आवधिक रुझान
आवधिक रुझान विशिष्ट पैटर्न हैं जो आवर्त सारणी में मौजूद हैं जो एक निश्चित रासायनिक_तत्व के विभिन्न पहलुओं को दर्शाते हैं। वे वर्ष 1863 में रूसी रसायनज्ञ दिमित्री मेंडेलीव द्वारा खोजे गए थे। प्रमुख आवधिक प्रवृत्तियों में परमाणु त्रिज्या, आयनीकरण ऊर्जा, इलेक्ट्रॉन संबंध, वैद्युतीयऋणात्मकता, वैलेंस (रसायन विज्ञान) और धातु#रासायनिक शामिल हैं। ये प्रवृत्तियाँ उनके संबंधित समूह (आवर्त सारणी) या आवर्त (आवर्त सारणी) के भीतर तत्वों के समान इलेक्ट्रॉन विन्यास और तत्वों की आवधिक प्रकृति के कारण मौजूद हैं। ये प्रत्येक तत्व के गुणों का गुणात्मक मूल्यांकन देते हैं।[1][2]
सारांश
| Periodic property | Across the period | Down the group |
|---|---|---|
| Atomic radius | Decreases | Increases |
| Ionization energy | Increases | Decreases |
| Electron affinity | Increases | Decreases |
| Electronegativity | Increases | Decreases |
| Valency | First increases then decreases | Constant |
| Nonmetallic character | Increases | Decreases |
| Metallic character | Decreases | Increases |
परमाणु त्रिज्या
परमाणु त्रिज्या एक परमाणु में परमाणु नाभिक से सबसे बाहरी परमाणु कक्षीय तक की दूरी है। सामान्य तौर पर, आवर्त में बाएँ से दाएँ जाने पर परमाणु त्रिज्या घटती है, और जब हम एक समूह में नीचे जाते हैं तो यह बढ़ जाती है। ऐसा इसलिए है क्योंकि पीरियड्स में, वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक ही सबसे बाहरी शेल में होते हैं। इसी अवधि में बाएँ से दाएँ जाने पर परमाणु क्रमांक बढ़ता है, जिससे प्रभावी नाभिकीय आवेश में वृद्धि होती है। आकर्षण बल में वृद्धि से तत्वों की परमाणु त्रिज्या कम हो जाती है। जब हम समूह में नीचे की ओर जाते हैं तो नए कोश के जुड़ जाने के कारण परमाणु त्रिज्या बढ़ जाती है।[3][4]
आयनीकरण ऊर्जा
आयनीकरण ऊर्जा ऊर्जा की वह न्यूनतम मात्रा है जो एक गैसीय परमाणु या आयन में एक इलेक्ट्रॉन को नाभिक के आकर्षण बल के प्रभाव से बाहर आने के लिए अवशोषित करनी होती है। इसे आयनीकरण क्षमता के रूप में भी जाना जाता है। पहली आयनीकरण ऊर्जा ऊर्जा की वह मात्रा है जो एक तटस्थ परमाणु से पहले इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक होती है। तटस्थ परमाणु से दूसरे इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक ऊर्जा को दूसरी आयनीकरण ऊर्जा कहा जाता है और इसी तरह।[5] रुझान के अनुसार, आधुनिक आवर्त सारणी में एक आवर्त में बायें से दायें जाने पर, परमाणु आवेश बढ़ने और परमाणु आकार घटने के साथ आयनन ऊर्जा बढ़ती है। परमाणु आकार में कमी के परिणामस्वरूप इलेक्ट्रॉनों और नाभिक के बीच अधिक शक्तिशाली आकर्षण बल होता है। हालाँकि, मान लीजिए कि एक समूह में कोई नीचे जाता है। उस मामले में, आयनीकरण ऊर्जा कम हो जाती है क्योंकि वैलेंस शेल जोड़ने के कारण परमाणु आकार बढ़ जाता है, जिससे इलेक्ट्रॉनों के लिए नाभिक का आकर्षण कम हो जाता है।[6][7]
इलेक्ट्रॉन बंधुता
एक आयन बनाने के लिए एक तटस्थ गैसीय परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ने पर जारी ऊर्जा को इलेक्ट्रॉन संबंध के रूप में जाना जाता है।[8] ट्रेंड-वार, जैसे-जैसे एक अवधि में बाएं से दाएं की ओर बढ़ता है, प्रभावी परमाणु चार्ज बढ़ने के साथ-साथ इलेक्ट्रॉन संबंध बढ़ेगा और परमाणु आकार घटता जाएगा जिसके परिणामस्वरूप नाभिक और जोड़े गए इलेक्ट्रॉन के आकर्षण का एक अधिक शक्तिशाली बल होता है। हालाँकि, मान लीजिए कि एक समूह में कोई नीचे जाता है। उस स्थिति में, वैलेंस शेल जोड़ने के कारण परमाणु आकार बढ़ने के साथ इलेक्ट्रॉन संबंध कम हो जाएगा, जिससे इलेक्ट्रॉनों के लिए नाभिक का आकर्षण कम हो जाएगा। हालांकि ऐसा लग सकता है कि एक अधातु तत्त्व में सबसे बड़ी इलेक्ट्रॉन बन्धुता होनी चाहिए, इसका छोटा आकार इलेक्ट्रॉनों के बीच पर्याप्त प्रतिकर्षण उत्पन्न करता है, जिसके परिणामस्वरूप क्लोरीन में हलोजन में उच्चतम इलेक्ट्रॉन बन्धुता होती है।[9]
वैद्युतीयऋणात्मकता
एक अणु में एक परमाणु की साझा जोड़ी को अपनी ओर आकर्षित करने की प्रवृत्ति को इलेक्ट्रोनगेटिविटी के रूप में जाना जाता है। यह एक आयामहीन मात्रा है क्योंकि यह केवल एक प्रवृत्ति है।[10] इलेक्ट्रोनगेटिविटी को मापने के लिए सबसे अधिक इस्तेमाल किया जाने वाला पैमाना लिनस पॉलिंग द्वारा डिजाइन किया गया था। उनके सम्मान में पैमाने को पॉलिंग इलेक्ट्रोनगेटिविटी स्केल नाम दिया गया है। इस पैमाने के अनुसार, फ्लोरीन सबसे अधिक विद्युतीय तत्व है, जबकि सीज़ियम सबसे कम विद्युतीय तत्व है।[11]
रुझान के अनुसार, जैसे-जैसे आधुनिक आवर्त सारणी में एक आवर्त में बाएँ से दाएँ जाता है, परमाणु आवेश बढ़ने और परमाणु आकार घटने के साथ-साथ वैद्युतीयऋणात्मकता बढ़ती है। हालांकि, यदि कोई एक समूह में नीचे जाता है, तो इलेक्ट्रोनगेटिविटी कम हो जाती है क्योंकि वैलेंस शेल के अतिरिक्त होने के कारण परमाणु आकार बढ़ जाता है, जिससे इलेक्ट्रॉनों के लिए परमाणु का आकर्षण कम हो जाता है।[12] हालाँकि, समूह XIII (बोरॉन समूह) में, इलेक्ट्रोनगेटिविटी पहले बोरॉन से अल्युमीनियम तक घट जाती है और फिर समूह में बढ़ जाती है। यह इस तथ्य के कारण है कि जैसे-जैसे हम समूह में नीचे जाते हैं, परमाणु आकार बढ़ता जाता है, लेकिन साथ ही आंतरिक d और f इलेक्ट्रॉनों के खराब परिरक्षण प्रभाव के कारण प्रभावी परमाणु आवेश बढ़ता है। नतीजतन, इलेक्ट्रॉनों के लिए नाभिक के आकर्षण का बल बढ़ता है और इसलिए इलेक्ट्रोनगेटिविटी एल्यूमीनियम से थालियम तक बढ़ जाती है।[13][14]
संयोजकता
किसी तत्व की संयोजकता उन इलेक्ट्रॉनों की संख्या है जो एक ऑक्टेट नियम प्राप्त करने के लिए एक परमाणु द्वारा खोया या प्राप्त किया जाना चाहिए। सरल शब्दों में, यह रासायनिक यौगिक बनाने के लिए किसी तत्व की संयोजन क्षमता का माप है। बाह्यतम कोश में पाए जाने वाले इलेक्ट्रॉनों को आमतौर पर संयोजी इलेक्ट्रॉनों के रूप में जाना जाता है; संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या एक परमाणु की संयोजकता निर्धारित करती है।[15][16] प्रवृत्ति के अनुसार, आवर्त में बाएँ से दाएँ जाने पर, तत्वों के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है और 1 से 8 के बीच बदलती रहती है। लेकिन तत्वों की संयोजकता पहले 1 से 4 तक बढ़ती है, और फिर जैसे-जैसे हम पहुँचते हैं, यह घटकर शून्य हो जाती है। नोबल गैस। हालांकि, जैसे-जैसे हम समूह में नीचे की ओर बढ़ते हैं, संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या नहीं बदलती। अत: किसी वर्ग विशेष के सभी तत्वों की संयोजकता समान होती है। हालांकि, भारी तत्वों, विशेष रूप से एफ ब्लॉक और संक्रमण धातु के लिए इस आवधिक प्रवृत्ति का बहुत कम पालन किया जाता है। ये तत्व परिवर्ती संयोजकता प्रदर्शित करते हैं क्योंकि इन तत्वों में d-ऑर्बिटल अंतिम कक्षीय के रूप में और s-ऑर्बिटल सबसे बाहरी कक्षीय के रूप में होते हैं। इन (n-1)d और ns कक्षकों की ऊर्जा अपेक्षाकृत निकट होती है।[17][18]
धात्विक और अधात्विक गुण
धातु आम तौर पर समूहों में वृद्धि करते हैं, क्योंकि नाभिक और सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉनों के बीच घटते आकर्षण के कारण ये इलेक्ट्रॉन अधिक शिथिल रूप से बंधे होते हैं और इस प्रकार गर्मी और बिजली का संचालन करने में सक्षम होते हैं। प्रत्येक अवधि में, बाएं से दाएं, नाभिक और सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉनों के बीच बढ़ता आकर्षण धात्विक चरित्र को कम करने का कारण बनता है। इसके विपरीत, अधात्विक गुण समूहों में नीचे की ओर घटता है और अवधियों में बढ़ता है।[19][20]
यह भी देखें
संदर्भ
- ↑ आवर्त सारणी I. Structure and Bonding (in English). Vol. 181. 2019. doi:10.1007/978-3-030-40025-5. ISBN 978-3-030-40024-8. S2CID 211038510.
- ↑ Schrobilgen, Gary J. (2019), Mingos, D. Michael P. (ed.), "Chemistry at the Edge of the Periodic Table: The Importance of Periodic Trends on the Discovery of the Noble Gases and the Development of Noble-Gas Chemistry", The Periodic Table I: Historical Development and Essential Features, Structure and Bonding (in English), Cham: Springer International Publishing, pp. 157–196, doi:10.1007/430_2019_49, ISBN 978-3-030-40025-5, S2CID 213379908, retrieved 2022-07-02
- ↑ "परमाणु और आयनिक त्रिज्या". www.chemguide.co.uk. Retrieved 2022-06-30.
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- ↑ "C9.1 – Periodic Trends". IGCSE AID (in English). 2018-03-05. Retrieved 2022-07-02.
