ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය

පහත සාකච්ඡාවෙන් පරමාණුක කාක්ෂික පිළිබඳ සවිස්තරව කතාබහ කෙරේ.

 ක්වොන්ටම් අංකවල සාරාංශය 

පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන තත්ව ක්වොන්ටම් අංක 4කින් දිය හැක. මින් 3ක් පූර්ණ සංඛ්‍යා වන අතර , ඒවා, තමා සිටින පරමාණුක කාක්ෂිකයට අයත් අංක වේ.

ගොනුව:A123.JPG

කිසිදු ඉලෙක්ට්‍රෝන 2කට (එකම පරමාණුවේ) එකම ක්වොන්ටම් අංක 4 ක් තිබිය නොහැක. (පෝලි ව්‍යාවර්තන මූලධර්මය) 

 කවච හා උපකවච 

කවච හා උපකවච (ශක්ති මට්ටම් හා උපශක්ති මට්ටම්) ක්වොන්ටම් අංකවලින් දැක්වෙන අතර, ඉලෙක්ට්‍රෝනවලට න්‍යෂ්ටියේ සිට පවතින දුරින් හෝ සමස්ත ශක්තිය මගින් නොදැක්වේ. විශාල පරමාණුවල 2වන කවචයට ඉහලින් ඇති කවච  අති පිහිට වේ.(අවුෆ්බාවූ මූලධර්මය)

එකම n අගය ඇති තත්ව එකම ඉලෙක්ට්‍රෝන කවචයේ පිහිටයි.
එකම n හා එකම l  අගය ඇති තත්ව එකම ඉලෙක්ට්‍රෝන උප කවචයේ පිහිටන අතර, අදාල ඉලෙක්ට්‍රෝන සම ඉලෙක්ට්‍රෝන‍ ලෙස හදුන්වයි.
එකම m අගය ද ඇත්නම් ,අදාල තත්ව එකම පරමාණුක කාක්ෂිකයේ පිහිටයි.
මක් නිසාද යත්, ඉලෙක්ට්‍රෝනයකට තිබිය හැක්කේ බැමුම් ආකාර දෙකක් පමණක් වන බැවින් , කාක්ෂිකයකට ‍ඉලෙක්ට්‍රෝන 2කට වඩා තිබිය නොහැක. (පව්ලී ව්‍යවර්තන මූලධර්මය)
උප කවචයකට 4l + 2  ඉලෙක්ට්‍රෝන ප්‍රමාණයක් දරා සිටිය හැක. කවචයකට 2n2  ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවක් දරා සිටිය හැක. මෙහි n  යනු කවචයේ අංකයයි.

 උදාහරණ 

පහත දැක්වෙන්නේ පිරී ඇති 5 වන කවචයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසයයි.

ගොනුව:B1234.JPG

මෙය 5s2 5p6 5d10 5f14 5g18  ආකාරයට ද ලිවිය හැක.

 ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය 

භෞතික හා රසායන විද්‍යාඥයින් පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇසිරීම සම්මත අංකයක් මගින් දක්වයි. මෙහිදී කාක්ෂිකය nxyආකාරයට ලියයි. n යනු කවචයේ අංකය ද x යනු කාක්ෂික වර්ගය ද , y යනු කාක්ෂිකයේ ඇති මුළු ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන ද වේ. පරමාණුවක කාක්ෂික ලියනුයේ ඒවායේ ශක්තිය වැඩි‍වීමේ අනු පිළිවෙළටය එසේත් නොමැති නම් ඒවා පිරෙන අනු පිලිවෙලටය. (අවුෆ්බාවූ මූලධර්මයට අනුව)

උදාහරණයක් වශයෙන් භූමි අවස්ථාවේදී හයිඩ්‍රජන්ට ඇත්තේ s කාක්ෂිකයේ ඇති එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් පමණි. එවිට එය 1s1 ලෙස ලියනු ලබයි.ලිතියම්හට 1s කාක්ෂිකයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන 2ක් හා වැඩි ශක්ති මට්ටමක පිහිටි අනෙක් 2s කාක්ෂිකයේ තවත් එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඇත. එම නිසා භූමි අවස්ථාවේ දී එය 1s2 2s1  ලෙස දක්වයි. පොස්පරස් (පරමාණු ක්‍රමාංකය =  15) පහත ආකාර ‍වේ. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

ඉලෙක්ට්‍රෝන විශාල සංඛ්‍යාවක් ඇති පරමාණුවල මෙම වින්‍යාසය ඉතා දිගු විය හැකි අතර එවිට උච්ච වායු වින්‍යාසය භාවිතා කරයි. මෙහිදී පරමාණුවල පළමු කාක්ෂික කීපය එක හා සමාන බැවින් භාවිතය ඉතා පහසු වේ. උදාහරණයක් වශයෙන් පොස්පරස් ගත් කළ , එය නියෝන්ගෙන්  (1s2 2s2 2p6) වෙනස් වන්නේ තෙවන කවචයක් ඇතුල් වීම මගින් පමණි. එමනිසා නියෝන් ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය ද භාවිතයෙන් පොස්පරස්හි ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය මෙලෙස ලියනු ලබයි. [Ne]3s2 3p3

තවත් පහසු ක්‍රමයක් නම් සෑම කවචයේම ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාව සදහන් කිරීමයි. උදා - පොස්පරස් = 2-8-5

s, p, d, හා f  සංකේත පැවතගෙන එනුයේ වර්තමානයේ පිළිනොගැනෙන විද්‍යාඥයන් විසින් සකස් කරන ලද වර්ණාවලි රේඛා කාණඩ ගත කිරීම මත පදනම් වෙමිනි. ඒවා sharp, principal, diffuse, හා fundamental  නම් වේ. මේ ආකාරයට නම් කරන ලද්දේ වර්ණාවලි රේඛාවල සියුම් ව්‍යුහය  සලකා බලමිනි. නමුත් g සංකේතය යොදන ලද්දේ ඉංග්‍රීසි හෝඩියේ අනුපිළිවෙල සලකමිනි. කාක්ෂික 5කට වඩා ඇති කවච සෛද්ධාන්තිකව පැවතිය හැකි වුව ද මෙමගින් සොයාගනු ලැබූ සියලුම මූලද්‍රව්‍ය පමණක් ආවරණය කළ හැක. ඇතැම් අවස්ථාවලදී s හා p කාක්ෂික ගෝලාකාර( spherical) හා පර්යන්ත ‍(peripheral) ලෙසද අර්ථ දක්වයි.

 අවුෆ්බාවු මූලධර්මය 

පරමාණුවක් භූමි අවස්ථාවේ පවතින විට , එහි ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය අවුෆ්බාවූ මූලධර්මය පිළිපදී. මෙම මූලධර්මයට අනුව, ඉලෙක්ට්‍රෝන නොයෙකුත් ශක්ති මට්ටම්වලට ඇතුළු වන්නේ එහි ශක්තිය වැඩිවීමට අනුකූලවය. එමනිසා පළවන ඉලෙක්ට්‍රෝනය අවම ශක්ති මට්ටමට ඇතුල් වන අතර, දෙවන ඉලෙක්ට්‍රෝනය ඉන්පසු අවම ශක්ති මට්ටමට ඇතුළු වේ. මෙසේ ඇතුළුවන ආකාරය පහත සදහන් පිළිවෙලට සිදු වේ.

ගොනුව:C123.JPG

කාක්ෂිකවල ශක්තිය වැඩිවීම, ඉහත සටහනේ පහළට හා වම්පසට විකර්ණ ඇදීමෙන් දැකගත හැක. ඒ අනුව , පළමු විකර්ණය 1s හරහා ද දෙවන විකර්ණය  2s හරහා ද ගමන් කරයි. තෙවන විකර්ණය 2p හා  3s ද සිව්වැන්න 3p හා 4s ද පස්වැන්න 3d, 4p, හා  5s හරහා ද ගමන් කරයි. පොදුවේ ගත් කළ ,  s හැරෙන්නට අනෙක් කාක්ෂික සියල්ලම එයට පසුව එන කාක්ෂිකයට වඩා අඩු මට්ටමක කාක්ෂිකයක් වේ.
උදා :- 	2p ට පසුව 3s
	3d ට පසුව 4p, පසුව 5s
	4f ට පසුව 5d ට පසුව 6 ඉන් පසු 7s

මේ අනුව ආවර්තිතා වගුවේ නොයෙකුත් මූලද්‍රව්‍ය ‍ගොණූ පැවතීමට හේතුව පැහැදිලි කළ හැක.

එක හා සමාන භ්‍රමණ චලිත ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලක ශක්තිය , ප්‍රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණයන් ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලකට වඩා අඩු වේ. ඉලෙක්ට්‍රෝන 2ක් එකම කාක්ෂිකයේ ඇති විට, ඉලෙක්ට්‍රෝන නිරායාසයෙන්ම ප්‍රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණ චලිතයන් ලබා ගැනීමට පෙළ‍න අතර වෙන් වු කාක්ෂික අත්කර ගැනීමට හේතු වේ. මේ පෙළඹීම , කාක්ෂිකයේ l >0  විට එනම් කාක්ෂික භාගික වශයෙන් පිරී ඇති විට , වැඩිවේ. උදාහරණ වශයෙන් , p කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්‍රෝන 4ක් පැවතුනහොත් , ඉලෙක්ට්‍රෝන 2ක් එකම කාක්ෂිකයේ පිහිටීම අනිවාර්යවන අතර , අනෙක් ඉලෙක්ට්‍රෝන 2 අනෙක් කක්ෂ 2 පිහිටිය යුතුය. එවිට ඔවුන්ගේ බැම්ම සමාන‍ වේ. මෙම සංසිද්ධිය හුන්ඩ්ගේ නියමය නම් වේ.

අවුෆ්බාවූ මූධර්මය පරමාණුක න්‍යෂ්ටියක ප්‍රෝටෝන නියුට්‍රෝන සදහා ද යෙදිය හැක.

 කාක්ෂික සටහන 

පහත සටහනින් සියලු කාක්ෂික වින්‍යාස (7s තෙක්) දක්වයි. එමනිසා එය ආවර්තිතා වගුවේ උනන්බියම් (Ununbium 112) දක්වා (ලොරන්සියම් හැර) ආවරණය කරයි.

 3d, 4d, 5d හි බැහැරලීම 

d  කාක්ෂියක් භාගිකව හෝ පූර්ණ වශයෙන් (ඉලෙක්ට්‍රෝන 5/10) පිරී පවතින විට , එය ඊළග කවචයේ s කාක්ෂිකයට වඩා ස්ථායී වේ. මෙහිදී සිදුවන්නේ භාගිකව පිරුණු d කාක්ෂිකයක් පවත්වා ගැනීමට අවශ්‍ය ශක්තිය , පිරුණු s කාක්ෂිකයක් පවත්වා ගැනීමට අවශ්‍ය ශක්තියට වඩා අඩුවීමයි. උදාහරණ වශයෙන් කොපර්, (copper = 29) හි වින්‍යාසය [Ar]4s1 3d10 වේ. එය අවු‍ෆ්බාවූ මූලධර්මයට අනුව [Ar]4s2 3d9 නොවේ. ඒ අයුරින්ම , ක්‍රෝමියම් (chromium 24) හි වින්‍යාසය [Ar]4s1 3d5 වන අතර එය [Ar]4s2 3d4 ලෙස නොලියයි. 

4වන ආවර්තයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය

ගොනුව:E1231.JPG

 5 වන ආවර්තයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය 

ගොනුව:F1231.JPG

 6වන ආවර්තයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය 

ගොනුව:G123.JPG

ආවර්තිතා වගුවේ ආකෘතිය හා දක්වන සම්බන්ධය
ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය ආවර්තිතා වගුවේ ආකෘතියට බෙහෙවින් සම්බන්ධය. පරමාණුවේ රසායනික ලක්ෂණ බොහෝ විට තීරණය වන්නේ එහි (අවසාන) සංයුජතා කවචයේ පවතින ඉලෙක්ට්‍රෝන වින්‍යාසය අනුවය. (මෙහිදී පරමාණුක අරය, පරමාණුවේ ස්කන්ධය සහ පරමාණුවේ විශාලත්වය වැඩිවත්ම අමතර ඉලෙක්ට්‍රෝනික තත්වයක් සඳහා ඉතා හොඳ ප්‍රවනතාවයක් දක්වයි) එම නිසා එකම කාණ්ඩයේ ඇති මූලද්‍රව්‍ය රසායනිකව සමාන ලක්ෂණ දක්වන අතර ,එයට හේතුව එහි සංයුජතා කවචයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන එක සමාන වීමයි.

ප්‍රවර්ගය:රසායන විද්‍යාව