તત્વનું ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખા એ તેના અણુઓમાં શેલ્સ, સબશેલ્સ અને ઓર્બિટલ્સમાં ઈલેક્ટ્રોનના વિતરણનો રેકોર્ડ છે. ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન સામાન્ય રીતે અણુઓ માટે તેમના ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં લખવામાં આવે છે. અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન જેમાં એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોન ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં હોય તેને ઉત્તેજિત રૂપરેખાંકન કહેવામાં આવે છે. ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં તત્વનું વિશિષ્ટ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન નક્કી કરવા માટે, નીચેના ત્રણ નિયમો અસ્તિત્વમાં છે: નિયમ 1: ફિલિંગ સિદ્ધાંત. ફિલિંગ સિદ્ધાંત મુજબ, અણુની જમીનની સ્થિતિમાં ઇલેક્ટ્રોન ભ્રમણકક્ષામાં ઉર્જા સ્તરમાં વધારો કરવાના ક્રમમાં ભ્રમણકક્ષાને ભરે છે. સૌથી ઓછી ઉર્જા ભ્રમણકક્ષા હંમેશા પહેલા ભરવામાં આવે છે.

હાઇડ્રોજન; અણુ સંખ્યા = 1; ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા = 1

હાઇડ્રોજન અણુમાં આ એકલ ઇલેક્ટ્રોન કે-શેલના ઓર્બિટલ પર કબજો લેવો જોઈએ, કારણ કે તેની પાસે તમામ સંભવિત ભ્રમણકક્ષાઓમાં સૌથી ઓછી ઉર્જા છે (જુઓ. ફિગ. 1.21). આ ઓર્બિટલમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રોનને એલએસ ઇલેક્ટ્રોન કહેવામાં આવે છે. હાઇડ્રોજન તેની ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં Is1 નું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ધરાવે છે.

નિયમ 2: પાઉલીનો બાકાત સિદ્ધાંત. આ સિદ્ધાંત મુજબ, કોઈપણ ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોન હોઈ શકે નહીં, અને પછી માત્ર ત્યારે જ જો તેની વિરુદ્ધ સ્પિન (અસમાન સ્પિન નંબરો) હોય.

લિથિયમ; અણુ સંખ્યા = 3; ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા = 3

સૌથી ઓછી ઉર્જા ભ્રમણકક્ષા 1s ઓર્બિટલ છે. તે માત્ર બે ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકે છે. આ ઇલેક્ટ્રોન અસમાન સ્પિન હોવા જોઈએ. જો આપણે સ્પિન +1/2 ને ઉપર તરફ નિર્દેશ કરતા તીર સાથે અને સ્પિન -1/2 ને નીચે તરફ નિર્દેશ કરતા તીર સાથે સૂચવીએ, તો સમાન ભ્રમણકક્ષામાં વિરોધી (એન્ટિપેરેલલ) સ્પિન સાથેના બે ઇલેક્ટ્રોનને સંકેત દ્વારા યોજનાકીય રીતે રજૂ કરી શકાય છે (ફિગ. 1.27 )

સમાન (સમાંતર) સ્પિનવાળા બે ઇલેક્ટ્રોન એક ભ્રમણકક્ષામાં અસ્તિત્વમાં હોઈ શકતા નથી:

લિથિયમ પરમાણુમાં ત્રીજા ઈલેક્ટ્રોન એ સૌથી નીચા ભ્રમણકક્ષાની ઉર્જામાં આગળની ભ્રમણકક્ષા પર કબજો મેળવવો જોઈએ, એટલે કે. 2b-ભ્રમણકક્ષા. આમ, લિથિયમ પાસે Is22s1 નું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે.

નિયમ 3: હંડનો નિયમ. આ નિયમ મુજબ, એક સબશેલના ઓર્બિટલ્સને સમાંતર (સમાન ચિહ્ન) સ્પિન સાથે એકલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરવાની શરૂઆત થાય છે, અને એકલ ઇલેક્ટ્રોન તમામ ભ્રમણકક્ષાને કબજે કરે તે પછી જ વિરુદ્ધ સ્પિન સાથેના ઇલેક્ટ્રોનની જોડી સાથે ઓર્બિટલ્સની અંતિમ ભરણ થઈ શકે છે.

નાઇટ્રોજન; અણુ સંખ્યા = 7; ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા = 7 નાઇટ્રોજન પાસે ls22s22p3 નું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન છે. 2p સબશેલ પર સ્થિત ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન ત્રણ 2p ઓર્બિટલ્સમાંના દરેકમાં એકલા સ્થિત હોવા જોઈએ. આ કિસ્સામાં, ત્રણેય ઇલેક્ટ્રોન સમાંતર સ્પિન (ફિગ. 1.22) હોવા આવશ્યક છે.

કોષ્ટકમાં આકૃતિ 1.6 1 થી 20 સુધીના અણુ નંબરો સાથે તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો દર્શાવે છે.

કોષ્ટક 1.6. અણુ નંબર 1 થી 20 વાળા તત્વો માટે ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટ ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી

ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન - 2s22р2.
જમીનમાં કાર્બન અણુના બાહ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરના ઇલેક્ટ્રોનિક આકૃતિઓ અને ઉત્તેજિત સ્થિતિઓ:
ઉત્તેજિત કાર્બન અણુ ઇલેક્ટ્રોન જોડીને કારણે બે સહસંયોજક બોન્ડ બનાવી શકે છે અને એક દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ દ્વારા. આવા સંયોજનનું ઉદાહરણ કાર્બન મોનોક્સાઇડ (II) છે, જેમાં CO સૂત્ર છે અને તેને કાર્બન મોનોક્સાઇડ કહેવામાં આવે છે. વિભાગ 2.1.2 માં તેની રચનાની વધુ વિગતવાર ચર્ચા કરવામાં આવશે. ઉત્તેજિત કાર્બન અણુ અનન્ય છે: તેના બાહ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરના તમામ ભ્રમણકક્ષાઓ જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા છે, એટલે કે. તેમાં વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સ અને વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સમાન સંખ્યા છે. તેનો આદર્શ ભાગીદાર હાઇડ્રોજન અણુ છે, જે તેના એકમાત્ર ભ્રમણકક્ષામાં એક ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. આ તેમની હાઇડ્રોકાર્બન બનાવવાની ક્ષમતા સમજાવે છે. ચાર અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતા, કાર્બન અણુ ચાર રાસાયણિક બોન્ડ બનાવે છે: CH4, CF4, CO2. કાર્બનિક સંયોજનોના પરમાણુઓમાં, કાર્બન અણુ હંમેશા ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં હોય છે:
નાઇટ્રોજન અણુ ઉત્તેજિત કરી શકાતું નથી કારણ કે તેના બાહ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરમાં કોઈ મુક્ત ભ્રમણકક્ષા નથી. તે ઇલેક્ટ્રોન જોડીને કારણે ત્રણ સહસંયોજક બોન્ડ બનાવે છે: બાહ્ય સ્તરમાં બે અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હોવાને કારણે, ઓક્સિજન અણુ બે સહસંયોજક બોન્ડ બનાવે છે:

આ તેને P2O5 અને H3PO4 જેવા સંયોજનોમાં પાંચ સહસંયોજક બોન્ડ બનાવવાની તક આપે છે.

આ સલ્ફર અણુ SO3 અને H2SO4 સંયોજનોમાં છ રાસાયણિક બોન્ડ બનાવે છે.

સમયગાળો પોટેશિયમ (19K) ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણીથી શરૂ થાય છે: 1s22s22p63s23p64s1 અથવા 4s1 અને કેલ્શિયમ (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 અથવા 4s2. આમ, ક્લેચકોવ્સ્કી નિયમ અનુસાર, Ar ના p-ઓર્બિટલ્સ પછી, બાહ્ય 4s સબલેવલ ભરાઈ જાય છે, જે ઓછી ઊર્જા ધરાવે છે, કારણ કે 4s ઓર્બિટલ ન્યુક્લિયસની નજીક ઘૂસી જાય છે; 3d સબલેવલ ખાલી રહે છે (3d0). સ્કેન્ડિયમથી શરૂ કરીને, 3d સબલેવલના ઓર્બિટલ્સ 10 તત્વોમાં ભરાયેલા છે. તેઓ કહેવાય છે ડી-તત્વો.

ઓર્બિટલ્સના ક્રમિક ફિલિંગના સિદ્ધાંત અનુસાર, ક્રોમિયમ અણુમાં 4s23d4 નું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન હોવું જોઈએ, પરંતુ તે ઇલેક્ટ્રોન "લીપ" દર્શાવે છે, જેમાં 4s ઇલેક્ટ્રોનથી 3d ઓર્બિટલમાં સંક્રમણનો સમાવેશ થાય છે જે ઊર્જાની નજીક છે ( ફિગ. 11).

તે પ્રાયોગિક રીતે સ્થાપિત કરવામાં આવ્યું છે કે અણુ અવસ્થાઓ જેમાં p-, d-, f-ઓર્બિટલ્સ અડધા ભરેલા છે (p3, d5, f7), સંપૂર્ણપણે (p6, d10, f14) અથવા મુક્ત (p0, d0, f0) વધ્યા છે. સ્થિરતા તેથી, જો અણુમાં સબલેવલની અર્ધ-પૂર્ણતા અથવા પૂર્ણતા પહેલા એક ઇલેક્ટ્રોનનો અભાવ હોય, તો અગાઉ ભરેલી ભ્રમણકક્ષામાંથી તેનો "લીપ" જોવા મળે છે (આ કિસ્સામાં, 4s)

Cr અને Cu ના અપવાદ સાથે, Ca થી Zn સુધીના તમામ તત્વો તેમના બાહ્ય શેલમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે - બે. આ સંક્રમણ ધાતુઓની શ્રેણીમાં ગુણધર્મોમાં પ્રમાણમાં નાના ફેરફારને સમજાવે છે. જો કે, સૂચિબદ્ધ તત્વો માટે, બાહ્યના 4s ઇલેક્ટ્રોન અને પૂર્વ-બાહ્ય સબલેવલના 3d ઇલેક્ટ્રોન બંને વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે (ઝીંક અણુના અપવાદ સિવાય, જેમાં ત્રીજું ઊર્જા સ્તર સંપૂર્ણપણે પૂર્ણ થાય છે).

4d અને 4f ભ્રમણકક્ષા મફત રહી, જોકે ચોથો સમયગાળો પૂર્ણ થયો હતો.

પાંચમો સમયગાળો

ઓર્બિટલ્સ ભરવાનો ક્રમ અગાઉના સમયગાળાની જેમ જ છે: પ્રથમ 5s ઓર્બિટલ ભરવામાં આવે છે ( 37 આરબી 5s1), પછી 4d અને 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s અને 4d ભ્રમણકક્ષાઓ ઊર્જામાં પણ વધુ નજીક છે, તેથી મોટાભાગના 4d તત્વો (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) 5s થી 4d સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોન સંક્રમણનો અનુભવ કરે છે.

છઠ્ઠો અને સાતમો સમયગાળો

અગાઉના એકથી વિપરીત, છઠ્ઠા સમયગાળામાં 32 તત્વોનો સમાવેશ થાય છે. સીઝિયમ અને બેરિયમ 6s તત્વો છે. આગામી ઊર્જાસભર અનુકૂળ અવસ્થાઓ 6p, 4f અને 5d છે. ક્લેચકોવ્સ્કીના નિયમથી વિપરીત, લેન્થેનમમાં તે 4f નથી પરંતુ 5d ભ્રમણકક્ષા છે જે ભરાય છે ( 57લા 6s25d1), જો કે, તેને અનુસરતા તત્વો માટે, 4f-સબલેવલ ભરાય છે ( 58C 6s24f2), જેના પર ચૌદ સંભવિત ઇલેક્ટ્રોનિક સ્થિતિઓ છે. સેરિયમ (Ce) થી લ્યુટેટિયમ (Lu) સુધીના અણુઓને લેન્થેનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે - આ એફ-તત્વો છે. લેન્થેનાઇડ્સની શ્રેણીમાં, ક્યારેક ઇલેક્ટ્રોન "લિક" થાય છે, જેમ કે ડી-એલિમેન્ટ્સની શ્રેણીમાં. જ્યારે 4f-સબલેવલ પૂર્ણ થાય છે, ત્યારે 5d-સબલેવલ (નવ તત્વો) ભરવાનું ચાલુ રાખે છે અને છઠ્ઠો સમયગાળો, પ્રથમ સિવાય અન્ય કોઈપણની જેમ, છ p-તત્વો દ્વારા પૂર્ણ થાય છે.

સાતમા સમયગાળામાં પ્રથમ બે તત્વો ફ્રાન્સિયમ અને રેડિયમ છે, ત્યારબાદ એક 6d તત્વ, એક્ટિનિયમ ( 89Ac 7s26d1). એક્ટિનિયમ પછી ચૌદ 5f તત્વો આવે છે - એક્ટિનાઇડ્સ. એક્ટિનાઇડ્સ નવ 6d તત્વો દ્વારા અનુસરવામાં આવવું જોઈએ અને છ p તત્વોએ સમયગાળો પૂર્ણ કરવો જોઈએ. સાતમો સમયગાળો અધૂરો છે.

તત્વો દ્વારા સિસ્ટમના સમયગાળાની રચના અને ઇલેક્ટ્રોન સાથે અણુ ભ્રમણકક્ષા ભરવાની માનવામાં આવતી પેટર્ન ન્યુક્લિયસના ચાર્જ પર અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાઓની સામયિક અવલંબન દર્શાવે છે.

સમયગાળો અણુ ન્યુક્લીના વધતા ચાર્જના ક્રમમાં ગોઠવાયેલા તત્વોનો સમૂહ છે અને બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની મુખ્ય ક્વોન્ટમ સંખ્યાના સમાન મૂલ્ય દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. સમયગાળાની શરૂઆતમાં ભરવામાં આવે છે એનએસ -, અને અંતે - એન.પી. - ઓર્બિટલ્સ (પ્રથમ સમયગાળા સિવાય). આ તત્વો D.I.ની સામયિક સિસ્ટમના આઠ મુખ્ય (A) પેટાજૂથો બનાવે છે. મેન્ડેલીવ.

મુખ્ય પેટાજૂથ એ રાસાયણિક તત્વોનો સમૂહ છે જે ઊભી રીતે ગોઠવાયેલ છે અને બાહ્ય ઊર્જા સ્તર પર સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે.

સમયગાળાની અંદર, ન્યુક્લિયસના ચાર્જમાં વધારો અને ડાબેથી જમણે તેના તરફ બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનના આકર્ષણના વધતા બળ સાથે, અણુઓની ત્રિજ્યા ઘટે છે, જે બદલામાં ધાતુના ગુણધર્મોના નબળા પડવા અને બિન-પ્રમાણમાં વધારોનું કારણ બને છે. ધાતુના ગુણધર્મો. માટે અણુ ત્રિજ્યાન્યુક્લિયસથી બાહ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરની મહત્તમ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા સુધી સૈદ્ધાંતિક રીતે ગણતરી કરેલ અંતર લો. જૂથોમાં, ઉપરથી નીચે સુધી, ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યામાં વધારો થાય છે, અને પરિણામે, અણુ ત્રિજ્યા. તે જ સમયે, ધાતુના ગુણધર્મોમાં વધારો થાય છે. પરમાણુના મહત્વના ગુણધર્મો કે જે અણુ ન્યુક્લીના ચાર્જના આધારે સમયાંતરે બદલાતા રહે છે તેમાં આયનીકરણ ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટીનો પણ સમાવેશ થાય છે, જેની ચર્ચા વિભાગ 2.2 માં કરવામાં આવશે.

ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનઅણુ એ તેના ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સનું સંખ્યાત્મક પ્રતિનિધિત્વ છે. ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ એ અણુ ન્યુક્લિયસની આસપાસ સ્થિત વિવિધ આકારોના પ્રદેશો છે જેમાં ગાણિતિક રીતે ઇલેક્ટ્રોન મળી આવે તેવી સંભાવના છે. ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ઝડપથી અને સરળતાથી વાચકને એ જણાવવામાં મદદ કરે છે કે અણુમાં કેટલા ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ છે, તેમજ દરેક ઓર્બિટલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા નક્કી કરવામાં મદદ કરે છે. આ લેખ વાંચ્યા પછી, તમે ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીઓ દોરવાની પદ્ધતિમાં નિપુણતા મેળવશો.

પગલાં

D. I. મેન્ડેલીવની સામયિક સિસ્ટમનો ઉપયોગ કરીને ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ

તમારા અણુનો અણુ નંબર શોધો.દરેક અણુ તેની સાથે સંકળાયેલા ઇલેક્ટ્રોનની ચોક્કસ સંખ્યા ધરાવે છે. સામયિક કોષ્ટક પર તમારા અણુનું પ્રતીક શોધો. અણુ ક્રમાંક એ 1 (હાઇડ્રોજન માટે) થી શરૂ થતો અને દરેક અનુગામી અણુ માટે એકથી વધતો સકારાત્મક પૂર્ણાંક છે. અણુ નંબર એ અણુમાં પ્રોટોનની સંખ્યા છે, અને તેથી તે શૂન્ય ચાર્જવાળા અણુના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પણ છે.

અણુનો ચાર્જ નક્કી કરો.સામયિક કોષ્ટક પર બતાવ્યા પ્રમાણે તટસ્થ અણુઓમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન હશે. જો કે, ચાર્જ થયેલા અણુઓમાં તેમના ચાર્જની તીવ્રતાના આધારે વધુ કે ઓછા ઇલેક્ટ્રોન હશે. જો તમે ચાર્જ થયેલ અણુ સાથે કામ કરી રહ્યા હોવ, તો નીચે પ્રમાણે ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરો અથવા બાદ કરો: દરેક નકારાત્મક ચાર્જ માટે એક ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરો અને દરેક હકારાત્મક ચાર્જ માટે એક બાદબાકી કરો.

• ઉદાહરણ તરીકે, ચાર્જ -1 સાથે સોડિયમ અણુમાં વધારાનું ઇલેક્ટ્રોન હશે વધુમાંતેના આધાર પરમાણુ ક્રમાંક 11. બીજા શબ્દોમાં કહીએ તો, અણુમાં કુલ 12 ઇલેક્ટ્રોન હશે.
• જો આપણે +1 ના ચાર્જ સાથે સોડિયમ અણુ વિશે વાત કરી રહ્યા છીએ, તો એક ઇલેક્ટ્રોનને બેઝ અણુ ક્રમાંક 11 માંથી બાદ કરવો આવશ્યક છે. આમ, અણુમાં 10 ઇલેક્ટ્રોન હશે.

1. ઓર્બિટલ્સની મૂળભૂત સૂચિ યાદ રાખો.જેમ જેમ અણુમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધે છે તેમ તેમ તેઓ અણુના ઈલેક્ટ્રોન શેલના વિવિધ સબલેવલને ચોક્કસ ક્રમ પ્રમાણે ભરે છે. ઇલેક્ટ્રોન શેલના દરેક સબલેવલ, જ્યારે ભરવામાં આવે છે, ત્યારે તેમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. નીચેના પેટા સ્તરો છે:

   ઇલેક્ટ્રોનિક કન્ફિગરેશન નોટેશન સમજો.દરેક ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સ્પષ્ટ રીતે બતાવવા માટે ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનો લખવામાં આવે છે. ઓર્બિટલ્સ ક્રમિક રીતે લખવામાં આવે છે, જેમાં દરેક ભ્રમણકક્ષામાં અણુઓની સંખ્યા ઓર્બિટલ નામની જમણી બાજુએ સુપરસ્ક્રિપ્ટ તરીકે લખવામાં આવે છે. પૂર્ણ થયેલ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન સબલેવલ હોદ્દો અને સુપરસ્ક્રિપ્ટ્સના ક્રમનું સ્વરૂપ લે છે.

   • અહીં, ઉદાહરણ તરીકે, સૌથી સરળ ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી છે: 1s 2 2s 2 2p 6 .આ રૂપરેખાંકન દર્શાવે છે કે 1s સબલેવલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન, 2s સબલેવલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન અને 2p સબલેવલમાં છ ઇલેક્ટ્રોન છે. કુલ 2 + 2 + 6 = 10 ઇલેક્ટ્રોન. આ તટસ્થ નિયોન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે (નિયોનનો અણુ નંબર 10 છે).

2. ઓર્બિટલ્સનો ક્રમ યાદ રાખો.ધ્યાનમાં રાખો કે ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સને ઇલેક્ટ્રોન શેલ નંબર વધારવાના ક્રમમાં ક્રમાંકિત કરવામાં આવે છે, પરંતુ ઊર્જાના વધતા ક્રમમાં ગોઠવવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, ભરેલા 4s 2 ભ્રમણકક્ષામાં આંશિક રીતે ભરેલા અથવા ભરેલા 3d 10 ઓર્બિટલ કરતાં ઓછી ઉર્જા (અથવા ઓછી ગતિશીલતા) હોય છે, તેથી 4s ઓર્બિટલ પ્રથમ લખવામાં આવે છે. એકવાર તમે ઓર્બિટલ્સનો ક્રમ જાણી લો, પછી તમે તેને અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અનુસાર સરળતાથી ભરી શકો છો. ઓર્બિટલ્સ ભરવાનો ક્રમ નીચે મુજબ છે: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • અણુનું ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન જેમાં તમામ ઓર્બિટલ્સ ભરવામાં આવે છે તે નીચે મુજબ હશે: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 106p 5d 5d 14 6d 10 7p 6
   • નોંધ કરો કે ઉપરની એન્ટ્રી, જ્યારે તમામ ભ્રમણકક્ષાઓ ભરાઈ જાય છે, તે તત્વ Uuo (ununoctium) 118 નું ઈલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન છે, જે સામયિક કોષ્ટકમાં સૌથી વધુ ક્રમાંકિત અણુ છે. તેથી, આ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન તટસ્થ રીતે ચાર્જ થયેલા અણુના હાલમાં જાણીતા તમામ ઇલેક્ટ્રોનિક સબલેવલ ધરાવે છે.

3. તમારા અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અનુસાર ઓર્બિટલ્સ ભરો.ઉદાહરણ તરીકે, જો આપણે ન્યુટ્રલ કેલ્શિયમ અણુનું ઈલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન લખવા માંગતા હોઈએ, તો આપણે સામયિક કોષ્ટકમાં તેનો અણુ નંબર જોઈને શરૂઆત કરવી જોઈએ. તેનો અણુ ક્રમાંક 20 છે, તેથી આપણે ઉપરના ક્રમ અનુસાર 20 ઇલેક્ટ્રોન સાથે અણુનું રૂપરેખાંકન લખીશું.

   • જ્યાં સુધી તમે વીસમા ઈલેક્ટ્રોન પર ન પહોંચો ત્યાં સુધી ઉપરના ક્રમ પ્રમાણે ઓર્બિટલ્સ ભરો. પ્રથમ 1s ઓર્બિટલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન હશે, 2s ઓર્બિટલમાં પણ બે હશે, 2p માં છ હશે, 3s માં બે હશે, 3p માં 6 હશે, અને 4s માં 2 હશે (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) બીજા શબ્દોમાં કહીએ તો, કેલ્શિયમનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખા આ સ્વરૂપ ધરાવે છે: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • નોંધ કરો કે ભ્રમણકક્ષાઓ ઉર્જા વધારવાના ક્રમમાં ગોઠવાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે તમે 4થા ઉર્જા સ્તર પર જવા માટે તૈયાર હોવ, ત્યારે પહેલા 4s ઓર્બિટલ લખો અને પછી 3 ડી. ચોથા ઉર્જા સ્તર પછી, તમે પાંચમા તરફ જશો, જ્યાં સમાન ક્રમનું પુનરાવર્તન થાય છે. આ ત્રીજા ઉર્જા સ્તર પછી જ થાય છે.

4. સામયિક કોષ્ટકનો વિઝ્યુઅલ સંકેત તરીકે ઉપયોગ કરો.તમે કદાચ પહેલેથી જ નોંધ્યું હશે કે સામયિક કોષ્ટકનો આકાર ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણીમાં ઇલેક્ટ્રોન સબલેવલના ક્રમને અનુરૂપ છે. ઉદાહરણ તરીકે, ડાબી બાજુના બીજા સ્તંભના અણુઓ હંમેશા "s 2" માં સમાપ્ત થાય છે, અને પાતળા મધ્ય ભાગની જમણી ધાર પરના અણુઓ હંમેશા "d 10", વગેરેમાં સમાપ્ત થાય છે. રૂપરેખાંકનો લખવા માટે વિઝ્યુઅલ માર્ગદર્શિકા તરીકે સામયિક કોષ્ટકનો ઉપયોગ કરો - તમે જે ક્રમમાં ઓર્બિટલમાં ઉમેરો છો તે કોષ્ટકમાં તમારી સ્થિતિને કેવી રીતે અનુરૂપ છે. નીચે જુઓ:

   • ખાસ કરીને, ડાબી બાજુના બે સ્તંભોમાં એવા અણુઓ હોય છે જેનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન s ઓર્બિટલમાં સમાપ્ત થાય છે, કોષ્ટકના જમણા બ્લોકમાં અણુઓ હોય છે જેની ગોઠવણી p ઓર્બિટલમાં સમાપ્ત થાય છે, અને નીચેના અડધા ભાગમાં અણુઓ હોય છે જે f ઓર્બિટલમાં સમાપ્ત થાય છે.
   • ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે તમે ક્લોરિનનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન લખો છો, ત્યારે આના જેવું વિચારો: "આ અણુ સામયિક કોષ્ટકની ત્રીજી પંક્તિ (અથવા "પિરિયડ") માં સ્થિત છે. તે p ઓર્બિટલ બ્લોકના પાંચમા જૂથમાં પણ સ્થિત છે. સામયિક કોષ્ટકની તેથી, તેની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી .3p 5 સાથે સમાપ્ત થશે
   • નોંધ કરો કે કોષ્ટકના d અને f ભ્રમણકક્ષાના ક્ષેત્રમાં તત્વો ઊર્જા સ્તરો દ્વારા વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે જે તેઓ સ્થિત છે તે સમયગાળાને અનુરૂપ નથી. ઉદાહરણ તરીકે, ડી-ઓર્બિટલ્સ સાથેના તત્વોના બ્લોકની પ્રથમ પંક્તિ 3d ઓર્બિટલ્સને અનુરૂપ છે, જો કે તે 4 થી અવધિમાં સ્થિત છે, અને એફ-ઓર્બિટલ્સ સાથેના તત્વોની પ્રથમ પંક્તિ 4f ભ્રમણકક્ષાને અનુલક્ષે છે, 6માં હોવા છતાં સમયગાળો

5. લાંબા ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનો લખવા માટે સંક્ષિપ્ત શબ્દો શીખો.સામયિક કોષ્ટકની જમણી ધાર પરના અણુઓ કહેવામાં આવે છે ઉમદા વાયુઓ.આ તત્વો રાસાયણિક રીતે ખૂબ જ સ્થિર છે. લાંબી ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનો લખવાની પ્રક્રિયાને ટૂંકી કરવા માટે, ફક્ત ચોરસ કૌંસમાં તમારા અણુ કરતાં ઓછા ઇલેક્ટ્રોન સાથે નજીકના ઉમદા ગેસનું રાસાયણિક પ્રતીક લખો, અને પછી અનુગામી ભ્રમણકક્ષાના સ્તરોનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન લખવાનું ચાલુ રાખો. નીચે જુઓ:

   • આ ખ્યાલને સમજવા માટે, ઉદાહરણ રૂપરેખાંકન લખવું મદદરૂપ થશે. ચાલો ઝીંક (અણુ ક્રમાંક 30) ના સંક્ષેપનો ઉપયોગ કરીને રૂપરેખાંકન લખીએ જેમાં નોબલ ગેસનો સમાવેશ થાય છે. ઝીંકનું સંપૂર્ણ રૂપરેખાંકન આના જેવું દેખાય છે: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. જો કે, આપણે જોઈએ છીએ કે 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 એ આર્ગોનનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન છે, જે એક ઉમદા ગેસ છે. ફક્ત ચોરસ કૌંસમાં આર્ગોન માટે રાસાયણિક પ્રતીક સાથે ઝીંક માટે ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનનો ભાગ બદલો (.)
   • તેથી, ઝીંકનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન, સંક્ષિપ્ત સ્વરૂપમાં લખાયેલું છે, તેનું સ્વરૂપ છે: 4s 2 3d 10 .
   • મહેરબાની કરીને નોંધ કરો કે જો તમે ઉમદા ગેસનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન લખી રહ્યાં છો, તો આર્ગોન કહો, તમે તેને લખી શકતા નથી! આ તત્વની આગળના ઉમદા ગેસ માટે સંક્ષેપનો ઉપયોગ કરવો જોઈએ; આર્ગોન માટે તે નિયોન () હશે.

   સામયિક કોષ્ટક ADOMAH નો ઉપયોગ કરીને

   1. સામયિક કોષ્ટક ADOMAH માં માસ્ટર.ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન રેકોર્ડ કરવાની આ પદ્ધતિને યાદ રાખવાની જરૂર નથી, પરંતુ સંશોધિત સામયિક કોષ્ટકની જરૂર છે, કારણ કે પરંપરાગત સામયિક કોષ્ટકમાં, ચોથા સમયગાળાથી શરૂ થતાં, પીરિયડ નંબર ઇલેક્ટ્રોન શેલને અનુરૂપ નથી. સામયિક કોષ્ટક ADOMAH શોધો - વૈજ્ઞાનિક વેલેરી ઝિમરમેન દ્વારા વિકસિત એક વિશિષ્ટ પ્રકારનું સામયિક કોષ્ટક. ટૂંકી ઈન્ટરનેટ શોધ સાથે તેને શોધવાનું સરળ છે.

      • ADOMAH સામયિક કોષ્ટકમાં, આડી પંક્તિઓ તત્વોના જૂથોનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે જેમ કે હેલોજન, ઉમદા વાયુઓ, આલ્કલી ધાતુઓ, આલ્કલાઇન પૃથ્વી ધાતુઓ વગેરે. વર્ટિકલ કૉલમ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોને અનુરૂપ છે, અને કહેવાતા "કાસ્કેડ્સ" (બ્લૉક્સ s, p, d અને f ને જોડતી કર્ણ રેખાઓ) સમયગાળાને અનુરૂપ છે.
      • હિલિયમને હાઇડ્રોજન તરફ ખસેડવામાં આવે છે કારણ કે આ બંને તત્વો 1s ભ્રમણકક્ષા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. પીરિયડ બ્લોક્સ (s,p,d અને f) જમણી બાજુએ બતાવવામાં આવે છે, અને સ્તર નંબરો તળિયે આપવામાં આવે છે. તત્વોને 1 થી 120 સુધીના બોક્સમાં દર્શાવવામાં આવે છે. આ સંખ્યાઓ સામાન્ય અણુ સંખ્યાઓ છે, જે તટસ્થ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા દર્શાવે છે.

   2. ADOMAH કોષ્ટકમાં તમારો અણુ શોધો.તત્વનું ઈલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન લખવા માટે, સામયિક કોષ્ટક ADOMAH પર તેના પ્રતીકને જુઓ અને ઉચ્ચ અણુ ક્રમાંક ધરાવતા તમામ તત્વોને પાર કરો. ઉદાહરણ તરીકે, જો તમારે એર્બિયમ (68) નું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન લખવાની જરૂર હોય, તો 69 થી 120 સુધીના તમામ ઘટકોને ક્રોસ આઉટ કરો.

      • કોષ્ટકના તળિયે 1 થી 8 નંબરો નોંધો. આ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સંખ્યા અથવા કૉલમની સંખ્યા છે. કૉલમ્સને અવગણો જેમાં ફક્ત ક્રોસ આઉટ આઇટમ્સ હોય. એર્બિયમ માટે, 1,2,3,4,5 અને 6 નંબરની કૉલમ બાકી છે.

   3. તમારા તત્વ સુધીના ઓર્બિટલ સબલેવલની ગણતરી કરો.કોષ્ટકની જમણી બાજુએ બતાવેલ બ્લોક પ્રતીકો (s, p, d, અને f) અને આધાર પર બતાવેલ કૉલમ નંબરોને જોઈને, બ્લોક્સ વચ્ચેની ત્રાંસી રેખાઓને અવગણો અને કૉલમને કૉલમ બ્લોક્સમાં તોડો, તેમને ક્રમમાં સૂચિબદ્ધ કરો. નીચેથી ઉપર સુધી. ફરીથી, એવા બ્લોક્સને અવગણો કે જેમાં તમામ તત્વો ઓળંગી ગયા છે. કૉલમ નંબરથી શરૂ થતા કૉલમ બ્લૉક્સ લખો અને પછી બ્લૉક પ્રતીક લખો: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (એર્બિયમ માટે).

      • મહેરબાની કરીને નોંધ કરો: Er નું ઉપરોક્ત ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન ઇલેક્ટ્રોન સબલેવલ નંબરના ચડતા ક્રમમાં લખાયેલું છે. તે ઓર્બિટલ્સ ભરવાના ક્રમમાં પણ લખી શકાય છે. આ કરવા માટે, જ્યારે તમે કૉલમ બ્લોક્સ લખો છો, ત્યારે કૉલમને બદલે નીચેથી ઉપર સુધી કાસ્કેડને અનુસરો: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f.

   4. દરેક ઇલેક્ટ્રોન સબલેવલ માટે ઇલેક્ટ્રોનની ગણતરી કરો.દરેક કોલમ બ્લોકમાં એવા તત્વોની ગણતરી કરો કે જેઓ ક્રોસ આઉટ થયા નથી, દરેક ઘટકમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોન જોડીને, અને દરેક કૉલમ બ્લોક માટે બ્લોક પ્રતીકની બાજુમાં તેમની સંખ્યા આ રીતે લખો: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . અમારા ઉદાહરણમાં, આ એર્બિયમનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે.

   5. ખોટી ઈલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીઓથી વાકેફ રહો.અઢાર લાક્ષણિક અપવાદો છે જે સૌથી નીચી ઉર્જા અવસ્થામાં અણુઓના ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાઓ સાથે સંબંધિત છે, જેને ગ્રાઉન્ડ એનર્જી સ્ટેટ પણ કહેવાય છે. તેઓ માત્ર ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા કબજે કરેલી છેલ્લી બે કે ત્રણ સ્થિતિઓ માટે સામાન્ય નિયમનું પાલન કરતા નથી. આ કિસ્સામાં, વાસ્તવિક ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ધારે છે કે ઇલેક્ટ્રોન અણુના પ્રમાણભૂત રૂપરેખાંકનની તુલનામાં ઓછી ઊર્જા સાથેની સ્થિતિમાં છે. અપવાદ અણુઓમાં શામેલ છે:

      • ક્ર(..., 3d5, 4s1); કુ(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); મો(..., 4d5, 5s1); રૂ(..., 4d7, 5s1); આરએચ(..., 4d8, 5s1); પીડી(..., 4d10, 5s0); એજી(..., 4d10, 5s1); લા(..., 5d1, 6s2); સી.ઈ(..., 4f1, 5d1, 6s2); જીડી(..., 4f7, 5d1, 6s2); એયુ(..., 5d10, 6s1); એસી(..., 6d1, 7s2); ગુ(..., 6d2, 7s2); પા(..., 5f2, 6d1, 7s2); યુ(..., 5f3, 6d1, 7s2); એનપી(..., 5f4, 6d1, 7s2) અને સેમી(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • જ્યારે અણુ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન સ્વરૂપમાં લખાયેલ હોય ત્યારે તેનો અણુ નંબર શોધવા માટે, ફક્ત અક્ષરો (s, p, d, અને f) ને અનુસરતી તમામ સંખ્યાઓ ઉમેરો. આ માત્ર તટસ્થ અણુઓ માટે જ કામ કરે છે, જો તમે આયન સાથે કામ કરી રહ્યાં હોવ તો તે કામ કરશે નહીં - તમારે વધારાના અથવા ખોવાયેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા ઉમેરવા અથવા બાદ કરવી પડશે.
      • અક્ષર નીચેના નંબર સુપરસ્ક્રિપ્ટ છે, પરીક્ષણમાં ભૂલ કરશો નહીં.
      • ત્યાં કોઈ "અર્ધ-પૂર્ણ" સબલેવલ સ્થિરતા નથી. આ એક સરળીકરણ છે. કોઈપણ સ્થિરતા કે જે "અર્ધ-ભરેલા" સબલેવલને આભારી છે તે થાય છે કારણ કે દરેક ભ્રમણકક્ષા એક ઈલેક્ટ્રોન દ્વારા કબજે કરવામાં આવે છે, તેથી ઈલેક્ટ્રોન વચ્ચેનું વિસર્જન ઓછું કરવામાં આવે છે.
      • દરેક અણુ સ્થિર સ્થિતિ તરફ વલણ ધરાવે છે, અને સૌથી વધુ સ્થિર રૂપરેખાંકનોમાં s અને p સબલેવલ ભરેલા હોય છે (s2 અને p6). ઉમદા વાયુઓ આ રૂપરેખાંકન ધરાવે છે, તેથી તેઓ ભાગ્યે જ પ્રતિક્રિયા આપે છે અને સામયિક કોષ્ટકમાં જમણી બાજુએ સ્થિત છે. તેથી, જો રૂપરેખાંકન 3p 4 માં સમાપ્ત થાય છે, તો તેને સ્થિર સ્થિતિમાં પહોંચવા માટે બે ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર છે (એસ-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોન સહિત છને ગુમાવવા માટે, વધુ ઊર્જાની જરૂર છે, તેથી ચાર ગુમાવવાનું સરળ છે). અને જો રૂપરેખાંકન 4d 3 માં સમાપ્ત થાય છે, તો પછી સ્થિર સ્થિતિ પ્રાપ્ત કરવા માટે તેને ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવવાની જરૂર છે. વધુમાં, અડધા ભરેલા સબલેવલ (s1, p3, d5..) કરતાં વધુ સ્થિર છે, ઉદાહરણ તરીકે, p4 અથવા p2; જો કે, s2 અને p6 વધુ સ્થિર હશે.
      • જ્યારે તમે આયન સાથે વ્યવહાર કરો છો, ત્યારે તેનો અર્થ એ છે કે પ્રોટોનની સંખ્યા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી નથી. આ કિસ્સામાં અણુનો ચાર્જ રાસાયણિક પ્રતીકની ઉપર જમણી બાજુએ (સામાન્ય રીતે) દર્શાવવામાં આવશે. તેથી, ચાર્જ +2 સાથે એન્ટિમોની અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 છે. નોંધ કરો કે 5p 3 5p 1 માં બદલાઈ ગયું છે. જ્યારે તટસ્થ અણુ રૂપરેખાંકન s અને p સિવાયના સબલેવલમાં સમાપ્ત થાય ત્યારે સાવચેત રહો.જ્યારે તમે ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરો છો, ત્યારે તમે તેને માત્ર વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સ (s અને p ઓર્બિટલ્સ)માંથી લઈ શકો છો. તેથી, જો રૂપરેખાંકન 4s 2 3d 7 સાથે સમાપ્ત થાય છે અને અણુ +2 નો ચાર્જ મેળવે છે, તો રૂપરેખાંકન 4s 0 3d 7 સાથે સમાપ્ત થશે. મહેરબાની કરીને નોંધ કરો કે 3d 7 નથીફેરફારો, ઓર્બિટલમાંથી ઇલેક્ટ્રોન તેના બદલે ખોવાઈ જાય છે.
      • એવી પરિસ્થિતિઓ છે જ્યારે ઇલેક્ટ્રોનને "ઉચ્ચ ઉર્જા સ્તર પર જવા" માટે ફરજ પાડવામાં આવે છે. જ્યારે સબલેવલ અડધા અથવા પૂર્ણ થવામાં એક ઇલેક્ટ્રોન ઓછું હોય, ત્યારે નજીકના s અથવા p સબલેવલમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોન લો અને તેને ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય તેવા સબલેવલ પર ખસેડો.
      • ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન રેકોર્ડ કરવા માટે બે વિકલ્પો છે. તેઓ ઉર્જા સ્તરની સંખ્યાના વધતા ક્રમમાં અથવા ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ ભરવાના ક્રમમાં લખી શકાય છે, જેમ કે એર્બિયમ માટે ઉપર દર્શાવવામાં આવ્યું હતું.
      • તમે માત્ર વેલેન્સ રૂપરેખાંકન લખીને તત્વનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન પણ લખી શકો છો, જે છેલ્લા s અને p સબલેવલનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે. આમ, એન્ટિમોનીનું વેલેન્સ કન્ફિગરેશન 5s 2 5p 3 હશે.
      • આયનો સમાન નથી. તેમની સાથે તે વધુ મુશ્કેલ છે. તમે ક્યાંથી શરૂઆત કરી છે અને ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા કેટલી છે તેના આધારે બે સ્તરો છોડો અને સમાન પેટર્નને અનુસરો.

સામયિક કોષ્ટકના તત્વોના અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી.

વિવિધ AO પર ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ કહેવામાં આવે છે અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન. સૌથી ઓછી ઉર્જા ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન અનુલક્ષે છે મૂળભૂત સ્થિતિઅણુ, બાકીના રૂપરેખાંકનો સંદર્ભ આપે છે ઉત્તેજિત રાજ્યો.

અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન બે રીતે દર્શાવવામાં આવ્યું છે - ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો અને ઇલેક્ટ્રોન વિવર્તન આકૃતિઓના સ્વરૂપમાં. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખતી વખતે, મુખ્ય અને ભ્રમણકક્ષાના ક્વોન્ટમ નંબરોનો ઉપયોગ થાય છે. સબલેવલ મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર (સંખ્યા) અને ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર (અનુરૂપ અક્ષર) નો ઉપયોગ કરીને નિયુક્ત કરવામાં આવે છે. સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સુપરસ્ક્રિપ્ટ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન અણુની જમીનની સ્થિતિ માટે ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર છે: 1 s 1 .

ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોનું માળખું ઇલેક્ટ્રોન ડિફ્રેક્શન ડાયાગ્રામનો ઉપયોગ કરીને વધુ સંપૂર્ણ રીતે વર્ણવી શકાય છે, જ્યાં સબલેવલ વચ્ચેનું વિતરણ ક્વોન્ટમ કોષોના સ્વરૂપમાં દર્શાવવામાં આવે છે. આ કિસ્સામાં, ભ્રમણકક્ષાને પરંપરાગત રીતે તેની બાજુમાં સબલેવલ હોદ્દો સાથે ચોરસ તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે. દરેક સ્તર પરના સબલેવલ્સ ઊંચાઈમાં સહેજ સરભર હોવા જોઈએ, કારણ કે તેમની ઊર્જા થોડી અલગ છે. સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબરના ચિહ્નના આધારે ઇલેક્ટ્રોનને તીર અથવા ↓ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે. હાઇડ્રોજન અણુનું ઇલેક્ટ્રોન વિવર્તન આકૃતિ:

મલ્ટિ-ઇલેક્ટ્રોન અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો બનાવવાનો સિદ્ધાંત હાઇડ્રોજન અણુમાં પ્રોટોન અને ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરવાનો છે. ઉર્જા સ્તરો અને સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ અગાઉ ચર્ચા કરાયેલા નિયમોને આધીન છે: લઘુત્તમ ઊર્જાનો સિદ્ધાંત, પાઉલી સિદ્ધાંત અને હંડનો નિયમ.

અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનની રચનાને ધ્યાનમાં લેતા, બધા જાણીતા તત્વો, છેલ્લા ભરેલા સબલેવલના ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબરના મૂલ્ય અનુસાર, ચાર જૂથોમાં વિભાજિત કરી શકાય છે: s- તત્વો, પી- તત્વો, ડી- તત્વો, f- તત્વો.

હિલીયમ અણુમાં He (Z=2) બીજો ઇલેક્ટ્રોન 1 ધરાવે છે s-ઓર્બિટલ, તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર: 1 s 2. ઇલેક્ટ્રોન ડિફ્રેક્શન ડાયાગ્રામ:

હિલિયમ તત્વોના સામયિક કોષ્ટકની પ્રથમ ટૂંકી અવધિ સમાપ્ત કરે છે. હિલીયમનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે.

બીજો સમયગાળો લિથિયમ લિ (Z=3) દ્વારા ખોલવામાં આવે છે, તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર: ઇલેક્ટ્રોન ડિફ્રેક્શન ડાયાગ્રામ:

નીચેના તત્વોના અણુઓના સરળ ઇલેક્ટ્રોન વિવર્તન આકૃતિઓ છે જેમની સમાન ઉર્જા સ્તરની ભ્રમણકક્ષા સમાન ઊંચાઈ પર સ્થિત છે. આંતરિક, સંપૂર્ણ ભરેલા સબલેવલ બતાવવામાં આવ્યા નથી.

લિથિયમ પછી બેરિલિયમ બી (Z=4) આવે છે, જેમાં એક વધારાનું ઇલેક્ટ્રોન 2 ભરાય છે s- ભ્રમણકક્ષા. Be: 2 નું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર s 2

જમીનની સ્થિતિમાં, આગામી બોરોન ઇલેક્ટ્રોન B (z=5) 2 ધરાવે છે આર-ઓર્બિટલ, V:1 s 2 2s 2 2પી 1; તેનું ઇલેક્ટ્રોન વિવર્તન આકૃતિ:

નીચેના પાંચ ઘટકોમાં ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો છે:

C (Z=6): 2 s 2 2પી 2 N (Z=7): 2 s 2 2પી 3

O (Z=8): 2 s 2 2પી 4 F (Z=9): 2 s 2 2પી 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2પી 6

આપેલ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો Hund ના નિયમ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.

નિયોનના પ્રથમ અને બીજા ઉર્જા સ્તરો સંપૂર્ણપણે ભરાયેલા છે. ચાલો તેના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનને દર્શાવીએ અને તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખવામાં સંક્ષિપ્તતા માટે ભવિષ્યમાં તેનો ઉપયોગ કરીશું.

સોડિયમ Na (Z=11) અને Mg (Z=12) ત્રીજો સમયગાળો ખોલે છે. બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન 3 ધરાવે છે s- ભ્રમણકક્ષા:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

પછી, એલ્યુમિનિયમ (Z=13) થી શરૂ કરીને, 3 ભરો આર- ઉપસ્તર. ત્રીજો સમયગાળો આર્ગોન Ar (Z=18) સાથે સમાપ્ત થાય છે:

અલ (Z=13): 3 s 2 3પી 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3પી 6

ત્રીજા સમયગાળાના ઘટકો બીજાના ઘટકોથી અલગ છે જેમાં તેમની પાસે મફત 3 છે ડી-ઓર્બિટલ્સ કે જે રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લઈ શકે છે. આ તત્વો દ્વારા પ્રદર્શિત વેલેન્સ સ્ટેટ્સને સમજાવે છે.

ચોથા સમયગાળામાં, નિયમ અનુસાર ( n+l), પોટેશિયમ K (Z=19) અને કેલ્શિયમ Ca (Z=20) 4 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે s-સુબલ સ્તર, 3 નહીં ડી.સ્કેન્ડિયમ Sc (Z=21) થી શરૂ કરીને અને zinc Zn (Z=30) થી સમાપ્ત થાય છે, ભરણ થાય છે3 ડી-ઉપસ્તર:

ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો ડી-તત્વોને આયનીય સ્વરૂપમાં રજૂ કરી શકાય છે: સબલેવલ મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરના વધતા ક્રમમાં અને સતત n- ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર વધારવાના ક્રમમાં. ઉદાહરણ તરીકે, Zn માટે આવી એન્ટ્રી આના જેવી દેખાશે: આ બંને એન્ટ્રીઓ સમકક્ષ છે, પરંતુ ઝીંક માટે અગાઉ આપેલ ફોર્મ્યુલા તે ક્રમમાં યોગ્ય રીતે પ્રતિબિંબિત કરે છે જેમાં સબલેવલ ભરવામાં આવ્યા છે.

પંક્તિ 3 માં ડી-ક્રોમિયમ Cr (Z=24) માં તત્વો નિયમમાંથી વિચલન છે ( n+l). આ નિયમ અનુસાર, Cr નું રૂપરેખાંકન આના જેવું હોવું જોઈએ: તે સ્થાપિત કરવામાં આવ્યું છે કે તેનું વાસ્તવિક રૂપરેખાંકન છે - કેટલીકવાર આ અસરને ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" કહેવામાં આવે છે. આવી અસરો અડધા વધેલા પ્રતિકાર દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે ( પી 3 , ડી 5 , f 7) અને સંપૂર્ણપણે ( પી 6 , ડી 10 , f 14) ભરેલા સબલેવલ.

નિયમમાંથી વિચલનો ( n+l) અન્ય તત્વોમાં પણ જોવા મળે છે (કોષ્ટક 6). આ એ હકીકતને કારણે છે કે જેમ જેમ મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર વધે છે તેમ, સબલેવલની ઊર્જા વચ્ચેનો તફાવત ઘટતો જાય છે.

આગળ 4 ભરણ આવે છે પી-સુબલેવલ (Ga - Kr). ચોથા સમયગાળામાં ફક્ત 18 તત્વો છે. 5 ભરવું એ જ રીતે થાય છે s-, 4ડી- અને 5 પી- પાંચમા સમયગાળાના 18 તત્વોના સબલેવલ. નોંધ કરો કે ઊર્જા 5 છે s- અને 4 ડી-સબલેવલ ખૂબ નજીક છે, અને ઇલેક્ટ્રોન 5 સાથે s-સબલેવલ સરળતાથી 4 પર જઈ શકે છે ડી- ઉપસ્તર. 5 પર s-સુબલ લેવલ Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag માં માત્ર એક જ ઈલેક્ટ્રોન છે. ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં 5 s-Pd સબલેવલ ભરેલ નથી. બે ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" જોવા મળે છે.

6 ભર્યા પછી છઠ્ઠા સમયગાળામાં sસીઝિયમ Cs (Z=55) અને બેરિયમ Ba (Z=56) નું સબલેવલ, નિયમ અનુસાર, આગામી ઇલેક્ટ્રોન ( n+l), 4 લેવી જોઈએ f- ઉપસ્તર. જો કે, લેન્થેનમ લા (Z=57) માં ઇલેક્ટ્રોન 5 પર જાય છે ડી- ઉપસ્તર. અડધું ભરેલું (4 f 7) 4f-સબલલેવલમાં સ્થિરતા વધી છે, તેથી ગેડોલિનિયમમાં Gd (Z=64), યુરોપીયમ Eu (Z=63) ની બાજુમાં 4 બાય છે f- સબલેવલ એ જ સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન (7) જાળવી રાખે છે, અને નવું ઇલેક્ટ્રોન 5 પર આવે છે ડી-ઉપસ્તર, નિયમ ભંગ ( n+l). ટર્બિયમ Tb (Z=65) માં આગામી ઇલેક્ટ્રોન 4 ધરાવે છે f-સુબલ સ્તર અને 5 થી ઇલેક્ટ્રોનનું સંક્રમણ થાય છે ડી-સબલેવલ (રૂપરેખાંકન 4 f 9 6s 2). ભરવું 4 f-સબલેવલ ytterbium Yb (Z=70) પર સમાપ્ત થાય છે. લ્યુટેટીયમ અણુનું આગળનું ઈલેક્ટ્રોન 5 પર કબજો કરે છે ડી- ઉપસ્તર. તેનું ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખા લેન્થેનમ અણુથી અલગ પડે છે માત્ર તેમાં તે સંપૂર્ણ રીતે ભરેલું હોય છે 4 f- ઉપસ્તર.

કોષ્ટક 6

માંથી અપવાદો ( n+l) - પ્રથમ 86 તત્વો માટેના નિયમો

હાલમાં, તત્વોના સામયિક કોષ્ટકમાં D.I. સ્કેન્ડિયમ Sc અને યટ્રીયમ Y હેઠળ મેન્ડેલીવ કેટલીકવાર લ્યુટેટીયમ (અને લેન્થેનમ નહીં) પ્રથમ તરીકે સ્થિત હોય છે. ડી-તત્વ, અને તેની સામેના તમામ 14 તત્વો, જેમાં લેન્થેનમનો સમાવેશ થાય છે, ખાસ જૂથમાં મૂકવામાં આવે છે. lanthanidesતત્વોના સામયિક કોષ્ટકની બહાર.

તત્વોના રાસાયણિક ગુણધર્મો મુખ્યત્વે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની રચના દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. 4 ની બહાર ત્રીજા ભાગ પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યામાં ફેરફાર f-સબલેવલ તત્વોના રાસાયણિક ગુણધર્મો પર ઓછી અસર કરે છે. તેથી બધા 4 f- તત્વો તેમના ગુણધર્મોમાં સમાન છે. પછી છઠ્ઠા સમયગાળામાં 5 ભરાય છે ડી-સબલેવલ (Hf – Hg) અને 6 પી-સબલેવલ (Tl – Rn).

સાતમા સમયગાળામાં 7 s-સબલેવલ ફ્રેન્સીયમ Fr (Z=87) અને રેડિયમ Ra (Z=88) થી ભરેલું છે. સમુદ્ર એનિમોન નિયમમાંથી વિચલન દર્શાવે છે ( n+l), અને આગામી ઇલેક્ટ્રોન 6 ની વસ્તી કરે છે ડી-સુબલ સ્તર, 5 નહીં f. આગળ તત્વોનું જૂથ આવે છે (Th – No) જેમાં 5 ભરવામાં આવે છે f-પરિવારની રચના કરતા ઉપસ્તરો એક્ટિનાઇડ્સ. નોંધ કરો કે 6 ડી- અને 5 f- સબલેવલ્સમાં એટલી નજીકની ઊર્જા હોય છે કે એક્ટિનાઇડ અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી ઘણીવાર નિયમનું પાલન કરતી નથી ( n+l). પરંતુ આ કિસ્સામાં ચોક્કસ રૂપરેખાંકન મૂલ્ય 5 છે f t 5d mએટલું મહત્વનું નથી, કારણ કે તે તત્વના રાસાયણિક ગુણધર્મો પર તેના બદલે નબળી અસર કરે છે.

લોરેન્સિયમ Lr (Z=103) માં, એક નવું ઇલેક્ટ્રોન 6 પર આવે છે ડી- ઉપસ્તર. આ તત્વને કેટલીકવાર સામયિક કોષ્ટકમાં લ્યુટેટીયમ હેઠળ મૂકવામાં આવે છે. સાતમો સમયગાળો પૂર્ણ થયો નથી. તત્વો 104 - 109 અસ્થિર છે અને તેમના ગુણધર્મો ઓછા જાણીતા છે. આમ, જેમ જેમ ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ વધે છે તેમ, બાહ્ય સ્તરોની સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાઓ સમયાંતરે પુનરાવર્તિત થાય છે. આ સંદર્ભે, તત્વોના વિવિધ ગુણધર્મોમાં સમયાંતરે ફેરફારોની પણ અપેક્ષા રાખવી જોઈએ.

નોંધ કરો કે વર્ણવેલ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો ગેસ તબક્કામાં અલગ અણુઓનો સંદર્ભ આપે છે. જો અણુ ઘન અથવા દ્રાવણમાં હોય તો તત્વના અણુનું રૂપરેખાંકન સંપૂર્ણપણે અલગ હોઈ શકે છે.

અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનસ્તર અને સબલેવલ દ્વારા અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણી દર્શાવતું સૂત્ર છે. લેખનો અભ્યાસ કર્યા પછી, તમે ઇલેક્ટ્રોન ક્યાં અને કેવી રીતે સ્થિત છે તે શીખી શકશો, ક્વોન્ટમ નંબરોથી પરિચિત થશો અને તેના નંબર દ્વારા અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન બનાવી શકશો;

તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીનો અભ્યાસ શા માટે કરવો?

અણુઓ એક બાંધકામ સમૂહ જેવા હોય છે: ભાગોની ચોક્કસ સંખ્યા હોય છે, તેઓ એકબીજાથી ભિન્ન હોય છે, પરંતુ સમાન પ્રકારના બે ભાગો એકદમ સમાન હોય છે. પરંતુ આ બાંધકામ સેટ પ્લાસ્ટિક કરતાં વધુ રસપ્રદ છે અને તેનું કારણ અહીં છે. નજીકમાં કોણ છે તેના આધારે રૂપરેખાંકન બદલાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજનની બાજુમાં ઓક્સિજનકદાચ

પાણીમાં ફેરવાય છે, જ્યારે સોડિયમની નજીક તે ગેસમાં ફેરવાય છે, અને જ્યારે લોખંડની નજીક હોય ત્યારે તે સંપૂર્ણપણે તેને કાટમાં ફેરવે છે.

આવું શા માટે થાય છે તે પ્રશ્નનો જવાબ આપવા અને બીજાની બાજુના અણુના વર્તનની આગાહી કરવા માટે, ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીનો અભ્યાસ કરવો જરૂરી છે, જેની નીચે ચર્ચા કરવામાં આવશે.

અણુમાં કેટલા ઈલેક્ટ્રોન હોય છે?

અણુમાં ન્યુક્લિયસ અને તેની આસપાસ ફરતા ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે અને ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન હોય છે. તટસ્થ સ્થિતિમાં, દરેક અણુમાં તેના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા હોય છે. પ્રોટોનની સંખ્યા તત્વની અણુ સંખ્યા દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે, ઉદાહરણ તરીકે, સલ્ફરમાં 16 પ્રોટોન હોય છે - સામયિક કોષ્ટકનું 16મું તત્વ. સોનામાં 79 પ્રોટોન છે - સામયિક કોષ્ટકનું 79મું તત્વ. તદનુસાર, સલ્ફરમાં તટસ્થ સ્થિતિમાં 16 ઇલેક્ટ્રોન છે, અને સોનામાં 79 ઇલેક્ટ્રોન છે.

• ઇલેક્ટ્રોન ક્યાં શોધવું?
• ઇલેક્ટ્રોનની વર્તણૂકનું અવલોકન કરીને, ચોક્કસ પેટર્ન પ્રાપ્ત થયા હતા, તેઓ ક્વોન્ટમ નંબરો દ્વારા વર્ણવવામાં આવ્યા હતા, કુલ ચાર છે:
• મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર
• ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર

મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર

સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર

ઓર્બિટલ
આગળ, ભ્રમણકક્ષા શબ્દને બદલે, આપણે "ઓર્બિટલ" શબ્દનો ઉપયોગ કરીશું;
એન - સ્તર
એલ - શેલ

M l - ભ્રમણકક્ષાની સંખ્યા

ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડના અભ્યાસના પરિણામે, તેઓએ જોયું કે ઊર્જા સ્તરના આધારે, વાદળ ચાર મુખ્ય સ્વરૂપો લે છે: એક બોલ, ડમ્બેલ્સ અને બે અન્ય, વધુ જટિલ.

ઊર્જા વધારવાના ક્રમમાં, આ સ્વરૂપોને s-, p-, d- અને f-શેલ કહેવામાં આવે છે.
આ દરેક શેલમાં 1 (ઓન), 3 (પી પર), 5 (ડી પર) અને 7 (એફ પર) ઓર્બિટલ્સ હોઈ શકે છે. ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર એ શેલ છે જેમાં ઓર્બિટલ્સ સ્થિત છે. s,p,d અને f ઓર્બિટલ્સ માટે ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર અનુક્રમે 0,1,2 અથવા 3 મૂલ્યો લે છે.
s-શેલ (L=0) પર એક ભ્રમણકક્ષા છે - બે ઇલેક્ટ્રોન
પી-શેલ (L=1) પર ત્રણ ઓર્બિટલ્સ છે - છ ઇલેક્ટ્રોન

ડી-શેલ (L=2) પર પાંચ ભ્રમણકક્ષાઓ છે - દસ ઇલેક્ટ્રોન

એફ-શેલ (L=3) પર સાત ભ્રમણકક્ષાઓ છે - ચૌદ ઇલેક્ટ્રોન

મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર m l

પી-શેલ પર ત્રણ ઓર્બિટલ્સ છે, તેઓ -L થી +L સુધીની સંખ્યાઓ દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે, એટલે કે, પી-શેલ (L=1) માટે "-1", "0" અને "1" ભ્રમણકક્ષા છે. .
ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર અક્ષર m l દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે.

શેલની અંદર, ઇલેક્ટ્રોન માટે વિવિધ ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત થવું સરળ છે, તેથી પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન દરેક ભ્રમણકક્ષામાં એક ભરે છે, અને પછી દરેકમાં ઇલેક્ટ્રોનની જોડી ઉમેરવામાં આવે છે.

ડી-શેલને ધ્યાનમાં લો:

ડી-શેલ મૂલ્ય L=2 ને અનુરૂપ છે, એટલે કે, પાંચ ભ્રમણકક્ષા (-2,-1,0,1 અને 2), પ્રથમ પાંચ ઇલેક્ટ્રોન શેલને M l =-2, M લેતાં ભરે છે. l =-1, M l =0 , M l =1, M l =2.

સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર m s

સ્પિન એ તેની ધરીની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોનના પરિભ્રમણની દિશા છે, ત્યાં બે દિશાઓ છે, તેથી સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબરના બે મૂલ્યો છે: +1/2 અને -1/2. એક ઉર્જા સબલેવલ માત્ર બે ઈલેક્ટ્રોન વિરૂદ્ધ સ્પિન સાથે સમાવી શકે છે. સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર m s સૂચવવામાં આવે છે

તેથી, કોઈપણ ઇલેક્ટ્રોનને ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ દ્વારા વર્ણવી શકાય છે, આ સંખ્યાઓનું સંયોજન ઇલેક્ટ્રોનની દરેક સ્થિતિ માટે અનન્ય છે, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન લો, સૌથી નીચું ઊર્જા સ્તર N = 1 છે, પ્રથમ સ્તર પર એક શેલ છે, કોઈપણ સ્તરે પ્રથમ શેલ બોલ (s-shell) ના આકાર ધરાવે છે, એટલે કે. L=0, ચુંબકીય પરિમાણ સંખ્યા માત્ર એક મૂલ્ય લઈ શકે છે, M l =0 અને સ્પિન +1/2 ની બરાબર હશે.