कीमियागरों ने प्रकृति का एक नियम खोजने का भी प्रयास किया जिसके आधार पर रासायनिक तत्वों को व्यवस्थित करना संभव हो सके। लेकिन उनके पास तत्वों के बारे में विश्वसनीय और विस्तृत जानकारी का अभाव था। 19वीं सदी के मध्य तक. रासायनिक तत्वों के बारे में ज्ञान पर्याप्त हो गया और तत्वों की संख्या इतनी बढ़ गई कि विज्ञान में उन्हें वर्गीकृत करने की स्वाभाविक आवश्यकता उत्पन्न हो गई। तत्वों को धातुओं और अधातुओं में वर्गीकृत करने का पहला प्रयास असफल रहा। डी.आई. मेंडेलीव के पूर्ववर्तियों (आई.वी. डेबेरिनर, जे.ए. न्यूलैंड्स, एल.यू. मेयर) ने आवधिक कानून की खोज की तैयारी के लिए बहुत कुछ किया, लेकिन सच्चाई को समझने में असमर्थ रहे। दिमित्री इवानोविच ने तत्वों के द्रव्यमान और उनके गुणों के बीच संबंध स्थापित किया।
दिमित्री इवानोविच का जन्म टोबोल्स्क में हुआ था। वह परिवार में सत्रहवाँ बच्चा था। अपने गृहनगर में हाई स्कूल से स्नातक होने के बाद, दिमित्री इवानोविच ने सेंट पीटर्सबर्ग में मुख्य शैक्षणिक संस्थान में प्रवेश किया, जिसके बाद वह स्वर्ण पदक के साथ विदेश में दो साल की वैज्ञानिक यात्रा पर गए। लौटने के बाद उन्हें सेंट पीटर्सबर्ग विश्वविद्यालय में आमंत्रित किया गया। जब मेंडेलीव ने रसायन विज्ञान पर व्याख्यान देना शुरू किया, तो उन्हें ऐसा कुछ भी नहीं मिला जिसे छात्रों को शिक्षण सहायता के रूप में अनुशंसित किया जा सके। और उन्होंने एक नई किताब लिखने का फैसला किया - "फंडामेंटल ऑफ केमिस्ट्री"।
आवधिक कानून की खोज 15 वर्षों की कड़ी मेहनत से पहले की गई थी। 1 मार्च, 1869 को दिमित्री इवानोविच ने व्यापार के सिलसिले में सेंट पीटर्सबर्ग से प्रांतों के लिए प्रस्थान करने की योजना बनाई।
आवर्त नियम की खोज परमाणु की एक विशेषता - सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान - के आधार पर की गई थी .
मेंडेलीव ने रासायनिक तत्वों को उनके परमाणु द्रव्यमान के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित किया और देखा कि तत्वों के गुण एक निश्चित अवधि के बाद दोहराए जाते हैं - एक अवधि, दिमित्री इवानोविच ने अवधियों को एक के नीचे एक व्यवस्थित किया, ताकि समान तत्व एक दूसरे के नीचे स्थित हों - उसी ऊर्ध्वाधर पर, इसलिए आवधिक प्रणाली के तत्वों का निर्माण किया गया था।
1 मार्च, 1869 डी.आई. द्वारा आवधिक कानून का निरूपण। मेंडेलीव।
सरल पदार्थों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण समय-समय पर तत्वों के परमाणु भार पर निर्भर होते हैं।
दुर्भाग्य से, पहले तो आवधिक कानून के बहुत कम समर्थक थे, यहाँ तक कि रूसी वैज्ञानिकों में भी। कई प्रतिद्वंद्वी हैं, खासकर जर्मनी और इंग्लैंड में।
आवधिक कानून की खोज वैज्ञानिक दूरदर्शिता का एक शानदार उदाहरण है: 1870 में, दिमित्री इवानोविच ने तीन तत्कालीन अज्ञात तत्वों के अस्तित्व की भविष्यवाणी की थी, जिन्हें उन्होंने एकासिलिकॉन, एकालुमिनियम और एकाबोरोन नाम दिया था। वह नए तत्वों के सबसे महत्वपूर्ण गुणों की सही भविष्यवाणी करने में सक्षम था। और फिर, 5 साल बाद, 1875 में, फ्रांसीसी वैज्ञानिक पी.ई. लेकोक डी बोइसबौड्रन, जो दिमित्री इवानोविच के काम के बारे में कुछ भी नहीं जानते थे, ने एक नई धातु की खोज की, इसे गैलियम कहा। कई गुणों और खोज की विधि में, गैलियम मेंडेलीव द्वारा भविष्यवाणी की गई ईका-एल्यूमीनियम के साथ मेल खाता है। लेकिन उनका वजन अनुमान से कम निकला. इसके बावजूद, दिमित्री इवानोविच ने अपनी भविष्यवाणी पर जोर देते हुए फ्रांस को एक पत्र भेजा।
मेंडेलीव की गुणों की भविष्यवाणी से वैज्ञानिक जगत दंग रह गया एकालुमिनियम
बहुत सटीक निकला. इस क्षण से, रसायन विज्ञान में आवधिक कानून लागू होना शुरू हो जाता है।
1879 में, एल. निल्सन ने स्वीडन में स्कैंडियम की खोज की, जिसने दिमित्री इवानोविच की भविष्यवाणी को मूर्त रूप दिया। एकाबोर
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1886 में के. विंकलर ने जर्मनी में जर्मेनियम की खोज की, जो निकला इकैसिलिसियम
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लेकिन दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव की प्रतिभा और उनकी खोजें केवल ये भविष्यवाणियाँ नहीं हैं!
आवर्त सारणी के चार स्थानों में, डी. आई. मेंडेलीव ने तत्वों को बढ़ते परमाणु द्रव्यमान के क्रम में नहीं व्यवस्थित किया:
19वीं सदी के अंत में, डी.आई. मेंडेलीव ने लिखा कि, जाहिर है, परमाणु में अन्य छोटे कण होते हैं। 1907 में उनकी मृत्यु के बाद यह सिद्ध हो गया कि परमाणु में प्राथमिक कण होते हैं। परमाणु संरचना के सिद्धांत ने मेंडेलीव के सत्यता की पुष्टि की, परमाणु द्रव्यमान में वृद्धि के अनुरूप इन तत्वों की पुनर्व्यवस्था पूरी तरह से उचित है।
आवधिक कानून का आधुनिक सूत्रीकरण।
रासायनिक तत्वों और उनके यौगिकों के गुण समय-समय पर उनके परमाणुओं के नाभिक के आवेश के परिमाण पर निर्भर होते हैं, जो बाहरी वैलेंस इलेक्ट्रॉन शेल की संरचना की आवधिक पुनरावृत्ति में व्यक्त होते हैं।
और अब, आवधिक कानून की खोज के 130 से अधिक वर्षों के बाद, हम दिमित्री इवानोविच के शब्दों पर लौट सकते हैं, जिन्हें हमारे पाठ के आदर्श वाक्य के रूप में लिया गया है: "आवधिक कानून के लिए, भविष्य में विनाश का खतरा नहीं है, लेकिन केवल अधिरचना और विकास का वादा किया गया है।” अब तक कितने रासायनिक तत्वों की खोज की जा चुकी है? और यह सीमा से बहुत दूर है.
आवधिक कानून का एक ग्राफिक प्रतिनिधित्व रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली है। यह तत्वों और उनके यौगिकों के संपूर्ण रसायन विज्ञान का संक्षिप्त सारांश है।
आवर्त में बढ़ते परमाणु भार के साथ आवर्त प्रणाली में गुणों में परिवर्तन (बाएं से दाएं):
1. धात्विक गुण कम हो जाते हैं
2. अधात्विक गुणों में वृद्धि होती है
3. उच्च ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के गुण क्षारीय से उभयचर से अम्लीय में बदल जाते हैं।
4. उच्च ऑक्साइड के सूत्रों में तत्वों की संयोजकता बढ़ जाती है मैंपहलेसातवीं, और वाष्पशील हाइड्रोजन यौगिकों के सूत्रों में से घट जाती है चतुर्थ पहलेमैं.
आवर्त सारणी के निर्माण के मूल सिद्धांत।|
तुलना चिह्न |
डी.आई.मेंडेलीव |
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1. संख्याओं द्वारा तत्वों का क्रम कैसे स्थापित किया जाता है? (पीएस का आधार क्या है?) |
तत्वों को बढ़ते सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान के क्रम में व्यवस्थित किया जाता है। इसके कुछ अपवाद भी हैं. एआर - के, सह - नि, ते - आई, थ - पा |
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2. तत्वों को समूहों में संयोजित करने का सिद्धांत। |
गुणात्मक लक्षण. एक ही प्रकार के सरल पदार्थों तथा जटिल पदार्थों के गुणों की समानता। |
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3. तत्वों को आवर्तों में संयोजित करने का सिद्धांत। |
दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव का आवधिक कानून प्रकृति के मूलभूत नियमों में से एक है, जो रासायनिक तत्वों और सरल पदार्थों के गुणों की निर्भरता को उनके परमाणु द्रव्यमान से जोड़ता है। वर्तमान में, कानून को परिष्कृत किया गया है, और गुणों की निर्भरता को परमाणु नाभिक के आवेश द्वारा समझाया गया है।
इस नियम की खोज 1869 में एक रूसी वैज्ञानिक ने की थी। मेंडेलीव ने इसे रूसी केमिकल सोसाइटी की कांग्रेस की एक रिपोर्ट में वैज्ञानिक समुदाय के सामने प्रस्तुत किया (रिपोर्ट एक अन्य वैज्ञानिक द्वारा बनाई गई थी, क्योंकि मेंडेलीव को सेंट पीटर्सबर्ग की फ्री इकोनॉमिक सोसाइटी के निर्देश पर तत्काल छोड़ने के लिए मजबूर किया गया था)। उसी वर्ष, छात्रों के लिए दिमित्री इवानोविच द्वारा लिखित पाठ्यपुस्तक "फंडामेंटल ऑफ केमिस्ट्री" प्रकाशित हुई। इसमें वैज्ञानिक ने लोकप्रिय यौगिकों के गुणों का वर्णन किया, और रासायनिक तत्वों का तार्किक व्यवस्थितकरण प्रदान करने का भी प्रयास किया। इसने पहली बार आवधिक कानून की ग्राफिक व्याख्या के रूप में, समय-समय पर व्यवस्थित तत्वों वाली एक तालिका भी प्रस्तुत की। बाद के सभी वर्षों में, मेंडेलीव ने अपनी तालिका में सुधार किया, उदाहरण के लिए, उन्होंने अक्रिय गैसों का एक स्तंभ जोड़ा, जिन्हें 25 साल बाद खोजा गया था।
वैज्ञानिक समुदाय ने, यहाँ तक कि रूस में भी, महान रूसी रसायनज्ञ के विचारों को तुरंत स्वीकार नहीं किया। लेकिन तीन नए तत्वों (1875 में गैलियम, 1879 में स्कैंडियम और 1886 में जर्मेनियम) की खोज के बाद, मेंडेलीव ने अपनी प्रसिद्ध रिपोर्ट में भविष्यवाणी और वर्णन किया, आवधिक कानून को मान्यता दी गई।
- प्रकृति का एक सार्वभौमिक नियम है.
- तालिका, जो ग्राफिक रूप से कानून का प्रतिनिधित्व करती है, में न केवल सभी ज्ञात तत्व शामिल हैं, बल्कि वे भी शामिल हैं जो अभी भी खोजे जा रहे हैं।
- सभी नई खोजों ने कानून और तालिका की प्रासंगिकता को प्रभावित नहीं किया। तालिका में सुधार और परिवर्तन किया जा रहा है, लेकिन इसका सार अपरिवर्तित रहा है।
- कुछ तत्वों के परमाणु भार और अन्य विशेषताओं को स्पष्ट करना और नए तत्वों के अस्तित्व की भविष्यवाणी करना संभव बनाया।
- रसायनज्ञों को एक विश्वसनीय संकेत प्राप्त हुआ कि नए तत्वों को कैसे और कहाँ देखना है। इसके अलावा, कानून, उच्च स्तर की संभावना के साथ, अभी तक अनदेखे तत्वों के गुणों को पहले से निर्धारित करने की अनुमति देता है।
- 19वीं सदी में अकार्बनिक रसायन विज्ञान के विकास में बहुत बड़ी भूमिका निभाई।
खोज का इतिहास
एक सुंदर किंवदंती है कि मेंडेलीव ने सपने में अपनी मेज देखी और सुबह उठकर उसे लिख लिया। दरअसल, यह सिर्फ एक मिथक है। वैज्ञानिक ने स्वयं कई बार कहा कि उन्होंने अपने जीवन के 20 वर्ष तत्वों की आवर्त सारणी के निर्माण और सुधार के लिए समर्पित किये।
यह सब इस तथ्य से शुरू हुआ कि दिमित्री इवानोविच ने छात्रों के लिए अकार्बनिक रसायन विज्ञान पर एक पाठ्यपुस्तक लिखने का फैसला किया, जिसमें उन्होंने उस समय ज्ञात सभी ज्ञान को व्यवस्थित करने की योजना बनाई। और स्वाभाविक रूप से, वह अपने पूर्ववर्तियों की उपलब्धियों और खोजों पर भरोसा करते थे। पहली बार, परमाणु भार और तत्वों के गुणों के बीच संबंध पर ध्यान जर्मन रसायनज्ञ डोबेराइनर द्वारा आकर्षित किया गया था, जिन्होंने अपने ज्ञात तत्वों को समान गुणों और भार वाले त्रिकों में विभाजित करने का प्रयास किया था जो एक निश्चित नियम का पालन करते थे। प्रत्येक त्रिक में, मध्य तत्व का भार दो बाहरी तत्वों के अंकगणितीय माध्य के करीब था। इस प्रकार वैज्ञानिक पाँच समूह बनाने में सक्षम था, उदाहरण के लिए, ली-ना-के; सीएल-बीआर-आई। लेकिन ये सभी ज्ञात तत्व नहीं थे। इसके अलावा, तीन तत्व स्पष्ट रूप से समान गुणों वाले तत्वों की सूची को समाप्त नहीं करते हैं। एक सामान्य पैटर्न खोजने का प्रयास बाद में जर्मन गमेलिन और वॉन पेटेनकोफर, फ्रांसीसी जे. डुमास और डी चानकोर्टोइस और अंग्रेजी न्यूलैंड्स और ओडलिंग द्वारा किया गया था। जर्मन वैज्ञानिक मेयर सबसे आगे बढ़े, जिन्होंने 1864 में आवर्त सारणी के समान एक तालिका संकलित की, लेकिन इसमें केवल 28 तत्व थे, जबकि 63 पहले से ही ज्ञात थे।
अपने पूर्ववर्तियों के विपरीत, मेंडेलीव सफल हुए 
एक तालिका बनाएं जिसमें एक निश्चित प्रणाली के अनुसार व्यवस्थित सभी ज्ञात तत्व शामिल हों। साथ ही, उन्होंने कुछ कोशिकाओं को खाली छोड़ दिया, लगभग कुछ तत्वों के परमाणु भार की गणना की और उनके गुणों का वर्णन किया। इसके अलावा, रूसी वैज्ञानिक में यह घोषित करने का साहस और दूरदर्शिता थी कि उन्होंने जो कानून खोजा वह प्रकृति का एक सार्वभौमिक कानून था और इसे "आवधिक कानून" कहा। "आह" कहकर वह आगे बढ़े और उन तत्वों के परमाणु भार को सही किया जो तालिका में फिट नहीं थे। करीब से निरीक्षण करने पर, यह पता चला कि उनके सुधार सही थे, और उनके द्वारा वर्णित काल्पनिक तत्वों की खोज नए कानून की सच्चाई की अंतिम पुष्टि बन गई: अभ्यास ने सिद्धांत की वैधता साबित कर दी।
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अध्ययन प्रश्न: |
4.1. आवधिक कानून डी.आई. मेंडलीव
आवर्त नियम रासायनिक विज्ञान की सबसे बड़ी उपलब्धि है, जो समस्त आधुनिक रसायन विज्ञान का आधार है। उनकी खोज के साथ, रसायन विज्ञान एक वर्णनात्मक विज्ञान नहीं रह गया; इसमें वैज्ञानिक दूरदर्शिता संभव हो गई।
आवधिक नियम की खोज की गई डी. आई. मेंडेलीव 1869 में, वैज्ञानिक ने इस कानून को इस प्रकार तैयार किया: "सरल निकायों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण, समय-समय पर तत्वों के परमाणु भार के परिमाण पर निर्भर होते हैं।"
पदार्थ की संरचना के अधिक विस्तृत अध्ययन से पता चला कि तत्वों के गुणों की आवधिकता परमाणु द्रव्यमान से नहीं, बल्कि परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना से निर्धारित होती है।
परमाणु आवेश एक विशेषता है जो परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना और इसलिए तत्वों के गुणों को निर्धारित करती है। इसलिए, आधुनिक सूत्रीकरण में, आवधिक कानून इस तरह लगता है: सरल पदार्थों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण, समय-समय पर परमाणु संख्या (उनके परमाणुओं के नाभिक के चार्ज मूल्य पर) पर निर्भर होते हैं ).
आवर्त नियम की अभिव्यक्ति तत्वों की आवर्त सारणी है।
4.2. डी. आई. मेंडेलीव की आवर्त सारणी
डी.आई.मेंडलीफ द्वारा तत्वों की आवर्त सारणी में सात आवर्त शामिल हैं, जो तत्वों के क्षैतिज क्रम हैं जो उनके परमाणु नाभिक के आवेश के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित हैं। आवर्त 1, 2, 3, 4, 5, 6 में क्रमशः 2, 8, 8, 18, 18, 32 तत्व हैं। सातवीं अवधि पूरी नहीं हुई है. काल 1, 2 और 3 कहलाते हैं छोटा,बाकी का - बड़ा।
प्रत्येक अवधि (पहले को छोड़कर) क्षार धातुओं (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) के परमाणुओं से शुरू होती है और एक उत्कृष्ट गैस (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) के साथ समाप्त होती है, जो पहले होती है विशिष्ट गैर-धातु। बाएं से दाएं की अवधि में, धातु गुण धीरे-धीरे कमजोर हो जाते हैं और गैर-धातु गुण बढ़ जाते हैं, क्योंकि परमाणु नाभिक के सकारात्मक चार्ज में वृद्धि के साथ, बाहरी स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है।
प्रथम आवर्त में हीलियम के अतिरिक्त केवल एक ही तत्व है - हाइड्रोजन। इसे सशर्त रूप से उपसमूह IA या VIIA में रखा गया है, क्योंकि यह क्षार धातुओं और हैलोजन दोनों के साथ समानता दिखाता है। क्षार धातुओं के साथ हाइड्रोजन की समानता इस तथ्य में प्रकट होती है कि हाइड्रोजन, क्षार धातुओं की तरह, एक कम करने वाला एजेंट है और, एक इलेक्ट्रॉन दान करके, एक एकल आवेशित धनायन बनाता है। हाइड्रोजन में हैलोजन के साथ अधिक समानता है: हाइड्रोजन, हैलोजन की तरह, एक गैर-धातु है, इसका अणु द्विपरमाणुक है, यह ऑक्सीकरण गुण प्रदर्शित कर सकता है, सक्रिय धातुओं के साथ नमक जैसे हाइड्राइड बना सकता है, उदाहरण के लिए, NaH, CaH 2।
चौथी अवधि में, Ca के बाद, 10 संक्रमण तत्व (दशक Sc - Zn) होते हैं, इसके बाद अवधि के शेष 6 मुख्य तत्व (Ga - Kg) होते हैं। पाँचवें काल का निर्माण इसी प्रकार किया गया है। अवधारणा संक्रमण तत्वआमतौर पर वैलेंस डी- या एफ-इलेक्ट्रॉन वाले किसी भी तत्व को संदर्भित करने के लिए उपयोग किया जाता है।
छठे और सातवें आवर्त में तत्वों का दोहरा सम्मिलन है। बा तत्व के पीछे डी-तत्वों (ला - एचजी) का एक सम्मिलित दशक है, और पहले संक्रमण तत्व ला के बाद 14 एफ-तत्व हैं - लैंथेनाइड्स(से - लू)। Hg के बाद छठे आवर्त (Tl - Rn) के शेष 6 मुख्य p-तत्व हैं।
सातवें (अपूर्ण) आवर्त में, Ac के बाद 14 f-तत्व आते हैं- actinides(थ - एलआर)। हाल ही में, ला और एसी को क्रमशः लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के रूप में वर्गीकृत किया जाने लगा। लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स को टेबल के नीचे अलग-अलग रखा गया है।
इस प्रकार, आवर्त सारणी में प्रत्येक तत्व एक कड़ाई से परिभाषित स्थान रखता है, जिसे चिह्नित किया जाता है क्रमसूचक,या परमाणुसंख्या।
आवर्त सारणी में, आठ समूह लंबवत (I - VIII) स्थित हैं, जो बदले में उपसमूहों में विभाजित हैं - मुख्य,या उपसमूह ए और दुष्प्रभाव,या उपसमूह बी। उपसमूह VIIIB विशेष है, इसमें शामिल है तीनोंवे तत्व जो लौह (Fe, Co, Ni) और प्लैटिनम धातुओं (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) के परिवार बनाते हैं।
प्रत्येक उपसमूह के भीतर तत्वों की समानता आवर्त सारणी में सबसे अधिक ध्यान देने योग्य और महत्वपूर्ण पैटर्न है। मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, धात्विक गुण बढ़ते हैं और गैर-धात्विक गुण कमजोर होते हैं। इस मामले में, किसी दिए गए उपसमूह के लिए सबसे कम ऑक्सीकरण अवस्था में तत्वों के यौगिकों की स्थिरता में वृद्धि होती है। इसके विपरीत, पार्श्व उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, धात्विक गुण कमजोर हो जाते हैं और उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था वाले यौगिकों की स्थिरता बढ़ जाती है।
4.3. आवर्त सारणी और परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
चूँकि रासायनिक प्रतिक्रियाओं के दौरान प्रतिक्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक नहीं बदलते हैं, परमाणुओं के रासायनिक गुण उनके इलेक्ट्रॉनिक कोश की संरचना पर निर्भर करते हैं।
परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक परतों और इलेक्ट्रॉन कोशों का भरना पाउली सिद्धांत और हंड के नियम के अनुसार होता है।
पाउली का सिद्धांत (पॉली का बहिष्कार)
एक परमाणु में दो इलेक्ट्रॉनों में चार समान क्वांटम संख्याएँ नहीं हो सकती हैं (प्रत्येक परमाणु कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते हैं)।
पाउली सिद्धांत किसी दिए गए प्रमुख क्वांटम संख्या वाले इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या निर्धारित करता है एन(अर्थात इस इलेक्ट्रॉनिक परत पर स्थित): एन एन = 2 एन 2। पहली इलेक्ट्रॉन परत (ऊर्जा स्तर) में 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते, दूसरे में - 8, तीसरे में - 18, आदि।
उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन होता है, जो 1s अवस्था में पहले ऊर्जा स्तर पर स्थित होता है। इस इलेक्ट्रॉन के स्पिन को मनमाने ढंग से निर्देशित किया जा सकता है (m s = +1/2 या m s = -1/2)। इस बात पर एक बार फिर जोर दिया जाना चाहिए कि पहले ऊर्जा स्तर में एक उपस्तर होता है - 1s, दूसरा ऊर्जा स्तर - दो उपस्तरों का - 2s और 2p, तीसरा - तीन उपस्तरों का - 3s, 3p, 3d, आदि। बदले में, उपस्तर में ऑर्बिटल्स होते हैं, जिनकी संख्या पार्श्व क्वांटम संख्या द्वारा निर्धारित होती है एल और (2 के बराबर) एल +1). प्रत्येक कक्षक को पारंपरिक रूप से एक वर्ग द्वारा नामित किया जाता है, उस पर स्थित इलेक्ट्रॉन को एक तीर द्वारा नामित किया जाता है, जिसकी दिशा इस इलेक्ट्रॉन के स्पिन के अभिविन्यास को इंगित करती है। इसका मतलब यह है कि हाइड्रोजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को 1s 1 के रूप में दर्शाया जा सकता है या क्वांटम सेल के रूप में दर्शाया जा सकता है, चित्र। 4.1:
चावल। 4.1. 1s कक्षक में हाइड्रोजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के लिए प्रतीक
हीलियम परमाणु के दोनों इलेक्ट्रॉनों के लिए n = 1, एल = 0, एम एल= 0, एम एस = +1/2 और -1/2। अतः हीलियम का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1s 2 है। हीलियम का इलेक्ट्रॉन आवरण पूर्ण और बहुत स्थिर है। हीलियम एक उत्कृष्ट गैस है।
पाउली सिद्धांत के अनुसार, एक कक्षक में समानांतर स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते। लिथियम परमाणु में तीसरा इलेक्ट्रॉन 2s कक्षक में रहता है। Li का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 1 है, और बेरिलियम का 1s 2 2s 2 है। चूँकि 2s कक्षक भरा हुआ है, बोरॉन परमाणु का पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक पर कब्जा कर लेता है। पर एन= 2 पक्ष (कक्षीय) क्वांटम संख्या एल मान 0 और 1 लेता है। कब एल = 0 (2एस-अवस्था) मी एल= 0, और पर एल = 1 (2पी - अवस्था) मी एल+1 के बराबर हो सकता है; 0; -1. 2p अवस्था तीन ऊर्जा कोशिकाओं से मेल खाती है, चित्र। 4.2.
चावल। 4.2. कक्षाओं में बोरॉन परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था
नाइट्रोजन परमाणु के लिए (इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 3 पहले स्तर पर दो इलेक्ट्रॉन, दूसरे पर पांच), इलेक्ट्रॉनिक संरचना के निम्नलिखित दो प्रकार संभव हैं, चित्र। 4.3:
चावल। 4.3. कक्षकों में नाइट्रोजन परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था के संभावित विकल्प
पहली योजना में, चित्र 4.3ए, कुल स्पिन 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2) के बराबर है, दूसरे में (चित्र 4.3बी) कुल स्पिन 3 के बराबर है /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). घुमावों का स्थान निर्धारित किया जाता है हंड का नियमजो पढ़ता है: ऊर्जा स्तर का भरना इस तरह से होता है कि कुल स्पिन अधिकतम हो।
इस प्रकार , नाइट्रोजन परमाणु की संरचना के लिए दी गई दो योजनाओं में से, पहली स्थिर अवस्था (सबसे कम ऊर्जा के साथ) से मेल खाती है, जहां सभी पी-इलेक्ट्रॉन अलग-अलग कक्षाओं में रहते हैं। सबलेवल ऑर्बिटल्स को इस प्रकार भरा जाता है: पहले, एक इलेक्ट्रॉन समान स्पिन के साथ, और फिर दूसरा इलेक्ट्रॉन विपरीत स्पिन के साथ।
सोडियम से शुरू करके, n = 3 के साथ तीसरा ऊर्जा स्तर भरा जाता है। कक्षाओं में तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों का वितरण चित्र में दिखाया गया है। 4.4.
चावल। 4.4. जमीनी अवस्था में तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों का वितरण
एक परमाणु में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन नाभिक के साथ अपने सबसे मजबूत संबंध के अनुरूप सबसे कम ऊर्जा के साथ एक मुक्त कक्ष में रहता है। 1961 में वी.एम. क्लेचकोवस्की ने जिसके अनुसार एक सामान्य स्थिति तैयार की इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स की ऊर्जा मुख्य और द्वितीयक क्वांटम संख्याओं के योग को बढ़ाने के क्रम में बढ़ती है ( n + l), और इन योगों की समानता के मामले में, मुख्य क्वांटम संख्या n के कम मान वाले कक्षक में कम ऊर्जा होती है।
बढ़ती ऊर्जा के क्रम में ऊर्जा स्तरों का क्रम लगभग इस प्रकार है:
1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
आइए चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं की कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों के वितरण पर विचार करें (चित्र 4.5)।
चावल। 4.5. जमीनी अवस्था में चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं की कक्षाओं पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण
पोटेशियम (इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) और कैल्शियम (इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) के बाद, आंतरिक 3d कोश इलेक्ट्रॉनों (संक्रमण तत्व Sc -) से भर जाता है। Zn) . यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि दो विसंगतियाँ हैं: 4 पर Cr और Cu परमाणुओं के लिए एस-शेल में दो इलेक्ट्रॉन नहीं, बल्कि एक होता है, अर्थात। पिछले 3डी कोश में बाहरी 4एस इलेक्ट्रॉन की तथाकथित "विफलता" होती है। क्रोमियम परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है (चित्र 4.6)।
चावल। 4.6. क्रोमियम परमाणु के लिए ऑर्बिटल्स पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण
भरने के क्रम के "उल्लंघन" का भौतिक कारण नाभिक में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स की विभिन्न मर्मज्ञ क्षमता, भरने के अनुरूप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन डी 5 और डी 10, एफ 7 और एफ 14 की विशेष स्थिरता से जुड़ा है। एक या दो इलेक्ट्रॉनों के साथ इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स, साथ ही आंतरिक इलेक्ट्रॉनिक चार्ज परतों के कर्नेल का स्क्रीनिंग प्रभाव।
Mn, Fe, Co, Ni, Cu और Zn परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास निम्नलिखित सूत्रों द्वारा परिलक्षित होते हैं:
25 एमएन 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 5 4एस 2,
26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,
27 सीओ 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 7 4एस 2,
28 नी 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 8 4एस 2,
29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1,
30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2।
जिंक के बाद 31वें तत्व - गैलियम से शुरू होकर 36वें तत्व - क्रिप्टन तक, चौथी परत (4p - शेल) का भरना जारी रहता है। इन तत्वों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है:
31 गा 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 1,
32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2,
33 जैसे 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3,
34 से 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 4,
35 बीआर 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 5,
36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6।
यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि यदि पाउली बहिष्करण का उल्लंघन नहीं किया जाता है, तो उत्तेजित अवस्था में इलेक्ट्रॉन अन्य परमाणु कक्षाओं में स्थित हो सकते हैं।
4.4. रासायनिक तत्वों के प्रकार
आवर्त सारणी के सभी तत्वों को चार प्रकारों में विभाजित किया गया है:
1. परमाणुओं में एस-तत्वबाहरी परत (n) के s-कोश भरे हुए हैं। एस तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और प्रत्येक आवर्त के पहले दो तत्व शामिल हैं।
2. परमाणुओं पर पी तत्वोंइलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर (एनपी) के पी-कोशों को भरते हैं। पी-तत्वों में प्रत्येक अवधि के अंतिम 6 तत्व शामिल हैं (पहले को छोड़कर)।
3. यू डी-तत्वदूसरे बाहरी स्तर (n-1) d का d-कोश इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के प्लग-इन दशकों के तत्व हैं।
4. यू एफ-तत्वतीसरे बाहरी स्तर (n-2) f का उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। एफ-तत्वों के परिवार में लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।
तत्व की परमाणु संख्या के आधार पर अउत्तेजित परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करने से, यह निम्नानुसार है:
किसी भी तत्व के परमाणु के ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक परतों) की संख्या उस अवधि की संख्या के बराबर होती है जिसमें तत्व स्थित है। इसका मतलब है कि एस-तत्व सभी अवधियों में पाए जाते हैं, पी-तत्व दूसरे और बाद की अवधि में, डी-तत्व चौथे और बाद की अवधि में, और एफ-तत्व छठे और सातवें अवधि में पाए जाते हैं।
आवर्त संख्या परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉनों की प्रमुख क्वांटम संख्या से मेल खाती है।
एस- और पी-तत्व मुख्य उपसमूह बनाते हैं, डी-तत्व द्वितीयक उपसमूह बनाते हैं, एफ-तत्व लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के परिवार बनाते हैं। इस प्रकार, उपसमूह में ऐसे तत्व शामिल होते हैं जिनके परमाणुओं की संरचना आमतौर पर न केवल बाहरी, बल्कि पूर्व-बाहरी परत की भी समान होती है (उन तत्वों के अपवाद के साथ जिनमें इलेक्ट्रॉन की "विफलता" होती है)।
समूह संख्या आमतौर पर उन इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करती है जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। यह समूह संख्या का भौतिक अर्थ है। पार्श्व उपसमूहों के तत्वों में न केवल उनके बाहरी कोश में, बल्कि उनके अंतिम कोश में भी वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। यह मुख्य और द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के गुणों में मुख्य अंतर है।
संयोजकता d- या f-इलेक्ट्रॉन वाले तत्व संक्रमण तत्व कहलाते हैं।
समूह संख्या, एक नियम के रूप में, उन तत्वों की उच्चतम सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था के बराबर होती है जो वे यौगिकों में प्रदर्शित करते हैं। अपवाद फ्लोरीन है - इसकी ऑक्सीकरण अवस्था -1 है; समूह VIII के तत्वों में से केवल Os, Ru और Xe की ज्ञात ऑक्सीकरण अवस्था +8 है।
4.5. तत्वों के परमाणुओं के गुणों की आवधिकता
परमाणुओं की त्रिज्या, आयनीकरण ऊर्जा, इलेक्ट्रॉन बंधुता, इलेक्ट्रोनगेटिविटी और ऑक्सीकरण अवस्था जैसी विशेषताएं परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना से जुड़ी होती हैं।
धातु परमाणुओं की त्रिज्याएँ और अधातु परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्याएँ होती हैं। धातु परमाणुओं की त्रिज्या की गणना अंतर-परमाणु दूरियों के आधार पर की जाती है, जो प्रयोगात्मक डेटा के आधार पर अधिकांश धातुओं के लिए अच्छी तरह से जानी जाती है। इस मामले में, एक धातु परमाणु की त्रिज्या दो पड़ोसी परमाणुओं के केंद्रों के बीच की आधी दूरी के बराबर होती है। सरल पदार्थों के अणुओं और क्रिस्टलों में अधातुओं की सहसंयोजक त्रिज्या की गणना इसी तरह की जाती है। परमाणु त्रिज्या जितनी बड़ी होगी, बाहरी इलेक्ट्रॉनों के लिए नाभिक से अलग होना उतना ही आसान होगा (और इसके विपरीत)। परमाणु त्रिज्या के विपरीत, आयन त्रिज्या मनमाना मान हैं।
आवर्तों में बाएं से दाएं, धातुओं की परमाणु त्रिज्या का मान घटता है, और गैर-धातुओं की परमाणु त्रिज्या जटिल तरीके से बदलती है, क्योंकि यह रासायनिक बंधन की प्रकृति पर निर्भर करती है। उदाहरण के लिए, दूसरी अवधि में, परमाणुओं की त्रिज्या पहले घटती है और फिर बढ़ जाती है, विशेष रूप से तेजी से जब एक उत्कृष्ट गैस परमाणु की ओर बढ़ती है।
मुख्य उपसमूहों में, जैसे-जैसे इलेक्ट्रॉनिक परतों की संख्या बढ़ती है, परमाणुओं की त्रिज्या ऊपर से नीचे तक बढ़ती है।
किसी धनायन की त्रिज्या उसके संगत परमाणु की त्रिज्या से कम होती है, और जैसे-जैसे धनायन का धनात्मक आवेश बढ़ता है, उसकी त्रिज्या घटती जाती है। इसके विपरीत, ऋणायन की त्रिज्या सदैव उसके संगत परमाणु की त्रिज्या से अधिक होती है। वे कण (परमाणु और आयन) जिनमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है, आइसोइलेक्ट्रॉनिक कहलाते हैं। आइसोइलेक्ट्रॉनिक आयनों की श्रृंखला में, जैसे-जैसे आयन की ऋणात्मक त्रिज्या घटती है और धनात्मक त्रिज्या बढ़ती है, त्रिज्या घटती जाती है। ऐसी कमी होती है, उदाहरण के लिए, श्रृंखला में: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+।
आयनीकरण ऊर्जा- जमीनी अवस्था में किसी परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक ऊर्जा। इसे आमतौर पर इलेक्ट्रॉन वोल्ट (1 eV = 96.485 kJ/mol) में व्यक्त किया जाता है। एक अवधि में, बाएं से दाएं, बढ़ते परमाणु चार्ज के साथ आयनीकरण ऊर्जा बढ़ती है। मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, यह घटता जाता है, क्योंकि इलेक्ट्रॉन की नाभिक से दूरी बढ़ जाती है और आंतरिक इलेक्ट्रॉनिक परतों का स्क्रीनिंग प्रभाव बढ़ जाता है।
तालिका 4.1 कुछ परमाणुओं के लिए आयनीकरण ऊर्जा (पहले, दूसरे, आदि इलेक्ट्रॉनों को हटाने के लिए ऊर्जा) के मूल्यों को दर्शाती है।
दूसरी अवधि में, Li से Ne में संक्रमण के दौरान, पहले इलेक्ट्रॉन को हटाने की ऊर्जा बढ़ जाती है (तालिका 4.1 देखें)। हालाँकि, जैसा कि तालिका से देखा जा सकता है, आयनीकरण ऊर्जा असमान रूप से बढ़ती है: बोरान और ऑक्सीजन के लिए, जो क्रमशः बेरिलियम और नाइट्रोजन का पालन करते हैं, थोड़ी कमी देखी जाती है, जो परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की ख़ासियत के कारण होती है।
बेरिलियम का बाहरी एस-शेल पूरी तरह से भरा हुआ है, इसलिए इसके बगल का इलेक्ट्रॉन, बोरॉन, पी-ऑर्बिटल में प्रवेश करता है। यह पी-इलेक्ट्रॉन, एस-इलेक्ट्रॉन की तुलना में नाभिक से कम मजबूती से बंधा होता है, इसलिए पी-इलेक्ट्रॉनों को हटाने के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है।
तालिका 4.1.
आयनीकरण ऊर्जा मैंकुछ तत्वों के परमाणु
नाइट्रोजन परमाणु के प्रत्येक पी-ऑर्बिटल में एक इलेक्ट्रॉन होता है। ऑक्सीजन परमाणु में, एक इलेक्ट्रॉन पी-ऑर्बिटल में प्रवेश करता है, जिस पर पहले से ही एक इलेक्ट्रॉन का कब्जा है। एक ही कक्षीय में दो इलेक्ट्रॉन दृढ़ता से प्रतिकर्षित होते हैं, इसलिए नाइट्रोजन परमाणु की तुलना में ऑक्सीजन परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को निकालना आसान होता है।
क्षार धातुओं में सबसे कम आयनीकरण ऊर्जा होती है, इसलिए उनमें धात्विक गुण होते हैं; सबसे अधिक आयनीकरण ऊर्जा अक्रिय गैसों के लिए होती है।
इलेक्ट्रान बन्धुता- जब एक इलेक्ट्रॉन एक तटस्थ परमाणु से जुड़ता है तो ऊर्जा निकलती है। इलेक्ट्रॉन आत्मीयता, आयनीकरण ऊर्जा की तरह, आमतौर पर इलेक्ट्रॉन वोल्ट में व्यक्त की जाती है। सबसे अधिक इलेक्ट्रॉन बंधुता हैलोजन के लिए है, सबसे कम क्षार धातुओं के लिए है। तालिका 4.2 कुछ तत्वों के परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रॉन बंधुता दर्शाती है।
तालिका 4.2.
कुछ तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता
वैद्युतीयऋणात्मकता- किसी अणु या आयन में एक परमाणु की अन्य परमाणुओं से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता। मात्रात्मक माप के रूप में इलेक्ट्रोनगेटिविटी (ईओ) एक अनुमानित मूल्य है। लगभग 20 इलेक्ट्रोनगेटिविटी स्केल प्रस्तावित किए गए हैं, जिनमें से सबसे व्यापक रूप से मान्यता प्राप्त स्केल एल. पॉलिंग द्वारा विकसित स्केल है। चित्र में. 4.7 पॉलिंग के अनुसार ईओ के मूल्यों को दर्शाता है।
चावल। 4.7. तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता (पॉलिंग के अनुसार)
पॉलिंग पैमाने पर सभी तत्वों में फ्लोरीन सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक है। इसका EO 4 माना जाता है। सबसे कम विद्युत ऋणात्मक सीज़ियम है। हाइड्रोजन एक मध्यवर्ती स्थिति रखता है, क्योंकि कुछ तत्वों के साथ बातचीत करते समय यह एक इलेक्ट्रॉन छोड़ देता है, और दूसरों के साथ बातचीत करते समय इसे प्राप्त होता है।
4.6. यौगिकों के अम्ल-क्षार गुण; कोसल सर्किट
तत्वों के यौगिकों के अम्ल-क्षार गुणों में परिवर्तन की प्रकृति को समझाने के लिए, कोसेल (जर्मनी) ने इस धारणा के आधार पर एक सरल योजना का उपयोग करने का प्रस्ताव रखा कि अणुओं में एक शुद्ध आयनिक बंधन होता है और आयनों के बीच एक कूलम्ब अंतःक्रिया होती है। . कोसेल योजना ई-एच और ई-ओ-एच बांड वाले यौगिकों के एसिड-बेस गुणों का वर्णन करती है, जो नाभिक के चार्ज और उन्हें बनाने वाले तत्व की त्रिज्या पर निर्भर करती है।
दो धातु हाइड्रॉक्साइड, जैसे LiOH और KOH, के लिए कोसल आरेख चित्र में दिखाया गया है। 4.8.
चावल। 4.8. LiOH और KOH के लिए कोसल आरेख
जैसा कि प्रस्तुत चित्र से देखा जा सकता है, ली + आयन की त्रिज्या K + आयन की त्रिज्या से छोटी है और OH - समूह पोटेशियम धनायन की तुलना में लिथियम धनायन से अधिक मजबूती से बंधा हुआ है। परिणामस्वरूप, KOH को घोल में अलग करना आसान हो जाएगा और पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड के मूल गुण अधिक स्पष्ट होंगे।
इसी तरह, आप दो आधारों CuOH और Cu(OH) 2 के लिए कोसल योजना का विश्लेषण कर सकते हैं। चूँकि Cu 2+ आयन की त्रिज्या छोटी है और आवेश Cu + आयन से अधिक है, OH - समूह को Cu 2+ आयन द्वारा अधिक मजबूती से पकड़ लिया जाएगा। परिणामस्वरूप, आधार Cu(OH) 2 CuOH से कमजोर होगा।
इस प्रकार, जैसे-जैसे धनायन की त्रिज्या बढ़ती है और उसका धनात्मक आवेश घटता है, आधारों की ताकत बढ़ती है.
मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, इस दिशा में तत्व आयनों की त्रिज्या बढ़ने पर आधारों की ताकत बढ़ जाती है। बाएं से दाएं आवर्त में, तत्व आयनों की त्रिज्या कम हो जाती है और उनका धनात्मक आवेश बढ़ जाता है, इसलिए इस दिशा में आधारों की ताकत कम हो जाती है।
दो ऑक्सीजन मुक्त एसिड, उदाहरण के लिए, एचसीएल और एचआई, के लिए कोसल आरेख चित्र में दिखाया गया है। 4.9
चावल। 4.9. एचसीएल और एचआई के लिए कोसल आरेख
चूँकि क्लोराइड आयन की त्रिज्या आयोडाइड आयन की तुलना में छोटी होती है, H+ आयन हाइड्रोक्लोरिक एसिड अणु में आयन से अधिक मजबूती से बंधा होता है, जो हाइड्रोआयोडिक एसिड से कमजोर होगा। इस प्रकार, नकारात्मक आयन त्रिज्या बढ़ने के साथ एनोक्सिक एसिड की ताकत बढ़ जाती है.
ऑक्सीजन युक्त एसिड की ताकत विपरीत तरीके से बदलती है। जैसे-जैसे आयन की त्रिज्या घटती है और इसका धनात्मक आवेश बढ़ता है, यह बढ़ता है। चित्र में. चित्र 4.10 दो एसिड एचसीएलओ और एचसीएलओ 4 के लिए कोसल आरेख दिखाता है।
चावल। 4.10. एचसीएलओ और एचसीएलओ 4 के लिए कोसल आरेख
C1 7+ आयन दृढ़ता से ऑक्सीजन आयन से जुड़ा हुआ है, इसलिए प्रोटॉन HC1O 4 अणु में अधिक आसानी से विभाजित हो जाएगा। उसी समय, C1+ आयन और O2-आयन के बीच का बंधन कम मजबूत होता है, और HC1O अणु में प्रोटॉन O2-आयन द्वारा अधिक मजबूती से बनाए रखा जाएगा। परिणामस्वरूप, HClO4, HClO से अधिक प्रबल अम्ल होगा।
कोसेल की योजना का लाभ यह है कि, एक सरल मॉडल का उपयोग करके, यह समान पदार्थों की श्रृंखला में यौगिकों के एसिड-बेस गुणों में परिवर्तन की प्रकृति को समझाने की अनुमति देता है। हालाँकि, यह योजना पूर्णतः गुणात्मक है। यह आपको केवल यौगिकों के गुणों की तुलना करने की अनुमति देता है और मनमाने ढंग से चयनित एकल यौगिक के एसिड-बेस गुणों को निर्धारित करना संभव नहीं बनाता है। इस मॉडल का नुकसान यह है कि यह केवल इलेक्ट्रोस्टैटिक अवधारणाओं पर आधारित है, जबकि प्रकृति में कोई शुद्ध (सौ प्रतिशत) आयनिक बंधन नहीं है।
4.7. तत्वों और उनके यौगिकों के रेडॉक्स गुण
सरल पदार्थों के रेडॉक्स गुणों में परिवर्तन को संबंधित तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में परिवर्तन की प्रकृति पर विचार करके आसानी से स्थापित किया जा सकता है। मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, इलेक्ट्रोनगेटिविटी कम हो जाती है, जिससे ऑक्सीडेटिव गुणों में कमी आती है और इस दिशा में गुणों को कम करने में वृद्धि होती है। बाएं से दाएं की अवधि में, इलेक्ट्रोनगेटिविटी बढ़ जाती है। परिणामस्वरूप, इस दिशा में सरल पदार्थों के अपचायक गुण कम हो जाते हैं तथा ऑक्सीकरण गुण बढ़ जाते हैं। इस प्रकार, मजबूत कम करने वाले एजेंट तत्वों (पोटेशियम, रुबिडियम, सीज़ियम, बेरियम) की आवर्त सारणी के निचले बाएं कोने में स्थित होते हैं, जबकि मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट इसके ऊपरी दाएं कोने (ऑक्सीजन, फ्लोरीन, क्लोरीन) में स्थित होते हैं।
तत्वों के यौगिकों के रेडॉक्स गुण उनकी प्रकृति, तत्वों के ऑक्सीकरण की डिग्री, आवर्त सारणी में तत्वों की स्थिति और कई अन्य कारकों पर निर्भर करते हैं।
मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, ऑक्सीजन युक्त एसिड के ऑक्सीकरण गुण, जिनमें केंद्रीय तत्व के परमाणुओं की ऑक्सीकरण अवस्था समान होती है, कम हो जाते हैं। मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट नाइट्रिक और केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड हैं। यौगिक में तत्व की सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था जितनी अधिक होगी, उसके ऑक्सीकरण गुण उतने ही अधिक स्पष्ट होंगे। पोटेशियम परमैंगनेट और पोटेशियम डाइक्रोमेट मजबूत ऑक्सीकरण गुण प्रदर्शित करते हैं।
मुख्य उपसमूहों में, सरल आयनों के अपचायक गुण ऊपर से नीचे तक बढ़ते हैं। प्रबल अपचायक एजेंट HI, H 2 S, आयोडाइड और सल्फाइड हैं।
यहां पाठक को वैज्ञानिक क्षेत्र में मनुष्य द्वारा अब तक खोजे गए सबसे महत्वपूर्ण कानूनों में से एक - दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के आवधिक कानून के बारे में जानकारी मिलेगी। आप रसायन विज्ञान पर इसके महत्व और प्रभाव से परिचित होंगे; आवधिक कानून के सामान्य प्रावधानों, विशेषताओं और विवरणों, खोज के इतिहास और मुख्य प्रावधानों पर विचार किया जाएगा।
आवधिक कानून क्या है
आवधिक कानून मौलिक प्रकृति का एक प्राकृतिक कानून है, जिसे पहली बार 1869 में डी.आई. मेंडेलीव द्वारा खोजा गया था, और यह खोज कुछ रासायनिक तत्वों के गुणों और उस समय ज्ञात परमाणु द्रव्यमान मूल्यों की तुलना के माध्यम से हुई थी।
मेंडेलीव ने तर्क दिया कि, उनके नियम के अनुसार, सरल और जटिल शरीर और तत्वों के विभिन्न यौगिक उनकी आवधिक प्रकार की निर्भरता और उनके परमाणु के वजन पर निर्भर करते हैं।
आवधिक नियम अपनी तरह का अनोखा है और यह इस तथ्य के कारण है कि यह प्रकृति और ब्रह्मांड के अन्य मौलिक नियमों के विपरीत, गणितीय समीकरणों द्वारा व्यक्त नहीं किया जाता है। ग्राफिक रूप से, यह रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी में अपनी अभिव्यक्ति पाता है।
खोज का इतिहास
आवधिक कानून की खोज 1869 में हुई, लेकिन सभी ज्ञात एक्स-वें तत्वों को व्यवस्थित करने का प्रयास उससे बहुत पहले शुरू हो गया था।
ऐसी प्रणाली बनाने का पहला प्रयास 1829 में आई. वी. डेबेरिनर द्वारा किया गया था। उन्होंने अपने ज्ञात सभी रासायनिक तत्वों को त्रिक में वर्गीकृत किया, जो तीन घटकों के इस समूह में शामिल परमाणु द्रव्यमान के आधे योग की निकटता से एक दूसरे से संबंधित थे। . डेबेराइनर के बाद, ए डी चैनकोर्टोइस द्वारा तत्वों के वर्गीकरण की एक अनूठी तालिका बनाने का प्रयास किया गया; उन्होंने अपनी प्रणाली को "सांसारिक सर्पिल" कहा, और उनके बाद न्यूलैंड्स ऑक्टेव को जॉन न्यूलैंड्स द्वारा संकलित किया गया था। 1864 में, लगभग एक साथ, विलियम ओल्डिंग और लोथर मेयर ने एक-दूसरे से स्वतंत्र रूप से बनाई गई तालिकाएँ प्रकाशित कीं।
आवधिक कानून को 8 मार्च, 1869 को समीक्षा के लिए वैज्ञानिक समुदाय के सामने प्रस्तुत किया गया था और यह रूसी सोसायटी की एक बैठक के दौरान हुआ था। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव ने सबके सामने अपनी खोज की घोषणा की और उसी वर्ष मेंडेलीव की पाठ्यपुस्तक "फंडामेंटल्स ऑफ़ केमिस्ट्री" प्रकाशित हुई, जहाँ उनके द्वारा बनाई गई आवर्त सारणी को पहली बार दिखाया गया था। एक साल बाद, 1870 में, उन्होंने एक लेख लिखा और इसे रूसी केमिकल सोसाइटी को प्रस्तुत किया, जहां आवधिक कानून की अवधारणा का पहली बार उपयोग किया गया था। 1871 में, मेंडेलीव ने रासायनिक तत्वों के आवधिक नियम पर अपने प्रसिद्ध लेख में अपनी अवधारणा का विस्तृत विवरण दिया।
रसायन विज्ञान के विकास में अमूल्य योगदान
दुनिया भर के वैज्ञानिक समुदाय के लिए आवधिक कानून का महत्व अविश्वसनीय रूप से महान है। यह इस तथ्य के कारण है कि इसकी खोज ने रसायन विज्ञान और अन्य प्राकृतिक विज्ञान, उदाहरण के लिए, भौतिकी और जीव विज्ञान दोनों के विकास को एक शक्तिशाली प्रोत्साहन दिया। तत्वों और उनकी गुणात्मक रासायनिक और भौतिक विशेषताओं के बीच संबंध खुला था; इससे एक सिद्धांत के अनुसार सभी तत्वों के निर्माण के सार को समझना भी संभव हो गया और ज्ञान को ठोस बनाने के लिए रासायनिक तत्वों के बारे में अवधारणाओं के आधुनिक सूत्रीकरण को जन्म दिया गया। जटिल एवं सरल संरचना वाले पदार्थ।
आवधिक कानून के उपयोग से रासायनिक पूर्वानुमान की समस्या को हल करना और ज्ञात रासायनिक तत्वों के व्यवहार का कारण निर्धारित करना संभव हो गया। परमाणु ऊर्जा सहित परमाणु भौतिकी इसी नियम के परिणामस्वरूप संभव हुई। बदले में, इन विज्ञानों ने इस कानून के सार के क्षितिज का विस्तार करना और इसकी समझ को गहरा करना संभव बना दिया।
आवर्त सारणी के तत्वों के रासायनिक गुण
संक्षेप में, रासायनिक तत्व एक मुक्त परमाणु या आयन की अवस्था में, एक साधारण पदार्थ में घुलनशील या हाइड्रेटेड और उनके असंख्य यौगिकों के रूप में अंतर्निहित विशेषताओं द्वारा परस्पर जुड़े होते हैं। हालाँकि, इन गुणों में आम तौर पर दो घटनाएं शामिल होती हैं: एक स्वतंत्र अवस्था में एक परमाणु की विशेषता वाले गुण और एक साधारण पदार्थ के गुण। इस प्रकार के कई प्रकार के गुण हैं, लेकिन सबसे महत्वपूर्ण हैं:
- परमाणु आयनीकरण और उसकी ऊर्जा, तालिका में तत्व की स्थिति, उसकी क्रमिक संख्या पर निर्भर करती है।
- एक परमाणु और एक इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा बंधुता, जो परमाणु आयनीकरण की तरह, आवर्त सारणी में तत्व के स्थान पर निर्भर करती है।
- एक परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी, जिसका कोई स्थिर मूल्य नहीं है, लेकिन विभिन्न कारकों के आधार पर बदल सकता है।
- परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या - यहां, एक नियम के रूप में, अनुभवजन्य डेटा का उपयोग किया जाता है, जो गति की स्थिति में इलेक्ट्रॉनों की तरंग प्रकृति से जुड़ा होता है।
- सरल पदार्थों का परमाणुकरण - किसी तत्व की प्रतिक्रियाशीलता क्षमताओं का विवरण।
- ऑक्सीकरण अवस्थाएँ एक औपचारिक विशेषता हैं, लेकिन वे किसी तत्व की सबसे महत्वपूर्ण विशेषताओं में से एक के रूप में प्रकट होती हैं।
- सरल पदार्थों के लिए ऑक्सीकरण क्षमता जलीय घोल में कार्य करने के लिए किसी पदार्थ की क्षमता का माप और संकेत है, साथ ही रेडॉक्स गुणों की अभिव्यक्ति का स्तर भी है।
आंतरिक और द्वितीयक प्रकार के तत्वों की आवधिकता
आवधिक नियम प्रकृति के एक अन्य महत्वपूर्ण घटक - आंतरिक और द्वितीयक आवधिकता की समझ देता है। परमाणु गुणों के अध्ययन के उपर्युक्त क्षेत्र वास्तव में किसी की सोच से कहीं अधिक जटिल हैं। यह इस तथ्य के कारण है कि तालिका के तत्व एस, पी, डी अवधि (आंतरिक आवधिकता) और समूह (द्वितीयक आवधिकता) में उनकी स्थिति के आधार पर उनकी गुणात्मक विशेषताओं को बदलते हैं। उदाहरण के लिए, तत्व एस के पहले समूह से आठवें से पी-तत्व में संक्रमण की आंतरिक प्रक्रिया आयनित परमाणु की ऊर्जा रेखा के वक्र पर न्यूनतम और अधिकतम बिंदुओं के साथ होती है। यह घटना किसी परमाणु की स्थिति के अनुसार उसके गुणों में परिवर्तन की आवधिकता की आंतरिक अस्थिरता को दर्शाती है।
परिणाम
अब पाठक को मेंडेलीव का आवधिक कानून क्या है, इसकी स्पष्ट समझ और परिभाषा है, मनुष्य और विभिन्न विज्ञानों के विकास के लिए इसके महत्व का एहसास है, और इसके आधुनिक प्रावधानों और इसकी खोज के इतिहास का अंदाजा है।
डी.आई.मेंडेलीव का आवधिक कानून।
रासायनिक तत्वों के गुण, और इसलिए उनके द्वारा बनाए गए सरल और जटिल पिंडों के गुण, समय-समय पर परमाणु भार के परिमाण पर निर्भर होते हैं।
आवधिक नियम का भौतिक अर्थ.
आवधिक कानून का भौतिक अर्थ तत्वों के गुणों में आवधिक परिवर्तन में निहित है, जो समय-समय पर परमाणुओं के ई-वें कोश को दोहराने के परिणामस्वरूप होता है, जिसमें एन में लगातार वृद्धि होती है।
डी.आई. मेंडेलीव के पीजेड का आधुनिक सूत्रीकरण।
रासायनिक तत्वों के गुण, साथ ही उनके द्वारा निर्मित सरल या जटिल पदार्थों के गुण, समय-समय पर उनके परमाणुओं के नाभिक के आवेश के परिमाण पर निर्भर करते हैं।
समय समय पर तत्वो की तालिका।
आवर्त प्रणाली आवर्त नियम के आधार पर बनाई गई रासायनिक तत्वों के वर्गीकरण की एक प्रणाली है। आवर्त सारणी रासायनिक तत्वों के बीच उनकी समानता और अंतर को दर्शाते हुए संबंध स्थापित करती है।
तत्वों की आवर्त सारणी (दो प्रकार की होती है: छोटी और लंबी)।
तत्वों की आवर्त सारणी तत्वों की आवर्त प्रणाली का एक चित्रमय प्रतिनिधित्व है, जिसमें 7 आवर्त और 8 समूह शामिल हैं।
प्रश्न 10
तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की आवर्त प्रणाली और संरचना।
बाद में यह पाया गया कि न केवल किसी तत्व की क्रम संख्या का गहरा भौतिक अर्थ होता है, बल्कि पहले चर्चा की गई अन्य अवधारणाओं ने भी धीरे-धीरे एक भौतिक अर्थ प्राप्त कर लिया। उदाहरण के लिए, समूह संख्या, किसी तत्व की उच्चतम संयोजकता को दर्शाती है, जिससे किसी विशेष तत्व के परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या का पता चलता है जो रासायनिक बंधन के निर्माण में भाग ले सकते हैं।
बदले में, अवधि संख्या, किसी दिए गए अवधि के तत्व के परमाणु के इलेक्ट्रॉन खोल में मौजूद ऊर्जा स्तरों की संख्या से संबंधित होती है।
इस प्रकार, उदाहरण के लिए, टिन एसएन (क्रम संख्या 50, अवधि 5, समूह IV का मुख्य उपसमूह) के "निर्देशांक" का मतलब है कि एक टिन परमाणु में 50 इलेक्ट्रॉन हैं, वे 5 ऊर्जा स्तरों पर वितरित हैं, केवल 4 इलेक्ट्रॉन वैलेंस हैं .
विभिन्न श्रेणियों के उपसमूहों में तत्वों को खोजने का भौतिक अर्थ अत्यंत महत्वपूर्ण है। यह पता चला है कि श्रेणी I उपसमूहों में स्थित तत्वों के लिए, अगला (अंतिम) इलेक्ट्रॉन स्थित है एस-उपस्तरबाहरी स्तर. ये तत्व इलेक्ट्रॉनिक परिवार से संबंधित हैं। श्रेणी II के उपसमूहों में स्थित तत्वों के परमाणुओं के लिए, अगला इलेक्ट्रॉन स्थित होता है पी-उपस्तरबाहरी स्तर. ये "पी" इलेक्ट्रॉनिक परिवार के तत्व हैं। इस प्रकार, टिन परमाणुओं में अगला 50वां इलेक्ट्रॉन बाहरी के पी-उपस्तर, यानी 5वें ऊर्जा स्तर पर स्थित होता है।
श्रेणी III उपसमूहों के तत्वों के परमाणुओं के लिए, अगला इलेक्ट्रॉन स्थित होता है डी-उपस्तर, लेकिन पहले से ही बाहरी स्तर पर, ये "डी" इलेक्ट्रॉनिक परिवार के तत्व हैं। लैंथेनाइड और एक्टिनाइड परमाणुओं में, अगला इलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर से पहले, एफ-उपस्तर पर स्थित होता है। ये इलेक्ट्रॉनिक परिवार के तत्व हैं "एफ"।
इसलिए, यह कोई संयोग नहीं है कि ऊपर उल्लिखित इन 4 श्रेणियों के उपसमूहों की संख्या, यानी 2-6-10-14, एस-पी-डी-एफ उपस्तरों में इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या के साथ मेल खाती है।
लेकिन यह पता चला है कि इलेक्ट्रॉन शेल को भरने के क्रम के प्रश्न को हल करना और आवधिक प्रणाली के आधार पर किसी भी तत्व के परमाणु के लिए इलेक्ट्रॉनिक सूत्र प्राप्त करना संभव है, जो पर्याप्त स्पष्टता के साथ प्रत्येक के स्तर और उपस्तर को इंगित करता है। क्रमिक इलेक्ट्रॉन. आवधिक प्रणाली तत्वों को एक के बाद एक अवधियों, समूहों, उपसमूहों में रखने और स्तरों और उपस्तरों के बीच उनके इलेक्ट्रॉनों के वितरण को भी इंगित करती है, क्योंकि प्रत्येक तत्व का अपना, उसके अंतिम इलेक्ट्रॉन की विशेषता होती है। उदाहरण के तौर पर, आइए ज़िरकोनियम (Zr) तत्व के एक परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र संकलित करने पर गौर करें। आवधिक प्रणाली इस तत्व के संकेतक और "निर्देशांक" देती है: क्रम संख्या 40, अवधि 5, समूह IV, द्वितीयक उपसमूह। पहला निष्कर्ष: ए) कुल मिलाकर 40 इलेक्ट्रॉन हैं, बी) ये 40 इलेक्ट्रॉन पांच ऊर्जा स्तरों पर वितरित हैं; सी) 40 इलेक्ट्रॉनों में से केवल 4 वैलेंस हैं, डी) अगला 40वां इलेक्ट्रॉन बाहरी, यानी चौथे ऊर्जा स्तर से पहले डी-उपस्तर में प्रवेश करता है। जिरकोनियम से पहले के 39 तत्वों में से प्रत्येक के बारे में इसी तरह के निष्कर्ष निकाले जा सकते हैं, केवल संकेतक और हर बार निर्देशांक भिन्न होंगे.
