परमाणु की संरचना।
एक परमाणु . से बना होता है परमाणु नाभिकऔर इलेक्ट्रॉन कवच.
परमाणु का नाभिक प्रोटॉन से बना होता है ( पी+) और न्यूट्रॉन ( एन 0)। अधिकांश हाइड्रोजन परमाणुओं में एक एकल प्रोटॉन नाभिक होता है।
प्रोटॉन की संख्या एन(पी+) परमाणु प्रभार के बराबर है ( जेड) और तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में तत्व की क्रमिक संख्या (और तत्वों की आवधिक प्रणाली में)।
एन(पी +) = जेड
न्यूट्रॉनों की संख्या का योग एन(एन 0), केवल अक्षर द्वारा निरूपित किया जाता है एन, और प्रोटॉन की संख्या जेडबुलाया जन अंकऔर पत्र के साथ चिह्नित है लेकिन.
ए = जेड + एन
परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में नाभिक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं ( इ -).
इलेक्ट्रॉनों की संख्या एन(इ-) एक तटस्थ परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में प्रोटॉन की संख्या के बराबर होता है जेडमूलतः।
एक प्रोटॉन का द्रव्यमान लगभग एक न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के बराबर और एक इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान का 1840 गुना होता है, इसलिए परमाणु का द्रव्यमान व्यावहारिक रूप से नाभिक के द्रव्यमान के बराबर होता है।
परमाणु का आकार गोलाकार होता है। नाभिक की त्रिज्या परमाणु की त्रिज्या से लगभग 100,000 गुना छोटी होती है।
रासायनिक तत्व- समान परमाणु आवेश वाले परमाणुओं का प्रकार (परमाणुओं का समूह) (नाभिक में समान संख्या में प्रोटॉन के साथ)।
आइसोटोप- एक तत्व के परमाणुओं का एक समूह जिसमें नाभिक में समान संख्या में न्यूट्रॉन होते हैं (या एक प्रकार के परमाणु जिनमें समान संख्या में प्रोटॉन और समान संख्या में न्यूट्रॉन होते हैं)।
विभिन्न समस्थानिक अपने परमाणुओं के नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या में एक दूसरे से भिन्न होते हैं।
एकल परमाणु या समस्थानिक का पदनाम: (ई - तत्व प्रतीक), उदाहरण के लिए: .
परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना
परमाणु कक्षीयएक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति है। कक्षीय प्रतीक - . प्रत्येक कक्षीय एक इलेक्ट्रॉन बादल से मेल खाता है।
जमीन में वास्तविक परमाणुओं के कक्षक (अप्रत्याशित) अवस्था चार प्रकार के होते हैं: एस, पी, डीऔर एफ.
इलेक्ट्रॉनिक बादल- अंतरिक्ष का वह भाग जिसमें 90 (या अधिक) प्रतिशत की संभावना के साथ एक इलेक्ट्रॉन पाया जा सकता है।
टिप्पणी: कभी-कभी "परमाणु कक्षीय" और "इलेक्ट्रॉन बादल" की अवधारणाओं को अलग नहीं किया जाता है, दोनों को "परमाणु कक्षीय" कहा जाता है।
परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल स्तरित होता है। इलेक्ट्रॉनिक परतएक ही आकार के इलेक्ट्रॉन बादलों द्वारा निर्मित। एक परत के कक्षक इलेक्ट्रॉनिक ("ऊर्जा") स्तरउनकी ऊर्जा हाइड्रोजन परमाणु के लिए समान है, लेकिन अन्य परमाणुओं के लिए अलग है।
समान स्तर के कक्षकों को समूहित किया जाता है इलेक्ट्रॉनिक (ऊर्जा)उपस्तर:
एस- सबलेवल (एक से मिलकर बनता है एस-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
पीसबलेवल (तीन . से मिलकर बनता है) पी
डीसबलेवल (पांच . से मिलकर बनता है) डी-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
एफसबलेवल (सात . से मिलकर बनता है) एफ-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
एक ही उपस्तर के कक्षकों की ऊर्जाएं समान होती हैं।
सबलेवल्स को नामित करते समय, परत की संख्या (इलेक्ट्रॉनिक स्तर) को सबलेवल प्रतीक में जोड़ा जाता है, उदाहरण के लिए: 2 एस, 3पी, 5डीसाधन एस- दूसरे स्तर का सबलेवल, पी- तीसरे स्तर का सबलेवल, डी- पांचवें स्तर का सबलेवल।
एक लेवल में सबलेवल की कुल संख्या लेवल नंबर के बराबर होती है एन. एक स्तर में कक्षकों की कुल संख्या है एन 2. तदनुसार, एक परत में बादलों की कुल संख्या भी होती है एन 2 .
पदनाम: - मुक्त कक्षीय (इलेक्ट्रॉनों के बिना), - अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ कक्षीय, - इलेक्ट्रॉन युग्म के साथ कक्षीय (दो इलेक्ट्रॉनों के साथ)।
जिस क्रम में इलेक्ट्रॉन एक परमाणु के कक्षकों को भरते हैं, वह प्रकृति के तीन नियमों द्वारा निर्धारित होता है (सूत्रीकरण सरल तरीके से दिए गए हैं):
1. कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत - कक्षा की ऊर्जा बढ़ाने के क्रम में इलेक्ट्रॉन कक्षा में भरते हैं।
2. पाउली का सिद्धांत - एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।
3. हंड का नियम - सबलेवल के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले मुक्त ऑर्बिटल्स (एक समय में एक) भरते हैं, और उसके बाद ही वे इलेक्ट्रॉन जोड़े बनाते हैं।
इलेक्ट्रॉनिक स्तर (या इलेक्ट्रॉनिक परत में) में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या 2 . है एन 2 .
ऊर्जा द्वारा उपस्तरों का वितरण अगले (ऊर्जा बढ़ाने के क्रम में) व्यक्त किया जाता है:
1एस, 2एस, 2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी, 6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एस, 5एफ, 6डी, 7पी ...
नेत्रहीन, यह क्रम ऊर्जा आरेख द्वारा व्यक्त किया जाता है:
स्तरों, उपस्तरों और कक्षकों (परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास) द्वारा परमाणु के इलेक्ट्रॉनों के वितरण को इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, ऊर्जा आरेख, या, अधिक सरलता से, इलेक्ट्रॉनिक परतों के आरेख ("इलेक्ट्रॉनिक आरेख") के रूप में चित्रित किया जा सकता है। .
परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के उदाहरण:
वालेन्स इलेक्ट्रॉनों- एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। किसी भी परमाणु के लिए, ये सभी बाहरी इलेक्ट्रॉन और वे पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं जिनकी ऊर्जा बाहरी की तुलना में अधिक होती है। उदाहरण के लिए: Ca परमाणु में 4 बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं एस 2, वे संयोजकता भी हैं; Fe परमाणु में बाह्य इलेक्ट्रॉन होते हैं - 4 एस 2 लेकिन उसके पास 3 डी 6, इसलिए लोहे के परमाणु में 8 संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं। कैल्शियम परमाणु का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 4 . है एस 2, और लोहे के परमाणु - 4 एस 2 3डी 6 .
डी.आई. मेंडेलीफ के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली
(रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली)
रासायनिक तत्वों का आवर्त नियम(आधुनिक सूत्रीकरण): रासायनिक तत्वों के गुण, साथ ही उनके द्वारा निर्मित सरल और जटिल पदार्थ, परमाणु नाभिक से आवेश के मूल्य पर आवधिक निर्भरता में होते हैं।
आवधिक प्रणाली- आवधिक कानून की चित्रमय अभिव्यक्ति।
रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रेणी- कई रासायनिक तत्व, जो उनके परमाणुओं के नाभिक में प्रोटॉन की संख्या में वृद्धि के अनुसार व्यवस्थित होते हैं, या, इन परमाणुओं के नाभिक के आवेशों में वृद्धि के अनुसार क्या समान है। इस श्रृंखला में किसी तत्व की क्रम संख्या इस तत्व के किसी भी परमाणु के नाभिक में प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है।
रासायनिक तत्वों की तालिका का निर्माण रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला को "काट" करके किया जाता है अवधि(तालिका की क्षैतिज पंक्तियाँ) और परमाणुओं की समान इलेक्ट्रॉनिक संरचना वाले तत्वों के समूह (तालिका के ऊर्ध्वाधर स्तंभ)।
तत्वों को समूहों में कैसे संयोजित किया जाता है, इसके आधार पर एक तालिका हो सकती है लंबी अवधि(समान संख्या और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के प्रकार वाले तत्वों को समूहों में एकत्र किया जाता है) और लघु अवधि(समान संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों वाले तत्वों को समूहों में एकत्र किया जाता है)।
लघु आवर्त सारणी के समूहों को उपसमूहों में विभाजित किया गया है ( मुख्यऔर दुष्प्रभाव), लंबी अवधि की तालिका के समूहों के साथ मेल खाता है।
समान आवर्त के तत्वों के सभी परमाणुओं में आवर्त की संख्या के बराबर इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या समान होती है।
आवर्त में तत्वों की संख्या: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. आठवें काल के अधिकांश तत्वों को कृत्रिम रूप से प्राप्त किया गया था, इस अवधि के अंतिम तत्वों को अभी तक संश्लेषित नहीं किया गया है। पहले को छोड़कर सभी आवर्त एक क्षार धातु बनाने वाले तत्व (Li, Na, K, आदि) से शुरू होते हैं और एक उत्कृष्ट गैस बनाने वाले तत्व (He, Ne, Ar, Kr, आदि) के साथ समाप्त होते हैं।
लघु अवधि तालिका में - आठ समूह, जिनमें से प्रत्येक को दो उपसमूहों (मुख्य और माध्यमिक) में विभाजित किया गया है, लंबी अवधि की तालिका में - सोलह समूह, जिन्हें रोमन अंकों में ए या बी अक्षरों के साथ गिना जाता है, उदाहरण के लिए: IA, IIIB, के माध्यम से, VIIB। लंबी आवर्त सारणी का समूह IA लघु आवर्त सारणी के पहले समूह के मुख्य उपसमूह से मेल खाता है; समूह VIIB - सातवें समूह का द्वितीयक उपसमूह: बाकी - इसी तरह।
रासायनिक तत्वों के लक्षण समूहों और अवधियों में स्वाभाविक रूप से बदलते हैं।
अवधियों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)
- परमाणु आवेश बढ़ता है
- बाहरी इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है,
- परमाणुओं की त्रिज्या घटती है,
- नाभिक के साथ इलेक्ट्रॉनों की बंधन शक्ति बढ़ जाती है (आयनीकरण ऊर्जा),
- विद्युत ऋणात्मकता बढ़ जाती है।
- सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को बढ़ाया जाता है ("गैर-धातु"),
- सरल पदार्थों ("धातु") के कम करने वाले गुण कमजोर हो जाते हैं,
- हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड के मूल चरित्र को कमजोर करता है,
- हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड के अम्लीय गुण बढ़ जाते हैं।
समूहों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)
- परमाणु आवेश बढ़ता है
- परमाणुओं की त्रिज्या बढ़ जाती है (केवल A-समूहों में),
- इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच बंधन की ताकत कम हो जाती है (आयनीकरण ऊर्जा; केवल ए-समूहों में),
- वैद्युतीयऋणात्मकता घटती है (केवल A-समूहों में),
- सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को कमजोर करना ("गैर-धातु"; केवल ए-समूहों में),
- सरल पदार्थों के कम करने वाले गुणों को बढ़ाया जाता है ("धातुता"; केवल ए-समूहों में),
- हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड का मूल चरित्र बढ़ता है (केवल ए-समूहों में),
- हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड की अम्लीय प्रकृति कमजोर हो जाती है (केवल ए-समूहों में),
- हाइड्रोजन यौगिकों की स्थिरता कम हो जाती है (उनकी कम करने की गतिविधि बढ़ जाती है; केवल ए-समूहों में)।
विषय पर कार्य और परीक्षण "विषय 9. "परमाणु की संरचना। डी। आई। मेंडेलीव (पीएससीई) के रासायनिक तत्वों का आवधिक कानून और आवधिक प्रणाली"।"
- आवधिक कानून - आवधिक नियम और परमाणुओं की संरचना ग्रेड 8-9
आपको पता होना चाहिए: इलेक्ट्रॉनों के साथ कक्षाओं को भरने के नियम (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत, पाउली का सिद्धांत, हुंड का नियम), तत्वों की आवधिक प्रणाली की संरचना।आप सक्षम होना चाहिए: आवधिक प्रणाली में एक तत्व की स्थिति के आधार पर एक परमाणु की संरचना का निर्धारण, और, इसके विपरीत, इसकी संरचना को जानने के लिए, आवधिक प्रणाली में एक तत्व खोजें; संरचना आरेख, एक परमाणु, आयन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, और, इसके विपरीत, आरेख और इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से पीएससीई में एक रासायनिक तत्व की स्थिति निर्धारित करते हैं; पीएससीई में अपनी स्थिति के अनुसार तत्व और उसके द्वारा बनने वाले पदार्थों की विशेषता बता सकेंगे; परमाणुओं की त्रिज्या में परिवर्तन, रासायनिक तत्वों के गुण और वे पदार्थ जो एक अवधि के भीतर बनते हैं और आवधिक प्रणाली के एक मुख्य उपसमूह को निर्धारित करते हैं।
उदाहरण 1तीसरे इलेक्ट्रॉनिक स्तर में ऑर्बिटल्स की संख्या निर्धारित करें। ये ऑर्बिटल्स क्या हैं?
कक्षकों की संख्या ज्ञात करने के लिए हम सूत्र का प्रयोग करते हैं एनकक्षक = एन 2, जहां एन- स्तर संख्या। एनकक्षक = 3 2 = 9. एक 3 एस-, तीन 3 पी- और पांच 3 डी-कक्षीय।उदाहरण 2निर्धारित करें कि किस तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है 1 एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 1 .
यह निर्धारित करने के लिए कि यह कौन सा तत्व है, आपको इसकी क्रम संख्या का पता लगाना होगा, जो कि परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर है। इस मामले में: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. यह एल्यूमीनियम है।यह सुनिश्चित करने के बाद कि आपको जो कुछ भी चाहिए वह सब कुछ सीख लिया गया है, कार्यों के लिए आगे बढ़ें। हम आपकी सफलता की कामना करते हैं।
अनुशंसित साहित्य:- ओ.एस. गेब्रियलियन और अन्य। रसायन विज्ञान, 11 वीं कक्षा। एम।, बस्टर्ड, 2002;
- जी.ई. रुडज़ाइटिस, एफ.जी. फेल्डमैन। रसायन विज्ञान 11 कोशिकाएं। एम।, शिक्षा, 2001।
परिभाषा
परमाणुसबसे छोटा रासायनिक कण है।
रासायनिक यौगिकों की विविधता रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के अणुओं और गैर-आणविक पदार्थों में विभिन्न संयोजनों के कारण होती है। किसी परमाणु की रासायनिक यौगिकों में प्रवेश करने की क्षमता, उसके रासायनिक और भौतिक गुणों का निर्धारण परमाणु की संरचना से होता है। इस संबंध में, रसायन विज्ञान के लिए, परमाणु की आंतरिक संरचना और सबसे पहले, इसके इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना सबसे महत्वपूर्ण है।
परमाणु की संरचना के मॉडल
19वीं शताब्दी की शुरुआत में, डी. डाल्टन ने उस समय तक ज्ञात रसायन विज्ञान के मूलभूत नियमों (रचना की स्थिरता, कई अनुपात और समकक्ष) पर भरोसा करते हुए, परमाणु सिद्धांत को पुनर्जीवित किया। पदार्थ की संरचना का अध्ययन करने के लिए पहले प्रयोग किए गए थे। हालाँकि, की गई खोजों के बावजूद (एक ही तत्व के परमाणुओं में समान गुण होते हैं, और अन्य तत्वों के परमाणुओं में अलग-अलग गुण होते हैं, परमाणु द्रव्यमान की अवधारणा पेश की गई थी), परमाणु को अविभाज्य माना जाता था।
परमाणु की संरचना की जटिलता (फोटोइलेक्ट्रिक प्रभाव, कैथोड और एक्स-रे, रेडियोधर्मिता) के प्रायोगिक साक्ष्य (देर से XIX - प्रारंभिक XX सदी) प्राप्त करने के बाद, यह पाया गया कि परमाणु में नकारात्मक और सकारात्मक रूप से आवेशित कण होते हैं जो परस्पर क्रिया करते हैं एक-दूसरे से।
इन खोजों ने परमाणु की संरचना के पहले मॉडल के निर्माण को गति दी। पहले मॉडलों में से एक प्रस्तावित किया गया था जे थॉमसन(1904) (चित्र 1): परमाणु को "सकारात्मक बिजली के समुद्र" के रूप में प्रस्तुत किया गया था, जिसमें इलेक्ट्रॉन दोलन कर रहे थे।
1911 में α-कणों के साथ प्रयोगों के बाद। रदरफोर्ड ने तथाकथित प्रस्तावित किया ग्रह मॉडलपरमाणु की संरचना (चित्र 1), सौर मंडल की संरचना के समान। ग्रहीय मॉडल के अनुसार, परमाणु के केंद्र में एक बहुत छोटा नाभिक होता है जिसका आवेश Z e होता है, जिसका आकार स्वयं परमाणु के आकार से लगभग 1,000,000 गुना छोटा होता है। नाभिक में परमाणु का लगभग पूरा द्रव्यमान होता है और इसका धनात्मक आवेश होता है। इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर परिक्रमा करते हैं, जिसकी संख्या नाभिक के आवेश से निर्धारित होती है। इलेक्ट्रॉनों का बाहरी प्रक्षेपवक्र परमाणु के बाहरी आयामों को निर्धारित करता है। एक परमाणु का व्यास 10 -8 सेमी होता है, जबकि नाभिक का व्यास बहुत छोटा -10 -12 सेमी होता है।
चावल। 1 थॉमसन और रदरफोर्ड के अनुसार परमाणु की संरचना के मॉडल
परमाणु स्पेक्ट्रा के अध्ययन पर प्रयोगों ने परमाणु की संरचना के ग्रहीय मॉडल की अपूर्णता को दिखाया, क्योंकि यह मॉडल परमाणु स्पेक्ट्रा की रेखा संरचना का खंडन करता है। रदरफोर्ड मॉडल, आइंस्टीन के प्रकाश क्वांटा के सिद्धांत और विकिरण के क्वांटम सिद्धांत के आधार पर, प्लैंक नील्स बोहर (1913)तैयार तत्वों, जिसमें है आणविक सिद्धांत(चित्र 2): एक इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर किसी में भी नहीं घूम सकता है, लेकिन केवल कुछ विशिष्ट कक्षाओं (स्थिर) में, ऐसी कक्षा के साथ घूमते हुए, यह विद्युत चुम्बकीय ऊर्जा, विकिरण (विद्युत चुम्बकीय की मात्रा का अवशोषण या उत्सर्जन) का उत्सर्जन नहीं करता है। ऊर्जा) एक कक्षा से दूसरी कक्षा में संक्रमण (कूदने जैसा) इलेक्ट्रॉन के दौरान होती है।
चावल। 2. N. Bohr . के अनुसार परमाणु की संरचना का मॉडल
परमाणु की संरचना की विशेषता वाली संचित प्रायोगिक सामग्री ने दिखाया कि इलेक्ट्रॉनों के गुणों के साथ-साथ अन्य सूक्ष्म वस्तुओं को शास्त्रीय यांत्रिकी की अवधारणाओं के आधार पर वर्णित नहीं किया जा सकता है। माइक्रोपार्टिकल्स क्वांटम यांत्रिकी के नियमों का पालन करते हैं, जो बनाने का आधार बने परमाणु की संरचना का आधुनिक मॉडल.
क्वांटम यांत्रिकी के मुख्य सिद्धांत:
- ऊर्जा अलग-अलग हिस्सों में निकायों द्वारा उत्सर्जित और अवशोषित होती है - क्वांटा, इसलिए कणों की ऊर्जा अचानक बदल जाती है;
- इलेक्ट्रॉनों और अन्य माइक्रोपार्टिकल्स की दोहरी प्रकृति होती है - यह कणों और तरंगों (कण-लहर द्वैतवाद) दोनों के गुणों को प्रदर्शित करता है;
- क्वांटम यांत्रिकी माइक्रोपार्टिकल्स के लिए कुछ कक्षाओं के अस्तित्व से इनकार करते हैं (इलेक्ट्रॉनों को स्थानांतरित करने के लिए सटीक स्थिति निर्धारित करना असंभव है, क्योंकि वे नाभिक के पास अंतरिक्ष में चलते हैं, कोई केवल अंतरिक्ष के विभिन्न हिस्सों में इलेक्ट्रॉन खोजने की संभावना निर्धारित कर सकता है)।
नाभिक के पास का स्थान, जिसमें इलेक्ट्रॉन के मिलने की प्रायिकता पर्याप्त रूप से अधिक (90%) होती है, कहलाती है कक्षा का.
क्वांटम संख्याएं। पाउली सिद्धांत। क्लेचकोवस्की के नियम
एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को चार . का उपयोग करके वर्णित किया जा सकता है क्वांटम संख्याएं.
एनप्रमुख क्वांटम संख्या है। एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की कुल ऊर्जा और ऊर्जा स्तर की संख्या को दर्शाता है। n 1 से तक पूर्णांक मान लेता है। n=1 पर इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा सबसे कम होती है; बढ़ती हुई n-ऊर्जा के साथ। किसी परमाणु की वह अवस्था, जब उसके इलेक्ट्रॉन ऐसे ऊर्जा स्तरों पर होते हैं कि उनकी कुल ऊर्जा न्यूनतम होती है, जमीनी अवस्था कहलाती है। उच्च मूल्यों वाले राज्यों को उत्साहित कहा जाता है। ऊर्जा के स्तर को n के मान के अनुसार अरबी अंकों द्वारा दर्शाया जाता है। इलेक्ट्रॉनों को सात स्तरों में व्यवस्थित किया जा सकता है, इसलिए, वास्तव में, n 1 से 7 तक मौजूद है। मुख्य क्वांटम संख्या इलेक्ट्रॉन बादल के आकार को निर्धारित करती है और परमाणु में इलेक्ट्रॉन की औसत त्रिज्या निर्धारित करती है।
मैंकक्षीय क्वांटम संख्या है। यह सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों के ऊर्जा आरक्षित और कक्षीय (तालिका 1) के आकार की विशेषता है। 0 से n-1 तक पूर्णांक मान स्वीकार करता है। एल एन पर निर्भर करता है। यदि n=1, तो l=0, जिसका अर्थ है कि पहले स्तर पर पहला उप-स्तर है।
मुझेचुंबकीय क्वांटम संख्या है। अंतरिक्ष में कक्षीय के उन्मुखीकरण की विशेषता है। -l से 0 से +l तक पूर्णांक मान स्वीकार करता है। इस प्रकार, जब एल = 1 (पी-ऑर्बिटल), एम ई मान -1, 0, 1 लेता है, और कक्षीय का अभिविन्यास भिन्न हो सकता है (चित्र 3)।
चावल। 3. पी-कक्षीय अंतरिक्ष में संभावित झुकावों में से एक
एसस्पिन क्वांटम संख्या है। अक्ष के चारों ओर इलेक्ट्रॉन के स्वयं के घूर्णन की विशेषता है। यह मान -1/2(↓) और +1/2 () लेता है। एक ही कक्षक में दो इलेक्ट्रॉनों के समानांतर समानांतर स्पिन होते हैं।
परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति निर्धारित होती है पाउली सिद्धांत: एक परमाणु में सभी क्वांटम संख्याओं के समान सेट वाले दो इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते। कक्षकों को इलेक्ट्रॉनों से भरने का क्रम किसके द्वारा निर्धारित किया जाता है क्लेचकोवस्की के नियम: इन ऑर्बिटल्स के लिए ऑर्बिटल्स योग (n + l) के आरोही क्रम में इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, यदि योग (n + l) समान है, तो n के छोटे मान वाले ऑर्बिटल को पहले भरा जाता है।
हालांकि, एक परमाणु में आमतौर पर एक नहीं, बल्कि कई इलेक्ट्रॉन होते हैं, और एक दूसरे के साथ उनकी बातचीत को ध्यान में रखते हुए, नाभिक के प्रभावी चार्ज की अवधारणा का उपयोग किया जाता है - बाहरी स्तर का एक इलेक्ट्रॉन एक चार्ज से प्रभावित होता है जो नाभिक के आवेश से कम होता है, जिसके परिणामस्वरूप आंतरिक इलेक्ट्रॉन बाहरी इलेक्ट्रॉनों को स्क्रीन करते हैं।
एक परमाणु की मुख्य विशेषताएं: परमाणु त्रिज्या (सहसंयोजक, धातु, वैन डेर वाल्स, आयनिक), इलेक्ट्रॉन आत्मीयता, आयनीकरण क्षमता, चुंबकीय क्षण।
परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र
एक परमाणु के सभी इलेक्ट्रॉन उसके इलेक्ट्रॉन खोल का निर्माण करते हैं। इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना को दर्शाया गया है इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, जो ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाता है। एक सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या एक संख्या द्वारा इंगित की जाती है, जो कि सबलेवल को इंगित करने वाले अक्षर के ऊपरी दाहिनी ओर लिखी जाती है। उदाहरण के लिए, एक हाइड्रोजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन होता है, जो पहले ऊर्जा स्तर के s-उप-स्तर पर स्थित होता है: 1s 1. दो इलेक्ट्रॉनों वाले हीलियम का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस प्रकार लिखा गया है: 1s 2.
दूसरी अवधि के तत्वों के लिए, इलेक्ट्रॉन दूसरे ऊर्जा स्तर को भरते हैं, जिसमें 8 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते। सबसे पहले, इलेक्ट्रॉन एस-सबलेवल को भरते हैं, फिर पी-सबलेवल को। उदाहरण के लिए:
5 बी 1एस 2 2एस 2 2पी 1
आवर्त प्रणाली में तत्व की स्थिति के साथ परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना का संबंध
किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र D.I की आवर्त प्रणाली में उसकी स्थिति से निर्धारित होता है। मेंडेलीव। इस प्रकार, अवधि की संख्या दूसरी अवधि के तत्वों से मेल खाती है, इलेक्ट्रॉन दूसरे ऊर्जा स्तर को भरते हैं, जिसमें 8 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं। सबसे पहले, इलेक्ट्रॉन भरते हैं दूसरी अवधि के तत्वों में, इलेक्ट्रॉन दूसरे ऊर्जा स्तर को भरते हैं, जिसमें 8 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते। सबसे पहले, इलेक्ट्रॉन एस-सबलेवल को भरते हैं, फिर पी-सबलेवल को। उदाहरण के लिए:
5 बी 1एस 2 2एस 2 2पी 1
कुछ तत्वों के परमाणुओं के लिए, एक बाहरी ऊर्जा स्तर से एक इलेक्ट्रॉन के "रिसाव" की घटना देखी जाती है। तांबे, क्रोमियम, पैलेडियम और कुछ अन्य तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन पर्ची होती है। उदाहरण के लिए:
24 करोड़ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1
ऊर्जा स्तर जिसमें 8 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते। सबसे पहले, इलेक्ट्रॉन एस-सबलेवल को भरते हैं, फिर पी-सबलेवल को। उदाहरण के लिए:
5 बी 1एस 2 2एस 2 2पी 1
मुख्य उपसमूहों के तत्वों के लिए समूह संख्या बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है, ऐसे इलेक्ट्रॉनों को वैलेंस इलेक्ट्रॉन कहा जाता है (वे एक रासायनिक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं)। पार्श्व उपसमूहों के तत्वों के संयोजकता इलेक्ट्रॉन बाह्य ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन और अंतिम स्तर के d-उप-स्तर हो सकते हैं। III-VII समूहों के पार्श्व उपसमूहों के तत्वों के समूह की संख्या, साथ ही Fe, Ru, Os के लिए, बाहरी ऊर्जा स्तर के s-उप-स्तर और d-उप-स्तर में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या से मेल खाती है अंतिम स्तर
कार्य:
फास्फोरस, रूबिडियम और जिरकोनियम परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाइए। संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की सूची बनाइए।
जवाब:
15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 संयोजकता इलेक्ट्रॉन 3s 2 3p 3
37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 संयोजकता इलेक्ट्रॉन 5s 1
40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 वैलेंस इलेक्ट्रॉन 4d 2 5s 2
परमाणु पदार्थ का सबसे छोटा कण है। इसका अध्ययन प्राचीन ग्रीस में शुरू हुआ, जब न केवल वैज्ञानिकों, बल्कि दार्शनिकों का भी ध्यान परमाणु की संरचना की ओर गया। एक परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना क्या है और इस कण के बारे में कौन सी बुनियादी जानकारी ज्ञात है?
परमाणु की संरचना
पहले से ही प्राचीन यूनानी वैज्ञानिकों ने किसी भी वस्तु और जीव को बनाने वाले सबसे छोटे रासायनिक कणों के अस्तित्व का अनुमान लगाया था। और अगर XVII-XVIII सदियों में। रसायनज्ञों को यकीन था कि परमाणु एक अविभाज्य प्राथमिक कण है, फिर 19 वीं -20 वीं शताब्दी के मोड़ पर, वे प्रयोगात्मक रूप से यह साबित करने में कामयाब रहे कि परमाणु अविभाज्य नहीं है।
एक परमाणु, पदार्थ का एक सूक्ष्म कण होने के कारण, एक नाभिक और इलेक्ट्रॉनों से बना होता है। नाभिक एक परमाणु से 10,000 गुना छोटा होता है, लेकिन इसका लगभग सारा द्रव्यमान नाभिक में केंद्रित होता है। परमाणु नाभिक की मुख्य विशेषता यह है कि इसमें धनात्मक आवेश होता है और यह प्रोटॉन और न्यूट्रॉन से बना होता है। प्रोटॉन सकारात्मक रूप से चार्ज होते हैं, जबकि न्यूट्रॉन पर कोई चार्ज नहीं होता है (वे तटस्थ होते हैं)।
वे मजबूत परमाणु शक्ति द्वारा एक दूसरे से जुड़े हुए हैं। एक प्रोटॉन का द्रव्यमान न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के लगभग बराबर होता है, लेकिन साथ ही यह एक इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान से 1840 गुना अधिक होता है। रसायन विज्ञान में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन का एक सामान्य नाम है - न्यूक्लियॉन। परमाणु स्वयं विद्युत रूप से तटस्थ है।
किसी भी तत्व के परमाणु को इलेक्ट्रॉनिक सूत्र और इलेक्ट्रॉनिक ग्राफिक सूत्र द्वारा निरूपित किया जा सकता है:
चावल। 1. परमाणु का इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक सूत्र।
आवर्त सारणी में एकमात्र तत्व जिसमें न्यूट्रॉन नहीं होता है वह हल्का हाइड्रोजन (प्रोटियम) होता है।
इलेक्ट्रॉन एक ऋणावेशित कण है। इलेक्ट्रॉन खोल में नाभिक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं। इलेक्ट्रॉनों में नाभिक के प्रति आकर्षित होने के गुण होते हैं, और एक दूसरे के बीच वे कूलम्ब अंतःक्रिया से प्रभावित होते हैं। नाभिक के आकर्षण को दूर करने के लिए, इलेक्ट्रॉनों को बाहरी स्रोत से ऊर्जा प्राप्त करनी चाहिए। इलेक्ट्रॉन नाभिक से जितना दूर होता है, इसके लिए उतनी ही कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है।
परमाणु मॉडल
लंबे समय से, वैज्ञानिकों ने परमाणु की प्रकृति को समझने की कोशिश की है। प्रारंभिक चरण में, प्राचीन यूनानी दार्शनिक डेमोक्रिटस ने एक महान योगदान दिया। हालाँकि अब उनका सिद्धांत हमारे लिए साधारण और बहुत सरल लगता है, ऐसे समय में जब प्राथमिक कणों की अवधारणा उभरने लगी थी, उनके पदार्थ के टुकड़े के सिद्धांत को काफी गंभीरता से लिया गया था। डेमोक्रिटस का मानना था कि किसी भी पदार्थ के गुण परमाणुओं के आकार, द्रव्यमान और अन्य विशेषताओं पर निर्भर करते हैं। इसलिए, उदाहरण के लिए, आग के पास, उनका मानना था कि तेज परमाणु होते हैं - इसलिए, आग जलती है; पानी में चिकने परमाणु होते हैं, इसलिए यह बह सकता है; ठोस वस्तुओं में, उनके विचार में, परमाणु खुरदरे थे।
डेमोक्रिटस का मानना था कि बिल्कुल हर चीज में परमाणु होते हैं, यहां तक कि मानव आत्मा भी।
1904 में, जे जे थॉमसन ने परमाणु के अपने मॉडल का प्रस्ताव रखा। सिद्धांत के मुख्य प्रावधान इस तथ्य तक उबाले गए कि परमाणु को एक सकारात्मक चार्ज किए गए शरीर के रूप में दर्शाया गया था, जिसके अंदर एक नकारात्मक चार्ज वाले इलेक्ट्रॉन थे। बाद में इस सिद्धांत का ई. रदरफोर्ड ने खंडन किया।
चावल। 2. थॉमसन का परमाणु मॉडल।
इसके अलावा 1904 में, जापानी भौतिक विज्ञानी एच। नागाओका ने शनि ग्रह के अनुरूप परमाणु के प्रारंभिक ग्रह मॉडल का प्रस्ताव रखा। इस सिद्धांत के अनुसार, इलेक्ट्रॉन वलयों में संयुक्त होते हैं और एक धनावेशित नाभिक के चारों ओर चक्कर लगाते हैं। यह थ्योरी गलत निकली।
1911 में, ई. रदरफोर्ड ने प्रयोगों की एक श्रृंखला करके निष्कर्ष निकाला कि इसकी संरचना में परमाणु ग्रह प्रणाली के समान है। आखिरकार, इलेक्ट्रॉन, ग्रहों की तरह, एक भारी धनात्मक आवेशित नाभिक के चारों ओर कक्षाओं में घूमते हैं। हालांकि, इस विवरण ने शास्त्रीय इलेक्ट्रोडायनामिक्स का खंडन किया। फिर 1913 में डेनिश भौतिक विज्ञानी नील्स बोहर ने पोस्टुलेट्स पेश किए, जिसका सार यह था कि इलेक्ट्रॉन, कुछ विशेष अवस्थाओं में होने के कारण, ऊर्जा का विकिरण नहीं करता है। इस प्रकार, बोह्र की अभिधारणाओं ने दिखाया कि शास्त्रीय यांत्रिकी परमाणुओं के लिए अनुपयुक्त है। रदरफोर्ड द्वारा वर्णित और बोहर द्वारा पूरक ग्रह मॉडल को बोहर-रदरफोर्ड ग्रहीय मॉडल कहा जाता था।
चावल। 3. बोहर-रदरफोर्ड ग्रहीय मॉडल।
परमाणु के आगे के अध्ययन से क्वांटम यांत्रिकी जैसे एक खंड का निर्माण हुआ, जिसकी मदद से कई वैज्ञानिक तथ्यों की व्याख्या की गई। परमाणु के बारे में आधुनिक विचार बोहर-रदरफोर्ड ग्रहीय मॉडल से विकसित हुए हैं।रिपोर्ट का मूल्यांकन
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(लेक्चर नोट्स)
परमाणु की संरचना। परिचय।
रसायन विज्ञान में अध्ययन का उद्देश्य रासायनिक तत्व और उनके यौगिक हैं। रासायनिक तत्वसमान धन आवेश वाले परमाणुओं के समूह को कहते हैं। परमाणुएक रासायनिक तत्व का सबसे छोटा कण है जो इसे बरकरार रखता है रासायनिक गुण. एक दूसरे से जुड़कर एक या विभिन्न तत्वों के परमाणु अधिक जटिल कण बनाते हैं - अणुओं. परमाणुओं या अणुओं के संग्रह से रसायन बनते हैं। प्रत्येक व्यक्तिगत रासायनिक पदार्थ को व्यक्तिगत भौतिक गुणों के एक सेट की विशेषता होती है, जैसे कि क्वथनांक और गलनांक, घनत्व, विद्युत और तापीय चालकता, आदि।
1. परमाणु की संरचना और तत्वों की आवर्त प्रणाली
डि मेंडलीव.
तत्वों की आवधिक प्रणाली को भरने के क्रम की नियमितताओं का ज्ञान और समझ डी.आई. मेंडेलीव हमें निम्नलिखित को समझने की अनुमति देता है:
1. कुछ तत्वों की प्रकृति में अस्तित्व का भौतिक सार,
2. तत्व की रासायनिक संयोजकता की प्रकृति,
3. एक तत्व की क्षमता और "आसानी" किसी अन्य तत्व के साथ बातचीत करते समय इलेक्ट्रॉन देने या प्राप्त करने के लिए,
4. रासायनिक बंधों की प्रकृति जो एक तत्व अन्य तत्वों के साथ बातचीत करते समय बना सकता है, सरल और जटिल अणुओं की स्थानिक संरचना, आदि।
परमाणु की संरचना।
एक परमाणु गति में और एक दूसरे के साथ बातचीत करने वाले प्राथमिक कणों का एक जटिल सूक्ष्म तंत्र है।
19वीं सदी के अंत और 20वीं सदी की शुरुआत में, यह पाया गया कि परमाणु छोटे कणों से बने होते हैं: न्यूट्रॉन, प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉन। अंतिम दो कण आवेशित कण होते हैं, प्रोटॉन में धनात्मक आवेश होता है, इलेक्ट्रॉन ऋणात्मक होता है। चूंकि जमीनी अवस्था में किसी तत्व के परमाणु विद्युत रूप से तटस्थ होते हैं, इसका मतलब है कि किसी भी तत्व के परमाणु में प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है। परमाणुओं का द्रव्यमान प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के योग से निर्धारित होता है, जिसकी संख्या डी.आई. की आवधिक प्रणाली में परमाणुओं के द्रव्यमान और इसकी क्रम संख्या के बीच के अंतर के बराबर होती है। मेंडेलीव।
1926 में, श्रोडिंगर ने अपने द्वारा व्युत्पन्न तरंग समीकरण का उपयोग करके एक तत्व के परमाणु में माइक्रोपार्टिकल्स की गति का वर्णन करने का प्रस्ताव रखा। हाइड्रोजन परमाणु के लिए श्रोडिंगर तरंग समीकरण को हल करते समय, तीन पूर्णांक क्वांटम संख्याएँ दिखाई देती हैं: एन, ℓ और एम ℓ , जो नाभिक के केंद्रीय क्षेत्र में त्रि-आयामी अंतरिक्ष में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति की विशेषता है। क्वांटम संख्याएं एन, ℓ और एम ℓ पूर्णांक मान लें। तीन क्वांटम संख्याओं द्वारा परिभाषित तरंग फलन एन, ℓ और एम ℓ और श्रोडिंगर समीकरण को हल करने के परिणामस्वरूप प्राप्त किया गया एक कक्षीय कहलाता है। एक कक्षीय अंतरिक्ष का एक क्षेत्र है जिसमें एक इलेक्ट्रॉन पाए जाने की सबसे अधिक संभावना है।एक रासायनिक तत्व के परमाणु से संबंधित। इस प्रकार, हाइड्रोजन परमाणु के लिए श्रोडिंगर समीकरण का समाधान तीन क्वांटम संख्याओं की उपस्थिति की ओर जाता है, जिसका भौतिक अर्थ यह है कि वे तीन अलग-अलग प्रकार के ऑर्बिटल्स की विशेषता रखते हैं जो एक परमाणु के पास हो सकते हैं। आइए प्रत्येक क्वांटम संख्या पर करीब से नज़र डालें।
मुख्य क्वांटम संख्या n कोई भी सकारात्मक पूर्णांक मान ले सकता है: n = 1,2,3,4,5,6,7… यह इलेक्ट्रॉनिक स्तर की ऊर्जा और इलेक्ट्रॉनिक "क्लाउड" के आकार की विशेषता है। यह विशेषता है कि मुख्य क्वांटम संख्या की संख्या उस अवधि की संख्या से मेल खाती है जिसमें दिया गया तत्व स्थित है।
अज़ीमुथल या कक्षीय क्वांटम संख्यापूर्णांक मान ले सकता है ℓ = 0…. n - 1 तक और इलेक्ट्रॉन गति के क्षण को निर्धारित करता है, अर्थात। कक्षीय आकार। के विभिन्न संख्यात्मक मानों के लिए, निम्नलिखित संकेतन का उपयोग किया जाता है: ℓ = 0, 1, 2, 3, और प्रतीकों द्वारा निरूपित किए जाते हैं एस, पी, डी, एफ, क्रमशः के लिए ℓ = 0, 1, 2 और 3. तत्वों की आवर्त सारणी में स्पिन संख्या वाले कोई तत्व नहीं हैं ℓ = 4.
चुंबकीय क्वांटम संख्याएम ℓ इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स की स्थानिक व्यवस्था और इसके परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन के विद्युत चुम्बकीय गुणों की विशेषता है। यह से मान ले सकता है - ℓ करने के लिए + ℓ शून्य सहित।
आकार या, अधिक सटीक रूप से, परमाणु कक्षाओं के समरूपता गुण क्वांटम संख्या पर निर्भर करते हैं ℓ और एम ℓ . "इलेक्ट्रॉनिक क्लाउड", के अनुरूप एस- ऑर्बिटल्स में एक गेंद का आकार होता है (उसी समय ℓ = 0).
चित्र .1। 1s कक्षीय
क्वांटम संख्या = 1 और m = -1, 0 और +1 द्वारा परिभाषित ऑर्बिटल्स को p-ऑर्बिटल्स कहा जाता है। चूंकि इस मामले में एम के तीन अलग-अलग मान हैं, तो परमाणु में तीन ऊर्जावान समकक्ष पी-ऑर्बिटल्स हैं (उनके लिए मुख्य क्वांटम संख्या समान है और इसका मान n = 2,3,4,5,6 या 7) हो सकता है। . पी-ऑर्बिटल्स में अक्षीय समरूपता होती है और बाहरी क्षेत्र में x, y और z अक्षों के साथ उन्मुख त्रि-आयामी आठ का रूप होता है (चित्र 1.2)। इसलिए प्रतीकों p x , p y और p z की उत्पत्ति।
रेखा चित्र नम्बर 2। पी एक्स, पी वाई और पी जेड -ऑर्बिटल्स
इसके अलावा, पहले ℓ = 2 और m ℓ = -2, -1, 0, +1 और +2 के लिए d- और f-परमाणु कक्षक हैं, अर्थात। पाँच AO, दूसरे = 3 और m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 और +3 के लिए, अर्थात्। 7 एओ.
चौथा क्वांटम एम एस 1925 में गौडस्मिट और उहलेनबेक द्वारा हाइड्रोजन परमाणु के स्पेक्ट्रम में कुछ सूक्ष्म प्रभावों की व्याख्या करने के लिए स्पिन क्वांटम संख्या कहा जाता है। एक इलेक्ट्रॉन का स्पिन एक इलेक्ट्रॉन के आवेशित प्राथमिक कण का कोणीय संवेग है, जिसका अभिविन्यास परिमाणित होता है, अर्थात। कड़ाई से कुछ कोणों तक सीमित। यह अभिविन्यास स्पिन चुंबकीय क्वांटम संख्या (एस) के मूल्य से निर्धारित होता है, जो एक इलेक्ट्रॉन के लिए है ½ , इसलिए, एक इलेक्ट्रॉन के लिए, परिमाणीकरण नियमों के अनुसार एम एस = ± ½. इस संबंध में, तीन क्वांटम संख्याओं के समुच्चय में, क्वांटम संख्या को जोड़ना चाहिए एम एस . हम एक बार फिर जोर देते हैं कि चार क्वांटम संख्याएं उस क्रम को निर्धारित करती हैं जिसमें मेंडेलीफ की तत्वों की आवर्त सारणी का निर्माण किया जाता है और समझाते हैं कि पहली अवधि में केवल दो तत्व क्यों हैं, दूसरे में आठ और तीसरे में, चौथे में 18, और इसी तरह। परमाणुओं के बहुइलेक्ट्रॉन की संरचना की व्याख्या करने के लिए, परमाणु के धनात्मक आवेश के बढ़ने पर इलेक्ट्रॉनिक स्तरों के भरने का क्रम, चार क्वांटम संख्याओं के बारे में एक विचार होना पर्याप्त नहीं है जो इलेक्ट्रॉनों के व्यवहार को "नियंत्रित" करते हैं जब इलेक्ट्रॉन कक्षकों को भरना, लेकिन आपको कुछ और सरल नियमों को जानने की आवश्यकता है, अर्थात्, पाउली का सिद्धांत, गुंड का नियम और क्लेचकोवस्की का नियम।
पाउली सिद्धांत के अनुसार एक ही क्वांटम अवस्था में, चार क्वांटम संख्याओं के कुछ मूल्यों की विशेषता, एक से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।इसका मतलब यह है कि सिद्धांत रूप में, एक इलेक्ट्रॉन को किसी भी परमाणु कक्षीय में रखा जा सकता है। दो इलेक्ट्रॉन एक ही परमाणु कक्षक में तभी हो सकते हैं जब उनके पास अलग-अलग स्पिन क्वांटम संख्याएं हों।
तीन पी-एओ, पांच डी-एओ और सात एफ-एओ को इलेक्ट्रॉनों से भरते समय, न केवल पाउली सिद्धांत द्वारा बल्कि हुंड नियम द्वारा भी निर्देशित किया जाना चाहिए: जमीनी अवस्था में एक उपकोश के कक्षकों का भरण समान प्रचक्रण वाले इलेक्ट्रॉनों से होता है।
उपकोश भरते समय (पी, डी, एफ) स्पिन के योग का निरपेक्ष मान अधिकतम होना चाहिए.
क्लेचकोवस्की का नियम. क्लेचकोवस्की नियम के अनुसार, भरते समयडी और एफइलेक्ट्रॉनों द्वारा कक्षीय का सम्मान किया जाना चाहिएन्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत। इस सिद्धांत के अनुसार, जमीनी अवस्था में इलेक्ट्रॉन न्यूनतम ऊर्जा स्तरों के साथ कक्षाओं को भरते हैं। सबलेवल ऊर्जा क्वांटम संख्याओं के योग से निर्धारित होती हैएन + = ई .
क्लेचकोवस्की का पहला नियम: पहले उन उपस्तरों को भरें जिनके लिएएन + = ई कम से कम।
क्लेचकोवस्की का दूसरा नियम: समानता के मामले मेंएन + ℓ कई सबलेवल के लिए, सबलेवल जिसके लिएएन कम से कम .
वर्तमान में, 109 तत्व ज्ञात हैं।
2. आयनीकरण ऊर्जा, इलेक्ट्रॉन आत्मीयता और वैद्युतीयऋणात्मकता.
परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की सबसे महत्वपूर्ण विशेषताएं आयनीकरण ऊर्जा (ईआई) या आयनीकरण क्षमता (आईपी) और परमाणु की इलेक्ट्रॉन आत्मीयता (एसई) हैं। आयनन ऊर्जा 0 K: A = पर एक मुक्त परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन के अलग होने की प्रक्रिया में ऊर्जा में परिवर्तन है। + + ē . तत्व की परमाणु संख्या Z पर आयनीकरण ऊर्जा की निर्भरता, परमाणु त्रिज्या के आकार का एक स्पष्ट आवधिक चरित्र है।
इलेक्ट्रॉन आत्मीयता (SE) ऊर्जा में परिवर्तन है जो 0 K: A + = A पर एक ऋणात्मक आयन के गठन के साथ एक पृथक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के योग के साथ होता है। - (परमाणु और आयन अपनी जमीनी अवस्था में हैं)।इस मामले में, इलेक्ट्रॉन सबसे कम मुक्त परमाणु कक्षीय (LUAO) पर कब्जा कर लेता है यदि VZAO दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा कर लिया जाता है। SE दृढ़ता से उनके कक्षीय इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर निर्भर करता है।
ईआई और एसई में परिवर्तन तत्वों और उनके यौगिकों के कई गुणों में परिवर्तन से संबंधित है, जिसका उपयोग ईआई और एसई के मूल्यों से इन गुणों की भविष्यवाणी करने के लिए किया जाता है। हलोजन में उच्चतम निरपेक्ष इलेक्ट्रॉन बंधुता होती है। तत्वों की आवर्त सारणी के प्रत्येक समूह में, आयनीकरण क्षमता या ईआई बढ़ती तत्व संख्या के साथ घट जाती है, जो परमाणु त्रिज्या में वृद्धि और इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या में वृद्धि के साथ जुड़ा हुआ है, और जो वृद्धि के साथ अच्छी तरह से संबंधित है तत्व की कम करने की शक्ति।
तत्वों की आवर्त सारणी की तालिका 1 eV/परमाणु में EI और SE के मान देती है। ध्यान दें कि सटीक एसई मान केवल कुछ परमाणुओं के लिए जाने जाते हैं, उनके मूल्यों को तालिका 1 में रेखांकित किया गया है।
तालिका नंबर एक
आवधिक प्रणाली में परमाणुओं की पहली आयनीकरण ऊर्जा (ईआई), इलेक्ट्रॉन आत्मीयता (एसई) और इलेक्ट्रोनगेटिविटी )।
|
χ |
0.747 2. 1 0 0, 3 7 |
1,2 2 |
||||||||||||||||
|
χ |
0.54 1. 55 |
-0.3 1. 1 3 |
0.2 0. 91 |
1.2 5 |
-0. 1 0, 55 |
1.47 0. 59 |
3.45 0. 64 |
1 ,60 |
||||||||||
|
χ |
0. 7 4 1. 89 |
-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0 |
0. 6 |
1.63 |
0.7 |
2.07 |
3.61 | |||||||||||
|
χ |
2.3 6 |
- 0 .6 |
1.26 (α) |
-0.9 1 . 39 |
0. 18 |
1.2 |
0. 6 |
2.07 |
3.36 | |||||||||
|
χ |
2.4 8 |
-0.6 1 . 56 |
0. 2 |
2.2 | ||||||||||||||
|
χ |
2.6 7 |
2, 2 1 |
हेएस |
- पॉलिंग इलेक्ट्रोनगेटिविटी
आर- परमाणु त्रिज्या, ("सामान्य और अकार्बनिक रसायन विज्ञान में प्रयोगशाला और संगोष्ठी कक्षाओं से", एन.एस. अख्मेतोव, एम.के. अज़ीज़ोवा, एल.आई. बदीगिना)
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 (+)और 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, नाभिक के कुल आवेश के लिए प्रोटॉन 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 करते हैं 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 पर -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 मेंडेलीव ने परमाणु आवेश को बढ़ाने के क्रम में तत्वों को तालिका में व्यवस्थित किया।
अर्थात्, आवर्त प्रणाली में किसी तत्व का क्रमांक किसी दिए गए तत्व के परमाणु के नाभिक का आवेश होता 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।
- 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।
- 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।
- 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।
- 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:
- 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।
- 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 - अर्थात, यह एक ऐसे ऑर्बिटल पर कब्जा कर लेता है जिसमें पहले से ही एक इलेक्ट्रॉन होता है:
- 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।
- 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 पर 1+ (एक प्लस) का चार्ज होता है, एक कण बनता है, जिसमें एक नकारात्मक चार्ज नहीं होता है, यानी इसका चार्ज पॉजिटिव 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 थे, इन सबसे महान गैसों के विन्यास को प्राप्त करते हैं, और इसलिए आयनों में बदल जाते हैं और रासायनिक बंधन बनाते हैं।
