તત્વનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર. તત્વના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રનું સંકલન કરવા માટે એક તત્વ અલ્ગોરિધમનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર

તત્વનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર કંપોઝ કરવા માટે અલ્ગોરિધમ:

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

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

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

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

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

ઉદાહરણો.

1. ચાલો નાઈટ્રોજનનું ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર બનાવીએ. નાઇટ્રોજન સામયિક કોષ્ટકમાં 7મો નંબર છે.

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

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

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

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

જસતની ઊર્જા રેખાકૃતિ.

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

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

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

ઝીંકના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રને આ રીતે રજૂ કરી શકાય છે:

વ્યાખ્યા

લોખંડ- સામયિક કોષ્ટકનું છવ્વીસમું તત્વ. હોદ્દો - લેટિન "ફેરમ" માંથી ફે. ચોથા સમયગાળામાં સ્થિત છે, VIIIB જૂથ. ધાતુઓનો ઉલ્લેખ કરે છે. પરમાણુ ચાર્જ 26 છે.

એલ્યુમિનિયમ પછી આયર્ન એ વિશ્વની સૌથી સામાન્ય ધાતુ છે: તે પૃથ્વીના પોપડાના 4% (wt.) બનાવે છે. આયર્ન વિવિધ સંયોજનોના સ્વરૂપમાં જોવા મળે છે: ઓક્સાઇડ, સલ્ફાઇડ્સ, સિલિકેટ્સ. આયર્ન તેની મુક્ત સ્થિતિમાં માત્ર ઉલ્કાઓમાં જોવા મળે છે.

સૌથી મહત્વપૂર્ણ આયર્ન ઓરમાં ચુંબકીય આયર્ન ઓર Fe 3 O 4 , લાલ આયર્ન ઓર Fe 2 O 3 , બ્રાઉન આયર્ન ઓર 2Fe 2 O 3 × 3H 2 O અને સ્પાર આયર્ન ઓર FeCO 3 નો સમાવેશ થાય છે.

આયર્ન એ ચાંદીની (ફિગ. 1) નમ્ર ધાતુ છે. તે ફોર્જિંગ, રોલિંગ અને અન્ય પ્રકારની યાંત્રિક પ્રક્રિયાને સારી રીતે ઉધાર આપે છે. આયર્નના યાંત્રિક ગુણધર્મો તેની શુદ્ધતા પર ખૂબ આધાર રાખે છે - તેમાં રહેલા અન્ય તત્વોની ખૂબ ઓછી માત્રાની સામગ્રી પર.

ચોખા. 1. આયર્ન. દેખાવ.

આયર્નનો અણુ અને પરમાણુ સમૂહ

પદાર્થનું સાપેક્ષ પરમાણુ વજન(M r) એ એક સંખ્યા છે જે દર્શાવે છે કે આપેલ પરમાણુનું દળ કાર્બન અણુના દળના 1/12 કરતા કેટલી વખત વધારે છે, અને તત્વનું સંબંધિત અણુ સમૂહ(A r) - અણુઓના સરેરાશ દળના કેટલા ગણા રાસાયણિક તત્વકાર્બન અણુના દળના 1/12 થી વધુ.

મુક્ત સ્થિતિમાં આયર્ન મોનોટોમિક ફે પરમાણુઓના સ્વરૂપમાં અસ્તિત્વમાં હોવાથી, તેના પરમાણુ અને પરમાણુ સમૂહના મૂલ્યો એકરૂપ થાય છે. તેઓ 55.847 ની બરાબર છે.

આયર્નના એલોટ્રોપી અને એલોટ્રોપિક ફેરફારો

આયર્ન બે સ્ફટિકીય ફેરફારો બનાવે છે: α-આયર્ન અને γ-આયર્ન. તેમાંના પ્રથમમાં શરીર-કેન્દ્રિત ઘન જાળી છે, બીજામાં ચહેરા-કેન્દ્રિત ક્યુબિક જાળી છે. α-આયર્ન બે તાપમાન શ્રેણીમાં થર્મોડાયનેમિકલી સ્થિર છે: 912 o C થી નીચે અને 1394 o C થી ગલનબિંદુ સુધી. આયર્નનું ગલનબિંદુ 1539 ± 5 o C છે. 912 o C અને 1394 o C થી γ-આયર્ન સ્થિર છે.

α- અને γ-આયર્નની સ્થિરતાની તાપમાન શ્રેણી તાપમાનના ફેરફારો સાથે બંને ફેરફારોના ગિબ્સ ઊર્જામાં ફેરફારની પ્રકૃતિ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. 912 o C ની નીચે અને 1394 o C થી વધુ તાપમાને, α-આયર્નની ગિબ્સ ઊર્જા γ-આયર્નની ગિબ્સ ઊર્જા કરતાં ઓછી હોય છે, અને 912 - 1394 o Cની શ્રેણીમાં તે વધારે હોય છે.

આયર્નના આઇસોટોપ્સ

તે જાણીતું છે કે પ્રકૃતિમાં આયર્ન ચાર સ્થિર આઇસોટોપ્સ 54 Fe, 56 Fe, 57 Fe અને 57 Fe ના સ્વરૂપમાં મળી શકે છે. તેમની સમૂહ સંખ્યા અનુક્રમે 54, 56, 57 અને 58 છે. આયર્ન આઇસોટોપ 54 Fe ના અણુના ન્યુક્લિયસમાં છવ્વીસ પ્રોટોન અને અઠ્ઠાવીસ ન્યુટ્રોન હોય છે, અને બાકીના આઇસોટોપ માત્ર ન્યુટ્રોનની સંખ્યામાં તેનાથી અલગ પડે છે.

45 થી 72 ની સામૂહિક સંખ્યા સાથે આયર્નના કૃત્રિમ આઇસોટોપ્સ છે, તેમજ ન્યુક્લીની 6 આઇસોમેરિક અવસ્થાઓ છે. ઉપરોક્ત આઇસોટોપ્સમાં સૌથી લાંબો સમય 2.6 મિલિયન વર્ષોના અર્ધ જીવન સાથે 60 Fe છે.

આયર્ન આયનો

આયર્ન ઇલેક્ટ્રોનનું ભ્રમણકક્ષાનું વિતરણ દર્શાવતું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર નીચે મુજબ છે:

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

રાસાયણિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના પરિણામે, આયર્ન તેના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને છોડી દે છે, એટલે કે. તેમના દાતા છે, અને સકારાત્મક ચાર્જ આયનમાં ફેરવાય છે:

Fe 0 -2e → Fe 2+ ;

Fe 0 -3e → Fe 3+.

આયર્ન પરમાણુ અને અણુ

મુક્ત સ્થિતિમાં, આયર્ન મોનોએટોમિક ફે પરમાણુઓના સ્વરૂપમાં અસ્તિત્વ ધરાવે છે. આયર્ન અણુ અને પરમાણુને દર્શાવતા કેટલાક ગુણધર્મો અહીં છે:

આયર્ન એલોય

19મી સદી સુધી, આયર્ન એલોય મુખ્યત્વે કાર્બન સાથેના મિશ્ર ધાતુઓ માટે જાણીતા હતા, જેને સ્ટીલ અને કાસ્ટ આયર્ન કહેવાય છે. જો કે, પાછળથી ક્રોમિયમ, નિકલ અને અન્ય તત્વો ધરાવતા નવા લોખંડ આધારિત એલોય બનાવવામાં આવ્યા હતા. હાલમાં, આયર્ન એલોય ખાસ ગુણધર્મો સાથે કાર્બન સ્ટીલ્સ, કાસ્ટ આયર્ન, એલોય સ્ટીલ્સ અને સ્ટીલ્સમાં વિભાજિત થાય છે.

ટેકનોલોજીમાં, આયર્ન એલોયને સામાન્ય રીતે ફેરસ ધાતુઓ કહેવામાં આવે છે, અને તેમના ઉત્પાદનને ફેરસ ધાતુશાસ્ત્ર કહેવામાં આવે છે.

સમસ્યા હલ કરવાના ઉદાહરણો

ઉદાહરણ 1

ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનઅણુ એ તેના ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સનું સંખ્યાત્મક પ્રતિનિધિત્વ છે. ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ આસપાસ સ્થિત વિવિધ આકારોના પ્રદેશો છે અણુ બીજક, જેમાં ઇલેક્ટ્રોનની હાજરી ગાણિતિક રીતે સંભવિત છે. ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ઝડપથી અને સરળતાથી વાચકને એ જણાવવામાં મદદ કરે છે કે અણુમાં કેટલા ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ છે, તેમજ દરેક ઓર્બિટલમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા નક્કી કરવામાં મદદ કરે છે. આ લેખ વાંચ્યા પછી, તમે ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીઓ દોરવાની પદ્ધતિમાં નિપુણતા મેળવશો.

પગલાં

D. I. મેન્ડેલીવની સામયિક સિસ્ટમનો ઉપયોગ કરીને ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ

તમારા અણુનો અણુ નંબર શોધો.દરેક અણુ તેની સાથે સંકળાયેલા ઇલેક્ટ્રોનની ચોક્કસ સંખ્યા ધરાવે છે. માં તમારું અણુ પ્રતીક શોધો સામયિક કોષ્ટક. અણુ સંખ્યા સંપૂર્ણ છે હકારાત્મક સંખ્યા, 1 થી શરૂ થાય છે (હાઈડ્રોજન માટે) અને દરેક અનુગામી અણુ માટે એક દ્વારા વધે છે. અણુ ક્રમાંક છે પ્રોટોનની સંખ્યાઅણુમાં, અને તેથી તે શૂન્ય ચાર્જવાળા અણુના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પણ છે.

અણુનો ચાર્જ નક્કી કરો.સામયિક કોષ્ટક પર બતાવ્યા પ્રમાણે તટસ્થ અણુઓમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન હશે. જો કે, ચાર્જ થયેલા અણુઓમાં તેમના ચાર્જની તીવ્રતાના આધારે વધુ કે ઓછા ઇલેક્ટ્રોન હશે. જો તમે ચાર્જ થયેલ અણુ સાથે કામ કરી રહ્યા હોવ, તો નીચે પ્રમાણે ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરો અથવા બાદ કરો: દરેક નકારાત્મક ચાર્જ માટે એક ઇલેક્ટ્રોન ઉમેરો અને દરેક હકારાત્મક ચાર્જ માટે એક બાદબાકી કરો.

• ઉદાહરણ તરીકે, ચાર્જ -1 સાથે સોડિયમ અણુમાં વધારાનું ઇલેક્ટ્રોન હશે વધુમાંતેના આધાર પરમાણુ ક્રમાંક 11. બીજા શબ્દોમાં કહીએ તો, અણુમાં કુલ 12 ઇલેક્ટ્રોન હશે.
• જો આપણે +1 ના ચાર્જ સાથે સોડિયમ અણુ વિશે વાત કરી રહ્યા છીએ, તો એક ઇલેક્ટ્રોનને બેઝ અણુ ક્રમાંક 11 માંથી બાદ કરવો આવશ્યક છે. આમ, અણુમાં 10 ઇલેક્ટ્રોન હશે.

1. ઓર્બિટલ્સની મૂળભૂત સૂચિ યાદ રાખો.જેમ જેમ અણુમાં ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધે છે તેમ તેમ તેઓ અણુના ઈલેક્ટ્રોન શેલના વિવિધ સબલેવલને ચોક્કસ ક્રમ પ્રમાણે ભરે છે. ઇલેક્ટ્રોન શેલના દરેક સબલેવલ, જ્યારે ભરવામાં આવે છે, ત્યારે તેમાં સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. નીચેના સબલેવલ ઉપલબ્ધ છે:

   ઇલેક્ટ્રોનિક કન્ફિગરેશન નોટેશન સમજો.દરેક ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સ્પષ્ટ રીતે બતાવવા માટે ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનો લખવામાં આવે છે. ઓર્બિટલ્સ ક્રમિક રીતે લખવામાં આવે છે, જેમાં દરેક ભ્રમણકક્ષામાં અણુઓની સંખ્યા ઓર્બિટલ નામની જમણી બાજુએ સુપરસ્ક્રિપ્ટ તરીકે લખવામાં આવે છે. પૂર્ણ થયેલ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન સબલેવલ હોદ્દો અને સુપરસ્ક્રિપ્ટ્સના ક્રમનું સ્વરૂપ લે છે.

   • અહીં, ઉદાહરણ તરીકે, સૌથી સરળ ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી છે: 1s 2 2s 2 2p 6 .આ રૂપરેખાંકન દર્શાવે છે કે 1s સબલેવલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન, 2s સબલેવલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન અને 2p સબલેવલમાં છ ઇલેક્ટ્રોન છે. કુલ 2 + 2 + 6 = 10 ઇલેક્ટ્રોન. આ તટસ્થ નિયોન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે (નિયોનનો અણુ નંબર 10 છે).

2. ઓર્બિટલ્સનો ક્રમ યાદ રાખો.ધ્યાનમાં રાખો કે ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સને ઇલેક્ટ્રોન શેલ નંબર વધારવાના ક્રમમાં ક્રમાંકિત કરવામાં આવે છે, પરંતુ ઊર્જાના વધતા ક્રમમાં ગોઠવવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, ભરેલ 4s 2 ભ્રમણકક્ષામાં આંશિક રીતે ભરેલા અથવા ભરેલા 3d 10 ઓર્બિટલ કરતાં ઓછી ઉર્જા (અથવા ઓછી ગતિશીલતા) હોય છે, તેથી 4s ઓર્બિટલ પ્રથમ લખવામાં આવે છે. એકવાર તમે ઓર્બિટલ્સનો ક્રમ જાણી લો, પછી તમે તેને અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અનુસાર સરળતાથી ભરી શકો છો. ઓર્બિટલ્સ ભરવાનો ક્રમ નીચે મુજબ છે: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • અણુનું ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન જેમાં તમામ ઓર્બિટલ્સ ભરવામાં આવે છે તે નીચે મુજબ હશે: 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 106p 5d 5d 14 6d 10 7p 6
   • નોંધ કરો કે ઉપરની એન્ટ્રી, જ્યારે તમામ ભ્રમણકક્ષાઓ ભરાઈ જાય છે, તે તત્વ Uuo (ununoctium) 118, અણુનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન છે. સામયિક કોષ્ટકસૌથી વધુ સંખ્યા સાથે. તેથી, આ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન તટસ્થ રીતે ચાર્જ થયેલા અણુના હાલમાં જાણીતા તમામ ઇલેક્ટ્રોનિક સબલેવલ ધરાવે છે.

3. તમારા અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અનુસાર ઓર્બિટલ્સ ભરો.ઉદાહરણ તરીકે, જો આપણે ન્યુટ્રલ કેલ્શિયમ અણુનું ઈલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન લખવા માંગતા હોઈએ, તો આપણે સામયિક કોષ્ટકમાં તેનો અણુ નંબર જોઈને શરૂઆત કરવી જોઈએ. તેનો અણુ ક્રમાંક 20 છે, તેથી આપણે ઉપરના ક્રમ અનુસાર 20 ઇલેક્ટ્રોન સાથે અણુનું રૂપરેખાંકન લખીશું.

   • જ્યાં સુધી તમે વીસમા ઈલેક્ટ્રોન પર ન પહોંચો ત્યાં સુધી ઉપરના ક્રમ પ્રમાણે ઓર્બિટલ્સ ભરો. પ્રથમ 1s ઓર્બિટલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન હશે, 2s ઓર્બિટલમાં પણ બે હશે, 2p માં છ હશે, 3s માં બે હશે, 3p માં 6 હશે અને 4s માં 2 હશે (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) બીજા શબ્દોમાં કહીએ તો, કેલ્શિયમનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખા આ સ્વરૂપ ધરાવે છે: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • નોંધ કરો કે ભ્રમણકક્ષાઓ ઉર્જા વધારવાના ક્રમમાં ગોઠવાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે તમે 4થા ઉર્જા સ્તર પર જવા માટે તૈયાર હોવ, ત્યારે પહેલા 4s ઓર્બિટલ લખો અને પછી 3 ડી. ચોથા ઉર્જા સ્તર પછી, તમે પાંચમા તરફ જશો, જ્યાં સમાન ક્રમનું પુનરાવર્તન થાય છે. આ ત્રીજા ઉર્જા સ્તર પછી જ થાય છે.

4. સામયિક કોષ્ટકનો વિઝ્યુઅલ સંકેત તરીકે ઉપયોગ કરો.તમે કદાચ પહેલેથી જ નોંધ્યું હશે કે સામયિક કોષ્ટકનો આકાર ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણીમાં ઇલેક્ટ્રોન સબલેવલના ક્રમને અનુરૂપ છે. ઉદાહરણ તરીકે, ડાબી બાજુના બીજા સ્તંભના અણુઓ હંમેશા "s 2" માં સમાપ્ત થાય છે, અને પાતળા મધ્ય ભાગની જમણી ધાર પરના અણુઓ હંમેશા "d 10", વગેરેમાં સમાપ્ત થાય છે. રૂપરેખાંકનો લખવા માટે વિઝ્યુઅલ માર્ગદર્શિકા તરીકે સામયિક કોષ્ટકનો ઉપયોગ કરો - તમે જે ક્રમમાં ઓર્બિટલમાં ઉમેરો છો તે કોષ્ટકમાં તમારી સ્થિતિને કેવી રીતે અનુરૂપ છે. નીચે જુઓ:

   • ખાસ કરીને, ડાબી બાજુના બે સ્તંભોમાં એવા અણુઓ હોય છે જેનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન s ઓર્બિટલમાં સમાપ્ત થાય છે, કોષ્ટકના જમણા બ્લોકમાં અણુઓ હોય છે જેની ગોઠવણી p ઓર્બિટલમાં સમાપ્ત થાય છે, અને નીચેના અડધા ભાગમાં અણુઓ હોય છે જે f ઓર્બિટલમાં સમાપ્ત થાય છે.
   • ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે તમે ક્લોરિનનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન લખો છો, ત્યારે આના જેવું વિચારો: "આ અણુ સામયિક કોષ્ટકની ત્રીજી પંક્તિ (અથવા "પિરિયડ") માં સ્થિત છે. તે p ઓર્બિટલ બ્લોકના પાંચમા જૂથમાં પણ સ્થિત છે. સામયિક કોષ્ટકનું. તેથી, તેનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ..3p 5 સાથે સમાપ્ત થશે
   • નોંધ કરો કે કોષ્ટકના d અને f ભ્રમણકક્ષાના ક્ષેત્રમાં તત્વો ઊર્જા સ્તરો દ્વારા વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે જે તેઓ સ્થિત છે તે સમયગાળાને અનુરૂપ નથી. ઉદાહરણ તરીકે, ડી-ઓર્બિટલ્સ સાથેના તત્વોના બ્લોકની પ્રથમ પંક્તિ 3d ઓર્બિટલ્સને અનુરૂપ છે, જો કે તે 4 થી અવધિમાં સ્થિત છે, અને એફ-ઓર્બિટલ્સ સાથેના તત્વોની પ્રથમ પંક્તિ 4f ભ્રમણકક્ષાને અનુલક્ષે છે, 6માં હોવા છતાં સમયગાળો

5. લાંબા ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનો લખવા માટે સંક્ષિપ્ત શબ્દો શીખો.સામયિક કોષ્ટકની જમણી ધાર પરના અણુઓ કહેવામાં આવે છે ઉમદા વાયુઓ.આ તત્વો રાસાયણિક રીતે ખૂબ જ સ્થિર છે. લાંબી ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનો લખવાની પ્રક્રિયાને ટૂંકી કરવા માટે, ફક્ત ચોરસ કૌંસમાં તમારા અણુ કરતાં ઓછા ઇલેક્ટ્રોન સાથે નજીકના ઉમદા ગેસનું રાસાયણિક પ્રતીક લખો, અને પછી અનુગામી ભ્રમણકક્ષાના સ્તરોનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન લખવાનું ચાલુ રાખો. નીચે જુઓ:

   • આ ખ્યાલને સમજવા માટે, ઉદાહરણ રૂપરેખાંકન લખવું મદદરૂપ થશે. ચાલો ઝીંક (અણુ ક્રમાંક 30) ના સંક્ષેપનો ઉપયોગ કરીને રૂપરેખાંકન લખીએ જેમાં નોબલ ગેસનો સમાવેશ થાય છે. ઝીંકનું સંપૂર્ણ રૂપરેખાંકન આના જેવું દેખાય છે: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. જો કે, આપણે જોઈએ છીએ કે 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 એ આર્ગોનનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન છે, જે એક ઉમદા ગેસ છે. ફક્ત ચોરસ કૌંસમાં આર્ગોન માટે રાસાયણિક પ્રતીક સાથે ઝીંક માટે ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનનો ભાગ બદલો (.)
   • તેથી, ઝીંકનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન, સંક્ષિપ્ત સ્વરૂપમાં લખાયેલું છે, તેનું સ્વરૂપ છે: 4s 2 3d 10 .
   • મહેરબાની કરીને નોંધ કરો કે જો તમે ઉમદા ગેસનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન લખી રહ્યાં છો, તો આર્ગોન કહો, તમે તેને લખી શકતા નથી! આ તત્વની આગળના ઉમદા ગેસ માટે સંક્ષેપનો ઉપયોગ કરવો જોઈએ; આર્ગોન માટે તે નિયોન () હશે.

   સામયિક કોષ્ટક ADOMAH નો ઉપયોગ કરીને

   1. સામયિક કોષ્ટક ADOMAH માં માસ્ટર.ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન રેકોર્ડ કરવાની આ પદ્ધતિને યાદ રાખવાની જરૂર નથી, પરંતુ સંશોધિત સામયિક કોષ્ટકની જરૂર છે, કારણ કે પરંપરાગત સામયિક કોષ્ટકમાં, ચોથા સમયગાળાથી શરૂ થતાં, પીરિયડ નંબર ઇલેક્ટ્રોન શેલને અનુરૂપ નથી. સામયિક કોષ્ટક ADOMAH શોધો - વૈજ્ઞાનિક વેલેરી ઝિમરમેન દ્વારા વિકસિત એક વિશિષ્ટ પ્રકારનું સામયિક કોષ્ટક. ટૂંકી ઈન્ટરનેટ શોધ વડે શોધવું સરળ છે.

      • ADOMAH સામયિક કોષ્ટકમાં, આડી પંક્તિઓ તત્વોના જૂથોને રજૂ કરે છે જેમ કે હેલોજન, ઉમદા વાયુઓ, આલ્કલી ધાતુઓ, આલ્કલાઇન પૃથ્વી ધાતુઓ, વગેરે. વર્ટિકલ કૉલમ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોને અનુરૂપ છે, અને કહેવાતા "કાસ્કેડ્સ" (કર્ણ રેખાઓ જોડતી બ્લોક્સ s,p,dઅને f) સમયગાળાને અનુરૂપ.
      • હિલિયમને હાઇડ્રોજન તરફ ખસેડવામાં આવે છે કારણ કે આ બંને તત્વો 1s ભ્રમણકક્ષા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. પીરિયડ બ્લોક્સ (s,p,d અને f) જમણી બાજુએ બતાવવામાં આવે છે, અને સ્તર નંબરો તળિયે આપવામાં આવે છે. તત્વો 1 થી 120 નંબરના બોક્સમાં રજૂ થાય છે. આ સંખ્યાઓ સામાન્ય અણુ સંખ્યાઓ છે જે રજૂ કરે છે કુલતટસ્થ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન.

   2. ADOMAH કોષ્ટકમાં તમારો અણુ શોધો.કોઈ તત્વનું ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન લખવા માટે, સામયિક કોષ્ટક ADOMAH પર તેના પ્રતીકને જુઓ અને ઉચ્ચ અણુ ક્રમાંકવાળા તમામ તત્વોને પાર કરો. ઉદાહરણ તરીકે, જો તમારે એર્બિયમ (68) નું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન લખવાની જરૂર હોય, તો 69 થી 120 સુધીના તમામ ઘટકોને ક્રોસ આઉટ કરો.

      • કોષ્ટકના તળિયે 1 થી 8 નંબરો નોંધો. આ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સંખ્યા અથવા કૉલમની સંખ્યા છે. કૉલમ્સને અવગણો જેમાં ફક્ત ક્રોસ આઉટ આઇટમ્સ હોય. એર્બિયમ માટે, 1,2,3,4,5 અને 6 નંબરની કૉલમ બાકી છે.

   3. તમારા તત્વ સુધીના ઓર્બિટલ સબલેવલની ગણતરી કરો.કોષ્ટકની જમણી બાજુએ બતાવેલ બ્લોક ચિહ્નો (s, p, d, અને f) અને આધાર પર દર્શાવેલ કૉલમ નંબરોને જોઈને, બ્લોક્સ વચ્ચેની ત્રાંસી રેખાઓને અવગણો અને કૉલમને કૉલમ બ્લોક્સમાં તોડો, તેમને ક્રમમાં સૂચિબદ્ધ કરો. નીચેથી ઉપર સુધી. ફરીથી, એવા બ્લોક્સને અવગણો કે જેમાં તમામ તત્વો ઓળંગી ગયા છે. કૉલમ નંબરથી શરૂ થતા કૉલમ બ્લૉક્સ લખો અને પછી બ્લૉક પ્રતીક લખો: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (એર્બિયમ માટે).

      • મહેરબાની કરીને નોંધ કરો: Er નું ઉપરોક્ત ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન ઇલેક્ટ્રોન સબલેવલ નંબરના ચડતા ક્રમમાં લખાયેલું છે. તે ઓર્બિટલ્સ ભરવાના ક્રમમાં પણ લખી શકાય છે. આ કરવા માટે, જ્યારે તમે કૉલમ બ્લોક્સ લખો છો, ત્યારે કૉલમને બદલે નીચેથી ઉપર સુધી કાસ્કેડને અનુસરો: 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.

   4. દરેક ઇલેક્ટ્રોન સબલેવલ માટે ઇલેક્ટ્રોનની ગણતરી કરો.દરેક કોલમ બ્લોકમાં એવા તત્વોની ગણતરી કરો કે જેઓ ક્રોસ આઉટ થયા નથી, દરેક ઘટકમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોન જોડીને, અને દરેક કૉલમ બ્લોક માટે બ્લોક પ્રતીકની બાજુમાં તેમની સંખ્યા આ રીતે લખો: 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 . અમારા ઉદાહરણમાં, આ એર્બિયમનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન છે.

   5. ખોટી ઈલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીઓથી વાકેફ રહો.અઢાર લાક્ષણિક અપવાદો છે જે સૌથી નીચી ઉર્જા અવસ્થામાં અણુઓના ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાઓ સાથે સંબંધિત છે, જેને ગ્રાઉન્ડ એનર્જી સ્ટેટ પણ કહેવાય છે. તેઓ પાલન કરતા નથી સામાન્ય નિયમમાત્ર છેલ્લી બે કે ત્રણ પોઝિશનમાં ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા કબજો લેવામાં આવે છે. આ કિસ્સામાં, વાસ્તવિક ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન ધારે છે કે ઇલેક્ટ્રોન અણુના પ્રમાણભૂત રૂપરેખાંકનની તુલનામાં ઓછી ઊર્જા સાથેની સ્થિતિમાં છે. અપવાદ અણુઓમાં શામેલ છે:

      • ક્ર(..., 3d5, 4s1); કુ(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); મો(..., 4d5, 5s1); રૂ(..., 4d7, 5s1); આરએચ(..., 4d8, 5s1); પીડી(..., 4d10, 5s0); એજી(..., 4d10, 5s1); લા(..., 5d1, 6s2); સી.ઈ(..., 4f1, 5d1, 6s2); જીડી(..., 4f7, 5d1, 6s2); એયુ(..., 5d10, 6s1); એસી(..., 6d1, 7s2); ગુ(..., 6d2, 7s2); પા(..., 5f2, 6d1, 7s2); યુ(..., 5f3, 6d1, 7s2); એનપી(..., 5f4, 6d1, 7s2) અને સેમી(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • જ્યારે અણુ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન સ્વરૂપમાં લખાયેલ હોય ત્યારે તેનો અણુ નંબર શોધવા માટે, ફક્ત અક્ષરો (s, p, d, અને f) ને અનુસરતી તમામ સંખ્યાઓ ઉમેરો. આ ફક્ત તટસ્થ અણુઓ માટે જ કામ કરે છે, જો તમે આયન સાથે કામ કરી રહ્યાં હોવ તો તે કામ કરશે નહીં - તમારે વધારાના અથવા ખોવાયેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા ઉમેરવા અથવા બાદ કરવી પડશે.
   • અક્ષર નીચેના નંબર સુપરસ્ક્રિપ્ટ છે, પરીક્ષણમાં ભૂલ કરશો નહીં.
   • ત્યાં કોઈ "અર્ધ-પૂર્ણ" સબલેવલ સ્થિરતા નથી. આ એક સરળીકરણ છે. કોઈપણ સ્થિરતા કે જે "અર્ધ-ભરેલા" સબલેવલને આભારી છે તે એ હકીકતને કારણે છે કે દરેક ભ્રમણકક્ષા એક ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા કબજે કરવામાં આવે છે, આમ ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચેના વિસર્જનને ઘટાડે છે.
   • દરેક અણુ સ્થિર સ્થિતિ તરફ વલણ ધરાવે છે, અને સૌથી વધુ સ્થિર રૂપરેખાંકનોમાં s અને p સબલેવલ ભરેલા હોય છે (s2 અને p6). ઉમદા વાયુઓ આ રૂપરેખાંકન ધરાવે છે, તેથી તેઓ ભાગ્યે જ પ્રતિક્રિયા આપે છે અને સામયિક કોષ્ટકમાં જમણી બાજુએ સ્થિત છે. તેથી, જો રૂપરેખાંકન 3p 4 માં સમાપ્ત થાય છે, તો તેને સ્થિર સ્થિતિમાં પહોંચવા માટે બે ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર છે (એસ-સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોન સહિત છને ગુમાવવા માટે, વધુ ઊર્જાની જરૂર છે, તેથી ચાર ગુમાવવાનું સરળ છે). અને જો રૂપરેખાંકન 4d 3 માં સમાપ્ત થાય છે, તો પછી સ્થિર સ્થિતિ પ્રાપ્ત કરવા માટે તેને ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવવાની જરૂર છે. વધુમાં, અડધા ભરેલા સબલેવલ (s1, p3, d5..) કરતાં વધુ સ્થિર છે, ઉદાહરણ તરીકે, p4 અથવા p2; જો કે, s2 અને p6 વધુ સ્થિર હશે.
   • જ્યારે તમે આયન સાથે વ્યવહાર કરો છો, ત્યારે તેનો અર્થ એ છે કે પ્રોટોનની સંખ્યા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી નથી. આ કિસ્સામાં અણુનો ચાર્જ રાસાયણિક પ્રતીકની ઉપર જમણી બાજુએ (સામાન્ય રીતે) દર્શાવવામાં આવશે. તેથી, ચાર્જ +2 સાથેના એન્ટિમોની અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 છે. નોંધ કરો કે 5p 3 5p 1 માં બદલાઈ ગયું છે. જ્યારે તટસ્થ અણુ રૂપરેખાંકન s અને p સિવાયના સબલેવલમાં સમાપ્ત થાય ત્યારે સાવચેત રહો.જ્યારે તમે ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરો છો, ત્યારે તમે તેને માત્ર વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સ (s અને p ઓર્બિટલ્સ)માંથી લઈ શકો છો. તેથી, જો રૂપરેખાંકન 4s 2 3d 7 સાથે સમાપ્ત થાય છે અને અણુ +2 નો ચાર્જ મેળવે છે, તો રૂપરેખાંકન 4s 0 3d 7 સાથે સમાપ્ત થશે. મહેરબાની કરીને નોંધ કરો કે 3d 7 નથીફેરફારો, ઓર્બિટલમાંથી ઇલેક્ટ્રોન તેના બદલે ખોવાઈ જાય છે.
   • એવી પરિસ્થિતિઓ છે જ્યારે ઇલેક્ટ્રોનને "ઉચ્ચ ઉર્જા સ્તર પર જવા" માટે ફરજ પાડવામાં આવે છે. જ્યારે સબલેવલ અડધા અથવા પૂર્ણ થવામાં એક ઇલેક્ટ્રોન ઓછું હોય, ત્યારે નજીકના s અથવા p સબલેવલમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોન લો અને તેને ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય તેવા સબલેવલ પર ખસેડો.
   • ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન રેકોર્ડ કરવા માટે બે વિકલ્પો છે. તેઓ ઉર્જા સ્તરની સંખ્યાના વધતા ક્રમમાં અથવા ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સ ભરવાના ક્રમમાં લખી શકાય છે, જેમ કે એર્બિયમ માટે ઉપર દર્શાવવામાં આવ્યું હતું.
   • તમે માત્ર વેલેન્સ રૂપરેખાંકન લખીને તત્વનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન પણ લખી શકો છો, જે છેલ્લા s અને p સબલેવલનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે. આમ, એન્ટિમોનીનું વેલેન્સ કન્ફિગરેશન 5s 2 5p 3 હશે.
   • આયનો સમાન નથી. તેમની સાથે તે વધુ મુશ્કેલ છે. તમે ક્યાંથી શરૂઆત કરી છે અને ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા કેટલી છે તેના આધારે બે સ્તરો છોડો અને સમાન પેટર્નને અનુસરો.