रेडियम का ग्राफ़िक सूत्र. तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाने के लिए एल्गोरिदम:

1. रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी डी.आई. का उपयोग करके एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करें। मेंडेलीव।

2. उस अवधि की संख्या के आधार पर जिसमें तत्व स्थित है, ऊर्जा स्तरों की संख्या निर्धारित करें; अंतिम इलेक्ट्रॉनिक स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या से मेल खाती है।

3. स्तरों को उपस्तरों और कक्षकों में विभाजित करें और कक्षकों को भरने के नियमों के अनुसार उन्हें इलेक्ट्रॉनों से भरें:

यह याद रखना चाहिए कि पहले स्तर में अधिकतम 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं 1s 2, दूसरे पर - अधिकतम 8 (दो) एसऔर छह आर: 2एस 2 2पी 6), तीसरे पर - अधिकतम 18 (दो) एस, छह पी, और दस डी: 3एस 2 3पी 6 3डी 10).

मुख्य क्वांटम संख्या एनन्यूनतम होना चाहिए.
सबसे पहले भरना है एस-फिर, सबलेवल पी-, डी- बी एफ-उपस्तर।
इलेक्ट्रॉन कक्षाओं की बढ़ती ऊर्जा के क्रम में कक्षाओं को भरते हैं (क्लेचकोवस्की का नियम)।
एक उपस्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले एक-एक करके मुक्त कक्षाओं पर कब्जा करते हैं, और उसके बाद ही वे जोड़े बनाते हैं (हंड का नियम)।
एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते (पॉली सिद्धांत)।

उदाहरण.

1. आइए नाइट्रोजन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं। में आवर्त सारणीनाइट्रोजन सातवें नंबर पर है.

2. आइए आर्गन के लिए इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाएं। आर्गन आवर्त सारणी में 18वें नंबर पर है।

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. आइए क्रोमियम का इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाएं। क्रोमियम आवर्त सारणी में 24वें नंबर पर है।

1s 2 2s 2 2पी 6 3s 2 3पी 6 4s 1 3डी 5

जिंक का ऊर्जा आरेख.

4. आइए जिंक के लिए एक इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाएं। आवर्त सारणी में जिंक 30वें स्थान पर है।

1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10

कृपया ध्यान दें कि इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का भाग, अर्थात् 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है।

जिंक के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है:

1925 में स्विस भौतिक विज्ञानी डब्लू. पाउली ने स्थापित किया कि एक परमाणु में एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनमें विपरीत (एंटीपैरेलल) स्पिन होते हैं (अंग्रेजी से "स्पिंडल" के रूप में अनुवादित), यानी ऐसे गुण होते हैं जो पारंपरिक रूप से हो सकते हैं स्वयं को अपनी काल्पनिक धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के घूमने के रूप में कल्पना की: दक्षिणावर्त या वामावर्त। इस सिद्धांत को पाउली सिद्धांत कहा जाता है।

यदि कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन है, तो इसे अयुग्मित कहा जाता है; यदि दो हैं, तो ये युग्मित इलेक्ट्रॉन हैं, अर्थात, विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन।

चित्र 5 ऊर्जा स्तरों को उपस्तरों में विभाजित करने का एक आरेख दिखाता है।

एस-ऑर्बिटल, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एक गोलाकार आकार है। हाइड्रोजन परमाणु (s = 1) का इलेक्ट्रॉन इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। अतः इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिखा जाएगा: 1s 1. इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों में, ऊर्जा स्तर संख्या को अक्षर (1 ...) से पहले की संख्या से दर्शाया जाता है। लैटिन अक्षरएक उपस्तर (कक्षीय का प्रकार) को निरूपित करें, और जो संख्या अक्षर के ऊपरी दाईं ओर लिखी गई है (एक घातांक के रूप में) उपस्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या दर्शाती है।

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

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

दूसरे ऊर्जा स्तर (n = 2) पर चार कक्षाएँ हैं: एक s और तीन p। दूसरे स्तर (2s-ऑर्बिटल्स) के s-ऑर्बिटल के इलेक्ट्रॉनों में उच्च ऊर्जा होती है, क्योंकि वे 1s-ऑर्बिटल (n = 2) के इलेक्ट्रॉनों की तुलना में नाभिक से अधिक दूरी पर होते हैं।

सामान्य तौर पर, n के प्रत्येक मान के लिए एक s-ऑर्बिटल होता है, लेकिन उस पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा की एक समान आपूर्ति होती है और इसलिए, एक संगत व्यास के साथ, n का मान बढ़ने के साथ बढ़ता है।

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

दूसरे आवर्त (n = 2) के तत्वों के लिए, पहले एक बी-ऑर्बिटल भरा जाता है, और फिर तीन पी-ऑर्बिटल। इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला 1एल: 1एस 2 2एस 1. इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक से अधिक मजबूती से बंधा होता है, इसलिए लिथियम परमाणु इसे आसानी से छोड़ सकता है (जैसा कि आपको याद है, इस प्रक्रिया को ऑक्सीकरण कहा जाता है), ली+ आयन में बदल जाता है।

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

बोरॉन परमाणु में, पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक में रहता है: 1s 2 2s 2 2p 1। इसके बाद, C, N, O, E परमाणु 2p ऑर्बिटल्स से भरे होते हैं, जो उत्कृष्ट गैस नियॉन के साथ समाप्त होता है: 1s 2 2s 2 2p 6।

तीसरे आवर्त के तत्वों के लिए, क्रमशः Sv और Sr कक्षक भरे जाते हैं। तीसरे स्तर के पांच डी-ऑर्बिटल्स मुक्त रहते हैं:

कभी-कभी परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाने वाले आरेखों में प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर केवल इलेक्ट्रॉनों की संख्या दर्शाई जाती है, अर्थात परमाणुओं के संक्षिप्त इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखे जाते हैं रासायनिक तत्व, ऊपर दिए गए पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों के विपरीत।

बड़ी अवधि (चौथे और पांचवें) के तत्वों के लिए, पहले दो इलेक्ट्रॉन क्रमशः चौथे और पांचवें ऑर्बिटल्स पर कब्जा करते हैं: 19 के 2, 8, 8, 1; 38 सीनियर 2, 8, 18, 8, 2। प्रत्येक प्रमुख अवधि के तीसरे तत्व से शुरू होकर, अगले दस इलेक्ट्रॉन क्रमशः पिछले 3डी और 4डी ऑर्बिटल्स में प्रवेश करेंगे (पार्श्व उपसमूहों के तत्वों के लिए): 23 वी 2, 8, 11, 2; 26 ट्र 2, 8, 14, 2; 40 जेडआर 2, 8, 18, 10, 2; 43 टीजी 2, 8, 18, 13, 2. एक नियम के रूप में, जब पिछला डी-उपस्तर भर जाता है, तो बाहरी (4पी- और 5पी-क्रमशः) पी-उपस्तर भरना शुरू हो जाएगा।

बड़ी अवधि के तत्वों के लिए - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और उपस्तर, एक नियम के रूप में, इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, इस प्रकार: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी β-उपस्तर पर जाएंगे: 56 वीए 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87जीजी 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; अगला एक इलेक्ट्रॉन (Na और Ac के लिए) पिछले वाले से (p-उपस्तर: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 और 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2।

फिर अगले 14 इलेक्ट्रॉन क्रमशः लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के 4f और 5f ऑर्बिटल्स में तीसरे बाहरी ऊर्जा स्तर में प्रवेश करेंगे।

फिर दूसरा बाहरी ऊर्जा स्तर (डी-सबलेवल) फिर से बनना शुरू हो जाएगा: साइड उपसमूहों के तत्वों के लिए: 73 टा 2, 8.18, 32.11, 2; 104 आरएफ 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - और, अंत में, वर्तमान स्तर पूरी तरह से दस इलेक्ट्रॉनों से भर जाने के बाद ही बाहरी पी-उपस्तर फिर से भर जाएगा:

86 आरएन 2, 8, 18, 32, 18, 8.

बहुत बार, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना को ऊर्जा या क्वांटम कोशिकाओं का उपयोग करके चित्रित किया जाता है - तथाकथित ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखे जाते हैं। इस नोटेशन के लिए, निम्नलिखित नोटेशन का उपयोग किया जाता है: प्रत्येक क्वांटम सेल को एक सेल द्वारा निर्दिष्ट किया जाता है जो एक कक्षीय से मेल खाता है; प्रत्येक इलेक्ट्रॉन को स्पिन दिशा के अनुरूप एक तीर द्वारा दर्शाया जाता है। ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला लिखते समय, आपको दो नियम याद रखने चाहिए: पाउली सिद्धांत, जिसके अनुसार एक सेल (कक्षीय) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, लेकिन एंटीपैरलल स्पिन के साथ, और एफ हंड का नियम, जिसके अनुसार इलेक्ट्रॉन मुक्त कोशिकाओं (ऑर्बिटल्स) पर कब्जा कर लेते हैं और सबसे पहले में स्थित होते हैं, वे एक समय में एक होते हैं और उनका स्पिन मान समान होता है, और उसके बाद ही वे जोड़ी बनाते हैं, लेकिन पॉली सिद्धांत के अनुसार स्पिन को विपरीत दिशा में निर्देशित किया जाएगा।

अंत में, हम एक बार फिर डी.आई. मेंडेलीव प्रणाली की अवधि के अनुसार तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के प्रदर्शन पर विचार करेंगे। योजनाओं इलेक्ट्रॉनिक संरचनापरमाणु इलेक्ट्रॉनिक परतों (ऊर्जा स्तर) में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को दर्शाते हैं।

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

हाइड्रोजन और हीलियम एस-तत्व हैं; इन परमाणुओं का एस-ऑर्बिटल इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

द्वितीय काल के तत्व

दूसरे आवर्त के सभी तत्वों के लिए, पहली इलेक्ट्रॉन परत भरी जाती है और इलेक्ट्रॉन न्यूनतम ऊर्जा (पहले s-, और फिर p) और पाउली और के सिद्धांत के अनुसार दूसरी इलेक्ट्रॉन परत के ई- और पी-ऑर्बिटल्स को भरते हैं। हुंड नियम (तालिका 2)।

नियॉन परमाणु में, दूसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

तालिका 2 दूसरे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना

तालिका का अंत. 2

ली, बी बी-तत्व हैं।

बी, सी, एन, ओ, एफ, ने पी-तत्व हैं, इन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों से भरे पी-ऑर्बिटल्स हैं।

तृतीय काल के तत्व

तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए, पहली और दूसरी इलेक्ट्रॉनिक परतें पूरी हो जाती हैं, इसलिए तीसरी इलेक्ट्रॉनिक परत भर जाती है, जिसमें इलेक्ट्रॉन 3s, 3p और 3d उपस्तरों पर कब्जा कर सकते हैं (तालिका 3)।

तालिका 3 तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोश की संरचना

मैग्नीशियम परमाणु अपना 3s इलेक्ट्रॉन कक्षक पूरा करता है। Na और Mg s-तत्व हैं।

एक आर्गन परमाणु की बाहरी परत (तीसरी इलेक्ट्रॉन परत) में 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं। बाहरी परत के रूप में, यह पूर्ण है, लेकिन कुल मिलाकर तीसरी इलेक्ट्रॉन परत में, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, 18 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, जिसका अर्थ है कि तीसरी अवधि के तत्वों में 3 डी ऑर्बिटल्स खाली हैं।

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

पोटेशियम और कैल्शियम परमाणुओं में एक चौथी इलेक्ट्रॉन परत दिखाई देती है, और 4s उपस्तर भर जाता है (तालिका 4), क्योंकि इसमें 3d उपस्तर की तुलना में कम ऊर्जा होती है। चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को सरल बनाने के लिए: 1) आइए हम आर्गन के पारंपरिक ग्राफिकल इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को इस प्रकार निरूपित करें:
अर;

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

तालिका 4 चतुर्थ आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना

के, सीए - एस-तत्व मुख्य उपसमूहों में शामिल हैं। Sc से Zn तक के परमाणुओं में, तीसरा उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये Zy तत्व हैं। उन्हें द्वितीयक उपसमूहों में शामिल किया गया है, उनकी सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत भरी हुई है, और उन्हें संक्रमण तत्वों के रूप में वर्गीकृत किया गया है।

क्रोमियम और तांबे के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना पर ध्यान दें। उनमें चौथे से तीसरे उपस्तर तक एक इलेक्ट्रॉन की "विफलता" होती है, जिसे परिणामी इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Zd 5 और Zd 10 की अधिक ऊर्जा स्थिरता द्वारा समझाया जाता है:

जिंक परमाणु में, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी होती है - इसमें सभी 3s, 3p और 3d उपस्तर भरे होते हैं, जिसमें कुल 18 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

जिंक के बाद वाले तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत, 4p उपस्तर, भरी रहती है: Ga से Kr तक के तत्व p-तत्व हैं।

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

पाँचवीं अवधि के तत्वों के लिए, उपस्तर निम्नलिखित क्रम में भरे गए हैं: 5s-> 4d -> 5p। और 41 एनबी, 42 एमओ, आदि में इलेक्ट्रॉनों की "विफलता" से जुड़े अपवाद भी हैं।

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

4f तत्वों को लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

5f-तत्वों को एक्टिनाइड्स कहा जाता है।

छठे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तर भरने का क्रम: 55 Сs और 56 Ва - 6s तत्व;

57 ला... 6s 2 5d 1 - 5d तत्व; 58 सीई - 71 लू - 4एफ तत्व; 72 एचएफ - 80 एचजी - 5डी तत्व; 81 टीएल—86 आरएन—6पी तत्व। लेकिन यहां भी, ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स को भरने का क्रम "उल्लंघन" किया गया है, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे एफ उपस्तरों की अधिक ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है, यानी एनएफ 7 और एनएफ 14 .

इस पर निर्भर करते हुए कि परमाणु का कौन सा उपस्तर अंतिम रूप से इलेक्ट्रॉनों से भरा है, सभी तत्व, जैसा कि आप पहले ही समझ चुके हैं, चार इलेक्ट्रॉनिक परिवारों या ब्लॉकों में विभाजित हैं (चित्र 7)।

1) एस-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का बी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; एस-तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;

2) पी-तत्व; परमाणु के बाहरी स्तर का पी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; पी तत्वों में समूह III-VIII के मुख्य उपसमूहों के तत्व शामिल हैं;

3) डी-तत्व; परमाणु के पूर्व-बाह्य स्तर का डी-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; डी-तत्वों में समूह I-VIII के द्वितीयक उपसमूहों के तत्व शामिल हैं, यानी, एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के प्लग-इन दशकों के तत्व। इन्हें संक्रमण तत्व भी कहा जाता है;

4) एफ-तत्व, परमाणु के तीसरे बाहरी स्तर का एफ-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है; इनमें लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।

1. यदि पाउली सिद्धांत का पालन न किया जाए तो क्या होगा?

2. यदि हुंड के नियम का पालन न किया जाए तो क्या होगा?

3. निम्नलिखित रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना, इलेक्ट्रॉनिक सूत्र और ग्राफिक इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों के चित्र बनाएं: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa।

4. उपयुक्त उत्कृष्ट गैस प्रतीक का उपयोग करके तत्व #110 के लिए इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें।

5. इलेक्ट्रॉन "डिप" क्या है? उन तत्वों के उदाहरण दीजिए जिनमें यह घटना देखी गई है, उनके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखिए।

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

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

परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यासयह एक सूत्र है जो किसी परमाणु में स्तरों और उपस्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था को दर्शाता है। लेख का अध्ययन करने के बाद, आप सीखेंगे कि इलेक्ट्रॉन कहाँ और कैसे स्थित हैं, क्वांटम संख्याओं से परिचित होंगे और किसी परमाणु की संख्या के आधार पर उसके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का निर्माण करने में सक्षम होंगे। लेख के अंत में तत्वों की एक तालिका है;

तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का अध्ययन क्यों करें?

परमाणु एक निर्माण सेट की तरह होते हैं: भागों की एक निश्चित संख्या होती है, वे एक दूसरे से भिन्न होते हैं, लेकिन एक ही प्रकार के दो भाग बिल्कुल समान होते हैं। लेकिन यह निर्माण सेट प्लास्टिक वाले से कहीं अधिक दिलचस्प है और इसका कारण यहां बताया गया है। आस-पास कौन है इसके आधार पर कॉन्फ़िगरेशन बदलता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन के बाद ऑक्सीजनशायद

यह पानी में बदल जाता है, सोडियम के पास यह गैस में बदल जाता है और लोहे के पास यह पूरी तरह से जंग में बदल जाता है।

इस प्रश्न का उत्तर देने के लिए कि ऐसा क्यों होता है और एक परमाणु के अगले परमाणु के व्यवहार की भविष्यवाणी करने के लिए, इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का अध्ययन करना आवश्यक है, जिसकी चर्चा नीचे की जाएगी।

एक परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन होते हैं?

एक परमाणु में एक नाभिक होता है और उसके चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं; नाभिक में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन होते हैं। तटस्थ अवस्था में, प्रत्येक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या उसके नाभिक में प्रोटॉन की संख्या के समान होती है। प्रोटॉन की संख्या तत्व की परमाणु संख्या द्वारा निर्दिष्ट होती है, उदाहरण के लिए, सल्फर में 16 प्रोटॉन होते हैं - आवर्त सारणी का 16 वां तत्व। सोने में 79 प्रोटॉन हैं - आवर्त सारणी का 79वां तत्व। तदनुसार, तटस्थ अवस्था में सल्फर में 16 इलेक्ट्रॉन होते हैं, और सोने में 79 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

इलेक्ट्रॉन की तलाश कहाँ करें?
इलेक्ट्रॉन के व्यवहार को देखकर, कुछ पैटर्न प्राप्त किए गए, उन्हें क्वांटम संख्याओं द्वारा वर्णित किया गया है, जो कुल मिलाकर चार हैं:
मुख्य क्वांटम संख्या
कक्षीय क्वांटम संख्या

चुंबकीय क्वांटम संख्या

इसके अलावा, ऑर्बिट शब्द के बजाय, हम "ऑर्बिटल" शब्द का उपयोग करेंगे; ऑर्बिटल मोटे तौर पर एक इलेक्ट्रॉन का तरंग कार्य है, यह वह क्षेत्र है जिसमें इलेक्ट्रॉन अपना 90% समय व्यतीत करता है।

एन - स्तर
एल - खोल
एम एल - कक्षीय संख्या
एम एस - कक्षक में पहला या दूसरा इलेक्ट्रॉन

कक्षीय क्वांटम संख्या एल

इलेक्ट्रॉन बादल के अध्ययन के परिणामस्वरूप, यह पाया गया कि यह निर्भर करता है ऊर्जा स्तर, बादल चार मूल आकार लेता है: एक गेंद, एक डम्बल, और दो अन्य अधिक जटिल।

बढ़ती ऊर्जा के क्रम में इन रूपों को s-, p-, d- और f-शेल कहा जाता है।
इनमें से प्रत्येक कोश में 1 (s पर), 3 (p पर), 5 (d पर) और 7 (f पर) कक्षक हो सकते हैं। कक्षीय क्वांटम संख्या वह कोश है जिसमें कक्षक स्थित होते हैं। एस,पी,डी और एफ ऑर्बिटल्स के लिए ऑर्बिटल क्वांटम संख्या क्रमशः 0,1,2 या 3 मान लेती है।
एस-शेल (एल=0) पर एक कक्षक है - दो इलेक्ट्रॉन
पी-शेल (L=1) पर तीन ऑर्बिटल्स हैं - छह इलेक्ट्रॉन

डी-शेल (एल=2) पर पांच ऑर्बिटल्स हैं - दस इलेक्ट्रॉन

एफ-शेल (एल=3) पर सात कक्षाएँ हैं - चौदह इलेक्ट्रॉन

चुंबकीय क्वांटम संख्या एम एल

पी-शेल पर तीन ऑर्बिटल्स हैं, उन्हें -L से +L तक संख्याओं द्वारा निर्दिष्ट किया गया है, यानी, पी-शेल (L=1) के लिए ऑर्बिटल्स "-1", "0" और "1" हैं। .
चुंबकीय क्वांटम संख्या को m l अक्षर से दर्शाया जाता है।

शेल के अंदर, इलेक्ट्रॉनों को अलग-अलग कक्षाओं में स्थित करना आसान होता है, इसलिए पहले इलेक्ट्रॉन प्रत्येक कक्षा में एक को भरते हैं, और फिर प्रत्येक में इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी जुड़ जाती है।

डी-शेल पर विचार करें:

डी-शेल मान L=2 से मेल खाता है, अर्थात, पांच ऑर्बिटल्स (-2,-1,0,1 और 2), पहले पांच इलेक्ट्रॉन M l =-2, M मान लेकर शेल को भरते हैं। एल =-1, एम एल =0 , एम एल =1, एम एल =2.

स्पिन क्वांटम संख्या एम एस स्पिन अपनी धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के घूमने की दिशा है, इसकी दो दिशाएँ हैं, इसलिए स्पिन क्वांटम संख्या के दो मान हैं: +1/2 और -1/2। एक ऊर्जा उपस्तर में विपरीत स्पिन वाले केवल दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। स्पिन क्वांटम संख्या को m s से दर्शाया जाता हैप्रधान क्वांटम संख्या n मुख्य क्वांटम संख्या ऊर्जा स्तर हैइस समय

सात ऊर्जा स्तर ज्ञात हैं, प्रत्येक को निर्दिष्ट किया गया है

तो, किसी भी इलेक्ट्रॉन को चार क्वांटम संख्याओं द्वारा वर्णित किया जा सकता है, इन संख्याओं का संयोजन इलेक्ट्रॉन की प्रत्येक स्थिति के लिए अद्वितीय है, पहला इलेक्ट्रॉन लें, सबसे कम ऊर्जा स्तर एन = 1 है, पहले स्तर पर एक शेल है, किसी भी स्तर पर पहले शेल में एक गेंद (एस-शेल) का आकार होता है, यानी। L=0, चुंबकीय क्वांटम संख्या केवल एक मान ले सकती है, M l =0 और स्पिन +1/2 के बराबर होगी।

यदि हम पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन लें (चाहे वह किसी भी परमाणु में हो), तो इसके लिए मुख्य क्वांटम संख्याएँ होंगी: N=2, L=1, M=-1, स्पिन 1/2।

चित्र 5 ऊर्जा स्तरों को उपस्तरों में विभाजित करने का एक आरेख दिखाता है।

>> रसायन विज्ञान: रासायनिक तत्वों के परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, एस-ऑर्बिटल का आकार गोलाकार होता है। हाइड्रोजन परमाणु (s = 1) का इलेक्ट्रॉन इस कक्षक में स्थित है और अयुग्मित है। अतः इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र या इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिखा जाएगा: 1s 1. इलेक्ट्रॉनिक फ़ार्मुलों में, ऊर्जा स्तर की संख्या को अक्षर (1 ...) से पहले की संख्या से दर्शाया जाता है, लैटिन अक्षर उपस्तर (कक्षीय प्रकार) को इंगित करता है, और अक्षर के ऊपरी दाईं ओर लिखी संख्या को इंगित करता है (जैसे एक प्रतिपादक) उपस्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या दर्शाता है।

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

11 ना 1एस 2 2एस 2 एसवी1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.

बड़ी अवधि के तत्वों के लिए - छठा और अधूरा सातवां - इलेक्ट्रॉनिक स्तर और उपस्तर, एक नियम के रूप में, इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, इस प्रकार: पहले दो इलेक्ट्रॉन बाहरी बी-उपस्तर पर जाएंगे: 56 वीए 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87जीजी 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; अगला एक इलेक्ट्रॉन (Na और Ac के लिए) पिछले वाले से (p-उपस्तर: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 और 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2।

86 आरएन 2, 8, 18, 32, 18, 8.

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

द्वितीय काल के तत्व

तालिका 2 दूसरे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना

तालिका का अंत. 2

ली, बी - बी-तत्व।

तृतीय काल के तत्व

तालिका 3 तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोश की संरचना

मैग्नीशियम परमाणु अपना 3s इलेक्ट्रॉन कक्षक पूरा करता है। Na और Mg-s-तत्व।

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

तालिका 4 चतुर्थ आवर्त के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना

जिंक परमाणु में, तीसरी इलेक्ट्रॉन परत पूरी हो गई है - इसमें सभी उपस्तर 3s, 3p और 3d भरे हुए हैं, जिनमें कुल 18 इलेक्ट्रॉन हैं।

जिंक के बाद वाले तत्वों में, चौथी इलेक्ट्रॉन परत, 4p उपस्तर, भरी रहती है: Ga से Kr तक के तत्व p तत्व हैं।

4f तत्वों को लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

5f-तत्वों को एक्टिनाइड्स कहा जाता है।

57 ला... 6s 2 5d 1 - 5d तत्व; 58 सीई - 71 लू - 4एफ तत्व; 72 एचएफ - 80 एचजी - 5डी तत्व; 81 टीएल-86 आरएन - 6पी-तत्व। लेकिन यहां भी, ऐसे तत्व हैं जिनमें इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स को भरने का क्रम "उल्लंघन" किया गया है, जो, उदाहरण के लिए, आधे और पूरी तरह से भरे एफ उपस्तरों की अधिक ऊर्जा स्थिरता से जुड़ा है, यानी एनएफ 7 और एनएफ 14 .

1. यदि पाउली सिद्धांत का पालन न किया जाए तो क्या होगा?

2. यदि हुंड के नियम का पालन न किया जाए तो क्या होगा?

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

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

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

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

आवधिक कानून के शब्दों में संशोधन किया गयाहाँ। मेंडलीव : सरल पिंडों के गुणों के साथ-साथ तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण भी इसमें शामिल हैं आवधिक निर्भरतातत्वों के परमाणु भार का मान.

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

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

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

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

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

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

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

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

1. बी सरल पदार्थतत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था शून्य होती है।

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

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

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

5. थैलियम को छोड़कर तीसरे समूह के सभी तत्वों में है स्थिर डिग्रीसमूह संख्या के बराबर ऑक्सीकरण, यानी +3.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

आयनीकरण ऊर्जा (ई और) बुलाया न्यूनतम मात्रापृथक्करण के लिए आवश्यक ऊर्जा और पूर्ण निष्कासन T = 0 पर गैस चरण में एक परमाणु से इलेक्ट्रॉन

मुक्त इलेक्ट्रॉन को स्थानांतरण के बिना K गतिज ऊर्जापरमाणु के सकारात्मक रूप से आवेशित आयन में परिवर्तन के साथ: E + Ei = E+ + e-। आयनीकरण ऊर्जा एक धनात्मक मात्रा है और है सबसे छोटे मानपरमाणुओं पर क्षार धातुएँऔर उत्कृष्ट (अक्रिय) गैसों के परमाणुओं के लिए सबसे बड़ा।

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

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

ई + ई- = ई- + ईई।

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

Ei और Ee का मान किलोजूल प्रति मोल (kJ/mol) या इलेक्ट्रॉन वोल्ट प्रति परमाणु (eV) में व्यक्त किया जाता है।

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

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

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

अवधियों में परमाणु नाभिक के बढ़ते आवेश के साथ आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रोनगेटिविटी बढ़ने की सामान्य प्रवृत्ति होती है, समूहों में ये मान बढ़ते हैं; क्रम संख्यातत्व कम हो जाते हैं.

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

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

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

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

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

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

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

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

रासायनिक बंधन की मुख्य विशेषताओं में शामिल हैं:

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

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

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

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

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

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

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

वैलेंस बांड विधि

एमबीसी का उपयोग करके रासायनिक बंधन निर्माण के मूल सिद्धांत:

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

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

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

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

5. कनेक्शन उतना ही मजबूत होता है अधिक हद तकपरस्पर क्रिया करने वाले इलेक्ट्रॉन बादल ओवरलैप होते हैं।

सहसंयोजक बंधों के निर्माण की दो प्रक्रियाएँ हैं:

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

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

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

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

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

सहसंयोजक बंधन की कुछ विशेषताएं होती हैं।

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

प्रत्यक्षता - टी . ई. कनेक्शन इलेक्ट्रॉन बादलों के अधिकतम ओवरलैप की दिशा में बनता है . बंधन बनाने वाले परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के संबंध में, वे प्रतिष्ठित हैं: σ और π (चित्र 9): σ-बंधन - परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के केंद्रों को जोड़ने वाली रेखा के साथ एओ को ओवरलैप करके बनाया गया है; π बंधन एक ऐसा बंधन है जो किसी परमाणु के नाभिक को जोड़ने वाली सीधी रेखा के लंबवत अक्ष की दिशा में होता है। बंधन की दिशा अणुओं की स्थानिक संरचना, यानी, उनके ज्यामितीय आकार को निर्धारित करती है।

संकरण - यह अधिक कुशल कक्षीय ओवरलैप प्राप्त करने के लिए सहसंयोजक बंधन बनाते समय कुछ कक्षाओं के आकार में परिवर्तन है।हाइब्रिड ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी से बनने वाला रासायनिक बंधन गैर-हाइब्रिड एस- और पी-ऑर्बिटल्स के इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी वाले बॉन्ड से अधिक मजबूत होता है, क्योंकि अधिक ओवरलैप होता है। अंतर करना निम्नलिखित प्रकारसंकरण (चित्र 10, तालिका 31): एसपी संकरण -एक एस-ऑर्बिटल और एक पी-ऑर्बिटल दो समान "हाइब्रिड" ऑर्बिटल्स में बदल जाते हैं, उनकी अक्षों के बीच का कोण 180° होता है। जिन अणुओं में एसपी-संकरण होता है उनमें एक रैखिक ज्यामिति (बीईसीएल 2) होती है।

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

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

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