ஆவர்த்தனப் போக்குகள்: பயனுறு அணுக்கரு மின்னூட்டம், பருமன், ஆற்றல்

பயனுறு அணுக்கரு மின்னூட்டமும் மறைப்பும்

வெளிப்புற எலக்ட்ரான் முழு அணுக்கரு மின்னூட்டம் Z-ஐ உணர்வதில்லை. அணுக்கருவுக்கு அருகிலுள்ள எலக்ட்ரான்கள் அதை ஓரளவு நீக்குகின்றன; நிகர இழுவிசை பயனுறு அணுக்கரு மின்னூட்டம், Zeff = Z − S, மூலம் விவரிக்கப்படுகிறது, இங்கு S ஒரு மறைப்பு மாறிலி. கீழ்க் கூடுகளில் உள்ள உள்ளகை எலக்ட்ரான்கள் நன்றாக மறைக்கின்றன. அதே கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்கள் மோசமாக மறைக்கின்றன, ஏனெனில் சராசரியாக அவை கேள்விக்குரிய எலக்ட்ரானை விட அணுக்கருவுக்கு அருகில் இல்லை.

தோராய மதிப்பீடு உள்ளகை எலக்ட்ரான்களை மட்டுமே எண்ணுகிறது. சோடியம் (Z = 11), குளோரின் (Z = 17) இரண்டிலும் 10 உள்ளகை எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன; எனவே சோடியத்தின் 3s எலக்ட்ரான் ஏறத்தாழ +1-ஐயும், குளோரினின் 3p எலக்ட்ரான்கள் ஏறத்தாழ +7-ஐயும் உணர்கின்றன. ஸ்லேட்டர் விதிகள் இதை மேலும் செம்மைப்படுத்துகின்றன. ns அல்லது np துணைக்கூட்டில் உள்ள ஓர் எலக்ட்ரானுக்கு, அதே ns, np துணைக்கூடுகளில் உள்ள ஒவ்வொரு பிற எலக்ட்ரானும் S-உடன் 0.35 சேர்க்கிறது (1s-க்குள் 0.30), n − 1 கூட்டில் உள்ள ஒவ்வோர் எலக்ட்ரானும் 0.85 சேர்க்கிறது, ஆழமான கூடுகளில் உள்ள ஒவ்வோர் எலக்ட்ரானும் 1.00 சேர்க்கிறது.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 1. சோடியத்தின் 3s எலக்ட்ரானுக்கு, S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80; எனவே Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. குளோரினின் ஒரு 3p எலக்ட்ரானுக்கு, S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90; எனவே Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. தொடர் 3 முழுவதும், சேர்க்கப்படும் ஒவ்வொரு புரோட்டானும் சேர்க்கப்படும் அதே கூட்டு எலக்ட்ரானால் ஓரளவு மட்டுமே ஈடுசெய்யப்படுகிறது; எனவே n 3-இலேயே இருக்க, Zeff இடமிருந்து வலமாக உயர்கிறது.

அணு ஆரமும் சம எலக்ட்ரான் அயனிகளும்

ஒரு தொடரில் குறுக்காகச் செல்லும்போது Zeff உயர்ந்து வெளிப்புற எலக்ட்ரான்கள் அதே கூட்டிலேயே இருப்பதால், அவை அருகில் இழுக்கப்பட்டு அணு ஆரம் குறைகிறது. ஒரு தொகுதியில் கீழ்நோக்கிச் செல்லும்போது ஒவ்வொரு தொடரும் ஒரு கூட்டைச் சேர்த்து வெளிப்புற எலக்ட்ரான்களை மேலும் தொலைவில் வைப்பதால், Zeff ஒப்பீட்டளவில் குறைவாகவே மாறுவதால், அது அதிகரிக்கிறது. மிகப் பெரிய அணுக்கள் அட்டவணையின் கீழ் இடப்புறத்திலும், மிகச் சிறியவை மேல் வலப்புறத்திலும் உள்ளன.

நேரயனி அதன் மூல அணுவை விடச் சிறியது: எலக்ட்ரான்களை இழப்பது விலக்கத்தைக் குறைக்கிறது, முதன்மைத் தொகுதி நேரயனிகளுக்கு அது பொதுவாக வெளிப்புறக் கூட்டை வெறுமையாக்குகிறது. எதிரயனி அதன் மூல அணுவை விடப் பெரியது, ஏனெனில் அணுக்கரு மின்னூட்டம் மாறாமல் இருக்கையில் சேர்க்கப்பட்ட எலக்ட்ரான் விலக்கத்தை அதிகரிக்கிறது.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 2. N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺ ஆகியவற்றை ஆரத்தின்படி வரிசைப்படுத்துங்கள். முதலில் எலக்ட்ரான்களை எண்ணுங்கள்: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2, 13 − 3 ஆகிய அனைத்தும் 10-க்குச் சமம்; எனவே ஒவ்வோர் அயனியும் நியான் அமைப்பு 1s² 2s² 2p⁶ கொண்டது. எலக்ட்ரான் எண்ணிக்கை ஒரே மாதிரி இருப்பதால், ஒரே வேறுபாடு அணுக்கரு மின்னூட்டம்தான், அது 7-இலிருந்து 13 வரை உயர்கிறது. அதிக புரோட்டான்கள் அதே எலக்ட்ரான் மேகத்தை இறுக்கமாக இழுக்கின்றன; எனவே வரிசை N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

முதல் அயனியாக்க ஆற்றலும் அதன் துணைக்கூட்டு விதிவிலக்குகளும்

முதல் அயனியாக்க ஆற்றல் என்பது வாயு அணுவிலிருந்து மிகத் தளர்வாகப் பிடிக்கப்பட்ட எலக்ட்ரானை நீக்கத் தேவையான ஆற்றல்: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Zeff உயர்ந்து ஆரம் சுருங்குவதால் இது பொதுவாக ஒரு தொடரில் குறுக்காக அதிகரிக்கிறது, ஒரு தொகுதியில் கீழ்நோக்கிக் குறைகிறது. NIST அயனியாக்க ஆற்றல்களை ஓர் அணுவுக்கு எலக்ட்ரான் வோல்ட்டில் பட்டியலிடுகிறது; ஒவ்வொரு eV-க்கும் 96.485 kJ/mol-ஆல் பெருக்குவது அவற்றை மோலார் அலகுகளாக மாற்றுகிறது.

NIST அணு நிறமாலைத் தரவுத்தளத்திலிருந்து மாற்றப்பட்ட தொடர் 2 மதிப்புகள் Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0, Ne 2080.7 kJ/mol. இரண்டு படிகள் தவறான திசையில் செல்கின்றன. போரானின் வெளிப்புற எலக்ட்ரான் 2p-இல் உள்ளது; அது அதிக ஆற்றல் உடையது, 2s இணையால் ஓரளவு மறைக்கப்படுகிறது; எனவே போரான் பெரிலியத்துக்குக் கீழே உள்ளது. ஆக்சிஜனின் நான்காவது 2p எலக்ட்ரான் ஏற்கெனவே நிரம்பிய ஆர்பிட்டாலில் இணை சேர வேண்டும், கூடுதல் விலக்கம் அதை நீக்குவதை எளிதாக்குகிறது; எனவே ஆக்சிஜன் நைட்ரஜனுக்குக் கீழே உள்ளது.

இதே இரண்டு சரிவுகள் தொடர் 3-இலும் தோன்றுகின்றன: அலுமினியம் (577.5 kJ/mol) மெக்னீசியத்தை (737.7 kJ/mol) விடக் குறைவு, கந்தகம் (999.6 kJ/mol) பாஸ்பரசை (1011.8 kJ/mol) விடக் குறைவு. இந்த மீண்டும் வரும் வடிவம், அது ஒரு விசித்திரமான தனிமத்திலிருந்து அல்ல, துணைக்கூட்டுக் கட்டமைப்பிலிருந்து வருகிறது என்பதைக் காட்டுகிறது.

தொடர்ச்சியான அயனியாக்க ஆற்றல்களும் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களும்

ஒவ்வொரு தொடர்ச்சியான அயனியாக்க ஆற்றலும் முந்தையதை விடப் பெரியது, ஏனெனில் ஒவ்வோர் எலக்ட்ரானும் மேலும் மேலும் நேர்மின்னூட்டம் பெற்ற அயனியிலிருந்து வெளியேறுகிறது. ஒவ்வொரு தாவலின் அளவே பயனுள்ள தகவல். மிதமான அதிகரிப்பு அடுத்த எலக்ட்ரான் அதே இணைதிறன் கூட்டிலிருந்து வருகிறது என்று பொருள்; மிகப் பெரிய தாவல் அது அணுக்கருவுக்கு அருகிலும் மிகக் குறைவாக மறைக்கப்பட்டதுமான உள்ளகையிலிருந்து வர வேண்டும் என்று பொருள்.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 3. NIST மெக்னீசியத்தின் முதல் மூன்று அயனியாக்க ஆற்றல்களை 7.646, 15.035, 80.144 eV எனத் தருகிறது. மாற்றுதல்: 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 விகிதம் 1450.7 / 737.7 = 1.97, ஆனால் IE₃/IE₂ விகிதம் 7732.7 / 1450.7 = 5.33. இரண்டாவது எலக்ட்ரானுக்குப் பிறகான பெரிய தாவல், மெக்னீசியத்துக்கு இரண்டு இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள், [Ne] 3s², உள்ளன என்பதைக் காட்டுகிறது; சாதாரண வேதியியலில் அது ஏன் Mg²⁺-ஐ உருவாக்குகிறது ஆனால் Mg³⁺-ஐ உருவாக்குவதில்லை என்பதையும் விளக்குகிறது.

சோடியம் தாவலை ஒரு படி முன்பே காட்டுகிறது. அதன் இரண்டாவது அயனியாக்க ஆற்றல், 4562.4 kJ/mol, அதன் முதலாவதான 495.8 kJ/mol-ஐ விட ஏறத்தாழ 9.2 மடங்கு, ஏனெனில் இரண்டாவது எலக்ட்ரான் 2p உள்ளகையிலிருந்து வர வேண்டும்.

எலக்ட்ரான் நாட்டமும் மின்னெதிர்த்தன்மையும்

எலக்ட்ரான் நாட்டம், வாயு அணு ஓர் எலக்ட்ரானைப் பெறும்போது ஏற்படும் ஆற்றல் மாற்றத்தை விவரிக்கிறது: X(g) + e⁻ → X⁻(g). குறிக் மரபுகள் வேறுபடுகின்றன. OpenStax உட்பட சில பாடநூல்கள் ஆற்றல் மாற்றத்தைத் தெரிவிக்கின்றன; ஆற்றல் வெளியாகும்போது அது எதிர்மறையாக இருக்கும்; பிற பாடநூல்கள் வெளியாகும் ஆற்றலை நேர்மறை எண்ணாகத் தெரிவிக்கின்றன. மதிப்புகளை ஒப்பிடும் முன் மரபைச் சரிபாருங்கள். மந்த வாயுக்களைத் தவிர, ஒரு தொடரின் வலப்புறம் நோக்கியுள்ள அணுக்கள் அதிக ஆற்றலை வெளியிடுகின்றன, ஏனெனில் அவற்றின் உயர் Zeff உள்வரும் எலக்ட்ரானை வலுவாக ஈர்க்கிறது.

எலக்ட்ரான் நாட்டம் அயனியாக்க ஆற்றலை விடக் குறைவான ஒழுங்கு கொண்டது. NIST Chemistry WebBook மதிப்புகளான 3.613, 3.401 eV அடிப்படையில், குளோரின் புளோரினை விட அதிக ஆற்றலை, ஏறத்தாழ 349 kJ/mol, 328 kJ/mol உடன் ஒப்பிட, வெளியிடுகிறது. புளோரினின் கச்சிதமான 2p துணைக்கூட்டில் சேர்க்கப்பட்ட எலக்ட்ரான் வலுவான விலக்கத்தைச் சந்திக்கிறது. பெரிலியம், நைட்ரஜன், மந்த வாயுக்கள் நிலையான வாயு எதிரயனிகளை உருவாக்கும் போக்கு மிகச் சிறிதாகவோ இல்லாமலோ உள்ளன, ஏனெனில் சேர்க்கப்பட்ட எலக்ட்ரான் உயர்ந்த துணைக்கூட்டுக்குள் நுழையும், அல்லது பாதி நிரம்பிய ஒன்றில் இணை சேரும்.

மின்னெதிர்த்தன்மை என்பது ஒரு மூலக்கூறிலுள்ள அணு ஒரு பிணைப்பின் எலக்ட்ரான்களை ஈர்க்கும் திறன். அயனியாக்க ஆற்றலைப் போலன்றி, இது தனித்த அணுவில் அளக்கப்படுவதில்லை; பிணைப்பு ஆற்றல்கள் அல்லது பிற தரவிலிருந்து வருவிக்கப்படுகிறது; பாலிங் அளவுகோல் மிகவும் பரவலாகப் பயன்படுத்தப்படுகிறது. புளோரின் ஏறத்தாழ 4.0 உடன் மிக உயர்ந்தது. மின்னெதிர்த்தன்மை ஒரு தொடரில் குறுக்காக அதிகரிக்கிறது, ஒரு தொகுதியில் கீழ்நோக்கிக் குறைகிறது; எனவே பிணைப்பு முனைவுத்தன்மை H–F-இலிருந்து H–Cl, H–Br வழியாக H–I வரை குறைகிறது.

ஆவர்த்தனப் போக்குகளை விளக்குவதில் பொதுவான தவறுகள்

போக்குக் கேள்விகள் பொதுவாக வரிசையை மட்டுமல்ல, விளக்கத்தையே மதிப்பிடுகின்றன.

முழுமையான விளக்கம் ஒப்பீட்டுக்குப் பெயரிடுகிறது (அதே கூடா வேறு கூடா), Zeff-க்கு அல்லது தொலைவுக்கு என்ன நிகழ்கிறது என்று கூறுகிறது, அந்த மாற்றத்தைக் கேள்விக்குரிய எலக்ட்ரான் மீதான விசையுடன் இணைக்கிறது.

• ஓர் அணு அதிக எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டிருப்பதால் சிறியது என்று கூறுதல். ஒரு தொடரில் குறுக்காக, எலக்ட்ரான்கள் அதே கூட்டுக்குள் நுழைகின்றன; Zeff உயர்வதால் பருமன் குறைகிறது.
• தொகுதியில் கீழ்நோக்கி Zeff சிறிதளவே மாறுகிறது என்பதைக் குறிப்பிடாமல், “அதிகக் கூடுகள்” என்பதை மட்டும் கொண்டு தொகுதிப் போக்கை விளக்குதல்.
• அயனியாக்க ஆற்றலை ஒரு தொடரில் குறுக்காக கண்டிப்பாக அதிகரிப்பதாகக் கருதுதல். தொகுதி 2-இலிருந்து 13-க்கும், தொகுதி 15-இலிருந்து 16-க்கும் உள்ள படிகளைச் சரிபாருங்கள்.
• அயனிகள் சம எலக்ட்ரான் கொண்டவையா என்பதை முதலில் சரிபார்க்காமல், அணுக்கரு மின்னூட்டத்தால் அவற்றை ஒப்பிடுதல்.
• எலக்ட்ரான் நாட்டக் குறி மரபுகளைக் கலந்து, மிகவும் எதிர்மறையான எண் சிறிய நாட்டம் என்று முடிவு செய்தல்.
• வெவ்வேறு அட்டவணைகளிலிருந்து ஆரங்களை ஒப்பிடுதல். சகப்பிணைப்பு, உலோக, அயனி ஆரங்கள் வெவ்வேறு விதமாக வரையறுக்கப்படுகின்றன.
• ஓர் அணு “விரும்புவதைக்” கொண்டு விளக்குதல். அணுக்களுக்கு இலக்குகள் இல்லை; ஈர்ப்பு, தொலைவு, விலக்கம் ஆகியவற்றைக் கொண்டு விளக்குங்கள்.