ක්වොන්ටම් අංක, කාක්ෂික හා ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය
ක්වොන්ටම් අංක හතර, කවච, උප කවච හා කාක්ෂික, s, p හා d කාක්ෂිකවල හැඩ, අවුෆ්බාවු මූලධර්මය, පවුලි බහිෂ්කරණ මූලධර්මය හා හුන්ඩ් නීතිය, Cr, Cu හා අයන ඇතුළුව Z = 36 දක්වා වින්‍යාස.
ක්වොන්ටම් අංක හතර (Quantum Numbers)
නූතන (ක්වොන්ටම් යාන්ත්‍රික) ආකෘතියේ පරමාණුවක ඇති සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ම ක්වොන්ටම් අංක හතරකින් විස්තර කෙරේ.
| ක්වොන්ටම් අංකය | සංකේතය | ඉඩ දෙන අගය | එයින් දැනගත හැක්කේ |
|---|---|---|---|
| ප්‍රධාන (Principal) | $n$ | $1, 2, 3, \dots$ | කවචය: ප්‍රධාන ශක්තිය හා ප්‍රමාණය |
| ද්විතීයික / කෝණික ගම්‍යතා (Azimuthal) | $l$ | $0, 1, \dots, n - 1$ | උප කවචය හා කාක්ෂිකයේ හැඩය |
| චුම්බක (Magnetic) | $m_l$ | $-l, \dots, 0, \dots, +l$ | අවකාශයේ කාක්ෂිකයේ දිශානතිය |
| භ්‍රමණ (Spin) | $m_s$ | $+\tfrac{1}{2}$ හෝ $-\tfrac{1}{2}$ | ඉලෙක්ට්‍රෝනයේ භ්‍රමණය |
$l$ හි අගයට අකුරක් දෙනු ලැබේ: $l = 0$ s, $l = 1$ p, $l = 2$ d, $l = 3$ f. දී ඇති $l$ අගයක් සහිත උප කවචයකට කාක්ෂික $2l + 1$ ක් ඇත (s එකක්, p තුනක්, d පහක්, f හතක්); සෑම කාක්ෂිකයක් ම ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් දරයි.
| කවචය | උප කවච | කාක්ෂික ($n^2$) | උපරිම ඉලෙක්ට්‍රෝන ($2n^2$) |
|---|---|---|---|
| $n = 1$ | 1s | 1 | 2 |
| $n = 2$ | 2s, 2p | 4 | 8 |
| $n = 3$ | 3s, 3p, 3d | 9 | 18 |
| $n = 4$ | 4s, 4p, 4d, 4f | 16 | 32 |
උදාහරණය: මේ කුලක අතරින් ඉඩ නොදෙන්නේ කුමක් ද? (a) $n = 2, l = 1, m_l = -1, m_s = +\tfrac{1}{2}$; (b) $n = 3, l = 3, m_l = 0, m_s = -\tfrac{1}{2}$. (b) කුලකය කළ නොහැකි ය: $l$ හි උපරිම අගය $n - 1 = 2$ කි. (a) කුලකය 2p ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් විස්තර කරයි.
කාක්ෂිකවල හැඩ (Shapes of Orbitals)
කාක්ෂිකයක් (Orbital) යනු නිශ්චිත ශක්තියක් ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් හමු වීමේ ඉහළ සම්භාවිතාවක් (ආසන්න වශයෙන් 90%) ඇති, න්‍යෂ්ටිය වටා වූ අවකාශ ප්‍රදේශය යි.
- s කාක්ෂික ගෝලාකාර ය. 2s කාක්ෂිකය 1s ට වඩා විශාල වන අතර ඉහළ ශක්තියක් ඇත.
- p කාක්ෂික න්‍යෂ්ටියේ ප්‍රතිවිරුද්ධ පැතිවල කොටස් දෙකක් සහිත ඩම්බල් හැඩ ය. $p_x$, $p_y$ හා $p_z$ යන තුන අක්ෂ තුන දිගේ පිහිටන අතර ඒවායේ ශක්තිය සමාන ය (ඒවා සමශක්තික (Degenerate) ය).
- d කාක්ෂික: නිදහස් පරමාණුවක සමාන ශක්තියේ කාක්ෂික පහකි. $d_{xy}$, $d_{yz}$ හා $d_{xz}$ අක්ෂ අතරට යොමු වේ; $d_{x^2-y^2}$ හා $d_{z^2}$ අක්ෂ දිගේ යොමු වේ.
කාක්ෂික පිරවීමේ නීති
අවුෆ්බාවු (ගොඩනැංවීමේ) මූලධර්මය (Aufbau Principle): ඉලෙක්ට්‍රෝන පළමුව ඇතුළු වන්නේ ලබා ගත හැකි අඩුම ශක්තියේ උප කවචයට ය. ඉලෙක්ට්‍රෝන බොහොමයක් ඇති පරමාණුවල එකම කවචයේ උප කවචවල ශක්තිය තවදුරටත් සමාන නොවේ (s < p < d < f); 3d ට පෙර 4s පිරේ. පිළිවෙළ $(n + l)$ නීතියෙන් ලැබේ: $n + l$ අඩු එක පළමුව පිරෙන අතර දෙකක් සමාන නම් $n$ අඩු එක පළමුව පිරේ.
පවුලි බහිෂ්කරණ මූලධර්මය (Pauli Exclusion Principle): එකම පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකකට ක්වොන්ටම් අංක හතරේ එකම කුලකය තිබිය නොහැකි ය. එබැවින් කාක්ෂිකයකට දැරිය හැක්කේ උපරිම ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් වන අතර ඒවායේ භ්‍රමණ ප්‍රතිවිරුද්ධ විය යුතු ය ($\uparrow\downarrow$).
හුන්ඩ් නීතිය (Hund's Rule): සමාන ශක්තියේ කාක්ෂික (2p කාක්ෂික තුන වැනි) ඉලෙක්ට්‍රෝනවලින් පිරෙන විට, කිසියම් යුගල වීමක් ආරම්භ වීමට පෙර ඒවා තනි තනිව, සමාන්තර භ්‍රමණ සහිතව කාක්ෂික ගනී. මෙයින් ඉලෙක්ට්‍රෝන එකිනෙකින් ඈත්ව තබා ඒවා අතර විකර්ෂණය අඩු කරයි.
ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාස (Electron Configurations) ලිවීම
උප කවච පිළිවෙළට ලියා ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන උඩුකුරු අංකයක් ලෙස දක්වන්න. කොටු වරහන් තුළ උච්ච වායු හරයක් ලිවීමෙන් එය කෙටි කළ හැකි ය.
| මූලද්‍රව්‍යය | Z | වින්‍යාසය |
|---|---|---|
| N | 7 | $1s^2,2s^2,2p^3$ |
| Na | 11 | $1s^2,2s^2,2p^6,3s^1 = [\text{Ne}],3s^1$ |
| P | 15 | $[\text{Ne}],3s^2,3p^3$ |
| K | 19 | $[\text{Ar}],4s^1$ |
| Sc | 21 | $[\text{Ar}],3d^1,4s^2$ |
| Cr | 24 | $[\text{Ar}],3d^5,4s^1$ |
| Fe | 26 | $[\text{Ar}],3d^6,4s^2$ |
| Cu | 29 | $[\text{Ar}],3d^{10},4s^1$ |
| Zn | 30 | $[\text{Ar}],3d^{10},4s^2$ |
| Br | 35 | $[\text{Ar}],3d^{10},4s^2,4p^5$ |
3d හි ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇතුළු වූ පසු එය 4s ට වඩා අඩු ශක්තියක පවතින බැවින් වින්‍යාසය සාමාන්‍යයෙන් 4s ට පෙර 3d ලියා දක්වනු ලැබේ.
ක්‍රෝමියම් හා තඹ ව්‍යතිරේක වේ. අර්ධව පිරුණු ($d^5$) හෝ සම්පූර්ණයෙන් පිරුණු ($d^{10}$) d උප කවචයක් විශේෂයෙන් ස්ථායී බැවින් 4s ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් 3d වෙත ගමන් කරයි: Cr යනු $3d^4,4s^2$ නොව $[\text{Ar}],3d^5,4s^1$ ද, Cu යනු $3d^9,4s^2$ නොව $[\text{Ar}],3d^{10},4s^1$ ද වේ.
අයනවල වින්‍යාස
- ඇනායන: ඊළඟට ලබා ගත හැකි කාක්ෂිකයට ඉලෙක්ට්‍රෝන එකතු කරන්න. $\text{Cl}^-$ යනු $[\text{Ne}],3s^2,3p^6 = [\text{Ar}]$; $\text{O}^{2-}$ යනු $1s^2,2s^2,2p^6$.
- කැටායන: පළමුව ඉහළම කවචයෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉවත් කරන්න. d ගොනුවේ දී මෙයින් අදහස් වන්නේ 3d ට පෙර 4s ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉවත් වන බව යි: $\text{Fe}^{2+}$ යනු $[\text{Ar}],3d^6$ ද $\text{Fe}^{3+}$ යනු $[\text{Ar}],3d^5$ ද වේ; $\text{Cu}^{2+}$ යනු $[\text{Ar}],3d^9$; $\text{Zn}^{2+}$ යනු $[\text{Ar}],3d^{10}$.
Fe³⁺ ($3d^5$, අර්ධව පිරුණු) Fe²⁺ ට වඩා ස්ථායී ය; යකඩ(II) සංයෝග වාතයේ දී පහසුවෙන් ඔක්සිකරණය වන්නේ ඇයි දැයි මෙයින් පැහැදිලි වේ.
උදාහරණය: $\text{Mn}^{2+}$ හි අයුගල ඉලෙක්ට්‍රෝන කීයක් තිබේ ද? Mn ($Z = 25$) යනු $[\text{Ar}],3d^5,4s^2$; 4s ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක ඉවත් කිරීමෙන් $[\text{Ar}],3d^5$ ලැබේ. හුන්ඩ් නීතිය අනුව d ඉලෙක්ට්‍රෝන පහ d කාක්ෂික පහේ තනි තනිව පිහිටයි: අයුගල ඉලෙක්ට්‍රෝන 5.
Exam tip: වඩාත් සුලබ වැරදි නම් Cr, $3d^4,4s^2$ ලෙස ලිවීම, Fe²⁺, $[\text{Ar}],3d^4,4s^2$ ලෙස ලිවීම (4s වෙනුවට 3d ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉවත් කිරීම) හා එක කොටුවක එකම භ්‍රමණය ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ඇඳීම යි. අවසානයේ මුළු ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන පරීක්ෂා කරන්න.