ஆஃபா தத்துவம்

கட்டற்ற கலைக்களஞ்சியமான விக்கிப்பீடியாவில் இருந்து.
Jump to navigation Jump to search

ஆஃபா தத்துவம் ( Aufbau principle ) செருமன் மொழியில் Aufbau என்ற சொல்லின் பொருள் கட்டமைப்புச் சேர் என்பதாகும். ஆஃபா விதி அல்லது கட்டமைப்புச் சேர் தத்துவம் என்றும் இதை அழைக்கலாம். இத்தத்துவத்தின் மூலம் ஓர் அணுவின் அல்லது ஒரு மூலக்கூறின் அல்லது ஒர் அயனியின் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பைக் கண்டறியலாம். ஓர் அணுவில் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை ஏறுமுக வரிசையில் அதிகரிக்கும்போது அவை எவ்வாறு கட்டமைப்பில் சேர்கின்றன என்பதை இத்தத்துவத்தின் ஆரம்பநிலை கருதுகோள்கள் தெரிவிக்கின்றன. அவ்வாறு எலக்டரான்களின் எண்ணிக்கை உயரும் நிலையில் அணுவின் உட்கருவை மையமாகக் கொண்டும் ஏற்கனவே அங்குள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையைக் கொண்டும் அவை தங்களுக்குரிய நிலையான ஆர்பிட்டாலை அனுமானம் செய்கின்றன.

இத்தத்துவத்தின் படி எலக்ட்ரான்கள் ஆற்றல் மிகக்குறைந்த ஆர்பிட்டால்களில் நிரம்பிய பிறகு அதற்கு அடுத்த அதிக ஆற்றலை உடைய ஆர்பிட்டால்களுக்குச் செல்லமுடியும். உதாரணமாக 2s ஆர்பிட்டால் நிரம்புவதற்கு முன்னால் 1s ஆர்பிட்டால் நிரம்பும். ஒவ்வொரு ஆர்பிட்டால்களிலும் இடம்பெற வேண்டிய எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையை பவுலி தவிர்ப்புத் தத்துவம் கட்டுப்படுத்துகிறது. ஒருவேளை சம அளவு ஆற்றல் கொண்ட பல ஆர்பிட்டால்கள் இருக்க நேர்ந்தால் ஊண்ட் விதிப்படி எலக்ட்ரான்கள் நிரம்பும். அதாவது சம அளவு ஆற்றல் கொண்ட ஒவ்வொரு ஆர்பிட்டால்களிலும் ஒரு எலக்ட்ரான் நிரம்பியே பிறகே மீண்டும் மாறுபட்ட சுழற்சி கொண்ட இணை எலக்ட்ரான்களாக நிரம்பத் தொடங்கும். அணுக்களின் உட்கருவில் புரோட்டான்கள் மற்றும் நியூட்ரான்களின் அமைப்பை ஆஃபா தத்துவத்தின் வேறொரு வடிவம் விளக்குகிறது.

மாடலங் ஆற்றல்வரிசை விதி[தொகு]

மாடலங் விதியின்படி அதிகரிக்கும் ஆற்றலின் அடிப்படையில் ஆர்பிட்டால்கள் எந்தவரிசையில் நிரம்பவேண்டும் என்பதை விளக்குகிறது. ஒவ்வொரு மூலைவிட்ட சிவப்பு அம்புக்குறியும் வேறுபட்ட மதிப்பை குறிக்கிறது. n + ℓ.

ஆர்பிட்டால்களில் எந்தவரிசையில் இலத்திரன்கள் பூர்த்தியாக வேண்டும் என்பதை n + ℓ விதி வழங்குகிறது. முதலில் எர்வின் மாடலங் என்பவர் கூறியதைத் தொடர்ந்து இவ்விதி மாடலங் விதி (Madelung rule) என்றும் அழைக்கப்படுகிறது. மேலும் சார்லசு சானெட்டும் இதைக் கூறியிருப்பதால் சானெட் விதி (Janet rule) என்றும், விசிவோலாது கிளெச்கோவ்சிகியும் இதே கருத்தைக் கூறியிருப்பதால் பிரெஞ்சு மற்றும் உருசிய மொழி பேசும் நாடுகளில் இவ்விதி கிளெச்கோவ்சிகி விதி (Klechkovski rule) என்றும் அழைக்கப்படுகிறது. இவ்விதி மூலைவிட்ட விதி (diagonal rule) என்றும் அழைக்கப்படுகிறது.[1]. n + ℓ மதிப்பு அதிகமாக உள்ள ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்கள் நிரம்புவதற்கு முன்னர் n + ℓ மதிப்பு தாழ்வாக உள்ள ஆர்பிட்டால்களில் நிரம்புகின்றன. இங்கு n என்பது முதன்மைக் குவாண்டம் எண்ணையும் ℓ என்பது துணை குவாண்டம் எண்ணையும் குறிக்கின்றன. ℓ = 0,1,2,3 என்பன முறையே s, p, d, மற்றும் f துணை ஆற்றல் மட்டங்களைக் குறிக்கின்றன.

இவ்விதி ஆற்றலுடன் தொடர்புடைய[2] அணு ஆர்பிட்டால் n + ℓ, இல் காணப்படும் மொத்த நோட்களின் (node) அடிப்படையில் அமைந்ததாகும். இரு ஆர்பிட்டால்களின் n + ℓ இன் மதிப்பு சமமாயிருக்கும்போது குறைவான n மதிப்பு கொண்ட ஆர்பிட்டால் குறைந்த ஆற்றலைப் பெற்றிருக்கும் அதுவே முதலில் நிரம்பும். பெரும்பாலும் தாழ்நிலையில் இருக்கும் அணுக்களில் எலக்ட்ரான்கள் ஆர்பிட்டால்களின் ஆற்றலைப் பொறுத்து n + ℓ விதியின் அடிப்படையில் ஏறுமுக வரிசையில் நிரம்பும். n இன் மாதிரி வடிவமைப்பு தனிமங்களின் அலைமாலைப் பண்புகளின் அடிப்படையில் சோதித்துப் பெறப்பட்டதாகும்[3].

நடுநிலை அணுக்கள் அவற்றின் தாழ்நிலையில் இருக்கும்போது மாடலங்கின் ஆற்றல் கட்டளைவிதி பொருந்துவதாக உள்ளது. ஆனால் இவ்வாறான சில நடுநிலை அணுக்களிலும் பல அணுக்களின் வடிவமைப்புகள் சோதனையில் கண்டறியப்பட்ட வடிவமைப்பில் இருந்து வேறுபடுகின்றன[4]. தாமிரம், குரோமியம், மற்றும் பல்லேடியம் முதலியவை இப்பண்பிற்கான பொதுவான உதாரணங்களாகும். மாடலங்கின் விதிப்படி 4s ஆர்பிட்டால் (n + ℓ = 4 + 0 = 4) 3d ஆர்பிட்டாலுக்கு முன்பே நிரம்ப வேண்டும். இவ்விதி தாமிரத்தின் எலக்ட்ரான் வடிவமைப்பை 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 என்று முன்கணித்துக் கூறுகிறது. இதுவே [Ar]4s2 3d9 என்று சுருங்கிய வடிவாக தரப்படுகிறது. இங்கு [Ar] எனக் குறிக்கப்பட்டிருப்பது இத்தனிமத்திற்கு முன்புள்ள நிறைவுற்ற மந்தவாயு ஆர்கான் ஆகும். ஆனால் சோதனைமுறையில் கண்டறியப்பட்ட தாமிரத்தின் எலக்ட்ரான் வடிவமைப்பு [Ar]4s1 3d10 என்பதாகும். 3d ஆர்பிட்டால் நிரப்பும்போது தாமிரம் தாழ்வான ஆற்றல் நிலையில் இருக்கமுடிகிறது. இதேபோல குரோமியமும் [Ar]4s2 3d4 என்ற எலக்ட்ரான் வடிவமைப்பிற்குப் பதிலாக [Ar]4s1 3d5 என்ற எலக்ட்ரான் வடிவமைப்பைக் கொண்டுள்ளது. இந்நிகழ்வில் குரோமியத்தின் 3d ஆர்பிட்டால் பாதிநிரவலாக உள்ளது. மாடலங்கின் விதி பல்லேடியத்தின் எலக்ட்ரான் வடிவமைப்பு [Kr]5s2 4d8 என்று கூறுகிறது. ஆனால் சோதனை முடிவு இரண்டு எலக்ட்ரான்களின் இருப்பிட வித்தியாசத்துடன் [Kr]4d10 என்கிறது.

வரலாறு[தொகு]

புதிய குவாண்டம் விதியில் ஆஃபா தத்துவம்[தொகு]

பழைய குவாண்டம் விதிப்படி, குறைவான கோண உந்தம் பெற்றிருக்கும் ஆர்பிட்டால்கள் (s- மற்றும் p- ஆர்பிட்டால்கள்) அதிக மையவிலக்கம் கொண்டு உட்கருவை நெருங்கியுள்ளன.

செருமானியர் ஆஃபா பிரின்சிப் என்பவரின் பெயரில் இருந்துதான் இத்தத்துவத்திற்கான பெயர் தோன்றியுள்ளது. ஒரு விஞ்ஞானியின் பெயர் என்பதோடு மட்டுமின்றி ஆர்பிட்டால் கட்டமைப்புச் சேர் என்றால் ஆர்பிட்டால்களின் நிரவும் முறை எனப்பொருள் வருமாறு இப்பெயர் உள்ளது. உண்மையில் இத்தத்துவத்திற்கான அடிப்படை நீல்சு போர் மற்றும் உல்ப்காங்கு பவுலி ஆகியோரால் 1920 இன் ஆரம்பகாலத்தில் தெரிவித்து, “ எலக்ட்ரான்கள் ஆற்றல் மிகக்குறைந்த ஆர்பிட்டால்களில் நிரம்பிய பிறகே ஆற்றல் அதிகமான ஆர்பிட்டால்களுக்கு செல்லும் “ என்று குறிப்பிட்டார்கள்.

எலக்ட்ரான்களின் பண்புகளை அறிவதற்கு குவாண்டம் விசையியல் ஆரம்பகாலத்தில் இப்படித்தான் உதவியது. பொதுவாக வேதிப்பண்புகளை இயற்பியல் வரையறைகளால் விளக்கியது. நேர் மின்சுமை கொண்ட அணுக்கருவும் எதிர் மின்சுமை கொண்டிருக்கும் அங்குள்ள எலக்ட்ரான்களும் புதியதாகக் கூடும் ஒவ்வொரு எலக்ட்ரானுக்கும் மின்புலத்தை உருவாக்குகின்றன. இருந்தபோதிலும் ஐதரசன் அணுவில் ஆர்பிட்டால்களுக்கும் முதன்மை குவாண்டம் எண் n இடையில் எந்தவிதமான ஆற்றல் வேறுபாடும் காணப்படவில்லை. மற்ற அணுக்களின் வெளிக்கூட்டில் இருக்கும் எலக்ட்ரான்களுக்கு இது பொருந்தவில்லை. எலக்ட்ரான்கள் பாரம்பரியமாக நீள்வட்டப்பாதையில் நிரம்புகின்றன என்று குவாண்டம் விசையியலுக்கு முந்தைய குவாண்டம் விதி குறிப்பிட்டது. இதன்படி எலக்ட்ரான் ஒரு குறிப்பிட்ட ஆற்றல் மட்டத்தில் இருக்கும்பொழுது வட்டப்பாதை அல்லது கணக்கற்ற நீள்வட்டப் பாதைகளை அதன் உட்கருவைச் சுற்றிப் பெற்றிருக்கும். அதிகக் கோண உந்தம் பெற்றிருக்கும் ஆர்பிட்டால்கள் உள்ளிருக்கும் எலக்ட்ரான்களுக்கு வெளியே வட்டப்பாதையைக் கொண்டிருக்கும். ஆனால், குறைவான கோண உந்தம் பெற்றிருக்கும் ஆர்பிட்டால்கள் (s- மற்றும் p- ஆர்பிட்டால்கள்) அதிக மையவிலக்கம் கொண்டுள்ளன. இதனால் அவை உட்கருவை நெருங்கி வருகின்றன. உட்கரு எலக்ட்ரான்மேல் ஏற்படுத்தும் கவர்ச்சியைப் பொறுத்து சிறு ஆற்றல் வித்தியாசங்கள் தோன்றுகிறது.

n + ℓ ஆற்றல் கட்டளை விதி[தொகு]

n + ℓ இன் மதிப்பு ஒரே அளவு உள்ளவாறு ஒரு தனிமவரிசை அட்டவணையை சார்லசு சானெட் 1927 ஆம் ஆண்டில் பரிந்துரைத்தார். எலக்ட்ரான்கள் அணுவின் துணைக்கூடுகளில் எவ்வாறு நிரம்புகின்றன என்பது குறித்து 1936 ஆம் ஆண்டில் எர்வின் மாடலங் தன்னுடைய அனுபவ விதிகளை பரிந்துரைத்தார். இவருடைய விதிகள் அலைமாலை ஆய்வுகளின் அடிப்படையில் கண்டறியப்பட்ட அணுவின் அடிப்படை விதிகளை சார்ந்திருந்தது. பெரும்பாலான ஆங்கில மொழியில் வெளியிடப்பட்ட ஆய்வுகள் மாடலங் விதியை ஆதரித்தன. இவர் 1926 [5] ஆம் ஆண்டுகளிலேயே இந்த வடிவமைப்பைக் குறித்த எண்ணங்களைப் பெற்றிருந்தார். தாமசு ஃபெர்மியின் அணு அமைப்பு மாதிரியின் அடிப்படையில் 1962 ஆம் ஆண்டில் உருசிய விவசாய வேதியியலாளர் வி.எம். கிளெச்கோவ்சிகி முதலாவது கருத்தியல் ரீதியிலான விளக்கத்தை எடுத்துவைத்தார். இவ்விளக்கத்தில் n + ℓ, இன் கூடுதல்மதிப்பு முக்கியத்துவம் பெற்றது[6]. பல பிரெஞ்சு மற்றும் உருசிய ஆய்வுக்கட்டுரைகள் இதனால் கிளெச்கோவ்சிகி விதியை ஆதரித்தன. அணு ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான்கள் நிரம்பும் வரிசையை முன்னுரைத்த மாடலங்கின் விதிக்கு சில அறிஞர்கள் சமீப காலமாக சவால் விடுகின்றனர். இத்தகைய சவால்கள் விடுக்கப்படுவது ஒன்றும் முதல்முறை அல்ல. இசுக்காண்டியம் அணுவின் 4s ஆர்பிட்டால் நிரம்புவதற்கு முன்பே 3d ஆர்பிட்டால் நிரம்பிவிடுகிறது. மேலும் இதற்கு ஆதரவாக சோதனை முடிவுகளும் இக்கருத்திற்கு வலுசேர்த்தன. இவ்வகைத் தனிமங்களில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் அயனியாகும் ஆற்றல் மற்ற இடைநிலைத் தனிமங்களின் அயனியாகும் ஆற்றலை விட தெளிவாக விளங்கியது. 4s எலக்ட்ரான்கள் சந்தேகத்திற்கிடமின்றி முன்னுரிமையுடன் அயனியாக்கம் அடைந்தன[7].

மேற்கோள்கள்[தொகு]

  1. http://www.wyzant.com/resources/lessons/science/chemistry/electron_configuration
  2. Weinhold, Frank; Landis, Clark R. (2005). Valency and bonding: A Natural Bond Orbital Donor-Acceptor Perspective. Cambridge: Cambridge University Press. பக். 715–16. பன்னாட்டுத் தரப்புத்தக எண்:0-521-83128-8. 
  3. Scerri, Eric R. (1998). "How Good is the Quantum Mechanical Explanation of the Periodic System?". J. Chem. Ed. 75 (11): 1384–85. doi:10.1021/ed075p1384. Bibcode: 1998JChEd..75.1384S. http://www.chem.ucla.edu/dept/Faculty/scerri/pdf/How_Good_is.pdf. 
  4. Meek, Terry L.; Allen, Leland C. (2002). "Configuration irregularities: deviations from the Madelung rule and inversion of orbital energy levels". Chem. Phys. Lett. 362 (5–6): 362–64. doi:10.1016/S0009-2614(02)00919-3. Bibcode: 2002CPL...362..362M. http://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6TFN-46G4S5S-1&_user=961305&_rdoc=1&_fmt=&_orig=search&_sort=d&view=c&_acct=C000049425&_version=1&_urlVersion=0&_userid=961305&md5=cef78ae6aced8ded250c6931a0842063. 
  5. Goudsmit, S. A.; Richards, Paul I. (1964). "The Order of Electron Shells in Ionized Atoms". Proc. Natl. Acad. Sci. 51 (4): 664–671 (with correction on p 906). doi:10.1073/pnas.51.4.664. Bibcode: 1964PNAS...51..664G. http://www.pnas.org/content/51/4/664.full.pdf. 
  6. Wong, D. Pan (1979). "Theoretical justification of Madelung's rule". J. Chem. Ed. 56 (11): 714–18. doi:10.1021/ed056p714. Bibcode: 1979JChEd..56..714W. http://jchemed.chem.wisc.edu/Journal/Issues/1979/Nov/jceSubscriber/JCE1979p0714.pdf. 
  7. Scerri, Eric (2013). "The Trouble With the Aufbau Principle". Education in Chemistry 50 (11): 24–26. http://www.rsc.org/eic/2013/11/aufbau-electron-configuration. 

இவற்றையும் காண்க[தொகு]

உசாத்துணை[தொகு]

வெளிப்புற இணைப்புகள்[தொகு]

"https://ta.wikipedia.org/w/index.php?title=ஆஃபா_தத்துவம்&oldid=2746914" இருந்து மீள்விக்கப்பட்டது