වාතයෙන් වාෂ්පශීලී කාබනික සංයෝග (VOCs) ඉවත් කිරීම සඳහා අයනීකරණය යෙදීම. රසායන විද්‍යාව යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන අයනීකරණ ක්රියාවලිය
පරමාණුවක ව්යුහය එහි අරය, අයනීකරණ ශක්තිය, ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවය, විද්යුත් සෘණතාව සහ පරමාණුවේ අනෙකුත් පරාමිතීන් තීරණය කරයි. පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රොනික කවච මගින් දෘශ්‍ය, විද්යුත්, චුම්භක සහ වඩාත්ම වැදගත් ලෙස පරමාණු සහ අණුවල රසායනික ගුණාංග මෙන්ම ඝන ද්‍රව්‍යවල බොහෝ ගුණාංග තීරණය කරයි.
පරමාණුවේ චුම්බක ලක්ෂණ
ඉලෙක්ට්රෝනයට තමන්ගේම ඇත චුම්බක මොහොත, ව්‍යවහාරික චුම්භක ක්ෂේත්‍රයට සමාන්තරව හෝ ප්‍රතිවිරුද්ධ දිශාවකින් ප්‍රමාණනය කර ඇත. එකම කාක්ෂිකයේ සිටින ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ප්‍රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණයන් තිබේ නම් (Pauli මූලධර්මය අනුව), එවිට ඒවා එකිනෙක අවලංගු වේ. මෙහිදී අපි කියන්නේ ඉලෙක්ට්රෝන කියලා යුගල කර ඇත. යුගල වූ ඉලෙක්ට්රෝන පමණක් ඇති පරමාණු චුම්බක ක්ෂේත්‍රයෙන් පිටතට තල්ලු කරනු ලැබේ. එවැනි පරමාණු ලෙස හැඳින්වේ diamagnetic. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන එකක් හෝ කිහිපයක් ඇති පරමාණු චුම්භක ක්ෂේත්‍රයකට ඇද දමනු ලැබේ. ඒවා diamagnetic ලෙස හැඳින්වේ.
පරමාණුවක චුම්බක මොහොත, චුම්බක ක්ෂේත්‍රයක් සමඟ පරමාණුවක අන්තර් ක්‍රියාකාරිත්වයේ තීව්‍රතාවය සංලක්ෂිත වේ, යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන ගණනට ප්‍රායෝගිකව සමානුපාතික වේ.
විවිධ මූලද්රව්යවල පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රොනික ව්‍යුහයේ ලක්ෂණ අයනීකරණ ශක්තිය සහ ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවය වැනි ශක්ති ලක්ෂණ වලින් පිළිබිඹු වේ.
අයනීකරණ ශක්තිය
පරමාණුවක අයනීකරණයේ ශක්තිය (විභවය). ඊ මමසමීකරණයට අනුව පරමාණුවක සිට අනන්තය දක්වා ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඉවත් කිරීමට අවශ්‍ය අවම ශක්තිය වේ
X = X + + ඊ −
එහි අගයන් ආවර්තිතා වගුවේ සියලුම මූලද්රව්යවල පරමාණු සඳහා ප්‍රසිද්ධය. උදාහරණයක් ලෙස, හයිඩ්රජන් පරමාණුවක අයනීකරණ ශක්තිය ඉලෙක්ට්රෝනයක් 1 සිට සංක්‍රමණය වීමට අනුරූප වේ s-ශක්ති උපමට්ටම (−1312.1 kJ/mol) ශුන්‍ය ශක්තිය සහිත උප මට්ටමට සහ +1312.1 kJ/mol ට සමාන වේ.
පරමාණුවල එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඉවත් කිරීමට අනුරූප වන පළමු අයනීකරණ විභවයන් වෙනස් කිරීමේදී, පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වීමත් සමඟ ආවර්තිතා පැහැදිලිව ප්‍රකාශ වේ:
කාල පරිච්ඡේදයක් හරහා වමේ සිට දකුණට ගමන් කරන විට, අයනීකරණ ශක්තිය, සාමාන්‍යයෙන්, කණ්ඩායම තුළ පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වීමත් සමඟ ක්‍රමයෙන් වැඩි වේ. ක්ෂාර ලෝහවල අවම පළමු අයනීකරණ විභවයන් ඇති අතර උච්ච වායුවලට උපරිමය ඇත.
එකම පරමාණුව සඳහා, ධන ආරෝපිත අයනයකින් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඉවත් කළ යුතු බැවින්, දෙවන, තුන්වන සහ පසුව අයනීකරණ ශක්තීන් සෑම විටම වැඩි වේ. උදාහරණයක් ලෙස, ලිතියම් පරමාණුවක් සඳහා, පළමු, දෙවන සහ තෙවන අයනීකරණ ශක්තීන් පිළිවෙලින් 520.3, 7298.1 සහ 11814.9 kJ/mol වේ.
ඉලෙක්ට්රෝන වියුක්ත කිරීමේ අනුපිළිවෙල සාමාන්‍යයෙන් අවම ශක්තියේ මූලධර්මයට අනුකූලව ඉලෙක්ට්රෝන සහිත කාක්ෂික පිරවීමේ ප්‍රතිලෝම අනුපිළිවෙලයි. කෙසේ වෙතත්, ජනාකීර්ණ වන මූලද්රව්ය ඈ- කක්ෂය යනු ව්‍යතිරේකයකි - පළමුවෙන්ම, ඒවා අහිමි නොවේ ඈ-, ඒ s- ඉලෙක්ට්රෝන.
ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවය
පරමාණු ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධය ඒ e යනු අතිරේක ඉලෙක්ට්රෝනයක් සම්බන්ධ කර සෘණ අයනයක් බවට පත් කිරීමට පරමාණුවලට ඇති හැකියාවයි. ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවයේ මිනුමක් යනු මුදා හරින හෝ අවශෝෂණය කරන ශක්තියයි. ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාව සෘණ අයන X හි අයනීකරණ ශක්තියට සමාන වේ -:
X - = X + ඊ −
හැලජන් පරමාණු වලට විශාලතම ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවය ඇත. උදාහරණයක් ලෙස, ෆ්ලෝරීන් පරමාණුවක් සඳහා ඉලෙක්ට්රෝනයක් එකතු කිරීමත් සමඟ 327.9 kJ/mol ශක්තියක් මුදා හැරේ. මූලද්රව්ය ගණනාවක් සඳහා ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධය ශුන්‍ය හෝ සෘණ අගයට ආසන්න වේ, එනම් මෙම මූලද්රව්ය සඳහා ස්ථායී ඇනායනයක් නොමැති වීමයි.
සාමාන්‍යයෙන්, විවිධ මූලද්රව්යවල පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධය ඒවායේ අයනීකරණ ශක්තියේ වැඩි වීමක් සමඟ සමාන්තරව අඩු වේ. කෙසේ වෙතත්, සමහර මූලද්රව්ය යුගල සඳහා ව්යතිරේක පවතී:
| මූලද්රව්යය | ඊමම, kJ/mol | ඒ ඊ, kJ/mol |
| එෆ් | 1681 | −238 |
| Cl | 1251 | −349 |
| එන් | 1402 | 7 |
| පී | 1012 | −71 |
| ඕ | 1314 | −141 |
| එස් | 1000 | −200 |
පළමු පරමාණුවල කුඩා ප්‍රමාණයන් සහ ඒවායේ ඇති විශාල ඉලෙක්ට්රෝන-ඉලෙක්ට්රෝන විකර්ෂණය මත පදනම්ව මේ සඳහා පැහැදිලි කිරීමක් කළ හැකිය.
විද්යුත් සෘණතාව
විද්යුත් සෘණතාව යනු රසායනික බන්ධනයක් (ඉහළ විද්යුත් සෘණතාවයක් ඇති මූලද්රව්යයක් දෙසට) සෑදීමේදී ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළක් එහි දිශාවට මාරු කිරීමට රසායනික මූලද්‍රව්‍යයක පරමාණුවකට ඇති හැකියාව සංලක්ෂිත වේ. ඇමරිකානු භෞතික විද්‍යාඥ මල්ලිකන් අයනීකරණ විභවය සහ ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවය අතර අංක ගණිත මධ්‍යයන් ලෙස විද්යුත් සෘණතාව නිර්වචනය කිරීමට යෝජනා කළේය.
χ = 1/2 ( ඊමම + ඒ ඊ)
මෙම ක්රමය භාවිතා කිරීමේ දුෂ්කරතාවය නම් සියලුම මූලද්රව්ය සඳහා ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධකම් නොදැන සිටීමයි.
දැනටමත් සඳහන් කර ඇති පරිදි, සහසංයුජ බන්ධනයක් සිදු කරන පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් උද්වේගකර අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණුවල ඇති යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන හේතුවෙන් සෑදිය හැක. උදාහරණයක් ලෙස, වැනි අණු සෑදීමේදී මෙය සිදු වේ. මෙහිදී, සෑම පරමාණුවකටම යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඇත; එවැනි පරමාණු දෙකක් අන්තර්ක්‍රියා කරන විට, පොදු ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් නිර්මාණය වේ - සහසංයුජ බන්ධනයක් සිදු වේ.
උද්දීපනය නොවූ නයිට්රජන් පරමාණුවක යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන තුනක් ඇත:
එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන හේතුවෙන් නයිට්රජන් පරමාණුව සහසංයුජ බන්ධන තුනක් සෑදීමට සහභාගී විය හැක. මෙය සිදු වන්නේ, උදාහරණයක් ලෙස, අණු වල හෝ නයිට්රජන් වල සහසංයුජතාවය 3 වන විටය.
කෙසේ වෙතත්, සහසංයුජ බන්ධන සංඛ්යාව උද්දීපනය නොවූ පරමාණුවකට ඇති වාෂ්පීකරණය වූ ඉලෙක්ට්රෝන ගණනට වඩා වැඩි විය හැක. මේ අනුව, සාමාන්‍ය තත්වයේ දී, කාබන් පරමාණුවේ පිටත ඉලෙක්ට්රොනික ස්ථරය රූප සටහන මගින් නිරූපණය කර ඇති ව්‍යුහයක් ඇත:
පවතින යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන හේතුවෙන් කාබන් පරමාණුවකට සහසංයුජ බන්ධන දෙකක් සෑදිය හැක. මේ අතර, කාබන් සංලක්ෂිත වන්නේ එහි එක් එක් පරමාණු සහසංයුජ බන්ධන හතරකින් අසල්වැසි පරමාණුවලට සම්බන්ධ වන සංයෝග (උදාහරණයක් ලෙස, ආදිය). මෙය යම් ශක්තියක් වැය වීමත් සමඟම, පරමාණුවේ පවතින ඉලෙක්ට්රෝන වලින් එකක් උප තලයකට මාරු කළ හැකි වීම නිසා, පරමාණුව උද්යෝගිමත් තත්ත්වයකට පත් වන අතර, එම සංඛ්‍යාවද සිදු වේ යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන වැඩි වේ. ඉලෙක්ට්රෝන "යුගල කිරීම" සමඟින් එවැනි උද්දීපන ක්‍රියාවලියක් පහත රූප සටහනෙන් නිරූපණය කළ හැකි අතර, උද්යෝගිමත් තත්වය මූලද්රව්ය සංකේතය අසල තරු ලකුණකින් සලකුණු කර ඇත:
කාබන් පරමාණුවේ පිටත ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ දැන් යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන හතරක් ඇත; එබැවින් උද්යෝගිමත් කාබන් පරමාණුව සහසංයුජ බන්ධන හතරක් සෑදීමට සහභාගී විය හැක. මෙම අවස්ථාවෙහිදී, නිර්මාණය කරන ලද සහසංයුජ බන්ධන ගණන වැඩි වීමත් සමඟ පරමාණුව උද්යෝගිමත් තත්වයකට මාරු කිරීම සඳහා වැය වන ශක්තියට වඩා වැඩි ශක්තියක් මුදා හැරේ.
පරමාණුවක උද්දීපනය, යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව වැඩිවීමට තුඩු දෙයි නම්, ඉතා විශාල බලශක්ති පිරිවැයක් සමඟ සම්බන්ධ වේ නම්, මෙම පිරිවැය නව බන්ධන සෑදීමේ ශක්තියෙන් වන්දි ලබා නොදේ; එවිට සමස්තයක් ලෙස එවැනි ක්‍රියාවලියක් ශක්තිජනක ලෙස අහිතකර ලෙස හැරේ. මේ අනුව, ඔක්සිජන් සහ ෆ්ලෝරීන් පරමාණු බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ නිදහස් කාක්ෂික නොමැත:
මෙහිදී යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්‍යාවේ වැඩි වීමක් කළ හැක්කේ එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඊළඟ ශක්ති මට්ටමට එනම් ප්‍රාන්තයට මාරු කිරීමෙන් පමණි. කෙසේ වෙතත්, එවැනි සංක්‍රාන්තියක් ඉතා විශාල බලශක්ති වියදමක් සමඟ සම්බන්ධ වී ඇති අතර එය නව බන්ධන පැනනගින විට නිකුත් කරන ශක්තියෙන් ආවරණය නොවේ. එබැවින් යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන හේතුවෙන් ඔක්සිජන් පරමාණුවකට සහසංයුජ බන්ධන දෙකකට වඩා සෑදිය නොහැකි අතර ෆ්ලෝරීන් පරමාණුවකට සෑදිය හැක්කේ එකක් පමණි. ඇත්ත වශයෙන්ම, මෙම මූලද්රව්ය ඔක්සිජන් සඳහා දෙකකට සහ ෆ්ලෝරීන් සඳහා එකකට සමාන නියත සහසංයුජතාවයකින් සංලක්ෂිත වේ.
තුන්වන සහ පසු කාලපරිච්ඡේදවල මූලද්රව්යවල පරමාණුවලට බාහිර ඉලෙක්ට්රොනික ස්ථරයේ -උපමහයක් ඇති අතර, පිටත ස්ථරයේ s- සහ p-ඉලෙක්ට්රෝන උද්දීපනය මත ගමන් කළ හැකිය. එබැවින්, යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව වැඩි කිරීමට අමතර අවස්ථා පැන නගී. මේ අනුව, ක්ලෝරීන් පරමාණුවක්, උද්දීපනය නොවූ අවස්ථාවක යුගල නොකළ එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඇති,
යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන තුනකින්, පහකින් හෝ හතකින් සංලක්ෂිත උද්වේගකර තත්ත්වයන්ට යම් ශක්තියක් වැය කිරීමත් සමඟ මාරු කළ හැක;
එබැවින්, ෆ්ලෝරීන් පරමාණුව මෙන් නොව, ක්ලෝරීන් පරමාණුවට එකක් පමණක් නොව, සහසංයුජ බන්ධන තුනක්, පහක් හෝ හතක් සෑදීමට සහභාගී විය හැකිය. මේ අනුව, ක්ලෝරස් අම්ලයේ ක්ලෝරීන් වල සහසංයුජතාව තුනක්, පර්ක්ලෝරික් අම්ලය තුළ එය පහක් සහ පර්ක්ලෝරික් අම්ලය තුළ එය හතක් වේ. ඒ හා සමානව, සල්ෆර් පරමාණුවක්, වැඩ නොකරන ලද - උප මට්ටමක්, යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන හතරක් හෝ හයක් සමඟ උද්යෝගිමත් තත්වයන්ට යා හැකි අතර, එබැවින් ඔක්සිජන් වැනි දෙකක් පමණක් නොව සහසංයුජ බන්ධන හතරක් හෝ හයක් සෑදීමට සහභාගී වේ. සල්ෆර් හතරක් හෝ හයක් සහසංයුජතාවයක් පෙන්නුම් කරන සංයෝගවල පැවැත්ම මෙයින් පැහැදිලි කළ හැක.
බොහෝ අවස්ථා වලදී සහසංයුජ බන්ධන ද පරමාණුවේ බාහිර ඉලෙක්ට්රොනික ක්ෂේත්‍රයේ පවතින යුගල ඉලෙක්ට්රෝන හේතුවෙන් පැන නගී. උදාහරණයක් ලෙස, ඇමෝනියා අණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය සලකා බලන්න:
මෙහි තිත් මගින් නයිට්රජන් පරමාණුවට මුලින් අයත් වූ ඉලෙක්ට්රෝන ද, කුරුසවලින් මුලින් හයිඩ්රජන් පරමාණුවලට අයත් වූ ඉලෙක්ට්රෝන ද දැක්වේ. නයිට්රජන් පරමාණුවේ පිටත ඉලෙක්ට්රෝන අටෙන් හයක් සහසංයුජ බන්ධන තුනක් සාදන අතර නයිට්රජන් පරමාණු සහ හයිඩ්රජන් පරමාණු සඳහා පොදු වේ. නමුත් ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් නයිට්රජන් වලට පමණක් අයත් වන අතර තනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් සාදයි. මෙම පරමාණුවේ පිටත ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ නිදහස් කාක්ෂිකයක් තිබේ නම් එවැනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් වෙනත් පරමාණුවක් සමඟ සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමට ද සහභාගී විය හැකිය. සාමාන්‍යයෙන් ඉලෙක්ට්රෝන වලින් තොර හයිඩ්රජන් නොවන ද්‍රව්‍යයේ, පුරවා නැති කක්ෂයක් පවතී.
එබැවින්, අණුවක් හයිඩ්රජන් අයනයක් සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කරන විට, ඒවා අතර සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇතිවේ; නයිට්රජන් පරමාණුවේ ඇති හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලය පරමාණු දෙක අතර බෙදී යන අතර එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස ඇමෝනියම් අයනයක් සෑදේ.
මෙහිදී ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් (ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක්) නිසා සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇති වූ අතර, මුලින් එක් පරමාණුවකට (ඉලෙක්ට්රෝන යුගල දායකයා) අයත් වූ වෙනත් පරමාණුවක (ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ප්‍රතිග්‍රාහක) නිදහස් කක්ෂයකි.
සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමේ මෙම ක්රමය donor-acceptor ලෙස හැඳින්වේ. සලකා බැලූ උදාහරණයේ ඉලෙක්ට්රෝන යුගල දායකයා නයිට්රජන් පරමාණුවක් වන අතර ප්‍රතිග්‍රාහකය හයිඩ්රජන් පරමාණුවකි.
ඇමෝනියම් අයනවල ඇති බන්ධන හතර සෑම අතින්ම සමාන බව අත්දැකීමෙන් තහවුරු වී ඇත. පරිත්‍යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක ක්රමය මගින් සාදන ලද බන්ධනයක් අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණුවල යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන මගින් නිර්මාණය කරන ලද සහසංයුජ බන්ධනයකින් එහි ගුණ වෙනස් නොවන බව මෙයින් අනුගමනය කෙරේ.
දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක ආකාරයෙන් සාදන ලද බන්ධන ඇති අණුවක තවත් උදාහරණයක් වන්නේ නයිට්‍රික් ඔක්සයිඩ් අණුවයි.
මීට පෙර, මෙම සංයෝගයේ ව්‍යුහාත්මක සූත්රය පහත පරිදි නිරූපණය කරන ලදී:
මෙම සූත්‍රයට අනුව මධ්යම නයිට්රජන් පරමාණුව සහසංයුජ බන්ධන පහකින් අසල්වැසි පරමාණුවලට සම්බන්ධ වන අතර එමඟින් එහි පිටත ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ ඉලෙක්ට්රෝන දහයක් (ඉලෙක්ට්රෝන යුගල පහක්) අඩංගු වේ. නමුත් එවැනි නිගමනයක් නයිට්රජන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික ව්‍යුහයට පටහැනි වේ, එහි පිටත L-ස්ථරය කක්ෂ හතරක් (එක් s- සහ p-කාක්ෂික තුනක්) පමණක් අඩංගු වන අතර ඉලෙක්ට්රෝන අටකට වඩා වැඩි ප්‍රමාණයක් ඇතුළත් කළ නොහැක. එබැවින් ලබා දී ඇති ව්‍යුහාත්මක සූත්රය නිවැරදි යැයි සැලකිය නොහැකිය.
නයිට්රජන් ඔක්සයිඩ්වල ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය සලකා බලමු, තනි පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රෝන විකල්ප වශයෙන් තිත් හෝ හරස් මගින් නම් කරනු ලැබේ. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ඇති ඔක්සිජන් පරමාණුව මධ්යම නයිට්රජන් පරමාණුව සමඟ සහසංයුජ බන්ධන දෙකක් සාදයි:
මධ්යම නයිට්රජන් පරමාණුවේ ඉතිරිව ඇති යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝනය හේතුවෙන්, දෙවැන්න දෙවන නයිට්රජන් පරමාණුව සමඟ සහසංයුජ බන්ධනයක් සාදයි:
මේ අනුව, ඔක්සිජන් පරමාණු සහ මධ්යම නයිට්රජන් පරමාණුවේ පිටත ඉලෙක්ට්රොනික ස්ථර පිරී ඇත: ස්ථායී අට ඉලෙක්ට්රෝන වින්යාස මෙහි පිහිටුවා ඇත. නමුත් පිටත නයිට්රජන් පරමාණුවේ පිටතම ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ ඇත්තේ ඉලෙක්ට්රෝන හයක් පමණි; එබැවින් මෙම පරමාණුව වෙනත් ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක ප්‍රතිග්‍රාහකයක් විය හැක. එයට යාබද මධ්යම නයිට්රජන් පරමාණුවේ තනි ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් ඇති අතර දායකයෙකු ලෙස ක්රියා කළ හැක.
මෙය දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක ක්රමය මගින් නයිට්රජන් පරමාණු අතර තවත් සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීමට මග පාදයි:
දැන් අණුව සෑදෙන සෑම පරමාණු තුනකටම පිටත ස්ථරයේ ස්ථායී ඉලෙක්ට්රෝන අටක් ඇත. පරිත්‍යාගශීලි-ප්‍රතිග්‍රාහක ක්‍රමයක් මඟින් සාදනු ලබන සහසංයුජ බන්ධනයක් සම්ප්‍රදායට අනුව, දායක පරමාණුවේ සිට ප්‍රතිග්‍රාහක පරමාණුව වෙත යොමු කරන ලද ඊතලයකින් නම්, නයිට්‍රික් ඔක්සයිඩ් (I) හි ව්‍යුහාත්මක සූත්රය පහත පරිදි නිරූපණය කළ හැක:
මේ අනුව, නයිට්‍රික් ඔක්සයිඩ්වල මධ්යම නයිට්රජන් පරමාණුවේ සහසංයුජතාව හතරක් වන අතර පිටතින්ම ඇත්තේ දෙකකි.
සලකා බැලූ උදාහරණවලින් පෙනී යන්නේ සහසංයුජ බන්ධන සෑදීම සඳහා පරමාණුවලට විවිධ හැකියාවන් ඇති බවයි. උද්දීපනය නොවූ පරමාණුවක යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන නිසාත්, පරමාණුවේ උද්දීපනය (ඉලෙක්ට්රෝන යුගල "යුගල කිරීම") හේතුවෙන් යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන නිසාත්, අවසාන වශයෙන් දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක ක්රමය මගින්ත් දෙවැන්න නිර්මාණය විය හැක. කෙසේ වෙතත්, දී ඇති පරමාණුවක් සෑදිය හැකි සහසංයුජ බන්ධන ගණන සීමිතය. එය තීරණය වන්නේ සංයුජතා කාක්ෂික සංඛ්යාව අනුව ය, එනම් සහසංයුජ බන්ධන සෑදීම සඳහා භාවිතා කරන කාක්ෂික ශක්තිජනක ලෙස හිතකර වේ. ක්වොන්ටම් යාන්ත්‍රික ගණනය කිරීම්වලින් පෙන්නුම් කරන්නේ සමාන කාක්ෂිකවලට බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ s- සහ p-කාක්ෂික සහ පෙර ස්ථරයේ -කාක්ෂික ඇතුළත් වන බවයි; සමහර අවස්ථාවලදී, ක්ලෝරීන් සහ සල්ෆර් පරමාණුවල උදාහරණ සමඟ අප දුටු පරිදි, පිටත ස්ථරයේ -කාක්ෂික සංයුජතා කාක්ෂික ලෙසද භාවිතා කළ හැක.
දෙවන කාලපරිච්ඡේදයේ සියලුම මූලද්රව්යවල පරමාණුවලට බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ කාක්ෂික හතරක් ඇත, පෙර ස්ථරයේ -කාක්ෂික නොමැත. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස, මෙම පරමාණුවල සංයුජතා කක්ෂවලට ඉලෙක්ට්රෝන අටකට වඩා වැඩි ප්‍රමාණයක් ඇතුළත් කළ නොහැක. මෙයින් අදහස් කරන්නේ දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල උපරිම සහසංයුජතාව හතරක් බවයි.
සහසංයුජ බන්ධන සෑදීම සඳහා තුන්වන සහ පසු කාලවල මූලද්රව්යවල පරමාණුවලට s- සහ කාක්ෂික පමණක් නොව - කාක්ෂික ද භාවිතා කළ හැකිය. සහසංයුජ බන්ධන සෑදීම සඳහා බාහිර ඉලෙක්ට්රොනික ස්ථරයේ s- සහ p-කාක්ෂික සහ පෙර ස්ථරයේ සියලුම -කාක්ෂික පහම සහභාගී වන මූලද්රව්යවල දන්නා සංයෝග තිබේ; එවැනි අවස්ථාවන්හිදී, අනුරූප මූලද්රව්යයේ සහසංයුජතාව නවයකට ළඟා වේ.
සහසංයුජ බන්ධන සීමිත සංඛ්‍යාවක් ගොඩනැගීමට පරමාණුවලට ඇති හැකියාව සහසංයුජ බන්ධනයක සංතෘප්තිය ලෙස හැඳින්වේ.
රේඩියෝලයිසිස් අතරමැදි නිෂ්පාදන
අයනීකරණ විකිරණ ඕනෑම පද්ධතියක් මත ක්රියා කරන විට, අයනීකරණය සහ උද්දීපනය කිරීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස අතරමැදි නිෂ්පාදන සෑදී ඇත. මේවාට ඉලෙක්ට්රෝන (තාපගත කරන ලද සහ ද්‍රාව්‍ය කරන ලද, අඩු උද්දීපනය වූ ඉලෙක්ට්රෝන, ආදිය), අයන (රැඩිකල් කැටායන සහ ඇනායන, කාබනීයන්, කාබොකේෂන්, ආදිය), නිදහස් රැඩිකලුන් සහ පරමාණු, උද්යෝගිමත් අංශු ආදිය ඇතුළත් වේ. රීතියක් ලෙස, සාමාන්‍ය තත්වයන් යටතේ, මේවා නිෂ්පාදන ඉහළ ප්‍රතික්‍රියාවකින් සංලක්ෂිත වන අතර එම නිසා කෙටි කාලීන වේ. ඔවුන් ඉක්මනින් ද්රව්යය සමඟ අන්තර් ක්රියා කරන අතර අවසාන (ස්ථායී) විකිරණශීලී නිෂ්පාදන සෑදීමට හේතු වේ.
උද්යෝගිමත් අංශු.උද්දීපනය යනු පදාර්ථය සමඟ අයනීකරණ විකිරණ අන්තර්ක්‍රියා කිරීමේ ප්‍රධාන ක්‍රියාවලියකි. මෙම ක්රියාවලියේ ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, උද්දීපනය වූ අංශු (අණු, පරමාණු සහ අයන) සෑදී ඇත. ඒවා තුළ, ඉලෙක්ට්‍රෝනය භූගත තත්වයට ඉහළින් ඉලෙක්ට්රොනික මට්ටම් වලින් එකක පිහිටා ඇති අතර, අණුවේ, පරමාණුවේ හෝ අයනයේ ඉතිරි (එනම් කුහරය) සමඟ සම්බන්ධ වේ. පැහැදිලිවම, උද්දීපනය මත, අංශුව එලෙසම පවතී. උද්දීපනය වූ අංශු ද සමහර ද්විතියික ක්රියාවලීන් තුළ පැන නගී: අයන උදාසීන කිරීමේදී, බලශක්ති හුවමාරුවේදී, ආදිය. විවිධ පද්ධතිවල (ඇලිෆැටික් සහ විශේෂයෙන් ඇරෝමැටික හයිඩ්රොකාබන, වායු, ආදිය) විකිරණශීලීතාවයේ දී ඔවුන් සැලකිය යුතු කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි.
උද්යෝගිමත් අණු වර්ග. උද්යෝගිමත් අංශු විවිධ කාක්ෂිකවල යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් අඩංගු වේ. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන වල භ්‍රමණය එකම (සමාන්තර) හෝ ප්‍රතිවිරුද්ධ (ප්‍රතිසමාන්තර) දිශානුගත කළ හැක. එවැනි උද්යෝගිමත් අංශු පිළිවෙලින් ත්රිත්ව සහ තනි වේ.
කිසියම් ද්‍රව්‍යයක් අයනීකරණ විකිරණවලට නිරාවරණය වන විට, පහත සඳහන් ප්‍රධාන ක්‍රියාවලීන්හි ප්රතිඵලයක් ලෙස උද්වේගකර තත්ත්වයන් ඇතිවේ.
1) විකිරණ මගින් ද්‍රව්‍යයක අණු සෘජු උද්දීපනය සමඟ (ප්‍රාථමික උද්දීපනය),
2) අයන උදාසීන කරන විට,
3) ශක්තිය අනුකෘතියේ (හෝ ද්‍රාවකයේ) උද්යෝගිමත් අණු වලින් ආකලන (හෝ ද්‍රාව්‍ය) අණු වෙත මාරු කරන විට
4) අඩු උද්දීපන ඉලෙක්ට්රෝන සමඟ ආකලන හෝ ද්රාවිත ද්‍රව්‍යයක අණු අන්තර්ක්‍රියා කිරීමේදී.
අයන.විකිරණ රසායන විද්‍යාවේ අයනීකරණ ක්රියාවලීන් වැදගත් කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි. රීතියක් ලෙස, ඔවුන් ද්රව්යය මගින් අවශෝෂණය කරන අයනීකරණ විකිරණ ශක්තියෙන් අඩකට වඩා පරිභෝජනය කරයි.
අද වන විට, ප්‍රධාන වශයෙන් ප්‍රකාශ ඉලෙක්ට්රෝන වර්ණාවලීක්ෂ සහ ස්කන්ධ වර්ණාවලීක්ෂ ක්‍රම, අයනීකරණ ක්‍රියාවලීන්ගේ ලක්ෂණ, ධනාත්මක අයනවල ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය, ඒවායේ ස්ථායීතාවය, අතුරුදහන් වීමේ මාර්ග ආදිය භාවිතා කරමින් පුළුල් ද්‍රව්‍ය එකතු වී ඇත.
අයනීකරණ ක්රියාවලියේදී ධනාත්මක අයන සෑදී ඇත. සෘජු අයනීකරණය සහ ස්වයං අයනීකරණය අතර වෙනසක් සිදු කෙරේ. සෘජු අයනීකරණය පහත දැක්වෙන සාමාන්‍ය සමීකරණය මගින් නිරූපණය කෙරේ (M යනු විකිරණශීලී ද්‍රව්‍යයේ අණුවකි):
M+ අයන සාමාන්‍යයෙන් මව් ධන අයන ලෙස හැඳින්වේ. උදාහරණයක් ලෙස, ජලය, ඇමෝනියා සහ මෙතනෝල් විකිරණ විච්ඡේදනය කිරීමේදී පැන නගින H 2 0 + , NH 3 සහ CH 3 OH + ඇතුළත් වේ.
ඉලෙක්ට්රෝන. දැනටමත් සඳහන් කර ඇති පරිදි, අයනීකරණ ක්රියාවලීන්හිදී, ධනාත්මක අයන සමඟ ද්විතියික ඉලෙක්ට්රෝන සෑදී ඇත. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන, විවිධ ක්‍රියාවලීන්හි (අයනීකරණය, උද්දීපනය, ඩයිපෝල් ලිහිල් කිරීම, අණුක කම්පන උද්දීපනය යනාදිය) තම ශක්තිය වැය කර තාපගත වේ. දෙවැන්න විවිධ රසායනික හා භෞතික රසායනික ක්රියාවලීන් සඳහා සහභාගී වන අතර, එහි වර්ගය බොහෝ විට පරිසරයේ ස්වභාවය මත රඳා පවතී. සමහර රසායනික හා භෞතික රසායනික ක්‍රියාවලීන්හි (ආකලන අණු උද්දීපනය කිරීම, ප්රතික්රියා ග්‍රහණය කර ගැනීම ආදිය) යම් යම් තත්වයන් යටතේ, අඩු උද්දීපනය වූ ඉලෙක්ට්රෝන සහභාගී වන බව ද අපි අවධාරණය කරමු.
විසඳන ලද ඉලෙක්ට්රෝන.ඉලෙක්ට්රෝන (ජලය, මධ්‍යසාර, ඇමෝනියා, ඇමයින්, ඊතර්, හයිඩ්රොකාබන ආදිය) සම්බන්ධයෙන් ප්‍රතික්‍රියාශීලී නොවන හෝ දුර්වල ලෙස ප්රතික්රියා කරන ද්‍රවවල, ඉලෙක්ට්රෝන, මන්දගාමී වීමෙන් පසු, මාධ්‍යයෙන් ග්‍රහණය කර, ද්‍රාව්‍ය වේ (ජලයේ - සජලනය වේ. ) ඉලෙක්ට්රෝනයට තවමත් යම් අතිරික්ත ශක්තියක් (1 eV ට අඩු) ඇති විට ග්‍රහණය ආරම්භ විය හැක. විසඳුම් ක්රියාවලීන් ද්‍රාවකයේ ස්වභාවය මත රඳා පවතින අතර ධ්‍රැවීය සහ ධ්‍රැවීය නොවන ද්‍රව සඳහා කැපී පෙනෙන ලෙස වෙනස් වේ.
නිදහස් රැඩිකලුන්.ඕනෑම පද්ධතියක විකිරණ විච්ඡේදනය අතරතුර, නිදහස් රැඩිකලුන් අතරමැදි නිෂ්පාදන ලෙස පෙනේ. මේවාට රසායනික බන්ධන සෑදීමේ හැකියාව ඇති යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන එකක් හෝ කිහිපයක් ඇති පරමාණු, අණු සහ අයන ඇතුළත් වේ.
යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක පැවැත්ම සාමාන්‍යයෙන් නිදහස් රැඩිකලයක (බොහෝ විට එවැනි ඉලෙක්ට්රෝනයක් සහිත පරමාණුවට ඉහලින්) රසායනික සූත්‍රයේ තිතක් මගින් පෙන්නුම් කෙරේ. උදාහරණයක් ලෙස, මෙතිල් නිදහස් රැඩිකල් CH 3 - තිත්, රීතියක් ලෙස, සරල නිදහස් රැඩිකලුන් (H, C1, OH, ආදිය) නඩුවේ තබා නැත. බොහෝ විට "නිදහස්" යන වචනය ඉවත් කර ඇති අතර මෙම අංශු සරලව රැඩිකල් ලෙස හැඳින්වේ. ආරෝපණයක් ඇති රැඩිකලුන් රැඩිකල් අයන ලෙස හැඳින්වේ. ආරෝපණය සෘණ නම්, එය රැඩිකල් ඇනායනයකි; ආරෝපණය ධනාත්මක නම්, එය රැඩිකල් කැටායනයකි. පැහැදිලිවම, ද්රාවිත ඉලෙක්ට්රෝනයක් සරලම රැඩිකල් ඇනායන ලෙස සැලකිය හැකිය.
විකිරණ විච්ඡේදනයේදී, නිදහස් රැඩිකලුන් වල පූර්වගාමීන් අයන සහ උද්දීපනය වූ අණු වේ. ඒවා සෑදීමට තුඩු දෙන ප්‍රධාන ක්රියාවලීන් පහත දැක්වේ:
1) රැඩිකල් අයන සහ විද්යුත් උදාසීන අණු සම්බන්ධ අයන-අණුක ප්රතික්රියා
2) නිදහස් රැඩිකල් හා යුගල ඉරට්ටේ ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්‍යාවක් සහිත අයනයක් සෑදීමත් සමඟ ධනාත්මක රැඩිකල් අයනයක් ඛණ්ඩනය වීම
3) යුගල සහිත ඉලෙක්ට්රෝන සහිත විද්යුත් උදාසීන අණුවකට හෝ අයනයකට ඉලෙක්ට්රෝනයක් සරල හෝ විඝටන එකතු කිරීම;
4) උද්දීපනය වූ අණුවක් නිදහස් රැඩිකලුන් දෙකකට විසුරුවා හැරීම (වර්ගයේ ප්රතික්රියා);
5) අනෙකුත් අණු සමඟ උද්යෝගිමත් අංශුවල ප්රතික්රියා (උදාහරණයක් ලෙස, ආරෝපණ හෝ හයිඩ්රජන් පරමාණු මාරු කිරීම සමඟ ප්රතික්රියා).
යුගල ඉලෙක්ට්රෝන
කක්ෂයක එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් තිබේ නම් එය හැඳින්වේ යුගල නොකළ,සහ දෙකක් තිබේ නම්, මෙය යුගල ඉලෙක්ට්රෝන.
n, l, m, m s යන ක්වොන්ටම් සංඛ්යා හතරක් පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝනයක ශක්ති තත්ත්වය සම්පූර්ණයෙන්ම සංලක්ෂිත කරයි.
විවිධ මූලද්රව්යවල බහු ඉලෙක්ට්රෝන පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රෝන කවචයේ ව්යුහය සලකා බැලීමේදී, ප්‍රධාන කරුණු තුනක් සැලකිල්ලට ගැනීම අවශ්‍ය වේ:
· පෝලි මූලධර්මය,
· අවම ශක්තියේ මූලධර්මය,
හන්ඩ්ගේ රීතිය.
අනුව පෝලි මූලධර්මය පරමාණුවකට ක්වොන්ටම් සංඛ්යා හතරේම එකම අගයන් සහිත ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් තිබිය නොහැක.
Pauli මූලධර්මය එක් කක්ෂයක, මට්ටම් සහ උප මට්ටමේ උපරිම ඉලෙක්ට්රෝන ගණන තීරණය කරයි. AO ක්වොන්ටම් සංඛ්යා තුනකින් සංලක්ෂිත බැවින් n, එල්, එම්, එවිට දී ඇති කාක්ෂිකයක ඉලෙක්ට්රෝන වෙනස් විය හැක්කේ කැරකෙන ක්වොන්ටම් අංකයෙන් පමණි මෙනෙවිය. නමුත් ස්පින් ක්වොන්ටම් අංකය මෙනෙවියතිබිය හැක්කේ + 1/2 සහ - 1/2 අගයන් දෙකක් පමණි. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, එක් කක්ෂයක භ්‍රමණ ක්වොන්ටම් සංඛ්‍යාවල විවිධ අගයන් සහිත ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකට වඩා අඩංගු විය නොහැක.
සහල්. 4.6 එක් කක්ෂයක උපරිම ධාරිතාව ඉලෙක්ට්රෝන 2 කි.
ශක්ති මට්ටමේ උපරිම ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව 2 ලෙස අර්ථ දක්වා ඇත n 2 , සහ උප මට්ටමේ - 2(2 වැනි එල්+ 1). විවිධ මට්ටම් සහ උප මට්ටම්වල පිහිටා ඇති උපරිම ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව වගුවේ දක්වා ඇත. 4.1
වගුව 4.1.
ක්වොන්ටම් මට්ටම් සහ උප මට්ටමේ උපරිම ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව
| බලශක්ති මට්ටම | බලශක්ති උප මට්ටම | චුම්බක ක්වොන්ටම් අංකයේ විය හැකි අගයන් එම් | කක්ෂ ගණන අනුව | උපරිම ඉලෙක්ට්රෝන ගණන | ||
| උප මට්ටමේ | මට්ටමින් | උප මට්ටමේ | මට්ටමින් | |||
| කේ (n=1) | s (එල්=0) | |||||
| එල් (n=2) | s (එල්=0) පි (එල්=1) | –1, 0, 1 | ||||
| එම් (n=3) | s (එල්=0) පි (එල්=1) ඈ (එල්=2) | –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 | ||||
| එන් (n=4) | s (එල්=0) පි (එල්=1) ඈ (එල්=2) f (එල්=3) | –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3 |
ඉලෙක්ට්රෝන සමඟ කාක්ෂික පිරවීමේ අනුපිළිවෙල අනුව සිදු කරනු ලැබේ අවම ශක්තියේ මූලධර්මය .
අවම ශක්තියේ මූලධර්මය අනුව, ඉලෙක්ට්රෝන ශක්තිය වැඩි කිරීමේ අනුපිළිවෙලට කාක්ෂික පුරවයි.
කක්ෂය පිරවීමේ අනුපිළිවෙල තීරණය වේ ක්ලෙච්කොව්ස්කිගේ රීතිය: ශක්තියේ වැඩි වීම සහ ඒ අනුව, කක්ෂ පිරවීම සිදු වන්නේ ප්‍රධාන සහ කක්ෂීය ක්වොන්ටම් සංඛ්යා (n + l) හි එකතුවේ අනුපිළිවෙල වැඩි කිරීමේදී සහ එකතුව සමාන නම් (n + l) - ප්‍රධාන අනුපිළිවෙලෙහි වැඩි වීමේදී ක්වොන්ටම් අංකය n.
උදාහරණයක් ලෙස, 4s උප මට්ටමේ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක ශක්තිය 3 උප මට්ටමට වඩා අඩුය ඈ, පළමු නඩුවේ මුදල සිට n+ l = 4 + 0 = 4 (ඒ සඳහා මතක තබා ගන්න s- කක්ෂීය ක්වොන්ටම් අංකයේ උප මට්ටමේ අගය එල්= = 0), සහ දෙවනුව n+ l = 3 + 2= 5 ( ඈ- උප මට්ටමේ, එල්= 2). එබැවින්, උපමට්ටම 4 පළමුව පුරවනු ලැබේ s, සහ පසුව 3 ඈ(රූපය 4.8 බලන්න).
උප මට්ටම් 3 කින් ඈ (n = 3, එල් = 2) , 4ආර් (n = 4, එල්= 1) සහ 5 s (n = 5, එල්= 0) අගයන් එකතුව පීසහ එල්සමාන වන අතර 5 ට සමාන වේ. එකතුවෙහි සමාන අගයන් නම් nසහ එල්අවම අගය සහිත උප මට්ටම පළමුව පුරවනු ලැබේ n, i.e. උප මට්ටම 3 ඈ.
ක්ලෙච්කොව්ස්කි රීතියට අනුකූලව, පරමාණුක කක්ෂවල ශක්තිය ශ්‍රේණියේ වැඩි වේ:
1s < 2s < 2ආර් < 3s < 3ආර් < 4s < 3ඈ < 4ආර් < 5s < 4ඈ < 5පි < 6s < 5ඈ »
"4 f < 6පි < 7s….
පරමාණුවේ කුමන උපමට්ටම අවසන් වරට පුරවා ඇත්ද යන්න මත පදනම්ව, සියලුම රසායනික මූලද්රව්ය බෙදා ඇත 4 ඉලෙක්ට්රොනික පවුල : s-, p-, d-, f-මූලද්රව්ය.
4f
4 4d
3 4s
3පි
3s
1 2s
මට්ටම් උප මට්ටම්
සහල්. 4.8 පරමාණුක කක්ෂවල ශක්තිය.
බාහිර මට්ටමේ s-උප මට්ටම පුරවන පරමාණු අවසන් වන මූලද්රව්ය ලෙස හැඳින්වේ s-මූලද්රව්ය . යූ sසංයුජතා මූලද්රව්ය යනු බාහිර ශක්ති මට්ටමේ s-ඉලෙක්ට්රෝන වේ.
යූ p-මූලද්රව්ය පිටත ස්ථරයේ p-sublayer අවසන් වරට පුරවා ඇත. ඒවායේ සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන පිහිටා ඇත පි- සහ s- බාහිර මට්ටමේ උප මට්ටම්. යූ ඈ- මූලද්රව්ය අවසන් වරට පුරවා ඇත ඈපූර්ව බාහිර මට්ටමේ උප මට්ටම සහ සංයුජතා වේ s- බාහිර ඉලෙක්ට්රෝන සහ ඈ- පූර්ව බාහිර ශක්ති මට්ටම්වල ඉලෙක්ට්රෝන.
යූ f-මූලද්රව්ය අවසන් වරට පිරවිය යුතුය f- තුන්වන බාහිර ශක්ති මට්ටමේ උප මට්ටම.
එක් උප මට්ටමක් තුළ ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථානගත කිරීමේ අනුපිළිවෙල තීරණය කරනු ලැබේ හන්ඩ්ගේ රීතිය:
උපමට්ටමක් තුළ ඉලෙක්ට්රෝන තැන්පත් කරනු ලබන්නේ ඒවායේ භ්‍රමණ ක්වොන්ටම් සංඛ්‍යාවල එකතුවට උපරිම නිරපේක්ෂ අගයක් ලැබෙන ආකාරයට ය.
වෙනත් වචන වලින් කිවහොත්, දී ඇති උප මට්ටමේ කාක්ෂික මුලින්ම භ්‍රමණය වන ක්වොන්ටම් අංකයේ එකම අගය සහිත එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයකින් පුරවා ඇති අතර පසුව ප්‍රතිවිරුද්ධ අගය සහිත දෙවන ඉලෙක්ට්‍රෝනයකින් පුරවනු ලැබේ.
උදාහරණයක් ලෙස, ක්වොන්ටම් සෛල තුනක ඉලෙක්ට්රෝන 3 ක් බෙදා හැරීමට අවශ්‍ය නම්, ඒ සෑම එකක්ම වෙනම සෛලයක පිහිටා ඇත, i.e. වෙනම කක්ෂයක් අල්ලා ගන්න:
∑මෙනෙවිය= ½ – ½ + ½ = ½.
පරමාණුවක කවචයේ ඇති ශක්ති මට්ටම් සහ උප මට්ටම් අතර ඉලෙක්ට්රෝන ව්‍යාප්තිය අනුපිළිවෙල එහි ඉලෙක්ට්රොනික වින්‍යාසය හෝ ඉලෙක්ට්රොනික සූත්රය ලෙස හැඳින්වේ. රචනා කිරීම ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසයඅංකය ශක්ති මට්ටම (ප්‍රධාන ක්වොන්ටම් අංකය) අංක 1, 2, 3, 4..., උප මට්ටමේ (කක්ෂීය ක්වොන්ටම් අංකය) - අකුරු මගින් නම් කර ඇත. s, පි, ඈ, f. උප මට්ටමේ ඇති ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව උප මට්ටමේ සංකේතයේ ඉහළින්ම ලියා ඇති අංකයකින් දැක්වේ.
පරමාණුවක ඉලෙක්ට්රොනික වින්‍යාසය ඊනියා ලෙස නිරූපණය කළ හැකිය ඉලෙක්ට්රෝන ග්රැෆික් සූත්රය. මෙය පරමාණුක කක්ෂයක චිත්‍රක නිරූපණයක් වන ක්වොන්ටම් සෛලවල ඉලෙක්ට්රෝන සැකැස්ම පිළිබඳ රූප සටහනකි. සෑම ක්වොන්ටම් සෛලයකම විවිධ භ්‍රමණ ක්වොන්ටම් සංඛ්යා සහිත ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකට වඩා අඩංගු විය නොහැක.
ඕනෑම මූලද්රව්යයක් සඳහා ඉලෙක්ට්රොනික හෝ ඉලෙක්ට්රොනික-ග්රැෆික් සූත්රයක් නිර්මාණය කිරීම සඳහා, ඔබ දැනගත යුතුය:
1. මූලද්රව්යයේ අනුක්රමික අංකය, i.e. එහි න්යෂ්ටියේ ආරෝපණය සහ පරමාණුවේ ඇති අනුරූප ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව.
2. පරමාණුවේ ශක්ති මට්ටම් ගණන තීරණය කරන කාල සීමාව.
3. ක්වොන්ටම් සංඛ්යා සහ ඒවා අතර සම්බන්ධය.
උදාහරණයක් ලෙස, පරමාණුක අංක 1 සහිත හයිඩ්රජන් පරමාණුවක ඉලෙක්ට්රෝන 1ක් ඇත. හයිඩ්රජන් යනු පළමු කාලපරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යයකි, එබැවින් එකම ඉලෙක්ට්‍රෝනය පළමු ශක්ති මට්ටමේ පිහිටන එක අල්ලා ගනී. s- අඩුම ශක්තියක් ඇති කක්ෂය. හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික සූත්රය වනුයේ:
1 N 1 s 1 .
හයිඩ්රජන් ඉලෙක්ට්රොනික ග්රැෆික් සූත්රය මේ ආකාරයෙන් පෙනෙනු ඇත:
හීලියම් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික සහ ඉලෙක්ට්රෝන ග්රැෆික් සූත්‍ර:
2 1 නොවේ s 2
2 1 නොවේ s
ඉලෙක්ට්රොනික කවචයේ සම්පූර්ණත්වය පිළිබිඹු කරයි, එහි ස්ථාවරත්වය තීරණය කරයි. හීලියම් යනු ඉහළ රසායනික ස්ථායීතාවයකින් (නිෂ්ක්රියතාවය) සංලක්ෂිත උච්ච වායුවකි.
ලිතියම් පරමාණු 3 Li සතුව ඉලෙක්ට්රෝන 3ක් ඇත, එය II කාලපරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යයකි, එනම් ඉලෙක්ට්රෝන ශක්ති මට්ටම් 2ක පිහිටා ඇති බවයි. ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් පිරෙනවා s- පළමු ශක්ති මට්ටමේ උප මට්ටම සහ 3 වන ඉලෙක්ට්‍රෝනය පිහිටා ඇත s- දෙවන ශක්ති මට්ටමේ උප මට්ටම:
3 ලී 1 s 2 2s 1
වැලන්ස් අයි
ලිතියම් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රෝනයක් 2ක පිහිටයි s-sublevel, පළමු ශක්ති මට්ටමේ ඉලෙක්ට්රෝන වලට වඩා න්‍යෂ්ටියට තදින් බැඳී ඇත, එබැවින් රසායනික ප්රතික්රියා වලදී ලිතියම් පරමාණුවකට මෙම ඉලෙක්ට්‍රෝනය පහසුවෙන් අත්හැරිය හැකි අතර Li + අයනය බවට හැරේ ( සහ ඔහු -විද්යුත් ආරෝපිත අංශුව ) මෙම අවස්ථාවේ දී, ලිතියම් අයන උච්ච වායු හීලියම් වල ස්ථාවර සම්පූර්ණ කවචයක් ලබා ගනී:
3 ලී + 1 s 2 .
එය සටහන් කළ යුතුය, යුගල නොකළ (තනි) ඉලෙක්ට්රෝන ගණන තීරණය කරයිමූලද්රව්ය සංයුජතා , i.e. අනෙකුත් මූලද්රව්ය සමඟ රසායනික බන්ධන සෑදීමේ හැකියාව.
මේ අනුව, ලිතියම් පරමාණුවකට යුගල නොකළ එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඇති අතර එමඟින් එහි සංයුජතාව එකකට සමාන වේ.
බෙරිලියම් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික සූත්රය:
4 1s 2 2s 2 වන්න.
බෙරිලියම් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රෝන ග්රැෆික් සූත්රය:
2 සංයුජතාව ප්‍රධාන වශයෙන්
තත්වය 0 වේ
බෙරිලියම් හි උප මට්ටමේ 2 ඉලෙක්ට්රෝන අනෙක් ඒවාට වඩා පහසුවෙන් ඉවත් කළ හැකිය. s 2, Be +2 අයනය සෑදීම:
හීලියම් පරමාණුව සහ ලිතියම් 3 Li + සහ බෙරිලියම් 4 Be +2 යන අයන එකම ඉලෙක්ට්රොනික ව්‍යුහයක් ඇති බව සටහන් කළ හැකිය, i.e. සංලක්ෂිත වේ isoelectronic ව්යුහය.
පරමාණුවේ චුම්බක ලක්ෂණ
ඉලෙක්ට්රෝනයට තමන්ගේම ඇත චුම්බක මොහොත, ව්‍යවහාරික චුම්භක ක්ෂේත්‍රයට සමාන්තරව හෝ ප්‍රතිවිරුද්ධ දිශාවකින් ප්‍රමාණනය කර ඇත. එකම කාක්ෂිකයේ සිටින ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ප්‍රතිවිරුද්ධ දිශාවට භ්‍රමණය වී තිබේ නම් (Pauli මූලධර්මය අනුව), එවිට ඒවා එකිනෙක අවලංගු වේ. මෙහිදී අපි කියන්නේ ඉලෙක්ට්රෝන කියලා යුගල කර ඇත. යුගල වූ ඉලෙක්ට්රෝන පමණක් ඇති පරමාණු චුම්බක ක්ෂේත්‍රයෙන් පිටතට තල්ලු කරනු ලැබේ. එවැනි පරමාණු ලෙස හැඳින්වේ diamagnetic. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන එකක් හෝ කිහිපයක් ඇති පරමාණු චුම්භක ක්ෂේත්‍රයකට ඇද දමනු ලැබේ. Οʜᴎ diamagnetic ලෙස හැඳින්වේ.
පරමාණුවක චුම්බක මොහොත, චුම්බක ක්ෂේත්‍රයක් සමඟ පරමාණුවක අන්තර් ක්‍රියාකාරිත්වයේ තීව්‍රතාවය සංලක්ෂිත වේ, යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන ගණනට ප්‍රායෝගිකව සමානුපාතික වේ.
විවිධ මූලද්රව්යවල පරමාණුවල ඉලෙක්ට්රොනික ව්‍යුහයේ ලක්ෂණ අයනීකරණ ශක්තිය සහ ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවය වැනි ශක්ති ලක්ෂණ වලින් පිළිබිඹු වේ.
පරමාණුවක අයනීකරණයේ ශක්තිය (විභවය). ඊ අයිසමීකරණයට අනුව පරමාණුවක සිට අනන්තය දක්වා ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඉවත් කිරීමට අවශ්‍ය අවම ශක්තිය වේ
X = X + + ඊ −
එහි අගයන් ආවර්තිතා වගුවේ සියලුම මූලද්රව්යවල පරමාණු සඳහා ප්‍රසිද්ධය. උදාහරණයක් ලෙස, හයිඩ්රජන් පරමාණුවක අයනීකරණ ශක්තිය ඉලෙක්ට්රෝනයක් 1 සිට සංක්‍රමණය වීමට අනුරූප වේ s-ශක්ති උපමට්ටම (−1312.1 kJ/mol) ශුන්‍ය ශක්තිය සහිත උප මට්ටමට සහ +1312.1 kJ/mol ට සමාන වේ.
පරමාණුවල එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඉවත් කිරීමට අනුරූප වන පළමු අයනීකරණ විභවයන් වෙනස් කිරීමේදී, පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වීමත් සමඟ ආවර්තිතා පැහැදිලිව ප්‍රකාශ වේ:
රූපය 13
කාල පරිච්ඡේදයක් හරහා වමේ සිට දකුණට ගමන් කරන විට, අයනීකරණ ශක්තිය, සාමාන්‍යයෙන්, කණ්ඩායම තුළ පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වීමත් සමඟ ක්‍රමයෙන් වැඩි වේ. ක්ෂාර ලෝහවල අවම පළමු අයනීකරණ විභවයන් ඇති අතර උච්ච වායුවලට උපරිමය ඇත.
එකම පරමාණුව සඳහා, ධන ආරෝපිත අයනයකින් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඉරා දැමිය යුතු බැවින්, දෙවන, තුන්වන සහ පසුව අයනීකරණ ශක්තීන් සෑම විටම වැඩි වේ. උදාහරණයක් ලෙස, ලිතියම් පරමාණුවක් සඳහා, පළමු, දෙවන සහ තෙවන අයනීකරණ ශක්තීන් පිළිවෙලින් 520.3, 7298.1 සහ 11814.9 kJ/mol වේ.
ඉලෙක්ට්රෝන වියුක්ත කිරීමේ අනුපිළිවෙල සාමාන්‍යයෙන් අවම ශක්තියේ මූලධර්මයට අනුකූලව ඉලෙක්ට්රෝන සහිත කාක්ෂික පිරවීමේ ප්‍රතිලෝම අනුපිළිවෙලයි. එපමණක් නොව, ජනාකීර්ණ වන මූලද්රව්ය ඈ- කක්ෂය යනු ව්‍යතිරේකයකි - පළමුවෙන්ම, ඒවා අහිමි නොවේ ඈ-, ඒ s- ඉලෙක්ට්රෝන.
පරමාණුවක චුම්බක ලක්ෂණ ඉලෙක්ට්‍රෝනයකට තමන්ගේම චුම්භක මොහොතක් ඇත, එය ව්‍යවහාරික චුම්බක ක්ෂේත්‍රයට සමාන්තරව හෝ ප්‍රතිවිරුද්ධ දිශාවකින් ක්‍වොන්ටීකරණය වේ. එකම කාක්ෂිකයේ සිටින ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ප්‍රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණයන් තිබේ නම්... [වැඩිදුර කියවන්න]
අයනීකරණ ක්රියාවලිය යෝජනා ක්රමය මගින් ප්රකාශිත වේ: E - n En+. එපමණක් නොව, අයනීකරණය බොහෝ වාරයක් සිදු විය හැක. පරමාණුවක අයනීකරණය පරමාණුවකට ඉලෙක්ට්රෝනයක් අත්හැරීමට සහ ඔක්සිකරණය වීමට ඇති හැකියාව තීරණය කරයි. මෙම ගුණය (Eionization) රසායනික බන්ධනයේ ස්වභාවය සහ ශක්තිය තීරණය කරයි. ක්රියාවලිය ... [වැඩිදුර කියවන්න]
පරමාණුවේ ලක්ෂණ. ස්වයං-තහවුරු කිරීම සඳහා බල සැපයුම අයන බවට විඝටනය නොවන සහ විදුලි ධාරාවක් සන්නයනය නොකරන කථන විද්යුත් විච්ඡේදක නොවන ලෙස හැඳින්වේ. විද්යුත් විච්ඡේදක සහ විද්යුත් විච්ඡේදක නොවන බව පෙනෙන පරිදි, තලා දැමූ හෝ උණු කළ ඒවා තුළ ඇත්තේ වචන පමණි... [වැඩිදුර කියවන්න]
පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝනයක ශක්ති ලක්ෂණ විස්තර කිරීම සඳහා ක්වොන්ටම් සංඛ්යා හතරක අගයන් දැක්වීම අවශ්‍ය වේ: ප්‍රධාන, ද්විතියික, චුම්බක සහ භ්‍රමණ ක්වොන්ටම් සංඛ්යා. අපි ඒවා වෙන වෙනම බලමු. 1) ප්‍රධාන ක්වොන්ටම් අංකය "n" පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝනයක ශක්තිය සංලක්ෂිත කරයි,...