यह तथाकथित इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के रूप में लिखा जाता है। इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में अक्षर s, p, d, f निरूपित करते हैं ऊर्जा उपस्तरइलेक्ट्रॉन; अक्षरों के सामने की संख्या उस ऊर्जा स्तर को दर्शाती है जिसमें दिया गया इलेक्ट्रॉन स्थित है, और शीर्ष दाईं ओर का सूचकांक इस उप-स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या है। किसी भी तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना करने के लिए, आवर्त प्रणाली में इस तत्व की संख्या जानना और परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को नियंत्रित करने वाले बुनियादी प्रावधानों को पूरा करना पर्याप्त है।

एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना को ऊर्जा कोशिकाओं में इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था के रूप में भी दर्शाया जा सकता है।

लोहे के परमाणुओं के लिए, ऐसी योजना के निम्नलिखित रूप हैं:

यह चित्र स्पष्ट रूप से हुंड के शासन के कार्यान्वयन को दर्शाता है। 3डी सबलेवल पर, कोशिकाओं की अधिकतम संख्या (चार) अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से भरी होती है। परमाणु में इलेक्ट्रॉन कोश की संरचना का प्रतिबिम्ब इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के रूप में तथा आरेखों के रूप में स्पष्ट रूप से प्रतिबिंबित नहीं होता है। तरंग गुणइलेक्ट्रॉन।

संशोधित के रूप में आवधिक कानून की शब्दावलीहां। मेंडलीव : गुण सरल शरीर, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण मूल्य की आवधिक निर्भरता में हैं परमाणु भारतत्व

आवधिक कानून का आधुनिक निरूपण: तत्वों के गुण, साथ ही साथ उनके यौगिकों के रूप और गुण, उनके परमाणुओं के नाभिक के आवेश के परिमाण पर समय-समय पर निर्भर होते हैं।

इस प्रकार, सकारात्मक आरोपकोर (नहीं परमाणु भार) एक अधिक सटीक तर्क निकला, जिस पर तत्वों और उनके यौगिकों के गुण निर्भर करते हैं

वैलेंस- यह अंक रासायनिक बन्धजिससे एक परमाणु दूसरे से जुड़ा रहता है।
परमाणु की संयोजकता संभावनाएँ अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या और की उपस्थिति से निर्धारित होती हैं बाहरी स्तरमुक्त परमाणु कक्षक। रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तरों की संरचना मुख्य रूप से उनके परमाणुओं के गुणों को निर्धारित करती है। इसलिए, इन स्तरों को संयोजकता कहा जाता है। इन स्तरों के इलेक्ट्रॉन, और कभी-कभी पूर्व-बाह्य स्तरों के, रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। ऐसे इलेक्ट्रॉनों को संयोजकता इलेक्ट्रॉन भी कहा जाता है।

स्टोइकोमेट्रिक वैलेंसरासायनिक तत्व- समकक्षों की संख्या है जो एक दिया गया परमाणु स्वयं से जुड़ सकता है, या परमाणु में समकक्षों की संख्या है।

समतुल्य संलग्न या प्रतिस्थापित हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या से निर्धारित होते हैं, इसलिए, स्टोइकोमेट्रिक संयोजकता हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या के बराबर होती है जिसके साथ यह परमाणु परस्पर क्रिया करता है। लेकिन सभी तत्व स्वतंत्र रूप से बातचीत नहीं करते हैं, लेकिन लगभग हर चीज ऑक्सीजन के साथ बातचीत करती है, इसलिए स्टोइकोमेट्रिक वैलेंसी को संलग्न ऑक्सीजन परमाणुओं की संख्या के दोगुने के रूप में परिभाषित किया जा सकता है।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन सल्फाइड एच 2 एस में सल्फर की स्टोइकोमेट्रिक संयोजकता 2 है, ऑक्साइड एसओ 2 - 4 में, ऑक्साइड एसओ 3 -6 में।

सूत्र द्वारा किसी तत्व की स्टोइकोमेट्रिक संयोजकता का निर्धारण करते समय बाइनरी कनेक्शननियम द्वारा निर्देशित किया जाना चाहिए: एक तत्व के सभी परमाणुओं की कुल संयोजकता दूसरे तत्व के सभी परमाणुओं की कुल संयोजकता के बराबर होनी चाहिए।

ऑक्सीकरण अवस्थाभी पदार्थ की संरचना की विशेषता है और एक प्लस चिह्न (एक धातु या एक अणु में अधिक इलेक्ट्रोपोसिटिव तत्व के लिए) या माइनस के साथ स्टोइकोमेट्रिक वैलेंस के बराबर है।

में 1 सरल पदार्थकुल्हाड़ी तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था शून्य है।

2. सभी यौगिकों में फ्लोरीन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 होती है। धातुओं, हाइड्रोजन और अन्य इलेक्ट्रोपोसिटिव तत्वों के साथ शेष हैलोजन (क्लोरीन, ब्रोमीन, आयोडीन) में भी -1 की ऑक्सीकरण अवस्था होती है, लेकिन अधिक विद्युतीय तत्वों वाले यौगिकों में उनके पास होता है सकारात्मक मूल्यऑक्सीकरण की डिग्री।

3. यौगिकों में ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था -2 होती है; अपवाद हाइड्रोजन पेरोक्साइड एच 2 ओ 2 और इसके डेरिवेटिव (ना 2 ओ 2, बाओ 2, आदि) हैं, जिसमें ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 है, साथ ही ऑक्सीजन फ्लोराइड 2 का है, जिसमें ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था है +2 है।

4. क्षारीय तत्व (Li, Na, K, आदि) और तत्व मुख्य उपसमूहआवर्त प्रणाली के दूसरे समूह (Be, Mg, Ca, आदि) में हमेशा समूह संख्या के बराबर ऑक्सीकरण अवस्था होती है, अर्थात +1 और +2, क्रमशः।

5. तीसरे समूह के सभी तत्वों, थैलियम को छोड़कर, समूह संख्या के बराबर एक निरंतर ऑक्सीकरण अवस्था होती है, अर्थात। +3.

6. किसी तत्व की उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था आवर्त प्रणाली की समूह संख्या के बराबर होती है, और निम्नतम अंतर होता है: समूह संख्या - 8। उदाहरण के लिए, उच्चतम डिग्रीनाइट्रोजन ऑक्सीकरण (यह पांचवें समूह में स्थित है) +5 (in .) है नाइट्रिक एसिडऔर उसके लवण), और सबसे कम -3 (अमोनिया और अमोनियम लवण में) है।

7. यौगिक में तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्थाएं एक-दूसरे की क्षतिपूर्ति करती हैं ताकि अणु या तटस्थ में सभी परमाणुओं के लिए उनका योग हो सूत्र इकाईशून्य के बराबर है, और एक आयन के लिए - इसका चार्ज।

इन नियमों का निर्धारण करने के लिए इस्तेमाल किया जा सकता है अज्ञात डिग्रीएक यौगिक में एक तत्व का ऑक्सीकरण, यदि बाकी के ऑक्सीकरण राज्य ज्ञात हैं, और बहु-तत्व यौगिकों का निर्माण करते हैं।

ऑक्सीकरण की डिग्री (ऑक्सीकरण संख्या,) — ऑक्सीकरण, कमी और रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं की प्रक्रियाओं को रिकॉर्ड करने के लिए सहायक सशर्त मूल्य।

संकल्पना ऑक्सीकरण अवस्थाअक्सर में प्रयोग किया जाता है अकार्बनिक रसायन शास्त्रअवधारणा के बजाय संयोजक. परमाणु की ऑक्सीकरण अवस्था संख्यात्मक मान के बराबर होती है आवेशएक परमाणु को इस धारणा के तहत सौंपा गया है कि बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े अधिक विद्युतीय परमाणुओं के प्रति पूरी तरह से पक्षपाती हैं (अर्थात, इस धारणा के आधार पर कि यौगिक में केवल आयन होते हैं)।

ऑक्सीकरण अवस्था से जुड़े होने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या से मेल खाती है सकारात्मक आयनइसे पुनर्स्थापित करने के लिए तटस्थ परमाणु, या एक नकारात्मक आयन से घटाकर इसे एक तटस्थ परमाणु में ऑक्सीकरण कर सकते हैं:

अल 3+ + 3e - → अल
एस 2− → एस + 2e - (एस 2− - 2e - → एस)

तत्वों के गुण, परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना के आधार पर, अवधियों और समूहों द्वारा बदलते हैं आवधिक प्रणाली. चूंकि कई समान तत्वों में इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएं समान होती हैं, लेकिन समान नहीं होती हैं, इसलिए जब एक समूह में एक तत्व से दूसरे तत्व में जाते हैं, तो उनके लिए गुणों की एक साधारण पुनरावृत्ति नहीं देखी जाती है, लेकिन उनके कम या ज्यादा स्पष्ट रूप से नियमित परिवर्तन व्यक्त किए जाते हैं।

किसी तत्व की रासायनिक प्रकृति उसके परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को खोने या प्राप्त करने की क्षमता से निर्धारित होती है। यह क्षमता आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के मूल्यों द्वारा निर्धारित की जाती है।

आयनीकरण ऊर्जा (Ei) बुलाया न्यूनतम राशि T = 0 . पर गैस चरण में परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने और पूरी तरह से हटाने के लिए आवश्यक ऊर्जा

K एक मुक्त इलेक्ट्रॉन में स्थानांतरण के बिना गतिज ऊर्जापरमाणु के धनात्मक आवेशित आयन में परिवर्तन के साथ: E + Ei = E + + e-। आयनन ऊर्जा धनात्मक होती है और होती है सबसे छोटा मानक्षार धातु परमाणुओं के लिए और महान (निष्क्रिय) गैसों के परमाणुओं के लिए सबसे बड़ा।

इलेक्ट्रॉन आत्मीयता (ईई .)) जब एक इलेक्ट्रॉन गैस चरण में T = 0 . पर एक परमाणु से जुड़ा होता है तो वह ऊर्जा जारी या अवशोषित होती है

कण में गतिज ऊर्जा को स्थानांतरित किए बिना परमाणु के नकारात्मक रूप से आवेशित आयन में परिवर्तन के साथ K:

ई + ई- = ई- + ईई।

हैलोजन, विशेष रूप से फ्लोरीन, में अधिकतम इलेक्ट्रॉन आत्मीयता होती है (ई = -328 kJ/mol)।

Ei और Ee के मान किलोजूल प्रति मोल (kJ/mol) या इलेक्ट्रॉन वोल्ट प्रति परमाणु (eV) में व्यक्त किए जाते हैं।

योग्यता बाध्य परमाणुरासायनिक बंधों के इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर स्थानांतरित करना, अपने चारों ओर इलेक्ट्रॉन घनत्व को बढ़ाना कहलाता है विद्युत ऋणात्मकता।

इस अवधारणा को एल पॉलिंग द्वारा विज्ञान में पेश किया गया था। वैद्युतीयऋणात्मकताप्रतीक ÷ द्वारा निरूपित किया जाता है और एक रासायनिक बंधन बनाते समय किसी दिए गए परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को संलग्न करने की प्रवृत्ति को दर्शाता है।

आर. मलिकेन के अनुसार, एक परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता का अनुमान आयनन ऊर्जाओं के आधे योग और मुक्त परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता h = (Ee + Ei)/2 से लगाया जाता है।

पीरियड्स में है सामान्य प्रवृत्तिपरमाणु नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ आयनीकरण ऊर्जा और वैद्युतीयऋणात्मकता में वृद्धि, समूहों में ये मात्रा तत्व की क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ घट जाती है।

इस बात पर जोर दिया जाना चाहिए कि तत्व को असाइन नहीं किया जा सकता है नियत मानइलेक्ट्रोनगेटिविटी, क्योंकि यह कई कारकों पर निर्भर करती है, विशेष रूप से वैलेंस स्टेटतत्व, यौगिक का प्रकार जिसमें यह शामिल है, पड़ोसी परमाणुओं की संख्या और प्रकार।

परमाणु और आयनिक त्रिज्या. परमाणुओं और आयनों के आयाम इलेक्ट्रॉन खोल के आयामों से निर्धारित होते हैं। क्वांटम यांत्रिक अवधारणाओं के अनुसार, इलेक्ट्रॉन खोल में कड़ाई से परिभाषित सीमाएं नहीं होती हैं। इसलिए, एक मुक्त परमाणु या आयन की त्रिज्या के लिए, हम ले सकते हैं बाहरी इलेक्ट्रॉन बादलों के मुख्य अधिकतम घनत्व की स्थिति के लिए कोर से सैद्धांतिक रूप से गणना की गई दूरी।इस दूरी को कक्षीय त्रिज्या कहा जाता है। व्यवहार में, प्रायोगिक डेटा से गणना की गई यौगिकों में परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या के मूल्यों का आमतौर पर उपयोग किया जाता है। इस मामले में, परमाणुओं के सहसंयोजक और धात्विक त्रिज्या प्रतिष्ठित हैं।

परमाणु की निर्भरता और आयनिक त्रिज्याएक तत्व के परमाणु के नाभिक के आवेश पर और आवधिक होता है. आवर्त में जैसे-जैसे परमाणु क्रमांक बढ़ता है, त्रिज्याएँ घटती जाती हैं। छोटी अवधि के तत्वों के लिए सबसे बड़ी कमी विशिष्ट है, क्योंकि उनमें बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर भरा हुआ है। डी- और एफ-तत्वों के परिवारों में बड़ी अवधि में, यह परिवर्तन कम तेज होता है, क्योंकि उनमें इलेक्ट्रॉनों की भरण पूर्व-बाहरी परत में होती है। उपसमूहों में, एक ही प्रकार के परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या आम तौर पर बढ़ जाती है।

तत्वों की आवर्त सारणी है अच्छा उदाहरणतत्वों के गुणों में विभिन्न प्रकार की आवधिकता की अभिव्यक्तियाँ, जो क्षैतिज रूप से (बाएं से दाएं की अवधि में), लंबवत (एक समूह में, उदाहरण के लिए, ऊपर से नीचे तक), तिरछे रूप से देखी जाती हैं। परमाणु के कुछ गुण बढ़ते या घटते हैं, लेकिन आवर्तता बनी रहती है।

बाएं से दाएं (→) की अवधि में, ऑक्सीडेटिव और नहीं धात्विक गुणतत्वों, और कम करने और धात्विक गुणों में कमी। अत: आवर्त 3 ​​के सभी तत्वों में सोडियम सबसे अधिक होगा सक्रिय धातुऔर सबसे मजबूत कम करने वाला एजेंट है, जबकि क्लोरीन सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है।

रसायनिक बंध- एक अणु में परमाणुओं का अंतर्संबंध है, या क्रिस्टल लैटिस, परमाणुओं के बीच क्रिया के परिणामस्वरूप विद्युत बलआकर्षण।

यह सभी इलेक्ट्रॉनों और सभी नाभिकों की परस्पर क्रिया है, जिससे एक स्थिर, बहुपरमाणुक प्रणाली (कट्टरपंथी, आणविक आयन, अणु, क्रिस्टल)।

वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा रासायनिक बंधन किया जाता है। द्वारा आधुनिक विचाररासायनिक बंधन प्रकृति में इलेक्ट्रॉनिक है, लेकिन इसे विभिन्न तरीकों से किया जाता है। इसलिए, तीन मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन हैं: सहसंयोजक, आयनिक, धात्विकअणुओं के बीच उत्पन्न होता है हाइड्रोजन बंध, और हुआ वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन.

रासायनिक बंधन की मुख्य विशेषताएं हैं:

- बॉन्ड लंबाई - रासायनिक रूप से बंधित परमाणुओं के बीच की आंतरिक दूरी है।

यह परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की प्रकृति और बंधन की बहुलता पर निर्भर करता है। बहुलता में वृद्धि के साथ, बंधन की लंबाई कम हो जाती है, और, परिणामस्वरूप, इसकी ताकत बढ़ जाती है;

- बंधन बहुलता - दो परमाणुओं को जोड़ने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है। जैसे-जैसे बहुलता बढ़ती है, बाध्यकारी ऊर्जा बढ़ती जाती है;

- कनेक्शन कोण- रासायनिक रूप से परस्पर जुड़े दो पड़ोसी परमाणुओं के नाभिक से गुजरने वाली काल्पनिक सीधी रेखाओं के बीच का कोण;

बाध्यकारी ऊर्जा ई सीबी - यह वह ऊर्जा है जो इस बंधन के निर्माण के दौरान निकलती है और इसे तोड़ने पर खर्च होती है, kJ / mol।

सहसंयोजक बंधन - दो परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी साझा करने से बनने वाला एक रासायनिक बंधन।

परमाणुओं के बीच सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति से रासायनिक बंधन की व्याख्या ने वैलेंस के स्पिन सिद्धांत का आधार बनाया, जिसका उपकरण है संयोजकता बंधन विधि (एमवीएस) 1916 में लुईस द्वारा खोजा गया। रासायनिक बंधन और अणुओं की संरचना के क्वांटम यांत्रिक विवरण के लिए, एक अन्य विधि का उपयोग किया जाता है - आणविक कक्षीय विधि (MMO) .

वैलेंस बांड विधि

एमवीएस के अनुसार रासायनिक बंधन के गठन के मूल सिद्धांत:

1. संयोजकता (अयुग्मित) इलेक्ट्रॉनों के कारण एक रासायनिक बंधन बनता है।

2. दो से संबंधित एंटीपैरलल स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन विभिन्न परमाणु, आम हो जाना।

3. एक रासायनिक बंधन तभी बनता है, जब दो या दो से अधिक परमाणु एक दूसरे के पास पहुंचते हैं, तो सिस्टम की कुल ऊर्जा कम हो जाती है।

4. अणु में अभिनय करने वाले मुख्य बल विद्युत, कूलम्ब मूल के होते हैं।

5. कनेक्शन in . से अधिक मजबूत है अधिकपरस्पर क्रिया करने वाले इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप करते हैं।

दो गठन तंत्र हैं सहसंयोजक बंधन:

विनिमय तंत्र।संचार समाजीकरण द्वारा बनता है अणु की संयोजन क्षमतादो तटस्थ परमाणु। प्रत्येक परमाणु एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म को एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन देता है:

चावल। 7. सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए विनिमय तंत्र: ए- गैर-ध्रुवीय; बी- ध्रुवीय

दाता-स्वीकर्ता तंत्र।एक परमाणु (दाता) एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु (स्वीकर्ता) इस जोड़ी के लिए एक खाली कक्षीय कक्ष प्रदान करता है।

सम्बन्ध, शिक्षितदाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, संबंधित हैं जटिल यौगिक

चावल। 8. सहसंयोजक बंधन गठन के दाता-स्वीकर्ता तंत्र

सहसंयोजक बंधन की कुछ विशेषताएं होती हैं।

संतृप्ति - परमाणुओं की संपत्ति सख्ती से बनने के लिए निश्चित संख्यासहसंयोजी आबंध।बंधों की संतृप्ति के कारण अणुओं की एक निश्चित संरचना होती है।

अभिविन्यास - टी . ई. कनेक्शन इलेक्ट्रॉन बादलों के अधिकतम ओवरलैप की दिशा में बनता है . एक बंधन बनाने वाले परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के संबंध में, वहाँ हैं: σ और (चित्र। 9): -बंधन - परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के साथ AO को अतिव्यापी करके बनाया गया; एक -बंध एक बंधन है जो एक परमाणु के नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के लंबवत अक्ष की दिशा में होता है। संचार की दिशा निर्धारित करती है स्थानिक संरचनाअणु, अर्थात्, उनका ज्यामितीय आकार। संकरण - यह ऑर्बिटल्स के अधिक कुशल ओवरलैप को प्राप्त करने के लिए एक सहसंयोजक बंधन के निर्माण में कुछ ऑर्बिटल्स के आकार में बदलाव है।हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से बनने वाला रासायनिक बंधन गैर-हाइब्रिड एस- और पी-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी के साथ बंधन से अधिक मजबूत होता है, क्योंकि इसमें अधिक ओवरलैप होता है। अंतर करना निम्नलिखित प्रकारसंकरण (चित्र। 10, तालिका 31): सपा संकरण -एक एस-ऑर्बिटल और एक पी-ऑर्बिटल दो समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, जिनमें से कुल्हाड़ियों के बीच का कोण 180° होता है। जिन अणुओं में sp संकरण होता है, उनमें एक रैखिक ज्यामिति (BeCl2) होती है।

सपा 2 संकरण- एक एस-ऑर्बिटल और दो पी-ऑर्बिटल्स तीन समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, जिनमें से कुल्हाड़ियों के बीच का कोण 120° होता है। जिन अणुओं में sp 2 संकरण किया जाता है उनमें एक समतल ज्यामिति (BF 3 , AlCl 3) होती है।

सपा 3-संकरण- एक एस-ऑर्बिटल और तीन पी-ऑर्बिटल्स चार समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, जिनमें से कुल्हाड़ियों के बीच का कोण 109 ° 28 "है। अणु जिसमें एसपी 3 संकरण होता है, में टेट्राहेड्रल ज्यामिति (सीएच 4) होती है। , एनएच 3)।

चावल। 10. संकरण के प्रकार संयोजकता कक्षक: ए - स्पा-वैलेंस ऑर्बिटल्स का संकरण; बी - SP2-संयोजकता कक्षकों का संकरण; में - एसपी 3 - संयोजकता कक्षकों का संकरण

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। इसलिए यह इलेक्ट्रॉनिक सूत्रया इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस तरह लिखा जाएगा: 1s 1। इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में, ऊर्जा स्तर संख्या को अक्षर (1 ...) के सामने की संख्या से दर्शाया जाता है, लैटिन अक्षरसबलेवल (कक्षीय का प्रकार) को निरूपित करें, और संख्या, जो अक्षर के ऊपरी दाईं ओर (एक घातांक के रूप में) लिखी जाती है, सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाती 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 का मान 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 क्रमांक 2, 8, 18, 8, 2. प्रत्येक के तीसरे तत्व से प्रारंभ करते हुए लंबी अवधि, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले 3डी- और 4डी-ऑर्बिटल्स में जाएंगे (द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के लिए): 23 वी 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.

अक्सर संरचना इलेक्ट्रॉन के गोलेपरमाणुओं को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके चित्रित किया जाता है - वे तथाकथित ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं। इस रिकॉर्ड के लिए, निम्नलिखित संकेतन का उपयोग किया जाता है: प्रत्येक क्वांटम सेल को एक 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 कर लेते हैं, उनमें एक बार में पहली बार स्थित होते हैं और एक ही समय में होते हैं समान मूल्यस्पिन, और उसके बाद ही जोड़ी, लेकिन इस मामले में, पाउली सिद्धांत के अनुसार, पहले से ही विपरीत दिशा में निर्देशित किया जाएगा।

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 परत पूरी हो जाती है, इसलिए, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत भरी जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s, 3p और 3d सबलेवल (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। एक 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) हम आर्गन के सशर्त ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को निम्नानुसार दर्शाते हैं:
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 सिर्फ चौथी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप जानते हैं, 32 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं; क्रिप्टन परमाणु के 4d और 4f उपस्तर अभी भी खाली हैं।

पांचवीं अवधि के तत्व निम्न क्रम में उप-स्तरों को भर रहे हैं: 5s-> 4d -> 5p। और 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 उपस्तरों को भरने का क्रम: 55 s और 56 а - 6s-तत्व;

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 भरने का आदेश "उल्लंघन" है इलेक्ट्रॉन कक्षक, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे हुए f सबलेवल, यानी nf 7 और nf 14 की अधिक ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है।

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। क्या अतिरिक्त जानकारीअंतिम सूत्र शामिल है?

परमाणु की संरचना।

एक परमाणु . से बना होता है परमाणु नाभिक और 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 अंक और 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 न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के लगभग बराबर और 1840 गुना होता है अधिक द्रव्यमानइलेक्ट्रॉन, इसलिए परमाणु का द्रव्यमान नाभिक के द्रव्यमान के लगभग बराबर होता है।

परमाणु का आकार गोलाकार होता है। कोर त्रिज्या लगभग 100,000 गुना त्रिज्या से कमपरमाणु।

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 (अउत्तेजित) 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 अवधारणाएं " परमाणु कक्षीय" और "इलेक्ट्रॉन क्लाउड" एक और दूसरे को "परमाणु कक्षीय" कहते हुए भेद नहीं करते हैं।

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 उप-स्तर 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. इसलिए, कुल गणनाएक परत में बादल भी है एन 2 .

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

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

ऊर्जा द्वारा उप-स्तरों का वितरण अगले (ऊर्जा बढ़ाने के क्रम में) व्यक्त किया गया 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 एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनों के वितरण को एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, एक ऊर्जा आरेख, या, अधिक सरलता से, एक इलेक्ट्रॉन परत आरेख के रूप में दर्शाया जा सकता है (" इलेक्ट्रॉनिक आरेख")।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के उदाहरण:

वालेन्स इलेक्ट्रॉनों- एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। हर परमाणु में सब कुछ है बाहरी इलेक्ट्रॉनसाथ ही वे पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉन 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 है 4 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 फॉर्मूलेशन): रासायनिक तत्वों के गुण, साथ ही सरल और जटिल पदार्थउनके द्वारा गठित, 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 निर्मित होते हैं, या, इन परमाणुओं के नाभिक के आवेशों में वृद्धि के अनुसार क्या समान है। इस पंक्ति में तत्व की क्रमिक संख्या संख्या के बराबर हैउस तत्व के किसी भी परमाणु के नाभिक में प्रोटॉन।

रासायनिक तत्वों की तालिका का निर्माण रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला को "काट" करके किया जाता है अवधि(तालिका की क्षैतिज पंक्तियाँ) और समान तत्वों के समूह (तालिका के लंबवत स्तंभ) इलेक्ट्रॉनिक संरचनापरमाणु।

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।

एक ही अवधि के तत्वों के सभी परमाणु वही नंबरइलेक्ट्रॉनिक परतें, अवधि की संख्या के बराबर।

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। सभी आवर्त, पहले को छोड़कर, उस तत्व से शुरू होते हैं जो बनता है अलकाली धातु(Li, Na, K, आदि) और एक उत्कृष्ट गैस तत्व (He, Ne, Ar, Kr, आदि) के साथ समाप्त होता है।

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 - माध्यमिक उपसमूहसातवां समूह: 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।
• तेज ऑक्सीकरण गुणसरल पदार्थ ("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),
• स्थिरता कम हो जाती है हाइड्रोजन यौगिक(उसे उगता है गतिविधि को कम करना; 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 का निर्धारण 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 यह पता लगाना होगा कि यह क्या है। क्रमिक संख्या, जो परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर है। पर इस मामले में: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. यह एल्युमिनियम 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।

आइए जानें कि किसी रासायनिक तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र कैसे लिखा जाता है। यह प्रश्न महत्वपूर्ण और प्रासंगिक है, क्योंकि यह न केवल संरचना के बारे में, बल्कि कथित भौतिक और के बारे में भी एक विचार देता है रासायनिक गुणप्रश्न में परमाणु।

संकलन नियम

किसी रासायनिक तत्व का ग्राफिकल और इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाने के लिए परमाणु की संरचना के सिद्धांत का अंदाजा होना जरूरी है। शुरू करने के लिए, परमाणु के दो मुख्य घटक होते हैं: नाभिक और नकारात्मक इलेक्ट्रॉन। नाभिक में न्यूट्रॉन शामिल होते हैं, जिनमें कोई चार्ज नहीं होता है, साथ ही प्रोटॉन, जिनके पास सकारात्मक चार्ज होता है।

रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना और निर्धारण के बारे में बहस करते हुए, हम ध्यान दें कि नाभिक में प्रोटॉन की संख्या का पता लगाने के लिए, मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली की आवश्यकता होती है।

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

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

अनुदेश

किसी रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना कैसे करें, यह समझने के लिए, भरने के नियम पर विचार करें नकारात्मक कणक्लेचकोवस्की द्वारा तैयार किए गए उप-स्तर।

कितना स्टॉक पर निर्भर करता है मुक्त ऊर्जामुक्त ऑर्बिटल्स हैं, एक श्रृंखला तैयार की जाती है जो उस क्रम को दर्शाती है जिसमें स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं।

प्रत्येक कक्षक में केवल दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो प्रतिसमांतर स्पिनों में व्यवस्थित होते हैं।

इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना को व्यक्त करने के लिए ग्राफिक सूत्रों का उपयोग किया जाता है। रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र कैसे दिखते हैं? ग्राफिक विकल्प कैसे बनाएं? ये प्रश्न शामिल हैं स्कूल पाठ्यक्रमरसायन विज्ञान, तो आइए उन पर करीब से नज़र डालें।

अस्तित्व निश्चित मैट्रिक्स(आधार), जिसका उपयोग तैयारी में किया जाता है ग्राफिक सूत्र. s-कक्षक केवल एक क्वांटम सेल की विशेषता है, जिसमें दो इलेक्ट्रॉन एक दूसरे के विपरीत स्थित होते हैं। उन में चित्रमय रूपतीरों द्वारा इंगित किया गया है। पी ऑर्बिटल के लिए, तीन कोशिकाओं को दर्शाया गया है, प्रत्येक में दो इलेक्ट्रॉन भी होते हैं, दस इलेक्ट्रॉन डी ऑर्बिटल पर स्थित होते हैं, और एफ चौदह इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों को संकलित करने के उदाहरण

रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना कैसे करें, इस बारे में बातचीत जारी रखें। उदाहरण के लिए, आपको मैंगनीज तत्व के लिए एक ग्राफिकल और इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाने की आवश्यकता है। सबसे पहले, हम आवर्त प्रणाली में इस तत्व की स्थिति निर्धारित करते हैं। इसका परमाणु क्रमांक 25 है, अतः एक परमाणु में 25 इलेक्ट्रॉन होते हैं। मैंगनीज चौथी अवधि का तत्व है, इसलिए इसमें चार ऊर्जा स्तर हैं।

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

फिर हम उन्हें जोड़ते हैं, 20 टुकड़े प्राप्त करते हैं। तीन स्तरों में पूरे मेंइलेक्ट्रॉनों से भरा हुआ है, और चौथे में केवल पाँच इलेक्ट्रॉन बचे हैं। यह देखते हुए कि प्रत्येक प्रकार के कक्षीय का अपना ऊर्जा आरक्षित है, हम शेष इलेक्ट्रॉनों को 4s और 3d उप-स्तरों में वितरित करते हैं। नतीजतन, मैंगनीज परमाणु के लिए तैयार इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक सूत्र का निम्न रूप है:

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

व्यावहारिक मूल्य

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

हम क्रियाओं का एक सामान्यीकृत एल्गोरिथ्म प्रदान करते हैं, जिसकी सहायता से आप आवर्त सारणी में स्थित किसी भी परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक ग्राफिक सूत्र बना सकते हैं।

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

से संबंधित के लिए निश्चित समूहबाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या से संबंधित। क्लेचकोवस्की नियम के अनुसार स्तरों को उप-स्तरों में विभाजित किया गया है।

निष्कर्ष

निर्धारित करने के लिए संयोजकता संभावनाएंआवर्त सारणी में स्थित किसी भी रासायनिक तत्व के परमाणु का एक इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक सूत्र तैयार करना आवश्यक है। ऊपर दिया गया एल्गोरिथम आपको संभावित रसायन का निर्धारण करने के लिए कार्य का सामना करने की अनुमति देगा और भौतिक गुणपरमाणु।

एक रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को संकलित करने का कार्य सबसे आसान नहीं है।

तो, तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को संकलित करने के लिए एल्गोरिथ्म इस प्रकार है:

• सबसे पहले, हम रसायन का चिन्ह लिखते हैं। तत्व, जहां नीचे चिह्न के बाईं ओर हम इसके क्रमांक को इंगित करते हैं।
• इसके अलावा, अवधि की संख्या (जिस तत्व से) से हम ऊर्जा स्तरों की संख्या निर्धारित करते हैं और रासायनिक तत्व के संकेत के बगल में ऐसे कई चाप खींचते हैं।
• फिर, समूह संख्या के अनुसार बाहरी स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या चाप के नीचे लिखी जाती है।
• पहले स्तर पर, अधिकतम संभव 2e है, दूसरे पर यह पहले से ही 8 है, तीसरे पर - 18 के रूप में। हम संबंधित चापों के नीचे संख्याएं डालना शुरू करते हैं।
• प्रति पूर्व इलेक्ट्रॉनों की संख्या अंतिम स्तरनिम्नानुसार गणना करना आवश्यक है: पहले से जुड़े इलेक्ट्रॉनों की संख्या को तत्व की क्रमिक संख्या से घटाया जाता है।
• यह हमारे सर्किट को इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में बदलने के लिए बनी हुई है:

यहाँ कुछ रासायनिक तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दिए गए हैं:

• 1. हम रासायनिक तत्व और उसकी क्रम संख्या लिखते हैं। संख्या परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाती है।
  2. हम एक सूत्र बनाते हैं। ऐसा करने के लिए, आपको ऊर्जा स्तरों की संख्या का पता लगाने की आवश्यकता है, तत्व की अवधि की संख्या निर्धारित करने का आधार लिया जाता है।
  3. हम स्तरों को उप-स्तरों में तोड़ते हैं।

  नीचे आप एक उदाहरण देख सकते हैं कि रासायनिक तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों को सही ढंग से कैसे बनाया जाए।

आपको रासायनिक तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को इस तरह से तैयार करने की आवश्यकता है: आपको आवर्त सारणी में तत्व की संख्या को देखने की जरूरत है, इस प्रकार यह पता लगाना है कि इसमें कितने इलेक्ट्रॉन हैं। फिर आपको स्तरों की संख्या का पता लगाना होगा, जो कि अवधि के बराबर है। फिर सबलेवल लिखे और भरे जाते हैं:

सबसे पहले, आपको आवर्त सारणी के अनुसार परमाणुओं की संख्या निर्धारित करने की आवश्यकता है।



इलेक्ट्रॉनिक सूत्र संकलित करने के लिए, आपको मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली की आवश्यकता होगी। वहां अपना रासायनिक तत्व खोजें और अवधि देखें - यह ऊर्जा स्तरों की संख्या के बराबर होगा। समूह संख्या संख्यात्मक रूप से अंतिम स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुरूप होगी। तत्व संख्या मात्रात्मक रूप से उसके इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होगी। आपको यह भी स्पष्ट रूप से जानना होगा कि पहले स्तर पर अधिकतम 2 इलेक्ट्रॉन हैं, दूसरे पर 8 और तीसरे पर 18 हैं।

ये मुख्य आकर्षण हैं। इसके अलावा, इंटरनेट पर (हमारी वेबसाइट सहित) आप प्रत्येक तत्व के लिए तैयार इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूले के साथ जानकारी पा सकते हैं, ताकि आप खुद की जांच कर सकें।

रासायनिक तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाना बहुत है कठिन प्रक्रिया, आप विशेष तालिकाओं के बिना नहीं कर सकते हैं, और आपको सूत्रों का एक पूरा समूह लागू करने की आवश्यकता है। संक्षेप में, आपको इन चरणों से गुजरना होगा:

एक कक्षीय आरेख तैयार करना आवश्यक है जिसमें एक दूसरे से इलेक्ट्रॉनों के बीच अंतर की अवधारणा होगी। आरेख में ऑर्बिटल्स और इलेक्ट्रॉनों को हाइलाइट किया गया है।

इलेक्ट्रॉन नीचे से ऊपर तक स्तरों में भरे हुए हैं और इनमें कई उपस्तर हैं।

तो चलिए पहले जान लेते हैं कुलकिसी दिए गए परमाणु के इलेक्ट्रॉन।

हम एक निश्चित योजना के अनुसार सूत्र भरते हैं और इसे लिखते हैं - यह इलेक्ट्रॉनिक सूत्र होगा।



उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन के लिए, यह सूत्र इस तरह दिखता है, पहले हम इलेक्ट्रॉनों से निपटते हैं:



और सूत्र लिखिए:



समझ सके एक रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को संकलित करने का सिद्धांत, पहले आपको आवर्त सारणी में संख्या द्वारा परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या निर्धारित करने की आवश्यकता है। उसके बाद, आपको उस अवधि की संख्या के आधार पर ऊर्जा स्तरों की संख्या निर्धारित करने की आवश्यकता है जिसमें तत्व स्थित है।

उसके बाद, स्तरों को सबलेवल में तोड़ दिया जाता है, जो कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत के आधार पर इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं।

उदाहरण के लिए, यहाँ देख कर आप अपने तर्क की शुद्धता की जाँच कर सकते हैं।

एक रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को संकलित करके, आप यह पता लगा सकते हैं कि कितने इलेक्ट्रॉन और इलेक्ट्रॉन परतें हैं विशिष्ट परमाणु, साथ ही परतों पर उनके वितरण का क्रम।

आरंभ करने के लिए, हम आवर्त सारणी के अनुसार तत्व की क्रम संख्या निर्धारित करते हैं, यह इलेक्ट्रॉनों की संख्या से मेल खाती है। इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या अवधि संख्या को इंगित करती है, और परमाणु की अंतिम परत में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या से मेल खाती है।

• पहले हम s-sublevel भरते हैं, और फिर p-, d-b f-sublevel;
• क्लेचकोवस्की नियम के अनुसार, इन ऑर्बिटल्स की ऊर्जा बढ़ाने के क्रम में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को भरते हैं;
• हंड के नियम के अनुसार, एक उप-स्तर के भीतर इलेक्ट्रॉन एक समय में एक मुक्त कक्षकों पर कब्जा कर लेते हैं, और फिर जोड़े बनाते हैं;
• पाउली सिद्धांत के अनुसार, एक कक्षक में 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं।

• एक रासायनिक तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दर्शाता है कि एक परमाणु में कितनी इलेक्ट्रॉन परतें और कितने इलेक्ट्रॉन समाहित हैं और उन्हें परतों पर कैसे वितरित किया जाता है।

  एक रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को संकलित करने के लिए, आपको आवर्त सारणी को देखने और इस तत्व के लिए प्राप्त जानकारी का उपयोग करने की आवश्यकता है। आवर्त सारणी में तत्व की क्रम संख्या परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या से मेल खाती है। इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या अवधि संख्या से मेल खाती है, अंतिम इलेक्ट्रॉन परत में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या से मेल खाती है।

  यह याद रखना चाहिए कि पहली परत में अधिकतम 2 1s2 इलेक्ट्रॉन होते हैं, दूसरी - अधिकतम 8 (दो s और छह p: 2s2 2p6), तीसरी - अधिकतम 18 (दो s, छह p, और दस) घ: 3एस2 3पी6 3डी10)।

  उदाहरण के लिए, कार्बन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: C 1s2 2s2 2p2 (क्रमांक 6, आवर्त संख्या 2, समूह संख्या 4)।

  सोडियम का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (क्रमांक 11, आवर्त संख्या 3, समूह संख्या 1)।

  इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखने की शुद्धता की जांच करने के लिए, आप www.alhimikov.net साइट देख सकते हैं।

  पहली नज़र में रासायनिक तत्वों का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र तैयार करना काफी लग सकता है मुश्किल कार्य, हालाँकि, यदि आप निम्नलिखित योजना का पालन करते हैं तो सब कुछ स्पष्ट हो जाएगा:

  • पहले ऑर्बिटल्स लिखें
  • हम ऑर्बिटल्स के सामने नंबर डालते हैं जो ऊर्जा स्तर की संख्या को इंगित करते हैं। निर्धारित करने के सूत्र को न भूलें अधिकतम संख्याऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉन: N=2n2

  और ऊर्जा स्तरों की संख्या का पता कैसे लगाएं? बस आवर्त सारणी देखें: यह संख्या उस अवधि की संख्या के बराबर है जिसमें यह तत्व स्थित है।

  • कक्षीय चिह्न के ऊपर हम एक संख्या लिखते हैं जो इस कक्षीय में मौजूद इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करती है।

  उदाहरण के लिए, स्कैंडियम का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस तरह दिखेगा।