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उनके परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक शेल) में s - सबलेवल में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं। इसमें वे मुख्य उपसमूह के तत्वों के समान हैं। अंतिम ऊर्जा स्तर में 18 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
S2 आयन का बाहरी ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संभव संख्या (8) से भरा होता है, और इसके परिणामस्वरूप, S2 आयन केवल इलेक्ट्रॉन-दान करने वाले कार्यों को प्रदर्शित कर सकता है: 2 इलेक्ट्रॉनों को दान करके, यह मौलिक सल्फर में ऑक्सीकृत हो जाता है। , जिसकी ऑक्सीकरण संख्या शून्य के बराबर है।
यदि किसी परमाणु के बाह्य ऊर्जा स्तर में तीन, पाँच या सात इलेक्ट्रॉन हों और वह परमाणु/J-तत्वों से संबंधित हो, तो वह क्रमिक रूप से 1 से 7 इलेक्ट्रॉनों को छोड़ सकता है। परमाणु जिनके बाहरी स्तर में तीन इलेक्ट्रॉन होते हैं, वे एक, दो या तीन इलेक्ट्रॉन दान कर सकते हैं।
यदि किसी परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर में तीन, पांच या सात इलेक्ट्रॉन होते हैं, और परमाणु पी-तत्वों से संबंधित होता है, तो यह क्रमिक रूप से एक से सात इलेक्ट्रॉनों को दे सकता है। परमाणु जिनके बाहरी स्तर में तीन इलेक्ट्रॉन होते हैं, वे एक, दो या तीन इलेक्ट्रॉन दान कर सकते हैं।
चूंकि बाहरी ऊर्जा स्तर में दो एस-इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए वे पीए उपसमूह के तत्वों के समान होते हैं। अंतिम ऊर्जा स्तर में 18 इलेक्ट्रॉन होते हैं। यदि कॉपर उपसमूह में सबलेवल (n - l) d10 अभी तक स्थिर नहीं है, तो जिंक उपसमूह में यह काफी स्थिर है, और जिंक उपसमूह के तत्वों में d - इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधों में भाग नहीं लेते हैं।
बाहरी ऊर्जा स्तर को पूरा करने के लिए, क्लोरीन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है।
ऑक्सीजन परमाणु में अपने बाहरी ऊर्जा स्तर को पूरा करने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है। हालांकि, फ्लोरीन OF2 के साथ ऑक्सीजन के यौगिक में, सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े को अधिक विद्युतीय तत्व के रूप में फ्लोरीन की ओर स्थानांतरित कर दिया जाता है।
अपने बाहरी ऊर्जा स्तर को पूरा करने के लिए ऑक्सीजन में दो इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है।
आर्गन परमाणु में, बाहरी ऊर्जा स्तर पूर्ण होता है।
बाहरी ऊर्जा स्तर की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के अनुसार, तत्वों को दो उपसमूहों में विभाजित किया जाता है: VA - N, P, As, Sb, Bi - गैर-धातु और VB - V, Nb, Ta - धातु। VA उपसमूह में ऑक्सीकरण अवस्था 5 में परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या नाइट्रोजन से बिस्मथ तक व्यवस्थित रूप से बढ़ती है। नतीजतन, पूर्व-बाहरी परत की संरचना में अंतर का तत्वों के गुणों पर बहुत कम प्रभाव पड़ता है और उन्हें एक उपसमूह माना जा सकता है।
बाहरी ऊर्जा स्तर (तालिका 5) की संरचना में समानता तत्वों और उनके यौगिकों के गुणों में परिलक्षित होती है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि ऑक्सीजन परमाणु में, अयुग्मित इलेक्ट्रॉन दूसरी परत के पी-ऑर्बिटल्स में स्थित होते हैं, जिसमें अधिकतम आठ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।
| मापदण्ड नाम | अर्थ |
| लेख विषय: | उर्जा स्तर |
| रूब्रिक (विषयगत श्रेणी) | शिक्षा |
परमाणु की संरचना
1. परमाणु की संरचना के सिद्धांत का विकास। साथ में
2. परमाणु का नाभिक और इलेक्ट्रॉन खोल। साथ में
3. एक परमाणु के नाभिक की संरचना। साथ में
4. न्यूक्लाइड, समस्थानिक, द्रव्यमान संख्या। साथ में
5. ऊर्जा का स्तर।
6. संरचना की क्वांटम-यांत्रिक व्याख्या।
6.1. परमाणु का कक्षीय मॉडल।
6.2. ऑर्बिटल्स भरने के नियम।
6.3. एस-इलेक्ट्रॉनों के साथ ऑर्बिटल्स (परमाणु एस-ऑर्बिटल्स)।
6.4. पी-इलेक्ट्रॉनों के साथ ऑर्बिटल्स (परमाणु पी-ऑर्बिटल्स)।
6.5. d-f इलेक्ट्रॉनों वाले कक्षक
7. एक बहुइलेक्ट्रॉन परमाणु का ऊर्जा उपस्तर। क्वांटम संख्याएं।
उर्जा स्तर
एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना परमाणु में अलग-अलग इलेक्ट्रॉनों के विभिन्न ऊर्जा भंडार द्वारा निर्धारित की जाती है। परमाणु के बोह्र मॉडल के अनुसार, इलेक्ट्रॉन परमाणु में ऐसे पदों पर कब्जा कर सकते हैं जो सटीक रूप से परिभाषित (मात्राबद्ध) ऊर्जा राज्यों के अनुरूप हों। इन अवस्थाओं को ऊर्जा स्तर कहा जाता है।
इलेक्ट्रॉनों की संख्या जो एक अलग ऊर्जा स्तर पर हो सकती है, सूत्र 2n 2 द्वारा निर्धारित की जाती है, जहां n स्तर की संख्या है, जिसे अरबी अंकों 1 - 7 द्वारा दर्शाया जाता है। पहले चार ऊर्जा स्तरों की अधिकतम भरण में। सूत्र के अनुसार 2n 2 है: पहले स्तर के लिए - 2 इलेक्ट्रॉन, दूसरे के लिए - 8, तीसरे -18 के लिए और चौथे स्तर के लिए - 32 इलेक्ट्रॉन। इलेक्ट्रॉनों के साथ ज्ञात तत्वों के परमाणुओं में उच्च ऊर्जा स्तर की अधिकतम पूर्ति हासिल नहीं की जा सकी है।
चावल। 1 इलेक्ट्रॉनों के साथ पहले बीस तत्वों के ऊर्जा स्तर को भरने को दर्शाता है (हाइड्रोजन एच से कैल्शियम सीए, काले घेरे)। संकेतित क्रम में ऊर्जा स्तरों को भरने से, तत्वों के परमाणुओं के सरलतम मॉडल प्राप्त होते हैं, जबकि भरने के क्रम (नीचे से ऊपर और आकृति में बाएं से दाएं) को इस तरह से देखा जाता है कि अंतिम इलेक्ट्रॉन तीसरे ऊर्जा स्तर पर संबंधित तत्व के प्रतीक की ओर इशारा करता है एम(अधिकतम क्षमता 18 . है इ -) तत्वों के लिए Na - Ar में केवल 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं, फिर चौथा ऊर्जा स्तर बनना शुरू हो जाता है एन- K और Ca तत्वों के लिए इस पर दो इलेक्ट्रॉन दिखाई देते हैं। अगले 10 इलेक्ट्रॉन फिर से स्तर पर कब्जा कर लेते हैं एम(तत्व Sc - Zn (नहीं दिखाया गया), और फिर N स्तर को छह और इलेक्ट्रॉनों से भरना जारी है (तत्व Ca-Kr, सफेद वृत्त)।
| चावल। एक |  चावल। 2 |
यदि परमाणु जमीनी अवस्था में है, तो उसके इलेक्ट्रॉन न्यूनतम ऊर्जा वाले स्तरों पर कब्जा कर लेते हैं, अर्थात, प्रत्येक बाद का इलेक्ट्रॉन ऊर्जावान रूप से सबसे अनुकूल स्थिति में होता है, जैसे कि अंजीर में। 1. ऊर्जा के हस्तांतरण से जुड़े परमाणु पर बाहरी प्रभाव के साथ, उदाहरण के लिए, गर्म करके, इलेक्ट्रॉनों को उच्च ऊर्जा स्तरों (छवि 2) में स्थानांतरित किया जाता है। परमाणु की इस अवस्था को उत्तेजित कहते हैं। निम्न ऊर्जा स्तर पर रिक्त स्थान को उच्च ऊर्जा स्तर से एक इलेक्ट्रॉन द्वारा (एक लाभप्रद स्थिति के रूप में) भरा जाता है। संक्रमण के दौरान, इलेक्ट्रॉन एक निश्चित मात्रा में ऊर्जा देता है, स्तरों के बीच ऊर्जा अंतर से मेल खाता है। इलेक्ट्रॉनिक संक्रमण के परिणामस्वरूप, विशेषता विकिरण उत्पन्न होता है। अवशोषित (उत्सर्जित) प्रकाश की वर्णक्रमीय रेखाओं से, परमाणु के ऊर्जा स्तरों के बारे में मात्रात्मक निष्कर्ष निकाला जा सकता है।
परमाणु के बोहर क्वांटम मॉडल के अनुसार, एक निश्चित ऊर्जा अवस्था वाला इलेक्ट्रॉन परमाणु में एक गोलाकार कक्षा में घूमता है। समान ऊर्जा आरक्षित वाले इलेक्ट्रॉन नाभिक से समान दूरी पर स्थित होते हैं, प्रत्येक ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों के अपने सेट से मेल खाता है, जिसे बोहर द्वारा इलेक्ट्रॉन परत कहा जाता है। बोहर के अनुसार, एक परत के इलेक्ट्रॉन एक गोलाकार सतह के साथ चलते हैं, दूसरी परत के इलेक्ट्रॉन दूसरी गोलाकार सतह के साथ। सभी गोले परमाणु नाभिक के अनुरूप केंद्र के साथ एक दूसरे में अंकित हैं।
ऊर्जा स्तर - अवधारणा और प्रकार। "ऊर्जा स्तर" 2017, 2018 श्रेणी का वर्गीकरण और विशेषताएं।
परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल परमाणु के नाभिक के जितना निकट होता है, इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर उतना ही अधिक आकर्षित होते हैं और नाभिक के साथ उनकी बंधन ऊर्जा उतनी ही अधिक होती है। इसलिए, इलेक्ट्रॉन कोशों की व्यवस्था आसानी से ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों और उन पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण की विशेषता है। इलेक्ट्रॉनिक ऊर्जा स्तरों की संख्या अवधि की संख्या के बराबर है,जिसमें तत्व स्थित है। ऊर्जा स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या का योग तत्व की क्रम संख्या के बराबर होता है।
परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को अंजीर में दिखाया गया है। 1.9 ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण के आरेख के रूप में। आरेख में वर्गों द्वारा दर्शाए गए इलेक्ट्रॉनिक सेल होते हैं। प्रत्येक कोशिका एक इलेक्ट्रॉन कक्षीय का प्रतीक है जो दो इलेक्ट्रॉनों को विपरीत स्पिन के साथ स्वीकार करने में सक्षम है, जो ऊपर और नीचे तीरों द्वारा इंगित किया गया है।
चावल। 1.9.
एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक आरेख क्रम में बनाया गया है ऊर्जा स्तर की संख्या में वृद्धि।उसी दिशा में इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा बढ़ती हैऔर नाभिक के साथ इसके संबंध की ऊर्जा कम हो जाती है।स्पष्टता के लिए, हम कल्पना कर सकते हैं कि परमाणु का नाभिक आरेख के "सबसे नीचे" है। किसी तत्व के परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या नाभिक में प्रोटॉनों की संख्या के बराबर होती है, अर्थात। आवर्त सारणी में तत्व का परमाणु क्रमांक।
पहले ऊर्जा स्तर में केवल एक कक्षीय होता है, जिसे प्रतीक द्वारा दर्शाया जाता है एस।यह कक्षक हाइड्रोजन और हीलियम इलेक्ट्रॉनों से भरा है। हाइड्रोजन में एक इलेक्ट्रॉन होता है, और हाइड्रोजन मोनोवैलेंट होता है। हीलियम में विपरीत स्पिन वाले दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, हीलियम की संयोजकता शून्य होती है और यह अन्य तत्वों के साथ यौगिक नहीं बनाता है। एक रासायनिक प्रतिक्रिया की ऊर्जा हीलियम परमाणु को उत्तेजित करने और एक इलेक्ट्रॉन को दूसरे स्तर पर स्थानांतरित करने के लिए पर्याप्त नहीं है।
दूसरे ऊर्जा स्तर में शामिल हैं। "-सबलेवल और /। (-सबलेवल, जिसमें तीन ऑर्बिटल्स (कोशिकाएं) हैं। लिथियम तीसरे इलेक्ट्रॉन को 2" -सबलेवल पर भेजता है। एक अप्रकाशित इलेक्ट्रॉन लिथियम को मोनोवैलेंट बनाता है। बेरिलियम उसी को भरता है। दूसरे इलेक्ट्रॉन के साथ सबलेवल, इसलिए, अनएक्सिटेड अवस्था में, बेरिलियम में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। हालाँकि, एक नगण्य उत्तेजना ऊर्जा एक इलेक्ट्रॉन को ^-सबलेवल में स्थानांतरित करने के लिए पर्याप्त होती है, जो बेरिलियम को द्विसंयोजक बनाती है।
2p-उप-स्तर की आगे की फिलिंग इसी तरह से आगे बढ़ती है। यौगिकों में ऑक्सीजन द्विसंयोजी होती है। दूसरे स्तर के इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने और उन्हें तीसरे ऊर्जा स्तर पर स्थानांतरित करने की असंभवता के कारण ऑक्सीजन उच्च संयोजकता नहीं दिखाता है।
ऑक्सीजन के विपरीत, एक ही उपसमूह में ऑक्सीजन के नीचे स्थित सल्फर अपने यौगिकों में संयोजकता 2, 4 और 6 प्रदर्शित कर सकता है, क्योंकि तीसरे स्तर के इलेक्ट्रॉनों के क्षीण होने और उन्हें ^-उप-स्तर पर ले जाने की संभावना है। ध्यान दें कि सल्फर की अन्य वैलेंस अवस्थाएं भी संभव हैं।
जिन तत्वों का s-sublevel भरा होता है, उन्हें "-elements" कहा जाता है। इसी तरह, अनुक्रम बनता है आर-तत्व तत्वों एस-और पी-उप-स्तर मुख्य उपसमूहों में शामिल हैं। द्वितीयक उपसमूहों के तत्व ^-तत्व (गलत नाम - संक्रमणकालीन तत्व) हैं।
उपसमूहों को इलेक्ट्रॉनों के प्रतीकों द्वारा निरूपित करना सुविधाजनक है, जिसके कारण उपसमूह में शामिल तत्वों का गठन किया गया था, उदाहरण के लिए एस"-उपसमूह (हाइड्रोजन, लिथियम, सोडियम, आदि) या //-उपसमूह (ऑक्सीजन, सल्फर, आदि)।
यदि आवर्त सारणी का निर्माण इस प्रकार किया जाता है कि आवर्त संख्या नीचे से ऊपर की ओर बढ़ती है, और प्रत्येक इलेक्ट्रॉन सेल में पहले एक और फिर दो इलेक्ट्रॉनों को रखा जाता है, तो एक लंबी अवधि की आवर्त सारणी प्राप्त की जाएगी, जो वितरण के आरेख के समान होगी। ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की।
माल्युगिन 14. बाहरी और आंतरिक ऊर्जा स्तर। ऊर्जा स्तर का समापन।
आइए संक्षेप में याद करें कि हम पहले से ही परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना के बारे में क्या जानते हैं:
ü परमाणु के ऊर्जा स्तरों की संख्या = उस अवधि की संख्या जिसमें तत्व स्थित है;
ü प्रत्येक ऊर्जा स्तर की अधिकतम क्षमता की गणना सूत्र 2n2 . द्वारा की जाती है
ü बाहरी ऊर्जा कोश में 1 अवधि के तत्वों के लिए 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते, अन्य अवधियों के तत्वों के लिए 8 से अधिक इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं
एक बार फिर, हम छोटी अवधि के तत्वों में ऊर्जा स्तर भरने के लिए योजना के विश्लेषण पर लौटते हैं:
तालिका 1. ऊर्जा स्तर भरना
छोटी अवधि के तत्वों के लिए
अवधि संख्या | ऊर्जा स्तरों की संख्या = अवधि संख्या | तत्व प्रतीक, इसकी क्रम संख्या | कुल इलेक्ट्रॉनों | ऊर्जा स्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों का वितरण | समूह संख्या |
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एच +1 )1 | +1 एच, 1ई- | |||||
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एचइ + 2 ) 2 | +2 नहीं, दूसरा | |||||
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ली + 3 ) 2 ) 1 | + 3 ली, 2e-, 1e- | |||||
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+4 . बनें ) 2 )2 | + 4 होना, 2e-,2 इ- | |||||
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बी +5 ) 2 )3 | +5 बी, 2ई-, 3ई- | |||||
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सी +6 ) 2 )4 | +6 सी, 2ई-, 4ई- | |||||
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एन + 7 ) 2 ) 5 | + 7 एन, 2e-,5 इ- | |||||
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हे + 8 ) 2 ) 6 | + 8 हे, 2e-,6 इ- | |||||
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एफ + 9 ) 2 ) 7 | + 9 एफ, 2e-,7 इ- | |||||
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Ne + 10 ) 2 ) 8 | + 10 Ne, 2e-,8 इ- | |||||
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ना + 11 ) 2 ) 8 )1 | +1 1 ना, 2e-, 8e-, 1e- | |||||
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मिलीग्राम + 12 ) 2 ) 8 )2 | +1 2 मिलीग्राम, 2e-, 8e-, 2 इ- | |||||
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अली + 13 ) 2 ) 8 )3 | +1 3 अली, 2e-, 8e-, 3 इ- | |||||
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सी + 14 ) 2 ) 8 )4 | +1 4 सी, 2e-, 8e-, 4 इ- | |||||
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पी + 15 ) 2 ) 8 )5 | +1 5 पी, 2e-, 8e-, 5 इ- | |||||
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एस + 16 ) 2 ) 8 )6 | +1 5 पी, 2e-, 8e-, 6 इ- | |||||
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क्लोरीन + 17 ) 2 ) 8 )7 | +1 7 क्लोरीन, 2e-, 8e-, 7 इ- | |||||
18 एआर |
एआर+ 18 ) 2 ) 8 )8 | +1 8 एआर, 2e-, 8e-, 8 इ- |
तालिका 1 का विश्लेषण करें। अंतिम ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या और उस समूह की संख्या की तुलना करें जिसमें रासायनिक तत्व स्थित है।
क्या आपने गौर किया है कि परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या के समान होती है, जिसमें तत्व स्थित है (अपवाद हीलियम है)?
!!! यह नियम सत्य है केवलतत्वों के लिए मेजरउपसमूह।
प्रणाली की प्रत्येक अवधि एक निष्क्रिय तत्व के साथ समाप्त होता है(हीलियम हे, नियॉन ने, आर्गन आर)। इन तत्वों के बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संभव संख्या होती है: हीलियम -2, शेष तत्व - 8. ये मुख्य उपसमूह के समूह VIII के तत्व हैं। एक अक्रिय गैस के ऊर्जा स्तर की संरचना के समान ऊर्जा स्तर को कहा जाता है पूरा किया हुआ. यह आवर्त प्रणाली के प्रत्येक तत्व के लिए ऊर्जा स्तर की एक प्रकार की शक्ति सीमा है। सरल पदार्थों के अणु - अक्रिय गैसें, एक परमाणु से मिलकर बनी होती हैं और रासायनिक जड़ता द्वारा प्रतिष्ठित होती हैं, अर्थात, वे व्यावहारिक रूप से रासायनिक प्रतिक्रियाओं में प्रवेश नहीं करती हैं।
पीएससीई के शेष तत्वों के लिए, ऊर्जा स्तर निष्क्रिय तत्व के ऊर्जा स्तर से भिन्न होता है, ऐसे स्तरों को कहा जाता है अधूरा. इन तत्वों के परमाणु इलेक्ट्रॉनों को दान या स्वीकार करके अपने बाहरी ऊर्जा स्तर को पूरा करते हैं।
आत्म-नियंत्रण के लिए प्रश्न
1. किस ऊर्जा स्तर को बाह्य कहा जाता है?
2. किस ऊर्जा स्तर को आंतरिक कहा जाता है?
3. किस ऊर्जा स्तर को पूर्ण कहा जाता है?
4. किस समूह और उपसमूह के तत्वों का ऊर्जा स्तर पूर्ण होता है?
5. मुख्य उपसमूहों के तत्वों के बाह्य ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या कितनी होती है?
6. इलेक्ट्रॉनिक स्तर की संरचना में एक मुख्य उपसमूह के तत्व कैसे समान हैं?
7. बाहरी स्तर पर कितने इलेक्ट्रॉनों में a) समूह IIA के तत्व होते हैं;
बी) आईवीए समूह; ग) समूह VII ए
उत्तर देखें
1. अंतिम
2. कोई भी लेकिन अंतिम
3. वह जिसमें इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या होती है। साथ ही बाहरी स्तर, यदि इसमें अवधि I - 2 इलेक्ट्रॉनों के लिए 8 इलेक्ट्रॉन हों।
4. समूह VIIIA के तत्व (निष्क्रिय तत्व)
5. उस समूह की संख्या जिसमें तत्व स्थित है
6. बाह्य ऊर्जा स्तर पर मुख्य उपसमूहों के सभी तत्वों में उतने ही इलेक्ट्रॉन होते हैं जितने समूह संख्या
7. क) समूह IIA के तत्वों में बाहरी स्तर पर 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं; बी) समूह IVA तत्वों में 4 इलेक्ट्रॉन होते हैं; c) समूह VII A के तत्वों में 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
स्वतंत्र समाधान के लिए कार्य
1. निम्नलिखित मानदंडों के अनुसार तत्व का निर्धारण करें: क) इसके 2 इलेक्ट्रॉनिक स्तर हैं, बाहरी पर - 3 इलेक्ट्रॉन; बी) के 3 इलेक्ट्रॉनिक स्तर हैं, बाहरी पर - 5 इलेक्ट्रॉन। इन परमाणुओं के ऊर्जा स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को लिखिए।
2. किन दो परमाणुओं में समान संख्या में भरे हुए ऊर्जा स्तर हैं?
उत्तर देखें:
1. ए) चलो रासायनिक तत्व के "निर्देशांक" स्थापित करते हैं: 2 इलेक्ट्रॉनिक स्तर - II अवधि; बाहरी स्तर पर 3 इलेक्ट्रॉन - III A समूह। यह एक 5B बर है। ऊर्जा स्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों के वितरण की योजना: 2e-, 3e-
बी) III अवधि, वीए समूह, तत्व फास्फोरस 15Р। ऊर्जा स्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों के वितरण की योजना: 2e-, 8e-, 5e-
2. डी) सोडियम और क्लोरीन।
व्याख्या: ए) सोडियम: +11 )2)8 )1 (भरा हुआ 2) ←→ हाइड्रोजन: +1)1
बी) हीलियम: +2 )2 (भरा हुआ 1) → हाइड्रोजन: हाइड्रोजन: +1)1
सी) हीलियम: +2 )2 (भरा हुआ 1) → नियॉन: +10 )2)8 (भरा हुआ 2)
*जी)सोडियम: +11 )2)8 )1 (भरा हुआ 2) ←→ क्लोरीन: +17 )2)8 )7 (भरा हुआ 2)
4. दस। इलेक्ट्रॉनों की संख्या = क्रम संख्या
5 ग) आर्सेनिक और फास्फोरस। एक ही उपसमूह में स्थित परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है।
स्पष्टीकरण:
ए) सोडियम और मैग्नीशियम (विभिन्न समूहों में); बी) कैल्शियम और जस्ता (एक ही समूह में, लेकिन विभिन्न उपसमूहों में); * सी) आर्सेनिक और फास्फोरस (एक, मुख्य, उपसमूह में) डी) ऑक्सीजन और फ्लोरीन (विभिन्न समूहों में)।
7. डी) बाहरी स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या
8. बी) ऊर्जा स्तरों की संख्या
9. ए) लिथियम (द्वितीय अवधि के समूह IA में स्थित)
10. सी) सिलिकॉन (आईवीए समूह, III अवधि)
11. बी) बोरॉन (2 स्तर - द्वितीयअवधि, बाहरी स्तर में 3 इलेक्ट्रॉन - IIIAसमूह)
रासायनिक अभिक्रिया के दौरान तत्वों के परमाणुओं का क्या होता है? तत्वों के गुण क्या हैं? इन दोनों सवालों का एक ही जवाब दिया जा सकता है: कारण बाहरी की संरचना में निहित है हमारे लेख में, हम धातुओं और अधातुओं के इलेक्ट्रॉनिक पर विचार करेंगे और बाहरी स्तर की संरचना और गुणों के बीच संबंध का पता लगाएंगे। तत्वों की।
इलेक्ट्रॉनों के विशेष गुण
जब दो या दो से अधिक अभिकर्मकों के अणुओं के बीच रासायनिक प्रतिक्रिया होती है, तो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना में परिवर्तन होते हैं, जबकि उनके नाभिक अपरिवर्तित रहते हैं। सबसे पहले, आइए नाभिक से परमाणु के सबसे दूर के स्तर पर स्थित इलेक्ट्रॉनों की विशेषताओं से परिचित हों। ऋणात्मक रूप से आवेशित कण नाभिक और एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर परतों में व्यवस्थित होते हैं। नाभिक के चारों ओर का वह स्थान जहाँ इलेक्ट्रॉनों के पाए जाने की सबसे अधिक संभावना होती है, इलेक्ट्रॉन कक्षीय कहलाता है। लगभग 90% ऋणावेशित इलेक्ट्रॉन बादल इसमें संघनित होते हैं। परमाणु में इलेक्ट्रॉन स्वयं द्वैत का गुण प्रदर्शित करता है, यह एक साथ कण और तरंग दोनों के रूप में व्यवहार कर सकता है।
किसी परमाणु के इलेक्ट्रॉन कोश को भरने के नियम
ऊर्जा स्तरों की संख्या जिस पर कण स्थित हैं, उस अवधि की संख्या के बराबर है जहां तत्व स्थित है। इलेक्ट्रॉनिक संरचना क्या दर्शाती है? यह पता चला कि छोटे और बड़े अवधि के मुख्य उपसमूहों के s- और p- तत्वों के लिए बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या से मेल खाती है। उदाहरण के लिए, पहले समूह के लिथियम परमाणु, जिनमें दो परतें होती हैं, के बाहरी आवरण में एक इलेक्ट्रॉन होता है। सल्फर परमाणुओं में अंतिम ऊर्जा स्तर पर छह इलेक्ट्रॉन होते हैं, क्योंकि तत्व छठे समूह के मुख्य उपसमूह में स्थित है, आदि। यदि हम डी-तत्वों के बारे में बात कर रहे हैं, तो उनके लिए निम्नलिखित नियम मौजूद हैं: बाहरी नकारात्मक कणों की संख्या 1 (क्रोमियम और तांबे के लिए) या 2 है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि जैसे-जैसे परमाणुओं के नाभिक का आवेश बढ़ता है, आंतरिक d-उप-स्तर पहले भर जाता है और बाहरी ऊर्जा स्तर अपरिवर्तित रहता है।
छोटे आवर्त के तत्वों के गुणधर्म क्यों बदलते हैं?
अवधि 1, 2, 3 और 7 को छोटा माना जाता है। सक्रिय धातुओं से शुरू होकर अक्रिय गैसों के साथ समाप्त होने वाले परमाणु आवेशों में वृद्धि के रूप में तत्वों के गुणों में एक सहज परिवर्तन, बाहरी स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या में क्रमिक वृद्धि द्वारा समझाया गया है। ऐसे आवर्त में पहले तत्व वे होते हैं जिनके परमाणुओं में केवल एक या दो इलेक्ट्रॉन होते हैं जो आसानी से नाभिक से अलग हो सकते हैं। इस मामले में, एक सकारात्मक चार्ज धातु आयन बनता है।
एम्फ़ोटेरिक तत्व, जैसे एल्यूमीनियम या जस्ता, अपने बाहरी ऊर्जा स्तर को इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी मात्रा (जस्ता के लिए 1, एल्यूमीनियम के लिए 3) से भरते हैं। रासायनिक प्रतिक्रिया की स्थितियों के आधार पर, वे धातुओं और अधातुओं दोनों के गुणों को प्रदर्शित कर सकते हैं। छोटी अवधि के गैर-धातु तत्वों में उनके परमाणुओं के बाहरी कोशों पर 4 से 7 नकारात्मक कण होते हैं और इसे एक ऑक्टेट में पूरा करते हैं, अन्य परमाणुओं से इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करते हैं। उदाहरण के लिए, उच्चतम इलेक्ट्रोनगेटिविटी इंडेक्स - फ्लोरीन के साथ एक गैर-धातु में अंतिम परत पर 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं और हमेशा न केवल धातुओं से, बल्कि सक्रिय गैर-धातु तत्वों से भी एक इलेक्ट्रॉन लेता है: ऑक्सीजन, क्लोरीन, नाइट्रोजन। छोटी अवधि समाप्त होती है, साथ ही बड़े वाले, अक्रिय गैसों के साथ, जिनके मोनोएटोमिक अणुओं ने 8 इलेक्ट्रॉनों तक बाहरी ऊर्जा स्तर को पूरी तरह से पूरा कर लिया है।
बड़ी अवधि के परमाणुओं की संरचना की विशेषताएं
4, 5 और 6 आवर्त की सम पंक्तियों में ऐसे तत्व होते हैं जिनके बाहरी कोश में केवल एक या दो इलेक्ट्रॉन होते हैं। जैसा कि हमने पहले कहा, वे अंतिम परत के d- या f- उप-स्तरों को इलेक्ट्रॉनों से भरते हैं। आमतौर पर ये विशिष्ट धातुएं होती हैं। उनके भौतिक और रासायनिक गुण बहुत धीरे-धीरे बदलते हैं। विषम पंक्तियों में ऐसे तत्व होते हैं, जिनमें बाह्य ऊर्जा स्तर निम्नलिखित योजना के अनुसार इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं: धातु - उभयचर तत्व - अधातु - अक्रिय गैस। हम पहले ही सभी छोटी अवधियों में इसकी अभिव्यक्ति देख चुके हैं। उदाहरण के लिए, 4 अवधियों की एक विषम श्रृंखला में, तांबा एक धातु है, जस्ता एक एम्फोटेरिन है, फिर गैलियम से ब्रोमीन तक, गैर-धातु गुणों को बढ़ाया जाता है। अवधि क्रिप्टन के साथ समाप्त होती है, जिसके परमाणुओं में पूरी तरह से पूर्ण इलेक्ट्रॉन खोल होता है।
तत्वों के समूहों में विभाजन की व्याख्या कैसे करें?
प्रत्येक समूह - और उनमें से आठ तालिका के संक्षिप्त रूप में हैं, उन्हें उपसमूहों में भी विभाजित किया गया है, जिन्हें मुख्य और माध्यमिक कहा जाता है। यह वर्गीकरण तत्वों के परमाणुओं के बाह्य ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की विभिन्न स्थितियों को दर्शाता है। यह पता चला कि मुख्य उपसमूहों के तत्व, उदाहरण के लिए, लिथियम, सोडियम, पोटेशियम, रूबिडियम और सीज़ियम, अंतिम इलेक्ट्रॉन एस-सबलेवल पर स्थित है। मुख्य उपसमूह (हैलोजन) के 7 वें समूह के तत्व अपने पी-उप-स्तर को नकारात्मक कणों से भरते हैं।
साइड उपसमूहों के प्रतिनिधियों के लिए, जैसे कि क्रोमियम, इलेक्ट्रॉनों के साथ डी-सबलेवल को भरना विशिष्ट होगा। और परिवार में शामिल तत्वों के लिए, ऋणात्मक आवेशों का संचय अंतिम ऊर्जा स्तर के f-उप-स्तर पर होता है। इसके अलावा, समूह संख्या, एक नियम के रूप में, रासायनिक बंधन बनाने में सक्षम इलेक्ट्रॉनों की संख्या के साथ मेल खाती है।
हमारे लेख में, हमने पाया कि रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तरों की संरचना क्या है और अंतर-परमाणु बातचीत में उनकी भूमिका निर्धारित की है।
