§ 3.6NCERT कक्षा 11 · रसायन विज्ञान · अध्याय 3

तत्वों के गुणधर्मों में आवर्ती प्रवृत्तियाँ: परमाणु त्रिज्या, आयनन एन्थैल्पी एवं विद्युतऋणात्मकता

आवर्त सारणी के प्रत्येक तत्व में दो बल — बढ़ता हुआ नाभिकीय आकर्षण और नए कोशों का जुड़ना — परस्पर प्रतिस्पर्धी होते हैं, और पाँच गुणधर्म इसका परिणाम दर्शाते हैं। प्रत्येक आवर्ती प्रवृत्ति, सभी प्रमुख अपवाद (Be>B, N>O, Cl>F), और एक लाइव बेंच जो आपकी आँखों के सामने आँकड़े प्रदर्शित करती है।

QCC Notes · कक्षा 11 रसायन विज्ञान NCERT आधारित अद्यतन 26 सितंबर 2026 20 मिनट पठन

0.0पाऊलिंग

फ्लोरीन की विद्युतऋणात्मकता — उच्चतम सीमा
O 3.5 · Cl 3.0 · N 3.0 · H 2.1 · Na 0.9
आपेक्षिक एवं मात्रकहीन — यह कोई ऊर्जा नहीं है

गुणधर्मों की पुनरावृत्ति क्यों होती है — संपूर्ण सिद्धांत

इस खंड की प्रत्येक प्रवृत्ति दो बलों के बीच का रस्साकशी (द्वंद्व) है। पहला बल: नाभिक — प्रत्येक अतिरिक्त प्रोटॉन इलेक्ट्रॉनों को अधिक दृढ़ता से भीतर खींचता है। दूसरा बल: परिरक्षण प्रभाव (shielding effect) एवं दूरी — प्रत्येक नया कोश बाह्यतम इलेक्ट्रॉनों को बाहर धकेलता है और उन्हें नाभिक से परिरक्षित करता है। बाह्यतम इलेक्ट्रॉन वास्तव में जिस आकर्षण का अनुभव करता है, वह प्रभावी नाभिकीय आवेश, Z_eff ≈ Z − σ (σ = आंतरिक इलेक्ट्रॉनों द्वारा परिरक्षण) है। आवर्त में (बाएँ से दाएँ), इलेक्ट्रॉन समान कोश में प्रवेश करते हैं: परिरक्षण में बहुत कम वृद्धि होती है, इसलिए Z_eff बढ़ता है — नाभिकीय आकर्षण प्रभावी होता है। वर्ग में (ऊपर से नीचे), प्रत्येक पद पर एक नया कोश जुड़ता है: दूरी और परिरक्षण प्रभाव हावी हो जाते हैं — प्रतिकर्षण/दूरी प्रभावी होती है। यह एक सिद्धांत नीचे दी गई प्रत्येक प्रवृत्ति को जन्म देता है।

1 · परमाणु त्रिज्या (Atomic radius)। इसके तीन रूप होते हैं, और परीक्षाओं में इनसे सटीक प्रश्न आते हैं: सहसंयोजक त्रिज्या (covalent radius) (एकल बंध से जुड़े दो समान परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी का आधा), वान्डरवाल्स त्रिज्या (van der Waals radius) (अबंधित परमाणुओं के निकटतम पहुंच की दूरी का आधा — सदैव अधिक होती है), और धात्विक त्रिज्या (metallic radius) (धात्विक जालक में)। आवर्त में बाएँ से दाएँ, त्रिज्या घटती है (Na 186 → Cl 99 pm) — Z_eff समान कोश को अधिक संकुचित करता है। वर्ग में ऊपर से नीचे, यह बढ़ती है (Li 152 → Cs 262 pm) — नए कोश जुड़ते जाते हैं। दो सहायक नियम: धनायन < जनक परमाणु < ऋणायन (कम इलेक्ट्रॉन, कम प्रतिकर्षण / अधिक इलेक्ट्रॉन, अधिक प्रतिकर्षण), तथा उत्कृष्ट गैसों की त्रिज्या अचानक बड़ी दिखती है क्योंकि उनके लिए केवल वान्डरवाल्स त्रिज्या का मान दिया जाता है।

आवर्त मेंr ↓ · Z_eff ↑ वर्ग मेंr ↑ · कोश ↑ आयनधनायन < परमाणु < ऋणायन

2 · आयनन एन्थैल्पी (IE)। विलगित गैसीय परमाणु की मूल अवस्था से एक इलेक्ट्रॉन निकालने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा — प्रथम इलेक्ट्रॉन के लिए IE₁, जो सदैव धनात्मक होती है (ऊर्जा देनी पड़ती है)। उत्तरोत्तर इलेक्ट्रॉन निष्कासन में अधिक ऊर्जा लगती है: IE₁ < IE₂ < IE₃, और उत्कृष्ट गैस विन्यास प्राप्त होने पर एक अत्यधिक तीव्र उछाल (giant jump) देखने को मिलता है। आवर्त में सामान्यतः IE₁ बढ़ती है (प्रभावी नाभिकीय आवेश अधिक होने से इलेक्ट्रॉन दृढ़ता से बंधा रहता है); वर्ग में यह घटती है (बाह्यतम इलेक्ट्रॉन अधिक दूरी पर और परिरक्षित होता है)। मुख्य अपवाद — Be > B (पूर्ण 2s² उपकोश का वेधन प्रभाव 2p¹ से अधिक होता है) और N > O (सममित अर्ध-पूरित 2p³ विन्यास का स्थायित्व 2p⁴ के युग्मित इलेक्ट्रॉन से अधिक होता है) — इस अध्याय के सर्वाधिक पूछे जाने वाले कारण हैं।

3 · इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी (EA)। जब कोई विलगित गैसीय परमाणु एक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है, तो होने वाला एन्थैल्पी परिवर्तन। ऋणात्मक मान = ऊर्जा मुक्त होना = परमाणु इलेक्ट्रॉन को आकर्षित करता है। आवर्त में यह सामान्यतः अधिक ऋणात्मक होती जाती है; वर्ग में कम ऋणात्मक होती है। दो अत्यंत महत्वपूर्ण विसंगतियाँ: क्लोरीन (−349 kJ/mol) का मान फ्लोरीन (−328 kJ/mol) से अधिक ऋणात्मक होता है क्योंकि F का सूक्ष्म 2p उपकोश अत्यधिक संकुलित होने के कारण आने वाले इलेक्ट्रॉन पर तीव्र प्रतिकर्षण लगाता है; तथा अर्ध-पूरित N (तथा उत्कृष्ट गैसों) के मान धनात्मक (ऊष्माशोषी) होते हैं — वे अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने का विरोध करते हैं।

NTA ट्रैप · Cl का मान F से अधिक — सबसे बड़ा अपवाद

“फ्लोरीन, सबसे अधिक विद्युतऋणात्मक तत्व होने के कारण, सबसे अधिक ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी भी रखता है” — यह कथन असत्य है। EN रासायनिक बंध में आकर्षण को मापती है (F जीतता है); EA मुक्त इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने पर मुक्त ऊर्जा को मापती है (Cl जीतता है, −349 बनाम −328, क्योंकि F के 2p में इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण का हर्जाना चुकाना पड़ता है)। EN और EA के क्रम परस्पर समान नहीं हैं — परीक्षा के प्रश्न ठीक इसी अंतर पर बनाए जाते हैं।

4 · विद्युतऋणात्मकता (EN)। किसी बंधित परमाणु द्वारा सहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म को अपनी ओर आकर्षित करने की प्रवृत्ति — यह एक आपेक्षिक, मात्रकहीन संख्या (पाऊलिंग पैमाना) है, कोई ऊर्जा नहीं। F = 4.0 उच्चतम सीमा है; O 3.5, N 3.0, Cl 3.0। इसकी प्रवृत्तियाँ IE के समान होती हैं: आवर्त में बढ़ती है, वर्ग में घटती है। EA के विपरीत, फ्लोरीन पर EN का कोई अपवाद नहीं है — यह दोनों श्रेणियों में अव्वल रहता है जिसे छात्र प्रायः भ्रमित कर देते हैं।

NTA ट्रैप · EN बनाम EA — विलगित परमाणु बनाम बंधित परमाणु

कथन आधारित प्रश्नों में दोनों परिभाषाओं को आपस में बदल दिया जाता है: “विद्युतऋणात्मकता वह ऊर्जा है जो परमाणु द्वारा इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने पर मुक्त होती है” — असत्य (यह EA है)। “इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी रासायनिक बंध में स्थित परमाणुओं के लिए मापी जाती है” — असत्य (यह EN का क्षेत्र है)। मूल तथ्य याद रखें: EA = विलगित परमाणु + ऊर्जा पद (kJ/mol); EN = बंधित परमाणु + आपेक्षिक पैमाना (मात्रकहीन)।

5 · धात्विक एवं अधात्विक लक्षण। धातुएँ कम IE व कम EA वाले इलेक्ट्रॉन दाता होती हैं; अधातुएँ उच्च IE व उच्च EA वाले इलेक्ट्रॉन ग्राही होती हैं। अतः धात्विक लक्षण आवर्त में घटता है (Na → Cl) और वर्ग में बढ़ता है (Li → Cs; फ्रैंशियम को छोड़कर, Cs सर्वाधिक क्रियाशील धातु है)। आवर्ती संबंध: आवर्त में ऑक्साइड क्षारीय (Na₂O, MgO) → उभयधर्मी (Al₂O₃) → अम्लीय (SiO₂, P₄O₁₀, SO₃, Cl₂O₇) होते जाते हैं। इसमें विकर्ण संबंध (diagonal relationship) जोड़ें — Li↔Mg, Be↔Al, B↔Si समान व्यवहार करते हैं क्योंकि उनकी त्रिज्या और आवेश/त्रिज्या अनुपात (ध्रुवण क्षमता) लगभग समान होते हैं — और इस अध्याय का वैचारिक उपकरण पूर्ण हो जाता है। (इन सबके पीछे कार्य करने वाला इलेक्ट्रॉनिक विन्यास (§ 3.5) अगले खंड में प्रस्तुत है।)

सारणी 1 — तृतीय आवर्त का विश्लेषण: पाँचों गुणधर्म, तत्व-दर-तत्व (पैटर्न को समझें, केवल संख्याएँ नहीं)
गुणधर्म	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
परमाणु त्रिज्या (pm, सहसंयोजक)	186	160	143	118	110	104	99	188 (vdW)
IE₁ (kJ/mol)	496	738	578	786	1012	1000	1256	1521
EA (kJ/mol)	−53	> 0	−43	−134	−72	−200	−349	> 0
EN (पाऊलिंग)	0.9	1.2	1.5	1.8	2.1	2.5	3.0	—
धात्विक लक्षण	प्रबल धातु	प्रबल धातु	धातु	उपधातु	अधातु	अधातु	अधातु	उत्कृष्ट गैस

सारणी 2 — प्रमुख अपवादों की सूची: जहाँ प्रवृत्ति बदलती है और उसका वैज्ञानिक कारण (JEE का प्रिय खंड)
अपवाद	आँकड़े	कारण
Be > B (IE₁)	899 बनाम 801 kJ/mol	Be अधिक वेधन क्षमता वाले 2s² इलेक्ट्रॉन को खोता है; जबकि B का अकेला 2p¹ उच्च ऊर्जा पर होने से आसानी से निकल जाता है
N > O (IE₁)	1402 बनाम 1314 kJ/mol	N का अर्ध-पूरित 2p³ सममित और स्थायी है; जबकि O के 2p⁴ युग्म में अंतर-इलेक्ट्रॉनिक प्रतिकर्षण होता है
Cl > F (EA के लिए उल्टा क्रम)	−349 बनाम −328 kJ/mol	F का संकुलित 2p उपकोश आने वाले इलेक्ट्रॉन को प्रतिकर्षित करता है; Cl का विस्तृत 3p उपकोश इसे सरलता से स्वीकार करता है
N, उत्कृष्ट गैसें: धनात्मक EA	> 0	अर्ध-पूरित 2p³ (N) और पूर्ण कोश (उत्कृष्ट गैसें) अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन स्वीकार करने का विरोध करते हैं; P (−72) केवल अल्प ऋणात्मक है
Al ≈ Ga (IE₁, वर्ग 13)	578 बनाम 579 kJ/mol	Ga में 3d इलेक्ट्रॉनों के दुर्बल परिरक्षण के कारण बढ़ा हुआ Z प्रभावी हो जाता है — d-ब्लॉक संकुचन प्रभाव

NTA ट्रैप · उत्तरोत्तर IE में बड़ा उछाल तत्व की पहचान बताता है

उत्तरोत्तर आयनन एन्थैल्पियों के बीच सबसे बड़ा उछाल उत्कृष्ट गैस क्रोड को उजागर करता है। Na: IE₁ = 496 लेकिन IE₂ = 4562 kJ/mol — Na⁺ का विन्यास 1s²2s²2p⁶ (Ne जैसा) है। Mg: IE₂ = 1451, तीव्र उछाल IE₃ पर आता है। परीक्षा के प्रश्नों में IE की एक सारणी देकर वर्ग पूछा जाता है — उछाल से पहले निकाले गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या गिनें, वही उस वर्ग के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या होगी। रटने की कोई आवश्यकता नहीं है, बस इस नियम को लागू करें।

प्रवृत्तियों का दृश्य निरूपण एवं लाइव चार्ट

एक मानचित्र, एक बेंच — पहले आवर्ती प्रवृत्तियों का मानचित्र देखें, फिर अपवादों सहित किसी भी श्रेणी के गुणधर्मों का चार्ट बनाएँ।

चित्र 1 — संपूर्ण अध्याय एक ही मानचित्र में: आवर्त में बाएँ से दाएँ (Z_eff प्रभावी) परमाणु त्रिज्या घटती है जबकि IE, EN और अधात्विक लक्षण बढ़ते हैं; वर्ग में ऊपर से नीचे (कोशों की संख्या प्रभावी) सभी प्रवृत्तियाँ उलट जाती हैं। लाल निशान प्रमुख मोड़ों को दर्शाते हैं — Be>B, N>O, और इलेक्ट्रॉन ग्रहण में क्लोरीन का फ्लोरीन से आगे निकलना।

लाइव प्रयोग करें

ट्रेंड बेंच

गुणधर्म

श्रेणी

लाल स्तंभ = प्रवृत्ति के अपवाद — ठीक वही स्तंभ जिनके बारे में NTA प्रश्न पूछता है। आँकड़े परीक्षा मानकों के अनुसार हैं (सहसंयोजक त्रिज्या, पाऊलिंग EN, kJ/mol)।

हल किए गए उदाहरण (चरण-दर-चरण)

आँकड़े → बल विश्लेषण → निष्कर्ष। जो तर्क यहाँ प्रयुक्त होता है, वही ट्रेंड बेंच के व्याख्या बॉक्स में भी लागू होता है।

उदाहरण 01आधारभूत · त्रिज्या क्रम

चार परमाणु, एक संकुचित होता कोश

Na, Mg, Al और Si को परमाणु त्रिज्या के घटते क्रम में व्यवस्थित कीजिए तथा बिना आँकड़ा सारणी के इसका औचित्य सिद्ध कीजिए। साथ ही Na⁺ और Mg²⁺ की त्रिज्या की तुलना उनके जनक परमाणुओं से कीजिए।

दिशाये चारों तृतीय आवर्त के तत्व हैं — समान n = 3 कोश, बाएँ से दाएँ Z_eff में निरंतर वृद्धि।
क्रमNa (186) > Mg (160) > Al (143) > Si (118) pm — आवर्त में आकर्षण बल प्रभावी होता है।
आयनNa⁺ < Na (एक संपूर्ण कोश का प्रतिकर्षण समाप्त) तथा Mg²⁺ < Mg — धनायन सदैव जनक परमाणु से छोटे होते हैं; ऋणायन सदैव बड़े होते हैं।
अतिरिक्त संबंधMg²⁺ < Na⁺ < Mg < Na — Mg²⁺ में Na⁺ के समान इलेक्ट्रॉनों की संख्या पर अधिक प्रोटॉन होते हैं। समइलेक्ट्रॉनिक स्पीशीज का नियम: अधिक Z → छोटी त्रिज्या r।

Na > Mg > Al > Si · Mg²⁺ < Na⁺ (समइलेक्ट्रॉनिक)

उदाहरण 02JEE Main · अपवाद का कारण

N > O का विश्लेषण

नाइट्रोजन की प्रथम आयनन एन्थैल्पी (1402 kJ/mol) ऑक्सीजन (1314 kJ/mol) से अधिक है, यद्यपि ऑक्सीजन का नाभिकीय आवेश अधिक है। समझाइए। कौन सा अन्य युग्म समान व्यवहार प्रदर्शित करता है?

विन्यासN: 1s² 2s² 2p³ — अर्ध-पूरित, सममित · O: 1s² 2s² 2p⁴ — एक युग्मित कक्षक।
बल विश्लेषणO के 2p⁴ से इलेक्ट्रॉन निकालने पर अर्ध-पूरित विन्यास प्राप्त होता है — इलेक्ट्रॉन युग्म में प्रतिकर्षण के कारण वह इलेक्ट्रॉन ढीला बंधा होता है; जबकि N से इलेक्ट्रॉन निकालने पर स्थायी अर्ध-पूरित कोश नष्ट होता है — इसके लिए अतिरिक्त ऊर्जा व्यय करनी पड़ती है।
निष्कर्षसममिति नाभिकीय आवेश पर हावी होती है: N > O।
समरूप उदाहरणBe (899) > B (801) — समान तर्क: पूर्ण 2s² उपकोश की वेधन क्षमता बनाम अकेला 2p¹ इलेक्ट्रॉन।

अर्ध-पूरित विन्यास का स्थायित्व प्रभावी — N > O, और इसी तर्क से Be > B

उदाहरण 03JEE Main · उत्तरोत्तर IE

IE सारणी को फिंगरप्रिंट की तरह समझना

तत्व X के लिए IE₁ = 496 तथा IE₂ = 4562 kJ/mol है; तत्व Y के लिए IE₁ = 738 तथा IE₂ = 1451 kJ/mol है। प्रत्येक के वर्ग की पहचान कीजिए तथा इस अंतर को समझाइए।

X का उछालIE₂/IE₁ ≈ 9 गुना — एक इलेक्ट्रॉन त्यागने के बाद X उत्कृष्ट गैस क्रोड प्राप्त कर लेता है → X वर्ग 1 का तत्व है (Na: Na⁺ = Ne विन्यास)।
Y का उछालIE₂/IE₁ में सामान्य वृद्धि (~2 गुना); बड़ा उछाल केवल IE₃ पर आएगा → Y में दो संयोजकता इलेक्ट्रॉन हैं → वर्ग 2 (Mg)।
सत्यापनNa⁺ (2,8) बनाम Na (2,8,1) — पूर्ण Ne क्रोड से इलेक्ट्रॉन निकालने में 4562 kJ/mol ऊर्जा लगती है ✓। नियम: उछाल की स्थिति = संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या।

X = वर्ग 1 · Y = वर्ग 2 — उछाल क्रोड विन्यास को दर्शाता है

अभ्यास प्रश्न (विस्तृत हल सहित)

पहले स्वयं हल करने का प्रयास करें — वास्तविक परीक्षा की भाँति एक विकल्प चुनने के बाद विकल्प लॉक हो जाते हैं। इसके बाद विस्तृत हल पढ़ें।

हल किए गए 0/4 · सही 0

Q1NEET · त्रिज्या क्रम

परमाणु त्रिज्या का सही घटता क्रम है:

विस्तृत हल

तृतीय आवर्त, समान कोश, Z_eff में वृद्धि → त्रिज्या घटती है: Al (143) > Si (118) > P (110) > Cl (99)।
विकल्प C दिशा का ट्रैप है (प्रवृत्ति को उल्टा पढ़ना); D पड़ोसियों को उलट-पुलट करता है। ट्रेंड बेंच पर इसकी पुष्टि करें।

(A) Al > Si > P > Cl

Q2JEE Main · EA विसंगति

सर्वाधिक ऋणात्मक इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी वाला तत्व है:

विस्तृत हल

Cl: −349 kJ/mol, F के −328 kJ/mol से अधिक ऋणात्मक है — F का संकुलित 2p उपकोश आने वाले इलेक्ट्रॉन पर प्रतिकर्षण का हर्जाना लगाता है।
A विद्युतऋणात्मकता की स्वाभाविक प्रतिक्रिया वाला गलत उत्तर है — इस अध्याय में सबसे अधिक प्रयुक्त होने वाला ट्रैप। D इलेक्ट्रॉन लेने से सीधा मना कर देता है (धनात्मक EA)।

(B) क्लोरीन, −349 kJ/mol

Q3JEE Main · IE में गिरावट

ऐलुमिनियम की प्रथम आयनन एन्थैल्पी (578 kJ/mol) मैग्नीशियम (738 kJ/mol) से कम होने का कारण है:

विस्तृत हल

Mg के 3s² इलेक्ट्रॉन नाभिक के अधिक निकट वेधन करते हैं (निम्न ऊर्जा, निकालने में कठिन); Al का नया 3p¹ इलेक्ट्रॉन उस परिरक्षित युग्म के बाहर स्थित होता है।
Be > B और N > O के समान तर्क — उपकोश ऊर्जा और युग्मन, न कि केवल कुल नाभिकीय आवेश, इन गिरावटों का निर्धारण करते हैं।

(B) 3p¹ बनाम 3s² वेधन क्षमता

Q4NEET · EN बनाम EA

विद्युतऋणात्मकता के संबंध में कौन सा कथन सही है?

विस्तृत हल

A इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी का वर्णन करता है, EN का नहीं — परिभाषा का परस्पर बदल। B दो तरह से गलत है: EN मात्रकहीन और आपेक्षिक होती है।
D प्रवृत्ति को उलट देता है (वर्ग में नीचे जाने पर EN घटती है)। C सटीक परिभाषा है।

मुख्य नियम एवं स्मरणीय बिंदु

नियम कार्ड

आठ पंक्तियाँ जो इस विषय के सभी प्रश्न हल करती हैं

Z_eff ≈ Z − σ — मूल आधारआवर्त: Z_eff ↑ (आकर्षण प्रभावी) · वर्ग: कोश ↑ (दूरी/परिरक्षण प्रभावी)।

r: आवर्त ↓ · वर्ग ↑Na 186 → Cl 99 pm · Li 152 → Cs 262 pm; वान्डरवाल्स > सहसंयोजक।

धनायन < जनक परमाणु < ऋणायनसमइलेक्ट्रॉनिक श्रेणी: उच्च Z → छोटी त्रिज्या (Mg²⁺ < Na⁺)।

IE₁: आवर्त ↑ · वर्ग ↓अपवाद Be>B, N>O; Al≈Ga (3d का दुर्बल परिरक्षण प्रभाव)।

IE₁ < IE₂ < IE₃ · उछाल = क्रोडNa: 496 → 4562 (Ne क्रोड)। उछाल की स्थिति = संयोजकता इलेक्ट्रॉन = वर्ग संख्या।

EA: Cl −349 > F −328 (विसंगति)N (अर्ध-पूरित 2p³) और उत्कृष्ट गैसें: धनात्मक EA; P केवल अल्प ऋणात्मक।

EN: आपेक्षिक, मात्रकहीन · F = 4.0बंधित परमाणु सहभाजित युग्म को खींचता है — ऊर्जा नहीं है; IE के समान प्रवृत्ति।

धात्विक लक्षण: आवर्त ↓ · वर्ग ↑ऑक्साइड क्षारीय → उभयधर्मी → अम्लीय; विकर्ण संबंध Li-Mg, Be-Al, B-Si।

प्रमुख संदर्भ मान: Na→Cl 186→99 pm · IE₁ Na 496 / IE₂ 4562 · N 1402 > O 1314 · Be 899 > B 801 · EA Cl −349, F −328 · EN F 4.0, O 3.5, N 3.0

दो बल सब कुछ समझाते हैं — आवर्त में Z_eff, वर्ग में कोश; प्रत्येक प्रवृत्ति और प्रत्येक अपवाद इन्हीं में से किसी एक की स्थानीय विजय है।
अपवाद ही परीक्षा हैं — Be>B, N>O (अर्ध-पूरित/वेधन), Cl>F (2p संकुलन), N और उत्कृष्ट गैसों के लिए धनात्मक EA; प्रत्येक का दो पंक्तियों का कारण याद रखें।
IE सारणियाँ फिंगरप्रिंट की तरह हैं — बड़े उछाल की स्थिति संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या बताती है और वर्ग का नाम तय करती है, बिना किसी रटने के।
EN और EA दो भिन्न संकल्पनाएँ हैं — बंधित परमाणु का आकर्षण (आपेक्षिक, मात्रकहीन, F शीर्ष पर) बनाम मुक्त परमाणु की ऊर्जा (kJ/mol, Cl शीर्ष पर); इनका परस्पर बदल इस अध्याय का सबसे लोकप्रिय ट्रैप है।

अक्सर पूछे जाने वाले प्रश्न (FAQ)

आवर्त में परमाणु त्रिज्या क्यों घटती है?

आवर्त में बाएँ से दाएँ जाने पर इलेक्ट्रॉन समान कोश में प्रवेश करते हैं जबकि प्रोटॉनों की संख्या एक-एक करके बढ़ती जाती है, जिससे बाह्यतम इलेक्ट्रॉनों द्वारा अनुभव किया जाने वाला प्रभावी नाभिकीय आवेश बढ़ता जाता है। समान कोश अधिक प्रबलता से भीतर खिंचता है और त्रिज्या घटती जाती है — सोडियम में 186 pm से घटकर क्लोरीन में 99 pm रह जाती है। वर्ग में नीचे जाने पर विपरीत स्थिति होती है: प्रत्येक पद पर एक नया कोश जुड़ता है, अतः नाभिकीय आवेश बढ़ने के बावजूद दूरी और परिरक्षण प्रभाव के कारण त्रिज्या बढ़ जाती है।

क्लोरीन की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी फ्लोरीन की तुलना में अधिक ऋणात्मक क्यों होती है?

फ्लोरीन में जुड़ने वाला इलेक्ट्रॉन अत्यंत छोटे और संकुलित 2p उपकोश में प्रवेश करता है, जहाँ उपस्थित इलेक्ट्रॉन उस पर तीव्र प्रतिकर्षण बल लगाते हैं — मुक्त होने वाली ऊर्जा का एक भाग इस प्रतिकर्षण के विरुद्ध व्यय हो जाता है। क्लोरीन का 3p उपकोश बड़ा और अधिक विस्तृत होता है, जिससे जुड़ने वाला इलेक्ट्रॉन कम प्रतिकर्षण का अनुभव करता है। अतः क्लोरीन अधिक ऊर्जा मुक्त करता है: फ्लोरीन के −328 kJ/mol की तुलना में −349 kJ/mol, जिससे क्लोरीन का मान सभी तत्वों में सर्वाधिक ऋणात्मक होता है।

नाइट्रोजन की प्रथम आयनन एन्थैल्पी ऑक्सीजन से अधिक क्यों होती है?

नाइट्रोजन का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास स्थायी अर्ध-पूरित 2p³ होता है, और एक इलेक्ट्रॉन निकालने से यह सममिति नष्ट हो जाती है। ऑक्सीजन के 2p⁴ में एक युग्मित इलेक्ट्रॉन होता है, और उस युग्म में अंतर-इलेक्ट्रॉनिक प्रतिकर्षण के कारण उस इलेक्ट्रॉन को निकालना अपेक्षाकृत सरल होता है — इसलिए ऑक्सीजन की प्रथम आयनन एन्थैल्पी (1314 kJ/mol) नाइट्रोजन (1402 kJ/mol) से कम होती है। इसी तर्क के अनुसार Be (2s²) की आयनन एन्थैल्पी B (2s²2p¹) से अधिक होती है।

विद्युतऋणात्मकता और इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी में क्या अंतर है?

इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी उस ऊर्जा परिवर्तन को मापती है जब कोई विलगित गैसीय परमाणु एक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है — यह kJ/mol में व्यक्त एक निरपेक्ष ऊर्जा मान है। विद्युतऋणात्मकता किसी बंधित परमाणु द्वारा सहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म को अपनी ओर आकर्षित करने की प्रवृत्ति को मापती है — यह पाऊलिंग पैमाने जैसी एक आपेक्षिक, मात्रकहीन संख्या है (फ्लोरीन = 4.0, सर्वाधिक)। एक का संबंध मुक्त परमाणु द्वारा इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने से है; दूसरे का संबंध पहले से बंधे परमाणु द्वारा इलेक्ट्रॉन खींचने से है।

आपकी प्रगति

केवल इसी डिवाइस पर सेव — कोई अकाउंट या साइन-इन नहीं।