ஹீலியம் (He): அணு அமைப்பு மற்றும் வேதிப் பிணைப்பு

அணு அளவுருக்களின் அறிமுகம்

ஹீலியம் (He) தனிம அட்டவணையில் இரண்டாவது தனிமம் ஆகும். இது தொகுதி 18 (மந்த வாயுக்கள்) இல் அமைந்துள்ளது. அதன் மந்த வேதி நடத்தையைப் புரிந்துகொள்ள அதன் அணு அமைப்பு அடிப்படையானது.

அணு எண் (Z)

• வரையறை: ஒரு அணுவின் உட்கருவில் உள்ள புரோட்டான்களின் எண்ணிக்கை.
• ஹீலியம் (He): Z = 2. இது ஒரு நடுநிலை ஹீலியம் அணுவில் 2 புரோட்டான்கள் இருப்பதைக் குறிக்கிறது.

நிறை எண் (A)

• வரையறை: ஒரு அணுவின் உட்கருவில் உள்ள புரோட்டான்கள் மற்றும் நியூட்ரான்களின் மொத்த எண்ணிக்கை.
• ஹீலியம் (He): மிகவும் பொதுவான ஐசோடோப் ஹீலியம்-4 ($\text\{\text\{\}\}^\{4\}\text\{He\}$) ஆகும், இதன் நிறை எண் 4.
  • ஹீலியம்-3 ($\text\{\text\{\}\}^\{3\}\text\{He\}$) போன்ற மற்ற ஐசோடோப்புகளும் உள்ளன, இதன் நிறை எண் 3.

உட்கூறுத் துகள்கள்

மிகவும் பொதுவான ஐசோடோப்பான ஹீலியம்-4 ($\text\{\text\{\}\}^\{4\}\text\{He\}$) இன் நடுநிலை அணுவுக்கு:

• புரோட்டான்கள்: 2 (அணு எண் Z க்கு சமம்)
• எலக்ட்ரான்கள்: 2 (ஒரு நடுநிலை அணுவில் உள்ள புரோட்டான்களின் எண்ணிக்கைக்கு சமம்)
• நியூட்ரான்கள்: 2 (நிறை எண் A - அணு எண் Z = 4 - 2 = 2)

துணைக்கூடு எலக்ட்ரான் அமைப்பு

ஒரு அணுவின் துணைக்கூடுகளில் எலக்ட்ரான்களின் வரிசைப்படுத்தல் அதன் வேதிப் பண்புகளைக் கணிக்க மிகவும் முக்கியமானது.

s, p, d, f குறியீடு

• ஆஃபௌ தத்துவம்: எலக்ட்ரான்கள் குறைந்த ஆற்றல் கொண்ட ஆர்பிட்டால்களை முதலில் நிரப்புகின்றன.
• பௌலி விலக்குத் தத்துவம்: ஒவ்வொரு ஆர்பிட்டாலும் அதிகபட்சம் எதிர் சுழற்சி கொண்ட இரண்டு எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டிருக்க முடியும்.
• ஹுண்ட்ஸ் அதிகபட்ச பன்மை விதி: ஒரே ஆற்றல் மட்டத்தில் உள்ள ஆர்பிட்டால்களில், எலக்ட்ரான்கள் ஜோடியாகச் சேர்வதற்கு முன் ஒவ்வொன்றாக நிரப்பப்படுகின்றன.
• ஹீலியம் (He): 2 எலக்ட்ரான்களுடன், அதன் எலக்ட்ரான் அமைப்பு:

  1s²
  

  இதன் பொருள் இரண்டு எலக்ட்ரான்களும் 1s அணு ஆர்பிட்டாலை ஆக்கிரமிக்கின்றன.

ஆர்பிட்டால் வரைபடம்

ஆர்பிட்டால் வரைபடம் எலக்ட்ரான் அமைப்பை காட்சிப்படுத்துகிறது, ஒவ்வொரு ஆர்பிட்டாலிலும் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் சுழற்சியைக் காட்டுகிறது.

• 1s ஆர்பிட்டால்:

    ↑↓
   -----
    1s
  

  இரண்டு எலக்ட்ரான்களும் 1s ஆர்பிட்டாலில், எதிர் சுழற்சிகளுடன் ஜோடியாக உள்ளன.

இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் மற்றும் இணைதிறன்

இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் என்பது ஒரு தனிமத்தின் வேதி வினைத்திறனைத் தீர்மானிக்கும் வெளிக்கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்கள் ஆகும்.

இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள்

• வரையறை: வெளிக்கூட்டில் உள்ள முக்கிய ஆற்றல் மட்டத்தில் உள்ள எலக்ட்ரான்கள்.
• ஹீலியம் (He): வெளிக்கூட்டில் உள்ள (மற்றும் ஒரே) முக்கிய ஆற்றல் மட்டம் n=1 ஆகும். 1s ஆர்பிட்டாலில் 2 எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன.
  • இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை: 2
• முக்கியத்துவம்: இந்த அமைப்பு (1s²) முழுமையாக நிரப்பப்பட்ட முதல் எலக்ட்ரான் கூட்டை குறிக்கிறது, இது ஒரு நிலையான இரட்டை எலக்ட்ரான் அமைப்புக்கு ஒத்ததாகும். இந்த அமைப்பு மிகவும் நிலையானது, அதிக காலங்களுக்கு எண்சுர விதியைப் போன்றது.

இணைதிறன் மற்றும் ஆக்சிஜனேற்ற நிலைகள்

• இணைதிறன்: ஒரு தனிமத்தின் இணையும் திறன்.
• ஆக்சிஜனேற்ற நிலை: ஒரு அணுவின் அனைத்து பிணைப்புகளும் அயனிப் பிணைப்புகளாக இருந்தால் அதற்கு இருக்கும் மின்சுமை.
• ஹீலியம் (He):
  • அதன் விதிவிலக்காக நிலையான 1s² எலக்ட்ரான் அமைப்பு (முழுமையான இரட்டை எலக்ட்ரான் அமைப்பு) காரணமாக, ஹீலியம் சாதாரண வேதி நிலைகளில் எலக்ட்ரான்களைப் பெறவோ, இழக்கவோ அல்லது பகிரவோ எந்தப் போக்கையும் கொண்டிருக்கவில்லை.
  • பொதுவான இணைதிறன்: 0
  • பொதுவான ஆக்சிஜனேற்ற நிலை: 0
  • ஹீலியம் வேதியியல் ரீதியாக மந்தமானது, அதாவது அது எளிதில் வேதிப் பிணைப்புகளை உருவாக்குவதில்லை.

பிணைப்பு நடத்தை

ஹீலியம் ஒரு மந்த வாயு, அதன் பிணைப்பு நடத்தை உச்ச மந்தத்தன்மையால் வகைப்படுத்தப்படுகிறது.

வேதி மந்தத்தன்மை

• நிலையான அமைப்பு: ஹீலியம் முழுமையாக நிரப்பப்பட்ட இணைதிறன் கூட்டை (1s²) கொண்டுள்ளது, இது அதன் முதல் எலக்ட்ரான் கூடுகளுக்கு சாத்தியமான மிகவும் நிலையான எலக்ட்ரான் அமைப்பு ஆகும். இந்த முழுமையான இரட்டை எலக்ட்ரான் அமைப்பு ஆற்றல் ரீதியாக மிகவும் சாதகமானது.
• அதிக அயனியாக்க ஆற்றல்: ஹீலியத்தில் இருந்து ஒரு எலக்ட்ரானை அகற்ற மிக அதிக அளவு ஆற்றல் தேவைப்படுகிறது, இதனால் நேர்மின் அயனி உருவாக்கம் மிகவும் சாதகமற்றதாகிறது.
• குறைந்த எலக்ட்ரான் கவர்ச்சி: ஹீலியம் கூடுதல் எலக்ட்ரானை ஏற்க ஏறக்குறைய எந்தப் போக்கையும் கொண்டிருக்கவில்லை, இதனால் எதிர்மின் அயனி உருவாக்கம் மிகவும் சாதகமற்றதாகிறது.
• ஜோடியற்ற எலக்ட்ரான்கள் இல்லை: ஜோடியற்ற எலக்ட்ரான்கள் மற்றும் முழு இணைதிறன் கூடு இல்லாததால், எலக்ட்ரான் பகிர்வு மூலம் சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்கும் போக்கில்லை.

பிணைப்பு வகைகள்

ஹீலியம் சாதாரண நிலைகளில் பின்வரும் வகையான வேதிப் பிணைப்புகளை வழக்கமாக உருவாக்குவது இல்லை:

• அயனிப் பிணைப்பு: கணிசமான எலக்ட்ரான் பரிமாற்றம் தேவைப்படுகிறது, இது ஹீலியத்திற்கு ஆற்றல் ரீதியாக சாதகமற்றது.
• சகப்பிணைப்பு: ஒரு நிலையான அமைப்பை அடைய எலக்ட்ரான்களைப் பகிர்வது தேவைப்படுகிறது, இது ஹீலியம் ஏற்கனவே கொண்டுள்ளது. சகப்பிணைப்பு உருவாவதற்கு உதவும் கலப்பினமாக்கலுக்கு காலியான ஆர்பிட்டால்கள் இல்லை.
• ஈதல் சகப்பிணைப்பு: தனித்த எலக்ட்ரான் இணையை வழங்கும் அல்லது எலக்ட்ரானை ஏற்கும் ஒரு தனிமம் தேவைப்படுகிறது, ஹீலியம் இவை இரண்டிலும் திறம்பட செயல்படுவதில்லை.
• உலோகப் பிணைப்பு: ஹீலியம் மிகவும் பலவீனமான அணுக்களுக்கிடையேயான விசைகளைக் கொண்ட ஒரு அலோகம் என்பதால் பொருந்தாது.

மூலக்கூறுகளுக்கு இடையேயான விசைகள்

• ஹீலியம் வேதிப் பிணைப்புகளை உருவாக்கவில்லை என்றாலும், அதன் அணுக்கள் மிகவும் பலவீனமான மூலக்கூறுகளுக்கு இடையேயான விசைகளை, குறிப்பாக லண்டன் விரவுதல் விசைகள் (LDFs) அல்லது தற்காலிக இருமுனை-தூண்டப்பட்ட இருமுனை விசைகளை வெளிப்படுத்துகின்றன.
• இந்த பலவீனமான விசைகள், மிகக் குறைந்த வெப்பநிலையில் (4.2 K அல்லது -268.9 °C) ஹீலியம் திரவமாக்கப்படுவதற்கும், திரவம் அல்லது திடப்பொருளாக இருப்பதற்கும் காரணமாகும்.
• நிலையான சேர்மங்கள் இல்லை: உயர்நிலைப் பள்ளி மற்றும் போட்டித் தேர்வுகளின் அனைத்து நடைமுறை நோக்கங்களுக்காகவும், ஹீலியம் வேதியியல் ரீதியாக வினைபுரியாதது மற்றும் நிலையான சேர்மங்களை உருவாக்குவதில்லை என்று கருதப்படுகிறது. $\text\{HeH\}^+$ (ஹீலியம் ஹைட்ரைடு அயனி) போன்ற நிலையற்ற இனங்கள் தீவிர ஆய்வக நிலைகளில் (எ.கா., டிஸ்சார்ஜ் குழாய்களில்) உருவாகலாம், ஆனால் இவை வழக்கமான அர்த்தத்தில் நிலையான வேதிச் சேர்மங்களாகக் கருதப்படுவதில்லை மற்றும் பொதுவான வேதிப் பிணைப்பின் வரம்பிற்கு அப்பாற்பட்டவை.
• கலப்பினமாதல் அல்லது வடிவியல் இல்லை: ஹீலியம் சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்காததால், கலப்பினமாதல் (sp, sp², sp³ போன்றவை) அல்லது மூலக்கூறு வடிவியல் (நேர்கோட்டு, முக்கோணத் தள, நான்முகி போன்றவை) பற்றிய கருத்துக்கள் ஹீலியம் அணுக்கள் அல்லது கற்பனை ஹீலியம் சேர்மங்களுக்குப் பொருந்தாது.