ધોરણ 9 | విષય: Science
| ગુણધર્મ | ઇલેક્ટ્રૉન (e−) | પ્રોટોન (p+) | ન્યૂટ્રૉન (n) |
|---|---|---|---|
| ૧. વીજભાર | ઋણ વીજભાર (−1) | ધન વીજભાર (+1) | વીજભારવિહીન / તટસ્થ (0) |
| ૨. દળ | નહિવત્ (અવગણ્ય) | 1 u (ઇલેક્ટ્રૉન કરતાં ~2000 ગણું) | આશરે 1 u (પ્રોટોનના દળ જેટલું જ) |
| ૩. સ્થાન | કેન્દ્રની બહાર નિશ્ચિત કક્ષાઓમાં | પરમાણુના કેન્દ્ર (ન્યુક્લિયસ) માં | પરમાણુના કેન્દ્ર (ન્યુક્લિયસ) માં |
थोમસનના પરમાણુ નમૂનાની મુખ્ય મર્યાદાઓ નીચે મુજબ હતી:
આ નમૂનો એ સમજાવી શક્યો કે પરમાણુ વીજભારની દૃષ્ટિએ તટસ્થ છે, પરંતુ તે પરમાણુના કેન્દ્ર વિશે કોઈ માહિતી આપી શક્યો નહીં.
પાછળથી અન્ય વૈજ્ઞાનિકો (જેમ કે રૂથરફૉર્ડ) દ્વારા કરવામાં આવેલા પ્રયોગોનાં પરિણામો (જેમ કે આલ્ફા કણોનું પ્રકીર્ણન) આ નમૂના દ્વારા સમજાવી શકાયા નહોતા.
રૂથરફૉર્ડના નમૂનાની મુખ્ય મર્યાદા પરમાણુની સ્થિરતા સમજાવવામાં નિષ્ફળતા હતી:
તેમના મતે ઇલેક્ટ્રૉન કેન્દ્રની આસપાસ વર્તુળાકાર કક્ષામાં ભ્રમણ કરે છે.
ભૌતિકવિજ્ઞાનના નિયમો અનુસાર, વર્તુળાકાર ગતિ કરતો કોઈ પણ વીજભારિત કણ પ્રવેગિત થાય ત્યારે વિકિરણ સ્વરૂપે સતત ઊર્જા મુક્ત કરે.
જો આમ થાય, તો ભ્રમણ કરતો ઇલેક્ટ્રૉન ઊર્જા ગુમાવીને અંતે કેન્દ્ર સાથે ટકરાઈ જાય અને પરમાણુ અસ્થાયી બની નાશ પામે. પરંતુ વાસ્તવમાં પરમાણુઓ સર્વથા સ્થાયી હોય છે, જે આ નમૂનો સમજાવી શક્યો નહીં.
નિલ્સ બોહરે રૂથરફૉર્ડના નમૂનાની ખામીઓ દૂર કરવા નીચેની અભિધારણાઓ આપી:
ઇલેક્ટ્રૉન કેન્દ્રની આસપાસ માત્ર અમુક ચોક્કસ માન્ય કક્ષાઓમાં જ પરિભ્રમણ કરી શકે છે, જેને સ્વતંત્ર કક્ષાઓ (Discrete Orbits) કહે છે.
આ સ્વતંત્ર કક્ષાઓમાં પરિભ્રમણ દરમિયાન ઇલેક્ટ્રૉન વિકિરણ સ્વરૂપે ઊર્જા મુક્ત કરતા નથી, જેથી પરમાણુ સ્થાયી રહે છે.
આ કક્ષાઓ અથવા કોશોને ઊર્જાસ્તર કહે છે, જેને K,L,M,N... અક્ષરો અથવા n=1,2,3,4... સંખ્યાઓ દ્વારા દર્શાવાય છે.
થોમસનનો નમૂનો: પરમાણુ એક ધનવીજભારિત ગોળો છે અને ઇલેક્ટ્રૉન તેમાં ક્રિસમસ કેકની દ્રાક્ષ કે તરબૂચના બીજની જેમ જડિત થયેલા છે. કોઈ કેન્દ્ર હોતું નથી.
રૂથરફૉર્ડનો નમૂનો: પરમાણુમાં એક ખૂબ જ નાનું ધનવીજભારિત કેન્દ્ર (ન્યુક્લિયસ) હોય છે અને ઇલેક્ટ્રૉન તેની આસપાસ વર્તુળાકાર માર્ગે ભ્રમણ કરે છે.
બોહ્રનો નમૂનો: ધનવીજભારિત કેન્દ્રની આસપાસ ઇલેક્ટ્રૉન ઊર્જા ગુમાવ્યા વગર ચોક્કસ માન્ય વર્તુળાકાર કક્ષાઓમાં (K,L,M,N) પરિભ્રમણ કરે છે.
ઇલેક્ટ્રૉનની વહેંચણી માટે બોહ્ર-બરી યોજનાના ત્રણ મુખ્ય નિયમો છે:
કોઈ પણ કક્ષામાં હાજર રહેલા ઇલેક્ટ્રૉનની મહત્તમ સંખ્યા 2n2 સૂત્ર દ્વારા નક્કી થાય છે (જ્યાં n= કક્ષાનો ક્રમ).
K-કોશ (n=1) = 2(1)2=2
L-કોશ (n=2) = 2(2)2=8
M-કોશ (n=3) = 2(3)2=18
પરમાણુની સૌથી બહારની (બાહ્યતમ) કક્ષામાં સમાવી શકાતા ઇલેક્ટ્રૉનની મહત્તમ સંખ્યા 8 છે.
પરમાણુની અંદરની કક્ષાઓ સંપૂર્ણપણે ભરાઈ ન જાય ત્યાં સુધી બહારની કક્ષામાં ઇલેક્ટ્રૉન ભરાતા નથી. એટલે કે કક્ષાઓ તબક્કાવાર ભરાય છે.
વ્યાખ્યા: પરમાણુની બાહ્યતમ કક્ષામાં અષ્ટક રચના પૂર્ણ કરવા માટે (સ્થાયી થવા માટે) ભાગીદારીમાં લેવાતા અથવા ગુમાવાતા કે મેળવાતા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યાને તત્ત્વની સંયોજકતા (સંયોજાવાની ક્ષમતા) કહે છે.
ઑક્સિજન (O): પરમાણ્વીય ક્રમાંક 8 છે. ઇલેક્ટ્રોનીય રચના = 2,6. તેની બાહ્યતમ કક્ષામાં 6 ઇલેક્ટ્રૉન છે. તેને અષ્ટક પૂર્ણ કરવા માટે 2 ઇલેક્ટ્રૉન મેળવવા સહેલા પડે. તેથી ઑક્સિજનની સંયોજકતા = 8−6= 2.
સિલિકોન (Si): પરમાણ્વીય ક્રમાંક 14 છે. ઇલેક્ટ્રોનીય રચના = 2,8,4. તેની બાહ્યતમ કક્ષામાં 4 ઇલેક્ટ્રૉન છે. અષ્ટક પૂર્ણ કરવા તે 4 ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી કરે છે. તેથી સિલિકોનની સંયોજકતા = 4.
(i) પરમાણ્વીય-ક્રમાંક (Z): પરમાણુના કેન્દ્રમાં રહેલા પ્રોટોનની કુલ સંખ્યાને પરમાણ્વીય-ક્રમાંક કહે છે.
ઉદાહરણ: કાર્બનના કેન્દ્રમાં 6 પ્રોટોન હોવાથી તેનો પરમાણ્વીય-ક્રમાંક Z=6 છે.
(ii) દળાંક (A): પરમાણુના કેન્દ્રમાં રહેલા પ્રોટોન અને ન્યૂટ્રૉનની કુલ સંખ્યાના સરવાળાને દળાંક કહે છે.
ઉદાહરણ: એલ્યુમિનિયમમાં 13 પ્રોટોન અને 14 ન્યૂટ્રૉન હોવાથી તેનો દળાંક A=13+14=27 u છે.
(iii) સમસ્થાનિકો (Isotopes): એક જ તત્ત્વના એવા પરમાણુઓ કે જેમના પરમાણ્વીય-ક્રમાંક સમાન હોય પરંતુ દળાંક જુદા-જુદા હોય, તેને સમસ્થાનિકો કહે છે.
ઉદાહરણ: હાઇડ્રોજનના ત્રણ સમસ્થાનિકો છે: પ્રોટિયમ (11H), ડ્યુટેરિયમ (12H), અને ટ્રિટિયમ (13H).
(iv) સમદળીય (Isobars): જુદા-જુદા તત્ત્વોના એવા પરમાણુઓ કે જેમના પરમાણ્વીય-ક્રમાંક અસમાન (જુદા) હોય પરંતુ દળાંક સમાન હોય, તેને સમદળીય કહે છે.
ઉદાહરણ: કેલ્શિયમ (2040Ca) અને આર્ગોન (1840Ar) બંનેનો દળાંક 40 છે.
સમસ્થાનિકોના બે ઉપયોગો:
યુરેનિયમનો એક સમસ્થાનિક પરમાણુ ભઠ્ઠી (ન્યુક્લિયર રિએક્ટર) માં બળતણ તરીકે વપરાય છે.
કોબાલ્ટનો સમસ્થાનિક કેન્સરની સારવારમાં અને આયોડિનનો સમસ્થાનિક ગોઇટર રોગની સારવારમાં વપરાય છે.