तत्वों के आवधिक गुण

आवधिक तालिका आवधिक गुणों द्वारा तत्वों की व्यवस्था करती है, जो भौतिक और रासायनिक विशेषताओं में आवर्ती रुझान हैं। इन रुझानों का अनुमान केवल जांच करके लगाया जा सकता है आवर्त सारणी और तत्वों के इलेक्ट्रॉन विन्यास का विश्लेषण करके समझाया और समझा जा सकता है। तत्व स्थिर ऑक्टेट गठन को प्राप्त करने के लिए वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त या खो देते हैं। स्थिर अष्टक आवधिक तालिका के समूह VIII के अक्रिय गैसों या महान गैसों में देखे जाते हैं। इस गतिविधि के अलावा, दो अन्य महत्वपूर्ण रुझान हैं। सबसे पहले, इलेक्ट्रॉनों को एक समय में बाएं से दाएं बढ़ते हुए एक जोड़ा जाता है। जैसा कि ऐसा होता है, सबसे बाहरी खोल के इलेक्ट्रॉनों में तेजी से मजबूत परमाणु आकर्षण का अनुभव होता है, इसलिए इलेक्ट्रॉन नाभिक के करीब हो जाते हैं और अधिक कसकर इसके साथ बंध जाते हैं। दूसरा, आवर्त सारणी में एक स्तंभ को नीचे ले जाने पर, बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से कम कसकर बंध जाते हैं। ऐसा इसलिए होता है क्योंकि भरे हुए प्रिंसिपल एनर्जी लेवल (जो आकर्षण से नाभिक तक सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉनों को ढालते हैं) की संख्या प्रत्येक समूह के भीतर नीचे की ओर बढ़ती है। ये रुझान परमाणु त्रिज्या, आयनीकरण ऊर्जा, इलेक्ट्रॉन आत्मीयता, और के मौलिक गुणों में देखी गई आवधिकता की व्याख्या करते हैं

किसी तत्व का परमाणु त्रिज्या उस तत्व के दो परमाणुओं के केंद्रों के बीच की दूरी का आधा है जो बस एक दूसरे को छू रहे हैं। आम तौर पर, परमाणु त्रिज्या बाएं से दाएं की अवधि में घट जाती है और किसी दिए गए समूह को बढ़ा देती है। सबसे बड़े परमाणु रेडियो के साथ परमाणु समूह I और समूहों के नीचे स्थित हैं।

एक अवधि के दौरान बाएं से दाएं की ओर बढ़ते हुए, इलेक्ट्रॉनों को एक बार बाहरी ऊर्जा शेल में जोड़ा जाता है। एक खोल के भीतर इलेक्ट्रॉनों आकर्षण से प्रोटॉन के लिए एक दूसरे को ढाल नहीं सकते। चूंकि प्रोटॉन की संख्या भी बढ़ रही है, प्रभावी परमाणु प्रभार एक अवधि में बढ़ जाता है। इसके कारण परमाणु त्रिज्या कम हो जाती है।

में एक समूह नीचे जा रहा है आवर्त सारणीइलेक्ट्रॉनों और भरे हुए इलेक्ट्रॉन गोले की संख्या बढ़ जाती है, लेकिन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान रहती है। एक समूह में सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉनों को एक ही प्रभावी परमाणु प्रभार से अवगत कराया जाता है, लेकिन इलेक्ट्रॉनों को नाभिक से दूर पाया जाता है क्योंकि भरे हुए ऊर्जा के गोले की संख्या बढ़ जाती है। इसलिए, परमाणु त्रिज्या में वृद्धि होती है।

आयनीकरण ऊर्जा, या आयनीकरण क्षमता, एक गैसीय परमाणु या आयन से एक इलेक्ट्रॉन को पूरी तरह से निकालने के लिए आवश्यक ऊर्जा है। एक इलेक्ट्रॉन के करीब और अधिक कसकर नाभिक के पास होता है, इसे निकालना जितना मुश्किल होगा, और इसकी आयनीकरण ऊर्जा जितनी अधिक होगी। पहला आयनीकरण ऊर्जा एक ऊर्जा है जो मूल परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक है। द्वितीय आयनीकरण ऊर्जा वह ऊर्जा है जो द्वैध आयन बनाने के लिए असमान आयन से एक दूसरे वैलेंस इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक है, और इसी तरह। क्रमिक आयनीकरण ऊर्जा में वृद्धि होती है। दूसरी आयनीकरण ऊर्जा हमेशा पहले आयनीकरण ऊर्जा से अधिक होती है। आयनीकरण ऊर्जा एक अवधि के दौरान बाएं से दाएं की ओर बढ़ रही है (परमाणु त्रिज्या घटते हुए)। आयनीकरण ऊर्जा एक समूह (परमाणु त्रिज्या में वृद्धि) के नीचे जाने से कम हो जाती है। समूह I तत्वों में कम आयनीकरण ऊर्जा होती है क्योंकि एक इलेक्ट्रॉन की हानि एक स्थिर ऑक्टेट बनाती है।

इलेक्ट्रान बन्धुता इलेक्ट्रॉन को स्वीकार करने के लिए एक परमाणु की क्षमता को दर्शाता है। यह ऊर्जा परिवर्तन है जो तब होता है जब एक इलेक्ट्रॉन को गैसीय परमाणु में जोड़ा जाता है। अधिक प्रभावी परमाणु प्रभार वाले परमाणुओं में अधिक इलेक्ट्रॉन संबंध होते हैं। आवर्त सारणी में कुछ समूहों के इलेक्ट्रॉन संपन्नता के बारे में कुछ सामान्यीकरण किए जा सकते हैं। समूह आईआईए तत्वों, क्षारीय पृथ्वी, कम इलेक्ट्रॉन आत्मीयता मूल्यों है। ये तत्व अपेक्षाकृत स्थिर हैं क्योंकि उन्होंने भरा है रों subshells। समूह VIIA तत्व, हैलोजन, में उच्च इलेक्ट्रॉन समानताएं हैं क्योंकि परमाणु में इलेक्ट्रॉन के जुड़ने से पूरी तरह से भरे हुए शेल का परिणाम होता है। समूह VIII तत्वों, महान गैसों, शून्य के पास इलेक्ट्रॉन संपन्नताएं हैं क्योंकि प्रत्येक परमाणु में एक स्थिर ऑक्टेट होता है और एक इलेक्ट्रॉन आसानी से स्वीकार नहीं करेगा। अन्य समूहों के तत्वों में कम इलेक्ट्रॉन समानताएं हैं।

एक अवधि में, हलोजन में सबसे अधिक इलेक्ट्रॉन संबंध होगा, जबकि नोबल गैस सबसे कम इलेक्ट्रॉन संबंध होंगे। इलेक्ट्रॉन आत्मीयता एक समूह को नीचे ले जाने से कम हो जाती है क्योंकि एक नया इलेक्ट्रॉन एक बड़े परमाणु के नाभिक से आगे होगा।

विद्युत बंधन एक रासायनिक बंधन में इलेक्ट्रॉनों के लिए एक परमाणु के आकर्षण का एक उपाय है। एक परमाणु की वैद्युतीयऋणात्मकता जितनी अधिक होती है, उतनी ही अधिक इलेक्ट्रॉनों के लिए इसका आकर्षण होता है। वैद्युतीयऋणात्मकता आयनीकरण ऊर्जा से संबंधित है। कम आयनीकरण ऊर्जा वाले इलेक्ट्रॉनों में कम इलेक्ट्रोनगैटिव होते हैं क्योंकि उनके नाभिक इलेक्ट्रॉनों के लिए एक मजबूत आकर्षक बल नहीं देते हैं। नाभिक द्वारा इलेक्ट्रॉनों पर प्रबल खींच के कारण उच्च आयनीकरण ऊर्जा वाले तत्वों में उच्च इलेक्ट्रोनगैटिविटीज होती हैं। एक समूह में, वैद्युत इलेक्ट्रॉन और नाभिक (अधिक से अधिक परमाणु त्रिज्या) के बीच की बढ़ी हुई दूरी के परिणामस्वरूप, परमाणु संख्या बढ़ने के साथ विद्युतगतिशीलता घट जाती है। एक इलेक्ट्रोपोसिटिव (यानी, कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी) तत्व का एक उदाहरण है सीज़ियम; एक उच्च का एक उदाहरण विद्युतीय तत्व फ्लोरीन है।

चलती वाम → अधिकार

• परमाणु त्रिज्या घटता है
• आयनीकरण ऊर्जा बढ़ती है
• इलेक्ट्रॉन आत्मीयता आम तौर पर बढ़ जाती है (के सिवाय शून्य के पास नोबल गैस इलेक्ट्रॉन आत्मीयता)
• वैद्युतीयऋणात्मकता बढ़ जाती है

ऊपर की ओर बढ़ना → नीचे

• परमाणु त्रिज्या बढ़ जाती है
• आयनीकरण ऊर्जा घट जाती है
• इलेक्ट्रॉन आत्मीयता आम तौर पर एक समूह को नीचे ले जाने से घटती है
• इलेक्ट्रोनगेटिविटी घट जाती है