उपस्तर ऊर्जा। जैसे-जैसे परमाणु अधिक जटिल होता जाता है, इलेक्ट्रॉनिक स्तर, उप-स्तर और कक्षाएँ कैसे भर जाती हैं। डी। आई। मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली का उपयोग करते हुए इलेक्ट्रॉनों का वितरण

अधिक सख्ती से बोलते हुए, उप-स्तरों की सापेक्ष व्यवस्था परमाणु की कुल ऊर्जा की न्यूनतम आवश्यकता के अनुसार उनकी अधिक या कम ऊर्जा से ज्यादा निर्धारित नहीं होती है।

परमाणु कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों का वितरण सबसे कम ऊर्जा (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत) के साथ कक्षीय से शुरू होता है।वे। इलेक्ट्रॉन नाभिक के निकटतम कक्षा में प्रवेश करता है। इसका अर्थ है कि पहले उन उपस्तरों को इलेक्ट्रॉनों से भरा जाता है जिनके लिए क्वांटम संख्याओं के मानों का योग ( एन + एल) न्यूनतम था। इस प्रकार, 4s उपस्तर पर एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा 3d उपस्तर पर स्थित एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा से कम होती है। नतीजतन, इलेक्ट्रॉनों के साथ उप-स्तरों का भरना निम्न क्रम में होता है: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.

इस आवश्यकता के आधार पर, अधिकांश परमाणुओं के लिए न्यूनतम ऊर्जा तब प्राप्त होती है, जब उनके उपस्तरों को ऊपर दिखाए गए क्रम में भर दिया जाता है। लेकिन ऐसे अपवाद हैं जो आप "तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन" तालिकाओं में पा सकते हैं, लेकिन तत्वों के रासायनिक गुणों पर विचार करते समय इन अपवादों को शायद ही कभी ध्यान में रखा जाना चाहिए।

एटम क्रोमइसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 4s 2 3d 4 नहीं, बल्कि 4s 1 3d 5 है। यह एक उदाहरण है कि कैसे समानांतर इलेक्ट्रॉन स्पिन वाले राज्यों का स्थिरीकरण 3d और 4s उपस्तरों (हंड के नियम) के ऊर्जा राज्यों के बीच महत्वहीन अंतर पर हावी होता है, अर्थात, d-subस्तर के लिए ऊर्जावान रूप से अनुकूल राज्य हैं d5और d10।क्रोमियम और कॉपर परमाणुओं के संयोजी उपस्तरों के ऊर्जा आरेख चित्र 2.1.1 में दिखाए गए हैं।

एस-सबलेवल से डी-सबलेवल तक एक इलेक्ट्रॉन का एक समान संक्रमण 8 और तत्वों में होता है: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. परमाणु पर पी.डी.डी-सबलेवल में दो एस-इलेक्ट्रॉनों का संक्रमण होता है: पीडी 5एस 0 4डी 10।

चित्र 2.1.1। क्रोमियम और कॉपर परमाणुओं के वैलेंस सबलेवल का ऊर्जा आरेख

इलेक्ट्रॉन के गोले भरने के नियम:

1. सबसे पहले, यह पता करें कि हमारे हित के तत्व के परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन हैं। ऐसा करने के लिए, इसके नाभिक के आवेश को जानना पर्याप्त है, जो हमेशा D.I की आवर्त सारणी में तत्व की क्रम संख्या के बराबर होता है। मेंडेलीव। सीरियल नंबर (नाभिक में प्रोटॉन की संख्या) पूरे परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर है।

2. न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत को ध्यान में रखते हुए, उपलब्ध इलेक्ट्रॉनों के साथ, 1s कक्षीय से शुरू करते हुए, क्रमिक रूप से ऑर्बिटल्स भरें। इस मामले में, प्रत्येक कक्षीय (पाउली के नियम) पर विपरीत दिशा वाले स्पिन के साथ दो से अधिक इलेक्ट्रॉनों को रखना असंभव है।

3. हम तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं।

एक परमाणु परस्पर क्रिया करने वाले कणों का एक जटिल, गतिशील रूप से स्थिर माइक्रोसिस्टम है: प्रोटॉन पी +, न्यूट्रॉन एन 0 और इलेक्ट्रॉन ई -।

चित्र 2.1.2। फॉस्फोरस तत्व के इलेक्ट्रॉनों के साथ ऊर्जा स्तर भरना

हाइड्रोजन परमाणु (z = 1) की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

+1 एच 1एस 1 , एन = 1 ,जहां क्वांटम सेल (परमाणु कक्षीय) को एक रेखा या वर्ग के रूप में और इलेक्ट्रॉनों को तीर के रूप में दर्शाया जाता है।

अगले का प्रत्येक परमाणु रासायनिक तत्वआवधिक प्रणाली में एक बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणु है।

लिथियम परमाणु, हाइड्रोजन और हीलियम परमाणु की तरह, एक एस-तत्व की इलेक्ट्रॉनिक संरचना है, क्योंकि। एस-सबलेवल पर लिथियम परमाणु का अंतिम इलेक्ट्रॉन "नीचे बैठता है":

+3 ली 1s 2 2s 1 2p 0

पी-राज्य में पहला इलेक्ट्रॉन बोरॉन परमाणु में प्रकट होता है:

+5 वी 1एस 2 2एस 2 2पी 1

एक विशिष्ट उदाहरण के साथ एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखना आसान है। मान लीजिए कि हमें क्रमांक 7 वाले किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र ज्ञात करना है। ऐसे तत्व के एक परमाणु में 7 इलेक्ट्रॉन होने चाहिए। आइए ऑर्बिटल्स को सात इलेक्ट्रॉनों से भरें, नीचे 1s ऑर्बिटल से शुरू करें।

तो, 2 इलेक्ट्रॉनों को 1s ऑर्बिटल्स में, 2 और इलेक्ट्रॉनों को 2s ऑर्बिटल्स में रखा जाएगा, और शेष 3 इलेक्ट्रॉनों को तीन 2p ऑर्बिटल्स में रखा जा सकता है।

सीरियल नंबर 7 के साथ तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (यह तत्व नाइट्रोजन है, जिसका प्रतीक "एन" है) इस तरह दिखता है:

+7 एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3

नाइट्रोजन परमाणु के उदाहरण पर हुंड के नियम की क्रिया पर विचार करें: एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3. दूसरे इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर, तीन समान पी-ऑर्बिटल्स हैं: 2px, 2py, 2pz। इलेक्ट्रॉन उन्हें आबाद करेंगे ताकि इनमें से प्रत्येक पी-ऑर्बिटल्स में एक इलेक्ट्रॉन हो। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि पड़ोसी कोशिकाओं में, इलेक्ट्रॉन समान आवेशित कणों की तरह एक दूसरे को कम प्रतिकर्षित करते हैं। हमारे द्वारा प्राप्त नाइट्रोजन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बहुत महत्वपूर्ण जानकारी रखता है: नाइट्रोजन का दूसरा (बाहरी) इलेक्ट्रॉनिक स्तर पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरा नहीं है (इसमें 2 + 3 = 5 वैलेंस इलेक्ट्रॉन हैं) और भरने को पूरा करने के लिए तीन इलेक्ट्रॉन पर्याप्त नहीं हैं।

एक परमाणु का बाहरी स्तर नाभिक से सबसे दूर का स्तर होता है जिसमें वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। यह वह खोल है जो रासायनिक प्रतिक्रियाओं में अन्य परमाणुओं के बाहरी स्तरों के साथ टकराने पर संपर्क में आता है। अन्य परमाणुओं के साथ बातचीत करते समय, नाइट्रोजन 3 अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों को अपने बाहरी स्तर पर स्वीकार करने में सक्षम होता है। इस मामले में, नाइट्रोजन परमाणु को एक पूर्ण, यानी सबसे भरा हुआ बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर प्राप्त होगा, जिस पर 8 इलेक्ट्रॉन स्थित होंगे।

एक पूर्ण स्तर ऊर्जा की दृष्टि से अपूर्ण की तुलना में अधिक अनुकूल होता है, इसलिए नाइट्रोजन परमाणु को किसी अन्य परमाणु के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करनी चाहिए जो इसे अपने बाहरी स्तर को पूरा करने के लिए 3 अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन दे सकता है।

कक्षीय क्वांटम संख्या एल		उपस्तर में इलेक्ट्रॉन बादल का आकार	स्तर के भीतर इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा में परिवर्तन
पत्र पदनाम	डिजिटल मूल्य
		गोलाकार	इलेक्ट्रॉन ऊर्जा बढ़ती है
		डम्बल के आकार
		4 पंखुड़ी वाला रोसेट
		अधिक जटिल रूप

कक्षीय क्वांटम संख्या में 0 से (n-1) तक परिवर्तन की सीमा के अनुसार, प्रत्येक ऊर्जा स्तर में सख्ती से सीमित संख्या में उप-स्तर संभव हैं, अर्थात्: उप-स्तरों की संख्या स्तर संख्या के बराबर है।

मुख्य का संयोजन (एन) और कक्षीय (एल) क्वांटम संख्या पूरी तरह से एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा की विशेषता है।एक इलेक्ट्रॉन का ऊर्जा भंडार योग (n+l) से परिलक्षित होता है।

इसलिए, उदाहरण के लिए, 3d उपस्तर के इलेक्ट्रॉनों में 4s उपस्तर के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में अधिक ऊर्जा होती है:

जिस क्रम में एक परमाणु में स्तर और उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, उसके द्वारा निर्धारित किया जाता है नियम वी.एम. क्लेचकोवस्की:बढ़ते हुए योग (n + 1) के क्रम में परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक स्तरों का भरना क्रमिक रूप से होता है।

इसके अनुसार, उप-स्तरों का वास्तविक ऊर्जा पैमाना निर्धारित किया जाता है, जिसके अनुसार सभी परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले बनते हैं:

1s  2s2p  3s3p  4s3d4p  5s4d5p  6s4f5d6p  7s5f6d…

3. चुंबकीय क्वांटम संख्या (एम एल ) अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन बादल (कक्षीय) की दिशा की विशेषता है।

इलेक्ट्रॉन बादल का आकार जितना अधिक जटिल होता है (अर्थात, l का मान उतना ही अधिक होता है), अंतरिक्ष में इस बादल के उन्मुखीकरण में अधिक भिन्नताएँ और इलेक्ट्रॉन की अधिक व्यक्तिगत ऊर्जा अवस्थाएँ मौजूद होती हैं, जो चुंबकीय के एक निश्चित मूल्य की विशेषता होती हैं। सांख्यिक अंक।

गणितीय रूप से एम एल-1 से +1 तक पूर्णांक मान लेता है, जिसमें 0 शामिल है, अर्थात। कुल (21+1) मान।

आइए हम अंतरिक्ष में प्रत्येक व्यक्तिगत परमाणु कक्षीय को एक ऊर्जा सेल  के रूप में नामित करें, फिर उप-स्तरों में ऐसी कोशिकाओं की संख्या होगी:

पोडुरो-वेन	संभावित मान एम एल	सबलेवल में अलग-अलग एनर्जी स्टेट्स (ऑर्बिटल्स, सेल्स) की संख्या
	2, -1, 0, +1, +2
	3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

एच
उदाहरण के लिए, एस-ऑर्बिटल विशिष्ट रूप से अंतरिक्ष में निर्देशित होता है। प्रत्येक पी-सबलेवल के डंबल के आकार के ऑर्बिटल्स तीन समन्वय अक्षों के साथ उन्मुख होते हैं

4. स्पिन क्वांटम संख्याएम एसअपनी धुरी के चारों ओर इलेक्ट्रॉन के अपने घूर्णन को चिह्नित करता है और केवल दो मान लेता है:

पी- सबलेवल + 1/2 और - 1/2, एक दिशा या किसी अन्य में रोटेशन की दिशा पर निर्भर करता है। पाउली सिद्धांत के अनुसार, एक कक्षीय में विपरीत निर्देशित (एंटीपैरेलल) स्पिन वाले 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं:

ऐसे इलेक्ट्रॉनों को युग्मित कहा जाता है। एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन को एक तीर द्वारा व्यवस्थित रूप से दर्शाया जाता है:।

एक कक्षीय (2 इलेक्ट्रॉन) की क्षमता और उपस्तर (एम एस) में ऊर्जा राज्यों की संख्या जानने के बाद, हम उपस्तरों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित कर सकते हैं:

आप परिणाम को भिन्न तरीके से लिख सकते हैं: s 2 p 6 d 10 f 14 ।

परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के सही लेखन के लिए इन नंबरों को अच्छी तरह याद रखना चाहिए।

तो, चार क्वांटम संख्याएँ - n, l, m l , m s - एक परमाणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को पूरी तरह से निर्धारित करती हैं। n के समान मान वाले परमाणु में सभी इलेक्ट्रॉन एक ऊर्जा स्तर बनाते हैं, n और l के समान मान के साथ - एक ऊर्जा उपस्तर, n, l और m के समान मान के साथ एल- एक अलग परमाणु कक्षीय (क्वांटम सेल)। एक ही कक्षा में इलेक्ट्रॉनों के अलग-अलग स्पिन होते हैं।

सभी चार क्वांटम संख्याओं के मूल्यों को ध्यान में रखते हुए, हम ऊर्जा स्तरों (इलेक्ट्रॉनिक परतों) में इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या निर्धारित करते हैं:

		उपस्तर	इलेक्ट्रॉनों की संख्या
			उपस्तरों द्वारा	कुल
			एस 2 पी 6 डी 10 एफ 14

इलेक्ट्रॉनों की बड़ी संख्या (18.32) केवल परमाणुओं की गहरी पड़ी इलेक्ट्रॉन परतों में निहित होती है, बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में 1 (हाइड्रोजन और क्षार धातुओं के लिए) से 8 इलेक्ट्रॉनों (अक्रिय गैसों) तक हो सकते हैं।

यह याद रखना महत्वपूर्ण है कि इलेक्ट्रॉनों के साथ इलेक्ट्रॉनों के गोले के अनुसार भरना होता है कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत: सबसे कम ऊर्जा मूल्य वाले उपस्तर पहले भरे जाते हैं, फिर उच्च मूल्य वाले। यह क्रम V.M के ऊर्जा पैमाने से मेल खाता है। क्लेचकोवस्की।

एक परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों द्वारा प्रदर्शित किया जाता है, जो ऊर्जा स्तरों, उपस्तरों और उपस्तरों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करता है।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु 1 एच में केवल 1 इलेक्ट्रॉन होता है, जो एस-सबलेवल पर नाभिक से पहली परत में स्थित होता है; हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1s 1 है।

लिथियम परमाणु 3 ली में केवल 3 इलेक्ट्रॉन हैं, जिनमें से 2 पहली परत के एस-सबलेवल में हैं, और 1 को दूसरी परत में रखा गया है, जो एस-सबलेवल से भी शुरू होता है। लिथियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1s 2 2s 1 है।

फास्फोरस परमाणु 15 पी में तीन इलेक्ट्रॉन परतों में स्थित 15 इलेक्ट्रॉन हैं। यह याद रखते हुए कि एस-सबलेवल में 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, और पी-सबलेवल में 6 से अधिक नहीं होते हैं, हम धीरे-धीरे सभी इलेक्ट्रॉनों को सबलेवल में रखते हैं और फॉस्फोरस परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाते हैं: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

मैंगनीज परमाणु 25 Mn के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को संकलित करते समय, उप-स्तरीय ऊर्जा में वृद्धि के क्रम को ध्यान में रखना आवश्यक है: 1s2s2p3s3p4s3d…

हम धीरे-धीरे सभी 25 Mn इलेक्ट्रॉन वितरित करते हैं: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5।

मैंगनीज परमाणु का अंतिम इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (नाभिक से इलेक्ट्रॉनों की दूरी को ध्यान में रखते हुए) इस तरह दिखता है:

मैंगनीज का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र पूरी तरह से आवधिक प्रणाली में इसकी स्थिति से मेल खाता है: इलेक्ट्रॉनिक परतों की संख्या (ऊर्जा स्तर) - 4 अवधि की संख्या के बराबर है; बाहरी परत में 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं, अंतिम परत पूरी नहीं होती है, जो द्वितीयक उपसमूहों की धातुओं के लिए विशिष्ट है; मोबाइल, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या (3d 5 4s 2) - 7 समूह संख्या के बराबर है।

परमाणु -s-, p-, d- या f- में से किस ऊर्जा उपस्तर के आधार पर अंतिम रूप से निर्मित होता है, सभी रासायनिक तत्वों को इलेक्ट्रॉनिक परिवारों में विभाजित किया जाता है: एस-तत्व(एच, वह, क्षार धातु, आवधिक प्रणाली के दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह की धातु); पी-तत्व(मुख्य उपसमूहों के तत्व 3, 4, 5, 6, 7, 8वें समूह आवधिक प्रणाली); डी-तत्व(द्वितीयक उपसमूहों की सभी धातुएं); एफ- तत्व(लैन्थेनाइड्स और एक्टिनाइड्स)।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना आवधिक प्रणाली की संरचना के लिए एक गहरा सैद्धांतिक औचित्य है, अवधियों की लंबाई (अर्थात, अवधियों में तत्वों की संख्या) सीधे इलेक्ट्रॉनिक परतों की समाई और उप-स्तरों की बढ़ती ऊर्जा के क्रम से होती है:

प्रत्येक अवधि एस 1 (क्षार धातु) की बाहरी परत संरचना के साथ एक एस-तत्व के साथ शुरू होती है और पी-तत्व के साथ समाप्त होती है ... एस 2 पी 6 (अक्रिय गैस) की बाहरी परत संरचना के साथ। पहली अवधि में केवल दो एस-तत्व (एच और हे) होते हैं, दूसरी और तीसरी छोटी अवधि में प्रत्येक में दो एस-तत्व और छह पी-तत्व होते हैं। एस- और पी-तत्वों के बीच चौथी और पांचवीं बड़ी अवधि में, 10 डी-तत्व प्रत्येक "पंखबद्ध" होते हैं - संक्रमण धातुएं, पार्श्व उपसमूहों को आवंटित की जाती हैं। अवधि VI और VII में, 14 और f-तत्व समान संरचना में जोड़े जाते हैं, जो क्रमशः लैंथेनम और एक्टिनियम के गुणों के समान होते हैं, और लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के उपसमूहों के रूप में पृथक होते हैं।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं का अध्ययन करते समय, उनके ग्राफिक प्रतिनिधित्व पर ध्यान दें, उदाहरण के लिए:

13 अल 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

छवि के दोनों संस्करणों का उपयोग किया जाता है: ए) और बी):

कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की सही व्यवस्था के लिए जानना आवश्यक है गुंड का नियम:उपस्तर में इलेक्ट्रॉनों को व्यवस्थित किया जाता है ताकि उनका कुल चक्रण अधिकतम हो। दूसरे शब्दों में, इलेक्ट्रॉन पहले एक-एक करके दिए गए सबलेवल की सभी मुक्त कोशिकाओं पर कब्जा कर लेते हैं।

उदाहरण के लिए, यदि पी-सबलेवल में तीन पी-इलेक्ट्रॉनों (पी 3) को रखना आवश्यक है, जिसमें हमेशा तीन ऑर्बिटल्स होते हैं, तो दो संभावित विकल्पों में से पहला विकल्प हंड के नियम से मेल खाता है:

उदाहरण के तौर पर, कार्बन परमाणु के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सर्किट पर विचार करें:

6 सी 1एस 2 2एस 2 2पी 2

एक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या एक बहुत ही महत्वपूर्ण विशेषता है। सहसंयोजक बंधन के सिद्धांत के अनुसार, केवल अयुग्मित इलेक्ट्रॉन ही रासायनिक बंधन बना सकते हैं और एक परमाणु की वैलेंस क्षमता निर्धारित कर सकते हैं।

यदि उप-स्तर में मुक्त ऊर्जा अवस्थाएँ (निर्लिप्त कक्षाएँ) हैं, तो परमाणु, उत्तेजना पर, "भाप", युग्मित इलेक्ट्रॉनों को अलग कर देता है, और इसकी वैलेंस क्षमता बढ़ जाती है:

6 सी 1एस 2 2एस 2 2पी 3

सामान्य अवस्था में कार्बन 2-वैलेंट होता है, उत्तेजित अवस्था में यह 4-वैलेंट होता है। फ्लोरीन परमाणु के पास उत्तेजना के लिए कोई अवसर नहीं है (क्योंकि बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के सभी ऑर्बिटल्स भरे हुए हैं), इसलिए इसके यौगिकों में फ्लोरीन मोनोवालेंट है।

उदाहरण 1 क्वांटम संख्याएँ क्या हैं? वे क्या मूल्य ले सकते हैं?

आर

चित्र .1। एस-फार्म, पी- और डी-इलेक्ट्रॉन बादल (ऑर्बिटल्स)

समाधान।एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की गति में एक संभाव्य चरित्र होता है। परमाण्विक स्थान, जिसमें एक इलेक्ट्रॉन उच्चतम संभावना (0.9-0.95) के साथ स्थित हो सकता है, को परमाणु कक्षीय (AO) कहा जाता है। एक परमाणु कक्षीय, किसी भी ज्यामितीय आकृति की तरह, तीन मापदंडों (निर्देशांक) की विशेषता है, जिन्हें क्वांटम संख्याएँ (n, l, m) कहा जाता है। एल). क्वांटम संख्याएँ कोई नहीं, लेकिन निश्चित, असतत (असंतुलित) मान लेती हैं। क्वांटम संख्याओं के पड़ोसी मान एक से भिन्न होते हैं। क्वांटम संख्याएँ अंतरिक्ष में एक परमाणु कक्षीय के आकार (एन), आकार (एल) और अभिविन्यास (एमएल एल) का निर्धारण करती हैं। एक या दूसरे परमाणु कक्षीय पर कब्जा करते हुए, एक इलेक्ट्रॉन एक इलेक्ट्रॉन बादल बनाता है, जिसमें एक ही परमाणु के इलेक्ट्रॉनों के लिए एक अलग आकार हो सकता है (चित्र 1)। इलेक्ट्रॉन बादलों के रूप AO के समान होते हैं। उन्हें इलेक्ट्रॉन या परमाणु कक्षक भी कहा जाता है। इलेक्ट्रॉन बादल चार संख्याओं (एन, एल, एम 1 और एम 5) की विशेषता है।

इलेक्ट्रोनिक विन्यासएक परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक संख्यात्मक प्रतिनिधित्व है। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स परमाणु नाभिक के चारों ओर स्थित विभिन्न आकृतियों के क्षेत्र हैं, जिसमें यह गणितीय रूप से संभावित है कि एक इलेक्ट्रॉन पाया जाएगा। इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन पाठक को जल्दी और आसानी से यह बताने में मदद करता है कि एक परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स हैं, साथ ही प्रत्येक ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करते हैं। इस लेख को पढ़ने के बाद, आप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को संकलित करने की विधि में महारत हासिल कर लेंगे।

कदम

डी। आई। मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली का उपयोग करते हुए इलेक्ट्रॉनों का वितरण

अपने परमाणु की परमाणु संख्या ज्ञात कीजिए।प्रत्येक परमाणु के साथ एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉन जुड़े होते हैं। आवर्त सारणी में अपने परमाणु के लिए प्रतीक खोजें। परमाणु संख्या एक सकारात्मक पूर्णांक है जो 1 (हाइड्रोजन के लिए) से शुरू होता है और प्रत्येक बाद के परमाणु के लिए एक से बढ़ता है। परमाणु संख्या एक परमाणु में प्रोटॉन की संख्या है, और इसलिए यह शून्य आवेश वाले परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या भी है।

एक परमाणु का आवेश ज्ञात कीजिए।आवर्त सारणी में दिखाए गए अनुसार तटस्थ परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होगी। हालाँकि, आवेशित परमाणुओं में उनके आवेश के परिमाण के आधार पर अधिक या कम इलेक्ट्रॉन होंगे। यदि आप एक आवेशित परमाणु के साथ काम कर रहे हैं, तो इलेक्ट्रॉनों को निम्नानुसार जोड़ें या घटाएँ: प्रत्येक ऋणात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन जोड़ें और प्रत्येक धनात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन घटाएँ।

• उदाहरण के लिए, -1 के आवेश वाले सोडियम परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होगा इसके साथ हीइसकी आधार परमाणु संख्या 11 है। दूसरे शब्दों में, एक परमाणु में कुल 12 इलेक्ट्रॉन होंगे।
• अगर हम +1 के चार्ज वाले सोडियम परमाणु के बारे में बात कर रहे हैं, तो आधार परमाणु संख्या 11 से एक इलेक्ट्रॉन घटाया जाना चाहिए। अतः परमाणु में 10 इलेक्ट्रॉन होंगे।

1. ऑर्बिटल्स की मूल सूची को याद करें।जैसे ही एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, वे एक निश्चित क्रम के अनुसार परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल के विभिन्न उपस्तरों को भरते हैं। इलेक्ट्रॉन खोल के प्रत्येक उपस्तर, भरे जाने पर, इलेक्ट्रॉनों की एक समान संख्या होती है। निम्नलिखित उपस्तर हैं:

   इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन रिकॉर्ड को समझें।प्रत्येक कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्पष्ट रूप से दर्शाने के लिए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखे जाते हैं। ऑर्बिटल्स को क्रमिक रूप से लिखा जाता है, प्रत्येक ऑर्बिटल में परमाणुओं की संख्या को ऑर्बिटल नाम के दाईं ओर एक सुपरस्क्रिप्ट के रूप में लिखा जाता है। पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में सबलेवल पदनामों और सुपरस्क्रिप्ट के अनुक्रम का रूप है।

   • यहाँ, उदाहरण के लिए, सबसे सरल इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन है: 1s 2 2s 2 2p 6 .यह विन्यास दर्शाता है कि 1s उपस्तर में दो इलेक्ट्रॉन हैं, 2s उपस्तर में दो इलेक्ट्रॉन हैं, और 2p उपस्तर में छह इलेक्ट्रॉन हैं। 2 + 2 + 6 = कुल 10 इलेक्ट्रॉन। यह तटस्थ नियॉन परमाणु (नियॉन परमाणु संख्या 10 है) का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है।

2. ऑर्बिटल्स के क्रम को याद रखें।ध्यान रखें कि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉन शेल संख्या के आरोही क्रम में क्रमांकित किया जाता है, लेकिन आरोही ऊर्जा क्रम में व्यवस्थित किया जाता है। उदाहरण के लिए, एक भरे हुए 4s 2 कक्षीय में आंशिक रूप से भरे या भरे हुए 3d 10 की तुलना में कम ऊर्जा (या कम गतिशीलता) होती है, इसलिए 4s कक्षीय पहले लिखा जाता है। एक बार जब आप कक्षाओं के क्रम को जान जाते हैं, तो आप परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार उन्हें आसानी से भर सकते हैं। जिस क्रम में ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं वह इस प्रकार है: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p।

   • एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास जिसमें सभी कक्षक भरे हुए हैं, का निम्न रूप होगा: 10 7p 6
   • ध्यान दें कि उपरोक्त संकेतन, जब सभी कक्षाएँ भर जाती हैं, तत्व Uuo (ununoctium) 118 का इलेक्ट्रॉन विन्यास है, जो आवर्त सारणी में सबसे अधिक संख्या वाला परमाणु है। इसलिए, इस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में एक तटस्थ रूप से आवेशित परमाणु के वर्तमान में ज्ञात सभी इलेक्ट्रॉनिक उपस्तर शामिल हैं।

3. अपने परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार ऑर्बिटल्स भरें।उदाहरण के लिए, यदि हम एक तटस्थ कैल्शियम परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखना चाहते हैं, तो हमें आवर्त सारणी में इसकी परमाणु संख्या को देखकर प्रारंभ करना चाहिए। इसकी परमाणु संख्या 20 है, इसलिए हम उपरोक्त क्रम के अनुसार 20 इलेक्ट्रॉनों के साथ एक परमाणु का विन्यास लिखेंगे।

   • जब तक आप बीसवें इलेक्ट्रॉन तक नहीं पहुंच जाते, तब तक उपरोक्त क्रम में ऑर्बिटल्स भरें। पहले 1s कक्षीय में दो इलेक्ट्रॉन होंगे, 2s कक्षीय में भी दो होंगे, 2p कक्षीय में छह होंगे, 3s कक्षीय में दो होंगे, 3p कक्षीय में 6 होंगे, और 4s कक्षीय में 2 (2 + 2 +) होंगे 6 +2 +6 + 2 = 20।) दूसरे शब्दों में, कैल्शियम के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का रूप है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • ध्यान दें कि कक्षक ऊर्जा के आरोही क्रम में हैं। उदाहरण के लिए, जब आप चौथे ऊर्जा स्तर पर जाने के लिए तैयार हों, तो पहले 4s कक्षीय लिखें, और तब 3 डी। चौथे ऊर्जा स्तर के बाद, आप पांचवें पर जाते हैं, जहां वही क्रम दोहराया जाता है। यह तीसरे ऊर्जा स्तर के बाद ही होता है।

4. एक दृश्य क्यू के रूप में आवर्त सारणी का प्रयोग करें।आपने शायद पहले ही ध्यान दिया होगा कि आवर्त सारणी का आकार इलेक्ट्रॉनिक विन्यासों में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों के क्रम से मेल खाता है। उदाहरण के लिए, बाएं से दूसरे कॉलम में परमाणु हमेशा "एस 2" में समाप्त होते हैं, जबकि पतले मध्य खंड के दाहिने किनारे पर परमाणु हमेशा "डी 10" में समाप्त होते हैं, और इसी तरह। कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए एक विज़ुअल गाइड के रूप में आवर्त सारणी का उपयोग करें - जिस क्रम में आप ऑर्बिटल्स में जोड़ते हैं वह तालिका में आपकी स्थिति से मेल खाता है। नीचे देखें:

   • विशेष रूप से, सबसे बाएं दो स्तंभों में ऐसे परमाणु होते हैं जिनका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास एस-ऑर्बिटल्स में समाप्त होता है, तालिका के दाहिने हाथ के ब्लॉक में ऐसे परमाणु होते हैं जिनके विन्यास पी-ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, और परमाणुओं के नीचे f-ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं।
   • उदाहरण के लिए, जब आप क्लोरीन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखते हैं, तो इस तरह सोचें: "यह परमाणु आवर्त सारणी की तीसरी पंक्ति (या "आवर्त") में स्थित है। यह कक्षीय ब्लॉक पी के पांचवें समूह में भी स्थित है। आवर्त सारणी का। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ...3p 5 के साथ समाप्त होगा
   • ध्यान दें कि तालिका के d और f कक्षीय क्षेत्रों के तत्वों में ऊर्जा स्तर होते हैं जो उस अवधि के अनुरूप नहीं होते हैं जिसमें वे स्थित होते हैं। उदाहरण के लिए, डी-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों के ब्लॉक की पहली पंक्ति 3डी ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, हालांकि यह चौथी अवधि में स्थित है, और एफ-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों की पहली पंक्ति 4f ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, इस तथ्य के बावजूद कि यह छठे काल में स्थित है।

5. लंबे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए संक्षेप सीखें।आवर्त सारणी के दायीं ओर के परमाणु कहलाते हैं उत्कृष्ट गैस।ये तत्व रासायनिक रूप से बहुत स्थिर होते हैं। लंबे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने की प्रक्रिया को छोटा करने के लिए, बस स्क्वायर ब्रैकेट में अपने परमाणु की तुलना में कम इलेक्ट्रॉनों के साथ निकटतम नोबल गैस के लिए रासायनिक प्रतीक लिखें, और फिर बाद के कक्षीय स्तरों के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को लिखना जारी रखें। नीचे देखें:

   • इस अवधारणा को समझने के लिए, एक उदाहरण विन्यास लिखने में मदद मिलेगी। आइए नोबल गैस संक्षिप्त नाम का उपयोग करके जिंक (परमाणु संख्या 30) का विन्यास लिखें। जिंक का पूर्ण विन्यास इस तरह दिखता है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10। हालाँकि, हम देखते हैं कि 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है, जो एक उत्कृष्ट गैस है। बस जिंक के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन वाले हिस्से को आर्गन के रासायनिक प्रतीक के साथ वर्ग कोष्ठक (।) में बदलें।
   • तो, जिंक का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, संक्षिप्त रूप में लिखा गया है: 4एस 2 3डी 10।
   • ध्यान दें कि यदि आप उत्कृष्ट गैस, जैसे कि आर्गन, का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिख रहे हैं, तो आप नहीं लिख सकते हैं! इस तत्व के सामने नोबल गैस के संक्षिप्त नाम का उपयोग करना चाहिए; आर्गन के लिए यह नियॉन () होगा।

   ADOMAH आवर्त सारणी का उपयोग करना

   1. ADOMAH आवर्त सारणी में महारत हासिल करें।इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को रिकॉर्ड करने की इस पद्धति को याद रखने की आवश्यकता नहीं है, हालांकि, इसके लिए एक संशोधित आवर्त सारणी की आवश्यकता होती है, क्योंकि पारंपरिक आवर्त सारणी में, चौथी अवधि से शुरू होकर, अवधि संख्या इलेक्ट्रॉन शेल के अनुरूप नहीं होती है। ADOMAH आवर्त सारणी का पता लगाएं, वैज्ञानिक वालेरी ज़िम्मरमैन द्वारा डिज़ाइन की गई एक विशेष प्रकार की आवर्त सारणी। एक छोटी इंटरनेट खोज के साथ इसे खोजना आसान है।

      • ADOMAH आवर्त सारणी में, क्षैतिज पंक्तियाँ हैलोजन, नोबल गैसों, क्षार धातुओं, क्षारीय पृथ्वी धातुओं आदि जैसे तत्वों के समूहों का प्रतिनिधित्व करती हैं। लंबवत स्तंभ इलेक्ट्रॉनिक स्तरों और तथाकथित "कैस्केड्स" (विकर्ण रेखाओं को जोड़ने वाली) के अनुरूप होते हैं ब्लॉक एस, पी, डीऔर f) अवधियों के अनुरूप हैं।
      • हीलियम को हाइड्रोजन में ले जाया जाता है, क्योंकि इन दोनों तत्वों की विशेषता 1s कक्षीय है। पीरियड ब्लॉक (s,p,d और f) दाईं ओर दिखाए गए हैं और लेवल नंबर नीचे दिए गए हैं। तत्वों को 1 से 120 तक की संख्या वाले बक्सों में दर्शाया गया है। ये संख्याएँ सामान्य परमाणु संख्याएँ हैं, जो एक तटस्थ परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या का प्रतिनिधित्व करती हैं।

   2. ADOMAH तालिका में अपना परमाणु खोजें।किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखने के लिए, ADOMAH आवर्त सारणी में उसका प्रतीक खोजें और उच्च परमाणु संख्या वाले सभी तत्वों को काट दें। उदाहरण के लिए, यदि आपको एरबियम (68) के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखने की आवश्यकता है, तो 69 से 120 तक सभी तत्वों को काट दें।

      • तालिका के आधार पर 1 से 8 तक की संख्याओं पर ध्यान दें। ये इलेक्ट्रॉनिक स्तर की संख्याएँ, या स्तंभ संख्याएँ हैं। उन स्तंभों पर ध्यान न दें जिनमें केवल काटे गए आइटम हैं। एर्बियम के लिए, 1,2,3,4,5 और 6 नंबर वाले कॉलम बने रहते हैं।

   3. कक्षीय उपस्तरों को अपने तत्व तक गिनें।तालिका (एस, पी, डी, और एफ) के दाईं ओर दिखाए गए ब्लॉक प्रतीकों और नीचे दिखाए गए कॉलम नंबरों को देखते हुए, ब्लॉक के बीच विकर्ण रेखाओं को अनदेखा करें और कॉलम को ब्लॉक-कॉलम में विभाजित करें, उन्हें सूचीबद्ध करें नीचे से ऊपर की ओर आदेश। और फिर, उन ब्लॉकों को अनदेखा करें जिनमें सभी तत्व पार हो गए हैं। कॉलम संख्या से शुरू होने वाले कॉलम ब्लॉक को ब्लॉक प्रतीक के बाद लिखें, इस प्रकार: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (एर्बियम के लिए)।

      • कृपया ध्यान दें: उपरोक्त इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Er को इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल संख्या के आरोही क्रम में लिखा गया है। इसे उस क्रम में भी लिखा जा सकता है जिसमें कक्षक भरे गए हैं। ऐसा करने के लिए, जब आप कॉलम ब्लॉक लिखते हैं, तो नीचे से ऊपर तक कैस्केड का पालन करें, कॉलम नहीं: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 ।

   4. प्रत्येक इलेक्ट्रॉनिक उपस्तर के लिए इलेक्ट्रॉनों की गणना करें।प्रत्येक कॉलम ब्लॉक में उन तत्वों की गणना करें जिन्हें प्रत्येक तत्व से एक इलेक्ट्रॉन जोड़कर पार नहीं किया गया है, और प्रत्येक कॉलम ब्लॉक के लिए ब्लॉक प्रतीक के आगे उनकी संख्या इस प्रकार लिखें: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . हमारे उदाहरण में, यह एर्बियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है।

   5. गलत इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से अवगत रहें।सबसे कम ऊर्जा अवस्था में परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से संबंधित अठारह विशिष्ट अपवाद हैं, जिन्हें जमीनी ऊर्जा अवस्था भी कहा जाता है। वे केवल अंतिम दो या तीन स्थितियों में इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किए गए सामान्य नियम का पालन नहीं करते हैं। इस मामले में, वास्तविक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास मानता है कि परमाणु के मानक विन्यास की तुलना में इलेक्ट्रॉन कम ऊर्जा की स्थिति में हैं। अपवाद परमाणुओं में शामिल हैं:

      • करोड़(..., 3डी5, 4एस1); घन(..., 3डी10, 4एस1); नायब(..., 4d4, 5s1); एमओ(..., 4d5, 5s1); आरयू(..., 4d7, 5s1); आरएच(..., 4d8, 5s1); पी.डी.(..., 4d10, 5s0); एजी(..., 4d10, 5s1); ला(..., 5d1, 6s2); सी.ई(..., 4f1, 5d1, 6s2); गोलों का अंतर(..., 4f7, 5d1, 6s2); ए.यू.(..., 5d10, 6s1); एसी(..., 6d1, 7s2); वां(..., 6d2, 7s2); देहात(..., 5f2, 6d1, 7s2); यू(..., 5f3, 6d1, 7s2); एनपी(..., 5f4, 6d1, 7s2) और सेमी(..., 5f7, 6d1, 7s2)।
   • इलेक्ट्रॉनिक रूप में लिखे जाने पर किसी परमाणु की परमाणु संख्या ज्ञात करने के लिए, अक्षरों (s, p, d, और f) का अनुसरण करने वाली सभी संख्याओं को जोड़ दें। यह केवल तटस्थ परमाणुओं के लिए काम करता है, यदि आप आयन के साथ काम कर रहे हैं तो यह काम नहीं करेगा - आपको अतिरिक्त या खोए हुए इलेक्ट्रॉनों की संख्या को जोड़ना या घटाना होगा।
   • अक्षर के बाद की संख्या सुपरस्क्रिप्ट है, नियंत्रण में गलती न करें।
   • "आधे भरे हुए" सबलेवल की स्थिरता मौजूद नहीं है। यह एक सरलीकरण है। कोई भी स्थिरता जो "अर्ध-पूर्ण" उपस्तरों से संबंधित है, इस तथ्य के कारण है कि प्रत्येक कक्षीय एक इलेक्ट्रॉन द्वारा कब्जा कर लिया जाता है, इसलिए इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण कम हो जाता है।
   • प्रत्येक परमाणु एक स्थिर स्थिति में जाता है, और सबसे स्थिर विन्यासों में सबलेवल s और p (s2 और p6) भरे होते हैं। महान गैसों का यह विन्यास है, इसलिए वे शायद ही कभी प्रतिक्रिया करते हैं और आवर्त सारणी में दाईं ओर स्थित हैं। इसलिए, यदि कोई कॉन्फ़िगरेशन 3p 4 में समाप्त होता है, तो उसे एक स्थिर स्थिति तक पहुंचने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (एस-लेवल इलेक्ट्रॉनों सहित छह को खोने के लिए अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है, इसलिए चार को खोना आसान होता है)। और यदि कॉन्फ़िगरेशन 4d 3 में समाप्त होता है, तो इसे स्थिर स्थिति तक पहुंचने के लिए तीन इलेक्ट्रॉनों को खोने की आवश्यकता होती है। इसके अलावा, आधे भरे हुए उपस्तर (s1, p3, d5..) उदाहरण के लिए, p4 या p2 से अधिक स्थिर होते हैं; हालाँकि, s2 और p6 और भी अधिक स्थिर होंगे।
   • जब आप आयन के साथ काम कर रहे हैं, तो इसका मतलब है कि प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के समान नहीं है। इस मामले में परमाणु का आवेश रासायनिक प्रतीक के शीर्ष दाईं ओर (आमतौर पर) दिखाया जाएगा। इसलिए, +2 आवेश वाले एंटीमनी परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 है। ध्यान दें कि 5p 3 बदल कर 5p 1 हो गया है। सावधान रहें जब तटस्थ परमाणु का विन्यास एस और पी के अलावा उप-स्तरों पर समाप्त होता है।जब आप इलेक्ट्रॉन लेते हैं, तो आप उन्हें केवल वैलेंस ऑर्बिटल्स (एस और पी ऑर्बिटल्स) से ले सकते हैं। इसलिए, यदि कॉन्फ़िगरेशन 4s 2 3d 7 के साथ समाप्त होता है और परमाणु को +2 चार्ज मिलता है, तो कॉन्फ़िगरेशन 4s 0 3d 7 के साथ समाप्त होगा। कृपया ध्यान दें कि 3डी 7 नहींपरिवर्तन होता है, इसके बजाय एस-ऑर्बिटल के इलेक्ट्रॉन खो जाते हैं।
   • ऐसी स्थितियां हैं जब एक इलेक्ट्रॉन को "उच्च ऊर्जा स्तर पर जाने" के लिए मजबूर किया जाता है। जब एक सबलेवल में एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है तो वह आधा या पूरा हो जाता है, एक इलेक्ट्रॉन को निकटतम s या p सबलेवल से लें और इसे उस सबलेवल पर ले जाएँ जहाँ एक इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है।
   • इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए दो विकल्प हैं। उन्हें ऊर्जा स्तरों की संख्या के आरोही क्रम में या उस क्रम में लिखा जा सकता है जिसमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स भरे हुए हैं, जैसा कि एर्बियम के लिए ऊपर दिखाया गया था।
   • आप किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन केवल वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन लिखकर भी लिख सकते हैं, जो कि अंतिम s और p सबलेवल है। इस प्रकार, सुरमा का संयोजी विन्यास 5s 2 5p 3 होगा।
   • आयन समान नहीं होते हैं। उनके साथ यह बहुत अधिक कठिन है। दो स्तरों को छोड़ें और उसी पैटर्न का अनुसरण करें जो इस बात पर निर्भर करता है कि आपने कहां से शुरू किया था और इलेक्ट्रॉनों की संख्या कितनी अधिक है।

समान मान वाले परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की अवस्थाओं का समुच्चय एनबुलाया ऊर्जा स्तर. जिस स्तर पर इलेक्ट्रॉन परमाणु की जमीनी अवस्था में होते हैं, वह उस अवधि की संख्या के साथ मेल खाता है जिसमें तत्व स्थित होता है। इन स्तरों की संख्या संख्याओं द्वारा इंगित की जाती है: 1, 2, 3, ... (अक्सर - अक्षरों द्वारा क, एल, एम, ...).

ऊर्जा उपस्तर- एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा अवस्थाओं का एक समूह, जो क्वांटम संख्याओं के समान मूल्यों की विशेषता है एनऔर एल. उपस्तरों को अक्षरों द्वारा निरूपित किया जाता है: एस, पी, डी, एफ... पहले ऊर्जा स्तर में एक सबलेवल होता है, दूसरा - दो सबलेवल, तीसरा - तीन सबलेवल और इसी तरह।

यदि ऑर्बिटल्स आरेख में कोशिकाओं (स्क्वायर फ्रेम), और इलेक्ट्रॉनों को तीर (या ↓) के रूप में नामित किया गया है, तो आप देख सकते हैं कि मुख्य क्वांटम संख्या ऊर्जा स्तर (ईयू) की विशेषता है, मुख्य और कक्षीय क्वांटम का संयोजन संख्याएं - ऊर्जा उपस्तर (ईपीएल), प्रिंसिपल, कक्षीय और चुंबकीय क्वांटम संख्याओं का एक सेट - परमाणु कक्षीय, और सभी चार क्वांटम संख्याएँ एक इलेक्ट्रॉन हैं।

प्रत्येक कक्षीय एक निश्चित ऊर्जा से मेल खाता है। कक्षीय पदनाम में ऊर्जा स्तर की संख्या और संबंधित उपस्तर के अनुरूप अक्षर शामिल हैं: 1 एस, 3पी, 4डीऔर इसी तरह। प्रत्येक ऊर्जा स्तर के लिए, दूसरे से शुरू होकर, ऊर्जा में तीन बराबर का अस्तित्व पीऑर्बिटल्स तीन परस्पर लंबवत दिशाओं में स्थित हैं। प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर, तीसरे से शुरू होकर, पाँच होते हैं डीअधिक जटिल चार-पत्ती आकार वाले कक्षक। चौथे ऊर्जा स्तर से शुरू होकर और भी जटिल आकृतियाँ प्रकट होती हैं। एफ-ऑर्बिटल्स; प्रत्येक स्तर पर सात हैं। एक परमाणु कक्षीय जिसके ऊपर एक इलेक्ट्रॉन आवेश वितरित होता है, उसे अक्सर एक इलेक्ट्रॉन बादल कहा जाता है।

प्रश्न 12.

क्षैतिज आवधिकता

आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता जैसे भौतिक गुणों में, क्षैतिज आवधिकता भी प्रकट होती है, जो अंतिम ऊर्जा उप-स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या में आवधिक परिवर्तन से जुड़ी होती है:

प्रश्न 13.

प्रश्न 14.

परमाणु के चुंबकीय गुण

इलेक्ट्रॉन का अपना चुंबकीय क्षण होता है, जो लागू चुंबकीय क्षेत्र के समानांतर या विपरीत दिशा में परिमाणित होता है। यदि एक ही कक्षा में रहने वाले दो इलेक्ट्रॉनों में विपरीत दिशा में घूमने वाले (पाउली सिद्धांत के अनुसार) हैं, तो वे एक दूसरे को रद्द कर देते हैं। इस मामले में, इलेक्ट्रॉनों को युग्मित कहा जाता है। केवल युग्मित इलेक्ट्रॉनों वाले परमाणुओं को चुंबकीय क्षेत्र से बाहर धकेल दिया जाता है। ऐसे परमाणुओं को प्रतिचुम्बकीय कहते हैं। जिन परमाणुओं में एक या एक से अधिक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, वे चुंबकीय क्षेत्र में खींचे जाते हैं। उन्हें प्रतिचुंबकीय कहा जाता है।

एक परमाणु का चुंबकीय क्षण, जो एक चुंबकीय क्षेत्र के साथ एक परमाणु की बातचीत की तीव्रता की विशेषता है, व्यावहारिक रूप से अप्रकाशित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के समानुपाती होता है।

विभिन्न तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की विशेषताएं आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता जैसी ऊर्जा विशेषताओं में परिलक्षित होती हैं।

आयनीकरण ऊर्जा

एक परमाणु के आयनीकरण की ऊर्जा (संभावित)। ई मैंसमीकरण के अनुसार एक परमाणु से अनंत तक एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा है

एक्स = एक्स + + इ- . इसके मान आवधिक प्रणाली के सभी तत्वों के परमाणुओं के लिए जाने जाते हैं। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु की आयनीकरण ऊर्जा 1 से एक इलेक्ट्रॉन के संक्रमण से मेल खाती है एस- ऊर्जा उपस्तर (−1312.1 kJ/mol) शून्य ऊर्जा वाले उपस्तर तक और +1312.1 kJ/mol के बराबर है।

पहले आयनीकरण क्षमता के परिवर्तन में, परमाणुओं के एक इलेक्ट्रॉन को हटाने के अनुरूप, आवधिकता परमाणु की क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ स्पष्ट रूप से व्यक्त की जाती है:

अवधि के साथ बाएं से दाएं जाने पर, आयनीकरण ऊर्जा, आम तौर पर बोलती है, धीरे-धीरे बढ़ती है, जबकि समूह के भीतर क्रम संख्या में वृद्धि होती है, यह घट जाती है। क्षार धातुओं में न्यूनतम प्रथम आयनीकरण क्षमता होती है, महान गैसों में अधिकतम होती है।

एक ही परमाणु के लिए, दूसरी, तीसरी और बाद की आयनीकरण ऊर्जा हमेशा बढ़ती है, क्योंकि इलेक्ट्रॉन को सकारात्मक रूप से आवेशित आयन से अलग करना पड़ता है। उदाहरण के लिए, लिथियम परमाणु के लिए, पहले, दूसरे और तीसरे आयनीकरण ऊर्जा क्रमशः 520.3, 7298.1 और 11814.9 kJ/mol हैं।

न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार इलेक्ट्रॉनों के पृथक्करण का क्रम आमतौर पर इलेक्ट्रॉनों द्वारा ऑर्बिटल्स की आबादी के अनुक्रम के विपरीत होता है। हालाँकि, जो तत्व आबाद हैं डी-ऑर्बिटल्स अपवाद हैं - सबसे पहले वे हारते नहीं हैं डी-, ए एस-इलेक्ट्रॉन।

इलेक्ट्रान बन्धुता

एक इलेक्ट्रॉन के लिए एक परमाणु की आत्मीयता एई - परमाणुओं की एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन संलग्न करने और एक नकारात्मक आयन में बदलने की क्षमता। इलेक्ट्रॉन बंधुता का माप प्रक्रिया में जारी या अवशोषित ऊर्जा है। इलेक्ट्रॉन बंधुता ऋणात्मक आयन X - : X - = X + की आयनीकरण ऊर्जा के बराबर होती है इ −

हलोजन परमाणुओं में सबसे अधिक इलेक्ट्रॉन बंधुता होती है। उदाहरण के लिए, एक फ्लोरीन परमाणु के लिए, एक इलेक्ट्रॉन के जुड़ने के साथ 327.9 kJ/mol ऊर्जा निकलती है। कई तत्वों के लिए, इलेक्ट्रॉन बंधुता शून्य या ऋणात्मक के करीब है, जिसका अर्थ है कि इस तत्व के लिए कोई स्थिर आयन नहीं है।

आमतौर पर, विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रॉन संबंध उनकी आयनीकरण ऊर्जा में वृद्धि के साथ समानांतर में घटते हैं। हालाँकि, तत्वों के कुछ जोड़े के लिए अपवाद हैं:

इसकी व्याख्या पहले परमाणुओं के छोटे आकार और उनमें अधिक इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण के आधार पर दी जा सकती है।

प्रश्न 15.

प्रश्न 16.

क्षैतिज आवधिकता

क्षैतिज आवधिकता में गुणों के अधिकतम और न्यूनतम मूल्यों की उपस्थिति होती है सरल पदार्थऔर प्रत्येक अवधि के भीतर कनेक्शन। यह समूह VIIIB और लैंथेनाइड्स के तत्वों के लिए विशेष रूप से ध्यान देने योग्य है (उदाहरण के लिए, सम क्रमांक वाले लैंथेनाइड्स विषम वाले लोगों की तुलना में अधिक सामान्य हैं)।

आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता जैसे भौतिक गुणों में, क्षैतिज आवधिकता भी प्रकट होती है, जो अंतिम ऊर्जा उप-स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या में आवधिक परिवर्तन से जुड़ी होती है।

बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणु

ऊर्जा स्तर एन	ऊर्जा उपस्तर	कक्षीय संकेतन	कक्षकों की संख्या n	इलेक्ट्रॉनों की संख्या 2n
एल	कक्षीय प्रकार
		एस	1s
2		एस पी	2s 2p	3 4	2 8
3		एस पी डी	3एस 3पी 3डी	3 9	6 18
4		एस पी डी एफ	4एस 4पी 4डी 4एफ	3 16	6 32

चुंबकीय क्वांटम संख्या एम एलइस उपस्तर के भीतर ( एन, एल = स्थिरांक)+ से सभी पूर्णांक मान लेता है एलपहले - एल,शून्य सहित। एस-सबलेवल के लिए ( एन = कास्ट, एल = 0) केवल एक मान संभव है मिली = 0, जहां से यह अनुसरण करता है कि किसी भी ऊर्जा स्तर (पहले से सातवें तक) के एस-सबलेवल में एक एस-एओ होता है।

पी-सबलेवल के लिए ( एन> 1, एल = 1) एम एलतीन मान +1, 0, -1 ले सकते हैं, इसलिए किसी भी (दूसरे से सातवें तक) ऊर्जा स्तर के पी-सबलेवल में तीन पी-एओ होते हैं।

डी-सबलेवल के लिए ( एन> 2, एल = 2) एम एलपाँच मान हैं +2, +1, 0, -1, -2 और, परिणामस्वरूप, डी-किसी भी ऊर्जा स्तर (तीसरे से सातवें तक) के उप-स्तर में आवश्यक रूप से पाँच होते हैं डी-एओ।

इसी तरह, प्रत्येक के लिए एफ-उपस्तर ( एन> 3, एल = 3) एम+3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 और इसलिए कोई भी सात मान हैं एफ-उपस्तर में सात होते हैं एफ-एओ।

इस प्रकार, प्रत्येक परमाणु कक्षीय विशिष्ट रूप से तीन क्वांटम संख्याओं द्वारा निर्धारित किया जाता है - मुख्य एन, कक्षीय एलऔर चुंबकीय एम एल.

पर एन = कास्टकिसी दिए गए ऊर्जा स्तर से संबंधित सभी मूल्यों को सख्ती से परिभाषित किया गया है एल, और जब एल = स्थिरांक -किसी दिए गए ऊर्जा उपस्तर से संबंधित सभी मान एम एल.

इस तथ्य के कारण कि प्रत्येक कक्षीय अधिकतम दो इलेक्ट्रॉनों से भरा जा सकता है, प्रत्येक ऊर्जा स्तर और उपस्तर में समायोजित किए जा सकने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या किसी दिए गए स्तर या उपस्तर में कक्षाओं की संख्या से दोगुनी होती है। चूँकि एक ही परमाणु कक्षक में इलेक्ट्रॉनों की क्वांटम संख्याएँ समान होती हैं एन, एलऔर एम एल, तब एक कक्षीय में दो इलेक्ट्रॉनों के लिए, चौथे का उपयोग किया जाता है, स्पिन क्वांटम संख्या एस, जो इलेक्ट्रॉन स्पिन द्वारा निर्धारित किया जाता है।

पाउली सिद्धांत के अनुसार, यह तर्क दिया जा सकता है कि एक परमाणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन विशिष्ट रूप से चार क्वांटम संख्याओं के अपने स्वयं के सेट की विशेषता है - मुख्य एन, कक्षीय एल, चुंबकीय एमऔर स्पिन एस।

इलेक्ट्रॉनों द्वारा ऊर्जा स्तरों, उपस्तरों और परमाणु कक्षाओं की जनसंख्या निम्नलिखित नियम (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत) का पालन करती है: अप्रकाशित अवस्था में, सभी इलेक्ट्रॉनों में सबसे कम ऊर्जा होती है।

इसका मतलब यह है कि परमाणु के खोल को भरने वाला प्रत्येक इलेक्ट्रॉन इस तरह की कक्षा में होता है कि परमाणु में एक न्यूनतम ऊर्जा होती है। उपस्तरों की ऊर्जा में उत्तरोत्तर मात्रा में वृद्धि निम्न क्रम में होती है:

1एस- 2एस- 2पी- 3एस- 3पी- 4एस- 3डी- 4पी- 5एस-…..

जर्मन भौतिक विज्ञानी एफ हंड (1927) द्वारा तैयार किए गए नियम के अनुसार एक ऊर्जा उपस्तर के भीतर परमाणु कक्षाओं का भरना होता है।

हुंड का शासन: परमाणु ऑर्बिटल्सएक ही उपस्तर से संबंधित, प्रत्येक प्रारंभ में एक इलेक्ट्रॉन से भरा होता है, और फिर वे दूसरे इलेक्ट्रॉन से भर जाते हैं।

हुंड के नियम को अधिकतम बहुलता सिद्धांत भी कहा जाता है, अर्थात एक ऊर्जा उपस्तर के इलेक्ट्रॉन स्पिन की अधिकतम संभव समानांतर दिशा।

एक मुक्त परमाणु के उच्चतम ऊर्जा स्तर पर, आठ से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते।

किसी परमाणु के उच्चतम ऊर्जा स्तर (बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में) पर स्थित इलेक्ट्रॉन कहलाते हैं बाहरी; किसी भी तत्व के परमाणु में बाहरी इलेक्ट्रॉनों की संख्या कभी भी आठ से अधिक नहीं होती है। कई तत्वों के लिए, यह बाहरी इलेक्ट्रॉनों की संख्या है (भरे आंतरिक उपस्तरों के साथ) जो बड़े पैमाने पर उनके रासायनिक गुणों को निर्धारित करता है। अन्य इलेक्ट्रॉनों के लिए जिनके परमाणुओं में एक खाली आंतरिक सबलेवल होता है, जैसे कि 3 डी- Sc, Ti, Cr, Mn, आदि जैसे तत्वों के परमाणुओं के उपस्तर, रासायनिक गुण आंतरिक और बाह्य दोनों इलेक्ट्रॉनों की संख्या पर निर्भर करते हैं। ये सभी इलेक्ट्रॉन कहलाते हैं वैलेंस; परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, उन्हें परमाणु कोर के प्रतीक के बाद लिखा जाता है, अर्थात वर्ग कोष्ठक में अभिव्यक्ति के बाद।

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