सल्फर का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र शून्य होता है। रासायनिक तत्वों के परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास - ज्ञान हाइपरमार्केट

6.6। क्रोमियम, तांबे और कुछ अन्य तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की विशेषताएं

यदि आपने परिशिष्ट 4 को ध्यान से देखा, तो आपने शायद देखा कि कुछ तत्वों के परमाणुओं के लिए, इलेक्ट्रॉनों के साथ कक्षाओं को भरने का क्रम टूट गया है। कभी-कभी इन उल्लंघनों को "अपवाद" कहा जाता है, लेकिन ऐसा नहीं है - प्रकृति के नियमों का कोई अपवाद नहीं है!

इस तरह के उल्लंघन वाला पहला तत्व क्रोमियम है। आइए हम इसकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर और अधिक विस्तार से विचार करें (चित्र। 6.16 ए). क्रोमियम परमाणु में 4 होते हैं एस-उपस्तर दो नहीं है, जैसा कि कोई उम्मीद करेगा, लेकिन केवल एक इलेक्ट्रॉन। लेकिन 3 के लिए डी-सबलेवल पांच इलेक्ट्रॉन, लेकिन यह सबलेवल 4 के बाद भरा जाता है एस-उपस्तर (चित्र देखें। 6.4)। यह समझने के लिए कि ऐसा क्यों होता है, आइए देखें कि इलेक्ट्रॉन बादल क्या हैं 3 डीइस परमाणु का उपस्तर।

पाँच में से प्रत्येक 3 डी-इस मामले में बादल एक इलेक्ट्रॉन द्वारा बनते हैं। जैसा कि आप इस अध्याय के § 4 से पहले ही जानते हैं, इन पांच इलेक्ट्रॉनों का सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल गोलाकार है, या, जैसा कि वे कहते हैं, गोलाकार रूप से सममित है। विभिन्न दिशाओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की प्रकृति से, यह 1 के समान है एस-ईओ। उपस्तर की ऊर्जा जिसके इलेक्ट्रॉन ऐसे बादल बनाते हैं, कम सममित बादल के मामले की तुलना में कम हो जाता है। इस मामले में, ऑर्बिटल्स की ऊर्जा 3 डी-उपस्तर ऊर्जा के बराबर है 4 एस-ऑर्बिटल्स। जब समरूपता टूट जाती है, उदाहरण के लिए, जब छठा इलेक्ट्रॉन प्रकट होता है, तो कक्षकों की ऊर्जा 3 होती है डी-उपस्तर फिर से ऊर्जा से अधिक हो जाता है 4 एस-ऑर्बिटल्स। इसलिए, मैंगनीज परमाणु में फिर से 4 के लिए दूसरा इलेक्ट्रॉन होता है एस-एओ।
गोलाकार समरूपता में आधे और पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे किसी भी उप-स्तर का एक सामान्य बादल होता है। इन मामलों में ऊर्जा में कमी एक सामान्य प्रकृति की है और यह इस बात पर निर्भर नहीं करती है कि कोई उपस्तर आधा है या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा है। और यदि ऐसा है, तो हमें परमाणु में अगले उल्लंघन की तलाश करनी चाहिए, जिसके इलेक्ट्रॉन खोल में नौवां "आता है" डी-इलेक्ट्रॉन। दरअसल, तांबे के परमाणु में 3 होते हैं डी-सबलेवल 10 इलेक्ट्रॉन, और 4 एस- केवल एक उपस्तर है (चित्र। 6.16 बी).
पूर्ण या आधे भरे हुए उपस्तर के कक्षकों की ऊर्जा में कमी कई महत्वपूर्ण रासायनिक परिघटनाओं का कारण है, जिनमें से कुछ से आप परिचित हो जाएंगे।

रसायन विज्ञान में, एक नियम के रूप में, पृथक परमाणुओं के गुणों का अध्ययन नहीं किया जाता है, क्योंकि लगभग सभी परमाणु, विभिन्न पदार्थों का हिस्सा होने के कारण, रासायनिक बंधन बनाते हैं। परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले के संपर्क के दौरान रासायनिक बंधन बनते हैं। सभी परमाणुओं के लिए (हाइड्रोजन को छोड़कर), सभी इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं: बोरॉन के लिए, पाँच में से तीन इलेक्ट्रॉन, कार्बन के लिए, छह में से चार और, उदाहरण के लिए, बेरियम के लिए, पचास में से दो- छह। इन "सक्रिय" इलेक्ट्रॉनों को कहा जाता है अणु की संयोजन क्षमता.

कभी-कभी वैलेंस इलेक्ट्रॉन भ्रमित होते हैं बाहरीइलेक्ट्रॉन, लेकिन वे एक ही चीज नहीं हैं।

बाहरी इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉन बादलों में अधिकतम त्रिज्या (और प्रमुख क्वांटम संख्या का अधिकतम मान) होता है।

यह बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं जो पहले स्थान पर बांड के निर्माण में भाग लेते हैं, यदि केवल इसलिए कि जब परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो इन इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित इलेक्ट्रॉन बादल सबसे पहले संपर्क में आते हैं। लेकिन उनके साथ कुछ इलेक्ट्रॉन भी बंधन के निर्माण में भाग ले सकते हैं। पूर्व-बाहरी(अंतिम से पहले) परत, लेकिन केवल तभी जब उनके पास बाहरी इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा से बहुत अलग ऊर्जा न हो। परमाणु के वे और अन्य इलेक्ट्रॉन दोनों वैलेंस हैं। (लैन्थेनाइड्स और एक्टिनाइड्स में, यहां तक ​​कि कुछ "पूर्व-बाहरी" इलेक्ट्रॉन वैलेंस हैं)
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा परमाणु के अन्य इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा से बहुत अधिक होती है, और वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक दूसरे से ऊर्जा में बहुत कम भिन्न होते हैं।
बाहरी इलेक्ट्रॉन हमेशा वैलेंस होते हैं, अगर परमाणु बिल्कुल भी रासायनिक बंधन बना सकता है। तो, हीलियम परमाणु के दोनों इलेक्ट्रॉन बाहरी हैं, लेकिन उन्हें वैलेंस नहीं कहा जा सकता है, क्योंकि हीलियम परमाणु कोई रासायनिक बंधन नहीं बनाता है।
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का कब्जा है वैलेंस ऑर्बिटल्स, जो बदले में बनता है वैलेंस उपस्तर.

एक उदाहरण के रूप में, लोहे के एक परमाणु पर विचार करें जिसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास चित्र 1.3 में दिखाया गया है। 6.17। लोहे के परमाणु के इलेक्ट्रॉनों में से अधिकतम प्रिंसिपल क्वांटम संख्या ( एन= 4) केवल दो 4 हैं एस-इलेक्ट्रॉन। इसलिए, वे इस परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं। लोहे के परमाणु के बाहरी ऑर्बिटल्स सभी ऑर्बिटल्स हैं एन= 4, और बाहरी सबलेवल इन ऑर्बिटल्स, यानी 4 द्वारा गठित सभी सबलेवल हैं एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-ईपीयू।
बाहरी इलेक्ट्रॉन हमेशा वैलेंस होते हैं, इसलिए 4 एस-एक लोहे के परमाणु के इलेक्ट्रॉन वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। और यदि ऐसा है तो 3 डी-थोड़ी अधिक ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉन भी वैलेंस होंगे। भरे हुए परमाणु के अतिरिक्त लोहे के परमाणु के बाहरी स्तर पर 4 एस-एओ अभी भी मुक्त हैं 4 पी-, 4डी- और 4 एफ-एओ। ये सभी बाहरी हैं, लेकिन केवल 4 संयोजक हैं आर-एओ, चूंकि शेष ऑर्बिटल्स की ऊर्जा बहुत अधिक है, और इन ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति लोहे के परमाणु के लिए फायदेमंद नहीं है।

तो, लोहे का परमाणु
बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर - चौथा,
बाहरी उपस्तर - 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-ईपीयू,
बाहरी कक्षाएँ - 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-एओ,
बाहरी इलेक्ट्रॉन - दो 4 एस-इलेक्ट्रॉन (4 एस 2),
बाहरी इलेक्ट्रॉन परत चौथी है,
बाह्य इलेक्ट्रॉन मेघ - 4 एस-ईओ
संयोजी उपस्तर - 4 एस-, 4पी-, और 3 डी-ईपीयू,
वैलेंस ऑर्बिटल्स - 4 एस-, 4पी-, और 3 डी-एओ,
वैलेंस इलेक्ट्रॉन - दो 4 एस-इलेक्ट्रॉन (4 एस 2) और छह 3 डी-इलेक्ट्रॉन (3 डी 6).

वैलेंस उपस्तर आंशिक रूप से या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे जा सकते हैं, या वे बिल्कुल मुक्त रह सकते हैं। नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ, सभी उपस्तरों के ऊर्जा मूल्यों में कमी आती है, लेकिन एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रॉनों की बातचीत के कारण, अलग-अलग "गति" के साथ अलग-अलग उप-स्तरों की ऊर्जा घट जाती है। पूरी तरह से भरी हुई ऊर्जा डी- और एफ-उपस्तर इतने कम हो जाते हैं कि वे वैलेंस बन जाते हैं।

उदाहरण के तौर पर टाइटेनियम और आर्सेनिक के परमाणुओं पर विचार करें (चित्र 6.18)।

टाइटेनियम परमाणु 3 के मामले में डी-ईपीयू केवल आंशिक रूप से इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, और इसकी ऊर्जा 4 की ऊर्जा से अधिक होती है एस-ईपीयू, और 3 डी-इलेक्ट्रॉन वैलेंस हैं। आर्सेनिक परमाणु पर 3 डी-EPU पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, और इसकी ऊर्जा ऊर्जा 4 से बहुत कम होती है एस-ईपीयू, और इसलिए 3 डी-इलेक्ट्रॉन वैलेंस नहीं हैं।
इन उदाहरणों में, हमने विश्लेषण किया वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशनटाइटेनियम और आर्सेनिक परमाणु।

एक परमाणु की वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को इस रूप में दर्शाया गया है वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, या रूप में वैलेंस सबलेवल का ऊर्जा आरेख.

वैलेंस इलेक्ट्रॉन, बाहरी इलेक्ट्रॉन, वैलेंस ईपीयू, वैलेंस एओ, एटम का वैलेंस इलेक्ट्रॉन कॉन्फ़िगरेशन, वैलेंस इलेक्ट्रॉन फॉर्मूला, वैलेंस सबलेवल डायग्राम।

1. आपके द्वारा संकलित ऊर्जा आरेखों पर और परमाणुओं के पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, बाहरी और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को इंगित करते हैं। वैलेंस बनाओ इलेक्ट्रॉनिक सूत्रये परमाणु। ऊर्जा आरेखों पर, वैलेंस उपस्तरों के ऊर्जा आरेखों के अनुरूप भागों को हाइलाइट करें।
2. परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के बीच क्या सामान्य है a) Li और Na, B और Al, O और S, Ne और Ar; बी) Zn और Mg, Sc और Al, Cr और S, Ti और Si; c) H और He, Li और O, K और Kr, Sc और Ga। उनके अंतर क्या हैं
3. तत्वों में से प्रत्येक के एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में कितने वैलेंस सबलेवल हैं: ए) हाइड्रोजन, हीलियम और लिथियम, बी) नाइट्रोजन, सोडियम और सल्फर, सी) पोटेशियम, कोबाल्ट और जर्मेनियम
4. a) बोरॉन, b) फ्लोरीन, c) सोडियम के परमाणु में कितने वैलेंस ऑर्बिटल्स पूरी तरह से भरे हुए हैं?
5. एक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ कितने ऑर्बिटल्स होते हैं a) बोरॉन, b) फ्लोरीन, c) लोहा
6. एक मैंगनीज परमाणु के कितने मुक्त बाह्य कक्षक होते हैं? कितने फ्री वैलेंस?
7. अगले पाठ के लिए, 20 मिमी चौड़ी कागज की एक पट्टी तैयार करें, इसे कोशिकाओं (20 × 20 मिमी) में विभाजित करें, और इस पट्टी पर (हाइड्रोजन से मीटनेरियम तक) तत्वों की एक प्राकृतिक श्रृंखला लागू करें।
8. प्रत्येक सेल में, तत्व का प्रतीक, उसकी क्रम संख्या और वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र रखें, जैसा कि अंजीर में दिखाया गया है। 6.19 (परिशिष्ट 4 का प्रयोग करें)।

रासायनिक तत्वों का व्यवस्थितकरण तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला पर आधारित है और इलेक्ट्रॉन गोले की समानता का सिद्धांतउनके परमाणु।
एक प्राकृतिक पक्ष के साथ रासायनिक तत्वआप पहले से ही परिचित हैं। अब आइए इलेक्ट्रॉन के गोले की समानता के सिद्धांत से परिचित हों।
एनआरई में परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों को ध्यान में रखते हुए, यह पता लगाना आसान है कि कुछ परमाणुओं के लिए वे केवल मुख्य क्वांटम संख्या के मूल्यों में भिन्न होते हैं। उदाहरण के लिए, 1 एस 1 हाइड्रोजन के लिए, 2 एसलिथियम के लिए 1, 3 एस 1 सोडियम आदि के लिए या 2 एस 2 2पीफ्लोरीन के लिए 5, 3 एस 2 3पी 5 क्लोरीन के लिए, 4 एस 2 4पी 5 ब्रोमीन आदि के लिए। इसका मतलब है कि ऐसे परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादलों के बाहरी क्षेत्र आकार में बहुत समान हैं और केवल आकार में भिन्न हैं (और निश्चित रूप से इलेक्ट्रॉन घनत्व में)। और यदि ऐसा है, तो ऐसे परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल और उनके संगत संयोजी विन्यास कहे जा सकते हैं समान. समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास वाले विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के लिए हम लिख सकते हैं सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: एन एसपहले मामले में 1 और एन एस 2 एनपीदूसरे में 5। तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला के साथ चलते हुए, परमाणुओं के अन्य समूहों को समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन के साथ मिल सकता है।
इस प्रकार, तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में, समान वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन वाले परमाणु नियमित रूप से होते हैं. यह इलेक्ट्रॉन के गोले की समानता का सिद्धांत है।
आइए इस नियमितता के रूप को प्रकट करने का प्रयास करें। ऐसा करने के लिए, हम आपके द्वारा बनाए गए तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला का उपयोग करेंगे।

NRE की शुरुआत हाइड्रोजन से होती है, जिसका वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला 1 है एस 1। समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन की खोज में, हम सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र वाले तत्वों के सामने तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला को काटते हैं एन एस 1 (यानी, लिथियम से पहले, सोडियम से पहले, आदि)। हमें तत्वों के तथाकथित "अवधि" प्राप्त हुए हैं। आइए परिणामी "पीरियड्स" को जोड़ते हैं ताकि वे तालिका पंक्तियाँ बन जाएँ (चित्र 6.20 देखें)। नतीजतन, तालिका के पहले दो स्तंभों के परमाणुओं में ही ऐसे इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होंगे।

आइए तालिका के अन्य स्तंभों में वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन की समानता प्राप्त करने का प्रयास करें। ऐसा करने के लिए, हमने छठे और सातवें आवर्त से 58 - 71 और 90 -103 संख्या वाले तत्वों को काट दिया (उनके पास 4 आवर्त हैं)। एफ- और 5 एफ-उपस्तर) और उन्हें टेबल के नीचे रखें। चित्र में दिखाए अनुसार शेष तत्वों के प्रतीकों को क्षैतिज रूप से स्थानांतरित कर दिया जाएगा। उसके बाद, तालिका के एक ही कॉलम में तत्वों के परमाणुओं में समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन होंगे, जिन्हें सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में व्यक्त किया जा सकता है: एन एस 1 , एन एस 2 , एन एस 2 (एन–1)डी 1 , एन एस 2 (एन–1)डी 2 और इतने पर एन एस 2 एनपी 6. सामान्य वैलेंस फ़ार्मुलों से सभी विचलन उसी कारण से समझाए जाते हैं जैसे क्रोमियम और तांबे के मामले में (पैराग्राफ 6.6 देखें)।

जैसा कि आप देख सकते हैं, एनआरई का उपयोग करके और इलेक्ट्रॉन गोले की समानता के सिद्धांत को लागू करके, हम रासायनिक तत्वों को व्यवस्थित करने में कामयाब रहे। रासायनिक तत्वों की ऐसी प्रणाली कहलाती है प्राकृतिक, क्योंकि यह पूरी तरह से प्रकृति के नियमों पर आधारित है। हमें प्राप्त तालिका (चित्र 6.21) तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली को रेखांकन करने के तरीकों में से एक है और इसे कहा जाता है रासायनिक तत्वों की लंबी अवधि तालिका।

इलेक्ट्रॉनिक गोले की समानता का सिद्धांत, रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली ("आवधिक" प्रणाली), रासायनिक तत्वों की तालिका।

आइए रासायनिक तत्वों की लंबी अवधि की तालिका की संरचना से अधिक विस्तार से परिचित हों।
जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, इस तालिका की पंक्तियों को तत्वों का "आवर्त" कहा जाता है। आवर्त 1 से 7 तक अरबी अंकों से गिने जाते हैं। प्रथम आवर्त में केवल दो तत्व हैं। दूसरे और तीसरे आवर्त, जिनमें प्रत्येक में आठ तत्व होते हैं, कहलाते हैं छोटाअवधि। चौथा और पाँचवाँ आवर्त, जिसमें प्रत्येक में 18 तत्व होते हैं, कहलाते हैं लंबाअवधि। छठा और सातवाँ आवर्त, जिसमें प्रत्येक में 32 तत्व होते हैं, कहलाते हैं लंबे समय के अतिरिक्तअवधि।
इस टेबल के कॉलम कहलाते हैं समूहतत्व। समूह संख्याओं को लैटिन अक्षरों A या B के साथ रोमन अंकों द्वारा दर्शाया जाता है।
कुछ समूहों के तत्वों के अपने सामान्य (समूह) नाम होते हैं: IA समूह के तत्व (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - क्षारीय तत्व(या क्षार धातु तत्व); समूह IIA तत्व (Ca, Sr, Ba और Ra) - क्षारीय पृथ्वी तत्व(या क्षारीय पृथ्वी धातु तत्व)(नाम "क्षार धातु" और क्षारीय पृथ्वी धातु "संबंधित तत्वों द्वारा गठित सरल पदार्थों को संदर्भित करते हैं और तत्वों के समूह के नाम के रूप में उपयोग नहीं किए जाने चाहिए); समूह VIA तत्व (O, S, Se, Te, Po) - काल्कोजन, समूह VIIA के तत्व (F, Cl, Br, I, At) – हैलोजन, समूह VIIIA के तत्व (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – महान गैस तत्व(पारंपरिक नाम "उत्कृष्ट गैस" सरल पदार्थों पर भी लागू होता है)
58-71 (Ce-Lu) सीरियल नंबर के साथ आमतौर पर टेबल के निचले हिस्से में रखे गए तत्वों को कहा जाता है लैंथेनाइड्स("निम्नलिखित लेण्टेनियुम"), और क्रम संख्या 90 - 103 (थ - एलआर) वाले तत्व - एक्टिनाइड्स("एक्टिनियम के बाद")। लंबी अवधि की तालिका का एक प्रकार है, जिसमें एनआरई से लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स काटे नहीं जाते हैं, लेकिन अतिरिक्त लंबी अवधि में अपने स्थान पर बने रहते हैं। इस तालिका को कभी-कभी कहा जाता है अतिरिक्त लंबी अवधि.
दीर्घ आवर्त सारणी को चार भागों में बांटा गया है अवरोध पैदा करना(या अनुभाग)।
एस ब्लॉकसामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों वाले IA और IIA समूहों के तत्व शामिल हैं एन एस 1 और एन एस 2 (एस-तत्व).
पी-ब्लॉकसामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के साथ समूह IIIA से VIIIA तक के तत्व शामिल हैं एन एस 2 एनपी 1 से एन एस 2 एनपी 6 (पी तत्वों).
डी-ब्लॉक IIIB से IIB समूह के तत्वों को सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों से शामिल करता है एन एस 2 (एन–1)डी 1 से एन एस 2 (एन–1)डी 10 (डी-तत्व).
एफ ब्लॉकलैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं ( f-तत्व).

तत्वों एस- और पी-ब्लॉक ए-समूह और तत्व बनाते हैं डी-ब्लॉक - रासायनिक तत्वों की एक प्रणाली का बी-समूह। सभी एफ-तत्वों को औपचारिक रूप से समूह IIIB में शामिल किया गया है।
प्रथम आवर्त के तत्व - हाइड्रोजन तथा हीलियम - हैं एस-तत्व और IA और IIA समूहों में रखे जा सकते हैं। लेकिन हीलियम को अक्सर समूह VIIIA में उस तत्व के रूप में रखा जाता है जिसके साथ अवधि समाप्त होती है, जो पूरी तरह से इसके गुणों के अनुरूप है (हीलियम, अन्य सभी की तरह) सरल पदार्थइस समूह के तत्वों द्वारा गठित एक महान गैस है)। हाइड्रोजन को अक्सर समूह VIIA में रखा जाता है, क्योंकि इसके गुण क्षारीय तत्वों की तुलना में हैलोजन के अधिक निकट होते हैं।
सिस्टम की प्रत्येक अवधि एक ऐसे तत्व से शुरू होती है जिसमें परमाणुओं की वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन होती है एन एस 1, चूंकि यह इन परमाणुओं से है कि अगली इलेक्ट्रॉन परत का निर्माण शुरू होता है, और परमाणुओं के संयोजी विन्यास वाले तत्व के साथ समाप्त होता है एन एस 2 एनपी 6 (पहली अवधि को छोड़कर)। इससे ऊर्जा आरेख पर उपस्तरों के समूहों की पहचान करना आसान हो जाता है जो प्रत्येक आवर्त के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं (चित्र 6.22)। चित्र 6.4 में आपके द्वारा बनाई गई प्रतिलिपि में दिखाए गए सभी उपस्तरों के साथ यह कार्य करें। चित्र 6.22 में हाइलाइट किए गए सबलेवल (पूरी तरह से भरे हुए को छोड़कर डी- और एफ-sublevels) किसी निश्चित अवधि के सभी तत्वों के परमाणुओं के लिए वैलेंस हैं।
पीरियड्स में दिखना एस-, पी-, डी- या एफ-तत्व भरने के क्रम के साथ पूरी तरह से संगत हैं एस-, पी-, डी- या एफ- इलेक्ट्रॉनों के उपस्तर। तत्वों की प्रणाली की यह विशेषता, अवधि और समूह को जानने की अनुमति देती है, जिसमें एक दिया गया तत्व शामिल है, इसके वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को तुरंत लिखने के लिए।

रासायनिक तत्वों, ब्लॉकों, अवधियों, समूहों, क्षारीय तत्वों, क्षारीय पृथ्वी तत्वों, चाकोजेन्स, हैलोजेन्स, नोबल गैस तत्वों, लैंथेनोइड्स, एक्टिनोइड्स की लंबी अवधि की तालिका।
तत्वों के परमाणुओं के सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें a) IVA और IVB समूह, b) IIIA और VIIB समूह?
2. तत्वों A और B समूहों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में क्या समानता है? वे कैसे भिन्न हैं?
3. तत्वों के कितने समूह शामिल हैं a) एस-ब्लॉक बी) आर-ब्लॉक, सी) डी-अवरोध पैदा करना?
4. उपस्तरों की ऊर्जा बढ़ाने की दिशा में चित्र 30 को जारी रखें और उपस्तरों के समूहों का चयन करें जो 4, 5वें और 6वें आवर्त में इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए हैं।
5. परमाणुओं के वैलेंस सबलेवल की सूची बनाएं a) कैल्शियम, b) फॉस्फोरस, c) टाइटेनियम, d) क्लोरीन, e) सोडियम। 6. बताएं कि एस-, पी- और डी-तत्व एक दूसरे से कैसे भिन्न होते हैं।
7. बताएं कि परमाणु किसी भी तत्व से संबंधित क्यों है, यह नाभिक में प्रोटॉन की संख्या से निर्धारित होता है, न कि इस परमाणु के द्रव्यमान से।
8. लिथियम, एल्युमिनियम, स्ट्रोंटियम, सेलेनियम, आयरन और लेड के परमाणुओं के लिए, वैलेंस, पूर्ण और संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं और वैलेंस उपस्तरों के ऊर्जा आरेख बनाएं। 9. किन तत्वों के परमाणु निम्नलिखित वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूले के अनुरूप हैं: 3 एस 1 , 4एस 1 3डी 1, 2s 2 2 पी 6 , 5एस 2 5पी 2 , 5एस 2 4डी 2 ?

विभिन्न उद्देश्यों के लिए, हमें या तो परमाणु के पूर्ण या संयोजी विन्यास को जानने की आवश्यकता है। इनमें से प्रत्येक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को सूत्र और ऊर्जा आरेख दोनों द्वारा दर्शाया जा सकता है। वह है, परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक विन्यासव्यक्त परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या एक परमाणु का पूर्ण ऊर्जा आरेख. इसकी बारी में, एक परमाणु का वैलेंस इलेक्ट्रॉन विन्यासव्यक्त वैलेंस(या, जैसा कि अक्सर कहा जाता है, " छोटा ") परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या एक परमाणु के वैलेंस सबलेवल का आरेख(चित्र। 6.23)।

पहले, हमने तत्वों की क्रम संख्या का उपयोग करके परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाए। उसी समय, हमने ऊर्जा आरेख के अनुसार इलेक्ट्रॉनों के साथ उप-स्तरों को भरने का क्रम निर्धारित किया: 1 एस, 2एस, 2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी, 6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एसऔर इसी तरह। और केवल पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखकर ही हम संयोजी सूत्र भी लिख सकते हैं।
अवधि-समूह निर्देशांक के अनुसार, रासायनिक तत्वों की प्रणाली में तत्व की स्थिति के आधार पर, परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को लिखना अधिक सुविधाजनक है, जिसका उपयोग अक्सर किया जाता है।
आइए विस्तार से विचार करें कि यह तत्वों के लिए कैसे किया जाता है एस-, पी- और डी-ब्लॉक।
तत्वों के लिए एस-ब्लॉक वैलेंस एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में तीन वर्ण होते हैं। सामान्य तौर पर, इसे इस तरह लिखा जा सकता है:

पहले स्थान पर (एक बड़ी कोशिका के स्थान पर) आवर्त संख्या (इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर) है एस-इलेक्ट्रॉन), और तीसरे पर (सुपरस्क्रिप्ट में) - समूह की संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर)। एक उदाहरण के रूप में एक मैग्नीशियम परमाणु (तीसरी अवधि, समूह IIA) को लेते हुए, हम प्राप्त करते हैं:

तत्वों के लिए पी-ब्लॉक वैलेंस एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में छह प्रतीक होते हैं:

यहाँ बड़ी कोशिकाओं के स्थान पर आवर्त संख्या भी लगाई जाती है (इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर)। एस- और पी-इलेक्ट्रॉन), और समूह संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर) सुपरस्क्रिप्ट के योग के बराबर होती है। ऑक्सीजन परमाणु (द्वितीय अवधि, VIA समूह) के लिए हमें मिलता है:

2एस 2 2पी 4 .

अधिकांश तत्वों का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र डीब्लॉक को इस प्रकार लिखा जा सकता है:

जैसा कि पिछले मामलों में, यहां पहले सेल के बजाय, अवधि संख्या डाली जाती है (इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर एस-इलेक्ट्रॉन)। इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बाद से दूसरी सेल में संख्या एक कम हो जाती है डी-इलेक्ट्रॉन। यहां समूह संख्या भी सूचकांकों के योग के बराबर है। एक उदाहरण टाइटेनियम (चौथी अवधि, IVB समूह) का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है: 4 एस 2 3डी 2 .

समूह संख्या सूचकांकों के योग के बराबर है और VIB समूह के तत्वों के लिए है, लेकिन वे, जैसा कि आपको याद है, वैलेंस पर एस-सबलेवल में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, और सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र होता है एन एस 1 (एन–1)डी 5। इसलिए, मोलिब्डेनम (पांचवीं अवधि) की वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, उदाहरण के लिए, 5 है एस 1 4डी 5 .
आईबी समूह के किसी भी तत्व की वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाना भी आसान है, उदाहरण के लिए, सोना (छठी अवधि)>–>6 एस 1 5डी 10, लेकिन इस मामले में आपको यह याद रखना होगा डी- इस समूह के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन अभी भी वैलेंस बने हुए हैं, और उनमें से कुछ रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं।
वर्ग IIB तत्वों के परमाणुओं की सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है - एन एस 2 (एन – 1)डी 10। इसलिए, वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, उदाहरण के लिए, जिंक परमाणु का 4 है एस 2 3डी 10 .
सामान्य नियमपहले त्रय (Fe, Co और Ni) के तत्वों के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र भी पालन करते हैं। लौह, समूह VIIIB का एक तत्व, 4 का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है एस 2 3डी 6. कोबाल्ट परमाणु में एक है डी-इलेक्ट्रॉन अधिक (4 एस 2 3डी 7), जबकि निकल परमाणु में दो (4 एस 2 3डी 8).
संयोजक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखने के लिए केवल इन्हीं नियमों का प्रयोग करके कुछ परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की रचना करना असंभव है डी-तत्व (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), क्योंकि उनमें, अत्यधिक सममित इलेक्ट्रॉन गोले की प्रवृत्ति के कारण, इलेक्ट्रॉनों के साथ वैलेंस उपस्तरों को भरने में कुछ अतिरिक्त विशेषताएं होती हैं।
संयोजी इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को जानने के बाद, परमाणु का पूरा इलेक्ट्रॉनिक सूत्र भी लिख सकते हैं (नीचे देखें)।
अक्सर, बोझिल पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूले के बजाय, वे लिख देते हैं संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्रपरमाणु। उन्हें इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में संकलित करने के लिए, वैलेंस को छोड़कर परमाणु के सभी इलेक्ट्रॉनों का चयन किया जाता है, उनके प्रतीकों को वर्ग कोष्ठक में रखा जाता है और पिछले तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अनुरूप इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का हिस्सा होता है। अवधि (उत्कृष्ट गैस बनाने वाला तत्व) को इस परमाणु के प्रतीक द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है।

तालिका 14 में विभिन्न प्रकार के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के उदाहरण दिखाए गए हैं।

तालिका 14 परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के उदाहरण

परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों को संकलित करने के लिए एल्गोरिथम (आयोडीन परमाणु के उदाहरण पर)

टिप्पणियाँ
1. दूसरी और तीसरी अवधि के तत्वों के लिए, तीसरा ऑपरेशन (चौथे के बिना) तुरंत एक पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की ओर जाता है।
2. (एन – 1)डी 10 - IB समूह के तत्वों के परमाणुओं पर इलेक्ट्रॉन वैलेंस रहते हैं।

पूरा इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला की रचना के लिए एल्गोरिथम।
1. तत्व के परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना करें a) तीसरे A समूह की दूसरी अवधि, b) दूसरे A समूह की तीसरी अवधि, c) चौथा पीरियडचौथा ए समूह।
2. मैग्नीशियम, फास्फोरस, पोटेशियम, लोहा, ब्रोमीन और आर्गन परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं।

तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली की खोज के बाद से 100 से अधिक वर्षों में, सबसे विविध तालिकाओं में से कई सौ प्रस्तावित किए गए हैं जो इस प्रणाली को ग्राफिक रूप से दर्शाते हैं। इनमें से, लंबी अवधि की तालिका के अलावा, डी। आई। मेंडेलीव के तत्वों की तथाकथित लघु अवधि तालिका सबसे व्यापक रूप से उपयोग की जाती है। यदि आईबी समूह के तत्वों के सामने चौथे, पांचवें, छठे और सातवें आवर्तों को काट दिया जाता है, अलग कर दिया जाता है और परिणामी पंक्तियों को उसी तरह जोड़ दिया जाता है जैसे हम एक छोटी अवधि की तालिका प्राप्त करते हैं अवधि पहले जोड़ा गया। परिणाम चित्र 6.24 में दिखाया गया है।

लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स को भी यहां मुख्य टेबल के नीचे रखा गया है।

में समूहइस तालिका में ऐसे तत्व हैं जिनके परमाणु हैं वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की समान संख्याइससे कोई फर्क नहीं पड़ता कि ये इलेक्ट्रॉन किस कक्षा में हैं। तो, तत्व क्लोरीन (एक विशिष्ट तत्व जो एक गैर-धातु बनाता है; 3 एस 2 3पी 5) और मैंगनीज (धातु बनाने वाला तत्व; 4 एस 2 3डी 5), इलेक्ट्रॉन के गोले की समानता नहीं रखते, यहाँ उसी सातवें समूह में आते हैं। ऐसे तत्वों के बीच अंतर करने की आवश्यकता समूहों में अलग करना आवश्यक बनाती है उपसमूहों: मुख्य- लंबी अवधि की तालिका के ए-समूहों के अनुरूप और दुष्प्रभावबी-समूहों के अनुरूप हैं। चित्र 34 में, मुख्य उपसमूहों के तत्वों के प्रतीकों को बाईं ओर स्थानांतरित कर दिया गया है, और द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के प्रतीकों को दाईं ओर स्थानांतरित कर दिया गया है।
सच है, तालिका में तत्वों की ऐसी व्यवस्था के भी अपने फायदे हैं, क्योंकि यह वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या है जो मुख्य रूप से एक परमाणु की वैलेंस क्षमताओं को निर्धारित करती है।
लंबी अवधि की तालिका परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के नियमों को दर्शाती है, तत्वों के समूहों द्वारा सरल पदार्थों और यौगिकों के गुणों में परिवर्तन की समानता और पैटर्न, परमाणुओं, सरल पदार्थों और यौगिकों की विशेषता वाली कई भौतिक मात्राओं में नियमित परिवर्तन तत्वों की प्रणाली भर में, और भी बहुत कुछ। इस संबंध में लघु आवर्त सारणी कम सुविधाजनक है।

शॉर्ट-पीरियड टेबल, मुख्य उप-समूह, माध्यमिक उप-समूह।
1. तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला से आपके द्वारा बनाई गई लंबी अवधि की तालिका को एक छोटी अवधि की तालिका में परिवर्तित करें। रिवर्स ट्रांसफॉर्मेशन करें।
2. क्या लघु आवर्त सारणी के एक समूह के तत्वों के परमाणुओं का सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाना संभव है? क्यों?

परमाणु की कोई स्पष्ट सीमा नहीं है। एक पृथक परमाणु का आकार क्या माना जाता है? एक परमाणु का नाभिक एक इलेक्ट्रॉन खोल से घिरा होता है, और खोल में इलेक्ट्रॉन बादल होते हैं। ईओ का आकार त्रिज्या द्वारा विशेषता है आरऊ। बाहरी परत के सभी बादलों की त्रिज्या लगभग समान होती है। इसलिए, इस त्रिज्या द्वारा एक परमाणु के आकार की विशेषता हो सकती है। यह कहा जाता है एक परमाणु की कक्षीय त्रिज्या(आर 0).

परिशिष्ट 5 में परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या के मान दिए गए हैं।
ईओ की त्रिज्या नाभिक के आवेश पर निर्भर करती है और इस बादल को बनाने वाले इलेक्ट्रॉन किस कक्षीय पर स्थित है। नतीजतन, एक परमाणु की कक्षीय त्रिज्या भी इन्हीं विशेषताओं पर निर्भर करती है।
हाइड्रोजन और हीलियम परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले पर विचार करें। हाइड्रोजन परमाणु और हीलियम परमाणु दोनों में, इलेक्ट्रॉन 1 पर स्थित होते हैं एस-एओ, और उनके बादलों का आकार समान होगा यदि इन परमाणुओं के नाभिक के आवेश समान होते। लेकिन एक हीलियम परमाणु के नाभिक का आवेश हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक के आवेश का दोगुना होता है। कूलम्ब के नियम के अनुसार, हीलियम परमाणु के प्रत्येक इलेक्ट्रॉन पर कार्य करने वाला आकर्षण बल हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक के लिए इलेक्ट्रॉन के आकर्षण बल का दोगुना होता है। इसलिए, हीलियम परमाणु की त्रिज्या हाइड्रोजन परमाणु की त्रिज्या से बहुत कम होनी चाहिए। यह सच है: आर 0 (वह) / आर 0 (एच) \u003d 0.291 ई / 0.529 ई 0.55।
लिथियम परमाणु में 2 पर एक बाहरी इलेक्ट्रॉन होता है एस-एओ, यानी दूसरी परत का बादल बनाता है। स्वाभाविक रूप से, इसका दायरा बड़ा होना चाहिए। वास्तव में: आर 0 (ली) = 1.586 ई।
द्वितीय आवर्त के शेष तत्वों के परमाणुओं में बाह्य इलेक्ट्रॉन होते हैं (और 2 एस, और 2 पी) को उसी दूसरी इलेक्ट्रॉन परत में रखा जाता है, और इन परमाणुओं के नाभिक का आवेश बढ़ते क्रमांक के साथ बढ़ता जाता है। इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर अधिक मजबूती से आकर्षित होते हैं, और स्वाभाविक रूप से परमाणुओं की त्रिज्या कम हो जाती है। हम अन्य अवधियों के तत्वों के परमाणुओं के लिए इन तर्कों को दोहरा सकते हैं, लेकिन एक स्पष्टीकरण के साथ: कक्षीय त्रिज्या नीरस रूप से केवल तभी घटती है जब प्रत्येक उपस्तर भर जाता है।
लेकिन यदि हम विवरणों की उपेक्षा करते हैं, तो तत्वों की एक प्रणाली में परमाणुओं के आकार में परिवर्तन की सामान्य प्रकृति इस प्रकार है: एक अवधि में क्रम संख्या में वृद्धि के साथ, परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या कम हो जाती है, और एक समूह में वे बढ़ते हैं। सबसे बड़ा परमाणु एक सीज़ियम परमाणु है, और सबसे छोटा एक हीलियम परमाणु है, लेकिन उन तत्वों के परमाणु जो रासायनिक यौगिक बनाते हैं (हीलियम और नियॉन उन्हें नहीं बनाते हैं), सबसे छोटा फ्लोरीन परमाणु है।
लैंथेनाइड्स के बाद प्राकृतिक श्रृंखला में खड़े तत्वों के अधिकांश परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या सामान्य कानूनों के आधार पर किसी की अपेक्षा से कुछ छोटी होती है। यह इस तथ्य के कारण है कि 14 लैंथेनाइड्स तत्वों की प्रणाली में लेण्टेनियुम और हेफ़नियम के बीच स्थित हैं, और इसके परिणामस्वरूप, हेफ़नियम परमाणु का परमाणु प्रभार 14 है इलेण्टेनियुम से अधिक। इसलिए, इन परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर अधिक मजबूती से आकर्षित होते हैं, क्योंकि वे लैंथेनाइड्स की अनुपस्थिति में आकर्षित होते हैं (इस प्रभाव को अक्सर "लैंथेनाइड संकुचन" कहा जाता है)।
कृपया ध्यान दें कि समूह VIIIA के तत्वों के परमाणुओं से समूह IA के तत्वों के परमाणुओं में जाने पर, कक्षीय त्रिज्या अचानक बढ़ जाती है। नतीजतन, प्रत्येक अवधि के पहले तत्वों की हमारी पसंद (देखें § 7) सही निकली।

परमाणु की कक्षीय त्रिज्या, तत्वों की प्रणाली में इसका परिवर्तन।
1. परिशिष्ट 5 में दिए गए आँकड़ों के अनुसार, ग्राफ़ पेपर पर परमाणु की कक्षीय त्रिज्या की निर्भरता वाले तत्वों के क्रम संख्या पर प्लॉट करें जेड 1 से 40 तक। क्षैतिज अक्ष की लंबाई 200 मिमी है, ऊर्ध्वाधर अक्ष की लंबाई 100 मिमी है।
2. आप परिणामी टूटी हुई रेखा के रूप को कैसे चित्रित कर सकते हैं?

यदि आप एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन को अतिरिक्त ऊर्जा देते हैं (आप भौतिकी पाठ्यक्रम से यह करना सीखेंगे), तो इलेक्ट्रॉन दूसरे AO में जा सकता है, अर्थात परमाणु समाप्त हो जाएगा उत्साहित राज्य. यह स्थिति अस्थिर है, और इलेक्ट्रॉन लगभग तुरंत अपनी मूल स्थिति में वापस आ जाएगा, और अतिरिक्त ऊर्जा निकल जाएगी। लेकिन अगर इलेक्ट्रॉन को प्रदान की जाने वाली ऊर्जा काफी बड़ी है, तो इलेक्ट्रॉन परमाणु से पूरी तरह से अलग हो सकता है, जबकि परमाणु आयनित, अर्थात्, यह एक सकारात्मक रूप से आवेशित आयन में बदल जाता है ( कटियन). इसे करने के लिए आवश्यक ऊर्जा कहलाती है एक परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा(इऔर)।

एक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को फाड़ना और इसके लिए आवश्यक ऊर्जा को मापना काफी कठिन है, इसलिए यह व्यावहारिक रूप से निर्धारित और उपयोग किया जाता है दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा(ई और एम)।

मोलर आयनीकरण ऊर्जा दर्शाती है कि परमाणुओं के 1 मोल (प्रत्येक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन) से 1 मोल इलेक्ट्रॉनों को अलग करने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा क्या है। यह मान आमतौर पर किलोजूल प्रति मोल में मापा जाता है। अधिकांश तत्वों के लिए पहले इलेक्ट्रॉन की दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा के मान परिशिष्ट 6 में दिए गए हैं।
किसी परमाणु की आयनन ऊर्जा तत्वों के निकाय में तत्व की स्थिति पर कैसे निर्भर करती है, अर्थात यह समूह और आवर्त में कैसे बदलती है?
भौतिक दृष्टि से, आयनीकरण ऊर्जा उस कार्य के बराबर होती है, जिसे किसी परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को एक परमाणु से एक अनंत दूरी तक ले जाने पर एक इलेक्ट्रॉन के आकर्षण बल पर काबू पाने के लिए खर्च किया जाना चाहिए।

कहाँ क्यूएक इलेक्ट्रॉन का प्रभार है, क्यूएक इलेक्ट्रॉन को हटाने के बाद शेष धनायन का आवेश है, और आर o परमाणु की कक्षीय त्रिज्या है।

और क्यू, और क्यूस्थिर मान हैं, और यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि, एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने का कार्य ए, और इसके साथ आयनीकरण ऊर्जा इऔर, परमाणु की कक्षीय त्रिज्या के व्युत्क्रमानुपाती होते हैं।
विभिन्न तत्वों के परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या के मूल्यों और परिशिष्ट 5 और 6 में दिए गए आयनीकरण ऊर्जा के संबंधित मूल्यों का विश्लेषण करने के बाद, आप देख सकते हैं कि इन मूल्यों के बीच संबंध आनुपातिक के करीब है, लेकिन कुछ हद तक उससे अलग। हमारा निष्कर्ष प्रयोगात्मक डेटा के साथ अच्छी तरह से सहमत नहीं होने का कारण यह है कि हमने एक बहुत ही कच्चे मॉडल का उपयोग किया है जो कई महत्वपूर्ण कारकों को ध्यान में नहीं रखता है। लेकिन इस मोटे मॉडल ने भी हमें सही निष्कर्ष निकालने की अनुमति दी कि कक्षीय त्रिज्या में वृद्धि के साथ, परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा कम हो जाती है और, इसके विपरीत, त्रिज्या में कमी के साथ, यह बढ़ जाती है।
चूंकि क्रम संख्या में वृद्धि के साथ एक अवधि में परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या घट जाती है, इसलिए आयनीकरण ऊर्जा बढ़ जाती है। एक समूह में, जैसे-जैसे परमाणु संख्या बढ़ती है, परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या, एक नियम के रूप में, बढ़ती है, और आयनीकरण ऊर्जा घट जाती है। उच्चतम दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा सबसे छोटे परमाणुओं, हीलियम परमाणुओं (2372 kJ/mol), और रासायनिक बंधन बनाने में सक्षम परमाणुओं में, फ्लोरीन परमाणुओं (1681 kJ/mol) में होती है। सबसे छोटे परमाणुओं के लिए सबसे छोटा है, सीज़ियम परमाणु (376 kJ/mol)। तत्वों की एक प्रणाली में, बढ़ती आयनीकरण ऊर्जा की दिशा को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दिखाया जा सकता है:

रसायन विज्ञान में, यह महत्वपूर्ण है कि आयनीकरण ऊर्जा "अपने" इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए एक परमाणु की प्रवृत्ति को दर्शाती है: आयनीकरण ऊर्जा जितनी अधिक होगी, परमाणु इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए उतना ही कम इच्छुक होगा, और इसके विपरीत।

उत्तेजित अवस्था, आयनीकरण, कटियन, आयनीकरण ऊर्जा, दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा, तत्वों की एक प्रणाली में आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन।
1. परिशिष्ट 6 में दिए गए आंकड़ों का उपयोग करते हुए, यह निर्धारित करें कि 1 ग्राम के कुल द्रव्यमान वाले सभी सोडियम परमाणुओं से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आपको कितनी ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता है।
2. परिशिष्ट 6 में दिए गए आंकड़ों का उपयोग करते हुए, निर्धारित करें कि समान द्रव्यमान के सभी पोटेशियम परमाणुओं की तुलना में 3 ग्राम द्रव्यमान वाले सभी सोडियम परमाणुओं से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने के लिए कितनी बार अधिक ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता है। यह अनुपात समान परमाणुओं की दाढ़ आयनीकरण ऊर्जाओं के अनुपात से भिन्न क्यों है?
3. परिशिष्ट 6 में दिए गए आंकड़ों के अनुसार, तत्वों के लिए क्रम संख्या पर दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा की निर्भरता को प्लॉट करें जेड 1 से 40 तक। ग्राफ़ के आयाम पिछले पैराग्राफ के कार्य के समान हैं। देखें कि क्या यह ग्राफ़ तत्वों की प्रणाली की "अवधि" की पसंद से मेल खाता है।

परमाणु की दूसरी सबसे महत्वपूर्ण ऊर्जा विशेषता है इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा(इसाथ)।

व्यवहार में, जैसा कि आयनीकरण ऊर्जा के मामले में, आमतौर पर संबंधित मोलर मात्रा का उपयोग किया जाता है - मोलर इलेक्ट्रॉन बंधुता ऊर्जा().

मोलर इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा दर्शाती है कि जब इलेक्ट्रॉनों का एक मोल तटस्थ परमाणुओं के एक मोल (प्रत्येक परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन) में जोड़ा जाता है तो कितनी ऊर्जा जारी होती है। दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा की तरह, यह मात्रा किलोजूल प्रति मोल में भी मापी जाती है।
पहली नज़र में, ऐसा लग सकता है कि इस मामले में ऊर्जा जारी नहीं की जानी चाहिए, क्योंकि एक परमाणु एक तटस्थ कण है, और एक तटस्थ परमाणु और एक नकारात्मक रूप से आवेशित इलेक्ट्रॉन के बीच कोई इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल नहीं होता है। इसके विपरीत, परमाणु के पास, इलेक्ट्रॉन, ऐसा प्रतीत होता है, उसी नकारात्मक रूप से आवेशित इलेक्ट्रॉनों द्वारा प्रतिकर्षित किया जाना चाहिए जो इलेक्ट्रॉन खोल बनाते हैं। वास्तव में यह सच नहीं है। याद रखें कि क्या आपने कभी परमाणु क्लोरीन से निपटा है। बिल्कुल नहीं। आखिरकार, यह बहुत उच्च तापमान पर ही मौजूद होता है। इससे भी अधिक स्थिर आणविक क्लोरीन प्रकृति में व्यावहारिक रूप से नहीं पाया जाता है - यदि आवश्यक हो, तो इसे रासायनिक प्रतिक्रियाओं का उपयोग करके प्राप्त किया जाना चाहिए। और आपको हर समय सोडियम क्लोराइड (साधारण नमक) से निपटना पड़ता है। आखिरकार, टेबल नमक का सेवन हर दिन भोजन के साथ किया जाता है। और यह प्रकृति में काफी सामान्य है। लेकिन आखिरकार, टेबल नमक में क्लोराइड आयन होते हैं, यानी क्लोरीन परमाणु जो प्रत्येक "अतिरिक्त" इलेक्ट्रॉन को जोड़ते हैं। क्लोराइड आयनों की इस व्यापकता का एक कारण यह है कि क्लोरीन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों को संलग्न करने की प्रवृत्ति होती है, अर्थात जब क्लोरीन परमाणुओं और इलेक्ट्रॉनों से क्लोराइड आयन बनते हैं, तो ऊर्जा निकलती है।
ऊर्जा की रिहाई के कारणों में से एक आपको पहले से ही ज्ञात है - यह एकल आवेशित संक्रमण के दौरान क्लोरीन परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की समरूपता में वृद्धि के साथ जुड़ा हुआ है। ऋणायन. साथ ही, जैसा कि आपको याद है, ऊर्जा 3 पी- उपस्तर घटता है। और भी जटिल कारण हैं।
इस तथ्य के कारण कि कई कारक इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा के मूल्य को प्रभावित करते हैं, तत्वों की एक प्रणाली में इस मूल्य में परिवर्तन की प्रकृति आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति की तुलना में बहुत अधिक जटिल है। परिशिष्ट 7 में दी गई तालिका का विश्लेषण करके आप इसके प्रति आश्वस्त हो सकते हैं। लेकिन चूंकि इस मात्रा का मूल्य निर्धारित किया जाता है, सबसे पहले, उसी इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन द्वारा आयनीकरण ऊर्जा के मूल्यों के रूप में, फिर सिस्टम में इसका परिवर्तन तत्वों की (कम से कम A- समूहों में) में सामान्य शब्दों मेंआयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन के समान, अर्थात, समूह में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की ऊर्जा घट जाती है, और अवधि में यह बढ़ जाती है। यह फ्लोरीन (328 kJ/mol) और क्लोरीन (349 kJ/mol) के परमाणुओं पर अधिकतम है। तत्वों की प्रणाली में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति से मिलती जुलती है, अर्थात इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में वृद्धि की दिशा को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दिखाया जा सकता है:

2. पिछले कार्यों की तरह क्षैतिज अक्ष के साथ समान पैमाने पर, तत्वों के परमाणुओं के लिए सीरियल नंबर पर इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की दाढ़ ऊर्जा की निर्भरता की साजिश करें जेडऐप 7 का उपयोग करके 1 से 40 तक।
3.What भौतिक अर्थनकारात्मक इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा है?
4. क्यों, दूसरी अवधि के तत्वों के सभी परमाणुओं में, केवल बेरिलियम, नाइट्रोजन और नियॉन में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की दाढ़ ऊर्जा के नकारात्मक मूल्य हैं?

आप पहले से ही जानते हैं कि एक परमाणु की अपने स्वयं के इलेक्ट्रॉनों को दान करने और विदेशी इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने की प्रवृत्ति इसकी ऊर्जा विशेषताओं (आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा) पर निर्भर करती है। अपने इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए कौन से परमाणु अधिक इच्छुक हैं, और कौन से अजनबी को स्वीकार करने के लिए अधिक इच्छुक हैं?
इस प्रश्न का उत्तर देने के लिए, तत्वों की प्रणाली में इन झुकावों में परिवर्तन के बारे में हम जो कुछ भी जानते हैं, उसे तालिका 15 में संक्षेप में प्रस्तुत करते हैं।

तालिका 15