आवर्त सारणी के सभी इलेक्ट्रॉनिक परमाणु सूत्र। परमाणुओं और आरेखों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

आइए देखें कि परमाणु का निर्माण कैसे होता है। ध्यान रखें कि हम विशेष रूप से मॉडलों के बारे में बात करेंगे। व्यवहार में, परमाणु बहुत अधिक जटिल संरचना हैं। लेकिन आधुनिक विकास के लिए धन्यवाद, हम गुणों की व्याख्या करने और यहां तक ​​​​कि सफलतापूर्वक भविष्यवाणी करने में सक्षम हैं (भले ही सभी नहीं)। तो परमाणु की संरचना क्या है? यह किस चीज़ से बना है?

परमाणु का ग्रहीय मॉडल

इसे पहली बार 1913 में डेनिश भौतिक विज्ञानी एन. बोह्र द्वारा प्रस्तावित किया गया था। यह परमाणु संरचना पर आधारित पहला सिद्धांत है वैज्ञानिक तथ्य. इसके अलावा, इसने आधुनिक विषयगत शब्दावली की नींव रखी। इसमें इलेक्ट्रॉन कण उत्पन्न होते हैं घूर्णी गतियाँपरमाणु के चारों ओर सूर्य के चारों ओर ग्रहों के समान सिद्धांत के अनुसार। बोह्र ने सुझाव दिया कि वे विशेष रूप से नाभिक से कड़ाई से परिभाषित दूरी पर स्थित कक्षाओं में मौजूद हो सकते हैं। वैज्ञानिक दृष्टिकोण से वैज्ञानिक यह नहीं बता सके कि ऐसा क्यों था, लेकिन कई प्रयोगों द्वारा ऐसे मॉडल की पुष्टि की गई थी। पूर्णांक संख्याओं का उपयोग कक्षाओं को निर्दिष्ट करने के लिए किया जाता था, जिसकी शुरुआत एक से होती थी, जिसे नाभिक के सबसे निकट क्रमांकित किया गया था। इन सभी कक्षाओं को स्तर भी कहा जाता है। हाइड्रोजन परमाणु का केवल एक ही स्तर होता है, जिस पर एक इलेक्ट्रॉन घूमता है। लेकिन जटिल परमाणुओं के भी स्तर होते हैं। उन्हें ऐसे घटकों में विभाजित किया गया है जो समान ऊर्जा क्षमता वाले इलेक्ट्रॉनों को जोड़ते हैं। तो, दूसरे में पहले से ही दो उपस्तर हैं - 2s और 2p। तीसरे में पहले से ही तीन हैं - 3s, 3p और 3d। और इसी तरह। सबसे पहले, कोर के नजदीक के उपस्तरों को "आबादी" दी जाती है, और फिर दूर के उपस्तरों को। उनमें से प्रत्येक केवल एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉन धारण कर सकता है। लेकिन ये अंत नहीं है. प्रत्येक उपस्तर को कक्षकों में विभाजित किया गया है। आइए सामान्य जीवन से तुलना करें। एक परमाणु का इलेक्ट्रॉन बादल एक शहर के बराबर है। स्तर सड़कें हैं। उपस्तर - एक निजी घरया एक अपार्टमेंट. कक्षीय - कक्ष. उनमें से प्रत्येक एक या दो इलेक्ट्रॉनों को "जीवित" करता है। उन सभी के विशिष्ट पते हैं। यह परमाणु की संरचना का पहला चित्र था। और अंत में, इलेक्ट्रॉनों के पते के बारे में: वे संख्याओं के सेट द्वारा निर्धारित होते हैं जिन्हें "क्वांटम" कहा जाता है।

परमाणु का तरंग मॉडल

लेकिन समय के साथ, ग्रहीय मॉडल को संशोधित किया गया। परमाणु संरचना का दूसरा सिद्धांत प्रस्तावित किया गया था। यह अधिक उन्नत है और आपको व्यावहारिक प्रयोगों के परिणामों को समझाने की अनुमति देता है। पहले वाले को परमाणु के तरंग मॉडल द्वारा प्रतिस्थापित किया गया था, जिसे ई. श्रोडिंगर द्वारा प्रस्तावित किया गया था। तब यह पहले से ही स्थापित था कि एक इलेक्ट्रॉन न केवल एक कण के रूप में, बल्कि एक तरंग के रूप में भी प्रकट हो सकता है। श्रोडिंगर ने क्या किया? उन्होंने एक समीकरण लागू किया जो तरंग की गति का वर्णन करता है। इस प्रकार, कोई किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉन के प्रक्षेप पथ का पता नहीं लगा सकता है, बल्कि एक निश्चित बिंदु पर इसके पता लगाने की संभावना का पता लगा सकता है। जो बात दोनों सिद्धांतों को एकजुट करती है वह यह है कि प्राथमिक कण विशिष्ट स्तरों, उपस्तरों और कक्षाओं में स्थित होते हैं। यहीं पर मॉडलों के बीच समानता समाप्त होती है। मैं आपको एक उदाहरण देता हूं: तरंग सिद्धांत में, एक कक्षीय एक ऐसा क्षेत्र है जहां 95% संभावना के साथ एक इलेक्ट्रॉन पाया जा सकता है। शेष स्थान 5% है। लेकिन अंत में यह पता चला कि परमाणुओं की संरचनात्मक विशेषताओं को तरंग मॉडल का उपयोग करके दर्शाया गया है, इस तथ्य के बावजूद कि इस्तेमाल की जाने वाली शब्दावली आम है।

इस मामले में संभाव्यता की अवधारणा

इस शब्द का प्रयोग क्यों किया गया? हाइजेनबर्ग ने 1927 में अनिश्चितता सिद्धांत तैयार किया, जिसका उपयोग अब सूक्ष्म कणों की गति का वर्णन करने के लिए किया जाता है। यह सामान्य भौतिक शरीरों से उनके मूलभूत अंतर पर आधारित है। यह क्या है? शास्त्रीय यांत्रिकी ने माना कि कोई व्यक्ति घटनाओं को प्रभावित किए बिना उनका अवलोकन कर सकता है (अवलोकन)। खगोलीय पिंड). प्राप्त आंकड़ों के आधार पर, यह गणना करना संभव है कि वस्तु एक निश्चित समय पर कहाँ होगी। लेकिन सूक्ष्म जगत में चीजें आवश्यक रूप से भिन्न होती हैं। इसलिए, उदाहरण के लिए, इस तथ्य के कारण कि उपकरण और कण की ऊर्जा अतुलनीय है, किसी इलेक्ट्रॉन को प्रभावित किए बिना उसका निरीक्षण करना अब संभव नहीं है। इससे उसका स्थान बदल जाता है प्राथमिक कण, राज्य, दिशा, गति की गति और अन्य पैरामीटर। और सटीक विशेषताओं के बारे में बात करने का कोई मतलब नहीं है। अनिश्चितता सिद्धांत स्वयं हमें बताता है कि नाभिक के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के सटीक प्रक्षेपवक्र की गणना करना असंभव है। आप केवल अंतरिक्ष के एक निश्चित क्षेत्र में एक कण मिलने की संभावना का संकेत दे सकते हैं। यह रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की संरचना की ख़ासियत है। लेकिन व्यावहारिक प्रयोगों में वैज्ञानिकों को इसे विशेष रूप से ध्यान में रखना चाहिए।

परमाणु संरचना

लेकिन आइए संपूर्ण विषय वस्तु पर ध्यान केंद्रित करें। तो, सुविचारित इलेक्ट्रॉन आवरण के अलावा, परमाणु का दूसरा घटक नाभिक है। इसमें धनावेशित प्रोटॉन और तटस्थ न्यूट्रॉन होते हैं। आवर्त सारणी से हम सभी परिचित हैं। प्रत्येक तत्व की संख्या उसमें मौजूद प्रोटॉनों की संख्या से मेल खाती है। न्यूट्रॉन की संख्या एक परमाणु के द्रव्यमान और उसके प्रोटॉन की संख्या के बीच के अंतर के बराबर होती है। इस नियम से विचलन हो सकता है. फिर वे कहते हैं कि तत्व का एक आइसोटोप मौजूद है। परमाणु की संरचना ऐसी होती है कि वह चारों ओर से घिरा रहता है इलेक्ट्रॉन कवच. आमतौर पर प्रोटॉनों की संख्या के बराबर होती है। बाद वाले का द्रव्यमान पहले वाले की तुलना में लगभग 1840 गुना अधिक है, और लगभग न्यूट्रॉन के वजन के बराबर है। नाभिक की त्रिज्या परमाणु के व्यास का लगभग 1/200,000 है। इसका आकार स्वयं गोलाकार है। यह, सामान्यतः, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की संरचना है। द्रव्यमान और गुणों में अंतर के बावजूद, वे लगभग एक जैसे दिखते हैं।

कक्षाओं

परमाणु संरचना आरेख क्या है, इस बारे में बात करते समय कोई भी उनके बारे में चुप नहीं रह सकता। तो, ये प्रकार हैं:

1. एस। इनका आकार गोलाकार होता है।
2. पी। वे त्रि-आयामी आकृति आठ या धुरी की तरह दिखते हैं।
3. डी और एफ. इनका आकार जटिल होता है जिसका औपचारिक भाषा में वर्णन करना कठिन होता है।

प्रत्येक प्रकार का एक इलेक्ट्रॉन संबंधित कक्षक में 95% संभावना के साथ पाया जा सकता है। प्रस्तुत की गई जानकारी को शांतिपूर्वक व्यवहार किया जाना चाहिए, क्योंकि यह अमूर्त है गणित का मॉडल, स्थिति की भौतिक वास्तविकता के बजाय। लेकिन इन सबके साथ, इसमें परमाणुओं और यहां तक ​​कि अणुओं के रासायनिक गुणों के बारे में अच्छी भविष्यवाणी करने की शक्ति है। एक स्तर नाभिक से जितना दूर स्थित होता है, उतने ही अधिक इलेक्ट्रॉन उस पर रखे जा सकते हैं। इस प्रकार, कक्षाओं की संख्या की गणना एक विशेष सूत्र का उपयोग करके की जा सकती है: x 2। यहाँ x स्तरों की संख्या के बराबर है। और चूँकि एक कक्षक में अधिकतम दो इलेक्ट्रॉन रखे जा सकते हैं, अंततः उनकी संख्यात्मक खोज का सूत्र इस तरह दिखेगा: 2x 2.

कक्षाएँ: तकनीकी डेटा

अगर हम फ्लोरीन परमाणु की संरचना के बारे में बात करें तो इसमें तीन कक्षाएँ होंगी। वे सब भर जायेंगे. एक उपस्तर के भीतर कक्षकों की ऊर्जा समान होती है। उन्हें नामित करने के लिए, परत संख्या जोड़ें: 2s, 4p, 6d। आइए फ्लोरीन परमाणु की संरचना के बारे में बातचीत पर वापस लौटें। इसमें दो एस- और एक पी-सबलेवल होगा। इसमें नौ प्रोटॉन और इतनी ही संख्या में इलेक्ट्रॉन होते हैं। पहला एस-लेवल. वह दो इलेक्ट्रॉन हैं। फिर दूसरा एस-लेवल। दो और इलेक्ट्रॉन. और 5 पी-लेवल भरता है। यह उसकी संरचना है. निम्नलिखित उपशीर्षक को पढ़ने के बाद, आप आवश्यक कदम स्वयं उठा सकते हैं और यह सुनिश्चित कर सकते हैं। अगर हम बात करें कि फ्लोरीन भी किससे संबंधित है, तो यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि वे, हालांकि एक ही समूह में हैं, उनकी विशेषताओं में पूरी तरह से अलग हैं। इस प्रकार इनका क्वथनांक -188 से 309 डिग्री सेल्सियस तक होता है। तो फिर वे एकजुट क्यों हुए? सभी को धन्यवाद रासायनिक गुण. सभी हैलोजन और सबसे बड़ी सीमा तक फ्लोरीन में ऑक्सीकरण क्षमता सबसे अधिक होती है। वे धातुओं के साथ प्रतिक्रिया करते हैं और कमरे के तापमान पर बिना किसी समस्या के स्वतः ही प्रज्वलित हो सकते हैं।

कक्षाएँ कैसे भरी जाती हैं?

इलेक्ट्रॉनों को किन नियमों एवं सिद्धांतों के अनुसार व्यवस्थित किया जाता है? हमारा सुझाव है कि आप अपने आप को तीन मुख्य बातों से परिचित करा लें, जिनके शब्दों को बेहतर ढंग से समझने के लिए सरल बनाया गया है:

1. न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत. बढ़ती ऊर्जा के क्रम में इलेक्ट्रॉन कक्षाओं को भरने लगते हैं।
2. पाउली का सिद्धांत. एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।
3. हंड का नियम. एक उपस्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले खाली कक्षाओं को भरते हैं, और उसके बाद ही जोड़े बनाते हैं।

परमाणु की संरचना इसे भरने में मदद करेगी और इस मामले में यह छवि के संदर्भ में अधिक समझने योग्य हो जाएगा। इसलिए, सर्किट आरेखों के निर्माण के साथ व्यावहारिक रूप से काम करते समय, इसे हाथ में रखना आवश्यक है।

उदाहरण

लेख के ढांचे के भीतर कही गई हर बात को संक्षेप में प्रस्तुत करने के लिए, आप एक नमूना तैयार कर सकते हैं कि किसी परमाणु के इलेक्ट्रॉनों को उनके स्तरों, उपस्तरों और कक्षाओं के बीच कैसे वितरित किया जाता है (अर्थात, स्तरों का विन्यास क्या है)। इसे एक सूत्र, एक ऊर्जा आरेख या एक परत आरेख के रूप में दर्शाया जा सकता है। यहां बहुत अच्छे चित्र हैं, जिन्हें ध्यान से देखने पर परमाणु की संरचना को समझने में मदद मिलती है। तो, पहला स्तर पहले भरा जाता है। इसका केवल एक उपस्तर होता है, जिसमें केवल एक कक्षीय होता है। सबसे छोटे से शुरू करके सभी स्तर क्रमिक रूप से भरे जाते हैं। सबसे पहले, एक उपस्तर के भीतर, प्रत्येक कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन रखा जाता है। फिर जोड़ियां बनती हैं. और यदि मुफ़्त हैं, तो किसी अन्य भरने वाले विषय पर स्विच होता है। और अब आप स्वयं पता लगा सकते हैं कि नाइट्रोजन या फ्लोरीन परमाणु की संरचना क्या है (जिस पर पहले विचार किया गया था)। शुरुआत में यह थोड़ा मुश्किल हो सकता है, लेकिन आप मार्गदर्शन के लिए चित्रों का उपयोग कर सकते हैं। स्पष्टता के लिए, आइए नाइट्रोजन परमाणु की संरचना को देखें। इसमें 7 प्रोटॉन (न्यूट्रॉन सहित जो नाभिक बनाते हैं) और समान संख्या में इलेक्ट्रॉन (जो इलेक्ट्रॉन कोश बनाते हैं) हैं। पहला एस-स्तर सबसे पहले भरा जाता है। इसमें 2 इलेक्ट्रॉन हैं। इसके बाद दूसरा एस-लेवल आता है। इसमें 2 इलेक्ट्रॉन भी होते हैं। और अन्य तीन को पी-स्तर पर रखा गया है, जहां उनमें से प्रत्येक एक कक्ष में रहता है।

निष्कर्ष

जैसा कि आप देख सकते हैं, परमाणु की संरचना इतना कठिन विषय नहीं है (यदि आप इसे स्कूल रसायन विज्ञान पाठ्यक्रम के परिप्रेक्ष्य से देखते हैं, तो निश्चित रूप से)। और समझने इस विषयकठिन नहीं है. अंत में, मैं आपको कुछ विशेषताओं के बारे में बताना चाहूँगा। उदाहरण के लिए, ऑक्सीजन परमाणु की संरचना के बारे में बात करते हुए, हम जानते हैं कि इसमें आठ प्रोटॉन और 8-10 न्यूट्रॉन होते हैं। और चूँकि प्रकृति में हर चीज़ संतुलित होती है, दो ऑक्सीजन परमाणु एक अणु बनाते हैं, जहाँ दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन एक सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। एक अन्य स्थिर ऑक्सीजन अणु, ओजोन (O3), इसी तरह बनता है। ऑक्सीजन परमाणु की संरचना को जानकर, आप ऑक्सीडेटिव प्रतिक्रियाओं के लिए सही ढंग से सूत्र तैयार कर सकते हैं जिसमें पृथ्वी पर सबसे आम पदार्थ भाग लेता है।

परमाणु की संरचना.

एक परमाणु बनता है परमाणु नाभिक और इलेक्ट्रॉन कवच.

परमाणु के नाभिक में प्रोटॉन होते हैं ( पी+) और न्यूट्रॉन ( एन 0). अधिकांश हाइड्रोजन परमाणुओं में एक नाभिक होता है जिसमें एक प्रोटॉन होता है।

प्रोटॉनों की संख्या एन(पी+) परमाणु आवेश के बराबर है ( जेड) और तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला (और तत्वों की आवर्त सारणी में) में तत्व की क्रमिक संख्या।

एन(पी +) = जेड

न्यूट्रॉन का योग एन(एन 0), केवल अक्षर द्वारा दर्शाया गया है एन, और प्रोटॉनों की संख्या जेडबुलाया जन अंक और पत्र द्वारा निर्दिष्ट है ए.

ए = जेड + एन

किसी परमाणु के इलेक्ट्रॉन आवरण में नाभिक के चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं ( इ -).

इलेक्ट्रॉनों की संख्या एन(इ-) एक तटस्थ परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है जेडमूलतः।

एक प्रोटॉन का द्रव्यमान लगभग न्यूट्रॉन के द्रव्यमान के बराबर होता है और एक इलेक्ट्रॉन के द्रव्यमान का 1840 गुना होता है, इसलिए एक परमाणु का द्रव्यमान लगभग नाभिक के द्रव्यमान के बराबर होता है।

परमाणु का आकार गोलाकार होता है. नाभिक की त्रिज्या परमाणु की त्रिज्या से लगभग 100,000 गुना छोटी होती है।

रासायनिक तत्व- समान परमाणु आवेश वाले परमाणुओं का प्रकार (परमाणुओं का संग्रह) (नाभिक में समान संख्या में प्रोटॉन के साथ)।

आइसोटोप- नाभिक में समान संख्या में न्यूट्रॉन वाले एक ही तत्व के परमाणुओं का संग्रह (या नाभिक में समान संख्या में प्रोटॉन और समान संख्या में न्यूट्रॉन वाले परमाणु का एक प्रकार)।

विभिन्न आइसोटोप अपने परमाणुओं के नाभिक में न्यूट्रॉन की संख्या में एक दूसरे से भिन्न होते हैं।

एक व्यक्तिगत परमाणु या आइसोटोप का पदनाम: (ई - तत्व प्रतीक), उदाहरण के लिए:।

किसी परमाणु के इलेक्ट्रॉन आवरण की संरचना

परमाणु कक्षक- परमाणु में इलेक्ट्रॉन की अवस्था. कक्षक का प्रतीक है। प्रत्येक कक्षक में एक संगत इलेक्ट्रॉन बादल होता है।

जमीनी (अउत्तेजित) अवस्था में वास्तविक परमाणुओं की कक्षाएँ चार प्रकार की होती हैं: एस, पी, डीऔर एफ.

इलेक्ट्रॉनिक बादल- अंतरिक्ष का वह भाग जिसमें 90 (या अधिक) प्रतिशत की संभावना के साथ एक इलेक्ट्रॉन पाया जा सकता है।

टिप्पणी: कभी-कभी "परमाणु कक्षक" और "इलेक्ट्रॉन बादल" की अवधारणाओं को अलग नहीं किया जाता है, दोनों को "परमाणु कक्षक" कहा जाता है।

परमाणु का इलेक्ट्रॉन आवरण परतदार होता है। इलेक्ट्रॉनिक परतसमान आकार के इलेक्ट्रॉन बादलों द्वारा निर्मित। एक परत की कक्षाएँ बनती हैं इलेक्ट्रॉनिक ("ऊर्जा") स्तर, उनकी ऊर्जाएँ हाइड्रोजन परमाणु के लिए समान हैं, लेकिन अन्य परमाणुओं के लिए भिन्न हैं।

एक ही प्रकार की कक्षाओं को समूहीकृत किया गया है इलेक्ट्रॉनिक (ऊर्जा)उपस्तर:
एस-सबलेवल (एक से मिलकर बनता है एस-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
पी-सबलेवल (तीन से मिलकर बनता है पी
डी-सबलेवल (पांच से मिलकर बनता है डी-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।
एफ-सबलेवल (सात से मिलकर बनता है एफ-ऑर्बिटल्स), प्रतीक -।

समान उपस्तर के कक्षकों की ऊर्जाएँ समान होती हैं।

उपस्तरों को निर्दिष्ट करते समय, परत की संख्या (इलेक्ट्रॉनिक स्तर) को उपस्तर प्रतीक में जोड़ा जाता है, उदाहरण के लिए: 2 एस, 3पी, 5डीमतलब एस-दूसरे स्तर का उपस्तर, पी-तीसरे स्तर का उपस्तर, डी-पांचवें स्तर का उपस्तर।

एक स्तर पर उपस्तरों की कुल संख्या स्तर संख्या के बराबर होती है एन. एक स्तर पर कक्षकों की कुल संख्या बराबर होती है एन 2. तदनुसार, एक परत में बादलों की कुल संख्या भी बराबर होती है एन 2 .

पदनाम: - मुक्त कक्षीय (इलेक्ट्रॉनों के बिना), - एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन के साथ कक्षीय, - एक इलेक्ट्रॉन युग्म के साथ कक्षीय (दो इलेक्ट्रॉनों के साथ)।

जिस क्रम में इलेक्ट्रॉन किसी परमाणु की कक्षाओं को भरते हैं वह प्रकृति के तीन नियमों द्वारा निर्धारित होता है (सूत्रीकरण सरलीकृत शब्दों में दिए गए हैं):

1. न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत - इलेक्ट्रॉन कक्षकों की बढ़ती ऊर्जा के क्रम में कक्षकों को भरते हैं।

2. पाउली सिद्धांत - एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।

3. हंड का नियम - एक उपस्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले खाली कक्षाओं (एक समय में एक) को भरते हैं, और उसके बाद ही वे इलेक्ट्रॉन जोड़े बनाते हैं।

इलेक्ट्रॉनिक स्तर (या इलेक्ट्रॉन परत) में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या 2 है एन 2 .

ऊर्जा द्वारा उपस्तरों का वितरण इस प्रकार व्यक्त किया गया है (बढ़ती ऊर्जा के क्रम में):

1एस, 2एस, 2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी, 6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एस, 5एफ, 6डी, 7पी ...

यह क्रम ऊर्जा आरेख द्वारा स्पष्ट रूप से व्यक्त किया गया है:

किसी परमाणु के इलेक्ट्रॉनों का स्तरों, उपस्तरों और ऑर्बिटल्स (परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास) में वितरण को इलेक्ट्रॉन सूत्र, ऊर्जा आरेख, या अधिक सरलता से, इलेक्ट्रॉन परतों के आरेख ("इलेक्ट्रॉन आरेख") के रूप में दर्शाया जा सकता है।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के उदाहरण:

अणु की संयोजन क्षमता- परमाणु के इलेक्ट्रॉन जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। किसी भी परमाणु के लिए, ये सभी बाहरी इलेक्ट्रॉन और वे पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं जिनकी ऊर्जा बाहरी इलेक्ट्रॉनों से अधिक होती है। उदाहरण के लिए: Ca परमाणु में 4 बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं एस 2, वे भी वैलेंस हैं; Fe परमाणु में 4 बाहरी इलेक्ट्रॉन होते हैं एस 2 लेकिन उसके पास 3 हैं डी 6, इसलिए लोहे के परमाणु में 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। कैल्शियम परमाणु का संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 4 है एस 2, और लौह परमाणु - 4 एस 2 3डी 6 .

डी. आई. मेंडेलीव द्वारा रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी
(रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक प्रणाली)

रासायनिक तत्वों का आवर्त नियम(आधुनिक सूत्रीकरण): रासायनिक तत्वों के गुण, साथ ही उनके द्वारा निर्मित सरल और जटिल पदार्थ, समय-समय पर परमाणु नाभिक के आवेश के मूल्य पर निर्भर होते हैं।

आवर्त सारणी- आवधिक कानून की ग्राफिक अभिव्यक्ति।

रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला- रासायनिक तत्वों की एक श्रृंखला, जो उनके परमाणुओं के नाभिक में प्रोटॉन की बढ़ती संख्या के अनुसार व्यवस्थित होती है, या, जो समान है, इन परमाणुओं के नाभिक के बढ़ते आवेश के अनुसार। इस श्रृंखला में किसी तत्व की परमाणु संख्या इस तत्व के किसी भी परमाणु के नाभिक में प्रोटॉनों की संख्या के बराबर होती है।

रासायनिक तत्वों की तालिका का निर्माण रासायनिक तत्वों की प्राकृतिक श्रृंखला को "काटकर" किया जाता है अवधि(तालिका की क्षैतिज पंक्तियाँ) और परमाणुओं की समान इलेक्ट्रॉनिक संरचना वाले तत्वों का समूह (तालिका के ऊर्ध्वाधर स्तंभ)।

आप तत्वों को समूहों में जिस तरह से जोड़ते हैं, उसके आधार पर तालिका हो सकती है लंबी अवधि(समान संख्या और प्रकार के वैलेंस इलेक्ट्रॉन वाले तत्वों को समूहों में एकत्र किया जाता है) और एक छोटी सी अवधि में(समान संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉन वाले तत्वों को समूहों में एकत्र किया जाता है)।

लघु-अवधि तालिका समूहों को उपसमूहों में विभाजित किया गया है ( मुख्यऔर ओर), लंबी अवधि की तालिका के समूहों के साथ मेल खाता है।

समान आवर्त के तत्वों के सभी परमाणुओं में आवर्त संख्या के बराबर इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या समान होती है।

आवर्तों में तत्वों की संख्या: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. आठवें आवर्त के अधिकांश तत्व कृत्रिम रूप से प्राप्त किए गए थे; इस काल के अंतिम तत्वों को अभी तक संश्लेषित नहीं किया गया है। पहले को छोड़कर सभी अवधि एक क्षार धातु बनाने वाले तत्व (Li, Na, K, आदि) से शुरू होती हैं और एक उत्कृष्ट गैस बनाने वाले तत्व (He, Ne, Ar, Kr, आदि) के साथ समाप्त होती हैं।

छोटी अवधि की तालिका में आठ समूह होते हैं, जिनमें से प्रत्येक को दो उपसमूहों (मुख्य और माध्यमिक) में विभाजित किया जाता है, लंबी अवधि की तालिका में सोलह समूह होते हैं, जिन्हें रोमन अंकों में अक्षर ए या बी के साथ क्रमांकित किया जाता है। उदाहरण: IA, IIIB, VIA, VIIB। लंबी अवधि की तालिका का समूह IA छोटी अवधि की तालिका के पहले समूह के मुख्य उपसमूह से मेल खाता है; समूह VIIB - सातवें समूह का द्वितीयक उपसमूह: बाकी - इसी तरह।

रासायनिक तत्वों की विशेषताएँ समूहों और अवधियों में स्वाभाविक रूप से बदलती रहती हैं।

पीरियड्स में (बढ़ने के साथ) क्रम संख्या)

• परमाणु आवेश बढ़ता है
• बाहरी इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है,
• परमाणुओं की त्रिज्या घट जाती है,
• इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच बंधन की ताकत बढ़ जाती है (आयनीकरण ऊर्जा),
• विद्युत ऋणात्मकता बढ़ती है,
• सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुणों को बढ़ाया जाता है ("गैर-धात्विकता"),
• सरल पदार्थों के अपचायक गुण कमजोर हो जाते हैं ("धात्विकता"),
• हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड के मूल चरित्र को कमजोर करता है,
• हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड का अम्लीय गुण बढ़ जाता है।

समूहों में (बढ़ती क्रम संख्या के साथ)

• परमाणु आवेश बढ़ता है
• परमाणुओं की त्रिज्या बढ़ती है (केवल ए-समूहों में),
• इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच बंधन की ताकत कम हो जाती है (आयनीकरण ऊर्जा; केवल ए-समूहों में),
• इलेक्ट्रोनगेटिविटी कम हो जाती है (केवल ए-समूहों में),
• सरल पदार्थों के ऑक्सीकरण गुण कमजोर हो जाते हैं ("गैर-धात्विकता"; केवल ए-समूहों में),
• सरल पदार्थों के अपचायक गुणों को बढ़ाया जाता है ("धात्विकता"; केवल ए-समूहों में),
• हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड का मूल चरित्र बढ़ता है (केवल ए-समूहों में),
• हाइड्रॉक्साइड और संबंधित ऑक्साइड के अम्लीय चरित्र को कमजोर करता है (केवल ए-समूह में),
• हाइड्रोजन यौगिकों की स्थिरता कम हो जाती है (उनकी कम करने वाली गतिविधि बढ़ जाती है; केवल ए-समूहों में)।

"विषय 9. "परमाणु की संरचना" विषय पर कार्य और परीक्षण। डी. आई. मेंडेलीव (पीएसएचई) द्वारा रासायनिक तत्वों का आवधिक कानून और आवधिक प्रणाली "।"

• आवधिक कानून - आवधिक कानून और परमाणुओं की संरचना ग्रेड 8-9
  आपको अवश्य जानना चाहिए: ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉनों से भरने के नियम (कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत, पाउली सिद्धांत, हंड का नियम), संरचना आवर्त सारणीतत्व.

  आपको निम्नलिखित में सक्षम होना चाहिए: आवर्त सारणी में तत्व की स्थिति के आधार पर एक परमाणु की संरचना का निर्धारण करना, और, इसके विपरीत, इसकी संरचना को जानकर, आवर्त प्रणाली में एक तत्व ढूंढना; संरचना का एक चित्र बनाएं, इलेक्ट्रोनिक विन्यासपरमाणु, आयन और, इसके विपरीत, की स्थिति निर्धारित करते हैं रासायनिक तत्वपीएसएचई में; पीएससीई में उसकी स्थिति के अनुसार तत्व और उससे बनने वाले पदार्थों का वर्णन कर सकेंगे; आवर्त प्रणाली के एक आवर्त और एक मुख्य उपसमूह के भीतर परमाणुओं की त्रिज्या, रासायनिक तत्वों के गुणों और उनके द्वारा बनने वाले पदार्थों में परिवर्तन निर्धारित करना।

  उदाहरण 1।तीसरे इलेक्ट्रॉन स्तर में ऑर्बिटल्स की संख्या निर्धारित करें। ये ऑर्बिटल्स क्या हैं?
  कक्षकों की संख्या निर्धारित करने के लिए, हम सूत्र का उपयोग करते हैं एनऑर्बिटल्स = एन 2 कहाँ एन- स्तर संख्या. एनकक्षक = 3 2 = 9. एक 3 एस-, तीन 3 पी- और पाँच 3 डी-ऑर्बिटल्स.

  उदाहरण 2.निर्धारित करें कि किस तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1 है एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 1 .
  यह निर्धारित करने के लिए कि यह कौन सा तत्व है, आपको इसका परमाणु क्रमांक पता करना होगा, जो परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर है। में इस मामले में: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. यह एल्यूमीनियम है।

  यह सुनिश्चित करने के बाद कि आपको जो कुछ भी चाहिए वह सीख लिया गया है, कार्यों को पूरा करने के लिए आगे बढ़ें। हम आपकी सफलता की कामना करते हैं।

  
  अनुशंसित पाठ:
  • ओ. एस. गेब्रियलियन और अन्य। रसायन विज्ञान 11वीं कक्षा। एम., बस्टर्ड, 2002;
  • जी. ई. रुडज़ाइटिस, एफ. जी. फेल्डमैन। रसायन शास्त्र 11वीं कक्षा। एम., शिक्षा, 2001।

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। प्रोटॉन की संख्या तत्व के परमाणु क्रमांक द्वारा निर्दिष्ट होती है, उदाहरण के लिए, सल्फर में 16 प्रोटॉन होते हैं - आवर्त सारणी का 16 वां 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 ज्ञात हैं उर्जा स्तर, प्रत्येक को अरबी अंक द्वारा निर्दिष्ट किया 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, पहला इलेक्ट्रॉन लें, सबसे कम ऊर्जा स्तर एन = 1 है, पहले स्तर पर एक शेल है, किसी भी स्तर पर पहले शेल 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।

इसे तथाकथित इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के रूप में लिखा जाता है। इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में, अक्षर s, p, d, f इलेक्ट्रॉनों के ऊर्जा उपस्तरों को दर्शाते हैं; अक्षरों के सामने की संख्याएँ उस ऊर्जा स्तर को दर्शाती हैं जिसमें एक दिया गया इलेक्ट्रॉन स्थित है, और शीर्ष दाईं ओर का सूचकांक किसी दिए गए उपस्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या है। किसी भी तत्व के परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाने के लिए, आवर्त सारणी में इस तत्व की संख्या जानना और परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को नियंत्रित करने वाले बुनियादी सिद्धांतों का पालन करना पर्याप्त है।

किसी परमाणु के इलेक्ट्रॉन आवरण की संरचना को ऊर्जा कोशिकाओं में इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था के आरेख के रूप में भी दर्शाया जा सकता है।

लौह परमाणुओं के लिए, इस योजना का निम्नलिखित रूप है:

यह चित्र हंड के नियम के कार्यान्वयन को स्पष्ट रूप से दर्शाता है। 3डी उपस्तर पर, कोशिकाओं की अधिकतम संख्या (चार) अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से भरी होती है। इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के रूप में और आरेखों के रूप में एक परमाणु में इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना की छवि स्पष्ट रूप से इलेक्ट्रॉन के तरंग गुणों को प्रतिबिंबित नहीं करती है।

आवधिक कानून के शब्दों में संशोधन किया गयाहाँ। मेंडलीव : गुण साधारण शरीर, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण समय-समय पर तत्वों के परमाणु भार के परिमाण पर निर्भर होते हैं।

आवधिक कानून का आधुनिक सूत्रीकरण: तत्वों के गुण, साथ ही उनके यौगिकों के रूप और गुण, समय-समय पर उनके परमाणुओं के नाभिक के आवेश के परिमाण पर निर्भर होते हैं।

इस प्रकार, नाभिक का धनात्मक आवेश (परमाणु द्रव्यमान के बजाय) एक अधिक सटीक तर्क साबित हुआ जिस पर तत्वों और उनके यौगिकों के गुण निर्भर करते हैं

वैलेंस- यह रासायनिक बंधों की वह संख्या है जिसके द्वारा एक परमाणु दूसरे से जुड़ा होता है।
किसी परमाणु की संयोजकता क्षमताएं अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या और बाहरी स्तर पर मुक्त परमाणु कक्षाओं की उपस्थिति से निर्धारित होती हैं। रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तर की संरचना मुख्य रूप से उनके परमाणुओं के गुणों को निर्धारित करती है। इसलिए, इन स्तरों को संयोजकता स्तर कहा जाता है। इन स्तरों के इलेक्ट्रॉन, और कभी-कभी पूर्व-बाह्य स्तरों के, रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। ऐसे इलेक्ट्रॉनों को वैलेंस इलेक्ट्रॉन भी कहा जाता है।

स्टोइकोमेट्रिक वैलेंसरासायनिक तत्व - यह उन समकक्षों की संख्या है जो एक दिया गया परमाणु स्वयं से जुड़ सकता है, या किसी परमाणु में समकक्षों की संख्या है।

समतुल्य संलग्न या प्रतिस्थापित हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या से निर्धारित होते हैं, इसलिए स्टोइकोमेट्रिक संयोजकता हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या के बराबर होती है जिनके साथ एक दिया गया परमाणु परस्पर क्रिया करता है। लेकिन सभी तत्व स्वतंत्र रूप से बातचीत नहीं करते हैं, लेकिन उनमें से लगभग सभी ऑक्सीजन के साथ बातचीत करते हैं, इसलिए स्टोइकोमेट्रिक वैलेंस को संलग्न ऑक्सीजन परमाणुओं की दोगुनी संख्या के रूप में परिभाषित किया जा सकता है।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन सल्फाइड एच 2 एस में सल्फर की स्टोइकोमेट्रिक वैलेंस 2 है, ऑक्साइड एसओ 2 - 4 में, ऑक्साइड एसओ 3 -6 में।

बाइनरी कंपाउंड के सूत्र का उपयोग करके किसी तत्व की स्टोइकोमेट्रिक वैलेंस का निर्धारण करते समय, किसी को नियम द्वारा निर्देशित किया जाना चाहिए: एक तत्व के सभी परमाणुओं की कुल वैलेंस दूसरे तत्व के सभी परमाणुओं की कुल वैलेंस के बराबर होनी चाहिए।

ऑक्सीकरण अवस्थाभी पदार्थ की संरचना को दर्शाता है और प्लस चिह्न (धातु या अणु में अधिक इलेक्ट्रोपोसिटिव तत्व के लिए) या माइनस के साथ स्टोइकोमेट्रिक वैलेंसी के बराबर है।

1. सरल पदार्थों में तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था शून्य होती है।

2. सभी यौगिकों में फ्लोरीन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 है। धातुओं, हाइड्रोजन और अन्य अधिक विद्युत धनात्मक तत्वों वाले शेष हैलोजन (क्लोरीन, ब्रोमीन, आयोडीन) की भी ऑक्सीकरण अवस्था -1 होती है, लेकिन अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्वों वाले यौगिकों में उनकी ऑक्सीकरण अवस्था सकारात्मक होती है।

3. यौगिकों में ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था -2 होती है; अपवाद हाइड्रोजन पेरोक्साइड H 2 O 2 और इसके डेरिवेटिव (Na 2 O 2, BaO 2, आदि) हैं, जिसमें ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 है, साथ ही ऑक्सीजन फ्लोराइड OF 2 है, जिसमें ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था है +2 है.

4. क्षारीय तत्व(Li, Na, K, आदि) और आवर्त सारणी के दूसरे समूह (Be, Mg, Ca, आदि) के मुख्य उपसमूह के तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था हमेशा समूह संख्या के बराबर होती है, अर्थात +1 और +2, क्रमशः।

5. थैलियम को छोड़कर तीसरे समूह के सभी तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था समूह संख्या के बराबर होती है, अर्थात। +3.

6. किसी तत्व की उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था आवर्त सारणी की समूह संख्या के बराबर है, और सबसे कम अंतर है: समूह संख्या 8 है। उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन की उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था (यह पांचवें समूह में स्थित है) +5 (नाइट्रिक एसिड और उसके लवण में) है, और सबसे कम -3 (अमोनिया और अमोनियम लवण में) के बराबर है।

7. किसी यौगिक में तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्थाएँ एक-दूसरे को रद्द कर देती हैं जिससे कि एक अणु या तटस्थ सूत्र इकाई में सभी परमाणुओं के लिए उनका योग शून्य होता है, और एक आयन के लिए उसका आवेश शून्य होता है।

इन नियमों का उपयोग किसी यौगिक में किसी तत्व की अज्ञात ऑक्सीकरण अवस्था को निर्धारित करने के लिए किया जा सकता है यदि अन्य तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्थाएँ ज्ञात हैं, और बहुतत्व यौगिकों के लिए सूत्र बनाने के लिए।

ऑक्सीकरण अवस्था (ऑक्सीकरण संख्या) — ऑक्सीकरण, कमी और रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं की प्रक्रियाओं को रिकॉर्ड करने के लिए एक सहायक पारंपरिक मात्रा।

अवधारणा ऑक्सीकरण अवस्थामें अक्सर प्रयोग किया जाता है अकार्बनिक रसायन शास्त्रअवधारणा के बजाय वैलेंस. किसी परमाणु की ऑक्सीकरण अवस्था संख्यात्मक मान के बराबर होती है बिजली का आवेश, इस धारणा के तहत एक परमाणु को सौंपा गया है कि बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े पूरी तरह से अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणुओं के प्रति पक्षपाती हैं (अर्थात, इस धारणा के तहत कि यौगिक में केवल आयन होते हैं)।

ऑक्सीकरण संख्या उन इलेक्ट्रॉनों की संख्या से मेल खाती है जिन्हें एक सकारात्मक आयन को एक तटस्थ परमाणु में परिवर्तित करने के लिए इसमें जोड़ा जाना चाहिए, या इसे एक तटस्थ परमाणु में ऑक्सीकरण करने के लिए एक नकारात्मक आयन से घटाया जाना चाहिए:

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

तत्वों के गुण, परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना के आधार पर, आवधिक प्रणाली की अवधि और समूहों के अनुसार भिन्न होते हैं। चूंकि एनालॉग तत्वों की एक श्रृंखला में इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएं केवल समान होती हैं, लेकिन समान नहीं होती हैं, तो समूह में एक तत्व से दूसरे तत्व में जाने पर, उनके लिए गुणों की एक साधारण पुनरावृत्ति नहीं देखी जाती है, लेकिन उनके कम या ज्यादा स्पष्ट रूप से व्यक्त प्राकृतिक परिवर्तन .

किसी तत्व की रासायनिक प्रकृति उसके परमाणु की इलेक्ट्रॉन खोने या प्राप्त करने की क्षमता से निर्धारित होती है। यह क्षमता आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन समानता के मूल्यों द्वारा निर्धारित की जाती है।

आयनीकरण ऊर्जा (ई और) पृथक्करण के लिए आवश्यक ऊर्जा की न्यूनतम मात्रा कहलाती है पूर्ण निष्कासन T = 0 पर गैस चरण में एक परमाणु से इलेक्ट्रॉन

K, परमाणु के सकारात्मक रूप से आवेशित आयन में परिवर्तन के साथ जारी इलेक्ट्रॉन में गतिज ऊर्जा को स्थानांतरित किए बिना: E + Ei = E+ + e-। आयनीकरण ऊर्जा एक धनात्मक मात्रा है और है सबसे छोटे मानक्षार धातु परमाणुओं के लिए और उत्कृष्ट (अक्रिय) गैस परमाणुओं के लिए सबसे बड़ा।

इलेक्ट्रॉन आत्मीयता (ईई) जब T = 0 पर गैस चरण में एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ा जाता है तो वह ऊर्जा निकलती या अवशोषित होती है

कण में गतिज ऊर्जा स्थानांतरित किए बिना एक परमाणु के नकारात्मक चार्ज वाले आयन में परिवर्तन के साथ K:

ई + ई- = ई- + ईई।

हैलोजन, विशेष रूप से फ्लोरीन, में अधिकतम इलेक्ट्रॉन बन्धुता (Ee = -328 kJ/mol) होती है।

ईआई और ईई का मान किलोजूल प्रति मोल (केजे/मोल) या इलेक्ट्रॉन वोल्ट प्रति परमाणु (ईवी) में व्यक्त किया जाता है।

किसी बंधे हुए परमाणु की रासायनिक बंधों के इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर स्थानांतरित करने की क्षमता, जिससे उसके चारों ओर इलेक्ट्रॉन घनत्व बढ़ जाता है, कहलाती है विद्युत ऋणात्मकता

इस अवधारणा को एल पॉलिंग द्वारा विज्ञान में पेश किया गया था। वैद्युतीयऋणात्मकताइसे प्रतीक ÷ द्वारा दर्शाया जाता है और यह रासायनिक बंधन बनाते समय किसी दिए गए परमाणु में इलेक्ट्रॉन जोड़ने की प्रवृत्ति को दर्शाता है।

आर मलिकेन के अनुसार, एक परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी का अनुमान मुक्त परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन समानता के आधे योग = (ईई + ईआई)/2 से लगाया जाता है।

पीरियड्स में है सामान्य प्रवृत्तिपरमाणु नाभिक के बढ़ते आवेश के साथ आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रोनगेटिविटी बढ़ती है; समूहों में, तत्व की बढ़ती परमाणु संख्या के साथ ये मान कम हो जाते हैं।

इस बात पर जोर दिया जाना चाहिए कि किसी तत्व को निरंतर इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान नहीं दिया जा सकता है, क्योंकि यह कई कारकों पर निर्भर करता है, विशेष रूप से तत्व की वैलेंस स्थिति, यौगिक के प्रकार जिसमें यह शामिल है, और पड़ोसी परमाणुओं की संख्या और प्रकार पर निर्भर करता है। .

परमाणु और आयनिक त्रिज्या. परमाणुओं और आयनों का आकार इलेक्ट्रॉन कोश के आकार से निर्धारित होता है। क्वांटम यांत्रिक अवधारणाओं के अनुसार, इलेक्ट्रॉन शेल की कोई कड़ाई से परिभाषित सीमाएँ नहीं होती हैं। इसलिए, एक मुक्त परमाणु या आयन की त्रिज्या इस प्रकार ली जा सकती है बाहरी इलेक्ट्रॉन बादलों के घनत्व के मुख्य अधिकतम की स्थिति तक नाभिक से सैद्धांतिक रूप से गणना की गई दूरी।इस दूरी को कक्षीय त्रिज्या कहा जाता है। व्यवहार में, यौगिकों में परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या का आमतौर पर प्रयोग किया जाता है, जिसकी गणना प्रयोगात्मक डेटा के आधार पर की जाती है। इस मामले में, परमाणुओं के सहसंयोजक और धात्विक त्रिज्या को प्रतिष्ठित किया जाता है।

किसी तत्व के परमाणु के नाभिक के आवेश पर परमाणु और आयनिक त्रिज्या की निर्भरता प्रकृति में आवधिक होती है. आवर्तों में, जैसे-जैसे परमाणु क्रमांक बढ़ता है, त्रिज्याएँ घटती जाती हैं। सबसे बड़ी कमी छोटी अवधि के तत्वों के लिए विशिष्ट है, क्योंकि उनका बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर भरा हुआ है। डी- और एफ-तत्वों के परिवारों में बड़ी अवधि में, यह परिवर्तन कम तीव्र होता है, क्योंकि उनमें इलेक्ट्रॉनों का भराव पूर्व-बाहरी परत में होता है। उपसमूहों में, एक ही प्रकार के परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या आम तौर पर बढ़ जाती है।

तत्वों की आवर्त सारणी अभिव्यक्ति का स्पष्ट उदाहरण है विभिन्न प्रकारतत्वों के गुणों में आवधिकता, जो क्षैतिज रूप से (बाएं से दाएं की अवधि में), लंबवत (एक समूह में, उदाहरण के लिए, ऊपर से नीचे तक), तिरछे, यानी देखी जाती है। परमाणु का कुछ गुण बढ़ता या घटता है, लेकिन आवधिकता बनी रहती है।

बाएं से दाएं (→) की अवधि में ऑक्सीडेटिव और गैर-ऑक्सीडेटिव बढ़ जाते हैं धात्विक गुणतत्व, और अपचायक और धात्विक गुण कम हो जाते हैं। तो, आवर्त 3 ​​के सभी तत्वों में, सोडियम सबसे सक्रिय धातु और सबसे मजबूत कम करने वाला एजेंट होगा, और क्लोरीन सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट होगा।

रासायनिक बंध- यह परमाणुओं के बीच आकर्षण के विद्युत बलों की क्रिया के परिणामस्वरूप एक अणु, या क्रिस्टल जाली में परमाणुओं का आपसी संबंध है।

यह सभी इलेक्ट्रॉनों और सभी नाभिकों की परस्पर क्रिया है, जिससे एक स्थिर, बहुपरमाणुक प्रणाली (कट्टरपंथी, आणविक आयन, अणु, क्रिस्टल) का निर्माण होता है।

रासायनिक बंधन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा संचालित होते हैं। आधुनिक अवधारणाओं के अनुसार, रासायनिक बंधन इलेक्ट्रॉनिक प्रकृति का होता है, लेकिन इसे विभिन्न तरीकों से किया जाता है। इसलिए, रासायनिक बंधन तीन मुख्य प्रकार के होते हैं: सहसंयोजक, आयनिक, धात्विक.अणुओं के बीच उत्पन्न होता है हाइड्रोजन बंध,और घटित होता है वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन.

रासायनिक बंधन की मुख्य विशेषताओं में शामिल हैं:

- कनेक्शन की लंबाई - यह रासायनिक रूप से बंधे परमाणुओं के बीच की आंतरिक दूरी है।

यह परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं की प्रकृति और बंधन की बहुलता पर निर्भर करता है। जैसे-जैसे बहुलता बढ़ती है, बंधन की लंबाई कम हो जाती है और परिणामस्वरूप, इसकी ताकत बढ़ जाती है;

- बंधन की बहुलता दो परमाणुओं को जोड़ने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या से निर्धारित होती है। जैसे-जैसे बहुलता बढ़ती है, बंधनकारी ऊर्जा बढ़ती है;

- कनेक्शन कोण- दो रासायनिक रूप से परस्पर जुड़े पड़ोसी परमाणुओं के नाभिक से गुजरने वाली काल्पनिक सीधी रेखाओं के बीच का कोण;

बांड ऊर्जा ई एसवी - यह वह ऊर्जा है जो किसी दिए गए बंधन के निर्माण के दौरान निकलती है और उसके टूटने पर खर्च होती है, kJ/mol।

सहसंयोजक बंधन - दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी साझा करने से बनने वाला एक रासायनिक बंधन।

परमाणुओं के बीच साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के उद्भव से रासायनिक बंधन की व्याख्या ने संयोजकता के स्पिन सिद्धांत का आधार बनाया, जिसका उपकरण है वैलेंस बांड विधि (एमवीएस) , 1916 में लुईस द्वारा खोजा गया। रासायनिक बंधों और अणुओं की संरचना के क्वांटम यांत्रिक विवरण के लिए, एक अन्य विधि का उपयोग किया जाता है - आणविक कक्षीय विधि (MMO) .

वैलेंस बांड विधि

एमबीसी का उपयोग करके रासायनिक बंधन निर्माण के मूल सिद्धांत:

1. एक रासायनिक बंधन वैलेंस (अयुग्मित) इलेक्ट्रॉनों द्वारा बनता है।

2. दो अलग-अलग परमाणुओं से संबंधित एंटीपैरलल स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन आम हो जाते हैं।

3. एक रासायनिक बंधन तभी बनता है, जब दो या दो से अधिक परमाणु एक-दूसरे के पास आते हैं, तो सिस्टम की कुल ऊर्जा कम हो जाती है।

4. किसी अणु में कार्य करने वाली मुख्य शक्तियाँ विद्युत, कूलम्ब मूल की होती हैं।

5. कनेक्शन जितना मजबूत होगा, परस्पर क्रिया करने वाले इलेक्ट्रॉन बादल उतने ही अधिक ओवरलैप होंगे।

सहसंयोजक बंधों के निर्माण की दो प्रक्रियाएँ हैं:

विनिमय तंत्र.दो तटस्थ परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को साझा करने से एक बंधन बनता है। प्रत्येक परमाणु कुल में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है इलेक्ट्रॉन युग्म:

चावल। 7. सहसंयोजक बंधों के निर्माण के लिए विनिमय तंत्र: ए- गैर-ध्रुवीय; बी- ध्रुवीय

दाता-स्वीकर्ता तंत्र.एक परमाणु (दाता) एक इलेक्ट्रॉन युग्म प्रदान करता है, और दूसरा परमाणु (स्वीकर्ता) उस युग्म के लिए एक खाली कक्षक प्रदान करता है।

सम्बन्ध, शिक्षितदाता-स्वीकर्ता तंत्र के अनुसार, से संबंधित हैं जटिल यौगिक

चावल। 8. सहसंयोजक बंधन निर्माण का दाता-स्वीकर्ता तंत्र

सहसंयोजक बंधन की कुछ विशेषताएं होती हैं।

संतृप्ति - सहसंयोजक बंधों की एक कड़ाई से परिभाषित संख्या बनाने के लिए परमाणुओं की संपत्ति।बंधों की संतृप्ति के कारण अणुओं की एक निश्चित संरचना होती है।

प्रत्यक्षता - टी . ई. कनेक्शन इलेक्ट्रॉन बादलों के अधिकतम ओवरलैप की दिशा में बनता है . बंधन बनाने वाले परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के संबंध में, वे भेद करते हैं: σ और π (चित्र 9): σ-बंधन - परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के साथ AO को ओवरलैप करके बनाया जाता है; π बंधन एक ऐसा बंधन है जो किसी परमाणु के नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के लंबवत अक्ष की दिशा में होता है। बंधन की दिशा अणुओं की स्थानिक संरचना, यानी, उनके ज्यामितीय आकार को निर्धारित करती है। संकरण - यह अधिक कुशल कक्षीय ओवरलैप प्राप्त करने के लिए सहसंयोजक बंधन बनाते समय कुछ कक्षाओं के आकार में परिवर्तन है।हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से बनने वाला रासायनिक बंधन गैर-हाइब्रिड एस- और पी-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी वाले बॉन्ड से अधिक मजबूत होता है, क्योंकि अधिक ओवरलैप होता है। निम्नलिखित प्रकार के संकरण प्रतिष्ठित हैं (चित्र 10, तालिका 31): एसपी संकरण -एक एस-ऑर्बिटल और एक पी-ऑर्बिटल दो समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, उनकी अक्षों के बीच का कोण 180° होता है। जिन अणुओं में एसपी-संकरण होता है उनमें एक रैखिक ज्यामिति (बीईसीएल 2) होती है।

एसपी 2 संकरण- एक एस-ऑर्बिटल और दो पी-ऑर्बिटल्स तीन समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, उनकी अक्षों के बीच का कोण 120° होता है। जिन अणुओं में एसपी 2 संकरण होता है उनमें एक सपाट ज्यामिति (बीएफ 3, एएलसीएल 3) होती है।

एसपी 3-संकरण- एक एस-ऑर्बिटल और तीन पी-ऑर्बिटल्स चार समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, जिनकी अक्षों के बीच का कोण 109°28" होता है। जिन अणुओं में एसपी 3 संकरण होता है उनमें टेट्राहेड्रल ज्यामिति (सीएच 4) होती है , एनएच 3).

चावल। 10. संयोजकता कक्षकों के संकरण के प्रकार: ए - एसपी-वैलेंस ऑर्बिटल्स का संकरण; बी - एसपी 2 -वैलेंस ऑर्बिटल्स का संकरण; वी - एसपी 3-वैलेंस ऑर्बिटल्स का संकरण

कोई भी पदार्थ बहुत छोटे-छोटे कणों से मिलकर बना होता है परमाणुओं . परमाणु किसी रासायनिक तत्व का सबसे छोटा कण है जो अपने सभी विशिष्ट गुणों को बरकरार रखता है। किसी परमाणु के आकार की कल्पना करने के लिए यह कहना पर्याप्त है कि यदि उन्हें एक-दूसरे के करीब रखा जा सके, तो दस लाख परमाणु केवल 0.1 मिमी की दूरी घेरेंगे।

पदार्थ की संरचना के विज्ञान के आगे के विकास से पता चला कि परमाणु की भी एक जटिल संरचना होती है और इसमें इलेक्ट्रॉन और प्रोटॉन होते हैं। इस प्रकार पदार्थ की संरचना का इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत उत्पन्न हुआ।

प्राचीन काल में यह पता चला था कि बिजली दो प्रकार की होती है: सकारात्मक और नकारात्मक। शरीर में निहित विद्युत की मात्रा को आवेश कहा जाने लगा। किसी शरीर में मौजूद बिजली के प्रकार के आधार पर, चार्ज सकारात्मक या नकारात्मक हो सकता है।

प्रयोगात्मक रूप से यह भी स्थापित किया गया कि समान आवेश प्रतिकर्षित करते हैं, और विपरीत आवेश आकर्षित करते हैं।

चलो गौर करते हैं परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना. परमाणु अपने से भी छोटे कणों से बने होते हैं, कहलाते हैं इलेक्ट्रॉनों.

परिभाषा:इलेक्ट्रॉन पदार्थ का सबसे छोटा कण है जिसमें सबसे छोटा नकारात्मक विद्युत आवेश होता है।

इलेक्ट्रॉन एक या अधिक से बने केंद्रीय नाभिक के चारों ओर परिक्रमा करते हैं प्रोटानऔर न्यूट्रॉन, संकेंद्रित कक्षाओं में। इलेक्ट्रॉन ऋणात्मक रूप से आवेशित कण होते हैं, प्रोटॉन धनात्मक रूप से आवेशित होते हैं, और न्यूट्रॉन तटस्थ होते हैं (चित्र 1.1)।

परिभाषा:प्रोटॉन पदार्थ का सबसे छोटा कण है जिसमें सबसे छोटा सकारात्मक विद्युत आवेश होता है।

इलेक्ट्रॉनों और प्रोटॉन का अस्तित्व संदेह से परे है। वैज्ञानिकों ने न केवल इलेक्ट्रॉनों और प्रोटॉन के द्रव्यमान, आवेश और आकार को निर्धारित किया, बल्कि उन्हें विभिन्न विद्युत और रेडियो इंजीनियरिंग उपकरणों में भी काम में लाया।

यह भी पाया गया कि एक इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान उसकी गति की गति पर निर्भर करता है और इलेक्ट्रॉन न केवल अंतरिक्ष में आगे बढ़ता है, बल्कि अपनी धुरी पर घूमता भी है।

संरचना में सबसे सरल हाइड्रोजन परमाणु है (चित्र 1.1)। इसमें एक प्रोटॉन नाभिक और एक इलेक्ट्रॉन होता है जो नाभिक के चारों ओर तीव्र गति से घूमता है, जो परमाणु के बाहरी आवरण (कक्षा) का निर्माण करता है। अधिक जटिल परमाणुओं में कई कोश होते हैं जिनके माध्यम से इलेक्ट्रॉन घूमते हैं।

ये कोश नाभिक से क्रमिक रूप से इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं (चित्र 1.2)।

अब आइए इस पर नजर डालें . सबसे बाहरी आवरण कहलाता है वैलेंस, और इसमें निहित इलेक्ट्रॉनों की संख्या कहलाती है वैलेंस. कोर से जितना दूर रासायनिक संयोजन शेल,इसलिए, प्रत्येक संयोजकता इलेक्ट्रॉन को नाभिक से कम आकर्षण बल का अनुभव होता है। इस प्रकार, परमाणु इलेक्ट्रॉनों को अपने साथ जोड़ने की क्षमता को बढ़ाता है, उस स्थिति में जब संयोजकता कोश भरा नहीं होता है और नाभिक से दूर स्थित होता है, या उन्हें खो देता है।
बाहरी कोश के इलेक्ट्रॉन ऊर्जा प्राप्त कर सकते हैं। यदि संयोजकता कोश में इलेक्ट्रॉन प्राप्त होते हैं आवश्यक स्तरसे ऊर्जा बाहरी ताक़तें, वे इससे अलग हो सकते हैं और परमाणु छोड़ सकते हैं, यानी मुक्त इलेक्ट्रॉन बन सकते हैं। मुक्त इलेक्ट्रॉन एक परमाणु से दूसरे परमाणु तक यादृच्छिक रूप से जाने में सक्षम होते हैं। वे पदार्थ जिनमें बड़ी संख्या में मुक्त इलेक्ट्रॉन होते हैं, कहलाते हैं कंडक्टर .

रोधक , कंडक्टर के विपरीत है। वे विद्युत धारा के प्रवाह को रोकते हैं। इंसुलेटर स्थिर होते हैं क्योंकि कुछ परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉन अन्य परमाणुओं के वैलेंस कोश को भरते हैं, उनसे जुड़ते हैं। यह मुक्त इलेक्ट्रॉनों के निर्माण को रोकता है।
इन्सुलेटर और कंडक्टर के बीच एक मध्यवर्ती स्थिति पर कब्जा करें अर्धचालक , लेकिन हम उनके बारे में बाद में बात करेंगे
चलो गौर करते हैं परमाणु के गुण. एक परमाणु जिसमें इलेक्ट्रॉनों और प्रोटॉन की संख्या समान होती है, विद्युत रूप से तटस्थ होता है। एक परमाणु जो एक या अधिक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है वह ऋणात्मक रूप से आवेशित हो जाता है और ऋणात्मक आयन कहलाता है। यदि कोई परमाणु एक या अधिक इलेक्ट्रॉन खो देता है, तो यह एक सकारात्मक आयन बन जाता है, अर्थात यह सकारात्मक रूप से चार्ज हो जाता है।