සහසංයුජ බන්ධන, ලුවිස් ව්‍යුහ හා සම්ප්‍රයුක්තතාව
හවුල් ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල, ඒක, ද්විත්ව, ත්‍රිත්ව හා දායක බන්ධන, ලුවිස් ව්‍යුහ ඇඳීමේ පියවරෙන් පියවර ක්‍රමය, අෂ්ටක නීතියේ ව්‍යතිරේක, විධිමත් ආරෝපණය හා සම්ප්‍රයුක්ත ව්‍යුහ.
සහසංයුජ බන්ධනය (Covalent Bond)
ඉහළ විද්‍යුත් සෘණතා ඇති අලෝහ පරමාණු දෙකක් සංයෝග වන විට එකකට අනෙකෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝන ගත නොහැකි ය. ඒ වෙනුවට ඒවා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක් හවුලේ තබා ගනී. හවුල් යුගලය න්‍යෂ්ටි දෙක මගින් ම ආකර්ෂණය වන අතර මෙයින් පරමාණු එකට රැඳී පවතී: සහසංයුජ බන්ධනයකි. එය දිශානුගත ය: න්‍යෂ්ටි දෙක අතර රේඛාව දිගේ පිහිටයි.
- ඒක බන්ධනය: හවුල් යුගල එකක්, H–H, H–Cl.
- ද්විත්ව බන්ධනය: හවුල් යුගල දෙකක්, O=O, O=C=O.
- ත්‍රිත්ව බන්ධනය: හවුල් යුගල තුනක්, N≡N, H–C≡N.
හවුල් නොවූ සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල එකසර යුගල (Lone Pairs) (බන්ධනය නොවූ යුගල) වේ. H₂O හි ඔක්සිජන්වලට බන්ධන යුගල දෙකක් හා එකසර යුගල දෙකක් ඇත.
දායක (සංගත) බන්ධන (Dative Bonds)
දායක බන්ධනයක හවුල් යුගලයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක ම එකම පරමාණුවකින් පැමිණේ: එකසර යුගලයක් ඇති දායකයක් (Donor) එය හිස් කාක්ෂිකයක් ඇති ප්‍රතිග්‍රාහකයකට (Acceptor) දෙයි. එය දායකය → ප්‍රතිග්‍රාහකය ලෙස ඊතලයකින් අඳිනු ලැබේ. සෑදුණු පසු එය වෙනත් ඕනෑම සහසංයුජ බන්ධනයකට හරියට ම සමාන ය.
- $\text{NH}_3 + \text{H}^+ \rightarrow \text{NH}_4^+$: ඇමෝනියම් අයනයේ N–H බන්ධන හතර ම සර්වසම ය.
- $\text{H}_2\text{O} + \text{H}^+ \rightarrow \text{H}_3\text{O}^+$ (ඔක්සෝනියම් අයනය).
- $\text{H}_3\text{N} \rightarrow \text{BF}_3$: බෝරෝන්වලට ඇත්තේ ඉලෙක්ට්‍රෝන හයක් පමණක් වන අතර එය නයිට්‍රජන්හි එකසර යුගලය ප්‍රතිග්‍රහණය කරයි.
- කාබන් මොනොක්සයිඩ්, $:\text{C}\equiv\text{O}:$, හි O සිට C දක්වා එක් දායක බන්ධනයක් ඇත. ඇලුමිනියම් ක්ලෝරයිඩ් වාෂ්පය Cl → Al දායක බන්ධන දෙකක් හරහා $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ ද්විඅවයවිකය සාදයි.
ලුවිස් ව්‍යුහ (Lewis Structures) පියවරෙන් පියවර ඇඳීම
- සියලු පරමාණුවල සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන් කරන්න. සෑම ඍණ ආරෝපණයකට ම එකක් එකතු කරන්න; සෑම ධන ආරෝපණයකට ම එකක් අඩු කරන්න.
- සැකිල්ල තෝරන්න. මධ්‍ය පරමාණුව සාමාන්‍යයෙන් අඩුම විද්‍යුත් සෘණතාව ඇති හා වැඩිම බන්ධන ගණනක් සාදන පරමාණුව යි (කිසි විටෙක H හෝ F නොවේ). ඔක්සෝ අම්ලවල H බැඳී ඇත්තේ O ට ය.
- පරමාණු ඒක බන්ධනවලින් යා කරන්න: එකකට ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක බැගින්.
- පිටත පරමාණුවල අෂ්ටක එකසර යුගලවලින් සම්පූර්ණ කරන්න (H ට අවශ්‍ය දෙකක් පමණි).
- ඉතිරි වූ ඉලෙක්ට්‍රෝන මධ්‍ය පරමාණුව මත එකසර යුගල ලෙස තබන්න.
- මධ්‍ය පරමාණුවට ඉලෙක්ට්‍රෝන අටකට අඩුවෙන් ඇත්නම් පිටත පරමාණුවල එකසර යුගල බහු බන්ධන බවට පත් කරන්න.
- විධිමත් ආරෝපණ පරීක්ෂා කර හොඳම ව්‍යුහය තෝරන්න (පහත).
උදාහරණය: HCN හි ලුවිස් ව්‍යුහය. සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන $= 1 + 4 + 5 = 10$. H–C–N සැකිල්ලට 4 ක් වැය වේ; N මත එකසර ඉලෙක්ට්‍රෝන 6 ක් තැබූ විට C ට කිසිවක් ඉතිරි නොවන අතර C ට ඇත්තේ ඉලෙක්ට්‍රෝන 4 ක් පමණි. N මත එකසර යුගල දෙකක් බන්ධන බවට පත් කරන්න: $\text{H–C}\equiv\text{N:}$. දැන් ඉලෙක්ට්‍රෝන 10 ම භාවිත කරමින් C හා N දෙකට ම අෂ්ටක ඇත.
අෂ්ටක නීතියේ ව්‍යතිරේක
- අසම්පූර්ණ අෂ්ටක: Be හා B වලට සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉතා අඩු ය. BeCl₂ (Be වටා ඉලෙක්ට්‍රෝන 4), BF₃ හා AlCl₃ (B හෝ Al වටා 6). එවැනි අණු ඉලෙක්ට්‍රෝන ඌනතාවක් ඇති අතර ප්‍රතිග්‍රාහක (ලුවිස් අම්ල) ලෙස ක්‍රියා කරයි.
- ඔත්තේ ඉලෙක්ට්‍රෝන අණු: NO (සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන 11), NO₂ (17), ClO₂ (19). එක් පරමාණුවකට අයුගල ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් තිබිය යුතු ය; මේවා නිදහස් ඛණ්ඩක (Free Radicals) වේ.
- ප්‍රසාරිත අෂ්ටක (Expanded Octets): 3 ආවර්තයේ සිට ඇති පරමාණුවලට (P, S, Cl, Xe …) තම හිස් d කාක්ෂික භාවිතයෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝන අටකට වඩා තිබිය හැකි ය: PCl₅ (P වටා ඉලෙක්ට්‍රෝන 10), SF₆ (S වටා 12), XeF₄. දෙවන කවචයේ d කාක්ෂික නැති බැවින් 2 ආවර්තයේ පරමාණුවලට (C, N, O, F) කිසි විටෙක අටකට වඩා තිබිය නොහැකි ය.
විධිමත් ආරෝපණය (Formal Charge)
ලුවිස් ව්‍යුහ එකකට වඩා ඇඳිය හැකි විට හොඳම එක තීරණය කරන්නේ විධිමත් ආරෝපණ මගිනි. පරමාණුවක විධිමත් ආරෝපණය යනු සෑම බන්ධන යුගලයක් ම සමානව බෙදා ගත්තේ නම් එයට ඇති ආරෝපණය යි: $$\text{විධිමත් ආරෝපණය} = V - L - \tfrac{1}{2}B$$ මෙහි $V$ = නිදහස් පරමාණුවේ සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන, $L$ = පරමාණුව මත එකසර යුගලවල ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන, $B$ = එයට ඇති බන්ධනවල ඉලෙක්ට්‍රෝන. විධිමත් ආරෝපණවල එකතුව ප්‍රභේදයේ මුළු ආරෝපණයට සමාන ය. වඩා සුදුසු ව්‍යුහය:
- හැකි තරම් ශුන්‍යයට ආසන්න විධිමත් ආරෝපණ ඇති එක යි;
- ඍණ විධිමත් ආරෝපණයක් වඩා විද්‍යුත් සෘණ පරමාණුව මත තබයි;
- යාබද පරමාණු මත එකම ලකුණේ ආරෝපණ වළක්වයි.
උදාහරණය: සයනේට් අයනය OCN⁻ (සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන 16, C මධ්‍යයේ). (a) $[\text{N=C=O}]^-$: N $= 5 - 4 - 2 = -1$, C $= 0$, O $= 6 - 4 - 2 = 0$. (b) $[\text{N}\equiv\text{C–O}]^-$: N $= 5 - 2 - 3 = 0$, C $= 0$, O $= 6 - 6 - 1 = -1$. දෙකට ම ඇත්තේ −1 එකක් පමණි, නමුත් (b) එය වඩා විද්‍යුත් සෘණ ඔක්සිජන් මත තබන බැවින් සැබෑ ව්‍යුහයට වැඩිම දායකත්වය (b) දෙයි. (c) $[\text{N–C}\equiv\text{O}]^-$ මගින් N −2 හා O +1 ලැබෙන අතර එය අඩුම වැදගත්කමක් ඇත්තකි.
අෂ්ටකය ප්‍රසාරණය කළ හැකි පරමාණු සඳහා ද්විත්ව බන්ධන එකතු කිරීමෙන් බොහෝ විට විධිමත් ආරෝපණ අඩු කළ හැකි ය. සල්ෆේට් අයනයේ S=O දෙකක් හා S–O⁻ දෙකක් ඇති ව්‍යුහය S ට ශුන්‍ය විධිමත් ආරෝපණයක් දෙන අතර සියල්ල ඒක බන්ධන වූ ව්‍යුහය S ට +2 හා සෑම O එකකට ම −1 දෙයි. A/L පිළිතුරුවල සාමාන්‍යයෙන් වඩා සුදුසු වන්නේ පළමු එක යි; අෂ්ටක නීතිය අවශ්‍ය නම් දෙක ම පිළිගත හැකි ය.
විධිමත් ආරෝපණය ගිණුම් තැබීමේ මෙවලමක් මිස සැබෑ ආරෝපණය නොවේ. ඔක්සිකරණ අංකය සොයන්නේ වෙනස් ආකාරයකට ය: සෑම බන්ධනයක ම ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක ම වඩා විද්‍යුත් සෘණ පරමාණුවට දී ගණන් කරන්න. CO₂ හි කාබන්වල විධිමත් ආරෝපණය 0 වුව ද ඔක්සිකරණ අංකය +4 කි; H₂O₂ හි සෑම O එකකම ඔක්සිකරණ අංකය −1 කි.
සම්ප්‍රයුක්තතාව (Resonance)
සමහර ප්‍රභේදවල බන්ධනය තනි ලුවිස් ව්‍යුහයකින් විස්තර නොවේ. කාබනේට් අයනය C=O ද්විත්ව බන්ධනය ඔක්සිජන් පරමාණු තුනෙන් ඕනෑම එකකට ඇති ලෙස ඇඳිය හැකි ය. පරීක්ෂණවලින් පෙන්නුම් කරන්නේ C–O බන්ධන තුන ම සර්වසම බව යි ($129\ \text{pm}$; C–O ඒක බන්ධනයක $143\ \text{pm}$ හා C=O ද්විත්ව බන්ධනයක $120\ \text{pm}$ අතර). ඇඳීම් තුන සම්ප්‍රයුක්ත ව්‍යුහ (Resonance Structures) වන අතර ඒවා ද්වි ඊතලයකින් ↔ යා කෙරේ; සැබෑ අයනය ඒවායේ සම්ප්‍රයුක්ත මුහුමකි (Resonance Hybrid); π ඉලෙක්ට්‍රෝන පරමාණු හතර පුරා ම විස්ථානගත වී සෑම ඔක්සිජනයක ම $-\tfrac{2}{3}$ ආරෝපණයක් ඇත.
- සම්ප්‍රයුක්ත ව්‍යුහ වෙනස් වන්නේ ඉලෙක්ට්‍රෝනවල පිහිටීම් අනුව පමණි (එකසර යුගල හා π බන්ධන); පරමාණු එලෙස ම පවතී.
- කිසිදු සම්ප්‍රයුක්ත ව්‍යුහයක් තනිව නොපවතී; අණුව ඒවා අතර මාරු නොවේ.
- මුහුම ඕනෑම එක් ව්‍යුහයකට වඩා ස්ථායී ය (ශක්තිය අඩු ය): අමතර ස්ථායිතාව සම්ප්‍රයුක්ත (විස්ථානගත වීමේ) ශක්තිය යි.
වෙනත් උදාහරණ: නයිට්‍රේට් අයනය NO₃⁻ (සමාන N–O බන්ධන තුනක්), ඕසෝන් O₃ (O–O $148\ \text{pm}$ හා O=O $121\ \text{pm}$ අතර, $128\ \text{pm}$ සමාන O–O බන්ධන දෙකක්), එතනොඒට් අයනය CH₃COO⁻ හා බෙන්සීන් C₆H₆ (සමාන C–C බන්ධන හයක්, $139\ \text{pm}$).
Exam tip: II පත්‍රයේ බොහෝ විට සැකිල්ලක් දී "වඩාත් ම පිළිගත හැකි ලුවිස් ව්‍යුහය" ද, ඉන්පසු සම්ප්‍රයුක්ත ව්‍යුහ ද අසනු ලැබේ. සැකිල්ල දී ඇති ආකාරයට ම තබා ගන්න, සියලු එකසර යුගල පෙන්වන්න, පරමාණු අසලින් විධිමත් ආරෝපණ ලකුණු කරන්න, ඇඳ ඇති මුළු ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන 1 වන පියවරේ ගණනට සමාන දැයි පරීක්ෂා කරන්න.