ආවර්තිතා වගුව හා පරමාණුක හා අයනික අරය
නූතන ආවර්තිතා නියමය, ආවර්ත, කාණ්ඩ හා s, p, d හා f ගොනු, සඵල න්‍යෂ්ටික ආරෝපණය හා ආවරණය, සහසංයුජ, ලෝහක හා වැන්ඩර්වාල්ස් අරය, අයනික අරය හා සමඉලෙක්ට්‍රෝනික අයන.
මෙන්ඩලීෆ්ගේ සිට නූතන ආවර්තිතා වගුව දක්වා
1869 දී දිමිත්‍රි මෙන්ඩලීෆ් එවකට දන්නා මූලද්‍රව්‍ය 63 පරමාණුක ස්කන්ධය අනුව පිළිවෙළට සකසා සමාන ගුණ ඇති මූලද්‍රව්‍ය එකම සිරස් තීරුවේ තැබුවේ ය. ඔහු සොයා නොගත් මූලද්‍රව්‍ය සඳහා හිස් තැන් තබා ඒවායේ ගුණ පුරෝකථනය කළේ ය; "එකා-සිලිකන්" 1886 දී ජර්මේනියම් ලෙස, පුරෝකථනය කළ ගුණවලට බොහෝ දුරට සමාන ගුණ සහිතව සොයා ගන්නා ලදී. යුගල කිහිපයක් (Ar හා K, Te හා I වැනි) ස්කන්ධය අනුව පිළිවෙළින් බැහැර විය. 1913 දී හෙන්රි මෝස්ලි X කිරණ වර්ණාවලි ඇසුරෙන් පෙන්වා දුන්නේ සැබෑ පිළිවෙළ පරමාණුක ක්‍රමාංකය අනුව බව යි. මෙයින් නූතන ආවර්තිතා නියමය (Modern Periodic Law) ලැබේ: මූලද්‍රව්‍යවල භෞතික හා රසායනික ගුණ ඒවායේ පරමාණුක ක්‍රමාංකවල ආවර්තිතා ශ්‍රිතයකි.
ආවර්තිතා වගුවේ ව්‍යුහය
- ආවර්ත (Periods) (තිරස් පේළි, 1 සිට 7 දක්වා): ආවර්ත අංකය යනු ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති පිටතම කවචයේ අංකය යි. 1 ආවර්තයේ මූලද්‍රව්‍ය 2 ක්, 2 හා 3 ආවර්තවල 8 බැගින්, 4 හා 5 ආවර්තවල 18 බැගින් හා 6 ආවර්තයේ 32 ක් ඇත.
- කාණ්ඩ (Groups) (සිරස් තීරු, 1 සිට 18 දක්වා): කාණ්ඩයක ඇති මූලද්‍රව්‍යවලට එකම පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසයක් ඇති බැවින් සමාන රසායනික ගුණ ඇත.
- ගොනු (Blocks): අවසාන ඉලෙක්ට්‍රෝනය ලැබෙන උප කවචය අනුව නම් කෙරේ. s ගොනුව 1 හා 2 කාණ්ඩ (හා හීලියම්), p ගොනුව 13 සිට 18 දක්වා කාණ්ඩ, d ගොනුව (සංක්‍රාන්ති මූලද්‍රව්‍ය) 3 සිට 12 දක්වා කාණ්ඩ, f ගොනුව ලැන්තනයිඩ හා ඇක්ටිනයිඩ වේ.
s හා p ගොනු සඳහා කාණ්ඩය පිටත වින්‍යාසයෙන් කෙළින් ම ලැබේ: $ns^1$ නම් 1 කාණ්ඩය, $ns^2$ නම් 2 කාණ්ඩය, $ns^2,np^x$ නම් $10 + 2 + x = 12 + x$ කාණ්ඩය, එනම් $(10 + $ පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන$)$ කාණ්ඩය.
උදාහරණය: මූලද්‍රව්‍යයක වින්‍යාසය $1s^2,2s^2,2p^6,3s^2,3p^4$ වේ. ඉහළම කවචය $n = 3$, එබැවින් 3 ආවර්තය; අවසාන ඉලෙක්ට්‍රෝනය p උප කවචයක, එබැවින් p ගොනුව; පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන $3s^2,3p^4$ = 6, එබැවින් 16 කාණ්ඩය. එය සල්ෆර් ය.
ලෝහමය ලක්ෂණය ආවර්තයක් හරහා අඩු වන අතර කාණ්ඩයක් පහළට වැඩි වේ: වම් පසින් හා පහළින් ඇති මූලද්‍රව්‍ය ලෝහ ද, ඉහළ දකුණේ ඇති ඒවා අලෝහ ද වන අතර ඒ අතර ලෝහාලෝහ (B, Si, Ge, As, Sb, Te) පිහිටයි.
ආවරණය හා සඵල න්‍යෂ්ටික ආරෝපණය
පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් න්‍යෂ්ටිය මගින් ආකර්ෂණය වන නමුත් එය හා න්‍යෂ්ටිය අතර ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන මගින් විකර්ෂණය වේ. මෙම ඇතුළත ඉලෙක්ට්‍රෝන එය ආවරණය (Shielding) කරන බැවින් එයට දැනෙන්නේ න්‍යෂ්ටික ආරෝපණයෙන් කොටසක් පමණි; එය සඵල න්‍යෂ්ටික ආරෝපණය (Effective Nuclear Charge) යි: $$Z_{eff} \approx Z - S$$ මෙහි $S$ මගින් ආවරණය මනිනු ලැබේ. ඇතුළත කවචවල ඉලෙක්ට්‍රෝන හොඳින් ආවරණය කරයි; එකම කවචයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන දුර්වලව ආවරණය කරයි. ආවර්තයක් හරහා සෑම පියවරක දී ම එකම කවචයට ප්‍රෝටෝනයක් හා ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් එකතු වන බැවින් පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන මත $Z_{eff}$ ක්‍රමයෙන් වැඩි වේ (Na සඳහා ආසන්න වශයෙන් $+1$, Cl සඳහා ආසන්න වශයෙන් $+7$). කාණ්ඩයක් පහළට, අමතර ප්‍රෝටෝන අමතර ආවරණ ඉලෙක්ට්‍රෝන කවචයකින් බොහෝ දුරට අහෝසි වන බැවින් $Z_{eff}$ ආසන්න වශයෙන් නොවෙනස්ව පවතින නමුත් පිටත ඉලෙක්ට්‍රෝන දුරින් පිහිටයි.
පරමාණුක අරය (Atomic Radius)
පරමාණුවකට තියුණු මායිමක් නැති බැවින් එහි අරය න්‍යෂ්ටි අතර දුර ඇසුරෙන් අර්ථ දැක්වේ:
- සහසංයුජ අරය (Covalent Radius): ඒක සහසංයුජ බන්ධනයකින් බැඳුණු සර්වසම පරමාණු දෙකක න්‍යෂ්ටි අතර දුරෙන් අඩක් (Cl–Cl, $198\ \text{pm}$ බැවින් $r_{cov}(\text{Cl}) = 99\ \text{pm}$);
- ලෝහක අරය (Metallic Radius): ලෝහ ස්ඵටිකයක යාබද න්‍යෂ්ටි අතර දුරෙන් අඩක්;
- වැන්ඩර්වාල්ස් අරය (van der Waals Radius): ඝන උච්ච වායුවල මෙන් බැඳී නොමැති යාබද පරමාණුවල න්‍යෂ්ටි අතර දුරෙන් අඩක්. එය සැම විට ම සහසංයුජ අරයට වඩා විශාල බැවින් සහසංයුජ අරය සසඳන විට උච්ච වායු ඉවත් කරනු ලැබේ.
ආවර්තයක් හරහා පරමාණුක අරය අඩු වේ: වැඩි වන සඵල න්‍යෂ්ටික ආරෝපණය එකම පිටත කවචය ළං කර ගනී. කාණ්ඩයක් පහළට එය වැඩි වේ: සෑම මූලද්‍රව්‍යයකට ම ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති තවත් කවචයක් ඇත. සංක්‍රාන්ති ශ්‍රේණියක් හරහා අරය වෙනස් වන්නේ ස්වල්පයකින් පමණි; ඉලෙක්ට්‍රෝන එකතු වන්නේ 4s ඉලෙක්ට්‍රෝන තරමක් හොඳින් ආවරණය කරන ඇතුළත (3d) උප කවචයකට බැවිනි.
අයනික අරය (Ionic Radius)
- කැටායනයක් එහි පරමාණුවට වඩා කුඩා ය. Na ($186\ \text{pm}$) Na⁺ ($102\ \text{pm}$) සෑදීමේ දී එහි තුන්වන කවචය සම්පූර්ණයෙන් ම නැති කර ගන්නා අතර ප්‍රෝටෝන 11 දැන් දරන්නේ ඉලෙක්ට්‍රෝන 10 ක් පමණි.
- ඇනායනයක් එහි පරමාණුවට වඩා විශාල ය. Cl ($99\ \text{pm}$) ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ලබා Cl⁻ ($181\ \text{pm}$) සාදයි: ඉලෙක්ට්‍රෝන-ඉලෙක්ට්‍රෝන විකර්ෂණය වැඩි වන අතර න්‍යෂ්ටික ආරෝපණය එලෙස ම පවතී.
- සමඉලෙක්ට්‍රෝනික (Isoelectronic) ප්‍රභේදවලට එකම ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනක් ඇත. $\text{O}^{2-}, \text{F}^-, \text{Na}^+, \text{Mg}^{2+}, \text{Al}^{3+}$ ශ්‍රේණියේ (එක එකක ඉලෙක්ට්‍රෝන 10) න්‍යෂ්ටික ආරෝපණය 8 සිට 13 දක්වා වැඩි වන විට අරය ක්‍රමයෙන් අඩු වේ.
උදාහරණය: $\text{K}^+$, $\text{S}^{2-}$, $\text{Ca}^{2+}$ හා $\text{Cl}^-$ අරය වැඩි වන පිළිවෙළට සකසන්න. සියල්ලට ම ඉලෙක්ට්‍රෝන 18 ක් ඇත (Ar සමඟ සමඉලෙක්ට්‍රෝනික). ප්‍රෝටෝන වැඩි නම් අයනය කුඩා ය: $\text{Ca}^{2+}\ (20\ p) < \text{K}^+\ (19) < \text{Cl}^-\ (17) < \text{S}^{2-}\ (16)$.
Exam tip: ඕනෑම ප්‍රභේද දෙකක ප්‍රමාණ සැසඳීමට පළමුව ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති කවච ගණන් කරන්න (කවච වැඩි නම් විශාල ය). කවච සමාන නම් එකම ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනකට න්‍යෂ්ටික ආරෝපණ සසඳන්න (ප්‍රෝටෝන වැඩි නම් කුඩා ය). ඉන්පසු පමණක් ඉලෙක්ට්‍රෝන විකර්ෂණය ගැන සිතන්න. වැන්ඩර්වාල්ස් අරයක් සහසංයුජ අරයක් සමඟ කිසි විටෙක සසඳන්න එපා.