ලුවිස් ව්‍යූහ
කුමන පරමාණුව කුමන ඉලෙක්ට්‍රෝනය සැපයුවේ ද යන කරුණ පැහැදිලි කළ පසු කතිර අත්හැරිය හැකි ය. සෑම සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ම තිතක් ලෙස ඇඳීමෙන් ලැබෙන්නේ ලුවිස් තිත් ව්‍යූහයකි.
ලුවිස් තිත් ව්‍යූහය
අණුවක ඇති එක් එක් පරමාණුවේ සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන තිත් ලෙස දක්වා සහසංයුජ බන්ධන නිරූපණය කරන සටහනයි.
යුගල වර්ග දෙකක්
මෙම ඕනෑ ම සටහනක ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල කාණ්ඩ දෙකකට වැටේ. එම වෙනස පරිච්ඡේදයේ ඉතිරි කොටස පුරා ම දිවෙයි.
පරමාණු දෙකක් අතර හවුලේ ඇති යුගල. බන්ධන වන්නේ මේවා ය.
එක් පරමාණුවකට පමණක් අයත් වන, බන්ධන සෑදීමට සහභාගී නොවන යුගල.
ලුවිස් ව්‍යූහයක් එම වෙනස පෙනෙන ලෙස දක්වයි: එක් එක් බන්ධන යුගලය කෙටි ඉරකින් ප්‍රතිස්ථාපනය වන අතර, තිත් ලෙස පවතින්නේ එකසර යුගල පමණි.
මධ්‍ය හා පර්යන්ත පරමාණු
ඇමෝනියා සලකා බලන්න. නයිට්‍රජන් පරමාණුව මධ්‍යයේ පිහිටා ඇති අතර එය මධ්‍ය පරමාණුව ලෙස හැඳින්වේ; දාරවල ඇති හයිඩ්‍රජන් පරමාණු තුන පර්යන්ත පරමාණු වේ. නයිට්‍රජන් වටා බන්ධන යුගල තුනක් හා එකසර යුගලයක් ඇත.
නිරූපණ ක්‍රම තුන එකට
| අණුව | තිත් කතිර සටහන | ලුවිස් තිත් ව්‍යූහය | ලුවිස් ව්‍යූහය |
|---|---|---|---|
| Cl2 | |||
| H2 | |||
| H2O | |||
| NH3 | |||
| CH4 | |||
| O2 | |||
| N2 | |||
| CO2 |
සෑම පරමාණුවක් ම අටට පැමිණේ
ඉහත අණු අටේ ම, හවුලේ ඇති යුගල ගණන් ගත් පසු, එක් එක් මධ්‍ය හා පර්යන්ත පරමාණුව තම සංයුජතා කවචයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන අටකින් අවසන් වේ. මෙවැනි සංයෝග ඉලෙක්ට්‍රෝන අෂ්ටකය සම්පූර්ණ වූ සංයෝග ලෙස හැඳින්වේ. දෙකකින් අවසන් වන හයිඩ්‍රජන් ස්ථිර ව්‍යතිරේකයයි.