ऊर्जा स्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों के वितरण के नियम। परमाणु के ऊर्जा स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र तैयार करने का एक उदाहरण

परमाणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन एक केंद्रीय सममित गैर-कूलम्ब क्षेत्र में पहले सन्निकटन में चलता है। इस मामले में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति तीन क्वांटम संख्याओं द्वारा निर्धारित की जाती है, जिसका भौतिक अर्थ § 28 में स्पष्ट किया गया था। अस्तित्व के संबंध में एक इलेक्ट्रॉन स्पिन के लिए, संकेतित क्वांटम संख्याओं में एक क्वांटम संख्या जोड़ना आवश्यक है जो मान ले सकता है और किसी दिए गए दिशा में स्पिन के प्रक्षेपण को निर्धारित करता है। निम्नलिखित में, चुंबकीय क्वांटम संख्या के लिए, हम इसके बजाय इस तथ्य पर जोर देने के लिए संकेतन का उपयोग करेंगे कि यह संख्या कक्षीय कोणीय गति के प्रक्षेपण को निर्धारित करती है, जिसका मान क्वांटम संख्या l द्वारा दिया जाता है।

इस प्रकार, एक परमाणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की स्थिति चार क्वांटम संख्याओं की विशेषता होती है:

किसी राज्य की ऊर्जा मुख्यतः संख्याओं पर निर्भर करती है।

इसके अलावा, संख्याओं पर ऊर्जा की कमजोर निर्भरता होती है, क्योंकि उनके मूल्य उन क्षणों के पारस्परिक अभिविन्यास से जुड़े होते हैं जिन पर इलेक्ट्रॉन के कक्षीय और आंतरिक चुंबकीय क्षणों के बीच बातचीत का परिमाण निर्भर करता है। एक राज्य की ऊर्जा वृद्धि की तुलना में संख्या में वृद्धि के साथ अधिक मजबूती से बढ़ती है। इसलिए, एक नियम के रूप में, एक बड़े राज्य में, मूल्य की परवाह किए बिना, एक बड़ी ऊर्जा होती है।

परमाणु की सामान्य (अप्रत्याशित) अवस्था में, इलेक्ट्रॉनों को उनके लिए उपलब्ध न्यूनतम ऊर्जा स्तरों पर स्थित होना चाहिए। इसलिए ऐसा लगता है कि किसी भी परमाणु में सामान्य अवस्था में सभी इलेक्ट्रॉन एक अवस्था में होने चाहिए और सभी परमाणुओं के मुख्य पद प्रकार-पद के होने चाहिए।हालांकि, अनुभव से पता चलता है कि ऐसा नहीं है।

देखे गए प्रकार के शब्दों की व्याख्या इस प्रकार है। क्वांटम यांत्रिकी के एक नियम के अनुसार, जिसे पाउली का सिद्धांत कहा जाता है, एक ही परमाणु में (या किसी अन्य क्वांटम प्रणाली में) क्वांटम संख्याओं के एक ही सेट के साथ दो इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते। दूसरे शब्दों में, दो इलेक्ट्रॉन एक ही समय में एक ही अवस्था में नहीं हो सकते।

§ 28 में यह दिखाया गया था कि यह एल के मूल्यों में भिन्नता वाले राज्यों से मेल खाता है और क्वांटम संख्या दो मान ले सकती है: इसलिए, दिए गए मान वाले राज्यों में, परमाणु में इलेक्ट्रॉनों से अधिक नहीं हो सकता है:

समान क्वांटम संख्या वाले इलेक्ट्रॉनों का समूह एक कोश बनाता है। गोले को उप-कोशों में विभाजित किया जाता है जो क्वांटम संख्या l के मान में भिन्न होते हैं। अर्थ के अनुसार, गोले को एक्स-रे स्पेक्ट्रोस्कोपी से उधार लिया गया पदनाम दिया जाता है:

तालिका ३६.१

एक परमाणु में इलेक्ट्रॉन की संभावित अवस्थाओं का कोशों और उपकोशों में विभाजन तालिका में दिखाया गया है। 36.1, जिसमें स्पष्टता के लिए पदनामों के बजाय प्रतीकों का उपयोग किया जाता है:। उपकोश, जैसा कि तालिका में दर्शाया गया है, दो तरीकों से निरूपित किया जा सकता है (उदाहरण के लिए, या तो)।

पाठ विषय: "परमाणु कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों का वितरण"

उद्देश्य: कक्षा में इलेक्ट्रॉनों के वितरण का अध्ययन करना

विकासशील: कारण और प्रभाव संबंध स्थापित करने के माध्यम से तार्किक सोच का विकास।

शैक्षिक: इस तरह की अवधारणाओं का अध्ययन करने के लिए: एक इलेक्ट्रॉन बादल, एक कक्षीय, एक परमाणु कक्षीय, कक्षा के अस्तित्व के रूप, कक्षा में भरने के नियम।

आवर्त सारणी में किसी तत्व की स्थिति उसके गुणों को निर्धारित करती है, क्रम संख्या परमाणु नाभिक के आवेश को दर्शाती है, अवधि की संख्या - ऊर्जा स्तरों की संख्या, समूह संख्या - अंतिम ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या।

इलेक्ट्रॉनों को नाभिक के चारों ओर ऊर्जा स्तरों पर वितरित किया जाता है और कुछ परमाणु कक्षाओं के साथ चलते हैं।

परमाणु कक्षक वह क्षेत्र है जहां इलेक्ट्रॉन के परमाणु नाभिक के विद्युत क्षेत्र में रहने की सबसे अधिक संभावना है।

पीएस में एक तत्व की स्थिति उसके ऑर्बिटल्स के प्रकार को निर्धारित करती है, जो आकार, आकार में भिन्न होती है

रों कक्षीय

पी कक्षीय

डी-कक्षीय

पहली अवधि के तत्वों के लिए, एक ES कक्षीय विशेषता है, दूसरी अवधि के तत्वों के लिए, एक n कक्षीय ES कक्षीय में जोड़ा जाता है, तृतीय अवधि के तत्वों के लिए, d

इलेक्ट्रॉनों के साथ स्तरों और उपस्तरों को भरने का क्रम.

I. रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र निम्नलिखित क्रम में हैं:

· हम डी. आई. मेंडेलीफ की तालिका में तत्व की संख्या से परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या निर्धारित करते हैं;

· अवधि की संख्या से ऊर्जा स्तरों की संख्या निर्धारित करना आवश्यक है;

स्तरों को सबलेवल और ऑर्बिटल्स में विभाजित किया जाता है, और उनके अनुसार इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है कम से कम ऊर्जा सिद्धांत

सुविधा के लिए, इलेक्ट्रॉनों को ऊर्जा स्तरों पर सूत्र N = 2n2 का उपयोग करके वितरित किया जा सकता है और इसे ध्यान में रखते हुए:

1.तत्व मुख्य उपसमूह(s-; p-elements) बाहरी स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या के बराबर होती है।

2. तत्व पार्श्व उपसमूहबाहरी रूप से आमतौर पर दो इलेक्ट्रॉन (परमाणुओं के अपवाद के साथ Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, जो बाहरी स्तर पर एक इलेक्ट्रॉन, y पी.डी.बाहर से शून्य इलेक्ट्रॉन);

3. अंतिम स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या के बराबर होती है और अन्य सभी स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या घटाई जाती है।

द्वितीय. परमाणु कक्षकों के इलेक्ट्रॉनों से भरने का क्रम निर्धारित किया जाता है:

1कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत

ऊर्जा पैमाना:

III. रासायनिक तत्वों के परिवार।

वे तत्व जिनके परमाणुओं में s-sublevel इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है बाहरी एस-तत्व... ये पहले हैं 2 प्रत्येक अवधि के तत्व, मुख्य उपसमूहों का गठन करते हैं मैंतथा द्वितीयसमूह।

वे तत्व जिनमें p-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है बाहरीऊर्जा स्तर कहा जाता है पी तत्वों... ये आखिरी हैं 6 प्रत्येक अवधि के तत्व (छोड़कर मैंतथा सातवीं) जो मुख्य उपसमूह बनाते हैं III-VIIIसमूह।

वे तत्व जिनमें d-sublevel भरा हुआ है दूसरास्तर के बाहर कहा जाता है डी-तत्व... ये सम्मिलित दशकों के तत्व हैं चतुर्थ, वी, VIअवधि।

वे तत्व जिनमें f-sublevel भरा हुआ है तीसरास्तर के बाहर कहा जाता है एफ-तत्व... एफ-तत्वों में लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।

चूंकि रासायनिक प्रतिक्रियाओं के दौरान प्रतिक्रियाशील परमाणुओं के नाभिक अपरिवर्तित रहते हैं, परमाणुओं के रासायनिक गुण मुख्य रूप से परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक गोले की संरचना पर निर्भर करते हैं। इसलिए, हम परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के वितरण पर अधिक विस्तार से ध्यान देंगे और मुख्य रूप से उनमें से जो परमाणुओं के रासायनिक गुणों (तथाकथित वैलेंस इलेक्ट्रॉनों) को निर्धारित करते हैं, और, परिणामस्वरूप, परमाणुओं के गुणों में आवधिकता और उनके यौगिक। हम पहले से ही जानते हैं कि इलेक्ट्रॉनों की स्थिति को चार क्वांटम संख्याओं के एक सेट द्वारा वर्णित किया जा सकता है, लेकिन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन कोशों की संरचना की व्याख्या करने के लिए, आपको तीन और बुनियादी प्रावधानों को जानना होगा: १) पाउली का सिद्धांत, २) का सिद्धांत कम से कम ऊर्जा, और 3) गंड मारा। पाउली का सिद्धांत। 1925 में स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू. पाउली ने एक नियम स्थापित किया, जिसे बाद में पाउली सिद्धांत (या पाउली निषेध) कहा गया: एक परमाणु में समान गुणों वाले दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। यह जानते हुए कि इलेक्ट्रॉनों के गुणों को क्वांटम संख्याओं की विशेषता है, पाउली के सिद्धांत को इस तरह से तैयार किया जा सकता है: एक परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, जिसमें सभी चार क्वांटम संख्याएं समान होंगी। क्वांटम संख्या n, f, mt या m3 में से कम से कम एक अनिवार्य रूप से भिन्न होना चाहिए। तो, एक ही क्वांटम के साथ इलेक्ट्रॉन - निम्नलिखित में, हम एक तीर द्वारा s = + lj2> मान वाले इलेक्ट्रॉनों को ग्राफिक रूप से निरूपित करने के लिए सहमत होंगे, और जिनका मान J- ~ lf2 एक तीर द्वारा होगा। दो इलेक्ट्रॉनों वाले एक ही स्पिन को अक्सर समानांतर स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन कहा जाता है और इसे ft (या C) द्वारा दर्शाया जाता है। विपरीत स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉनों को उपयुक्त समानांतर स्पिन वाले इलेक्ट्रॉन कहा जाता है और निरूपित करते हैं | जे-नंबर एल, आई और एमटी आवश्यक रूप से स्पिन में भिन्न होना चाहिए। इसलिए, एक परमाणु में एक ही n, / और m के साथ केवल दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, एक m = -1/2 के साथ, दूसरा m = + 1/2 के साथ। इसके विपरीत, यदि दो इलेक्ट्रॉनों के स्पिन समान हैं, तो क्वांटम संख्याओं में से एक भिन्न होना चाहिए: n, / या mh पाउली सिद्धांत को जानने के बाद, आइए अब देखें कि एक परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन एक निश्चित "कक्षा" में हो सकते हैं। प्रमुख क्वांटम संख्या n के साथ। पहली "कक्षा" n = 1 से मेल खाती है। फिर / = 0, mt-0 और tl का एक मनमाना मान हो सकता है: +1/2 या -1/2। हम देखते हैं कि यदि n-1, तो ऐसे केवल दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। सामान्य स्थिति में, n के किसी दिए गए मान के लिए, इलेक्ट्रॉन सबसे पहले पक्ष क्वांटम संख्या / में भिन्न होते हैं, मान 0 से n-1 तक लेते हैं। दिए गए के लिए, चुंबकीय क्वांटम संख्या m के विभिन्न मूल्यों के साथ (2 / + 1) इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। यह संख्या दोगुनी होनी चाहिए, क्योंकि दिए गए मान l, / और m (स्पिन प्रोजेक्शन mx. नतीजतन, समान क्वांटम संख्या n वाले इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या योग द्वारा व्यक्त की जाती है। इससे यह स्पष्ट है कि पहले ऊर्जा स्तर पर 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन क्यों नहीं हो सकते हैं, दूसरे पर - 8, तीसरे पर - 18 , आदि। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु iH पर विचार करें। हाइड्रोजन परमाणु iH में एक इलेक्ट्रॉन होता है, और इस इलेक्ट्रॉन के स्पिन को मनमाने ढंग से निर्देशित किया जा सकता है (यानी, ms ^ + ij2 या mt = -1 / 2), और इलेक्ट्रॉन पहले ऊर्जा स्तर पर s- अवस्था में होता है। n-1 के साथ (एक बार फिर याद करें कि पहले ऊर्जा स्तर में एक उप-स्तर - 15, दूसरा ऊर्जा स्तर - दो उप-स्तरों का - 2s और 2p, तीसरा - तीन उप-स्तरों का - 3 *, Zru 3d, आदि) होता है। सबलेवल, बदले में, क्वांटम कोशिकाओं में विभाजित होता है * (ऊर्जा अवस्थाएँ m के संभावित मानों की संख्या से निर्धारित होती हैं (अर्थात हाइड्रोजन iH को Ijt1 के रूप में दर्शाया जा सकता है, या, जो समान है, "क्वांटम सेल" से आपका मतलब है * प्रत्येक कोशिका में क्वांटम संख्या n, I और m * के मानों के एक ही सेट की विशेषता वाला एक कक्षीय अयातिपैरलल स्पिन के साथ अधिकतम दो इलेक्ट्रॉनों को रखा जा सकता है, जिसे ti द्वारा दर्शाया जाता है - परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों का वितरण हीलियम में परमाणु 2He, क्वांटम संख्या n - 1, / = 0 और m (-0 इसके दोनों इलेक्ट्रॉनों के लिए समान हैं, लेकिन क्वांटम संख्या m3 भिन्न है। हीलियम के इलेक्ट्रॉन स्पिन के अनुमान mt = + V2 हो सकते हैं और ms = - V2 हीलियम परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना 2He को Is-2 या, जो समान है, 1S AND के रूप में दर्शाया जा सकता है इलेक्ट्रॉनिक गोले बीएस, 7एन और वीओ को ठीक इसी तरह से भरा जाना चाहिए, यह पहले से स्पष्ट नहीं है। स्पिन की दी गई व्यवस्था तथाकथित गुंड के नियम (पहले जर्मन भौतिक विज्ञानी एफ। गुंड द्वारा 1927 में तैयार) द्वारा निर्धारित की जाती है। गुंड का नियम। I के दिए गए मान पर (यानी, एक निश्चित उप-स्तर के भीतर), इलेक्ट्रॉनों को इस तरह से व्यवस्थित किया जाता है कि कुल सौ * अधिकतम हो। यदि, उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन परमाणु के तीन / ^ - कोशिकाओं में तीन इलेक्ट्रॉनों को वितरित करना आवश्यक है, तो वे प्रत्येक एक अलग सेल में स्थित होंगे, अर्थात वे तीन अलग-अलग पी-ऑर्बिटल्स पर स्थित होंगे: इसमें स्थिति, कुल स्पिन 3/2 है, क्योंकि इसका प्रक्षेपण m3 - 4-1 / 2 + A / 2 + 1/2 = 3/2 के बराबर है * वही तीन इलेक्ट्रॉन इस तरह से स्थित नहीं हो सकते हैं: 2p NI क्योंकि तो कुल चक्कर का प्रक्षेपण tm = +1/2 - 1/2 + + 1/2 = 1/2 है। इस कारण कार्बन, नाइट्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों को ठीक उसी तरह व्यवस्थित किया जाता है जैसा कि ऊपर दिया गया है। आइए, अगले तीसरे आवर्त के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यासों पर और विचार करें। सोडियम uNa से शुरू होकर, प्रमुख क्वांटम संख्या n-3 के साथ तीसरा ऊर्जा स्तर भरा जाता है। तीसरे आवर्त के पहले आठ तत्वों के परमाणुओं में निम्नलिखित इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होते हैं: आइए अब हम चौथे आवर्त के पोटैशियम 19K के पहले परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर विचार करें। पहले 18 इलेक्ट्रॉन निम्नलिखित कक्षकों को भरते हैं: ls12s22p63s23p6। ऐसा प्रतीत होगा; कि पोटेशियम परमाणु का उन्नीसवां इलेक्ट्रॉन ब्लीड 3d पर गिरे, जो n = 3 और 1 = 2 के संगत है। हालांकि, वास्तव में, पोटेशियम परमाणु का वैलेंस इलेक्ट्रॉन 4s कक्षीय में स्थित होता है। अठारहवें तत्व के बाद कोशों का और भरना उसी क्रम में नहीं होता जैसा कि पहले दो आवर्तों में होता है। परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों को पाउली सिद्धांत और गुंड के नियम के अनुसार व्यवस्थित किया जाता है, लेकिन उनकी ऊर्जा सबसे छोटी होती है। कम से कम ऊर्जा का सिद्धांत (इस सिद्धांत के विकास में सबसे बड़ा योगदान घरेलू वैज्ञानिक VMKlechkovsky द्वारा किया गया था) - परमाणु में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन स्थित होता है ताकि इसकी ऊर्जा न्यूनतम हो (जो नाभिक के साथ इसके सबसे बड़े संबंध से मेल खाती है) . एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा मुख्य रूप से प्रमुख क्वांटम संख्या n और द्वितीयक क्वांटम संख्या / द्वारा निर्धारित की जाती है, इसलिए, वे सबलेवल जिनके लिए क्वांटम संख्या pi / के मानों का योग सबसे छोटा होता है, पहले भरे जाते हैं। उदाहरण के लिए, 4s सबलेवल पर इलेक्ट्रॉन ऊर्जा 3d सबलेवल से कम है, क्योंकि पहले मामले में n + / = 4 + 0 = 4, और दूसरे में n + / = 3 + 2 = 5; सबलेवल ५ * (n + / = ५ + ० = ५) पर ​​ऊर्जा विज्ञापन (n + / = ४ + ४-२ = ६) से कम है; ऊर्जा 5p (n + / = 5 +1 = 6) से 4 / (n-f / = 4 + 3 = 7) आदि से कम है। यह 1961 में पहली बार V.M.Klechkovsky था। सामान्य स्थिति तैयार की इलेक्ट्रॉन जमीनी अवस्था में n के न्यूनतम संभव मान के साथ नहीं, बल्कि n + / के सबसे छोटे मान के साथ एक स्तर पर कब्जा कर लेता है, "उस स्थिति में जब दो उप-स्तरों के लिए मानों का योग pi / बराबर होता है, सबलेवल छोटे मान से भरा होता है उदाहरण के लिए, सबलेवल 3d, Ap, 5s पर, pi / के मानों का योग 5 है। इस स्थिति में, n के छोटे मान वाले सबलेवल पहले भरे जाते हैं, कि है, 3dAp-5s, आदि। मेंडेलीफ की आवर्त सारणी में, इलेक्ट्रॉनों के स्तर और उपस्तरों से भरने का क्रम इस प्रकार है (चित्र 2.4)। परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों का वितरण। इलेक्ट्रॉनों के साथ ऊर्जा स्तर और सबलेवल भरने की योजना नतीजतन, निम्नतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार, कई मामलों में यह "उच्च" स्तर के उप-स्तर पर कब्जा करने के लिए एक इलेक्ट्रॉन के लिए ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल है, हालांकि "निचला" का उप-स्तर स्तर भरा नहीं है: इसलिए, चौथी अवधि में, सबलेवल 4 एस पहले भरा जाता है और उसके बाद ही सबलेवल 3 डी ...

इलेक्ट्रोनिक विन्यासएक परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक संख्यात्मक प्रतिनिधित्व है। इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स एक परमाणु नाभिक के चारों ओर स्थित विभिन्न आकृतियों के क्षेत्र होते हैं जिसमें गणितीय रूप से एक इलेक्ट्रॉन खोजने की संभावना होती है। 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 निर्धारित करते हैं। इस लेख को पढ़ने के बाद, आप इलेक्ट्रॉनिक विन्यास उत्पन्न करने की विधि में महारत हासिल कर चुके होंगे।

कदम

डी. आई. मेंडलीफ की आवर्त प्रणाली का उपयोग करते हुए इलेक्ट्रॉनों का वितरण

अपने परमाणु का परमाणु क्रमांक ज्ञात कीजिए।प्रत्येक परमाणु में एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉन जुड़े होते हैं। आवर्त सारणी में अपने परमाणु के लिए प्रतीक खोजें। एक परमाणु संख्या एक सकारात्मक पूर्णांक है जो 1 (हाइड्रोजन के लिए) से शुरू होता है और प्रत्येक बाद के परमाणु के लिए एक से बढ़ रहा है। परमाणु क्रमांक एक परमाणु में प्रोटॉन की संख्या है, और इसलिए यह शून्य आवेश वाले परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या भी है।

एक परमाणु का आवेश ज्ञात कीजिए।तटस्थ परमाणुओं में आवर्त सारणी में दर्शाए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होगी। हालाँकि, आवेशित परमाणुओं में उनके आवेश की मात्रा के आधार पर अधिक या कम इलेक्ट्रॉन होंगे। यदि आप एक 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 घटाएँ।

• उदाहरण के लिए, -1 के आवेश वाले सोडियम परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होगा के अतिरिक्तइसका आधार परमाणु क्रमांक 11 है। दूसरे शब्दों में, कुल परमाणु में 12 इलेक्ट्रॉन होंगे।
• यदि हम +1 के 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 इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, वे एक निश्चित क्रम के अनुसार परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल के विभिन्न उपस्तरों को भरते हैं। इलेक्ट्रॉन शेल के प्रत्येक उप-स्तर को भरने पर, इलेक्ट्रॉनों की एक सम संख्या होती है। निम्नलिखित उप-स्तर उपलब्ध हैं:

   इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन रिकॉर्ड को समझें।प्रत्येक कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्पष्ट रूप से दर्शाने के लिए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास दर्ज किए जाते हैं। ऑर्बिटल्स क्रमिक रूप से लिखे जाते हैं, प्रत्येक ऑर्बिटल में परमाणुओं की संख्या ऑर्बिटल नाम के दाईं ओर सुपरस्क्रिप्ट होती है। पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक विन्यास उप-स्तर पदनाम और सुपरस्क्रिप्ट के अनुक्रम का रूप लेता है।

   • उदाहरण के लिए, सबसे सरल इलेक्ट्रॉनिक विन्यास: 1एस 2 2एस 2 2पी 6.इस विन्यास से पता चलता है कि 1s सबलेवल पर दो इलेक्ट्रान, 2s सबलेवल पर दो इलेक्ट्रान और 2p सबलेवल पर छह इलेक्ट्रान होते हैं। कुल 2 + 2 + 6 = 10 इलेक्ट्रॉन। यह एक उदासीन नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है (नियॉन का परमाणु क्रमांक 10 है)।

2. ऑर्बिटल्स का क्रम याद रखें।ध्यान रखें कि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉन शेल संख्या के आरोही क्रम में, लेकिन ऊर्जा के आरोही क्रम में क्रमांकित किया जाता है। उदाहरण के लिए, एक भरा हुआ 4s 2 कक्षक आंशिक रूप से भरे या भरे हुए 3d 10 की तुलना में कम ऊर्जावान (या कम मोबाइल) है, इसलिए 4s कक्षीय को पहले दर्ज किया जाता है। एक बार जब आप कक्षकों के क्रम को 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: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p।

   • एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास जिसमें सभी कक्षक भरे हुए हैं, के निम्नलिखित रूप होंगे: 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 ५एफ १४ ६डी १० ७पी ६
   • ध्यान दें कि उपरोक्त प्रविष्टि, जब सभी कक्षक भर जाते हैं, तत्व Uuo (ununoctium) 118 का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है, जो आवर्त सारणी में सबसे अधिक संख्या वाला परमाणु है। इसलिए, इस इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में एक न्यूट्रल चार्ज परमाणु के सभी वर्तमान में ज्ञात इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल शामिल हैं।

3. अपने परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार कक्षकों को भरें।उदाहरण के लिए, यदि हम एक तटस्थ कैल्शियम परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखना चाहते हैं, तो हमें आवर्त सारणी में इसकी परमाणु संख्या की तलाश करके शुरू करना चाहिए। इसका परमाणु क्रमांक 20 है, अतः हम 20 इलेक्ट्रॉनों वाले एक परमाणु का विन्यास उपरोक्त क्रम के अनुसार लिखेंगे।

   • ऊपर के क्रम में ऑर्बिटल्स को तब तक भरें जब तक आप बीसवें इलेक्ट्रॉन तक नहीं पहुंच जाते। पहले 1s कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन होंगे, 2s कक्षकों में भी दो, 2p - छह, 3s - दो, 3p - 6, और 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20) होंगे। दूसरे शब्दों में, कैल्शियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • ध्यान दें कि ऑर्बिटल्स ऊर्जा के आरोही क्रम में हैं। उदाहरण के लिए, जब आप चौथे ऊर्जा स्तर पर जाने के लिए तैयार हों, तो पहले 4s कक्षीय लिखें, और फिर 3डी चौथे ऊर्जा स्तर के बाद, आप पांचवें पर जाते हैं, जहां वही क्रम दोहराया जाता है। यह तीसरे ऊर्जा स्तर के बाद ही होता है।

4. एक दृश्य सुराग के रूप में आवर्त सारणी का प्रयोग करें।आप शायद पहले ही देख चुके हैं कि आवर्त सारणी का आकार इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में इलेक्ट्रॉनिक उपस्तरों के क्रम से मेल खाता है। उदाहरण के लिए, बाएं से दूसरे कॉलम में परमाणु हमेशा "s 2" में समाप्त होते हैं, जबकि पतले मध्य खंड के दाहिने किनारे पर परमाणु हमेशा "d 10" में समाप्त होते हैं, और इसी तरह। कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए आवर्त सारणी का उपयोग विज़ुअल गाइड के रूप में करें - जिस क्रम में आप ऑर्बिटल्स में जोड़ते हैं वह तालिका में आपकी स्थिति से मेल खाता है। निचे देखो:

   • विशेष रूप से, दो सबसे बाएं कॉलम में परमाणु होते हैं जिनके इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन एस-ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, टेबल के दाएं ब्लॉक में परमाणु होते हैं जिनके कॉन्फ़िगरेशन पी-ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, और निचले हिस्से में परमाणु एफ-ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं।
   • उदाहरण के लिए, जब आप क्लोरीन के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखते हैं, तो इस तरह सोचें: "यह परमाणु आवर्त सारणी की तीसरी पंक्ति (या" अवधि ") में स्थित है। यह p कक्षीय ब्लॉक के पांचवें समूह में भी स्थित है। आवर्त प्रणाली का। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समाप्त हो जाएगा। ..3p 5
   • कृपया ध्यान दें: तालिका के d और f ऑर्बिटल्स के 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 3 डी ऑर्बिटल्स से मेल खाती है, हालांकि यह चौथी अवधि में स्थित है, और एफ-ऑर्बिटल्स वाले तत्वों की पहली पंक्ति 4 एफ ऑर्बिटल से मेल खाती है, इस तथ्य के बावजूद कि यह छठे भाव में है।

5. लंबे इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखने के लिए आशुलिपि सीखें।आवर्त सारणी के दाहिने किनारे पर स्थित परमाणुओं को कहा जाता है उत्कृष्ट गैस।ये तत्व रासायनिक रूप से बहुत स्थिर होते हैं। लंबे इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने की प्रक्रिया को छोटा करने के लिए, बस वर्ग कोष्ठक में अपने परमाणु से कम इलेक्ट्रॉनों के साथ निकटतम महान गैस का रासायनिक प्रतीक लिखें, और फिर बाद के कक्षीय स्तरों के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को लिखना जारी रखें। निचे देखो:

   • इस अवधारणा को समझने के लिए, एक उदाहरण विन्यास लिखना सहायक होता है। आइए उत्कृष्ट गैस संक्षिप्त नाम का उपयोग करके जस्ता (परमाणु संख्या 30) के लिए विन्यास लिखें। जस्ता का पूरा विन्यास इस तरह दिखता है: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. हालांकि, हम देखते हैं कि 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 आर्गन, एक उत्कृष्ट गैस का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है। बस जिंक के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के हिस्से को वर्गाकार कोष्ठक (।) में रासायनिक प्रतीक आर्गन से बदलें।
   • तो, संक्षिप्त रूप में लिखा गया जस्ता का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है: 4एस 2 3डी 10.
   • ध्यान दें कि यदि आप एक उत्कृष्ट गैस, जैसे आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिख रहे हैं, तो आप इसे नहीं लिख सकते हैं! इस तत्व का सामना करने वाली उत्कृष्ट गैस की कमी का उपयोग करना चाहिए; आर्गन के लिए यह नियॉन () होगा।

   आवर्त सारणी का उपयोग करना ADOMAH

   1. ADOMAH आवर्त सारणी जानें।इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को रिकॉर्ड करने की इस पद्धति में याद रखने की आवश्यकता नहीं होती है, हालांकि, इसके लिए एक संशोधित आवर्त सारणी की आवश्यकता होती है, क्योंकि पारंपरिक आवर्त सारणी में, चौथी अवधि से शुरू होकर, आवर्त संख्या इलेक्ट्रॉन शेल के अनुरूप नहीं होती है। ADOMAH आवर्त सारणी खोजें - वैज्ञानिक वालेरी ज़िमरमैन द्वारा विकसित एक विशेष प्रकार की आवर्त सारणी। इंटरनेट पर एक छोटी सी खोज के साथ इसे खोजना आसान है।

      • ADOMAH की आवर्त सारणी में, क्षैतिज पंक्तियाँ तत्वों के समूहों जैसे हैलोजन, उत्कृष्ट गैसों, क्षार धातुओं, क्षारीय पृथ्वी धातुओं आदि का प्रतिनिधित्व करती हैं। लंबवत कॉलम इलेक्ट्रॉनिक स्तरों के अनुरूप होते हैं, और तथाकथित "कैस्केड" (ब्लॉक एस, पी, डी और एफ को जोड़ने वाली विकर्ण रेखाएं) अवधि के अनुरूप होती हैं।
      • हीलियम को हाइड्रोजन में ले जाया जाता है क्योंकि इन दोनों तत्वों में 1s कक्षीय है। पीरियड ब्लॉक (s, p, d और f) दाईं ओर दिखाए गए हैं, और लेवल नंबर नीचे दिखाए गए हैं। तत्वों को 1 से 120 तक के बक्सों में दिखाया गया है। ये संख्याएँ सामान्य परमाणु संख्याएँ हैं जो एक तटस्थ परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या का प्रतिनिधित्व करती हैं।

   2. ADOMAH तालिका में अपना परमाणु ज्ञात कीजिए।किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को रिकॉर्ड करने के लिए, आवर्त सारणी ADOMAH में उसका प्रतीक खोजें और उच्च परमाणु संख्या वाले सभी तत्वों को काट दें। उदाहरण के लिए, यदि आपको एरबियम (68) के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को लिखने की आवश्यकता है, तो सभी तत्वों को 69 से 120 तक काट दें।

      • तालिका के निचले भाग में संख्या 1 से 8 तक नोट करें। ये इलेक्ट्रॉनिक लेवल नंबर या कॉलम नंबर होते हैं। उन स्तंभों पर ध्यान न दें जिनमें केवल क्रॉस आउट किए गए आइटम हों। एर्बियम के लिए १, २, ३, ४, ५ और ६ क्रमांक वाले स्तंभ बने रहते हैं।

   3. अपने तत्व के लिए कक्षीय उपस्तरों की गणना करें।तालिका के दाईं ओर दिखाए गए ब्लॉक प्रतीकों (एस, पी, डी, और एफ) और नीचे 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 से सूचीबद्ध करें नीचे से शीर्ष तक। फिर से, उन बक्सों पर ध्यान न दें जिनमें सभी तत्वों को काट दिया गया हो। कॉलम नंबर से शुरू होने वाले कॉलम ब्लॉक को ब्लॉक सिंबल के बाद लिखें, इस प्रकार: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (एरबियम के लिए)।

      • नोट: उपरोक्त इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Er को इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल नंबर के आरोही क्रम में लिखा गया है। इसे कक्षकों को भरने के क्रम में भी लिखा जा सकता है। ऐसा करने के लिए, नीचे से ऊपर तक कैस्केड का पालन करें, और कॉलम के साथ नहीं जब आप कॉलम ब्लॉक लिखते हैं: 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 इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल के लिए इलेक्ट्रॉनों की गणना करें।प्रत्येक ब्लॉक-कॉलम में उन तत्वों की गणना करें जिन्हें पार नहीं किया गया था, प्रत्येक तत्व से एक इलेक्ट्रॉन को जोड़कर, और प्रत्येक ब्लॉक-कॉलम के लिए ब्लॉक प्रतीक के आगे उनकी संख्या निम्नानुसार लिखें: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2. हमारे उदाहरण में, यह एर्बियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है।

   5. गलत इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन पर विचार करें।निम्नतम ऊर्जा अवस्था में परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से संबंधित अठारह विशिष्ट अपवाद हैं, जिन्हें जमीनी ऊर्जा अवस्था भी कहा जाता है। वे सामान्य नियम का पालन केवल इलेक्ट्रॉनों द्वारा कब्जा किए गए अंतिम दो या तीन पदों में नहीं करते हैं। इस मामले में, वास्तविक इलेक्ट्रॉनिक विन्यास मानता है कि इलेक्ट्रॉन परमाणु के मानक विन्यास की तुलना में कम ऊर्जा वाले राज्य में हैं। अपवाद परमाणुओं में शामिल हैं:

      • करोड़(..., ३डी५, ४एस१); घन(..., ३डी१०, ४एस१); नायब(..., 4d4, 5s1); एमओ(..., 4d5, 5s1); आरयू(..., 4d7, 5s1); राहु(..., 4d8, 5s1); पी.डी.(..., ४डी१०, ५एस०); एजी(..., 4d10, 5s1); ला(..., 5d1, 6s2); सीई(..., 4f1, 5d1, 6s2); गोलों का अंतर(..., 4f7, 5d1, 6s2); औ(..., 5d10, 6s1); एसी(..., 6d1, 7s2); वां(..., 6d2, 7s2); देहात(..., 5f2, 6d1, 7s2); यू(..., 5f3, 6d1, 7s2); एनपी(..., 5f4, 6d1, 7s2) और से। मी(..., 5f7, 6d1, 7s2)।
   • इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में लिखे जाने पर परमाणु की परमाणु संख्या ज्ञात करने के लिए, बस उन सभी संख्याओं को जोड़ दें जो अक्षरों (s, p, d, और f) का अनुसरण करती हैं। यह केवल तटस्थ परमाणुओं के लिए काम करता है, यदि आप आयन के साथ काम कर रहे हैं, तो कुछ भी काम नहीं करेगा - आपको अतिरिक्त या खोए हुए इलेक्ट्रॉनों की संख्या को जोड़ना या घटाना होगा।
   • अक्षर के बाद की संख्या एक सुपरस्क्रिप्ट है, चेक में गलती न करें।
   • कोई "अर्ध-भरे हुए" सबलेवल की स्थिरता नहीं है। यह एक सरलीकरण है। कोई भी स्थिरता जो "आधे भरे" सबलेवल से संबंधित है, इस तथ्य के कारण है कि प्रत्येक कक्षीय पर एक इलेक्ट्रॉन का कब्जा होता है, इसलिए इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण कम से कम होता है।
   • प्रत्येक परमाणु एक स्थिर अवस्था की ओर प्रवृत्त होता है, और सबसे स्थिर विन्यासों में उपस्तर s और p (s2 और p6) भरे होते हैं। महान गैसों में ऐसा विन्यास होता है, इसलिए वे शायद ही कभी प्रतिक्रियाओं में प्रवेश करते हैं और आवर्त सारणी में दाईं ओर स्थित होते हैं। इसलिए, यदि कॉन्फ़िगरेशन 3p 4 पर समाप्त होता है, तो इसे स्थिर अवस्था तक पहुंचने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (छह खोने के लिए, s-sublevel के इलेक्ट्रॉनों सहित, यह अधिक ऊर्जा लेगा, इसलिए चार खोना आसान है)। और अगर कॉन्फ़िगरेशन 4d 3 में समाप्त होता है, तो एक स्थिर स्थिति प्राप्त करने के लिए, इसे तीन इलेक्ट्रॉनों को खोने की आवश्यकता होती है। इसके अलावा, आधे भरे हुए सबलेवल (s1, p3, d5 ..) की तुलना में अधिक स्थिर होते हैं, उदाहरण के लिए, p4 या p2; हालाँकि, s2 और p6 और भी अधिक मजबूत होंगे।
   • जब आप एक आयन के साथ काम कर रहे होते हैं, तो इसका मतलब है कि प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर नहीं होती है। इस मामले में, एक परमाणु का चार्ज रासायनिक प्रतीक के ऊपर से दाईं ओर (एक नियम के रूप में) दिखाया जाएगा। इसलिए, +2 आवेश वाले एक 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 होता है। ध्यान दें कि 5p 3 5p 1 में बदल गया है। सावधान रहें जब एक तटस्थ परमाणु का विन्यास s और p के अलावा अन्य उप-स्तरों पर समाप्त होता है।जब आप इलेक्ट्रॉनों को उठाते हैं, तो आप उन्हें केवल वैलेंस ऑर्बिटल्स (s और p ऑर्बिटल्स) से ही उठा सकते हैं। इसलिए, यदि कॉन्फ़िगरेशन 4s 2 3d 7 पर समाप्त होता है और परमाणु को +2 का चार्ज मिलता है, तो कॉन्फ़िगरेशन 4s 0 3d 7 पर समाप्त हो जाएगा। कृपया ध्यान दें कि ३डी ७ नहींपरिवर्तन, s-कक्षीय इलेक्ट्रॉनों को खोने के बजाय।
   • ऐसी स्थितियां हैं जब इलेक्ट्रॉन को "उच्च ऊर्जा स्तर पर जाने" के लिए मजबूर किया जाता है। जब एक सबलेवल में एक इलेक्ट्रॉन से आधा या पूर्ण फिलिंग का अभाव हो, तो एक इलेक्ट्रॉन को निकटतम एस या पी-सबलेवल से लें और इसे सबलेवल में ले जाएं जिसे इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है।
   • इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को रिकॉर्ड करने के लिए दो विकल्प हैं। उन्हें ऊर्जा स्तर की संख्याओं के आरोही क्रम में या इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को भरने के क्रम में लिखा जा सकता है, जैसा कि एर्बियम के लिए ऊपर दिखाया गया था।
   • आप किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को केवल वैलेंस कॉन्फ़िगरेशन लिखकर भी लिख सकते हैं, जो कि अंतिम s और p सबलेवल है। इस प्रकार, सुरमा के संयोजकता विन्यास का रूप 5s 2 5p 3 होगा।
   • योना वही नहीं है। उनके साथ यह बहुत अधिक कठिन है। दो स्तरों को छोड़ें और उसी पैटर्न का पालन करें जहां आपने शुरू किया और इलेक्ट्रॉनों की संख्या कितनी बड़ी है।

परमाणुओं के कोशों या परतों में इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा अवस्था और व्यवस्था चार संख्याओं द्वारा निर्धारित की जाती है, जिन्हें क्वांटम संख्याएँ कहा जाता है और आमतौर पर प्रतीकों n, l, s और j द्वारा निरूपित किया जाता है; क्वांटम संख्याओं में एक असंतत या असतत प्रकृति होती है, अर्थात वे केवल व्यक्तिगत, असतत, मान, पूर्ण या अर्ध-पूर्णांक प्राप्त कर सकते हैं।

क्वांटम संख्या n, l, s और j के संबंध में, निम्नलिखित को भी ध्यान में रखना चाहिए:

1. क्वांटम संख्या n को मूलधन कहा जाता है; यह सभी इलेक्ट्रॉनों के लिए सामान्य है जो एक ही इलेक्ट्रॉन शेल का हिस्सा हैं; दूसरे शब्दों में, परमाणु के प्रत्येक इलेक्ट्रॉन कोश, प्रमुख क्वांटम संख्या के एक निश्चित मान से मेल खाते हैं, अर्थात्: इलेक्ट्रॉन के गोले K, L, M, N, O, P और Q के लिए, प्रमुख क्वांटम संख्याएँ क्रमशः होती हैं। , १, २, ३, ४, ५, ६ और ७। एक-इलेक्ट्रॉन परमाणु (हाइड्रोजन परमाणु) के मामले में, प्रमुख क्वांटम संख्या इलेक्ट्रॉन कक्षा को निर्धारित करने के लिए कार्य करती है और साथ ही, ऊर्जा की ऊर्जा स्थिर अवस्था में परमाणु।

2. क्वांटम संख्या I को द्वितीयक या कक्षीय कहा जाता है, और यह परमाणु नाभिक के चारों ओर घूमने के कारण इलेक्ट्रॉन की कोणीय गति को निर्धारित करता है। पार्श्व क्वांटम संख्या का मान 0, 1, 2, 3, हो सकता है। ... ... , और सामान्य तौर पर इसे प्रतीकों s, p, d, f, द्वारा दर्शाया जाता है। ... ... समान द्वितीयक क्वांटम संख्या वाले इलेक्ट्रॉन एक उपसमूह बनाते हैं, या, जैसा कि अक्सर कहा जाता है, एक ही ऊर्जा उप-स्तर पर होते हैं।

3. क्वांटम संख्या s को अक्सर स्पिन संख्या कहा जाता है, क्योंकि यह अपने स्वयं के घूर्णन (स्पिन क्षण) के कारण इलेक्ट्रॉन के कोणीय गति को निर्धारित करता है।

4. क्वांटम संख्या j को आंतरिक कहा जाता है और यह वैक्टर l और s के योग से निर्धारित होता है।

परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों का वितरण(परमाणु गोले) कुछ सामान्य प्रावधानों का भी पालन करते हैं, जिनमें से यह इंगित करना आवश्यक है:

1. पाउली का सिद्धांत, जिसके अनुसार एक परमाणु में सभी चार क्वांटम संख्याओं के समान मान वाले एक से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, अर्थात एक ही परमाणु में दो इलेक्ट्रॉनों को कम से कम एक क्वांटम संख्या के मान में भिन्न होना चाहिए।

2. ऊर्जा सिद्धांत, जिसके अनुसार किसी परमाणु की जमीनी अवस्था में उसके सभी इलेक्ट्रॉन न्यूनतम ऊर्जा स्तर पर होने चाहिए।

3. कोशों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या (संख्या) का सिद्धांत, जिसके अनुसार कोशों में इलेक्ट्रॉनों की सीमित संख्या 2n 2 से अधिक नहीं हो सकती, जहाँ n दिए गए कोश की प्रमुख क्वांटम संख्या है। यदि एक निश्चित कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या एक सीमित मान तक पहुँच जाती है, तो कोश भर जाता है और अगले तत्वों में एक नया इलेक्ट्रॉन शेल बनने लगता है।

जो कहा गया है उसके अनुसार, नीचे दी गई तालिका निम्नलिखित है: 1) इलेक्ट्रॉनिक बाड़ों के पत्र पदनाम; 2) मूल और द्वितीयक क्वांटम संख्याओं के संगत मान; 3) उपसमूहों के प्रतीक; 4) सैद्धांतिक रूप से गणना की गई इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या व्यक्तिगत उपसमूहों में और समग्र रूप से कोशों में होती है। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि के, एल, और एम गोले में, इलेक्ट्रॉनों की संख्या और उपसमूहों पर उनका वितरण, प्रयोग से निर्धारित, सैद्धांतिक गणना के पूरी तरह से मेल खाता है, लेकिन निम्नलिखित कोशों में महत्वपूर्ण विसंगतियां देखी जाती हैं: इलेक्ट्रॉनों की संख्या f उपसमूह में केवल N शेल में एक सीमित मूल्य तक पहुँचता है, इसमें अगले शेल तक घट जाता है, और फिर संपूर्ण उपसमूह f गायब हो जाता है।

तालिका ट्रांसयूरानिक सहित सभी रासायनिक तत्वों के लिए उपसमूहों द्वारा गोले में इलेक्ट्रॉनों की संख्या और उनके वितरण को दर्शाती है। इस तालिका के संख्यात्मक डेटा बहुत सावधानीपूर्वक स्पेक्ट्रोस्कोपिक अध्ययन के परिणामस्वरूप स्थापित किए गए थे।

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जानकारी का स्रोत:संक्षिप्त भौतिक और तकनीकी संदर्भ / खंड 1, - एम।: 1960।