Chapter-03 Classification of Elements and Periodicity in Properties
“The Periodic Table is arguably the most important concept in chemistry, both in principle and in practice. It is the everyday support for students, it suggests new avenues of research to professionals, and it provides a succinct organization of the whole of chemistry. It is a remarkable demonstration of the fact that the chemical elements are not a random cluster of entities but instead display trends and lie together in families. An awareness of the Periodic Table is essential to anyone who wishes to disentangle the world and see how it is built up from the fundamental building blocks of the chemistry, the chemical elements.”
Glenn T. Seaborg
In this Unit, we will study the historical development of the Periodic Table as it stands today and the Modern Periodic Law. We will also learn how the periodic classification follows as a logical consequence of the electronic configuration of atoms. Finally, we shall examine some of the periodic trends in the physical and chemical properties of the elements.
3.1 WHY DO WE NEED TO CLASSIFY ELEMENTS ?
We know by now that the elements are the basic units of all types of matter. In 1800, only 31 elements were known. By 1865, the number of identified elements had more than doubled to 63. At present 114 elements are known. Of them, the recently discovered elements are man-made. Efforts to synthesise new elements are continuing. With such a large number of elements it is very difficult to study individually the chemistry of all these elements and their innumerable compounds individually. To ease out this problem, scientists searched for a systematic way to organise their knowledge by classifying the elements. Not only that it would rationalize known chemical facts about elements, but even predict new ones for undertaking further study.
3.2 GENESIS OF PERIODIC CLASSIFICATION
Classification of elements into groups and development of Periodic Law and Periodic Table are the consequences of systematising the knowledge gained by a number of scientists through their observations and experiments. The German chemist, Johann Dobereiner in early 1800’s was the first to consider the idea of trends among properties of elements. By 1829 he noted a similarity among the physical and chemical properties of several groups of three elements (Triads). In each case, he noticed that the middle element of each of the Triads had an atomic weight about half way between the atomic weights of the other two (Table 3.1). Also the properties of the middle element were in between those of the other two members.
Table 3.1 Dobereiner’s Triads
| Element | Atomic weight |
Element | Atomic weight |
Element | Atomic weight |
|---|---|---|---|---|---|
| $\mathbf{L i}$ | 7 | $\mathbf{C a}$ | 40 | $\mathbf{C l}$ | 35.5 |
| $\mathbf{N a}$ | 23 | $\mathbf{S r}$ | 88 | $\mathbf{B r}$ | 80 |
| $\mathbf{K}$ | 39 | $\mathbf{B a}$ | 137 | $\mathbf{I}$ | 127 |
Since Dobereiner’s relationship, referred to as the Law of Triads, seemed to work only for a few elements, it was dismissed as coincidence. The next reported attempt to classify elements was made by a French geologist, A.E.B. de Chancourtois in 1862. He arranged the then known elements in order of increasing atomic weights and made a cylindrical table of elements to display the periodic recurrence of properties. This also did not attract much attention. The English chemist, John Alexander Newlands in 1865 profounded the Law of Octaves. He arranged the elements in increasing order of their atomic weights and noted that every eighth element had properties similar to the first element (Table 3.2). The relationship was just like every eighth note that resembles the first in octaves of music. Newlands’s Law of Octaves seemed to be true only for elements up to calcium. Although his idea was not widely accepted at that time, he, for his work, was later awarded Davy Medal in 1887 by the Royal Society, London.
The Periodic Law, as we know it today owes its development to the Russian chemist, Dmitri Mendeleev (1834-1907) and the German chemist, Lothar Meyer (1830-1895).
Working independently, both the chemists in 1869 proposed that on arranging elements in the increasing order of their atomic weights, similarities appear in physical and chemical properties at regular intervals. Lothar Meyer plotted the physical properties such as atomic volume, melting point and boiling point against atomic weight and obtained a periodically repeated pattern. Unlike Newlands, Lothar Meyer observed a change in length of that repeating pattern. By 1868, Lothar Meyer had developed a table of the elements that closely resembles the Modern Periodic Table. However, his work was not published until after the work of Dmitri Mendeleev, the scientist who is generally credited with the development of the Modern Periodic Table.
Table 3.2 Newlands’ Octaves
| Element | $\mathbf{L i}$ | $\mathbf{B e}$ | $\mathbf{B}$ | $\mathbf{C}$ | $\mathbf{N}$ | $\mathbf{O}$ | $\mathbf{F}$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| At. wt. | 7 | 9 | 11 | 12 | 14 | 16 | 19 |
| Element | $\mathbf{N a}$ | $\mathbf{M g}$ | $\mathbf{A l}$ | $\mathbf{S i}$ | $\mathbf{P}$ | $\mathbf{S}$ | $\mathbf{C l}$ |
| At. wt. | 23 | 24 | 27 | 29 | 31 | 32 | 35.5 |
| Element | $\mathbf{K}$ | $\mathbf{C a}$ | |||||
| At. wt. | 39 | 40 |
While Dobereiner initiated the study of periodic relationship, it was Mendeleev who was responsible for publishing the Periodic Law for the first time. It states as follows :
The properties of the elements are a periodic function of their atomic weights.
Mendeleev arranged elements in horizontal rows and vertical columns of a table in order of their increasing atomic weights in such a way that the elements with similar properties occupied the same vertical column or group. Mendeleev’s system of classifying elements was more elaborate than that of Lothar Meyer’s. He fully recognized the significance of periodicity and used broader range of physical and chemical properties to classify the elements. In particular, Mendeleev relied on the similarities in the empirical formulas and properties of the compounds formed by the elements. He realized that some of the elements did not fit in with his scheme of classification if the order of atomic weight was strictly followed. He ignored the order of atomic weights, thinking that the atomic measurements might be incorrect, and placed the elements with similar properties together. For example, iodine with lower atomic weight than that of tellurium (Group VI) was placed in Group VII along with fluorine, chlorine, bromine because of similarities in properties (Fig. 3.1). At the same time, keeping his primary aim of arranging the elements of similar properties in the same group, he proposed that some of the elements were still undiscovered and, therefore, left several gaps in the table. For example, both gallium and germanium were unknown at the time Mendeleev published his Periodic Table. He left the gap under aluminium and a gap under silicon, and called these elements Eka-Aluminium and Eka-Silicon. Mendeleev predicted not only the existence of gallium and germanium, but also described some of their general physical properties. These elements were discovered later. Some of the properties predicted by Mendeleev for these elements and those found experimentally are listed in Table 3.3.
The boldness of Mendeleev’s quantitative predictions and their eventual success made him and his Periodic Table famous. Mendeleev’s Periodic Table published in 1905 is shown in Fig. 3.1.
Table 3.3 Mendeleev’s Predictions for the Elements Eka-aluminium (Gallium) and Eka-silicon (Germanium)
| Property | Eka-aluminium (predicted) |
Gallium (found) |
Eka-silicon (predicted) |
Germanium (found) |
|---|---|---|---|---|
| Atomic weight | 68 | 70 | 72 | 72.6 |
| Density/(g/cm $\mathbf{)}$ | 5.9 | 5.94 | 5.5 | 5.36 |
| Melting point/K | $\mathrm{Low}$ | 302.93 | $\mathrm{High}$ | 1231 |
| Formula of oxide | $\mathrm{E}_2 \mathrm{O}_3$ | $\mathrm{Ga}_2 \mathrm{O}_3$ | $\mathrm{EO}_{2}$ | $\mathrm{GeO}_{2}$ |
| Formula of chloride | $\mathrm{E} \mathrm{Cl}_{3}$ | $\mathrm{GaCl}_{3}$ | $\mathrm{ECl}_{4}$ | $\mathrm{GeCl}_{4}$ |
PERIODIC SYSTEM OF THE ELEMENTS IN GROUPS AND SERIES
Fig. 3.1 Mendeleev’s Periodic Table published earlier
3.3 MODERN PERIODIC LAW AND THE PRESENT FORM OF THE PERIODIC TABLE
We must bear in mind that when Mendeleev developed his Periodic Table, chemists knew nothing about the internal structure of atom. However, the beginning of the $20^{\text {th }}$ century witnessed profound developments in theories about sub-atomic particles. In 1913, the English physicist, Henry Moseley observed regularities in the characteristic $X$-ray spectra of the elements. A plot of $\sqrt{v}$ (where $V$ is frequency of $X$-rays emitted) against atomic number $(Z)$ gave a straight line and not the plot of $\sqrt{v}$ vs atomic mass. He thereby showed that the atomic number is a more fundamental property of an element than its atomic mass. Mendeleev’s Periodic Law was, therefore, accordingly modified. This is known as the Modern Periodic Law and can be stated as :
The physical and chemical properties of the elements are periodic functions of their atomic numbers.
The Periodic Law revealed important analogies among the 94 naturally occurring elements (neptunium and plutonium like actinium and protoactinium are also found in pitch blende - an ore of uranium). It stimulated renewed interest in Inorganic Chemistry and has carried into the present with the creation of artificially produced short-lived elements.
You may recall that the atomic number is equal to the nuclear charge (i.e., number of protons) or the number of electrons in a neutral atom. It is then easy to visualize the significance of quantum numbers and electronic configurations in periodicity of elements. In fact, it is now recognized that the Periodic Law is essentially the consequence of the periodic variation in electronic configurations, which indeed determine the physical and chemical properties of elements and their compounds.
Numerous forms of Periodic Table have been devised from time to time. Some forms emphasise chemical reactions and valence, whereas others stress the electronic configuration of elements. A modern version, the so-called “long form” of the Periodic Table of the elements (Fig. 3.2), is the most convenient and widely used. The horizontal rows (which Mendeleev called series) are called periods and the vertical columns, groups. Elements having similar outer electronic configurations in their atoms are arranged in vertical columns, referred to as groups or families. According to the recommendation of International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), the groups are numbered from 1 to 18 replacing the older notation of groups IA … VIIA, VIII, IB … VIIB and 0.
There are altogether seven periods. The period number corresponds to the highest principal quantum number $(n)$ of the elements in the period. The first period contains 2 elements. The subsequent periods consists of $8,8,18,18$ and 32 elements, respectively. The seventh period is incomplete and like the sixth period would have a theoretical maximum (on the basis of quantum numbers) of 32 elements. In this form of the Periodic Table, 14 elements of both sixth and seventh periods (lanthanoids and actinoids, respectively) are placed in separate panels at the bottom[^0].
Fig. 3.2 Long form of the Periodic Table of the Elements with their atomic numbers and ground state outer electronic configurations. The groups are numbered 1-18 in accordance with the 1984 IUPAC recommendations. This notation replaces the old numbering scheme of IA–VIIA, VIII, IB–VIIB and 0 for the elements.
3.4 NOMENCLATURE OF ELEMENTS WITH ATOMIC NUMBERS > 100
The naming of the new elements had been traditionally the privilege of the discoverer (or discoverers) and the suggested name was ratified by the IUPAC. In recent years this has led to some controversy. The new elements with very high atomic numbers are so unstable that only minute quantities, sometimes only a few atoms of them are obtained. Their synthesis and characterisation, therefore, require highly sophisticated costly equipment and laboratory. Such work is carried out with competitive spirit only in some laboratories in the world. Scientists, before collecting the reliable data on the new element, at times get tempted to claim for its discovery. For example, both American and Soviet scientists claimed credit for discovering element 104. The Americans named it Rutherfordium whereas Soviets named it Kurchatovium. To avoid such problems, the IUPAC has made recommendation that until a new element’s discovery is proved, and its name is officially recognised, a systematic nomenclature be derived directly from the atomic number of the element using the numerical roots for 0 and numbers $1-9$. These are shown in Table 3.4. The roots are put together in order of digits which make up the atomic number and “ium” is added at the end. The IUPAC names for elements with $Z$ above 100 are shown in Table 3.5.
Table 3.4 Notation for IUPAC Nomenclature of Elements
| Digit | Name | Abbreviation |
|---|---|---|
| 0 | nil | $\mathrm{n}$ |
| 1 | un | $\mathrm{u}$ |
| 2 | bi | $\mathrm{b}$ |
| 3 | tri | $\mathrm{t}$ |
| 4 | quad | $\mathrm{q}$ |
| 5 | pent | $\mathrm{p}$ |
| 6 | hex | $\mathrm{h}$ |
| 7 | sept | $\mathrm{s}$ |
| 8 | oct | $\mathrm{o}$ |
| 9 | enn | $\mathrm{e}$ |
Table 3.5 Nomenclature of Elements with Atomic Number Above 100
| Atomic Number |
Name according to IUPAC nomenclature |
Symbol | IUPAC Official Name |
IUPAC Symbol |
|---|---|---|---|---|
| 101 | Unnilunium | Unu | Mendelevium | $\mathrm{Md}$ |
| 102 | Unnilbium | Unb | Nobelium | No |
| 103 | Unniltrium | Unt | Lawrencium | $\mathrm{Lr}$ |
| 104 | Unnilquadium | Unq | Rutherfordium | $\mathrm{Rf}$ |
| 105 | Unnilpentium | Unp | Dubnium | $\mathrm{Db}$ |
| 106 | Unnilhexium | Unh | Seaborgium | $\mathrm{Sg}$ |
| 107 | Unnilseptium | Uns | Bohrium | $\mathrm{Bh}$ |
| 108 | Unniloctium | Uno | Hassium | $\mathrm{Hs}$ |
| 109 | Unnilennium | Une | Meitnerium | $\mathrm{Mt}$ |
| 110 | Ununnillium | Uun | Darmstadtium | $\mathrm{Ds}$ |
| 111 | Unununnium | Uuu | Rontgenium | $\mathrm{Rg}$ |
| 112 | Ununbium | Uub | Copernicium | $\mathrm{Cn}$ |
| 113 | Ununtrium | Uut | Nihonium | $\mathrm{Nh}$ |
| 114 | Ununquadium | Uuq | Flerovium | $\mathrm{Fl}$ |
| 115 | Ununpentium | Uup | Moscovium | $\mathrm{Mc}$ |
| 116 | Ununhexium | Uuh | Livermorium | $\mathrm{Lv}$ |
| 117 | Ununseptium | Uus | Tennessine | $\mathrm{Ts}$ |
| 118 | Ununoctium | Uuo | Oganesson | $\mathrm{Og}$ |
Thus, the new element first gets a temporary name, with symbol consisting of three letters. Later permanent name and symbol are given by a vote of IUPAC representatives from each country. The permanent name might reflect the country (or state of the country) in which the element was discovered, or pay tribute to a notable scientist. As of now, elements with atomic numbers up to 118 have been discovered. Official names of all elements have been announced by IUPAC.
Problem 3.1
What would be the IUPAC name and symbol for the element with atomic number 120 ?
Solution
From Table 3.4, the roots for 1, 2 and 0 are un, bi and nil, respectively. Hence, the symbol and the name respectively are Ubn and unbinilium.
3.5 ELECTRONIC CONFIGURATIONS OF ELEMENTS AND THE PERIODIC TABLE
In the preceding unit we have learnt that an electron in an atom is characterised by a set of four quantum numbers, and the principal quantum number ( $n$ ) defines the main energy level known as shell. We have also studied about the filling of electrons into different subshells, also referred to as orbitals (s, p, $d, f)$ in an atom. The distribution of electrons into orbitals of an atom is called its electronic configuration. An element’s location in the Periodic Table reflects the quantum numbers of the last orbital filled. In this section we will observe a direct connection between the electronic configurations of the elements and the long form of the Periodic Table.
(a) Electronic Configurations in Periods
The period indicates the value of $n$ for the outermost or valence shell. In other words, successive period in the Periodic Table is associated with the filling of the next higher principal energy level $(n=1, n=2$, etc.). It can be readily seen that the number of elements in each period is twice the number of atomic orbitals available in the energy level that is being filled. The first period $(n=1)$ starts with the filling of the lowest level (1s) and therefore has two elements - hydrogen $\left(1 s^{1}\right)$ and helium $\left(1 s^{2}\right)$ when the first shell $(K)$ is completed. The second period $(n=2)$ starts with lithium and the third electron enters the $2 s$ orbital. The next element, beryllium has four electrons and has the electronic configuration $1 s^{2} 2 s^{2}$. Starting from the next element boron, the $2 p$ orbitals are filled with electrons when the $L$ shell is completed at neon $\left(2 s^{2} 2 p^{6}\right)$. Thus there are 8 elements in the second period. The third period $(n=3)$ begins at sodium, and the added electron enters a $3 s$ orbital. Successive filling of $3 s$ and $3 p$ orbitals gives rise to the third period of 8 elements from sodium to argon. The fourth period $(n=4)$ starts at potassium, and the added electrons fill up the $4 s$ orbital. Now you may note that before the $4 p$ orbital is filled, filling up of $3 d$ orbitals becomes energetically favourable and we come across the so called $3 d$ transition series of elements. This starts from scandium $(Z=21)$ which has the electronic configuration $3 d^{1} 4 s^{2}$. The $3 d$ orbitals are filled at zinc $(Z=30)$ with electronic configuration $3 d^{10} 4 s^{2}$. The fourth period ends at krypton with the filling up of the $4 p$ orbitals. Altogether we have 18 elements in this fourth period. The fifth period $(n=5)$ beginning with rubidium is similar to the fourth period and contains the $4 d$ transition series starting at yttrium $(Z=39)$. This period ends at xenon with the filling up of the $5 p$ orbitals. The sixth period $(n=6)$ contains 32 elements and successive electrons enter $6 s, 4 f, 5 d$ and $6 p$ orbitals, in the order - filling up of the $4 f$ orbitals begins with cerium $(Z=58)$ and ends at lutetium $(Z=71)$ to give the $4 f$-inner transition series which is called the lanthanoid series. The seventh period $(n=7)$ is similar to the sixth period with the successive filling up of the $7 s, 5 f, 6 d$ and $7 p$ orbitals and includes most of the man-made radioactive elements. This period will end at the element with atomic number 118 which would belong to the noble gas family. Filling up of the $5 f$ orbitals after actinium $(Z=89)$ gives the $5 f$-inner transition series known as the actinoid series. The $4 f$ and $5 f$-inner transition series of elements are placed separately in the Periodic Table to maintain its structure and to preserve the principle of classification by keeping elements with similar properties in a single column.
Problem 3.2
How would you justify the presence of 18 elements in the $5^{\text {th }}$ period of the Periodic Table?
Solution
When $n=5, l=0,1,2,3$. The order in which the energy of the available orbitals $4 d, 5 s$ and $5 p$ increases is $5 s$ $<4 d<5 p$. The total number of orbitals available are 9 . The maximum number of electrons that can be accommodated is 18; and therefore 18 elements are there in the $5^{\text {th }}$ period.
(b) Groupwise Electronic Configurations
Elements in the same vertical column or group have similar valence shell electronic configurations, the same number of electrons in the outer orbitals, and similar properties. For example, the Group 1 elements (alkali metals) all have $n s^{1}$ valence shell electronic configuration as shown below.
| Atomic number | Symbol | Electronic configuration |
|---|---|---|
| 3 | $\mathrm{Li}$ | $1 s^{2} 2 s^{1}$ (or) $[\mathrm{He}] 2 s^{1}$ |
| 11 | $\mathrm{Na}$ | $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{1}$ (or) $[\mathrm{Ne}] 3 s^{1}$ |
| 19 | $\mathrm{~K}$ | $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 4 s^{1}$ (or) $[\mathrm{Ar}] 4 s^{1}$ |
| 37 | $\mathrm{Rb}$ | $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 3 d^{10} 4 s^{2} 4 p^{6} 5 s^{1}$ (or) $[\mathrm{Kr}] 5 s^{1}$ |
| 55 | $\mathrm{Cs}$ | $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 3 d^{10} 4 s^{2} 4 p^{6} 4 d^{10} 5 s^{2} 5 p^{6} 6 s^{1}$ (or) [Xe]6s $s^{1}$ |
| 87 | $\mathrm{Fr}$ | $[\mathrm{Rn}] 7 s^{1}$ |
Thus it can be seen that the properties of an element have periodic dependence upon its atomic number and not on relative atomic mass.
3.6 ELECTRONIC CONFIGURATIONS AND TYPES OF ELEMENTS: s-, p-, d-, f- BLOCKS
The aufbau (build up) principle and the electronic configuration of atoms provide a theoretical foundation for the periodic classification. The elements in a vertical column of the Periodic Table constitute a group or family and exhibit similar chemical behaviour. This similarity arises because these elements have the same number and same distribution of electrons in their outermost orbitals. We can classify the elements into four blocks viz., s-block, $\boldsymbol{p}$-block, $\boldsymbol{d}$-block and $\boldsymbol{f}$-block depending on the type of atomic orbitals that are being filled with electrons. This is illustrated in Fig. 3.3. We notice two exceptions to this categorisation. Strictly, helium belongs to the $s$-block but its positioning in the $p$-block along with other group 18 elements is justified because it has a completely filled valence shell $\left(1 s^{2}\right)$ and as a result, exhibits properties characteristic of other noble gases. The other exception is hydrogen. It has only one s-electron and hence can be placed in group 1 (alkali metals). It can also gain an electron to achieve a noble gas arrangement and hence it can behave similar to a group 17 (halogen family) elements. Because it is a special case, we shall place hydrogen separately at the top of the Periodic Table as shown in Fig. 3.2 and Fig. 3.3. We will briefly discuss the salient features of the four types of elements marked in the Periodic Table. More about these elements will be discussed later. During the description of their features certain terminology has been used which has been classified in section 3.7.
3.6.1 The s-Block Elements
The elements of Group 1 (alkali metals) and Group 2 (alkaline earth metals) which have $n s^{1}$ and $n s^{2}$ outermost electronic configuration belong to the s-Block Elements. They are all reactive metals with low ionization enthalpies. They lose the outermost electron(s) readily to form $1+$ ion (in the case of alkali metals) or $2+$ ion (in the case of alkaline earth metals). The metallic character and the reactivity increase as we go down the group. Because of high reactivity they are never found pure in nature. The compounds of the s-block elements, with the exception of those of lithium and beryllium are predominantly ionic.
Fig. 3.3 The types of elements in the Periodic Table based on the orbitals that are being filled. Also shown is the broad division of elements into METALS, NON-METALS and METALLOIDS.
3.6.2 The p-Block Elements
The $\boldsymbol{p}$-Block Elements comprise those belonging to Group 13 to 18 and these together with the s-Block Elements are called the Representative Elements or Main Group Elements. The outermost electronic configuration varies from $n s^{2} n p^{1}$ to $n s^{2} n p^{6}$ in each period. At the end of each period is a noble gas element with a closed valence shell $n s^{2} n p^{6}$ configuration. All the orbitals in the valence shell of the noble gases are completely filled by electrons and it is very difficult to alter this stable arrangement by the addition or removal of electrons. The noble gases thus exhibit very low chemical reactivity. Preceding the noble gas family are two chemically important groups of nonmetals. They are the halogens (Group 17) and the chalcogens (Group 16). These two groups of elements have highly negative electron gain enthalpies and readily add one or two electrons respectively to attain the stable noble gas configuration. The non-metallic character increases as we move from left to right across a period and metallic character increases as we go down the group.
3.6.3 The d-Block Elements (Transition Elements)
These are the elements of Group 3 to 12 in the centre of the Periodic Table. These are characterised by the filling of inner $d$ orbitals by electrons and are therefore referred to as d-Block Elements. These elements have the general outer electronic configuration $(n-1) d^{1-10} n s^{0-2}$ except for $\mathrm{Pd}$ where its electronic configuration is $4 \mathrm{~d}^{10} 5 \mathrm{~s}^{0}$. They are all metals. They mostly form coloured ions, exhibit variable valence (oxidation states), paramagnetism and oftenly used as catalysts. However, Zn, $\mathrm{Cd}$ and $\mathrm{Hg}$ which have the electronic configuration, $(n-1) d^{10} n s^{2}$ do not show most of the properties of transition elements. In a way, transition metals form a bridge between the chemically active metals of $s$-block elements and the less active elements of Groups 13 and 14 and thus take their familiar name “Transition Elements”.
3.6.4 The f-Block Elements (Inner-Transition Elements)
The two rows of elements at the bottom of the Periodic Table, called the Lanthanoids, $\mathrm{Ce}(Z=58)-\mathrm{Lu}(Z=71)$ and Actinoids, $\operatorname{Th}(Z=90)-\operatorname{Lr}(Z=103)$ are characterised by the outer electronic configuration $(n-2) f^{1-14}$ $(n-1) d^{0-1} n s^{2}$. The last electron added to each element is filled in $f$-orbital. These two series of elements are hence called the InnerTransition Elements (f-Block Elements). They are all metals. Within each series, the properties of the elements are quite similar. The chemistry of the early actinoids is more complicated than the corresponding lanthanoids, due to the large number of oxidation states possible for these actinoid elements. Actinoid elements are radioactive. Many of the actinoid elements have been made only in nanogram quantities or even less by nuclear reactions and their chemistry is not fully studied. The elements after uranium are called Transuranium Elements.
Problem 3.3
The elements $Z=117$ and 120 have not yet been discovered. In which family/group would you place these elements and also give the electronic configuration in each case.
Solution
We see from Fig. 3.2, that element with $Z=117$, would belong to the halogen family (Group 17) and the electronic configuration would be $[\mathrm{Rn}]$ $5 f^{14} 6 d^{10} 7 s^{2} 7 p^{5}$. The element with $Z=120$, will be placed in Group 2 (alkaline earth metals), and will have the electronic configuration [Uuo] $8 s^{2}$.
3.6.5 Metals, Non-metals and Metalloids
In addition to displaying the classification of elements into $\boldsymbol{s}$-, $\boldsymbol{p}$-, $\boldsymbol{d}$-, and $\boldsymbol{f}$-blocks, Fig. 3.3 shows another broad classification of elements based on their properties. The elements can be divided into Metals and Non-Metals. Metals comprise more than $78 %$ of all known elements and appear on the left side of the Periodic Table. Metals are usually solids at room temperature [mercury is an exception; gallium and caesium also have very low melting points $(303 \mathrm{~K}$ and 302K, respectively)]. Metals usually have high melting and boiling points. They are good conductors of heat and electricity. They are malleable (can be flattened into thin sheets by hammering) and ductile (can be drawn into wires). In contrast, non-metals are located at the top right hand side of the Periodic Table. In fact, in a horizontal row, the property of elements change from metallic on the left to non-metallic on the right. Non-metals are usually solids or gases at room temperature with low melting and boiling points (boron and carbon are exceptions). They are poor conductors of heat and electricity. Most nonmetallic solids are brittle and are neither malleable nor ductile. The elements become more metallic as we go down a group; the non-metallic character increases as one goes from left to right across the Periodic Table. The change from metallic to non-metallic character is not abrupt as shown by the thick zig-zag line in Fig. 3.3. The elements (e.g., silicon, germanium, arsenic, antimony and tellurium) bordering this line and running diagonally across the Periodic Table show properties that are characteristic of both metals and non-metals. These elements are called Semi-metals or Metalloids.
Problem 3.4
Considering the atomic number and position in the periodic table, arrange the following elements in the increasing order of metallic character :
$\mathrm{Si}, \mathrm{Be}, \mathrm{Mg}$, $\mathrm{Na}, \mathrm{P}$.
Solution
Metallic character increases down a group and decreases along a period as we move from left to right. Hence the order of increasing metallic character is:
$\mathrm{P}<\mathrm{Si}<\mathrm{Be}<\mathrm{Mg}<\mathrm{Na}$.
3.7 PERIODIC TRENDS IN PROPERTIES OF ELEMENTS
There are many observable patterns in the physical and chemical properties of elements as we descend in a group or move across a period in the Periodic Table. For example, within a period, chemical reactivity tends to be high in Group 1 metals, lower in elements towards the middle of the table, and increases to a maximum in the Group 17 non-metals. Likewise within a group of representative metals (say alkali metals) reactivity increases on moving down the group, whereas within a group of non-metals (say halogens), reactivity decreases down the group. But why do the properties of elements follow these trends? And how can we explain periodicity? To answer these questions, we must look into the theories of atomic structure and properties of the atom. In this section we shall discuss the periodic trends in certain physical and chemical properties and try to explain them in terms of number of electrons and energy levels.
3.7.1 Trends in Physical Properties
There are numerous physical properties of elements such as melting and boiling points, heats of fusion and vaporization, energy of atomization, etc. which show periodic variations. However, we shall discuss the periodic trends with respect to atomic and ionic radii, ionization enthalpy, electron gain enthalpy and electronegativity.
(a) Atomic Radius
You can very well imagine that finding the size of an atom is a lot more complicated than measuring the radius of a ball. Do you know why? Firstly, because the size of an atom ( $1.2 \mathring{A}$ i.e., $1.2 \times 10^{-10} \mathrm{~m}$ in radius) is very small. Secondly, since the electron cloud surrounding the atom does not have a sharp boundary, the determination of the atomic size cannot be precise. In other words, there is no practical way by which the size of an individual atom can be measured. However, an estimate of the atomic size can be made by knowing the distance between the atoms in the combined state. One practical approach to estimate the size of an atom of a non-metallic element is to measure the distance between two atoms when they are bound together by a single bond in a covalent molecule and from this value, the “Covalent Radius” of the element can be calculated. For example, the bond distance in the chlorine molecule $\left(\mathrm{Cl}_{2}\right)$ is $198 \mathrm{pm}$ and half this distance $(99 \mathrm{pm})$, is taken as the atomic radius of chlorine. For metals, we define the term “Metallic Radius” which is taken as half the internuclear distance separating the metal cores in the metallic crystal. For example, the distance between two adjacent copper atoms in solid copper is $256 \mathrm{pm}$; hence the metallic radius of copper is assigned a value of $128 \mathrm{pm}$. For simplicity, in this book, we use the term Atomic Radius to refer to both covalent or metallic radius depending on whether the element is a non-metal or a metal. Atomic radii can be measured by $X$-ray or other spectroscopic methods.
The atomic radii of a few elements are listed in Table 3.6. Two trends are obvious. We can explain these trends in terms of nuclear charge and energy level. The atomic size generally decreases across a period as illustrated in Fig. 3.4(a) for the elements of the second period. It is because within the period the outer electrons are in the same valence shell and the effective nuclear charge increases as the atomic number increases resulting in the increased attraction of electrons to the nucleus. Within a family or vertical column of the periodic table, the atomic radius increases regularly with atomic number as illustrated in Fig. 3.4(b). For alkali metals and halogens, as we descend the groups, the principal quantum number $(n)$ increases and the valence electrons are farther from the nucleus. This happens because the inner energy levels are filled with electrons, which serve to shield the outer electrons from the pull of the nucleus. Consequently the size of the atom increases as reflected in the atomic radii.
Note that the atomic radii of noble gases are not considered here. Being monoatomic, their (non-bonded radii) values are very large. In fact radii of noble gases should be compared not with the covalent radii but with the van der Waals radii of other elements.
Table 3.6(a) Atomic Radii/pm Across the Periods
| Atom (Period II) | Li | Be | B | $\mathbf{C}$ | $\mathbf{N}$ | $\mathbf{O}$ | $\mathbf{F}$ |
| Atomic radius | 152 | 111 | 88 | 77 | 74 | 66 | 64 |
| Atom (Period III) | $\mathbf{N a}$ | $\mathbf{M g}$ | $\mathbf{A l}$ | $\mathbf{S i}$ | $\mathbf{P}$ | $\mathbf{S}$ | $\mathbf{C l}$ |
| Atomic radius | 186 | 160 | 143 | 117 | 110 | 104 | 99 |
Table 3.6(b) Atomic Radii/pm Down a Family
| Atom (Group I) |
Atomic Radius |
Atom (Group 17) |
Atomic Radius |
|---|---|---|---|
| $\mathbf{L i}$ | 152 | $\mathbf{F}$ | 64 |
| $\mathbf{N a}$ | 186 | $\mathbf{C l}$ | 99 |
| $\mathbf{K}$ | 231 | $\mathbf{B r}$ | 114 |
| $\mathbf{R b}$ | 244 | $\mathbf{I}$ | 133 |
| $\mathbf{C s}$ | 262 | $\mathbf{A t}$ | 140 |
Fig. 3.4 (a) Variation of atomic radius with atomic number across the second period
(b) Ionic Radius
The removal of an electron from an atom results in the formation of a cation, whereas gain of an electron leads to an anion. The ionic radii can be estimated by measuring the distances between cations and anions in ionic crystals. In general, the ionic radii of elements exhibit the same trend as the atomic radii. A cation is smaller than its parent atom because it has fewer electrons while its nuclear charge remains the same. The size of an anion will be larger than that of the parent atom because the addition of one or more electrons would result in increased repulsion among the electrons and a decrease in effective nuclear charge. For example, the ionic radius of fluoride ion $\left(\mathrm{F}^{-}\right)$is $136 \mathrm{pm}$ whereas the atomic radius of fluorine is only $64 \mathrm{pm}$. On the other hand, the atomic radius of sodium is $186 \mathrm{pm}$ compared to the ionic radius of $95 \mathrm{pm}$ for $\mathrm{Na}^{+}$.
Fig. 3.4 (b) Variation of atomic radius with tomic number for alkali metals and halogens
When we find some atoms and ions which contain the same number of electrons, we call them isoelectronic species[^1]. For example, $\mathrm{O}^{2-}, \mathrm{F}^{-}, \mathrm{Na}^{+}$and $\mathrm{Mg}^{2+}$ have the same number of electrons (10). Their radii would be different because of their different nuclear charges. The cation with the greater positive charge will have a smaller radius because of the greater attraction of the electrons to the nucleus. Anion with the greater negative charge will have the larger radius. In this case, the net repulsion of the electrons will outweigh the nuclear charge and the ion will expand in size.
Problem 3.5
Which of the following species will have the largest and the smallest size?
$\mathrm{Mg}, \mathrm{Mg}^{2+}, \mathrm{Al}, \mathrm{Al}^{3+}$.
Solution
Atomic radii decrease across a period. Cations are smaller than their parent atoms. Among isoelectronic species, the one with the larger positive nuclear charge will have a smaller radius.
Hence the largest species is $\mathrm{Mg}$; the smallest one is $\mathrm{Al}^{3+}$.
(c) Ionization Enthalpy
A quantitative measure of the tendency of an element to lose electron is given by its Ionization Enthalpy. It represents the energy required to remove an electron from an isolated gaseous atom (X) in its ground state.
In other words, the first ionization enthalpy for an element $\mathrm{X}$ is the enthalpy change $\left(\Delta_{i} H\right)$ for the reaction depicted in equation 3.1.
$$\mathrm{X}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{X}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \tag{3.1}$$
The ionization enthalpy is expressed in units of $\mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}$. We can define the second ionization enthalpy as the energy required to remove the second most loosely bound electron; it is the energy required to carry out the reaction shown in equation 3.2.
$$\mathrm{X}^{+}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{X}^{2+}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \tag{3.2}$$
Energy is always required to remove electrons from an atom and hence ionization enthalpies are always positive. The second ionization enthalpy will be higher than the first ionization enthalpy because it is more difficult to remove an electron from a positively charged ion than from a neutral atom. In the same way the third ionization enthalpy will be higher than the second and so on. The term “ionization enthalpy”, if not qualified, is taken as the first ionization enthalpy.
The first ionization enthalpies of elements having atomic numbers up to 60 are plotted in Fig. 3.5. The periodicity of the graph is quite striking. You will find maxima at the noble gases which have closed electron shells and very stable electron configurations. On the other hand, minima occur at the alkali metals and their low ionization enthalpies can be correlated with their high reactivity.
Fig. 3.5 Variation of first ionization enthalpies ($∆_i$ H) with atomic number for elements with Z = 1 to 60
In addition, you will notice two trends the first ionization enthalpy generally increases as we go across a period and decreases as we descend in a group. These trends are illustrated in Figs. 3.6(a) and 3.6(b) respectively for the elements of the second period and the first group of the periodic table. You will appreciate that the ionization enthalpy and atomic radius are closely related properties. To understand these trends, we have to consider two factors: (i) the attraction of electrons towards the nucleus, and (ii) the repulsion of electrons from each other.
Fig. 3.6 (a) First ionization enthalpies (∆i H) of elements of the second period as a function of atomic number (Z) and Fig. 3.6(b) ∆i H of alkali metals as a function of Z.
The effective nuclear charge experienced by a valence electron in an atom will be less than the actual charge on the nucleus because of “shielding” or “screening” of the valence electron from the nucleus by the intervening core electrons. For example, the $2 s$ electron in lithium is shielded from the nucleus by the inner core of $1 \mathrm{~s}$ electrons. As a result, the valence electron experiences a net positive charge which is less than the actual charge of +3 . In general, shielding is effective when the orbitals in the inner shells are completely filled. This situation occurs in the case of alkali metals which have single outermost $n s$-electron preceded by a noble gas electronic configuration.
When we move from lithium to fluorine across the second period, successive electrons are added to orbitals in the same principal quantum level and the shielding of the nuclear charge by the inner core of electrons does not increase very much to compensate for the increased attraction of the electron to the nucleus. Thus, across a period, increasing nuclear charge outweighs the shielding. Consequently, the outermost electrons are held more and more tightly and the ionization enthalpy increases across a period. As we go down a group, the outermost electron being increasingly farther from the nucleus, there is an increased shielding of the nuclear charge by the electrons in the inner levels. In this case, increase in shielding outweighs the increasing nuclear charge and the removal of the outermost electron requires less energy down a group.
From Fig. 3.6(a), you will also notice that the first ionization enthalpy of boron $(Z=5)$ is slightly less than that of beryllium $(Z=4)$ even though the former has a greater nuclear charge. When we consider the same principal quantum level, an s-electron is attracted to the nucleus more than a $p$-electron. In beryllium, the electron removed during the ionization is an $s$-electron whereas the electron removed during ionization of boron is a p-electron. The penetration of a $2 s$-electron to the nucleus is more than that of a $2 p$-electron; hence the $2 p$ electron of boron is more shielded from the nucleus by the inner core of electrons than the $2 s$ electrons of beryllium. Therefore, it is easier to remove the $2 p$-electron from boron compared to the removal of a $2 s$ - electron from beryllium. Thus, boron has a smaller first ionization enthalpy than beryllium. Another “anomaly” is the smaller first ionization enthalpy of oxygen compared to nitrogen. This arises because in the nitrogen atom, three $2 p$-electrons reside in different atomic orbitals (Hund’s rule) whereas in the oxygen atom, two of the four $2 p$-electrons must occupy the same $2 p$-orbital resulting in an increased electron-electron repulsion. Consequently, it is easier to remove the fourth $2 p$-electron from oxygen than it is, to remove one of the three $2 p$-electrons from nitrogen.
Problem 3.6
The first ionization enthalpy $\left(\Delta_{i} H\right)$ values of the third period elements, $\mathrm{Na}, \mathrm{Mg}$ and Si are respectively 496, 737 and $786 \mathrm{~kJ}$ $\mathrm{mol}^{-1}$. Predict whether the first $\Delta_{i} H$ value for $\mathrm{Al}$ will be more close to 575 or $760 \mathrm{~kJ}$ $\mathrm{mol}^{-1}$ ? Justify your answer.
Solution
It will be more close to $575 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1}$. The value for $\mathrm{Al}$ should be lower than that of $\mathrm{Mg}$ because of effective shielding of $3 p$ electrons from the nucleus by $3 s$-electrons.
(d) Electron Gain Enthalpy
When an electron is added to a neutral gaseous atom $(\mathrm{X})$ to convert it into a negative ion, the enthalpy change accompanying the process is defined as the Electron Gain Enthalpy $\left(\Delta_{\boldsymbol{e}} \boldsymbol{H}\right)$. Electron gain enthalpy provides a measure of the ease with which an atom adds an electron to form anion as represented by equation 3.3.
$\mathrm{X}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{X}^{-}(\mathrm{g})$
Depending on the element, the process of adding an electron to the atom can be either endothermic or exothermic. For many elements energy is released when an electron is added to the atom and the electron gain enthalpy is negative.
Table 3.7 Electron Gain Enthalpies[^2] / (kJ mol-1) of Some Main Group Elements
| Group 1 | $\Delta_{\boldsymbol{e g}} \boldsymbol{H}$ | Group 16 | $\Delta_{\boldsymbol{e g}} \boldsymbol{H}$ | Group 17 | $\Delta_{\boldsymbol{e g}} \boldsymbol{H}$ | Group 0 | $\Delta_{\boldsymbol{e g}} \boldsymbol{H}$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| $\mathbf{H}$ | -73 | $\mathbf{H e}$ | +48 | ||||
| $\mathbf{L i}$ | -60 | $\mathbf{O}$ | -141 | $\mathbf{F}$ | -328 | $\mathbf{N e}$ | +116 |
| $\mathbf{N a}$ | -53 | $\mathbf{S}$ | -200 | $\mathbf{C l}$ | -349 | $\mathbf{A r}$ | +96 |
| $\mathbf{K}$ | -48 | $\mathbf{S e}$ | -195 | $\mathbf{B r}$ | -325 | $\mathbf{K r}$ | +96 |
| $\mathbf{R b}$ | -47 | $\mathbf{T e}$ | -190 | $\mathbf{I}$ | -295 | $\mathbf{X e}$ | +77 |
| $\mathbf{C s}$ | -46 | $\mathbf{P o}$ | -174 | $\mathbf{A t}$ | -270 | $\mathbf{R n}$ | +68 |
For example, group 17 elements (the halogens) have very high negative electron gain enthalpies because they can attain stable noble gas electronic configurations by picking up an electron. On the other hand, noble gases have large positive electron gain enthalpies because the electron has to enter the next higher principal quantum level leading to a very unstable electronic configuration. It may be noted that electron gain enthalpies have large negative values toward the upper right of the periodic table preceding the noble gases.
The variation in electron gain enthalpies of elements is less systematic than for ionization enthalpies. As a general rule, electron gain enthalpy becomes more negative with increase in the atomic number across a period. The effective nuclear charge increases from left to right across a period and consequently it will be easier to add an electron to a smaller atom since the added electron on an average would be closer to the positively charged nucleus. We should also expect electron gain enthalpy to become less negative as we go down a group because the size of the atom increases and the added electron would be farther from the nucleus. This is generally the case (Table 3.7). However, electron gain enthalpy of $\mathrm{O}$ or $F$ is less negative than that of the succeeding element. This is because when an electron is added to $\mathrm{O}$ or $\mathrm{F}$, the added electron goes to the smaller $n=2$ quantum level and suffers significant repulsion from the other electrons present in this level. For the $n=3$ quantum level ( $\mathrm{S}$ or $\mathrm{Cl}$ ), the added electron occupies a larger region of space and the electronelectron repulsion is much less.
Problem 3.7
Which of the following will have the most negative electron gain enthalpy and which the least negative?$\mathrm{P}, \mathrm{S}, \mathrm{Cl}, \mathrm{F}$. Explain your answer.
Solution
Electron gain enthalpy generally becomes more negative across a period as we move from left to right. Within a group, electron gain enthalpy becomes less negative down a group. However, adding an electron to the $2 p$-orbital leads to greater repulsion than adding an electron to the larger $3 p$-orbital. Hence the element with most negative electron gain enthalpy is chlorine; the one with the least negative electron gain enthalpy is phosphorus.
(e) Electronegativity
A qualitative measure of the ability of an atom in a chemical compound to attract shared electrons to itself is called electronegativity. Unlike ionization enthalpy and electron gain enthalpy, it is not a measureable quantity. However, a number of numerical scales of electronegativity of elements viz., Pauling scale, Mulliken-Jaffe scale, Allred-Rochow scale have been developed. The one which is the most widely used is the Pauling scale. Linus Pauling, an American scientist, in 1922 assigned arbitrarily a value of 4.0 to fluorine, the element considered to have the greatestability to attract electrons. Approximate values for the electronegativity of a few elements are given in Table 3.8(a)
The electronegativity of any given element is not constant; it varies depending on the element to which it is bound. Though it is not a measurable quantity, it does provide a means of predicting the nature of force that holds a pair of atoms together - a relationship that you will explore later.
Electronegativity generally increases across a period from left to right (say from lithium to fluorine) and decrease down a group (say from fluorine to astatine) in the periodic table. How can these trends be explained? Can the electronegativity be related to atomic radii, which tend to decrease across each period from left to right, but increase down each group? The attraction between the outer (or valence) electrons and the nucleus increases as the atomic radius decreases in a period. The electronegativity also increases. On the same account electronegativity values decrease with the increase in atomic radii down a group. The trend is similar to that of ionization enthalpy.
Knowing the relationship between electronegativity and atomic radius, can you now visualise the relationship between electronegativity and non-metallic properties?
Fig. 3.7 The periodic trends of elements in the periodic table
Table 3.8(a) Electronegativity Values (on Pauling scale) Across the Periods
| Atom (Period II) | $\mathbf{L i}$ | $\mathbf{B e}$ | $\mathbf{B}$ | $\mathbf{C}$ | $\mathbf{N}$ | $\mathbf{O}$ | $\mathbf{F}$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Electronegativity | 1.0 | 1.5 | 2.0 | 2.5 | 3.0 | 3.5 | 4.0 |
| Atom (Period III) | $\mathbf{N a}$ | $\mathbf{M g}$ | $\mathbf{A l}$ | $\mathbf{S i}$ | $\mathbf{P}$ | $\mathbf{S}$ | $\mathbf{C l}$ |
| Electronegativity | 0.9 | 1.2 | 1.5 | 1.8 | 2.1 | 2.5 | 3.0 |
Table 3.8(b) Electronegativity Values (on Pauling scale) Down a Family
| Atom (Group I) |
Electronegativity Value |
Atom (Group 17) |
Electronegativity Value |
|---|---|---|---|
| $\mathbf{L i}$ | 1.0 | $\mathbf{F}$ | 4.0 |
| $\mathbf{N a}$ | 0.9 | $\mathbf{C l}$ | 3.0 |
| $\mathbf{K}$ | 0.8 | $\mathbf{B r}$ | 2.8 |
| $\mathbf{R b}$ | 0.8 | $\mathbf{I}$ | 2.5 |
| $\mathbf{C s}$ | 0.7 | $\mathbf{A t}$ | 2.2 |
Non-metallic elements have strong tendency to gain electrons. Therefore, electronegativity is directly related to that non-metallic properties of elements. It can be further extended to say that the electronegativity is inversely related to the metallic properties of elements. Thus, the increase in electronegativities across a period is accompanied by an increase in non-metallic properties (or decrease in metallic properties) of elements. Similarly, the decrease in electronegativity down a group is accompanied by a decrease in non-metallic properties (or increase in metallic properties) of elements.
All these periodic trends are summarised in Figure 3.7.
3.7.2 Periodic Trends in Chemical Properties
Most of the trends in chemical properties of elements, such as diagonal relationships, inert pair effect, effects of lanthanoid contraction etc. will be dealt with along the discussion of each group in later units. In this section we shall study the periodicity of the valence state shown by elements and the anomalous properties of the second period elements (from lithium to fluorine).
(a) Periodicity of Valence or Oxidation States
The valence is the most characteristic property of the elements and can be understood in terms of their electronic configurations. The valence of representative elements is usually (though not necessarily) equal to the number of electrons in the outermost orbitals and/or equal to eight minus the number of outermost electrons as shown below.
Nowadays the term oxidation state is frequently used for valence. Consider the two oxygen containing compounds: $\mathrm{OF}_2$ and $\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}$. The order of electronegativity of the three elements involved in these compounds is $\mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{Na}$. Each of the atoms of fluorine, with outer electronic configuration $2 s^2 2 p^5$, shares one electron with oxygen in the $\mathrm{OF}_2$ molecule. Being highest electronegative element, fluorine is given oxidation state -1 . Since there are two fluorine atoms in this molecule, oxygen with outer electronic configuration $2 s^2 2 p^4$ shares two electrons with fluorine atoms and thereby exhibits oxidation state +2 . In $\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}$, oxygen being more electronegative accepts two electrons, one from each of the two sodium atoms and, thus, shows oxidation state -2 . On the other hand sodium with electronic configuration $3 s^1$ loses one electron to oxygen and is given oxidation state +1 . Thus, the oxidation state of an element in a particular compound can be defined as the charge acquired by its atom on the basis of electronegative consideration from other atoms in the molecule.
Problem 3.8
Using the Periodic Table, predict the formulas of compounds which might be formed by the following pairs of elements; (a) silicon and bromine (b) aluminium and sulphur.
Solution
(a) Silicon is group 14 element with a valence of 4; bromine belongs to the halogen family with a valence of 1 . Hence the formula of the compound formed would be $\mathrm{SiBr}_{4}$.
(b) Aluminium belongs to group 13 with a valence of 3 ; sulphur belongs to group 16 elements with a valence of 2 . Hence, the formula of the compound formed would be $\mathrm{Al}_2 \mathrm{~S}_3$.
Some periodic trends observed in the valence of elements (hydrides and oxides) are shown in Table 3.9. Other such periodic trends which occur in the chemical behaviour of the elements are discussed elsewhere in this book. There are many elements which exhibit variable valence. This is particularly characteristic of transition elements and actinoids, which we shall study later.
| Group | 1 | 2 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Number of valence electron |
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 |
| alence | 1 | 2 | 3 | 4 | 3,5 | 2,6 | 1,7 | 0,8 |
Table 3.9 Periodic Trends in Valence of Elements as shown by the Formulas of Their Compounds
| Group | 1 | 2 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Formula of hydride |
$\mathrm{LiH}$ $\mathrm{NaH}$ $\mathrm{KH}$ |
$\mathrm{CaH}_2$ | $\mathrm{B}_2 \mathrm{H}_6$ $\mathrm{AlH}_3$ |
$\mathrm{CH}_4$ $\mathrm{SiH}_4$ $\mathrm{GeH}_4$ $\mathrm{SnH}_4$ |
$\mathrm{NH}_3$ $\mathrm{PH}_3$ $\mathrm{AsH}_3$ |
$\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ $\mathrm{H}_2 \mathrm{~S}$ $\mathrm{H}_2 \mathrm{Se}$ $\mathrm{H}_2 \mathrm{Te}$ |
$\mathrm{HF}$ $\mathrm{HCl}$ $\mathrm{HBr}$ $\mathrm{HI}$ |
| Formula of oxide |
$\mathrm{Li}_2 \mathrm{O}$ $\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}$ $\mathrm{K}_2 \mathrm{O}$ |
$\mathrm{MgO}$ $\mathrm{CaO}$ $\mathrm{SrO}$ $\mathrm{BaO}$ |
$\mathrm{B}_2 \mathrm{O}_3$ $\mathrm{Al}_2 \mathrm{O}_3$ $\mathrm{Ca}_2 \mathrm{O}_3$ $\mathrm{In}_2 \mathrm{O}_3$ |
$\mathrm{CO}_2$ $\mathrm{SiO}_2$ $\mathrm{GeO}_2$ $\mathrm{SnO}_2$ $\mathrm{PbO}_2$ |
$\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_3, \mathrm{~N}_2 \mathrm{O}_5$ $\mathrm{P}_4 \mathrm{O}_6, \mathrm{P}_4 \mathrm{O_10}$ $\mathrm{As}_2 \mathrm{O}_3, \mathrm{As}_2 \mathrm{O}_5$ $\mathrm{Sb}_2 \mathrm{O}_3, \mathrm{Sb}_2 \mathrm{O}_5$ $\mathrm{Bi}_2 \mathrm{O}_3-$ |
$\mathrm{SO}_3$ $\mathrm{SeO}_3$ $\mathrm{TeO}_3$ |
- $\mathrm{Cl}_2 \mathrm{O}_7$ - |
(b) Anomalous Properties of Second Period Elements
The first element of each of the groups 1 (lithium) and 2 (beryllium) and groups 13-17 (boron to fluorine) differs in many respects from the other members of their respective group. For example, lithium unlike other alkali metals, and beryllium unlike other alkaline earth metals, form compounds with pronounced covalent character; the other members of these groups predominantly form ionic compounds. In fact the behaviour of lithium and beryllium is more similar with the second element of the following group i.e., magnesium and aluminium, respectively. This sort of similarity is commonly referred to as diagonal relationship in the periodic properties.
What are the reasons for the different chemical behaviour of the first member of a group of elements in the $\boldsymbol{s}$ - and $\boldsymbol{p}$-blocks compared to that of the subsequent members in the same group? The anomalous behaviour is attributed to their small size, large charge/ radius ratio and high electronegativity of the elements. In addition, the first member of group has only four valence orbitals ( $2 s$ and $2 p$ ) available for bonding, whereas the second member of the groups have nine valence orbitals $(3 s, 3 p, 3 d)$. As a consequence of this, the maximum covalency of the first member of each group is 4 (e.g., boron can only form $\left[BF_4\right]^{-}$, whereas the other members of the groups can expand their valence shell to accommodate more than four pairs of electrons e.g., aluminium $\left[AlF_6\right]^{3-}$ forms). Furthermore, the first member of $p$-block elements displays greater ability to form $p_{\pi}-p_{\pi}$ multiple bonds to itself (e.g., $\mathrm{C}=\mathrm{C}, \mathrm{C} \equiv \mathrm{C}$, $\mathrm{N}=\mathrm{N}, \mathrm{N} \equiv \mathrm{N}$ ) and to other second period elements (e.g., $\mathrm{C}=\mathrm{O}, \mathrm{C}=\mathrm{N}, \mathrm{C} \equiv \mathrm{N}$, $\mathrm{N}=\mathrm{O}$ ) compared to subsequent members of the same group.
Problem 3.9
Are the oxidation state and covalency of $\mathrm{Al}$ in $\left[\mathrm{AlCl}\left(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}\right)_5\right]^{2+}$ same?
Solution
No. The oxidation state of $\mathrm{Al}$ is +3 and the covalency is 6.
3.7.3 Periodic Trends and Chemical Reactivity
We have observed the periodic trends in certain fundamental properties such as atomic and ionic radii, ionization enthalpy, electron gain enthalpy and valence. We know by now that the periodicity is related to electronic configuration. That is, all chemical and physical properties are a manifestation of the electronic configuration of elements. We shall now try to explore relationships between these fundamental properties of elements with their chemical reactivity.
The atomic and ionic radii, as we know, generally decrease in a period from left to right. As a consequence, the ionization enthalpies generally increase (with some exceptions as outlined in section 3.7.1(a)) and electron gain enthalpies become more negative across a period. In other words, the ionization enthalpy of the extreme left element in a period is the least and the electron gain enthalpy of the element on the extreme right is the highest negative (note: noble gases having completely filled shells have rather positive electron gain enthalpy values). This results into high chemical reactivity at the two extremes and the lowest in the centre. Thus, the maximum chemical reactivity at the extreme left (among alkali metals) is exhibited by the loss of an electron leading to the formation of a cation and at the extreme right (among halogens) shown by the gain of an electron forming an anion. This property can be related with the reducing and oxidizing behaviour of the elements which you will learn later. However, here it can be directly related to the metallic and non-metallic character of elements. Thus, the metallic character of an element, which is highest at the extremely left decreases and the non-metallic character increases while moving from left to right across the period. The chemical reactivity of an element can be best shown by its reactions with oxygen and halogens. Here, we shall consider the reaction of the elements with oxygen only. Elements on two extremes of a period easily combine with oxygen to form oxides. The normal oxide formed by the element on extreme left is the most basic (e.g., $\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}$ ), whereas that formed by the element on extreme right is the most acidic (e.g., $\mathrm{Cl}_2 \mathrm{O}_7$ ). Oxides of elements in the centre are amphoteric (e.g., $\mathrm{Al}_2 \mathrm{O}_3, \mathrm{As}_2 \mathrm{O}_3$ ) or neutral (e.g., $\mathrm{CO}, \mathrm{NO}, \mathrm{N}_2 \mathrm{O}$ ). Amphoteric oxides behave as acidic with bases and as basic with acids, whereas neutral oxides have no acidic or basic properties.
Problem 3.10
Show by a chemical reaction with water that $\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}$ is a basic oxide and $\mathrm{Cl}_2 \mathrm{O}_7$ is an acidic oxide.
Solution
$\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}$ with water forms a strong base whereas $\mathrm{Cl}_2 \mathrm{O}_7$ forms strong acid.
$\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}+\mathrm{H}_2 \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{NaOH}$
$\mathrm{Cl}_2 \mathrm{O}_7+\mathrm{H}_2 \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{HClO}_4$
Their basic or acidic nature can be qualitatively tested with litmus paper.
Among transition metals ( $3 d$ series), the change in atomic radii is much smaller as compared to those of representative elements across the period. The change in atomic radii is still smaller among inner-transition metals ( $4 f$ series). The ionization enthalpies are intermediate between those of $s$ - and $p$-blocks. As a consequence, they are less electropositive than group 1 and 2 metals.
In a group, the increase in atomic and ionic radii with increase in atomic number generally results in a gradual decrease in ionization enthalpies and a regular decrease (with exception in some third period elements as shown in section 3.7.1(d)) in electron gain enthalpies in the case of main group elements. Thus, the metallic character increases down the group and non-metallic character decreases. This trend can be related with their reducing and oxidizing property which you will learn later. In the case of transition elements, however, a reverse trend is observed. This can be explained in terms of atomic size and ionization enthalpy.
Summary
In this Unit, you have studied the development of the Periodic Law and the Periodic Table. Mendeleev’s Periodic Table was based on atomic masses. Modern Periodic Table arranges the elements in the order of their atomic numbers in seven horizontal rows (periods) and eighteen vertical columns (groups or families). Atomic numbers in a period are consecutive, whereas in a group they increase in a pattern. Elements of the same group have similar valence shell electronic configuration and, therefore, exhibit similar chemical properties. However, the elements of the same period have incrementally increasing number of electrons from left to right, and, therefore, have different valencies. Four types of elements can be recognized in the periodic table on the basis of their electronic configurations. These are s-block, $\boldsymbol{p}$-block, $\boldsymbol{d}$-block and $\boldsymbol{f}$-block elements. Hydrogen with one electron in the $1 \boldsymbol{s}$ orbital occupies a unique position in the periodic table. Metals comprise more than seventy eight per cent of the known elements. Non-metals, which are located at the top of the periodic table, are less than twenty in number. Elements which lie at the border line between metals and non-metals (e.g., Si, Ge, As) are called metalloids or semi-metals. Metallic character increases with increasing atomic number in a group whereas decreases from left to right in a period. The physical and chemical properties of elements vary periodically with their atomic numbers.
Periodic trends are observed in atomic sizes, ionization enthalpies, electron gain enthalpies, electronegativity and valence. The atomic radii decrease while going from left to right in a period and increase with atomic number in a group. Ionization enthalpies generally increase across a period and decrease down a group. Electronegativity also shows a similar trend. Electron gain enthalpies, in general, become more negative across a period and less negative down a group. There is some periodicity in valence, for example, among representative elements, the valence is either equal to the number of electrons in the outermost orbitals or eight minus this number. Chemical reactivity is highest at the two extremes of a period and is lowest in the centre. The reactivity on the left extreme of a period is because of the ease of electron loss (or low ionization enthalpy). Highly reactive elements do not occur in nature in free state; they usually occur in the combined form. Oxides formed of the elements on the left are basic and of the elements on the right are acidic in nature. Oxides of elements in the centre are amphoteric or neutral.
Exercise
3.1 What is the basic theme of organisation in the periodic table?
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The basic theme of organisation of elements in the periodic table is to classify the elements in periods and groups according to their properties. This arrangement makes the study of elements and their compounds simple and systematic. In the periodic table, elements with similar properties are placed in the same group.
3.2 Which important property did Mendeleev use to classify the elements in his periodic table and did he stick to that?
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Mendeleev arranged the elements in his periodic table ordered by atomic weight or mass. He arranged the elements in periods and groups in order of their increasing atomic weight. He placed the elements with similar properties in the same group.
However, he did not stick to this arrangement for long. He found out that if the elements were arranged strictly in order of their increasing atomic weights, then some elements did not fit within this scheme of classification.
Therefore, he ignored the order of atomic weights in some cases. For example, the atomic weight of iodine is lower than that of tellurium. Still Mendeleev placed tellurium (in Group VI) before iodine (in Group VII) simply because iodine’s properties are so similar tofluorine, chlorine, and bromine.
3.3 What is the basic difference in approach between the Mendeleev’s Periodic Law and the Modern Periodic Law?
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Mendeleev’s Periodic Law states that the physical and chemical properties of elements are periodic functions of their atomic weights. On the other hand, the Modern periodic Law states that the physical and chemical properties of elements are periodic functions of their atomic numbers.
3.4 On the basis of quantum numbers, justify that the sixth period of the periodic table should have 32 elements.
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In the periodic table of the elements, a period indicates the value of the principal quantum number $(n)$ for the outermost shells. Each period begins with the filling of principal quantum number $(n)$. The value of $n$ for the sixth period is 6 . For $n=6$, azimuthal quantum number ( $I$ ) can have values of $0,1,2,3,4$.
According to Aufbau’s principle, electrons are added to different orbitals in order of their increasing energies. The energy of the $6 d$ subshell is even higher than that of the $7 s$ subshell.
In the $6^{\text{th }}$ period, electrons can be filled in only $6 s, 4 f, 5 d$, and $6 p$ subshells. Now, $6 s$ has one orbital, $4 f$ has seven orbitals, $5 d$ has five orbitals, and $6 p$ has three orbitals. Therefore, there are a total of sixteen $(1+7+5+3=16)$ orbitals available. According to Pauli’s exclusion principle, each orbital can accommodate a maximum of 2 electrons. Thus, 16 orbitals can accommodate a maximum of 32 electrons.
Hence, the sixth period of the periodic table should have 32 elements.
3.5 In terms of period and group where would you locate the element with $Z=114$ ?
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Elements with atomic numbers from $Z=87$ to $Z=114$ are present in the $7^{\text{th }}$ period of the periodic table. Thus, the element with $Z=114$ is present in the $7^{\text{th }}$ period of the periodic table.
In the $7^{\text{th }}$ period, first two elements with $Z=87$ and $Z=88$ are s-block elements, the next 14 elements excluding $Z=$ 89 i.e., those with $Z=90$ - 103 are $f$ - block elements, ten elements with $Z=89$ and $Z=104$ - 112 are $d$ - block elements, and the elements with $Z=113$ - 118 are $p$ - block elements. Therefore, the element with $Z=114$ is the second $p$ - block element in the $7^{\text{th }}$ period. Thus, the element with $Z=114$ is present in the $7^{\text{th }}$ period and $14^{\text{th }}$ group of the periodic table.
3.6 Write the atomic number of the element present in the third period and seventeenth group of the periodic table.
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There are two elements in the $1^{\text{st }}$ period and eight elements in the $2^{\text{nd }}$ period., The third period starts with the element with $Z=11$. Now, there are eight elements in the third period. Thus, the $3^{\text{rd }}$ period ends with the element with $Z=18$ i.e., the element in the $18^{\text{th }}$ group of the third period has $Z=18$. Hence, the element in the $17^{\text{th }}$ group of the third period has atomic number $Z=17$.
3.7 Which element do you think would have been named by
(i) Lawrence Berkeley Laboratory
(ii) Seaborg’s group?
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(i) Lawrencium (Lr) with $Z=103$ and Berkelium (Bk) with $Z=97$
(ii) Seaborgium $(Sg)$ with $Z=106$
3.8 Why do elements in the same group have similar physical and chemical properties?
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The physical and chemical properties of elements depend on the number of valence electrons. Elements present in the same group have the same number of valence electrons. Therefore, elements present in the same group have similar physical and chemical properties.
3.9 What does atomic radius and ionic radius really mean to you?
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Atomic radius is the radius of an atom. It measures the size of an atom. If the element is a metal, then the atomic radius refers to the metallic radius, and if the element is a non-metal, then it refers to the covalent radius. Metallic radius is calculated as half the internuclear distance separating the metal cores in the metallic crystal. For example, the internuclear distance between two adjacent copper atoms in solid copper is $256 pm$. Thus, the metallic radius of
copper is taken as $\frac{256}{2} pm=128 pm$
Covalent radius is measured as the distance between two atoms when they are found together by a single bond in a covalent molecule. For example, the distance between two chlorine atoms in chlorine molecule is $198 pm$. Thus, the covalent radius of chlorine is taken as $\frac{198}{2} pm=99 pm$. Ionic radius means the radius of an ion (cation or anion). The ionic radii can be calculated by measuring the distances between the cations and anions in ionic crystals.
Since a cation is formed by removing an electron from an atom, the cation has fewer electrons than the parent atom resulting in an increase in the effective nuclear charge. Thus, a cation is smaller than the parent atom. For example, the ionic radius of $Na^{+}$ion is $95 pm$, whereas the atomic radius of $Na$ atom is $186 pm$. On the other hand, an anion is larger in size than its parent atom. This is because an anion has the same nuclear charge, but more electrons than the parent atom resulting in an increased repulsion among the electrons and a decrease in the effective nuclear charge. For example, the ionic radius of $F^{\hat{a}}{ }^{c}$ ion is $136 pm$, whereas the atomic radius of $F$ atom is $64 pm$.
3.10 How do atomic radius vary in a period and in a group? How do you explain the variation?
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Atomic radius generally decreases from left to right across a period. This is because within a period, the outer electrons are present in the same valence shell and the atomic number increases from left to right across a period, resulting in an increased effective nuclear charge. As a result, the attraction of electrons to the nucleus increases.
On the other hand, the atomic radius generally increases down a group. This is because down a group, the principal quantum number $(n)$ increases which results in an increase of the distance between the nucleus and valence electrons.
3.11 What do you understand by isoelectronic species? Name a species that will be isoelectronic with each of the following atoms or ions.
(i) $\mathrm{F}^{-}$
(ii) Ar
(iii) $\mathrm{Mg}^{2+}$
(iv) $\mathrm{Rb}^{+}$
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Atoms and ions having the same number of electrons are called isoelectronic species.
(i) F- ion has 9+1=10 electrons. Thus, the species isoelectronic with it will also have 10 electrons. Some of its isoelectronic species are $Na^{+}$ion (11 - $1=10$ electrons), $Ne$ (10 electrons), $O^{2-}$ ion $(8+2=10.$ electrons), and $A^{\beta^{+}}$ion (13 - $3=10$ electrons).
(ii) Ar has 18 electrons. Thus, the species isoelectronic with it will also have 18 electrons. Some of its isoelectronic species are $S^{2-}$ ion $(16+2=18.$ electrons), $Cl^{-}$ion $(17+1=18.$ electrons), $K^{+}$ion $(19-1=18.$ electrons), and $Ca^{2+}$ ion (20 - 2 = 18 electrons).
(iii) $Mg^{2+}$ ion has $12-2=10$ electrons. Thus, the species isoelectronic with it will also have 10 electrons. Some of its isoelectronic species are $F^{-}$ion $(9+1=10.$ electrons), $Ne$ (10 electrons), $O^{2-}$ ion $(8+2=10.$ electrons), and $Al^{3+}$ ion (13 - 3 = 10 electrons).
(iv) $Rb^{+}$ion has $37-1=36$ electrons. Thus, the species isoelectronic with it will also have 36 electrons. Some of its isoelectronic species are $Br$ ion ( $35+1=36$ electrons), $Kr$ (36 electrons), and $Sr^{2+}$ ion ( 38 - $2=36$ electrons).
3.12 Consider the following species :
$\mathrm{N}^{3-}, \mathrm{O}^{2-}, \mathrm{F}^{-}, \mathrm{Na}^{+}, \mathrm{Mg}^{2+}$ and $\mathrm{Al}^{3+}$
(a) What is common in them?
(b) Arrange them in the order of increasing ionic radii.
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(a) Each of the given species (ions) has the same number of electrons (10 electrons). Hence, the given species are isoelectronic.
(b) The ionic radii of isoelectronic species increases with a decrease in the magnitudes of nuclear charge.
The arrangement of the given species in order of their increasing nuclear charge is as follows:
$N^{3}<O^{2 .}<F<Na^{+}<Mg^{2+}<Al^{3+}$
Nuclear charge $=+7+8+9+11+12+13$
Therefore, the arrangement of the given species in order of their increasing ionic radii is as follows:
$Al^{3+}<Mg^{2+}<Na^{+}<F<O^{2-}<N^{3-}$
3.13 Explain why cation are smaller and anions larger in radii than their parent atoms?
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A cation has a fewer number of electrons than its parent atom, while its nuclear charge remains the same. As a result, the attraction of electrons to the nucleus is more in a cation than in its parent atom. Therefore, a cation is smaller in size than its parent atom.
On the other hand, an anion has one or more electrons than its parent atom, resulting in an increased repulsion among the electrons and a decrease in the effective nuclear charge. As a result, the distance between the valence electrons and the nucleus is more in anions than in it’s the parent atom. Hence, an anion is larger in radius than its parent atom.
3.14 What is the significance of the terms - ‘isolated gaseous atom’ and ‘ground state’ while defining the ionization enthalpy and electron gain enthalpy? Hint : Requirements for comparison purposes.
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Ionization enthalpy is the energy required to remove an electron from an isolated gaseous atom in its ground state. Although the atoms are widely separated in the gaseous state, there are some amounts of attractive forces among the atoms. To determine the ionization enthalpy, it is impossible to isolate a single atom. But, the force of attraction can be further reduced by lowering the pressure. For this reason, the term ‘isolated gaseous atom’ is used in the definition of ionization enthalpy.
Ground state of an atom refers to the most stable state of an atom. If an isolated gaseous atom is in its ground state, then less amount energy would be required to remove an electron from it. Therefore, for comparison purposes, ionization enthalpy and electron gain enthalpy must be determined for an ‘isolated gaseous atom’ and its ‘ground state’.
3.15 Energy of an electron in the ground state of the hydrogen atom is $-2.18 \times 10^{-18} \mathrm{~J}$. Calculate the ionization enthalpy of atomic hydrogen in terms of $\mathrm{J} \mathrm{mol}^{-1}$.
Hint: Apply the idea of mole concept to derive the answer.
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It is given that the energy of an electron in the ground state of the hydrogen atom is $2.18 \times 10^{-18} J$.
Therefore, the energy required to remove that electron from the ground state of hydrogen atom is $2.18 \times 10^{-18} J$.
$\therefore$ lonization enthalpy of atomic hydrogen $=2.18 \times 10^{-18} J$
Hence, ionization enthalpy of atomic hydrogen in terms of $J mol^{{-1}}=2.18 \times 10^{-18} \times 6.02 \times 10^{23} J mol^{-1}=1.31 \times 10^{6} J$ $mol^{{-1}}$
3.16 Among the second period elements the actual ionization enthalpies are in the order $\mathrm{Li}<\mathrm{B}<\mathrm{Be}<\mathrm{C}<\mathrm{O}<\mathrm{N}<\mathrm{F}<\mathrm{Ne}$.
Explain why
(i) Be has higher $\Delta_{i} H$ than $\mathrm{B}$
(ii) O has lower $\Delta_{i} H$ than $\mathrm{N}$ and $\mathrm{F}$ ?
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(i) During the process of ionization, the electron to be removed from beryllium atom is a $2 s$-electron, whereas the electron to be removed from boron atom is a $2 p$-electron. Now, $2 s$-electrons are more strongly attached to the nucleus than $2 p$-electrons. Therefore, more energy is required to remove a $2 s$-electron of beryllium than that required to remove a $2 p$-electron of boron. Hence, beryllium has higher $\Delta_i H$ than boron.
(ii) In nitrogen, the three $2 p$-electrons of nitrogen occupy three different atomic orbitals. However, in oxygen, two of the four $2 p$-electrons of oxygen occupy the same $2 p$-orbital. This results in increased electron-electron repulsion in oxygen atom. As a result, the energy required to remove the fourth $2 p$-electron from oxygen is less as compared to the energy required to remove one of the three $2 p$-electrons from nitrogen. Hence, oxygen has lower $\Delta_H H$ than nitrogen.
Fluorine contains one electron and one proton more than oxygen. As the electron is being added to the same shell, the increase in nuclear attraction (due to the addition of a proton) is more than the increase in electronic repulsion (due to the addition of an electron). Therefore, the valence electrons in fluorine atom experience a more effective nuclear charge than that experienced by the electrons present in oxygen. As a result, more energy is required to remove an electron from fluorine atom than that required to remove an electron from oxygen atom. Hence, oxygen has lower $\Delta_H H$ than fluorine.
3.17 How would you explain the fact that the first ionization enthalpy of sodium is lower than that of magnesium but its second ionization enthalpy is higher than that of magnesium?
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The first ionization enthalpy of sodium is lower than that of magnesium. This is primarily because of two reasons:
- The atomic size of sodium is greater than that of magnesium
- The effective nuclear charge of magnesium is higher than that of sodium
For these reasons, the energy required to remove an electron from magnesium is more than the energy required in sodium. Hence, the first ionization enthalpy of sodium is lower than that of magnesium.
However, the second ionization enthalpy of sodium is higher than that of magnesium. This is because after losing an electron, sodium attains the stable noble gas configuration. On the other hand, magnesium, after losing an electron still has one electron in the 3s-orbital. In order to attain the stable noble gas configuration, it still has to lose one more electron. Thus, the energy required to remove the second electron in case of sodium is much higher than that required in case of magnesium. Hence, the second ionization enthalpy of sodium is higher than that of magnesium.
3.18 What are the various factors due to which the ionization enthalpy of the main group elements tends to decrease down a group?
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The factors responsible for the ionization enthalpy of the main group elements to decrease down a group are listed below:
(i) Increase in the atomic size of elements: As we move down a group, the number of shells increases. As a result, the atomic size also increases gradually on moving down a group. As the distance of the valence electrons from the nucleus increases, the electrons are not held very strongly. Thus, they can be removed easily. Hence, on moving down a group, ionization energy decreases.
(ii) Increase in the shielding effect: The number of inner shells of electrons increases on moving down a group. Therefore, the shielding of the valence electrons from the nucleus by the inner core electrons increases down a group. As a result, the valence electrons are not held very tightly by the nucleus. Hence, the energy required to remove a valence electron decreases down a group.
3.19 The first ionization enthalpy values (in $\mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}$ ) of group 13 elements are :
$ \begin{array}{ccccc} \mathrm{B} & \mathrm{Al}& \mathrm{Ga} & \mathrm{In} & \mathrm{Tl} \\ \\ 801 & 577 & 579 & 558 & 589 \end{array} $
How would you explain this deviation from the general trend?
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On moving down a group, ionization enthalpy generally decreases due to an increase in the atomic size and shielding. Thus, on moving down group 13, ionization enthalpy decreases from B to Al. But, Ga has higher ionization enthalpy than Al. Al follows immediately after $s$-block elements, whereas Ga follows after $d$-block elements. The shielding provided by $d$-electrons is not very effective. These electrons do not shield the valence electrons very effectively. As a result, the valence electrons of Ga experience a greater effective nuclear charge than those of Al. Further, moving from Ga to In, the ionization enthalpy decreases due to an increase in the atomic size and shielding. But, on moving from In to TI, the ionization enthalpy again increases. In the periodic table, TI follows after $4 f$ and $5 d$ electrons. The shielding provided by the electrons in both these orbitals is not very effective. Therefore, the valence electron is held quite strongly by the nucleus. Hence, the ionization energy of $TI$ is on the higher side.
3.20 Which of the following pairs of elements would have a more negative electron gain enthalpy?
(i) $\mathrm{O}$ or $\mathrm{F}$
(ii) $\mathrm{F}$ or $\mathrm{Cl}$
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(i) $O$ and $F$ are present in the same period of the periodic table. An $F$ atom has one proton and one electron more than $O$ and as an electron is being added to the same shell, the atomic size of $F$ is smaller than that of $O$. As $F$ contains one proton more than $O$, its nucleus can attract the incoming electron more strongly in comparison to the nucleus of $O$ atom. Also, $F$ needs only one more electron to attain the stable noble gas configuration. Hence, the electron gain enthalpy of $F$ is more negative than that of $O$.
(ii) $F$ and $Cl$ belong to the same group of the periodic table. The electron gain enthalpy usually becomes less negative on moving down a group. However, in this case, the value of the electron gain enthalpy of $Cl$ is more negative than that of $F$. This is because the atomic size of $F$ is smaller than that of $Cl$. In $F$, the electron will be added to quantum level $n=2$, but in $Cl$, the electron is added to quantum level $n=3$. Therefore, there are less electronelectron repulsions in $Cl$ and an additional electron can be accommodated easily. Hence, the electron gain enthalpy of $Cl$ is more negative than that of $F$.
3.21 Would you expect the second electron gain enthalpy of $\mathrm{O}$ as positive, more negative or less negative than the first? Justify your answer.
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When an electron is added to $O$ atom to form $O^{\hat{\epsilon} \epsilon^{4}}$ ion, energy is released. Thus, the first electron gain enthalpy of $O$ is negative.
$ O _{(g)}+e^{-} \longrightarrow O _{(g)}^{-} $
On the other hand, when an electron is added to $O ^{ }$ ion to form $O^{{*}}$ ion, energy has to be given out in order to overcome the strong electronic repulsions. Thus, the second electron gain enthalpy of $O$ is positive.
$ O _{(g)}^{-}+e^{-} \longrightarrow O _{(g)}^{2-} $
3.22 What is the basic difference between the terms electron gain enthalpy and electronegativity?
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Electron gain enthalpy is the measure of the tendency of an isolated gaseous atom to accept an electron, whereas electronegativity is the measure of the tendency of an atom in a chemical compound to attract a shared pair of electrons.
3.23 How would you react to the statement that the electronegativity of $\mathrm{N}$ on Pauling scale is 3.0 in all the nitrogen compounds?
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Electronegativity of an element is a variable property. It is different in different compounds. Hence, the statement which says that the electronegativity of $N$ on Pauling scale is 3.0 in all nitrogen compounds is incorrect. The electronegativity of $N$ is different in $NH_3$ and $NO_2$.
3.24 Describe the theory associated with the radius of an atom as it
(a) gains an electron
(b) loses an electron
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(a) When an atom gains an electron, its size increases. When an electron is added, the number of electrons goes up by one. This results in an increase in repulsion among the electrons. However, the number of protons remains the same. As a result, the effective nuclear charge of the atom decreases and the radius of the atom increases.
(b) When an atom loses an electron, the number of electrons decreases by one while the nuclear charge remains the same. Therefore, the interelectronic repulsions in the atom decrease. As a result, the effective nuclear charge increases. Hence, the radius of the atom decreases.
3.25 Would you expect the first ionization enthalpies for two isotopes of the same element to be the same or different? Justify your answer.
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The ionization enthalpy of an atom depends on the number of electrons and protons (nuclear charge) of that atom. Now, the isotopes of an element have the same number of protons and electrons. Therefore, the first ionization enthalpy for two isotopes of the same element should be the same.
3.26 What are the major differences between metals and non-metals?
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| Metals | Non-metals | ||
|---|---|---|---|
| 1. | Metals can lose electrons easily. | 1. | Non-metals cannot lose electrons easily. |
| 2. | Metals cannot gain electrons easily. | 2. | Non-metals can gain electrons easily. |
| 3. | Metals generally form ionic compounds. | 3. | Non-metals generally form covalent compounds. |
| 4. | Metals oxides are basic in nature. | 4. | Non-metallic oxides are acidic in nature. |
| 5. | Metals have low ionization enthalpies. | 5. | Non-metals have high ionization enthalpies. |
| 6. | Metals have less negative electron gain enthalpies. | 6. | Non -metals have high negative electron gain enthalpies. |
| 7. | Metals are less electronegative. They are rather electropositive elements. |
7. | Non-metals are electronegative. |
| 8. | Metals have a high reducing power. | ||
| 9. | Non-metals have a low reducing power. |
3.27 Use the periodic table to answer the following questions.
(a) Identify an element with five electrons in the outer subshell.
(b) Identify an element that would tend to lose two electrons.
(c) Identify an element that would tend to gain two electrons.
(d) Identify the group having metal, non-metal, liquid as well as gas at the room temperature.
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(a) The electronic configuration of an element having 5 electrons in its outermost subshell should be $n s^{2} n p^{5}$. This is the electronic configuration of the halogen group. Thus, the element can be $F, CL, Br, I$, or At.
(b) An element having two valence electrons will lose two electrons easily to attain the stable noble gas configuration. The general electronic configuration of such an element will be $n s^{2}$. This is the electronic configuration of group 2 elements. The elements present in group 2 are $Be, Mg, Ca, Sr, Ba$.
(c) An element is likely to gain two electrons if it needs only two electrons to attain the stable noble gas configuration. Thus, the general electronic configuration of such an element should be $n s^{2} n p^{4}$. This is the electronic configuration of the oxygen family.
(d) Group 17 has metal, non-metal, liquid as well as gas at room temperature.
3.28 The increasing order of reactivity among group 1 elements is $\mathrm{Li}<\mathrm{Na}<\mathrm{K}<\mathrm{Rb}<\mathrm{Cs}$ whereas that among group 17 elements is $\mathrm{F}>\mathrm{CI}>\mathrm{Br}>\mathrm{I}$. Explain.
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The elements present in group 1 have only 1 valence electron, which they tend to lose. Group 17 elements, on the other hand, need only one electron to attain the noble gas configuration. On moving down group 1, the ionization enthalpies decrease. This means that the energy required to lose the valence electron decreases. Thus, reactivity increases on moving down a group. Thus, the increasing order of reactivity among group 1 elements is as follows:
$Li<Na<K<Rb<Cs$
In group 17, as we move down the group from $Cl$ to $I$, the electron gain enthalpy becomes less negative i.e., its tendency to gain electrons decreases down group 17. Thus, reactivity decreases down a group. The electron gain enthalpy of $F$ is less negative than $Cl$. Still, it is the most reactive halogen. This is because of its low bond dissociation energy. Thus, the decreasing order of reactivity among group 17 elements is as follows:
$F>Cl>Br>I$
3.29 Write the general outer electronic configuration of $s^{-}, p^{-}, d$ - and $f$ - block elements.
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Element
s-block
p-block
$d$-block
f-block
General outer electronic configuration
$ n s^{1-2} \text{, where } n=2-7 $
$n s^{2} n p^{1-6}$, where $n=2$ - 6
$(n-1) d^{1-10} n s^{0.2}$, where $n=4$ - 7
$(n-2) f^{1-14}(n-1) d^{0-10} n S^{2}$, where $n=6-7$
3.30 Assign the position of the element having outer electronic configuration (i) $n s^{2} n p^{4}$ for $n=3$ (ii) $(n-1) d^{2} n s^{2}$ for $n=4$, and (iii) $(n-2) f^{7}(n-1) d^{1} n s^{2}$ for $n=6$, in the periodic table.
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(i) Since $n=3$, the element belongs to the $3^{\text{rd }}$ period. It is a $p$-block element since the last electron occupies the $p$ orbital.
There are four electrons in the $p$-orbital. Thus, the corresponding group of the element
$=$ Number of $s$-block groups + number of $d$-block groups + number of $p$-electrons
$=2+10+4$
$=16$
Therefore, the element belongs to the $3^{\text{rd }}$ period and $16^{\text{th }}$ group of the periodic table. Hence, the element is Sulphur.
(ii) Since $n=4$, the element belongs to the $4^{\text{th }}$ period. It is a $d$-block element as $d$-orbitals are incompletely filled.
There are 2 electrons in the $d$-orbital.
Thus, the corresponding group of the element
$=$ Number of $s$-block groups + number of $d$-block groups
$=2+2$
$=4$
Therefore, it is a $4^{\text{th }}$ period and $4^{\text{th }}$ group element. Hence, the element is Titanium.
(iii) Since $n=6$, the element is present in the $6^{\text{th }}$ period. It is an $f$-block element as the last electron occupies the $f$ orbital. It belongs to group 3 of the periodic table since all $f$-block elements belong to group 3 . Its electronic configuration is $[Xe] 4 f^{\prime} 5 d^{1} 6 s^{2}$. Thus, its atomic number is $54+7+2+1=64$. Hence, the element is Gadolinium.
3.31 The first $\left(\Delta_{i} H_{1}\right)$ and the second $\left(\Delta_{i} H_{2}\right)$ ionization enthalpies (in $\left.\mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}\right)$ and the $\left(\Delta_{e g} H\right.$ ) electron gain enthalpy (in $\mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}$ ) of a few elements are given below:
| Elements | $\Delta H_{1}$ | $\Delta H_{2}$ | $\Delta_{e g} H$ |
|---|---|---|---|
| I | 520 | 7300 | -60 |
| II | 419 | 3051 | -48 |
| III | 1681 | 3374 | -328 |
| IV | 1008 | 1846 | -295 |
| V | 2372 | 5251 | +48 |
| VI | 738 | 1451 | -40 |
Which of the above elements is likely to be :
(a) the least reactive element.
(b) the most reactive metal.
(c) the most reactive non-metal.
(d) the least reactive non-metal.
(e) the metal which can form a stable binary halide of the formula $\mathrm{MX}_{2}$ ( $\mathrm{X}=$ halogen).
(f) the metal which can form a predominantly stable covalent halide of the formula MX (X=halogen)?
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(a) Element $V$ is likely to be the least reactive element. This is because it has the highest first ionization enthalpy $(\Delta_i H_1)$ and a positive electron gain enthalpy $(\Delta _{e g} H)$.
(b) Element II is likely to be the most reactive metal as it has the lowest first ionization enthalpy $(\Delta H_1)$ and a low negative electron gain enthalpy $(\Delta _{e g} H)$.
(c) Element III is likely to be the most reactive non-metal as it has a high first ionization enthalpy $(\Delta_i H_1)$ and the highest negative electron gain enthalpy $(\Delta _{e g} H)$.
(d) Element $V$ is likely to be the least reactive non-metal since it has a very high first ionization enthalpy $(\Delta H_2)$ and a positive electron gain enthalpy $(\Delta _{e g} H)$.
(e) Element VI has a low negative electron gain enthalpy $(\Delta _{e g} H)$. Thus, it is a metal. Further, it has the lowest second ionization enthalpy $(\Delta_1 H_2)$. Hence, it can form a stable binary halide of the formula $MX_2(X=$ halogen).
( $f$ ) Element $V$ has the highest first ionization energy and high second ionization energy. Therefore, it can form a predominantly stable covalent halide of the formula $MX$ ( $X=$ halogen).
3.32 Predict the formulas of the stable binary compounds that would be formed by the combination of the following pairs of elements.
(a) Lithium and oxygen
(b) Magnesium and nitrogen
(c) Aluminium and iodine
(d) Silicon and oxygen
(e) Phosphorus and fluorine
(f) Element 71 and fluorine
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(a) $Li_2 O$
(b) $Mg_3 N_2$
(c) $All_3$
(d) $SiO_2$
(e) $PF_3$ or $PF_5$
(f) The element with the atomic number 71 is Lutetium (Lu). It has valency 3. Hence, the formula of the compound is LuF $_3$.
3.33 In the modern periodic table, the period indicates the value of :
(a) atomic number
(b) atomic mass
(c) principal quantum number
(d) azimuthal quantum number.
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The value of the principal quantum number ( $n$ ) for the outermost shell or the valence shell indicates a period in the Modern periodic table.
3.34 Which of the following statements related to the modern periodic table is incorrect?
(a) The $p$-block has 6 columns, because a maximum of 6 electrons can occupy all the orbitals in a $p$-shell.
(b) The $d$-block has 8 columns, because a maximum of 8 electrons can occupy all the orbitals in a $d$-subshell.
(c) Each block contains a number of columns equal to the number of electrons that can occupy that subshell.
(d) The block indicates value of azimuthal quantum number ( $l$ ) for the last subshell that received electrons in building up the electronic configuration.
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The $d$-block has 10 columns because a maximum of 10 electrons can occupy all the orbitals in a $d$ subshell.
3.35 Anything that influences the valence electrons will affect the chemistry of the element. Which one of the following factors does not affect the valence shell?
(a) Valence principal quantum number ( $n$ )
(b) Nuclear charge $(Z)$
(c) Nuclear mass
(d) Number of core electrons.
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Nuclear mass does not affect the valence electrons
3.36 The size of isoelectronic species $-\mathrm{F}^{-}$, $\mathrm{Ne}$ and $\mathrm{Na}^{+}$is affected by
(a) nuclear charge $(Z)$
(b) valence principal quantum number ( $n$ )
(c) electron-electron interaction in the outer orbitals
(d) none of the factors because their size is the same.
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The size of an isoelectronic species increases with a decrease in the nuclear charge (Z). For example, the order of the increasing nuclear charge of $F, Ne$, and $Na^{+}$is as follows:
$F<Ne<Na^{+}$
$\begin{matrix} Z & 9 & 10 & 11\end{matrix} $
Therefore, the order of the increasing size of $F, Ne$ and $Na^{+}$is as follows:
$Na^{+}<Ne<F$
3.37 Which one of the following statements is incorrect in relation to ionization enthalpy?
(a) Ionization enthalpy increases for each successive electron.
(b) The greatest increase in ionization enthalpy is experienced on removal of electron from core noble gas configuration.
(c) End of valence electrons is marked by a big jump in ionization enthalpy.
(d) Removal of electron from orbitals bearing lower $n$ value is easier than from orbital having higher $\mathrm{n}$ value.
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Electrons in orbitals bearing a lower $n$ value are more attracted to the nucleus than electrons in orbitals bearing a higher $n$ value. Hence, the removal of electrons from orbitals bearing a higher $n$ value is easier than the removal of electrons from orbitals having a lower $n$ value.
3.38 Considering the elements $\mathrm{B}, \mathrm{Al}, \mathrm{Mg}$, and $\mathrm{K}$, the correct order of their metallic character is :
(a) $\mathrm{B}>\mathrm{Al}>\mathrm{Mg}>\mathrm{K}$
(b) $\mathrm{Al}>\mathrm{Mg}>\mathrm{B}>\mathrm{K}$
(c) $\mathrm{Mg}>\mathrm{Al}>\mathrm{K}>\mathrm{B}$
(d) $\mathrm{K}>\mathrm{Mg}>\mathrm{Al}>\mathrm{B}$
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The metallic character of elements decreases from left to right across a period. Thus, the metallic character of $Mg$ is more than that of Al.
The metallic character of elements increases down a group. Thus, the metallic character of $Al$ is more than that of $B$. Considering the above statements, we get $K>Mg$.
Hence, the correct order of metallic character is $K>Mg>Al>B$.
3.39 Considering the elements B, C, N, F, and Si, the correct order of their non-metallic character is :
(a) $\mathrm{B}>\mathrm{C}>\mathrm{Si}>\mathrm{N}>\mathrm{F}$
(b) $\mathrm{Si}>\mathrm{C}>\mathrm{B}>\mathrm{N}>\mathrm{F}$
(c) $\mathrm{F}>\mathrm{N}>\mathrm{C}>\mathrm{B}>\mathrm{Si}$
(d) $\mathrm{F}>\mathrm{N}>\mathrm{C}>\mathrm{Si}>\mathrm{B}$
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The non-metallic character of elements increases from left to right across a period. Thus, the decreasing order of non-metallic character is $F>N>C>B$.
Again, the non-metallic character of elements decreases down a group. Thus, the decreasing order of non-metallic characters of $C$ and $Si$ are $C>Si$. However, $Si$ is less non-metallic than $B$ i.e., $B>Si$.
Hence, the correct order of their non-metallic characters is $F>N>C>B>Si$.
3.40 Considering the elements $\mathrm{F}, \mathrm{Cl}, \mathrm{O}$ and $\mathrm{N}$, the correct order of their chemical reactivity in terms of oxidizing property is :
(a) $\mathrm{F}>\mathrm{Cl}>\mathrm{O}>\mathrm{N}$
(b) $\mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{Cl}>\mathrm{N}$
(c) $\mathrm{Cl}>\mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{N}$
(d) $\mathrm{O}>\mathrm{F}>\mathrm{N}>\mathrm{Cl}$
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The oxidizing character of elements increases from left to right across a period. Thus, we get the decreasing order of oxidizing property as $F>O>N$.
Again, the oxidizing character of elements decreases down a group. Thus, we get $F>Cl$.
However, the oxidizing character of $O$ is more than that of $Cl$ i.e., $O>Cl$.
Hence, the correct order of chemical reactivity of $F, Cl, O$, and $N$ in terms of their oxidizing property is $F>O>Cl>N$.
“आवर्त सारणी प्रमाणित तौर पर रसायन शास्त्र का अत्यंत महत्त्वपूर्ण विचार है। प्रतिदिन विद्यार्थी को इससे सहायता मिलती है, खोजकर्ताओं को नई दिशा मिलती है और व्यवस्थित रूप में संपूर्ण रसायन शास्त्र का संक्षिप्त वर्णन मिलता है। यह इस बात का एक अद्भुत उदाहरण है कि रासायनिक तत्व अव्यवस्थित समूह में बिखरी हुई इकाई नहीं होते, अपितु वे व्यवस्थित समूहों में समानता प्रदर्शित करते हैं। जो लोग यह जानना चाहते हैं कि दुनिया छोटे-छोटे अंशों से कैसे बनी, उनके लिए आवर्त सारणी बहुत उपयोगी है।”
ग्लेन टी सीबर्ग
इस एकक में हम वर्तमान आवर्त सारणी का ऐतिहासिक विकास एवं आधुनिक आवर्त-नियम का अध्ययन करेंगे। तत्त्वों का वर्गीकरण परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का परिणाम है। अंत में हम तत्त्वों के भौतिक तथा रासायनिक गुणों की आवर्ती प्रवृत्ति पर विचार करेंगे।
3.1 तत्त्वों का वर्गीकरण क्यों आवश्यक है?
अब तक हम यह जान चुके हैं कि तत्त्व सभी प्रकार के पदार्थों की मूल इकाई होते हैं। सन् 1800 में केवल 31 तत्त्व ज्ञात थे। सन् 1865 तक 63 तत्त्वों की जानकारी हो गई थी। आजकल हमें 114 तत्त्वों के बारे में पता है। इनमें से हाल में खोजे गए तत्त्व मानव-निर्मित हैं। वैसे, अभी भी नए तत्त्वों की कृत्रिम रचना के प्रयास जारी हैं। इतने सारे तत्त्वों और उनके असंख्य यौगिकों के रसायन का अध्ययन अलग-अलग कर पाना बहुत कठिन है। इस कठिनाई को दूर करने के लिए वैज्ञानिकों ने तत्त्वों का वर्गीकरण करके इस अध्ययन को संगठित किया और आसान बनाया। इतना ही नहीं, इस संक्षिप्त तरीके से सभी तत्त्वों से संबंधित रासायनिक तथ्यों का अध्ययन तर्कसंगत रूप से तो कर ही सकेंगे, भविष्य में खोजे जाने वाले अन्य तत्त्वों के अध्ययन में भी मदद मिलेगी।
3.2 आवर्त सारणी की उत्पत्ति
तत्त्वों का वर्गीकरण समूहों में और आवर्तिता नियम एवं आवर्त सारणी का विकास वैज्ञानिकों द्वारा अनेक अवलोकनों तथा प्रयोगों का परिणाम है। सर्वप्रथम जर्मन रसायनज्ञ जॉन डॉबेराइनर ने सन् 1800 के प्रारंभिक दशकों में इस बात की ओर संकेत किया कि तत्त्वों के गुणधर्मों में निश्चित प्रवृत्ति होती है। सन् 1829 में उन्होंने समान भौतिक एवं रासायनिक गुणों वाले तीन तत्त्वों के समूहों (त्रिकों) की तरफ ध्यान आकर्षित कराया। उन्होंने यह भी पाया कि प्रत्येक त्रिक में बीच वाले तत्त्व का परमाणु-भार शेष दोनों तत्त्वों के परमाणु भार के औसत मान के लगभग बराबर था (सारणी 3.1 को देखें)। साथ ही, मध्य वाले तत्त्व के गुणधर्म शेष दोनों तत्त्वों के गुणधर्मों के मध्य पाए गए।
सारणी 3.1 डॉबेराइनर के त्रिक
| तत्त्व | परमाणु-भार | तत्त्व | परमाणु-भार | तत्त्व | परमाणु-भार |
|---|---|---|---|---|---|
| $\mathbf{L i}$ | 7 | $\mathbf{C a}$ | 40 | $\mathbf{C l}$ | 35.5 |
| $\mathbf{N a}$ | 23 | $\mathbf{S r}$ | 88 | $\mathbf{B r}$ | 80 |
| $\mathbf{K}$ | 39 | $\mathbf{B a}$ | 137 | $\mathbf{I}$ | 127 |
डॉबेराइनर का ‘त्रिक का नियम’ कुछ ही तत्त्वों के लिए सही पाया गया। इसलिए इसे महज एक संयोग समझकर इसका विचार छोड़ दिया गया। इसके पश्चात् फ्रांसिसी भूगर्भशास्त्री ए.ई.बी. डी चैनकोरटोइस (A.E.B. de Chancourtois) ने सन् 1862 में तत्त्वों का वर्गीकरण करने का प्रयास किया। उन्होंने तत्त्वों को उनके बढ़ते हुए परमाणु-भार के क्रम में व्यवस्थित किया और तत्त्वों की वृत्ताकार सारणी बनाई, जिसमें तत्त्वों के गुणधर्मों में आवर्ती पुनरावृत्ति को दर्शाया गया। यह भी अधिक ध्यान आकृष्ट नहीं कर सका। अंग्रेज़ रसायनज्ञ जॉन एलेक्जेंडर न्यूलैंड ने सन् 1865 में अष्टक नियम (Law of octaves) को विकसित किया। उन्होंने तत्त्वों को उनके बढ़ते हुए परमाणु-भार के क्रम में व्यवस्थित किया तथा पाया कि किसी भी तत्त्व से प्रारंभ करने पर आठवें तत्त्व के गुण प्रथम तत्त्व के समान थे (सारणी 3.2 देखें)। यह संबंध उसी प्रकार का था, जैसा आठवें सांगीतिक स्वर (eight musical note) का संबंध प्रथम सांगीतिक स्वर के साथ होता है। न्यूलैंड का अष्टक नियम सिर्फ $\mathrm{Ca}$ तक के तत्त्वों तक सही प्रतीत हुआ, हालाँकि उस समय इस धारणा को व्यापक मान्यता नहीं मिली, परंतु बाद में रॉयल सोसायटी (लंदन) द्वारा सन् 1887 में न्यूलैंड को डेवी पदक द्वारा पुरस्कृत कर उनके काम को मान्यता दी गई।
रूसी रसायनज्ञ दमित्री मेंडलीव (1834-1907) तथा जर्मन रसायनज लोथर मेयर (1830-1895) के सतत् प्रयासों के फलस्वरूप आवर्त-सारणी के विकास में सफलता प्राप्त हुई।
स्वतंत्र रूप से कार्य करते हुए दोनों रसायनज्ञों ने सन् 1869 में प्रस्तावित किया कि जब तत्त्वों को उनके बढ़ते हुए परमाणु-भारों के क्रम में व्यवस्थित किया जाता है, तब नियमित अंतराल के पश्चात् उनके भौतिक तथा रासायनिक गुणों में समानता पाई जाती है। लोथर मेयर ने भौतिक गुणों (जैसे-परमाण्वीय आयतन, गलनांक एवं क्वथनांक और परमाणु-भार के मध्य वक्र आलेखित (curve plotting) किया, जो एक निश्चित समुच्चय वाले तत्त्वों में समानता दर्शाता था। सन् 1868 तक लोथर मेयर ने तत्त्वों की एक सारणी का विकास कर लिया, जो आधुनिक आवर्त-सारणी से काफी मिलती-जुलती थी, लेकिन उसके काम का विवरण दमित्री मेंडलीव के काम के विवरण से पहले प्रकाशित नहीं हो पाया। आधुनिक आवर्त सारणी के विकास में योगदान का श्रेय दमित्री मेंडेलीव को दिया गया है।
सारणी 3.2 न्यूलैंड के अष्टक
| तत्त्व | $\mathbf{L i}$ | $\mathbf{B e}$ | $\mathbf{B}$ | $\mathbf{C}$ | $\mathbf{N}$ | $\mathbf{O}$ | $\mathbf{F}$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| परमाणु-भार | 7 | 9 | 11 | 12 | 14 | 16 | 19 |
| तत्त्व | $\mathbf{N a}$ | $\mathbf{M g}$ | $\mathbf{A l}$ | $\mathbf{S i}$ | $\mathbf{P}$ | $\mathbf{S}$ | $\mathbf{C l}$ |
| परमाणु-भार | 23 | 24 | 27 | 29 | 31 | 32 | 35.5 |
| तत्त्व | $\mathbf{K}$ | $\mathbf{C a}$ | |||||
| परमाणु-भार | 39 | 40 |
हालाँकि आवर्ती संबंधों के अध्ययन का आरंभ डॉबेराइनर ने किया था, किंतु मेंडलीव ने आवर्त नियम को पहली बार प्रकाशित किया। यह नियम इस प्रकार है -
तत्त्वों के गुणधर्म उनके परमाणु भारों के आवर्ती फलन होते हैं।
मेंडलीव ने तत्त्वों को क्षैतिज पंक्तियों एवं ऊर्ध्वाधार स्तंभों में उनके बढ़ते हुए परमाणु-भार के अनुसार सारणी में इस तरह क्रम में रखा कि समान गुणधर्मों वाले तत्त्व एक ही ऊर्ध्वाधर-स्तंभ या समूहों में स्थान पाएँ। मेंडलीव द्वारा तत्त्वों का वर्गीकरण निश्चित तौर पर लोथर मेयर के वर्गीकरण से अधिक विस्तृत था। मेंडलीव ने आवर्तिता के महत्त्व को पूर्ण रूप से समझा और तत्त्वों के वर्गीकरण के लिए अधिक विस्तृत भौतिक एवं रासायनिक गुणधर्मों को आधार माना। विशेष रूप से मेंडलीव ने तत्त्वों द्वारा प्राप्त यौगिकों के मूलानुपाती सूत्रों (empirical formula) तथा उनके गुणधर्मों की समानता को आधार माना। वह यह जानते थे कि यदि परमाणु-भार के क्रम का पूर्णतः पालन किया जाता, तो कुछ तत्त्व उनके द्वारा दिए गए क्रम में आवर्त-सारणी में नहीं रखे जा सकते थे। उन्होंने समान रासायनिक गुण दर्शाने वाले तत्त्वों को आवर्त-सारणी में उचित स्थान देने के लिए उनके परमाणु-भारों के क्रम की उपेक्षा की। उदाहरण के तौर पर- आयोडीन, जिसका परमाणु भार समूह VI के तत्त्व ‘टैलूरियम’ से कम था, को समूह VII में फ्लुओरीन, क्लोरीन, ब्रोमीन आदि के साथ गुणधर्मों में समानता के आधार पर रखा गया (चित्र 3.1)। उन्होंने समान गुणधर्मों वाले तत्त्वों को एक समूह में रखने की प्राथमिकता को आधार मानते हुए यह प्रस्तावित किया कि कुछ तत्त्व (जो खोजे नहीं गए थे) के लिए सारणी में कुछ रिक्त स्थान छोड़ दिए गए। उदाहरण के लिए- जब मेंडलीव की आवर्त-सारणी प्रकाशित हुई, तब गैलियम (Gallium) तथा जर्मेनियम (Germanium) तत्त्वों की खोज नहीं हुई थी। उन्होंने ऐलुमिनियम और सिलिकॉन के नीचे एक-एक रिक्त स्थान छोड़ा और इन तत्त्वों का नाम क्रमशः एका-ऐलुमीनियम (Eka-Aluminium) तथा एका-सिलिकॉन (Eka-Silicon) रखा। मेंडेलीव ने न केवल गैलियम और जर्मेनियम तत्त्वों के होने की प्रागुक्ति की बल्कि इन तत्त्वों के कुछ भौतिक गुणधर्मों का ब्यौरा भी दिया। बाद में खोजे गए इन तत्त्वों के प्रागुक्त गुणधर्मों तथा प्रायोगिक गुणधर्मों को सारणी 3.3 में सूचीबद्ध किया गया है।
मेंडलीव की मात्रात्मक प्रागुक्तियों और कालांतर में उनकी सफलता के कारण उन्हें और उनकी आवर्त सारणी को काफी प्रसिद्धि मिली। मेंडलीव की सन् 1905 में प्रकाशित आवर्त सारणी को चित्र 3.1 में दर्शाया गया है।
सारणी 3.3 मेंडलीव द्वारा एका-ऐलुमीनियम ( गैलियम) तथा एका-सिलिकान ( जर्मेनियम) तत्त्वों की प्रागुक्ति
| गुण | एका ऐलुमिनियम ( भविष्यसूचक तत्त्व ) | गैलियम (खोजा गया तत्त्व ) | एका सिलिकॉन ( भविष्यसूचक तत्त्व ) | जर्मेनियम (खोजा गया तत्त्व ) |
|---|---|---|---|---|
| परमाणु-भार | 68 | 70 | 72 | 72.6 |
| घनत्त्व / $\left(\mathbf{g} / \mathbf{c m}^{3}\right)$ | 5.9 | 5.94 | 5.5 | 5.36 |
| गलनांक / $\mathbf{K}$ | निम्न | 302.93 | उच्च | 1231 |
| ऑक्साइड का सूत्र | $\mathrm{E} _{2} \mathrm{O} _{3}$ | $\mathrm{Ga} _{2} \mathrm{O} _{3}$ | $\mathrm{EO} _{2}$ | $\mathrm{GeO} _{2}$ |
| क्लोराइड का सूत्र | $\mathrm{ECl} _{3}$ | $\mathrm{GaCl} _{3}$ | $\mathrm{ECl} _{4}$ | $\mathrm{GeCl} _{4}$ |
समूहों तथा श्रेणियों में तत्त्वों की आवर्तिता
चित्र 3.1: मेंडलीव द्वारा प्रकाशित आवर्त सारणी
3.3 आधुनिक आवर्त-नियम तथा आवर्त सारणी का वर्तमान स्वरूप
यहाँ यह बात ध्यान देने योग्य है कि जब मेंडलीव ने आवर्त सारणी का विकास किया, तब रसायनजों को परमाणु की आंतरिक संरचना का ज्ञान नहीं था। बीसवीं शताब्दी के आरंभ में अवपरमाणुक कणों का विकास हुआ। सन् 1913 में अंग्रेज़ भौतिकी वैज्ञानिक हेनरी मोज़ले ने तत्त्वों के अभिलाक्षणिक $\mathrm{X}$ - किरण स्पेक्ट्रमों में नियमितता पाई और देखा कि $\sqrt{v}$ (जहाँ $v \mathrm{X}$-किरण की आवृत्ति है) और परमाणु-क्रमांक $(\mathrm{Z})$ के मध्य वक्र आलेखित करने पर एक सरल रेखा प्राप्त होती है, परंतु परमाणु द्रव्यमान तथा $\sqrt{v}$ के आलेख में सरल रेखा प्राप्त नहीं होती। अतः मोजले ने दर्शाया कि परमाणु-द्रव्यमान की तुलना में किसी तत्त्व का परमाणु-क्रमांक उस तत्त्व के गुणों को दर्शाने में अधिक सक्षम है। इसी के अनुसार मेंडलीव के आवर्त नियम का संशोधन किया गया। इसे आधुनिक आवर्त नियम कहते हैं। यह इस प्रकार है -
तत्त्वों के भौतिक तथा रासायनिक गुणधर्म उनके परमाणु-क्रमांकों के आवर्ती फलन होते हैं।
आवर्त नियम के द्वारा प्राकृतिक रूप से पाए जाने वाले 94 तत्त्वों में उल्लेखनीय समानताएँ मिलीं। ऐक्टीनियम और प्रोटोक्टीनियम की भाँति नेप्ट्यूनियम और प्लूटोनियम भी यूरेनियम के अयस्क पिच ब्लैंड में पाए गए। इससे अकार्बनिक रसायन शास्त्र में प्रोत्साहन मिला और कृत्रिम अल्पायु वाले तत्त्वों की खोज हुई।
आप पहले पढ़ चुके हैं कि किसी तत्त्व का परमाणु क्रमांक उस तत्त्व के नाभिकीय आवेश (प्रोटॉनों की संख्या) या उदासीन परमाणु में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होता है। इसके पश्चात् क्वांटम संख्याओं की सार्थकता और इलेक्ट्रॉनिक विन्यासों की आवर्तिता को समझना सरल हो जाता है। अब यह स्वीकार कर लिया गया है कि आवर्त नियम तत्त्वों तथा उनके यौगिकों के भौतिक तथा रासायनिक गुणों का फलन है, जो तत्त्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर आधारित है।
समय-समय पर आवर्त-सारणी के विभिन्न रूप प्रस्तुत किए गए हैं। कुछ रूप तत्त्वों की रासायनिक अभिक्रियाओं तथा संयोजकता पर बल देते हैं, जबकि कुछ अन्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर। इसका आधुनिक स्वरूप (जिसे आवर्त सारणी का दीर्घ स्वरूप कहते हैं) बहुत सरल तथा अत्यंत उपयोगी है और इसे चित्र 3.2 में दर्शाया गया है। क्षैतिज पंक्तियों (जिन्हें मेंडलीव ने ‘श्रेणी’ कहा है) को आवर्त (periods) कहा जाता है और ऊर्ध्वाधर स्तंभों को वर्ग (group) कहते हैं। समान बाह्य इलेक्ट्रॉन विन्यास वाले तत्त्वों को ऊध्र्वाधर स्तंभों में रखा जाता है, जिन्हे ‘वर्ग’ या ‘परिवार’ कहा जाता है। IUPAC के अनुमोदन के अनुसार, वर्गों को पुरानी पद्धति IA…VIIA, VIII, IB…VII B, के स्थान पर उन्हें 1 से 18 तक की संख्याओं में अंकित करके निरूपित किया गया है।
आवर्त-सारणी में कुल सात आवर्त हैं। आवर्त-संख्या आवर्त में तत्त्व की अधिकतम मुख्य क्वांटम संख्या $(\mathrm{n})$ को दर्शाती है। प्रथम आवर्त में 2 तत्त्व उपस्थित हैं। इसके बाद के आवर्तों में क्रमशः $8,8,18,18$ और 32 तत्त्व हैं। सातवाँ आवर्त अपूर्ण आवर्त है। सैद्धांतिक रूप से छठवें आवर्त की तरह इसमें तत्त्वों की अधिकतम संख्या क्वांटम संख्याओं के आधार पर 32 ही होगी। इस रूप में आवर्त-सारणी के छठवें एवं सातवें आवर्त के क्रमशः लेन्थेनाइड और ऐक्टिनाइड के 14-14 तत्त्व नीचे अलग से दर्शाए जाते रहे हैं।
चित्र 3.2 तत्त्वों के परमाणु-क्रमांक तथा तलस्थ अवस्था इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के साथ आवर्त सारणी का दीर्घ रूप। सन् 1984 के IUPAC के अनुमोदन के अनुसार वर्गों को 1 से 18 तक दर्शाया गया है। इस प्रकार का संकेतन वर्गों I A-VIIA, VIII, I B-VII B एवं $O$ से प्रदर्शित करने की पुरानी पद्धति को प्रतिस्थापित करता है।
3.4 100 से अधिक परमाणु-क्रमांक वाले तत्त्वों का नामकरण
पूर्व में परंपरागत रूप से नए तत्त्वों का नामकरण उन तत्त्वों के शोधकर्ताओं के नाम पर कर दिया जाता था तथा प्रस्तावित नाम का समर्थन आई.यू.पी.ए.सी. (International Union of Pure and Applied Chemistry) द्वारा कर दिया जाता था। परंतु हाल ही में इस मुद्दे पर विवाद हो गया। उच्च परमाणु-क्रमांक वाले नए तत्त्व इतने अस्थिर होते हैं कि उनकी केवल सूक्ष्म मात्रा (और कभी-कभी तो केवल कुछ परमाणु मात्र ही) प्राप्त होती हैं। इन तत्त्वों के संश्लेषण और विशेष गुणों के अध्ययन के लिए महँगे तथा आधुनिक उपकरणों और प्रयोगशाला की आवश्यकता होती है। विश्व की कुछ ही प्रयोगशालाओं में स्पर्धा की भावना से ऐसा काम होता है। कभी-कभी वैज्ञानिक बिना विश्वसनीय आँकड़े इकट्ठे किए, नए तत्त्वों की खोज का दावा करने के लिए लालायित हो जाते हैं। उदाहरण के तौर परअमेरिकी और रूसी, दोनों ही देशों के वैज्ञानिकों ने 104 परमाणु-क्रमांक वाले तत्त्व की खोज का दावा किया। अमेरिकी वैज्ञानिक ने इसे ‘रदरफोर्डियम’ (Rutherfordium) तथा रूसी वैज्ञानिकों ने इसे ‘कुरशाटोवियम’ (Kurchatovium) नाम दिया। इस तरह की कठिनाई को दूर करने के लिए IUPAC ने सुझाव दिया कि जब तक तत्त्व की खोज सिद्ध न हो जाए और नाम का समर्थन न हो जाए, तब तक शून्य एवं 1 से 9 तक संख्याओं के लिए संख्यात्मक मूल (numerical root) का प्रयोग करते हुए इनके नामों को परमाणु क्रमांकों के आधार पर सीधे दिया जाए। इसे सारणी 3.4 में दिया गया है।[^1] मूलों को अंकों के क्रम में एक साथ रखा जाता है, जिससे क्रमांक प्राप्त होता है तथा अंत में ‘इअम’ (ium) जोड़ दिया जाता है। 100 से ऊपर परमाणु क्रमांक वाले तत्त्वों के IUPAC नाम सारणी 3.5 में दर्शाए गए हैं।
सारणी 3.4 तत्त्वों के IUPAC नामकरण हेतु संकेतन
| अंक | नाम | संक्षिप्त रूप |
|---|---|---|
| 0 | nil | $\mathrm{n}$ |
| 1 | un | $\mathrm{u}$ |
| 2 | bi | $\mathrm{b}$ |
| 3 | tri | $\mathrm{t}$ |
| 4 | quad | $\mathrm{q}$ |
| 5 | pent | $\mathrm{p}$ |
| 6 | hex | $\mathrm{h}$ |
| 7 | sept | $\mathrm{s}$ |
| 8 | oct | o |
| 9 | enn | $\mathrm{e}$ |
सारणी 3.5 परमाणु-क्रमांक 100 से अधिक वाले तत्त्वों का नामकरण
| परमाणु-क्रमांक | नाम | प्रतीक | IUPAC अधिकृत नाम | IUPAC प्रतीक |
|---|---|---|---|---|
| 101 | Unnilunium | Unu | Mendelevium | $\mathrm{Md}$ |
| 102 | Unnilbium | Unb | Nobelium | $\mathrm{No}$ |
| 103 | Unniltrium | Unt | Lawrencium | $\mathrm{Lr}$ |
| 104 | Unnilquadium | Unq | Rutherfordium | $\mathrm{Rf}$ |
| 105 | Unnilpentium | Unp | Dubnium | $\mathrm{Db}$ |
| 106 | Unnilhexium | Unh | Seaborgium | $\mathrm{Sg}$ |
| 107 | Unnilseptium | Uns | Bohrium | $\mathrm{Bh}$ |
| 108 | Unniloctium | Uno | Hassium | $\mathrm{Hs}$ |
| 109 | Unnilennium | Une | Meitnerium | $\mathrm{Mt}$ |
| 110 | Ununnilium | Uun | Darmstadtium | $\mathrm{Ds}$ |
| 111 | Unununnium | Uuu | Rontgenium | $\mathrm{Rg}$ |
| 112 | Ununbium | Uub | Copernicium | $\mathrm{Cn}$ |
| 113 | Ununtrium | Uut | Nihonium | $\mathrm{Nh}$ |
| 114 | Ununquadium | Uuq | Flerovium | $\mathrm{Fl}$ |
| 115 | Ununpentium | Uup | Moscovium | $\mathrm{Mc}$ |
| 116 | Ununhexium | Uuh | Livermorium | $\mathrm{Lv}$ |
| 117 | Ununseptium | Uus | Tennessine | $\mathrm{Ts}$ |
| 118 | Ununoctium | Uuo | Oganesson | $\mathrm{Og}$ |
इस प्रकार, नए तत्त्व को पहले अस्थायी नाम और तीन अक्षर वाला प्रतीक दिया जाता है। बाद में हर देश के IUPAC प्रतिनिधि के मतदान से स्थायी नाम तथा प्रतीक दिया जाता है। स्थायी नाम में उस देश का या प्रदेश का नाम हो सकता है, जहाँ इस तत्त्व की खोज हुई है अथवा श्रद्धा प्रकट करने के लिए किसी प्रसिद्ध वैज्ञानिक का नाम हो सकता है। परमाणु-क्रमांक 118 तक तत्त्वों की खोज हो चुकी है। सभी तत्त्वों के अधिकृत IUPAC नामों की घोषणा हो चुकी है।
उदाहरण 3.1
120 परमाणु क्रमांक वाले तत्त्व का IUPAC नाम तथा प्रतीक (symbol) क्या होगा?
हल
सारणी 3.4 के अनुसार 1,2 तथा 0 अंकों के लिए मूल (root) क्रमशः un, bi तथा nil होंगे। अतः 120 परमाणु-क्रमांक वाले तत्त्व का नाम Unbinilum तथा प्रतीक Ubn होगा।
3.5 तत्त्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास तथा आवर्त-सारणी
पिछले एकक में हमने यह जाना कि किसी परमाणु में इलेक्ट्रॉन की पहचान चार क्वांटम संख्याओं से की जा सकती है। मुख्य क्वांटम संख्या (n) परमाणु के मुख्य ऊर्जा स्तर, जिसे ‘कोश’ (shell) कहते हैं, को व्यक्त करती है। हमने यह भी जाना कि किस तरह परमाणु में इलेक्ट्रॉन भिन्न-भिन्न उप-कोशों में भरे जाते हैं, जिन्हें हम $s, p, d, f$ कहते हैं। परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के वितरण को ही उसका ‘इलेक्ट्रॉनिक विन्यास’ कहते हैं। किसी तत्त्व की आवर्त सारणी में स्थिति उसके भरे जानेवाले अंतिम कक्षक की क्वांटम-संख्याओं को दर्शाती है। इस भाग में हम दीर्घाकार आवर्त सारणी तथा तत्त्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के मध्य सीधे संबंध के बारे में जानकारी प्राप्त करेंगे।
( क) आवर्त में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
आवर्त मुख्य ऊर्जा या बाह्य कोश के लिए $n$ का मान बताता है। आवर्त सारणी में प्रत्येक उत्तरोत्तर आवर्त (successive period) की पूर्ति अगले उच्च मुख्य ऊर्जा स्तर $n=1, n=2$ आदि से संबंधित होती है। यह देखा जा सकता है कि प्रत्येक आवर्त में तत्त्वों की संख्या, भरे जानेवाले ऊर्जा-स्तर में उपलब्ध परमाणु-कक्षकों की संख्या से दुगुनी होती है। इस प्रकार प्रथम आवर्त $(n=1)$ का प्रारंभ सबसे निचले स्तर $(1 s)$ के भरने से शुरू होता है। उसमें दो तत्त्व होते हैं। हाइड्रोजन का विन्यास $\left(1 s^{1}\right)$ तथा हीलियम $\left(1 s^{2}\right)$ है। इस प्रकार, प्रथम कोश ( $K$ कोश) पूर्ण हो जाता है। दूसरा आवर्त $(n=2)$ लीथियम से आरंभ होता है $\left(\mathrm{Li}=1 s^{2}, 2 s^{1}\right)$, जिसमें तीसरा इलेक्ट्रॉन $2 s$ कक्षक में प्रवेश करता है। अगले तत्त्व बेरिलियम में चार इलेक्ट्रॉन उपस्थित होते हैं। इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $\left(1 s^{2}, 2 s^{2}\right)$ है। इसके बाद बोरॉन तत्त्व से शुरू करते हुए जब हम निऑन तत्त्व तक पहुँचते हैं, तो $2 p$ कक्षक पूर्ण रूप से इलेक्ट्रॉनों से भर जाता है। इस प्रकार $L$ कोश निऑन $\left(2 s^{2} 2 p^{6}\right)$ तत्त्व के साथ पूर्ण हो जाता है। अतः दूसरे आवर्त में तत्त्वों की संख्या आठ होती है। आवर्त सारणी का तीसरा आवर्त $(n=3)$ सोडियम तत्त्व के साथ प्रारंभ होता है, जिसमें इलेक्ट्रॉन $3 s$ कक्षक में जाता है। उत्तरोत्तर $3 s$ एवं $3 p$ कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों के भरने के पश्चात् तीसरे आवर्त में तत्त्वों की संख्या सोडियम से ऑर्गन तक कुल मिलाकर आठ हो जाती है। चौथे आवर्त $(n=4)$ का प्रारंभ पोटैशियम से, $4 s$ कक्षक के भरने के साथ होता है। यहाँ यह बात महत्त्वपूर्ण है कि $4 p$ कक्षक के भरने से पूर्व ही $3 d$ कक्षक का भरना शुरू हो जाता है, जो ऊर्जात्मक (energetically) रूप से अनुकूल है। इस प्रकार, हमें तत्त्वों की $3 d$ संक्रमण-श्रेणी ( $3 d$ transtitian series) प्राप्त हो जाती है। यह स्केन्डियम (Scandium : $Z=21$ ) से प्रारंभ होती है, जिसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $3 d^{1} 4 s^{2}$ होता है। $3 d$ कक्षक जिंक $(Z n, Z=30)$ पर पूर्ण रूप से भर जाता है, जिसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $3 d^{10} 4 s^{2}$ है। चौथा आवर्त $4 p$ कक्षकों के भरने के साथ क्रिप्ट्रॉन (Krypton) पर समाप्त होता है। कुल मिलाकर चौथे आवर्त में 18 तत्त्व होते हैं। पाँचवाँ आवर्त $(n=5)$ रूबिडियम से शुरू होता है, चौथे आवर्त के समान है। उसमें $4 d$ इट्रियम (ytrium, $\mathrm{Z}=39$ ) से $4 d$ संक्रमण श्रेणी ( $4 d$ transition series) शुरू होती है। यह आवर्त $5 p$ कक्षकों के भरने पर जीनॉन (Xenon) पर समाप्त होता है। छठवें आवर्त $(n=6)$ में 32 तत्त्व होते हैं। उत्तरोत्तर इलेक्ट्रॉन $6 s, 4 f, 5 d$ तथा $6 p$ कक्षकों में भरे जाते हैं। $4 f$ कक्षकों का भरना सीरियम (cerium, $Z=58$ ) से शुरू होकर ल्यूटीशियम (Lutetium, $Z=71)$ पर समाप्त होता है। इसे $4 f$ आंतरिक संक्रमण श्रेणी या लेन्थैनॉयड श्रेणी (Lenthanoid Series) कहते हैं। सातवाँ आवर्त $(n=7)$ छठवें आवर्त के समान है, जिसमें इलेक्ट्रॉन उत्तरोत्तर $7 s, 5 f, 6 d$ और $7 p$ कक्षक में भरते हैं। इनमें कृत्रिम विधियों (artificial methods) द्वारा मानवनिर्मित रेडियोधर्मी तत्त्व हैं। सातवाँ आवर्त 118 वें परमाणु क्रमांक वाले (अभी खोजे जाने वाले) तत्त्व के साथ पूर्ण होगा, जो उत्कृष्ट गैस-परिवार से संबंधित होगा। ऐक्टिनियम (Actinium, $Z=89$ ) के पश्चात् $5 f$ कक्षक भरने वे फलस्वरूप $5 f$ आंतरिक संक्रमण-श्रेणी ( 5 inner transition series) प्राप्त होती है। इसे ‘ऐक्टिनॉयड श्रेणी’ (Actinoid Series) कहते हैं। $4 f$ तथा $5 f$ आंतरिक संक्रमण-श्रेणियों को आवर्त सारणी के मुख्य भाग से बाहर रखा गया है, ताकि इसकी संरचना को अक्षुण्ण रखा जा सके और साथ ही समान गुणधर्मों वाले तत्त्वों को एक ही स्तंभ में रखकर वर्गीकरण के सिद्धांत का भी पालन किया जा सके।
उदाहरण 3.2
आवर्त सारणी के पाँचवें आवर्त में 18 तत्त्वों के होने की व्याख्या आप किस प्रकार करेंगे?
हल
जब $n=5$ होता है, तो $l=0,1,2,3$ होता है। उपलब्ध कक्षकों $4 d, 5 s$ और $5 \mathrm{P}$ की ऊर्जाओं के बढ़ने का क्रम इस प्रकार है- $5 s<4 d<5 d$ में कुल मिलाकर 9 कक्षक उपलब्ध हैं। इनमें अधिकतम 18 इलेक्ट्रॉन भरे जा सकते हैं। इसीलिए आवर्त 5 में 18 तत्त्व होते हैं।
( ख) वर्गवार इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
एक ही वर्ग या ऊर्ध्वाधर स्तंभ में उपस्थित तत्त्वों के संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समान होते हैं। इनके बाह्य कक्षकों में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों की संख्या एवं गुणधर्म भी समान होते हैं। उदाहरण के लिए वर्ग 1 के तत्त्वों (क्षार धातुओं) का संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $n s^{1}$ होता है, जैसा नीचे दिखाया गया है।
| परमाणु-संख्या | प्रतीक | इलेक्ट्रॉनिक विन्यास |
|---|---|---|
| 3 | $\mathrm{Li}$ | $1 s^{2} 2 s^{1}$ अथवा $[\mathrm{He}] 2 s^{1}$ |
| 11 | $\mathrm{Na}$ | $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{1}$ अथवा [Ne] $3 s^{1}$ |
| 19 | $\mathrm{~K}$ | $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 4 s^{1}$ अथवा [Ar] $4 s^{1}$ |
| 37 | $\mathrm{Rb}$ | $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 3 d^{10} 4 s^{2} 4 p^{6} 5 s^{1}$ अथवा $[\mathrm{Kr}] 5 s^{1}$ |
| 55 | $\mathrm{Cs}$ | $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 3 d^{10} 4 s^{2} 4 p^{6} 4 d^{10} 5 s^{2} 5 p^{6} 6 s^{1}$ अथवा [Xe $] 6 s^{1}$ |
| 87 | $\mathrm{Fr}$ | $[\mathrm{Rn}] 7 s^{1}$ |
इस प्रकार यह स्पष्ट हो जाता है कि किसी तत्त्व के गुणधर्म उसके परमाणु-क्रमांक पर निर्भर करते हैं, न कि उसके सापेक्षिक परमाणु-द्रव्यमान पर।
3.6 इलेक्ट्रॉनिक विन्यास और तत्त्वों के प्रकार ( $s, p, d, f$ ब्लॉक )
आवर्त वर्गीकरण का सैद्धांतिक मूलाधार ‘ऑफबाऊ का सिद्धांत’ (Aufbau Principle) तथा परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है। आवर्त सारणी के ऊर्ध्वाधर स्तंभों (vertical columns) में स्थित तत्त्व एक वर्ग (Group) अथवा परिवार (family) की रचना करते हैं, और समान रासायनिक गुणधर्म दर्शाते हैं। यह समानता इसलिए होती है, क्योंकि इन तत्त्वों के बाह्यतम कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या और वितरण एक ही प्रकार का होता है। इन तत्त्वों का विभाजन चार विभिन्न ब्लॉकों $s, p, d$ और $f$ में किया जा सकता है, जो इस बात पर निर्भर करता है कि किस प्रकार के कक्षक इलेक्ट्रॉनों द्वारा भरे जा रहे हैं। इसे चित्र 3.3 में दर्शाया गया है। इस प्रकार के वर्गीकरण में दो अपवाद देखने को मिलते हैं। पहला अपवाद हीलियम का है। उसे $s$ - ब्लॉक के तत्त्वों में संबद्ध होना चाहिए, परंतु इसका स्थान आवर्त सारणी में वर्ग 18 के तत्त्वों के साथ $p$ - ब्लॉक में है। इसका औचित्य इस आधार पर है कि हीलियम का संयोजी कोश (valance shell) पूरा भरा हुआ है $\left(\mathrm{He}=1 \mathrm{~s}^{2}\right)$, जिसके फलस्वरूप यह उत्कृष्ट गैसों के अभिलक्षणों को प्रदर्शित करती है। दूसरा अपवाद हाइड्रोजन का है। इसमें केवल एक $s$ - इलेक्ट्रॉन है $\left(\mathrm{H}=1 s^{1}\right)$ । इस प्रकार इसका स्थान वर्ग 1 में क्षारीय धातुओं के साथ होना चाहिए। दूसरी ओर, यह एक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करके उत्कृष्ट गैस (हीलियम) का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त कर सकती है। इस प्रकार इसका व्यवहार वर्ग 17 (हैलोजेन परिवार) की भाँति हो सकता है। चूँकि यह एक विशेष स्थिति है, अतः हाइड्रोजन को आवर्त सारणी में सबसे ऊपर अलग से स्थान देना अधिक तर्कसंगत माना गया है (चित्र 3.2 और 3.3 को देखें)। अब आवर्त सारणी में दिखाए गए चार प्रकार के तत्त्वों के मुख्य लक्षणों की चर्चा हम करेंगे। इन तत्त्वों के बारे में अधिक जानकारी का विवरण बाद में दिया जाएगा। उनके लक्षणों की चर्चा करने के लिए जिस शब्दावली का उपयोग किया गया है, उसका वर्गीकरण भाग 3.7 में किया गया है।
3.6.1 $\mathrm{s}$ - ब्लॉक के तत्त्व
वर्ग 1 के तत्त्वों (क्षारीय धातुओं) तथा वर्ग 2 के तत्त्वों (क्षारीय मृदा धातुओं) के बाह्यतम कोश के सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास क्रमशः $n s^{1}$ तथा $n s^{2}$ हैं। इन दोनों वर्गों के तत्त्व आवर्त सारणी के $s$ - ब्लॉक से संबद्ध हैं। ये सभी क्रियाशील धातुएँ हैं। इनके आयनन एंथैल्पी के मान कम होते हैं। ये तत्त्व सरलतापूर्वक बाह्यतम इलेक्ट्रॉन त्यागने के पश्चात् 1+ आयन (क्षारीय धातुओं में) या $2+$ आयन (मृदा क्षारीय धातुओं में) बना लेते हैं। वर्ग में नीचे की ओर जाने पर इन धातुओं के धात्विक लक्षण तथा अभिक्रियाशीलता में वृद्धि होती है। अधिक अभिक्रियाशील होने के कारण वे प्रकृति में शुद्ध रूप में नहीं पाई जाती हैं। लीथियम और बेरीलियम को छोड़कर $\mathrm{s}-$ ब्लॉक के तत्त्वों के यौगिक मुख्य रूप से आयनिक होते हैं।
चित्र 3.3 विभिन्न कक्षकों के भरने के आधार पर आवर्त सारणी में तत्त्वों के प्रकार। तत्वों को मोटे तौर पर धातु प्रधातु एवं उपधातु के रूप में दर्शाया गया है।
3.6.2 $p$-ब्लॉक के तत्त्व
आवर्त सारणी के $p$-ब्लॉक में वर्ग 13 से लेकर वर्ग 18 तक के तत्त्व सम्मिलित हैं। $p$-ब्लॉक के तत्त्वों और $s$ - ब्लॉक के तत्त्वों को संयुक्त रूप से निरूपक तत्त्व (Representative elements) या मुख्य वर्ग के तत्त्व (Main Group Elements) कहा जाता है। प्रत्येक आवर्त में इनका बाह्यतम इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $n s^{2}, n p^{1}$ से $n s^{2}, n p^{6}$ तक परिवर्तित होता है। प्रत्येक आवर्त $n s^{2}, n p^{6}$, उत्कृष्ट गैस के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के साथ समाप्त होता है। उत्कृष्ट गैसों में संयोजी कोश में सभी कक्षक इलेक्ट्रॉनों से पूरे भरे होते हैं। इलेक्ट्रॉनों को हटाकर या जोड़कर इस स्थायी व्यवस्था को बदलना बहुत कठिन होता है। इसीलिए उत्कृष्ट गैसों की रासायनिक अभिक्रियाशीलता बहुत कम होती है। उत्कृष्ट गैसों के परिवार से पहले अधातुओं के रासायनिक रूप से दो महत्त्वपूर्ण वर्ग हैं। ये वर्ग हैं 17 वें वर्ग के हैलोजेन (Halogens) तथा 16 वें वर्ग के तत्त्व ‘चाल्कोजेन’ (Chalcogen)। इन दो वर्गों के तत्त्वों की उच्च ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एंथैल्पी (negative electron gain enthalpy) होती है। ये तत्त्व आसानी से क्रमशः एक या दो इलेक्ट्रॉन ग्रहण कर स्थायी उत्कृष्ट गैस इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त कर लेते हैं। आवर्त में बाईं से दाईं ओर बढ़ने पर तत्त्वों के अधात्विक लक्षणों में वृद्धि होती है तथा किसी वर्ग में ऊपर से नीचे की तरफ जाने पर धात्विक लक्षणों में वृद्धि होती है।
3.6.3 $d$ - ब्लॉक के तत्त्व (संक्रमण तत्त्व )
आवर्त सारणी के मध्य में स्थित वर्ग 3 से वर्ग 12 वाले तत्त्व $d$-ब्लॉक के तत्त्व कहलाते हैं। इस ब्लॉक के तत्त्वों की पहचान इनके आंतरिक $d$-आर्बिटल में इलेक्ट्रॉनों के भरे जाने के आधार पर की जाती है। यही कारण है कि ये तत्त्व $\boldsymbol{d}$-ब्लॉक के तत्त्व कहलाते हैं। इन तत्त्वों का सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $(n-1) d^{1-10} n s^{0-2}$ है। ये सभी तत्त्व धातुएँ हैं। इन तत्त्वों के आयन प्रायः रंगीन होते हैं तथा परिवर्ती संयोजकता एवं अनुचुंबकीयता प्रदर्शित करते हैं, और उत्प्रेरक के रूप में प्रयुक्त होते हैं। $\mathrm{Zn}, \mathrm{Cd}$ तथा $\mathrm{Hg}$ के सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $(n-1) d^{10} n s^{2}$ होते हुए भी ये धातुएँ संक्रमण तत्त्वों के बहुत-से लक्षणों को प्रदर्शित नहीं करती हैं। $d$-ब्लॉक के तत्त्व रासायनिक तौर पर अतिक्रियाशील $s$-ब्लॉक के तत्त्वों तथा कम क्रियाशील 13 वें तथा 14 वें वर्गों के तत्त्वों के बीच एक प्रकार से सेतु का कार्य करते हैं। इसी कारण $d$-ब्लॉक के तत्त्वों को ‘संक्रमण तत्त्व’ भी कहते हैं।
3.6.4 $f$-ब्लॉक के तत्त्व ( आंतरिक संक्रमण तत्त्व )
मुख्य आवर्त सारणी में नीचे जिन तत्त्वों को दो क्षैतिज पंक्तियों में रखा गया है, उन्हें लैन्थेनॉयड $\left({ } _{58} \mathrm{Ce}-{ } _{72} \mathrm{Lu}\right)$ तथा ऐक्टीनॉयड $\left({ } _{90} \mathrm{Th}-{ } _{103} \mathrm{Lr}\right)$ कहते हैं। इन श्रेणियों के तत्त्वों की पहचान इनके सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $\left[(n-2) f^{1-}\right.$ ${ }^{14}(n-1) d^{0-1} n s^{2}$ ] द्वारा की जाती है। इन तत्त्वों में अंतिम इलेक्ट्रॉन $f$ उप-कोश में भरता है। इसी आधार पर इन श्रेणियों के तत्त्वों को $\boldsymbol{f}$-ब्लॉक के तत्त्व (आंतरिक संक्रमण तत्त्व) कहते हैं। ये सभी तत्त्व धातुएँ हैं। प्रत्येक श्रेणी में तत्त्वों के गुण लगभग समान हैं। प्रारंभिक ऐक्टीनॉयड श्रेणी के तत्त्वों की अनेक संभावित ऑक्सीकरण अवस्थाओं के फलस्वरूप इन तत्त्वों का रसायन इनके संगत लैन्थैनॉयड श्रेणी के तत्त्वों की तुलना में अत्यधिक जटिल होता है। ऐक्टीनॉयड श्रेणी के तत्त्व रेडियोधर्मी (Radioactive) होते हैं। बहुत से ऐक्टीनॉयड तत्त्वों को नाभिकीय अभिक्रियाओं द्वारा नैनोग्राम (Nenogram) या उससे भी कम भाग में प्राप्त किया गया है। इन तत्त्वों के रसायन का अध्ययन पूर्ण रूप से नहीं हो पाया है। यूरेनियम के बाद वाले तत्त्व ‘परायूरेनियम तत्त्व’ कहलाते हैं।
उदाहरण 3.3
परमाणु क्रमांक 117 एवं 120 वाले तत्त्वों की खोज अब तक नहीं हो पाई है। बताएँ कि इन तत्त्वों का स्थान आवर्त सारणी के किस परिवार/वर्ग में होना चाहिए तथा प्रत्येक का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास क्या होगा?
हल
चित्र 3.2 में दी गई सारणी से स्पष्ट है कि परमाणु क्रमांक 117 वाले तत्त्व का स्थान आवर्त सारणी में हैलोजेन परिवार (वर्ग 17) में At के नीचे होगा तथा इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $[\mathrm{Rn}] 5 f^{4} 6 d^{10} 7 s^{2} 7 p^{5}$ होगा। परमाणु क्रमांक 120 वाले तत्त्व का स्थान वर्ग 2 (क्षारीय मृदा धातुएँ) में $\mathrm{Ra}$ के नीचे होगा तथा इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास [Uuo] $8 s^{2}$ होगा।
3.6.5 धातु, अधातु और उप-धातु
तत्वों कें $s^{-}, p-, d$ तथा $f$-ब्लॉकों में वर्गीकरण के अलावा इनके गुणों के आधार पर मौटे तौर पर इन्हें धातुओं तथा अधातुओं में विभाजित किया जा सकता है (चित्र 3.3)। ज्ञात तत्त्वों में 78 प्रतिशत से अधिक संख्या धातुओं की है, जो आवर्त सारणी की बाईं ओर स्थित हैं। धातुएँ कमरे के ताप पर सामान्यतया ठोस होती हैं। [मर्करी इसका अपवाद है, गैलियम और सीजियम के गलनांक भी बहुत कम, क्रमशः $303 \mathrm{~K}$ और $302 \mathrm{~K}$ हैं।] धातुओं के गलनांक एवं क्वथनांक उच्च होते हैं। ये ताप तथा विद्युत् के सुचालक होते हैं। ये आघातवर्ध्य (हथौड़े से पीटने पर पतली चादर में ढाले जा सकने वाले) तथा तन्य (जिसके तार खींचे जा सकते हैं) होते हैं। दूसरी अधातुएँ आवर्त सारणी के दाईं ओर स्थित हैं। दीर्घ आवर्त सारणी में किसी वर्ग में तत्त्वों के धात्विक गुणों में ऊपर से नीचे की ओर जाने पर वृद्धि होती है और आवर्त में बाईं ओर से दाईं ओर जाने पर धात्विक गुण कम होते जाते हैं। अधातुएँ कक्षताप पर ठोस एवं गैस होती हैं। इनके गलनांक तथा क्वथनांक कम होते हैं (बोरोन और कार्बन अपवाद हैं)। ये ताप तथा विद्युत् के अल्प चालक हैं। बहुत से अधात्विक ठोस भंगुर (Brittle) होते हैं। ये ही अघात और तन्य नहीं होते हैं। तत्त्वों के धात्विक से अधात्विक गुणों में परिवर्तन असंलग्न (abrupt) नहीं होता है, बल्कि यह परिवर्तन टेढ़ी-मेढ़ी रेखा (Zig-Zag line) के रूप में देखने को मिलता है। (चित्र 3.3) आवर्त सारणी से विकर्ण (टेढ़ी-मेढ़ी) रेखा के सीमावर्ती स्थित जर्मेनियम, सिलिकॉन, आर्सेनिक, ऐन्टेमनी तथा टेलुरियम तत्त्व, धातुओं एवं अधातुओं- ‘दोनों के अभिलक्षण दर्शाते हैं। इस प्रकार के तत्त्वों को उप-धातु’ (Metalloid) कहते हैं।
उदाहरण 3.4
परमाणु क्रमांक और आवर्त सारणी में स्थिति को ध्यान में रखते हुए निम्नलिखित तत्त्वों को उनके बढ़ते हुए धात्विक लक्षण के क्रम में व्यवस्थित कीजिए
$\mathrm{Si}, \mathrm{Be}, \mathrm{Mg}$, Na एवं $\mathrm{P}$
हल
आवर्त सारणी के वर्ग में ऊपर से नीचे की ओर जाने पर तत्त्वों के धात्विक गुणों में वृद्धि होती है तथा आवर्त में बाईं से दाईं ओर बढ़ने पर धात्विक गुणों में कमी होती है। इस आधार पर दिए गए तत्त्वों के बढ़ते हुए धात्विक लक्षण का क्रम इस प्रकार होगा-
$\mathrm{P}<\mathrm{Si}<\mathrm{Be}<\mathrm{Mg}<\mathrm{Na}$
3.7 तत्त्वों के गुण-धर्मों में आवर्तिता
आवर्त सारणी में यदि हम ऊपर से नीचे की तरफ जाएँ या बाईं से दाईं ओर जाएँ, तो तत्त्वों के भौतिक तथा रासायनिक गुणों में एक प्रारूप दिखाई देता है। उदाहरणार्थ- किसी आवर्त में रासायनिक क्रियाशीलता प्रथम वर्ग के धातुओं में बहुत ज़्यादा है, मध्य तक पहुँचकर यह कम हो जाती है और वर्ग 17 के अधातुओं पर पहुँचने पर बढ़कर बहुत ज्यादा हो जाती है। इसी तरह निरूपक तत्त्वों के समूह में (जैसे- क्षारीय धातुओं में) आवर्त सारणी में ऊपर से नीचे जाने पर क्रियाशीलता बढ़ती है, जबकि अधातुओं के समूह में (जैसे- हैलोजन परिवार) ऊपर से नीचे जाने पर क्रियाशीलता घटती है। तत्त्वों के गुणधर्मों में ऐसा क्यों हो रहा है और इस आवर्तिता को हम कैसे समझाएं? इन सभी प्रश्नों के उत्तर देने के लिए हमें परमाणु की संरचना के सिद्धांत एवं परमाणु के गुणधर्मों की ओर ध्यान देना होगा। इस भाग में हम भौतिक एवं रासायनिक गुणधर्मों की आवर्तिता की विवेचना करेंगे और उन्हें इलेक्ट्रॉन की संख्या तथा ऊर्जा-स्तर को लेकर समझाएँगे।
3.7.1 भौतिक गुणधर्मों की प्रवृत्ति
तत्त्वों के कई भौतिक गुण (जैसे- गलनांक, क्वथनांक, संलयन एवं वाष्पीकरण) ऊष्मा, परमाणवीकरण-ऊर्जा आदि सभी आवर्ती परिवर्तन दर्शाते हैं। इस अनुभाग में हम परमाणु एवं आयनिक त्रिज्याएँ, आयनन एंथैल्पी (Ionization Enthalpy), इलेक्ट्रॉन लब्धि एंथैल्पी (Electron Gain Enthalpy) और इलेक्ट्रॉन ऋणात्मकता (Electronegativity) में आवर्त प्रवृत्ति का अध्ययन करेंगे।
(क) परमाणु त्रिज्या
परमाणु के आकार का सही-सही निर्धारण बहुत ही जटिल है, जबकि एक गेंद की त्रिज्या आसानी से नापी जा सकती है। क्या आपको इसका कारण मालूम है? पहली बात तो यह है कि परमाणु की त्रिज्या बहुत छोटी (मात्र $1.2 \times 10^{-10} \mathrm{~m}$ ) होती है। परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉन अभ्र (electron cloud) की कोई स्पष्ट सीमा निर्धारित नहीं है। अतः परमाणु का आकार सही तरह से निर्धारित नहीं किया जा सकता। दूसरे शब्दों मेंपरमाणु त्रिज्या सही नहीं नापी जा सकती। प्रायोगिक विधि के आधार पर परमाणु के आकार का निर्धारण संभव नहीं है। संयुक्त अवस्था में परमाणुओं के बीच की दूरी की जानकारी के आधार पर परमाणु-आकार का आकलन किया जा सकता है। एकल आबंध (Single Bond) द्वारा जुड़े हुए सहसंयोजक अणुओं (covalent molecules) में उपस्थित दो अधात्विक परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी ज्ञात कर ली जाती है तथा इस (दूरी) के आधार पर सहसंयोजक त्रिज्या (covalent Radius) का आकलन किया जाता है। उदाहरण के तौर परक्लोरीन अणु के लिए बंध दूरी (bond length) का मान $198 \mathrm{pm}$ निर्धारित किया गया है। इस मान का आधा, (99 $\mathrm{pm})$, क्लोरीन की परमाणु त्रिज्या होगी। धातुओं की धात्विक त्रिज्या (Metalic Radius) का मान धात्विक क्रिस्टल में स्थित धातु कोरों की अंतरा नाभिकीय दूरी (Internuclear distance) का आधा होता है। कॉपर धातु में दो संलग्न कॉपर परमाणुओं के बीच की दूरी $256 \mathrm{pm}$ है। अतः कॉपर के लिए धात्विक त्रिज्या का मान $256 \mathrm{pm}$ का आधा, अर्थात् $128 \mathrm{pm}$ होगा। इस पुस्तक में सहसंयोजी त्रिज्या तथा धात्विक त्रिज्या के लिए केवल परमाण्वीय त्रिज्या (Atomic Radius) का प्रयोग किया गया है। चाहे वह तत्त्व हो या धातु या अधातु, परमाण्वीय त्रिज्या को $\mathrm{X}$-किरणों तथा अन्य स्पैक्ट्रोस्कोपिक विधि से नापा जा सकता है।
कुछ तत्त्वों के लिए परमाणु त्रिज्या का मान सारणी 3.6 (क) में दिया गया है। दो प्रकार की प्रवृत्तियाँ स्पष्ट रूप से देखने को मिलती हैं, जिनकी व्याख्या हम नाभिकीय आवेश तथा ऊर्जास्तर से कर सकते हैं। आवर्त में दाईं ओर बढ़ने पर परमाणु-आकार घटता है, जैसा द्वितीय आवर्त के तत्त्वों के परमाणु-आकार से स्पष्ट है (सारणी 3.6 क का अवलोकन करें)। इस प्रवृत्ति का कारण यह है कि आवर्त में दार्शं ओर बढ़ने पर बाह्य इलेक्ट्रॉन एक ही संयोजी कोश में स्थित हैं, परंतु उनके नाभिकीय आवेश में हुई वृद्धि के फलस्वरूप बाह्य इलेक्ट्रॉनों का आकर्षण नाभिक की ओर बढ़ता जाता है, जिसके कारण परमाणु त्रिज्या घट जाती है। आवर्त सारणी के वर्गों में परमाणु-क्रमांक के साथ-साथ परमाणु त्रिज्याओं में भी नियमित रूप से वृद्धि होती है, जैसा क्षारीय धातुओं तथा हैलोजेन तत्त्वों के लिए सारणी 3.6 (ख) में दर्शाया गया है। वर्ग में जब हम नीचे की ओर बढ़ते हैं, तो मुख्य क्वांटम संख्या $(\mathrm{n})$ का मान बढ़ता है तथा संयोजी इलेक्ट्रॉन (valence electron) नाभिक से दूर होता जाता है, इसलिए कि आंतरिक ऊर्जा-स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं, जो कवच के रूप में बाह्य इलेक्ट्रॉनों पर नाभिक का आकर्षण कम कर देते हैं। फलस्वरूप परमाणु का आकार बढ़ता जाता है, जो परमाणु त्रिज्या के रूप में परिलक्षित होता है।
ध्यान देने की आवश्यकता है कि यहाँ उत्कृष्ट गैसों की परमाणु त्रिज्या पर विचार नहीं किया गया है। एकल परमाणु होने के कारण उनकी अबंधित त्रिज्या बहुत अधिक है। इसलिए उत्कृष्ट गैसों की तुलना दूसरे तत्त्वों की सहसंयोजक त्रिज्या से न करके वान्डरवाल्स त्रिज्या से करनी चाहिए।
सारणी 3.6 (क) आवर्त में परमाणु त्रिज्या के मान ( पीकोमीटर) (pm)
| परमाणु ( आवर्त II ) | $\mathbf{L i}$ | $\mathbf{B e}$ | $\mathbf{B}$ | $\mathbf{C}$ | $\mathbf{N}$ | $\mathbf{O}$ | $\mathbf{F}$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| परमाणु त्रिज्या | 152 | 111 | 88 | 77 | 74 | 66 | 64 |
| परमाणु ( आर्वत III ) | $\mathbf{N a}$ | $\mathbf{M g}$ | $\mathbf{A l}$ | $\mathbf{S i}$ | $\mathbf{P}$ | $\mathbf{S}$ | $\mathbf{C 1}$ |
| परमाणु त्रिज्या | 186 | 160 | 143 | 117 | 110 | 104 | 99 |
सारणी 3.6 (ख) वर्ग में परमाणु त्रिज्या का मान (पीकोमीटर)
| परमाणु ( वर्ग I ) | परमाणु त्रिज्या | परमाणु ( वर्ग 17 ) | परमाणु त्रिज्या |
|---|---|---|---|
| $\mathbf{L i}$ | 152 | $\mathbf{F}$ | 64 |
| $\mathbf{N a}$ | 186 | $\mathbf{C l}$ | 99 |
| $\mathbf{K}$ | 231 | $\mathbf{B r}$ | 114 |
| $\mathbf{R b}$ | 244 | $\mathbf{I}$ | 133 |
| $\mathbf{C s}$ | 262 | $\mathbf{A t}$ | 140 |
चित्र 3.4 (क) द्वितीय आवर्त में परमाणु क्रमांक के साथ तत्त्वों की परमाणु त्रिज्या में परिवर्तन
( ख) आयनी त्रिज्या
यदि परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन निकाल दिया जाए तो धनायन बनता है, जबकि एक इलेक्ट्रॉन मिल जाए, तो परमाणु ऋणायन बन जाता है। आयनी त्रिज्या का आकलन आयनिक क्रिस्टल में स्थित धनायनों एवं ऋणायनों के बीच की दूरी के निर्धारण के आधार पर किया जा सकता है। साधारणतया तत्त्वों की आयनी त्रिज्या भी परमाणु त्रिज्या की प्रवृत्ति ही दर्शाती है। धनायन आकार में अपने जनक परमाणु (parent atom) से छोटा होता है, क्योंकि इसमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या कम होती है, जबकि नाभकीय आवेश, जनक परमाणु जैसा ही रहता है। ॠणायन का आकार जनक परमाणु से अधिक होता है, क्योंकि एक या अधिक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन होने से इलेक्ट्रॉनों में प्रतिकर्षण बढ़ता है और प्रभावी नाभिकीय आवेश में कमी आती है। उदाहरण के तौर पर- फ्लुओराइड आयन की आयनी त्रिज्या $\left(F^{-}\right) 136 \mathrm{pm}$ है, जबकि फ्लुओरीन की परमाणु त्रिज्या केवल $64 \mathrm{pm}$ है। दूसरी ओर, सोडियम तत्त्व की परमाणु त्रिज्या $186 \mathrm{pm}$ और $\mathrm{Na}^{+}$आयन की त्रिज्या का मान $95 \mathrm{pm}$ है।
चित्र 3.4 (ख) परमाणु क्रमांकों के साथ क्षारीय धातुओं तथा हैलोजेनों की परमाणु त्रिज्याओं में परिवर्तन
जब परमाणुओं तथा आयनों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है, तो ये समइलेक्ट्रॉनी स्पीशीज़ (Isoelectronic species) कहलाते हैं। समइलेक्ट्रॉनी स्पीशीज़ के उदाहरण हैं $\mathrm{O}^{2-}, \mathrm{F}^{-}, \mathrm{Na}^{+}, \mathrm{Mg}^{2+}, \mathrm{O}^{2-}$ प प्रत्येक स्पीशीज़ में इलेक्ट्रॉनों की संख्या 10 है। प्रत्येक स्पीशीज़ की त्रिज्याएं भिन्न-भिन्न होंगी, क्योंकि प्रत्येक का नाभिकीय आवेश भिन्न है। अधिक धनावेशित धनायन की आयनी त्रिज्या का मान कम होगा, क्योंकि इनके नाभिक तथा इलेक्ट्रॉनों के बीच आकर्षण अधिक होगा। अधिक ॠणावेशित ऋणायन की आयनी त्रिज्या का मान अधिक होगा, क्योंकि इलेक्ट्रॉनों के बीच संपूर्ण प्रतिकर्षण का प्रभाव नाभिकीय आवेश से अधिक हो जाएगा तथा आयन का आकार बढ़ जाएगा।
उदाहरण 3.5
निम्नलिखित स्पीशीज़ में किसकी त्रिज्या अधिकतम तथा किसकी त्रिज्या न्यूनतम होगी?
$\mathrm{Mg}, \mathrm{Mg}^{2+}, \mathrm{Al}, \mathrm{Al}^{3+}$
हल
आवर्त में बाईं से दारं ओर बढ़ने पर परमाणु त्रिज्या का का मान घटता है। धनायन का आकार उसके जनक परमाणु की तुलना में छोटा होता है। समइलेक्ट्रॉनिक स्पीशीज़ में अधिक नाभिकीय आवेश वाली स्पीशीज़ की त्रिज्या छोटी होती है।
अतः अधिकतम आकार वाली स्पीशीज़ $\mathrm{Mg}$ तथा न्यूनतम आकार वाली स्पीशीज़ $\mathrm{Al}^{3+}$ होगी।
(ग) आयनन एन्थैल्पी
तत्त्वों द्वारा इलेक्ट्रॉन त्यागने की मात्रात्मक प्रकृति ‘आयनन[^2] एन्थैल्पी’ कही जाती है। तलस्थ अवस्था (Ground State) में विलगित गैसीय परमाणु (Isolated Gaseous Atom) से बाह्यतम इलेक्ट्रॉन को बाहर निकालने में जो ऊर्जा लगती है, उसे ‘तत्त्व की आयनन एन्थैल्पी’ कहते हैं।
दूसरे शब्दों में- तत्त्व (X) की प्रथम आयनन एन्थैल्पी का मान रासायनिक प्रक्रम 3.1 में एन्थैल्पी परिवर्तन $\Delta_{i} H$ के बराबर होगा।
$$\mathrm{X}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{X}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \tag{3.1}$$
आयनन एन्थैल्पी को सामान्यतया किलो जूल प्रतिमोल $\left(\mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}\right)$ इकाई में व्यक्त किया जाता है। सर्वाधिक शिथिलता से बंधे दूसरे इलेक्ट्रॉन को पृथक् करने के लिए दी गई ऊर्जा को ‘द्वितीय आयनन एन्थैल्पी’ कहते हैं। इस एन्थैल्पी का मान रासायनिक प्रक्रम (3.2) के संपन्न होने में प्रयुक्त ऊर्जा के बराबर होता है।
$$\mathrm{X}^{+}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{X}^{2+}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \tag{3.2}$$
परमाणु से इलेक्ट्रॉन को पृथक् करने में हमेशा ऊर्जा की आवश्यकता होती है। अतः आयनन एन्थैल्पी हमेशा धनात्मक होती है। तत्त्व के द्वितीय आयनन एन्थैल्पी का मान उसके प्रथम आयनन एन्थैल्पी से अधिक होता है, क्योंकि उदासीन परमाणु की तुलना में धनावेशित आयन से इलेक्ट्रॉन को पृथक् करना अधिक कठिन होता है। इसी प्रकार तृतीय आयनन एन्थैल्पी का मान द्वितीय आयनन एन्थैल्पी के मान से अधिक होगा। ‘आयनन एन्थैल्पी’ पद को यदि विनिर्दिष्ट (Specified) नहीं किया गया है, तो इसे प्रथम आयनन एन्थैल्पी समझना चाहिए।
परमाणु क्रमांक 60 तक वाले तत्त्वों की प्रथम आयनन एन्थैल्पी का वक्र चित्र 3.5 में दर्शाया गया है। ग्राफ में आवर्तिता असाधारण है। इस चित्र से यह स्पष्ट है कि वक्र (curve) के उच्चिष्ठ (maxima) पर उत्कृष्ट गैसें हैं, जो पूर्ण इलेक्ट्रॉन कोश (closed electron shell) रखती हैं तथा इनके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास बहुत ही स्थायी हैं। दूसरी ओर वक्र के निम्निष्ठ (Minima) पर क्षारीय धातुएं स्थित हैं तथा इन धातुओं की आयनन एन्थैल्पी का मान कम होता है। यही कारण है कि क्षारीय धातुएं अति क्रियाशील होती हैं।
चित्र. 3.5 Z = 1 से 60 परमाणु-क्रमांकों वाले तत्त्वों के प्रकम आयनन ऐंथैल्पी के मात्रों में परिवर्तन
इसके अतिरिक्त हम देखेंगे कि आवर्त में बाईं से दाईं तरफ बढ़ने पर तत्त्वों के प्रथम आयनन एन्थैल्पी के मानों में सामान्यतया वृद्धि होती है तथा जब हम वर्ग में नीचे की ओर बढ़ते हैं, तब उनके मानों में कमी आती है। इस प्रकार की प्रवृत्ति द्वितीय आवर्त के तत्त्वों तथा प्रथम वर्ग के क्षारीय धातुओं में क्रमशः चित्र 3.6 (क) और 3.6 (ख) में स्पष्ट रूप से दिखती है। इसका कारण दो तथ्यों पर आधारित है- (i) नाभिक तथा इलेक्ट्रॉनों के मध्य आकर्षण और (ii) इलेक्ट्रॉनों के मध्य प्रतिकर्षण।
चित्र 3.4 (क) द्वितीय आवर्त में परमाणु क्रमांक के साथ तत्त्वों की चित्र 3.4 (ख) परमाणु क्रमांकों के साथ क्षारीय धातुओं तथा हैलोजेनों परमाणु त्रिज्या में परिवर्तन की परमाणु त्रिज्याओं में परिवर्तन
तत्त्वों में क्रोडीय इलेक्ट्रॉनों (core elctrons) की स्थिति नाभिक तथा संयोजी इलेक्ट्रॉन के बीच आ जाने के फलस्वरूप संयोजी इलेक्ट्रॉन नाभिक से परिरक्षित (shielded) या आवरित (Screened) हो जाता है। इस प्रभाव को ‘परिरक्षण-प्रभाव’ (shielding Effect) या ‘आवरण-प्रभाव’ (Screening Effect) कहते हैं। आवरण-प्रभाव के कारण परमाणु के संयोजी इलेक्ट्रॉनों द्वारा अनुभव किया गया प्रभावी नाभिकीय आवेश (Effective Nuclear charge) नाभिक में उपस्थित वास्तविक नाभकीय आवेश (Actual Nuclear charge) से कम हो जाता है। उदाहरणार्थ- लीथियम का बाह्यतम $2 \mathrm{~s}$ इलेक्ट्रॉन (संयोजी इलेक्ट्रॉन) उसके आंतरिक $1 \mathrm{~s}$ क्रोड इलेक्ट्रॉनों द्वारा आवरण-प्रभाव का अनुभव करता है। फलस्वरूप लीथियम का संयोजी इलेक्ट्रॉन वास्तविक +3 धनावेश से कम प्रभाव का धनावेश अनुभव करेगा। आवरण-प्रभाव उस परिस्थिति में अत्यधिक प्रभावी होता है, जब आंतरिक कोश के कक्षक पूर्ण रूप से भरे होते हैं। इस प्रकार की स्थिति हम क्षारीय धातुओं में पाते हैं, जिसमें एकाकी $n \mathrm{~s}^{1}$ इलेक्ट्रॉन ( $n=$ बाह्यतम कोश) से पहले कोश में उत्कृष्ट गैस का इलेक्ट्रॉन-विन्यास होता है।
जब हम द्वितीय आवर्त में लीथियम से फ्लुओरीन की ओर बढ़ते हैं, तब क्रमशः इलेक्ट्रॉन एक ही मुख्य क्वांटम ऊर्जा-स्तर के कक्षकों में भरते हैं तथा नाभिक पर आंतरिक क्रोड इलेक्ट्रॉनों (Inner Core Electrons) द्वारा डाले गए आवरण-प्रभाव में इतनी वृद्धि नहीं होती कि नाभिक तथा इलेक्ट्रॉन के बीच बढ़ते हुए आकर्षण को पूरित (compen-sate) कर सके। ऐसी परिस्थिति में बढ़ते हुए नाभिकीय आवेश द्वारा बाह्यतम इलेक्ट्रॉन पर डाला गया आकर्षण-प्रभाव आवरण-प्रभाव की तुलना में अधिक हो जाता है। फलस्वरूप बाह्यतम इलेक्ट्रॉन अधिक दृढ़ता से बंध जाते हैं तथा आवर्त में आगे बढ़ने पर तत्त्वों के आयनन एन्थैल्पी के मानों में वृद्धि होती जाती है। वर्ग में नीचे की ओर बढ़ने पर बाह्यतम इलेक्ट्रॉन नाभिक से अधिक दूरी पर रहते हैं तथा आंतरिक इलेक्ट्रॉन के कारण नाभिक पर आवरण- प्रभाव अधिक होता है। ऐसी दशा में वर्ग में नीचे की ओर बढ़ने पर नाभिकीय आवेश की तुलना में आवरण-प्रभाव अधिक महत्त्वपूर्ण हो जाता है। इस कारण बाह्यतम इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है तथा वर्ग में नीचे की ओर बढ़ने पर तत्त्वों के आयनन एन्थैल्पी का मान घटता जाता है।
चित्र 3.6 (क) से स्पष्ट है कि बोरॉन $(Z=5)$ के प्रथम आयनन एन्थैल्पी का मान बेरिलियम $(Z=4)$ के प्रथम आयनन एन्थैल्पी के मान से कम है, जबकि बोरॉन का नाभिकीय आवेश अधिक है। जब हम एक ही मुख्य क्वांटम ऊर्जा-स्तर पर विचार करते हैं, तो $s$-इलेक्ट्रॉन $p$-इलेक्ट्रॉन की तुलना में नाभिक की ओर अधिक आकर्षित रहता है। बेरिलियम में बाह्यतम इलेक्ट्रॉन, जो अलग किया जाएगा, वह $s$-इलेक्ट्रॉन होगा, जबकि बोरॉन में बाह्यतम इलेक्ट्रॉन (जो अलग किया जाएगा, वह) $p$ - इलेक्ट्रॉन होगा। उल्लेखनीय है कि नाभिक की ओर $2 s$-इलेक्ट्रॉन का भेदन (penetration) $2 p$-इलेक्ट्रॉन की तुलना में अधिक होता है। इस प्रकार बोरॉन का $2 p-$ इलेक्ट्रॉन बेरिलियम के $2 s$-इलेक्ट्रॉन की तुलना में आंतरिक क्रोड़ इलेक्ट्रॉनों द्वारा अधिक परिरक्षित (Shielded) होता है। अतः बेरिलियम के $2 s$ - इलेक्ट्रॉन की तुलना में बोरॉन का $2 p$ - इलेक्ट्रॉन अधिक आसानी से पृथक् हो जाता है। अतः बेरिलियम की तुलना में बोरॉन के प्रथम आयनन एन्थैल्पी का मान कम होगा। दूसरी अनियमितता हमें ऑक्सीजन तथा नाइट्रोजन के प्रथम आयनन एन्थैल्पी के मानों में देखने को मिलती है। ऑक्सीजन के लिए प्रथम आयनन एन्थैल्पी का मान नाइट्रोजन के प्रथम आयनन एन्थैल्पी के मान से कम है। इसका कारण यह है कि नाइट्रोजन में तीनों बाह्यतम $2 p$-इलेक्ट्रॉन विभिन्न $p$-कक्षकों में वितरित है (हुंड का नियम), जबकि ऑक्सीजन के चारों $2 p$-इलेक्ट्रॉनों में से दो $2 p$-इलेक्ट्रॉन एक ही $2 p$-आर्बिटल में हैं। फलतः इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण बढ़ जाता है। फलस्वरूप नाइट्रोजन के तीनों $2 p$-इलेक्ट्रॉनों में से एक इलेक्ट्रॉन को पृथक् करने की बजाय ऑक्सीजन के चारों $2 p$-इलेक्ट्रॉनों में से चौथे इलेक्ट्रॉन को अलग करना आसान हो जाता है।
उदाहरण 3.6
तीसरे आवर्त के तत्त्वों $\mathrm{Na}, \mathrm{Mg}$ और $\mathrm{Si}$ की प्रथम आयनन एन्थैल्पी $\Delta_{i} H$ का मान क्रमशः 496,737 और $786 \mathrm{k} \mathrm{J} \mathrm{mol}^{-1}$ है। पूर्वानुमान कीजिए कि ऐलुमीनियम का प्रथम $\Delta_{i} H$ मान 575 या $760 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1}$ में से किसके अधिक पास होगा, इसका उचित कारण बताइए।
हल
यह $575 \mathrm{k} \mathrm{J} \mathrm{mol}^{-1}$ के अधिक पास होगा। ऐलुमीनियम का मान मैग्नीशियम के मान से कम होना चाहिए, क्योंकि नाभिक से $3 p$ - इलेक्ट्रॉन $3 s$ - इलेक्ट्रॉनों के द्वारा परिरक्षित होते हैं।
(घ) इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी
जब कोई उदासीन गैसीय परमाणु $(\mathrm{X})$ इलेक्ट्रॉन ग्रहण कर ॠणायन (anion) में परिवर्तित होता है, तो इस प्रक्रम में हुए एन्थैल्पी परिवर्तन को उस तत्त्व की ‘इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी’ $\left(\Delta_{\mathrm{eg}} \mathrm{H}\right)$ कहते हैं। यह एन्थैल्पी इस तथ्य की माप कही जा सकती है कि किस सरलता से परमाणु इलेक्ट्रॉन को ग्रहण करके ॠणायन बना लेता है। यह समीकरण 3.3 में दर्शाया गया है-
$\mathrm{X}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{X}^{-}(\mathrm{g})$
परमाणु द्वारा इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने का प्रक्रम ऊष्माक्षेपी (exothermic) अथवा ऊष्माशोषी (endothermic) होगा, यह तत्त्व के स्वभाव पर निर्भर करता है। बहुत-से तत्त्व जब इलेक्ट्रॉन ग्रहण करते हैं, तब ऊर्जा निर्मुक्त होती है। ऐसी अवस्था में इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी ऋणात्मक होगी।
सारणी 3.7 मुख्य वर्ग के कुछ तत्त्वों की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी $\left(\mathrm{kJ} \mathrm{mol}{ }^{-1}\right)$
| वर्ग 1 | $\boldsymbol{\Delta} _{\boldsymbol{e g}} \mathbf{H}$ | वर्ग $\mathbf{1 6}$ | $\boldsymbol{\Delta} _{\boldsymbol{e g}} \mathbf{H}$ | वर्ग $\mathbf{1 7}$ | $\boldsymbol{\Delta} _{\boldsymbol{e g}} \mathbf{H}$ | वर्ग 0 | $\boldsymbol{\Delta} _{\boldsymbol{e g}} \boldsymbol{H}$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| $\mathbf{H}$ | -73 | $\mathbf{H e}$ | +48 | ||||
| $\mathbf{L i}$ | -60 | $\mathbf{O}$ | -141 | $\mathbf{F}$ | -328 | $\mathbf{N e}$ | +116 |
| $\mathbf{N a}$ | -53 | $\mathbf{S}$ | -200 | $\mathbf{C l}$ | -349 | $\mathbf{A r}$ | +96 |
| $\mathbf{K}$ | -48 | $\mathbf{S e}$ | -195 | $\mathbf{B r}$ | -325 | $\mathbf{K r}$ | +96 |
| $\mathbf{R b}$ | -47 | $\mathbf{T e}$ | -190 | $\mathbf{I}$ | -295 | $\mathbf{X e}$ | +77 |
| $\mathbf{C s}$ | -46 | $\mathbf{P o}$ | -174 | $\mathbf{A t}$ | -270 | $\mathbf{R n}$ | +68 |
उदाहरणार्थ 17 वें वर्ग के तत्त्वों (हैलोजन) की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी का मान अत्यधिक ऋणात्मक होता है। इसका कारण यह है कि मात्र एक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करके वे स्थायी उत्कृष्ट गैस का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास प्राप्त कर लेते हैं। इसी तरह उत्कृष्ट गैसों की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी का मान अत्यधिक धनात्मक होता है, क्योंकि इलेक्ट्रॉन को वर्तमान क्वांटम स्तर से अगले क्वांटम स्तर में प्रवेश करना पड़ता है जो बहुत ही अस्थायी इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होगा। उल्लेखनीय है कि उत्कृष्ट गैसों के पहले जो तत्त्व आवर्त सारणी में दारं तरफ ऊपर की ओर स्थित हैं, उनके लिए इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी का मान अत्यधिक ऋणात्मक होता है।
आयनन एन्थैल्पी की तुलना में इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी के परिवर्तन का क्रम कम नियमित है। सामान्य नियम के अनुसार आवर्त सारणी के आवर्त में जब हम दाईं तरफ बढ़ते हैं, तब बढ़ते हुए परमाणु क्रमांक के साथ इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी अधिक ऋणात्मक होती है। आवर्त सारणी में बाईं से दाईं ओर जाने पर प्रभावी नाभिकीय आवेश में वृद्धि होती है। फलस्वरूप छोटे परमाणु में इलेक्ट्रॉन का जोड़ना सरल होता है, क्योंकि प्रविष्ट हुआ इलेक्ट्रॉन धनावेशित नाभिक के सन्निकट होगा। वर्ग में नीचे की ओर बढ़ने पर इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी का मान कम ऋणात्मक होता जाता है, क्योंकि परमाणु आकार बढ़ता है तथा प्रविष्ट हुआ इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर होगा। इसी प्रकार की प्रवृत्ति सामान्यतया आवर्त सारणी में देखने को मिलती है। (सारणी 3.7) यहाँ पर इस तथ्य का उल्लेख करना महत्त्वपूर्ण है कि ऑक्सीजन तथा फ्लुओरीन के लिए इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी का मान क्रमशः उन्हीं के वर्गों में आगे वाले तत्त्वों से कम ऋणात्मक है। इसका स्पष्टीकरण इस प्रकार है-जब ऑक्सीजन तथा फ्लुओरीन परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन प्रवेश करते हैं, तब ग्रहण किया गया इलेक्ट्रॉन निम्न क्वांटम संख्या वाले ऊर्जा स्तर $(n=2)$ में प्रवेश करता है। इस प्रकार इसी क्वांटम ऊर्जा स्तर में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों द्वारा अधिक प्रतिकर्षण होता है। क्वांटम स्तर $n=3(\mathrm{~S}$ या $\mathrm{Cl})$ में प्रवेश कराया गया इलेक्ट्रॉन, दिक्स्थान (space) में अधिक स्थान घेरता है। इस प्रकार इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण बहुत कम हो जाता है।
उदाहरण 3.7
$\mathrm{P}, \mathrm{S}, \mathrm{Cl}$ तथा $\mathrm{F}$ में से किसकी अधिकतम ॠणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी तथा किसकी न्यूनतम इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी होगी? व्याख्या कीजिए।
हल
आवर्त में बाईं से दाईं ओर बढ़ने पर इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी अधिक ऋणात्मक तथा वर्ग में नीचे की ओर बढ़ने पर कम ऋणात्मक होती है। $3 p$-कक्षक (जो बड़ा है) उसमें इलेक्ट्रॉन प्रवेश कराने की तुलना में जब $2 p$-कक्षक में इलेक्ट्रॉन प्रवेश कराया जाता है, तब इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण अधिक होता है। अत: सर्वाधिक ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लंब्धि एन्थैल्पी क्लोरीन की होगी तथा सबसे कम इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी फॉस्फोरस की होगी।
(च) विद्युत् ॠणात्मकता
परमाणु के रासायनिक यौगिक में सहसंयोजक आबंध के इलेक्ट्रॉन युग्म को अपनी ओर आकर्षित करने की योग्यता का गुणात्मक माप विद्युत् ऋणात्मकता है। आयनन एन्थैल्पी और इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी को मापा जा सकता है, किंतु विद्युत् ॠणात्मकता मापने योग्य नहीं है। फिर भी तत्त्वों की विद्युत् ऋणात्मकता के लिए कई संख्या-सूचक पैमाने (जैसे- पॉलिंग पैमाना, मुलिकन ज़फे पैमाना, अलर्ड राचो पैमाना आदि) का विकास हुआ है। पॉलिंग पैमाना सबसे ज्यादा उपयोग में आता है। अमेरिकी वैज्ञानिक लीनियस पॉलिंग ने सन् 1922 में फ्लुओरीन की विद्युत् ऋणात्मकता को 4.0 आँका। इस तत्त्व की इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता सबसे अधिक है। कुछ तत्त्वों की विद्युत् ऋणात्मकता के मान सारणी 3.8 (अ) में दिएगए हैं।
इलेक्ट्रॉन ऋणात्मकता किसी दिए गए तत्त्व के लिए स्थिर नहीं है: इसका मान इस बात पर निर्भर करता है कि यह तत्त्व किस दूसरे तत्त्व से जुड़ा है। हालाँकि यह मापने योग्य राशि नहीं है, फिर भी दो परमाणु आपस में किस प्रकार के बल से जुड़े हैं, इसकी प्रागुक्ति करने का आधार देती है, जिसके बारे में आप आगे जानेंगे।
साधारणतया विद्युत्-ऋणात्मकता आवर्त सारणी में आवर्त में बाईं से दाईं तरफ ( $\mathrm{Li}$ से $\mathrm{F})$ जाने पर बढ़ती है तथा वर्ग में नीचे ( $\mathrm{F}$ से At) जाने पर कम होती है। यह प्रवृत्ति कैसे समझाई जाए? क्या विद्युत्-ऋणात्मकता को परमाणु त्रिज्या से संबंधित माना जा सकता है, जो आवर्त में बाई से दाईं ओर जाने पर घटती है तथा वर्ग में नीचे जाने पर बढ़ती है। आवर्त में परमाणु त्रिज्या के कम होने से संयोजी इलेक्ट्रॉनों और नाभिक में आर्कषण बढ़ता है तथा विद्युत्- णणात्मकता बढ़ती है। इसी आधार पर जब हम वर्ग में नीचे जाते हैं, तो जैसे-जैसे परमाणु त्रिज्या बढ़ती है, वैसे-वैसे विद्युत्-ऋणात्मकता कम होती जाती है। यह प्रवृत्ति आयनन एन्थैल्पी के समान है।
अब आप विद्युत् ऋणात्मकता एवं परमाणु त्रिज्या का संबंध जान गए होंगे। क्या अब आप विद्युत् ऋणात्मकता और अधातुओं के बीच संबंध की कल्पना कर सकते हैं?
चित्र 3.7 आवर्त सारणी में तत्त्वों की आवर्त प्रवृत्ति
सारणी 3.8 (क) विद्युत्-ऋणात्मकता का मान ( पॉलिंग पैमाना )
| परमाणु (आवर्त II) | $\mathbf{L i}$ | $\mathbf{B e}$ | $\mathbf{B}$ | $\mathbf{C}$ | $\mathbf{N}$ | $\mathbf{O}$ | $\mathbf{F}$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| विद्युत्-ऋणात्मकता | 1.0 | 1.5 | 2.0 | 2.5 | 3.0 | 3.5 | 4.0 |
| परमाणु (आवर्त III) | $\mathbf{N a}$ | $\mathbf{M g}$ | $\mathbf{A l}$ | $\mathbf{S i}$ | $\mathbf{P}$ | $\mathbf{S}$ | $\mathbf{C l}$ |
| विद्युत्-ऋणात्मकता | 0.9 | 1.2 | 1.5 | 1.8 | 2.1 | 2.5 | 3.0 |
सारणी 3.8 (ख) विद्युत्-ऋणात्मकता का मान ( पॉलिंग पैमाना )
| परमाणु (वर्ग I) | विद्युत्-ऋणात्मकता का मान | परमाणु (वर्ग 17) | विद्युत्-ऋणात्मकता का मान |
|---|---|---|---|
| $\mathbf{L i}$ | 1.0 | $\mathbf{F}$ | 4.0 |
| $\mathbf{N a}$ | 0.9 | $\mathbf{C l}$ | 3.0 |
| $\mathbf{K}$ | 0.8 | $\mathbf{B r}$ | 2.8 |
| $\mathbf{R b}$ | 0.8 | $\mathbf{I}$ | 2.5 |
| $\mathbf{C s}$ | 0.7 | $\mathbf{A t}$ | 2.2 |
अधातु तत्त्वों में इलेक्ट्रॉन लब्धि की प्रबल प्रवृत्ति होती है। इसीलिए विद्युत्- णात्मकता का सीधा संबंध अधातु तत्त्वों के गुणधर्मों से है। इस प्रकार आवर्त में तत्त्वों की विद्युत् ॠणात्मकता बढ़ने के साथ ही अधातु गुणधर्मों में वृद्धि होती है (या धातु गुणधर्मों में कमी होती है)। इसी प्रकार वर्गों में नीचे जाने पर तत्त्वों की विद्युत्- ॠणात्मकता कम होने से अधातु गुणधर्मों में कमी आती है (या धातु गुणधर्मों में वृद्धि होती है)।
इन सभी आवर्त प्रवृत्तियों को संक्षेप में चित्र 3.7 में दर्शाया है।
3.7.2 रासायनिक गुणधर्मों में आवर्त प्रवृत्ति
तत्त्वों के रासायनिक गुणधर्मों में बहुत सारी प्रवृत्तियाँ (जैसेविकर्ण संबंध (diagonal relationship), अक्रिय युग्म प्रभाव (Inert pair effect), लैंथेनॉयड संकुचन प्रभाव (effect of lanthanoid contraction) इत्यादि पर चर्चा हम आगामी एककों में करेंगे। इस भाग में तत्त्वों की संयोजकता में आवर्तिता एवं दूसरे आवर्त में ( $\mathrm{Li}$ से $\mathrm{F}$ तक) असामान्य गुणधर्मों का अध्ययन हम करेंगे।
(क) संयोजकता में आवर्तिता या ऑक्सीकरण अवस्थाएँ
संयोजकता तत्त्वों का महत्त्वपूर्ण गुणधर्म है। इसे तत्त्व के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के आधार पर समझा जा सकता है। निरूपक तत्त्वों (Representative Elements) की संयोजकता सामान्यतया (हालाँकि आवश्यक नहीं है) उस तत्त्व के बाह्यतम कोश में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है या आठ की संख्या में से बाह्यतम इलेक्ट्रॉनों की संख्या घटाने पर जो संख्या प्राप्त होती है, वही उस तत्त्व की संयोजकता कहलाती है।
संयोजकता के स्थान पर अब ऑक्सीकरण अवस्था पद का प्रयोग होता है। ऐसे दो यौगिकों पर विचार करते हैं, जिनमें ऑक्सीजन है $\mathrm{OF} _{2}$ और $\mathrm{Na} _{2} \mathrm{O}$ । इन यौगिकों में तीन तत्त्व शामिल हैं, जिनकी विद्युत्-ऋणात्मकता का क्रम $\mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{Na}$ है। फ्लुओरीन का बाह्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $2 \mathrm{~s}^{2} 2 \mathrm{p}^{5}$ है। इसका प्रत्येक परमाणु $\mathrm{OF} _{2}$ अणु में ऑक्सीजन के एक इलेक्ट्रॉन के साथ संयोजन करता है, फ्लुओरीन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 है, क्योंकि इस अणु में दो फ्लुओरीन परमाणु है ऑक्सीजन का बाह्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास $2 s^{2} 2 p^{4}$ है। यह फ्लुओरीन परमाणु साथ दो इलेक्ट्रॉनों का संयोजन करता है। इसीलिए इसकी ऑक्सीकरण अवस्था +2 है। $\mathrm{Na} _{2} \mathrm{O}$ अणु में ऑक्सीजन परमाणु अधिक विद्युत् ऋणात्मक होने के कारण इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है तथा प्रत्येक सोडियम परमाणु एक इलेक्ट्रॉन देता है। अतः ऑक्सीजन ऑक्सीकरण अवस्था -2 को दर्शाता है। दूसरी ओर सोडियम (जिसका बाह्य इलेक्ट्रॉन विन्यास $3 \mathrm{~s}^{1}$ है) एक इलेक्ट्रॉन ऑक्सीजन को देता है और इस प्रकार इसकी ऑक्सीकरण अवस्था +1 है। इलेक्ट्रॉन ऋणात्मकता का ध्यान रखते हुए एक विशेष यौगिक में तत्त्व के किसी परमाणु द्वारा अन्य परमाणु के आवेश की संख्या ग्रहण करने को उसकी ‘ऑक्सीकरण अवस्था’ कहते हैं।
उदाहरण 3.8
आवर्त सारणी का उपयोग करते हुए, निम्नलिखित युग्मों वाले तत्त्वों के संयोग से बने यौगिकों के अणु-सूत्र की प्रागुक्ति (prediction) कीजिए- (क) सिलिकॉन एवं ब्रोमीन और (ख) ऐलुमिनियम तथा सल्फर
हल
(क) सिलिकॉन आवर्त सारणी के 14 वें वर्ग का तत्त्व है, जिसकी संयोजकता 4 है। ब्रोमीन, जो 17 वें वर्ग (हैलोजन परिवार) का सदस्य है, की संयोजकता 1 है। अतः यौगिक का अणुसूत्र $\mathrm{SiBr} _{4}$ होगा।
(ख) आवर्त सारणी में 13 वें वर्ग का तत्त्व ऐलुमिनियम है, जिसकी संयोजकता 3 है। सल्फर 16 वें वर्ग का तत्त्व है, जिसकी संयोजकता 2 है। अतः ऐलुमिनियम तथा सल्फर से बने यौगिक का अणु सूत्र $A l_{2} \mathrm{~S} _{3}$ होगा।
हाइड्राइड तथा ऑक्साइड में तत्त्वों की संयोजकता की आवर्त प्रवृत्ति (Periodic Trend) को सारणी 3.9 में दर्शाया गया है। तत्त्वों के रासायनिक व्यवहार में इस तरह की आवर्त प्रकृतियों को इस पुस्तक में अन्यत्र भी चर्चा की गई है। बहुत से तत्त्व ऐसे भी हैं, जो परिवर्ती संयोजकता (Variable Valency) प्रदर्शित करते हैं। परिवर्ती संयोजकता संक्रमण तत्त्वों एवं ऐक्टीनॉयड तत्त्वों का एक विशेष अभिलक्षण है। इसका अध्ययन हम बाद में करेंगे।
| समूह | 1 | 2 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| संयांजी इलेक्ट्रॉन की संख्या | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 |
| संयोजकता | 1 | 2 | 3 | 4 | 3,5 | 2,6 | 1,7 | 0,8 |
सारणी 3.9 यौगिकों के सूत्रों द्वारा दर्शाए गए तत्त्वों की संयोजकता में आवर्त-प्रवृत्ति
| समूह | 1 | 2 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| हाइड्राइड का सूत्र |
$\mathrm{LiH}$ $\mathrm{NaH}$ $\mathrm{KH}$ |
$\mathrm{CaH}_2$ | $\mathrm{B}_2 \mathrm{H}_6$ $\mathrm{AlH}_3$ |
$\mathrm{CH}_4$ $\mathrm{SiH}_4$ $\mathrm{GeH}_4$ $\mathrm{SnH}_4$ |
$\mathrm{NH}_3$ $\mathrm{PH}_3$ $\mathrm{AsH}_3$ |
$\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ $\mathrm{H}_2 \mathrm{~S}$ $\mathrm{H}_2 \mathrm{Se}$ $\mathrm{H}_2 \mathrm{Te}$ |
$\mathrm{HF}$ $\mathrm{HCl}$ $\mathrm{HBr}$ $\mathrm{HI}$ |
| ऑक्साइड का सूत्र |
$\mathrm{Li}_2 \mathrm{O}$ $\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}$ $\mathrm{K}_2 \mathrm{O}$ |
$\mathrm{MgO}$ $\mathrm{CaO}$ $\mathrm{SrO}$ $\mathrm{BaO}$ |
$\mathrm{B}_2 \mathrm{O}_3$ $\mathrm{Al}_2 \mathrm{O}_3$ $\mathrm{Ca}_2 \mathrm{O}_3$ $\mathrm{In}_2 \mathrm{O}_3$ |
$\mathrm{CO}_2$ $\mathrm{SiO}_2$ $\mathrm{GeO}_2$ $\mathrm{SnO}_2$ $\mathrm{PbO}_2$ |
$\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_3, \mathrm{~N}_2 \mathrm{O}_5$ $\mathrm{P}_4 \mathrm{O}_6, \mathrm{P}_4 \mathrm{O_10}$ $\mathrm{As}_2 \mathrm{O}_3, \mathrm{As}_2 \mathrm{O}_5$ $\mathrm{Sb}_2 \mathrm{O}_3, \mathrm{Sb}_2 \mathrm{O}_5$ $\mathrm{Bi}_2 \mathrm{O}_3-$ |
$\mathrm{SO}_3$ $\mathrm{SeO}_3$ $\mathrm{TeO}_3$ |
- $\mathrm{Cl}_2 \mathrm{O}_7$ - |
( ख) द्वितीय आवर्त के तत्त्वों के गुणधर्मों में असंगतता
प्रत्येक वर्ग के प्रथम तत्त्व वर्ग 1 (लीथियम), वर्ग 2 (बेरिलियम) और वर्ग 13-17 (बोरॉन से फ्लुओरीन) अपने वर्ग के अन्य सदस्यों से अनेक पहलुओं में भिन्न हैं। उदाहरणार्थ- लीथियम अन्य क्षारीय धातुओं से तथा बेरिलियम अन्य क्षारीय मृदा धातुओं से भिन्न यौगिक बनाते हैं, जिनमें निश्चित तौर पर सहसंयोजक बंध होते हैं, जबकि अन्य सदस्य प्रधानतया आयनिक यौगिक बनाते हैं। वास्तव में लीथियम तथा बेरिलियम क्रमशः अगले वर्गों के द्वितीय तत्त्व (जैसे- मैगनीशियम और ऐलुमिनियम) से अधिक मिलते है। आवर्त गुणधर्मों में इस तरह की तुल्यता को ‘विकर्ण संबंध’ (Diagonal Relationship) कहते हैं।
$s$ - और $p$-ब्लॉक के तत्त्वों के समूह में अन्य सदस्यों की तुलना में प्रथम तत्त्व के भिन्न रासायनिक व्यवहार के क्या कारण हो सकते हैं? इनका असामान्य व्यवहार इन कारणों से होता है- तत्त्वों का छोटा आकार, अधिक आवेश/त्रिज्या अनुपात तथा अधिक विद्युत्-ऋणात्मकता वर्गों के प्रथम सदस्य में सिर्फ चार संयोजक कक्षक $(2 s$ और $2 p$ ) बंध बनाने के लिए प्राप्य होते हैं, जबकि वर्गों के द्वितीय सदस्य हेतु 9 संयोजक कक्षक होते हैं $(3 s, 3 p, 3 d)$ । फलस्वरूप हर वर्ग के प्रथम सदस्य के लिए अधिकतम सहसंयोजकता चार है। उदाहरणार्थ- बोरान केवल $\left[BF_4\right]^{-}$ बना सकता है, जबकि वर्ग के अन्य सदस्य अपने संयोजक कोश का विस्तार इलेक्ट्रॉनों के चार से अधिक जोड़ों को स्थान देने के लिए कर सकते हैं। उदाहरणार्थऐलुमिनियम $\left[AlF_6\right]^{3-}$ बनाता है। इतना ही नहीं, $p$ - ब्लॉक के तत्त्वों में समूहों के प्रथम सदस्य स्वयं से एवम् द्वितीय आवर्त के अन्य सदस्यों से $p_{\pi}-p_{\pi}$ बंध बनाने की प्रबल योग्यता रखते हैं (जैसे $-\mathrm{C}=\mathrm{C}, \mathrm{C} \equiv \mathrm{C}, \mathrm{N}=\mathrm{N}, \mathrm{N} \equiv \mathrm{N}$, $\mathrm{C}=\mathrm{N}, \mathrm{C} \equiv \mathrm{N}$ ), जबकि वर्गों के उत्तरवर्ती सदस्य ऐसा नहीं कर पाते हैं।
उदाहरण 3.9
क्या ऐलुमिनियम के यौगिक $\mathrm{Al}\left[\mathrm{Cl}\left(\mathrm{H} _{2} \mathrm{O}\right) _{5}\right]^{2+}$ में ऐलुमिनियम की ऑक्सीकरण अवस्था (oxidation state) और सहसंयोजकता समान है?
हल
ऐलुमिनियम की ऑक्सीकरण अवस्था +3 और सहसंयोजकता 6 है।
3.7.3 रासायनिक अभिक्रियाशीलता तथा आवर्तिता
हमने कुछ मौलिक गुणों (जैसे-परमाणु एवम् आयनन त्रिज्या, आयनन एन्थैल्पी, इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी और संयोजकता) में आवर्त प्रवृत्ति का अध्ययन किया। अब तक हम यह जान गए हैं कि आवर्तिता इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से संबंधित है। भौतिक एवं रासायनिक गुणधर्म तत्त्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की अभिव्यक्ति है। तत्त्वों के इन मौलिक गुणों और रासायनिक गुणों में संबंध खोजने की कोशिश अब हम करेंगे।
हम जानते हैं कि आवर्त में बाईं से दाईं ओर जाने पर परमाणु एवं आयनिक त्रिज्या घटती है। फलस्वरूप आवर्त में आयनन एन्थैल्पी साधारणतया बढ़ती है (कुछ अपवादों को छोड़कर, जिसका विवरण भाग 3.7.1-क में दिया है) तथा इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी और अधिक ऋणात्मक हो जाती है। आवर्त में सबसे बाईं ओर स्थित तत्त्व की आयनन एन्थैल्पी सबसे कम है और सबसे दाईं ओर के तत्त्व की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी सबसे अधिक ऋणात्मक है। (नोटउत्कृष्ट गैसों में पूर्णतः भरे कोश होते हैं। उनकी इलेक्ट्रॉन लब्धि एंथैल्पी का मान धनात्मक होता है)। आवर्त सारणी में दोनों छोरों पर सबसे अधिक और मध्य में सबसे कम रासायनिक क्रियाशीलता होती है। इस प्रकार सबसे बाईं ओर अधिकतम रासायनिक क्रियाशीलता ( क्षारीय धातुओं में) इलेक्ट्रॉन खोकर धनायन बनाकर प्रदर्शित होती है और सबसे दाईं ओर (हैलोजन परिवार) इलेक्ट्रॉन प्राप्त कर ॠणायन बनाकर प्रदर्शित होती है। इस गुण का संबंध तत्त्वों के अपचयन तथा उपचयन व्यवहार से करेंगे, जिसे आप बाद में पढ़ेंगे। तत्त्वों की धात्विक तथा अधात्विक विशेषता का इससे सीधा संबंध है। आवर्त में बाईं ओर से दाईं ओर जाने पर धात्विक गुण में कमी और अधात्विक गुण में बढ़ोतरी होती है। तत्त्वों की रासायनिक क्रियाशीलता उनकी ऑक्सीजन और हैलोजन से क्रिया कराकर प्रदर्शित की जा सकती है। यहाँ ऑक्सीजन से तत्त्वों की अभिक्रिया पर हम विचार करेंगे। आवर्त के दोनों किनारों के तत्त्व ऑक्सीजन से सरलतापूर्वक संयोग करके ऑक्साइड बनाते हैं। सबसे बाईं ओर के तत्त्वों के साधारण ऑक्साइड सबसे अधिक क्षारीय होते हैं (उदाहरणार्थ- $\mathrm{Na} _{2} \mathrm{O}$ ) और जो सबसे दाईं ओर हैं, उनके ऑक्साइड सबसे अम्लीय (उदाहरणार्थ$\mathrm{Cl} _{2} \mathrm{O} _{7}$ ) तथा मध्य के तत्त्वों के ऑक्साइड उभयधर्मी (उदाहरणार्थ- $\mathrm{Al} _{2} \mathrm{O} _{3}, \mathrm{As} _{2} \mathrm{O} _{3}$ ) या उदासीन (उदाहरणार्थ$\mathrm{CO}, \mathrm{NO}, \mathrm{N} _{2} \mathrm{O}$ ) होते हैं। उभयधर्मी (amphoteric) ऑक्साइड क्षारों के साथ अम्लीय और अम्लों के साथ क्षारीय व्यवहार करते हैं, जबकि उदासीन ऑक्साइड में अम्ल या क्षार का गुण नहीं होता है।
उदाहरण 3.10
जल से रासायनिक अभिक्रिया द्वारा दर्शाएं कि $\mathrm{Na} _{2} \mathrm{O}$ एक क्षारीय एवं $\mathrm{Cl} _{2} \mathrm{O} _{7}$ एक अम्लीय ऑक्साइड है।
हल
$\mathrm{Na} _{2} \mathrm{O}$ जल से अभिक्रिया करके प्रबल क्षार बनाता है, जबकि $\mathrm{Cl} _{2} \mathrm{O} _{7}$ प्रबल अम्ल बनाता है।
$\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}+\mathrm{H}_2 \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{NaOH}$
$\mathrm{Cl}_2 \mathrm{O}_7+\mathrm{H}_2 \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{HClO}_4$
क्षारीय या अम्लीय गुण का परीक्षण आप लिटमस पत्र से कर सकते हैं।
निरूपक तत्त्वों की तुलना में संक्रमण धातुओं ( $3 d$ श्रेणी) का आवर्त में परमाणु त्रिज्या का परिर्वतन बहुत कम है। परमाणु त्रिज्या में परिर्वतन आंतरिक संक्रमण धातुओं ( $4 f$ श्रेणी) के लिए और भी कम है। आयनन एन्थैल्पी $s$ - और $p$ - ब्लॉक के तत्त्वों के मध्य है। परिणामस्वरूप ये तत्त्व वर्ग 1 और 2 की धातुओं की तुलना में कम विद्युत्धनीय हैं।
मुख्य वर्ग के तत्त्वों में उनके परमाणु-क्रमांक बढ़ने से सामान्यतया परमाणु तथा आयनी त्रिज्या बढ़ती है। फलतः धीरे-धारे आयनन एन्थैल्पी घटती है और इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी में नियमित कमी (कुछ अपवाद तीसरे आवर्त के तत्त्वों में हैं, जिन्हें भाग 3.7.1-घ में दर्शाया गया है।) होती है। इस प्रकार वर्ग में नीचे जाने पर धात्विक गुण बढ़ता है और अधात्विक गुण घटता है। इस प्रवृत्ति को उनके उपचयन तथा अपचयन के गुण से जोड़ा जा सकता है, जिसे आप बाद में पढ़ेंगे। संक्रमण तत्त्वों की प्रवृत्ति इसके विपरीत है। इसे हम परमाणु आकार और आयनन एन्थैल्पी से समझ सकते हैं।
सारांश
इस एकक में आपने आवर्त नियम और आवर्त सारणी के विकास का अध्ययन किया है। मेंडलीव आवर्त सारणी परमाणु द्रव्यमान पर आधारित थी। आधुनिक आवर्त सारणी में तत्त्वों की व्यवस्था उनके बढ़ते हुए परमाणु क्रमांक के क्रम में सात क्षैतिज पंक्तियों (आवर्त) और 18 ऊध्र्वाधर स्तंभों (वर्ग या परिवार) में की है। आवर्त में परमाणु क्रमांक क्रमशः बढ़ता है, जबकि वर्ग में वह एक पैटर्न से बढ़ता है। एक वर्ग के तत्त्वों में समान संयोजी कोश (Valence Shell) इलेक्ट्रॉनिक विन्यास होता है। इसीलिए ये समान रासायनिक गुणधर्मों को दर्शाते हैं। एक ही आवर्त के तत्त्वों में बाईं से दाईं ओर जाने पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि होती है। अतः इनकी संयोजकता (Valencies) भिन्न होती है। आवर्त सारणी में इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के आधार पर चार प्रकार के तत्त्वों की पहचान की गई है। ये तत्त्व हैं- $s$ - ब्लॉक तत्त्व, $p$-ब्लॉक तत्त्व, $d$-ब्लॉक तत्त्व तथा $f$-ब्लॉक तत्त्व। $1 \mathrm{~s}$ कक्षक में एक इलेक्ट्रॉन होने के कारण आर्वत सारणी में हाइड्रोजन का स्थान अद्वितीय है। ज्ञात तत्त्वों में 78 प्रतिशत से अधिक संख्या धातुओं की है। अधातुओं की संख्या 20 प्रतिशत से कम है, जो आवर्त सारणी में दाईं ओर शीर्ष पर स्थित हैं। ऐसे तत्त्व, जो धातुओं और अधातुओं के सीमावर्ती हैं, अर्ध-धातुएं (Semi metals) या उप-धातुएं (Metaloids) कहलाते हैं (जैसे- $\mathrm{Si}, \mathrm{Ge}, \mathrm{As}$ )। वर्ग में नीचे की ओर बढ़ने पर तत्त्वों के धात्विक गुणों में वृद्धि होती है। बाईं से दाईं ओर जाने पर आवर्त में धात्विक गुण में कमी आती है। तत्त्वों के भौतिक तथा रासायनिक गुण उनके परमाणु क्रमांक के साथ आवर्तित होते हैं।
तत्त्वों के परमाणु आकार, आयनन एन्थैल्पी, इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी, विद्युत् ऋणात्मकता तथा संयोजकता में आवर्तिता की प्रवृत्ति पाई जाती है। परमाणु त्रिज्या आवर्त में बाईं ओर से दाईं ओर जाने पर घटती है और वर्ग में परमाणु-क्रमांक बढ़ने पर बढ़ती है। आयनन एन्थैल्पी प्रायः आवर्त में परमाणु-क्रमांक बढ़ने पर बढ़ती है तथा वर्ग में नीचे जाने पर घटती है। विद्युत् ॠणात्मकता की भी यही प्रवृत्ति होती है। इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी साधारणतया आवर्त में दाईं ओर चलने पर और अधिक ॠणात्मक तथा वर्ग में नीचे जाने पर कम ऋणात्मक होती है। संयोजकता में भी आवर्तिता पाई जाती है। उदाहरण के तौर पर- निरूपक तत्त्वों में संयोजकता या तो बाह्यतम कक्षकों में इलेक्ट्रॉन की संख्या के बराबर अथवा आठ में से इन इलेक्ट्रॉनों की संख्या घटाकर ज्ञात की जाती है। रासायनिक क्रियाशीलता आवर्त के दोनों किनारों पर सबसे अधिक और मध्य में सबसे कम होती है। आवर्त में सबसे दाईं ओर रासायनिक अभिक्रियाशीलता इलेक्ट्रॉन को त्यागने की सुगमता (या कम आयनन एन्थैल्पी) के कारण होती है। अधिक क्रियाशील तत्त्व प्रकृति में स्वतंत्र अवस्था में नहीं मिलते। वे प्राय: यौगिकों के रूप में मिलते हैं। किसी आवर्त में बाईं ओर के तत्त्व क्षारीय ऑक्साइड बनाते हैं, जबकि दाईं ओर के तत्त्व अम्लीय ऑक्साइड बनाते हैं। जो तत्त्व मध्य में हैं, वे उभयधर्मी ऑक्साइड या उदासीन ऑक्साइड बनाते हैं।
अभ्यास
3.1 आवर्त सारणी में व्यवस्था का भौतिक आधार क्या है?
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3.2 मेंडलीव ने किस महत्त्वपूर्ण गुणधर्म को अपनी आवर्त सारणी में तत्त्वों के वर्गीकरण का आधार बनाया? क्या वे उसपर दृढ़ रह पाए?
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3.3 मेंडलीव के आवर्त नियम और आधुनिक आवर्त नियम में मौलिक अंतर क्या है?
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3.4 क्वांटम संख्याओं के आधार पर यह सिद्ध कीजिए कि आवर्त सारणी के छठवें आवर्त में 32 तत्त्व होने चाहिए।
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3.5 आवर्त और वर्ग के पदों में यह बताइए कि $\mathrm{Z}=14$ कहाँ स्थित होगा?
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3.6 उस तत्त्व का परमाणु क्रमांक लिखिए, जो आवर्त सारणी में तीसरे आवर्त और 17 वें वर्ग में स्थित होता है।
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3.7 कौन से तत्त्व का नाम निम्नलिखित द्वारा दिया गया है?
(i) लॉरेन्स बर्कले प्रयोगशाला द्वारा
(ii) सी बोर्ग समूह द्वारा
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3.8 एक ही वर्ग में उपस्थित तत्त्वों के भौतिक और रासायनिक गुणधर्म समान क्यों होते हैं?
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3.9 ‘परमाणु त्रिज्या’ और ‘आयनी त्रिज्या’ से आप क्या समझते हैं?
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3.10 किसी वर्ग या आवर्त में परमाणु त्रिज्या किस प्रकार परिवर्तित होती है? इस परिवर्तन की व्याख्या आप किस प्रकार करेंगे?
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3.11 समइलेक्ट्रॉनिक स्पीशीज़ से आप क्या समझते हैं? एक ऐसी स्पीशीज़ का नाम लिखिए, जो निम्नलिखित परमाणुओं या आयनों के साथ समइलेक्ट्रॉंनक होगी-
(i) $\mathrm{F}^{-}$
(ii) $\mathrm{Ar}$
(iii) $\mathrm{Mg}^{2+}$
(iv) $\mathrm{Rb}^{+}$
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3.12 निम्नलिखित स्पीशीज़ पर विचार कीजिए-
$\mathrm{N}^{3-}, \mathrm{O}^{2-}, \mathrm{F}^{-}, \mathrm{Na}^{+}, \mathrm{Mg}^{2+}$ and $\mathrm{Al}^{3+}$
(क) इनमें क्या समानता है?
(ख) इन्हें आयनी त्रिज्या के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित कीजिए।
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3.13 धनायन अपने जनक परमाणुओं से छोटे क्यों होते हैं और ऋणायनों की त्रिज्या उनके जनक परमाणुओं की त्रिज्या से अधिक क्यों होती है? व्याख्या कीजिए।
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3.14 आयनन एन्थैल्पी और इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी को परिभाषित करने में विलगित गैसीय परमाणु तथा ‘आद्य अवस्था’ पदों की सार्थकता क्या है?
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3.15 हाइड्रोजन परमाणु में आद्य अवस्था में इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा $-2.18 \times 10^{-18} \mathrm{~J}$ है। परमाणविक हाइड्रोजन की आयनन एन्थैल्पी $\mathrm{J} \mathrm{mol}^{-1}$ के पदों में परिकलित कीजिए।
[संकेत - उत्तर प्राप्त करने के लिए मोल संकल्पना का उपयोग कीजिए।]
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3.16 द्वितीय आवर्त के तत्त्वों में वास्तविक आयनन एन्थैल्पी का क्रम इस प्रकार है- $\mathrm{Li}<\mathrm{B}<\mathrm{Be}<\mathrm{C}<\mathrm{O}<\mathrm{N}<\mathrm{F}<\mathrm{Ne}$ ।
व्याख्या कीजिए कि
(i) $\mathrm{Be}$ की $\Delta_{i} H, B$ से अधिक क्यों है?
(i) $\mathrm{O}$ की $\Delta_{i} H, N$ और $\mathrm{F}$ से कम क्यों है?
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3.17 आप इस तथ्य की व्याख्या किस प्रकार करेंगे कि सोडियम की प्रथम आयनन एन्थैल्पी मैग्नीशियम की प्रथम आयनन एन्थैल्पी से कम है, किंतु इसकी द्वितीय आयनन एन्थैल्पी मैग्नीशियम की द्वितीय आयनन एन्थैल्पी से अधिक है।
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3.18 मुख्य समूह तत्त्वों में आयनन एन्थैल्पी के किसी समूह में नीचे की ओर कम होने के कौन से कारक हैं?
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3.19 वर्ग 13 के तत्त्वों की प्रथम आयनन एन्थैल्पी के मान $\left(\mathrm{KJ} \mathrm{mol}^{-1}\right)$ में इस प्रकार हैं-
$ \begin{array}{ccccc} \mathrm{B} & \mathrm{Al}& \mathrm{Ga} & \mathrm{In} & \mathrm{Tl} \\ \\ 801 & 577 & 579 & 558 & 589 \end{array} $
सामान्य से इस विचलन की प्रवृत्ति की व्याख्या आप किस प्रकार करेंगे?
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3.20 तत्त्वों के निम्नलिखित युग्मों में किस तत्त्व की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी अधिक ॠणात्मक होगी?
(i) $\mathrm{O}$ या $\mathrm{F}$
(ii) $\mathrm{F}$ या $\mathrm{Cl}$
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3.21 आप क्या सोचते हैं कि $\mathrm{O}$ की द्वितीय इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी प्रथम इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी के समान धनात्मक, अधिक ऋणात्मक या कम ऋणात्मक होगी? अपने उत्तर की पुष्टि कीजिए।
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3.22 इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी और इलेक्ट्रॉन ऋणात्मकता में क्या मूल अंतर है?
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3.23 सभी नाइट्रोजन यौगिकों में $\mathrm{N}$ की विद्युत् ऋणात्मकता पाऊलिंग पैमाने पर 3.0 है। आप इस कथन पर अपनी क्या प्रतिक्रिया देंगे?
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3.24 उस सिद्धांत का वर्णन कीजिए, जो परमाणु की त्रिज्या से संबंधित होता है-
(i) जब वह इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है।
(ii) जब वह इलेक्ट्रॉन का त्याग करता है।
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3.25 किसी तत्त्व के दो समस्थानिकों की प्रथम आयनन एन्थैल्पी समान होगी या भिन्न? आप क्या मानते हैं? अपने उत्तर की पुष्टि कीजिए।
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3.26 धातुओं और अधातुओं में मुख्य अंतर क्या है?
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3.27 आवर्त सारणी का उपयोग करते हुए निम्नलिखित प्रश्नों के उत्तर दीजिए-
(क) उस तत्त्व का नाम बताइए, जिसके बाह्य उप-कोश में पाँच इलेक्ट्रॉन उपस्थित हों।
(ख) उस तत्त्व का नाम बताइए, जिसकी प्रवृत्ति दो इलेक्ट्रॉनों को त्यागने की हो।
(ग) उस तत्त्व का नाम बताइए, जिसकी प्रवृत्ति दो इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने की हो।
(घ) उस वर्ग का नाम बताइए, जिसमें सामान्य ताप पर धातु, अधातु, द्रव और गैस उपस्थित हों।
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3.28 प्रथम वर्ग के तत्त्वों के लिए अभिक्रियाशीलता का बढ़ता हुआ क्रम इस प्रकार है- $\mathrm{Li}<\mathrm{Na}<\mathrm{K}<\mathrm{Rb}<\mathrm{Cs}$; जबकि वर्ग 17 के तत्त्वों में क्रम $\mathrm{F}>\mathrm{Cl}>\mathrm{Br}>\mathrm{I}$ है। इसकी व्याख्या कीजिए।
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3.29 $\mathrm{~s}-, p-, d-$ और $f-$ ब्लॉक के तत्त्वों का सामान्य बाह्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखिए।
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3.30 तत्त्व, जिसका बाह्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास निम्न है, का स्थान आवर्त सारणी में बताइए-(i) $n s^{2} n p^{4}$, जिसके लिए $n=3$ है। (ii) $(n-1) d^{2} n s^{2}$, जब $n=4$ है तथा (iii) $(n-2) f^{7}(n-1) d^{1} n s^{2}$, जब $n=6$ है।
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3.31 कुछ तत्त्वों की प्रथम $\Delta_{\mathrm{i}} H_{1}$ और द्वितीय $\Delta_{\mathrm{i}} H_{2}$ आयनन एंथैल्पी $\left(\mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}\right.$ में) और इलेक्ट्रॉन लब्धि एंथैल्पी $\left(\Delta_{\mathrm{eg}} \mathrm{H}\right)\left(\mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}\right.$ में) निम्नलिखित है-
| तत्त्व | $\Delta H_{1}$ | $\Delta H_{2}$ | $\Delta_{e g} H$ |
|---|---|---|---|
| I | 520 | 7300 | -60 |
| II | 419 | 3051 | -48 |
| III | 1681 | 3374 | -328 |
| IV | 1008 | 1846 | -295 |
| V | 2372 | 5251 | +48 |
| VI | 738 | 1451 | -40 |
ऊपर दिए गए तत्त्वों में से कौन-सी
(क) सबसे कम अभिक्रियाशील धातु है?
(ख) सबसे अधिक अभिक्रियाशील धातु है?
(ग) सबसे अधिक अभिक्रियाशील अधातु है?
(घ) सबसे कम अभिक्रियाशील अधातु है?
(ङ) ऐसी धातु है, जो स्थायी द्विअंगी हैलाइड (binary halide), जिनका सूत्र $\mathrm{MX} _{2}(\mathrm{X}=$ हैलोजन $)$ है, बनाता है।
(च) ऐसी धातु, जो मुख्यतः $\mathrm{MX}(\mathrm{X}=$ हैलोजन $)$ वाले स्थायी सहसंयोजी हैलाइड बनाती है।
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3.32 तत्त्वों के निम्नलिखित युग्मों के संयोजन से बने स्थायी द्विअंगी यौगिकों के सूत्रों की प्रगुक्ति कीजिए-
(क) लीथियम और ऑक्सीजन
(ख) मैगनीशियम और नाइट्रोजन
(ग) ऐलुमीनियम और आयोडीन
(घ) सिलिकॉन और ऑक्सीजन
(ङ) फॉस्फोरस और फ्लुओरीन
( च) 71 वाँ तत्त्व और फ्लुओरीन
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3.33 आधुनिक आवर्त सारणी में आवर्त निम्नलिखित में से किसको व्यक्त करता है?
(क) परमाणु संख्या
(ख) परमाणु द्रव्यमान
(ग) मुख्य क्वांटम संख्या
(घ) दिगंशी क्वांटम संख्या
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3.34 आधुनिक आवर्त सारणी के लिए निम्नलिखित के संदर्भ में कौन सा कथन सही नहीं है?
(क) $p$-ब्लॉक में 6 स्तंभ हैं, क्योंकि $p$-कोश के सभी कक्षक भरने के लिए अधिकतम 6 इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है।
(ख) $d$-ब्लॉक में 8 स्तंभ हैं, क्योंकि $d$-उप-कोश के कक्षक भरने के लिए अधिकतम 8 इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है।
(ग) प्रत्येक ब्लॉक में स्तंभों की संख्या उस उपकोश में भरे जा सकनेवाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है।
(घ) तत्त्व के इलेक्ट्रॉन विन्यास को भरते समय अंतिम भरे जानेवाले इलेक्ट्रॉन का उप-कोश उसके द्विगंशी क्वांटम संख्या को प्रदर्शित करता है।
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3.35 ऐसा कारक, जो संयोजकता इलेक्ट्रॉन को प्रभावित करता है, उस तत्त्व की रासायनिक प्रवृत्ति भी प्रभावित करता है। निम्नलिखित में से कौन सा कारक संयोजकता कोश को प्रभावित नहीं करता?
(क) संयोजक मुख्य क्वांटम संख्या (n)
(ख) नाभिकीय आवेश $(Z)$
(ग) नाभिकीय द्रव्यमान
(घ) क्रोड इलेक्ट्रॉनों की संख्या
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3.36 सम इलेक्ट्रॉनिक स्पीशीज़ $\mathrm{F}^{-}, \mathrm{Ne}$ और $\mathrm{Na}^{+}$का आकार इनमें से किससे प्रभावित होता है?
(क) नाभिकीय आवेश $(Z)$
(ख) मुख्य क्वांटम संख्या (n)
(ग) बाह्य कक्षकों में इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन अन्योन्य क्रिया
(घ) ऊपर दिए गए कारणों में से कोई भी नहीं, क्योंकि उनका आकार समान है।
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3.37 आयनन एन्थैल्पी के संदर्भ में निम्नलिखित में से कौन सा कथन गलत है?
(क) प्रत्येक उत्तरोत्तर इलेक्ट्रॉन से आयनन एन्थैल्पी बढ़ती है।
(ख) क्रोड उत्कृष्ट गैस के विन्यास से जब इलेक्ट्रॉन को निकाला जाता है, तब आयनन एन्थैल्पी का मान अत्यधिक होता है।
(ग) आयनन एन्थैल्पी के मान में अत्यधिक तीव्र वृद्धि संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के विलोपन को व्यक्त करता है।
(घ) कम $n$ मानवाले कक्षकों से अधिक $n$ मानवाले कक्षकों की तुलना में इलेक्ट्रॉनों को आसानी से निकाला जा सकता है।
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3.38 $\mathrm{B}, \mathrm{Al}, \mathrm{Mg}, \mathrm{K}$ तत्त्वों के लिए धात्विक अभिलक्षण का सही क्रम इनमें कौन सा है?
(क) $\mathrm{B}>\mathrm{Al}>\mathrm{Mg}>\mathrm{K}$
(ख) $\mathrm{Al}>\mathrm{Mg}>\mathrm{B}>\mathrm{K}$
(ग) $\mathrm{Mg}>\mathrm{Al}>\mathrm{K}>\mathrm{B}$
(घ) $\mathrm{K}>\mathrm{Mg}>\mathrm{Al}>\mathrm{B}$
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3.39 तत्त्वों $\mathrm{B}, \mathrm{C}, \mathrm{N}, \mathrm{F}$ और $\mathrm{Si}$ के लिए अधातु अभिलक्षण का इनमें से सही क्रम कौन सा है?
(क) $\mathrm{B}>\mathrm{C}>\mathrm{Si}>\mathrm{N}>\mathrm{F}$
(ख) $\mathrm{Si}>\mathrm{C}>\mathrm{B}>\mathrm{N}>\mathrm{F}$
(ग) $\mathrm{F}>\mathrm{N}>\mathrm{C}>\mathrm{B}>\mathrm{Si}$
(घ) $\mathrm{F}>\mathrm{N}>\mathrm{C}>\mathrm{Si}>\mathrm{B}$
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3.40 तत्त्वों $\mathrm{F}, \mathrm{Cl}, \mathrm{O}$ और $\mathrm{N}$ तथा ऑक्सीकरण गुणधर्मों के अधार पर उनकी रासायनिक अभिक्रियाशीलता का निम्नलिखित में से कौन सा तत्त्वों में है?
(क) $\mathrm{F}>\mathrm{Cl}>\mathrm{O}>\mathrm{N}$
(ख) $\mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{Cl}>\mathrm{N}$
(ग) $\mathrm{Cl}>\mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{N}$
(घ) $\mathrm{O}>\mathrm{F}>\mathrm{N}>\mathrm{Cl}$
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