रासायनिक तत्वों के पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र। केमिस्ट्री फाइल कैटलॉग

तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते समय, ऊर्जा स्तर इंगित किए जाते हैं (मुख्य क्वांटम संख्या के मान एनसंख्या के रूप में - 1, 2, 3, आदि), ऊर्जा उपस्तर (कक्षीय क्वांटम संख्या के मान एलअक्षरों के रूप में एस, पी, डी, एफ) और सबसे ऊपर की संख्या किसी दिए गए सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करती है।

डीआई में पहला तत्व। मेंडेलीव हाइड्रोजन है, इसलिए, एक परमाणु के नाभिक का प्रभार एच 1 के बराबर, परमाणु में प्रति केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है एसप्रथम स्तर का उपस्तर। इसलिए, हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है:

दूसरा तत्व हीलियम है, इसके परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन हैं, इसलिए हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 2 है नहीं 1एस 2. पहली अवधि में केवल दो तत्व शामिल हैं, क्योंकि पहला ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, जो केवल 2 इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किया जा सकता है।

क्रम में तीसरा तत्व - लिथियम - पहले से ही दूसरी अवधि में है, इसलिए इसका दूसरा ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होना शुरू हो जाता है (हमने इसके बारे में ऊपर बात की थी)। इलेक्ट्रॉनों के साथ दूसरे स्तर का भरना शुरू होता है एस-सबलेवल, इसलिए लिथियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 3 है ली 1एस 2 2एस 1। बेरिलियम परमाणु में इलेक्ट्रॉन भरने का कार्य पूरा हो जाता है एस- उपस्तर: 4 वी 1एस 2 2एस 2 .

दूसरी अवधि के बाद के तत्वों के लिए, दूसरा ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा रहता है, केवल अब यह इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है आर- उपस्तर: 5 में 1एस 2 2एस 2 2आर 1 ; 6 साथ 1एस 2 2एस 2 2आर 2 … 10 नहीं 1एस 2 2एस 2 2आर 6 .

नियॉन परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भरने को पूरा करता है आर-उपस्तर, यह तत्व दूसरी अवधि को समाप्त करता है, इसमें आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं, तब से एस- और आर-उपस्तरों में केवल आठ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।

तीसरी अवधि के तत्वों में इलेक्ट्रॉनों के साथ तीसरे स्तर के ऊर्जा उपस्तरों को भरने का एक समान क्रम होता है। इस काल के कुछ तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र हैं:

11 ना 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 1 ; 12 एमजी 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 ; 13 अल 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 1 ;

14 सी 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 2 ;…; 18 एआर 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 .

तीसरी अवधि, दूसरी तरह, एक तत्व (आर्गन) के साथ समाप्त होती है, जो इलेक्ट्रॉनों के साथ भरने को पूरा करती है आर-उपस्तर, हालांकि तीसरे स्तर में तीन उपस्तर शामिल हैं ( एस, आर, डी). क्लेचकोवस्की के नियमों के अनुसार ऊर्जा उपस्तरों को भरने के उपरोक्त क्रम के अनुसार, उपस्तर 3 की ऊर्जा डीअधिक सबलेवल 4 ऊर्जा एसइसलिए, आर्गन के बाद पोटेशियम परमाणु और उसके बाद कैल्शियम परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भर जाता है एस- चौथे स्तर का सबलेवल:

19 को 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 ; 20 एसए 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 .

21वें तत्व से शुरू होकर - स्कैंडियम, तत्वों के परमाणुओं में, उपस्तर 3 इलेक्ट्रॉनों से भरना शुरू करता है डी. इन तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र हैं:

21 अनुसूचित जाति 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 1 ; 22 ती 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 2 .

24वें तत्व (क्रोमियम) और 29वें तत्व (तांबा) के परमाणुओं में, एक घटना देखी जाती है जिसे इलेक्ट्रॉन की "सफलता" या "विफलता" कहा जाता है: बाहरी 4 से एक इलेक्ट्रॉन एस-उपस्तर 3 से "विफल" होता है डी- सबलेवल, इसके भरने को आधा (क्रोमियम के लिए) या पूरी तरह से (तांबे के लिए) पूरा करना, जो परमाणु की अधिक स्थिरता में योगदान देता है:

24 करोड़ 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 3डी 5 (बजाय ...4 एस 2 3डी 4) और

29 घन 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 3डी 10 (बजाय ...4 एस 2 3डी 9).

31वें तत्व - गैलियम से शुरू होकर, इलेक्ट्रॉनों के साथ चौथे स्तर का भरना जारी है, अब - आर- सबलेवल:

31 गा 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 1 …; 36 क्र 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 .

यह तत्व चौथे आवर्त को समाप्त करता है, जिसमें पहले से ही 18 तत्व शामिल हैं।

इलेक्ट्रॉनों के साथ ऊर्जा उपस्तरों को भरने का एक समान क्रम 5 वीं अवधि के तत्वों के परमाणुओं में होता है। पहले दो (रुबिडियम और स्ट्रोंटियम) भरे हुए हैं एस- 5वें स्तर के उपस्तर, अगले दस तत्व (येट्रियम से कैडमियम तक) भरे हुए हैं डी- चौथे स्तर का सबलेवल; छह तत्व अवधि को पूरा करते हैं (ईण्डियम से क्सीनन तक), जिन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन भरे होते हैं आर-बाहरी, पांचवें स्तर का उपस्तर। एक आवर्त में भी 18 तत्व होते हैं।

छठी अवधि के तत्वों के लिए, इस भरने के क्रम का उल्लंघन होता है। आवर्त के प्रारंभ में, हमेशा की तरह, दो तत्व होते हैं, जिनके परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन भरे होते हैं एस-बाहरी, छठे, स्तर का उपस्तर। अगले तत्व पर - लेण्टेनियुम - इलेक्ट्रॉनों से भरना शुरू कर देता है डी-पिछले स्तर का सबलेवल, यानी। 5 डी. इस पर इलेक्ट्रॉनों से भरना 5 डी-उपस्तर बंद हो जाता है और अगले 14 तत्व - सेरियम से ल्यूटेटियम तक - भरने लगते हैं एफ- चौथे स्तर का सबलेवल। इन तत्वों को तालिका के एक सेल में शामिल किया गया है, और नीचे इन तत्वों की एक विस्तृत श्रृंखला है, जिसे लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

72 वें तत्व - हेफ़नियम - से 80 वें तत्व - पारा तक, इलेक्ट्रॉनों के साथ भरना जारी है 5 डी- सबलेवल, और अवधि हमेशा की तरह छह तत्वों (थैलियम से रेडॉन तक) के साथ समाप्त होती है, जिसके परमाणुओं में यह इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है आर-बाहरी, छठे, स्तर का उपस्तर। यह 32 तत्वों सहित सबसे बड़ी अवधि है।

सप्तम, अपूर्ण, आवर्त के तत्वों के परमाणुओं में उपस्तरों को भरने का वही क्रम देखा जाता है, जैसा कि ऊपर बताया गया है। हम छात्रों को 5वीं - 7वीं अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखने की अनुमति देते हैं, जो ऊपर कहा गया है।

टिप्पणी:कुछ में शिक्षण में मददगार सामग्रीतत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों को लिखने के एक अलग क्रम की अनुमति है: उस क्रम में नहीं जिसमें वे भरे गए हैं, लेकिन प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर तालिका में दिए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार। उदाहरण के लिए, आर्सेनिक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस तरह दिख सकता है: जैसे 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 3 .

इलेक्ट्रोनिक विन्यासएक 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:

   रिकॉर्ड को समझें इलेक्ट्रोनिक विन्यास. 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, से शुरू चौथा पीरियड, आवर्त संख्या इलेक्ट्रॉन खोल से मेल नहीं खाती। 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 ब्लॉक्स (s,p,d और f) को दायीं तरफ दिखाया गया है 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 केवल अंतिम दो या तीन स्थितियों में इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किए गए सामान्य नियम का पालन नहीं करते हैं। 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।

पहले चार अवधियों के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना: $s-$, $p-$ और $d-$तत्व। परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास। परमाणुओं की जमीनी और उत्तेजित अवस्थाएँ

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

इलेक्ट्रॉनों

आयरिश भौतिक विज्ञानी स्टोनी, प्रयोगों के आधार पर इस निष्कर्ष पर पहुंचे कि बिजली सबसे छोटे कणों द्वारा वहन की जाती है जो सभी के परमाणुओं में मौजूद होते हैं। रासायनिक तत्व. $1891$ में, स्टोनी ने इन कणों को नाम देने का प्रस्ताव रखा इलेक्ट्रॉनों, जिसका ग्रीक में अर्थ है "एम्बर"।

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 ऋणात्मक आवेश है, जिसे रसायन विज्ञान में इकाई $(-1) के रूप में लिया जाता है। थॉमसन ने इलेक्ट्रॉन की गति (यह प्रकाश की गति - $300,000$ किमी/सेकंड के बराबर है) और इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान (यह हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान से $1836$ गुना कम है) निर्धारित करने में भी कामयाब रहे।

थॉमसन और पेरिन ने एक वर्तमान स्रोत के ध्रुवों को दो धातु प्लेटों के साथ जोड़ा - एक कैथोड और एक एनोड, एक ग्लास ट्यूब में टांका लगाया गया, जिससे हवा निकाली गई। जब इलेक्ट्रोड प्लेटों पर लगभग 10 हजार वोल्ट का वोल्टेज लगाया गया, तो ट्यूब में एक चमकदार निर्वहन हुआ, और कण कैथोड (नकारात्मक ध्रुव) से एनोड (सकारात्मक ध्रुव) तक उड़ गए, जिसे वैज्ञानिकों ने पहले कहा था कैथोड किरणें, और फिर पता चला कि यह इलेक्ट्रॉनों की एक धारा थी। उदाहरण के लिए, टीवी स्क्रीन पर लगाए गए विशेष पदार्थों से टकराकर इलेक्ट्रॉन चमक पैदा करते हैं।

निष्कर्ष निकाला गया था: जिस पदार्थ से कैथोड बनाया जाता है, उसके परमाणुओं से इलेक्ट्रॉन निकलते हैं।

मुक्त इलेक्ट्रॉनों या उनके प्रवाह को अन्य तरीकों से भी प्राप्त किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, धातु के तार को गर्म करके या आवर्त सारणी के समूह I के मुख्य उपसमूह (उदाहरण के लिए, सीज़ियम) के तत्वों द्वारा गठित धातुओं पर प्रकाश डालकर।

एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति

एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति के बारे में जानकारी के एक सेट के रूप में समझा जाता है ऊर्जामें विशिष्ट इलेक्ट्रॉन अंतरिक्षजिसमें यह स्थित है। हम पहले से ही जानते हैं कि एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन में गति का प्रक्षेपवक्र नहीं होता है, अर्थात के बारे में ही बात कर सकते हैं संभावनाओंइसे नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष में खोजना। 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 किसी परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को एक सेकंड के सौवें या मिलियनवें हिस्से में चित्रित करना संभव होता, जैसा कि एक फोटो फिनिश में होता है, तो ऐसी तस्वीरों में इलेक्ट्रॉन को एक बिंदु 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 हैं।

यह आंकड़ा नाभिक के माध्यम से गुजरने वाले हाइड्रोजन परमाणु में ऐसे इलेक्ट्रॉन घनत्व का "कट" दिखाता है, और एक गोले को धराशायी रेखा से घिरा हुआ है, जिसके अंदर एक इलेक्ट्रॉन को खोजने की संभावना $90%$ है। नाभिक के निकटतम समोच्च अंतरिक्ष के क्षेत्र को कवर करता है जिसमें एक इलेक्ट्रॉन खोजने की संभावना $10%$ है, नाभिक से दूसरे समोच्च के अंदर एक इलेक्ट्रॉन खोजने की संभावना $20%$ है, तीसरे के अंदर - $≈30 %$, आदि। इलेक्ट्रॉन की अवस्था में कुछ अनिश्चितता होती है। इस विशेष स्थिति को चिह्नित करने के लिए, जर्मन भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू। हाइजेनबर्ग ने की अवधारणा पेश की अनिश्चित सिद्धांत, अर्थात। दिखाया कि इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा और स्थान एक साथ और ठीक-ठीक निर्धारित करना असंभव है। किसी इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा जितनी अधिक सटीक रूप से निर्धारित की जाती है, उतनी ही उसकी स्थिति अनिश्चित होती है, और इसके विपरीत, स्थिति निर्धारित करने के बाद, इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा निर्धारित करना असंभव है। इलेक्ट्रॉन का पता लगाने की संभावना क्षेत्र की कोई स्पष्ट सीमा नहीं है। हालांकि, उस स्थान को बाहर करना संभव है जहां इलेक्ट्रॉन को खोजने की संभावना अधिकतम है।

परमाणु नाभिक के चारों ओर का स्थान, जिसमें इलेक्ट्रॉन पाए जाने की संभावना सबसे अधिक होती है, कक्षीय कहलाता है।

इसमें इलेक्ट्रॉन बादल का लगभग $90%$ होता है, जिसका अर्थ है कि अंतरिक्ष के इस हिस्से में इलेक्ट्रॉन के समय का लगभग $90%$। प्रपत्र के अनुसार, $4$ वर्तमान में ज्ञात प्रकार के ऑर्बिटल्स प्रतिष्ठित हैं, जिन्हें लैटिन अक्षरों $s, p, d$ और $f$ द्वारा दर्शाया गया है। ग्राफिक छविकुछ प्रकार के इलेक्ट्रॉन कक्षकों को चित्र में दिखाया गया है।

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

एक पूर्णांक $n$ ऊर्जा स्तर की संख्या को दर्शाता है जिसे प्रमुख 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 होती है। नतीजतन, बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से सबसे कम मजबूती से बंधे होते हैं।

एक परमाणु में ऊर्जा स्तरों (इलेक्ट्रॉनिक परतों) की संख्या डी। आई। मेंडेलीव की प्रणाली में उस अवधि की संख्या के बराबर है, जिसमें रासायनिक तत्व शामिल है: पहली अवधि के तत्वों के परमाणुओं में एक ऊर्जा स्तर होता है; दूसरी अवधि - दो; सातवाँ काल - सात।

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

जहां $N$ इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या है; $n$ स्तर संख्या, या मुख्य क्वांटम संख्या है। नतीजतन: नाभिक के निकटतम 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। और कैसे, बदले में, ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक परत) की व्यवस्था की जाती है?

दूसरे ऊर्जा स्तर $(n = 2)$ से शुरू होकर, प्रत्येक स्तर को सबलेवल (सबलेयर) में विभाजित किया जाता है, जो नाभिक के साथ बाध्यकारी ऊर्जा द्वारा एक दूसरे से थोड़ा अलग होता है।

उपस्तरों की संख्या मुख्य क्वांटम संख्या के मान के बराबर है:पहले ऊर्जा स्तर का एक उप स्तर होता है; दूसरा - दो; तीसरा - तीन; चौथा चार है। Sublevels, बदले में, ऑर्बिटल्स द्वारा बनते हैं।

$N$ का प्रत्येक मान $n^2$ के बराबर ऑर्बिटल्स की संख्या से मेल खाता है। तालिका में प्रस्तुत आंकड़ों के अनुसार, मुख्य क्वांटम संख्या $n$ और उपस्तरों की संख्या, प्रकार और कक्षकों की संख्या, और प्रति उपस्तर और स्तर इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या के बीच संबंध का पता लगाना संभव है।

प्रधान क्वांटम संख्या, प्रकार और कक्षकों की संख्या, उपस्तरों और स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या।

ऊर्जा स्तर $(n)$	उपस्तरों की संख्या $n$ के बराबर	कक्षीय प्रकार	ऑर्बिटल्स की संख्या		इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या
			उपस्तर में	$n^2$ के बराबर स्तर में	उपस्तर में	$n^2$ के बराबर स्तर पर
$ के (एन = 1) $	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$एल(एन=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$म(एन=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$ एन (एन = 4) $	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

यह लैटिन अक्षरों में उपस्तरों को नामित करने के लिए प्रथागत है, साथ ही उन कक्षाओं के आकार जिनमें वे शामिल हैं: $s, p, d, f$। इसलिए:

• $s$-उपस्तर - परमाणु नाभिक के निकटतम प्रत्येक ऊर्जा स्तर का पहला उपस्तर, एक $s$-कक्षीय होता है;
• $p$-उपस्तर - पहले, ऊर्जा स्तर को छोड़कर प्रत्येक का दूसरा उपस्तर, तीन $p$-ऑर्बिटल्स से युक्त होता है;
• $d$-उपस्तर - प्रत्येक का तीसरा उपस्तर, तीसरे ऊर्जा स्तर से शुरू होकर, पाँच $d$-ऑर्बिटल्स से युक्त होता है;
• चौथे ऊर्जा स्तर से शुरू होने वाले प्रत्येक $f$-उपस्तर में सात $f$-ऑर्बिटल्स होते हैं।

परमाणु नाभिक

लेकिन केवल इलेक्ट्रॉन ही परमाणुओं का हिस्सा नहीं हैं। भौतिक विज्ञानी हेनरी बेकरेल ने पाया कि यूरेनियम नमक युक्त एक प्राकृतिक खनिज भी अज्ञात विकिरण उत्सर्जित करता है, जो प्रकाश से बंद फोटोग्राफिक फिल्मों को रोशन करता है। इस घटना को कहा गया है रेडियोधर्मिता.

रेडियोधर्मी किरणें तीन प्रकार की होती हैं:

1. $α$-किरणें, जिसमें $α$-कण होते हैं जिनका आवेश इलेक्ट्रॉन के आवेश से $2$ गुना अधिक होता है, लेकिन धनात्मक चिह्न के साथ, और द्रव्यमान हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान से $4$ गुना अधिक होता है;
2. $β$-किरणें इलेक्ट्रॉनों की एक धारा हैं;
3. $γ$- किरणें एक नगण्य द्रव्यमान वाली विद्युत चुम्बकीय तरंगें हैं जिनमें विद्युत आवेश नहीं होता है।

नतीजतन, परमाणु की एक जटिल संरचना होती है - इसमें एक सकारात्मक रूप से आवेशित नाभिक और इलेक्ट्रॉन होते हैं।

परमाणु की व्यवस्था कैसे की जाती है?

1910 में लंदन के पास कैम्ब्रिज में, अर्नेस्ट रदरफोर्ड ने अपने छात्रों और सहयोगियों के साथ $α$ कणों के पतली सोने की पन्नी से गुजरने और एक स्क्रीन पर गिरने का अध्ययन किया। अल्फा कण आमतौर पर मूल दिशा से केवल एक डिग्री से विचलित होते हैं, पुष्टि करते हैं, ऐसा प्रतीत होता है, सोने के परमाणुओं के गुणों की एकरूपता और एकरूपता। और अचानक शोधकर्ताओं ने देखा कि कुछ $α$-कणों ने अचानक अपने पथ की दिशा बदल दी, जैसे कि किसी प्रकार की बाधा में चल रहे हों।

स्क्रीन को पन्नी के सामने रखकर, रदरफोर्ड उन दुर्लभ मामलों का भी पता लगाने में सक्षम थे जब सोने के परमाणुओं से परावर्तित $α$-कण विपरीत दिशा में उड़ते थे।

गणनाओं से पता चला है कि देखी गई घटनाएँ हो सकती हैं यदि परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान और उसके सभी सकारात्मक आरोपएक छोटे केंद्रीय कोर में केंद्रित थे। नाभिक की त्रिज्या, जैसा कि यह निकला, पूरे परमाणु की त्रिज्या से 100,000 गुना छोटा है, वह क्षेत्र जिसमें इलेक्ट्रॉन होते हैं जिनका ऋणात्मक आवेश होता है। यदि हम एक आलंकारिक तुलना लागू करते हैं, तो परमाणु की संपूर्ण मात्रा की तुलना लुज़्निकी स्टेडियम से की जा सकती है, और नाभिक की तुलना मैदान के केंद्र में स्थित एक सॉकर बॉल से की जा सकती है।

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

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन

यह पता चला है कि छोटे परमाणु नाभिक, जिसमें परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान केंद्रित होता है, में दो प्रकार के कण होते हैं - प्रोटॉन और न्यूट्रॉन।

प्रोटानइलेक्ट्रॉनों के आवेश के बराबर एक आवेश होता है, लेकिन साइन $(+1) में विपरीत होता है, और द्रव्यमान हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान के बराबर होता है (इसे रसायन विज्ञान में एक इकाई के रूप में स्वीकार किया जाता है)। प्रोटॉन को $↙(1)↖(1)p$ (या $р+$) द्वारा दर्शाया जाता है। न्यूट्रॉनआवेश नहीं रखते, वे उदासीन होते हैं और उनका द्रव्यमान प्रोटॉन के द्रव्यमान के बराबर होता है, अर्थात $1$। न्यूट्रॉन को $↙(0)↖(1)n$ (या $n^0$) द्वारा दर्शाया जाता है।

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन को सामूहिक रूप से कहा जाता है न्युक्लियोन(लेट से। नाभिक- मुख्य)।

किसी परमाणु में प्रोटॉनों और न्यूट्रॉनों की संख्या का योग कहलाता है जन अंक. उदाहरण के लिए, एक एल्यूमीनियम परमाणु की द्रव्यमान संख्या:

चूंकि इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान, जो नगण्य है, उपेक्षित किया जा सकता है, यह स्पष्ट है कि परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान नाभिक में केंद्रित है। इलेक्ट्रॉनों को निम्नानुसार निरूपित किया जाता है: $e↖(-)$।

चूँकि परमाणु विद्युतीय रूप से उदासीन होता है, यह भी स्पष्ट है कि कि एक परमाणु में प्रोटॉनों और इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है। यह रासायनिक तत्व की परमाणु संख्या के बराबर हैआवर्त सारणी में इसे सौंपा गया। उदाहरण के लिए, लोहे के परमाणु के नाभिक में $26$ प्रोटॉन होते हैं, और $26$ इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर घूमते हैं। और न्यूट्रॉन की संख्या कैसे निर्धारित करें?

जैसा कि आप जानते हैं, परमाणु का द्रव्यमान प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान का योग होता है। $(Z)$ तत्व की क्रमिक संख्या जानने के लिए, अर्थात प्रोटॉन की संख्या, और द्रव्यमान संख्या $(A)$, प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की संख्या के योग के बराबर, आप सूत्र का उपयोग करके न्यूट्रॉन की संख्या $(N)$ पा सकते हैं:

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

$56 – 26 = 30$.

तालिका प्राथमिक कणों की मुख्य विशेषताओं को दर्शाती है।

प्राथमिक कणों की बुनियादी विशेषताएं।

आइसोटोप

एक ही तत्व के परमाणुओं की वे किस्में जिनमें समान परमाणु आवेश होता है लेकिन भिन्न द्रव्यमान संख्याएँ समस्थानिक कहलाती हैं।

शब्द आइसोटोपदो के होते हैं ग्रीक शब्द:isos- वही और topos- स्थान, तत्वों की आवधिक प्रणाली में "एक स्थान पर कब्जा" (सेल) का अर्थ है।

प्रकृति में पाए जाने वाले रासायनिक तत्व समस्थानिकों के मिश्रण होते हैं। इस प्रकार, कार्बन के तीन समस्थानिक हैं जिनका द्रव्यमान $12, 13, 14$ है; ऑक्सीजन - $16, 17, 18$, आदि के द्रव्यमान वाले तीन समस्थानिक।

आमतौर पर आवधिक प्रणाली में दिया गया, एक रासायनिक तत्व का सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान किसी दिए गए तत्व के समस्थानिकों के प्राकृतिक मिश्रण के परमाणु द्रव्यमान का औसत मूल्य है, जो प्रकृति में उनके सापेक्ष बहुतायत को ध्यान में रखता है, इसलिए, के मूल्य परमाणु द्रव्यमान प्राय: भिन्नात्मक होते हैं। उदाहरण के लिए, प्राकृतिक क्लोरीन परमाणु दो समस्थानिकों का मिश्रण हैं - $35$ (प्रकृति में $75%$ हैं) और $37$ ($25%$ हैं); इसलिए, क्लोरीन का सापेक्ष परमाणु भार $35.5$ है। क्लोरीन के समस्थानिकों को इस प्रकार लिखा जाता है:

$↖(35)↙(17)(सीएल)$ और $↖(37)↙(17)(सीएल)$

क्लोरीन समस्थानिकों के रासायनिक गुण ठीक वैसे ही होते हैं जैसे पोटेशियम, आर्गन जैसे अधिकांश रासायनिक तत्वों के समस्थानिक:

$↖(39)↙(19)(के)$ और $↖(40)↙(19)(के)$, $↖(39)↙(18)(एआर)$ और $↖(40)↙(18) )(एआर)$

हालांकि, हाइड्रोजन समस्थानिकों के गुणों में उनके सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान में नाटकीय गुना वृद्धि के कारण बहुत भिन्नता होती है; उन्हें व्यक्तिगत नाम और रासायनिक संकेत भी दिए गए थे: प्रोटियम - $↖(1)↙(1)(H)$; ड्यूटेरियम - $↖(2)↙(1)(H)$, या $↖(2)↙(1)(D)$; ट्रिटियम - $↖(3)↙(1)(एच)$, या $↖(3)↙(1)(टी)$।

अब रासायनिक तत्व की आधुनिक, अधिक कठोर और वैज्ञानिक परिभाषा देना संभव है।

एक रासायनिक तत्व समान परमाणु आवेश वाले परमाणुओं का एक संग्रह है।

पहले चार अवधियों के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना

डी। आई। मेंडेलीव की प्रणाली की अवधियों द्वारा तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के मानचित्रण पर विचार करें।

पहली अवधि के तत्व।

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

परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं।

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

हीलियम परमाणु में, पहली इलेक्ट्रॉन परत पूर्ण होती है - इसमें $2$ इलेक्ट्रॉन होते हैं।

हाइड्रोजन और हीलियम $s$-तत्व हैं, इन परमाणुओं में $s$-ऑर्बिटल्स इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए हैं।

दूसरी अवधि के तत्व।

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

नियॉन परमाणु में, दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूर्ण है - इसमें $8$ इलेक्ट्रॉन हैं।

तीसरी अवधि के तत्व।

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।

तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना।

एक $3.5$-इलेक्ट्रॉन कक्षीय मैग्नीशियम परमाणु पर पूरा होता है। $ Na $ और $ Mg $ $ s $ - तत्व हैं।

एल्यूमीनियम और उसके बाद के तत्वों के लिए, $3d$ उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा हुआ है।

$↙(18)(Ar)$ आर्गन

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

एक आर्गन परमाणु में, बाहरी परत (तीसरी इलेक्ट्रॉन परत) में $8$ इलेक्ट्रॉन होते हैं। जैसा कि बाहरी परत पूरी हो गई है, लेकिन कुल मिलाकर, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, 18 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, जिसका अर्थ है कि तीसरी अवधि के तत्वों में $3d$-ऑर्बिटल्स खाली रह गए हैं।

$Al$ से $Ar$ - $p$ तक सभी तत्व -तत्व।

$s-$ और $r$ -तत्वप्रपत्र मुख्य उपसमूहआवधिक प्रणाली में।

चौथी अवधि के तत्व।

पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं में एक चौथी इलेक्ट्रॉन परत होती है, $4s$-उपस्तर भर जाता है, क्योंकि इसमें $3d$-उपस्तर से कम ऊर्जा होती है। चौथी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के चित्रमय इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए:

1. हम सशर्त रूप से आर्गन के ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को निरूपित करते हैं: $Ar$;
2. हम उन उपस्तरों का चित्रण नहीं करेंगे जो इन परमाणुओं के लिए नहीं भरे गए हैं।

$ के, सीए $ - $ एस $ -तत्व,मुख्य उपसमूहों में शामिल हैं। $Sc$ से $Zn$ तक के परमाणुओं के लिए, 3डी उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये $3d$-तत्व हैं। वे शामिल हैं पक्ष उपसमूह,उनकी पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉन परत भर जाती है, उन्हें संदर्भित किया जाता है संक्रमण तत्व।

क्रोमियम और तांबे के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना पर ध्यान दें। उनमें, एक इलेक्ट्रॉन $4s-$ से $3d$ उपस्तर पर "गिर" जाता है, जिसे परिणामी $3d^5$ और $3d^(10)$ इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन की अधिक ऊर्जा स्थिरता द्वारा समझाया गया है:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

तत्व प्रतीक, क्रम संख्या, नाम	इलेक्ट्रॉनिक संरचना का आरेख	इलेक्ट्रॉनिक सूत्र	ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र
$↙(19)(के)$ पोटेशियम		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ कैल्शियम		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(एससी)$ स्कैंडियम		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ या $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(टीआई)$ टाइटेनियम		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ या $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(वी)$ वैनेडियम		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ या $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ क्रोम		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ या $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(सीयू)$ क्रोमियम		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ या $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ जिंक		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ या $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(गा)$ गैलियम		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ या $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(करोड़)$ क्रिप्टन		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ या $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

जिंक परमाणु में, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत पूर्ण है - सभी $3s, 3p$ और $3d$ उपस्तर इसमें भरे हुए हैं, कुल मिलाकर उन पर $18$ इलेक्ट्रॉन हैं।

जस्ता के बाद के तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत, $4p$-उपस्तर, भरा जाना जारी है। $Ga$ से $Kr$ - $r$ तक के तत्व -तत्व।

एक क्रिप्टन परमाणु की बाहरी (चौथी) परत पूरी हो जाती है, इसमें $8$ इलेक्ट्रॉन होते हैं। लेकिन केवल चौथी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप जानते हैं, $32$ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं; क्रिप्टन परमाणु में अभी भी $4d-$ और $4f$-उपस्तर खाली हैं।

पाँचवीं अवधि के तत्व निम्न क्रम में उपस्तरों को भर रहे हैं: $5s → 4d → 5р$। और इलेक्ट्रॉनों की "विफलता" से संबंधित अपवाद भी हैं, $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) पीडी$, $↙(47)एजी$। $F$ छठी और सातवीं अवधि में दिखाई देते हैं -तत्व, अर्थात। तत्व जिनके $4f-$ और $5f$-तीसरी बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत के उपस्तर क्रमशः भरे जा रहे हैं।

$4f$ -तत्वबुलाया लैंथेनाइड्स।

$5f$ -तत्वबुलाया एक्टिनाइड्स।

छठी अवधि के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों को भरने का क्रम: $↙(55)Cs$ और $↙(56)Ba$ - $6s$-तत्व; $↙(57)ला ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-तत्व; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-तत्व; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-तत्व; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-तत्व। लेकिन यहां भी, ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स भरने के क्रम का उल्लंघन किया जाता है, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे $f$-उपस्तरों की अधिक ऊर्जा स्थिरता के साथ जुड़ा हुआ है, अर्थात। $nf^7$ और $nf^(14)$।

परमाणु के किस उप-स्तर के आधार पर इलेक्ट्रॉनों से भरा हुआ है, जैसा कि आप पहले ही समझ चुके हैं, सभी तत्वों को चार इलेक्ट्रॉनिक परिवारों या ब्लॉकों में विभाजित किया गया है:

1. $स$ -तत्व;$s$-परमाणु के बाहरी स्तर का उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; $s$-तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
2. $आर$ -तत्व;$p$-परमाणु के बाहरी स्तर का उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; $p$-तत्वों में समूह III-VIII के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
3. $घ$ -तत्व;$d$-परमाणु के पूर्व-बाहरी स्तर का उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; $d$-तत्वों में समूह I-VIII के द्वितीयक उपसमूहों के तत्व शामिल हैं, अर्थात $s-$ और $p-$तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधियों के बीच के दशकों के तत्व। उन्हें भी कहा जाता है संक्रमण तत्व;
4. $ च $ -तत्व;$f-$परमाणु के तीसरे स्तर का उपस्तर बाहर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।

परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास। परमाणुओं की जमीनी और उत्तेजित अवस्थाएँ

स्विस भौतिकशास्त्री डब्ल्यू पाउली ने $1925$ में इसे स्थापित किया था एक परमाणु में एक कक्षीय में अधिक से अधिक दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।विपरीत (एंटीपैरल) स्पिन होना (अंग्रेजी से स्पिंडल के रूप में अनुवादित), अर्थात। ऐसे गुणों को रखने की सशर्त रूप से कल्पना की जा सकती है कि एक इलेक्ट्रॉन अपनी काल्पनिक धुरी के चारों ओर दक्षिणावर्त या वामावर्त घूमता है। यह सिद्धांत कहा जाता है पाउली सिद्धांत।

यदि किसी कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन हो तो उसे कहते हैं अयुगल, यदि दो, तो यह युग्मित इलेक्ट्रॉन, अर्थात। विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन।

आंकड़ा ऊर्जा स्तरों के उप-स्तरों में विभाजन का आरेख दिखाता है।

$एस-$ कक्षा का, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एक गोलाकार आकृति है। हाइड्रोजन परमाणु इलेक्ट्रॉन $(n = 1)$ इस कक्षीय पर स्थित है और अयुग्मित है। इसके अनुसार उनका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या इलेक्ट्रोनिक विन्यास, इस प्रकार लिखा जाता है: $1s^1$. इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर संख्या को अक्षर $ (1 ...) $ के सामने की संख्या से दर्शाया जाता है, लैटिन पत्रसबलेवल (ऑर्बिटल का प्रकार) को निरूपित करें, और वह संख्या, जो अक्षर के ऊपरी दाईं ओर लिखी जाती है (एक एक्सपोनेंट के रूप में), सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाता है।

एक हीलियम परमाणु He के लिए, जिसमें एक ही $s-$कक्षक में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, यह सूत्र है: $1s^2$। हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल पूर्ण और बहुत स्थिर है। हीलियम एक नोबल गैस है। दूसरे ऊर्जा स्तर $(n = 2)$ में चार कक्षाएँ हैं, एक $s$ और तीन $p$। दूसरे स्तर के $s$-ऑर्बिटल इलेक्ट्रॉन ($2s$-ऑर्बिटल्स) में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि $1s$-ऑर्बिटल $(n = 2)$ के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर हैं। सामान्य तौर पर, $n$ के प्रत्येक मान के लिए एक $s-$ऑर्बिटल होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक समान मात्रा के साथ और, इसलिए, एक संबंधित व्यास के साथ, $n$.$s- के मान के रूप में बढ़ रहा है। $कक्षीय वृद्धि, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एक गोलाकार आकार है। हाइड्रोजन परमाणु इलेक्ट्रॉन $(n = 1)$ इस कक्षीय पर स्थित है और अयुग्मित है। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिखा जाता है: $1s^1$। इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर की संख्या $ (1 ...) $ अक्षर के सामने की संख्या से इंगित की जाती है, सबलेवल (कक्षीय प्रकार) को लैटिन अक्षर द्वारा निरूपित किया जाता है, और जो संख्या लिखी जाती है अक्षर के दाईं ओर (प्रतिपादक के रूप में) उपस्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या दर्शाता है।

एक हीलियम परमाणु के लिए $He$, जिसमें एक ही $s-$कक्षक में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, यह सूत्र है: $1s^2$। हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल पूर्ण और बहुत स्थिर है। हीलियम एक नोबल गैस है। दूसरे ऊर्जा स्तर $(n = 2)$ में चार कक्षाएँ हैं, एक $s$ और तीन $p$। दूसरे स्तर के $s-$ऑर्बिटल्स ($2s$-ऑर्बिटल्स) के इलेक्ट्रॉनों में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि $1s$-ऑर्बिटल $(n = 2)$ के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर हैं। सामान्य तौर पर, $n$ के प्रत्येक मान के लिए एक $s-$ऑर्बिटल होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक समान मात्रा के साथ और, इसलिए, एक संबंधित व्यास के साथ, $n$ के मूल्य में वृद्धि के साथ बढ़ता है।

$आर-$ कक्षा काइसमें डंबल या वॉल्यूम आठ का आकार है। सभी तीन $p$-ऑर्बिटल्स परमाणु के नाभिक के माध्यम से खींचे गए स्थानिक निर्देशांक के साथ परस्पर लंबवत रूप से परमाणु में स्थित हैं। इस पर फिर से जोर दिया जाना चाहिए कि प्रत्येक ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक परत), $n= 2$ से शुरू होकर, तीन $p$-ऑर्बिटल्स हैं। जैसे ही $n$ का मान बढ़ता है, इलेक्ट्रॉन $p$-ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लेते हैं जो नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित होते हैं और $x, y, z$ अक्षों के साथ निर्देशित होते हैं।

दूसरी अवधि $(n = 2)$ के तत्वों के लिए, पहले एक $s$-ऑर्बिटल भरा जाता है, और फिर तीन $p$-ऑर्बिटल्स; इलेक्ट्रॉनिक सूत्र $ली: 1s^(2)2s^(1)$। $2s^1$ इलेक्ट्रॉन परमाणु नाभिक के लिए कम बाध्य है, इसलिए एक लिथियम परमाणु इसे आसानी से दूर कर सकता है (जैसा कि आपको शायद याद है, इस प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है), लिथियम आयन $Li^+$ में बदल जाता है।

बेरिलियम परमाणु Be में, चौथा इलेक्ट्रॉन भी $2s$ कक्षीय में रखा गया है: $1s^(2)2s^(2)$। बेरिलियम परमाणु के दो बाहरी इलेक्ट्रॉन आसानी से अलग हो जाते हैं - $B^0$ को $Be^(2+)$ धनायन में ऑक्सीकृत किया जाता है।

बोरॉन परमाणु का पांचवां इलेक्ट्रॉन $2p$-ऑर्बिटल पर है: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$। इसके बाद, $C, N, O, F$ परमाणुओं के $2p$-ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं, जो नियॉन नोबल गैस के साथ समाप्त होता है: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$।

तीसरी अवधि के तत्वों के लिए, $3s-$ और $3p$-ऑर्बिटल्स क्रमशः भरे जाते हैं। तीसरे स्तर के पाँच $d$-ऑर्बिटल्स मुक्त रहते हैं:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$।

कभी-कभी, परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाने वाले आरेखों में, प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर केवल इलेक्ट्रॉनों की संख्या का संकेत दिया जाता है, अर्थात। उपरोक्त पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के विपरीत, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें, उदाहरण के लिए:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$।

बड़ी अवधि (चौथे और पांचवें) के तत्वों के लिए, पहले दो इलेक्ट्रॉन क्रमशः $4s-$ और $5s$-ऑर्बिटल्स पर कब्जा करते हैं: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$। प्रत्येक के तीसरे तत्व से शुरू करना लंबी अवधि, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले $3d-$ और $4d-$ऑर्बिटल्स में जाएंगे (पार्श्व उपसमूहों के तत्वों के लिए): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$। एक नियम के रूप में, जब पिछला $d$-सबलेवल भरा जाता है, तो बाहरी (क्रमशः $4p-$ और $5p-$) $p-$सबलेवल भरना शुरू हो जाएगा: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)ते 2, 8, 18, 18, 6$।

बड़ी अवधि के तत्वों के लिए - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और उपस्तर, एक नियम के रूप में, इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी $s-$sublevel में प्रवेश करते हैं: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; अगले एक इलेक्ट्रॉन ($La$ और $Ca$ के लिए) से पिछले $d$-उपस्तर: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ और $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$।

फिर अगले $14$ इलेक्ट्रॉन बाहर से तीसरे ऊर्जा स्तर में प्रवेश करेंगे, लैंटोनाइड्स और एक्टिनाइड्स के $4f$ और $5f$ ऑर्बिटल्स, क्रमशः: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$।

फिर बाहर से दूसरा ऊर्जा स्तर ($d$-उपस्तर) पार्श्व उपसमूहों के तत्वों के लिए फिर से बनना शुरू हो जाएगा: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) आरएफ 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$। और, अंत में, $d$-सबलेवल पूरी तरह से दस इलेक्ट्रॉनों से भर जाने के बाद, $p$-सबलेवल फिर से भरा जाएगा: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$।

बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके चित्रित किया जाता है - वे तथाकथित लिखते हैं ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र. 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, जिसके अनुसार एक सेल (ऑर्बिटल) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, लेकिन एंटीपैरल समानांतर स्पिन के साथ, और एफ हुंड का शासन, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन एक समय में पहले मुक्त कोशिकाओं पर कब्जा कर लेते हैं और एक ही समय में एक ही स्पिन मूल्य होता है, और उसके बाद ही जोड़ी होती है, लेकिन स्पिन, पाउली सिद्धांत के अनुसार, पहले से ही विपरीत दिशा में निर्देशित होंगे।

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। में इस मामले मेंकक्षीय 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 इलेक्ट्रॉनों से भरे किसी भी उपस्तर का एक सामान्य बादल होता है जो आधा या पूरी तरह से 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।

6.7। बाहरी और वैलेंस इलेक्ट्रॉन, ऑर्बिटल्स और सबलेवल

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। इन परमाणुओं की संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। 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)।

6.8। उनके इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना के अनुसार परमाणुओं का व्यवस्थितकरण

रासायनिक तत्वों का व्यवस्थितकरण तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला पर आधारित है और इलेक्ट्रॉन गोले की समानता का सिद्धांतउनके परमाणु।
आप पहले से ही रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रेणी से 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 4पीब्रोमीन आदि के लिए 5। 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।

6.9। रासायनिक तत्वों की लंबी अवधि 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, इस समूह के तत्वों द्वारा गठित अन्य सभी सरल पदार्थों की तरह, 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 में उपस्तरों के समूहों की पहचान करना आसान हो जाता है जो प्रत्येक अवधि 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 ?

6.10। परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के प्रकार। उनके संकलन के लिए एल्गोरिथ्म

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 .
IB समूह के किसी भी तत्व का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 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

	इलेक्ट्रॉनिक सूत्र
		संक्षिप्त	वैलेंस
	1एस 2 2एस 2 2पी 3	2एस 2 2पी 3	2एस 2 2पी 3
	1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 5	3एस 2 3पी 5	3एस 2 3पी 5
	1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 5	4एस 2 3डी 5	4एस 2 3डी 5
	1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 3	4एस 2 4पी 3	4एस 2 4पी 3
	1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 6	4एस 2 4पी 6	4एस 2 4पी 6

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

№ संचालन	कार्यवाही	परिणाम
	तत्वों की तालिका में परमाणु के निर्देशांक निर्धारित करें।	अवधि 5, समूह VIIA
	वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखें।	5एस 2 5पी 5
	आंतरिक इलेक्ट्रॉनों के प्रतीकों को उस क्रम में जोड़ें जिसमें वे उपस्तर भरते हैं।	1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 5एस 2 4डी 10 5पी 5
	पूरी तरह से भरे हुए की ऊर्जा में कमी को ध्यान में रखते हुए डी- और एफ- उपस्तर, पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें।
	वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को लेबल करें।	1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 6 4डी 10 5एस 2 5पी 5
	पूर्ववर्ती नोबल गैस परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का चयन करें।
	सभी को वर्गाकार कोष्ठकों में मिलाकर संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए गैर वैलेंटइलेक्ट्रॉनों।	5एस 2 5पी 5

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) चौथे A समूह की चौथी अवधि।
2. मैग्नीशियम, फास्फोरस, पोटेशियम, लोहा, ब्रोमीन और आर्गन परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं।

6.11। रासायनिक तत्वों की लघु अवधि तालिका

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 जोड़ा 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 पैटर्न, समानता और गुणों में परिवर्तन के पैटर्न को दर्शाती है सरल पदार्थऔर तत्वों के समूहों द्वारा यौगिक, कई भौतिक मात्राओं में एक नियमित परिवर्तन जो तत्वों की संपूर्ण प्रणाली में परमाणुओं, सरल पदार्थों और यौगिकों की विशेषता रखते हैं, और 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?

6.12। परमाणु आकार। कक्षीय त्रिज्या

.

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 तत्वों की प्रणाली में 14 लैंथेनाइड्स लैंथेनम और हेफ़नियम के बीच स्थित हैं, और, 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?

6.13। एक परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा

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।

6.14। इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा

.

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 व्यावहारिक रूप से प्रकृति में नहीं पाया जाता है - यदि आवश्यक हो, तो इसे रासायनिक प्रतिक्रियाओं का उपयोग करके प्राप्त करना होगा। 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?

6.15। इलेक्ट्रॉनों को दान करने और प्राप्त करने के लिए परमाणुओं की प्रवृत्ति

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

अब विचार करें कि एक परमाणु कितने इलेक्ट्रॉन दे सकता है।
पहला रासायनिक प्रतिक्रिएंएक परमाणु केवल वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का दान कर सकता है, क्योंकि यह बाकी को दान करने के लिए ऊर्जावान रूप से बेहद प्रतिकूल है। दूसरे, परमाणु "आसानी से" देता है (यदि झुकता है) केवल पहला इलेक्ट्रॉन, यह दूसरा इलेक्ट्रॉन अधिक कठिन (2-3 बार), और तीसरा एक और भी कठिन (4-5 बार) देता है। इस प्रकार, एक परमाणु एक, दो और बहुत कम बार, तीन इलेक्ट्रॉन दे सकता है.
एक परमाणु कितने इलेक्ट्रॉन ग्रहण कर सकता है?
सबसे पहले, रासायनिक प्रतिक्रियाओं में, एक परमाणु इलेक्ट्रॉनों को केवल संयोजी उपस्तरों तक ही स्वीकार कर सकता है। दूसरे, ऊर्जा का विमोचन तब होता है जब पहला इलेक्ट्रॉन जुड़ा होता है (और यह हमेशा ऐसा नहीं होता है)। एक दूसरे इलेक्ट्रॉन का योग हमेशा ऊर्जावान रूप से प्रतिकूल होता है, और एक तिहाई के लिए तो और भी अधिक। फिर भी, एक परमाणु एक, दो और (बहुत कम) तीन इलेक्ट्रॉन जोड़ सकता है, एक नियम के रूप में, जितना इसके वैलेंस सबलेवल को भरने के लिए इसकी कमी है।
आयनकारी परमाणुओं की ऊर्जा लागत और उन्हें दूसरे या तीसरे इलेक्ट्रॉन को संलग्न करने की भरपाई रासायनिक बंधों के निर्माण के दौरान जारी ऊर्जा से होती है। 4. जब पोटेशियम, कैल्शियम और स्कैंडियम परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन दान करते हैं तो उनके इलेक्ट्रॉन खोल कैसे बदलते हैं? परमाणुओं द्वारा इलेक्ट्रॉनों के प्रतिक्षेपण के लिए समीकरण और परमाणुओं और आयनों के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दीजिए।
5. विदेशी इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने पर क्लोरीन, सल्फर और फास्फोरस परमाणुओं का इलेक्ट्रॉन खोल कैसे बदलता है? इलेक्ट्रॉन जोड़ के समीकरण और परमाणुओं और आयनों के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दें।
6. परिशिष्ट 7 का उपयोग करते हुए, निर्धारित करें कि 1 ग्राम के कुल द्रव्यमान वाले सभी सोडियम परमाणुओं से इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने पर कौन सी ऊर्जा जारी होगी।
7. परिशिष्ट 7 का उपयोग करते हुए, निर्धारित करें कि 0.1 मोल Br– आयनों से "अतिरिक्त" इलेक्ट्रॉनों को अलग करने के लिए कितनी ऊर्जा व्यय की जानी चाहिए?

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 "काट" 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।
• सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को बढ़ाया जाता है ("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 विन्यास 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 बनते हैं और आवधिक प्रणाली के एक मुख्य उपसमूह का निर्धारण करते 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। इस स्थिति 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।