आधुनिक आवर्त सारणी का विकास

(क) डोबेरिनर के त्रिक : उसने समान तत्वों को तीन-तीन के समूहों में व्यवस्थित किया, जिन्हें त्रिक कहा जाता है।

(ख) न्यूलैंड का अष्टक नियम : वह पहला व्यक्ति था जिसने तत्वों के रासायनिक गुणों को उनके परमाणु द्रव्यमानों से संबद्ध किया।

(ग) लोथर मेयर का वर्गीकरण : उसने कई तत्वों के लिए उनके परमाणु द्रव्यमानों के विरुद्ध उनके संबंधित परमाणु आयतनों के बीच एक ग्राफ खींचा। उसने निम्नलिखित प्रेक्षण किए ;

(i) समान गुणों वाले तत्व वक्र पर समान स्थानों पर आते हैं,

**(ii) क्षारीय धातुओं के बड़े परमाणु आयतन होते हैं और वे शिखरों पर होती हैं,

**(iii) संक्रमण तत्व निचले भागों (ट्रफ्स) पर होते हैं,

**(iv) हैलोजन निष्क्रिय गैसों से पहले वक्र के चढ़ते हुए भागों पर होते हैं और

**(v) क्षारीय मृदा धातुएँ वक्र के उतरते हुए भागों के लगभग मध्य बिंदुओं पर स्थित होती हैं। इन प्रेक्षणों के आधार पर उसने निष्कर्ष निकाला कि तत्वों के परमाणु आयतन (एक भौतिक गुण) उनके परमाणु द्रव्यमानों के आवर्ती फलन होते हैं।

(घ) मेंडेलीव की आवर्त सारणी :

मेंडेलीव का आवर्त नियम

तत्वों के भौतिक और रासायनिक गुण उनके परमाणु द्रव्यमानों के आवर्ती फलन होते हैं।

मेंडेलीव की आवर्त सारणी के गुण:

• इसने तत्वों और उनके यौगिकों के अध्ययन को सरल और व्यवस्थित बना दिया है।

• इसने आवर्त सारणी में दी गई खाली जगहों के आधार पर नए तत्वों की खोज की भविष्यवाणी करने में मदद की है।

मेंडेलीव की आवर्त सारणी की कमियाँ:

• हाइड्रोजन की स्थिति अनिश्चित है। इसे IA और VIIA समूहों में रखा गया है।

• समस्थानिकों के लिए कोई अलग स्थान नहीं दिए गए।

• आवर्त सारणी में लैन्थेनाइड्स और एक्टिनाइड्स की असामान्य स्थितियाँ।

• तत्वों की बढ़ती हुई परमाणु भार के क्रम को आवर्त सारणी की व्यवस्था में कड़ाई से नहीं अपनाया गया।

• समान तत्वों को विभिन्न समूहों में रखा गया।

• इसने आवर्तिता का कारण नहीं बताया।

(e) आवर्त सारणी का दीर्घ रूप या मॉज़ले की आवर्त सारणी:

आधुनिक आवर्त नियम (मॉज़ले का आवर्त नियम)

यदि तत्वों को उनके बढ़ते हुए परमाणु क्रमांक के अनुसार व्यवस्थित किया जाए, तो नियमित अंतराल के बाद समान गुणों वाले तत्व दोहराए जाते हैं।

आवर्तिता:

जब तत्वों को बढ़ते हुए परमाणु क्रमांक के क्रम में व्यवस्थित किया जाता है, तो तत्वों के गुणों की नियमित अंतरालों के बाद पुनरावृत्ति को आवर्तिता कहा जाता है।

आवर्तिता का कारण:

तत्वों के गुणों की आवर्त पुनरावृत्ति निश्चित नियमित अंतरालों के बाद समान संयोजक कोश इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की पुनरावृत्ति के कारण होती है।

आधुनिक आवर्त सारणी में क्षैतिज पंक्तियाँ (आवर्त) और ऊर्ध्वाधर स्तंभ (समूह) होते हैं।

आवर्त :

सात आवर्त हैं जिन्हें 1, 2, 3, 4, 5, 6 और 7 के रूप में संख्यांकित किया गया है।

• प्रत्येक आवर्त में एक श्रृंखला के तत्व होते हैं जिनकी समान संयोजकता कोश होती है।

• प्रत्येक आवर्त उस मुख्य क्वांटम संख्या के अनुरूप होता है जो उसमें उपस्थित संयोजकता कोश की होती है।

• प्रत्येक आवर्त एक क्षार धातु से प्रारंभ होता है जिसकी बाह्यतम इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $n s^{1}$ होता है।

• प्रत्येक आवर्त एक अक्रिय गैस पर समाप्त होता है जिसकी बाह्यतम इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $n s^{2} n p^{6}$ होता है, हीलियम को छोड़कर जिसकी बाह्यतम इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $1 s^{2}$ होती है।

• प्रत्येक आवर्त एक नई ऊर्जा स्तर की भरती से प्रारंभ होता है।

• प्रत्येक आवर्त में तत्वों की संख्या उस ऊर्जा स्तर में उपलब्ध परमाणु कक्षकों की संख्या की दोगुनी होती है जिसे भरा जा रहा है।

वर्ग :

अठारह वर्ग हैं जिन्हें 1,2,3,4,5,………………..13,14,15, 16,17,18 के रूप में संख्यांकित किया गया है।

वर्ग में एक श्रृंखला के तत्व होते हैं जिनकी समान संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होता है।

तत्वों का वर्गीकरण :

(a) s-ब्लॉक तत्व

समूह 1 और 2 के तत्व s-ब्लॉक बनाते हैं। सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास [अक्रिय गैस] $ns^{1-2}$ है।

s-ब्लॉक तत्व आवर्त सारणी के अत्यंत बाईं ओर स्थित होते हैं।

(b) p-ब्लॉक तत्व

समूह 13 से 18 तक के तत्व p-ब्लॉक बनाते हैं। सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास [अक्रिय गैस]$ns^{2}np^{1-6}$ है

(c) d-ब्लॉक तत्व

समूह 3 से 12 तक के तत्व d-ब्लॉक बनाते हैं। सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है [अक्रिय गैस] $(n-1) d^{1-10} n s^{1-2}$

(d) f-ब्लॉक तत्व

सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है $(n-2) f^{1-14}(n-1) d^{0-1} n s^{2}$।

सभी f-ब्लॉक तत्व $3^{rd}$ समूह से संबंधित होते हैं।

f-ब्लॉक के तत्वों को दो श्रृंखलाओं में वर्गीकृत किया गया है।

(1) $1^{st}$ आंतरिक संक्रमण या 4 f-श्रृंखला में 14 तत्व होते हैं $Ce_{58}$ से $Lu_{71}$ तक।

(2) $2^{nd}$ आंतरिक संक्रमण या 5 f-श्रृंखला में 14 तत्व होते हैं $Th_{90}$ से $Lr_{103}$ तक।

आवर्त, समूह और ब्लॉक की भविष्यवाणी :

• किसी तत्व का आवर्त उसके संयोजी कोश की प्रधान क्वांटम संख्या के अनुरूप होता है।

• किसी तत्व का ब्लॉक उस उपकोश के प्रकार के अनुरूप होता है जिसमें अंतिम इलेक्ट्रॉन प्रवेश करता है।

• समूह को संयोजी कोश और उपसंयोजी कोश में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से इस प्रकार भविष्यवाणी की जाती है

$\quad $(a) s-ब्लॉक तत्वों के लिए ; $\quad $ समूह संख्या = संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या

$\quad $(b) p-ब्लॉक तत्वों के लिए ; $\quad $ समूह संख्या =10+ संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या

$\quad $(c) d-ब्लॉक तत्वों के लिए ; $\quad $ समूह संख्या = $(n-1)$ उपकोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या + संयोजी कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या

धातु और अधातु :

• धातुओं की विशेषता यह होती है कि वे आसानी से इलेक्ट्रॉन दे देती हैं और चमकदार लस्टर रखती हैं। सभी ज्ञात तत्वों में से $78 %$ से अधिक धातुएँ हैं और ये आवर्त सारणी के बाईं ओर स्थित होती हैं। धातुएँ प्रायः कमरे के तापमान पर ठोस होती हैं (पारा, गैलियम को छोड़कर)। इनके गलनांक और क्वथनांक उच्च होते हैं और ये ऊष्मा तथा विद्युत की अच्छी चालक होती हैं। धातुओं के ऑक्साइड प्रायः क्षारीय प्रकृति के होते हैं (कुछ धातुएँ उच्च ऑक्सीकरण अवस्था में अम्लीय ऑक्साइड बनाती हैं, जैसे $CrO_{3}$)।

• अधातु इलेक्ट्रॉन नहीं देते, बल्कि इलेक्ट्रॉन ग्रहण कर संगत ऋणायन बनाते हैं। अधातु आवर्त सारणी के ऊपर दाईं ओर स्थित होते हैं। अधातु प्रायः कमरे के तापमान पर ठोस, द्रव या गैस होते हैं और इनके गलनांक तथा क्वथनांक निम्न होते हैं। ये ऊष्मा तथा विद्युत के कुचालक होते हैं। अधातुओं के ऑक्साइड प्रायः अम्लीय प्रकृति के होते हैं।

उपधातु (अर्ध-धातु) :

उपधातु में तत्व B, Si, Ge, As, Sb और Te आते हैं।

विकर्ण सम्बन्ध :

विकर्ण सम्बन्ध इसलिए उत्पन्न होता है क्योंकि;

(i) एक वर्ग में नीचे उतरने पर परमाणु और आयनों का आकार बढ़ता है। आवर्त सारणी में बाईं ओर से दाईं ओर जाने पर आकार घटता है।

इस प्रकार तिरछे चलने पर आकार लगभग समान रहता है।
(Li = 1.23 Å और Mg = 1.36 Å ; Li⁺ = 0.76 Å और Mg²⁺ = 0.72 Å)

(ii) कभी-कभी यह सुझाव दिया जाता है कि तिरछा संबंध इसलिए उत्पन्न होता है क्योंकि विद्युतऋणात्मकता मानों में तिरछी समानता होती है।

(Li = 1.0 और Mg = 1.36 ; Be = 1.5 और Al = 1.5 ; B = 2.0 और Si = 1.8)

परमाणु गुणों की आवर्तता :

(i) प्रभावी नाभिकीय आवेश :

प्रभावी नाभिकीय आवेश (Z_eff) = Z − σ, (जहाँ Z वास्तविक नाभिकीय आवेश (तत्व की परमाणु संख्या) है और σ ढाल (स्क्रीनिंग) नियतांक है)। σ का मान, अर्थात् ढाल प्रभाव, स्लेटर नियमों का उपयोग करके निर्धारित किया जा सकता है।

(ii) परमाणु त्रिज्या :

• (A) सहसंयोजक त्रिज्या : यह समान परमाणुओं के दो नाभिकों के बीच की दूरी का आधा होता है जो एकल सहसंयोजक बंध द्वारा बंधित होते हैं। सहसंयोजक त्रिज्या आमतौर पर अधातुओं के लिए प्रयुक्त होती है।

• (B) वान डेर वाल्स त्रिज्या (संघट्ट त्रिज्या) : यह ठोस अवस्था में पदार्थ की दो निकटतम पड़ोसी अणुओं में दो संलग्न परमाणुओं के नाभिकों के बीच की अंतरनाभिकीय दूरी का आधा होता है।

• (C) धात्विक त्रिज्या (क्रिस्टल त्रिज्या) : यह धात्विक क्रिस्टल जालक में दो संलग्न धातु परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी का आधा होता है।

• इस प्रकार, सहसंयोजक, वान डेर वाल्स और धात्विक त्रिज्या का परिमाण इस क्रम में होगा,

$$ r_{\text{covalent}} < r_{\text{Metallic}} < r_{\text{vander walls}} $$

(iii) आयनिक त्रिज्या :

आयनिक बंध में नाभिक के केंद्र से लेकर उस बिंदु तक की प्रभावी दूरी को आयनिक त्रिज्या कहा जाता है, जहाँ तक उसका प्रभाव रहता है।

(iv) आयनन ऊर्जा :

आयनन ऊर्जा (IE) को उस ऊर्जा की मात्रा के रूप में परिभाषित किया जाता है जो किसी एकाकी गैसीय परमाणु से सबसे ढीले से बंधे इलेक्ट्रॉन को हटाकर धनायन बनाने के लिए आवश्यक होती है।

$M(g) \xrightarrow {IE_1} \mathrm{M}^{+} $ + $e^{-1}$ ;

$M^{+}$(g) + $IE_{2}$ $\rightarrow$ $M^{2+}$(g) + $e^{-}$

$\mathrm{M}^{2+}(\mathrm{g})+\mathrm{IE}_{3} \longrightarrow \mathrm{M}^{+3}(\mathrm{~g})+\mathrm{e}^{-}$

$IE_1$ , $IE_2$ और $IE_3$ क्रमशः उस ऊर्जा को दर्शाते हैं जो एक उदासीन परमाणु, एकल आवेशित धनायन और द्विआवेशित धनायन से इलेक्ट्रॉन हटाने के लिए आवश्यक होती है। सामान्यतया

$ (IE_1) \lt (IE_2) \lt (IE_3) $

आयनन ऊर्जा को प्रभावित करने वाले कारक

(A) परमाणु का आकार : परमाणु आकार में वृद्धि के साथ आयनन ऊर्जा घटती है।

(B) नाभिकीय आवेश : नाभिकीय आवेश में वृद्धि के साथ आयनन ऊर्जा बढ़ती है।

(C) आवरण या परिरक्षण प्रभाव : जितने अधिक इलेक्ट्रॉन भीतरी कोशों में होते हैं, आवरण प्रभाव उतना ही अधिक होता है और आकर्षण बल उतना ही कम होता है, इसलिए आयनन ऊर्जा (IE) घट जाती है।

(D) इलेक्ट्रॉन की प्रवेशन क्षमता : एक ही ऊर्जा स्तर के लिए इलेक्ट्रॉनों की प्रवेशन क्षमता क्रम $s>p>d>f$ के अनुसार होती है। इलेक्ट्रॉन की प्रवेशन जितनी अधिक होगी, आयनन ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी।

(E) इलेक्ट्रॉनिक विन्यास : यदि किसी परमाणु के ऑर्बिटल ठीक-ठीक आधे-भरे या पूरी तरह भरे हुए हों, तो ऐसी व्यवस्था अतिरिक्त स्थिरता प्रदान करती है।

(v) इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी:

इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी $\Delta_{\mathrm{eg}} \mathrm{H}^{\Theta}$, वह परिवर्तन है जो मानक मोलर एन्थैल्पी में तब आता है जब एक उदासीन गैसीय परमाणु एक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करके ऋणायन बनाता है।

$$ \mathrm{X}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-}(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{X}^{-}(\mathrm{g}) $$

दूसरी इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी, अर्थात् प्रारंभ में उदासीन परमाणु में दूसरा इलेक्ट्रॉन जोड़ने के लिए एन्थैल्पी परिवर्तन, सदैव धनात्मक होता है क्योंकि इलेक्ट्रॉन-पुनरावृत्ति परमाणु आकर्षण से अधिक होती है।

• समूह 17 के तत्व (हैलोजन) के पास अत्यधिक ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी (अर्थात् उच्च इलेक्ट्रॉन सहिष्णुता) होती है क्योंकि वे एक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करके स्थिर निष्क्रिय गैस इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त कर सकते हैं।

• एक काल में परमाणु क्रमांक बढ़ने के साथ इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी अधिक ऋणात्मक होती जाती है।

• समूह में ऊपर से नीचे जाने पर इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी कम ऋणात्मक होती जाती है।

• नोबल गैसों की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी बड़ी धनात्मक होती है।

• O या F की ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी, S या Cl से कम होती है।

• क्षारीय मृदा धातुओं की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी बहुत कम या धनात्मक होती है।

• नाइट्रोजन की इलेक्ट्रॉन लब्धि बहुत कम होती है।

• (i) इलेक्ट्रॉन लब्धि $\propto \frac{1}{\text { परमाणु आकार }}$

• (ii) इलेक्ट्रॉन लब्धि $\pro$ प्रभावी नाभिकीय आवेश $\left(\mathrm{z}_{\mathrm{eff}}\right)$

• (iii) इलेक्ट्रॉन लब्धि $\propto \frac{1}{\text { परिरक्षण प्रभाव }}$।

• (iv) किसी उपकोश की अर्ध-भरी तथा पूरी तरह भरी परिकरों की स्थिरता तुलनात्मक रूप से अधिक होती है और ऐसी प्रणाली में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन को जोड़ना कठिन होता है, इसलिए इलेक्ट्रॉन लब्धि मान घट जाता है।

(vi) विद्युत्-ऋणात्मकता :

विद्युत्-ऋणात्मकता किसी तत्व की प्रवृत्ति का माप है कि वह सहसंयोजी बंध में साझा किए गए इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करे।

(a) पॉलिंग स्केल :

(सभी बंध ऊर्जाएँ $\mathrm{kcal} / \mathrm{mol}$ में हैं)

$E_{A-B}$ = A - B बंध की बंध एन्थैल्पी/बंध ऊर्जा

$E_{A-A}=$ A-A बंध की बंध ऊर्जा

$E_{B-B}=$ B-B बंध की बंध ऊर्जा

सभी बंध ऊर्जाएँ $\mathrm{kJ} / \mathrm{mol}$ में हैं।

(b) मुलिकेन स्केल :

$$ \chi_{M}=\frac{I E+E A}{2} $$

पॉलिंग की विद्युतऋणात्मकता (\chi_{\mathrm{P}}) मुलिकेन की विद्युतऋणात्मकता (\chi_{\mathrm{M}}) से निम्न प्रकार संबंधित है।

$$ \chi_{P}=1.35\left(\chi_{M}\right)^{1 / 2}-1.37 $$

मुलिकेन के मान पॉलिंग के मानों की तुलना में लगभग 2.8 गुना अधिक थे।

(vii) संयोजकता या ऑक्सीकरण अवस्थाओं की आवर्तिता :

ऐसे कई तत्व हैं जो परिवर्ती संयोजकता प्रदर्शित करते हैं। यह विशेष रूप से संक्रमण तत्वों और ऐक्टिनॉयड्स की विशेषता है।

(viii) बंध विघटन एन्थैल्पी :

• बंध विघटन एन्थैल्पी वह पद है जिसका उपयोग एक अंतःऊष्म अभिक्रिया में एक रासायनिक बंध को विघटित करने और दो भिन्न परमाणुओं को उत्पन्न करने के लिए आवश्यक ऊर्जा की मात्रा को दर्शाने के लिए किया जाता है, जिनमें से प्रत्येक मूल साझा युग्म के इलेक्ट्रॉनों में से एक रखता है।

• जब भी कोई बंध समसम विघटन के माध्यम से विघटित होता है, तो बंध विघटन एन्थैल्पी एन्थैल्पी में सामान्य परिवर्तन होता है।

• यह दो अणुओं के बीच रासायनिक संबंध को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा की मात्रा को दर्शाता है।

• यह यह निर्धारित करने का एक तरीका है कि रासायनिक बंध कितना मजबूत है।

• यह विशेष रूप से द्विपरमाणु यौगिकों के लिए बंध ऊर्जा स्तर के समतुल्य होता है।

• सिलिकॉन और फ्लोरीन के बीच का बंध सबसे अधिक बंध विघटन एन्थैल्पी रखता है।

• परमाणुओं या अणुओं से संबंधित सहसंयोजक बंधों की बंध विघटन ऊर्जाओं को कमजोर कहा जाता है।

(ix) आवर्ती प्रवृत्तियाँ और रासायनिक क्रियाशीलता :

• एक समूह में, ऑक्साइड की क्षारीय प्रकृति बढ़ती है या अम्लीय प्रकृति घटती है। धातुओं के ऑक्साइड आमतौर पर क्षारीय होते हैं और अधातुओं के ऑक्साइड अम्लीय होते हैं। अर्धधातुओं के ऑक्साइड आमतौर पर उभयधर्मी (amphoteric) प्रकृति के होते हैं। Be, Al, Zn, Sn, As, Pb और Sb के ऑक्साइड उभयधर्मी होते हैं।

• एक आवर्त में ऑक्साइड की प्रकृति क्षारीय से अम्लीय होती जाती है।

समइलेक्ट्रॉनिक प्रजातियाँ

समइलेक्ट्रॉनिक प्रजातियाँ दो ऐसे परमाणुओं, आयनों या अणुओं को संदर्भित करती हैं जिनकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना समान होती है और संयुक्त इलेक्ट्रॉनों की संख्या भी समान होती है। यह शब्द “समान विद्युत” या “समान आवेश” का अर्थ रखता है। समइलेक्ट्रॉनिक रासायनिक प्रजातियाँ आमतौर पर समान रासायनिक गुण प्रदर्शित करती हैं।

ऑक्सीजन की असामान्य व्यवहारिकता

ऑक्सीजन की असामान्य व्यवहारिकता निम्नलिखित कारकों के कारण पाई जाती है।

(a) चुंबकीय गुण: आण्विक ऑक्सीजन (O) अनुचुंबकीय (paramagnetic) होती है, जबकि समूह के अन्य तत्व प्रतिचुंबकीय (diamagnetic) प्रकृति के होते हैं।

(b) ऑक्सीकरण अवस्था: ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण अवस्थाएँ -2 और -1 होती हैं, अन्य तत्व -2 के अतिरिक्त +2, +4, +6 ऑक्सीकरण अवस्थाएँ देते हैं।

(c) हाइड्राइड: ऑक्सीजन का हाइड्राइड $(H_2O)$ कमरे के तापमान पर द्रव होता है। अन्य तत्वों के हाइड्राइड गैसीय प्रकृति के होते हैं।