आवर्ती प्रवृत्तियाँ: प्रभावी नाभिकीय आवेश, आकार और ऊर्जा

प्रभावी नाभिकीय आवेश और परिरक्षण

बाहरी इलेक्ट्रॉन पूरा नाभिकीय आवेश Z महसूस नहीं करता। नाभिक के निकट के इलेक्ट्रॉन उसे आंशिक रूप से निरस्त कर देते हैं, और शुद्ध खिंचाव का वर्णन प्रभावी नाभिकीय आवेश, Zeff = Z − S, से होता है, जहाँ S परिरक्षण स्थिरांक है। निचले कोशों के क्रोड इलेक्ट्रॉन अच्छा परिरक्षण करते हैं। उसी कोश के इलेक्ट्रॉन कमज़ोर परिरक्षण करते हैं, क्योंकि औसतन वे विचाराधीन इलेक्ट्रॉन से नाभिक के अधिक निकट नहीं होते।

एक मोटा अनुमान केवल क्रोड इलेक्ट्रॉनों को गिनता है। सोडियम (Z = 11) और क्लोरीन (Z = 17) दोनों में 10 क्रोड इलेक्ट्रॉन हैं, इसलिए सोडियम का 3s इलेक्ट्रॉन लगभग +1 और क्लोरीन के 3p इलेक्ट्रॉन लगभग +7 महसूस करते हैं। स्लेटर के नियम इसे परिष्कृत करते हैं। ns या np उपकोश के किसी इलेक्ट्रॉन के लिए, उन्हीं ns और np उपकोशों का हर दूसरा इलेक्ट्रॉन S में 0.35 जोड़ता है (1s के भीतर 0.30), कोश n − 1 का हर इलेक्ट्रॉन 0.85 जोड़ता है, और गहरे कोशों का हर इलेक्ट्रॉन 1.00 जोड़ता है।

हल किया गया उदाहरण 1। सोडियम के 3s इलेक्ट्रॉन के लिए S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, इसलिए Zeff = 11 − 8.80 = 2.20। क्लोरीन के किसी एक 3p इलेक्ट्रॉन के लिए S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, इसलिए Zeff = 17 − 10.90 = 6.10। आवर्त 3 में, जोड़ा गया हर प्रोटॉन उसी कोश के जुड़े इलेक्ट्रॉन से केवल आंशिक रूप से संतुलित होता है, इसलिए n के 3 पर रहते हुए Zeff बाएँ से दाएँ बढ़ता है।

परमाणु त्रिज्या और समइलेक्ट्रॉनिक आयन

परमाणु त्रिज्या किसी आवर्त में घटती है क्योंकि Zeff बढ़ता है जबकि बाहरी इलेक्ट्रॉन उसी कोश में रहते हैं, इसलिए वे और निकट खिंचते हैं। यह समूह में नीचे की ओर बढ़ती है क्योंकि हर आवर्त एक कोश जोड़ता है, जिससे बाहरी इलेक्ट्रॉन और दूर हो जाते हैं, जबकि Zeff तुलनात्मक रूप से कम बदलता है। सबसे बड़े परमाणु सारणी के निचले बाएँ भाग में और सबसे छोटे ऊपरी दाएँ भाग में होते हैं।

धनायन अपने मूल परमाणु से छोटा होता है: इलेक्ट्रॉन खोने से प्रतिकर्षण घटता है, और मुख्य-समूह के धनायनों के लिए यह आमतौर पर बाहरी कोश को खाली कर देता है। ऋणायन अपने मूल परमाणु से बड़ा होता है, क्योंकि जोड़ा गया इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण बढ़ाता है जबकि नाभिकीय आवेश वही रहता है।

हल किया गया उदाहरण 2। N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ और Al³⁺ को त्रिज्या के क्रम में रखें। पहले इलेक्ट्रॉन गिनें: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 और 13 − 3 सभी 10 के बराबर हैं, इसलिए हर आयन का विन्यास नियॉन जैसा 1s² 2s² 2p⁶ है। इलेक्ट्रॉनों की समान संख्या के साथ, एकमात्र अंतर नाभिकीय आवेश का है, जो 7 से 13 तक बढ़ता है। अधिक प्रोटॉन उसी इलेक्ट्रॉन बादल को और कसकर खींचते हैं, इसलिए क्रम है N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺।

प्रथम आयनन ऊर्जा और उसके उपकोश संबंधी अपवाद

प्रथम आयनन ऊर्जा वह ऊर्जा है जो गैसीय परमाणु से सबसे ढीले बँधे इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए चाहिए: X(g) → X⁺(g) + e⁻। यह आमतौर पर किसी आवर्त में बढ़ती है, क्योंकि Zeff बढ़ता है और त्रिज्या घटती है, और समूह में नीचे की ओर घटती है। NIST आयनन ऊर्जाओं को इलेक्ट्रॉन वोल्ट प्रति परमाणु में सूचीबद्ध करता है; प्रति eV 96.485 kJ/mol से गुणा करने पर वे मोलर इकाइयों में बदल जाती हैं।

NIST Atomic Spectra Database से बदले गए आवर्त 2 के मान हैं Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 और Ne 2080.7 kJ/mol। दो चरण गलत दिशा में जाते हैं। बोरॉन बेरिलियम से नीचे है क्योंकि उसका सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन 2p में है, जो ऊर्जा में ऊँचा है और 2s के युग्म द्वारा आंशिक रूप से परिरक्षित है। ऑक्सीजन नाइट्रोजन से नीचे है क्योंकि उसके चौथे 2p इलेक्ट्रॉन को भरे हुए कक्षक में युग्मित होना पड़ता है, और अतिरिक्त प्रतिकर्षण उसे निकालना आसान बना देता है।

आवर्त 3 में यही दो गिरावटें दिखती हैं: ऐलुमिनियम (577.5 kJ/mol) मैग्नीशियम (737.7 kJ/mol) से नीचे है, और सल्फ़र (999.6 kJ/mol) फ़ॉस्फ़ोरस (1011.8 kJ/mol) से नीचे है। दोहराया गया पैटर्न दिखाता है कि यह उपकोश संरचना से आता है, किसी एक विचित्र तत्व से नहीं।

क्रमिक आयनन ऊर्जाएँ और संयोजकता इलेक्ट्रॉन

हर क्रमिक आयनन ऊर्जा अपने पिछली से अधिक होती है, क्योंकि हर इलेक्ट्रॉन उत्तरोत्तर अधिक धनात्मक आयन से निकलता है। हर उछाल का आकार ही उपयोगी जानकारी है। मध्यम वृद्धि का अर्थ है कि अगला इलेक्ट्रॉन उसी संयोजकता कोश से आता है; बहुत बड़ा उछाल बताता है कि उसे क्रोड से आना पड़ता है, जो नाभिक के निकट है और बहुत कम परिरक्षित है।

हल किया गया उदाहरण 3। NIST मैग्नीशियम की पहली तीन आयनन ऊर्जाएँ 7.646, 15.035 और 80.144 eV देता है। बदलने पर: 7.646 eV × 96.485 kJ/(mol·eV) = 737.7 kJ/mol; 15.035 × 96.485 = 1450.7 kJ/mol; 80.144 × 96.485 = 7732.7 kJ/mol। अनुपात IE₂/IE₁ = 1450.7 / 737.7 = 1.97 है, पर IE₃/IE₂ = 7732.7 / 1450.7 = 5.33 है। दूसरे इलेक्ट्रॉन के बाद का बड़ा उछाल दिखाता है कि मैग्नीशियम में दो संयोजकता इलेक्ट्रॉन हैं, [Ne] 3s², और समझाता है कि सामान्य रसायन-विज्ञान में वह Mg²⁺ क्यों बनाता है पर Mg³⁺ नहीं।

सोडियम में उछाल एक चरण पहले दिखता है। उसकी द्वितीय आयनन ऊर्जा, 4562.4 kJ/mol, उसकी प्रथम, 495.8 kJ/mol, की लगभग 9.2 गुना है, क्योंकि दूसरे इलेक्ट्रॉन को 2p क्रोड से आना पड़ता है।

इलेक्ट्रॉन बंधुता और विद्युत-ऋणात्मकता

इलेक्ट्रॉन बंधुता उस ऊर्जा परिवर्तन का वर्णन करती है जब गैसीय परमाणु एक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है: X(g) + e⁻ → X⁻(g)। चिह्न की परिपाटियाँ भिन्न हैं। OpenStax सहित कुछ पाठ्यपुस्तकें ऊर्जा परिवर्तन बताती हैं, जो ऊर्जा निकलने पर ऋणात्मक होता है; अन्य निकली ऊर्जा को धनात्मक संख्या के रूप में बताती हैं। मानों की तुलना करने से पहले परिपाटी जाँच लें। उत्कृष्ट गैसों को छोड़कर, आवर्त के दाईं ओर के परमाणु सबसे अधिक ऊर्जा छोड़ते हैं, क्योंकि उनका ऊँचा Zeff आने वाले इलेक्ट्रॉन को प्रबलता से आकर्षित करता है।

इलेक्ट्रॉन बंधुता आयनन ऊर्जा से कम नियमित है। क्लोरीन फ़्लुओरीन से अधिक ऊर्जा छोड़ता है, लगभग 349 kJ/mol की तुलना में 328 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook के 3.613 और 3.401 eV के मानों के आधार पर। फ़्लुओरीन के सघन 2p उपकोश में जोड़ा गया इलेक्ट्रॉन अधिक प्रबल प्रतिकर्षण से मिलता है। बेरिलियम, नाइट्रोजन और उत्कृष्ट गैसों में स्थायी गैसीय ऋणायन बनाने की बहुत कम या कोई प्रवृत्ति नहीं होती, क्योंकि जोड़ा गया इलेक्ट्रॉन किसी उच्च उपकोश में जाता या अर्ध-भरे उपकोश में युग्मित होता।

विद्युत-ऋणात्मकता अणु में किसी परमाणु की आबंध के इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता है। आयनन ऊर्जा के विपरीत, इसे अलग-थलग परमाणु पर नहीं मापा जाता; यह आबंध ऊर्जाओं या अन्य आँकड़ों से निकाली जाती है, और पाउलिंग पैमाना सबसे अधिक उपयोग होता है। फ़्लुओरीन सबसे अधिक है, लगभग 4.0। विद्युत-ऋणात्मकता किसी आवर्त में बढ़ती है और समूह में नीचे की ओर घटती है, इसलिए आबंध की ध्रुवणता H–F से H–Cl और H–Br होते हुए H–I तक घटती है।

आवर्ती प्रवृत्तियों को समझाने की आम गलतियाँ

प्रवृत्ति के प्रश्नों में आमतौर पर केवल क्रम नहीं, स्पष्टीकरण का भी मूल्यांकन होता है।

पूर्ण स्पष्टीकरण तुलना का नाम बताता है (वही कोश या भिन्न कोश), बताता है कि Zeff या दूरी का क्या होता है, और उस परिवर्तन को विचाराधीन इलेक्ट्रॉन पर लगने वाले बल से जोड़ता है।

• यह कहना कि परमाणु इसलिए छोटा है क्योंकि उसमें अधिक इलेक्ट्रॉन हैं। किसी आवर्त में इलेक्ट्रॉन उसी कोश में प्रवेश करते हैं; आकार इसलिए घटता है क्योंकि Zeff बढ़ता है।
• समूह की प्रवृत्ति को केवल 'अधिक कोश' से समझाना, यह बताए बिना कि समूह में नीचे की ओर Zeff कम बदलता है।
• आयनन ऊर्जा को किसी आवर्त में कड़ाई से बढ़ती हुई मानना। समूह 2 से 13 और समूह 15 से 16 के चरण जाँचें।
• पहले यह जाँचे बिना कि आयन समइलेक्ट्रॉनिक हैं, उनकी तुलना नाभिकीय आवेश से करना।
• इलेक्ट्रॉन बंधुता की चिह्न-परिपाटियों को मिला देना और यह निष्कर्ष निकालना कि अधिक ऋणात्मक संख्या छोटी बंधुता है।
• अलग-अलग सारणियों की त्रिज्याओं की तुलना करना। सहसंयोजी, धात्विक और आयनिक त्रिज्याएँ अलग-अलग तरह से परिभाषित होती हैं।
• इससे समझाना कि परमाणु क्या 'चाहता' है। परमाणुओं का कोई लक्ष्य नहीं होता; आकर्षण, दूरी और प्रतिकर्षण से समझाएँ।