परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यासयह एक सूत्र है जो किसी परमाणु में स्तरों और उपस्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था को दर्शाता है। लेख का अध्ययन करने के बाद, आप सीखेंगे कि इलेक्ट्रॉन कहाँ और कैसे स्थित हैं, क्वांटम संख्याओं से परिचित होंगे और किसी परमाणु की संख्या के आधार पर उसके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का निर्माण करने में सक्षम होंगे; लेख के अंत में तत्वों की एक तालिका है।
तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का अध्ययन क्यों करें?
परमाणु एक निर्माण सेट की तरह होते हैं: भागों की एक निश्चित संख्या होती है, वे एक दूसरे से भिन्न होते हैं, लेकिन एक ही प्रकार के दो भाग बिल्कुल समान होते हैं। लेकिन यह निर्माण सेट प्लास्टिक वाले से कहीं अधिक दिलचस्प है और इसका कारण यहां बताया गया है। आस-पास कौन है इसके आधार पर कॉन्फ़िगरेशन बदलता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन के बाद ऑक्सीजन शायदयह पानी में बदल जाता है, सोडियम के पास यह गैस में बदल जाता है और लोहे के पास यह पूरी तरह से जंग में बदल जाता है। इस प्रश्न का उत्तर देने के लिए कि ऐसा क्यों होता है और एक परमाणु के अगले परमाणु के व्यवहार की भविष्यवाणी करने के लिए, इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का अध्ययन करना आवश्यक है, जिसकी चर्चा नीचे की जाएगी।
एक परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन होते हैं?
एक परमाणु में एक नाभिक और उसके चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं; नाभिक में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन होते हैं। तटस्थ अवस्था में, प्रत्येक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या उसके नाभिक में प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है। प्रोटॉनों की संख्या निर्दिष्ट है क्रम संख्यातत्व, उदाहरण के लिए, सल्फर में 16 प्रोटॉन होते हैं - आवर्त सारणी का 16वाँ तत्व। सोने में 79 प्रोटॉन हैं - आवर्त सारणी का 79वां तत्व। तदनुसार, तटस्थ अवस्था में सल्फर में 16 इलेक्ट्रॉन होते हैं, और सोने में 79 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
इलेक्ट्रॉन की तलाश कहाँ करें?
इलेक्ट्रॉन के व्यवहार को देखकर, कुछ पैटर्न प्राप्त किए गए; उन्हें क्वांटम संख्याओं द्वारा वर्णित किया गया है, कुल मिलाकर वे चार हैं:
- मुख्य क्वांटम संख्या
- कक्षीय क्वांटम संख्या
- चुंबकीय क्वांटम संख्या
- स्पिन क्वांटम संख्या
कक्षा का
इसके अलावा, ऑर्बिट शब्द के बजाय, हम "ऑर्बिटल" शब्द का उपयोग करेंगे; ऑर्बिटल एक इलेक्ट्रॉन का तरंग कार्य है; मोटे तौर पर, यह वह क्षेत्र है जिसमें इलेक्ट्रॉन अपना 90% समय व्यतीत करता है।
एन - स्तर
एल - खोल
एम एल - कक्षीय संख्या
एम एस - कक्षक में पहला या दूसरा इलेक्ट्रॉन
कक्षीय क्वांटम संख्या एल
इलेक्ट्रॉन बादल के अध्ययन के परिणामस्वरूप, यह पाया गया कि यह निर्भर करता है ऊर्जा स्तर, बादल चार मूल आकार लेता है: एक गेंद, एक डम्बल, और दो अन्य अधिक जटिल। बढ़ती ऊर्जा के क्रम में इन रूपों को s-, p-, d- और f-शेल कहा जाता है। इनमें से प्रत्येक कोश में 1 (s पर), 3 (p पर), 5 (d पर) और 7 (f पर) कक्षक हो सकते हैं। कक्षीय क्वांटम संख्या वह कोश है जिसमें कक्षक स्थित होते हैं। एस,पी,डी और एफ ऑर्बिटल्स के लिए ऑर्बिटल क्वांटम संख्या क्रमशः 0,1,2 या 3 मान लेती है।
एस-शेल (एल=0) पर एक कक्षक है - दो इलेक्ट्रॉन
पी-शेल (L=1) पर तीन ऑर्बिटल्स हैं - छह इलेक्ट्रॉन
डी-शेल (एल=2) पर पांच ऑर्बिटल्स हैं - दस इलेक्ट्रॉन
एफ-शेल (एल=3) पर सात कक्षाएँ हैं - चौदह इलेक्ट्रॉन
चुंबकीय क्वांटम संख्या एम एल
पी-शेल पर तीन ऑर्बिटल्स हैं, उन्हें -L से +L तक संख्याओं द्वारा निर्दिष्ट किया गया है, यानी, पी-शेल (L=1) के लिए ऑर्बिटल्स "-1", "0" और "1" हैं। . चुंबकीय क्वांटम संख्या को m l अक्षर से दर्शाया जाता है।
शेल के अंदर, इलेक्ट्रॉनों को अलग-अलग कक्षाओं में स्थित करना आसान होता है, इसलिए पहले इलेक्ट्रॉन प्रत्येक कक्षा में एक को भरते हैं, और फिर प्रत्येक में इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी जुड़ जाती है।
डी-शेल पर विचार करें:
डी-शेल मान L=2 से मेल खाता है, अर्थात, पांच ऑर्बिटल्स (-2,-1,0,1 और 2), पहले पांच इलेक्ट्रॉन M l =-2, M मान लेकर शेल को भरते हैं। एल =-1, एम एल =0 , एम एल =1, एम एल =2.
स्पिन क्वांटम संख्या एम एस
स्पिन अपनी धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के घूमने की दिशा है, इसकी दो दिशाएँ हैं, इसलिए स्पिन क्वांटम संख्या के दो मान हैं: +1/2 और -1/2। एक ऊर्जा उपस्तर में विपरीत स्पिन वाले केवल दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। स्पिन क्वांटम संख्या को m s से दर्शाया जाता है
प्रधान क्वांटम संख्या n
मुख्य क्वांटम संख्या ऊर्जा स्तर है इस पलसात ऊर्जा स्तर ज्ञात हैं, प्रत्येक को अरबी अंक द्वारा दर्शाया गया है: 1,2,3,...7। प्रत्येक स्तर पर कोशों की संख्या स्तर संख्या के बराबर होती है: पहले स्तर पर एक कोश होता है, दूसरे पर दो, आदि।
इलेक्ट्रॉन संख्या
तो, किसी भी इलेक्ट्रॉन को चार क्वांटम संख्याओं द्वारा वर्णित किया जा सकता है, इन संख्याओं का संयोजन इलेक्ट्रॉन की प्रत्येक स्थिति के लिए अद्वितीय है, आइए पहला इलेक्ट्रॉन लें, सबसे निचला ऊर्जा स्तरयह N=1 है, पहले स्तर पर एक खोल होता है, किसी भी स्तर पर पहले खोल में एक गेंद (एस-शेल) का आकार होता है, यानी। L=0, चुंबकीय क्वांटम संख्या केवल एक मान ले सकती है, M l =0 और स्पिन +1/2 के बराबर होगी। यदि हम पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन लें (चाहे वह किसी भी परमाणु में हो), तो इसके लिए मुख्य क्वांटम संख्याएँ होंगी: N=2, L=1, M=-1, स्पिन 1/2।
1925 में स्विस भौतिक विज्ञानी डब्लू. पाउली ने स्थापित किया कि एक परमाणु में एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनमें विपरीत (एंटीपैरेलल) स्पिन होते हैं (अंग्रेजी से "स्पिंडल" के रूप में अनुवादित), यानी ऐसे गुण होते हैं जो पारंपरिक रूप से हो सकते हैं स्वयं को अपनी काल्पनिक धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के घूमने के रूप में कल्पना की: दक्षिणावर्त या वामावर्त। इस सिद्धांत को पाउली सिद्धांत कहा जाता है।
यदि कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन है, तो इसे अयुग्मित कहा जाता है; यदि दो हैं, तो ये युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, अर्थात, विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन।
चित्र 5 ऊर्जा स्तरों को उपस्तरों में विभाजित करने का एक आरेख दिखाता है।
एस-ऑर्बिटल, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एक गोलाकार आकार है। हाइड्रोजन परमाणु (s = 1) का इलेक्ट्रॉन इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। अतः इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिखा जाएगा: 1s 1. इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में, ऊर्जा स्तर संख्या को अक्षर (1 ...) से पहले की संख्या से दर्शाया जाता है। लैटिन अक्षरएक उपस्तर (कक्षीय का प्रकार) को निरूपित करें, और जो संख्या अक्षर के ऊपरी दाईं ओर लिखी गई है (एक घातांक के रूप में) उपस्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या दर्शाती है।
हीलियम परमाणु He के लिए, जिसके एक s-ऑर्बिटल में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, यह सूत्र है: 1s 2।
हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन आवरण पूर्ण और बहुत स्थिर है। हीलियम एक उत्कृष्ट गैस है।
दूसरे ऊर्जा स्तर (n = 2) पर चार कक्षाएँ हैं: एक s और तीन p। दूसरे स्तर (2s-ऑर्बिटल्स) के s-ऑर्बिटल के इलेक्ट्रॉनों में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि वे 1s-ऑर्बिटल (n = 2) के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर होते हैं।
सामान्य तौर पर, n के प्रत्येक मान के लिए एक s कक्षक होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक संगत आपूर्ति होती है और इसलिए, एक संगत व्यास होता है, जो n का मान बढ़ने के साथ बढ़ता है।
आर-ऑर्बिटल का आकार डम्बल या त्रि-आयामी आकृति आठ जैसा होता है। सभी तीन पी-ऑर्बिटल्स परमाणु के नाभिक के माध्यम से खींचे गए स्थानिक निर्देशांक के साथ परस्पर लंबवत परमाणु में स्थित हैं। एक बार फिर इस बात पर जोर दिया जाना चाहिए कि n = 2 से शुरू होने वाले प्रत्येक ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक परत) में तीन पी-ऑर्बिटल्स होते हैं। जैसे-जैसे n बढ़ता है, इलेक्ट्रॉन स्थित p-ऑर्बिटल्स में चले जाते हैं लंबी दूरीकोर से और x, y, z अक्षों के अनुदिश निर्देशित।
दूसरे आवर्त (n = 2) के तत्वों के लिए, पहले एक बी-ऑर्बिटल भरा जाता है, और फिर तीन पी-ऑर्बिटल। इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला 1एल: 1एस 2 2एस 1. इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से अधिक मजबूती से बंधा होता है, इसलिए लिथियम परमाणु इसे आसानी से छोड़ सकता है (जैसा कि आपको याद है, इस प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है), ली+ आयन में बदल जाता है।
बेरिलियम परमाणु Be 0 में, चौथा इलेक्ट्रॉन भी 2s कक्षक में स्थित है: 1s 2 2s 2। बेरिलियम परमाणु के दो बाहरी इलेक्ट्रॉन आसानी से अलग हो जाते हैं - Be 0 को Be 2+ धनायन में ऑक्सीकृत किया जाता है।
बोरॉन परमाणु में, पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक में रहता है: 1s 2 2s 2 2p 1। इसके बाद, C, N, O, E परमाणु 2p ऑर्बिटल्स से भरे होते हैं, जो उत्कृष्ट गैस नियॉन के साथ समाप्त होता है: 1s 2 2s 2 2p 6।
तीसरे आवर्त के तत्वों के लिए, क्रमशः Sv और Sr कक्षक भरे जाते हैं। तीसरे स्तर के पांच डी-ऑर्बिटल्स मुक्त रहते हैं:
कभी-कभी परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाने वाले आरेखों में, प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर केवल इलेक्ट्रॉनों की संख्या इंगित की जाती है, अर्थात ऊपर दिए गए पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के विपरीत, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखे जाते हैं।
बड़ी अवधि (चौथे और पांचवें) के तत्वों के लिए, पहले दो इलेक्ट्रॉन क्रमशः चौथे और पांचवें ऑर्बिटल्स पर कब्जा करते हैं: 19 के 2, 8, 8, 1; 38 सीनियर 2, 8, 18, 8, 2। प्रत्येक प्रमुख अवधि के तीसरे तत्व से शुरू होकर, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले 3डी और 4डी ऑर्बिटल्स में प्रवेश करेंगे (पार्श्व उपसमूहों के तत्वों के लिए): 23 वी 2, 8, 11, 2; 26 ट्र 2, 8, 14, 2; 40 जेडआर 2, 8, 18, 10, 2; 43 टीजी 2, 8, 18, 13, 2. एक नियम के रूप में, जब पिछला डी-उपस्तर भर जाता है, तो बाहरी (4पी- और 5पी-क्रमशः) पी-उपस्तर भरना शुरू हो जाएगा।
बड़ी अवधि के तत्वों के लिए - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और उपस्तर, एक नियम के रूप में, इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, इस प्रकार: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी बी-उपस्तर पर जाएंगे: 56 वीए 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87जीजी 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; अगला एक इलेक्ट्रॉन (Na और Ac के लिए) पिछले वाले से (p-उपस्तर: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 और 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2।
फिर अगले 14 इलेक्ट्रॉन क्रमशः लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के 4f और 5f ऑर्बिटल्स में तीसरे बाहरी ऊर्जा स्तर में प्रवेश करेंगे।
फिर दूसरा बाहरी ऊर्जा स्तर (डी-सबलेवल) फिर से बनना शुरू हो जाएगा: साइड उपसमूहों के तत्वों के लिए: 73 टा 2, 8.18, 32.11, 2; 104 आरएफ 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - और, अंत में, वर्तमान स्तर पूरी तरह से दस इलेक्ट्रॉनों से भर जाने के बाद ही बाहरी पी-उपस्तर फिर से भर जाएगा:
86 आरएन 2, 8, 18, 32, 18, 8.
बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके चित्रित किया जाता है - तथाकथित ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखे जाते हैं। इस नोटेशन के लिए, निम्नलिखित नोटेशन का उपयोग किया जाता है: प्रत्येक क्वांटम सेल को एक सेल द्वारा निर्दिष्ट किया जाता है जो एक कक्षीय से मेल खाता है; प्रत्येक इलेक्ट्रॉन को स्पिन दिशा के अनुरूप एक तीर द्वारा दर्शाया जाता है। ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखते समय, आपको दो नियम याद रखने चाहिए: पाउली सिद्धांत, जिसके अनुसार एक सेल (कक्षीय) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, लेकिन एंटीपैरलल स्पिन के साथ, और एफ हंड का नियम, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन मुक्त कोशिकाओं (ऑर्बिटल्स) पर कब्जा कर लेते हैं और सबसे पहले में स्थित होते हैं, वे एक समय में एक होते हैं और उनका स्पिन मान समान होता है, और उसके बाद ही वे जोड़ी बनाते हैं, लेकिन पॉली सिद्धांत के अनुसार स्पिन को विपरीत दिशा में निर्देशित किया जाएगा।
अंत में, एक बार फिर मैपिंग पर विचार करें इलेक्ट्रॉनिक विन्यासडी. आई. मेंडेलीव प्रणाली की अवधि के अनुसार तत्वों के परमाणु। योजना इलेक्ट्रॉनिक संरचनापरमाणु इलेक्ट्रॉनिक परतों (ऊर्जा स्तर) में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं। 
हीलियम परमाणु में, पहली इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
हाइड्रोजन और हीलियम एस-तत्व हैं; इन परमाणुओं का एस-ऑर्बिटल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।
द्वितीय काल के तत्व
दूसरे आवर्त के सभी तत्वों के लिए, पहली इलेक्ट्रॉन परत भरी जाती है और इलेक्ट्रॉन न्यूनतम ऊर्जा (पहले s-, और फिर p) और पाउली और के सिद्धांत के अनुसार दूसरी इलेक्ट्रॉन परत के ई- और पी-ऑर्बिटल्स को भरते हैं। हुंड नियम (तालिका 2)।
नियॉन परमाणु में, दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
तालिका 2 दूसरे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना
तालिका का अंत. 2 
ली, बी बी-तत्व हैं।
बी, सी, एन, ओ, एफ, ने पी-तत्व हैं; इन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे पी-ऑर्बिटल्स हैं।
तृतीय काल के तत्व
तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए, पहली और दूसरी इलेक्ट्रॉनिक परतें पूरी हो जाती हैं, इसलिए तीसरी इलेक्ट्रॉनिक परत भर जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s, 3p और 3d उपस्तरों पर कब्जा कर सकते हैं (तालिका 3)।
तालिका 3 तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोश की संरचना
मैग्नीशियम परमाणु अपना 3s इलेक्ट्रॉन कक्षक पूरा करता है। Na और Mg s-तत्व हैं। 
एक आर्गन परमाणु की बाहरी परत (तीसरी इलेक्ट्रॉन परत) में 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं। बाहरी परत के रूप में, यह पूर्ण है, लेकिन कुल मिलाकर तीसरी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, 18 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, जिसका अर्थ है कि तीसरी अवधि के तत्वों में 3 डी ऑर्बिटल्स खाली हैं।
Al से Ar तक सभी तत्व p-तत्व हैं। आवर्त सारणी में s- और p-तत्व मुख्य उपसमूह बनाते हैं।
पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं में एक चौथी इलेक्ट्रॉन परत दिखाई देती है, और 4s उपस्तर भर जाता है (तालिका 4), क्योंकि इसमें 3d उपस्तर की तुलना में कम ऊर्जा होती है। चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए: 1) आइए हम आर्गन के पारंपरिक ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को इस प्रकार निरूपित करें:
अर;
2) हम उन उपस्तरों का चित्रण नहीं करेंगे जो इन परमाणुओं में भरे नहीं हैं।
तालिका 4 चतुर्थ आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना
के, सीए - एस-तत्व मुख्य उपसमूहों में शामिल हैं। Sc से Zn तक के परमाणुओं में, तीसरा उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये Zy तत्व हैं। उन्हें द्वितीयक उपसमूहों में शामिल किया गया है, उनकी सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत भरी हुई है, और उन्हें संक्रमण तत्वों के रूप में वर्गीकृत किया गया है।
क्रोमियम और तांबे के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना पर ध्यान दें। उनमें चौथे से तीसरे उपस्तर तक एक इलेक्ट्रॉन की "विफलता" होती है, जिसे परिणामी इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Zd 5 और Zd 10 की अधिक ऊर्जा स्थिरता द्वारा समझाया जाता है: 
जिंक परमाणु में, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें सभी 3s, 3p और 3d उपस्तर भरे होते हैं, जिसमें कुल 18 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
जिंक के बाद वाले तत्वों में चौथी इलेक्ट्रॉन परत, 4p उपस्तर, भरी रहती है: Ga से Kr तक के तत्व p-तत्व हैं। 
क्रिप्टन परमाणु की एक बाहरी परत (चौथी) होती है जो पूर्ण होती है और इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं। लेकिन कुल मिलाकर चौथी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप जानते हैं, 32 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं; क्रिप्टन परमाणु में अभी भी 4d और 4f उपस्तर भरे हुए हैं।
पाँचवीं अवधि के तत्वों के लिए, उपस्तर निम्नलिखित क्रम में भरे गए हैं: 5s-> 4d -> 5p। और 41 एनबी, 42 एमओ, आदि में इलेक्ट्रॉनों की "विफलता" से जुड़े अपवाद भी हैं।
छठे और सातवें आवर्त में, तत्व प्रकट होते हैं, अर्थात् वे तत्व जिनमें क्रमशः तीसरी बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत के 4f- और 5f-उपस्तर भरे होते हैं।
4f तत्वों को लैंथेनाइड्स कहा जाता है।
5f-तत्वों को एक्टिनाइड्स कहा जाता है।
छठे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों को भरने का क्रम: 55 Сs और 56 Ва - 6s तत्व;
57 ला... 6s 2 5d 1 - 5d तत्व; 58 सीई - 71 लू - 4एफ तत्व; 72 एचएफ - 80 एचजी - 5डी तत्व; 81 टीएल—86 आरएन—6पी तत्व। लेकिन यहां भी, ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को भरने का क्रम "उल्लंघन" किया जाता है, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे एफ उपस्तरों की अधिक ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है, यानी एनएफ 7 और एनएफ 14 .
इस पर निर्भर करते हुए कि परमाणु का कौन सा उपस्तर अंतिम रूप से इलेक्ट्रॉनों से भरा है, सभी तत्व, जैसा कि आप पहले ही समझ चुके हैं, चार इलेक्ट्रॉनिक परिवारों या ब्लॉकों में विभाजित हैं (चित्र 7)।
1) एस-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का बी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; एस-तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
2) पी-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का पी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; पी तत्वों में समूह III-VIII के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
3) डी-तत्व; परमाणु के पूर्व-बाह्य स्तर का डी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; डी-तत्वों में समूह I-VIII के द्वितीयक उपसमूहों के तत्व शामिल हैं, यानी, एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के प्लग-इन दशकों के तत्व। इन्हें संक्रमण तत्व भी कहा जाता है;
4) एफ-तत्व, परमाणु के तीसरे बाहरी स्तर का एफ-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।
1. यदि पाउली सिद्धांत का पालन न किया जाए तो क्या होगा?
2. यदि हुंड के नियम का पालन न किया जाए तो क्या होगा?
3. निम्नलिखित रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना, इलेक्ट्रॉनिक सूत्र और ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के चित्र बनाएं: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa।
4. उपयुक्त उत्कृष्ट गैस प्रतीक का उपयोग करके तत्व #110 के लिए इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें।
5. इलेक्ट्रॉन "डिप" क्या है? उन तत्वों के उदाहरण दीजिए जिनमें यह घटना देखी गई है, उनके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।
6. संबद्धता कैसे निर्धारित की जाती है? रासायनिक तत्वइस या उस इलेक्ट्रॉनिक परिवार के लिए?
7. सल्फर परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक और ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की तुलना करें। कौन अतिरिक्त जानकारीक्या अंतिम सूत्र में शामिल है?
>> रसायन विज्ञान: रासायनिक तत्वों के परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
1925 में स्विस भौतिक विज्ञानी डब्लू. पाउली ने स्थापित किया कि एक परमाणु में एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनमें विपरीत (एंटीपैरेलल) स्पिन होते हैं (अंग्रेजी से "स्पिंडल" के रूप में अनुवादित), यानी ऐसे गुण होते हैं जो पारंपरिक रूप से हो सकते हैं स्वयं को अपनी काल्पनिक धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के घूमने के रूप में कल्पना की: दक्षिणावर्त या वामावर्त। इस सिद्धांत को पाउली सिद्धांत कहा जाता है।
यदि कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन है, तो इसे अयुग्मित कहा जाता है; यदि दो हैं, तो ये युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, अर्थात, विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन।
चित्र 5 ऊर्जा स्तरों को उपस्तरों में विभाजित करने का एक आरेख दिखाता है।
जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एस-ऑर्बिटल का आकार गोलाकार होता है। हाइड्रोजन परमाणु (s = 1) का इलेक्ट्रॉन इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। अतः इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिखा जाएगा: 1s 1. इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में, ऊर्जा स्तर की संख्या को अक्षर (1 ...) से पहले की संख्या से दर्शाया जाता है, लैटिन अक्षर उपस्तर (कक्षीय प्रकार) को इंगित करता है, और संख्या, जो ऊपर दाईं ओर लिखी जाती है अक्षर (एक प्रतिपादक के रूप में), उपस्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या दर्शाता है।
हीलियम परमाणु He के लिए, जिसके एक s-ऑर्बिटल में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, यह सूत्र है: 1s 2।
हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन आवरण पूर्ण और बहुत स्थिर है। हीलियम एक उत्कृष्ट गैस है।
दूसरे ऊर्जा स्तर (n = 2) पर चार कक्षाएँ हैं: एक s और तीन p। दूसरे स्तर (2s-ऑर्बिटल्स) के s-ऑर्बिटल के इलेक्ट्रॉनों में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि वे 1s-ऑर्बिटल (n = 2) के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर होते हैं।
सामान्य तौर पर, n के प्रत्येक मान के लिए एक s कक्षक होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक संगत आपूर्ति होती है और इसलिए, एक संगत व्यास होता है, जो n का मान बढ़ने के साथ बढ़ता है।
पी-ऑर्बिटल में डम्बल या त्रि-आयामी आकृति आठ का आकार होता है। सभी तीन पी-ऑर्बिटल्स परमाणु के नाभिक के माध्यम से खींचे गए स्थानिक निर्देशांक के साथ परस्पर लंबवत परमाणु में स्थित हैं। एक बार फिर इस बात पर जोर दिया जाना चाहिए कि n = 2 से शुरू होने वाले प्रत्येक ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक परत) में तीन पी-ऑर्बिटल्स होते हैं। जैसे-जैसे n का मान बढ़ता है, इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित p-ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लेते हैं और x, y, z अक्षों के साथ निर्देशित होते हैं।
दूसरे आवर्त (n = 2) के तत्वों के लिए, पहले एक बी-ऑर्बिटल भरा जाता है, और फिर तीन पी-ऑर्बिटल। इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला 1एल: 1एस 2 2एस 1. इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से अधिक मजबूती से बंधा होता है, इसलिए लिथियम परमाणु इसे आसानी से छोड़ सकता है (जैसा कि आपको याद है, इस प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है), ली+ आयन में बदल जाता है।
बेरिलियम परमाणु Be 0 में, चौथा इलेक्ट्रॉन भी 2s कक्षक में स्थित है: 1s 2 2s 2। बेरिलियम परमाणु के दो बाहरी इलेक्ट्रॉन आसानी से अलग हो जाते हैं - Be 0 को Be 2+ धनायन में ऑक्सीकृत किया जाता है।
बोरॉन परमाणु में, पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक में रहता है: 1s 2 2s 2 2p 1। इसके बाद, C, N, O, E परमाणु 2p ऑर्बिटल्स से भरे होते हैं, जो उत्कृष्ट गैस नियॉन के साथ समाप्त होता है: 1s 2 2s 2 2p 6।
तीसरे आवर्त के तत्वों के लिए, क्रमशः Sv और Sr कक्षक भरे जाते हैं। तीसरे स्तर के पांच डी-ऑर्बिटल्स मुक्त रहते हैं:
11 ना 1एस 2 2एस 2 एसवी1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
कभी-कभी परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाने वाले आरेखों में, प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर केवल इलेक्ट्रॉनों की संख्या इंगित की जाती है, अर्थात ऊपर दिए गए पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के विपरीत, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखे जाते हैं।
बड़ी अवधि (चौथे और पांचवें) के तत्वों के लिए, पहले दो इलेक्ट्रॉन क्रमशः चौथे और पांचवें ऑर्बिटल्स पर कब्जा करते हैं: 19 के 2, 8, 8, 1; 38 सीनियर 2, 8, 18, 8, 2। प्रत्येक प्रमुख अवधि के तीसरे तत्व से शुरू होकर, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले 3डी और 4डी ऑर्बिटल्स में प्रवेश करेंगे (पार्श्व उपसमूहों के तत्वों के लिए): 23 वी 2, 8, 11, 2; 26 ट्र 2, 8, 14, 2; 40 जेडआर 2, 8, 18, 10, 2; 43 टीजी 2, 8, 18, 13, 2. एक नियम के रूप में, जब पिछला डी-उपस्तर भर जाता है, तो बाहरी (4पी- और 5पी-क्रमशः) पी-उपस्तर भरना शुरू हो जाएगा।
बड़ी अवधि के तत्वों के लिए - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और उपस्तर, एक नियम के रूप में, इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, इस प्रकार: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी बी-उपस्तर पर जाएंगे: 56 वीए 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87जीजी 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; अगला एक इलेक्ट्रॉन (Na और Ac के लिए) पिछले वाले से (p-उपस्तर: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 और 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2।
फिर अगले 14 इलेक्ट्रॉन क्रमशः लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के 4f और 5f ऑर्बिटल्स में तीसरे बाहरी ऊर्जा स्तर में प्रवेश करेंगे।
फिर दूसरा बाहरी ऊर्जा स्तर (डी-सबलेवल) फिर से बनना शुरू हो जाएगा: साइड उपसमूहों के तत्वों के लिए: 73 टा 2, 8.18, 32.11, 2; 104 आरएफ 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - और, अंत में, वर्तमान स्तर पूरी तरह से दस इलेक्ट्रॉनों से भर जाने के बाद ही बाहरी पी-उपस्तर फिर से भर जाएगा:
86 आरएन 2, 8, 18, 32, 18, 8.
बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके चित्रित किया जाता है - तथाकथित ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखे जाते हैं। इस नोटेशन के लिए, निम्नलिखित नोटेशन का उपयोग किया जाता है: प्रत्येक क्वांटम सेल को एक सेल द्वारा निर्दिष्ट किया जाता है जो एक कक्षीय से मेल खाता है; प्रत्येक इलेक्ट्रॉन को स्पिन दिशा के अनुरूप एक तीर द्वारा दर्शाया जाता है। ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखते समय, आपको दो नियम याद रखने चाहिए: पाउली सिद्धांत, जिसके अनुसार एक सेल (कक्षीय) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, लेकिन एंटीपैरलल स्पिन के साथ, और एफ हंड का नियम, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन मुक्त कोशिकाओं (ऑर्बिटल्स) पर कब्जा कर लेते हैं और सबसे पहले में स्थित होते हैं, वे एक समय में एक होते हैं और उनका स्पिन मान समान होता है, और उसके बाद ही वे जोड़ी बनाते हैं, लेकिन पॉली सिद्धांत के अनुसार स्पिन को विपरीत दिशा में निर्देशित किया जाएगा।
अंत में, आइए हम एक बार फिर डी.आई. मेंडेलीव प्रणाली की अवधि के अनुसार तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के प्रदर्शन पर विचार करें। परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के आरेख इलेक्ट्रॉनिक परतों (ऊर्जा स्तर) में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं। 
हीलियम परमाणु में, पहली इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
हाइड्रोजन और हीलियम एस-तत्व हैं; इन परमाणुओं का एस-ऑर्बिटल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।
द्वितीय काल के तत्व
दूसरे आवर्त के सभी तत्वों के लिए, पहली इलेक्ट्रॉन परत भरी जाती है और इलेक्ट्रॉन न्यूनतम ऊर्जा (पहले s-, और फिर p) और पाउली और के सिद्धांत के अनुसार दूसरी इलेक्ट्रॉन परत के ई- और पी-ऑर्बिटल्स को भरते हैं। हुंड नियम (तालिका 2)।
नियॉन परमाणु में, दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं।
तालिका 2 दूसरे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना
तालिका का अंत. 2 
ली, बी - बी-तत्व।
बी, सी, एन, ओ, एफ, ने पी-तत्व हैं; इन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे पी-ऑर्बिटल्स हैं।
तृतीय काल के तत्व
तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए, पहली और दूसरी इलेक्ट्रॉनिक परतें पूरी हो जाती हैं, इसलिए तीसरी इलेक्ट्रॉनिक परत भर जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s, 3p और 3d उपस्तरों पर कब्जा कर सकते हैं (तालिका 3)।
तालिका 3 तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोश की संरचना
मैग्नीशियम परमाणु अपना 3s इलेक्ट्रॉन कक्षक पूरा करता है। Na और Mg-s-तत्व। 
एक आर्गन परमाणु की बाहरी परत (तीसरी इलेक्ट्रॉन परत) में 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं। बाहरी परत के रूप में, यह पूर्ण है, लेकिन कुल मिलाकर तीसरी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, 18 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, जिसका अर्थ है कि तीसरी अवधि के तत्वों में 3 डी ऑर्बिटल्स खाली हैं।
Al से Ar तक सभी तत्व p-तत्व हैं। आवर्त सारणी में s- और p-तत्व मुख्य उपसमूह बनाते हैं।
पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं में एक चौथी इलेक्ट्रॉन परत दिखाई देती है, और 4s उपस्तर भर जाता है (तालिका 4), क्योंकि इसमें 3d उपस्तर की तुलना में कम ऊर्जा होती है। चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए: 1) आइए हम आर्गन के पारंपरिक ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को इस प्रकार निरूपित करें:
अर;
2) हम उन उपस्तरों का चित्रण नहीं करेंगे जो इन परमाणुओं में भरे नहीं हैं।
तालिका 4 चतुर्थ आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना
के, सीए - एस-तत्व मुख्य उपसमूहों में शामिल हैं। Sc से Zn तक के परमाणुओं में, तीसरा उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये Zy तत्व हैं। उन्हें द्वितीयक उपसमूहों में शामिल किया गया है, उनकी सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत भरी हुई है, और उन्हें संक्रमण तत्वों के रूप में वर्गीकृत किया गया है।
क्रोमियम और तांबे के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना पर ध्यान दें। उनमें चौथे से तीसरे उपस्तर तक एक इलेक्ट्रॉन की "विफलता" होती है, जिसे परिणामी इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Zd 5 और Zd 10 की अधिक ऊर्जा स्थिरता द्वारा समझाया जाता है: 
जिंक परमाणु में, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी हो गई है - इसमें सभी उपस्तर 3s, 3p और 3d भरे हुए हैं, जिनमें कुल 18 इलेक्ट्रॉन हैं।
जिंक के बाद वाले तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत, 4p-उपस्तर, भरी रहती है: Ga से Kr तक के तत्व p-तत्व हैं। 
क्रिप्टन परमाणु की एक बाहरी परत (चौथी) होती है जो पूर्ण होती है और इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं। लेकिन कुल मिलाकर चौथी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप जानते हैं, 32 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं; क्रिप्टन परमाणु में अभी भी 4d और 4f उपस्तर भरे हुए हैं।
पाँचवीं अवधि के तत्वों के लिए, उपस्तर निम्नलिखित क्रम में भरे गए हैं: 5s-> 4d -> 5p। और 41 एनबी, 42 एमओ, आदि में इलेक्ट्रॉनों की "विफलता" से जुड़े अपवाद भी हैं।
छठे और सातवें आवर्त में, तत्व प्रकट होते हैं, अर्थात् वे तत्व जिनमें क्रमशः तीसरी बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत के 4f- और 5f-उपस्तर भरे होते हैं।
4f तत्वों को लैंथेनाइड्स कहा जाता है।
5f-तत्वों को एक्टिनाइड्स कहा जाता है।
छठे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों को भरने का क्रम: 55 Сs और 56 Ва - 6s तत्व;
57 ला... 6s 2 5d 1 - 5d तत्व; 58 सीई - 71 लू - 4एफ तत्व; 72 एचएफ - 80 एचजी - 5डी तत्व; 81 टीएल-86 आरएन - 6पी-तत्व। लेकिन यहां भी, ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को भरने का क्रम "उल्लंघन" किया जाता है, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे एफ उपस्तरों की अधिक ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है, यानी एनएफ 7 और एनएफ 14 .
इस पर निर्भर करते हुए कि परमाणु का कौन सा उपस्तर अंतिम रूप से इलेक्ट्रॉनों से भरा है, सभी तत्व, जैसा कि आप पहले ही समझ चुके हैं, चार इलेक्ट्रॉनिक परिवारों या ब्लॉकों में विभाजित हैं (चित्र 7)।
1) एस-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का बी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; एस-तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
2) पी-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का पी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; पी तत्वों में समूह III-VIII के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
3) डी-तत्व; परमाणु के पूर्व-बाह्य स्तर का डी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; डी-तत्वों में समूह I-VIII के द्वितीयक उपसमूहों के तत्व शामिल हैं, यानी, एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के प्लग-इन दशकों के तत्व। इन्हें संक्रमण तत्व भी कहा जाता है;
4) एफ-तत्व, परमाणु के तीसरे बाहरी स्तर का एफ-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।
1. यदि पाउली सिद्धांत का पालन न किया जाए तो क्या होगा?
2. यदि हुंड के नियम का पालन न किया जाए तो क्या होगा?
3. निम्नलिखित रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना, इलेक्ट्रॉनिक सूत्र और ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के चित्र बनाएं: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa।
4. उपयुक्त उत्कृष्ट गैस प्रतीक का उपयोग करके तत्व #110 के लिए इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें।
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प्रत्येक रासायनिक पदार्थ के गुणों को दो प्रकारों में विभाजित किया जाता है: रासायनिक, जो अन्य पदार्थों को बनाने की क्षमता को दर्शाता है, और भौतिक, जिन्हें वस्तुनिष्ठ रूप से देखा जाता है और रासायनिक परिवर्तनों से अलग माना जा सकता है। उदाहरण के लिए, किसी पदार्थ के भौतिक गुण उसके एकत्रीकरण की स्थिति (ठोस, तरल या गैसीय), तापीय चालकता, ताप क्षमता, विभिन्न मीडिया (पानी, शराब, आदि) में घुलनशीलता, घनत्व, रंग, स्वाद, आदि हैं।
कुछ का परिवर्तन रासायनिक पदार्थअन्य पदार्थों में रासायनिक घटनाएँ या रासायनिक प्रतिक्रियाएँ कहलाती हैं। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि ऐसी भौतिक घटनाएं भी हैं जो स्पष्ट रूप से कुछ परिवर्तनों के साथ होती हैं भौतिक गुणपदार्थ अन्य पदार्थों में परिवर्तित हुए बिना। उदाहरण के लिए, भौतिक घटनाओं में बर्फ का पिघलना, पानी का जमना या वाष्पीकरण आदि शामिल हैं।
तथ्य यह है कि किसी भी प्रक्रिया के दौरान एक रासायनिक घटना घटित होती है, इसका अवलोकन करके निष्कर्ष निकाला जा सकता है विशेषणिक विशेषताएं रासायनिक प्रतिक्रिएं, जैसे रंग परिवर्तन, अवसादन, गैस विकास, गर्मी और/या प्रकाश।
उदाहरण के लिए, रासायनिक प्रतिक्रियाओं की घटना के बारे में निष्कर्ष यह देखकर निकाला जा सकता है:
पानी उबालते समय तलछट का निर्माण, जिसे रोजमर्रा की जिंदगी में स्केल कहा जाता है;
आग जलने पर ऊष्मा और प्रकाश का निकलना;
हवा में ताजे सेब के टुकड़े का रंग बदलना;
आटे के किण्वन आदि के दौरान गैस के बुलबुले बनना।
किसी पदार्थ के सबसे छोटे कण जिनमें रासायनिक प्रतिक्रियाओं के दौरान वस्तुतः कोई परिवर्तन नहीं होता है, बल्कि केवल एक दूसरे से नए तरीके से जुड़ते हैं, परमाणु कहलाते हैं।
पदार्थ की ऐसी इकाइयों के अस्तित्व का विचार बहुत पहले उत्पन्न हुआ था प्राचीन ग्रीसप्राचीन दार्शनिकों के दिमाग में, जो वास्तव में "परमाणु" शब्द की उत्पत्ति की व्याख्या करता है, क्योंकि ग्रीक से अनुवादित "एटमोस" का शाब्दिक अर्थ "अविभाज्य" है।
हालाँकि, प्राचीन यूनानी दार्शनिकों के विचार के विपरीत, परमाणु पदार्थ का पूर्ण न्यूनतम नहीं हैं, अर्थात। उनके पास स्वयं एक जटिल संरचना है।
प्रत्येक परमाणु में तथाकथित उपपरमाण्विक कण होते हैं - प्रोटॉन, न्यूट्रॉन और इलेक्ट्रॉन, जिन्हें क्रमशः प्रतीकों पी +, एन ओ और ई - द्वारा निर्दिष्ट किया जाता है। उपयोग किए गए नोटेशन में सुपरस्क्रिप्ट इंगित करता है कि प्रोटॉन पर एक इकाई सकारात्मक चार्ज है, इलेक्ट्रॉन पर एक इकाई नकारात्मक चार्ज है, और न्यूट्रॉन पर कोई चार्ज नहीं है।
जहां तक परमाणु की गुणात्मक संरचना का सवाल है, प्रत्येक परमाणु में सभी प्रोटॉन और न्यूट्रॉन तथाकथित नाभिक में केंद्रित होते हैं, जिसके चारों ओर इलेक्ट्रॉन एक इलेक्ट्रॉन खोल बनाते हैं।
प्रोटॉन और न्यूट्रॉन का द्रव्यमान लगभग समान होता है, अर्थात। m p ≈ m n, और इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान उनमें से प्रत्येक के द्रव्यमान से लगभग 2000 गुना कम है, अर्थात। एम पी /एम ई ≈ एम एन /एम ई ≈ 2000.
चूँकि किसी परमाणु का मूल गुण उसकी विद्युत तटस्थता है, और एक इलेक्ट्रॉन का आवेश एक प्रोटॉन के आवेश के बराबर होता है, इससे हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि किसी भी परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है।
उदाहरण के लिए, नीचे दी गई तालिका परमाणुओं की संभावित संरचना दर्शाती है:
समान परमाणु आवेश वाले परमाणुओं का प्रकार, अर्थात। जिनके नाभिक में प्रोटॉनों की समान संख्या होती है, उन्हें रासायनिक तत्व कहा जाता है। इस प्रकार, उपरोक्त तालिका से हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि परमाणु 1 और परमाणु 2 एक रासायनिक तत्व से संबंधित हैं, और परमाणु 3 और परमाणु 4 दूसरे रासायनिक तत्व से संबंधित हैं।
प्रत्येक रासायनिक तत्व का अपना नाम और व्यक्तिगत प्रतीक होता है, जिसे एक निश्चित तरीके से पढ़ा जाता है। इसलिए, उदाहरण के लिए, सबसे सरल रासायनिक तत्व, जिसके परमाणुओं के नाभिक में केवल एक प्रोटॉन होता है, को "हाइड्रोजन" कहा जाता है और इसे प्रतीक "एच" द्वारा दर्शाया जाता है, जिसे "राख" के रूप में पढ़ा जाता है, और एक रासायनिक तत्व होता है +7 (अर्थात 7 प्रोटॉन युक्त) का एक परमाणु आवेश - "नाइट्रोजन", का प्रतीक "एन" है, जिसे "एन" के रूप में पढ़ा जाता है।
जैसा कि आप उपरोक्त तालिका से देख सकते हैं, एक रासायनिक तत्व के परमाणुओं के नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या भिन्न हो सकती है।
वे परमाणु जो एक ही रासायनिक तत्व से संबंधित होते हैं, लेकिन उनमें न्यूट्रॉन की संख्या भिन्न होती है और, परिणामस्वरूप, द्रव्यमान होता है, आइसोटोप कहलाते हैं।
उदाहरण के लिए, रासायनिक तत्व हाइड्रोजन के तीन समस्थानिक हैं - 1 एच, 2 एच और 3 एच। प्रतीक एच के ऊपर सूचकांक 1, 2 और 3 का मतलब न्यूट्रॉन और प्रोटॉन की कुल संख्या है। वे। यह जानते हुए कि हाइड्रोजन एक रासायनिक तत्व है, जिसकी विशेषता यह है कि इसके परमाणुओं के नाभिक में एक प्रोटॉन होता है, हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि 1 एच आइसोटोप में बिल्कुल भी न्यूट्रॉन नहीं हैं (1-1 = 0), में 2 एच आइसोटोप - 1 न्यूट्रॉन (2-1=1) और 3 एच आइसोटोप में - दो न्यूट्रॉन (3-1=2)। चूंकि, जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, न्यूट्रॉन और प्रोटॉन का द्रव्यमान समान है, और इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान उनकी तुलना में नगण्य रूप से छोटा है, इसका मतलब है कि 2 एच आइसोटोप 1 एच आइसोटोप से लगभग दोगुना भारी है, और 3 H आइसोटोप इससे भी तीन गुना भारी है। हाइड्रोजन समस्थानिकों के द्रव्यमान में इतने बड़े बिखराव के कारण, समस्थानिक 2 एच और 3 एच को अलग-अलग व्यक्तिगत नाम और प्रतीक भी दिए गए, जो किसी भी अन्य रासायनिक तत्व के लिए विशिष्ट नहीं है। 2H आइसोटोप को ड्यूटेरियम नाम दिया गया और प्रतीक D दिया गया, और 3H आइसोटोप को ट्रिटियम नाम दिया गया और प्रतीक T दिया गया।
यदि हम एक प्रोटॉन और एक न्यूट्रॉन के द्रव्यमान को एक मानते हैं, और एक इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान की उपेक्षा करते हैं, तो वास्तव में ऊपरी बाएँ सूचकांक, परमाणु में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की कुल संख्या के अलावा, इसका द्रव्यमान माना जा सकता है, और इसलिए इस सूचकांक को कहा जाता है जन अंकऔर प्रतीक ए द्वारा निर्दिष्ट हैं। चूँकि प्रोटॉन किसी भी परमाणु के नाभिक के आवेश के लिए जिम्मेदार होते हैं, और प्रत्येक प्रोटॉन का आवेश पारंपरिक रूप से +1 के बराबर माना जाता है, नाभिक में प्रोटॉन की संख्या को आवेश संख्या (Z) कहा जाता है ). किसी परमाणु में न्यूट्रॉन की संख्या को N के रूप में निरूपित करके, द्रव्यमान संख्या, आवेश संख्या और न्यूट्रॉन की संख्या के बीच संबंध को गणितीय रूप से इस प्रकार व्यक्त किया जा सकता है:
आधुनिक अवधारणाओं के अनुसार, इलेक्ट्रॉन की प्रकृति दोहरी (कण-तरंग) होती है। इसमें कण और तरंग दोनों के गुण होते हैं। एक कण की तरह, एक इलेक्ट्रॉन में द्रव्यमान और आवेश होता है, लेकिन साथ ही, तरंग की तरह इलेक्ट्रॉनों का प्रवाह, विवर्तन की क्षमता की विशेषता होती है।
किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉन की स्थिति का वर्णन करने के लिए, क्वांटम यांत्रिकी की अवधारणाओं का उपयोग किया जाता है, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन में गति का एक विशिष्ट प्रक्षेप पथ नहीं होता है और वह अंतरिक्ष में किसी भी बिंदु पर स्थित हो सकता है, लेकिन विभिन्न संभावनाओं के साथ।
नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष का वह क्षेत्र जहां इलेक्ट्रॉन पाए जाने की सबसे अधिक संभावना होती है, परमाणु कक्षक कहलाता है।
एक परमाणु कक्षक हो सकता है विभिन्न आकार, आकार और अभिविन्यास। परमाणु कक्षक को इलेक्ट्रॉन बादल भी कहा जाता है।
ग्राफ़िक रूप से, एक परमाणु कक्षक को आमतौर पर एक वर्ग कोशिका के रूप में दर्शाया जाता है:
क्वांटम यांत्रिकी में एक अत्यंत जटिल गणितीय उपकरण है, इसलिए, स्कूल रसायन विज्ञान पाठ्यक्रम के ढांचे में, केवल क्वांटम यांत्रिक सिद्धांत के परिणामों पर विचार किया जाता है।
इन परिणामों के अनुसार, कोई भी परमाणु कक्षक और उसमें स्थित इलेक्ट्रॉन पूर्णतः 4 क्वांटम संख्याओं से अभिलक्षित होते हैं।
- मुख्य क्वांटम संख्या, n, किसी दिए गए कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन की कुल ऊर्जा निर्धारित करती है। मुख्य क्वांटम संख्या के मानों की सीमा - सभी पूर्णांकों, अर्थात। एन = 1,2,3,4, 5, आदि।
- कक्षीय क्वांटम संख्या - एल - परमाणु कक्षक के आकार को दर्शाती है और 0 से n-1 तक कोई भी पूर्णांक मान ले सकती है, जहां n, याद रखें, मुख्य क्वांटम संख्या है।
l = 0 वाले कक्षक कहलाते हैं एस-ऑर्बिटल्स. एस-ऑर्बिटल्स आकार में गोलाकार होते हैं और अंतरिक्ष में उनकी कोई दिशात्मकता नहीं होती है:
l = 1 वाले कक्षक कहलाते हैं पी-ऑर्बिटल्स. इन कक्षकों का आकार त्रि-आयामी आकृति आठ जैसा होता है, अर्थात। समरूपता के अक्ष के चारों ओर आकृति आठ को घुमाकर प्राप्त की गई एक आकृति, और बाहरी रूप से एक डम्बल जैसा दिखता है:
l = 2 वाले कक्षक कहलाते हैं डी-ऑर्बिटल्स, और एल = 3 के साथ - एफ-ऑर्बिटल्स. उनकी संरचना बहुत अधिक जटिल है.
3) चुंबकीय क्वांटम संख्या - एम एल - एक विशिष्ट परमाणु कक्षक के स्थानिक अभिविन्यास को निर्धारित करता है और दिशा पर कक्षीय कोणीय गति के प्रक्षेपण को व्यक्त करता है चुंबकीय क्षेत्र. चुंबकीय क्वांटम संख्या m l बाहरी चुंबकीय क्षेत्र शक्ति वेक्टर की दिशा के सापेक्ष कक्षीय के अभिविन्यास से मेल खाती है और 0 सहित -l से +l तक कोई भी पूर्णांक मान ले सकती है, अर्थात। कुल संभावित मान(2l+1) के बराबर है। इसलिए, उदाहरण के लिए, l = 0 m l = 0 (एक मान) के लिए, l = 1 m l = -1, 0, +1 (तीन मान) के लिए, l = 2 m l = -2, -1, 0, + के लिए 1, +2 (चुंबकीय क्वांटम संख्या के पांच मान), आदि।
तो, उदाहरण के लिए, पी-ऑर्बिटल्स, यानी। कक्षीय क्वांटम संख्या l = 1 वाले कक्षक, जिनका आकार "आठ की त्रि-आयामी आकृति" है, चुंबकीय क्वांटम संख्या (-1, 0, +1) के तीन मानों के अनुरूप हैं, जो बदले में, अंतरिक्ष में एक दूसरे के लंबवत तीन दिशाओं के अनुरूप।
4) स्पिन क्वांटम संख्या (या बस स्पिन) - एम एस - को पारंपरिक रूप से परमाणु में इलेक्ट्रॉन के घूर्णन की दिशा के लिए जिम्मेदार माना जा सकता है; यह मान ले सकता है। अलग-अलग स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों को अलग-अलग दिशाओं में निर्देशित ऊर्ध्वाधर तीरों द्वारा दर्शाया जाता है: ↓ और।
एक परमाणु में सभी कक्षाओं का समूह जिनकी प्रमुख क्वांटम संख्या समान होती है, ऊर्जा स्तर या इलेक्ट्रॉन शेल कहलाता है। कुछ संख्या n के साथ किसी भी मनमाना ऊर्जा स्तर में n 2 ऑर्बिटल्स होते हैं।
मुख्य क्वांटम संख्या और कक्षीय क्वांटम संख्या के समान मान वाले ऑर्बिटल्स का एक सेट एक ऊर्जा उपस्तर का प्रतिनिधित्व करता है।
प्रत्येक ऊर्जा स्तर, जो प्रमुख क्वांटम संख्या n से मेल खाता है, में n उपस्तर होते हैं। बदले में, कक्षीय क्वांटम संख्या l के साथ प्रत्येक ऊर्जा उपस्तर में (2l+1) कक्षक होते हैं। इस प्रकार, s उपस्तर में एक s कक्षक होता है, p उपस्तर में तीन p कक्षक होते हैं, d उपस्तर में पाँच d कक्षक होते हैं, और f उपस्तर में सात f कक्षक होते हैं। चूंकि, जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, एक परमाणु कक्षक को अक्सर एक वर्ग सेल द्वारा दर्शाया जाता है, एस-, पी-, डी- और एफ-उपस्तरों को ग्राफिक रूप से निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:
प्रत्येक कक्षक तीन क्वांटम संख्याओं n, l और m l के एक व्यक्तिगत सख्ती से परिभाषित सेट से मेल खाता है।
कक्षकों के बीच इलेक्ट्रॉनों के वितरण को इलेक्ट्रॉन विन्यास कहा जाता है।
परमाणु कक्षकों का इलेक्ट्रॉनों से भरना तीन स्थितियों के अनुसार होता है:
- न्यूनतम ऊर्जा सिद्धांत: इलेक्ट्रॉन निम्नतम ऊर्जा उपस्तर से प्रारंभ करके कक्षकों को भरते हैं। उनकी ऊर्जाओं के बढ़ते क्रम में उपस्तरों का क्रम इस प्रकार है: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों को भरने के इस क्रम को याद रखना आसान बनाने के लिए, निम्नलिखित ग्राफिक चित्रण बहुत सुविधाजनक है:
- पाउली सिद्धांत: प्रत्येक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।
यदि किसी कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन है, तो उसे अयुग्मित कहा जाता है, और यदि दो हैं, तो उन्हें इलेक्ट्रॉन युग्म कहा जाता है।
- हंड का नियम: किसी परमाणु की सबसे स्थिर अवस्था वह होती है, जिसमें एक उपस्तर के भीतर, परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संभव संख्या होती है। परमाणु की इस सबसे स्थिर अवस्था को जमीनी अवस्था कहा जाता है।
वास्तव में, उपरोक्त का अर्थ यह है कि, उदाहरण के लिए, पी-उपस्तर के तीन ऑर्बिटल्स में पहले, दूसरे, तीसरे और चौथे इलेक्ट्रॉनों की नियुक्ति निम्नानुसार की जाएगी:
हाइड्रोजन, जिसकी आवेश संख्या 1 है, से 36 आवेश संख्या वाले क्रिप्टन (Kr) में परमाणु कक्षकों को भरना निम्नानुसार किया जाएगा:
परमाणु कक्षकों के भरने के क्रम के इस प्रकार के निरूपण को ऊर्जा आरेख कहा जाता है। व्यक्तिगत तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक आरेखों के आधार पर, उनके तथाकथित इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (कॉन्फ़िगरेशन) लिखना संभव है। इसलिए, उदाहरण के लिए, 15 प्रोटॉन वाला एक तत्व और, परिणामस्वरूप, 15 इलेक्ट्रॉन, यानी। फॉस्फोरस (पी) में निम्नलिखित ऊर्जा आरेख होगा:
जब इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में परिवर्तित किया जाता है, तो फॉस्फोरस परमाणु निम्न रूप लेगा:
15 पी = 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 3
सबलेवल प्रतीक के बाईं ओर सामान्य आकार की संख्याएं ऊर्जा स्तर संख्या दिखाती हैं, और सबलेवल प्रतीक के दाईं ओर सुपरस्क्रिप्ट संबंधित सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या दिखाती हैं।
डी.आई. द्वारा आवर्त सारणी के पहले 36 तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र नीचे दिए गए हैं। मेंडेलीव।
| अवधि | मद संख्या। | प्रतीक | नाम | इलेक्ट्रॉनिक सूत्र |
| मैं | 1 | एच | हाइड्रोजन | 1s 1 |
| 2 | वह | हीलियम | 1s 2 | |
| द्वितीय | 3 | ली | लिथियम | 1s 2 2s 1 |
| 4 | होना | फीरोज़ा | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | बी | बोरान | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | सी | कार्बन | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | एन | नाइट्रोजन | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | हे | ऑक्सीजन | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | एफ | एक अधातु तत्त्व | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | ने | नियोन | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| तृतीय | 11 | ना | सोडियम | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | मिलीग्राम | मैगनीशियम | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | अल | अल्युमीनियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 1 | |
| 14 | सी | सिलिकॉन | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | पी | फास्फोरस | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | एस | गंधक | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | क्लोरीन | क्लोरीन | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | एआर | आर्गन | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| चतुर्थ | 19 | क | पोटैशियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 |
| 20 | सीए | कैल्शियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 | |
| 21 | अनुसूचित जाति | स्कैंडियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 1 | |
| 22 | ती | टाइटेनियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 2 | |
| 23 | वी | वैनेडियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 3 | |
| 24 | करोड़ | क्रोमियम | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 यहां हम एक इलेक्ट्रॉन की छलांग देखते हैं एसपर डीउपस्तर | |
| 25 | एम.एन. | मैंगनीज | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 5 | |
| 26 | फ़े | लोहा | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 6 | |
| 27 | सह | कोबाल्ट | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 7 | |
| 28 | नी | निकल | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 8 | |
| 29 | घन | ताँबा | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 यहां हम एक इलेक्ट्रॉन की छलांग देखते हैं एसपर डीउपस्तर | |
| 30 | Zn | जस्ता | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 | |
| 31 | गा | गैलियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 1 | |
| 32 | जीई | जर्मेनियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 2 | |
| 33 | जैसा | हरताल | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 3 | |
| 34 | से | सेलेनियम | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 4 | |
| 35 | बीआर | ब्रोमिन | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 5 | |
| 36 | क्र | क्रीप्टोण | 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 |
जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, उनकी जमीनी अवस्था में, परमाणु कक्षाओं में इलेक्ट्रॉन न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार स्थित होते हैं। हालाँकि, परमाणु की जमीनी अवस्था में खाली पी-ऑर्बिटल्स की उपस्थिति में, अक्सर इसे अतिरिक्त ऊर्जा प्रदान करके, परमाणु को तथाकथित उत्तेजित अवस्था में स्थानांतरित किया जा सकता है। उदाहरण के लिए, अपनी जमीनी अवस्था में एक बोरॉन परमाणु का एक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास और निम्नलिखित रूप का एक ऊर्जा आरेख होता है:
5 बी = 1एस 2 2एस 2 2पी 1
और उत्तेजित अवस्था में (*), यानी। जब बोरॉन परमाणु को कुछ ऊर्जा प्रदान की जाती है, तो इसका इलेक्ट्रॉन विन्यास और ऊर्जा आरेख इस तरह दिखेगा:
5 बी* = 1एस 2 2एस 1 2पी 2
परमाणु में कौन सा उपस्तर अंतिम रूप से भरा है, इसके आधार पर रासायनिक तत्वों को एस, पी, डी या एफ में विभाजित किया जाता है।
तालिका में s, p, d और f तत्व ढूँढना D.I. मेंडेलीव:
- एस-तत्वों में भरने के लिए अंतिम एस-उपस्तर होता है। इन तत्वों में समूह I और II के मुख्य (तालिका सेल में बाईं ओर) उपसमूहों के तत्व शामिल हैं।
- पी-तत्वों के लिए, पी-उपस्तर भरा हुआ है। पी-तत्वों में पहले और सातवें को छोड़कर प्रत्येक अवधि के अंतिम छह तत्व शामिल हैं, साथ ही समूह III-VIII के मुख्य उपसमूहों के तत्व भी शामिल हैं।
- डी-तत्व बड़ी अवधि में एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित होते हैं।
- एफ-तत्वों को लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स कहा जाता है। वे डी.आई. तालिका के नीचे सूचीबद्ध हैं। मेंडेलीव।
6.6. क्रोमियम, तांबे और कुछ अन्य तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की विशेषताएं
यदि आपने परिशिष्ट 4 को ध्यान से देखा, तो आपने शायद देखा कि कुछ तत्वों के परमाणुओं के लिए ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉनों से भरने का क्रम बाधित है। कभी-कभी इन उल्लंघनों को "अपवाद" कहा जाता है, लेकिन ऐसा नहीं है - प्रकृति के नियमों का कोई अपवाद नहीं है!
इस विकार वाला पहला तत्व क्रोमियम है। आइए इसकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर करीब से नज़र डालें (चित्र 6.16)। ए). क्रोमियम परमाणु में 4 होते हैं एस-दो उपस्तर नहीं हैं, जैसा कि कोई उम्मीद करेगा, बल्कि केवल एक इलेक्ट्रॉन है। लेकिन 3 बजे डी-उपस्तर में पांच इलेक्ट्रॉन होते हैं, लेकिन यह उपस्तर 4 के बाद भर जाता है एस-उपस्तर (चित्र 6.4 देखें)। यह समझने के लिए कि ऐसा क्यों होता है, आइए देखें कि इलेक्ट्रॉन बादल क्या हैं 3 डी-इस परमाणु का उपस्तर।
पाँच में से प्रत्येक 3 डी-इस मामले में बादल एक इलेक्ट्रॉन द्वारा बनते हैं। जैसा कि आप इस अध्याय के § 4 से पहले से ही जानते हैं, ऐसे पांच इलेक्ट्रॉनों के कुल इलेक्ट्रॉन बादल का एक गोलाकार आकार होता है, या, जैसा कि वे कहते हैं, गोलाकार रूप से सममित होता है। विभिन्न दिशाओं में इलेक्ट्रॉन घनत्व के वितरण की प्रकृति के अनुसार, यह 1 के समान है एस-ईओ. उपस्तर की ऊर्जा, जिसके इलेक्ट्रॉन ऐसे बादल बनाते हैं, कम सममित बादल की तुलना में कम होती है। इस स्थिति में, कक्षीय ऊर्जा 3 है डी-उपस्तर ऊर्जा 4 के बराबर है एस-ऑर्बिटल्स. जब समरूपता टूट जाती है, उदाहरण के लिए, जब छठा इलेक्ट्रॉन प्रकट होता है, तो कक्षाओं की ऊर्जा 3 होती है डी-उपस्तर फिर से ऊर्जा से अधिक हो जाता है 4 एस-ऑर्बिटल्स. इसलिए, मैंगनीज परमाणु में फिर से 4 पर दूसरा इलेक्ट्रॉन होता है एस-एओ.
किसी भी उपस्तर का सामान्य बादल, जो आधे या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, में गोलाकार समरूपता होती है। इन मामलों में ऊर्जा में कमी सामान्य प्रकृति की होती है और यह इस बात पर निर्भर नहीं करती है कि कोई उपस्तर आधा या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा है या नहीं। और यदि ऐसा है, तो हमें परमाणु में अगले उल्लंघन की तलाश करनी चाहिए जिसके इलेक्ट्रॉन खोल में नौवां "पहुंचता है" डी-इलेक्ट्रॉन. दरअसल, तांबे के परमाणु में 3 होते हैं डी-उपस्तर में 10 इलेक्ट्रॉन होते हैं, और 4 एस- केवल एक उपस्तर (चित्र 6.16)। बी).
पूर्ण या आधे भरे उपस्तर की कक्षाओं की ऊर्जा में कमी से कई महत्वपूर्ण रासायनिक घटनाएं होती हैं, जिनमें से कुछ से आप परिचित होंगे।
6.7. बाहरी और वैलेंस इलेक्ट्रॉन, ऑर्बिटल्स और सबलेवल
रसायन विज्ञान में, एक नियम के रूप में, पृथक परमाणुओं के गुणों का अध्ययन नहीं किया जाता है, क्योंकि लगभग सभी परमाणु, जब विभिन्न पदार्थों का हिस्सा होते हैं, तो रासायनिक बंधन बनाते हैं। रासायनिक बंधन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की परस्पर क्रिया से बनते हैं। सभी परमाणुओं (हाइड्रोजन को छोड़कर) के लिए, सभी इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधनों के निर्माण में भाग नहीं लेते हैं: बोरान में पाँच में से तीन इलेक्ट्रॉन होते हैं, कार्बन में छह में से चार होते हैं, और, उदाहरण के लिए, बेरियम में छप्पन में से दो होते हैं। इन "सक्रिय" इलेक्ट्रॉनों को कहा जाता है अणु की संयोजन क्षमता.
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के साथ कभी-कभी भ्रमित होते हैं बाहरीइलेक्ट्रॉन, लेकिन यह वही चीज़ नहीं है।
बाहरी इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉनिक बादलों की अधिकतम त्रिज्या (और प्रमुख क्वांटम संख्या का अधिकतम मान) होती है।
यह बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं जो सबसे पहले बांड के निर्माण में भाग लेते हैं, यदि केवल इसलिए कि जब परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो इन इलेक्ट्रॉनों द्वारा निर्मित इलेक्ट्रॉन बादल सबसे पहले संपर्क में आते हैं। लेकिन उनके साथ-साथ कुछ इलेक्ट्रॉन भी बंधन के निर्माण में भाग ले सकते हैं। पूर्व बाह्य(अंतिम) परत, लेकिन केवल तभी जब उनमें ऊर्जा बाहरी इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा से बहुत अलग न हो। किसी परमाणु के दोनों इलेक्ट्रॉन संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं। (लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स में, यहां तक कि कुछ "बाहरी" इलेक्ट्रॉन भी वैलेंस हैं)
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा परमाणु के अन्य इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा से बहुत अधिक होती है, और वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक दूसरे से ऊर्जा में काफी कम भिन्न होते हैं।
बाहरी इलेक्ट्रॉन हमेशा वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, यदि परमाणु बिल्कुल भी रासायनिक बंधन बना सकता है। इस प्रकार, हीलियम परमाणु के दोनों इलेक्ट्रॉन बाहरी हैं, लेकिन उन्हें संयोजकता नहीं कहा जा सकता, क्योंकि हीलियम परमाणु कोई भी रासायनिक बंधन नहीं बनाता है।
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का कब्जा है वैलेंस ऑर्बिटल्स, जो बदले में बनता है वैलेंस सबलेवल.
उदाहरण के तौर पर, एक लोहे के परमाणु पर विचार करें, जिसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास चित्र में दिखाया गया है। 6.17. लोहे के परमाणु के इलेक्ट्रॉनों में से, अधिकतम प्रमुख क्वांटम संख्या ( एन= 4) केवल दो 4 हैं एस-इलेक्ट्रॉन. नतीजतन, वे इस परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन हैं। लौह परमाणु के बाहरी कक्षक सभी कक्षक हैं एन= 4, और बाहरी उपस्तर इन कक्षकों द्वारा निर्मित सभी उपस्तर हैं, अर्थात 4 एस-,
4पी-, 4डी- और 4 एफ-ईपीयू.
बाहरी इलेक्ट्रॉन हमेशा वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए 4 एस-लोहे के परमाणु के इलेक्ट्रॉन संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं। और यदि हां, तो 3 डी-थोड़ी अधिक ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉन भी वैलेंस इलेक्ट्रॉन होंगे। लौह परमाणु के बाह्य स्तर पर, भरे हुए के अतिरिक्त 4 एस-एओ अभी भी 4 फ्री हैं पी-, 4डी- और 4 एफ-एओ. वे सभी बाह्य हैं, लेकिन उनमें से केवल 4 ही संयोजकता हैं आर-एओ, चूंकि शेष ऑर्बिटल्स की ऊर्जा बहुत अधिक है, और इन ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति लौह परमाणु के लिए फायदेमंद नहीं है।
तो, लौह परमाणु
बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर - चौथा,
बाह्य उपस्तर – 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-ईपीयू,
बाहरी कक्षाएँ - 4 एस-, 4पी-, 4डी- और 4 एफ-एओ,
बाहरी इलेक्ट्रॉन - दो 4 एस-इलेक्ट्रॉन (4 एस 2),
बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत - चौथी,
बाहरी इलेक्ट्रॉन बादल - 4 एस-ईओ
वैलेंस सबलेवल - 4 एस-, 4पी-, और 3 डी-ईपीयू,
वैलेंस ऑर्बिटल्स - 4 एस-, 4पी-, और 3 डी-एओ,
वैलेंस इलेक्ट्रॉन - दो 4 एस-इलेक्ट्रॉन (4 एस 2) और छह 3 डी-इलेक्ट्रॉन (3 डी 6).
वैलेंस सबलेवल को आंशिक या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा जा सकता है, या वे पूरी तरह से मुक्त रह सकते हैं। जैसे-जैसे परमाणु आवेश बढ़ता है, सभी उपस्तरों का ऊर्जा मान कम हो जाता है, लेकिन एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रॉनों की परस्पर क्रिया के कारण, विभिन्न उपस्तरों की ऊर्जा अलग-अलग "गति" से घट जाती है। ऊर्जा पूरी तरह भर गई डी- और एफ-उपस्तर इतना कम हो जाता है कि वे संयोजकता नहीं रह जाते।
उदाहरण के तौर पर, टाइटेनियम और आर्सेनिक के परमाणुओं पर विचार करें (चित्र 6.18)।
टाइटेनियम परमाणु 3 के मामले में डी-ईपीयू केवल आंशिक रूप से इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, और इसकी ऊर्जा ऊर्जा 4 से अधिक होती है एस-ईपीयू, और 3 डी-इलेक्ट्रॉन वैलेंस हैं। आर्सेनिक परमाणु में 3 होते हैं डी-ईपीयू पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा हुआ है, और इसकी ऊर्जा 4 की ऊर्जा से काफी कम है एस-ईपीयू, और इसलिए 3 डी-इलेक्ट्रॉन वैलेंस नहीं हैं।
दिए गए उदाहरणों में, हमने विश्लेषण किया वैलेंस इलेक्ट्रॉन विन्यासटाइटेनियम और आर्सेनिक परमाणु।
किसी परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार दर्शाया गया है वैलेंस इलेक्ट्रॉन सूत्र, या रूप में संयोजकता उपस्तरों का ऊर्जा आरेख.
वैलेंस इलेक्ट्रॉन, बाहरी इलेक्ट्रॉन, वैलेंस ईपीयू, वैलेंस एओ, एक परमाणु का वैलेंस इलेक्ट्रॉन विन्यास, वैलेंस इलेक्ट्रॉन फॉर्मूला, वैलेंस सबलेवल्स आरेख।
1. आपके द्वारा संकलित ऊर्जा आरेखों पर और परमाणुओं Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar के संपूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में, बाहरी और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को दर्शाया गया है। इन परमाणुओं के संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए। ऊर्जा आरेखों पर, संयोजकता उपस्तरों के ऊर्जा आरेखों के अनुरूप भागों को हाइलाइट करें।
2. परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में क्या समानता है: a) Li और Na, B और Al, O और S, Ne और Ar; बी) Zn और Mg, Sc और Al, Cr और S, Ti और Si; सी) एच और हे, ली और ओ, के और क्र, एससी और गा। उनके मतभेद क्या हैं
3. प्रत्येक तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में कितने वैलेंस सबलेवल हैं: ए) हाइड्रोजन, हीलियम और लिथियम, बी) नाइट्रोजन, सोडियम और सल्फर, सी) पोटेशियम, कोबाल्ट और जर्मेनियम
4. a) बोरॉन, b) फ्लोरीन, c) सोडियम परमाणु में कितने वैलेंस ऑर्बिटल्स पूरी तरह से भरे हुए हैं?
5. एक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ कितने कक्षक होते हैं: ए) बोरान, बी) फ्लोरीन, सी) लोहा
6. मैंगनीज परमाणु में कितने मुक्त बाहरी कक्षक होते हैं? कितनी मुक्त संयोजकताएँ?
7.अगले पाठ के लिए, 20 मिमी चौड़ी कागज की एक पट्टी तैयार करें, इसे कोशिकाओं (20 × 20 मिमी) में विभाजित करें, और इस पट्टी पर तत्वों की एक प्राकृतिक श्रृंखला (हाइड्रोजन से मीटनेरियम तक) लागू करें।
8.प्रत्येक कोशिका में, तत्व का प्रतीक, उसका परमाणु क्रमांक और संयोजकता इलेक्ट्रॉन सूत्र रखें, जैसा कि चित्र में दिखाया गया है। 6.19 (परिशिष्ट 4 का उपयोग करें)।
6.8. परमाणुओं का उनके इलेक्ट्रॉन कोश की संरचना के अनुसार व्यवस्थितकरण
रासायनिक तत्वों का व्यवस्थितकरण तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला पर आधारित है
और इलेक्ट्रॉन कोशों की समानता का सिद्धांतउनके परमाणु.
आप पहले से ही रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला से परिचित हैं। आइए अब इलेक्ट्रॉनिक कोशों की समानता के सिद्धांत से परिचित हों।
ईआरई में परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को ध्यान में रखते हुए, यह पता लगाना आसान है कि कुछ परमाणुओं के लिए वे केवल मूल क्वांटम संख्या के मूल्यों में भिन्न होते हैं। उदाहरण के लिए, 1 एस 1 हाइड्रोजन के लिए, 2 एस 1 लिथियम के लिए, 3 एससोडियम आदि के लिए 1 या 2 एस 2 2पीफ्लोरीन के लिए 5, 3 एस 2 3पी 5 क्लोरीन के लिए, 4 एस 2 4पीब्रोमीन आदि के लिए 5। इसका मतलब यह है कि ऐसे परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बादलों के बाहरी क्षेत्र आकार में बहुत समान होते हैं और केवल आकार (और, निश्चित रूप से, इलेक्ट्रॉन घनत्व) में भिन्न होते हैं। और यदि ऐसा है, तो ऐसे परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन बादलों और संबंधित संयोजकता विन्यास को कहा जा सकता है समान. समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास वाले विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के लिए हम लिख सकते हैं सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: एन एस 1 पहले मामले में और एन एस 2 एन.पी.दूसरे में 5. जैसे-जैसे आप तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला से आगे बढ़ते हैं, आप समान संयोजकता विन्यास वाले परमाणुओं के अन्य समूह पा सकते हैं।
इस प्रकार, तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला में समान संयोजकता इलेक्ट्रॉन विन्यास वाले परमाणु नियमित रूप से पाए जाते हैं.
यह इलेक्ट्रॉनिक कोशों की समानता का सिद्धांत है।
आइए इस नियमितता के प्रकार को पहचानने का प्रयास करें। ऐसा करने के लिए, हम आपके द्वारा बनाए गए तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला का उपयोग करेंगे।
ईआरई हाइड्रोजन से शुरू होता है, जिसका वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1 है एस 1 . समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन की खोज में, हमने सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के साथ तत्वों के सामने तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला को काट दिया एन एस 1 (अर्थात लिथियम से पहले, सोडियम से पहले, आदि)। हमें तत्वों की तथाकथित "अवधि" प्राप्त हुई। आइए परिणामी "अवधि" जोड़ें ताकि वे तालिका पंक्तियाँ बन जाएँ (चित्र 6.20 देखें)। परिणामस्वरूप, तालिका के केवल पहले दो स्तंभों में परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समान होगा।
आइए तालिका के अन्य स्तंभों में वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन की समानता प्राप्त करने का प्रयास करें। ऐसा करने के लिए, हमने 6ठी और 7वीं आवर्त से संख्या 58-71 और 90-103 वाले तत्वों को काट दिया (वे 4 भरते हैं) एफ- और 5 एफ-उपस्तर) और उन्हें टेबल के नीचे रखें। हम शेष तत्वों के प्रतीकों को क्षैतिज रूप से स्थानांतरित करेंगे जैसा कि चित्र में दिखाया गया है। इसके बाद, तालिका के एक ही कॉलम में स्थित तत्वों के परमाणुओं में समान वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन होंगे, जिन्हें सामान्य वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों द्वारा व्यक्त किया जा सकता है: एन एस 1 , एन एस 2 , एन एस 2 (एन–1)डी 1 , एन एस 2 (एन–1)डी 2 और इसी तरह जब तक एन एस 2 एन.पी. 6. सामान्य संयोजकता सूत्रों से सभी विचलनों को क्रोमियम और तांबे के मामले में उन्हीं कारणों से समझाया गया है (पैराग्राफ 6.6 देखें)।
जैसा कि आप देख सकते हैं, ईआरई का उपयोग करके और इलेक्ट्रॉन कोशों की समानता के सिद्धांत को लागू करके, हम रासायनिक तत्वों को व्यवस्थित करने में सक्षम थे। रासायनिक तत्वों की ऐसी प्रणाली कहलाती है प्राकृतिक, क्योंकि यह पूरी तरह से प्रकृति के नियमों पर आधारित है। हमें जो तालिका प्राप्त हुई (चित्र 6.21) वह तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली को ग्राफिक रूप से चित्रित करने के तरीकों में से एक है और इसे कहा जाता है रासायनिक तत्वों की दीर्घावधि तालिका।
इलेक्ट्रॉन कोशों की समानता का सिद्धांत, रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली ("आवधिक" प्रणाली), रासायनिक तत्वों की तालिका।
6.9. रासायनिक तत्वों की दीर्घ आवर्त सारणी
आइए रासायनिक तत्वों की लंबी अवधि की तालिका की संरचना पर करीब से नज़र डालें।
जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, इस तालिका की पंक्तियों को तत्वों का "आवर्त" कहा जाता है। आवर्तों को 1 से 7 तक अरबी अंकों में क्रमांकित किया गया है। पहले आवर्त में केवल दो तत्व हैं। आठ-आठ तत्वों से युक्त दूसरे और तीसरे आवर्त कहलाते हैं छोटाअवधि. चौथे और पांचवें आवर्त, जिनमें प्रत्येक में 18 तत्व होते हैं, कहलाते हैं लंबाअवधि. छठे और सातवें आवर्त, जिनमें प्रत्येक में 32 तत्व होते हैं, कहलाते हैं लंबे समय के अतिरिक्तअवधि.
इस तालिका के कॉलम कहलाते हैं समूहतत्व. समूह संख्याओं को लैटिन अक्षरों ए या बी के साथ रोमन अंकों द्वारा दर्शाया जाता है।
कुछ समूहों के तत्वों के अपने सामान्य (समूह) नाम होते हैं: समूह IA के तत्व (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - क्षारीय तत्व(या क्षार धातु तत्व); समूह IIA तत्व (Ca, Sr, Ba और Ra) - क्षारीय पृथ्वी तत्व(या क्षारीय पृथ्वी धातु तत्व)(नाम "क्षार धातु" और क्षारीय पृथ्वी धातु "संबंधित तत्वों द्वारा निर्मित सरल पदार्थों को संदर्भित करते हैं और तत्वों के समूहों के नाम के रूप में उपयोग नहीं किया जाना चाहिए); तत्व VIA समूह (O, S, Se, Te, Po) - काल्कोजन, समूह VIIA तत्व (एफ, सीएल, बीआर, आई, एटी) - हैलोजन, समूह VIII तत्व (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – उत्कृष्ट गैस तत्व.(पारंपरिक नाम "नोबल गैसें" भी सरल पदार्थों को संदर्भित करता है)
क्रम संख्या 58 - 71 (सीई - लू) वाले तत्व आमतौर पर तालिका के नीचे रखे जाते हैं, कहलाते हैं लैंथेनाइड्स("निम्नलिखित लैंथेनम"), और क्रमांक 90 - 103 (थ - एलआर) वाले तत्व - actinides("समुद्री एनीमोन का अनुसरण करते हुए")। लंबी अवधि की तालिका का एक संस्करण है, जिसमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स ईआरई से नहीं काटे जाते हैं, बल्कि अल्ट्रा-लॉन्ग पीरियड्स में अपने स्थान पर बने रहते हैं। इस तालिका को कभी-कभी कहा जाता है अति-दीर्घ-अवधि.
दीर्घ आवर्त सारणी को चार भागों में विभाजित किया गया है अवरोध पैदा करना(या अनुभाग)।
एस ब्लॉकसामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के साथ IA और IIA समूहों के तत्व शामिल हैं एन एस 1 और एन एस 2
(एस-तत्व).
आर ब्लॉकसामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के साथ समूह IIIA से VIIIA तक के तत्व शामिल हैं एन एस 2 एन.पी. 1 से एन एस 2 एन.पी. 6 (पी तत्वों).
डी-ब्लॉकसामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के साथ समूह IIIB से IIB तक के तत्व शामिल हैं एन एस 2 (एन–1)डी 1 से एन एस 2 (एन–1)डी 10 (डी-तत्व).
एफ ब्लॉकलैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं ( एफ-तत्व).
तत्वों एस- और पी-ब्लॉक ए-समूह और तत्व बनाते हैं डी-ब्लॉक - रासायनिक तत्वों की प्रणाली का बी-समूह। सभी एफ-तत्वों को औपचारिक रूप से समूह IIIB में शामिल किया गया है।
प्रथम आवर्त के तत्व - हाइड्रोजन एवं हीलियम - हैं एस-तत्वों को IA और IIA समूहों में रखा जा सकता है। लेकिन हीलियम को अक्सर समूह VIIIA में उस तत्व के रूप में रखा जाता है जिसके साथ अवधि समाप्त होती है, जो पूरी तरह से इसके गुणों से मेल खाती है (हीलियम, इस समूह के तत्वों द्वारा गठित अन्य सभी सरल पदार्थों की तरह, एक उत्कृष्ट गैस है)। हाइड्रोजन को अक्सर समूह VIIA में रखा जाता है, क्योंकि इसके गुण क्षारीय तत्वों की तुलना में हैलोजन के अधिक करीब होते हैं।
सिस्टम की प्रत्येक अवधि परमाणुओं के वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन वाले तत्व से शुरू होती है एन एस 1, चूँकि इन्हीं परमाणुओं से अगली इलेक्ट्रॉनिक परत का निर्माण शुरू होता है, और परमाणुओं के संयोजकता विन्यास वाले एक तत्व के साथ समाप्त होता है एन एस 2 एन.पी. 6 (पहली अवधि को छोड़कर)। इससे ऊर्जा आरेख पर प्रत्येक आवर्त के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे उपस्तरों के समूहों की पहचान करना आसान हो जाता है (चित्र 6.22)। यह कार्य आपके द्वारा चित्र 6.4 में बनाई गई प्रतिलिपि में दिखाए गए सभी उपस्तरों के साथ करें। चित्र 6.22 में हाइलाइट किए गए उपस्तर (पूरी तरह से भरे हुए को छोड़कर)। डी- और एफ-उपस्तर) किसी दिए गए अवधि के सभी तत्वों के परमाणुओं के लिए संयोजकता हैं।
पीरियड्स में दिखना एस-, पी-, डी- या एफ-तत्व पूरी तरह से भरने के क्रम के अनुरूप हैं एस-, पी-, डी- या एफ-इलेक्ट्रॉनों के साथ उपस्तर। तत्वों की प्रणाली की यह विशेषता, उस अवधि और समूह को जानने की अनुमति देती है जिसमें कोई दिया गया तत्व शामिल है, तुरंत उसके वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को लिखने की अनुमति देता है।
रासायनिक तत्वों, ब्लॉकों, आवर्तों, समूहों, क्षारीय तत्वों, क्षारीय पृथ्वी तत्वों, चाल्कोजेन्स, हैलोजन्स, नोबल गैस तत्वों, लैंटानोइड्स, एक्टिनोइड्स की लंबी अवधि की तालिका।
a) IVA और IVB समूह, b) IIIA और VIIB समूह के तत्वों के परमाणुओं के सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें?
2. समूह ए और बी के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में क्या समानता है? वे कैसे अलग हैं?
3. तत्वों के कितने समूह शामिल हैं a) एस-ब्लॉक बी) आर-ब्लॉक, सी) डी-अवरोध पैदा करना?
4.उपस्तरों की ऊर्जा बढ़ाने की दिशा में चित्र 30 को जारी रखें और 4थे, 5वें और 6वें आवर्त में इलेक्ट्रॉनों से भरे उपस्तरों के समूहों को उजागर करें।
5. ए) कैल्शियम, बी) फॉस्फोरस, सी) टाइटेनियम, डी) क्लोरीन, ई) सोडियम परमाणुओं की संयोजकता उपस्तरों की सूची बनाएं। 6. बताएं कि s-, p- और d-तत्व एक दूसरे से किस प्रकार भिन्न हैं।
7.स्पष्ट करें कि किसी भी तत्व में परमाणु की सदस्यता नाभिक में प्रोटॉन की संख्या से निर्धारित होती है, न कि इस परमाणु के द्रव्यमान से।
8.लिथियम, एल्यूमीनियम, स्ट्रोंटियम, सेलेनियम, लौह और सीसा के परमाणुओं के लिए, संयोजकता, पूर्ण और संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें और संयोजकता उपस्तरों के ऊर्जा आरेख बनाएं। 9.कौन सा तत्व परमाणु निम्नलिखित वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के अनुरूप है: 3 एस 1 , 4एस 1 3डी 1 , 2s 2 2 पी 6 , 5एस 2 5पी 2 , 5एस 2 4डी 2 ?
6.10. परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के प्रकार. उनके संकलन के लिए एल्गोरिदम
विभिन्न उद्देश्यों के लिए, हमें किसी परमाणु के कुल या संयोजकता विन्यास को जानने की आवश्यकता है। इनमें से प्रत्येक इलेक्ट्रॉन विन्यास को किसी सूत्र या ऊर्जा आरेख द्वारा दर्शाया जा सकता है। वह है, एक परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉन विन्यासव्यक्त किया गया है एक परमाणु का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या एक परमाणु का पूरा ऊर्जा आरेख. इसकी बारी में, किसी परमाणु का संयोजकता इलेक्ट्रॉन विन्यासव्यक्त किया गया है वैलेंस(या जैसा कि इसे अक्सर कहा जाता है, " छोटा") परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या किसी परमाणु के संयोजकता उपस्तरों का आरेख(चित्र 6.23)।
पहले, हम तत्वों के परमाणु क्रमांक का उपयोग करके परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाते थे। उसी समय, हमने ऊर्जा आरेख के अनुसार उपस्तरों को इलेक्ट्रॉनों से भरने का क्रम निर्धारित किया: 1 एस, 2एस,
2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी,
6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एसऔर इसी तरह। और केवल संपूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखकर ही हम संयोजकता सूत्र लिख सकते हैं।
रासायनिक तत्वों की प्रणाली में तत्व की स्थिति के आधार पर, अवधि-समूह निर्देशांक का उपयोग करके, किसी परमाणु का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखना अधिक सुविधाजनक होता है, जिसका सबसे अधिक उपयोग किया जाता है।
आइए इस पर करीब से नज़र डालें कि तत्वों के लिए यह कैसे किया जाता है एस-, पी- और डी-ब्लॉक
तत्वों के लिए एस-एक परमाणु के ब्लॉक वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में तीन प्रतीक होते हैं। सामान्य तौर पर, इसे इस प्रकार लिखा जा सकता है:
पहले स्थान पर (बड़े सेल के स्थान पर) आवर्त संख्या को रखा जाता है (इनकी मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर)। एस-इलेक्ट्रॉन), और तीसरे पर (सुपरस्क्रिप्ट में) - समूह संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर)। एक उदाहरण के रूप में मैग्नीशियम परमाणु (तीसरी अवधि, समूह IIA) लेते हुए, हम पाते हैं:
तत्वों के लिए पी-एक परमाणु के ब्लॉक वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में छह प्रतीक होते हैं:
यहां बड़ी कोशिकाओं के स्थान पर आवर्त संख्या भी रखी गई है (इनकी मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर)। एस- और पी-इलेक्ट्रॉन), और समूह संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर) सुपरस्क्रिप्ट के योग के बराबर हो जाती है। ऑक्सीजन परमाणु (दूसरी अवधि, VIA समूह) के लिए हमें मिलता है:
2एस 2 2पी 4 .
अधिकांश तत्वों का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र डी-ब्लॉक को इस प्रकार लिखा जा सकता है:
पिछले मामलों की तरह, यहां पहले सेल के बजाय अवधि संख्या डाली गई है (इनकी मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर)। एस-इलेक्ट्रॉन)। इनमें से मुख्य क्वांटम संख्या के बाद से दूसरे सेल में संख्या एक कम हो जाती है डी-इलेक्ट्रॉन। यहां समूह संख्या भी सूचकांकों के योग के बराबर है। उदाहरण - टाइटेनियम का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (चौथा अवधि, IVB समूह): 4 एस 2 3डी 2 .
समूह संख्या VIB समूह के तत्वों के सूचकांकों के योग के बराबर है, लेकिन, जैसा कि आपको याद है, उनकी संयोजकता में एस-उपस्तर में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, और सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र होता है एन एस 1 (एन–1)डी 5 . इसलिए, उदाहरण के लिए, मोलिब्डेनम (पांचवीं अवधि) का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 5 है एस 1 4डी 5 .
IB समूह के किसी भी तत्व का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाना भी आसान है, उदाहरण के लिए, सोना (छठा आवर्त)>–>6 एस 1 5डी 10, लेकिन इस मामले में आपको यह याद रखना होगा डी- इस समूह के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन अभी भी संयोजकता बनाए रखते हैं, और उनमें से कुछ रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं।
समूह IIB तत्वों के परमाणुओं का सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है एन एस 2 (एन – 1)डी 10 . इसलिए, उदाहरण के लिए, जिंक परमाणु का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 4 है एस 2 3डी 10 .
पहले त्रय (Fe, Co और Ni) के तत्वों के संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र भी सामान्य नियमों का पालन करते हैं। आयरन, समूह VIIIB का एक तत्व, का वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 4 है एस 2 3डी 6. कोबाल्ट परमाणु में एक है डी-इलेक्ट्रॉन अधिक (4 एस 2 3डी 7), और निकल परमाणु के लिए - दो से (4 एस 2 3डी 8).
संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखने के लिए केवल इन नियमों का उपयोग करके, कुछ के परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाना असंभव है डी-तत्व (एनबी, आरयू, आरएच, पीडी, आईआर, पीटी), चूंकि उनमें, अत्यधिक सममित इलेक्ट्रॉन गोले की इच्छा के कारण, इलेक्ट्रॉनों के साथ वैलेंस सबलेवल को भरने में कुछ अतिरिक्त विशेषताएं हैं।
संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को जानकर, आप परमाणु का पूरा इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिख सकते हैं (नीचे देखें)।
प्रायः बोझिल पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के स्थान पर वे लिखते हैं संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्रपरमाणु. उन्हें इलेक्ट्रॉनिक सूत्र में संकलित करने के लिए, संयोजकता वाले को छोड़कर परमाणु के सभी इलेक्ट्रॉनों को अलग किया जाता है, उनके प्रतीकों को वर्गाकार कोष्ठक में रखा जाता है, और इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अंतिम तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अनुरूप भाग को अलग किया जाता है। पिछली अवधि (उत्कृष्ट गैस बनाने वाला तत्व) को इस परमाणु के प्रतीक से बदल दिया जाता है।
विभिन्न प्रकार के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के उदाहरण तालिका 14 में दिए गए हैं।
तालिका 14. परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के उदाहरण
इलेक्ट्रॉनिक सूत्र |
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संक्षिप्त |
वैलेंस |
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1एस 2 2एस 2 2पी 3 |
2एस 2 2पी 3 |
2एस 2 2पी 3 |
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1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 5 |
3एस 2 3पी 5 |
3एस 2 3पी 5 |
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1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 5 |
4एस 2 3डी 5 |
4एस 2 3डी 5 |
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1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 3 |
4एस 2 4पी 3 |
4एस 2 4पी 3 |
|
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 6 |
4एस 2 4पी 6 |
4एस 2 4पी 6 |
|
परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को संकलित करने के लिए एल्गोरिदम (आयोडीन परमाणु के उदाहरण का उपयोग करके)
№ |
संचालन |
परिणाम |
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तत्वों की तालिका में परमाणु के निर्देशांक निर्धारित करें। |
अवधि 5, समूह VIIA |
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संयोजकता इलेक्ट्रॉन सूत्र लिखिए। |
5एस 2 5पी 5 |
||
आंतरिक इलेक्ट्रॉनों के लिए प्रतीकों को उसी क्रम में पूरा करें जिस क्रम में वे उपस्तरों को भरते हैं। |
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 5एस 2 4डी 10 5पी 5 |
||
पूर्णतः भरे हुए की ऊर्जा में कमी को ध्यान में रखते हुए डी- और एफ-उपस्तर, संपूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें। |
|
||
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को लेबल करें। |
1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 6 4डी 10 5एस 2 5पी 5 |
||
पूर्ववर्ती उत्कृष्ट गैस परमाणु के इलेक्ट्रॉन विन्यास की पहचान करें। |
|||
सभी चीज़ों को वर्गाकार कोष्ठक में जोड़कर संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए असंवैधानिकइलेक्ट्रॉन. |
5एस 2 5पी 5 |
टिप्पणियाँ
1. दूसरे और तीसरे आवर्त के तत्वों के लिए, तीसरा ऑपरेशन (चौथे के बिना) तुरंत पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र की ओर ले जाता है।
2. (एन – 1)डी 10-समूह IB तत्वों के परमाणुओं पर इलेक्ट्रॉन संयोजकता बनाए रखते हैं।
संपूर्ण इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, वैलेंस इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूलों को संकलित करने के लिए एल्गोरिदम।
1. तत्व के परमाणु का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं a) तीसरे A समूह का दूसरा आवर्त, b) दूसरे A समूह का तीसरा आवर्त, c) चौथे A समूह का चौथा आवर्त।
2.मैग्नीशियम, फास्फोरस, पोटेशियम, लोहा, ब्रोमीन और आर्गन के परमाणुओं के लिए संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं।
6.11. रासायनिक तत्वों की लघु आवर्त सारणी
तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली की खोज के बाद से 100 से अधिक वर्षों में, कई सौ अलग-अलग तालिकाएँ प्रस्तावित की गई हैं जो इस प्रणाली को ग्राफिक रूप से दर्शाती हैं। इनमें से, लंबी अवधि की तालिका के अलावा, डी. आई. मेंडेलीव द्वारा तत्वों की तथाकथित लघु अवधि तालिका सबसे व्यापक है। एक लंबी अवधि की तालिका से एक छोटी अवधि की तालिका प्राप्त की जाती है यदि चौथी, पांचवीं, छठी और सातवीं अवधि को आईबी समूह के तत्वों के सामने काटा जाता है, अलग किया जाता है और परिणामी पंक्तियों को उसी तरह से मोड़ा जाता है जैसे हमने पहले किया था। अवधियों को मोड़ दिया. परिणाम चित्र 6.24 में दिखाया गया है।
यहां मुख्य टेबल के नीचे लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स भी रखे गए हैं।
में समूहइस तालिका में वे तत्व शामिल हैं जिनके परमाणु वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की समान संख्याइसकी परवाह किए बिना कि ये इलेक्ट्रॉन किस कक्षा में हैं। इस प्रकार, तत्व क्लोरीन (एक गैर-धातु बनाने वाला एक विशिष्ट तत्व; 3 एस 2 3पी 5) और मैंगनीज (एक धातु बनाने वाला तत्व; 4 एस 2 3डी 5), समान इलेक्ट्रॉन कोश नहीं होने के कारण, यहां समान सातवें समूह में आते हैं। ऐसे तत्वों को अलग करने की आवश्यकता हमें उन्हें समूहों में अलग करने के लिए मजबूर करती है उपसमूहों: मुख्य- लंबी अवधि की तालिका के ए-समूहों के एनालॉग्स और ओर- बी-समूहों के अनुरूप। चित्र 34 में, मुख्य उपसमूहों के तत्वों के प्रतीकों को बाईं ओर स्थानांतरित कर दिया गया है, और द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के प्रतीकों को दाईं ओर स्थानांतरित कर दिया गया है।
सच है, तालिका में तत्वों की इस व्यवस्था के अपने फायदे भी हैं, क्योंकि यह वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या है जो मुख्य रूप से एक परमाणु की वैलेंस क्षमताओं को निर्धारित करती है।
लंबी अवधि की तालिका परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के नियमों, तत्वों के समूहों में सरल पदार्थों और यौगिकों के गुणों में परिवर्तन की समानता और पैटर्न, परमाणुओं, सरल पदार्थों और यौगिकों की विशेषता वाली कई भौतिक मात्राओं में नियमित परिवर्तन को दर्शाती है। तत्वों की संपूर्ण प्रणाली में, और भी बहुत कुछ। इस संबंध में अल्पावधि तालिका कम सुविधाजनक है।
लघु-अवधि सारणी, मुख्य उपसमूह, पार्श्व उपसमूह।
1. आपके द्वारा तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला से बनाई गई लंबी अवधि की तालिका को छोटी अवधि की तालिका में परिवर्तित करें। उलटा रूपांतरण करें.
2. क्या लघु-आवर्त सारणी के एक समूह के तत्वों के परमाणुओं के लिए सामान्य संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र संकलित करना संभव है? क्यों?
6.12. परमाणु आकार. कक्षीय त्रिज्या
.परमाणु की कोई स्पष्ट सीमा नहीं होती। पृथक परमाणु का आकार क्या माना जाता है? परमाणु का नाभिक एक इलेक्ट्रॉन आवरण से घिरा होता है, और खोल में इलेक्ट्रॉन बादल होते हैं। ईओ का आकार एक त्रिज्या द्वारा निर्धारित होता है आरईओ. बाहरी परत के सभी बादलों की त्रिज्या लगभग समान होती है। इसलिए, एक परमाणु के आकार को इस त्रिज्या द्वारा दर्शाया जा सकता है। यह कहा जाता है परमाणु की कक्षीय त्रिज्या(आर 0).
परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या का मान परिशिष्ट 5 में दिया गया है।
ईओ की त्रिज्या नाभिक के आवेश और उस कक्षक पर निर्भर करती है जिसमें इस बादल को बनाने वाला इलेक्ट्रॉन स्थित है। नतीजतन, किसी परमाणु की कक्षीय त्रिज्या इन्हीं विशेषताओं पर निर्भर करती है।
आइए हाइड्रोजन और हीलियम परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों पर विचार करें। हाइड्रोजन परमाणु और हीलियम परमाणु दोनों में, इलेक्ट्रॉन 1 पर स्थित होते हैं एस-एओ, और उनके बादलों का आकार समान होता यदि इन परमाणुओं के नाभिक का आवेश समान होता। लेकिन हीलियम परमाणु के नाभिक पर आवेश हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक पर आवेश से दोगुना होता है। कूलम्ब के नियम के अनुसार, हीलियम परमाणु के प्रत्येक इलेक्ट्रॉन पर लगने वाला आकर्षण बल हाइड्रोजन परमाणु के नाभिक के प्रति इलेक्ट्रॉन के आकर्षण बल का दोगुना होता है। इसलिए, हीलियम परमाणु की त्रिज्या हाइड्रोजन परमाणु की त्रिज्या से बहुत छोटी होनी चाहिए। यह सच है: आर 0 (वह) / आर 0 (एच) = 0.291 ई / 0.529 ई 0.55।
लिथियम परमाणु में 2 पर एक बाहरी इलेक्ट्रॉन होता है एस-एओ, यानी दूसरी परत का एक बादल बनाता है। स्वाभाविक रूप से, इसका दायरा बड़ा होना चाहिए। वास्तव में: आर 0 (ली) = 1.586 ई.
दूसरे आवर्त के शेष तत्वों के परमाणुओं में बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं (और 2 एस, और 2 पी) उसी दूसरी इलेक्ट्रॉन परत में स्थित हैं, और परमाणु क्रमांक बढ़ने के साथ इन परमाणुओं का परमाणु आवेश बढ़ता है। इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर अधिक मजबूती से आकर्षित होते हैं, और, स्वाभाविक रूप से, परमाणुओं की त्रिज्या कम हो जाती है। हम अन्य अवधियों के तत्वों के परमाणुओं के लिए इन तर्कों को दोहरा सकते हैं, लेकिन एक स्पष्टीकरण के साथ: कक्षीय त्रिज्या केवल तभी घटती है जब प्रत्येक उपस्तर भर जाता है।
लेकिन अगर हम विवरणों को नजरअंदाज करें, तो तत्वों की एक प्रणाली में परमाणुओं के आकार में परिवर्तन की सामान्य प्रकृति इस प्रकार है: एक अवधि में क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ, परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या कम हो जाती है, और एक समूह में वे बढ़ोतरी। सबसे बड़ा परमाणु एक सीज़ियम परमाणु है, और सबसे छोटा एक हीलियम परमाणु है, लेकिन रासायनिक यौगिक बनाने वाले तत्वों के परमाणुओं में से (हीलियम और नियॉन उन्हें नहीं बनाते हैं), सबसे छोटा एक फ्लोरीन परमाणु है।
लैंथेनाइड्स के बाद प्राकृतिक श्रृंखला में तत्वों के अधिकांश परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्याएँ सामान्य कानूनों के आधार पर अपेक्षा से कुछ छोटी होती हैं। यह इस तथ्य के कारण है कि तत्वों की प्रणाली में लैंथेनम और हेफ़नियम के बीच 14 लैंथेनाइड हैं, और इसलिए, हेफ़नियम परमाणु के नाभिक का चार्ज 14 है इलैंथेनम से अधिक. इसलिए, इन परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन लैंथेनाइड्स की अनुपस्थिति की तुलना में नाभिक की ओर अधिक मजबूती से आकर्षित होते हैं (इस प्रभाव को अक्सर "लैंथेनाइड संकुचन" कहा जाता है)।
कृपया ध्यान दें कि समूह VIIIA तत्वों के परमाणुओं से समूह IA तत्वों के परमाणुओं की ओर जाने पर कक्षीय त्रिज्या अचानक बढ़ जाती है। नतीजतन, प्रत्येक अवधि के पहले तत्वों की हमारी पसंद (§ 7 देखें) सही निकली।
किसी परमाणु की कक्षीय त्रिज्या, तत्वों की प्रणाली में इसका परिवर्तन।
1.परिशिष्ट 5 में दिए गए आंकड़ों के अनुसार, ग्राफ़ पेपर पर तत्वों के लिए तत्व की परमाणु संख्या पर परमाणु की कक्षीय त्रिज्या की निर्भरता का एक ग्राफ बनाएं जेड 1 से 40 तक। क्षैतिज अक्ष की लंबाई 200 मिमी है, ऊर्ध्वाधर अक्ष की लंबाई 100 मिमी है।
2. आप परिणामी टूटी हुई रेखा की उपस्थिति को कैसे चित्रित कर सकते हैं?
6.13. परमाणु आयनीकरण ऊर्जा
यदि आप किसी परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन को अतिरिक्त ऊर्जा देते हैं (आप सीखेंगे कि भौतिकी पाठ्यक्रम में यह कैसे किया जा सकता है), तो इलेक्ट्रॉन दूसरे AO में जा सकता है, अर्थात परमाणु समाप्त हो जाएगा उत्साहित राज्य. यह अवस्था अस्थिर है, और इलेक्ट्रॉन लगभग तुरंत ही अपनी मूल स्थिति में वापस आ जाएगा, और अतिरिक्त ऊर्जा निकल जाएगी। लेकिन यदि इलेक्ट्रॉन को प्रदान की गई ऊर्जा काफी बड़ी है, तो इलेक्ट्रॉन परमाणु से पूरी तरह अलग हो सकता है, जबकि परमाणु आयनित, अर्थात धनात्मक आवेशित आयन में बदल जाता है ( कटियन). इसके लिए आवश्यक ऊर्जा कहलाती है परमाणु आयनीकरण ऊर्जा(इऔर)।
एक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को निकालना और इसके लिए आवश्यक ऊर्जा को मापना काफी कठिन है, इसलिए इसे व्यावहारिक रूप से निर्धारित और उपयोग किया जाता है दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा(ई और एम)।
मोलर आयनीकरण ऊर्जा दर्शाती है कि 1 मोल परमाणुओं (प्रत्येक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन) से 1 मोल इलेक्ट्रॉन निकालने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा क्या है। यह मान आमतौर पर किलोजूल प्रति मोल में मापा जाता है। अधिकांश तत्वों के लिए पहले इलेक्ट्रॉन की दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा का मान परिशिष्ट 6 में दिया गया है।
किसी परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा तत्वों की प्रणाली में तत्व की स्थिति पर कैसे निर्भर करती है, अर्थात यह समूह और अवधि में कैसे बदलती है?
अपने भौतिक अर्थ में, आयनीकरण ऊर्जा उस कार्य के बराबर होती है जिसे एक इलेक्ट्रॉन को एक परमाणु से अनंत दूरी तक ले जाने पर एक इलेक्ट्रॉन और एक परमाणु के बीच आकर्षण बल को दूर करने के लिए खर्च किया जाना चाहिए।
कहाँ क्यू-इलेक्ट्रॉन चार्ज, क्यूएक इलेक्ट्रॉन को हटाने के बाद शेष धनायन का आवेश है, और आर o परमाणु की कक्षीय त्रिज्या है।
और क्यू, और क्यू- मात्राएँ स्थिर हैं, और हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि एक इलेक्ट्रॉन को हटाने का कार्य ए, और इसके साथ आयनीकरण ऊर्जा इऔर, परमाणु की कक्षीय त्रिज्या के व्युत्क्रमानुपाती होते हैं।
परिशिष्ट 5 और 6 में दिए गए विभिन्न तत्वों के परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या के मूल्यों और संबंधित आयनीकरण ऊर्जा मूल्यों का विश्लेषण करके, आप यह सुनिश्चित कर सकते हैं कि इन मात्राओं के बीच संबंध आनुपातिक के करीब है, लेकिन इससे कुछ अलग है। . हमारा निष्कर्ष प्रयोगात्मक डेटा से बहुत अच्छी तरह सहमत नहीं होने का कारण यह है कि हमने एक बहुत ही कच्चे मॉडल का उपयोग किया था जिसमें कई महत्वपूर्ण कारकों को ध्यान में नहीं रखा गया था। लेकिन इस मोटे मॉडल ने भी हमें सही निष्कर्ष निकालने की अनुमति दी कि बढ़ती कक्षीय त्रिज्या के साथ परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा कम हो जाती है और, इसके विपरीत, घटती त्रिज्या के साथ यह बढ़ जाती है।
चूंकि बढ़ते परमाणु क्रमांक वाले आवर्त में परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या कम हो जाती है, आयनीकरण ऊर्जा बढ़ जाती है। एक समूह में, जैसे-जैसे परमाणु संख्या बढ़ती है, परमाणुओं की कक्षीय त्रिज्या, एक नियम के रूप में, बढ़ती है, और आयनीकरण ऊर्जा कम हो जाती है। उच्चतम दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा सबसे छोटे परमाणुओं, हीलियम परमाणुओं (2372 kJ/mol), और रासायनिक बंधन बनाने में सक्षम परमाणुओं, फ्लोरीन परमाणुओं (1681 kJ/mol) में पाई जाती है। सबसे बड़े परमाणुओं के लिए सबसे छोटा, सीज़ियम परमाणु (376 kJ/mol) है। तत्वों की एक प्रणाली में, बढ़ती आयनीकरण ऊर्जा की दिशा को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दिखाया जा सकता है: 
रसायन विज्ञान में, यह महत्वपूर्ण है कि आयनीकरण ऊर्जा एक परमाणु की "अपने" इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने की प्रवृत्ति को दर्शाती है: आयनीकरण ऊर्जा जितनी अधिक होगी, परमाणु इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने के लिए उतना ही कम इच्छुक होगा, और इसके विपरीत।
उत्तेजित अवस्था, आयनीकरण, धनायन, आयनीकरण ऊर्जा, मोलर आयनीकरण ऊर्जा, तत्वों की एक प्रणाली में आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन।
1. परिशिष्ट 6 में दिए गए डेटा का उपयोग करके, निर्धारित करें कि 1 ग्राम के कुल द्रव्यमान वाले सभी सोडियम परमाणुओं से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए कितनी ऊर्जा खर्च की जानी चाहिए।
2. परिशिष्ट 6 में दिए गए डेटा का उपयोग करके, निर्धारित करें कि समान द्रव्यमान के सभी पोटेशियम परमाणुओं की तुलना में 3 ग्राम वजन वाले सभी सोडियम परमाणुओं से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए कितनी गुना अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है। यह अनुपात समान परमाणुओं की दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा के अनुपात से भिन्न क्यों है?
3.परिशिष्ट 6 में दिए गए आंकड़ों के अनुसार, तत्वों के लिए परमाणु संख्या पर दाढ़ आयनीकरण ऊर्जा की निर्भरता की साजिश रचें जेड 1 से 40 तक। ग्राफ़ के आयाम पिछले पैराग्राफ के असाइनमेंट के समान हैं। जांचें कि क्या यह ग्राफ़ तत्वों की प्रणाली की "अवधि" की पसंद से मेल खाता है।
6.14. इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा
.किसी परमाणु की दूसरी सबसे महत्वपूर्ण ऊर्जा विशेषता है इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा(इसाथ)।
व्यवहार में, जैसा कि आयनीकरण ऊर्जा के मामले में होता है, आमतौर पर संबंधित दाढ़ मात्रा का उपयोग किया जाता है - दाढ़ इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा().
मोलर इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा उस ऊर्जा को दर्शाती है जब एक मोल इलेक्ट्रॉनों को एक मोल तटस्थ परमाणुओं (प्रत्येक परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन) में जोड़ा जाता है। मोलर आयनीकरण ऊर्जा की तरह, यह मात्रा भी किलोजूल प्रति मोल में मापी जाती है।
पहली नज़र में, ऐसा लग सकता है कि इस मामले में ऊर्जा जारी नहीं की जानी चाहिए, क्योंकि एक परमाणु एक तटस्थ कण है, और एक तटस्थ परमाणु और एक नकारात्मक चार्ज इलेक्ट्रॉन के बीच कोई इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल नहीं होता है। इसके विपरीत, एक परमाणु के पास पहुंचने पर, एक इलेक्ट्रॉन को, ऐसा प्रतीत होता है, उसी नकारात्मक चार्ज वाले इलेक्ट्रॉनों द्वारा विकर्षित किया जाना चाहिए जो इलेक्ट्रॉन शेल बनाते हैं। वास्तव में यह सच नहीं है। याद रखें कि क्या आपको कभी परमाणु क्लोरीन से जूझना पड़ा है। बिल्कुल नहीं। आख़िरकार, यह केवल बहुत उच्च तापमान पर ही मौजूद रहता है। यहां तक कि अधिक स्थिर आणविक क्लोरीन व्यावहारिक रूप से प्रकृति में नहीं पाया जाता है; यदि आवश्यक हो, तो इसे रासायनिक प्रतिक्रियाओं का उपयोग करके प्राप्त किया जाना चाहिए। और आपको लगातार सोडियम क्लोराइड (टेबल सॉल्ट) से जूझना पड़ता है। आख़िरकार, टेबल नमक का सेवन मनुष्य प्रतिदिन भोजन के साथ करता है। और प्रकृति में यह अक्सर होता है। लेकिन टेबल नमक में क्लोराइड आयन होते हैं, यानी, क्लोरीन परमाणु जिन्होंने एक "अतिरिक्त" इलेक्ट्रॉन जोड़ा है। क्लोराइड आयनों के इतने सामान्य होने का एक कारण यह है कि क्लोरीन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने की प्रवृत्ति होती है, अर्थात, जब क्लोरीन परमाणुओं और इलेक्ट्रॉनों से क्लोराइड आयन बनते हैं, तो ऊर्जा निकलती है।
ऊर्जा की रिहाई के कारणों में से एक आप पहले से ही जानते हैं - यह एकल चार्ज में संक्रमण के दौरान क्लोरीन परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की समरूपता में वृद्धि से जुड़ा हुआ है ऋणायन. उसी समय, जैसा कि आपको याद है, ऊर्जा 3 पी-उपस्तर घट जाता है. और भी जटिल कारण हैं.
इस तथ्य के कारण कि इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा का मूल्य कई कारकों से प्रभावित होता है, तत्वों की प्रणाली में इस मात्रा में परिवर्तन की प्रकृति आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति से कहीं अधिक जटिल है। परिशिष्ट 7 में दी गई तालिका का विश्लेषण करके आप इसके बारे में आश्वस्त हो सकते हैं। लेकिन चूंकि इस मात्रा का मूल्य, सबसे पहले, आयनीकरण ऊर्जा के मूल्यों के समान इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन द्वारा निर्धारित किया जाता है, तो सिस्टम में इसका परिवर्तन होता है तत्वों (कम से कम ए-समूहों में) सामान्यतः आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन के समान होता है, अर्थात, एक समूह में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की ऊर्जा कम हो जाती है, और एक अवधि में यह बढ़ जाती है। यह फ्लोरीन (328 kJ/mol) और क्लोरीन (349 kJ/mol) परमाणुओं के लिए अधिकतम है। तत्वों की एक प्रणाली में इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति आयनीकरण ऊर्जा में परिवर्तन की प्रकृति से मिलती जुलती है, अर्थात, इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा में वृद्धि की दिशा को योजनाबद्ध रूप से निम्नानुसार दिखाया जा सकता है:
2. पिछले कार्यों की तरह क्षैतिज अक्ष के साथ समान पैमाने पर, तत्वों के परमाणुओं के लिए परमाणु संख्या पर इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की दाढ़ ऊर्जा की निर्भरता का एक ग्राफ बनाएं जेडऐप 7 का उपयोग करके 1 से 40 तक।
3.नकारात्मक इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा मूल्यों का क्या भौतिक अर्थ है?
4. दूसरे आवर्त के तत्वों के सभी परमाणुओं में से केवल बेरिलियम, नाइट्रोजन और नियॉन में इलेक्ट्रॉन बन्धुता की दाढ़ ऊर्जा का मान ऋणात्मक क्यों है?
6.15. परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन खोने और प्राप्त करने की प्रवृत्ति
आप पहले से ही जानते हैं कि किसी परमाणु की अपने स्वयं के इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने और दूसरों के इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने की प्रवृत्ति उसकी ऊर्जा विशेषताओं (आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा) पर निर्भर करती है। कौन से परमाणु अपने इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने के लिए अधिक इच्छुक हैं, और कौन से परमाणु दूसरों को स्वीकार करने के लिए अधिक इच्छुक हैं?
इस प्रश्न का उत्तर देने के लिए, आइए तालिका 15 में वह सब कुछ संक्षेप में प्रस्तुत करें जो हम तत्वों की प्रणाली में इन झुकावों में परिवर्तन के बारे में जानते हैं।
तालिका 15. परमाणुओं की अपने स्वयं के इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने और विदेशी इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने की प्रवृत्ति में परिवर्तन
