आइए जानें कि किसी रासायनिक तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र कैसे लिखा जाता है। यह प्रश्न महत्वपूर्ण और प्रासंगिक है, क्योंकि यह न केवल संरचना के बारे में, बल्कि प्रश्न में परमाणु के कथित भौतिक और रासायनिक गुणों के बारे में भी एक विचार देता है।

संकलन नियम

किसी रासायनिक तत्व का ग्राफिकल और इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाने के लिए परमाणु की संरचना के सिद्धांत का अंदाजा होना जरूरी है। शुरू करने के लिए, परमाणु के दो मुख्य घटक होते हैं: नाभिक और नकारात्मक इलेक्ट्रॉन। नाभिक में न्यूट्रॉन शामिल होते हैं, जिनमें कोई चार्ज नहीं होता है, साथ ही प्रोटॉन, जिनके पास सकारात्मक चार्ज होता है।

रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना और निर्धारण के बारे में बहस करते हुए, हम ध्यान दें कि नाभिक में प्रोटॉन की संख्या का पता लगाने के लिए, मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली की आवश्यकता होती है।

क्रम में किसी तत्व की संख्या उसके नाभिक में प्रोटॉन की संख्या से मेल खाती है। उस अवधि की संख्या जिसमें परमाणु स्थित है, ऊर्जा परतों की संख्या को दर्शाती है जिस पर इलेक्ट्रॉन स्थित हैं।

एक विद्युत आवेश से रहित न्यूट्रॉन की संख्या निर्धारित करने के लिए, किसी तत्व के परमाणु के सापेक्ष द्रव्यमान से इसकी क्रम संख्या (प्रोटॉन की संख्या) को घटाना आवश्यक है।

अनुदेश

रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना कैसे करें, यह समझने के लिए, क्लेचकोवस्की द्वारा तैयार किए गए नकारात्मक कणों के साथ उप-स्तरों को भरने के नियम पर विचार करें।

मुक्त कक्षकों में मुक्त ऊर्जा की मात्रा के आधार पर, एक श्रृंखला तैयार की जाती है जो इलेक्ट्रॉनों के साथ स्तरों को भरने के अनुक्रम की विशेषता है।

प्रत्येक कक्षक में केवल दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो प्रतिसमांतर स्पिनों में व्यवस्थित होते हैं।

इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना को व्यक्त करने के लिए ग्राफिक सूत्रों का उपयोग किया जाता है। रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र कैसे दिखते हैं? ग्राफिक विकल्प कैसे बनाएं? ये प्रश्न स्कूल रसायन विज्ञान पाठ्यक्रम में शामिल हैं, इसलिए हम उन पर अधिक विस्तार से ध्यान देंगे।

एक निश्चित मैट्रिक्स (आधार) होता है जिसका उपयोग ग्राफिक फ़ार्मुलों को संकलित करते समय किया जाता है। s-कक्षक केवल एक क्वांटम सेल की विशेषता है, जिसमें दो इलेक्ट्रॉन एक दूसरे के विपरीत स्थित होते हैं। उन्हें रेखांकन द्वारा तीरों द्वारा दर्शाया गया है। पी ऑर्बिटल के लिए, तीन कोशिकाओं को दर्शाया गया है, प्रत्येक में दो इलेक्ट्रॉन भी होते हैं, दस इलेक्ट्रॉन डी ऑर्बिटल पर स्थित होते हैं, और एफ चौदह इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों को संकलित करने के उदाहरण

रासायनिक तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना कैसे करें, इस बारे में बातचीत जारी रखें। उदाहरण के लिए, आपको मैंगनीज तत्व के लिए एक ग्राफिकल और इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाने की आवश्यकता है। सबसे पहले, हम आवर्त प्रणाली में इस तत्व की स्थिति निर्धारित करते हैं। इसका परमाणु क्रमांक 25 है, अतः एक परमाणु में 25 इलेक्ट्रॉन होते हैं। मैंगनीज चतुर्थ आवर्त का तत्व है, इसलिए इसमें चार ऊर्जा स्तर होते हैं।

किसी रासायनिक तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र कैसे लिखें? हम तत्व का चिन्ह, साथ ही उसकी क्रम संख्या भी लिखते हैं। क्लेचकोवस्की नियम का उपयोग करते हुए, हम ऊर्जा स्तरों और उप-स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों को वितरित करते हैं। हम क्रमिक रूप से उन्हें पहले, दूसरे और तीसरे स्तर पर व्यवस्थित करते हैं, प्रत्येक कोशिका में दो इलेक्ट्रॉनों को अंकित करते हैं।

फिर हम उन्हें जोड़ते हैं, 20 टुकड़े प्राप्त करते हैं। तीन स्तर पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए हैं, और चौथे पर केवल पांच इलेक्ट्रॉन रहते हैं। यह देखते हुए कि प्रत्येक प्रकार के कक्षीय का अपना ऊर्जा आरक्षित है, हम शेष इलेक्ट्रॉनों को 4s और 3d उप-स्तरों में वितरित करते हैं। नतीजतन, मैंगनीज परमाणु के लिए तैयार इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक सूत्र का निम्न रूप है:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

व्यावहारिक मूल्य

इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक सूत्रों की सहायता से, आप स्पष्ट रूप से मुक्त (अयुग्मित) इलेक्ट्रॉनों की संख्या देख सकते हैं जो किसी दिए गए रासायनिक तत्व की संयोजकता निर्धारित करते हैं।

हम क्रियाओं का एक सामान्यीकृत एल्गोरिथ्म प्रदान करते हैं, जिसकी सहायता से आप आवर्त सारणी में स्थित किसी भी परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक ग्राफिक सूत्र बना सकते हैं।

पहला कदम आवर्त सारणी का उपयोग करके इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करना है। अवधि संख्या ऊर्जा स्तरों की संख्या को इंगित करती है।

एक निश्चित समूह से संबंधित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से जुड़ा होता है जो बाहरी ऊर्जा स्तर पर होते हैं। क्लेचकोवस्की नियम के अनुसार स्तरों को उप-स्तरों में विभाजित किया गया है।

निष्कर्ष

आवर्त सारणी में स्थित किसी भी रासायनिक तत्व की संयोजकता क्षमताओं को निर्धारित करने के लिए, उसके परमाणु का एक इलेक्ट्रॉन-ग्राफिक सूत्र तैयार करना आवश्यक है। ऊपर दिया गया एल्गोरिथ्म परमाणु के संभावित रासायनिक और भौतिक गुणों को निर्धारित करने के लिए कार्य का सामना करने की अनुमति देगा।

यह तथाकथित इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के रूप में लिखा जाता है। इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में, अक्षर s, p, d, f इलेक्ट्रॉनों के ऊर्जा उपस्तर को दर्शाते हैं; अक्षरों के सामने की संख्या उस ऊर्जा स्तर को दर्शाती है जिसमें दिया गया इलेक्ट्रॉन स्थित है, और शीर्ष दाईं ओर का सूचकांक इस उप-स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या है। किसी भी तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना करने के लिए, आवर्त प्रणाली में इस तत्व की संख्या जानना और परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को नियंत्रित करने वाले बुनियादी प्रावधानों को पूरा करना पर्याप्त है।

एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना को ऊर्जा कोशिकाओं में इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था के रूप में भी दर्शाया जा सकता है।

लोहे के परमाणुओं के लिए, ऐसी योजना के निम्नलिखित रूप हैं:

यह चित्र स्पष्ट रूप से हुंड के शासन के कार्यान्वयन को दर्शाता है। 3डी सबलेवल पर, कोशिकाओं की अधिकतम संख्या (चार) अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से भरी होती है। परमाणु में इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना की छवि इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के रूप में और आरेखों के रूप में इलेक्ट्रॉन के तरंग गुणों को स्पष्ट रूप से प्रतिबिंबित नहीं करती है।

संशोधित के रूप में आवधिक कानून की शब्दावलीहां। मेंडलीव : सरल निकायों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण, तत्वों के परमाणु भार के परिमाण पर आवधिक निर्भरता में होते हैं।

आवधिक कानून का आधुनिक निरूपण: तत्वों के गुण, साथ ही उनके यौगिकों के रूप और गुण, उनके परमाणुओं के नाभिक के आवेश पर आवधिक निर्भरता में होते हैं।

इस प्रकार, नाभिक का धनात्मक आवेश (परमाणु द्रव्यमान के बजाय) एक अधिक सटीक तर्क निकला जिस पर तत्वों और उनके यौगिकों के गुण निर्भर करते हैं।

वैलेंस- रासायनिक बंधों की संख्या है जो एक परमाणु दूसरे से बंधी होती है।
परमाणु की संयोजकता संभावनाएँ अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या और बाहरी स्तर पर मुक्त परमाणु कक्षकों की उपस्थिति से निर्धारित होती हैं। रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तरों की संरचना मुख्य रूप से उनके परमाणुओं के गुणों को निर्धारित करती है। इसलिए, इन स्तरों को संयोजकता स्तर कहा जाता है। इन स्तरों के इलेक्ट्रॉन, और कभी-कभी पूर्व-बाह्य स्तरों के, रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। ऐसे इलेक्ट्रॉनों को संयोजकता इलेक्ट्रॉन भी कहा जाता है।

स्टोइकोमेट्रिक वैलेंसरासायनिक तत्व - समकक्षों की संख्या है जो एक दिया गया परमाणु खुद से जुड़ सकता है, या एक परमाणु में समकक्षों की संख्या है।

समतुल्य संलग्न या प्रतिस्थापित हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या से निर्धारित होते हैं, इसलिए, स्टोइकोमेट्रिक वैलेंस हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या के बराबर होती है जिसके साथ यह परमाणु परस्पर क्रिया करता है। लेकिन सभी तत्व स्वतंत्र रूप से बातचीत नहीं करते हैं, लेकिन लगभग हर चीज ऑक्सीजन के साथ बातचीत करती है, इसलिए स्टोइकोमेट्रिक वैलेंसी को संलग्न ऑक्सीजन परमाणुओं की संख्या के दोगुने के रूप में परिभाषित किया जा सकता है।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन सल्फाइड एच 2 एस में सल्फर की स्टोइकोमेट्रिक संयोजकता 2 है, ऑक्साइड एसओ 2 - 4 में, ऑक्साइड एसओ 3 -6 में।

एक द्विआधारी यौगिक के सूत्र के अनुसार किसी तत्व की स्टोइकोमेट्रिक संयोजकता का निर्धारण करते समय, किसी को नियम द्वारा निर्देशित किया जाना चाहिए: एक तत्व के सभी परमाणुओं की कुल संयोजकता दूसरे तत्व के सभी परमाणुओं की कुल संयोजकता के बराबर होनी चाहिए।

ऑक्सीकरण अवस्थाभी पदार्थ की संरचना की विशेषता है और एक प्लस चिह्न (एक धातु या एक अणु में अधिक इलेक्ट्रोपोसिटिव तत्व के लिए) या माइनस के साथ स्टोइकोमेट्रिक वैलेंस के बराबर है।

1. साधारण पदार्थों में तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था शून्य होती है।

2. सभी यौगिकों में फ्लोरीन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 होती है। धातुओं, हाइड्रोजन और अन्य इलेक्ट्रोपोसिटिव तत्वों के साथ शेष हैलोजन (क्लोरीन, ब्रोमीन, आयोडीन) में भी -1 की ऑक्सीकरण अवस्था होती है, लेकिन अधिक विद्युतीय तत्वों वाले यौगिकों में उनके पास सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था होती है।

3. यौगिकों में ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था -2 होती है; अपवाद हाइड्रोजन पेरोक्साइड एच 2 ओ 2 और इसके डेरिवेटिव (ना 2 ओ 2, बाओ 2, आदि हैं, जिसमें ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 है, साथ ही ऑक्सीजन फ्लोराइड 2 है, जिसमें ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था है। +2 है।

4. क्षारीय तत्व (Li, Na, K, आदि) और आवर्त प्रणाली के दूसरे समूह (Be, Mg, Ca, आदि) के मुख्य उपसमूह के तत्वों में हमेशा समूह संख्या के बराबर ऑक्सीकरण अवस्था होती है, कि क्रमशः +1 और +2 है।

5. तीसरे समूह के सभी तत्वों, थैलियम को छोड़कर, समूह संख्या के बराबर एक निरंतर ऑक्सीकरण अवस्था होती है, अर्थात। +3.

6. किसी तत्व की उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था आवर्त प्रणाली की समूह संख्या के बराबर होती है, और सबसे कम अंतर होता है: समूह संख्या 8 होती है। उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन की उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था (यह पांचवें समूह में स्थित होती है) +5 (नाइट्रिक एसिड और उसके लवण में) है, और सबसे कम -3 (अमोनिया और अमोनियम लवण में) है।

7. यौगिक में तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्थाएं एक-दूसरे की क्षतिपूर्ति करती हैं ताकि एक अणु या एक तटस्थ सूत्र इकाई में सभी परमाणुओं के लिए उनका योग शून्य हो, और एक आयन के लिए - इसका आवेश।

इन नियमों का उपयोग किसी यौगिक में किसी तत्व की अज्ञात ऑक्सीकरण अवस्था को निर्धारित करने के लिए किया जा सकता है, यदि बाकी की ऑक्सीकरण अवस्था ज्ञात हो, और बहु-तत्व यौगिकों को तैयार करने के लिए।

ऑक्सीकरण की डिग्री (ऑक्सीकरण संख्या,) — ऑक्सीकरण, कमी और रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं की प्रक्रियाओं को रिकॉर्ड करने के लिए सहायक सशर्त मूल्य।

संकल्पना ऑक्सीकरण अवस्थाअक्सर अवधारणा के बजाय अकार्बनिक रसायन शास्त्र में प्रयोग किया जाता है संयोजक. एक परमाणु की ऑक्सीकरण अवस्था परमाणु के लिए जिम्मेदार विद्युत आवेश के संख्यात्मक मान के बराबर होती है, यह मानते हुए कि बंधन को पूरा करने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े अधिक विद्युतीय परमाणुओं के प्रति पूरी तरह से पक्षपाती हैं (अर्थात, इस धारणा के आधार पर कि यौगिक होता है केवल आयनों)।

ऑक्सीकरण अवस्था उन इलेक्ट्रॉनों की संख्या से मेल खाती है जिन्हें एक सकारात्मक आयन में जोड़ा जाना चाहिए ताकि इसे एक तटस्थ परमाणु में कम किया जा सके, या एक नकारात्मक आयन से इसे एक तटस्थ परमाणु में ऑक्सीकरण करने के लिए लिया जा सके:

अल 3+ + 3ई − → अल
एस 2− → एस + 2e - (एस 2− - 2e - → एस)

तत्वों के गुण, परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना के आधार पर, आवर्त प्रणाली के आवर्त और समूहों के अनुसार बदलते हैं। चूंकि कई समान तत्वों में इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएं समान होती हैं, लेकिन समान नहीं होती हैं, इसलिए जब एक समूह में एक तत्व से दूसरे तत्व में जाते हैं, तो उनके लिए गुणों की एक साधारण पुनरावृत्ति नहीं देखी जाती है, लेकिन उनके कम या ज्यादा स्पष्ट रूप से नियमित परिवर्तन व्यक्त किए जाते हैं।

किसी तत्व की रासायनिक प्रकृति उसके परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को खोने या प्राप्त करने की क्षमता से निर्धारित होती है। यह क्षमता आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के मूल्यों द्वारा निर्धारित की जाती है।

आयनीकरण ऊर्जा (Ei) टी = 0 पर गैस चरण में परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने और पूरी तरह से हटाने के लिए आवश्यक ऊर्जा की न्यूनतम मात्रा है

K परमाणु के धनावेशित आयन में परिवर्तन के साथ जारी इलेक्ट्रॉन को गतिज ऊर्जा स्थानांतरित किए बिना: E + Ei = E + + e-। आयनीकरण ऊर्जा एक सकारात्मक मूल्य है और क्षार धातु परमाणुओं के लिए सबसे कम और महान (निष्क्रिय) गैस परमाणुओं के लिए उच्चतम मूल्य है।

इलेक्ट्रॉन आत्मीयता (ईई .)) जब एक इलेक्ट्रॉन गैस चरण में T = 0 . पर एक परमाणु से जुड़ा होता है तो वह ऊर्जा जारी या अवशोषित होती है

कण में गतिज ऊर्जा को स्थानांतरित किए बिना परमाणु के नकारात्मक रूप से आवेशित आयन में परिवर्तन के साथ K:

ई + ई- = ई- + ईई।

हैलोजन, विशेष रूप से फ्लोरीन, में अधिकतम इलेक्ट्रॉन आत्मीयता होती है (ई = -328 kJ/mol)।

Ei और Ee के मान किलोजूल प्रति मोल (kJ/mol) या इलेक्ट्रॉन वोल्ट प्रति परमाणु (eV) में व्यक्त किए जाते हैं।

एक बाध्य परमाणु की रासायनिक बंधों के इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर विस्थापित करने की क्षमता, अपने चारों ओर इलेक्ट्रॉन घनत्व को बढ़ाने की क्षमता कहलाती है विद्युत ऋणात्मकता।

इस अवधारणा को एल पॉलिंग द्वारा विज्ञान में पेश किया गया था। वैद्युतीयऋणात्मकताप्रतीक ÷ द्वारा निरूपित किया जाता है और एक रासायनिक बंधन बनाते समय इलेक्ट्रॉनों को संलग्न करने के लिए दिए गए परमाणु की प्रवृत्ति को दर्शाता है।

आर. मलिकेन के अनुसार, एक परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता का अनुमान आयनन ऊर्जाओं के योग और मुक्त परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता के आधे योग से लगाया जाता है h = (Ee + Ei)/2

अवधियों में, परमाणु नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ आयनीकरण ऊर्जा और वैद्युतीयऋणात्मकता में वृद्धि के लिए एक सामान्य प्रवृत्ति होती है; समूहों में, ये मान तत्व की क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ घटते हैं।

इस बात पर जोर दिया जाना चाहिए कि एक तत्व को इलेक्ट्रोनगेटिविटी का निरंतर मूल्य नहीं सौंपा जा सकता है, क्योंकि यह कई कारकों पर निर्भर करता है, विशेष रूप से, तत्व की वैलेंस स्थिति पर, यौगिक का प्रकार जिसमें यह प्रवेश करता है, संख्या और पड़ोसी परमाणुओं का प्रकार .

परमाणु और आयनिक त्रिज्या. परमाणुओं और आयनों के आयाम इलेक्ट्रॉन खोल के आयामों से निर्धारित होते हैं। क्वांटम यांत्रिक अवधारणाओं के अनुसार, इलेक्ट्रॉन खोल में कड़ाई से परिभाषित सीमाएं नहीं होती हैं। इसलिए, एक मुक्त परमाणु या आयन की त्रिज्या के लिए, हम ले सकते हैं बाहरी इलेक्ट्रॉन बादलों के मुख्य अधिकतम घनत्व की स्थिति के लिए कोर से सैद्धांतिक रूप से गणना की गई दूरी।इस दूरी को कक्षीय त्रिज्या कहा जाता है। व्यवहार में, प्रायोगिक डेटा से गणना किए गए यौगिकों में परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या के मूल्यों का आमतौर पर उपयोग किया जाता है। इस मामले में, परमाणुओं के सहसंयोजक और धात्विक त्रिज्या प्रतिष्ठित हैं।

किसी तत्व के परमाणु के नाभिक के आवेश पर परमाणु और आयनिक त्रिज्याओं की निर्भरता आवर्त है. आवर्त में जैसे-जैसे परमाणु क्रमांक बढ़ता है, त्रिज्याएँ घटती जाती हैं। छोटी अवधि के तत्वों के लिए सबसे बड़ी कमी विशिष्ट है, क्योंकि उनमें बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर भरा हुआ है। डी- और एफ-तत्वों के परिवारों में बड़ी अवधि में, यह परिवर्तन कम तेज होता है, क्योंकि उनमें इलेक्ट्रॉनों की भरण पूर्व-बाहरी परत में होती है। उपसमूहों में, एक ही प्रकार के परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या आम तौर पर बढ़ जाती है।

तत्वों की आवधिक प्रणाली तत्वों के गुणों में विभिन्न प्रकार की आवधिकता की अभिव्यक्ति का एक स्पष्ट उदाहरण है, जो क्षैतिज रूप से (बाएं से दाएं की अवधि में), लंबवत (एक समूह में, उदाहरण के लिए, ऊपर से नीचे तक) मनाया जाता है। ), तिरछे, यानी। परमाणु के कुछ गुण बढ़ते या घटते हैं, लेकिन आवर्तता बनी रहती है।

बाएं से दाएं (→) की अवधि में, तत्वों के ऑक्सीकरण और गैर-धातु गुणों में वृद्धि होती है, जबकि कम करने वाले और धातु गुणों में कमी आती है। तो, तीसरी अवधि के सभी तत्वों में, सोडियम सबसे सक्रिय धातु और सबसे मजबूत कम करने वाला एजेंट होगा, और क्लोरीन सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट होगा।

रसायनिक बंध- परमाणुओं के बीच आकर्षण के विद्युत बलों की कार्रवाई के परिणामस्वरूप यह एक अणु, या क्रिस्टल जाली में परमाणुओं का अंतःसंबंध है।

यह सभी इलेक्ट्रॉनों और सभी नाभिकों की परस्पर क्रिया है, जिससे एक स्थिर, बहुपरमाणुक प्रणाली (कट्टरपंथी, आणविक आयन, अणु, क्रिस्टल) का निर्माण होता है।

वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा रासायनिक बंधन किया जाता है। आधुनिक अवधारणाओं के अनुसार, रासायनिक बंधन में एक इलेक्ट्रॉनिक प्रकृति होती है, लेकिन इसे अलग-अलग तरीकों से किया जाता है। इसलिए, तीन मुख्य प्रकार के रासायनिक बंधन हैं: सहसंयोजक, आयनिक, धात्विकअणुओं के बीच उत्पन्न होता है हाइड्रोजन बंध,और हुआ वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन.

रासायनिक बंधन की मुख्य विशेषताएं हैं:

- बॉन्ड लंबाई - रासायनिक रूप से बंधित परमाणुओं के बीच की आंतरिक दूरी है।

यह परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की प्रकृति और बंधन की बहुलता पर निर्भर करता है। बहुलता में वृद्धि के साथ, बंधन की लंबाई कम हो जाती है, और फलस्वरूप, इसकी ताकत बढ़ जाती है;

- बंधन बहुलता - दो परमाणुओं को जोड़ने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है। जैसे-जैसे बहुलता बढ़ती है, बाध्यकारी ऊर्जा बढ़ती जाती है;

- कनेक्शन कोण- रासायनिक रूप से परस्पर जुड़े दो पड़ोसी परमाणुओं के नाभिक से गुजरने वाली काल्पनिक सीधी रेखाओं के बीच का कोण;

बाध्यकारी ऊर्जा ई सीबी - यह वह ऊर्जा है जो इस बंधन के निर्माण के दौरान निकलती है और इसे तोड़ने पर खर्च होती है, kJ / mol।

सहसंयोजक बंधन - दो परमाणुओं के साथ इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी साझा करने से बनने वाला एक रासायनिक बंधन।

परमाणुओं के बीच सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति से रासायनिक बंधन की व्याख्या ने वैलेंस के स्पिन सिद्धांत का आधार बनाया, जिसका उपकरण है संयोजकता बंधन विधि (एमवीएस) 1916 में लुईस द्वारा खोजा गया। रासायनिक बंधन और अणुओं की संरचना के क्वांटम यांत्रिक विवरण के लिए, एक अन्य विधि का उपयोग किया जाता है - आणविक कक्षीय विधि (MMO) .

वैलेंस बांड विधि

एमवीएस के अनुसार रासायनिक बंधन के गठन के मूल सिद्धांत:

1. संयोजकता (अयुग्मित) इलेक्ट्रॉनों के कारण एक रासायनिक बंधन बनता है।

2. दो अलग-अलग परमाणुओं से संबंधित एंटीपैरलल स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन आम हो जाते हैं।

3. एक रासायनिक बंधन तभी बनता है, जब दो या दो से अधिक परमाणु एक दूसरे के पास पहुंचते हैं, तो सिस्टम की कुल ऊर्जा कम हो जाती है।

4. अणु में अभिनय करने वाले मुख्य बल विद्युत, कूलम्ब मूल के होते हैं।

5. कनेक्शन जितना मजबूत होगा, इंटरेक्टिंग इलेक्ट्रॉन बादल उतने ही अधिक ओवरलैप होंगे।

सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए दो तंत्र हैं:

विनिमय तंत्र।बंधन दो तटस्थ परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को साझा करके बनता है। प्रत्येक परमाणु एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म को एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन देता है:

चावल। 7. सहसंयोजक बंधन के निर्माण के लिए विनिमय तंत्र: ए- गैर-ध्रुवीय; बी- ध्रुवीय

दाता-स्वीकर्ता तंत्र।एक परमाणु (दाता) एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु (स्वीकर्ता) इस जोड़ी के लिए एक खाली कक्षीय कक्ष प्रदान करता है।

सम्बन्ध, शिक्षितदाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, संबंधित हैं जटिल यौगिक

चावल। 8. सहसंयोजक बंधन गठन के दाता-स्वीकर्ता तंत्र

सहसंयोजक बंधन की कुछ विशेषताएं होती हैं।

संतृप्ति - परमाणुओं की संपत्ति सहसंयोजक बंधों की एक कड़ाई से परिभाषित संख्या बनाने के लिए।बंधों की संतृप्ति के कारण अणुओं की एक निश्चित संरचना होती है।

अभिविन्यास - टी . ई. कनेक्शन इलेक्ट्रॉन बादलों के अधिकतम ओवरलैप की दिशा में बनता है . बंधन बनाने वाले परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के संबंध में, ये हैं: और (चित्र 9): -बंधन - परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के साथ AO को अतिव्यापी करके बनाया गया; एक -बंध एक बंधन है जो एक परमाणु के नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के लंबवत अक्ष की दिशा में होता है। बंधन का अभिविन्यास अणुओं की स्थानिक संरचना, यानी उनके ज्यामितीय आकार को निर्धारित करता है। संकरण - यह ऑर्बिटल्स के अधिक कुशल ओवरलैप को प्राप्त करने के लिए एक सहसंयोजक बंधन के निर्माण में कुछ ऑर्बिटल्स के आकार में बदलाव है।हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से बनने वाला रासायनिक बंधन गैर-हाइब्रिड एस- और पी-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से अधिक मजबूत होता है, क्योंकि इसमें अधिक ओवरलैप होता है। निम्नलिखित प्रकार के संकरण हैं (चित्र 10, तालिका 31): सपा संकरण -एक एस-ऑर्बिटल और एक पी-ऑर्बिटल दो समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, जिनमें से कुल्हाड़ियों के बीच का कोण 180° होता है। जिन अणुओं में sp संकरण होता है, उनमें एक रैखिक ज्यामिति (BeCl2) होती है।

सपा 2 संकरण- एक एस-ऑर्बिटल और दो पी-ऑर्बिटल्स तीन समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, जिनमें से कुल्हाड़ियों के बीच का कोण 120° होता है। जिन अणुओं में sp 2 संकरण किया जाता है उनमें एक समतल ज्यामिति (BF 3 , AlCl 3) होती है।

सपा 3-संकरण- एक एस-ऑर्बिटल और तीन पी-ऑर्बिटल्स चार समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, जिनमें से कुल्हाड़ियों के बीच का कोण 109 ° 28 "है। अणु जिसमें एसपी 3 संकरण होता है, में टेट्राहेड्रल ज्यामिति (सीएच 4) होती है। , एनएच 3)।

चावल। 10. संयोजकता कक्षकों के संकरण के प्रकार: ए - स्पा-वैलेंस ऑर्बिटल्स का संकरण; बी - SP2-संयोजकता कक्षकों का संकरण; में - एसपी 3 - संयोजकता कक्षकों का संकरण

इलेक्ट्रोनिक विन्यासएक परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक संख्यात्मक प्रतिनिधित्व है। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स परमाणु नाभिक के चारों ओर स्थित विभिन्न आकृतियों के क्षेत्र होते हैं, जिसमें गणितीय रूप से यह संभव है कि एक इलेक्ट्रॉन मिल जाएगा। इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन पाठक को जल्दी और आसानी से यह बताने में मदद करता है कि एक परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स हैं, साथ ही प्रत्येक ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करने में मदद करता है। इस लेख को पढ़ने के बाद, आप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को संकलित करने की विधि में महारत हासिल कर लेंगे।

कदम

डी. आई. मेंडेलीफ की आवर्त प्रणाली का उपयोग करके इलेक्ट्रॉनों का वितरण

अपने परमाणु का परमाणु क्रमांक ज्ञात कीजिए।प्रत्येक परमाणु के साथ एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉन जुड़े होते हैं। आवर्त सारणी में अपने परमाणु के लिए प्रतीक खोजें। परमाणु संख्या 1 (हाइड्रोजन के लिए) से शुरू होने वाला एक सकारात्मक पूर्णांक है और प्रत्येक बाद के परमाणु के लिए एक से बढ़ रहा है। परमाणु क्रमांक एक परमाणु में प्रोटॉन की संख्या है, और इसलिए यह शून्य आवेश वाले परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या भी है।

एक परमाणु का आवेश ज्ञात कीजिए।तटस्थ परमाणुओं में आवर्त सारणी में दर्शाए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होगी। हालांकि, आवेशित परमाणुओं में उनके आवेश के परिमाण के आधार पर अधिक या कम इलेक्ट्रॉन होंगे। यदि आप एक आवेशित परमाणु के साथ काम कर रहे हैं, तो इलेक्ट्रॉनों को इस प्रकार जोड़ें या घटाएँ: प्रत्येक ऋणात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन जोड़ें और प्रत्येक धनात्मक आवेश के लिए एक घटाएँ।

• उदाहरण के लिए, -1 के आवेश वाले सोडियम परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होगा के अतिरिक्तइसका आधार परमाणु क्रमांक 11 है। दूसरे शब्दों में, एक परमाणु में कुल 12 इलेक्ट्रॉन होंगे।
• यदि हम +1 के आवेश वाले सोडियम परमाणु के बारे में बात कर रहे हैं, तो आधार परमाणु संख्या 11 से एक इलेक्ट्रॉन घटाया जाना चाहिए। तो परमाणु में 10 इलेक्ट्रॉन होंगे।

1. ऑर्बिटल्स की मूल सूची याद रखें।जैसे-जैसे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, वे एक निश्चित क्रम के अनुसार परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल के विभिन्न उपस्तरों को भरते हैं। इलेक्ट्रॉन शेल के प्रत्येक उप-स्तर को भरने पर, इलेक्ट्रॉनों की एक सम संख्या होती है। निम्नलिखित उपस्तर हैं:

   इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन रिकॉर्ड को समझें।प्रत्येक कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्पष्ट रूप से प्रतिबिंबित करने के लिए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास नीचे लिखे गए हैं। ऑर्बिटल्स क्रमिक रूप से लिखे जाते हैं, प्रत्येक ऑर्बिटल में परमाणुओं की संख्या को ऑर्बिटल नाम के दाईं ओर सुपरस्क्रिप्ट के रूप में लिखा जाता है। पूर्ण किए गए इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में सबलेवल पदनामों और सुपरस्क्रिप्ट के अनुक्रम का रूप है।

   • यहाँ, उदाहरण के लिए, सबसे सरल इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है: 1एस 2 2एस 2 2पी 6।इस विन्यास से पता चलता है कि 1s सबलेवल में दो इलेक्ट्रॉन, 2s सबलेवल में दो इलेक्ट्रॉन और 2p सबलेवल में छह इलेक्ट्रॉन होते हैं। कुल 2 + 2 + 6 = 10 इलेक्ट्रॉन। यह उदासीन नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है (नियॉन परमाणु क्रमांक 10 है)।

2. ऑर्बिटल्स का क्रम याद रखें।ध्यान रखें कि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉन शेल नंबर के आरोही क्रम में क्रमांकित किया जाता है, लेकिन आरोही ऊर्जा क्रम में व्यवस्थित किया जाता है। उदाहरण के लिए, एक भरे हुए 4s 2 कक्षक में आंशिक रूप से भरे हुए या भरे हुए 3d 10 की तुलना में कम ऊर्जा (या कम गतिशीलता) होती है, इसलिए 4s कक्षीय को पहले लिखा जाता है। एक बार जब आप कक्षकों के क्रम को जान लेते हैं, तो आप उन्हें परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार आसानी से भर सकते हैं। कक्षकों को भरने का क्रम इस प्रकार है: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p।

   • एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास जिसमें सभी कक्षक भरे हुए हैं, के निम्नलिखित रूप होंगे: 10 7p 6
   • ध्यान दें कि उपरोक्त संकेतन, जब सभी कक्षाएँ भर जाती हैं, तत्व Uuo (ununoctium) 118 का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है, जो आवर्त सारणी में सबसे अधिक संख्या वाला परमाणु है। इसलिए, इस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में एक न्यूट्रल चार्ज परमाणु के सभी वर्तमान में ज्ञात इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल शामिल हैं।

3. अपने परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार कक्षकों को भरें।उदाहरण के लिए, यदि हम एक तटस्थ कैल्शियम परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखना चाहते हैं, तो हमें आवर्त सारणी में इसकी परमाणु संख्या को देखकर शुरू करना चाहिए। इसका परमाणु क्रमांक 20 है, अतः हम 20 इलेक्ट्रॉनों वाले एक परमाणु का विन्यास उपरोक्त क्रम के अनुसार लिखेंगे।

   • उपरोक्त क्रम में कक्षकों को तब तक भरें जब तक आप बीसवें इलेक्ट्रॉन तक नहीं पहुँच जाते। पहले 1s ऑर्बिटल में दो इलेक्ट्रॉन होंगे, 2s ऑर्बिटल में भी दो होंगे, 2p ऑर्बिटल में छह, 3s ऑर्बिटल में दो, 3p ऑर्बिटल में 6 और 4s ऑर्बिटल में 2 (2 + 2 +) होंगे। 6 +2 +6 + 2 = 20।) दूसरे शब्दों में, कैल्शियम के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का रूप है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • ध्यान दें कि ऑर्बिटल्स ऊर्जा के आरोही क्रम में हैं। उदाहरण के लिए, जब आप चौथे ऊर्जा स्तर पर जाने के लिए तैयार हों, तो पहले 4s कक्षीय लिखें, और तब 3डी चौथे ऊर्जा स्तर के बाद, आप पांचवें स्तर पर चले जाते हैं, जहां वही क्रम दोहराया जाता है। यह तीसरे ऊर्जा स्तर के बाद ही होता है।

4. आवर्त सारणी का उपयोग दृश्य संकेत के रूप में करें।आप शायद पहले ही देख चुके हैं कि आवर्त सारणी का आकार इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों के क्रम से मेल खाता है। उदाहरण के लिए, बाएं से दूसरे कॉलम में परमाणु हमेशा "s 2" में समाप्त होते हैं, जबकि पतले मध्य खंड के दाहिने किनारे पर परमाणु हमेशा "d 10" में समाप्त होते हैं, और इसी तरह। कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए आवर्त सारणी का उपयोग विज़ुअल गाइड के रूप में करें - जिस क्रम में आप ऑर्बिटल्स में जोड़ते हैं वह तालिका में आपकी स्थिति से मेल खाता है। नीचे देखें:

   • विशेष रूप से, दो सबसे बाएं स्तंभों में परमाणु होते हैं जिनके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास s ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, तालिका के दाहिने ब्लॉक में परमाणु होते हैं जिनके कॉन्फ़िगरेशन p ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, और परमाणुओं के निचले भाग में f ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं।
   • उदाहरण के लिए, जब आप क्लोरीन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखते हैं, तो इस तरह सोचें: "यह परमाणु आवर्त सारणी की तीसरी पंक्ति (या "अवधि") में स्थित है। यह कक्षीय ब्लॉक p के पांचवें समूह में भी स्थित है। आवर्त सारणी का। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समाप्त हो जाएगा। ..3p 5
   • ध्यान दें कि तालिका के d और f कक्षीय क्षेत्रों के तत्वों में ऊर्जा स्तर होते हैं जो उस अवधि के अनुरूप नहीं होते हैं जिसमें वे स्थित होते हैं। उदाहरण के लिए, डी-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों के ब्लॉक की पहली पंक्ति 3 डी ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, हालांकि यह चौथी अवधि में स्थित है, और एफ-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों की पहली पंक्ति 4 एफ ऑर्बिटल से मेल खाती है, इस तथ्य के बावजूद कि यह छठे काल में स्थित है।

5. लंबे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए संक्षिप्ताक्षर सीखें।आवर्त सारणी के दायीं ओर के परमाणुओं को कहा जाता है उत्कृष्ट गैस।ये तत्व रासायनिक रूप से बहुत स्थिर होते हैं। लंबे इलेक्ट्रॉन विन्यास लिखने की प्रक्रिया को छोटा करने के लिए, बस वर्ग कोष्ठक में अपने परमाणु से कम इलेक्ट्रॉनों के साथ निकटतम महान गैस के लिए रासायनिक प्रतीक लिखें, और फिर बाद के कक्षीय स्तरों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखना जारी रखें। नीचे देखें:

   • इस अवधारणा को समझने के लिए, एक उदाहरण विन्यास लिखना सहायक होगा। आइए नोबल गैस संक्षिप्त नाम का उपयोग करके जिंक (परमाणु संख्या 30) का विन्यास लिखें। जिंक का पूरा विन्यास इस तरह दिखता है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10। हालांकि, हम देखते हैं कि 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 आर्गन, एक उत्कृष्ट गैस का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है। वर्गाकार कोष्ठकों (।)
   • तो, संक्षिप्त रूप में लिखा गया जस्ता का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है: 4एस 2 3डी 10.
   • ध्यान दें कि यदि आप एक उत्कृष्ट गैस, जैसे आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिख रहे हैं, तो आप नहीं लिख सकते हैं! इस तत्व के आगे नोबल गैस के संक्षिप्त नाम का प्रयोग करना चाहिए; आर्गन के लिए यह नियॉन () होगा।

   ADOMAH आवर्त सारणी का उपयोग करना

   1. ADOMAH आवर्त सारणी में महारत हासिल करें।इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को रिकॉर्ड करने की इस पद्धति में याद रखने की आवश्यकता नहीं होती है, हालांकि, इसके लिए एक संशोधित आवर्त सारणी की आवश्यकता होती है, क्योंकि पारंपरिक आवर्त सारणी में, चौथी अवधि से शुरू होकर, आवर्त संख्या इलेक्ट्रॉन शेल के अनुरूप नहीं होती है। ADOMAH आवर्त सारणी खोजें, एक विशेष प्रकार की आवर्त सारणी जिसे वैज्ञानिक वालेरी ज़िम्मरमैन द्वारा डिज़ाइन किया गया है। एक छोटी इंटरनेट खोज के साथ इसे खोजना आसान है।

      • ADOMAH आवर्त सारणी में, क्षैतिज पंक्तियाँ तत्वों के समूहों जैसे हैलोजन, उत्कृष्ट गैसों, क्षार धातुओं, क्षारीय पृथ्वी धातुओं आदि का प्रतिनिधित्व करती हैं। लंबवत कॉलम इलेक्ट्रॉनिक स्तरों के अनुरूप होते हैं, और तथाकथित "कैस्केड" (ब्लॉक एस, पी, डी और एफ को जोड़ने वाली विकर्ण रेखाएं) अवधि के अनुरूप होती हैं।
      • हीलियम को हाइड्रोजन में ले जाया जाता है, क्योंकि इन दोनों तत्वों की विशेषता 1s कक्षीय है। अवधि ब्लॉक (एस, पी, डी और एफ) को दाईं ओर दिखाया गया है और स्तर संख्या नीचे दी गई है। तत्वों को 1 से 120 तक के बक्सों में दर्शाया गया है। ये संख्याएँ सामान्य परमाणु संख्याएँ हैं, जो एक तटस्थ परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या का प्रतिनिधित्व करती हैं।

   2. ADOMAH तालिका में अपना परमाणु ज्ञात कीजिए।किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखने के लिए, ADOMAH आवर्त सारणी में उसका प्रतीक खोजें और उच्च परमाणु संख्या वाले सभी तत्वों को काट दें। उदाहरण के लिए, यदि आपको एरबियम (68) के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखने की आवश्यकता है, तो 69 से 120 तक के सभी तत्वों को काट दें।

      • तालिका के आधार पर 1 से 8 तक की संख्याओं पर ध्यान दें। ये इलेक्ट्रॉनिक स्तर की संख्याएँ, या स्तंभ संख्याएँ हैं। उन स्तंभों पर ध्यान न दें जिनमें केवल क्रॉस आउट किए गए आइटम हों। एर्बियम के लिए 1,2,3,4,5 और 6 नंबर वाले कॉलम बने रहते हैं।

   3. कक्षीय उपस्तरों को अपने तत्व तक गिनें।तालिका के दाईं ओर दिखाए गए ब्लॉक प्रतीकों (एस, पी, डी, और एफ) और नीचे दिखाए गए कॉलम नंबरों को देखते हुए, ब्लॉक के बीच विकर्ण रेखाओं को अनदेखा करें और कॉलम को ब्लॉक-कॉलम में तोड़ दें, उन्हें सूचीबद्ध करें नीचे से ऊपर तक का क्रम। और फिर, उन ब्लॉकों को अनदेखा करें जिनमें सभी तत्वों को पार किया गया है। कॉलम नंबर से शुरू होने वाले कॉलम ब्लॉक को ब्लॉक सिंबल के बाद लिखें, इस प्रकार: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (एरबियम के लिए)।

      • कृपया ध्यान दें: उपरोक्त इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Er को इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल नंबर के आरोही क्रम में लिखा गया है। इसे उस क्रम में भी लिखा जा सकता है जिसमें ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं। ऐसा करने के लिए, कॉलम ब्लॉक लिखते समय नीचे से ऊपर तक कैस्केड का पालन करें, कॉलम नहीं: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 ।

   4. प्रत्येक इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल के लिए इलेक्ट्रॉनों की गणना करें।प्रत्येक कॉलम ब्लॉक में उन तत्वों की गणना करें जिन्हें प्रत्येक तत्व से एक इलेक्ट्रॉन जोड़कर क्रॉस आउट नहीं किया गया है, और प्रत्येक कॉलम ब्लॉक के लिए ब्लॉक प्रतीक के आगे उनकी संख्या निम्नानुसार लिखें: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2। हमारे उदाहरण में, यह एर्बियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है।

   5. गलत इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से अवगत रहें।निम्नतम ऊर्जा अवस्था में परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से संबंधित अठारह विशिष्ट अपवाद हैं, जिन्हें जमीनी ऊर्जा अवस्था भी कहा जाता है। वे सामान्य नियम का पालन केवल इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किए गए अंतिम दो या तीन पदों में नहीं करते हैं। इस मामले में, वास्तविक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास मानता है कि इलेक्ट्रॉन परमाणु के मानक विन्यास की तुलना में कम ऊर्जा की स्थिति में हैं। अपवाद परमाणुओं में शामिल हैं:

      • करोड़(..., 3डी5, 4एस1); घन(..., 3डी10, 4एस1); नायब(..., 4d4, 5s1); एमओ(..., 4d5, 5s1); आरयू(..., 4d7, 5s1); राहु(..., 4d8, 5s1); पी.डी.(..., 4डी10, 5एस0); एजी(..., 4d10, 5s1); ला(..., 5d1, 6s2); सीई(..., 4f1, 5d1, 6s2); गोलों का अंतर(..., 4f7, 5d1, 6s2); औ(..., 5d10, 6s1); एसी(..., 6d1, 7s2); वां(..., 6d2, 7s2); देहात(..., 5f2, 6d1, 7s2); यू(..., 5f3, 6d1, 7s2); एनपी(..., 5f4, 6d1, 7s2) और से। मी(..., 5f7, 6d1, 7s2)।
   • किसी परमाणु को इलेक्ट्रॉनिक रूप में लिखे जाने पर उसका परमाणु क्रमांक ज्ञात करने के लिए, बस उन सभी संख्याओं को जोड़ दें जो अक्षरों (s, p, d, और f) का अनुसरण करती हैं। यह केवल तटस्थ परमाणुओं के लिए काम करता है, यदि आप आयन के साथ काम कर रहे हैं, तो कुछ भी काम नहीं करेगा - आपको अतिरिक्त या खोए हुए इलेक्ट्रॉनों की संख्या को जोड़ना या घटाना होगा।
   • अक्षर के बाद की संख्या एक सुपरस्क्रिप्ट है, नियंत्रण में गलती न करें।
   • "अर्ध-भरे हुए" सबलेवल की स्थिरता मौजूद नहीं है। यह एक सरलीकरण है। कोई भी स्थिरता जो "अर्ध-पूर्ण" उप-स्तरों से संबंधित है, इस तथ्य के कारण है कि प्रत्येक कक्षीय पर एक इलेक्ट्रॉन का कब्जा होता है, इसलिए इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण कम से कम होता है।
   • प्रत्येक परमाणु एक स्थिर अवस्था की ओर प्रवृत्त होता है, और सबसे स्थिर विन्यासों में उपस्तर s और p (s2 और p6) भरे होते हैं। महान गैसों में यह विन्यास होता है, इसलिए वे शायद ही कभी प्रतिक्रिया करते हैं और आवर्त सारणी में दाईं ओर स्थित होते हैं। इसलिए, यदि कोई कॉन्फ़िगरेशन 3p 4 में समाप्त होता है, तो उसे स्थिर अवस्था तक पहुंचने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (छह को खोने में अधिक ऊर्जा लगती है, जिसमें s-स्तर के इलेक्ट्रॉन भी शामिल हैं, इसलिए चार को खोना आसान है)। और यदि विन्यास 4d 3 में समाप्त होता है, तो इसे स्थिर अवस्था तक पहुंचने के लिए तीन इलेक्ट्रॉनों को खोने की आवश्यकता होती है। इसके अलावा, आधे भरे हुए उपस्तर (s1, p3, d5..) उदाहरण के लिए, p4 या p2 की तुलना में अधिक स्थिर होते हैं; हालाँकि, s2 और p6 और भी अधिक स्थिर होंगे।
   • जब आप आयन के साथ काम कर रहे होते हैं, तो इसका मतलब है कि प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के समान नहीं होती है। इस मामले में परमाणु का आवेश रासायनिक प्रतीक के शीर्ष दाईं ओर (आमतौर पर) दिखाया जाएगा। इसलिए, +2 आवेश वाले एक सुरमा परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 है। ध्यान दें कि 5p 3 5p 1 में बदल गया है। सावधान रहें जब एक तटस्थ परमाणु का विन्यास s और p के अलावा अन्य उपस्तरों पर समाप्त होता है।जब आप इलेक्ट्रॉन लेते हैं, तो आप उन्हें केवल वैलेंस ऑर्बिटल्स (s और p ऑर्बिटल्स) से ही ले सकते हैं। इसलिए, यदि विन्यास 4s 2 3d 7 के साथ समाप्त होता है और परमाणु +2 आवेश प्राप्त करता है, तो विन्यास 4s 0 3d 7 के साथ समाप्त होगा। कृपया ध्यान दें कि 3डी 7 नहींइसके स्थान पर s-कक्षक के इलेक्ट्रॉन नष्ट हो जाते हैं।
   • ऐसी स्थितियां हैं जब एक इलेक्ट्रॉन को "उच्च ऊर्जा स्तर पर जाने" के लिए मजबूर किया जाता है। जब एक सबलेवल में आधा या पूर्ण होने के लिए एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है, तो निकटतम एस या पी सबलेवल से एक इलेक्ट्रॉन लें और इसे सबलेवल में ले जाएं जिसे इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है।
   • इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए दो विकल्प हैं। उन्हें ऊर्जा स्तरों की संख्या के आरोही क्रम में या उस क्रम में लिखा जा सकता है जिसमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं, जैसा कि एरबियम के लिए ऊपर दिखाया गया था।
   • आप किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को केवल संयोजकता विन्यास लिखकर भी लिख सकते हैं, जो कि अंतिम s और p उपस्तर है। अत: सुरमा का संयोजकता विन्यास 5s 2 5p 3 होगा।
   • आयन समान नहीं हैं। उनके साथ यह बहुत अधिक कठिन है। दो स्तरों को छोड़ें और उसी पैटर्न का पालन करें जहां आपने शुरू किया और इलेक्ट्रॉनों की संख्या कितनी अधिक है।

स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू. पाउली ने 1925 में स्थापित किया कि एक कक्ष में एक परमाणु में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनके विपरीत (एंटीपैरेलल) स्पिन होते हैं (अंग्रेजी से "स्पिंडल" के रूप में अनुवादित), यानी उनके पास ऐसे गुण हैं जो हो सकते हैं सशर्त रूप से खुद को अपनी काल्पनिक धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के रोटेशन के रूप में प्रस्तुत किया: दक्षिणावर्त या वामावर्त। इस सिद्धांत को पाउली सिद्धांत कहा जाता है।

यदि कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन हो तो वह अयुग्मित कहलाता है, यदि दो हों तो ये युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, अर्थात विपरीत घूर्णन वाले इलेक्ट्रॉन।

चित्र 5 ऊर्जा स्तरों के उप-स्तरों में विभाजन का आरेख दिखाता है।

S-कक्षक, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, गोलाकार है। हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉन (s=1) इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। अतः इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिखा जाएगा: 1s 1. इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर संख्या को अक्षर (1 ...) के सामने की संख्या से दर्शाया जाता है, सबलेवल (कक्षीय प्रकार) को लैटिन अक्षर द्वारा दर्शाया जाता है, और संख्या जो ऊपरी दाईं ओर लिखी जाती है अक्षर (एक घातांक के रूप में) सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाता है।

एक हीलियम परमाणु के लिए, वह, एक ही s-कक्षक में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन रखता है, 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 कक्षक हैं: एक s और तीन p। दूसरे स्तर के s-कक्षीय इलेक्ट्रॉनों (2s-कक्षकों) में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि वे 1s-कक्षीय इलेक्ट्रॉनों (n = 2) की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर होते हैं।

सामान्य तौर पर, n के प्रत्येक मान के लिए, एक s-कक्षक होता है, लेकिन इसमें इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक समान मात्रा होती है और इसलिए, इसी व्यास के साथ, n के मान के बढ़ने पर बढ़ता है।

आर-ऑर्बिटल का आकार डंबल या फिगर आठ जैसा होता है। सभी तीन p-कक्षक 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-कक्षक होते हैं। जैसे-जैसे n का मान बढ़ता है, इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित p-कक्षकों पर कब्जा कर लेते हैं और x, y और z अक्षों के साथ निर्देशित होते हैं।

दूसरे आवर्त (n = 2) के तत्वों के लिए, पहले एक β-कक्षक भरा जाता है, और फिर तीन p-कक्षक। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1l: 1s 2 2s 1. इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से कमजोर रूप से जुड़ा होता है, इसलिए लिथियम परमाणु इसे आसानी से दूर कर सकता है (जैसा कि आपको स्पष्ट रूप से याद है, इस प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है), ली + आयन में बदल जाता है।

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

बोरॉन परमाणु में, पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक में रहता है: 1s 2 2s 2 2p 1। इसके अलावा, परमाणु सी, एन, ओ, ई 2p ऑर्बिटल्स से भरे हुए हैं, जो नोबल गैस नियॉन के साथ समाप्त होता है: 1s 2 2s 2 2p 6।

तीसरे आवर्त के तत्वों के लिए क्रमशः Sv- और Sp-कक्षक भरे जाते हैं। तीसरे स्तर के पांच डी-ऑर्बिटल्स मुक्त रहते हैं:

कभी-कभी परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाने वाले आरेखों में, प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर केवल इलेक्ट्रॉनों की संख्या का संकेत दिया जाता है, अर्थात, वे ऊपर दिए गए पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के विपरीत, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं।

बड़े आवर्त (चौथे और पाँचवें) के तत्वों के लिए, पहले दो इलेक्ट्रॉन क्रमशः चौथे और पाँचवें कक्षकों पर कब्जा करते हैं: 19 के 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. प्रत्येक बड़े आवर्त के तीसरे तत्व से शुरू होकर, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले 3d- और 4d-कक्षकों में जाएंगे (द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के लिए): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 त्र 2, 8, 14, 2; 40 ज्र 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 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।

बड़ी अवधि के तत्वों के लिए - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, एक नियम के रूप में, निम्नानुसार: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी β-उप-स्तर पर जाएंगे: 56 बा 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87 जीआर 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; अगले एक इलेक्ट्रॉन (ना और एसी के लिए) पिछले (पी-सबलेवल: 57 ला 2, 8, 18, 18, 9, 2 और 89 एसी 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

फिर अगले 14 इलेक्ट्रॉन लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के लिए क्रमशः 4f और 5f ऑर्बिटल्स में बाहर से तीसरे ऊर्जा स्तर पर जाएंगे।

फिर दूसरा बाहरी ऊर्जा स्तर (डी-सबलेवल) फिर से बनना शुरू हो जाएगा: माध्यमिक उपसमूहों के तत्वों के लिए: 73 टा 2, 8.18, 32.11, 2; 104 आरएफ 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - और, अंत में, दस इलेक्ट्रॉनों के साथ वर्तमान स्तर के पूर्ण भरने के बाद ही बाहरी पी-सबलेवल फिर से भरा जाएगा:

86 रन 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 ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं। 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 में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं (ऑर्बिटल्स, लेकिन एंटीपैरलल स्पिन के साथ), और एफ। हंड का नियम, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन मुक्त कोशिकाओं (ऑर्बिटल्स) पर कब्जा करते हैं, वे एक समय में पहले एक होते हैं और एक ही समय में एक ही स्पिन मूल्य होता है, और उसके बाद ही वे जोड़ी बनाते हैं, लेकिन इस मामले में स्पिन, पॉली सिद्धांत के अनुसार, पहले से ही होगा विपरीत दिशा में निर्देशित।

अंत में, आइए हम एक बार फिर डी.आई. मेंडेलीव प्रणाली की अवधि में तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के मानचित्रण पर विचार करें। परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की योजनाएँ इलेक्ट्रॉनिक परतों (ऊर्जा स्तरों) पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाती हैं।

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

हाइड्रोजन और हीलियम एस-तत्व हैं; इन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरा एक एस-कक्षक होता है।

दूसरी अवधि के तत्व

दूसरी अवधि के सभी तत्वों के लिए, पहली इलेक्ट्रॉन परत भर जाती है और इलेक्ट्रॉन दूसरी इलेक्ट्रॉन परत के ई- और पी-ऑर्बिटल्स को कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत (पहले एस- और फिर पी) और नियमों के अनुसार भरते हैं। पाउली और हुंड की (तालिका 2)।

नियॉन परमाणु में दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूर्ण होती है - इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

तालिका 2 दूसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

तालिका का अंत। 2

ली, बी β-तत्व हैं।

बी, सी, एन, ओ, एफ, ने पी-तत्व हैं; इन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे पी-ऑर्बिटल्स होते हैं।

तीसरी अवधि के तत्व

तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए, पहली और दूसरी इलेक्ट्रॉन परतें पूरी होती हैं; इसलिए, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत भरी जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s, 3p और 3d उप-स्तर (तालिका 3) पर कब्जा कर सकते हैं।

तालिका 3 तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

मैग्नीशियम परमाणु पर एक 3s-इलेक्ट्रॉन कक्षीय पूरा होता है। Na और Mg s-तत्व हैं।

आर्गन परमाणु में बाहरी परत (तीसरी इलेक्ट्रॉन परत) में 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं। बाहरी परत के रूप में, यह पूर्ण 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 3 डी ऑर्बिटल्स खाली हैं।

Al से Ar तक के सभी अवयव p-तत्व हैं। s- और p-तत्व आवर्त प्रणाली में मुख्य उपसमूह बनाते हैं।

पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं पर एक चौथी इलेक्ट्रॉन परत दिखाई देती है, और 4s सबलेवल भर जाता है (तालिका 4), क्योंकि इसमें 3डी सबलेवल की तुलना में कम ऊर्जा होती है। चौथी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए: 1) हम आर्गन के सशर्त ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को निम्नानुसार दर्शाते हैं:
एआर;

2) हम उन उपस्तरों का चित्रण नहीं करेंगे जो इन परमाणुओं के लिए नहीं भरे गए हैं।

तालिका 4 चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

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 द्वितीयक उपसमूहों में शामिल हैं, उनके पास एक पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉन परत भरी हुई है, उन्हें संक्रमण तत्व कहा जाता है।

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

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

जस्ता के बाद के तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत, 4p सबलेवल, भरना जारी है: गा से क्र तक के तत्व पी-तत्व हैं।

क्रिप्टन परमाणु की बाहरी परत (चौथी) पूर्ण है और इसमें 8 इलेक्ट्रॉन हैं। लेकिन जैसा कि आप जानते हैं, चौथी इलेक्ट्रॉन परत में 32 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं; क्रिप्टन परमाणु के 4d और 4f सबलेवल अभी भी खाली हैं।

पांचवीं अवधि के तत्व निम्न क्रम में उप-स्तरों को भर रहे हैं: 5s-> 4d -> 5p। और इलेक्ट्रॉनों की "विफलता" से जुड़े अपवाद भी हैं, 41 Nb, 42 MO, आदि में।

छठे और सातवें आवर्त में तत्व दिखाई देते हैं, अर्थात् ऐसे तत्व जिनमें तीसरी बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत के 4f और 5f उपस्तर क्रमशः भरे जा रहे हैं।

4f तत्वों को लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

5f-तत्वों को एक्टिनाइड्स कहा जाता है।

छठी अवधि के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल भरने का क्रम: 55 s और 56 а - 6s-elements;

57 ला... 6s 2 5d 1 - 5d तत्व; 58 सीई - 71 लू - 4f तत्व; 72 एचएफ - 80 एचजी - 5 डी तत्व; 81 टीएल - 86 आरएन - 6पी तत्व। लेकिन यहां भी ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स को भरने का क्रम "उल्लंघन" है, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे हुए f सबलेवल की अधिक ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है, यानी 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 (चित्र 7)।

1) एस-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का β-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; एस-तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;

2) पी-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का p-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; पी तत्वों में III-VIII समूहों के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;

3) डी-तत्व; परमाणु के पूर्व-बाहरी स्तर का d-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; डी-तत्वों में समूह I-VIII के माध्यमिक उपसमूहों के तत्व शामिल हैं, जो कि एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के अंतःस्थापित दशकों के तत्व हैं। उन्हें संक्रमण तत्व भी कहा जाता है;

4) एफ-तत्व, परमाणु के तीसरे बाहरी स्तर का एफ-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।

1. अगर पाउली सिद्धांत का सम्मान नहीं किया गया तो क्या होगा?

2. अगर हुंड के शासन का सम्मान नहीं किया गया तो क्या होगा?

3. निम्नलिखित रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना, इलेक्ट्रॉनिक सूत्र और ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के चित्र बनाएं: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra।

4. तत्संबंधी उत्कृष्ट गैस के प्रतीक का प्रयोग करते हुए तत्व #110 का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

5. इलेक्ट्रॉन की "विफलता" क्या है? ऐसे तत्वों के उदाहरण दीजिए जिनमें यह परिघटना देखी जाती है, उनके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

6. किसी रासायनिक तत्व का एक या दूसरे इलेक्ट्रॉनिक परिवार से संबंध कैसे निर्धारित होता है?

7. सल्फर परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक और ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की तुलना करें। अंतिम सूत्र में कौन सी अतिरिक्त जानकारी है?

किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को संकलित करने के लिए एल्गोरिथम:

1. रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी का उपयोग करके एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करें D.I. मेंडेलीव।

2. उस अवधि की संख्या से जिसमें तत्व स्थित है, ऊर्जा स्तरों की संख्या निर्धारित करें; अंतिम इलेक्ट्रॉनिक स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या से मेल खाती है।

3. स्तरों को सबलेवल और ऑर्बिटल्स में विभाजित करें और उन्हें ऑर्बिटल्स भरने के नियमों के अनुसार इलेक्ट्रॉनों से भरें:

यह याद रखना चाहिए कि पहले स्तर में अधिकतम 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं। 1s2, दूसरे पर - अधिकतम 8 (दो .) एसऔर छह आर: 2एस 2 2पी 6), तीसरे पर - अधिकतम 18 (दो .) एस, छह पी, और दस घ: 3एस 2 3पी 6 3डी 10).

• मुख्य क्वांटम संख्या एनन्यूनतम होना चाहिए।
• पहले भरा एस-सबलेवल, फिर पी-, डी-बी एफ-उपस्तर।
• इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को ऑर्बिटल एनर्जी (क्लेचकोवस्की रूल) के आरोही क्रम में भरते हैं।
• सबलेवल के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले एक समय में एक मुक्त ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लेते हैं, और उसके बाद ही वे जोड़े (हुंड का नियम) बनाते हैं।
• एक कक्षक (पॉली सिद्धांत) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।

उदाहरण।

1. नाइट्रोजन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। आवर्त सारणी में नाइट्रोजन सातवें नंबर पर है।

2. आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। आवर्त सारणी में आर्गन 18वें नंबर पर है।

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. क्रोमियम का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। आवर्त सारणी में क्रोमियम का नंबर 24 है।

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

जिंक का ऊर्जा आरेख।

4. जिंक का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। आवर्त सारणी में जिंक का 30वां स्थान है।

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

ध्यान दें कि इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का हिस्सा, अर्थात् 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है।

जस्ता के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के रूप में प्रतिनिधित्व किया जा सकता है।