आवर्त सारणी के तत्वों के परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास।

विभिन्न AOs पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को कहा जाता है परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास... निम्नतम ऊर्जा इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से मेल खाती है जमीनी राज्यपरमाणु, अन्य विन्यास का संदर्भ लें उत्साहित राज्य.

एक परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को दो तरह से दर्शाया जाता है - इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों और इलेक्ट्रॉन विवर्तन आरेखों के रूप में। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते समय, प्रमुख और कक्षीय क्वांटम संख्याओं का उपयोग किया जाता है। सबलेवल को प्रमुख क्वांटम संख्या (अंक) और कक्षीय क्वांटम संख्या (संबंधित अक्षर) द्वारा दर्शाया जाता है। सबलेवल पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या सुपरस्क्रिप्ट की विशेषता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु की जमीनी अवस्था के लिए, इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है: 1 एस 1 .

इलेक्ट्रॉनिक स्तरों की संरचना को इलेक्ट्रॉन विवर्तन आरेखों का उपयोग करके पूरी तरह से वर्णित किया जा सकता है, जहां उप-स्तरों पर वितरण क्वांटम कोशिकाओं के रूप में दर्शाया जाता है। इस मामले में, कक्षीय को पारंपरिक रूप से एक वर्ग के रूप में दर्शाया गया है, जिसके पास उप-स्तर का पदनाम रखा गया है। प्रत्येक स्तर पर उप-स्तरों को ऊंचाई में थोड़ा विस्थापित किया जाना चाहिए, क्योंकि उनकी ऊर्जाएं थोड़ी भिन्न होती हैं। स्पिन क्वांटम संख्या के संकेत के आधार पर इलेक्ट्रॉनों को तीर या द्वारा दर्शाया जाता है। हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉन विवर्तन आरेख:

कई-इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के निर्माण का सिद्धांत हाइड्रोजन परमाणु में प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉनों को जोड़ना है। ऊर्जा स्तरों और उपस्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों का वितरण पहले माने गए नियमों का पालन करता है: कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत, पाउली का सिद्धांत और हुंड का नियम।

परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की संरचना को ध्यान में रखते हुए, सभी ज्ञात तत्वों को अंतिम भरे हुए उप-स्तर की कक्षीय क्वांटम संख्या के मान के अनुसार चार समूहों में विभाजित किया जा सकता है: एस-तत्व, पी-तत्व, डी-तत्व, एफ-तत्व।

हीलियम परमाणु में He (Z = 2), दूसरा इलेक्ट्रॉन 1 . घेरता है एस-ऑर्बिटल, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: 1 एस 2. इलेक्ट्रॉन आरेख:

तत्वों की आवर्त सारणी की पहली सबसे छोटी अवधि हीलियम के साथ समाप्त होती है। हीलियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास निर्दिष्ट है।

दूसरी अवधि लिथियम ली (जेड = 3) द्वारा खोली जाती है, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: इलेक्ट्रॉन आरेख:

नीचे तत्वों के परमाणुओं के सरलीकृत इलेक्ट्रॉन विवर्तन आरेख हैं, समान ऊर्जा स्तर के कक्षक समान ऊंचाई पर स्थित हैं। आंतरिक पूर्ण रूप से भरे हुए उपस्तर नहीं दिखाए गए हैं।

लिथियम के बाद बेरिलियम Be (Z = 4) आता है, जिसमें एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन 2 . भरता है एस-कक्षीय। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र Be: 2 एस 2

जमीनी अवस्था में, अगला बोरॉन इलेक्ट्रॉन B (z = 5) 2 . पर कब्जा करता है आर-ऑर्बिटल, बी: 1 एस 2 2एस 2 2पी 1 ; इसका इलेक्ट्रॉन विवर्तन आरेख:

निम्नलिखित पांच आइटम इलेक्ट्रॉनिक रूप से कॉन्फ़िगर किए गए हैं:

सी (जेड = 6): 2 एस 2 2पी 2 एन (जेड = 7): 2 एस 2 2पी 3

ओ (जेड = 8): 2 एस 2 2पी 4 एफ (जेड = 9): 2 एस 2 2पी 5

ने (जेड = 10): 2 एस 2 2पी 6

दिए गए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास हंड के नियम से निर्धारित होते हैं।

नियॉन का पहला और दूसरा ऊर्जा स्तर पूरी तरह से भरा हुआ है। आइए हम इसके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को नामित करें और तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को लिखने के लिए संक्षिप्तता के लिए इसका उपयोग करें।

सोडियम Na (Z = 11) और Mg (Z = 12) तीसरे आवर्त को खोलते हैं। बाहरी इलेक्ट्रॉन 3 . पर कब्जा करते हैं एस-कक्षीय:

ना (जेड = 11): 3 एस 1

एमजी (जेड = 12): 3 एस 2

फिर, एल्युमिनियम (Z = 13), 3 . से शुरू करते हुए आर-उपस्तर। तीसरी अवधि आर्गन Ar (Z = 18) के साथ समाप्त होती है:

अल (जेड = 13): 3 एस 2 3पी 1

एआर (जेड = 18): 3 एस 2 3पी 6

तीसरे आवर्त के तत्व दूसरे आवर्त के तत्वों से इस मायने में भिन्न हैं कि उनके पास मुक्त 3 . है डी-ऑर्बिटल्स, जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। यह तत्वों द्वारा प्रकट संयोजकता अवस्थाओं की व्याख्या करता है।

चतुर्थ काल में नियमानुसार ( एन+मैं), पोटेशियम K (Z = 19) और कैल्शियम Ca (Z = 20) के लिए इलेक्ट्रॉनों का कब्जा 4 . है एस-सबलेवल, 3 . नहीं डीस्कैंडियम एससी (जेड = 21) से शुरू होकर जिंक जेडएन (जेड = 30) के साथ समाप्त होता है, भरना होता है3 डी-उपस्तर:

इलेक्ट्रॉनिक सूत्र डी-तत्वों को आयनिक रूप में दर्शाया जा सकता है: उप-स्तरों को प्रमुख क्वांटम संख्या के आरोही क्रम में सूचीबद्ध किया जाता है, और स्थिर एन- कक्षीय क्वांटम संख्या बढ़ाने के क्रम में। उदाहरण के लिए, Zn के लिए, ऐसा रिकॉर्ड इस तरह दिखेगा: ये दोनों रिकॉर्ड बराबर हैं, लेकिन पहले दिया गया जिंक फॉर्मूला सबलेवल में भरने के क्रम को सही ढंग से दर्शाता है।

पंक्ति 3 . में डी-तत्व क्रोमियम Cr (Z = 24) नियम से विचलित होता है ( एन+मैं) इस नियम के अनुसार Cr का विन्यास कुछ इस तरह दिखना चाहिए: यह पाया जाता है कि इसका वास्तविक विन्यास - कभी-कभी इस प्रभाव को इलेक्ट्रॉन का "डुबकी" कहा जाता है। इस तरह के प्रभावों को आधे से बढ़े हुए प्रतिरोध द्वारा समझाया गया है ( पी 3 , डी 5 , एफ 7) और पूरी तरह से ( पी 6 , डी 10 , एफ 14) भरे हुए सबलेवल।

नियम से विचलन ( एन+मैं) अन्य तत्वों (तालिका 6) में भी देखे गए हैं। यह इस तथ्य के कारण है कि मूल क्वांटम संख्या में वृद्धि के साथ, उप-स्तरों की ऊर्जाओं के बीच अंतर कम हो जाता है।

अगला, भरना होता है 4 पी-सुबलेवल (गा - क्र)। चौथे आवर्त में केवल 18 तत्व हैं। 5 . में भरना एस-, 4डी- और 5 पी- पांचवीं अवधि के 18 तत्वों में उप-स्तर। ध्यान दें कि ऊर्जा 5 एस- और 4 डी- सबलेवल बहुत करीब हैं, और एक इलेक्ट्रॉन 5 . के साथ एस-उप-स्तर आसानी से 4 . तक जा सकता है डी-उपस्तर। 5 बजे एस-सबलेवल Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है। बुनियादी शर्त 5 एस- पीडी सबलेवल भरा नहीं है। दो इलेक्ट्रॉनों का "डुबकी" मनाया जाता है।

6 . भरने के बाद छठे आवर्त में एस- सीज़ियम Cs (Z = 55) और बेरियम बा (Z = 56) का अगला इलेक्ट्रॉन, नियम के अनुसार ( एन+मैं) 4 take लेना चाहिए एफ-उपस्तर। हालांकि, लैंथेनम ला (Z = 57) के लिए, एक इलेक्ट्रॉन 5 . पर आता है डी-उपस्तर। आधा भरा (4 .) एफ 7) 4एफ-सबलेवल ने स्थिरता में वृद्धि की है; इसलिए, गैडोलीनियम जीडी (जेड = 64), उसके बाद यूरोपियम ईयू (जेड = 63), 4 से एफ-उप-स्तर, इलेक्ट्रॉनों की पिछली संख्या (7) बरकरार रहती है, और एक नया इलेक्ट्रॉन 5 . पर आता है डी-उपस्तर, नियम तोड़ना ( एन+मैं) टेरबियम टीबी (जेड = 65) में, अगला इलेक्ट्रॉन 4 . पर कब्जा कर लेता है एफ-उप-स्तर और 5 . से एक इलेक्ट्रॉन संक्रमण होता है डी- सबलेवल (कॉन्फ़िगरेशन 4 एफ 9 6एस 2))। 4 . भरना एफ-उपस्तर ytterbium Yb (Z = 70) पर समाप्त होता है। ल्यूटेटियम परमाणु का अगला इलेक्ट्रॉन लू 5 . पर कब्जा करता है डी-उपस्तर। इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लैंथेनम परमाणु के विन्यास से तभी भिन्न होता है जब यह पूरी तरह से भर जाता है एफ-उप-स्तर।

तालिका 6

से अपवाद ( एन+मैं) - पहले 86 तत्वों के लिए नियम

तत्त्व	इलेक्ट्रोनिक विन्यास
नियम के अनुसार ( एन+मैं)	वास्तविक
Cr (Z = 24) Cu (Z = 29) Nb (Z = 41) Mo (Z = 42) Tc (Z = 43) Ru (Z = 44) Rh (Z = 45) Pd (Z = 46) Ag ( जेड = 47) ला (जेड = 57) सीई (जेड = 58) जीडी (जेड = 64) इर (जेड = 77) पीटी (जेड = 78) औ (जेड = 79)	4एस 2 3डी 4 4एस 2 3डी 9 5एस 2 4डी 3 5एस 2 4डी 4 5एस 2 4डी 5 5एस 2 4डी 6 5एस 2 4डी 7 5एस 2 4डी 8 5एस 2 4डी 9 6एस 2 4एफ 1 5डी 0 6एस 2 4एफ 2 5डी 0 6एस 2 4एफ 8 5डी 0 6एस 2 4एफ 14 5डी 7 6एस 2 4एफ 14 5डी 8 6एस 2 4एफ 14 5डी 9	4एस 1 3डी 5 4एस 1 3डी 10 5एस 1 4डी 4 5एस 1 4डी 5 5एस 1 4डी 6 5एस 1 4डी 7 5एस 1 4डी 8 5एस 0 4डी 10 5एस 1 4डी 10 6एस 2 4एफ 0 5डी 1 6एस 2 4एफ 1 5डी 1 6एस 2 4एफ 7 5डी 1 6एस 0 4एफ 14 5डी 9 6एस 1 4एफ 14 5डी 9 6एस 1 4एफ 14 5डी 10

वर्तमान में, तत्वों की आवर्त सारणी में, डी.आई. मेंडेलीव, स्कैंडियम एससी और येट्रियम वाई के तहत, कभी-कभी लुटेटियम (और लैंथेनम नहीं) पहले के रूप में स्थित होता है डी-तत्व, और उसके सामने के सभी 14 तत्व, लैंथेनम सहित, एक विशेष समूह में बाहर ले जाना लैंथेनाइड्सतत्वों की आवर्त सारणी से परे।

तत्वों के रासायनिक गुण मुख्य रूप से बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तरों की संरचना से निर्धारित होते हैं। 4 . के बाहर तीसरे पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या में परिवर्तन एफ- उप-स्तर का तत्वों के रासायनिक गुणों पर बहुत कम प्रभाव पड़ता है। इसलिए, सभी 4 एफ-तत्व उनके गुणों में समान हैं। फिर छठे आवर्त में 5 भरा जाता है डी-सबलेवल (एचएफ - एचजी) और 6 पी-सबलेवल (टीएल - आरएन)।

सातवीं अवधि में 7 एस-सुबलेवल फ्रांस फ्र (जेड = 87) और रेडियम रा (जेड = 88) से भरा है। एनीमोन में, नियम से विचलन होता है ( एन+मैं), और अगला इलेक्ट्रॉन 6 . आबाद करता है डी-सबलेवल, 5 . नहीं एफ... इसके बाद तत्वों का एक समूह (Th - No) 5 . भरने के साथ आता है एफ-सबलेयर जो परिवार बनाते हैं एक्टिनाइड्स... ध्यान दें कि 6 डी- और 5 एफ- उपस्तरों में इतनी घनिष्ठ ऊर्जा होती है कि एक्टिनाइड परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास अक्सर नियम का पालन नहीं करता है ( एन+मैं) लेकिन इस मामले में, सटीक कॉन्फ़िगरेशन का मान 5 . है च तो 5डी एमइतना महत्वपूर्ण नहीं है, क्योंकि यह तत्व के रासायनिक गुणों को कमजोर रूप से प्रभावित करता है।

लॉरेंस एलआर (जेड = 103) 6 . पर एक नया इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है डी-उपस्तर। इस तत्व को कभी-कभी आवर्त सारणी में ल्यूटेटियम के अंतर्गत रखा जाता है। सातवीं अवधि पूरी नहीं हुई है। तत्व 104 - 109 अस्थिर हैं और उनके गुणों के बारे में बहुत कम जानकारी है। इस प्रकार, परमाणु आवेश में वृद्धि के साथ, बाहरी स्तरों की समान इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएं समय-समय पर दोहराई जाती हैं। इस संबंध में, किसी को तत्वों के विभिन्न गुणों में आवधिक परिवर्तन की अपेक्षा करनी चाहिए।

ध्यान दें कि वर्णित इलेक्ट्रॉनिक विन्यास गैस चरण में पृथक परमाणुओं को संदर्भित करता है। किसी तत्व के परमाणु का विन्यास पूर्णतः भिन्न हो सकता है यदि परमाणु किसी ठोस या विलयन में हो।

पहले चार अवधियों के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना: $ s- $, $ p- $ और $ d- $ तत्व। परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास। परमाणुओं की जमीन और उत्तेजित अवस्था

परमाणु की अवधारणा प्राचीन दुनिया में पदार्थ के कणों के पदनाम के लिए उत्पन्न हुई थी। ग्रीक से अनुवादित, परमाणु का अर्थ है "अविभाज्य"।

इलेक्ट्रॉनों

आयरिश भौतिक विज्ञानी स्टोनी, प्रयोगों के आधार पर, इस निष्कर्ष पर पहुंचे कि बिजली सभी रासायनिक तत्वों के परमाणुओं में मौजूद सबसे छोटे कणों द्वारा की जाती है। $ 1891 में, स्टोनी ने इन कणों को नाम देने का प्रस्ताव रखा इलेक्ट्रॉनों, जिसका ग्रीक में अर्थ है "एम्बर"।

इलेक्ट्रॉन को इसका नाम मिलने के कुछ साल बाद, अंग्रेजी भौतिक विज्ञानी जोसेफ थॉमसन और फ्रांसीसी भौतिक विज्ञानी जीन पेरिन ने साबित कर दिया कि इलेक्ट्रॉनों में एक नकारात्मक चार्ज होता है। यह सबसे छोटा ऋणात्मक आवेश है, जिसे रसायन शास्त्र में $ (- 1) $ की इकाई के रूप में लिया जाता है। थॉमसन एक इलेक्ट्रॉन की गति (यह प्रकाश की गति के बराबर है - $ 300,000 किमी / सेकंड) और एक इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान (यह हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान से $ 1836 $ गुना कम है) निर्धारित करने में भी कामयाब रहा।

थॉमसन और पेरिन ने एक शक्ति स्रोत के ध्रुवों को दो धातु प्लेटों से जोड़ा - एक कैथोड और एक एनोड, एक ग्लास ट्यूब में मिलाप किया गया जिसमें से हवा निकाली गई थी। जब प्लेट-इलेक्ट्रोड पर लगभग 10 हजार वोल्ट का वोल्टेज लगाया गया, तो ट्यूब में एक चमकदार निर्वहन चमक गया, और कण कैथोड (नकारात्मक ध्रुव) से एनोड (धनात्मक ध्रुव) तक उड़ गए, जिसे वैज्ञानिकों ने पहले कहा था। कैथोड किरणेंऔर तब उन्हें पता चला कि यह इलेक्ट्रॉनों की एक धारा है। उदाहरण के लिए, टीवी स्क्रीन पर लगाए गए विशेष पदार्थों से टकराने वाले इलेक्ट्रॉन चमक पैदा करते हैं।

यह निष्कर्ष निकाला गया कि जिस पदार्थ से कैथोड बनाया जाता है, उसके परमाणुओं से इलेक्ट्रॉनों को बाहर निकाल दिया जाता है।

मुक्त इलेक्ट्रॉनों या उनके प्रवाह को अन्य तरीकों से प्राप्त किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, जब धातु के तार को गर्म किया जाता है या जब आवर्त सारणी के समूह I के मुख्य उपसमूह I (उदाहरण के लिए, सीज़ियम) के तत्वों द्वारा बनाई गई धातुओं पर प्रकाश पड़ता है।

एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति

एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को के बारे में जानकारी के एक समूह के रूप में समझा जाता है ऊर्जामें एक निश्चित इलेक्ट्रॉन स्थानजिसमें यह स्थित है। हम पहले से ही जानते हैं कि एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन में गति का कोई प्रक्षेपवक्र नहीं होता है, अर्थात। हम केवल के बारे में बात कर सकते हैं संभावनाओंइसे नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष में ढूँढना। यह नाभिक के आस-पास के इस स्थान के किसी भी भाग में स्थित हो सकता है, और इसके विभिन्न पदों के संयोजन को एक इलेक्ट्रॉन बादल के रूप में माना जाता है जिसमें नकारात्मक चार्ज का एक निश्चित घनत्व होता है। लाक्षणिक रूप से, इसकी कल्पना इस प्रकार की जा सकती है: यदि, एक सेकंड के सौवें या दस लाखवें हिस्से के बाद, परमाणु में इलेक्ट्रॉन की स्थिति की तस्वीर लेना संभव था, जैसा कि फोटो फिनिश में है, तो ऐसी तस्वीरों में इलेक्ट्रॉन को एक के रूप में दर्शाया जाएगा बिंदु। ऐसी अनगिनत तस्वीरों को ओवरलैप करने से सबसे अधिक घनत्व वाले इलेक्ट्रॉन बादल की तस्वीर बन जाएगी जहां इनमें से अधिकतर बिंदु हैं।

यह आंकड़ा नाभिक से गुजरने वाले हाइड्रोजन परमाणु में ऐसे इलेक्ट्रॉन घनत्व का "कट" दिखाता है, और धराशायी रेखा एक गोले को परिभाषित करती है, जिसके अंदर एक इलेक्ट्रॉन का पता लगाने की संभावना $ 90% $ है। नाभिक के निकटतम समोच्च अंतरिक्ष के उस क्षेत्र को कवर करता है जिसमें एक इलेक्ट्रॉन का पता लगाने की संभावना $ 10% $ है, कोर से दूसरे समोच्च के अंदर एक इलेक्ट्रॉन का पता लगाने की संभावना $ 20% $ है, तीसरे के अंदर - $ 30% $, आदि। इलेक्ट्रॉन की स्थिति में कुछ अनिश्चितता है। इस विशेष राज्य को चिह्नित करने के लिए, जर्मन भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू हाइजेनबर्ग ने . की अवधारणा की शुरुआत की अनिश्चितता का सिद्धांत, अर्थात। ने दिखाया कि इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा और स्थान को एक साथ और सटीक रूप से निर्धारित करना असंभव है। इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा जितनी अधिक सटीक रूप से निर्धारित होती है, उसकी स्थिति उतनी ही अनिश्चित होती है, और इसके विपरीत, स्थिति निर्धारित करने के बाद, इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा निर्धारित करना असंभव है। एक इलेक्ट्रॉन का पता लगाने की संभावना के क्षेत्र की कोई स्पष्ट सीमा नहीं है। हालांकि, उस स्थान को अलग करना संभव है जहां इलेक्ट्रॉन मिलने की संभावना अधिकतम है।

परमाणु नाभिक के चारों ओर का स्थान, जिसमें इलेक्ट्रॉन के मिलने की सबसे अधिक संभावना होती है, कक्षीय कहलाता है।

इसमें लगभग 90% इलेक्ट्रॉन क्लाउड होता है, जिसका अर्थ है कि लगभग 90% समय इलेक्ट्रॉन अंतरिक्ष के इस हिस्से में होता है। आकार के अनुसार, वर्तमान में ज्ञात प्रकार के ऑर्बिटल्स के $4$ हैं, जिन्हें लैटिन अक्षरों $s, p, d$ और $f$ द्वारा दर्शाया गया है। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के कुछ रूपों का ग्राफिक प्रतिनिधित्व चित्र में दिखाया गया है।

एक निश्चित कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन की गति की सबसे महत्वपूर्ण विशेषता उसके नाभिक के साथ उसके बंधन की ऊर्जा है। निकट ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉन एकल बनाते हैं इलेक्ट्रॉनिक परत, या ऊर्जा स्तर... ऊर्जा का स्तर कोर से शुरू होता है: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ और $ 7 $।

ऊर्जा स्तर की संख्या को दर्शाने वाले पूर्णांक $n$ को प्रमुख क्वांटम संख्या कहा जाता है।

यह किसी दिए गए ऊर्जा स्तर पर कब्जा करने वाले इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा की विशेषता है। सबसे कम ऊर्जा पहले ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉनों के पास होती है, जो नाभिक के सबसे करीब होती है। पहले स्तर के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में, बाद के स्तरों के इलेक्ट्रॉनों को ऊर्जा के एक बड़े भंडार की विशेषता होती है। नतीजतन, बाहरी स्तर के इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से कम से कम मजबूती से बंधे होते हैं।

एक परमाणु में ऊर्जा स्तरों (इलेक्ट्रॉनिक परतों) की संख्या DI मेंडेलीव की प्रणाली में उस अवधि की संख्या के बराबर होती है, जिसमें रासायनिक तत्व संबंधित है: पहली अवधि के तत्वों के परमाणुओं में एक ऊर्जा स्तर होता है; दूसरी अवधि - दो; सातवीं अवधि सात है।

ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की सबसे बड़ी संख्या सूत्र द्वारा निर्धारित की जाती है:

जहां $ N $ इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या है; $ n $ - स्तर संख्या, या मूल क्वांटम संख्या। इसलिए: नाभिक के सबसे निकटतम ऊर्जा स्तर पर दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं; दूसरे पर - $ 8 $ से अधिक नहीं; तीसरे पर - $ 18 $ से अधिक नहीं; चौथे पर - $ 32 से अधिक नहीं। और बदले में, ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉन परतें) कैसे व्यवस्थित होते हैं?

दूसरे ऊर्जा स्तर $ (n = 2) $ से शुरू होकर, प्रत्येक स्तर को उप-स्तरों (उप-स्तरों) में उप-विभाजित किया जाता है, जो नाभिक के साथ बाध्यकारी ऊर्जा में एक दूसरे से थोड़ा भिन्न होता है।

उपस्तरों की संख्या मूल क्वांटम संख्या के मान के बराबर होती है:पहले ऊर्जा स्तर में एक उप स्तर होता है; दूसरा - दो; तीसरा तीन है; चौथा चार है। सबलेवल, बदले में, ऑर्बिटल्स द्वारा बनते हैं।

$ n $ का प्रत्येक मान $ n ^ 2 $ के बराबर ऑर्बिटल्स की संख्या से मेल खाता है। तालिका में प्रस्तुत आंकड़ों के अनुसार, मुख्य क्वांटम संख्या $ n $ के संबंध को सबलेवल की संख्या, ऑर्बिटल्स के प्रकार और संख्या, और सबलेवल और स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या के साथ संबंध का पता लगाना संभव है।

प्रिंसिपल क्वांटम संख्या, प्रकार और ऑर्बिटल्स की संख्या, सबलेवल और स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या।

ऊर्जा स्तर $ (एन) $	$ n $ . के बराबर उपस्तरों की संख्या	कक्षीय प्रकार	कक्षाओं		इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या
			सबलेवल में	$ n ^ 2 $ . के बराबर स्तर में	सबलेवल में	$ n ^ 2 $ . के बराबर स्तर पर
$ के (एन = 1) $	$1$	$ 1s $	$1$	$1$	$2$	$2$
$ एल (एन = 2) $	$2$	$ 2s $	$1$	$4$	$2$	$8$
		$ 2p $	$3$		$6$
$ एम (एन = 3) $	$3$	$3s $	$1$	$9$	$2$	$18$
		$ 3पी $	$3$		$6$
		$ 3डी $	$5$		$10$
$ एन (एन = 4) $	$4$	$4s $	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4पी $	$3$		$6$
		$4डी $	$5$		$10$
		$4f $	$7$		$14$

Sublevels को आमतौर पर लैटिन अक्षरों द्वारा निरूपित किया जाता है, साथ ही उन ऑर्बिटल्स के आकार की भी, जिनकी रचना की जाती है: $ s, p, d, f $। इसलिए:

• $ s $ -उप-स्तर - पहला, परमाणु नाभिक के सबसे करीब, प्रत्येक ऊर्जा स्तर का उप-स्तर, एक $ s $ -ऑर्बिटल होता है;
• $ p $ -उप-स्तर - पहले, ऊर्जा स्तर को छोड़कर, प्रत्येक के दूसरे उप-स्तर में तीन $ p $ -ऑर्बिटल्स होते हैं;
• $ d $ -सबलेयर - तीसरे, ऊर्जा स्तर से शुरू होने वाले प्रत्येक के तीसरे सबलेवल में पांच $ डी $ -ऑर्बिटल्स होते हैं;
• चौथे, ऊर्जा स्तर से शुरू होने वाले प्रत्येक के $ f $ -सबलेयर में सात $ f $ -ऑर्बिटल्स होते हैं।

परमाणु नाभिक

लेकिन इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के एकमात्र घटक नहीं हैं। भौतिक विज्ञानी हेनरी बेकरेल ने पाया कि यूरेनियम नमक युक्त एक प्राकृतिक खनिज भी अज्ञात विकिरण का उत्सर्जन करता है, जो प्रकाश से छिपी हुई फोटोग्राफिक फिल्मों को रोशन करता है। इस घटना का नाम था रेडियोधर्मिता.

रेडियोधर्मी किरणें तीन प्रकार की होती हैं:

1. $ α $ -किरणें, जिसमें $ α $ -कण होते हैं जिनका आवेश इलेक्ट्रॉन के आवेश का $ 2 $ गुना होता है, लेकिन एक सकारात्मक संकेत के साथ, और एक द्रव्यमान $ 4 $ गुना हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान का होता है;
2. $ β $ -किरणें इलेक्ट्रॉनों के प्रवाह का प्रतिनिधित्व करती हैं;
3. $ $ -किरणें नगण्य द्रव्यमान वाली विद्युत चुम्बकीय तरंगें हैं जिनमें विद्युत आवेश नहीं होता है।

नतीजतन, परमाणु की एक जटिल संरचना होती है - इसमें एक सकारात्मक रूप से आवेशित नाभिक और इलेक्ट्रॉन होते हैं।

एक परमाणु कैसे काम करता है?

1910 में, लंदन के पास कैम्ब्रिज में, अर्नेस्ट रदरफोर्ड ने अपने छात्रों और सहयोगियों के साथ एक पतली सोने की पन्नी से गुजरने और एक स्क्रीन पर गिरने वाले $ α $ कणों के बिखरने का अध्ययन किया। अल्फा कण आमतौर पर मूल दिशा से केवल एक डिग्री विचलित होते हैं, जो सोने के परमाणुओं के गुणों की एकरूपता और एकरूपता की पुष्टि करते हैं। और अचानक शोधकर्ताओं ने देखा कि कुछ $ α $ -कणों ने अपने रास्ते की दिशा अचानक बदल दी, जैसे कि किसी तरह की बाधा से टकरा रहे हों।

पन्नी के सामने एक स्क्रीन रखकर, रदरफोर्ड उन दुर्लभ मामलों का भी पता लगाने में सक्षम था जब सोने के परमाणुओं से परावर्तित $ α $ कण विपरीत दिशा में उड़ गए।

गणनाओं से पता चला कि प्रेक्षित घटनाएँ तब घटित हो सकती हैं जब एक परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान और उसके सभी धनात्मक आवेश एक छोटे केंद्रीय नाभिक में केंद्रित हों। नाभिक की त्रिज्या, जैसा कि यह निकला, पूरे परमाणु की त्रिज्या से 100,000 गुना कम है, जिस क्षेत्र में ऋणात्मक आवेश वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं। यदि हम एक लाक्षणिक तुलना लागू करते हैं, तो एक परमाणु की पूरी मात्रा की तुलना लुज़्निकी स्टेडियम में एक स्टेडियम से की जा सकती है, और नाभिक की तुलना मैदान के केंद्र में स्थित एक सॉकर बॉल से की जा सकती है।

किसी भी रासायनिक तत्व के परमाणु की तुलना छोटे सौरमंडल से की जा सकती है। इसलिए, रदरफोर्ड द्वारा प्रस्तावित परमाणु के इस मॉडल को ग्रहीय कहा जाता है।

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन

यह पता चला है कि छोटे परमाणु नाभिक, जिसमें परमाणु का पूरा द्रव्यमान केंद्रित होता है, में दो प्रकार के कण होते हैं - प्रोटॉन और न्यूट्रॉन।

प्रोटानचार्ज इलेक्ट्रॉनों के चार्ज के बराबर है, लेकिन साइन $ (+ 1) $ में विपरीत है, और एक हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान के बराबर द्रव्यमान है (इसे रसायन शास्त्र में एक इकाई के रूप में लिया जाता है)। प्रोटॉन को चिह्न $ (1) (1) p $ (या $ p + $) द्वारा दर्शाया जाता है। न्यूट्रॉनचार्ज नहीं करते हैं, वे तटस्थ हैं और एक प्रोटॉन के बराबर द्रव्यमान रखते हैं, अर्थात। $ 1 $। न्यूट्रॉन को चिह्न $ (0) ↖ (1) n $ (या $ n ^ 0 $) द्वारा दर्शाया जाता है।

प्रोटॉन और न्यूट्रॉन एक साथ कहलाते हैं न्युक्लियोन(अक्षांश से। नाभिक- सार)।

एक परमाणु में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की संख्या का योग कहलाता है भारी संख्या... उदाहरण के लिए, एक एल्यूमीनियम परमाणु की द्रव्यमान संख्या:

चूंकि इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान, जो नगण्य है, की उपेक्षा की जा सकती है, यह स्पष्ट है कि परमाणु का संपूर्ण द्रव्यमान नाभिक में केंद्रित होता है। इलेक्ट्रॉनों को इस तरह दर्शाया जाता है: $ e↖ (-) $।

चूँकि परमाणु विद्युत रूप से उदासीन होता है, अतः यह भी स्पष्ट है कि कि एक परमाणु में प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है। यह एक रासायनिक तत्व की क्रम संख्या के बराबर हैइसे आवर्त सारणी में निर्दिष्ट किया गया है। उदाहरण के लिए, लोहे के परमाणु के नाभिक में $26$ प्रोटॉन होते हैं, और $26$ इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर चक्कर लगाते हैं। न्यूट्रॉन की संख्या कैसे निर्धारित करें?

जैसा कि आप जानते हैं, परमाणु के द्रव्यमान में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के द्रव्यमान होते हैं। तत्व $ (Z) $ की क्रमिक संख्या को जानना, अर्थात। प्रोटॉन की संख्या, और द्रव्यमान संख्या $ (A) $, प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की संख्या के योग के बराबर, आप सूत्र द्वारा न्यूट्रॉन $ (N) $ की संख्या पा सकते हैं:

उदाहरण के लिए, लोहे के परमाणु में न्यूट्रॉन की संख्या है:

$56 – 26 = 30$.

तालिका प्राथमिक कणों की मुख्य विशेषताओं को दर्शाती है।

प्राथमिक कणों की मूल विशेषताएं।

आइसोटोप

एक ही तत्व के विभिन्न प्रकार के परमाणु, जिनका नाभिकीय आवेश समान होता है, लेकिन द्रव्यमान संख्या भिन्न होती है, समस्थानिक कहलाते हैं।

शब्द आइसोटोपदो ग्रीक शब्दों से मिलकर बना है: isos- वही और टोपोस- स्थान, का अर्थ है तत्वों की आवर्त सारणी में "एक स्थान पर कब्जा करना" (कोशिका)।

प्राकृतिक रूप से पाए जाने वाले रासायनिक तत्व समस्थानिकों का मिश्रण होते हैं। तो, कार्बन के तीन समस्थानिक हैं जिनका द्रव्यमान $ 12, 13, 14 $ है; ऑक्सीजन - $ 16, 17, 18 $, आदि के द्रव्यमान वाले तीन समस्थानिक।

आमतौर पर आवर्त सारणी में दिया गया है, एक रासायनिक तत्व का सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान इस तत्व के समस्थानिकों के प्राकृतिक मिश्रण के परमाणु द्रव्यमान का औसत मूल्य है, प्रकृति में उनकी सापेक्ष सामग्री को ध्यान में रखते हुए, इसलिए, परमाणु के मान द्रव्यमान अक्सर भिन्नात्मक होते हैं। उदाहरण के लिए, प्राकृतिक क्लोरीन के परमाणु दो समस्थानिकों का मिश्रण होते हैं - $ 35 $ (उनमें से $ 75% प्रकृति में) और $ 37 $ (उनमें से $ 25% $); इसलिए, क्लोरीन का आपेक्षिक परमाणु द्रव्यमान $35.5 $ है। क्लोरीन समस्थानिक इस प्रकार लिखे गए हैं:

$ (35) (17) (सीएल) $ और $ (37) (17) (सीएल) $

क्लोरीन समस्थानिकों के रासायनिक गुण ठीक वैसे ही हैं, जैसे अधिकांश रासायनिक तत्वों के समस्थानिक हैं, उदाहरण के लिए पोटेशियम, आर्गन:

$ (39) (19) (के) $ और $ (40) (19) (के) $, $ (39) (18) (Ar) $ और $ ↖ (40) ↙ (18) ) (एआर) $

हालांकि, हाइड्रोजन के समस्थानिक अपने सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान में तेज बहु वृद्धि के कारण गुणों में बहुत भिन्न होते हैं; उन्हें व्यक्तिगत नाम और रासायनिक संकेत भी दिए गए हैं: प्रोटियम - $ (1) (1) (एच) $; ड्यूटेरियम - $ (2) (1) (एच) $, या $ ↖ (2) ↙ (1) (डी) $; ट्रिटियम - $ (3) ↙ (1) (एच) $, या $ ↖ (3) ↙ (1) (टी) $।

अब आप रासायनिक तत्व की आधुनिक, अधिक कठोर और वैज्ञानिक परिभाषा दे सकते हैं।

एक रासायनिक तत्व समान परमाणु आवेश वाले परमाणुओं का एक संग्रह है।

प्रथम चार आवर्तों के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

आइए हम डी.आई.मेंडेलीफ की प्रणाली की अवधियों द्वारा तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के प्रदर्शन पर विचार करें।

पहली अवधि के तत्व।

परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के आरेख इलेक्ट्रॉन परतों (ऊर्जा स्तर) पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं।

परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र ऊर्जा स्तरों और निम्न स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं।

परमाणुओं के ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र न केवल स्तरों और नीचे के स्तरों पर, बल्कि ऑर्बिटल्स पर भी इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं।

एक हीलियम परमाणु में पहली इलेक्ट्रॉन परत पूर्ण होती है - इसमें $2$ इलेक्ट्रॉन होते हैं।

हाइड्रोजन और हीलियम $ s $ -तत्व हैं, इन परमाणुओं का $ s $ -ऑर्बिटल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

दूसरी अवधि के तत्व।

दूसरी अवधि के सभी तत्वों के लिए, पहली इलेक्ट्रॉन परत भर जाती है, और इलेक्ट्रॉन कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार दूसरी इलेक्ट्रॉन परत के $ s- $ और $ p $ -ऑर्बिटल्स भरते हैं (पहले $ s $, फिर $ पी $) और पाउली और हुंड नियम।

नियॉन परमाणु में इलेक्ट्रॉन की दूसरी परत पूर्ण होती है - इसमें $8$ इलेक्ट्रान होते हैं।

तीसरी अवधि के तत्व।

तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए, पहली और दूसरी इलेक्ट्रॉन परतें पूरी होती हैं, इसलिए तीसरी इलेक्ट्रॉन परत भरी जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s, 3p और 3d उप स्तरों पर कब्जा कर सकते हैं।

तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना।

$3.5$-इलेक्ट्रॉनिक कक्षीय मैग्नीशियम परमाणु पर पूरा किया जा रहा है। $ Na $ और $ Mg $ $ s $ -तत्व हैं।

एल्यूमीनियम और उसके बाद के तत्वों में, $ 3d $ सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

$ (18) (एआर) $ आर्गन

$ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) एस ^ 2 (3) पी ^ 6 $

बाहरी परत (तीसरी इलेक्ट्रॉन परत) पर एक आर्गन परमाणु में $8$ इलेक्ट्रॉन होते हैं। जैसा कि बाहरी परत पूरी हो गई 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 $ 3d $ -ऑर्बिटल्स खाली हैं।

$ Al $ से $ Ar $ - $ p $ . तक के सभी तत्व -तत्व।

$ एस- $ और $ पी $ -तत्वप्रपत्र मुख्य उपसमूहआवर्त सारणी में।

चतुर्थ काल के तत्व।

पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं के लिए एक चौथी इलेक्ट्रॉन परत दिखाई देती है, और $ 4s $ सबलेवल भर जाता है, क्योंकि इसमें $ 3d $ सबलेवल की तुलना में कम ऊर्जा है। चतुर्थ आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए:

1. आइए आर्गन के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला को निम्नानुसार नामित करें: $ Ar $;
2. हम उन उपस्तरों का चित्रण नहीं करेंगे जो इन परमाणुओं में नहीं भरे गए हैं।

$ के, सीए $ - $ एस $ -तत्व,मुख्य उपसमूहों में शामिल हैं। $ Sc $ से $ Zn $ तक के परमाणुओं में, 3d सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये $ 3d $ तत्व हैं। वे शामिल हैं पार्श्व उपसमूह,उनकी पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत भरी हुई है, उन्हें कहा जाता है संक्रमण तत्व।

क्रोमियम और तांबे के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना पर ध्यान दें। उनमें, एक इलेक्ट्रॉन $ 4s- $ से $ 3d $ सबलेवल तक "गिरता है", जिसे परिणामी इलेक्ट्रॉन विन्यास $ 3d ^ 5 $ और $ 3d ^ (10) $ की उच्च ऊर्जा स्थिरता द्वारा समझाया गया है:

$ (24) (Cr) $ $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (4) 4s ^ (2)… $

$ ↙ (29) (Cu) $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (9) 4s ^ (2)… $

तत्व प्रतीक, क्रम संख्या, नाम	इलेक्ट्रॉनिक संरचना आरेख	इलेक्ट्रॉनिक सूत्र	ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला
$ (19) (के) $ पोटेशियम		$ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (4) एस ^ 1 $
$ (20) (सी) $ कैल्शियम		$ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (4) एस ^ 2 $
$ (21) (एससी) $ स्कैंडियम		$ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (4) एस ^ 1 (3) डी ^ 1 $ या $ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (3) डी ^ 1 (4) एस ^ 1 $
$ (22) (तिवारी) $ टाइटेनियम		$ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (4) एस ^ 2 (3) डी ^ 2 $ या $ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (3) डी ^ 2 (4) एस ^ 2 $
$ (23) (वी) $ वैनेडियम		$ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (4) एस ^ 2 (3) डी ^ 3 $ या $ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (3) डी ^ 3 (4) एस ^ 2 $
$ (24) (Сr) $ क्रोम		$ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (4) एस ^ 1 (3) डी ^ 5 $ या $ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (3) डी ^ 5 (4) एस ^ 1 $
$ (29) (घन) $ क्रोम		$ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (4) एस ^ 1 (3) डी ^ (10) $ या $ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2 ) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (3) डी ^ (10) (4) एस ^ 1 $
$ (30) (Zn) $ जिंक		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ या $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (3) डी ^ (10) (4) एस ^ 2 $
$ (31) (गा) $ गैलियम		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ या $ 1s ^ 2 (2) एस ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (3) डी ^ (10) (4) एस ^ (2) 4 पी ^ (1) $
$ (36) (करोड़) $ क्रिप्टन		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ 6 $ या $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) पी ^ 6 (3) पी ^ 6 (3) डी ^ (10) (4) एस ^ (2) 4 पी ^ 6 $

जिंक परमाणु में, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें सभी $ 3s, 3p $ और $ 3d $ सबलेवल भरे जाते हैं, उन पर कुल $ 18 $ इलेक्ट्रॉन होते हैं।

जस्ता के बाद के तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत, $ 4p $ सबलेवल, भरना जारी है। $ Ga $ से $ Kr $ - $ p $ . तक के तत्व -तत्व।

क्रिप्टन परमाणु पर, बाहरी (चौथी) परत पूर्ण होती है, इसमें $8$ इलेक्ट्रॉन होते हैं। लेकिन कुल मिलाकर चौथी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप जानते हैं, एक इलेक्ट्रॉन का $32$ हो सकता है; क्रिप्टन परमाणु के लिए, $ 4d- $ और $ 4f $ सबलेवल अभी भी खाली हैं।

पांचवीं अवधि के तत्व निम्न क्रम में उप-स्तरों से भरे हुए हैं: $ 5s → 4d → 5p $। और इलेक्ट्रॉनों के "डुबकी" से जुड़े अपवाद भी हैं, $ (41) Nb $, $ ↙ (42) Mo $, $ ↙ (44) Ru $, $ ↙ (45) Rh $, $ ↙ ( 46) पीडी $, $ (47) एजी $। छठे और सातवें आवर्त में $ f $ प्रकट होता है -तत्व, अर्थात। तत्व जो क्रमशः $ 4f- $ और $ 5f $ से भरे जाते हैं - बाहर तीसरी इलेक्ट्रॉन परत के उप-स्तर।

$4f $ -तत्वकहा जाता है लैंथेनाइड्स

$ 5f $ -तत्वकहा जाता है एक्टिनाइड्स

छठी अवधि के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल भरने का क्रम: $ (55) Cs $ और $ ↙ (56) а $ - $ 6s $ -तत्व; $ (57) ला ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -तत्व; $ (58) सीई $ - $ ↙ (71) लू - 4f $ -तत्व; $ (72) एचएफ $ - $ (80) एचजी - 5 डी $ -तत्व; $ (81) Т1 $ - $ (86) Rn - 6d $ -तत्व। लेकिन यहां भी ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के भरने के क्रम का उल्लंघन होता है, जो, उदाहरण के लिए, आधे की उच्च ऊर्जा स्थिरता और पूरी तरह से भरे हुए $ f $ सबलेवल से जुड़ा होता है, अर्थात। $ एनएफ ^ 7 $ और $ एनएफ ^ (14) $।

इस पर निर्भर करता है कि परमाणु का कौन सा उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा है, सभी तत्व, जैसा कि आप पहले ही समझ चुके हैं, चार इलेक्ट्रॉनिक परिवारों या ब्लॉकों में विभाजित हैं:

1. $ एस $ -तत्व;इलेक्ट्रॉन परमाणु के बाहरी स्तर के $ s $ -उप-स्तर को भरते हैं; $ s $ -तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
2. $ पी $ -तत्व;इलेक्ट्रॉन परमाणु के बाहरी स्तर के $ p $ -उप-स्तर को भरते हैं; $ p $ -तत्वों में III - VIII समूहों के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;
3. $ घ $ -तत्व;परमाणु के पूर्व-बाहरी स्तर का $d $ -उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; $ d $ -तत्वों में समूह I - VIII के द्वितीयक उपसमूह के तत्व शामिल हैं, अर्थात, $ s- $ और $ p- $ तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के प्लग-इन दशकों के तत्व। उन्हें भी कहा जाता है संक्रमणकालीन तत्व;
4. $ एफ $ -तत्व;इलेक्ट्रॉन परमाणु के स्तर के बाहर तीसरे के $ f- $ सबलेवल को भरते हैं; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।

परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास। परमाणुओं की जमीन और उत्तेजित अवस्था

स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू पाउली ने $ 1925 में स्थापित किया कि एक परमाणु में एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैंविपरीत (विपरीत समानांतर) पीठ (अंग्रेजी से अनुवादित - धुरी), यानी। ऐसे गुण रखते हैं, जिन्हें पारंपरिक रूप से एक इलेक्ट्रॉन के अपने काल्पनिक अक्ष के चारों ओर दक्षिणावर्त या वामावर्त घूमने के रूप में कल्पना की जा सकती है। इस सिद्धांत को कहा जाता है पाउली का सिद्धांत।

यदि कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन हो, तो उसे कहते हैं अयुगलअगर दो, तो यह युग्मित इलेक्ट्रॉन, अर्थात। विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन।

यह आंकड़ा ऊर्जा स्तरों के उप-स्तरों में विभाजन का एक आरेख दिखाता है।

$ एस- $ कक्षा का, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एक गोलाकार आकृति होती है। हाइड्रोजन परमाणु का एक इलेक्ट्रॉन $(n=1)$ इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। इसलिए, उसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या इलेक्ट्रोनिक विन्यास, इस तरह लिखा जाता है: $ 1s ^ 1 $। इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर की संख्या को अक्षर $ (1 ...) $ के सामने की संख्या से दर्शाया जाता है, लैटिन अक्षर सबलेवल (कक्षीय प्रकार) को दर्शाता है, और ऊपरी दाईं ओर लिखी गई संख्या को दर्शाता है पत्र (एक घातांक के रूप में) सबलेवल पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाता है।

एक हीलियम परमाणु He के लिए, जिसमें एक $ s- $ कक्षीय में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, यह सूत्र है: $ 1s ^ 2 $। हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल पूर्ण और बहुत स्थिर होता है। हीलियम एक उत्कृष्ट गैस है। दूसरे ऊर्जा स्तर $ (n = 2) $ पर चार कक्षक होते हैं, एक $ s $ और तीन $ p $। दूसरे स्तर $s $ -ऑर्बिटल ($ 2s $ -ऑर्बिटल) के इलेक्ट्रॉनों में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि $ 1s $ -ऑर्बिटल $ (n = 2) $ के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर हैं। सामान्य तौर पर, $ n $ के प्रत्येक मान के लिए, एक $ s- $ कक्षीय होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा का एक संगत भंडार होता है और इसलिए, एक संगत व्यास के साथ जो $ n $ के मान के बढ़ने पर बढ़ता है। $ एस- $ ऑर्बिटल, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, का गोलाकार आकार होता है। हाइड्रोजन परमाणु का एक इलेक्ट्रॉन $(n=1)$ इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र, या इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन इस प्रकार लिखा गया है: $ 1s ^ 1 $। इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर की संख्या को अक्षर $ (1 ...) $ के सामने की संख्या से दर्शाया जाता है, लैटिन अक्षर सबलेवल (कक्षीय प्रकार) को दर्शाता है, और ऊपरी दाईं ओर लिखी गई संख्या को दर्शाता है पत्र (एक घातांक के रूप में) सबलेवल पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाता है।

एक हीलियम परमाणु $ He $ के लिए, जिसमें एक $ s- $ कक्षीय में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, यह सूत्र है: $ 1s ^ 2 $। हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल पूर्ण और बहुत स्थिर होता है। हीलियम एक उत्कृष्ट गैस है। दूसरे ऊर्जा स्तर $ (n = 2) $ पर चार कक्षक होते हैं, एक $ s $ और तीन $ p $। दूसरे स्तर के $ s- $ ऑर्बिटल्स ($ 2s $ -ऑर्बिटल) के इलेक्ट्रॉनों में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि $ 1s $ -ऑर्बिटल $ (n = 2) $ के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर हैं। सामान्य तौर पर, $ n $ के प्रत्येक मान के लिए, एक $ s- $ कक्षीय होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा का एक संगत भंडार होता है और इसलिए, एक संगत व्यास के साथ जो $ n $ के मान के बढ़ने पर बढ़ता है।

$ पी- $ कक्षा काएक डम्बल का आकार है, या बड़ा आंकड़ा आठ है। सभी तीन $ p $ -ऑर्बिटल्स परमाणु नाभिक के माध्यम से खींचे गए स्थानिक निर्देशांक के साथ परस्पर लंबवत परमाणु में स्थित होते हैं। एक बार फिर इस बात पर जोर दिया जाना चाहिए कि $ n = 2 $ से शुरू होने वाले प्रत्येक ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉन परत) में तीन $ p $ -ऑर्बिटल्स होते हैं। जैसे-जैसे $ n $ का मान बढ़ता है, इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित $ р $ -ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लेते हैं और $ x, y, z $ अक्षों के साथ निर्देशित होते हैं।

दूसरे $ (n = 2) $ अवधि के तत्वों के लिए, पहले एक $ s $ -ऑर्बिटल भरा जाता है, और फिर तीन $ p $ -ऑर्बिटल; इलेक्ट्रॉनिक सूत्र $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $। $ 2s ^ 1 $ इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से कम बंधे होते हैं, इसलिए एक लिथियम परमाणु इसे आसानी से दान कर सकता है (जैसा कि आपको स्पष्ट रूप से याद है, इस प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है), लिथियम आयन $ Li ^ + $ में बदल जाता है।

बेरिलियम परमाणु Be में, चौथा इलेक्ट्रॉन भी $ 2s $ -ऑर्बिटल: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $ पर स्थित होता है। बेरिलियम परमाणु के दो बाहरी इलेक्ट्रॉन आसानी से फट जाते हैं - $B ^ 0 $ को धनायन $ Be ^ (2 +) $ में ऑक्सीकृत किया जाता है।

बोरॉन परमाणु के पांचवें इलेक्ट्रॉन पर $ 2p $ -ऑर्बिटल का कब्जा है: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $। इसके बाद, $ C, N, O, F $ परमाणु $ 2p $ -ऑर्बिटल्स से भरे हुए हैं, जो नियॉन की महान गैस में समाप्त होता है: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $।

तीसरी अवधि के तत्वों के लिए, क्रमशः $ 3s- $ और $ 3p $ -ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं। इस मामले में, तीसरे स्तर के पांच $ d $ -ऑर्बिटल्स मुक्त रहते हैं:

$ (11) ना 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (1) $,

$ (17) वर्ग 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (5) $,

$ (18) Ar 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) $।

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। उदाहरण के लिए, उपरोक्त पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के विपरीत, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें:

$ (11) ना 2, 8, 1; $ $ (17) कक्षा 2, 8, 7; $ $ (18) Ar 2, 8, 8 $।

बड़ी अवधि (चौथे और पांचवें) के तत्वों के लिए, पहले दो इलेक्ट्रॉन क्रमशः $ 4s- $ और $ 5s $ -ऑर्बिटल्स पर कब्जा कर लेते हैं: $ ↙ (19) K 2, 8, 8, 1; $ $ ↙ (38) Sr 2, 8, $18, 8, 2. प्रत्येक बड़ी अवधि के तीसरे तत्व से शुरू होकर, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले $ 3d- $ और $ 4d- $ ऑर्बिटल्स में प्रवेश करेंगे (साइड सबग्रुप के तत्वों के लिए): $ ↙ (23) V 2, 8, 11, 2; $ $ ( 26) Fr 2, 8, 14, 2; $ $ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2; $ $ (43) टीसी 2, 8, 18, 13, 2 $. एक नियम के रूप में, जब पिछला $d $ -sublayer भर जाता है, तो बाहरी (क्रमशः $ 4p- $ और $ 5p- $) $ p- $ सबलेवल भरना शुरू हो जाएगा: $ (33) 2, 8, 18 के रूप में , 5; $$ (52) ते 2, 8, 18, 18, 6 $।

बड़ी अवधि के तत्वों में - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, एक नियम के रूप में: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी $ s- $ सबलेवल पर आते हैं: $ (56) बा 2 , 8, 18, 18, 8, 2; $$ (87) Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; अगले एक इलेक्ट्रॉन (y $ La $ और $ Ca $) से पिछले $ d $ -sublevel: $ (57) La 2, 8, 18, 18, 9, 2 $ और $ ↙ (89) Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

फिर अगले $ 14 $ इलेक्ट्रॉन लैंटोनोइड्स और एक्टिनाइड्स के क्रमशः $ 4f $ और $ 5f $ -ऑर्बिटल्स पर तीसरे बाहरी ऊर्जा स्तर पर पहुंचेंगे: $ ↙ (64) Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $$ (92) यू 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $।

फिर, द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के लिए दूसरा बाहरी ऊर्जा स्तर ($ d $ -sublevel) फिर से बनना शुरू हो जाएगा: $ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; $ $ ↙ (104) आरएफ 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $। और, अंत में, दस इलेक्ट्रॉनों के साथ $ d $ -सबलेयर के पूर्ण भरने के बाद ही $ p $ -उप-स्तर फिर से भरा जाएगा: $ ↙ (86) Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8 $ .

बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना को ऊर्जा, या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके दर्शाया जाता है - तथाकथित ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र... इस संकेतन के लिए, निम्नलिखित संकेतन का उपयोग किया जाता है: प्रत्येक क्वांटम सेल को एक कक्ष द्वारा नामित किया जाता है जो एक कक्षीय से मेल खाती है; प्रत्येक इलेक्ट्रॉन को स्पिन की दिशा के अनुरूप एक तीर द्वारा इंगित किया जाता है। ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखते समय, दो नियमों को याद रखना चाहिए: पाउली का सिद्धांत, जिसके अनुसार एक सेल (कक्षीय) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, लेकिन एंटीपैरेलल स्पिन के साथ, और एफ हंड का नियम, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन एक समय में पहले एक मुक्त कोशिकाओं पर कब्जा कर लेते हैं और उनका स्पिन मूल्य समान होता है, और उसके बाद ही जोड़ी होती है, लेकिन पॉली सिद्धांत के अनुसार, स्पिन पहले से ही विपरीत रूप से निर्देशित होंगे।

1925 में स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू. पाउली ने स्थापित किया कि एक कक्षक में एक परमाणु में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनके विपरीत (एंटीपैरेलल) स्पिन होते हैं (अंग्रेजी से "स्पिंडल" के रूप में अनुवादित), यानी ऐसे गुण रखते हैं जो पारंपरिक रूप से हो सकते हैं अपने काल्पनिक अक्ष के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के घूर्णन के रूप में स्वयं का प्रतिनिधित्व करता है: दक्षिणावर्त या वामावर्त। इस सिद्धांत को पाउली सिद्धांत कहा जाता है।

यदि कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन हो तो वह अयुग्मित कहलाता है, यदि दो हों तो ये युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, अर्थात् विपरीत परिक्रमण वाले इलेक्ट्रॉन।

चित्र 5 ऊर्जा स्तरों के उप-स्तरों में उप-विभाजन का आरेख दिखाता है।

S-कक्षक, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, गोलाकार है। हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉन (s=1) इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। अतः इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिखा जाएगा: 1s 1. इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर की संख्या को अक्षर (1 ...) के सामने की संख्या से दर्शाया जाता है, लैटिन अक्षर सबलेवल (कक्षीय प्रकार) को दर्शाता है, और पत्र के ऊपरी दाईं ओर लिखी गई संख्या को दर्शाता है। (एक घातांक के रूप में) सबलेवल पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाता है।

हीलियम परमाणु He के लिए, जिसमें एक s-कक्षक में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, यह सूत्र है: 1s 2।

हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉन खोल पूर्ण और बहुत स्थिर होता है। हीलियम एक उत्कृष्ट गैस है।

दूसरे ऊर्जा स्तर (n = 2) पर, चार कक्षक होते हैं: एक s और तीन p। दूसरे स्तर (2s-कक्षकों) के s-कक्षकों के इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा अधिक होती है, क्योंकि वे 1s-कक्षीय (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 का एक संगत भंडार होता है और इसलिए, एक संगत व्यास के साथ जो n के मान के बढ़ने पर बढ़ता है।

आर-ऑर्बिटल में डंबल या वॉल्यूमेट्रिक फिगर आठ का आकार होता है। सभी तीन p-कक्षक परमाणु के नाभिक के माध्यम से खींचे गए स्थानिक निर्देशांक के साथ परस्पर लंबवत परमाणु में स्थित होते हैं। एक बार फिर इस बात पर जोर दिया जाना चाहिए कि n = 2 से शुरू होने वाले प्रत्येक ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉन परत) में तीन p-कक्षक होते हैं। n के मान में वृद्धि के साथ, इलेक्ट्रॉन नाभिक से बड़ी दूरी पर स्थित p-कक्षकों को चेतन करते हैं और x, y, r अक्षों के अनुदिश निर्देशित होते हैं।

दूसरे आवर्त (n = 2) के तत्वों के लिए, पहले एक p-कक्षक भरा जाता है, और फिर तीन p-कक्षक। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1L: 1s 2 2s 1. इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से कमजोर रूप से जुड़ा होता है, इसलिए लिथियम परमाणु इसे आसानी से दूर कर सकता है (जैसा कि आपको स्पष्ट रूप से याद है, इस प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है), ली + आयन में बदल जाता है।

बेरिलियम परमाणु Be 0 में, चौथा इलेक्ट्रॉन भी 2s कक्षीय: 1s 2 2s 2 में स्थित है। बेरिलियम परमाणु के दो बाहरी इलेक्ट्रॉन आसानी से फट जाते हैं - Be 0 को Be 2+ धनायन में ऑक्सीकृत किया जाता है।

बोरॉन परमाणु के पांचवें इलेक्ट्रॉन पर 2p कक्षीय: 1s 2 2s 2 2p 1 का कब्जा है। इसके बाद, सी, एन, ओ, ई परमाणु 2p-कक्षकों से भरे हुए हैं, जो नियॉन की उत्कृष्ट गैस में समाप्त होता है: 1s 2 2s 2 2p 6।

तीसरे आवर्त के तत्वों के लिए क्रमशः Sv और 3p कक्षक भरे जाते हैं। इस मामले में, 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 का संकेत दिया जाता है, अर्थात, वे उपरोक्त पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के विपरीत, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते हैं।

बड़े आवर्त (चौथे और पाँचवें) के तत्वों में, पहले दो इलेक्ट्रॉन क्रमशः चौथे और पाँचवें कक्षकों पर कब्जा करते हैं: 19 के 2, 8, 8, 1; 38 सीनियर 2, 8, 18, 8, 2. प्रत्येक बड़े आवर्त के तीसरे तत्व से शुरू होकर, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले 3d और 4d ऑर्बिटल्स में प्रवेश करेंगे, (साइड सबग्रुप के तत्वों के लिए): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 त्र 2, 8, 14, 2; 40 ज्र 2, 8, 18, 10, 2; 43 टीजी 2, 8, 18, 13, 2. एक नियम के रूप में, जब पिछले डी-सबलेवल को भर दिया जाता है, तो बाहरी (क्रमशः 4पी- और 5पी) पी-सबलेवल भरना शुरू हो जाएगा।

बड़ी अवधि के तत्वों के लिए - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और सबलेवल, एक नियम के रूप में, इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए हैं: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी बी-सबलेवल में प्रवेश करेंगे: 56 а 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87जीजी 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; अगले एक इलेक्ट्रॉन (ना और एसी के लिए) पिछले (पी-सबलेवल: 57 ला 2, 8, 18, 18, 9, 2 और 89 एसी 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

फिर अगले 14 इलेक्ट्रॉन लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के लिए क्रमशः 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: माध्यमिक 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, केवल दस इलेक्ट्रॉनों के साथ पूर्ण भरने के बाद, यह स्तर-बराबर फिर से बाहरी पी-उप-स्तर से भर जाएगा:

86 रन 2, 8, 18, 32, 18, 8.

बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन गोले की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके दर्शाया जाता है - तथाकथित ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखे जाते हैं। इस संकेतन के लिए, निम्नलिखित संकेतन का उपयोग किया जाता है: प्रत्येक क्वांटम सेल को एक कक्ष द्वारा नामित किया जाता है जो एक कक्षीय से मेल खाती है; प्रत्येक इलेक्ट्रॉन को स्पिन की दिशा के अनुरूप एक तीर द्वारा इंगित किया जाता है। ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखते समय, दो नियमों को याद रखना चाहिए: पाउली का सिद्धांत, जिसके अनुसार एक सेल (कक्षीय) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, लेकिन एंटीपैरेलल स्पिन और एफ। हंड के नियम के अनुसार, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉनों का कब्जा होता है। मुक्त कोशिकाएं (ऑर्बिटल्स), उनमें पहले एक समय में स्थित होती हैं और उनका स्पिन मूल्य समान होता है, और उसके बाद ही जोड़ी होती है, लेकिन पॉली सिद्धांत के अनुसार, स्पिन पहले से ही विपरीत रूप से निर्देशित होंगे।

अंत में, हम एक बार फिर डी.आई. मेंडेलीव प्रणाली की अवधियों द्वारा तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के प्रदर्शन पर विचार करेंगे। परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के आरेख इलेक्ट्रॉन परतों (ऊर्जा स्तर) पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं।

एक हीलियम परमाणु में, पहली इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

हाइड्रोजन और हीलियम s-तत्व हैं, इन परमाणुओं का s-कक्षक इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

दूसरी अवधि के तत्व

दूसरी अवधि के सभी तत्वों के लिए, पहली इलेक्ट्रॉन परत भर जाती है और इलेक्ट्रॉन दूसरी इलेक्ट्रॉन परत के ई- और पी-ऑर्बिटल्स को कम से कम ऊर्जा (पहले एस- और फिर पी) और पाउली और हुंड के सिद्धांत के अनुसार भरते हैं। नियम (तालिका 2)।

नियॉन परमाणु में इलेक्ट्रॉन की दूसरी परत पूर्ण होती है - इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

तालिका 2 दूसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

तालिका का अंत। 2

ली, बी - बी-तत्व।

बी, सी, एन, ओ, एफ, ने-पी-तत्व, ये परमाणु पी-कक्षक के इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए हैं।

तीसरी अवधि के तत्व

तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए, पहली और दूसरी इलेक्ट्रॉन परतें पूरी होती हैं, इसलिए, तीसरी इलेक्ट्रॉनिक परत भरी जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन Зs-, 3p- और d-उप-स्तर (तालिका 3) पर कब्जा कर सकते हैं।

तालिका 3 तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

3s-इलेक्ट्रॉन कक्षीय मैग्नीशियम परमाणु पर पूरा किया जा रहा है। Na और Mg s-तत्व हैं।

बाहरी परत (तीसरी इलेक्ट्रॉन परत) पर आर्गन परमाणु 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 जेड-ऑर्बिटल्स खाली हैं।

Al से Ar तक के सभी अवयव p-तत्व हैं। s- और p-तत्व आवर्त सारणी में मुख्य उपसमूह बनाते हैं।

पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं के लिए, एक चौथी इलेक्ट्रॉनिक परत दिखाई देती है, 4s-उप-स्तर भरा हुआ है (तालिका 4), क्योंकि इसमें 3d-उप-स्तर की तुलना में कम ऊर्जा होती है। चौथी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए: 1) हम आर्गन के सशर्त ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को निम्नानुसार दर्शाते हैं:
एआर;

2) हम उन उपस्तरों का चित्रण नहीं करेंगे जो इन परमाणुओं में नहीं भरे गए हैं।

तालिका 4 चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना

के, सीए - एस-तत्व मुख्य उपसमूहों में शामिल हैं। Sc से Zn तक के परमाणुओं में, 3d सबलेवल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये 3-तत्व हैं। वे पार्श्व उपसमूहों से संबंधित हैं, उनकी पूर्व-बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत भरी हुई है, और उन्हें संक्रमण तत्व कहा जाता है।

क्रोमियम और तांबे के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना पर ध्यान दें। उनमें चौथे से तीसरे उप-स्तर तक एक इलेक्ट्रॉन का "डुबकी" होता है, जिसे परिणामी इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Зd 5 और Зd 10 की उच्च ऊर्जा स्थिरता द्वारा समझाया जाता है:

जिंक परमाणु में, तीसरी इलेक्ट्रॉनिक परत पूर्ण होती है - इसमें सभी उपस्तर 3s, р और d भरे होते हैं, उनमें 18 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

जस्ता के बाद के तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉनिक परत, 4p-उप-स्तर, भरना जारी है: गा से क्र तक के तत्व पी-तत्व हैं।

क्रिप्टन परमाणु पर, बाहरी परत (चौथी) पूर्ण होती है, इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं। लेकिन कुल मिलाकर चौथी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप जानते हैं, 32 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं; क्रिप्टन परमाणु के लिए, 4d और 4f उपस्तर अभी भी खाली हैं।

पांचवीं अवधि के तत्वों के लिए, निम्न क्रम में सबलेवल भरे जाते हैं: 5s-> 4d -> 5p। और इलेक्ट्रॉनों के "डुबकी" से जुड़े अपवाद भी हैं, 41 Nb, 42 MO, आदि में।

छठे और सातवें आवर्त में तत्व प्रकट होते हैं, अर्थात् ऐसे तत्व जिनमें तीसरी बाहरी इलेक्ट्रॉन परत के क्रमशः 4f और 5f उपस्तर भरे होते हैं।

4f-तत्वों को लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

5f-तत्वों को एक्टिनाइड्स कहा जाता है।

छठी अवधि के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों को भरने का क्रम: 55 s और 56 а - 6s-तत्व;

57 ला ... 6s 2 5d 1 - 5d-तत्व; 58 सीई - 71 लू - 4 एफ-तत्व; 72 एचएफ - 80 एचजी - 5 डी तत्व; 81 एल- 86 आरएन - 6पी-तत्व। लेकिन यहां भी ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को भरने का क्रम "उल्लंघन" है, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे हुए f सबलेवल की उच्च ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है, जो कि nf 7 और nf 14 है।

इस पर निर्भर करते हुए कि परमाणु का कौन सा उपस्तर 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 के सबलेवल में इलेक्ट्रॉनों से भरा हुआ; 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 p-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; पी तत्वों में III-VIII समूहों के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;

3) डी-तत्व; परमाणु के पूर्व-बाहरी स्तर का d-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; डी-तत्वों में समूह I-VIII के द्वितीयक उपसमूहों के तत्व शामिल हैं, अर्थात्, s- और p- तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के सम्मिलित दशकों के तत्व। उन्हें संक्रमण तत्व भी कहा जाता है;

4) एफ-तत्व, परमाणु के स्तर के बाहर तीसरे के एफ-उप-स्तर के इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।

1. यदि पाउली सिद्धांत का पालन नहीं किया गया तो क्या होगा?

2. हुंड के नियम का पालन न करने पर 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. तत्संबंधी उत्कृष्ट गैस के प्रतीक का प्रयोग करते हुए तत्व 110 का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

5. इलेक्ट्रॉन का "डुबकी" क्या है? ऐसे तत्वों के उदाहरण दीजिए जिनमें यह परिघटना देखी जाती है, उनके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

6. किसी विशेष इलेक्ट्रॉनिक परिवार से किसी रासायनिक तत्व का संबंध कैसे निर्धारित होता है?

7. सल्फर परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक और ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों की तुलना करें। अंतिम सूत्र में कौन सी अतिरिक्त जानकारी है?

ऊर्जा स्तरों और कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था को इलेक्ट्रॉनिक विन्यास कहा जाता है। कॉन्फ़िगरेशन को तथाकथित इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के रूप में दर्शाया जा सकता है, जिसमें सामने की संख्या ऊर्जा स्तर की संख्या को इंगित करती है, फिर अक्षर सबलेवल को इंगित करता है, और पत्र के शीर्ष दाईं ओर - इलेक्ट्रॉनों की संख्या पर यह सबलेवल। अंतिम संख्याओं का योग परमाणु नाभिक के धनात्मक आवेश के मान से मेल खाता है। उदाहरण के लिए, सल्फर और कैल्शियम के इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के निम्नलिखित रूप होंगे: S (+ 16) - ls22s22p63s23p \ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2। इलेक्ट्रॉनिक स्तरों को भरना कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार किया जाता है: एक परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की सबसे स्थिर स्थिति न्यूनतम ऊर्जा मूल्य वाले राज्य से मेल खाती है। इसलिए, सबसे कम ऊर्जा मूल्यों वाली परतें पहले भरी जाती हैं। सोवियत वैज्ञानिक वी। क्लेचकोवस्की ने स्थापित किया कि एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा प्रिंसिपल और कक्षीय क्वांटम संख्याओं (एन + /)> के योग में वृद्धि के साथ बढ़ती है, इसलिए इलेक्ट्रॉन परतों को भरने के योग में वृद्धि के क्रम में होता है प्रिंसिपल और ऑर्बिटल क्वांटम नंबर। यदि दो उपस्तरों के लिए योग (n -f1) बराबर हैं, तो पहले सबसे छोटे n और सबसे बड़े l9 वाले उपस्तर भरे जाते हैं और फिर बड़े n और कम L वाले उपस्तर भरे जाते हैं। उदाहरण के लिए, योग (n + / ) «5। यह योग निम्नलिखित के संयोजन से मेल खाता है कि क्या I: n = 3; / 2; एन * "4; 1-1; l=/- 0. इसके आधार पर पहले तीसरे ऊर्जा स्तर के d-उप-स्तर को भरना चाहिए, उसके बाद 4p-उप-स्तर को भरना चाहिए, और उसके बाद ही पाँचवें ऊर्जा स्तर के s-उप-स्तर को भरना चाहिए। उपरोक्त सभी परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के भरने का निम्नलिखित क्रम निर्धारित करते हैं: उदाहरण 1 सोडियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र खींचिए। हल आवर्त प्रणाली में स्थिति के आधार पर यह स्थापित होता है कि सोडियम तीसरे आवर्त का एक तत्व है। यह इंगित करता है कि सोडियम परमाणु में इलेक्ट्रॉन तीन ऊर्जा स्तरों पर स्थित होते हैं। तत्व की क्रमिक संख्या से इन तीनों स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या ज्ञात होती है - ग्यारह। पहले ऊर्जा स्तर (nc1, / = 0; s-sublevel) पर, इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या // «2n2, N = 2 है। I ऊर्जा स्तर के s-उप-स्तर पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण किसके द्वारा प्रदर्शित किया जाता है रिकॉर्ड - Is2, II ऊर्जा स्तर पर, n = 2, I «0 (s-sublevel) और I = 1 (p-sublevel), इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या आठ है। चूंकि एस-सबलेवल में अधिकतम 2डी है, पी-सबलेवल में 6डी होगा। II ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण रिकॉर्ड - 2s22p6 द्वारा प्रदर्शित किया जाता है। तीसरे ऊर्जा स्तर पर, S-, p- और d-उप-स्तर संभव हैं। तृतीय ऊर्जा स्तर पर सोडियम परमाणु में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, जो कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार, Sv-sublevel पर कब्जा कर लेगा। प्रत्येक परत पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण के रिकॉर्ड को एक में मिलाकर, सोडियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र प्राप्त होता है: ls22s22p63s1। सोडियम परमाणु (+11) के धनात्मक आवेश की भरपाई इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या (11) से होती है। इसके अलावा, इलेक्ट्रॉन के गोले की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं (कक्षाओं) का उपयोग करके दर्शाया गया है - ये तथाकथित ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र हैं। इस तरह के प्रत्येक सेल को एक आयत Q द्वारा दर्शाया जाता है, इलेक्ट्रॉन t> तीर की दिशा इलेक्ट्रॉन स्पिन को दर्शाती है। पाउली सिद्धांत के अनुसार, एक (अयुग्मित) या दो (युग्मित) इलेक्ट्रॉनों को एक सेल (कक्षा-ली) में रखा जाता है। सोडियम परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को निम्नलिखित आरेख द्वारा दर्शाया जा सकता है: क्वांटम कोशिकाओं को भरते समय, गुंड नियम को जानना आवश्यक है: एक परमाणु की एक स्थिर स्थिति ऊर्जा उप-स्तर (पी, डी, डी) के भीतर इलेक्ट्रॉनों के वितरण से मेल खाती है। च) जिस पर परमाणु के कुल चक्कर का निरपेक्ष मान अधिकतम होता है। इसलिए, यदि दो इलेक्ट्रॉन एक कक्षीय \] j \ \ \ पर कब्जा कर लेते हैं, तो उनका कुल चक्कर शून्य के बराबर होगा। दो ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉनों से भरकर 1 m 111 I एकता के बराबर कुल स्पिन देगा। गुंड के सिद्धांत के आधार पर, क्वांटम कोशिकाओं पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण, उदाहरण के लिए, परमाणुओं के लिए 6C और 7N इस प्रकार होगा स्वतंत्र समाधान के लिए प्रश्न और समस्याएं 1. परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों को भरने के लिए आवश्यक सभी बुनियादी सैद्धांतिक प्रावधानों की सूची बनाएं। 2. कैल्शियम और स्कैंडियम, स्ट्रोंटियम, येट्रियम और इंडियम के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों को भरने के उदाहरण द्वारा कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत की वैधता दिखाएं। 3. फास्फोरस परमाणु (अप्रत्याशित अवस्था) का कौन सा ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र सही है? गुंड के नियम का उपयोग करके अपने उत्तर को प्रेरित करें। 4. परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के लिए सभी क्वांटम संख्याएँ लिखिए: a) सोडियम, सिलिकॉन; बी) फास्फोरस, क्लोरीन; ग) सल्फर, आर्गन। 5. पहले और तीसरे आवर्त के s-तत्व परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाइए। 6. पांचवीं अवधि के पी-तत्व परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं, जिसका बाहरी ऊर्जा स्तर 5s25p5 के रूप में है। इसके रासायनिक गुण क्या हैं? 7. सिलिकॉन, फ्लोरीन, क्रिप्टन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों का कक्षीय वितरण आरेखित करें। 8. उस तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं, जिसके परमाणु में बाहरी स्तर के दो इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा अवस्था निम्नलिखित क्वांटम संख्याओं द्वारा वर्णित है: n - 5; 0; t1 = 0; मा = + 1/2; कि "-1/2. 9. परमाणुओं के बाहरी और अंतिम ऊर्जा स्तरों के निम्नलिखित रूप होते हैं: a) 3d24s2; बी) 4d105s1; ग) 5एस25पी6. तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाइए। पी- और डी-तत्व निर्दिष्ट करें। 10. d-तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं, जिनमें d-उप-स्तर पर 5 इलेक्ट्रॉन हों। 11. पोटेशियम, क्लोरीन, नियॉन के परमाणुओं में क्वांटम कोशिकाओं पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण आरेखित करें। 12. किसी तत्व की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत सूत्र 3s23p4 द्वारा व्यक्त की जाती है। सीरियल नंबर और तत्व का नाम निर्धारित करें। 13. निम्नलिखित आयनों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखिए: 14. क्या O, Mg, Ti परमाणुओं में M-स्तर के इलेक्ट्रॉन होते हैं? 15. परमाणुओं के कौन से कण आइसोइलेक्ट्रॉनिक हैं, यानी उनमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान है: 16. राज्य S2 ", S4 +, S6 + में परमाणुओं के कितने इलेक्ट्रॉनिक स्तर हैं? 17. एससी में कितने मुक्त डी-ऑर्बिटल्स हैं, टीआई, वी परमाणु? इन तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें। 18. तत्व की क्रम संख्या को इंगित करें, जो: ए) इलेक्ट्रॉनों के साथ 4c1-उप-स्तर का भरना समाप्त होता है; बी) 4p-उप-स्तर का भरना इलेक्ट्रॉनों के साथ शुरू होता है। 19. तांबे और क्रोमियम परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की विशेषताओं को इंगित करें। 4b-इलेक्ट्रॉनों में इन तत्वों के परमाणु स्थिर अवस्था में होते हैं? 20. एक स्थिर और उत्तेजित अवस्था में एक सिलिकॉन परमाणु में कितने खाली 3p-कक्षक होते हैं राज्य?

लुईस प्रतीक: इलेक्ट्रॉन आरेख: हाइड्रोजन परमाणु का एक एकल इलेक्ट्रॉन अन्य परमाणुओं के साथ केवल एक रासायनिक बंधन के निर्माण में भाग ले सकता है: सहसंयोजक बंधों की संख्या , जो किसी दिए गए यौगिक में एक परमाणु बनाता है, इसकी विशेषता है संयोजक ... सभी यौगिकों में, हाइड्रोजन परमाणु मोनोवैलेंट होता है। हीलियम हाइड्रोजन की तरह हीलियम भी प्रथम आवर्त का एक तत्व है। इसकी एकमात्र क्वांटम परत में, इसमें एक है एस-ऑर्बिटल जिसमें एंटीपैरलल स्पिन (अकेला इलेक्ट्रॉन जोड़ी) के साथ दो इलेक्ट्रॉन होते हैं। लुईस प्रतीक: नहीं:... इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1 एस 2, इसका ग्राफिक प्रतिनिधित्व: हीलियम परमाणु में कोई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, कोई मुक्त कक्षा नहीं होती है। उनका एनर्जी लेवल पूरा हो गया है। एक पूर्ण क्वांटम परत वाले परमाणु अन्य परमाणुओं के साथ रासायनिक बंधन नहीं बना सकते हैं। उन्हें कहा जाता है महान या अक्रिय गैसें. हीलियम उनका पहला प्रतिनिधि है। दूसरी अवधि लिथियम सभी तत्वों के परमाणु दूसराअवधि है दोउर्जा स्तर। आंतरिक क्वांटम परत हीलियम परमाणु का पूर्ण ऊर्जा स्तर है। जैसा कि ऊपर दिखाया गया है, इसका विन्यास 1 जैसा दिखता है एस 2, लेकिन आशुलिपि संकेतन का उपयोग इसे चित्रित करने के लिए भी किया जा सकता है:। कुछ साहित्यिक स्रोतों में, इसे [के] (पहले इलेक्ट्रॉन खोल के नाम से) नामित किया गया है। लिथियम की दूसरी क्वांटम परत में चार ऑर्बिटल्स (22 = 4) होते हैं: एक एसऔर तीन आर।लिथियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास: 1 एस 22एस 1 या 2 एस 1. अंतिम रिकॉर्ड की मदद से केवल बाहरी क्वांटम परत (वैलेंस इलेक्ट्रॉन) के इलेक्ट्रॉन निकलते हैं। लिथियम के लिए लुईस प्रतीक है ली... इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का ग्राफिक प्रतिनिधित्व:
फीरोज़ा इलेक्ट्रॉनिक विन्यास - 2s2। बाहरी क्वांटम परत का इलेक्ट्रॉनिक आरेख:
बोरान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास - 2s22p1. बोरॉन परमाणु उत्तेजित अवस्था में जा सकता है। बाहरी क्वांटम परत का इलेक्ट्रॉनिक आरेख:

एक उत्तेजित अवस्था में, एक बोरॉन परमाणु में तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और तीन रासायनिक बंधन बना सकते हैं: BF3, B2O3। इस मामले में, बोरॉन परमाणु एक मुक्त कक्षीय रखता है, जो दाता-स्वीकर्ता तंत्र द्वारा एक बंधन के निर्माण में भाग ले सकता है। कार्बन इलेक्ट्रॉनिक विन्यास - 2s22p2। जमीन और उत्तेजित अवस्था में कार्बन परमाणु की बाहरी क्वांटम परत के इलेक्ट्रॉनिक आरेख:

एक गैर-उत्तेजित कार्बन परमाणु इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी के कारण दो सहसंयोजक बंधन बना सकता है और एक दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से। ऐसे यौगिक का एक उदाहरण कार्बन मोनोऑक्साइड (II) है, जिसका सूत्र CO है और इसे कार्बन मोनोऑक्साइड कहा जाता है। इसकी संरचना पर खंड 2.1.2 में अधिक विस्तार से चर्चा की जाएगी। एक उत्तेजित कार्बन परमाणु अद्वितीय होता है: इसकी बाहरी क्वांटम परत के सभी कक्षक अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, अर्थात। संयोजकता कक्षकों तथा संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है। उसके लिए आदर्श साथी हाइड्रोजन परमाणु है, जिसके एकल कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन होता है। यह हाइड्रोकार्बन बनाने की उनकी क्षमता की व्याख्या करता है। चार अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के साथ, कार्बन परमाणु चार रासायनिक बंधन बनाता है: CH4, CF4, CO2। कार्बनिक यौगिकों के अणुओं में, कार्बन परमाणु हमेशा उत्तेजित अवस्था में होता है:
नाइट्रोजन परमाणु उत्तेजित नहीं हो सकता क्योंकि इसकी बाहरी क्वांटम परत में कोई मुक्त कक्षीय नहीं है। यह इलेक्ट्रॉन युग्मन के कारण तीन सहसंयोजक बंध बनाता है:
बाहरी परत में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के साथ, ऑक्सीजन परमाणु दो सहसंयोजक बंधन बनाता है:
नीयन इलेक्ट्रॉनिक विन्यास - 2s22p6। लुईस प्रतीक: बाहरी क्वांटम परत का इलेक्ट्रॉनिक आरेख:

नियॉन परमाणु में एक पूर्ण बाह्य ऊर्जा स्तर होता है और यह किसी भी परमाणु के साथ रासायनिक बंधन नहीं बनाता है। यह दूसरी महान गैस है। तीसरी अवधितीसरे आवर्त के सभी तत्वों के परमाणुओं में तीन क्वांटम परतें होती हैं। दो आंतरिक ऊर्जा स्तरों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है। बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में नौ कक्षाएँ होती हैं, जो सामान्य नियमों का पालन करते हुए इलेक्ट्रॉनों से आबाद होती हैं। तो, सोडियम परमाणु के लिए, इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन का रूप है: 3s1, कैल्शियम के लिए - 3s2 (उत्तेजित अवस्था में - 3s13p1), एल्यूमीनियम के लिए - 3s23p1 (उत्तेजित अवस्था में - 3s13p2)। दूसरी अवधि के तत्वों के विपरीत, तीसरी अवधि के V - VII समूहों के तत्वों के परमाणु जमीन और उत्तेजित अवस्था दोनों में मौजूद हो सकते हैं। फास्फोरस फास्फोरस पांचवें समूह का एक तत्व है। इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 3s23p3 है। नाइट्रोजन की तरह, इसमें बाहरी ऊर्जा स्तर पर तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और तीन सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। एक उदाहरण फॉस्फीन है जिसका सूत्र PH3 है (अमोनिया के साथ तुलना करें)। लेकिन फॉस्फोरस, नाइट्रोजन के विपरीत, बाहरी क्वांटम परत में मुक्त डी-ऑर्बिटल्स होते हैं और उत्तेजित अवस्था में जा सकते हैं - 3s13p3d1:

इससे उसे पांच सहसंयोजक बंध बनाने का अवसर मिलता है, उदाहरण के लिए, P2O5 और H3PO4 जैसे यौगिक।

गंधक जमीनी अवस्था का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 3s23p4 है। इलेक्ट्रॉनिक चार्ट:
हालांकि, पहले इलेक्ट्रॉन को से स्थानांतरित करके इसे उत्साहित किया जा सकता है आर- पर डी-ऑर्बिटल (पहले उत्तेजित अवस्था), और फिर साथ एस- पर डी-ऑर्बिटल (दूसरी उत्तेजित अवस्था):
पहली उत्तेजित अवस्था में, सल्फर परमाणु SO2 और H2SO3 जैसे यौगिकों में चार रासायनिक बंधन बनाता है। इलेक्ट्रॉन आरेख का उपयोग करके सल्फर परमाणु की दूसरी उत्तेजित अवस्था को दर्शाया जा सकता है:

यह सल्फर परमाणु SO3 और H2SO4 में छह रासायनिक बंधन बनाता है।

1.3.3. बड़े तत्वों के परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास अवधि चौथी अवधि

अवधि पोटेशियम (19K) इलेक्ट्रॉन विन्यास से शुरू होती है: 1s22s22p63s23p64s1 या 4s1 और कैल्शियम (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 या 4s2। इस प्रकार, क्लेचकोवस्की नियम के अनुसार, आर के पी-ऑर्बिटल्स के बाद, बाहरी 4s-सबलेवल भर जाता है, जिसमें कम ऊर्जा होती है, क्योंकि 4s कक्षक नाभिक के करीब प्रवेश करता है; 3d सबलेवल अधूरा रहता है (3d0)। स्कैंडियम से शुरू होकर, 3डी सबलेवल के ऑर्बिटल्स 10 तत्वों में आबाद हैं। उन्हें कहा जाता है डी-तत्व।

ऑर्बिटल्स के अनुक्रमिक फिलिंग के सिद्धांत के अनुसार, क्रोमियम परमाणु में 4s23d4 का इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन होना चाहिए, लेकिन इसमें एक इलेक्ट्रॉन "स्लिप" होता है, जिसमें एक 4s इलेक्ट्रॉन के एक 3d ऑर्बिटल में एक करीबी ऊर्जा के साथ संक्रमण होता है (चित्र। । 1 1)।

यह प्रयोगात्मक रूप से स्थापित किया गया है कि परमाणु की अवस्थाएँ, जिनमें p-, d-, f-कक्षक आधे भरे हुए हैं (p3, d5, f7), पूर्ण रूप से (p6, d10, f14) या मुक्त (p0, d0) , f0), स्थिरता में वृद्धि हुई है। इसलिए, यदि किसी परमाणु में अर्ध-पूर्णता या उप-स्तर के पूरा होने से पहले एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है, तो पहले से भरे हुए कक्षीय (इस मामले में, 4s) से इसकी "स्लिप" देखी जाती है।

Cr और Cu को छोड़कर, Ca से Zn तक के सभी तत्वों में बाहरी स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है - दो। यह संक्रमण धातुओं की श्रृंखला में गुणों में अपेक्षाकृत छोटे परिवर्तन की व्याख्या करता है। फिर भी, सूचीबद्ध तत्वों के लिए, बाहरी के 4s-इलेक्ट्रॉन और पूर्व-बाहरी सबलेवल के 3d-इलेक्ट्रॉन दोनों वैलेंस हैं (जिंक परमाणु को छोड़कर, जिसमें तीसरा ऊर्जा स्तर पूरी तरह से पूरा हो गया है)।

	31Ga 4एस23डी104पी1 32Ge 4एस23डी104पी2 33एएस 4एस23डी104पी3 34से 4एस23डी104पी4 35Br 4एस23डी104पी5 36Kr 4एस23डी104पी6

4d और 4f कक्षक मुक्त रहे, हालांकि चौथा आवर्त समाप्त हो गया।

पांचवीं अवधि

कक्षकों को भरने का क्रम पिछली अवधि की तरह ही है: पहला, 5s कक्षीय ( 37आरबी 5s1), फिर 4d और 5p ( 54Xe 5s24d105p6)। 5s और 4d ऑर्बिटल्स ऊर्जा में और भी करीब हैं, इसलिए, अधिकांश 4d तत्वों (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) के लिए, 5s से 4d सबलेवल में एक इलेक्ट्रॉन संक्रमण देखा जाता है।

छठी और सातवीं अवधि

पिछली अवधि के विपरीत, छठे आवर्त में 32 तत्व शामिल हैं। सीज़ियम और बेरियम 6s तत्व हैं। अगले ऊर्जावान रूप से अनुकूल राज्य 6p, 4f और 5d हैं। क्लेचकोवस्की के नियम के विपरीत, लैंथेनम में यह 4f नहीं बल्कि 5d कक्षीय है जो भरा हुआ है ( 57ला 6s25d1), हालांकि, 4f-उप-स्तर ( 58 सीई 6s24f2), जिसमें चौदह संभावित इलेक्ट्रॉनिक अवस्थाएँ हैं। सेरियम (Ce) से ल्यूटेटियम (Lu) तक के परमाणुओं को लैंथेनाइड्स कहा जाता है - ये f-तत्व हैं। लैंथेनाइड्स की श्रृंखला में, कभी-कभी एक इलेक्ट्रॉन की "स्लिप" होती है, साथ ही डी-तत्वों की श्रृंखला में भी। जब 4f-उप-स्तर पूरा हो जाता है, तो 5d-उप-स्तर (नौ तत्व) भरना जारी रहता है और छठा अवधि पहले, छह p- तत्वों को छोड़कर, किसी भी अन्य की तरह समाप्त होती है।

सातवीं अवधि में पहले दो एस-तत्व फ्रांसियम और रेडियम हैं, इसके बाद एक 6 डी-तत्व, एनीमोन ( 89एसी 7s26d1)। एक्टिनियम के बाद चौदह 5f-तत्व - एक्टिनाइड्स आते हैं। एक्टिनाइड्स का पालन नौ 6d-तत्वों द्वारा किया जाना चाहिए और छह p-तत्वों को अवधि पूरी करनी चाहिए। सातवां काल अधूरा है।

तत्वों द्वारा प्रणाली की अवधि के गठन की नियमितता और इलेक्ट्रॉनों के साथ परमाणु कक्षाओं को भरना परमाणु आवेश पर परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं की आवधिक निर्भरता को दर्शाता है।

अवधि परमाणु नाभिक के बढ़ते आवेशों के क्रम में व्यवस्थित तत्वों का एक समूह है और बाहरी इलेक्ट्रॉनों की प्रमुख क्वांटम संख्या के समान मूल्य की विशेषता है। अवधि की शुरुआत में भरे हुए हैं एनएस -, और अंत में - एनपी -ऑर्बिटल (पहली अवधि को छोड़कर)। ये तत्व डी.आई. की आवर्त प्रणाली के आठ मुख्य (ए) उपसमूह बनाते हैं। मेंडेलीव।

मुख्य उपसमूह रासायनिक तत्वों का एक समूह है जो लंबवत स्थित होता है और बाहरी ऊर्जा स्तर पर समान इलेक्ट्रॉनों की संख्या होती है।

एक अवधि के भीतर, नाभिक के आवेश में वृद्धि और बाहरी इलेक्ट्रॉनों के आकर्षण की बढ़ती शक्ति के साथ, बाएं से दाएं, परमाणुओं की त्रिज्या कम हो जाती है, जो बदले में धातु के कमजोर होने और गैर-धातु गुणों में वृद्धि का कारण बनती है। . प्रति परमाणु का आधा घेरानाभिक से सैद्धांतिक रूप से गणना की गई दूरी को बाहरी क्वांटम परत के इलेक्ट्रॉन घनत्व के अधिकतम तक ले जाएं। ऊपर से नीचे तक के समूहों में, ऊर्जा स्तरों की संख्या बढ़ जाती है, और, परिणामस्वरूप, परमाणु त्रिज्या। इस मामले में, धातु गुणों को बढ़ाया जाता है। परमाणुओं के महत्वपूर्ण गुण, जो परमाणु नाभिक के आवेशों के आधार पर समय-समय पर भिन्न होते हैं, उनमें आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता भी शामिल है, जिसे खंड 2.2 में माना जाएगा।