ව්‍යුහය සහ බන්ධන — උ/පෙළ රසායන විද්‍යාව

ව්‍යුහය සහ බන්ධන ගැන මතක තබා ගත යුතු දේ කුමක්ද?

• ප්‍රාථමික බන්ධන වර්ග: අයනික (අයන අතර විද්‍යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණය), සහසංයුජ (හවුල් ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල), සහ ලෝහක (විස්ථානගත ඉලෙක්ට්‍රෝන මුහුදක ඇති ධන කැටායන).
• VSEPR සිද්ධාන්තය අනුව කේන්ද්‍රීය පරමාණුව වටා ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල අවම විකර්ෂණයක් ලැබෙන සේ සැකසේ: එකසර-එකසර > එකසර-බන්ධන > බන්ධන-බන්ධන විකර්ෂණය.
• බන්ධන ධ්‍රැවීයතාව ඇතිවන්නේ විද්‍යුත් ඍණතා වෙනස නිසාය; සමමිතික හැඩය නිසා ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණ අවලංගු වුවහොත් ධ්‍රැවීය බන්ධන සහිත අණුවක් සමස්තයක් ලෙස ධ්‍රැවීය නොවේ (උදා. CCl₄ එදිරිව CHCl₃).
• භෞතික ගුණ තීරණය කරන්නේ අන්තර් අණුක බල මගිනි: ලන්ඩන් අපකිරණ බල (සියලු අණුවල, ධ්‍රැවණශීලීතාව/ස්කන්ධය සමඟ වැඩිවේ), ද්විධ්‍රැව-ද්විධ්‍රැව ආකර්ෂණ, සහ හයිඩ්‍රජන් බන්ධන.
• හයිඩ්‍රජන් බන්ධනයක් සඳහා කුඩා, අධික විද්‍යුත් ඍණ පරමාණුවකට (N, O, F) සෘජුව බැඳුණු හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවක් සහ අවම වශයෙන් එක් එකසර යුගලයක් අවශ්‍ය වේ.

ඔබම පරීක්ෂා කර බලන්න (විනාඩියක්)

1. පොදු අණුක හැඩ

   BeCl₂ (රේඛීය, 180°), BF₃ (ත්‍රිකෝණාකාර තලීය, 120°), CH₄ (චතුස්තලීය, 109.5°), NH₃ (ත්‍රිකෝණාකාර පිරමිඩීය, 107°), H₂O (නැමුණු, 104.5°), PCl₅ (ත්‍රිකෝණාකාර ද්විපිරමිඩීය), SF₆ (අෂ්ටතලීය, 90°).

2. උපසංයුජ (දායක) සහසංයුජ බන්ධනය

   හවුල් ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලය එක් දායක පරමාණුවක එකසර යුගලයකින් පමණක් සැපයේ (උදා. NH₄⁺, H₃O⁺).

අද ව්‍යුහය සහ බන්ධන ප්‍රශ්න පුහුණු වන්න

අනිවාර්යයෙන් දැනගත යුතු

• මිනිරන් ස්ථරවල ඇති විස්ථානගත π ඉලෙක්ට්‍රෝන නිසා ස්ථරවලට සමාන්තරව විදුලිය සන්නයනය කරන අතර දියමන්ති විද්‍යුත් පරිවාරකයකි.

මූලාශ්‍රය: NIE G.C.E. (A/L) Chemistry Syllabus (Unit 2)

මුලින්ම ඉගෙන ගත යුත්තේ කුමක්ද?

ඊළඟට එන්නේ කුමක්ද?

විෂය නිර්දේශයේ ඊළඟට

ව්‍යුහය සහ බන්ධන විෂය නිර්දේශයේ පිහිටන්නේ කොතැනද?

ශ්‍රේණිය 12 · වාරය 1