परमाणुओं और आयनों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र। समस्या समाधान के उदाहरण o2 आयन के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की रचना करें

इलेक्ट्रोनिक विन्यासएक परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक संख्यात्मक प्रतिनिधित्व है। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स परमाणु नाभिक के चारों ओर स्थित विभिन्न आकृतियों के क्षेत्र हैं जिनमें गणितीय रूप से यह संभव है कि एक इलेक्ट्रॉन पाया जाएगा। इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन पाठक को जल्दी और आसानी से यह बताने में मदद करता है कि एक परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स हैं, साथ ही प्रत्येक ऑर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या भी निर्धारित करते हैं। इस लेख को पढ़ने के बाद, आप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन तैयार करने की विधि में महारत हासिल कर लेंगे।

कदम

डी. आई. मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली का उपयोग करके इलेक्ट्रॉनों का वितरण

अपने परमाणु का परमाणु क्रमांक ज्ञात करें।प्रत्येक परमाणु के साथ एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉन जुड़े होते हैं। आवर्त सारणी पर अपने परमाणु का प्रतीक खोजें। परमाणु क्रमांक एक धनात्मक पूर्णांक है जो 1 (हाइड्रोजन के लिए) से शुरू होता है और प्रत्येक बाद के परमाणु के लिए एक से बढ़ता है। परमाणु संख्या एक परमाणु में प्रोटॉन की संख्या है, और इसलिए यह शून्य चार्ज वाले परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की संख्या भी है।

किसी परमाणु का आवेश ज्ञात कीजिए।तटस्थ परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या उतनी ही होगी जितनी आवर्त सारणी में दिखाई गई है। हालाँकि, आवेशित परमाणुओं में उनके आवेश के परिमाण के आधार पर कम या ज्यादा इलेक्ट्रॉन होंगे। यदि आप किसी आवेशित परमाणु के साथ काम कर रहे हैं, तो इलेक्ट्रॉनों को इस प्रकार जोड़ें या घटाएँ: प्रत्येक ऋणात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन जोड़ें और प्रत्येक धनात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन घटाएँ।

• उदाहरण के लिए, -1 आवेश वाले सोडियम परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होगा इसके अलावाइसका आधार परमाणु क्रमांक 11 है। दूसरे शब्दों में, परमाणु में कुल 12 इलेक्ट्रॉन होंगे।
• यदि हम +1 आवेश वाले सोडियम परमाणु के बारे में बात कर रहे हैं, तो आधार परमाणु संख्या 11 से एक इलेक्ट्रॉन घटाया जाना चाहिए। इस प्रकार, परमाणु में 10 इलेक्ट्रॉन होंगे।

1. ऑर्बिटल्स की मूल सूची याद रखें।जैसे-जैसे किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, वे एक विशिष्ट क्रम के अनुसार परमाणु के इलेक्ट्रॉन कोश के विभिन्न उपस्तरों को भरते हैं। इलेक्ट्रॉन शेल के प्रत्येक उपस्तर में, जब भरा जाता है, तो इलेक्ट्रॉनों की एक समान संख्या होती है। निम्नलिखित उपस्तर उपलब्ध हैं:

   इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन नोटेशन को समझें.प्रत्येक कक्षक में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्पष्ट रूप से दिखाने के लिए इलेक्ट्रॉन विन्यास लिखे जाते हैं। ऑर्बिटल्स को क्रमिक रूप से लिखा जाता है, प्रत्येक ऑर्बिटल में परमाणुओं की संख्या को ऑर्बिटल नाम के दाईं ओर एक सुपरस्क्रिप्ट के रूप में लिखा जाता है। पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन उपस्तरीय पदनामों और सुपरस्क्रिप्ट के अनुक्रम का रूप लेता है।

   • उदाहरण के लिए, यहां सबसे सरल इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन है: 1एस 2 2एस 2 2पी 6।यह कॉन्फ़िगरेशन दर्शाता है कि 1s उपस्तर में दो इलेक्ट्रॉन, 2s उपस्तर में दो इलेक्ट्रॉन और 2p उपस्तर में छह इलेक्ट्रॉन हैं। कुल 2 + 2 + 6 = 10 इलेक्ट्रॉन। यह एक तटस्थ नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है (नियॉन का परमाणु क्रमांक 10 है)।

2. कक्षकों का क्रम याद रखें।ध्यान रखें कि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉन शेल संख्या बढ़ाने के क्रम में क्रमांकित किया जाता है, लेकिन ऊर्जा के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित किया जाता है। उदाहरण के लिए, एक भरे हुए 4s 2 कक्षक में आंशिक रूप से भरे हुए या भरे हुए 3d 10 कक्षक की तुलना में कम ऊर्जा (या कम गतिशीलता) होती है, इसलिए 4s कक्षक को पहले लिखा जाता है। एक बार जब आप कक्षाओं का क्रम जान लेते हैं, तो आप उन्हें परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार आसानी से भर सकते हैं। कक्षकों को भरने का क्रम इस प्रकार है: 1एस, 2एस, 2पी, 3एस, 3पी, 4एस, 3डी, 4पी, 5एस, 4डी, 5पी, 6एस, 4एफ, 5डी, 6पी, 7एस, 5एफ, 6डी, 7पी।

   • किसी परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास जिसमें सभी कक्षक भरे हुए हैं, इस प्रकार होगा: 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 6 7s 2 5f 14 6डी 10 7पी 6
   • ध्यान दें कि उपरोक्त प्रविष्टि, जब सभी कक्षाएँ भर जाती हैं, तत्व यूयूओ (यूनुनोक्टियम) 118 का इलेक्ट्रॉन विन्यास है, जो आवर्त सारणी में सबसे अधिक संख्या वाला परमाणु है। इसलिए, इस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में तटस्थ रूप से चार्ज किए गए परमाणु के सभी वर्तमान ज्ञात इलेक्ट्रॉनिक उपस्तर शामिल हैं।

3. अपने परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार कक्षाएँ भरें।उदाहरण के लिए, यदि हम एक तटस्थ कैल्शियम परमाणु के इलेक्ट्रॉन विन्यास को लिखना चाहते हैं, तो हमें आवर्त सारणी में इसकी परमाणु संख्या को देखकर शुरुआत करनी होगी। इसका परमाणु क्रमांक 20 है, अतः 20 इलेक्ट्रॉन वाले परमाणु का विन्यास हम उपरोक्त क्रम के अनुसार लिखेंगे।

   • जब तक आप बीसवें इलेक्ट्रॉन तक नहीं पहुँच जाते तब तक उपरोक्त क्रम के अनुसार कक्षाएँ भरें। पहले 1s कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन होंगे, 2s कक्षक में भी दो इलेक्ट्रॉन होंगे, 2p में छह, 3s में दो, 3p में 6, और 4s में 2 (2 + 2 + 6 +2 +) होंगे 6 + 2 = 20 .) दूसरे शब्दों में, कैल्शियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है: 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2।
   • ध्यान दें कि कक्षाएँ बढ़ती ऊर्जा के क्रम में व्यवस्थित हैं। उदाहरण के लिए, जब आप चौथे ऊर्जा स्तर पर जाने के लिए तैयार हों, तो पहले 4s कक्षक को लिखें, और तब 3डी. चौथे ऊर्जा स्तर के बाद, आप पांचवें स्तर पर चले जाते हैं, जहां वही क्रम दोहराया जाता है। ऐसा तीसरे ऊर्जा स्तर के बाद ही होता है।

4. दृश्य संकेत के रूप में आवर्त सारणी का उपयोग करें।आपने शायद पहले ही देखा होगा कि आवर्त सारणी का आकार इलेक्ट्रॉन विन्यास में इलेक्ट्रॉन उपस्तरों के क्रम से मेल खाता है। उदाहरण के लिए, बाईं ओर से दूसरे स्तंभ में परमाणु हमेशा "s 2" में समाप्त होते हैं, और पतले मध्य भाग के दाहिने किनारे पर परमाणु हमेशा "d 10" में समाप्त होते हैं, आदि। कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए एक दृश्य मार्गदर्शिका के रूप में आवर्त सारणी का उपयोग करें - जिस क्रम में आप ऑर्बिटल्स जोड़ते हैं वह तालिका में आपकी स्थिति से कैसे मेल खाता है। नीचे देखें:

   • विशेष रूप से, सबसे बाएं दो स्तंभों में ऐसे परमाणु होते हैं जिनका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास s ऑर्बिटल्स में समाप्त होता है, तालिका के दाएं ब्लॉक में ऐसे परमाणु होते हैं जिनका कॉन्फ़िगरेशन p ऑर्बिटल्स में समाप्त होता है, और निचले आधे में ऐसे परमाणु होते हैं जो f ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं।
   • उदाहरण के लिए, जब आप क्लोरीन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखते हैं, तो इस तरह सोचें: "यह परमाणु आवर्त सारणी की तीसरी पंक्ति (या "आवर्त") में स्थित है। यह पी ऑर्बिटल ब्लॉक के पांचवें समूह में भी स्थित है। आवर्त सारणी का। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समाप्त हो जाएगा। ..3p 5
   • ध्यान दें कि तालिका के डी और एफ कक्षीय क्षेत्र में तत्वों को ऊर्जा स्तरों की विशेषता है जो उस अवधि के अनुरूप नहीं हैं जिसमें वे स्थित हैं। उदाहरण के लिए, डी-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों के ब्लॉक की पहली पंक्ति 3डी ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, हालांकि यह चौथी अवधि में स्थित है, और एफ-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों की पहली पंक्ति 6 ​​वें में होने के बावजूद, 4एफ ऑर्बिटल्स से मेल खाती है। अवधि।

5. लंबे इलेक्ट्रॉन विन्यास लिखने के लिए संक्षिप्ताक्षर सीखें।आवर्त सारणी के दाहिने किनारे पर स्थित परमाणु कहलाते हैं उत्कृष्ट गैस।ये तत्व रासायनिक रूप से बहुत स्थिर होते हैं। लंबे इलेक्ट्रॉन विन्यास लिखने की प्रक्रिया को छोटा करने के लिए, बस अपने परमाणु से कम इलेक्ट्रॉनों वाली निकटतम उत्कृष्ट गैस के रासायनिक प्रतीक को वर्गाकार कोष्ठक में लिखें, और फिर बाद के कक्षीय स्तरों के इलेक्ट्रॉन विन्यास को लिखना जारी रखें। नीचे देखें:

   • इस अवधारणा को समझने के लिए एक उदाहरण विन्यास लिखना उपयोगी होगा। आइए संक्षिप्त नाम का उपयोग करके जिंक (परमाणु संख्या 30) का विन्यास लिखें जिसमें उत्कृष्ट गैस शामिल है। जिंक का पूरा विन्यास इस प्रकार दिखता है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. हालाँकि, हम देखते हैं कि 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 एक उत्कृष्ट गैस, आर्गन का इलेक्ट्रॉन विन्यास है। बस जिंक के लिए इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन के भाग को वर्गाकार कोष्ठक में आर्गन के लिए रासायनिक प्रतीक से बदलें (।)
   • तो, संक्षिप्त रूप में लिखे गए जिंक का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है: 4s 2 3d 10 .
   • कृपया ध्यान दें कि यदि आप किसी उत्कृष्ट गैस, जैसे आर्गन, का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिख रहे हैं, तो आप इसे नहीं लिख सकते हैं! किसी को इस तत्व से पहले उत्कृष्ट गैस के लिए संक्षिप्त नाम का उपयोग करना चाहिए; आर्गन के लिए यह नियॉन () होगा।

   आवर्त सारणी ADOMAH का उपयोग करना

   1. आवर्त सारणी ADOMAH में महारत हासिल करें।इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को रिकॉर्ड करने की इस विधि में याद रखने की आवश्यकता नहीं होती है, लेकिन एक संशोधित आवर्त सारणी की आवश्यकता होती है, क्योंकि पारंपरिक आवर्त सारणी में, चौथे आवर्त से शुरू होकर, आवर्त संख्या इलेक्ट्रॉन शेल के अनुरूप नहीं होती है। आवर्त सारणी ADOMAH खोजें - वैज्ञानिक वालेरी ज़िम्मरमैन द्वारा विकसित एक विशेष प्रकार की आवर्त सारणी। संक्षिप्त इंटरनेट खोज से इसे ढूंढना आसान है।

      • ADOMAH आवर्त सारणी में, क्षैतिज पंक्तियाँ हैलोजन, उत्कृष्ट गैसें, क्षार धातु, क्षारीय पृथ्वी धातु आदि जैसे तत्वों के समूहों का प्रतिनिधित्व करती हैं। ऊर्ध्वाधर स्तंभ इलेक्ट्रॉनिक स्तरों के अनुरूप हैं, और तथाकथित "कैस्केड" (ब्लॉक एस, पी, डी और एफ को जोड़ने वाली विकर्ण रेखाएं) अवधियों के अनुरूप हैं।
      • हीलियम को हाइड्रोजन की ओर ले जाया जाता है क्योंकि इन दोनों तत्वों की विशेषता 1s कक्षक है। अवधि ब्लॉक (एस, पी, डी और एफ) दाईं ओर दिखाए गए हैं, और स्तर संख्याएं नीचे दी गई हैं। तत्वों को 1 से 120 क्रमांक वाले बक्सों में दर्शाया गया है। ये संख्याएँ सामान्य परमाणु संख्याएँ हैं, जो एक तटस्थ परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या को दर्शाती हैं।

   2. ADOMAH तालिका में अपना परमाणु खोजें।किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखने के लिए, आवर्त सारणी ADOMAH पर उसके प्रतीक को देखें और उच्च परमाणु क्रमांक वाले सभी तत्वों को काट दें। उदाहरण के लिए, यदि आपको एर्बियम (68) का इलेक्ट्रॉन विन्यास लिखना है, तो 69 से 120 तक सभी तत्वों को काट दें।

      • तालिका के नीचे 1 से 8 तक की संख्याएँ नोट करें। ये इलेक्ट्रॉनिक स्तरों की संख्याएँ, या स्तंभों की संख्याएँ हैं। उन स्तंभों पर ध्यान न दें जिनमें केवल काट दिए गए आइटम हैं। एरबियम के लिए 1,2,3,4,5 और 6 क्रमांक वाले कॉलम बचे हैं।

   3. अपने तत्व तक कक्षीय उपस्तरों की गणना करें।तालिका के दाईं ओर दिखाए गए ब्लॉक प्रतीकों (एस, पी, डी, और एफ) और आधार पर दिखाए गए कॉलम नंबरों को देखते हुए, ब्लॉक के बीच विकर्ण रेखाओं को अनदेखा करें और कॉलम को कॉलम ब्लॉक में तोड़ दें, उन्हें क्रम में सूचीबद्ध करें नीचे से उपर तक। फिर से, उन ब्लॉकों को अनदेखा करें जिनमें सभी तत्व काट दिए गए हैं। कॉलम नंबर से शुरू करते हुए ब्लॉक प्रतीक के बाद कॉलम ब्लॉक लिखें, इस प्रकार: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (एरबियम के लिए)।

      • कृपया ध्यान दें: एर का उपरोक्त इलेक्ट्रॉन विन्यास इलेक्ट्रॉन उपस्तर संख्या के आरोही क्रम में लिखा गया है। इसे कक्षकों को भरने के क्रम में भी लिखा जा सकता है। ऐसा करने के लिए, जब आप कॉलम ब्लॉक लिखते हैं, तो कॉलम के बजाय नीचे से ऊपर तक कैस्केड का पालन करें: 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 12।

   4. प्रत्येक इलेक्ट्रॉन उपस्तर के लिए इलेक्ट्रॉनों की गणना करें।प्रत्येक कॉलम ब्लॉक में उन तत्वों की गणना करें जिन्हें काटा नहीं गया है, प्रत्येक तत्व से एक इलेक्ट्रॉन जोड़कर, और प्रत्येक कॉलम ब्लॉक के लिए ब्लॉक प्रतीक के आगे उनकी संख्या इस प्रकार लिखें: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4पी 6 4डी 10 4एफ 12 5एस 2 5पी 6 6एस 2। हमारे उदाहरण में, यह एरबियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है।

   5. ग़लत इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से सावधान रहें.अठारह विशिष्ट अपवाद हैं जो निम्नतम ऊर्जा अवस्था में परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से संबंधित हैं, जिन्हें जमीनी ऊर्जा अवस्था भी कहा जाता है। वे केवल इलेक्ट्रॉनों के कब्जे वाले अंतिम दो या तीन स्थानों के लिए सामान्य नियम का पालन नहीं करते हैं। इस मामले में, वास्तविक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास मानता है कि इलेक्ट्रॉन परमाणु के मानक विन्यास की तुलना में कम ऊर्जा वाली स्थिति में हैं। अपवाद परमाणुओं में शामिल हैं:

      • करोड़(..., 3डी5, 4एस1); घन(..., 3डी10, 4एस1); नायब(..., 4डी4, 5एस1); एमओ(..., 4डी5, 5एस1); आरयू(..., 4डी7, 5एस1); आरएच(..., 4डी8, 5एस1); पी.डी.(..., 4डी10, 5एस0); एजी(..., 4डी10, 5एस1); ला(..., 5डी1, 6एस2); सी.ई(..., 4एफ1, 5डी1, 6एस2); गोलों का अंतर(..., 4एफ7, 5डी1, 6एस2); ए.यू.(..., 5डी10, 6एस1); एसी(..., 6डी1, 7एस2); वां(..., 6डी2, 7एस2); देहात(..., 5एफ2, 6डी1, 7एस2); यू(..., 5एफ3, 6डी1, 7एस2); एनपी(..., 5एफ4, 6डी1, 7एस2) और सेमी(..., 5एफ7, 6डी1, 7एस2)।
   • जब किसी परमाणु को इलेक्ट्रॉन विन्यास रूप में लिखा जाता है तो उसका परमाणु क्रमांक ज्ञात करने के लिए, अक्षरों (s, p, d, और f) के बाद आने वाली सभी संख्याओं को जोड़ दें। यह केवल तटस्थ परमाणुओं के लिए काम करता है, यदि आप आयन के साथ काम कर रहे हैं तो यह काम नहीं करेगा - आपको अतिरिक्त या खोए हुए इलेक्ट्रॉनों की संख्या को जोड़ना या घटाना होगा।
   • अक्षर के बाद का नंबर एक सुपरस्क्रिप्ट है, परीक्षण में गलती न करें।
   • कोई "आधा-भरा" सबलेवल स्थिरता नहीं है। यह एक सरलीकरण है. कोई भी स्थिरता जिसे "आधे-भरे" उपस्तरों के लिए जिम्मेदार ठहराया जाता है, इस तथ्य के कारण है कि प्रत्येक कक्षक पर एक इलेक्ट्रॉन का कब्ज़ा होता है, इस प्रकार इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण कम हो जाता है।
   • प्रत्येक परमाणु एक स्थिर अवस्था की ओर प्रवृत्त होता है, और सबसे स्थिर विन्यास में s और p उपस्तर भरे होते हैं (s2 और p6)। उत्कृष्ट गैसों का यह विन्यास होता है, इसलिए वे शायद ही कभी प्रतिक्रिया करती हैं और आवर्त सारणी में दाईं ओर स्थित होती हैं। इसलिए, यदि कोई कॉन्फ़िगरेशन 3पी 4 में समाप्त होता है, तो इसे स्थिर स्थिति तक पहुंचने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (एस-सबलेवल इलेक्ट्रॉनों सहित छह को खोने के लिए, अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है, इसलिए चार को खोना आसान होता है)। और यदि कॉन्फ़िगरेशन 4d 3 में समाप्त होता है, तो स्थिर स्थिति प्राप्त करने के लिए इसे तीन इलेक्ट्रॉनों को खोने की आवश्यकता होती है। इसके अलावा, आधे-भरे उपस्तर (एस1, पी3, डी5..) उदाहरण के लिए, पी4 या पी2 की तुलना में अधिक स्थिर हैं; हालाँकि, s2 और p6 और भी अधिक स्थिर होंगे।
   • जब आप किसी आयन के साथ काम कर रहे होते हैं, तो इसका मतलब है कि प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर नहीं है। इस मामले में परमाणु का आवेश रासायनिक प्रतीक के शीर्ष दाईं ओर (आमतौर पर) दर्शाया जाएगा। इसलिए, आवेश +2 वाले सुरमा परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 है। ध्यान दें कि 5पी 3 अब 5पी 1 में बदल गया है। जब तटस्थ परमाणु विन्यास एस और पी के अलावा अन्य उपस्तरों में समाप्त होता है तो सावधान रहें।जब आप इलेक्ट्रॉन लेते हैं, तो आप उन्हें केवल वैलेंस ऑर्बिटल्स (एस और पी ऑर्बिटल्स) से ले सकते हैं। इसलिए, यदि कॉन्फ़िगरेशन 4s 2 3d 7 के साथ समाप्त होता है और परमाणु +2 का चार्ज प्राप्त करता है, तो कॉन्फ़िगरेशन 4s 0 3d 7 के साथ समाप्त होगा। कृपया ध्यान दें कि 3डी 7 नहींपरिवर्तन के कारण, एस कक्षक से इलेक्ट्रॉन नष्ट हो जाते हैं।
   • ऐसी स्थितियाँ होती हैं जब एक इलेक्ट्रॉन को "उच्च ऊर्जा स्तर पर जाने" के लिए मजबूर किया जाता है। जब एक उपस्तर आधे या पूर्ण होने से एक इलेक्ट्रॉन कम हो, तो निकटतम एस या पी उपस्तर से एक इलेक्ट्रॉन लें और इसे उस उपस्तर पर ले जाएं जिसे इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता है।
   • इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को रिकॉर्ड करने के लिए दो विकल्प हैं। उन्हें ऊर्जा स्तर संख्याओं के बढ़ते क्रम में या इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को भरने के क्रम में लिखा जा सकता है, जैसा कि एर्बियम के लिए ऊपर दिखाया गया था।
   • आप केवल वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन लिखकर किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन भी लिख सकते हैं, जो अंतिम एस और पी सबलेवल का प्रतिनिधित्व करता है। इस प्रकार, सुरमा का संयोजकता विन्यास 5s 2 5p 3 होगा।
   • आयन समान नहीं हैं. उनके साथ यह बहुत अधिक कठिन है। दो स्तरों को छोड़ें और उसी पैटर्न का पालन करें जो इस बात पर निर्भर करता है कि आपने कहाँ से शुरुआत की थी और इलेक्ट्रॉनों की संख्या कितनी बड़ी है।

H2+ कण के निर्माण की प्रक्रिया को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है:

एच + एच+ एच2+.

इस प्रकार, एक इलेक्ट्रॉन आबंधन आणविक एस कक्षक में स्थित होता है।

बॉन्ड बहुलता बॉन्डिंग और एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के आधे अंतर के बराबर है। इसका मतलब है कि H2+ कण में बंधन बहुलता (1 - 0):2 = 0.5 है। एमओ विधि के विपरीत बीसी विधि, एक इलेक्ट्रॉन द्वारा बंधन निर्माण की संभावना की व्याख्या नहीं करती है।

हाइड्रोजन अणु में निम्नलिखित इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होता है:

H2 अणु में दो आबंधन इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिसका अर्थ है कि अणु में एक ही आबंध है।

आणविक आयन H2- का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है:

एच2- [(एस 1एस)2(एस *1एस)1]।

H2- में बांड बहुलता (2 - 1):2 = 0.5 है।

आइए अब हम दूसरे आवर्त के होमोन्यूक्लियर अणुओं और आयनों पर विचार करें।

Li2 अणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है:

2Li(K2s)Li2.

Li2 अणु में दो बंधन इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो एक एकल बंधन से मेल खाते हैं।

Be2 अणु के निर्माण की प्रक्रिया को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है:

2 Be(K2s2) Be2 ।

Be2 अणु में बंधन और प्रतिरक्षी इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान है, और चूंकि एक प्रतिरक्षी इलेक्ट्रॉन एक बंधन इलेक्ट्रॉन के प्रभाव को नष्ट कर देता है, इसलिए Be2 अणु का जमीनी अवस्था में पता नहीं चलता है।

नाइट्रोजन अणु की कक्षा में 10 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। N2 अणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना:

चूँकि N2 अणु में आठ बंधन और दो प्रतिरक्षी इलेक्ट्रॉन होते हैं, इस अणु में एक त्रिबंध होता है। नाइट्रोजन अणु में प्रतिचुंबकीय गुण होते हैं क्योंकि इसमें अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं।

O2 अणु की कक्षाओं में 12 वैलेंस इलेक्ट्रॉन वितरित हैं, इसलिए इस अणु का विन्यास है:

चावल। 9.2. O2 अणु में आणविक कक्षाओं के निर्माण की योजना (केवल ऑक्सीजन परमाणुओं के 2p इलेक्ट्रॉन दिखाए गए हैं)

O2 अणु में, हंड के नियम के अनुसार, समानांतर स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉनों को एक ही ऊर्जा के साथ दो कक्षाओं में एक समय में रखा जाता है (चित्र 9.2)। बीसी विधि के अनुसार, ऑक्सीजन अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं और उनमें प्रतिचुंबकीय गुण होने चाहिए, जो प्रयोगात्मक डेटा के अनुरूप नहीं है। आणविक कक्षीय विधि ऑक्सीजन के अनुचुंबकीय गुणों की पुष्टि करती है, जो ऑक्सीजन अणु में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण होते हैं। ऑक्सीजन अणु में बंधन बहुलता (8-4) है: 2 = 2।

आइए O2+ और O2- आयनों की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करें। O2+ आयन की कक्षा में 11 इलेक्ट्रॉन हैं, इसलिए आयन विन्यास इस प्रकार है:

O2+ आयन में बंधन बहुलता (8-3):2 = 2.5 है। O2-आयन में, 13 इलेक्ट्रॉन इसके कक्षकों में वितरित होते हैं। इस आयन की निम्नलिखित संरचना है:

O2- .

O2-आयन में बंधन बहुलता (8 - 5) है: 2 = 1.5। O2- और O2+ आयन अनुचुंबकीय होते हैं क्योंकि उनमें अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं।

F2 अणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है:

F2 अणु में बंधन बहुलता 1 है, क्योंकि इसमें दो बंधन इलेक्ट्रॉनों की अधिकता है। चूँकि अणु में कोई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं है, यह प्रतिचुम्बकीय है।

श्रृंखला N2, O2, F2 में, अणुओं में ऊर्जा और बंधन लंबाई हैं:

आबंधन इलेक्ट्रॉनों की अधिकता से बाइंडिंग ऊर्जा (बंध शक्ति) में वृद्धि होती है। N2 से F2 तक जाने पर बॉन्ड की लंबाई बढ़ जाती है, जो बॉन्ड के कमजोर होने के कारण होती है।

श्रृंखला O2-, O2, O2+ में, बंधन बहुलता बढ़ जाती है, बंधन ऊर्जा भी बढ़ जाती है, और बंधन की लंबाई कम हो जाती है।

किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या आवर्त सारणी में तत्व की परमाणु संख्या से निर्धारित होती है। किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की नियुक्ति के नियमों का उपयोग करके, सोडियम परमाणु (11 इलेक्ट्रॉन) के लिए हम निम्नलिखित इलेक्ट्रॉनिक सूत्र प्राप्त कर सकते हैं:

11 ना: 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 1

टाइटेनियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र:

22 Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

यदि पूर्ण या आधा भरने से पहले डी-उपस्तर ( डी 10 या डी 5-विन्यास) एक इलेक्ट्रॉन गायब है, तो " इलेक्ट्रॉन पर्ची " - जाओ डी-पड़ोसी से एक इलेक्ट्रॉन का उपस्तर एस-उपस्तर. परिणामस्वरूप, क्रोमियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 24 Cr है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, न कि 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, और तांबे का परमाणु 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 है, न कि 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9।

एक ऋणात्मक रूप से आवेशित आयन - एक आयन - में इलेक्ट्रॉनों की संख्या आयन के आवेश की मात्रा से एक तटस्थ परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या से अधिक होती है: 16 एस 2- 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 (18 इलेक्ट्रॉन)।

जब एक धनावेशित आयन - एक धनायन - बनता है, तो इलेक्ट्रॉन पहले एक बड़े प्रमुख क्वांटम संख्या के साथ उपस्तर छोड़ते हैं: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 इलेक्ट्रॉन)।

किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉनों को दो प्रकारों में विभाजित किया जा सकता है: आंतरिक और बाह्य (वैलेंस)। आंतरिक इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से पूर्ण उपस्तरों पर कब्जा कर लेते हैं, कम ऊर्जा मूल्य रखते हैं और तत्वों के रासायनिक परिवर्तनों में भाग नहीं लेते हैं।

अणु की संयोजन क्षमता- ये सभी अंतिम ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन और अपूर्ण उपस्तर के इलेक्ट्रॉन हैं।

वैलेंस इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं। अयुग्मित इलेक्ट्रॉन विशेष रूप से सक्रिय होते हैं। अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या किसी रासायनिक तत्व की संयोजकता निर्धारित करती है।

यदि परमाणु के अंतिम ऊर्जा स्तर पर खाली ऑर्बिटल्स हैं, तो उन पर वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी संभव है (गठन) उत्साहित राज्य परमाणु).

उदाहरण के लिए, सल्फर के वैलेंस इलेक्ट्रॉन अंतिम स्तर (3) के इलेक्ट्रॉन होते हैं एस 2 3पी 4). ग्राफिक रूप से, इन कक्षाओं को इलेक्ट्रॉनों से भरने की योजना इस तरह दिखती है:

जमीनी (अउत्तेजित) अवस्था में, सल्फर परमाणु में 2 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और संयोजकता II प्रदर्शित कर सकते हैं।

अंतिम (तीसरे) ऊर्जा स्तर पर, सल्फर परमाणु में मुक्त कक्षाएँ (3डी उपस्तर) होती हैं। कुछ ऊर्जा के व्यय के साथ, सल्फर के युग्मित इलेक्ट्रॉनों में से एक को एक खाली कक्ष में स्थानांतरित किया जा सकता है, जो परमाणु की पहली उत्तेजित अवस्था से मेल खाता है।

इस मामले में, सल्फर परमाणु में चार अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और इसकी संयोजकता IV होती है।

सल्फर परमाणु के युग्मित 3s इलेक्ट्रॉनों को एक मुक्त कक्षीय 3d कक्षक में भी जोड़ा जा सकता है:

इस अवस्था में, सल्फर परमाणु में 6 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और VI की संयोजकता प्रदर्शित करते हैं।

किसी अउत्तेजित परमाणु में कक्षकों का भराव इस प्रकार किया जाता है कि परमाणु की ऊर्जा न्यूनतम हो (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत)। सबसे पहले, पहले ऊर्जा स्तर के ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं, फिर दूसरे, और एस-सबलेवल के ऑर्बिटल्स पहले भरे जाते हैं और उसके बाद ही पी-सबलेवल के ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं। 1925 में, स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू. पाउली ने प्राकृतिक विज्ञान के मौलिक क्वांटम यांत्रिक सिद्धांत (पाउली सिद्धांत, जिसे बहिष्करण सिद्धांत या बहिष्करण सिद्धांत भी कहा जाता है) की स्थापना की। पाउली सिद्धांत के अनुसार:

एक परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते जिनके सभी चार क्वांटम संख्याओं का सेट समान हो।

किसी परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास एक सूत्र द्वारा व्यक्त किया जाता है जिसमें भरे हुए कक्षकों को मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर संख्या और कक्षीय क्वांटम संख्या के अनुरूप एक अक्षर के संयोजन द्वारा दर्शाया जाता है। सुपरस्क्रिप्ट इन कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करता है।

हाइड्रोजन और हीलियम

हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 1 है, और हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 है। हाइड्रोजन परमाणु में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है, और हीलियम परमाणु में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। युग्मित इलेक्ट्रॉनों में स्पिन को छोड़कर सभी क्वांटम संख्याओं के समान मान होते हैं। एक हाइड्रोजन परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन को छोड़ सकता है और एक धनात्मक आवेशित आयन - H + धनायन (प्रोटॉन) में बदल सकता है, जिसमें कोई इलेक्ट्रॉन नहीं होता है (इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 0)। एक हाइड्रोजन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन जोड़ सकता है और इलेक्ट्रॉन विन्यास 1s 2 के साथ एक नकारात्मक रूप से आवेशित H-आयन (हाइड्राइड आयन) बन सकता है।

लिथियम

लिथियम परमाणु में तीन इलेक्ट्रॉनों को निम्नानुसार वितरित किया जाता है: 1s 2 1s 1. केवल बाहरी ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन, जिन्हें वैलेंस इलेक्ट्रॉन कहा जाता है, रासायनिक बंधन के निर्माण में भाग लेते हैं। लिथियम परमाणु में, वैलेंस इलेक्ट्रॉन 2s उपस्तर इलेक्ट्रॉन है, और 1s उपस्तर के दो इलेक्ट्रॉन आंतरिक इलेक्ट्रॉन हैं। लिथियम परमाणु बहुत आसानी से अपना वैलेंस इलेक्ट्रॉन खो देता है, ली + आयन में परिवर्तित हो जाता है, जिसका विन्यास 1s 2 2s 0 है। ध्यान दें कि हाइड्राइड आयन, हीलियम परमाणु और लिथियम धनायन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान है। ऐसे कणों को आइसोइलेक्ट्रॉनिक कहा जाता है। उनके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समान हैं लेकिन परमाणु आवेश भिन्न हैं। हीलियम परमाणु रासायनिक रूप से बहुत निष्क्रिय है, जो 1s 2 इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की विशेष स्थिरता के कारण है। वे कक्षक जो इलेक्ट्रॉनों से भरे नहीं होते, रिक्त कहलाते हैं। लिथियम परमाणु में 2p उपस्तर के तीन कक्षक रिक्त होते हैं।

फीरोज़ा

बेरिलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 है। जब कोई परमाणु उत्तेजित होता है, तो निम्न ऊर्जा उपस्तर से इलेक्ट्रॉन उच्च ऊर्जा उपस्तर की रिक्त कक्षाओं में चले जाते हैं। बेरिलियम परमाणु के उत्तेजना की प्रक्रिया को निम्नलिखित चित्र द्वारा दर्शाया जा सकता है:

1s 2 2s 2 (जमीनी अवस्था) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (उत्तेजित अवस्था)।

बेरिलियम परमाणु की जमीनी और उत्तेजित अवस्थाओं की तुलना से पता चलता है कि वे अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या में भिन्न हैं। बेरिलियम परमाणु की जमीनी अवस्था में कोई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं; उत्तेजित अवस्था में दो होते हैं। इस तथ्य के बावजूद कि जब कोई परमाणु उत्तेजित होता है, सिद्धांत रूप में, कम ऊर्जा कक्षाओं से कोई भी इलेक्ट्रॉन उच्च कक्षाओं में जा सकता है, रासायनिक प्रक्रियाओं पर विचार करने के लिए केवल समान ऊर्जा वाले ऊर्जा उपस्तरों के बीच संक्रमण महत्वपूर्ण होते हैं।

इसे इस प्रकार समझाया गया है। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो ऊर्जा हमेशा जारी होती है, यानी, दो परमाणुओं का संयोजन ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल स्थिति में चला जाता है। उत्तेजना की प्रक्रिया में ऊर्जा व्यय की आवश्यकता होती है। जब समान ऊर्जा स्तर के भीतर इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी बनती है, तो उत्तेजना लागत की भरपाई एक रासायनिक बंधन के गठन से होती है। विभिन्न स्तरों के भीतर इलेक्ट्रॉनों की जोड़ी बनाते समय, उत्तेजना लागत इतनी अधिक होती है कि उन्हें रासायनिक बंधन के गठन से मुआवजा नहीं दिया जा सकता है। किसी संभावित रासायनिक प्रतिक्रिया में भागीदार की अनुपस्थिति में, उत्तेजित परमाणु ऊर्जा की एक मात्रा छोड़ता है और जमीनी अवस्था में लौट आता है - इस प्रक्रिया को विश्राम कहा जाता है।

बीओआर

तत्वों की आवर्त सारणी की तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास कुछ हद तक ऊपर दिए गए के समान होगा (सबस्क्रिप्ट परमाणु संख्या को इंगित करता है):

11 ना 3 स 1
12 एमजी 3एस 2
13 अल 3एस 2 3पी 1
14 सी 2एस 2 2पी2
15पी 2एस 2 3पी 3

हालाँकि, सादृश्य पूर्ण नहीं है, क्योंकि तीसरा ऊर्जा स्तर तीन उपस्तरों में विभाजित है और सभी सूचीबद्ध तत्वों में रिक्त डी-ऑर्बिटल्स हैं जिनमें इलेक्ट्रॉन उत्तेजना पर स्थानांतरित हो सकते हैं, जिससे बहुलता बढ़ जाती है। यह फॉस्फोरस, सल्फर और क्लोरीन जैसे तत्वों के लिए विशेष रूप से महत्वपूर्ण है।

फॉस्फोरस परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या पाँच तक पहुँच सकती है:

यह उन यौगिकों के अस्तित्व की संभावना को स्पष्ट करता है जिनमें फॉस्फोरस की संयोजकता 5 है। नाइट्रोजन परमाणु, जिसमें फॉस्फोरस परमाणु के रूप में जमीनी अवस्था में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का समान विन्यास होता है, पांच सहसंयोजक बंधन नहीं बना सकता है।

ऑक्सीजन और सल्फर, फ्लोरीन और क्लोरीन की संयोजकता क्षमताओं की तुलना करने पर भी ऐसी ही स्थिति उत्पन्न होती है। सल्फर परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के युग्मन के परिणामस्वरूप छह अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति होती है:

3s 2 3p 4 (जमीनी अवस्था) → 3s 1 3p 3 3d 2 (उत्तेजित अवस्था)।

यह छह-वैलेंस अवस्था से मेल खाता है, जो ऑक्सीजन के लिए अप्राप्य है। नाइट्रोजन (4) और ऑक्सीजन (3) की अधिकतम संयोजकता के लिए अधिक विस्तृत स्पष्टीकरण की आवश्यकता है, जो बाद में दिया जाएगा।

क्लोरीन की अधिकतम संयोजकता 7 है, जो परमाणु की उत्तेजित अवस्था के विन्यास 3s 1 3p 3 d 3 से मेल खाती है।

तीसरी अवधि के सभी तत्वों में रिक्त 3डी ऑर्बिटल्स की उपस्थिति को इस तथ्य से समझाया गया है कि, तीसरे ऊर्जा स्तर से शुरू होकर, इलेक्ट्रॉनों से भरे होने पर विभिन्न स्तरों के उपस्तरों का आंशिक ओवरलैप होता है। इस प्रकार, 3डी सबलेवल 4एस सबलेवल भरने के बाद ही भरना शुरू होता है। विभिन्न उपस्तरों के परमाणु कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों का ऊर्जा भंडार और, परिणामस्वरूप, उनके भरने का क्रम निम्नलिखित क्रम में बढ़ता है:

वे कक्षक जिनके लिए पहले दो क्वांटम संख्याओं (n + l) का योग छोटा है, पहले भरे जाते हैं; यदि ये योग बराबर हैं, तो कम मुख्य क्वांटम संख्या वाले ऑर्बिटल्स पहले भरे जाते हैं।

यह पैटर्न 1951 में वी. एम. क्लेचकोवस्की द्वारा तैयार किया गया था।

वे तत्व जिनके परमाणुओं में s-उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, s-तत्व कहलाते हैं। इनमें प्रत्येक अवधि के पहले दो तत्व शामिल हैं: हाइड्रोजन। हालाँकि, पहले से ही अगले डी-तत्व - क्रोमियम - में जमीनी अवस्था में ऊर्जा स्तरों में इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था में कुछ "विचलन" है: अपेक्षित चार अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के बजाय 3डी उपस्तर पर, क्रोमियम परमाणु के 3डी उपस्तर में पांच अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और एस उपस्तर में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है: 24 Cr 4s 1 3d 5।

एक एस-इलेक्ट्रॉन के डी-उपस्तर पर संक्रमण की घटना को अक्सर एक इलेक्ट्रॉन का "लीकथ्रू" कहा जाता है। इसे इस तथ्य से समझाया जा सकता है कि इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच बढ़ते इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण इलेक्ट्रॉनों से भरे डी-उपस्तर की कक्षाएँ नाभिक के करीब हो जाती हैं। परिणामस्वरूप, अवस्था 4s 1 3d 5, 4s 2 3d 4 की तुलना में ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल हो जाती है। इस प्रकार, आधे-भरे डी-सबलेवल (डी 5) में अन्य संभावित इलेक्ट्रॉन वितरण विकल्पों की तुलना में स्थिरता बढ़ गई है। युग्मित इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संभव संख्या के अस्तित्व के अनुरूप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन, जो केवल उत्तेजना के परिणामस्वरूप पिछले डी-तत्वों में प्राप्त किया जा सकता है, क्रोमियम परमाणु की जमीनी स्थिति की विशेषता है। इलेक्ट्रॉनिक विन्यास d 5 भी मैंगनीज परमाणु की विशेषता है: 4s 2 3d 5। निम्नलिखित डी-तत्वों के लिए, डी-उपस्तर की प्रत्येक ऊर्जा कोशिका एक दूसरे इलेक्ट्रॉन से भरी होती है: 26 Fe 4s 2 3d 6; 27 सीओ 4एस 2 3डी 7 ; 28 नी 4एस 2 3डी 8।

तांबे के परमाणु में, 4s उप-स्तर से 3d उप-स्तर: 29 Cu 4s 1 3d 10 में एक इलेक्ट्रॉन के संक्रमण के कारण पूरी तरह से भरे हुए d-उपस्तर (d 10) की स्थिति प्राप्त हो जाती है। d-तत्वों की पहली पंक्ति के अंतिम तत्व का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 30 Zn 4s 23 d 10 है।

सामान्य प्रवृत्ति, जो डी 5 और डी 10 कॉन्फ़िगरेशन की स्थिरता में प्रकट होती है, निम्न अवधि के तत्वों में भी देखी जाती है। मोलिब्डेनम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास क्रोमियम के समान है: 42 Mo 5s 1 4d 5, और चांदी से तांबा: 47 Ag5s 0 d 10। इसके अलावा, 5s कक्षक से 4d कक्षक में दोनों इलेक्ट्रॉनों के संक्रमण के कारण पैलेडियम में d 10 विन्यास पहले से ही प्राप्त हो चुका है: 46Pd 5s 0 d 10। डी- और एफ-ऑर्बिटल्स की मोनोटोनिक फिलिंग से अन्य विचलन भी हैं।

समस्या 1. निम्नलिखित तत्वों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखिए: N, सी, एफ ई, क्र, ते, डब्ल्यू।

समाधान। परमाणु कक्षकों की ऊर्जा निम्नलिखित क्रम में बढ़ती है:

1एस 2एस 2पी 3एस 3पी 4एस 3डी 4पी 5एस 4डी 5पी 6एस 4एफ 5डी 6पी 7एस 5एफ 6डी।

प्रत्येक एस-शेल (एक ऑर्बिटल) में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते, पी-शेल (तीन ऑर्बिटल्स) - छह से अधिक नहीं, डी-शेल (पांच ऑर्बिटल्स) - 10 से अधिक नहीं, और एफ-शेल ( सात कक्षाएँ) - 14 से अधिक नहीं।

किसी परमाणु की जमीनी अवस्था में, इलेक्ट्रॉन सबसे कम ऊर्जा वाले कक्षकों पर कब्जा कर लेते हैं। इलेक्ट्रॉनों की संख्या नाभिक के आवेश (पूरे परमाणु तटस्थ है) और तत्व की परमाणु संख्या के बराबर है। उदाहरण के लिए, एक नाइट्रोजन परमाणु में 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से दो 1s कक्षक में, दो 2s कक्षक में और शेष तीन इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक में होते हैं। नाइट्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास:

7 एन: 1एस 2 2एस 2 2पी 3. शेष तत्वों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,

26 एफ ई : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 कि आर: 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 3पी 6,

52 टे : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 ते : 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 3पी 6 5एस 2 4डी 10 5पी 6 6एस 2 4एफ 14 5डी 4।

समस्या 2. किस अक्रिय गैस और किस तत्व आयन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास कैल्शियम परमाणु से सभी संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को हटाने के परिणामस्वरूप उत्पन्न कण के समान होता है?

समाधान। कैल्शियम परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 है। जब दो संयोजकता इलेक्ट्रॉन हटा दिए जाते हैं, तो 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 विन्यास के साथ एक Ca 2+ आयन बनता है। परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समान है एआरऔर आयन एस 2-, सीएल -, के +, एससी 3+, आदि।

समस्या 3. क्या अल 3+ आयन के इलेक्ट्रॉन निम्नलिखित कक्षाओं में हो सकते हैं: ए) 2पी; बी) 1पी; ग) 3डी?

समाधान। एल्यूमीनियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. अल 3+ आयन एक एल्यूमीनियम परमाणु से तीन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को हटाने से बनता है और इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 है।

ए) इलेक्ट्रॉन पहले से ही 2पी कक्षक में हैं;

बी) क्वांटम संख्या एल (एल = 0, 1,…एन -1) पर लगाए गए प्रतिबंधों के अनुसार, एन = 1 के साथ केवल एल = 0 का मान संभव है, इसलिए, 1पी ऑर्बिटल मौजूद नहीं है;

ग) यदि आयन उत्तेजित अवस्था में है तो इलेक्ट्रॉन 3डी कक्षक में हो सकते हैं।

कार्य 4.प्रथम उत्तेजित अवस्था में नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखिए।

समाधान। जमीनी अवस्था में नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 है। पहली उत्तेजित अवस्था एक इलेक्ट्रॉन के उच्चतम व्याप्त कक्षक (2p) से निम्नतम रिक्त कक्षक (3s) में संक्रमण से प्राप्त होती है। प्रथम उत्तेजित अवस्था में नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 है।

समस्या 5. आइसोटोप 12 C और 13 C, 14 N और 15 N के नाभिक की संरचना क्या है?

समाधान। नाभिक में प्रोटॉनों की संख्या तत्व की परमाणु संख्या के बराबर होती है और किसी दिए गए तत्व के सभी समस्थानिकों के लिए समान होती है। न्यूट्रॉन की संख्या द्रव्यमान संख्या (तत्व संख्या के शीर्ष बाईं ओर इंगित) से प्रोटॉन की संख्या घटाकर बराबर होती है। एक ही तत्व के विभिन्न समस्थानिकों में न्यूट्रॉन की संख्या भिन्न-भिन्न होती है।

संकेतित गुठली की संरचना:

12 सी: 6पी + 6एन; 13 सी: 6पी + 7एन; 14 एन: 7पी + 7एन; 15 एन: 7पी + 8एन।