අයනික බන්ධන, දැලිස හා ලෝහක බන්ධන
අයන සෑදෙන ආකාරය, අයනික බන්ධනය හා දැලිස් එන්තැල්පිය, සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ දැලිස, අයනික සංයෝගවල ගුණ, ධ්‍රැවණය හා සහසංයුජ ලක්ෂණය (ෆයාන්ස් නීති) සහ ලෝහක බන්ධන.
රසායනික බන්ධන
පරමාණු එකට බැඳෙන්නේ බැඳුණු සැකැස්මට වෙන් වූ පරමාණුවලට වඩා අඩු ශක්තියක් ඇති බැවිනි. පරමාණු හෝ අයන එකට රඳවා තබන ප්‍රබල බල ප්‍රාථමික බන්ධන වේ: අයනික, සහසංයුජ හා ලෝහක. අණු අතර ඇති බෙහෙවින් දුර්වල ආකර්ෂණ (හයිඩ්‍රජන් බන්ධන, ද්විධ්‍රැව-ද්විධ්‍රැව හා ලන්ඩන් බල) ද්විතීයික අන්තර්ක්‍රියා වේ; ඒවා මෙම ඒකකයේ අවසාන පාඩමෙන් සාකච්ඡා කෙරේ. බොහෝ බන්ධනවල දී පරමාණුවලට උච්ච වායුවක මෙන් ස්ථායී පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන සැකැස්මක්, බොහෝ විට ඉලෙක්ට්‍රෝන අටක් (අෂ්ටකය (Octet)) ලැබේ.
අයන සෑදීම
අඩු අයනීකරණ ශක්තියක් ඇති ලෝහ පරමාණුවකට ඉහළ (ඍණ) ඉලෙක්ට්‍රෝන ලබා ගැනීමේ ශක්තියක් ඇති අලෝහ පරමාණුවකට තම පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන දිය හැකි ය:
- $\text{Na}\ (2,8,1) \rightarrow \text{Na}^+\ (2,8) + e^-$
- $\text{Cl}\ (2,8,7) + e^- \rightarrow \text{Cl}^-\ (2,8,8)$
තිත්-කතිර සටහනක (Dot-and-Cross Diagram) එක් පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන තිත් ලෙස ද අනෙකෙහි ඒවා කතිර ලෙස ද අඳිනු ලැබේ; අයන $\text{Na}^+$ හා $[\text{Cl}]^-$ ලෙස ලියනු ලබන අතර Cl වටා පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන අට ම වරහන් තුළ අඳිනු ලැබේ. මැග්නීසියම් ඔක්සයිඩ් යනු $\text{Mg}^{2+},\text{O}^{2-}$; කැල්සියම් ෆ්ලුවොරයිඩ්වල සෑම $\text{Ca}^{2+}$ එකකට ම $\text{F}^-$ දෙකක් ඇත.
අයනික (විද්‍යුත් සංයුජ) බන්ධනය (Ionic Bond) යනු ප්‍රතිවිරුද්ධ ලෙස ආරෝපිත අයන අතර ස්ථිති විද්‍යුත් ආකර්ෂණය යි. එය සියලු දිශාවලට සමානව ක්‍රියා කරන බැවින් සෑම අයනයක් ම තමා වටා ඉඩ ඇති තරම් ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අසල්වැසියන් ආකර්ෂණය කරයි: වෙන් වූ අණු නොව යෝධ අයනික දැලිසක් (Giant Ionic Lattice) සෑදේ.
අයනික සංයෝග සෑදෙන්නේ ඇයි: දැලිස් එන්තැල්පිය
වායුමය අයන පමණක් සෑදීමට ශක්තිය වැය වේ: $$\text{Na(g)} \rightarrow \text{Na}^+\text{(g)} + e^- \quad +496\ \text{kJ mol}^{-1}$$ $$\text{Cl(g)} + e^- \rightarrow \text{Cl}^-\text{(g)} \quad -349\ \text{kJ mol}^{-1}$$ එකතුව $+147\ \text{kJ mol}^{-1}$ තාපාවශෝෂක ය. NaCl ස්ථායී කරන්නේ වායුමය අයන එකතු වී ඝන දැලිස සෑදෙන විට මුදා හැරෙන ශක්තිය: NaCl සඳහා $787\ \text{kJ mol}^{-1}$ කි. (ශක්ති විද්‍යාව ඒකකයේ අර්ථ දක්වන දැලිස් එන්තැල්පිය (Lattice Enthalpy) යනු ඝනය වායුමය අයන බවට වෙන් කිරීමට අවශ්‍ය ශක්තිය, $\text{NaCl(s)} \rightarrow \text{Na}^+\text{(g)} + \text{Cl}^-\text{(g)}$ සඳහා $+787\ \text{kJ mol}^{-1}$ වේ; ප්‍රතිලෝම ක්‍රියාවලිය, දැලිස සෑදීම, $-787$ වේ.) (ශක්ති විද්‍යාව ඒකකයේ බෝන්-හේබර් චක්‍රය සියලු පියවර එකට ගළපයි.)
අයන කුඩා (එකිනෙකට ළං) වන විට හා ඉහළ ආරෝපණ ඇති විට දැලිස් එන්තැල්පිය විශාල වේ (කූලෝම් නියමය: බලය $\propto \dfrac{q_1 q_2}{r^2}$).
| සංයෝගය | දැලිස් එන්තැල්පිය / kJ mol⁻¹ | ද්‍රවාංකය / °C |
|---|---|---|
| NaF | +923 | 993 |
| NaCl | +787 | 801 |
| NaBr | +747 | 747 |
| MgO | +3791 | 2852 |
$2+$ හා $2-$ අයන දෙක ම කුඩා වන MgO හි දැලිස් එන්තැල්පිය NaCl හි දැලිස් එන්තැල්පිය මෙන් ආසන්න වශයෙන් පස් ගුණයකි.
සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ දැලිස
සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ්වල සෑම Na⁺ අයනයක් ම අෂ්ටතලයක ශීර්ෂවල ඇති Cl⁻ අයන හයකින් ද, සෑම Cl⁻ එකක් ම Na⁺ හයකින් ද වට වී ඇත: සංගත අංකය (Coordination Number) 6 : 6. NaCl සූත්‍රයෙන් දැක්වෙන්නේ දැලිසේ අයනවල සරලම අනුපාතය පමණි.
අයනික සංයෝගවල ගුණ දැලිසේ ඇති ප්‍රබල, දිශානුගත නොවන බලවලින් ඇති වේ:
- ඉහළ ද්‍රවාංක හා තාපාංක: අයන වෙන් කිරීමට බොහෝ ශක්තියක් අවශ්‍ය ය;
- දෘඪ නමුත් බිඳෙන සුළු: කුඩා විස්ථාපනයකින් එකම ආරෝපණය ඇති අයන එක ළඟ පිහිටා විකර්ෂණය වන බැවින් ස්ඵටිකය පැළී යයි;
- විලීන වූ විට හෝ ජලීය ද්‍රාවණයේ දී පමණක් විද්‍යුත් සන්නායක: අයනවලට නිදහසේ චලනය විය යුතු ය; ඝනයේ දී ඒවා ස්ථාවරව පවතී;
- බොහොමයක් ජලයේ ද්‍රාව්‍ය ය (ජල අණු ධ්‍රැවීය වන අතර අයන වට කර ස්ථායී කරයි); හෙක්සේන් වැනි නිර්ධ්‍රැවීය ද්‍රාවකවල අද්‍රාව්‍ය ය.
අයනික බන්ධනවල සහසංයුජ ලක්ෂණය: ධ්‍රැවණය (Polarisation)
අයනික හා සහසංයුජ බන්ධන එකම පරාසයක අන්ත දෙකකි. කැටායනයක් අසල්වැසි ඇනායනයක ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාව ආකර්ෂණය කර එය විකෘති කරයි; ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය අයන අතර ප්‍රදේශයට ඇදී යන අතර එය ඉලෙක්ට්‍රෝන හවුල් වීමේ ආරම්භය යි. මෙය ධ්‍රැවණය වන අතර එයින් අයනික බන්ධනයට යම් සහසංයුජ ලක්ෂණයක් (Covalent Character) ලැබේ. ෆයාන්ස් නීති (Fajans' Rules) අනුව සහසංයුජ ලක්ෂණය වැඩි වන්නේ:
- කැටායනය කුඩා හා ඉහළ ආරෝපණ ඇති විට ය: එයට ඉහළ ධ්‍රැවණ බලයක් (Polarising Power) ඇත; එය ආසන්න වශයෙන් ආරෝපණය ÷ අරය වේ (Al³⁺ > Mg²⁺ > Na⁺; Li⁺ > Na⁺ > K⁺);
- ඇනායනය විශාල හා ඉහළ ආරෝපණ ඇති විට ය: එහි පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන න්‍යෂ්ටියෙන් ඈත බැවින් පහසුවෙන් විකෘති වේ; එනම් ඉහළ ධ්‍රැවණශීලතාවක් (Polarisability) ඇත (I⁻ > Br⁻ > Cl⁻ > F⁻);
- කැටායනයට උච්ච වායු වින්‍යාසයක් නැති විට ය (උදාහරණ ලෙස Ag⁺ හා Cu⁺, $d^{10}$).
| ක්ලෝරයිඩය | NaCl | MgCl₂ | AlCl₃ |
|---|---|---|---|
| ද්‍රවාංකය / °C | 801 | 714 | 178 දී ඌර්ධ්වපාතනය වේ |
| බන්ධනය | අයනික | අයනික, යම් සහසංයුජ ලක්ෂණයක් | ප්‍රධාන වශයෙන් සහසංයුජ |
උදාහරණය: LiI, NaCl ට වඩා සහසංයුජ වන්නේ ඇයි දැයි පැහැදිලි කරන්න. Li⁺, Na⁺ ට වඩා කුඩා බැවින් එහි ධ්‍රැවණ බලය වැඩි ය; I⁻, Cl⁻ ට වඩා බෙහෙවින් විශාල බැවින් එය වඩා ධ්‍රැවණශීලී ය. ආචරණ දෙක ම ඇනායනයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාවේ විකෘතිය හා සහසංයුජ ලක්ෂණය වැඩි කරයි.
ප්‍රතිවිරුද්ධය ද සිදු වේ: වෙනස් විද්‍යුත් සෘණතා ඇති පරමාණු අතර සහසංයුජ බන්ධනයකට අර්ධ අයනික ලක්ෂණයක් ඇත (5 වන පාඩම).
ලෝහක බන්ධනය (Metallic Bonding)
ලෝහයක සෑම පරමාණුවක් ම තම සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන මුදා හරින අතර ඒවා විස්ථානගත (Delocalised) වේ: මුළු දැලිස පුරා ම නිදහසේ චලනය විය හැකි ය. ලෝහය යනු මෙම ඉලෙක්ට්‍රෝන "සාගරයට" ඇති ආකර්ෂණයෙන් එකට රැඳී ඇති ධන අයනවල ක්‍රමවත් දැලිසකි. මෙම ලෝහක බන්ධනය දිශානුගත නොවේ.
- විද්‍යුත් හා තාප සන්නායකතාව: විභව අන්තරයක් යෙදූ විට විස්ථානගත ඉලෙක්ට්‍රෝන චලනය වන අතර ඒවා චාලක ශක්තිය ලෝහය හරහා ඉක්මනින් රැගෙන යයි.
- තැළිය හැකි බව හා ඇදිය හැකි බව (Malleability, Ductility): ඉලෙක්ට්‍රෝන සාගරය ඒවා සමඟ ම චලනය වන බැවින් බන්ධනය බිඳ නොවැටී අයන ස්තරවලට එකිනෙක මත ලිස්සා යා හැකි ය.
- දීප්තිය: නිදහස් ඉලෙක්ට්‍රෝන ආලෝකය අවශෝෂණය කර නැවත විමෝචනය කරයි.
- බන්ධනයේ ප්‍රබලතාව පරමාණුවකට ඇති විස්ථානගත ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන සමඟ හා අයනය කුඩා වන විට වැඩි වේ: Na (ඉලෙක්ට්‍රෝන 1, ද්‍රවාංකය 98 °C) < Mg (2, 650 °C) < Al (3, 660 °C). 1 කාණ්ඩය පහළට අයන විශාල වන අතර ද්‍රවාංකය අඩු වේ (Li 181 °C, Na 98 °C, K 63 °C).
Exam tip: අයනික සංයෝගයක් විලීන හෝ ද්‍රාවණය වූ විට පමණක් සන්නයනය කරන්නේ ඇයි දැයි ඇසූ විට ප්‍රධාන වචනය සචල අයන යි. ලෝහයක් සඳහා එය විස්ථානගත (සචල) ඉලෙක්ට්‍රෝන යි. අයනික ඝන ද්‍රව්‍ය ඉලෙක්ට්‍රෝන මගින් සන්නයනය කරන බව නොකියන්න.