परमाणु संरचना को केसे समझे ? PARMANU SANRACHNA KO KAISE SAMJHE ?

PARMANU SANRACHNA KO KAISE SAMJHE.डाल्टन ने बताया की परमाणु सबसे छोटा पार्टिकल होता है.जिसे और छोटे  भागों में विभक्त नहीं किया जा सकता.यह सिधांत कई वर्षों तक चलता रहा.उसके बाद कई साइंटिस्ट द्वारा प्रयोग करके यह पता लगाया की परमाणु को SUBATOMIC पार्ट में डिवाइड किया जा सकता हैं.

PARMANU SANRACHNA KO KAISE SAMJHE

परमाणु संरचना को समझने के लिए हमें इसके छोटे-छोटे भाग को समझ लेते हैं.तो परमाणु की संरचना अपने आप समझ आ जाएगी.परमाणु के कुछ स्पेशल पार्ट होते हैं जिसे इलेक्ट्रान,प्रोटान और न्यूट्रॉन

परमाणु की संरचना

 एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों से घिरे एक छोटे से घने नाभिक होते हैं। नाभिक में धनावेशित प्रोटॉन और तटस्थ न्यूट्रॉन होते हैं। एक तटस्थ परमाणु में समान संख्या में प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉन होते हैं। परमाणु इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त कर सकते हैं और इस तरह नकारात्मक रूप से चार्ज हो सकते हैं।

या वे इलेक्ट्रॉनों को खो सकते हैं और सकारात्मक चार्ज हो सकते हैं। हालांकि प्रोटॉन की संख्या में कोई बदलाव नहीं होगा। परमाणु का अधिकांश द्रव्यमान उसके नाभिक में होता है और परमाणु का अधिकांश आयतन उसके इलेक्ट्रॉनों द्वारा भरा जाता है।

एक परमाणु की परमाणु संख्या प्रोटॉन की संख्या और इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है। किसी परमाणु की द्रव्यमान संख्या उसके प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के योग के बराबर होती है। एक परमाणु के न्यूट्रॉन की संख्या भिन्न हो सकती है।इसलिए एक परमाणु की द्रव्यमान संख्याएँ भिन्न हो सकती हैं।

 एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों का वितरण

 कार्बनिक रसायन विज्ञान में इलेक्ट्रॉनों का सबसे बड़ा महत्व है। प्रत्येक तत्व के एक तटस्थ परमाणु में समान संख्या में प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉन होते हैं। क्वांटम यांत्रिकी के अनुसार एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों को कोशों के एक समूह पर कब्जा करने के रूप में माना जा सकता है।

पहला कोश नाभिक के सबसे निकट होता है और बाद के कोश नाभिक से दूर होते हैं। प्रत्येक खोल में उपकोश होते हैं जिन्हें परमाणु कक्षा के रूप में जाना जाता है जिनकी एक विशिष्ट आकृति और ऊर्जा होती है। वे अंतरिक्ष की एक विशिष्ट मात्रा पर कब्जा कर लेते हैं। परमाणु कक्षक जो नाभिक के निकट होता है।उसकी ऊर्जा कम होती है।

 पहले कोश में केवल s परमाणु कक्षक होते हैं। दूसरे कोश में s और तीन अपक्षयी p परमाणु कक्षक होते हैं और तीसरे कोश में इसके अतिरिक्त पांच अपक्षयी परमाणु कक्षक होते हैं। चौथे और उच्चतर कोशों में, इसके अतिरिक्त, सात अपक्षयी f परमाणु कक्षक होते हैं।

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डीजेनरेट ऑर्बिटल्स वे ऑर्बिटल्स होते हैं जिनकी ऊर्जा समान होती है। प्रत्येक परमाणु कक्षक में अधिकतम दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। पहले कोश में केवल दो इलेक्ट्रॉन होते हैं क्योंकि इसमें केवल s परमाणु कक्षक होते हैं। दूसरे कोश में एक s और तीन परमाणु कक्षकों के लिए कुल आठ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।

तीसरे कोश में नौ परमाणु कक्षक होते हैं एक s, तीन p, और पाँच d परमाणु कक्षक, इसलिए अठारह इलेक्ट्रॉन इन नौ परमाणु कक्षकों पर कब्जा कर सकते हैं। चौथे कोश के सोलह परमाणु कक्षक बत्तीस इलेक्ट्रॉनों पर कब्जा कर सकते हैं।

जब इलेक्ट्रॉन सबसे कम ऊर्जा वाले उपलब्ध कक्षकों में होते हैं, तो हम इसे परमाणु का भू-अवस्था इलेक्ट्रॉनिक विन्यास कहते हैं। जमीनी अवस्था में परमाणु पर ऊर्जा लागू होने पर एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉन उच्च ऊर्जा कक्ष में कूद सकते हैं। हम इसे उत्तेजित अवस्था का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास कहते हैं।

निम्नलिखित सिद्धांतों का उपयोग यह निर्धारित करने के लिए किया जाता है कि कौन से ऑर्बिटल्स इलेक्ट्रॉनों पर कब्जा करते हैं:

औफबाऊ सिद्धांत

औफबाऊ सिद्धांत के अनुसार, एक इलेक्ट्रॉन हमेशा उपलब्ध निम्न ऊर्जा orbital  में जाता है। परमाणु orbital  की आपेक्षिक ऊर्जा इस प्रकार है:

1 S < 2 S < 2 P < 3 S <3 P < 4 S < 3 d < 4 P < 5 S < 4 d< 5 P < 6 S < 4 f < 5 d < 6 P< 7 S < 5 f

 1s परमाणु कक्षक 2s परमाणु कक्षीय की तुलना में नाभिक के करीब और ऊर्जा में कम है, जो कि 3s परमाणु कक्षीय की तुलना में ऊर्जा में कम और नाभिक के करीब है।

एक ही कोश में परमाणु कक्षकों की तुलना करते समय, s परमाणु कक्षक p परमाणु कक्षीय की तुलना में ऊर्जा में कम होता है, और p परमाणु कक्षीय d परमाणु कक्षीय की तुलना में ऊर्जा में कम होता है।

पाउली अपवर्जन सिद्धांत

पाउली अपवर्जन सिद्धांत के अनुसार, प्रत्येक परमाणु कक्षक में केवल दो इलेक्ट्रॉन रह सकते हैं, और दो इलेक्ट्रॉन विपरीत स्पिन के होने चाहिए।

हाइड्रोजन परमाणु का एकल इलेक्ट्रॉन 1s परमाणु कक्षक में रहता है, हीलियम परमाणु का दूसरा इलेक्ट्रॉन 1s परमाणु कक्षक को भरता है, लिथियम परमाणु का तीसरा इलेक्ट्रॉन 2s परमाणु कक्षक में रहता है, बेरिलियम परमाणु का चौथा इलेक्ट्रॉन 2s परमाणु कक्षक को भरता है।

बोरॉन परमाणु का पांचवां इलेक्ट्रॉन तीन पतित 2p परमाणु कक्षकों में से किसी एक पर कब्जा कर लेता है।

हंड के नियम के अनुसार, जब पतित कक्षक होते हैं, तो एक इलेक्ट्रॉन युग्मित होने से पहले एक खाली कक्षीय कक्ष पर कब्जा कर लेता है।

आयनिक, सहसंयोजक और ध्रुवीय बंधन

 लुईस के सिद्धांत के अनुसार, एक परमाणु सबसे अधिक स्थिर होता है यदि उसका बाहरी कोश या तो भरा हो या उसमें आठ इलेक्ट्रॉन हों।

तो यह एक भरे हुए बाहरी शेल या एक बाहरी शेल को प्राप्त करने के लिए इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देगा, स्वीकार करेगा या साझा करेगा जिसमें आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं।

इस सिद्धांत को अष्टक नियम कहते हैं। लिथियम (Li) के 2s परमाणु कक्षक में एक एकल इलेक्ट्रॉन होता है।

लिथियम परमाणु एक भरे हुए बाहरी आवरण के साथ समाप्त होता है, एक स्थिर विन्यास अगर यह 2s इलेक्ट्रॉन खो देता है।

 किसी परमाणु से इलेक्ट्रॉन को हटाने पर जो ऊर्जा निकलती है उसे आयनन ऊर्जा कहते हैं।

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लिथियम में अपेक्षाकृत कम आयनीकरण ऊर्जा होती है क्योंकि इलेक्ट्रॉनों के नुकसान से स्थिर विन्यास होता है और सकारात्मक चार्ज हो जाता है।

आवर्त सारणी के पहले स्तंभ के तत्व, क्षार धातु, सभी इलेक्ट्रोपोसिटिव हैं क्योंकि वे अपने सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन को आसानी से खो देते हैं।

आंतरिक कोश में मौजूद इलेक्ट्रॉन, जिन्हें कोर इलेक्ट्रॉन कहा जाता है, रासायनिक बंधन में भाग नहीं लेते हैं। सबसे बाहरी कोश में मौजूद इलेक्ट्रॉनों को वैलेंस इलेक्ट्रॉन कहा जाता है,

और सबसे बाहरी कोश को वैलेंस शेल कहा जाता है। उदाहरण के लिए, कार्बन में दो कोर इलेक्ट्रॉन और चार वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं।

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 Au

किसी तत्व का रासायनिक व्यवहार उसके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर निर्भर करता है।

आवर्त सारणी के एक ही स्तंभ के तत्वों में संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है और रासायनिक गुण समान होते हैं। \

जब हम एक परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों को खींचते हैं,

तो केवल वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को एक बिंदु के रूप में दिखाया जाता है।

सोडियम एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के लिए अपना संयोजकता इलेक्ट्रॉन आसानी से खो देता है और एक सकारात्मक आयन बन जाता है।

फ्लुओरीन स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करने के लिए एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है और एक ऋणात्मक आयन बन जाता है। जब कोई परमाणु इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है तो ऊर्जा निकलती है।

 आयनिक बंधन

 एक रासायनिक यौगिक को आयनिक यौगिक कहा जाता है जिसमें घटक परमाणु आयनों के रूप में मौजूद होते हैं।

क्रिस्टलीय परिणाम तब होता है जब पोटेशियम धातु और क्लोरीन गैस मिश्रित होती है।

एक इलेक्ट्रॉन को पोटेशियम परमाणु से क्लोरीन में स्थानांतरित किया जाता है।

 धनावेशित पोटैशियम आयन और ऋणावेशित क्लोराइड आयन इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण द्वारा एक साथ बंधे रहते हैं।

एक इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण जो आयनों को एक साथ रखता है उसे आयनिक बंधन कहा जाता है।

इस प्रकार की क्रिस्टल संरचना पोटेशियम आयनों और क्लोराइड आयनों के बीच आयनिक बंधों द्वारा बनाए रखी जाती है।

सहसंयोजक बंधन

 सहसंयोजक बंधन में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी होती है जो इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने या प्राप्त करने के बजाय बंधुआ परमाणुओं के बीच साझा की जाती है।

दो हाइड्रोजन परमाणु इलेक्ट्रॉनों को साझा करके एक सहसंयोजक बंधन बना सकते हैं।

सहसंयोजक बंधन के परिणामस्वरूप, प्रत्येक हाइड्रोजन एक स्थिर, भरे हुए बाहरी आवरण इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करता है।

इसी तरह, हाइड्रोजन और क्लोरीन इलेक्ट्रॉनों को साझा करके एक सहसंयोजक बंधन बना सकते हैं।

 इलेक्ट्रॉन जोड़ी बंधन के लिए इस संकेतन का उपयोग करने वाली आणविक संरचनाएं लुईस संरचनाएं कहलाती हैं।

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एक हाइड्रोजन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन को खोकर पूरी तरह से खाली खोल प्राप्त कर सकता है.

और एक सकारात्मक रूप से चार्ज हाइड्रोजन आयन बन सकता है, जिसे प्रोटॉन कहा जाता है।

एक हाइड्रोजन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके एक भरे हुए बाहरी आवरण को प्राप्त कर सकता है,

जिससे एक नकारात्मक रूप से आवेशित हाइड्रोजन आयन बनता है, जिसे हाइड्राइड आयन कहा जाता है।

 कुछ सहसंयोजी यौगिकों में, हालांकि, कुछ संयोजकता इलेक्ट्रॉन साझा नहीं होते हैं।

उदाहरण के लिए, पानी (H2O) में छह वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। इनमें से दो हाइड्रोजन के साथ मिलकर दो ओ-एच सहसंयोजक बंधन बनाते हैं और चार वैलेंस इलेक्ट्रॉन साझा नहीं होते हैं।

ध्रुवीय सहसंयोजक बंध

 कई सहसंयोजक बंधों में, इलेक्ट्रॉनों को दो बंधित परमाणुओं के बीच समान रूप से साझा नहीं किया जाता है।

उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन क्लोराइड में, इलेक्ट्रॉनों को दो परमाणुओं के बीच असमान रूप से वितरित किया जाता है

क्योंकि अणु में इलेक्ट्रॉनों को साझा करने वाले परमाणु अलग-अलग होते हैं और अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटीज होते हैं।

इलेक्ट्रोनगेटिविटी एक परमाणु की प्रवृत्ति है जो बॉन्डिंग इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर खींचती है।

जैसे-जैसे आप आवर्त सारणी की एक पंक्ति में बाएँ से दाएँ जाते हैं या किसी भी स्तंभ में नीचे से ऊपर की ओर बढ़ते हैं, यह बढ़ता जाता है।

वह बंध जिसमें इलेक्ट्रॉन असमान रूप से साझा किए जाते हैं, ध्रुवीय बंधन या ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन कहलाता है।

ध्रुवीय बंधन के एक सिरे पर थोड़ा सा धनात्मक आवेश होता है और दूसरे सिरे पर थोड़ा सा ऋणात्मक आवेश होता है।

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बंधित परमाणुओं के बीच वैद्युतीयऋणात्मकता में जितना अधिक अंतर होगा, बंधन उतना ही अधिक ध्रुवीय होगा।

बंधन ध्रुवीयता की दिशा को एक तीर से इंगित किया जा सकता है।

तीर का सिरा बंधन के ऋणात्मक छोर पर है; तीर की पूंछ के पास एक छोटी लंबवत रेखा बंधन के सकारात्मक अंत को चिह्नित करती है।

 इस संकेतन में, डेल्टा को “आंशिक रूप से” पढ़ा जा सकता है जो इंगित करता है कि एचसीएल का हाइड्रोजन परमाणु “आंशिक रूप से सकारात्मक” है, और क्लोरीन परमाणु “आंशिक रूप से नकारात्मक” है।

सहसंयोजक बंधों वाले यौगिक में असमान इलेक्ट्रॉन वितरण को द्विध्रुव आघूर्ण (µ) नामक मात्रा द्वारा मापा जाता है।

द्विध्रुव आघूर्ण आमतौर पर व्युत्पन्न इकाइयों में दिया जाता है जिसे डेबीज़ कहा जाता है, संक्षिप्त रूप में डी।

द्विध्रुवीय क्षण को निम्नलिखित समीकरण द्वारा परिभाषित किया गया है:

 

μ = क्यू आर

 

इस समीकरण में, q पृथक आवेश का परिमाण है और r धनात्मक आवेश की ओर से ऋणात्मक आवेश के स्थान तक एक सदिश है। उदाहरण के लिए, एचसीएल अणु में 1.08 डी का द्विध्रुवीय क्षण होता है।

जिन अणुओं में स्थायी द्विध्रुवीय क्षण होते हैं उन्हें ध्रुवीय अणु कहा जाता है। कुछ अणुओं में कई ध्रुवीय बंधन होते हैं। ऐसे मामले में, प्रत्येक ध्रुवीय बंधन अपने द्विध्रुवीय क्षण योगदान से जुड़ा होता है, जिसे एक बंधन द्विध्रुवीय कहा जाता है।

ऐसे ध्रुवीय अणु का शुद्ध द्विध्रुव आघूर्ण उसके बंध द्विध्रुवों का सदिश योग होता है। कार्बन डाइऑक्साइड अणु ध्रुवीय अणु नहीं है, भले ही इसमें ध्रुवीय बंधन हों। कार्बन डाइऑक्साइड रैखिक है, और सीओ बांड द्विध्रुव विपरीत दिशाओं में उन्मुख हैं।

इसलिए वे एक दूसरे को रद्द कर देते हैं और द्विध्रुवीय क्षण शून्य होता है।

 [SO2]2- , [NH4]+ और [BF4] जैसी आयनिक प्रजातियों में भी सहसंयोजक बंध होते हैं। उदाहरण के लिए, टेट्राफ्लोरोबोरेट आयन में सहसंयोजक बी-एफ बांड होते हैं।

 प्रत्येक परमाणु पर आवेश को औपचारिक आवेश कहा जाता है और अलग-अलग परमाणुओं पर औपचारिक आवेशों का योग आयन पर कुल आवेश के बराबर होना चाहिए।

संरचना का प्रतिनिधित्व

 लुईस संरचनाएं एक परमाणु के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को डॉट्स के रूप में दर्शाती हैं। लुईस संरचनाओं का उपयोग करके कोई यह पहचान सकता है कि क्या किसी परमाणु में एकाकी-युग्म इलेक्ट्रॉन हैं या एक औपचारिक आवेश है।

उदाहरण के लिए, पानी और हाइड्रॉक्साइड आयनों को लुईस संरचनाओं द्वारा दर्शाया जा सकता है जैसा कि नीचे दिखाया गया है।

बंधन में उपयोग नहीं किए जाने वाले वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को गैर-बंधन इलेक्ट्रॉन या अकेला-जोड़ी इलेक्ट्रॉन कहा जाता है।

एक परमाणु को दिया गया धनात्मक या ऋणात्मक आवेश औपचारिक आवेश कहलाता है; एक पानी के अणु का कोई औपचारिक चार्ज नहीं होता है लेकिन हाइड्रॉक्साइड आयन में ऑक्सीजन परमाणु का औपचारिक चार्ज –1 होता है।

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नाइट्रोजन में पांच वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं और अमोनिया, अमोनियम आयन और एमाइड आयन की लुईस संरचनाएं नीचे दिखाई गई हैं। अमोनियम आयन का औपचारिक प्रभार +1 होता है और एमाइड आयन का औपचारिक प्रभार –1 होता है।

 कार्बन में चार वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं और मीथेन, मिथाइल केशन, मिथाइल आयन और मिथाइल रेडिकल की लुईस संरचनाएं नीचे दिखाई जाती हैं।

जिस प्रजाति में धनात्मक आवेशित कार्बन परमाणु होता है उसे कार्बोकेशन कहा जाता है, और जिस प्रजाति में ऋणात्मक रूप से आवेशित कार्बन परमाणु होता है उसे कार्बनियन कहा जाता है। एक एकल अयुग्मित इलेक्ट्रॉन वाले परमाणु वाली प्रजाति को रेडिकल या फ्री रेडिकल कहा जाता है।

 हाइड्रोजन में एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन होता है और प्रत्येक हैलोजन (F, Cl, Br, I) में सात वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए निम्नलिखित प्रजातियों में संकेतित औपचारिक शुल्क होते हैं:

साझा इलेक्ट्रॉनों के एक जोड़े को दो परमाणुओं के बीच एक रेखा के रूप में भी दिखाया जा सकता है। हाइड्रोजन में एक सहसंयोजक बंधन होता है और कोई अकेला जोड़ा नहीं होता है। हैलोजन में एक सहसंयोजक बंधन और तीन एकाकी जोड़े होते हैं।

पानी की ऑक्सीजन में दो सहसंयोजक बंधन और दो एकाकी जोड़े होते हैं। अमोनिया के नाइट्रोजन में तीन सहसंयोजक बंधन और एक अकेला जोड़ा होता है। हाइड्रोजन को छोड़कर प्रत्येक परमाणु में एक पूर्ण अष्टक होता है जिसमें बाहरी कोश पूरी तरह से भरा होता है।

केकुले संरचनाएं बंधन इलेक्ट्रॉनों को लाइनों के रूप में दर्शाती हैं और अकेला-जोड़ी इलेक्ट्रॉनों को आमतौर पर पूरी तरह से छोड़ दिया जाता है जब तक कि उन्हें रासायनिक प्रतिक्रिया के लिए एक तंत्र बनाने की आवश्यकता न हो।

कभी-कभी किसी यौगिक की संरचना के कुछ सहसंयोजक बंध सरलीकरण के लिए छोड़ दिए जाते हैं। इस प्रकार की संरचनाओं को संघनित संरचनाएं कहा जाता है।

परमाणु कक्षक

 एक कक्षीय नाभिक के चारों ओर एक त्रि-आयामी क्षेत्र होता है जहां इलेक्ट्रॉन मिलने की संभावना अधिक होती है। गणितीय गणना और प्रायोगिक साक्ष्य इंगित करते हैं कि s परमाणु कक्षक एक ऐसा गोला है जिसके केंद्र में केंद्रक होता है।

हाइजेनबर्ग अनिश्चितता सिद्धांत के अनुसार, एक परमाणु कण की स्थिति और गति दोनों को एक साथ निर्धारित नहीं किया जा सकता है।

 

हम कभी नहीं कह सकते कि इलेक्ट्रॉन कहां है। हम केवल इसके संभावित स्थान का वर्णन कर सकते हैं। यदि हम कहते हैं कि एक इलेक्ट्रॉन 1s परमाणु कक्षक में रहता है, तो इसका मतलब है कि अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन को खोजने की 90% से अधिक संभावना है जिसे s कक्षीय के लिए क्षेत्र के रूप में परिभाषित किया गया है।

नाभिक से औसत दूरी 2s परमाणु कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन के लिए 1s परमाणु कक्षीय में एक इलेक्ट्रॉन की तुलना में अधिक होती है। नतीजतन, 2s परमाणु कक्षीय में औसत इलेक्ट्रॉन घनत्व 1s परमाणु कक्षीय में औसत इलेक्ट्रॉन घनत्व से कम है। 1s परमाणु कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन 1s क्षेत्र के भीतर कहीं भी हो सकता है, लेकिन 2s परमाणु कक्षीय में एक नोड होता है जहाँ इलेक्ट्रॉन मिलने की संभावना शून्य होती है।

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s परमाणु कक्षकों के विपरीत, p परमाणु कक्षकों में दो लोब होते हैं जो विपरीत चरण के होते हैं। इन दो चरणों को प्लस और माइनस संकेतों द्वारा निर्दिष्ट किया जा सकता है।

एक तल जो p परमाणु कक्षक के केंद्रक से होकर गुजरता है, एक नोडल तल कहलाता है जो दो पालियों को समद्विभाजित करता है। p कक्षक के नोडल तल में इलेक्ट्रॉन मिलने की प्रायिकता शून्य होती है।

 

हमने देखा है कि तीन पतित p परमाणु कक्षक हैं। पीएक्स कक्षीय एक्स-अक्ष के बारे में सममित है, पी कक्षीय वाई-अक्ष के बारे में सममित है, और पीजेड कक्षीय जेड-अक्ष के बारे में सममित है। ये सभी p कक्षक एक दूसरे के लंबवत हैं। 2p परमाणु कक्षक की ऊर्जा 2s परमाणु कक्षक की ऊर्जा से थोड़ी अधिक होती है।

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