அணு அமைப்பு மற்றும் தனிமங்களின் ஆவர்த்தன அட்டவணை குறித்து விவாதிக்கும் எடுத்துக்காட்டுக் கேள்விகள்

அணு அமைப்பு மற்றும் தனிமங்களின் ஆவர்த்தன அட்டவணை குறித்து விவாதிக்கும் மாதிரி கேள்விகள்

பெண்டாஹுலுவான்
அணு அமைப்பு மற்றும் தனிமங்களின் ஆவர்த்தன அட்டவணை ஆகியவை வேதியியலில் உள்ள அடிப்படைக் கருத்துகளாகும். இவை பல்வேறு தனிமங்களின் பண்புகளையும் நடத்தையையும் புரிந்துகொள்வதற்கான அடித்தளமாக அமைகின்றன. இந்தக் கட்டுரையில், அணு அமைப்பு மற்றும் தனிமங்களின் ஆவர்த்தன அட்டவணை தொடர்பான கணக்குகளின் எடுத்துக்காட்டுகளைப் பற்றி விவாதிப்பதோடு, அவற்றை விரிவாகவும் விவாதிப்போம்.

அணு அமைப்பு

எடுத்துக்காட்டு கேள்வி 1: எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு
கேள்வி: அணு எண் 20 கொண்ட கால்சியம் (Ca) அணுவின் எலக்ட்ரான் அமைப்பைக் கண்டறியவும்.

கலந்துரையாடல்:
கால்சியத்தின் அணு எண் 20 ஆகும், அதாவது அதில் 20 எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன. அதன் எலக்ட்ரான் அமைப்பைத் தீர்மானிக்க, மிகக் குறைந்த ஆற்றல் மட்டத்திலிருந்து மிக உயர்ந்த ஆற்றல் மட்டம் வரை ஆர்பிட்டால்களை நிரப்பும் ஆஃப்பௌ கொள்கையின்படி நாம் எலக்ட்ரான்களைப் பங்கீடு செய்ய வேண்டும்.

1. 1s^2 (2 எலக்ட்ரான்கள்)
2. 2s^2 (2 எலக்ட்ரான்கள்)
3. 2p^6 (6 எலக்ட்ரான்கள்)
4. 3s^2 (2 எலக்ட்ரான்கள்)
5. 3p^6 (6 எலக்ட்ரான்கள்)
6. 4s^2 (2 எலக்ட்ரான்கள்)

எனவே, கால்சியத்தின் (Ca) எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 ஆகும்.

எடுத்துக்காட்டு கேள்வி 2: குவாண்டம் எண்கள்
கேள்வி: அணு எண் 8 கொண்ட ஆக்ஸிஜன் அணுவில் (O) உள்ள கடைசி எலக்ட்ரானின் குவாண்டம் எண் மதிப்பைக் கண்டறியவும்.

கலந்துரையாடல்:
ஆக்ஸிஜனின் அணு எண் 8 ஆகும், எனவே அதன் எலக்ட்ரான் அமைப்பு பின்வருமாறு:

1s^2 2s^2 2p^4

ஆக்ஸிஜனில் உள்ள கடைசி எலக்ட்ரான் 2p ஆர்பிட்டாலில் உள்ளது. இந்த எலக்ட்ரானின் குவாண்டம் எண்ணை நாம் கண்டறிய வேண்டும்:

– முதன்மை குவாண்டம் எண் (n): 2 (ஏனெனில் அது இரண்டாவது கூட்டில் உள்ளது)
– அசிமுத்தல் குவாண்டம் எண் (l): 1 (p ஆர்பிட்டால் காரணமாக)
– காந்த குவாண்டம் எண் (m_l): -1, 0, +1 (p சுற்றுப்பாதை மூன்று திசையமைப்புகளைக் கொண்டிருக்கலாம்)
– சுழற்சி குவாண்டம் எண் (m_s): +1/2 அல்லது -1/2 (எலக்ட்ரான்கள் இரண்டு சுழற்சி திசையமைப்புகளைக் கொண்டிருக்கலாம்)

2p^4-இல் உள்ள கடைசி எலக்ட்ரானைப் பொறுத்தவரை, ஹண்ட் விதியின்படி எலக்ட்ரான்கள் நிரப்பப்படுகின்றன, எனவே அவை m_l திசையமைவுகளில் ஒன்றை ஆக்கிரமிக்கும். எடுத்துக்காட்டாக, m_l = 0 திசையமைவிற்கான குவாண்டம் எண்கள்:

– n = 2
– l = 1
– m_l = 0
– m_s = +1/2 அல்லது -1/2 (எலக்ட்ரான் சுழற்சியைப் பொறுத்து)

தனிமங்களின் ஆவர்த்தன அட்டவணை

எடுத்துக்காட்டுக் கேள்வி 3: தனிமங்களின் காலமுறைப் பண்புகள்
கேள்வி: சோடியம் (Na) அணுக்களின் அளவை குளோரின் (Cl) அணுக்களின் அளவுடன் ஒப்பிட்டு, அவ்அளவு வேறுபாட்டிற்கான காரணத்தைக் கூறுக.

கலந்துரையாடல்:
சோடியமும் குளோரினும் ஒரே வரிசையில் (வரிசை 3) இருந்தாலும், வெவ்வேறு குழுக்களில் உள்ளன:

– Na குழு 1 இல் உள்ளது
– Cl 17வது குழுவில் உள்ளது.

ஒரு தொடரில் இடமிருந்து வலமாகச் செல்லும்போது அணுவின் அளவு (அணு ஆரம்) குறைகிறது. ஏனெனில், அணுக்கரு மின்னூட்டம் அதிகரிப்பதால் (அதிக புரோட்டான்கள்), ஒரே கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்கள் மீது ஒரு வலுவான ஈர்ப்பு விசை ஏற்படுகிறது. இது எலக்ட்ரான் கூடுகளை அணுக்கருவிற்கு அருகில் இழுக்கக் காரணமாகிறது.

எனவே, சோடியம் (Na) அணுவின் அளவு குளோரின் (Cl) அணுவின் அளவை விடப் பெரியது, ஏனெனில் Na தனிம வரிசையின் தொடக்கத்தில் அமைந்துள்ளது. வேறுவிதமாகக் கூறினால், Cl-ஐ விட Na-வின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் அதிக இடைவெளியில் அமைந்துள்ளன, அதனால் Na ஒரு பெரிய அணு ஆரத்தைக் கொண்டுள்ளது.

எடுத்துக்காட்டுக் கேள்வி 4: ஆக்சிஜனேற்ற எண்
கேள்வி: H2SO4-இல் உள்ள கந்தகத் தனிமத்தின் ஆக்சிஜனேற்ற எண்ணைக் கண்டறியவும்.

கலந்துரையாடல்:
சல்பூரிக் அமிலத்தில் (H₂SO₄) உள்ள கந்தகத்தின் ஆக்சிஜனேற்ற எண்ணைக் கண்டறிய, ஆக்சிஜனேற்ற எண்களைக் கண்டறிவதற்கான விதிகளைப் பின்பற்றுகிறோம்:

– ஹைட்ரஜனின் (H) ஆக்சிஜனேற்ற எண் பொதுவாக +1 ஆகும்.
– ஆக்சிஜன் (O) பொதுவாக -2 என்ற ஆக்சிஜனேற்ற எண்ணைக் கொண்டுள்ளது.

H₂SO₄-இல் உள்ள கந்தகத்தின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் x என வைத்துக்கொள்வோம். அப்படியானால், விதியின்படி, ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள மொத்த ஆக்சிஜனேற்ற எண்களின் எண்ணிக்கை, அந்த மூலக்கூறின் மொத்த மின்னூட்டத்திற்குச் சமமாக இருக்க வேண்டும் (நடுநிலை மின்னூட்டம் 0 ஆகும்):

தொகை:

2(H) + 1(S) + 4(O) = 2(+1) + x + 4(-2) = 2 + x – 8 = 0

x-ஐக் கணக்கிடுதல்:

2 + x – 8 = 0
x - 6 = 0
x = +6

எனவே, H₂SO₄ இல் கந்தகத்தின் (S) ஆக்சிஜனேற்ற எண் +6 ஆகும்.

வேதியியல் வினைத்திறன்

எடுத்துக்காட்டு கேள்வி 5: வினைத்திறன்
கேள்வி: குளோரினை (Cl) விட புளோரின் (F) ஏன் அதிக வினைத்திறன் கொண்டது?

கலந்துரையாடல்:
ஹாலோஜன்களின் (குழு 17) வினைத்திறன், அணு எண் அதிகரிக்கும்போது குறைய முனைகிறது. அணு அமைப்பு தொடர்பான பல காரணங்களால், குளோரினை விட புளூரின் அதிக வினைத்திறன் கொண்டது:

1. அயனியாக்க ஆற்றல்:
குளோரினை விட புளூரினுக்கு அதிக அயனியாக்க ஆற்றல் உள்ளது, அதாவது புளூரின் அணுக்கள் மற்ற அணுக்களிலிருந்து எலக்ட்ரான்களை எளிதாக ஈர்க்கின்றன.

2. எலக்ட்ரான் நாட்டம்:
புளோரினுக்கு மிக அதிக எலக்ட்ரான் நாட்டம் உள்ளது, அதாவது அது குளோரினை விட எளிதாக எலக்ட்ரான்களை ஈர்க்கும் தன்மை கொண்டது.

3. அணு அளவு:
குளோரினை விட புளூரின் சிறிய அணு அளவைக் கொண்டுள்ளது. புளூரினில் உள்ள இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் அணுக்கருவிற்கு அருகில் இருப்பதால், புதிய எலக்ட்ரான்களுக்கான நிலைமின் ஈர்ப்பு அதிகமாக உள்ளது.

எனவே, இந்த மூன்று காரணிகளும் சேர்ந்து, மற்றப் பொருட்களுடன் வினைபுரியும் ஃபுளூரினின் திறனை அதிகரித்து, அதனை குளோரினை விட அதிக வினைத்திறன் மிக்கதாக ஆக்குகின்றன.

முடிவுரை
வேதியியலில் அணு அமைப்பு மற்றும் தனிமங்களின் ஆவர்த்தன அட்டவணையைப் புரிந்துகொள்வது மிகவும் முக்கியமானது. இந்தக் கட்டுரையில், பல்வேறு எடுத்துக்காட்டுக் கணக்குகளை விரிவான விளக்கங்களுடன் வழங்கியுள்ளோம். இவற்றில் எலக்ட்ரான் அமைப்புகள், குவாண்டம் எண்கள், தனிமங்களின் ஆவர்த்தனப் பண்புகள், ஆக்சிஜனேற்ற எண்கள் மற்றும் வேதி வினைத்திறன் ஆகியவை அடங்கும். இந்தக் கருத்துக்களை நன்கு புரிந்துகொள்வதன் மூலம், பிரபஞ்சத்தில் உள்ள பல்வேறு தனிமங்களின் பண்புகளையும் நடத்தையையும் நம்மால் சிறப்பாகப் புரிந்துகொள்ள முடியும்.