वैलेंस इलेक्ट्रॉन क्या हैं और वे परमाणुओं के संबंध व्यवहार से कैसे संबंधित हैं?

सभी परमाणु एक धनावेशित नाभिक से बने होते हैं जो ऋणावेशित इलेक्ट्रॉनों से घिरे होते हैं। सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन - वैलेंस इलेक्ट्रॉन - अन्य परमाणुओं के साथ बातचीत करने में सक्षम होते हैं, और यह इस बात पर निर्भर करता है कि वे कैसे हैं इलेक्ट्रॉन अन्य परमाणुओं के साथ परस्पर क्रिया करते हैं, या तो एक आयनिक या सहसंयोजक बंधन बनता है, और परमाणु एक साथ मिलकर a. बनाते हैं अणु

प्रत्येक तत्व एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉनों से घिरा होता है जो इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को आबाद करते हैं। प्रत्येक ऑर्बिटल्स को स्थिर होने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है, और ऑर्बिटल्स को शेल में व्यवस्थित किया जाता है, प्रत्येक क्रमिक शेल पिछले एक की तुलना में उच्च ऊर्जा स्तर का होता है। सबसे कम कोश में केवल एक इलेक्ट्रॉन कक्षीय, 1S होता है, और इस प्रकार, स्थिर होने के लिए केवल दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। दूसरे कोश (और वे सभी जो अनुसरण करते हैं) में चार ऑर्बिटल्स होते हैं - 2S, 2Px, 2Py और 2Pz (प्रत्येक अक्ष के लिए एक P: x, y, z) - और स्थिर होने के लिए आठ इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है।

तत्वों की आवर्त सारणी की पंक्तियों में नीचे जाने पर, 4 इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक नया शेल, दूसरे शेल के समान सेटअप के साथ, प्रत्येक तत्व के चारों ओर मौजूद होता है। उदाहरण के लिए, पहली पंक्ति में हाइड्रोजन में केवल एक कक्षीय (1S) वाला पहला शेल होता है जबकि तीसरी पंक्ति में क्लोरीन होता है पहला शेल (1S ऑर्बिटल), दूसरा शेल (2S, 2Px, 2Py, 2Pz ऑर्बिटल्स) और तीसरा शेल (3S, 3Px, 3Py, 3Px) ऑर्बिटल्स)।

नोट: प्रत्येक एस और पी ऑर्बिटल के सामने की संख्या उस शेल का संकेत है जिसमें वह ऑर्बिटल रहता है, मात्रा का नहीं।

किसी भी तत्व के बाहरी कोश में मौजूद इलेक्ट्रॉन उसके संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं। चूँकि सभी तत्व एक पूर्ण बाहरी कोश (आठ इलेक्ट्रॉन) रखना चाहते हैं, ये वे इलेक्ट्रॉन हैं जो इसे अणु बनाने के लिए या तो अन्य तत्वों के साथ साझा करने के लिए या पूरी तरह से एक बनने के लिए तैयार है आयन जब तत्व इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं, तो एक मजबूत सहसंयोजक बंधन बनता है। जब कोई तत्व एक बाहरी इलेक्ट्रॉन देता है, तो इसका परिणाम विपरीत रूप से आवेशित आयनों में होता है जो एक कमजोर आयनिक बंधन द्वारा एक साथ होते हैं।

सभी तत्व संतुलित चार्ज से शुरू होते हैं। यही है, सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए प्रोटॉन की संख्या नकारात्मक चार्ज किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है, जिसके परिणामस्वरूप एक समग्र तटस्थ चार्ज होता है। हालांकि, कभी-कभी एक इलेक्ट्रॉन खोल में केवल एक इलेक्ट्रॉन वाला तत्व उस इलेक्ट्रॉन को दूसरे तत्व को छोड़ देता है जिसे केवल एक इलेक्ट्रॉन को एक खोल को पूरा करने की आवश्यकता होती है।

जब ऐसा होता है, तो मूल तत्व एक पूर्ण कोश में गिर जाता है और दूसरा इलेक्ट्रॉन अपने ऊपरी कोश को पूरा करता है; दोनों तत्व अब स्थिर हैं। हालाँकि, क्योंकि प्रत्येक तत्व में इलेक्ट्रॉनों और प्रोटॉन की संख्या अब समान नहीं है, वह तत्व जो प्राप्त इलेक्ट्रॉन का अब शुद्ध ऋणात्मक आवेश है और जिस तत्व ने इलेक्ट्रॉन को छोड़ दिया है उसका शुद्ध धनात्मक है चार्ज। विरोधी आवेश एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण का कारण बनते हैं जो आयनों को एक साथ कसकर एक क्रिस्टल गठन में खींचता है। इसे आयनिक बंधन कहते हैं।

इसका एक उदाहरण है जब एक सोडियम परमाणु क्लोरीन परमाणु के अंतिम कोश को भरने के लिए अपना केवल 3S इलेक्ट्रॉन देता है, जिसे स्थिर होने के लिए केवल एक और इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है। यह आयन Na- और Cl+ बनाता है, जो NaCl, या सामान्य टेबल सॉल्ट बनाने के लिए एक साथ बंधते हैं।

इलेक्ट्रॉनों को देने या प्राप्त करने के बजाय, दो (या अधिक) परमाणु अपने बाहरी कोशों को भरने के लिए इलेक्ट्रॉन जोड़े साझा कर सकते हैं। यह एक सहसंयोजक बंधन बनाता है, और परमाणु एक साथ एक अणु में जुड़ जाते हैं।

इसका एक उदाहरण है जब दो ऑक्सीजन परमाणु (छह वैलेंस इलेक्ट्रॉन) कार्बन (चार वैलेंस इलेक्ट्रॉन) का सामना करते हैं। चूँकि प्रत्येक परमाणु अपने बाहरी कोश में आठ इलेक्ट्रॉन रखना चाहता है, कार्बन परमाणु अपने दो वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु, अपने कोशों को पूरा करते हुए, जबकि प्रत्येक ऑक्सीजन परमाणु कार्बन परमाणु के साथ दो इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है ताकि वह अपना पूरा कर सके खोल परिणामी अणु कार्बन डाइऑक्साइड, या CO2 है।