எலக்ட்ரான் அமைப்புகள்: ஆஃபாவ் வரிசை, ஹுண்ட் விதி, அயனிகள்

கூடுகள், துணைக்கூடுகள், ஆர்பிட்டால் கொள்ளளவு

ஓர் அணுவில் உள்ள ஒவ்வோர் எலக்ட்ரானும் நான்கு குவாண்டம் எண்களால் விவரிக்கப்படுகிறது. முதன்மை குவாண்டம் எண் n (1, 2, 3, …) கூட்டை நிர்ணயிக்கிறது. கோண உந்த குவாண்டம் எண் l என்பது 0 முதல் n − 1 வரை செல்கிறது, துணைக்கூட்டை நிர்ணயிக்கிறது: l = 0, 1, 2, 3 என்பவை s, p, d, f எனக் குறிக்கப்படுகின்றன. காந்த குவாண்டம் எண் mₗ என்பது −l முதல் +l வரை செல்கிறது; எனவே ஒரு துணைக்கூட்டில் 2l + 1 ஆர்பிட்டால்கள் உள்ளன. சுழற்சி குவாண்டம் எண் mₛ என்பது +½ அல்லது −½.

ஒவ்வோர் ஆர்பிட்டாலும் அதிகபட்சம் இரண்டு எலக்ட்ரான்களைக் கொள்வதால், s துணைக்கூடு 2-ஐயும், p 6-ஐயும், d 10-ஐயும், f 14-ஐயும் கொள்கிறது. முழுமையான கூடு 2n² எலக்ட்ரான்களைக் கொள்கிறது: n = 1-க்கு 2, n = 2-க்கு 8, n = 3-க்கு 18. இந்தக் கொள்ளளவுகளே ஆவர்த்த அட்டவணையின் தொகுதிகள் 2, 6, 10, 14 நெடுவரிசைகள் அகலமுள்ளவையாக இருப்பதற்குக் காரணம்.

ஆஃபாவ் நிரப்பு வரிசையும் ஆவர்த்த அட்டவணையும்

அடிநிலையில் எலக்ட்ரான்கள் கிடைக்கக்கூடிய மிகக் குறைந்த ஆற்றல் துணைக்கூடுகளை ஆக்கிரமிக்கின்றன; இதுவே ஆஃபாவ் கொள்கை. பல எலக்ட்ரான் அணுவில், துணைக்கூட்டின் ஆற்றல் n-ஐப் போலவே l-ஐயும் சார்ந்தது, ஏனெனில் s எலக்ட்ரான் ஒத்த n கொண்ட p அல்லது d எலக்ட்ரானை விட அணுக்கருவுக்கு அருகில் ஊடுருவுகிறது, உட்புற எலக்ட்ரான்களால் குறைவாகத் தடுக்கப்படுகிறது. நடுநிலை அணுக்களுக்கான விளைவான வரிசை 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

n + l விதி இந்த வரிசையை மீளுருவாக்குகிறது: n + l அதிகரிக்கும் வரிசையில் துணைக்கூடுகளை நிரப்புங்கள்; இரண்டு துணைக்கூடுகள் சமமானால் குறைந்த n உள்ளதை முதலில் நிரப்புங்கள். எனவே 4s (4 + 0 = 4) 3d (3 + 2 = 5)-க்கு முன் நிரம்புகிறது. ஆவர்த்த அட்டவணையிலிருந்தும் வரிசையைப் படிக்கலாம். ஒரு தொடரில் குறுக்காகச் செல்லும்போது s தொகுதி, பின்னர் இருந்தால் f தொகுதி, பின்னர் d தொகுதி, பின்னர் p தொகுதி வழியாகச் செல்கிறீர்கள்; d துணைக்கூடு தொடர் எண்ணை விட ஒரு கூடு பின்னாலும், f துணைக்கூடு இரண்டு கூடு பின்னாலும் இருக்கும்.

ஒரு தனிமத்திலிருந்து அடுத்த தனிமத்துக்குச் செல்லும்போது அடுத்த எலக்ட்ரானை எந்த துணைக்கூடு பெறுகிறது என்பதை இந்த வரிசை கூறுகிறது. 4s எப்போதும் 3d-ஐ விடக் குறைந்த ஆற்றல் உடையது என்று அதற்குப் பொருளல்ல. 3d நிரம்பிய பிறகு, அதன் ஆற்றல் 4s-இன் ஆற்றலுக்குக் கீழே விழுகிறது; இதனால்தான் இடைநிலை உலோக நேரயனிகள் முதலில் தங்கள் 4s எலக்ட்ரான்களை இழக்கின்றன.

பாலி விலக்குக் கொள்கை, ஹுண்ட் விதி, ஆர்பிட்டால் படங்கள்

பாலி விலக்குக் கொள்கை, ஓர் அணுவில் எந்த இரு எலக்ட்ரான்களும் ஒரே நான்கு குவாண்டம் எண்களைப் பகிர்வதில்லை என்று கூறுகிறது. ஓர் ஆர்பிட்டாலில் உள்ள இரு எலக்ட்ரான்கள் ஏற்கெனவே n, l, mₗ ஆகியவற்றைப் பகிர்வதால், அவற்றுக்கு எதிரெதிர்ச் சுழற்சிகள் இருக்க வேண்டும்; எந்த ஆர்பிட்டாலும் மூன்றாவதைக் கொள்ள இயலாது.

ஹுண்ட் விதி சமவாற்றல் ஆர்பிட்டால்களுக்குப், அதாவது ஒரு துணைக்கூட்டுக்குள் சம ஆற்றல் கொண்டவற்றுக்கு, பொருந்தும். இணை சேர்தல் தொடங்கும் முன், எலக்ட்ரான்கள் அவற்றை ஒவ்வொன்றாக, ஒரே திசைச் சுழற்சிகளுடன் ஆக்கிரமிக்கின்றன. ஓர் ஆர்பிட்டாலில் இரு எலக்ட்ரான்கள் அதிக வலுவாக விலக்குவதால் இணை சேர்தல் ஆற்றலை உயர்த்துகிறது, தனித்தனி ஆர்பிட்டால்களில் ஒரே திசைச் சுழற்சிகள் பரிமாற்ற நிலைப்புத்தன்மையைப் பெறுகின்றன. எனவே நைட்ரஜனின் 2p³-இல் மூன்று இணையாத எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன, ஆக்சிஜனின் 2p⁴-இல் ஓர் இணையும் இரண்டு இணையாத எலக்ட்ரான்களும் உள்ளன.

ஆர்பிட்டால் படத்தில், ஒவ்வோர் ஆர்பிட்டாலுக்கும் ஒரு பெட்டியை வரைந்து, ஆஃபாவ் வரிசையில் துணைக்கூடுகளை நிரப்பி, ஒரு துணைக்கூட்டுக்குள் இரண்டாவது அம்புக்குறியைச் சேர்க்கும் முன் ஒவ்வொரு பெட்டியிலும் ஓர் அம்புக்குறியை இடுங்கள். இணையாத எலக்ட்ரான்கள் உள்ள அணுக்கள் பாரா காந்தத்தன்மை கொண்டவை, காந்தப் புலத்தில் ஈர்க்கப்படுகின்றன; அனைத்து எலக்ட்ரான்களும் இணையாக உள்ள அணுக்கள் டயா காந்தத்தன்மை கொண்டவை.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டுகள்: செலினியம் மற்றும் சிர்க்கோனியம்

எடுத்துக்காட்டு 1: செலினியம், Z = 34. 34 எலக்ட்ரான்கள் வைக்கப்படும் வரை ஆஃபாவ் வரிசையில் நிரப்புங்கள்: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. மொத்தத்தைச் சரிபாருங்கள்: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. மந்த வாயு குறியீட்டுக்கு, முதல் 18 எலக்ட்ரான்களை முந்தைய தொடரை முடிக்கும் மந்த வாயுவான [Ar] கொண்டு மாற்றுங்கள்: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. இங்கே போல, துணைக்கூடுகளைக் கூட்டு எண்ணின்படி பட்டியலிடுவது ஒரு பொதுவான மரபு; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ அதே அமைப்பை நிரப்பு வரிசையில் விவரிக்கிறது.

செலினியத்தின் நான்கு 4p எலக்ட்ரான்கள் மூன்று ஆர்பிட்டால்களில் பரவுகின்றன. ஹுண்ட் விதி ஒவ்வொன்றிலும் ஒன்றை இட்டு, நான்காவதை இணை சேர்த்து, இரண்டு இணையாத எலக்ட்ரான்களை விட்டுவைக்கிறது. அதன் ஆறு இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள், 4s² 4p⁴, தொகுதி 16-இல் உள்ள ஆக்சிஜன், கந்தகம் ஆகியவற்றின் வெளிப்புற அமைப்புடன் பொருந்துகின்றன; இதனால்தான் செலினியம் கிரிப்டானுடன் சம எலக்ட்ரான் கொண்ட செலினைடு அயனி, Se²⁻, உருவாக்குகிறது.

எடுத்துக்காட்டு 2: சிர்க்கோனியம், Z = 40. 36 எலக்ட்ரான்களுக்குக் கணக்கு தரும் [Kr]-க்குப் பிறகு நான்கு எஞ்சுகின்றன. அடுத்த துணைக்கூடுகள் 5s பின்னர் 4d; இது [Kr] 4d² 5s² தருகிறது, NIST அடிநிலைத் தரவுடன் ஒத்துப்போகிறது. இரண்டு 4d எலக்ட்ரான்கள் ஒரே திசைச் சுழற்சிகளுடன் தனித்தனி ஆர்பிட்டால்களை ஆக்கிரமிக்கின்றன; எனவே சிர்க்கோனியத்தில் இரண்டு இணையாத எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன.

குரோமியம், தாமிரம், எளிய விதிகளுக்கு இணங்காத விதிவிலக்குகள்

ஆஃபாவ் வரிசை குரோமியத்துக்கு [Ar] 3d⁴ 4s²-ஐயும், தாமிரத்துக்கு [Ar] 3d⁹ 4s²-ஐயும் முன்கணிக்கிறது. நிறமாலையியல் [Ar] 3d⁵ 4s¹, [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ எனக் காட்டுகிறது. இந்த அணுக்களில் 4s-உம் 3d-உம் ஆற்றலில் நெருக்கமாக இருப்பதால், ஓர் எலக்ட்ரானை 3d-க்கு நகர்த்துவது, பாதி நிரம்பிய அல்லது முழுமையாக நிரம்பிய d துணைக்கூட்டின் பரிமாற்ற நிலைப்புத்தன்மையின் உதவியுடன் மொத்த ஆற்றலைக் குறைக்கிறது. மாலிப்டினம், [Kr] 4d⁵ 5s¹, வெள்ளி, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, ஆகியவை தங்களுக்கு மேலுள்ள தனிமங்களின் அதே வடிவத்தைப் பின்பற்றுகின்றன.

பாதி நிரம்பிய துணைக்கூட்டு விளக்கம் பொது விதி அல்ல. நயோபியம் [Kr] 4d⁴ 5s¹; அதன் 4d துணைக்கூடு பாதியும் அல்ல, முழுமையும் அல்ல என்றபோதிலும் அவ்வாறே உள்ளது; பலேடியம் [Kr] 4d¹⁰, 5s எலக்ட்ரான்கள் இல்லாதது; மாலிப்டினத்துக்கு நேர் கீழுள்ள டங்ஸ்டன் [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². உங்கள் பாடநெறிக்குத் தேவையான விதிவிலக்குகளை, பொதுமைப்படுத்த இயலாத ஒரு விதியிலிருந்து வருவிக்காமல், தரவிலிருந்து கற்றுக்கொள்ளுங்கள்.

ஓரணு அயனிகளின் அமைப்புகள்

எதிரயனிக்கு, அடுத்துக் கிடைக்கும் துணைக்கூட்டில் எலக்ட்ரான்களைச் சேர்க்கவும்: [Ne] 3s² 3p⁵ ஆன குளோரின், ஆர்கானுடன் சம எலக்ட்ரான் கொண்ட Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶ ஆகிறது. நேரயனிக்கு, அதிக n உள்ள துணைக்கூட்டிலிருந்து முதலில் எலக்ட்ரான்களை நீக்கவும்; அந்தக் கூட்டுக்குள் s-க்கு முன் p-இலிருந்து. முதல் வரிசை இடைநிலை உலோகத்துக்கு, அது எந்த 3d எலக்ட்ரான்களுக்கும் முன் 4s எலக்ட்ரான்களை எடுத்துக்கொள்கிறது.

எடுத்துக்காட்டு 3: இரும்பு அயனிகள். இரும்பு [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ இரு 4s எலக்ட்ரான்களையும் இழந்து [Ar] 3d⁶ தருகிறது; Fe³⁺ 3d-இலிருந்து இன்னும் ஒன்றை இழந்து [Ar] 3d⁵ தருகிறது. எண்ணிக்கைகளைச் சரிபாருங்கள்: இரும்பில் 26 எலக்ட்ரான்கள், Fe²⁺-இல் 18 + 6 = 24, Fe³⁺-இல் 18 + 5 = 23. தனித்த Fe³⁺ அயனியில் ஐந்து இணையாத எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன, ஒவ்வொரு 3d ஆர்பிட்டாலிலும் ஒன்று.

இதே தர்க்கம் p தொகுதியிலும் பொருந்தும். தகரம் [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²; Sn²⁺ தன் இரு 5p எலக்ட்ரான்களை இழந்து [Kr] 4d¹⁰ 5s² ஆகிறது. தாமிரத்தின் ஒற்றை 4s எலக்ட்ரான் முதலில் வெளியேறுவதால், தாமிரம்(I) [Ar] 3d¹⁰.

அமைப்புகளை எழுதும்போது பொதுவான தவறுகள்

பெரும்பாலான அமைப்புப் பிழைகள் சில வடிவங்களில் அடங்குகின்றன; முன்னேறிச் செல்லும் முன் ஒவ்வொன்றையும் விரைவான சரிபார்ப்பால் பிடிக்கலாம்.

கேள்வி இணையாத எலக்ட்ரான்களைக் கேட்கும்போது, அமைப்புச் சரத்திலிருந்து தீர்மானிக்காமல், பகுதி நிரம்பிய துணைக்கூட்டுக்கு ஆர்பிட்டால் படம் வரையுங்கள். அது ஒரு அயனியைப் பற்றிக் கேட்கும்போது, முதலில் நடுநிலை அணுவை எழுதி, பின்னர் எலக்ட்ரான்களைச் சேர்க்கவோ நீக்கவோ செய்யுங்கள்.

• 3d எலக்ட்ரான்களை 4s-க்கு முன் நீக்குதல்: Fe²⁺ என்பது [Ar] 3d⁶, [Ar] 3d⁴ 4s² அல்ல. Fe²⁺, Co²⁺, Cu⁺ போன்ற பொதுவான முதல் வரிசை நேரயனிகளுக்கு 4s எலக்ட்ரான்கள் இல்லை.
• தவறான மந்த வாயு மையத்தைப் பயன்படுத்துதல்: மையம் என்பது முந்தைய தொடரின் மந்த வாயு; 19 முதல் 36 வரையான தனிமங்களுக்கு [Ar].
• எலக்ட்ரான்களைத் தவறாக எண்ணுதல்: மேலெழுத்துகளின் கூட்டுத்தொகை அணுவுக்கு Z-க்கும், அயனிக்கு Z கழித்தல் மின்னூட்டத்துக்கும் சமமாக இருக்க வேண்டும்.
• 2p⁷ அல்லது 3d¹¹ போல, ஒரு துணைக்கூட்டை அளவுக்கு மீறி நிரப்புதல்.
• ஒவ்வோர் ஆர்பிட்டாலிலும் ஒன்று இருக்கும் முன் p அல்லது d துணைக்கூட்டில் எலக்ட்ரான்களை இணை சேர்த்தல்.
• d தொகுதியைத் தவறான கூட்டில் வைத்தல்: தொடர் 4 4d-ஐ அல்ல, 3d-ஐ நிரப்புகிறது.
• தரவைச் சரிபார்க்காமல் Cr, Cu வடிவத்தை அவற்றுக்குக் கீழுள்ள ஒவ்வொரு தனிமத்துக்கும் பயன்படுத்துதல்.