संयोजकता इलेक्ट्रॉन
रसायन विज्ञान और भौतिकी में, एक संयोजक इलेक्ट्रॉन एक परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश में एक इलेक्ट्रॉन होता है, और यदि बाहरी कोश बंद नहीं है तो यह रासायनिक बंध के निर्माण में भाग ले सकता है। एक एकल सहसंयोजक बन्ध में, बन्ध में दोनों परमाणु एक साझा जोड़ी बनाने के लिए एक-एक संयोजक इलेक्ट्रॉन का योगदान करते हैं।
संयोजक इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति तत्व के रासायनिक गुणों को निर्धारित कर सकती है, जैसे कि इसकी संयोजकता - क्या यह अन्य तत्वों के साथ बन्ध बनासकता है या नही और यदि हां, तो कितनी आसानी से और कितने परमाणुओं के साथ बना सकता है। इस प्रकार, किसी दिए गए तत्व की प्रतिक्रियाशीलता उसके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर अत्यधिक निर्भर है। एक मुख्य-समूह तत्व के लिए, एक संयोजक इलेक्ट्रान सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश में उपस्थित हो सकता है ; एक संक्रमण धातु के लिए, संयोजक इलेक्ट्रॉन एक आंतरिक कोश में भी हो सकता है।
एक परमाणु जिसका संयोजक कोश पूर्ण से भरा होता है (एक श्रेष्ठ गैस विन्यास के अनुरूप ) रासायनिक रूप से निष्क्रिय होता है। धनायन बनाने के लिए अतिरिक्त संयोजक इलेक्ट्रॉनों को हटाने के लिए अपेक्षाकृत कम आयनित ऊर्जा के कारण एक बंद कोश से अधिक एक या दो संयोजक इलेक्ट्रॉनों वाले परमाणु अत्यधिक प्रतिक्रियाशील होते हैं।एक बंद कोश से कम एक या दो इलेक्ट्रॉनों वाला परमाणु अपनी प्रवृत्ति के कारण या तो लापता संयोजक इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने और एक ऋणात्मक आयन बनाने के लिए, या फिर संयोजक इलेक्ट्रॉनों को साझा करने और एक सहसंयोजक बंधन बनाने की प्रवृत्ति के कारण प्रतिक्रियाशील होता है।
कोर इलेक्ट्रॉन के समान, एक संयोजक इलेक्ट्रॉन के पास फोटॉन के रूप में ऊर्जा को अवशोषित या मुक्त करने की क्षमता होती है। एक दी हुयी ऊर्जा इलेक्ट्रॉन को बाहरी कोश में ले जाने ( या कूदने) के लिए प्रेरित कर सकती है; यह परमाणु उत्तेजना के रूप में जाना जाता है। इलेक्ट्रॉन अपने संबद्ध परमाणु के कोश से मुक्त भी हो सकता है; यह एक धनायन बनाने के लिए आयनीकरण है। जब एक इलेक्ट्रॉन ऊर्जा खो देता है ( जिससे एक फोटॉन उत्सर्जित होता है ), तो वह एक आंतरिक कोश में जा सकता है जो पूरी तरह से पूर्ण नही है।
निरीक्षण
इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
इलेक्ट्रॉन जो संयोजकता निर्धारित करते हैं - कि कैसे एक परमाणु रासायनिक रूप से अभिक्रिया करता है - क्या वे उच्चतम ऊर्जा वाले होते हैं।
एक मुख्य-समूह तत्व के लिए, संयोजक इलेक्ट्रॉनों को उन इलेक्ट्रॉनों के रूप में परिभाषित किया जाता है जो उच्चतम प्रमुख क्वांटम संख्या n [1] के इलेक्ट्रॉनिक कोश में रहते हैं। इस प्रकार, इसमें उपस्थित संयोजक इलेक्ट्रॉनों की संख्या सरल तरीके से किये गए इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर निर्भर करती है। उदाहरण के लिए, फास्फोरस (P) का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s22s2 2p6 3s2 3p3 है इस प्रकार 5 संयोजकता इलेक्ट्रॉन ( 3s2 3p3 ) P की अधिकतम संयोजकता के अनुरूप है, जैसा कि अणु PF5 में होता है ; यह विन्यास सामान्यतः संक्षिप्त रूप में [Ne] 3s2 3p3 लिखा जाता है, जहाँ [Ne] उस कोर इलेक्ट्रॉनों को दर्शाता है जिनका विन्यास उत्कृष्ट गैसो के समान है।
सामान्यतः, संक्रमण तत्व में आंशिक रूप से (n−1)d ऊर्जा स्तर भरे हुए हैं, जो ns के ऊर्जा स्तर के लगभग समान हैं।[2] मुख्य-समूह तत्वों के विपरीत, एक संक्रमण धातु के लिए एक संयोजक इलेक्ट्रॉन को एक ऐसे इलेक्ट्रॉन के रूप में परिभाषित किया जाता है जो एक उत्कृष्ट-गैस कोर के बाहर रहता है।[3] इस प्रकार, सामान्यतः, संक्रमण धातुओं में d इलेक्ट्रॉन संयोजक इलेक्ट्रॉनों के रूप में व्यवहार करते हैं, जबकि वे सबसे बाहरी कोश में नहीं होते हैं। उदाहरण के लिए, मैंगनीज (Mn) का विन्यास 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 है, जहां [Ar] उत्कृष्ट गैस आर्गन के समान कोर विन्यास को दर्शाता है। इस परमाणु में, एक 3d इलेक्ट्रॉन में 4s इलेक्ट्रॉन के समान ऊर्जा होती है, और 3s या 3p इलेक्ट्रॉन की तुलना में बहुत अधिक होती है। वास्तव में,आर्गन जैसे कोर के बाहर , संभवतः 7 (4s2 3d5) संयोजक इलेक्ट्रॉन हैं। यह रासायनिक तथ्य के अनुरूप है कि मैंगनीज की ऑक्सीकरण अवस्था +7 जितनी अधिक हो सकती है ( परमैंगनेट आयन MnO4− में) :
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, सामान्यतः एक Ni परमाणु में, सिद्धांत रूप में, दस संयोजक इलेक्ट्रॉन (4s2 3d8) होते हैं, इसकी ऑक्सीकरण अवस्था कभी भी चार से अधिक नहीं होती है। Zn के लिए, 3d उपकोश सभी ज्ञात यौगिकों में पूर्ण है, सामान्यतः यह कुछ यौगिकों में संयोजक बन्ध 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 संयोजक 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 उदासीन परमाणु के साथ कितने संयोजक इलेक्ट्रॉन जुड़े हुए हैं।
| आवर्त सारणी ब्लॉक | आवर्त सारणी समूह | संयोजी इलेक्ट्रॉन |
|---|---|---|
| s | समूह 1 (I) (क्षारीय धातु) | 1 |
| समूह 2 (II) (क्षारीय मृदा धातु) और हीलियम | 2 | |
| f | लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स | 3–16[lower-alpha 1] |
| d | समूह 3-12 (संक्रमण धातुओं) | 3–12[lower-alpha 2] |
| p | समूह 13 (III) (बोरॉन समूह) | 3 |
| समूह 14 (IV) (कार्बन समूह) | 4 | |
| समूह 15 (V) (निक्टोजेन्स या नाइट्रोजन समूह) | 5 | |
| समूह 16 (VI) (चाकोजेन्स या ऑक्सीजन समूह) | 6 | |
| समूह 17 (VII) (हैलोजन) | 7 | |
| समूह 18 (VIII or 0) (उत्कृष्ट गैसें) हीलियम को छोड़कर | 8 |
हीलियम एक अपवाद है: दो संयोजक इलेक्ट्रॉनों के साथ 1s2 विन्यास होने के बावजूद , और इस प्रकार क्षारीय मृदा धातुओं के साथ उनके ns2 संयोजकता विन्यास के साथ कुछ समानताएं हैं। इसका कोश पूरी तरह से भरा हुआ है और इसलिए यह रासायनिक रूप से बहुत निष्क्रिय है और सामान्यतः अन्य उत्कृष्ट गैसों के साथ समूह 18 में रखा जाता है।
संयोजक कोश
संयोजकता कोश 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 कोश में हो सकते हैं और सभी एक ही इलेक्ट्रॉन कोश 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।
| तत्व प्रकार | हाइड्रोजन और हीलियम | पी-ब्लॉक
(मुख्य समूह तत्व) |
डी-ब्लॉक | एफ ब्लॉक (लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स) |
|---|---|---|---|---|
| संयोजकता कक्षक [5] |
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| इलेक्ट्रॉनों की गिनती के नियम | युगल / डुप्लेट नियम | अष्टक नियम | 18-इलेक्ट्रॉन नियम | 32-इलेक्ट्रॉन नियम |
एक सामान्य नियम के रूप में, एक मुख्य-समूह तत्व (हाइड्रोजन या हीलियम को छोड़कर) एक s2p6 इलेक्ट्रॉन विन्यास बनाने के लिए प्रतिक्रिया करता है। इस प्रवृत्ति को अष्टक नियम कहा जाता है, क्योंकि प्रत्येक बंधित परमाणु में साझा इलेक्ट्रॉनों सहित 8 संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं। इसी तरह, एक संक्रमण धातु एक d10s2p6 इलेक्ट्रॉन विन्यास बनाने के लिए प्रतिक्रिया करता है। इस प्रवृत्ति को 18-इलेक्ट्रॉन नियम कहा जाता है, क्योंकि प्रत्येक बंधित परमाणु में साझा इलेक्ट्रॉनों सहित 18 संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं।
रासायनिक प्रतिक्रियाएं
एक परमाणु में संयोजक इलेक्ट्रॉनों की संख्या उसके रासायनिक बंधन के व्यवहार को नियंत्रित करती है। इसलिए, जिन तत्वों के परमाणुओं में समान संख्या में संयोजक इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं, उन्हें तत्वों की आवर्त सारणी में एक साथ समूहीकृत किया जाता है।
सबसे अधिक प्रतिक्रियाशीलता 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 आयनिक बन्ध के निर्माण के दौरान, जो आवश्यक आयनीकरण ऊर्जा प्राप्त होती है, यह एक संयोजक इलेक्ट्रॉन को एक बंद कोश (जैसे, Na+ या K+) से आसानी से एक धनायन बनाने के लिए पर्याप्त होती है।)। समूह 2 की क्षारीय मृदा (उदाहरण के लिए, मैग्नीशियम ) की कुछ कम प्रतिक्रियाशील होती है, क्योंकि प्रत्येक परमाणु को एक बंद कोश के साथ एक धनायन बनाने के लिए दो संयोजक इलेक्ट्रॉनों को निकालना चाहिए (उदाहरण के लिए, Mg2+)।
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 कोश होते हैं; एक भारी तत्व के संयोजक इलेक्ट्रॉन उच्च प्रमुख क्वांटम संख्याओं पर उपस्थित 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 एक में दो तरीकों से 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 हैलोजन (जैसे, एक अधातु तत्त्व (F) या क्लोरीन (Cl)) है। ऐसे परमाणु में निम्नलिखित इलेक्ट्रॉन विन्यास होता है: s2p5 इसके एक बंद कोश बनाने के लिए केवल एक अतिरिक्त संयोजी इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है। एक आयनिक बंधन बनाने के लिए, एक हैलोजन परमाणु एक ऋणायन बनाने के लिए दूसरे परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को हटा सकता है (उदाहरण के लिए, F−, Cl−आदि)। एक सहसंयोजक बंधन बनाने के लिए, हैलोजन से एक इलेक्ट्रॉन और दूसरे परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन साझा जोड़ी बनाते हैं (उदाहरण के लिए, H–F अणु में, रेखा संयोजक इलेक्ट्रॉनों की एक साझा जोड़ी का प्रतिनिधित्व करती है, जिसमे एक इलेक्ट्रान F से और एक इलेक्ट्रान H से )। 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 संयोजक 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 संयोजक कोश उच्च प्रमुख क्वांटम संख्या पर होता है।
इन साधारण विषयों में जहां अष्टक नियम का पालन किया जाता है, एक परमाणु की संयोजक (रसायन विज्ञान) स्थिर अष्टक बनाने के लिए प्राप्त, खोए या साझा किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है। सामान्यतः, अनेक अणु ऐसे भी हैं जो अष्टक नियम के अपवाद हैं, और जिनके लिए संयोजकता कम स्पष्ट रूप से परिभाषित है।
विद्युत चालकता
एक तत्व की विद्युत चालकता के लिए संयोजक इलेक्ट्रॉन भी जिम्मेदार होते हैं; परिणामस्वरूप , एक तत्व को धातु , अधातु या अर्धचालक के रूप में वर्गीकृत किया जा सकता है (या धातु के रूप-रंग का एक अधातु पदार्थ )।[citation needed]
ठोस अवस्था में होने पर धातु तत्व सामान्यतः उच्च विद्युत चालकता होते हैं। आवर्त सारणी की प्रत्येक पंक्ति में, धातुएँ अधातुओं के बाईं ओर होती हैं, और इस प्रकार एक धातु में अधातु की तुलना में कम संभव संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं। सामान्यतः, एक धातु परमाणु के एक संयोजक इलेक्ट्रॉन में निम्न आयनीकरण ऊर्जा होती है, और ठोस अवस्था में यह संयोजक 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, एल्युमीनियम , चांदी और सोना अच्छे चालक के उदाहरण हैं।
एक अधातु तत्व में कम विद्युत चालकता होती है; यह एक कुचालक के रूप में कार्य करता है। ऐसा तत्व आवर्त सारणी के दाईं ओर पाया जाता है, और इसमें एक संयोजक कोश होता है जो कम से कम आधा भरा होता है (अपवाद बोरॉन है)। इसकी आयनीकरण ऊर्जा उच्च 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 कुचालक के उदाहरण हीरा (कार्बन का एक अपररूप ) और गंधक हैं।
धातुओं से युक्त एक ठोस यौगिक भी एक कुचालक हो सकता है यदि धातु परमाणुओं के संयोजक इलेक्ट्रॉनों का उपयोग आयनिक बंधन बनाने के लिए किया जाता है। उदाहरण के लिए, सामान्यतः तात्त्विक सोडियम एक धातु है, ठोस सोडियम क्लोराइड एक कुचालक है, क्योंकि सोडियम के संयोजक 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 संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं। अर्धचालक के गुणों को एक संयोजी बंध (जिसमें पूर्ण शून्य पर संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं) और एक चालन बैंड (जिसमें संयोजक इलेक्ट्रॉन तापीय ऊर्जा से उत्साहित होते हैं) के बीच एक छोटे ऊर्जा अंतराल के परिणामस्वरूप ,बैंड सिद्धांत का उपयोग करके सबसे अच्छी तरह से समझाया गया है।
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.
