रासायनिक तत्वों के परमाणुओं का सापेक्ष आकार

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आकार परमाणुओं की एक महत्वपूर्ण विशेषता है जो आवर्त सारणी में मौजूद विभिन्न तत्वों को बनाते हैं। यह हमें उनकी कई विशेषताओं को समझने की अनुमति देता है, जैसे कि हाइड्रोजन और हीलियम की उन कंटेनरों से बचने की प्रवृत्ति, जिनमें वे होते हैं, या कुछ आयनों की कोशिका दीवार में कुछ आयन चैनलों से गुजरने में असमर्थता।

हालांकि, जब हम एक परमाणु की कल्पना करते हैं जिसमें बहुत घने और छोटे नाभिक होते हैं जो इसके चारों ओर घूमने वाले छोटे इलेक्ट्रॉनों के बादल से घिरे होते हैं, तो यह समझना मुश्किल होता है कि परमाणु के मामले में “आकार” का अर्थ क्या है। ऐसा इसलिए है क्योंकि परमाणु लगभग पूरी तरह से खाली जगह से बने होते हैं और हम आकार को ठोस पिंडों से जुड़ी किसी चीज़ के रूप में समझने के आदी हैं जिसे हम अपने हाथों से देख सकते हैं और हेरफेर कर सकते हैं।

उपरोक्त के मद्देनजर, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के सापेक्ष आकार की व्याख्या करने के लिए, हमें रासायनिक दृष्टिकोण से उक्त आकार को परिभाषित करके शुरू करना चाहिए।

परमाणुओं के आकार को देखने के कई तरीके

किसी चीज के आकार को परिभाषित करने की शुरुआत उसके आकार और उसके आयामों को जानने से होती है। परमाणुओं के मामले में , हम आम तौर पर मानते हैं कि उनके पास एक गोले का आकार है, हालांकि यह पूरी तरह सच नहीं है। हालाँकि, इसे इस तरह मान लेना व्यावहारिक है।

उन्हें गोले के रूप में मानते हुए, परमाणुओं का आकार उनकी त्रिज्या या उनके व्यास द्वारा निर्धारित किया जाता है। जब हम एक परमाणु की त्रिज्या के बारे में सोचते हैं, तो पहली बात जो दिमाग में आती है वह परमाणु के केंद्र या उसके नाभिक और उसके इलेक्ट्रॉन बादल के बाहरी किनारे के बीच की दूरी है। समस्या यह है कि इलेक्ट्रॉन बादल में तेज धार नहीं होती है (जिस प्रकार बादलों की बाहरी सतह तेज नहीं होती है)।

इसका तात्पर्य है कि त्रिज्या को परिभाषित करना जटिल और कुछ अस्पष्ट है। इसके अलावा, इसका अर्थ यह भी है कि किसी एक परमाणु की त्रिज्या को मापना व्यावहारिक रूप से असंभव है। तो, प्रयोगात्मक डेटा के आधार पर परमाणुओं की त्रिज्या निर्धारित करने या अनुमान लगाने के लिए कुछ तरीके विकसित किए गए हैं।

परमाणुओं के आकार को व्यक्त करने के तीन मुख्य तरीके हैं:

  • परमाणु त्रिज्या या धात्विक त्रिज्या।
  • सहसंयोजक त्रिज्या ।
  • आयनिक त्रिज्या।

तीन अवधारणाएं एक दूसरे से भिन्न हैं और विभिन्न मामलों पर लागू होती हैं। इस कारण से, दो परमाणुओं के आकार की एक दूसरे से सीधे तुलना करना हमेशा संभव नहीं होता है। इसके अलावा, आकार इस बात पर निर्भर करता है कि यह एक तटस्थ परमाणु या आयन है या नहीं। बाद के मामले में, आकार भी विद्युत आवेश के मूल्य और चिह्न के आधार पर भिन्न होता है।

परमाणु त्रिज्या या धात्विक त्रिज्या

समझने की सबसे सरल अवधारणा परमाणु त्रिज्या की है। एक तत्व के परमाणु त्रिज्या को शुद्ध तत्व के एक क्रिस्टल में दो आसन्न परमाणुओं के बीच की औसत दूरी के आधे के रूप में परिभाषित किया गया है। एक्स-रे विवर्तन तकनीकों के माध्यम से इस दूरी को आसानी से निर्धारित किया जा सकता है।

रासायनिक तत्वों के परमाणुओं का सापेक्ष आकार

परमाणु त्रिज्या की अवधारणा मुख्य रूप से धातुओं पर लागू होती है, जो केवल ऐसे तत्व हैं जो क्रिस्टलीय संरचना बनाते हैं जिसमें तटस्थ धातु का प्रत्येक परमाणु ठीक उसी तरह होता है जैसा कि उसके बगल में होता है। दूसरी ओर, अधातुएँ सामान्यतः एक ही प्रकार के ठोस नहीं बनाती हैं। यही कारण है कि परमाणु त्रिज्या को अक्सर धात्विक त्रिज्या कहा जाता है।

सहसंयोजक त्रिज्या

नोबल गैसों के अपवाद के साथ, अधिकांश अधातुएं अपनी शुद्ध अवस्था में या तो असतत अणु बनाती हैं या व्यापक सहसंयोजक नेटवर्क संरचनाओं के साथ ठोस। उदाहरण के लिए, तात्विक ऑक्सीजन डायटोमिक ऑक्सीजन अणुओं ( O2 ) से बना है , इसलिए एक ठोस ऑक्सीजन क्रिस्टल में, प्रत्येक अणु में सहसंयोजक बंधित ऑक्सीजन परमाणु एक दूसरे के बजाय एक दूसरे के करीब होंगे।

दूसरी ओर, कार्बन जैसे मामले, जिसका सबसे स्थिर आवंटन ग्रेफाइट है, स्तरित संरचनाएं बनाते हैं जिसमें एक परत के भीतर परमाणु सहसंयोजक रूप से एक दूसरे से बंधे होते हैं, जबकि वे आसन्न परतों में परमाणुओं से बंधे नहीं होते हैं।

यह त्रिज्या को दो आसन्न नाभिक अस्पष्ट के बीच की दूरी के एक समारोह के रूप में परिभाषित करता है। इन मामलों में, आकार को दो समान परमाणुओं के बीच की आधी दूरी के रूप में परिभाषित किया जाता है जो सहसंयोजक रूप से एक दूसरे से बंधे होते हैं। इस त्रिज्या को सहसंयोजक त्रिज्या कहा जाता है, और यह गैर-धातु परमाणुओं के आकार को स्थापित करने के लिए सबसे अधिक उपयोग किया जाता है ।

रासायनिक तत्वों के परमाणुओं का सापेक्ष आकार

दूसरी ओर, सहसंयोजक त्रिज्या एक ऐसी अवधारणा है जिसकी धात्विक त्रिज्या की तुलना में अधिक प्रयोज्यता है, क्योंकि यह हमें उन परमाणुओं को एक त्रिज्या प्रदान करने की अनुमति देती है जो एक अणु या एक सहसंयोजक यौगिक का हिस्सा हैं। इसके अलावा, एक परमाणु की सहसंयोजक त्रिज्या को जानकर, हम दोनों के बीच बने सहसंयोजक बंधन की लंबाई को मापकर दूसरे परमाणु की सहसंयोजक त्रिज्या का अनुमान लगा सकते हैं।

आमतौर पर, एक परमाणु की सहसंयोजक त्रिज्या उसके संबंधित धात्विक त्रिज्या से थोड़ी कम होती है।

आयनिक त्रिज्या

पिछले खंडों में उल्लिखित परमाणु आकार के दो उपायों को केवल तटस्थ परमाणुओं या उन परमाणुओं पर लागू किया जा सकता है जो सहसंयोजक अणुओं का हिस्सा हैं। हालांकि, कई तत्व जिनमें स्पष्ट रूप से अलग-अलग इलेक्ट्रोनगेटिविटी हैं, वे आयनिक यौगिक बनाने के लिए गठबंधन करते हैं जिसमें वे इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त या खो देते हैं, इस प्रकार क्रमशः आयनों या धनायन बन जाते हैं।

इन मामलों में, हम परमाणुओं के सापेक्ष आकार को उनके आयनों के आकार, यानी उनके आयनिक त्रिज्या की तुलना करके स्थापित कर सकते हैं।

जब हमारे पास दो अलग-अलग आयन एक साथ जुड़े होते हैं और हम उन्हें अलग करने वाली दूरी जानते हैं, तो हम यह मान लेते हैं कि यह दूरी दो आयनिक त्रिज्याओं का योग होगी। हालाँकि, हम कैसे जान सकते हैं कि इस दूरी का कौन सा अंश एक या दूसरे आयन से मेल खाता है? यह स्पष्ट है कि दोनों आयनों में से किसी एक की त्रिज्या ज्ञात करने के लिए हमें दूसरे आयन की त्रिज्या के मान की आवश्यकता है। इसका मतलब यह है कि हमें केवल किसी भी धनायन और किसी भी ऋणायन की त्रिज्या निर्धारित करने की आवश्यकता है।

तब हम किसी अन्य ऋणायन की त्रिज्या निर्धारित करने के लिए धनायन की त्रिज्या का उपयोग कर सकते हैं, जबकि हम किसी अन्य धनायन की त्रिज्या निर्धारित करने के लिए ऋणायन की त्रिज्या का उपयोग कर सकते हैं।

यह पहली बार लिथियम आयोडाइड के लिए क्रिस्टलोग्राफिक डेटा से प्राप्त किया गया था, एक आयनिक यौगिक जो बहुत छोटे धनायन और एक बहुत बड़े आयन से बना होता है।

रासायनिक तत्वों के परमाणुओं का सापेक्ष आकार

इस यौगिक में, क्रिस्टलीय संरचना आयोडाइड आयनों (I-) के एक नेटवर्क द्वारा बनाई जाती है जिसमें प्रत्येक ऋणायन छह अन्य आयोडाइडों के साथ सीधे संपर्क में होता है, जबकि लिथियम आयन (Li + ) बनने वाली गुहाओं में स्थित होते हैं। प्रत्येक चार आयोडाइड्स, इन सभी के सीधे संपर्क में होने के कारण। इस प्रकार, आयोडाइड के आयनिक त्रिज्या को दो आसन्न आयोडीन नाभिकों के बीच की आधी दूरी के रूप में निर्धारित किया जा सकता है, जबकि लिथियम और आयोडीन नाभिकों के बीच की दूरी आयोडाइड को घटाकर लिथियम के आयनिक त्रिज्या को निर्धारित करना संभव बनाती है।

परमाणु त्रिज्या की आवधिक प्रवृत्ति

जैसा कि शुरुआत में बताया गया है, परमाणु आकार पदार्थ की आवधिक संपत्ति है। यही है, यह एक अवधि और एक समूह में अनुमानित तरीके से भिन्न होता है।

अवधि के दौरान, परमाणु त्रिज्या और सहसंयोजक त्रिज्या दोनों बाएं से दाएं घटते हैं। ऐसा ही आयनों की आयनिक त्रिज्याओं के साथ होता है जिनमें समान विद्युत आवेश होता है। इस व्यवहार का कारण प्रभावी परमाणु आवेश है, जो परमाणु संख्या बढ़ने पर बढ़ता है।

दूसरी ओर, जब आप एक समूह के भीतर एक आवर्त से दूसरे आवर्त में जाते हैं (अर्थात, एक समूह की लंबाई नीचे की ओर बढ़ते हैं), तो प्रभावी परमाणु आवेश भी बढ़ता है, लेकिन सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन (अर्थात, संयोजी इलेक्ट्रॉन) इलेक्ट्रॉन में स्थित होते हैं। ऊर्जा के स्तर में वृद्धि के गोले। इसका तात्पर्य यह है कि संयोजी कोश नाभिक से और दूर होते जा रहे हैं, इसलिए परमाणु की त्रिज्या भी बढ़ती जाती है।

आवेश के साथ आयनिक त्रिज्या का परिवर्तन

परमाणु, सहसंयोजक और आयनिक रेडी की आवधिक भिन्नता के अलावा, आयनिक रेडी भी विद्युत आवेश पर दृढ़ता से निर्भर हैं। प्रत्येक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन जो एक परमाणु में पेश किया जाता है ताकि इसे आयनों में परिवर्तित किया जा सके और इसके नकारात्मक चार्ज को बढ़ाया जा सके, वैलेंस शेल में इलेक्ट्रॉनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक प्रतिकर्षण बढ़ जाता है, जिससे इलेक्ट्रॉन बादल का विस्तार होता है और आयनिक त्रिज्या बढ़ जाती है।

विपरीत उद्धरण के साथ होता है। प्रत्येक इलेक्ट्रॉन जो एक परमाणु से इसे एक धनायन में परिवर्तित करने और धनात्मक आवेश को बढ़ाने के लिए निकाला जाता है, इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण को कम करता है, प्रभावी परमाणु आवेश को बढ़ाता है और इसलिए इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर अधिक मजबूती से आकर्षित होते हैं। प्रभाव सकारात्मक चार्ज बढ़ने के साथ आयनिक त्रिज्या में कमी है।

उदाहरण

यदि हम विभिन्न आयनों की त्रिज्या की तुलना करें जो क्लोरीन बना सकते हैं, तो आयनिक त्रिज्या का क्रम होगा:

सीएल 7+ <सीएल 5+ <सीएल 3+ <सीएल + <सीएल <सीएल

संदर्भ

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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