බන්ධන ධ්‍රැවීයතාව හා අන්තර් අණුක බල
ධ්‍රැවීය බන්ධන හා ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණ, ධ්‍රැවීය හා නිර්ධ්‍රැවීය අණු, ලන්ඩන් විසරණ බල, ද්විධ්‍රැව-ද්විධ්‍රැව හා අයන-ද්විධ්‍රැව බල, හයිඩ්‍රජන් බන්ධන හා මෙම බල තාපාංක හා ද්‍රාව්‍යතාව පාලනය කරන ආකාරය.
ධ්‍රැවීය සහසංයුජ බන්ධන (Polar Covalent Bonds)
සහසංයුජ බන්ධනයක ඇති පරමාණු දෙකට වෙනස් විද්‍යුත් සෘණතා ඇති විට හවුල් යුගලය වඩා විද්‍යුත් සෘණ පරමාණුව දෙසට ඇදී යයි. එම පරමාණුවට කුඩා ඍණ ආරෝපණයක් $\delta-$ ද අනෙකට කුඩා ධන ආරෝපණයක් $\delta+$ ද ලැබේ: බන්ධනය ධ්‍රැවීය ය. H–Cl හි ක්ලෝරීන් (3.16), හයිඩ්‍රජන්වලට (2.20) වඩා විද්‍යුත් සෘණ ය: $\overset{\delta+}{\text{H}}\text{–}\overset{\delta-}{\text{Cl}}$.
- සමාන විද්‍යුත් සෘණතා (H–H, Cl–Cl, C–C): නිර්ධ්‍රැවීය සහසංයුජ බන්ධනය.
- කුඩා හෝ මධ්‍යස්ථ වෙනසක් (C–Cl, O–H, N–H): ධ්‍රැවීය සහසංයුජ බන්ධනය.
- විශාල වෙනසක් (Na හා Cl, ආසන්න වශයෙන් 2.1): ඉලෙක්ට්‍රෝනය ප්‍රායෝගිකව මාරු වේ; බන්ධනය ප්‍රධාන වශයෙන් අයනික ය.
මේවා අතර තියුණු මායිමක් නැත: බන්ධනවලට අයනික ලක්ෂණයේ අඛණ්ඩ පරාසයක් ඇත.
ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණය (Dipole Moment)
$d$ දුරකින් වෙන් වූ සමාන හා ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපණ $q$ යුගලයක් ද්විධ්‍රැවයකි. එහි ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණය $$\mu = q \times d$$ කූලෝම් මීටරවලින් හෝ ඩිබයි, D වලින් ($1\ \text{D} = 3.34 \times 10^{-30}\ \text{C m}$) මැනේ. එය දෛශිකයක් වන අතර ධන කෙළවරේ හරස් ඉරක් සහිත ඊතලයක් (+→) ලෙස $\delta+$ සිට $\delta-$ දෙසට අඳිනු ලැබේ.
| අණුව | HF | HCl | HBr | HI |
|---|---|---|---|---|
| විද්‍යුත් සෘණතා වෙනස | 1.78 | 0.96 | 0.76 | 0.46 |
| ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණය / D | 1.82 | 1.08 | 0.82 | 0.44 |
ධ්‍රැවීය හා නිර්ධ්‍රැවීය අණු
අණුවක ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණය එහි බන්ධන ද්විධ්‍රැවවල දෛශික එකතුව බැවින් එය හැඩය මත රඳා පවතී.
- CO₂ රේඛීය ය: C=O ද්විධ්‍රැව දෙක සමාන හා ප්‍රතිවිරුද්ධ වී අහෝසි වේ. සෑම බන්ධනයක් ම ධ්‍රැවීය වුව ද $\mu = 0$, නිර්ධ්‍රැවීය ය.
- BF₃ (තලීය ත්‍රිකෝණාකාර) හා CCl₄ (චතුස්තලීය) සමමිතික ය: බන්ධන ද්විධ්‍රැව අහෝසි වේ, $\mu = 0$.
- H₂O කෝණික ය: O–H ද්විධ්‍රැව දෙක එකතු වී කෝණ සමච්ඡේදකය දිගේ සම්ප්‍රයුක්තයක් දෙයි, $\mu = 1.85\ \text{D}$. NH₃ (ත්‍රිකෝණාකාර පිරමීඩාකාර) ද ධ්‍රැවීය ය, $1.47\ \text{D}$.
- CHCl₃: CCl₄ හි එක් Cl එකක් H මගින් ප්‍රතිස්ථාපනය කිරීමෙන් සමමිතිය බිඳේ, $\mu = 1.04\ \text{D}$.
ධ්‍රැවීය ද්‍රවයක් ආරෝපිත දණ්ඩක් දෙසට ආකර්ෂණය වේ: ජලයේ සිහින් ධාරාවක් ආරෝපිත ප්ලාස්ටික් දණ්ඩක් දෙසට නැමෙන නමුත් හෙක්සේන් ධාරාවක් නොනැමේ.
අන්තර් අණුක බල (Intermolecular Forces)
අණු අතර ඇති බල ඒවා තුළ ඇති සහසංයුජ බන්ධනවලට වඩා බෙහෙවින් දුර්වල ය. ඒවා බොහෝ විට එකට වැන්ඩර්වාල්ස් බල ලෙස හැඳින්වේ. අණුක ද්‍රව්‍යයක් ද්‍රවීභවනය වන විට හෝ නටන විට ජය ගැනෙන්නේ මෙම අන්තර් අණුක බල පමණි; අණු එලෙස ම පවතී.
ලන්ඩන් (විසරණ) බල (London Dispersion Forces)
ඕනෑම පරමාණුවක හෝ අණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන නිරන්තරයෙන් චලනය වේ. ඕනෑම මොහොතක ඒවායේ ව්‍යාප්තිය අසමාන විය හැකි අතර එයින් ක්ෂණික ද්විධ්‍රැවයක් ලැබේ. මෙය අසල්වැසි අණුවක ද්විධ්‍රැවයක් ප්‍රේරණය කරන අතර දෙක ආකර්ෂණය වේ. ද්විධ්‍රැව නිරන්තරයෙන් වෙනස් වුව ද ආකර්ෂණය සැම විට ම පවතී. ලන්ඩන් බල ධ්‍රැවීය වුව ද නොවුව ද සියලු පරමාණු හා අණු අතර ක්‍රියා කරයි; උච්ච වායු පරමාණු අතර හා H₂, Cl₂, CH₄ හා CCl₄ වැනි නිර්ධ්‍රැවීය අණු අතර ඇති එකම බල ඒවා ය.
ලන්ඩන් බල ප්‍රබල වන්නේ:
- අණුවට ඉලෙක්ට්‍රෝන වැඩියෙන් ඇති විට ය (එය විශාල හා වඩා ධ්‍රැවණශීලී ය): අණු විශාල වන විට හැලජන වායුවල සිට ඝනයක් දක්වා වෙනස් වේ;
- අණුවලට විශාල ස්පර්ශ වර්ගඵලයක් ඇති විට ය: දිගු, සෘජු දාම අණු සංයුක්ත, ශාඛිත අණුවලට වඩා එකිනෙක ආකර්ෂණය කරයි.
| ද්‍රව්‍යය | F₂ | Cl₂ | Br₂ | I₂ |
|---|---|---|---|---|
| අණුවකට ඉලෙක්ට්‍රෝන | 18 | 34 | 70 | 106 |
| තාපාංකය / °C | −188 | −34 | 59 | 184 |
පෙන්ටේන් (සෘජු දාමය) $36\ ^\circ\text{C}$ දී නටන නමුත් දෙක ම C₅H₁₂ වුව ද එහි ආසන්න වශයෙන් ගෝලාකාර සමාවයවිකය 2,2-ඩයිමෙතිල්ප්‍රොපේන් $10\ ^\circ\text{C}$ දී නටයි.
ද්විධ්‍රැව-ද්විධ්‍රැව බල (Dipole–Dipole Forces)
ධ්‍රැවීය අණුවලට ස්ථිර ද්විධ්‍රැව ඇත. එකක $\delta+$ කෙළවර ඊළඟ එකේ $\delta-$ කෙළවර අසල පිහිටන සේ ඒවා පෙළ ගැසී ආකර්ෂණය වේ. මෙය ලන්ඩන් බලවලට එකතු වේ. ආසන්න වශයෙන් සමාන ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනක් ඇති අණු අතරින් ධ්‍රැවීය එකට ඉහළ තාපාංකයක් ඇත: ප්‍රොපේන් CH₃CH₂CH₃ (නිර්ධ්‍රැවීය, $M_r = 44$) $-42\ ^\circ\text{C}$ දී නටන නමුත් එතනල් CH₃CHO (ධ්‍රැවීය, $M_r = 44$) $20\ ^\circ\text{C}$ දී නටයි.
ස්ථිර ද්විධ්‍රැවයකට අසල ඇති නිර්ධ්‍රැවීය අණුවක ද්විධ්‍රැවයක් ද ප්‍රේරණය කළ හැකි ය (ද්විධ්‍රැව-ප්‍රේරිත ද්විධ්‍රැව බල); O₂ ස්වල්පයක් ජලයේ දිය වන්නේ ඇයි දැයි පැහැදිලි කිරීමට මෙය උපකාරී වේ.
අයන-ද්විධ්‍රැව බල (Ion–Dipole Forces)
අයනයක් ධ්‍රැවීය අණුවල ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත කෙළවර ආකර්ෂණය කරයි. ජලයේ දී Na⁺ අයන, O ($\delta-$) කෙළවර අයනය දෙසට යොමු කළ ජල අණුවලින් ද Cl⁻ අයන, H ($\delta+$) කෙළවර ඇතුළට යොමු කළ ජල අණුවලින් ද වට වී ඇත. බොහෝ අයනික සංයෝග ජලයේ දිය වන්නේ මෙම සජලනය වූ අයන (Hydrated Ions) නිසා ය; සජලනයේ දී මුදා හැරෙන ශක්තිය දැලිස බිඳීමේ වියදම පියවීමට උපකාරී වේ.
හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය (Hydrogen Bonding)
හයිඩ්‍රජන් ඉතා විද්‍යුත් සෘණ, කුඩා පරමාණුවකට, N, O හෝ F ට බැඳී ඇති විට බන්ධනය කොතරම් ධ්‍රැවීය ද යත් H පරමාණුව බොහෝ දුරට හිස් ප්‍රෝටෝනයක් ලෙස ඉතිරි වේ. මෙම $\delta+$ H අසල්වැසි අණුවක N, O හෝ F පරමාණුවක ඇති එකසර යුගලයකට ප්‍රබලව ආකර්ෂණය වේ. තිත් රේඛාවකින් X–H···Y ලෙස දක්වන මෙම ආකර්ෂණය හයිඩ්‍රජන් බන්ධනයකි. X–H···Y පරමාණු තුන සාමාන්‍යයෙන් සරල රේඛාවක පිහිටයි.
හයිඩ්‍රජන් බන්ධන (ආසන්න වශයෙන් $10$–$40\ \text{kJ mol}^{-1}$) ප්‍රබලතම අන්තර් අණුක බල වුව ද සහසංයුජ බන්ධනයක ප්‍රබලතාවෙන් දහයෙන් පංගුවක සිට විස්සෙන් පංගුවක් පමණ ය.
හයිඩ්‍රජන් බන්ධනයේ ප්‍රතිඵල:
- H₂O, HF හා NH₃ හි අසාමාන්‍ය ලෙස ඉහළ තාපාංක. 14 කාණ්ඩය පහළට ලන්ඩන් බල වැඩි වන විට හයිඩ්‍රයිඩවල තාපාංක ක්‍රමයෙන් ඉහළ යයි (CH₄ $-162$, SiH₄ $-112$, GeH₄ $-88$, SnH₄ $-52\ ^\circ\text{C}$). 15–17 කාණ්ඩවල පළමු හයිඩ්‍රයිඩය රටාව බිඳියි: ප්‍රවණතාව අනුව පුරෝකථනය වන ආසන්න වශයෙන් $-80\ ^\circ\text{C}$ වෙනුවට H₂O $100\ ^\circ\text{C}$ දී නටයි. සෑම අණුවකට ම H පරමාණු දෙකක් හා එකසර යුගල දෙකක් ඇති බැවින් හයිඩ්‍රජන් බන්ධන හතරක් දක්වා සෑදිය හැකි නිසා ජලය ඉහළම උෂ්ණත්වයේ නටයි; HF ට එකසර යුගල තුනක් ඇති නමුත් H ඇත්තේ එකකි; NH₃ හි N ට ඇත්තේ එක් එකසර යුගලයක් පමණි.
- අයිස්, ජලයට වඩා අඩු ඝනත්වයක් ඇත. අයිස්වල සෑම ජල අණුවක් ම විවෘත, චතුස්තලීය ජාලයක තවත් හතරකට හයිඩ්‍රජන් බන්ධනවලින් බැඳී ඇත. ද්‍රවීභවනයේ දී ජාලය අර්ධ වශයෙන් කඩා වැටී අණු ළංව ඇසිරේ. එබැවින් අයිස් පාවෙන අතර විල් මතුපිටින් මිදේ.
- ද්‍රාව්‍යතාව: එතනෝල්, ඇමෝනියා හා සීනි ජල අණු සමඟ හයිඩ්‍රජන් බන්ධන සාදන බැවින් ජලයේ පහසුවෙන් දිය වේ.
- ද්විඅවයවික (Dimers): එතනොයික් අම්ලය නිර්ධ්‍රැවීය ද්‍රාවකවල හා වාෂ්පයේ දී හයිඩ්‍රජන් බන්ධිත ද්විඅවයවික සාදන බැවින් එහි දී මනින සාපේක්ෂ අණුක ස්කන්ධය 60 වෙනුවට ආසන්න වශයෙන් 120 කි.
- ජීව විද්‍යාව: හයිඩ්‍රජන් බන්ධන DNA හි දාම දෙක එකට රඳවා තබන අතර ප්‍රෝටීනවල හැඩ ස්ථාවර කරයි.
බල සැසඳීම
| බලය | සාමාන්‍ය ප්‍රබලතාව / kJ mol⁻¹ | ක්‍රියා කරන්නේ |
|---|---|---|
| සහසංයුජ බන්ධනය | 150–950 | අණුවක් හෝ ජාලයක් තුළ පරමාණු අතර |
| අයනික බන්ධනය (දැලිස) | 600–4000 | දැලිසක අයන අතර |
| හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය | 10–40 | N, O, F මත H හා N, O, F මත එකසර යුගලයක් අතර |
| ද්විධ්‍රැව-ද්විධ්‍රැව | 5–25 | ධ්‍රැවීය අණු අතර |
| ලන්ඩන් | 0.1–40 (ප්‍රමාණය සමඟ වැඩි වේ) | සියලු අණු අතර |
විශාල අණුවක ලන්ඩන් බල කුඩා අණුවක ද්විධ්‍රැව-ද්විධ්‍රැව බලවලට වඩා ප්‍රබල විය හැකි ය: HI (ඉලෙක්ට්‍රෝන 54) $-35\ ^\circ\text{C}$ දී නටන අතර එය HCl ($-85\ ^\circ\text{C}$) ට වඩා ඉහළ ය; HI හි ද්විධ්‍රැවය කුඩා වුව ද එහි ලන්ඩන් බල බෙහෙවින් විශාල බැවිනි.
"සමාන දෙය සමාන දෙයෙහි දිය වේ": ධ්‍රැවීය හා හයිඩ්‍රජන් බන්ධිත ද්‍රව්‍ය ජලය වැනි ධ්‍රැවීය ද්‍රාවකවල දිය වේ; අයඩින්, තෙල් හා ඉටි වැනි නිර්ධ්‍රැවීය ද්‍රව්‍ය හෙක්සේන් හෝ CCl₄ වැනි නිර්ධ්‍රැවීය ද්‍රාවකවල දිය වේ.
Exam tip: "තාපාංකවල වෙනස පැහැදිලි කරන්න" ප්‍රශ්නවල දී (1) එක් එක් ද්‍රව්‍යයේ ඇති බල නම් කරන්න, (2) ප්‍රබල වන්නේ කුමක් ද හා ඇයි දැයි කියන්න (ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන, ධ්‍රැවීයතාව, හයිඩ්‍රජන් බන්ධන), (3) ඒවා ජය ගැනීමට වැඩි ශක්තියක් අවශ්‍ය බව කියන්න. අණුක ද්‍රව්‍යයක් නටන විට සහසංයුජ බන්ධන බිඳෙන බව කිසි විටෙක නොකියන්න.