परमाणु संरचना (Atomic Structure)

(के) त्रिमूल अपरमाणुक सामग्रिक की ऐतिहासिक खोज

1. इलेक्ट्रॉन ($e^-$): 1897 ब्रिटिश भौतिकशास्त्र में जे.जे. थॉमसन ने कैथोड किरण विसर्जन नालिका प्रयोग के दौरान ऋणग्रस्त मित्र की खोज की, जिसमें नियोक्ता का नाम भी शामिल था। मूल का द्रव्यमान मूल परमाणु के द्रव्यमान का लगभग $rac{1}{2000}$ (सैटिक: $rac{1}{1840}$) होता है। इस पर यूनिट ऋण बीमा ($-1.6 imes 10^{-19} ext{ C}$) होता है।
2. प्लॉट्रॉन ($p^+$): 1886 में जर्मन वैज्ञानिक इ. गोल्डस्टीन ने एक नए गैस विसर्जन में धनावेशित विकिरणों की खोज की, जिसमें कैनाल किरणें (कैनाल किरणें) शामिल थीं। बाद में पर्यटन धनावेशित सामुहिक को प्रोटॉन नाम दिया गया। प्रोटोकॉल का मास प्लान्ट 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 बेरिलियम पर अल्फ़ा विश्वास की बहादुरी दिखाकर एक ऐसे अपरमानुक कण की खोज की जो सर्वथा उदासीन (अनावेषित) थी और इसका द्रव्यमान लगभग प्लॉन के पैमाने ($1 ext{ u}$) था। वास्तव में सबसे सामान्य परमाणु (प्लोटोनियम) को खत्म करने वाले न्यूट्रॉन होते हैं सभी परमाणुओं के मुक्त में पाए जाते 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।

(के) नील्स बोर का परमाणु मॉडल (1913)

रडारफोर्ड की कमियों को दूर करने के लिए वैज्ञानिक वैज्ञानिक नील्स बोर ने दो क्रांतिकारी अभिगृहीत का अनुसरण किया प्रस्तुत:

1. इलेक्ट्रॉन केवल कुछ निश्चित विशेष कक्षाओं में ही चक्कर महसूस कर सकते हैं, जिनमें शामिल हैं विविक्त कक्षाएँ (असतत कक्षाएँ / स्थिर ऊर्जा स्तर) कहते हैं।
2. जब प्लेटफार्म इन विविक्त कक्षाओं में प्रतिमाएं बनाते हैं, तो उनकी ऊर्जा का विकिरण नहीं होता। मूलतः परमाणु पूर्णतः स्थिर रहता है।

इन क्लास (ऊर्जा भाग) को अक्षर K, L, M, N... या मुख्य क्वांटम परिमाण n = 1, 2, 3, 4... द्वारा दर्शाया गया है। खोज के सबसे निकट वाली कक्षा K (n=1) की ऊर्जा न्यूनतम है।

(ख) बोर-बरी योजना (बोह्र-बरी योजना - ऋण वितरण नियम)

विभिन्न प्रकार के क्लासों में पट्टों के वितरण के लिए नील्स बोर और चार्ल्स बरी ने तीन नियम प्रतिपादित किए:

1. $2n^2$ नियम: किसी भी कक्षा में सहायक अध्यापकों की संख्या सूत्र $2n^2$ द्वारा दिया जाता है, जहां $n$ कक्षा की क्रम संख्या है।
   • प्रथम कक्षा (के कोश, $n=1$): $2 imes (1)^2 = 2$ नामांकन
   • द्वितीय कक्षा (एल कोश, $n=2$): $2 imes (2)^2 = 8$ लैपटॉप
   • तृतीय कक्षा (एम कोष, $n=3$): $2 imes (3)^2 = 18$ गणित
   • चतुर्थ कक्षा (एन कोश, $n=4$): $2 imes (4)^2 = 32$ गणित
2. अष्टक नियम (अष्टक नियम): सबसे बाहरी कोश (सबसे बाहरी खोल) में गुठली की मुख्य संख्या 8 से अधिक नहीं हो सकती (के कोश संरचना मुख्य 2).
3. किसी परमाणु के तरल कोश में प्लैप्लेट टैब तक स्थान न लें जब तक कि भीतरी कोश पूरी तरह से भर न जाए। यानी कोश क्रम में (स्टेपवाइज) भरते हैं।

(जी) संयोजकता (वैलेंसी) का निवास

परमाणु के सबसे बाहरी कोश में निर्दिष्ट इलेक्ट्रॉनों को संयोजक इलेक्ट्रॉन (वैलेंस इलेक्ट्रॉन्स) कहते हैं। गैसों की तरह उत्कृष्ट संख्या अष्टक (8 शिपमेंट) को प्राप्त करने के लिए परमाणु ‍कीजों की ‍प्रकार की ‍उत्कृष्ट संख्या ‍पृथक ‍निर्माताओं का त्याग, ग्रहण या साझा करती है, वह उस तत्व की संयोजकता कहलाती है।

• विद्वान मठ $\le 4$ होन: $ ext{संयोजकता} = ext{संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या}$ (उदा: Na = 2,8,1 $ o$ भिक्षुक = 1; Mg = 2,8,2 $ o$ 2; Al = 2,8,3 $ o$ 3; C = 2,4 $ o$ 4).
• संगीतकार संगीतकार $> 4$ होन: $ 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)