परमाणु- एक विद्युत रूप से तटस्थ कण जिसमें एक धनात्मक आवेशित नाभिक और ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन होते हैं। परमाणु के केंद्र में एक धनावेशित नाभिक होता है। यह परमाणु के अंदर की जगह के एक नगण्य हिस्से पर कब्जा कर लेता है; सभी सकारात्मक चार्ज और परमाणु का लगभग पूरा द्रव्यमान इसमें केंद्रित होता है।

नाभिक में प्राथमिक कण होते हैं - प्रोटॉन और न्यूट्रॉन; इलेक्ट्रॉन परमाणु नाभिक के चारों ओर बंद कक्षाओं में घूमते हैं।

प्रोटॉन (आर)- 1.00728 परमाणु द्रव्यमान इकाइयों के सापेक्ष द्रव्यमान वाला एक प्राथमिक कण और +1 पारंपरिक इकाई का प्रभार। परमाणु नाभिक में प्रोटॉन की संख्या D.I की आवर्त प्रणाली में तत्व की क्रम संख्या के बराबर होती है। मेंडेलीव।

न्यूट्रॉन (एन)- 1.00866 परमाणु द्रव्यमान इकाई (एएमयू) के सापेक्ष द्रव्यमान वाला एक प्राथमिक तटस्थ कण।

नाभिक N में न्यूट्रॉन की संख्या सूत्र द्वारा निर्धारित की जाती है:

जहाँ A द्रव्यमान संख्या है, Z नाभिक का आवेश है, जो प्रोटॉनों की संख्या (क्रमांक) के बराबर है।

आम तौर पर, परमाणु के नाभिक के पैरामीटर निम्नानुसार लिखे जाते हैं: परमाणु चार्ज तत्व प्रतीक के नीचे बाईं ओर रखा जाता है, और द्रव्यमान संख्या शीर्ष पर रखी जाती है, उदाहरण के लिए:

इस रिकॉर्ड से पता चलता है कि फॉस्फोरस परमाणु के लिए परमाणु चार्ज (इसलिए प्रोटॉन की संख्या) 15 है, द्रव्यमान संख्या 31 है, और न्यूट्रॉन की संख्या 31 - 15 = 16 है। चूंकि प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान बहुत कम भिन्न होते हैं एक दूसरे से, द्रव्यमान संख्या नाभिक के सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान के लगभग बराबर होती है।

इलेक्ट्रॉन (ई -)- 0.00055 a के द्रव्यमान वाला एक प्राथमिक कण। ईएम और सशर्त प्रभार -1। एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या परमाणु नाभिक के आवेश के बराबर होती है (डी.आई. मेंडेलीव की आवर्त प्रणाली में तत्व की क्रम संख्या)।

इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर कड़ाई से परिभाषित कक्षाओं में घूमते हैं, तथाकथित इलेक्ट्रॉन बादल बनाते हैं।

परमाणु नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष का क्षेत्र, जहां इलेक्ट्रॉन के मिलने की सबसे अधिक संभावना है (90% या अधिक), इलेक्ट्रॉन बादल के आकार को निर्धारित करता है।

एस-इलेक्ट्रॉन के इलेक्ट्रॉन बादल का गोलाकार आकार होता है; s-ऊर्जा उपस्तर में अधिकतम दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।

पी-इलेक्ट्रॉन का इलेक्ट्रॉन बादल डम्बल के आकार का होता है; तीन p-कक्षक अधिकतम छह इलेक्ट्रॉन धारण कर सकते हैं।

ऑर्बिटल्स को एक वर्ग के रूप में दर्शाया जाता है, जिसके ऊपर या नीचे वे इस ऑर्बिटल का वर्णन करने वाले मुख्य और द्वितीयक क्वांटम संख्याओं के मान लिखते हैं। इस तरह के रिकॉर्ड को ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला कहा जाता है, उदाहरण के लिए:

इस सूत्र में, तीर एक इलेक्ट्रॉन को दर्शाता है, और तीर की दिशा स्पिन की दिशा से मेल खाती है - इलेक्ट्रॉन का आंतरिक चुंबकीय क्षण। विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों को युग्मित कहा जाता है।

तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के रूप में दर्शाया जा सकता है, जिसमें सबलेवल के प्रतीकों को इंगित किया जाता है, सबलेवल के प्रतीक के सामने गुणांक इस स्तर से संबंधित होता है, और प्रतीक की डिग्री संख्या दिखाती है इस सबलेवल के इलेक्ट्रॉनों की।

तालिका 1 डी.आई. के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के पहले 20 तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना को दर्शाती है। मेंडेलीव।

रासायनिक तत्व जिनके परमाणुओं में बाहरी स्तर के s-उप-स्तर को एक या दो इलेक्ट्रॉनों से भर दिया जाता है, s-तत्व कहलाते हैं। रासायनिक तत्व जिनके परमाणुओं में p-उप-स्तर (एक से छह इलेक्ट्रॉनों तक) भरा होता है, p-तत्व कहलाते हैं।

किसी रासायनिक तत्व के परमाणु में इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या आवर्त संख्या के बराबर होती है।

के अनुसार हुंड का नियमइलेक्ट्रॉन एक ही प्रकार के समान ऊर्जा स्तर के कक्षकों में इस प्रकार स्थित होते हैं कि कुल चक्रण अधिकतम हो। नतीजतन, ऊर्जा सबलेवल भरते समय, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन सबसे पहले एक अलग सेल पर कब्जा कर लेता है, और उसके बाद ही उनकी जोड़ी शुरू होती है। उदाहरण के लिए, एक नाइट्रोजन परमाणु के लिए, सभी p-इलेक्ट्रॉन अलग-अलग कोशिकाओं में होंगे, और ऑक्सीजन के लिए, उनकी जोड़ी शुरू हो जाएगी, जो पूरी तरह से नियॉन में समाप्त हो जाएगी।

आइसोटोपएक ही तत्व के परमाणु कहलाते हैं, जिनके नाभिक में समान संख्या में प्रोटॉन होते हैं, लेकिन न्यूट्रॉन की एक अलग संख्या होती है।

समस्थानिक सभी तत्वों के लिए जाने जाते हैं। इसलिए, आवर्त प्रणाली में तत्वों के परमाणु द्रव्यमान समस्थानिकों के प्राकृतिक मिश्रणों की द्रव्यमान संख्या का औसत मान होते हैं और पूर्णांक मानों से भिन्न होते हैं। इस प्रकार, समस्थानिकों के प्राकृतिक मिश्रण का परमाणु द्रव्यमान एक परमाणु की मुख्य विशेषता के रूप में काम नहीं कर सकता है, और इसके परिणामस्वरूप, एक तत्व का। परमाणु की ऐसी विशेषता परमाणु आवेश है, जो परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या और उसकी संरचना को निर्धारित करता है।

आइए इस खंड में कुछ विशिष्ट कार्यों पर एक नज़र डालें।

उदाहरण 1किस तत्व परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 है?

इस तत्व के बाहरी ऊर्जा स्तर में एक 4s इलेक्ट्रॉन होता है। अतः यह रासायनिक तत्व मुख्य उपसमूह के प्रथम समूह के चतुर्थ आवर्त में है। यह तत्व पोटैशियम है।

यह उत्तर दूसरे तरीके से प्राप्त किया जा सकता है। सभी इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या को जोड़ने पर, हमें 19 मिलता है। इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या तत्व की परमाणु संख्या के बराबर होती है। आवर्त सारणी में पोटेशियम का नंबर 19 है।

उदाहरण 2उच्चतम ऑक्साइड आरओ 2 रासायनिक तत्व से मेल खाता है। इस तत्व के परमाणु के बाह्य ऊर्जा स्तर का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इलेक्ट्रॉनिक सूत्र से मेल खाता है:

1. एनएस 2 एनपी 4
2. एनएस 2 एनपी 2
3. एनएस 2 एनपी 3
4. एनएस 2 एनपी 6

उच्चतम ऑक्साइड के सूत्र के अनुसार (आवधिक प्रणाली में उच्चतम ऑक्साइड के सूत्र देखें), हम स्थापित करते हैं कि यह रासायनिक तत्व मुख्य उपसमूह के चौथे समूह में है। इन तत्वों के बाहरी ऊर्जा स्तर में चार इलेक्ट्रॉन होते हैं - दो s और दो p। अतः सही उत्तर 2 है।

प्रशिक्षण कार्य

1. एक कैल्शियम परमाणु में s-इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या होती है

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. नाइट्रोजन परमाणु में युग्मित p-इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. नाइट्रोजन परमाणु में अयुग्मित s-इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. एक आर्गन परमाणु के बाह्य ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. परमाणु 9 4 Be में प्रोटॉन, न्यूट्रॉन और इलेक्ट्रॉनों की संख्या है

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. इलेक्ट्रॉन परतों पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण 2; आठ; 4 - में स्थित परमाणु से मेल खाती है (में)

1) तीसरी अवधि, आईए समूह
2) दूसरी अवधि, आईवीए समूह
3) तीसरी अवधि, आईवीए समूह
4) तीसरी अवधि, वीए समूह

7. वीए समूह की तीसरी अवधि में स्थित रासायनिक तत्व परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की योजना से मेल खाता है

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 4 वाला एक रासायनिक तत्व एक वाष्पशील हाइड्रोजन यौगिक बनाता है, जिसका सूत्र है

1) ईएन
2)एन 2
3) एन 3
4) एन 4

9. किसी रासायनिक तत्व के परमाणु में इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या होती है

1) इसका क्रमांक
2) समूह संख्या
3) नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या
4) अवधि संख्या

10. मुख्य उपसमूहों के रासायनिक तत्वों के परमाणुओं में बाह्य इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है

1) तत्व की क्रम संख्या
2) समूह संख्या
3) नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या
4) अवधि संख्या

11. श्रृंखला में प्रत्येक रासायनिक तत्व के परमाणुओं की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं

1) वह, बनो, बा
2) एमजी, सी, ओ
3) सी, एमजी, सीए
4) बा, सीनियर, बी

12. एक रासायनिक तत्व जिसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 है, संरचना का ऑक्साइड बनाता है

1) ली 2 ओ
2) एमजीओ
3) K2O
4) ना 2 ओ

13. एक सल्फर परमाणु में इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या और p-इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ns 2 np 4 परमाणु के संगत है

1) क्लोरीन
2) सल्फर
3) मैग्नीशियम
4) सिलिकॉन

15. जमीनी अवस्था में सोडियम परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉन ऊर्जा उपस्तर पर होते हैं

1) 2s
2) 2पी
3) 3एस
4) 3पी

16. नाइट्रोजन और फास्फोरस परमाणुओं में है

1) न्यूट्रॉन की समान संख्या
2) प्रोटॉन की समान संख्या
3) बाहरी इलेक्ट्रॉन परत का समान विन्यास

17. कैल्शियम परमाणुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है

1) पोटेशियम
2) एल्युमिनियम
3) बेरिलियम
4) बोरॉन

18. कार्बन और फ्लोरीन परमाणुओं में है

1) न्यूट्रॉन की समान संख्या
2) प्रोटॉन की समान संख्या
3) इलेक्ट्रॉनिक परतों की समान संख्या
4) इलेक्ट्रॉनों की समान संख्या

19. जमीनी अवस्था में कार्बन परमाणु पर, अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. जमीनी अवस्था में ऑक्सीजन परमाणु में युग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है

इलेक्ट्रॉन बादल में स्तरों, उपस्तरों और कक्षकों द्वारा इलेक्ट्रॉनों के वितरण की सशर्त छवि को कहा जाता है परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र.

पर आधारित|पर आधारित नियम| जो | जो | श्रृंगार | सुपुर्द करना | इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

1. न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत: सिस्टम में जितनी कम ऊर्जा होती है, वह उतना ही अधिक स्थिर होता है।

2. क्लेचकोवस्की का नियम: इलेक्ट्रॉन बादल के स्तरों और उपस्तरों पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण मुख्य और कक्षीय क्वांटम संख्याओं (n + 1) के योग के आरोही क्रम में होता है। मानों की समानता (n + 1) के मामले में, उप-स्तर जिसमें n का छोटा मान होता है, पहले भरा जाता है।

1 एस 2 एस पी 3 एस पी डी 4 एस पी डी एफ 5 एस पी डी एफ 6 एस पी डी एफ 7 एस पी डी एफ स्तर संख्या एन 1 2 2 3 3 3 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 ऑर्बिटल 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 क्वांटम संख्या

एन+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

क्लेचकोवस्की श्रृंखला

1* - तालिका संख्या 2 देखें।

3. हुंड का नियम: जब एक सबलेवल के ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं, तो न्यूनतम ऊर्जा स्तर समानांतर स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों की नियुक्ति के अनुरूप होता है।

प्रारूपण|प्रस्तुत करना| इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

संभावित पंक्ति: 1 एस 2 एस पी 3 एस पी डी 4 एस पी डी एफ 5 एस पी डी एफ 6 एस पी डी एफ 7 एस पी डी एफ

(एन+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

क्लेचकोवस्की श्रृंखला

भरने का क्रम Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(एन+एल|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

(एन+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों की सूचनात्मकता

1. आवर्त में तत्व की स्थिति|आवधिक| प्रणाली।

2. संभावित डिग्री| तत्व ऑक्सीकरण।

3. तत्व की रासायनिक प्रकृति।

4. संरचना|गोदाम| और तत्व के कनेक्शन गुण।

आवर्त में तत्व की स्थिति|आवधिक|डी.आई. मेंडेलीव की प्रणाली:

ए) अवधि संख्या, जिसमें तत्व स्थित है, उन स्तरों की संख्या से मेल खाती है जिन पर इलेक्ट्रॉन स्थित हैं;

बी) समूह संख्या, जिससे यह तत्व संबंधित है, संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के योग के बराबर है। एस- और पी-तत्वों के परमाणुओं के लिए वैलेंस इलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन होते हैं; डी-तत्वों के लिए, ये बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन और पिछले स्तर के अधूरे सबलेवल हैं।

में) इलेक्ट्रॉनिक परिवारउप-स्तर के प्रतीक द्वारा निर्धारित किया जाता है जिसमें अंतिम इलेक्ट्रॉन प्रवेश करता है (s-, p-, d-, f-)।

जी) उपसमूहइलेक्ट्रॉनिक परिवार से संबंधित द्वारा निर्धारित किया जाता है: एस - और पी - तत्व मुख्य उपसमूहों पर कब्जा कर लेते हैं, और डी - तत्व - माध्यमिक, एफ - तत्व आवधिक प्रणाली (एक्टिनाइड्स और लैंथेनाइड्स) के निचले हिस्से में अलग-अलग वर्गों पर कब्जा कर लेते हैं।

2. संभावित डिग्री| तत्व ऑक्सीकरण।

ऑक्सीकरण अवस्थावह आवेश है जो एक परमाणु इलेक्ट्रॉन देने या प्राप्त करने पर प्राप्त करता है।

इलेक्ट्रॉनों को दान करने वाले परमाणु एक सकारात्मक चार्ज प्राप्त करते हैं, जो कि दान किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होता है (इलेक्ट्रॉन चार्ज (-1)

जेड ई 0 - एन  जेड ई + एन

इलेक्ट्रॉन दान करने वाला परमाणु बन जाता है कटियन(धनात्मक आवेशित आयन)। किसी परमाणु से इलेक्ट्रॉन को हटाने की प्रक्रिया कहलाती है आयनीकरण प्रक्रिया।इस प्रक्रिया को करने के लिए आवश्यक ऊर्जा कहलाती है आयनीकरण ऊर्जा (आयन, ईबी)।

परमाणु से अलग होने वाले पहले बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनकी कक्षीय - अयुग्मित में एक जोड़ी नहीं होती है। एक ही स्तर के भीतर मुक्त कक्षकों की उपस्थिति में, बाहरी ऊर्जा की क्रिया के तहत, इस स्तर पर जोड़े बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों को अयुग्मित किया जाता है, और फिर सभी को एक साथ अलग कर दिया जाता है। जोड़ी के इलेक्ट्रॉनों में से एक द्वारा ऊर्जा के एक हिस्से के अवशोषण और उच्चतम उप-स्तर में इसके संक्रमण के परिणामस्वरूप होने वाली हानि की प्रक्रिया को कहा जाता है उत्तेजना प्रक्रिया।

इलेक्ट्रॉनों की सबसे बड़ी संख्या जो एक परमाणु दान कर सकता है, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर है और उस समूह की संख्या से मेल खाती है जिसमें तत्व स्थित है। एक परमाणु अपने सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को खोने के बाद जो चार्ज प्राप्त करता है उसे कहा जाता है ऑक्सीकरण की उच्चतम डिग्रीपरमाणु।

रिहाई के बाद|बर्खास्तगी| संयोजकता स्तर बाहरी हो जाता है|बन जाता है| स्तर जो|क्या| पूर्ववर्ती वैलेंस। यह पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा एक स्तर है, और इसलिए | और इसलिए | ऊर्जा प्रतिरोधी।

बाहरी स्तर पर 4 से 7 इलेक्ट्रॉनों वाले तत्वों के परमाणु न केवल इलेक्ट्रॉनों को छोड़कर, बल्कि उन्हें जोड़कर भी ऊर्जावान रूप से स्थिर अवस्था प्राप्त करते हैं। नतीजतन, एक स्तर (.ns 2 p 6) बनता है - एक स्थिर अक्रिय गैस अवस्था।

एक परमाणु जिसमें इलेक्ट्रॉन जुड़े होते हैं, प्राप्त करता है नकारात्मकडिग्रीऑक्सीकरण- एक ऋणात्मक आवेश, जो प्राप्त इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होता है।

जेड ई 0 + ने  जेड ई - एन

एक परमाणु जो इलेक्ट्रॉनों की संख्या संलग्न कर सकता है वह संख्या (8 -N|) के बराबर है, जहां N उस समूह की संख्या है जिसमें|क्या| तत्व स्थित है (या वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या)।

एक परमाणु से इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने की प्रक्रिया के साथ ऊर्जा का विमोचन होता है, जिसे c . कहा जाता है इलेक्ट्रॉन से आत्मीयता (एसरोडशिप,ईवी).

स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू. पाउली ने 1925 में स्थापित किया कि एक कक्ष में एक परमाणु में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनके विपरीत (एंटीपैरेलल) स्पिन होते हैं (अंग्रेजी से "स्पिंडल" के रूप में अनुवादित), यानी उनके पास ऐसे गुण हैं जो हो सकते हैं सशर्त रूप से खुद को अपनी काल्पनिक धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के रोटेशन के रूप में प्रस्तुत किया: दक्षिणावर्त या वामावर्त। इस सिद्धांत को पाउली सिद्धांत कहा जाता है।

यदि कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन हो तो वह अयुग्मित कहलाता है, यदि दो हों तो ये युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, अर्थात् विपरीत परिक्रमण वाले इलेक्ट्रॉन।

चित्र 5 ऊर्जा स्तरों के उप-स्तरों में विभाजन का आरेख दिखाता है।

S-कक्षक, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, गोलाकार है। हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉन (s=1) इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। अतः इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिखा जाएगा: 1s 1. इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर संख्या को अक्षर (1 ...) के सामने की संख्या से दर्शाया जाता है, सबलेवल (कक्षीय प्रकार) को लैटिन अक्षर द्वारा दर्शाया जाता है, और संख्या जो ऊपरी दाईं ओर लिखी जाती है अक्षर (एक घातांक के रूप में) सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाता है।

एक हीलियम परमाणु के लिए, वह, एक ही s-कक्षक में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन रखता है, यह सूत्र है: 1s 2 ।

हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल पूर्ण और बहुत स्थिर होता है। हीलियम एक उत्कृष्ट गैस है।

दूसरे ऊर्जा स्तर (n = 2) में चार कक्षक हैं: एक s और तीन p। दूसरे स्तर के s-कक्षीय इलेक्ट्रॉनों (2s-कक्षकों) में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि वे 1s-कक्षीय इलेक्ट्रॉनों (n = 2) की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर होते हैं।

सामान्य तौर पर, n के प्रत्येक मान के लिए, एक s-कक्षक होता है, लेकिन इसमें इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक समान मात्रा होती है और इसलिए, इसी व्यास के साथ, n के मान के बढ़ने पर बढ़ता है।

आर-ऑर्बिटल का आकार डंबल या फिगर आठ जैसा होता है। सभी तीन p-कक्षक परमाणु में परमाणु के नाभिक के माध्यम से खींचे गए स्थानिक निर्देशांक के साथ परस्पर लंबवत स्थित होते हैं। इस बात पर फिर से जोर दिया जाना चाहिए कि n = 2 से शुरू होने वाले प्रत्येक ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक परत) में तीन p-कक्षक होते हैं। जैसे-जैसे n का मान बढ़ता है, इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित p-कक्षकों पर कब्जा कर लेते हैं और x, y और z अक्षों के साथ निर्देशित होते हैं।

दूसरे आवर्त (n = 2) के तत्वों के लिए, पहले एक β-कक्षक भरा जाता है, और फिर तीन p-कक्षक। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1l: 1s 2 2s 1. इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से कमजोर रूप से जुड़ा होता है, इसलिए लिथियम परमाणु इसे आसानी से दूर कर सकता है (जैसा कि आपको स्पष्ट रूप से याद है, इस प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है), ली + आयन में बदल जाता है।

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

बोरॉन परमाणु में, पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक में रहता है: 1s 2 2s 2 2p 1। इसके अलावा, परमाणु सी, एन, ओ, ई 2p ऑर्बिटल्स से भरे हुए हैं, जो नोबल गैस नियॉन के साथ समाप्त होता है: 1s 2 2s 2 2p 6।

तीसरे आवर्त के तत्वों के लिए क्रमशः Sv- और Sp-कक्षक भरे जाते हैं। तीसरे स्तर के पांच डी-ऑर्बिटल्स मुक्त रहते हैं:

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, वे ऊपर दिए गए पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के विपरीत, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं।

बड़े आवर्त (चौथे और पाँचवें) के तत्वों के लिए, पहले दो इलेक्ट्रॉन क्रमशः चौथे और पाँचवें कक्षकों पर कब्जा करते हैं: 19 के 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. प्रत्येक बड़े आवर्त के तीसरे तत्व से शुरू होकर, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले 3d- और 4d-कक्षकों में जाएंगे (द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के लिए): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 त्र 2, 8, 14, 2; 40 ज्र 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. एक नियम के रूप में, जब पिछला d-sublevel भर जाता है, तो बाहरी (क्रमशः 4p- और 5p) p-sublevel भरना शुरू हो जाएगा।

बड़ी अवधि के तत्वों के लिए - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, एक नियम के रूप में, निम्नानुसार: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी β-उप-स्तर पर जाएंगे: 56 बा 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87 जीआर 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; अगले एक इलेक्ट्रॉन (ना और एसी के लिए) पिछले (पी-सबलेवल: 57 ला 2, 8, 18, 18, 9, 2 और 89 एसी 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

फिर अगले 14 इलेक्ट्रॉन लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के लिए क्रमशः 4f और 5f ऑर्बिटल्स में बाहर से तीसरे ऊर्जा स्तर पर जाएंगे।

फिर दूसरा बाहरी ऊर्जा स्तर (डी-सबलेवल) फिर से बनना शुरू हो जाएगा: माध्यमिक उपसमूहों के तत्वों के लिए: 73 टा 2, 8.18, 32.11, 2; 104 आरएफ 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - और, अंत में, दस इलेक्ट्रॉनों के साथ वर्तमान स्तर के पूर्ण भरने के बाद ही बाहरी पी-सबलेवल फिर से भरा जाएगा:

86 रन 2, 8, 18, 32, 18, 8.

बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके दर्शाया जाता है - वे तथाकथित ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं। इस रिकॉर्ड के लिए, निम्नलिखित संकेतन का उपयोग किया जाता है: प्रत्येक क्वांटम सेल को एक कक्ष द्वारा दर्शाया जाता है जो एक कक्षीय से मेल खाती है; प्रत्येक इलेक्ट्रॉन को स्पिन की दिशा के अनुरूप एक तीर द्वारा इंगित किया जाता है। ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखते समय, दो नियमों को याद रखना चाहिए: पाउली सिद्धांत, जिसके अनुसार एक सेल में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं (ऑर्बिटल्स, लेकिन एंटीपैरलल स्पिन के साथ), और एफ। हंड का नियम, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन मुक्त कोशिकाओं (ऑर्बिटल्स) पर कब्जा करते हैं, वे एक समय में पहले एक होते हैं और एक ही समय में एक ही स्पिन मूल्य होता है, और उसके बाद ही वे जोड़ी बनाते हैं, लेकिन इस मामले में स्पिन, पॉली सिद्धांत के अनुसार, पहले से ही होगा विपरीत दिशा में निर्देशित।

अंत में, आइए हम एक बार फिर डी.आई. मेंडेलीव प्रणाली की अवधि में तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के मानचित्रण पर विचार करें। परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की योजनाएँ इलेक्ट्रॉनिक परतों (ऊर्जा स्तरों) पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाती हैं।

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

हाइड्रोजन और हीलियम एस-तत्व हैं; इन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरा एक एस-कक्षक होता है।

दूसरी अवधि के तत्व

दूसरी अवधि के सभी तत्वों के लिए, पहली इलेक्ट्रॉन परत भर जाती है और इलेक्ट्रॉन दूसरी इलेक्ट्रॉन परत के ई- और पी-ऑर्बिटल्स को कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत (पहले एस- और फिर पी) और नियमों के अनुसार भरते हैं। पाउली और हुंड की (तालिका 2)।

नियॉन परमाणु में दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूर्ण होती है - इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

तालिका 2 दूसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

तालिका का अंत। 2

ली, बी β-तत्व हैं।

बी, सी, एन, ओ, एफ, ने पी-तत्व हैं; इन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे पी-ऑर्बिटल्स होते हैं।

तीसरी अवधि के तत्व

तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए, पहली और दूसरी इलेक्ट्रॉन परतें पूरी होती हैं; इसलिए, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत भरी जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s, 3p और 3d उप-स्तर (तालिका 3) पर कब्जा कर सकते हैं।

तालिका 3 तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

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

आर्गन परमाणु में बाहरी परत (तीसरी इलेक्ट्रॉन परत) में 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं। बाहरी परत के रूप में, यह पूर्ण 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 3 डी ऑर्बिटल्स खाली हैं।

Al से Ar तक के सभी अवयव p-तत्व हैं। s- और p-तत्व आवर्त प्रणाली में मुख्य उपसमूह बनाते हैं।

पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं पर एक चौथी इलेक्ट्रॉन परत दिखाई देती है, और 4s सबलेवल भर जाता है (तालिका 4), क्योंकि इसमें 3डी सबलेवल की तुलना में कम ऊर्जा होती है। चौथी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए: 1) आइए सशर्त रूप से आर्गन के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को निम्नानुसार निरूपित करें:
एआर;

2) हम उन उपस्तरों का चित्रण नहीं करेंगे जो इन परमाणुओं के लिए नहीं भरे गए हैं।

तालिका 4 चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

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

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

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

जस्ता के बाद के तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत, 4p सबलेवल, भरना जारी है: गा से क्र तक के तत्व पी-तत्व हैं।

क्रिप्टन परमाणु की बाहरी परत (चौथी) पूर्ण है और इसमें 8 इलेक्ट्रॉन हैं। लेकिन जैसा कि आप जानते हैं, चौथी इलेक्ट्रॉन परत में 32 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं; क्रिप्टन परमाणु के 4d और 4f सबलेवल अभी भी खाली हैं।

पांचवीं अवधि के तत्व निम्न क्रम में उप-स्तरों को भर रहे हैं: 5s-> 4d -> 5p। और इलेक्ट्रॉनों की "विफलता" से जुड़े अपवाद भी हैं, 41 Nb, 42 MO, आदि में।

छठे और सातवें आवर्त में तत्व दिखाई देते हैं, अर्थात् ऐसे तत्व जिनमें तीसरी बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत के 4f और 5f उपस्तर क्रमशः भरे जा रहे हैं।

4f तत्वों को लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

5f-तत्वों को एक्टिनाइड्स कहा जाता है।

छठी अवधि के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल भरने का क्रम: 55 s और 56 а - 6s-elements;

57 ला... 6s 2 5d 1 - 5d तत्व; 58 सीई - 71 लू - 4f तत्व; 72 एचएफ - 80 एचजी - 5 डी तत्व; 81 टीएल - 86 आरएन - 6पी तत्व। लेकिन यहां भी ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स को भरने का क्रम "उल्लंघन" है, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे हुए f सबलेवल की अधिक ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है, यानी nf 7 और nf 14।

इस पर निर्भर करता है कि परमाणु का कौन सा उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा है, सभी तत्व, जैसा कि आप पहले ही समझ चुके हैं, चार इलेक्ट्रॉनिक परिवारों या ब्लॉकों में विभाजित हैं (चित्र 7)।

1) एस-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का β-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; एस-तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;

2) पी-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का p-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; पी तत्वों में III-VIII समूहों के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;

3) डी-तत्व; परमाणु के पूर्व-बाहरी स्तर का d-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; डी-तत्वों में समूह I-VIII के माध्यमिक उपसमूहों के तत्व शामिल हैं, जो कि एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के अंतःस्थापित दशकों के तत्व हैं। उन्हें संक्रमण तत्व भी कहा जाता है;

4) एफ-तत्व, परमाणु के तीसरे बाहरी स्तर का एफ-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।

1. अगर पाउली सिद्धांत का सम्मान नहीं किया गया तो क्या होगा?

2. अगर हुंड के शासन का सम्मान नहीं किया गया तो क्या होगा?

3. निम्नलिखित रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना, इलेक्ट्रॉनिक सूत्र और ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के चित्र बनाएं: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra।

4. तत्संबंधी उत्कृष्ट गैस के प्रतीक का प्रयोग करते हुए तत्व #110 का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

5. इलेक्ट्रॉन की "विफलता" क्या है? ऐसे तत्वों के उदाहरण दीजिए जिनमें यह परिघटना देखी जाती है, उनके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

6. किसी रासायनिक तत्व का एक या दूसरे इलेक्ट्रॉनिक परिवार से संबंध कैसे निर्धारित होता है?

7. सल्फर परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक और ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की तुलना करें। अंतिम सूत्र में कौन सी अतिरिक्त जानकारी है?

रासायनिक तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों का उपयोग करके ऊर्जा के गोले या स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों का स्थान दर्ज किया जाता है। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या विन्यास किसी तत्व के परमाणु की संरचना का प्रतिनिधित्व करने में मदद करते हैं।

परमाणु की संरचना

सभी तत्वों के परमाणुओं में एक धनात्मक आवेशित नाभिक और ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन होते हैं जो नाभिक के चारों ओर स्थित होते हैं।

इलेक्ट्रॉन विभिन्न ऊर्जा स्तरों पर होते हैं। एक इलेक्ट्रॉन नाभिक से जितना दूर होता है, उसमें उतनी ही अधिक ऊर्जा होती है। ऊर्जा स्तर का आकार परमाणु कक्षा या कक्षीय बादल के आकार से निर्धारित होता है। यह वह स्थान है जिसमें इलेक्ट्रॉन चलता है।

चावल। 1. परमाणु की सामान्य संरचना।

ऑर्बिटल्स में विभिन्न ज्यामितीय विन्यास हो सकते हैं:

• एस-ऑर्बिटल्स- गोलाकार;
• पी-, डी और एफ-ऑर्बिटल्स- डम्बल के आकार का, विभिन्न विमानों में पड़ा हुआ।

किसी भी परमाणु के पहले ऊर्जा स्तर पर, हमेशा दो इलेक्ट्रॉनों के साथ एक s-कक्षक होता है (एक अपवाद हाइड्रोजन है)। दूसरे स्तर से शुरू होकर, s- और p-कक्षक समान स्तर पर हैं।

चावल। 2. एस-, पी-, डी और एफ-ऑर्बिटल्स।

ऑर्बिटल्स उन पर इलेक्ट्रॉनों के स्थान की परवाह किए बिना मौजूद होते हैं और भरे या खाली हो सकते हैं।

सूत्र प्रविष्टि

रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास निम्नलिखित सिद्धांतों के अनुसार लिखे गए हैं:

• प्रत्येक ऊर्जा स्तर एक सीरियल नंबर से मेल खाता है, जिसे अरबी अंक द्वारा दर्शाया जाता है;
• संख्या के बाद कक्षीय को दर्शाने वाला एक अक्षर है;
• पत्र के ऊपर एक सुपरस्क्रिप्ट लिखी जाती है, जो कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुरूप होती है।

रिकॉर्डिंग उदाहरण:

• कैल्शियम -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2;

• ऑक्सीजन -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• कार्बन

  1एस 2 2एस 2 2पी 2।

आवर्त सारणी इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को लिखने में मदद करती है। ऊर्जा स्तरों की संख्या अवधि की संख्या से मेल खाती है। तत्व की संख्या एक परमाणु के आवेश और इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करती है। समूह संख्या इंगित करती है कि बाहरी स्तर पर कितने वैलेंस इलेक्ट्रॉन हैं।

आइए Na को एक उदाहरण के रूप में लेते हैं। सोडियम पहले समूह में, तीसरे आवर्त में 11वें स्थान पर है। इसका मतलब है कि सोडियम परमाणु में एक धनात्मक आवेशित नाभिक होता है (जिसमें 11 प्रोटॉन होते हैं), जिसके चारों ओर 11 इलेक्ट्रॉन तीन ऊर्जा स्तरों पर स्थित होते हैं। बाहरी स्तर में एक इलेक्ट्रॉन होता है।

याद रखें कि पहले ऊर्जा स्तर में दो इलेक्ट्रॉनों के साथ एक s-कक्षक होता है, और दूसरे में s- और p-कक्षक होते हैं। यह स्तरों को भरने और पूरा रिकॉर्ड प्राप्त करने के लिए बनी हुई है:

11 ना) 2) 8) 1 या 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ।

सुविधा के लिए, तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की विशेष तालिकाएँ बनाई गई हैं। दीर्घ आवर्त सारणी में तत्व की प्रत्येक कोशिका में सूत्र भी दर्शाए जाते हैं।

चावल। 3. इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की तालिका।

संक्षिप्तता के लिए, वर्ग कोष्ठक में ऐसे तत्व होते हैं जिनका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र तत्व सूत्र की शुरुआत के साथ मेल खाता है। उदाहरण के लिए, मैग्नीशियम का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 3s 2 है, नियॉन 1s 2 2s 2 2p 6 है। अतः मैग्नीशियम का पूर्ण सूत्र 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 है। 4.6. प्राप्त कुल रेटिंग: 195।

परमाणु की संरचना।

एक परमाणु . से बना होता है परमाणु नाभिकऔर इलेक्ट्रॉन कवच.

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 तत्व की क्रमिक संख्या (और तत्वों की आवधिक प्रणाली में)।

एन(पी +) = जेड

न्यूट्रॉनों की संख्या का योग एन(एन 0), केवल अक्षर द्वारा निरूपित किया जाता है एन, और प्रोटॉन की संख्या जेडबुलाया जन अंकऔर पत्र के साथ चिह्नित है लेकिन.

ए = जेड + एन

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 होता है जेडमूलतः।

एक प्रोटॉन का द्रव्यमान लगभग एक न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के बराबर और एक इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान का 1840 गुना होता है, इसलिए 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- समान परमाणु आवेश वाले परमाणुओं का प्रकार (परमाणुओं का समूह) (नाभिक में समान संख्या में प्रोटॉन के साथ)।

आइसोटोप- एक तत्व के परमाणुओं का एक समूह जिसमें नाभिक में समान संख्या में न्यूट्रॉन होते हैं (या एक प्रकार के परमाणु जिनमें समान संख्या में प्रोटॉन और समान संख्या में न्यूट्रॉन होते हैं)।

विभिन्न 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।

जमीन में वास्तविक परमाणुओं के कक्षक (अप्रत्याशित) अवस्था 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 बादल" की अवधारणाओं को अलग नहीं किया जाता है, दोनों को "परमाणु कक्षीय" कहा जाता है।

परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल स्तरित होता है। इलेक्ट्रॉनिक परतएक ही आकार के इलेक्ट्रॉन बादलों द्वारा निर्मित। एक परत के कक्षक इलेक्ट्रॉनिक ("ऊर्जा") स्तरउनकी ऊर्जा हाइड्रोजन परमाणु के लिए समान है, लेकिन अन्य परमाणुओं के लिए अलग है।

समान स्तर के कक्षकों को समूहित किया जाता है इलेक्ट्रॉनिक (ऊर्जा)उपस्तर:
एस- सबलेवल (एक से मिलकर बनता है एस-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
पीसबलेवल (तीन . से मिलकर बनता है) पी
डीसबलेवल (पांच . से मिलकर बनता है) डी-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
एफसबलेवल (सात . से मिलकर बनता है) एफ-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।

एक ही उपस्तर के कक्षकों की ऊर्जाएं समान होती हैं।

सबलेवल्स को नामित करते समय, परत की संख्या (इलेक्ट्रॉनिक स्तर) को सबलेवल 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 लेवल में सबलेवल की कुल संख्या लेवल नंबर के बराबर होती है एन. एक स्तर में कक्षकों की कुल संख्या है एन 2. तदनुसार, एक परत में बादलों की कुल संख्या भी होती है एन 2 .

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

जिस क्रम में इलेक्ट्रॉन एक परमाणु के कक्षकों को भरते हैं, वह प्रकृति के तीन नियमों द्वारा निर्धारित होता है (सूत्रीकरण सरल तरीके से दिए गए हैं):

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

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

3. हंड का नियम - सबलेवल के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले मुक्त ऑर्बिटल्स (एक समय में एक) भरते हैं, और उसके बाद ही वे इलेक्ट्रॉन जोड़े बनाते हैं।

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

ऊर्जा द्वारा उपस्तरों का वितरण अगले (ऊर्जा बढ़ाने के क्रम में) व्यक्त किया जाता है:

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 जाता है:

स्तरों, उपस्तरों और कक्षकों (परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास) द्वारा परमाणु के इलेक्ट्रॉनों के वितरण को इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, 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:

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

डी.आई. मेंडेलीफ के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली
(रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली)

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

आवधिक प्रणाली- आवधिक कानून की चित्रमय अभिव्यक्ति।

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

रासायनिक तत्वों की तालिका का निर्माण रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला को "काट" करके किया जाता है अवधि(तालिका की क्षैतिज पंक्तियाँ) और परमाणुओं की समान इलेक्ट्रॉनिक संरचना वाले तत्वों के समूह (तालिका के ऊर्ध्वाधर 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 तत्वों को समूहों में एकत्र किया जाता है) और लघु अवधि(समान संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों वाले तत्वों को समूहों में एकत्र किया जाता है)।

लघु आवर्त सारणी के समूहों को उपसमूहों में विभाजित किया गया है ( मुख्यऔर दुष्प्रभाव), लंबी अवधि की तालिका के समूहों के साथ मेल खाता है।

समान आवर्त के तत्वों के सभी परमाणुओं में आवर्त की संख्या के बराबर इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या समान होती है।

आवर्त में तत्वों की संख्या: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. आठवें काल के अधिकांश तत्वों को कृत्रिम रूप से प्राप्त किया गया था, 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 उत्कृष्ट गैस बनाने वाले तत्व (He, Ne, Ar, Kr, आदि) के साथ समाप्त होते हैं।

लघु अवधि तालिका में - आठ समूह, जिनमें से प्रत्येक को दो उपसमूहों (मुख्य और माध्यमिक) में विभाजित किया गया है, लंबी अवधि की तालिका में - सोलह समूह, जिन्हें रोमन अंकों में ए या बी अक्षरों के साथ गिना जाता है, उदाहरण के लिए: IA, IIIB, के माध्यम से, VIIB। लंबी 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 लक्षण समूहों और अवधियों में स्वाभाविक रूप से बदलते हैं।

अवधियों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)

• परमाणु आवेश बढ़ता है
• बाहरी इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है,
• परमाणुओं की त्रिज्या घटती है,
• नाभिक के साथ इलेक्ट्रॉनों की बंधन शक्ति बढ़ जाती है (आयनीकरण ऊर्जा),
• विद्युत ऋणात्मकता बढ़ जाती है।
• सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को बढ़ाया जाता है ("गैर-धातु"),
• सरल पदार्थों ("धातु") के कम करने वाले गुण कमजोर हो जाते हैं,
• हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड के मूल चरित्र को कमजोर करता है,
• हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड के अम्लीय गुण बढ़ जाते हैं।

समूहों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)

• परमाणु आवेश बढ़ता है
• परमाणुओं की त्रिज्या बढ़ जाती है (केवल A-समूहों में),
• इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच बंधन की ताकत कम हो जाती है (आयनीकरण ऊर्जा; केवल ए-समूहों में),
• वैद्युतीयऋणात्मकता घटती है (केवल A-समूहों में),
• सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को कमजोर करना ("गैर-धातु"; केवल ए-समूहों में),
• सरल पदार्थों के कम करने वाले गुणों को बढ़ाया जाता है ("धातुता"; केवल ए-समूहों में),
• हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड का मूल चरित्र बढ़ता है (केवल ए-समूहों में),
• हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड की अम्लीय प्रकृति कमजोर हो जाती है (केवल ए-समूहों में),
• हाइड्रोजन यौगिकों की स्थिरता कम हो जाती है (उनकी कम करने की गतिविधि बढ़ जाती है; केवल ए-समूहों में)।

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

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

  आप सक्षम होना चाहिए: आवधिक प्रणाली में एक तत्व की स्थिति के आधार पर एक परमाणु की संरचना का निर्धारण, और, इसके विपरीत, इसकी संरचना को जानने के लिए, आवधिक प्रणाली में एक तत्व खोजें; संरचना आरेख, एक परमाणु, आयन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, और, इसके विपरीत, आरेख और इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से पीएससीई में एक रासायनिक तत्व की स्थिति निर्धारित करते हैं; पीएससीई में अपनी स्थिति के अनुसार तत्व और उसके द्वारा 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 को निर्धारित करते हैं।

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

  उदाहरण 2निर्धारित करें कि किस तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है 1 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 कि परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर है। इस मामले में: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. यह एल्यूमीनियम है।

  यह सुनिश्चित करने के बाद कि आपको जो कुछ भी चाहिए वह सब कुछ 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;
  • जी.ई. रुडज़ाइटिस, एफ.जी. फेल्डमैन। रसायन विज्ञान 11 कोशिकाएं। एम।, शिक्षा, 2001।