અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું કેવી રીતે નક્કી કરવું. પરમાણુ બંધારણની મૂળભૂત બાબતો. માત્ર કંઈક જટિલ

કેમ કે રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ દરમિયાન પ્રતિક્રિયાશીલ અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર યથાવત રહે છે (કિરણોત્સર્ગી પરિવર્તનના અપવાદ સિવાય), અણુઓના રાસાયણિક ગુણધર્મો તેમના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલ્સની રચના પર આધાર રાખે છે. થિયરી ઇલેક્ટ્રોનિક માળખુંઅણુક્વોન્ટમ મિકેનિક્સના ઉપકરણના આધારે બનાવવામાં આવે છે. આમ, પરમાણુ ન્યુક્લિયસ ( ચોખા 4.5).

ચોખા. 4.5. ઉર્જા સ્તરોને સબલેવલમાં વિભાજીત કરવાની યોજના

અણુના ઈલેક્ટ્રોનિક માળખાના સિદ્ધાંતની મૂળભૂત બાબતો નીચેની જોગવાઈઓમાં ઘટાડી દેવામાં આવી છે: અણુમાં દરેક ઈલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે: મુખ્ય ક્વોન્ટમ સંખ્યા n = 1, 2, 3,; ભ્રમણકક્ષા (એઝિમુથલ) l=0,1,2, n-1; ચુંબકીય m l = -l, –1,0,1,  l; સ્પિન m s = -1/2, 1/2 .

અનુસાર પાઉલી સિદ્ધાંત, એક જ અણુમાં ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓનો સમાન સમૂહ ધરાવતા બે ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી n, l, m l , મી s; સમાન મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરો સાથે ઇલેક્ટ્રોનનો સંગ્રહ n રચે છે ઇલેક્ટ્રોન સ્તરો, અથવા અણુના ઊર્જા સ્તરો, ન્યુક્લિયસમાંથી ક્રમાંકિત અને તરીકે સૂચિત K, L, M, N, O, P, Q, અને આપેલ મૂલ્ય સાથે ઊર્જા સ્તરમાં nકરતાં વધુ ન હોઈ શકે 2 એન 2 ઇલેક્ટ્રોન સમાન ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ સાથે ઇલેક્ટ્રોનનો સંગ્રહ nઅને l, પેટા સ્તરો રચે છે, કારણ કે તેઓ મૂળથી દૂર જાય છે તેમ નિયુક્ત s, p, d, f.

અણુ ન્યુક્લિયસની આસપાસ અવકાશમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિનું સંભવિત નિર્ધારણ હાઇઝનબર્ગ અનિશ્ચિતતા સિદ્ધાંતને અનુરૂપ છે. ક્વોન્ટમ મિકેનિકલ વિભાવનાઓ અનુસાર, અણુમાં ઈલેક્ટ્રોન ગતિનો ચોક્કસ માર્ગ ધરાવતો નથી અને તે ન્યુક્લિયસની આસપાસની જગ્યાના કોઈપણ ભાગમાં સ્થિત હોઈ શકે છે, અને તેની વિવિધ સ્થિતિઓને ચોક્કસ નકારાત્મક ચાર્જ ઘનતા સાથે ઇલેક્ટ્રોન વાદળ તરીકે ગણવામાં આવે છે. ન્યુક્લિયસની આજુબાજુની જગ્યા કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન મોટાભાગે જોવા મળે છે તેને કહેવામાં આવે છે ભ્રમણકક્ષા. તે લગભગ 90% ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ ધરાવે છે. દરેક સબલેવલ 1s, 2s, 2pવગેરે ચોક્કસ આકારના ભ્રમણકક્ષાની ચોક્કસ સંખ્યાને અનુરૂપ છે. દાખ્લા તરીકે, 1 સે- અને 2 સે-ઓર્બિટલ્સ ગોળાકાર છે અને 2પ-ભ્રમણકક્ષા ( 2પ x , 2 પી y , 2 પી z-ઓર્બિટલ્સ) પરસ્પર કાટખૂણે દિશામાં લક્ષી હોય છે અને તે ડમ્બેલનો આકાર ધરાવે છે ( ચોખા 4.6).

ચોખા. 4.6. ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સનો આકાર અને દિશા.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ દરમિયાન, અણુ ન્યુક્લિયસમાં ફેરફાર થતો નથી; માત્ર અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલો બદલાય છે, જેનું માળખું ઘણા ગુણધર્મોને સમજાવે છે. રાસાયણિક તત્વો. અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક માળખાના સિદ્ધાંતના આધારે, એક ઊંડા ભૌતિક અર્થમેન્ડેલીવના રાસાયણિક તત્વોનો સામયિક કાયદો અને રાસાયણિક બંધનનો સિદ્ધાંત બનાવવામાં આવ્યો હતો.

રાસાયણિક તત્વોની સામયિક પ્રણાલીના સૈદ્ધાંતિક સમર્થનમાં અણુની રચના પરનો ડેટા શામેલ છે, જે રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની સામયિકતા અને તેમના અણુઓના સમાન પ્રકારના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનોની સામયિક પુનરાવર્તન વચ્ચેના જોડાણના અસ્તિત્વની પુષ્ટિ કરે છે.

અણુની રચનાના સિદ્ધાંતના પ્રકાશમાં, મેન્ડેલીવ દ્વારા તમામ તત્વોનું સાત સમયગાળામાં વિભાજન વાજબી બને છે: સમયગાળાની સંખ્યા ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા અણુઓના ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યાને અનુરૂપ છે. નાના સમયગાળામાં, અણુ ન્યુક્લીના હકારાત્મક ચાર્જમાં વધારો સાથે, બાહ્ય સ્તરે ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધે છે (પ્રથમ સમયગાળામાં 1 થી 2 અને બીજા અને ત્રીજા સમયગાળામાં 1 થી 8 સુધી), જે સમજાવે છે તત્વોના ગુણધર્મોમાં ફેરફાર: સમયગાળાની શરૂઆતમાં (પ્રથમ સિવાય) ક્ષારયુક્ત ધાતુ હોય છે, પછી ધાતુના ગુણધર્મોમાં ધીમે ધીમે નબળાઇ અને બિન-ધાતુના ગુણધર્મોને મજબૂત બનાવવું જોવા મળે છે. માં બીજા સમયગાળાના તત્વો માટે આ પેટર્ન શોધી શકાય છે કોષ્ટક 4.2.

કોષ્ટક 4.2.

મોટા સમયગાળામાં, જેમ જેમ ન્યુક્લીનો ચાર્જ વધે છે, ઇલેક્ટ્રોન સાથે સ્તરો ભરવાનું વધુ મુશ્કેલ છે, જે નાના સમયગાળાના તત્વોની તુલનામાં તત્વોના ગુણધર્મોમાં વધુ જટિલ ફેરફારને સમજાવે છે.

પેટાજૂથોમાં રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મોની સમાન પ્રકૃતિ બાહ્ય ઉર્જા સ્તરની સમાન રચના દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે, જેમ કે આમાં બતાવ્યા પ્રમાણે ટેબલ 4.3, અલ્કલી ધાતુઓના પેટાજૂથો માટે ઇલેક્ટ્રોન સાથે ઊર્જા સ્તરો ભરવાના ક્રમનું ચિત્રણ.

કોષ્ટક 4.3.

જૂથ નંબર સામાન્ય રીતે અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે જે રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લઈ શકે છે. આ જૂથ નંબરનો ભૌતિક અર્થ છે. સામયિક કોષ્ટકના ચાર સ્થળોએ, તત્વો પરમાણુ સમૂહ વધારવાના ક્રમમાં ગોઠવાયેલા નથી: અરઅને કે,કોઅને ની,ટીઇઅને આઈ,ગુઅને પા. આ વિચલનોને રાસાયણિક તત્વોના સામયિક કોષ્ટકની ખામીઓ માનવામાં આવતી હતી. અણુની રચનાના સિદ્ધાંતે આ વિચલનો સમજાવ્યા. પરમાણુ શુલ્કના પ્રાયોગિક નિર્ધારણ દર્શાવે છે કે આ તત્વોની ગોઠવણી તેમના ન્યુક્લીના શુલ્કમાં વધારાને અનુરૂપ છે. વધુમાં, અણુ ન્યુક્લીના શુલ્કના પ્રાયોગિક નિર્ધારણથી હાઇડ્રોજન અને યુરેનિયમ વચ્ચેના તત્વોની સંખ્યા તેમજ લેન્થેનાઇડ્સની સંખ્યા નક્કી કરવાનું શક્ય બન્યું. હવે સામયિક કોષ્ટકમાં તમામ સ્થાનો થી અંતરાલમાં ભરવામાં આવે છે Z=1પહેલાં Z=114જો કે, સામયિક સિસ્ટમ પૂર્ણ નથી, નવા ટ્રાન્સયુરેનિયમ તત્વોની શોધ શક્ય છે.

વ્યાખ્યા

અણુ- સૌથી નાનો રાસાયણિક કણ.

રાસાયણિક સંયોજનોની વિવિધતા રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના અણુઓ અને બિન-પરમાણુ પદાર્થોમાં વિવિધ સંયોજનોને કારણે છે. અણુની અંદર પ્રવેશવાની ક્ષમતા રાસાયણિક સંયોજનો, તેનું રાસાયણિક અને ભૌતિક ગુણધર્મોઅણુની રચના દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. આ સંદર્ભે, રસાયણશાસ્ત્ર માટે તે સર્વોચ્ચ મહત્વ છે આંતરિક માળખુંઅણુ અને, સૌ પ્રથમ, તેના ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચના.

અણુ માળખું મોડેલો

19મી સદીની શરૂઆતમાં, ડી. ડાલ્ટને અણુ સિદ્ધાંતને પુનર્જીવિત કર્યો, તે સમય સુધી જાણીતા રસાયણશાસ્ત્રના મૂળભૂત નિયમો (રચના, બહુવિધ ગુણોત્તર અને સમકક્ષતા) પર આધાર રાખ્યો. પદાર્થની રચનાનો અભ્યાસ કરવા માટે પ્રથમ પ્રયોગો હાથ ધરવામાં આવ્યા હતા. જો કે, થયેલી શોધો છતાં (સમાન તત્વના પરમાણુ સમાન ગુણધર્મો ધરાવે છે, અને અન્ય તત્વોના અણુઓ અલગ અલગ ગુણધર્મો ધરાવે છે), ખ્યાલ અણુ સમૂહ), અણુને અવિભાજ્ય માનવામાં આવતું હતું.

પ્રાયોગિક પુરાવા પ્રાપ્ત કર્યા પછી (અંત XIX શરૂઆત XX સદી) અણુની રચનાની જટિલતા (ફોટોઇલેક્ટ્રિક અસર, કેથોડ અને એક્સ-રે, રેડિયોએક્ટિવિટી) એવું જાણવા મળ્યું હતું કે અણુમાં નકારાત્મક અને હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલા કણો હોય છે જે એકબીજા સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે.

આ શોધોએ અણુ બંધારણના પ્રથમ મોડલની રચનાને વેગ આપ્યો. પ્રથમ મોડેલોમાંથી એક પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યું હતું જે. થોમસન(1904) (ફિગ. 1): અણુની કલ્પના "સકારાત્મક વીજળીના સમુદ્ર" તરીકે કરવામાં આવી હતી જેમાં ઇલેક્ટ્રોન ઓસીલેટીંગ હતા.

α-કણો સાથેના પ્રયોગો પછી, 1911 માં. રધરફોર્ડે કહેવાતા પ્રસ્તાવ મૂક્યો ગ્રહોનું મોડેલઅણુ માળખું (ફિગ. 1), સૂર્યમંડળના બંધારણ જેવું જ. ગ્રહોના નમૂના અનુસાર, અણુના કેન્દ્રમાં Z e ચાર્જ સાથે ખૂબ જ નાનું ન્યુક્લિયસ છે, જેનું કદ આશરે 1,000,000 ગણું છે. નાના કદઅણુ પોતે. ન્યુક્લિયસમાં અણુનો લગભગ સમગ્ર સમૂહ હોય છે અને તેમાં સકારાત્મક ચાર્જ હોય ​​છે. ઇલેક્ટ્રોન ભ્રમણકક્ષામાં ન્યુક્લિયસની આસપાસ ફરે છે, જેની સંખ્યા ન્યુક્લિયસના ચાર્જ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોનનો બાહ્ય માર્ગ અણુના બાહ્ય પરિમાણોને નિર્ધારિત કરે છે. અણુનો વ્યાસ 10 -8 સેમી છે, જ્યારે ન્યુક્લિયસનો વ્યાસ ઘણો નાનો છે -10 -12 સે.મી.

ચોખા. થોમસન અને રધરફોર્ડ અનુસાર અણુ બંધારણના 1 મોડલ

અણુ સ્પેક્ટ્રાના અભ્યાસ પરના પ્રયોગોએ અણુની રચનાના ગ્રહોના મોડેલની અપૂર્ણતા દર્શાવી છે, કારણ કે આ મોડેલ અણુ સ્પેક્ટ્રાની રેખા રચનાનો વિરોધાભાસ કરે છે. રધરફોર્ડના મોડેલ પર આધારિત, આઈન્સ્ટાઈનનો પ્રકાશ ક્વોન્ટાનો સિદ્ધાંત અને પ્લાન્કના રેડિયેશનના ક્વોન્ટમ સિદ્ધાંત નીલ્સ બોહર (1913)ઘડવામાં ધારણા કરે છે, જે સમાવે છે અણુ બંધારણનો સિદ્ધાંત(ફિગ. 2): ઈલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસની આસપાસ કોઈ પણ રીતે નહીં, પરંતુ માત્ર અમુક ચોક્કસ ભ્રમણકક્ષામાં (સ્થિર) પરિભ્રમણ કરી શકે છે, આવી ભ્રમણકક્ષામાં ફરતું હોય છે, તે વિકિરણ થતું નથી. ઇલેક્ટ્રોમેગ્નેટિક ઊર્જા, કિરણોત્સર્ગ (ઇલેક્ટ્રોમેગ્નેટિક ઊર્જાના જથ્થાનું શોષણ અથવા ઉત્સર્જન) ઇલેક્ટ્રોનના એક ભ્રમણકક્ષામાંથી બીજી ભ્રમણકક્ષામાં સંક્રમણ (જમ્પ) દરમિયાન થાય છે.

ચોખા. 2. એન. બોહર અનુસાર અણુની રચનાનું મોડેલ

અણુની રચનાને દર્શાવતી સંચિત પ્રાયોગિક સામગ્રીએ દર્શાવ્યું છે કે ઇલેક્ટ્રોન, તેમજ અન્ય સૂક્ષ્મ પદાર્થોના ગુણધર્મો, ક્લાસિકલ મિકેનિક્સના ખ્યાલોના આધારે વર્ણવી શકાતા નથી. માઇક્રોપાર્ટિકલ્સ ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સના નિયમોનું પાલન કરે છે, જે બનાવટનો આધાર બન્યો અણુ બંધારણનું આધુનિક મોડલ.

ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સની મુખ્ય થીસીસ:

- ઊર્જા અલગ ભાગોમાં શરીર દ્વારા ઉત્સર્જિત અને શોષાય છે - ક્વોન્ટા, તેથી, કણોની ઊર્જા અચાનક બદલાય છે;

- ઇલેક્ટ્રોન અને અન્ય માઇક્રોપાર્ટિકલ્સ દ્વિ પ્રકૃતિ ધરાવે છે - તેઓ કણો અને તરંગો (તરંગ-કણ દ્વૈત) બંનેના ગુણધર્મો દર્શાવે છે;

- ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સ માઇક્રોપાર્ટિકલ્સ માટે ચોક્કસ ભ્રમણકક્ષાની હાજરીને નકારે છે (ઇલેક્ટ્રોન ખસેડવા માટે ચોક્કસ સ્થિતિ નક્કી કરવી અશક્ય છે, કારણ કે તેઓ ન્યુક્લિયસની નજીક અવકાશમાં ફરે છે, તમે ફક્ત ઇલેક્ટ્રોન શોધવાની સંભાવના નક્કી કરી શકો છો. વિવિધ ભાગોજગ્યા).

ન્યુક્લિયસની નજીકની જગ્યા કે જેમાં ઈલેક્ટ્રોન શોધવાની સંભાવના ઘણી વધારે છે (90%) કહેવાય છે. ભ્રમણકક્ષા.

ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ. પાઉલીનો સિદ્ધાંત. ક્લેચકોવ્સ્કીના નિયમો

અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ ચારનો ઉપયોગ કરીને વર્ણવી શકાય છે ક્વોન્ટમ નંબરો.

n- મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર. અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનના કુલ ઊર્જા અનામત અને ઊર્જા સ્તરની સંખ્યા દર્શાવે છે. n 1 થી ∞ સુધી પૂર્ણાંક મૂલ્યો લે છે. ઇલેક્ટ્રોન પાસે સૌથી ઓછી ઊર્જા હોય છે જ્યારે n=1; એનર્જી વધવા સાથે. અણુની સ્થિતિ જ્યારે તેના ઈલેક્ટ્રોન એવા ઉર્જા સ્તરે હોય છે કે તેની કુલ ઊર્જા ન્યૂનતમ હોય છે તેને ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટ કહે છે. ઉચ્ચ મૂલ્યો ધરાવતા રાજ્યોને ઉત્તેજિત કહેવામાં આવે છે. એનર્જી સ્તર n ની કિંમત અનુસાર અરબી અંકો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોનને સાત સ્તરોમાં ગોઠવી શકાય છે, તેથી, n વાસ્તવમાં 1 થી 7 સુધી અસ્તિત્વમાં છે. મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર ઇલેક્ટ્રોન વાદળનું કદ નક્કી કરે છે અને અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સરેરાશ ત્રિજ્યા નક્કી કરે છે.

l- ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર. સબલેવલ અને ઓર્બિટલ (કોષ્ટક 1) ના આકારમાં ઇલેક્ટ્રોનના ઊર્જા અનામતને લાક્ષણિકતા આપે છે. 0 થી n-1 સુધીના પૂર્ણાંક મૂલ્યો સ્વીકારે છે. l n પર આધાર રાખે છે. જો n=1 હોય, તો l=0, જેનો અર્થ છે કે 1લા સ્તર પર 1મો સબલેવલ છે.

m e- ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર. અવકાશમાં ભ્રમણકક્ષાના અભિગમને લાક્ષણિકતા આપે છે. -l થી 0 થી +l સુધી પૂર્ણાંક મૂલ્યો સ્વીકારે છે. આમ, જ્યારે l=1 (p-ઓર્બિટલ), m e મૂલ્યો -1, 0, 1 પર લે છે અને ભ્રમણકક્ષાની દિશા અલગ હોઈ શકે છે (ફિગ. 3).

ચોખા. 3. પી-ઓર્બિટલની અવકાશમાં સંભવિત દિશાઓમાંની એક

s- સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર. તેની ધરીની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોનના પોતાના પરિભ્રમણને લાક્ષણિકતા આપે છે. મૂલ્યો -1/2(↓) અને +1/2() સ્વીકારે છે. સમાન ભ્રમણકક્ષામાં બે ઇલેક્ટ્રોન વિરોધી સમાંતર સ્પિન ધરાવે છે.

અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ નક્કી થાય છે પાઉલી સિદ્ધાંત: અણુમાં તમામ ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓના સમાન સમૂહ સાથે બે ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી. ઇલેક્ટ્રોન સાથે ભ્રમણકક્ષા ભરવાનો ક્રમ નક્કી થાય છે ક્લેચકોવ્સ્કીના નિયમો: આ ભ્રમણકક્ષાઓ માટે સરવાળો (n+l) ના વધતા ક્રમમાં ભ્રમણકક્ષાઓ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલી હોય છે, જો સરવાળો (n+l) સમાન હોય, તો નાના n મૂલ્ય સાથે ભ્રમણકક્ષા પ્રથમ ભરવામાં આવે છે.

જો કે, અણુમાં સામાન્ય રીતે એક નહીં, પરંતુ ઘણા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, અને તેમની એકબીજા સાથેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાને ધ્યાનમાં લેવા માટે, અસરકારક પરમાણુ ચાર્જની વિભાવનાનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે - બાહ્ય સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોન ચાર્જને આધિન હોય છે જે ચાર્જ કરતા ઓછા હોય છે. ન્યુક્લિયસનું, જેના પરિણામે આંતરિક ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનને સ્ક્રીન કરે છે.

અણુની મૂળભૂત લાક્ષણિકતાઓ: અણુ ત્રિજ્યા (સહસંયોજક, ધાતુ, વેન ડેર વાલ્સ, આયનીય), ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી, આયનીકરણ સંભવિત, ચુંબકીય ક્ષણ.

અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો

અણુના તમામ ઇલેક્ટ્રોન તેના ઇલેક્ટ્રોન શેલ બનાવે છે. ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચના દર્શાવવામાં આવી છે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા, જે ઉર્જા સ્તરો અને પેટા સ્તરોમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે. સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા એક નંબર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, જે સબલેવલ દર્શાવતા અક્ષરની ઉપર જમણી બાજુએ લખાયેલ છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન અણુમાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જે 1લી ઊર્જા સ્તરના s-સબલેવલમાં સ્થિત છે: 1s 1. બે ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતા હિલીયમનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર નીચે પ્રમાણે લખાયેલું છે: 1s 2.

બીજા સમયગાળાના ઘટકો માટે, ઇલેક્ટ્રોન 2જી ઊર્જા સ્તરને ભરે છે, જેમાં 8 કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી. પ્રથમ, ઇલેક્ટ્રોન s-સબલેવલ ભરે છે, પછી p-સબલેવલ. દાખ્લા તરીકે:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

અણુની ઇલેક્ટ્રોનિક રચના અને સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વની સ્થિતિ વચ્ચેનો સંબંધ

તત્વનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર તેની સ્થિતિ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે સામયિક કોષ્ટકડીઆઈ. મેન્ડેલીવ. આમ, પીરિયડ નંબર બીજા સમયગાળાના તત્વોને અનુરૂપ છે, ઇલેક્ટ્રોન 2જી ઉર્જા સ્તરને ભરે છે, જેમાં 8 કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી. પ્રથમ, ઇલેક્ટ્રોન ભરે છે બીજા સમયગાળાના ઘટકોમાં, ઇલેક્ટ્રોન 2જી ઊર્જા સ્તરને ભરે છે, જેમાં 8 કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી. પ્રથમ, ઇલેક્ટ્રોન s-સબલેવલ ભરે છે, પછી p-સબલેવલ. દાખ્લા તરીકે:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

કેટલાક તત્વોના અણુઓમાં, બાહ્ય ઉર્જા સ્તરથી અંતિમ સ્તર સુધી ઇલેક્ટ્રોન "લીપ" ની ઘટના જોવા મળે છે. તાંબા, ક્રોમિયમ, પેલેડિયમ અને કેટલાક અન્ય તત્વોના અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોન લીકેજ થાય છે. દાખ્લા તરીકે:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

ઊર્જા સ્તર કે જેમાં 8 કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન ન હોઈ શકે. પ્રથમ, ઇલેક્ટ્રોન s-સબલેવલ ભરે છે, પછી p-સબલેવલ. દાખ્લા તરીકે:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકો માટે જૂથ નંબર સંખ્યા જેટલીબાહ્ય ઉર્જા સ્તરે ઇલેક્ટ્રોન, આવા ઇલેક્ટ્રોનને વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન કહેવામાં આવે છે (તેઓ રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લે છે). બાજુના પેટાજૂથોના તત્વો માટે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય ઉર્જા સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન અને ઉપાંતીય સ્તરના ડી-સબલેવલ હોઈ શકે છે. જૂથ III-VII ના ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકોની જૂથ સંખ્યા, તેમજ Fe, Ru, Os માટે અનુરૂપ છે કુલ સંખ્યાબાહ્ય ઉર્જા સ્તરના s-સુબલેવલ અને ઉપાંતીય સ્તરના d-સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોન

કાર્યો:

ફોસ્ફરસ, રુબિડિયમ અને ઝિર્કોનિયમ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો દોરો. વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન સૂચવો.

જવાબ:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન 4d 2 5s 2

"અણુ" ની વિભાવના માનવજાત માટે સમયથી પરિચિત છે પ્રાચીન ગ્રીસ. પ્રાચીન ફિલસૂફોના નિવેદન મુજબ, અણુ એ પદાર્થનો એક ભાગ છે તે સૌથી નાનો કણ છે.

અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું

અણુમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન ધરાવતા હકારાત્મક રીતે ચાર્જ કરેલ ન્યુક્લિયસનો સમાવેશ થાય છે. ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસની ફરતે ભ્રમણકક્ષામાં ફરે છે, જેમાંથી દરેકને ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓના સમૂહ દ્વારા દર્શાવી શકાય છે: મુખ્ય (n), ઓર્બિટલ (l), ચુંબકીય (ml) અને સ્પિન (ms અથવા s).

મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રોન વાદળોનું કદ નક્કી કરે છે. ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જા મુખ્યત્વે ન્યુક્લિયસથી ઇલેક્ટ્રોનના અંતર પર આધારિત છે: ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસની જેટલી નજીક છે, તેની ઊર્જા ઓછી છે. બીજા શબ્દોમાં કહીએ તો, મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર ચોક્કસ ઊર્જા સ્તર (ક્વોન્ટમ સ્તર) પર ઇલેક્ટ્રોનનું સ્થાન નક્કી કરે છે. મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર 1 થી અનંત સુધીના પૂર્ણાંકોની શ્રેણીના મૂલ્યો ધરાવે છે.

ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડના આકારને દર્શાવે છે. વિવિધ આકારઇલેક્ટ્રોન વાદળો એક ઊર્જા સ્તરની અંદર ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જામાં ફેરફારનું કારણ બને છે, એટલે કે. તેને ઉર્જા સબલેવલમાં વિભાજીત કરવું. ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબરમાં કુલ n મૂલ્યો માટે શૂન્યથી (n-1) સુધીના મૂલ્યો હોઈ શકે છે. એનર્જી સબલેવલ અક્ષરો દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે:

ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર અવકાશમાં ભ્રમણકક્ષાની દિશા દર્શાવે છે. તે શૂન્ય સહિત (+l) થી (-l) સુધીના કોઈપણ પૂર્ણાંક મૂલ્યને સ્વીકારે છે. નંબર શક્ય મૂલ્યોચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર (2l+1) બરાબર છે.

એક ઇલેક્ટ્રોન, અણુ ન્યુક્લિયસના ક્ષેત્રમાં, ભ્રમણકક્ષાના કોણીય વેગ ઉપરાંત, તેની પોતાની કોણીય ગતિ પણ ધરાવે છે, જે તેની પોતાની ધરીની આસપાસ તેના સ્પિન્ડલ આકારના પરિભ્રમણને દર્શાવે છે. ઇલેક્ટ્રોનની આ મિલકતને સ્પિન કહેવામાં આવે છે. સ્પિનની તીવ્રતા અને દિશા સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર દ્વારા વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે, જે મૂલ્યો (+1/2) અને (-1/2) લઈ શકે છે. હકારાત્મક અને નકારાત્મક મૂલ્યોપાછળ તેની દિશા સાથે સંબંધિત છે.

ઉપરોક્ત તમામ જાણીતી અને પ્રાયોગિક રીતે પુષ્ટિ થાય તે પહેલાં, અણુની રચનાના ઘણા મોડેલો હતા. અણુની રચનાના પ્રથમ મોડેલોમાંનું એક ઇ. રધરફોર્ડ દ્વારા પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યું હતું, જેમણે આલ્ફા કણોના વેરવિખેર પરના પ્રયોગોમાં દર્શાવ્યું હતું કે અણુનો લગભગ સમગ્ર સમૂહ ખૂબ જ નાના જથ્થામાં કેન્દ્રિત છે - એક સકારાત્મક ચાર્જ ન્યુક્લિયસ . તેમના મોડેલ મુજબ, ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસની આસપાસ પૂરતા પ્રમાણમાં મોટા અંતરે ફરે છે, અને તેમની સંખ્યા એવી છે કે, એકંદરે, અણુ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ છે.

અણુની રચનાનું રધરફોર્ડનું મોડેલ એન. બોહરે વિકસાવ્યું હતું, જેમણે તેમના સંશોધનમાં પ્રકાશ ક્વોન્ટા અને પ્લાન્કના રેડિયેશનના ક્વોન્ટમ સિદ્ધાંતને પણ તેમના સંશોધનમાં જોડ્યા હતા. લુઈસ ડી બ્રોગ્લી અને શ્રોડિન્ગરે જે શરૂ કર્યું તે પૂર્ણ કર્યું અને રાસાયણિક તત્વના અણુની રચનાનું આધુનિક મોડેલ વિશ્વ સમક્ષ રજૂ કર્યું.

સમસ્યા હલ કરવાના ઉદાહરણો

ઉદાહરણ 1

કસરત	નાઇટ્રોજન (અણુ ક્રમાંક 14), સિલિકોન (અણુ ક્રમાંક 28), અને બેરિયમ (અણુ ક્રમાંક 137) ના ન્યુક્લીમાં સમાયેલ પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યાની યાદી બનાવો.
ઉકેલ	રાસાયણિક તત્વના અણુના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા સામયિક કોષ્ટકમાં તેના સીરીયલ નંબર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યા એ સમૂહ સંખ્યા (M) અને ન્યુક્લિયસ (Z) ના ચાર્જ વચ્ચેનો તફાવત છે. નાઈટ્રોજન: n(N)= M -Z = 14-7 = 7. સિલિકોન: n(Si)= M -Z = 28-14 = 14. બેરિયમ: n (Ba)= M -Z = 137-56 = 81.
જવાબ આપો	નાઇટ્રોજન ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા 7 છે, ન્યુટ્રોન - 7; સિલિકોન અણુના ન્યુક્લિયસમાં 14 પ્રોટોન અને 14 ન્યુટ્રોન હોય છે; બેરિયમ અણુના ન્યુક્લિયસમાં 56 પ્રોટોન અને 81 ન્યુટ્રોન હોય છે.

ઉદાહરણ 2

કસરત	ઉર્જા સબલેવલને તે ક્રમમાં ગોઠવો જેમાં તેઓ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા હોય: a) 3p, 3d, 4s, 4p; b) 4d , 5s, 5p, 6s; c) 4f , 5 સે , 6 આર; 4 ડી , 6 સે; d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f .
ઉકેલ	ક્લેચકોવ્સ્કીના નિયમો અનુસાર ઊર્જા સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા છે. પૂર્વશરત એ મુખ્ય અને ભ્રમણકક્ષાના ક્વોન્ટમ નંબરોના સરવાળાનું ન્યૂનતમ મૂલ્ય છે. s-સબલેવલ નંબર 0, p - 1, d - 2 અને f-3 દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. બીજી શરત એ છે કે મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરના સૌથી નાના મૂલ્ય સાથેનું સબલેવલ પ્રથમ ભરવામાં આવે છે.
જવાબ આપો	a) ઓર્બિટલ્સ 3p, 3d, 4s, 4p નંબરો 4, 5, 4 અને 5ને અનુરૂપ હશે. પરિણામે, ઈલેક્ટ્રોનથી ભરણ નીચેના ક્રમમાં થશે: 3p, 4s, 3d, 4p. b) 4d ઓર્બિટલ્સ , 5s, 5p, 6s સંખ્યાઓ 7, 5, 6 અને 6 ને અનુરૂપ હશે. તેથી, ઈલેક્ટ્રોન સાથે ભરણ નીચેના ક્રમમાં થશે: 5s, 5p, 6s, 4d. c) ઓર્બિટલ્સ 4f , 5 સે , 6 આર; 4 ડી , 6s સંખ્યાઓ 7, 5, 76 અને 6 ને અનુરૂપ હશે. તેથી, ઈલેક્ટ્રોન સાથે ભરણ નીચેના ક્રમમાં થશે: 5s, 4d , 6s, 4f, 6r. d) ઓર્બિટલ્સ 5d, 6s, 6p, 7s, 4f સંખ્યાઓ 7, 6, 7, 7 અને 7ને અનુરૂપ હશે. પરિણામે, ઈલેક્ટ્રોનથી ભરણ નીચેના ક્રમમાં થશે: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

(લેક્ચર નોંધો)

અણુની રચના. પરિચય.

રસાયણશાસ્ત્રમાં અભ્યાસનો હેતુ રાસાયણિક તત્વો અને તેમના સંયોજનો છે. રાસાયણિક તત્વસમાન હકારાત્મક ચાર્જવાળા અણુઓનો સંગ્રહ કહેવાય છે. અણુ- રાસાયણિક તત્વનો સૌથી નાનો કણ છે જે તેને સાચવે છે રાસાયણિક ગુણધર્મો. એકબીજા સાથે બંધન કરીને, સમાન અથવા અલગ તત્વોના અણુઓ વધુ જટિલ કણો બનાવે છે - પરમાણુ. અણુઓ અથવા પરમાણુઓનો સંગ્રહ રાસાયણિક પદાર્થો બનાવે છે. દરેક વ્યક્તિગત રાસાયણિક પદાર્થ વ્યક્તિગત ભૌતિક ગુણધર્મોના સમૂહ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે, જેમ કે ઉકળતા અને ગલનબિંદુઓ, ઘનતા, વિદ્યુત અને થર્મલ વાહકતા વગેરે.

1. અણુ માળખું અને તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક

ડીઆઈ. મેન્ડેલીવ.

તત્વો D.I ના સામયિક કોષ્ટક ભરવાના ક્રમના નિયમોનું જ્ઞાન અને સમજ. મેન્ડેલીવ અમને નીચેનાને સમજવાની મંજૂરી આપે છે:

1. પ્રકૃતિમાં અમુક તત્વોના અસ્તિત્વનો ભૌતિક સાર,

2. તત્વની રાસાયણિક વેલેન્સીની પ્રકૃતિ,

3. અન્ય તત્વ સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતી વખતે ઇલેક્ટ્રોન આપવા અથવા સ્વીકારવા માટે તત્વની ક્ષમતા અને "હળવાપણું",

4. રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિ કે જે આપેલ તત્વ અન્ય તત્વો સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતી વખતે રચી શકે છે, સરળ અને જટિલ પરમાણુઓની અવકાશી રચના, વગેરે.

અણુની રચના.

અણુ એ ગતિમાં રહેલા અને એકબીજા સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા પ્રાથમિક કણોની જટિલ માઇક્રોસિસ્ટમ છે.

19મી સદીના અંતમાં અને 20મી સદીની શરૂઆતમાં, એવું જાણવા મળ્યું હતું કે અણુઓ નાના કણોથી બનેલા છે: ન્યુટ્રોન, પ્રોટોન અને ઇલેક્ટ્રોન. છેલ્લા બે કણો ચાર્જ કણો છે, પ્રોટોન હકારાત્મક ચાર્જ ધરાવે છે, ઇલેક્ટ્રોન નકારાત્મક ચાર્જ ધરાવે છે. જમીનની અવસ્થામાં તત્વના અણુઓ વિદ્યુત રીતે તટસ્થ હોવાથી, તેનો અર્થ એ છે કે કોઈપણ તત્વના અણુમાં પ્રોટોનની સંખ્યા ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી હોય છે. અણુઓનો સમૂહ પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનના સમૂહના સરવાળા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, જેની સંખ્યા અણુઓના સમૂહ અને સામયિક સિસ્ટમ D.I માં તેના સીરીયલ નંબર વચ્ચેના તફાવત જેટલી હોય છે. મેન્ડેલીવ.

1926 માં, શ્રોડિન્ગરે તેમણે મેળવેલા તરંગ સમીકરણનો ઉપયોગ કરીને તત્વના અણુમાં સૂક્ષ્મ કણોની હિલચાલનું વર્ણન કરવાનો પ્રસ્તાવ મૂક્યો. હાઇડ્રોજન અણુ માટે શ્રોડિન્જર તરંગ સમીકરણ ઉકેલતી વખતે, ત્રણ પૂર્ણાંક ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ દેખાય છે: n, ℓ અને m ℓ , જે ન્યુક્લિયસના કેન્દ્રિય ક્ષેત્રમાં ત્રિ-પરિમાણીય અવકાશમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિને દર્શાવે છે. ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ n, ℓ અને m ℓ પૂર્ણાંક મૂલ્યો લો. ત્રણ ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ દ્વારા વ્યાખ્યાયિત વેવ ફંક્શન n, ℓ અને m ℓ અને શ્રોડિન્જર સમીકરણને ઉકેલવાના પરિણામે પ્રાપ્ત થાય છે તેને ઓર્બિટલ કહેવામાં આવે છે. ભ્રમણકક્ષા એ અવકાશનો એક ક્ષેત્ર છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન જોવા મળે તેવી શક્યતા છે, રાસાયણિક તત્વના અણુથી સંબંધિત. આમ, હાઇડ્રોજન અણુ માટે શ્રોડિન્જર સમીકરણને ઉકેલવાથી ત્રણ ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ દેખાય છે, જેનો ભૌતિક અર્થ એ છે કે તેઓ ત્રણ અલગ-અલગ પ્રકારના ભ્રમણકક્ષાને દર્શાવે છે જે અણુમાં હોઈ શકે છે. ચાલો દરેક ક્વોન્ટમ નંબર પર નજીકથી નજર કરીએ.

મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n કોઈપણ સકારાત્મક પૂર્ણાંક મૂલ્યો લઈ શકે છે: n = 1,2,3,4,5,6,7...તે ઈલેક્ટ્રોન સ્તરની ઊર્જા અને ઈલેક્ટ્રોન "ક્લાઉડ" નું કદ દર્શાવે છે. તે લાક્ષણિકતા છે કે મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરની સંખ્યા એ સમયગાળાની સંખ્યા સાથે એકરુપ છે જેમાં તત્વ સ્થિત છે.

એઝિમુથલ અથવા ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબરℓ માંથી પૂર્ણાંક મૂલ્યો લઈ શકે છે ℓ = 0….થી n – 1 અને ઇલેક્ટ્રોન ગતિની ક્ષણ નક્કી કરે છે, એટલે કે. ભ્રમણકક્ષાનો આકાર. ℓ ના વિવિધ સંખ્યાત્મક મૂલ્યો માટે, નીચેના સંકેતનો ઉપયોગ થાય છે: ℓ = 0, 1, 2, 3, અને પ્રતીકો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે s, પી, ડી, fમાટે અનુક્રમે ℓ = 0, 1, 2 અને 3. તત્વોના સામયિક કોષ્ટકમાં સ્પિન નંબર સાથે કોઈ ઘટકો નથી ℓ = 4.

મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબરm ℓ ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સની અવકાશી ગોઠવણી અને પરિણામે, ઇલેક્ટ્રોનના ઇલેક્ટ્રોમેગ્નેટિક ગુણધર્મોને લાક્ષણિકતા આપે છે. તે આમાંથી મૂલ્યો લઈ શકે છે - ℓ થી + ℓ , શૂન્ય સહિત.

આકાર, અથવા વધુ સ્પષ્ટ રીતે, અણુ ભ્રમણકક્ષાના સમપ્રમાણતા ગુણધર્મો ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ પર આધારિત છે ℓ અને m ℓ . "ઇલેક્ટ્રોનિક ક્લાઉડ" અનુરૂપ s- ભ્રમણકક્ષામાં બોલનો આકાર હોય છે (તે જ સમયે ℓ = 0).

ફિગ.1. 1s ભ્રમણકક્ષા

પરિમાણ સંખ્યાઓ ℓ = 1 અને m ℓ = -1, 0 અને +1 દ્વારા વ્યાખ્યાયિત કરાયેલ ભ્રમણકક્ષાને p-ઓર્બિટલ્સ કહેવામાં આવે છે. કારણ કે m ℓ આ કિસ્સામાં ત્રણ છે વિવિધ અર્થો, તો અણુમાં ત્રણ ઊર્જાસભર સમકક્ષ p-ઓર્બિટલ્સ છે (તેમના માટે મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર સમાન છે અને તેનું મૂલ્ય n = 2,3,4,5,6 અથવા 7 હોઈ શકે છે). p-ઓર્બિટલ્સમાં અક્ષીય સમપ્રમાણતા હોય છે અને તે ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ આઠ જેવા દેખાય છે, જે બાહ્ય ક્ષેત્રમાં x, y અને z અક્ષો સાથે લક્ષી હોય છે (ફિગ. 1.2). તેથી પ્રતીકવાદ p x , p y અને p z ની ઉત્પત્તિ.

ફિગ.2. p x, p y અને p z ઓર્બિટલ્સ

વધુમાં, ત્યાં d- અને f- છે. અણુ ભ્રમણકક્ષા, પ્રથમ ℓ = 2 અને m ℓ = -2, -1, 0, +1 અને +2 માટે, એટલે કે. પાંચ AO, બીજા માટે ℓ = 3 અને m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 અને +3, એટલે કે. 7 JSC.

ચોથું પ્રમાણ m sસ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર તરીકે ઓળખાતું, 1925 માં ગૌડસ્મિત અને ઉહલેનબેક દ્વારા હાઇડ્રોજન અણુના સ્પેક્ટ્રમમાં ચોક્કસ સૂક્ષ્મ અસરોને સમજાવવા માટે રજૂ કરવામાં આવ્યું હતું. ઇલેક્ટ્રોનનું સ્પિન એ ઇલેક્ટ્રોનના ચાર્જ થયેલ પ્રાથમિક કણની કોણીય ગતિ છે, જેનું ઓરિએન્ટેશન પરિમાણિત છે, એટલે કે. ચોક્કસ ખૂણાઓ સુધી સખત મર્યાદિત. આ ઓરિએન્ટેશન સ્પિન મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર (ઓ) ના મૂલ્ય દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, જે ઇલેક્ટ્રોન માટે સમાન છે ½ , તેથી પરિમાણના નિયમો અનુસાર ઇલેક્ટ્રોન માટે m s = ± ½. આ સંદર્ભમાં, ત્રણ ક્વોન્ટમ નંબરોના સમૂહમાં આપણે ક્વોન્ટમ નંબર ઉમેરવો જોઈએ m s . ચાલો ફરી એકવાર ભારપૂર્વક જણાવીએ કે ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ મેન્ડેલીવના તત્વોના સામયિક કોષ્ટકના નિર્માણનો ક્રમ નિર્ધારિત કરે છે અને સમજાવે છે કે શા માટે પ્રથમ સમયગાળામાં માત્ર બે તત્વો છે, બીજા અને ત્રીજામાં આઠ, ચોથામાં 18, વગેરે. જો કે, ઘણા-ઇલેક્ટ્રોન અણુઓની રચનાને સમજાવવા માટે, અણુના હકારાત્મક ચાર્જમાં વધારો થતાં ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો ભરવાનો ક્રમ, ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓનો ખ્યાલ હોવો પૂરતો નથી કે જે ઇલેક્ટ્રોનની વર્તણૂકને "નિયંત્રિત" કરે છે જ્યારે ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ ભરવા, પરંતુ તમારે વધુ જાણવાની જરૂર છે સરળ નિયમો, એટલે કે, પાઉલીનો સિદ્ધાંત, હંડનો નિયમ અને ક્લેક્ઝકોવ્સ્કીના નિયમો.

પાઉલી સિદ્ધાંત મુજબ સમાન ક્વોન્ટમ અવસ્થામાં, ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓના ચોક્કસ મૂલ્યો દ્વારા વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે, ત્યાં એક કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી.આનો અર્થ એ છે કે એક ઇલેક્ટ્રોન, સૈદ્ધાંતિક રીતે, કોઈપણ અણુ ભ્રમણકક્ષામાં મૂકી શકાય છે. બે ઇલેક્ટ્રોન એક જ અણુ ભ્રમણકક્ષામાં માત્ર ત્યારે જ હોઈ શકે જો તેમની પાસે સ્પિન ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ અલગ હોય.

ત્રણ p-AOs, પાંચ d-AOs અને સાત f-AO ને ઈલેક્ટ્રોનથી ભરતી વખતે, પાઉલી સિદ્ધાંત ઉપરાંત, હંડના નિયમ દ્વારા માર્ગદર્શન મેળવવું જોઈએ: ભૂમિ અવસ્થામાં એક સબશેલના ભ્રમણકક્ષાનું ભરણ સમાન સ્પિન સાથે ઇલેક્ટ્રોન સાથે થાય છે.

સબશેલ્સ ભરતી વખતે (પી, ડી, f)સ્પિનના સરવાળાનું ચોક્કસ મૂલ્ય મહત્તમ હોવું જોઈએ.

ક્લેચકોવ્સ્કીનો શાસન. ક્લેચકોવ્સ્કીના નિયમ મુજબ, ભરતી વખતેડી અને fઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલનું સન્માન કરવું આવશ્યક છેલઘુત્તમ ઉર્જાનો સિદ્ધાંત. આ સિદ્ધાંત અનુસાર, ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં ઇલેક્ટ્રોન ન્યૂનતમ ઉર્જા સ્તરો સાથે ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે. સબલેવલની ઊર્જા ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓના સરવાળા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છેn + ℓ = ઇ .

ક્લેચકોવ્સ્કીનો પ્રથમ નિયમ: પ્રથમ, તે સબલેવલ જેના માટેn + ℓ = ઇ ન્યૂનતમ

ક્લેચકોવ્સ્કીનો બીજો નિયમ: સમાનતાના કિસ્સામાંn + ℓ કેટલાક સબલેવલ માટે, સબલેવલ જેના માટે ભરાયેલ છેn ન્યૂનતમ .

હાલમાં, 109 તત્વો જાણીતા છે.

2. આયનીકરણ ઊર્જા, ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી અને ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી.

અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનની સૌથી મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતાઓ આયનીકરણ ઊર્જા (IE) અથવા આયનીકરણ સંભવિત (IP) અને અણુની ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી (EA) છે. આયનીકરણ ઊર્જા એ 0 K: A = પર મુક્ત અણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરતી વખતે ઊર્જામાં ફેરફાર છે. + + ē . તત્વના અણુ નંબર Z અને અણુ ત્રિજ્યાના કદ પર આયનીકરણ ઊર્જાની અવલંબન ઉચ્ચારણ સામયિક પાત્ર ધરાવે છે.

ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી (EA) એ ઊર્જામાં ફેરફાર છે જે 0 K પર નકારાત્મક આયન બનાવવા માટે એક અલગ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનના ઉમેરા સાથે આવે છે: A + ē = A - (અણુ અને આયન તેમની જમીનની સ્થિતિમાં છે).આ કિસ્સામાં, જો VZAO બે ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા કબજે કરવામાં આવે તો ઇલેક્ટ્રોન સૌથી ઓછી ખાલી અણુ ભ્રમણકક્ષા (LUAO) પર કબજો કરે છે. SE તેમના ભ્રમણકક્ષાના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન પર ભારપૂર્વક આધાર રાખે છે.

EI અને SE માં ફેરફારો તત્વો અને તેમના સંયોજનોના ઘણા ગુણધર્મોમાં ફેરફારો સાથે સંબંધ ધરાવે છે, જેનો ઉપયોગ EI અને SE મૂલ્યોમાંથી આ ગુણધર્મોની આગાહી કરવા માટે થાય છે. સૌથી વધુ સંપૂર્ણ મૂલ્યહેલોજનને ઈલેક્ટ્રોન પ્રત્યે લગાવ છે. તત્વોના સામયિક કોષ્ટકના દરેક જૂથમાં, તત્વની સંખ્યા વધવા સાથે આયનીકરણ સંભવિત અથવા EI ઘટે છે, જે અણુ ત્રિજ્યામાં વધારો અને ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સંખ્યામાં વધારો સાથે સંકળાયેલ છે અને જે ઘટાડાના વધારા સાથે સારી રીતે સંબંધિત છે. તત્વની શક્તિ.

તત્વોના સામયિક કોષ્ટકનું કોષ્ટક 1 eV/પ્રતિ અણુમાં EI અને SE ના મૂલ્યો દર્શાવે છે. નોંધ કરો કે ચોક્કસ SE મૂલ્યો માત્ર થોડા અણુઓ માટે જાણીતા છે; તેમના મૂલ્યો કોષ્ટક 1 માં પ્રકાશિત કરવામાં આવ્યા છે.

કોષ્ટક 1

સામયિક કોષ્ટકમાં અણુઓની પ્રથમ આયનીકરણ ઊર્જા (EI), ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી (EA) અને ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી χ).

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						વિશેs

χ - પાઉલિંગ અનુસાર ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી

આર- અણુ ત્રિજ્યા, ("સામાન્ય અને અકાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રમાં પ્રયોગશાળા અને પરિસંવાદ વર્ગો", એન.એસ. અખ્મેટોવ, એમ.કે. અઝીઝોવા, એલ.આઈ. બડીગીનામાંથી)

ઈલેક્ટ્રોન્સ

દ્રવ્યના કણોને નિયુક્ત કરવા માટે પ્રાચીન વિશ્વમાં અણુનો ખ્યાલ ઉભો થયો હતો. ગ્રીકમાંથી અનુવાદિત, અણુનો અર્થ થાય છે "અવિભાજ્ય."

આઇરિશ ભૌતિકશાસ્ત્રી સ્ટોની, પ્રયોગોના આધારે, એવા નિષ્કર્ષ પર આવ્યા કે વીજળી ટ્રાન્સફર થાય છે. નાના કણો, બધા રાસાયણિક તત્વોના અણુઓમાં હાજર છે. 1891 માં, સ્ટોનીએ આ કણોને ઇલેક્ટ્રોન કહેવાનો પ્રસ્તાવ મૂક્યો, જેનો અર્થ ગ્રીકમાં "એમ્બર" થાય છે. ઇલેક્ટ્રોનને તેનું નામ મળ્યું તેના થોડા વર્ષો પછી, અંગ્રેજી ભૌતિકશાસ્ત્રીજોસેફ થોમસન અને ફ્રેન્ચ ભૌતિકશાસ્ત્રી જીન પેરીને સાબિત કર્યું કે ઇલેક્ટ્રોન નકારાત્મક ચાર્જ વહન કરે છે. આ સૌથી નાનો નકારાત્મક ચાર્જ છે, જેને રસાયણશાસ્ત્રમાં એક (-1) તરીકે લેવામાં આવે છે. થોમસન ઇલેક્ટ્રોનની ઝડપ નક્કી કરવામાં પણ વ્યવસ્થાપિત હતા (ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનની ઝડપ ભ્રમણકક્ષા નંબર n ના વ્યસ્ત પ્રમાણમાં હોય છે. ભ્રમણકક્ષાની ત્રિજ્યા ભ્રમણકક્ષા નંબરના વર્ગના પ્રમાણમાં વધે છે. ભ્રમણકક્ષાની પ્રથમ ભ્રમણકક્ષામાં હાઇડ્રોજન અણુ (n=1; Z=1) ઝડપ ≈ 2.2·106 m/s છે, એટલે કે, પ્રકાશની ઝડપ કરતાં લગભગ સો ગણી ઓછી c = 3·108 m/s) અને ઇલેક્ટ્રોનનું દળ (તે હાઇડ્રોજન અણુના દળ કરતાં લગભગ 2000 ગણું ઓછું છે).

અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ

અણુમાં ઈલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ આ રીતે સમજવામાં આવે છે ચોક્કસ ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જા અને તે જગ્યા જેમાં તે સ્થિત છે તે વિશેની માહિતીનો સમૂહ. અણુમાં ઈલેક્ટ્રોન પાસે ગતિનો કોઈ માર્ગ નથી, એટલે કે આપણે ફક્ત તેના વિશે જ વાત કરી શકીએ છીએ. ન્યુક્લિયસની આસપાસની જગ્યામાં તેને શોધવાની સંભાવના.

તે ન્યુક્લિયસની આસપાસની આ જગ્યાના કોઈપણ ભાગમાં સ્થિત હોઈ શકે છે, અને તેની વિવિધ સ્થિતિઓની સંપૂર્ણતાને ચોક્કસ નકારાત્મક ચાર્જ ઘનતા સાથે ઇલેક્ટ્રોન વાદળ તરીકે ગણવામાં આવે છે. અલંકારિક રીતે, આની આ રીતે કલ્પના કરી શકાય છે: જો ફોટો ફિનિશની જેમ, સેકન્ડના સો અથવા મિલિયનમાં ભાગ પછી અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિનો ફોટોગ્રાફ કરવો શક્ય હોત, તો આવા ફોટોગ્રાફ્સમાં ઇલેક્ટ્રોનને બિંદુઓ તરીકે રજૂ કરવામાં આવશે. જો આવા અસંખ્ય ફોટોગ્રાફ્સને સુપરઇમ્પોઝ કરવામાં આવ્યા હોય, તો ચિત્ર સૌથી વધુ ઘનતાવાળા ઇલેક્ટ્રોન વાદળનું હશે જ્યાં આ બિંદુઓમાંથી સૌથી વધુ હશે.

અણુ ન્યુક્લિયસની આજુબાજુની જગ્યા કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન મોટાભાગે જોવા મળે છે તેને ઓર્બિટલ કહેવામાં આવે છે. તે લગભગ સમાવે છે 90% ઇલેક્ટ્રોનિક ક્લાઉડ, અને આનો અર્થ એ છે કે લગભગ 90% સમય ઇલેક્ટ્રોન અવકાશના આ ભાગમાં હોય છે. તેઓ આકાર દ્વારા અલગ પડે છે 4 હાલમાં જાણીતા પ્રકારના ઓર્બિટલ્સ, જે લેટિન દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવ્યા છે અક્ષરો s, p, d અને f. કેટલાક સ્વરૂપોની ગ્રાફિક રજૂઆત ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સઆકૃતિમાં બતાવેલ છે.

ચોક્કસ ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનની ગતિની સૌથી મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતા છે ન્યુક્લિયસ સાથે તેના જોડાણની ઊર્જા. સમાન ઉર્જા મૂલ્યો ધરાવતા ઇલેક્ટ્રોન એક જ ઇલેક્ટ્રોન સ્તર અથવા ઊર્જા સ્તર બનાવે છે. એનર્જી લેવલ ન્યુક્લિયસ - 1, 2, 3, 4, 5, 6 અને 7 થી શરૂ થાય છે.

પૂર્ણાંક n, જે ઊર્જા સ્તરની સંખ્યા દર્શાવે છે, તેને મુખ્ય પરિમાણ સંખ્યા કહેવામાં આવે છે. તે આપેલ ઉર્જા સ્તર પર કબજો કરતા ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જાને દર્શાવે છે. ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકના પ્રથમ ઉર્જા સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન સૌથી ઓછી ઊર્જા ધરાવે છે.પ્રથમ સ્તરના ઇલેક્ટ્રોનની તુલનામાં, અનુગામી સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન ઊર્જાના મોટા પુરવઠા દ્વારા વર્ગીકૃત કરવામાં આવશે. પરિણામે, બાહ્ય સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન અણુ ન્યુક્લિયસ સાથે ઓછામાં ઓછા ચુસ્તપણે બંધાયેલા છે.

ઊર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની સૌથી મોટી સંખ્યા સૂત્ર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે:

N = 2n 2 ,

જ્યાં N એ ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંખ્યા છે; n એ લેવલ નંબર અથવા મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર છે. પરિણામે, ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકના પ્રથમ ઉર્જા સ્તર પર બે કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે નહીં; બીજા પર - 8 થી વધુ નહીં; ત્રીજા પર - 18 થી વધુ નહીં; ચોથા પર - 32 થી વધુ નહીં.

બીજા ઉર્જા સ્તર (n = 2) થી શરૂ કરીને, દરેક સ્તરને સબલેવલ (સબલેયર) માં વિભાજિત કરવામાં આવે છે, જે ન્યુક્લિયસ સાથે બંધનકર્તા ઊર્જામાં એકબીજાથી સહેજ અલગ હોય છે. સબલેવલની સંખ્યા મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરના મૂલ્ય જેટલી છે: પ્રથમ ઉર્જા સ્તર એક સબલેવલ ધરાવે છે; બીજો - બે; ત્રીજા - ત્રણ; ચોથું - ચાર સબલેવલ. સબલેવલ, બદલામાં, ઓર્બિટલ્સ દ્વારા રચાય છે. દરેક મૂલ્યn એ n ની બરાબર ઓર્બિટલ્સની સંખ્યાને અનુરૂપ છે.

ઉપસ્તર સામાન્ય રીતે લેટિન અક્ષરો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, તેમજ તેઓ સમાવેલા ભ્રમણકક્ષાના આકાર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે: s, p, d, f.

પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન

કોઈપણ રાસાયણિક તત્વનો અણુ નાના સાથે તુલનાત્મક છે સૂર્ય સિસ્ટમ. તેથી, ઇ. રધરફોર્ડ દ્વારા પ્રસ્તાવિત અણુના આ મોડેલને કહેવામાં આવે છે ગ્રહો.

અણુ ન્યુક્લિયસ, જેમાં અણુનો સમગ્ર સમૂહ કેન્દ્રિત છે, તેમાં બે પ્રકારના કણોનો સમાવેશ થાય છે - પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન.

પ્રોટોનનો ચાર્જ ઈલેક્ટ્રોનના ચાર્જ જેટલો હોય છે, પરંતુ સાઈન (+1) માં વિરુદ્ધ હોય છે, અને હાઈડ્રોજન અણુના દળ જેટલો સમૂહ હોય છે (કેમિસ્ટ્રીમાં તેને એક તરીકે લેવામાં આવે છે). ન્યુટ્રોન કોઈ ચાર્જ વહન કરતા નથી, તેઓ તટસ્થ હોય છે અને તેનું દળ પ્રોટોનના દળ જેટલું હોય છે.

પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનને એકસાથે ન્યુક્લિઅન્સ કહેવામાં આવે છે (લેટિન ન્યુક્લિયસ - ન્યુક્લિયસમાંથી). અણુમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યાનો સરવાળો સમૂહ સંખ્યા કહેવાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, એલ્યુમિનિયમ અણુની સમૂહ સંખ્યા છે:

13 + 14 = 27

પ્રોટોનની સંખ્યા 13, ન્યુટ્રોનની સંખ્યા 14, સમૂહ સંખ્યા 27

ઇલેક્ટ્રોનનું દળ, જે નગણ્ય છે, તેની અવગણના કરી શકાય છે, તે સ્પષ્ટ છે કે અણુનું સમગ્ર દળ ન્યુક્લિયસમાં કેન્દ્રિત છે. ઇલેક્ટ્રોન ઇ - નિયુક્ત કરવામાં આવે છે.

અણુ થી વિદ્યુત તટસ્થ, તો તે પણ સ્પષ્ટ છે કે અણુમાં પ્રોટોન અને ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન છે. તે સામયિક કોષ્ટકમાં તેને સોંપેલ રાસાયણિક તત્વના સીરીયલ નંબરની બરાબર છે. અણુના સમૂહમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનનો સમૂહ હોય છે. તત્વની અણુ સંખ્યા (Z), એટલે કે પ્રોટોનની સંખ્યા અને સમૂહ સંખ્યા (A) જાણવી, સરવાળો સમાનપ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યા, તમે સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને ન્યુટ્રોન (N) ની સંખ્યા શોધી શકો છો:

N = A - Z

ઉદાહરણ તરીકે, લોખંડના અણુમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા છે:

56 — 26 = 30

આઇસોટોપ્સ

સમાન તત્વના અણુઓની વિવિધતા કે જે સમાન પરમાણુ ચાર્જ ધરાવે છે પરંતુ વિવિધ સમૂહ સંખ્યાઓ કહેવાય છે આઇસોટોપ્સ. પ્રકૃતિમાં જોવા મળતા રાસાયણિક તત્વો આઇસોટોપ્સનું મિશ્રણ છે. આમ, કાર્બન 12, 13, 14 સમૂહ સાથે ત્રણ આઇસોટોપ ધરાવે છે; ઓક્સિજન - સમૂહ 16, 17, 18, વગેરે સાથેના ત્રણ આઇસોટોપ. સામાન્ય રીતે સામયિક કોષ્ટકમાં આપવામાં આવેલ રાસાયણિક તત્વનો સંબંધિત અણુ સમૂહ એ આપેલ તત્વના આઇસોટોપના કુદરતી મિશ્રણના અણુ સમૂહનું સરેરાશ મૂલ્ય છે, ધ્યાનમાં લેતા તેમના સંબંધિત સામગ્રીપ્રકૃતિ માં. રાસાયણિક ગુણધર્મોમોટાભાગના રાસાયણિક તત્વોના આઇસોટોપ્સ બરાબર સમાન હોય છે. જો કે, હાઇડ્રોજન આઇસોટોપ્સ તેમના સંબંધિત અણુ સમૂહમાં નાટ્યાત્મક બહુવિધ વધારાને કારણે ગુણધર્મોમાં મોટા પ્રમાણમાં બદલાય છે; તેમને વ્યક્તિગત નામો અને રાસાયણિક પ્રતીકો પણ આપવામાં આવે છે.

પ્રથમ સમયગાળાના તત્વો

હાઇડ્રોજન અણુની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાનું આકૃતિ:

અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક માળખાના આકૃતિઓ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો (ઊર્જા સ્તરો) પર ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે.

હાઇડ્રોજન અણુનું ગ્રાફિક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર (ઊર્જા સ્તરો અને સબલેવલ દ્વારા ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ બતાવે છે):

અણુઓના ગ્રાફિક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો માત્ર સ્તરો અને સબલેવલ વચ્ચે જ નહીં, પણ ઓર્બિટલ્સ વચ્ચે પણ ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે.

હિલીયમ અણુમાં, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ થાય છે - તેમાં 2 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. હાઇડ્રોજન અને હિલીયમ s-તત્વો છે; આ અણુઓની એસ-ઓર્બિટલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલી છે.

બીજા સમયગાળાના તમામ ઘટકો માટે પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર ભરવામાં આવે છે, અને ઇલેક્ટ્રોન ઓછામાં ઓછી ઉર્જા (પ્રથમ s અને પછી p) અને પાઉલી અને હંડના નિયમો અનુસાર બીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરના s- અને p- ઓર્બિટલ્સને ભરે છે.

નિયોન અણુમાં, બીજું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ છે - તેમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન છે.

ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓ માટે, પ્રથમ અને બીજા ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો પૂર્ણ થાય છે, તેથી ત્રીજો ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર ભરાય છે, જેમાં ઇલેક્ટ્રોન 3s-, 3p- અને 3d-સબલેવલ પર કબજો કરી શકે છે.

મેગ્નેશિયમ અણુ તેના 3s ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલને પૂર્ણ કરે છે. Na અને Mg એ s-તત્વો છે.

એલ્યુમિનિયમ અને અનુગામી તત્વોમાં, 3p સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે.

ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોમાં 3d ભ્રમણકક્ષા અપૂર્ણ છે.

Al થી Ar સુધીના તમામ તત્વો p-તત્વો છે. s- અને p- તત્વો સામયિક કોષ્ટકમાં મુખ્ય પેટાજૂથો બનાવે છે.

ચોથા - સાતમા સમયગાળાના તત્વો

પોટેશિયમ અને કેલ્શિયમ અણુઓમાં ચોથું ઈલેક્ટ્રોન સ્તર દેખાય છે અને 4s સબલેવલ ભરાઈ જાય છે, કારણ કે તેમાં 3d સબલેવલ કરતાં ઓછી ઉર્જા હોય છે.

K, Ca - મુખ્ય પેટાજૂથોમાં સમાવિષ્ટ s-તત્વો. Sc થી Zn સુધીના અણુઓ માટે, 3d સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે. આ 3d તત્વો છે. તેઓ ગૌણ પેટાજૂથોમાં સમાવિષ્ટ છે, તેમનું સૌથી બહારનું ઈલેક્ટ્રોનિક સ્તર ભરેલું છે, અને તેમને સંક્રમણ તત્વો તરીકે વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે.

ક્રોમિયમ અને કોપર અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોની રચના પર ધ્યાન આપો. તેમાં, એક ઇલેક્ટ્રોન 4s થી 3d સબલેવલ સુધી "નિષ્ફળ" થાય છે, જે પરિણામી ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો 3d 5 અને 3d 10 ની વધુ ઊર્જા સ્થિરતા દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે:

ઝિંક અણુમાં, ત્રીજું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ થાય છે - બધા સબલેવલ 3s, 3p અને 3d તેમાં ભરવામાં આવે છે, જેમાં કુલ 18 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ઝિંકને અનુસરતા તત્વોમાં, ચોથું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર, 4p સબલેવલ, ભરવાનું ચાલુ રાખે છે.

Ga થી Kr સુધીના તત્વો p-તત્વો છે.

ક્રિપ્ટોન અણુમાં બાહ્ય સ્તર (ચોથો) છે જે પૂર્ણ છે અને તેમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન છે. પરંતુ ચોથા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં કુલ 32 ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે; ક્રિપ્ટોન અણુમાં હજુ પણ 4d અને 4f સબલેવલ ભરેલા નથી. પાંચમા તત્વો માટે સમયગાળો ચાલી રહ્યો છેનીચેના ક્રમમાં બે સ્તરો ભરો: 5s - 4d - 5r. અને "" થી સંબંધિત અપવાદો પણ છે નિષ્ફળતા» ઇલેક્ટ્રોન, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

છઠ્ઠા અને સાતમા સમયગાળામાં, એફ-એલિમેન્ટ્સ દેખાય છે, એટલે કે, એલિમેન્ટ્સ જેમાં ત્રીજા બહારના ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરના 4f- અને 5f-સબલેવલ અનુક્રમે ભરવામાં આવે છે.

4f તત્વોને લેન્થેનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે.

5f તત્વોને એક્ટિનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે.

છઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનિક સબલેવલ ભરવાનો ક્રમ: 55 Cs અને 56 Ba - 6s તત્વો; 57 La … 6s 2 5d x - 5d તત્વ; 58 Ce - 71 Lu - 4f તત્વો; 72 Hf - 80 Hg - 5d તત્વો; 81 T1 - 86 Rn - 6d તત્વો. પરંતુ અહીં પણ, એવા તત્વો છે કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોનિક ઓર્બિટલ્સ ભરવાના ક્રમનું "ઉલ્લંઘન" થાય છે, જે, ઉદાહરણ તરીકે, અડધા અને સંપૂર્ણ ભરેલા એફ-સબલેવલ્સની વધુ ઊર્જા સ્થિરતા સાથે સંકળાયેલ છે, એટલે કે nf 7 અને nf 14. અણુના કયા સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી છેલ્લે ભરેલા છે તેના આધારે, બધા તત્વો ચાર ઇલેક્ટ્રોન પરિવારો અથવા બ્લોક્સમાં વિભાજિત થાય છે:

• s-તત્વો. અણુના બાહ્ય સ્તરનું s-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; s-તત્વોમાં હાઇડ્રોજન, હિલીયમ અને જૂથ I અને II ના મુખ્ય પેટાજૂથોના તત્વોનો સમાવેશ થાય છે.

• p-તત્વો. અણુના બાહ્ય સ્તરનું પી-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; p-તત્વોમાં જૂથો III-VIII ના મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે.

• ડી-તત્વો. અણુના પૂર્વ-બાહ્ય સ્તરનું ડી-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; d-તત્વોમાં જૂથ I-VIII ના ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે, એટલે કે s- અને p-તત્વો વચ્ચે સ્થિત મોટા સમયગાળાના દાયકાઓના પ્લગ-ઇનના ઘટકો. તેમને સંક્રમણ તત્વો પણ કહેવામાં આવે છે.

• f-તત્વો. અણુના ત્રીજા બાહ્ય સ્તરનું એફ-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; આમાં lanthanides અને antinoidsનો સમાવેશ થાય છે.

સ્વિસ ભૌતિકશાસ્ત્રી ડબલ્યુ. પાઉલીએ 1925માં સ્થાપિત કર્યું હતું કે એક ભ્રમણકક્ષામાં એક અણુમાં બે કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોન વિરુદ્ધ (એન્ટિપેરેલલ) સ્પિન (અંગ્રેજીમાંથી "સ્પિન્ડલ" તરીકે અનુવાદિત) ધરાવતા ઈલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી, એટલે કે, શરતી રીતે કલ્પના કરી શકાય તેવા ગુણધર્મો ધરાવતા હોય છે. તેના કાલ્પનિક ધરીની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોનના પરિભ્રમણ તરીકે: ઘડિયાળની દિશામાં અથવા કાઉન્ટરક્લોકવાઇઝ.

આ સિદ્ધાંત કહેવાય છે પાઉલી સિદ્ધાંત. જો ભ્રમણકક્ષામાં એક ઈલેક્ટ્રોન હોય, તો તેને અનપેયર્ડ કહેવામાં આવે છે; જો ત્યાં બે હોય, તો આ જોડીવાળા ઈલેક્ટ્રોન છે, એટલે કે વિરુદ્ધ સ્પિનવાળા ઈલેક્ટ્રોન. આકૃતિ ઉર્જા સ્તરોના સબલેવલમાં વિભાજન અને તે કયા ક્રમમાં ભરવામાં આવે છે તેનું આકૃતિ દર્શાવે છે.

ઘણી વાર, અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચના ઊર્જા અથવા ક્વોન્ટમ કોષોનો ઉપયોગ કરીને દર્શાવવામાં આવે છે - કહેવાતા ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખવામાં આવે છે. આ સંકેત માટે, નીચેના સંકેતનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે: દરેક ક્વોન્ટમ સેલ એક કોષ દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે જે એક ભ્રમણકક્ષાને અનુરૂપ હોય છે; દરેક ઇલેક્ટ્રોન સ્પિન દિશાને અનુરૂપ તીર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા લખતી વખતે, તમારે બે નિયમો યાદ રાખવા જોઈએ: પાઉલીનો સિદ્ધાંત અને એફ. હંડનો નિયમ, જે મુજબ ઇલેક્ટ્રોન મુક્ત કોશિકાઓ પર કબજો કરે છે પ્રથમ એક સમયે અને તે જ સમયે હોય છે સમાન મૂલ્યપાછળ, અને માત્ર પછી સાથી, પરંતુ પીઠ, પાઉલી સિદ્ધાંત અનુસાર, પહેલેથી જ વિરુદ્ધ દિશામાં હશે.

હંડનો નિયમ અને પાઉલીનો સિદ્ધાંત

હંડનો નિયમ- ક્વોન્ટમ રસાયણશાસ્ત્રનો એક નિયમ જે ચોક્કસ સબલેયરના ઓર્બિટલ્સ ભરવાનો ક્રમ નક્કી કરે છે અને નીચે પ્રમાણે ઘડવામાં આવે છે: આપેલ સબલેયરના ઇલેક્ટ્રોનની સ્પિન ક્વોન્ટમ સંખ્યાનું કુલ મૂલ્ય મહત્તમ હોવું જોઈએ. 1925 માં ફ્રેડરિક હંડ દ્વારા ઘડવામાં આવી હતી.

આનો અર્થ એ છે કે સબલેયરની દરેક ભ્રમણકક્ષામાં, એક ઈલેક્ટ્રોન પહેલા ભરાય છે, અને અપૂર્ણ ભ્રમણકક્ષા ખતમ થઈ જાય પછી જ, આ ભ્રમણકક્ષામાં બીજો ઈલેક્ટ્રોન ઉમેરવામાં આવે છે. આ કિસ્સામાં, એક ભ્રમણકક્ષામાં વિપરીત ચિહ્નના અડધા-પૂર્ણાંક સ્પિન સાથે બે ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જે જોડી બનાવે છે (બે-ઇલેક્ટ્રોન વાદળ બનાવે છે) અને પરિણામે, ભ્રમણકક્ષાની કુલ સ્પિન શૂન્યની બરાબર બને છે.

અન્ય શબ્દરચના: લોઅર ઇન એનર્જી એ અણુ શબ્દ છે જેના માટે બે શરતો સંતોષાય છે.

1. બહુવિધતા મહત્તમ છે
2. જ્યારે ગુણાકાર એકરૂપ થાય છે, ત્યારે કુલ ભ્રમણકક્ષાની ગતિ L મહત્તમ હોય છે.

ચાલો p-sublevel orbitals ભરવાના ઉદાહરણનો ઉપયોગ કરીને આ નિયમનું વિશ્લેષણ કરીએ પી-બીજા સમયગાળાના તત્વો (એટલે ​​​​કે, બોરોનથી નિયોન સુધી (નીચેના ચિત્રમાં, આડી રેખાઓ ભ્રમણકક્ષા સૂચવે છે, ઊભી તીરો ઇલેક્ટ્રોન સૂચવે છે, અને તીરની દિશા સ્પિન ઓરિએન્ટેશન સૂચવે છે).

ક્લેચકોવ્સ્કીનો શાસન

ક્લેચકોવ્સ્કીનો નિયમ -જેમ જેમ અણુઓમાં ઈલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા વધે છે (તેમના ન્યુક્લીનો ચાર્જ વધે છે, અથવા સીરીયલ નંબરોરાસાયણિક તત્ત્વો) અણુ ભ્રમણકક્ષા એવી રીતે રચાય છે કે ઉચ્ચ ઉર્જા સાથે ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનનો દેખાવ માત્ર મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n પર આધાર રાખે છે અને l સહિત અન્ય તમામ ક્વોન્ટમ નંબરો પર આધાર રાખતો નથી. ભૌતિક રીતે, આનો અર્થ એ છે કે હાઇડ્રોજન જેવા અણુમાં (ઇન્ટરઇલેક્ટ્રૉન રિસ્પ્લેશનની ગેરહાજરીમાં), ઇલેક્ટ્રોનની ભ્રમણકક્ષા ઊર્જા ન્યુક્લિયસમાંથી ઇલેક્ટ્રોન ચાર્જ ઘનતાના અવકાશી અંતર દ્વારા જ નક્કી થાય છે અને તેની લાક્ષણિકતાઓ પર આધાર રાખતી નથી. ન્યુક્લિયસના ક્ષેત્રમાં ગતિ.

પ્રયોગમૂલક ક્લેચકોવ્સ્કી નિયમ અને તેમાંથી અનુસરતી ક્રમ યોજના એ અણુ ભ્રમણકક્ષાના વાસ્તવિક ઉર્જા ક્રમ સાથે માત્ર બે સમાન કિસ્સાઓમાં વિરોધાભાસી છે: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au માટે. , બાહ્ય સ્તરના s -સબલલેવલ સાથેના ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" છે, જે અગાઉના સ્તરના d-સબલેવલ દ્વારા બદલવામાં આવે છે, જે અણુની ઊર્જાસભર રીતે વધુ સ્થિર સ્થિતિ તરફ દોરી જાય છે, એટલે કે: ઓર્બિટલ 6 ને બે સાથે ભર્યા પછી ઇલેક્ટ્રોન s