તત્વ આયનોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો. મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n

તત્વનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર કંપોઝ કરવા માટે અલ્ગોરિધમ:

1. રાસાયણિક તત્વો D.I ના સામયિક કોષ્ટકનો ઉપયોગ કરીને અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા નક્કી કરો. મેન્ડેલીવ.

2. તત્વ સ્થિત છે તે સમયગાળાની સંખ્યાનો ઉપયોગ કરીને, ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા નક્કી કરો; છેલ્લા ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જૂથ સંખ્યાને અનુરૂપ છે.

3. સ્તરોને સબલેવલ અને ઓર્બિટલમાં વિભાજીત કરો અને ઓર્બિટલ્સ ભરવાના નિયમો અનુસાર તેમને ઇલેક્ટ્રોનથી ભરો:

તે યાદ રાખવું આવશ્યક છે કે પ્રથમ સ્તર મહત્તમ 2 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે 1 સે 2, બીજા પર - મહત્તમ 8 (બે sઅને છ આર: 2s 2 2p 6), ત્રીજા પર - મહત્તમ 18 (બે s, છ પી, અને દસ d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર nન્યૂનતમ હોવું જોઈએ.
• પ્રથમ ભરવા માટે s-સબલેવલ, પછી р-, d- b f-સબલેવલ
• ભ્રમણકક્ષાની ઉર્જા વધારવાના ક્રમમાં ઇલેક્ટ્રોન ભ્રમણકક્ષામાં ભરે છે (ક્લેચકોવ્સ્કીનો નિયમ).
• સબલેવલની અંદર, ઇલેક્ટ્રોન પ્રથમ એક પછી એક મુક્ત ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે, અને તે પછી જ તેઓ જોડી બનાવે છે (હંડનો નિયમ).
• એક ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી (પાઉલી સિદ્ધાંત).

ઉદાહરણો.

1. ચાલો નાઈટ્રોજનનું ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર બનાવીએ. IN સામયિક કોષ્ટકનાઇટ્રોજન નંબર 7 પર છે.

2. ચાલો આર્ગોન માટે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા બનાવીએ. સામયિક કોષ્ટકમાં આર્ગોન 18મો નંબર છે.

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

3. ચાલો ક્રોમિયમનું ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર બનાવીએ. ક્રોમિયમ સામયિક કોષ્ટક પર 24મા નંબરે છે.

1 સે 2 2 સે 2 2પ 6 3 સે 2 3પ 6 4 સે 1 3 ડી 5

જસતની ઊર્જા રેખાકૃતિ.

4. ચાલો ઝીંકનું ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર બનાવીએ. સામયિક કોષ્ટકમાં ઝીંક 30મા નંબરે છે.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

મહેરબાની કરીને નોંધ કરો કે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલાનો ભાગ, એટલે કે 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, આર્ગોનનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર છે.

ઝીંકના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને આ રીતે રજૂ કરી શકાય છે:

પૃષ્ઠ 1
3. ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા લખો જોનાહથેલિયમ Tl 3+. વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન માટે અણુ Tl તમામ ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓનો સમૂહ દર્શાવે છે.

ઉકેલ:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

થેલિયમ Tl તત્વ અનુક્રમે 81 ઇલેક્ટ્રોન +81 (અણુ ક્રમાંક 81) નો પરમાણુ ચાર્જ ધરાવે છે. ક્લેચકોવ્સ્કીના નિયમ મુજબ, અમે ઊર્જાના સબલેવલ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ કરીએ છીએ અને તત્વ Tl નું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર મેળવીએ છીએ:

81 Tl થૅલિયમ 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 5d 10 6p 1

થેલિયમ આયન Tl 3+ નો ચાર્જ +3 છે, જેનો અર્થ છે કે અણુએ 3 ઇલેક્ટ્રોન છોડી દીધા છે, અને કારણ કે અણુ માત્ર બાહ્ય સ્તરના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને જ છોડી શકે છે (થેલિયમ માટે આ બે 6s અને એક 6p ઇલેક્ટ્રોન છે), તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર આના જેવું દેખાશે:

81 Tl 3+ થૅલિયમ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 0 4f 14 5d 10 6p 0

મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર nવ્યાખ્યાયિત કરે છે કુલ ઊર્જાઇલેક્ટ્રોન અને ન્યુક્લિયસમાંથી તેને દૂર કરવાની ડિગ્રી (ઊર્જા સ્તર નંબર); તે 1 (n = 1, 2, 3, ...) થી શરૂ થતા કોઈપણ પૂર્ણાંક મૂલ્યોને સ્વીકારે છે, એટલે કે. પીરિયડ નંબરને અનુરૂપ છે.

ઓર્બિટલ (બાજુ અથવા અઝીમુથલ) ક્વોન્ટમ નંબર lઆકાર વ્યાખ્યાયિત કરે છે અણુ ભ્રમણકક્ષા. તે 0 થી n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1) સુધીના પૂર્ણાંક મૂલ્યો લઈ શકે છે. ઊર્જા સ્તરની સંખ્યાને ધ્યાનમાં લીધા વિના, દરેક મૂલ્ય lઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર એક વિશિષ્ટ આકારના ભ્રમણકક્ષાને અનુરૂપ છે.

સાથે ઓર્બિટલ્સ l= 0 ને s-ઓર્બિટલ્સ કહેવાય છે,

l= 1 – p-ઓર્બિટલ્સ (3 પ્રકારો, ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર m માં અલગ),

l= 2 – ડી-ઓર્બિટલ્સ (5 પ્રકારો),

l= 3 – એફ-ઓર્બિટલ્સ (7 પ્રકારો).

ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર m l અવકાશમાં ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલની સ્થિતિને દર્શાવે છે અને પૂર્ણાંક મૂલ્યો લે છે - l થી + l, 0 સહિત. આનો અર્થ એ છે કે દરેક ભ્રમણકક્ષા માટે આકાર હોય છે (2 l+ 1) અવકાશમાં ઊર્જાસભર સમકક્ષ અભિગમ.

સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર m S લાક્ષણિકતા ધરાવે છે ચુંબકીય ક્ષણ, જે ત્યારે થાય છે જ્યારે ઇલેક્ટ્રોન તેની ધરીની આસપાસ ફરે છે. અનુરૂપ માત્ર બે મૂલ્યો +1/2 અને –1/2 સ્વીકારે છે વિરુદ્ધ દિશાઓપરિભ્રમણ
વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય ઊર્જા સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોન છે. થેલિયમમાં 3 છે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન: 2 s – ઈલેક્ટ્રોન અને 1 p – ઈલેક્ટ્રોન.

ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ - ઇલેક્ટ્રોન:

ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર l= 0 (ઓ – ઓર્બિટલ)

મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર m l = (2 l+ 1 = 1): m l = 0.

સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર m S = ±1/2

ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓ p - ઇલેક્ટ્રોન:

મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n = 6 (છઠ્ઠો સમયગાળો)

ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર l= 1 (p – ભ્રમણકક્ષા)

મેગ્નેટિક ક્વોન્ટમ નંબર (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર m S = ±1/2
23. તે ગુણધર્મો સ્પષ્ટ કરો રાસાયણિક તત્વો, જે સમયાંતરે બદલાય છે. આ ગુણધર્મોના સામયિક પુનરાવર્તનનું કારણ શું છે? ઉદાહરણોનો ઉપયોગ કરીને, રાસાયણિક સંયોજનોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની સામયિકતાના સારને સમજાવો.

ઉકેલ:

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીઅણુની ક્ષમતાનું માપ છે આ તત્વનીસંયોજનમાં અન્ય તત્વોના અણુઓની તુલનામાં ઇલેક્ટ્રોનને પોતાની તરફ દોરો. એક વ્યાખ્યા (મુલિકેન) અનુસાર, અણુની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી તેની આયનીકરણ ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રોન જોડાણના અડધા સરવાળા તરીકે વ્યક્ત કરી શકાય છે: = (E અને + E c).

પીરિયડ્સમાં છે સામાન્ય વલણતત્વની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીમાં વધારો, અને પેટાજૂથોમાં - તેનો ઘટાડો. ન્યૂનતમ મૂલ્યોજૂથ I ના s-તત્વોમાં ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી છે, અને જૂથ VII ના p-તત્વોમાં સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી છે.

સમાન તત્વની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી વેલેન્સ સ્ટેટ, હાઇબ્રિડાઇઝેશન, ઓક્સિડેશન સ્ટેટ વગેરેના આધારે બદલાઈ શકે છે. ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી તત્વોના સંયોજનોના ગુણધર્મોમાં થતા ફેરફારોની પ્રકૃતિને નોંધપાત્ર રીતે અસર કરે છે. તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, સલ્ફ્યુરિક એસિડવધુ મજબૂત બતાવે છે એસિડ ગુણધર્મોતેના રાસાયણિક એનાલોગ કરતાં - સેલેનિક એસિડ, કારણ કે બાદમાં સેન્ટ્રલ સેલેનિયમ અણુ, સલ્ફર અણુની તુલનામાં તેની નીચી ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીને કારણે, એસિડમાં H–O બોન્ડનું એટલું ધ્રુવીકરણ કરતું નથી, જેનો અર્થ થાય છે એસિડિટીનું નબળું પડવું.

H-O O
બીજું ઉદાહરણ: ક્રોમિયમ(II) હાઇડ્રોક્સાઇડ અને ક્રોમિયમ(VI) હાઇડ્રોક્સાઇડ. ક્રોમિયમ (II) હાઇડ્રોક્સાઇડ, Cr(OH) 2, ક્રોમિયમ (VI) હાઇડ્રોક્સાઇડ, H 2 CrO 4 થી વિપરીત મૂળભૂત ગુણધર્મો દર્શાવે છે, કારણ કે ક્રોમિયમ +2 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ નબળાઈનું કારણ બને છે કુલોમ્બ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાહાઇડ્રોક્સાઇડ આયન સાથે Cr 2+ અને આ આયનને દૂર કરવાની સરળતા, એટલે કે. મૂળભૂત ગુણધર્મોનું અભિવ્યક્તિ. તે જ સમયે, ક્રોમિયમ (VI) હાઇડ્રોક્સાઇડમાં ક્રોમિયમ +6 ની ઉચ્ચ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ મજબૂત કારણ બને છે. કુલોમ્બ આકર્ષણહાઇડ્રોક્સાઇડ આયન અને કેન્દ્રીય ક્રોમિયમ અણુ અને બોન્ડ સાથે વિયોજનની અશક્યતા વચ્ચે - ઓહ. બીજી તરફ, ક્રોમિયમ(VI) હાઇડ્રોક્સાઇડમાં ક્રોમિયમની ઉચ્ચ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષવાની તેની ક્ષમતાને વધારે છે, એટલે કે. ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી, જે નક્કી કરે છે ઉચ્ચ ડિગ્રીઆ સંયોજનમાં H-O બોન્ડનું ધ્રુવીકરણ, એસિડિટીમાં વધારો કરવા માટેની પૂર્વશરત છે.

IN લાંબા સમયગાળા d- અને f-તત્વો માટે, અણુ ન્યુક્લિયસના વધતા ચાર્જ સાથે ત્રિજ્યામાં સરળ ઘટાડો જોવા મળે છે. તત્વોના દરેક પેટાજૂથની અંદર, અણુ ત્રિજ્યા ઉપરથી નીચે સુધી વધે છે, કારણ કે આવી પાળી ઉચ્ચ ઉર્જા સ્તર પર સંક્રમણ દર્શાવે છે.

તેઓ જે સંયોજનો બનાવે છે તેના ગુણધર્મો પર તત્વ આયનોની ત્રિજ્યાના પ્રભાવને ગેસ તબક્કામાં હાઇડ્રોહેલિક એસિડની એસિડિટીમાં વધારાના ઉદાહરણ દ્વારા સમજાવી શકાય છે: HI > HBr > HCl > HF.
43. એવા તત્વોને નામ આપો કે જેમના અણુઓ માટે માત્ર એક જ વસ્તુ શક્ય છે સંયોજક સ્થિતિ, અને સૂચવે છે કે તે શું હશે - મૂળભૂત અથવા ઉત્સાહિત.

ઉકેલ:

ઉપરાંત, તત્વોના અણુઓ કે જેમાં બાહ્ય ઉર્જાનું સ્તર સંપૂર્ણપણે ભરેલું હોય છે અને ઇલેક્ટ્રોનને ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં જવાની તક નથી હોતી તેમાં એક સંયોજક સ્થિતિ હોઈ શકે છે. આ તત્વો છે મુખ્ય પેટાજૂથ VIII જૂથ – નિષ્ક્રિય વાયુઓ(તે - હિલીયમ, ને - નિયોન, એઆર - આર્ગોન, Kr - ક્રિપ્ટોન, Xe - ઝેનોન, Rn - રેડોન).

બધા સૂચિબદ્ધ તત્વો માટે, એકમાત્ર સંયોજક સ્થિતિ એ જમીનની સ્થિતિ છે, કારણ કે ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં સંક્રમણની કોઈ શક્યતા નથી. વધુમાં, ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં સંક્રમણ અણુની નવી સંયોજક સ્થિતિ નક્કી કરે છે, જો આવી સંક્રમણ શક્ય હોય, તો આપેલ અણુની સંયોજક સ્થિતિ એકમાત્ર નથી.

63. વેલેન્સ રિપ્લેશનના મોડલનો ઉપયોગ ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓઅને પદ્ધતિ વેલેન્સ બોન્ડ્સ, સૂચિત અણુઓ અને આયનોની અવકાશી રચનાને ધ્યાનમાં લો. સૂચવો: a) કેન્દ્રીય અણુના બંધન અને એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની સંખ્યા; b) હાઇબ્રિડાઇઝેશનમાં સામેલ ઓર્બિટલ્સની સંખ્યા; c) હાઇબ્રિડાઇઝેશનનો પ્રકાર; d) પરમાણુ અથવા આયનનો પ્રકાર (AB m E n); e) ઇલેક્ટ્રોન જોડીની અવકાશી વ્યવસ્થા; f) પરમાણુ અથવા આયનનું અવકાશી માળખું.

SO 3;

ઉકેલ:

કેન્દ્રીય અણુના વર્ણસંકરીકરણના પ્રકારને નિર્ધારિત કરવા માટે, વર્ણસંકર ઓર્બિટલ્સની સંખ્યા જાણવી જરૂરી છે. તે કેન્દ્રીય અણુના બંધન અને એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની સંખ્યા ઉમેરીને અને π બોન્ડની સંખ્યા બાદ કરીને શોધી શકાય છે.

SO 3 પરમાણુમાં

બંધન જોડીની કુલ સંખ્યા 6 છે. π-બોન્ડની સંખ્યા બાદ કરીને, આપણે વર્ણસંકર ઓર્બિટલ્સની સંખ્યા મેળવીએ છીએ: 6 – 3 = 3. આમ, વર્ણસંકરીકરણનો પ્રકાર sp 2 છે, આયનનો પ્રકાર AB 3 છે, ઇલેક્ટ્રોન જોડીની અવકાશી ગોઠવણી ત્રિકોણનો આકાર ધરાવે છે, અને પરમાણુ પોતે ત્રિકોણ છે:

આયનમાં

બંધન જોડીની કુલ સંખ્યા 4 છે. ત્યાં કોઈ π બોન્ડ નથી. હાઇબ્રિડાઇઝિંગ ઓર્બિટલ્સની સંખ્યા: 4. આમ, વર્ણસંકરીકરણનો પ્રકાર sp 3 છે, AB 4 આયનનો પ્રકાર, ઇલેક્ટ્રોન જોડીની અવકાશી ગોઠવણીમાં ટેટ્રેહેડ્રોનનો આકાર છે, અને આયન પોતે એક ટેટ્રેહેડ્રોન છે:

83. સમીકરણો લખો સંભવિત પ્રતિક્રિયાઓનીચે આપેલા સંયોજનો સાથે KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be(OH) 2 ની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ:

H 2 SO 3, BaO, CO 2, HNO 3, Ni(OH) 2, Ca(OH) 2;

ઉકેલ:
a) KOH પ્રતિક્રિયા પ્રતિક્રિયાઓ

2KOH + H 2 SO 3  K 2 SO 3 + 2H 2 O

2K + + 2 ઓહ - + 2એચ+ + SO 3 2-  2K + + SO 3 2- + એચ 2 ઓ

ઓહ - + એચ +  એચ 2 ઓ
KOH + BaO  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી
2KOH + CO 2  K 2 CO 3 + H 2 O

2K + + 2 ઓહ - + CO 2  2K + + CO 3 2- + એચ 2 ઓ

2ઓહ - + એચ 2 CO 3  CO 3 2- + એચ 2 ઓ
KOH + HNO 3  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી, સોલ્યુશનમાં તે જ સમયે આયનો હોય છે:

K + + OH - + H + + NO 3 -

2K + + 2 ઓહ- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી

b) પ્રતિક્રિયા પ્રતિક્રિયાઓ H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી
H 2 SO 4 + BaO  BaSO 4 + H 2 O

2H + + SO 4 2- + BaO  BaSO 4 + H 2 O

2એચ+ + SO 4 2- + ની(OH) 2  ની 2+ + SO 4 2- + 2 એચ 2 ઓ

2એચ + + ની(OH) 2  ની 2+ + 2એચ 2 ઓ
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

2H + + SO 4 2- + Ca(OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + Ca(OH) 2  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી

Be(OH) 2 + H 2 SO 3  BeSO 3 + 2H 2 O

બનો(OH) 2 + 2એચ+ + SO 3 2-  2+ + SO 3 2- + 2 બનો એચ 2 ઓ

બનો(OH) 2 + 2એચ+  2+ + 2 બનો એચ 2 ઓ
Be(OH) 2 + BaO  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી
2Be(OH) 2 + CO 2  બી 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + 2HNO 3  Be(NO 3) 2 + 2H 2 O

બનો(OH) 2 + 2એચ+ + ના 3 -  બનો 2+ + 2NO 3 - + 2 એચ 2 ઓ

બનો(OH) 2 + 2એચ +  બનો 2+ + 2એચ 2 ઓ
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  કોઈ પ્રતિક્રિયા નથી
103. દર્શાવેલ પ્રતિક્રિયા માટે

b) કયા પરિબળો સમજાવો: એન્ટ્રોપી અથવા એન્થાલ્પી આગળની દિશામાં પ્રતિક્રિયાની સ્વયંસ્ફુરિત ઘટનામાં ફાળો આપે છે;

c) કઈ દિશામાં (સીધી અથવા વિપરીત) પ્રતિક્રિયા 298K અને 1000K પર આગળ વધશે;

e) સંતુલન મિશ્રણના ઉત્પાદનોની સાંદ્રતા વધારવા માટેની તમામ રીતોને નામ આપો.

f) T (K) પર ΔG p (kJ) ની અવલંબનનું પ્લોટ કરો

ઉકેલ:

રચનાની પ્રમાણભૂત એન્થાલ્પી, એન્ટ્રોપી અને પદાર્થોની રચનાની ગિબ્સ ઊર્જા

એન્ટ્રોપીમાં ઘટાડો સાથે સીધી પ્રતિક્રિયા થાય છે, સિસ્ટમમાં ડિસઓર્ડર ઘટે છે - આગળની દિશામાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની ઘટના માટે પ્રતિકૂળ પરિબળ.

3. પ્રતિક્રિયાની પ્રમાણભૂત ગિબ્સ ઊર્જાની ગણતરી કરો.

હેસના કાયદા અનુસાર:

(ΔG 0 298) h.r. =
–
= -228.8 +137.1 = -91.7 kJ

તે બહાર આવ્યું છે કે (ΔН 0 298) ch.r. > (ΔS 0 298) c.r. ·T અને પછી (ΔG 0 298) h.r.

4.
≈
≈ 982.6 K.

≈ 982.6 K એ અંદાજિત તાપમાન છે કે જેના પર સાચું રાસાયણિક સંતુલન સ્થાપિત થાય છે, આ તાપમાન ઉપર વિપરીત પ્રતિક્રિયા થશે. આપેલ તાપમાન પર, બંને પ્રક્રિયાઓ સમાન રીતે સંભવિત છે.

5. 1000K પર ગિબ્સની ઊર્જાની ગણતરી કરો:

(ΔG 0 1000) h.r. ≈ ΔН 0 298 – 1000·ΔS 0 298 ≈ -131.4 – 1000·(-133.66)·10 -3 ≈ 2.32 kJ > 0.

તે. 1000 K પર: ΔS 0 h.r. ·Т > ΔН 0 કલાક

એન્થાલ્પી પરિબળ નિર્ણાયક બન્યું; સીધી પ્રતિક્રિયાની સ્વયંસ્ફુરિત ઘટના અશક્ય બની ગઈ. વિપરીત પ્રતિક્રિયા થાય છે: ગેસના એક છછુંદર અને 1 છછુંદરમાંથી નક્કરગેસના 2 મોલ્સ રચાય છે.

લોગ K 298 = 16.1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

સિસ્ટમ સાચી થવાથી દૂર છે રાસાયણિક સંતુલન, તે પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનો દ્વારા પ્રભુત્વ ધરાવે છે.

પ્રતિક્રિયા માટે તાપમાન પર ΔG 0 ની અવલંબન

CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (g)

K 1000 = 0.86 > 1 - સિસ્ટમ સંતુલનની નજીક છે, પરંતુ આ તાપમાને પ્રારંભિક પદાર્થો તેમાં પ્રબળ છે.

8. લે ચેટેલિયરના સિદ્ધાંત મુજબ, જેમ જેમ તાપમાન વધે છે તેમ, સંતુલન વિપરીત પ્રતિક્રિયા તરફ વળવું જોઈએ, અને સંતુલન સ્થિરાંક ઘટવો જોઈએ.

9. ચાલો ધ્યાનમાં લઈએ કે અમારો ગણતરી કરેલ ડેટા લે ચેટેલિયરના સિદ્ધાંત સાથે કેવી રીતે સંમત છે. ચાલો આપણે ગિબ્સની ઊર્જાની અવલંબન અને તાપમાન પર આ પ્રતિક્રિયાના સંતુલન સ્થિરતા દર્શાવતા કેટલાક ડેટા રજૂ કરીએ:

)

નીચેની સાંદ્રતા પર સ્થાપિત: [B] અને [C], mol/l.

પદાર્થની પ્રારંભિક સાંદ્રતા [B] 0 અને સંતુલન સ્થિરતા નક્કી કરો જો પ્રારંભિક એકાગ્રતાપદાર્થ A એ [A] 0 mol/l ની બરાબર છે

સમીકરણ પરથી જોઈ શકાય છે કે પદાર્થ C ના 0.26 mol ની રચના માટે પદાર્થ A ના 0.13 mol અને B ની સમાન માત્રાની જરૂર પડે છે.

પછી પદાર્થ A ની સંતુલન સાંદ્રતા [A] = 0.4-0.13 = 0.27 mol/l છે.

પદાર્થની પ્રારંભિક સાંદ્રતા B [B] 0 = [B] + 0.13 = 0.13+0.13 = 0.26 mol/l.

જવાબ: [B] 0 = 0.26 mol/l, Kp = 1.93.

143. a) 300 ગ્રામ દ્રાવણમાં 36 ગ્રામ KOH (સોલ્યુશનની ઘનતા 1.1 g/ml) હોય છે. ટકાવારીની ગણતરી કરો અને દાઢ એકાગ્રતાઆ ઉકેલની.

b) કેટલા ગ્રામ સ્ફટિકીય સોડા Na 2 CO 3 ·10H 2 O 0.2 M Na 2 CO 3 નું 2 લિટર દ્રાવણ તૈયાર કરવા માટે લેવું જોઈએ?

અમે સમીકરણનો ઉપયોગ કરીને ટકાવારી એકાગ્રતા શોધીએ છીએ:

KOH નું મોલર માસ 56.1 g/mol છે;

સોલ્યુશનની મોલેરિટીની ગણતરી કરવા માટે, આપણે દ્રાવણના 1000 મિલી (એટલે ​​​​કે, 1000 · 1.100 = 1100 ગ્રામ) માં સમાયેલ KOH ના સમૂહ શોધીએ છીએ:

1100: 100 = ખાતે: 12; ખાતે= 12 1100 / 100 = 132 ગ્રામ

C m = 56.1 / 132 = 0.425 mol/l.

જવાબ: C = 12%, Cm = 0.425 mol/l

ઉકેલ:

m = cm·M·V, જ્યાં M – દાઢ સમૂહ, વી - વોલ્યુમ.

m = 0.2 106 2 = 42.4 ગ્રામ.

2. પ્રમાણમાંથી ક્રિસ્ટલ હાઇડ્રેટનો સમૂહ શોધો

સ્ફટિકીય હાઇડ્રેટનું મોલર માસ 286 g/mol - માસ X

નિર્જળ મીઠાનું દાળ દળ 106g/mol - માસ 42.4g

તેથી X = m Na 2 CO 3 10H 2 O = 42.4 286/106 = 114.4 g.

જવાબ: m Na 2 CO 3 10H 2 O = 114.4 g.

ઉકેલ:

ΔT = E m = (E m B 1000) / (m A μ B)

અહીં E એ દ્રાવકનું ઇબુલિયોસ્કોપિક સ્થિરાંક છે

E(C 6 H 6) = 2.57

m A એ દ્રાવકનું વજન છે, m B એ દ્રાવકનું વજન છે, M B તેનું પરમાણુ વજન છે.

સોલ્યુશનનો સમૂહ 100 ગ્રામ હોવા દો, તેથી, દ્રાવકનો સમૂહ 5 ગ્રામ છે, અને દ્રાવકનો સમૂહ 100 – 5 = 95 ગ્રામ છે.

M (નેપ્થાલિન C 10 H 8) = 12 10 + 1 8 = 128 g/mol.

અમે તમામ ડેટાને સૂત્રમાં બદલીએ છીએ અને શુદ્ધ દ્રાવકની તુલનામાં ઉકેલના ઉત્કલન બિંદુમાં વધારો શોધીએ છીએ:

ΔT = (2.57 5 1000)/(128 95) = 1.056

સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને નેપ્થાલિન સોલ્યુશનનો ઉત્કલન બિંદુ શોધી શકાય છે:

T k.r-ra = T k.r-la + ΔT = 80.2 + 1.056 = 81.256

જવાબ: 81.256 o C

કાર્ય 2. આપેલ મુજબ આયનીય સમીકરણોયોગ્ય પરમાણુ સમીકરણો લખો.

કાર્ય 3. પરમાણુ અને આયનીય સ્વરૂપોમાં નીચેના પરિવર્તનો માટે પ્રતિક્રિયા સમીકરણો લખો.

ઉકેલ:

Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

Kd 1 =
= 1.5·10 -5
IIst.: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Kd 2 =
= 4.9·10 -7

Zn(OH) 2 - એમ્ફોટેરિક હાઇડ્રોક્સાઇડ, એસિડ-પ્રકારનું વિયોજન શક્ય છે

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

Kd 1 =

IIst.: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

Kd 2 =

H 3 AsO 4 - ઓર્થોઅરસેનિક એસિડ - મજબૂત ઇલેક્ટ્રોલાઇટ, દ્રાવણમાં સંપૂર્ણપણે અલગ થઈ જાય છે:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
આયનીય સમીકરણો જોતાં, અનુરૂપ પરમાણુ સમીકરણો લખો.

Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl

NiCl2 + NaOH(અપૂરતું) = NiOHCl + NaCl

Ni 2+ + 2Cl - + Na + + OH - = NiOHCl + Na + + Cl -

Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
પરમાણુ અને આયનીય સ્વરૂપોમાં નીચેના પરિવર્તનો માટે પ્રતિક્રિયા સમીકરણો લખો.

NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3

1) NaHSO 3 + NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O

ના++ HSO 3 - +Na++ ઓહ- → 2Na + + SO 3 2- + એચ 2 ઓ

HSO 3 - + ઓહ - → + SO 3 2- + એચ 2 ઓ
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

2Na + + SO 3 2- + 2એન+ + SO 4 2- → એચ 2 SO 3 + 2Na + + SO 3 2-

SO 3 2- + 2એન + → એચ 2 SO 3 + SO 3 2-
3) H 2 SO 3 (વધારે) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 એન + + SO 3 2- + Na + + ઓહ- → Na + + HSO 3 - + એચ 2 ઓ

2 એન + + SO 3 2 + ઓહ- → Na + + એચ 2 ઓ
203. કાર્ય 1. પરમાણુ અને આયનીય સ્વરૂપોમાં ક્ષારના જલવિચ્છેદન માટે સમીકરણો લખો, ઉકેલોના pH સૂચવો (pH > 7, pH કાર્ય 2. માં પદાર્થો વચ્ચે થતી પ્રતિક્રિયાઓ માટે સમીકરણો લખો જલીય ઉકેલો

કાર્ય 1. પરમાણુ અને આયનીય સ્વરૂપોમાં ક્ષારના હાઇડ્રોલિસિસ માટે સમીકરણો લખો, ઉકેલોના pH (pH > 7, pH) સૂચવો

Na2S - મીઠું રચાય છે મજબૂત પાયોઅને નબળા એસિડ, આયન પર હાઇડ્રોલિસિસમાંથી પસાર થાય છે. માધ્યમની પ્રતિક્રિયા આલ્કલાઇન છે (pH > 7).

Ist. Na 2 S + HON ↔ NaHS + NaOH

2Na + + S 2- + HON ↔ Na + + HS - + Na + + OH -

IIst NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH

Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
CrBr 3 - નબળા આધાર દ્વારા રચાયેલ મીઠું અને મજબૂત એસિડ, કેશન ખાતે હાઇડ્રોલિસિસ પસાર થાય છે. માધ્યમની પ્રતિક્રિયા એસિડિક છે (pH

Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr

Cr 3+ + 3Br - + HOH ↔ CrOH 2+ + 2Br - + H + + Br -

IIst CrOHBr 2 + HON ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr

CrOH 2+ + 2Br - + HOH ↔ Cr(OH) 2 + + Br - + H + + Br -

III કલા. Cr(OH) 2 Br + HON↔ Cr(OH) 3 + HBr

Cr(OH) 2 + + Br - + HOH↔ Cr(OH) 3 + H + + Br -

હાઇડ્રોલિસિસ મુખ્યત્વે પ્રથમ તબક્કામાં થાય છે.

FeCl 3 + Na 2 CO 3

FeCl3 – મીઠું મજબૂત એસિડ અને નબળા આધાર દ્વારા રચાય છે

Na 2 CO 3 - નબળા એસિડ અને મજબૂત આધાર દ્વારા રચાયેલ મીઠું

2ફે 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3 CO 3 2- + 6એન(HE) = 2Fe( ઓહ) 3 + 3એચ 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -

2ફે 3+ + 3CO 3 2- + 6એન(HE) = 2Fe( ઓહ) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

હાઇડ્રોલિસિસનું પરસ્પર ઉન્નતીકરણ થાય છે

Al 2 (SO 4) 3 - મજબૂત એસિડ અને નબળા આધાર દ્વારા રચાયેલ મીઠું

Na 2 CO 3 – નબળા એસિડ અને મજબૂત આધાર દ્વારા રચાયેલ મીઠું

જ્યારે બે ક્ષારને એકસાથે હાઇડ્રોલાઇઝ કરવામાં આવે છે, ત્યારે તે બને છે નબળો પાયોઅને નબળા એસિડ:

Ist: 2Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH => 4Na + + 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 3 SO 4 2 -

IIst: 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 2HOH => 2H 2 CO 3 + 2Al(OH) 2 +

IIIst: 2Al(OH) 2 + + 2HOH => 2Al(OH) 3 + 2H +

સારાંશ હાઇડ્રોલિસિસ સમીકરણ

Al 2 (SO 4) 3 + 2 Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 CO 3 + 2 Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

2અલ 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2 સીવિશે 3 2- + 6એચ 2 ઓ = 2અલ(OH) 3 ↓ + 2એચ 2 સી O 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2H + + SO 4 2 -

2અલ 3+ + 2સીવિશે 3 2- + 6એચ 2 ઓ = 2અલ(OH) 3 ↓ + 2એચ 2 સીઓ 3
પૃષ્ઠ 1

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 રચના કરવામાં સક્ષમ થશો. ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનઅણુ તેની સંખ્યા દ્વારા; લેખના અંતે તત્વોનું કોષ્ટક છે.

તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીનો અભ્યાસ શા માટે કરવો?

અણુઓ એક બાંધકામ સમૂહ જેવા છે: ભાગોની ચોક્કસ સંખ્યા હોય છે, તેઓ એકબીજાથી અલગ પડે 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 ઓર્બિટલઆગળ, શબ્દ ભ્રમણકક્ષાને બદલે, આપણે "ઓર્બિટલ" શબ્દનો ઉપયોગ કરીશું, ઓર્બિટલ છે

તરંગ કાર્ય
ઇલેક્ટ્રોન, આશરે, તે પ્રદેશ છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન તેના 90% સમય વિતાવે છે.
એન - સ્તર
એલ - શેલ

M l - ભ્રમણકક્ષાની સંખ્યા

M s - ભ્રમણકક્ષામાં પ્રથમ અથવા બીજું ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર l, વાદળ ચાર મૂળભૂત આકાર લે છે: એક બોલ, એક ડમ્બેલ અને અન્ય બે 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 છેમુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર એ ઉર્જા સ્તર છેઆ ક્ષણે

સાત ઊર્જા સ્તરો જાણીતા છે, દરેક નિયુક્ત

અરબી અંક

તત્વોના અણુઓ માટે ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખતી વખતે, ઉર્જા સ્તરો સૂચવો (મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરના મૂલ્યો nસંખ્યાઓના સ્વરૂપમાં - 1, 2, 3, વગેરે), ઉર્જા સબલેવલ (ઓર્બિટલ ક્વોન્ટમ નંબર મૂલ્યો lઅક્ષરોના રૂપમાં - s, પી, ડી, f) અને ટોચ પરની સંખ્યા આપેલ સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.

કોષ્ટકમાં પ્રથમ તત્વ D.I છે. મેન્ડેલીવ એ હાઇડ્રોજન છે, તેથી અણુના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ છે એન 1 બરાબર છે, એક અણુ દીઠ માત્ર એક ઇલેક્ટ્રોન છે s-પ્રથમ સ્તરનું સબલેવલ. તેથી, હાઇડ્રોજન અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રમાં આ સ્વરૂપ છે:

બીજું તત્વ હિલીયમ છે; તેના અણુમાં બે ઇલેક્ટ્રોન છે, તેથી હિલીયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 2 છે નથી 1s 2. પ્રથમ અવધિમાં ફક્ત બે તત્વોનો સમાવેશ થાય છે, કારણ કે પ્રથમ ઉર્જા સ્તર ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું હોય છે, જે ફક્ત 2 ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા કબજે કરી શકાય છે.

ક્રમમાં ત્રીજું તત્વ - લિથિયમ - પહેલેથી જ બીજા સમયગાળામાં છે, તેથી, તેનું બીજું ઊર્જા સ્તર ઇલેક્ટ્રોનથી ભરવાનું શરૂ કરે છે (અમે ઉપર આ વિશે વાત કરી છે). ઇલેક્ટ્રોન સાથે બીજા સ્તરનું ભરણ શરૂ થાય છે s-સબલેવલ, તેથી લિથિયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 3 છે લિ 1s 2 2s 1. બેરિલિયમ અણુ ઇલેક્ટ્રોન સાથે ભરવાનું પૂર્ણ કરે છે s-ઉપસ્તર: 4 વી 1s 2 2s 2 .

2જી સમયગાળાના અનુગામી તત્વોમાં, બીજું ઊર્જા સ્તર ઇલેક્ટ્રોનથી ભરવાનું ચાલુ રાખે છે, માત્ર હવે તે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે આર-ઉપસ્તર: 5 IN 1s 2 2s 2 2આર 1 ; 6 સાથે 1s 2 2s 2 2આર 2 … 10 ને 1s 2 2s 2 2આર 6 .

નિયોન અણુ ઇલેક્ટ્રોન સાથે ભરવાનું પૂર્ણ કરે છે આર-સબલેવલ, આ તત્વ બીજા સમયગાળાને સમાપ્ત કરે છે, ત્યારથી તેમાં આઠ ઇલેક્ટ્રોન છે s- અને આર-સબલેવલમાં માત્ર આઠ ઈલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે.

3જી અવધિના તત્વો માટે, ત્રીજા સ્તરના ઉર્જા સબલેવલને ઇલેક્ટ્રોન સાથે ભરવાનો સમાન ક્રમ થાય છે. આ સમયગાળાના કેટલાક તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો નીચે મુજબ છે:

11 ના 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 1 ; 12 એમજી 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 ; 13 અલ 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 1 ;

14 સિ 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 2 ;…; 18 અર 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 .

ત્રીજો સમયગાળો, બીજાની જેમ, એક તત્વ (આર્ગોન) સાથે સમાપ્ત થાય છે, જે સંપૂર્ણપણે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલો છે આર-સબલેવલ, જોકે ત્રીજા સ્તરમાં ત્રણ સબલેવલનો સમાવેશ થાય છે ( s, આર, ડી). ક્લેચકોવ્સ્કીના નિયમો અનુસાર ઉર્જા સબલેવલ ભરવાના ઉપરોક્ત ક્રમ મુજબ, સબલેવલ 3 ની ઊર્જા ડીવધુ સબલેવલ 4 ઊર્જા sતેથી, આર્ગોનની બાજુમાં આવેલ પોટેશિયમ અણુ અને તેની પાછળનો કેલ્શિયમ અણુ ઈલેક્ટ્રોન 3 થી ભરેલો છે. s- ચોથા સ્તરનું સબલેવલ:

19 TO 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 4s 1 ; 20 સા 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 4s 2 .

21મા તત્વથી શરૂ કરીને - સ્કેન્ડિયમ, તત્વોના પરમાણુમાં સબલેવલ 3 ઇલેક્ટ્રોનથી ભરવાનું શરૂ થાય છે. ડી. આ તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો છે:

21 Sc 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 4s 2 3ડી 1 ; 22 ટી 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 4s 2 3ડી 2 .

24મા તત્વ (ક્રોમિયમ) અને 29મા તત્વ (તાંબુ) ના અણુઓમાં, ઈલેક્ટ્રોનનું “લિકેજ” અથવા “નિષ્ફળતા” નામની ઘટના જોવા મળે છે: બાહ્ય 4માંથી ઈલેક્ટ્રોન s- સબલેવલ 3 દ્વારા "પડે". ડી- સબલેવલ, તેને અડધા રસ્તે (ક્રોમિયમ માટે) અથવા સંપૂર્ણ રીતે (કોપર માટે) ભરવાનું પૂર્ણ કરવું, જે અણુની વધુ સ્થિરતામાં ફાળો આપે છે:

24 ક્ર 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 4s 1 3ડી 5 (...4ને બદલે s 2 3ડી 4) અને

29 કુ 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 4s 1 3ડી 10 (...4ને બદલે s 2 3ડી 9).

31મા તત્વથી શરૂ કરીને - ગેલિયમ, ઈલેક્ટ્રોન સાથે 4થા સ્તરનું ભરણ ચાલુ રહે છે, હવે - આર- સબલેવલ:

31 ગા 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 4s 2 3ડી 10 4પી 1 …; 36 ક્ર 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 4s 2 3ડી 10 4પી 6 .

આ તત્વ ચોથા સમયગાળાને સમાપ્ત કરે છે, જેમાં પહેલાથી જ 18 તત્વો શામેલ છે.

ઇલેક્ટ્રોન સાથે ઉર્જા સબલેવલ ભરવાનો સમાન ક્રમ 5મી અવધિના તત્વોના અણુઓમાં જોવા મળે છે. પ્રથમ બે (રુબિડિયમ અને સ્ટ્રોન્ટિયમ) માટે તે ભરવામાં આવે છે s- 5મા સ્તરનું સબલેવલ, આગામી દસ તત્વો માટે (યટ્રીયમથી કેડમિયમ સુધી) ભરવામાં આવે છે ડી- 4 થી સ્તરનું સબલેવલ; સમયગાળો છ તત્વો દ્વારા પૂર્ણ થાય છે (ઇન્ડિયમથી ઝેનોન સુધી), જેના પરમાણુ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા હોય છે. આર- બાહ્ય, પાંચમા સ્તરનું સબલેવલ. એક સમયગાળામાં 18 તત્વો પણ છે.

છઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વો માટે, ભરવાના આ ક્રમનું ઉલ્લંઘન થાય છે. સમયગાળાની શરૂઆતમાં, હંમેશની જેમ, ત્યાં બે તત્વો છે જેના પરમાણુ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા છે s- બાહ્ય, છઠ્ઠા, સ્તરનું સબલેવલ. તેમની પાછળનું આગલું તત્વ, લેન્થેનમ, ઇલેક્ટ્રોનથી ભરવાનું શરૂ કરે છે ડી- પાછલા સ્તરનું સબલેવલ, એટલે કે. 5 ડી. આ ઇલેક્ટ્રોન 5 સાથે ભરણ પૂર્ણ કરે છે ડી-સબલેવલ અટકે છે અને આગામી 14 તત્વો - સેરિયમથી લ્યુટેટીયમ સુધી - ભરવાનું શરૂ કરે છે f-4થા સ્તરનું સબલેવલ. આ બધા તત્વો કોષ્ટકના એક કોષમાં સમાવિષ્ટ છે, અને નીચે આ તત્વોની વિસ્તૃત પંક્તિ છે, જેને લેન્થેનાઇડ્સ કહેવાય છે.

72મા તત્વ - હેફનિયમ - થી શરૂ કરીને 80મા તત્વ સુધી - પારો, ઇલેક્ટ્રોન સાથે ભરવાનું ચાલુ રહે છે 5 ડી-સબલેવલ, અને સમયગાળો, હંમેશની જેમ, છ તત્વો (થેલિયમથી રેડોન સુધી) સાથે સમાપ્ત થાય છે, જેના પરમાણુ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા હોય છે. આર- બાહ્ય, છઠ્ઠા, સ્તરનું સબલેવલ. આ સૌથી વધુ છે લાંબી અવધિ, જેમાં 32 તત્વોનો સમાવેશ થાય છે.

સાતમા, અપૂર્ણ, અવધિના તત્વોના અણુઓમાં, ઉપર વર્ણવ્યા પ્રમાણે સબલેવલ ભરવાનો સમાન ક્રમ દેખાય છે. અમે વિદ્યાર્થીઓને તે જાતે લખવા દઈએ છીએ. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો 5 મી - 7 મી સમયગાળાના તત્વોના અણુઓ, ઉપર જણાવેલ દરેક વસ્તુને ધ્યાનમાં લેતા.

નોંધ:કેટલાકમાં પાઠ્યપુસ્તકોતત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખવાનો એક અલગ ક્રમ માન્ય છે: તેમના ભરવાના ક્રમમાં નહીં, પરંતુ દરેક ઊર્જા સ્તરે કોષ્ટકમાં આપેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અનુસાર. ઉદાહરણ તરીકે, આર્સેનિક અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર આના જેવું દેખાઈ શકે છે: જેમ 1s 2 2s 2 2આર 6 3s 2 3પી 6 3ડી 10 4s 2 4પી 3 .