આપણે પાઠ્યપુસ્તકના પરિચયમાં પહેલેથી જ નોંધ્યું છે તેમ, 8મા ધોરણમાં આપણે ઘણી બધી માહિતી "વિશ્વાસ પર" લેવી પડશે, કારણ કે શાળામાં સંબંધિત પ્રયોગો કરવા અથવા તેનું વર્ણન કરવું મુશ્કેલ છે. કારણ એ છે કે તેમાંના મોટા ભાગનાને ભૌતિકશાસ્ત્ર અને રસાયણશાસ્ત્રના હજુ સુધી અભ્યાસ ન કરેલા વિભાગોના "જંક્શન પર" સમજાવવામાં આવ્યા છે. અણુઓ અને આયનોની રચના આવી માહિતીનું ઉદાહરણ છે. ચાલો તેમને જાણીએ.

અણુઓ ત્રણ પ્રકારના પણ નાના કણોથી બનેલા છે. અણુના કેન્દ્રમાં એક ન્યુક્લિયસ રચાય છે પ્રોટોનઅને ન્યુટ્રોન. ન્યુક્લિયસ ઝડપથી આસપાસ ફરે છે ઇલેક્ટ્રોનકહેવાતા રચના ઇલેક્ટ્રોનિક વાદળો.ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા તેની આસપાસ ફરતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી છે. ન્યુટ્રોનની સંખ્યા અલગ અલગ હોઈ શકે છે.
પ્રોટોનનું દળ લગભગ ન્યુટ્રોનના દળ જેટલું હોય છે. તેમના દળની તુલનામાં, ઇલેક્ટ્રોનનું દળ નહિવત્ છે. ઇલેક્ટ્રોન કહેવાતા સંબંધ ધરાવે છે નકારાત્મક ચાર્જકણો, પ્રોટોન - થી સકારાત્મક ચાર્જકણો ન્યુટ્રોન - થી અનચાર્જ્ડ અથવા ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલકણો (ઇલેક્ટ્રિક ચાર્જ શું છે અને તેના ચિહ્નો “+” અને “-” કેવી રીતે નક્કી કરવામાં આવે છે, આપણે § 8-b માં શીખીશું).

ન્યુક્લિયસના કણો ખાસ દ્વારા એકબીજા સાથે નિશ્ચિતપણે જોડાયેલા છે પરમાણુ દળો.ન્યુક્લિયસ તરફ ઇલેક્ટ્રોનનું આકર્ષણ પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનના પરસ્પર આકર્ષણ કરતાં ઘણું નબળું છે, તેથી ઇલેક્ટ્રોન (ન્યુક્લિયસના કણોથી વિપરીત - પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન) તેમના અણુઓથી અલગ થઈ શકે છે અને અન્ય તરફ આગળ વધી શકે છે (આકૃતિ જુઓ).
ઇલેક્ટ્રોન સંક્રમણના પરિણામે, આયનો - અણુઓ અથવા અણુઓના જૂથો જેમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી નથી.જો આયનમાં સકારાત્મક ચાર્જ કણો કરતાં વધુ નકારાત્મક ચાર્જ કણો હોય, તો આવા આયનને કહેવામાં આવે છે નકારાત્મકનહિંતર, આયન કહેવાય છે હકારાત્મકઆકૃતિનો ઉપરનો ભાગ અણુ દ્વારા ઇલેક્ટ્રોનનું નુકસાન દર્શાવે છે, એટલે કે, હકારાત્મક આયનની રચના. આકૃતિના નીચેના ભાગમાં અણુમાંથી નકારાત્મક આયનની રચના છે.
આયનો પદાર્થોમાં ખૂબ જ સામાન્ય છે, ઉદાહરણ તરીકે, તેઓ અપવાદ વિના તમામ ધાતુઓમાં જોવા મળે છે. તેનું કારણ એ છે કે દરેક ધાતુના અણુમાંથી એક અથવા વધુ ઈલેક્ટ્રોન અલગ થઈ જાય છે અને ધાતુની અંદર ખસી જાય છે, જેને કહેવાય છે. ઇલેક્ટ્રોન ગેસ.તે ઇલેક્ટ્રોન, એટલે કે, નકારાત્મક કણોના નુકસાનને કારણે છે, કે ધાતુના અણુઓ હકારાત્મક આયન બની જાય છે. આ કોઈપણ રાજ્યમાં ધાતુઓ માટે સાચું છે - નક્કર, પ્રવાહી અથવા વાયુયુક્ત (ઉદાહરણ તરીકે, પારો વરાળ).

તે જાણીતું છે કે ઘન સ્થિતિમાં તમામ ધાતુઓ સ્ફટિકો છે (જુઓ § 7 મી). તમામ ધાતુઓના આયનો વ્યવસ્થિત રીતે ગોઠવાયેલા હોય છે, જે સ્ફટિક જાળી બનાવે છે. પીગળેલી અને બાષ્પીભવન થયેલ (વાયુયુક્ત) ધાતુઓમાં, આયનોની કોઈ ગોઠવણી થતી નથી, પરંતુ ઈલેક્ટ્રોન ગેસ હજુ પણ આયનોની વચ્ચે રહે છે.
આયનો અનેક અણુઓ (અણુઓના જૂથ) દ્વારા રચી શકાય છે.ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે સલ્ફ્યુરિક એસિડ પાણીમાં ઓગળી જાય છે, ત્યારે તેના દરેક પરમાણુ બે હાઇડ્રોજન આયનો 2H+ અને એક એસિડિક અવશેષ આયન SO42- બનાવે છે. પરમાણુના ભંગાણને સમીકરણ દ્વારા વ્યક્ત કરી શકાય છે: H2SO4 = 2H+ + SO42-.

તટસ્થ અણુઓ (આયનીકરણ) માંથી આયનોની રચના વિવિધ કારણોસર થઈ શકે છે. અમે ફક્ત તેમાંથી એક તરફ જોયું છે, વિસર્જન. બીજું કારણ તાપમાનમાં વધારો છે. તે જ સમયે, તેમની રચનામાં સમાવિષ્ટ બંને પરમાણુઓ અને અણુઓના સ્પંદનોની શ્રેણી વધે છે. જો તાપમાન ચોક્કસ મૂલ્ય કરતાં વધી જાય, તો પરમાણુ વિઘટન થશે અને આયનો રચાશે. આયનીકરણ અન્ય કારણોસર પણ થઈ શકે છે.

અણુઓ ત્રણ પ્રકારના નાના કણોથી બનેલા છે. અણુના કેન્દ્રમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન દ્વારા રચાયેલ ન્યુક્લિયસ છે. ન્યુક્લિયસની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોન છે જે ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સ બનાવે છે. ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સામાન્ય રીતે ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી હોય છે. ન્યુક્લિયસમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા બદલાઈ શકે છે: શૂન્યથી અનેક દસ સુધી.

પ્રોટોનનું દળ લગભગ ન્યુટ્રોનના દળ જેટલું હોય છે. તેમના દળની તુલનામાં, ઇલેક્ટ્રોનનું દળ નહિવત્ છે. ઇલેક્ટ્રોન કહેવાતા નકારાત્મક ચાર્જ કણોથી સંબંધિત છે, પ્રોટોન - હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલા કણો સાથે. ન્યુટ્રોન અનચાર્જ્ડ અથવા ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ કણોથી સંબંધિત છે (આપણે જાણીશું કે ઇલેક્ટ્રિક ચાર્જ શું છે અને તેના ચિહ્નો § 8-c માં કેવી રીતે નક્કી કરવામાં આવે છે).

ન્યુક્લિયસના કણો ખાસ પરમાણુ દળો દ્વારા એકબીજા સાથે નિશ્ચિતપણે બંધાયેલા છે. ન્યુક્લિયસ તરફ ઇલેક્ટ્રોનનું આકર્ષણ પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનના પરસ્પર આકર્ષણ કરતાં ઘણું નબળું છે, તેથી ઇલેક્ટ્રોન (ન્યુક્લિયસના કણોથી વિપરીત - પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન) તેમના અણુઓથી અલગ થઈ શકે છે અને અન્ય તરફ આગળ વધી શકે છે.

ઇલેક્ટ્રોન સંક્રમણોના પરિણામે, આયનો રચાય છે - અણુઓ અથવા અણુઓના જૂથો જેમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલી હોતી નથી. જો આયનમાં સકારાત્મક ચાર્જ કરેલા કણો કરતાં વધુ નકારાત્મક ચાર્જ કણો હોય, તો આવા આયનને નકારાત્મક કહેવામાં આવે છે. નહિંતર, આયનને હકારાત્મક કહેવામાં આવે છે. આકૃતિનો ઉપરનો ભાગ અણુ દ્વારા ઇલેક્ટ્રોનનું નુકસાન દર્શાવે છે, એટલે કે, હકારાત્મક આયનની રચના. આકૃતિના નીચેના ભાગમાં અણુમાંથી ઋણ આયનની રચના છે.

આયનો પદાર્થોમાં ખૂબ જ સામાન્ય છે, ઉદાહરણ તરીકે, તેઓ અપવાદ વિના તમામ ધાતુઓમાં જોવા મળે છે. તેનું કારણ એ છે કે દરેક ધાતુના અણુમાંથી એક અથવા વધુ ઈલેક્ટ્રોન અલગ થઈ જાય છે અને ધાતુની અંદર જાય છે, જેને ઈલેક્ટ્રોન ગેસ કહે છે. તે ઇલેક્ટ્રોન, એટલે કે, નકારાત્મક કણોના નુકસાનને કારણે છે, કે ધાતુના અણુઓ હકારાત્મક આયન બની જાય છે. આ કોઈપણ રાજ્યમાં ધાતુઓ માટે સાચું છે - નક્કર, પ્રવાહી અથવા વાયુયુક્ત (ઉદાહરણ તરીકે, પારો વરાળ).

તમે પહેલેથી જ જાણો છો કે ઘન સ્થિતિમાં તમામ ધાતુઓ સ્ફટિકો છે (જુઓ § 7 મી). તમામ ધાતુઓના આયનો વ્યવસ્થિત રીતે ગોઠવાયેલા હોય છે, જે સ્ફટિક જાળી બનાવે છે. પ્રવાહી અથવા વાયુની સ્થિતિમાં ધાતુઓમાં, આયનોની કોઈ ક્રમબદ્ધ ગોઠવણી નથી, પરંતુ ઇલેક્ટ્રોન ગેસ હજુ પણ હાજર છે.

કેટલાક આયનો એક કરતાં વધુ અણુ દ્વારા રચી શકાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, જલીય દ્રાવણમાં સલ્ફ્યુરિક એસિડ H2SO4 ના અણુઓ સકારાત્મક હાઇડ્રોજન આયનોમાં તૂટી જાય છે, જેમાંના દરેકમાં એક અણુ હોય છે, અને એસિડ અવશેષોના નકારાત્મક આયનો, જેમાંના દરેકમાં પાંચ અણુ હોય છે (આકૃતિ જુઓ).

તટસ્થ અણુઓ (આયનીકરણ) માંથી આયનોની રચના વિવિધ કારણોસર થઈ શકે છે. અમે ફક્ત તેમાંથી એક તરફ જોયું છે, વિસર્જન. બીજું કારણ તાપમાનમાં વધારો છે. તે જ સમયે, તેમની રચનામાં સમાવિષ્ટ બંને પરમાણુઓ અને અણુઓના સ્પંદનોની શ્રેણી વધે છે. જો તાપમાન ચોક્કસ મૂલ્ય કરતાં વધી જાય, તો પરમાણુ વિઘટન થશે અને આયનો રચાશે. આયનીકરણ ઘર્ષણ, વીજળી, પ્રકાશ અને કિરણોત્સર્ગના પ્રભાવ હેઠળ પણ થઈ શકે છે.

H2+ કણની રચનાની પ્રક્રિયાને નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય છે:

H + H+ H2+.

આમ, એક ઇલેક્ટ્રોન બોન્ડિંગ મોલેક્યુલર ઓર્બિટલમાં સ્થિત છે.

બોન્ડ મલ્ટીપ્લીસીટી એ બોન્ડીંગ અને એન્ટીબોન્ડીંગ ઓર્બિટલમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યાના અડધા તફાવતની બરાબર છે. આનો અર્થ એ છે કે H2+ કણમાં બોન્ડ ગુણાકાર (1 – 0):2 = 0.5 છે. BC પદ્ધતિ, MO પદ્ધતિથી વિપરીત, એક ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા બોન્ડની રચનાની શક્યતા સમજાવતી નથી.

હાઇડ્રોજન પરમાણુ નીચેની ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ધરાવે છે:

H2 પરમાણુમાં બે બંધન ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જેનો અર્થ છે કે પરમાણુ એક જ બોન્ડ ધરાવે છે.

મોલેક્યુલર આયન H2- ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ધરાવે છે:

H2- [(s 1s)2(s *1s)1].

H2- માં બોન્ડ ગુણાકાર છે (2 – 1):2 = 0.5.

ચાલો હવે બીજા સમયગાળાના હોમોન્યુક્લિયર પરમાણુઓ અને આયનોનો વિચાર કરીએ.

Li2 પરમાણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન નીચે મુજબ છે:

2Li(K2s)Li2.

Li2 પરમાણુ બે બંધન ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, જે એક બોન્ડને અનુરૂપ છે.

Be2 પરમાણુની રચનાની પ્રક્રિયાને નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય છે:

2 Be(K2s2) Be2 .

Be2 પરમાણુમાં બંધન અને એન્ટિબોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન છે, અને કારણ કે એક એન્ટિબોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોન એક બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોનની ક્રિયાને નષ્ટ કરે છે, Be2 પરમાણુ જમીનની સ્થિતિમાં શોધી શકાતું નથી.

નાઇટ્રોજન પરમાણુ તેના ભ્રમણકક્ષામાં 10 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. N2 પરમાણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું:

N2 પરમાણુમાં આઠ બંધન અને બે એન્ટિબોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોન હોવાથી, આ અણુમાં ટ્રિપલ બોન્ડ હોય છે. નાઇટ્રોજન પરમાણુ ડાયમેગ્નેટિક ગુણધર્મો ધરાવે છે કારણ કે તેમાં જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન નથી.

O2 પરમાણુના ભ્રમણકક્ષામાં 12 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન વિતરિત છે, તેથી આ પરમાણુનું રૂપરેખાંકન છે:

ચોખા. 9.2. O2 પરમાણુમાં મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ્સની રચનાની યોજના (ઓક્સિજન પરમાણુના માત્ર 2p ઇલેક્ટ્રોન બતાવવામાં આવ્યા છે)

O2 પરમાણુમાં, હંડના નિયમ અનુસાર, સમાંતર સ્પિન સાથેના બે ઇલેક્ટ્રોન એક સમયે એક જ ઊર્જા સાથે બે ભ્રમણકક્ષામાં મૂકવામાં આવે છે (ફિગ. 9.2). BC પદ્ધતિ અનુસાર, ઓક્સિજનના પરમાણુમાં જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન નથી અને તેમાં ડાયમેગ્નેટિક ગુણધર્મો હોવા જોઈએ, જે પ્રાયોગિક ડેટા સાથે સુસંગત નથી. મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ પદ્ધતિ ઓક્સિજનના પેરામેગ્નેટિક ગુણધર્મોની પુષ્ટિ કરે છે, જે ઓક્સિજન પરમાણુમાં બે અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનની હાજરીને કારણે છે. ઓક્સિજન પરમાણુમાં બોન્ડ ગુણાકાર છે (8–4): 2 = 2.

ચાલો O2+ અને O2- આયનોની ઈલેક્ટ્રોનિક રચનાને ધ્યાનમાં લઈએ. O2+ આયન તેની ભ્રમણકક્ષામાં 11 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, તેથી આયન રૂપરેખાંકન નીચે મુજબ છે:

O2+ આયનમાં બોન્ડ ગુણાકાર છે (8–3):2 = 2.5. O2- આયનમાં, તેની ભ્રમણકક્ષામાં 13 ઇલેક્ટ્રોન વિતરિત થાય છે. આ આયનની નીચેની રચના છે:

O2- .

O2- આયનમાં બોન્ડ ગુણાકાર છે (8 – 5): 2 = 1.5. O2- અને O2+ આયનો પેરામેગ્નેટિક છે કારણ કે તેમાં જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.

F2 પરમાણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે:

F2 પરમાણુમાં બોન્ડ ગુણાકાર 1 છે, કારણ કે ત્યાં બે બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોનનો વધુ પડતો જથ્થો છે. કારણ કે પરમાણુમાં કોઈ જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન નથી, તે ડાયમેગ્નેટિક છે.

N2, O2, F2 શ્રેણીમાં, પરમાણુઓમાં ઊર્જા અને બોન્ડની લંબાઈ છે:

બોન્ડિંગ ઈલેક્ટ્રોન્સના વધારાના વધારાથી બંધનકર્તા ઊર્જા (બોન્ડ સ્ટ્રેન્થ)માં વધારો થાય છે. જ્યારે N2 થી F2 તરફ જાય છે, ત્યારે બોન્ડની લંબાઈ વધે છે, જે બોન્ડના નબળા પડવાના કારણે છે.

શ્રેણી O2-, O2, O2+ માં, બોન્ડ ગુણાકાર વધે છે, બોન્ડ ઊર્જા પણ વધે છે, અને બોન્ડ લંબાઈ ઘટે છે.

>> અણુઓ. આયનો. રાસાયણિક તત્વો. જિજ્ઞાસુઓ માટે. જીવંત પ્રકૃતિમાં રાસાયણિક તત્વો

અણુઓ. આયનો. રાસાયણિક તત્વો

આ ફકરામાંની સામગ્રી તમને મદદ કરશે:

> તેની રચના શું છે તે શોધો અણુ;
> અણુ અને આયન વચ્ચેનો તફાવત સમજો;
> રાસાયણિક તત્વોના નામ અને હોદ્દો જાણો - ચોક્કસ પ્રકારના અણુઓ;
> રાસાયણિક તત્વો વિશે માહિતીના સ્ત્રોત તરીકે D.I. મેન્ડેલીવની સામયિક સિસ્ટમનો ઉપયોગ કરો.

અણુઓ.

પ્રાચીન ગ્રીક ફિલસૂફોએ પદાર્થો અને તેમની રચના વિશે વિચાર્યું. તેઓએ એવો દાવો કર્યો હતો પદાર્થોઅણુઓનો સમાવેશ થાય છે - અદ્રશ્ય અને અવિભાજ્ય કણો, અને તેમના જોડાણના પરિણામે, આસપાસના વિશ્વની રચના થઈ અને અસ્તિત્વમાં છે.

1 ઘરે ફિલ્ટર કપાસની ઊન અથવા ઘણી વખત ફોલ્ડ કરેલી પટ્ટી હોઈ શકે છે. ફિલ્ટરને ઘરના પાણીના ડબ્બામાં મૂકવું આવશ્યક છે.

ગ્રીકમાંથી અનુવાદિત, "અણુ" શબ્દનો અર્થ થાય છે "અવિભાજ્ય."

અણુઓનું અસ્તિત્વ 19મી સદીમાં જ સાબિત થયું હતું. જટિલ ભૌતિક પ્રયોગોનો ઉપયોગ કરીને. તે જ સમયે, તે સ્થાપિત થયું હતું કે અણુ એ સતત, એકવિધ કણ નથી. તે ન્યુક્લિયસ અને ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. 1911 માં, અણુના પ્રથમ મોડેલોમાંનું એક પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યું હતું - ગ્રહો. આ મોડેલ મુજબ, ન્યુક્લિયસ અણુની મધ્યમાં સ્થિત છે અને તેના જથ્થાના નાના ભાગ પર કબજો કરે છે, અને ઇલેક્ટ્રોન સૂર્યની આસપાસના ગ્રહોની જેમ ચોક્કસ ભ્રમણકક્ષામાં ન્યુક્લિયસની આસપાસ ફરે છે (ફિગ. 32).

ઇલેક્ટ્રોન એ અણુ ન્યુક્લિયસ કરતાં હજારો ગણું નાનું છે. આ નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ કણ છે. તેનો ચાર્જ પ્રકૃતિમાં અસ્તિત્વમાં છે તે સૌથી નાનો છે. તેથી, ઇલેક્ટ્રોન ચાર્જની તીવ્રતા ભૌતિકશાસ્ત્રીઓસૌથી નાના કણોના ચાર્જ માટે માપનના એકમ તરીકે લેવામાં આવે છે (ઇલેક્ટ્રોન ઉપરાંત, અન્ય કણો છે). આમ, ઇલેક્ટ્રોનનો ચાર્જ - 1 છે. આ કણ નીચે પ્રમાણે નિયુક્ત થયેલ છે: .

અણુનું ન્યુક્લિયસ હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ છે. ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ અને અણુના તમામ ઇલેક્ટ્રોનનો કુલ ચાર્જ તીવ્રતામાં સમાન છે, પરંતુ ચિહ્નમાં વિરુદ્ધ છે. તેથી અણુ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ છે. જો અણુના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ +1 હોય, તો આવા અણુમાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જો +2 - બે ઇલેક્ટ્રોન, વગેરે.

ચોખા. 32. સૌથી સરળ અણુનું માળખું (ગ્રહનું મોડેલ)

અણુ એ પદાર્થનો સૌથી નાનો વિદ્યુત તટસ્થ કણ છે, જેમાં હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ન્યુક્લિયસ અને તેની આસપાસ ફરતા નકારાત્મક ચાર્જવાળા ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે.

આયનો.

ચોક્કસ પરિસ્થિતિઓ હેઠળ અણુ એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવી અથવા મેળવી શકે છે. તે જ સમયે, તે સકારાત્મક અથવા નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ કણ બની જાય છે - એક આયન 1.

આયન એ અણુ દ્વારા એક અથવા વધુ ઈલેક્ટ્રોનના નુકશાન અથવા લાભના પરિણામે રચાયેલ ચાર્જ થયેલ કણ છે.

1 ગ્રીકમાં "આયન" શબ્દનો અર્થ થાય છે "જવું." વિદ્યુત તટસ્થ અણુથી વિપરીત, આયન વિદ્યુત ક્ષેત્રમાં આગળ વધવા સક્ષમ છે.

જો અણુ એક ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવે છે, તો પછી +1 ના ચાર્જ સાથેનો આયન રચાય છે, અને જો તે ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે, તો આયનનો ચાર્જ - I (સ્કીમ 5) ની બરાબર હશે. જો એક અણુ ગુમાવે છે અથવા બે મેળવે છે
ઇલેક્ટ્રોન, આયનો અનુક્રમે +2 અથવા -2 ચાર્જ સાથે રચાય છે.

સ્કીમ 5. અણુઓમાંથી આયનોની રચના

કેટલાક અણુઓમાંથી બનેલા આયનો પણ છે.

રાસાયણિક તત્વો.

બ્રહ્માંડમાં અસંખ્ય અણુઓ છે. તેઓ તેમના ન્યુક્લીના ચાર્જ દ્વારા અલગ પડે છે.

ચોક્કસ પરમાણુ ચાર્જ સાથેના અણુના પ્રકારને રાસાયણિક તત્વ કહેવામાં આવે છે.

+1 ના પરમાણુ ચાર્જવાળા અણુઓ એક રાસાયણિક તત્વના છે, બીજા તત્વ પર +2 ચાર્જ સાથે, વગેરે.

હાલમાં, 115 રાસાયણિક તત્વો જાણીતા છે. તેમના અણુઓના પરમાણુ શુલ્ક +1 થી +112, તેમજ +114, +116 અને +118 સુધીની છે.

લગભગ 90 તત્વો કુદરતમાં અસ્તિત્વ ધરાવે છે, અને બાકીના (સામાન્ય રીતે સૌથી વધુ અણુ ન્યુક્લી ચાર્જ ધરાવતા) ​​માનવસર્જિત તત્વો છે. તેઓ અનન્ય સંશોધન સાધનોનો ઉપયોગ કરીને વૈજ્ઞાનિકો દ્વારા મેળવવામાં આવે છે. કૃત્રિમ તત્વોના અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર અસ્થિર છે અને ઝડપથી ક્ષીણ થઈ જાય છે.

રાસાયણિક તત્વો, અણુઓ અને આયનોના નામ.

દરેક રાસાયણિક તત્વનું નામ હોય છે. તત્વોના આધુનિક નામો લેટિન નામો (કોષ્ટક I) પરથી આવે છે. તેઓ હંમેશા મોટા અક્ષરે લખવામાં આવે છે.

કોષ્ટક I

તાજેતરમાં સુધી, 18 તત્વોના અન્ય (પરંપરાગત) નામો હતા, જે અગાઉ પ્રકાશિત રસાયણશાસ્ત્રના પાઠ્યપુસ્તકોમાં તેમજ કોષ્ટક I માં મળી શકે છે. ઉદાહરણ તરીકે, આ તત્વોમાંથી એકનું પરંપરાગત નામ હાઇડ્રોજન છે, અને આધુનિક નામ હાઇડ્રોજન છે.

તત્ત્વોના નામ પણ અનુરૂપ કણો માટે વપરાય છે: હાઇડ્રોજન અણુ ( હાઇડ્રોજન), હાઇડ્રોજન (હાઇડ્રોજન) આયન.

તમે પછીથી ઘણા અણુઓમાંથી બનેલા આયનોના નામ શીખી શકશો.

રાસાયણિક તત્વોના નામ અલગ અલગ મૂળ ધરાવે છે. કેટલાક પદાર્થોના નામ અથવા ગુણધર્મો (રંગ, ગંધ) સાથે સંકળાયેલા છે, તો કેટલાક ગ્રહો, દેશો વગેરેના નામ સાથે સંકળાયેલા છે. ઉત્કૃષ્ટ વૈજ્ઞાનિકોના નામ પર તત્વો છે. કેટલાક નામોનું મૂળ અજ્ઞાત છે કારણ કે તેઓ લાંબા સમય પહેલા ઉદ્ભવ્યા હતા.

આ રસપ્રદ છે

એક તત્વનું આધુનિક નામ બુધ છે. તે લેટિન નામ (Hydrargyrum) થી અલગ છે, પરંતુ અંગ્રેજી (Mercury) અને ફ્રેન્ચ (Mercure) ની નજીક છે.

તમે આવા તત્વોના નામની ઉત્પત્તિ વિશે શું વિચારો છો: યુરોપીયમ, ફ્રાન્સિયમ, નેપટ્યુનિયમ, પ્રોમેથિયમ, મેન્ડેલેવિયમ?

આ રસપ્રદ છે

તત્વોના પ્રતીકો બધા દેશોમાં સમાન છે.

રાસાયણિક તત્વોના પ્રતીકો.

દરેક તત્વ, નામ ઉપરાંત, સંક્ષિપ્ત હોદ્દો પણ ધરાવે છે - એક પ્રતીક અથવા ચિહ્ન. આજકાલ, તેઓ લગભગ 200 વર્ષ પહેલાં પ્રખ્યાત સ્વીડિશ રસાયણશાસ્ત્રી J. J. Berzelius (1779-1848) દ્વારા સૂચિત તત્વોના પ્રતીકોનો ઉપયોગ કરે છે. તેમાં એક લેટિન અક્ષર (તત્વોના લેટિન નામોમાં પ્રથમ) અથવા બે 1 હોય છે. કોષ્ટક I માં, આવા અક્ષરો તત્વના નામોમાં ત્રાંસા અક્ષરોમાં પ્રકાશિત થાય છે.

ચોખા. 33. સામયિક કોષ્ટકનો કોષ

લગભગ તમામ તત્વોના પ્રતીકોના ઉચ્ચારણ તેમના નામ સાથે એકરુપ છે. ઉદાહરણ તરીકે, તત્વ આયોડિન I માટેનું પ્રતીક “i” ને બદલે “iod” વાંચવામાં આવે છે, અને તત્વ પ્રતીક Ferrum Fe ને “fe” ને બદલે “ferum” વાંચવામાં આવે છે. બધા અપવાદો કોષ્ટક I માં એકત્રિત કરવામાં આવ્યા છે.

કેટલાક કિસ્સાઓમાં, રાસાયણિક તત્વનું સામાન્ય હોદ્દો વપરાય છે - ઇ.

રાસાયણિક તત્વોના ચિહ્નો અને નામો ડી.આઈ. મેન્ડેલીવની સામયિક પ્રણાલીમાં સમાયેલ છે.

ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ દ્વારા રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક .

1869 માં, રશિયન રસાયણશાસ્ત્રી દિમિત્રી ઇવાનોવિચ મેન્ડેલીવે એક ટેબલનો પ્રસ્તાવ મૂક્યો જેમાં તેણે તે સમયે જાણીતા 63 તત્વો મૂક્યા. આ કોષ્ટકને રાસાયણિક તત્વોની સામયિક સિસ્ટમ કહેવામાં આવતું હતું.
અમારા પાઠ્યપુસ્તકમાં તેની બે આવૃત્તિઓ છે: ટૂંકું (અંતિમપત્ર I) અને લાંબું (અંતિમપત્ર II).

સામયિક કોષ્ટકમાં આડી પંક્તિઓ હોય છે જેને પીરિયડ્સ કહેવાય છે અને ઊભી કૉલમ જૂથો કહેવાય છે. છેદે છે, તેઓ કોષો બનાવે છે જેમાં રાસાયણિક તત્વો વિશેની સૌથી મહત્વપૂર્ણ માહિતી હોય છે.

દરેક કોષ ક્રમાંકિત છે. તેમાં તત્વનું પ્રતીક છે, અને તેના હેઠળ - નામ (ફિગ. 33).

1 તાજેતરમાં શોધાયેલ ચાર તત્વોના પ્રતીકોમાં ત્રણ અક્ષરો હોય છે.

દિમિત્રી ઇવાનોવિચ મેન્ડેલીવ (1834-1907)

ઉત્કૃષ્ટ રસાયણશાસ્ત્રી, સભ્ય અને ઘણા દેશોની એકેડેમી ઓફ સાયન્સના માનદ સભ્ય. 1869 માં, 35 વર્ષની ઉંમરે, તેમણે રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક (સિસ્ટમ) બનાવ્યું અને સામયિક કાયદો શોધ્યો - રસાયણશાસ્ત્રનો મૂળભૂત કાયદો. સામયિક કાયદાના આધારે, તેમણે તેમના પાઠ્યપુસ્તક "રસાયણશાસ્ત્રના ફંડામેન્ટલ્સ" માં રસાયણશાસ્ત્રની રૂપરેખા આપી હતી, જે રશિયા અને અન્ય દેશોમાં ઘણી વખત પુનઃમુદ્રિત કરવામાં આવી હતી. ઉકેલોનો સંપૂર્ણ અભ્યાસ કર્યો અને તેમની રચનાનો સિદ્ધાંત વિકસાવ્યો (1865-1887). ગેસ સ્ટેટ (1874) ના સામાન્ય સમીકરણનું અનુકરણ કર્યું. તેમણે તેલની ઉત્પત્તિના સિદ્ધાંતની દરખાસ્ત કરી, ધુમાડા વિનાના ગનપાઉડરના ઉત્પાદન માટે એક તકનીક વિકસાવી અને માપન વિજ્ઞાનના વિકાસમાં મહત્વપૂર્ણ યોગદાન આપ્યું - મેટ્રોલોજી.

સેલ નંબરને તેમાં મૂકવામાં આવેલા તત્વનો સીરીયલ નંબર કહેવામાં આવે છે. તેનું સામાન્ય હોદ્દો Z છે. અભિવ્યક્તિ "નિઓન તત્વનો સીરીયલ નંબર 10 છે" આ રીતે સંક્ષિપ્ત છે: Z(Ne) = 10. તત્વનો સીરીયલ નંબર તેના અણુના ન્યુક્લિયસના ચાર્જ અને સંખ્યા સાથે એકરુપ છે તેમાં ઇલેક્ટ્રોન.

સામયિક કોષ્ટકમાં, બધા તત્વો અણુ ન્યુક્લીના વધતા ચાર્જના ક્રમમાં ગોઠવાયેલા છે.

તેથી, D.I. મેન્ડેલીવના સામયિક કોષ્ટકમાંથી, તમે રાસાયણિક તત્વ વિશે નીચેની માહિતી મેળવી શકો છો:

પ્રતીક;
નામ;
સીરીયલ નંબર;
અણુના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ;
અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા;
અવધિની સંખ્યા જેમાં તત્વ સ્થિત છે;
જૂથની સંખ્યા જેમાં તેને મૂકવામાં આવ્યું છે.

સામયિક કોષ્ટકમાં સીરીયલ નંબર 5 સાથે એક તત્વ શોધો અને તમારી નોટબુકમાં તેના વિશેની માહિતી લખો.

રાસાયણિક તત્વોનો વ્યાપ.

કેટલાક તત્વો પ્રકૃતિમાં "દરેક પગલા પર" જોવા મળે છે, જ્યારે અન્ય અત્યંત દુર્લભ છે. હવા, પાણી, માટી વગેરેમાં તત્વની વિપુલતાનું મૂલ્યાંકન તેના પરમાણુઓની સંખ્યાને અન્ય તત્વોના અણુઓની સંખ્યા સાથે સરખાવીને કરવામાં આવે છે.

વ્લાદિમીર ઇવાનોવિચ વર્નાડસ્કી (1863-1945)

રશિયન અને યુક્રેનિયન પ્રાકૃતિક વૈજ્ઞાનિક, યુએસએસઆર એકેડેમી ઓફ સાયન્સ અને યુક્રેનિયન એકેડેમી ઓફ સાયન્સીસના વિદ્વાન, યુક્રેનિયન એકેડેમી ઓફ સાયન્સના પ્રથમ પ્રમુખ (1919). જીઓકેમિસ્ટ્રીના સ્થાપકોમાંના એક. તેમણે ખનિજોની ઉત્પત્તિનો સિદ્ધાંત આગળ મૂક્યો. તેમણે ભૌગોલિક રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓમાં જીવંત જીવોની ભૂમિકાનો અભ્યાસ કર્યો. બાયોસ્ફિયર અને નોસ્ફિયરના સિદ્ધાંતનો વિકાસ કર્યો. તેમણે લિથોસ્ફિયર, હાઇડ્રોસ્ફિયર અને વાતાવરણની રાસાયણિક રચનાનો અભ્યાસ કર્યો. અનેક સંશોધન કેન્દ્રોના આયોજક. જીઓકેમિકલ વૈજ્ઞાનિકોની શાળાના સ્થાપક.

જીઓકેમિસ્ટ્રીના વિજ્ઞાન દ્વારા આપણા ગ્રહના વિવિધ ભાગોમાં તત્વોના વિતરણનો અભ્યાસ કરવામાં આવે છે. ઉત્કૃષ્ટ રશિયન વૈજ્ઞાનિક V.I. વર્નાડસ્કીએ તેના વિકાસમાં નોંધપાત્ર યોગદાન આપ્યું.

વાતાવરણમાં લગભગ બે વાયુઓનો સમાવેશ થાય છે - નાઇટ્રોજન અને ઓક્સિજન. હવામાં નાઇટ્રોજનના અણુઓ કરતાં ચાર ગણા વધુ છે પરમાણુઓક્સિજન તેથી, વાતાવરણમાં વ્યાપમાં પ્રથમ સ્થાન નાઇટ્રોજન તત્વ દ્વારા કબજે કરવામાં આવે છે, અને બીજા સ્થાને ઓક્સિજન દ્વારા કબજો કરવામાં આવે છે.

હાઇડ્રોસ્ફિયર એ નદીઓ, સરોવરો, સમુદ્રો, મહાસાગરો છે જેમાં ઓછી માત્રામાં ઘન પદાર્થો અને વાયુઓ. પાણીના પરમાણુની રચનાને ધ્યાનમાં લેતા, તે નિષ્કર્ષ પર આવવું સરળ છે કે હાઇડ્રોસ્ફિયરમાં સૌથી વધુ હાઇડ્રોજન અણુઓ છે.

લિથોસ્ફિયર, અથવા પૃથ્વીનો પોપડો, પૃથ્વીનું નક્કર સપાટીનું સ્તર છે. તેમાં ઘણા તત્વો છે. સૌથી સામાન્ય છે ઓક્સિજન (તમામ અણુઓમાં 58%), સિલિકોન (19.6%) અને એલ્યુમિનિયમ (6.4%).

આપણા ગ્રહની જેમ બ્રહ્માંડમાં સમાન તત્વો અસ્તિત્વ ધરાવે છે. તેમાં વિપુલ પ્રમાણમાં પ્રથમ અને બીજા સ્થાનો હાઇડ્રોજન (તમામ અણુઓના 92%) અને હિલીયમ (7%) દ્વારા કબજે કરવામાં આવ્યા છે - એવા તત્વો કે જેના પરમાણુમાં સૌથી સરળ માળખું છે.

તારણો

અણુ એ પદાર્થનો સૌથી નાનો વિદ્યુત તટસ્થ કણ છે, જેમાં સકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ન્યુક્લિયસ અને નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે.

આયન એ એક અણુ દ્વારા એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોનના નુકશાન અથવા ઉમેરાને પરિણામે રચાયેલ હકારાત્મક અથવા નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ કણ છે.

ચોક્કસ પરમાણુ ચાર્જ સાથેના અણુના પ્રકારને રાસાયણિક તત્વ કહેવામાં આવે છે. દરેક તત્વનું નામ અને પ્રતીક હોય છે.

રાસાયણિક તત્વો વિશેની સૌથી મહત્વપૂર્ણ માહિતી રશિયન વૈજ્ઞાનિક ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ દ્વારા બનાવેલ સામયિક કોષ્ટકમાં સમાયેલ છે.

લગભગ 90 રાસાયણિક તત્વો પ્રકૃતિમાં અસ્તિત્વ ધરાવે છે; તેઓ વ્યાપમાં ભિન્ન છે.

?
37. અણુની રચનાનું વર્ણન કરો.
38. આયન વ્યાખ્યાયિત કરો. અણુમાંથી આ કણ કેવી રીતે બને છે?
39. રાસાયણિક તત્વ શું છે? શા માટે તે અણુ અથવા પદાર્થ સાથે ઓળખી શકાતું નથી?
40. જો એક અણુ ઈલેક્ટ્રોન ગુમાવે (ગેન્સ) કરે તો શું એક તત્વ બીજામાં પરિવર્તિત થાય છે? તમારો જવાબ સમજાવો.
41. સામયિક કોષ્ટકમાં રાસાયણિક તત્વોના નીચેના પ્રતીકો શોધો અને વાંચો: Li, H, Al, 0, C, Na, S, Cu, Ag, N, Au. આ તત્વોને નામ આપો.
42. કયું પ્રતીક ફેરમ (F, Fr, Fe), સિલિસિયમ (C, C, S, Si, Sc), કાર્બન (K, C, Co, Ca, Cr, Kr) ને અનુરૂપ છે?
43. સામયિક કોષ્ટકમાંથી A અક્ષરથી શરૂ થતા તમામ તત્વોના પ્રતીકો લખો. આવા કેટલા તત્વો છે?
44. હાઈડ્રોજન, હિલીયમ અથવા અન્ય કોઈપણ તત્વના નામની ઉત્પત્તિ અંગે ટૂંકો અહેવાલ તૈયાર કરો.
45. ખાલી જગ્યાઓ ભરો: a) Z(...) = 8, Z(...) = 12; b) Z(C) = ..., Z(Na) = ...
46. ​​કોષ્ટક ભરો:

47. ફકરાના ટેક્સ્ટમાં આપેલા ડેટાનો ઉપયોગ કરીને, પૃથ્વીના પોપડામાં સિલિકોનના I અણુ અને એલ્યુમિનિયમના I પરમાણુ દીઠ આશરે કેટલા ઓક્સિજન અણુઓ છે તે નિર્ધારિત કરો.

જિજ્ઞાસુઓ માટે

જીવંત પ્રકૃતિમાં રાસાયણિક તત્વો એવો અંદાજ છે કે સરેરાશ 80% છોડના જથ્થામાં પાણી છે. આ પદાર્થ પ્રાણી અને માનવ સજીવોમાં પણ પ્રબળ છે. પરિણામે, જીવંત પ્રકૃતિમાં તેમજ હાઇડ્રોસ્ફિયરમાં સૌથી સામાન્ય તત્વ હાઇડ્રોજન છે.

ચોખા. 34. પુખ્ત વયના શરીરમાં રાસાયણિક તત્વો (પરમાણુઓની કુલ સંખ્યાની ટકાવારી તરીકે)

માનવ શરીરને 20 થી વધુ રાસાયણિક તત્વોની જરૂર હોય છે. તેમને જૈવ તત્વો કહેવામાં આવે છે (ફિગ. 34). તેઓ હવા, પાણી અને ઘણા પદાર્થોમાં જોવા મળે છે જે ખોરાક સાથે શરીરમાં પ્રવેશ કરે છે. કાર્બન, ઓક્સિજન, હાઇડ્રોજન, નાઇટ્રોજન, સલ્ફર પ્રોટીન અને અન્ય પદાર્થોમાં જોવા મળે છે જે શરીર બનાવે છે. પોટેશિયમ અને સોડિયમ લોહી, સેલ્યુલર પ્રવાહી વગેરેમાં જોવા મળે છે. ઓક્સિજન, ફોસ્ફરસ અને કેલ્શિયમ હાડકાની રચના માટે જરૂરી છે. ફેરમ, ફ્લોર, આયોડિન મનુષ્ય માટે ખૂબ જ મહત્વપૂર્ણ છે. શરીરમાં ફેરમની ઉણપ એનિમિયા તરફ દોરી જાય છે, ફ્લોર અસ્થિક્ષયનું કારણ બને છે, અને આયોડિન બાળકના માનસિક વિકાસને ધીમું કરે છે.

1. એક અણુમાં હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ન્યુક્લિયસ અને નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ઇલેક્ટ્રોન શેલનો સમાવેશ થાય છે. અણુ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ છે. ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી છે. ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે. પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનનો સાપેક્ષ સમૂહ 1 જેટલો છે, પ્રોટોનનો +1 ચાર્જ છે, ન્યુટ્રોન ચાર્જ થતો નથી. ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ પ્રોટોનની સંખ્યા જેટલો છે, ન્યુક્લિયસનું દળ પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનના સમૂહના સરવાળા જેટલું છે. અણુના દળમાં મુખ્યત્વે ન્યુક્લિયસના સમૂહનો સમાવેશ થાય છે, કારણ કે ઇલેક્ટ્રોનનો સમૂહ નાનો છે (ઇલેક્ટ્રોનનું દળ પ્રોટોનના સમૂહના 1/1840 છે).

2. તત્વની અણુ સંખ્યા ન્યુક્લિયસ (પ્રોટોનની સંખ્યા) ના ચાર્જ જેટલી હોય છે, તત્વના આઇસોટોપનો સંબંધિત સમૂહ પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યા જેટલો હોય છે: Ar = Z + N.

3. ઇલેક્ટ્રોન ઊર્જા સ્તરો અનુસાર ગોઠવાય છે. અણુમાં ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા પીરિયડ નંબર જેટલી હોય છે. ઊર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંખ્યા 2n 2 છે (n એ ઊર્જા સ્તરની સંખ્યા છે).

4. સમાન ઉર્જા સ્તર પર સ્થિત ઇલેક્ટ્રોન વિવિધ વાદળો (ભ્રમણકક્ષા) બનાવે છે:
s - ઇલેક્ટ્રોન ગોળાકાર વાદળો બનાવે છે,
p - ઇલેક્ટ્રોન - ડમ્બેલ આકારનું,
d અને f ઇલેક્ટ્રોન વધુ જટિલ આકાર ધરાવે છે.
પ્રથમ ઉર્જા સ્તર પર માત્ર s-સબલેવલ હોય છે, બીજા s- અને p- સબલેવલ પર, ત્રીજા s-, p-, d- સબલેવલ પર, ચોથા s-, p-, d-, f- પર. સબલેવલ
એનર્જી સબલેવલ પર એક એસ-ઓર્બિટલ, ત્રણ પી-ઓર્બિટલ્સ, પાંચ ડી-ઓર્બિટલ્સ, સાત એફ-ઓર્બિટલ્સ છે. દરેક ભ્રમણકક્ષામાં એક (જોડ વગરના) અથવા બે (જોડાયેલા) ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે. આમ, ઊર્જા સ્તર પર s-ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંખ્યા 2, p-ઇલેક્ટ્રોન - 6, ડી-ઇલેક્ટ્રોન - 10, f-ઇલેક્ટ્રોન - 14 છે.

5. ઊર્જા સ્તર પૂર્ણ અથવા અપૂર્ણ હોઈ શકે છે. પૂર્ણ ઉર્જા સ્તરમાં, તમામ ભ્રમણકક્ષાઓ ભરાઈ જાય છે અને ઈલેક્ટ્રોન જોડાય છે.

6. ઉર્જા સ્તરો ઓછામાં ઓછી ઉર્જાના સિદ્ધાંત અનુસાર ભરવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોન સૌથી ઓછી ઉર્જા સાથે ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે.

7. ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા દ્વારા લખવામાં આવે છે (ઉદાહરણ તરીકે: 6 C 1s 2 2s 2 2p 2) અથવા ક્વોન્ટમ સેલનો ઉપયોગ કરીને.

8. તત્વના રાસાયણિક ગુણધર્મો તેના ઇલેક્ટ્રોનિક બંધારણ પર આધાર રાખે છે. અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચના સમયાંતરે પુનરાવર્તિત થાય છે, તેથી, રાસાયણિક ગુણધર્મો સમયાંતરે પુનરાવર્તિત થાય છે.

9. મોટાભાગના તત્વો માટે સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ (અને ઉચ્ચતમ વેલેન્સી) જૂથ નંબર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.

10. બિન-ધાતુઓની નકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ (બિન-ધાતુઓના અસ્થિર હાઇડ્રોજન સંયોજનોમાં સંયોજકતા) "જૂથ નંબર - 8" સૂત્ર અનુસાર, બાહ્ય ઊર્જા સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે ખૂટતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.

11. ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવીને અથવા સ્વીકારીને અણુઓમાંથી આયનો બને છે.
E 0 - ne = E n+
E 0 + ne = E n-

12. આઇસોટોપ્સ એ સમાન રાસાયણિક તત્વના અણુઓ છે જે સમાન પરમાણુ ચાર્જ ધરાવે છે, પરંતુ જુદા જુદા સમૂહ ધરાવે છે. આઇસોટોપિક ન્યુક્લીમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન હોય છે, પરંતુ ન્યુટ્રોનની સંખ્યા અલગ હોય છે.