ऊर्जा उपस्तर।

अधिक कड़ाई से बोलते हुए, उप-स्तरों की सापेक्ष व्यवस्था उनकी अधिक या कम ऊर्जा से नहीं, बल्कि परमाणु की कुल ऊर्जा की न्यूनतम आवश्यकता से निर्धारित होती है।

परमाणु कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों का वितरण निम्नतम ऊर्जा (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत) के साथ कक्षक से प्रारंभ होकर होता है।वे। इलेक्ट्रॉन नाभिक के निकटतम कक्षक में प्रवेश करता है। इसका मतलब यह है कि पहले वे सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं जिनके लिए क्वांटम संख्याओं के मूल्यों का योग ( एन+एल) न्यूनतम था। इस प्रकार, 4s सबलेवल पर एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा 3d सबलेवल पर स्थित एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा से कम होती है। नतीजतन, इलेक्ट्रॉनों के साथ सबलेवल भरना निम्नलिखित क्रम में होता है: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.

इस आवश्यकता के आधार पर, अधिकांश परमाणुओं के लिए न्यूनतम ऊर्जा तब प्राप्त होती है जब उनके उप-स्तर ऊपर दिखाए गए क्रम में भरे जाते हैं। लेकिन ऐसे अपवाद हैं जो आप "तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन" तालिकाओं में पा सकते हैं, लेकिन तत्वों के रासायनिक गुणों पर विचार करते समय इन अपवादों को शायद ही कभी ध्यान में रखा जाना चाहिए।

परमाणु क्रोमइसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 4s 2 3d 4 नहीं है, बल्कि 4s 1 3d 5 है। यह एक उदाहरण है कि कैसे इलेक्ट्रॉनों के समानांतर स्पिन वाले राज्यों का स्थिरीकरण 3 डी और 4 एस सबलेवल (हंड के नियम) की ऊर्जा राज्यों में महत्वहीन अंतर पर प्रबल होता है, यानी डी-सबलेवल के लिए ऊर्जावान रूप से अनुकूल राज्य हैं d5और घ10.क्रोमियम और कॉपर परमाणुओं के संयोजकता उपस्तरों के ऊर्जा आरेख चित्र 2.1.1 में दर्शाए गए हैं।

एस-सबलेवल से डी-सबलेवल में एक इलेक्ट्रॉन का एक समान संक्रमण 8 और तत्वों में होता है: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. परमाणु पर पी.डी.दो s-इलेक्ट्रॉनों का d-उप-स्तर में संक्रमण होता है: Pd 5s 0 4d 10 ।

चित्र 2.1.1। क्रोमियम और कॉपर परमाणुओं के वैलेंस सबलेवल के ऊर्जा आरेख

इलेक्ट्रॉन के गोले भरने के नियम:

1. सबसे पहले, यह पता करें कि हमारे लिए रुचि के तत्व के परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन हैं। ऐसा करने के लिए, इसके नाभिक के आवेश को जानना पर्याप्त है, जो हमेशा डी.आई. की आवर्त सारणी में तत्व की क्रम संख्या के बराबर होता है। मेंडेलीव। सीरियल नंबर (नाभिक में प्रोटॉन की संख्या) पूरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बिल्कुल बराबर है।

2. न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत को ध्यान में रखते हुए, उपलब्ध इलेक्ट्रॉनों के साथ, 1s कक्षीय से शुरू होने वाले कक्षकों को क्रमिक रूप से भरें। इस मामले में, प्रत्येक कक्षीय (पॉली के नियम) पर दो से अधिक इलेक्ट्रॉनों को विपरीत रूप से निर्देशित स्पिन के साथ रखना असंभव है।

3. हम तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं।

एक परमाणु परस्पर क्रिया करने वाले कणों का एक जटिल, गतिशील रूप से स्थिर माइक्रोसिस्टम है: प्रोटॉन p +, न्यूट्रॉन n 0 और इलेक्ट्रॉन e -।

चित्र 2.1.2। फास्फोरस तत्व के इलेक्ट्रॉनों के साथ ऊर्जा स्तर भरना

हाइड्रोजन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना (z = 1) को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

+1 एच 1एस 1 , एन = 1 ,जहां क्वांटम सेल (परमाणु कक्षीय) को एक रेखा या वर्ग के रूप में और इलेक्ट्रॉनों को तीर के रूप में दर्शाया जाता है।

आवधिक प्रणाली में बाद के रासायनिक तत्व का प्रत्येक परमाणु एक बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणु है।

लिथियम परमाणु, हाइड्रोजन और हीलियम परमाणु की तरह, एक एस-तत्व की इलेक्ट्रॉनिक संरचना है, क्योंकि। लिथियम परमाणु का अंतिम इलेक्ट्रॉन s-sublevel पर "बैठता है":

+3 ली 1s 2 2s 1 2p 0

पी-अवस्था में पहला इलेक्ट्रॉन बोरॉन परमाणु में प्रकट होता है:

+5 वी 1एस 2 2एस 2 2पी 1

एक विशिष्ट उदाहरण के साथ एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखना आसान है। मान लीजिए हमें क्रमांक 7 वाले तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र ज्ञात करना है। ऐसे तत्व के परमाणु में 7 इलेक्ट्रॉन होने चाहिए। आइए ऑर्बिटल्स को सात इलेक्ट्रॉनों से भरें, नीचे 1s ऑर्बिटल से शुरू करें।

तो, 2 इलेक्ट्रॉनों को 1s ऑर्बिटल्स में, 2 और इलेक्ट्रॉनों को 2s ऑर्बिटल्स में रखा जाएगा, और शेष 3 इलेक्ट्रॉनों को तीन 2p ऑर्बिटल्स में रखा जा सकता है।

सीरियल नंबर 7 के साथ तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (यह तत्व नाइट्रोजन है, जिसका प्रतीक "एन" है) इस तरह दिखता है:

+7 एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3

नाइट्रोजन परमाणु के उदाहरण पर हुंड के नियम की क्रिया पर विचार करें: एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3. दूसरे इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर, तीन समान पी-ऑर्बिटल्स हैं: 2px, 2py, 2pz। इलेक्ट्रॉन उन्हें आबाद करेंगे ताकि इनमें से प्रत्येक पी-ऑर्बिटल्स में एक इलेक्ट्रॉन हो। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि पड़ोसी कोशिकाओं में, इलेक्ट्रॉन समान रूप से आवेशित कणों की तरह एक दूसरे को कम प्रतिकर्षित करते हैं। हमारे द्वारा प्राप्त नाइट्रोजन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बहुत महत्वपूर्ण जानकारी रखता है: नाइट्रोजन का दूसरा (बाहरी) इलेक्ट्रॉनिक स्तर पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा नहीं है (इसमें 2 + 3 = 5 वैलेंस इलेक्ट्रॉन हैं) और तीन इलेक्ट्रॉन गायब हैं जब तक कि यह पूरी तरह से भर नहीं जाता है।

परमाणु का बाहरी स्तर नाभिक से सबसे दूर का स्तर होता है जिसमें वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। यह वह खोल है जो रासायनिक प्रतिक्रियाओं में अन्य परमाणुओं के बाहरी स्तरों से टकराने पर संपर्क में आता है। अन्य परमाणुओं के साथ बातचीत करते समय, नाइट्रोजन अपने बाहरी स्तर पर 3 अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने में सक्षम होता है। इस मामले में, नाइट्रोजन परमाणु को एक पूर्ण, यानी सबसे अधिक भरा हुआ बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर प्राप्त होगा, जिस पर 8 इलेक्ट्रॉन स्थित होंगे।

एक पूर्ण स्तर अपूर्ण की तुलना में अधिक ऊर्जावान रूप से लाभप्रद होता है, इसलिए नाइट्रोजन परमाणु को किसी भी अन्य परमाणु के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करनी चाहिए जो इसे अपने बाहरी स्तर को पूरा करने के लिए 3 अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन दे सके।

सिद्धांत न्यूनतम ऊर्जाउस क्रम को निर्धारित करता है जिसमें विभिन्न ऊर्जाओं वाले परमाणु कक्षक आबाद होते हैं। न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार, इलेक्ट्रॉन सबसे पहले सबसे कम ऊर्जा वाली कक्षाओं में प्रवेश करते हैं। उपस्तरों की ऊर्जा श्रृंखला में बढ़ती है:

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

हाइड्रोजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन होता है, जो किसी भी कक्षक में हो सकता है। हालांकि, जमीनी स्थिति में इसे 1 . पर कब्जा करना चाहिए एससबसे कम ऊर्जा के साथ कक्षीय।

पोटेशियम परमाणु में, अंतिम उन्नीसवां इलेक्ट्रॉन या तो 3 . को आबाद कर सकता है डी- या 4 एस-कक्षीय। न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार, एक इलेक्ट्रॉन 4 . पर कब्जा करता है एस-ऑर्बिटल, जिसकी पुष्टि प्रयोग द्वारा की जाती है।

संकेतन की अनिश्चितता पर ध्यान देना चाहिए 4 एफ 5डीऔर 5 एफ 6डी. यह पता चला है कि कुछ तत्वों में कम ऊर्जा होती है 4 एफ-सबलेवल, जबकि अन्य के पास 5 . है डी-उपस्तर। वही 5 . के लिए मनाया जाता है एफ- और 6 डी-उपस्तर।

पाउली सिद्धांत

सिद्धांत पाउली, जिसे अक्सर बहिष्करण सिद्धांत के रूप में जाना जाता है, एक कक्षीय में हो सकने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या को सीमित करता है। पाउली सिद्धांत के अनुसार, किसी भी कक्षीय में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, और तभी उनके विपरीत स्पिन (असमान स्पिन संख्या) हो सकते हैं। इसलिए, एक परमाणु में समान चार क्वांटम संख्या वाले दो इलेक्ट्रॉन नहीं होने चाहिए ( एन, मैं, एम मैं , एम एस).

लिथियम परमाणु में तीन इलेक्ट्रॉन होते हैं। न्यूनतम ऊर्जा कक्षीय - 1 एस-ऑर्बिटल - केवल दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किया जा सकता है, और इन इलेक्ट्रॉनों के अलग-अलग स्पिन होने चाहिए। यदि स्पिन +1/2 को एक तीर द्वारा इंगित किया जाता है और स्पिन -1/2 को नीचे की ओर इशारा करते हुए एक तीर द्वारा दर्शाया जाता है, तो दो इलेक्ट्रॉनों के विपरीत ( antiparallel) एक ही कक्षीय में चक्करों को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

लिथियम परमाणु में तीसरे इलेक्ट्रॉन को ऊर्जा के अगले कक्ष में निम्नतम कक्षीय, यानी 2 . पर कब्जा करना चाहिए एस-कक्षीय।

गुंड का नियम

हंड (हंड) का नियम उस क्रम को निर्धारित करता है जिसमें इलेक्ट्रॉन समान ऊर्जा वाले कक्षकों को आबाद करते हैं। इसे जर्मन सैद्धांतिक भौतिक विज्ञानी एफ. गुंडोम(हंडम) 1927 में परमाणु स्पेक्ट्रा के विश्लेषण के आधार पर।

हंड के नियम के अनुसार, समान ऊर्जा उपस्तर से संबंधित कक्षकों की जनसंख्या समानांतर (समान संकेत में) स्पिन वाले एकल इलेक्ट्रॉनों से शुरू होती है, और केवल एकल इलेक्ट्रॉनों द्वारा सभी कक्षकों पर कब्जा करने के बाद, विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों के जोड़े के साथ कक्षकों की अंतिम जनसंख्या हो सकता है.. नतीजतन, परमाणु में सभी इलेक्ट्रॉनों का कुल स्पिन (और स्पिन क्वांटम संख्याओं का योग) अधिकतम होगा।

उदाहरण के लिए, एक नाइट्रोजन परमाणु में 2 . पर स्थित तीन इलेक्ट्रॉन होते हैं आर-उपस्तर। हुंड के नियम के अनुसार, उन्हें तीनों में से प्रत्येक पर एक-एक करके स्थित होना चाहिए आर-कक्षीय। इस मामले में, सभी तीन इलेक्ट्रॉनों में समानांतर स्पिन होना चाहिए:

परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

ऑर्बिटल्स का एक योजनाबद्ध प्रतिनिधित्व, उनकी ऊर्जा को ध्यान में रखते हुए, परमाणु का ऊर्जा आरेख कहलाता है। यह ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों की पारस्परिक व्यवस्था को दर्शाता है।

आरेख में, कक्षकों को कक्षों के रूप में दर्शाया गया है: , और इलेक्ट्रॉनों - तीरों के रूप में: or

एक इलेक्ट्रॉन किसी भी मुक्त कक्षक पर कब्जा कर सकता है, लेकिन, न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार, यह हमेशा कम ऊर्जा वाले कक्षीय को पसंद करता है। पाउली अपवर्जन सिद्धांत प्रत्येक कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को सीमित करता है। इसलिए, एक सेल में (परमाणु कक्षीय पर) केवल एक या दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। प्रत्येक पर एस- सबलेवल (एक कक्षीय) में दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, प्रत्येक पी-सबलेवल (तीन ऑर्बिटल्स) - छह इलेक्ट्रॉन, प्रत्येक पर डी-सबलेवल (पांच ऑर्बिटल्स) - दस इलेक्ट्रॉन। हुंड का नियम उस क्रम को निर्धारित करता है जिसमें समान ऊर्जा वाले ऑर्बिटल्स आबाद होते हैं।

इस प्रकार, इलेक्ट्रॉनों के साथ परमाणु कक्षाओं की जनसंख्या का अनुक्रम प्राप्त करना संभव है:

न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत, पाउली सिद्धांत और हुंड के नियम का उपयोग करके, कोई उस क्रम को निर्धारित कर सकता है जिसमें ऑर्बिटल्स इलेक्ट्रॉनों द्वारा आबाद होते हैं और किसी भी तत्व के लिए एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का निर्माण करते हैं।

एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास (सूत्र) इस परमाणु और उसके आयनों की जमीन (अप्रत्याशित) अवस्था में कक्षाओं के साथ इलेक्ट्रॉनों का वितरण है: 1 एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 ... किसी दिए गए सबलेवल के ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को अक्षर के दाईं ओर सुपरस्क्रिप्ट में दर्शाया गया है, उदाहरण के लिए 3 डी 5, 5 इलेक्ट्रॉन बटा 3 . है डी-उपस्तर।

संक्षिप्तता के लिए, एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की रिकॉर्डिंग, इलेक्ट्रॉनों द्वारा पूरी तरह से आबादी वाले ऑर्बिटल्स के बजाय, कभी-कभी एक महान गैस प्रतीक के रूप में लिखा जाता है, जिसमें संबंधित इलेक्ट्रॉनिक सूत्र होता है:

1 एस 2 =

1 एस 2 2एस 2 2पी 6 =

1 एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 =

उदाहरण के लिए, क्लोरीन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1 . है एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 5 , या 3 एस 2 3पी 5. रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग लेने वाले संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को कोष्ठकों से बाहर निकाला जाता है।

बड़ी अवधियों (विशेषकर छठे और सातवें) के लिए, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का निर्माण अधिक जटिल होता है। उदाहरण के लिए, 4 एफ-इलेक्ट्रॉन लैंथेनम परमाणु में नहीं, बल्कि अगले सेरियम परमाणु के परमाणु में दिखाई देता है। अनुक्रमिक भरना 4 एफ-सुबलेवल गैडोलीनियम परमाणु में बाधित होता है, जहां 5 . होते हैं डी-इलेक्ट्रॉन

गिब्स मुक्त ऊर्जा(या केवल गिब्स ऊर्जा, या गिब्स संभावित, या थर्मोडायनामिक क्षमतासंकीर्ण अर्थ में) थर्मोडायनामिक क्षमतानिम्नलिखित रूप:

गिब्स ऊर्जा को कुल के रूप में समझा जा सकता है रासायनिकऊर्जासिस्टम (क्रिस्टल, तरल, आदि)

गिब्स ऊर्जा की अवधारणा का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है ऊष्मप्रवैगिकीऔर रसायन विज्ञान.

श्रोडिंगर समीकरण का सटीक समाधान केवल दुर्लभ मामलों में पाया जा सकता है, उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु और काल्पनिक एक-इलेक्ट्रॉन आयनों जैसे हे +, ली 2+, बी 3+ के लिए। हाइड्रोजन, हीलियम का अनुसरण करने वाले तत्व के एक परमाणु में एक नाभिक और दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से प्रत्येक नाभिक दोनों की ओर आकर्षित होता है और दूसरे इलेक्ट्रॉन से विकर्षित होता है। इस मामले में भी, तरंग समीकरण का कोई सटीक समाधान नहीं होता है।

इसलिए, विभिन्न अनुमानित विधियों का बहुत महत्व है। ऐसी विधियों की सहायता से सभी ज्ञात तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को स्थापित करना संभव हुआ। इन गणनाओं से पता चलता है कि बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणुओं में ऑर्बिटल्स हाइड्रोजन परमाणु के ऑर्बिटल्स से बहुत भिन्न नहीं होते हैं (इन ऑर्बिटल्स को हाइड्रोजन जैसा कहा जाता है)। मुख्य अंतर नाभिक के अधिक आवेश के कारण कक्षकों के कुछ संपीड़न का है। इसके अलावा, बहुइलेक्ट्रॉन परमाणुओं के लिए, यह पाया गया कि प्रत्येक के लिए ऊर्जा स्तर(प्रमुख क्वांटम संख्या के दिए गए मान के लिए एन) में विभाजित किया गया है उपस्तर. एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा न केवल पर निर्भर करती है एन, लेकिन कक्षीय क्वांटम संख्या पर भी मैं. साथ बढ़ता है एस-, पी-, डी-, एफ-ऑर्बिटल्स (चित्र 7)।

चावल। 7

उच्च ऊर्जा स्तरों के लिए, उच्च स्तर की ऊर्जाओं में अंतर इतना बड़ा होता है कि एक स्तर दूसरे में प्रवेश कर सकता है, उदाहरण के लिए

6एस d4 एफपी।

जमीन में एक बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणु के लिए परमाणु कक्षाओं की आबादी (जो कि सबसे ऊर्जावान रूप से अनुकूल है) राज्य कुछ नियमों के अनुसार होता है।

न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत

1एसएस पी एस पी एस डी पी एस डी पी एस एफ 5 डीपी एस एफ6 डी...

अधिक कड़ाई से बोलते हुए, उप-स्तरों की सापेक्ष व्यवस्था उनकी अधिक या कम ऊर्जा से इतनी अधिक निर्धारित नहीं होती है जितनी परमाणु की कुल ऊर्जा की न्यूनतम आवश्यकता होती है।

चित्र 2.1.1। क्रोमियम और कॉपर परमाणुओं के वैलेंस सबलेवल के ऊर्जा आरेख

इलेक्ट्रॉन के गोले भरने के नियम:

1. सबसे पहले, यह पता करें कि हमारे लिए रुचि के तत्व के परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन हैं। ऐसा करने के लिए, इसके नाभिक के आवेश को जानना पर्याप्त है, जो हमेशा डी.आई. मेंडेलीव की आवर्त सारणी में तत्व की क्रम संख्या के बराबर होता है। सीरियल नंबर (नाभिक में प्रोटॉन की संख्या) पूरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बिल्कुल बराबर है।

3. हम तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं।

चित्र 2.1.2। फास्फोरस तत्व के इलेक्ट्रॉनों के साथ ऊर्जा स्तर भरना

हाइड्रोजन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना (z=1) को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

हाइड्रोजन और हीलियम परमाणु की तरह लिथियम परमाणु में एस-तत्व की इलेक्ट्रॉनिक संरचना होती है, क्योंकि लिथियम परमाणु का अंतिम इलेक्ट्रॉन s-sublevel पर "बैठता है":

+3 ली 1s 2 2s 1 2p 0

पी-अवस्था में पहला इलेक्ट्रॉन बोरॉन परमाणु में प्रकट होता है:

+5 वी 1एस 2 2एस 2 2पी 1

+7 एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3

चित्र 2.1.3। इलेक्ट्रॉनों के साथ s-, p-, d- और f-तत्वों के ऊर्जा स्तरों को भरना

ऊर्जा उपस्तर

कक्षीय क्वांटम संख्या में 0 से (n-1) में परिवर्तन की सीमा के अनुसार, प्रत्येक ऊर्जा स्तर में सख्ती से सीमित संख्या में सबलेवल संभव हैं, अर्थात्: सबलेवल की संख्या स्तर संख्या के बराबर है:

प्रिंसिपल (एन) और ऑर्बिटल (एल) क्वांटम संख्याओं का संयोजन पूरी तरह से एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा की विशेषता है।इलेक्ट्रॉन का ऊर्जा संचय योग (n+l) द्वारा परावर्तित होता है।

इसलिए, उदाहरण के लिए, 3 डी सबलेवल के इलेक्ट्रॉनों में 4 एस सबलेवल के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में अधिक ऊर्जा होती है:

जिस क्रम में एक परमाणु में स्तर और उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, वह किसके द्वारा निर्धारित किया जाता है नियम वी.एम. क्लेचकोवस्की:परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक स्तरों का भरना क्रमिक रूप से बढ़ते हुए योग (n + 1) के क्रम में होता है।

इसके अनुसार, सबलेवल का वास्तविक ऊर्जा पैमाना निर्धारित किया जाता है, जिसके अनुसार सभी परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले बनाए जाते हैं:

1s 2s2p 3s3p 4s3d4p ï 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d…

3. चुंबकीय क्वांटम संख्या (एम एल)अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन बादल (कक्षीय) की दिशा को दर्शाता है।

इलेक्ट्रॉन बादल का आकार जितना अधिक जटिल होता है (अर्थात l का मान जितना अधिक होता है), अंतरिक्ष में इस बादल के उन्मुखीकरण में उतनी ही अधिक भिन्नताएँ होती हैं और इलेक्ट्रॉन की अधिक व्यक्तिगत ऊर्जा अवस्थाएँ मौजूद होती हैं, जो चुंबकीय के एक निश्चित मूल्य की विशेषता होती हैं। सांख्यिक अंक।

गणितीय रूप से m मैंपूर्णांक मान -1 से +1 तक लेता है, जिसमें 0 शामिल है, अर्थात। कुल (21+1) मान।

आइए हम अंतरिक्ष में प्रत्येक व्यक्तिगत परमाणु कक्षीय को ऊर्जा सेल के रूप में नामित करें, फिर उप-स्तरों में ऐसी कोशिकाओं की संख्या होगी:

सबलेवल	संभावित मान एम मैं	सबलेवल में अलग-अलग ऊर्जा राज्यों (कक्षाओं, कोशिकाओं) की संख्या
एस (एल = 0)		एक
पी (एल = 1)	-1, 0, +1	तीन
घ (एल = 2)	-2, -1, 0, +1, +2	पंज
च (एल = 3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	सात

उदाहरण के लिए, एक गोलाकार s-कक्षीय अंतरिक्ष में विशिष्ट रूप से निर्देशित होता है। प्रत्येक p-उप-स्तर के डम्बल के आकार के कक्षक तीन निर्देशांक अक्षों के अनुदिश उन्मुख होते हैं

4. स्पिन क्वांटम संख्या m sअपनी धुरी के चारों ओर इलेक्ट्रॉन के स्वयं के घूर्णन की विशेषता है और केवल दो मान लेता है: + 1/2 और - 1/2, एक दिशा या किसी अन्य में घूर्णन की दिशा के आधार पर। पाउली सिद्धांत के अनुसार, विपरीत दिशा वाले (एंटीपैरेलल) कक्षीय कक्ष में 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं स्थित हो सकते हैं।

पी- सबलेवल स्पिन:।

ऐसे इलेक्ट्रॉनों को युग्मित कहा जाता है।एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन को एक एकल तीर द्वारा योजनाबद्ध रूप से दर्शाया जाता है:।

एक कक्षीय (2 इलेक्ट्रॉनों) की क्षमता और उप-स्तर (m s) में ऊर्जा राज्यों की संख्या को जानकर, हम उप-स्तरों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित कर सकते हैं:

आप परिणाम को अलग तरीके से लिख सकते हैं: s 2 p 6 d 10 f 14 ।

परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के सही लेखन के लिए इन नंबरों को अच्छी तरह याद रखना चाहिए।

तो, चार क्वांटम संख्याएँ - n, l, m l, m s - एक परमाणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को पूरी तरह से निर्धारित करती हैं। n के समान मान वाले परमाणु में सभी इलेक्ट्रॉन एक ऊर्जा स्तर बनाते हैं, n और l के समान मूल्यों के साथ - एक ऊर्जा सबलेवल, n, l और m के समान मूल्यों के साथ मैं- एक अलग परमाणु कक्षीय (क्वांटम सेल)। एक ही कक्षक में इलेक्ट्रॉनों के अलग-अलग घूर्णन होते हैं।

सभी चार क्वांटम संख्याओं के मूल्यों को ध्यान में रखते हुए, हम ऊर्जा स्तरों (इलेक्ट्रॉनिक परतों) में इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या निर्धारित करते हैं:

बड़ी संख्या में इलेक्ट्रॉन (18.32) केवल परमाणुओं की गहरी इलेक्ट्रॉन परतों में समाहित होते हैं, बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में 1 (हाइड्रोजन और क्षार धातुओं के लिए) से लेकर 8 इलेक्ट्रॉनों (अक्रिय गैसों) तक हो सकते हैं।

यह याद रखना महत्वपूर्ण है कि इलेक्ट्रॉनों के साथ इलेक्ट्रॉन के गोले भरने के अनुसार होता है कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत: निम्नतम ऊर्जा मान वाले उप-स्तर पहले भरे जाते हैं, फिर उच्च मान वाले। यह क्रम V.M के ऊर्जा पैमाने से मेल खाता है। क्लेचकोवस्की।

परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों द्वारा प्रदर्शित किया जाता है, जो ऊर्जा स्तर, उप-स्तर और उप-स्तरों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाता है।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु 1 H में केवल 1 इलेक्ट्रॉन होता है, जो s-sublevel पर नाभिक से पहली परत में स्थित होता है; हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1s 1 होता है।

लिथियम परमाणु 3 ली में केवल 3 इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से 2 पहली परत के s-उप-स्तर में होते हैं, और 1 को दूसरी परत में रखा जाता है, जो कि s-उप-स्तर से भी शुरू होता है। लिथियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1s 2 2s 1 है।

फास्फोरस परमाणु 15 P में तीन इलेक्ट्रॉन परतों में स्थित 15 इलेक्ट्रॉन होते हैं। यह याद करते हुए कि s-उप-स्तर में 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, और p-उप-स्तर में 6 से अधिक नहीं होते हैं, हम धीरे-धीरे सभी इलेक्ट्रॉनों को उप-स्तरों में रखते हैं और फॉस्फोरस परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र तैयार करते हैं: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3पी 3.

मैंगनीज परमाणु 25 Mn के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को संकलित करते समय, बढ़ती उप-ऊर्जा के क्रम को ध्यान में रखना आवश्यक है: 1s2s2p3s3p4s3d…

हम धीरे-धीरे सभी 25 Mn इलेक्ट्रॉनों को वितरित करते हैं: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5।

मैंगनीज परमाणु का अंतिम इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (नाभिक से इलेक्ट्रॉनों की दूरी को ध्यान में रखते हुए) इस तरह दिखता है:

1s2

2एस 2 2पी 6

3एस 2 3पी 6 3डी 5

4एस 2

मैंगनीज का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र पूरी तरह से आवधिक प्रणाली में अपनी स्थिति से मेल खाता है: इलेक्ट्रॉनिक परतों की संख्या (ऊर्जा स्तर) - 4 अवधि की संख्या के बराबर है; बाहरी परत में 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं, अंतिम परत पूरी नहीं होती है, जो माध्यमिक उपसमूहों की धातुओं के लिए विशिष्ट है; मोबाइल, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या (3d 5 4s 2) - 7 समूह संख्या के बराबर है।

परमाणु -s-, p-, d- या f- में से किस ऊर्जा उपस्तर के आधार पर, सभी रासायनिक तत्वों को इलेक्ट्रॉनिक परिवारों में विभाजित किया जाता है: एस-तत्व(एच, वह, क्षार धातु, आवधिक प्रणाली के दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह की धातुएं); पी तत्वों(आवधिक प्रणाली के मुख्य उपसमूह 3, 4, 5, 6, 7, 8 वें समूह के तत्व); डी-तत्व(माध्यमिक उपसमूहों की सभी धातुएं); एफ-तत्व(लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स)।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएं आवधिक प्रणाली की संरचना के लिए एक गहरा सैद्धांतिक औचित्य हैं, अवधि की लंबाई (यानी, अवधि में तत्वों की संख्या) सीधे इलेक्ट्रॉनिक परतों की समाई और उप-स्तरों की बढ़ती ऊर्जा के अनुक्रम से होती है:

प्रत्येक अवधि s 1 (क्षार धातु) की बाहरी परत संरचना के साथ s-तत्व से शुरू होती है और p-तत्व के साथ …s 2 p 6 (अक्रिय गैस) की बाहरी परत संरचना के साथ समाप्त होती है। पहली अवधि में केवल दो एस-तत्व (एच और हे) होते हैं, दूसरी और तीसरी छोटी अवधि में प्रत्येक में दो एस-तत्व और छह पी-तत्व होते हैं। s- और p-तत्वों के बीच 4 और 5वीं बड़ी अवधि में, 10 d-तत्वों में से प्रत्येक को "वेज्ड" - संक्रमण धातुएं, पार्श्व उपसमूहों को आवंटित की जाती हैं। अवधि VI और VII में, समान संरचना में 14 और f-तत्व जोड़े जाते हैं, जो क्रमशः लैंथेनम और एक्टिनियम के गुणों के समान होते हैं, और लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के उपसमूहों के रूप में पृथक होते हैं।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं का अध्ययन करते समय, उनके ग्राफिक प्रतिनिधित्व पर ध्यान दें, उदाहरण के लिए:

13 अल 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 1

एन=2 1एस 2एस 2पी 3एस 3पी

छवि के दोनों संस्करणों का उपयोग किया जाता है: ए) और बी):

कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की सही व्यवस्था के लिए यह जानना आवश्यक है गुंड का नियम:सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों को व्यवस्थित किया जाता है ताकि उनका कुल स्पिन अधिकतम हो। दूसरे शब्दों में, इलेक्ट्रॉन पहले दिए गए सबलेवल की सभी मुक्त कोशिकाओं पर एक-एक करके कब्जा कर लेते हैं।

उदाहरण के लिए, यदि तीन पी-इलेक्ट्रॉनों (पी 3) को एक पी-सबलेवल में रखना आवश्यक है, जिसमें हमेशा तीन ऑर्बिटल्स होते हैं, तो दो संभावित विकल्पों में से पहला विकल्प हुंड के नियम से मेल खाता है:

एक उदाहरण के रूप में, कार्बन परमाणु के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सर्किट पर विचार करें:

6 सी 1एस 2 2एस 2 2पी 2

एक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या एक बहुत ही महत्वपूर्ण विशेषता है। सहसंयोजक बंधन के सिद्धांत के अनुसार, केवल अयुग्मित इलेक्ट्रॉन ही रासायनिक बंधन बना सकते हैं और एक परमाणु की संयोजकता क्षमता निर्धारित कर सकते हैं।

यदि सबलेवल में मुक्त ऊर्जा अवस्थाएं (अव्यक्त ऑर्बिटल्स) हैं, तो परमाणु, उत्तेजना पर, "भाप", युग्मित इलेक्ट्रॉनों को अलग करता है, और इसकी वैलेंस क्षमताएं बढ़ जाती हैं:

6 सी 1एस 2 2एस 2 2पी 3

सामान्य अवस्था में कार्बन 2-वैलेंट होता है, उत्तेजित अवस्था में यह 4-वैलेंट होता है। फ्लोरीन परमाणु में उत्तेजना के लिए कोई अवसर नहीं है (क्योंकि बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के सभी ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लिया गया है), इसलिए इसके यौगिकों में फ्लोरीन मोनोवैलेंट है।

उदाहरण 1क्वांटम संख्याएँ क्या हैं? वे क्या मूल्य ले सकते हैं?

फेसला।एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की गति में एक संभाव्य चरित्र होता है। परमाणु कक्षीय अंतरिक्ष, जिसमें एक इलेक्ट्रॉन उच्चतम संभावना (0.9-0.95) के साथ स्थित हो सकता है, परमाणु कक्षीय (एओ) कहलाता है। एक परमाणु कक्षीय, किसी भी ज्यामितीय आकृति की तरह, तीन मापदंडों (निर्देशांक) की विशेषता है, जिसे क्वांटम संख्या (n, l, m) कहा जाता है। मैं) क्वांटम संख्याएँ कोई भी, लेकिन निश्चित, असतत (असंतत) मान नहीं लेती हैं। क्वांटम संख्याओं के पड़ोसी मान एक से भिन्न होते हैं। क्वांटम संख्याएँ अंतरिक्ष में एक परमाणु कक्षीय के आकार (n), आकार (l) और अभिविन्यास (m l) को निर्धारित करती हैं। एक या दूसरे परमाणु कक्षक पर कब्जा करके, एक इलेक्ट्रॉन एक इलेक्ट्रॉन बादल बनाता है, जिसका एक ही परमाणु के इलेक्ट्रॉनों के लिए एक अलग आकार हो सकता है (चित्र 1)। इलेक्ट्रॉन बादलों के रूप AO के समान होते हैं। उन्हें इलेक्ट्रॉन या परमाणु कक्षक भी कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन बादल को चार संख्याओं (एन, एल, एम 1 और एम 5) की विशेषता है।

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