तत्वों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, आवर्त सारणी में स्थान सत्यापित करने के लिए - सत्र 1

धनायन और ऋणायन गठन। धनायन और ऋणायन क्या हैं?। ये दोनों चीजें वास्तव में आयन हैं। आयन एक कण है, जिसमें इलेक्ट्रॉनों और प्रोटॉनों की संख्या असमान होती है। जब भी आपके पास यह होता है, तो आपके पास आवेश युक्त कण होता है जिसे आयन कहते हैं। यदि इलेक्ट्रॉनों की तुलना में प्रोटॉन अधिक हों तो आवेश धनात्मक होगा। यदि प्रोटॉन की तुलना में इलेक्ट्रॉन अधिक हों तो आवेश ऋणात्मक होगा।

धनायन धनात्मक आवेश वाले आयन होते हैं जिनमें इलेक्ट्रॉनों की तुलना में प्रोटॉन अधिक होते हैं। ऋणायन, ऋणात्मक आवेश वाले आयन होते हैं जिनमें प्रोटॉन की तुलना में अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं। आपके विचार में धनायन और ऋणायन कैसे बनते हैं?। धातुएं सामान्यतः धनायन बनाती हैं, और अधातुएं ऋणायन बनाती हैं।

आइये आवर्त सारणी के बायीं ओर से सोडियम का उदाहरण देखें। यह ग्रुप ए में है। इसमें एक संयोजक इलेक्ट्रॉन होता है। सबसे पहले आइये संयोजकता इलेक्ट्रॉन को परिभाषित करें। संयोजकता इलेक्ट्रॉन सबसे बाहरी कोश में स्थित इलेक्ट्रॉन होता है। जब सोडियम अपना एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन खो देता है तो वह धनायन बन जाता है। अतः इसमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या से एक प्रोटॉन अधिक है। इसलिए इसमें धनात्मक आवेश है। आइए ऋणायन के लिए फ्लोरीन का एक और उदाहरण देखें। इसमें सात संयोजकता इलेक्ट्रॉन हैं। अपना अष्टक पूरा करने के लिए उसे एक और इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता है। इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता के माध्यम से, यह ऋणात्मक आवेश वाले फ्लोराइड आयन में परिवर्तित हो जाता है।

संयोजकता कोश में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों को संयोजकता इलेक्ट्रॉन कहते हैं। आवर्त सारणी के एक आवर्त में, जब हम बायीं ओर से दायीं ओर जाते हैं तो संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती जाती है। किसी समूह में संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या ऊपर से नीचे तक स्थिर रहती है। आयनीकरण ऊर्जा वह ऊर्जा है जो किसी परमाणु के संयोजकता कोश से इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक होती है। आवर्त सारणी के एक समूह में, आयनीकरण ऊर्जा ऊपर से नीचे की ओर घटती जाती है। ऐसा इसलिए है क्योंकि त्रिज्या बढ़ जाती है। अतः संयोजकता कोश में इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर हो जाते हैं। इस प्रकार इन्हें आसानी से हटाया जा सकता है।

आवर्त सारणी के एक आवर्त में, आयनीकरण ऊर्जा बायीं ओर से दायीं ओर बढ़ने पर बढ़ती है। ऐसा इसलिए है क्योंकि संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है और परिरक्षण प्रभाव बढ़ जाता है। इसलिए परमाणु के संयोजकता कोश से इलेक्ट्रॉन को निकालना अधिक कठिन हो जाता है।

समूह 1, समूह 2 और समूह 3 या 13 के तत्व धनायन बनाते हैं। समूह 1 के तत्वों में हाइड्रोजन, लिथियम, सोडियम, पोटेशियम, रुबिडियम, सीज़ियम और फ़्रैन्शियम शामिल हैं। समूह 2 के तत्वों में बेरिलियम, मैग्नीशियम, कैल्शियम, स्ट्रोंटियम, बेरियम और रेडियम शामिल हैं। समूह 3 के तत्वों में बोरॉन, एल्युमिनियम, गैलियम, इंडियम, थैलियम और निहोनियम शामिल हैं। समूह 1 जिसमें क्षार धातुएं हैं तथा समूह 2 जिसमें क्षारीय मृदा धातुएं हैं, वे धातुएं हैं जिनके संयोजकता कोश से इलेक्ट्रॉन अलग हो जाते हैं। इसके परिणामस्वरूप आवर्त सारणी में पूर्ववर्ती उत्कृष्ट गैसों के समान ही इलेक्ट्रॉनिक विन्यास या इलेक्ट्रॉनों की संख्या प्राप्त होती है। समूह 3 या समूह 13 के तत्वों में 3 संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं, तथा उत्कृष्ट गैस इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त करने के लिए संभवतः इनसे छुटकारा पाया जाता है। यही कारण है कि समूह 1, 2 और 3 के तत्व धनायन बनाते हैं।

वर्ग 5 या 15, 6 या 16 तथा 7 या 17 के तत्व ऋणायन बनाते हैं। समूह 15 के तत्वों में नाइट्रोजन, फास्फोरस, आर्सेनिक, एंटीमनी, बिस्मथ और मोस्कोवियम शामिल हैं। समूह 16 के तत्वों में ऑक्सीजन, सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम, पोलोनियम और लिवरमोरियम शामिल हैं। समूह 17 के तत्वों में फ्लोरीन, क्लोरीन, ब्रोमीन, आयोडीन, एस्टेटाइन और टेनेसीन शामिल हैं। ये समूह तत्व अधातु हैं और अपने सबसे बाहरी कोश में 3, 2 या 1 इलेक्ट्रॉन जोड़कर उत्कृष्ट गैस के समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पूरा करते हैं। समूह 15 के तत्वों को संयोजकता कोश पूरा करने के लिए 3 इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है तथा 3 इलेक्ट्रॉनों को जोड़कर वे त्रि-ऋणात्मक ऋणायन बनाते हैं।

समूह 16 के तत्वों को संयोजकता कोश पूरा करने के लिए संयोजकता कोश में 2 इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। संयोजकता कोश को पूरा करके, वे बनाते हैं ⁻²ऋणायन। समूह 17 के तत्वों के संयोजकता कोश में 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं तथा उन्हें अपना संयोजकता कोश पूरा करने के लिए केवल 1 इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है। 1 इलेक्ट्रॉन जोड़कर वे कोश को पूरा करते हैं और ऋणात्मक ऋणायन बनाते हैं।

समूह 4 या 14 के तत्व। कार्बन परिवार के सबसे बाहरी कक्ष में 4 इलेक्ट्रॉन होते हैं। इसलिए उन्हें अपना अष्टक पूरा करने के लिए ठीक 4 इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है। लेकिन 4 इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने के लिए बहुत अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है। इसके बजाय वे एक दूसरे के साथ इलेक्ट्रॉनों को साझा करके सहसंयोजक बंधन बनाते हैं।

ऑक्सीकरण अवस्था। ऑक्सीकरण अवस्था इलेक्ट्रॉनों की वह संख्या है जो एक विशेष परमाणु प्राप्त कर सकता है, त्याग सकता है, या किसी अन्य परमाणु के साथ साझा कर सकता है। इसका प्रयोग किसी भी तत्व या यौगिक के लिए किया जा सकता है। इसे अरबी अंकों द्वारा दर्शाया जाता है, तथा आवेश को ऋणात्मक या धनात्मक चिह्न द्वारा दर्शाया जाता है। यह केवल यौगिक में परमाणु के विद्युत आवेश को इंगित करता है। यह परमाणु में हो सकने वाले बंधों की संख्या को इंगित नहीं करता है। शुद्ध तत्व की ऑक्सीकरण अवस्था सदैव शून्य होती है। उदाहरण के लिए यदि हम लें Ca⁺²और O⁻²कैल्शियम और ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्था क्रमशः +2 और -2 है।

तात्विक अवस्था। कोई भी परमाणु जो असंयुक्त हो तथा जिसका आवेश उदासीन हो तथा ऑक्सीकरण अवस्था 0 हो, उसे तात्विक अवस्था कहते हैं। शुद्ध तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था सदैव शून्य होती है। तांबे की तात्विक अवस्था 0 है, ठीक वैसे ही जैसे लोहे की। अपवाद यह है कि H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂और F₂द्विपरमाणुक अणु के रूप में विद्यमान, मूल अवस्था में शून्य ऑक्सीकरण अवस्था वाला।

किसी यौगिक के भीतर ऑक्सीकरण अवस्था। सभी धातुओं के यौगिक धनात्मक ऑक्सीकरण अवस्था वाले होते हैं। अधातुओं वाले यौगिक में हाइड्रोजन की ऑक्सीकरण अवस्था +1 होती है। धातुओं के साथ यौगिक में हाइड्रोजन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 होती है। एक यौगिक में ऑक्सीकरण अवस्था 2 या 3 तत्वों की हो सकती है। यहां इसके कुछ उदाहरण दिए गए हैं।

तत्वों की उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था। रूथेनियम, ज़ेनॉन, ऑस्मियम, इरीडियम, हैसियम और प्लूटोनियम के कुछ संकुलों के टेट्रॉक्साइडों में ऑक्सीकरण अवस्था +8 होती है, जो उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था के उदाहरण हैं। सबसे कम ज्ञात ऑक्सीकरण अवस्था -4 है। यह कार्बन समूह के कुछ तत्वों में देखा जाता है। ऑक्सीकरण-अपचयन क्षमता। ऑक्सीकरण इलेक्ट्रॉनों की हानि है। वे सभी तत्व जो किसी अन्य वस्तु से इलेक्ट्रॉन लेकर आयन बना सकते हैं, ऑक्सीकरण एजेंट हैं। इसलिए, वह ऑक्सीकरण क्षमता, उस तत्व की किसी अन्य प्रजाति को ऑक्सीकरण करने की शक्ति है। इसका अर्थ यह है कि ऑक्सीकरण क्षमता वाले तत्वों का अपचयन हो रहा है।

अपचयन, इलेक्ट्रॉनों का लाभ है। वे तत्व जो सम्भवतः किसी अन्य प्रजाति को इलेक्ट्रॉन दे सकते हैं, अपचायक कहलाते हैं। इसलिए, अपचायक क्षमता उस तत्व की किसी अन्य प्रजाति को अपचयित करने की शक्ति है। इसका अर्थ यह है कि अपचायक क्षमता वाले तत्वों का ऑक्सीकरण हो रहा है।

आवर्त सारणी के किसी आवर्त में जैसे-जैसे हम बायीं ओर से दायीं ओर बढ़ते हैं, ऑक्सीकरण क्षमता बढ़ती जाती है। बायीं ओर के तत्वों में प्रबल अपचयन क्षमता होती है, क्योंकि वे प्रबल अपचायक होते हैं। इसी प्रकार आवर्त में बायीं ओर से दायीं ओर अपचयन क्षमता घटती जाती है। समूहों में, कम करने का व्यवहार या गुण, ऊपर से नीचे की ओर बढ़ता है। समूहों में ऑक्सीकरण क्षमता ऊपर से नीचे की ओर घटती जाती है।