යයන ප්රශ්න: |
5.1 සහසංයුජ බන්ධනය
පරමාණු දෙකක් හෝ වැඩි ගණනක් එකට එකතු වූ විට, ඒවායේ අන්තර්ක්‍රියාකාරිත්වයේ ප්රතිඵලයක් ලෙස, පද්ධතියේ සම්පූර්ණ ශක්තිය අඩු වුවහොත් රසායනික බන්ධනයක් සෑදේ. පරමාණුවල බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන කවචවල වඩාත්ම ස්ථායී ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය වන්නේ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකින් හෝ අටකින් සමන්විත උච්ච වායු පරමාණුවල ඒවා වේ. අනෙකුත් මූලද්රව්යවල පරමාණුවල බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන කවචවල ඉලෙක්ට්රෝන එක සිට හත දක්වා අඩංගු වේ, i.e. නිම නොකළ වේ. අණුවක් සෑදූ විට, පරමාණු ස්ථායී ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක හෝ ඉලෙක්ට්රෝන අටක කවචයක් ලබා ගැනීමට නැඹුරු වේ. පරමාණු වල සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට සහභාගී වේ.
සහසංයුජ යනු පරමාණු දෙකක් අතර රසායනික බන්ධනයක් වන අතර එය මෙම පරමාණු දෙකට එකවර අයත් වන ඉලෙක්ට්රෝන යුගල මගින් සෑදේ.
සහසංයුජ බන්ධන සෑදීම සඳහා යාන්ත්රණ දෙකක් තිබේ: හුවමාරුව සහ පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහකයා.
5.1.1. සහසංයුජ බන්ධන සෑදීමේ හුවමාරු යාන්ත්රණය
හුවමාරු යාන්ත්රණයවිවිධ පරමාණුවලට අයත් ඉලෙක්ට්රෝන වල ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු අතිච්ඡාදනය වීම හේතුවෙන් සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇති වීම සාක්ෂාත් වේ. උදාහරණයක් ලෙස, හයිඩ්රජන් පරමාණු දෙකක් එකිනෙක ළං වන විට, 1s ඉලෙක්ට්රෝන කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වේ. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, පරමාණු දෙකටම එකවර අයත් වන පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් දිස්වේ. මෙම අවස්ථාවේ දී, සමාන්තර භ්‍රමණයක් ඇති ඉලෙක්ට්රෝන මගින් රසායනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත, Fig. 5.1
සහල්. 5.1 H පරමාණු දෙකකින් හයිඩ්රජන් අණුවක් සෑදීම
5.1.2. සහසංයුජ බන්ධන සෑදීම සඳහා දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණය
සහසංයුජ බන්ධන සෑදීමේ පරිත්යාගශීලි-පිළිගැනීමේ යාන්ත්රණය සමඟ, ඉලෙක්ට්රෝන යුගල භාවිතයෙන් බන්ධනය ද සෑදී ඇත. කෙසේ වෙතත්, මෙම අවස්ථාවෙහිදී, එක් පරමාණුවක් (පරිත්‍යාගශීලියා) එහි ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය සපයන අතර අනෙක් පරමාණුව (ප්‍රතිග්‍රාහකයා) එහි නිදහස් කක්ෂය සමඟ බන්ධනය සෑදීමට සහභාගී වේ. පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක බන්ධනයක් ක්‍රියාත්මක කිරීමේ උදාහරණයක් වන්නේ ඇමෝනියා NH 3 හයිඩ්රජන් කැටායන H + සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කිරීමේදී ඇමෝනියම් අයන NH 4 + සෑදීමයි.
NH 3 අණුවේ, ඉලෙක්ට්රෝන යුගල තුනක් N - H බන්ධන තුනක් සාදයි, නයිට්රජන් පරමාණුවට අයත් සිව්වන ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය හුදකලා වේ. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයට නොහික්මුණු කක්ෂයක් ඇති හයිඩ්රජන් අයනයක් සමඟ බන්ධනයක් සෑදිය හැක. ප්රතිඵලය වන්නේ ඇමෝනියම් අයන NH 4 +, Fig. 5.2
සහල්. 5.2 ඇමෝනියම් අයන සෑදීමේදී දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක බන්ධනයක පෙනුම
NH 4 + අයන තුළ පවතින සහසංයුජ N-H බන්ධන හතර සමාන බව සටහන් කළ යුතුය. ඇමෝනියම් අයන තුළ දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණය මගින් සාදන ලද බන්ධනයක් හඳුනාගත නොහැක.
5.1.3. ධ්රැවීය සහ ධ්රැවීය නොවන සහසංයුජ බන්ධනය
සමාන පරමාණු මගින් සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදෙන්නේ නම්, ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය මෙම පරමාණුවල න්යෂ්ටීන් අතර එකම දුරින් පිහිටා ඇත. එවැනි සහසංයුජ බන්ධනයක් nonpolar ලෙස හැඳින්වේ. ධ්රැවීය නොවන සහසංයුජ බන්ධනයක් සහිත අණු සඳහා උදාහරණ වන්නේ H2, Cl2, O2, N2 යනාදියයි.
ධ්රැවීය සහසංයුජ බන්ධනයකදී, හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය වැඩි විද්යුත් සෘණතාවක් සහිත පරමාණුව වෙත මාරු කරනු ලැබේ. මෙම ආකාරයේ බන්ධන විවිධ පරමාණු මගින් සාදන ලද අණු වල සාක්ෂාත් කර ගනී. HCl, HBr, CO, NO වැනි අණු වල ධ්රැවීය සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇතිවේ. උදාහරණයක් ලෙස, HCl අණුවක ධ්රැවීය සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීම රූප සටහනකින් නිරූපණය කළ හැක, Fig. 5.3:
සහල්. 5.3 HC1 අණුවේ සහසංයුජ ධ්රැවීය බන්ධනයක් සෑදීම
සලකා බලනු ලබන අණුවෙහි, ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය ක්ලෝරීන් පරමාණුව වෙත මාරු කරනු ලැබේ, එහි විද්යුත් සෘණතාව (2.83) හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ (2.1) විද්යුත් සෘණතාවයට වඩා වැඩි බැවින්.
5.1.4. ඩයිපෝල් මොහොත සහ අණුක ව්යුහය
බන්ධනයක ධ්‍රැවීයතාවයේ මිනුමක් වන්නේ එහි ද්විධ්‍රැව මොහොත μ:
μ = ඊ එල්,
කොහෙද ඊ- ඉලෙක්ට්රෝන ආරෝපණය, එල්- ධන සහ සෘණ ආරෝපණ මධ්යස්ථාන අතර දුර.
ඩයිපෝල් මොහොත යනු දෛශික ප්‍රමාණයකි. "බන්ධන ද්වි ධ්රැව මොහොත" සහ "අණු ද්විධ්‍රැව මොහොත" යන සංකල්ප සමපාත වන්නේ diatomic අණු සඳහා පමණි. අණුවක ද්විධ්‍රැව මොහොත සියලු බන්ධනවල ද්විධ්‍රැව අවස්ථාවන්හි දෛශික එකතුවට සමාන වේ. මේ අනුව, බහුපරමාණුක අණුවක ඩයිපෝල් මොහොත එහි ව්යුහය මත රඳා පවතී.
රේඛීය CO 2 අණුවක, උදාහරණයක් ලෙස, එක් එක් C-O බන්ධන ධ්රැවීය වේ. කෙසේ වෙතත්, CO 2 අණුව සාමාන්යයෙන් ධ්රැවීය නොවන අතර, බන්ධනවල ද්විධ්‍රැව අවස්ථාවන් එකිනෙක අවලංගු වන බැවින් (රූපය 5.4). කාබන් ඩයොක්සයිඩ් අණුවේ ඩයිපෝල් මොහොත m = 0 වේ.
කෝණික H2O අණුවෙහි, ධ්රැවීය H-O බන්ධන 104.5 o කෝණයක පිහිටා ඇත. H-O බන්ධන දෙකක ද්විධ්‍රැව අවස්ථාවන්හි දෛශික එකතුව සමාන්තර චලිතයේ විකර්ණයෙන් ප්‍රකාශ වේ (රූපය 5.4). එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, ජල අණු m හි ඩයිපෝල් මොහොත ශුන්යයට සමාන නොවේ.
සහල්. 5.4 CO 2 සහ H 2 O අණු වල ද්විධ්‍රැව අවස්ථා
5.1.5 සහසංයුජ බන්ධන සහිත සංයෝගවල මූලද්රව්යවල සංයුජතාව
පරමාණු වල සංයුජතාවය තීරණය වන්නේ අනෙකුත් පරමාණු වල ඉලෙක්ට්රෝන සමඟ පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සෑදීමට සහභාගී වන යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන ගණන මගිනි. පිටත ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ යුගල නොකළ එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් තිබීම, F 2, HCl, PBr 3 සහ CCL 4 අණු වල හැලජන් පරමාණු ඒක සංයුජ වේ. ඔක්සිජන් උප කාණ්ඩයේ මූලද්රව්යවල පිටත ස්ථරයේ යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් අඩංගු වේ, එබැවින් O 2, H 2 O, H 2 S සහ SCL 2 වැනි සංයෝගවල ඒවා ද්විසංයුජ වේ.
සාමාන්ය සහසංයුජ බන්ධන වලට අමතරව, දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණයක් මගින් අණු වල බන්ධනයක් සෑදිය හැකි බැවින්, පරමාණු වල සංයුජතාවය ද තනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සහ නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන කාක්ෂික පැවතීම මත රඳා පවතී. සංයුජතාවයේ ප්‍රමාණාත්මක මිනුමක් යනු දී ඇති පරමාණුවක් වෙනත් පරමාණුවලට සම්බන්ධ වන රසායනික බන්ධන ගණනයි.
මූලද්රව්යවල උපරිම සංයුජතාව, රීතියක් ලෙස, ඒවා පිහිටා ඇති කණ්ඩායමේ සංඛ්‍යාව ඉක්මවිය නොහැක. ව්යතිරේකය යනු සංයෝගවල සංයුජතාව එකකට වඩා වැඩි පළමු කාණ්ඩයේ Cu, Ag, Au හි ද්විතියික උප සමූහයේ මූලද්රව්ය වේ. සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන වලට මූලික වශයෙන් බාහිර ස්ථරවල ඉලෙක්ට්රෝන ඇතුළත් වේ, කෙසේ වෙතත්, පැති උප කණ්ඩායම්වල මූලද්රව්ය සඳහා, අවසාන (පෙර-බාහිර) ස්ථරවල ඉලෙක්ට්රෝන ද රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට සහභාගී වේ.
5.1.6. සාමාන්ය සහ උද්යෝගිමත් තත්වයන් තුළ මූලද්රව්යවල සංයුජතාව
බොහෝ රසායනික මූලද්රව්යවල සංයුජතාව රඳා පවතින්නේ මෙම මූලද්රව්ය සාමාන්ය හෝ උද්යෝගිමත් තත්වයක තිබේද යන්න මතය. Li පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය: 1s 2 2s 1. පිටත මට්ටමේ ඇති ලිතියම් පරමාණුවේ යුගල නොකළ එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඇත, i.e. ලිතියම් ඒකසංයුජ වේ. ත්‍රිසංයුජ ලිතියම් ලබා ගැනීම සඳහා 1s ඉලෙක්ට්‍රෝනය 2p කක්ෂයට සංක්‍රමණය වීම හා සම්බන්ධව ඉතා විශාල බලශක්ති වියදමක් අවශ්ය වේ. මෙම බලශක්ති වියදම කොතරම් විශාලද යත්, රසායනික බන්ධන සෑදීමේදී නිකුත් කරන ශක්තියෙන් එය වන්දි නොලැබේ. මේ සම්බන්ධයෙන්, ත්රිකෝණාකාර ලිතියම් සංයෝග නොමැත.
බෙරිලියම් උප කාණ්ඩයේ මූලද්රව්යවල බාහිර ඉලෙක්ට්රොනික ස්ථරයේ වින්යාසය ns 2. මෙයින් අදහස් කරන්නේ ns සෛල කක්ෂයේ මෙම මූලද්රව්යවල බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ ප්‍රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණයන් සහිත ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ඇති බවයි. බෙරිලියම් උප කාණ්ඩයේ මූලද්රව්ය යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන අඩංගු නොවන නිසා සාමාන්ය තත්වයේ ඒවායේ සංයුජතාව ශුන්ය වේ. උද්යෝගිමත් තත්වයේ දී, බෙරිලියම් උප කාණ්ඩයේ මූලද්රව්යවල ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය ns 1 nр 1, i.e. මූලද්රව්ය ද්වීසංයුජ වන සංයෝග සාදයි.
බෝරෝන් පරමාණුවේ සංයුජතා හැකියාවන්
භූගත තත්වයේ ඇති බෝරෝන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය සලකා බලමු: 1s 2 2s 2 2p 1. භූගත තත්වයේ ඇති බෝරෝන් පරමාණුවේ යුගල නොකළ එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් අඩංගු වේ (රූපය 5.5), i.e. එය ඒකාකාර වේ. කෙසේ වෙතත්, බෝරෝන් ඒක සංයුජතා ඇති සංයෝග සෑදීම මගින් සංලක්ෂිත නොවේ. බෝරෝන් පරමාණුවක් උද්දීපනය වූ විට, 2s ඉලෙක්ට්රෝන 2p කක්ෂයට සංක්‍රමණය වේ (රූපය 5.5). උද්වේගකර තත්වයක ඇති බෝරෝන් පරමාණුවක යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන 3ක් ඇති අතර එහි සංයුජතාව තුනක් වන සංයෝග සෑදිය හැක.
සහල්. 5.5 බෝරෝන් පරමාණුවේ සංයුජතා තත්ත්වය සාමාන්ය සහ උද්යෝගිමත් තත්ත්‍වයේ
පරමාණුවක් එක් ශක්ති මට්ටමක් තුළ උද්යෝගිමත් තත්වයකට සංක්‍රමණය කිරීම සඳහා වැය කරන ශක්තිය, රීතියක් ලෙස, අතිරේක බන්ධන සෑදීමේදී නිකුත් කරන ශක්තියෙන් වන්දි ගෙවීමට වඩා වැඩි ය.
බෝරෝන් පරමාණුවෙහි එක් නිදහස් 2p කාක්ෂිකයක් පැවතීම හේතුවෙන්, සංයෝගවල ඇති බෝරෝන් ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ප්රතිග්රාහකයක් ලෙස ක්රියා කරමින් සිව්වන සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදිය හැක. රූප සටහන 5.6 පෙන්නුම් කරන්නේ BF අණුව F - අයනය සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කරන ආකාරයයි, එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස - අයනය සෑදීමේදී බෝරෝන් සහසංයුජ බන්ධන හතරක් සාදනු ලබයි.
සහල්. 5.6 බෝරෝන් පරමාණුවේ සිව්වන සහසංයුජ බන්ධනය සෑදීම සඳහා දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණය
නයිට්රජන් පරමාණුවේ සංයුජතා හැකියාව
නයිට්රජන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය සලකා බලමු (රූපය 5.7).
සහල්. 5.7 නයිට්රජන් පරමාණුවේ කක්ෂවල ඉලෙක්ට්රෝන බෙදා හැරීම
ඉදිරිපත් කරන ලද රූප සටහනෙන් පැහැදිලි වන්නේ නයිට්රජන් යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන තුනක් ඇති බවත්, එයට රසායනික බන්ධන තුනක් සෑදිය හැකි බවත් එහි සංයුජතාව තුනක් බවත්ය. දෙවන ශක්ති මට්ටමේ d-කාක්ෂික අඩංගු නොවන බැවින් නයිට්රජන් පරමාණුව උද්යෝගිමත් තත්වයකට මාරු කිරීම කළ නොහැක්කකි. ඒ අතරම, නයිට්රජන් පරමාණුවට නිදහස් කාක්ෂික (ප්‍රතිග්‍රාහක) ඇති පරමාණුවකට බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන 2s 2 හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් සැපයිය හැකිය. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, නයිට්රජන් පරමාණුවේ සිව්වන රසායනික බන්ධනයක් දිස්වේ, උදාහරණයක් ලෙස, ඇමෝනියම් අයන (රූපය 5.2). මේ අනුව, නයිට්රජන් පරමාණුවක උපරිම සහසංයුජතාව (සාදා ඇති සහසංයුජ බන්ධන ගණන) හතරකි. එහි සංයෝගවල, නයිට්රජන්, පස්වන කාණ්ඩයේ අනෙකුත් මූලද්රව්ය මෙන් නොව, පෙන්ටාවලන්ට් විය නොහැක.
පොස්පරස්, සල්ෆර් සහ හැලජන් පරමාණු වල සංයුජතා හැකියාව
නයිට්රජන්, ඔක්සිජන් සහ ෆ්ලෝරීන් පරමාණු මෙන් නොව, තුන්වන කාල පරිච්ඡේදයේ පිහිටා ඇති පොස්පරස්, සල්ෆර් සහ ක්ලෝරීන් පරමාණු වල ඉලෙක්ට්රෝන මාරු කළ හැකි නිදහස් 3d සෛල ඇත. පොස්පරස් පරමාණුවක් උද්දීපනය වූ විට (රූපය 5.8), එහි පිටත ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන 5 ක් ඇත. ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, සංයෝගවල පොස්පරස් පරමාණුව tri- පමණක් නොව, pentavalent විය හැක.
සහල්. 5.8 උද්වේගකර තත්වයක පොස්පරස් පරමාණුවක් සඳහා කාක්ෂිකවල සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන බෙදා හැරීම
උද්යෝගිමත් තත්වයේ දී, සල්ෆර්, දෙකක සංයුජතාවකට අමතරව, හතරේ සහ හයක සංයුජතාවක් ද පෙන්වයි. මෙම අවස්ථාවෙහිදී, 3p සහ 3s ඉලෙක්ට්රෝන අනුපිළිවෙලින් යුගලනය කර ඇත (රූපය 5.9).
සහල්. 5.9 උද්යෝගිමත් තත්වයක සල්ෆර් පරමාණුවක සංයුජතා හැකියාවන්
උද්යෝගිමත් තත්වයකදී, ෆ්ලෝරීන් හැර V කාණ්ඩයේ ප්රධාන උප කාණ්ඩයේ සියලුම අංග සඳහා, පළමු p- සහ පසුව s-ඉලෙක්ට්රෝන යුගල අනුක්‍රමික යුගලනය කළ හැකිය. ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, මෙම මූලද්රව්ය tri-, penta- සහ heptavalent බවට පත් වේ (රූපය 5.10).
සහල්. 5.10. උද්වේගකර තත්වයක ක්ලෝරීන්, බ්‍රෝමීන් සහ අයඩින් පරමාණු වල සංයුජතා හැකියාව
5.1.7. සහසංයුජ බන්ධනයක දිග, ශක්තිය සහ දිශාව
සහසංයුජ බන්ධන සාමාන්යයෙන් සෑදෙන්නේ ලෝහ නොවන පරමාණු අතරය. සහසංයුජ බන්ධනයක ප්රධාන ලක්ෂණ වන්නේ දිග, ශක්තිය සහ දිශාවයි.
සහසංයුජ බන්ධන දිග
බන්ධනයක දිග යනු මෙම බන්ධනය සාදන පරමාණුවල න්යෂ්ටි අතර දුර වේ. එය පර්යේෂණාත්මක භෞතික ක්රම මගින් තීරණය කරනු ලැබේ. බන්ධන දිග ආකලන රීතිය භාවිතයෙන් ඇස්තමේන්තු කළ හැක, ඒ අනුව AB අණුවේ බන්ධන දිග A 2 සහ B 2 අණු වල බන්ධන දිගේ එකතුවෙන් අඩකට ආසන්න වශයෙන් සමාන වේ:
.
මූලද්රව්යවල ආවර්තිතා පද්ධතියේ උප සමූහ දිගේ ඉහළ සිට පහළට, පරමාණුවල අරය මෙම දිශාවට වැඩි වන බැවින් රසායනික බන්ධනයේ දිග වැඩි වේ (වගුව 5.1). බන්ධන ගුණත්වය වැඩි වන විට එහි දිග අඩු වේ.
වගුව 5.1.
සමහර රසායනික බන්ධනවල දිග
රසායනික බන්ධනය |
සබැඳියේ දිග, ප.ව |
රසායනික බන්ධනය |
සබැඳියේ දිග, ප.ව |
සී - සී |
|||
සන්නිවේදන ශක්තිය
බන්ධන ශක්තියේ මිනුමක් වන්නේ බන්ධන ශක්තියයි. සන්නිවේදන ශක්තියබන්ධනයක් බිඳ දැමීමට සහ එම බන්ධනය සෑදෙන පරමාණු එකිනෙකින් අසීමිත විශාල දුරකට ඉවත් කිරීමට අවශ්ය ශක්තිය මගින් තීරණය වේ. සහසංයුජ බන්ධනය ඉතා ශක්තිමත් ය. එහි ශක්තිය දස කිහිපයක සිට kJ/mol සිය ගණනක් දක්වා පරාසයක පවතී. උදාහරණයක් ලෙස IСl 3 අණුවක් සඳහා Ebond ≈40 වන අතර N 2 සහ CO අණු සඳහා Ebond ≈1000 kJ/mol වේ.
මූලද්රව්යවල ආවර්තිතා පද්ධතියේ උප සමූහ දිගේ ඉහළ සිට පහළට, මෙම දිශාවට බන්ධන දිග වැඩි වන බැවින් රසායනික බන්ධනයක ශක්තිය අඩු වේ (වගුව 5.1). බන්ධන ගුණය වැඩි වන විට එහි ශක්තිය වැඩි වේ (වගුව 5.2).
වගුව 5.2.
සමහර රසායනික බන්ධනවල ශක්තීන්
රසායනික බන්ධනය |
සන්නිවේදන ශක්තිය, |
රසායනික බන්ධනය |
සන්නිවේදන ශක්තිය, |
සී - සී |
|||
සහසංයුජ බන්ධනවල සන්තෘප්තිය සහ දිශානතිය
සහසංයුජ බන්ධනයක වැදගත්ම ගුණාංග වන්නේ එහි සන්තෘප්තිය සහ දිශානතියයි. සංතෘප්තිය යනු සීමිත සහසංයුජ බන්ධන සංඛ්‍යාවක් සෑදීමට පරමාණුවලට ඇති හැකියාව ලෙස අර්ථ දැක්විය හැක. මේ අනුව, කාබන් පරමාණුවකට සෑදිය හැක්කේ සහසංයුජ බන්ධන හතරක් පමණක් වන අතර ඔක්සිජන් පරමාණුවකට දෙකක් සෑදිය හැකිය. පරමාණුවකට සෑදිය හැකි සාමාන්ය සහසංයුජ බන්ධන උපරිම සංඛ්‍යාව (දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණය මගින් සාදනු ලබන බන්ධන හැර) යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන ගණනට සමාන වේ.
සහසංයුජ බන්ධනවලට අවකාශීය දිශානතියක් ඇත, මන්ද තනි බන්ධනයක් සෑදීමේදී කක්ෂවල අතිච්ඡාදනය පරමාණුවල න්යෂ්ටීන් සම්බන්ධ කරන රේඛාව ඔස්සේ සිදු වේ. අණුවක ඉලෙක්ට්රෝන කක්ෂවල අවකාශීය සැකැස්ම එහි ජ්‍යාමිතිය තීරණය කරයි. රසායනික බන්ධන අතර කෝණ බන්ධන කෝණ ලෙස හැඳින්වේ.
සහසංයුජ බන්ධනයක සන්තෘප්තිය සහ දිශානතිය මෙම බන්ධනය අයනික බන්ධනයකින් වෙන්කර හඳුනා ගනී, එය සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව අසංතෘප්ත සහ දිශානුගත නොවේ.
H 2 O සහ NH 3 අණු වල අවකාශීය ව්යුහය
H 2 O සහ NH 3 අණු වල උදාහරණය භාවිතා කරමින් සහසංයුජ බන්ධනයක දිශාව අපි සලකා බලමු.
H 2 O අණුව සෑදී ඇත්තේ ඔක්සිජන් පරමාණුවකින් සහ හයිඩ්රජන් පරමාණු දෙකකින්. ඔක්සිජන් පරමාණුවෙහි යුගල නොකළ p ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ඇති අතර ඒවා එකිනෙකට සෘජු කෝණවලින් පිහිටා ඇති කක්ෂ දෙකකි. හයිඩ්රජන් පරමාණු යුගල නොකළ 1s ඉලෙක්ට්රෝන ඇත. p-ඉලෙක්ට්රෝන මගින් සාදන ලද බන්ධන අතර කෝණය p-ඉලෙක්ට්‍රෝනවල කාක්ෂික අතර කෝණයට ආසන්න විය යුතුය. කෙසේ වෙතත්, පර්යේෂණාත්මකව, ජල අණුවක O-H බන්ධන අතර කෝණය 104.50 බව සොයා ගන්නා ලදී. 90 o කෝණයට සාපේක්ෂව කෝණය වැඩි වීම හයිඩ්රජන් පරමාණු අතර ක්රියා කරන විකර්ෂක බලවේග මගින් පැහැදිලි කළ හැක, Fig. 5.11. මේ අනුව, H 2 O අණුව කෝණික හැඩයක් ඇත.
නයිට්රජන් පරමාණුවේ යුගල නොකළ p-ඉලෙක්ට්රෝන තුනක්, ඒවායේ කාක්ෂික අන්‍යෝන්‍ය වශයෙන් ලම්බක දිශා තුනක පිහිටා ඇත, NH 3 අණුව සෑදීමට සහභාගී වේ. එබැවින්, N-H බන්ධන තුන 90 ° ට ආසන්නව එකිනෙකට කෝණයක පිහිටා තිබිය යුතුය (රූපය 5.11). NH 3 අණුවෙහි බන්ධන අතර කෝණයෙහි පර්යේෂණාත්මක අගය 107.3° වේ. බන්ධන සහ න්‍යායික අගයන් අතර කෝණ අතර වෙනස ජල අණුවේදී මෙන් හයිඩ්රජන් පරමාණුවල අන්‍යෝන්‍ය විකර්ෂණයට හේතු වේ. මීට අමතරව, ඉදිරිපත් කරන ලද යෝජනා ක්රම රසායනික බන්ධන සෑදීමේදී 2s කක්ෂවල ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් සහභාගී වීමේ හැකියාව සැලකිල්ලට නොගනී.
සහල්. 5.11. H 2 O (a) සහ NH 3 (b) අණු වල රසායනික බන්ධන සෑදීමේදී ඉලෙක්ට්රොනික කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වීම
BeC1 2 අණුව සෑදීම සලකා බලමු. උද්යෝගිමත් තත්වයක ඇති බෙරිලියම් පරමාණුවක යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ඇත: 2s සහ 2p. බෙරිලියම් පරමාණුව බන්ධන දෙකක් සෑදිය යුතු යැයි උපකල්පනය කළ හැකිය: එක් බන්ධනයක් s-ඉලෙක්ට්‍රෝනය මගින් සහ එක් බන්ධනයක් p-ඉලෙක්ට්‍රෝනය මගින් සෑදේ. මෙම බන්ධනවලට විවිධ ශක්තීන් සහ විවිධ දිග තිබිය යුතුය. මෙම නඩුවේ BeCl 2 අණුව රේඛීය නොවිය යුතුය, නමුත් කෝණික විය යුතුය. කෙසේ වෙතත්, අත්දැකීමෙන් පෙන්නුම් කරන්නේ BeCl 2 අණුවට රේඛීය ව්යුහයක් ඇති අතර එහි ඇති රසායනික බන්ධන දෙකම සමාන බවයි. BCl 3 සහ CCL 4 අණු වල ව්යුහය සලකා බැලීමේදී සමාන තත්වයක් දක්නට ලැබේ - මෙම අණු වල සියලුම බන්ධන සමාන වේ. BC1 3 අණුවට පැතලි ව්යුහයක් ඇත, CC1 4 ටෙට්‍රාහෙඩ්‍රල් ව්යුහයක් ඇත.
BeCl 2, BCL 3 සහ CC 4 වැනි අණු වල ව්යුහය පැහැදිලි කිරීමට, පෝලිං සහ ස්ලේටර්(ඇමරිකා එක්සත් ජනපදය) පරමාණුක කාක්ෂික දෙමුහුන් කිරීමේ සංකල්පය හඳුන්වා දුන්නේය. ඔවුන්ගේ ශක්තියෙන් බොහෝ සෙයින් වෙනස් නොවන පරමාණුක කාක්ෂික කිහිපයක් වෙනුවට දෙමුහුන් ලෙස හැඳින්වෙන සමාන කාක්ෂික සංඛ්‍යාවක් ප්‍රතිස්ථාපනය කිරීමට ඔවුහු යෝජනා කළහ. මෙම දෙමුහුන් කාක්ෂික ඒවායේ රේඛීය සංයෝජනයේ ප්රතිඵලයක් ලෙස පරමාණුක කාක්ෂික වලින් සමන්විත වේ.
L. Pauling ට අනුව, එක් ස්ථරයක විවිධ වර්ගයේ ඉලෙක්ට්රෝන ඇති පරමාණුවකින් රසායනික බන්ධන සෑදෙන විට සහ, එම නිසා, ඒවායේ ශක්තියෙන් (උදාහරණයක් ලෙස, s සහ p) බෙහෙවින් වෙනස් නොවන විට, කාක්ෂික වින්යාසය වෙනස් කළ හැකිය. විවිධ වර්ගවල, ඒවායේ හැඩය සහ ශක්තියේ පෙළගැස්ම සිදු වේ. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස අසමමිතික හැඩයක් ඇති සහ න්‍යෂ්ටියේ එක් පැත්තක ඉතා දිගු වූ දෙමුහුන් කක්ෂ සෑදී ඇත. විවිධ වර්ගවල ඉලෙක්ට්රෝන, උදාහරණයක් ලෙස s සහ p බන්ධන සෑදීමට සම්බන්ධ වන විට දෙමුහුන් ආකෘතිය භාවිතා කරන බව අවධාරණය කිරීම වැදගත්ය.
5.1.8.2. විවිධ වර්ගයේ පරමාණුක කක්ෂීය දෙමුහුන්කරණය
sp දෙමුහුන්කරණය
එකක් දෙමුහුන් කිරීම s- සහ එක් ආර්- කාක්ෂික ( sp- දෙමුහුන්කරණය)උදාහරණයක් ලෙස, බෙරිලියම් ක්ලෝරයිඩ් සෑදීමේදී සාක්ෂාත් වේ. ඉහත පෙන්වා ඇති පරිදි, උද්දීපනය වූ අවස්ථාවක, Be පරමාණුවකට යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ඇත, ඉන් එකක් 2s කක්ෂය අල්ලාගෙන සිටින අතර අනෙක 2p කාක්ෂිකය අල්ලා ගනී. රසායනික බන්ධනයක් සෑදූ විට, මෙම විවිධ කාක්ෂික දෙක එකිනෙකට සමාන දෙමුහුන් කාක්ෂික දෙකක් බවට පරිවර්තනය වේ, එකිනෙකට 180 ° ක කෝණයකින් (රූපය 5.12). දෙමුහුන් කක්ෂ දෙකක රේඛීය සැකැස්ම එකිනෙකින් ඒවායේ අවම විකර්ෂණයට අනුරූප වේ. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, BeCl 2 අණුව රේඛීය ව්යුහයක් ඇත - පරමාණු තුනම එකම රේඛාවක පිහිටා ඇත.
සහල්. 5.12. BeCl 2 අණුවක් සෑදීමේදී ඉලෙක්ට්රෝන කක්ෂීය අතිච්ඡාදනය වන රූප සටහන
ඇසිටිලීන් අණුවේ ව්යුහය; සිග්මා සහ පයි බන්ධන
ඇසිටිලීන් අණුවක් සෑදීමේදී ඉලෙක්ට්රොනික කක්ෂවල අතිච්ඡාදනය පිළිබඳ රූප සටහනක් සලකා බලමු. ඇසිටිලීන් අණුවක, සෑම කාබන් පරමාණුවක්ම sp-hybrid තත්වයේ පවතී. sp-හයිබ්‍රිඩ් කක්ෂ දෙකක් එකිනෙකට 1800 ක කෝණයකින් පිහිටා ඇත; ඒවා කාබන් පරමාණු අතර එක් σ බන්ධනයක් සහ හයිඩ්රජන් පරමාණු සමඟ σ බන්ධන දෙකක් සාදයි (රූපය 5.13).
සහල්. 5.13. ඇසිටිලීන් අණුවක s-බන්ධන සෑදීමේ යෝජනා ක්රමය
σ බන්ධනයක් යනු පරමාණුවල න්යෂ්ටීන් සම්බන්ධ කරන රේඛාවක් ඔස්සේ ඉලෙක්ට්රෝන කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස සෑදෙන බන්ධනයකි.
ඇසිටිලීන් අණුවේ ඇති සෑම කාබන් පරමාණුවකම σ බන්ධන සෑදීමට සහභාගී නොවන තවත් p-ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් අඩංගු වේ. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන වල ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු අන්‍යෝන්‍ය වශයෙන් ලම්බක තලවල පිහිටා ඇති අතර, එකිනෙක අතිච්ඡාදනය වෙමින්, දෙමුහුන් නොවන පාර්ශ්වික අතිච්ඡාදනය හේතුවෙන් කාබන් පරමාණු අතර තවත් π බන්ධන දෙකක් සාදයි. ආර්-වලාකුළු (රූපය 5.14).
π බන්ධනයක් යනු පරමාණුවල න්යෂ්ටීන් සම්බන්ධ කරන රේඛාවේ දෙපස ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය වැඩිවීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස සෑදෙන සහසංයුජ රසායනික බන්ධනයකි.
සහල්. 5.14. ඇසිටිලීන් අණුවෙහි σ - සහ π - බන්ධන සෑදීමේ යෝජනා ක්රමය.
මේ අනුව, ඇසිටිලීන් අණුව තුළ, කාබන් පරමාණු අතර ත්‍රිත්ව බන්ධනයක් සෑදී ඇති අතර, එය σ - බන්ධන සහ π - බන්ධන දෙකකින් සමන්විත වේ; σ -බන්ධන π-බන්ධන වලට වඩා ශක්තිමත් වේ.
sp2 දෙමුහුන්කරණය
BCL 3 අණුවේ ව්යුහය අනුව පැහැදිලි කළ හැක sp 2- දෙමුහුන්කරණය. පිටත ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ උද්යෝගිමත් තත්වයක ඇති බෝරෝන් පරමාණුවක s-ඉලෙක්ට්රෝන එකක් සහ p-ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් අඩංගු වේ, i.e. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන තුනක්. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන වළාකුළු තුන සමාන දෙමුහුන් කක්ෂ තුනක් බවට පරිවර්තනය කළ හැක. එකිනෙකින් දෙමුහුන් කක්ෂ තුනක අවම විකර්ෂණය එකිනෙකට 120 o කෝණයකින් එකම තලයේ පිහිටීමට අනුරූප වේ (රූපය 5.15). මේ අනුව, BCL 3 අණුව පැතලි හැඩයක් ඇත.
සහල්. 5.15. BCL 3 අණුවේ පැතලි ව්යුහය
sp 3 - දෙමුහුන්කරණය
කාබන් පරමාණුවේ සංයුජතා කාක්ෂික (s, р x, р y, р z) සමාන දෙමුහුන් කාක්ෂික හතරක් බවට පරිවර්තනය කළ හැකි අතර, ඒවා අභ්යවකාශයේ 109.5 o කෝණයක කෝණයකින් පිහිටා ඇති අතර ඒවා ටෙට්‍රාහෙඩ්‍රොනයේ සිරස් වෙත යොමු කෙරේ. , එහි මධ්යයේ කාබන් පරමාණුවේ න්යෂ්ටිය (රූපය 5.16).
සහල්. 5.16. මීතේන් අණුවේ ටෙට්‍රාහෙඩ්‍රල් ව්යුහය
5.1.8.3. තනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ඇතුළත් දෙමුහුන්කරණය
බන්ධන වලට අමතරව හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ද අඩංගු වන අණු වල ව්යුහය පැහැදිලි කිරීමට දෙමුහුම් ආකෘතිය භාවිතා කළ හැක. ජලය සහ ඇමෝනියා අණු වල, මධ්යම පරමාණුවේ (O සහ N) ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ගණන හතරකි. ඒ අතරම, ජල අණුවක දෙකක් ඇති අතර ඇමෝනියා අණුවක තනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් ඇත. හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලවලට දෙමුහුන් කාක්ෂික පිරවිය හැකි යැයි උපකල්පනය කිරීමෙන් මෙම අණුවල රසායනික බන්ධන ඇතිවීම පැහැදිලි කළ හැකිය. හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගල බන්ධන වලට වඩා අභ්යවකාශයේ වැඩි ඉඩක් ගනී. හුදකලා සහ බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන යුගල අතර ඇති වන විකර්ෂණයේ ප්රතිඵලයක් ලෙස, ජලය සහ ඇමෝනියා අණු වල බන්ධන කෝණ අඩු වන අතර එය 109.5 o ට වඩා අඩු වේ.
සහල්. 5.17. sp 3 - H 2 O (A) සහ NH 3 (B) අණු වල තනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ඇතුළත් දෙමුහුන්කරණය
5.1.8.4. දෙමුහුන් වර්ගය ස්ථාපිත කිරීම සහ අණු වල ව්යුහය නිර්ණය කිරීම
දෙමුහුන් වර්ගය ස්ථාපිත කිරීම සඳහා, සහ, එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, අණු වල ව්යුහය, පහත සඳහන් නීති භාවිතා කළ යුතුය.
1. හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගල අඩංගු නොවන මධ්යම පරමාණුවේ දෙමුහුන් වර්ගය තීරණය වන්නේ සිග්මා බන්ධන ගණන අනුව ය. එවැනි බන්ධන දෙකක් තිබේ නම්, sp-hybridization සිදු වේ, තුනක් - sp 2 - දෙමුහුන්, හතර - sp 3 - දෙමුහුන්. බෙරිලියම්, බෝරෝන්, කාබන්, සිලිකන් පරමාණු මගින් සාදන ලද අණු වල හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගල (පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණය මගින් සාදනු ලබන බන්ධන නොමැති විට) නොමැත, i.e. ප්රධාන උප කාණ්ඩ II - IV කාණ්ඩවල මූලද්රව්යවල.
2. මධ්යම පරමාණුවේ හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගල තිබේ නම්, දෙමුහුන් කාක්ෂික සංඛ්‍යාව සහ දෙමුහුන් වර්ගය තීරණය වන්නේ සිග්මා බන්ධන සංඛ්‍යාවේ සහ හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සංඛ්‍යාවේ එකතුවෙනි. හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සම්බන්ධ දෙමුහුන් කිරීම නයිට්රජන්, පොස්පරස්, ඔක්සිජන්, සල්ෆර් පරමාණු මගින් සාදන ලද අණු වල සිදු වේ, i.e. V සහ VI කාණ්ඩවල ප්රධාන උප කාණ්ඩවල මූලද්රව්ය.
3. අණු වල ජ්යාමිතික හැඩය තීරණය වන්නේ මධ්යම පරමාණුවේ දෙමුහුන් වර්ගය අනුවය (වගුව 5.3).
වගුව 5.3.
බන්ධන කෝණ, දෙමුහුන් කක්ෂ ගණන සහ මධ්යම පරමාණුවේ දෙමුහුන් වර්ගය අනුව අණු වල ජ්යාමිතික හැඩය
5.2 අයනික බන්ධනය
අයනික බන්ධනය සිදු වන්නේ ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන අතර විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණය මගිනි. මෙම අයන සෑදී ඇත්තේ එක් පරමාණුවක සිට තවත් පරමාණුවකට ඉලෙක්ට්රෝන මාරු කිරීමේ ප්රතිඵලයක් වශයෙනි. විද්යුත් සෘණතාවයේ විශාල වෙනස්කම් ඇති පරමාණු අතර අයනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත (සාමාන්යයෙන් පෝලිං පරිමාණයෙන් 1.7 ට වඩා වැඩි), උදාහරණයක් ලෙස, ක්ෂාර ලෝහ සහ හැලජන් පරමාණු අතර.
NaCl සෑදීමේ උදාහරණය භාවිතා කරමින් අයනික බන්ධනයක් ඇතිවීම සලකා බලමු. Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 සහ Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 යන පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රොනික සූත්‍රවලින් පැහැදිලි වන්නේ බාහිර මට්ටම සම්පූර්ණ කිරීම සඳහා සෝඩියම් පරමාණුවට එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් අත්හැරීම පහසු බවයි. හතක් එකතු කරනවාට වඩා, ක්ලෝරීන් පරමාණුවට හතක් දෙනවාට වඩා එකක් එකතු කිරීම පහසුය. රසායනික ප්රතික්රියා වලදී සෝඩියම් පරමාණුව එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ලබා දෙන අතර ක්ලෝරීන් පරමාණුව එය ලබා ගනී. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, සෝඩියම් සහ ක්ලෝරීන් පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රොනික කවච උච්ච වායුවල ස්ථායී ඉලෙක්ට්රොනික කවච බවට පරිවර්තනය වේ (සෝඩියම් කැටායනයේ ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය Na + 1s 2 2s 2 2p 6 වන අතර ක්ලෝරීන් ඇනායනයෙහි ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). අයනවල විද්යුත් ස්ථිතික අන්තර්ක්‍රියා NaCl අණුවක් සෑදීමට හේතු වේ.
අයනික බන්ධනවල මූලික ලක්ෂණ සහ අයනික සංයෝගවල ගුණ
1. අයනික බන්ධනයක් යනු ශක්තිමත් රසායනික බන්ධනයකි. මෙම බන්ධනයේ ශක්තිය 300 - 700 kJ / mol අනුපිළිවෙල මත වේ.
2. සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව අයනික බන්ධනයක් වේ දිශානුගත නොවන, අයනයකට ඕනෑම දිශාවකට ප්‍රතිවිරුද්ධ ලකුණේ අයන ආකර්ෂණය කර ගත හැකි බැවිනි.
3. සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව අයනික බන්ධනයක් වේ අසංතෘප්ත, ප්‍රතිවිරුද්ධ ලකුණේ අයන අන්තර්ක්‍රියා නිසා ඒවායේ බල ක්ෂේත්‍රවල අන්‍යෝන්‍ය වන්දිය සම්පූර්ණ කිරීමට හේතු නොවේ.
4. අයනික බන්ධනයක් සහිත අණු සෑදීමේදී ඉලෙක්ට්රෝන සම්පූර්ණ මාරුවීමක් සිදු නොවේ, එබැවින් සියයට සියයක් අයනික බන්ධන ස්වභාවධර්මයේ නොපවතී. NaCl අණුවේ, රසායනික බන්ධනය 80% අයනික වේ.
5. අයනික බන්ධන සහිත සංයෝග ඉහළ ද්රවාංක සහ තාපාංක ඇති ස්ඵටිකරූපී ඝන ද්රව්ය වේ.
6. බොහෝ අයනික සංයෝග ජලයේ ද්රාව්ය වේ. අයනික සංයෝගවල විසඳුම් සහ දියවීම විදුලි ධාරාවක් සන්නයනය කරයි.
5.3 ලෝහ සම්බන්ධතාවය
බාහිර ශක්ති මට්ටමේ ඇති ලෝහ පරමාණු වල සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන කුඩා සංඛ්‍යාවක් අඩංගු වේ. ලෝහ පරමාණුවල අයනීකරණ ශක්තිය අඩු බැවින්, සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන මෙම පරමාණුවල දුර්වල ලෙස රඳවා තබා ගනී. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස ධන ආරෝපිත අයන සහ නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන ලෝහවල ස්ඵටික දැලිස්වල දිස්වේ. මෙම අවස්ථාවෙහිදී, ලෝහ කැටායන ඒවායේ ස්ඵටික දැලිස් වල නෝඩ් වල පිහිටා ඇති අතර ඉලෙක්ට්රෝන ඊනියා "ඉලෙක්ට්රෝන වායුව" සාදන ධනාත්මක මධ්යස්ථාන ක්ෂේත්රයේ නිදහසේ ගමන් කරයි. කැටායන දෙකක් අතර සෘණ ආරෝපිත ඉලෙක්ට්රෝනයක් පැවතීම එක් එක් කැටායන මෙම ඉලෙක්ට්‍රෝනය සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කිරීමට හේතු වේ. මේ අනුව, ලෝහමය බන්ධනය යනු ලෝහ ස්ඵටිකවල ධනාත්මක අයන අතර බන්ධනය වන අතර, ස්ඵටිකය පුරා නිදහසේ චලනය වන ඉලෙක්ට්රෝන ආකර්ෂණය වීම හරහා සිදු වේ.
ලෝහයක සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන ස්ඵටිකය පුරා ඒකාකාරව බෙදී ඇති බැවින් අයනික බන්ධනයක් වැනි ලෝහමය බන්ධනයක් දිශානුගත නොවන බන්ධනයකි. සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව, ලෝහමය බන්ධනයක් යනු අසංතෘප්ත බන්ධනයකි. සහසංයුජ බන්ධන වලින් ලෝහ සම්බන්ධතාවයඑය කල්පැවැත්මෙන් ද වෙනස් වේ. ලෝහමය බන්ධනයක ශක්තිය සහසංයුජ බන්ධනයක ශක්තියට වඩා දළ වශයෙන් තුන් හතර ගුණයකින් අඩුය.
ඉලෙක්ට්රෝන වායුවේ ඉහළ සංචලනය හේතුවෙන් ලෝහ ඉහළ විද්යුත් හා තාප සන්නායකතාවයකින් සංලක්ෂිත වේ.
5.4 හයිඩ්රජන් බන්ධනය
HF, H 2 O, NH 3 සංයෝගවල අණු තුළ දැඩි ලෙස විද්යුත් සෘණ මූලද්‍රව්‍යයක් (H-F, H-O, H-N) සහිත හයිඩ්රජන් බන්ධන ඇත. එවැනි සංයෝගවල අණු අතර සෑදිය හැක අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධන. H-O, H-N බන්ධන අඩංගු සමහර කාබනික අණු වල, අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධන.
හයිඩ්රජන් බන්ධන සෑදීමේ යාන්ත්රණය අර්ධ වශයෙන් විද්යුත් ස්ථිතික, අර්ධ වශයෙන් පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක ස්වභාවයකි. මෙම අවස්ථාවෙහිදී, ඉලෙක්ට්රෝන යුගල පරිත්‍යාගශීලියා යනු දැඩි විද්යුත් සෘණ මූලද්‍රව්‍යයක (F, O, N) පරමාණුවක් වන අතර, ප්‍රතිග්‍රාහකයා මෙම පරමාණුවලට සම්බන්ධ හයිඩ්රජන් පරමාණු වේ. සහසංයුජ බන්ධන මෙන්, හයිඩ්රජන් බන්ධන මගින් සංලක්ෂිත වේ අවධානය යොමු කරන්නඅභ්යවකාශයේ සහ සංතෘප්ත බව.
හයිඩ්රජන් බන්ධන සාමාන්යයෙන් තිත් වලින් දැක්වේ: H ··· F. හයිඩ්රජන් බන්ධනය ශක්තිමත් වන තරමට සහකරු පරමාණුවේ විද්යුත් සෘණතාව වැඩි වන අතර එහි ප්රමාණය කුඩා වේ. එය මූලික වශයෙන් ෆ්ලෝරීන් සංයෝග මෙන්ම ඔක්සිජන්, අඩු ප්‍රමාණයකට නයිට්රජන් සහ ඊටත් වඩා අඩු ප්‍රමාණයකට ක්ලෝරීන් සහ සල්ෆර් වල ලක්ෂණයකි. හයිඩ්රජන් බන්ධනයේ ශක්තිය ද ඒ අනුව වෙනස් වේ (වගුව 5.4).
වගුව 5.4.
හයිඩ්රජන් බන්ධන ශක්තියේ සාමාන්ය අගයන්
අන්තර් අණුක සහ අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධනය
හයිඩ්රජන් බන්ධනවලට ස්තූතිවන්ත වන අතර, අණු ඩයිමර් සහ වඩාත් සංකීර්ණ ආශ්‍රිතයන් බවට ඒකාබද්ධ වේ. නිදසුනක් ලෙස, ෆෝමික් අම්ල ඩිමර් සෑදීම පහත රූප සටහන මගින් නිරූපණය කළ හැකිය (රූපය 5.18).
සහල්. 5.18. ෆෝමික් අම්ලයේ අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධන සෑදීම
(H 2 O) n ආශ්‍රිතයන්ගේ දිගු දාම ජලයේ දිස්විය හැක (රූපය 5.19).
සහල්. 5.19. අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධන හේතුවෙන් ද්රව ජලයේ ආශ්‍රිත දාමයක් සෑදීම
සෑම H2O අණුවකටම හයිඩ්රජන් බන්ධන හතරක් සෑදිය හැකි නමුත් HF අණුවකට සෑදිය හැක්කේ දෙකක් පමණි.
හයිඩ්රජන් බන්ධන විවිධ අණු අතර (අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධනය) සහ අණුවක් තුළ (අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධන) යන දෙකෙහිම සිදු විය හැක. සමහර කාබනික ද්රව්ය සඳහා අන්තර් අණුක බන්ධන සෑදීමේ උදාහරණ රූපයේ දැක්වේ. 5.20.
සහල්. 5.20. විවිධ කාබනික සංයෝගවල අණු වල අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධන සෑදීම
ද්රව්යවල ගුණ මත හයිඩ්රජන් බන්ධන බලපෑම
අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධනවල පැවැත්ම පිළිබඳ වඩාත් පහසු දර්ශකය වන්නේ ද්‍රව්‍යයක තාපාංකයයි. ජලයේ ඉහළ තාපාංකය (ඔක්සිජන් උප කාණ්ඩයේ (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) මූලද්රව්යවල හයිඩ්රජන් සංයෝග හා සසඳන විට 100 o C හයිඩ්රජන් බන්ධන පැවතීම මගින් පැහැදිලි කෙරේ: අන්තර් අණුක විනාශ කිරීමට අමතර ශක්තියක් වැය කළ යුතුය. ජලයේ හයිඩ්රජන් බන්ධන.
හයිඩ්රජන් බන්ධනය ද්රව්යවල ව්යුහය හා ගුණාංග කෙරෙහි සැලකිය යුතු ලෙස බලපෑ හැකිය. අන්තර් අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධන පැවතීම ද්රව්යවල ද්රවාංක හා තාපාංකය වැඩි කරයි. අභ්‍යන්තර අණුක හයිඩ්රජන් බන්ධනයක් පැවතීම ඩිඔක්සිරයිබොනියුක්ලික් අම්ලය (ඩීඑන්ඒ) අණුව ජලයේ ද්විත්ව හෙලික්සයක් බවට නැමීමට හේතු වේ.
ද්‍රාව්‍යතාවය ද ද්රාවකය සමඟ හයිඩ්රජන් බන්ධන සෑදීමට සංයෝගයකට ඇති හැකියාව මත රඳා පවතින බැවින් ද්රාව්ය ක්රියාවලීන්හි හයිඩ්රජන් බන්ධනය ද වැදගත් කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, සීනි, ග්ලූකෝස්, මධ්යසාර සහ කාබොක්සිලික් අම්ල වැනි OH කාණ්ඩ අඩංගු ද්රව්ය, නීතියක් ලෙස, ජලයෙහි අධික ලෙස ද්රාව්ය වේ.
5.5 ස්ඵටික දැලිස් වර්ග
ඝන ද්රව්ය සාමාන්යයෙන් ස්ඵටික ව්යුහයක් ඇත. ස්ඵටික (පරමාණු, අයන හෝ අණු) සෑදෙන අංශු අභ්යවකාශයේ දැඩි ලෙස අර්ථ දක්වා ඇති ස්ථානවල පිහිටා ඇති අතර, ස්ඵටික දැලිසක් සාදයි. ස්ඵටික දැලිස සමන්විත වන්නේ දී ඇති දැලිස් වල ලක්ෂණයක් වන ව්යුහාත්මක ලක්ෂණ රඳවා තබා ගන්නා මූලික සෛල වලින්ය. අංශු පිහිටා ඇති ස්ථාන ලෙස හැඳින්වේ ස්ඵටික දැලිස් නෝඩ්. දැලිස් ස්ථානවල පිහිටා ඇති අංශු වර්ගය සහ ඒවා අතර සම්බන්ධතාවයේ ස්වභාවය අනුව, ස්ඵටික දැලිස් වර්ග 4 ක් වෙන්කර හඳුනාගත හැකිය.
5.5.1. පරමාණුක ස්ඵටික දැලිස්
පරමාණුක ස්ඵටික දැලිස් වල නෝඩ් වල සහසංයුජ බන්ධන මගින් එකිනෙකට සම්බන්ධ පරමාණු ඇත. පරමාණුක දැලිසක් ඇති ද්‍රව්‍යවලට දියමන්ති, සිලිකන්, කාබයිඩ්, සිලිසයිඩ් යනාදිය ඇතුළත් වේ. පරමාණුක ස්ඵටිකයක ව්යුහය තුළ තනි අණු හුදකලා කළ නොහැක; සම්පූර්ණ ස්ඵටිකයම එක් යෝධ අණුවක් ලෙස සැලකේ. දියමන්ති ව්යුහය රූපයේ දැක්වේ. 5.21. දියමන්ති සෑදී ඇත්තේ කාබන් පරමාණු වලින් වන අතර, ඒ සෑම එකක්ම අසල්වැසි පරමාණු හතරකට බන්ධනය වී ඇත. සහසංයුජ බන්ධන ශක්තිමත් බව නිසා, පරමාණුක දැලිස් සහිත සියලුම ද්රව්ය පරාවර්තක, දෘඩ සහ අඩු වාෂ්පශීලී වේ. ඒවා ජලයේ තරමක් දිය වේ.
සහල්. 5.21. දියමන්ති ස්ඵටික දැලිස්
5.5.2. අණුක ස්ඵටික දැලිස්
අණුක ස්ඵටික දැලිස් වල නෝඩ් වල දුර්වල අන්තර් අණුක බලවේග මගින් එකිනෙකට සම්බන්ධ වූ අණු ඇත. එබැවින්, අණුක දැලිස් සහිත ද්රව්ය අඩු දෘඪතාවක් ඇත, ඒවා විලයනය වන අතර, සැලකිය යුතු වාෂ්පශීලීතාවයකින් සංලක්ෂිත වේ, ජලයේ තරමක් ද්රාව්ය වන අතර, ඒවායේ විසඳුම්, නීතියක් ලෙස, විදුලි ධාරාවක් සිදු නොවේ. අණුක ස්ඵටික දැලිසක් සහිත ද්රව්ය බොහොමයක් දනී. මේවා ඝන හයිඩ්රජන්, ක්ලෝරීන්, කාබන් මොනොක්සයිඩ් (IV) සහ සාමාන්ය උෂ්ණත්වයේ දී වායුමය තත්ත්වයක පවතින අනෙකුත් ද්රව්ය වේ. බොහෝ ස්ඵටික කාබනික සංයෝගවල අණුක දැලිසක් ඇත.
5.5.3. අයනික ස්ඵටික දැලිස්
ඒවායේ නෝඩ් වල අයන අඩංගු ස්ඵටික දැලිස් ලෙස හැඳින්වේ අයනික. ඒවා සෑදී ඇත්තේ අයනික බන්ධන සහිත ද්රව්ය මගිනි, උදාහරණයක් ලෙස ක්ෂාර ලෝහ හේලයිඩ. අයනික ස්ඵටික වලදී, තනි අණු වෙන්කර හඳුනාගත නොහැකිය; සම්පූර්ණ ස්ඵටිකයම එක් සාර්ව අණුවක් ලෙස සැලකිය හැකිය. අයන අතර බන්ධන ශක්තිමත් වේ, එබැවින් අයනික දැලිසක් සහිත ද්රව්ය අඩු වාෂ්පශීලීතාවයක් සහ ඉහළ ද්රවාංක සහ තාපාංක ඇත. සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් ස්ඵටික දැලිස් රූපයේ දැක්වේ. 5.22.
සහල්. 5.22. සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් ස්ඵටික දැලිස්
මෙම රූපයේ, සැහැල්ලු බෝල Na + අයන වේ, අඳුරු බෝල Cl - අයන වේ. රූපයේ වම් පසින්. රූප සටහන 5.22 NaCI හි ඒකක සෛලය පෙන්වයි.
5.5.4. ලෝහ ස්ඵටික දැලිස්
ඝන තත්වයේ ඇති ලෝහ ලෝහමය ස්ඵටික දැලිස් සාදයි. එවැනි දැලිස් වල ස්ථාන ධනාත්මක ලෝහ අයන අඩංගු වන අතර සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන ඒවා අතර නිදහසේ ගමන් කරයි. ඉලෙක්ට්රෝන විද්‍යුත්ස්ථිතිකව කැටායන ආකර්ෂණය කරයි, එමඟින් ලෝහ දැලිසට ස්ථායීතාවයක් ලබා දෙයි. මෙම දැලිස් ව්යුහය ලෝහවල ඉහළ තාප සන්නායකතාවය, විද්යුත් සන්නායකතාවය සහ ප්ලාස්ටික් බව තීරණය කරයි - යාන්ත්‍රික විරූපණය අතරතුර බන්ධන කැඩීම සහ ස්ඵටික විනාශය සිදු නොවේ, මන්ද එය සෑදෙන අයන ඉලෙක්ට්රෝන වායු වලාකුළක පාවෙන බව පෙනේ. රූපයේ. රූප සටහන 5.23 සෝඩියම් ස්ඵටික දැලිස පෙන්වයි.
සහල්. 5.23. සෝඩියම් ස්ඵටික දැලිස්
7.11. සහසංයුජ බන්ධන සහිත ද්රව්යවල ව්යුහය
සියලු වර්ගවල රසායනික බන්ධනවල සහසංයුජයක් පමණක් පවතින ද්රව්ය අසමාන කණ්ඩායම් දෙකකට බෙදා ඇත: අණුක (ඉතා බොහෝ) සහ අණුක නොවන (බොහෝ අඩු).
ඝන අණුක ද්රව්යවල ස්ඵටික අණු වල අන්තර් අණුක අන්තර්ක්‍රියා බලයෙන් දුර්වල ලෙස බැඳී ඇති අණු වලින් සමන්විත වේ. එවැනි ස්ඵටිකවල ඉහළ ශක්තියක් සහ දෘඪතාවක් නොමැත (අයිස් හෝ සීනි සිතන්න). ඒවායේ ද්රවාංක හා තාපාංක ද අඩු වේ (වගුව 22 බලන්න).
වගුව 22. සමහර අණුක ද්රව්යවල ද්රවාංක සහ තාපාංක
ද්රව්යය |
ද්රව්යය |
||||
| H 2 | – 259 | – 253 | BR 2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| එච්.සී.එල් | – 112 | – 85 | පී 4 | 44 | 257 |
| NH 3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (නැප්තලීන්) | 80 | 218 |
| SO 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
ඒවායේ අණුක සගයන් මෙන් නොව සහසංයුජ බන්ධන සහිත අණුක නොවන ද්රව්ය ඉතා දෘඩ ස්ඵටික සාදයි. දියමන්ති ස්ඵටික (දැඩිම ද්රව්යය) මෙම වර්ගයට අයත් වේ.
දියමන්ති ස්ඵටිකයක (රූපය 7.5), සෑම කාබන් පරමාණුවක්ම සරල සහසංයුජ බන්ධන (sp 3 දෙමුහුන්කරණය) මගින් අනෙකුත් කාබන් පරමාණු හතරකට සම්බන්ධ වේ. කාබන් පරමාණු ත්‍රිමාන රාමුවක් සාදයි. අත්‍යවශ්‍යයෙන්ම මුළු දියමන්ති ස්ඵටිකයම එක් දැවැන්ත හා ඉතා ශක්තිමත් අණුවකි.
රේඩියෝ ඉලෙක්ට්රොනික හා ඉලෙක්ට්රොනික ඉංජිනේරු විද්‍යාවේ බහුලව භාවිතා වන සිලිකන් ස්ඵටික එකම ව්යුහයක් ඇත.
ඔබ දියමන්තිවල ඇති කාබන් පරමාණුවලින් අඩක් සිලිකන් පරමාණු සමඟ ප්‍රතිස්ථාපනය කරන්නේ නම්, ස්ඵටිකයේ රාමු ව්‍යුහයට බාධා නොකර, ඔබට සිලිකන් කාබයිඩ් SiC ස්ඵටිකයක් ලැබෙනු ඇත - එය උල්ෙල්ඛ ද්රව්යයක් ලෙස භාවිතා කරන ඉතා දෘඩ ද්රව්යයකි. සාමාන්ය ක්වාර්ට්ස් වැලි (සිලිකන් ඩයොක්සයිඩ්) ද මෙම වර්ගයේ ස්ඵටික ද්රව්යයට අයත් වේ. ක්වාර්ට්ස් ඉතා දැඩි ද්රව්යයකි; "එමරි" යන නාමය යටතේ එය උල්ෙල්ඛ ද්රව්යයක් ලෙසද භාවිතා වේ. සිලිකන් ස්ඵටිකයක් තුළ සෑම සිලිකන් පරමාණු දෙකක් අතර ඔක්සිජන් පරමාණු ඇතුල් කිරීමෙන් ක්වාර්ට්ස් ව්යුහය පහසුවෙන් ලබා ගත හැකිය. මෙම අවස්ථාවෙහිදී, සෑම සිලිකන් පරමාණුවක්ම ඔක්සිජන් පරමාණු හතරක් සමඟ සම්බන්ධ වන අතර සෑම ඔක්සිජන් පරමාණුවක්ම සිලිකන් පරමාණු දෙකක් සමඟ සම්බන්ධ වේ.
දියමන්ති, සිලිකන්, ක්වාර්ට්ස් සහ ඒ හා සමාන ව්යුහයන්ගේ ස්ඵටික පරමාණුක ස්ඵටික ලෙස හැඳින්වේ.
පරමාණුක ස්ඵටිකයක් යනු රසායනික බන්ධන මගින් සම්බන්ධ වූ මූලද්රව්ය එකක හෝ කිහිපයක පරමාණු වලින් සමන්විත ස්ඵටිකයකි.
පරමාණුක ස්ඵටිකයක රසායනික බන්ධනයක් සහසංයුජ හෝ ලෝහමය විය හැක.
ඔබ දැනටමත් දන්නා පරිදි, අයනික ස්ඵටිකයක් වැනි ඕනෑම පරමාණුක ස්ඵටිකයක් විශාල "සුපිරි අණු" වේ. එවැනි “සුපිරි අණුවක” ව්යුහාත්මක සූත්‍රය ලියා තැබිය නොහැක - ඔබට පෙන්විය හැක්කේ එහි කොටස පමණි, උදාහරණයක් ලෙස:
අණුක ද්රව්ය මෙන් නොව, පරමාණුක ස්ඵටික සාදන ද්රව්ය වඩාත්ම පරාවර්තක වේ (වගුව 23 බලන්න.).
වගුව 23. සමහර අණුක නොවන ද්රව්යවල ද්රවාංක සහ තාපාංකසමග සහසංයුජ බන්ධන
මෙම ද්රව්ය දියවන විට කැඩී බිඳී යන්නේ දුර්වල අන්තර් අණුක බන්ධන නොව ප්රබල රසායනික බන්ධන බව අප මතක තබා ගන්නේ නම් එවැනි අධික ද්රවාංක උෂ්ණත්වයන් හොඳින් තේරුම් ගත හැකිය. එම හේතුව නිසාම, පරමාණුක ස්ඵටික සෑදෙන බොහෝ ද්රව්ය රත් වූ විට දිය නොවේ, නමුත් වියෝජනය හෝ වහාම වාෂ්ප තත්වයට (sublimate) පරිවර්තනය වේ, උදාහරණයක් ලෙස, 3700 o C දී මිනිරන් උත්කෘෂ්ට වේ.
| සිලිකන් - Si.ඉතා දෘඩ, බිඳෙනසුලු සිලිකන් ස්ඵටික ලෝහයක් මෙන් පෙනේ, නමුත් එය ලෝහයක් නොවේ. විද්යුත් සන්නායකතාවයේ වර්ගය මත පදනම්ව, මෙම ද්රව්යය අර්ධ සන්නායකයක් ලෙස වර්ගීකරණය කර ඇති අතර එය නූතන ලෝකයේ එහි දැවැන්ත වැදගත්කම තීරණය කරයි. සිලිකන් යනු වඩාත් වැදගත් අර්ධ සන්නායක ද්රව්යයකි. ගුවන්විදුලි, රූපවාහිනී, පරිගණක, නවීන දුරකථන, ඉලෙක්ට්රොනික ඔරලෝසු, සූර්ය පැනල සහ තවත් බොහෝ ගෘහාශ්‍රිත සහ කාර්මික උපාංගවල වඩාත් වැදගත් ව්යුහාත්මක මූලද්රව්ය ලෙස අධි සංශුද්ධතාවයේ සිලිකන් තනි ස්ඵටික වලින් සාදන ලද ට්‍රාන්සිස්ටර, ක්ෂුද්‍ර පරිපථ සහ ෆොටෝ සෛල අඩංගු වේ. වානේ නිෂ්පාදනය සහ ෆෙරස් නොවන ලෝහ කර්මාන්තය සඳහා තාක්ෂණික සිලිකන් භාවිතා වේ. රසායනික ගුණාංග අනුව, සිලිකන් තරමක් නිෂ්ක්‍රීය ද්රව්යයකි; එය ප්රතික්රියා කරන්නේ ඉහළ උෂ්ණත්වවලදී පමණි. සිලිකන් ඩයොක්සයිඩ් - SiO 2 .මෙම ද්රව්යයේ තවත් නමක් සිලිකා වේ. සිලිකන් ඩයොක්සයිඩ් ස්වභාවධර්මයේ ආකාර දෙකකින් සිදු වේ: ස්ඵටික හා අස්ඵටික. බොහෝ අර්ධ වටිනා සහ විසිතුරු ගල් යනු ස්ඵටිකරූපී සිලිකන් ඩයොක්සයිඩ් (ක්වාර්ට්ස්) වර්ග වේ: පාෂාණ ස්ඵටික, ජැස්පර්, චාල්සිඩෝනි, අගස්ති. සහ ඔපල් යනු සිලිකා වල අස්ඵටික ආකාරයකි. ක්වාර්ට්ස් ස්වභාවයෙන්ම ඉතා පුලුල්ව පැතිර ඇත, මන්ද කාන්තාරවල කඳු සහ ගංගා සහ මුහුදේ වැලි ඉවුරු සියල්ලම ක්වාර්ට්ස් වැලි වේ. ක්වාර්ට්ස් යනු අවර්ණ ස්ඵටිකරූපී, ඉතා දෘඩ හා පරාවර්තක ද්රව්යයකි. එය දියමන්ති සහ කොරුන්ඩම් වලට වඩා දෘඪතාවයෙන් පහත් වේ, නමුත්, කෙසේ වෙතත්, උල්ෙල්ඛ ද්රව්යයක් ලෙස බහුලව භාවිතා වේ. ක්වාර්ට්ස් වැලි ඉදිකිරීම් සහ ගොඩනැගිලි ද්රව්ය කර්මාන්තයේ බහුලව භාවිතා වේ. ක්වාර්ට්ස් වීදුරුව රසායනාගාර වීදුරු භාණ්ඩ සහ විද්යාත්මක උපකරණ සෑදීමට භාවිතා කරන්නේ උෂ්ණත්වයේ හදිසි වෙනස්වීම් යටතේ එය ඉරිතලා නොයන බැවිනි. එහි රසායනික ගුණ අනුව, සිලිකන් ඩයොක්සයිඩ් ආම්ලික ඔක්සයිඩ් වේ, නමුත් එය විලයනය වූ විට පමණක් ක්ෂාර සමග ප්රතික්රියා කරයි. ඉහළ උෂ්ණත්වවලදී, සිලිකන් ඩයොක්සයිඩ් සහ මිනිරන් සිලිකන් කාබයිඩ් - කාබෝරුන්ඩම් නිෂ්පාදනය කිරීමට යොදා ගනී. කාබෝරුන්ඩම් යනු දියමන්තියෙන් පසු දෙවන අමාරුම ද්රව්යය වන අතර එය ඇඹරුම් රෝද සහ "වැලි කඩදාසි" සෑදීමට ද භාවිතා කරයි. |
7.12. සහසංයුජ බන්ධනයක ධ්‍රැවීයතාව. විද්යුත් සෘණතාව
විවිධ මූලද්රව්යවල හුදකලා පරමාණු ඉලෙක්ට්රෝන අත්හැරීමට සහ පිළිගැනීමට විවිධ ප්‍රවණතා ඇති බව සිහිපත් කරන්න. සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමෙන් පසුව මෙම වෙනස්කම් පවතී. එනම්, සමහර මූලද්රව්යවල පරමාණු අනෙකුත් මූලද්රව්යවල පරමාණුවලට වඩා සහසංයුජ බන්ධනයක ඉලෙක්ට්රෝන යුගල තමන් වෙත ආකර්ෂණය කර ගැනීමට නැඹුරු වේ.
අණුවක් සලකා බලන්න එච්.සී.එල්.
මෙම උදාහරණය භාවිතා කරමින්, අපි බලමු molar අයනීකරණ ශක්තීන් සහ ඉලෙක්ට්‍රෝනයට මාධ්‍යයන් භාවිතා කරමින් ඉලෙක්ට්රෝන සන්නිවේදන වලාකුළේ විස්ථාපනය තක්සේරු කරන්නේ කෙසේදැයි බලමු. 1312 kJ/mol, සහ 1251 kJ/mol - වෙනස නොවැදගත්, 5% පමණ වේ. 73 kJ/mol, සහ 349 kJ/mol - මෙහි වෙනස බෙහෙවින් වැඩි ය: ක්ලෝරීන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතා ශක්තිය හයිඩ්රජන් පරමාණුවට වඩා පස් ගුණයකින් වැඩිය. මෙයින් අපට නිගමනය කළ හැක්කේ හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ් අණුවේ ඇති සහසංයුජ බන්ධනයේ ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය බොහෝ දුරට ක්ලෝරීන් පරමාණුව දෙසට මාරු වී ඇති බවයි. වෙනත් වචන වලින් කිවහොත්, බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන හයිඩ්රජන් පරමාණුව අසලට වඩා ක්ලෝරීන් පරමාණුව අසල වැඩි කාලයක් ගත කරයි. ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වයේ මෙම අසමාන ව්‍යාප්තිය අණුව තුළ ඇති විද්යුත් ආරෝපණ යලි බෙදා හැරීමකට මග පාදයි.පරමාණු මත අර්ධ (අතිරික්ත) ආරෝපණ පැන නගී; හයිඩ්රජන් පරමාණුව මත එය ධන වන අතර ක්ලෝරීන් පරමාණුව මත එය ඍණ වේ.
මෙම අවස්ථාවෙහිදී, බන්ධනය ධ්‍රැවීකරණය වන බව කියනු ලබන අතර, බන්ධනයම ධ්රැවීය සහසංයුජ බන්ධනයක් ලෙස හැඳින්වේ.
සහසංයුජ බන්ධනයක ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය කිසිදු බන්ධිත පරමාණුවකට විස්ථාපනය නොවන්නේ නම්, එනම් බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන සමානව බන්ධිත පරමාණුවලට අයත් වේ නම්, එවැනි බන්ධනයක් ධ්රැවීය නොවන සහසංයුජ බන්ධනයක් ලෙස හැඳින්වේ.
සහසංයුජ බන්ධනයකදී "විධිමත් ආරෝපණය" යන සංකල්පය ද අදාළ වේ. නිර්වචනයේ දී පමණක් අප කතා කළ යුත්තේ අයන ගැන නොව පරමාණු ගැන ය. පොදුවේ, පහත අර්ථ දැක්වීම ලබා දිය හැකිය.
හුවමාරු යාන්ත්‍රණයකින් පමණක් සහසංයුජ බන්ධන සෑදෙන අණු වල, පරමාණුවල විධිමත් ආරෝපණ ශුන්යයට සමාන වේ. මේ අනුව, HCl අණුවෙහි, ක්ලෝරීන් සහ හයිඩ්රජන් පරමාණු දෙකෙහිම විධිමත් ආරෝපණ ශුන්ය වේ. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස, මෙම අණුවේ ක්ලෝරීන් සහ හයිඩ්රජන් පරමාණුවල ඇති සැබෑ (ඵලදායී) ආරෝපණ අර්ධ (අතිරික්ත) ආරෝපණවලට සමාන වේ.
මොලර් අයනීකරණ ශක්තීන් සහ ඉලෙක්ට්‍රෝඩයට ඇති සම්බන්ධතාවය මත පදනම්ව අණුවක එක් හෝ තවත් මූලද්‍රව්‍යයක පරමාණුවක ආංශික ආරෝපණ ලකුණ තීරණය කිරීම, එනම් ඉලෙක්ට්රෝන බන්ධන යුගල කුමන දිශාවටදැයි තක්සේරු කිරීම සැමවිටම පහසු නොවේ. මාරු කළා. සාමාන්යයෙන්, මෙම අරමුණු සඳහා, පරමාණුවක තවත් ශක්ති ලක්ෂණයක් භාවිතා වේ - විද්යුත් සෘණතාව.
දැනට, විද්යුත් සෘණතාව සඳහා තනි, සාමාන්යයෙන් පිළිගත් තනතුරක් නොමැත. එය E/O අක්ෂර වලින් දැක්විය හැක. විද්යුත් සෘණතාව ගණනය කිරීම සඳහා තනි, සාමාන්යයෙන් පිළිගත් ක්රමයක් ද නොමැත. සරල ආකාරයකින්, එය මවුල අයනීකරණ ශක්ති සහ ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවයේ එකතුවෙන් අඩක් ලෙස නිරූපණය කළ හැකිය - මෙය ගණනය කිරීමේ පළමු ක්‍රමයකි.
විවිධ මූලද්රව්යවල පරමාණුවල විද්යුත් සෘණතාවයේ නිරපේක්ෂ අගයන් ඉතා කලාතුරකින් භාවිතා වේ. වඩාත් බහුලව භාවිතා වන්නේ c මගින් දැක්වෙන සාපේක්ෂ විද්යුත් සෘණතාවයි. මුලදී, මෙම අගය ලිතියම් පරමාණුවක ඉලෙක්ට්රෝන සෘණතාවයට දී ඇති මූලද්‍රව්‍යයක පරමාණුවක විද්යුත් සෘණතාවයේ අනුපාතය ලෙස අර්ථ දැක්වීය. පසුව, එහි ගණනය කිරීමේ ක්රම තරමක් වෙනස් විය.
සාපේක්ෂ විද්යුත් සෘණතාව මාන රහිත ප්‍රමාණයකි. එහි අගයන් ඇමුණුම 10 හි දක්වා ඇත.
සාපේක්ෂ විද්යුත් සෘණතාව මූලික වශයෙන් පරමාණුවේ අයනීකරණ ශක්තිය මත රඳා පවතින බැවින් (ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතා ශක්තිය සෑම විටම බෙහෙවින් අඩුය), රසායනික මූලද්රව්ය පද්ධතියක එය අයනීකරණ ශක්තියට ආසන්න වශයෙන් වෙනස් වේ, එනම් එය සීසියම් (0.86) සිට විකර්ණ ලෙස වැඩි වේ. ෆ්ලෝරීන් (4.10). වගුවේ දක්වා ඇති හීලියම් සහ නියොන් වල සාපේක්ෂ විද්යුත් සෘණතාවයේ අගයන්ට ප්‍රායෝගික වැදගත්කමක් නැත, මන්ද මෙම මූලද්රව්ය සංයෝග සෑදෙන්නේ නැත.
විද්යුත් සෘණතා වගුව භාවිතා කරමින්, මෙම පරමාණු සම්බන්ධ කරන ඉලෙක්ට්රෝන මාරු කරන්නේ කුමන පරමාණු දෙකෙන්ද යන්න ඔබට පහසුවෙන් තීරණය කළ හැකි අතර, එම නිසා, මෙම පරමාණු මත පැන නගින අර්ධ ආරෝපණවල සලකුණු.
| H2O | සම්බන්ධතාවය ධ්රැවීය වේ | |||
| H 2 | පරමාණු සමාන වේ | එච්--එච් | සම්බන්ධතාවය ධ්රැවීය නොවේ | |
| CO2 | සම්බන්ධතාවය ධ්රැවීය වේ | |||
| Cl2 | පරමාණු සමාන වේ | Cl--Cl | සම්බන්ධතාවය ධ්රැවීය නොවේ | |
| H2S | සම්බන්ධතාවය ධ්රැවීය වේ |
මේ අනුව, විවිධ මූලද්රව්යවල පරමාණු අතර සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමේදී, එවැනි බන්ධනයක් සෑම විටම ධ්රැවීය වන අතර, එම මූලද්‍රව්‍යයේ පරමාණු අතර සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමේදී (සරල ද්රව්යවල) බන්ධන බොහෝ අවස්ථාවලදී ධ්රැවීය නොවේ.
බන්ධිත පරමාණුවල විද්යුත් සෘණතාවයේ වෙනස වැඩි වන තරමට මෙම පරමාණු අතර සහසංයුජ බන්ධනය වඩාත් ධ්රැවීය වේ.
| හයිඩ්රජන් සල්ෆයිඩ් H 2 S- නරක් වූ බිත්තරවල ලාක්ෂණික ගන්ධයක් සහිත අවර්ණ වායුවක්; විෂ සහිත. එය තාප අස්ථායී වන අතර රත් වූ විට දිරාපත් වේ. හයිඩ්රජන් සල්ෆයිඩ් ජලයේ තරමක් ද්රාව්ය වන අතර එහි ජලීය ද්රාවණය හයිඩ්‍රොසල්ෆයිඩ් අම්ලය ලෙස හැඳින්වේ. හයිඩ්රජන් සල්ෆයිඩ් ලෝහ විඛාදනයට (උත්ප්‍රේරක) පොළඹවයි; රිදී අඳුරු වීම සඳහා “දොස් පැවරිය යුත්තේ” මෙම වායුවයි. එය ස්වභාවිකවම සමහර ඛනිජ ජලය තුළ දක්නට ලැබේ. ජීවිතයේ ක්රියාවලියේදී එය සමහර බැක්ටීරියා මගින් සෑදී ඇත. හයිඩ්රජන් සල්ෆයිඩ් සියලුම ජීවීන්ට විනාශකාරී වේ. කළු මුහුදේ ගැඹුරින් හයිඩ්රජන් සල්ෆයිඩ් තට්ටුවක් සොයා ගන්නා ලද අතර විද්‍යාඥයින්ගේ කනස්සල්ලට හේතු වේ: එහි සාගර වැසියන්ගේ ජීවිතය නිරන්තර තර්ජනයට ලක්ව ඇත. |
ධ්රැවීය සහසංයුජ බන්ධන, ධ්රැවීය නොවන සහසංයුජ බන්ධන, නිරපේක්ෂ විද්යුත් ඍණතාව, සාපේක්ෂ විද්යුත් ඝණත්වය.
1. අත්හදා බැලීම් සහ පසුකාලීන ගණනය කිරීම් මගින් පෙන්නුම් කළේ සිලිකන් ටෙට්‍රාෆ්ලෝරයිඩ් වල සිලිකන් වල ඵලදායී ආරෝපණය +1.64 ඊ, සහ සෙනෝන් හෙක්සැෆ්ලෝරයිඩ් හි සෙනෝන් +2.3 ඊ. මෙම සංයෝගවල ෆ්ලෝරීන් පරමාණුවල අර්ධ ආරෝපණවල අගයන් තීරණය කරන්න. 2. පහත සඳහන් ද්රව්යවල ව්යුහාත්මක සූත්‍ර සකස් කර, "" සහ "" අංක යොදා ගනිමින්, මෙම සංයෝගවල අණුවල සහසංයුජ බන්ධනවල ධ්‍රැවීයතාව සංලක්ෂිත කරන්න: a) CH 4, CCL 4, SiCl 4; b) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te; ඇ) NH 3, NF 3, NCl 3; ඈ) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3.විද්යුත් සෘණතා වගුව භාවිතා කරමින්, බන්ධනය වඩාත් ධ්රැවීය වන්නේ කුමන සංයෝගවලද යන්න දක්වන්න: a) CCL 4 හෝ SiCl 4 ; b) H 2 S හෝ H 2 O; ඇ) NF 3 හෝ NCl 3; ඈ) Cl 2 O හෝ OF 2.
7.13. බන්ධන සෑදීමේ පරිත්යාගශීලි-පිළිගැනීමේ යාන්ත්රණය
පෙර ඡේදවල, ඔබ බන්ධන වර්ග දෙකක් ගැන විස්තරාත්මකව ඉගෙන ගත්තා: අයනික සහ සහසංයුජ. ඉලෙක්ට්රෝනයක් සම්පූර්ණයෙන්ම පරමාණුවකින් තවත් පරමාණුවකට මාරු වූ විට අයනික බන්ධනයක් ඇති වන බව මතක තබා ගන්න. සහසංයුජ - බන්ධිත පරමාණු යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන බෙදාගැනීමේදී.
මීට අමතරව, බන්ධන සෑදීම සඳහා තවත් යාන්ත්රණයක් තිබේ. ඇමෝනියා අණුවක් බෝරෝන් ට්‍රයිෆ්ලෝරයිඩ් අණුවක් සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කිරීමේ උදාහරණය භාවිතා කර එය සලකා බලමු:
එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස නයිට්රජන් සහ බෝරෝන් පරමාණු අතර සහසංයුජ සහ අයනික බන්ධන දෙකම ඇතිවේ. මෙම අවස්ථාවේ දී, නයිට්රජන් පරමාණුව වේ පරිත්යාගශීලියාඉලෙක්ට්රෝන යුගල (බන්ධනයක් සෑදීම සඳහා එය "දෙයි"), සහ බෝරෝන් පරමාණුව - පිළිගන්නා(සම්බන්ධතාවයක් සෑදීමේදී එය "පිළිගනී"). එබැවින් එවැනි සම්බන්ධතාවයක් ගොඩනැගීමේ යාන්ත්‍රණයේ නම - " පරිත්යාගශීලි-පිළිගන්නා".
දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්රණය භාවිතයෙන් බන්ධනයක් සාදන විට, සහසංයුජ බන්ධනයක් සහ අයනික බන්ධනයක් යන දෙකම එකවර සෑදේ.
ඇත්ත වශයෙන්ම, බන්ධනයක් සෑදීමෙන් පසු, බන්ධිත පරමාණුවල විද්යුත් සෘණතාවයේ වෙනස හේතුවෙන්, බන්ධනයේ ධ්‍රැවීකරණය සිදුවී අර්ධ ආරෝපණ පැනනගින අතර, පරමාණුවල ඵලදායි (සැබෑ) ආරෝපණ අඩු කරයි.
අපි වෙනත් උදාහරණ බලමු.
ඇමෝනියා අණුව අසල ඉතා ධ්රැවීය හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ් අණුවක් තිබේ නම්, එහි හයිඩ්රජන් පරමාණුව මත සැලකිය යුතු අර්ධ ආරෝපණයක් පවතී නම්, මෙම අවස්ථාවේ දී ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ප්‍රතිග්‍රාහකයේ කාර්යභාරය හයිඩ්රජන් පරමාණුව විසින් ඉටු කරනු ලැබේ. එහි 1 s-AO, සම්පූර්ණයෙන්ම හිස් නොවුණත්, පෙර උදාහරණයේ බෝරෝන් පරමාණුව මෙන්, මෙම කක්ෂයේ වලාකුළේ ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය සැලකිය යුතු ලෙස අඩු වේ.
ප්රතිඵලයක් වශයෙන් කැටායනයෙහි අවකාශීය ව්යුහය වේ ඇමෝනියම් අයන NH 4 මීතේන් අණුවේ ව්‍යුහයට සමාන වේ, එනම් N-H බන්ධන හතරම හරියටම සමාන වේ.
ඇමෝනියම් ක්ලෝරයිඩ් NH 4 Cl හි අයනික ස්ඵටික සෑදීම ඇමෝනියා වායුව හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ් වායුව සමඟ මිශ්ර කිරීමෙන් නිරීක්ෂණය කළ හැක:
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)
නයිට්රජන් පරමාණුව පමණක් නොව ඉලෙක්ට්රෝන යුගල දායකයෙකු විය හැක. එය උදාහරණයක් ලෙස, ජල අණුවක ඔක්සිජන් පරමාණුව විය හැකිය. ජල අණුවක් එකම හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ් සමඟ පහත පරිදි අන්තර්ක්‍රියා කරයි:
එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස H3O කැටායන ලෙස හැඳින්වේ ඔක්සෝනියම් අයනසහ, ඔබ ඉක්මනින් ඉගෙන ගන්නා පරිදි, රසායන විද්යාවෙහි ඉතා වැදගත් වේ.
අවසාන වශයෙන්, අපි කාබන් මොනොක්සයිඩ් (කාබන් මොනොක්සයිඩ්) CO අණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය සලකා බලමු:
සහසංයුජ බන්ධන තුනකට (ත්‍රිත්ව බන්ධන) අමතරව අයනික බන්ධනයක් ද අඩංගු වේ.
පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්‍රණයට අනුව බැඳුම්කර සෑදීම සඳහා කොන්දේසි:
1) එක් පරමාණුවක සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන හුදකලා යුගලයක් තිබීම;
2) වෙනත් පරමාණුවක සංයුජතා උප මට්ටමේ නිදහස් කක්ෂයක් තිබීම.
බන්ධන සෑදීමේ පරිත්යාගශීලි-පිළිගැනීමේ යාන්ත්රණය තරමක් පුළුල් ය. සංයෝග සෑදීමේදී එය විශේෂයෙන් බොහෝ විට සිදු වේ ඈ- මූලද්රව්ය. සෑම කෙනෙකුගේම පාහේ පරමාණු ඈ-මූලද්රව්යවල බොහෝ හිස් සංයුජතා කක්ෂ ඇත. එබැවින්, ඒවා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලවල සක්‍රීය ප්‍රතිග්‍රාහක වේ.
බන්ධන සෑදීමේ පරිත්යාගශීලි යාන්ත්රණය, ඇමෝනියම් අයන, ඔක්සෝනියම් අයන, පරිත්යාගශීලි-පිළිගැනීමේ යාන්ත්රණය මගින් බන්ධන සෑදීම සඳහා කොන්දේසි.
1.ප්රතික්රියා සමීකරණ සහ සැකසීමේ යෝජනා ක්රම සාදන්න
a) ඇමෝනියා සහ හයිඩ්රජන් බ්‍රෝමයිඩ් වලින් ඇමෝනියම් බ්‍රෝමයිඩ් NH 4 Br;
b) ඇමෝනියා සහ සල්ෆියුරික් අම්ලයෙන් ඇමෝනියම් සල්ෆේට් (NH 4) 2 SO 4.
2. a) හයිඩ්රජන් බ්‍රෝමයිඩ් සමඟ ජලය සඳහා ප්රතික්රියා සමීකරණ සහ අන්තර්ක්‍රියා යෝජනා ක්රම සාදන්න; b) සල්ෆියුරික් අම්ලය සහිත ජලය.
3.පෙර ප්රතික්රියා හතරේ ඇති කුමන පරමාණු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක පරිත්‍යාගශීලීන් වන අතර ඒවා ප්‍රතිග්‍රාහකයන් ද? ඇයි? සංයුජතා උප මට්ටමේ රූප සටහන් සමඟ ඔබේ පිළිතුර පැහැදිලි කරන්න.
4.නයිට්‍රික් අම්ලයේ ව්යුහාත්මක සූත්‍රය O-N-O බන්ධන අතර කෝණ 120 o ට ආසන්න වේ. නිර්වචනය කරන්න:
a) නයිට්රජන් පරමාණුවේ දෙමුහුන් වර්ගය;
b) -බන්ධනය සෑදීමට සහභාගී වන නයිට්රජන් පරමාණුවේ කුමන AO ද;
c) පරිත්යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්‍රණයට අනුව -බන්ධනය සෑදීමට සහභාගී වන නයිට්රජන් පරමාණුවේ කුමන AO ද?
මෙම අණුවේ H-O-N බන්ධන අතර කෝණය ආසන්න වශයෙන් සමාන වන්නේ කුමක් දැයි ඔබ සිතන්නේද? 5.සයනයිඩ් අයන CN හි ව්යුහාත්මක සූත්‍රය සාදන්න (කාබන් පරමාණුව මත සෘණ ආරෝපණය). සයනයිඩ් (එවැනි අයනයක් අඩංගු සංයෝග) සහ කාබන් මොනොක්සයිඩ් CO ප්රබල විෂ වන අතර ඒවායේ ජීව විද්යාත්මක බලපෑම බෙහෙවින් සමාන බව දන්නා කරුණකි. ඔවුන්ගේ ජීව විද්යාත්මක ක්‍රියාවෙහි සමීපත්වය පිළිබඳ ඔබේ පැහැදිලි කිරීම ඉදිරිපත් කරන්න.
7.14. ලෝහ සම්බන්ධතාවය. ෙලෝහ
පරමාණු අතර සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇති වන අතර ඒවා අත්හැරීමට සහ ඉලෙක්ට්රෝන ලබා ගැනීමට ඇති ප්‍රවණතාවයට සමාන වන්නේ බන්ධිත පරමාණුවල ප්රමාණය කුඩා වූ විට පමණි. මෙම අවස්ථාවේ දී, අතිච්ඡාදනය වන ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු කලාපයේ ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය සැලකිය යුතු වන අතර, පරමාණු තදින් බැඳී ඇත, උදාහරණයක් ලෙස, HF අණුවේ. අවම වශයෙන් බන්ධිත පරමාණුවලින් එකකට විශාල අරයක් තිබේ නම්, සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීම අඩු වාසිදායක වේ, මන්ද විශාල පරමාණු සඳහා ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු අතිච්ඡාදනය වන කලාපයේ ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය කුඩා ඒවාට වඩා බෙහෙවින් අඩු ය. දුර්වල බන්ධනයක් සහිත එවැනි අණුවක උදාහරණයක් වන්නේ HI අණුවයි (වගුව 21 භාවිතා කරමින්, HF සහ HI අණු වල පරමාණුකරණ ශක්තීන් සසඳන්න).
එහෙත් විශාල පරමාණු අතර ( ආර් o > 1.1) රසායනික බන්ධනයක් සිදු වේ, නමුත් මෙම අවස්ථාවේ දී එය සෑදී ඇත්තේ සියලුම බන්ධිත පරමාණු වල සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන සියල්ල (හෝ කොටසක්) බෙදා ගැනීම හේතුවෙනි. උදාහරණයක් ලෙස, සෝඩියම් පරමාණු සම්බන්ධයෙන්, සියලු 3 s-මෙම පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රෝන, සහ තනි ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළක් සෑදේ:
පරමාණු සමඟ ස්ඵටිකයක් සාදයි ලෝහසන්නිවේදන
මේ ආකාරයට එකම මූලද්‍රව්‍යයේ පරමාණු සහ විවිධ මූලද්රව්යවල පරමාණු දෙකම එකිනෙක බැඳිය හැක. පළමු අවස්ථාවේ දී, සරල ද්රව්ය ලෙස හැඳින්වේ ලෝහ, සහ දෙවන - සංකීර්ණ ද්රව්ය ලෙස හැඳින්වේ අන්තර් ලෝහ සංයෝග.
පරමාණු අතර ලෝහමය බන්ධන ඇති සියලුම ද්රව්ය වලින්, ඔබ ඉගෙන ගන්නේ පාසැලේදී පමණක් ලෝහ ගැන පමණි. ලෝහවල අවකාශීය ව්යුහය කුමක්ද? ලෝහ ස්ඵටික සමන්විත වේ පරමාණුක ඇටසැකිලි, සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන සමාජගත වීමෙන් පසු ඉතිරි වන අතර, සමාජගත වූ ඉලෙක්ට්රෝන වල ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළ. පරමාණුක හරය සාමාන්යයෙන් ඉතා සමීප ඇසුරුමක් සාදයි, ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු ස්ඵටිකයේ ඉතිරිව ඇති සම්පූර්ණ නිදහස් පරිමාව අල්ලා ගනී.
ඝන ඇසුරුම්වල ප්රධාන වර්ග වේ ඝන ආසන්නතම ඇසුරුම්(KPU) සහ ෂඩාස්රාකාර සමීප ඇසුරුම්(GPU). මෙම පැකේජවල නම් ඒවා සාක්ෂාත් කර ගන්නා ස්ඵටිකවල සමමිතිය සමඟ සම්බන්ධ වේ. සමහර ලෝහ ලිහිල්ව ඇසුරුම් කළ ස්ඵටික සාදයි - ශරීරය කේන්ද්‍ර කරගත් ඝනකයක්(OTSK). මෙම පැකේජවල පරිමාව සහ බෝල-ඇන්ඩ්-ස්ටික් ආකෘති රූප සටහන 7.6 හි පෙන්වා ඇත.
Cu, Al, Pb, Au සහ වෙනත් මූලද්රව්යවල පරමාණු මගින් ඝනක සමීප ඇසුරුම් සෑදී ඇත. ෂඩාස්රාකාර සමීප ඇසුරුම් - Be, Zn, Cd, Sc සහ තවත් බොහෝ පරමාණු. පරමාණුවල සිරුර කේන්ද්‍ර කරගත් ඝනක ඇසුරුම් ක්ෂාරීය ලෝහවල ස්ඵටිකවල, VB සහ VIB කාණ්ඩවල මූලද්රව්යවල පවතී. සමහර ලෝහ විවිධ උෂ්ණත්වවලදී විවිධ ව්යුහයන් තිබිය හැක. ලෝහවල එවැනි වෙනස්කම් සහ ව්යුහාත්මක ලක්ෂණ සඳහා හේතු තවමත් සම්පූර්ණයෙන් වටහාගෙන නොමැත.
උණු කළ විට ලෝහ ස්ඵටික බවට පත් වේ ලෝහ ද්රව. පරමාණු අතර රසායනික බන්ධන වර්ගය වෙනස් නොවේ.
ලෝහ බන්ධනය දිශානතිය සහ සන්තෘප්තිය නොමැත. මේ සම්බන්ධයෙන් එය අයනික බන්ධනයකට සමාන වේ.
අන්තර් ලෝහ සංයෝග සම්බන්ධයෙන්, අපට ලෝහ බන්ධනයේ ධ්‍රැවීකරණය ගැන ද කතා කළ හැකිය.
ලෝහවල ලාක්ෂණික භෞතික ගුණාංග:
1) ඉහළ විද්යුත් සන්නායකතාව;
2) ඉහළ තාප සන්නායකතාව;
3) ඉහළ ductility.
විවිධ ලෝහවල ද්රවාංක එකිනෙකට වඩා බෙහෙවින් වෙනස් ය: අඩුම ද්රවාංකය රසදිය සඳහා (- 39 o C), සහ ඉහළම ටංස්ටන් (3410 o C) වේ.
| බෙරිලියම් බී- ලා අළු, සැහැල්ලු, තරමක් තද, නමුත් සාමාන්යයෙන් අස්ථාවර ලෝහ. ද්රවාංකය 1287 o C. වාතයේ දී එය ඔක්සයිඩ් පටලයකින් ආවරණය වේ. බෙරිලියම් යනු තරමක් දුර්ලභ ලෝහයකි; ඔවුන්ගේ පරිණාමයේ ක්රියාවලියේදී ජීවීන්ට ප්රායෝගිකව එය සමඟ කිසිදු සම්බන්ධයක් නොතිබුණි, එබැවින් එය සත්ව ලෝකයට විෂ වීම පුදුමයක් නොවේ. එය න්යෂ්ටික තාක්ෂණයේ භාවිතා වේ. සින්ක් Zn යනු නිල් පැහැයක් සහිත සුදු මෘදු ලෝහයකි. ද්රවාංකය 420 o C. වාතය සහ ජලය තුළ එය තවදුරටත් ඔක්සිකරණය වීම වළක්වන සින්ක් ඔක්සයිඩ් තුනී ඝන චිත්රපටයක් ආවරණය කරයි. නිෂ්පාදනයේදී එය ගැල්වනයිස් තහඩු, පයිප්ප, වයර්, විඛාදනයෙන් යකඩ ආරක්ෂා කිරීම සඳහා යොදා ගනී. වුල්ෆ්‍රම් ඩබ්ලිව්.එය සියලුම ලෝහවලින් වඩාත්ම පරාවර්තක වේ: ටංස්ටන් ද්රවාංකය 3387 o C. සාමාන්යයෙන්, ටංස්ටන් තරමක් බිඳෙන සුළුය, නමුත් හොඳින් පිරිසිදු කිරීමෙන් පසු එය ductile බවට පත් වන අතර එමඟින් සිහින් වයර් ඇද ගැනීමට හැකි වේ. විදුලි බුබුළු සාදා ඇත. කෙසේ වෙතත්, නිපදවන ලද ටංස්ටන් බොහොමයක් 1000 o C දක්වා රත් කළ විට මෙම ගුණාංග රඳවා තබා ගත හැකි දෘඩ හා ඇඳුම්-ප්‍රතිරෝධී මිශ්ර ලෝහ නිෂ්පාදනය සඳහා යොදා ගනී. |
ලෝහ, අන්තර් ලෝහ සංයෝග, ලෝහමය බන්ධන, තදම ඇසුරුම්.
1. විවිධ පැකේජ සංලක්ෂිත කිරීම සඳහා, "අවකාශ පිරවීමේ සංගුණකය" යන සංකල්පය භාවිතා වේ, එනම්, පරමාණුවල පරිමාවේ අනුපාතය ස්ඵටිකයේ පරිමාවට
කොහෙද V a -පරමාණුවක පරිමාව,
Z යනු ඒකක සෛලයක ඇති පරමාණු ගණනයි.
වී අයි- ඒකක සෛල පරිමාව.
මෙම නඩුවේ පරමාණු නියෝජනය කරන්නේ දෘඩ බෝල අරය මගිනි ආර්, එකිනෙකා ස්පර්ශ කිරීම. බෝල පරිමාව වී w = (4/3) ආර් 3 .
තොග සහ bcc ඇසුරුම් සඳහා අවකාශය පිරවීමේ සාධකය තීරණය කරන්න.
2. ලෝහ අරය (උපග්රන්ථය 9) අගයන් භාවිතා කරමින්, a) තඹ (CPU), b) ඇලුමිනියම් (CPU) සහ c) සීසියම් (BCC) ඒකක සෛල ප්රමාණය ගණනය කරන්න.
E.N.Frenkel
රසායන විද්‍යා නිබන්ධනය
නොදන්නා නමුත් රසායන විද්යාව ඉගෙන ගැනීමට සහ තේරුම් ගැනීමට කැමති අය සඳහා අත්පොතක්
I කොටස. සාමාන්ය රසායන විද්‍යාවේ මූලද්රව්ය
(පළමු දුෂ්කරතා මට්ටම)
අඛණ්ඩව. බලන්න අංක 13, 18, 23/2007 හි;
6/2008
පරිච්ඡේදය 4. රසායනික බන්ධන සංකල්පය
මෙම අත්පොතෙහි පෙර පරිච්ඡේදවල දී පදාර්ථය සෑදී ඇත්තේ අණුවලින් බවත්, අණු සෑදී ඇත්තේ පරමාණුවලින් බවත් සාකච්ඡුා කර ඇත. ඔබ කවදා හෝ කල්පනා කර තිබේද: අණුවක් සෑදෙන පරමාණු විවිධ දිශාවලට පියාසර නොකරන්නේ මන්ද? අණුවක පරමාණු රඳවා තබා ගන්නේ කුමක් ද?
ඔවුන්ව රඳවා තබයි රසායනික බන්ධනය .
රසායනික බන්ධනයක ස්වභාවය අවබෝධ කර ගැනීම සඳහා සරල භෞතික පරීක්ෂණයක් සිහිපත් කිරීම ප්රමාණවත්ය. නූල් මත එල්ලෙන බෝල දෙකක් කිසිම ආකාරයකින් එකිනෙකාට "ප්රතික්රියා" නොකරයි. නමුත් ඔබ එක් බෝලයක් ධන ආරෝපණයක් සහ අනෙක සෘණ ආරෝපණයක් ලබා දෙන්නේ නම්, ඔවුන් එකිනෙකා ආකර්ෂණය වනු ඇත. පරමාණු එකිනෙක ආකර්ෂණය කර ගන්නා බලය මෙය නොවේද? ඇත්ත වශයෙන්ම, පර්යේෂණ මගින් පෙන්නුම් කර ඇත රසායනික බන්ධනය විද්යුත් ස්වභාවයකි.
උදාසීන පරමාණුවල ආරෝපණ පැමිණෙන්නේ කොහෙන්ද?
ඒකාබද්ධ රාජ්ය විභාගය "විභාගය" සඳහා සූදානම් වීම සඳහා මාර්ගගත පාඨමාලාවේ සහාය ඇතිව ලිපිය ප්රකාශයට පත් කරන ලදී. වෙබ් අඩවියේ ඔබට ඒකාබද්ධ රාජ්ය විභාගය සඳහා ස්වාධීනව සූදානම් වීම සඳහා අවශ්ය සියලුම ද්රව්ය සොයාගත හැකිය - එක් එක් පරිශීලකයා සඳහා අද්විතීය සූදානම් වීමේ සැලැස්මක් සැකසීම, විෂයයේ එක් එක් මාතෘකාව, න්යාය සහ කාර්යයන් පිළිබඳ ප්‍රගතිය නිරීක්ෂණය කිරීම. සියලුම කාර්යයන් නවතම වෙනස්කම් සහ එකතු කිරීම් වලට අනුකූල වේ. ඇගයීම් නිර්ණායක අනුව ලකුණු ලබා ගැනීම සහ කාර්යය විශ්ලේෂණය කිරීම සඳහා විශේෂඥයින් වෙත ඒකාබද්ධ රාජ්ය විභාගයේ ලිඛිත කොටසෙන් කාර්යයන් යැවීමට ද හැකිය. අත්දැකීම් සමුච්චය කිරීම, මට්ටම් සම්පූර්ණ කිරීම, ප්‍රසාද දීමනා සහ සම්මාන ලබා ගැනීම, ඒකාබද්ධ රාජ්ය විභාග පිටියේ මිතුරන් සමඟ තරඟ සමඟ ගවේෂණ ස්වරූපයෙන් කාර්යයන්. සූදානම් වීම ආරම්භ කිරීමට, සබැඳිය අනුගමනය කරන්න: https://examer.ru.
පරමාණුවල ව්යුහය විස්තර කරන විට, උච්ච වායු පරමාණු හැර අනෙකුත් සියලුම පරමාණු ඉලෙක්ට්රෝන ලබා ගැනීමට හෝ අත්හැරීමට නැඹුරු වන බව පෙන්නුම් කළේය. හේතුව ස්ථායී ඉලෙක්ට්රෝන අටක් සහිත පිටත මට්ටමක් (උච්ච වායු වැනි) සෑදීමයි. ඉලෙක්ට්රෝන ලබා ගැනීමේදී හෝ ලබා දීමේදී විද්යුත් ආරෝපණ මතු වන අතර එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස අංශු අතර විද්යුත් ස්ථිතික අන්තර්ක්‍රියා සිදුවේ. එය හටගන්නේ මෙහෙමයි අයනික බන්ධනය , i.e. අයන අතර බන්ධනය.
අයන යනු ඉලෙක්ට්රෝන පිළිගැනීමේ හෝ නැතිවීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස සෑදෙන ස්ථායී ආරෝපිත අංශු වේ.
උදාහරණයක් ලෙස, සක්‍රීය ලෝහයක පරමාණුවක් සහ ක්‍රියාකාරී නොවන ලෝහයක් ප්‍රතික්‍රියාවකට සහභාගී වේ:
මෙම ක්රියාවලියේදී, ලෝහ පරමාණුවක් (සෝඩියම්) ඉලෙක්ට්රෝන ලබා දෙයි:
අ) එවැනි අංශුවක් ස්ථායීද?
ආ) සෝඩියම් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රෝන කීයක් ඉතිරි වී තිබේද?
ඇ) මෙම අංශුවට ආරෝපණයක් තිබේද?
මේ අනුව, මෙම ක්රියාවලියේදී ස්ථායී අංශුවක් (බාහිර මට්ටමේ ඉලෙක්ට්රෝන 8 ක්) සෑදී ඇත, එයට ආරෝපණයක් ඇත, මන්ද සෝඩියම් පරමාණුවේ න්යෂ්ටිය තවමත් +11 ආරෝපණයක් ඇති අතර ඉතිරි ඉලෙක්ට්‍රෝනවල සම්පූර්ණ ආරෝපණය –10 වේ. එබැවින් සෝඩියම් අයනයේ ආරෝපණය +1 වේ. මෙම ක්‍රියාවලියේ කෙටි පටිගත කිරීමක් මේ ආකාරයට පෙනේ:
සල්ෆර් පරමාණුවට කුමක් සිදුවේද? මෙම පරමාණුව බාහිර මට්ටම සම්පූර්ණ වන තුරු ඉලෙක්ට්රෝන පිළිගනී.
සරල ගණනය කිරීමකින් පෙන්නුම් කරන්නේ මෙම අංශුවට ආරෝපණයක් ඇති බවයි:
ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන එකිනෙක ආකර්ෂණය වන අතර එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස අයනික බන්ධනයක් සහ "අයන අණුවක්" ඇතිවේ:
අයන සෑදීමට වෙනත් ක්රම තිබේ, ඒවා 6 වන පරිච්ඡේදයේ සාකච්ඡා කෙරේ.
විධිමත් ලෙස, සෝඩියම් සල්ෆයිඩ් හරියටම මෙම අණුක සංයුතියට බැර කර ඇත, නමුත් අයන වලින් සමන්විත ද්රව්යයට ආසන්න වශයෙන් පහත ව්යුහය ඇත (රූපය 1):
මේ අනුව, අයන වලින් සමන්විත ද්රව්ය තනි තනි අණු අඩංගු නොවේ!මෙම අවස්ථාවේදී, අපට කතා කළ හැක්කේ කොන්දේසි සහිත "අයන අණුවක්" ගැන පමණි.
කාර්යය 4.1.පරමාණු අතර අයනික බන්ධනයක් ඇති වූ විට ඉලෙක්ට්රෝන හුවමාරුව සිදුවන ආකාරය පෙන්වන්න:
a) කැල්සියම් සහ ක්ලෝරීන්;
b) ඇලුමිනියම් සහ ඔක්සිජන්.
මතක තබා ගන්න! ලෝහ පරමාණුවක් පිටත ඉලෙක්ට්රෝන ලබා දෙයි; ලෝහ නොවන පරමාණුව අතුරුදහන් වූ ඉලෙක්ට්රෝන ලබා ගනී.
නිගමනය.ඉහත විස්තර කර ඇති යාන්ත්‍රණයට අනුව, ක්‍රියාකාරී ලෝහවල සහ ක්‍රියාකාරී නොවන ලෝහවල පරමාණු අතර අයනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත.
කෙසේ වෙතත්, පර්යේෂණවලින් පෙන්නුම් කරන්නේ ඉලෙක්ට්රෝන එක් පරමාණුවකින් තවත් පරමාණුවකට සම්පූර්ණයෙන් මාරු වීම සැමවිටම සිදු නොවන බවයි. බොහෝ විට, රසායනික බන්ධනයක් සෑදෙන්නේ ඉලෙක්ට්රෝන ලබා දීමෙන් සහ ලබා ගැනීමෙන් නොව, පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සෑදීමේ ප්රතිඵලයක් වශයෙනි. මෙම සම්බන්ධතාවය හැඳින්වේ සහසංයුජ .
හවුල් ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සෑදීම නිසා සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇතිවේ. මෙම ආකාරයේ බන්ධන සෑදී ඇත, උදාහරණයක් ලෙස, ලෝහ නොවන පරමාණු අතර. මේ අනුව, නයිට්රජන් අණුවක් පරමාණු දෙකකින් සමන්විත බව දන්නා කරුණකි - N 2. මෙම පරමාණු අතර සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇතිවන්නේ කෙසේද? මෙම ප්රශ්නයට පිළිතුරු සැපයීම සඳහා, නයිට්රජන් පරමාණුවේ ව්යුහය සලකා බැලීම අවශ්ය වේ:
ප්රශ්නය. පිටත මට්ටම සම්පූර්ණ කිරීමට පෙර ඉලෙක්ට්රෝන කීයක් අතුරුදහන් වී තිබේද?
පිළිතුර: ඉලෙක්ට්රෝන තුනක් අතුරුදහන්. එබැවින්, පිටත මට්ටමේ සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්ම තිතකින් දැක්වීමෙන්, අපි ලබා ගන්නේ:
ප්රශ්නය. ඉලෙක්ට්රෝන තුනක් තනි තිත් වලින් නිරූපණය වන්නේ ඇයි?
පිළිතුර: කාරණය වන්නේ අපට ඉලෙක්ට්රෝන හවුල් යුගල සෑදීම පෙන්වීමට අවශ්ය වීමයි. යුගලයක් යනු ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකි. එවැනි යුගලයක් සිදු වේ, විශේෂයෙන්ම, එක් එක් පරමාණුව යුගලයක් සෑදීමට එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් සපයයි. නයිට්රජන් පරමාණුව බාහිර මට්ටම සම්පූර්ණ කිරීමට ඉලෙක්ට්රෝන තුනක් අඩුය. මෙයින් අදහස් වන්නේ ඔහු අනාගත යුගල සෑදීම සඳහා තනි ඉලෙක්ට්රෝන තුනක් "සූදානම්" කළ යුතු බවයි (රූපය 2).
ලැබුනා අණුවේ ඉලෙක්ට්රෝන සූත්‍රයනයිට්‍රජන්, දැන් සෑම නයිට්රජන් පරමාණුවකම ඉලෙක්ට්රෝන අටක් ඇති බව පෙන්නුම් කරයි (ඒවායින් හයක් ඕවලාකාරයකින් රවුම් කර ඇති අතර ඒවායේම ඉලෙක්ට්රෝන 2ක් ඇත); පරමාණු අතර පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල තුනක් දර්ශනය විය (රවුම් ඡේදනය).
සෑම ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක්ම එක් සහසංයුජ බන්ධනයකට අනුරූප වේ.සහසංයුජ බන්ධන කීයක් සෑදී ඇත්ද? තුන්. අපි සෑම බන්ධනයක්ම (සෑම බෙදාගත් ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක්ම) ඩෑෂ් (සංයුජතා පහර) භාවිතයෙන් පෙන්වමු:
කෙසේ වෙතත්, මෙම සියලු සූත්‍ර ප්රශ්නයට පිළිතුරක් ලබා නොදේ: සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදූ විට පරමාණු සම්බන්ධ කරන්නේ කුමක් ද? ඉලෙක්ට්රොනික සූත්‍රය පෙන්නුම් කරන්නේ පරමාණු අතර පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් පිහිටා ඇති බවයි. මෙම අවකාශයේ කලාපයේ අතිරික්ත සෘණ ආරෝපණයක් දිස්වේ. දන්නා පරිදි පරමාණු වල න්‍යෂ්ටීන්ට ධන ආරෝපණයක් ඇත. මේ අනුව, පරමාණු දෙකෙහිම න්යෂ්ටීන් පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල (වඩාත් නිවැරදිව, ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළුවල ඡේදනය) නිසා මතු වූ පොදු සෘණ ආරෝපණයකට ආකර්ෂණය වේ (රූපය 3).
විවිධ පරමාණු අතර එවැනි බැඳීමක් ඇති විය හැකිද? සමහර විට. නයිට්රජන් පරමාණුවකට හයිඩ්රජන් පරමාණු සමඟ අන්තර් ක්රියා කිරීමට ඉඩ දෙන්න:
හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ ව්යුහය පෙන්නුම් කරන්නේ පරමාණුවට එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඇති බවයි. නයිට්රජන් පරමාණුවට “අවශ්ය දේ ලබා ගැනීමට” මෙම පරමාණු කීයක් ගත යුතුද - ඉලෙක්ට්රෝන තුනක්? පැහැදිලිවම හයිඩ්රජන් පරමාණු තුනක්
(රූපය 4):
රූපයේ හරස් කරන්න. 4 හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රෝන පෙන්නුම් කරයි. ඇමෝනියා අණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික සූත්‍රය පෙන්නුම් කරන්නේ නයිට්රජන් පරමාණුවේ දැන් ඉලෙක්ට්රෝන අටක් ඇති බවත්, සෑම හයිඩ්රජන් පරමාණුවකටම දැන් ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ඇති බවත්ය (සහ පළමු ශක්ති මට්ටමේදී තවත් තිබිය නොහැක).
චිත්‍රක සූත්‍රය පෙන්නුම් කරන්නේ නයිට්රජන් පරමාණුවේ සංයුජතා තුනක් (ඉරි තුනක් හෝ සංයුජතා පහර තුනක්) ඇති බවත්, සෑම හයිඩ්රජන් පරමාණුවකටම සංයුජතා එකක් (එක් ඉරක්) ඇති බවත්ය.
N 2 සහ NH 3 අණු දෙකෙහිම එකම නයිට්රජන් පරමාණුවක් තිබුණද, පරමාණු අතර රසායනික බන්ධන එකිනෙකට වෙනස් වේ. N2 නයිට්රජන් අණුවේ රසායනික බන්ධන ඇතිවේ සමාන පරමාණු, එබැවින් ඉලෙක්ට්රෝන වල හවුල් යුගල පරමාණු අතර මැද පිහිටා ඇත. පරමාණු මධ්යස්ථව පවතී. මෙම රසායනික බන්ධනය ලෙස හැඳින්වේ ධ්රැව නොවන .
ඇමෝනියා අණුවෙහි NH 3 රසායනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත විවිධ පරමාණු. එබැවින්, එක් පරමාණුවක් (මෙම අවස්ථාවේදී, නයිට්රජන් පරමාණුව) පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය වඩාත් ප්රබල ලෙස ආකර්ෂණය කරයි. පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගල නයිට්රජන් පරමාණුව දෙසට මාරු වන අතර කුඩා සෘණ ආරෝපණයක් ඒ මත දිස්වන අතර හයිඩ්රජන් පරමාණුව මත ධනාත්මක එකක් විදුලි ධ්රැව මතු වී ඇත - බන්ධනයක් ධ්රැවීය (රූපය 5).
සහසංයුජ බන්ධන භාවිතයෙන් ගොඩනගා ඇති බොහෝ ද්රව්ය තනි තනි අණු වලින් සමන්විත වේ (රූපය 6).
රූපයෙන්. රූප සටහන 6 පෙන්නුම් කරන්නේ පරමාණු අතර රසායනික බන්ධන පවතින නමුත් අණු අතර ඒවා නොමැති හෝ නොවැදගත් බවයි.
රසායනික බන්ධන වර්ගය ද්‍රව්‍යයක ගුණාංගවලට සහ ද්‍රාවණවල එහි හැසිරීමට බලපායි. එබැවින් අංශු අතර ආකර්ෂණය වැඩි වන තරමට ඒවා එකිනෙකින් ඉරා දැමීම වඩාත් අපහසු වන අතර ඝන ද්රව්යයක් වායුමය හෝ ද්රව තත්වයක් බවට පරිවර්තනය කිරීම වඩාත් අපහසු වේ. කුමන අංශුවලට වැඩි අන්තර්ක්‍රියා බලයක් තිබේද සහ කුමන රසායනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත්ද යන්න පහත රූප සටහනෙහි තීරණය කිරීමට උත්සාහ කරන්න (රූපය 7).
ඔබ පරිච්ෙඡ්දය ප්‍රවේශමෙන් කියවන්නේ නම්, ඔබේ පිළිතුර පහත පරිදි වේ: අංශු අතර උපරිම අන්තර්ක්‍රියා සිදු වන්නේ I (අයන බන්ධන) අවස්ථාවකදීය. එබැවින් එවැනි සියලු ද්රව්ය ඝන වේ. ආරෝපණය නොකළ අංශු අතර අවම අන්තර්ක්‍රියා (අවස්ථා III - ධ්රැවීය නොවන සහසංයුජ බන්ධන). එවැනි ද්රව්ය බොහෝ විට වායූන් වේ.
කාර්යය 4.2.ද්රව්යවල පරමාණු අතර ඇති වන රසායනික බන්ධන නිර්ණය කරන්න: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. පැහැදිලි කිරීම් දෙන්න.
කාර්යය 4.3.ඔබ සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇති බව තීරණය කළ කාර්යය 4.2 වෙතින් එම ද්රව්ය සඳහා විද්යුත් සහ ග්‍රැෆික් සූත්‍ර සාදන්න. අයනික බන්ධන සඳහා ඉලෙක්ට්රෝන හුවමාරු රූප සටහන් අඳින්න.
5 වන පරිච්ඡේදය. විසඳුම්
විසඳුම් නොදුටු පුද්ගලයෙක් පෘථිවියේ නැත. සහ එය කුමක්ද?
ද්රාවණයක් යනු සංරචක දෙකක් හෝ වැඩි ගණනක (සංරචක හෝ ද්රව්ය) සමජාතීය මිශ්රණයකි.
සමජාතීය මිශ්රණයක් යනු කුමක්ද? මිශ්රණයක සමජාතීයතාවය එහි සංඝටක ද්රව්ය අතර උපකල්පනය කරයි අතුරු මුහුණත අතුරුදහන්. මෙම අවස්ථාවේ දී, ලබා දී ඇති මිශ්රණයක් සෑදූ ද්රව්ය ප්රමාණය තීරණය කිරීම අවම වශයෙන් දෘශ්‍යමය වශයෙන් කළ නොහැක. උදාහරණයක් ලෙස, වීදුරුවක නළ ජලය දෙස බලන විට, ජල අණු වලට අමතරව, එහි හොඳ අයන සහ අණු දුසිමක් (O 2, CO 2, Ca 2+, ආදිය) අඩංගු වේ යැයි සිතීම දුෂ්කර ය. තවද මෙම අංශු බැලීමට කිසිදු අන්වීක්ෂයක් ඔබට උදව් නොකරනු ඇත.
නමුත් අතුරු මුහුණතක් නොමැති වීම සමජාතීයතාවයේ එකම ලකුණ නොවේ. සමජාතීය මිශ්රණයක් තුළ මිශ්රණයේ සංයුතිය ඕනෑම අවස්ථාවක සමාන වේ. එබැවින්, විසඳුමක් ලබා ගැනීම සඳහා, ඔබ එය සෑදෙන සංරචක (ද්රව්ය) තරයේ මිශ්ර කළ යුතුය.
විසඳුම්වලට එකතු කිරීමේ විවිධ තත්වයන් තිබිය හැක:
වායුමය ද්රාවණ (උදාහරණයක් ලෙස, වාතය - වායු O 2, N 2, CO 2, Ar) මිශ්රණයක්;
දියර විසඳුම් (උදාහරණයක් ලෙස, කොලෝන්, සිරප්, අති ක්ෂාර);
ඝන විසඳුම් (උදාහරණයක් ලෙස, මිශ්ර ලෝහ).
ද්රාවණයක් සාදන ද්රව්ය වලින් එකක් ලෙස හැඳින්වේ ද්රාවකය. ද්‍රාවකයේ ද්‍රාවණයට සමාන සමුච්ච තත්වය ඇත. එබැවින්, දියර විසඳුම් සඳහා එය ද්රවයකි: ජලය, තෙල්, ගෑස්ලීන්, ආදිය. බොහෝ විට ප්රායෝගිකව, ජලීය ද්රාවණ භාවිතා වේ. ඒවා තවදුරටත් සාකච්ඡා කරනු ඇත (අනුරූප වෙන් කිරීමක් සිදු නොකළහොත්).
විවිධ ද්රව්ය ජලයේ දිය වූ විට කුමක් සිදුවේද? සමහර ද්රව්ය ජලයේ හොඳින් දිය වන අතර අනෙක් ඒවා දුර්වල ලෙස දිය වන්නේ ඇයි? ද්රාව්යතාව තීරණය කරන්නේ කුමක් ද - ද්රව්යයක් ජලයේ දිය වීමට ඇති හැකියාව?
සීනි කෑල්ලක් උණුසුම් ජලය වීදුරුවක තබා ඇති බව සිතමු. එය එහි වැතිරී, ප්‍රමාණයෙන් හැකිලී... අතුරුදහන් විය. කොහෙද? පදාර්ථය (එහි ස්කන්ධය, ශක්තිය) සංරක්ෂණය කිරීමේ නීතිය උල්ලංඝනය වන්නේද? නැත. ප්රතිඵලයක් වශයෙන් විසඳුමෙන් උගුරක් ගන්න, ජලය පැණිරස බවත් සීනි අතුරුදහන් වී නැති බවත් ඔබට ඒත්තු ගැන්වෙනු ඇත. නමුත් එය නොපෙනෙන්නේ ඇයි?
කාරණය වන්නේ ද්රාවණය අතරතුර, ද්රව්යයේ තලා දැමීම (ඇඹරීම) සිදු වේ. මෙම අවස්ථාවේ දී, සීනි කැබැල්ලක් අණු වලට කැඩී ඇත, නමුත් අපට ඒවා නොපෙනේ. ඔව්, නමුත් මේසය මත වැතිර සිටින සීනි අණු වලට කැඩී නොයන්නේ ඇයි? මාගරින් කැබැල්ලක් වතුරේ ගිල්වා ද අතුරුදහන් නොවන්නේ ඇයි? නමුත් ද්රාව්ය ද්රව්යයේ ඛණ්ඩනය ද්‍රාවකයක බලපෑම යටතේ සිදු වන නිසා, උදාහරණයක් ලෙස ජලය. නමුත් ද්රාවකය මෙම අංශු වලට "අල්ලා ගැනීමට" සමත් වුවහොත් ස්ඵටික, ඝන ද්රව්යය අණු තුලට "අදින්න" හැකි වනු ඇත. වෙනත් වචන වලින් කිවහොත්, ද්රව්යයක් දියවන විට තිබිය යුතුය ද්රව්ය හා ද්‍රාවක අතර අන්තර්ක්‍රියා.
එවැනි අන්තර්ක්‍රියා කළ හැක්කේ කවදාද? ද්රව්යවල ව්යුහය (ද්රාව්ය සහ ද්රාවකය යන දෙකම) සමාන වන විට පමණි. ඇල්කෙමිස්ට්වරුන්ගේ පාලනය බොහෝ කලක සිට දන්නා කරුණකි: "කැමති ලෙස දිය වේ." අපගේ උදාහරණ වල සීනි අණු ධ්රැවීය වන අතර ඒවා සහ ධ්රැවීය ජල අණු අතර යම් යම් අන්තර්ක්‍රියා බල පවතී. ධ්රැවීය නොවන මේද අණු සහ ධ්රැවීය ජල අණු අතර එවැනි බලවේග නොමැත. එබැවින් මේදය ජලයේ දිය නොවේ. මේ අනුව, ද්රාව්යතාව ද්‍රාව්‍යයේ සහ ද්‍රාවකයේ ස්වභාවය මත රඳා පවතී.
ද්රාවණය සහ ජලය අතර අන්තර්ක්‍රියාවේ ප්රතිඵලයක් ලෙස සංයෝග සෑදේ - හයිඩ්රේට්. මේවා ඉතා ශක්තිමත් සම්බන්ධතා විය හැකිය:
එවැනි සංයෝග තනි ද්රව්ය ලෙස පවතී: භෂ්ම, ඔක්සිජන් අඩංගු අම්ල. ස්වාභාවිකවම, මෙම සංයෝග සෑදීමේදී, ශක්තිමත් රසායනික බන්ධන මතු වන අතර තාපය මුදා හරිනු ලැබේ. ඉතින්, CaO (quicklime) ජලයේ දිය වූ විට, මිශ්රණය උනු වන තරමට තාපය නිකුත් වේ.
නමුත් සීනි හෝ ලුණු ජලයේ දියවී ගිය විට ලැබෙන ද්රාවණය රත් නොවන්නේ ඇයි? පළමුව, සියලුම හයිඩ්රේට සල්ෆියුරික් අම්ලය හෝ කැල්සියම් හයිඩ්රොක්සයිඩ් තරම් ශක්තිමත් නොවේ. ලවණවල හයිඩ්රේට් ඇත (ස්ඵටික හයිඩ්රේට්), රත් වූ විට පහසුවෙන් දිරාපත් වේ:
දෙවනුව, විසුරුවා හැරීමේදී, දැනටමත් සඳහන් කර ඇති පරිදි, තලා දැමීමේ ක්රියාවලියක් සිදු වේ. තවද මෙය ශක්තිය පරිභෝජනය කරන අතර තාපය අවශෝෂණය කරයි.
ක්‍රියාවලි දෙකම එකවර සිදු වන බැවින්, විසඳුම රත් වීමට හෝ සිසිල් වීමට ඉඩ ඇත, එය ප්‍රමුඛ ක්රියාවලිය මත රඳා පවතී.
කාර්යය 5.1.එක් එක් අවස්ථාවෙහි ප්‍රමුඛ වන්නේ කුමන ක්රියාවලිය - තලා දැමීම හෝ සජලනය කිරීම - තීරණය කරන්න:
a) ජලයෙහි සල්ෆියුරික් අම්ලය විසුරුවා හරින විට, විසඳුම රත් කළහොත්;
b) ඇමෝනියම් නයිට්රේට් ජලයේ දිය වී ඇති විට, විසඳුම සිසිල් වී ඇත්නම්;
ඇ) මේස ලුණු ජලයේ දියවන විට, විසඳුමේ උෂ්ණත්වය පාහේ නොවෙනස්ව පවතී නම්.
ද්රාවණය තුළදී ද්රාවණයේ උෂ්ණත්වය වෙනස් වන බැවින්, එය උපකල්පනය කිරීම ස්වභාවිකය ද්රාව්යතාව උෂ්ණත්වය මත රඳා පවතී. ඇත්ත වශයෙන්ම, බොහෝ ඝන ද්රව්යවල ද්රාව්යතාව රත් කිරීමත් සමඟ වැඩි වේ. රත් වූ විට වායූන්ගේ ද්රාව්යතාව අඩු වේ. එමනිසා, ඝන ද්රව්ය සාමාන්යයෙන් උණුසුම් හෝ උණු වතුරේ දිය වී ඇති අතර, කාබනීකෘත බීම සීතල තබා ඇත.
ද්රාව්යතාව(ද්රාවණය කිරීමේ හැකියාව) ද්රව්ය ද්රව්යයේ ඇඹරීම හෝ මිශ්ර කිරීමේ තීව්රතාවය මත රඳා නොපවතී. නමුත් උෂ්ණත්වය වැඩි කිරීම, ද්රව්යය ඇඹරීම, නිමි ද්රාවණය ඇවිස්සීම, ඔබ විසුරුවා හැරීමේ ක්රියාවලිය වේගවත් කළ හැකිය. විසඳුම ලබා ගැනීම සඳහා කොන්දේසි වෙනස් කිරීමෙන්, විවිධ සංයුතිවල විසඳුම් ලබා ගත හැකිය. ස්වාභාවිකවම, සීමාවක් ඇත, එය ළඟා වූ පසු ද්රව්යය තවදුරටත් ජලයේ දිය නොවන බව සොයා ගැනීම පහසුය. මෙම විසඳුම ලෙස හැඳින්වේ පොහොසත්. අධික ද්රාව්ය ද්රව්ය සඳහා, සංතෘප්ත ද්රාවණයක ද්රාව්ය විශාල ප්‍රමාණයක් අඩංගු වේ. මේ අනුව, KNO 3 හි 100 ° C හි සංතෘප්ත ද්රාවණයක ජලය ග්‍රෑම් 100 කට ලුණු ග්‍රෑම් 245 ක් අඩංගු වේ (ද්රාවණය ග්‍රෑම් 345 ක් තුළ), මෙය සංකේන්ද්රනය වී ඇතවිසඳුමක්. දුර්වල ද්රාව්ය ද්රව්යවල සංතෘප්ත ද්‍රාවණවල නොසැලකිය හැකි ද්‍රාවිත සංයෝග අඩංගු වේ. මේ අනුව, රිදී ක්ලෝරයිඩ් සංතෘප්ත ද්රාවණයක ජලය ග්‍රෑම් 100 ක AgCl 0.15 mg අඩංගු වේ. මෙය ඉතා තනුක කර ඇතවිසඳුමක්.
මේ අනුව, ද්රාවණයක ද්‍රාවකයට සාපේක්ෂව ද්රාව්ය විශාල ප්‍රමාණයක් තිබේ නම්, එය සාන්ද්‍රණය ලෙසත්, කුඩා ද්රව්යයක් තිබේ නම්, එය තනුක ලෙසත් හැඳින්වේ. බොහෝ විට, එහි ගුණාංග සහ එම නිසා එහි යෙදුම විසඳුමේ සංයුතිය මත රඳා පවතී.
මේ අනුව, ඇසිටික් අම්ලය (මේස විනාකිරි) තනුක කළ ද්රාවණයක් රසකාරකයක් ලෙස භාවිතා කරන අතර, මෙම අම්ලයේ සාන්ද්‍රිත ද්රාවණය (වාචිකව ගත් විට ඇසිටික් සාරය) මාරාන්තික පිළිස්සීමක් ඇති කළ හැකිය.
විසඳුම්වල ප්‍රමාණාත්මක සංයුතිය පිළිබිඹු කිරීම සඳහා, හැඳින්වෙන අගයක් භාවිතා කරන්න ද්රාවණයේ ස්කන්ධ භාගය :
කොහෙද එම්(v-va) - ද්රාවණයේ ද්රාවණ ස්කන්ධය; එම්(විසඳුම) - ද්රාවණයක් සහ ද්රාවණයක් අඩංගු ද්රාවණයක සම්පූර්ණ ස්කන්ධය.
ඉතින්, විනාකිරි ග්‍රෑම් 100 ක ඇසිටික් අම්ලය ග්‍රෑම් 6 ක් අඩංගු නම්, අපි කතා කරන්නේ ඇසිටික් අම්ලයේ 6% විසඳුමක් ගැන ය (මෙය මේස විනාකිරි). ද්රාව්ය ස්කන්ධ භාගය යන සංකල්පය භාවිතා කරමින් ගැටළු විසඳීමේ ක්රම 8 වන පරිච්ඡේදයේ සාකච්ඡා කෙරේ.
5 වන පරිච්ඡේදය සඳහා නිගමන.විසඳුම් යනු අවම වශයෙන් ද්රව්ය දෙකකින් සමන්විත සමජාතීය මිශ්‍රණ වන අතර ඉන් එකක් ද්‍රාවකයක් ලෙස හැඳින්වේ, අනෙක ද්‍රාව්‍යයකි. විසුරුවා හරින විට, මෙම ද්රව්යය ද්රාවණය සමඟ අන්තර් ක්රියා කරයි, එම නිසා ද්රාවණය තලා දමනු ලැබේ. ද්රාවණයක සංයුතිය ද්රාවණයේ ඇති ද්රාව්ය ස්කන්ධ භාගය භාවිතයෙන් ප්‍රකාශ වේ.
* මෙම ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු ඡේදනය වීමේදී ඇතිවේ.
ඉදිරියට පැවැත්වේ
169338 0
සෑම පරමාණුවකටම නිශ්චිත ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්‍යාවක් ඇත.
රසායනික ප්රතික්රියා වලට ඇතුල් වන විට, පරමාණු පරිත්යාග කිරීම, ලබා ගැනීම හෝ ඉලෙක්ට්රෝන බෙදා ගැනීම, වඩාත්ම ස්ථායී ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය සාක්ෂාත් කර ගැනීම. අඩුම ශක්තිය සහිත වින්යාසය (උච්ච වායු පරමාණු වල මෙන්) වඩාත්ම ස්ථායී වේ. මෙම රටාව "අෂ්ටක රීතිය" ලෙස හැඳින්වේ (රූපය 1).
සහල්. 1.
මෙම රීතිය සෑම කෙනෙකුටම අදාළ වේ සම්බන්ධතා වර්ග. පරමාණු අතර ඉලෙක්ට්රොනික සම්බන්ධතා සරලම ස්ඵටිකවල සිට අවසානයේ ජීව පද්ධති සාදන සංකීර්ණ ජෛව අණු දක්වා ස්ථායී ව්යුහයන් සෑදීමට ඉඩ සලසයි. ඒවායේ අඛණ්ඩ පරිවෘත්තිය තුළ ස්ඵටික වලින් වෙනස් වේ. ඒ අතරම, බොහෝ රසායනික ප්රතික්රියා යාන්ත්රණ අනුව සිදු වේ ඉලෙක්ට්රොනික හුවමාරුව, ශරීරයේ බලශක්ති ක්රියාවලීන්හි තීරණාත්මක කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි.
රසායනික බන්ධනයක් යනු පරමාණු දෙකක් හෝ වැඩි ගණනක්, අයන, අණු හෝ මේවායේ ඕනෑම සංයෝගයක් එකට තබා ගන්නා බලයයි..
රසායනික බන්ධනයක ස්වභාවය විශ්වීය ය: එය සෘණ ආරෝපිත ඉලෙක්ට්රෝන සහ ධන ආරෝපිත න්යෂ්ටි අතර ආකර්ෂණ විද්යුත් ස්ථිතික බලයක් වන අතර එය පරමාණුවල බාහිර කවචයේ ඉලෙක්ට්රෝන වින්‍යාස කිරීම මගින් තීරණය වේ. පරමාණුවකට රසායනික බන්ධන සෑදීමේ හැකියාව ලෙස හැඳින්වේ සංයුජතා, හෝ ඔක්සිකරණ තත්ත්වය. යන සංකල්පය සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන- රසායනික බන්ධන සාදන ඉලෙක්ට්රෝන, එනම් ඉහළම ශක්ති කක්ෂවල පිහිටා ඇත. ඒ අනුව, මෙම කාක්ෂික අඩංගු පරමාණුවේ පිටත කවචය ලෙස හැඳින්වේ සංයුජතා කවචය. දැනට, රසායනික බන්ධනයක් පවතින බව දැක්වීමට ප්රමාණවත් නොවේ, නමුත් එහි වර්ගය පැහැදිලි කිරීම අවශ්ය වේ: අයනික, සහසංයුජ, ඩයිපෝල්-ඩයිපෝල්, ලෝහමය.
පළමු ආකාරයේ සම්බන්ධතාවය වේඅයනික සම්බන්ධතාවය
ලුවිස් සහ කොසෙල්ගේ ඉලෙක්ට්රොනික සංයුජතා න්යායට අනුව, පරමාණුවලට ස්ථායී ඉලෙක්ට්රොනික වින්‍යාසයක් ආකාර දෙකකින් ලබා ගත හැක: පළමුව, ඉලෙක්ට්රෝන නැති වීමෙන්, බවට පත් වීම කැටායන, දෙවනුව, ඒවා අත්පත් කර ගැනීම, බවට හැරවීම ඇනායන. ඉලෙක්ට්රෝන හුවමාරුවේ ප්රතිඵලයක් ලෙස, ප්‍රතිවිරුද්ධ සංඥා ආරෝපණ සහිත අයන අතර ඇති විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණ බලය හේතුවෙන්, කොසෙල් විසින් හඳුන්වන රසායනික බන්ධනයක් සෑදේ. විද්යුත් සංයුජතා"(දැන් හැඳින්වේ අයනික).
මෙම අවස්ථාවෙහිදී, ඇනායන සහ කැටායන පිරවූ පිටත ඉලෙක්ට්රෝන කවචයක් සහිත ස්ථායී ඉලෙක්ට්රොනික වින්‍යාසයක් සාදයි. සාමාන්ය අයනික බන්ධන සෑදී ඇත්තේ ආවර්තිතා පද්ධතියේ කැටායන T සහ II කාණ්ඩ වලින් සහ VI සහ VII කාණ්ඩවල ලෝහ නොවන මූලද්රව්යවල ඇනායන (පිළිවෙලින් 16 සහ 17 උප කණ්ඩායම්, chalcogensසහ හැලජන්) අයනික සංයෝගවල බන්ධන අසංතෘප්ත සහ දිශානුගත නොවන බැවින් ඒවා අනෙකුත් අයන සමඟ විද්යුත් ස්ථිතික අන්තර්ක්‍රියා කිරීමේ හැකියාව රඳවා ගනී. රූපයේ. රූප 2 සහ 3 මගින් ඉලෙක්ට්රෝන හුවමාරුවේ Kossel ආකෘතියට අනුරූප අයනික බන්ධන පිළිබඳ උදාහරණ පෙන්වයි.
සහල්. 2.
සහල්. 3.මේස ලුණු (NaCl) අණුවක අයනික බන්ධනය
මෙහිදී ස්වභාවධර්මයේ ද්රව්යවල හැසිරීම පැහැදිලි කරන සමහර ගුණාංග සිහිපත් කිරීම සුදුසුය, විශේෂයෙන් අදහස සලකා බලන්න අම්ලසහ හේතු.
මෙම සියලු ද්රව්යවල ජලීය ද්රාවණ ඉලෙක්ට්‍රෝලය වේ. ඔවුන් විවිධ වර්ණ වෙනස් කරයි දර්ශක. දර්ශකවල ක්රියාකාරිත්වයේ යාන්ත්රණය F.V. ඔස්ට්වෝල්ඩ්. දර්ශක දුර්වල අම්ල හෝ භෂ්ම බව ඔහු පෙන්වා දුන්නේය, ඒවායේ වර්ණය නොබැඳි සහ විඝටනය වූ තත්වයන් තුළ වෙනස් වේ.
භෂ්ම අම්ල උදාසීන කළ හැක. සියලුම භෂ්ම ජලයේ ද්රාව්ය නොවේ (නිදසුනක් ලෙස, OH කාණ්ඩ අඩංගු නොවන සමහර කාබනික සංයෝග ද්රාව්ය වේ, විශේෂයෙන්, ට්‍රයිඑතිලමයින් N(C 2 H 5) 3); ද්රාව්ය පදනම් ලෙස හැඳින්වේ ක්ෂාර.
අම්ලවල ජලීය ද්රාවණ ලාක්ෂණික ප්රතික්රියා වලට භාජනය වේ:
අ) ලෝහ ඔක්සයිඩ සමග - ලුණු සහ ජලය සෑදීම සමඟ;
ආ) ලෝහ සමග - ලුණු සහ හයිඩ්රජන් සෑදීම සමග;
ඇ) කාබනේට් සමඟ - ලුණු සෑදීම සමඟ, CO 2 සහ එන් 2 ඕ.
අම්ල සහ භෂ්මවල ගුණ න්‍යායන් කිහිපයකින් විස්තර කෙරේ. S.A හි න්යායට අනුකූලව. Arrhenius, අම්ලය යනු අයන සෑදීම සඳහා විඝටනය වන ද්රව්යයකි එන්+ , පාදය අයන සාදයි ඔහු- . මෙම න්යාය හයිඩ්රොක්සයිල් කාණ්ඩ නොමැති කාබනික භෂ්මවල පැවැත්ම සැලකිල්ලට නොගනී.
අනුකූලව ප්රෝටෝනය Brønsted සහ Lowry න්යායට අනුව, අම්ලයක් යනු ප්‍රෝටෝන පරිත්යාග කරන අණු හෝ අයන අඩංගු ද්රව්යයකි ( පරිත්යාගශීලීන්ප්‍රෝටෝන), සහ පාදයක් යනු ප්‍රෝටෝන පිළිගන්නා අණු හෝ අයන වලින් සමන්විත ද්රව්යයකි ( පිළිගන්නන්ප්රෝටෝන). ජලීය ද්‍රාවණවල හයිඩ්රජන් අයන හයිඩ්‍රේටඩ් ආකාරයෙන්, එනම් හයිඩ්‍රෝනියම් අයන ආකාරයෙන් පවතින බව සලකන්න. H3O+ මෙම සිද්ධාන්තය ජලය සහ හයිඩ්රොක්සයිඩ් අයන සමඟ පමණක් නොව, ද්‍රාවකයක් නොමැති විට හෝ ජලීය නොවන ද්‍රාවකයක් සමඟ සිදු කරන ප්රතික්රියා විස්තර කරයි.
උදාහරණයක් ලෙස, ඇමෝනියා අතර ප්රතික්රියාවේදී එන්.එච්. 3 (දුර්වල පදනම) සහ හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ් වායු අවධියේදී ඝන ඇමෝනියම් ක්ලෝරයිඩ් සෑදී ඇති අතර ද්රව්ය දෙකක සමතුලිත මිශ්රණයක සෑම විටම අංශු 4 ක් ඇත, ඒවායින් දෙකක් අම්ල වන අතර අනෙක් දෙක භෂ්ම වේ:
මෙම සමතුලිතතා මිශ්රණය අම්ල සහ භෂ්ම සංයුජ යුගල දෙකකින් සමන්විත වේ:
1)එන්.එච්. 4+ සහ එන්.එච්. 3
2) එච්.සී.එල්සහ Cl ‑
මෙහිදී, සෑම සංයුජ යුගලයකම, අම්ලය සහ භෂ්ම එක් ප්‍රෝටෝනයකින් වෙනස් වේ. සෑම අම්ලයකටම සංඝටක පදනමක් ඇත. ප්රබල අම්ලයක දුර්වල සංයුජ භෂ්මයක් ඇති අතර දුර්වල අම්ලයක ප්රබල සංයුජ පදනමක් ඇත.
Brønsted-Lowry න්යාය ජෛවගෝලයේ ජීවය සඳහා ජලයේ අද්විතීය කාර්යභාරය පැහැදිලි කිරීමට උපකාරී වේ. ජලය, එය සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කරන ද්රව්ය මත පදනම්ව, අම්ලයක හෝ භෂ්මයක ගුණ ප්‍රදර්ශනය කළ හැකිය. උදාහරණයක් ලෙස, ඇසිටික් අම්ලයේ ජලීය ද්රාවණ සමඟ ප්රතික්රියා වලදී ජලය පදනමක් වන අතර ඇමෝනියා ජලීය ද්රාවණ සමඟ ප්රතික්රියා වලදී එය අම්ලයකි.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . මෙහිදී, ඇසිටික් අම්ල අණුවක් ජල අණුවකට ප්රෝටෝනයක් පරිත්යාග කරයි;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ඔහු- . මෙහිදී ඇමෝනියා අණුවක් ජල අණුවක ප්රෝටෝනයක් පිළිගනී.
මේ අනුව, ජලයට සංයුජ යුගල දෙකක් සෑදිය හැක:
1) H2O(අම්ලය) සහ ඔහු- (සංයුති පදනම)
2) H 3 O+ (අම්ලය) සහ H2O(සංයුති පදනම).
පළමු අවස්ථාවේ දී, ජලය ප්රෝටෝනයක් පරිත්යාග කරන අතර, දෙවනුව, එය එය පිළිගනී.
මෙම දේපල ලෙස හැඳින්වේ amphiprotonism. අම්ල සහ භෂ්ම ලෙස ප්රතික්රියා කළ හැකි ද්රව්ය ලෙස හැඳින්වේ amphoteric. එවැනි ද්රව්ය බොහෝ විට ජීවමාන ස්වභාවයේ දක්නට ලැබේ. උදාහරණයක් ලෙස, ඇමයිනෝ අම්ල අම්ල සහ භෂ්ම දෙකම සමඟ ලවණ සෑදිය හැක. එබැවින් පෙප්ටයිඩ පහසුවෙන් පවතින ලෝහ අයන සමඟ සම්බන්ධීකරණ සංයෝග සාදයි.
මේ අනුව, අයනික බන්ධනයක ලාක්ෂණික ගුණයක් වන්නේ බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන එක න්‍යෂ්ටියකට සම්පූර්ණයෙන් චලනය වීමයි. මෙයින් අදහස් වන්නේ අයන අතර ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය පාහේ ශුන්ය වන කලාපයක් ඇති බවයි.
දෙවන ආකාරයේ සම්බන්ධතාවය වේසහසංයුජ සම්බන්ධතාවය
ඉලෙක්ට්රෝන බෙදාගැනීමෙන් පරමාණුවලට ස්ථායී ඉලෙක්ට්රොනික වින්‍යාස සෑදිය හැක.
ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් එකින් එක බෙදා ගත් විට එවැනි බන්ධනයක් සෑදේ හැමෝගෙන්මපරමාණුව. මෙම අවස්ථාවේ දී, හවුල් බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන පරමාණු අතර සමානව බෙදා හරිනු ලැබේ. සහසංයුජ බන්ධන සඳහා උදාහරණ ඇතුළත් වේ සමජාතීයද්වි පරමාණුක අණු H 2 , එන් 2 , එෆ් 2. එකම ආකාරයේ සම්බන්ධතාවයක් ඇලෝට්‍රොප් වල දක්නට ලැබේ ඕ 2 සහ ඕසෝන් ඕ 3 සහ බහු පරමාණුක අණුවක් සඳහා එස් 8 සහ ද විෂම න්යෂ්ටික අණුහයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ් එච්.සී.එල්, කාබන් ඩයොක්සයිඩ් CO 2, මීතේන් CH 4, එතනෝල් සමග 2 එන් 5 ඔහු, සල්ෆර් හෙක්සැෆ්ලෝරයිඩ් SF 6, ඇසිටිලීන් සමග 2 එන් 2. මෙම සියලු අණු එකම ඉලෙක්ට්රෝන බෙදාහදා ගන්නා අතර, ඒවායේ බන්ධන සංතෘප්ත කර එකම ආකාරයකින් යොමු කර ඇත (රූපය 4).
ද්විත්ව සහ ත්‍රිත්ව බන්ධන තනි බන්ධනයකට සාපේක්ෂව සහසංයුජ පරමාණුක අරය අඩු කර ඇති බව ජීව විද්‍යාඥයින්ට වැදගත් වේ.
සහල්. 4. Cl 2 අණුවක සහසංයුජ බන්ධනය.
අයනික සහ සහසංයුජ බන්ධන යනු පවතින රසායනික බන්ධන වර්ග බොහොමයක ආන්තික අවස්ථා දෙකක් වන අතර ප්රායෝගිකව බොහෝ බන්ධන අතරමැදි වේ.
ආවර්තිතා පද්ධතියේ එකම හෝ විවිධ කාල පරිච්ඡේදවල ප්‍රතිවිරුද්ධ අන්තවල පිහිටා ඇති මූලද්රව්ය දෙකක සංයෝග ප්රධාන වශයෙන් අයනික බන්ධන සාදයි. යම් කාල පරිච්ඡේදයක් තුළ මූලද්රව්ය එකිනෙකට සමීප වන විට, ඒවායේ සංයෝගවල අයනික ස්වභාවය අඩු වන අතර සහසංයුජ ස්වභාවය වැඩි වේ. උදාහරණයක් ලෙස, ආවර්තිතා වගුවේ වම් පැත්තේ ඇති මූලද්රව්යවල හේලයිඩ සහ ඔක්සයිඩ ප්රධාන වශයෙන් අයනික බන්ධන සාදයි ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), සහ මේසයේ දකුණු පැත්තේ ඇති මූලද්රව්යවල එකම සංයෝග සහසංයුජ වේ ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, ෆීනෝල් C6H5OH, ග්ලූකෝස් C 6 H 12 O 6, එතනෝල් C 2 H 5 OH).
සහසංයුජ බන්ධනයට තවත් එක් වෙනස් කිරීමක් ඇත.
බහුපරමාණුක අයනවල සහ සංකීර්ණ ජීව විද්යාත්මක අණු වල ඉලෙක්ට්රෝන දෙකම පැමිණිය හැක්කේ ඉන් පමණි එකපරමාණුව. එය හැඳින්වේ පරිත්යාගශීලියාඉලෙක්ට්රෝන යුගලය. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන යුගල පරිත්‍යාගශීලියෙකු සමඟ බෙදා ගන්නා පරමාණුවක් ලෙස හැඳින්වේ පිළිගන්නාඉලෙක්ට්රෝන යුගලය. මෙම වර්ගයේ සහසංයුජ බන්ධන ලෙස හැඳින්වේ සම්බන්ධීකරණය (පරිත්යාග කරන්නා-පිළිගන්නා, හෝආලය) සන්නිවේදන(රූපය 5). පරිවෘත්තීය සඳහා වඩාත් වැදගත් වන d-මූලද්රව්යවල රසායන විද්යාව බොහෝ දුරට සම්බන්ධීකරණ බන්ධන මගින් විස්තර කෙරෙන බැවින් මෙම ආකාරයේ බන්ධන ජීව විද්යාව සහ වෛද්ය විද්යාව සඳහා වඩාත් වැදගත් වේ.
රූපය. 5.
රීතියක් ලෙස, සංකීර්ණ සංයෝගයක් තුළ ලෝහ පරමාණුව ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයේ ප්රතිග්රාහකයක් ලෙස ක්රියා කරයි; ඊට පටහැනිව, අයනික සහ සහසංයුජ බන්ධන වලදී ලෝහ පරමාණුව ඉලෙක්ට්රෝන දායකයෙකි.
සහසංයුජ බන්ධනයේ සාරය සහ එහි විවිධත්වය - සම්බන්ධීකරණ බන්ධනය - GN විසින් යෝජනා කරන ලද අම්ල සහ භෂ්ම පිළිබඳ තවත් න්‍යායක ආධාරයෙන් පැහැදිලි කළ හැකිය. ලුවිස්. ඔහු බ්‍රොන්ස්ටඩ්-ලෝරි න්යායට අනුව "අම්ලය" සහ "පදනම" යන පදවල අර්ථකථන සංකල්පය තරමක් පුළුල් කළේය. ලුවිස්ගේ න්යාය සංකීර්ණ අයන සෑදීමේ ස්වභාවය සහ නියුක්ලියෝෆිලික් ආදේශන ප්රතික්රියා වල ද්රව්යවල සහභාගීත්වය, එනම් CS සෑදීමේදී පැහැදිලි කරයි.
ලුවිස්ට අනුව, අම්ලයක් යනු පාදයකින් ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් පිළිගැනීමෙන් සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමේ හැකියාව ඇති ද්රව්යයකි. ලුවිස් පදනමක් යනු හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් ඇති ද්රව්යයකි, එය ඉලෙක්ට්රෝන පරිත්යාග කිරීමෙන් ලුවිස් අම්ලය සමඟ සහසංයුජ බන්ධනයක් සාදයි.
එනම්, ලුවිස්ගේ න්යාය අම්ල-පාදක ප්රතික්රියා පරාසය ප්‍රෝටෝන කිසිසේත්ම සහභාගී නොවන ප්‍රතික්‍රියාවලට ද පුළුල් කරයි. එපමණක් නොව, මෙම න්යායට අනුව ප්රෝටෝනය ද අම්ලයකි, මන්ද එයට ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් පිළිගැනීමේ හැකියාව ඇත.
එබැවින් මෙම සිද්ධාන්තයට අනුව කැටායන ලුවිස් අම්ල වන අතර ඇනායන ලුවිස් භෂ්ම වේ. උදාහරණයක් ලෙස පහත සඳහන් ප්රතික්රියා විය හැකිය:
ලෝහ පරමාණුවල සිට ප්‍රතිග්‍රාහක පරමාණු දක්වා සම්පූර්ණ ඉලෙක්ට්රෝන මාරුවීම සහසංයුජ අණු තුළ සිදු නොවන බැවින් ද්රව්ය අයනික සහ සහසංයුජ බවට බෙදීම සාපේක්ෂ බව ඉහත සඳහන් කරන ලදී. අයනික බන්ධන සහිත සංයෝගවල, එක් එක් අයන ප්‍රතිවිරුද්ධ ලකුණේ අයනවල විද්යුත් ක්ෂේත්රයේ ඇති බැවින් ඒවා අන්‍යෝන්‍ය වශයෙන් ධ්‍රැවීකරණය වී ඇති අතර ඒවායේ කවච විකෘති වේ.
ධ්රැවීකරණයඅයනයේ ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය, ආරෝපණය සහ ප්රමාණය අනුව තීරණය කරනු ලැබේ; ඇනායන සඳහා එය කැටායනවලට වඩා වැඩි ය. කැටායන අතර ඉහළම ධ්‍රැවීකරණය වන්නේ වැඩි ආරෝපණ සහ කුඩා ප්‍රමාණයේ කැටායන සඳහා ය, උදාහරණයක් ලෙස, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. ශක්තිමත් ධ්රැවීකරණ බලපෑමක් ඇත එන්+ අයන ධ්‍රැවීකරණයේ බලපෑම ද්වි-මාර්ග බැවින්, ඒවා සෑදෙන සංයෝගවල ගුණ සැලකිය යුතු ලෙස වෙනස් කරයි.
තුන්වන ආකාරයේ සම්බන්ධතාවයකිdipole-dipole සම්බන්ධතාවය
ලැයිස්තුගත සන්නිවේදන වර්ග වලට අමතරව, dipole-dipole ද ඇත අන්තර් අණුකඅන්තර්ක්‍රියා, ලෙසද හැඳින්වේ වැන් ඩර් වෝල්ස් .
මෙම අන්තර්ක්‍රියා වල ශක්තිය රඳා පවතින්නේ අණු වල ස්වභාවය මතය.
අන්තර්ක්‍රියා වර්ග තුනක් ඇත: ස්ථිර ඩයිපෝල් - ස්ථිර ඩයිපෝල් ( dipole-dipoleආකර්ෂණය); ස්ථිර ද්වි ධ්‍රැවය - ප්‍රේරිත ද්වි ධ්‍රැවය ( ප්රේරණයආකර්ෂණය); ක්ෂණික ද්වි ධ්‍රැවය - ප්‍රේරිත ද්වි ධ්‍රැවය ( විසිරෙනආකර්ෂණය, හෝ ලන්ඩන් හමුදා; සහල්. 6)
සහල්. 6.
ධ්රැවීය සහසංයුජ බන්ධන සහිත අණු වලට පමණක් ඩයිපෝල්-ඩයිපෝල් මොහොතක් ඇත ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), සහ බන්ධන ශක්තිය 1-2 වේ දෙබය(1D = 3.338 × 10-30 coulomb මීටර් - C × m).
ජෛව රසායනයේ තවත් ආකාරයක සම්බන්ධතාවයක් ඇත - හයිඩ්රජන් සීමාකාරී නඩුවක් වන සම්බන්ධතාවය dipole-dipoleආකර්ෂණය. මෙම බන්ධනය සෑදී ඇත්තේ හයිඩ්රජන් පරමාණුවක් සහ කුඩා විද්යුත් සෘණ පරමාණුවක්, බොහෝ විට ඔක්සිජන්, ෆ්ලෝරීන් සහ නයිට්රජන් අතර ආකර්ෂණයෙනි. සමාන විද්යුත් සෘණතාව (ක්ලෝරීන් සහ සල්ෆර් වැනි) ඇති විශාල පරමාණු සමඟ හයිඩ්රජන් බන්ධනය බෙහෙවින් දුර්වල වේ. හයිඩ්රජන් පරමාණුව එක් සැලකිය යුතු ලක්ෂණයකින් වෙන්කර හඳුනාගත හැකිය: බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන ඉවතට ඇද දැමූ විට, එහි න්යෂ්ටිය - ප්රෝටෝනය - නිරාවරණය වන අතර එය තවදුරටත් ඉලෙක්ට්රෝන මගින් ආරක්ෂා නොවේ.
එමනිසා, පරමාණුව විශාල ද්වි ධ්රැවයක් බවට පත්වේ.
හයිඩ්රජන් බන්ධනයක්, වෑන් ඩර් වෝල්ස් බන්ධනයක් මෙන් නොව, අන්තර් අණුක අන්තර්ක්‍රියා වලදී පමණක් නොව, එක් අණුවක් තුළද සෑදී ඇත. අන්තර් අණුකහයිඩ්රජන් බන්ධනය. හයිඩ්රජන් බන්ධන ජෛව රසායනයේ වැදගත් කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි, උදාහරණයක් ලෙස, a-helix ස්වරූපයෙන් ප්‍රෝටීන වල ව්යුහය ස්ථාවර කිරීමට හෝ DNA ද්විත්ව හෙලික්සයක් සෑදීම සඳහා (රූපය 7).
Fig.7.
හයිඩ්රජන් සහ වැන් ඩර් වෝල්ස් බන්ධන අයනික, සහසංයුජ සහ සම්බන්ධීකරණ බන්ධනවලට වඩා බෙහෙවින් දුර්වලය. අන්තර් අණුක බන්ධනවල ශක්තිය වගුවේ දක්වා ඇත. 1.
වගුව 1.අන්තර් අණුක බලවේගවල ශක්තිය
සටහන: අන්තර් අණුක අන්තර්ක්‍රියාවල ප්රමාණය ද්රවාංකය සහ වාෂ්පීකරණය (තාපාංකය) එන්තැල්පිය මගින් පිළිබිඹු වේ. අයනික සංයෝග වෙන් වෙන් අණු සඳහා වඩා අයන වෙන් කිරීමට සැලකිය යුතු වැඩි ශක්තියක් අවශ්ය වේ. අයනික සංයෝග දියවීමේ එන්තැල්පිය අණුක සංයෝගවලට වඩා බෙහෙවින් වැඩි ය.
හතරවන ආකාරයේ සම්බන්ධතාවකිලෝහ සම්බන්ධතාවය
අවසාන වශයෙන්, තවත් අන්තර් අණුක බන්ධන වර්ගයක් ඇත - ලෝහ: නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන සමඟ ලෝහ දැලිසක ධන අයන සම්බන්ධ කිරීම. මෙම ආකාරයේ සම්බන්ධතාවය ජීව විද්යාත්මක වස්තූන් තුළ සිදු නොවේ.
බන්ධන වර්ග පිළිබඳ කෙටි සමාලෝචනයකින්, එක් විස්තරයක් පැහැදිලි වේ: ලෝහ පරමාණුවක හෝ අයනයක වැදගත් පරාමිතියක් - ඉලෙක්ට්රෝන දායකයෙකු මෙන්ම පරමාණුවක් - ඉලෙක්ට්රෝන ප්‍රතිග්‍රාහකයකි. ප්රමාණය.
විස්තර වලට නොගොස්, පරමාණුවල සහසංයුජ අරය, ලෝහවල අයනික අරය සහ අන්තර්ක්‍රියා කරන අණු වල වැන් ඩර් වෝල්ස් අරය ආවර්තිතා වගුවේ කණ්ඩායම් වශයෙන් ඒවායේ පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වන විට වැඩි වන බව අපි සටහන් කරමු. මෙම අවස්ථාවේ දී, අයන අරයවල අගයන් කුඩාම වන අතර වෑන් ඩර් වෝල්ස් රේඩිය විශාලතම වේ. රීතියක් ලෙස, සමූහයේ පහළට ගමන් කරන විට, සහසංයුජ සහ වැන් ඩර් වෝල්ස් යන දෙඅංශයෙන්ම සියලුම මූලද්රව්යවල අරය වැඩි වේ.
ජීව විද්යාඥයින් සහ වෛද්යවරුන් සඳහා වඩාත් වැදගත් වේ සම්බන්ධීකරණය(පරිත්යාගශීලි-පිළිගන්නා) සම්බන්ධීකරණ රසායන විද්යාව මගින් සලකනු ලබන බැඳුම්කර.
වෛද්ය ජෛව අකාබනික. ජී.කේ. බරෂ්කොව්
