અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનસ્તર અને સબલેવલ દ્વારા અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણી દર્શાવતું સૂત્ર છે. લેખનો અભ્યાસ કર્યા પછી, તમે ઇલેક્ટ્રોન ક્યાં અને કેવી રીતે સ્થિત છે તે શીખી શકશો, ક્વોન્ટમ નંબરોથી પરિચિત થશો અને તેના નંબર દ્વારા અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન બનાવી શકશો;
તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીનો અભ્યાસ શા માટે કરવો?
અણુઓ એક બાંધકામ સમૂહ જેવા હોય છે: ભાગોની ચોક્કસ સંખ્યા હોય છે, તેઓ એકબીજાથી ભિન્ન હોય છે, પરંતુ સમાન પ્રકારના બે ભાગો એકદમ સમાન હોય છે. પરંતુ આ બાંધકામ સેટ પ્લાસ્ટિક કરતાં વધુ રસપ્રદ છે અને તેનું કારણ અહીં છે. નજીકમાં કોણ છે તેના આધારે રૂપરેખાંકન બદલાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજનની બાજુમાં ઓક્સિજનકદાચ
પાણીમાં ફેરવાય છે, જ્યારે સોડિયમની નજીક તે ગેસમાં ફેરવાય છે, અને જ્યારે લોખંડની નજીક હોય ત્યારે તે સંપૂર્ણપણે તેને કાટમાં ફેરવે છે.
આવું શા માટે થાય છે તે પ્રશ્નનો જવાબ આપવા અને બીજાની બાજુના અણુના વર્તનની આગાહી કરવા માટે, ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીનો અભ્યાસ કરવો જરૂરી છે, જેની નીચે ચર્ચા કરવામાં આવશે. અણુમાં કેટલા ઈલેક્ટ્રોન હોય છે?અણુમાં ન્યુક્લિયસ અને તેની આસપાસ ફરતા ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે અને ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન હોય છે. તટસ્થ સ્થિતિમાં, દરેક અણુમાં તેના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી જ સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. પ્રોટોનની સંખ્યા નિયુક્ત કરવામાં આવી છે
સીરીયલ નંબર
તત્વ, ઉદાહરણ તરીકે, સલ્ફરમાં 16 પ્રોટોન હોય છે - સામયિક કોષ્ટકનું 16મું તત્વ. સોનામાં 79 પ્રોટોન છે - સામયિક કોષ્ટકનું 79મું તત્વ. તદનુસાર, સલ્ફરમાં તટસ્થ સ્થિતિમાં 16 ઇલેક્ટ્રોન છે, અને સોનામાં 79 ઇલેક્ટ્રોન છે.
- ઇલેક્ટ્રોન ક્યાં શોધવું?
- ઇલેક્ટ્રોનની વર્તણૂકનું અવલોકન કરીને, ચોક્કસ પેટર્ન પ્રાપ્ત થયા હતા, તેઓ ક્વોન્ટમ નંબરો દ્વારા વર્ણવવામાં આવ્યા હતા, કુલ ચાર છે:
- મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર
- ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર
મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર
આગળ, ભ્રમણકક્ષા શબ્દને બદલે, આપણે "ઓર્બિટલ" શબ્દનો ઉપયોગ કરીશું;
એન - સ્તર
એલ - શેલ
M l - ભ્રમણકક્ષાની સંખ્યા
M s - ભ્રમણકક્ષામાં પ્રથમ અથવા બીજું ઇલેક્ટ્રોન
ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર l
ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડનો અભ્યાસ કરવાના પરિણામે, તે જાણવા મળ્યું કે તેના પર આધાર રાખે છે ઊર્જા સ્તર, વાદળ ચાર મૂળભૂત આકાર લે છે: એક બોલ, એક ડમ્બેલ અને અન્ય બે વધુ જટિલ આકાર.
ઊર્જા વધારવાના ક્રમમાં, આ સ્વરૂપોને s-, p-, d- અને f-શેલ કહેવામાં આવે છે.
આ દરેક શેલમાં 1 (ઓન), 3 (પી પર), 5 (ડી પર) અને 7 (એફ પર) ઓર્બિટલ્સ હોઈ શકે છે. ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર એ શેલ છે જેમાં ઓર્બિટલ્સ સ્થિત છે. s, p, d અને f ઓર્બિટલ્સ માટે ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર અનુક્રમે 0,1,2 અથવા 3 મૂલ્યો લે છે.
s-શેલ (L=0) પર એક ભ્રમણકક્ષા છે - બે ઇલેક્ટ્રોન
પી-શેલ (L=1) પર ત્રણ ઓર્બિટલ્સ છે - છ ઇલેક્ટ્રોન
ડી-શેલ (L=2) પર પાંચ ભ્રમણકક્ષાઓ છે - દસ ઇલેક્ટ્રોન
એફ-શેલ (L=3) પર સાત ભ્રમણકક્ષાઓ છે - ચૌદ ઇલેક્ટ્રોન
મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર m l
પી-શેલ પર ત્રણ ઓર્બિટલ્સ છે, તેઓ -L થી +L સુધીની સંખ્યાઓ દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે, એટલે કે, પી-શેલ (L=1) માટે "-1", "0" અને "1" ભ્રમણકક્ષા છે. .
ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર અક્ષર m l દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે.
શેલની અંદર, ઇલેક્ટ્રોન માટે વિવિધ ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત થવું સરળ છે, તેથી પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન દરેક ભ્રમણકક્ષામાં એક ભરે છે, અને પછી દરેકમાં ઇલેક્ટ્રોનની જોડી ઉમેરવામાં આવે છે.
ડી-શેલને ધ્યાનમાં લો:
ડી-શેલ મૂલ્ય L=2 ને અનુરૂપ છે, એટલે કે, પાંચ ભ્રમણકક્ષા (-2,-1,0,1 અને 2), પ્રથમ પાંચ ઇલેક્ટ્રોન શેલને M l =-2, M લેતાં ભરે છે. l =-1, M l =0 , M l =1, M l =2.
સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર m s સ્પિન એ તેની ધરીની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોનના પરિભ્રમણની દિશા છે, ત્યાં બે દિશાઓ છે, તેથી સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબરના બે મૂલ્યો છે: +1/2 અને -1/2. એક ઉર્જા સબલેવલ માત્ર બે ઈલેક્ટ્રોન વિરૂદ્ધ સ્પિન સાથે સમાવી શકે છે. સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર m s સૂચવવામાં આવે છેમુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n
મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર એ ઉર્જા સ્તર છે
આ ક્ષણે સાત ઉર્જા સ્તરો જાણીતા છે, દરેક અરબી અંક દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે: 1,2,3,...7. દરેક સ્તર પર શેલની સંખ્યા સ્તરની સંખ્યા જેટલી છે: પ્રથમ સ્તર પર એક શેલ છે, બીજા પર બે, વગેરે.આ N=1 છે, પ્રથમ સ્તર પર એક શેલ છે, કોઈપણ સ્તરે પ્રથમ શેલ બોલ (s-શેલ) જેવો આકાર ધરાવે છે, એટલે કે. L=0, ચુંબકીય પરિમાણ સંખ્યા માત્ર એક મૂલ્ય લઈ શકે છે, M l =0 અને સ્પિન +1/2 ની બરાબર હશે.
જો આપણે પાંચમું ઈલેક્ટ્રોન લઈએ (તે ગમે તે અણુમાં હોય), તો તેના માટે મુખ્ય ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ હશે: N=2, L=1, M=-1, સ્પિન 1/2.
સ્વિસ ભૌતિકશાસ્ત્રી ડબલ્યુ. પાઉલીએ 1925માં સ્થાપિત કર્યું હતું કે એક ભ્રમણકક્ષામાં એક અણુમાં બે કરતા વધુ ઈલેક્ટ્રોન ન હોઈ શકે જેમાં વિરુદ્ધ (એન્ટિપેરેલલ) સ્પિન (અંગ્રેજીમાંથી "સ્પિન્ડલ" તરીકે અનુવાદિત થાય છે), એટલે કે, એવા ગુણધર્મો ધરાવે છે જે પરંપરાગત રીતે હોઈ શકે છે. પોતાની કાલ્પનિક ધરીની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોનના પરિભ્રમણ તરીકે કલ્પના કરે છે: ઘડિયાળની દિશામાં અથવા કાઉન્ટરક્લોકવાઇઝ. આ સિદ્ધાંતને પાઉલી સિદ્ધાંત કહેવામાં આવે છે.
જો ભ્રમણકક્ષામાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય, તો તેને અનપેયર કહેવામાં આવે છે, જો ત્યાં બે હોય, તો આ જોડીવાળા ઇલેક્ટ્રોન છે, એટલે કે, વિરુદ્ધ સ્પિનવાળા ઇલેક્ટ્રોન.
આકૃતિ 5 ઉર્જા સ્તરોના સબલેવલમાં વિભાજનનું આકૃતિ દર્શાવે છે. એસ-ઓર્બિટલ, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, ગોળાકાર આકાર ધરાવે છે. હાઇડ્રોજન અણુ (s = 1) નું ઇલેક્ટ્રોન આ ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત છે અને તે અજોડ છે. તેથી, તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર અથવા ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન નીચે પ્રમાણે લખવામાં આવશે: 1s 1. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોમાં, ઊર્જા સ્તરની સંખ્યા અક્ષર (1 ...) ની પહેલાની સંખ્યા દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે.લેટિન અક્ષર
સબલેવલ (ભ્રમણકક્ષાનો પ્રકાર) દર્શાવો અને અક્ષરની ઉપર જમણી બાજુએ લખાયેલ સંખ્યા (ઘાત તરીકે) સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.
હિલીયમ અણુ He માટે, જે એક s-ઓર્બિટલમાં બે જોડી ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, આ સૂત્ર છે: 1s 2.
હિલીયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોન શેલ સંપૂર્ણ અને ખૂબ જ સ્થિર છે. હિલીયમ એક ઉમદા ગેસ છે.
બીજા ઉર્જા સ્તરે (n = 2) ચાર ભ્રમણકક્ષાઓ છે: એક s અને ત્રણ p. બીજા સ્તર (2s-ઓર્બિટલ્સ) ના s-ઓર્બિટલના ઈલેક્ટ્રોન્સમાં ઉચ્ચ ઊર્જા હોય છે, કારણ કે તેઓ 1s-ઓર્બિટલ (n = 2) ના ઈલેક્ટ્રોન કરતાં ન્યુક્લિયસથી વધુ અંતરે હોય છે.
આર-ઓર્બિટલમાં ડમ્બેલ અથવા ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ આઠનો આકાર હોય છે. ત્રણેય પી-ઓર્બિટલ્સ અણુના ન્યુક્લિયસ દ્વારા દોરવામાં આવેલા અવકાશી કોઓર્ડિનેટ્સ સાથે પરસ્પર લંબરૂપ અણુમાં સ્થિત છે. તે ફરી એકવાર ભાર મૂકવો જોઈએ કે દરેક ઊર્જા સ્તર (ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર), n = 2 થી શરૂ થાય છે, ત્રણ p-ઓર્બિટલ્સ ધરાવે છે. જેમ જેમ n વધે છે, ઇલેક્ટ્રોન તેના પર સ્થિત p-ઓર્બિટલમાં જાય છે લાંબા અંતરકોરમાંથી અને x, y, z અક્ષો સાથે નિર્દેશિત.
બીજા સમયગાળા (n = 2) ના ઘટકો માટે, પ્રથમ એક b-ઓર્બિટલ ભરાય છે, અને પછી ત્રણ p-ઓર્બિટલ્સ. ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા 1l: 1s 2 2s 1. ઇલેક્ટ્રોન અણુના ન્યુક્લિયસ સાથે વધુ ઢીલી રીતે બંધાયેલું છે, તેથી લિથિયમ અણુ તેને સરળતાથી છોડી શકે છે (જેમ તમને યાદ છે, આ પ્રક્રિયાને ઓક્સિડેશન કહેવામાં આવે છે), તે Li+ આયનમાં ફેરવાય છે.
બેરિલિયમ અણુ Be 0 માં, ચોથો ઇલેક્ટ્રોન પણ 2s ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત છે: 1s 2 2s 2. બેરિલિયમ અણુના બે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સરળતાથી અલગ થઈ જાય છે - Be 0 ને Be 2+ cation માં ઓક્સિડાઇઝ કરવામાં આવે છે.
બોરોન અણુમાં, પાંચમો ઇલેક્ટ્રોન 2p ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે: 1s 2 2s 2 2p 1. આગળ, C, N, O, E અણુઓ 2p ઓર્બિટલ્સથી ભરેલા છે, જે નોબલ ગેસ નિયોન સાથે સમાપ્ત થાય છે: 1s 2 2s 2 2p 6.
ત્રીજા સમયગાળાના તત્વો માટે, અનુક્રમે Sv અને Sr ભ્રમણકક્ષા ભરાય છે. ત્રીજા સ્તરના પાંચ ડી-ઓર્બિટલ્સ મુક્ત રહે છે:
કેટલીકવાર અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવતી આકૃતિઓમાં, દરેક ઉર્જા સ્તરે માત્ર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સૂચવવામાં આવે છે, એટલે કે, રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના સંક્ષિપ્ત ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખવામાં આવે છે, ઉપર આપેલા સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોથી વિપરીત.
મોટા સમયગાળા (ચોથા અને પાંચમા) ના તત્વો માટે, પ્રથમ બે ઇલેક્ટ્રોન અનુક્રમે 4 થી અને 5મી ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. દરેક મુખ્ય સમયગાળાના ત્રીજા તત્વથી શરૂ કરીને, આગામી દસ ઇલેક્ટ્રોન અનુક્રમે અગાઉના 3d અને 4d ભ્રમણકક્ષામાં પ્રવેશ કરશે (બાજુના પેટાજૂથોના તત્વો માટે): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. એક નિયમ તરીકે, જ્યારે અગાઉનું d-સબલેવલ ભરાય છે, ત્યારે બાહ્ય (4p- અને 5p-અનુક્રમે) p-સબલેવલ ભરવાનું શરૂ થશે.
મોટા સમયગાળાના તત્વો માટે - છઠ્ઠો અને અપૂર્ણ સાતમો - ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો અને સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા હોય છે, એક નિયમ તરીકે, આની જેમ: પ્રથમ બે ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય β-સબલેવલ પર જશે: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; આગલા એક ઇલેક્ટ્રોન (Na અને Ac માટે) પહેલાના એક (p-સબલેવલ: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 અને 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
પછી આગામી 14 ઇલેક્ટ્રોન અનુક્રમે લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સના 4f અને 5f ઓર્બિટલમાં ત્રીજા બાહ્ય ઊર્જા સ્તરમાં પ્રવેશ કરશે.
પછી બીજું બાહ્ય ઉર્જા સ્તર (ડી-સબલેવલ) ફરીથી નિર્માણ કરવાનું શરૂ કરશે: ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકો માટે: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - અને છેવટે, વર્તમાન સ્તર સંપૂર્ણપણે દસ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરાઈ જાય પછી જ બાહ્ય p-સબલેવલ ફરીથી ભરવામાં આવશે:
86 આરએન 2, 8, 18, 32, 18, 8.
ઘણી વાર, અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચના ઊર્જા અથવા ક્વોન્ટમ કોષોનો ઉપયોગ કરીને દર્શાવવામાં આવે છે - કહેવાતા ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખવામાં આવે છે. આ સંકેત માટે, નીચેના સંકેતનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે: દરેક ક્વોન્ટમ સેલ એક કોષ દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે જે એક ભ્રમણકક્ષાને અનુરૂપ હોય છે; દરેક ઇલેક્ટ્રોન સ્પિન દિશાને અનુરૂપ તીર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા લખતી વખતે, તમારે બે નિયમો યાદ રાખવા જોઈએ: પાઉલી સિદ્ધાંત, જે મુજબ કોષમાં બે કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે નહીં (ભ્રમણકક્ષા), પરંતુ એન્ટિસમાંતર સ્પિન સાથે, અને એફ. હંડનો નિયમ, જે મુજબ ઇલેક્ટ્રોન મુક્ત કોષો (ઓર્બિટલ્સ) પર કબજો મેળવે છે અને શરૂઆતમાં સ્થિત છે, તેઓ એક સમયે એક હોય છે અને સમાન સ્પિન મૂલ્ય ધરાવે છે, અને માત્ર ત્યારે જ તેઓ જોડી બનાવે છે, પરંતુ સ્પિન પાઉલી સિદ્ધાંત અનુસાર વિરુદ્ધ દિશામાન થશે.
નિષ્કર્ષમાં, ફરી એકવાર મેપિંગનો વિચાર કરો ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો D. I. મેન્ડેલીવ સિસ્ટમના સમયગાળા અનુસાર તત્વોના અણુઓ. યોજનાઓ ઇલેક્ટ્રોનિક માળખુંઅણુઓ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો (ઊર્જા સ્તરો) પર ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે. 
હિલીયમ અણુમાં, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ થાય છે - તેમાં 2 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
હાઇડ્રોજન અને હિલીયમ એ s-તત્વો છે; આ અણુઓની s-ભ્રમણકક્ષા ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલી છે.
બીજા સમયગાળાના તત્વો
બીજા સમયગાળાના તમામ ઘટકો માટે, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન સ્તર ભરાય છે અને ઇલેક્ટ્રોન ઓછામાં ઓછી ઊર્જાના સિદ્ધાંત અનુસાર બીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરના e- અને p-ઓર્બિટલ્સને ભરે છે (પ્રથમ s- અને પછી p) અને પાઉલી હંડ નિયમો (કોષ્ટક 2).
નિયોન અણુમાં, બીજું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ છે - તેમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન છે.
કોષ્ટક 2 બીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલનું માળખું
કોષ્ટકનો અંત. 2 
લિ, બી એ બી તત્વો છે.
B, C, N, O, F, Ne એ p-તત્વો છે;
ત્રીજા સમયગાળાના તત્વો
ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓ માટે, પ્રથમ અને બીજા ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો પૂર્ણ થાય છે, તેથી ત્રીજો ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર ભરવામાં આવે છે, જેમાં ઇલેક્ટ્રોન 3s, 3p અને 3d સબલેવલ (કોષ્ટક 3) પર કબજો કરી શકે છે.
કોષ્ટક 3 ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલનું માળખું
મેગ્નેશિયમ અણુ તેના 3s ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલને પૂર્ણ કરે છે. Na અને Mg એ s-તત્વો છે. 
આર્ગોન પરમાણુ તેના બાહ્ય સ્તર (ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તર) માં 8 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. બાહ્ય સ્તર તરીકે, તે પૂર્ણ છે, પરંતુ કુલ ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, ત્યાં 18 ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે, જેનો અર્થ છે કે ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોમાં 3d ઓર્બિટલ્સ અપૂર્ણ છે.
Al થી Ar સુધીના તમામ તત્વો p-તત્વો છે. s- અને p- તત્વો સામયિક કોષ્ટકમાં મુખ્ય પેટાજૂથો બનાવે છે.
પોટેશિયમ અને કેલ્શિયમ પરમાણુમાં ચોથું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર દેખાય છે, અને 4s સબલેવલ ભરાય છે (કોષ્ટક 4), કારણ કે તેમાં 3d સબલેવલ કરતાં ઓછી ઊર્જા હોય છે. ચોથા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોને સરળ બનાવવા માટે: 1) ચાલો આપણે આર્ગોનના પરંપરાગત ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને નીચે પ્રમાણે દર્શાવીએ:
અર;
2) અમે સબલેવલનું નિરૂપણ કરીશું નહીં જે આ અણુઓમાં ભરાયેલા નથી.
કોષ્ટક 4 ચોથા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલનું માળખું
K, Ca - મુખ્ય પેટાજૂથોમાં સમાવિષ્ટ s-તત્વો. Sc થી Zn સુધીના અણુઓમાં, 3જી સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું હોય છે. આ Zy તત્વો છે. તેઓ ગૌણ પેટાજૂથોમાં સમાવિષ્ટ છે, તેમનું સૌથી બહારનું ઈલેક્ટ્રોનિક સ્તર ભરેલું છે, અને તેમને સંક્રમણ તત્વો તરીકે વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે.
ક્રોમિયમ અને કોપર અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોની રચના પર ધ્યાન આપો. તેમાં 4 થી થી 3 જી સબલેવલ સુધીના એક ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" છે, જે પરિણામી ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો Zd 5 અને Zd 10 ની વધુ ઊર્જા સ્થિરતા દ્વારા સમજાવે છે: 
ઝીંક અણુમાં, ત્રીજું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ થાય છે - તેમાં કુલ 18 ઇલેક્ટ્રોન સાથે તમામ 3s, 3p અને 3d સબલેવલ ભરેલા છે.
ઝિંકને અનુસરતા તત્વોમાં, ચોથું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર, 4p સબલેવલ, ભરવાનું ચાલુ રાખે છે: Ga થી Kr સુધીના તત્વો p-તત્વો છે. 
ક્રિપ્ટોન અણુમાં બાહ્ય સ્તર (ચોથો) છે જે પૂર્ણ છે અને તેમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન છે. પરંતુ કુલ ચોથા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં, જેમ તમે જાણો છો, ત્યાં 32 ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે; ક્રિપ્ટોન અણુમાં હજુ પણ 4d અને 4f સબલેવલ્સ અપૂર્ણ છે.
પાંચમા સમયગાળાના ઘટકો માટે, સબલેવલ નીચેના ક્રમમાં ભરવામાં આવે છે: 5s-> 4d -> 5p. અને 41 Nb, 42 MO, વગેરેમાં ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" સાથે સંકળાયેલા અપવાદો પણ છે.
છઠ્ઠા અને સાતમા સમયગાળામાં, તત્વો દેખાય છે, એટલે કે, તત્વો જેમાં ત્રીજા બહારના ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરના 4f- અને 5f-સબલેવલ અનુક્રમે ભરવામાં આવે છે.
4f તત્વોને લેન્થેનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે.
5f તત્વોને એક્ટિનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે.
છઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનિક સબલેવલ ભરવાનો ક્રમ: 55 С અને 56 Ва - 6s તત્વો;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d તત્વ; 58 Ce - 71 Lu - 4f તત્વો; 72 Hf - 80 Hg - 5d તત્વો; 81 Tl— 86 Rn—6p તત્વો. પરંતુ અહીં પણ, એવા તત્વો છે કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ ભરવાના ક્રમનું "ઉલ્લંઘન" થાય છે, જે, ઉદાહરણ તરીકે, અડધા અને સંપૂર્ણપણે ભરેલા f સબલેવલની વધુ ઊર્જા સ્થિરતા સાથે સંકળાયેલ છે, એટલે કે, nf 7 અને nf 14. .
પરમાણુના કયા સબલેવલ છેલ્લે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા છે તેના આધારે, બધા તત્વો, જેમ તમે પહેલાથી સમજી ગયા છો, ચાર ઇલેક્ટ્રોનિક પરિવારો અથવા બ્લોક્સમાં વિભાજિત કરવામાં આવ્યા છે (ફિગ. 7).
1) s-તત્વો; અણુના બાહ્ય સ્તરનું બી-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; s-તત્વોમાં હાઇડ્રોજન, હિલીયમ અને જૂથ I અને II ના મુખ્ય પેટાજૂથોના તત્વોનો સમાવેશ થાય છે;
2) પી-તત્વો; અણુના બાહ્ય સ્તરનું p-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; p તત્વોમાં જૂથો III-VIII ના મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે;
3) ડી-તત્વો; અણુના પૂર્વ-બાહ્ય સ્તરનું ડી-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; d-તત્વોમાં જૂથ I-VIII ના ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે, એટલે કે, s- અને p-તત્વો વચ્ચે સ્થિત મોટા સમયગાળાના દાયકાઓના પ્લગ-ઇનના ઘટકો. તેમને સંક્રમણ તત્વો પણ કહેવામાં આવે છે;
4) એફ-તત્વો, અણુના ત્રીજા બાહ્ય સ્તરનું એફ-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; આમાં લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સનો સમાવેશ થાય છે.
1. જો પાઉલી સિદ્ધાંતનું પાલન ન કરવામાં આવે તો શું થશે?
2. જો હંડના નિયમનું પાલન ન થાય તો શું થશે?
3. નીચેના રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક બંધારણ, ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો અને ગ્રાફિક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના આકૃતિઓ બનાવો: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. યોગ્ય ઉમદા ગેસ પ્રતીકનો ઉપયોગ કરીને તત્વ #110 માટે ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર લખો.
5. ઇલેક્ટ્રોન "ડૂબકી" શું છે? ઘટકોના ઉદાહરણો આપો જેમાં આ ઘટના જોવા મળે છે, તેમના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખો.
6. જોડાણ કેવી રીતે નક્કી થાય છે? રાસાયણિક તત્વઆ અથવા તે ઇલેક્ટ્રોનિક કુટુંબ માટે?
7. સલ્ફર અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક અને ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોની તુલના કરો. જે વધારાની માહિતીશું છેલ્લું સૂત્ર સમાવે છે?
>> રસાયણશાસ્ત્ર: રાસાયણિક તત્વોના અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી
જો આપણે પાંચમું ઈલેક્ટ્રોન લઈએ (તે ગમે તે અણુમાં હોય), તો તેના માટે મુખ્ય ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ હશે: N=2, L=1, M=-1, સ્પિન 1/2.
સ્વિસ ભૌતિકશાસ્ત્રી ડબલ્યુ. પાઉલીએ 1925માં સ્થાપિત કર્યું હતું કે એક ભ્રમણકક્ષામાં એક અણુમાં બે કરતા વધુ ઈલેક્ટ્રોન ન હોઈ શકે જેમાં વિરુદ્ધ (એન્ટિપેરેલલ) સ્પિન (અંગ્રેજીમાંથી "સ્પિન્ડલ" તરીકે અનુવાદિત થાય છે), એટલે કે, એવા ગુણધર્મો ધરાવે છે જે પરંપરાગત રીતે હોઈ શકે છે. પોતાની કાલ્પનિક ધરીની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોનના પરિભ્રમણ તરીકે કલ્પના કરે છે: ઘડિયાળની દિશામાં અથવા કાઉન્ટરક્લોકવાઇઝ. આ સિદ્ધાંતને પાઉલી સિદ્ધાંત કહેવામાં આવે છે.
જો ભ્રમણકક્ષામાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય, તો તેને અનપેયર કહેવામાં આવે છે, જો ત્યાં બે હોય, તો આ જોડીવાળા ઇલેક્ટ્રોન છે, એટલે કે, વિરુદ્ધ સ્પિનવાળા ઇલેક્ટ્રોન.
એસ-ઓર્બિટલ, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, ગોળાકાર આકાર ધરાવે છે. હાઇડ્રોજન અણુ (s = 1) નું ઇલેક્ટ્રોન આ ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત છે અને તે અજોડ છે. તેથી, તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર અથવા ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન નીચે પ્રમાણે લખવામાં આવશે: 1s 1. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોમાં, ઉર્જા સ્તરની સંખ્યા અક્ષર (1 ...) ની પહેલાની સંખ્યા દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, લેટિન અક્ષર સબલેવલ (ઓર્બિટલનો પ્રકાર) અને અક્ષરની ઉપર જમણી બાજુએ લખેલી સંખ્યા (જેમ કે ઘાતાંક) સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા બતાવે છે.
સબલેવલ (ભ્રમણકક્ષાનો પ્રકાર) દર્શાવો અને અક્ષરની ઉપર જમણી બાજુએ લખાયેલ સંખ્યા (ઘાત તરીકે) સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.
હિલીયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોન શેલ સંપૂર્ણ અને ખૂબ જ સ્થિર છે. હિલીયમ એક ઉમદા ગેસ છે.
હિલીયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોન શેલ સંપૂર્ણ અને ખૂબ જ સ્થિર છે. હિલીયમ એક ઉમદા ગેસ છે.
બીજા ઉર્જા સ્તરે (n = 2) ચાર ભ્રમણકક્ષાઓ છે: એક s અને ત્રણ p. બીજા સ્તર (2s-ઓર્બિટલ્સ) ના s-ઓર્બિટલના ઈલેક્ટ્રોન્સમાં ઉચ્ચ ઊર્જા હોય છે, કારણ કે તેઓ 1s-ઓર્બિટલ (n = 2) ના ઈલેક્ટ્રોન કરતાં ન્યુક્લિયસથી વધુ અંતરે હોય છે.
પી-ઓર્બિટલમાં ડમ્બેલ અથવા ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ આઠનો આકાર હોય છે. ત્રણેય પી-ઓર્બિટલ્સ અણુના ન્યુક્લિયસ દ્વારા દોરવામાં આવેલા અવકાશી કોઓર્ડિનેટ્સ સાથે પરસ્પર લંબરૂપ અણુમાં સ્થિત છે. તે ફરી એકવાર ભાર મૂકવો જોઈએ કે દરેક ઊર્જા સ્તર (ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર), n = 2 થી શરૂ થાય છે, ત્રણ p-ઓર્બિટલ્સ ધરાવે છે. જેમ જેમ n નું મૂલ્ય વધે છે તેમ, ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસથી મોટા અંતરે સ્થિત p-ઓર્બિટલ્સ પર કબજો કરે છે અને x, y, z અક્ષો સાથે નિર્દેશિત થાય છે.
બીજા સમયગાળા (n = 2) ના ઘટકો માટે, પ્રથમ એક b-ઓર્બિટલ ભરાય છે, અને પછી ત્રણ p-ઓર્બિટલ્સ. ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા 1l: 1s 2 2s 1. ઇલેક્ટ્રોન અણુના ન્યુક્લિયસ સાથે વધુ ઢીલી રીતે બંધાયેલું છે, તેથી લિથિયમ અણુ તેને સરળતાથી છોડી શકે છે (જેમ તમને યાદ છે, આ પ્રક્રિયાને ઓક્સિડેશન કહેવામાં આવે છે), તે Li+ આયનમાં ફેરવાય છે.
બેરિલિયમ અણુ Be 0 માં, ચોથો ઇલેક્ટ્રોન પણ 2s ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત છે: 1s 2 2s 2. બેરિલિયમ અણુના બે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સરળતાથી અલગ થઈ જાય છે - Be 0 એ Be 2+ cation માં ઓક્સિડાઇઝ્ડ થાય છે.
બોરોન અણુમાં, પાંચમો ઇલેક્ટ્રોન 2p ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે: 1s 2 2s 2 2p 1. આગળ, C, N, O, E અણુઓ 2p ઓર્બિટલ્સથી ભરેલા છે, જે નોબલ ગેસ નિયોન સાથે સમાપ્ત થાય છે: 1s 2 2s 2 2p 6.
ત્રીજા સમયગાળાના તત્વો માટે, અનુક્રમે Sv અને Sr ભ્રમણકક્ષા ભરાય છે. ત્રીજા સ્તરના પાંચ ડી-ઓર્બિટલ્સ મુક્ત રહે છે:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
કેટલીકવાર અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવતી આકૃતિઓમાં, દરેક ઉર્જા સ્તરે માત્ર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સૂચવવામાં આવે છે, એટલે કે, રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના સંક્ષિપ્ત ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખવામાં આવે છે, ઉપર આપેલા સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોથી વિપરીત.
મોટા સમયગાળા (ચોથા અને પાંચમા) ના તત્વો માટે, પ્રથમ બે ઇલેક્ટ્રોન અનુક્રમે 4 થી અને 5મી ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. દરેક મુખ્ય સમયગાળાના ત્રીજા તત્વથી શરૂ કરીને, આગામી દસ ઇલેક્ટ્રોન અનુક્રમે અગાઉના 3d અને 4d ભ્રમણકક્ષામાં પ્રવેશ કરશે (બાજુના પેટાજૂથોના તત્વો માટે): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. એક નિયમ તરીકે, જ્યારે અગાઉનું d-સબલેવલ ભરાય છે, ત્યારે બાહ્ય (4p- અને 5p-અનુક્રમે) p-સબલેવલ ભરવાનું શરૂ થશે.
મોટા સમયગાળાના તત્વો માટે - છઠ્ઠો અને અપૂર્ણ સાતમો - ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો અને સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા છે, એક નિયમ તરીકે, આ રીતે: પ્રથમ બે ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય બી-સબલેવલ પર જશે: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; આગલા એક ઇલેક્ટ્રોન (Na અને Ac માટે) પહેલાના એક (p-સબલેવલ: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 અને 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
પછી આગામી 14 ઇલેક્ટ્રોન અનુક્રમે લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સના 4f અને 5f ઓર્બિટલમાં ત્રીજા બાહ્ય ઊર્જા સ્તરમાં પ્રવેશ કરશે.
પછી બીજું બાહ્ય ઉર્જા સ્તર (ડી-સબલેવલ) ફરીથી નિર્માણ કરવાનું શરૂ કરશે: ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકો માટે: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - અને છેવટે, વર્તમાન સ્તર સંપૂર્ણપણે દસ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરાઈ જાય પછી જ બાહ્ય p-સબલેવલ ફરીથી ભરવામાં આવશે:
86 આરએન 2, 8, 18, 32, 18, 8.
ઘણી વાર, અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચના ઊર્જા અથવા ક્વોન્ટમ કોષોનો ઉપયોગ કરીને દર્શાવવામાં આવે છે - કહેવાતા ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખવામાં આવે છે. આ સંકેત માટે, નીચેના સંકેતનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે: દરેક ક્વોન્ટમ સેલ એક કોષ દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે જે એક ભ્રમણકક્ષાને અનુરૂપ હોય છે; દરેક ઇલેક્ટ્રોન સ્પિન દિશાને અનુરૂપ તીર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા લખતી વખતે, તમારે બે નિયમો યાદ રાખવા જોઈએ: પાઉલી સિદ્ધાંત, જે મુજબ કોષમાં બે કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે નહીં (ભ્રમણકક્ષા), પરંતુ એન્ટિસમાંતર સ્પિન સાથે, અને એફ. હંડનો નિયમ, જે મુજબ ઇલેક્ટ્રોન મુક્ત કોષો (ઓર્બિટલ્સ) પર કબજો મેળવે છે અને શરૂઆતમાં સ્થિત છે, તેઓ એક સમયે એક હોય છે અને સમાન સ્પિન મૂલ્ય ધરાવે છે, અને માત્ર ત્યારે જ તેઓ જોડી બનાવે છે, પરંતુ સ્પિન પાઉલી સિદ્ધાંત અનુસાર વિરુદ્ધ દિશામાન થશે.
નિષ્કર્ષમાં, ચાલો ફરી એક વાર ડીઆઈ મેન્ડેલીવ સિસ્ટમના સમયગાળા અનુસાર તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનને ધ્યાનમાં લઈએ. અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક માળખાના આકૃતિઓ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો (ઊર્જા સ્તરો) પર ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે. 
હિલીયમ અણુમાં, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ થાય છે - તેમાં 2 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
હાઇડ્રોજન અને હિલીયમ એ s-તત્વો છે; આ અણુઓની s-ભ્રમણકક્ષા ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલી છે.
બીજા સમયગાળાના તત્વો
બીજા સમયગાળાના તમામ ઘટકો માટે, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન સ્તર ભરાય છે અને ઇલેક્ટ્રોન ઓછામાં ઓછી ઊર્જાના સિદ્ધાંત અનુસાર બીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરના e- અને p-ઓર્બિટલ્સને ભરે છે (પ્રથમ s- અને પછી p) અને પાઉલી હંડ નિયમો (કોષ્ટક 2).
નિયોન અણુમાં, બીજું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ છે - તેમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન છે.
કોષ્ટક 2 બીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલનું માળખું
કોષ્ટકનો અંત. 2 
લિ, બી - બી-તત્વો.
B, C, N, O, F, Ne એ p-તત્વો છે;
ત્રીજા સમયગાળાના તત્વો
ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓ માટે, પ્રથમ અને બીજા ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો પૂર્ણ થાય છે, તેથી ત્રીજો ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર ભરવામાં આવે છે, જેમાં ઇલેક્ટ્રોન 3s, 3p અને 3d સબલેવલ (કોષ્ટક 3) પર કબજો કરી શકે છે.
કોષ્ટક 3 ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલનું માળખું
મેગ્નેશિયમ અણુ તેના 3s ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલને પૂર્ણ કરે છે. Na અને Mg-s-તત્વો. 
આર્ગોન પરમાણુ તેના બાહ્ય સ્તર (ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તર) માં 8 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. બાહ્ય સ્તર તરીકે, તે પૂર્ણ છે, પરંતુ કુલ ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, ત્યાં 18 ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે, જેનો અર્થ છે કે ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોમાં 3d ઓર્બિટલ્સ અપૂર્ણ છે.
Al થી Ar સુધીના તમામ તત્વો p-તત્વો છે. s- અને p- તત્વો સામયિક કોષ્ટકમાં મુખ્ય પેટાજૂથો બનાવે છે.
પોટેશિયમ અને કેલ્શિયમ પરમાણુમાં ચોથું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર દેખાય છે, અને 4s સબલેવલ ભરાય છે (કોષ્ટક 4), કારણ કે તેમાં 3d સબલેવલ કરતાં ઓછી ઊર્જા હોય છે. ચોથા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોને સરળ બનાવવા માટે: 1) ચાલો આપણે આર્ગોનના પરંપરાગત ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને નીચે પ્રમાણે દર્શાવીએ:
અર;
2) અમે સબલેવલનું નિરૂપણ કરીશું નહીં જે આ અણુઓમાં ભરાયેલા નથી.
કોષ્ટક 4 ચોથા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલનું માળખું
K, Ca - મુખ્ય પેટાજૂથોમાં સમાવિષ્ટ s-તત્વો. Sc થી Zn સુધીના અણુઓમાં, 3જી સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું હોય છે. આ Zy તત્વો છે. તેઓ ગૌણ પેટાજૂથોમાં સમાવિષ્ટ છે, તેમનું સૌથી બહારનું ઈલેક્ટ્રોનિક સ્તર ભરેલું છે, અને તેમને સંક્રમણ તત્વો તરીકે વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે.
ક્રોમિયમ અને કોપર અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોની રચના પર ધ્યાન આપો. તેમાં 4 થી થી 3 જી સબલેવલ સુધીના એક ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" છે, જે પરિણામી ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો Zd 5 અને Zd 10 ની વધુ ઊર્જા સ્થિરતા દ્વારા સમજાવે છે: 
ઝિંક અણુમાં, ત્રીજું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ થાય છે - બધા સબલેવલ 3s, 3p અને 3d તેમાં ભરવામાં આવે છે, જેમાં કુલ 18 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.
ઝિંકને અનુસરતા તત્વોમાં, ચોથું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર, 4p સબલેવલ, ભરવાનું ચાલુ રાખે છે: Ga થી Kr સુધીના તત્વો p તત્વો છે. 
ક્રિપ્ટોન અણુમાં બાહ્ય સ્તર (ચોથો) છે જે પૂર્ણ છે અને તેમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન છે. પરંતુ કુલ ચોથા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં, જેમ તમે જાણો છો, ત્યાં 32 ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે; ક્રિપ્ટોન અણુમાં હજુ પણ 4d અને 4f સબલેવલ્સ અપૂર્ણ છે.
પાંચમા સમયગાળાના ઘટકો માટે, સબલેવલ નીચેના ક્રમમાં ભરવામાં આવે છે: 5s-> 4d -> 5p. અને 41 Nb, 42 MO, વગેરેમાં ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" સાથે સંકળાયેલા અપવાદો પણ છે.
છઠ્ઠા અને સાતમા સમયગાળામાં, તત્વો દેખાય છે, એટલે કે, તત્વો જેમાં ત્રીજા બહારના ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરના 4f- અને 5f-સબલેવલ અનુક્રમે ભરવામાં આવે છે.
4f તત્વોને લેન્થેનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે.
5f તત્વોને એક્ટિનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે.
છઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનિક સબલેવલ ભરવાનો ક્રમ: 55 С અને 56 Ва - 6s તત્વો;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d તત્વ; 58 Ce - 71 Lu - 4f તત્વો; 72 Hf - 80 Hg - 5d તત્વો; 81 Tl- 86 Rn - 6p-તત્વો. પરંતુ અહીં પણ, એવા તત્વો છે કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ ભરવાના ક્રમનું "ઉલ્લંઘન" થાય છે, જે, ઉદાહરણ તરીકે, અડધા અને સંપૂર્ણપણે ભરેલા f સબલેવલની વધુ ઊર્જા સ્થિરતા સાથે સંકળાયેલ છે, એટલે કે, nf 7 અને nf 14. .
પરમાણુના કયા સબલેવલ છેલ્લે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા છે તેના આધારે, બધા તત્વો, જેમ તમે પહેલાથી સમજી ગયા છો, ચાર ઇલેક્ટ્રોનિક પરિવારો અથવા બ્લોક્સમાં વિભાજિત કરવામાં આવ્યા છે (ફિગ. 7).
1) s-તત્વો; અણુના બાહ્ય સ્તરનું બી-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; s-તત્વોમાં હાઇડ્રોજન, હિલીયમ અને જૂથ I અને II ના મુખ્ય પેટાજૂથોના તત્વોનો સમાવેશ થાય છે;
2) પી-તત્વો; અણુના બાહ્ય સ્તરનું p-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; p તત્વોમાં જૂથો III-VIII ના મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે;
3) ડી-તત્વો; અણુના પૂર્વ-બાહ્ય સ્તરનું ડી-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; d-તત્વોમાં જૂથ I-VIII ના ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે, એટલે કે, s- અને p-તત્વો વચ્ચે સ્થિત મોટા સમયગાળાના દાયકાઓના પ્લગ-ઇનના ઘટકો. તેમને સંક્રમણ તત્વો પણ કહેવામાં આવે છે;
4) એફ-તત્વો, અણુના ત્રીજા બાહ્ય સ્તરનું એફ-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; આમાં લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સનો સમાવેશ થાય છે.
1. જો પાઉલી સિદ્ધાંતનું પાલન ન કરવામાં આવે તો શું થશે?
2. જો હંડના નિયમનું પાલન ન થાય તો શું થશે?
3. નીચેના રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક બંધારણ, ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો અને ગ્રાફિક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના આકૃતિઓ બનાવો: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. યોગ્ય ઉમદા ગેસ પ્રતીકનો ઉપયોગ કરીને તત્વ #110 માટે ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર લખો.
પાઠ સામગ્રી પાઠ નોંધોસહાયક ફ્રેમ પાઠ પ્રસ્તુતિ પ્રવેગક પદ્ધતિઓ ઇન્ટરેક્ટિવ તકનીકો પ્રેક્ટિસ કરો કાર્યો અને કસરતો સ્વ-પરીક્ષણ વર્કશોપ, તાલીમ, કેસ, ક્વેસ્ટ્સ હોમવર્ક ચર્ચા પ્રશ્નો વિદ્યાર્થીઓના રેટરિકલ પ્રશ્નો ચિત્રો ઓડિયો, વિડિયો ક્લિપ્સ અને મલ્ટીમીડિયાફોટોગ્રાફ્સ, ચિત્રો, ગ્રાફિક્સ, કોષ્ટકો, આકૃતિઓ, રમૂજ, ટુચકાઓ, ટુચકાઓ, કોમિક્સ, દૃષ્ટાંતો, કહેવતો, ક્રોસવર્ડ્સ, અવતરણો ઍડ-ઑન્સ અમૂર્તજિજ્ઞાસુ ક્રિબ્સ પાઠ્યપુસ્તકો માટે લેખો યુક્તિઓ મૂળભૂત અને શરતો અન્ય વધારાના શબ્દકોશ પાઠ્યપુસ્તકો અને પાઠ સુધારવાપાઠ્યપુસ્તકમાં ભૂલો સુધારવીપાઠ્યપુસ્તકમાં એક ટુકડો અપડેટ કરવો, પાઠમાં નવીનતાના તત્વો, જૂના જ્ઞાનને નવા સાથે બદલીને માત્ર શિક્ષકો માટે સંપૂર્ણ પાઠ કૅલેન્ડર યોજનાએક વર્ષ માટે પદ્ધતિસરની ભલામણોચર્ચા કાર્યક્રમો સંકલિત પાઠઆપણી આસપાસની દુનિયા જેમાંથી બનેલી છે તે રસાયણો છે.
દરેક રાસાયણિક પદાર્થના ગુણધર્મોને બે પ્રકારમાં વિભાજિત કરવામાં આવે છે: રાસાયણિક, જે અન્ય પદાર્થો બનાવવાની તેની ક્ષમતાને લાક્ષણિકતા આપે છે, અને ભૌતિક, જે નિરપેક્ષપણે અવલોકન કરવામાં આવે છે અને રાસાયણિક પરિવર્તનોથી અલગતામાં ધ્યાનમાં લઈ શકાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, પદાર્થના ભૌતિક ગુણધર્મો તેની એકત્રીકરણની સ્થિતિ (ઘન, પ્રવાહી અથવા વાયુ), થર્મલ વાહકતા, ગરમીની ક્ષમતા, વિવિધ માધ્યમોમાં દ્રાવ્યતા (પાણી, આલ્કોહોલ, વગેરે), ઘનતા, રંગ, સ્વાદ વગેરે છે.
કેટલાકનું પરિવર્તન રસાયણોઅન્ય પદાર્થોમાં રાસાયણિક ઘટના અથવા રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ કહેવાય છે. એ નોંધવું જોઇએ કે એવી શારીરિક ઘટનાઓ પણ છે જે દેખીતી રીતે કેટલાકમાં ફેરફારો સાથે હોય છે. ભૌતિક ગુણધર્મોઅન્ય પદાર્થોમાં રૂપાંતરિત થયા વિના પદાર્થો. ભૌતિક ઘટનાઓમાં, ઉદાહરણ તરીકે, બરફનું પીગળવું, ઠંડું અથવા પાણીનું બાષ્પીભવન વગેરેનો સમાવેશ થાય છે.
હકીકત એ છે કે રાસાયણિક ઘટના કોઈપણ પ્રક્રિયા દરમિયાન થાય છે તે અવલોકન દ્વારા તારણ કરી શકાય છે લાક્ષણિક લક્ષણો રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ, જેમ કે રંગ પરિવર્તન, અવક્ષેપ, ગેસ ઉત્ક્રાંતિ, ગરમી અને/અથવા પ્રકાશ.
ઉદાહરણ તરીકે, રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓની ઘટના વિશે નિષ્કર્ષ અવલોકન કરીને કરી શકાય છે:
પાણી ઉકળતી વખતે કાંપની રચના, જેને રોજિંદા જીવનમાં સ્કેલ કહેવાય છે;
જ્યારે આગ બળે છે ત્યારે ગરમી અને પ્રકાશનું પ્રકાશન;
હવામાં તાજા સફરજનના કટના રંગમાં ફેરફાર;
કણકના આથો દરમિયાન ગેસ પરપોટાની રચના, વગેરે.
પદાર્થના નાનામાં નાના કણો કે જે રાસાયણિક પ્રક્રિયા દરમિયાન વર્ચ્યુઅલ રીતે કોઈ ફેરફાર કરતા નથી, પરંતુ માત્ર એક નવી રીતે એકબીજા સાથે જોડાય છે, તેને અણુ કહેવામાં આવે છે.
દ્રવ્યના આવા એકમોના અસ્તિત્વનો ખ્યાલ પાછો આવ્યો પ્રાચીન ગ્રીસપ્રાચીન ફિલસૂફોના મનમાં, જે વાસ્તવમાં "અણુ" શબ્દની ઉત્પત્તિને સમજાવે છે, કારણ કે ગ્રીકમાંથી શાબ્દિક રીતે અનુવાદિત "એટોમોસ" નો અર્થ "અવિભાજ્ય" થાય છે.
જો કે, પ્રાચીન ગ્રીક ફિલસૂફોના વિચારથી વિપરીત, પરમાણુ એ ચોક્કસ લઘુત્તમ પદાર્થ નથી, એટલે કે. તેમની પાસે એક જટિલ માળખું છે.
દરેક અણુમાં કહેવાતા સબએટોમિક કણોનો સમાવેશ થાય છે - પ્રોટોન, ન્યુટ્રોન અને ઇલેક્ટ્રોન, અનુક્રમે p +, n o અને e - પ્રતીકો દ્વારા નિયુક્ત. વપરાયેલ નોટેશનમાં સુપરસ્ક્રિપ્ટ સૂચવે છે કે પ્રોટોન પાસે એકમ હકારાત્મક ચાર્જ છે, ઇલેક્ટ્રોન પાસે એકમ નકારાત્મક ચાર્જ છે, અને ન્યુટ્રોન પર કોઈ ચાર્જ નથી.
અણુની ગુણાત્મક રચના માટે, દરેક અણુમાં બધા પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન કહેવાતા ન્યુક્લિયસમાં કેન્દ્રિત હોય છે, જેની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોન ઇલેક્ટ્રોન શેલ બનાવે છે.
પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનનો સમૂહ લગભગ સમાન છે, એટલે કે. m p ≈ m n, અને ઇલેક્ટ્રોનનું દળ તે દરેકના દળ કરતાં લગભગ 2000 ગણું ઓછું છે, એટલે કે. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
કારણ કે અણુની મૂળભૂત મિલકત તેની વિદ્યુત તટસ્થતા છે, અને એક ઇલેક્ટ્રોનનો ચાર્જ એક પ્રોટોનના ચાર્જ જેટલો છે, આના પરથી આપણે તારણ કાઢી શકીએ છીએ કે કોઈપણ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી છે.
ઉદાહરણ તરીકે, નીચેનું કોષ્ટક અણુઓની સંભવિત રચના બતાવે છે:
સમાન પરમાણુ ચાર્જ સાથે અણુઓનો પ્રકાર, એટલે કે. તેમના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન હોય તેને રાસાયણિક તત્વ કહેવામાં આવે છે. આમ, ઉપરના કોષ્ટકમાંથી આપણે નિષ્કર્ષ પર આવી શકીએ છીએ કે અણુ1 અને અણુ2 એક રાસાયણિક તત્વના છે, અને અણુ3 અને અણુ4 બીજા રાસાયણિક તત્વના છે.
દરેક રાસાયણિક તત્વનું પોતાનું નામ અને વ્યક્તિગત પ્રતીક હોય છે, જે ચોક્કસ રીતે વાંચવામાં આવે છે. તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, સૌથી સરળ રાસાયણિક તત્વ, જેના પરમાણુ ન્યુક્લિયસમાં માત્ર એક જ પ્રોટોન ધરાવે છે, તેને "હાઇડ્રોજન" કહેવામાં આવે છે અને તે "H" પ્રતીક દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, જેને "રાખ" તરીકે વાંચવામાં આવે છે, અને રાસાયણિક તત્વ સાથે +7 નો પરમાણુ ચાર્જ (એટલે કે 7 પ્રોટોન ધરાવતો) - "નાઇટ્રોજન", પ્રતીક "N" ધરાવે છે, જે "en" તરીકે વાંચવામાં આવે છે.
જેમ તમે ઉપરના કોષ્ટકમાંથી જોઈ શકો છો, એક રાસાયણિક તત્વના અણુઓ તેમના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યામાં ભિન્ન હોઈ શકે છે.
અણુઓ જે સમાન રાસાયણિક તત્વના છે, પરંતુ ન્યુટ્રોનની સંખ્યા અલગ ધરાવે છે અને પરિણામે, સમૂહ, તેને આઇસોટોપ કહેવામાં આવે છે.
ઉદાહરણ તરીકે, રાસાયણિક તત્વ હાઇડ્રોજનમાં ત્રણ આઇસોટોપ છે - 1 H, 2 H અને 3 H. H ની ઉપરના સૂચકાંકો 1, 2 અને 3 નો અર્થ ન્યુટ્રોન અને પ્રોટોનની કુલ સંખ્યા છે. તે. એ જાણીને કે હાઇડ્રોજન એક રાસાયણિક તત્વ છે, જે એ હકીકત દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે કે તેના પરમાણુના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં એક પ્રોટોન છે, આપણે નિષ્કર્ષ પર આવી શકીએ છીએ કે 1 H આઇસોટોપમાં કોઈ ન્યુટ્રોન નથી (1-1 = 0), 2 H આઇસોટોપ - 1 ન્યુટ્રોન (2-1=1) અને 3 H આઇસોટોપમાં - બે ન્યુટ્રોન (3-1=2). કારણ કે, પહેલેથી જ ઉલ્લેખ કર્યો છે તેમ, ન્યુટ્રોન અને પ્રોટોન સમાન દ્રવ્ય ધરાવે છે, અને ઇલેક્ટ્રોનનું દળ તેમની સરખામણીમાં નહિવત્ રીતે નાનું છે, આનો અર્થ એ છે કે 2H આઇસોટોપ 1H આઇસોટોપ કરતાં લગભગ બમણું ભારે છે, અને 3H આઇસોટોપ છે. પણ ત્રણ ગણું ભારે. હાઇડ્રોજન આઇસોટોપ્સના સમૂહમાં આટલા મોટા સ્કેટરને કારણે, આઇસોટોપ્સ 2 H અને 3 H ને અલગ અલગ નામ અને પ્રતીકો પણ સોંપવામાં આવ્યા હતા, જે અન્ય કોઈપણ રાસાયણિક તત્વ માટે લાક્ષણિક નથી. 2H આઇસોટોપને ડ્યુટેરિયમ નામ આપવામાં આવ્યું હતું અને તેને પ્રતીક D આપવામાં આવ્યું હતું, અને 3H આઇસોટોપને ટ્રિટિયમ નામ આપવામાં આવ્યું હતું અને પ્રતીક T આપવામાં આવ્યું હતું.
જો આપણે પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનના દળને એક તરીકે લઈએ, અને ઇલેક્ટ્રોનના દળને અવગણીએ, તો વાસ્તવમાં, અણુમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની કુલ સંખ્યા ઉપરાંત, ઉપલા ડાબા સૂચકાંકને તેનું દળ ગણી શકાય, અને તેથી આ ઇન્ડેક્સ કહેવાય છે સમૂહ સંખ્યાઅને પ્રતીક A દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે. કારણ કે પ્રોટોન કોઈપણ અણુના ન્યુક્લિયસના ચાર્જ માટે જવાબદાર છે, અને દરેક પ્રોટોનનો ચાર્જ પરંપરાગત રીતે +1 જેવો ગણવામાં આવે છે, તેથી ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યાને ચાર્જ નંબર (Z) કહેવામાં આવે છે. ). અણુમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા N તરીકે દર્શાવીને, સમૂહ સંખ્યા, ચાર્જ નંબર અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યા વચ્ચેનો સંબંધ ગાણિતિક રીતે આ રીતે વ્યક્ત કરી શકાય છે:
આધુનિક ખ્યાલો અનુસાર, ઇલેક્ટ્રોન દ્વિ (કણ-તરંગ) પ્રકૃતિ ધરાવે છે. તેમાં કણ અને તરંગ બંનેના ગુણધર્મો છે. કણની જેમ, ઇલેક્ટ્રોનનું દળ અને ચાર્જ હોય છે, પરંતુ તે જ સમયે, તરંગની જેમ ઇલેક્ટ્રોનનો પ્રવાહ, વિવર્તનની ક્ષમતા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે.
અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિનું વર્ણન કરવા માટે, ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સની વિભાવનાઓનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે, જે મુજબ ઇલેક્ટ્રોન પાસે ગતિનો ચોક્કસ માર્ગ નથી અને તે અવકાશમાં કોઈપણ બિંદુએ સ્થિત હોઈ શકે છે, પરંતુ વિવિધ સંભાવનાઓ સાથે.
ન્યુક્લિયસની આજુબાજુના અવકાશનો વિસ્તાર જ્યાં ઇલેક્ટ્રોન જોવા મળે તેવી શક્યતા છે તેને અણુ ભ્રમણકક્ષા કહેવામાં આવે છે.
અણુ ભ્રમણકક્ષા હોઈ શકે છે વિવિધ આકારો, કદ અને અભિગમ. અણુ ભ્રમણકક્ષાને ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ પણ કહેવાય છે.
ગ્રાફિકલી, એક અણુ ભ્રમણકક્ષા સામાન્ય રીતે ચોરસ કોષ તરીકે સૂચવવામાં આવે છે:
ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સ અત્યંત જટિલ ગાણિતિક ઉપકરણ ધરાવે છે, તેથી, શાળા રસાયણશાસ્ત્ર અભ્યાસક્રમના માળખામાં, માત્ર ક્વોન્ટમ મિકેનિકલ સિદ્ધાંતના પરિણામોને ધ્યાનમાં લેવામાં આવે છે.
આ પરિણામો અનુસાર, કોઈપણ અણુ ભ્રમણકક્ષા અને તેમાં સ્થિત ઇલેક્ટ્રોન સંપૂર્ણપણે 4 ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે.
- મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર, n, આપેલ ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનની કુલ ઊર્જા નક્કી કરે છે. મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરના મૂલ્યોની શ્રેણી – બધા કુદરતી સંખ્યાઓ, એટલે કે n = 1,2,3,4, 5, વગેરે.
- ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર - l - અણુ ભ્રમણકક્ષાના આકારને દર્શાવે છે અને 0 થી n-1 સુધી કોઈપણ પૂર્ણાંક મૂલ્ય લઈ શકે છે, જ્યાં n, રિકોલ, મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર છે.
l = 0 વાળા ઓર્બિટલ્સ કહેવાય છે s- ભ્રમણકક્ષા. s-ઓર્બિટલ્સ આકારમાં ગોળાકાર હોય છે અને અવકાશમાં તેની કોઈ દિશા હોતી નથી:
l = 1 વાળા ઓર્બિટલ્સ કહેવાય છે પી- ભ્રમણકક્ષા. આ ભ્રમણકક્ષામાં ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ આઠનો આકાર હોય છે, એટલે કે. સપ્રમાણતાના અક્ષની આસપાસ આકૃતિ આઠને ફેરવીને મેળવેલ આકાર, અને બહારથી ડમ્બબેલ જેવું લાગે છે:
l = 2 વાળા ઓર્બિટલ્સ કહેવાય છે ડી- ભ્રમણકક્ષા, અને l = 3 સાથે - f- ભ્રમણકક્ષા. તેમની રચના વધુ જટિલ છે.
3) મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર – m l – ચોક્કસ અણુ ભ્રમણકક્ષાની અવકાશી દિશા નિર્ધારિત કરે છે અને દિશા તરફ ભ્રમણકક્ષાના કોણીય ગતિના પ્રક્ષેપણને વ્યક્ત કરે છે ચુંબકીય ક્ષેત્ર. ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર m l બાહ્ય ચુંબકીય ક્ષેત્રની મજબૂતાઈ વેક્ટરની દિશાને અનુરૂપ ભ્રમણકક્ષાના ઓરિએન્ટેશનને અનુરૂપ છે અને -l થી +l સુધી કોઈપણ પૂર્ણાંક મૂલ્યો લઈ શકે છે, જેમાં 0, એટલે કે. કુલ જથ્થો શક્ય મૂલ્યોબરાબર (2l+1). તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, l = 0 m l = 0 (એક મૂલ્ય), માટે l = 1 m l = -1, 0, +1 (ત્રણ મૂલ્યો), માટે l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબરના પાંચ મૂલ્યો), વગેરે.
તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, પી-ઓર્બિટલ્સ, એટલે કે. ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર l = 1 સાથેના ઓર્બિટલ્સ, "આઠના ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ" જેવા આકારના, ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર (-1, 0, +1) ના ત્રણ મૂલ્યોને અનુરૂપ છે, જે બદલામાં ત્રણ દિશાઓને અનુરૂપ છે અવકાશમાં એકબીજાને લંબરૂપ.
4) સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર (અથવા ફક્ત સ્પિન) - m s - શરતી રીતે અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનના પરિભ્રમણની દિશા માટે જવાબદાર ગણી શકાય છે; અલગ-અલગ સ્પિનવાળા ઈલેક્ટ્રોન અલગ-અલગ દિશામાં નિર્દેશિત વર્ટિકલ એરો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે: ↓ અને .
સમાન મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર ધરાવતા અણુમાં તમામ ઓર્બિટલ્સના સમૂહને ઊર્જા સ્તર અથવા ઇલેક્ટ્રોન શેલ કહેવામાં આવે છે. અમુક સંખ્યા n સાથે કોઈપણ મનસ્વી ઊર્જા સ્તર n 2 ઓર્બિટલ્સ ધરાવે છે.
મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર અને ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબરના સમાન મૂલ્યો સાથે ઓર્બિટલ્સનો સમૂહ ઊર્જા સબલેવલનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે.
દરેક ઉર્જા સ્તર, જે મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n ને અનુરૂપ છે, તેમાં n સબલેવલ હોય છે. બદલામાં, ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર l સાથેના દરેક ઊર્જા સબલેવલમાં (2l+1) ઓર્બિટલ્સ હોય છે. આમ, s સબલેવલમાં એક ઓર્બિટલનો સમાવેશ થાય છે, p સબલેવલમાં ત્રણ p ઓર્બિટલ્સનો સમાવેશ થાય છે, d સબલેવલમાં પાંચ ડી ઓર્બિટલ્સનો સમાવેશ થાય છે અને f સબલેવલમાં સાત f ઓર્બિટલ્સનો સમાવેશ થાય છે. પહેલેથી જ ઉલ્લેખ કર્યો છે તેમ, એક અણુ ભ્રમણકક્ષા ઘણીવાર એક ચોરસ કોષ દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, તેથી s-, p-, d- અને f-સબલેવલ્સ ગ્રાફિકલી નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય છે:
દરેક ભ્રમણકક્ષા ત્રણ ક્વોન્ટમ નંબરો n, l અને m l ના વ્યક્તિગત કડક રીતે વ્યાખ્યાયિત સમૂહને અનુરૂપ છે.
ઓર્બિટલ્સ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન કહેવાય છે.
ઇલેક્ટ્રોન સાથે અણુ ભ્રમણકક્ષાનું ભરણ ત્રણ શરતો અનુસાર થાય છે:
- ન્યૂનતમ ઊર્જા સિદ્ધાંત: ઇલેક્ટ્રોન સૌથી નીચા ઉર્જા સબલેવલથી શરૂ થતા ઓર્બિટલ્સને ભરે છે. તેમની શક્તિઓને વધારવાના ક્રમમાં સબલેવલનો ક્રમ નીચે મુજબ છે: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
ઇલેક્ટ્રોનિક સબલેવલ ભરવાના આ ક્રમને યાદ રાખવાનું સરળ બનાવવા માટે, નીચેનું ગ્રાફિક ચિત્ર ખૂબ અનુકૂળ છે:
- પાઉલી સિદ્ધાંત: દરેક ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોન ન હોઈ શકે.
જો ભ્રમણકક્ષામાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય, તો તેને અનપેયર કહેવામાં આવે છે, અને જો ત્યાં બે હોય, તો તેને ઇલેક્ટ્રોન જોડી કહેવામાં આવે છે.
- હંડનો નિયમ: પરમાણુની સૌથી સ્થિર સ્થિતિ એવી છે કે જેમાં, એક સબલેવલની અંદર, અણુમાં જોડાણ વગરના ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંભવિત સંખ્યા હોય છે. અણુની આ સૌથી સ્થિર સ્થિતિને ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટ કહેવામાં આવે છે.
વાસ્તવમાં, ઉપરનો અર્થ એ છે કે, ઉદાહરણ તરીકે, p-સબલેવલના ત્રણ ભ્રમણકક્ષામાં 1st, 2nd, 3rd અને 4th ઇલેક્ટ્રોનનું પ્લેસમેન્ટ નીચે મુજબ કરવામાં આવશે:
હાઇડ્રોજનમાંથી અણુ ભ્રમણકક્ષા ભરવાનું, જેનો ચાર્જ નંબર 1, ક્રિપ્ટોન (Kr), ચાર્જ નંબર 36 છે, નીચે પ્રમાણે હાથ ધરવામાં આવશે:
અણુ ભ્રમણકક્ષાના ભરવાના ક્રમની આવી રજૂઆતને ઊર્જા રેખાકૃતિ કહેવામાં આવે છે. વ્યક્તિગત તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક આકૃતિઓના આધારે, તેમના કહેવાતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો (રૂપરેખાંકનો) લખવાનું શક્ય છે. તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, 15 પ્રોટોન ધરાવતું તત્વ અને પરિણામે, 15 ઇલેક્ટ્રોન, એટલે કે. ફોસ્ફરસ (P) પાસે નીચેની ઊર્જા રેખાકૃતિ હશે:
જ્યારે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલામાં રૂપાંતરિત થાય છે, ત્યારે ફોસ્ફરસ અણુ ફોર્મ લેશે:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
સબલેવલ સિમ્બોલની ડાબી બાજુના સામાન્ય કદના નંબરો એનર્જી લેવલ નંબર દર્શાવે છે અને સબલેવલ સિમ્બોલની જમણી બાજુની સુપરસ્ક્રિપ્ટ્સ અનુરૂપ સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.
નીચે D.I ના સામયિક કોષ્ટકના પ્રથમ 36 તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો છે. મેન્ડેલીવ.
| સમયગાળો | આઇટમ નં. | પ્રતીક | નામ | ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા |
| આઈ | 1 | એચ | હાઇડ્રોજન | 1s 1 |
| 2 | તેમણે | હિલીયમ | 1 સે 2 | |
| II | 3 | લિ | લિથિયમ | 1s 2 2s 1 |
| 4 | બનો | બેરિલિયમ | 1 સે 2 2 સે 2 | |
| 5 | બી | બોરોન | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | સી | કાર્બન | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | એન | નાઇટ્રોજન | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | ઓ | ઓક્સિજન | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | એફ | ફ્લોરિન | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | ને | નિયોન | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | ના | સોડિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | એમજી | મેગ્નેશિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | અલ | એલ્યુમિનિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | સિ | સિલિકોન | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | પી | ફોસ્ફરસ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | એસ | સલ્ફર | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | ક્લોરિન | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | અર | આર્ગોન | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | કે | પોટેશિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | સીએ | કેલ્શિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | સ્કેન્ડિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | ટી | ટાઇટેનિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | વી | વેનેડિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | ક્ર | ક્રોમિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 અહીં આપણે એક ઇલેક્ટ્રોનના કૂદકાનું અવલોકન કરીએ છીએ sપર ડીસબલેવલ | |
| 25 | Mn | મેંગેનીઝ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | ફે | લોખંડ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | કો | કોબાલ્ટ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | ની | નિકલ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | કુ | તાંબુ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 અહીં આપણે એક ઈલેક્ટ્રોનના કૂદકાનું અવલોકન કરીએ છીએ sપર ડીસબલેવલ | |
| 30 | Zn | ઝીંક | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | ગા | ગેલિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | જી | જર્મનિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | તરીકે | આર્સેનિક | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | સે | સેલેનિયમ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | બ્ર | બ્રોમિન | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | ક્ર | ક્રિપ્ટોન | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
પહેલેથી જ ઉલ્લેખ કર્યો છે તેમ, તેમની જમીનની સ્થિતિમાં, અણુ ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોન ઓછામાં ઓછી ઊર્જાના સિદ્ધાંત અનુસાર સ્થિત છે. જો કે, અણુની ભૂમિ અવસ્થામાં ખાલી પી-ઓર્બિટલ્સની હાજરીમાં, ઘણી વખત, તેને વધારાની ઊર્જા આપીને, અણુને કહેવાતી ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં સ્થાનાંતરિત કરી શકાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, બોરોન પરમાણુ તેના ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન અને નીચેના સ્વરૂપનું ઊર્જા રેખાકૃતિ ધરાવે છે:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
અને ઉત્સાહિત સ્થિતિમાં (*), એટલે કે. જ્યારે બોરોન પરમાણુને કેટલીક ઉર્જા આપવામાં આવે છે, ત્યારે તેનું ઈલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન અને ઉર્જા ડાયાગ્રામ આના જેવો દેખાશે:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
અણુમાં કયા સબલેવલ છેલ્લે ભરવામાં આવે છે તેના આધારે, રાસાયણિક તત્વોને s, p, d અથવા f માં વિભાજિત કરવામાં આવે છે.
કોષ્ટક D.I માં s, p, d અને f તત્વો શોધવી. મેન્ડેલીવ:
- s-તત્વોમાં ભરવાનું છેલ્લું s-સબલેવલ છે. આ ઘટકોમાં જૂથ I અને II ના મુખ્ય (ટેબલ સેલમાં ડાબી બાજુએ) પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે.
- p-તત્વો માટે, p-sublevel ભરવામાં આવે છે. p-તત્વોમાં પ્રથમ અને સાતમા સિવાય દરેક સમયગાળાના છેલ્લા છ ઘટકો તેમજ જૂથ III-VIII ના મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે.
- d-તત્વો મોટા સમયગાળામાં s- અને p-તત્વો વચ્ચે સ્થિત છે.
- એફ-એલિમેન્ટ્સને લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે. તેઓ D.I ટેબલના તળિયે સૂચિબદ્ધ છે. મેન્ડેલીવ.
6.6. ક્રોમિયમ, તાંબુ અને કેટલાક અન્ય તત્વોના અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાની વિશેષતાઓ
જો તમે પરિશિષ્ટ 4 પર ધ્યાનપૂર્વક જોયું, તો તમે કદાચ નોંધ્યું છે કે કેટલાક તત્વોના અણુઓ માટે ઇલેક્ટ્રોન સાથે ભ્રમણકક્ષા ભરવાનો ક્રમ ખોરવાઈ ગયો છે. કેટલીકવાર આ ઉલ્લંઘનોને "અપવાદો" કહેવામાં આવે છે, પરંતુ આ એવું નથી - કુદરતના નિયમોમાં કોઈ અપવાદ નથી!
આ ડિસઓર્ડર સાથેનું પ્રથમ તત્વ ક્રોમિયમ છે. ચાલો તેની ઈલેક્ટ્રોનિક રચના પર નજીકથી નજર કરીએ (ફિગ. 6.16 એ). ક્રોમિયમ અણુમાં 4 હોય છે s-ત્યાં બે સબલેવલ નથી, જેમ કે કોઈ અપેક્ષા રાખે છે, પરંતુ માત્ર એક ઇલેક્ટ્રોન છે. પરંતુ 3 વાગ્યે ડી-સબલેવલમાં પાંચ ઇલેક્ટ્રોન છે, પરંતુ આ સબલેવલ 4 પછી ભરાય છે s-સબલેવલ (જુઓ ફિગ. 6.4). આવું શા માટે થાય છે તે સમજવા માટે, ચાલો જોઈએ કે ઈલેક્ટ્રોન વાદળો 3 શું છે ડી-આ અણુનું સબલેવલ.
પાંચમાંથી દરેક 3 ડી- આ કિસ્સામાં વાદળો એક ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા રચાય છે. જેમ તમે પહેલાથી જ આ પ્રકરણના § 4 થી જાણો છો, આવા પાંચ ઇલેક્ટ્રોનનો કુલ ઇલેક્ટ્રોન વાદળ ગોળાકાર આકાર ધરાવે છે, અથવા, જેમ તેઓ કહે છે, ગોળાકાર સપ્રમાણ છે. વિવિધ દિશામાં ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતાના વિતરણની પ્રકૃતિ અનુસાર, તે 1 સમાન છે s-ઇઓ. સબલેવલની ઉર્જા જેના ઇલેક્ટ્રોન આવા વાદળ બનાવે છે તે ઓછા સપ્રમાણતાવાળા વાદળો કરતાં ઓછી હોય છે. આ કિસ્સામાં, ભ્રમણકક્ષા ઊર્જા 3 છે ડી-ઉર્જા સ્તર 4 સમાન છે s- ભ્રમણકક્ષા. જ્યારે સમપ્રમાણતા તૂટી જાય છે, ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે છઠ્ઠો ઇલેક્ટ્રોન દેખાય છે, ત્યારે ભ્રમણકક્ષાની ઊર્જા 3 છે ડી- સબલેવલ ફરીથી ઉર્જા 4 કરતા વધારે બને છે s- ભ્રમણકક્ષા. તેથી, મેંગેનીઝ પરમાણુ ફરીથી 4 પર બીજું ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે s-એઓ.
કોઈપણ સબલેવલના સામાન્ય વાદળ, અડધા અથવા સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા હોય છે, તેમાં ગોળાકાર સમપ્રમાણતા હોય છે. આ કિસ્સાઓમાં ઊર્જામાં ઘટાડો એ સામાન્ય પ્રકૃતિનો છે અને તે તેના પર નિર્ભર નથી કે કોઈપણ સબલેવલ અડધું છે કે સંપૂર્ણપણે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે. અને જો એમ હોય, તો આપણે અણુમાં આગળના ઉલ્લંઘનની શોધ કરવી જોઈએ જેના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં નવમો "આવે છે" ડી- ઇલેક્ટ્રોન. ખરેખર, તાંબાના અણુમાં 3 છે ડી-સબલેવલમાં 10 ઇલેક્ટ્રોન અને 4 છે s- માત્ર એક સબલેવલ (ફિગ. 6.16 b).
સંપૂર્ણ અથવા અર્ધ-ભરેલા સબલેવલના ભ્રમણકક્ષાની ઊર્જામાં ઘટાડો એ સંખ્યાબંધ મહત્વપૂર્ણ રાસાયણિક ઘટનાઓનું કારણ બને છે, જેમાંથી કેટલીક તમે પરિચિત હશો.
6.7. આઉટર અને વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન, ઓર્બિટલ્સ અને સબલેવલ
રસાયણશાસ્ત્રમાં, એક નિયમ તરીકે, અલગ અણુઓના ગુણધર્મોનો અભ્યાસ કરવામાં આવતો નથી, કારણ કે લગભગ તમામ અણુઓ, જ્યારે વિવિધ પદાર્થોનો ભાગ હોય છે, ત્યારે રાસાયણિક બોન્ડ બનાવે છે. રાસાયણિક બોન્ડ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન શેલની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દ્વારા રચાય છે. બધા અણુઓ માટે (હાઇડ્રોજન સિવાય), બધા ઇલેક્ટ્રોન રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લેતા નથી: બોરોનમાં પાંચમાંથી ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, કાર્બનમાં છમાંથી ચાર હોય છે અને, ઉદાહરણ તરીકે, બેરિયમમાં છપ્પનમાંથી બે હોય છે. આ "સક્રિય" ઇલેક્ટ્રોન કહેવાય છે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન.
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન સાથે કેટલીકવાર ભેળસેળ થાય છે બાહ્યઇલેક્ટ્રોન, પરંતુ આ એક જ વસ્તુ નથી.
બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનના ઇલેક્ટ્રોનિક વાદળોની મહત્તમ ત્રિજ્યા (અને મુખ્ય ક્વોન્ટમ સંખ્યાનું મહત્તમ મૂલ્ય) હોય છે.
તે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છે જે પ્રથમ સ્થાને બોન્ડની રચનામાં ભાગ લે છે, જો માત્ર એટલા માટે કે જ્યારે અણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે, ત્યારે આ ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા રચાયેલા ઇલેક્ટ્રોન વાદળો સૌ પ્રથમ સંપર્કમાં આવે છે. પરંતુ તેમની સાથે, કેટલાક ઇલેક્ટ્રોન પણ બોન્ડની રચનામાં ભાગ લઈ શકે છે. પૂર્વ-બાહ્ય(અંતિમ) સ્તર, પરંતુ માત્ર ત્યારે જ જો તેમની પાસે એવી ઊર્જા હોય જે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જાથી ખૂબ જ અલગ ન હોય. અણુના બંને ઇલેક્ટ્રોન સંયોજક ઇલેક્ટ્રોન છે. (લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સમાં, કેટલાક "બાહ્ય" ઇલેક્ટ્રોન પણ વેલેન્સ છે)
વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોનની ઉર્જા અણુના અન્ય ઈલેક્ટ્રોનની ઉર્જા કરતા ઘણી વધારે હોય છે અને વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોન એકબીજાથી ઊર્જામાં નોંધપાત્ર રીતે ઓછા અલગ પડે છે.
બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન હંમેશા સંયોજક ઇલેક્ટ્રોન હોય છે જો અણુ રાસાયણિક બોન્ડ બનાવી શકે. આમ, હિલીયમ અણુના બંને ઈલેક્ટ્રોન બાહ્ય છે, પરંતુ તેમને સંયોજકતા કહી શકાય નહીં, કારણ કે હિલીયમ અણુ કોઈપણ રાસાયણિક બોન્ડ બનાવતા નથી.
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન કબજે કરે છે વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સ, જે બદલામાં સ્વરૂપે છે વેલેન્સ સબલેવલ.
ઉદાહરણ તરીકે, લોખંડના અણુને ધ્યાનમાં લો, જેનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ફિગમાં બતાવવામાં આવ્યું છે. 6.17. આયર્ન અણુના ઇલેક્ટ્રોનમાંથી, મહત્તમ મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર ( n= 4) માત્ર બે 4 છે s- ઇલેક્ટ્રોન. પરિણામે, તેઓ આ અણુના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છે. આયર્ન અણુની બાહ્ય ભ્રમણકક્ષાઓ સાથેની તમામ ભ્રમણકક્ષાઓ છે n= 4, અને બાહ્ય ઉપસ્તર એ આ ભ્રમણકક્ષાઓ દ્વારા રચાયેલ તમામ ઉપસ્તર છે, એટલે કે, 4 s-,
4પી-, 4ડી- અને 4 f-ઇપીયુ.
બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન હંમેશા વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, તેથી 4 s-આયર્ન અણુના ઇલેક્ટ્રોન વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે. અને જો એમ હોય, તો 3 ડી-થોડી ઊંચી ઉર્જા ધરાવતા ઇલેક્ટ્રોન પણ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હશે. આયર્ન અણુના બાહ્ય સ્તરે, ભરેલા 4 ઉપરાંત s-AO હજુ પણ 4 મફત છે પી-, 4ડી- અને 4 f-એઓ. તે બધા બાહ્ય છે, પરંતુ તેમાંથી માત્ર 4 જ વેલેન્સ છે આર-AO, બાકીના ઓર્બિટલ્સની ઉર્જા ઘણી વધારે હોવાથી અને આ ઓર્બિટલમાં ઈલેક્ટ્રોનનો દેખાવ આયર્ન એટમ માટે ફાયદાકારક નથી.
તેથી, આયર્ન અણુ
બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર - ચોથું,
બાહ્ય સબલેવલ - 4 s-, 4પી-, 4ડી- અને 4 f-ઇપીયુ,
બાહ્ય ભ્રમણકક્ષા - 4 s-, 4પી-, 4ડી- અને 4 f-એઓ,
બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન - બે 4 s-ઇલેક્ટ્રોન (4 s 2),
બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર - ચોથું,
બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ - 4 s-ઇઓ
વેલેન્સ સબલેવલ - 4 s-, 4પી-, અને 3 ડી-ઇપીયુ,
વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સ - 4 s-, 4પી-, અને 3 ડી-એઓ,
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન - બે 4 s-ઇલેક્ટ્રોન (4 s 2) અને છ 3 ડી-ઇલેક્ટ્રોન (3 ડી 6).
વેલેન્સ સબલેવલ આંશિક રીતે અથવા સંપૂર્ણપણે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરી શકાય છે, અથવા તે સંપૂર્ણપણે મુક્ત રહી શકે છે. જેમ જેમ ન્યુક્લિયર ચાર્જ વધે છે તેમ, તમામ સબલેવલના ઉર્જા મૂલ્યો ઘટે છે, પરંતુ ઇલેક્ટ્રોનની એકબીજા સાથેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાને કારણે, વિવિધ સબલેવલની ઊર્જા અલગ-અલગ "ગતિ" પર ઘટે છે. ઉર્જા સંપૂર્ણપણે ભરેલી છે ડી- અને f-સબલેવલ એટલો ઘટે છે કે તેઓ સંયોજિત થવાનું બંધ કરે છે.
ઉદાહરણ તરીકે, ટાઇટેનિયમ અને આર્સેનિક (ફિગ. 6.18) ના અણુઓને ધ્યાનમાં લો.
ટાઇટેનિયમ અણુ 3 ના કિસ્સામાં ડી-EPU માત્ર આંશિક રીતે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે, અને તેની ઊર્જા ઊર્જા 4 કરતાં વધારે છે s-EPU, અને 3 ડી-ઇલેક્ટ્રોન સંયોજકતા છે. આર્સેનિક અણુમાં 3 હોય છે ડી-EPU સંપૂર્ણપણે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે, અને તેની ઊર્જા 4 ની ઊર્જા કરતાં નોંધપાત્ર રીતે ઓછી છે s-EPU, અને તેથી 3 ડી-ઇલેક્ટ્રોન સંયોજકતા નથી.
આપેલ ઉદાહરણોમાં, અમે વિશ્લેષણ કર્યું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનટાઇટેનિયમ અને આર્સેનિક પરમાણુ.
અણુનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન આ રીતે દર્શાવવામાં આવ્યું છે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ફોર્મ્યુલા, અથવા ફોર્મમાં વેલેન્સ સબલેવલનો એનર્જી ડાયાગ્રામ.
વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોન, એક્સટર્નલ ઈલેક્ટ્રોન, વેલેન્સ ઈપીયુ, વેલેન્સ એઓ, એક પરમાણુનું વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોન કન્ફિગરેશન, વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોન ફોર્મ્યુલા, વેલેન્સ સબલેવલ્સ ડાયાગ્રામ.
1. તમે સંકલિત કરેલ ઉર્જા આકૃતિઓ પર અને Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar ના અણુઓના સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોમાં બાહ્ય અને સંયોજક ઇલેક્ટ્રોન સૂચવે છે. આ અણુઓના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખો. ઊર્જા આકૃતિઓ પર, વેલેન્સ સબલેવલના ઊર્જા આકૃતિઓને અનુરૂપ ભાગોને પ્રકાશિત કરો.
2. અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનોમાં શું સામાન્ય છે: a) Li અને Na, B અને Al, O અને S, Ne અને Ar; b) Zn અને Mg, Sc અને Al, Cr અને S, Ti અને Si; c) H અને He, Li અને O, K અને Kr, Sc અને Ga. તેમના તફાવતો શું છે?
3. દરેક તત્વના અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં કેટલા વેલેન્સ સબલેવલ હોય છે: a) હાઇડ્રોજન, હિલીયમ અને લિથિયમ, b) નાઇટ્રોજન, સોડિયમ અને સલ્ફર, c) પોટેશિયમ, કોબાલ્ટ અને જર્મેનિયમ
4. a) બોરોન, b) ફ્લોરિન, c) સોડિયમ અણુમાં કેટલા વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સ સંપૂર્ણપણે ભરેલા છે?
5. એક અણુમાં જોડ વગરના ઇલેક્ટ્રોન સાથે કેટલા ઓર્બિટલ્સ હોય છે: a) બોરોન, b) ફ્લોરિન, c) આયર્ન
6. મેંગેનીઝ અણુમાં કેટલા મુક્ત બાહ્ય ભ્રમણકક્ષા હોય છે? કેટલા ફ્રી વેલેન્સ?
7.આગલા પાઠ માટે, 20 મીમી પહોળી કાગળની એક પટ્ટી તૈયાર કરો, તેને કોષોમાં વિભાજીત કરો (20 × 20 મીમી), અને આ સ્ટ્રીપ પર તત્વોની કુદરતી શ્રેણી (હાઈડ્રોજનથી મેટનેરિયમ સુધી) લાગુ કરો.
8. દરેક કોષમાં, ફિગમાં બતાવ્યા પ્રમાણે, તત્વનું પ્રતીક, તેનો અણુ નંબર અને સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન સૂત્ર મૂકો. 6.19 (પરિશિષ્ટ 4 નો ઉપયોગ કરો).
6.8. તેમના ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સની રચના અનુસાર અણુઓનું વ્યવસ્થિતકરણ
રાસાયણિક તત્વોનું વ્યવસ્થિતકરણ તત્વોની કુદરતી શ્રેણી પર આધારિત છે
અને ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સની સમાનતાનો સિદ્ધાંતતેમના અણુઓ.
તમે રાસાયણિક તત્વોની કુદરતી શ્રેણીથી પહેલેથી જ પરિચિત છો. હવે ચાલો ઇલેક્ટ્રોનિક શેલ્સની સમાનતાના સિદ્ધાંતથી પરિચિત થઈએ.
ERE માં અણુઓના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોને ધ્યાનમાં લેતા, તે શોધવું સરળ છે કે કેટલાક અણુઓ માટે તેઓ માત્ર મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરના મૂલ્યોમાં અલગ પડે છે. ઉદાહરણ તરીકે, 1 sહાઇડ્રોજન માટે 1, 2 sલિથિયમ માટે 1, 3 sસોડિયમ વગેરે માટે 1 અથવા 2 s 2 2પીફ્લોરિન માટે 5, 3 s 2 3પીક્લોરિન માટે 5, 4 s 2 4પીબ્રોમિન, વગેરે માટે 5. આનો અર્થ એ છે કે આવા અણુઓના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનના વાદળોના બાહ્ય પ્રદેશો આકારમાં ખૂબ સમાન હોય છે અને માત્ર કદમાં (અને, અલબત્ત, ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતા) અલગ પડે છે. અને જો એમ હોય, તો પછી આવા અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન વાદળો અને અનુરૂપ સંયોજક રૂપરેખાંકનો કહી શકાય. સમાન. સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો સાથે વિવિધ તત્વોના અણુઓ માટે આપણે લખી શકીએ છીએ સામાન્ય સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો: એનએસપ્રથમ કિસ્સામાં 1 અને એનએસ 2 એન.પી.સેકન્ડમાં 5. જેમ જેમ તમે તત્વોની કુદરતી શ્રેણીમાંથી આગળ વધો છો, તેમ તમે સમાન સંયોજક રૂપરેખાંકનો સાથે અણુઓના અન્ય જૂથો શોધી શકો છો.
આમ, સમાન સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન સાથેના અણુ તત્વોની કુદરતી શ્રેણીમાં નિયમિતપણે જોવા મળે છે.
આ ઇલેક્ટ્રોનિક શેલ્સની સમાનતાનો સિદ્ધાંત છે.
ચાલો આ નિયમિતતાના પ્રકારને ઓળખવાનો પ્રયાસ કરીએ. આ કરવા માટે, અમે તમે બનાવેલા તત્વોની કુદરતી શ્રેણીનો ઉપયોગ કરીશું.
ERE હાઇડ્રોજનથી શરૂ થાય છે, જેનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 1 છે s 1. સમાન સંયોજક રૂપરેખાંકનોની શોધમાં, અમે સામાન્ય સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા સાથે તત્વોની સામે તત્વોની કુદરતી શ્રેણીને કાપી નાખીએ છીએ. એનએસ 1 (એટલે કે લિથિયમ પહેલાં, સોડિયમ પહેલાં, વગેરે). અમને તત્વોના કહેવાતા "સમય" પ્રાપ્ત થયા. ચાલો પરિણામી "પીરિયડ્સ" ઉમેરીએ જેથી કરીને તે કોષ્ટકની હરોળ બની જાય (જુઓ. ફિગ. 6.20). પરિણામે, કોષ્ટકની પ્રથમ બે કૉલમમાં માત્ર અણુઓ સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ધરાવતા હશે.
ચાલો કોષ્ટકના અન્ય કૉલમ્સમાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનોની સમાનતા પ્રાપ્ત કરવાનો પ્રયાસ કરીએ. આ કરવા માટે, અમે 58 - 71 અને 90 -103 (તેઓ 4 ભરે છે f- અને 5 f-સબલેવલ) અને તેમને ટેબલની નીચે મૂકો. અમે આકૃતિમાં બતાવ્યા પ્રમાણે બાકીના તત્વોના પ્રતીકોને આડા ખસેડીશું. આ પછી, કોષ્ટકના સમાન સ્તંભમાં સ્થિત તત્વોના અણુઓમાં સમાન સંયોજક રૂપરેખાંકનો હશે, જે સામાન્ય સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો દ્વારા વ્યક્ત કરી શકાય છે: એનએસ 1 , એનએસ 2 , એનએસ 2 (n–1)ડી 1 , એનએસ 2 (n–1)ડી 2 અને તેથી પર સુધી એનએસ 2 એન.પી. 6. સામાન્ય સંયોજકતા સૂત્રોમાંથી તમામ વિચલનો ક્રોમિયમ અને તાંબાના કિસ્સામાં સમાન કારણો દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે (ફકરો 6.6 જુઓ).
જેમ તમે જોઈ શકો છો, ERE નો ઉપયોગ કરીને અને ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સની સમાનતાના સિદ્ધાંતને લાગુ કરીને, અમે રાસાયણિક તત્વોને વ્યવસ્થિત કરવામાં સક્ષમ હતા. રાસાયણિક તત્વોની આવી સિસ્ટમ કહેવામાં આવે છે કુદરતી, કારણ કે તે ફક્ત કુદરતના નિયમો પર આધારિત છે. અમને મળેલ કોષ્ટક (ફિગ. 6.21) એ તત્વોની કુદરતી પ્રણાલીને ગ્રાફિકલી રીતે દર્શાવવાની એક રીત છે અને તેને કહેવામાં આવે છે. રાસાયણિક તત્વોનું લાંબા-ગાળાનું કોષ્ટક.
ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સની સમાનતાનો સિદ્ધાંત, રાસાયણિક તત્વોની કુદરતી સિસ્ટમ ("સામયિક" સિસ્ટમ), રાસાયણિક તત્વોનું કોષ્ટક.
6.9. રાસાયણિક તત્વોનું લાંબા ગાળાનું કોષ્ટક
ચાલો રાસાયણિક તત્વોના લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકની રચના પર નજીકથી નજર કરીએ.
આ કોષ્ટકની પંક્તિઓ, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, તેને તત્વોની "પીરિયડ્સ" કહેવામાં આવે છે. સમયગાળાને 1 થી 7 સુધીના અરેબિક અંકો સાથે ક્રમાંકિત કરવામાં આવે છે. પ્રથમ સમયગાળામાં ફક્ત બે ઘટકો છે. બીજા અને ત્રીજા સમયગાળાને, જેમાં દરેક આઠ તત્વો હોય છે, કહેવામાં આવે છે ટૂંકુંસમયગાળો ચોથા અને પાંચમા સમયગાળાને, જેમાં દરેકમાં 18 તત્વો હોય છે, કહેવામાં આવે છે લાંબીસમયગાળો છઠ્ઠા અને સાતમા સમયગાળાને, જેમાં પ્રત્યેકમાં 32 તત્વો હોય છે, કહેવામાં આવે છે વધારાની લાંબીસમયગાળો
આ કોષ્ટકની કૉલમ કહેવામાં આવે છે જૂથોતત્વો જૂથ નંબરો લેટિન અક્ષરો A અથવા B સાથે રોમન અંકો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે.
કેટલાક જૂથોના તત્વોના પોતાના સામાન્ય (જૂથ) નામો હોય છે: જૂથ IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ના તત્વો – આલ્કલાઇન તત્વો(અથવા આલ્કલી મેટલ તત્વો); જૂથ IIA તત્વો (Ca, Sr, Ba અને Ra) – આલ્કલાઇન પૃથ્વી તત્વો(અથવા આલ્કલાઇન પૃથ્વી ધાતુ તત્વો)(નામ "આલ્કલી મેટલ્સ" અને આલ્કલાઇન અર્થ મેટલ્સ" અનુરૂપ તત્વો દ્વારા રચાયેલા સરળ પદાર્થોનો સંદર્ભ આપે છે અને તેનો ઉપયોગ તત્વોના જૂથોના નામ તરીકે થવો જોઈએ નહીં); તત્વો VIA જૂથ (O, S, Se, Te, Po) – chalcogens, જૂથ VIIA તત્વો (F, Cl, Br, I, At) – હેલોજન, જૂથ VIII તત્વો (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – ઉમદા ગેસ તત્વો.(પરંપરાગત નામ "ઉમદા વાયુઓ" પણ સરળ પદાર્થોનો સંદર્ભ આપે છે)
સીરીયલ નંબર 58 – 71 (Ce – Lu) સાથેના તત્વો સામાન્ય રીતે ટેબલના તળિયે મૂકવામાં આવે છે. lanthanides("લેન્થેનમને અનુસરે છે"), અને સીરીયલ નંબર 90 - 103 (થ - Lr) સાથે તત્વો - એક્ટિનાઇડ્સ("સમુદ્ર એનિમોનને અનુસરતા"). લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકનું એક સંસ્કરણ છે, જેમાં લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સ EREમાંથી કાપવામાં આવતાં નથી, પરંતુ અતિ-લાંબા સમયગાળામાં તેમની જગ્યાએ રહે છે. આ કોષ્ટકને ક્યારેક કહેવામાં આવે છે અતિ-લાંબો સમયગાળો.
લાંબા ગાળાના કોષ્ટકને ચાર ભાગમાં વહેંચવામાં આવ્યું છે બ્લોક(અથવા વિભાગો).
એસ-બ્લોકસામાન્ય સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો સાથે IA અને IIA જૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે એનએસ 1 અને એનએસ 2
(s-તત્વો).
આર-બ્લોકના સામાન્ય સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો સાથે જૂથ IIIA થી VIIIA સુધીના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે એનએસ 2 એન.પી. 1 થી એનએસ 2 એન.પી. 6 (p-તત્વો).
ડી-બ્લોકથી સામાન્ય સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો સાથે જૂથ IIIB થી IIB સુધીના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે એનએસ 2 (n–1)ડી 1 થી એનએસ 2 (n–1)ડી 10 (ડી-તત્વો).
f-બ્લોકલેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સ ( f-તત્વો).
તત્વો s- અને પીબ્લોક્સ A-જૂથો અને તત્વો બનાવે છે ડી-બ્લોક - રાસાયણિક તત્વોની સિસ્ટમનું બી-જૂથ. બધા fતત્વો ઔપચારિક રીતે જૂથ IIIB માં સમાવવામાં આવેલ છે.
પ્રથમ સમયગાળાના તત્વો - હાઇડ્રોજન અને હિલીયમ - છે sતત્વો અને જૂથો IA અને IIA માં મૂકી શકાય છે. પરંતુ હિલીયમને વધુ વખત જૂથ VIIIA માં તત્વ તરીકે મૂકવામાં આવે છે જેની સાથે સમયગાળો સમાપ્ત થાય છે, જે તેના ગુણધર્મોને સંપૂર્ણપણે અનુરૂપ છે (હિલિયમ, આ જૂથના તત્વો દ્વારા રચાયેલા અન્ય તમામ સરળ પદાર્થોની જેમ, એક ઉમદા ગેસ છે). હાઇડ્રોજનને ઘણીવાર જૂથ VIIA માં મૂકવામાં આવે છે, કારણ કે તેના ગુણધર્મો આલ્કલાઇન તત્વો કરતાં હેલોજનની ખૂબ નજીક છે.
સિસ્ટમનો દરેક સમયગાળો અણુઓની સંયોજક ગોઠવણી ધરાવતા તત્વ સાથે શરૂ થાય છે એનએસ 1, કારણ કે તે આ અણુઓમાંથી છે કે આગામી ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરની રચના શરૂ થાય છે, અને અણુઓના સંયોજક રૂપરેખાંકન સાથેના તત્વ સાથે સમાપ્ત થાય છે. એનએસ 2 એન.પી. 6 (પ્રથમ સમયગાળા સિવાય). આ દરેક સમયગાળાના અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા સબલેવલના ઊર્જા રેખાકૃતિ જૂથો પર ઓળખવાનું સરળ બનાવે છે (ફિગ. 6.22). આ કામ તમે આકૃતિ 6.4 ની બનાવેલી નકલમાં દર્શાવેલ તમામ સબલેવલ સાથે કરો. આકૃતિ 6.22 માં હાઇલાઇટ કરેલ પેટાલેવલ્સ (સંપૂર્ણપણે ભરવા સિવાય ડી- અને f-સબલેવલ) એ આપેલ સમયગાળાના તમામ ઘટકોના અણુઓ માટે સંયોજકતા છે.
પીરિયડ્સમાં દેખાવ s-, પી-, ડી- અથવા f-તત્વો સંપૂર્ણપણે ભરવાના ક્રમને અનુરૂપ છે s-, પી-, ડી- અથવા f- ઇલેક્ટ્રોન સાથે સબલેવલ. તત્વોની સિસ્ટમની આ વિશેષતા, આપેલ તત્વ કયા સમયગાળા અને જૂથમાં છે તે જાણીને, તેના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને તરત જ લખવાની મંજૂરી આપે છે.
રાસાયણિક તત્વો, બ્લોક્સ, પીરિયડ્સ, જૂથો, આલ્કલાઇન તત્વો, આલ્કલાઇન પૃથ્વી તત્વો, ચેલકોજેન્સ, હેલોજેન્સ, નોબલ ગેસ તત્વો, લેન્ટેનોઇડ્સ, એક્ટિનોઇડ્સનું લોંગ-પીરિયડ ટેબલ.
a) IVA અને IVB જૂથો, b) IIIA અને VIIB જૂથોના તત્વોના અણુઓના સામાન્ય સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખો?
2. A અને B જૂથોના તત્વોના અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનોમાં શું સામ્ય છે? તેઓ કેવી રીતે અલગ છે?
3. તત્વોના કેટલા જૂથો a માં સમાવિષ્ટ છે) s-બ્લોક, બી) આર-બ્લોક, c) ડી-બ્લોક?
4. સબલેવલની ઉર્જા વધારવાની દિશામાં આકૃતિ 30 ચાલુ રાખો અને 4 થી, 5મી અને 6ઠ્ઠી અવધિમાં ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા સબલેવલના જૂથોને હાઇલાઇટ કરો.
5. a) કેલ્શિયમ, b) ફોસ્ફરસ, c) ટાઇટેનિયમ, d) ક્લોરિન, e) સોડિયમ અણુઓના સંયોજક ઉપસ્તરોની યાદી બનાવો. 6. જણાવો કે કેવી રીતે s-, p- અને d- તત્વો એકબીજાથી અલગ પડે છે.
7. સમજાવો કે શા માટે કોઈપણ તત્વમાં અણુનું સભ્યપદ ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા દ્વારા નક્કી થાય છે, અને આ અણુના સમૂહ દ્વારા નહીં.
8. લિથિયમ, એલ્યુમિનિયમ, સ્ટ્રોન્ટીયમ, સેલેનિયમ, આયર્ન અને લીડના અણુઓ માટે, સંયોજકતા, સંપૂર્ણ અને સંક્ષિપ્ત ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો કંપોઝ કરો અને વેલેન્સ સબલેવલના ઊર્જા આકૃતિઓ દોરો. 9. કયા તત્વના પરમાણુ નીચેના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોને અનુરૂપ છે: 3 s 1 , 4s 1 3ડી 1 , 2s 2 2 પી 6 , 5s 2 5પી 2 , 5s 2 4ડી 2 ?
6.10. અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના પ્રકાર. તેમના સંકલન માટે અલ્ગોરિધમ
વિવિધ હેતુઓ માટે, અમારે અણુનું કુલ અથવા સંયોજક રૂપરેખાંકન જાણવાની જરૂર છે. આ દરેક ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનો ક્યાં તો સૂત્ર અથવા ઊર્જા રેખાકૃતિ દ્વારા રજૂ કરી શકાય છે. એટલે કે, અણુનું સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનવ્યક્ત કરવામાં આવે છે અણુનું સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર, અથવા અણુનું સંપૂર્ણ ઉર્જા રેખાકૃતિ. બદલામાં, અણુનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનવ્યક્ત કરવામાં આવે છે સંયોજકતા(અથવા તેને ઘણીવાર કહેવામાં આવે છે, " ટૂંકું) અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર, અથવા અણુના વેલેન્સ સબલેવલનો ડાયાગ્રામ(ફિગ. 6.23).
અગાઉ, અમે તત્વોની અણુ સંખ્યાઓનો ઉપયોગ કરીને અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો બનાવ્યા હતા. તે જ સમયે, અમે ઊર્જા રેખાકૃતિ અનુસાર ઇલેક્ટ્રોન સાથે સબલેવલ ભરવાનો ક્રમ નક્કી કર્યો: 1 s, 2s,
2પી, 3s, 3પી, 4s, 3ડી, 4પી, 5s, 4ડી, 5પી,
6s, 4f, 5ડી, 6પી, 7sઅને તેથી વધુ. અને માત્ર સંપૂર્ણ ઈલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા લખીને જ આપણે સંયોજક સૂત્ર લખી શકીએ છીએ.
પીરિયડ-ગ્રુપ કોઓર્ડિનેટ્સનો ઉપયોગ કરીને રાસાયણિક તત્વોની સિસ્ટમમાં તત્વની સ્થિતિના આધારે, અણુનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર લખવું વધુ અનુકૂળ છે, જેનો ઉપયોગ મોટેભાગે થાય છે.
ચાલો તત્વો માટે આ કેવી રીતે કરવામાં આવે છે તેના પર નજીકથી નજર કરીએ s-, પી- અને ડી- બ્લોક્સ
તત્વો માટે s- અણુના બ્લોક વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રમાં ત્રણ પ્રતીકો હોય છે. સામાન્ય રીતે, તે નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
પ્રથમ સ્થાને (મોટા કોષની જગ્યાએ) પીરિયડ નંબર મૂકવામાં આવે છે (તેના મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરની બરાબર s-ઇલેક્ટ્રોન), અને ત્રીજા પર (સુપરસ્ક્રિપ્ટમાં) - જૂથ નંબર (સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન). ઉદાહરણ તરીકે મેગ્નેશિયમ અણુ (3જી અવધિ, જૂથ IIA) લેતા, આપણને મળે છે:
તત્વો માટે પી- અણુના બ્લોક વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રમાં છ પ્રતીકો હોય છે:
અહીં, મોટા કોષોની જગ્યાએ, પીરિયડ નંબર પણ મૂકવામાં આવે છે (આના મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરની બરાબર s- અને પી-ઈલેક્ટ્રોન્સ), અને સમૂહ નંબર (સંયોજક ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી) સુપરસ્ક્રીપ્ટના સરવાળાની બરાબર હોવાનું બહાર આવ્યું છે. ઓક્સિજન અણુ માટે (બીજો સમયગાળો, VIA જૂથ) આપણને મળે છે:
2s 2 2પી 4 .
મોટાભાગના તત્વોનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર ડીબ્લોક આ રીતે લખી શકાય છે:
અગાઉના કેસોની જેમ, અહીં પ્રથમ કોષને બદલે પીરિયડ નંબર મૂકવામાં આવ્યો છે (આના મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરની બરાબર s-ઇલેક્ટ્રોન). બીજા કોષની સંખ્યા એક ઓછી હોવાનું બહાર આવ્યું છે, કારણ કે આનો મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર છે ડી- ઇલેક્ટ્રોન. અહીંનો સમૂહ નંબર પણ સૂચકાંકોના સરવાળા સમાન છે. ઉદાહરણ – ટાઇટેનિયમનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા (ચોથો સમયગાળો, IVB જૂથ): 4 s 2 3ડી 2 .
જૂથ નંબર VIB જૂથના ઘટકો માટે સૂચકાંકોના સરવાળા સમાન છે, પરંતુ, જેમ તમે યાદ રાખો છો, તેમની સંયોજિતતામાં s-સુબલેવલમાં માત્ર એક જ ઈલેક્ટ્રોન છે, અને સામાન્ય સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર છે એનએસ 1 (n–1)ડી 5. તેથી, વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા, ઉદાહરણ તરીકે, મોલિબડેનમ (5મી અવધિ) 5 છે s 1 4ડી 5 .
જૂથ IB ના કોઈપણ તત્વના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને કંપોઝ કરવું પણ સરળ છે, ઉદાહરણ તરીકે, સોનું (6ઠ્ઠો સમયગાળો)>–>6 s 1 5ડી 10, પરંતુ આ કિસ્સામાં તમારે તે યાદ રાખવાની જરૂર છે ડી- આ જૂથના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન હજુ પણ સંયોજકતા ધરાવે છે, અને તેમાંથી કેટલાક રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લઈ શકે છે.
જૂથ IIB તત્વોના અણુઓની સામાન્ય સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર છે એનએસ 2 (n – 1)ડી 10. તેથી, વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર, ઉદાહરણ તરીકે, ઝિંક અણુનું 4 છે s 2 3ડી 10 .
પ્રથમ ટ્રાયડ (ફે, કો અને ની) ના તત્વોના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો પણ સામાન્ય નિયમોનું પાલન કરે છે. આયર્ન, જૂથ VIIIB નું એક તત્વ, 4 નું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર ધરાવે છે s 2 3ડી 6. કોબાલ્ટ અણુમાં એક છે ડી- ઇલેક્ટ્રોન વધુ (4 s 2 3ડી 7), અને નિકલ અણુ માટે - બે દ્વારા (4 s 2 3ડી 8).
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખવા માટે ફક્ત આ નિયમોનો ઉપયોગ કરીને, કેટલાક અણુઓ માટે ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો કંપોઝ કરવું અશક્ય છે. ડીતત્વો (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), કારણ કે તેમાં, અત્યંત સપ્રમાણ ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સની ઇચ્છાને લીધે, ઇલેક્ટ્રોન સાથે વેલેન્સ સબલેવલ ભરવામાં કેટલીક વધારાની સુવિધાઓ છે.
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલાને જાણીને, તમે અણુનું સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર લખી શકો છો (નીચે જુઓ).
ઘણીવાર, બોજારૂપ સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોને બદલે, તેઓ લખે છે સંક્ષિપ્ત ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોઅણુ તેમને ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રમાં કમ્પાઇલ કરવા માટે, વેલેન્સ સિવાયના અણુના તમામ ઇલેક્ટ્રોનને અલગ કરવામાં આવે છે, તેમના પ્રતીકોને ચોરસ કૌંસમાં મૂકવામાં આવે છે, અને ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રનો ભાગ છેલ્લા તત્વના અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને અનુરૂપ હોય છે. અગાઉનો સમયગાળો (ઉમદા ગેસ બનાવતું તત્વ) આ અણુના પ્રતીક સાથે બદલવામાં આવે છે.
વિવિધ પ્રકારના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના ઉદાહરણો કોષ્ટક 14 માં આપવામાં આવ્યા છે.
કોષ્ટક 14. અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના ઉદાહરણો
ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો |
|||
સંક્ષિપ્ત |
વેલેન્સ |
||
1s 2 2s 2 2પી 3 |
2s 2 2પી 3 |
2s 2 2પી 3 |
|
1s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 5 |
3s 2 3પી 5 |
3s 2 3પી 5 |
|
1s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 6 4s 2 3ડી 5 |
4s 2 3ડી 5 |
4s 2 3ડી 5 |
|
1s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 6 3ડી 10 4s 2 4પી 3 |
4s 2 4પી 3 |
4s 2 4પી 3 |
|
1s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 6 3ડી 10 4s 2 4પી 6 |
4s 2 4પી 6 |
4s 2 4પી 6 |
|
અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના સંકલન માટે અલ્ગોરિધમ (આયોડિન અણુના ઉદાહરણનો ઉપયોગ કરીને)
№ |
ઓપરેશન |
પરિણામ |
|
તત્વોના કોષ્ટકમાં અણુના કોઓર્ડિનેટ્સ નક્કી કરો. |
સમયગાળો 5, જૂથ VIIA |
||
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન સૂત્ર લખો. |
5s 2 5પી 5 |
||
આંતરિક ઈલેક્ટ્રોન માટેના ચિહ્નો એ ક્રમમાં ઉમેરો કે જેમાં તેઓ સબલેવલ ભરે છે. |
1s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 6 4s 2 3ડી 10 4પી 6 5s 2 4ડી 10 5પી 5 |
||
સંપૂર્ણપણે ભરેલી ઊર્જામાં ઘટાડો ધ્યાનમાં લેતા ડી- અને f-સબલેવલ, સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા લખો. |
|
||
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને લેબલ કરો. |
1s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 6 3ડી 10 4s 2 4પી 6 4ડી 10 5s 2 5પી 5 |
||
અગાઉના ઉમદા ગેસ અણુના ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનને ઓળખો. |
|||
દરેક વસ્તુને ચોરસ કૌંસમાં જોડીને સંક્ષિપ્ત ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર લખો અસંયોજકઇલેક્ટ્રોન |
5s 2 5પી 5 |
નોંધો
1. 2 જી અને 3 જી સમયગાળાના તત્વો માટે, ત્રીજી કામગીરી (ચોથા વિના) તરત જ સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર તરફ દોરી જાય છે.
2. (n – 1)ડી 10 -જૂથ IB તત્વોના અણુઓ પર ઇલેક્ટ્રોન સંયોજિત રહે છે.
સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા, વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા, ટૂંકા ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા, અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલાને કમ્પાઇલ કરવા માટે અલ્ગોરિધમ.
1. તત્વના અણુનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર બનાવો a) ત્રીજા A જૂથનો બીજો સમયગાળો, b) બીજા A જૂથનો ત્રીજો સમયગાળો, c) ચોથા A જૂથનો ચોથો સમયગાળો.
2.મેગ્નેશિયમ, ફોસ્ફરસ, પોટેશિયમ, આયર્ન, બ્રોમિન અને આર્ગોનના અણુઓ માટે સંક્ષિપ્ત ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો બનાવો.
6.11. રાસાયણિક તત્વોનું ટૂંકા ગાળાનું કોષ્ટક
તત્વોની પ્રાકૃતિક પ્રણાલીની શોધ પછી 100 થી વધુ વર્ષો વીતી ગયા છે, આ સિસ્ટમને ગ્રાફિકલી રીતે પ્રતિબિંબિત કરતી અનેક સો વિવિધ કોષ્ટકો પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવી છે. આમાંથી, લાંબા-ગાળાના કોષ્ટક ઉપરાંત, સૌથી વધુ વ્યાપક છે D. I. મેન્ડેલીવ દ્વારા તત્વોનું કહેવાતા ટૂંકા-ગાળાનું કોષ્ટક. જો 4 થી, 5મી, 6ઠ્ઠી અને 7મી પીરિયડને IB જૂથના તત્વોની સામે કાપીને અલગ કરવામાં આવે અને પરિણામી પંક્તિઓ અગાઉની જેમ ફોલ્ડ કરવામાં આવે તો લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકમાંથી ટૂંકા-ગાળાનું કોષ્ટક મેળવવામાં આવે છે. પીરિયડ્સ ફોલ્ડ. પરિણામ આકૃતિ 6.24 માં દર્શાવેલ છે.
લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સ પણ અહીં મુખ્ય કોષ્ટકની નીચે મૂકવામાં આવે છે.
IN જૂથોઆ કોષ્ટકમાં એવા તત્વો છે કે જેના પરમાણુ છે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સમાન સંખ્યાઆ ઈલેક્ટ્રોન્સ કઈ ભ્રમણકક્ષામાં છે તેને ધ્યાનમાં લીધા વગર. આમ, તત્વો ક્લોરિન (એક વિશિષ્ટ તત્વ જે બિન-ધાતુ બનાવે છે; 3 s 2 3પી 5) અને મેંગેનીઝ (ધાતુ બનાવતું તત્વ; 4 s 2 3ડી 5), સમાન ઇલેક્ટ્રોન શેલ ન હોવાને કારણે, અહીં સમાન સાતમા જૂથમાં આવે છે. આવા તત્વોને અલગ પાડવાની જરૂરિયાત આપણને જૂથોમાં અલગ કરવા દબાણ કરે છે પેટાજૂથો: મુખ્ય- લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકના A-જૂથોના એનાલોગ અને બાજુ- બી-જૂથોના એનાલોગ. આકૃતિ 34 માં, મુખ્ય પેટાજૂથોના તત્વોના પ્રતીકો ડાબી તરફ ખસેડવામાં આવ્યા છે, અને ગૌણ પેટાજૂથોના તત્વોના પ્રતીકોને જમણી તરફ ખસેડવામાં આવ્યા છે.
સાચું છે, કોષ્ટકમાં તત્વોની આ ગોઠવણીના તેના ફાયદા પણ છે, કારણ કે તે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે જે મુખ્યત્વે અણુની સંયોજક ક્ષમતાઓ નક્કી કરે છે.
લાંબા-ગાળાનું કોષ્ટક અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક બંધારણની નિયમિતતા, તત્વોના જૂથોમાં સાદા પદાર્થો અને સંયોજનોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની સમાનતા અને પેટર્ન, અણુઓ, સરળ પદાર્થો અને સંયોજનોની લાક્ષણિકતા ધરાવતા અસંખ્ય ભૌતિક જથ્થામાં નિયમિત ફેરફારોને પ્રતિબિંબિત કરે છે. તત્વોની સમગ્ર સિસ્ટમમાં અને ઘણું બધું. આ સંદર્ભે ટૂંકા ગાળાનું ટેબલ ઓછું અનુકૂળ છે.
શોર્ટ-પીરિયડ ટેબલ, મુખ્ય પેટાજૂથો, બાજુના પેટાજૂથો.
1. તત્વોની કુદરતી શ્રેણીમાંથી તમે બનાવેલા લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકને ટૂંકા-ગાળામાં રૂપાંતરિત કરો. વિપરીત રૂપાંતર કરો.
2. શું ટૂંકા-ગાળાના કોષ્ટકના એક જૂથના તત્વોના અણુઓ માટે સામાન્ય સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રનું સંકલન કરવું શક્ય છે? શા માટે?
6.12. અણુ કદ. ભ્રમણકક્ષાની ત્રિજ્યા
.અણુની કોઈ સ્પષ્ટ સીમાઓ નથી. એક અલગ અણુનું કદ શું ગણવામાં આવે છે? અણુનું ન્યુક્લિયસ ઇલેક્ટ્રોન શેલથી ઘેરાયેલું હોય છે, અને શેલમાં ઇલેક્ટ્રોન વાદળો હોય છે. EO નું કદ ત્રિજ્યા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે આરઇઓ બાહ્ય સ્તરના તમામ વાદળોની ત્રિજ્યા લગભગ સમાન હોય છે. તેથી, અણુનું કદ આ ત્રિજ્યા દ્વારા વર્ગીકૃત કરી શકાય છે. તે કહેવાય છે અણુની ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યા(આર 0).
અણુઓની ભ્રમણકક્ષાના ત્રિજ્યાના મૂલ્યો પરિશિષ્ટ 5 માં આપવામાં આવ્યા છે.
EO ની ત્રિજ્યા ન્યુક્લિયસના ચાર્જ પર અને ભ્રમણકક્ષા પર આધાર રાખે છે જેમાં આ વાદળ બનાવતા ઇલેક્ટ્રોન સ્થિત છે. પરિણામે, અણુની ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યા આ જ લાક્ષણિકતાઓ પર આધારિત છે.
ચાલો હાઇડ્રોજન અને હિલીયમ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોને ધ્યાનમાં લઈએ. હાઇડ્રોજન અણુ અને હિલીયમ અણુ બંનેમાં, ઇલેક્ટ્રોન 1 પર સ્થિત છે s-AO, અને જો આ અણુઓના ન્યુક્લીનો ચાર્જ સમાન હોત તો તેમના વાદળો સમાન કદના હશે. પરંતુ હિલીયમ અણુના ન્યુક્લિયસ પરનો ચાર્જ હાઇડ્રોજન અણુના ન્યુક્લિયસ પરના ચાર્જ કરતા બમણો મોટો હોય છે. કુલોમ્બના નિયમ મુજબ, હિલીયમ અણુના દરેક ઇલેક્ટ્રોન પર કામ કરતું આકર્ષણ બળ હાઇડ્રોજન અણુના ન્યુક્લિયસ તરફ ઇલેક્ટ્રોનના આકર્ષણના બળ કરતાં બમણું છે. તેથી, હિલીયમ અણુની ત્રિજ્યા હાઇડ્રોજન અણુની ત્રિજ્યા કરતા ઘણી નાની હોવી જોઈએ. આ સાચું છે: આર 0 (તે) / આર 0 (H) = 0.291 E / 0.529 E 0.55.
લિથિયમ અણુમાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન 2 છે s-AO, એટલે કે, બીજા સ્તરનું વાદળ બનાવે છે. સ્વાભાવિક રીતે, તેની ત્રિજ્યા મોટી હોવી જોઈએ. ખરેખર: આર 0 (Li) = 1.586 E.
બીજા સમયગાળાના બાકીના તત્વોના અણુઓમાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન હોય છે (અને 2 s, અને 2 પી) એ જ બીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં સ્થિત છે, અને આ અણુઓનો પરમાણુ ચાર્જ વધતી અણુ સંખ્યા સાથે વધે છે. ઇલેક્ટ્રોન વધુ મજબૂત રીતે ન્યુક્લિયસ તરફ આકર્ષાય છે, અને, કુદરતી રીતે, અણુઓની ત્રિજ્યા ઘટે છે. અમે અન્ય સમયગાળાના તત્વોના અણુઓ માટે આ દલીલોને પુનરાવર્તિત કરી શકીએ છીએ, પરંતુ એક સ્પષ્ટતા સાથે: ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યા એકવિધ રીતે ત્યારે જ ઘટે છે જ્યારે દરેક સબલેવલ ભરાય છે.
પરંતુ જો આપણે વિગતોને અવગણીએ, તો તત્વોની સિસ્ટમમાં અણુઓના કદમાં ફેરફારની સામાન્ય પ્રકૃતિ નીચે મુજબ છે: સમયગાળામાં ઓર્ડિનલ સંખ્યામાં વધારો સાથે, અણુઓની ભ્રમણકક્ષાની ત્રિજ્યા ઘટે છે, અને જૂથમાં તેઓ વધારો સૌથી મોટો અણુ એ સીઝિયમ અણુ છે, અને સૌથી નાનો હિલીયમ અણુ છે, પરંતુ રાસાયણિક સંયોજનો (હિલીયમ અને નિયોન તેમની રચના કરતા નથી) તત્વોના અણુઓમાંથી સૌથી નાનો ફ્લોરિન અણુ છે.
લેન્થેનાઇડ્સ પછી કુદરતી શ્રેણીમાં તત્વોના મોટા ભાગના અણુઓમાં ભ્રમણકક્ષાની ત્રિજ્યા હોય છે જે સામાન્ય કાયદાઓના આધારે અપેક્ષિત હોય તેના કરતા થોડી નાની હોય છે. આ એ હકીકતને કારણે છે કે તત્વોની સિસ્ટમમાં લેન્થેનમ અને હેફનિયમ વચ્ચે 14 લેન્થેનાઇડ્સ છે, અને તેથી, હેફનિયમ અણુના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ 14 છે. ઇલેન્થેનમ કરતાં વધુ. તેથી, આ અણુઓના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન લેન્થેનાઇડ્સની ગેરહાજરીમાં હોય તેના કરતાં વધુ મજબૂત રીતે ન્યુક્લિયસ તરફ આકર્ષાય છે (આ અસરને ઘણીવાર "લેન્થેનાઇડ સંકોચન" કહેવામાં આવે છે).
મહેરબાની કરીને નોંધ કરો કે જ્યારે જૂથ VIIIA તત્વોના અણુઓમાંથી જૂથ IA તત્વોના પરમાણુ તરફ જાય છે, ત્યારે ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યા અચાનક વધે છે. પરિણામે, દરેક સમયગાળાના પ્રથમ ઘટકોની અમારી પસંદગી (§ 7 જુઓ) સાચી નીકળી.
અણુની ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યા, તત્વોની સિસ્ટમમાં તેનો ફેરફાર.
1. પરિશિષ્ટ 5 માં આપેલ માહિતી અનુસાર, ગ્રાફ પેપર પર તત્વો માટે તત્વના અણુ નંબર પર અણુની ભ્રમણકક્ષાની ત્રિજ્યાની અવલંબનનો ગ્રાફ દોરો ઝેડ 1 થી 40 સુધી. આડી ધરીની લંબાઈ 200 mm છે, ઊભી ધરીની લંબાઈ 100 mm છે.
2. તમે પરિણામી તૂટેલી રેખાના દેખાવને કેવી રીતે દર્શાવી શકો છો?
6.13. અણુ આયનીકરણ ઊર્જા
જો તમે અણુમાં વધારાની ઊર્જામાં ઇલેક્ટ્રોન આપો છો (તમે શીખી શકશો કે આ કેવી રીતે ભૌતિકશાસ્ત્રના અભ્યાસક્રમમાં કરી શકાય છે), તો પછી ઇલેક્ટ્રોન બીજા AO પર જઈ શકે છે, એટલે કે, અણુ સમાપ્ત થશે ઉત્તેજિત રાજ્ય. આ સ્થિતિ અસ્થિર છે, અને ઇલેક્ટ્રોન લગભગ તરત જ તેની મૂળ સ્થિતિમાં પાછા આવશે, અને વધારાની ઊર્જા છોડવામાં આવશે. પરંતુ જો ઈલેક્ટ્રોનને આપવામાં આવતી ઉર્જા પૂરતી મોટી હોય, તો ઈલેક્ટ્રોન સંપૂર્ણપણે અણુથી અલગ થઈ શકે છે, જ્યારે અણુ ionized, એટલે કે, સકારાત્મક ચાર્જ આયનમાં ફેરવાય છે ( cation). આ માટે જરૂરી ઊર્જા કહેવાય છે અણુ આયનીકરણ ઊર્જા(ઇઅને).
એક પરમાણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવું અને તેના માટે જરૂરી ઊર્જાને માપવાનું ખૂબ મુશ્કેલ છે, તેથી તે વ્યવહારીક રીતે નક્કી કરવામાં આવે છે અને તેનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે. દાઢ આયનીકરણ ઊર્જા(ઇ અને એમ).
મોલર આયનીકરણ ઊર્જા બતાવે છે કે અણુના 1 મોલ (દરેક અણુમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોન)માંથી 1 મોલ ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરવા માટે જરૂરી ન્યૂનતમ ઊર્જા કેટલી છે. આ મૂલ્ય સામાન્ય રીતે મોલ દીઠ કિલોજુલ્સમાં માપવામાં આવે છે. મોટાભાગના તત્વો માટે પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોનની દાઢ આયનીકરણ ઊર્જાના મૂલ્યો પરિશિષ્ટ 6 માં આપવામાં આવ્યા છે.
અણુની આયનીકરણ ઊર્જા તત્વોની સિસ્ટમમાં તત્વની સ્થિતિ પર કેવી રીતે આધાર રાખે છે, એટલે કે, તે જૂથ અને સમયગાળામાં કેવી રીતે બદલાય છે?
તેના ભૌતિક અર્થમાં, આયનીકરણ ઊર્જા એ કાર્ય સમાન છે જે ઇલેક્ટ્રોન અને પરમાણુ વચ્ચેના આકર્ષણના બળને દૂર કરવા માટે ખર્ચવામાં આવે છે જ્યારે ઇલેક્ટ્રોનને અણુથી અનંત અંતરે ખસેડવામાં આવે છે.
જ્યાં q- ઇલેક્ટ્રોન ચાર્જ, પ્રઇલેક્ટ્રોનને દૂર કર્યા પછી બાકી રહેલ કેશનનો ચાર્જ છે, અને આર o એ અણુની ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યા છે.
અને q, અને પ્ર- જથ્થાઓ સ્થિર છે, અને આપણે તારણ કાઢી શકીએ છીએ કે ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવાનું કાર્ય એ, અને તેની સાથે આયનીકરણ ઊર્જા ઇઅને, અણુની ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યાના વિપરીત પ્રમાણમાં છે.
પરિશિષ્ટ 5 અને 6 માં આપેલ વિવિધ તત્વોના અણુઓના ભ્રમણકક્ષાના ત્રિજ્યાના મૂલ્યો અને અનુરૂપ આયનીકરણ ઊર્જા મૂલ્યોનું વિશ્લેષણ કર્યા પછી, તમે ખાતરી કરી શકો છો કે આ જથ્થાઓ વચ્ચેનો સંબંધ પ્રમાણસરની નજીક છે, પરંતુ તેનાથી કંઈક અંશે અલગ છે. . અમારું નિષ્કર્ષ પ્રાયોગિક ડેટા સાથે સારી રીતે સંમત ન હોવાનું કારણ એ છે કે અમે ખૂબ જ ક્રૂડ મોડલનો ઉપયોગ કર્યો છે જેમાં ઘણા મહત્વપૂર્ણ પરિબળોને ધ્યાનમાં લેવામાં આવ્યા નથી. પરંતુ આ રફ મોડલ પણ અમને યોગ્ય નિષ્કર્ષ કાઢવાની મંજૂરી આપે છે કે ભ્રમણકક્ષાની ત્રિજ્યામાં વધારો સાથે અણુની આયનીકરણ ઊર્જા ઘટે છે અને તેનાથી વિપરીત, ઘટતા ત્રિજ્યા સાથે તે વધે છે.
અણુસંખ્યામાં વધારો થતા સમયગાળામાં અણુઓની ભ્રમણકક્ષાની ત્રિજ્યા ઘટે છે, આયનીકરણ ઊર્જા વધે છે. જૂથમાં, જેમ જેમ અણુ સંખ્યા વધે છે, તેમ તેમ અણુઓની ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યા, નિયમ પ્રમાણે, વધે છે અને આયનીકરણ ઊર્જા ઘટે છે. સૌથી વધુ દાઢ આયનીકરણ ઉર્જા સૌથી નાના અણુઓ, હિલીયમ પરમાણુ (2372 kJ/mol) અને રાસાયણિક બોન્ડ, ફ્લોરિન અણુઓ (1681 kJ/mol) બનાવવા માટે સક્ષમ અણુઓમાં જોવા મળે છે. સૌથી નાનો એ સૌથી મોટા અણુઓ માટે છે, સીઝિયમ અણુ (376 kJ/mol). તત્વોની સિસ્ટમમાં, આયનીકરણ ઊર્જા વધારવાની દિશા નીચે પ્રમાણે યોજનાકીય રીતે બતાવી શકાય છે: 
રસાયણશાસ્ત્રમાં, તે મહત્વનું છે કે આયનીકરણ ઊર્જા અણુના "તેના" ઇલેક્ટ્રોનને છોડી દેવાની વૃત્તિને દર્શાવે છે: આયનીકરણ ઊર્જા જેટલી વધારે છે, અણુ ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે ઓછું વલણ ધરાવે છે, અને ઊલટું.
ઉત્તેજિત સ્થિતિ, આયનીકરણ, કેશન, આયનીકરણ ઊર્જા, મોલર આયનીકરણ ઊર્જા, તત્વોની સિસ્ટમમાં આયનીકરણ ઊર્જામાં ફેરફાર.
1. પરિશિષ્ટ 6 માં આપેલ માહિતીનો ઉપયોગ કરીને, નક્કી કરો કે 1 ગ્રામના કુલ સમૂહ સાથેના તમામ સોડિયમ અણુઓમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે કેટલી ઊર્જા ખર્ચ કરવી પડશે.
2. પરિશિષ્ટ 6 માં આપેલા ડેટાનો ઉપયોગ કરીને, તે જ સમૂહના તમામ પોટેશિયમ અણુઓ કરતાં 3 ગ્રામ વજનવાળા તમામ સોડિયમ અણુઓમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે કેટલી વાર વધુ ઊર્જાની જરૂર છે તે નિર્ધારિત કરો. શા માટે આ ગુણોત્તર સમાન અણુઓની દાઢ આયનીકરણ ઊર્જાના ગુણોત્તરથી અલગ છે?
3. પરિશિષ્ટ 6 માં આપેલ માહિતી અનુસાર, તત્વો માટે અણુ નંબર પર દાઢ આયનીકરણ ઊર્જાની અવલંબન ઝેડ 1 થી 40 સુધી. આલેખના પરિમાણો પાછલા ફકરાને સોંપણીમાં સમાન છે. તપાસો કે શું આ ગ્રાફ તત્વોની સિસ્ટમની "પીરિયડ્સ" ની પસંદગીને અનુરૂપ છે.
6.14. ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જી
.અણુની બીજી સૌથી મહત્વપૂર્ણ ઊર્જા લાક્ષણિકતા છે ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જી(ઇસાથે).
વ્યવહારમાં, આયનીકરણ ઊર્જાના કિસ્સામાં, અનુરૂપ દાઢ જથ્થાનો સામાન્ય રીતે ઉપયોગ થાય છે - મોલર ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જી().
મોલર ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જી જ્યારે તટસ્થ પરમાણુના એક છછુંદર (દરેક અણુ માટે એક ઇલેક્ટ્રોન) માં ઇલેક્ટ્રોનનો એક છછુંદર ઉમેરવામાં આવે ત્યારે પ્રકાશિત ઊર્જા દર્શાવે છે. દાઢ આયનીકરણ ઊર્જાની જેમ, આ જથ્થો પણ છછુંદર દીઠ કિલોજુલ્સમાં માપવામાં આવે છે.
પ્રથમ નજરમાં, એવું લાગે છે કે આ કિસ્સામાં ઊર્જા છોડવી જોઈએ નહીં, કારણ કે અણુ એક તટસ્થ કણ છે, અને તટસ્થ અણુ અને નકારાત્મક ચાર્જ ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચે આકર્ષણના કોઈ ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક બળો નથી. તેનાથી વિપરિત, એક અણુ, ઈલેક્ટ્રોન પાસે જઈને, એવું લાગે છે કે, ઈલેક્ટ્રોન શેલ રચતા સમાન નકારાત્મક ચાર્જવાળા ઈલેક્ટ્રોન દ્વારા તેને ભગાડવો જોઈએ. હકીકતમાં, આ સંપૂર્ણપણે સાચું નથી. યાદ રાખો કે જો તમારે ક્યારેય અણુ ક્લોરિન સાથે વ્યવહાર કરવો પડ્યો હોય. અલબત્ત નહીં. છેવટે, તે ખૂબ ઊંચા તાપમાને જ અસ્તિત્વ ધરાવે છે. વધુ સ્થિર મોલેક્યુલર ક્લોરિન પણ જો જરૂરી હોય તો, તે રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓનો ઉપયોગ કરીને પ્રાપ્ત કરવું આવશ્યક છે. અને તમારે સતત સોડિયમ ક્લોરાઇડ (ટેબલ મીઠું) સાથે વ્યવહાર કરવો પડશે. છેવટે, ટેબલ મીઠું દરરોજ માણસો દ્વારા ખોરાક સાથે લેવામાં આવે છે. અને પ્રકૃતિમાં તે ઘણી વાર થાય છે. પરંતુ ટેબલ સોલ્ટમાં ક્લોરાઇડ આયનો હોય છે, એટલે કે, ક્લોરિન પરમાણુ કે જેમાં એક "વધારાની" ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરાય છે. ક્લોરાઇડ આયનો આટલા સામાન્ય હોવાનું એક કારણ એ છે કે ક્લોરિન પરમાણુમાં ઈલેક્ટ્રોન મેળવવાની વૃત્તિ હોય છે, એટલે કે જ્યારે ક્લોરિન પરમાણુ અને ઈલેક્ટ્રોનમાંથી ક્લોરાઈડ આયનો બને છે, ત્યારે ઉર્જા બહાર આવે છે.
ઊર્જાના પ્રકાશનનું એક કારણ તમને પહેલેથી જ ખબર છે - તે એકલ ચાર્જમાં સંક્રમણ દરમિયાન ક્લોરિન અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલની સપ્રમાણતામાં વધારો સાથે સંકળાયેલું છે. anion. તે જ સમયે, જેમ તમને યાદ છે, ઊર્જા 3 પી- સબલેવલ ઘટે છે. અન્ય વધુ જટિલ કારણો છે.
એ હકીકતને કારણે કે ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી ઊર્જાનું મૂલ્ય ઘણા પરિબળોથી પ્રભાવિત છે, તત્વોની સિસ્ટમમાં આ જથ્થામાં ફેરફારની પ્રકૃતિ આયનીકરણ ઊર્જામાં ફેરફારની પ્રકૃતિ કરતાં વધુ જટિલ છે. તમે પરિશિષ્ટ 7 માં આપેલા કોષ્ટકનું વિશ્લેષણ કરીને આની ખાતરી કરી શકો છો. પરંતુ આ જથ્થાનું મૂલ્ય નક્કી કરવામાં આવ્યું હોવાથી, સૌ પ્રથમ, આયનીકરણ ઊર્જાના મૂલ્યો તરીકે સમાન ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દ્વારા, પછી તેની સિસ્ટમમાં ફેરફાર તત્વો (ઓછામાં ઓછા A- જૂથોમાં) સામાન્ય રીતે આયનીકરણ ઊર્જામાં ફેરફાર સમાન છે, એટલે કે, જૂથમાં ઇલેક્ટ્રોન જોડાણની ઊર્જા ઘટે છે, અને સમયગાળામાં તે વધે છે. તે ફ્લોરિન (328 kJ/mol) અને ક્લોરિન (349 kJ/mol) અણુઓ માટે મહત્તમ છે. તત્વોની સિસ્ટમમાં ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જીમાં ફેરફારની પ્રકૃતિ આયનીકરણ ઊર્જામાં થતા ફેરફારની પ્રકૃતિને મળતી આવે છે, એટલે કે, ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જીમાં વધારો કરવાની દિશા નીચે પ્રમાણે યોજનાકીય રીતે બતાવી શકાય છે:
2. અગાઉના કાર્યોની જેમ આડી અક્ષ સાથે સમાન સ્કેલ પર, તત્વોના અણુઓ માટે અણુ નંબર પર ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટીની દાઢ ઊર્જાની અવલંબનનો ગ્રાફ બનાવો ઝેડએપ્લિકેશન 7 નો ઉપયોગ કરીને 1 થી 40 સુધી.
3. નકારાત્મક ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જી મૂલ્યોનો ભૌતિક અર્થ શું છે?
4. શા માટે, 2જી સમયગાળાના તત્વોના તમામ અણુઓમાંથી, ફક્ત બેરિલિયમ, નાઇટ્રોજન અને નિયોન જ ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટીની દાઢ ઊર્જાના નકારાત્મક મૂલ્યો ધરાવે છે?
6.15. ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવવા અને મેળવવાની અણુઓની વૃત્તિ
તમે પહેલાથી જ જાણો છો કે અણુના પોતાના ઇલેક્ટ્રોનને છોડી દેવાની અને અન્યના ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરવાની વૃત્તિ તેની ઊર્જા લાક્ષણિકતાઓ (આયનીકરણ ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જી) પર આધારિત છે. કયા અણુઓ તેમના ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે વધુ વલણ ધરાવે છે, અને કયા અણુઓ અન્યને સ્વીકારવા માટે વધુ વલણ ધરાવે છે?
આ પ્રશ્નનો જવાબ આપવા માટે, ચાલો કોષ્ટક 15 માં દરેક વસ્તુનો સારાંશ આપીએ જે આપણે તત્વોની સિસ્ટમમાં આ ઝોકમાં ફેરફાર વિશે જાણીએ છીએ.
કોષ્ટક 15. અણુઓના પોતાના ઈલેક્ટ્રોન છોડી દેવા અને વિદેશી ઈલેક્ટ્રોન મેળવવાની વૃત્તિમાં ફેરફાર
