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गुणों में आवधिक प्रवृत्तियाँ
आवर्त सारणी रसायन विज्ञान का एक शक्तिशाली उपकरण है। इसे इस तरह से व्यवस्थित किया गया है कि तत्वों को बढ़ते परमाणु क्रमांक के क्रम में सूचीबद्ध किया गया है, जिससे आवधिक पैटर्न या प्रवृत्तियाँ बनती हैं। ये प्रवृत्तियाँ तत्वों के गुणों के बारे में मूल्यवान जानकारी प्रदान करती हैं, जिससे वैज्ञानिक रासायनिक प्रतिक्रियाओं में व्यवहार की भविष्यवाणी कर सकते हैं। आइए इन प्रवृत्तियों का विस्तार से अध्ययन करें।
1. परमाणु त्रिज्या
परमाणु त्रिज्या सबसे मौलिक रासायनिक गुणों में से एक है। यह परमाणु के आकार को संदर्भित करता है, विशेष रूप से, इलेक्ट्रॉनों के बाहरीतम खोल तक की दूरी।
एक अवधि के दौरान प्रवृत्तियाँ
जब आप एक अवधि के दाएँ से बाएँ जाते हैं, तो परमाणु क्रमांक बढ़ता है। इसका अर्थ है कि नाभिक में और अधिक प्रोटॉन जोड़े जाते हैं, और इलेक्ट्रॉनों को एक ही खोल में जोड़ा जाता है। बढ़ा हुआ नाभिकीय आवेश इलेक्ट्रॉनों को नाभिक की ओर अधिक खींचता है, जिससे एक छोटी परमाणु त्रिज्या होती है।
Na (सोडियम) की परमाणु त्रिज्या Cl (क्लोरीन) से बड़ी है।
समूह में नीचे की ओर प्रवृत्ति
परमाणु त्रिज्या तब बढ़ती है जब आप समूह में नीचे जाते हैं। इसका कारण यह है कि प्रत्येक क्रमिक तत्व में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन खोल होता है, जो नाभिकीय आवेश को बढ़ाने के लिए अधिक होता है, जिससे परमाणु का आकार बढ़ता है।
(K) की त्रिज्या लिथियम (Li) से कहीं अधिक है।
2. आयनीकरण ऊर्जा
आयनीकरण ऊर्जा वह ऊर्जा है जो एक अलग गैसीय परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन हटाने के लिए आवश्यक होती है। यह परमाणु के इलेक्ट्रॉन बंध की ताकत के बारे में जानकारी प्रदान करती है।
एक अवधि के दौरान प्रवृत्तियाँ
आयनीकरण ऊर्जा सामान्यतः एक अवधि में बढ़ती है। नाभिक में अधिक प्रोटॉन की उपस्थिति के कारण, इलेक्ट्रॉनों को अधिक कसकर बांधा जाता है, जिससे उन्हें हटाना कठिन हो जाता है।
Na की आयनीकरण ऊर्जा Ar से कम है क्योंकि अवधि भर में नाभिकीय आवेश बढ़ता है।
समूह में नीचे की ओर प्रवृत्ति
आयनीकरण ऊर्जा तब घटती है जब हम समूह में नीचे जाते हैं। बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर होते हैं और आंतरिक-खोल इलेक्ट्रॉनों से एक शील्डिंग प्रभाव का अनुभव करते हैं, जिससे उन्हें हटाना आसान हो जाता है।
Li की तुलना Cs से करें, तो सीज़ियम की आयनीकरण ऊर्जा कम होती है क्योंकि इसका बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर होता है।
3. इलेक्ट्रॉन अभिरुचि
इलेक्ट्रॉन अभिरुचि मापती है कि एक परमाणु कितनी आसानी से एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त कर सकता है। यह गुण एक तटस्थ परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ने पर ऊर्जा परिवर्तन का प्रतिनिधित्व करता है।
एक अवधि के दौरान प्रवृत्तियाँ
सामान्यतः, इलेक्ट्रॉन अभिरुचि नकारात्मक (अधिक ऊर्जा मुक्त होती है) हो जाती है जब आप एक अवधि में बाएँ से दाएँ चलते हैं। परमाणु अधिक उत्सुकता से इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करते हैं ताकि वे एक पूर्ण संयोजक खोल प्राप्त कर सकें।
(Cl) की इलेक्ट्रॉन अभिरुचि सोडियम (Na) से अधिक नकारात्मक होती है।
समूह में नीचे की ओर प्रवृत्ति
इलेक्ट्रॉन अभिरुचि तब कम नकारात्मक होती है जब हम समूह में नीचे जाते हैं। अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन खोल आने वाले इलेक्ट्रॉनों पर नाभिक के सकारात्मक आकर्षण को कम कर देते हैं।
F की इलेक्ट्रॉन अभिरुचि I (आइोडीन) से अधिक होती है।
4. इलेक्ट्रोनगेटिविटी
इलेक्ट्रोनगेटिविटी एक रासायनिक बंध में एक परमाणु की साझा इलेक्ट्रॉनों को खींचने की प्रवृत्ति का संकेत देती है। यह परमाणुओं के बीच बंध की प्रकृति को निर्धारित करने में एक महत्वपूर्ण कारक है।
एक अवधि के दौरान प्रवृत्तियाँ
एक अवधि के दौरान इलेक्ट्रोनगेटिविटी बढ़ती है। तालिका के दाएँ ओर के परमाणुओं में अधिक प्रोटॉन होते हैं, जिससे इलेक्ट्रॉनों का अधिक आकर्षण होता है।
(O) कार्बन (C) से अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव है।
समूह में नीचे की ओर प्रवृत्ति
समूह में नीचे जाते समय इलेक्ट्रोनगेटिविटी घटती है। अधिक परमाणु त्रिज्या और अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन खोल साझा इलेक्ट्रॉनों पर खींच को कमजोर करते हैं।
(F) आयोडीन (I) से अधिक इलेक्ट्रोनगेटिव है।
निष्कर्ष
परमाणु त्रिज्या, आयनीकरण ऊर्जा, इलेक्ट्रॉन अभिरुचि और इलेक्ट्रोनगेटिविटी में आवधिक प्रवृत्तियाँ तत्वों के व्यवहार की प्रणालीगत और पूर्वानुमेय प्रकृति को प्रकट करती हैं। इन प्रवृत्तियों को समझने से वैज्ञानिकों को रासायनिक प्रतिक्रियशीलता और बंध की प्रकृति के बारे में सूचित पूर्वानुमान लगाने में मदद मिलती है। इस प्रकार के पैटर्न गहन खोजों, प्रयोगों और रसायन विज्ञान में सैद्धांतिक विकासों का मार्गदर्शन करने के लिए मूलभूत हैं।
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