तत्वों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास, आवर्त सारणी में स्थान सत्यापित करने के लिए - सत्र 3

ऑक्सीकरण का विद्युत ऋणात्मकता पर प्रभाव। किसी तत्व की ऑक्सीकरण अवस्था में वृद्धि के साथ विद्युत ऋणात्मकता भी बढ़ जाती है। विद्युत ऋणात्मकता जितनी अधिक होगी, तत्व उतना ही अधिक इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करेगा। उच्च विद्युत ऋणात्मकता ऑक्सीकरण संख्या वाले परमाणु आमतौर पर अधातु होते हैं। इनकी ऑक्सीकरण संख्या ऋणात्मक होती है। अन्य जिनमें कम विद्युत ऋणात्मकता होती है, वे धात्विक प्रकृति के होते हैं। इनकी ऑक्सीकरण संख्या धनात्मक होती है। आवर्त सारणी के किसी भी समूह में ऑक्सीकरण अवस्था परिवर्तित नहीं होती। ऐसा इसलिए है क्योंकि समूह के सभी तत्वों की संयोजकता समान होती है। आवर्त सारणी में बाएं से दाएं जाने पर क्या होता है?। ऑक्सीकरण increasesएक से चार और फिर चार से एक तक घट जाता है।

विद्युत ऋणात्मकता पर आवेश का प्रभाव। नाभिक में धनात्मक आवेश वाले प्रोटॉन ऋणात्मक आवेश वाले इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करते हैं। इसलिए, यदि प्रोटॉन अधिक होंगे तो इलेक्ट्रॉनों का आकर्षण भी अधिक होगा। इसके परिणामस्वरूप विद्युत ऋणात्मकता अधिक हो जाती है। इसलिए, विद्युत ऋणात्मकता increasesआवर्त सारणी में बाएं से दाएं।

इलेक्ट्रॉन आत्मीयता। यह ऊर्जा में परिवर्तन है जब गैसीय अवस्था में एक उदासीन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है। इस प्रक्रिया में ऊर्जा मुक्त होती है। यह एक उदासीन परमाणु द्वारा इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने की सम्भावना है। एक परमाणु उदासीन आवेश रखता है तथा एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करके ऋणात्मक आयन में परिवर्तित हो जाता है। चूँकि ऊर्जा में परिवर्तन एक ऊष्माक्षेपी प्रक्रिया है, अतः इलेक्ट्रॉन बंधुता के लिए ΔE ऋणात्मक है। इसलिए इलेक्ट्रॉन बंधुता धनात्मक है। किसी परमाणु की इलेक्ट्रॉन बंधुता जितनी अधिक होगी, वह उतना ही अधिक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने में सक्षम होगा। कम इलेक्ट्रॉन बंधुता वाले परमाणु आसानी से इलेक्ट्रॉन स्वीकार नहीं करते हैं।

इलेक्ट्रॉन बंधुता को इलेक्ट्रॉन प्राप्त करते समय होने वाले ऊर्जा में परिवर्तन से मापा जा सकता है EA = -ΔE। हमें दो प्रकार की आत्मीयताएं जाननी चाहिए। प्रथम इलेक्ट्रॉन बंधुता। यह वह ऊर्जा है जो किसी उदासीन परमाणु में इलेक्ट्रॉन जुड़ने पर मुक्त होती है। द्वितीय इलेक्ट्रॉन बंधुता। यह वह ऊर्जा है जो ऋणात्मक आयन में इलेक्ट्रॉन जुड़ने पर मुक्त होती है। दूसरा इलेक्ट्रॉन धनात्मक है। ऐसा इसलिए है क्योंकि उदासीन परमाणु की तुलना में ऋणात्मक आयन में इलेक्ट्रॉन जोड़ने के लिए अधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है।

आइये प्रथम और द्वितीय इलेक्ट्रॉन बंधुता के लिए ऑक्सीजन का उदाहरण देखें। ऑक्सीजन की प्रथम इलेक्ट्रॉन बंधुता इस प्रकार है। यह एक उदासीन ऑक्सीजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ने पर ऊर्जा में होने वाला नकारात्मक परिवर्तन है। दूसरा इलेक्ट्रॉन बंधुता धनात्मक है। ऐसा इसलिए क्योंकि पहले से ही ऋणात्मक आयन में इलेक्ट्रॉन जोड़ना कठिन होता है। ऐसा ऋणात्मक आवेशों के प्रतिकर्षण के कारण होता है। जैसा कि हम जानते हैं, आयनीकरण ऊर्जा हमेशा धनात्मक आयनों के निर्माण से संबंधित होती है।

इलेक्ट्रॉन बंधुता ऋणात्मक आयनों से संबंधित है। वे आयनीकरण ऊर्जा के समतुल्य हैं। उनका उपयोग ज्यादातर आवर्त सारणी के समूह 16 और 17 के तत्वों तक ही सीमित है। क्या आप आवर्त सारणी में इलेक्ट्रॉन बंधुता की प्रवृत्ति जानते हैं?। इलेक्ट्रॉन बंधुता परमाणु के आकार पर निर्भर करती है। दूसरे शब्दों में, परमाणु त्रिज्या। परमाणुओं की त्रिज्या के रूप में increase, इलेक्ट्रॉनों के लिए आकर्षण कम हो जाता है। इसलिए, उनकी इलेक्ट्रॉन बंधुता कम हो जाती है।

वैलेंस शैल की स्थिरता। वैलेंस शैल के रूप में increases, इलेक्ट्रॉनों के लिए आकर्षण कम हो जाता है। इसलिए, इलेक्ट्रॉन बंधुता कम हो जाती है। छोटे परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रॉन बंधुता अधिक होती है। इलेक्ट्रॉनिक विन्यास। स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के लिए, जैसे p³, p⁶, d⁵, d¹⁰, f⁷, f ¹⁴आधा भरा और पूरी तरह भरा, इलेक्ट्रॉन बंधुता अधिक होती है। अन्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यासों के लिए, जो कम स्थायी होते हैं, इलेक्ट्रॉन बंधुता कम होती है।

परमाणु आवेश की सीमा। नाभिकीय आवेश को परमाणु क्रमांक भी कहा जाता है। यह increasesएक period के दौरान। यह भी increases downआवर्त सारणी का समूह। अगर वहाँ होता increaseपरमाणु आवेश में, इसका मतलब है कि वहाँ एक है increaseप्रोटॉन के कारण धनात्मक आवेश में। इसके परिणामस्वरूप अधिक बल लगता है और इलेक्ट्रॉन बंधुता भी अधिक होती है। इलेक्ट्रॉन आत्मीयता increasesपरमाणु आवेश के संबंध में एक period में। हालाँकि, यह समूह ऊपर से नीचे की ओर घटता जाता है। ऐसा इसलिए है क्योंकि प्रत्येक परमाणु अपने ऊपर स्थित परमाणु से काफी बड़ा होता है। इस प्रकार, जोड़ा गया इलेक्ट्रॉन नाभिक से और दूर होता है।

period में आयन बनाने की क्षमता। इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के रूप में increasesperiod में बाएं से दाएं जाने पर, उदासीन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉनों को जोड़कर आयन बनाने की इसकी क्षमता कठिन हो जाती है। परमाणु त्रिज्या में कमी के कारण period में आयन बनाने की क्षमता कम हो जाती है तथा इलेक्ट्रॉन नाभिक से अधिक संख्या में जुड़े होते हैं। इससे आयन बनाने के लिए इलेक्ट्रॉनों को जोड़ना या हटाना कठिन हो जाता है। आवर्त सारणी की period 2 और 3 के रुझान। दूसरे period में लिथियम, बेरिलियम, बोरोन, कार्बन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फ्लोरीन और निऑन हैं। वहीं, तीसरे period में सोडियम, मैग्नीशियम, एल्युमिनियम, सिलिकॉन, फास्फोरस, सल्फर, क्लोरीन और आर्गन हैं।

तब से Ne,Neon, Nऔर Beइनमें क्रमशः पूर्णतः भरे हुए, अर्ध-भरे हुए तथा पूर्ण-भरे हुए उपकोश होते हैं, तथा ये अन्य की तुलना में उच्च इलेक्ट्रॉन बंधुता प्रदर्शित करते हैं। इसके लिए कुछ अपवाद हैं Cऔर N, Fऔर Cl। कार्बन में नाइट्रोजन की तुलना में इलेक्ट्रॉन के प्रति अधिक आकर्षण होता है, क्योंकि नाइट्रोजन का अर्ध-भरा संयोजकता कोश अधिक स्थिर होता है। इस प्रकार इसकी इलेक्ट्रॉनों के प्रति बंधुता कम होती है। अपने छोटे आकार के कारण फ्लोरीन का इलेक्ट्रॉन घनत्व अधिक होता है। इसलिए इसमें क्लोरीन की तुलना में कम इलेक्ट्रॉन बंधुता होती है। दूसरे और तीसरे period के लिए प्रथम इलेक्ट्रॉन बंधुता ऋणात्मक है। इस बीच द्वितीय इलेक्ट्रॉन बंधुता एक धनात्मक मान है। ऐसा इसलिए है क्योंकि पहले से ही ऋणात्मक आयन में इलेक्ट्रॉन जोड़ना अधिक कठिन होता है। रुझान इस प्रकार हैं।

परमाणु त्रिज्या। यह नाभिक और बाह्यतम या संयोजकता कोश में इलेक्ट्रॉनों के बीच की दूरी है। इसे पिकोमीटर में मापा जाता है। क्या आप किसी भी तत्व की त्रिज्या का अनुमान लगा सकते हैं?। हाइड्रोजन में नाभिक के चारों ओर केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है। इस संयोजी इलेक्ट्रॉन और नाभिक के बीच की दूरी हाइड्रोजन की परमाणु त्रिज्या है। इसी प्रकार लिथियम में तीन इलेक्ट्रॉन होते हैं और उनमें से केवल एक ही सबसे बाहरी कोश में होता है। इसलिए, इस सबसे बाहरी कोश और नाभिक के बीच की दूरी लिथियम की परमाणु त्रिज्या है।

period भर में परमाणु त्रिज्या प्रवृत्तियाँ। किसी period के बाएँ से दाएँ, परमाणु क्रमांक increasesजबकि गोले की संख्या स्थिर रहती है। इसलिए, प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉन के बीच उच्च आकर्षण के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉन का नाभिक की ओर आकर्षण होने के कारण, परमाणु आकार में कमी आती है। अतः period में परमाणु त्रिज्या बाएं से दाएं घटती जाती है। किसी समूह में ऊपर से नीचे तक परमाणु क्रमांक increasesऔर गोले की संख्या increases। इसका परिणाम यह होता है increaseपरिरक्षण प्रभाव में। इसलिए, परमाणु त्रिज्या increases downइलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच कम आकर्षण के कारण समूह से बाहर रखा गया है।

परमाणु त्रिज्या में अनिश्चितता। जब हम परमाणु त्रिज्या की बात करते हैं, तो संयोजकता कोश में इलेक्ट्रॉन की स्थिति अनिश्चित होती है। इसलिए, हम संयोजकता इलेक्ट्रॉन की स्थिति ज्ञात करने के लिए अनिश्चितता के सिद्धांत का उपयोग करते हैं। इस सिद्धांत के अनुसार, किसी इलेक्ट्रॉन की गति और स्थिति का वर्णन एक ही समय में नहीं किया जा सकता। यदि हमें स्थिति ज्ञात है तो संवेग अज्ञात होगा और इसके विपरीत।

परमाणु त्रिज्या के कई प्रकार हैं। परमाणु त्रिज्या का निर्धारण आबंधित परमाणुओं में किया जाता है, क्योंकि एकल परमाणु मुक्त अवस्था में मौजूद नहीं होते हैं। सहसंयोजक त्रिज्या। सहसंयोजक त्रिज्या एक प्रकार की त्रिज्या है जो सहसंयोजक बंधों के रूप में बंधे परमाणुओं से निर्धारित होती है। यह बंधन दो समान या भिन्न परमाणुओं के बीच हो सकता है। यह उदाहरण क्लोरीन की सहसंयोजक त्रिज्या को दर्शाता है।

धातु त्रिज्या। धात्विक त्रिज्या धात्विक बंधों के माध्यम से बंधे परमाणुओं के बीच होती है। यह उदाहरण सोडियम की धात्विक त्रिज्या को दर्शाता है।

वान्डर वाल्स रेडियस। वान्डर वाल्स त्रिज्या, वान्डर वाल्स बलों से बंधे अणुओं के बीच की त्रिज्या है। यह उदाहरण हीलियम की वेंडर वाल त्रिज्या को दर्शाता है। यह उल्लेखनीय है कि वाण्डरवाल की त्रिज्या धात्विक त्रिज्या से अधिक होती है। धात्विक त्रिज्या सहसंयोजक त्रिज्या से अधिक होती है।

आयोनिक त्रिज्या। आयनिक त्रिज्या को आयनिक बंध वाले ऋणायनों और धनायनों के बीच की दूरी का उपयोग करके मापा जाता है। आयनिक यौगिकों के अंदर ऋणायनों और ऋणायनों की स्थिति को गोले की पैकिंग के रूप में देखा जा सकता है। फैटायनों occupyऋणायनों के बीच छोटी जगहें। छोटे धनायन occupyऋणायनों के बीच चतुष्फलकीय छिद्र। बड़े धनायन occupyऋणायनों के बीच अष्टफलकीय छिद्र। लेकिन बड़े धनायन कर सकते हैं occupyऋणायनों की एक सरल घनीय सरणी में घनीय छिद्र।

यहाँ NaCl की आयनिक त्रिज्या का एक उदाहरण दिया गया है। आयनिक क्रिस्टल के अंदर दो आयनों के बीच की दूरी एक्स-रे क्रिस्टलोग्राफी द्वारा निर्धारित की जाती है। एक्स-रे क्रिस्टलोग्राफी किसी क्रिस्टल की इकाई कोशिका की भुजाओं की लंबाई बताती है। सोडियम क्लोराइड की इकाई कोष्ठिका के प्रत्येक किनारे की लम्बाई 56402 पिकोमीटर पाई जाती है। सोडियम क्लोराइड की इकाई कोशिका के प्रत्येक किनारे पर परमाणुओं को इस प्रकार व्यवस्थित माना जा सकता है Na⁺, Cl⁻, Na⁺इत्यादि।

इसलिए, किनारा सोडियम और क्लोरीन के बीच के अंतर से दोगुना है। तो दोनों के बीच की दूरी Na⁺और Cl⁻आयन 56402 का आधा है, जो 28201 है। हालाँकि, एक्स-रे क्रिस्टलोग्राफी केवल आयनों के बीच की दूरी बताती है। यह नहीं बताता कि उन आयनों के बीच सीमा कहां है। अतः यह सीधे आयनिक त्रिज्या नहीं देता है।

आयन की प्रकृति भी इसमें योगदान देती है increaseऔर त्रिज्या में कमी। एक धनायन सदैव अपने मूल परमाणु से छोटा होता है। ऐसा इसलिए है क्योंकि इसका नाभिकीय आवेश अपने मूल परमाणुओं की तुलना में अधिक होता है। इसलिए, increaseधनात्मक ऑक्सीकरण अवस्था में, त्रिज्या घट जाती है।

ऋणायन सदैव अपने मूल परमाणु से बड़ा होता है। ऐसा इसलिए है क्योंकि इसका नाभिकीय आवेश अपने मूल परमाणु की तुलना में कम होता है। इसलिए, increaseऋणात्मक ऑक्सीकरण अवस्था में, त्रिज्या increases।