तत्त्वको वर्गीकरण

हरेक तत्त्व एकै किसिमका परमाणुबाट बनेको हुन्छ। फलामका सबै परमाणु फलामकै हुन्छन् भने अक्सिजनका सबै परमाणु अक्सिजनकै। तैपनि तत्त्वहरू हरेक कुरामा फरक हुँदैनन्। सोडियम र पोटासियम दुवै पानीमा पर्दा फसफसाउने नरम र टल्कने धातु हुन्। क्लोरिन र ब्रोमिन दुवैले रङ उडाउँछन् र दुवै विषालु हुन्छन्। यसरी तत्त्वहरूका पनि परिवार हुन्छन्।

समान गुण भएका तत्त्वलाई एउटै समूहमा र फरक गुण भएका तत्त्वलाई फरक फरक समूहमा राख्ने कामलाई वर्गीकरण भनिन्छ। वर्गीकरण गरेपछि तत्त्वको अध्ययन निकै सजिलो हुन्छ। कुनै परिवारको एउटा सदस्यलाई राम्ररी बुझेपछि त्यस परिवारका अरू सदस्यबारे पनि धेरै कुरा थाहा भइसक्छ।

समान गुण भएका तत्त्वलाई एउटै समूहमा र फरक गुण भएका तत्त्वलाई भिन्न समूहमा राखेर बनाइएको तत्त्वहरूको तालिकालाई पेरियोडिक तालिका भनिन्छ।

सन् 1869 मा रसियाका रसायनशास्त्री दिमित्री मेन्डेलिभ (Dmitri Mendeleev) ले त्यतिबेला थाहा भएका हरेक तत्त्वको नाम एउटा एउटा कार्डमा लेखे। हरेक कार्डमा त्यस तत्त्वको पारमाणविक भार (आजकल अङ्ग्रेजीमा atomic mass भनिन्छ) र गुणहरू पनि लेखिएका थिए। ती कार्डलाई पारमाणविक भारको बढ्दो क्रममा मिलाउँदा उनले एउटा अचम्मको कुरा देखे: हप्ताका बारजस्तै समान गुणहरू निश्चित अन्तरालमा फेरि फेरि दोहोरिँदा रहेछन्। लिथियम, सोडियम र पोटासियम तीनओटै ढाँचाको एउटै ठाउँमा परे।

यसैलाई मेन्डेलिभको पेरियोडिक नियम भनिन्छ:

तत्त्वका भौतिक र रासायनिक गुण तिनीहरूको पारमाणविक भारको पेरियोडिक कार्यस्वरूप हुन्छन्।

“पेरियोडिक” को अर्थ हो निश्चित अन्तरालमा दोहोरिने। यस नियमअनुसार तत्त्वहरूलाई पारमाणविक भारको बढ्दो क्रममा राख्दै जाँदा तिनका गुण दोहोरिँदै जान्छन्। मेन्डेलिभले बनाएको तालिकामा समान गुण भएका तत्त्वहरू एउटै ठाडो महलमा पर्छन् र यस्तो महललाई ग्रुप (समूह) भनिन्छ। गुण फेरि दोहोरिनुअघिसम्मका तत्त्वहरू एउटा तेर्सो लहरमा पर्छन् र यस्तो लहरलाई पिरियड भनिन्छ।

पारमाणविक भारको समस्या

मेन्डेलिभले पारमाणविक भारलाई तत्त्वको सबैभन्दा आधारभूत गुण मानेका थिए। तर पारमाणविक भार आधारभूत गुण नभएकाले उनको तालिकामा केही समस्या देखा परे।

आइसोटोप। कार्बनका परमाणु C-12, C-13 र C-14 गरी तीन रूपमा पाइन्छन् र यिनको पारमाणविक भार क्रमशः 12, 13 र 14 हुन्छ। एउटै तत्त्वका फरक फरक पारमाणविक भार भएका परमाणुलाई आइसोटोप भनिन्छ। कार्बनका हरेक परमाणुमा 6 ओटा प्रोटोन हुन्छन् भने आइसोटोपहरूमा न्युट्रोनको सङ्ख्या मात्र फरक हुन्छ (6, 7 वा 8)। पारमाणविक भारले क्रम तय गर्ने हो भने हरेक आइसोटोपलाई छुट्टै कोठा चाहिन्थ्यो। तर तीनओटै आइसोटोपको रासायनिक व्यवहार उस्तै हुने भएकाले मेन्डेलिभले कार्बनलाई एउटा मात्र कोठा दिनु ठिकै थियो।

उल्टो क्रममा परेका जोडी। भारअनुसार आयोडिन (126.9) टेलुरियम (127.6) भन्दा अगाडि आउँछ। तर टेलुरियमका गुण सल्फर र सेलेनियमसँग मिल्छन् भने आयोडिनका गुण क्लोरिन र ब्रोमिनसँग। भारभन्दा गुणमा बढी भरोसा गरेर मेन्डेलिभले यी दुईको ठाउँ साटे। आर्गन र पोटासियममा तथा कोबाल्ट र निकलमा पनि यही समस्या छ। यस्तो किन हुन्छ भन्ने कुराको व्याख्या उनको नियमबाट हुन सकेन।

तत्त्वको ठाउँ साँच्चै तय गर्ने गुण कुन हो भनेर वैज्ञानिकहरू खोजी गर्दै गए।

सन् 1913 मा बेलायतका युवा भौतिकशास्त्री हेन्री मोज्ले (Henry Moseley) ले विभिन्न तत्त्वका नमुनामा इलेक्ट्रोन हानेर तिनबाट निस्कने एक्स-रे नापे। एउटा तत्त्वबाट अर्कोमा जाँदा एक्स-रेको आवृत्ति ठ्याक्कै बराबर पाइलामा बढ्दै गयो। यी पाइला पारमाणविक भारअनुसार नभई पारमाणविक सङ्ख्याअनुसार थिए। पारमाणविक सङ्ख्या भनेको न्युक्लियसभित्रका प्रोटोनको सङ्ख्या हो। हरेक तत्त्वको पारमाणविक सङ्ख्या आफ्नै हुन्छ र कुनै पनि दुई तत्त्वको पारमाणविक सङ्ख्या एउटै हुँदैन।

यसैका आधारमा आधुनिक पेरियोडिक नियम प्रतिपादन भयो:

तत्त्वहरूका भौतिक र रासायनिक गुण तिनीहरूका पारमाणविक सङ्ख्याको पेरियोडिक कार्यस्वरूप हुन्छन्।

यस नियमका आधारमा बनाइएको तालिकालाई आधुनिक पेरियोडिक तालिका वा लामो रूपको पेरियोडिक तालिका भनिन्छ। यसमा तत्त्वहरूलाई पारमाणविक सङ्ख्याको बढ्दो क्रममा राखिएको छ। समान गुण भएका तत्त्वहरू यसमा पनि एउटै ठाडो ग्रुपमा पर्छन् भने हरेक तेर्सो पिरियडमा तत्त्वहरू पारमाणविक सङ्ख्याको क्रममा मिलाइएका हुन्छन्। पारमाणविक सङ्ख्याअनुसार टेलुरियम (52) आफैँ आयोडिन (53) भन्दा अगाडि आउँछ। कुनै तत्त्वका सबै आइसोटोपमा प्रोटोनको सङ्ख्या उही हुने भएकाले ती सबै एउटै कोठामा पर्छन्।

तल पूरै तालिका दिइएको छ। यसका विशेषताको सूची पढ्दै गर्दा तालिका हेर्ने तरिका बदलेर हेर्नुहोस्।

कुनै तत्त्वको विस्तृत जानकारी हेर्न हाम्रो पेरियोडिक तालिका खोल्नुहोस्। त्यहाँ हरेक तत्त्वको कथा र दैनिक जीवनमा त्यो कहाँ भेटिन्छ भन्ने कुरा पनि छ।

आधुनिक पेरियोडिक तालिकाका विशेषता

1. तत्त्वहरूलाई पारमाणविक सङ्ख्याको बढ्दो क्रममा राखिएको छ।
2. यसमा 7 ओटा पिरियड र 18 ओटा ग्रुप छन्। एउटै पिरियडका सबै तत्त्वमा सेलको सङ्ख्या उही हुन्छ। जस्तै: तेस्रो पिरियडका सबै तत्त्वमा तीनओटा सेल (K, L र M) हुन्छन्।

पिरियड	तत्त्वको सङ्ख्या	पिरियडको स्वरूप
पहिलो	2	धेरै छोटो
दोस्रो	8	छोटो
तेस्रो	8	छोटो
चौथो	18	लामो
पाँचौँ	18	लामो
छैटौँ	32	धेरै लामो
सातौँ	32	धेरै लामो

3. IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry, शुद्ध तथा प्रयुक्त रसायन विज्ञानको अन्तर्राष्ट्रिय सङ्घ) को सिफारिसअनुसार 18 ओटा ग्रुपलाई 1 देखि 18 सम्मका सङ्ख्या दिइन्छ। धेरै किताबमा A र B भएका पुराना नाम पनि प्रयोग गरिन्छन्:

IUPAC ग्रुप	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
पुरानो नाम	IA	IIA	IIIB	IVB	VB	VIB	VIIB	VIIIB	VIIIB	VIIIB	IB	IIB	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA	0 (VIIIA)
पिरियड 4	K	Ca	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr

4. तालिकाको बायाँतिर धातु, दायाँतिर अधातु र तिनका बिचमा सिँढीजस्तो पातलो पट्टीमा अर्धधातु राखिएका छन्।
5. परिवारहरू: ग्रुप IA (1) मा अल्काली धातु, ग्रुप IIA (2) मा अल्कलाइन अर्थ धातु, ग्रुप IIIB देखि IIB (3 देखि 12) सम्म सङ्क्रमण धातु, ग्रुप VIIA (17) मा हेलोजन र ग्रुप 0 (18) मा नोबल ग्यास।
6. पारमाणविक सङ्ख्या 57 भएको लान्थानियम (La) देखि 71 भएको लुटेटियम (Lu) सम्मका 15 तत्त्वलाई लान्थानाइड्स भनिन्छ। त्यसैगरी एक्टिनियम (Ac, 89) देखि लरेन्सियम (Lr, 103) सम्मका 15 तत्त्वलाई एक्टिनाइड्स भनिन्छ। छाप्दा तालिका धेरै चौडा नहोस् भनेर यी दुवै लहरलाई मुख्य तालिकाको तल छुट्टै राखिन्छ।
7. ग्रुप IIIB देखि IIB सम्मका 10 ओटा महल (ग्रुप 3 देखि 12; ग्रुप VIIIB का तीनओटा महलसमेत) सक्रिय धातु र अधातुका बिचमा पर्छन्। यिनलाई सङ्क्रमण धातु भनिन्छ।
8. तत्त्वको अन्तिम इलेक्ट्रोन कुन उपसेलमा जान्छ भन्ने आधारमा तालिकालाई s, p, d र f ब्लकमा पनि बाँडिएको छ (यसको अर्थ अर्को खण्डमा थाहा हुन्छ)।

कक्षा 9 मा इलेक्ट्रोनलाई सेलअनुसार मिलाएर इलेक्ट्रोनिक विन्यास लेखिएको थियो: सोडियमको 2, 8, 1। यो बोर–बरी (Bohr–Bury) तरिका हो। यस तरिकाले धेरै कुराको व्याख्या हुन्छ, तर सबै कुराको होइन। जस्तै, तेस्रो सेलका 18 ठाउँमध्ये 8 मात्र भरिएको बेला पोटासियमको चौथो सेल किन भरिन थाल्छ भन्ने कुरा यसबाट थाहा हुँदैन। यसका लागि परमाणुलाई अझ नजिकबाट हेर्नुपर्छ।

सेल, उपसेल र अर्बिटल

न्युक्लियसको वरिपरि इलेक्ट्रोन घुम्ने बाटोलाई अर्बिट वा सेल भनिन्छ। सेलहरूलाई K, L, M, N… भनिन्छ र तिनलाई क्रमशः 1, 2, 3, 4… सङ्ख्या (n) दिइन्छ। हरेक सेलमा एक वा एकभन्दा बढी उपसेल (सबसेल) हुन्छन् र हरेक उपसेलमा एक वा एकभन्दा बढी अर्बिटल हुन्छन्। इलेक्ट्रोन यिनै अर्बिटलमा रहन्छन्।

परमाणुलाई एउटा अपार्टमेन्ट भवनसँग तुलना गर्न सकिन्छ। यस भवनका तला सेल हुन्। हरेक तलामा केही फ्ल्याट हुन्छन् (s, p, d र f भनिने उपसेल) र हरेक फ्ल्याटमा केही कोठा हुन्छन् (अर्बिटल)। हरेक कोठामा बढीमा दुईओटा इलेक्ट्रोन अट्छन्।

उपसेल	अर्बिटल (कोठा)	बढीमा अट्ने इलेक्ट्रोन
s	1	2
p	3	6
d	5	10
f	7	14

सेल नम्बर n भएको सेलमा n ओटा उपसेल हुन्छन्। यसअनुसार K सेलमा 1, L सेलमा 2, M सेलमा 3 र N सेलमा 4 ओटा उपसेल हुन्छन्:

n	सेल	उपसेल	सेलमा बढीमा अट्ने इलेक्ट्रोन
1	K	1s²	2
2	L	2s², 2p⁶	8
3	M	3s², 3p⁶, 3d¹⁰	18
4	N	4s², 4p⁶, 4d¹⁰, 4f¹⁴	32

“2p⁶” मा 2 सेल हो, p उपसेल हो र सानो ⁶ त्यसमा भएका इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या हो। अन्तिम महल कक्षा 9 मा पढिएको नियमअनुसार छ: कुनै सेलमा बढीमा 2n² इलेक्ट्रोन अट्छन्।

भरिने क्रम: Aufbau सिद्धान्त

भाँडामा पानी पिँधबाट माथितिर भरिएजस्तै इलेक्ट्रोन पनि सबैभन्दा कम ऊर्जा भएका ठाउँमा पहिले भरिन्छन्। यसलाई Aufbau सिद्धान्त भनिन्छ (Aufbau “आउफबाउ” जर्मन शब्द हो र यसको अर्थ “बनाउँदै जानु” हो)। यस सिद्धान्तअनुसार इलेक्ट्रोनहरू उपसेलमा ऊर्जाको बढ्दो क्रममा भरिन्छन्। ऊर्जामा आफूभन्दा तलको उपसेल पूरा भरिएपछि मात्र अर्को उपसेल भरिन थाल्ने भएकाले 1s पूरा नभरिँदासम्म 2s मा कुनै इलेक्ट्रोन जाँदैन।

अचम्मको कुरा के छ भने फरक सेलका उपसेलहरूको ऊर्जा एकअर्कामा खप्टिन्छ। 4s को ऊर्जा 3d को भन्दा कम हुने भएकाले 4s पहिले भरिन्छ। भरिने क्रम यस्तो छ:

$$1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p \ldots$$

यो क्रम कण्ठ गर्नुपर्दैन। हरेक सेलका उपसेल एउटा एउटा लहरमा लेखेर चित्र 14.4 मा जस्तै छड्के तीर पछ्याउँदा यो क्रम आफैँ आउँछ।

यसैकारण पोटासियम (19 इलेक्ट्रोन) को विन्यास 1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p⁶, 4s¹ हुन्छ। यसको 19 औँ इलेक्ट्रोन 3d मा नगई 4s मा जाने भएकाले यसका सेल 2, 8, 9 नभई 2, 8, 8, 1 हुन्छन्। कक्षा 9 मा “सबैभन्दा बाहिरी सेलमा बढीमा 8 इलेक्ट्रोन अट्छन्” भन्ने नियम पढिएको थियो। त्यसको खास कारण यही हो: कुनै सेलका s र p भरिएपछि (8 इलेक्ट्रोन) अर्को इलेक्ट्रोनका लागि d भन्दा अर्को सेलको s उपसेलको ऊर्जा कम हुन्छ।

पहिला 20 ओटा तत्त्वको विन्यास दुवै तरिकाले तल दिइएको छ:

पारमाणविक सङ्ख्या	तत्त्व	सङ्केत	K	L	M	N	उपसेलअनुसार
1	हाइड्रोजन	H	1				1s¹
2	हिलियम	He	2				1s²
3	लिथियम	Li	2	1			1s², 2s¹
4	बेरिलियम	Be	2	2			1s², 2s²
5	बोरोन	B	2	3			1s², 2s² 2p¹
6	कार्बन	C	2	4			1s², 2s² 2p²
7	नाइट्रोजन	N	2	5			1s², 2s² 2p³
8	अक्सिजन	O	2	6			1s², 2s² 2p⁴
9	फ्लोरिन	F	2	7			1s², 2s² 2p⁵
10	नियोन	Ne	2	8			1s², 2s² 2p⁶
11	सोडियम	Na	2	8	1		1s², 2s² 2p⁶, 3s¹
12	म्याग्नेसियम	Mg	2	8	2		1s², 2s² 2p⁶, 3s²
13	आल्मिनियम	Al	2	8	3		1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p¹
14	सिलिकन	Si	2	8	4		1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p²
15	फस्फोरस	P	2	8	5		1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p³
16	सल्फर	S	2	8	6		1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p⁴
17	क्लोरिन	Cl	2	8	7		1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p⁵
18	आर्गन	Ar	2	8	8		1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p⁶
19	पोटासियम	K	2	8	8	1	1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p⁶, 4s¹
20	क्याल्सियम	Ca	2	8	8	2	1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p⁶, 4s²

अन्तिम महल तलतिर हेर्दा परिवारहरू अहिल्यै देखिन थाल्छन्। Li, Na र K सबैको विन्यास s¹ मा टुङ्गिन्छ भने F र Cl दुवैको p⁵ मा र Ne र Ar दुवैको p⁶ मा।

आधुनिक पेरियोडिक तालिकामा तत्त्वहरूलाई तिनका गुणका आधारमा राखिएको छ र ती गुण इलेक्ट्रोनिक विन्यासमा भर पर्छन्। एउटै ग्रुपका तत्त्वमा सबैभन्दा बाहिरी सेलका इलेक्ट्रोन अर्थात् भ्यालेन्स इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या उही हुने भएकाले तिनको व्यवहार उस्तै हुन्छ।

धातु, अधातु र अर्धधातु

धात्विक गुणका आधारमा तत्त्वलाई धातु, अधातु र अर्धधातु गरी तीन वर्गमा बाँडिएको छ। धेरैजसो तत्त्व धातु नै हुन्: हरेक पाँचओटा तत्त्वमध्ये करिब चारओटा।

धातु

तालिकाको बायाँतिर धातु छन्। ग्रुप IA देखि IIIA सम्मका बोरोनबाहेकका सबै तत्त्व धातु हुन् (अधातु भएकाले हाइड्रोजन पनि यसमा पर्दैन)। धातु ताप र विद्युत्का सुचालक हुन्छन्। ग्रुप IIA र IIIA का धातु ग्रुप IA का धातुभन्दा कम सक्रिय हुन्छन्।

ग्रुप IIIB देखि IIB सम्मका तत्त्वलाई सङ्क्रमण धातु भनिन्छ: फलाम (Fe), कोबाल्ट (Co), निकल (Ni), तामा (Cu), चाँदी (Ag), सुन (Au), पारो (Hg), जस्ता (Zn) आदि। यिनीहरू ग्रुप IA र IIA का धातुभन्दा कम सक्रिय हुन्छन्। यिनका गुण बायाँका अति सक्रिय धातु र दायाँका अधातुका बिचमा पुलजस्तै पर्ने भएकाले यिनलाई सङ्क्रमण (transition) धातु भनिएको हो। दैनिक जीवनमा प्रयोग हुने धेरैजसो धातु सङ्क्रमण धातु नै हुन्।

अल्काली धातु (ग्रुप IA)। यिनको सबैभन्दा बाहिरी सेलमा एउटा इलेक्ट्रोन हुन्छ र भ्यालेन्स सेलको विन्यासलाई ns¹ ले जनाइन्छ (n ले बाहिरी सेलको नम्बर जनाउँछ)। लिथियम (Li), सोडियम (Na) र पोटासियम (K) यस ग्रुपमा पर्छन्। सोडियमको विन्यास 1s², 2s² 2p⁶, 3s¹ हुन्छ। निकै सक्रिय हुने यी धातुहरूले पानीसँग प्रतिक्रिया गरेर कडा क्षार बनाउँछन्। यो क्षार पानीमा घुलेर अल्काली बन्ने भएकाले यिनलाई अल्काली धातु भनिन्छ:

$$\text{2Na} + \text{2H}_2\text{O} \rightarrow \text{2NaOH} + \text{H}_2$$

यी धातु नरम हुन्छन् (सोडियमलाई चक्कुले काट्न सकिन्छ) र हलुका पनि। लिथियम, सोडियम र पोटासियम तीनओटै पानीसँग प्रतिक्रिया गर्दै गर्दा पानीमाथि तैरिन्छन्।

अल्कलाइन अर्थ धातु (ग्रुप IIA)। यिनको सबैभन्दा बाहिरी सेलमा दुईओटा इलेक्ट्रोन हुन्छन्: ns²। म्याग्नेसियम (Mg) र क्याल्सियम (Ca) यस ग्रुपमा पर्छन्। म्याग्नेसियमको विन्यास 1s², 2s² 2p⁶, 3s² हुन्छ। आगोमा पनि नपग्लने र नबदलिने भएकाले पुराना रसायनशास्त्रीहरू यी धातुका अक्साइड (चुना CaO र म्याग्नेसिया MgO) लाई “अर्थ” (earth, माटो) भन्थे। यी “अर्थ” पानीमा घोल्दा क्षारीय घोल बन्छ। यी धातु चुनढुङ्गा र मार्बलजस्ता चट्टानमा पृथ्वीको सतहमा प्रशस्त पाइन्छन्। यी दुई कारणले यिनलाई अल्कलाइन अर्थ धातु भनिन्छ।

अधातु

तालिकाको दायाँतिर अधातु छन्: ग्रुप VA, VIA र VIIA का धेरैजसो तत्त्व र ग्रुप 0 (18) का सबै तत्त्व। कार्बन (ग्रुप IVA) र हाइड्रोजन पनि अधातु हुन्।

हेलोजन (ग्रुप VIIA, 17)। यिनको सबैभन्दा बाहिरी सेलमा सातओटा इलेक्ट्रोन हुन्छन्: ns² np⁵। फ्लोरिन (F), क्लोरिन (Cl), ब्रोमिन (Br) र आयोडिन (I) यस ग्रुपमा पर्छन्। क्लोरिनको विन्यास 1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p⁵ हुन्छ। एउटा मात्र इलेक्ट्रोन थपिए बाहिरी सेल आठओटा इलेक्ट्रोनले पूरा हुने (अक्टेट) भएकाले यिनीहरूले अरू तत्त्वबाट एउटा इलेक्ट्रोन निकै सजिलै लिन्छन्। यसैले यिनीहरू सबैभन्दा सक्रिय अधातु हुन्। हेलोजनको अर्थ “नुन बनाउने” हो। क्लोरिन र सोडियम मिलेर खाने नुन (सोडियम क्लोराइड) बन्छ। यस ग्रुपमा पदार्थका तीनओटै अवस्था पाइन्छन्: फ्लोरिन र क्लोरिन ग्यास, ब्रोमिन रातो-खैरो तरल र आयोडिन गाढा रङको टल्कने ठोस।

नोबल ग्यास (ग्रुप 0, 18)। हिलियम (He), नियोन (Ne), आर्गन (Ar), क्रिप्टन (Kr), जेनन (Xe) र रेडन (Rn) यस ग्रुपमा पर्छन्। यिनको सबैभन्दा बाहिरी सेल आठओटा इलेक्ट्रोनले (ns² np⁶) पूरा भरिएको हुन्छ। हिलियममा K सेल मात्र भएकाले त्यसमा दुईओटा इलेक्ट्रोन (1s²) मात्र हुन्छन्। आर्गनको विन्यास 1s², 2s² 2p⁶, 3s² 3p⁶ हुन्छ। बाहिरी सेल पूरा भएकाले यिनलाई इलेक्ट्रोन गुमाउन, लिन वा साझा गर्न पर्दैन र यिनीहरू रासायनिक प्रतिक्रियामा विरलै भाग लिन्छन्। यिनलाई निष्क्रिय ग्यास पनि भनिन्छ।

अर्धधातु

तालिकामा धातु र अधातुका बिचमा रहने र केही गुण धातुका जस्ता तथा केही गुण अधातुका जस्ता भएका तत्त्वलाई अर्धधातु भनिन्छ। बोरोन (B), सिलिकन (Si), जर्मेनियम (Ge), आर्सेनिक (As), एन्टिमोनी (Sb) र टेलुरियम (Te) अर्धधातु हुन्। यिनमा विद्युत् प्रवाह हुन्छ, तर धातुमा भन्दा कम र अधातुमा भन्दा बढी। यही गुणका कारण हरेक फोन र कम्प्युटरका चिपमा सिलिकन र जर्मेनियमलाई अर्धसूचालकका रूपमा प्रयोग गरिन्छ। एन्टिमोनीको तल पर्ने बिस्मथ (Bi) मा भने धातुमा जस्तै विद्युत् प्रवाह हुने भएकाले यो धातु हो।

पिरियड र ग्रुप दुवैमा गुणहरू नियमित तरिकाले बदलिने भएकाले तालिकामा कुनै तत्त्वको स्थान हेरेरै त्यसका गुण थाहा हुन्छन्। लगभग सबै कुराको व्याख्या यी दुई तथ्यबाट हुन्छ:

• पिरियडमा (बायाँबाट दायाँ) सेलको सङ्ख्या उही रहन्छ, तर एउटा तत्त्वबाट अर्कोमा जाँदा न्युक्लियसमा एउटा प्रोटोन र उही बाहिरी सेलमा एउटा इलेक्ट्रोन थपिँदै जान्छ।
• ग्रुपमा (माथिबाट तल) हरेक तत्त्वमा एउटा पूरै नयाँ सेल थपिन्छ, तर बाहिरी इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या उही रहन्छ।

क. संयुज्यता

परमाणुको सबैभन्दा बाहिरी सेललाई भ्यालेन्स सेल र त्यसमा भएका इलेक्ट्रोनलाई भ्यालेन्स इलेक्ट्रोन भनिन्छ। कुनै तत्त्वले प्रतिक्रियामा कतिओटा इलेक्ट्रोन दिन्छ, लिन्छ वा साझा गर्छ भन्ने सङ्ख्यालाई त्यसको संयुज्यता भनिन्छ। संयुज्यता भ्यालेन्स इलेक्ट्रोनको सङ्ख्यामा भर पर्छ।

पिरियडमा भ्यालेन्स इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या एक एक गरी बढ्दै जाने भएकाले संयुज्यता बदलिँदै जान्छ। ग्रुप IA देखि VIIA र ग्रुप 0 सम्म संयुज्यता क्रमशः 1, 2, 3, 4, 3, 2, 1, 0 हुन्छ। 1 देखि 4 भ्यालेन्स इलेक्ट्रोन भएको तत्त्वले सामान्यतया त्यति नै इलेक्ट्रोन दिन्छ वा साझा गर्छ। 5 देखि 7 भ्यालेन्स इलेक्ट्रोन भएको तत्त्वले चाहिँ आठ पुर्‍याउन सामान्यतया (8 − त्यो सङ्ख्या) जति इलेक्ट्रोन लिन्छ वा साझा गर्छ।

ग्रुपमा भ्यालेन्स इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या उही रहने भएकाले एउटै ग्रुपका सबै तत्त्वको संयुज्यता उही हुन्छ। ग्रुप IA र VIIA का तत्त्वको संयुज्यता 1, ग्रुप IIA र VIA का तत्त्वको 2 र ग्रुप IIIA र VA का तत्त्वको सामान्यतया 3 हुन्छ।

ख. पारमाणविक साइज

परमाणुको साइज अर्थात् पारमाणविक साइज न्युक्लियसदेखि भ्यालेन्स सेलसम्मको दुरीबाट निर्धारण हुन्छ।

पिरियडमा परमाणु सानो हुँदै जान्छन्। पहिलो पटक सुन्दा यो अनौठो लाग्छ: हरेक अर्को तत्त्वमा एउटा इलेक्ट्रोन थपिने भएकाले परमाणु ठुलो हुनुपर्ने होइन र? तर सँगसँगै एउटा प्रोटोन पनि थपिन्छ र नयाँ इलेक्ट्रोन उही सेलमा जान्छ। धनात्मक चार्ज बढेको न्युक्लियसले पूरै सेललाई अझ कसेर तान्छ र परमाणु खुम्चिन्छ। यसरी एउटा पिरियडमा ग्रुप 1 देखि ग्रुप 17 सम्म परमाणुको साइज घट्दै जान्छ।

ग्रुपमा परमाणु ठुलो हुँदै जान्छन्। ग्रुपमा तल जाँदा हरेक तत्त्वमा अझ बाहिर एउटा नयाँ सेल थपिन्छ। लिथियममा K र L गरी दुईओटा सेल हुन्छन् भने सोडियममा K, L र M गरी तीनओटा सेल हुने भएकाले सोडियमको परमाणु लिथियमको भन्दा ठुलो हुन्छ।

ग. इलेक्ट्रोपोजिटिभिटी र इलेक्ट्रोनेगेटिभिटी

कुनै तत्त्वले आफ्ना भ्यालेन्स इलेक्ट्रोन गुमाएर Na⁺ जस्ता धनात्मक आयोन (क्याटायोन) बनाउन सक्ने गुणलाई इलेक्ट्रोपोजिटिभिटी भनिन्छ। यही धात्विक गुण हो। त्यसैगरी कुनै तत्त्वले आफ्नो भ्यालेन्स सेलमा इलेक्ट्रोन लिएर Cl⁻ जस्ता ऋणात्मक आयोन (एनायोन) बनाउन सक्ने गुणलाई इलेक्ट्रोनेगेटिभिटी भनिन्छ। यो अधात्विक गुणसँग सम्बन्धित छ।

यी दुवै गुण न्युक्लियसले बाहिरी सेललाई कति कसेर समात्छ भन्ने कुरामा भर पर्छन्।

• पिरियडमा परमाणु खुम्चिँदै जाने भएकाले न्युक्लियसले बाहिरी इलेक्ट्रोनलाई अझ कसेर समात्छ। इलेक्ट्रोन गुमाउन गाह्रो र लिन सजिलो हुँदै जान्छ। यसरी ग्रुप 1 देखि ग्रुप 17 सम्म इलेक्ट्रोपोजिटिभिटी (धात्विक गुण) घट्छ र इलेक्ट्रोनेगेटिभिटी (अधात्विक गुण) बढ्छ।
• ग्रुपमा तल जाँदा परमाणु ठुलो हुँदै जाने भएकाले बाहिरी इलेक्ट्रोन न्युक्लियसबाट टाढा पुग्छन् र खुकुलो गरी समातिएका हुन्छन्। यस्ता इलेक्ट्रोन सजिलै गुम्ने हुनाले इलेक्ट्रोपोजिटिभिटी बढ्छ। बाहिरबाट आउने नयाँ इलेक्ट्रोन पनि कम बलले तानिने हुनाले इलेक्ट्रोनेगेटिभिटी घट्छ।

सानो आकार र बलियो आकर्षण भएको फ्लोरिन सबै तत्त्वमध्ये सबैभन्दा इलेक्ट्रोनेगेटिभ हो। तालिकाको तल बायाँतिरका सिजियम र फ्रान्सियम सबैभन्दा इलेक्ट्रोपोजिटिभ हुन्।

घ. रासायनिक सक्रियता

धातुले इलेक्ट्रोन गुमाएर प्रतिक्रिया गर्छ भने अधातुले इलेक्ट्रोन लिएर। यसैले रासायनिक सक्रियतामा यस्तो प्रवृत्ति देखिन्छ:

• पिरियडमा बायाँबाट दायाँ जाँदा इलेक्ट्रोन गुमाउन गाह्रो र लिन सजिलो हुँदै जान्छ। यसैले धातुको सक्रियता घट्छ भने अधातुको सक्रियता बढ्छ। तर सबैभन्दा दायाँको तत्त्व अर्थात् नोबल ग्यास भने निष्क्रिय हुन्छ।
• ग्रुपमा माथिबाट तल जाँदा धातुको सक्रियता बढ्छ र अधातुको सक्रियता घट्छ।

उदाहरणका लागि पिरियड 3 हेरौँ:

पारमाणविक सङ्ख्या	11	12	13	14	15	16	17	18
तत्त्व	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
भ्यालेन्स इलेक्ट्रोन	1	2	3	4	5	6	7	8
संयुज्यता	1	2	3	4	3	2	1	0

सोडियमदेखि आर्गनसम्म पारमाणविक सङ्ख्या बढ्दै जाँदा प्रोटोन र इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या पनि बढ्दै जान्छ, तर हरेक नयाँ इलेक्ट्रोन उही M सेलमा थपिन्छ। न्युक्लियसको आकर्षण बढ्दै जाँदा सेल भित्रतिर खिचिन्छ र परमाणुहरू खुम्चिन्छन्। सोडियमको परमाणु सबैभन्दा ठुलो हुन्छ र यसले आफ्नो एउटा बाहिरी इलेक्ट्रोनलाई सबैभन्दा खुकुलो गरी समात्छ। यसैले सोडियम यस पिरियडको सबैभन्दा सक्रिय धातु हो। आर्गन सबैभन्दा सानो भए पनि नोबल ग्यास भएकाले प्रतिक्रिया गर्दैन। यसैले पिरियड 3 को सबैभन्दा इलेक्ट्रोनेगेटिभ र सबैभन्दा सक्रिय अधातु क्लोरिन हो।

ग्रुपमा तल जाँदा धातुका परमाणु ठुला हुँदै जाने र भ्यालेन्स इलेक्ट्रोन गुमाउन सजिलो हुँदै जाने भएकाले ग्रुप IIA को सक्रियता Be < Mg < Ca को क्रममा बढ्छ। अधातुका परमाणु ठुला हुँदै जाँदा इलेक्ट्रोन लिन गाह्रो हुन्छ र ग्रुप VIA को सक्रियता O > S > Se को क्रममा घट्छ।

अभ्यास गर्न मन छ भने हाम्रो पेरियोडिक तालिकामा यस एकाइमा आधारित खेलहरू छन् (अङ्ग्रेजीमा): Guess the Element, पारमाणविक सङ्ख्यामा आधारित Higher or Lower, पेरियोडिक तालिकाको Jigsaw र संयुज्यताअनुसार परमाणु जोडेर अणु बनाउने Molecule Kitchen।

1. तलका प्रश्नको सही विकल्प छनोट गर्नुहोस्

2. कारण दिनुहोस्

3. फरक लेख्नुहोस्

4. तलका प्रश्नको उत्तर दिनुहोस्