ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාස: ඔෆ්බෝ අනුපිළිවෙල, හුන්ඩ්ගේ නීතිය සහ අයන

කවච, උපකවච සහ ඕර්බිටල ධාරිතාව

පරමාණුවක සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්ම ක්වොන්ටම් අංක හතරකින් විස්තර වේ. ප්‍රධාන ක්වොන්ටම් අංකය n (1, 2, 3, …) කවචය තීරණය කරයි. කෝණික ගම්‍යතා ක්වොන්ටම් අංකය l 0 සිට n − 1 දක්වා ඇති අතර උපකවචය තීරණය කරයි: l = 0, 1, 2 සහ 3 යන්න s, p, d සහ f ලෙස ලේබල් කෙරේ. චුම්බක ක්වොන්ටම් අංකය mₗ −l සිට +l දක්වා ඇති බැවින් උපකවචයක 2l + 1 ඕර්බිටල අඩංගු වේ. භ්‍රමණ ක්වොන්ටම් අංකය mₛ +½ හෝ −½ වේ.

සෑම ඕර්බිටලයකටම උපරිම වශයෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ඇතුළත් කළ හැකි බැවින්, s උපකවචයක 2ක්, p හි 6ක්, d හි 10ක් සහ f හි 14ක් ඇත. සම්පූර්ණ කවචයක 2n² ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇත: n = 1 සඳහා 2, n = 2 සඳහා 8, සහ n = 3 සඳහා 18. ආවර්තිතා වගුවේ කොටස් 2, 6, 10 සහ 14 තීරු පළල ඇත්තේ මේ ධාරිතා නිසාය.

ඔෆ්බෝ පිරවුම් අනුපිළිවෙල සහ ආවර්තිතා වගුව

භූමි අවස්ථාවේදී ඉලෙක්ට්‍රෝන පවතින අඩුම ශක්ති උපකවච අල්ලා ගනී; මෙය ඔෆ්බෝ මූලධර්මයයි. බහු-ඉලෙක්ට්‍රෝන පරමාණුවක, උපකවච ශක්තිය n මත මෙන්ම l මතද රඳා පවතී, මන්ද s ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සමාන n ඇති p හෝ d ඉලෙක්ට්‍රෝනයකට වඩා න්‍යෂ්ටියට ආසන්නව විනිවිද යන අතර අභ්‍යන්තර ඉලෙක්ට්‍රෝන මගින් අඩුවෙන් ආවරණය වේ. උදාසීන පරමාණු සඳහා ප්‍රතිඵලයක් ලෙස ලැබෙන අනුපිළිවෙල 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p වේ.

n + l රීතිය මෙම අනුපිළිවෙල නැවත ලබා දෙයි: n + l වැඩි වන අනුපිළිවෙලට උපකවච පුරවන්න, සහ උපකවච දෙකක් සමාන වන විට, අඩු n ඇති එක මුලින් පුරවන්න. එබැවින් 4s (4 + 0 = 4) 3d (3 + 2 = 5) ට පෙර පිරේ. ඔබට අනුපිළිවෙල ආවර්තිතා වගුවෙන් ද කියවිය හැක. ආවර්තයක් හරහා යන විට, ඔබ s කොටස හරහා, පසුව තිබේ නම් f කොටස, පසුව d කොටස, පසුව p කොටස හරහා ගමන් කරන අතර, d උපකවචය ආවර්ත අංකයට වඩා කවචයක් පසුපසින් සහ f උපකවචය දෙකක් පසුපසින් පවතී.

අනුපිළිවෙල ඔබට පවසන්නේ එක් මූලද්‍රව්‍යයක සිට ඊළඟ මූලද්‍රව්‍යයට ඊළඟ ඉලෙක්ට්‍රෝනය ලබා ගන්නේ කුමන උපකවචයද යන්නයි. 4s සැමවිටම 3d ට වඩා ශක්තියෙන් පහත යැයි එයින් අදහස් නොවේ. 3d අල්ලා ගත් පසු, එහි ශක්තිය 4s ට වඩා පහත වැටෙන අතර, සංක්‍රාන්ති-ලෝහ කැටායන මුලින්ම 4s ඉලෙක්ට්‍රෝන අහිමි කරන්නේ ඒ නිසාය.

පෝලි බහිෂ්කරණය, හුන්ඩ්ගේ නීතිය සහ ඕර්බිටල සටහන්

පෝලි බහිෂ්කරණ මූලධර්මය පවසන්නේ පරමාණුවක කිසිදු ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් එකම ක්වොන්ටම් අංක හතර බෙදා නොගන්නා බවයි. එක් ඕර්බිටලයක ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් දැනටමත් n, l සහ mₗ බෙදා ගන්නා බැවින් ඒවාට ප්‍රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණ තිබිය යුතු අතර, කිසිදු ඕර්බිටලයකට තුන්වැන්නක් දරා ගත නොහැක.

හුන්ඩ්ගේ නීතිය අදාළ වන්නේ උපකවචයක් තුළ සමාන ශක්තියක් ඇති පිරිහුණු ඕර්බිටල වලටය. ඕනෑම යුගලනයක් ආරම්භ වීමට පෙර ඉලෙක්ට්‍රෝන ඒවා තනිව, සමාන්තර භ්‍රමණ සහිතව අල්ලා ගනී. එක් ඕර්බිටලයක ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් වඩා තදින් විකර්ෂණය වන බැවින් යුගලනය ශක්තිය ඉහළ නංවන අතර, වෙන වෙනම ඕර්බිටල වල සමාන්තර භ්‍රමණ හුවමාරු ස්ථායිතාව ලබා ගනී. එබැවින් නයිට්‍රජන් වල 2p³ හි යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන තුනක් ඇති අතර, ඔක්සිජන් වල 2p⁴ හි එක් යුගලයක් සහ යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ඇත.

ඕර්බිටල සටහනක, සෑම ඕර්බිටලයකටම එක් පෙට්ටියක් අඳින්න, උපකවච ඔෆ්බෝ අනුපිළිවෙලින් පුරවන්න, සහ උපකවචයක් තුළ දෙවන ඊතලයක් එකතු කිරීමට පෙර සෑම පෙට්ටියකම එක් ඊතලයක් තබන්න. යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන සහිත පරමාණු පරාචුම්බක වන අතර චුම්බක ක්ෂේත්‍රයකට ඇදී යයි; සියලුම ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල වූ පරමාණු ප්‍රතිචුම්බක වේ.

විසඳූ උදාහරණ: සෙලිනියම් සහ සර්කෝනියම්

උදාහරණය 1: සෙලිනියම්, Z = 34. ඉලෙක්ට්‍රෝන 34ක් තබන තුරු ඔෆ්බෝ අනුපිළිවෙලින් පුරවන්න: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. මුළු ගණන පරීක්ෂා කරන්න: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. උච්ච-වායු අංකනය සඳහා, පළමු ඉලෙක්ට්‍රෝන 18 පෙර ආවර්තය අවසන් කරන උච්ච වායුව වන [Ar] වලින් ආදේශ කරන්න: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. මෙහි මෙන්, උපකවච කවච අංකය අනුව ලැයිස්තුගත කිරීම පොදු සම්මුතියකි; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ එම වින්‍යාසයම පිරවුම් අනුපිළිවෙලින් විස්තර කරයි.

සෙලිනියම් වල 4p ඉලෙක්ට්‍රෝන හතර ඕර්බිටල තුනක් හරහා විහිදේ. හුන්ඩ්ගේ නීතිය එක් එක් ඕර්බිටලයේ එකක් තබා හතරවැන්න යුගල කරන අතර, යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ඉතිරි කරයි. එහි සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන හය, 4s² 4p⁴, 16 කාණ්ඩයේ ඔක්සිජන් සහ සල්ෆර් වල පිටත රටාවට ගැළපෙන අතර, සෙලිනියම් ක්‍රිප්ටෝන් සමඟ සම-ඉලෙක්ට්‍රෝනික සෙලනයිඩ් අයනය, Se²⁻, සාදන්නේ ඒ නිසාය.

උදාහරණය 2: සර්කෝනියම්, Z = 40. ඉලෙක්ට්‍රෝන 36ක් සඳහා වගකියන [Kr] ට පසු, හතරක් ඉතිරි වේ. ඊළඟ උපකවච 5s සහ පසුව 4d වන අතර, [Kr] 4d² 5s² ලබා දෙයි, එය NIST භූමි-අවස්ථා දත්ත සමඟ ගැළපේ. 4d ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක සමාන්තර භ්‍රමණ සහිතව වෙන වෙනම ඕර්බිටල අල්ලා ගන්නා බැවින් සර්කෝනියම් වල යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ඇත.

ක්‍රෝමියම්, තඹ සහ සරල රීතිවලට ප්‍රතිරෝධී ව්‍යතිරේක

ඔෆ්බෝ අනුපිළිවෙල ක්‍රෝමියම් සඳහා [Ar] 3d⁴ 4s² සහ තඹ සඳහා [Ar] 3d⁹ 4s² පුරෝකථනය කරයි. වර්ණාවලීක්ෂණය [Ar] 3d⁵ 4s¹ සහ [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ පෙන්වයි. මෙම පරමාණු වල 4s සහ 3d ශක්තියෙන් සමීප බැවින්, එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් 3d වෙත ගෙන යාමෙන් අර්ධ-පිරුණු හෝ පිරුණු d උපකවචයක හුවමාරු ස්ථායිතාවෙන් උපකාර ලබමින් මුළු ශක්තිය අඩු කරයි. මොලිබ්ඩිනම්, [Kr] 4d⁵ 5s¹, සහ රිදී, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, ඒවාට ඉහළින් ඇති මූලද්‍රව්‍ය වල රටාවම අනුගමනය කරයි.

අර්ධ-පිරුණු උපකවචයේ පැහැදිලි කිරීම සාමාන්‍ය රීතියක් නොවේ. නයෝබියම් [Kr] 4d⁴ 5s¹ වන අතර එහි 4d උපකවචය අවසානයේ අර්ධ-පිරුණු හෝ පිරුණු නොවේ; පැලේඩියම් [Kr] 4d¹⁰ වන අතර 5s ඉලෙක්ට්‍රෝන නැත; සහ මොලිබ්ඩිනම් වලට කෙලින්ම පහළින් ඇති ටංස්ටන් [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s² වේ. ඔබේ පාඨමාලාවට අවශ්‍ය ව්‍යතිරේක සාමාන්‍යකරණය නොවන රීතියකින් ව්‍යුත්පන්න කරනවා වෙනුවට දත්ත වලින් ඉගෙන ගන්න.

ඒක පරමාණුක අයනවල වින්‍යාස

ඇනායනයක් සඳහා, ඊළඟ පවතින උපකවචයට ඉලෙක්ට්‍රෝන එකතු කරන්න: ක්ලෝරීන්, [Ne] 3s² 3p⁵, Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, බවට පත්වන අතර ආගන් සමඟ සම-ඉලෙක්ට්‍රෝනික වේ. කැටායනයක් සඳහා, ඉහළම n ඇති උපකවචයෙන් මුලින්ම ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉවත් කරන්න, සහ එම කවචය තුළ s ට පෙර p වලින්. පළමු-පේළියේ සංක්‍රාන්ති ලෝහයක් සඳහා, ඕනෑම 3d ඉලෙක්ට්‍රෝනයකට පෙර 4s ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉවත් වේ.

උදාහරණය 3: යකඩ අයන. යකඩ [Ar] 3d⁶ 4s² වේ. Fe²⁺ 4s ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකම අහිමි කර [Ar] 3d⁶ ලබා දෙයි, සහ Fe³⁺ 3d වලින් තවත් එකක් අහිමි කර [Ar] 3d⁵ ලබා දෙයි. ගණන් පරීක්ෂා කරන්න: යකඩ වල ඉලෙක්ට්‍රෝන 26ක් ඇත, Fe²⁺ හි 18 + 6 = 24ක් ඇත, සහ Fe³⁺ හි 18 + 5 = 23ක් ඇත. නිදහස් Fe³⁺ අයනයේ යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන පහක් ඇත, සෑම 3d ඕර්බිටලයකම එක බැගින්.

එම තර්කයම p කොටසේ අදාළ වේ. ටින් [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p² වන අතර, Sn²⁺ එහි 5p ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක අහිමි කර [Kr] 4d¹⁰ 5s² බවට පත්වේ. කොපර්(I) [Ar] 3d¹⁰ වේ, මන්ද තඹ වල තනි 4s ඉලෙක්ට්‍රෝනය මුලින්ම ඉවත් වේ.

වින්‍යාස ලිවීමේදී පොදු වැරදි

බොහෝ වින්‍යාස වැරදි රටා කිහිපයකට අයත් වන අතර, ඔබ ඉදිරියට යාමට පෙර සෑම එකක්ම ඉක්මන් පරීක්ෂාවකින් අල්ලා ගත හැක.

ප්‍රශ්නයක් යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉල්ලන විට, වින්‍යාස පේළියෙන් විනිශ්චය කිරීම වෙනුවට අර්ධ-පිරුණු උපකවචයේ ඕර්බිටල සටහන අඳින්න. එය අයනයක් ගැන ඇසූ විට, පළමුව උදාසීන පරමාණුව ලියා, ඉන්පසු ඉලෙක්ට්‍රෝන එකතු කරන්න හෝ ඉවත් කරන්න.

• 4s ට පෙර 3d ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉවත් කිරීම: Fe²⁺ යනු [Ar] 3d⁶ වේ, [Ar] 3d⁴ 4s² නොවේ. Fe²⁺, Co²⁺ සහ Cu⁺ වැනි පොදු පළමු-පේළියේ කැටායන වල 4s ඉලෙක්ට්‍රෝන නැත.
• වැරදි උච්ච-වායු හරයක් භාවිත කිරීම: හරය යනු පෙර ආවර්තයේ උච්ච වායුවයි, 19 සිට 36 දක්වා මූලද්‍රව්‍ය සඳහා [Ar].
• ඉලෙක්ට්‍රෝන වැරදි ලෙස ගණන් කිරීම: උපරි අංක පරමාණුවක් සඳහා Z ට සහ අයනයක් සඳහා Z සිට ආරෝපණය අඩු කළ අගයට එකතු විය යුතුය.
• 2p⁷ හෝ 3d¹¹ වැනි උපකවචයක් අධික ලෙස පිරවීම.
• සෑම ඕර්බිටලයකම එකක් ඇතිවීමට පෙර p හෝ d උපකවචයක ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල කිරීම.
• d කොටස වැරදි කවචයේ තැබීම: 4 ආවර්තය 3d පුරවයි, 4d නොවේ.
• දත්ත පරීක්ෂා නොකර Cr සහ Cu රටාව ඒවාට පහළින් ඇති සෑම මූලද්‍රව්‍යයකටම යෙදීම.