મુખ્ય વિષયવસ્તુ

Course: રસાયણવિજ્ઞાન લાઈબ્રેરી > Unit 8

Lesson 1: આવર્ત કોષ્ટકનો પરિચય

આવર્ત કોષ્ટક, ઈલેક્ટ્રોન કોશ, અને કક્ષકો

પરિચય

તમારા રસાયણવિજ્ઞાનના અભ્યાસમાં કોઈ સમયે, તમે કદાચ "તત્વ" નામના ગીતનો પરિચય મેળવ્યો હશે, જેમાં ટોમ લેહરર બધા જ તત્વોના નામનો ઝડપથી કર્ણપ્રિય અનુવાદ કરે છે. મારી જેમ જ, કદાચ તમને પણ આ ગીત યાદ રાખવા માટેનું કહેવામાં આવ્યું હશે. જો એવું હોય, તો તમને બધા જ તત્વોના નામ હજુ પણ યાદ હોય એ શક્ય છે, જે પ્રતિભાશાળી કામ છે—પાર્ટીમાં મજાક કરવાની કોઈ ટ્રીકનો ઉલ્લેખ નથી કરતા.

જો તમને તત્વોના નામ યાદ હોય, તો તેનો અર્થ થાય કે તમને કયારેય ફરીથી આવર્ત કોષ્ટકની જરૂર ન પડશે? હા કદાચ નહિ. તેનું કારણ છે કે આવર્ત કોષ્ટક બધા જ તત્વોને ધરાવતી ફક્ત એક મોટી બાલદી નથી. પણ તે તંત્રને પૂરવા જેવું છે. કોષ્ટકમાં દરેક તત્વનું સ્થાન તેમના બંધારણ, ગુણધર્મો, અને રાસાયણિક પ્રક્રિયામાં વર્તણુકની મહત્વની માહિતી આપે છે. ખાસ કરીને, આવર્ત કોષ્ટકમાં તત્વનું સ્થાન તેમની ઇલેક્ટ્રોનીય રચના, ન્યુક્લિયસની આસપાસ ઈલેક્ટ્રોન કઈ રીતે ગોઠવાયેલા છે એ શોધવામાં મદદ કરે છે. પરમાણુ રાસાયણિક પ્રક્રિયામાં ભાગ લેવા તેમના ઇલેક્ટ્રોનનો ઉપયોગ કરે છે, તેથી તત્વના ઈલેક્ટ્રોનનું બંધારણ જાણીને આપણે તેની સક્રિયતાનું અનુમાન લગાવી શકીએ—અને, તે બીજા તત્વના પરમાણુ સાથે કઈ રીતે આંતરક્રિયા કરે છે.

આ આર્ટીકલમાં, આપણે આવર્ત કોષ્ટકને વધુ ઊંડાણમાં જોઈશું, પરમાણુ તેમના ઈલેક્ટ્રોન કઈ રીતે ગોઠવે છે, અને તે આપણે કઈ રીતે તત્વની સક્રિયતાનું અનુમાન લગાવવામાં મદદ કરે છે.

આવર્ત કોષ્ટક

રૂઢિગત રીતે, તત્વો આવર્ત કોષ્ટકમાં ગોઠવાયેલા હોય છે, એક બંધારણ જે મહત્વની ભાતને તેમની વર્તણુકમાં પકડી રાખે છે. 1869 માં રશિયન રસાયણવિજ્ઞાની દમિત્રી મેન્ડેલીફે (1834–1907) શોધ કરી, કોષ્ટક તત્વોને સ્તંભ—સમૂહ—અને હાર—આવર્ત—માં ગોઠવે છે જે ચોક્કસ ગુણધર્મો ધરાવે છે. આ ગુણધર્મો ઓરડાના તાપમાન આગળ તત્વોની ભૌતિક અવસ્થા નક્કી કરે છે—વાયુ, ઘન, અથવા પ્રવાહી—તેમજ તેની રાસાયણિક સક્રિયતા પણ, બીજા પરમાણુઓ સાથે રાસાયણિક બંધ બનાવવાની ક્ષમતા.

વધારામાં દરેક તત્વ માટે પરમાણુ ક્રમાંક દર્શાવતા, આવર્ત કોષ્ટક તત્વનું સાપેક્ષ પરમાણ્વીય દળ, પૃથ્વી પર કુદરતી રીતે મળી આવતા તેના સમસ્થાનિકો માટે ભારિત સરેરાશ, પણ બતાવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજનને જોતા, તેની સંજ્ઞા,

H,

, અને નામ દેખાય છે, તેમજ તેનો પરમાણુ ક્રમાંક—ઉપર ડાબી બાજુના ખૂણે—અને તેનું સાપેક્ષ પરમાણ્વીય દળ 1.01 પણ દેખાય છે.

તત્વો વચ્ચેની રાસાયણિક સક્રિયતાનો તફાવત ઇલેક્ટ્રોનનું અવકાશ સંબંધી વિતરણ અને સંખ્યા પર આધાર રાખે છે. જો બે પરમાણુ પાસે પૂરક ઇલેક્ટ્રોનની ભાત હોય, તો પ્રક્રિયા કરી શકે અને રાસાયણિક બંધ બનાવી શકે, અણુ અથવા સંયોજનનું નિર્માણ કરી શકે. આપણે નીચે જોઈશું તે મુજબ, આવર્ત કોષ્ટક તત્વોને એવી રીતે ગોઠવે છે જેથી ઇલેક્ટ્રોનની ભાત અને તેમની સંખ્યા પરાવર્તિત થાય, જે તત્વોની સક્રિયતાનું અનુમાન લગાવવામાં ઉપયોગી બને: તેની બંધ બનાવવાની સંભાવના શું છે, અને કયા તત્વ સાથે.

ઈલેક્ટ્રોન કોશ અને બોહર મૉડેલ

પરમાણુનું અગાઉનું મૉડેલ 1913 માં ડેનિશ વૈજ્ઞાનિક નીલ્સ બોહર (1885–1962)વડે બનાવવામાં આવ્યું હતું. બોહર મૉડેલ જેવી રીતે ગ્રહો સૂર્યની આસપાસ ફરે તે રીતે, ન્યુક્લિયસથી ચોક્કસ અંતરે વર્તુળાકાર ઈલેક્ટ્રોન કોશમાં ઈલેક્ટ્રોન સાથે, પ્રોટોન અને ન્યુટ્રોન ધરાવતા કેન્દ્રીય ન્યુક્લિયસ તરીકે પરમાણુને બતાવે છે. દરેક ઈલેક્ટ્રોન કોશ પાસે જુદા જુદા ઊર્જા સ્તર છે, ન્યુક્લિયસની નજીક આવેલા કોશ પાસે ન્યુક્લિયસથી દૂર આવેલા કોશ કરતા ઓછી ઊર્જા હોય છે. રૂઢિગત રીતે, દરેક કોશને સંખ્યા અને સંજ્ઞા n આપવામાં આવી છે—ઉદાહરણ તરીકે, ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકના ઈલેક્ટ્રોન કોશને 1n કહેવામાં આવે છે. કોશની વચ્ચે ગતિ કરવા માટે, ઈલેક્ટ્રોન કોષ વચ્ચેની ઊર્જાના તફાવતને અનુરૂપ જ ઊર્જા મુક્ત કરતો કે તેનું શોષણ કરતો હોવો જોઈએ. ઉદાહરણ તરીકે, જો ઈલેક્ટ્રોન ફોટોનમાંથી ઊર્જાનું શોષણ કરે, તો તે ઉત્તેજિત થાય છે અને વધુ-ઊર્જાવાળા કોશમાં જાય છે; તેનાથી વિપરીત, જ્યારે ઉત્તેજિત ઈલેક્ટ્રોન ઓછી-ઊર્જાવાળા કોશમાં પાછો આવે, ત્યારે મોટે ભાગે ઉષ્માના સ્વરૂપમાં, તે ઊર્જા મુક્ત કરે છે.

પરમાણુઓ, બીજા પદાર્થોની જેમ જ ભૌતિકવિજ્ઞાનના નિયમનું પાલન કરે છે, ન્યૂનતમ-ઊર્જા, સૌથી સ્થાયી રચના લેવાની વૃત્તિ ધરાવે છે. આમ, પરમાણુનો ઈલેક્ટ્રોન કોશ અંદરથી બહાર ભરાય છે, તેઓ બહારની તરફ વધુ-ઊર્જાવાળા કોશમાં જાય તે પહેલા ન્યુક્લિયસની નજીકના ઓછી-ઊર્જાવાળા કોશમાં ભરાય છે. ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકનો કોશ, 1n, બે ઈલેક્ટ્રોન ધરાવી શકે, જ્યારે પછીનો કોશ, 2n, આઠ ધરાવી શકે, અને ત્રીજો કોશ, 3n, અઢાર સુધી ધરાવી શકે.

ચોક્કસ પરમાણુના બાહ્યતમ કોશમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા તેની સક્રિયતા, અથવા બીજા પરમાણુ સાથે રાસાયણિક બંધ બનાવવાની વૃત્તિ નક્કી કરે છે. બાહ્યતમ કોશને સંયોજકતા કોશ કહેવામાં આવે છે, અને તેમ મળી આવતા ઇલેક્ટ્રોનને સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન કહેવામાં આવે છે. સામાન્ય રીતે, જ્યારે પરમાણુનો બાહ્યતમ ઈલેક્ટ્રોન કોશ સંપૂર્ણ ભરાયેલો હોય ત્યારે તે સૌથી વધુ સ્થાયી, ઓછો પ્રતિક્રિયાત્મક હોય છે. જીવવિજ્ઞાનમાં મહત્વના બધા જ તત્વોને સ્થાયી થવા માટે બાહ્યતમ કોશમાં આઠ ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર છે, અને આ નિયમને અષ્ટકનો નિયમ કહે છે. કેટલાક પરમાણુનો સંયોજકતા કોશ 3n હોવા છતાં તેઓ અષ્ટક સાથે સ્થાયી થઇ શકે, જે 18 ઈલેક્ટ્રોન ધરાવી શકે. જયારે આપણે નીચે ઈલેક્ટ્રોન કક્ષકો વિશે ચર્ચા કરીશું ત્યારે આના કારણને સમજીશું.

કેટલાક તટસ્થ પરમાણુઓ અને તેમની ઈલેક્ટ્રોન રચનાનાં ઉદાહરણ નીચે આપેલા છે. આ ટેબલમાં, તમે જોઈ શકો કે હિલિયમ પાસે તેના પ્રથમ અને ફક્ત એક જ કોશ, 1n, માં બે ઈલેક્ટ્રોન સાથે, સંપૂર્ણ સંયોજકતા કોશ છે. સમાન રીતે, નિયોન પાસે આઠ ઈલેક્ટ્રોન ધરાવતો સંપૂર્ણ બાહ્ય 2n કોશ છે. આ ઈલેક્ટ્રોન રચના હિલિયમ અને નિયોનને ખુબ જ સ્થાયી બનાવે છે. તેમછતાં આર્ગોન પાસે સંપૂર્ણ બાહ્ય કોશ નથી, કારણકે 3n કોશ 18 સુધીના ઈલેક્ટ્રોન ધરાવી શકે, તો પણ તે હિલિયમ અને નિયોનની જેમ જ સ્થાયી છે કારણકે તેની પાસે 3n કોશમાં આઠ ઈલેક્ટ્રોન છે અને આમ તે અષ્ટકના નિયમને સંતોષે છે. તેનાથી વિપરીત, ક્લોરિન પાસે તેના બાહ્યતમ કોશમાં ફક્ત સાત જ ઈલેક્ટ્રોન છે, જ્યારે સોડિયમ પાસે ફક્ત એક જ. આ ભાત બાહ્યતમ કોશ ભરતી નથી કે અષ્ટકના નિયમનું પાલન કરતી નથી, ક્લોરિન અને સોડિયમની સક્રિય બનાવે છે, વધુ સ્થાયી રચના સુધી પહોંચવા માટે ઈલેક્ટ્રોન મેળવવા કે ગુમાવવા માટે તત્પર બનાવે છે.

ઈલેક્ટ્રોન રચના અને આવર્ત કોષ્ટક

તત્વોને તેમના પરમાણુ ક્રમાંક, તેમની પાસે કેટલા પ્રોટોન છે તેને આધારે આવર્ત કોષ્ટકમાં સ્થાન આપવામાં આવે છે. તટસ્થ પરમાણુમાં, ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પ્રોટોનની સંખ્યાને સમાન હોય છે, તેથી આપણે પરમાણુ ક્રમાંક પરથી ઈલેક્ટ્રોન સંખ્યા સરળતાથી શોધી શકીએ વધારામાં, આવર્ત કોષ્ટકમાં તત્વનું સ્થાન—તેનો સ્તંભ, અથવા સમૂહ, અને હાર, અથવા આવર્ત—ઈલેક્ટ્રોન કઈ રીતે ગોઠવાયેલા છે તેની માહિતી પૂરી પાડે છે.

જો આપણે કોષ્ટકની પ્રથમ ત્રણ હરોળને ધ્યાનમાં લઈએ, જેમાં જીવનના મહત્વના મુખ્ય તત્વોનો સમાવેશું થાય છે, તો દરેક હરોળ જુદા ઈલેક્ટ્રોન કોશ ભરાવાને અનુરૂપ છે: હિલિયમ અને હાઇડ્રોજન તેમના ઇલેક્ટ્રોનને 1n કોશમાં મૂકે છે, જયારે બીજી-હરોળના તત્વો જેમ કે Li 2n કોશ ભરવાની શરૂઆત કરે છે, અને ત્રીજી-હરોળના તત્વો જેમ કે Na 3n કોશ ભરવાની શરૂઆત કરે છે. સમાન રીતે, તત્વનો સ્તંભ ક્રમાંક સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા અને સક્રિયતા વિશે માહિતી આપે છે. સામાન્ય રીતે, સ્તંભની અંદર સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન હોય છે અને હરોળની અંદર ડાબેથી જમણે વધે છે. સમૂહ 1 ના તત્વો પાસે ફક્ત એક જ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન હોય છે અને સમૂહ 18 પાસે આઠ, હિલિયમ સિવાય, જેની પાસે ફક્ત બે જ કુલ ઈલેક્ટ્રોન છે. આમ, સમૂહ ક્રમાંક દરેક તત્વ કેટલો સક્રિય છે તેનું સારું અનુમાન કરે છે:

સમૂહ 18 ના તત્વો તરીકે, હિલિયમ સમૂહ 18 ના તત્વો તરીકે, હિલિયમ ( $He$ ‍), નિયોન ( $Ne$ ‍), અને આર્ગોન ( $Ar$ ‍), પાસે બાહ્યતમ ઈલેક્ટ્રોન કોશ છે જે સંપૂર્ણ છે અથવા અષ્ટકના નિયમનું પાલન કરે છે. આ તેમને એક જ પરમાણુ તરીકે ખુબ સ્થાયી બનાવે છે. તેમની અ-પ્રતિક્રિયાત્મકતાના કારણે, તેમને મંદ વાયુ અથવા ઉમદા વાયુ કહેવામાં આવે છે, નિયોન, અને આર્ગોન, પાસે બાહ્યતમ ઈલેક્ટ્રોન કોશ છે જે સંપૂર્ણ છે અથવા અષ્ટકના નિયમનું પાલન કરે છે. આ તેમને એક જ પરમાણુ તરીકે ખુબ સ્થાયી બનાવે છે. તેમની અ-પ્રતિક્રિયાત્મકતાના કારણે, તેમને મંદ વાયુ અથવા ઉમદા વાયુ કહેવામાં આવે છે.
સમૂહ 1 ના તત્વો તરીકે, હાઇડ્રોજન ( $H$ ‍), લિથિયમ ( $Li$ ‍), અને સોડિયમ ( $Na$ ‍) પાસે તેમના બાહ્યતમ કોશમાં એક ઈલેક્ટ્રોન છે. તેઓ એક જ પરમાણુ તરીકે અસ્થાયી છે, પણ તેઓ એક સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન ગુમાવીને અથવા વહેંચીને સ્થાયી બની શકે છે. જો આ તત્વો સંપૂર્ણ એક ઈલેક્ટ્રોન ગુમાવે—જે $Li$ ‍ અને $Na$ ‍ સામાન્ય રીતે કરે છે—તો તેઓ ધન વીજભારિત આયન બને છે: ${Li}^{+}$ ‍ અને ${Na}^{+}$ ‍.
સમૂહ 17 ના તત્વો તરીકે, ક્લોરિન ( $Cl$ ‍) અને ફ્લોરિન ( $F$ ‍) પાસે, તેમના બાહ્યતમ કોશમાં સાત ઈલેક્ટ્રોન હોય છે. તેઓ બીજા પરમાણુઓ પાસેથી એક ઈલેક્ટ્રોન લઈને સ્થાયી અષ્ટક મેળવવાની વૃત્તિ ધરાવે છે, ઋણ વીજભારિત આયન બને છે: $F^{-}$ ‍ અને ${Cl}^{-}$ ‍.
સમૂહ 14 ના તત્વ તરીકે, કાર્બન ( $C$ ‍) પાસે, તેમના બાહ્યતમ કોશમાં ચાર ઈલેક્ટ્રોન હોય છે. કાર્બન સામાન્ય રીતે સંપૂર્ણ સંયોજકતા કોશ પ્રાપ્ત કરવા માટે ઈલેક્ટ્રોન વહેંચે છે, બીજા ઘણા બધા પરમાણુઓ સાથે બંધ બનાવે છે.

આમ, આવર્ત કોષ્ટકના સ્તંભ દરેક તત્વની સંયોજકતા કોશમાં મળી આવતા ઈલેક્ટ્રોનની સંખ્યા બતાવે છે, જે નક્કી કરે છે કે તત્વ કઈ રીતે પ્રક્રિયા કરશે.

પેટાકોશ અને કક્ષકો

ઘણા તત્વોની સક્રિયતા અને રાસાયણિક બંધન સમજાવવા માટે બોહર મૉડેલ ઘણું ઉપયોગી છે, પણ તે ખરેખર ન્યુક્લિયસની આસપાસ અવકાશમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ કઈ રીતે થયું છે તેની સચોટ સમજૂતી આપતું નથી. ખાસ કરીને, ઈલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસની આસપાસ વર્તુળમાં હોતા નથી, પણ તેની જગ્યાએ તેઓ તેમનો મોટા ભાગનો સમય-જટિલ-આકારમાં અવકાશમાં ન્યુક્લિયસની આસપાસ પસાર કરે છે, જેને ઈલેક્ટ્રોન કક્ષકો કહેવામાં આવે છે. ઈલેક્ટ્રોન ચોક્કસ ક્ષણે ક્યાં હશે તે આપણે જાણતા નથી, પણ તે મોટે ભાગે ક્યાં મળી આવશે તે અવકાશનું કદ આપણે ગાણિતીક રીતે નક્કી કરી શકીએ—ધારો કે અવકાશના ઘનફળમાં તેમના સમયનો 90% ભાગ પસાર કરે છે. આ વધુ-સંભવિત વિસ્તાર કક્ષક બનાવે છે, અને દરેક કક્ષક બે ઈલેક્ટ્રોન ધરાવી શકે.

તેથી, આ ગાણિતીક રીતે વ્યાખ્યાયિત કક્ષકો આપણે બોહર મૉડેલમાં જોઈ ગયેલા ઈલેક્ટ્રોન કોશ સાથે બંધબેસે છે? આપણે દરેક ઈલેક્ટ્રોન કોશને એક કે વધુ પેટાકોશમાં વિભાજીત કરી શકીએ, જે ફક્ત એક કે વધુ કક્ષકોનો ગણ જ છે. પેટાકોશને

s

p

d

, અને

f

મૂળાક્ષર વડે દર્શવવામાં આવે છે અને દરેક મૂળાક્ષર જુદો જુદો આકાર બતાવે છે. ઉદાહરણ તરીકે,

s

પેટાકોશ પાસે એક જ, વર્તુળાકાર કક્ષક છે, જ્યારે

p

પેટાકોશ એકબીજા સાથે કાટખૂણે ડમ્બેલ-આકારની ત્રણ કક્ષકો ધરાવે છે. મોટા ભાગનું કાર્બનિક રસાયણવિજ્ઞાન—કાર્બન-ધરાવતા સંયોજનોનું રસાયણવિજ્ઞાન, જે જીવવિજ્ઞાન માટે મધ્યસ્થ છે—

s

અને

p

કક્ષકોમાં ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચે આંતરક્રિયાઓનો સમાવેશ કરે છે, તેથી આ પરિચિત થવા માટેના ખુબ જ અગત્યના કક્ષકોના પ્રકાર છે. તેમછતાં, ઘણા ઈલેક્ટ્રોન સાથેના પરમાણુઓ તેમના ઇલેક્ટ્રોનને

d

અને

f

પેટાકોશમાં મૂકી શકે.

d

અને

f

પેટાકોશોનો આકાર વધુ જટિલ છે અને અનુક્રમે પાંચ અને સાત કક્ષકો ધરાવે છે.

પ્રથમ ઈલેક્ટ્રોન કોશ, 1n, એક જ

1 s

કક્ષક બતાવે છે.

1 s

કક્ષક ન્યુક્લિયસની સૌથી નજીકની કક્ષક છે, અને તે બાકીની કોઈ કક્ષક કરતા પહેલા, પ્રથમ ઈલેક્ટ્રોન સાથે ભરાય છે. હાઇડ્રોજન પાસે ફક્ત એક જ ઈલેક્ટ્રોન છે, તેથી તેની પાસે

1 s

કક્ષકમાં ફક્ત એક જ સ્થાન છે. તેથી તેને ટૂંકા સ્વરૂપમાં

1 s^{1}

તરીકે લખી શકાય જેને ઇલેક્ટ્રોનીય રચના કહેવાય છે, જ્યાં સબસ્ક્રીપ્ટમાં 1

1 s

કક્ષકમાં એક ઈલેક્ટ્રોન બતાવે છે. હિલિયમ પાસે બે ઈલેક્ટ્રોન છે, તેથી તે તેના બે ઈલેક્ટ્રોન સાથે

1 s

કક્ષક સંપૂર્ણ ભરાય શકે. તેને

1 s^{2}

તરીકે લખી શકાય, જે

1 s

કક્ષકમાં હીલીયમના બે ઈલેક્ટ્રોન દર્શાવે છે. આવર્ત કોષ્ટક પર, હાઇડ્રોજન અને હિલિયમ ફક્ત બે જ તત્વો પ્રથમ હરોળ, અથવા આવર્તમાં આવેલા છે, જે દર્શાવે છે કે તેમના ઈલેક્ટ્રોન પ્રથમ કોશમાં જ હોય છે. હાઇડ્રોજન અને હિલિયમ એ બે જ તત્વો છે જેની પાસે તેમની તટસ્થ, આવીજભારિત અવસ્થામાં

1 s

કક્ષકમાં ઈલેક્ટ્રોન છે.

બીજો ઈલેક્ટ્રોન કોશ, 2n, બીજી વર્તુળાકાર

s

કક્ષક વત્તા ત્રણ ડમ્બેલ-આકારની

p

કક્ષકો ધરાવે છે, તેમની દરેક બે ઈલેક્ટ્રોન ધરાવી શકે.

1 s

કક્ષક ભરાઈ ગયા પછી, બીજો ઈલેક્ટ્રોન કોશ ભરાવાની શરૂઆત થાય છે, જેમાં ઈલેક્ટ્રોન પ્રથમ

2 s

કક્ષકમાં અને પછી ત્રણ

p

કક્ષકોમાં જાય છે. આવર્ત કોષ્ટકની બીજી હરોળના તત્વોમાં ઈલેક્ટ્રોન 2n કોશ તેમજ 1n કોશમાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, લિથિયમ (

Li

) પાસે ત્રણ ઈલેક્ટ્રોન છે: બે

1 s

કક્ષક ભરે છે, અને ત્રીજાનું સ્થાન

2 s

કક્ષકમાં છે, પરિણામે ઇલેક્ટ્રોનીય રચના

1 s^{2}

2 s^{1}

મળે. બીજી બાજુ, નિયોન (

Ne

)પાસે કુલ દસ ઈલેક્ટ્રોન છે: બે સૌથી અંદરની

1 s

કક્ષકમાં અને આઠ બીજો કોશ ભરે છે—

2 s

અને ત્રણ

p

કક્ષકો દરેકમાં બે,

1 s^{2}

2 s^{2}

2 p^{6}

. કારણકે તેનો 2n કોશ ભરાયેલો છે, તેથી તે એક જ પરમાણુ તરીકે સ્થાયી છે અને ભાગ્યે જ બીજા પરમાણુઓ સાથે રાસાયણિક બંધ બનાવે.

ત્રીજો ઈલેક્ટ્રોન કોશ, 3n, પણ

s

કક્ષક અને ત્રણ

p

કક્ષકો ધરાવે છે, અને આવર્ત કોષ્ટકમાં ત્રીજી-હરોળના તત્વો તેમના ઈલેક્ટ્રોન આ કક્ષકોમાં મૂકે છે, જેવી રીતે બીજી-હરોળના તત્વો 2n કક્ષકમાં. 3n કોશ

d

કક્ષક પણ ધરાવે છે, પણ

3 s

અને

3 p

કક્ષકો કરતા આ કક્ષકની ઊર્જા વધુ છે, અને આવર્ત કોષ્ટકની ચોથી હરોળ સુધી તે ભરાવાનું શરૂ થતી નથી. તેથી જ ત્રીજી-હરોળના તત્વો, જેમ કે આર્ગોન, આઠ સંયોજકતા ઈલેક્ટ્રોન સાથે સ્થાયી થઈ શકે: તેમના

s

અને

p

પેટાકોશ ભરાયેલા હોય છે, આખો 3n કોશ ન ભરાયેલો હોય તો પણ.

ઈલેક્ટ્રોન કોશ અને કક્ષકો એકબીજા સાથે નજીકથી સંબંધિત છે, કક્ષકો પરમાણુની ઈલેક્ટ્રોન રચનાનું ચિત્ર વધુ સચોટ રીતે પૂરું પાડે છે. કારણકે કક્ષકો ઈલેક્ટ્રોન જે અવકાશ ધરાવે છે તે વિસ્તારનું સ્થાન અને આકાર દર્શાવે છે.

એટ્રીબ્યુશન:

આ આર્ટીકલને નીચેના આર્ટીકલ પરથી બદલીને લેવામાં આવ્યો છે: OpenStax College, Biology (CC BY 3.0) વડે "પરમાણુઓ, સમસ્થાનિકો, આયન, અને અણુઓ: પાયાના એકમ".

મૂળભૂત આર્ટીકલને ડાઉનલોડ કરો http://cnx.org/contents/185cbf87-c72e-48f5-b51e-f14f21b5eabd@9.85.

The modified article is licensed under a CC BY-NC-SA 4.0 license.

વધારાના રેફરન્સ

"પરમાણ્વીય બંધારણ: બોહર મૉડેલ." Dummies.com. 2015. http://www.dummies.com/how-to/content/atomic-structure-the-bohr-model.html

"ઈલેક્ટ્રોન કોશ." Wikipedia. June 12, 2015. Accessed June 24, 2015. https://en.wikipedia.org/wiki/Electron_shell.

Raven, P. H., G. B. Johnson, K. A. Mason, J. B. Losos, and S. R. Singer. "અણુઓની પ્રકૃતિ અને પાણીના ગુણધર્મો." In Biology, 17-30. 10th ed. AP ed. New York, NY: McGraw-Hill, 2014.

Reece, J. B., L. A. Urry, M. L. Cain, S. A. Wasserman, P. V. Minorsky, and R. B. Jackson. "જીવનનો રાસાયણિક સંદર્ભ." In Campbell Biology, 28-43. 10th ed. San Francisco, CA: Pearson, 2011.

વાર્તાલાપમાં જોડાવા માંગો છો?

લોગ ઇન

વડે ગોઠવવું:

No posts yet.

શું તમે અંગ્રેજી સમજો છો? ખાનએકેડેમીની અંગ્રેજીની સાઇટ પર વધુ ચર્ચા થતી જોવા માટે અહીં ક્લિક કરો.