संयोजकता इलेक्ट्रॉन
रसायन विज्ञान और भौतिकी में, एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक परमाणु से जुड़े बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल में एक इलेक्ट्रॉन होता है, और अगर बाहरी खोल बंद नहीं होता है तो यह रासायनिक बंध न के गठन में भाग ले सकता है। एक एकल सहसंयोजक बंधन में, बंधन में दोनों परमाणु एक साझा जोड़ी बनाने के लिए एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन का योगदान करते हैं।
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति रासायनिक तत्व के रसायन विज्ञान गुणों को निर्धारित कर सकती है, जैसे कि इसकी वैलेंस (रसायन विज्ञान) - क्या यह अन्य तत्वों के साथ बंध सकता है और यदि हां, तो कितनी आसानी से और कितने के साथ। इस प्रकार, किसी दिए गए तत्व की प्रतिक्रियाशीलता (रसायन विज्ञान) उसके इलेक्ट्रॉन विन्यास पर अत्यधिक निर्भर है। एक मुख्य-समूह तत्व के लिए, एक संयोजक ऋणावेशित सूक्ष्म अणु का विन्यास वल सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश में मौजूद हो सकता है; एक संक्रमण धातु के लिए, एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक आंतरिक खोल में भी हो सकता है।
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के एक बंद खोल के साथ एक परमाणु (एक महान गैस विन्यास के अनुरूप) निष्क्रिय गैसों में होता है। एक बंद शेल से अधिक एक या दो वैलेंस इलेक्ट्रॉनों वाले परमाणु एक सकारात्मक आयन बनाने के लिए अतिरिक्त वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को हटाने के लिए अपेक्षाकृत [[ आयनीकरण ऊर्जा ]] के कारण अत्यधिक प्रतिक्रियाशील होते हैं। एक बंद कोश से कम एक या दो इलेक्ट्रॉनों वाला परमाणु अपनी प्रवृत्ति के कारण या तो लापता वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने और एक नकारात्मक आयन बनाने के लिए, या फिर वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को साझा करने और एक सहसंयोजक बंधन बनाने की प्रवृत्ति के कारण प्रतिक्रियाशील होता है।
कोर इलेक्ट्रॉन के समान, एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन में फोटॉन के रूप में ऊर्जा को अवशोषित या मुक्त करने की क्षमता होती है। एक ऊर्जा लाभ इलेक्ट्रॉन को बाहरी शेल में ले जाने (कूदने) के लिए ट्रिगर कर सकता है; इसे उत्तेजित अवस्था # परमाणु उत्तेजना के रूप में जाना जाता है। या इलेक्ट्रॉन अपने संबद्ध परमाणु के खोल से मुक्त भी हो सकता है; यह एक सकारात्मक आयन बनाने के लिए आयनीकरण है। जब एक इलेक्ट्रॉन ऊर्जा खो देता है (जिससे एक फोटॉन उत्सर्जित होता है), तो वह एक आंतरिक शेल में जा सकता है जो पूरी तरह से कब्जा नहीं है।
अवलोकन
इलेक्ट्रॉन विन्यास
इलेक्ट्रॉन जो संयोजकता (रसायन विज्ञान) निर्धारित करते हैं - एक परमाणु रासायनिक रूप से कैसे प्रतिक्रिया करता है - वे उच्चतम ऊर्जा वाले होते हैं।
एक मुख्य-समूह तत्व के लिए, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को उन इलेक्ट्रॉनों के रूप में परिभाषित किया जाता है जो उच्चतम प्रमुख क्वांटम संख्या n के इलेक्ट्रॉनिक शेल में रहते हैं।[1] इस प्रकार, इसमें मौजूद वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या सरल तरीके से इलेक्ट्रॉन विन्यास पर निर्भर करती है। उदाहरण के लिए, फास्फोरस (P) का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s . है2 2s2 2p6 3s2 3p3 ताकि 5 संयोजकता इलेक्ट्रॉन (3s .) हों2 3p3), 5 के P की अधिकतम संयोजकता के अनुरूप है, जैसा कि अणु PF . में होता है5; यह विन्यास सामान्य रूप से [Ne] 3s . के लिए संक्षिप्त है2 3p3, जहां [Ne] उन कोर इलेक्ट्रॉनों को दर्शाता है जिनका विन्यास नोबल गैस नीयन के समान है।
हालांकि, संक्रमण तत्व में आंशिक रूप से (n−1)d ऊर्जा स्तर भरे हुए हैं, जो n . के ऊर्जा स्तर के बहुत करीब हैंs स्तर।[2] तो मुख्य-समूह तत्वों के विपरीत, एक संक्रमण धातु के लिए एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन को एक इलेक्ट्रॉन के रूप में परिभाषित किया जाता है जो एक महान-गैस कोर के बाहर रहता है।[3] इस प्रकार, आम तौर पर, संक्रमण धातुओं में d इलेक्ट्रॉन वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के रूप में व्यवहार करते हैं, हालांकि वे सबसे बाहरी कोश में नहीं होते हैं। उदाहरण के लिए, मैंगनीज (Mn) का विन्यास 1s . है2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3डी5</सुप>; यह [Ar] 4s . के लिए संक्षिप्त है2 3डी5, जहां [Ar] एक उत्कृष्ट गैस आर्गन के समान कोर विन्यास को दर्शाता है। इस परमाणु में, 3d इलेक्ट्रॉन में 4s इलेक्ट्रॉन के समान ऊर्जा होती है, और 3s या 3p इलेक्ट्रॉन की तुलना में बहुत अधिक होती है। वास्तव में, संभवतः सात संयोजकता इलेक्ट्रॉन हैं (4s .)2 3डी5) आर्गन जैसे कोर के बाहर; यह रासायनिक तथ्य के अनुरूप है कि मैंगनीज की ऑक्सीकरण अवस्था +7 जितनी अधिक हो सकती है (परमैंगनेट आयन में: MnO−
4)
प्रत्येक संक्रमण धातु श्रृंखला में जितना दूर दाईं ओर, d उपकोश में इलेक्ट्रॉन की ऊर्जा उतनी ही कम होती है और ऐसे इलेक्ट्रॉन में संयोजकता गुण कम होते हैं। इस प्रकार, हालांकि एक निकल परमाणु में, सिद्धांत रूप में, दस वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं (4s2 3डी8), इसकी ऑक्सीकरण अवस्था कभी भी चार से अधिक नहीं होती है। जस्ता के लिए, 3डी उपकोश सभी ज्ञात यौगिकों में पूर्ण है, हालांकि यह कुछ यौगिकों में वैलेंस बैंड में योगदान देता है।[4] एक संक्रमण धातु के रसायन विज्ञान को समझने के लिए d इलेक्ट्रॉन गणना एक वैकल्पिक उपकरण है।
संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या
किसी तत्व के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या आवर्त सारणी समूह (ऊर्ध्वाधर स्तंभ) द्वारा निर्धारित की जा सकती है जिसमें तत्व को वर्गीकृत किया जाता है। समूह 3-12 (संक्रमण धातु) के अपवाद के साथ, समूह संख्या का इकाई अंक यह पहचानता है कि उस विशेष स्तंभ के तहत सूचीबद्ध तत्व के तटस्थ परमाणु के साथ कितने वैलेंस इलेक्ट्रॉन जुड़े हुए हैं।
| Periodic table block | Periodic table group | Valence electrons |
|---|---|---|
| s | Group 1 (I) (alkali metals) | 1 |
| Group 2 (II) (alkaline earth metals) and helium | 2 | |
| f | Lanthanides and actinides | 3–16[lower-alpha 1] |
| d | Groups 3-12 (transition metals) | 3–12[lower-alpha 2] |
| p | Group 13 (III) (boron group) | 3 |
| Group 14 (IV) (carbon group) | 4 | |
| Group 15 (V) (pnictogens or nitrogen group) | 5 | |
| Group 16 (VI) (chalcogens or oxygen group) | 6 | |
| Group 17 (VII) (halogens) | 7 | |
| Group 18 (VIII or 0) (noble gases) except helium | 8 |
हीलियम एक अपवाद है: 1s . होने के बावजूद2 दो वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के साथ विन्यास, और इस प्रकार क्षारीय पृथ्वी धातुओं के साथ उनके एनएस के साथ कुछ समानताएं हैं2 संयोजकता विन्यास, इसका खोल पूरी तरह से भरा हुआ है और इसलिए यह रासायनिक रूप से बहुत निष्क्रिय है और आमतौर पर अन्य महान गैसों के साथ समूह 18 में रखा जाता है।
वैलेंस शेल
संयोजकता खोल परमाणु कक्षकों का समुच्चय है जो रासायनिक बंध बनाने के लिए इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करने के लिए ऊर्जावान रूप से सुलभ हैं।
मुख्य-समूह तत्वों के लिए, संयोजकता कोश में सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश में ns और np कक्षक होते हैं। संक्रमण धातुओं के लिए अपूर्ण (n−1)d उपकोश के कक्षकों को शामिल किया जाता है, और लैंथेनाइड ्स और एक्टिनाइड ्स के लिए अपूर्ण (n−2)f और (n−1)d उपकोश। शामिल ऑर्बिटल्स एक आंतरिक इलेक्ट्रॉन शेल में हो सकते हैं और सभी एक ही इलेक्ट्रॉन शेल या किसी दिए गए तत्व में प्रमुख क्वांटम संख्या n के अनुरूप नहीं होते हैं, लेकिन वे सभी नाभिक से समान दूरी पर होते हैं।
| Element type | Hydrogen and helium | p-block (main-group elements) |
d-block (Transition metals) |
f-block (Lanthanides and actinides) |
|---|---|---|---|---|
| Valence orbitals[5] |
|
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|
| Electron counting rules | Duet/Duplet rule | Octet rule | 18-electron rule | 32-electron rule |
एक सामान्य नियम के रूप में, एक मुख्य-समूह तत्व (हाइड्रोजन या हीलियम को छोड़कर) एक s . बनाने के लिए प्रतिक्रिया करता है2पी6 इलेक्ट्रॉन विन्यास। इस प्रवृत्ति को ऑक्टेट नियम कहा जाता है, क्योंकि प्रत्येक बंधित परमाणु में साझा इलेक्ट्रॉनों सहित 8 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। इसी तरह, एक संक्रमण धातु एक d . बनाने के लिए प्रतिक्रिया करता है10s2पी6 इलेक्ट्रॉन विन्यास। इस प्रवृत्ति को 18-इलेक्ट्रॉन नियम कहा जाता है, क्योंकि प्रत्येक बंधित परमाणु में साझा इलेक्ट्रॉनों सहित 18 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं।
रासायनिक प्रतिक्रियाएं
एक परमाणु में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या उसके रासायनिक बंधन व्यवहार को नियंत्रित करती है। इसलिए, जिन तत्वों के परमाणुओं में समान संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, उन्हें तत्वों की आवर्त सारणी में एक साथ समूहीकृत किया जाता है।
सबसे अधिक प्रतिक्रियाशीलता (रसायन विज्ञान) प्रकार का धात्विक तत्व समूह 1 (जैसे, सोडियम या पोटैशियम ) की क्षार धातु है; ऐसा इसलिए है क्योंकि ऐसे परमाणु में केवल एक ही संयोजकता इलेक्ट्रॉन होता है। एक आयोनिक बंध के निर्माण के दौरान, जो आवश्यक आयनीकरण ऊर्जा प्रदान करता है, यह एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन आसानी से एक बंद शेल (जैसे, Na) के साथ एक सकारात्मक आयन (धनायन) बनाने के लिए खो जाता है।+ या K+)। समूह 2 (उदाहरण के लिए, मैग्नीशियम ) की एक क्षारीय पृथ्वी धातु कुछ हद तक कम प्रतिक्रियाशील होती है, क्योंकि प्रत्येक परमाणु को एक बंद खोल के साथ एक सकारात्मक आयन बनाने के लिए दो वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को खोना चाहिए (उदाहरण के लिए, एमजी2+)।
धातुओं के प्रत्येक समूह (प्रत्येक आवर्त सारणी स्तंभ) के भीतर, तालिका की प्रत्येक निचली पंक्ति (एक हल्के तत्व से एक भारी तत्व तक) के साथ प्रतिक्रियाशीलता बढ़ जाती है, क्योंकि एक भारी तत्व में एक हल्के तत्व की तुलना में अधिक इलेक्ट्रॉन गोले होते हैं; एक भारी तत्व के वैलेंस इलेक्ट्रॉन उच्च प्रमुख क्वांटम संख्याओं पर मौजूद होते हैं (वे परमाणु के नाभिक से बहुत दूर होते हैं, और इस प्रकार उच्च संभावित ऊर्जा पर होते हैं, जिसका अर्थ है कि वे कम कसकर बंधे होते हैं)।
एक अधातु परमाणु पूर्ण संयोजकता कोश प्राप्त करने के लिए अतिरिक्त संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करता है; यह दो तरीकों में से एक में प्राप्त किया जा सकता है: एक परमाणु या तो एक पड़ोसी परमाणु (एक सहसंयोजक बंधन) के साथ इलेक्ट्रॉनों को साझा कर सकता है, या यह दूसरे परमाणु (एक आयनिक बंधन) से इलेक्ट्रॉनों को हटा सकता है। सबसे अधिक प्रतिक्रियाशील प्रकार का अधातु तत्व हलोजन (जैसे, एक अधातु तत्त्व (F) या क्लोरीन (Cl)) है। ऐसे परमाणु में निम्नलिखित इलेक्ट्रॉन विन्यास होता है: s2पी5</सुप>; इसके लिए एक बंद कोश बनाने के लिए केवल एक अतिरिक्त संयोजकता इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है। एक आयनिक बंधन बनाने के लिए, एक हलोजन परमाणु एक आयन बनाने के लिए दूसरे परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को हटा सकता है (उदाहरण के लिए, एफ।-, क्लू-, आदि)। एक सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए, हलोजन से एक इलेक्ट्रॉन और दूसरे परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन एक साझा जोड़ी बनाते हैं (उदाहरण के लिए, अणु एच-एफ में, रेखा वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी का प्रतिनिधित्व करती है, एच से एक और एफ से एक)।
अधातुओं के प्रत्येक समूह के भीतर, आवर्त सारणी में तालिका की प्रत्येक निचली पंक्ति (एक हल्के तत्व से एक भारी तत्व तक) के साथ प्रतिक्रियाशीलता कम हो जाती है, क्योंकि वैलेंस इलेक्ट्रॉन उत्तरोत्तर उच्च ऊर्जा पर होते हैं और इस प्रकार उत्तरोत्तर कम कसकर बंधे होते हैं। वास्तव में, ऑक्सीजन (समूह 16 में सबसे हल्का तत्व) फ्लोरीन के बाद सबसे अधिक प्रतिक्रियाशील अधातु है, भले ही यह हैलोजन नहीं है, क्योंकि हैलोजन का वैलेंस शेल उच्च प्रमुख क्वांटम संख्या पर होता है।
इन साधारण मामलों में जहां ऑक्टेट नियम का पालन किया जाता है, एक परमाणु की वैलेंस (रसायन विज्ञान) स्थिर ऑक्टेट बनाने के लिए प्राप्त, खोए या साझा किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है। हालांकि, कई अणु ऐसे भी हैं जो ऑक्टेट नियम#अपवाद हैं, और जिनके लिए संयोजकता कम स्पष्ट रूप से परिभाषित है।
विद्युत चालकता
एक तत्व की विद्युत चालकता के लिए वैलेंस इलेक्ट्रॉन भी जिम्मेदार होते हैं; नतीजतन, एक तत्व को धातु , अधातु या अर्धचालक के रूप में वर्गीकृत किया जा सकता है[clarification needed] (या धातु के रूप-रंग का एक अधातु पदार्थ )।[citation needed]
Template:Periodic table (metals and nonmetals) ठोस अवस्था में होने पर धातु तत्वों में आमतौर पर उच्च विद्युत कंडक्टर होते हैं। आवर्त सारणी (धातु और अधातु) की प्रत्येक पंक्ति में, धातुएँ अधातुओं के बाईं ओर होती हैं, और इस प्रकार एक धातु में अधातु की तुलना में कम संभव वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। हालांकि, एक धातु परमाणु के एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन में एक छोटी आयनीकरण ऊर्जा होती है, और ठोस अवस्था में यह वैलेंस इलेक्ट्रॉन एक परमाणु को दूसरे के साथ संबद्ध करने के लिए छोड़ने के लिए अपेक्षाकृत स्वतंत्र होता है। इस तरह के एक मुक्त इलेक्ट्रॉन को विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में स्थानांतरित किया जा सकता है, और इसकी गति एक विद्युत प्रवाह का निर्माण करती है; यह धातु की विद्युत चालकता के लिए जिम्मेदार है। तांबा, अल्युमीनियम , चांदी और सोना अच्छे चालक के उदाहरण हैं।
एक अधातु तत्व में कम विद्युत चालकता होती है; यह एक इन्सुलेटर (विद्युत) के रूप में कार्य करता है। ऐसा तत्व आवर्त सारणी के दाईं ओर पाया जाता है, और इसमें एक वैलेंस शेल होता है जो कम से कम आधा भरा होता है (अपवाद बोरॉन है)। इसकी आयनीकरण ऊर्जा बड़ी है; एक विद्युत क्षेत्र लागू होने पर एक इलेक्ट्रॉन आसानी से एक परमाणु नहीं छोड़ सकता है, और इस प्रकार ऐसा तत्व केवल बहुत छोटी विद्युत धाराओं का संचालन कर सकता है। ठोस मौलिक इन्सुलेटर के उदाहरण हीरा (कार्बन का एक आवंटन ) और गंधक हैं।
धातुओं से युक्त एक ठोस यौगिक भी एक इन्सुलेटर हो सकता है यदि धातु परमाणुओं के वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का उपयोग आयनिक बंधन बनाने के लिए किया जाता है। उदाहरण के लिए, हालांकि मौलिक सोडियम एक धातु है, ठोस सोडियम क्लोराइड एक इन्सुलेटर है, क्योंकि सोडियम के वैलेंस इलेक्ट्रॉन को आयनिक बंधन बनाने के लिए क्लोरीन में स्थानांतरित किया जाता है, और इस प्रकार उस इलेक्ट्रॉन को आसानी से स्थानांतरित नहीं किया जा सकता है।
एक अर्धचालक में एक विद्युत चालकता होती है जो एक धातु और एक अधातु के बीच मध्यवर्ती होती है; एक अर्धचालक भी धातु से भिन्न होता है जिसमें तापमान के साथ अर्धचालक की चालकता बढ़ जाती है। विशिष्ट मौलिक अर्धचालक सिलिकॉन और जर्मेनियम हैं, जिनमें से प्रत्येक परमाणु में चार वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। अर्धचालक के गुणों को बैंड सिद्धांत का उपयोग करके सबसे अच्छी तरह से समझाया गया है, एक संयोजी बंध (जिसमें पूर्ण शून्य पर वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं) और एक चालन बैंड (जिसमें वैलेंस इलेक्ट्रॉन थर्मल ऊर्जा से उत्साहित होते हैं) के बीच एक छोटे ऊर्जा अंतराल के परिणामस्वरूप।
संदर्भ
- ↑ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). सामान्य रसायन शास्त्र: सिद्धांत और आधुनिक अनुप्रयोग (8th ed.). Upper Saddle River, N.J: Prentice Hall. p. 339. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331. OCLC 46872308.
- ↑ THE ORDER OF FILLING 3d AND 4s ORBITALS. chemguide.co.uk
- ↑ Miessler G.L. and Tarr, D.A., Inorganic Chemistry (2nd edn. Prentice-Hall 1999). p.48.
- ↑ Tossell, J. A. (1 November 1977). "ठोस जिंक सल्फाइड, जिंक ऑक्साइड और जिंक फ्लोराइड में संयोजकता कक्षीय बंधन ऊर्जाओं का सैद्धांतिक अध्ययन". Inorganic Chemistry. 16 (11): 2944–2949. doi:10.1021/ic50177a056.
- ↑ Chi, Chaoxian; Pan, Sudip; Jin, Jiaye; Meng, Luyan; Luo, Mingbiao; Zhao, Lili; Zhou, Mingfei; Frenking, Gernot (2019). "Octacarbonyl Ion Complexes of Actinides [An(CO)8]+/− (An=Th, U) and the Role of f Orbitals in Metal–Ligand Bonding". Chem. Eur. J. 25 (50): 11772–11784. doi:10.1002/chem.201902625. PMC 6772027. PMID 31276242.
बाहरी संबंध
- Francis, Eden. Valence Electrons.
