સામયિક કોષ્ટકના તમામ ઇલેક્ટ્રોનિક અણુ સૂત્રો. અણુઓ અને આકૃતિઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો

ચાલો જોઈએ કે અણુ કેવી રીતે બને છે. ધ્યાનમાં રાખો કે અમે ફક્ત મોડેલ્સ વિશે જ વાત કરીશું. વ્યવહારમાં, અણુઓ વધુ જટિલ માળખું છે. પરંતુ આધુનિક વિકાસ માટે આભાર, અમે ગુણધર્મોને સમજાવવા અને સફળતાપૂર્વક આગાહી કરવામાં સક્ષમ છીએ (ભલે બધા જ નહીં). તો અણુનું બંધારણ શું છે? તે શેનું બનેલું છે?

અણુનું ગ્રહ મોડેલ

તે સૌપ્રથમ 1913 માં ડેનિશ ભૌતિકશાસ્ત્રી એન. બોહરે પ્રસ્તાવિત કર્યું હતું. પરમાણુ બંધારણનો આ પ્રથમ સિદ્ધાંત છે વૈજ્ઞાનિક તથ્યો. વધુમાં, તેણે આધુનિક વિષયોની પરિભાષાનો પાયો નાખ્યો. તેમાં, ઇલેક્ટ્રોન કણો ઉત્પન્ન થાય છે રોટેશનલ હલનચલનસૂર્યની આસપાસના ગ્રહો જેવા જ સિદ્ધાંત અનુસાર અણુની આસપાસ. બોહરે સૂચવ્યું કે તેઓ ન્યુક્લિયસથી સખત રીતે વ્યાખ્યાયિત અંતર પર સ્થિત ભ્રમણકક્ષામાં વિશિષ્ટ રીતે અસ્તિત્વ ધરાવે છે. વૈજ્ઞાનિક દૃષ્ટિકોણથી, આવું શા માટે હતું તે વૈજ્ઞાનિક સમજાવી શક્યા નથી, પરંતુ આવા મોડેલની પુષ્ટિ ઘણા પ્રયોગો દ્વારા કરવામાં આવી હતી. પૂર્ણાંક સંખ્યાઓનો ઉપયોગ ભ્રમણકક્ષાને નિયુક્ત કરવા માટે કરવામાં આવતો હતો, જે એકથી શરૂ થાય છે, જે ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકની ક્રમાંકિત હતી. આ તમામ ભ્રમણકક્ષાને સ્તર પણ કહેવામાં આવે છે. હાઇડ્રોજન અણુમાં માત્ર એક સ્તર હોય છે, જેના પર એક ઇલેક્ટ્રોન ફરે છે. પરંતુ જટિલ અણુઓમાં પણ સ્તર હોય છે. તેઓ ઘટકોમાં વિભાજિત થાય છે જે સમાન ઊર્જા સંભવિત સાથે ઇલેક્ટ્રોનને જોડે છે. તેથી, બીજામાં પહેલેથી જ બે સબલેવલ છે - 2s અને 2p. ત્રીજામાં પહેલેથી જ ત્રણ છે - 3s, 3p અને 3d. અને તેથી વધુ. પ્રથમ, કોરની નજીકના સબલેવલ "વસ્તીવાળા" છે અને પછી દૂરના છે. તેમાંના દરેક માત્ર ચોક્કસ સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન પકડી શકે છે. પરંતુ આ અંત નથી. દરેક સબલેવલ ઓર્બિટલમાં વહેંચાયેલું છે. ચાલો સામાન્ય જીવન સાથે સરખામણી કરીએ. અણુનું ઇલેક્ટ્રોન વાદળ શહેર સાથે તુલનાત્મક છે. સ્તરો શેરીઓ છે. સબલેવલ - એક ખાનગી મકાનઅથવા એપાર્ટમેન્ટ. ઓર્બિટલ - ઓરડો. તેમાંના દરેક એક અથવા બે ઇલેક્ટ્રોન "જીવંત" છે. તેઓ બધા ચોક્કસ સરનામા ધરાવે છે. અણુની રચનાનું આ પ્રથમ ચિત્ર હતું. અને અંતે, ઇલેક્ટ્રોનના સરનામાં વિશે: તે સંખ્યાઓના સેટ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે જેને "ક્વોન્ટમ" કહેવામાં આવે છે.

અણુનું વેવ મોડેલ

પરંતુ સમય જતાં, ગ્રહોના મોડેલમાં સુધારો કરવામાં આવ્યો. અણુ બંધારણનો બીજો સિદ્ધાંત પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યો હતો. તે વધુ અદ્યતન છે અને તમને વ્યવહારુ પ્રયોગોના પરિણામો સમજાવવા દે છે. પ્રથમને અણુના તરંગ મોડેલ દ્વારા બદલવામાં આવ્યું હતું, જે ઇ. શ્રોડિંગર દ્વારા પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યું હતું. પછી તે પહેલેથી જ સ્થાપિત થઈ ગયું હતું કે ઇલેક્ટ્રોન પોતાને માત્ર એક કણ તરીકે જ નહીં, પણ તરંગ તરીકે પણ પ્રગટ કરી શકે છે. શ્રોડિંગરે શું કર્યું? તેણે એક સમીકરણ લાગુ કર્યું જે તરંગની ગતિનું વર્ણન કરે છે આમ, કોઈ અણુમાં ઈલેક્ટ્રોનનો માર્ગ શોધી શકતો નથી, પરંતુ ચોક્કસ બિંદુએ તેની શોધની સંભાવના શોધી શકે છે. જે બંને સિદ્ધાંતોને એક કરે છે તે એ છે કે પ્રાથમિક કણો ચોક્કસ સ્તરો, સબલેવલ અને ઓર્બિટલ્સ પર સ્થિત છે. આ તે છે જ્યાં મોડેલો વચ્ચે સમાનતા સમાપ્ત થાય છે. ચાલો હું તમને એક ઉદાહરણ આપું: તરંગ સિદ્ધાંતમાં, ભ્રમણકક્ષા એ એક ક્ષેત્ર છે જ્યાં 95% સંભાવના સાથે ઇલેક્ટ્રોન મળી શકે છે. બાકીની જગ્યા 5% માટે જવાબદાર છે પરંતુ અંતે તે બહાર આવ્યું છે કે અણુઓની માળખાકીય સુવિધાઓ તરંગ મોડેલનો ઉપયોગ કરીને દર્શાવવામાં આવી છે, તે હકીકત હોવા છતાં કે વપરાયેલી પરિભાષા સામાન્ય છે.

આ કિસ્સામાં સંભાવનાનો ખ્યાલ

શા માટે આ શબ્દનો ઉપયોગ કરવામાં આવ્યો હતો? હેઇઝનબર્ગે 1927માં અનિશ્ચિતતાનો સિદ્ધાંત ઘડ્યો હતો, જેનો ઉપયોગ હવે માઇક્રોપાર્ટિકલ્સની હિલચાલનું વર્ણન કરવા માટે થાય છે. તે સામાન્ય ભૌતિક શરીરથી તેમના મૂળભૂત તફાવત પર આધારિત છે. આ શુ છે? ક્લાસિકલ મિકેનિક્સે ધાર્યું હતું કે વ્યક્તિ અસાધારણ ઘટનાને પ્રભાવિત કર્યા વિના અવલોકન કરી શકે છે (નિરીક્ષણ અવકાશી પદાર્થો). પ્રાપ્ત ડેટાના આધારે, ચોક્કસ સમયે ઑબ્જેક્ટ ક્યાં હશે તેની ગણતરી કરવી શક્ય છે. પરંતુ સૂક્ષ્મ વિશ્વમાં વસ્તુઓ આવશ્યકપણે અલગ છે. તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, સાધન અને કણની ઉર્જા અજોડ હોવાને કારણે તેને પ્રભાવિત કર્યા વિના ઇલેક્ટ્રોનનું અવલોકન કરવું હવે શક્ય નથી. જેના કારણે તેનું સ્થાન બદલાય છે પ્રાથમિક કણ, રાજ્ય, દિશા, ચળવળની ગતિ અને અન્ય પરિમાણો. અને ચોક્કસ લાક્ષણિકતાઓ વિશે વાત કરવાનો કોઈ અર્થ નથી. અનિશ્ચિતતા સિદ્ધાંત પોતે જ આપણને કહે છે કે ન્યુક્લિયસની આસપાસના ઇલેક્ટ્રોનના ચોક્કસ માર્ગની ગણતરી કરવી અશક્ય છે. તમે ફક્ત અવકાશના ચોક્કસ ક્ષેત્રમાં કણ શોધવાની સંભાવના સૂચવી શકો છો. આ રાસાયણિક તત્વોના અણુઓની રચનાની વિશિષ્ટતા છે. પરંતુ પ્રાયોગિક પ્રયોગોમાં વૈજ્ઞાનિકો દ્વારા આને વિશેષ રૂપે ધ્યાનમાં લેવું જોઈએ.

અણુ રચના

પરંતુ ચાલો સમગ્ર વિષય પર ધ્યાન કેન્દ્રિત કરીએ. તેથી, સારી રીતે માનવામાં આવતા ઇલેક્ટ્રોન શેલ ઉપરાંત, અણુનો બીજો ઘટક ન્યુક્લિયસ છે. તેમાં સકારાત્મક ચાર્જ થયેલ પ્રોટોન અને તટસ્થ ન્યુટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે. આપણે બધા સામયિક કોષ્ટકથી પરિચિત છીએ. દરેક તત્વની સંખ્યા તેમાં રહેલા પ્રોટોનની સંખ્યાને અનુરૂપ છે. ન્યુટ્રોનની સંખ્યા અણુના સમૂહ અને તેના પ્રોટોનની સંખ્યા વચ્ચેના તફાવતની બરાબર છે. આ નિયમમાંથી વિચલનો હોઈ શકે છે. પછી તેઓ કહે છે કે તત્વનો એક આઇસોટોપ હાજર છે. અણુની રચના એવી છે કે તે "ઘેરાયેલું" છે ઇલેક્ટ્રોન શેલ. સામાન્ય રીતે પ્રોટોનની સંખ્યા સમાન હોય છે. બાદમાંનું દળ અગાઉના કરતા આશરે 1840 ગણું વધારે છે અને તે ન્યુટ્રોનના વજન જેટલું લગભગ છે. ન્યુક્લિયસની ત્રિજ્યા અણુના વ્યાસના લગભગ 1/200,000 જેટલી છે. તે પોતે ગોળાકાર આકાર ધરાવે છે. આ, સામાન્ય રીતે, રાસાયણિક તત્વોના અણુઓની રચના છે. સમૂહ અને ગુણધર્મોમાં તફાવત હોવા છતાં, તેઓ લગભગ સમાન દેખાય છે.

ભ્રમણકક્ષા

જ્યારે અણુ માળખું ડાયાગ્રામ શું છે તે વિશે વાત કરતી વખતે, વ્યક્તિ તેના વિશે મૌન રહી શકે નહીં. તેથી, આ પ્રકારો છે:

1. s તેઓ ગોળાકાર આકાર ધરાવે છે.
2. પી. તેઓ ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ આઠ અથવા સ્પિન્ડલ જેવા દેખાય છે.
3. d અને f. તેઓ એક જટિલ આકાર ધરાવે છે જેનું ઔપચારિક ભાષામાં વર્ણન કરવું મુશ્કેલ છે.

અનુરૂપ ભ્રમણકક્ષામાં 95% સંભાવના સાથે દરેક પ્રકારનું ઇલેક્ટ્રોન શોધી શકાય છે. પ્રસ્તુત માહિતીને શાંતિથી લેવી જોઈએ, કારણ કે તે અમૂર્ત છે ગાણિતિક મોડેલ, પરિસ્થિતિની ભૌતિક વાસ્તવિકતાને બદલે. પરંતુ આ બધા સાથે, તે અણુઓ અને અણુઓના રાસાયણિક ગુણધર્મોને લગતી સારી આગાહી શક્તિ ધરાવે છે. ન્યુક્લિયસમાંથી સ્તર જેટલું આગળ આવેલું છે, તેના પર વધુ ઇલેક્ટ્રોન મૂકી શકાય છે. આમ, ઓર્બિટલ્સની સંખ્યા વિશિષ્ટ સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને ગણતરી કરી શકાય છે: x 2. અહીં x સ્તરોની સંખ્યા જેટલી છે. અને બે ઇલેક્ટ્રોન સુધી ભ્રમણકક્ષામાં મૂકી શકાય છે, આખરે તેમની સંખ્યાત્મક શોધ માટેનું સૂત્ર આના જેવું દેખાશે: 2x 2.

ભ્રમણકક્ષા: તકનીકી માહિતી

જો આપણે ફ્લોરિન અણુની રચના વિશે વાત કરીએ, તો તેમાં ત્રણ ઓર્બિટલ્સ હશે. તે બધા ભરવામાં આવશે. એક સબલેવલની અંદર ઓર્બિટલ્સની ઊર્જા સમાન છે. તેમને નિયુક્ત કરવા માટે, સ્તર નંબર ઉમેરો: 2s, 4p, 6d. ચાલો ફ્લોરિન અણુની રચના વિશેની વાતચીત પર પાછા ફરીએ. તેમાં બે s- અને એક p- સબલેવલ હશે. તેમાં નવ પ્રોટોન અને સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન છે. પ્રથમ એક એસ-સ્તર. તે બે ઇલેક્ટ્રોન છે. પછી બીજું એસ-સ્તર. બે વધુ ઇલેક્ટ્રોન. અને 5 p-સ્તર ભરે છે. આ તેની રચના છે. નીચેના સબહેડિંગ વાંચ્યા પછી, તમે જરૂરી પગલાં જાતે કરી શકો છો અને આની ખાતરી કરી શકો છો. જો આપણે વાત કરીએ કે ફ્લોરિન પણ કયું છે, તો એ નોંધવું જોઈએ કે તેઓ, એક જ જૂથમાં હોવા છતાં, તેમની લાક્ષણિકતાઓમાં સંપૂર્ણપણે અલગ છે. આમ, તેમનો ઉત્કલન બિંદુ -188 થી 309 ડિગ્રી સેલ્સિયસ સુધીનો છે. તો શા માટે તેઓ એક થયા? બધા આભાર રાસાયણિક ગુણધર્મો. બધા હેલોજન અને સૌથી વધુ હદ સુધી ફ્લોરિનમાં સૌથી વધુ ઓક્સિડાઇઝિંગ ક્ષમતા હોય છે. તેઓ ધાતુઓ સાથે પ્રતિક્રિયા આપે છે અને કોઈપણ સમસ્યા વિના ઓરડાના તાપમાને સ્વયંભૂ સળગી શકે છે.

ભ્રમણકક્ષા કેવી રીતે ભરાય છે?

ઇલેક્ટ્રોન કયા નિયમો અને સિદ્ધાંતો દ્વારા ગોઠવાય છે? અમે સૂચવીએ છીએ કે તમે તમારી જાતને ત્રણ મુખ્ય મુદ્દાઓથી પરિચિત કરો, જેના શબ્દો વધુ સારી રીતે સમજવા માટે સરળ કરવામાં આવ્યા છે:

1. ઓછામાં ઓછી ઉર્જાનો સિદ્ધાંત. ઇલેક્ટ્રોન ઊર્જા વધારવા માટે ભ્રમણકક્ષાને ભરવાનું વલણ ધરાવે છે.
2. પાઉલીનો સિદ્ધાંત. એક ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતા વધુ ઈલેક્ટ્રોન ન હોઈ શકે.
3. હંડનો નિયમ. એક સબલેવલની અંદર, ઈલેક્ટ્રોન પહેલા ખાલી ઓર્બિટલ્સ ભરે છે અને પછી જ જોડી બનાવે છે.

અણુની રચના તેને ભરવામાં મદદ કરશે અને આ કિસ્સામાં તે છબીની દ્રષ્ટિએ વધુ સમજી શકાય તેવું બનશે. તેથી, સર્કિટ ડાયાગ્રામના નિર્માણ સાથે વ્યવહારીક રીતે કામ કરતી વખતે, તેને હાથમાં રાખવું જરૂરી છે.

ઉદાહરણ

લેખના માળખામાં જે કહેવામાં આવ્યું છે તે બધું સારાંશ આપવા માટે, તમે અણુના ઇલેક્ટ્રોન તેમના સ્તરો, સબલેવલ અને ઓર્બિટલ્સ (એટલે ​​​​કે, સ્તરોનું રૂપરેખાંકન શું છે) વચ્ચે કેવી રીતે વિતરિત થાય છે તેનો એક નમૂનો બનાવી શકો છો. તેને સૂત્ર, ઊર્જા રેખાકૃતિ અથવા સ્તર રેખાકૃતિ તરીકે દર્શાવી શકાય છે. અહીં ખૂબ જ સારા ચિત્રો છે, જે કાળજીપૂર્વક તપાસવા પર, અણુની રચનાને સમજવામાં મદદ કરે છે. તેથી, પ્રથમ સ્તર પ્રથમ ભરવામાં આવે છે. તેની પાસે માત્ર એક જ સબલેવલ છે, જેમાં માત્ર એક જ ભ્રમણકક્ષા છે. નાનાથી શરૂ કરીને તમામ સ્તરો ક્રમિક રીતે ભરવામાં આવે છે. પ્રથમ, એક સબલેવલની અંદર, દરેક ભ્રમણકક્ષામાં એક ઇલેક્ટ્રોન મૂકવામાં આવે છે. પછી જોડીઓ બનાવવામાં આવે છે. અને જો ત્યાં મફત હોય, તો અન્ય ફિલિંગ વિષય પર સ્વિચ થાય છે. અને હવે તમે તમારા માટે શોધી શકો છો કે નાઇટ્રોજન અથવા ફ્લોરિન અણુની રચના શું છે (જે અગાઉ માનવામાં આવતું હતું). શરૂઆતમાં તે થોડું મુશ્કેલ હોઈ શકે છે, પરંતુ તમે તમને માર્ગદર્શન આપવા માટે ચિત્રોનો ઉપયોગ કરી શકો છો. સ્પષ્ટતા માટે, ચાલો નાઈટ્રોજન અણુની રચના જોઈએ. તેમાં 7 પ્રોટોન (એકસાથે ન્યુટ્રોન કે જે ન્યુક્લિયસ બનાવે છે) અને સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન (જે ઇલેક્ટ્રોન શેલ બનાવે છે) ધરાવે છે. પ્રથમ એસ-સ્તર પ્રથમ ભરવામાં આવે છે. તેમાં 2 ઈલેક્ટ્રોન છે. પછી બીજું s-સ્તર આવે છે. તેમાં 2 ઈલેક્ટ્રોન પણ છે. અને અન્ય ત્રણ p-સ્તર પર મૂકવામાં આવે છે, જ્યાં તેમાંથી દરેક એક ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે.

નિષ્કર્ષ

જેમ તમે જોઈ શકો છો, અણુનું માળખું એટલો મુશ્કેલ વિષય નથી (જો તમે શાળાના રસાયણશાસ્ત્રના અભ્યાસક્રમના પરિપ્રેક્ષ્યમાં તેનો સંપર્ક કરો છો, અલબત્ત). અને સમજો આ વિષયમુશ્કેલ નથી. અંતે, હું તમને કેટલીક સુવિધાઓ વિશે જણાવવા માંગુ છું. ઉદાહરણ તરીકે, ઓક્સિજન અણુની રચના વિશે બોલતા, આપણે જાણીએ છીએ કે તેમાં આઠ પ્રોટોન અને 8-10 ન્યુટ્રોન છે. અને પ્રકૃતિમાં દરેક વસ્તુ સંતુલિત થવાનું વલણ ધરાવે છે, તેથી બે ઓક્સિજન અણુઓ એક પરમાણુ બનાવે છે, જ્યાં બે જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન સહસંયોજક બંધન બનાવે છે. અન્ય સ્થિર ઓક્સિજન પરમાણુ, ઓઝોન (O 3), સમાન રીતે રચાય છે. ઓક્સિજન અણુની રચનાને જાણીને, તમે ઓક્સિડેટીવ પ્રતિક્રિયાઓ માટેના સૂત્રો યોગ્ય રીતે દોરી શકો છો જેમાં પૃથ્વી પરનો સૌથી સામાન્ય પદાર્થ ભાગ લે છે.

અણુની રચના.

એક અણુ બને છે અણુ બીજક અને 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 સંખ્યા અને 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 સાથે અણુઓનો પ્રકાર (અણુઓનો સંગ્રહ) (ન્યુક્લિયસમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન સાથે).

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- સબલેવલ (એકનો સમાવેશ થાય છે s-ઓર્બિટલ્સ), પ્રતીક - .
પી-સુબલ સ્તર (ત્રણ સમાવે છે પી
ડી-સુબલ સ્તર (પાંચ સમાવે છે ડી-ઓર્બિટલ્સ), પ્રતીક - .
f-સબલેવલ (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 સબલેવલની 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 સ્પષ્ટ રીતે ઊર્જા રેખાકૃતિ દ્વારા વ્યક્ત કરવામાં આવ્યો 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 ઈલેક્ટ્રોન 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 ફોર્મ્યુલેશન): 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 શ્રેણીના 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).

તત્વોને જૂથબદ્ધ કરવાની રીતના આધારે, કોષ્ટક હોઈ શકે છે લાંબી અવધિ(સમાન સંખ્યા અને સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનના પ્રકારવાળા તત્વો જૂથોમાં એકત્રિત કરવામાં આવે છે) અને ટૂંકા ગાળા(સમાન સંખ્યામાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતા તત્વો 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. 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 (વધારા સાથે અનુક્રમ નંબર)

• 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,
• હાઇડ્રોક્સાઇડ્સ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડ્સનું 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: ભ્રમણકક્ષાને ઇલેક્ટ્રોનથી ભરવાના નિયમો (ઓછામાં ઓછી ઉર્જાનો સિદ્ધાંત, પાઉલી સિદ્ધાંત, હંડનો નિયમ), માળખું સામયિક કોષ્ટકતત્વો

  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; બંધારણની આકૃતિ દોરો, ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનઅણુ, આયન, અને તેનાથી વિપરીત, ની સ્થિતિ નક્કી કરે છે રાસાયણિક તત્વ PSHE માં; PSCE માં તેની સ્થિતિ અનુસાર તત્વ અને તે જે પદાર્થો બનાવે છે તેનું લક્ષણ આપો; અણુઓની ત્રિજ્યામાં ફેરફાર, રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો અને તેઓ જે પદાર્થો બનાવે છે તે એક સમયગાળા અને સામયિક સિસ્ટમના એક મુખ્ય પેટાજૂથમાં 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. IN આ બાબતે: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. આ એલ્યુમિનિયમ છે.

  તમને જે જોઈએ છે તે બધું શીખી લેવામાં આવ્યું છે તેની ખાતરી કર્યા પછી, કાર્યો પૂર્ણ કરવા આગળ વધો. અમે તમને સફળતાની ઇચ્છા કરીએ છીએ.

  
  ભલામણ કરેલ વાંચન:
  • ઓ.એસ. ગેબ્રિયલિયન અને અન્ય રસાયણશાસ્ત્ર 11મા ધોરણ. એમ., બસ્ટાર્ડ, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. રસાયણશાસ્ત્ર 11 મા ધોરણ. એમ., શિક્ષણ, 2001.

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 સંખ્યાઓથી પરિચિત થશો અને લેખના અંતે તત્વોનું કોષ્ટક છે.

તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીનો અભ્યાસ શા માટે કરવો?

અણુઓ એક બાંધકામ સમૂહ જેવા છે: ભાગોની ચોક્કસ સંખ્યા છે, તેઓ એકબીજાથી અલગ છે, પરંતુ સમાન પ્રકારના બે ભાગો એકદમ સમાન 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 ઓક્સિજન કદાચપાણીમાં 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 ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા હોય છે. પ્રોટોનની સંખ્યા તત્વની અણુ સંખ્યા દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે, 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?

ઈલેક્ટ્રોનની વર્તણૂકનું અવલોકન કરીને, ચોક્કસ પેટર્ન મેળવવામાં આવ્યા હતા, તેઓ ક્વોન્ટમ નંબરો દ્વારા વર્ણવવામાં આવ્યા હતા, કુલ ચાર છે:

• મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર
• ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર
• મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર
• સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર

ઓર્બિટલ

આગળ, ભ્રમણકક્ષા શબ્દને બદલે, અમે "ઓર્બિટલ" શબ્દનો ઉપયોગ કરીશું; એક ભ્રમણકક્ષા એ ઇલેક્ટ્રોનનું તરંગ કાર્ય છે, તે તે ક્ષેત્ર છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન તેનો 90% સમય વિતાવે છે.

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 છે

મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n

મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર એ ઉર્જા સ્તર છે આ ક્ષણસાત જાણીતા છે ઊર્જા સ્તરો, દરેકને અરબી અંક દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે: 1,2,3,...7. દરેક સ્તર પર શેલોની સંખ્યા સ્તરની સંખ્યા જેટલી છે: પ્રથમ સ્તરમાં એક શેલ છે, બીજામાં બે છે, વગેરે.

ઇલેક્ટ્રોન નંબર

તેથી, કોઈપણ ઇલેક્ટ્રોનને ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ દ્વારા વર્ણવી શકાય છે, આ સંખ્યાઓનું સંયોજન ઇલેક્ટ્રોનની દરેક સ્થિતિ માટે અનન્ય છે, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન લો, સૌથી નીચું ઊર્જા સ્તર N = 1 છે, પ્રથમ સ્તર પર એક શેલ છે, કોઈપણ સ્તરે પ્રથમ શેલ બોલનો આકાર ધરાવે છે (s-shell), 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.

તે કહેવાતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના સ્વરૂપમાં લખાયેલ છે. ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોમાં, અક્ષરો s, p, d, f ઈલેક્ટ્રોનના ઉર્જા સબલેવલ દર્શાવે છે; અક્ષરોની આગળની સંખ્યાઓ ઉર્જા સ્તર સૂચવે છે જેમાં આપેલ ઇલેક્ટ્રોન સ્થિત છે, અને ઉપર જમણી બાજુએ આવેલ અનુક્રમણિકા આપેલ સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે. કોઈપણ તત્વના અણુના ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને કંપોઝ કરવા માટે, સામયિક કોષ્ટકમાં આ તત્વની સંખ્યા જાણવા અને અણુમાં ઈલેક્ટ્રોનના વિતરણને સંચાલિત કરતા મૂળભૂત સિદ્ધાંતોનું પાલન કરવું પૂરતું છે.

અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચનાને ઊર્જા કોષોમાં ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણીના આકૃતિના સ્વરૂપમાં પણ દર્શાવી શકાય છે.

આયર્ન અણુઓ માટે, આ યોજનામાં નીચેના સ્વરૂપ છે:

આ રેખાકૃતિ સ્પષ્ટપણે હંડના નિયમના અમલીકરણને દર્શાવે છે. 3d સબલેવલ પર, કોષોની મહત્તમ સંખ્યા (ચાર) અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલી છે. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના સ્વરૂપમાં અને આકૃતિઓના સ્વરૂપમાં અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચનાની છબી ઇલેક્ટ્રોનના તરંગ ગુણધર્મોને સ્પષ્ટપણે પ્રતિબિંબિત કરતી નથી.

સામયિક કાયદાના શબ્દોમાં સુધારો કર્યો છેહા. મેન્ડેલીવ : ગુણધર્મો સરળ શરીર, તેમજ તત્વોના સંયોજનોના સ્વરૂપો અને ગુણધર્મો સમયાંતરે તત્વોના અણુ વજનની તીવ્રતા પર આધારિત હોય છે.

સામયિક કાયદાની આધુનિક રચના: તત્વોના ગુણધર્મો, તેમજ તેમના સંયોજનોના સ્વરૂપો અને ગુણધર્મો, સમયાંતરે તેમના અણુઓના ન્યુક્લિયસના ચાર્જની તીવ્રતા પર આધારિત છે.

આમ, ન્યુક્લિયસનો સકારાત્મક ચાર્જ (પરમાણુ સમૂહને બદલે) એ વધુ સચોટ દલીલ હોવાનું બહાર આવ્યું છે કે જેના પર તત્વો અને તેમના સંયોજનોના ગુણધર્મો આધાર રાખે છે.

વેલેન્સ- આ રાસાયણિક બોન્ડની સંખ્યા છે જેના દ્વારા એક અણુ બીજા સાથે જોડાયેલ છે.
અણુની સંયોજક ક્ષમતાઓ અજોડ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અને બાહ્ય સ્તર પર મુક્ત અણુ ભ્રમણકક્ષાની હાજરી દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના બાહ્ય ઊર્જા સ્તરોની રચના મુખ્યત્વે તેમના પરમાણુના ગુણધર્મો નક્કી કરે છે. તેથી, આ સ્તરોને સંયોજક સ્તર કહેવામાં આવે છે. આ સ્તરોના ઇલેક્ટ્રોન, અને કેટલીકવાર પૂર્વ-બાહ્ય સ્તરના, રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લઈ શકે છે. આવા ઇલેક્ટ્રોનને વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન પણ કહેવામાં આવે છે.

સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક વેલેન્સીરાસાયણિક તત્વ - આ સમકક્ષની સંખ્યા છે જે આપેલ અણુ પોતાની સાથે જોડી શકે છે અથવા અણુમાં સમકક્ષની સંખ્યા છે.

સમકક્ષો જોડાયેલ અથવા અવેજી કરેલ હાઇડ્રોજન અણુઓની સંખ્યા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, તેથી સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક સંયોજક હાઇડ્રોજન અણુઓની સંખ્યા જેટલો છે જેની સાથે આપેલ અણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે. પરંતુ તમામ તત્વો મુક્તપણે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા નથી, પરંતુ લગભગ તમામ ઓક્સિજન સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, તેથી સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક વેલેન્સને જોડાયેલ ઓક્સિજન અણુઓની સંખ્યાના બમણા તરીકે વ્યાખ્યાયિત કરી શકાય છે.

ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડ H 2 S માં સલ્ફરની સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક સંયોજકતા 2 છે, ઓક્સાઇડ SO 2 - 4 માં, ઓક્સાઇડ SO 3 -6 માં.

દ્વિસંગી સંયોજનના સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને તત્વની સ્ટોઇકોમેટ્રિક સંયોજકતા નક્કી કરતી વખતે, એક નિયમ દ્વારા માર્ગદર્શન આપવું જોઈએ: એક તત્વના તમામ અણુઓની કુલ સંયોજકતા અન્ય તત્વના તમામ અણુઓની કુલ સંયોજકતા સમાન હોવી જોઈએ.

ઓક્સિડેશન સ્થિતિપણ પદાર્થની રચનાને લાક્ષણિકતા આપે છે અને વત્તા ચિહ્ન (ધાતુ અથવા પરમાણુમાં વધુ ઇલેક્ટ્રોપોઝિટિવ તત્વ માટે) અથવા ઓછા સાથે સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક વેલેન્સની બરાબર છે.

1. સરળ પદાર્થોમાં, તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ શૂન્ય છે.

2. તમામ સંયોજનોમાં ફ્લોરિનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -1 છે. ધાતુઓ, હાઇડ્રોજન અને અન્ય વધુ ઇલેક્ટ્રોપોઝિટિવ તત્વો સાથેના બાકીના હેલોજન (કલોરિન, બ્રોમિન, આયોડિન) પણ -1 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ ધરાવે છે, પરંતુ વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વોવાળા સંયોજનોમાં તેઓ હકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ ધરાવે છે.

3. સંયોજનોમાં ઓક્સિજન -2 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ ધરાવે છે; અપવાદો છે હાઇડ્રોજન પેરોક્સાઇડ H 2 O 2 અને તેના ડેરિવેટિવ્ઝ (Na 2 O 2, BaO 2, વગેરે, જેમાં ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -1 છે, તેમજ ઓક્સિજન ફ્લોરાઇડ OF 2 છે, જેમાં ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ છે. +2 છે.

4. આલ્કલાઇન તત્વો(Li, Na, K, વગેરે) અને સામયિક કોષ્ટકના બીજા જૂથના મુખ્ય પેટાજૂથના તત્વો (Be, Mg, Ca, વગેરે) હંમેશા જૂથ નંબરની સમાન ઓક્સિડેશન સ્થિતિ ધરાવે છે, એટલે કે, +1 અને +2, અનુક્રમે.

5. થેલિયમ સિવાયના ત્રીજા જૂથના તમામ ઘટકોમાં જૂથ નંબરની સમાન સતત ઓક્સિડેશન સ્થિતિ હોય છે, એટલે કે. +3.

6. તત્વની સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સામયિક કોષ્ટકના જૂથ નંબરની બરાબર છે, અને સૌથી નીચો તફાવત છે: જૂથ નંબર 8 છે. ઉદાહરણ તરીકે, નાઇટ્રોજનની સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ (તે પાંચમા જૂથમાં સ્થિત છે) +5 છે (નાઈટ્રિક એસિડ અને તેના ક્ષારમાં), અને સૌથી ઓછું -3 (એમોનિયા અને એમોનિયમ ક્ષારમાં) બરાબર છે.

7. સંયોજનમાં તત્વોની ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ એકબીજાને રદ કરે છે જેથી પરમાણુ અથવા તટસ્થ સૂત્ર એકમમાં તમામ અણુઓ માટે તેમનો સરવાળો શૂન્ય હોય અને આયન માટે તે તેનો ચાર્જ હોય.

આ નિયમોનો ઉપયોગ સંયોજનમાં કોઈ તત્વની અજ્ઞાત ઓક્સિડેશન સ્થિતિ નક્કી કરવા માટે કરી શકાય છે જો અન્યની ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ જાણીતી હોય, અને બહુ-તત્વ સંયોજનો માટે સૂત્રો રચવા માટે.

ઓક્સિડેશન સ્થિતિ (ઓક્સિડેશન નંબર) — ઓક્સિડેશન, રિડક્શન અને રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓની પ્રક્રિયાઓને રેકોર્ડ કરવા માટેનું સહાયક પરંપરાગત મૂલ્ય.

ખ્યાલ ઓક્સિડેશન સ્થિતિઘણી વખત માં વપરાય છે અકાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રખ્યાલને બદલે સંયોજકતા. અણુની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સંખ્યાત્મક મૂલ્યની બરાબર છે ઇલેક્ટ્રિક ચાર્જ, એવી ધારણા હેઠળ અણુને સોંપવામાં આવે છે કે બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુઓ તરફ સંપૂર્ણપણે પક્ષપાતી છે (એટલે ​​​​કે, ધારણા હેઠળ કે સંયોજનમાં ફક્ત આયનોનો સમાવેશ થાય છે).

ઓક્સિડેશન નંબર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાને અનુરૂપ છે કે જે તેને તટસ્થ અણુમાં ઘટાડવા માટે હકારાત્મક આયનમાં ઉમેરવામાં આવે છે અથવા તેને તટસ્થ અણુમાં ઓક્સિડાઇઝ કરવા માટે નકારાત્મક આયનમાંથી બાદબાકી કરવામાં આવે છે:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

તત્વોના ગુણધર્મો, અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચનાના આધારે, સામયિક સિસ્ટમના સમયગાળા અને જૂથો અનુસાર બદલાય છે. એનાલોગ તત્વોની શ્રેણીમાં ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાઓ માત્ર સમાન હોય છે, પરંતુ સમાન નથી, પછી જ્યારે જૂથમાં એક તત્વથી બીજામાં ખસેડવામાં આવે છે, ત્યારે તેમના માટે ગુણધર્મોનું એક સરળ પુનરાવર્તન જોવા મળતું નથી, પરંતુ તેમના વધુ કે ઓછા સ્પષ્ટ રીતે વ્યક્ત કુદરતી પરિવર્તન જોવા મળે છે. .

તત્વની રાસાયણિક પ્રકૃતિ તેના પરમાણુની ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવવાની અથવા મેળવવાની ક્ષમતા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. આ ક્ષમતા આયનીકરણ ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રોન જોડાણોના મૂલ્યો દ્વારા માપવામાં આવે છે.

આયનીકરણ ઊર્જા (ઇ અને) વિભાજન માટે જરૂરી ઊર્જાની ન્યૂનતમ રકમ કહેવાય છે અને સંપૂર્ણ નિરાકરણ T = 0 પર ગેસ તબક્કામાં અણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોન

K એ અણુના હકારાત્મક ચાર્જ આયનમાં રૂપાંતર સાથે પ્રકાશિત ઇલેક્ટ્રોનમાં ગતિ ઊર્જાને સ્થાનાંતરિત કર્યા વિના: E + Ei = E+ + e-. આયનીકરણ ઉર્જા એ હકારાત્મક જથ્થો છે અને તે ધરાવે છે સૌથી નાના મૂલ્યોઆલ્કલી ધાતુના અણુઓ માટે અને ઉમદા (નિષ્ક્રિય) ગેસ અણુઓ માટે સૌથી મોટો.

ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી (Ee) જ્યારે T = 0 પર ગેસના તબક્કામાં અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરવામાં આવે છે ત્યારે તે મુક્ત થાય છે અથવા શોષાય છે

કણમાં ગતિ ઊર્જાને સ્થાનાંતરિત કર્યા વિના નકારાત્મક ચાર્જ આયનમાં અણુના રૂપાંતર સાથે K:

E + e- = E- + Ee.

હેલોજન, ખાસ કરીને ફ્લોરિન, મહત્તમ ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી (Ee = -328 kJ/mol) ધરાવે છે.

Ei અને Ee ના મૂલ્યો કિલોજુલ્સ પ્રતિ મોલ (kJ/mol) અથવા ઇલેક્ટ્રોન વોલ્ટ પ્રતિ અણુ (eV) માં વ્યક્ત કરવામાં આવે છે.

રાસાયણિક બોન્ડના ઇલેક્ટ્રોનને પોતાની તરફ ખસેડવાની બોન્ડેડ અણુની ક્ષમતા, પોતાની આસપાસના ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતામાં વધારો કહેવાય છે. ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી

આ ખ્યાલ એલ. પાઉલિંગ દ્વારા વિજ્ઞાનમાં દાખલ કરવામાં આવ્યો હતો. ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીપ્રતીક દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે ÷ અને આપેલ અણુ જ્યારે રાસાયણિક બોન્ડ બનાવે છે ત્યારે ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરવાની વૃત્તિ દર્શાવે છે.

આર. મલિકેન અનુસાર, અણુની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી આયનીકરણ ઊર્જાના અડધા સરવાળા અને મુક્ત અણુઓની ઇલેક્ટ્રોન જોડાણ = (Ee + Ei)/2 દ્વારા અંદાજવામાં આવે છે.

પીરિયડ્સમાં છે સામાન્ય વલણજૂથોમાં અણુ ન્યુક્લિયસના વધતા ચાર્જ સાથે આયનીકરણ ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી વધે છે, આ મૂલ્યો તત્વની અણુ સંખ્યા વધવા સાથે ઘટે છે.

એ વાત પર ભાર મૂકવો જોઈએ કે કોઈ તત્વને સતત ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટી મૂલ્ય અસાઇન કરી શકાતું નથી, કારણ કે તે ઘણા પરિબળો પર આધાર રાખે છે, ખાસ કરીને તત્વની સંયોજક સ્થિતિ, સંયોજનનો પ્રકાર જેમાં તે શામેલ છે અને પડોશી અણુઓની સંખ્યા અને પ્રકાર. .

અણુ અને આયનીય ત્રિજ્યા. અણુઓ અને આયનોના કદ ઇલેક્ટ્રોન શેલના કદ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. ક્વોન્ટમ મિકેનિકલ વિભાવનાઓ અનુસાર, ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં કડક રીતે વ્યાખ્યાયિત સીમાઓ હોતી નથી. તેથી, મુક્ત અણુ અથવા આયનની ત્રિજ્યા તરીકે લઈ શકાય છે સૈદ્ધાંતિક રીતે ન્યુક્લિયસથી બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન વાદળોની ઘનતાના મુખ્ય મહત્તમની સ્થિતિ સુધીની ગણતરી કરેલ અંતર.આ અંતરને ઓર્બિટલ ત્રિજ્યા કહેવામાં આવે છે. વ્યવહારમાં, સંયોજનોમાં અણુઓ અને આયનોની ત્રિજ્યા સામાન્ય રીતે ઉપયોગમાં લેવાય છે, પ્રાયોગિક ડેટાના આધારે ગણતરી કરવામાં આવે છે. આ કિસ્સામાં, અણુઓની સહસંયોજક અને ધાતુની ત્રિજ્યાને અલગ પાડવામાં આવે છે.

તત્વના અણુના ન્યુક્લિયસના ચાર્જ પર અણુ અને આયનીય ત્રિજ્યાની અવલંબન પ્રકૃતિમાં સામયિક છે. પીરિયડ્સમાં, જેમ જેમ અણુ સંખ્યા વધે છે તેમ, ત્રિજ્યા ઘટતી જાય છે. સૌથી મોટો ઘટાડો ટૂંકા ગાળાના તત્વો માટે લાક્ષણિક છે, કારણ કે તેમનું બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર ભરેલું છે. ડી- અને એફ-તત્વોના પરિવારોમાં મોટા સમયગાળામાં, આ ફેરફાર ઓછો તીવ્ર હોય છે, કારણ કે તેમાં ઇલેક્ટ્રોનનું ભરણ પૂર્વ-બાહ્ય સ્તરમાં થાય છે. પેટાજૂથોમાં, સમાન પ્રકારના અણુઓ અને આયનોની ત્રિજ્યા સામાન્ય રીતે વધે છે.

તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક અભિવ્યક્તિનું સ્પષ્ટ ઉદાહરણ છે વિવિધ પ્રકારનાતત્વોના ગુણધર્મોમાં સામયિકતા, જે આડા અવલોકન કરવામાં આવે છે (ડાબેથી જમણે સમયગાળામાં), ઊભી રીતે (જૂથમાં, ઉદાહરણ તરીકે, ઉપરથી નીચે સુધી), ત્રાંસા, એટલે કે. અણુની કેટલીક મિલકત વધે છે અથવા ઘટે છે, પરંતુ સામયિકતા રહે છે.

ડાબેથી જમણે (→) ઓક્સિડેટીવ અને નોન-ઓક્સિડેટીવના સમયગાળામાં વધારો થાય છે ધાતુના ગુણધર્મોતત્વો, અને ઘટાડતા અને ધાતુના ગુણધર્મો ઘટે છે. તેથી, પીરિયડ 3 ના તમામ ઘટકોમાંથી, સોડિયમ સૌથી વધુ સક્રિય ધાતુ અને સૌથી મજબૂત ઘટાડનાર એજન્ટ હશે, અને ક્લોરિન સૌથી મજબૂત ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ હશે.

કેમિકલ બોન્ડ- આ અણુઓ વચ્ચેના આકર્ષણના વિદ્યુત બળોની ક્રિયાના પરિણામે પરમાણુ અથવા સ્ફટિક જાળીમાં અણુઓનું પરસ્પર જોડાણ છે.

આ બધા ઇલેક્ટ્રોન અને તમામ ન્યુક્લીની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા છે, જે સ્થિર, પોલિએટોમિક સિસ્ટમ (આમૂલ, મોલેક્યુલર આયન, પરમાણુ, સ્ફટિક) ની રચના તરફ દોરી જાય છે.

રાસાયણિક બંધન વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા હાથ ધરવામાં આવે છે. આધુનિક વિભાવનાઓ અનુસાર, રાસાયણિક બોન્ડ ઇલેક્ટ્રોનિક પ્રકૃતિનું છે, પરંતુ તે અલગ અલગ રીતે હાથ ધરવામાં આવે છે. તેથી, રાસાયણિક બોન્ડના ત્રણ મુખ્ય પ્રકારો છે: સહસંયોજક, આયનીય, ધાતુ.અણુઓ વચ્ચે ઉદભવે છે હાઇડ્રોજન બોન્ડ,અને થાય છે વેન ડેર વાલ્સ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ.

રાસાયણિક બોન્ડની મુખ્ય લાક્ષણિકતાઓમાં નીચેનાનો સમાવેશ થાય છે:

- જોડાણ લંબાઈ - આ રાસાયણિક રીતે બંધાયેલા અણુઓ વચ્ચેનું આંતરપરમાણુ અંતર છે.

તે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા અણુઓની પ્રકૃતિ અને બોન્ડની બહુવિધતા પર આધારિત છે. જેમ જેમ ગુણાકાર વધે છે તેમ, બોન્ડની લંબાઈ ઘટે છે અને પરિણામે, તેની તાકાત વધે છે;

- બોન્ડની ગુણાકાર બે અણુઓને જોડતા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની સંખ્યા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. જેમ જેમ ગુણાકાર વધે છે, બંધનકર્તા ઊર્જા વધે છે;

- જોડાણ કોણ- બે રાસાયણિક રીતે એકબીજા સાથે જોડાયેલા પડોશી અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાંથી પસાર થતી કાલ્પનિક સીધી રેખાઓ વચ્ચેનો કોણ;

બોન્ડ એનર્જી E SV - આ તે ઊર્જા છે જે આપેલ બોન્ડની રચના દરમિયાન છોડવામાં આવે છે અને તેના તૂટવા પર ખર્ચવામાં આવે છે, kJ/mol.

સહ સંયોજક બંધન - બે અણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની જોડીને વહેંચીને રચાયેલ રાસાયણિક બંધન.

અણુઓ વચ્ચે વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીના ઉદભવ દ્વારા રાસાયણિક બોન્ડની સમજૂતી વેલેન્સીના સ્પિન સિદ્ધાંતનો આધાર બનાવે છે, જેનું સાધન છે વેલેન્સ બોન્ડ પદ્ધતિ (MVS) , લુઈસ દ્વારા 1916 માં શોધાયેલ. રાસાયણિક બોન્ડના ક્વોન્ટમ યાંત્રિક વર્ણન અને પરમાણુઓની રચના માટે, બીજી પદ્ધતિનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે - મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ મેથડ (MMO) .

વેલેન્સ બોન્ડ પદ્ધતિ

MBC નો ઉપયોગ કરીને રાસાયણિક બોન્ડ રચનાના મૂળભૂત સિદ્ધાંતો:

1. એક રાસાયણિક બોન્ડ સંયોજકતા (અનજોડિત) ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા રચાય છે.

2. બે અલગ-અલગ અણુઓ સાથે જોડાયેલા એન્ટિસમાંતર સ્પિનવાળા ઇલેક્ટ્રોન સામાન્ય બની જાય છે.

3. રાસાયણિક બંધન ત્યારે જ રચાય છે જ્યારે બે કે તેથી વધુ અણુઓ એકબીજાની નજીક આવે, ત્યારે સિસ્ટમની કુલ ઊર્જા ઘટે.

4. પરમાણુમાં કામ કરતા મુખ્ય બળો વિદ્યુત, કુલોમ્બ મૂળના છે.

5. કનેક્શન જેટલું મજબૂત છે, તેટલા વધુ ઇન્ટરેક્ટિંગ ઇલેક્ટ્રોન વાદળો ઓવરલેપ થાય છે.

સહસંયોજક બોન્ડની રચના માટે બે પદ્ધતિઓ છે:

વિનિમય પદ્ધતિ.બે તટસ્થ અણુઓના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને વહેંચીને એક બોન્ડ રચાય છે. દરેક અણુ કુલમાં એક અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે ઇલેક્ટ્રોન જોડી:

ચોખા. 7. સહસંયોજક બોન્ડની રચના માટે વિનિમય પદ્ધતિ: એ- બિન-ધ્રુવીય; b- ધ્રુવીય

દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ.એક અણુ (દાતા) ઇલેક્ટ્રોન જોડી પ્રદાન કરે છે, અને બીજો અણુ (સ્વીકારનાર) તે જોડી માટે ખાલી ભ્રમણકક્ષા પ્રદાન કરે છે.

જોડાણો, શિક્ષિતદાતા-સ્વીકાર્ય પદ્ધતિ અનુસાર, સંબંધિત છે જટિલ સંયોજનો

ચોખા. 8. સહસંયોજક બોન્ડ રચનાની દાતા-સ્વીકાર પદ્ધતિ

સહસંયોજક બોન્ડમાં ચોક્કસ લક્ષણો હોય છે.

સંતૃપ્તિ - સહસંયોજક બોન્ડની સખત રીતે વ્યાખ્યાયિત સંખ્યા બનાવવા માટે અણુઓની મિલકત.બોન્ડની સંતૃપ્તિને લીધે, અણુઓની ચોક્કસ રચના હોય છે.

ડાયરેક્ટિવિટી - ટી . e. જોડાણ ઇલેક્ટ્રોન વાદળોના મહત્તમ ઓવરલેપની દિશામાં રચાય છે . બોન્ડ બનાવતા અણુઓના કેન્દ્રોને જોડતી રેખાના સંદર્ભમાં, તેઓને અલગ પાડવામાં આવે છે: σ અને π (ફિગ. 9): σ-બોન્ડ - ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા અણુઓના કેન્દ્રોને જોડતી રેખા સાથે AO ને ઓવરલેપ કરીને રચાય છે; π બોન્ડ એ એક બોન્ડ છે જે અણુના મધ્યવર્તી કેન્દ્રને જોડતી સીધી રેખા પર લંબરૂપ અક્ષની દિશામાં થાય છે. બોન્ડની દિશા પરમાણુઓની અવકાશી રચના નક્કી કરે છે, એટલે કે, તેમનો ભૌમિતિક આકાર. વર્ણસંકરીકરણ - વધુ કાર્યક્ષમ ઓર્બિટલ ઓવરલેપ હાંસલ કરવા માટે સહસંયોજક બોન્ડ બનાવતી વખતે તે અમુક ઓર્બિટલ્સના આકારમાં ફેરફાર છે.હાઇબ્રિડ ઓર્બિટલ્સના ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી સાથે રચાયેલ રાસાયણિક બોન્ડ બિન-સંકર s- અને p-ઓર્બિટલ્સના ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી સાથેના બોન્ડ કરતાં વધુ મજબૂત છે, કારણ કે વધુ ઓવરલેપ થાય છે. નીચેના પ્રકારના વર્ણસંકરને અલગ પાડવામાં આવે છે (ફિગ. 10, કોષ્ટક 31): એસપી વર્ણસંકરીકરણ -એક એસ-ઓર્બિટલ અને એક પી-ઓર્બિટલ બે સરખા "સંકર" ભ્રમણકક્ષામાં ફેરવાય છે, તેમની અક્ષો વચ્ચેનો ખૂણો 180° છે. જે પરમાણુઓમાં sp-સંકરીકરણ થાય છે તે રેખીય ભૂમિતિ (BeCl 2) ધરાવે છે.

sp 2 વર્ણસંકરીકરણ- એક s-ઓર્બિટલ અને બે p-ઓર્બિટલ્સ ત્રણ સરખા "હાઇબ્રિડ" ભ્રમણકક્ષામાં ફેરવાય છે, તેમની અક્ષો વચ્ચેનો ખૂણો 120° છે. અણુઓ કે જેમાં sp 2 વર્ણસંકરીકરણ થાય છે તે સપાટ ભૂમિતિ ધરાવે છે (BF 3, AlCl 3).

sp 3-વર્ણસંકરીકરણ- એક એસ-ઓર્બિટલ અને ત્રણ પી-ઓર્બિટલ્સ ચાર સરખા "સંકર" ભ્રમણકક્ષામાં રૂપાંતરિત થાય છે, જેની અક્ષો વચ્ચેનો ખૂણો 109°28 છે. અણુઓ જેમાં sp 3 વર્ણસંકરીકરણ થાય છે તે ટેટ્રાહેડ્રલ ભૂમિતિ (CH 4) ધરાવે છે. , NH 3).

ચોખા. 10. વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સના વર્ણસંકરીકરણના પ્રકાર: a - sp- વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સનું વર્ણસંકરકરણ; b - sp 2 -વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સનું વર્ણસંકરકરણ; વી - spવેલેન્સ ઓર્બિટલ્સનું 3-સંકરીકરણ

કોઈપણ પદાર્થ અત્યંત નાના કણોથી બનેલો હોય છે જેને કહેવાય છે અણુ . અણુ એ રાસાયણિક તત્વનો સૌથી નાનો કણ છે જે તેના તમામ લાક્ષણિક ગુણધર્મો જાળવી રાખે છે. અણુના કદની કલ્પના કરવા માટે, તે કહેવું પૂરતું છે કે જો તેઓ એકબીજાની નજીક મૂકી શકાય, તો 10 લાખ પરમાણુ માત્ર 0.1 મીમીનું અંતર ધરાવે છે.

દ્રવ્યની રચનાના વિજ્ઞાનના વધુ વિકાસએ બતાવ્યું કે અણુમાં પણ એક જટિલ માળખું છે અને તેમાં ઇલેક્ટ્રોન અને પ્રોટોનનો સમાવેશ થાય છે. આ રીતે પદાર્થની રચનાનો ઇલેક્ટ્રોનિક સિદ્ધાંત ઉદ્ભવ્યો.

પ્રાચીન સમયમાં એવું જાણવા મળ્યું હતું કે વીજળીના બે પ્રકાર છે: હકારાત્મક અને નકારાત્મક. શરીરમાં રહેલી વીજળીની માત્રાને ચાર્જ કહેવામાં આવે છે. શરીર પાસે વીજળીના પ્રકાર પર આધાર રાખીને, ચાર્જ હકારાત્મક અથવા નકારાત્મક હોઈ શકે છે.

તે પ્રાયોગિક રીતે પણ સ્થાપિત કરવામાં આવ્યું હતું કે ચાર્જની જેમ ભગાડે છે અને વિપરીત ચાર્જ આકર્ષે છે.

ચાલો વિચાર કરીએ અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું. અણુઓ પોતાના કરતા પણ નાના કણોથી બનેલા હોય છે, જેને કહેવાય છે ઇલેક્ટ્રોન.

વ્યાખ્યા:ઇલેક્ટ્રોન એ પદાર્થનો સૌથી નાનો કણ છે જે સૌથી નાનો નકારાત્મક વિદ્યુત ચાર્જ ધરાવે છે.

ઇલેક્ટ્રોન કેન્દ્રિય ન્યુક્લિયસની આસપાસ પરિભ્રમણ કરે છે જેમાં એક અથવા વધુ હોય છે પ્રોટોનઅને ન્યુટ્રોન, કેન્દ્રિત ભ્રમણકક્ષામાં. ઇલેક્ટ્રોન નકારાત્મક ચાર્જ કણો છે, પ્રોટોન હકારાત્મક છે, અને ન્યુટ્રોન તટસ્થ છે (આકૃતિ 1.1).

વ્યાખ્યા:પ્રોટોન એ પદાર્થનો સૌથી નાનો કણ છે જે સૌથી નાનો હકારાત્મક વિદ્યુત ચાર્જ ધરાવે છે.

ઇલેક્ટ્રોન અને પ્રોટોનનું અસ્તિત્વ શંકાની બહાર છે. વિજ્ઞાનીઓએ માત્ર ઈલેક્ટ્રોન અને પ્રોટોનના દળ, ચાર્જ અને કદ નક્કી કર્યા જ નહીં, પરંતુ તેમને વિવિધ વિદ્યુત અને રેડિયો એન્જિનિયરિંગ ઉપકરણોમાં પણ કામ કરવા માટે બનાવ્યા.

એવું પણ જાણવા મળ્યું કે ઈલેક્ટ્રોનનું દળ તેની હિલચાલની ઝડપ પર આધાર રાખે છે અને ઈલેક્ટ્રોન માત્ર અવકાશમાં જ આગળ વધતું નથી, પણ તેની ધરીની આસપાસ પણ ફરે છે.

બંધારણમાં સૌથી સરળ હાઇડ્રોજન અણુ છે (ફિગ. 1.1). તેમાં પ્રોટોન ન્યુક્લિયસ અને ન્યુક્લિયસની આસપાસ ખૂબ જ ઝડપે ફરતા ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે, જે અણુના બાહ્ય શેલ (ભ્રમણકક્ષા) બનાવે છે. વધુ જટિલ અણુઓમાં ઘણા શેલ હોય છે જેના દ્વારા ઇલેક્ટ્રોન ફરે છે.

આ શેલો ન્યુક્લિયસમાંથી ક્રમિક રીતે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરવામાં આવે છે (આકૃતિ 1.2).

હવે તેને જોઈએ . સૌથી બાહ્ય શેલ કહેવામાં આવે છે સંયોજકતા, અને તેમાં સમાયેલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા કહેવાય છે સંયોજકતા. કોરથી વધુ દૂર વેલેન્સ શેલ,તેથી, દરેક વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસમાંથી આકર્ષણનું ઓછું બળ અનુભવે છે. આમ, વેલેન્સ શેલ ભરાયેલો ન હોય અને ન્યુક્લિયસથી દૂર સ્થિત હોય અથવા તેને ગુમાવી દે તેવી સ્થિતિમાં અણુ ઇલેક્ટ્રોનને પોતાની સાથે જોડવાની ક્ષમતામાં વધારો કરે છે.
બાહ્ય શેલ ઇલેક્ટ્રોન ઊર્જા પ્રાપ્ત કરી શકે છે. જો વેલેન્સ શેલમાં ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત થાય છે જરૂરી સ્તરમાંથી ઊર્જા બાહ્ય દળો, તેઓ તેનાથી દૂર થઈ શકે છે અને અણુ છોડી શકે છે, એટલે કે, મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન બની શકે છે. મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન એક અણુથી અણુમાં અવ્યવસ્થિત રીતે ખસેડવામાં સક્ષમ છે. તે સામગ્રી કે જેમાં મોટી સંખ્યામાં મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન હોય છે તેને કહેવામાં આવે છે વાહક .

ઇન્સ્યુલેટર , કંડક્ટરની વિરુદ્ધ છે. તેઓ ઇલેક્ટ્રિક પ્રવાહના પ્રવાહને અટકાવે છે. ઇન્સ્યુલેટર સ્થિર છે કારણ કે કેટલાક અણુઓના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોન અન્ય અણુઓના સંયોજક શેલને ભરે છે, તેમની સાથે જોડાય છે. આ મુક્ત ઇલેક્ટ્રોનનું નિર્માણ અટકાવે છે.
ઇન્સ્યુલેટર અને કંડક્ટર વચ્ચે મધ્યવર્તી સ્થાન મેળવો સેમિકન્ડક્ટર , પરંતુ અમે તેમના વિશે પછીથી વાત કરીશું
ચાલો વિચાર કરીએ અણુના ગુણધર્મો. એક અણુ કે જેમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન અને પ્રોટોન હોય છે તે ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ હોય છે. એક અણુ કે જે એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે તે નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થાય છે અને તેને નકારાત્મક આયન કહેવામાં આવે છે. જો અણુ એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવે છે, તો તે હકારાત્મક આયન બની જાય છે, એટલે કે, તે હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થાય છે.