H2+ कण निर्माण की प्रक्रिया को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

एच+एच+एच2+.

इस प्रकार, एक इलेक्ट्रॉन बंध आणविक s-कक्षक पर स्थित होता है।

बंध की बहुलता आबंधन और शिथिलन कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के आधे अंतर के बराबर होती है। अत: H2+ कण में आबंध की बहुलता (1 - 0) के बराबर होती है: 2 = 0.5। वीएस विधि, एमओ विधि के विपरीत, एक इलेक्ट्रॉन द्वारा बंधन गठन की संभावना की व्याख्या नहीं करती है।

हाइड्रोजन अणु में निम्नलिखित इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होता है:

H2 अणु में दो बंधन इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिसका अर्थ है कि अणु में बंधन एकल है।

आणविक आयन H2- का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है:

एच 2- [(एस 1 एस) 2 (एस * 1 एस) 1]।

H2- में बांड की बहुलता (2 - 1): 2 = 0.5 है।

आइए अब हम दूसरे आवर्त के होमोन्यूक्लियर अणुओं और आयनों पर विचार करें।

Li2 अणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है:

2Li(K2s)Li2 ।

Li2 अणु में दो बंधन इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो एक बंधन से मेल खाते हैं।

Be2 अणु के बनने की प्रक्रिया को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

2 Be(K2s2) Be2 ।

Be2 अणु में बंधन और ढीला करने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है, और चूंकि एक ढीला इलेक्ट्रॉन एक बंधन इलेक्ट्रॉन की क्रिया को नष्ट कर देता है, इसलिए Be2 अणु जमीनी अवस्था में नहीं मिला।

एक नाइट्रोजन अणु में, 10 संयोजकता इलेक्ट्रॉन कक्षकों में स्थित होते हैं। N2 अणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना:

चूंकि N2 अणु में आठ बंधन और दो ढीले इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए इस अणु में एक तिहाई बंधन होता है। नाइट्रोजन अणु प्रतिचुंबकीय है क्योंकि इसमें अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं।

O2 अणु के कक्षकों पर, 12 संयोजकता इलेक्ट्रॉन वितरित होते हैं, इसलिए, इस अणु का विन्यास है:

चावल। 9.2. O2 अणु में आणविक कक्षा के गठन की योजना (ऑक्सीजन परमाणुओं के केवल 2p इलेक्ट्रॉनों को दिखाया गया है)

O2 अणु में, हंड के नियम के अनुसार, समानांतर स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉनों को एक ही ऊर्जा के साथ दो कक्षाओं में एक बार में रखा जाता है (चित्र 9.2)। वीएस विधि के अनुसार, ऑक्सीजन अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं और इसमें प्रतिचुंबकीय गुण होने चाहिए, जो प्रयोगात्मक डेटा के साथ असंगत है। आणविक कक्षीय विधि ऑक्सीजन के अनुचुंबकीय गुणों की पुष्टि करती है, जो ऑक्सीजन अणु में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण होती है। ऑक्सीजन अणु में बंधों की बहुलता (8–4):2 = 2 होती है।

आइए हम O2+ और O2- आयनों की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करें। O2+ आयन में, 11 इलेक्ट्रॉनों को इसके कक्षकों में रखा जाता है, इसलिए, आयन का विन्यास इस प्रकार है:

O2+ आयन में बंध की बहुलता (8–3):2 = 2.5 है। O2- आयन में, इसके कक्षकों में 13 इलेक्ट्रॉनों का वितरण होता है। इस आयन की निम्नलिखित संरचना है:

ओ 2-।

O2- आयन में बंधों की बहुलता (8 - 5): 2 = 1.5 है। O2- और O2+ आयन अनुचुंबकीय हैं, क्योंकि उनमें अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं।

F2 अणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का रूप है:

F2 अणु में बंधन बहुलता 1 है, क्योंकि दो बंधन इलेक्ट्रॉनों की अधिकता है। चूँकि अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, यह प्रतिचुम्बकीय है।

N2, O2, F2 श्रृंखला में, अणुओं में ऊर्जा और बंधन लंबाई हैं:

बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों की अधिकता में वृद्धि से बाध्यकारी ऊर्जा (बंध शक्ति) में वृद्धि होती है। N2 से F2 में जाने पर, बॉन्ड की लंबाई बढ़ जाती है, जो बॉन्ड के कमजोर होने के कारण होती है।

O2-, O2, O2+ श्रृंखला में, बंधन बहुलता बढ़ जाती है, बंधन ऊर्जा भी बढ़ जाती है, और बंधन लंबाई घट जाती है।

एक अणु की संरचना। यानि कि ये अणु किस परमाणु से, किस मात्रा में, किस बंध से ये परमाणु आपस में जुड़े हुए हैं। यह सब अणु की संपत्ति को निर्धारित करता है, और, तदनुसार, पदार्थ की संपत्ति जो इन अणुओं का निर्माण करती है।

उदाहरण के लिए, पानी के गुण: पारदर्शिता, तरलता, जंग पैदा करने की क्षमता, दो हाइड्रोजन परमाणुओं और एक ऑक्सीजन परमाणु की उपस्थिति के कारण हैं।

इसलिए, अणुओं के गुणों (अर्थात पदार्थों के गुण) के अध्ययन के लिए आगे बढ़ने से पहले, "बिल्डिंग ब्लॉक्स" पर विचार करना आवश्यक है जिससे ये अणु बनते हैं। परमाणु की संरचना को समझें।

परमाणु की व्यवस्था कैसे की जाती है?

परमाणु वे कण होते हैं जो एक दूसरे के साथ मिलकर अणु बनाते हैं।

परमाणु स्वयं से बना है धनावेशित नाभिक (+)तथा ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन खोल (-). सामान्य तौर पर, परमाणु विद्युत रूप से तटस्थ होता है। अर्थात् नाभिक का आवेश निरपेक्ष मान में इलेक्ट्रॉन कोश के आवेश के बराबर होता है।

नाभिक निम्नलिखित कणों से बनता है:

• प्रोटान. एक प्रोटॉन में +1 चार्ज होता है। इसका द्रव्यमान 1 amu (परमाणु द्रव्यमान इकाई) है। ये कण अनिवार्य रूप से नाभिक में मौजूद होते हैं।

• न्यूट्रॉन. न्यूट्रॉन पर कोई आवेश नहीं होता (आवेश = 0)। इसका द्रव्यमान 1 एमू है। हो सकता है कि न्यूट्रॉन नाभिक में न हों। यह परमाणु नाभिक का आवश्यक घटक नहीं है।

इस प्रकार, प्रोटॉन नाभिक के कुल आवेश के लिए जिम्मेदार होते हैं। चूँकि एक न्यूट्रॉन पर +1 का आवेश होता है, नाभिक का आवेश प्रोटॉनों की संख्या के बराबर होता है।

इलेक्ट्रॉन खोल, जैसा कि नाम से ही स्पष्ट है, इलेक्ट्रॉनों नामक कणों से बनता है। यदि हम किसी परमाणु के नाभिक की तुलना किसी ग्रह से करें तो इलेक्ट्रॉन उसके उपग्रह होते हैं। नाभिक के चारों ओर घूमते हुए (अभी के लिए कल्पना करें कि कक्षाओं में, लेकिन वास्तव में कक्षाओं में), वे एक इलेक्ट्रॉन खोल बनाते हैं।

• इलेक्ट्रॉनबहुत छोटा कण है। इसका द्रव्यमान इतना छोटा है कि इसे 0 के रूप में लिया जाता है। लेकिन एक इलेक्ट्रॉन का आवेश -1 होता है। अर्थात्, मापांक प्रोटॉन के आवेश के बराबर होता है, चिन्ह में भिन्न होता है। चूँकि एक इलेक्ट्रॉन में -1 का आवेश होता है, इसलिए इलेक्ट्रॉन कोश का कुल आवेश उसमें उपस्थित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होता है।

एक महत्वपूर्ण परिणाम, चूंकि परमाणु एक ऐसा कण है जिसमें कोई चार्ज नहीं होता है (नाभिक का चार्ज और इलेक्ट्रॉन शेल का चार्ज निरपेक्ष मान में बराबर होता है, लेकिन साइन में विपरीत होता है), यानी विद्युत रूप से तटस्थ, इसलिए, एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है.

विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणु एक दूसरे से कैसे भिन्न होते हैं?

विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणु नाभिक के आवेश में एक दूसरे से भिन्न होते हैं (अर्थात, प्रोटॉन की संख्या, और, परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉनों की संख्या)।

किसी तत्व के परमाणु के नाभिक का आवेश कैसे ज्ञात करें? शानदार घरेलू रसायनज्ञ डी। आई। मेंडेलीव ने आवधिक कानून की खोज की, और उनके नाम पर एक तालिका विकसित करने के बाद, हमें ऐसा करने का अवसर दिया। उनकी खोज वक्र से बहुत आगे थी। जब यह अभी तक परमाणु की संरचना के बारे में ज्ञात नहीं था, तो मेंडलीफ ने परमाणु आवेश को बढ़ाने के क्रम में तत्वों को तालिका में व्यवस्थित किया।

अर्थात्, आवर्त प्रणाली में किसी तत्व की क्रम संख्या किसी दिए गए तत्व के परमाणु के नाभिक का आवेश होती है। उदाहरण के लिए, ऑक्सीजन की क्रम संख्या 8 है, ऑक्सीजन परमाणु के नाभिक का आवेश +8 है। तदनुसार, प्रोटॉन की संख्या 8 है, और इलेक्ट्रॉनों की संख्या 8 है।

यह इलेक्ट्रॉन शेल में इलेक्ट्रॉन हैं जो परमाणु के रासायनिक गुणों को निर्धारित करते हैं, लेकिन बाद में उस पर और अधिक।

अब बात करते हैं द्रव्यमान की.

एक प्रोटॉन द्रव्यमान की एक इकाई है, एक न्यूट्रॉन भी द्रव्यमान की एक इकाई है। इसलिए, नाभिक में न्यूट्रॉन और प्रोटॉन के योग को कहा जाता है जन अंक. (इलेक्ट्रॉन किसी भी तरह से द्रव्यमान को प्रभावित नहीं करते हैं, क्योंकि हम इसके द्रव्यमान की उपेक्षा करते हैं और इसे शून्य के बराबर मानते हैं)।

परमाणु द्रव्यमान इकाई (ए.एम.यू.) एक विशेष भौतिक मात्रा है जो छोटे कणों के कणों को नामित करती है जो परमाणु बनाते हैं।

ये तीनों परमाणु एक ही रासायनिक तत्व - हाइड्रोजन के परमाणु हैं। क्योंकि उनके पास एक ही परमाणु चार्ज है।

वे कैसे भिन्न होंगे? इन परमाणुओं की द्रव्यमान संख्याएँ भिन्न होती हैं (न्यूट्रॉनों की भिन्न संख्या के कारण)। पहले परमाणु की द्रव्यमान संख्या 1 है, दूसरे की 2 है, और तीसरे की 3 है।

एक ही तत्व के परमाणु जो न्यूट्रॉन की संख्या (और इसलिए द्रव्यमान संख्या) में भिन्न होते हैं, कहलाते हैं आइसोटोप.

प्रस्तुत हाइड्रोजन समस्थानिकों के अपने नाम भी हैं:

• पहले समस्थानिक (द्रव्यमान संख्या 1) को प्रोटियम कहा जाता है।
• दूसरे समस्थानिक (द्रव्यमान संख्या 2) को ड्यूटेरियम कहा जाता है।
• तीसरे समस्थानिक (3 की द्रव्यमान संख्या के साथ) को ट्रिटियम कहा जाता है।

अब अगला वाजिब सवाल यह है कि यदि नाभिक में न्यूट्रॉन और प्रोटॉन की संख्या एक पूर्णांक है, उनका द्रव्यमान 1 एमू है, तो आवधिक प्रणाली में परमाणु का द्रव्यमान एक भिन्नात्मक संख्या है। सल्फर के लिए, उदाहरण के लिए: 32.066।

उत्तर: एक तत्व के कई समस्थानिक होते हैं, वे द्रव्यमान संख्या में एक दूसरे से भिन्न होते हैं। इसलिए, आवर्त सारणी में परमाणु द्रव्यमान एक तत्व के सभी समस्थानिकों के परमाणु द्रव्यमान का औसत मूल्य है, उनकी प्रकृति में घटना को ध्यान में रखते हुए। आवर्त प्रणाली में दिए गए इस द्रव्यमान को कहते हैं सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान.

रासायनिक गणना के लिए, ऐसे "औसत परमाणु" के संकेतक का उपयोग किया जाता है। परमाणु द्रव्यमान को निकटतम पूर्णांक तक गोल किया जाता है।

इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना।

एक परमाणु के रासायनिक गुण उसके इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना से निर्धारित होते हैं। नाभिक के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों को किसी भी तरह व्यवस्थित नहीं किया जाता है। इलेक्ट्रॉनों को इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स में स्थानीयकृत किया जाता है।

इलेक्ट्रॉनिक कक्षीय- परमाणु नाभिक के चारों ओर का स्थान, जहाँ इलेक्ट्रॉन मिलने की संभावना सबसे अधिक होती है।

एक इलेक्ट्रॉन में एक क्वांटम पैरामीटर होता है जिसे स्पिन कहा जाता है। यदि हम क्वांटम यांत्रिकी से शास्त्रीय परिभाषा लें, तो घुमानाकण का आंतरिक कोणीय संवेग है। सरलीकृत रूप में, इसे अपनी धुरी के चारों ओर एक कण के घूमने की दिशा के रूप में दर्शाया जा सकता है।

एक इलेक्ट्रॉन एक आधा-पूर्णांक स्पिन वाला कण है, एक इलेक्ट्रॉन में +½ या -½ स्पिन हो सकता है। परंपरागत रूप से, इसे दक्षिणावर्त और वामावर्त घुमाव के रूप में दर्शाया जा सकता है।

एक इलेक्ट्रॉन कक्षक में विपरीत स्पिन वाले दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं।

इलेक्ट्रॉनिक आवास का आम तौर पर स्वीकृत पदनाम एक सेल या डैश है। इलेक्ट्रॉन एक तीर द्वारा इंगित किया जाता है: ऊपर तीर एक सकारात्मक स्पिन +½ के साथ एक इलेक्ट्रॉन है, नीचे तीर एक नकारात्मक स्पिन के साथ एक इलेक्ट्रॉन है -½।

एक इलेक्ट्रॉन जो एक कक्षक में अकेला होता है, कहलाता है अयुगल. एक ही कक्षक में दो इलेक्ट्रॉनों को कहा जाता है बनती.

इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स को आकार के आधार पर चार प्रकारों में विभाजित किया जाता है: s, p, d, f। एक ही आकार के ऑर्बिटल्स एक सबलेवल बनाते हैं। एक सबलेवल पर ऑर्बिटल्स की संख्या अंतरिक्ष में संभावित स्थानों की संख्या से निर्धारित होती है।

1. एस कक्षीय।

s कक्षीय गोलाकार है:

अंतरिक्ष में, s-कक्षक केवल एक ही तरीके से स्थित हो सकता है:

इसलिए, s-उप-स्तर केवल एक s-कक्षक द्वारा बनता है।

1. पी-कक्षीय।

पी ऑर्बिटल का आकार डंबल की तरह होता है:

अंतरिक्ष में, p-कक्षक केवल तीन तरीकों से स्थित हो सकता है:

इसलिए, p-उप-स्तर तीन p-कक्षकों द्वारा बनता है।

1. डी-कक्षीय।

डी-ऑर्बिटल का एक जटिल आकार है:

अंतरिक्ष में, डी-ऑर्बिटल पांच अलग-अलग तरीकों से स्थित हो सकता है। इसलिए, डी-सबलेवल पांच डी-ऑर्बिटल्स द्वारा बनता है।

1. f-कक्षीय

f-कक्षक का आकार और भी अधिक जटिल है। अंतरिक्ष में, f-कक्षक को सात अलग-अलग तरीकों से रखा जा सकता है। इसलिए, f-उप-स्तर सात f-कक्षकों द्वारा बनता है।

परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल पफ पेस्ट्री की तरह होता है। इसमें परतें भी होती हैं। विभिन्न परतों पर स्थित इलेक्ट्रॉनों में अलग-अलग ऊर्जाएँ होती हैं: नाभिक के करीब की परतों पर - कम, उन पर जो नाभिक से दूर होती हैं - अधिक। इन परतों को ऊर्जा स्तर कहा जाता है।

इलेक्ट्रॉन कक्षकों का भरना.

पहले ऊर्जा स्तर में केवल s-उप-स्तर होता है:

दूसरे ऊर्जा स्तर पर, एक s-उप-स्तर होता है और एक p-उप-स्तर प्रकट होता है:

तीसरे ऊर्जा स्तर पर, एक s-उप-स्तर होता है, एक p-उप-स्तर होता है, और एक d-उप-स्तर प्रकट होता है:

चौथे ऊर्जा स्तर पर, सिद्धांत रूप में, एक f-उप-स्तर जोड़ा जाता है। लेकिन स्कूल के पाठ्यक्रम में, f-कक्षक नहीं भरे जाते हैं, इसलिए हम f-उप-स्तर का चित्रण नहीं कर सकते हैं:

किसी तत्व के परमाणु में ऊर्जा स्तरों की संख्या होती है अवधि संख्या. इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स भरते समय, निम्नलिखित सिद्धांतों का पालन किया जाना चाहिए:

1. प्रत्येक इलेक्ट्रॉन परमाणु में उस स्थान पर कब्जा करने की कोशिश करता है जहां उसकी ऊर्जा न्यूनतम होगी। यानी पहले ऊर्जा का पहला स्तर भरा जाता है, फिर दूसरा, और इसी तरह।

इलेक्ट्रॉन शेल की संरचना का वर्णन करने के लिए, इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का भी उपयोग किया जाता है। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र सबलेवल द्वारा इलेक्ट्रॉनों के वितरण का एक छोटा एक-पंक्ति रिकॉर्ड है।

1. उप-स्तर पर, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन पहले एक रिक्त कक्षक को भरता है। और प्रत्येक में स्पिन +½ (ऊपर तीर) है।

और प्रत्येक सबलेवल ऑर्बिटल में एक इलेक्ट्रॉन होने के बाद ही अगला इलेक्ट्रॉन युग्मित हो जाता है - यानी यह एक ऑर्बिटल पर कब्जा कर लेता है जिसमें पहले से ही एक इलेक्ट्रॉन होता है:

1. d-sublevel एक विशेष तरीके से भरा जाता है।

तथ्य यह है कि डी-सबलेवल की ऊर्जा नेक्स्ट एनर्जी लेयर के एस-सबलेवल की ऊर्जा से अधिक है। और जैसा कि हम जानते हैं, इलेक्ट्रॉन परमाणु में उस स्थिति को लेने की कोशिश करता है, जहां उसकी ऊर्जा न्यूनतम होगी।

इसलिए 3p सबलेवल को भरने के बाद पहले 4s सबलेवल को भरा जाता है, उसके बाद 3d सबलेवल को भरा जाता है।

और 3d सबलेवल के पूरी तरह से भर जाने के बाद ही 4p सबलेवल को भरा जाता है।

यह चौथे ऊर्जा स्तर के साथ भी ऐसा ही है। 4p सबलेवल भरने के बाद, 5s सबलेवल को अगला भरा जाता है, उसके बाद 4d सबलेवल को भरा जाता है। और इसके बाद केवल 5p।

1. और एक और बिंदु है, डी-सबलेवल भरने के संबंध में एक नियम।

तब एक घटना होती है जिसे . कहा जाता है असफलता. विफलता के मामले में, अगले ऊर्जा स्तर के एस-उप-स्तर से एक इलेक्ट्रॉन सचमुच डी-इलेक्ट्रॉन तक गिर जाता है।

परमाणु की जमीनी और उत्तेजित अवस्थाएँ।

जिन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास हमने अब बनाए हैं, उन्हें परमाणु कहा जाता है बुनियादी शर्त. यानी यह एक सामान्य, स्वाभाविक, आप चाहें तो अवस्था है।

जब कोई परमाणु बाहर से ऊर्जा प्राप्त करता है, तो उत्तेजना हो सकती है।

उत्तेजनाएक युग्मित इलेक्ट्रॉन का एक खाली कक्षीय में संक्रमण है, बाहरी ऊर्जा स्तर के भीतर.

उदाहरण के लिए, कार्बन परमाणु के लिए:

उत्तेजना कई परमाणुओं की विशेषता है। इसे याद रखना चाहिए, क्योंकि उत्तेजना परमाणुओं की एक दूसरे से बांधने की क्षमता को निर्धारित करती है। याद रखने वाली मुख्य बात वह स्थिति है जिसके तहत उत्तेजना हो सकती है: एक युग्मित इलेक्ट्रॉन और बाहरी ऊर्जा स्तर में एक खाली कक्षीय।

ऐसे परमाणु होते हैं जिनमें कई उत्तेजित अवस्थाएँ होती हैं:

आयन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास।

आयन ऐसे कण होते हैं जो परमाणु और अणु इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने या खोने से बदल जाते हैं। इन कणों में एक चार्ज होता है, क्योंकि वे या तो "पर्याप्त नहीं" इलेक्ट्रॉन होते हैं, या उनकी अधिकता। धनावेशित आयन कहलाते हैं फैटायनों, नकारात्मक - आयनों.

क्लोरीन परमाणु (कोई आवेश नहीं है) एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है। इलेक्ट्रॉन पर क्रमशः 1- (एक ऋण) का आवेश होता है, एक कण का निर्माण होता है जिस पर ऋणात्मक आवेश अधिक होता है। क्लोरीन आयन:

सीएल 0 + 1e → सीएल -

लिथियम परमाणु (जिसमें कोई चार्ज नहीं होता) एक इलेक्ट्रॉन खो देता है। एक इलेक्ट्रॉन में 1+ (एक प्लस) का चार्ज होता है, एक कण बनता है, जिसमें एक नकारात्मक चार्ज नहीं होता है, यानी इसका चार्ज सकारात्मक होता है। लिथियम कटियन:

ली 0 - 1e → ली +

आयनों में बदलकर, परमाणु ऐसा विन्यास प्राप्त करते हैं कि बाहरी ऊर्जा स्तर "सुंदर" हो जाता है, अर्थात पूरी तरह से भर जाता है। यह विन्यास सबसे थर्मोडायनामिक रूप से स्थिर है, इसलिए परमाणुओं के आयनों में बदलने का एक कारण है।

और इसलिए, आठवीं-ए समूह (मुख्य उपसमूह का आठवां समूह) के तत्वों के परमाणु, जैसा कि अगले पैराग्राफ में कहा गया है, महान गैस हैं, जैसे रासायनिक रूप से निष्क्रिय हैं। जमीनी अवस्था में उनकी निम्नलिखित संरचना होती है: बाहरी ऊर्जा स्तर पूरी तरह से भरा होता है। अन्य परमाणु, जैसा कि यह थे, इन सबसे महान गैसों के विन्यास को प्राप्त करते हैं, और इसलिए आयनों में बदल जाते हैं और रासायनिक बंधन बनाते हैं।

बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणुओं और आयनों की संरचना

एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के रूप में मौजूद होता है इलेक्ट्रॉन बादल, अर्थात्, परमाणु अंतरिक्ष का एक निश्चित क्षेत्र, जो लगभग 90% आवेश और इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान को कवर करता है। अंतरिक्ष के इस क्षेत्र को कहा जाता है कक्षा का. एक परमाणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को पूरी तरह से चित्रित करने के लिए, इसके लिए चार क्वांटम संख्याओं के मूल्यों को इंगित करना आवश्यक है: मुख्य एन , कक्षीय मैं चुंबकीय एम एल और स्पिन एमएस .

मुख्य क्वांटम संख्याइलेक्ट्रॉन के मुख्य ऊर्जा भंडार और इलेक्ट्रॉन बादल के आकार की विशेषता है। यह केवल 1 और के बीच सकारात्मक पूर्णांक मान ले सकता है। अधिक से अधिक मूल्य एन, इलेक्ट्रॉन बादल का आकार जितना बड़ा होगा। इलेक्ट्रॉनिक राज्यों का एक संग्रह जिनका मूल्य समान है एन, कहा जाता है इलेक्ट्रॉनिक परतया ऊर्जा स्तर. ऊर्जा स्तरों के लिए निम्नलिखित अक्षर पदनाम स्वीकार किए जाते हैं

पर एन= 1 इलेक्ट्रॉन ऊर्जा का न्यूनतम मान होता है इ 1 = -13.6 ईवी। इलेक्ट्रॉन की इस अवस्था को कहते हैं मुख्यया सामान्य. राज्यों के बाद से एन= 2, 3, 4... कहलाते हैं उत्तेजित. उनसे संबंधित ऊर्जाएँ संबंधित हैं इ 1 अभिव्यक्ति

जब एक इलेक्ट्रॉन एक ऊर्जा स्तर से दूसरे ऊर्जा स्तर पर जाता है, तो विद्युत चुम्बकीय ऊर्जा D की एक मात्रा अवशोषित या उत्सर्जित होती है इ

कहाँ पे साथप्रकाश की गति है ( साथ= 3×10 8 मीटर/सेकण्ड); साथ/एल \u003d एन - विकिरण आवृत्ति, एस -1।

कक्षा का(अन्यथा पक्षया दिगंश) क्वांटम संख्या इलेक्ट्रॉन की गति के क्षण को निर्धारित करती है और इलेक्ट्रॉन बादल के आकार को दर्शाती है। सभी पूर्णांक मान 0 से ( एन- एक)। प्रत्येक मान मैंइलेक्ट्रॉन बादल के अपने आकार से मेल खाती है: at मैं= 0 - गोलाकार; मैं= 1 - डम्बल; मैं= 2 - दो डम्बल समकोण पर प्रतिच्छेद करते हैं।

समान ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉनों का मान समान होता है मैं, प्रपत्र ऊर्जा उपस्तर, जिसमें निम्नलिखित अक्षर पदनाम हैं

प्रत्येक स्तर के उप-स्तरों में ऊर्जा मान कुछ भिन्न होते हैं। उप-स्तरों की संख्या जिसमें ऊर्जा स्तर विभाजित होता है, स्तर संख्या के बराबर होता है, अर्थात मान एन.

कुछ मूल्यों के अनुरूप एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति एनतथा मैं, डिजिटल मूल्य के संयोजन के रूप में लिखा जाता है एनऔर पत्र मैं(उदाहरण के लिए, जब एन= 3 और मैं= 1 लिखो 3 पी).

चुंबकीय क्वांटम संख्याइलेक्ट्रॉन बादल के स्थानिक अभिविन्यास की विशेषता है, से सभी पूर्णांक मान लेता है - मैंइससे पहले +ली, कुल मिलाकर प्रत्येक सबलेवल में (2 मैं+ 1) मान। स्वीकृत मूल्यों की संख्या एम एल, अंतरिक्ष में किसी दिए गए प्रकार के इलेक्ट्रॉन बादल की संभावित स्थितियों की संख्या को इंगित करता है, अर्थात एक उप-स्तर में कक्षकों की संख्या। हाँ, कोई भी एससबलेवल में एक कक्षीय होता है, पी- सबलेवल - 3 से, डी- सबलेवल - 5 से, और एफ- सबलेवल - 7. में से। एक ही लेवल के सभी ऑर्बिटल्स में एक ही एनर्जी होती है और उन्हें कहा जाता है पतित.

एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति, क्वांटम संख्याओं के मूल्यों की विशेषता एन, एलतथा एम एल, कहा जाता है परमाणु कक्षीय(एओ)।

स्पिन क्वांटम संख्याअपनी धुरी के चारों ओर घूमने से जुड़े इलेक्ट्रॉन के आंतरिक यांत्रिक क्षण की विशेषता है। यह केवल दो मान ले सकता है एमएस= +1/2 और एमएस = – 1/2.

AO के ऊपर एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का वितरण करते समय, कई सिद्धांत और नियम देखे जाते हैं। के अनुसार न्यूनतम ऊर्जा सिद्धांतएक परमाणु में इलेक्ट्रॉन सबसे पहले उन AOs पर कब्जा कर लेते हैं जो इलेक्ट्रॉन ऊर्जा के निम्नतम मान के अनुरूप होते हैं। इस सिद्धांत के कार्यान्वयन के आधार पर किया जाता है क्लेचकोवस्की नियम:

तत्व की परमाणु संख्या में वृद्धि के साथ, इलेक्ट्रॉनों को एओ पर क्रमिक रूप से योग के रूप में रखा जाता है ( एन+एल); इस राशि के समान मूल्यों के लिए, संख्या के छोटे मान वाला कक्षीय पहले भरा जाता है एन .

क्लेचकोवस्की नियम के अनुसार, ऊर्जा के स्तर को भरना मूल रूप से निम्नलिखित श्रृंखला से मेल खाता है: 1 एस, 2एस, 2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी, 6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एस, 5एफ, 6डी, 7पीआदि।

समान स्तर के अपक्षयी कक्षक के अनुसार इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं हंड (हंड) का नियम:

ऊर्जा उप-स्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉनों को व्यवस्थित किया जाता है ताकि उनका कुल स्पिन अधिकतम हो।

इसका मतलब यह है कि पहले इलेक्ट्रॉन एक समय में सबलेवल एक के सभी मुक्त ऑर्बिटल्स को भरते हैं, जिसमें समान रूप से निर्देशित स्पिन होते हैं, और उसके बाद ही ये एओ दूसरे (युग्मित) इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं। के अनुसार पाउली सिद्धांतएक एओ में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जो एक दूसरे से मूल्य से भिन्न होते हैं एमएस. इस प्रकार, किसी की अधिकतम इलेक्ट्रॉनिक क्षमता एस-उपस्तर दो के बराबर है, पी- सबलेवल - छह, डी- सबलेवल - 10 इ, एक एफ- सबलेवल - 14 इ.

ऊर्जा स्तर पर AO की कुल संख्या सूत्र द्वारा निर्धारित की जाती है

एनएओ = एन 2 (6)

एक स्तर में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या की गणना समीकरण से की जा सकती है

एन ई = 2एन 2 (7)

जब एक परमाणु से एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन हटा दिए जाते हैं, तो यह एक धनावेशित आयन बन जाता है। कटियन, जिसका आवेश हटाए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर है। एक परमाणु से एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों के जुड़ाव से ऋणात्मक आयन का निर्माण होता है - ऋणायन, जिसका ऋणात्मक आवेश प्राप्त इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर है।

जब एक धनायन बनता है, तो सबसे पहले, परमाणु बाहरी ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देता है, क्योंकि इस मामले में एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने की ऊर्जा लागत न्यूनतम होगी। जब एक आयन बनता है, तो इलेक्ट्रॉनों को न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार स्तरों पर रखा जाता है।

वैलेंसइलेक्ट्रॉन कहलाते हैं जो बाहरी ऊर्जा स्तर पर स्थित होते हैं और इलेक्ट्रॉनिक परत के अंत से दूसरे (लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स - तीसरे के लिए) के अलग-अलग सबलेवल होते हैं, जो पूरी तरह से नहीं बनते हैं, यानी सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या नहीं है सीमा मूल्य पर पहुंच गया।

वे तत्व जिनके परमाणु भरे होते हैं एस-ऑर्बिटल्स परिवार के हैं एस-तत्व; जिसमें भरा हुआ है पीसबलेवल, परिवार के हैं पी-तत्व, आदि

उदाहरण 1 E2- आयन के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की क्वांटम संख्याएँ हैं:

इलेक्ट्रॉन संख्या एन एल एम एल एम एस

तत्व की क्रमिक संख्या निर्धारित करें और उसका नाम दें।

समाधान

आयन ई 2-: ... 3 . का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र एस 2 3पीएक । दो अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों को हटाने के बाद, परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास E: ... 3 . का रूप लेगा एसएक । लुप्त इलेक्ट्रॉनों को जोड़ें E:1 एस 2 2एस 2 2पी 6 3एसएक । इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या (2 + 2 + 6 + 1) \u003d 11, जिसका अर्थ है कि यह तत्व संख्या 11 है - सोडियम Na।

उदाहरण 2क्रमांक 27 के साथ तत्व का पूरा इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। इसके संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को चिह्नित कीजिए और उनके लिए सभी क्वांटम संख्याओं के मान बताइए। यह परमाणु किस इलेक्ट्रॉन परिवार से संबंधित है? दो संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को हटाने के बाद किसी दिए गए परमाणु के संयोजकता उपस्तरों का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

समाधान

27 नंबर वाला तत्व - कोबाल्ट कंपनी। हम इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाते हैं

27 सह: 1 एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 7

संयोजकता इलेक्ट्रॉन 4 इलेक्ट्रॉन होते हैं एसऔर 3 डीउपस्तर। नौ वैलेंस इलेक्ट्रॉनों में से प्रत्येक के लिए क्वांटम संख्या मान हैं

इलेक्ट्रॉन संख्या एन एल एम एल एम एस

चूंकि सबलेवल भरा हुआ है डी, तो कोबाल्ट परिवार से संबंधित है डी-तत्व।

जब कोबाल्ट परमाणु से दो इलेक्ट्रॉन अलग होते हैं, तो एक Co 2+ आयन बनता है। संयोजकता इलेक्ट्रॉनों का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र Co 2+: ... 4 डी 7 5एस 0 .

उदाहरण 3सामान्य और उत्तेजित अवस्था में सिलिकॉन परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

समाधान

सिलिकॉन परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में 14 इलेक्ट्रॉन होते हैं। सामान्य स्थिति में सी 14:1 एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 2. उत्तेजित होने पर, युग्मित इलेक्ट्रॉनों में से एक 3 एस-ऑर्बिटल्स सबलेवल 3 . में चले जाएंगे पीऔर इलेक्ट्रॉनिक सूत्र रूप लेगा

सी+ इ® सी * : 1 एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 1 3पी 3 .

सिलिकॉन परमाणु का और अधिक उत्तेजन असंभव है, क्योंकि परमाणु के सभी संयोजकता इलेक्ट्रॉन अयुग्मित होते हैं।

कार्य

1. जमीनी अवस्था में किस तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1 . है एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2? किसी दिए गए परमाणु में इलेक्ट्रॉनों द्वारा व्याप्त ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों की कुल संख्या निर्धारित करें।

2. हंड के नियम का उपयोग करते हुए, परमाणुओं की निम्नतम ऊर्जा अवस्था के अनुरूप कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों को वितरित करें: मैंगनीज, नाइट्रोजन, सिलिकॉन।

3. कितने फ्री एफ-ऑर्बिटल्स क्रमांक 59, 60, 90, 93 वाले तत्वों के परमाणुओं में समाहित होते हैं? हंड के नियम का उपयोग करते हुए, इन तत्वों के परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रॉनों को कक्षाओं के बीच वितरित करें।

4. अभी तक अनदेखे तत्वों संख्या 110 और संख्या 113 के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए और संकेत कीजिए कि वे आवर्त प्रणाली में क्या स्थान लेंगे।

5. किसी तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1 . होता है एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3आर 6. इसके लिए आयन ई - और सशर्त आयन ई 7+ के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें।

6. क्रमांक 21 और 23 वाले तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। कितने मुक्त डी-इन तत्वों के परमाणुओं में कक्षक? तत्वों के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को निर्दिष्ट करें।

7. परमाणुओं और आयनों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए: Se, Ti 2+, V 3-। उनके संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को नामांकित कीजिए।

8. किसी परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए और उस तत्व का नाम लिखिए, यदि संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की क्वांटम संख्याओं का मान समान हो:

9. किन आवर्तों के तत्वों के लिए बाहरी परत के इलेक्ट्रॉनों को योग के मान द्वारा अभिलक्षित किया जाता है ( एन+एल) = 5? ये तत्व किस इलेक्ट्रॉनिक परिवार से संबंधित हैं?

10. कणों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए: Br - , Br + , Br 5+ । Br+ आयन के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की क्वांटम संख्याएँ लिखिए।

11. एक इरिडियम परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या ज्ञात कीजिए। इस परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की क्वांटम संख्या के मान निर्दिष्ट करें।

12. सल्फर परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए, इस परमाणु में सामान्य और उत्तेजित अवस्था में कितने अयुग्मित इलेक्ट्रॉन हैं? S2 और S4+ के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र क्या हैं?

13. कितने और क्या स्थानिक अभिविन्यास डीऑर्बिटल्स क्या आप जानते हैं? इसके लिए क्वांटम संख्या क्या है?

14. परमाणुओं और आयनों के पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें: Zn 4-, Kr, Se 2+। उनके संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को नामांकित कीजिए।

15. तत्व का क्रमांक ज्ञात कीजिए और परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए, यदि उसमें दो इलेक्ट्रॉन जोड़ने के बाद संयोजकता उपस्तरों की क्वांटम संख्याएँ इस प्रकार हैं:

16. कणों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें: Po, Bi 3+, Mn 2-। उनके संयोजकता उपस्तरों के इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक आरेख बनाइए।

17. थैलियम और क्रिप्टन परमाणुओं के संयोजकता उपस्तरों की संपूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र और इलेक्ट्रॉनिक ग्राफिक योजना लिखिए।

18. इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या निर्धारित करें न कि 8 ऊर्जा स्तर।

19. कितने फ्री डी-ऑर्बिटल्स टाइटेनियम और वैनेडियम के परमाणुओं में मौजूद हैं? इन परमाणुओं के लिए बाहरी परत की क्वांटम संख्याओं के मान लिखिए।

20. ऊर्जा उप-स्तर के इलेक्ट्रॉनों के लिए चुंबकीय क्वांटम संख्या के कितने मान संभव हैं, जिनकी कक्षीय क्वांटम संख्या है: a) मैं= 3; बी) मैं = 4?

21. किस तत्व के परमाणु में तीन इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से प्रत्येक के लिए एन= 3 और मैं= 1? उनके लिए चुंबकीय क्वांटम संख्या के मान क्या हैं? क्या इस परमाणु में युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं?

22. क्रम संख्या 27 और 60 वाले तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं। इन तत्वों के आयनों के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के लिए सभी क्वांटम संख्याओं के मूल्यों को + 1 और -1 के साथ इंगित करें।

23. क्या विन्यास मौजूद हो सकते हैं आर 7 या डी 12 - इलेक्ट्रॉन। क्यों? क्रमांक 22 वाले किसी तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए और उसके संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को इंगित कीजिए।

24. क्रमांक 15 और 28 वाले तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। अधिकतम स्पिन क्या है? आर-इलेक्ट्रॉनों के परमाणुओं में पहले और डी-दूसरे तत्व के परमाणुओं पर इलेक्ट्रॉन।

25. किस तत्व के एक परमाणु की बाहरी और अंतिम इलेक्ट्रॉन परतों की संरचना निम्नलिखित है 2 एस 2 2आर 6 3एस 2 3आर

26. किस तत्व के परमाणु में बाहरी और अंतिम इलेक्ट्रॉन परतों की निम्नलिखित संरचना होती है 3 एस 2 3आर 6 3डी 3 4एस 2? उनके लिए सामान्य अवस्था में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की क्वांटम संख्याएँ लिखिए।

27. किस तत्व के परमाणु में बाहरी और अंतिम इलेक्ट्रॉन परतों की निम्नलिखित संरचना होती है 3 एस 2 3आर 6 3डी 10 4एस 2 4आर 5 ? उनके लिए उत्तेजित अवस्था में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की क्वांटम संख्याएँ लिखिए।

28. किस तत्व के परमाणु में बाहरी और अंतिम इलेक्ट्रॉन परतों की निम्नलिखित संरचना होती है 4 एस 2 4आर 6 4डी 7 5एसएक ? उत्तेजित अवस्था में उनके लिए पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

29. किस तत्व के परमाणु में बाहरी और अंतिम इलेक्ट्रॉन परतों की निम्नलिखित संरचना होती है 4 एस 2 4आर 6 4डी 10 5एस 0? उत्तेजित अवस्था में उनके लिए पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

30. कितने मुफ्त डीनाइओबियम और जिरकोनियम के परमाणुओं में ऑर्बिटल्स मौजूद होते हैं? इन परमाणुओं के लिए बाहरी परत की क्वांटम संख्याओं के मान लिखिए।

परमाणु तीन प्रकार के छोटे-छोटे कणों से मिलकर बने होते हैं। परमाणु के केंद्र में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन द्वारा निर्मित एक नाभिक होता है। नाभिक के चारों ओर इलेक्ट्रॉन होते हैं जो इलेक्ट्रॉन के गोले बनाते हैं। इलेक्ट्रॉनों की संख्या आमतौर पर नाभिक में प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है। नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या भिन्न हो सकती है: शून्य से कई दसियों तक।

एक प्रोटॉन का द्रव्यमान लगभग एक न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के बराबर होता है। उनके द्रव्यमान की तुलना में, एक इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान नगण्य होता है। इलेक्ट्रॉन तथाकथित ऋणावेशित कण हैं, प्रोटॉन धनावेशित कण हैं। न्यूट्रॉन अनावेशित या विद्युत रूप से तटस्थ कण होते हैं (हम सीखेंगे कि विद्युत आवेश क्या है और इसके संकेत § 8-c में कैसे निर्धारित किए जाते हैं)।

नाभिक के कण विशेष परमाणु बलों द्वारा एक दूसरे से मजबूती से बंधे होते हैं। नाभिक के प्रति इलेक्ट्रॉनों का आकर्षण प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के पारस्परिक आकर्षण की तुलना में बहुत कमजोर होता है, इसलिए इलेक्ट्रॉन (नाभिक - प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के कणों के विपरीत) अपने परमाणुओं से अलग हो सकते हैं और दूसरों की ओर बढ़ सकते हैं।

इलेक्ट्रॉन संक्रमण के परिणामस्वरूप, आयन बनते हैं - परमाणु या परमाणुओं के समूह जिनमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या प्रोटॉन की संख्या के बराबर नहीं होती है। यदि किसी आयन में धनावेशित कणों की तुलना में अधिक ऋणावेशित कण होते हैं, तो ऐसे आयन को ऋणात्मक कहा जाता है। अन्यथा, आयन को धनात्मक कहा जाता है। आकृति का ऊपरी भाग एक परमाणु द्वारा एक इलेक्ट्रॉन के नुकसान को दर्शाता है, अर्थात एक सकारात्मक आयन का निर्माण। आकृति के निचले भाग में एक परमाणु से ऋणात्मक आयन का निर्माण होता है।

पदार्थों में आयन बहुत आम हैं, उदाहरण के लिए, वे बिना किसी अपवाद के सभी धातुओं में हैं। इसका कारण यह है कि धातु के प्रत्येक परमाणु से एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन अलग हो जाते हैं और धातु के अंदर चले जाते हैं, जिससे तथाकथित इलेक्ट्रॉन गैस बनती है। इलेक्ट्रॉनों के नुकसान के कारण, यानी नकारात्मक कण, धातु के परमाणु सकारात्मक आयन बन जाते हैं। यह किसी भी अवस्था में धातुओं के लिए सच है - ठोस, तरल या गैसीय (उदाहरण के लिए, पारा वाष्प के लिए)।

आप पहले से ही जानते हैं कि ठोस अवस्था में सभी धातुएँ क्रिस्टल होती हैं (देखें 7)। सभी धातुओं के आयनों को एक व्यवस्थित तरीके से व्यवस्थित किया जाता है, जिससे क्रिस्टल जाली बनती है। तरल या गैसीय अवस्था में धातुओं में आयनों की कोई व्यवस्थित व्यवस्था नहीं होती है, लेकिन इलेक्ट्रॉन गैस अभी भी मौजूद है।

कुछ आयनों का निर्माण कई परमाणुओं द्वारा किया जा सकता है। उदाहरण के लिए, जलीय घोल में H2SO4 सल्फ्यूरिक एसिड अणु सकारात्मक हाइड्रोजन आयनों में विघटित हो जाते हैं, जिनमें से प्रत्येक में एक परमाणु होता है, और एसिड अवशेषों के नकारात्मक आयन होते हैं, जिनमें से प्रत्येक में पांच परमाणु होते हैं (आंकड़ा देखें)।

तटस्थ अणुओं (आयनीकरण) से आयनों का निर्माण विभिन्न कारणों से हो सकता है। उनमें से एक, विघटन, हमने अभी विचार किया है। दूसरा कारण तापमान में वृद्धि है। इस मामले में, अणुओं और उन्हें बनाने वाले परमाणुओं दोनों के कंपन की सीमा बढ़ जाती है। यदि तापमान एक निश्चित मान से अधिक हो जाता है, तो अणु विघटित हो जाएगा, और आयन बनेंगे। घर्षण, बिजली, प्रकाश, विकिरण की क्रिया के तहत भी आयनीकरण हो सकता है।