કણોમાં આર્ગોન અણુનું ઇલેક્ટ્રોન શેલ હોય છે.

નેઇલ એક્સ્ટેન્શન્સ

પ્રથમ ચાર સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચના: $s-$, $p-$ અને $d-$ તત્વો. અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન. અણુઓની જમીન અને ઉત્તેજિત અવસ્થાઓ

દ્રવ્યના કણોને દર્શાવવા માટે અણુનો ખ્યાલ પ્રાચીન વિશ્વમાં ઉદ્ભવ્યો હતો. ગ્રીકમાંથી અનુવાદિત, અણુનો અર્થ થાય છે "અવિભાજ્ય."

ઈલેક્ટ્રોન્સ આઇરિશ ભૌતિકશાસ્ત્રી સ્ટોની, પ્રયોગોના આધારે, એવા નિષ્કર્ષ પર આવ્યા હતા કે તમામ રાસાયણિક તત્વોના અણુઓમાં રહેલા નાનામાં નાના કણો દ્વારા વીજળી વહન કરવામાં આવે છે. $1891 માં, શ્રી સ્ટોનીએ આ કણોને બોલાવવાનો પ્રસ્તાવ મૂક્યોઇલેક્ટ્રોન

, જેનો અર્થ ગ્રીકમાં "એમ્બર" થાય છે.

ઇલેક્ટ્રોનને તેનું નામ મળ્યું તેના થોડા વર્ષો પછી, અંગ્રેજી ભૌતિકશાસ્ત્રી જોસેફ થોમસન અને ફ્રેન્ચ ભૌતિકશાસ્ત્રી જીન પેરીને સાબિત કર્યું કે ઇલેક્ટ્રોન નકારાત્મક ચાર્જ વહન કરે છે. આ સૌથી નાનો નકારાત્મક ચાર્જ છે, જેને રસાયણશાસ્ત્રમાં $(–1)$ એકમ તરીકે લેવામાં આવે છે. થોમસન ઇલેક્ટ્રોનની ઝડપ (તે પ્રકાશની ઝડપ જેટલી છે - $300,000 km/s) અને ઇલેક્ટ્રોનનું દળ (તે હાઇડ્રોજન અણુના સમૂહ કરતાં $1836 ગણું ઓછું છે) નક્કી કરવામાં પણ વ્યવસ્થાપિત હતા. થોમસન અને પેરીને વર્તમાન સ્ત્રોતના ધ્રુવોને બે ધાતુની પ્લેટો સાથે જોડ્યા - એક કેથોડ અને એનોડ, કાચની નળીમાં સોલ્ડર કરવામાં આવી જેમાંથી હવા ખાલી કરવામાં આવી હતી. જ્યારે ઇલેક્ટ્રોડ પ્લેટ્સ પર લગભગ 10 હજાર વોલ્ટ્સનો વોલ્ટેજ લાગુ કરવામાં આવ્યો, ત્યારે ટ્યુબમાં એક તેજસ્વી સ્રાવ ચમક્યો, અને કણો કેથોડ (નકારાત્મક ધ્રુવ) થી એનોડ (પોઝિટિવ પોલ) તરફ ઉડ્યા, જેને વૈજ્ઞાનિકોએ પ્રથમ કહ્યા.કેથોડ કિરણો

, અને પછી જાણવા મળ્યું કે તે ઇલેક્ટ્રોનનો પ્રવાહ હતો. ટીવી સ્ક્રીન જેવા વિશિષ્ટ પદાર્થોને અથડાતા ઈલેક્ટ્રોન્સ ચમકનું કારણ બને છે.

નિષ્કર્ષ દોરવામાં આવ્યો હતો: ઇલેક્ટ્રોન સામગ્રીના અણુઓમાંથી છટકી જાય છે જેમાંથી કેથોડ બનાવવામાં આવે છે.

મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન અથવા તેમનો પ્રવાહ અન્ય રીતે મેળવી શકાય છે, ઉદાહરણ તરીકે, ધાતુના વાયરને ગરમ કરીને અથવા સામયિક કોષ્ટક (ઉદાહરણ તરીકે, સીઝિયમ) ના જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથના તત્વો દ્વારા રચાયેલી ધાતુઓ પર પ્રકાશ ચમકાવીને.

અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ વિશેની માહિતીની સંપૂર્ણતા તરીકે સમજવામાં આવે છેઊર્જા ચોક્કસ ઇલેક્ટ્રોન અંદરજગ્યા , જેમાં તે સ્થિત છે. આપણે પહેલાથી જ જાણીએ છીએ કે અણુમાં ઈલેક્ટ્રોન ગતિનો માર્ગ ધરાવતો નથી, એટલે કે. અમે ફક્ત તેના વિશે વાત કરી શકીએ છીએન્યુક્લિયસની આસપાસની જગ્યામાં તેનું સ્થાન. તે ન્યુક્લિયસની આસપાસની આ જગ્યાના કોઈપણ ભાગમાં સ્થિત હોઈ શકે છે, અને વિવિધ સ્થાનોના સમૂહને ચોક્કસ નકારાત્મક ચાર્જ ઘનતા સાથે ઇલેક્ટ્રોન વાદળ તરીકે ગણવામાં આવે છે. અલંકારિક રીતે, આની આ રીતે કલ્પના કરી શકાય છે: જો ફોટો ફિનિશની જેમ, સેકન્ડના સો અથવા મિલિયનમાં ભાગ પછી અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિનો ફોટોગ્રાફ કરવો શક્ય હોત, તો આવા ફોટોગ્રાફ્સમાં ઇલેક્ટ્રોન એક બિંદુ તરીકે રજૂ કરવામાં આવશે. જો આવા અસંખ્ય ફોટોગ્રાફ્સને સુપરઇમ્પોઝ કરવામાં આવ્યા હોત, તો ચિત્ર સૌથી વધુ ઘનતાવાળા ઇલેક્ટ્રોન વાદળનું હશે જ્યાં આ બિંદુઓમાંથી મોટાભાગના બિંદુઓ છે.

આકૃતિ ન્યુક્લિયસમાંથી પસાર થતા હાઇડ્રોજન અણુમાં આવા ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાનો "કટ" બતાવે છે, અને ડૅશવાળી રેખા ગોળાની રૂપરેખા દર્શાવે છે કે જેની અંદર ઇલેક્ટ્રોન શોધવાની સંભાવના $90%$ છે. ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકનો સમોચ્ચ અવકાશના વિસ્તારને આવરી લે છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન શોધવાની સંભાવના $10%$ છે, ન્યુક્લિયસમાંથી બીજા સમોચ્ચની અંદર ઇલેક્ટ્રોન શોધવાની સંભાવના $20%$ છે, ત્રીજાની અંદર - $≈30% $, વગેરે. ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિમાં કેટલીક અનિશ્ચિતતા છે. આ વિશિષ્ટ સ્થિતિને દર્શાવવા માટે, જર્મન ભૌતિકશાસ્ત્રી ડબલ્યુ. હેઈઝનબર્ગે ખ્યાલ રજૂ કર્યો અનિશ્ચિતતા સિદ્ધાંત, એટલે કે દર્શાવે છે કે ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જા અને સ્થાન એકસાથે અને સચોટ રીતે નક્કી કરવું અશક્ય છે. ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જા જેટલી ચોક્કસ રીતે નક્કી કરવામાં આવે છે, તેની સ્થિતિ વધુ અનિશ્ચિત હોય છે, અને ઊલટું, સ્થિતિ નક્કી કર્યા પછી, ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જા નક્કી કરવી અશક્ય છે. ઇલેક્ટ્રોન શોધવા માટેની સંભાવના શ્રેણીમાં સ્પષ્ટ સીમાઓ હોતી નથી. જો કે, એવી જગ્યા પસંદ કરવી શક્ય છે જ્યાં ઇલેક્ટ્રોન શોધવાની સંભાવના મહત્તમ હોય.

અણુ ન્યુક્લિયસની આજુબાજુની જગ્યા કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન મોટાભાગે જોવા મળે છે તેને ઓર્બિટલ કહેવામાં આવે છે.

તેમાં લગભગ $90%$ ઈલેક્ટ્રોન ક્લાઉડનો સમાવેશ થાય છે, જેનો અર્થ છે કે લગભગ $90%$ ઈલેક્ટ્રોન અવકાશના આ ભાગમાં હોય છે. તેમના આકારના આધારે, ચાર જાણીતા પ્રકારના ઓર્બિટલ્સ છે, જે લેટિન અક્ષરો $s, p, d$ અને $f$ દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવ્યા છે. ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સના કેટલાક સ્વરૂપોની ગ્રાફિકલ રજૂઆત આકૃતિમાં રજૂ કરવામાં આવી છે.

ચોક્કસ ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનની ગતિની સૌથી મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતા એ ન્યુક્લિયસ સાથે તેની બંધન કરવાની ઊર્જા છે. સમાન ઉર્જા મૂલ્યોવાળા ઇલેક્ટ્રોન એકલ બનાવે છે ઇલેક્ટ્રોન સ્તર, અથવા ઊર્જા સ્તર. એનર્જી લેવલને ન્યુક્લિયસથી શરૂ કરીને ક્રમાંકિત કરવામાં આવે છે: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ અને $7$.

પૂર્ણાંક $n$ જે ઊર્જા સ્તરની સંખ્યા દર્શાવે છે તેને મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર કહેવામાં આવે છે.

તે આપેલ ઉર્જા સ્તર પર કબજો કરતા ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જાને દર્શાવે છે. ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકના પ્રથમ ઉર્જા સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન સૌથી ઓછી ઊર્જા ધરાવે છે. પ્રથમ સ્તરના ઇલેક્ટ્રોનની તુલનામાં, અનુગામી સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન મોટા પ્રમાણમાં ઊર્જા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. પરિણામે, બાહ્ય સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન અણુ ન્યુક્લિયસ સાથે ઓછામાં ઓછા ચુસ્તપણે બંધાયેલા છે.

અણુમાં ઉર્જા સ્તરો (ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો) ની સંખ્યા D.I મેન્ડેલીવ સિસ્ટમમાં સમયગાળાની સંખ્યા જેટલી હોય છે જેમાં રાસાયણિક તત્વ હોય છે: પ્રથમ સમયગાળાના તત્વોના પરમાણુમાં એક ઊર્જા સ્તર હોય છે; બીજો સમયગાળો - બે; સાતમો સમયગાળો - સાત.

ઊર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની સૌથી મોટી સંખ્યા સૂત્ર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે:

જ્યાં $N$ એ ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંખ્યા છે; $n$ એ લેવલ નંબર અથવા મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર છે. પરિણામે: ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકના પ્રથમ ઉર્જા સ્તર પર બે કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે નહીં; બીજા પર - $8$ કરતાં વધુ નહીં; ત્રીજા પર - $18$ કરતાં વધુ નહીં; ચોથા પર - $32$ કરતાં વધુ નહીં. અને બદલામાં, ઊર્જા સ્તરો (ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો) કેવી રીતે ગોઠવાય છે?

બીજા ઉર્જા સ્તર $(n = 2)$ થી શરૂ કરીને, દરેક સ્તરને સબલેવલ્સ (પેટાસ્તરો)માં વિભાજિત કરવામાં આવે છે, જે ન્યુક્લિયસ સાથે બંધનકર્તા ઊર્જામાં એકબીજાથી સહેજ અલગ હોય છે.

સબલેવલની સંખ્યા મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરના મૂલ્ય જેટલી છે:પ્રથમ ઉર્જા સ્તર એક પેટા સ્તર ધરાવે છે; બીજો - બે; ત્રીજા - ત્રણ; ચોથું - ચાર. સબલેવલ, બદલામાં, ઓર્બિટલ્સ દ્વારા રચાય છે.

$n$ નું દરેક મૂલ્ય $n^2$ ની બરાબર સંખ્યાબંધ ભ્રમણકક્ષાને અનુરૂપ છે. કોષ્ટકમાં પ્રસ્તુત ડેટા અનુસાર, મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર $n$ અને સબલેવલની સંખ્યા, ઓર્બિટલ્સનો પ્રકાર અને સંખ્યા અને સબલેવલ અને લેવલ પર ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંખ્યા વચ્ચેના જોડાણને શોધી શકાય છે.

મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર, પ્રકારો અને ઓર્બિટલ્સની સંખ્યા, સબલેવલ અને લેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંખ્યા.

ઊર્જા સ્તર $(n)$	$n$ ની બરાબર સબલેવલની સંખ્યા	ઓર્બિટલ પ્રકાર	ભ્રમણકક્ષાની સંખ્યા		ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંખ્યા
			સબલેવલમાં	$n^2$ ની સમાન સ્તરમાં	સબલેવલમાં	$n^2$ ના સમકક્ષ સ્તરે
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

પેટા-સ્તર સામાન્ય રીતે લેટિન અક્ષરો દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, તેમજ ભ્રમણકક્ષાના આકાર જેમાં તેઓ સમાવે છે: $s, p, d, f$. તેથી:

• $s$-સબલેવલ - અણુ ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકના દરેક ઉર્જા સ્તરનું પ્રથમ સબલેવલ, જેમાં એક $s$-ઓર્બિટલ હોય છે;
• $p$-સબલેવલ - દરેકનું બીજું સબલેવલ, પ્રથમ, એનર્જી લેવલ સિવાય, ત્રણ $p$-ઓર્બિટલ્સ ધરાવે છે;
• $d$-સબલેવલ - દરેકનું ત્રીજું સબલેવલ, ત્રીજા, ઉર્જા સ્તરથી શરૂ થાય છે, જેમાં પાંચ $d$-ઓર્બિટલ્સનો સમાવેશ થાય છે;
• ચોથા ઉર્જા સ્તરથી શરૂ થતા દરેકના $f$-સબલેવલમાં સાત $f$-ભ્રમણકક્ષાનો સમાવેશ થાય છે.

અણુ ન્યુક્લિયસ

પરંતુ માત્ર ઇલેક્ટ્રોન જ અણુઓનો ભાગ નથી. ભૌતિકશાસ્ત્રી હેનરી બેકરેલએ શોધ્યું કે યુરેનિયમ મીઠું ધરાવતું કુદરતી ખનિજ પણ અજાણ્યા કિરણોત્સર્ગનું ઉત્સર્જન કરે છે, જે પ્રકાશથી સુરક્ષિત ફોટોગ્રાફિક ફિલ્મોને બહાર કાઢે છે. આ ઘટના કહેવામાં આવી હતી રેડિયોએક્ટિવિટી.

ત્યાં ત્રણ પ્રકારના કિરણોત્સર્ગી કિરણો છે:

1. $α$-કિરણો, જેમાં $α$-કણોનો સમાવેશ થાય છે જેમાં ઈલેક્ટ્રોનના ચાર્જ કરતાં $2$ ગણો વધારે ચાર્જ હોય ​​છે, પરંતુ સકારાત્મક સંકેત સાથે, અને હાઈડ્રોજન અણુના દળ કરતાં $4$ ગણો વધારે હોય છે;
2. $β$-કિરણો ઇલેક્ટ્રોનના પ્રવાહનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે;
3. $γ$-કિરણો નગણ્ય સમૂહ સાથેના ઇલેક્ટ્રોમેગ્નેટિક તરંગો છે જે વિદ્યુત ચાર્જ વહન કરતા નથી.

પરિણામે, પરમાણુ એક જટિલ માળખું ધરાવે છે - તે હકારાત્મક રીતે ચાર્જ કરેલ ન્યુક્લિયસ અને ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે.

અણુની રચના કેવી રીતે થાય છે?

1910 માં, લંડન નજીક કેમ્બ્રિજમાં, અર્નેસ્ટ રધરફોર્ડ અને તેના વિદ્યાર્થીઓ અને સાથીઓએ પાતળા સોનાના વરખમાંથી પસાર થતા અને સ્ક્રીન પર પડતા $α$ કણોના છૂટાછવાયાનો અભ્યાસ કર્યો. આલ્ફા કણો સામાન્ય રીતે મૂળ દિશામાંથી માત્ર એક ડિગ્રીથી વિચલિત થાય છે, જે સોનાના અણુઓના ગુણધર્મોની એકરૂપતા અને એકરૂપતાની પુષ્ટિ કરે છે. અને અચાનક સંશોધકોએ નોંધ્યું કે કેટલાક $α$ કણોએ અચાનક તેમના પાથની દિશા બદલી નાખી, જાણે કોઈ પ્રકારનો અવરોધ આવી રહ્યો હોય.

વરખની સામે સ્ક્રીન મૂકીને, રધરફોર્ડ એવા દુર્લભ કિસ્સાઓ પણ શોધી શક્યા જ્યારે સોનાના અણુઓમાંથી પ્રતિબિંબિત થતા $α$ કણો વિરુદ્ધ દિશામાં ઉડ્યા.

ગણતરીઓ દર્શાવે છે કે જો અણુનું સમગ્ર દળ અને તેના તમામ હકારાત્મક ચાર્જ નાના કેન્દ્રિય ન્યુક્લિયસમાં કેન્દ્રિત હોય તો અવલોકન કરેલ ઘટના બની શકે છે. ન્યુક્લિયસની ત્રિજ્યા, જેમ કે તે બહાર આવ્યું છે, સમગ્ર અણુની ત્રિજ્યા કરતા 100,000 ગણું નાનું છે, તે પ્રદેશ કે જેમાં નકારાત્મક ચાર્જવાળા ઇલેક્ટ્રોન સ્થિત છે. જો આપણે અલંકારિક સરખામણી લાગુ કરીએ, તો પછી અણુના સમગ્ર જથ્થાને લુઝનિકીના સ્ટેડિયમ સાથે સરખાવી શકાય, અને ન્યુક્લિયસને મેદાનની મધ્યમાં સ્થિત સોકર બોલ સાથે સરખાવી શકાય.

કોઈપણ રાસાયણિક તત્વનો અણુ નાના સૌરમંડળ સાથે તુલનાત્મક છે. તેથી, રધરફોર્ડ દ્વારા પ્રસ્તાવિત અણુના આ મોડેલને ગ્રહો કહેવામાં આવે છે.

પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન

તે તારણ આપે છે કે નાના અણુ ન્યુક્લિયસ, જેમાં અણુનો સંપૂર્ણ સમૂહ કેન્દ્રિત છે, તેમાં બે પ્રકારના કણોનો સમાવેશ થાય છે - પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન.

પ્રોટોનઈલેક્ટ્રોનના ચાર્જ જેટલો ચાર્જ હોય ​​છે, પરંતુ $(+1)$ના ચિહ્નમાં તેની વિરુદ્ધ હોય છે, અને હાઈડ્રોજન અણુના દળના સમકક્ષ દળ (તેને રસાયણશાસ્ત્રમાં એકતા તરીકે લેવામાં આવે છે). પ્રોટોનને $↙(1)↖(1)p$ (અથવા $p+$) ચિહ્ન દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે. ન્યુટ્રોનચાર્જ વહન કરતા નથી, તેઓ તટસ્થ હોય છે અને પ્રોટોનના સમૂહ જેટલો દ્રવ્ય ધરાવે છે, એટલે કે. $1$. ન્યુટ્રોન $↙(0)↖(1)n$ (અથવા $n^0$) ચિહ્ન દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે.

પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન એક સાથે કહેવાય છે ન્યુક્લિયોન્સ(lat માંથી. ન્યુક્લિયસ- કોર).

અણુમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યાનો સરવાળો કહેવાય છે સમૂહ સંખ્યા. ઉદાહરણ તરીકે, એલ્યુમિનિયમ અણુની સમૂહ સંખ્યા છે:

ઇલેક્ટ્રોનનું દળ, જે નગણ્ય રીતે નાનું છે, તેની અવગણના કરી શકાય છે, તે સ્પષ્ટ છે કે અણુનો સમગ્ર સમૂહ ન્યુક્લિયસમાં કેન્દ્રિત છે. ઇલેક્ટ્રોન નીચે પ્રમાણે નિયુક્ત કરવામાં આવ્યા છે: $e↖(-)$.

અણુ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ હોવાથી, તે પણ સ્પષ્ટ છે કે અણુમાં પ્રોટોન અને ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન છે. તે રાસાયણિક તત્વની અણુ સંખ્યા જેટલી છે, તેને સામયિક કોષ્ટકમાં સોંપેલ છે. ઉદાહરણ તરીકે, આયર્ન અણુના ન્યુક્લિયસમાં $26$ પ્રોટોન હોય છે, અને $26$ ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસની આસપાસ ફરે છે. ન્યુટ્રોનની સંખ્યા કેવી રીતે નક્કી કરવી?

જેમ જાણીતું છે, અણુના સમૂહમાં પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનનો સમૂહ હોય છે. તત્વનો સીરીયલ નંબર જાણવો $(Z)$, એટલે કે. પ્રોટોનની સંખ્યા, અને સમૂહ સંખ્યા $(A)$, પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોનની સંખ્યાના સરવાળા સમાન, ન્યુટ્રોનની સંખ્યા $(N)$ સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને શોધી શકાય છે:

ઉદાહરણ તરીકે, લોખંડના અણુમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા છે:

$56 – 26 = 30$.

કોષ્ટક પ્રાથમિક કણોની મુખ્ય લાક્ષણિકતાઓ રજૂ કરે છે.

પ્રાથમિક કણોની મૂળભૂત લાક્ષણિકતાઓ.

આઇસોટોપ્સ

સમાન તત્વના અણુઓની વિવિધતા કે જે સમાન પરમાણુ ચાર્જ ધરાવે છે પરંતુ વિવિધ સમૂહ સંખ્યાઓ છે તેને આઇસોટોપ્સ કહેવામાં આવે છે.

શબ્દ આઇસોટોપબે ગ્રીક શબ્દોનો સમાવેશ થાય છે: isos- સમાન અને ટોપોસ- સ્થાન, એટલે તત્વોના સામયિક કોષ્ટકમાં "એક સ્થાન પર કબજો કરવો" (કોષ).

પ્રકૃતિમાં જોવા મળતા રાસાયણિક તત્વો આઇસોટોપ્સનું મિશ્રણ છે. આમ, કાર્બનમાં ત્રણ આઇસોટોપ્સ છે, જેમાં સમૂહ $12, 13, 14$ છે; ઓક્સિજન - $16, 17, 18, વગેરે માસ સાથે ત્રણ આઇસોટોપ.

સામાન્ય રીતે, સામયિક કોષ્ટકમાં આપેલ રાસાયણિક તત્વનો સંબંધિત અણુ સમૂહ એ આપેલ તત્વના આઇસોટોપ્સના કુદરતી મિશ્રણના અણુ સમૂહનું સરેરાશ મૂલ્ય છે, પ્રકૃતિમાં તેમની સંબંધિત વિપુલતાને ધ્યાનમાં લેતા, તેથી અણુના મૂલ્યો માસ ઘણી વાર અપૂર્ણાંક હોય છે. ઉદાહરણ તરીકે, કુદરતી ક્લોરિન અણુઓ બે આઇસોટોપનું મિશ્રણ છે - $35$ (પ્રકૃતિમાં $75%$ છે) અને $37$ (તેઓ પ્રકૃતિમાં $25%$ છે); તેથી, ક્લોરિનનો સાપેક્ષ અણુ સમૂહ $35.5$ છે. ક્લોરિનના આઇસોટોપ્સ નીચે પ્રમાણે લખાયેલા છે:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ અને $↖(37)↙(17)(Cl)$

ક્લોરિન આઇસોટોપ્સના રાસાયણિક ગુણધર્મો બરાબર સમાન છે, જેમ કે મોટાભાગના રાસાયણિક તત્વોના આઇસોટોપ્સ છે, ઉદાહરણ તરીકે પોટેશિયમ, આર્ગોન:

$↖(39)↙(19)(K)$ અને $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ અને $↖(40)↙(18) )(Ar)$

જો કે, હાઇડ્રોજન આઇસોટોપ્સ તેમના સંબંધિત અણુ સમૂહમાં નાટ્યાત્મક બહુવિધ વધારાને કારણે ગુણધર્મોમાં મોટા પ્રમાણમાં બદલાય છે; તેમને વ્યક્તિગત નામો અને રાસાયણિક પ્રતીકો પણ સોંપવામાં આવ્યા હતા: પ્રોટિયમ - $↖(1)↙(1)(H)$; ડ્યુટેરિયમ - $↖(2)↙(1)(H)$, અથવા $↖(2)↙(1)(D)$; ટ્રીટિયમ - $↖(3)↙(1)(H)$, અથવા $↖(3)↙(1)(T)$.

હવે આપણે રાસાયણિક તત્વની આધુનિક, વધુ સખત અને વૈજ્ઞાનિક વ્યાખ્યા આપી શકીએ છીએ.

રાસાયણિક તત્વ એ સમાન પરમાણુ ચાર્જવાળા અણુઓનો સંગ્રહ છે.

પ્રથમ ચાર સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચના

ચાલો ડીઆઈ મેન્ડેલીવ સિસ્ટમના સમયગાળા અનુસાર તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનને ધ્યાનમાં લઈએ.

પ્રથમ સમયગાળાના તત્વો.

અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક માળખાના આકૃતિઓ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો (ઊર્જા સ્તરો) પર ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે.

અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો ઊર્જા સ્તરો અને સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે.

અણુઓના ગ્રાફિક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો માત્ર સ્તરો અને સબલેવલ પર જ નહીં, પણ ઓર્બિટલ્સમાં પણ ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવે છે.

હિલીયમ અણુમાં, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ થાય છે - તેમાં $2$ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.

હાઇડ્રોજન અને હિલીયમ એ $s$ તત્વો છે; આ અણુઓની ભ્રમણકક્ષા ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલી છે.

બીજા સમયગાળાના તત્વો.

તમામ સેકન્ડ-પીરિયડ એલિમેન્ટ્સ માટે, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન લેયર ભરાય છે, અને ઇલેક્ટ્રોન ઓછામાં ઓછી ઉર્જા (પ્રથમ $s$ અને પછી $p$) અનુસાર બીજા ઇલેક્ટ્રોન લેયરના $s-$ અને $p$ ઓર્બિટલ્સને ભરે છે. ) અને પાઉલી અને હંડ નિયમો.

નિયોન અણુમાં, બીજું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ છે - તેમાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન છે.

ત્રીજા સમયગાળાના તત્વો.

ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓ માટે, પ્રથમ અને બીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરો પૂર્ણ થાય છે, તેથી ત્રીજો ઇલેક્ટ્રોન સ્તર ભરાય છે, જેમાં ઇલેક્ટ્રોન 3s-, 3p- અને 3d-સબ સ્તરો પર કબજો કરી શકે છે.

ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચના.

મેગ્નેશિયમ અણુ તેનું $3.5$ ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ પૂર્ણ કરે છે. $Na$ અને $Mg$ $s$-તત્વો છે.

એલ્યુમિનિયમ અને અનુગામી તત્વોમાં, $3d$ સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે.

$↙(18)(Ar)$ આર્ગોન

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

આર્ગોન પરમાણુ તેના બાહ્ય સ્તર (ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તર) માં $8$ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. જેમ જેમ બાહ્ય સ્તર પૂર્ણ થાય છે, પરંતુ કુલ ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, ત્યાં 18 ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે, જેનો અર્થ છે કે ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોમાં $3d$ ભ્રમણકક્ષા અપૂર્ણ બાકી છે.

$Al$ થી $Ar$ સુધીના તમામ ઘટકો $р$ છે - તત્વો.

$s-$ અને $p$ - તત્વોફોર્મ મુખ્ય પેટાજૂથોસામયિક કોષ્ટકમાં.

ચોથા સમયગાળાના તત્વો.

પોટેશિયમ અને કેલ્શિયમ પરમાણુમાં ચોથો ઇલેક્ટ્રોન સ્તર હોય છે અને $4s$ સબલેવલ ભરાય છે, કારણ કે તે $3d$ સબલેવલ કરતાં ઓછી ઉર્જા ધરાવે છે. ચોથા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોને સરળ બનાવવા માટે:

1. ચાલો આપણે આર્ગોનના પરંપરાગત ગ્રાફિકલ ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને નીચે પ્રમાણે દર્શાવીએ: $Ar$;
2. અમે સબલેવલનું નિરૂપણ કરીશું નહીં જે આ અણુઓમાં ભરાયેલા નથી.

$K, Ca$ - $s$ - તત્વો,મુખ્ય પેટાજૂથોમાં સમાવેશ થાય છે. $Sc$ થી $Zn$ સુધીના અણુઓ માટે, 3d સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે. આ $3d$ તત્વો છે. તેઓનો સમાવેશ થાય છે બાજુના પેટાજૂથો,તેમનું બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તર ભરાયેલું છે, તેઓને આ રીતે વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે સંક્રમિત તત્વો.

ક્રોમિયમ અને કોપર અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોની રચના પર ધ્યાન આપો. તેમાં, એક ઇલેક્ટ્રોન $4s-$ થી $3d$ સબલેવલ સુધી "નિષ્ફળ" થાય છે, જે પરિણામી ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો $3d^5$ અને $3d^(10)$ની વધુ ઊર્જા સ્થિરતા દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

તત્વ પ્રતીક, સીરીયલ નંબર, નામ	ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું ડાયાગ્રામ	ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા	ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર
$↙(19)(K)$ પોટેશિયમ		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ કેલ્શિયમ		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ સ્કેન્ડિયમ		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ અથવા $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ ટાઇટેનિયમ		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ અથવા $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ વેનેડિયમ		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ અથવા $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ અથવા $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ અથવા $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ ઝીંક		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ અથવા $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ ગેલિયમ		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ અથવા $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ ક્રિપ્ટોન		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ અથવા $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

જસતના અણુમાં, ત્રીજું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ થાય છે - તમામ $3s, 3p$ અને $3d$ સબલેવલ તેમાં ભરાયેલા છે, જેમાં કુલ $18$ ઇલેક્ટ્રોન છે.

ઝિંકને અનુસરતા તત્વોમાં, ચોથું ઇલેક્ટ્રોન સ્તર, $4p$ સબલેવલ, ભરવાનું ચાલુ રાખે છે. $Ga$ થી $Kr$ - $р$ સુધીના તત્વો - તત્વો.

ક્રિપ્ટોન અણુનો બાહ્ય (ચોથો) સ્તર પૂર્ણ છે અને તેમાં $8$ ઇલેક્ટ્રોન છે. પરંતુ કુલ ચોથા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં, જેમ તમે જાણો છો, ત્યાં $32$ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે; ક્રિપ્ટોન અણુમાં હજુ પણ $4d-$ અને $4f$ સબલેવલ ભરેલા નથી.

પાંચમા સમયગાળાના ઘટકો માટે, સબલેવલ નીચેના ક્રમમાં ભરવામાં આવે છે: $5s → 4d → 5p$. અને $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) માં ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" સાથે સંકળાયેલા અપવાદો પણ છે. ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ છઠ્ઠા અને સાતમા સમયગાળામાં દેખાય છે - તત્વો, એટલે કે ઘટકો કે જેના માટે અનુક્રમે ત્રીજા બહારના ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરના $4f-$ અને $5f$ સબલેવલ ભરેલા છે.

$4f$ - તત્વોકહેવાય છે lanthanides.

$5f$ - તત્વોકહેવાય છે એક્ટિનાઇડ્સ.

છઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનિક સબલેવલ ભરવાનો ક્રમ: $↙(55)Cs$ અને $↙(56)Ba$ - $6s$ તત્વો; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-તત્વ; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-તત્વો; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-તત્વો; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-તત્વો. પરંતુ અહીં પણ, એવા તત્વો છે કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોનિક ઓર્બિટલ્સ ભરવાના ક્રમનું ઉલ્લંઘન થાય છે, જે, ઉદાહરણ તરીકે, અડધા અને સંપૂર્ણપણે ભરેલા $f$-સબલેવલ્સની વધુ ઊર્જા સ્થિરતા સાથે સંકળાયેલ છે, એટલે કે. $nf^7$ અને $nf^(14)$.

પરમાણુના કયા સબલેવલ છેલ્લે ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા છે તેના આધારે, બધા તત્વો, જેમ તમે પહેલાથી સમજી ગયા છો, ચાર ઇલેક્ટ્રોનિક પરિવારો અથવા બ્લોક્સમાં વહેંચાયેલા છે:

1. $s$ - તત્વો;અણુના બાહ્ય સ્તરનું $s$-સુબલ સ્તર ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; $s$-તત્વોમાં હાઇડ્રોજન, હિલીયમ અને જૂથ I અને II ના મુખ્ય પેટાજૂથોના તત્વોનો સમાવેશ થાય છે;
2. $r$ - તત્વો;અણુના બાહ્ય સ્તરનું $p$-સુબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; $p$-તત્વોમાં જૂથો III-VIII ના મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે;
3. $d$ - તત્વો;અણુના પૂર્વ-બાહ્ય સ્તરનું $d$-સુબલ સ્તર ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે; $d$-તત્વોમાં જૂથ I–VIII ના ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે, એટલે કે. $s-$ અને $p-$ તત્વો વચ્ચે સ્થિત મોટા સમયગાળાના ઇન્ટરકેલરી દાયકાઓના તત્વો. તેમને પણ કહેવામાં આવે છે સંક્રમણ તત્વો;
4. $f$ - તત્વો;ઇલેક્ટ્રોન અણુના ત્રીજા બાહ્ય સ્તરના $f-$સુબલ સ્તરને ભરે છે; આમાં લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સનો સમાવેશ થાય છે.

અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન. અણુઓની જમીન અને ઉત્તેજિત અવસ્થાઓ

સ્વિસ ભૌતિકશાસ્ત્રી ડબલ્યુ. પાઉલીએ $1925માં તે શોધી કાઢ્યું હતું એક અણુ એક ભ્રમણકક્ષામાં બે કરતા વધુ ઈલેક્ટ્રોન ન હોઈ શકેવિરુદ્ધ (સમાંતર વિરોધી) પીઠ (અંગ્રેજીમાંથી સ્પિન્ડલ તરીકે અનુવાદિત), એટલે કે. ઈલેક્ટ્રોનનું તેની કાલ્પનિક ધરીની આસપાસ ઘડિયાળની દિશામાં અથવા કાઉન્ટરક્લોકવાઇઝમાં પરિભ્રમણ તરીકે પરંપરાગત રીતે કલ્પના કરી શકાય તેવા ગુણધર્મો ધરાવે છે. આ સિદ્ધાંત કહેવાય છે પાઉલી સિદ્ધાંત.

જો ભ્રમણકક્ષામાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય, તો તેને કહેવામાં આવે છે જોડી વગરનું, જો બે, તો આ જોડી ઇલેક્ટ્રોન, એટલે કે વિરુદ્ધ સ્પિન સાથે ઇલેક્ટ્રોન.

આકૃતિ ઉર્જા સ્તરોને સબલેવલમાં વિભાજીત કરવાની આકૃતિ દર્શાવે છે.

$s-$ ઓર્બિટલ, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, ગોળાકાર આકાર ધરાવે છે. હાઇડ્રોજન અણુ $(n = 1)$નું ઇલેક્ટ્રોન આ ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત છે અને તે અજોડ છે. આ કારણોસર તે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા, અથવા ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન, આ રીતે લખાયેલ છે: $1s^1$. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોમાં, ઉર્જા સ્તરની સંખ્યા $(1...)$ અક્ષરની આગળની સંખ્યા દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, લેટિન અક્ષર સબલેવલ (ઓર્બિટલનો પ્રકાર) સૂચવે છે, અને ઉપર જમણી બાજુએ લખાયેલ સંખ્યા અક્ષર (ઘાત તરીકે) સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.

હિલીયમ અણુ He માટે, જે એક $s-$ ઓર્બિટલમાં બે જોડી ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, આ સૂત્ર છે: $1s^2$. હિલીયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોન શેલ સંપૂર્ણ અને ખૂબ જ સ્થિર છે. હિલીયમ એક ઉમદા ગેસ છે. બીજા ઉર્જા સ્તર પર $(n = 2)$ ચાર ભ્રમણકક્ષાઓ છે, એક $s$ અને ત્રણ $p$. બીજા સ્તરના $s$-ઓર્બિટલ ($2s$-ઓર્બિટલ)ના ઈલેક્ટ્રોન્સમાં વધારે ઊર્જા હોય છે, કારણ કે $1s$ ભ્રમણકક્ષાના $(n = 2)$ના ઇલેક્ટ્રોન કરતાં ન્યુક્લિયસથી વધુ અંતરે છે. સામાન્ય રીતે, $n$ ના દરેક મૂલ્ય માટે એક $s-$ ભ્રમણકક્ષા હોય છે, પરંતુ તેના પર ઇલેક્ટ્રોન ઊર્જાના અનુરૂપ પુરવઠા સાથે અને તેથી, અનુરૂપ વ્યાસ સાથે, $n$ નું મૂલ્ય વધતું જાય છે s-$ઓર્બિટલ, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, ગોળાકાર આકાર ધરાવે છે. હાઇડ્રોજન અણુ $(n = 1)$નું ઇલેક્ટ્રોન આ ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત છે અને તે અજોડ છે. તેથી, તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર, અથવા ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન, નીચે પ્રમાણે લખાયેલ છે: $1s^1$. ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોમાં, ઉર્જા સ્તરની સંખ્યા $(1...)$ અક્ષરની આગળની સંખ્યા દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, લેટિન અક્ષર સબલેવલ (ઓર્બિટલનો પ્રકાર) સૂચવે છે, અને ઉપર જમણી બાજુએ લખાયેલ સંખ્યા અક્ષર (ઘાત તરીકે) સબલેવલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે.

હિલીયમ અણુ $He$ માટે, જે એક $s-$કક્ષકક્ષમાં બે જોડી ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, આ સૂત્ર છે: $1s^2$. હિલીયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોન શેલ સંપૂર્ણ અને ખૂબ જ સ્થિર છે. હિલીયમ એક ઉમદા ગેસ છે. બીજા ઉર્જા સ્તર પર $(n = 2)$ ચાર ભ્રમણકક્ષાઓ છે, એક $s$ અને ત્રણ $p$. બીજા સ્તરના $s-$ઓર્બિટલ્સ ($2s$-ઓર્બિટલ્સ)ના ઈલેક્ટ્રોન્સમાં વધારે ઊર્જા હોય છે, કારણ કે $1s$ ભ્રમણકક્ષાના $(n = 2)$ના ઇલેક્ટ્રોન કરતાં ન્યુક્લિયસથી વધુ અંતરે છે. સામાન્ય રીતે, $n$ ના દરેક મૂલ્ય માટે એક $s-$ ભ્રમણકક્ષા હોય છે, પરંતુ તેના પર ઇલેક્ટ્રોન ઊર્જાના અનુરૂપ પુરવઠા સાથે અને તેથી, અનુરૂપ વ્યાસ સાથે, જેમ જેમ $n$નું મૂલ્ય વધે છે તેમ વધતું જાય છે.

$p-$ ઓર્બિટલડમ્બેલ અથવા વિશાળ આકૃતિ આઠનો આકાર ધરાવે છે. ત્રણેય $p$-ઓર્બિટલ્સ અણુના ન્યુક્લિયસ દ્વારા દોરવામાં આવેલા અવકાશી કોઓર્ડિનેટ્સ સાથે પરસ્પર લંબરૂપ અણુમાં સ્થિત છે. ફરી એકવાર એ વાત પર ભાર મૂકવો જોઈએ કે દરેક ઉર્જા સ્તર (ઈલેક્ટ્રોનિક સ્તર), $n=2$ થી શરૂ કરીને, ત્રણ $p$-ઓર્બિટલ્સ ધરાવે છે. જેમ જેમ $n$ નું મૂલ્ય વધે છે તેમ, ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસથી મોટા અંતર પર સ્થિત $p$-ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે અને $x, y, z$ અક્ષો સાથે નિર્દેશિત થાય છે.

બીજા સમયગાળાના ઘટકો માટે $(n = 2)$, પ્રથમ એક $s$-ઓર્બિટલ ભરાય છે, અને પછી ત્રણ $p$-ઓર્બિટલ્સ; ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ ઈલેક્ટ્રોન અણુના ન્યુક્લિયસ સાથે વધુ નબળી રીતે બંધાયેલું છે, તેથી લિથિયમ અણુ તેને સરળતાથી છોડી શકે છે (જેમ તમે સ્પષ્ટપણે યાદ રાખો છો, આ પ્રક્રિયાને ઓક્સિડેશન કહેવામાં આવે છે), લિથિયમ આયન $Li^+$ માં ફેરવાય છે. .

બેરિલિયમ બી અણુમાં, ચોથો ઇલેક્ટ્રોન $2s$ ભ્રમણકક્ષામાં પણ સ્થિત છે: $1s^(2)2s^(2)$. બેરિલિયમ અણુના બે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સરળતાથી અલગ થઈ જાય છે - $B^0$ $Be^(2+)$ કેશનમાં ઓક્સિડાઇઝ થાય છે.

બોરોન અણુમાં, પાંચમો ઇલેક્ટ્રોન $2p$ ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. આગળ, $C, N, O, F$ અણુઓ $2p$-ઓર્બિટલ્સથી ભરેલા છે, જે નોબલ ગેસ નિયોન સાથે સમાપ્ત થાય છે: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

ત્રીજા સમયગાળાના ઘટકો માટે, અનુક્રમે $3s-$ અને $3p$ ભ્રમણકક્ષા ભરાય છે. ત્રીજા સ્તરના પાંચ $d$-ભ્રમણકક્ષા મફત રહે છે:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

કેટલીકવાર અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ દર્શાવતી આકૃતિઓમાં, દરેક ઊર્જા સ્તરે માત્ર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સૂચવવામાં આવે છે, એટલે કે. રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના સંક્ષિપ્ત ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખો, ઉપર આપેલા સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોથી વિપરીત, ઉદાહરણ તરીકે:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

મોટા સમયગાળાના તત્વો (ચોથા અને પાંચમા) માટે, પ્રથમ બે ઇલેક્ટ્રોન અનુક્રમે $4s-$ અને $5s$ ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. દરેક મુખ્ય સમયગાળાના ત્રીજા ઘટકથી શરૂ કરીને, આગામી દસ ઇલેક્ટ્રોન અનુક્રમે અગાઉના $3d-$ અને $4d-$ઓર્બિટલ્સ પર જશે (બાજુના પેટાજૂથોના ઘટકો માટે): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙(26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. એક નિયમ તરીકે, જ્યારે પહેલાનું $d$-સુબલેવલ ભરાય છે, ત્યારે બાહ્ય ($4р-$ અને $5р-$, અનુક્રમે) $р-$સુબલેવલ ભરવાનું શરૂ થશે: $↙(33)2, 8 તરીકે , 18, 5;$ $ ↙(52)ટે 2, 8, 18, 18, 6$.

મોટા સમયગાળાના તત્વો માટે - છઠ્ઠો અને અપૂર્ણ સાતમો - ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો અને સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા છે, નિયમ તરીકે, આ રીતે: પ્રથમ બે ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય $s-$સુબલેવલમાં પ્રવેશ કરે છે: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; આગલું એક ઇલેક્ટ્રોન ($La$ અને $Ca$ માટે) પાછલા $d$-સુબલેવલથી: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ અને $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

પછી આગામી $14$ ઇલેક્ટ્રોન ત્રીજા બાહ્ય ઊર્જા સ્તર પર જશે, અનુક્રમે $4f$ અને $5f$ લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સના ઓર્બિટલ્સ પર જશે: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $$↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

પછી બાજુના પેટાજૂથોના તત્વોનું બીજું બાહ્ય ઉર્જા સ્તર ($d$-સબલેવલ) ફરીથી નિર્માણ કરવાનું શરૂ કરશે: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. અને અંતે, $d$-સબલેવલ સંપૂર્ણ રીતે દસ ઈલેક્ટ્રોનથી ભરાઈ જાય પછી જ $p$-સબલેવલ ફરીથી ભરવામાં આવશે: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

ઘણી વાર અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચના ઊર્જા અથવા ક્વોન્ટમ કોષોનો ઉપયોગ કરીને દર્શાવવામાં આવે છે - કહેવાતા ગ્રાફિક ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો. આ સંકેત માટે, નીચેના સંકેતનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે: દરેક ક્વોન્ટમ સેલ એક કોષ દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે જે એક ભ્રમણકક્ષાને અનુરૂપ હોય છે; દરેક ઇલેક્ટ્રોન સ્પિન દિશાને અનુરૂપ તીર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. ગ્રાફિકલ ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા લખતી વખતે, તમારે બે નિયમો યાદ રાખવા જોઈએ: પાઉલી સિદ્ધાંત, જે મુજબ કોષ (ભ્રમણકક્ષા)માં બે કરતા વધુ ઈલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી, પરંતુ સમાંતર સ્પિન સાથે, અને F. હંદનો નિયમ, જે મુજબ ઇલેક્ટ્રોન એક સમયે પ્રથમ એક મુક્ત કોષો પર કબજો કરે છે અને સમાન સ્પિન મૂલ્ય ધરાવે છે, અને માત્ર ત્યારે જ જોડી બનાવે છે, પરંતુ પાઉલી સિદ્ધાંત અનુસાર સ્પિન, વિરુદ્ધ દિશામાં હશે.

સમસ્યા 1. નીચેના તત્વોના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો લખો: N,સિ

ઉકેલ. અણુ ભ્રમણકક્ષાની ઊર્જા નીચેના ક્રમમાં વધે છે:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

દરેક s-શેલ (એક ભ્રમણકક્ષા) બે કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવી શકે નહીં, પી-શેલ (ત્રણ ઓર્બિટલ્સ) - છ કરતાં વધુ નહીં, ડી-શેલ (પાંચ ઓર્બિટલ્સ) - 10 કરતાં વધુ નહીં, અને એફ-શેલ ( સાત ઓર્બિટલ્સ) - 14 થી વધુ નહીં.

અણુની જમીનની સ્થિતિમાં, ઇલેક્ટ્રોન સૌથી ઓછી ઉર્જા સાથે ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે. ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા ન્યુક્લિયસના ચાર્જ (સંપૂર્ણ અણુ તટસ્થ છે) અને તત્વની અણુ સંખ્યા જેટલી છે. ઉદાહરણ તરીકે, નાઇટ્રોજન અણુમાં 7 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જેમાંથી બે 1s ભ્રમણકક્ષામાં, બે 2s ભ્રમણકક્ષામાં અને બાકીના ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન 2p ભ્રમણકક્ષામાં હોય છે. નાઇટ્રોજન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. બાકીના ઘટકોની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી:

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

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 કે r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

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

74 ટે : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

સમસ્યા 2. કયો નિષ્ક્રિય વાયુ અને કયા તત્વ આયનોમાં કેલ્શિયમ અણુમાંથી તમામ સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવાથી પરિણમે છે તે કણ જેવું જ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે?

ઉકેલ. કેલ્શિયમ અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 છે. જ્યારે બે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરવામાં આવે છે, ત્યારે 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 રૂપરેખાંકન સાથે Ca 2+ આયન રચાય છે. અણુમાં સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે અરઅને આયનો S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, વગેરે.

સમસ્યા 3.

શું Al 3+ આયનના ઇલેક્ટ્રોન નીચેના ભ્રમણકક્ષામાં હોઈ શકે છે: a) 2p;

b) 1p; c) 3d?

ઉકેલ. એલ્યુમિનિયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Al 3+ આયન એલ્યુમિનિયમના અણુમાંથી ત્રણ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરીને રચાય છે અને તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 6 છે.

a) ઇલેક્ટ્રોન પહેલેથી જ 2p ભ્રમણકક્ષામાં છે;

b) ક્વોન્ટમ નંબર l (l = 0, 1,…n -1) પર લાદવામાં આવેલા નિયંત્રણો અનુસાર, n = 1 સાથે માત્ર l = 0 મૂલ્ય શક્ય છે, તેથી, 1p ઓર્બિટલ અસ્તિત્વમાં નથી; c) જો આયન ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં હોય તો ઇલેક્ટ્રોન 3d ભ્રમણકક્ષામાં હોઈ શકે છે.

ઉકેલ. ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં નિયોન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 6 છે. પ્રથમ ઉત્તેજિત અવસ્થા એક ઈલેક્ટ્રોનના સર્વોચ્ચ કબજાવાળા ભ્રમણકક્ષા (2p) થી સૌથી નીચા બિન-કબજાગ્રસ્ત ભ્રમણકક્ષા (3s)માં સંક્રમણ દ્વારા પ્રાપ્ત થાય છે. પ્રથમ ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં નિયોન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 છે.

સમસ્યા 5. આઇસોટોપ્સ 12 C અને 13 C, 14 N અને 15 N ના મધ્યવર્તી કેન્દ્રની રચના શું છે?

ઉકેલ. ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા તત્વની અણુ સંખ્યા જેટલી હોય છે અને આપેલ તત્વના તમામ આઇસોટોપ્સ માટે સમાન હોય છે. ન્યુટ્રોનની સંખ્યા સામૂહિક સંખ્યા જેટલી છે (તત્વ નંબરની ઉપર ડાબી બાજુએ દર્શાવેલ) પ્રોટોનની સંખ્યા બાદ. એક જ તત્વના વિવિધ આઇસોટોપ્સમાં ન્યુટ્રોનની વિવિધ સંખ્યા હોય છે.

સૂચવેલ કર્નલોની રચના:

12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.

ચાલો 2016 માટે યુનિફાઈડ સ્ટેટ પરીક્ષા વિકલ્પોમાંથી કાર્ય નંબર 1 જોઈએ.

કાર્ય નંબર 1.

બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તર 3s²3p6 નું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર દરેક બે કણોની રચનાને અનુરૂપ છે:

1. Arº અને Kº 2. Cl‾ અને K+ 3. S²‾ અને Naº 4. Clº અને Ca2+

સમજૂતી:જવાબના વિકલ્પોમાં ઉત્તેજિત અને ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં અણુઓ છે, એટલે કે, પોટેશિયમ આયનનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન સામયિક કોષ્ટકમાં તેની સ્થિતિને અનુરૂપ નથી. ચાલો વિકલ્પ 1 Arº અને Kº પર વિચાર કરીએ. ચાલો તેમના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો લખીએ: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - માત્ર આર્ગોન માટે યોગ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન. ચાલો જવાબ વિકલ્પ નંબર 2 - Cl‾ અને K+ ને ધ્યાનમાં લઈએ. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. આથી, સાચો જવાબ 2 છે.

કાર્ય નંબર 2.

1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+

સમજૂતી:આપણે આર્ગોનનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન લખીએ છીએ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. કેલ્શિયમ યોગ્ય નથી કારણ કે તેમાં 2 વધુ ઈલેક્ટ્રોન છે. પોટેશિયમ માટે: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. સાચો જવાબ 2 છે.

કાર્ય નંબર 3.

એક તત્વ જેનું અણુ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 છે તે હાઇડ્રોજન સંયોજન બનાવે છે

1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S

સમજૂતી:ચાલો સામયિક કોષ્ટક જોઈએ, સલ્ફર અણુમાં આ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે. સાચો જવાબ 4 છે.

કાર્ય નંબર 4.

મેગ્નેશિયમના અણુઓ અને

1. કેલ્શિયમ 2. ક્રોમિયમ 3. સિલિકોન 4. એલ્યુમિનિયમ

સમજૂતી:મેગ્નેશિયમમાં બાહ્ય ઊર્જા સ્તરનું રૂપરેખાંકન છે: 3s2. કેલ્શિયમ માટે: 4s2, ક્રોમિયમ માટે: 4s2 3d4, સિલિકોન માટે: 3s2 2p2, એલ્યુમિનિયમ માટે: 3s2 3p1. સાચો જવાબ 1 છે.

કાર્ય નંબર 5.

ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં આર્ગોન અણુ કણના ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનને અનુરૂપ છે:

1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº

સમજૂતી:ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં આર્ગોનનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 છે. S²‾ પાસે ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). સાચો જવાબ 1 છે.

કાર્ય નંબર 6.

ફોસ્ફરસ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ બાહ્ય ઊર્જા સ્તરની સમાન રૂપરેખાંકન ધરાવે છે.

1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N

સમજૂતી:ચાલો ફોસ્ફરસ અણુના બાહ્ય સ્તરનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન લખીએ: 3s2 3p3.

એલ્યુમિનિયમ માટે: 3s2 3p1;

આર્ગોન માટે: 3s2 3p6;

ક્લોરિન માટે: 3s2 3p5;

નાઇટ્રોજન માટે: 2s2 2p3.

સાચો જવાબ 4 છે.

કાર્ય નંબર 7.

ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 કણને અનુરૂપ છે

1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-

સમજૂતી:આ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન જમીનની સ્થિતિમાં આર્ગોન અણુને અનુરૂપ છે. ચાલો જવાબ વિકલ્પો ધ્યાનમાં લઈએ:

S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0

P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)

સાચો જવાબ 2 છે.

કાર્ય નંબર 8.

કયું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ક્રોમિયમ અણુમાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણને અનુરૂપ છે:

1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6

સમજૂતી:ચાલો ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં ક્રોમિયમનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન લખીએ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છેલ્લા બે સબલેવલ 4s અને 3dમાં સ્થિત છે (અહીં એક ઇલેક્ટ્રોન s થી d સબલેવલ પર જાય છે). સાચો જવાબ 3 છે.

કાર્ય નંબર 9.

અણુમાં ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરમાં ત્રણ અનપેયર ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.

1. ટાઇટેનિયમ 2. સિલિકોન 3. મેગ્નેશિયમ 4. ફોસ્ફરસ

સમજૂતી: 3 અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન રાખવા માટે, તત્વ જૂથ 5 માં હોવું આવશ્યક છે. આથી, સાચો જવાબ 4 છે.

કાર્ય નંબર 10.

રાસાયણિક તત્વનો અણુ કે જેનું સૌથી વધુ ઓક્સાઇડ RO2 છે તે બાહ્ય સ્તરની ગોઠવણી ધરાવે છે:

1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1

સમજૂતી:આ તત્વમાં +4 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ (આ સંયોજનમાં) છે, એટલે કે, તેની બાહ્ય સ્તરમાં 4 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોવા આવશ્યક છે. આથી, સાચો જવાબ 2 છે.

(તમને લાગે છે કે સાચો જવાબ 1 છે, પરંતુ આવા અણુમાં +6 ની મહત્તમ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ હશે (કારણ કે બાહ્ય સ્તરમાં 6 ઇલેક્ટ્રોન છે), પરંતુ અમને સૂત્ર RO2 મેળવવા માટે ઉચ્ચ ઓક્સાઇડની જરૂર છે, અને આવા એક તત્વમાં ઉચ્ચ ઓક્સાઇડ RO3 હશે)

સ્વતંત્ર કાર્ય માટે સોંપણીઓ.

1. ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 અણુને અનુરૂપ છે

1. એલ્યુમિનિયમ 2. નાઈટ્રોજન 3. ક્લોરિન 4. ફ્લોરિન

2. કણમાં આઠ-ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય શેલ છે

1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+

3. એક તત્વની અણુ સંખ્યા જેનું અણુ ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું 1s2 2s2 2p3 બરાબર છે

1. 5 2. 6 3. 7 4. 4

4. કોપર આયન Cu2+ માં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે

1. 64 2. 66 3. 29 4. 27

5. નાઇટ્રોજન અણુઓ અને

1. સલ્ફર 2. ક્લોરિન 3. આર્સેનિક 4. મેંગેનીઝ

6. કયા સંયોજનમાં ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6 સાથે કેશન અને આયનનો સમાવેશ થાય છે?

1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr

7. આયર્ન આયન Fe2+ માં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે

1. 54 2. 28 3. 58 4. 24

8. આયનમાં નિષ્ક્રિય ગેસનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન હોય છે

1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-

9. ફ્લોરિન અને ફ્લોરિન પરમાણુ બાહ્ય ઊર્જા સ્તરની સમાન રૂપરેખા ધરાવે છે

1. ઓક્સિજન 2. લિથિયમ 3. બ્રોમિન 4. નિયોન

10. એક તત્વ જેનું અણુ ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 છે તે હાઇડ્રોજન સંયોજનને અનુરૂપ છે

1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4

આ નોંધ A.A દ્વારા સંપાદિત 2016 યુનિફાઇડ સ્ટેટ પરીક્ષા સંગ્રહમાંથી કાર્યોનો ઉપયોગ કરે છે. કાવેરીના.

વ્યાખ્યા

આર્ગોન- નિષ્ક્રિય (ઉમદા) વાયુઓના વર્ગનું રાસાયણિક તત્વ. પેટાજૂથના VIII જૂથ A ના ત્રીજા સમયગાળામાં સ્થિત છે, જો તમે ટૂંકા-ગાળાના કોષ્ટકને જુઓ, અથવા 18મા જૂથમાં, જો તમે લાંબા-ગાળાના કોષ્ટકને જુઓ.

હોદ્દો - Ar. પી-તત્વોના પરિવાર સાથે સંબંધિત છે. સીરીયલ નંબર 18 છે. અણુ વજન 39.948 amu છે.

આર્ગોન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું

આર્ગોન પરમાણુ હકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ ન્યુક્લિયસ (+18) ધરાવે છે, જેમાં 18 પ્રોટોન અને 22 ન્યુટ્રોન હોય છે, જેની આસપાસ 18 ઇલેક્ટ્રોન 3 ભ્રમણકક્ષામાં ફરે છે.

ફિગ.1. આર્ગોન અણુનું યોજનાકીય માળખું.

ઓર્બિટલ્સ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ નીચે મુજબ છે:

1s 2 2s 2 2પી 6 3s 2 3પી 6 .

આર્ગોન અણુનું બાહ્ય ઊર્જા સ્તર સંપૂર્ણપણે પૂર્ણ છે - 8 ઇલેક્ટ્રોન. જમીનની સ્થિતિનું ઉર્જા રેખાકૃતિ નીચેનું સ્વરૂપ લે છે:

ખાલી 3 ની હાજરી છતાં ઉત્સાહિત સ્થિતિ ડી-ત્યાં કોઈ ભ્રમણકક્ષા નથી તેથી જ નિઓનને નિષ્ક્રિય ગેસ તરીકે વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે. રાસાયણિક રીતે તે નિષ્ક્રિય છે.

સમસ્યા હલ કરવાના ઉદાહરણો

ઉદાહરણ 1

ઉદાહરણ 2

વ્યાયામ	ઇલેક્ટ્રોન માટે તમામ ક્વોન્ટમ નંબરો શું છે જે 4 પર છે s- સબલેવલ?
ઉકેલ	દરેક ઇલેક્ટ્રોનને ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓના સમૂહ દ્વારા વર્ગીકૃત કરી શકાય છે: મુખ્ય એક, જે સ્તરની સંખ્યા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, ભ્રમણકક્ષા, જે સબલેવલ, ચુંબકીય અને સ્પિનની સંખ્યા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. ચાલુ s- 4થા સ્તરના સબલેવલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન છે: