ව්‍යුහය සහ බන්ධන

මෙය විෂය නිර්දේශයේ පිහිටන තැන

වසර 1 · වාරය 1

පුනරාවර්තනය සඳහා ප්‍රධාන කරුණු

සංක්ෂිප්ත, විභාගයට සූදානම් ප්‍රධාන කරුණු සමඟ ව්‍යුහය සහ බන්ධන ඉක්මනින් පුනරාවර්තනය කරන්න

උ/පෙළ රසායන විද්‍යාව ගැන: උසස් පෙළ රසායන විද්‍යාව වර්ෂ දෙකක් හරහා භෞතික, අකාබනික සහ කාබනික රසායනය ආවරණය කරයි.

• 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.

Must know

• 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°).
• උපසංයුජ (දායක) සහසංයුජ බන්ධනය: හවුල් ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලය එක් දායක පරමාණුවක එකසර යුගලයකින් පමණක් සැපයේ (උදා. NH₄⁺, H₃O⁺).
• 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) & DoE Examination Guidelines

මුලින්ම මේවා ඉගෙන ගන්න

ඊළඟට යොමු වන්නේ

අදාළ මාතෘකා

විෂය නිර්දේශයේ