पृथक गैसीय परमाणुओं और आयनों का ग्राउंड स्टेट इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

आपको परमाणु की संरचना से परिचित होना होगा। परमाणु की संरचना में इलेक्ट्रॉन परमाणु के नाभिक के चारों ओर ऊर्जा स्तरों या कोशों में व्यवस्थित होते हैं। जैसे-जैसे इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, नाभिक के चारों ओर कोशों की संख्या भी बढ़ती है। नाभिक के सबसे निकट का कोश सबसे निम्न ऊर्जा स्तर का प्रतिनिधित्व करता है। प्रत्येक कोश में कितने इलेक्ट्रॉन भरे जा सकते हैं?। इसे सूत्र 2n² से जाना जा सकता है। n शैल की संख्या को दर्शाता है जहाँ n 1,2,3,4 इत्यादि है।

इलेक्ट्रॉन सबसे पहले निम्नतम ऊर्जा स्तर पर भरे जाते हैं, फिर उच्चतर ऊर्जा स्तर पर, और इसी प्रकार आगे भी भरे जाते हैं। प्रत्येक कोश में आगे s, p, d और f द्वारा दर्शाए गए उपकोश होते हैं। s, p, d और f उपकोशों में क्रमशः 2, 6, 10 और 14 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

इसके अलावा, प्रत्येक उपकोश में, कक्षक मौजूद होते हैं। एक कक्षक में अधिकतम 2 इलेक्ट्रॉन भरे जा सकते हैं। चूँकि प्रत्येक कक्षक में अधिकतम 2 इलेक्ट्रॉन रह सकते हैं, इसलिए हम प्रत्येक उपकोश की इलेक्ट्रॉन धारण क्षमता की गणना कर सकते हैं। हम प्रत्येक उपकोश में कक्षकों की संख्या को 2 से गुणा करके ऐसा करते हैं। इस स्थिति में, s उपकोश में 2 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, p उपकोश में 6 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, d उपकोश में 10 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं और f उपकोश में 14 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।

ऑफबाउ का सिद्धांत कक्षकों या उपकोशों की ऊर्जा पर आधारित है और इस सिद्धांत के अनुसार इलेक्ट्रॉन सबसे पहले निम्न ऊर्जा स्तरों को भरते हैं। इलेक्ट्रॉनों का भरना कक्षाओं की ऊर्जा के बढ़ते क्रम में होता है। हम कैसे जानें कि किस कक्षक की ऊर्जा सबसे कम या सबसे अधिक है?। इसके लिए हमें सूत्र (n+l) से परिचित होना होगा। यहाँ n मुख्य क्वांटम संख्या है जो शेल की संख्या को दर्शाती है। l कक्षीय क्वांटम संख्या है जिसका मान इस प्रकार दिया गया है l=n-1। n + l का सबसे कम मान वाला कक्षक पहले भरा जाएगा। हम कक्षकों की ऊर्जा के बढ़ते क्रम का भी पूर्वानुमान लगा सकते हैं, जैसा कि इस चित्र में दिखाया गया है। 1sइसकी सबसे कम ऊर्जा के कारण यह पहले भर जाएगा। तब 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7sइत्यादि को कक्षाओं की ऊर्जा के बढ़ते क्रम के अनुसार भरा जाएगा। ऑफबाउ का सिद्धांत एकल इलेक्ट्रॉन प्रणालियों जैसे हाइड्रोजन परमाणु पर लागू नहीं होता है He+और Li+2आयनों।

कक्षकों की ऊर्जा के क्रम को समझने के बाद हम हंड के नियम की ओर बढ़ते हैं। यह नियम इलेक्ट्रॉनों के युग्मन पर आधारित है। प्रत्येक कक्षक में 2 इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, जैसा कि s कक्षक में देखा जा सकता है। इस नियम के अनुसार, इलेक्ट्रॉन यथासंभव अयुग्मित रहना पसंद करते हैं। किसी उपकोश में इलेक्ट्रॉन केवल तभी युग्मित होते हैं जब उपकोश के सभी कक्षक समांतर स्पिन से आधे भरे होते हैं।

पाउली का अपवर्जन सिद्धांत हमें बताता है कि एक कक्षक में 2 इलेक्ट्रॉनों को सही ढंग से कैसे भरा जा सकता है। इस सिद्धांत के अनुसार प्रत्येक कक्षक विपरीत स्पिन वाले 2 इलेक्ट्रॉनों को समायोजित कर सकता है। एक कक्षक में दो इलेक्ट्रॉनों के पास चार क्वांटम संख्याओं का एक समान समूह नहीं होगा।

इलेक्ट्रॉन के स्पिन को स्पिन क्वांटम संख्या द्वारा दर्शाया जाता है। -1/2 नीचे की ओर या वामावर्त दिशा में घूमने को दर्शाता है तथा +1/2 ऊपर की ओर या दक्षिणावर्त दिशा में घूमने को दर्शाता है।

आइये कैल्शियम का उदाहरण लें और इलेक्ट्रॉनों को भरने के लिए सभी सिद्धांतों और नियमों को लागू करें। कैल्शियम की परमाणु संख्या 20 है। इसलिए, कैल्शियम का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होगा 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²। कैल्शियम के पहले दो इलेक्ट्रॉन 1s कक्षक में फिट होंगे। कैल्शियम के लिए अगले 2 इलेक्ट्रॉन फिट होते हैं 2sकक्षीय। तब 2p, 3s, 3pऔर 4sसभी सिद्धांतों को लागू करते हुए ऑर्बिटल्स भरे जाते हैं।

उप ऊर्जा स्तरों का आरोही क्रम चित्र में दर्शाया गया है।

हमें n+l के सूत्र द्वारा ऊर्जा स्तर में वृद्धि का क्रम प्राप्त हुआ। अब यदि हम इस क्रम को आरोही क्रम में दर्शाएँ तो इसे इस प्रकार दर्शाया जा सकता है।

आयनीकरण ऊर्जा वह ऊर्जा है जो किसी परमाणु के सबसे बाहरी या संयोजकता कोश से इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक होती है। प्रथम आयनन ऊर्जा वह ऊर्जा है जो संयोजकता कोश से प्रथम इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक होती है। यह परमाणु की त्रिज्या के व्युत्क्रमानुपाती होता है। त्रिज्या जितनी बड़ी होगी, उसकी आयनीकरण ऊर्जा उतनी ही कम होगी। ऐसा इसलिए है क्योंकि संयोजकता इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर होंगे। इसलिए, इलेक्ट्रॉनों को निकालना आसान होगा क्योंकि ऐसा करने के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होगी।

आयनीकरण ऊर्जा आवर्त सारणी के आवर्त के साथ बढ़ती है। ऐसा इसलिए है क्योंकि आवर्त सारणी के आवर्त में कोशों की संख्या स्थिर रहने के कारण परमाणु त्रिज्या कम होती जाती है, तथा नाभिकीय आवेश बढ़ता जाता है। हीलियम, निऑन और आर्गन में पूर्ण संयोजकता कोश होते हैं। इस कारण इनसे इलेक्ट्रॉनों को निकालना कठिन होता है। वास्तव में, इनमें आयनीकरण ऊर्जा सबसे अधिक होती है।

लिथियम, सोडियम और पोटेशियम की आयनन ऊर्जा सबसे कम होती है क्योंकि इनके सबसे बाहरी कक्ष में केवल 1 इलेक्ट्रॉन मौजूद होता है। जिन परमाणुओं के संयोजकता कोश में 1 या 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं, उन्हें निकालना आसान होता है। इसलिए उनकी आयनीकरण ऊर्जा कम होती है। जिन परमाणुओं के संयोजी कोश में अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं, उन्हें इलेक्ट्रॉनों को हटाने के लिए अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है।

आइये d5 और d10 उपकोशों की अतिरिक्त स्थिरता पर चर्चा करें। या तो पूर्ण रूप से भरा हुआ या बिल्कुल आधा भरा हुआ d उपकोश विशेष रूप से स्थिर होता है। इस स्थिरता को प्राप्त करने के लिए, d5 या d10 में 1 इलेक्ट्रॉन कम वाला परमाणु या आयन निम्नलिखित कार्य करता है। यह एक इलेक्ट्रॉन को उच्चतम ऊर्जा वाले s उपकोश से रिक्त d उपकोश में स्थानांतरित करता है। आधे भरे और पूर्ण रूप से भरे d कक्षकों की ऊर्जा समान होती है। इसलिए इन्हें पतित कक्षक माना जाता है।

कक्षकों की समान ऊर्जा और इलेक्ट्रॉनों के सममित वितरण के कारण एक ही उपकोश के विभिन्न कक्षकों में इलेक्ट्रॉन अपनी स्थिति का आदान-प्रदान करते हैं। इस आदान-प्रदान के कारण, ऊर्जा की कुछ मात्रा, जिसे हम विनिमय ऊर्जा कहते हैं, मुक्त होती है। इससे परमाणु अधिक स्थिर हो जाता है। अतः अर्धभरे और पूर्णतया भरे कक्षक अधिक स्थायी होते हैं।

उनकी स्थिरता विनिमय ऊर्जा और समरूपता के कारण है। ये कक्षक किसी भी अन्य विन्यास की तुलना में अधिक सममित होते हैं जिससे अधिक स्थिरता प्राप्त होती है। उदाहरण के लिए, क्रोमियम एक रासायनिक तत्व है जिसका प्रतीक Cr तथा परमाणु संख्या 24 है। हम इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार लिख सकते हैं 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²। लेकिन 3d कक्षक की अस्थिरता के कारण यह इलेक्ट्रॉनिक विन्यास गलत है।

अर्ध-भरे और पूर्ण-भरे उप-शैलों में अतिरिक्त स्थिरता होती है। इसलिए, इनमें से एक 4s²इलेक्ट्रॉन कूदता है 3d⁴इसे बनाने के लिए कक्षीय 3d⁵, जो आधा भरा हुआ है। इससे हमें सही कॉन्फ़िगरेशन मिलता है, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹।

अब हम समूह 2,3,5 और 6 की विसंगतियों पर चर्चा करेंगे। समूह के प्रथम सदस्य द्वारा असामान्य व्यवहार प्रदर्शित किया जाता है। प्रत्येक प्रथम सदस्य गुणों में भिन्न होता है और अक्सर किसी अन्य समूह के अन्य तत्वों के साथ विकर्ण संबंध प्रदर्शित करता है। समूह 2 के सदस्यों मेंबेरिलियम अन्य सदस्यों की तुलना में असामान्य व्यवहार दिखाता है। यह एल्युमिनियम के साथ विकर्ण संबंध भी दर्शाता है। समूह 3 के सदस्यों में, बोरॉन परिवार के अन्य तत्वों की तुलना में विचित्र गुण प्रदर्शित करता है। यह सिलिकॉन के साथ विकर्ण संबंध दर्शाता है।

आवर्त सारणी के समूह 2A में क्षारीय मृदा धातुएं शामिल हैं। वे हैं बेरिलियम, मैग्नीशियम, कैल्शियम, स्ट्रोंटियम, बेरियम और रेडियम। आवर्त सारणी के समूह 3A में उपधातु बोरॉन के साथ-साथ एल्युमिनियम, गैलियम, इंडियम और थैलियम धातुएं भी शामिल हैंआवर्त सारणी के समूह 5A हैं pnictogen। वे अधातु नाइट्रोजन और फॉस्फोरस, उपधातु आर्सेनिक और एण्टिमनी, तथा धातु बिस्मथ हैं। आवर्त सारणी के समूह 6A हैं chalcogens। वे अधातुएँ ऑक्सीजन, सल्फर और सेलेनियम, उपधातु टेल्यूरियम और धातु पोलोनियम हैं।

बेरिलियम, एल्युमिनियम के साथ विकर्ण संबंध दर्शाता है क्योंकि बेरिलियम और एल्युमिनियम दोनों के लिए आवेश-आकार अनुपात समान है। एल्युमिनियम की तरह बेरिलियम भी धातु की सतह पर ऑक्साइड परत की उपस्थिति के कारण अम्लों के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है। एल्युमिनियम की तरह बेरिलियम ऑक्साइड भी क्षार की अधिकता में घुल सकता है [Be(OH)4]-2। ये दोनों तत्व प्रबल क्षार में ऑक्सो-ऋणायन बनाते हैं। इन दोनों के हाइड्राइड और क्लोराइड में ब्रिज बॉन्ड होता है। इनमें उभयधर्मी ऑक्साइड होते हैं। इनके ऑक्साइड अत्यंत कठोर होते हैं तथा इनका गलनांक भी उच्च होता है। सभी बेरिलियम यौगिकों और कुछ एल्युमीनियम यौगिकों में सहसंयोजक गुण होते हैं।

बोरोन सिलिकॉन के साथ विकर्ण संबंध दर्शाता है। यह सिलिकॉन की तरह ठोस अम्लीय ऑक्साइड बनाता है। यद्यपि बोरिक अम्ल उभयधर्मी प्रकृति का है, तथापि यह सिलिकिक अम्ल की तरह एक दुर्बल अम्ल है। इनमें साझा ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच संबंध के आधार पर बहुलक बोरेट्स और सिलकेट्स की एक विस्तृत श्रृंखला होती है। ये दोनों गैसीय ऑक्साइड बनाते हैं। समूह 5 के नाइट्रोजन का असामान्य व्यवहार दर्शाता है कि नाइट्रोजन गैस प्रकृति का है जबकि अन्य ठोस हैं। इसका आकार छोटा है तथा आयनीकरण ऊर्जा उच्च है, जो समूह के अन्य तत्वों में भिन्न है। संयोजकता कोश में d-ऑर्बिटल की अनुपलब्धता तथा स्वयं के साथ पाई-पाई बंध बनाने की क्षमता इसे असामान्य प्रकृति का बनाती है। यह द्विपरमाणुक है जबकि अन्य चतुष्परमाणुक हैं। डी-ऑर्बिटल की अनुपस्थिति के कारण, यह समन्वय बंध नहीं बनाता है।

अब हम समूह 6 के ऑक्सीजन के असामान्य व्यवहार पर चर्चा करेंगे। ऑक्सीजन का आकार समूह 6 के अन्य सदस्यों की तुलना में छोटा है। इसकी विद्युत ऋणात्मकता उच्च होती है तथा संयोजकता कोश में d-कक्षक अनुपस्थित होता है। यह एक अधातु और गैस है जबकि अन्य कमरे के तापमान पर ठोस होते हैं। यह समान आकार के तत्वों के साथ अनेक पाई-पाई बंध बनाता है। ऑक्सीजन अनुचुंबकीय है जबकि अन्य प्रतिचुंबकीय प्रकृति के हैं। यह H2O में मजबूत हाइड्रोजन बंध बनाता है जो H2S में उपलब्ध नहीं है।

असामान्य व्यवहार निम्नलिखित कारणों से हो सकता है। असामान्य व्यवहार दिखाने वाले तत्वों का आकार अपने समूह के अन्य सदस्यों की तुलना में छोटा होता है। समूह के अन्य सदस्यों की तुलना में इनमें उच्च विद्युत-ऋणात्मकता और आयनीकरण ऊर्जा भी होती है। उनके छोटे आकार और उच्च आयनीकरण ऊर्जा के कारण उनका आवेश-त्रिज्या अनुपात बड़ा होता है। इनके संयोजकता कोश में d कक्षक नहीं होते। यही कारण है कि वे असामान्य व्यवहार प्रदर्शित करते हैं।