LexiconShiftInnovations/SinhalaWikipediaArticles huggingface dataset:
රේඛීය සංයෝජනය (LCAO) මගින් පරමාණු කාක්ෂිත මගින් අණුක තාක්ෂිත ව්‍යුහ සහ ශක්තීන් සෑදෙන අන්දම විස්තර කිරීමට උදව් වේ.  සංශුද්ධ අයනික බන්ධන මෙන් නොව සහසංයුජ බන්ධන සඳහා විවිධ දිශා වලට විහිදුණු ලක්ෂණ ඇත.  ඒවාට ආවේණික වූ නම් ද ඇත.  සිග්මා සහ පයි බන්ධන එයින් කිහිපයකි.  පරමාණු වලට අයනික සහ සහසංයුජ වලට අතරමැදි බන්ධන ද සෑදිය හැකිය.  මෙයට හේතුව මෙම අර්ථ දැක්වීම් ඉලෙක්ට්‍රෝන විස්ථාන ගත වීමේ ප්‍රමාණය මත රදා පවතින නිසාය.  ඉලෙක්ට්‍රෝන වලට පරමාණු අතර අර්ධ වශයෙන් විස්ථානගතවිය හැකි වුවත් එක් පරමාණුවක් විස්ථානගත වීමට අනෙක් පරමාණුවකට වටා වැඩි වේලාවක් ගත කරයි.  මෙම වර්ගයේ බන්ධන ධ්‍රැවීය සහබන්ධන ලෙස නම් කරනු ලබයි.  විද්‍යුත් ඝනතාවය බලන්න.තවද, අණුක කාක්ෂිතයක ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන (ධ්‍රැවීය සහසංයුජ හෝ සහසංයුජ බන්ධන) එක්තරා පරමාණුවක (හෝ පරමාණු වල) ස්ථානගත හෝ පරමාණු දෙකක හෝ කිහිපයක් වටා විස්ථානගත වීම සිදුවිය හැකිය.  පරමාණු දෙකක් අතර බන්ධනය බන්ධන පරමාණු අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වයේ ස්ථානගත හෝ විස්ථානගත වීමේ ප්‍රමාණය අනුව තීරණය කරනු ලැබේ.සංයුජතා බන්ධන වාදය1927 වර්ෂයේ සහසංයුජවාදය ඉදිරිපත් කරන ලදී. මෙයින් නියමිත ප
රමාණුක කක්ෂයන්හි වූ සහසංයුජ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් පද්ධතියෙහි ශක්තිය අඩු කර ගැනීමේ ආචරණයෙහි ගුණය නිසා න්‍යෂ්ටීන් දෙක එකිනෙක බැද තබා ගැනීමේ ක්‍රියාවලියක් විස්තර කරන ලදී. 1931 දී මෙම වාදය පදනම්ව රසායන විද්‍යාඥ ලයිනස් පෝලින් විසින් රසායන විද්‍යා අතීතයේ වඩා වැදගත්ම ලේඛණය ලෙස සලකන ‘ඔන්ද නේචර් ඔෆ් ද කෙමිකල් බොන්ඩ්’ යන ලේඛණය ප්‍රකාශ කරන ලදී. මෙම ලේඛණය ලුවිස්ගේ පරීක්ෂණ හෙයිටර් හා ලන්ඩන්ගේ සංයුජතා බන්ධනවාදය පදනම්ව හුවමාරු කරගත් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සදහා නීති හයක් ඉදිරිපත් කරන ලදී. පළමු නීති තුන  ඉතා ප්‍රචලිතය.ඉලෙක්ට්‍රෝන යුග්ම බන්ධනය ඇති වන්නේ යම් පරමාණු දෙකක වූ වියුග්ම ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් අතර අන්තර් ආකර්ශනය කිරීමෙනි.ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකෙහි බැවුම එකිනෙක විරුද්ධ විය යුතුය.යුග්ම වූ පසු ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක වෙනත් බන්ධනවලට හවුල් විය නොහැක.අනෙකුත් නීති තුන අළුතින් හදුන්වාදුන් නීති විය.පරමාණුවලින් එක බැගින් වූ තරංග ශ්‍රිතියකට ඉලෙක්ට්‍රෝන -හුවමාරු වීම අදාල වේ.අඩුම ශක්ති මට්ටමේ වූ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ශක්තිමත් බන්ධනයක් සාදයි.පරමාණුවක වූ කක්ෂ දෙකකින් වඩා අතිපිහිට විය හැකි කක්ෂය වඩා ශක්තිමත් බන්ධනයක් සාදයි. මෙම බන්ධනය ස
ාන්ද්‍රිත කක්ෂවල දිශාවටම සෑදෙයි.1939 හේලින්ගේ පෙළපොත:	‘ඔන් ද	නේචර් ඔෆ් ද කෙමිකල් බොන්ඩ්’ යන්න රසායනික විද්‍යාවේ “බයිබලය” වශයෙන් සමහරුන් හදුන්වන ලදී. රසායනික විද්‍යාව කෙරෙහි ක්වොන්ටම්වාදයේ බලපෑම  තේරුම් ගැනීමට පරීක්ෂක රසායනික විද්‍යාඥයන්ට මෙම පොත බොහෝ සෙයින් වැදගත් විය. කෙසේ වෙතත් 1959 දී පැන නැගුණු  ගැටළු ප්‍රමාණවත් පරමාණුක කක්ෂීයවාදයට වඩා හොදින් නිරාකරණය කිරීමට මෙම ග්‍රන්ථයේ නව ප්‍රකාශනයන් අපොහොසත් විය. 1960 හා 1970 වකවානු තුළදී සහ සංයුජවාදයේ බලපෑම ටිකෙන් ටික අඩු වූ අතර  විශාල පරිගණක වැඩසටහන් තුළ භාවිතයත් සමගම පරමාණුක කක්ෂීයවාදය වර්ධනය විය. 1980 වන තෙක් වූ පරිගණක වැඩ සටහන් සදහා සංයුජතා බන්ධනවාදය යොදා ගැනීම මහත් ගැටළුවක් වූ අතර එය විශාළ වශයෙන් විසදීමත් සමගම සංයුජතා බන්ධනවාදය යළි මතු වීමට පටන් ගත්හ.සංයුජතා බන්ධනය හා අණුක කාක්ෂික වාදය අතර සංසන්දනයසමහර අංශවලින් සංයුජතා බන්ධන වාදය, අණුක කාක්ෂික වාදයට වඩා ඉදිරියෙන් සිටියි. මෙම සංයුජතා බන්ධන වාදය සරලම අණුව වූ, H2 වලට , සරලතම ආකාරය වූ හෙයිට්ලර් - ලන්ඩන් පිවිසුම අනුව යොදන ලද ද, එහි බන්ධන ශක්තිය සඳහා වඩාත් ආසන්න අගයක් ලබා දෙයි. මී
ට අමතරව එය මඟින් බන්ධන බිඳීමේ හා තැනීමේ දී ඉලෙක්ට්‍රෝනවල හැසිරීම පිළිබඳ වඩා නිරවද්‍ය නිගමනයක් ලබා දෙයි. නමුත් සරල අණුකවල කාක්ෂික වාදය මඟින් අනාවැකි පළ කෙරෙන අයුරින් හයිඩ්‍රජන් අණු වියෝජනය වන්නේ හයිඩ්‍රජන් මුක්ත බන්ධන බවට හා ධන හා ඍණ හයිඩ්‍රජන් අයන බවටයි. මෙම ප්‍රතිඵලය කිසිසේත් භෞතිකව නොලැබේ. අණුක කාක්ෂික වාදය හා සංයුජතා බන්ධන වාදය සඳහා අන්තර් පරමාණුක දුර මුළු ශක්තියට එදිරිව විචලනය දක්වන ප්‍රස්ථාරයේ, සංයුජතා බන්ධන වාදය සඳහා අඳින ලද වක්‍රය, අණුක කාක්ෂික වාදය සඳහා අඳින ලද වක්‍රයට වඩා හැමවිමට ඉහලින් පිහිටන්නේ මන්ද යන්න ඉහත ප්‍රතිඵල මඟින් පැහැදිලි කරයි. ඉහත වෙනස වඩාත්ම හොඳින් දැක්වෙන්නේ වැඩි අන්තර් පරමාණුක දුර සඳහාය. මෙම ගැටළුව සියළුම සමාන න්‍යෂ්ටි සහිත ද්වි පරමාණුක අණු සඳහා ‍මතු වන අතර F2 සඳහා ද විශේෂයෙන් බලපායි. එහි දී එය සඳහා අණුක කාක්ෂික වාදය මඟින් අඳින වක්‍රයේ අවම ශක්තිය, F පරමාණු දෙකෙහි ශක්තියට වඩා වැඩිය.මුහුම්කරණය පිළිබඳ සංකල්පය මඟින් කෙතරම් හොඳින් සංසිද්ධි රාශියක් පැහැදිලි කළ හැකි නමුත්, කාබනික සංයෝගවල බන්ධනවල විචල්‍ය ස්වභාවය නිසා මෙම සංයුජතා බන්ධන වාදය කාබනික රසායනයේ වාග් මාලාවේ අ
ත්‍යාවශ්‍ය අංගයක් බවට පත්ව ඇත. කෙසේ වෙතත් ෆෙඩ්රික් හන්ඩ්, රොබට් මුලිකන් හා ගර්හාඩ් හර්ස්බර්ග් යන අයගේ පරීක්ෂණ මඟින් පෙන්නුම් කළ කරුණක් නම් අණුවල වර්ණාවලි, අයනීකරණ හා චුම්භක ලක්ෂණ පිළිබඳ වඩාත් සුදුසු විස්තරයක් ලබා දෙ‍න්නේ , අණුක කාක්ෂික වාදයෙන් බවයි. සංයුජතා වාදයේ අඩු ලුහුඬුකම් දිස් වන්නට වූයේ, පෝලිං විසින් යෝජනා කරන ලද බන්ධන මුහුම්කරණ ක්‍රියා පටිපාටියට අත්‍යවශ්‍ය d - කාක්ෂිකවලින් තොරව අධි සංයුජ අණු (උදා - PF5) පැහැදිලි කිරීමත් සමඟයි. ලෝහක සංකීර්ණ හා ඉලෙක්ට්‍රෝන ඌන සංයෝග (උදා - ඩයි බෝරෝන්) සංයුජතා බන්ධන වාදය මඟින් පැහැදිලි කර තිබුණ ද ඒවා පිළිබඳව වඩා හොඳ පැහැදිලි කිරීමක් අණුක කාක්ෂික වාදය මඟින් කළ හැකි බව පෙනුණි.1930 කාල පරිච්ඡේදයේ දී මෙම ක්‍රමවේද‍යන් ප්‍රබල ලෙස එකිනෙක සමඟ ගැටුණ ද පසුව මෙම ක්‍රමවේදයන් දෙකම වඩාත් හොඳ ක්‍රමවේදයකට ආසන්න ඒවා බව වටහා ගන්නා ලදී. සරල සංයුජතා බන්ධන ආකෘතිය ගෙන එය එක් නිශ්චිත කාක්ෂික කාණ්ඩයක් හට ගන්නා සියළුම අයනික හා සහසංයුජ ආකෘති සමඟ මිශ්‍ර කළහොත් ලැබෙන්නේ පූර්ණ වින්‍යාසයික අන්තර් ක්‍රියා තරංග ශ්‍රිතයයි. ඒ අතරම භූමි අවස්ථා පිළිබඳ සරල අණුක කාක්ෂික හැඳින්වීමෙහි සම
ීකරණය, නිශ්චිත, ඉලෙක්ට්‍රෝන අඩංගු නොවන පරමාණුක කාක්ෂික කාණ්ඩයක් සියළුම උත්තේජිත අවස්ථා සඳහා වූ සමීකරණ සමඟ එකතු කළ විට ද පූර්ණ වින්‍යාසික අන්තර් ක්‍රියා තරංග ශ්‍රිතය ලැබේ. ඉන් පසුව පෙනී යන කාරණයක් වන්නේ අණුක කාක්ෂික වාදයේ පිවිසුම මඟින් අයනික ව්‍යුහයන් සඳහා පමණට වැඩි සැලකිල්ලක් ලබා දෙන අතර සංයුජතා බන්ධන වාදයේ පිවිසුම මඟින් ලබා දෙන්නේ පමණට වඩා අඩු සැලකිල්ලක් බවයි. අණුක කාක්ෂික වාදයේ පිවිසුම් පමණට වඩා විස්ථානගත වී ඇති අතර සංයුජතා බන්ධන වාදයේ පිවිසුම පමණට වඩා ස්ථානගත වී ඇතැයි සැලකීමෙන් මෙය විස්තර කළ හැකිය.මෙම පිවිසුම් දෙක දැනට එකිනෙකට අනුපූරක ඒවා ලෙසට සැලකෙන අතර ඒවා මඟින් රසායනික බන්ධන පිළිබඳ ගැටළුවට ඒවාට ම විශේෂ වූ විවරන ලබා දෙයි. නූතන ක්වොන්ටම් රසායන විද්‍යාවේ ගණනය කිරීම් සාමාන්‍යයෙන් ආරම්භ කරන්නේ සංයුජතා බන්ධන වාදයෙන් නොව අණුක කාක්ෂික වාදයෙනි. එසේ යොදා ගන්නේ එහි ඇති වඩා උසස් බවත් නිසා නොව එහි පිවිසුම දැනටමත් සකස් කර ඇත්තේ සංඛ්‍යාත්මක පරිගණක ගණනයන් සඳහා වීම නිසාය. කෙසේ වෙතත් වඩාත් හොඳ සංයුජතා බන්ධන වැඩසටහන් දැනට පවතියි.ඉතිහාසය12 වැනි ශතවර්ෂ‍යේ තරම් ඈත කාලයේ දී රසායනික බන්ධනව
ල ස්වභාවය පිළිබඳ පළ වූ මුල් කාලීන මතයන්ට අනුව සමහරක් රසායනික විශේෂයන් රසායනික සම්බන්ධතාවයන් මඟින් බැඳී ඇතැයි යෝජනා විය. 1704 වසරේ දී ශ්‍රීමත් අයිසැක් නිව්ටන් සිය  “Opticks” නම් ග්‍රන්ථයේ 31 වැනි ගැටළුව ඔස්සේ සිය පරමාණුක බන්ධන වාදයේ හරය ඉදිරිපත් කරන ලද අතර ඒ ඔස්සේ පරමාණු කිසියම් බලයකින් එකිනෙකට බන්ධනය වන බව ඔහු යෝජනා කළේය. එහි දී ඔහු ප්‍රථමයෙන් පරමාණු එකිනෙක බැඳීම පිළිබඳ එකල පිළිගෙන තිබූ විවිධ ප්‍රසිද්ධ මතයන් සඳහන් කර (උදා - “ඇමිණුනු පරමාණු” “නිශ්චලතාව නිසා ඇලීම හෝ “සහකාරී චලන එකට ඇලීම”) අනතුරුව ඒවායේ සාමූහික අනුමිතියක් ලෙස,“අංශු ඉතා කුඩා දුර ප්‍රමාණවලදී අතිශය ප්‍රබල වන්නාවූත්, එවන් දුර ප්‍රමාණවලදී ක්‍රියාකාරකමින් රසායනික ක්‍රියාකාරකම් ඇති කරන්නාවූත්, අංශුවලින් දුරස්ථ වන විට සැලකිය යුතු බලපෑමක් ඇති නොකරන්නා වූත් කිසියම් බලයක් මඟින් එකිනෙක වෙත ආකර්ෂණය වේ.	”යන්න ඉදිරිපත් කළේය. 1819 දී වෝල්ටා පුං‍ජයේ නිර්මාණයක් සමඟම ජොන්ස් ජේකබ් බර්සීලියස් විසින් රසායනික සංයෝජන වාදයක් ගොඩනැඟූ අතර එහි දී ඔහු සංයෝජනයට භාජනය වන පරමාණුවල විද්‍යුත් ධන විද්‍යුත් ඍණ ගුණාංග වැදගත් කොට සැලකීය. 19 වැනි සියවසේ මැද
භාගය වන විට එඩ්වඩ් ෆ්රෑන්ක්ලින්, එෆ්.ඒ. කෙ‍කුලේ, ඒ.එස්. කූපර්, ඒ.එම්. බට්ලෙරොව්  හර්මන් කොල්බේ යන අය විසින් ඛණ්ඩක වාදය මත පදනම්ව සංයුජතාවාදය ගොඩනඟන ලදී. ආර්මභයේ දී, ධන සහ ඍණ ධ්‍රැව අතර ඇති ආකර්ෂණය හේතුවෙන් සංයෝග එකට බැඳී පවතින තත්වය සංයෝජන බලය ලෙස හැඳින්විනි. 1916 වසරේ දී ගිල්බට් එන්. ලුවිස් නම් රසායනඥයා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල බන්ධන සංකල්පය ගොඩනැඟීය. එහි දී පරමාණු දෙකකට එකෙහි සිට හය දක්වා වූ ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවක් හවුලේ තබා ගනිමින් ඒක ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධන, ඒක බන්ධන, ද්විත්ව බන්ධන සහ ත්‍රිත්ව බන්ධන සෑදිය හැකි බව ඔහු පෙන්වා දෙන ලදී.ලුවිස්ගේ වචනයෙන්ම කියතොත්,“ඉලෙක්ට්‍රෝන පරමාණු දෙකක කවචයන්ට අයත් විය හැකි අතර එවිට කිසිදු එක් පරමාණුවකට එය අයත් යැයි පැවසිය නොහැක.	”1916 වසරේ දී වෝල්කර් කොසෙල් ලුවිස්ගේ වාදයට බොහෝ දුරට සමාන තවත් වාදයක් ඉදිරිපත් කළේය. නමුත් ඔහු සිය ආදර්ශනයේ දී සම්පූර්ණ ඉලෙක්ට්‍රෝන හුවමාරුවක් උපකල්පනය කර ඇත.එබැවින් එය ධ්‍රැවීය බන්ධන ආකෘතියකි. ලුවිස් සහ කොසෙල් යන දෙදෙනාම සිය බන්ධන විධි ආදර්ශනයක් ඇබෙග් නියමය (1904) මත ගොඩනැංවීය.1927 වසරේ දී සරල රසායනික බන්ධනයක් සඳහා මුල්වරට ගණිතමය වශයෙන
් සම්පූර්ණ ක්වොන්ටම් පැහැදිලි කිරීමක් (H2+ අණුක හයිඩ්‍රජන් අයනයේ තනි ඉලෙක්ට්‍රෝනය මඟින් නිර්මාණය වන ආකාරයේ) ඩෙන්මාක් ජාතික භෞතික විද්‍යාඥ ඔයිවින්ඩ් බැරෝ විසින් ව්‍යුත්පන්න කරන ලදී. මේත් සමඟම රසායනික බන්ධන පැහැදිලි කිරීමට ක්වොන්ටම් වාදය භාවිතා කිරීම මූලධර්ම වශයෙන් සහ ප්‍රමාණාත්මකව නිවැරදි විය හැකි බව ඔප්පු විය. නමුත් මෙහි දී යොදා ගත් ගණිත ක්‍රම ඉලෙක්ට්‍රෝන 1කට වැඩි සංඛ්‍යාවක් ඇති අණු සඳහා භාවිතා කළ නොහැකි ඒවා විය. මෙම වර්ෂයේ දීම ෆ්‍රිට්ස් ලන්ඩන් සහ වෝල්ටර් හිට්ලර් විසින් මේ සඳහා වඩාත් ප්‍රායෝගික සහ ප්‍රමාණාත්මක බවින් අඩු ක්‍රමයක් ඉදිරිපත් කරන ලදී. වර්තමාන සංයුජතා බන්ධන වාදය සඳහා පදනම මෙම හීට්ලර් - ලන්ඩන් ක්‍රමය විය. 1929 දී ශ්‍රීමත් ජෝන් ලෙනාඩ් - ජෝන්ස් පරමාණුක කාක්ෂික රේඛීය අතිච්ඡාදන අණුක කාක්ෂික ක්‍රම හඳුන්වා දෙන ලදී. තවද මූලික ක්වොන්ටම් මූලධර්ම ඔස්සේ F2 (ෆ්ලුවොරීන්) සහ O2 (ඔක්සින්) අණුවල ඉලෙක්ට්‍රෝනික ව්‍යුහ ව්‍යුත්පන්න කිරීමේ ක්‍රම ද යෝජනා කළේය. මෙම අණුක කාක්ෂිකවාදය මඟින් සහ සංයුජ බන්ධන තනි පරමාණු තුළ පවතින ඉලෙක්ට්‍රෝන සඳහා උපකල්පිත ක්වොන්ටම් යාන්ත්‍රික ෂ්‍රේඩින්ගර් පරමාණුක කාක්ෂික
එකතුවෙන් සෑදෙන කාක්ෂිකවලින් නිරූපිත බව ප්‍රකාශ විය. බහු ඉලෙක්ට්‍රොනික පරමාණුවල බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝන සඳහා අදාල සමීකරණ ගණිතමය වශයෙන් (විශ්ලේෂීව) පරිපූර්ණ ලෙස විසඳිය නොහැකි විය. නමුත් ඒවා සඳහා ලබාගත් සන්නිකර්ෂණ මඟින් හොඳ තත්වයේ ප්‍රමාණාත්මක අනාවැකි සහ ප්‍රතිඵල ලබාගත හැකි විය. නූතන ක්වොන්ටම් රසායන විද්‍යාවේ බොහෝ ප්‍රමාණාත්මක ගණනය කිරීම් සඳහා ආරම්භය ලෙස සංයුජතා බන්ධන වාදය හෝ අණුක කාක්ෂික වාදය භාවිතා වේ. එහෙත් ඒ හැරුණු විට ඝනත්ව ශ්‍රිත වාදය නම් තෙවැනි ක්‍රමයක් ද පවතින අතර පසුගිය වසර කිහිපයක් තුළ එය වඩාත් වැඩි වශයෙන් භාවිතා වීම ආරම්භ විය.1935 දී ඒ වන තෙක් පර්යේෂණ සඳහා භාවිතා වූ ඉලෙක්ට්‍රෝනය සහ පරමාණුක න්‍යෂ්ටිය අතර පවතින පරතරයේ ශ්‍රිතයට අමතරව ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල අතර පරතරය විස්තරාත්මකව පෙන්වන ශ්‍රිත ද භාවිතයෙන් එච්.එච්. ජේම්ස් සහ ඒ.එස්. කූලිජ් ඩයි හයිඩ්‍රජන් අණුව පිළිබඳ ගණනය කිරීම් සිදු ‍ක‍ළේය. වෙනස් කළ හැකි පරාමිතීන් 13 ක් ඇසුරින් ඔවුහු පර්යේෂණාත්මකව ලැබෙන විඝටන ශක්තියට ඉතා ආසන්න අගයක් ලබා ගැනීමට සමත් වූහ. පසුකාලීනව පරාමිතීන් සංඛ්‍යාව 54 ක් දක්වා වැඩි වූ අතර පර්යේෂණත්මකව ලැබෙන අගයන්ට ඉතා හොඳින් ගැ
ලපෙන අගයන් ලබා ගැනිමේ හැකියාව ඇති විය. මෙම ගණනය කිරීම නිසා ක්වොන්ටම් වාදය ඇසුරින් පර්යේෂණ ප්‍රතිඵල හා එකඟ වන ප්‍රතිඵල ලබා ගත හැකි බව පිළිගැනීමට විද්‍යාත්මක ප්‍රජාවට සිදු විය. කෙසේ නමුත් මෙම ක්‍රමයේ දී සංයුජතා බන්ධන වාදයේ හෝ අණුක කාක්ෂික වාදයේ අඩංගු භෞතික රූපයක් අඩංගු නොවන අතර විශාල අණු සඳහා භාවිතය අපහසු වේ.ශක්තිමත් රසායනික බන්ධනමෙම රසායනික බන්ධන අන්තඃ අණුක බල වන අතර ඒවා මගින් පරමාණු එකිනෙක බන්ධනය කර අණු ඇති වීමට මගපාදයි. රසායනික බන්ධන සරල හා ස්ථානීය ලෙස සැලකීමේදී , බන්ධන සෑදීමට දායක වන ඉලෙක්ට්‍රෝන (සංයුජතා කවචයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන) පිළිවෙලින් 2හි 4හි හෝ 6හි ගුණාකාර ලෙස සාමාන්‍යයෙන් පවතී. ඉලෙක්ට්‍රෝනය මෙසේ ඉරට්ටේ සංඛ්‍යාවලින් බන්ධන සෑදීමට හේතුව වන්නේ යුගලනය වූ ඉලෙක්ට්‍රෝනවල ශක්තිය වඩාත් අඩු වීමයි. නමුත් වඩාත් සංකීර්ණ මතයන්ට අනුව සලකන කළ බන්ධනයන් සෑමවිටම පූර්ණ සංඛ්‍යාත්මක නොවන බව පැහැදිලි වේ. මේ සදහා බන්ධිත පරමාණු අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන බෙදී යාම බලපායි. උදාහරණයක් ලෙස බන්ධන ශක්තිය සැලකූ කළ බෙන්සීන්හි කාබන් පරමාණු අතර බන්ධන 1.5ක ශක්තියකින් යුත් බන්ධනයක් පැවතීමත් NO - නයිට්‍රික් ඔක්සයිඩ්හි ප
රමාණු යුගල අතර බන්ධන 2.5ක ශක්තියකින් යුත් බන්ධනයක් පැවතීමත් පෙන්වාදිය හැක. චතුර් බන්ධනවල පැවැත්ම තවත් ප්‍රකට උදාහරණයකි. රසායනික බන්ධන ශක්තිය ඒ සදහා සහභාගී වූ පරමාණුවල විද්‍යුත් ඍණතාවය හා බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝන එම පරමාණු අතර බෙදී ගොස් ඇති අකාරය මත රදා පවතී. එකිනෙකට විශාල වශයෙන් වෙනස් විද්‍යුත් සෘණතා ඇති පරමාණු දෙකක් අතර හටගන්නා බන්ධන්‍යකදී බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝන වඩා විද්‍යුත් ඍණ පරමාණුව වෙත වඩාත් ආකර්ෂණය වන අතර එවිට බන්ධනයේ ස්වභාවය වඩාත් අයනික වේ. (අයනික බන්ධන‍යක දී බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝන අසාමාන්‍යව බෙදී යාම සිදුවේ.) එහෙත් පරමාණු දෙක අතර පවතින විද්‍යුත් සෘණතා වෙනස් කුඩාවත්ම බන්ධනයේ ස්වභාවය වඩාත් සහසංයුජ වේ.(එනම් බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝන හවුලේ තබාගැනීම සිදුවේ)Typical bond lengths in pmand bond energies in kJ/mol.Bond lengths can be converted to Åby division by 100 (1 Å = 100 pm).Data taken from [1] සංරක්ෂණය කළ පිටපත 2007-12-14 at the Wayback Machine.BondLength(pm)Energy(kJ/mol)H — HydrogenH–H74436H–O96366H–F92568H–Cl127432C — CarbonC–H109413C–C154348C=C13461
4C≡C120839C–N147308C–O143360C–F134488C–Cl177330N — NitrogenN–H101391N–N145170N≡N110945O — OxygenO–O148145O=O121498F, Cl, Br, I — HalogensF–F142158Cl–Cl199243Br–H141366Br–Br228193I–H161298I–I267151සංසංයුජ බන්ධනමූලික ලිපිය: සංසංයුජ බන්ධනසහසංයුජ බන්ධන යනු බහුලව දක්නට ලැබෙන බන්ධන වර්ගයක් වන අතර එය බන්ධන පරමාණු අතර විද්යුත් රිනතා අන්තරය ඉතා කුඩා හෝ ශුන්ය වන විට ඇතිවේ.  අයනික බන්ධනමූලික ලිපිය: අයනික බන්ධනරසායනික බන්ධනවල පවතින ඉලෙක්ට්‍රෝනබොහොමයක් සරල සංයෝග නිර්මාණය වී ඇත්තේ සහසංයුජ බන්ධන හේතුවෙන් වන අතර මෙම සංයෝග අණුවල ව්‍යුහය ගැන අනාවැකි පළකිරීම සදහා සංයුජතා බන්ධන සිද්ධාන්තය යොදාගත හැකි වේ. තවද බන්ධනයට සහභාගී වී ඇති පරමාණුවල ලක්ෂණ පැහැදිලි කිරීම ඔක්සිකරණ අංකය වැනි සරල සංකල්ප ඇසුරෙන් සිදු කළ හැක. අයනික ව්‍යුහයක් දරණ සංයෝග තේරුම් ගැනීම සඳහා පැරණි භෞතික විද්‍යාත්මක නීති යොදාගනු ලැබේ.අයනික බන්ධනයන්හිදී ඉලෙක්ට්‍රෝන ප්‍රධාන වශයෙන්ම එක් එක් පරමාණුව වටා ස්ථානගතව පවතින අත
ර බන්ධනය වී ඇති පරමාණු අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන ගමන් කිරීමක් සිදු නොවන තරම්ය. අණුක කාක්ෂිකයේ පැතිරීම පිළිබඳ සංකල්පාත්මක රූපයක් ගොඩනැගීමට ආධාර වන පරිදි මෙවන් බන්ධනයන්හි ඇති පරමාණුවලට ශුද්ධ ආරෝපණයක් ඇතැයි සලකනු ලැබේ. එනම් ඒවා අයන තත්වයේ ලා සලකනු ලැබේ. මෙවැනි බන්ධනයක් පරමාණු අතර ඇතිවන බලයන්හි ලක්ෂණය ප්‍රධාන ලෙසට ස්ථිති විද්‍යුත් ආරෝපණයන්හි සමසාර්වදිශ අඛණ්ඩතාව මත පදනම් වේ.නමුත් සහසංයුජ බන්ධනයකදී පරමාණු දෙක අතර පවතින ඉලෙක්ට්‍රෝන (බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝන) ඝනත්වය පරමාණු දෙක අතරම බෙදී යන සේ සැලකෙන අතර එම ඉලෙක්ට්‍රෝන පරමාණු දෙක අතර ඇතිවන අණුක කාක්ෂිකය තුළ විස්ථානගත වී පවතී යයි කියමු. බහුතර පිළිගැනීමට ලක්ව ඇති පරමාණුක කාක්ෂික රේඛීය අතිච්ඡාදනවාදය , බන්ධනයකට සහභාගීවන පරමාණුවල පරමාණුක කාක්ෂික මත පදනම්ව අණුක කාක්ෂිකවල ශක්ති හා ව්‍යුහය විස්තර කිරීමට ඉඩ සලසයි. අයනික බන්ධන මෙන් නොව සහසංයුජ බන්ධනවලට දිශානතියකින් යුතු අසමාර්ථවාදිශ ලක්ෂණ දැරීමේ හැකියාවක් පවතී. මේ හා බැදුණු බන්ධන සිග්මා බන්ධන හා ෆයි බන්ධන ආදී ලෙස නම් කර ඇත.පරමාණු අතර අයනික සහ සහසංයුජ බන්ධනවලට අතරමැදි වූ ලක්ෂණ දරණ බන්ධන ද ඇතිවිය හැක.සහසංයුජ හා අයනික බන්
ධනයන්හි නිර්වචන ඉලෙක්ට්‍රෝන විස්ථානගත වී ඇති ප්‍රමාණය මත තීරණය වීම මීට හේතුවයි. ඒ අනුව ධ්‍රැවීය සහ සංයුජ බන්ධනයක දී ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධන පරමාණු අතර අර්ධ වශයෙන් විස්ථානගත වී පවතින අතර එක් පරමාණුවක් වෙත වැඩි වශයෙන් ආකර්ශනය වී තිබිය හැක. මෙහි පැහැදිලි කිරීම සඳහා විද්‍යුත් සෘණතාව ගැන අවබෝධය වැදගත් වේ.මේ හේතුවෙන් අණුක කාක්ෂිකය (එනම් ධ්‍රැවීය සහසංයුජ හෝ සහසංයුජ බන්ධනයක) පවතින ඉලෙක්ට්‍රෝන නිශ්චිත පරමාණුවක් හෝ පරමාණු කිහිපයක් වටා ස්ථානීය පවතින ලෙස හෝ පරමාණු 2ක් හෝ කිහිපයක් ව‍ටා විස්ථානගතව පවතින ලෙසට සැලකිය හැක. මෙවැනි විටක බන්ධන ස්වභාවය තීරණය කිරීම සඳහා බන්ධනය වී ඇති පරමාණු අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන ස්ථානීයව හෝ විස්ථානගතව පැවතීමේ ඝණත්වය මත සිදු කරයි.අන්තර් මෞලික බන්ධනඅණු, අයන හෝ පරමාණු දෙකක් හෝ වැඩි ගණනක් අතර ඇතිවිය හැකි මූලික බන්ධන වර්ග හතරක් පවතී. අන්තර් මෞලික බල අණු ආකර්ෂණය කිරීමට හෝ එකිනෙක විකර්ෂණය කිරීමට මේවා හේතුවේ. මෙම ක්‍රියාවලි පදාර්ථයේ භෞතික ලක්ෂණ තීරණය කිරීමටද හේතුවේ.ස්ථීර ද්විධ්‍රැව - ස්ථීර දිවිධ්‍රැව බන්ධනශක්තිමත්ව බැඳුනු අණුවක පරමාණු දෙකක් අතර  ඇති විද්‍යුත් ඝණතාවයේ
වෙනස නිසා එම අණුවේ ස්ථීර ද්විධ්‍රැවයක් හටගනී. මෙම ද්වි-ධ්‍රැව ආකර්ෂණය වීම හෝ විකර්ෂණය වීම සිදුවේ. උදා-HBr ,HIහයිඩ්‍රජන් බන්ධනමෙය එක්තරා අන්දමකට සැලකූ විට ස්ථීර ද්වි-ධ්‍රැවයකට හොඳ උදාරහරණයකි. කෙසේවුවත්, හයිඩ්‍රජන් බන්ධනයකදී, හයිඩ්‍රජන් ප්‍රෝටෝන දායක පරමාණුවක් හා. ග්‍රාහක පරමාණුවක් අතර හවුල් වීමට හෝ ලංවීම හෝ  සිදුවේ. මෙය කේන්ද්‍ර තුනක් හා ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් බන්ධනයකි. (උදාහරණ ලෙස ඩයිබොරේන් (B2 H6 - බොරෝන් 2ක් හා හයිඩ්‍රජන් 6ක් ඇති රසායන සංයෝගය) ආකාරයේ) ආවර්තිතා වගුවේ සිරස් පෙළක ස්කන්ධයෙන් වැඩි පරමාණු වලට වඩා හයිඩ්‍රජන් බන්ධන වලට වැඩි තාපාංක පවතී (උදාහරණ ජලය, ඇමෝනියා හා හයිඩ්‍රජන් ප්ලුවොරයිඩ්)ක්ෂණික ද්වි-ධ්‍රැව හා ප්‍රේරිත ද්වි-ධ්‍රැව (වැන්ඩවාල් බන්ධන)බන්ධන අතර ඇතිවන දුර්වලතම බන්ධන ආකාරය වන අතර  හා රසායනික ද්‍රව්‍යය සියල්ලේම පාහේ ඇතිවන අතර ඇතිවන බන්ධන වර්ගයකි. හීලියම් පරමාණුව සලකා බැලුවිට, දෙන ලද ඕනෑම අවස්ථාවක පරමාණුව වටා ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන (නැතිනම් උදාසින) තරමක් අසමතුලිත වෙයි. එමනිසා ක්ෂණිකව වඩා ඝෘණ ආරෝපණයක් එක පැත්තක පවතී. මෙයට ක්ෂණික ද්වි-ධ්‍රැව යන නම යෙදේ. මෙනිසා
ළඟින් පවතින හීලියම් පරමාණු වල ඉලෙක්ට්‍රෝන ආකර්ෂණය හෝ විකර්ෂණය කරමින් තවත් ද්වි-ධ්‍රැව නිර්මාණය වීම සිදුවේ. පරමාණු දෙක මොහොතකට අකාර්ෂණය වන අතර පසුව ආරෝපණ නැවත සමතුලිත වී පරමාණු චලනය වේ.  කැටායන - ෆයි අන්තර් ක්‍රියාවකැටායන - ෆයි අන්තර් ක්‍රියාව, ඇරොමැටික වළල්ලේ තලයේ ඉහළින් හා පහළින් පිහිටා ඇති කක්ෂීයවල ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති ස්ථානයක ඝෘණ ආරෝපණ හා ධන ආරෝපණ අතර ඇති වේ. මූලාශ්‍රභාහිර සබැඳිවිකිඋද්ධෘත සතුව පහත තේමාව සම්බන්ධයෙන් උද්ධෘත එකතුවක් ඇත: රසායනික බන්ධන රසායනික බන්ධන හා සබැඳි මාධ්‍ය විකිමාධ්‍ය කොමන්ස් හි ඇත.W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005.Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History සංරක්ෂණය කළ පිටපත 2008-02-14 at the Wayback Machine. Retrieved February 29, 2008.vteරසායන විද්‍යාවේ ශාඛාGlossary of chemical formulaeList of biomoleculesList of inorganic compoundsආවර්තිතා වගුවAnalyticalInstrumental chemistryE
lectroanalytical methodsSpectroscopyIRRamanUV-VisNMRMass spectrometryEIICPMALDISeparation processChromatographyGCHPLCCrystallographyCharacterizationTitrationWet chemistryCalorimetryElemental analysisTheoreticalQuantum chemistryComputational chemistryMathematical chemistryMolecular modellingMolecular mechanicsMolecular dynamicsPhysicalElectrochemistrySpectroelectrochemistryPhotoelectrochemistryThermochemistryChemical thermodynamicsSurface scienceInterface and colloid scienceMicromeriticsCryochemistrySonochemistryStructural chemistryChemical physicsFemtochemistryChemical kineticsSpectroscopyPhotochemistrySpin chemistryMicrowave chemistryEquilibrium chemistryInorganicCoordination chemistryMagnetochemistryOrganometallic chemistryOrganolanthanide chemistryCluster chemistrySolid-state chemistryCeramic chemistryOrganicStereochemistryAlkane stereochemistryPhysical organic chemistryOrganic reactionsOrganic synthesisRetrosynthetic anal
ysisEnantioselective synthesisTotal synthesis / SemisynthesisFullerene chemistryPolymer chemistryPetrochemistryDynamic covalent chemistryBiologicalBiochemistryMolecular biologyCell biologyChemical biologyBioorthogonal chemistryMedicinal chemistryPharmacologyClinical chemistryNeurochemistryBioorganic chemistryBioorganometallic chemistryBioinorganic chemistryBiophysical chemistryInterdisciplinarityNuclear chemistryRadiochemistryRadiation chemistryActinide chemistryCosmochemistry / Astrochemistry / Stellar chemistryGeochemistryBiogeochemistryPhotogeochemistryEnvironmental chemistryAtmospheric chemistryOcean chemistryClay chemistryCarbochemistryFood chemistryCarbohydrate chemistryFood physical chemistryAgricultural chemistrySoil chemistryChemistry educationAmateur chemistryGeneral chemistryClandestine chemistryForensic chemistryForensic toxicologyPost-mortem chemistryNanochemistrySupramolecular chemistryChemical synthesisGreen chemistryCli
ck chemistryCombinatorial chemistryBiosynthesisChemical engineeringMaterials scienceMetallurgyCeramic engineeringPolymer scienceආශ්‍රිතHistory of chemistryNobel Prize in ChemistryTimeline of chemistryof element discoveries"The central science"Chemical reactionCatalysisChemical elementChemical compoundAtomMoleculeIonChemical substanceChemical bondAlchemyQuantum mechanics ප්‍රවර්ගය කොමන්ස්ද්වාරය WikiProjectvteරසායනික බන්ධනIntramolecular(strong)CovalentElectron deficiency3c–2e4c–2e8c–2eHypervalence3c–4eAgosticBentCoordinate (dipolar)Pi backbondMetal–ligand multiple bondCharge-shiftHapticityConjugationHyperconjugationAromaticityhomobicycloMetallicMetal aromaticityIonicIntermolecular(weak)Van der WaalsforcesLondon dispersionHydrogenLow-barrierResonance-assistedSymmetricDihydrogen bondsC–H···O interactionNoncovalentotherMechanicalHalogenChalcogenMetallophilic (aurophilic)IntercalationStackingCation–piAnion–piSalt bridgeB
ond cleavageHeterolysisHomolysisElectron counting rulesAromaticityHückel's ruleBaird's ruleMöbiussphericalPolyhedral skeletal electron pair theoryJemmis mno rulesvteරසායනික බන්ධන සිද්ධාන්තAtomic orbitalQuantum mechanicsIntroduction to quantum mechanicsTypes of bondsBy symmetrySigma (σ)Pi (π)Delta (δ)Phi (φ)By multiplicity1 (single)2 (double)3 (triple)4 (quadruple)5 (quintuple)6 (sextuple)By spinTripletSingletExchange-coupledValence bond theoryConceptsHybrid orbitalResonanceLewis structureConstituent unitsCovalent bondLone pairMolecular orbital theoryConceptsMolecular orbitalLCAOMO diagramConstituent unitsBonding MONon-bonding MOAntibonding MOඅධිකාරී පාලනය: ජාතික පුස්තකාල GermanyIsraelUnited StatesLatviaJapanCzech Republicඇපල් සමාගම (INC)   වර්ගය  පොදු සමාගම   ආරම්භය  ඇමරිකා එක්සත් ජනපදය, කැලිෆෝනියා ප්‍රාන්තය, 1976 අප්‍රේල් 1   මූලස්ථානය  කපර්ටිනෝ ,කැලිෆෝනියා   ප්‍රධානීන්  ස්ටීව් ජෝබස් (ප්‍රධාන විධායක නිලධාරී, ආරම්භක)     ස්වීට්
වොස්නියදක් (ආරම්භක)     කිමති ඩී.කූක් (COO)     පීටර් ඕපන්හයීහර් (ප්‍රධාන මුල්‍ය නිලධාරී)     ෆිල්ප් ඩබ්. ශීලර් (SVP-අලවිකරණය)     ජෙතන් අයිව් (කර්මාන්ත නිර්මාණය)     ටෝනි ඩේල් (SVP Ipod කොට්ඨාශය)     රෝන් ජොන්සන් (SVP සිල්ලර)     සීනා ටැම්ඩන් (SVP යෙදුම්)     බර්නාර්ඩ් සර්ලට් (SVP මෘදුකාංග ඉන්ජිනේරු)     සිකොට් ෆොර්ට්ස් (VP Platform Experience)   කර්මාන්ත  පරිගනක දෘඩාංග, පරිගණක මෘදුකාංග, පාරිභෝගික ඉලෙක්ට්‍රොනික භාණ්ඩ   නිෂ්පාදන  Moc (පරිගණක), mac OXS, Mac OS X server pod, QuickTime, Infuses, Life, Work, Sadori, Apple Remote Desktop,Xsan, Final cut Studio, Air Poort, Ipod, අයි ෆෝන් , Mighty mouse, Apple TV   ආදායම ඇමරිකානු ඩොලර්  බිලියන 24.01   මෙහෙයුම් අදායම  ඇමරිකානු ඩොලර්  බිලියන 4.41   ශුද්ධ ආදායම  USD 3.50 billion   සේවක සංඛ්‍යාව  17, 787   වෙබ් අඩවිය  Apple.com  ඇපල් පරිගණක සමාගම නමින් ආරම්භ වු මෙම සමාගම ඇමෙරිකානු බහු ජාතික සමාගමකි. මෙම ආයතනය මඟින් වැඩි වශයෙන් පරිභෝජනයට ගැනෙන විද්‍යුත් උපාංග සහ ඊට අදාළ මෘදුකාංග නිර්මාණය සහ නිෂ්පාදනය කරනු ලබයි. 1976 වර්ෂයේ අප්‍රේල් 1 දින කැලිෆෝන
ියා ප්‍රාන්තයේ කපර්ටිනෝ නගරයේ ස්ථාපිත වු, Apple සමාගම පරිගණක, I – pod උපකරණ, ජංගම දුරකථන, පරිගණක මෘදුකාංග, පරිගණක දෘඩුකාංග, පරිගණක අනුපුරක කොටස් නිෂ්පාදනයේ යෙදේ. 2007 වසරේ සැප්තැම්බර් වනවිටදී Apple සමාගමට අයිති ප්‍රදර්ශනාගාර 200 ක් රටවල් 5 ක් දුර විසිරි ඇති අතර අන්තර්ජාල අළෙවි සැලක්ද වේ.I – tunes store හි ගීත විඩියෝ පට, රූපවාහිනී වැඩසටහන්, චිත්‍රපට, I – pod පරිගණක ක්‍රීඩා සහ ග්‍රාම්‍ය ග්‍රන්ථ යනාදිය බාගත හැකිය. මෙම සමාගම වැඩිම පාරිභෝගික ප්‍රසාදයට ලක් වු නිෂ්පාදන වනුයේ. Macintosh පරිගණකය, I – pod යන්ත්‍රය සහ අයි ෆෝන්  දුරකථනයයි. ඔවුන්ගේ ජනප්‍රියතම මෘදුකාංගය වනුයේ Mas – OS X මෙහෙයුම් පද්ධතිය සහ I life බහු මාධ්‍ය උපකරණයි.1977 වසරේ ජනවාරි 3 වැනි දින සංස්ථාගත වු මෙම සමාගම මුල් වසර 30 දී ඇපල් පරිගණක සමාගම නමින් හැදින්වු අතර ඔවුනගේ නිෂ්පාදන පරිගණකයෙන් ඔබ්බට ගිය නිසා සමාගම් නම ඇපල් සමාගම නමින් හදුන්වන ලදී.ලොව වටා පුර්ණ කාලීන හා සමාකාලීන සේවයක් සපයන මෙම ආයතනයේ සේවක සංඛ්‍යාව 20,000 ට අධික වේ. ඇපල් සමාගම විසින් 2007 වසරේදී ඇමරිකානු ඩොලර්  බිලියන 24.01  විකුණුම් ළගා කර ගන්නා ලදී.ඇපල් සමාගම සෞන්
දර්යාත්මක හා පරිභෝගිකයාට පහසු වන ආකාරයට උපකරණ නිෂ්පාදනය කර ඇත. මේ නිසා මෙම සමාගමේ සන්නම් භාවිතා උපකරණ සදහා විශේෂ ඉල්ලුමක් සහ එම සමාගමේ භාණ්ඩ මත පමණක් පරිභෝජනය කරන පාරිභෝගික කොටසක් ඇත. මේ හේතුවෙන් Apple සමාගම ඉතා උසස් තත්තවයේ භාණ්ඩ නිෂ්පාදනය කරන සමාගමක් ලෙස ලොව වටා සහ විශේෂයෙන්ම එක්සත් ජනපදයේ නම් දරා සිටී.ඉස්කුරුප්පු සමූහයක්බදැණයක් හෙවත් බෝල්ට් ඇණයක් ( මුරිච්චියක් හා සමගින්) සහ ඉස්කුරුප්පුවක්ඉස්කුරුප්පුවක්  හෝ ඉස්කුරුප්පු ඇණයක් හෝ යනු,   පිටතපොටක් ලෙසින් හැඳින්වෙන හෙලික්සීය මුදුනක් සහිත වීමෙන් ලක්ෂණනය වන,  යම් ආකාරයකට අනුව බෝල්ට් ඇණයක් වැනි වන (බදැණය සහ ඉස්කුරුප්පුව අතර වෙනස පහත බලන්න), සාමාන්‍යයෙන් ලෝහ භාවිතයෙන් තැනෙන, ඇමුණුම් වර්ගයකි. යම් ද්‍රව්‍යයක් තුලට සිදුරු විදීමෙන් පසුව ඉස්කුරුප්පුවක් කරකවමින් එය තුලට එබ්බවීමෙහිදී, ඇමුණුමට ලක් වන ද්‍රව්‍යයන් තුල කට්ට කැපෙන බැවින්, එම ද්‍රව්‍යයන් එකිනෙකින් වෙන් වීම වලක්වමින්  අමුණා තැබීමට ඉස්කුරුප්පු භාවිතා වෙයි.  විවිධ ද්‍රව්‍ය ඇමිණීම සඳහා බොහෝ ඉස්කුරුප්පු වර්ග තිබේ; ඉස්කුරුප්පු ඇසුරෙන් අමුණා තැබෙන දේ අතර ලී, ලෝහ තහඩු සහ ප්ලාස්ටික් වෙති.
ඉස්කුරුප්පු ඇණ හා මුරිච්චි ඇණඉස්කුරුප්පු ඇණ සිලිණ්ඩරාකාර මිටකින් යුක්තව පොට සහිත සම්බන්ධක ලෙස භාවිතා කරනු ලැබේ. බොහෝමයක් අවස්ථාවලදී එහි එක් කෙළවරක් ක්‍රමයෙන් සිහින් වන පරිදි ඇති අතර එය මත හෙලික්සීය කට්ටයක් හෝ හොටක් තනා ඇත. එහි අනෙක් කෙළවර වූ හිස කිසියම් හෝ ආකාරයකින් භ්‍රමණය කළ හැකිය. පොට වස්තුවෙහි අනුරූප හෙලික්සය සමඟ එකතු වේ. වස්තුව කරාමයක් ආධාරයෙන් ගැලපෙන හෙලික්සයකින් යුක්තව නිර්මාණය කර හෝ ඉස්කුරුප්පු ඇණය එයට ඇතුළු වන මුල් අවස්ථාවේ දී හෙලික්සය නිර්මාණය වන පරිදි හෝ තනා ඇත. හිස ඉස්කුරුප්පු නියනකට හෝ රෙන්ච් යතුරකට ඉස්කුරුප්පුව කරකැවිය හැකි සේ හැඩ ගස්වා ඇත. එමඟින් ඇණය තද කිරීම හෝ බුරුල් කිරීම කළ හැක. හිස ඉස්කුරුප්පු ඇණයේ කඳට වඩා වැඩි විෂ්කම්භයකින් යුක්ත වන අතර එහි පොටක් නොපවතී. එමනිසා ඉස්කුරුප්පු ඇණය කඳෙහි දිගට වඩා වැඩි දිගක් සහිත ද්‍රව්‍යයක් තුළට කිඳා බැස්විය නොහැක. තවද එමඟින් සම්පීඩනයක් ද සැපයිය හැක.ඉස්කුරුප්පු ඇණ ඒවායේ කාර්යක්ෂමතාවය අඩු නොවන පරිදි ඉවත් කිරීම සහ නැවත ඇතුල් කිරීම සිදු කළ හැක. ඒවාට ඇණවලට වඩා වැඩි සම්බන්ධක බලයක් තිබෙන අතර නැවත භාවිතයට ඉඩ ප්‍රස්ථාව ඇත.ඉස්කුරු