आवर्ती प्रवृत्ती: प्रभावी केंद्रकीय प्रभार, आकार आणि ऊर्जा

प्रभावी केंद्रकीय प्रभार आणि आवरण

बाह्य इलेक्ट्रॉनला पूर्ण केंद्रकीय प्रभार Z जाणवत नाही. केंद्रकाच्या जवळचे इलेक्ट्रॉन तो अंशतः निष्प्रभ करतात, आणि निव्वळ ओढ प्रभावी केंद्रकीय प्रभाराने वर्णन केली जाते, Zeff = Z − S, जेथे S आवरण स्थिरांक आहे. खालच्या कवचांमधील गाभ्याचे इलेक्ट्रॉन चांगले आवरण देतात. एकाच कवचातील इलेक्ट्रॉन वाईट आवरण देतात, कारण सरासरीने ते विचाराधीन इलेक्ट्रॉनपेक्षा केंद्रकाच्या जवळ नसतात.

ढोबळ अंदाज फक्त गाभ्याचे इलेक्ट्रॉन मोजतो. सोडियम (Z = 11) आणि क्लोरीन (Z = 17) या दोघांचे 10 गाभ्याचे इलेक्ट्रॉन आहेत, म्हणून सोडियमच्या 3s इलेक्ट्रॉनला सुमारे +1 आणि क्लोरीनच्या 3p इलेक्ट्रॉनांना सुमारे +7 जाणवते. स्लेटरचे नियम हे सुधारतात. ns किंवा np उपकवचातील इलेक्ट्रॉनसाठी, त्याच ns आणि np उपकवचांतील प्रत्येक इतर इलेक्ट्रॉन S मध्ये 0.35 भर घालतो (1s मध्ये 0.30), कवच n − 1 मधील प्रत्येक इलेक्ट्रॉन 0.85 घालतो आणि अधिक खोल कवचांतील प्रत्येक इलेक्ट्रॉन 1.00 घालतो.

सोडवलेले उदाहरण 1. सोडियमच्या 3s इलेक्ट्रॉनसाठी, S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, म्हणून Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. क्लोरीनच्या एका 3p इलेक्ट्रॉनसाठी, S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, म्हणून Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. आवर्त 3 मध्ये प्रत्येक जोडलेला प्रोटॉन फक्त अंशतः जोडलेल्या त्याच कवचातील इलेक्ट्रॉनाने निष्प्रभ होतो, म्हणून n 3 राहत असताना Zeff डावीकडून उजवीकडे वाढतो.

अणू त्रिज्या आणि समइलेक्ट्रॉनिक आयन

आवर्तात अणू त्रिज्या कमी होते कारण Zeff वाढतो आणि बाह्य इलेक्ट्रॉन त्याच कवचात राहतात, म्हणून ते जवळ ओढले जातात. गटात खाली जाताना ती वाढते कारण प्रत्येक आवर्त एक कवच जोडते आणि बाह्य इलेक्ट्रॉन अधिक दूर जातात, तर Zeff तुलनेने कमी बदलतो. सर्वात मोठे अणू सारणीच्या खालच्या डाव्या कोपऱ्यात आणि सर्वात लहान वरच्या उजव्या कोपऱ्यात असतात.

धनायन त्याच्या मूळ अणूपेक्षा लहान असतो: इलेक्ट्रॉन गमावल्याने प्रतिकर्षण कमी होते, आणि मुख्य-गटाच्या धनायनांमध्ये ते सहसा बाह्य कवच रिकामे करते. ऋणायन त्याच्या मूळ अणूपेक्षा मोठा असतो, कारण जोडलेला इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण वाढवतो तर केंद्रकीय प्रभार तोच राहतो.

सोडवलेले उदाहरण 2. N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ आणि Al³⁺ यांचा त्रिज्येनुसार क्रम लावा. आधी इलेक्ट्रॉन मोजा: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 आणि 13 − 3 हे सर्व 10 येतात, म्हणून प्रत्येक आयनाचे निऑनचे संरूपण 1s² 2s² 2p⁶ आहे. इलेक्ट्रॉनांची संख्या सारखी असल्याने फक्त केंद्रकीय प्रभार वेगळा असतो, जो 7 ते 13 पर्यंत वाढतो. जास्त प्रोटॉन तोच इलेक्ट्रॉन ढग अधिक घट्ट ओढतात, म्हणून क्रम N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺ असा आहे.

पहिली आयनीकरण ऊर्जा आणि तिचे उपकवचीय अपवाद

पहिली आयनीकरण ऊर्जा म्हणजे वायुरूप अणूमधून सर्वात सैलपणे धरलेला इलेक्ट्रॉन काढण्यासाठी लागणारी ऊर्जा: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Zeff वाढतो आणि त्रिज्या कमी होते तेव्हा ती सामान्यतः आवर्तात वाढते आणि गटात खाली जाताना कमी होते. NIST आयनीकरण ऊर्जा प्रति अणू इलेक्ट्रॉन व्होल्टमध्ये देते; प्रति eV 96.485 kJ/mol ने गुणल्यास त्या मोलर एककांत रूपांतरित होतात.

NIST Atomic Spectra Database मधून रूपांतरित केलेली आवर्त 2 ची मूल्ये Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 आणि Ne 2080.7 kJ/mol आहेत. दोन पावले चुकीच्या दिशेने जातात. बोरॉन बेरिलियमच्या खाली आहे कारण त्याचा बाह्यतम इलेक्ट्रॉन 2p मध्ये आहे, जे ऊर्जेत उंच आहे आणि 2s जोडीकडून अंशतः आवरले जाते. ऑक्सिजन नायट्रोजनच्या खाली आहे कारण त्याचा चौथा 2p इलेक्ट्रॉन व्यापलेल्या कक्षकात युग्मित झाला पाहिजे, आणि जास्तीचे प्रतिकर्षण तो काढणे सोपे करते.

तेच दोन उतार आवर्त 3 मध्येही दिसतात: अॅल्युमिनियम (577.5 kJ/mol) मॅग्नेशियमच्या (737.7 kJ/mol) खाली आहे, आणि सल्फर (999.6 kJ/mol) फॉस्फरसच्या (1011.8 kJ/mol) खाली आहे. पुनरावृत्ती होणारा नमुना दाखवतो की तो एखाद्या विचित्र मूलद्रव्यामुळे नव्हे तर उपकवच रचनेमुळे येतो.

क्रमवार आयनीकरण ऊर्जा आणि संयुजा इलेक्ट्रॉन

प्रत्येक क्रमवार आयनीकरण ऊर्जा आधीच्यापेक्षा मोठी असते, कारण प्रत्येक इलेक्ट्रॉन अधिकाधिक धन आयनातून निघतो. प्रत्येक उडीचा आकार हीच उपयुक्त माहिती आहे. मध्यम वाढ म्हणजे पुढचा इलेक्ट्रॉन त्याच संयुजा कवचातून येतो; खूप मोठी उडी म्हणजे तो गाभ्यातून आला पाहिजे, जो केंद्रकाच्या अधिक जवळ आणि खूप कमी आवरलेला असतो.

सोडवलेले उदाहरण 3. NIST मॅग्नेशियमच्या पहिल्या तीन आयनीकरण ऊर्जा 7.646, 15.035 आणि 80.144 eV अशा देते. रूपांतर: 7.646 eV × 96.485 kJ/(mol·eV) = 737.7 kJ/mol; 15.035 × 96.485 = 1450.7 kJ/mol; 80.144 × 96.485 = 7732.7 kJ/mol. IE₂/IE₁ गुणोत्तर 1450.7 / 737.7 = 1.97 आहे, पण IE₃/IE₂ हे 7732.7 / 1450.7 = 5.33 आहे. दुसऱ्या इलेक्ट्रॉननंतरची मोठी उडी दाखवते की मॅग्नेशियमचे दोन संयुजा इलेक्ट्रॉन, [Ne] 3s², आहेत, आणि स्पष्ट करते की सामान्य रसायनशास्त्रात तो Mg²⁺ बनवतो पण Mg³⁺ नाही.

सोडियममध्ये ही उडी एक पाऊल आधी दिसते. त्याची दुसरी आयनीकरण ऊर्जा, 4562.4 kJ/mol, त्याच्या पहिल्या, 495.8 kJ/mol, च्या सुमारे 9.2 पट आहे, कारण दुसरा इलेक्ट्रॉन 2p गाभ्यातून आला पाहिजे.

इलेक्ट्रॉन-आसक्ती आणि विद्युतऋणता

इलेक्ट्रॉन-आसक्ती वायुरूप अणू इलेक्ट्रॉन मिळवतो तेव्हाच्या ऊर्जा बदलाचे वर्णन करते: X(g) + e⁻ → X⁻(g). चिन्हाच्या रूढी वेगळ्या असतात. OpenStax सह काही पाठ्यपुस्तके ऊर्जा बदल नोंदवतात, जो ऊर्जा मुक्त होते तेव्हा ऋण असतो; इतर मुक्त झालेली ऊर्जा धन संख्या म्हणून नोंदवतात. मूल्यांची तुलना करण्यापूर्वी रूढी तपासा. निष्क्रिय वायू वगळता, आवर्ताच्या उजवीकडील अणू सर्वाधिक ऊर्जा मुक्त करतात, कारण त्यांचा उच्च Zeff येणाऱ्या इलेक्ट्रॉनला जोराने आकर्षित करतो.

इलेक्ट्रॉन-आसक्ती आयनीकरण ऊर्जेपेक्षा कमी नियमित आहे. क्लोरीन फ्लोरीनपेक्षा जास्त ऊर्जा मुक्त करतो, सुमारे 349 kJ/mol विरुद्ध 328 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook च्या 3.613 आणि 3.401 eV मूल्यांवर आधारित. फ्लोरीनच्या दाट 2p उपकवचात जोडलेल्या इलेक्ट्रॉनला अधिक प्रतिकर्षण भेटते. बेरिलियम, नायट्रोजन आणि निष्क्रिय वायूंमध्ये स्थिर वायुरूप ऋणायन बनवण्याची प्रवृत्ती कमी किंवा नसतेच, कारण जोडलेला इलेक्ट्रॉन उच्च उपकवचात जाईल किंवा अर्ध-भरलेल्यामध्ये युग्मित होईल.

विद्युतऋणता म्हणजे रेणूतील अणूची बंधाचे इलेक्ट्रॉन आकर्षित करण्याची क्षमता. आयनीकरण ऊर्जेप्रमाणे ती वेगळ्या अणूवर मोजली जात नाही; ती बंध ऊर्जा किंवा इतर माहितीवरून काढली जाते, आणि पॉलिंग मापपट्टी सर्वाधिक वापरली जाते. फ्लोरीन सर्वाधिक आहे, सुमारे 4.0. विद्युतऋणता आवर्तात वाढते आणि गटात खाली कमी होते, म्हणून बंधाची ध्रुवीयता H–F पासून H–Cl आणि H–Br मार्गे H–I पर्यंत घटते.

आवर्ती प्रवृत्ती स्पष्ट करताना सामान्य चुका

प्रवृत्तींबद्दलचे प्रश्न सहसा फक्त क्रमावर नव्हे तर स्पष्टीकरणावर तपासले जातात.

पूर्ण स्पष्टीकरण तुलनेचे नाव सांगते (एकच कवच की वेगळे कवच), Zeff किंवा अंतराचे काय होते ते सांगते, आणि तो बदल विचाराधीन इलेक्ट्रॉनवरील बलाशी जोडते.

• अणूला जास्त इलेक्ट्रॉन आहेत म्हणून तो लहान आहे असे म्हणणे. आवर्तात इलेक्ट्रॉन त्याच कवचात येतात; Zeff वाढत असल्याने आकार घटतो.
• गटातील प्रवृत्ती फक्त 'अधिक कवचे' याने स्पष्ट करणे, गटात खाली Zeff थोडाच बदलतो हे न सांगता.
• आयनीकरण ऊर्जा आवर्तात काटेकोरपणे वाढते असे मानणे. गट 2 ते 13 आणि गट 15 ते 16 ही पावले तपासा.
• आयन समइलेक्ट्रॉनिक आहेत का हे आधी न तपासता त्यांची केंद्रकीय प्रभाराने तुलना करणे.
• इलेक्ट्रॉन-आसक्तीच्या चिन्ह रूढींची गल्लत करणे आणि अधिक ऋण संख्या म्हणजे लहान आसक्ती असा निष्कर्ष काढणे.
• वेगवेगळ्या तक्त्यांमधील त्रिज्यांची तुलना करणे. सहसंयुज, धातवीय आणि आयनिक त्रिज्या वेगळ्या प्रकारे परिभाषित केल्या जातात.
• अणूला काय 'हवे' आहे यावरून स्पष्ट करणे. अणूंना उद्दिष्टे नसतात; आकर्षण, अंतर आणि प्रतिकर्षणाने स्पष्ट करा.