सोडियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र। तत्वों के परमाणुओं के पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

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

परमाणु की अवधारणा की उत्पत्ति हुई प्राचीन विश्वपदार्थ के कणों के पदनाम के लिए। ग्रीक में, परमाणु का अर्थ है "अविभाज्य"।

इलेक्ट्रॉनों

आयरिश भौतिक विज्ञानी स्टोनी, प्रयोगों के आधार पर, इस निष्कर्ष पर पहुंचे कि बिजली स्थानांतरित की जाती है छोटे कण, सभी के परमाणुओं में विद्यमान रासायनिक तत्व. $1891$ में, स्टोनी ने इन कणों को कॉल करने का प्रस्ताव रखा इलेक्ट्रॉनों, जिसका ग्रीक में अर्थ है "एम्बर"।

इलेक्ट्रॉन को अपना नाम मिलने के कुछ साल बाद, अंग्रेजी भौतिक विज्ञानीजोसेफ थॉमसन और फ्रांसीसी भौतिक विज्ञानीजीन पेरिन ने साबित किया कि इलेक्ट्रॉन ले जाते हैं ऋणात्मक आवेश. यह सबसे छोटा ऋणात्मक आवेश है, जिसे रसायन शास्त्र में इकाई $(–1)$ के रूप में लिया जाता है। थॉमसन भी इलेक्ट्रॉन की गति (यह प्रकाश की गति के बराबर है - $300,000$ किमी/सेकेंड) और इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान (यह $1836$ गुना है) निर्धारित करने में कामयाब रहा कम द्रव्यमानहाइड्रोजन परमाणु)।

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

निष्कर्ष निकाला गया था: इलेक्ट्रॉन उस सामग्री के परमाणुओं से बच जाते हैं जिससे कैथोड बनाया जाता है।

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

एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति

एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति के बारे में जानकारी के एक समूह के रूप में समझा जाता है ऊर्जाविशिष्ट इलेक्ट्रॉन in स्थानजिसमें यह स्थित है। हम पहले से ही जानते हैं कि एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन में गति का कोई प्रक्षेपवक्र नहीं होता है, अर्थात। के बारे में ही बात कर सकते हैं संभावनाओंइसे नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष में खोजना। यह नाभिक के आसपास के इस स्थान के किसी भी भाग में स्थित हो सकता है, और इसके विभिन्न पदों की समग्रता को एक निश्चित ऋणात्मक आवेश घनत्व वाले इलेक्ट्रॉन बादल के रूप में माना जाता है। लाक्षणिक रूप से, इसकी कल्पना इस प्रकार की जा सकती है: यदि किसी परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को एक सेकंड के सौवें या मिलियनवें हिस्से में फोटोग्राफ करना संभव होता, जैसे कि एक फोटो फिनिश में, तो ऐसी तस्वीरों में इलेक्ट्रॉन को एक बिंदु के रूप में दर्शाया जाएगा। जब ऐसी अनगिनत तस्वीरों के साथ मढ़ा जाता है, तो इलेक्ट्रॉन बादल का एक चित्र प्राप्त किया जाएगा उच्चतम घनत्वजहां सबसे अधिक अंक हैं।

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

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

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

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

एक पूर्णांक $n$ जो ऊर्जा स्तर की संख्या को दर्शाता है, प्रमुख क्वांटम संख्या कहलाता है।

यह किसी दिए गए ऊर्जा स्तर पर कब्जा करने वाले इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा की विशेषता है। पहले ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉनों, जो नाभिक के सबसे निकट होते हैं, की ऊर्जा सबसे कम होती है। पहले स्तर के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में, बाद के स्तरों के इलेक्ट्रॉनों की विशेषता होती है बड़ा स्टॉकऊर्जा। नतीजतन, बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से कम से कम मजबूती से बंधे होते हैं।

संख्या उर्जा स्तर(इलेक्ट्रॉनिक परतें) एक परमाणु में डी। आई। मेंडेलीव की प्रणाली में अवधि की संख्या के बराबर है, जिसमें रासायनिक तत्व संबंधित है: पहली अवधि के तत्वों के परमाणुओं में एक ऊर्जा स्तर होता है; दूसरी अवधि - दो; सातवीं अवधि - सात।

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

जहां $N$ इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या है; $n$ - स्तर संख्या, या मुख्य सांख्यिक अंक. नतीजतन: नाभिक के सबसे करीब के पहले ऊर्जा स्तर में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं; दूसरे पर - $8$ से अधिक नहीं; तीसरे पर - $18$ से अधिक नहीं; चौथे पर - $32$ से अधिक नहीं। और, बदले में, ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक परतें) कैसे व्यवस्थित होते हैं?

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

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

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

प्रिंसिपल क्वांटम संख्या, प्रकार और ऑर्बिटल्स की संख्या, सबलेवल और स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या।

ऊर्जा स्तर $(n)$	$n$ . के बराबर सबलेवल की संख्या	कक्षीय प्रकार	कक्षकों की संख्या		इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या
			सबलेवल में	$n^2$ . के बराबर स्तर में	सबलेवल में	$n^2$ . के बराबर स्तर पर
$ के (एन = 1) $	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$ एल (एन = 2) $	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2पैसा$	$3$		$6$
$ एम (एन = 3) $	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3पैसा$	$3$		$6$
		$3डी$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4पैसा$	$3$		$6$
		$4डी$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

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

$s$-sublevel - परमाणु नाभिक के निकटतम प्रत्येक ऊर्जा स्तर का पहला उप-स्तर, एक $s$-कक्षीय होता है;
$p$-sublevel - पहले, ऊर्जा स्तर को छोड़कर, प्रत्येक का दूसरा उप-स्तर, तीन $p$-ऑर्बिटल्स से बना है;
$d$-sublevel - तीसरे ऊर्जा स्तर से शुरू होने वाले प्रत्येक के तीसरे उप-स्तर में पांच $d$-ऑर्बिटल्स होते हैं;
चौथे ऊर्जा स्तर से शुरू होने वाले प्रत्येक के $f$-उप-स्तर में सात $f$-ऑर्बिटल्स होते हैं।

परमाणु नाभिक

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

रेडियोधर्मी किरणें तीन प्रकार की होती हैं:

$α$-किरणें, जिनमें $α$-कण होते हैं जिनका आवेश इलेक्ट्रॉन के आवेश का $2$ गुना होता है, लेकिन साथ में एक सकारात्मक संकेत, और द्रव्यमान $4$ गुना अधिक द्रव्यमानएक हाइड्रोजन परमाणु;
$β$-किरणें इलेक्ट्रॉनों की एक धारा हैं;
$γ$-किरणें - विद्युतचुम्बकीय तरंगेंएक नगण्य द्रव्यमान के साथ, विद्युत आवेश नहीं ले रहा है।

इसलिए, परमाणु है जटिल संरचना- इसमें एक धनात्मक आवेशित नाभिक और इलेक्ट्रॉन होते हैं।

परमाणु की व्यवस्था कैसे की जाती है?

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

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

गणनाओं से पता चला कि प्रेक्षित परिघटनाएँ तब घटित हो सकती हैं जब परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान और उसके सभी सकारात्मक आरोपएक छोटे में केंद्रित थे केंद्रीय कोर. कोर की त्रिज्या, जैसा कि यह निकला, 100,000 गुना है त्रिज्या से कमसंपूर्ण परमाणु, वह क्षेत्र जिसमें इलेक्ट्रॉन होते हैं जिनका ऋणात्मक आवेश होता है। अगर आवेदन करें लाक्षणिक तुलना, तो परमाणु के पूरे आयतन की तुलना लुज़्निकी के स्टेडियम और नाभिक से की जा सकती है - सॉकर बॉलमैदान के केंद्र में स्थित है।

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

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन

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

प्रोटानचार्ज है चार्ज के बराबरइलेक्ट्रॉन, लेकिन साइन $(+1)$, और द्रव्यमान में विपरीत, द्रव्यमान के बराबरहाइड्रोजन परमाणु (इसे रसायन शास्त्र में एक इकाई के रूप में स्वीकार किया जाता है)। प्रोटॉन को $↙(1)↖(1)p$ (या $р+$) द्वारा दर्शाया जाता है। न्यूट्रॉनचार्ज नहीं करते हैं, वे तटस्थ हैं और एक प्रोटॉन के द्रव्यमान के बराबर द्रव्यमान रखते हैं, अर्थात। $1$। न्यूट्रॉन को $↙(0)↖(1)n$ (या $n^0$) द्वारा दर्शाया जाता है।

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

एक परमाणु में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की संख्या का योग कहलाता है जन अंक. उदाहरण के लिए, जन अंकएल्यूमीनियम परमाणु:

चूँकि इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान, जो नगण्य है, की उपेक्षा की जा सकती है, यह स्पष्ट है कि परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान नाभिक में केंद्रित होता है। इलेक्ट्रॉनों को निम्नानुसार दर्शाया जाता है: $e↖(-)$।

चूँकि परमाणु विद्युत रूप से उदासीन होता है, अतः यह भी स्पष्ट है कि कि एक परमाणु में प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है। यह रासायनिक तत्व के परमाणु क्रमांक के बराबर होता हैइसे आवर्त सारणी में निर्दिष्ट किया गया है। उदाहरण के लिए, लोहे के परमाणु के नाभिक में $26$ प्रोटॉन होते हैं, और $26$ इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर चक्कर लगाते हैं। और न्यूट्रॉन की संख्या कैसे निर्धारित करें?

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

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

$56 – 26 = 30$.

तालिका प्राथमिक कणों की मुख्य विशेषताओं को दर्शाती है।

प्राथमिक कणों की मूल विशेषताएं।

आइसोटोप

एक ही तत्व के विभिन्न प्रकार के परमाणु जिनका नाभिकीय आवेश समान होता है लेकिन द्रव्यमान संख्या भिन्न होती है, समस्थानिक कहलाते हैं।

शब्द आइसोटोपदो से मिलकर बनता है ग्रीक शब्द:isos- वही और टोपोस- स्थान, का अर्थ है तत्वों की आवधिक प्रणाली में "एक स्थान पर कब्जा करना" (कोशिका)।

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

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

$↖(35)↙(17)(Cl)$ और $↖(37)↙(17)(Cl)$

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

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

हालांकि, हाइड्रोजन के समस्थानिक गुणों में बहुत भिन्न होते हैं क्योंकि उनके सापेक्ष में तेज गुना वृद्धि होती है परमाणु भार; उन्हें अलग-अलग नाम भी दिए गए हैं और रासायनिक संकेत: प्रोटियम - $↖(1)↙(1)(H)$; ड्यूटेरियम - $↖(2)↙(1)(H)$, या $↖(2)↙(1)(D)$; ट्रिटियम - $↖(3)↙(1)(H)$, या $↖(3)↙(1)(T)$।

अब हम एक आधुनिक, अधिक कठोर और वैज्ञानिक परिभाषारासायनिक तत्व।

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

प्रथम चार आवर्तों के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

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

पहली अवधि के तत्व।

योजना इलेक्ट्रॉनिक संरचनापरमाणु इलेक्ट्रॉन परतों (ऊर्जा स्तर) पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं।

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

ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्रपरमाणु न केवल स्तरों और उप-स्तरों पर, बल्कि कक्षाओं पर भी इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दिखाते हैं।

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

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

दूसरी अवधि के तत्व।

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

नियॉन परमाणु में, दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें $8$ इलेक्ट्रॉन 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 भर जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s-, 3p- और 3d-sublevels पर कब्जा कर सकते हैं।

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

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

एल्युमिनियम और उसके बाद के तत्वों के लिए, $3d$ का सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

$↙(18)(Ar)$ आर्गन

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

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

$Al$ से $Ar$ - $p$ . तक के सभी तत्व -तत्व।

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

चतुर्थ काल के तत्व।

पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं में चौथी इलेक्ट्रॉन परत होती है, $4s$-उप-स्तर भरा होता है, क्योंकि इसमें $3d$-sublevel की तुलना में कम ऊर्जा है। चतुर्थ आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए:

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

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

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

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

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

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

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

जस्ता के बाद के तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत, $4p$-उप-स्तर, भरना जारी है। $Ga$ से $Cr$ तक के तत्व - $r$ -तत्व।

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

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

$4f$ -तत्वबुलाया लैंथेनाइड्स

$5f$ -तत्वबुलाया एक्टिनाइड्स

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

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

$एस$ -तत्व;परमाणु के बाहरी स्तर का $s$-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; $s$-तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
$r$ -तत्व;परमाणु के बाहरी स्तर का $p$-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; $p$-तत्वों में समूह III-VIII के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
$डी$ -तत्व;परमाणु के बाहरी बाहरी स्तर का $d$-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; $d$-तत्वों में तत्व शामिल हैं पार्श्व उपसमूहसमूह I-VIII, अर्थात। $s-$ और $p-$तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधियों के अंतःसंबंधित दशकों के तत्व। उन्हें भी कहा जाता है संक्रमण तत्व;
$f$ -तत्व;बाहर परमाणु के तीसरे स्तर का $f-$उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।

परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास। परमाणुओं की जमीनी और उत्तेजित अवस्थाएँ

स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू. पाउली ने $1925$ में स्थापित किया कि एक परमाणु के एक कक्षक में अधिकतम दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।विपरीत (एंटीपैरेलल) स्पिन (अंग्रेजी से स्पिंडल के रूप में अनुवादित), यानी। ऐसे गुण रखते हैं जिन्हें सशर्त रूप से कल्पना की जा सकती है कि एक इलेक्ट्रॉन अपने काल्पनिक अक्ष के चारों ओर दक्षिणावर्त या वामावर्त घूमता है। इस सिद्धांत को कहा जाता है पाउली सिद्धांत।

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

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

$एस-$ कक्षा का, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एक गोलाकार आकृति होती है। हाइड्रोजन परमाणु इलेक्ट्रॉन $(n = 1)$ इस कक्षीय पर स्थित है और अयुग्मित है। इसके अनुसार उनका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या इलेक्ट्रोनिक विन्यास, इस तरह लिखा जाता है: $1s^1$। 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 हे के लिए, जिसमें एक ही $s-$ऑर्बिटल में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, 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 ऑर्बिटल्स हैं, एक $s$ और तीन $p$। द्वितीय-स्तर $s$-कक्षीय इलेक्ट्रॉनों ($2s$-कक्षकों) में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि नाभिक से $1s$-कक्षीय $(n = 2)$ के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में अधिक दूरी पर हैं। सामान्य तौर पर, $n$ के प्रत्येक मान के लिए एक $s-$ऑर्बिटल होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक समान मात्रा के साथ और इसलिए, इसी व्यास के साथ, $n$ के मान के रूप में बढ़ रहा है। $ऑर्बिटल बढ़ता है, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एक गोलाकार आकार होता है। हाइड्रोजन परमाणु इलेक्ट्रॉन $(n = 1)$ इस कक्षीय पर स्थित है और अयुग्मित है। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन, इस प्रकार लिखा गया है: $1s^1$। इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर की संख्या को अक्षर $ (1 ...) $ के सामने की संख्या से दर्शाया जाता है, लैटिन अक्षर सबलेवल (कक्षीय प्रकार) को दर्शाता है, और वह संख्या जो दाईं ओर लिखी जाती है पत्र (एक घातांक के रूप में) सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाता है।

एक हीलियम परमाणु $He$ के लिए, जिसमें एक ही $s-$ऑर्बिटल में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, 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 ऑर्बिटल्स हैं, एक $s$ और तीन $p$। दूसरे स्तर ($2s$-ऑर्बिटल्स) के $s-$ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि नाभिक से $1s$-कक्षीय $(n = 2)$ के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में अधिक दूरी पर हैं। सामान्य तौर पर, $n$ के प्रत्येक मान के लिए एक $s-$ऑर्बिटल होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक समान मात्रा होती है और इसलिए, इसी व्यास के साथ, $n$ के मान के बढ़ने पर बढ़ता है।

$r-$ कक्षा काइसमें डंबल या वॉल्यूम आठ का आकार होता है। सभी तीन $p$-ऑर्बिटल्स 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 $p$-ऑर्बिटल्स होते हैं। जैसे-जैसे $n$ का मान बढ़ता है, इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित $p$-ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लेते हैं और $x, y, z$ अक्षों के साथ निर्देशित होते हैं।

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

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

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

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

$↙(11)ना 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

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

$↙(11)ना 2,8,1;$$↙(17)क्ल 2,8,7;$$↙(18)एआर 2,8,8$।

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

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

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

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

बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके दर्शाया जाता है - वे तथाकथित को लिखते हैं ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र. 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 (कक्षीय) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, लेकिन एंटीपैरेलल स्पिन के साथ, और एफ हंड का नियम, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन एक समय में सबसे पहले मुक्त कोशिकाओं पर कब्जा कर लेते हैं और एक ही समय में होते हैं समान मूल्यस्पिन, और उसके बाद ही वे जोड़ी बनाते हैं, लेकिन पॉली सिद्धांत के अनुसार स्पिन पहले से ही विपरीत दिशा में निर्देशित होंगे।

तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते समय, ऊर्जा के स्तर का संकेत दिया जाता है (मुख्य क्वांटम संख्या के मान एनसंख्याओं के रूप में - 1, 2, 3, आदि), ऊर्जा उपस्तर (कक्षीय क्वांटम संख्या के मान) मैंअक्षरों के रूप में एस, पी, डी, एफ) और शीर्ष पर संख्या किसी दिए गए उप-स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करती है।

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

दूसरा तत्व हीलियम है, इसके परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं इसलिए हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 2 . होता है नहीं 1एस 2. पहली अवधि में केवल दो तत्व शामिल हैं, क्योंकि पहला ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, जिस पर केवल 2 इलेक्ट्रॉनों का ही कब्जा हो सकता है।

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

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

नियॉन परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भरना पूरा करता है आर-उप-स्तर, यह तत्व दूसरी अवधि समाप्त करता है, इसमें आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं, क्योंकि एस- और आर-उप-स्तरों में केवल आठ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।

तीसरी अवधि के तत्वों में इलेक्ट्रॉनों से भरने का एक समान क्रम होता है ऊर्जा उपस्तरतीसरे स्तर। इस अवधि के कुछ तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र हैं:

11 ना 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 1 ; 12 मिलीग्राम 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 ; 13 अली 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 1 ;

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

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

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

21वें तत्व से शुरू होकर - स्कैंडियम, तत्वों के परमाणुओं में, सबलेवल 3 इलेक्ट्रॉनों से भरने लगता है डी. इन तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र हैं:

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

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

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

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

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

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

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

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

छठी अवधि के तत्वों के लिए, इस भरने के आदेश का उल्लंघन किया जाता है। अवधि की शुरुआत में, हमेशा की तरह, दो तत्व होते हैं, जिनके परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है एस-बाहरी, छठे, स्तर का उपस्तर। अगले तत्व पर - लैंथेनम - इलेक्ट्रॉनों से भरना शुरू करता है डी-पिछले स्तर का सबलेवल, यानी। 5 डी. इलेक्ट्रॉनों के साथ इस भरने पर 5 डी-सबलेवल रुक जाता है और अगले 14 तत्व - सेरियम से ल्यूटेटियम तक - भरने लगते हैं एफ- चौथे स्तर का सबलेवल। ये सभी तत्व तालिका के एक सेल में शामिल हैं, और नीचे इन तत्वों की एक विस्तारित श्रृंखला है, जिसे लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

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

सप्तम, अपूर्ण, आवर्त के तत्वों के परमाणुओं में उपस्तरों को भरने का वही क्रम दिखाई देता है, जैसा कि ऊपर वर्णित है। हम छात्रों को ऊपर बताई गई सभी बातों को ध्यान में रखते हुए, 5वीं - 7वीं अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखने की अनुमति देते हैं।

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

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

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

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

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

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

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

क्लेचकोवस्की श्रृंखला

1* - तालिका संख्या 2 देखें।

3. हुंड का नियम: जब एक उपस्तर के कक्षक भरे जाते हैं निचला स्तरऊर्जा समानांतर स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था से मेल खाती है।

प्रारूपण|प्रस्तुत करना| इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

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

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

क्लेचकोवस्की श्रृंखला

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

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

इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

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

इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों की सूचनात्मकता

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

2. संभावित डिग्री| तत्व ऑक्सीकरण।

3. तत्व की रासायनिक प्रकृति।

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

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

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

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

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

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

2. संभावित डिग्री| तत्व ऑक्सीकरण।

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

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

जेड ई 0 - एन  जेड ई + एन

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

परमाणु से अलग होने वाले पहले बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनकी कक्षीय - अयुग्मित में एक जोड़ी नहीं होती है। एक ही स्तर के भीतर मुक्त कक्षकों की उपस्थिति में, बाह्य ऊर्जा की क्रिया के तहत, इलेक्ट्रॉनों का गठन होता है दिया गया स्तरजोड़े, उबले हुए, और फिर सभी को एक साथ अलग कर दिया। जोड़ी के इलेक्ट्रॉनों में से एक द्वारा ऊर्जा के एक हिस्से के अवशोषण और उच्चतम उप-स्तर में संक्रमण के परिणामस्वरूप होने वाली हानि की प्रक्रिया को कहा जाता है उत्तेजना प्रक्रिया।

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

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

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

जेड ई 0 + ने  जेड ई - एन

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

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

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 की जानी चाहिए: क्रमिक संख्यातत्व, पहले से चिपकाए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या को हटा दिया 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 फॉर्मूला बनाने के लिए, आपको आवश्यकता होगी आवधिक प्रणालीमेंडेलीव। वहां अपना रासायनिक तत्व खोजें और अवधि देखें - यह होगा संख्या के बराबर हैउर्जा स्तर। 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 हाइलाइट्स 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 दिखाता है कि एक परमाणु में कितनी इलेक्ट्रॉन परतें और कितने इलेक्ट्रॉन होते 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।

6.6. क्रोमियम, तांबा और कुछ अन्य तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की विशेषताएं

यदि आपने परिशिष्ट 4 को ध्यान से देखा है, तो आपने शायद देखा है कि कुछ तत्वों के परमाणुओं के लिए, इलेक्ट्रॉनों के साथ कक्षकों को भरने के क्रम का उल्लंघन होता है। कभी-कभी इन उल्लंघनों को "अपवाद" कहा जाता है, लेकिन ऐसा नहीं है - प्रकृति के नियमों का कोई अपवाद नहीं है!

इस तरह के उल्लंघन वाला पहला तत्व क्रोमियम है। आइए इसकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर अधिक विस्तार से विचार करें (चित्र 6.16 .) ए) क्रोमियम परमाणु में 4 . होता है एस-सुबलेवल दो नहीं है, जैसा कि कोई उम्मीद करेगा, लेकिन केवल एक इलेक्ट्रॉन। लेकिन 3 . के लिए डी-सबलेवल पांच इलेक्ट्रॉन, लेकिन यह सबलेवल 4 . के बाद भर जाता है एस-उपस्तर (चित्र 6.4 देखें)। ऐसा क्यों होता है, इसे समझने के लिए आइए देखें कि इलेक्ट्रॉन बादल क्या होते हैं 3 डीइस परमाणु का निम्न स्तर।

पांच में से प्रत्येक 3 डी-इस मामले में बादल एक इलेक्ट्रॉन द्वारा बनते हैं। जैसा कि आप इस अध्याय के 4 से पहले ही जानते हैं, इन पांच इलेक्ट्रॉनों का सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल गोलाकार होता है, या, जैसा कि वे कहते हैं, गोलाकार रूप से सममित। इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की प्रकृति के अनुसार अलग दिशा 1 . जैसा दिखता है एस-ईओ. सबलेवल की ऊर्जा जिसके इलेक्ट्रॉन इस तरह के बादल बनाते हैं, कम सममित बादल के मामले में कम हो जाती है। इस स्थिति में, कक्षकों की ऊर्जा 3 डी-उप-स्तर ऊर्जा के बराबर है 4 एस-कक्षीय। जब समरूपता भंग हो जाती है, उदाहरण के लिए, जब छठा इलेक्ट्रॉन प्रकट होता है, तो कक्षकों की ऊर्जा 3 . होती है डी-उप-स्तर फिर से ऊर्जा से अधिक हो जाता है 4 एस-कक्षीय। इसलिए, मैंगनीज परमाणु में फिर से 4 . के लिए दूसरा इलेक्ट्रॉन होता है एस-एओ।
गोलाकार समरूपता में आधे और पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे किसी भी सबलेवल का एक सामान्य बादल होता है। इन मामलों में ऊर्जा में कमी है सामान्य चरित्रऔर यह इस बात पर निर्भर नहीं करता है कि कोई सबलेवल आधा है या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा है। और यदि ऐसा है, तो हमें परमाणु में अगले उल्लंघन की तलाश करनी चाहिए, जिसमें इलेक्ट्रॉन शेल में नौवां "आता है" डी-इलेक्ट्रॉन। दरअसल, तांबे के परमाणु में 3 . होता है डी-उप-स्तर 10 इलेक्ट्रॉन, और 4 एस- केवल एक सबलेवल है (चित्र 6.16 .) बी).
एक पूर्ण या आधे भरे उपस्तर के कक्षकों की ऊर्जा में कमी कई महत्वपूर्ण रासायनिक परिघटनाओं का कारण है, जिनमें से कुछ से आप परिचित होंगे।

6.7. बाहरी और वैलेंस इलेक्ट्रॉन, ऑर्बिटल्स और सबलेवल

रसायन विज्ञान में, पृथक परमाणुओं के गुणों का, एक नियम के रूप में, अध्ययन नहीं किया जाता है, क्योंकि लगभग सभी परमाणु, का हिस्सा हैं विभिन्न पदार्थ, प्रपत्र रासायनिक बन्ध. परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की परस्पर क्रिया के दौरान रासायनिक बंध बनते हैं। सभी परमाणुओं के लिए (हाइड्रोजन को छोड़कर), सभी इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं: बोरॉन के लिए, पांच में से तीन इलेक्ट्रॉन, कार्बन के लिए, छह में से चार, और, उदाहरण के लिए, बेरियम के लिए, पचास में से दो- छह। इन "सक्रिय" इलेक्ट्रॉनों को कहा जाता है अणु की संयोजन क्षमता.

कभी-कभी अणु की संयोजन क्षमताउलझन में बाहरीइलेक्ट्रॉन, लेकिन वे एक ही चीज नहीं हैं।

बाहरी इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉन बादलों में अधिकतम त्रिज्या (और प्रमुख क्वांटम संख्या का अधिकतम मान) होता है।

बिल्कुल बाहरी इलेक्ट्रॉनसबसे पहले बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं, यदि केवल इसलिए कि जब परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं, तो इन इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित इलेक्ट्रॉन बादल सबसे पहले संपर्क में आते हैं। लेकिन उनके साथ, इलेक्ट्रॉनों का हिस्सा भी एक बंधन के निर्माण में भाग ले सकता है। पूर्व-बाहरी(अंतिम) परत, लेकिन केवल अगर उनके पास एक ऊर्जा है जो बाहरी इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा से बहुत अलग नहीं है। परमाणु के वे तथा अन्य इलेक्ट्रॉन दोनों संयोजकता हैं। (लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स में, यहां तक कि कुछ "पूर्व-बाहरी" इलेक्ट्रॉन भी वैलेंस होते हैं)
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा परमाणु के अन्य इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा की तुलना में बहुत अधिक होती है, और वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक दूसरे से ऊर्जा में बहुत कम भिन्न होते हैं।
बाहरी इलेक्ट्रॉन हमेशा संयोजकता तभी होते हैं जब परमाणु बिल्कुल भी रासायनिक बंध बना सकता है। तो, हीलियम परमाणु के दोनों इलेक्ट्रॉन बाहरी हैं, लेकिन उन्हें संयोजकता नहीं कहा जा सकता है, क्योंकि हीलियम परमाणु कोई रासायनिक बंधन नहीं बनाता है।
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का कब्जा संयोजकता कक्षक, जो बदले में रूप वैलेंस सबलेवल.

एक उदाहरण के रूप में, एक लोहे के परमाणु पर विचार करें जिसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास अंजीर में दिखाया गया है। 6.17. लौह परमाणु के इलेक्ट्रॉनों में से, अधिकतम प्रमुख क्वांटम संख्या ( एन= 4) केवल दो 4 . हैं एस-इलेक्ट्रॉन। इसलिए, वे इस परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं। लोहे के परमाणु के बाहरी कक्षक सभी कक्षक होते हैं एन= 4, और बाहरी सबलेवल इन ऑर्बिटल्स द्वारा बनाए गए सभी सबलेवल हैं, यानी 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-ईपीयू।
बाहरी इलेक्ट्रॉन हमेशा संयोजकता होते हैं, इसलिए, 4 एस- लोहे के परमाणु के इलेक्ट्रॉन संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं। और अगर ऐसा है, तो 3 डी-थोड़ी अधिक ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉन भी संयोजकता होंगे। लोहे के परमाणु के बाहरी स्तर पर भरे हुए 4 . के अतिरिक्त एस-एओ अभी भी मुफ्त हैं 4 पी-, 4डी- और 4 एफ-एओ। ये सभी बाहरी हैं, लेकिन केवल 4 ही संयोजकता हैं आर-एओ, चूंकि शेष कक्षकों की ऊर्जा बहुत अधिक है, और इन कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति लौह परमाणु के लिए फायदेमंद नहीं है।

तो, लौह परमाणु
बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर- चौथा,
बाहरी उपस्तर - 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-ईपीयू,
बाहरी कक्षक - 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-एओ,
बाहरी इलेक्ट्रॉन - दो 4 एस-इलेक्ट्रॉन (4 एस 2),
बाहरी इलेक्ट्रॉन परत चौथी है,
बाह्य इलेक्ट्रॉन बादल - 4 एस-ईओ
वैलेंस सबलेवल - 4 एस-, 4पी-, और 3 डी-ईपीयू,
संयोजकता कक्षक - 4 एस-, 4पी-, और 3 डी-एओ,
संयोजकता इलेक्ट्रॉन - दो 4 एस-इलेक्ट्रॉन (4 एस 2) और छह 3 डी-इलेक्ट्रॉन (3 .) डी 6).

वैलेंस सबलेवल आंशिक रूप से या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे हो सकते हैं, या वे बिल्कुल भी मुक्त रह सकते हैं। नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ, सभी उप-स्तरों के ऊर्जा मान कम हो जाते हैं, लेकिन एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रॉनों की बातचीत के कारण, विभिन्न उप-स्तरों की ऊर्जा अलग-अलग "गति" पर घट जाती है। पूरी तरह से भरी हुई ऊर्जा डी- और एफ-उपस्तर इतने कम हो जाते हैं कि वे संयोजकता बनना बंद कर देते हैं।

एक उदाहरण के रूप में, टाइटेनियम और आर्सेनिक के परमाणुओं पर विचार करें (चित्र। 6.18)।

टाइटेनियम परमाणु के मामले में 3 डी-ईपीयू केवल आंशिक रूप से इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, और इसकी ऊर्जा 4 . की ऊर्जा से अधिक होती है एस-ईपीयू, और 3 डी-इलेक्ट्रॉन संयोजकता हैं। आर्सेनिक परमाणु पर 3 डी-ईपीयू पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा है, और इसकी ऊर्जा ऊर्जा से बहुत कम है 4 एस-ईपीयू, और इसलिए 3 डी-इलेक्ट्रॉन संयोजकता नहीं हैं।
इन उदाहरणों में, हमने विश्लेषण किया वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशनटाइटेनियम और आर्सेनिक परमाणु।

किसी परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार दर्शाया गया है वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, या रूप में संयोजकता उपस्तरों का ऊर्जा आरेख.

वैलेंस इलेक्ट्रॉन्स, एक्सटर्नल इलेक्ट्रान, वैलेंस ईपीयू, वैलेंस एओ, एटम का वैलेंस इलेक्ट्रॉन कॉन्फिगरेशन, वैलेंस इलेक्ट्रॉन फॉर्मूला, वैलेंस सबलेवल डायग्राम।

1. आपके द्वारा संकलित ऊर्जा आरेखों पर और परमाणुओं के पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, बाह्य और संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को इंगित करते हैं। इन परमाणुओं के संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। ऊर्जा आरेखों पर, संयोजकता उपस्तरों के ऊर्जा आरेखों के संगत भागों को हाइलाइट करें।
2. परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के बीच क्या सामान्य है a) Li और Na, B और Al, O और S, Ne और Ar; बी) Zn और Mg, Sc और Al, Cr और S, Ti और Si; सी) एच और वह, ली और ओ, के और क्र, एससी और गा। उनके अंतर क्या हैं
3. प्रत्येक तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉन कोश में कितने संयोजकता उपस्तर होते हैं: a) हाइड्रोजन, हीलियम और लिथियम, b) नाइट्रोजन, सोडियम और सल्फर, c) पोटेशियम, कोबाल्ट और जर्मेनियम
4.कितना संयोजकता कक्षक a) बोरॉन, b) फ्लोरीन, c) सोडियम के परमाणु में पूरी तरह से भरा होता है?
5. एक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन वाले कितने कक्षक होते हैं a) बोरॉन, b) फ्लोरीन, c) लोहा
6. मैंगनीज परमाणु में कितने मुक्त बाह्य कक्षक होते हैं? कितने फ्री वैलेंस?
7. अगले पाठ के लिए, 20 मिमी चौड़े कागज की एक पट्टी तैयार करें, इसे कोशिकाओं (20 × 20 मिमी) में विभाजित करें, और इस पट्टी पर तत्वों की एक प्राकृतिक श्रृंखला लागू करें (हाइड्रोजन से मीटनेरियम तक)।
8. प्रत्येक सेल में, तत्व का प्रतीक, उसकी क्रम संख्या और वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र रखें, जैसा कि अंजीर में दिखाया गया है। 6.19 (परिशिष्ट 4 का प्रयोग करें)।

6.8. उनके इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना के अनुसार परमाणुओं का व्यवस्थितकरण

रासायनिक तत्वों का व्यवस्थितकरण तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला पर आधारित है और इलेक्ट्रॉन गोले की समानता का सिद्धांतउनके परमाणु।
आप पहले से ही रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रेणी से परिचित हैं। आइए अब हम इलेक्ट्रॉन कोशों की समानता के सिद्धांत से परिचित हों।
एनआरई में परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को ध्यान में रखते हुए, यह पता लगाना आसान है कि कुछ परमाणुओं के लिए वे केवल मुख्य क्वांटम संख्या के मूल्यों में भिन्न होते हैं। उदाहरण के लिए, 1 एस 1 हाइड्रोजन के लिए, 2 एस 1 लिथियम के लिए, 3 एस 1 सोडियम, आदि के लिए या 2 एस 2 2पी 5 फ्लोरीन के लिए, 3 एस 2 3पी 5 क्लोरीन के लिए, 4 एस 2 4पी 5 ब्रोमीन, आदि के लिए। इसका मतलब है कि ऐसे परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादलों के बाहरी क्षेत्र आकार में बहुत समान होते हैं और केवल आकार में भिन्न होते हैं (और निश्चित रूप से, इलेक्ट्रॉन घनत्व में)। और यदि ऐसा है, तो ऐसे परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल और उनके संगत संयोजकता विन्यास कहला सकते हैं एक जैसा. समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास वाले विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के लिए, हम लिख सकते हैं सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: एनएस 1 पहले मामले में और एनएस 2 एनपी 5 सेकंड में। तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला के साथ आगे बढ़ते हुए, समान संयोजक विन्यास वाले परमाणुओं के अन्य समूह मिल सकते हैं।
इस प्रकार, तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में, समान संयोजकता वाले इलेक्ट्रॉनिक विन्यास वाले परमाणु नियमित रूप से पाए जाते हैं. यह इलेक्ट्रॉन कोशों की समानता का सिद्धांत है।
आइए इस नियमितता के रूप को प्रकट करने का प्रयास करें। ऐसा करने के लिए, हम आपके द्वारा बनाए गए तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला का उपयोग करेंगे।

एनआरई हाइड्रोजन से शुरू होता है, जिसका वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला 1 . है एसएक । समान संयोजकता विन्यासों की खोज में, हम एक सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र वाले तत्वों के सामने तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला को काटते हैं एनएस 1 (यानी लिथियम से पहले, सोडियम से पहले, आदि)। हमें तत्वों के तथाकथित "अवधि" प्राप्त हुए हैं। आइए परिणामी "अवधि" जोड़ें ताकि वे तालिका पंक्तियाँ बन जाएँ (चित्र 6.20 देखें)। नतीजतन, केवल तालिका के पहले दो स्तंभों के परमाणुओं में ऐसे इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होंगे।

आइए तालिका के अन्य स्तंभों में संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की समानता प्राप्त करने का प्रयास करें। ऐसा करने के लिए, हमने 6 वें और 7वें आवर्त से 58-71 और 90-103 संख्या वाले तत्वों को काट दिया (उनके पास 4 है) एफ- और 5 एफ-उपस्तर) और उन्हें टेबल के नीचे रखें। शेष तत्वों के प्रतीकों को क्षैतिज रूप से स्थानांतरित किया जाएगा जैसा कि चित्र में दिखाया गया है। उसके बाद, तालिका के एक ही कॉलम में तत्वों के परमाणुओं में समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन होंगे, जिन्हें सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में व्यक्त किया जा सकता है: एनएस 1 , एनएस 2 , एनएस 2 (एन–1)डी 1 , एनएस 2 (एन–1)डी 2 और इसी तरह तक एनएस 2 एनपी 6. सामान्य संयोजकता सूत्रों से सभी विचलनों की व्याख्या उन्हीं कारणों से की जाती है जैसे क्रोमियम और तांबे के मामले में (पैराग्राफ 6.6 देखें)।

जैसा कि आप देख सकते हैं, एनआरई का उपयोग करते हुए और इलेक्ट्रॉन गोले की समानता के सिद्धांत को लागू करते हुए, हम रासायनिक तत्वों को व्यवस्थित करने में कामयाब रहे। रासायनिक तत्वों की ऐसी प्रणाली को कहा जाता है प्राकृतिक, क्योंकि यह पूरी तरह से प्रकृति के नियमों पर आधारित है। हमें प्राप्त हुई तालिका (चित्र 6.21) रेखीय रूप से निरूपित करने के तरीकों में से एक है प्राकृतिक प्रणालीतत्व और कहा जाता है रासायनिक तत्वों की लंबी आवर्त सारणी।

इलेक्ट्रॉनिक शेल की समानता का सिद्धांत, रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली ("आवधिक" प्रणाली), रासायनिक तत्वों की तालिका।

6.9. रासायनिक तत्वों की दीर्घ आवर्त सारणी

आइए रासायनिक तत्वों की लंबी अवधि की तालिका की संरचना के साथ और अधिक विस्तार से परिचित हों।
जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, इस तालिका की पंक्तियों को तत्वों का "आवर्त" कहा जाता है। आवर्त 1 से 7 तक अरबी अंकों से गिने जाते हैं। प्रथम आवर्त में केवल दो तत्व होते हैं। दूसरे और तीसरे आवर्त, जिनमें प्रत्येक में आठ तत्व होते हैं, कहलाते हैं कमअवधि। चौथा और पाँचवाँ आवर्त, जिसमें प्रत्येक में 18 तत्व होते हैं, कहलाते हैं लंबाअवधि। छठा और सातवां आवर्त, जिनमें से प्रत्येक में 32 तत्व हैं, कहलाते हैं बहुत लमबाअवधि।
इस तालिका के स्तंभों को कहा जाता है समूहोंतत्व समूह संख्याएं रोमन अंकों द्वारा लैटिन अक्षरों ए या बी के साथ इंगित की जाती हैं।
कुछ समूहों के तत्वों के अपने सामान्य (समूह) नाम होते हैं: IA समूह के तत्व (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - क्षारीय तत्व(या क्षार धातु तत्व); समूह IIA तत्व (Ca, Sr, Ba और Ra) - क्षारीय पृथ्वी तत्व(या क्षारीय पृथ्वी धातु तत्व)(नाम "क्षार धातु" और क्षारीय पृथ्वी धातु" संबंधित तत्वों द्वारा गठित सरल पदार्थों को संदर्भित करता है और तत्वों के समूहों के नाम के रूप में उपयोग नहीं किया जाना चाहिए); समूह VIA के तत्व (O, S, Se, Te, Po) - काल्कोजन, समूह VIIA के तत्व (F, Cl, Br, I, At) – हैलोजन, समूह VIIIA के तत्व (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – महान गैस तत्व.(पारंपरिक नाम "महान गैस" साधारण पदार्थों पर भी लागू होता है)
आमतौर पर में निकाला जाता है निचले हिस्सेक्रमांक 58 - 71 (Ce - Lu) वाले तालिका तत्व कहलाते हैं लैंथेनाइड्स("निम्नलिखित लैंथेनम"), और क्रमांक 90 - 103 (Th - Lr) वाले तत्व - एक्टिनाइड्स("एक्टिनियम के बाद")। लंबी अवधि की तालिका का एक प्रकार है, जिसमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स एनआरई से अलग नहीं होते हैं, लेकिन अतिरिक्त-लंबी अवधि में अपने स्थान पर रहते हैं। इस तालिका को कभी-कभी कहा जाता है अतिरिक्त लंबी अवधि.
दीर्घ आवर्त सारणी को चार भागों में बांटा गया है खंड मैथा(या अनुभाग)।
एस ब्लॉकसामान्य संयोजकता वाले इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों वाले IA और IIA समूहों के तत्व शामिल हैं एनएस 1 और एनएस 2 (एस-तत्व).
पी-ब्लॉकसमूह IIIA से VIIIA तक के तत्वों में सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के साथ शामिल हैं एनएस 2 एनपी 1 से एनएस 2 एनपी 6 (पी तत्वों).
डी-ब्लॉक IIIB से IIB समूह के तत्व शामिल हैं जिनमें से सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों हैं एनएस 2 (एन–1)डी 1 से एनएस 2 (एन–1)डी 10 (डी-तत्व).
एफ ब्लॉकलैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं ( एफ-तत्व).

तत्वों एस- और पी-ब्लॉक ए-समूह बनाते हैं, और तत्व डी-ब्लॉक - रासायनिक तत्वों की एक प्रणाली का बी-समूह। सभी एफ-तत्वों को औपचारिक रूप से समूह IIIB में शामिल किया गया है।
प्रथम आवर्त के तत्व - हाइड्रोजन और हीलियम - हैं एस-तत्वों और IA और IIA समूहों में रखा जा सकता है। लेकिन हीलियम को अक्सर समूह VIIIA में उस तत्व के रूप में रखा जाता है जिसके साथ अवधि समाप्त होती है, जो पूरी तरह से इसके गुणों (हीलियम, अन्य सभी की तरह) के अनुरूप है। सरल पदार्थइस समूह के तत्वों द्वारा गठित एक उत्कृष्ट गैस है)। हाइड्रोजन को अक्सर समूह VIIA में रखा जाता है, क्योंकि इसके गुण क्षारीय तत्वों की तुलना में हैलोजन के बहुत करीब होते हैं।
सिस्टम की प्रत्येक अवधि एक ऐसे तत्व से शुरू होती है जिसमें परमाणुओं का वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन होता है एनएस 1, चूंकि इन परमाणुओं से ही अगली इलेक्ट्रॉन परत का निर्माण शुरू होता है, और परमाणुओं के संयोजकता विन्यास वाले तत्व के साथ समाप्त होता है एनएस 2 एनपी 6 (पहली अवधि को छोड़कर)। इससे ऊर्जा आरेख में उप-स्तरों के समूहों की पहचान करना आसान हो जाता है जो प्रत्येक आवर्त के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं (चित्र 6.22)। यह कार्य आपके द्वारा चित्र 6.4 की प्रतिलिपि में दिखाए गए सभी उपस्तरों के साथ करें। चित्रा 6.22 में हाइलाइट किए गए सबलेवल (पूरी तरह से भरे हुए को छोड़कर) डी- और एफ-उपस्तर) एक निश्चित अवधि के सभी तत्वों के परमाणुओं के लिए संयोजकता हैं।
पीरियड्स में दिखना एस-, पी-, डी- या एफ-तत्व पूरी तरह से भरने के क्रम के अनुरूप हैं एस-, पी-, डी- या एफ- इलेक्ट्रॉनों के उपस्तर। तत्वों की प्रणाली की यह विशेषता, अवधि और समूह को जानने की अनुमति देती है, जिसमें दिए गए तत्व शामिल हैं, इसके वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को तुरंत लिखने के लिए।

रासायनिक तत्वों, ब्लॉकों, अवधियों, समूहों, क्षारीय तत्वों, क्षारीय पृथ्वी तत्वों, चालकोजीन, हैलोजन, महान गैस तत्वों, लैंथेनोइड्स, एक्टिनोइड्स की लंबी अवधि की तालिका।
तत्वों के परमाणुओं के सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए a) IVA और IVB समूह, b) IIIA और VIIB समूह?
2. तत्वों A और B समूहों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में क्या समानता है? वे कैसे भिन्न होते हैं?
3. तत्वों के कितने समूह शामिल हैं a) एस-ब्लॉक बी) आर-ब्लॉक, सी) डी-खंड मैथा?
4. उपस्तरों की ऊर्जा बढ़ाने की दिशा में चित्र 30 को जारी रखें और उपस्तरों के उन समूहों का चयन करें जो चौथे, पांचवें और छठे आवर्त में इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए हैं।
5. परमाणुओं के वैलेंस सबलेवल की सूची बनाएं a) कैल्शियम, b) फॉस्फोरस, c) टाइटेनियम, d) क्लोरीन, e) सोडियम। 6. निरूपित करें कि s-, p- और d-तत्व एक दूसरे से कैसे भिन्न हैं।
7. समझाएं कि परमाणु किसी भी तत्व से संबंधित क्यों है, यह नाभिक में प्रोटॉन की संख्या से निर्धारित होता है, न कि इस परमाणु के द्रव्यमान से।
8. लिथियम, एल्युमिनियम, स्ट्रोंटियम, सेलेनियम, आयरन और लेड के परमाणुओं के लिए वैलेंस, पूर्ण और संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं और वैलेंस सबलेवल के ऊर्जा आरेख बनाएं। 9. किन तत्वों के परमाणु निम्नलिखित संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के अनुरूप हैं: 3 एस 1 , 4एस 1 3डी 1 , 2एस 2 2 पी 6 , 5एस 2 5पी 2 , 5एस 2 4डी 2 ?

6.10. परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के प्रकार। उनके संकलन के लिए एल्गोरिथ्म

विभिन्न उद्देश्यों के लिए, हमें परमाणु के पूर्ण या संयोजक विन्यास को जानना होगा। इनमें से प्रत्येक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को सूत्र और ऊर्जा आरेख दोनों द्वारा दर्शाया जा सकता है। अर्थात, परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक विन्यासव्यक्त परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या एक परमाणु का पूर्ण ऊर्जा आरेख. इसकी बारी में, परमाणु का संयोजकता इलेक्ट्रॉन विन्यासव्यक्त संयोजक(या, जैसा कि इसे अक्सर कहा जाता है, " कम ") परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या एक परमाणु के संयोजकता उपस्तरों का आरेख(चित्र 6.23)।

पहले, हमने तत्वों की क्रमिक संख्याओं का उपयोग करके परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाए। उसी समय, हमने ऊर्जा आरेख के अनुसार उप-स्तरों को इलेक्ट्रॉनों से भरने का क्रम निर्धारित किया: 1 एस, 2एस, 2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी, 6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एसआदि। और केवल पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखकर ही हम संयोजकता सूत्र भी लिख सकते हैं।
परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को लिखना अधिक सुविधाजनक है, जिसका उपयोग रासायनिक तत्वों की प्रणाली में तत्व की स्थिति के आधार पर, अवधि-समूह निर्देशांक के अनुसार सबसे अधिक बार किया जाता है।
आइए विस्तार से विचार करें कि यह तत्वों के लिए कैसे किया जाता है एस-, पी- और डी-ब्लॉक।
तत्वों के लिए एस-ब्लॉक वैलेंस एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में तीन प्रतीक होते हैं। सामान्य तौर पर, इसे इस तरह लिखा जा सकता है:

सबसे पहले (एक बड़ी सेल के स्थान पर) आवर्त संख्या (इनकी मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर) है एस-इलेक्ट्रॉन), और तीसरे पर (सुपरस्क्रिप्ट में) - समूह की संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर)। एक उदाहरण के रूप में एक मैग्नीशियम परमाणु (तीसरी अवधि, समूह IIA) लेते हुए, हम प्राप्त करते हैं:

तत्वों के लिए पी-ब्लॉक वैलेंस एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में छह वर्ण होते हैं:

यहां बड़ी कोशिकाओं के स्थान पर आवर्त संख्या भी डाल दी जाती है (इनकी मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर) एस- और पी-इलेक्ट्रॉन), और समूह संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर) सुपरस्क्रिप्ट के योग के बराबर हो जाती है। ऑक्सीजन परमाणु (द्वितीय अवधि, VIA समूह) के लिए हम प्राप्त करते हैं:

2एस 2 2पी 4 .

अधिकांश तत्वों का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र डीब्लॉक इस तरह लिखा जा सकता है:

पिछले मामलों की तरह, यहां पहली सेल के बजाय, अवधि संख्या डाल दी गई है (इनकी मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर एस-इलेक्ट्रॉन)। दूसरी सेल में संख्या एक कम हो जाती है, क्योंकि इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या डी-इलेक्ट्रॉन। समूह संख्या यहाँ भी है। योग के बराबर हैसूचकांक एक उदाहरण टाइटेनियम का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला (चौथा अवधि, IVB समूह) है: 4 एस 2 3डी 2 .

समूह संख्या सूचकांकों और VIB समूह के तत्वों के योग के बराबर है, लेकिन वे, जैसा कि आपको याद है, संयोजकता पर एस-उप-स्तर में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, और सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र एनएस 1 (एन–1)डी 5. इसलिए, संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, उदाहरण के लिए, मोलिब्डेनम (5वीं अवधि) का 5 . है एस 1 4डी 5 .
आईबी समूह के किसी भी तत्व का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाना भी आसान है, उदाहरण के लिए, सोना (छठी अवधि)>–>6 एस 1 5डी 10, लेकिन इस मामले में आपको यह याद रखना होगा कि डी- इस समूह के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन अभी भी संयोजकता रखते हैं, और उनमें से कुछ रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं।
समूह IIB तत्वों के परमाणुओं का सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है - एनएस 2 (एन – 1)डीदस । इसलिए, वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, उदाहरण के लिए, जस्ता परमाणु का 4 . है एस 2 3डी 10 .
सामान्य नियमपहले त्रय (Fe, Co और Ni) के तत्वों के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र भी पालन करते हैं। आयरन, समूह VIIIB का एक तत्व है, जिसका संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 4 . है एस 2 3डी 6. कोबाल्ट परमाणु में एक होता है डी-इलेक्ट्रॉन अधिक (4 .) एस 2 3डी 7) जबकि निकल परमाणु में दो (4 .) होते हैं एस 2 3डी 8).
संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखने के लिए केवल इन नियमों का उपयोग करके कुछ के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की रचना करना असंभव है डी-तत्व (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), क्योंकि उनमें, अत्यधिक सममित इलेक्ट्रॉन कोशों की प्रवृत्ति के कारण, इलेक्ट्रॉनों के साथ वैलेंस सबलेवल को भरने में कुछ अतिरिक्त विशेषताएं होती हैं।
संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को जानकर कोई भी परमाणु का संपूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिख सकता है (नीचे देखें)।
अक्सर, बोझिल पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के बजाय, वे लिख देते हैं संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्रपरमाणु। उन्हें इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में संकलित करने के लिए, वैलेंस को छोड़कर परमाणु के सभी इलेक्ट्रॉनों का चयन किया जाता है, उनके प्रतीकों को वर्ग कोष्ठक में रखा जाता है और इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का हिस्सा पिछले तत्व के अंतिम तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अनुरूप होता है। अवधि (वह तत्व जो महान गैस बनाता है) को इस परमाणु के प्रतीक से बदल दिया जाता है।

विभिन्न प्रकार के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के उदाहरण तालिका 14 में दिखाए गए हैं।

तालिका 14 परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के उदाहरण

इलेक्ट्रॉनिक सूत्र
	संक्षिप्त	वैलेंस

1एस 2 2एस 2 2पी 3	2एस 2 2पी 3	2एस 2 2पी 3
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 5	3एस 2 3पी 5	3एस 2 3पी 5
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 5	4एस 2 3डी 5	4एस 2 3डी 5
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 3	4एस 2 4पी 3	4एस 2 4पी 3
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 6	4एस 2 4पी 6	4एस 2 4पी 6

परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को संकलित करने के लिए एल्गोरिदम (आयोडीन परमाणु के उदाहरण पर)

№ संचालन	कार्यवाही	नतीजा
	तत्वों की तालिका में परमाणु के निर्देशांक निर्धारित करें।	अवधि 5, समूह VIIA
	संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।	5एस 2 5पी 5
	आंतरिक इलेक्ट्रॉनों के प्रतीकों को उस क्रम में जोड़ें जिसमें वे उप-स्तरों को भरते हैं।	1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 5एस 2 4डी 10 5पी 5
	पूरी तरह से भरे हुए की ऊर्जा में कमी को ध्यान में रखते हुए डी- और एफ- सबलेवल, पूरा इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखें।
	वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को लेबल करें।	1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 6 4डी 10 5एस 2 5पी 5
	पूर्ववर्ती उत्कृष्ट गैस परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का चयन करें।
	को मिलाकर एक संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए वर्ग कोष्ठकसब गैर-वेलेंटाइनइलेक्ट्रॉन।	5एस 2 5पी 5

टिप्पणियाँ
1. दूसरी और तीसरी अवधि के तत्वों के लिए, तीसरा ऑपरेशन (चौथे के बिना) तुरंत एक पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की ओर जाता है।
2. (एन – 1)डी 10 - IB समूह के तत्वों के परमाणुओं पर इलेक्ट्रॉन संयोजकता बने रहते हैं।

पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला की रचना के लिए एल्गोरिदम।
1. तत्व के परमाणु का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए a) तीसरे A समूह का दूसरा आवर्त, b) दूसरे A समूह का तीसरा आवर्त, c) चौथे A समूह का चौथा आवर्त।
2. मैग्नीशियम, फास्फोरस, पोटेशियम, लोहा, ब्रोमीन और आर्गन परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं।

6.11. रासायनिक तत्वों की लघु आवर्त सारणी

तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली की खोज के बाद से 100 से अधिक वर्षों से अधिक समय बीत चुका है, कई सौ सबसे विविध तालिकाओं का प्रस्ताव किया गया है जो इस प्रणाली को ग्राफिक रूप से दर्शाते हैं। इनमें से, लंबी अवधि की तालिका के अलावा, डी। आई। मेंडेलीव के तत्वों की तथाकथित लघु-अवधि तालिका का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। एक लंबी अवधि की तालिका से एक छोटी अवधि की तालिका प्राप्त की जाती है, यदि आईबी समूह के तत्वों से पहले चौथी, 5 वीं, 6 वीं और 7 वीं अवधि काट दी जाती है, अलग हो जाती है और परिणामी पंक्तियों को उसी तरह जोड़ा जाता है जैसे हमने जोड़ा था अवधि पहले। परिणाम चित्र 6.24 में दिखाया गया है।

लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स को भी यहां मुख्य टेबल के नीचे रखा गया है।

पर समूहोंइस तालिका में ऐसे तत्व हैं जिनके परमाणु हैं वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की समान संख्याकोई फर्क नहीं पड़ता कि ये इलेक्ट्रॉन किस कक्षा में हैं। तो, तत्व क्लोरीन (एक विशिष्ट तत्व जो एक गैर-धातु बनाता है; 3 एस 2 3पी 5) और मैंगनीज (धातु बनाने वाला तत्व; 4 .) एस 2 3डी 5), इलेक्ट्रॉन कोशों की समानता न रखते हुए, यहाँ उसी सातवें समूह में आते हैं। ऐसे तत्वों के बीच अंतर करने की आवश्यकता को समूहों में अलग करना आवश्यक हो जाता है उपसमूहों: मुख्य- लंबी अवधि की तालिका के ए-समूहों के अनुरूप और दुष्प्रभावबी-समूहों के अनुरूप हैं। चित्र 34 में, मुख्य उपसमूहों के तत्वों के प्रतीकों को बाईं ओर स्थानांतरित कर दिया गया है, और द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के प्रतीकों को दाईं ओर स्थानांतरित कर दिया गया है।
सच है, तालिका में तत्वों की ऐसी व्यवस्था के अपने फायदे भी हैं, क्योंकि यह वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या है जो मुख्य रूप से निर्धारित करती है संयोजकता संभावनाएंपरमाणु।
लंबी अवधि की तालिका परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के नियमों को दर्शाती है, तत्वों के समूहों द्वारा सरल पदार्थों और यौगिकों के गुणों में परिवर्तन की समानता और पैटर्न, परमाणुओं, सरल पदार्थों और यौगिकों की विशेषता वाली कई भौतिक मात्राओं में नियमित परिवर्तन तत्वों की पूरी प्रणाली में, और भी बहुत कुछ। इस संबंध में लघु आवर्त सारणी कम सुविधाजनक है।

लघु-अवधि तालिका, मुख्य उप-समूह, माध्यमिक उप-समूह।
1. तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला से आपके द्वारा बनाई गई लंबी अवधि की तालिका को लघु-अवधि तालिका में परिवर्तित करें। रिवर्स ट्रांसफॉर्मेशन करें।
2. क्या लघु आवर्त सारणी के एक समूह के तत्वों के परमाणुओं का सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाना संभव है? क्यों?

6.12. परमाणु आकार। कक्षीय त्रिज्या

परमाणु की कोई स्पष्ट सीमा नहीं है। एक पृथक परमाणु का आकार क्या माना जाता है? एक परमाणु का नाभिक एक इलेक्ट्रॉन खोल से घिरा होता है, और खोल में इलेक्ट्रॉन बादल होते हैं। ईओ का आकार त्रिज्या द्वारा विशेषता है आरऊ बाहरी परत के सभी बादलों की त्रिज्या लगभग समान होती है। इसलिए, इस त्रिज्या द्वारा एक परमाणु के आकार की विशेषता की जा सकती है। यह कहा जाता है एक परमाणु की कक्षीय त्रिज्या(आर 0).

परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्याओं के मान परिशिष्ट 5 में दिए गए हैं।
ईओ की त्रिज्या नाभिक के आवेश पर निर्भर करती है और इस बादल को बनाने वाला इलेक्ट्रॉन किस कक्षीय कक्ष में स्थित है। नतीजतन, परमाणु की कक्षीय त्रिज्या भी इन्हीं विशेषताओं पर निर्भर करती है।
हाइड्रोजन और हीलियम परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले पर विचार करें। हाइड्रोजन परमाणु और हीलियम परमाणु दोनों में, इलेक्ट्रॉन 1 . पर स्थित होते हैं एस-एओ, और उनके बादलों का आकार समान होगा यदि इन परमाणुओं के नाभिक के आवेश समान होते। लेकिन हीलियम परमाणु के नाभिक का आवेश हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक के आवेश से दोगुना होता है। कूलम्ब के नियम के अनुसार, हीलियम परमाणु के प्रत्येक इलेक्ट्रॉन पर लगने वाला आकर्षण बल हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक के प्रति इलेक्ट्रॉन के आकर्षण बल का दोगुना होता है। इसलिए, हीलियम परमाणु की त्रिज्या हाइड्रोजन परमाणु की त्रिज्या से बहुत छोटी होनी चाहिए। और वहां है: आर 0 (वह) / आर 0 (एच) \u003d 0.291 ई / 0.529 ई 0.55।
लिथियम परमाणु में 2 . पर एक बाहरी इलेक्ट्रॉन होता है एस-AO, यानी दूसरी परत का एक बादल बनाता है। स्वाभाविक रूप से, इसका दायरा बड़ा होना चाहिए। सच में: आर 0 (ली) = 1.586 ई।
दूसरे आवर्त के शेष तत्वों के परमाणुओं में बाह्य इलेक्ट्रॉन (और 2 .) होते हैं एस, और 2 पी) को उसी दूसरी इलेक्ट्रॉन परत में रखा जाता है, और इन परमाणुओं के नाभिक का आवेश क्रमांक बढ़ने के साथ बढ़ता है। इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर अधिक आकर्षित होते हैं, और, स्वाभाविक रूप से, परमाणुओं की त्रिज्या कम हो जाती है। हम इन तर्कों को अन्य अवधियों के तत्वों के परमाणुओं के लिए दोहरा सकते हैं, लेकिन एक स्पष्टीकरण के साथ: कक्षीय त्रिज्या एकरस रूप से घट जाती है जब प्रत्येक उप-स्तर भर जाता है।
लेकिन अगर हम विवरणों की उपेक्षा करते हैं, तो तत्वों की एक प्रणाली में परमाणुओं के आकार में परिवर्तन की सामान्य प्रकृति इस प्रकार है: एक अवधि में क्रम संख्या में वृद्धि के साथ, परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या कम हो जाती है, और एक समूह में वे वृद्धि करते हैं। सबसे बड़ा परमाणु एक सीज़ियम परमाणु है, और सबसे छोटा एक हीलियम परमाणु है, लेकिन उन तत्वों के परमाणु जो रासायनिक यौगिक बनाते हैं (हीलियम और नियॉन उन्हें नहीं बनाते हैं), सबसे छोटा एक फ्लोरीन परमाणु है।
लैंथेनाइड्स के बाद प्राकृतिक श्रृंखला में खड़े तत्वों के अधिकांश परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या सामान्य नियमों के आधार पर अपेक्षा से कुछ छोटी होती है। यह इस तथ्य के कारण है कि तत्वों की प्रणाली में लैंथेनम और हेफ़नियम के बीच 14 लैंथेनाइड्स स्थित हैं, और इसके परिणामस्वरूप, हेफ़नियम परमाणु का परमाणु चार्ज 14 है इलैंथेनम से अधिक। इसलिए, इन परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन लैंथेनाइड्स की अनुपस्थिति में आकर्षित होने की तुलना में अधिक मजबूती से नाभिक की ओर आकर्षित होते हैं (इस प्रभाव को अक्सर "लैंथेनाइड संकुचन" कहा जाता है)।
कृपया ध्यान दें कि जब समूह VIIIA के तत्वों के परमाणुओं से समूह IA के तत्वों के परमाणुओं में जाते हैं, तो कक्षीय त्रिज्या अचानक बढ़ जाती है। नतीजतन, प्रत्येक अवधि के पहले तत्वों की हमारी पसंद (देखें 7) सही साबित हुई।

परमाणु की कक्षीय त्रिज्या, तत्वों की प्रणाली में इसका परिवर्तन।
1. परिशिष्ट 5 में दिए गए आँकड़ों के अनुसार ग्राफ पेपर पर आलेखित कीजिए कि परमाणु की कक्षीय त्रिज्या की निर्भरता तत्व के क्रमांक पर निर्भर करती है। जेड 1 से 40. लंबाई क्षैतिज अक्ष 200 मिमी, ऊर्ध्वाधर अक्ष की लंबाई 100 मिमी।
2. आप परिणामी टूटी हुई रेखा की उपस्थिति को कैसे चिह्नित कर सकते हैं?

6.13. परमाणु की आयनन ऊर्जा

यदि आप एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन को अतिरिक्त ऊर्जा देते हैं (आप इसे भौतिकी पाठ्यक्रम से कैसे करना सीखेंगे), तो इलेक्ट्रॉन दूसरे AO में जा सकता है, अर्थात परमाणु समाप्त हो जाएगा उत्साहित राज्य. यह स्थिति अस्थिर है, और इलेक्ट्रॉन लगभग तुरंत अपनी मूल स्थिति में वापस आ जाएगा, और अतिरिक्त ऊर्जा निकल जाएगी। लेकिन अगर इलेक्ट्रॉन को दी गई ऊर्जा काफी बड़ी है, तो इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से परमाणु से अलग हो सकता है, जबकि परमाणु आयनित, अर्थात्, यह एक धनावेशित आयन में बदल जाता है ( कटियन) ऐसा करने के लिए आवश्यक ऊर्जा कहलाती है एक परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा(इऔर)।

एक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करना और इसके लिए आवश्यक ऊर्जा को मापना काफी कठिन है, इसलिए, यह व्यावहारिक रूप से निर्धारित और उपयोग किया जाता है दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा(ई और एम)।

मोलर आयनीकरण ऊर्जा से पता चलता है कि परमाणुओं के 1 मोल (प्रत्येक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन) से 1 मोल इलेक्ट्रॉनों को अलग करने के लिए आवश्यक सबसे छोटी ऊर्जा क्या है। यह मान आमतौर पर किलोजूल प्रति मोल में मापा जाता है। अधिकांश तत्वों के लिए प्रथम इलेक्ट्रॉन की मोलर आयनीकरण ऊर्जा का मान परिशिष्ट 6 में दिया गया है।
किसी परमाणु की आयनन ऊर्जा तत्वों के निकाय में तत्व की स्थिति पर कैसे निर्भर करती है, अर्थात यह समूह और आवर्त में किस प्रकार परिवर्तित होती है?
भौतिक शब्दों में, आयनीकरण ऊर्जा उस कार्य के बराबर होती है जो एक इलेक्ट्रॉन को एक परमाणु से अनंत दूरी पर ले जाने पर एक इलेक्ट्रॉन के आकर्षण बल को दूर करने के लिए खर्च किया जाना चाहिए।

कहाँ पे क्यूएक इलेक्ट्रॉन का प्रभार है, क्यूएक इलेक्ट्रॉन को हटाने के बाद शेष धनायन का प्रभार है, और आर o परमाणु की कक्षीय त्रिज्या है।

और क्यू, और क्यूस्थिर मान हैं, और यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि, एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने का कार्य लेकिन, और इसके साथ आयनीकरण ऊर्जा इऔर, परमाणु की कक्षीय त्रिज्या के व्युत्क्रमानुपाती होते हैं।
परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या के मूल्यों का विश्लेषण करने के बाद विभिन्न तत्वऔर परिशिष्ट 5 और 6 में दिए गए आयनीकरण ऊर्जा के संबंधित मूल्यों, आप देख सकते हैं कि इन मूल्यों के बीच संबंध आनुपातिक के करीब है, लेकिन इससे कुछ अलग है। हमारे निष्कर्ष प्रयोगात्मक डेटा से अच्छी तरह सहमत नहीं होने का कारण यह है कि हमने एक बहुत ही मोटे मॉडल का उपयोग किया है जो कई महत्वपूर्ण कारकों को ध्यान में नहीं रखता है। लेकिन यहां तक कि इस मोटे मॉडल ने हमें बनाने की इजाजत दी सही निष्कर्षकि कक्षीय त्रिज्या में वृद्धि के साथ, परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा कम हो जाती है और इसके विपरीत, त्रिज्या में कमी के साथ, यह बढ़ जाती है।
चूंकि क्रम संख्या में वृद्धि के साथ परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या कम हो जाती है, आयनीकरण ऊर्जा बढ़ जाती है। एक समूह में, जैसे-जैसे परमाणु संख्या बढ़ती है, परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या, एक नियम के रूप में, बढ़ जाती है, और आयनीकरण ऊर्जा घट जाती है। उच्चतम दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा फ्लोरीन परमाणुओं (1681 kJ/mol) में सबसे छोटे परमाणुओं, हीलियम परमाणुओं (2372 kJ/mol), और रासायनिक बंध बनाने में सक्षम परमाणुओं में होती है। सबसे बड़ा परमाणु, सीज़ियम परमाणु (376 kJ/mol) के लिए सबसे छोटा है। तत्वों की एक प्रणाली में, बढ़ती आयनीकरण ऊर्जा की दिशा को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दिखाया जा सकता है:

रसायन विज्ञान में, यह महत्वपूर्ण है कि आयनीकरण ऊर्जा "अपने" इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए एक परमाणु की प्रवृत्ति की विशेषता है: अधिक से अधिक आयनीकरण ऊर्जा, कम इच्छुक परमाणु इलेक्ट्रॉनों को दान करना है, और इसके विपरीत।

उत्तेजित अवस्था, आयनीकरण, धनायन, आयनीकरण ऊर्जा, दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा, तत्वों की एक प्रणाली में आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन।
1. परिशिष्ट 6 में दिए गए आँकड़ों का उपयोग करके, निर्धारित करें कि 1 ग्राम के कुल द्रव्यमान वाले सभी सोडियम परमाणुओं से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने के लिए आपको कितनी ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता है।
2. परिशिष्ट 6 में दिए गए आँकड़ों का उपयोग करते हुए, निर्धारित करें कि एक ही द्रव्यमान के सभी पोटेशियम परमाणुओं की तुलना में 3 ग्राम के द्रव्यमान वाले सभी सोडियम परमाणुओं से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने के लिए कितनी बार अधिक ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता है। यह अनुपात समान परमाणुओं की मोलर आयनीकरण ऊर्जाओं के अनुपात से भिन्न क्यों है?
3. परिशिष्ट 6 में दिए गए आँकड़ों के अनुसार, मोलर आयनन ऊर्जा की निर्भरता को क्रमांक पर उन तत्वों के लिए आलेखित कीजिए जिनमें जेड 1 से 40 तक। ग्राफ़ के आयाम पिछले पैराग्राफ के कार्य के समान हैं। देखें कि क्या यह ग्राफ तत्वों की प्रणाली के "अवधि" की पसंद से मेल खाता है।

6.14. इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा

परमाणु की दूसरी सबसे महत्वपूर्ण ऊर्जा विशेषता है इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा(इसाथ)।

व्यवहार में, जैसा कि आयनीकरण ऊर्जा के मामले में होता है, आमतौर पर संबंधित दाढ़ मात्रा का उपयोग किया जाता है - दाढ़ इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा().

इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की दाढ़ ऊर्जा दर्शाती है कि जब एक मोल में इलेक्ट्रॉनों का एक मोल जोड़ा जाता है तो कौन सी ऊर्जा निकलती है तटस्थ परमाणु(एक इलेक्ट्रॉन प्रति परमाणु)। मोलर आयनीकरण ऊर्जा की तरह इस मात्रा को भी किलोजूल प्रति मोल में मापा जाता है।
पहली नज़र में, ऐसा लग सकता है कि इस मामले में ऊर्जा जारी नहीं की जानी चाहिए, क्योंकि एक परमाणु एक तटस्थ कण है, और एक तटस्थ परमाणु और एक नकारात्मक चार्ज इलेक्ट्रॉन के बीच कोई इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल नहीं हैं। इसके विपरीत, परमाणु के निकट, ऐसा प्रतीत होता है कि इलेक्ट्रॉन को उसी ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉनों द्वारा प्रतिकर्षित किया जाना चाहिए जो इलेक्ट्रॉन खोल बनाते हैं। वास्तव में यह सच नहीं है। याद रखें कि क्या आपने कभी परमाणु क्लोरीन से निपटा है। बिलकूल नही। आखिरकार, यह बहुत अधिक तापमान पर ही मौजूद होता है। प्रकृति में और भी अधिक स्थिर आणविक क्लोरीन व्यावहारिक रूप से नहीं पाया जाता है - यदि आवश्यक हो, तो इसे रासायनिक प्रतिक्रियाओं का उपयोग करके प्राप्त करना होगा। और आपको हर समय सोडियम क्लोराइड (सामान्य नमक) से जूझना पड़ता है। आखिर भोजन के साथ व्यक्ति प्रतिदिन टेबल सॉल्ट का सेवन करता है। और यह प्रकृति में काफी सामान्य है। लेकिन आखिरकार, टेबल सॉल्ट में क्लोराइड आयन होते हैं, यानी क्लोरीन परमाणु जिनमें से प्रत्येक में एक "अतिरिक्त" इलेक्ट्रॉन होता है। क्लोराइड आयनों के इस प्रसार का एक कारण यह है कि क्लोरीन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने की प्रवृत्ति होती है, अर्थात जब क्लोरीन परमाणुओं और इलेक्ट्रॉनों से क्लोराइड आयन बनते हैं, तो ऊर्जा निकलती है।
ऊर्जा की रिहाई के कारणों में से एक आपको पहले से ही ज्ञात है - यह क्लोरीन परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की समरूपता में वृद्धि के साथ जुड़ा हुआ है, जो कि एक एकल चार्ज में संक्रमण के दौरान होता है। ऋणायन. साथ ही, जैसा कि आपको याद है, ऊर्जा 3 पी- सबलेवल कम हो जाता है। और भी जटिल कारण हैं।
इस तथ्य के कारण कि कई कारक इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा के मूल्य को प्रभावित करते हैं, तत्वों की प्रणाली में इस मूल्य में परिवर्तन की प्रकृति आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति की तुलना में बहुत अधिक जटिल है। आप परिशिष्ट 7 में दी गई तालिका का विश्लेषण करके इसे सत्यापित कर सकते हैं। लेकिन चूंकि इस मात्रा का मूल्य निर्धारित किया जाता है, सबसे पहले, आयनीकरण ऊर्जा के मूल्यों के समान इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन द्वारा, फिर तत्वों की प्रणाली में इसका परिवर्तन (इसके अनुसार कम से कमए-ग्रुप्स में) आम तोर पेआयनन ऊर्जा में परिवर्तन के समान, अर्थात समूह में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की ऊर्जा कम हो जाती है, और अवधि में यह बढ़ जाती है। यह फ्लोरीन (328 kJ/mol) और क्लोरीन (349 kJ/mol) के परमाणुओं पर अधिकतम है। तत्वों की प्रणाली में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति से मिलती जुलती है, अर्थात, इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में वृद्धि की दिशा को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दिखाया जा सकता है:

2. पिछले कार्यों की तरह क्षैतिज अक्ष के साथ समान पैमाने पर, तत्वों के परमाणुओं के लिए क्रम संख्या पर इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की दाढ़ ऊर्जा की निर्भरता को प्लॉट करें जेडऐप 7 का उपयोग करके 1 से 40 तक।
3.What भौतिक अर्थनकारात्मक इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा है?
4. क्यों, दूसरे आवर्त के तत्वों के सभी परमाणुओं में से केवल बेरिलियम, नाइट्रोजन और नियॉन में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की दाढ़ ऊर्जा के ऋणात्मक मान होते हैं?

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

आप पहले से ही जानते हैं कि किसी परमाणु की अपना स्वयं का दान करने और विदेशी इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने की प्रवृत्ति उसकी ऊर्जा विशेषताओं (आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा) पर निर्भर करती है। कौन से परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए अधिक इच्छुक हैं, और कौन से लोग अजनबियों को स्वीकार करने के लिए अधिक इच्छुक हैं?
इस प्रश्न का उत्तर देने के लिए, आइए तालिका 15 में उन सभी बातों का सार प्रस्तुत करें जो हम तत्वों की प्रणाली में इन झुकावों में परिवर्तन के बारे में जानते हैं।

तालिका 15

अब विचार करें कि एक परमाणु कितने इलेक्ट्रॉन दे सकता है।
पहला रसायनिक प्रतिक्रियाएक परमाणु केवल वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को दान कर सकता है, क्योंकि बाकी को दान करना ऊर्जावान रूप से बेहद प्रतिकूल है। दूसरे, परमाणु "आसानी से" देता है (यदि इच्छुक है) केवल पहला इलेक्ट्रॉन, यह दूसरे इलेक्ट्रॉन को और अधिक कठिन (2-3 बार) देता है, और तीसरा और भी कठिन (4-5 बार)। इस प्रकार, एक परमाणु एक, दो और, बहुत कम बार, तीन इलेक्ट्रॉनों का दान कर सकता है.
एक परमाणु कितने इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार कर सकता है?
सबसे पहले, रासायनिक प्रतिक्रियाओं में, एक परमाणु केवल वैलेंस सबलेवल तक इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार कर सकता है। दूसरे, ऊर्जा का विमोचन तभी होता है जब पहला इलेक्ट्रॉन जुड़ा होता है (और यह हमेशा ऐसा नहीं होता है)। एक दूसरे इलेक्ट्रॉन का योग हमेशा ऊर्जावान रूप से प्रतिकूल होता है, और एक तिहाई के लिए इससे भी अधिक। हालांकि, एक परमाणु एक, दो और (बहुत ही कम) तीन इलेक्ट्रॉनों को जोड़ सकता है, एक नियम के रूप में, जितना कि इसकी वैलेंस सबलेवल्स को भरने की कमी है।
परमाणुओं को आयनित करने और उनसे दूसरे या तीसरे इलेक्ट्रॉन को जोड़ने की ऊर्जा लागत की भरपाई रासायनिक बंधों के निर्माण के दौरान जारी ऊर्जा द्वारा की जाती है। 4. यह कैसे बदल रहा है इलेक्ट्रॉन कवचपोटेशियम, कैल्शियम और स्कैंडियम के परमाणुओं में जब वे अपने इलेक्ट्रॉनों का दान करते हैं? परमाणुओं द्वारा इलेक्ट्रॉनों की पुनरावृत्ति के लिए समीकरण और परमाणुओं और आयनों के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दें।
5. क्लोरीन, सल्फर और फास्फोरस परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन खोल विदेशी इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने पर कैसे बदलते हैं? इलेक्ट्रॉनों के योग के समीकरण और परमाणुओं और आयनों के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दें।
6. परिशिष्ट 7 का उपयोग करते हुए, निर्धारित करें कि जब सभी सोडियम परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रॉन जुड़े होते हैं तो कौन सी ऊर्जा मुक्त होगी कुल वजन 1 वर्ष
7. परिशिष्ट 7 का उपयोग करके निर्धारित करें कि 0.1 मोल Br- आयनों से "अतिरिक्त" इलेक्ट्रॉनों को अलग करने के लिए कौन सी ऊर्जा खर्च की जानी चाहिए?

छात्र के लिए पोर्टल। आत्म प्रशिक्षण