s અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું. અણુ માળખું ડાયાગ્રામ: ન્યુક્લિયસ, ઇલેક્ટ્રોન શેલ

સામયિક કોષ્ટકમેન્ડેલીવના તત્વો. અણુની રચના.

મેન્ડેલીવની તત્વોની સામયિક સિસ્ટમ - રાસાયણિક વર્ગીકરણ. રશિયન દ્વારા બનાવેલ તત્વો. તેમના દ્વારા શોધાયેલ સામયિકતાના આધારે વૈજ્ઞાનિક ડી.આઈ. કાયદો

આધુનિક સામયિક રચના કાયદો: તત્વોના ગુણધર્મો (સરળ સંયોજનો અને સંયોજનોમાં પ્રગટ થાય છે) સામયિક સમયગાળામાં જોવા મળે છે. તેમના અણુઓના ન્યુક્લીના ચાર્જ પર આધાર રાખે છે.

ચાર્જ અણુ બીજક Z એ રસાયણની અણુ (ઓર્ડિનલ) સંખ્યાની બરાબર છે. P. s માં તત્વ ઇ. M. જો તમે બધા તત્વોને ચડતા ક્રમમાં Z. (હાઈડ્રોજન H, Z = 1; હિલિયમ He, Z = 2; લિથિયમ Li, Z == 3; બેરિલિયમ Be, Z = 4, વગેરે) માં ગોઠવો છો, તો તે બને છે. 7 સમયગાળા. આ દરેક સમયગાળામાં તત્વોના ગુણધર્મોમાં કુદરતી ફેરફાર થાય છે, સમયગાળાના પ્રથમ તત્વ (ક્ષાર ધાતુ) થી છેલ્લા ( ઉમદા ગેસ). પ્રથમ અવધિમાં 2 તત્વો છે, 2જી અને 3જી - 8 તત્વો દરેક, 4 થી અને 5મી - 18, 6 ઠ્ઠી - 32. 7મી અવધિમાં, 19 તત્વો જાણીતા છે. 2જી અને 3જી અવધિને સામાન્ય રીતે નાના કહેવામાં આવે છે, પછીના તમામ સમયગાળાને મોટા કહેવામાં આવે છે. જો તમે પીરિયડ્સને આડી પંક્તિઓના સ્વરૂપમાં ગોઠવો છો, તો પરિણામી કોષ્ટક 8 ઊભી રેખાઓ બતાવશે. કૉલમ; આ તત્વોના જૂથો છે જે તેમના ગુણધર્મોમાં સમાન છે.

જૂથોની અંદરના તત્વોના ગુણધર્મો પણ Z ના વધારાના આધારે કુદરતી રીતે બદલાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, જૂથ Li - Na - K - Rb - Cs - Fr માં, રાસાયણિક સામગ્રી વધે છે. દ્વારા ધાતુની પ્રવૃત્તિમાં વધારો થાય છે ઓક્સાઇડ અને હાઇડ્રોક્સાઇડની પ્રકૃતિ.

અણુ બંધારણના સિદ્ધાંત પરથી તે અનુસરે છે કે તત્વોના ગુણધર્મોની સામયિકતા ન્યુક્લિયસની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સની રચનાના કાયદા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. જેમ જેમ તત્વનો Z વધે છે, અણુ વધુ જટિલ બને છે - ન્યુક્લિયસની આસપાસના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધે છે, અને એક ક્ષણ આવે છે જ્યારે એક ઇલેક્ટ્રોન શેલ ભરવાનું સમાપ્ત થાય છે અને બીજા, બાહ્ય શેલની રચના શરૂ થાય છે. મેન્ડેલીવ સિસ્ટમમાં, આ એક નવા સમયગાળાની શરૂઆત સાથે એકરુપ છે. નવા શેલમાં 1, 2, 3, વગેરે ઈલેક્ટ્રોન સાથેના તત્વો તેમના ગુણધર્મમાં તે તત્વો જેવા જ છે કે જેમાં 1, 2, 3 વગેરે બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન પણ હતા, જો કે તેમની સંખ્યા આંતરિક છે. ત્યાં એક (અથવા ઘણા) ઓછા ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સ હતા: Na એ Li (એક બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન) જેવું જ છે, Mg Be (2 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન) જેવું જ છે; A1 - થી B (3 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન), વગેરે. P. s માં તત્વની સ્થિતિ સાથે. ઇ. M. તેના રસાયણ સાથે સંકળાયેલા છે. અને ઘણા વધુ ભૌતિક સેન્ટ.

ઘણા (અંદાજે 1000) ગ્રાફિક વિકલ્પો પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યા છે. P. s ની તસવીરો ઇ. M. P. s ના સૌથી સામાન્ય 2 પ્રકારો. ઇ. એમ. - ટૂંકા અને લાંબા કોષ્ટકો; k.-l તેમની વચ્ચે કોઈ મૂળભૂત તફાવત નથી. પરિશિષ્ટમાં ટૂંકા કોષ્ટક વિકલ્પોમાંથી એક છે. કોષ્ટકમાં, સમયગાળાની સંખ્યા પ્રથમ કૉલમમાં આપવામાં આવી છે (સૂચિત અરબી અંકો 1 - 7). જૂથ નંબરો રોમન અંકો I - VIII સાથે ટોચ પર દર્શાવેલ છે. દરેક જૂથને બે પેટાજૂથોમાં વિભાજિત કરવામાં આવે છે - a અને b. નાના સમયગાળાના તત્વો દ્વારા સંચાલિત તત્વોનો સમૂહ, જેને ક્યારેક કહેવામાં આવે છે. મુખ્ય પેટાજૂથો a-mઅને (લી પેટાજૂથનું નેતૃત્વ કરે છે આલ્કલી ધાતુઓ. એફ - હેલોજન, તે - નિષ્ક્રિય વાયુઓ, વગેરે). આ કિસ્સામાં, તત્વોના બાકીના પેટાજૂથો લાંબા સમયગાળોકહેવાય છે આડઅસરો.

Z = 58 - 71 સાથેના તત્વો તેમના અણુઓની રચનાની વિશેષ નિકટતા અને તેમની રસાયણશાસ્ત્રની સમાનતાને કારણે. sv lanthanide કુટુંબ બનાવે છે, જેનો એક ભાગ છે III જૂથ, પરંતુ ટેબલના તળિયે મૂકવામાં આવેલ સુવિધા માટે. Z = 90 - 103 વાળા તત્વોને ઘણીવાર સમાન કારણોસર એક્ટિનાઇડ પરિવારમાં વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે. તેમની પાછળ Z = 104 - કર્ચાટોવી અને Z = 105 (નિલ્સબોરિયમ જુઓ) સાથેનું તત્વ આવે છે. જુલાઈ 1974 માં ઘુવડ. ભૌતિકશાસ્ત્રીઓએ Z = 106 સાથે તત્વની શોધની જાણ કરી અને જાન્યુઆરીમાં. 1976 - Z = 107 સાથેના તત્વો. બાદમાં Z = 108 અને 109 સાથેના તત્વોનું સંશ્લેષણ કરવામાં આવ્યું હતું. P. s ની સરહદ ઇ. એમ. જાણીતું છે - તે હાઇડ્રોજન દ્વારા આપવામાં આવે છે, કારણ કે ત્યાં એક કરતા ઓછા પરમાણુ ચાર્જ ધરાવતું તત્વ હોઈ શકતું નથી. પ્રશ્ન એ છે કે શું ઉપલી મર્યાદાપી.એસ. ઇ. એમ., એટલે કે કલા કયા આત્યંતિક મૂલ્ય સુધી પહોંચી શકે છે. તત્વોનું સંશ્લેષણ વણઉકેલાયેલ રહે છે. (ભારે મધ્યવર્તી કેન્દ્ર અસ્થિર હોય છે, તેથી Z = 95 સાથેના અમેરિકિયમ અને ત્યારપછીના તત્વો પ્રકૃતિમાં જોવા મળતા નથી, પરંતુ તેમાંથી મેળવવામાં આવે છે. પરમાણુ પ્રતિક્રિયાઓ; જો કે, વધુ દૂરના વિસ્તારમાં ટ્રાન્સયુરાનિક તત્વોકહેવાતા દેખાવ અપેક્ષિત છે. સ્થિરતાના ટાપુઓ, ખાસ કરીને Z = 114 માટે.) કલામાં. સમયાંતરે નવા તત્વોનું સંશ્લેષણ. કાયદો અને પી. એસ. ઇ. એમ. પ્રાથમિક ભૂમિકા ભજવે છે. મેન્ડેલીવનો કાયદો અને પ્રણાલી કુદરતી વિજ્ઞાનના સૌથી મહત્વપૂર્ણ સામાન્યીકરણોમાંનો એક છે અને આધુનિક વિજ્ઞાનનો આધાર બનાવે છે. ટાપુની રચના વિશે ઉપદેશો.

અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું.

આ અને પછીના ફકરાઓ અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલના મોડલ વિશે વાત કરે છે. તે સમજવું જરૂરી છે અમે વાત કરી રહ્યા છીએબરાબર વિશે મોડેલો. વાસ્તવિક અણુઓ, અલબત્ત, વધુ જટિલ છે અને આપણે હજી પણ તેમના વિશે બધું જાણતા નથી. જો કે, આધુનિક સૈદ્ધાંતિક મોડેલ ઇલેક્ટ્રોનિક માળખુંઅણુ રાસાયણિક તત્વોના ઘણા ગુણધર્મોને સફળતાપૂર્વક સમજાવવા અને તેની આગાહી કરવા માટે પરવાનગી આપે છે, તેથી તે કુદરતી વિજ્ઞાનમાં વ્યાપકપણે ઉપયોગમાં લેવાય છે.

શરૂ કરવા માટે, ચાલો આપણે એન. બોહર (ફિગ. 2-3 c) દ્વારા પ્રસ્તાવિત "ગ્રહો" મોડેલને વધુ વિગતવાર ધ્યાનમાં લઈએ.

ચોખા. 2-3 સી. બોહરનું "ગ્રહો" મોડેલ.

ડેનિશ ભૌતિકશાસ્ત્રી એન. બોહરે 1913માં અણુના એક મોડેલની દરખાસ્ત કરી હતી જેમાં ઇલેક્ટ્રોન કણો અણુ ન્યુક્લિયસની આસપાસ લગભગ તે જ રીતે ફરે છે જે રીતે ગ્રહો સૂર્યની આસપાસ ફરે છે. બોહરે સૂચવ્યું હતું કે અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન માત્ર ચોક્કસ અંતરે ન્યુક્લિયસમાંથી દૂર કરવામાં આવેલી ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિર રીતે અસ્તિત્વ ધરાવે છે. તેણે આ ભ્રમણકક્ષાઓને સ્થિર ગણાવી. બહાર સ્થિર ભ્રમણકક્ષાઇલેક્ટ્રોન અસ્તિત્વમાં નથી. આવું કેમ હતું, બોહર તે સમયે સમજાવી શક્યો ન હતો. પરંતુ તેણે બતાવ્યું કે આવા મોડેલ ઘણા પ્રાયોગિક તથ્યો સમજાવવા માટે પરવાનગી આપે છે (આ ફકરા 2.7 માં વધુ વિગતવાર ચર્ચા કરવામાં આવી છે).

બોહર મોડેલમાં ઇલેક્ટ્રોન ભ્રમણકક્ષા પૂર્ણાંક 1, 2, 3, ... દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે. n, કોરની સૌથી નજીકના એકથી શરૂ કરીને. આગળ આપણે આવી ભ્રમણકક્ષાઓ કહીશું સ્તર. હાઇડ્રોજન અણુની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાનું વર્ણન કરવા માટે, એકલા સ્તરો પૂરતા છે. પરંતુ વધુ જટિલ અણુઓ, જેમ તે બહાર આવ્યું છે, સ્તરોમાં સમાન શક્તિઓનો સમાવેશ થાય છે સબલેવલ. ઉદાહરણ તરીકે, સ્તર 2 માં બે સબલેવલ (2s અને 2p) નો સમાવેશ થાય છે. ત્રીજા સ્તરમાં 3 પેટા-સ્તર (3s, 3p અને 3d) છે, જેમ કે ફિગમાં બતાવ્યા પ્રમાણે. 2-6. ચોથા સ્તર (તે આકૃતિમાં બંધબેસતું નથી) સબલેવલ 4s, 4p, 4d, 4f ધરાવે છે. ફકરા 2.7 માં અમે તમને કહીશું કે આ સબલેવલ નામો ક્યાંથી આવ્યા અને તેના વિશે ભૌતિક પ્રયોગો, જેણે અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો અને સબલેવલ્સને "જોવું" શક્ય બનાવ્યું.

ચોખા. 2-6. અણુઓ માટે બોહરનું મોડેલ હાઇડ્રોજન અણુ કરતાં વધુ જટિલ છે. ડ્રોઇંગ સ્કેલ કરવા માટે નથી - હકીકતમાં, સમાન સ્તરના સબલેવલ એકબીજાની ખૂબ નજીક છે.

કોઈપણ અણુના ઈલેક્ટ્રોન શેલમાં બરાબર જેટલા ઈલેક્ટ્રોન હોય છે જેટલા તેના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોન હોય છે, તેથી પરમાણુ એકંદરે વિદ્યુત રીતે તટસ્થ હોય છે. અણુમાં ઈલેક્ટ્રોન્સ ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકના સ્તરો અને સબલેવલને વસાવે છે કારણ કે આ કિસ્સામાં તેમની ઊર્જા જો તેઓ વધુ દૂરના સ્તરે વસ્યા હોય તો તેના કરતા ઓછી હોય છે. દરેક સ્તર અને સબલેવલ માત્ર ચોક્કસ સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોનને પકડી શકે છે.

સબલેવલ, બદલામાં, સમાન ઊર્જા ધરાવે છે ભ્રમણકક્ષા(તેઓ ફિગ. 2-6 માં બતાવ્યા નથી). અલંકારિક રીતે કહીએ તો, જો અણુના ઇલેક્ટ્રોન વાદળની સરખામણી શહેર અથવા શેરી સાથે કરવામાં આવે છે જ્યાં આપેલ અણુના તમામ ઇલેક્ટ્રોન “જીવંત” હોય, તો સ્તરની તુલના ઘર સાથે, સબલેવલને એપાર્ટમેન્ટ સાથે અને ઓર્બિટલ સાથે કરી શકાય છે. ઇલેક્ટ્રોન માટે જગ્યા. કોઈપણ સબલેવલના તમામ ભ્રમણકક્ષા સમાન ઊર્જા ધરાવે છે. એસ-સબલેવલ પર ફક્ત એક જ "ઓરડો" છે - ભ્રમણકક્ષા. પી-સબલેવલમાં 3 ઓર્બિટલ્સ છે, ડી-સબલેવલમાં 5 છે અને એફ-સબલેવલમાં 7 જેટલા ઓર્બિટલ્સ છે. દરેક "રૂમ" ભ્રમણકક્ષામાં એક કે બે ઈલેક્ટ્રોન "જીવી" શકે છે. એક ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોન ધરાવતા ઈલેક્ટ્રોનનો નિષેધ કહેવાય છે પાઉલીનો પ્રતિબંધ- આ શોધ કરનાર વૈજ્ઞાનિકના નામ પરથી મહત્વપૂર્ણ લક્ષણઅણુની રચના. અણુમાં દરેક ઇલેક્ટ્રોનનું પોતાનું "સરનામું" હોય છે, જે "ક્વોન્ટમ" તરીકે ઓળખાતી ચાર સંખ્યાઓના સમૂહ તરીકે લખવામાં આવે છે. વિભાગ 2.7 માં ક્વોન્ટમ નંબરોની વિગતવાર ચર્ચા કરવામાં આવશે. અહીં આપણે ફક્ત મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરનો ઉલ્લેખ કરીશું n(જુઓ. ફિગ. 2-6), જે ઇલેક્ટ્રોનના "સરનામા" માં આ ઇલેક્ટ્રોન અસ્તિત્વમાં છે તે સ્તરની સંખ્યા દર્શાવે છે.

©2015-2019 સાઇટ
તમામ અધિકારો તેમના લેખકોના છે. આ સાઇટ લેખકત્વનો દાવો કરતી નથી, પરંતુ મફત ઉપયોગ પ્રદાન કરે છે.
પૃષ્ઠ બનાવવાની તારીખ: 2016-08-20

આપણી આસપાસની દુનિયા જેમાંથી બનેલી છે તે રસાયણો છે.

દરેક રાસાયણિક પદાર્થના ગુણધર્મોને બે પ્રકારમાં વિભાજિત કરવામાં આવે છે: રાસાયણિક, જે અન્ય પદાર્થો બનાવવાની તેની ક્ષમતાને લાક્ષણિકતા આપે છે, અને ભૌતિક, જે નિરપેક્ષપણે અવલોકન કરવામાં આવે છે અને તેને અલગતામાં ધ્યાનમાં લઈ શકાય છે. રાસાયણિક પરિવર્તન. ઉદાહરણ તરીકે, પદાર્થના ભૌતિક ગુણધર્મો તેના છે શારીરિક સ્થિતિ(ઘન, પ્રવાહી અથવા વાયુયુક્ત), થર્મલ વાહકતા, ગરમીની ક્ષમતા, દ્રાવ્યતા વિવિધ વાતાવરણ(પાણી, આલ્કોહોલ, વગેરે), ઘનતા, રંગ, સ્વાદ, વગેરે.

કેટલાકનું પરિવર્તન રસાયણોઅન્ય પદાર્થોમાં રાસાયણિક ઘટના અથવા રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ કહેવાય છે. એ નોંધવું જોઈએ કે એવી શારીરિક ઘટનાઓ પણ છે જે દેખીતી રીતે કેટલાકમાં ફેરફારો સાથે હોય છે. ભૌતિક ગુણધર્મોઅન્ય પદાર્થોમાં રૂપાંતરિત થયા વિના પદાર્થો. TO ભૌતિક ઘટના, ઉદાહરણ તરીકે, બરફનું પીગળવું, ઠંડું અથવા પાણીનું બાષ્પીભવન વગેરેનો સમાવેશ કરો.

પ્રક્રિયા દરમિયાન શું થાય છે તે વિશે રાસાયણિક ઘટના, આપણે અવલોકન કરીને નિષ્કર્ષ કાઢી શકીએ છીએ લાક્ષણિક લક્ષણો રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ, જેમ કે રંગ પરિવર્તન, અવક્ષેપ, ગેસ ઉત્ક્રાંતિ, ગરમી અને/અથવા પ્રકાશ.

ઉદાહરણ તરીકે, રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓની ઘટના વિશે નિષ્કર્ષ અવલોકન કરીને કરી શકાય છે:

પાણી ઉકળતી વખતે કાંપની રચના, રોજિંદા જીવનમાં સ્કેલ કહેવાય છે;

જ્યારે આગ બળે છે ત્યારે ગરમી અને પ્રકાશનું પ્રકાશન;

હવામાં તાજા સફરજનના કટના રંગમાં ફેરફાર;

કણકના આથો દરમિયાન ગેસ પરપોટાની રચના, વગેરે.

પદાર્થના નાનામાં નાના કણો કે જે રાસાયણિક પ્રક્રિયા દરમિયાન વર્ચ્યુઅલ રીતે કોઈ ફેરફાર કરતા નથી, પરંતુ માત્ર એક નવી રીતે એકબીજા સાથે જોડાય છે, તેને અણુ કહેવામાં આવે છે.

દ્રવ્યના આવા એકમોના અસ્તિત્વનો ખ્યાલ પાછો આવ્યો પ્રાચીન ગ્રીસમનમાં પ્રાચીન ફિલસૂફો, જે વાસ્તવમાં "અણુ" શબ્દના મૂળને સમજાવે છે, કારણ કે ગ્રીકમાંથી શાબ્દિક રીતે અનુવાદિત "એટોમોસ" નો અર્થ થાય છે "અવિભાજ્ય".

જો કે, પ્રાચીન ગ્રીક ફિલસૂફોના વિચારથી વિપરીત, પરમાણુ એ ચોક્કસ લઘુત્તમ પદાર્થ નથી, એટલે કે. તેઓ પોતે એક જટિલ માળખું ધરાવે છે.

દરેક અણુ કહેવાતા સમાવે છે સબએટોમિક કણો– પ્રોટોન, ન્યુટ્રોન અને ઈલેક્ટ્રોન, અનુક્રમે p + , n o અને e − ચિહ્નો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. વપરાયેલ નોટેશનમાં સુપરસ્ક્રિપ્ટ સૂચવે છે કે પ્રોટોન એક એકમ ધરાવે છે હકારાત્મક ચાર્જ, ઇલેક્ટ્રોન - સિંગલ નકારાત્મક ચાર્જ, પરંતુ ન્યુટ્રોન પર કોઈ ચાર્જ નથી.

અણુની ગુણાત્મક રચના માટે, દરેક અણુમાં બધા પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન કહેવાતા ન્યુક્લિયસમાં કેન્દ્રિત હોય છે, જેની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોન ઇલેક્ટ્રોન શેલ બનાવે છે.

પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનનો સમૂહ લગભગ સમાન છે, એટલે કે. m p ≈ m n, અને ઇલેક્ટ્રોનનું દળ તે દરેકના દળ કરતાં લગભગ 2000 ગણું ઓછું છે, એટલે કે. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

કારણ કે મૂળભૂત મિલકતઅણુની વિદ્યુત તટસ્થતા અને એક ઇલેક્ટ્રોનનો ચાર્જ છે ચાર્જ સમાનએક પ્રોટોન, આમાંથી આપણે તારણ કાઢી શકીએ છીએ કે કોઈપણ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી હોય છે.

ઉદાહરણ તરીકે, નીચેનું કોષ્ટક અણુઓની સંભવિત રચના બતાવે છે:

સાથે અણુઓનો પ્રકાર સમાન ચાર્જમધ્યવર્તી કેન્દ્ર, એટલે કે સાથે સમાન નંબરતેમના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં રહેલા પ્રોટોનને રાસાયણિક તત્વ કહેવામાં આવે છે. આમ, ઉપરના કોષ્ટકમાંથી આપણે નિષ્કર્ષ પર આવી શકીએ છીએ કે અણુ1 અને અણુ2 એક રાસાયણિક તત્વના છે, અને અણુ3 અને અણુ4 બીજા રાસાયણિક તત્વના છે.

દરેક રાસાયણિક તત્વનું પોતાનું નામ અને વ્યક્તિગત પ્રતીક હોય છે, જે ચોક્કસ રીતે વાંચવામાં આવે છે. તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, સૌથી સરળ રાસાયણિક તત્વ, જેના પરમાણુ ન્યુક્લિયસમાં માત્ર એક જ પ્રોટોન ધરાવે છે, તેને "હાઇડ્રોજન" કહેવામાં આવે છે અને તે "H" પ્રતીક દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, જેને "રાખ" તરીકે વાંચવામાં આવે છે, અને રાસાયણિક તત્વ સાથે +7 નો પરમાણુ ચાર્જ (એટલે ​​​​કે 7 પ્રોટોન ધરાવતો) - "નાઇટ્રોજન", પ્રતીક "N" ધરાવે છે, જે "en" તરીકે વાંચવામાં આવે છે.

ઉપરના કોષ્ટકમાંથી જોઈ શકાય છે, એકના અણુઓ રાસાયણિક તત્વન્યુક્લીમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યામાં ભિન્ન હોઈ શકે છે.

સમાન રાસાયણિક તત્વ સાથે જોડાયેલા અણુઓ, પરંતુ ધરાવતા વિવિધ માત્રામાંન્યુટ્રોન અને, પરિણામે, સમૂહને આઇસોટોપ્સ કહેવામાં આવે છે.

ઉદાહરણ તરીકે, રાસાયણિક તત્વ હાઇડ્રોજનમાં ત્રણ આઇસોટોપ છે - 1 H, 2 H અને 3 H. H ની ઉપરના સૂચકાંકો 1, 2 અને 3 નો અર્થ ન્યુટ્રોન અને પ્રોટોનની કુલ સંખ્યા છે. તે. એ જાણીને કે હાઇડ્રોજન એક રાસાયણિક તત્વ છે, જે એ હકીકત દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે કે તેના પરમાણુના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં એક પ્રોટોન છે, આપણે નિષ્કર્ષ પર આવી શકીએ છીએ કે 1 H આઇસોટોપમાં કોઈ ન્યુટ્રોન નથી (1-1 = 0), 2 H આઇસોટોપ - 1 ન્યુટ્રોન (2-1=1) અને 3 H આઇસોટોપમાં - બે ન્યુટ્રોન (3-1=2). કારણ કે, પહેલેથી જ ઉલ્લેખ કર્યો છે તેમ, ન્યુટ્રોન અને પ્રોટોન સમાન દ્રવ્ય ધરાવે છે, અને ઇલેક્ટ્રોનનું દળ તેમની સરખામણીમાં નહિવત્ રીતે નાનું છે, આનો અર્થ એ થાય છે કે 2 H આઇસોટોપ 1 H આઇસોટોપ કરતાં લગભગ બમણું ભારે છે, અને 3 એચ આઇસોટોપ પણ ત્રણ ગણો ભારે છે. હાઇડ્રોજન આઇસોટોપ્સના સમૂહમાં આટલા મોટા સ્કેટરને કારણે, આઇસોટોપ્સ 2 H અને 3 H ને અલગ અલગ નામ અને પ્રતીકો પણ સોંપવામાં આવ્યા હતા, જે અન્ય કોઈપણ રાસાયણિક તત્વ માટે લાક્ષણિક નથી. 2H આઇસોટોપને ડ્યુટેરિયમ નામ આપવામાં આવ્યું હતું અને તેને પ્રતીક D આપવામાં આવ્યું હતું, અને 3H આઇસોટોપને ટ્રીટિયમ નામ આપવામાં આવ્યું હતું અને પ્રતીક T આપવામાં આવ્યું હતું.

જો આપણે પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનના દળને એક તરીકે લઈએ અને ઈલેક્ટ્રોનના દળને અવગણીએ, તો વાસ્તવમાં, અણુમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની કુલ સંખ્યા ઉપરાંત, ઉપલા ડાબા સૂચકાંકને તેનો સમૂહ ગણી શકાય, અને તેથી આ અનુક્રમણિકાને સમૂહ સંખ્યા કહેવામાં આવે છે અને તે પ્રતીક A દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે. કારણ કે કોઈપણ પ્રોટોનના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ અણુને અનુરૂપ હોય છે, અને દરેક પ્રોટોનનો ચાર્જ પરંપરાગત રીતે +1 માં પ્રોટોનની સંખ્યા સમાન ગણવામાં આવે છે; ન્યુક્લિયસને ચાર્જ નંબર (Z) કહેવામાં આવે છે. અણુમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા N તરીકે દર્શાવીને, સમૂહ સંખ્યા, ચાર્જ નંબર અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યા વચ્ચેનો સંબંધ ગાણિતિક રીતે આ રીતે વ્યક્ત કરી શકાય છે:

અનુસાર આધુનિક વિચારો, ઇલેક્ટ્રોન દ્વિ (કણ-તરંગ) પ્રકૃતિ ધરાવે છે. તેમાં કણ અને તરંગ બંનેના ગુણધર્મો છે. કણની જેમ, ઇલેક્ટ્રોનનું દળ અને ચાર્જ હોય ​​છે, પરંતુ તે જ સમયે, તરંગની જેમ ઇલેક્ટ્રોનનો પ્રવાહ, વિવર્તનની ક્ષમતા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે.

અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિનું વર્ણન કરવા માટે, રજૂઆતોનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સ, જે મુજબ ઇલેક્ટ્રોન પાસે ચોક્કસ માર્ગ નથી અને તે અવકાશમાં કોઈપણ બિંદુએ સ્થિત હોઈ શકે છે, પરંતુ વિવિધ સંભાવનાઓ સાથે.

ન્યુક્લિયસની આજુબાજુના અવકાશનો પ્રદેશ જ્યાં ઇલેક્ટ્રોન જોવા મળે તેવી સંભાવના છે તેને અણુ ભ્રમણકક્ષા કહેવામાં આવે છે.

અણુ ભ્રમણકક્ષા હોઈ શકે છે વિવિધ આકારો, કદ અને અભિગમ. અણુ ભ્રમણકક્ષાને ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ પણ કહેવાય છે.

ગ્રાફિકલી, એક અણુ ભ્રમણકક્ષા સામાન્ય રીતે ચોરસ કોષ તરીકે સૂચવવામાં આવે છે:

ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સ અત્યંત જટિલ ગાણિતિક ઉપકરણ ધરાવે છે, તેથી, માળખામાં શાળા અભ્યાસક્રમરસાયણશાસ્ત્રમાં, માત્ર ક્વોન્ટમ મિકેનિકલ થિયરીના પરિણામો ગણવામાં આવે છે.

આ પરિણામો અનુસાર, કોઈપણ અણુ ભ્રમણકક્ષા અને તેમાં સ્થિત ઇલેક્ટ્રોન સંપૂર્ણપણે 4 ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે.

• મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર - n - નક્કી કરે છે કુલ ઊર્જાઆપેલ ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોન. મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરના મૂલ્યોની શ્રેણી – બધા કુદરતી સંખ્યાઓ, એટલે કે n = 1,2,3,4, 5, વગેરે.
• ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર - l - અણુ ભ્રમણકક્ષાના આકારને દર્શાવે છે અને 0 થી n-1 સુધી કોઈપણ પૂર્ણાંક મૂલ્ય લઈ શકે છે, જ્યાં n, રિકોલ, મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર છે.

l = 0 વાળા ઓર્બિટલ્સ કહેવાય છે s- ભ્રમણકક્ષા. s-ઓર્બિટલ્સ આકારમાં ગોળાકાર હોય છે અને અવકાશમાં તેની કોઈ દિશા હોતી નથી:

l = 1 વાળા ઓર્બિટલ્સ કહેવાય છે પી- ભ્રમણકક્ષા. આ ભ્રમણકક્ષાઓમાં ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ આઠનો આકાર હોય છે, એટલે કે. સપ્રમાણતાના અક્ષની આસપાસ આકૃતિ આઠને ફેરવીને મેળવેલ આકાર, અને બહારથી ડમ્બબેલ ​​જેવું લાગે છે:

l = 2 વાળા ઓર્બિટલ્સ કહેવાય છે ડી- ભ્રમણકક્ષા, અને l = 3 સાથે - f- ભ્રમણકક્ષા. તેમની રચના વધુ જટિલ છે.

3) મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર – m l – ચોક્કસ અણુ ભ્રમણકક્ષાની અવકાશી દિશા નિર્ધારિત કરે છે અને દિશા તરફ ભ્રમણકક્ષાના કોણીય ગતિના પ્રક્ષેપણને વ્યક્ત કરે છે ચુંબકીય ક્ષેત્ર. ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર m l બાહ્ય ચુંબકીય ક્ષેત્રની મજબૂતાઈ વેક્ટરની દિશાને અનુરૂપ ભ્રમણકક્ષાના ઓરિએન્ટેશનને અનુરૂપ છે અને -l થી +l સુધી કોઈપણ પૂર્ણાંક મૂલ્યો લઈ શકે છે, જેમાં 0, એટલે કે. કુલ જથ્થો શક્ય મૂલ્યોબરાબર (2l+1). તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, l = 0 m l = 0 (એક મૂલ્ય), માટે l = 1 m l = -1, 0, +1 (ત્રણ મૂલ્યો), માટે l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબરના પાંચ મૂલ્યો), વગેરે.

તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, પી-ઓર્બિટલ્સ, એટલે કે. ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર l = 1 સાથેના ઓર્બિટલ્સ, "આઠના ત્રિ-પરિમાણીય આકૃતિ" જેવા આકારના, ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર (-1, 0, +1) ના ત્રણ મૂલ્યોને અનુરૂપ છે, જે બદલામાં ત્રણ દિશાઓને અનુરૂપ છે અવકાશમાં એકબીજાને લંબરૂપ.

4) સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર (અથવા ફક્ત સ્પિન) - m s - શરતી રીતે અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનના પરિભ્રમણની દિશા માટે જવાબદાર ગણી શકાય છે; અલગ-અલગ સ્પિન સાથેના ઈલેક્ટ્રોન્સને અંદર તરફ નિર્દેશ કરતી ઊભી તીરો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે વિવિધ બાજુઓ: ↓ અને .

સમાન મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર ધરાવતા અણુમાં તમામ ભ્રમણકક્ષાના સમૂહને ઊર્જા સ્તર કહેવામાં આવે છે અથવા ઇલેક્ટ્રોન શેલ. કોઈપણ મનસ્વી ઊર્જા સ્તરઅમુક સંખ્યા સાથે n n 2 ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે.

સાથે ઘણા ઓર્બિટલ્સ સમાન મૂલ્યોમુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર અને ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર એનર્જી સબલેવલનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે.

દરેક ઉર્જા સ્તર, જે મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n ને અનુરૂપ છે, તેમાં n સબલેવલ હોય છે. બદલામાં, ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર l સાથેના દરેક ઊર્જા સબલેવલમાં (2l+1) ઓર્બિટલ્સ હોય છે. આમ, s સબલેવલમાં એક ઓર્બિટલનો સમાવેશ થાય છે, p સબલેવલમાં ત્રણ p ઓર્બિટલ્સનો સમાવેશ થાય છે, d સબલેવલમાં પાંચ ડી ઓર્બિટલ્સનો સમાવેશ થાય છે અને f સબલેવલમાં સાત f ઓર્બિટલ્સનો સમાવેશ થાય છે. કારણ કે, પહેલેથી જ ઉલ્લેખ કર્યો છે તેમ, એક અણુ ભ્રમણકક્ષા ઘણીવાર એક દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે ચોરસ કોષ, પછી s-, p-, d- અને f-સબલેવલને નીચે પ્રમાણે ગ્રાફિકલી ચિત્રિત કરી શકાય છે:

દરેક ભ્રમણકક્ષા ત્રણના વ્યક્તિગત કડક રીતે વ્યાખ્યાયિત સમૂહને અનુલક્ષે છે ક્વોન્ટમ નંબરો n, l અને m l.

ઓર્બિટલ્સ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન કહેવાય છે.

ફિલિંગ અણુ ભ્રમણકક્ષાઇલેક્ટ્રોન ત્રણ શરતો અનુસાર થાય છે:

• ન્યૂનતમ ઊર્જા સિદ્ધાંત: ઇલેક્ટ્રોન સૌથી નીચા ઉર્જા સબલેવલથી શરૂ થતા ઓર્બિટલ્સને ભરે છે. તેમની શક્તિઓને વધારવાના ક્રમમાં સબલેવલનો ક્રમ નીચે મુજબ છે: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

ઇલેક્ટ્રોનિક સબલેવલ ભરવાના આ ક્રમને યાદ રાખવાનું સરળ બનાવવા માટે, નીચેનું ગ્રાફિક ચિત્ર ખૂબ અનુકૂળ છે:

• પાઉલી સિદ્ધાંત: દરેક ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોન ન હોઈ શકે.

જો ભ્રમણકક્ષામાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય, તો તેને અનપેયર કહેવામાં આવે છે, અને જો ત્યાં બે હોય, તો તેને ઇલેક્ટ્રોન જોડી કહેવામાં આવે છે.

• હંડનો નિયમ: પરમાણુની સૌથી સ્થિર સ્થિતિ એવી છે કે જેમાં, એક સબલેવલની અંદર, અણુમાં જોડાણ વગરના ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંભવિત સંખ્યા હોય છે. અણુની આ સૌથી સ્થિર સ્થિતિને ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટ કહેવામાં આવે છે.

વાસ્તવમાં, ઉપરનો અર્થ એ છે કે, ઉદાહરણ તરીકે, p-સબલેવલના ત્રણ ભ્રમણકક્ષામાં 1st, 2nd, 3rd અને 4th ઇલેક્ટ્રોનનું પ્લેસમેન્ટ નીચે મુજબ કરવામાં આવશે:

હાઇડ્રોજનમાંથી અણુ ભ્રમણકક્ષા ભરવાનું, જેનો ચાર્જ નંબર 1, ક્રિપ્ટોન (Kr), ચાર્જ નંબર 36 છે, નીચે પ્રમાણે હાથ ધરવામાં આવશે:

અણુ ભ્રમણકક્ષાના ભરવાના ક્રમની આવી રજૂઆતને ઊર્જા રેખાકૃતિ કહેવામાં આવે છે. વ્યક્તિગત તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક આકૃતિઓના આધારે, તેમના કહેવાતા ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો (રૂપરેખાંકનો) લખવાનું શક્ય છે. તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, 15 પ્રોટોન ધરાવતું તત્વ અને પરિણામે, 15 ઇલેક્ટ્રોન, એટલે કે. ફોસ્ફરસ (P) પાસે નીચેની ઊર્જા રેખાકૃતિ હશે:

જ્યારે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલામાં રૂપાંતરિત થાય છે, ત્યારે ફોસ્ફરસ અણુ ફોર્મ લેશે:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

સબલેવલ સિમ્બોલની ડાબી બાજુના સામાન્ય કદના નંબરો એનર્જી લેવલ નંબર દર્શાવે છે, અને સબલેવલ સિમ્બોલની જમણી બાજુની સુપરસ્ક્રિપ્ટ્સ અનુરૂપ સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.

નીચે D.I ના સામયિક કોષ્ટકના પ્રથમ 36 તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો છે. મેન્ડેલીવ.

પહેલેથી જ ઉલ્લેખ કર્યો છે તેમ, તેમની જમીનની સ્થિતિમાં, અણુ ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોન ઓછામાં ઓછી ઊર્જાના સિદ્ધાંત અનુસાર સ્થિત છે. જો કે, અણુની ભૂમિ અવસ્થામાં ખાલી પી-ઓર્બિટલ્સની હાજરીમાં, ઘણી વખત, તેને વધારાની ઊર્જા આપીને, અણુને કહેવાતી ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં સ્થાનાંતરિત કરી શકાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, બોરોન પરમાણુ તેના ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન અને નીચેના સ્વરૂપનું ઊર્જા રેખાકૃતિ ધરાવે છે:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

અને ઉત્સાહિત સ્થિતિમાં (*), એટલે કે. જ્યારે બોરોન પરમાણુને કેટલીક ઉર્જા આપવામાં આવે છે, ત્યારે તેનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન અને ઉર્જા ડાયાગ્રામ આના જેવો દેખાશે:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

અણુમાં કયા સબલેવલ છેલ્લે ભરાય છે તેના આધારે, રાસાયણિક તત્વોને s, p, d અથવા f માં વિભાજિત કરવામાં આવે છે.

કોષ્ટક D.I માં s, p, d અને f તત્વો શોધવી. મેન્ડેલીવ:

• s-તત્વોમાં ભરવાનું છેલ્લું s-સબલેવલ છે. આ ઘટકોમાં જૂથ I અને II ના મુખ્ય (ટેબલ સેલમાં ડાબી બાજુએ) પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે.
• પી-એલિમેન્ટ્સ માટે, પી-સબલેવલ ભરવામાં આવે છે. p-તત્વોમાં પ્રથમ અને સાતમા સિવાય દરેક સમયગાળાના છેલ્લા છ ઘટકો તેમજ જૂથ III-VIII ના મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે.
• d-તત્વો મોટા સમયગાળામાં s- અને p-તત્વો વચ્ચે સ્થિત છે.
• એફ-એલિમેન્ટ્સને લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે. તેઓ D.I ટેબલના તળિયે સૂચિબદ્ધ છે. મેન્ડેલીવ.

અણુ- એક વિદ્યુત તટસ્થ કણ જેમાં હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ન્યુક્લિયસ અને નકારાત્મક ચાર્જ થયેલ ઈલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે. અણુના કેન્દ્રમાં હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ન્યુક્લિયસ છે. તે અણુની અંદરની જગ્યાનો એક નજીવો હિસ્સો ધરાવે છે અને તમામ સકારાત્મક ચાર્જ અને અણુનો લગભગ સમગ્ર સમૂહ તેમાં કેન્દ્રિત છે.

ન્યુક્લિયસમાં પ્રાથમિક કણોનો સમાવેશ થાય છે - પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન; ઇલેક્ટ્રોન બંધ ભ્રમણકક્ષામાં અણુ ન્યુક્લિયસની આસપાસ ફરે છે.

પ્રોટોન(p)- 1.00728 અણુ દળના એકમોના સાપેક્ષ દળ અને +1 પરંપરાગત એકમનો ચાર્જ ધરાવતો પ્રાથમિક કણો. અણુ ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા સામયિક સિસ્ટમ D.I માં તત્વની અણુ સંખ્યા જેટલી છે. મેન્ડેલીવ.

ન્યુટ્રોન (n)- 1.00866 અણુ સમૂહ એકમો (amu) ના સાપેક્ષ દળ સાથે પ્રાથમિક તટસ્થ કણ.

ન્યુક્લિયસ N માં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા સૂત્ર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે:

જ્યાં A એ સામૂહિક સંખ્યા છે, Z એ ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ છે, જે પ્રોટોનની સંખ્યા (ઓર્ડિનલ નંબર) સમાન છે.

સામાન્ય રીતે, અણુના ન્યુક્લિયસના પરિમાણો નીચે પ્રમાણે લખવામાં આવે છે: ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ તત્વ પ્રતીકની નીચે ડાબી બાજુએ મૂકવામાં આવે છે, અને સમૂહ સંખ્યા ટોચ પર, ઉદાહરણ તરીકે:

આ એન્ટ્રી બતાવે છે કે ફોસ્ફરસ અણુ માટે પરમાણુ ચાર્જ (અને તેથી પ્રોટોનની સંખ્યા) 15 છે, સમૂહ સંખ્યા 31 છે, અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યા 31 – 15 = 16 છે. કારણ કે પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનનો સમૂહ ખૂબ જ અલગ છે. એકબીજાથી થોડું, દળની સંખ્યા ન્યુક્લિયસના સંબંધિત અણુ સમૂહની લગભગ સમાન છે.

ઇલેક્ટ્રોન (e –)- 0.00055 a ના સમૂહ સાથેનો પ્રાથમિક કણ. e.m અને શરતી ચાર્જ -1. અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અણુના ન્યુક્લિયસના ચાર્જ જેટલી હોય છે (D.I. મેન્ડેલીવના સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વની સામાન્ય સંખ્યા).

ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસની આસપાસ સખત રીતે વ્યાખ્યાયિત ભ્રમણકક્ષામાં ફરે છે, કહેવાતા ઇલેક્ટ્રોન વાદળ બનાવે છે.

અણુ ન્યુક્લિયસની આજુબાજુનો અવકાશનો પ્રદેશ જ્યાં ઈલેક્ટ્રોન મળવાની સૌથી વધુ શક્યતા છે (90% કે તેથી વધુ) તે ઈલેક્ટ્રોન વાદળનો આકાર નક્કી કરે છે.

s ઇલેક્ટ્રોનનો ઇલેક્ટ્રોન વાદળ ગોળાકાર છે; એસ-એનર્જી સબલેવલમાં વધુમાં વધુ બે ઈલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે.

પી-ઇલેક્ટ્રોનનું ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ ડમ્બેલ આકારનું છે; ત્રણ પી-ઓર્બિટલમાં મહત્તમ છ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે.

ઓર્બિટલ્સને ચોરસ તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે, જેની ઉપર અથવા નીચે આપેલ ભ્રમણકક્ષાનું વર્ણન કરતી મુખ્ય અને ગૌણ ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓના મૂલ્યો લખેલા હોય છે. આવા રેકોર્ડિંગને ગ્રાફિક ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા કહેવામાં આવે છે, ઉદાહરણ તરીકે:

આ સૂત્રમાં, તીરો ઇલેક્ટ્રોન સૂચવે છે, અને તીરની દિશા સ્પિનની દિશાને અનુરૂપ છે - ઇલેક્ટ્રોનની પોતાની ચુંબકીય ક્ષણ. વિરુદ્ધ સ્પિન ↓ સાથેના ઈલેક્ટ્રોન્સને જોડી કહેવામાં આવે છે.

તત્વોના અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોના સ્વરૂપમાં રજૂ કરી શકાય છે જેમાં સબલેવલના પ્રતીકો સૂચવવામાં આવે છે, સબલેવલના પ્રતીકની સામે ગુણાંક દર્શાવે છે કે તે આપેલ સ્તર સાથે સંબંધિત છે, અને પ્રતીકની ડિગ્રી આપેલ સબલેવલના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે.

કોષ્ટક 1 રાસાયણિક તત્વો D.I ના સામયિક કોષ્ટકના પ્રથમ 20 તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચના દર્શાવે છે. મેન્ડેલીવ.

અણુઓમાંના રાસાયણિક તત્વો કે જેના બાહ્ય સ્તરના s-સબલેવલ એક અથવા બે ઇલેક્ટ્રોનથી ફરી ભરાય છે તેને s-તત્વો કહેવામાં આવે છે. અણુઓમાં રાસાયણિક તત્ત્વો કે જેમાં p-સબલેવલ (એક થી છ ઇલેક્ટ્રોન સુધી) ભરેલા હોય છે તેને p-તત્વો કહેવામાં આવે છે.

રાસાયણિક તત્વના અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સંખ્યા પીરિયડ નંબર જેટલી હોય છે.

અનુસાર હંડનો નિયમઇલેક્ટ્રોન સમાન ઉર્જા સ્તરના સમાન ભ્રમણકક્ષામાં એવી રીતે સ્થિત છે કે કુલ સ્પિન મહત્તમ હોય. પરિણામે, જ્યારે એનર્જી સબલેવલ ભરતી વખતે, દરેક ઇલેક્ટ્રોન સૌ પ્રથમ એક અલગ કોષ ધરાવે છે, અને તે પછી જ તેમની જોડી શરૂ થાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, નાઇટ્રોજન અણુમાં બધા પી-ઇલેક્ટ્રોન અલગ કોષોમાં હશે, અને ઓક્સિજનમાં તેમની જોડી શરૂ થશે, જે સંપૂર્ણપણે નિયોનમાં સમાપ્ત થશે.

આઇસોટોપ્સસમાન તત્વના અણુઓ કહેવામાં આવે છે જે તેમના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન ધરાવે છે, પરંતુ ન્યુટ્રોનની સંખ્યા અલગ છે.

આઇસોટોપ્સ બધા તત્વો માટે જાણીતા છે. તેથી, સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વોના અણુ સમૂહ એ આઇસોટોપ્સના કુદરતી મિશ્રણોની સમૂહ સંખ્યાઓની સરેરાશ છે અને પૂર્ણાંક મૂલ્યોથી અલગ છે. આમ, આઇસોટોપ્સના કુદરતી મિશ્રણનો અણુ સમૂહ અણુની મુખ્ય લાક્ષણિકતા તરીકે સેવા આપી શકતો નથી, અને તેથી એક તત્વ. અણુની આ લાક્ષણિકતા એ ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ છે, જે અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અને તેની રચના નક્કી કરે છે.

ચાલો આ વિભાગમાં કેટલાક લાક્ષણિક કાર્યો જોઈએ.

ઉદાહરણ 1.કયા તત્વના અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 છે?

આ તત્વ તેના બાહ્ય ઊર્જા સ્તર પર એક 4s ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. પરિણામે, આ રાસાયણિક તત્વ મુખ્ય પેટાજૂથના પ્રથમ જૂથના ચોથા સમયગાળામાં છે. આ તત્વ પોટેશિયમ છે.

આ જવાબ પર પહોંચવાની બીજી રીત છે. તમામ ઈલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા ઉમેરીએ તો આપણને 19 મળે છે. ઈલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા એ તત્વની અણુ સંખ્યા જેટલી છે. સામયિક કોષ્ટકમાં 19મો નંબર પોટેશિયમ છે.

ઉદાહરણ 2.રાસાયણિક તત્વ સૌથી વધુ ઓક્સાઇડ RO 2 ને અનુરૂપ છે. આ તત્વના અણુના બાહ્ય ઊર્જા સ્તરનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને અનુરૂપ છે:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

ઉચ્ચ ઓક્સાઇડના સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને (આવર્ત કોષ્ટકમાં ઉચ્ચ ઓક્સાઇડના સૂત્રો જુઓ), અમે સ્થાપિત કરીએ છીએ કે આ રાસાયણિક તત્વ મુખ્ય પેટાજૂથના ચોથા જૂથમાં છે. આ તત્વોના બાહ્ય ઊર્જા સ્તરમાં ચાર ઇલેક્ટ્રોન હોય છે - બે s અને બે p. તેથી, સાચો જવાબ 2 છે.

તાલીમ કાર્યો

1. કેલ્શિયમ અણુમાં s-ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા છે

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. નાઇટ્રોજન અણુમાં જોડી પી-ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. નાઇટ્રોજન અણુમાં જોડી વગરના s-ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા બરાબર છે

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. આર્ગોન અણુના બાહ્ય ઊર્જા સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. 9 4 બી અણુમાં પ્રોટોન, ન્યુટ્રોન અને ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા બરાબર છે

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ 2; 8; 4 - (માં) સ્થિત અણુને અનુલક્ષે છે

1) 3જી અવધિ, IA જૂથ
2) 2જી અવધિ, IVA જૂથ
3) 3જી અવધિ, IVA જૂથ
4) 3જી અવધિ, VA જૂથ

7. VA જૂથના 3જી સમયગાળામાં સ્થિત રાસાયણિક તત્વ અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક માળખાના રેખાકૃતિને અનુરૂપ છે

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 4 સાથેનું રાસાયણિક તત્વ અસ્થિર હાઇડ્રોજન સંયોજન બનાવે છે, જેનું સૂત્ર છે

1) EN
2) EN 2
3) EN 3
4) EN 4

9. રાસાયણિક તત્વના અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન સ્તરોની સંખ્યા બરાબર છે

1) તેનો સીરીયલ નંબર
2) જૂથ નંબર
3) ન્યુક્લિયસમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા
4) પીરિયડ નંબર

10. મુખ્ય પેટાજૂથોના રાસાયણિક તત્વોના અણુઓમાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા બરાબર છે

1) તત્વનો સીરીયલ નંબર
2) જૂથ નંબર
3) ન્યુક્લિયસમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા
4) પીરિયડ નંબર

11. શ્રેણીના દરેક રાસાયણિક તત્વના અણુઓના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં બે ઇલેક્ટ્રોન જોવા મળે છે

1) તે, બી, બા
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) બા, સિનિયર, બી

12. એક રાસાયણિક તત્વ જેનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 છે તે રચનાનું ઓક્સાઇડ બનાવે છે

1) લિ 2 ઓ
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O

13. સલ્ફર અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન સ્તરોની સંખ્યા અને p-ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન છે

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ns 2 np 4 અણુને અનુરૂપ છે

1) ક્લોરિન
2) સલ્ફર
3) મેગ્નેશિયમ
4) સિલિકોન

15. જમીનની અવસ્થામાં સોડિયમ અણુના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોન ઊર્જા સબલેવલમાં સ્થિત છે

1) 2 સે
2) 2 પી
3) 3 સે
4) 3 પી

16. નાઈટ્રોજન અને ફોસ્ફરસ પરમાણુ હોય છે

1) ન્યુટ્રોનની સમાન સંખ્યા
2) પ્રોટોનની સમાન સંખ્યા
3) બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરની સમાન ગોઠવણી

17. કેલ્શિયમ અને કેલ્શિયમ અણુઓમાં સમાન સંખ્યામાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.

1) પોટેશિયમ
2) એલ્યુમિનિયમ
3) બેરિલિયમ
4) બોરોન

18. કાર્બન અને ફ્લોરિન પરમાણુ હોય છે

1) ન્યુટ્રોનની સમાન સંખ્યા
2) પ્રોટોનની સમાન સંખ્યા
3) ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સમાન સંખ્યા
4) ઇલેક્ટ્રોનની સમાન સંખ્યા

19. કાર્બન પરમાણુ તેની ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા ધરાવે છે

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. જમીનની સ્થિતિમાં ઓક્સિજન અણુમાં, જોડી ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા બરાબર છે

અણુની રચના.

એક અણુ બનેલું છે અણુ બીજકઅને ઇલેક્ટ્રોન શેલ.

અણુના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોન હોય છે ( p+) અને ન્યુટ્રોન ( n 0). મોટાભાગના હાઇડ્રોજન અણુઓમાં એક ન્યુક્લિયસ હોય છે જેમાં એક પ્રોટોન હોય છે.

પ્રોટોનની સંખ્યા એન(p+) પરમાણુ ચાર્જ સમાન છે ( ઝેડ) અને તત્વોની કુદરતી શ્રેણીમાં તત્વની ક્રમાંકિત સંખ્યા (અને તત્વોના સામયિક કોષ્ટકમાં).

એન(પી +) = ઝેડ

ન્યુટ્રોનનો સરવાળો એન(n 0), ફક્ત અક્ષર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે એન, અને પ્રોટોનની સંખ્યા ઝેડકહેવાય છે સમૂહ સંખ્યાઅને પત્ર દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે એ.

એ = ઝેડ + એન

અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં ન્યુક્લિયસની આસપાસ ફરતા ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે ( ઇ -).

ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા એન(ઇ-) તટસ્થ અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી હોય છે ઝેડતેના મૂળમાં.

પ્રોટોનનું દળ લગભગ ન્યુટ્રોનના દળ જેટલું હોય છે અને ઇલેક્ટ્રોનના દળના 1840 ગણું હોય છે, તેથી અણુનું દળ ન્યુક્લિયસના દળ જેટલું હોય છે.

અણુનો આકાર ગોળાકાર છે. ન્યુક્લિયસની ત્રિજ્યા અણુની ત્રિજ્યા કરતાં લગભગ 100,000 ગણી નાની છે.

રાસાયણિક તત્વ- સમાન પરમાણુ ચાર્જ (ન્યુક્લિયસમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન સાથે) અણુઓનો પ્રકાર (અણુઓનો સંગ્રહ).

આઇસોટોપ- ન્યુક્લિયસમાં સમાન સંખ્યામાં ન્યુટ્રોન સાથે સમાન તત્વના અણુઓનો સંગ્રહ (અથવા ન્યુક્લિયસમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન અને સમાન સંખ્યામાં ન્યુટ્રોન સાથેનો અણુનો પ્રકાર).

વિવિધ આઇસોટોપ્સ તેમના અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યામાં એકબીજાથી અલગ પડે છે.

વ્યક્તિગત અણુ અથવા આઇસોટોપનું હોદ્દો: (E - તત્વ પ્રતીક), ઉદાહરણ તરીકે: .

અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલનું માળખું

અણુ ભ્રમણકક્ષા- અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ. ભ્રમણકક્ષા માટેનું પ્રતીક છે. દરેક ભ્રમણકક્ષામાં અનુરૂપ ઇલેક્ટ્રોન વાદળ હોય છે.

જમીનમાં વાસ્તવિક અણુઓની ભ્રમણકક્ષા (અનઉત્સાહિત) ચાર પ્રકારના હોય છે: s, પી, ડીઅને f.

ઇલેક્ટ્રોનિક વાદળ- અવકાશનો તે ભાગ જેમાં 90 (અથવા વધુ) ટકાની સંભાવના સાથે ઇલેક્ટ્રોન મળી શકે છે.

નોંધ: કેટલીકવાર "અણુ ભ્રમણકક્ષા" અને "ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ" ની વિભાવનાઓને અલગ પાડવામાં આવતી નથી, જે બંનેને "અણુ ભ્રમણકક્ષા" કહે છે.

અણુનું ઇલેક્ટ્રોન શેલ સ્તરીય છે. ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરસમાન કદના ઇલેક્ટ્રોન વાદળો દ્વારા રચાય છે. એક સ્તરની ભ્રમણકક્ષાઓ રચાય છે ઇલેક્ટ્રોનિક ("ઊર્જા") સ્તર, તેમની ઊર્જા હાઇડ્રોજન અણુ માટે સમાન છે, પરંતુ અન્ય અણુઓ માટે અલગ છે.

સમાન પ્રકારના ઓર્બિટલ્સમાં જૂથબદ્ધ કરવામાં આવે છે ઇલેક્ટ્રોનિક (ઊર્જા)પેટા સ્તરો:
s-સુબલ સ્તર (એકનો સમાવેશ કરે છે s-ઓર્બિટલ્સ), પ્રતીક - .
પી-સુબલ સ્તર (ત્રણ સમાવે છે પી
ડી-સુબલ સ્તર (પાંચ સમાવે છે ડી-ઓર્બિટલ્સ), પ્રતીક - .
f-સુબલ સ્તર (સાત સમાવે છે f-ઓર્બિટલ્સ), પ્રતીક - .

સમાન સબલેવલના ઓર્બિટલ્સની ઊર્જા સમાન છે.

સબલેવલની નિયુક્તિ કરતી વખતે, સ્તરની સંખ્યા (ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર) સબલેવલ પ્રતીકમાં ઉમેરવામાં આવે છે, ઉદાહરણ તરીકે: 2 s, 3પી, 5ડીઅર્થ s- બીજા સ્તરનું ઉપસ્તર, પી- ત્રીજા સ્તરનું ઉપસ્તર, ડી-પાંચમા સ્તરનું સબલેવલ.

એક સ્તર પર સબલેવલની કુલ સંખ્યા સ્તરની સંખ્યા જેટલી છે n. એક સ્તર પર ભ્રમણકક્ષાની કુલ સંખ્યા બરાબર છે n 2. તદનુસાર, એક સ્તરમાં વાદળોની કુલ સંખ્યા પણ સમાન છે n 2 .

હોદ્દો: - મુક્ત ભ્રમણકક્ષા (ઈલેક્ટ્રોન વિના), - જોડી વગરના ઈલેક્ટ્રોન સાથે ભ્રમણકક્ષા, - ઈલેક્ટ્રોન જોડી (બે ઈલેક્ટ્રોન સાથે) સાથે ભ્રમણકક્ષા.

જે ક્રમમાં ઇલેક્ટ્રોન અણુના ભ્રમણકક્ષામાં ભરે છે તે પ્રકૃતિના ત્રણ નિયમો દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે (ફોર્મ્યુલેશન સરળ શબ્દોમાં આપવામાં આવે છે):

1. ન્યૂનતમ ઉર્જાનો સિદ્ધાંત - ઇલેક્ટ્રોન ભ્રમણકક્ષાની ઉર્જા વધારવાના ક્રમમાં ભ્રમણકક્ષામાં ભરે છે.

2. પાઉલી સિદ્ધાંત - એક ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોન હોઈ શકે નહીં.

3. હંડનો નિયમ - સબલેવલની અંદર, ઇલેક્ટ્રોન પહેલા ખાલી ઓર્બિટલ્સ (એક સમયે એક) ભરે છે અને તે પછી જ તેઓ ઇલેક્ટ્રોન જોડી બનાવે છે.

ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર (અથવા ઇલેક્ટ્રોન સ્તર) માં ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા 2 છે n 2 .

ઉર્જા દ્વારા સબલેવલનું વિતરણ નીચે પ્રમાણે દર્શાવવામાં આવ્યું છે (ઊર્જા વધારવાના ક્રમમાં):

1s, 2s, 2પી, 3s, 3પી, 4s, 3ડી, 4પી, 5s, 4ડી, 5પી, 6s, 4f, 5ડી, 6પી, 7s, 5f, 6ડી, 7પી ...

આ ક્રમ સ્પષ્ટ રીતે ઊર્જા રેખાકૃતિ દ્વારા વ્યક્ત કરવામાં આવ્યો છે:

સ્તરો, સબલેવલ અને ઓર્બિટલ્સમાં પરમાણુના ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ (અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન) ઇલેક્ટ્રોન ફોર્મ્યુલા, એનર્જી ડાયાગ્રામ અથવા વધુ સરળ રીતે, ઇલેક્ટ્રોન સ્તરોના આકૃતિ ("ઇલેક્ટ્રોન ડાયાગ્રામ") તરીકે દર્શાવી શકાય છે.

અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાના ઉદાહરણો:

વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન- અણુના ઇલેક્ટ્રોન જે રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લઈ શકે છે. કોઈપણ અણુ માટે, આ બધા બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન વત્તા તે પૂર્વ-બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન છે જેની ઉર્જા બાહ્ય રાશિઓ કરતા વધારે છે. ઉદાહરણ તરીકે: Ca અણુમાં 4 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છે s 2, તેઓ પણ સંયોજક છે; Fe અણુમાં 4 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છે s 2 પરંતુ તેની પાસે 3 છે ડી 6, તેથી આયર્ન અણુમાં 8 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે. કેલ્શિયમ અણુનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 4 છે s 2, અને આયર્ન પરમાણુ - 4 s 2 3ડી 6 .

ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ દ્વારા રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક
(રાસાયણિક તત્વોની કુદરતી વ્યવસ્થા)

રાસાયણિક તત્વોનો સામયિક કાયદો(આધુનિક રચના): રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો, તેમજ તેમના દ્વારા રચાયેલા સરળ અને જટિલ પદાર્થો, સમયાંતરે અણુ ન્યુક્લીના ચાર્જના મૂલ્ય પર આધારિત છે.

સામયિક કોષ્ટક- સામયિક કાયદાની ગ્રાફિક અભિવ્યક્તિ.

રાસાયણિક તત્વોની કુદરતી શ્રેણી- રાસાયણિક તત્વોની શ્રેણી તેમના અણુઓના ન્યુક્લીમાં પ્રોટોનની વધતી સંખ્યા અનુસાર ગોઠવવામાં આવે છે, અથવા, આ અણુઓના ન્યુક્લીના વધતા ચાર્જ અનુસાર સમાન શું છે. આ શ્રેણીમાં તત્વની અણુ સંખ્યા આ તત્વના કોઈપણ અણુના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી છે.

રાસાયણિક તત્વોનું કોષ્ટક રાસાયણિક તત્વોની કુદરતી શ્રેણીને "કટીંગ" કરીને બનાવવામાં આવે છે સમયગાળો(કોષ્ટકની આડી પંક્તિઓ) અને અણુઓની સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાવાળા તત્વોના જૂથો (કોષ્ટકની ઊભી કૉલમ).

તત્વોને જૂથોમાં કેવી રીતે જોડવામાં આવે છે તેના આધારે, કોષ્ટક હોઈ શકે છે લાંબી અવધિ(સમાન સંખ્યા અને સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનના પ્રકારવાળા તત્વો જૂથોમાં એકત્રિત કરવામાં આવે છે) અને ટૂંકા ગાળા(સમાન સંખ્યામાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવતા તત્વો જૂથોમાં એકત્રિત કરવામાં આવે છે).

ટૂંકા ગાળાના કોષ્ટક જૂથોને પેટાજૂથોમાં વિભાજિત કરવામાં આવે છે ( મુખ્યઅને બાજુ), લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકના જૂથો સાથે સુસંગત.

સમાન સમયગાળાના તત્વોના તમામ અણુઓમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન સ્તરો હોય છે, જે સમયગાળાની સંખ્યા જેટલી હોય છે.

સમયગાળામાં તત્વોની સંખ્યા: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. આઠમા સમયગાળાના મોટાભાગના તત્વો કૃત્રિમ રીતે મેળવવામાં આવ્યા હતા. પ્રથમ સિવાયના તમામ સમયગાળો ક્ષારયુક્ત ધાતુ-રચના તત્વ (લી, ના, કે, વગેરે) થી શરૂ થાય છે અને ઉમદા ગેસ-રચના તત્વ (He, Ne, Ar, Kr, વગેરે) સાથે સમાપ્ત થાય છે.

ટૂંકા ગાળાના કોષ્ટકમાં આઠ જૂથો છે, જેમાંથી દરેકને બે પેટાજૂથો (મુખ્ય અને ગૌણ) માં વિભાજિત કરવામાં આવ્યા છે, લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકમાં સોળ જૂથો છે, જે A અથવા B અક્ષરો સાથે રોમન અંકોમાં ક્રમાંકિત છે. ઉદાહરણ: IA, IIIB, VIA, VIIB. લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકનું જૂથ IA ટૂંકા-ગાળાના કોષ્ટકના પ્રથમ જૂથના મુખ્ય પેટાજૂથને અનુરૂપ છે; જૂથ VIIB - સાતમા જૂથનું ગૌણ પેટાજૂથ: બાકીનું - તે જ રીતે.

રાસાયણિક તત્વોની લાક્ષણિકતાઓ કુદરતી રીતે જૂથો અને સમયગાળામાં બદલાય છે.

પીરિયડ્સમાં (વધતા સીરીયલ નંબર સાથે)

• પરમાણુ ચાર્જ વધે છે
• બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધે છે,
• અણુઓની ત્રિજ્યા ઘટે છે,
• ઇલેક્ટ્રોન અને ન્યુક્લિયસ વચ્ચેના બોન્ડની મજબૂતાઈ વધે છે (આયનીકરણ ઊર્જા),
• ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી વધે છે,
• સરળ પદાર્થોના ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મોમાં વધારો થાય છે ("બિન-ધાતુ"),
• સરળ પદાર્થોના ઘટાડાના ગુણધર્મો નબળા પડે છે ("ધાતુત્વ"),
• હાઇડ્રોક્સાઇડ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડના મૂળભૂત પાત્રને નબળું પાડે છે,
• હાઇડ્રોક્સાઇડ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડનું એસિડિક પાત્ર વધે છે.

જૂથોમાં (વધતા સીરીયલ નંબર સાથે)

• પરમાણુ ચાર્જ વધે છે
• અણુઓની ત્રિજ્યા વધે છે (ફક્ત A-જૂથોમાં),
• ઇલેક્ટ્રોન અને ન્યુક્લિયસ વચ્ચેના બોન્ડની મજબૂતાઈ ઘટે છે (આયનીકરણ ઊર્જા; માત્ર A-જૂથોમાં),
• ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી ઘટે છે (ફક્ત A-જૂથોમાં),
• સરળ પદાર્થોના ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મો નબળા પડે છે ("બિન-ધાતુ"; માત્ર A-જૂથોમાં),
• સરળ પદાર્થોના ઘટાડાના ગુણધર્મોને વધારે છે ("ધાતુત્વ"; માત્ર A-જૂથોમાં),
• હાઇડ્રોક્સાઇડ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડનું મૂળભૂત પાત્ર વધે છે (ફક્ત A-જૂથોમાં),
• હાઇડ્રોક્સાઇડ અને અનુરૂપ ઓક્સાઇડના એસિડિક પાત્રને નબળું પાડે છે (ફક્ત A-જૂથોમાં),
• હાઇડ્રોજન સંયોજનોની સ્થિરતા ઘટે છે (તેમની ઘટાડવાની પ્રવૃત્તિ વધે છે; માત્ર A-જૂથોમાં).

વિષય પરના કાર્યો અને પરીક્ષણો "વિષય 9. "અણુનું માળખું. D. I. Mendeleev (PSHE) દ્વારા સામયિક કાયદો અને રાસાયણિક તત્વોની સામયિક સિસ્ટમ "."

• સામયિક કાયદો - સમયાંતરે કાયદો અને અણુ ગ્રેડ 8-9નું માળખું
  તમારે જાણવું જ જોઈએ: ઇલેક્ટ્રોનથી ભ્રમણકક્ષા ભરવાના નિયમો (ઓછામાં ઓછી ઉર્જાનો સિદ્ધાંત, પાઉલી સિદ્ધાંત, હંડનો નિયમ), તત્વોના સામયિક કોષ્ટકની રચના.

  તમારે આમાં સમર્થ હોવા જોઈએ: સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વની સ્થિતિ દ્વારા અણુની રચના નક્કી કરો, અને, તેનાથી વિપરીત, સામયિક સિસ્ટમમાં એક તત્વ શોધો, તેની રચના જાણીને; સ્ટ્રક્ચર ડાયાગ્રામ, અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન, આયન, અને તેનાથી વિપરીત, ડાયાગ્રામ અને ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનમાંથી PSCE માં રાસાયણિક તત્વની સ્થિતિ નક્કી કરો; PSCE માં તેની સ્થિતિ અનુસાર તત્વ અને તે જે પદાર્થો બનાવે છે તેની લાક્ષણિકતા આપો; અણુઓની ત્રિજ્યામાં ફેરફાર, રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો અને તેઓ જે પદાર્થો બનાવે છે તે એક સમયગાળામાં અને સામયિક સિસ્ટમના એક મુખ્ય પેટાજૂથમાં ફેરફાર નક્કી કરે છે.

  ઉદાહરણ 1.ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં ભ્રમણકક્ષાની સંખ્યા નક્કી કરો. આ ઓર્બિટલ્સ શું છે?
  ઓર્બિટલ્સની સંખ્યા નક્કી કરવા માટે, અમે સૂત્રનો ઉપયોગ કરીએ છીએ એનભ્રમણકક્ષા = n 2 જ્યાં n- સ્તર નંબર. એનઓર્બિટલ્સ = 3 2 = 9. એક 3 s-, ત્રણ 3 પી- અને પાંચ 3 ડી- ભ્રમણકક્ષા.

  ઉદાહરણ 2.કયા તત્વના અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 1 છે તે નક્કી કરો s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 1 .
  તે કયું તત્વ છે તે નિર્ધારિત કરવા માટે, તમારે તેની અણુ સંખ્યા શોધવાની જરૂર છે, જે અણુના કુલ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી છે. આ કિસ્સામાં: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. આ એલ્યુમિનિયમ છે.

  તમને જે જોઈએ છે તે બધું શીખી લેવામાં આવ્યું છે તેની ખાતરી કર્યા પછી, કાર્યોને પૂર્ણ કરવા આગળ વધો. અમે તમને સફળતાની ઇચ્છા કરીએ છીએ.

  
  ભલામણ કરેલ વાંચન:
  • ઓ.એસ. ગેબ્રિયલિયન અને અન્ય રસાયણશાસ્ત્ર 11મા ધોરણ. એમ., બસ્ટાર્ડ, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. રસાયણશાસ્ત્ર 11 મા ધોરણ. એમ., શિક્ષણ, 2001.

કારણ 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 અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખુંક્વોન્ટમ મિકેનિક્સના ઉપકરણના આધારે બનાવવામાં આવે છે. આમ, અણુના ઉર્જા સ્તરોનું માળખું અણુ 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 –1,0,1,  m= -l, ચુંબકીય s = -1/2, 1/2 .

અનુસાર ;  સ્પિન પાઉલી સિદ્ધાંત m , એક જ અણુમાં ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓનો સમાન સમૂહ ધરાવતા બે ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી 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 m, 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. ઉદાહરણ 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 શેલ બદલાય છે, જેનું માળખું રાસાયણિક તત્વોના ઘણા ગુણધર્મોને સમજાવે છે. અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક માળખાના સિદ્ધાંતના આધારે, મેન્ડેલીવના રાસાયણિક તત્વોના સામયિક કાયદાના ઊંડા ભૌતિક અર્થની સ્થાપના કરવામાં આવી હતી 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 નબળાઈ અને બિન-ધાતુના ગુણધર્મોને મજબૂત કરવાનું અવલોકન કરવામાં આવે 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=1થી Z=114જો કે, સામયિક સિસ્ટમ પૂર્ણ નથી, નવા ટ્રાન્સયુરેનિયમ તત્વોની શોધ શક્ય છે.