परमाणु की रचना।
परमाणु बना होता है परमाणु नाभिकऔर इलेक्ट्रॉन कवच.
एक परमाणु का नाभिक प्रोटॉन से बना होता है ( पी +) और न्यूट्रॉन ( एन 0). अधिकांश हाइड्रोजन परमाणुओं में एक एकल प्रोटॉन नाभिक होता है।
प्रोटॉन की संख्या एन(पी +) परमाणु प्रभार के बराबर है ( जेड) और तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में तत्वों की क्रमिक संख्या (और तत्वों की आवधिक प्रणाली में)।
एन(पी +) = जेड
न्यूट्रॉन की संख्या का योग एन(एन 0), केवल पत्र द्वारा निरूपित एन, और प्रोटॉन की संख्या जेडबुलाया जन अंकऔर पत्र के साथ चिह्नित है ए.
ए = जेड + एन
एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में नाभिक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं ( इ -).
इलेक्ट्रॉनों की संख्या एन(इ-) एक तटस्थ परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है जेडमूलतः।
एक प्रोटॉन का द्रव्यमान लगभग एक न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के बराबर होता है और एक इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान का 1840 गुना होता है, इसलिए एक परमाणु का द्रव्यमान व्यावहारिक रूप से नाभिक के द्रव्यमान के बराबर होता है।
परमाणु का आकार गोलाकार होता है। नाभिक की त्रिज्या परमाणु की त्रिज्या से लगभग 100,000 गुना छोटी होती है।
रासायनिक तत्व- एक ही परमाणु आवेश (नाभिक में प्रोटॉन की समान संख्या के साथ) के परमाणुओं का प्रकार (परमाणुओं का समूह)।
आइसोटोप- नाभिक में न्यूट्रॉन की समान संख्या वाले एक तत्व के परमाणुओं का एक समूह (या एक प्रकार के परमाणु जिनमें प्रोटॉन की समान संख्या और नाभिक में न्यूट्रॉन की समान संख्या होती है)।
अलग-अलग समस्थानिक अपने परमाणुओं के नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या में एक दूसरे से भिन्न होते हैं।
एकल परमाणु या समस्थानिक का पदनाम: (ई - तत्व प्रतीक), उदाहरण के लिए:।
परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना
परमाणु कक्षीयएक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति है। कक्षीय प्रतीक - . प्रत्येक कक्षीय एक इलेक्ट्रॉन बादल से मेल खाता है।
जमीनी (अप्रकाशित) अवस्था में वास्तविक परमाणुओं के ऑर्बिटल्स चार प्रकार के होते हैं: एस, पी, डीऔर एफ.
इलेक्ट्रॉनिक बादल- अंतरिक्ष का वह भाग जिसमें 90 (या अधिक) प्रतिशत की संभावना के साथ एक इलेक्ट्रॉन पाया जा सकता है।
टिप्पणी: कभी-कभी "परमाणु कक्षीय" और "इलेक्ट्रॉन क्लाउड" की अवधारणाओं को अलग नहीं किया जाता है, दोनों को "परमाणु कक्षीय" कहा जाता है।
एक परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल स्तरित होता है। इलेक्ट्रॉनिक परतसमान आकार के इलेक्ट्रॉन बादलों द्वारा निर्मित। एक परत रूप के कक्षक इलेक्ट्रॉनिक ("ऊर्जा") स्तर, उनकी ऊर्जा हाइड्रोजन परमाणु के लिए समान है, लेकिन अन्य परमाणुओं के लिए भिन्न है।
समान स्तर के कक्षकों को समूहीकृत किया जाता है इलेक्ट्रॉनिक (ऊर्जा)उपस्तर:
एस- सबलेवल (एक के होते हैं एस-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
पीउपस्तर (तीन से मिलकर बनता है पी
डीउपस्तर (पांच से मिलकर बनता है डी-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
एफउपस्तर (सात से मिलकर बनता है एफ-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
समान उपस्तर के कक्षकों की ऊर्जा समान होती है।
उपस्तरों को निर्दिष्ट करते समय, परत की संख्या (इलेक्ट्रॉनिक स्तर) को उपस्तर प्रतीक में जोड़ा जाता है, उदाहरण के लिए: 2 एस, 3पी, 5डीसाधन एस- दूसरे स्तर का सबलेवल, पी- तीसरे स्तर का सबलेवल, डी- पांचवें स्तर का सबलेवल।
एक स्तर में उपस्तरों की कुल संख्या स्तर संख्या के बराबर होती है एन. एक स्तर में कक्षकों की कुल संख्या है एन 2. इस प्रकार एक परत में बादलों की कुल संख्या भी होती है एन 2 .
पदनाम: - मुक्त कक्षीय (इलेक्ट्रॉनों के बिना), - एक अप्रकाशित इलेक्ट्रॉन के साथ कक्षीय, - एक इलेक्ट्रॉन युग्म के साथ कक्षीय (दो इलेक्ट्रॉनों के साथ)।
जिस क्रम में इलेक्ट्रॉन एक परमाणु की कक्षाओं को भरते हैं वह प्रकृति के तीन नियमों द्वारा निर्धारित किया जाता है (योगों को सरल तरीके से दिया गया है):
1. कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत - ऑर्बिटल्स की बढ़ती ऊर्जा के क्रम में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स भरते हैं।
2. पाउली का सिद्धांत - एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।
3. हंड का नियम - उपस्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले मुक्त कक्षकों (एक समय में एक) को भरते हैं, और उसके बाद ही वे इलेक्ट्रॉन युग्म बनाते हैं।
इलेक्ट्रॉनिक स्तर (या इलेक्ट्रॉनिक परत) में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या 2 है एन 2 .
ऊर्जा द्वारा उपस्तरों का वितरण आगे व्यक्त किया गया है (बढ़ती ऊर्जा के क्रम में):
1एस, 2एस, 2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी, 6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एस, 5एफ, 6डी, 7पी ...
नेत्रहीन, यह क्रम ऊर्जा आरेख द्वारा व्यक्त किया गया है:
स्तरों, उपस्तरों और कक्षाओं (परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास) द्वारा एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनों का वितरण एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, एक ऊर्जा आरेख, या अधिक सरलता से, इलेक्ट्रॉनिक परतों के आरेख ("इलेक्ट्रॉनिक आरेख") के रूप में चित्रित किया जा सकता है। .
परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के उदाहरण:
अणु की संयोजन क्षमता- एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। किसी भी परमाणु के लिए, ये सभी बाहरी इलेक्ट्रॉन और पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं जिनकी ऊर्जा बाहरी की तुलना में अधिक है। उदाहरण के लिए: Ca परमाणु में 4 बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं एस 2, वे वैलेंस भी हैं; Fe परमाणु में बाह्य इलेक्ट्रॉन होते हैं - 4 एस 2 लेकिन उसके पास 3 है डी 6, इसलिए लोहे के परमाणु में 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। कैल्शियम परमाणु का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 4 है एस 2, और लोहे के परमाणु - 4 एस 2 3डी 6 .
डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली
(रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली)
रासायनिक तत्वों का आवधिक नियम(आधुनिक सूत्रीकरण): रासायनिक तत्वों के गुण, साथ ही उनके द्वारा गठित सरल और जटिल पदार्थ, परमाणु नाभिक से आवेश के मूल्य पर आवधिक निर्भरता में होते हैं।
आवधिक प्रणाली- आवधिक कानून की चित्रमय अभिव्यक्ति।
रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रेणी- कई रासायनिक तत्व, उनके परमाणुओं के नाभिक में प्रोटॉन की संख्या में वृद्धि के अनुसार व्यवस्थित होते हैं, या जो समान है, इन परमाणुओं के नाभिक के आवेशों में वृद्धि के अनुसार। इस श्रृंखला में एक तत्व की क्रम संख्या इस तत्व के किसी परमाणु के नाभिक में प्रोटॉन की संख्या के बराबर है।
रासायनिक तत्वों की तालिका का निर्माण रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में "काट" करके किया जाता है अवधि(तालिका की क्षैतिज पंक्तियाँ) और परमाणुओं की समान इलेक्ट्रॉनिक संरचना वाले तत्वों के समूह (तालिका के लंबवत स्तंभ)।
तत्वों को समूहों में कैसे संयोजित किया जाता है, इसके आधार पर एक तालिका हो सकती है लंबी अवधि(समान संख्या और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के प्रकार वाले तत्व समूहों में एकत्र किए जाते हैं) और लघु अवधि(समान इलेक्ट्रॉनों की संख्या वाले तत्व समूहों में एकत्र किए जाते हैं)।
अल्पावधि सारणी के समूहों को उपसमूहों में बांटा गया है ( मुख्यऔर दुष्प्रभाव), लंबी अवधि की तालिका के समूहों के साथ मेल खाता है।
एक ही अवधि के तत्वों के सभी परमाणुओं में समान अवधि की संख्या के बराबर इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या समान होती है।
अवधियों में तत्वों की संख्या: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32। आठवीं अवधि के अधिकांश तत्व कृत्रिम रूप से प्राप्त किए गए थे, इस अवधि के अंतिम तत्वों को अभी तक संश्लेषित नहीं किया गया है। पहले को छोड़कर सभी आवर्त एक क्षार धातु बनाने वाले तत्व (Li, Na, K, आदि) से शुरू होते हैं और एक महान गैस बनाने वाले तत्व (He, Ne, Ar, Kr, आदि) के साथ समाप्त होते हैं।
छोटी अवधि की तालिका में - आठ समूह, जिनमें से प्रत्येक को दो उपसमूहों (मुख्य और द्वितीयक) में विभाजित किया गया है, लंबी अवधि की तालिका में - सोलह समूह, जिन्हें रोमन अंकों में अक्षर A या B के साथ गिना जाता है, उदाहरण के लिए: IA, IIIB, के माध्यम से, VIIB। दीर्घ आवर्त सारणी का समूह IA लघु आवर्त सारणी के पहले समूह के मुख्य उपसमूह से मेल खाता है; समूह VIIB - सातवें समूह का द्वितीयक उपसमूह: बाकी - इसी तरह।
रासायनिक तत्वों के गुण स्वाभाविक रूप से समूहों और अवधियों में बदलते हैं।
अवधियों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)
- परमाणु प्रभार बढ़ता है
- बाहरी इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है,
- परमाणुओं की त्रिज्या घट जाती है,
- नाभिक के साथ इलेक्ट्रॉनों की बंधन शक्ति बढ़ जाती है (आयनीकरण ऊर्जा),
- वैद्युतीयऋणात्मकता बढ़ती है।
- सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को बढ़ाया जाता है ("गैर-धात्विकता"),
- सरल पदार्थों के कम करने वाले गुण ("धात्विकता") कमजोर हो जाते हैं,
- हाइड्रॉक्साइड्स और संबंधित ऑक्साइड्स के मूल चरित्र को कमजोर करता है,
- हाइड्रॉक्साइड्स और संबंधित ऑक्साइड्स का अम्लीय चरित्र बढ़ जाता है।
समूहों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)
- परमाणु प्रभार बढ़ता है
- परमाणुओं की त्रिज्या बढ़ जाती है (केवल ए-समूहों में),
- इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच बंधन की ताकत कम हो जाती है (आयनीकरण ऊर्जा; केवल ए-समूहों में),
- इलेक्ट्रोनगेटिविटी घट जाती है (केवल ए-समूहों में),
- सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को कमजोर करना ("गैर-धात्विकता"; केवल ए-समूहों में),
- सरल पदार्थों के अपचायक गुणों में वृद्धि होती है ("धात्विकता"; केवल ए-समूहों में),
- हाइड्रॉक्साइड्स और संबंधित ऑक्साइड्स का मूल चरित्र बढ़ता है (केवल ए-समूहों में),
- हाइड्रॉक्साइड्स की अम्लीय प्रकृति और संबंधित ऑक्साइड कमजोर होते हैं (केवल ए-समूहों में),
- हाइड्रोजन यौगिकों की स्थिरता कम हो जाती है (उनकी कम करने वाली गतिविधि बढ़ जाती है; केवल ए-समूहों में)।
"विषय 9" विषय पर कार्य और परीक्षण। "परमाणु की संरचना। डी. आई. मेंडेलीव (पीएससीई) के रासायनिक तत्वों की आवधिक कानून और आवधिक प्रणाली"।
- आवधिक कानून - आवधिक कानून और परमाणुओं की संरचना ग्रेड 8-9
आपको पता होना चाहिए: इलेक्ट्रॉनों के साथ ऑर्बिटल्स भरने के नियम (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत, पाउली का सिद्धांत, हुंड का नियम), तत्वों की आवधिक प्रणाली की संरचना।आपको सक्षम होना चाहिए: आवधिक प्रणाली में एक तत्व की स्थिति से परमाणु की संरचना निर्धारित करें, और, इसके विपरीत, आवधिक प्रणाली में एक तत्व को ढूंढें, इसकी संरचना को जानें; संरचना आरेख, एक परमाणु, आयन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, और, इसके विपरीत, आरेख और इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से पीएससीई में एक रासायनिक तत्व की स्थिति निर्धारित करें; पीएससीई में इसकी स्थिति के अनुसार तत्व और इसके बनने वाले पदार्थों की विशेषता बता सकेंगे; परमाणुओं की त्रिज्या में परिवर्तन, रासायनिक तत्वों के गुण और वे पदार्थ जो एक अवधि के भीतर और आवधिक प्रणाली के एक मुख्य उपसमूह में बनते हैं।
उदाहरण 1तीसरे इलेक्ट्रॉनिक स्तर में कक्षाओं की संख्या निर्धारित करें। ये ऑर्बिटल्स क्या हैं?
ऑर्बिटल्स की संख्या निर्धारित करने के लिए, हम सूत्र का उपयोग करते हैं एनऑर्बिटल्स = एन 2, जहां एन- स्तर संख्या। एनकक्षक = 3 2 = 9. एक 3 एस-, तीन 3 पी- और पांच 3 डी-ऑर्बिटल्स।उदाहरण 2किस तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1 है, यह निर्धारित करें एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 1 .
यह निर्धारित करने के लिए कि यह कौन सा तत्व है, आपको इसकी क्रम संख्या का पता लगाना होगा, जो परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर है। इस स्थिति में: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13। यह एल्यूमीनियम है।यह सुनिश्चित करने के बाद कि आपको जो कुछ भी चाहिए वह सीख लिया गया है, कार्यों के लिए आगे बढ़ें। हम आपकी सफलता की कामना करते हैं।
अनुशंसित साहित्य:- ओ.एस. गेब्रियलियन और अन्य। रसायन विज्ञान, 11 वीं कक्षा। एम।, बस्टर्ड, 2002;
- जीई रुडज़ाइटिस, एफजी फेल्डमैन। रसायन विज्ञान 11 कोशिकाएं। एम।, शिक्षा, 2001।
इलेक्ट्रोनिक विन्यासएक परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक संख्यात्मक प्रतिनिधित्व है। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स परमाणु नाभिक के चारों ओर स्थित विभिन्न आकृतियों के क्षेत्र हैं, जिसमें यह गणितीय रूप से संभावित है कि एक इलेक्ट्रॉन पाया 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 करते हैं। इस लेख को पढ़ने के बाद, आप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को संकलित करने की विधि में महारत हासिल कर लेंगे।
कदम
डी। आई। मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली का उपयोग करते हुए इलेक्ट्रॉनों का वितरण
- उदाहरण के लिए, -1 के आवेश वाले सोडियम परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होगा इसके साथ हीइसकी आधार परमाणु संख्या 11 है। दूसरे शब्दों में, एक परमाणु में कुल 12 इलेक्ट्रॉन होंगे।
- अगर हम +1 के चार्ज वाले सोडियम परमाणु के बारे में बात कर रहे हैं, तो आधार परमाणु संख्या 11 से एक इलेक्ट्रॉन घटाया जाना चाहिए। अतः परमाणु में 10 इलेक्ट्रॉन होंगे।
-
ऑर्बिटल्स की मूल सूची को याद करें।जैसे ही एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, वे एक निश्चित क्रम के अनुसार परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल के विभिन्न उपस्तरों को भरते हैं। इलेक्ट्रॉन खोल के प्रत्येक उपस्तर, भरे जाने पर, इलेक्ट्रॉनों की एक समान संख्या होती है। निम्नलिखित उपस्तर हैं:
इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन रिकॉर्ड को समझें।प्रत्येक कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्पष्ट रूप से दर्शाने के लिए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखे जाते हैं। ऑर्बिटल्स को क्रमिक रूप से लिखा जाता है, प्रत्येक ऑर्बिटल में परमाणुओं की संख्या को ऑर्बिटल नाम के दाईं ओर एक सुपरस्क्रिप्ट के रूप में लिखा जाता है। पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में सबलेवल पदनामों और सुपरस्क्रिप्ट के अनुक्रम का रूप है।
- यहाँ, उदाहरण के लिए, सबसे सरल इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन है: 1s 2 2s 2 2p 6 .यह विन्यास दर्शाता है कि 1s उपस्तर में दो इलेक्ट्रॉन हैं, 2s उपस्तर में दो इलेक्ट्रॉन हैं, और 2p उपस्तर में छह इलेक्ट्रॉन हैं। 2 + 2 + 6 = कुल 10 इलेक्ट्रॉन। यह तटस्थ नियॉन परमाणु (नियॉन परमाणु संख्या 10 है) का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है।
-
ऑर्बिटल्स के क्रम को याद रखें।ध्यान रखें कि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉन शेल संख्या 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 कक्षीय में आंशिक रूप से भरे या भरे हुए 3d 10 की तुलना में कम ऊर्जा (या कम गतिशीलता) होती है, इसलिए 4s कक्षीय पहले लिखा जाता है। एक बार जब आप कक्षाओं के क्रम को जान जाते हैं, तो आप परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार उन्हें आसानी से भर सकते हैं। जिस क्रम में ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं वह 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, का निम्न रूप होगा: 10 7p 6
- ध्यान दें कि उपरोक्त संकेतन, जब सभी कक्षाएँ भर जाती हैं, तत्व Uuo (ununoctium) 118 का इलेक्ट्रॉन विन्यास है, जो आवर्त सारणी में सबसे अधिक संख्या वाला परमाणु है। इसलिए, इस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में एक तटस्थ रूप से आवेशित परमाणु के वर्तमान में ज्ञात सभी इलेक्ट्रॉनिक उपस्तर शामिल हैं।
-
अपने परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार ऑर्बिटल्स 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 प्रारंभ करना चाहिए। इसकी परमाणु संख्या 20 है, इसलिए हम उपरोक्त क्रम के अनुसार 20 इलेक्ट्रॉनों के साथ एक परमाणु का विन्यास लिखेंगे।
- जब तक आप बीसवें इलेक्ट्रॉन तक नहीं पहुंच जाते, तब तक उपरोक्त क्रम में ऑर्बिटल्स भरें। पहले 1s कक्षीय में दो इलेक्ट्रॉन होंगे, 2s कक्षीय में भी दो होंगे, 2p कक्षीय में छह होंगे, 3s कक्षीय में दो होंगे, 3p कक्षीय में 6 होंगे, और 4s कक्षीय 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 कक्षक 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 3 डी। चौथे ऊर्जा स्तर के बाद, आप पांचवें पर जाते हैं, जहां वही क्रम दोहराया जाता है। यह तीसरे ऊर्जा स्तर के बाद ही होता है।
-
एक दृश्य क्यू के रूप में आवर्त सारणी का प्रयोग करें।आपने शायद पहले ही ध्यान दिया होगा कि आवर्त सारणी का आकार इलेक्ट्रॉनिक विन्यासों में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों के क्रम से मेल खाता है। उदाहरण के लिए, बाएं से दूसरे कॉलम में परमाणु हमेशा "एस 2" में समाप्त होते हैं, जबकि पतले मध्य खंड के दाहिने किनारे पर परमाणु हमेशा "डी 10" में समाप्त होते हैं, और इसी तरह। कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए एक विज़ुअल गाइड के रूप में आवर्त सारणी का उपयोग 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 कॉलम में ऐसे परमाणु होते हैं जिनका इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन एस-ऑर्बिटल्स में समाप्त होता है, तालिका के दाहिने हाथ के ब्लॉक में ऐसे परमाणु होते हैं जिनके कॉन्फ़िगरेशन पी-ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, और परमाणुओं के निचले भाग में एफ-ऑर्बिटल्स 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 "आवर्त") में स्थित है। यह कक्षीय ब्लॉक पी के पांचवें समूह में भी स्थित है। आवर्त सारणी का। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ...3p 5 के साथ समाप्त होगा
- ध्यान दें कि तालिका के डी और एफ कक्षीय क्षेत्रों में 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 3डी ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, हालांकि यह चौथी अवधि में स्थित है, और एफ-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों की पहली पंक्ति 4f ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, इस तथ्य के बावजूद कि यह छठे काल में स्थित है।
-
लंबे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए संक्षेप सीखें।आवर्त सारणी के दायीं ओर के परमाणु कहलाते हैं उत्कृष्ट गैस।ये तत्व रासायनिक रूप से बहुत स्थिर होते हैं। लंबे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने की प्रक्रिया को छोटा करने के लिए, बस स्क्वायर ब्रैकेट में अपने परमाणु की तुलना में कम इलेक्ट्रॉनों के साथ निकटतम नोबल गैस के लिए रासायनिक प्रतीक लिखें, और फिर बाद के कक्षीय स्तरों के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को लिखना जारी रखें। नीचे देखें:
- इस अवधारणा को समझने के लिए, एक उदाहरण विन्यास लिखने में मदद मिलेगी। आइए नोबल गैस संक्षिप्त नाम का उपयोग करके जिंक (परमाणु संख्या 30) का विन्यास लिखें। जिंक का पूर्ण विन्यास इस तरह दिखता है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10। हालाँकि, हम देखते हैं कि 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है, जो एक उत्कृष्ट गैस है। बस जिंक के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन वाले हिस्से को आर्गन के रासायनिक प्रतीक के साथ वर्ग कोष्ठक (।) में बदलें।
- तो, जिंक का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, संक्षिप्त रूप में लिखा गया है: 4एस 2 3डी 10।
- ध्यान दें कि यदि आप उत्कृष्ट गैस, जैसे कि आर्गन, का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिख रहे हैं, तो आप नहीं लिख सकते हैं! इस तत्व के सामने नोबल गैस के संक्षिप्त नाम का उपयोग करना चाहिए; आर्गन के लिए यह नियॉन () होगा।
ADOMAH आवर्त सारणी का उपयोग करना
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ADOMAH आवर्त सारणी में महारत हासिल करें।इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को रिकॉर्ड करने की इस पद्धति को याद रखने की आवश्यकता नहीं है, हालांकि, इसके लिए एक संशोधित आवर्त सारणी की आवश्यकता होती है, क्योंकि पारंपरिक आवर्त सारणी में, चौथी अवधि से शुरू होकर, अवधि संख्या इलेक्ट्रॉन शेल के अनुरूप नहीं होती है। ADOMAH आवर्त सारणी का पता लगाएं, वैज्ञानिक वालेरी ज़िम्मरमैन द्वारा डिज़ाइन की गई एक विशेष प्रकार की आवर्त सारणी। एक छोटी इंटरनेट खोज के साथ इसे खोजना आसान है।
- ADOMAH आवर्त सारणी में, क्षैतिज पंक्तियाँ हैलोजन, नोबल गैसों, क्षार धातुओं, क्षारीय पृथ्वी धातुओं आदि जैसे तत्वों के समूहों का प्रतिनिधित्व करती हैं। वर्टिकल कॉलम इलेक्ट्रॉनिक स्तरों के अनुरूप होते हैं, और तथाकथित "कैस्केड्स" (ब्लॉक एस, पी, डी और एफ को जोड़ने वाली विकर्ण रेखाएं) अवधियों के अनुरूप होती हैं।
- हीलियम को हाइड्रोजन में ले जाया जाता है, क्योंकि इन दोनों तत्वों की विशेषता 1s कक्षीय है। पीरियड ब्लॉक (s,p,d और f) दाईं ओर दिखाए गए हैं और लेवल नंबर नीचे दिए गए हैं। तत्वों को 1 से 120 तक की संख्या वाले बक्सों में दर्शाया गया है। ये संख्याएँ सामान्य परमाणु संख्याएँ हैं, जो एक तटस्थ परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या का प्रतिनिधित्व करती हैं।
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ADOMAH तालिका में अपना परमाणु खोजें।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 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 काटे गए आइटम हैं। एर्बियम के लिए, 1,2,3,4,5 और 6 नंबर वाले कॉलम बने रहते हैं।
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कक्षीय उपस्तरों को अपने तत्व तक गिनें।तालिका (एस, पी, डी, और एफ) के दाईं ओर दिखाए गए ब्लॉक प्रतीकों और नीचे दिखाए गए कॉलम नंबरों को देखते हुए, ब्लॉक के बीच विकर्ण रेखाओं को अनदेखा करें और कॉलम को ब्लॉक-कॉलम में विभाजित करें, उन्हें सूचीबद्ध करें नीचे से ऊपर की ओर आदेश। और फिर, उन ब्लॉकों को अनदेखा करें जिनमें सभी तत्व पार हो गए हैं। कॉलम संख्या से शुरू होने वाले कॉलम ब्लॉक को ब्लॉक प्रतीक के बाद लिखें, इस प्रकार: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (एर्बियम के लिए)।
- कृपया ध्यान दें: उपरोक्त इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Er को इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल संख्या के आरोही क्रम में लिखा गया है। इसे उस क्रम में भी लिखा जा सकता है जिसमें कक्षक भरे गए हैं। ऐसा करने के लिए, जब आप कॉलम ब्लॉक लिखते हैं, तो 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 ।
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प्रत्येक इलेक्ट्रॉनिक उपस्तर के लिए इलेक्ट्रॉनों की गणना करें।प्रत्येक कॉलम ब्लॉक में उन तत्वों की गणना करें जिन्हें प्रत्येक तत्व से एक इलेक्ट्रॉन जोड़कर पार नहीं किया गया है, और प्रत्येक कॉलम ब्लॉक के लिए ब्लॉक प्रतीक के आगे उनकी संख्या इस प्रकार 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।
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गलत इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से अवगत रहें।सबसे कम ऊर्जा अवस्था में परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से संबंधित अठारह विशिष्ट अपवाद हैं, जिन्हें जमीनी ऊर्जा अवस्था भी कहा जाता है। वे केवल अंतिम दो या तीन स्थितियों में इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किए गए सामान्य नियम का पालन नहीं करते हैं। इस मामले में, वास्तविक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास मानता है कि परमाणु के मानक विन्यास की तुलना में इलेक्ट्रॉन 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); आरएच(..., 4d8, 5s1); पी.डी.(..., 4d10, 5s0); एजी(..., 4d10, 5s1); ला(..., 5d1, 6s2); सी.ई(..., 4f1, 5d1, 6s2); गोलों का अंतर(..., 4f7, 5d1, 6s2); ए.यू.(..., 5d10, 6s1); एसी(..., 6d1, 7s2); वां(..., 6d2, 7s2); देहात(..., 5f2, 6d1, 7s2); यू(..., 5f3, 6d1, 7s2); एनपी(..., 5f4, 6d1, 7s2) और सेमी(..., 5f7, 6d1, 7s2)।
- इलेक्ट्रॉनिक रूप में लिखे जाने पर किसी परमाणु की परमाणु संख्या ज्ञात करने के लिए, अक्षरों (s, p, d, और f) का अनुसरण करने वाली सभी संख्याओं को जोड़ दें। यह केवल तटस्थ परमाणुओं के लिए काम करता है, यदि आप आयन के साथ काम कर रहे हैं तो यह काम नहीं करेगा - आपको अतिरिक्त या खोए हुए इलेक्ट्रॉनों की संख्या को जोड़ना या घटाना होगा।
- अक्षर के बाद की संख्या सुपरस्क्रिप्ट है, नियंत्रण में गलती न करें।
- "आधे भरे हुए" सबलेवल की स्थिरता मौजूद नहीं है। यह एक सरलीकरण है। कोई भी स्थिरता जो "अर्ध-पूर्ण" उपस्तरों से संबंधित है, इस तथ्य के कारण है कि प्रत्येक कक्षीय एक इलेक्ट्रॉन द्वारा कब्जा कर लिया जाता है, इसलिए इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण कम हो जाता है।
- प्रत्येक परमाणु एक स्थिर स्थिति में जाता है, और सबसे स्थिर विन्यासों में सबलेवल s और p (s2 और p6) भरे होते हैं। महान गैसों का यह विन्यास है, इसलिए वे शायद ही कभी प्रतिक्रिया करते हैं और आवर्त सारणी में दाईं ओर स्थित हैं। इसलिए, यदि कोई कॉन्फ़िगरेशन 3p 4 में समाप्त होता है, तो उसे एक स्थिर स्थिति तक पहुंचने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (एस-लेवल इलेक्ट्रॉनों सहित छह को खोने के लिए अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है, इसलिए चार को खोना आसान होता है)। और यदि कॉन्फ़िगरेशन 4d 3 में समाप्त होता है, तो इसे स्थिर स्थिति 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 से अधिक स्थिर होते हैं; हालाँकि, s2 और p6 और भी अधिक स्थिर होंगे।
- जब आप आयन के साथ काम कर रहे हैं, तो इसका मतलब है कि प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के समान नहीं है। इस मामले में परमाणु का आवेश रासायनिक प्रतीक के शीर्ष दाईं ओर (आमतौर पर) दिखाया जाएगा। इसलिए, +2 आवेश वाले एंटीमनी 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 बदल कर 5p 1 हो गया है। सावधान रहें जब तटस्थ परमाणु का विन्यास एस और पी के अलावा उप-स्तरों पर समाप्त होता है।जब आप इलेक्ट्रॉन लेते हैं, तो आप उन्हें केवल वैलेंस ऑर्बिटल्स (एस और पी ऑर्बिटल्स) से ले सकते हैं। इसलिए, यदि कॉन्फ़िगरेशन 4s 2 3d 7 के साथ समाप्त होता है और परमाणु को +2 चार्ज मिलता है, तो कॉन्फ़िगरेशन 4s 0 3d 7 के साथ समाप्त होगा। कृपया ध्यान दें कि 3डी 7 नहींपरिवर्तन होता है, इसके बजाय एस-ऑर्बिटल के इलेक्ट्रॉन खो जाते हैं।
- ऐसी स्थितियां हैं जब एक इलेक्ट्रॉन को "उच्च ऊर्जा स्तर पर जाने" के लिए मजबूर किया जाता है। जब एक सबलेवल में एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है तो वह आधा या पूरा हो जाता है, एक इलेक्ट्रॉन को निकटतम s या p सबलेवल से लें और इसे उस सबलेवल पर ले जाएँ जहाँ एक 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 हुए हैं, जैसा कि एर्बियम के लिए ऊपर दिखाया गया था।
- आप किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन केवल वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन लिखकर भी लिख सकते हैं, जो कि अंतिम s और p सबलेवल है। इस प्रकार, सुरमा का संयोजी विन्यास 5s 2 5p 3 होगा।
- आयन समान नहीं होते हैं। उनके साथ यह बहुत अधिक कठिन है। दो स्तरों को छोड़ें और उसी पैटर्न का अनुसरण करें जो इस बात पर निर्भर करता है कि आपने कहां से शुरू किया था और इलेक्ट्रॉनों की संख्या कितनी अधिक है।
अपने परमाणु की परमाणु संख्या 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 एक सकारात्मक पूर्णांक है जो 1 (हाइड्रोजन के लिए) से शुरू होता है और प्रत्येक बाद के परमाणु के लिए एक से बढ़ता है। परमाणु संख्या 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।आवर्त सारणी में दिखाए गए अनुसार तटस्थ परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होगी। हालाँकि, 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 निम्नानुसार जोड़ें या घटाएँ: प्रत्येक ऋणात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन जोड़ें और प्रत्येक धनात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन घटाएँ।
एटम- एक विद्युतीय रूप से तटस्थ कण जिसमें सकारात्मक रूप से आवेशित नाभिक और ऋणात्मक रूप से आवेशित इलेक्ट्रॉन होते हैं। एक परमाणु के केंद्र में एक धनावेशित नाभिक होता है। यह परमाणु के अंदर अंतरिक्ष के एक नगण्य हिस्से पर कब्जा कर लेता है, सभी सकारात्मक चार्ज और परमाणु का लगभग पूरा द्रव्यमान इसमें केंद्रित होता है।
नाभिक में प्राथमिक कण होते हैं - प्रोटॉन और न्यूट्रॉन; इलेक्ट्रॉन परमाणु नाभिक के चारों ओर बंद कक्षाओं में घूमते हैं।
प्रोटॉन (आर)- 1.00728 परमाणु द्रव्यमान इकाइयों के सापेक्ष द्रव्यमान वाला एक प्राथमिक कण और +1 पारंपरिक इकाई का आवेश। परमाणु नाभिक में प्रोटॉन की संख्या डीआई की आवधिक प्रणाली में तत्व की क्रम संख्या के बराबर होती है। मेंडेलीव।
न्यूट्रॉन (एन)- 1.00866 परमाणु द्रव्यमान इकाई (ए.एम.यू.) के सापेक्ष द्रव्यमान वाला एक प्राथमिक तटस्थ कण।
नाभिक N में न्यूट्रॉन की संख्या सूत्र द्वारा निर्धारित की जाती है:
जहाँ A द्रव्यमान संख्या है, Z नाभिक का आवेश है, प्रोटॉन की संख्या (क्रम संख्या) के बराबर है।
आमतौर पर, एक परमाणु के नाभिक के मापदंडों को निम्नानुसार लिखा जाता है: नाभिक का आवेश तत्व के प्रतीक के नीचे बाईं ओर रखा जाता है, और द्रव्यमान संख्या शीर्ष पर रखी जाती है, उदाहरण के लिए:
इस प्रविष्टि से पता चलता है कि फॉस्फोरस परमाणु के लिए परमाणु आवेश (इसलिए प्रोटॉन की संख्या) 15 है, द्रव्यमान संख्या 31 है, और न्यूट्रॉन की संख्या 31 - 15 = 16 है। चूंकि प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान में बहुत कम अंतर होता है। एक दूसरे से, द्रव्यमान संख्या नाभिक के सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान के लगभग बराबर होती है।
इलेक्ट्रॉन (ई -)- 0.00055 a के द्रव्यमान वाला एक प्राथमिक कण। ईएम और सशर्त शुल्क -1। एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या परमाणु नाभिक के आवेश के बराबर होती है (D.I. मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली में तत्व की क्रम संख्या)।
इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर सख्ती से परिभाषित कक्षाओं में घूमते हैं, तथाकथित इलेक्ट्रॉन बादल बनाते हैं।
परमाणु नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष का क्षेत्र, जहां इलेक्ट्रॉन पाए जाने की सबसे अधिक संभावना है (90% या अधिक), इलेक्ट्रॉन बादल के आकार को निर्धारित करता है।
एस-इलेक्ट्रॉन के इलेक्ट्रॉन बादल का एक गोलाकार आकार होता है; एस-एनर्जी सबलेवल में अधिकतम दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।
पी-इलेक्ट्रॉन का इलेक्ट्रॉन बादल डंबेल के आकार का है; तीन पी-ऑर्बिटल्स में अधिकतम छह इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।
ऑर्बिटल्स को एक वर्ग के रूप में दर्शाया गया है, जिसके ऊपर या नीचे वे मुख्य और द्वितीयक क्वांटम संख्याओं के मान लिखते हैं जो इस कक्षीय का वर्णन करते हैं। इस तरह के रिकॉर्ड को ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला कहा जाता है, उदाहरण के लिए:
इस सूत्र में, तीर एक इलेक्ट्रॉन को दर्शाता है, और तीर की दिशा स्पिन की दिशा से मेल खाती है - इलेक्ट्रॉन का आंतरिक चुंबकीय क्षण। विपरीत चक्रण वाले इलेक्ट्रॉन ↓ युग्मित कहलाते हैं।
तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के रूप में दर्शाया जा सकता है, जिसमें सबलेवल प्रतीकों को इंगित किया गया है, सबलेवल प्रतीक के सामने गुणांक इस स्तर से संबंधित है, और प्रतीक की डिग्री इस स्तर के इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाती है। उपस्तर।
तालिका 1 डी.आई. के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के पहले 20 तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना को दर्शाता है। मेंडेलीव।
रासायनिक तत्व जिनके परमाणुओं में बाहरी स्तर के s-उपस्तर को एक या दो इलेक्ट्रॉनों से भर दिया जाता है, s-तत्व कहलाते हैं। रासायनिक तत्व जिनके परमाणुओं में p-उपस्तर (एक से छह इलेक्ट्रॉनों से) भरा होता है, p-तत्व कहलाते हैं।
किसी रासायनिक तत्व के परमाणु में इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या आवर्त संख्या के बराबर होती है।
के अनुसार हुंड का शासनइलेक्ट्रॉन समान ऊर्जा स्तर के समान प्रकार के कक्षकों में इस प्रकार स्थित होते हैं कि कुल चक्रण अधिकतम होता है। नतीजतन, ऊर्जा उपस्तर को भरते समय, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन सबसे पहले एक अलग सेल पर कब्जा कर लेता है, और उसके बाद ही उनकी जोड़ी शुरू होती है। उदाहरण के लिए, एक नाइट्रोजन परमाणु के लिए, सभी पी-इलेक्ट्रॉन अलग-अलग कोशिकाओं में होंगे, और ऑक्सीजन के लिए उनकी जोड़ी शुरू हो जाएगी, जो पूरी तरह से नियॉन में समाप्त हो जाएगी।
आइसोटोपएक ही तत्व के परमाणु कहलाते हैं, जिनके नाभिक में समान संख्या में प्रोटॉन होते हैं, लेकिन न्यूट्रॉन की संख्या भिन्न होती है।
समस्थानिक सभी तत्वों के लिए जाने जाते हैं। इसलिए, आवधिक प्रणाली में तत्वों के परमाणु द्रव्यमान समस्थानिकों के प्राकृतिक मिश्रणों की द्रव्यमान संख्याओं का औसत मान हैं और पूर्णांक मानों से भिन्न होते हैं। इस प्रकार, समस्थानिकों के एक प्राकृतिक मिश्रण का परमाणु द्रव्यमान एक परमाणु की मुख्य विशेषता के रूप में काम नहीं कर सकता है, और इसके परिणामस्वरूप, एक तत्व की। परमाणु की ऐसी विशेषता परमाणु आवेश है, जो परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या और इसकी संरचना को निर्धारित करता है।
आइए इस खंड में कुछ विशिष्ट कार्यों पर एक नज़र डालें।
उदाहरण 1किस तत्व परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 है?
इस तत्व के बाहरी ऊर्जा स्तर में एक 4s इलेक्ट्रॉन है। इसलिए, यह रासायनिक तत्व मुख्य उपसमूह के पहले समूह की चौथी अवधि में है। यह तत्व पोटेशियम है।
इस उत्तर पर दूसरे तरीके से पहुंचा जा सकता है। सभी इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या को जोड़ने पर हमें 19 मिलते हैं। इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या तत्व की परमाणु संख्या के बराबर होती है। आवर्त सारणी में पोटैशियम 19वें नंबर पर है।
उदाहरण 2उच्चतम ऑक्साइड RO 2 रासायनिक तत्व से मेल खाता है। इस तत्व के परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इलेक्ट्रॉनिक सूत्र से मेल खाता है:
- एनएस 2 एनपी 4
- एनएस 2 एनपी 2
- एनएस 2 एनपी 3
- एनएस 2 एनपी 6
उच्चतम ऑक्साइड के सूत्र के अनुसार (आवधिक प्रणाली में उच्चतम ऑक्साइड के सूत्रों को देखें), हम स्थापित करते हैं कि यह रासायनिक तत्व मुख्य उपसमूह के चौथे समूह में है। इन तत्वों के बाहरी ऊर्जा स्तर में चार इलेक्ट्रॉन होते हैं - दो s और दो p। इसलिए, सही उत्तर 2 है।
प्रशिक्षण कार्य
1. कैल्शियम परमाणु में s-इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या होती है
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. नाइट्रोजन परमाणु में युग्मित p-इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
3. नाइट्रोजन परमाणु में अयुग्मित s-इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
4. एक आर्गन परमाणु के बाह्य ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है
1) 18
2) 6
3) 4
4) 8
5. परमाणु में प्रोटॉनों, न्यूट्रॉनों तथा इलेक्ट्रॉनों की संख्या 94 हो जाती है
1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9
6. इलेक्ट्रॉन परतों 2 पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण; 8; 4 - (में) स्थित परमाणु से मेल खाती है
1) तीसरी अवधि, IA समूह
2) दूसरी अवधि, आईवीए समूह
3) तीसरी अवधि, आईवीए समूह
4) तीसरी अवधि, वीए समूह
7. वीए समूह की तीसरी अवधि में स्थित रासायनिक तत्व परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की योजना से मेल खाता है
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 4 वाला एक रासायनिक तत्व एक वाष्पशील हाइड्रोजन यौगिक बनाता है, जिसका सूत्र है
1) एन
2) ईएन 2
3) ईएन 3
4) एन 4
9. रासायनिक तत्व के एक परमाणु में इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या होती है
1) इसकी क्रम संख्या
2) समूह संख्या
3) नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या
4) अवधि संख्या
10. मुख्य उपसमूहों के रासायनिक तत्वों के परमाणुओं में बाह्य इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है
1) तत्व की क्रम संख्या
2) समूह संख्या
3) नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या
4) अवधि संख्या
11. श्रृंखला में प्रत्येक रासायनिक तत्व के परमाणुओं की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं
1) वह, रहो, बा
2) एमजी, सी, ओ
3) सी, एमजी, सीए
4) बीए, सीनियर, बी
12. एक रासायनिक तत्व जिसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 है, संरचना का एक ऑक्साइड बनाता है
1) ली 2 ओ
2) एमजीओ
3) K2O
4) ना 2 ओ
13. एक सल्फर परमाणु में इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या और p-इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है
1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10
14. इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन ns 2 np 4 परमाणु से मेल खाता है
1) क्लोरीन
2) सल्फर
3) मैग्नीशियम
4) सिलिकॉन
15. जमीनी अवस्था में सोडियम परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉन ऊर्जा उप-स्तर पर होते हैं
1) 2s
2) 2 पी
3) 3एस
4) 3 पी
16. नाइट्रोजन और फास्फोरस परमाणु होते हैं
1) न्यूट्रॉन की समान संख्या
2) समान संख्या में प्रोटॉन
3) बाहरी इलेक्ट्रॉन परत का समान विन्यास
17. कैल्शियम परमाणुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है
1) पोटेशियम
2) एल्यूमीनियम
3) बेरिलियम
4) बोरॉन
18. कार्बन और फ्लोरीन परमाणु हैं
1) न्यूट्रॉन की समान संख्या
2) समान संख्या में प्रोटॉन
3) समान संख्या में इलेक्ट्रॉनिक परतें
4) इलेक्ट्रॉनों की समान संख्या
19. जमीनी अवस्था में कार्बन परमाणु में, अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. जमीनी अवस्था में ऑक्सीजन परमाणु में युग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है
6.6। क्रोमियम, तांबे और कुछ अन्य तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की विशेषताएं
यदि आपने परिशिष्ट 4 को ध्यान से देखा, तो आपने शायद देखा कि कुछ तत्वों के परमाणुओं के लिए, इलेक्ट्रॉनों के साथ कक्षाओं को भरने का क्रम टूट गया है। कभी-कभी इन उल्लंघनों को "अपवाद" कहा जाता है, लेकिन ऐसा नहीं है - प्रकृति के नियमों का कोई अपवाद नहीं है!
इस तरह के उल्लंघन वाला पहला तत्व क्रोमियम है। आइए हम इसकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर और अधिक विस्तार से विचार करें (चित्र। 6.16 ए). क्रोमियम परमाणु में 4 होते हैं एस-उपस्तर दो नहीं है, जैसा कि कोई उम्मीद करेगा, लेकिन केवल एक इलेक्ट्रॉन। लेकिन 3 के लिए डी-सबलेवल पांच इलेक्ट्रॉन, लेकिन यह सबलेवल 4 के बाद भरा जाता है एस-उपस्तर (चित्र देखें। 6.4)। यह समझने के लिए कि ऐसा क्यों होता है, आइए देखें कि इलेक्ट्रॉन बादल क्या हैं 3 डीइस परमाणु का उपस्तर।
पाँच में से प्रत्येक 3 डी-इस मामले में बादल एक इलेक्ट्रॉन द्वारा बनते हैं। जैसा कि आप इस अध्याय के § 4 से पहले ही जानते हैं, इन पांच इलेक्ट्रॉनों का सामान्य इलेक्ट्रॉन बादल गोलाकार है, या, जैसा कि वे कहते हैं, गोलाकार रूप से सममित है। विभिन्न दिशाओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व वितरण की प्रकृति से, यह 1 के समान है एस-ईओ। उपस्तर की ऊर्जा जिसके इलेक्ट्रॉन ऐसे बादल बनाते हैं, कम सममित बादल के मामले की तुलना में कम हो जाता है। इस मामले में, ऑर्बिटल्स की ऊर्जा 3 डी-उपस्तर ऊर्जा के बराबर है 4 एस-ऑर्बिटल्स। जब समरूपता टूट जाती है, उदाहरण के लिए, जब छठा इलेक्ट्रॉन प्रकट होता है, तो कक्षकों की ऊर्जा 3 होती है डी-उपस्तर फिर से ऊर्जा से अधिक हो जाता है 4 एस-ऑर्बिटल्स। इसलिए, मैंगनीज परमाणु में फिर से 4 के लिए दूसरा इलेक्ट्रॉन होता है एस-एओ।
गोलाकार समरूपता में आधे और पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे किसी भी उप-स्तर का एक सामान्य बादल होता है। इन मामलों में ऊर्जा में कमी एक सामान्य प्रकृति की है और यह इस बात पर निर्भर नहीं करती है कि कोई उपस्तर आधा है या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा है। और यदि ऐसा है, तो हमें परमाणु में अगले उल्लंघन की तलाश करनी चाहिए, जिसके इलेक्ट्रॉन खोल में नौवां "आता है" डी-इलेक्ट्रॉन। दरअसल, तांबे के परमाणु में 3 होते हैं डी-सबलेवल 10 इलेक्ट्रॉन, और 4 एस- केवल एक उपस्तर है (चित्र। 6.16 बी).
पूर्ण या आधे भरे हुए उपस्तर के कक्षकों की ऊर्जा में कमी कई महत्वपूर्ण रासायनिक परिघटनाओं का कारण है, जिनमें से कुछ से आप परिचित हो जाएंगे।
6.7। बाहरी और वैलेंस इलेक्ट्रॉन, ऑर्बिटल्स और सबलेवल
रसायन विज्ञान में, एक नियम के रूप में, पृथक परमाणुओं के गुणों का अध्ययन नहीं किया जाता है, क्योंकि लगभग सभी परमाणु, विभिन्न पदार्थों का हिस्सा होने के कारण, रासायनिक बंधन बनाते हैं। परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले के संपर्क के दौरान रासायनिक बंधन बनते हैं। सभी परमाणुओं के लिए (हाइड्रोजन को छोड़कर), सभी इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं: बोरॉन के लिए, पाँच में से तीन इलेक्ट्रॉन, कार्बन के लिए, छह में से चार और, उदाहरण के लिए, बेरियम के लिए, पचास में से दो- छह। इन "सक्रिय" इलेक्ट्रॉनों को कहा जाता है अणु की संयोजन क्षमता.
कभी-कभी वैलेंस इलेक्ट्रॉन भ्रमित होते हैं बाहरीइलेक्ट्रॉन, लेकिन वे एक ही चीज नहीं हैं।
बाहरी इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉन बादलों में अधिकतम त्रिज्या (और प्रमुख क्वांटम संख्या का अधिकतम मान) होता है।
यह बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं जो पहले स्थान पर बांड के निर्माण में भाग लेते हैं, यदि केवल इसलिए कि जब परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो इन इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित इलेक्ट्रॉन बादल सबसे पहले संपर्क में आते हैं। लेकिन उनके साथ कुछ इलेक्ट्रॉन भी बंधन के निर्माण में भाग ले सकते हैं। पूर्व-बाहरी(अंतिम से पहले) परत, लेकिन केवल तभी जब उनके पास बाहरी इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा से बहुत अलग ऊर्जा न हो। परमाणु के वे और अन्य इलेक्ट्रॉन दोनों वैलेंस हैं। (लैन्थेनाइड्स और एक्टिनाइड्स में, यहां तक कि कुछ "पूर्व-बाहरी" इलेक्ट्रॉन वैलेंस हैं)
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा परमाणु के अन्य इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा से बहुत अधिक होती है, और वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक दूसरे से ऊर्जा में बहुत कम भिन्न होते हैं।
बाहरी इलेक्ट्रॉन हमेशा वैलेंस होते हैं, अगर परमाणु बिल्कुल भी रासायनिक बंधन बना सकता है। तो, हीलियम परमाणु के दोनों इलेक्ट्रॉन बाहरी हैं, लेकिन उन्हें वैलेंस नहीं कहा जा सकता है, क्योंकि हीलियम परमाणु कोई रासायनिक बंधन नहीं बनाता है।
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का कब्जा है वैलेंस ऑर्बिटल्स, जो बदले में बनता है वैलेंस उपस्तर.
एक उदाहरण के रूप में, लोहे के एक परमाणु पर विचार करें जिसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास चित्र 1.3 में दिखाया गया है। 6.17। लोहे के परमाणु के इलेक्ट्रॉनों में से अधिकतम प्रिंसिपल क्वांटम संख्या ( एन= 4) केवल दो 4 हैं एस-इलेक्ट्रॉन। इसलिए, वे इस परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं। लोहे के परमाणु के बाहरी ऑर्बिटल्स सभी ऑर्बिटल्स हैं एन= 4, और बाहरी सबलेवल इन ऑर्बिटल्स, यानी 4 द्वारा गठित सभी सबलेवल हैं एस-,
4पी-, 4डी- और 4 एफ-ईपीयू।
बाहरी इलेक्ट्रॉन हमेशा वैलेंस होते हैं, इसलिए 4 एस-एक लोहे के परमाणु के इलेक्ट्रॉन वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। और यदि ऐसा है तो 3 डी-थोड़ी अधिक ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉन भी वैलेंस होंगे। भरे हुए परमाणु के अतिरिक्त लोहे के परमाणु के बाहरी स्तर पर 4 एस-एओ अभी भी मुक्त हैं 4 पी-, 4डी- और 4 एफ-एओ। ये सभी बाहरी हैं, लेकिन केवल 4 संयोजक हैं आर-एओ, चूंकि शेष ऑर्बिटल्स की ऊर्जा बहुत अधिक है, और इन ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति लोहे के परमाणु के लिए फायदेमंद नहीं है।
तो, लोहे का परमाणु
बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर - चौथा,
बाहरी उपस्तर - 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-ईपीयू,
बाहरी कक्षाएँ - 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-एओ,
बाहरी इलेक्ट्रॉन - दो 4 एस-इलेक्ट्रॉन (4 एस 2),
बाहरी इलेक्ट्रॉन परत चौथी है,
बाह्य इलेक्ट्रॉन मेघ - 4 एस-ईओ
संयोजी उपस्तर - 4 एस-, 4पी-, और 3 डी-ईपीयू,
वैलेंस ऑर्बिटल्स - 4 एस-, 4पी-, और 3 डी-एओ,
वैलेंस इलेक्ट्रॉन - दो 4 एस-इलेक्ट्रॉन (4 एस 2) और छह 3 डी-इलेक्ट्रॉन (3 डी 6).
वैलेंस उपस्तर आंशिक रूप से या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे जा सकते हैं, या वे बिल्कुल मुक्त रह सकते हैं। नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ, सभी उपस्तरों के ऊर्जा मूल्यों में कमी आती है, लेकिन एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रॉनों की बातचीत के कारण, अलग-अलग "गति" के साथ अलग-अलग उप-स्तरों की ऊर्जा घट जाती है। पूरी तरह से भरी हुई ऊर्जा डी- और एफ-उपस्तर इतने कम हो जाते हैं कि वे वैलेंस बन जाते हैं।
उदाहरण के तौर पर टाइटेनियम और आर्सेनिक के परमाणुओं पर विचार करें (चित्र 6.18)।
टाइटेनियम परमाणु 3 के मामले में डी-ईपीयू केवल आंशिक रूप से इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, और इसकी ऊर्जा 4 की ऊर्जा से अधिक होती है एस-ईपीयू, और 3 डी-इलेक्ट्रॉन वैलेंस हैं। आर्सेनिक परमाणु पर 3 डी-EPU पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, और इसकी ऊर्जा ऊर्जा 4 से बहुत कम होती है एस-ईपीयू, और इसलिए 3 डी-इलेक्ट्रॉन वैलेंस नहीं हैं।
इन उदाहरणों में, हमने विश्लेषण किया वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशनटाइटेनियम और आर्सेनिक परमाणु।
एक परमाणु की वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को इस रूप में दर्शाया गया है वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, या रूप में वैलेंस सबलेवल का ऊर्जा आरेख.
वैलेंस इलेक्ट्रॉन, बाहरी इलेक्ट्रॉन, वैलेंस ईपीयू, वैलेंस एओ, एटम का वैलेंस इलेक्ट्रॉन कॉन्फ़िगरेशन, वैलेंस इलेक्ट्रॉन फॉर्मूला, वैलेंस सबलेवल डायग्राम।
1. आपके द्वारा संकलित ऊर्जा आरेखों पर और परमाणुओं के पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, बाहरी और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को इंगित करते हैं। इन परमाणुओं की संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। ऊर्जा आरेखों पर, वैलेंस उपस्तरों के ऊर्जा आरेखों के अनुरूप भागों को हाइलाइट करें।
2. परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के बीच क्या सामान्य है a) Li और Na, B और Al, O और S, Ne और Ar; बी) Zn और Mg, Sc और Al, Cr और S, Ti और Si; c) H और He, Li और O, K और Kr, Sc और Ga। उनके अंतर क्या हैं
3. तत्वों में से प्रत्येक के एक परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में कितने वैलेंस सबलेवल हैं: ए) हाइड्रोजन, हीलियम और लिथियम, बी) नाइट्रोजन, सोडियम और सल्फर, सी) पोटेशियम, कोबाल्ट और जर्मेनियम
4. a) बोरॉन, b) फ्लोरीन, c) सोडियम के परमाणु में कितने वैलेंस ऑर्बिटल्स पूरी तरह से भरे हुए हैं?
5. एक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ कितने ऑर्बिटल्स होते हैं a) बोरॉन, b) फ्लोरीन, c) आयरन
6. एक मैंगनीज परमाणु के कितने मुक्त बाह्य कक्षक होते हैं? कितने फ्री वैलेंस?
7. अगले पाठ के लिए, 20 मिमी चौड़ी कागज की एक पट्टी तैयार करें, इसे कोशिकाओं (20 × 20 मिमी) में विभाजित करें, और इस पट्टी पर (हाइड्रोजन से मीटनेरियम तक) तत्वों की एक प्राकृतिक श्रृंखला लागू करें।
8. प्रत्येक सेल में, तत्व का प्रतीक, उसकी क्रम संख्या और वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र रखें, जैसा कि अंजीर में दिखाया गया है। 6.19 (परिशिष्ट 4 का प्रयोग करें)।
6.8। उनके इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना के अनुसार परमाणुओं का व्यवस्थितकरण
रासायनिक तत्वों का व्यवस्थितकरण तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला पर आधारित है
और इलेक्ट्रॉन गोले की समानता का सिद्धांतउनके परमाणु।
आप पहले से ही रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रेणी से परिचित हैं। अब आइए इलेक्ट्रॉन के गोले की समानता के सिद्धांत से परिचित हों।
एनआरई में परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों को ध्यान में रखते हुए, यह पता लगाना आसान है कि कुछ परमाणुओं के लिए वे केवल मुख्य क्वांटम संख्या के मूल्यों में भिन्न होते हैं। उदाहरण के लिए, 1 एस 1 हाइड्रोजन के लिए, 2 एसलिथियम के लिए 1, 3 एस 1 सोडियम आदि के लिए या 2 एस 2 2पीफ्लोरीन के लिए 5, 3 एस 2 3पी 5 क्लोरीन के लिए, 4 एस 2 4पीब्रोमीन आदि के लिए 5। इसका मतलब है कि ऐसे परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादलों के बाहरी क्षेत्र आकार में बहुत समान हैं और केवल आकार में भिन्न हैं (और निश्चित रूप से इलेक्ट्रॉन घनत्व में)। और यदि ऐसा है, तो ऐसे परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादल और उनके संगत संयोजी विन्यास कहे जा सकते हैं समान. समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास वाले विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के लिए हम लिख सकते हैं सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: एन एसपहले मामले में 1 और एन एस 2 एनपीदूसरे में 5। तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला के साथ चलते हुए, परमाणुओं के अन्य समूहों को समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन के साथ मिल सकता है।
इस प्रकार, तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में, समान वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन वाले परमाणु नियमित रूप से होते हैं.
यह इलेक्ट्रॉन के गोले की समानता का सिद्धांत है।
आइए इस नियमितता के रूप को प्रकट करने का प्रयास करें। ऐसा करने के लिए, हम आपके द्वारा बनाए गए तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला का उपयोग करेंगे।
NRE की शुरुआत हाइड्रोजन से होती है, जिसका वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला 1 है एस 1। समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन की खोज में, हम सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र वाले तत्वों के सामने तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला को काटते हैं एन एस 1 (यानी, लिथियम से पहले, सोडियम से पहले, आदि)। हमें तत्वों के तथाकथित "अवधि" प्राप्त हुए हैं। आइए परिणामी "पीरियड्स" को जोड़ते हैं ताकि वे तालिका पंक्तियाँ बन जाएँ (चित्र 6.20 देखें)। नतीजतन, तालिका के पहले दो स्तंभों के परमाणुओं में ही ऐसे इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होंगे।
आइए तालिका के अन्य स्तंभों में वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन की समानता प्राप्त करने का प्रयास करें। ऐसा करने के लिए, हमने छठे और सातवें आवर्त से 58 - 71 और 90 -103 संख्या वाले तत्वों को काट दिया (उनके पास 4 आवर्त हैं)। एफ- और 5 एफ-उपस्तर) और उन्हें टेबल के नीचे रखें। चित्र में दिखाए अनुसार शेष तत्वों के प्रतीकों को क्षैतिज रूप से स्थानांतरित कर दिया जाएगा। उसके बाद, तालिका के एक ही कॉलम में तत्वों के परमाणुओं में समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन होंगे, जिन्हें सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में व्यक्त किया जा सकता है: एन एस 1 , एन एस 2 , एन एस 2 (एन–1)डी 1 , एन एस 2 (एन–1)डी 2 और इतने पर एन एस 2 एनपी 6. सामान्य वैलेंस फ़ार्मुलों से सभी विचलन उसी कारण से समझाए जाते हैं जैसे क्रोमियम और तांबे के मामले में (पैराग्राफ 6.6 देखें)।
जैसा कि आप देख सकते हैं, एनआरई का उपयोग करके और इलेक्ट्रॉन गोले की समानता के सिद्धांत को लागू करके, हम रासायनिक तत्वों को व्यवस्थित करने में कामयाब रहे। रासायनिक तत्वों की ऐसी प्रणाली कहलाती है प्राकृतिक, क्योंकि यह पूरी तरह से प्रकृति के नियमों पर आधारित है। हमें प्राप्त तालिका (चित्र 6.21) तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली को रेखांकन करने के तरीकों में से एक है और इसे कहा जाता है रासायनिक तत्वों की लंबी अवधि तालिका।
इलेक्ट्रॉनिक गोले की समानता का सिद्धांत, रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली ("आवधिक" प्रणाली), रासायनिक तत्वों की तालिका।
6.9। रासायनिक तत्वों की लंबी अवधि तालिका
आइए रासायनिक तत्वों की लंबी अवधि की तालिका की संरचना से अधिक विस्तार से परिचित हों।
जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, इस तालिका की पंक्तियों को तत्वों का "आवर्त" कहा जाता है। आवर्त 1 से 7 तक अरबी अंकों से गिने जाते हैं। प्रथम आवर्त में केवल दो तत्व हैं। दूसरे और तीसरे आवर्त, जिनमें प्रत्येक में आठ तत्व होते हैं, कहलाते हैं छोटाअवधि। चौथा और पाँचवाँ आवर्त, जिसमें प्रत्येक में 18 तत्व होते हैं, कहलाते हैं लंबाअवधि। छठा और सातवाँ आवर्त, जिसमें प्रत्येक में 32 तत्व होते हैं, कहलाते हैं लंबे समय के अतिरिक्तअवधि।
इस टेबल के कॉलम कहलाते हैं समूहतत्व। समूह संख्याओं को लैटिन अक्षरों A या B के साथ रोमन अंकों द्वारा दर्शाया जाता है।
कुछ समूहों के तत्वों के अपने सामान्य (समूह) नाम होते हैं: IA समूह के तत्व (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - क्षारीय तत्व(या क्षार धातु तत्व); समूह IIA तत्व (Ca, Sr, Ba और Ra) - क्षारीय पृथ्वी तत्व(या क्षारीय पृथ्वी धातु तत्व)(नाम "क्षार धातु" और क्षारीय पृथ्वी धातु "संबंधित तत्वों द्वारा गठित सरल पदार्थों को संदर्भित करते हैं और तत्वों के समूह के नाम के रूप में उपयोग नहीं किए जाने चाहिए); समूह VIA तत्व (O, S, Se, Te, Po) - काल्कोजन, समूह VIIA के तत्व (F, Cl, Br, I, At) – हैलोजन, समूह VIIIA के तत्व (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – महान गैस तत्व(पारंपरिक नाम "उत्कृष्ट गैस" सरल पदार्थों पर भी लागू होता है)
58-71 (Ce-Lu) सीरियल नंबर के साथ आमतौर पर टेबल के निचले हिस्से में रखे गए तत्वों को कहा जाता है लैंथेनाइड्स("निम्नलिखित लेण्टेनियुम"), और क्रम संख्या 90 - 103 (थ - एलआर) वाले तत्व - एक्टिनाइड्स("एक्टिनियम के बाद")। लंबी अवधि की तालिका का एक प्रकार है, जिसमें एनआरई से लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स काटे नहीं जाते हैं, लेकिन अतिरिक्त लंबी अवधि में अपने स्थान पर बने रहते हैं। इस तालिका को कभी-कभी कहा जाता है अतिरिक्त लंबी अवधि.
दीर्घ आवर्त सारणी को चार भागों में बांटा गया है अवरोध पैदा करना(या अनुभाग)।
एस ब्लॉकसामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों वाले IA और IIA समूहों के तत्व शामिल हैं एन एस 1 और एन एस 2
(एस-तत्व).
पी-ब्लॉकसामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के साथ समूह IIIA से VIIIA तक के तत्व शामिल हैं एन एस 2 एनपी 1 से एन एस 2 एनपी 6 (पी तत्वों).
डी-ब्लॉक IIIB से IIB समूह के तत्वों को सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों से शामिल करता है एन एस 2 (एन–1)डी 1 से एन एस 2 (एन–1)डी 10 (डी-तत्व).
एफ ब्लॉकलैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं ( f-तत्व).
तत्वों एस- और पी-ब्लॉक ए-समूह और तत्व बनाते हैं डी-ब्लॉक - रासायनिक तत्वों की एक प्रणाली का बी-समूह। सभी एफ-तत्वों को औपचारिक रूप से समूह IIIB में शामिल किया गया है।
प्रथम आवर्त के तत्व - हाइड्रोजन तथा हीलियम - हैं एस-तत्व और IA और IIA समूहों में रखे जा सकते हैं। लेकिन हीलियम को अक्सर समूह VIIIA में उस तत्व के रूप में रखा जाता है जिसके साथ अवधि समाप्त होती है, जो पूरी तरह से इसके गुणों के अनुरूप है (हीलियम, इस समूह के तत्वों द्वारा गठित अन्य सभी सरल पदार्थों की तरह, एक महान गैस है)। हाइड्रोजन को अक्सर समूह VIIA में रखा जाता है, क्योंकि इसके गुण क्षारीय तत्वों की तुलना में हैलोजन के अधिक निकट होते हैं।
सिस्टम की प्रत्येक अवधि एक ऐसे तत्व से शुरू होती है जिसमें परमाणुओं की वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन होती है एन एस 1, चूंकि यह इन परमाणुओं से है कि अगली इलेक्ट्रॉन परत का निर्माण शुरू होता है, और परमाणुओं के संयोजी विन्यास वाले तत्व के साथ समाप्त होता है एन एस 2 एनपी 6 (पहली अवधि को छोड़कर)। इससे ऊर्जा आरेख में उपस्तरों के समूहों की पहचान करना आसान हो जाता है जो प्रत्येक अवधि के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं (चित्र 6.22)। चित्र 6.4 की आपके द्वारा बनाई गई प्रतिलिपि में दर्शाए गए सभी उपस्तरों के साथ यह कार्य करें। चित्र 6.22 में हाइलाइट किए गए सबलेवल (पूरी तरह से भरे हुए को छोड़कर डी- और एफ-sublevels) किसी निश्चित अवधि के सभी तत्वों के परमाणुओं के लिए वैलेंस हैं।
पीरियड्स में दिखना एस-, पी-, डी- या एफ-तत्व भरने के क्रम के साथ पूरी तरह से संगत हैं एस-, पी-, डी- या एफ- इलेक्ट्रॉनों के उपस्तर। तत्वों की प्रणाली की यह विशेषता, अवधि और समूह को जानने की अनुमति देती है, जिसमें एक दिया गया तत्व शामिल है, इसके वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को तुरंत लिखने के लिए।
रासायनिक तत्वों, ब्लॉकों, अवधियों, समूहों, क्षारीय तत्वों, क्षारीय पृथ्वी तत्वों, चाकोजेन्स, हैलोजेन्स, नोबल गैस तत्वों, लैंथेनोइड्स, एक्टिनोइड्स की लंबी अवधि की तालिका।
तत्वों के परमाणुओं के सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें a) IVA और IVB समूह, b) IIIA और VIIB समूह?
2. तत्वों A और B समूहों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में क्या समानता है? वे कैसे भिन्न हैं?
3. तत्वों के कितने समूह शामिल हैं a) एस-ब्लॉक बी) आर-ब्लॉक, सी) डी-अवरोध पैदा करना?
4. उपस्तरों की ऊर्जा बढ़ाने की दिशा में चित्र 30 को जारी रखें और उपस्तरों के समूहों का चयन करें जो 4, 5वें और 6वें आवर्त में इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए हैं।
5. परमाणुओं के वैलेंस सबलेवल की सूची बनाएं a) कैल्शियम, b) फॉस्फोरस, c) टाइटेनियम, d) क्लोरीन, e) सोडियम। 6. बताएं कि एस-, पी- और डी-तत्व एक दूसरे से कैसे भिन्न होते हैं।
7. बताएं कि परमाणु किसी भी तत्व से संबंधित क्यों है, यह नाभिक में प्रोटॉन की संख्या से निर्धारित होता है, न कि इस परमाणु के द्रव्यमान से।
8. लिथियम, एल्युमिनियम, स्ट्रोंटियम, सेलेनियम, आयरन और लेड के परमाणुओं के लिए, वैलेंस, पूर्ण और संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं और वैलेंस उपस्तरों के ऊर्जा आरेख बनाएं। 9. किन तत्वों के परमाणु निम्नलिखित वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूले के अनुरूप हैं: 3 एस 1 , 4एस 1 3डी 1, 2s 2 2 पी 6 , 5एस 2 5पी 2 , 5एस 2 4डी 2 ?
6.10। परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के प्रकार। उनके संकलन के लिए एल्गोरिथ्म
विभिन्न उद्देश्यों के लिए, हमें या तो परमाणु के पूर्ण या संयोजी विन्यास को जानने की आवश्यकता है। इनमें से प्रत्येक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को सूत्र और ऊर्जा आरेख दोनों द्वारा दर्शाया जा सकता है। वह है, परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक विन्यासव्यक्त परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या एक परमाणु का पूर्ण ऊर्जा आरेख. इसकी बारी में, एक परमाणु का वैलेंस इलेक्ट्रॉन विन्यासव्यक्त वैलेंस(या, जैसा कि अक्सर कहा जाता है, " छोटा ") परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या एक परमाणु के वैलेंस सबलेवल का आरेख(चित्र। 6.23)।
पहले, हमने तत्वों की क्रम संख्या का उपयोग करके परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाए। उसी समय, हमने ऊर्जा आरेख के अनुसार इलेक्ट्रॉनों के साथ उप-स्तरों को भरने का क्रम निर्धारित किया: 1 एस, 2एस,
2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी,
6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एसऔर इसी तरह। और केवल पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखकर ही हम संयोजी सूत्र भी लिख सकते हैं।
अवधि-समूह निर्देशांक के अनुसार, रासायनिक तत्वों की प्रणाली में तत्व की स्थिति के आधार पर, परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को लिखना अधिक सुविधाजनक है, जिसका उपयोग अक्सर किया जाता है।
आइए विस्तार से विचार करें कि यह तत्वों के लिए कैसे किया जाता है एस-, पी- और डी-ब्लॉक।
तत्वों के लिए एस-ब्लॉक वैलेंस एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में तीन प्रतीक होते हैं। सामान्य तौर पर, इसे इस तरह लिखा जा सकता है:
पहले स्थान पर (एक बड़ी कोशिका के स्थान पर) आवर्त संख्या (इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर) है एस-इलेक्ट्रॉन), और तीसरे पर (सुपरस्क्रिप्ट में) - समूह की संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर)। एक उदाहरण के रूप में एक मैग्नीशियम परमाणु (तीसरी अवधि, समूह IIA) को लेते हुए, हम प्राप्त करते हैं:
तत्वों के लिए पी-ब्लॉक वैलेंस एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में छह वर्ण होते हैं:
यहाँ बड़ी कोशिकाओं के स्थान पर आवर्त संख्या भी लगाई जाती है (इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर)। एस- और पी-इलेक्ट्रॉन), और समूह संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर) सुपरस्क्रिप्ट के योग के बराबर होती है। ऑक्सीजन परमाणु (द्वितीय अवधि, VIA समूह) के लिए हमें मिलता है:
2एस 2 2पी 4 .
अधिकांश तत्वों का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र डीब्लॉक को इस प्रकार लिखा जा सकता है:
जैसा कि पिछले मामलों में, यहां पहले सेल के बजाय, अवधि संख्या डाली जाती है (इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर एस-इलेक्ट्रॉन)। इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बाद से दूसरी सेल में संख्या एक कम हो जाती है डी-इलेक्ट्रॉन। यहां समूह संख्या भी सूचकांकों के योग के बराबर है। एक उदाहरण टाइटेनियम (चौथी अवधि, IVB समूह) का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है: 4 एस 2 3डी 2 .
समूह संख्या सूचकांकों के योग के बराबर है और VIB समूह के तत्वों के लिए है, लेकिन वे, जैसा कि आपको याद है, वैलेंस पर एस-सबलेवल में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, और सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र होता है एन एस 1 (एन–1)डी 5। इसलिए, मोलिब्डेनम (पांचवीं अवधि) की वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, उदाहरण के लिए, 5 है एस 1 4डी 5 .
IB समूह के किसी भी तत्व का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाना भी आसान है, उदाहरण के लिए, सोना (छठी अवधि)>–>6 एस 1 5डी 10, लेकिन इस मामले में आपको यह याद रखना होगा डी- इस समूह के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन अभी भी वैलेंस बने हुए हैं, और उनमें से कुछ रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं।
वर्ग IIB तत्वों के परमाणुओं की सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है - एन एस 2 (एन – 1)डी 10। इसलिए, वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, उदाहरण के लिए, जिंक परमाणु का 4 है एस 2 3डी 10 .
पहले त्रय (Fe, Co और Ni) के तत्वों के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र भी सामान्य नियमों का पालन करते हैं। लौह, समूह VIIIB का एक तत्व, 4 का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है एस 2 3डी 6. कोबाल्ट परमाणु में एक है डी-इलेक्ट्रॉन अधिक (4 एस 2 3डी 7), जबकि निकल परमाणु में दो (4 एस 2 3डी 8).
संयोजक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखने के लिए केवल इन्हीं नियमों का प्रयोग करके कुछ परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की रचना करना असंभव है डी-तत्व (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), क्योंकि उनमें, अत्यधिक सममित इलेक्ट्रॉन गोले की प्रवृत्ति के कारण, इलेक्ट्रॉनों के साथ वैलेंस उपस्तरों को भरने में कुछ अतिरिक्त विशेषताएं होती हैं।
संयोजी इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को जानने के बाद, परमाणु का पूरा इलेक्ट्रॉनिक सूत्र भी लिख सकते हैं (नीचे देखें)।
अक्सर, बोझिल पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूले के बजाय, वे लिख देते हैं संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्रपरमाणु। उन्हें इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में संकलित करने के लिए, वैलेंस को छोड़कर परमाणु के सभी इलेक्ट्रॉनों का चयन किया जाता है, उनके प्रतीकों को वर्ग कोष्ठक में रखा जाता है और पिछले तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अनुरूप इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का हिस्सा होता है। अवधि (उत्कृष्ट गैस बनाने वाला तत्व) को इस परमाणु के प्रतीक द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है।
तालिका 14 में विभिन्न प्रकार के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के उदाहरण दिखाए गए हैं।
तालिका 14 परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के उदाहरण
इलेक्ट्रॉनिक सूत्र |
|||
संक्षिप्त |
वैलेंस |
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1एस 2 2एस 2 2पी 3 |
2एस 2 2पी 3 |
2एस 2 2पी 3 |
|
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 5 |
3एस 2 3पी 5 |
3एस 2 3पी 5 |
|
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 5 |
4एस 2 3डी 5 |
4एस 2 3डी 5 |
|
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 3 |
4एस 2 4पी 3 |
4एस 2 4पी 3 |
|
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 6 |
4एस 2 4पी 6 |
4एस 2 4पी 6 |
|
परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों को संकलित करने के लिए एल्गोरिथम (आयोडीन परमाणु के उदाहरण पर)
№ |
कार्यवाही |
परिणाम |
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तत्वों की तालिका में परमाणु के निर्देशांक निर्धारित करें। |
अवधि 5, समूह VIIA |
||
वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखें। |
5एस 2 5पी 5 |
||
आंतरिक इलेक्ट्रॉनों के प्रतीकों को उस क्रम में जोड़ें जिसमें वे उपस्तर भरते हैं। |
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 5एस 2 4डी 10 5पी 5 |
||
पूरी तरह से भरे हुए की ऊर्जा में कमी को ध्यान में रखते हुए डी- और एफ- उपस्तर, पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें। |
|
||
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को लेबल करें। |
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 6 4डी 10 5एस 2 5पी 5 |
||
पूर्ववर्ती नोबल गैस परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का चयन करें। |
|||
सभी को वर्गाकार कोष्ठकों में मिलाकर संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए गैर वैलेंटइलेक्ट्रॉनों। |
5एस 2 5पी 5 |
टिप्पणियाँ
1. दूसरी और तीसरी अवधि के तत्वों के लिए, तीसरा ऑपरेशन (चौथे के बिना) तुरंत एक पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की ओर जाता है।
2. (एन – 1)डी 10 - IB समूह के तत्वों के परमाणुओं पर इलेक्ट्रॉन वैलेंस रहते हैं।
पूरा इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला की रचना के लिए एल्गोरिथम।
1. तत्व के परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की रचना करें a) तीसरे A समूह की दूसरी अवधि, b) दूसरे A समूह की तीसरी अवधि, c) चौथे A समूह की चौथी अवधि।
2. मैग्नीशियम, फास्फोरस, पोटेशियम, लोहा, ब्रोमीन और आर्गन परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं।
6.11। रासायनिक तत्वों की लघु अवधि तालिका
तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली की खोज के बाद से 100 से अधिक वर्षों में, सबसे विविध तालिकाओं में से कई सौ प्रस्तावित किए गए हैं जो इस प्रणाली को ग्राफिक रूप से दर्शाते हैं। इनमें से, लंबी अवधि की तालिका के अलावा, डी। आई। मेंडेलीव के तत्वों की तथाकथित लघु अवधि तालिका सबसे व्यापक रूप से उपयोग की जाती है। यदि आईबी समूह के तत्वों के सामने चौथे, पांचवें, छठे और सातवें आवर्तों को काट दिया जाता है, अलग कर दिया जाता है और परिणामी पंक्तियों को उसी तरह जोड़ा जाता है जैसे हम एक छोटी अवधि की तालिका प्राप्त करते हैं अवधि पहले जोड़ा गया। परिणाम चित्र 6.24 में दिखाया गया है।
लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स को भी यहां मुख्य टेबल के नीचे रखा गया है।
में समूहइस तालिका में ऐसे तत्व हैं जिनके परमाणु हैं वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की समान संख्याइससे कोई फर्क नहीं पड़ता कि ये इलेक्ट्रॉन किस कक्षा में हैं। तो, तत्व क्लोरीन (एक विशिष्ट तत्व जो एक गैर-धातु बनाता है; 3 एस 2 3पी 5) और मैंगनीज (धातु बनाने वाला तत्व; 4 एस 2 3डी 5), इलेक्ट्रॉन के गोले की समानता नहीं रखते, यहाँ उसी सातवें समूह में आते हैं। ऐसे तत्वों के बीच अंतर करने की आवश्यकता समूहों में अलग करना आवश्यक बनाती है उपसमूहों: मुख्य- लंबी अवधि की तालिका के ए-समूहों के अनुरूप और दुष्प्रभावबी-समूहों के अनुरूप हैं। चित्र 34 में, मुख्य उपसमूहों के तत्वों के प्रतीकों को बाईं ओर स्थानांतरित कर दिया गया है, और द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के प्रतीकों को दाईं ओर स्थानांतरित कर दिया गया है।
सच है, तालिका में तत्वों की ऐसी व्यवस्था के भी अपने फायदे हैं, क्योंकि यह वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या है जो मुख्य रूप से एक परमाणु की वैलेंस क्षमताओं को निर्धारित करती है।
लंबी अवधि की तालिका परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के नियमों को दर्शाती है, तत्वों के समूहों द्वारा सरल पदार्थों और यौगिकों के गुणों में परिवर्तन की समानता और पैटर्न, परमाणुओं, सरल पदार्थों और यौगिकों की विशेषता वाली कई भौतिक मात्राओं में नियमित परिवर्तन तत्वों की प्रणाली भर में, और भी बहुत कुछ। इस संबंध में लघु आवर्त सारणी कम सुविधाजनक है।
शॉर्ट-पीरियड टेबल, मुख्य उप-समूह, माध्यमिक उप-समूह।
1. तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला से आपके द्वारा बनाई गई लंबी अवधि की तालिका को एक छोटी अवधि की तालिका में परिवर्तित करें। रिवर्स ट्रांसफॉर्मेशन करें।
2. क्या लघु आवर्त सारणी के एक समूह के तत्वों के परमाणुओं का सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाना संभव है? क्यों?
6.12। परमाणु आकार। कक्षीय त्रिज्या
.परमाणु की कोई स्पष्ट सीमा नहीं है। एक पृथक परमाणु का आकार क्या माना जाता है? एक परमाणु का नाभिक एक इलेक्ट्रॉन खोल से घिरा होता है, और खोल में इलेक्ट्रॉन बादल होते हैं। ईओ का आकार त्रिज्या द्वारा विशेषता है आरऊ। बाहरी परत के सभी बादलों की त्रिज्या लगभग समान होती है। इसलिए, इस त्रिज्या द्वारा एक परमाणु के आकार की विशेषता हो सकती है। यह कहा जाता है एक परमाणु की कक्षीय त्रिज्या(आर 0).
परिशिष्ट 5 में परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या के मान दिए गए हैं।
ईओ की त्रिज्या नाभिक के आवेश पर निर्भर करती है और इस बादल को बनाने वाले इलेक्ट्रॉन किस कक्षीय पर स्थित है। नतीजतन, एक परमाणु की कक्षीय त्रिज्या भी इन्हीं विशेषताओं पर निर्भर करती है।
हाइड्रोजन और हीलियम परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले पर विचार करें। हाइड्रोजन परमाणु और हीलियम परमाणु दोनों में, इलेक्ट्रॉन 1 पर स्थित होते हैं एस-एओ, और उनके बादलों का आकार समान होगा यदि इन परमाणुओं के नाभिक के आवेश समान होते। लेकिन एक हीलियम परमाणु के नाभिक का आवेश हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक के आवेश का दोगुना होता है। कूलम्ब के नियम के अनुसार, हीलियम परमाणु के प्रत्येक इलेक्ट्रॉन पर कार्य करने वाला आकर्षण बल हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक के लिए इलेक्ट्रॉन के आकर्षण बल का दोगुना होता है। इसलिए, हीलियम परमाणु की त्रिज्या हाइड्रोजन परमाणु की त्रिज्या से बहुत कम होनी चाहिए। यह सच है: आर 0 (वह) / आर 0 (एच) \u003d 0.291 ई / 0.529 ई 0.55।
लिथियम परमाणु में 2 पर एक बाहरी इलेक्ट्रॉन होता है एस-एओ, यानी दूसरी परत का बादल बनाता है। स्वाभाविक रूप से, इसका दायरा बड़ा होना चाहिए। वास्तव में: आर 0 (ली) = 1.586 ई।
द्वितीय आवर्त के शेष तत्वों के परमाणुओं में बाह्य इलेक्ट्रॉन होते हैं (और 2 एस, और 2 पी) को उसी दूसरी इलेक्ट्रॉन परत में रखा जाता है, और इन परमाणुओं के नाभिक का आवेश बढ़ते क्रमांक के साथ बढ़ता जाता है। इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर अधिक मजबूती से आकर्षित होते हैं, और स्वाभाविक रूप से परमाणुओं की त्रिज्या कम हो जाती है। हम अन्य अवधियों के तत्वों के परमाणुओं के लिए इन तर्कों को दोहरा सकते हैं, लेकिन एक स्पष्टीकरण के साथ: कक्षीय त्रिज्या नीरस रूप से केवल तभी घटती है जब प्रत्येक उपस्तर भर जाता है।
लेकिन यदि हम विवरणों की उपेक्षा करते हैं, तो तत्वों की एक प्रणाली में परमाणुओं के आकार में परिवर्तन की सामान्य प्रकृति इस प्रकार है: एक अवधि में क्रम संख्या में वृद्धि के साथ, परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या कम हो जाती है, और एक समूह में वे बढ़ते हैं। सबसे बड़ा परमाणु एक सीज़ियम परमाणु है, और सबसे छोटा एक हीलियम परमाणु है, लेकिन उन तत्वों के परमाणु जो रासायनिक यौगिक बनाते हैं (हीलियम और नियॉन उन्हें नहीं बनाते हैं), सबसे छोटा फ्लोरीन परमाणु है।
लैंथेनाइड्स के बाद प्राकृतिक श्रृंखला में खड़े तत्वों के अधिकांश परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या सामान्य कानूनों के आधार पर किसी की अपेक्षा से कुछ छोटी होती है। यह इस तथ्य के कारण है कि तत्वों की प्रणाली में 14 लैंथेनाइड्स लैंथेनम और हेफ़नियम के बीच स्थित हैं, और, परिणामस्वरूप, हेफ़नियम परमाणु का परमाणु प्रभार 14 है इलेण्टेनियुम से अधिक। इसलिए, इन परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर अधिक मजबूती से आकर्षित होते हैं, क्योंकि वे लैंथेनाइड्स की अनुपस्थिति में आकर्षित होते हैं (इस प्रभाव को अक्सर "लैंथेनाइड संकुचन" कहा जाता है)।
कृपया ध्यान दें कि समूह VIIIA के तत्वों के परमाणुओं से समूह IA के तत्वों के परमाणुओं में जाने पर, कक्षीय त्रिज्या अचानक बढ़ जाती है। नतीजतन, प्रत्येक अवधि के पहले तत्वों की हमारी पसंद (देखें § 7) सही निकली।
परमाणु की कक्षीय त्रिज्या, तत्वों की प्रणाली में इसका परिवर्तन।
1. परिशिष्ट 5 में दिए गए आँकड़ों के अनुसार, ग्राफ़ पेपर पर परमाणु की कक्षीय त्रिज्या की निर्भरता वाले तत्वों के क्रम संख्या पर प्लॉट करें जेड 1 से 40 तक। क्षैतिज अक्ष की लंबाई 200 मिमी है, ऊर्ध्वाधर अक्ष की लंबाई 100 मिमी है।
2. आप परिणामी टूटी हुई रेखा के रूप को कैसे चित्रित कर सकते हैं?
6.13। एक परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा
यदि आप एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन को अतिरिक्त ऊर्जा देते हैं (आप भौतिकी पाठ्यक्रम से यह करना सीखेंगे), तो इलेक्ट्रॉन दूसरे AO में जा सकता है, अर्थात परमाणु समाप्त हो जाएगा उत्साहित राज्य. यह स्थिति अस्थिर है, और इलेक्ट्रॉन लगभग तुरंत अपनी मूल स्थिति में वापस आ जाएगा, और अतिरिक्त ऊर्जा निकल जाएगी। लेकिन अगर इलेक्ट्रॉन को प्रदान की जाने वाली ऊर्जा काफी बड़ी है, तो इलेक्ट्रॉन परमाणु से पूरी तरह से अलग हो सकता है, जबकि परमाणु आयनित, अर्थात्, यह एक सकारात्मक रूप से आवेशित आयन में बदल जाता है ( कटियन). इसे करने के लिए आवश्यक ऊर्जा कहलाती है एक परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा(इऔर)।
एक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को फाड़ना और इसके लिए आवश्यक ऊर्जा को मापना काफी कठिन है, इसलिए यह व्यावहारिक रूप से निर्धारित और उपयोग किया जाता है दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा(ई और एम)।
मोलर आयनीकरण ऊर्जा दर्शाती है कि परमाणुओं के 1 मोल (प्रत्येक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन) से 1 मोल इलेक्ट्रॉनों को अलग करने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा क्या है। यह मान आमतौर पर किलोजूल प्रति मोल में मापा जाता है। अधिकांश तत्वों के लिए पहले इलेक्ट्रॉन की दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा के मान परिशिष्ट 6 में दिए गए हैं।
किसी परमाणु की आयनन ऊर्जा तत्वों के निकाय में तत्व की स्थिति पर कैसे निर्भर करती है, अर्थात यह समूह और आवर्त में कैसे बदलती है?
भौतिक दृष्टि से, आयनीकरण ऊर्जा उस कार्य के बराबर होती है, जिसे किसी परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को एक परमाणु से एक अनंत दूरी तक ले जाने पर एक इलेक्ट्रॉन के आकर्षण बल पर काबू पाने के लिए खर्च किया जाना चाहिए।
कहाँ क्यूएक इलेक्ट्रॉन का प्रभार है, क्यूएक इलेक्ट्रॉन को हटाने के बाद शेष धनायन का आवेश है, और आर o परमाणु की कक्षीय त्रिज्या है।
और क्यू, और क्यूस्थिर मान हैं, और यह निष्कर्ष निकाला जा सकता है कि, एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने का कार्य ए, और इसके साथ आयनीकरण ऊर्जा इऔर, परमाणु की कक्षीय त्रिज्या के व्युत्क्रमानुपाती होते हैं।
विभिन्न तत्वों के परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या के मूल्यों और परिशिष्ट 5 और 6 में दिए गए आयनीकरण ऊर्जा के संबंधित मूल्यों का विश्लेषण करने के बाद, आप देख सकते हैं कि इन मूल्यों के बीच संबंध आनुपातिक के करीब है, लेकिन कुछ हद तक उससे अलग। हमारा निष्कर्ष प्रयोगात्मक डेटा के साथ अच्छी तरह से सहमत नहीं होने का कारण यह है कि हमने एक बहुत ही कच्चे मॉडल का उपयोग किया है जो कई महत्वपूर्ण कारकों को ध्यान में नहीं रखता है। लेकिन इस मोटे मॉडल ने भी हमें सही निष्कर्ष निकालने की अनुमति दी कि कक्षीय त्रिज्या में वृद्धि के साथ, परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा कम हो जाती है और, इसके विपरीत, त्रिज्या में कमी के साथ, यह बढ़ जाती है।
चूंकि क्रम संख्या में वृद्धि के साथ एक अवधि में परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या घट जाती है, इसलिए आयनीकरण ऊर्जा बढ़ जाती है। एक समूह में, जैसे-जैसे परमाणु संख्या बढ़ती है, परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या, एक नियम के रूप में, बढ़ती है, और आयनीकरण ऊर्जा घट जाती है। उच्चतम दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा सबसे छोटे परमाणुओं, हीलियम परमाणुओं (2372 kJ/mol), और रासायनिक बंधन बनाने में सक्षम परमाणुओं में, फ्लोरीन परमाणुओं (1681 kJ/mol) में होती है। सबसे छोटे परमाणुओं के लिए सबसे छोटा है, सीज़ियम परमाणु (376 kJ/mol)। तत्वों की एक प्रणाली में, बढ़ती आयनीकरण ऊर्जा की दिशा को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दिखाया जा सकता है: 
रसायन विज्ञान में, यह महत्वपूर्ण है कि आयनीकरण ऊर्जा "अपने" इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए एक परमाणु की प्रवृत्ति को दर्शाती है: आयनीकरण ऊर्जा जितनी अधिक होगी, परमाणु इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए उतना ही कम इच्छुक होगा, और इसके विपरीत।
उत्तेजित अवस्था, आयनीकरण, कटियन, आयनीकरण ऊर्जा, दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा, तत्वों की एक प्रणाली में आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन।
1. परिशिष्ट 6 में दिए गए आंकड़ों का उपयोग करते हुए, यह निर्धारित करें कि 1 ग्राम के कुल द्रव्यमान वाले सभी सोडियम परमाणुओं से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आपको कितनी ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता है।
2. परिशिष्ट 6 में दिए गए आंकड़ों का उपयोग करते हुए, निर्धारित करें कि समान द्रव्यमान के सभी पोटेशियम परमाणुओं की तुलना में 3 ग्राम द्रव्यमान वाले सभी सोडियम परमाणुओं से एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने के लिए कितनी बार अधिक ऊर्जा खर्च करने की आवश्यकता है। यह अनुपात समान परमाणुओं की दाढ़ आयनीकरण ऊर्जाओं के अनुपात से भिन्न क्यों है?
3. परिशिष्ट 6 में दिए गए आंकड़ों के अनुसार, तत्वों के लिए क्रम संख्या पर दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा की निर्भरता को प्लॉट करें जेड 1 से 40 तक। ग्राफ़ के आयाम पिछले पैराग्राफ के कार्य के समान हैं। देखें कि क्या यह ग्राफ़ तत्वों की प्रणाली की "अवधि" की पसंद से मेल खाता है।
6.14। इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा
.परमाणु की दूसरी सबसे महत्वपूर्ण ऊर्जा विशेषता है इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा(इसाथ)।
व्यवहार में, जैसा कि आयनीकरण ऊर्जा के मामले में, आमतौर पर संबंधित मोलर मात्रा का उपयोग किया जाता है - मोलर इलेक्ट्रॉन बंधुता ऊर्जा().
मोलर इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा दर्शाती है कि जब इलेक्ट्रॉनों का एक मोल तटस्थ परमाणुओं के एक मोल (प्रत्येक परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन) में जोड़ा जाता है तो कितनी ऊर्जा जारी होती है। दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा की तरह, यह मात्रा किलोजूल प्रति मोल में भी मापी जाती है।
पहली नज़र में, ऐसा लग सकता है कि इस मामले में ऊर्जा जारी नहीं की जानी चाहिए, क्योंकि एक परमाणु एक तटस्थ कण है, और एक तटस्थ परमाणु और एक नकारात्मक रूप से आवेशित इलेक्ट्रॉन के बीच कोई इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल नहीं होता है। इसके विपरीत, परमाणु के पास, इलेक्ट्रॉन, ऐसा प्रतीत होता है, उसी नकारात्मक रूप से आवेशित इलेक्ट्रॉनों द्वारा प्रतिकर्षित किया जाना चाहिए जो इलेक्ट्रॉन खोल बनाते हैं। वास्तव में यह सच नहीं है। याद रखें कि क्या आपने कभी परमाणु क्लोरीन से निपटा है। बिल्कुल नहीं। आखिरकार, यह बहुत उच्च तापमान पर ही मौजूद होता है। इससे भी अधिक स्थिर आणविक क्लोरीन व्यावहारिक रूप से प्रकृति में नहीं पाया जाता है - यदि आवश्यक हो, तो इसे रासायनिक प्रतिक्रियाओं का उपयोग करके प्राप्त करना होगा। और आपको हर समय सोडियम क्लोराइड (साधारण नमक) से निपटना पड़ता है। आखिरकार, टेबल नमक का सेवन हर दिन भोजन के साथ किया जाता है। और यह प्रकृति में काफी सामान्य है। लेकिन आखिरकार, टेबल नमक में क्लोराइड आयन होते हैं, यानी क्लोरीन परमाणु जो प्रत्येक "अतिरिक्त" इलेक्ट्रॉन को जोड़ते हैं। क्लोराइड आयनों की इस व्यापकता का एक कारण यह है कि क्लोरीन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों को संलग्न करने की प्रवृत्ति होती है, अर्थात जब क्लोरीन परमाणुओं और इलेक्ट्रॉनों से क्लोराइड आयन बनते हैं, तो ऊर्जा निकलती है।
ऊर्जा की रिहाई के कारणों में से एक आपको पहले से ही ज्ञात है - यह एकल आवेशित संक्रमण के दौरान क्लोरीन परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की समरूपता में वृद्धि के साथ जुड़ा हुआ है। ऋणायन. साथ ही, जैसा कि आपको याद है, ऊर्जा 3 पी- उपस्तर घटता है। और भी जटिल कारण हैं।
इस तथ्य के कारण कि कई कारक इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा के मूल्य को प्रभावित करते हैं, तत्वों की एक प्रणाली में इस मूल्य में परिवर्तन की प्रकृति आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति की तुलना में बहुत अधिक जटिल है। परिशिष्ट 7 में दी गई तालिका का विश्लेषण करके आप इसके प्रति आश्वस्त हो सकते हैं। लेकिन चूंकि इस मात्रा का मूल्य निर्धारित किया जाता है, सबसे पहले, उसी इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन द्वारा आयनीकरण ऊर्जा के मूल्यों के रूप में, फिर सिस्टम में इसका परिवर्तन तत्वों की संख्या (कम से कम A- समूहों में) सामान्य शब्दों में आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन के समान है, अर्थात, एक समूह में इलेक्ट्रॉन बंधुता की ऊर्जा घट जाती है, और एक अवधि में यह बढ़ जाती है। यह फ्लोरीन (328 kJ/mol) और क्लोरीन (349 kJ/mol) के परमाणुओं पर अधिकतम है। तत्वों की प्रणाली में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति से मिलती जुलती है, अर्थात इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में वृद्धि की दिशा को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दिखाया जा सकता है:
2. पिछले कार्यों की तरह क्षैतिज अक्ष के साथ समान पैमाने पर, तत्वों के परमाणुओं के लिए सीरियल नंबर पर इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की दाढ़ ऊर्जा की निर्भरता की साजिश करें जेडऐप 7 का उपयोग करके 1 से 40 तक।
3. ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन बंधुता ऊर्जाओं का भौतिक अर्थ क्या है?
4. क्यों, दूसरी अवधि के तत्वों के सभी परमाणुओं में, केवल बेरिलियम, नाइट्रोजन और नियॉन में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की दाढ़ ऊर्जा के नकारात्मक मूल्य हैं?
6.15। इलेक्ट्रॉनों को दान करने और प्राप्त करने के लिए परमाणुओं की प्रवृत्ति
आप पहले से ही जानते हैं कि एक परमाणु की अपने स्वयं के इलेक्ट्रॉनों को दान करने और विदेशी इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने की प्रवृत्ति इसकी ऊर्जा विशेषताओं (आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा) पर निर्भर करती है। अपने इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए कौन से परमाणु अधिक इच्छुक हैं, और कौन से अजनबी को स्वीकार करने के लिए अधिक इच्छुक हैं?
इस प्रश्न का उत्तर देने के लिए, तत्वों की प्रणाली में इन झुकावों में परिवर्तन के बारे में हम जो कुछ भी जानते हैं, उसे तालिका 15 में संक्षेप में प्रस्तुत करते हैं।
तालिका 15
तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते समय, ऊर्जा स्तर इंगित किए जाते हैं (मुख्य क्वांटम संख्या के मान एनसंख्या के रूप में - 1, 2, 3, आदि), ऊर्जा उपस्तर (कक्षीय क्वांटम संख्या के मान एलअक्षरों के रूप में एस, पी, डी, एफ) और सबसे ऊपर की संख्या किसी दिए गए सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करती है।
डीआई में पहला तत्व। मेंडेलीव हाइड्रोजन है, इसलिए, एक परमाणु के नाभिक का प्रभार एच 1 के बराबर, परमाणु में प्रति केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है एसप्रथम स्तर का उपस्तर। इसलिए, हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है:
दूसरा तत्व हीलियम है, इसके परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन हैं, इसलिए हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 2 है नहीं 1एस 2. पहली अवधि में केवल दो तत्व शामिल हैं, क्योंकि पहला ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, जो केवल 2 इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किया जा सकता है।
क्रम में तीसरा तत्व - लिथियम - पहले से ही दूसरी अवधि में है, इसलिए इसका दूसरा ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होना शुरू हो जाता है (हमने इसके बारे में ऊपर बात की थी)। इलेक्ट्रॉनों के साथ दूसरे स्तर का भरना शुरू होता है एस-सबलेवल, इसलिए लिथियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 3 है ली 1एस 2 2एस 1। बेरिलियम परमाणु में इलेक्ट्रॉन भरने का कार्य पूरा हो जाता है एस- उपस्तर: 4 वी 1एस 2 2एस 2 .
दूसरी अवधि के बाद के तत्वों के लिए, दूसरा ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा रहता है, केवल अब यह इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है आर- उपस्तर: 5 में 1एस 2 2एस 2 2आर 1 ; 6 साथ 1एस 2 2एस 2 2आर 2 … 10 नहीं 1एस 2 2एस 2 2आर 6 .
नियॉन परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भरने को पूरा करता है आर-उपस्तर, यह तत्व दूसरी अवधि को समाप्त करता है, इसमें आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं, तब से एस- और आर-उपस्तरों में केवल आठ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।
तीसरी अवधि के तत्वों में इलेक्ट्रॉनों के साथ तीसरे स्तर के ऊर्जा उपस्तरों को भरने का एक समान क्रम होता है। इस काल के कुछ तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र हैं:
11 ना 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 1 ; 12 एमजी 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 ; 13 अल 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 1 ;
14 सी 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 2 ;…; 18 एआर 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 .
तीसरी अवधि, दूसरी तरह, एक तत्व (आर्गन) के साथ समाप्त होती है, जो इलेक्ट्रॉनों के साथ भरने को पूरा करती है आर-उपस्तर, हालांकि तीसरे स्तर में तीन उपस्तर शामिल हैं ( एस, आर, डी). क्लेचकोवस्की के नियमों के अनुसार ऊर्जा उपस्तरों को भरने के उपरोक्त क्रम के अनुसार, उपस्तर 3 की ऊर्जा डीअधिक सबलेवल 4 ऊर्जा एसइसलिए, आर्गन के बाद पोटेशियम परमाणु और उसके बाद कैल्शियम परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भर जाता है एस- चौथे स्तर का सबलेवल:
19 को 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 ; 20 एसए 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 .
21वें तत्व से शुरू होकर - स्कैंडियम, तत्वों के परमाणुओं में, उपस्तर 3 इलेक्ट्रॉनों से भरना शुरू करता है डी. इन तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र हैं:
21 अनुसूचित जाति 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 1 ; 22 ती 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 2 .
24वें तत्व (क्रोमियम) और 29वें तत्व (तांबा) के परमाणुओं में, एक घटना देखी जाती है जिसे इलेक्ट्रॉन की "सफलता" या "विफलता" कहा जाता है: बाहरी 4 से एक इलेक्ट्रॉन एस-उपस्तर 3 से "विफल" होता है डी- सबलेवल, इसके भरने को आधा (क्रोमियम के लिए) या पूरी तरह से (तांबे के लिए) पूरा करना, जो परमाणु की अधिक स्थिरता में योगदान देता है:
24 करोड़ 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 3डी 5 (बजाय ...4 एस 2 3डी 4) और
29 घन 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 3डी 10 (बजाय ...4 एस 2 3डी 9).
31वें तत्व - गैलियम से शुरू होकर, इलेक्ट्रॉनों के साथ चौथे स्तर का भरना जारी है, अब - आर- सबलेवल:
31 गा 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 1 …; 36 क्र 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 .
यह तत्व चौथे आवर्त को समाप्त करता है, जिसमें पहले से ही 18 तत्व शामिल हैं।
इलेक्ट्रॉनों के साथ ऊर्जा उपस्तरों को भरने का एक समान क्रम 5 वीं अवधि के तत्वों के परमाणुओं में होता है। पहले दो (रुबिडियम और स्ट्रोंटियम) भरे हुए हैं एस- 5वें स्तर के उपस्तर, अगले दस तत्व (येट्रियम से कैडमियम तक) भरे हुए हैं डी- चौथे स्तर का सबलेवल; छह तत्व अवधि को पूरा करते हैं (ईण्डियम से क्सीनन तक), जिन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन भरे होते हैं आर-बाहरी, पांचवें स्तर का उपस्तर। एक आवर्त में भी 18 तत्व होते हैं।
छठी अवधि के तत्वों के लिए, इस भरने के क्रम का उल्लंघन होता है। आवर्त के प्रारंभ में, हमेशा की तरह, दो तत्व होते हैं, जिनके परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन भरे होते हैं एस-बाहरी, छठे, स्तर का उपस्तर। अगले तत्व पर - लेण्टेनियुम - इलेक्ट्रॉनों से भरना शुरू कर देता है डी-पिछले स्तर का उपस्तर, यानी। 5 डी. इस पर इलेक्ट्रॉनों से भरना 5 डी-उपस्तर बंद हो जाता है और अगले 14 तत्व - सेरियम से ल्यूटेटियम तक - भरने लगते हैं एफ- चौथे स्तर का सबलेवल। इन तत्वों को तालिका के एक सेल में शामिल किया गया है, और नीचे इन तत्वों की एक विस्तारित श्रृंखला है, जिसे लैंथेनाइड्स कहा जाता है।
72 वें तत्व - हेफ़नियम - से 80 वें तत्व - पारा तक, इलेक्ट्रॉनों के साथ भरना जारी है 5 डी- सबलेवल, और अवधि हमेशा की तरह, छह तत्वों (थैलियम से रेडॉन तक) के साथ समाप्त होती है, जिसके परमाणुओं में यह इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है आर-बाहरी, छठे, स्तर का उपस्तर। यह 32 तत्वों सहित सबसे बड़ा आवर्त है।
सप्तम, अपूर्ण, आवर्त के तत्वों के परमाणुओं में उपस्तरों को भरने का वही क्रम देखा जाता है, जैसा कि ऊपर बताया गया है। हम छात्रों को 5वीं - 7वीं अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखने की अनुमति देते हैं, जो ऊपर कहा गया है।
टिप्पणी:कुछ पाठ्यपुस्तकों में, तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को लिखने के एक अलग क्रम की अनुमति है: उस क्रम में नहीं जिसमें वे भरे गए हैं, लेकिन प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर तालिका में दिए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार। उदाहरण के लिए, आर्सेनिक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस तरह दिख सकता है: जैसे 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 3 .