عنصرن جي دوراني خاصيتن جا مثال سوال ۽ بحث
پنڊال
ڪيمسٽري مادي ۽ ان جي تبديلين جو مطالعو آهي. ڪيمسٽري جي مطالعي ۾، عنصرن جي دوراني جدول سائنسدانن پاران استعمال ٿيندڙ سڀ کان اهم اوزارن مان هڪ آهي. هي جدول نه رڳو عنصرن کي ايٽمي نمبر جي لحاظ کان گروپ ڪري ٿو پر انهن ۾ بار بار ٿيندڙ، يا دوراني، خاصيتن کي پڻ ظاهر ڪري ٿو. عنصرن جي دوراني خاصيتن کي سمجهڻ انهن عنصرن جي ڪيميائي رويي ۽ جسماني خاصيتن جي اڳڪٿي ڪرڻ لاءِ اهم آهي. هن مضمون ۾، اسان ڪيترن ئي مثالن جي مسئلن تي بحث ڪنداسين ۽ عنصرن جي دوراني خاصيتن تي بحث ڪنداسين.
عنصرن جون دوراني خاصيتون
عنصرن جون دوراني خاصيتون انهن خاصيتن کي ظاهر ڪن ٿيون جيڪي دوراني جدول ۾ ڪجهه نمونن کي ورجائين ٿيون يا ڏيکارين ٿيون. ڪجھ سڀ کان وڌيڪ عام دوراني خاصيتون آهن:
1. ايٽمي ريڊيس: ايٽمي مرڪز کان ٻاهرئين اليڪٽران تائين جو فاصلو. ايٽمي ريڊيس هڪ عرصي ۾ کاٻي کان ساڄي طرف گهٽجي ويندو آهي ۽ هڪ گروپ ۾ مٿي کان هيٺ تائين وڌندو آهي.
2. آئنائيزيشن توانائي: هڪ غير جانبدار ايٽم مان اليڪٽران کي ڪڍڻ لاءِ گهربل توانائي. آئنائيزيشن توانائي هڪ عرصي دوران کاٻي کان ساڄي طرف وڌي ٿي ۽ هڪ گروپ ۾ مٿي کان هيٺ تائين گهٽجي ٿي.
3. اليڪٽران لاڳاپو: توانائي ۾ تبديلي جڏهن هڪ ايٽم هڪ اليڪٽران حاصل ڪري ٿو. اليڪٽران لاڳاپو عام طور تي هڪ عرصي دوران کاٻي کان ساڄي طرف وڌيڪ منفي ٿي ويندو آهي.
4. برقي منفيت: هڪ ايٽم جي صلاحيت جيڪا هڪ ڪيميائي بانڊ ۾ اليڪٽرانن جي هڪ جوڙي کي راغب ڪري ٿي. برقي منفيت هڪ عرصي دوران کاٻي کان ساڄي طرف وڌي ٿي ۽ هڪ گروپ ۾ مٿي کان هيٺ تائين گهٽجي ٿي.
مثال سوال 1: ايٽمي ريڊيس
سوال:
هيٺين عنصرن جي ايٽمي ريڊي جو مقابلو ڪريو: لي (ليٿيم)، بي (بيريليم)، بي (بورون).
بحث:
لي، بي، ۽ بي سڀ پيريوڊڪ ٽيبل جي ساڳئي پيريوڊڪ (پيريوڊ 2) ۾ آهن. جيئن اسين هڪ پيريوڊڪ ۾ کاٻي کان ساڄي طرف وڃون ٿا، نيوڪليئر چارج وڌي ٿو، جيڪو ٻاهرين اليڪٽرانن لاءِ وڌيڪ ڪشش جو سبب بڻجندو آهي، ان ڪري ايٽمي ريڊيس گهٽجي ويندو آهي.
- لي (ليٿيم) ٽنهي مان سڀ کان وڏو ايٽمي ريڊيس رکي ٿو ڇاڪاڻ ته ان ۾ سڀ کان ننڍو ايٽمي چارج آهي.
- بي (بيريليم) جو ايٽمي ريڊيس لي کان ننڍو آهي ڇاڪاڻ ته ان جو ايٽمي چارج وڌيڪ آهي.
- B (بورون) ٽنهي مان سڀ کان ننڍو ايٽمي ريڊيس رکي ٿو ڇاڪاڻ ته ان ۾ Li ۽ Be جي وچ ۾ سڀ کان وڏو ايٽمي چارج آهي.
ايٽمي ريڊي جو ترتيب سڀ کان وڏي کان ننڍي تائين آهي: Li > Be > B.
مثال سوال 2: آئنائيزيشن توانائي
سوال:
ميگنيشيم (Mg) جي پهرين آئنائيزيشن توانائي سوڊيم (Na) کان وڌيڪ ڇو آهي؟
بحث:
آئنائيزيشن توانائي اها توانائي آهي جيڪا گئس مرحلي ۾ ايٽم مان اليڪٽران کي ڪڍڻ لاءِ گهربل آهي. Mg ۽ Na ساڳئي عرصي ۾ آهن (مدت 3).
- سوڊيم (Na) گروپ 1 ۾ آهي، جڏهن ته ميگنيشيم (Mg) گروپ 2 ۾ آهي. جيئن اسين هڪ دور ۾ کاٻي کان ساڄي طرف هلون ٿا، اثرائتو نيوڪليئر چارج وڌي ٿو، جيڪو اليڪٽران کي نيوڪليس ڏانهن وڌيڪ متوجه ڪري ٿو، جنهن ڪري اليڪٽران کي ڪڍڻ وڌيڪ ڏکيو ٿي پوي ٿو.
- ميگنيشيم ۾ سوڊيم کان وڏو نيوڪليئر چارج هوندو آهي، جيڪو نيوڪليس ۽ ٻاهرين اليڪٽرانن جي وچ ۾ مضبوط بانڊ جو سبب بڻجندو آهي، تنهن ڪري Mg مان اليڪٽرانن کي ڪڍڻ لاءِ گهربل توانائي Na کان وڌيڪ هوندي آهي.
تنهن ڪري، ميگنيشيم جي پهرين آئنائيزيشن توانائي سوڊيم کان وڌيڪ آهي.
مثال سوال 3: اليڪٽران لاڳاپو
سوال:
هيٺين عنصرن جي اليڪٽران جي لاڳاپي جو مقابلو ڪريو: فلورين (F) ۽ ڪلورين (Cl).
بحث:
اليڪٽران جو لاڳاپو اها توانائي آهي جيڪا گئس مرحلي ۾ هڪ غير جانبدار ايٽم هڪ اليڪٽران حاصل ڪري ٿو. فلورين ۽ ڪلورين گروپ 17 (هالوجن) ۾ آهن، پر مختلف دورن ۾.
- فلورين دور 2 ۾ آهي، جڏهن ته ڪلورين دور 3 ۾ آهي.
- جيتوڻيڪ فلورين وڌيڪ اليڪٽرونيگيٽو آهي، ڪلورين جو اليڪٽران لاڳاپو فلورين کان وڌيڪ منفي آهي (وڌيڪ توانائي جاري ڪري ٿو). اهو ئي سبب آهي ته فلورين ايٽم ۾ اليڪٽرانن جي وچ ۾ رد ڪندڙ قوت ان جي ننڍي ايٽمي ريڊيس جي ڪري وڌيڪ آهي، اهڙي طرح اليڪٽران شامل ڪرڻ تي خارج ٿيندڙ توانائي کي ٿورو گهٽائي ٿو.
تنهن ڪري، ڪلورين جو اليڪٽران لاڳاپو فلورين جي ڀيٽ ۾ وڌيڪ منفي آهي.
مثال سوال 4: برقي منفيت
سوال:
آڪسيجن (O) جي برقي منفيت سلفر (S) کان وڌيڪ ڇو آهي؟
بحث:
اليڪٽرونيگيٽيويٽي هڪ ايٽم جي ڪيميائي بانڊ ۾ اليڪٽرانن جي هڪ جوڙي کي راغب ڪرڻ جي صلاحيت کي ماپي ٿي. آڪسيجن ۽ سلفر گروپ 16 ۾ آهن، پر آڪسيجن پيريڊ 2 ۾ آهي، جڏهن ته سلفر پيريڊ 3 ۾ آهي.
- سلفر جي مقابلي ۾ آڪسيجن جو ايٽمي ريڊيس ننڍو هوندو آهي.
- ڇاڪاڻ ته آڪسيجن ريڊيس ننڍو آهي، ڪيميائي بانڊن ۾ اليڪٽران نيوڪليس جي ويجهو آهن، جنهن ۾ سلفر جي مقابلي ۾ وڌيڪ مضبوط ڪشش آهي.
نتيجي طور، آڪسيجن سلفر کان وڌيڪ برقي منفي آهي.
نتيجو
عنصرن جي دوراني خاصيتون ڪيمسٽري ۾ هڪ اهم تصور آهن جيڪي اسان کي عنصرن جي ڪيميائي رويي کي سمجهڻ ۽ اڳڪٿي ڪرڻ ۾ مدد ڪن ٿا. مٿي ڏنل مثالن کي استعمال ڪندي، اسان ڏسي سگهون ٿا ته ڪيئن خاصيتون جهڙوڪ ايٽمي ريڊيس، آئنائيزيشن توانائي، اليڪٽران لاڳاپو، ۽ اليڪٽران منفيت، دوراني جدول ۾ مخصوص نمونن جي پيروي ڪن ٿا. انهن خاصيتن کي سمجهڻ اسان کي ڪيمسٽري ۽ ان جي استعمال کي بهتر سمجهڻ جي اجازت ڏئي ٿو.
دوراني خاصيتن کي سمجهڻ اسان کي ڪيميائي رد عمل جي بهتر اڳڪٿي ڪرڻ، ڪيميائي رد عملن کي ڊزائين ڪرڻ، ۽ مختلف صنعتن ۽ تحقيق جي شعبن ۾ ڪارآمد نوان مواد ۽ مرڪب تيار ڪرڻ جي اجازت ڏئي ٿو. عنصرن جي دوراني خاصيتون ڪيمسٽري ۾ ڪيترن ئي ترقي يافته تصورن جو بنياد آهن ۽ تنهن ڪري هن شعبي ۾ ڪنهن به شاگرد يا محقق لاءِ مهارت حاصل ڪرڻ ضروري آهن.
