कक्षीय आरेख कैसे करें

इलेक्ट्रॉन कक्षीय आरेख और लिखित विन्यास आपको बताते हैं कि किसी परमाणु के लिए कौन से कक्षक भरे हुए हैं और कौन से आंशिक रूप से भरे हुए हैं। वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या उनके रासायनिक गुणों पर प्रभाव डालती है, और विशिष्ट क्रम और भौतिकी में कक्षकों के गुण महत्वपूर्ण हैं, इसलिए कई छात्रों को इसके साथ पकड़ना पड़ता है मूल बातें। अच्छी खबर यह है कि ऑर्बिटल डायग्राम, इलेक्ट्रान कॉन्फिगरेशन (शॉर्टहैंड और फुल फॉर्म दोनों में) और इलेक्ट्रान के लिए डॉट डायग्राम एक बार कुछ बेसिक्स समझ लेने के बाद समझने में आसान होते हैं।

टीएल; डीआर (बहुत लंबा; पढ़ा नहीं)

इलेक्ट्रॉन विन्यास का प्रारूप है: 1s² 2s² २पी⁶. पहली संख्या प्रमुख क्वांटम संख्या (एन) है और अक्षर एल के मूल्य का प्रतिनिधित्व करता है (कोणीय गति क्वांटम संख्या; 1 = s, 2 = p, 3 = d और 4 = f) कक्षीय के लिए, और सुपरस्क्रिप्ट संख्या आपको बताती है कि उस कक्षीय में कितने इलेक्ट्रॉन हैं। कक्षीय आरेख एक ही मूल प्रारूप का उपयोग करते हैं, लेकिन इलेक्ट्रॉनों के लिए संख्याओं के बजाय, वे और तीरों का उपयोग करते हैं, साथ ही साथ प्रत्येक कक्षीय को अपनी रेखा भी देते हैं, ताकि इलेक्ट्रॉनों के स्पिन का भी प्रतिनिधित्व किया जा सके।

इलेक्ट्रॉन विन्यास एक संकेतन के माध्यम से व्यक्त किया जाता है जो इस तरह दिखता है: 1s² 2s² २पी¹. यह कैसे काम करता है यह समझने के लिए इस संकेतन के तीन मुख्य भागों को जानें। पहली संख्या आपको "ऊर्जा स्तर" या प्रमुख क्वांटम संख्या (एन) बताती है। दूसरा अक्षर आपको (l), कोणीय संवेग क्वांटम संख्या का मान बताता है। l = 1 के लिए, अक्षर s है, l = 2 के लिए p, l = 3 के लिए d, l = 4 के लिए यह f है और उच्च संख्याओं के लिए यह इस बिंदु से वर्णानुक्रम में बढ़ता है। याद रखें कि s ऑर्बिटल्स में अधिकतम दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, p ऑर्बिटल्स में अधिकतम छह, d अधिकतम 10 और f अधिकतम 14 होते हैं।

Aufbau सिद्धांत आपको बताता है कि सबसे कम-ऊर्जा वाले ऑर्बिटल्स पहले भरते हैं, लेकिन विशिष्ट क्रम एक तरह से अनुक्रमिक नहीं है जिसे याद रखना आसान है। भरने के क्रम को दर्शाने वाले आरेख के लिए संसाधन देखें। ध्यान दें कि n = 1 स्तर में केवल s कक्षक हैं, n = 2 स्तर में केवल s और p कक्ष हैं, और n = 3 स्तर में केवल s, p और d कक्ष हैं।

इन नियमों के साथ काम करना आसान है, इसलिए स्कैंडियम के विन्यास के लिए संकेतन है:

1s² 2s² २पी⁶ ३एस² ३पी⁶ ४एस² ३डी¹

जिससे पता चलता है कि पूरे n = 1 और n = 2 स्तर भरे हुए हैं, n = 4 स्तर शुरू हो गया है, लेकिन 3d शेल में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है, जबकि इसमें अधिकतम 10 का अधिभोग होता है। यह इलेक्ट्रॉन संयोजकता इलेक्ट्रॉन है।

केवल इलेक्ट्रॉनों की गिनती करके और मिलान करने वाले परमाणु संख्या वाले तत्व को ढूंढकर संकेतन से एक तत्व की पहचान करें।

भारी तत्वों के लिए हर एक कक्षीय को लिखना कठिन है, इसलिए भौतिक विज्ञानी अक्सर शॉर्टहैंड नोटेशन का उपयोग करते हैं। यह एक प्रारंभिक बिंदु के रूप में महान गैसों (आवर्त सारणी के सबसे दाहिने स्तंभ में) का उपयोग करके और उन पर अंतिम कक्षाओं को जोड़कर काम करता है। तो स्कैंडियम में दो अतिरिक्त कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों को छोड़कर, आर्गन के समान विन्यास होता है। इसलिए शॉर्टहैंड फॉर्म है:

[एआर] ४एस² ३डी¹

क्योंकि आर्गन का विन्यास है:

[एआर] = 1s² 2s² २पी⁶ ३एस² ३पी⁶

इसका उपयोग आप हाइड्रोजन और हीलियम के अलावा किसी भी तत्व के साथ कर सकते हैं।

ऑर्बिटल आरेख अभी-अभी शुरू किए गए कॉन्फ़िगरेशन नोटेशन की तरह हैं, सिवाय इलेक्ट्रॉनों के स्पिन के संकेत के। पाउली अपवर्जन सिद्धांत और हुंड के नियम का उपयोग करके यह पता करें कि कोशों को कैसे भरना है। अपवर्जन सिद्धांत बताता है कि कोई भी दो इलेक्ट्रॉन समान चार क्वांटम संख्याओं को साझा नहीं कर सकते हैं, जिसके परिणामस्वरूप मूल रूप से विपरीत स्पिन वाले इलेक्ट्रॉनों वाले राज्यों के जोड़े होते हैं। हंड का नियम बताता है कि सबसे स्थिर विन्यास वह है जिसमें समानांतर स्पिन की उच्चतम संभव संख्या होती है। इसका मतलब यह है कि आंशिक रूप से पूर्ण कोशों के लिए कक्षीय आरेख लिखते समय, किसी भी डाउन-स्पिन इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने से पहले सभी अप-स्पिन इलेक्ट्रॉनों को भरें।

उदाहरण के रूप में आर्गन का उपयोग करके यह उदाहरण दिखाता है कि कक्षीय आरेख कैसे काम करते हैं:

३पी

3s ↓

२पी

2s

1s

इलेक्ट्रॉनों को तीरों द्वारा दर्शाया जाता है, जो उनके स्पिन को भी इंगित करते हैं, और बाईं ओर संकेतन मानक इलेक्ट्रॉन विन्यास संकेतन है। ध्यान दें कि उच्च-ऊर्जा ऑर्बिटल्स आरेख के शीर्ष पर हैं। आंशिक रूप से पूर्ण खोल के लिए, हुंड के नियम के लिए आवश्यक है कि वे इस तरह से भरे हों (उदाहरण के रूप में नाइट्रोजन का उपयोग करके)।

२पी

2s

1s

डॉट आरेख कक्षीय आरेखों से बहुत भिन्न होते हैं, लेकिन वे अभी भी समझने में बहुत आसान हैं। वे केंद्र में तत्व के प्रतीक से मिलकर बने होते हैं, जो बिंदुओं से घिरे होते हैं जो वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या को दर्शाते हैं। उदाहरण के लिए, कार्बन में चार संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं और प्रतीक C होता है, इसलिए इसे इस प्रकार दर्शाया जाता है:

∙

सी

∙

और ऑक्सीजन (O) में छह होते हैं, इसलिए इसे इस प्रकार दर्शाया जाता है:

∙

हे

∙∙

जब इलेक्ट्रॉनों को दो परमाणुओं (सहसंयोजक बंधन में) के बीच साझा किया जाता है, तो परमाणु उसी तरह आरेख में बिंदु साझा करते हैं। यह रासायनिक बंधन को समझने के लिए दृष्टिकोण को बहुत उपयोगी बनाता है।