परमाणु की संरचना

(क) तीनों मूल अपरमाणुक कणों की ऐतिहासिक खोज

1. इलेक्ट्रॉन ($e^-$): 1897 में ब्रिटिश भौतिकशास्त्री जे.जे. थॉमसन ने कैथोड किरण विसर्जन नलिका प्रयोग के दौरान ऋणावेशित कणों की खोज की, जिन्हें इलेक्ट्रॉन नाम दिया गया। इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान हाइड्रोजन परमाणु के द्रव्यमान का लगभग $rac{1}{2000}$ (सटीक: $rac{1}{1840}$) होता है। इस पर इकाई ऋण आवेश ($-1.6 imes 10^{-19} ext{ C}$) होता है।
2. प्रोटॉन ($p^+$): 1886 में जर्मन वैज्ञानिक ई. गोल्डस्टीन ने एक नए गैस विसर्जन में धनावेशित विकिरणों की खोज की, जिन्हें कैनाल किरणें (Canal Rays) कहा गया। बाद में इन्हीं धनावेशित कणों को प्रोटॉन नाम दिया गया। प्रोटॉन का द्रव्यमान इलेक्ट्रॉन से लगभग 2000 गुना अधिक (लगभग $1 ext{ u}$) होता है तथा इस पर इकाई धन आवेश ($+1.6 imes 10^{-19} ext{ C}$) होता है।
3. न्यूट्रॉन ($n^0$): 1932 में जेम्स चैडविक ने बेरीलियम पर अल्फा कणों की बौछार करके एक ऐसे अपरमाणुक कण की खोज की जो सर्वथा उदासीन (अनावेशित) था और जिसका द्रव्यमान लगभग प्रोटॉन के बराबर ($1 ext{ u}$) था। हाइड्रोजन के सबसे सामान्य परमाणु (प्रोटियम) को छोड़कर न्यूट्रॉन सभी परमाणुओं के नाभिक में विद्यमान होते हैं।

(क) जे.जे. थॉमसन का तरबूज मॉडल (Plum Pudding Model)

थॉमसन ने प्रस्तावित किया कि परमाणु एक धनावेशित गोला होता है जिसमें इलेक्ट्रॉन तरबूज के लाल खाने वाले भाग में धंसे हुए बीजों की तरह अथवा क्रिसमस केक में सूखे मेवों (Plums) की तरह बिखरे रहते हैं।

थॉमसन मॉडल की मुख्य स्थापना: ऋणात्मक और धनात्मक आवेश परिमाण में पूर्णतः समान होते हैं, इसलिए परमाणु वैद्युतीय रूप से उदासीन (Electrically Neutral) होता है।
कमी: यह मॉडल अन्य वैज्ञानिकों द्वारा किए गए प्रयोगों (विशेषकर रदरफोर्ड के प्रकीर्णन प्रयोग) के परिणामों की व्याख्या नहीं कर सका।

(ख) रदरफोर्ड का अल्फा कण प्रकीर्णन प्रयोग (Alpha Particle Scattering Experiment, 1911)

रदरफोर्ड ने सोने की लगभग 1000 परमाणु मोटी पन्नी पर द्वि-आवेशित हीलियम आयनों ($\u0007lpha$-कण, द्रव्यमान = $4 ext{ u}$, आवेश = $+2$) की तीव्र बौछार की।

आकार की तुलना: नाभिक की त्रिज्या ($10^{-15} ext{ m}$) परमाणु की त्रिज्या ($10^{-10} ext{ m}$) से लगभग $10^5$ (एक लाख) गुना छोटी होती है। (यदि परमाणु को एक बड़ा क्रिकेट स्टेडियम मान लिया जाए, तो उसका नाभिक बीच में रखी एक छोटी सी मक्खी या गेंद के बराबर होगा!)

रदरफोर्ड मॉडल की गंभीर कमी (कमजोरी):

मैक्सवेल के विद्युतचुंबकीय सिद्धांत के अनुसार, त्वरित आवेशित कणों को निरंतर विकिरण के रूप में ऊर्जा उत्सर्जित करनी चाहिए। यदि इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर वृत्ताकार कक्षा में चक्कर लगाते हैं, तो उनका मार्ग त्वरित होगा और वे निरंतर ऊर्जा खोते जाएंगे। अंततः एक सर्पिलाकार मार्ग तय करते हुए $10^{-8}$ सेकंड के भीतर इलेक्ट्रॉन को नाभिक में गिर जाना चाहिए था! यदि ऐसा होता, तो परमाणु कभी स्थिर नहीं रह सकता था और संपूर्ण पदार्थ नष्ट हो जाता, जबकि हम जानते हैं कि परमाणु अत्यधिक स्थायी होते हैं। रदरफोर्ड परमाणु के इस स्थायित्व की व्याख्या नहीं कर सके।

(क) नील्स बोर का परमाणु मॉडल (1913)

रदरफोर्ड की कमियों को दूर करने के लिए डेनिश वैज्ञानिक नील्स बोर ने निम्नलिखित दो क्रांतिकारी अभिगृहीत प्रस्तुत किए:

1. इलेक्ट्रॉन केवल कुछ निश्चित विशेष कक्षाओं में ही चक्कर लगा सकते हैं, जिन्हें इलेक्ट्रॉन की विविक्त कक्षाएँ (Discrete Orbits / Stationary Energy Levels) कहते हैं।
2. जब इलेक्ट्रॉन इन विविक्त कक्षाओं में परिक्रमा करते हैं, तो उनकी ऊर्जा का विकिरण नहीं होता। अतः परमाणु पूर्णतः स्थायी रहता है।

इन कक्षाओं (ऊर्जा स्तरों) को अक्षरों K, L, M, N... अथवा मुख्य क्वांटम संख्याओं n = 1, 2, 3, 4... द्वारा दर्शाया जाता है। नाभिक के सबसे समीप वाली कक्षा K (n=1) की ऊर्जा न्यूनतम होती है।

(ख) बोर-बरी योजना (Bohr-Bury Scheme - इलेक्ट्रॉनों का वितरण नियम)

विभिन्न कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों के वितरण के लिए नील्स बोर और चार्ल्स बरी ने तीन नियम प्रतिपादित किए:

1. $2n^2$ नियम: किसी कक्षा में उपस्थित अधिकतम इलेक्ट्रॉनों की संख्या सूत्र $2n^2$ द्वारा दी जाती है, जहाँ $n$ कक्षा की क्रम संख्या है।
   • प्रथम कक्षा (K कोश, $n=1$): $2 imes (1)^2 = 2$ इलेक्ट्रॉन
   • द्वितीय कक्षा (L कोश, $n=2$): $2 imes (2)^2 = 8$ इलेक्ट्रॉन
   • तृतीय कक्षा (M कोश, $n=3$): $2 imes (3)^2 = 18$ इलेक्ट्रॉन
   • चतुर्थ कक्षा (N कोश, $n=4$): $2 imes (4)^2 = 32$ इलेक्ट्रॉन
2. अष्टक नियम (Octet Rule): सबसे बाहरी कोश (Outermost shell) में इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या 8 से अधिक नहीं हो सकती (K कोश हेतु अधिकतम 2)।
3. किसी परमाणु के बाह्य कोश में इलेक्ट्रॉन तब तक स्थान नहीं लेते जब तक कि भीतरी कोश पूरी तरह भर न जाएँ। अर्थात कोश क्रमानुसार (Stepwise) भरते हैं।

(ग) संयोजकता (Valency) का निर्धारण

परमाणु के सबसे बाहरी कोश में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों को संयोजकता इलेक्ट्रॉन (Valence Electrons) कहते हैं। उत्कृष्ट गैसों की तरह स्थायी अष्टक (8 इलेक्ट्रॉन) प्राप्त करने के लिए परमाणु जितने इलेक्ट्रॉनों का त्याग, ग्रहण अथवा साझा करता है, वह संख्या उस तत्व की संयोजकता कहलाती है।

• यदि संयोजकता इलेक्ट्रॉन $\le 4$ हों: $ ext{संयोजकता} = ext{संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या}$ (उदा: Na = 2,8,1 $ o$ संयोजकता = 1; Mg = 2,8,2 $ o$ 2; Al = 2,8,3 $ o$ 3; C = 2,4 $ o$ 4)।
• यदि संयोजकता इलेक्ट्रॉन $> 4$ हों: $ ext{संयोजकता} = 8 - ext{संयोजकता इलेक्ट्रॉन}$ (उदा: N = 2,5 $ o 8 - 5 = 3$; O = 2,6 $ o 8 - 6 = 2$; F = 2,7 $ o 8 - 7 = 1$; Ne = 2,8 $ o 8 - 8 = 0$ अक्रिय)।

(क) परमाणु संख्या एवं द्रव्यमान संख्या

1. परमाणु संख्या (Atomic Number - $Z$): किसी तत्व के नाभिक में उपस्थित प्रोटॉनों की कुल संख्या को उस तत्व की परमाणु संख्या ($Z$) कहते हैं। उदासीन परमाणु में: $Z = ext{प्रोटॉनों की संख्या} = ext{इलेक्ट्रॉनों की संख्या}$। किसी तत्व की पहचान उसकी परमाणु संख्या से होती है।
2. द्रव्यमान संख्या (Mass Number - $A$): नाभिक में उपस्थित प्रोटॉनों और न्यूट्रॉनों की कुल संख्या के योग को द्रव्यमान संख्या कहते हैं। प्रोटॉन एवं न्यूट्रॉन को सामूहिक रूप से न्यूक्लिऑन (Nucleons) कहा जाता है। $$A = Z + n \implies n = A - Z \quad ( ext{न्यूट्रॉनों की संख्या})$$
3. संकेतन रूप (Symbolic Notation): किसी तत्व $X$ को व्यक्त करने की अंतर्राष्ट्रीय पद्धति: $$_Z^A X \quad ext{अर्थात } _{ ext{परमाणु संख्या}}^{ ext{द्रव्यमान संख्या}} ( ext{तत्व का प्रतीक})$$ उदाहरण: $_{7}^{14}N$ (नाइट्रोजन: $Z=7, A=14, n=14-7=7$); $_{11}^{23}Na$ (सोडियम: $Z=11, A=23, n=23-11=12$)।

(ख) समस्थानिक (Isotopes) एवं समभारिक (Isobars)