रासायनिक तत्वों के परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास। एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

रचना करने का तरीका जानें इलेक्ट्रॉनिक सूत्ररासायनिक तत्व। यह प्रश्न महत्वपूर्ण और प्रासंगिक है, क्योंकि यह न केवल संरचना के बारे में, बल्कि विचाराधीन परमाणु के कथित भौतिक और रासायनिक गुणों के बारे में भी एक विचार देता है।

संकलन नियम

किसी रासायनिक तत्व का ग्राफिकल और इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाने के लिए, परमाणु की संरचना के सिद्धांत का विचार होना आवश्यक है। आरंभ करने के लिए, एक परमाणु के दो मुख्य घटक होते हैं: नाभिक और ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन। नाभिक में न्यूट्रॉन शामिल होते हैं, जिनके पास कोई चार्ज नहीं होता है, साथ ही प्रोटॉन, जिनके पास सकारात्मक चार्ज होता है।

किसी रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को बनाने और निर्धारित करने का तर्क देते हुए, हम ध्यान दें कि नाभिक में प्रोटॉन की संख्या का पता लगाने के लिए मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली की आवश्यकता होती है।

क्रम में किसी तत्व की संख्या उसके नाभिक में प्रोटॉन की संख्या से मेल खाती है। जिस अवधि में परमाणु स्थित है, उस अवधि की संख्या उन ऊर्जा परतों की संख्या को दर्शाती है जिन पर इलेक्ट्रॉन स्थित हैं।

एक विद्युत आवेश से रहित न्यूट्रॉन की संख्या निर्धारित करने के लिए, किसी तत्व के परमाणु के सापेक्ष द्रव्यमान से उसके सीरियल नंबर (प्रोटॉन की संख्या) को घटाना आवश्यक है।

अनुदेश

यह समझने के लिए कि किसी रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना कैसे की जाती है, क्लेचकोवस्की द्वारा तैयार किए गए नकारात्मक कणों के साथ उप-स्तरों को भरने के नियम पर विचार करें।

मुक्त ऑर्बिटल्स की मुक्त ऊर्जा की मात्रा के आधार पर, एक श्रृंखला तैयार की जाती है जो इलेक्ट्रॉनों के साथ स्तरों को भरने के अनुक्रम को दर्शाती है।

प्रत्येक कक्षीय में केवल दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो एंटीपैरलल स्पिन में व्यवस्थित होते हैं।

इलेक्ट्रॉन के गोले की संरचना को व्यक्त करने के लिए ग्राफिक सूत्रों का उपयोग किया जाता है। रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र क्या दिखते हैं? ग्राफिक विकल्प कैसे बनाएं? ये प्रश्न रसायन विज्ञान के स्कूल पाठ्यक्रम में शामिल हैं, इसलिए हम उन पर अधिक विस्तार से ध्यान केन्द्रित करेंगे।

एक निश्चित मैट्रिक्स (आधार) है जिसका उपयोग ग्राफिक फ़ार्मुलों को संकलित करते समय किया जाता है। एस-ऑर्बिटल की विशेषता केवल एक क्वांटम सेल है, जिसमें दो इलेक्ट्रॉन एक दूसरे के विपरीत स्थित होते हैं। उन्हें रेखांकन द्वारा तीरों द्वारा दर्शाया गया है। पी ऑर्बिटल के लिए, तीन कोशिकाओं को दर्शाया गया है, प्रत्येक में दो इलेक्ट्रॉन भी होते हैं, दस इलेक्ट्रॉन डी ऑर्बिटल पर स्थित होते हैं, और एफ चौदह इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के संकलन के उदाहरण

रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना कैसे करें, इस बारे में बातचीत जारी रखें। उदाहरण के लिए, आपको मैंगनीज तत्व के लिए एक ग्राफिकल और इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाने की आवश्यकता है। सबसे पहले, हम आवर्त प्रणाली में इस तत्व की स्थिति निर्धारित करते हैं। इसकी परमाणु संख्या 25 है, इसलिए एक परमाणु में 25 इलेक्ट्रॉन होते हैं। मैंगनीज एक तत्व है चौथा पीरियडइसलिए, इसके चार ऊर्जा स्तर हैं।

रासायनिक तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र कैसे लिखें? हम तत्व के चिन्ह के साथ-साथ उसकी क्रमिक संख्या भी लिखते हैं। क्लेचकोवस्की नियम का उपयोग करते हुए, हम इलेक्ट्रॉनों को ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों पर वितरित करते हैं। हम क्रमिक रूप से उन्हें पहले, दूसरे और तीसरे स्तर पर व्यवस्थित करते हैं, प्रत्येक कोशिका में दो इलेक्ट्रॉनों को अंकित करते हैं।

फिर हम उन्हें जोड़ते हैं, 20 टुकड़े प्राप्त करते हैं। तीन स्तर पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए हैं, और चौथे पर केवल पांच इलेक्ट्रॉन रहते हैं। यह मानते हुए कि प्रत्येक प्रकार के कक्षीय का अपना ऊर्जा भंडार होता है, हम शेष इलेक्ट्रॉनों को 4s और 3d उपस्तरों में वितरित करते हैं। नतीजतन, मैंगनीज परमाणु के लिए तैयार इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक सूत्र का निम्न रूप है:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

व्यावहारिक मूल्य

इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक फ़ार्मुलों की सहायता से, आप मुक्त (अयुग्मित) इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्पष्ट रूप से देख सकते हैं जो किसी दिए गए रासायनिक तत्व की वैधता निर्धारित करते हैं।

हम क्रियाओं का एक सामान्यीकृत एल्गोरिदम प्रदान करते हैं, जिसकी मदद से आप आवर्त सारणी में स्थित किसी भी परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक ग्राफिक फ़ार्मुलों की रचना कर सकते हैं।

आवर्त सारणी का उपयोग करके इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करने के लिए पहला कदम है। अवधि संख्या ऊर्जा स्तरों की संख्या को इंगित करती है।

एक निश्चित समूह से संबंधित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के साथ जुड़ा हुआ है जो बाहरी ऊर्जा स्तर में हैं। क्लेचकोव्स्की नियम के अनुसार स्तरों को उप-स्तरों में विभाजित किया गया है।

निष्कर्ष

आवर्त सारणी में स्थित किसी भी रासायनिक तत्व की वैलेंस क्षमताओं को निर्धारित करने के लिए, इसके परमाणु का एक इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक सूत्र तैयार करना आवश्यक है। ऊपर दिया गया एल्गोरिदम आपको संभावित रसायन निर्धारित करने के लिए कार्य से निपटने की अनुमति देगा भौतिक गुणपरमाणु।

इलेक्ट्रॉनों

पदार्थ के कणों को निरूपित करने के लिए परमाणु की अवधारणा प्राचीन दुनिया में उत्पन्न हुई थी। ग्रीक में, परमाणु का अर्थ है "अविभाज्य"।

आयरिश भौतिक विज्ञानी स्टोनी, प्रयोगों के आधार पर, इस निष्कर्ष पर पहुंचे कि बिजली सबसे छोटे कणों द्वारा ले जाती है जो सभी रासायनिक तत्वों के परमाणुओं में मौजूद होते हैं। 1891 में, स्टोनी ने इन कणों को इलेक्ट्रॉन कहने का प्रस्ताव रखा, जिसका ग्रीक में अर्थ "एम्बर" है। इलेक्ट्रॉन को अपना नाम मिलने के कुछ साल बाद, अंग्रेजी भौतिक विज्ञानी जोसेफ थॉमसन और फ्रांसीसी भौतिक विज्ञानी जीन पेरिन ने साबित कर दिया कि इलेक्ट्रॉनों पर ऋणात्मक आवेश होता है। यह सबसे छोटा नकारात्मक आवेश है, जिसे रसायन विज्ञान में एक इकाई (-1) के रूप में लिया जाता है। थॉमसन ने भी इलेक्ट्रॉन की गति निर्धारित करने में कामयाबी हासिल की (कक्षा में एक इलेक्ट्रॉन की गति कक्षा संख्या n के व्युत्क्रमानुपाती होती है। कक्षाओं की त्रिज्या कक्षा संख्या के वर्ग के अनुपात में बढ़ती है। हाइड्रोजन की पहली कक्षा में। परमाणु (n=1; Z=1), गति ≈ 2.2 · 106 m / c है, अर्थात प्रकाश की गति c = 3 · 108 m / s से लगभग सौ गुना कम है।) और एक इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान ( यह हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान से लगभग 2000 गुना कम है)।

एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति

एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति है किसी विशेष इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा और उस स्थान के बारे में जानकारी का एक समूह जिसमें वह स्थित है. एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन में गति का कोई प्रक्षेपवक्र नहीं होता है, अर्थात, कोई केवल बोल सकता है नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष में इसे खोजने की संभावना.

यह नाभिक के आसपास के इस स्थान के किसी भी हिस्से में स्थित हो सकता है, और इसके विभिन्न पदों की समग्रता को एक निश्चित नकारात्मक चार्ज घनत्व वाले इलेक्ट्रॉन बादल के रूप में माना जाता है। आलंकारिक रूप से, इसकी कल्पना इस प्रकार की जा सकती है: यदि एक फोटो फिनिश के रूप में एक सेकंड के सौवें या मिलियनवें हिस्से में एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को चित्रित करना संभव था, तो ऐसी तस्वीरों में इलेक्ट्रॉन को बिंदुओं के रूप में दर्शाया जाएगा। इस तरह की अनगिनत तस्वीरों को ओवरले करने से उच्चतम घनत्व वाले इलेक्ट्रॉन बादल की तस्वीर बन जाएगी जहां इनमें से अधिकतर बिंदु होंगे।

परमाणु नाभिक के चारों ओर का स्थान, जिसमें इलेक्ट्रॉन पाए जाने की संभावना सबसे अधिक होती है, कक्षीय कहलाता है। इसमें लगभग शामिल है 90% ई-क्लाउड, और इसका मतलब है कि अंतरिक्ष के इस हिस्से में लगभग 90% समय इलेक्ट्रॉन है। रूप से प्रतिष्ठित 4 वर्तमान में ज्ञात प्रकार के ऑर्बिटल्स, जिन्हें लैटिन द्वारा निरूपित किया जाता है अक्षर एस, पी, डी और एफ. ग्राफिक छविकुछ प्रकार के इलेक्ट्रॉन कक्षकों को चित्र में दिखाया गया है।

एक निश्चित कक्षा में इलेक्ट्रॉन की गति की सबसे महत्वपूर्ण विशेषता है नाभिक के साथ इसके संबंध की ऊर्जा. समान ऊर्जा मान वाले इलेक्ट्रॉन एकल इलेक्ट्रॉन परत, या ऊर्जा स्तर बनाते हैं। ऊर्जा स्तरों की संख्या नाभिक से शुरू होती है - 1, 2, 3, 4, 5, 6 और 7।

एक पूर्णांक n, जो ऊर्जा स्तर की संख्या को दर्शाता है, को मुख्य क्वांटम संख्या कहा जाता है। यह किसी दिए गए ऊर्जा स्तर पर मौजूद इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा को दर्शाता है। पहले ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन, नाभिक के सबसे निकट, सबसे कम ऊर्जा वाले होते हैं।पहले स्तर के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में, अगले स्तरों के इलेक्ट्रॉनों को बड़ी मात्रा में ऊर्जा की विशेषता होगी। नतीजतन, बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से सबसे कम मजबूती से बंधे होते हैं।

ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की सबसे बड़ी संख्या सूत्र द्वारा निर्धारित की जाती है:

एन = 2n2,

जहाँ N इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या है; n स्तर संख्या, या मुख्य क्वांटम संख्या है। नतीजतन, नाभिक के निकटतम पहले ऊर्जा स्तर में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं; दूसरे पर - 8 से अधिक नहीं; तीसरे पर - 18 से अधिक नहीं; चौथे पर - 32 से अधिक नहीं।

दूसरे ऊर्जा स्तर (n = 2) से शुरू होकर, प्रत्येक स्तर को सबलेवल (सबलेयर) में उपविभाजित किया जाता है, जो नाभिक के साथ बाध्यकारी ऊर्जा में एक दूसरे से कुछ भिन्न होते हैं। उपस्तरों की संख्या मुख्य क्वांटम संख्या के मान के बराबर है: पहले ऊर्जा स्तर में एक उपस्तर होता है; दूसरा - दो; तीसरा - तीन; चौथा - चार उपस्तर. Sublevels, बदले में, ऑर्बिटल्स द्वारा बनते हैं। प्रत्येक मानn, n के बराबर ऑर्बिटल्स की संख्या से मेल खाता है।

Sublevels को आमतौर पर निरूपित किया जाता है लैटिन अक्षरों के साथ, साथ ही उन ऑर्बिटल्स का आकार जिनसे वे बने हैं: s, p, d, f।

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन

किसी भी रासायनिक तत्व के एक परमाणु की तुलना एक छोटे से तत्व से की जा सकती है सौर परिवार. इसलिए, ई। रदरफोर्ड द्वारा प्रस्तावित परमाणु के ऐसे मॉडल को कहा जाता है ग्रहों.

परमाणु का नाभिक, जिसमें परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान केंद्रित होता है, दो प्रकार के कणों से मिलकर बना होता है - प्रोटॉन और न्यूट्रॉन.

प्रोटॉन का आवेश इलेक्ट्रॉनों के आवेश के बराबर होता है, लेकिन चिह्न (+1) के विपरीत होता है, और द्रव्यमान हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान के बराबर होता है (रसायन विज्ञान में इसे एक इकाई के रूप में स्वीकार किया जाता है)। न्यूट्रॉन पर कोई आवेश नहीं होता, वे उदासीन होते हैं और उनका द्रव्यमान प्रोटॉन के बराबर होता है।

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन को सामूहिक रूप से न्यूक्लियॉन (लैटिन न्यूक्लियस - न्यूक्लियस से) कहा जाता है। किसी परमाणु में प्रोटॉनों और न्यूट्रॉनों की संख्या के योग को द्रव्यमान संख्या कहते हैं. उदाहरण के लिए, एक एल्यूमीनियम परमाणु की द्रव्यमान संख्या:

13 + 14 = 27

प्रोटॉन की संख्या 13, न्यूट्रॉन की संख्या 14, द्रव्यमान संख्या 27

चूंकि इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान, जो नगण्य है, उपेक्षित किया जा सकता है, यह स्पष्ट है कि परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान नाभिक में केंद्रित है। इलेक्ट्रॉन ई - का प्रतिनिधित्व करते हैं।

क्योंकि परमाणु विद्युत तटस्थ, यह भी स्पष्ट है कि एक परमाणु में प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉन की संख्या समान होती है। यह आवधिक प्रणाली में इसे सौंपे गए रासायनिक तत्व की क्रम संख्या के बराबर है। परमाणु का द्रव्यमान प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान से बना होता है। तत्व की क्रम संख्या (जेड), यानी प्रोटॉन की संख्या और द्रव्यमान संख्या (ए), प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की संख्या के योग के बराबर जानने के बाद, आप न्यूट्रॉन की संख्या (एन) का उपयोग कर पा सकते हैं सूत्र:

एन = ए-जेड

उदाहरण के लिए, लोहे के परमाणु में न्यूट्रॉन की संख्या है:

56 — 26 = 30

आइसोटोप

एक ही तत्व के परमाणुओं की वे किस्में जिनमें समान परमाणु आवेश लेकिन भिन्न द्रव्यमान संख्याएँ होती हैं, कहलाती हैं आइसोटोप. प्रकृति में पाए जाने वाले रासायनिक तत्व समस्थानिकों के मिश्रण होते हैं। तो, कार्बन में 12, 13, 14 के द्रव्यमान वाले तीन समस्थानिक हैं; ऑक्सीजन - 16, 17, 18, आदि के द्रव्यमान के साथ तीन समस्थानिक। आमतौर पर आवधिक प्रणाली में दिए गए रासायनिक तत्व का सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान किसी दिए गए तत्व के समस्थानिकों के प्राकृतिक मिश्रण के परमाणु द्रव्यमान का औसत मूल्य होता है। प्रकृति में उनकी सापेक्ष सामग्री को ध्यान में रखते हुए। रासायनिक गुणअधिकांश रासायनिक तत्वों के समस्थानिक बिल्कुल समान होते हैं। हालांकि, हाइड्रोजन समस्थानिकों के गुणों में उनके सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान में नाटकीय गुना वृद्धि के कारण बहुत भिन्नता होती है; उन्हें अलग-अलग नाम और रासायनिक प्रतीक भी दिए गए हैं।

पहली अवधि के तत्व

हाइड्रोजन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की योजना:

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की योजनाएं इलेक्ट्रॉनिक परतों (ऊर्जा स्तरों) पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाती हैं।

हाइड्रोजन परमाणु का ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाता है):

परमाणुओं के ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र न केवल स्तरों और उपस्तरों में, बल्कि कक्षाओं में भी इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं।

हीलियम परमाणु में, पहली इलेक्ट्रॉन परत पूरी हो जाती है - इसमें 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं। हाइड्रोजन और हीलियम एस-तत्व हैं; इन परमाणुओं के लिए, एस-ऑर्बिटल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

दूसरी अवधि के सभी तत्व पहली इलेक्ट्रॉन परत भर जाती है, और इलेक्ट्रॉन दूसरी इलेक्ट्रॉन परत के s- और p-ऑर्बिटल्स को कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत (पहले s, और फिर p) और पाउली और हंड के नियमों के अनुसार भरते हैं।

नियॉन परमाणु में, दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी हो जाती है - इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए, पहली और दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी हो जाती है, इसलिए तीसरी इलेक्ट्रॉन परत भर जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s-, 3p- और 3d-उपस्तरों पर कब्जा कर सकते हैं।

मैग्नीशियम परमाणु पर एक 3s इलेक्ट्रॉन कक्षीय पूरा होता है। Na तथा Mg s-तत्व हैं।

एल्यूमीनियम और बाद के तत्वों के लिए, 3p उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

तृतीय आवर्त के तत्वों के 3d कक्षक खाली हैं।

Al से Ar तक के सभी तत्व p-तत्व हैं। एस- और पी-तत्व आवधिक प्रणाली में मुख्य उपसमूह बनाते हैं।

चौथे-सातवें आवर्त के तत्व

पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं पर एक चौथी इलेक्ट्रॉन परत दिखाई देती है, 4s सबलेवल भर जाता है, क्योंकि इसमें 3d सबलेवल की तुलना में कम ऊर्जा होती है।

के, सीए - एस-तत्व मुख्य उपसमूहों में शामिल हैं। Sc से Zn तक के परमाणुओं के लिए, 3d उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये 3डी तत्व हैं। वे द्वितीयक उपसमूहों में शामिल हैं, उनके पास एक पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉन परत भरी हुई है, उन्हें संक्रमण तत्व कहा जाता है।

क्रोमियम और तांबे के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना पर ध्यान दें। उनमें, 4s- से 3d-sublevel तक एक इलेक्ट्रॉन की "विफलता" होती है, जिसे परिणामी इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन 3d 5 और 3d 10 की अधिक ऊर्जा स्थिरता द्वारा समझाया गया है:

जिंक परमाणु में, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी हो जाती है - इसमें सभी 3s, 3p और 3d उपस्तर भरे होते हैं, उन पर कुल 18 इलेक्ट्रॉन होते हैं। जस्ता के बाद के तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत भरी रहती है, 4p उपस्तर।

Ga से Kr तक के तत्व p-तत्व हैं।

क्रिप्टन परमाणु की बाहरी परत (चौथी) पूर्ण है और इसमें 8 इलेक्ट्रॉन हैं। लेकिन चौथी इलेक्ट्रॉन परत में केवल 32 इलेक्ट्रॉन ही हो सकते हैं; क्रिप्टन परमाणु के 4d- और 4f-उपस्तर अभी भी खाली हैं। पांचवीं अवधि के तत्व निम्न क्रम में उप-स्तरों को भर रहे हैं: 5s - 4d - 5p। और इससे संबंधित अपवाद भी हैं " असफलता»इलेक्ट्रॉन, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag।

छठी और सातवीं अवधि में, एफ-तत्व दिखाई देते हैं, अर्थात, ऐसे तत्व जिनमें क्रमशः तीसरी बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत के 4f- और 5f-उपस्तर भरे होते हैं।

4f तत्वों को लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

5f तत्वों को एक्टिनाइड्स कहा जाता है।

छठी अवधि के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों को भरने का क्रम: 55 Cs और 56 Ba - 6s-तत्व; 57 ला … 6s 2 5d x - 5d तत्व; 58 सीई - 71 लू - 4f तत्व; 72 एचएफ - 80 एचजी - 5 डी तत्व; 81 T1 - 86 Rn - 6d तत्व। लेकिन यहां भी ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स को भरने का क्रम "उल्लंघन" है, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे हुए f-sublevels, यानी nf 7 और nf 14 की अधिक ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है। परमाणु के किस उप-स्तर के आधार पर इलेक्ट्रॉनों से भरा जाता है, सभी तत्वों को चार इलेक्ट्रॉनिक परिवारों या ब्लॉकों में विभाजित किया जाता है:

• एस-तत्व. परमाणु के बाहरी स्तर का एस-सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; एस-तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं।

• पी तत्वों. परमाणु के बाहरी स्तर का पी-सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; पी-तत्वों में III-VIII समूहों के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं।

• डी-तत्व. परमाणु के पूर्व-बाहरी स्तर का डी-सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; डी-तत्वों में समूह I-VIII के माध्यमिक उपसमूहों के तत्व शामिल हैं, यानी, एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के अंतःकाल दशकों के तत्व। इन्हें संक्रमण तत्व भी कहते हैं।

• f-तत्व. परमाणु के तीसरे बाहरी स्तर का f-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; इनमें लैंथेनाइड्स और एंटिनोइड्स शामिल हैं।

1925 में स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू। पाउली ने स्थापित किया कि एक कक्षीय परमाणु में विपरीत (एंटीपैरल) स्पिन (अंग्रेजी से अनुवादित - "स्पिंडल") वाले दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, अर्थात ऐसे गुण होने की सशर्त रूप से कल्पना की जा सकती है अपनी काल्पनिक धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन का घूर्णन: दक्षिणावर्त या वामावर्त।

यह सिद्धांत कहा जाता है पाउली सिद्धांत. यदि कक्षा में एक इलेक्ट्रॉन है, तो इसे अयुग्मित कहा जाता है, यदि दो हैं, तो ये युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, अर्थात विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन। यह आंकड़ा ऊर्जा स्तरों के उप-स्तरों में विभाजन का आरेख दिखाता है और जिस क्रम में वे भरे जाते हैं।

बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके चित्रित किया जाता है - वे तथाकथित ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं। इस रिकॉर्ड के लिए, निम्नलिखित संकेतन का उपयोग किया जाता है: प्रत्येक क्वांटम सेल को एक सेल द्वारा निरूपित किया जाता है जो एक कक्षीय से मेल खाती है; स्पिन की दिशा के अनुरूप प्रत्येक इलेक्ट्रॉन को एक तीर द्वारा इंगित किया जाता है। ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते समय, दो नियमों को याद रखना चाहिए: पाउली सिद्धांत और एफ हुंड का शासन, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन मुक्त कोशिकाओं पर कब्जा कर लेते हैं, पहले एक समय में और एक ही समय में एक ही स्पिन मान होता है, और उसके बाद ही जोड़ी होती है, लेकिन स्पिन, पाउली सिद्धांत के अनुसार, पहले से ही विपरीत दिशा में निर्देशित होगी।

हंड का नियम और पाउली का सिद्धांत

हुंड का शासन- क्वांटम रसायन विज्ञान का नियम, जो एक निश्चित सबलेयर के ऑर्बिटल्स को भरने के क्रम को निर्धारित करता है और निम्नानुसार तैयार किया जाता है: इस सबलेयर के इलेक्ट्रॉनों की स्पिन क्वांटम संख्या का कुल मूल्य अधिकतम होना चाहिए। 1925 में फ्रेडरिक हंड द्वारा तैयार किया गया।

इसका मतलब यह है कि सबलेयर के प्रत्येक ऑर्बिटल्स में पहले एक इलेक्ट्रॉन भरा जाता है, और खाली ऑर्बिटल्स के समाप्त होने के बाद ही इस ऑर्बिटल में एक दूसरा इलेक्ट्रॉन जोड़ा जाता है। इस मामले में, एक कक्षीय में विपरीत चिन्ह के आधे-पूर्णांक स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो जोड़ी (दो-इलेक्ट्रॉन बादल बनाते हैं) और, परिणामस्वरूप, कक्षीय का कुल स्पिन शून्य के बराबर हो जाता है।

अन्य शब्दावली: ऊर्जा के नीचे वह परमाणु पद निहित है जिसके लिए दो शर्तें पूरी होती हैं।

1. बहुलता अधिकतम है
2. जब गुणक संयोग करते हैं, तो कुल कक्षीय संवेग L अधिकतम होता है।

आइए पी-सबलेवल के ऑर्बिटल्स को भरने के उदाहरण का उपयोग करके इस नियम का विश्लेषण करें पी- दूसरी अवधि के तत्व (यानी, बोरॉन से नियॉन तक (नीचे आरेख में, क्षैतिज रेखाएं कक्षाओं को इंगित करती हैं, लंबवत तीर इलेक्ट्रॉनों को इंगित करते हैं, और तीर की दिशा स्पिन के उन्मुखीकरण को इंगित करती है)।

क्लेचकोवस्की का नियम

क्लेचकोवस्की का नियम -जैसे-जैसे परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या बढ़ती है (उनके नाभिकों के आवेशों में वृद्धि के साथ, या रासायनिक तत्वों की क्रमिक संख्या), परमाणु ऑर्बिटल्स इस तरह से भर जाते हैं कि उच्च-ऊर्जा ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति केवल निर्भर करती है मुख्य क्वांटम संख्या n और l सहित अन्य सभी क्वांटम संख्याओं पर निर्भर नहीं करता है। शारीरिक रूप से, इसका मतलब है कि हाइड्रोजन जैसे परमाणु में (इंटरइलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण की अनुपस्थिति में) एक इलेक्ट्रॉन की कक्षीय ऊर्जा केवल नाभिक से इलेक्ट्रॉन आवेश घनत्व की स्थानिक दूरदर्शिता से निर्धारित होती है और इसकी गति की विशेषताओं पर निर्भर नहीं करती है। नाभिक के क्षेत्र में।

क्लेचकोवस्की का अनुभवजन्य नियम और परमाणु ऑर्बिटल्स के कुछ विरोधाभासी वास्तविक ऊर्जा अनुक्रम के अनुक्रम का क्रम केवल एक ही प्रकार के दो मामलों में उत्पन्न होता है: परमाणुओं के लिए Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, एयू, एस के साथ एक इलेक्ट्रॉन की "विफलता" है - पिछली परत के डी-सबलेवल के बाहरी परत के सबलेवल, जो परमाणु की ऊर्जावान रूप से अधिक स्थिर स्थिति की ओर जाता है, अर्थात्: कक्षीय 6 को दो से भरने के बाद इलेक्ट्रॉनों एस

किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को संकलित करने के लिए एल्गोरिथम:

1. रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी D.I का उपयोग करके परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करें। मेंडेलीव।

2. उस अवधि की संख्या से जिसमें तत्व स्थित है, ऊर्जा स्तरों की संख्या निर्धारित करें; अंतिम इलेक्ट्रॉनिक स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या से मेल खाती है।

3. लेवल को सबलेवल और ऑर्बिटल्स में विभाजित करें और ऑर्बिटल्स भरने के नियमों के अनुसार उन्हें इलेक्ट्रॉनों से भरें:

यह याद रखना चाहिए कि पहले स्तर में अधिकतम 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं। 1s2, दूसरे पर - अधिकतम 8 (दो एसऔर छह आर: 2s 2 2p 6), तीसरे पर - अधिकतम 18 (दो एस, छह पी, और दस डी: 3 एस 2 3 पी 6 3 डी 10).

• मुख्य क्वांटम संख्या एनन्यूनतम होना चाहिए।
• पहले भरा एस-सबलेवल, फिर पी-, डीबी एफ-उपस्तर।
• इलेक्ट्रॉन कक्षीय ऊर्जा के आरोही क्रम में कक्षकों को भरते हैं (क्लेचकोवस्की का नियम)।
• उपस्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले एक समय में एक मुक्त कक्षा पर कब्जा कर लेते हैं, और उसके बाद ही वे जोड़े बनाते हैं (हंड का नियम)।
• एक कक्षीय (पाउली सिद्धांत) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।

उदाहरण।

1. नाइट्रोजन के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना करें। आवर्त सारणी में नाइट्रोजन की संख्या 7 है।

2. आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें। आवर्त सारणी में आर्गन 18वें नंबर पर है।

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. क्रोमियम का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें। आवर्त सारणी में क्रोमियम की संख्या 24 है।

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3 डी 5

जिंक का ऊर्जा आरेख।

4. जिंक का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें। आवर्त सारणी में जिंक की संख्या 30 है।

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

ध्यान दें कि इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का हिस्सा, अर्थात् 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है।

जिंक के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को इस रूप में दर्शाया जा सकता है।

परमाणु की रचना।

परमाणु बना होता है परमाणु नाभिकऔर इलेक्ट्रॉन कवच.

एक परमाणु का नाभिक प्रोटॉन से बना होता है ( पी +) और न्यूट्रॉन ( एन 0). अधिकांश हाइड्रोजन परमाणुओं में एक एकल प्रोटॉन नाभिक होता है।

प्रोटॉन की संख्या एन(पी +) परमाणु प्रभार के बराबर है ( जेड) और तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में तत्वों की क्रमिक संख्या (और तत्वों की आवधिक प्रणाली में)।

एन(पी +) = जेड

न्यूट्रॉन की संख्या का योग एन(एन 0), केवल पत्र द्वारा निरूपित एन, और प्रोटॉन की संख्या जेडबुलाया जन अंकऔर पत्र के साथ चिह्नित है ए.

ए = जेड + एन

एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में नाभिक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं ( इ -).

इलेक्ट्रॉनों की संख्या एन(इ-) एक तटस्थ परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है जेडमूलतः।

एक प्रोटॉन का द्रव्यमान लगभग एक न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के बराबर होता है और एक इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान का 1840 गुना होता है, इसलिए एक परमाणु का द्रव्यमान व्यावहारिक रूप से नाभिक के द्रव्यमान के बराबर होता है।

परमाणु का आकार गोलाकार होता है। नाभिक की त्रिज्या परमाणु की त्रिज्या से लगभग 100,000 गुना छोटी होती है।

रासायनिक तत्व- एक ही परमाणु आवेश (नाभिक में प्रोटॉन की समान संख्या के साथ) के परमाणुओं का प्रकार (परमाणुओं का समूह)।

आइसोटोप- नाभिक में न्यूट्रॉन की समान संख्या वाले एक तत्व के परमाणुओं का एक समूह (या एक प्रकार के परमाणु जिनमें प्रोटॉन की समान संख्या और नाभिक में न्यूट्रॉन की समान संख्या होती है)।

अलग-अलग समस्थानिक अपने परमाणुओं के नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या में एक दूसरे से भिन्न होते हैं।

एकल परमाणु या समस्थानिक का पदनाम: (ई - तत्व प्रतीक), उदाहरण के लिए:।

परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना

परमाणु कक्षीयएक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति है। कक्षीय प्रतीक - . प्रत्येक कक्षीय एक इलेक्ट्रॉन बादल से मेल खाता है।

जमीनी (अप्रकाशित) अवस्था में वास्तविक परमाणुओं के ऑर्बिटल्स चार प्रकार के होते हैं: एस, पी, डीऔर एफ.

इलेक्ट्रॉनिक बादल- अंतरिक्ष का वह भाग जिसमें 90 (या अधिक) प्रतिशत की संभावना के साथ एक इलेक्ट्रॉन पाया जा सकता है।

टिप्पणी: कभी-कभी "परमाणु कक्षीय" और "इलेक्ट्रॉन क्लाउड" की अवधारणाओं को अलग नहीं किया जाता है, दोनों को "परमाणु कक्षीय" कहा जाता है।

एक परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल स्तरित होता है। इलेक्ट्रॉनिक परतसमान आकार के इलेक्ट्रॉन बादलों द्वारा निर्मित। एक परत रूप के कक्षक इलेक्ट्रॉनिक ("ऊर्जा") स्तर, उनकी ऊर्जा हाइड्रोजन परमाणु के लिए समान है, लेकिन अन्य परमाणुओं के लिए भिन्न है।

समान स्तर के कक्षकों को समूहीकृत किया जाता है इलेक्ट्रॉनिक (ऊर्जा)उपस्तर:
एस- सबलेवल (एक के होते हैं एस-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
पीउपस्तर (तीन से मिलकर बनता है पी
डीउपस्तर (पांच से मिलकर बनता है डी-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
एफउपस्तर (सात से मिलकर बनता है एफ-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।

समान उपस्तर के कक्षकों की ऊर्जा समान होती है।

उपस्तरों को निर्दिष्ट करते समय, परत की संख्या (इलेक्ट्रॉनिक स्तर) को उपस्तर प्रतीक में जोड़ा जाता है, उदाहरण के लिए: 2 एस, 3पी, 5डीसाधन एस- दूसरे स्तर का सबलेवल, पी- तीसरे स्तर का सबलेवल, डी- पांचवें स्तर का सबलेवल।

एक स्तर में उपस्तरों की कुल संख्या स्तर संख्या के बराबर होती है एन. एक स्तर में कक्षकों की कुल संख्या है एन 2. इसलिए, कुल गणनाएक परत में बादल भी हैं एन 2 .

पदनाम: - मुक्त कक्षीय (इलेक्ट्रॉनों के बिना), - एक अप्रकाशित इलेक्ट्रॉन के साथ कक्षीय, - एक इलेक्ट्रॉन युग्म के साथ कक्षीय (दो इलेक्ट्रॉनों के साथ)।

जिस क्रम में इलेक्ट्रॉन एक परमाणु की कक्षाओं को भरते हैं वह प्रकृति के तीन नियमों द्वारा निर्धारित किया जाता है (योगों को सरल तरीके से दिया गया है):

1. कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत - ऑर्बिटल्स की बढ़ती ऊर्जा के क्रम में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स भरते हैं।

2. पाउली का सिद्धांत - एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।

3. हंड का नियम - उपस्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले मुक्त कक्षकों (एक समय में एक) को भरते हैं, और उसके बाद ही वे इलेक्ट्रॉन युग्म बनाते हैं।

इलेक्ट्रॉनिक स्तर (या इलेक्ट्रॉनिक परत) में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या 2 है एन 2 .

ऊर्जा द्वारा उपस्तरों का वितरण आगे व्यक्त किया गया है (बढ़ती ऊर्जा के क्रम में):

1एस, 2एस, 2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी, 6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एस, 5एफ, 6डी, 7पी ...

नेत्रहीन, यह क्रम ऊर्जा आरेख द्वारा व्यक्त किया गया है:

स्तरों, उपस्तरों और कक्षाओं (परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास) द्वारा एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनों का वितरण एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, एक ऊर्जा आरेख, या अधिक सरलता से, इलेक्ट्रॉनिक परतों के आरेख ("इलेक्ट्रॉनिक आरेख") के रूप में चित्रित किया जा सकता है। .

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के उदाहरण:

अणु की संयोजन क्षमता- एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। किसी भी परमाणु के लिए, ये सभी बाहरी इलेक्ट्रॉन और पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं जिनकी ऊर्जा बाहरी की तुलना में अधिक है। उदाहरण के लिए: Ca परमाणु में 4 बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं एस 2, वे वैलेंस भी हैं; Fe परमाणु में बाह्य इलेक्ट्रॉन होते हैं - 4 एस 2 लेकिन उसके पास 3 है डी 6, इसलिए लोहे के परमाणु में 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। कैल्शियम परमाणु का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 4 है एस 2, और लोहे के परमाणु - 4 एस 2 3डी 6 .

डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली
(रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली)

रासायनिक तत्वों का आवधिक नियम(आधुनिक सूत्रीकरण): रासायनिक तत्वों के गुण, साथ ही सरल और जटिल पदार्थ, उनके द्वारा गठित, परमाणु नाभिक से आवेश के मूल्य पर आवधिक निर्भरता में हैं।

आवधिक प्रणाली- आवधिक कानून की चित्रमय अभिव्यक्ति।

रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रेणी- कई रासायनिक तत्व, उनके परमाणुओं के नाभिक में प्रोटॉन की संख्या में वृद्धि के अनुसार व्यवस्थित होते हैं, या जो समान है, इन परमाणुओं के नाभिक के आवेशों में वृद्धि के अनुसार। इस श्रृंखला में एक तत्व की क्रम संख्या इस तत्व के किसी परमाणु के नाभिक में प्रोटॉन की संख्या के बराबर है।

रासायनिक तत्वों की तालिका का निर्माण रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में "काटकर" करके किया जाता है अवधि(तालिका की क्षैतिज पंक्तियाँ) और परमाणुओं की समान इलेक्ट्रॉनिक संरचना वाले तत्वों के समूह (तालिका के लंबवत स्तंभ)।

तत्वों को समूहों में कैसे संयोजित किया जाता है, इसके आधार पर एक तालिका हो सकती है लंबी अवधि(समान संख्या और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के प्रकार वाले तत्व समूहों में एकत्र किए जाते हैं) और लघु अवधि(समान इलेक्ट्रॉनों की संख्या वाले तत्व समूहों में एकत्र किए जाते हैं)।

अल्पावधि सारणी के समूहों को उपसमूहों में बांटा गया है ( मुख्यऔर दुष्प्रभाव), लंबी अवधि की तालिका के समूहों के साथ मेल खाता है।

एक ही अवधि के तत्वों के सभी परमाणुओं में समान अवधि की संख्या के बराबर इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या समान होती है।

अवधियों में तत्वों की संख्या: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32। आठवीं अवधि के अधिकांश तत्व कृत्रिम रूप से प्राप्त किए गए थे, इस अवधि के अंतिम तत्वों को अभी तक संश्लेषित नहीं किया गया है। पहले को छोड़कर सभी आवर्त एक क्षार धातु बनाने वाले तत्व (Li, Na, K, आदि) से शुरू होते हैं और एक महान गैस बनाने वाले तत्व (He, Ne, Ar, Kr, आदि) के साथ समाप्त होते हैं।

छोटी अवधि की तालिका में - आठ समूह, जिनमें से प्रत्येक को दो उपसमूहों (मुख्य और द्वितीयक) में विभाजित किया गया है, लंबी अवधि की तालिका में - सोलह समूह, जिन्हें रोमन अंकों में अक्षर A या B के साथ गिना जाता है, उदाहरण के लिए: IA, IIIB, के माध्यम से, VIIB। दीर्घ आवर्त सारणी का समूह IA लघु आवर्त सारणी के पहले समूह के मुख्य उपसमूह से मेल खाता है; समूह VIIB - सातवें समूह का द्वितीयक उपसमूह: बाकी - इसी तरह।

रासायनिक तत्वों के गुण स्वाभाविक रूप से समूहों और अवधियों में बदलते हैं।

अवधियों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)

• परमाणु प्रभार बढ़ता है
• बाहरी इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है,
• परमाणुओं की त्रिज्या घट जाती है,
• नाभिक के साथ इलेक्ट्रॉनों की बंधन शक्ति बढ़ जाती है (आयनीकरण ऊर्जा),
• वैद्युतीयऋणात्मकता बढ़ती है।
• बढ़ाया ऑक्सीडेटिव गुण सरल पदार्थ("गैर-धात्विकता"),
• सरल पदार्थों के कम करने वाले गुण ("धात्विकता") कमजोर हो जाते हैं,
• हाइड्रॉक्साइड्स और संबंधित ऑक्साइड्स के मूल चरित्र को कमजोर करता है,
• हाइड्रॉक्साइड्स और संबंधित ऑक्साइड्स का अम्लीय चरित्र बढ़ जाता है।

समूहों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)

• परमाणु प्रभार बढ़ता है
• परमाणुओं की त्रिज्या बढ़ जाती है (केवल ए-समूहों में),
• इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच बंधन की ताकत कम हो जाती है (आयनीकरण ऊर्जा; केवल ए-समूहों में),
• इलेक्ट्रोनगेटिविटी घट जाती है (केवल ए-समूहों में),
• सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को कमजोर करना ("गैर-धात्विकता"; केवल ए-समूहों में),
• सरल पदार्थों के अपचायक गुणों में वृद्धि होती है ("धात्विकता"; केवल ए-समूहों में),
• हाइड्रॉक्साइड्स और संबंधित ऑक्साइड्स का मूल चरित्र बढ़ता है (केवल ए-समूहों में),
• हाइड्रॉक्साइड्स की अम्लीय प्रकृति और संबंधित ऑक्साइड कमजोर होते हैं (केवल ए-समूहों में),
• हाइड्रोजन यौगिकों की स्थिरता कम हो जाती है (उनकी कम करने वाली गतिविधि बढ़ जाती है; केवल ए-समूहों में)।

"विषय 9" विषय पर कार्य और परीक्षण। "परमाणु की संरचना। डी. आई. मेंडेलीव (पीएससीई) के रासायनिक तत्वों की आवधिक कानून और आवधिक प्रणाली"।

• आवधिक कानून - आवधिक कानून और परमाणुओं की संरचना ग्रेड 8-9
  आपको पता होना चाहिए: इलेक्ट्रॉनों के साथ ऑर्बिटल्स भरने के नियम (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत, पाउली का सिद्धांत, हुंड का नियम), तत्वों की आवधिक प्रणाली की संरचना।

  आपको सक्षम होना चाहिए: आवधिक प्रणाली में एक तत्व की स्थिति से परमाणु की संरचना निर्धारित करें, और, इसके विपरीत, आवधिक प्रणाली में एक तत्व को ढूंढें, इसकी संरचना को जानें; संरचना आरेख, एक परमाणु, आयन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, और, इसके विपरीत, आरेख और इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से पीएससीई में एक रासायनिक तत्व की स्थिति निर्धारित करें; पीएससीई में इसकी स्थिति के अनुसार तत्व और इसके बनने वाले पदार्थों की विशेषता बता सकेंगे; परमाणुओं की त्रिज्या में परिवर्तन, रासायनिक तत्वों के गुण और वे पदार्थ जो एक अवधि के भीतर और आवधिक प्रणाली के एक मुख्य उपसमूह में बनते हैं।

  उदाहरण 1तीसरे इलेक्ट्रॉनिक स्तर में कक्षाओं की संख्या निर्धारित करें। ये ऑर्बिटल्स क्या हैं?
  ऑर्बिटल्स की संख्या निर्धारित करने के लिए, हम सूत्र का उपयोग करते हैं एनऑर्बिटल्स = एन 2, जहां एन- स्तर संख्या। एनकक्षक = 3 2 = 9. एक 3 एस-, तीन 3 पी- और पांच 3 डी-ऑर्बिटल्स।

  उदाहरण 2किस तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1 है, यह निर्धारित करें एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 1 .
  यह निर्धारित करने के लिए कि यह कौन सा तत्व है, आपको इसकी क्रम संख्या का पता लगाना होगा, जो परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर है। में इस मामले में: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13। यह एल्यूमीनियम है।

  यह सुनिश्चित करने के बाद कि आपको जो कुछ भी चाहिए वह सीख लिया गया है, कार्यों के लिए आगे बढ़ें। हम आपकी सफलता की कामना करते हैं।

  
  अनुशंसित साहित्य:
  • ओ.एस. गेब्रियलियन और अन्य। रसायन विज्ञान, 11 वीं कक्षा। एम।, बस्टर्ड, 2002;
  • जीई रुडज़ाइटिस, एफजी फेल्डमैन। रसायन विज्ञान 11 कोशिकाएं। एम।, शिक्षा, 2001।

इलेक्ट्रोनिक विन्यास एक परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक संख्यात्मक प्रतिनिधित्व है। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स क्षेत्र हैं विभिन्न आकार, परमाणु नाभिक के चारों ओर स्थित है, जिसमें इलेक्ट्रॉन गणितीय रूप से संभावित है। इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन पाठक को जल्दी और आसानी से यह बताने में मदद करता है कि एक परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स हैं, साथ ही प्रत्येक ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करते हैं। इस लेख को पढ़ने के बाद, आप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को संकलित करने की विधि में महारत हासिल कर लेंगे।

कदम

डी। आई। मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली का उपयोग करते हुए इलेक्ट्रॉनों का वितरण

अपने परमाणु की परमाणु संख्या ज्ञात कीजिए।प्रत्येक परमाणु के साथ एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉन जुड़े होते हैं। आवर्त सारणी में अपने परमाणु के लिए प्रतीक खोजें। एक परमाणु संख्या एक पूर्णांक है सकारात्मक संख्या, 1 से शुरू (हाइड्रोजन के लिए) और प्रत्येक बाद के परमाणु के लिए एक से बढ़ रहा है। परमाणु संख्या एक परमाणु में प्रोटॉन की संख्या है, और इसलिए यह शून्य आवेश वाले परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या भी है।

एक परमाणु का आवेश ज्ञात कीजिए।आवर्त सारणी में दिखाए गए अनुसार तटस्थ परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होगी। हालाँकि, आवेशित परमाणुओं में उनके आवेश के परिमाण के आधार पर अधिक या कम इलेक्ट्रॉन होंगे। यदि आप एक आवेशित परमाणु के साथ काम कर रहे हैं, तो इलेक्ट्रॉनों को निम्नानुसार जोड़ें या घटाएँ: प्रत्येक ऋणात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन जोड़ें और प्रत्येक धनात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन घटाएँ।

• उदाहरण के लिए, -1 के आवेश वाले सोडियम परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होगा इसके साथ हीइसकी आधार परमाणु संख्या 11 है। दूसरे शब्दों में, एक परमाणु में कुल 12 इलेक्ट्रॉन होंगे।
• अगर हम बात कर रहे हैं+1 के आवेश वाले सोडियम परमाणु के बारे में, एक इलेक्ट्रॉन को आधार परमाणु संख्या 11 से घटाया जाना चाहिए। अतः परमाणु में 10 इलेक्ट्रॉन होंगे।

1. ऑर्बिटल्स की मूल सूची को याद करें।जैसे ही एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, वे एक निश्चित क्रम के अनुसार परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल के विभिन्न उपस्तरों को भरते हैं। इलेक्ट्रॉन खोल के प्रत्येक उपस्तर, भरे जाने पर, इलेक्ट्रॉनों की एक समान संख्या होती है। निम्नलिखित उपस्तर हैं:

   इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन रिकॉर्ड को समझें।प्रत्येक कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्पष्ट रूप से दर्शाने के लिए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखे जाते हैं। ऑर्बिटल्स को क्रमिक रूप से लिखा जाता है, प्रत्येक ऑर्बिटल में परमाणुओं की संख्या को ऑर्बिटल नाम के दाईं ओर एक सुपरस्क्रिप्ट के रूप में लिखा जाता है। पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में सबलेवल पदनामों और सुपरस्क्रिप्ट के अनुक्रम का रूप है।

   • यहाँ, उदाहरण के लिए, सबसे सरल इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन है: 1s 2 2s 2 2p 6 .यह विन्यास दर्शाता है कि 1s उपस्तर में दो इलेक्ट्रॉन हैं, 2s उपस्तर में दो इलेक्ट्रॉन हैं, और 2p उपस्तर में छह इलेक्ट्रॉन हैं। 2 + 2 + 6 = कुल 10 इलेक्ट्रॉन। यह तटस्थ नियॉन परमाणु (नियॉन परमाणु संख्या 10 है) का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है।

2. ऑर्बिटल्स के क्रम को याद रखें।ध्यान रखें कि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉन शेल संख्या के आरोही क्रम में क्रमांकित किया जाता है, लेकिन आरोही ऊर्जा क्रम में व्यवस्थित किया जाता है। उदाहरण के लिए, एक भरे हुए 4s 2 कक्षीय में आंशिक रूप से भरे या भरे हुए 3d 10 की तुलना में कम ऊर्जा (या कम गतिशीलता) होती है, इसलिए 4s कक्षीय पहले लिखा जाता है। एक बार जब आप कक्षाओं के क्रम को जान जाते हैं, तो आप परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार उन्हें आसानी से भर सकते हैं। जिस क्रम में ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं वह इस प्रकार है: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p।

   • एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास जिसमें सभी कक्षक भरे हुए हैं, का निम्न रूप होगा: 10 7p 6
   • ध्यान दें कि उपरोक्त संकेतन, जब सभी कक्षाएँ भर जाती हैं, तत्व Uuo (ununoctium) 118 का इलेक्ट्रॉन विन्यास है, जो आवर्त सारणी में सबसे अधिक संख्या वाला परमाणु है। इसलिए, इस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में एक तटस्थ रूप से आवेशित परमाणु के वर्तमान में ज्ञात सभी इलेक्ट्रॉनिक उपस्तर शामिल हैं।

3. अपने परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार ऑर्बिटल्स भरें।उदाहरण के लिए, यदि हम एक तटस्थ कैल्शियम परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखना चाहते हैं, तो हमें आवर्त सारणी में इसकी परमाणु संख्या को देखकर प्रारंभ करना चाहिए। इसकी परमाणु संख्या 20 है, इसलिए हम उपरोक्त क्रम के अनुसार 20 इलेक्ट्रॉनों के साथ एक परमाणु का विन्यास लिखेंगे।

   • जब तक आप बीसवें इलेक्ट्रॉन तक नहीं पहुंच जाते, तब तक उपरोक्त क्रम में ऑर्बिटल्स भरें। पहले 1s कक्षीय में दो इलेक्ट्रॉन होंगे, 2s कक्षीय में भी दो होंगे, 2p कक्षीय में छह होंगे, 3s कक्षीय में दो होंगे, 3p कक्षीय में 6 होंगे, और 4s कक्षीय में 2 (2 + 2 +) होंगे 6 +2 +6 + 2 = 20।) दूसरे शब्दों में, कैल्शियम के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का रूप है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • ध्यान दें कि कक्षक ऊर्जा के आरोही क्रम में हैं। उदाहरण के लिए, जब आप चौथे ऊर्जा स्तर पर जाने के लिए तैयार हों, तो पहले 4s कक्षीय लिखें, और तब 3 डी। चौथे ऊर्जा स्तर के बाद, आप पांचवें पर जाते हैं, जहां वही क्रम दोहराया जाता है। यह तीसरे ऊर्जा स्तर के बाद ही होता है।

4. एक दृश्य क्यू के रूप में आवर्त सारणी का प्रयोग करें।आपने शायद पहले ही ध्यान दिया होगा कि आवर्त सारणी का आकार इलेक्ट्रॉनिक विन्यासों में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों के क्रम से मेल खाता है। उदाहरण के लिए, बाएं से दूसरे कॉलम में परमाणु हमेशा "एस 2" में समाप्त होते हैं, जबकि पतले मध्य खंड के दाहिने किनारे पर परमाणु हमेशा "डी 10" में समाप्त होते हैं, और इसी तरह। कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए एक विज़ुअल गाइड के रूप में आवर्त सारणी का उपयोग करें - जिस क्रम में आप ऑर्बिटल्स में जोड़ते हैं वह तालिका में आपकी स्थिति से मेल खाता है। नीचे देखें:

   • विशेष रूप से, दो सबसे बाएं कॉलम में ऐसे परमाणु होते हैं जिनका इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन एस-ऑर्बिटल्स में समाप्त होता है, तालिका के दाहिने हाथ के ब्लॉक में ऐसे परमाणु होते हैं जिनके कॉन्फ़िगरेशन पी-ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, और परमाणुओं के निचले भाग में एफ-ऑर्बिटल्स होते हैं।
   • उदाहरण के लिए, जब आप क्लोरीन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखते हैं, तो इस तरह सोचें: "यह परमाणु आवर्त सारणी की तीसरी पंक्ति (या "आवर्त") में स्थित है। यह कक्षीय ब्लॉक पी के पांचवें समूह में भी स्थित है। आवर्त सारणी का। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ...3p 5 के साथ समाप्त होगा
   • ध्यान दें कि तालिका के डी और एफ कक्षीय क्षेत्रों में तत्वों में ऊर्जा स्तर होते हैं जो उस अवधि के अनुरूप नहीं होते हैं जिसमें वे स्थित होते हैं। उदाहरण के लिए, डी-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों के ब्लॉक की पहली पंक्ति 3डी ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, हालांकि यह चौथी अवधि में स्थित है, और एफ-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों की पहली पंक्ति 4f ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, इस तथ्य के बावजूद कि यह छठे काल में स्थित है।

5. लंबे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए संक्षेप सीखें।आवर्त सारणी के दायीं ओर के परमाणु कहलाते हैं उत्कृष्ट गैस।ये तत्व रासायनिक रूप से बहुत स्थिर होते हैं। लंबे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने की प्रक्रिया को छोटा करने के लिए, बस स्क्वायर ब्रैकेट में अपने परमाणु की तुलना में कम इलेक्ट्रॉनों के साथ निकटतम नोबल गैस के लिए रासायनिक प्रतीक लिखें, और फिर बाद के कक्षीय स्तरों के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को लिखना जारी रखें। नीचे देखें:

   • इस अवधारणा को समझने के लिए, एक उदाहरण विन्यास लिखने में मदद मिलेगी। आइए नोबल गैस संक्षिप्त नाम का उपयोग करके जिंक (परमाणु संख्या 30) का विन्यास लिखें। जिंक का पूर्ण विन्यास इस तरह दिखता है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10। हालाँकि, हम देखते हैं कि 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है, जो एक उत्कृष्ट गैस है। बस जिंक के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन वाले हिस्से को आर्गन के रासायनिक प्रतीक के साथ वर्ग कोष्ठक (।) में बदलें।
   • तो, जिंक का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, संक्षिप्त रूप में लिखा गया है: 4एस 2 3डी 10।
   • ध्यान दें कि यदि आप उत्कृष्ट गैस, जैसे कि आर्गन, का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिख रहे हैं, तो आप नहीं लिख सकते हैं! इस तत्व के सामने नोबल गैस के संक्षिप्त नाम का उपयोग करना चाहिए; आर्गन के लिए यह नियॉन () होगा।

   ADOMAH आवर्त सारणी का उपयोग करना

   1. ADOMAH आवर्त सारणी में महारत हासिल करें। यह विधिइलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन के रिकॉर्ड को याद रखने की आवश्यकता नहीं होती है, हालांकि, इसमें परिवर्तित आवर्त सारणी की उपस्थिति की आवश्यकता होती है पारंपरिक तालिकामेंडेलीव, चौथी अवधि से शुरू होकर, अवधि संख्या इलेक्ट्रॉन शेल के अनुरूप नहीं है। ADOMAH आवर्त सारणी का पता लगाएं, वैज्ञानिक वालेरी ज़िम्मरमैन द्वारा डिज़ाइन की गई एक विशेष प्रकार की आवर्त सारणी। एक छोटी इंटरनेट खोज के साथ इसे खोजना आसान है।

      • ADOMAH आवर्त सारणी में, क्षैतिज पंक्तियाँ हैलोजन, नोबल गैसों, क्षार धातुओं, क्षारीय पृथ्वी धातुओं आदि जैसे तत्वों के समूहों का प्रतिनिधित्व करती हैं। लंबवत स्तंभ इलेक्ट्रॉनिक स्तरों और तथाकथित "कैस्केड्स" (विकर्ण रेखाओं को जोड़ने वाली) के अनुरूप होते हैं ब्लॉक एस, पी, डीऔर f) अवधियों के अनुरूप हैं।
      • हीलियम को हाइड्रोजन में ले जाया जाता है, क्योंकि इन दोनों तत्वों की विशेषता 1s कक्षीय है। पीरियड ब्लॉक (s,p,d और f) दाईं ओर दिखाए गए हैं और लेवल नंबर नीचे दिए गए हैं। तत्वों को 1 से 120 तक की संख्या वाले बक्सों में दर्शाया गया है। ये संख्याएँ सामान्य परमाणु संख्याएँ हैं जो दर्शाती हैं कुलएक तटस्थ परमाणु में इलेक्ट्रॉन।

   2. ADOMAH तालिका में अपना परमाणु खोजें।किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखने के लिए, ADOMAH आवर्त सारणी में उसका प्रतीक खोजें और उच्च परमाणु संख्या वाले सभी तत्वों को काट दें। उदाहरण के लिए, यदि आपको एरबियम (68) के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखने की आवश्यकता है, तो 69 से 120 तक सभी तत्वों को काट दें।

      • तालिका के आधार पर 1 से 8 तक की संख्याओं पर ध्यान दें। ये इलेक्ट्रॉनिक स्तर की संख्याएँ, या स्तंभ संख्याएँ हैं। उन स्तंभों पर ध्यान न दें जिनमें केवल काटे गए आइटम हैं। एर्बियम के लिए, 1,2,3,4,5 और 6 नंबर वाले कॉलम बने रहते हैं।

   3. कक्षीय उपस्तरों को अपने तत्व तक गिनें।तालिका (एस, पी, डी, और एफ) के दाईं ओर दिखाए गए ब्लॉक प्रतीकों और नीचे दिखाए गए कॉलम नंबरों को देखते हुए, ब्लॉक के बीच विकर्ण रेखाओं को अनदेखा करें और कॉलम को ब्लॉक-कॉलम में विभाजित करें, उन्हें सूचीबद्ध करें नीचे से ऊपर की ओर आदेश। और फिर, उन ब्लॉकों को अनदेखा करें जिनमें सभी तत्व पार हो गए हैं। कॉलम संख्या से शुरू होने वाले कॉलम ब्लॉक को ब्लॉक प्रतीक के बाद लिखें, इस प्रकार: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (एर्बियम के लिए)।

      • कृपया ध्यान दें: उपरोक्त इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Er को इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल संख्या के आरोही क्रम में लिखा गया है। इसे उस क्रम में भी लिखा जा सकता है जिसमें कक्षक भरे गए हैं। ऐसा करने के लिए, जब आप कॉलम ब्लॉक लिखते हैं, तो नीचे से ऊपर तक कैस्केड का पालन करें, कॉलम नहीं: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 ।

   4. प्रत्येक इलेक्ट्रॉनिक उपस्तर के लिए इलेक्ट्रॉनों की गणना करें।प्रत्येक कॉलम ब्लॉक में उन तत्वों की गणना करें जिन्हें प्रत्येक तत्व से एक इलेक्ट्रॉन जोड़कर पार नहीं किया गया है, और प्रत्येक कॉलम ब्लॉक के लिए ब्लॉक प्रतीक के आगे उनकी संख्या इस प्रकार लिखें: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . हमारे उदाहरण में, यह एर्बियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है।

   5. गलत इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से अवगत रहें।सबसे कम ऊर्जा अवस्था में परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से संबंधित अठारह विशिष्ट अपवाद हैं, जिन्हें जमीनी ऊर्जा अवस्था भी कहा जाता है। वे नहीं मानते सामान्य नियमकेवल अंतिम दो या तीन स्थितियों में इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा कर लिया गया। इस मामले में, वास्तविक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास मानता है कि परमाणु के मानक विन्यास की तुलना में इलेक्ट्रॉन कम ऊर्जा की स्थिति में हैं। अपवाद परमाणुओं में शामिल हैं:

      • करोड़(..., 3डी5, 4एस1); घन(..., 3डी10, 4एस1); नायब(..., 4d4, 5s1); एमओ(..., 4d5, 5s1); आरयू(..., 4d7, 5s1); आरएच(..., 4d8, 5s1); पी.डी.(..., 4d10, 5s0); एजी(..., 4d10, 5s1); ला(..., 5d1, 6s2); सी.ई(..., 4f1, 5d1, 6s2); गोलों का अंतर(..., 4f7, 5d1, 6s2); ए.यू.(..., 5d10, 6s1); एसी(..., 6d1, 7s2); वां(..., 6d2, 7s2); देहात(..., 5f2, 6d1, 7s2); यू(..., 5f3, 6d1, 7s2); एनपी(..., 5f4, 6d1, 7s2) और सेमी(..., 5f7, 6d1, 7s2)।
   • इलेक्ट्रॉनिक रूप में लिखे जाने पर किसी परमाणु की परमाणु संख्या ज्ञात करने के लिए, अक्षरों (s, p, d, और f) का अनुसरण करने वाली सभी संख्याओं को जोड़ दें। यह केवल तटस्थ परमाणुओं के लिए काम करता है, यदि आप आयन के साथ काम कर रहे हैं तो यह काम नहीं करेगा - आपको अतिरिक्त या खोए हुए इलेक्ट्रॉनों की संख्या को जोड़ना या घटाना होगा।
   • अक्षर के बाद की संख्या सुपरस्क्रिप्ट है, नियंत्रण में गलती न करें।
   • "आधे भरे हुए" सबलेवल की स्थिरता मौजूद नहीं है। यह एक सरलीकरण है। कोई भी स्थिरता जो "अर्ध-पूर्ण" उपस्तरों से संबंधित है, इस तथ्य के कारण है कि प्रत्येक कक्षीय एक इलेक्ट्रॉन द्वारा कब्जा कर लिया जाता है, इसलिए इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण कम हो जाता है।
   • प्रत्येक परमाणु एक स्थिर स्थिति में जाता है, और सबसे स्थिर विन्यासों में सबलेवल s और p (s2 और p6) भरे होते हैं। महान गैसों का यह विन्यास है, इसलिए वे शायद ही कभी प्रतिक्रिया करते हैं और आवर्त सारणी में दाईं ओर स्थित हैं। इसलिए, यदि कोई कॉन्फ़िगरेशन 3p 4 में समाप्त होता है, तो उसे एक स्थिर स्थिति तक पहुंचने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (एस-लेवल इलेक्ट्रॉनों सहित छह को खोने के लिए अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है, इसलिए चार को खोना आसान होता है)। और यदि कॉन्फ़िगरेशन 4d 3 में समाप्त होता है, तो इसे स्थिर स्थिति तक पहुंचने के लिए तीन इलेक्ट्रॉनों को खोने की आवश्यकता होती है। इसके अलावा, आधे भरे हुए उपस्तर (s1, p3, d5..) उदाहरण के लिए, p4 या p2 से अधिक स्थिर होते हैं; हालाँकि, s2 और p6 और भी अधिक स्थिर होंगे।
   • जब आप आयन के साथ काम कर रहे हैं, तो इसका मतलब है कि प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के समान नहीं है। इस मामले में परमाणु का आवेश रासायनिक प्रतीक के शीर्ष दाईं ओर (आमतौर पर) दिखाया जाएगा। इसलिए, +2 आवेश वाले एंटीमनी परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 है। ध्यान दें कि 5p 3 बदल कर 5p 1 हो गया है। सावधान रहें जब तटस्थ परमाणु का विन्यास एस और पी के अलावा उप-स्तरों पर समाप्त होता है।जब आप इलेक्ट्रॉन लेते हैं, तो आप उन्हें केवल वैलेंस ऑर्बिटल्स (एस और पी ऑर्बिटल्स) से ले सकते हैं। इसलिए, यदि कॉन्फ़िगरेशन 4s 2 3d 7 के साथ समाप्त होता है और परमाणु को +2 चार्ज मिलता है, तो कॉन्फ़िगरेशन 4s 0 3d 7 के साथ समाप्त होगा। कृपया ध्यान दें कि 3डी 7 नहींपरिवर्तन होता है, इसके बजाय एस-ऑर्बिटल के इलेक्ट्रॉन खो जाते हैं।
   • ऐसी स्थितियां हैं जब एक इलेक्ट्रॉन को "उच्च ऊर्जा स्तर पर जाने" के लिए मजबूर किया जाता है। जब एक सबलेवल में एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है तो वह आधा या पूरा हो जाता है, एक इलेक्ट्रॉन को निकटतम s या p सबलेवल से लें और इसे उस सबलेवल पर ले जाएँ जहाँ एक इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है।
   • इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए दो विकल्प हैं। उन्हें ऊर्जा स्तरों की संख्या के आरोही क्रम में या उस क्रम में लिखा जा सकता है जिसमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स भरे हुए हैं, जैसा कि एर्बियम के लिए ऊपर दिखाया गया था।
   • आप किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन केवल वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन लिखकर भी लिख सकते हैं, जो कि अंतिम s और p सबलेवल है। इस प्रकार, सुरमा का संयोजी विन्यास 5s 2 5p 3 होगा।
   • आयन समान नहीं होते हैं। उनके साथ यह बहुत अधिक कठिन है। दो स्तरों को छोड़ें और उसी पैटर्न का अनुसरण करें जो इस बात पर निर्भर करता है कि आपने कहां से शुरू किया था और इलेक्ट्रॉनों की संख्या कितनी अधिक है।