परमाणुओं और आयनों के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र। होमोन्यूक्लियर डायटोमिक अणुओं और आयनों की इलेक्ट्रॉनिक संरचना आवधिक प्रणाली का उपयोग करके इलेक्ट्रॉनों का वितरण D

इलेक्ट्रोनिक विन्यासएक परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स का एक संख्यात्मक प्रतिनिधित्व है। इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स परमाणु नाभिक के चारों ओर स्थित विभिन्न आकृतियों के क्षेत्र होते हैं, जिसमें गणितीय रूप से यह संभव है कि एक इलेक्ट्रॉन मिल जाएगा। 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 करने में मदद करता है। इस लेख को पढ़ने के बाद, आप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन को संकलित करने की विधि में महारत हासिल कर लेंगे।

कदम

डी. आई. मेंडेलीफ की आवर्त प्रणाली का उपयोग करके इलेक्ट्रॉनों का वितरण

अपने परमाणु का परमाणु क्रमांक ज्ञात कीजिए।प्रत्येक परमाणु के साथ एक निश्चित संख्या में इलेक्ट्रॉन जुड़े होते हैं। आवर्त सारणी में अपने परमाणु के लिए प्रतीक खोजें। परमाणु संख्या 1 (हाइड्रोजन के लिए) से शुरू होने वाला एक सकारात्मक पूर्णांक 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। हालांकि, आवेशित परमाणुओं में उनके आवेश के परिमाण 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, एक परमाणु में कुल 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। तो परमाणु में 10 इलेक्ट्रॉन होंगे।

1. ऑर्बिटल्स की मूल सूची याद रखें।जैसे-जैसे परमाणु में 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 उपस्तर हैं:

   इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन रिकॉर्ड को समझें।प्रत्येक कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को स्पष्ट रूप से प्रतिबिंबित करने के लिए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास नीचे लिखे गए हैं। ऑर्बिटल्स क्रमिक रूप से लिखे जाते हैं, प्रत्येक ऑर्बिटल में परमाणुओं की संख्या को ऑर्बिटल नाम के दाईं ओर सुपरस्क्रिप्ट के रूप में लिखा जाता है। पूर्ण किए गए इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में सबलेवल पदनामों और सुपरस्क्रिप्ट के अनुक्रम का रूप है।

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

2. ऑर्बिटल्स का क्रम याद रखें।ध्यान रखें कि इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉन शेल नंबर के आरोही क्रम में क्रमांकित किया जाता है, लेकिन आरोही ऊर्जा क्रम में व्यवस्थित किया जाता है। उदाहरण के लिए, एक भरे हुए 4s 2 कक्षक में आंशिक रूप से भरे हुए या भरे हुए 3d 10 की तुलना में कम ऊर्जा (या कम गतिशीलता) होती है, इसलिए 4s कक्षक को पहले लिखा 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: 10 7p 6
   • ध्यान दें कि उपरोक्त संकेतन, जब सभी कक्षाएँ भर जाती 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 को देखकर शुरू करना चाहिए। इसका परमाणु क्रमांक 20 है, अतः हम 20 इलेक्ट्रॉनों वाले एक परमाणु का विन्यास उपरोक्त क्रम के अनुसार लिखेंगे।

   • उपरोक्त क्रम में कक्षकों को तब तक भरें जब तक आप बीसवें इलेक्ट्रॉन तक नहीं पहुँच जाते। पहले 1s ऑर्बिटल में दो इलेक्ट्रॉन होंगे, 2s ऑर्बिटल में भी दो होंगे, 2p ऑर्बिटल में छह, 3s ऑर्बिटल में दो, 3p ऑर्बिटल में 6 और 4s ऑर्बिटल में 2 (2 + 2 +) होंगे। 6 +2 +6 + 2 = 20।) दूसरे शब्दों में, कैल्शियम के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का रूप 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 तब 3डी चौथे ऊर्जा स्तर के बाद, आप पांचवें स्तर पर चले जाते हैं, जहां वही क्रम दोहराया जाता है। यह तीसरे ऊर्जा स्तर के बाद ही होता है।

4. आवर्त सारणी का उपयोग दृश्य संकेत के रूप में 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। नीचे देखें:

   • विशेष रूप से, दो सबसे बाएं स्तंभों में परमाणु होते हैं जिनके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास s ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, तालिका के दाहिने ब्लॉक में परमाणु होते हैं जिनके कॉन्फ़िगरेशन p ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं, और परमाणुओं के निचले भाग में f ऑर्बिटल्स में समाप्त होते हैं।
   • उदाहरण के लिए, जब आप क्लोरीन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखते हैं, तो इस तरह सोचें: "यह परमाणु आवर्त सारणी की तीसरी पंक्ति (या "अवधि") में स्थित है। यह कक्षीय ब्लॉक p के पांचवें समूह में भी स्थित है। आवर्त सारणी का। इसलिए, इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समाप्त हो जाएगा। ..3p 5
   • ध्यान दें कि तालिका के d और f कक्षीय क्षेत्रों के तत्वों में ऊर्जा स्तर होते हैं जो उस अवधि के अनुरूप नहीं होते हैं जिसमें वे स्थित होते 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 काल में स्थित है।

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

   • इस अवधारणा को समझने के लिए, एक उदाहरण विन्यास लिखना सहायक होगा। आइए नोबल गैस संक्षिप्त नाम का उपयोग करके जिंक (परमाणु संख्या 30) का विन्यास लिखें। जिंक 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। वर्गाकार कोष्ठकों (।)
   • 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 नहीं लिख सकते हैं! इस तत्व के आगे नोबल गैस के संक्षिप्त नाम का प्रयोग करना चाहिए; आर्गन के लिए यह नियॉन () होगा।

   ADOMAH आवर्त सारणी का उपयोग करना

   1. ADOMAH आवर्त सारणी में महारत हासिल करें।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, एक विशेष प्रकार की आवर्त सारणी जिसे वैज्ञानिक वालेरी ज़िम्मरमैन द्वारा डिज़ाइन किया गया है। एक छोटी इंटरनेट खोज के साथ इसे खोजना आसान है।

      • ADOMAH 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 की विशेषता 1s कक्षीय है। अवधि ब्लॉक (एस, पी, डी और एफ) को दाईं ओर दिखाया गया है और स्तर संख्या नीचे दी गई है। तत्वों को 1 से 120 तक के बक्सों में दर्शाया 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 लिखने के लिए, ADOMAH आवर्त सारणी 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 69 से 120 तक के सभी तत्वों को काट दें।

      • तालिका के आधार पर 1 से 8 तक की संख्याओं पर ध्यान दें। ये इलेक्ट्रॉनिक स्तर की संख्याएँ, या स्तंभ संख्याएँ हैं। उन स्तंभों पर ध्यान न दें जिनमें केवल क्रॉस आउट किए गए आइटम हों। एर्बियम के लिए 1,2,3,4,5 और 6 नंबर वाले कॉलम बने रहते हैं।

   3. कक्षीय उपस्तरों को अपने तत्व तक गिनें।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 ब्लॉक-कॉलम में तोड़ दें, उन्हें सूचीबद्ध करें नीचे से ऊपर तक का क्रम। और फिर, उन ब्लॉकों को अनदेखा करें जिनमें सभी तत्वों को पार किया गया है। 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)।

      • कृपया ध्यान दें: उपरोक्त इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन Er को इलेक्ट्रॉनिक सबलेवल नंबर के आरोही क्रम में लिखा गया है। इसे उस क्रम में भी लिखा जा सकता है जिसमें ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं। ऐसा करने के लिए, कॉलम ब्लॉक लिखते समय नीचे से ऊपर तक कैस्केड का पालन करें, कॉलम नहीं: 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 कॉलम ब्लॉक में उन तत्वों की गणना करें जिन्हें प्रत्येक तत्व से एक इलेक्ट्रॉन जोड़कर क्रॉस आउट नहीं किया गया है, और प्रत्येक कॉलम ब्लॉक 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 से अवगत रहें।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 की स्थिति में हैं। अपवाद परमाणुओं में शामिल हैं:

      • करोड़(..., 3डी5, 4एस1); घन(..., 3डी10, 4एस1); नायब(..., 4d4, 5s1); एमओ(..., 4d5, 5s1); आरयू(..., 4d7, 5s1); राहु(..., 4d8, 5s1); पी.डी.(..., 4डी10, 5एस0); 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)।
   • किसी परमाणु को इलेक्ट्रॉनिक रूप में लिखे जाने पर उसका परमाणु क्रमांक 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, नियंत्रण में गलती न करें।
   • "अर्ध-भरे हुए" सबलेवल की स्थिरता मौजूद नहीं है। यह एक सरलीकरण है। कोई भी स्थिरता जो "अर्ध-पूर्ण" उप-स्तरों 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 यह विन्यास होता है, इसलिए वे शायद ही कभी प्रतिक्रिया करते हैं और आवर्त सारणी में दाईं ओर स्थित होते हैं। इसलिए, यदि कोई कॉन्फ़िगरेशन 3p 4 में समाप्त होता है, तो उसे स्थिर अवस्था तक पहुंचने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (छह को खोने में अधिक ऊर्जा लगती है, जिसमें s-स्तर के इलेक्ट्रॉन भी शामिल हैं, इसलिए चार को खोना आसान है)। और यदि विन्यास 4d 3 में समाप्त होता है, तो इसे स्थिर अवस्था तक पहुंचने के लिए तीन इलेक्ट्रॉनों को खोने की आवश्यकता होती है। इसके अलावा, आधे भरे हुए उपस्तर (s1, p3, d5..) उदाहरण के लिए, p4 या p2 की तुलना में अधिक स्थिर होते हैं; हालाँकि, s2 और p6 और भी अधिक स्थिर होंगे।
   • जब आप आयन के साथ काम कर रहे होते हैं, तो इसका मतलब है कि प्रोटॉन की संख्या इलेक्ट्रॉनों की संख्या के समान नहीं होती है। इस मामले में परमाणु का आवेश रासायनिक प्रतीक के शीर्ष दाईं ओर (आमतौर पर) 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 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 उपस्तरों पर समाप्त होता है।जब आप इलेक्ट्रॉन लेते हैं, तो आप उन्हें केवल वैलेंस ऑर्बिटल्स (s और p ऑर्बिटल्स) से ही ले सकते हैं। इसलिए, यदि विन्यास 4s 2 3d 7 के साथ समाप्त होता है और परमाणु +2 आवेश प्राप्त करता है, तो विन्यास 4s 0 3d 7 के साथ समाप्त होगा। कृपया ध्यान दें कि 3डी 7 नहींइसके स्थान पर s-कक्षक के इलेक्ट्रॉन नष्ट हो जाते हैं।
   • ऐसी स्थितियां हैं जब एक इलेक्ट्रॉन को "उच्च ऊर्जा स्तर पर जाने" के लिए मजबूर किया जाता है। जब एक सबलेवल में आधा या पूर्ण होने के लिए एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है, तो निकटतम एस या पी सबलेवल से एक इलेक्ट्रॉन लें और इसे एक इलेक्ट्रॉन की जरूरत वाले सबलेवल पर ले जाएं।
   • इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन लिखने के लिए दो विकल्प हैं। उन्हें ऊर्जा स्तरों की संख्या के आरोही क्रम में या उस क्रम में लिखा जा सकता है जिसमें इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं, जैसा कि एरबियम के लिए ऊपर दिखाया गया था।
   • आप किसी तत्व के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को केवल संयोजकता विन्यास लिखकर भी लिख सकते हैं, जो कि अंतिम s और p उपस्तर है। अत: सुरमा का संयोजकता विन्यास 5s 2 5p 3 होगा।
   • आयन समान नहीं हैं। 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 अधिक है।

H2+ कण निर्माण की प्रक्रिया को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

एच+एच+एच2+.

इस प्रकार, एक इलेक्ट्रॉन बंध आणविक s-कक्षक पर स्थित होता है।

आबंध की बहुलता आबंधन और शिथिलन कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के आधे अंतर के बराबर होती है। अत: H2+ कण में आबंध की बहुलता (1 - 0) के बराबर होती है: 2 = 0.5। वीएस विधि, एमओ विधि के विपरीत, एक इलेक्ट्रॉन द्वारा बंधन गठन की संभावना की व्याख्या नहीं करती है।

हाइड्रोजन अणु में निम्नलिखित इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होता है:

H2 अणु में दो बंधन इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिसका अर्थ है कि अणु में बंधन एकल है।

आणविक आयन H2- का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है:

एच 2- [(एस 1 एस) 2 (एस * 1 एस) 1]।

H2- में बांड की बहुलता (2 - 1): 2 = 0.5 है।

आइए अब हम दूसरे आवर्त के होमोन्यूक्लियर अणुओं और आयनों पर विचार करें।

Li2 अणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है:

2Li(K2s)Li2 ।

Li2 अणु में दो बंधन इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो एक बंधन से मेल खाते हैं।

Be2 अणु के बनने की प्रक्रिया को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

2 Be(K2s2) Be2 ।

Be2 अणु में बंधन और ढीला करने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है, और चूंकि एक ढीला इलेक्ट्रॉन एक बंधन इलेक्ट्रॉन की क्रिया को नष्ट कर देता है, इसलिए Be2 अणु जमीनी अवस्था में नहीं मिला।

एक नाइट्रोजन अणु में, 10 संयोजकता इलेक्ट्रॉन कक्षकों में स्थित होते हैं। N2 अणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना:

चूंकि N2 अणु में आठ बंधन और दो ढीले इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए इस अणु में एक तिहाई बंधन होता है। नाइट्रोजन अणु प्रतिचुंबकीय है क्योंकि इसमें अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं।

O2 अणु के कक्षकों पर, 12 संयोजकता इलेक्ट्रॉन वितरित होते हैं, इसलिए, इस अणु का विन्यास है:

चावल। 9.2. O2 अणु में आणविक कक्षा के गठन की योजना (ऑक्सीजन परमाणुओं के केवल 2p इलेक्ट्रॉनों को दिखाया गया है)

O2 अणु में, हंड के नियम के अनुसार, समानांतर स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉनों को एक ही ऊर्जा के साथ दो कक्षाओं में एक बार में रखा जाता है (चित्र 9.2)। वीएस विधि के अनुसार, ऑक्सीजन अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं और इसमें प्रतिचुंबकीय गुण होने चाहिए, जो प्रयोगात्मक डेटा के साथ असंगत है। आणविक कक्षीय विधि ऑक्सीजन के अनुचुंबकीय गुणों की पुष्टि करती है, जो ऑक्सीजन अणु में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण होती है। ऑक्सीजन अणु में बंधों की बहुलता (8–4):2 = 2 होती है।

आइए हम O2+ और O2- आयनों की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करें। O2+ आयन में, 11 इलेक्ट्रॉनों को इसके कक्षकों में रखा जाता है, इसलिए, आयन का विन्यास इस प्रकार है:

O2+ आयन में बंध की बहुलता (8–3):2 = 2.5 है। O2- आयन में, इसके कक्षकों में 13 इलेक्ट्रॉनों का वितरण होता है। इस आयन की निम्नलिखित संरचना है:

ओ 2-।

O2- आयन में बंधों की बहुलता (8 - 5): 2 = 1.5 है। O2- और O2+ आयन अनुचुंबकीय हैं, क्योंकि उनमें अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं।

F2 अणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का रूप है:

F2 अणु में बंधन बहुलता 1 है, क्योंकि दो बंधन इलेक्ट्रॉनों की अधिकता है। चूँकि अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, यह प्रतिचुम्बकीय है।

N2, O2, F2 श्रृंखला में, अणुओं में ऊर्जा और बंधन लंबाई हैं:

बाध्यकारी इलेक्ट्रॉनों की अधिकता में वृद्धि से बाध्यकारी ऊर्जा (बंध शक्ति) में वृद्धि होती है। N2 से F2 में जाने पर, बॉन्ड की लंबाई बढ़ जाती है, जो बॉन्ड के कमजोर होने के कारण होती है।

O2-, O2, O2+ श्रृंखला में, बंधन बहुलता बढ़ जाती है, बंधन ऊर्जा भी बढ़ जाती है, और बंधन लंबाई घट जाती है।

एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या आवधिक प्रणाली में तत्व की परमाणु संख्या से निर्धारित होती है। एक सोडियम परमाणु (11 इलेक्ट्रॉनों) के लिए एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों को रखने के नियमों का उपयोग करके, हम निम्नलिखित इलेक्ट्रॉनिक सूत्र प्राप्त कर सकते हैं:

11 ना: 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 1

टाइटेनियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र:

22 Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

अगर फुल या हाफ फिलिंग से पहले डी-उपस्तर ( डी 10 या डी 5-कॉन्फ़िगरेशन) एक इलेक्ट्रॉन गायब है, तो " इलेक्ट्रॉन पर्ची " - के लिए जाओ डी- पड़ोसी से एक इलेक्ट्रॉन का उपस्तर एस-उपस्तर। नतीजतन, क्रोमियम परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का रूप 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 है, न कि 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, और तांबे के परमाणु - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 और नहीं 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 ।

ऋणात्मक रूप से आवेशित आयन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या - आयन - आयन के आवेश द्वारा एक तटस्थ परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की संख्या से अधिक होती है: 16 एस 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 इलेक्ट्रॉन)।

धनावेशित आयन के निर्माण के दौरान - एक धनायन - इलेक्ट्रॉन सबसे पहले मुख्य क्वांटम संख्या के एक बड़े मूल्य के साथ सबलेवल छोड़ते हैं: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 इलेक्ट्रॉन )

एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों को दो प्रकारों में विभाजित किया जा सकता है: आंतरिक और बाहरी (वैलेंस)। आंतरिक इलेक्ट्रॉन पूरी तरह से पूर्ण उप-स्तरों पर कब्जा कर लेते हैं, कम ऊर्जा मूल्य रखते हैं और तत्वों के रासायनिक परिवर्तनों में भाग नहीं लेते हैं।

वालेन्स इलेक्ट्रॉनोंअंतिम ऊर्जा स्तर के सभी इलेक्ट्रॉन और अधूरे उपस्तर के इलेक्ट्रॉन हैं।

वैलेंस इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग लेते हैं। अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की एक विशेष गतिविधि होती है। अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या एक रासायनिक तत्व की संयोजकता निर्धारित करती है।

यदि परमाणु के अंतिम ऊर्जा स्तर पर रिक्त कक्षक हों, तो उन पर संयोजकता इलेक्ट्रॉनों का युग्म बनाना संभव है (गठन) उत्साहित राज्य परमाणु)।

उदाहरण के लिए, सल्फर के संयोजकता इलेक्ट्रॉन अंतिम स्तर (3 .) के इलेक्ट्रॉन होते हैं एस 2 3पी 4))। ग्राफिक रूप से, इन ऑर्बिटल्स को इलेक्ट्रॉनों से भरने की योजना इस तरह दिखती है:

जमीनी (अप्रत्याशित) अवस्था में, सल्फर परमाणु में 2 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और संयोजकता II प्रदर्शित कर सकते हैं।

अंतिम (तीसरे) ऊर्जा स्तर पर, सल्फर परमाणु में मुक्त कक्षक (3d उपस्तर) होते हैं। कुछ ऊर्जा के व्यय के साथ, सल्फर के युग्मित इलेक्ट्रॉनों में से एक को एक खाली कक्षीय कक्ष में स्थानांतरित किया जा सकता है, जो परमाणु की पहली उत्तेजित अवस्था से मेल खाती है।

इस स्थिति में, सल्फर परमाणु में चार अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, और इसकी संयोजकता IV है।

सल्फर परमाणु के युग्मित 3s इलेक्ट्रॉनों को भी एक मुक्त 3d कक्षीय में जोड़ा जा सकता है:

इस अवस्था में, सल्फर परमाणु में 6 अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं और VI के बराबर संयोजकता प्रदर्शित करते हैं।

कार्य 1. निम्नलिखित तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखिए: N, सी, एफ ई, केआर, ते, डब्ल्यू।

फेसला। परमाणु कक्षकों की ऊर्जा निम्न क्रम में बढ़ती है:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d।

प्रत्येक एस-शेल (एक कक्षीय) पर दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं, पी-शेल (तीन ऑर्बिटल्स) पर - छह से अधिक नहीं, डी-शेल (पांच ऑर्बिटल्स) पर - 10 से अधिक नहीं और पर एफ-शेल (सात ऑर्बिटल्स) - 14 से अधिक नहीं।

एक परमाणु की जमीनी अवस्था में, इलेक्ट्रॉन सबसे कम ऊर्जा वाले कक्षकों पर कब्जा कर लेते हैं। इलेक्ट्रॉनों की संख्या नाभिक के आवेश (समग्र रूप से परमाणु तटस्थ है) और तत्व की परमाणु संख्या के बराबर होती है। उदाहरण के लिए, एक नाइट्रोजन परमाणु में 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से दो 1s ऑर्बिटल्स में, दो 2s ऑर्बिटल्स में और शेष तीन इलेक्ट्रॉन 2p ऑर्बिटल्स में होते हैं। नाइट्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास:

7 एन: 1एस 2 2एस 2 2पी 3। अन्य तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास:

14 सी: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 एफ ई : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,

36 के आर: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6,

52 वो : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 वो : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4।

टास्क 2. कौन सी अक्रिय गैस और किन तत्वों के आयनों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास कैल्शियम परमाणु से सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को हटाने के परिणामस्वरूप कण के समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है?

फेसला। कैल्शियम परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल की संरचना 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 है। जब दो संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को हटा दिया जाता है, तो 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 विन्यास के साथ एक Ca 2+ आयन बनता है। एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समान होता है एआरऔर आयन एस 2-, सीएल -, के +, एससी 3+, आदि।

टास्क 3. क्या Al 3+ आयन के इलेक्ट्रॉन निम्नलिखित कक्षकों में हो सकते हैं: a) 2p; बी) 1r; ग) 3डी?

फेसला। एल्यूमीनियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1। अल 3+ आयन एक एल्यूमीनियम परमाणु से तीन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को हटाने पर बनता है और इसमें इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन 1s 2 2s 2 2p 6 होता है।

क) इलेक्ट्रॉन पहले से ही 2p कक्षक में हैं;

बी) क्वांटम संख्या एल (एल = 0, 1, ... एन -1) पर लगाए गए प्रतिबंधों के अनुसार, एन = 1 के साथ, केवल मूल्य एल = 0 संभव है, इसलिए, 1 पी कक्षीय मौजूद नहीं है ;

ग) यदि आयन उत्तेजित अवस्था में हो तो इलेक्ट्रॉन 3d कक्षक में हो सकते हैं।

कार्य 4.पहली उत्तेजित अवस्था में नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखिए।

फेसला। जमीनी अवस्था में नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 है। पहली उत्तेजित अवस्था एक इलेक्ट्रॉन के उच्चतम कब्जे वाले कक्षीय (2p) से निम्नतम मुक्त कक्षीय (3s) में संक्रमण द्वारा प्राप्त की जाती है। पहली उत्तेजित अवस्था में नियॉन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 है।

टास्क 5. 12 सी और 13 सी, 14 एन और 15 एन के समस्थानिकों के नाभिक की संरचना क्या है?

फेसला। नाभिक में प्रोटॉन की संख्या तत्व की परमाणु संख्या के बराबर होती है और इस तत्व के सभी समस्थानिकों के लिए समान होती है। न्यूट्रॉन की संख्या द्रव्यमान संख्या के बराबर होती है (तत्व संख्या के ऊपरी बाईं ओर इंगित) प्रोटॉन की संख्या घटाती है। एक ही तत्व के विभिन्न समस्थानिकों में अलग-अलग संख्या में न्यूट्रॉन होते हैं।

इन नाभिकों की संरचना:

12 सी: 6पी + 6एन; 13 सी: 6पी + 7एन; 14 एन : 7पी + 7एन; 15एन: 7पी + 8एन।

एक अप्रकाशित परमाणु में कक्षकों को इस तरह से भरा जाता है कि परमाणु की ऊर्जा न्यूनतम (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत) हो। पहले पहले ऊर्जा स्तर के कक्षक भरे जाते हैं, फिर दूसरे और s-उप-स्तर के कक्षक पहले भरे जाते हैं और उसके बाद ही p-उप-स्तर के कक्षक भरे जाते हैं। 1925 में, स्विस भौतिक विज्ञानी डब्ल्यू. पाउली ने प्राकृतिक विज्ञान के मौलिक क्वांटम-यांत्रिक सिद्धांत (पॉली सिद्धांत, जिसे अपवर्जन सिद्धांत या अपवर्जन सिद्धांत भी कहा जाता है) की स्थापना की। पाउली सिद्धांत के अनुसार:

एक परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं जिनमें सभी चार क्वांटम संख्याओं का एक ही सेट हो।

एक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास एक सूत्र द्वारा व्यक्त किया जाता है जिसमें भरी हुई कक्षाओं को मुख्य क्वांटम संख्या के बराबर संख्या और कक्षीय क्वांटम संख्या के अनुरूप एक अक्षर के संयोजन द्वारा दर्शाया जाता है। सुपरस्क्रिप्ट इन कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करता है।

हाइड्रोजन और हीलियम

हाइड्रोजन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 1 है, और हीलियम का 1s 2 है। एक हाइड्रोजन परमाणु में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है, और एक हीलियम परमाणु में दो युग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। युग्मित इलेक्ट्रॉनों में स्पिन को छोड़कर सभी क्वांटम संख्याओं का मान समान होता है। एक हाइड्रोजन परमाणु अपने इलेक्ट्रॉन को छोड़ सकता है और एक सकारात्मक चार्ज आयन - एच + केशन (प्रोटॉन) में बदल सकता है, जिसमें इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं (इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन 1s 0)। एक हाइड्रोजन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन को संलग्न कर सकता है और 1s 2 के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के साथ एक नकारात्मक चार्ज एच-आयन (हाइड्राइड आयन) में बदल सकता है।

लिथियम

लिथियम परमाणु में तीन इलेक्ट्रॉनों को निम्नानुसार वितरित किया जाता है: 1s 2 1s 1। एक रासायनिक बंधन के निर्माण में, केवल बाहरी ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन, जिन्हें वैलेंस इलेक्ट्रॉन कहा जाता है, भाग लेते हैं। लिथियम परमाणु में, वैलेंस इलेक्ट्रॉन 2s सबलेवल होता है, और 1s सबलेवल के दो इलेक्ट्रॉन आंतरिक इलेक्ट्रॉन होते हैं। लिथियम परमाणु काफी आसानी से अपना वैलेंस इलेक्ट्रॉन खो देता है, ली + आयन में गुजरता है, जिसका विन्यास 1s 2 2s 0 है। ध्यान दें कि हाइड्राइड आयन, हीलियम परमाणु और लिथियम धनायन में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है। ऐसे कणों को आइसोइलेक्ट्रॉनिक कहा जाता है। उनके पास एक समान इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन है, लेकिन एक अलग परमाणु चार्ज है। हीलियम परमाणु बहुत रासायनिक रूप से निष्क्रिय है, जो 1s 2 इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की विशेष स्थिरता से जुड़ा है। वे कक्षक जिनमें इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, रिक्त कक्षक कहलाते हैं। लिथियम परमाणु में, 2p सबलेवल के तीन ऑर्बिटल्स खाली हैं।

फीरोज़ा

बेरिलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 है। जब एक परमाणु उत्तेजित होता है, तो निम्न ऊर्जा उप-स्तर से इलेक्ट्रॉन उच्च ऊर्जा उप-स्तर के रिक्त कक्षकों में चले जाते हैं। बेरिलियम परमाणु की उत्तेजना की प्रक्रिया को निम्नलिखित योजना द्वारा दर्शाया जा सकता है:

1s 2 2s 2 (जमीनी स्थिति) + हो→ 1s 2 2s 1 2p 1 (उत्तेजित अवस्था)।

बेरिलियम परमाणु की जमीन और उत्तेजित अवस्थाओं की तुलना से पता चलता है कि वे अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या में भिन्न हैं। बेरिलियम परमाणु की जमीनी अवस्था में, कोई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, उत्तेजित अवस्था में, उनमें से दो होते हैं। इस तथ्य के बावजूद कि एक परमाणु के उत्तेजना के दौरान, सिद्धांत रूप में, निम्न ऊर्जा कक्षाओं से कोई भी इलेक्ट्रॉन उच्च कक्षाओं में स्थानांतरित हो सकता है, रासायनिक प्रक्रियाओं पर विचार करने के लिए, समान ऊर्जा वाले ऊर्जा उप-स्तरों के बीच केवल संक्रमण आवश्यक हैं।

इसे इस प्रकार समझाया गया है। जब एक रासायनिक बंधन बनता है, तो ऊर्जा हमेशा मुक्त होती है, अर्थात, दो परमाणुओं का समुच्चय ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल अवस्था में चला जाता है। उत्तेजना प्रक्रिया के लिए ऊर्जा की आवश्यकता होती है। एक ही ऊर्जा स्तर के भीतर इलेक्ट्रॉनों को नष्ट करने पर, रासायनिक बंधन के गठन से उत्तेजना की लागत की भरपाई की जाती है। विभिन्न स्तरों के भीतर इलेक्ट्रॉनों को नष्ट करने पर, उत्तेजना की लागत इतनी अधिक होती है कि रासायनिक बंधन के गठन से इसकी भरपाई नहीं की जा सकती है। एक संभावित रासायनिक प्रतिक्रिया में भागीदार की अनुपस्थिति में, एक उत्तेजित परमाणु ऊर्जा की एक मात्रा को मुक्त करता है और जमीनी अवस्था में वापस आ जाता है - ऐसी प्रक्रिया को विश्राम कहा जाता है।

बीओआर

तत्वों की आवर्त सारणी की तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास कुछ हद तक ऊपर दिए गए लोगों के समान होंगे (परमाणु संख्या सबस्क्रिप्ट द्वारा इंगित की जाती है):

11 ना 3एस 1
12 मिलीग्राम 3s 2
13 अल 3एस 2 3पी 1
14 सी 2एस 2 2पी2
15 पी 2एस 2 3पी 3

हालांकि, सादृश्य पूर्ण नहीं है, क्योंकि तीसरे ऊर्जा स्तर को तीन उप-स्तरों में विभाजित किया गया है और सभी सूचीबद्ध तत्वों में रिक्त डी-ऑर्बिटल्स हैं, जिससे इलेक्ट्रॉन उत्तेजना के दौरान गुजर सकते हैं, जिससे बहुलता बढ़ जाती है। यह फास्फोरस, सल्फर और क्लोरीन जैसे तत्वों के लिए विशेष रूप से महत्वपूर्ण है।

फॉस्फोरस परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या पाँच तक पहुँच सकती है:

यह यौगिकों के अस्तित्व की संभावना की व्याख्या करता है जिसमें फॉस्फोरस संयोजकता 5 है। नाइट्रोजन परमाणु, जिसमें फॉस्फोरस परमाणु के रूप में जमीनी अवस्था में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का समान विन्यास होता है, पांच सहसंयोजक बंधन नहीं बना सकता है।

ऑक्सीजन और सल्फर, फ्लोरीन और क्लोरीन की संयोजकता क्षमताओं की तुलना करते समय एक समान स्थिति उत्पन्न होती है। एक सल्फर परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की कमी से छह अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति होती है:

3s 2 3p 4 (जमीनी अवस्था) → 3s 1 3p 3 3d 2 (उत्तेजित अवस्था)।

यह छह-वैलेंस अवस्था से मेल खाती है, जो ऑक्सीजन के लिए अप्राप्य है। नाइट्रोजन (4) और ऑक्सीजन (3) की अधिकतम संयोजकता के लिए अधिक विस्तृत विवरण की आवश्यकता होती है, जिसे बाद में दिया जाएगा।

क्लोरीन की अधिकतम संयोजकता 7 है, जो परमाणु की उत्तेजित अवस्था के विन्यास के अनुरूप है 3s 1 3p 3 d 3 ।

तीसरे आवर्त के सभी तत्वों में रिक्त 3d कक्षकों की उपस्थिति को इस तथ्य से समझाया गया है कि, तृतीय ऊर्जा स्तर से शुरू होकर, इलेक्ट्रॉनों से भरे जाने पर विभिन्न स्तरों के उप-स्तरों का आंशिक अतिव्यापन होता है। इस प्रकार, 4s सबलेवल भरने के बाद ही 3d सबलेवल भरना शुरू होता है। विभिन्न उपस्तरों के परमाणु कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों का ऊर्जा भंडार और, परिणामस्वरूप, उनके भरने का क्रम निम्नलिखित क्रम में बढ़ता है:

ऑर्बिटल्स पहले भरे जाते हैं जिसके लिए पहले दो क्वांटम नंबरों (n + l) का योग कम होता है; यदि ये राशियाँ समान हैं, तो पहले कम प्रमुख क्वांटम संख्या वाले कक्षक भरे जाते हैं।

यह नियमितता 1951 में V. M. Klechkovsky द्वारा तैयार की गई थी।

वे तत्व जिनके परमाणुओं में s-उप-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, s-तत्व कहलाते हैं। इनमें प्रत्येक अवधि के पहले दो तत्व शामिल हैं: हाइड्रोजन। हालांकि, पहले से ही अगले डी-तत्व में - क्रोमियम - जमीनी अवस्था में ऊर्जा स्तरों के अनुसार इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था में कुछ "विचलन" है: अपेक्षित चार अयुग्मित के बजाय क्रोमियम परमाणु में 3डी सबलेवल पर इलेक्ट्रॉन, 3डी सबलेवल में पांच अयुग्मित इलेक्ट्रॉन और एस सबलेवल में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं: 24 Cr 4s 1 3d 5।

एक एस-इलेक्ट्रॉन के डी-सबलेवल में संक्रमण की घटना को अक्सर इलेक्ट्रॉन की "सफलता" कहा जाता है। इसे इस तथ्य से समझाया जा सकता है कि इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण में वृद्धि के कारण इलेक्ट्रॉनों से भरे डी-सबलेवल के ऑर्बिटल्स नाभिक के करीब हो जाते हैं। नतीजतन, राज्य 4s 1 3d 5 ऊर्जावान रूप से 4s 2 3d 4 की तुलना में अधिक अनुकूल हो जाता है। इस प्रकार, आधे भरे हुए डी-सबलेवल (डी 5) में इलेक्ट्रॉन वितरण के अन्य संभावित रूपों की तुलना में स्थिरता में वृद्धि हुई है। पिछले डी-तत्वों में केवल उत्तेजना के परिणामस्वरूप प्राप्त होने वाले युग्मित इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संभव संख्या के अस्तित्व के अनुरूप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन, क्रोमियम परमाणु की जमीनी स्थिति की विशेषता है। इलेक्ट्रॉनिक विन्यास d 5 भी मैंगनीज परमाणु की विशेषता है: 4s 2 3d 5। निम्नलिखित d-तत्वों के लिए, d-उप-स्तर की प्रत्येक ऊर्जा कोशिका एक दूसरे इलेक्ट्रॉन से भरी होती है: 26 Fe 4s 2 3d 6; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 नी 4एस 2 3डी 8।

तांबे के परमाणु पर, पूरी तरह से भरे हुए डी-सबलेवल (डी 10) की स्थिति एक इलेक्ट्रॉन के 4एस-सबलेवल से 3डी-सबलेवल में संक्रमण के कारण प्राप्त करने योग्य हो जाती है: 29 क्यू 4एस 1 3डी 10। d-तत्वों की पहली पंक्ति के अंतिम तत्व का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 30 Zn 4s 23 d 10 है।

सामान्य प्रवृत्ति, जो डी 5 और डी 10 कॉन्फ़िगरेशन की स्थिरता में प्रकट होती है, निम्न अवधि के तत्वों के लिए भी देखी जाती है। मोलिब्डेनम में क्रोमियम के समान एक इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन है: 42 Mo 5s 1 4d 5, और सिल्वर - कॉपर: 47 Ag5s 0 d 10। इसके अलावा, 5s कक्षीय से 4d कक्षीय: 46Pd 5s 0 d 10 दोनों इलेक्ट्रॉनों के संक्रमण के कारण पैलेडियम में d 10 विन्यास पहले ही प्राप्त हो चुका है। डी- और एफ-ऑर्बिटल्स के मोनोटोनिक फिलिंग से अन्य विचलन भी हैं।