परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना क्या है? परमाणु की जमीनी और उत्तेजित अवस्थाएँ

रसायन वे चीजें हैं जो हमारे आसपास की दुनिया को बनाती हैं।

प्रत्येक रासायनिक पदार्थ के गुणों को दो प्रकारों में विभाजित किया जाता है: ये रासायनिक होते हैं, जो अन्य पदार्थों को बनाने की क्षमता की विशेषता रखते हैं, और भौतिक, जिन्हें निष्पक्ष रूप से देखा जाता है और रासायनिक परिवर्तनों से अलगाव में माना जा सकता है। इसलिए, उदाहरण के लिए, किसी पदार्थ के भौतिक गुण उसके एकत्रीकरण की स्थिति (ठोस, तरल या गैसीय), तापीय चालकता, ऊष्मा क्षमता, विभिन्न माध्यमों में घुलनशीलता (पानी, शराब, आदि), घनत्व, रंग, स्वाद आदि हैं। .

कुछ रासायनिक पदार्थों का अन्य पदार्थों में परिवर्तन रासायनिक घटना या रासायनिक प्रतिक्रिया कहलाता है। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि भौतिक घटनाएं भी हैं, जो स्पष्ट रूप से, किसी पदार्थ के किसी भी भौतिक गुणों में परिवर्तन के साथ अन्य पदार्थों में परिवर्तन के बिना होती हैं। उदाहरण के लिए, भौतिक घटनाओं में बर्फ का पिघलना, पानी का जमना या वाष्पीकरण आदि शामिल हैं।

तथ्य यह है कि किसी भी प्रक्रिया के दौरान एक रासायनिक घटना होती है, रासायनिक प्रतिक्रियाओं के विशिष्ट लक्षणों को देखकर निष्कर्ष निकाला जा सकता है, जैसे कि रंग में परिवर्तन, एक अवक्षेप का गठन, गैस का विकास, गर्मी और / या प्रकाश का विकास।

इसलिए, उदाहरण के लिए, रासायनिक प्रतिक्रियाओं के पाठ्यक्रम के बारे में एक निष्कर्ष यह देखकर बनाया जा सकता है:

पानी उबालने पर तलछट का बनना, जिसे रोज़मर्रा की ज़िंदगी में पैमाना कहा जाता है;

आग के जलने के दौरान गर्मी और प्रकाश की रिहाई;

हवा में एक ताजे सेब के टुकड़े का रंग बदलना;

आटा आदि के किण्वन के दौरान गैस के बुलबुले का बनना।

पदार्थ के सबसे छोटे कण, जो रासायनिक प्रतिक्रियाओं की प्रक्रिया में व्यावहारिक रूप से परिवर्तन से नहीं गुजरते हैं, लेकिन केवल एक नए तरीके से एक दूसरे से जुड़े होते हैं, परमाणु कहलाते हैं।

पदार्थ की ऐसी इकाइयों के अस्तित्व का विचार प्राचीन ग्रीस में प्राचीन दार्शनिकों के दिमाग में उत्पन्न हुआ, जो वास्तव में "परमाणु" शब्द की उत्पत्ति की व्याख्या करता है, क्योंकि "परमाणु" का शाब्दिक अर्थ ग्रीक से "अविभाज्य" है।

हालांकि, प्राचीन यूनानी दार्शनिकों के विचार के विपरीत, परमाणु पदार्थ का पूर्ण न्यूनतम नहीं हैं, अर्थात। उनके पास एक जटिल संरचना है।

प्रत्येक परमाणु में तथाकथित उप-परमाणु कण होते हैं - प्रोटॉन, न्यूट्रॉन और इलेक्ट्रॉन, क्रमशः प्रतीकों p + , n o और e - द्वारा निरूपित होते हैं। प्रयुक्त संकेतन में सुपरस्क्रिप्ट इंगित करता है कि प्रोटॉन में एक इकाई धनात्मक आवेश होता है, इलेक्ट्रॉन का एक इकाई ऋणात्मक आवेश होता है, और न्यूट्रॉन पर कोई आवेश नहीं होता है।

परमाणु की गुणात्मक संरचना के लिए, प्रत्येक परमाणु में तथाकथित नाभिक में केंद्रित सभी प्रोटॉन और न्यूट्रॉन होते हैं, जिसके चारों ओर इलेक्ट्रॉन एक इलेक्ट्रॉन खोल बनाते हैं।

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन में व्यावहारिक रूप से समान द्रव्यमान होते हैं, अर्थात। एम पी ≈ एम एन, और इलेक्ट्रॉन द्रव्यमान उनमें से प्रत्येक के द्रव्यमान से लगभग 2000 गुना कम है, अर्थात। एम पी / एम ई एम एन / एम ई 2000।

चूँकि एक परमाणु का मौलिक गुण उसकी विद्युत तटस्थता है, और एक इलेक्ट्रॉन का आवेश एक प्रोटॉन के आवेश के बराबर होता है, इससे यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि किसी भी परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है।

इसलिए, उदाहरण के लिए, नीचे दी गई तालिका परमाणुओं की संभावित संरचना को दर्शाती है:

समान परमाणु आवेश वाले परमाणुओं के प्रकार, अर्थात्। उनके नाभिक में समान संख्या में प्रोटॉन के साथ एक रासायनिक तत्व कहा जाता है। इस प्रकार, उपरोक्त तालिका से, हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि परमाणु 1 और परमाणु 2 एक रासायनिक तत्व से संबंधित हैं, और परमाणु 3 और परमाणु 4 दूसरे रासायनिक तत्व से संबंधित हैं।

प्रत्येक रासायनिक तत्व का अपना नाम और व्यक्तिगत प्रतीक होता है, जिसे एक निश्चित तरीके से पढ़ा जाता है। इसलिए, उदाहरण के लिए, सबसे सरल रासायनिक तत्व, जिसके परमाणुओं में नाभिक में केवल एक प्रोटॉन होता है, का नाम "हाइड्रोजन" होता है और इसे "H" प्रतीक द्वारा दर्शाया जाता है, जिसे "राख" और रासायनिक तत्व के रूप में पढ़ा जाता है। +7 (यानी 7 प्रोटॉन युक्त) के परमाणु चार्ज के साथ - "नाइट्रोजन", का प्रतीक "एन" है, जिसे "एन" के रूप में पढ़ा जाता है।

जैसा कि आप ऊपर की तालिका से देख सकते हैं, एक रासायनिक तत्व के परमाणु नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या में भिन्न हो सकते हैं।

एक ही रासायनिक तत्व से संबंधित परमाणु, लेकिन अलग-अलग संख्या में न्यूट्रॉन होते हैं और परिणामस्वरूप, द्रव्यमान को आइसोटोप कहा जाता है।

इसलिए, उदाहरण के लिए, रासायनिक तत्व हाइड्रोजन में तीन समस्थानिक होते हैं - 1 एच, 2 एच और 3 एच। एच प्रतीक के ऊपर सूचकांक 1, 2 और 3 का मतलब न्यूट्रॉन और प्रोटॉन की कुल संख्या है। वे। यह जानते हुए कि हाइड्रोजन एक रासायनिक तत्व है, जो इस तथ्य की विशेषता है कि इसके परमाणुओं के नाभिक में एक प्रोटॉन होता है, हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि 1 एच आइसोटोप (1-1 = 0) में कोई न्यूट्रॉन नहीं है। 2 एच आइसोटोप - 1 न्यूट्रॉन (2-1 = 1) और आइसोटोप में 3 एच - दो न्यूट्रॉन (3-1 = 2)। चूंकि, जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, एक न्यूट्रॉन और एक प्रोटॉन का द्रव्यमान समान होता है, और उनकी तुलना में एक इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान नगण्य होता है, इसका मतलब है कि 2 एच आइसोटोप 1 एच आइसोटोप से लगभग दोगुना भारी है, और 3 एच आइसोटोप तीन गुना भारी है.. हाइड्रोजन समस्थानिकों के द्रव्यमान में इतने बड़े प्रसार के संबंध में, 2 एच और 3 एच समस्थानिकों को अलग-अलग नाम और प्रतीक भी दिए गए थे, जो कि किसी अन्य रासायनिक तत्व की विशिष्टता नहीं है। 2 एच आइसोटोप को ड्यूटेरियम नाम दिया गया था और डी प्रतीक दिया गया था, और 3 एच आइसोटोप को ट्रिटियम नाम दिया गया था और प्रतीक टी दिया गया था।

यदि हम प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान को एकता के रूप में लेते हैं, और इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान की उपेक्षा करते हैं, तो वास्तव में, परमाणु में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की कुल संख्या के अलावा, ऊपरी बाएँ सूचकांक को इसका द्रव्यमान माना जा सकता है, और इसलिए इस सूचकांक को द्रव्यमान संख्या कहा जाता है और इसे प्रतीक ए द्वारा दर्शाया जाता है। चूंकि किसी भी प्रोटॉन के नाभिक का आवेश परमाणु के अनुरूप होता है, और प्रत्येक प्रोटॉन का आवेश सशर्त रूप से +1 के बराबर माना जाता है, इसमें प्रोटॉन की संख्या नाभिक को आवेश संख्या (Z) कहते हैं। परमाणु में न्यूट्रॉन की संख्या को N अक्षर से निरूपित करते हुए, गणितीय रूप से द्रव्यमान संख्या, आवेश संख्या और न्यूट्रॉन की संख्या के बीच संबंध को इस प्रकार व्यक्त किया जा सकता है:

आधुनिक अवधारणाओं के अनुसार, इलेक्ट्रॉन में दोहरी (कण-लहर) प्रकृति होती है। इसमें कण और तरंग दोनों के गुण होते हैं। एक कण की तरह, एक इलेक्ट्रॉन में एक द्रव्यमान और एक चार्ज होता है, लेकिन साथ ही, एक तरंग की तरह इलेक्ट्रॉनों का प्रवाह, विवर्तन की क्षमता की विशेषता होती है।

एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति का वर्णन करने के लिए, क्वांटम यांत्रिकी की अवधारणाओं का उपयोग किया जाता है, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन में गति का एक विशिष्ट प्रक्षेपवक्र नहीं होता है और यह अंतरिक्ष में किसी भी बिंदु पर स्थित हो सकता है, लेकिन विभिन्न संभावनाओं के साथ।

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

एक परमाणु कक्षक का एक अलग आकार, आकार और अभिविन्यास हो सकता है। परमाणु कक्षक को इलेक्ट्रॉन बादल भी कहा जाता है।

ग्राफिक रूप से, एक परमाणु कक्षीय को आमतौर पर एक वर्ग सेल के रूप में दर्शाया जाता है:

क्वांटम यांत्रिकी में एक अत्यंत जटिल गणितीय उपकरण है, इसलिए, एक स्कूल रसायन विज्ञान पाठ्यक्रम के ढांचे के भीतर, केवल क्वांटम यांत्रिक सिद्धांत के परिणामों पर विचार किया जाता है।

इन परिणामों के अनुसार, किसी भी परमाणु कक्षीय और उस पर स्थित एक इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से 4 क्वांटम संख्याओं की विशेषता है।

  • मुख्य क्वांटम संख्या - n - किसी दिए गए कक्षीय में इलेक्ट्रॉन की कुल ऊर्जा निर्धारित करती है। मुख्य क्वांटम संख्या के मूल्यों की सीमा सभी प्राकृतिक संख्याएँ हैं, अर्थात। एन = 1,2,3,4, 5 आदि।
  • कक्षीय क्वांटम संख्या - l - परमाणु कक्षीय के आकार की विशेषता है और 0 से n-1 तक कोई भी पूर्णांक मान ले सकता है, जहां n, याद, मुख्य क्वांटम संख्या है।

l = 0 वाले कक्षक कहलाते हैं एस-ऑर्बिटल्स. s-कक्षक गोलाकार होते हैं और इनकी अंतरिक्ष में कोई दिशा नहीं होती है:

l = 1 वाले कक्षक कहलाते हैं पी-ऑर्बिटल्स. इन कक्षकों का आकार त्रि-आयामी आकृति आठ का होता है, अर्थात्। आकृति आठ को समरूपता की धुरी के चारों ओर घुमाकर प्राप्त की गई आकृति, और बाहरी रूप से एक डम्बल जैसा दिखता है:

l = 2 वाले कक्षक कहलाते हैं डी-ऑर्बिटल्स, और एल = 3 के साथ - एफ-ऑर्बिटल्स. उनकी संरचना बहुत अधिक जटिल है।

3) चुंबकीय क्वांटम संख्या - एम एल - एक विशेष परमाणु कक्षीय के स्थानिक अभिविन्यास को निर्धारित करता है और चुंबकीय क्षेत्र की दिशा में कक्षीय कोणीय गति के प्रक्षेपण को व्यक्त करता है। चुंबकीय क्वांटम संख्या एम एल बाहरी चुंबकीय क्षेत्र शक्ति वेक्टर की दिशा के सापेक्ष कक्षीय के उन्मुखीकरण से मेल खाती है और 0 सहित -l से +l तक कोई भी पूर्णांक मान ले सकती है, यानी। संभावित मानों की कुल संख्या (2l+1) है। इसलिए, उदाहरण के लिए, l = 0 m l = 0 (एक मान) के साथ, l = 1 m l = -1, 0, +1 (तीन मान) के साथ, l = 2 m l = -2, -1, 0, + के साथ 1, +2 (चुंबकीय क्वांटम संख्या के पांच मान), आदि।

तो, उदाहरण के लिए, पी-ऑर्बिटल्स, यानी। कक्षीय क्वांटम संख्या l = 1 के साथ कक्षीय, "तीन-आयामी आकृति आठ" के आकार वाले, चुंबकीय क्वांटम संख्या (-1, 0, +1) के तीन मानों के अनुरूप होते हैं, जो बदले में, मेल खाते हैं एक दूसरे के लंबवत अंतरिक्ष में तीन दिशाओं में।

4) स्पिन क्वांटम संख्या (या बस स्पिन) - एम एस - को परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के घूर्णन की दिशा के लिए सशर्त रूप से जिम्मेदार माना जा सकता है, यह मूल्यों पर ले सकता है। अलग-अलग स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों को अलग-अलग दिशाओं में इंगित करने वाले लंबवत तीरों द्वारा इंगित किया जाता है: और।

किसी परमाणु में सभी कक्षकों का वह समुच्चय जिसका मूल क्वांटम संख्या का मान समान होता है, ऊर्जा स्तर या इलेक्ट्रॉन कोश कहलाता है। किसी संख्या n के साथ किसी भी मनमाने ऊर्जा स्तर में n 2 ऑर्बिटल्स होते हैं।

मूल क्वांटम संख्या और कक्षीय क्वांटम संख्या के समान मान वाले कक्षकों का समुच्चय एक ऊर्जा उप-स्तर है।

प्रत्येक ऊर्जा स्तर, जो मुख्य क्वांटम संख्या n से मेल खाती है, में n उपस्तर होते हैं। बदले में, कक्षीय क्वांटम संख्या l के साथ प्रत्येक ऊर्जा उप-स्तर में (2l+1) कक्षक होते हैं। इस प्रकार, एस-सबलेयर में एक एस-ऑर्बिटल, पी-सबलेयर - तीन पी-ऑर्बिटल्स, डी-सबलेयर - पांच डी-ऑर्बिटल्स, और एफ-सबलेयर - सात एफ-ऑर्बिटल्स होते हैं। चूंकि, जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, एक परमाणु कक्षीय को अक्सर एक वर्ग सेल द्वारा निरूपित किया जाता है, s-, p-, d- और f-sublevels को रेखांकन रूप से निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

प्रत्येक कक्षीय तीन क्वांटम संख्याओं n, l और m l के कड़ाई से परिभाषित सेट से मेल खाता है।

कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को इलेक्ट्रॉन विन्यास कहते हैं।

परमाणु कक्षकों को इलेक्ट्रॉनों से भरना तीन स्थितियों के अनुसार होता है:

  • न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत: इलेक्ट्रॉन निम्नतम ऊर्जा उपस्तर से आरंभ करके कक्षकों को भरते हैं। ऊर्जा में वृद्धि के क्रम में उपस्तरों का क्रम इस प्रकार है: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल भरने के इस क्रम को याद रखना आसान बनाने के लिए, निम्नलिखित ग्राफिक चित्रण बहुत सुविधाजनक है:

  • पाउली सिद्धांत: प्रत्येक कक्षक अधिकतम दो इलेक्ट्रॉनों को धारण कर सकता है।

यदि कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन हो तो उसे अयुग्मित कहते हैं और यदि दो हों तो इलेक्ट्रॉन युग्म कहलाते हैं।

  • हुंड का नियम: परमाणु की सबसे स्थिर अवस्था वह होती है जिसमें एक उपस्तर के भीतर परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संभव संख्या होती है। परमाणु की इस सबसे स्थिर अवस्था को जमीनी अवस्था कहा जाता है।

वास्तव में, उपरोक्त का अर्थ है कि, उदाहरण के लिए, p-उप-स्तर के तीन कक्षकों पर प्रथम, द्वितीय, तृतीय और चतुर्थ इलेक्ट्रॉनों की नियुक्ति निम्नानुसार की जाएगी:

हाइड्रोजन से परमाणु ऑर्बिटल्स को भरना, जिसकी चार्ज संख्या 1 है, क्रिप्टन (Kr) से 36 की चार्ज संख्या के साथ, निम्नानुसार किया जाएगा:

जिस क्रम में परमाणु कक्षक भरे जाते हैं उसका एक समान निरूपण ऊर्जा आरेख कहलाता है। व्यक्तिगत तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक आरेखों के आधार पर, आप उनके तथाकथित इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (कॉन्फ़िगरेशन) लिख सकते हैं। तो, उदाहरण के लिए, 15 प्रोटॉन वाला एक तत्व और, परिणामस्वरूप, 15 इलेक्ट्रॉन, यानी। फास्फोरस (पी) में निम्नलिखित ऊर्जा आरेख होगा:

जब एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में अनुवाद किया जाता है, तो फॉस्फोरस परमाणु रूप लेगा:

15 पी = 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 3

सबलेवल सिंबल के बाईं ओर सामान्य आकार के अंक ऊर्जा स्तर की संख्या दिखाते हैं, और सबलेवल सिंबल के दाईं ओर सुपरस्क्रिप्ट संबंधित सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या दिखाते हैं।

नीचे D.I के पहले 36 तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र दिए गए हैं। मेंडेलीव।

अवधि मद संख्या। प्रतीक शीर्षक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र
मैं 1 एच हाइड्रोजन 1एस 1
2 वह हीलियम 1s2
द्वितीय 3 ली लिथियम 1s2 2s1
4 होना फीरोज़ा 1s2 2s2
5 बी बोरान 1s 2 2s 2 2p 1
6 सी कार्बन 1s 2 2s 2 2p 2
7 एन नाइट्रोजन 1s 2 2s 2 2p 3
8 हे ऑक्सीजन 1s 2 2s 2 2p 4
9 एफ एक अधातु तत्त्व 1s 2 2s 2 2p 5
10 Ne नीयन 1एस 2 2एस 2 2पी 6
तृतीय 11 ना सोडियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
12 मिलीग्राम मैग्नीशियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
13 अली अल्युमीनियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
14 सी सिलिकॉन 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
15 पी फास्फोरस 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
16 एस गंधक 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
17 क्लोरीन क्लोरीन 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
18 एआर आर्गन 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
चतुर्थ 19 क पोटैशियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
20 सीए कैल्शियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
21 अनुसूचित जाति स्कैंडियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
22 ती टाइटेनियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
23 वी वैनेडियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
24 करोड़ क्रोमियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 एसपर डीसबलेवल
25 एम.एन. मैंगनीज 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
26 फ़े लोहा 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
27 सीओ कोबाल्ट 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
28 नी निकल 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
29 घन ताँबा 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 एसपर डीसबलेवल
30 Zn जस्ता 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
31 गा गैलियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
32 जीई जर्मेनियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
33 जैसा हरताल 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
34 से सेलेनियम 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
35 बीआर ब्रोमिन 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
36 कृ क्रीप्टोण 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, उनकी जमीनी अवस्था में, परमाणु कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों को कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार व्यवस्थित किया जाता है। फिर भी, परमाणु की जमीनी अवस्था में खाली p-कक्षकों की उपस्थिति में, अक्सर, जब इसे अतिरिक्त ऊर्जा प्रदान की जाती है, तो परमाणु को तथाकथित उत्तेजित अवस्था में स्थानांतरित किया जा सकता है। इसलिए, उदाहरण के लिए, इसकी जमीनी अवस्था में एक बोरॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास और निम्न रूप का ऊर्जा आरेख होता है:

5 बी = 1s 2 2s 2 2p 1

और उत्तेजित अवस्था (*) में, अर्थात्। बोरॉन परमाणु को कुछ ऊर्जा प्रदान करते समय, इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास और ऊर्जा आरेख इस तरह दिखेगा:

5 बी* = 1एस 2 2एस 1 2पी 2

इस आधार पर कि परमाणु में कौन सा उप-स्तर सबसे अंत में भरा जाता है, रासायनिक तत्वों को s, p, d या f में विभाजित किया जाता है।

तालिका D.I में s, p, d और f-तत्व ढूँढना। मेंडेलीव:

  • s-elements में अंतिम s-sublevel भरा जाना है। इन तत्वों में समूह I और II के मुख्य (तालिका कक्ष में बाईं ओर) उपसमूह के तत्व शामिल हैं।
  • पी-तत्वों के लिए, पी-उप-स्तर भरा जाता है। पी-तत्वों में पहले और सातवें को छोड़कर प्रत्येक अवधि के अंतिम छह तत्व शामिल हैं, साथ ही III-VIII समूहों के मुख्य उपसमूहों के तत्व भी शामिल हैं।
  • d-तत्व बड़े आवर्त में s- और p-तत्वों के बीच स्थित होते हैं।
  • f-तत्वों को लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स कहा जाता है। उन्हें डी.आई. द्वारा तालिका में सबसे नीचे रखा गया है। मेंडेलीव।

परमाणु(ग्रीक परमाणु से - अविभाज्य) - एक रासायनिक तत्व का एकल-परमाणु, रासायनिक रूप से अविभाज्य कण, किसी पदार्थ के गुणों का वाहक। पदार्थ परमाणुओं से बने होते हैं। परमाणु में स्वयं एक धनात्मक आवेशित नाभिक और एक ऋणावेशित इलेक्ट्रॉन बादल होता है। सामान्य तौर पर, परमाणु विद्युत रूप से तटस्थ होता है। एक परमाणु का आकार पूरी तरह से उसके इलेक्ट्रॉन बादल के आकार से निर्धारित होता है, क्योंकि नाभिक का आकार इलेक्ट्रॉन बादल के आकार की तुलना में नगण्य होता है। कोर से बना है जेडसकारात्मक चार्ज प्रोटॉन (प्रोटॉन चार्ज मनमानी इकाइयों में +1 से मेल खाता है) और एनन्यूट्रॉन जो चार्ज नहीं करते हैं (न्यूट्रॉन की संख्या प्रोटॉन के बराबर या थोड़ी अधिक या कम हो सकती है)। प्रोटॉन और न्यूट्रॉन को न्यूक्लियॉन कहा जाता है, यानी नाभिक के कण। इस प्रकार, नाभिक का आवेश केवल प्रोटॉन की संख्या से निर्धारित होता है और आवर्त सारणी में तत्व की क्रम संख्या के बराबर होता है। नाभिक के धनात्मक आवेश की भरपाई ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉनों (इलेक्ट्रॉन आवेश -1 मनमानी इकाइयों में) द्वारा की जाती है, जो एक इलेक्ट्रॉन बादल बनाते हैं। इलेक्ट्रॉनों की संख्या प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है। प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान बराबर (क्रमशः 1 और 1 एमू) हैं। एक परमाणु का द्रव्यमान मुख्य रूप से उसके नाभिक के द्रव्यमान से निर्धारित होता है, क्योंकि एक इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान एक प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान से लगभग 1836 गुना कम होता है और गणना में इसे शायद ही कभी ध्यान में रखा जाता है। न्यूट्रॉन की सही संख्या एक परमाणु के द्रव्यमान और प्रोटॉन की संख्या के बीच के अंतर से ज्ञात की जा सकती है ( एन=ए-जेड) प्रोटॉन (जेड) और न्यूट्रॉन (एन) की कड़ाई से परिभाषित संख्या वाले नाभिक वाले किसी भी रासायनिक तत्व के परमाणुओं को न्यूक्लाइड कहा जाता है (ये या तो अलग-अलग तत्व हो सकते हैं जिनमें न्यूक्लियॉन (आइसोबार) या न्यूट्रॉन की कुल संख्या समान होती है। (आइसोटोन), या एक रासायनिक तत्व - एक संख्या में प्रोटॉन, लेकिन एक अलग संख्या में न्यूट्रॉन (आइसोमर))।

चूँकि लगभग पूरा द्रव्यमान एक परमाणु के नाभिक में केंद्रित होता है, लेकिन परमाणु के कुल आयतन की तुलना में इसके आयाम नगण्य होते हैं, नाभिक को सशर्त रूप से परमाणु के केंद्र में आराम करने वाले भौतिक बिंदु के रूप में लिया जाता है, और परमाणु ही है इलेक्ट्रॉनों की एक प्रणाली के रूप में माना जाता है। एक रासायनिक प्रतिक्रिया में, परमाणु का नाभिक प्रभावित नहीं होता है (परमाणु प्रतिक्रियाओं को छोड़कर), जैसा कि आंतरिक इलेक्ट्रॉनिक स्तर होते हैं, लेकिन केवल बाहरी इलेक्ट्रॉन शेल के इलेक्ट्रॉन शामिल होते हैं। इस कारण से, एक इलेक्ट्रॉन के गुणों और परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों के निर्माण के नियमों को जानना आवश्यक है।

इलेक्ट्रॉन गुण

इलेक्ट्रॉन के गुणों और इलेक्ट्रॉनिक स्तरों के निर्माण के नियमों का अध्ययन करने से पहले, परमाणु की संरचना के बारे में विचारों के निर्माण के इतिहास को छूना आवश्यक है। हम परमाणु संरचना के गठन के पूरे इतिहास पर विचार नहीं करेंगे, लेकिन केवल सबसे प्रासंगिक और सबसे "सही" विचारों पर ध्यान देंगे जो सबसे स्पष्ट रूप से दिखा सकते हैं कि परमाणु में इलेक्ट्रॉन कैसे स्थित हैं। पदार्थ के प्राथमिक घटक के रूप में परमाणुओं की उपस्थिति का सुझाव सबसे पहले प्राचीन यूनानी दार्शनिकों ने दिया था (यदि आप किसी पिंड को आधा, आधा आधा, और इसी तरह विभाजित करना शुरू करते हैं, तो यह प्रक्रिया अनिश्चित काल तक जारी नहीं रह पाएगी; हम रुक जाएंगे एक कण पर जिसे हम अब विभाजित नहीं कर सकते - यह और एक परमाणु होगा)। उसके बाद, परमाणु की संरचना का इतिहास एक कठिन रास्ते और विभिन्न विचारों से गुजरा, जैसे कि परमाणु की अविभाज्यता, परमाणु का थॉमसन मॉडल और अन्य। 1911 में अर्नेस्ट रदरफोर्ड द्वारा प्रस्तावित परमाणु का मॉडल निकटतम निकला। उन्होंने परमाणु की तुलना सौर मंडल से की, जहां परमाणु के नाभिक ने सूर्य की तरह काम किया, और इलेक्ट्रॉन इसके चारों ओर ग्रहों की तरह घूमते थे। परमाणु की संरचना को समझने के लिए इलेक्ट्रॉनों को स्थिर कक्षाओं में रखना एक बहुत ही महत्वपूर्ण कदम था। हालांकि, परमाणु की संरचना का ऐसा ग्रहीय मॉडल शास्त्रीय यांत्रिकी के साथ संघर्ष में था। तथ्य यह है कि जब एक इलेक्ट्रॉन कक्षा में चला गया, तो उसे संभावित ऊर्जा खोनी पड़ी और अंततः नाभिक पर "गिरना" पड़ा, और परमाणु को अस्तित्व में रहना पड़ा। इस तरह के विरोधाभास को नील्स बोहर द्वारा अभिधारणाओं की शुरूआत द्वारा समाप्त कर दिया गया था। इन अभिधारणाओं के अनुसार, इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर स्थिर कक्षाओं में गति करता है और सामान्य परिस्थितियों में ऊर्जा को अवशोषित या उत्सर्जित नहीं करता है। अभिधारणाएँ दर्शाती हैं कि शास्त्रीय यांत्रिकी के नियम परमाणु का वर्णन करने के लिए उपयुक्त नहीं हैं। परमाणु के इस मॉडल को बोहर-रदरफोर्ड मॉडल कहा जाता है। परमाणु की ग्रह संरचना की निरंतरता परमाणु का क्वांटम यांत्रिक मॉडल है, जिसके अनुसार हम इलेक्ट्रॉन पर विचार करेंगे।

एक इलेक्ट्रॉन एक अर्ध-कण है, जो तरंग-कण द्वैत को दर्शाता है: यह एक ही समय में एक कण (कॉर्पसकल) और एक तरंग दोनों है। एक कण के गुणों में एक इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान और उसका आवेश शामिल होता है, और तरंग गुण - विवर्तन और हस्तक्षेप की क्षमता। एक इलेक्ट्रॉन की तरंग और कणिका गुणों के बीच संबंध डी ब्रोगली समीकरण में परिलक्षित होता है:

λ = h m v , (\displaystyle \lambda =(\frac (h)(mv)),)

कहाँ पे (\displaystyle \लैम्ब्डा ) - तरंगदैर्घ्य, - कण द्रव्यमान, - कण वेग, - प्लैंक नियतांक = 6.63 10 -34 जे एस.

एक इलेक्ट्रॉन के लिए, उसके आंदोलन के प्रक्षेपवक्र की गणना करना असंभव है, हम केवल नाभिक के चारों ओर एक या दूसरे स्थान पर एक इलेक्ट्रॉन के मिलने की संभावना के बारे में बात कर सकते हैं। इस कारण से, वे नाभिक के चारों ओर इलेक्ट्रॉन की कक्षाओं के बारे में नहीं, बल्कि कक्षा के बारे में बात कर रहे हैं - नाभिक के चारों ओर का स्थान, जिसमें संभावनाइलेक्ट्रॉन का पता लगाना 95% से अधिक है। एक इलेक्ट्रॉन के लिए, एक ही समय में निर्देशांक और वेग दोनों को सटीक रूप से मापना असंभव है (हाइजेनबर्ग का अनिश्चितता सिद्धांत)।

Δ x ∗ m ∗ Δ v > ℏ 2 (\displaystyle \Delta x*m*\Delta v>(\frac (\hbar )(2)))

कहाँ पे ∆ एक्स (\displaystyle \डेल्टा एक्स) - इलेक्ट्रॉन समन्वय की अनिश्चितता, ∆ वी (\displaystyle \डेल्टा वी) - गति माप त्रुटि, ħ=एच/2π=1.05 10 -34 जे एस
जितना अधिक सटीक रूप से हम इलेक्ट्रॉन के निर्देशांक को मापते हैं, उसके वेग को मापने में त्रुटि उतनी ही अधिक होती है, और इसके विपरीत: जितना अधिक सटीक रूप से हम इलेक्ट्रॉन के वेग को जानते हैं, उसके समन्वय में अनिश्चितता उतनी ही अधिक होती है।
एक इलेक्ट्रॉन के तरंग गुणों की उपस्थिति हमें इसमें श्रोडिंगर तरंग समीकरण लागू करने की अनुमति देती है।

2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 y 2 + ∂ 2 Ψ z 2 + 8 π 2 m h (E - V) Ψ = 0 (\displaystyle (\frac ((\partial )^(2)\Psi) )(\partial x^(2)))+(\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial y^(2)))+(\frac ((\partial )^(2) \Psi )(\partial z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\left(E-V\right)\Psi = 0)

इलेक्ट्रॉन की कुल ऊर्जा, इलेक्ट्रॉन की स्थितिज ऊर्जा, फलन का भौतिक अर्थ कहां है (\displaystyle \psi ) - निर्देशांक के साथ अंतरिक्ष में एक इलेक्ट्रॉन खोजने की संभावना का वर्गमूल एक्स, आपऔर जेड(कर्नेल को मूल माना जाता है)।
प्रस्तुत समीकरण एक-इलेक्ट्रॉन प्रणाली के लिए लिखा गया है। एक से अधिक इलेक्ट्रॉन वाले सिस्टम के लिए, विवरण का सिद्धांत समान रहता है, लेकिन समीकरण अधिक जटिल रूप लेता है। श्रोडिंगर समीकरण का आलेखीय समाधान परमाणु कक्षकों की ज्यामिति है। तो, s-कक्षक में एक गेंद का आकार होता है, p-कक्षक का आकार आठ-आठ का होता है, जिसके मूल में एक "गाँठ" होती है (नाभिक पर, जहाँ इलेक्ट्रॉन मिलने की संभावना शून्य हो जाती है)।

आधुनिक क्वांटम यांत्रिक सिद्धांत के ढांचे में, क्वांटम संख्याओं के एक सेट द्वारा एक इलेक्ट्रॉन का वर्णन किया जाता है: एन , मैं , एम एल , एस और एमएस . पाउली सिद्धांत के अनुसार, एक परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनमें सभी क्वांटम संख्याओं का एक समान समुच्चय हो।
मुख्य क्वांटम संख्या एन एक इलेक्ट्रॉन के ऊर्जा स्तर को निर्धारित करता है, अर्थात दिया गया इलेक्ट्रॉन किस इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर स्थित है। प्रिंसिपल क्वांटम संख्या केवल 0 से अधिक पूर्णांक मान ले सकती है: एन =1;2;3... अधिकतम मान एन एक तत्व के एक विशेष परमाणु के लिए उस अवधि की संख्या से मेल खाती है जिसमें तत्व डी। आई। मेंडेलीव की आवर्त सारणी में स्थित है।
कक्षीय (अतिरिक्त) क्वांटम संख्या मैं इलेक्ट्रॉन बादल की ज्यामिति निर्धारित करता है। पूर्णांक मान 0 से . तक ले सकते हैं एन -एक। अतिरिक्त क्वांटम संख्या के मूल्यों के लिए मैं पत्र पदनाम का उपयोग किया जाता है:

अर्थ मैं 0 1 2 3 4
पत्र पदनाम एस पी डी एफ जी

S-कक्षक गोलाकार है, p-कक्षक आकृति-आठ है। शेष ऑर्बिटल्स की एक बहुत ही जटिल संरचना होती है, जैसे कि चित्र में दिखाया गया डी-ऑर्बिटल।

स्तरों और कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों को यादृच्छिक रूप से व्यवस्थित नहीं किया जाता है, लेकिन क्लेचकोवस्की नियम के अनुसार, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉनों का भरना कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार होता है, अर्थात मूल और कक्षीय क्वांटम संख्याओं के योग के आरोही क्रम में। एन +मैं . मामले में जब दो भरने के विकल्पों का योग समान होता है, तो सबसे कम ऊर्जा स्तर शुरू में भरा जाता है (उदाहरण के लिए: जब एन =3 ए मैं =2 और एन =4 ए मैं =1 प्रारंभ में स्तर 3 भरेगा)। चुंबकीय क्वांटम संख्या एम एल अंतरिक्ष में कक्षीय का स्थान निर्धारित करता है और से एक पूर्णांक मान ले सकता है -एल इससे पहले +ली , 0 सहित। s-कक्षीय के लिए केवल एक मान संभव है एम एल = 0। पी-ऑर्बिटल के लिए, पहले से ही तीन मान -1, 0 और +1 हैं, यानी पी-ऑर्बिटल तीन समन्वय अक्षों x, y और z के साथ स्थित हो सकता है।

मान के आधार पर कक्षकों की व्यवस्था एम एल

इलेक्ट्रॉन का अपना कोणीय संवेग होता है - स्पिन, जिसे क्वांटम संख्या द्वारा दर्शाया जाता है एस . इलेक्ट्रॉन स्पिन एक स्थिर मान है और 1/2 के बराबर है। स्पिन की घटना को सशर्त रूप से अपनी धुरी के चारों ओर एक आंदोलन के रूप में दर्शाया जा सकता है। प्रारंभ में, इलेक्ट्रॉन स्पिन को ग्रह की अपनी धुरी के चारों ओर गति के बराबर किया गया था, लेकिन ऐसी तुलना गलत है। स्पिन एक विशुद्ध रूप से क्वांटम घटना है जिसका शास्त्रीय यांत्रिकी में कोई एनालॉग नहीं है।

परमाणु- किसी पदार्थ का वह सूक्ष्मतम कण जो रासायनिक रूप से अविभाज्य है। 20वीं सदी में परमाणु की जटिल संरचना को स्पष्ट किया गया था। परमाणु धनावेशित होते हैं नाभिकऔर ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित एक कोश। एक मुक्त परमाणु का कुल आवेश शून्य होता है, क्योंकि नाभिक के आवेश और इलेक्ट्रॉन कवचएक दूसरे को संतुलित करें। इस स्थिति में, नाभिक का आवेश आवर्त सारणी में तत्व की संख्या के बराबर होता है ( परमाणु संख्या) और इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर है (इलेक्ट्रॉन चार्ज -1 है)।

परमाणु का नाभिक धनावेशित होता है प्रोटानऔर तटस्थ कण - न्यूट्रॉनजिनका कोई चार्ज नहीं है। परमाणु की संरचना में प्राथमिक कणों की सामान्यीकृत विशेषताओं को एक तालिका के रूप में प्रस्तुत किया जा सकता है:

प्रोटॉन की संख्या नाभिक के आवेश के बराबर होती है, इसलिए परमाणु क्रमांक के बराबर होती है। एक परमाणु में न्यूट्रॉन की संख्या ज्ञात करने के लिए, आपको परमाणु द्रव्यमान (प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान का योग) से परमाणु आवेश (प्रोटॉन की संख्या) को घटाना होगा।

उदाहरण के लिए, सोडियम परमाणु 23 Na में, प्रोटॉन की संख्या p = 11 है, और न्यूट्रॉन की संख्या n = 23 - 11 = 12 है।

एक ही तत्व के परमाणुओं में न्यूट्रॉन की संख्या भिन्न हो सकती है। ऐसे परमाणु कहलाते हैं आइसोटोप .

परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की भी एक जटिल संरचना होती है। इलेक्ट्रॉन ऊर्जा स्तरों (इलेक्ट्रॉनिक परतों) पर स्थित होते हैं।

स्तर संख्या इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की विशेषता है। यह इस तथ्य के कारण है कि प्राथमिक कण मनमाने ढंग से कम मात्रा में नहीं, बल्कि कुछ भागों में - क्वांटा में ऊर्जा संचारित और प्राप्त कर सकते हैं। स्तर जितना अधिक होगा, इलेक्ट्रॉन में उतनी ही अधिक ऊर्जा होगी। चूंकि प्रणाली की ऊर्जा जितनी कम होती है, उतनी ही स्थिर होती है (एक पहाड़ की चोटी पर एक पत्थर की कम स्थिरता की तुलना करें, जिसमें एक बड़ी संभावित ऊर्जा होती है, और नीचे के मैदान पर उसी पत्थर की स्थिर स्थिति की तुलना करें, जब इसकी ऊर्जा बहुत कम है), कम इलेक्ट्रॉन ऊर्जा वाले स्तर पहले भरे जाते हैं और उसके बाद ही - उच्च।

एक स्तर द्वारा धारण किए जा सकने वाले इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या की गणना सूत्र का उपयोग करके की जा सकती है:
एन \u003d 2n 2, जहां एन स्तर में इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या है,
एन - स्तर संख्या।

तब प्रथम स्तर के लिए N = 2 1 2 = 2,

दूसरे एन = 2 2 2 = 8, आदि के लिए।

मुख्य (ए) उपसमूहों के तत्वों के लिए बाहरी स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या के बराबर होती है।

अधिकांश आधुनिक आवर्त सारणी में, स्तर द्वारा इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था तत्व के साथ सेल में इंगित की जाती है। बहोत महत्वपूर्णसमझें कि स्तर पढ़े जाते हैं नीचे ऊपर, जो उनकी ऊर्जा से मेल खाती है। इसलिए, सोडियम वाले सेल में संख्याओं का एक कॉलम:
1
8
2

पहले स्तर पर - 2 इलेक्ट्रॉन,

दूसरे स्तर पर - 8 इलेक्ट्रॉन,

तीसरे स्तर पर - 1 इलेक्ट्रॉन
सावधान रहें, एक बहुत ही सामान्य गलती!

स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को आरेख के रूप में दर्शाया जा सकता है:
11 ना)))
2 8 1

यदि आवर्त सारणी स्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों के वितरण को इंगित नहीं करती है, तो आप द्वारा निर्देशित किया जा सकता है:

  • इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या: पहले स्तर पर, 2 ई से अधिक नहीं - ,
    2 - 8 ई - पर,
    बाहरी स्तर पर - 8 ई -;
  • बाहरी स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या (पहले 20 तत्वों के लिए, यह समूह संख्या के समान है)

तब सोडियम के लिए तर्क का क्रम इस प्रकार होगा:

  1. इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या 11 है, इसलिए, पहला स्तर भरा हुआ है और इसमें 2 e - हैं;
  2. तीसरे, बाहरी स्तर में 1 e - (I समूह) होता है।
  3. दूसरे स्तर में शेष इलेक्ट्रॉन होते हैं: 11 - (2 + 1) = 8 (पूरी तरह से भरा हुआ)

* एक मुक्त परमाणु और एक यौगिक में एक परमाणु के बीच एक स्पष्ट अंतर के लिए, कई लेखकों ने "परमाणु" शब्द का उपयोग केवल एक मुक्त (तटस्थ) परमाणु को संदर्भित करने के लिए, और सभी परमाणुओं को संदर्भित करने के लिए किया है, जिसमें यौगिकों में शामिल हैं, वे "परमाणु कण" शब्द का प्रस्ताव करते हैं। समय बताएगा कि इन शर्तों का भाग्य कैसा होगा। हमारे दृष्टिकोण से, एक परमाणु परिभाषा के अनुसार एक कण है, इसलिए, "परमाणु कणों" की अभिव्यक्ति को एक तनातनी ("मक्खन तेल") के रूप में माना जा सकता है।

2. कार्य। प्रतिक्रिया उत्पादों में से एक के पदार्थ की मात्रा की गणना, यदि प्रारंभिक पदार्थ का द्रव्यमान ज्ञात है।
उदाहरण:

146 ग्राम वजन वाले हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ जिंक की बातचीत के दौरान कितनी मात्रा में हाइड्रोजन पदार्थ निकलेगा?

फेसला:

  1. हम प्रतिक्रिया समीकरण लिखते हैं: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
  2. हाइड्रोक्लोरिक एसिड का दाढ़ द्रव्यमान ज्ञात करें: M (HCl) \u003d 1 + 35.5 \u003d 36.5 (g / mol)
    (हम प्रत्येक तत्व के दाढ़ द्रव्यमान को देखते हैं, संख्यात्मक रूप से सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान के बराबर, तत्व के संकेत के तहत आवर्त सारणी में और इसे पूर्णांक तक गोल करते हैं, क्लोरीन को छोड़कर, जिसे 35.5 के रूप में लिया जाता है)
  3. हाइड्रोक्लोरिक एसिड पदार्थ की मात्रा ज्ञात करें: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36.5 g / mol \u003d 4 mol
  4. हम उपलब्ध डेटा को प्रतिक्रिया समीकरण के ऊपर और समीकरण के तहत लिखते हैं - समीकरण के अनुसार मोल्स की संख्या (पदार्थ के सामने गुणांक के बराबर):
    4 मोल x मोल
    Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
    2 मोल 1 मोल
  5. हम एक अनुपात बनाते हैं:
    4 मोल - एक्सतिल
    2 मोल - 1 मोल
    (या स्पष्टीकरण के साथ:
    हाइड्रोक्लोरिक एसिड के 4 मोल से आपको मिलता है एक्सहाइड्रोजन का मोल
    और 2 mol में से - 1 mol)
  6. हम ढूंढे एक्स:
    एक्स= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol

जवाब: 2 मोल।

परमाणु की अवधारणा प्राचीन दुनिया में पदार्थ के कणों को नामित करने के लिए उत्पन्न हुई थी। ग्रीक में, परमाणु का अर्थ है "अविभाज्य"।

इलेक्ट्रॉनों

आयरिश भौतिक विज्ञानी स्टोनी, प्रयोगों के आधार पर, इस निष्कर्ष पर पहुंचे कि सभी रासायनिक तत्वों के परमाणुओं में मौजूद सबसे छोटे कणों द्वारा बिजली का वहन किया जाता है। $1891$ में, स्टोनी ने इन कणों को कॉल करने का प्रस्ताव रखा इलेक्ट्रॉनों, जिसका ग्रीक में अर्थ है "एम्बर"।

इलेक्ट्रॉन को इसका नाम मिलने के कुछ साल बाद, अंग्रेजी भौतिक विज्ञानी जोसेफ थॉमसन और फ्रांसीसी भौतिक विज्ञानी जीन पेरिन ने साबित किया कि इलेक्ट्रॉनों में एक नकारात्मक चार्ज होता है। यह सबसे छोटा ऋणात्मक आवेश है, जिसे रसायन शास्त्र में इकाई $(–1)$ के रूप में लिया जाता है। थॉमसन ने इलेक्ट्रॉन की गति (यह प्रकाश की गति के बराबर है - $300,000$ किमी/सेकेंड) और इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान (यह हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान से $1836$ गुना कम है) निर्धारित करने में भी कामयाब रहा।

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 भी प्राप्त किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, धातु के तार को गर्म करके या आवर्त सारणी के समूह I के मुख्य उपसमूह (उदाहरण के लिए, सीज़ियम) के तत्वों द्वारा बनाई गई धातुओं पर प्रकाश गिरने से।

एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति

एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को 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। ऐसी अनगिनत तस्वीरों को ओवरले करने से उच्चतम घनत्व वाले इलेक्ट्रॉन बादल की तस्वीर बन जाएगी जहां इनमें से अधिकतर बिंदु 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। इस विशेष राज्य को चिह्नित करने के लिए, जर्मन भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू हाइजेनबर्ग ने . की अवधारणा की शुरुआत 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। कुछ प्रकार के इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स का ग्राफिक प्रतिनिधित्व चित्र 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, अगले स्तर के इलेक्ट्रॉनों को बड़ी मात्रा में ऊर्जा की विशेषता होती है। नतीजतन, बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से कम से कम मजबूती से बंधे होते हैं।

एक परमाणु में ऊर्जा स्तरों (इलेक्ट्रॉनिक परतों) की संख्या डी। आई। मेंडेलीव की प्रणाली में अवधि की संख्या के बराबर होती है, जिससे रासायनिक तत्व संबंधित होता 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 क्वांटम संख्या है। 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 में एक-दूसरे से कुछ भिन्न होते हैं।

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:

  1. $α$-किरणें, जिनमें $α$-कण होते हैं जिनका आवेश इलेक्ट्रॉन के आवेश से $2$ गुना अधिक होता है, लेकिन एक सकारात्मक चिन्ह के साथ, और एक हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान से $4$ गुना अधिक द्रव्यमान;
  2. $β$-किरणें इलेक्ट्रॉनों की एक धारा हैं;
  3. $γ$-किरणें एक नगण्य द्रव्यमान वाली विद्युतचुंबकीय तरंगें हैं जिनमें विद्युत आवेश नहीं होता है।

नतीजतन, परमाणु की एक जटिल संरचना होती है - इसमें एक सकारात्मक रूप से 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 दुर्लभ मामलों का भी पता लगाने में सक्षम था जब सोने के परमाणुओं से परावर्तित $α$-कण विपरीत दिशा में उड़ते थे।

गणनाओं से पता चला कि यदि परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान और उसके सभी धनात्मक आवेश एक छोटे केंद्रीय नाभिक में केंद्रित हों, तो देखी गई घटनाएँ घटित हो सकती हैं। नाभिक की त्रिज्या, जैसा कि यह निकला, पूरे परमाणु की त्रिज्या से 100,000 गुना छोटा है, वह क्षेत्र जिसमें इलेक्ट्रॉन होते हैं जिनका ऋणात्मक आवेश होता है। यदि हम एक लाक्षणिक तुलना लागू करते हैं, तो परमाणु के पूरे आयतन की तुलना लुज़्निकी स्टेडियम से की जा सकती है, और नाभिक की तुलना मैदान के केंद्र में स्थित एक सॉकर बॉल से की जा सकती है।

किसी भी रासायनिक तत्व का परमाणु एक छोटे सौर मंडल के बराबर होता है। इसलिए, रदरफोर्ड द्वारा प्रस्तावित परमाणु के ऐसे मॉडल को ग्रहीय कहा जाता है।

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन

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

प्रोटानचार्ज इलेक्ट्रॉनों के चार्ज के बराबर है, लेकिन साइन $(+1)$ में विपरीत है, और एक हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान के बराबर द्रव्यमान है (इसे एक इकाई के रूप में रसायन शास्त्र 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, एक एल्यूमीनियम परमाणु की द्रव्यमान संख्या:

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 ग्रीक शब्दों से मिलकर बना है: 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 उनके सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान में नाटकीय गुना वृद्धि के कारण गुणों में बहुत भिन्न होते हैं; उन्हें व्यक्तिगत नाम और रासायनिक संकेत भी दिए गए: प्रोटियम - $↖(1)↙(1)(H)$; ड्यूटेरियम - $↖(2)↙(1)(H)$, या $↖(2)↙(1)(D)$; ट्रिटियम - $↖(3)↙(1)(H)$, या $↖(3)↙(1)(T)$।

अब रासायनिक तत्व की आधुनिक, अधिक कठोर और वैज्ञानिक परिभाषा देना संभव है।

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।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की योजनाएँ इलेक्ट्रॉनिक परतों (ऊर्जा स्तरों) पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाती हैं।

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

परमाणुओं के ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र न केवल स्तरों और उप-स्तरों में, बल्कि कक्षाओं में भी इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते 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:

  1. हम सशर्त रूप से आर्गन के ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को निम्नानुसार दर्शाते हैं: $Ar$;
  2. 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। $4s-$ से $3d$ सबलेवल तक एक इलेक्ट्रॉन की "विफलता" उनमें होती 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।

पांचवीं 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:

  1. $एस$ -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;
  2. $r$ -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;
  3. $डी$ -तत्व;परमाणु के बाहरी बाहरी स्तर का $d$-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; $d$-तत्वों में समूह I-VIII के द्वितीयक उपसमूह के तत्व शामिल हैं, अर्थात। $s-$ और $p-$तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधियों के अंतःसंबंधित दशकों के तत्व। उन्हें भी कहा जाता है संक्रमण तत्व;
  4. $f$ -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 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 $s-$orbital 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, एक संबंधित व्यास के साथ, $n$ के मान के रूप में बढ़ रहा है। -$कक्षीय वृद्धि, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, का 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 कमजोर रूप से जुड़ा होता है, इसलिए एक 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 जाते 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। उपरोक्त पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के विपरीत, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें, उदाहरण के लिए:

$↙(11)ना 2,8,1;$$↙(17)क्ल 2,8,7;$$↙(18)अर 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 भर 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)यू 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 एंटीपैरलल स्पिन के साथ, और एफ हंड का नियम, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन एक समय में पहले मुक्त कोशिकाओं पर कब्जा कर लेते हैं और उनका स्पिन मूल्य समान होता है, और उसके बाद ही जोड़ी होती है, लेकिन पॉली सिद्धांत के अनुसार, पहले से ही विपरीत दिशा में निर्देशित किया जाएगा।

परमाणुएक विद्युत रूप से तटस्थ कण है जिसमें एक धनात्मक आवेशित नाभिक और ऋणात्मक रूप से आवेशित इलेक्ट्रॉन होते हैं।
परमाणु नाभिक की संरचना
परमाणुओं के नाभिकदो प्रकार के प्राथमिक कणों से मिलकर बनता है: प्रोटान(पी) और न्यूट्रॉन(एन) एक परमाणु के नाभिक में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के योग को कहते हैं न्यूक्लिऑन संख्या:
,
कहाँ पे लेकिन- न्यूक्लिऑन संख्या, एन- न्यूट्रॉन की संख्या, जेडप्रोटॉन की संख्या है।
प्रोटॉन का धनात्मक आवेश (+1) होता है, न्यूट्रॉन का कोई आवेश (0) नहीं होता, इलेक्ट्रॉनों का ऋणात्मक आवेश (-1) होता है। एक प्रोटॉन और एक न्यूट्रॉन के द्रव्यमान लगभग समान होते हैं, उन्हें 1 के बराबर लिया जाता है। एक इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान एक प्रोटॉन के द्रव्यमान से बहुत कम होता है, इसलिए रसायन विज्ञान में इसकी उपेक्षा की जाती है, यह देखते हुए कि एक परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान अपने नाभिक में केंद्रित है।
नाभिक में धनावेशित प्रोटॉनों की संख्या ऋणावेशित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है, तो परमाणु विद्युत तटस्थ.
समान परमाणु आवेश वाले परमाणु होते हैं रासायनिक तत्व.
विभिन्न तत्वों के परमाणु कहलाते हैं न्यूक्लाइड.
आइसोटोप- एक ही तत्व के परमाणु, नाभिक में अलग-अलग संख्या में न्यूट्रॉन के कारण अलग-अलग न्यूक्लियॉन संख्या वाले होते हैं।
हाइड्रोजन के समस्थानिक
नामएजेडएन
प्रोटियम संख्या1 1 0
ड्यूटेरियम डी2 1 1
ट्रिटियम टी3 1 2
रेडियोधर्मी क्षय
न्यूक्लाइड के नाभिक अन्य तत्वों, साथ ही, या अन्य कणों के नाभिक के गठन के साथ क्षय हो सकते हैं।
कुछ तत्वों के परमाणुओं का स्वतःस्फूर्त क्षय कहलाता है रेडियोधर्मीयू, और ऐसे पदार्थ - रेडियोधर्मीऔर। रेडियोधर्मिता के साथ प्राथमिक कणों और विद्युत चुम्बकीय तरंगों का उत्सर्जन होता है - विकिरणजी।
परमाणु क्षय समीकरण- परमाणु प्रतिक्रियाएं- इस प्रकार लिखा गया है:

किसी दिए गए न्यूक्लाइड के आधे परमाणुओं को क्षय होने में लगने वाला समय कहलाता है हाफ लाइफ.
वे तत्व जिनमें केवल रेडियोधर्मी समस्थानिक होते हैं, कहलाते हैं रेडियोधर्मीएस। ये तत्व 61 और 84-107 हैं।
रेडियोधर्मी क्षय के प्रकार
1) -रोजपासई. -कण उत्सर्जित होते हैं, अर्थात। हीलियम परमाणु के नाभिक। इस मामले में, आइसोटोप की न्यूक्लियॉन संख्या 4 से घट जाती है, और नाभिक का चार्ज 2 यूनिट कम हो जाता है, उदाहरण के लिए:

2) -रोजपासई. एक अस्थिर नाभिक में, एक न्यूट्रॉन एक प्रोटॉन में बदल जाता है, जबकि नाभिक इलेक्ट्रॉनों और एंटीन्यूट्रिनो का उत्सर्जन करता है। क्षय के दौरान, न्यूक्लियॉन संख्या नहीं बदलती है, और परमाणु चार्ज 1 से बढ़ जाता है, उदाहरण के लिए:

3) -रोजपासई. एक उत्तेजित नाभिक बहुत कम तरंग दैर्ध्य के साथ किरणों का उत्सर्जन करता है, जबकि नाभिक की ऊर्जा कम हो जाती है, नाभिक की न्यूक्लियॉन संख्या और चार्ज नहीं बदलता है, उदाहरण के लिए:
पहले तीन अवधियों के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना
इलेक्ट्रॉन की दोहरी प्रकृति होती है: यह कण और तरंग दोनों के रूप में व्यवहार कर सकता है। एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन कुछ प्रक्षेपवक्र के साथ नहीं चलता है, लेकिन परमाणु अंतरिक्ष के आसपास किसी भी हिस्से में स्थित हो सकता है, लेकिन इस अंतरिक्ष के विभिन्न हिस्सों में इसके होने की संभावना समान नहीं है। नाभिक के चारों ओर का वह क्षेत्र जहाँ एक इलेक्ट्रॉन के होने की संभावना होती है, कहलाता है कक्षा कायू.
परमाणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन अपने ऊर्जा भंडार के अनुसार नाभिक से एक निश्चित दूरी पर स्थित होता है। कमोबेश समान ऊर्जा वाले इलेक्ट्रान बनते हैं ऊर्जाऔर, या इलेक्ट्रॉनिक परतऔर।
किसी दिए गए तत्व के परमाणु में इलेक्ट्रॉनों से भरे ऊर्जा स्तरों की संख्या उस अवधि की संख्या के बराबर होती है जिसमें वह स्थित होता है।
बाह्य ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या के बराबर होती है, inजो तत्व स्थित है।
एक ही ऊर्जा स्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉन आकार में भिन्न हो सकते हैं ई बादलऔर, या कक्षा काऔर। ऑर्बिटल्स के ऐसे रूप हैं:
एस-फार्म:
पी-फार्म:
वे भी हैं डी-, एफ-ऑर्बिटल्स और अन्य अधिक जटिल आकार के साथ।
इलेक्ट्रॉन बादल के समान आकार वाले इलेक्ट्रॉन समान बनाते हैं ऊर्जा आपूर्तिऔर: एस-, पी-, डी-, एफ-उपस्तर।
प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर उपस्तरों की संख्या इस स्तर की संख्या के बराबर होती है।
एक ही ऊर्जा उपस्तर के भीतर, अंतरिक्ष में कक्षकों का एक भिन्न वितरण संभव है। तो, के लिए एक त्रि-आयामी समन्वय प्रणाली में एसऑर्बिटल्स में केवल एक ही स्थिति हो सकती है:

के लिए आर-ऑर्बिटल्स - तीन:

के लिए डी-ऑर्बिटल्स - पांच, के लिए एफ-ऑर्बिटल्स - सात।
ऑर्बिटल्स प्रतिनिधित्व करते हैं:
एस-उपस्तर-
पी-उपस्तर-
डी-उपस्तर-
आरेख में एक इलेक्ट्रॉन को एक तीर द्वारा इंगित किया जाता है जो इसके स्पिन को इंगित करता है। स्पिन अपनी धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन का घूर्णन है। यह एक तीर द्वारा इंगित किया गया है: या। एक ही कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन लिखे जाते हैं लेकिन नहीं।
एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं ( पाउली सिद्धांत).
कम से कम ऊर्जा का सिद्धांतवां : एक परमाणु में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन स्थित होता है ताकि उसकी ऊर्जा न्यूनतम हो (जो नाभिक के साथ अपने सबसे बड़े बंधन से मेल खाती है).
उदाहरण के लिए, क्लोरीन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का वितरणमें:

एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन इस अवस्था में क्लोरीन की संयोजकता निर्धारित करता है - I।
अतिरिक्त ऊर्जा (विकिरण, ताप) की प्राप्ति के दौरान, इलेक्ट्रॉनों (पदोन्नति) को अलग करना संभव है। परमाणु की इस अवस्था को कहते हैं ज़्बुदज़ेनीमी. इस स्थिति में, अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है और तदनुसार, परमाणु की संयोजकता बदल जाती है।
क्लोरीन परमाणु की उत्तेजित अवस्थामें :

तदनुसार, अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या में, क्लोरीन की संयोजकता III, V और VII हो सकती है।

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