ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન

ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન અણુ અથવા આયનના તમામ ઇલેક્ટ્રોનને તેમના ભ્રમણકક્ષા અથવા ઊર્જા સબલેવલમાં સ્થિત કરીને લખવામાં આવે છે.

યાદ કરો કે ત્યાં 7 ઉર્જા સ્તરો છે: 1, 2, 3, 4, 5, 6 અને 7. અને તેમાંના દરેકમાં, બદલામાં, s, p, d અને f તરીકે ઓળખાતા 4 ઊર્જા પેટા સ્તરો છે.

આમ, સ્તર 1 માત્ર સબલેવલ s ધરાવે છે; સ્તર 2 માં syp સબલેવલ છે; સ્તર 3 પેટા-સ્તરો s, p અને d સમાવે છે; અને સ્તર 4 થી 7 માં સબલેવલ s, p, d અને f હોય છે.

ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન

આ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન તત્વોમાંથી જે રીતે ઇલેક્ટ્રોનને વિવિધ ઉર્જા સ્તરોમાં ઓર્ડર કરવામાં આવે છે તે સૂચવે છે, જેને ભ્રમણકક્ષા કહેવામાં આવે છે, અથવા સરળ રીતે, તે તે રીતે શરૂ કરે છે કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન તેમના અણુના ન્યુક્લિયસની આસપાસ વિતરિત થાય છે.

વિવિધ ઉર્જા સ્તરોમાં ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણની ગણતરી કરવા માટે, ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન ક્વોન્ટમ નંબરોને સંદર્ભ તરીકે લે છે અથવા ફક્ત વિતરણ માટે તેનો ઉપયોગ કરે છે. આ સંખ્યાઓ આપણને ઇલેક્ટ્રોન અથવા સિંગલ ઇલેક્ટ્રોનના ઉર્જા સ્તરોનું વર્ણન કરવાની મંજૂરી આપે છે, તેઓ અવકાશમાં ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણમાં જે ભ્રમણકક્ષાના આકારને જુએ છે તેનું પણ વર્ણન કરે છે.

તત્વ રૂપરેખાંકન કોષ્ટક

સૌથી વધુ સલાહ લેવાયેલ તત્વો!

ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન, પણ કહેવાય છે ઇલેક્ટ્રોન વિતરણ Is સામયિક ગોઠવણઇલેક્ટ્રોન ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સના મોડલને અનુસરીને અણુની અંદર પોતાની જાતને વ્યવસ્થિત કરવા, પોતાની જાતને વ્યવસ્થિત કરવા અને વાતચીત કરવા માટેનું સંચાલન કરવાની રીત બની જાય છે, જ્યાં સિસ્ટમના તમામ તરંગ કાર્યો અણુના રૂપમાં વ્યક્ત થાય છે.

ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન માટે આભાર, અણુઓના રાસાયણિક બિંદુથી સંયોજનના ગુણધર્મો સ્થાપિત કરવાનું શક્ય છે, આનો આભાર, તે એ છે કે સામયિક કોષ્ટકમાં તેને અનુરૂપ સ્થાન જાણીતું છે. આ રૂપરેખાંકન વિવિધ ઉર્જા સ્તરોમાં એટલે કે ભ્રમણકક્ષામાં દરેક ઈલેક્ટ્રોનનો ક્રમ સૂચવે છે અથવા ફક્ત અણુના ન્યુક્લિયસની આસપાસ તેમનું વિતરણ દર્શાવે છે.

ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન શા માટે મહત્વપૂર્ણ છે?

પોતે જ, ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન પરમાણુ પરબિડીયુંમાં દરેક ઇલેક્ટ્રોન કબજે કરે છે તે સ્થિતિ બતાવવા માટે આવે છે, આમ તે કયા ઊર્જા સ્તરમાં છે અને ભ્રમણકક્ષાના પ્રકારને ઓળખે છે. આ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન તે તમે અભ્યાસ કરવા માંગો છો તે રાસાયણિક તત્વ પ્રકાર પર આધાર રાખે છે.

ન્યુક્લિયસથી ઇલેક્ટ્રોન જેટલું દૂર છે, આ ઊર્જા સ્તર જેટલું ઊંચું હશે. જ્યારે ઈલેક્ટ્રોન સમાન ઉર્જા સ્તરમાં હોય છે, ત્યારે આ સ્તર ઉર્જા ભ્રમણકક્ષાનું નામ લે છે. તમે આ શૈક્ષણિક ટેક્સ્ટની ઉપર દેખાતા કોષ્ટકનો ઉપયોગ કરીને તમામ ઘટકોની ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણી ચકાસી શકો છો.

તત્વોનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન સામયિક કોષ્ટક દ્વારા મેળવવામાં આવતા તત્વના અણુ નંબરનો પણ ઉપયોગ કરે છે. આ મૂલ્યવાન વિષયનો વિગતવાર અભ્યાસ કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોન શું છે તે જાણવું જરૂરી છે.

આ ઓળખ ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓને આભારી છે જે દરેક ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે, એટલે કે:

• ચુંબકીય ક્વોન્ટમ નંબર: ભ્રમણકક્ષાનું ઓરિએન્ટેશન બતાવે છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન સ્થિત છે.
• મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર: તે ઊર્જા સ્તર છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન સ્થિત છે.
• સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબર: ઇલેક્ટ્રોનના સ્પિનનો સંદર્ભ આપે છે.
• અઝીમુથલ અથવા સેકન્ડરી ક્વોન્ટમ નંબર: તે ભ્રમણકક્ષા છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન સ્થિત છે.

ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણીના ઉદ્દેશ્યો.

ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનનો મુખ્ય હેતુ અણુઓના ક્રમ અને ઊર્જા વિતરણને સ્પષ્ટ કરવાનો છે, ખાસ કરીને દરેક ઊર્જા સ્તર અને સબલેવલનું વિતરણ.

ઇલેક્ટ્રોન કન્ફિગરેશનના પ્રકાર.

• ડિફaultલ્ટ રૂપરેખાંકન.  આ ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન કર્ણના કોષ્ટકને આભારી છે, અહીં ભ્રમણકક્ષાઓ જેમ દેખાય છે તેમ ભરાય છે અને હંમેશા 1 થી શરૂ થતા કોષ્ટકના કર્ણને અનુસરે છે.
• વિસ્તૃત રૂપરેખાંકન. આ રૂપરેખાંકન માટે આભાર, અણુના દરેક ઇલેક્ટ્રોન દરેકના સ્પિનને રજૂ કરવા માટે તીરનો ઉપયોગ કરીને રજૂ કરવામાં આવે છે. આ કિસ્સામાં, હંડના મહત્તમ ગુણાંકના નિયમ અને પાઉલીના બાકાત સિદ્ધાંતને ધ્યાનમાં લઈને ભરણ કરવામાં આવે છે.
• કન્ડેન્સ્ડ રૂપરેખાંકન. પ્રમાણભૂત રૂપરેખાંકનમાં સંપૂર્ણ બનેલા તમામ સ્તરો ઉમદા ગેસ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે, જ્યાં ગેસની અણુ સંખ્યા અને અંતિમ સ્તરને ભરેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વચ્ચે પત્રવ્યવહાર હોય છે. આ ઉમદા વાયુઓ છે: He, Ar, Ne, Kr, Rn અને Xe.
• અર્ધ-વિસ્તૃત ગોઠવણી. તે વિસ્તૃત રૂપરેખાંકન અને કન્ડેન્સ્ડ રૂપરેખાંકન વચ્ચેનું મિશ્રણ છે. તેમાં, છેલ્લા ઉર્જા સ્તરના માત્ર ઇલેક્ટ્રોન રજૂ થાય છે.

અણુનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન લખવા માટેના મુખ્ય મુદ્દાઓ.

• તમારે અણુમાં જેટલા ઈલેક્ટ્રોન છે તેની સંખ્યા જાણવી જોઈએ, તેના માટે તમારે ફક્ત તેની અણુ સંખ્યા જાણવી પડશે કારણ કે આ ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જેટલી છે.
• દરેક ઊર્જા સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોન મૂકો, સૌથી નજીકથી શરૂ કરીને.
• દરેક સ્તરની મહત્તમ ક્ષમતાનો આદર કરો.

તત્વનું ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન મેળવવાનાં પગલાં

જાણવા માટેની પ્રથમ વસ્તુ એ તત્વની અણુ સંખ્યા છે જેનો અભ્યાસ કરવામાં આવે છે, જે મોટા અક્ષર Z દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે. આ સંખ્યા સામયિક કોષ્ટકમાં મળી શકે છે, જે કથિત તત્વના પ્રત્યેક અણુમાં રહેલા પ્રોટોનની કુલ સંખ્યાને અનુરૂપ છે. .

આ કિસ્સામાં, સામયિક કોષ્ટકમાં અણુ નંબર હંમેશા ઉપરના જમણા બૉક્સમાં સૂચવવામાં આવે છે, ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજનના કિસ્સામાં, તે નંબર 1 હશે જે આ બૉક્સના ઉપરના ભાગમાં જોવા મળે છે, જ્યારે તેનું અણુ વજન અથવા masico નંબર, તે એક છે જે ઉપરના ભાગમાં પરંતુ ડાબી બાજુએ બંધ છે.

આ અણુ ક્રમાંકનો ઉપયોગ તેના રૂપરેખાંકનને પરિમાણ સંખ્યાના ઉપયોગ અને ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનના સંબંધિત વિતરણ દ્વારા નક્કી કરવા માટેનું કારણ બને છે.

અહીં એલિમેન્ટ કન્ફિગરેશનના કેટલાક ઉદાહરણો છે.

• હાઇડ્રોજન, તેનો અણુ નંબર 1 છે, એટલે કે Z=1, તેથી, Z=1:1s^a .
• પોટેશિયમ, તેનો અણુ નંબર 19 છે, તેથી Z=19: 1s^{તેમને}2s^{તેમને}2P⁶3s^{તેમને}3p⁶4s^{તેમને}3d^દસ4p^a.

ઇલેક્ટ્રોન પ્રસાર.

તે અણુના ઓર્બિટલ્સ અને પેટા-સ્તરોમાં દરેક ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણને અનુરૂપ છે. અહીં આ તત્વોનું ઇલેક્ટ્રોન કન્ફિગરેશન મોલર ડાયાગ્રામ દ્વારા સંચાલિત થાય છે.

દરેક તત્વના ઇલેક્ટ્રોન વિતરણને નિર્ધારિત કરવા માટે, ઉપરથી નીચે અને જમણેથી ડાબે શરૂ કરીને માત્ર સંકેતો જ ત્રાંસા રીતે લખવા જોઈએ.

ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન અનુસાર તત્વોનું વર્ગીકરણ.

બધા રાસાયણિક તત્વોને ચાર જૂથોમાં વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે, તે છે:

• ઉમદા વાયુઓ. તેઓએ તેમની ઈલેક્ટ્રોન ભ્રમણકક્ષા આઠ ઈલેક્ટ્રોન સાથે પૂર્ણ કરી, He ગણ્યા વગર, જેમાં બે ઈલેક્ટ્રોન છે.
• સંક્રમણ તત્વો. તેમની છેલ્લી બે ભ્રમણકક્ષાઓ અધૂરી છે.
• આંતરિક સંક્રમણ તત્વો. આ તેમની છેલ્લી ત્રણ ભ્રમણકક્ષાઓ અધૂરી છે.
• પ્રતિનિધિ તત્વ. આ એક અપૂર્ણ બાહ્ય ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે.

તત્વો અને સંયોજનો સાથે કામ કરવું

તત્વોના ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન માટે આભાર, અણુઓ તેમની ભ્રમણકક્ષામાં કેટલા ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે તે જાણવું શક્ય છે, જે આયનીય, સહસંયોજક બોન્ડ બનાવતી વખતે અને વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને જાણતી વખતે ખૂબ જ ઉપયોગી બને છે, આ છેલ્લું ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યાને અનુરૂપ છે. ચોક્કસ તત્વનો અણુ તેની છેલ્લી ભ્રમણકક્ષા અથવા શેલમાં હોય છે.

તત્વોની ડેન્સિટી

તમામ દ્રવ્યમાં દળ અને વોલ્યુમ હોય છે. જો કે વિવિધ પદાર્થોનો સમૂહ અલગ અલગ વોલ્યુમ ધરાવે છે.