ઊર્જા શેલ અથવા સ્તરો પર ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણી રાસાયણિક તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોનો ઉપયોગ કરીને લખવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો અથવા રૂપરેખાંકનો એક તત્વના અણુ માળખું રજૂ કરવામાં મદદ કરે છે.
અણુ માળખું
બધા તત્વોના પરમાણુમાં સકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ન્યુક્લિયસ અને નકારાત્મક ચાર્જવાળા ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે, જે ન્યુક્લિયસની આસપાસ સ્થિત છે.
ઇલેક્ટ્રોન વિવિધ ઊર્જા સ્તરો પર હોય છે. ન્યુક્લિયસમાંથી ઇલેક્ટ્રોન જેટલું આગળ છે, તેટલી વધુ ઊર્જા ધરાવે છે. ઊર્જા સ્તરનું કદ એટોમિક ઓર્બિટલ અથવા ઓર્બિટલ ક્લાઉડના કદ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. આ તે જગ્યા છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન ફરે છે.
ચોખા. 1. સામાન્ય માળખુંઅણુ
ઓર્બિટલ્સમાં વિવિધ ભૌમિતિક રૂપરેખાંકનો હોઈ શકે છે:
- s-ઓર્બિટલ્સ- ગોળાકાર;
- p-, d- અને f-ઓર્બિટલ્સ- ડમ્બેલ આકારનું, વિવિધ વિમાનોમાં પડેલું.
કોઈપણ અણુના પ્રથમ ઉર્જા સ્તરમાં હંમેશા બે ઈલેક્ટ્રોન સાથે એસ-ઓર્બિટલ હોય છે (અપવાદ હાઇડ્રોજન છે). બીજા સ્તરથી શરૂ કરીને, s- અને p-ઓર્બિટલ્સ સમાન સ્તરે છે.
ચોખા. 2. s-, p-, d અને f-ઓર્બિટલ્સ.
ભ્રમણકક્ષાઓ તેમાં ઇલેક્ટ્રોનની હાજરીને ધ્યાનમાં લીધા વિના અસ્તિત્વ ધરાવે છે અને તેને ભરી અથવા ખાલી કરી શકાય છે.
ફોર્મ્યુલા લખી રહ્યા છીએ
રાસાયણિક તત્વોના અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી નીચેના સિદ્ધાંતો અનુસાર લખવામાં આવે છે:
- દરેક ઊર્જા સ્તર અનુરૂપ છે અનુક્રમ નંબર, અરબી અંક દ્વારા સૂચિત;
- નંબર પછી ભ્રમણકક્ષા દર્શાવતો પત્ર આવે છે;
- ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાને અનુરૂપ, અક્ષરની ઉપર એક સુપરસ્ક્રિપ્ટ લખાયેલ છે.
રેકોર્ડિંગ ઉદાહરણો:
- કેલ્શિયમ -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;
- પ્રાણવાયુ -
1s 2 2s 2 2p 4 ;
- કાર્બન -
1s 2 2s 2 2p 2 .
સામયિક કોષ્ટક તમને ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા લખવામાં મદદ કરે છે. ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા સમયગાળાની સંખ્યાને અનુરૂપ છે. અણુનો ચાર્જ અને ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા તત્વની અણુ સંખ્યા દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. જૂથ નંબર દર્શાવે છે કે બાહ્ય સ્તરમાં કેટલા વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે.
ચાલો Na ને ઉદાહરણ તરીકે લઈએ. સોડિયમ પ્રથમ જૂથમાં છે, ત્રીજા સમયગાળામાં, 11મા ક્રમે છે. આનો અર્થ એ છે કે સોડિયમ પરમાણુ હકારાત્મક રીતે ચાર્જ કરેલ ન્યુક્લિયસ ધરાવે છે (11 પ્રોટોન ધરાવે છે), જેની આસપાસ 11 ઇલેક્ટ્રોન ત્રણ ઊર્જા સ્તરો પર સ્થિત છે. બાહ્ય સ્તરમાં એક ઇલેક્ટ્રોન છે.
ચાલો યાદ કરીએ કે પ્રથમ ઊર્જા સ્તરબે ઇલેક્ટ્રોન સાથે s ઓર્બિટલ ધરાવે છે, અને બીજામાં s અને p ઓર્બિટલ્સ છે. જે બાકી છે તે સ્તરો ભરવા અને સંપૂર્ણ રેકોર્ડ મેળવવાનું છે:
11 Na) 2) 8) 1 અથવા 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
સગવડ માટે, તત્વના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના વિશેષ કોષ્ટકો બનાવવામાં આવ્યા છે. લાંબા માં સામયિક કોષ્ટકતત્વના દરેક કોષમાં સૂત્રો પણ સૂચવવામાં આવે છે.
ચોખા. 3. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોનું કોષ્ટક.
સંક્ષિપ્તતા માટે, ચોરસ કૌંસમાં લખેલા તત્વો છે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલાજે તત્વ સૂત્રની શરૂઆત સાથે એકરુપ છે. ઉદાહરણ તરીકે, મેગ્નેશિયમનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 3s 2 છે, નિયોન 1s 2 2s 2 2p 6 છે. આથી, સંપૂર્ણ સૂત્રમેગ્નેશિયમ - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. કુલ પ્રાપ્ત રેટિંગઃ 195.
આપણી 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 રાસાયણિક પદાર્થોઅન્ય પદાર્થોમાં રાસાયણિક ઘટના અથવા રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ કહેવાય છે. એ નોંધવું જોઈએ 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, 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. તેઓ પોતે એક જટિલ માળખું ધરાવે 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 તેમાંથી 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.
ઉપરના કોષ્ટકમાંથી જોઈ શકાય છે, એકના અણુઓ રાસાયણિક તત્વન્યુક્લીમાં 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 થાય છે કે 2 H આઇસોટોપ 1 H આઇસોટોપ કરતાં લગભગ બમણું ભારે છે, અને 3 એચ આઇસોટોપ ત્રણ ગણો ભારે છે. 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 તેનો સમૂહ 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 પ્રદેશ જ્યાં ઇલેક્ટ્રોન જોવા મળે તેવી સંભાવના 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 પૂર્ણાંક, 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 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, "આઠની ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ" નો આકાર ધરાવતા, ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર (-1, 0, +1) ના ત્રણ મૂલ્યોને અનુરૂપ છે, જે બદલામાં, અવકાશમાં એકબીજાને લંબરૂપ ત્રણ દિશાઓને અનુરૂપ છે.
4) સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર (અથવા ફક્ત સ્પિન) - m s - પરંપરાગત રીતે અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનના પરિભ્રમણની દિશા માટે જવાબદાર ગણી શકાય; તે મૂલ્યો લઈ શકે છે. અલગ-અલગ સ્પિનવાળા ઈલેક્ટ્રોન અલગ-અલગ દિશામાં નિર્દેશિત વર્ટિકલ એરો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે: ↓ અને .
સમાન મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર ધરાવતા અણુમાં તમામ ભ્રમણકક્ષાના સમૂહને ઊર્જા સ્તર અથવા ઇલેક્ટ્રોન શેલ કહેવામાં આવે છે. અમુક સંખ્યા n સાથેનું 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 ઊર્જાના વધતા 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 1 લી, 2 જી, 3 જી અને 4 થી ઇલેક્ટ્રોનનું પ્લેસમેન્ટ નીચે મુજબ કરવામાં આવશે:
હાઇડ્રોજનમાંથી અણુ ભ્રમણકક્ષા ભરવાનું, જેનો ચાર્જ નંબર 1, ક્રિપ્ટોન (Kr), ચાર્જ નંબર 36 સાથે છે, તે નીચે મુજબ 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 દ્વારા સામયિક કોષ્ટકના પ્રથમ 36 ઘટકોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો છે. મેન્ડેલીવ.
| સમયગાળો | વસ્તુ નંબર. | 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 | પ્રાણવાયુ | 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 sચાલુ 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 sચાલુ 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 | જીઇ | 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 જમીનની 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 ઇલેક્ટ્રોન 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. કોષ્ટકના તળિયે સૂચિબદ્ધ છે. મેન્ડેલીવ.
અણુની રચના.
એક અણુ બનેલું છે અણુ બીજકઅને ઇલેક્ટ્રોન શેલ.
અણુના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોન હોય છે ( p+) અને ન્યુટ્રોન ( n 0). મોટાભાગના હાઇડ્રોજન અણુઓમાં એક ન્યુક્લિયસ હોય છે જેમાં એક પ્રોટોન હોય છે.
પ્રોટોનની સંખ્યા એન(p+) પરમાણુ ચાર્જ સમાન છે ( ઝેડ) અને તત્વોની કુદરતી શ્રેણીમાં તત્વની ક્રમાંકિત સંખ્યા (અને તત્વોના સામયિક કોષ્ટકમાં).
એન(પી +) = ઝેડ
ન્યુટ્રોનનો સરવાળો એન(n 0), ફક્ત અક્ષર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે એન, અને પ્રોટોનની સંખ્યા ઝેડકહેવાય છે સમૂહ સંખ્યાઅને પત્ર દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે એ.
એ = ઝેડ + એન
અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં ન્યુક્લિયસની આસપાસ ફરતા ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે ( ઇ -).
ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા એન(ઇ-) તટસ્થ અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી હોય છે ઝેડતેના મૂળમાં.
પ્રોટોનનું દળ લગભગ ન્યુટ્રોનના દળ જેટલું હોય છે અને ઇલેક્ટ્રોનના દળના 1840 ગણું હોય છે, તેથી અણુનું દળ ન્યુક્લિયસના દળ જેટલું હોય છે.
અણુનો આકાર ગોળાકાર છે. ન્યુક્લિયસની ત્રિજ્યા અણુની ત્રિજ્યા કરતાં લગભગ 100,000 ગણી નાની છે.
રાસાયણિક તત્વ- સમાન પરમાણુ ચાર્જ (ન્યુક્લિયસમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન સાથે) અણુઓનો પ્રકાર (અણુઓનો સંગ્રહ).
આઇસોટોપ- ન્યુક્લિયસમાં સમાન સંખ્યામાં ન્યુટ્રોન સાથે સમાન તત્વના અણુઓનો સંગ્રહ (અથવા ન્યુક્લિયસમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન અને સમાન સંખ્યામાં ન્યુટ્રોન સાથેનો અણુનો પ્રકાર).
વિવિધ આઇસોટોપ્સ તેમના અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યામાં એકબીજાથી અલગ પડે છે.
વ્યક્તિગત અણુ અથવા આઇસોટોપનું હોદ્દો: (E - તત્વ પ્રતીક), ઉદાહરણ તરીકે: .
અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલનું માળખું
અણુ ભ્રમણકક્ષા- અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ. ભ્રમણકક્ષા માટેનું પ્રતીક છે. દરેક ભ્રમણકક્ષામાં અનુરૂપ ઇલેક્ટ્રોન વાદળ હોય છે.
જમીનમાં વાસ્તવિક અણુઓની ભ્રમણકક્ષા (અનઉત્સાહિત) ચાર પ્રકારના હોય છે: s, પી, ડીઅને f.
ઇલેક્ટ્રોનિક વાદળ- અવકાશનો તે ભાગ જેમાં 90 (અથવા વધુ) ટકાની સંભાવના સાથે ઇલેક્ટ્રોન મળી શકે છે.
નૉૅધ: કેટલીકવાર "અણુ ભ્રમણકક્ષા" અને "ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ" ની વિભાવનાઓને અલગ પાડવામાં આવતી નથી, જે બંનેને "અણુ ભ્રમણકક્ષા" કહે છે.
અણુનું ઇલેક્ટ્રોન શેલ સ્તરીય છે. ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરસમાન કદના ઇલેક્ટ્રોન વાદળો દ્વારા રચાય છે. એક સ્તરની ભ્રમણકક્ષાઓ રચાય છે ઇલેક્ટ્રોનિક ("ઊર્જા") સ્તર, તેમની ઊર્જા હાઇડ્રોજન અણુ માટે સમાન છે, પરંતુ અન્ય અણુઓ માટે અલગ છે.
સમાન પ્રકારના ઓર્બિટલ્સમાં જૂથબદ્ધ કરવામાં આવે છે ઇલેક્ટ્રોનિક (ઊર્જા)પેટા સ્તરો:
s-સુબલ સ્તર (એકનો સમાવેશ કરે છે s-ઓર્બિટલ્સ), પ્રતીક - .
પી-સુબલ સ્તર (ત્રણ સમાવે છે પી
ડી-સુબલ સ્તર (પાંચ સમાવે છે ડી-ઓર્બિટલ્સ), પ્રતીક - .
f-સુબલ સ્તર (સાત સમાવે છે f-ઓર્બિટલ્સ), પ્રતીક - .
સમાન સબલેવલના ઓર્બિટલ્સની ઊર્જા સમાન છે.
સબલેવલની નિયુક્તિ કરતી વખતે, સ્તરની સંખ્યા (ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર) સબલેવલ પ્રતીકમાં ઉમેરવામાં આવે છે, ઉદાહરણ તરીકે: 2 s, 3પી, 5ડીઅર્થ s- બીજા સ્તરનું ઉપસ્તર, પી- ત્રીજા સ્તરનું ઉપસ્તર, ડી-પાંચમા સ્તરનું સબલેવલ.
એક સ્તર પર ઉપસ્તરોની કુલ સંખ્યા સ્તરની સંખ્યા જેટલી છે n. એક સ્તર પર ભ્રમણકક્ષાની કુલ સંખ્યા બરાબર છે n 2. તદનુસાર, એક સ્તરમાં વાદળોની કુલ સંખ્યા પણ સમાન છે n 2 .
હોદ્દો: - મુક્ત ભ્રમણકક્ષા (ઈલેક્ટ્રોન વિના), - જોડી વગરના ઈલેક્ટ્રોન સાથે ભ્રમણકક્ષા, - ઈલેક્ટ્રોન જોડી (બે ઈલેક્ટ્રોન સાથે) સાથે ભ્રમણકક્ષા.
જે ક્રમમાં ઇલેક્ટ્રોન અણુના ભ્રમણકક્ષામાં ભરે છે તે પ્રકૃતિના ત્રણ નિયમો દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે (ફોર્મ્યુલેશન સરળ શબ્દોમાં આપવામાં આવે છે):
1. ન્યૂનતમ ઉર્જાનો સિદ્ધાંત - ઇલેક્ટ્રોન ભ્રમણકક્ષાની ઉર્જા વધારવાના ક્રમમાં ભ્રમણકક્ષામાં ભરે છે.
2. પાઉલી સિદ્ધાંત - એક ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોન હોઈ શકે નહીં.
3. હંડનો નિયમ - સબલેવલની અંદર, ઇલેક્ટ્રોન પહેલા ખાલી ઓર્બિટલ્સ (એક સમયે એક) ભરે છે અને તે પછી જ તેઓ ઇલેક્ટ્રોન જોડી બનાવે છે.
ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર (અથવા ઇલેક્ટ્રોન સ્તર) માં ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા 2 છે n 2 .
ઉર્જા દ્વારા સબલેવલનું વિતરણ નીચે પ્રમાણે દર્શાવવામાં આવ્યું છે (ઊર્જા વધારવાના ક્રમમાં):
1s, 2s, 2પી, 3s, 3પી, 4s, 3ડી, 4પી, 5s, 4ડી, 5પી, 6s, 4f, 5ડી, 6પી, 7s, 5f, 6ડી, 7પી ...
આ ક્રમ સ્પષ્ટપણે ઊર્જા રેખાકૃતિ દ્વારા વ્યક્ત કરવામાં આવે છે:
સ્તરો, સબલેવલ અને ઓર્બિટલ્સમાં પરમાણુના ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ (અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન) ઇલેક્ટ્રોન ફોર્મ્યુલા, એનર્જી ડાયાગ્રામ અથવા વધુ સરળ રીતે, ઇલેક્ટ્રોન સ્તરોના આકૃતિ ("ઇલેક્ટ્રોન ડાયાગ્રામ") તરીકે દર્શાવી શકાય છે.
અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાના ઉદાહરણો:
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન- અણુના ઇલેક્ટ્રોન જે રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લઈ શકે છે. કોઈપણ અણુ માટે, આ બધા બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન વત્તા તે પૂર્વ-બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન છે જેની ઉર્જા બાહ્ય રાશિઓ કરતા વધારે છે. ઉદાહરણ તરીકે: Ca અણુમાં 4 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છે s 2, તેઓ સંયોજકતા પણ છે; Fe અણુમાં 4 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છે s 2 પરંતુ તેની પાસે 3 છે ડી 6, તેથી આયર્ન અણુમાં 8 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે. કેલ્શિયમ અણુનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 4 છે s 2, અને આયર્ન પરમાણુ - 4 s 2 3ડી 6 .
ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ દ્વારા રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક
(રાસાયણિક તત્વોની કુદરતી વ્યવસ્થા)
રાસાયણિક તત્વોનો સામયિક કાયદો(આધુનિક રચના): રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો, તેમજ તેમના દ્વારા રચાયેલા સરળ અને જટિલ પદાર્થો, સમયાંતરે અણુ ન્યુક્લીના ચાર્જના મૂલ્ય પર આધારિત છે.
સામયિક કોષ્ટક- સામયિક કાયદાની ગ્રાફિક અભિવ્યક્તિ.
રાસાયણિક તત્વોની કુદરતી શ્રેણી- રાસાયણિક તત્વોની શ્રેણી તેમના અણુઓના ન્યુક્લીમાં પ્રોટોનની વધતી સંખ્યા અનુસાર ગોઠવવામાં આવે છે, અથવા, આ અણુઓના ન્યુક્લીના વધતા ચાર્જ અનુસાર સમાન શું છે. આ શ્રેણીમાં તત્વની અણુ સંખ્યા આ તત્વના કોઈપણ અણુના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી છે.
રાસાયણિક તત્વોનું કોષ્ટક રાસાયણિક તત્વોની કુદરતી શ્રેણીને "કટીંગ" કરીને બનાવવામાં આવે છે સમયગાળો(કોષ્ટકની આડી પંક્તિઓ) અને અણુઓની સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાવાળા તત્વોના જૂથો (કોષ્ટકની ઊભી કૉલમ).
તમે જૂથોમાં ઘટકોને કેવી રીતે જોડો છો તેના આધારે, કોષ્ટક હોઈ શકે છે લાંબી અવધિ(સમાન સંખ્યા અને સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનના પ્રકાર સાથેના તત્વો જૂથોમાં એકત્રિત કરવામાં આવે છે) અને ટૂંકા ગાળા(સમાન સંખ્યામાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતા તત્વોને જૂથોમાં એકત્રિત કરવામાં આવે છે).
ટૂંકા ગાળાના કોષ્ટક જૂથોને પેટાજૂથોમાં વિભાજિત કરવામાં આવે છે ( મુખ્યઅને બાજુ), લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકના જૂથો સાથે સુસંગત.
સમાન સમયગાળાના તત્વોના તમામ અણુઓમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન સ્તરો હોય છે, જે સમયગાળાની સંખ્યા જેટલી હોય છે.
સમયગાળામાં તત્વોની સંખ્યા: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. આઠમા સમયગાળાના મોટાભાગના તત્વો કૃત્રિમ રીતે મેળવવામાં આવ્યા હતા; આ સમયગાળાના છેલ્લા તત્વો હજુ સુધી સંશ્લેષણ કરવામાં આવ્યા નથી. પ્રથમ સિવાયના તમામ સમયગાળો ક્ષારયુક્ત ધાતુ-રચના તત્વ (લી, ના, કે, વગેરે) થી શરૂ થાય છે અને ઉમદા ગેસ-રચના તત્વ (He, Ne, Ar, Kr, વગેરે) સાથે સમાપ્ત થાય છે.
ટૂંકા ગાળાના કોષ્ટકમાં આઠ જૂથો છે, જેમાંથી દરેકને બે પેટાજૂથો (મુખ્ય અને ગૌણ) માં વિભાજિત કરવામાં આવ્યા છે, લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકમાં સોળ જૂથો છે, જે A અથવા B અક્ષરો સાથે રોમન અંકોમાં ક્રમાંકિત છે. ઉદાહરણ: IA, IIIB, VIA, VIIB. લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકનું જૂથ IA ટૂંકા-ગાળાના કોષ્ટકના પ્રથમ જૂથના મુખ્ય પેટાજૂથને અનુરૂપ છે; જૂથ VIIB - સાતમા જૂથનું ગૌણ પેટાજૂથ: બાકીનું - તે જ રીતે.
રાસાયણિક તત્વોની લાક્ષણિકતાઓ કુદરતી રીતે જૂથો અને સમયગાળામાં બદલાય છે.
પીરિયડ્સમાં (વધતા સીરીયલ નંબર સાથે)
- પરમાણુ ચાર્જ વધે છે
- બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધે છે,
- અણુઓની ત્રિજ્યા ઘટે છે,
- ઇલેક્ટ્રોન અને ન્યુક્લિયસ વચ્ચેના બોન્ડની મજબૂતાઈ વધે છે (આયનીકરણ ઊર્જા),
- ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી વધે છે,
- સરળ પદાર્થોના ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મોમાં વધારો થાય છે ("બિન-ધાતુ"),
- સરળ પદાર્થોના ઘટાડાના ગુણધર્મો નબળા પડે છે ("ધાતુત્વ"),
- હાઇડ્રોક્સાઇડ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડના મૂળભૂત પાત્રને નબળું પાડે છે,
- હાઇડ્રોક્સાઇડ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડનું એસિડિક પાત્ર વધે છે.
જૂથોમાં (વધતા સીરીયલ નંબર સાથે)
- પરમાણુ ચાર્જ વધે છે
- અણુઓની ત્રિજ્યા વધે છે (ફક્ત A-જૂથોમાં),
- ઇલેક્ટ્રોન અને ન્યુક્લિયસ વચ્ચેના બોન્ડની મજબૂતાઈ ઘટે છે (આયનીકરણ ઊર્જા; માત્ર A-જૂથોમાં),
- ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી ઘટે છે (ફક્ત A-જૂથોમાં),
- સરળ પદાર્થોના ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મો નબળા પડે છે ("બિન-ધાતુ"; માત્ર A-જૂથોમાં),
- સરળ પદાર્થોના ઘટાડાના ગુણધર્મોને વધારે છે ("ધાતુત્વ"; માત્ર A-જૂથોમાં),
- હાઇડ્રોક્સાઇડ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડનું મૂળભૂત પાત્ર વધે છે (ફક્ત A-જૂથોમાં),
- હાઇડ્રોક્સાઇડ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડના એસિડિક પાત્રને નબળું પાડે છે (ફક્ત A-જૂથોમાં),
- હાઇડ્રોજન સંયોજનોની સ્થિરતા ઘટે છે (તેમની ઘટાડવાની પ્રવૃત્તિ વધે છે; માત્ર A-જૂથોમાં).
વિષય પરના કાર્યો અને પરીક્ષણો "વિષય 9. "અણુનું માળખું. D. I. Mendeleev (PSHE) દ્વારા સામયિક કાયદો અને રાસાયણિક તત્વોની સામયિક સિસ્ટમ "."
- સામયિક કાયદો - સમયાંતરે કાયદો અને અણુ ગ્રેડ 8-9નું માળખું
તમારે જાણવું જ જોઈએ: ઇલેક્ટ્રોનથી ભ્રમણકક્ષા ભરવાના નિયમો (ઓછામાં ઓછી ઉર્જાનો સિદ્ધાંત, પાઉલી સિદ્ધાંત, હંડનો નિયમ), તત્વોના સામયિક કોષ્ટકની રચના.તમારે આમાં સમર્થ હોવા જોઈએ: સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વની સ્થિતિ દ્વારા અણુની રચના નક્કી કરો, અને, તેનાથી વિપરીત, સામયિક સિસ્ટમમાં એક તત્વ શોધો, તેની રચના જાણીને; સ્ટ્રક્ચર ડાયાગ્રામ, અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન, આયન, અને તેનાથી વિપરીત, ડાયાગ્રામ અને ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનમાંથી PSCE માં રાસાયણિક તત્વની સ્થિતિ નક્કી કરો; PSCE માં તેની સ્થિતિ અનુસાર તત્વ અને તે જે પદાર્થો બનાવે છે તેની લાક્ષણિકતા આપો; અણુઓની ત્રિજ્યા, રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો અને તેઓ જે પદાર્થો બનાવે છે તે એક સમયગાળામાં અને સામયિક સિસ્ટમના એક મુખ્ય પેટાજૂથમાં ફેરફાર નક્કી કરે છે.
ઉદાહરણ 1.ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં ભ્રમણકક્ષાની સંખ્યા નક્કી કરો. આ ઓર્બિટલ્સ શું છે?
ઓર્બિટલ્સની સંખ્યા નક્કી કરવા માટે, અમે સૂત્રનો ઉપયોગ કરીએ છીએ એનભ્રમણકક્ષા = n 2 જ્યાં n- સ્તર નંબર. એનઓર્બિટલ્સ = 3 2 = 9. એક 3 s-, ત્રણ 3 પી- અને પાંચ 3 ડી- ભ્રમણકક્ષા.ઉદાહરણ 2.કયા તત્વના અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 1 છે તે નક્કી કરો s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 1 .
તે કયું તત્વ છે તે નિર્ધારિત કરવા માટે, તમારે તેની અણુ સંખ્યા શોધવાની જરૂર છે, જે અણુના કુલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી છે. આ કિસ્સામાં: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. આ એલ્યુમિનિયમ છે.તમને જે જોઈએ છે તે બધું શીખી લેવામાં આવ્યું છે તેની ખાતરી કર્યા પછી, કાર્યોને પૂર્ણ કરવા આગળ વધો. અમે તમને સફળતાની ઇચ્છા કરીએ છીએ.
ભલામણ કરેલ વાંચન:- ઓ.એસ. ગેબ્રિયલિયન અને અન્ય. રસાયણશાસ્ત્ર 11મો ગ્રેડ. એમ., બસ્ટાર્ડ, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. રસાયણશાસ્ત્ર 11 મા ધોરણ. એમ., શિક્ષણ, 2001.
- પ્રથમ આપણે રાસાયણિક ચિહ્ન લખીએ છીએ. તત્વ, જ્યાં ચિહ્નની નીચે ડાબી બાજુએ આપણે તેનો સીરીયલ નંબર સૂચવીએ છીએ.
- આગળ, સમયગાળાની સંખ્યા દ્વારા (જેમાંથી તત્વ) આપણે ઉર્જા સ્તરોની સંખ્યા નક્કી કરીએ છીએ અને રાસાયણિક તત્વના ચિહ્નની બાજુમાં આવી સંખ્યાબંધ ચાપ દોરીએ છીએ.
- પછી, જૂથ નંબર અનુસાર, ચાપ હેઠળ બાહ્ય સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા લખવામાં આવે છે.
- 1 લી સ્તર પર, મહત્તમ શક્ય 2 છે, બીજામાં પહેલેથી જ 8 છે, ત્રીજા પર - 18 જેટલા છે. અમે અનુરૂપ ચાપ હેઠળ સંખ્યાઓ મૂકવાનું શરૂ કરીએ છીએ.
- ઉપાંત્ય સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા નીચે પ્રમાણે ગણવી આવશ્યક છે: પહેલેથી જ સોંપેલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા તત્વના સીરીયલ નંબરમાંથી બાદ કરવામાં આવે છે.
- તે આપણા આકૃતિને ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રમાં ફેરવવાનું બાકી છે:
- આપણે રાસાયણિક તત્વ અને તેનો સીરીયલ નંબર લખીએ છીએ.સંખ્યા અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.
- ચાલો એક ફોર્મ્યુલા બનાવીએ. આ કરવા માટે, તમારે ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા શોધવાની જરૂર છે; નિર્ધારણ માટેનો આધાર એ તત્વની અવધિ સંખ્યા છે.
- અમે સ્તરોને પેટા-સ્તરોમાં વિભાજીત કરીએ છીએ.
નીચે તમે રાસાયણિક તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોને યોગ્ય રીતે કેવી રીતે કંપોઝ કરવા તેનું ઉદાહરણ જોઈ શકો છો.
- પહેલા આપણે s-sublevel ભરીએ છીએ, અને પછી p-, d- b f- sublevels;
- ક્લેચકોવ્સ્કીના નિયમ મુજબ, ઇલેક્ટ્રોન આ ભ્રમણકક્ષાની ઉર્જા વધારવા માટે ભ્રમણકક્ષાને ભરે છે;
- હંડના નિયમ મુજબ, એક સબલેવલની અંદર ઇલેક્ટ્રોન એક સમયે એક મુક્ત ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે અને પછી જોડી બનાવે છે;
- પાઉલી સિદ્ધાંત મુજબ, એક ભ્રમણકક્ષામાં 2 થી વધુ ઇલેક્ટ્રોન નથી.
રાસાયણિક તત્વનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર બતાવે છે કે અણુમાં કેટલા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરો અને કેટલા ઇલેક્ટ્રોન સમાયેલ છે અને તે સ્તરોમાં કેવી રીતે વિતરિત થાય છે.
રાસાયણિક તત્વનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર કંપોઝ કરવા માટે, તમારે સામયિક કોષ્ટક જોવાની અને આ તત્વ માટે મેળવેલી માહિતીનો ઉપયોગ કરવાની જરૂર છે. સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વની અણુ સંખ્યા અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાને અનુલક્ષે છે. ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સંખ્યા પીરિયડ નંબરને અનુરૂપ છે, છેલ્લા ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જૂથ નંબરને અનુરૂપ છે.
તે યાદ રાખવું આવશ્યક છે કે પ્રથમ સ્તરમાં મહત્તમ 2 ઇલેક્ટ્રોન 1s2 છે, બીજામાં - મહત્તમ 8 (બે s અને છ p: 2s2 2p6), ત્રીજા - મહત્તમ 18 (બે s, છ p, અને દસ) d: 3s2 3p6 3d10).
ઉદાહરણ તરીકે, કાર્બનનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર: C 1s2 2s2 2p2 (ક્રમ નંબર 6, અવધિ નંબર 2, જૂથ નંબર 4).
સોડિયમ માટે ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (ક્રમ નંબર 11, અવધિ નંબર 3, જૂથ નંબર 1).
ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા યોગ્ય રીતે લખાયેલ છે કે કેમ તે તપાસવા માટે, તમે વેબસાઇટ www.alhimikov.net પર જોઈ શકો છો.
પ્રથમ નજરમાં, રાસાયણિક તત્વો માટે ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રનું સંકલન એ એક જટિલ કાર્ય જેવું લાગે છે, પરંતુ જો તમે નીચેની યોજનાનું પાલન કરશો તો બધું સ્પષ્ટ થઈ જશે:
- પહેલા આપણે ઓર્બિટલ્સ લખીએ છીએ
- અમે ઓર્બિટલ્સની સામે સંખ્યાઓ દાખલ કરીએ છીએ જે ઊર્જા સ્તરની સંખ્યા દર્શાવે છે. ઊર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંખ્યા નક્કી કરવા માટેનું સૂત્ર ભૂલશો નહીં: N=2n2
તમે ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા કેવી રીતે શોધી શકો છો? ફક્ત સામયિક કોષ્ટક જુઓ: આ સંખ્યા તે સમયગાળાની સંખ્યા જેટલી છે જેમાં તત્વ સ્થિત છે.
- ભ્રમણકક્ષાના ચિહ્નની ઉપર આપણે એક સંખ્યા લખીએ છીએ જે આ ભ્રમણકક્ષામાં રહેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.
ઉદાહરણ તરીકે, સ્કેન્ડિયમ માટે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા આના જેવો દેખાશે.
રાસાયણિક તત્વ માટે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલાનું સંકલન કરવાનું કાર્ય સૌથી સરળ નથી.
તેથી, તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના સંકલન માટેનું અલ્ગોરિધમ નીચે મુજબ છે:
અહીં કેટલાક રાસાયણિક તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો છે:
તમારે આ રીતે રાસાયણિક તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો બનાવવાની જરૂર છે: તમારે સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વની સંખ્યા જોવાની જરૂર છે, આમ તેમાં કેટલા ઇલેક્ટ્રોન છે તે શોધી કાઢો. પછી તમારે સ્તરની સંખ્યા શોધવાની જરૂર છે, જે સમયગાળાની બરાબર છે. પછી સબલેવલ લખવામાં આવે છે અને ભરવામાં આવે છે:
સૌ પ્રથમ, તમારે સામયિક કોષ્ટક અનુસાર અણુઓની સંખ્યા નક્કી કરવાની જરૂર છે.
ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલાને કમ્પાઇલ કરવા માટે, તમારે મેન્ડેલીવ સામયિક સિસ્ટમની જરૂર પડશે. ત્યાં તમારું રાસાયણિક તત્વ શોધો અને સમયગાળો જુઓ - તે ઉર્જા સ્તરોની સંખ્યા સમાન હશે. જૂથ નંબર આંકડાકીય રીતે છેલ્લા સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાને અનુરૂપ હશે. તત્વની સંખ્યા માત્રાત્મક રીતે તેના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી હશે. તમારે એ પણ સ્પષ્ટપણે જાણવાની જરૂર છે કે પ્રથમ સ્તરમાં મહત્તમ 2 ઇલેક્ટ્રોન છે, બીજામાં - 8, અને ત્રીજામાં - 18.
આ મુખ્ય મુદ્દાઓ છે. વધુમાં, ઇન્ટરનેટ પર (અમારી વેબસાઇટ સહિત) તમે દરેક તત્વ માટે તૈયાર ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા સાથે માહિતી મેળવી શકો છો, જેથી તમે તમારી જાતને ચકાસી શકો.
રાસાયણિક તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોનું સંકલન એ ખૂબ જ જટિલ પ્રક્રિયા છે; તમે વિશિષ્ટ કોષ્ટકો વિના તે કરી શકતા નથી, અને તમારે સૂત્રોના સંપૂર્ણ સમૂહનો ઉપયોગ કરવાની જરૂર છે. સંક્ષિપ્તમાં, કમ્પાઇલ કરવા માટે તમારે આ તબક્કાઓમાંથી પસાર થવાની જરૂર છે:
એક ભ્રમણકક્ષા રેખાકૃતિ દોરવી જરૂરી છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન એકબીજાથી કેવી રીતે અલગ પડે છે તેનો ખ્યાલ હશે. આકૃતિ ઓર્બિટલ્સ અને ઇલેક્ટ્રોનને હાઇલાઇટ કરે છે.
ઈલેક્ટ્રોન નીચેથી ઉપર સુધી સ્તરોમાં ભરેલા હોય છે અને તેમાં ઘણા બધા સબલેવલ હોય છે.
તેથી પ્રથમ આપણે આપેલ અણુના ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા શોધીએ છીએ.
અમે ચોક્કસ યોજના અનુસાર સૂત્ર ભરીએ છીએ અને તેને લખીએ છીએ - આ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર હશે.
ઉદાહરણ તરીકે, નાઇટ્રોજન માટે આ સૂત્ર આના જેવું દેખાય છે, પ્રથમ આપણે ઇલેક્ટ્રોન સાથે વ્યવહાર કરીએ છીએ:
અને સૂત્ર લખો:
સમજવું રાસાયણિક તત્વના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રનું સંકલન કરવાનો સિદ્ધાંત, પ્રથમ તમારે સામયિક કોષ્ટકની સંખ્યા દ્વારા અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા નક્કી કરવાની જરૂર છે. આ પછી, તમારે તત્વ સ્થિત છે તે સમયગાળાની સંખ્યાને આધારે, ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા નક્કી કરવાની જરૂર છે.
સ્તરો પછી સબલેવલ્સમાં વિભાજિત થાય છે, જે ઓછામાં ઓછી ઊર્જાના સિદ્ધાંત પર આધારિત ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા હોય છે.
ઉદાહરણ તરીકે, અહીં જોઈને તમે તમારા તર્કની શુદ્ધતા ચકાસી શકો છો.
રાસાયણિક તત્વના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને કંપોઝ કરીને, તમે ચોક્કસ અણુમાં કેટલા ઇલેક્ટ્રોન અને ઇલેક્ટ્રોન સ્તરો છે, તેમજ સ્તરો વચ્ચે તેમના વિતરણનો ક્રમ શોધી શકો છો.
પ્રથમ, અમે સામયિક કોષ્ટક અનુસાર તત્વની અણુ સંખ્યા નક્કી કરીએ છીએ; તે ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાને અનુરૂપ છે. ઇલેક્ટ્રોન સ્તરોની સંખ્યા પીરિયડ નંબર સૂચવે છે, અને અણુના છેલ્લા સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જૂથ સંખ્યાને અનુરૂપ છે.
સ્તર, સબલેવલ અને ઓર્બિટલ્સ દ્વારા ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડમાં ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણની પરંપરાગત રજૂઆત કહેવામાં આવે છે. અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર.
પર આધારિત નિયમો|આધારિત| જે|જે| મેક અપ|હેન્ડ કરો| ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો
1. લઘુત્તમ ઉર્જાનો સિદ્ધાંત: સિસ્ટમ જેટલી ઓછી ઊર્જા ધરાવે છે, તે વધુ સ્થિર છે.
2. ક્લેચકોવ્સ્કીનો શાસન: ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડના સ્તરો અને પેટા સ્તરો વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ મુખ્ય અને ભ્રમણકક્ષાના ક્વોન્ટમ નંબરો (n + 1) ના સરવાળાના મૂલ્યના વધતા ક્રમમાં થાય છે. મૂલ્યોની સમાનતાના કિસ્સામાં (n + 1), સબલેવલ કે જેનું n મૂલ્ય નાનું છે તે પહેલા ભરવામાં આવે છે.
1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f સ્તર નંબર n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 6 7 7 al 110 * અથવા 7 al 110 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 ક્વોન્ટમ નંબર
n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
ક્લેચકોવ્સ્કી શ્રેણી
1* - કોષ્ટક નંબર 2 જુઓ.
3. હંડનો નિયમ: એક સબલેવલની ઓર્બિટલ્સ ભરતી વખતે, સમાંતર સ્પિન સાથે ઇલેક્ટ્રોનનું પ્લેસમેન્ટ સૌથી નીચા ઉર્જા સ્તરને અનુરૂપ હોય છે.
સંકલન|પાસ| ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો
સંભવિત શ્રેણી:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
ક્લેચકોવ્સ્કી શ્રેણી
ઈલેક્ટ્રોનિક્સ 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ભરવાનો ક્રમ.
(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.
ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f...
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોની માહિતી સામગ્રી
1. સામયિક|સામયિક|માં તત્વની સ્થિતિ સિસ્ટમ
2. ડિગ્રી શક્ય| તત્વનું ઓક્સિડેશન.
3. તત્વનું રાસાયણિક પાત્ર.
4. રચના|વેરહાઉસ| અને તત્વ જોડાણોના ગુણધર્મો.
સામયિક સમયગાળામાં તત્વની સ્થિતિ|સામયિક|ડીઆઈ મેન્ડેલીવની સિસ્ટમ:
અ) સમયગાળો નંબર, જેમાં તત્વ સ્થિત છે, તે સ્તરોની સંખ્યાને અનુરૂપ છે કે જેના પર ઇલેક્ટ્રોન સ્થિત છે;
b) જૂથ નંબર, જે આપેલ તત્વ અનુલક્ષે છે, તે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનના સરવાળા સમાન છે. s- અને p- તત્વોના અણુઓ માટે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન છે; d - તત્વો માટે આ બાહ્ય સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન અને અગાઉના સ્તરના અપૂર્ણ સબલેવલ છે.
વી) ઇલેક્ટ્રોનિક કુટુંબસબલેવલના પ્રતીક દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે કે જ્યાં છેલ્લું ઇલેક્ટ્રોન આવે છે (s-, p-, d-, f-).
જી) પેટાજૂથઇલેક્ટ્રોનિક કુટુંબ સાથે જોડાયેલા દ્વારા નિર્ધારિત: s - અને p - તત્વો મુખ્ય પેટાજૂથો પર કબજો કરે છે, અને d - તત્વો - ગૌણ, f - તત્વો સામયિક કોષ્ટકના નીચેના ભાગમાં અલગ વિભાગો ધરાવે છે (એક્ટિનાઇડ્સ અને લેન્થેનાઇડ્સ).
2. શક્ય ડિગ્રીઓ| તત્વોનું ઓક્સિડેશન.
ઓક્સિડેશન સ્થિતિજ્યારે અણુ ઇલેક્ટ્રોન છોડે છે અથવા મેળવે છે ત્યારે તે પ્રાપ્ત કરે છે તે ચાર્જ છે.
ઇલેક્ટ્રોનનું દાન કરતા અણુઓ હકારાત્મક ચાર્જ મેળવે છે, જે છોડવામાં આવેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન છે (ઇલેક્ટ્રોન ચાર્જ (-1)
Z E 0 – ne Z E + n
જે અણુએ ઈલેક્ટ્રોનનો ત્યાગ કર્યો છે તેમાં ફેરવાય છે cation(સકારાત્મક ચાર્જ આયન). અણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરવાની પ્રક્રિયા કહેવામાં આવે છે આયનીકરણ પ્રક્રિયા.આ પ્રક્રિયા હાથ ધરવા માટે જરૂરી ઊર્જા કહેવાય છે આયનીકરણ ઊર્જા ( Eion, eV).
અણુથી અલગ થનારા પ્રથમ બાહ્ય સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન છે, જે ભ્રમણકક્ષામાં જોડી ધરાવતા નથી - અનપેયર્ડ. એક સ્તરની અંદર મુક્ત ભ્રમણકક્ષાની હાજરીમાં, બાહ્ય ઊર્જાના પ્રભાવ હેઠળ, આ સ્તરે જોડી બનાવતા ઇલેક્ટ્રોન અજોડ હોય છે અને પછી બધાને એકસાથે અલગ કરવામાં આવે છે. જોડીના ઈલેક્ટ્રોનમાંથી કોઈ એક દ્વારા ઉર્જાના ભાગને શોષવા અને તેના ઉચ્ચ સબલેવલમાં સંક્રમણના પરિણામે થતી અનપેયરિંગની પ્રક્રિયા કહેવામાં આવે છે. ઉત્તેજના પ્રક્રિયા.
અણુ દાન કરી શકે તેવા ઇલેક્ટ્રોનની સૌથી મોટી સંખ્યા વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી હોય છે અને જે જૂથમાં તત્વ સ્થિત છે તેની સંખ્યાને અનુરૂપ હોય છે. અણુ તેના તમામ સંયોજક ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવ્યા પછી મેળવે છે તે ચાર્જ કહેવાય છે સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિઅણુ
રિલીઝ પછી|બરતરફી| વેલેન્સ લેવલ એક્સટર્નલ બને છે|બનાય છે| સ્તર જે|શું| પૂર્વ સંયોજકતા. આ એક સ્તર છે જે સંપૂર્ણપણે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે, અને તેથી|અને તેથી| ઊર્જાસભર સ્થિર.
બાહ્ય સ્તરે 4 થી 7 ઈલેક્ટ્રોન ધરાવતા તત્વોના અણુઓ માત્ર ઈલેક્ટ્રોનનું દાન કરીને જ નહીં, પણ તેમને ઉમેરીને પણ ઊર્જાસભર સ્થિર સ્થિતિ પ્રાપ્ત કરે છે. પરિણામે, એક સ્તર (.ns 2 p 6) રચાય છે - એક સ્થિર નિષ્ક્રિય ગેસ સ્થિતિ.
જે અણુએ ઇલેક્ટ્રોન ઉમેર્યું છે તે મેળવે છે નકારાત્મકડિગ્રીઓક્સિડેશન- નકારાત્મક ચાર્જ, જે સ્વીકૃત ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી છે.
Z E 0 + ne Z E - n
પરમાણુ જે ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરી શકે છે તે સંખ્યા (8 –N|) ની બરાબર છે, જ્યાં N એ જૂથની સંખ્યા છે જેમાં|જે| તત્વ (અથવા વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા) સ્થિત છે.
અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરવાની પ્રક્રિયા ઊર્જાના પ્રકાશન સાથે છે, જેને કહેવામાં આવે છે ઈલેક્ટ્રોન સાથે લગાવ (ઈસેફિનિટી,eB).
