तत्वों का वर्गीकरण एवं गुणधर्मों में आवर्तिता

तत्वों के भौतिक एवं रासायनिक गुणधर्मों के परस्पर संबंधों को खोजने के निरंतर प्रयासों ने आधुनिक रसायन विज्ञान की सबसे महत्वपूर्ण संरचना—आवर्त सारणी को जन्म दिया।

• डोबेराइनर के त्रिक (Dobereiner's Triads, 1829): जर्मन रसायनज्ञ जोहान वोल्फगैंग डोबेराइनर ने समान गुणधर्म वाले तीन-तीन तत्वों के समूह बनाए जिन्हें 'त्रिक' कहा गया। त्रिक के मध्य तत्व का परमाणु भार शेष दोनों तत्वों के परमाणु भारों के अंकगणितीय माध्य के लगभग बराबर होता था:
  • लिथियम (6.9), सोडियम (23.0), पोटैशियम (39.1): \(\frac{6.9 + 39.1}{2} = 23.0\)
  • क्लोरीन (35.5), ब्रोमीन (79.9), आयोडीन (126.9): \(\frac{35.5 + 126.9}{2} = 81.2 \approx 79.9\)
  • कैल्शियम (40.1), स्ट्रॉन्शियम (87.6), बेरियम (137.3): \(\frac{40.1 + 137.3}{2} = 88.7 \approx 87.6\)
  सीमा: उस समय ज्ञात सभी तत्वों को त्रिकों में व्यवस्थित नहीं किया जा सका।
• न्यूलैंड्स का अष्टक नियम (Newlands' Law of Octaves, 1865): जॉन न्यूलैंड्स ने तत्वों को उनके बढ़ते परमाणु भार के क्रम में व्यवस्थित किया और पाया कि प्रत्येक आठवें तत्व के गुणधर्म प्रथम तत्व के समान होते हैं, जैसे संगीत के सुर (सा, रे, गा, मा, पा, धा, नि, सा): \[\text{Li, Be, B, C, N, O, F} \rightarrow \text{Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl} \rightarrow \text{K, Ca}\] सीमा: यह नियम केवल कैल्शियम (\(Z = 20\)) तक ही लागू होता था। भारी तत्वों एवं उत्कृष्ट गैसों की खोज के बाद यह व्यवस्था टूट गई।
• लोथर मेयर का परमाण्विक आयतन वक्र (1869): लोथर मेयर ने तत्वों के परमाणु भार और उनके परमाण्विक आयतन (\(V_{\text{at}} = \frac{\text{परमाणु भार}}{\text{घनत्व}}\)) के मध्य ग्राफ खींचा:
  • प्रबल विद्युतधनात्मक क्षार धातुएँ (Li, Na, K, Rb, Cs) वक्र के शीर्ष स्थानों पर स्थित थीं।
  • क्षारीय मृदा धातुएँ वक्र के ढलानों पर स्थित थीं।
  • हैलोजन तत्व वक्र के आरोही भागों पर स्थित थे।
  • संक्रमण धातुएँ वक्र की द्रोणियों (तलहटी) में स्थित थीं।

रूसी वैज्ञानिक दिमित्री मेंडेलीव ने ऐतिहासिक आवर्त नियम प्रस्तुत किया: "तत्वों के भौतिक और रासायनिक गुणधर्म उनके परमाणु भारों के आवर्ती फलन होते हैं।"

• सारणी का प्रारूप: मेंडेलीव ने तत्कालीन 63 ज्ञात तत्वों को 8 ऊर्ध्वाधर स्तंभों (वर्ग I से VIII) तथा 6 क्षैतिज पंक्तियों (आवर्त) में व्यवस्थित किया। उन्होंने तत्वों के ऑक्सीजन और हाइड्रोजन के साथ बनने वाले यौगिकों के सूत्रों (ऑक्साइड व हाइड्राइड) को वर्गीकरण का आधार बनाया।
• मेंडेलीव की आवर्त सारणी की ऐतिहासिक उपलब्धियाँ:
  1. तत्वों का व्यवस्थित अध्ययन: बिखरे हुए तत्वों और उनके यौगिकों के अध्ययन को एक सरल और सुव्यवस्थित रूप दिया।
  2. नए तत्वों की सटीक भविष्यवाणी: मेंडेलीव ने अपनी सारणी में रिक्त स्थान छोड़े और उनके गुणधर्मों की आश्चर्यजनक रूप से सटीक भविष्यवाणी की:
     • एका-ऐलुमिनियम (Eka-Aluminium): 1875 में लेकॉक डी बॉयसबॉड्रेन द्वारा गैलियम (Ga) के रूप में खोजा गया। मेंडेलीव का अनुमानित घनत्व \(5.9\text{ g/cm}^3\) व भार 68 था; वास्तविक मान घनत्व \(5.94\text{ g/cm}^3\) व भार 69.7 निकला।
     • एका-सिलिकॉन (Eka-Silicon): 1886 में क्लेमेंस विंकलर द्वारा जर्मेनियम (Ge) के रूप में खोजा गया। मेंडेलीव का अनुमानित घनत्व \(5.5\text{ g/cm}^3\) था; वास्तविक घनत्व \(5.35\text{ g/cm}^3\) निकला।
     • एका-बोरॉन (Eka-Boron): बाद में स्कैंडियम (Sc) के रूप में खोजा गया।
  3. संदेहास्पद परमाणु भारों का संशोधन: बेरिलियम की संयोजकता 3 और तुल्यांकी भार 4.5 मानकर पहले इसका परमाणु भार 13.5 माना जाता था, जिससे यह कार्बन और नाइट्रोजन के बीच पड़ता था। मेंडेलीव ने इसे द्विसंयोजी (\(\text{BeO}\)) मानकर इसका सही परमाणु भार \(4.5 \times 2 = 9.0\) निर्धारित किया। इसके अलावा इंडियम, स्वर्ण तथा प्लैटिनम के भार भी सुधारे।
• मेंडेलीव की सारणी की विसंगतियाँ एवं कमियाँ:
  1. असंगत युग्म (Anomalous Pairs): रासायनिक गुणों की समानता बनाए रखने के लिए अधिक परमाणु भार वाले तत्वों को कम भार वाले तत्वों से पहले रखा गया:
     • आर्गन (\(39.94\)) को पोटैशियम (\(39.10\)) से पहले रखा गया।
     • कोबाल्ट (\(58.93\)) को निकल (\(58.71\)) से पहले रखा गया।
     • टेल्यूरियम (\(127.60\)) को आयोडीन (\(126.90\)) से पहले रखा गया।
     • थोरियम (\(232.04\)) को प्रोटेक्टिनियम (\(231.04\)) से पहले रखा गया।
  2. समस्थानिकों का स्थान: समस्थानिकों के परमाणु भार भिन्न होते हैं, अतः परमाणु भार आधारित सारणी में उन्हें अलग-अलग स्थान मिलना चाहिए था, किंतु रासायनिक गुण समान होने से ऐसा करना असंभव था।
  3. हाइड्रोजन का अनिर्णीत स्थान: क्षार धातुओं और हैलोजनों दोनों के साथ समानता दर्शाने के कारण इसका स्थान विवादित रहा।
  4. असमान तत्वों का एक साथ समूहन: अत्यधिक सक्रिय क्षार धातुओं (Li, Na, K) के साथ अत्यंत कम सक्रिय मुद्रा धातुओं (Cu, Ag, Au) को एक ही वर्ग में रखा गया था।

ब्रिटिश भौतिक विज्ञानी हेनरी मोज़ले ने विभिन्न धातुओं पर तीव्रगामी कैथोड किरणों की बौछार कर उत्सर्जित चारित्रिक \(K_\alpha\) एक्स-किरणों की आवृत्ति (\(\nu\)) मापी और संबंध स्थापित किया:

जहाँ \(Z\) परमाणु क्रमांक (नाभिकीय आवेश) तथा \(a, b\) स्थिरांक हैं। जब \(\sqrt{\nu}\) को परमाणु भार के विरुद्ध आलेखित किया गया तो वक्र प्राप्त हुआ, किंतु परमाणु क्रमांक \(Z\) के विरुद्ध आलेखित करने पर एक पूर्ण सरल रेखा प्राप्त हुई।

निष्कर्ष: परमाणु भार की तुलना में परमाणु क्रमांक (\(Z\)) ही तत्व का अधिक मौलिक आधारभूत गुणधर्म है। इससे मेंडेलीव के सभी असंगत युग्म स्वतः हल हो गए: \(\text{Ar } (Z=18)\) स्वाभाविक रूप से \(\text{K } (Z=19)\) से पहले आता है तथा \(\text{Co } (Z=27)\) निकल \(\text{Ni } (Z=28)\) से पहले बैठता है।

बोर-बरी के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास सिद्धांत पर आधारित आधुनिक आवर्त सारणी के दीर्घ रूप में तत्वों को 7 क्षैतिज आवर्तों और 18 ऊर्ध्वाधर वर्गों में व्यवस्थित किया गया है।

• 18 वर्ग: IUPAC की आधुनिक अनुशंसा के अनुसार वर्गों को 1 से 18 तक नामांकित किया गया है। एक ही वर्ग के सभी तत्वों के बाह्यतम कोश का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समान होता है, जिससे वे समरूप रासायनिक गुणधर्म प्रदर्शित करते हैं।
• 7 आवर्त: आवर्त संख्या सीधे बाह्यतम संयोजी कोश की मुख्य क्वांटम संख्या \(n\) को प्रदर्शित करती है:
  • आवर्त 1 (अति लघु आवर्त): \(n = 1\) (\(1s\) भरता है)। केवल 2 तत्व: \(\text{H } (1s^1)\) एवं \(\text{He } (1s^2)\)।
  • आवर्त 2 (लघु आवर्त): \(n = 2\) (\(2s, 2p\) भरते हैं)। 8 तत्व: \(\text{Li } (Z=3)\) से \(\text{Ne } (Z=10)\)।
  • आवर्त 3 (लघु आवर्त): \(n = 3\) (\(3s, 3p\) भरते हैं)। 8 तत्व: \(\text{Na } (Z=11)\) से \(\text{Ar } (Z=18)\)।
  • आवर्त 4 (दीर्घ आवर्त): \(n = 4\) (\(4s, 3d, 4p\) भरते हैं)। 18 तत्व: \(\text{K } (Z=19)\) से \(\text{Kr } (Z=36)\)। 3d संक्रमण श्रेणी शामिल।
  • आवर्त 5 (दीर्घ आवर्त): \(n = 5\) (\(5s, 4d, 5p\) भरते हैं)। 18 तत्व: \(\text{Rb } (Z=37)\) से \(\text{Xe } (Z=54)\)। 4d संक्रमण श्रेणी शामिल।
  • आवर्त 6 (अति दीर्घ आवर्त): \(n = 6\) (\(6s, 4f, 5d, 6p\) भरते हैं)। 32 तत्व: \(\text{Cs } (Z=55)\) से \(\text{Rn } (Z=86)\)। इसमें 14 लैंथेनॉइड तत्व (Ce से Lu, \(Z = 58-71\)) सारणी के नीचे अलग पंक्ति में स्थित हैं।
  • आवर्त 7 (अति दीर्घ / पूर्ण आवर्त): \(n = 7\) (\(7s, 5f, 6d, 7p\) भरते हैं)। 32 तत्व: \(\text{Fr } (Z=87)\) से \(\text{Og } (Z=118)\)। इसमें 14 ऐक्टिनॉइड तत्व (Th से Lr, \(Z = 90-103\)) नीचे शामिल हैं।

नए तत्वों की खोज के श्रेय संबंधी विवादों के निवारण हेतु IUPAC ने परमाणु क्रमांक के अंकों पर आधारित सार्वत्रिक नामकरण पद्धति बनाई:

अंकों के मूल शब्दों को क्रम में जोड़कर अंत में '-ium' प्रत्यय लगाया जाता है:

• \(Z = 101\): un + nil + un + ium = Unnilunium (Unu) [मेंडेलीवियम, Md]
• \(Z = 104\): un + nil + quad + ium = Unnilquadium (Unq) [रदरफोर्डियम, Rf]
• \(Z = 114\): un + un + quad + ium = Ununquadium (Uuq) [फ्लेरोवियम, Fl]
• \(Z = 118\): un + un + oct + ium = Ununoctium (Uuo) [ओगानेसन, Og]

परमाणु के इलेक्ट्रॉन मेघ की कोई निश्चित सीमा न होने के कारण प्रायोगिक रूप से विभिन्न प्रकार की परमाण्विक त्रिज्याओं को परिभाषित किया जाता है।

बहु-इलेक्ट्रॉन परमाणु में आंतरिक कोशों के इलेक्ट्रॉन बाह्य संयोजी इलेक्ट्रॉनों पर नाभिक के आकर्षण बल को आंशिक रूप से ढक लेते हैं। इस परिरक्षण के पश्चात बाह्य इलेक्ट्रॉन द्वारा अनुभव किया जाने वाला वास्तविक धनावेश प्रभावी नाभिकीय आवेश (\(Z^*\)) कहलाता है:

जहाँ \(\sigma\) स्लेटर स्थिरांक है। विभिन्न उपकोशों की परिरक्षण क्षमता का क्रम: \(s > p > d > f\) होता है। विस्तृत \(d\) व \(f\) उपकोश बहुत दुर्बल परिरक्षण प्रदान करते हैं, जिससे बाह्य इलेक्ट्रॉनों पर नाभिकीय खिंचाव अत्यधिक बढ़ जाता है।

• आवर्त में: एक ही मुख्य कोश में इलेक्ट्रॉन जुड़ते हैं, अतः परिरक्षण कम बढ़ता है किंतु प्रोटॉन संख्या बढ़ने से \(Z^*\) बाएं से दाएं निरंतर बढ़ता है।
• वर्ग में: नए कोश जुड़ने से आंतरिक परिरक्षण बढ़ता है जो बढ़े हुए नाभिकीय आवेश को संतुलित कर देता है; अतः \(Z^*\) लगभग स्थिर रहता है।

• सहसंयोजक त्रिज्या (\(r_{\text{cov}}\)): एकल सहसंयोजक बंध द्वारा जुड़े दो समनाभिकीय अधात्विक परमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी का आधा: \[r_{\text{cov}} = \frac{d_{A-A}}{2}\] जैसे \(\text{Cl}_2\) में \(d = 1.98\text{ \AA} \implies r_{\text{cov}} = 0.99\text{ \AA}\)।
• धात्विक त्रिज्या (\(r_{\text{met}}\)): धात्विक जालक में परस्पर स्पर्श कर रहे दो निकटवर्ती धातु धनायनों के नाभिकों की दूरी का आधा। धात्विक बंध एकल सहसंयोजक बंध से दुर्बल व कम स्थानीयकृत होता है, अतः \(r_{\text{met}} > r_{\text{cov}}\) (जैसे सोडियम हेतु \(r_{\text{met}} = 1.86\text{ \AA}\))।
• वान्डर वाल्स त्रिज्या (\(r_{\text{vdW}}\)): ठोस अवस्था में परस्पर अनाबंधित दो निकटवर्ती अणुओं के संलग्न परमाणुओं के नाभिकों की दूरी का आधा: \[r_{\text{vdW}} > r_{\text{met}} > r_{\text{cov}}\] क्लोरीन की सहसंयोजक त्रिज्या \(0.99\text{ \AA}\) है जबकि वान्डर वाल्स त्रिज्या \(1.80\text{ \AA}\) होती है। उत्कृष्ट गैसों की त्रिज्या केवल वान्डर वाल्स रूप में ही मापी जाती है, जिससे वे अपने पड़ोसी हैलोजन से बहुत बड़ी प्रतीत होती हैं।

• आवर्त में: बाएं से दाएं जाने पर प्रभावी नाभिकीय आवेश \(Z^*\) बढ़ने के कारण परमाणु त्रिज्या घटती है।
• वर्ग में: ऊपर से नीचे जाने पर नए मुख्य ऊर्जा स्तर (\(n\)) जुड़ने के कारण परमाणु त्रिज्या बढ़ती है।
• धनायन बनाम जनक परमाणु: धनायन का आकार अपने जनक परमाणु से सदैव छोटा होता है (\(r_{\text{cation}} < r_{\text{atom}}\)) क्योंकि इलेक्ट्रॉन त्यागने से \(Z/e > 1\) हो जाता है, परिरक्षण घटता है तथा प्रायः बाह्यतम कोश समाप्त हो जाता है (\(\text{Na} = 1.86\text{ \AA} \rightarrow \text{Na}^+ = 1.02\text{ \AA}\))।
• ऋणायन बनाम जनक परमाणु: ऋणायन का आकार जनक परमाणु से सदैव बड़ा होता है (\(r_{\text{anion}} > r_{\text{atom}}\)) क्योंकि अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन आने से अंतरा-इलेक्ट्रॉनिक प्रतिकर्षण बढ़ता है और \(Z/e < 1\) होने से इलेक्ट्रॉन मेघ फैल जाता है (\(\text{F} = 0.72\text{ \AA} \rightarrow \text{F}^- = 1.36\text{ \AA}\))।

वे स्पीशीज जिनमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान हो परंतु परमाणु क्रमांक \(Z\) भिन्न हो, समइलेक्ट्रॉनिक कहलाती हैं। समइलेक्ट्रॉनिक श्रेणी में परमाणु क्रमांक \(Z\) बढ़ने पर आयनिक त्रिज्या निरंतर घटती है:

आकार का सही घटता क्रम: \(\text{N}^{3-} > \text{O}^{2-} > \text{F}^- > \text{Na}^+ > \text{Mg}^{2+} > \text{Al}^{3+}\)।

परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन त्यागने व ग्रहण करने की उष्मागतिक प्रवृत्ति उनकी धात्विक व अधात्विक प्रकृति निर्धारित करती है।

मूल अवस्था में विलगित गैसीय परमाणु के बाह्यतम कोश से सबसे शिथिल बंधे इलेक्ट्रॉन को निष्कासित कर एकल धनावेशित गैसीय आयन बनाने हेतु आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा को प्रथम आयनन एन्थैल्पी कहते हैं: \(M_{(g)} \rightarrow M^+_{(g)} + e^-\)।

• उत्तरोत्तर आयनन एन्थैल्पियों का क्रम: \[\Delta_i H_1 < \Delta_i H_2 < \Delta_i H_3 < \dots\] धनायन बनने पर प्रभावी नाभिकीय आवेश बढ़ता है, अतः शेष इलेक्ट्रॉनों को निकालने हेतु अधिकाधिक ऊर्जा चाहिए।
• प्रभावित करने वाले कारक:
  1. प्रभावी नाभिकीय आवेश: \(Z^*\) बढ़ने पर आयनन एन्थैल्पी बढ़ती है।
  2. परमाण्विक त्रिज्या: त्रिज्या बढ़ने पर नाभिकीय खिंचाव कम होने से आयनन एन्थैल्पी घटती है।
  3. परिरक्षण प्रभाव: आंतरिक कोशों का परिरक्षण बढ़ने पर आयनन एन्थैल्पी घटती है।
  4. कक्षकों की भेदन क्षमता: समान मुख्य कोश में भेदन क्षमता: \(s > p > d > f\)। अतः \(s\)-कक्षक से इलेक्ट्रॉन निकालना सर्वाधिक कठिन होता है।
  5. इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का स्थायित्व: पूर्ण-पूरित (\(s^2, p^6, d^{10}\)) एवं अर्ध-पूरित (\(p^3, d^5\)) उपकोश सममिति और विनिमय ऊर्जा के कारण अति-स्थायी होते हैं और इलेक्ट्रॉन त्यागने का विरोध करते हैं।

• अपवाद 1: बेरिलियम एवं बोरॉन (\(\Delta_i H_1(\text{Be}) > \Delta_i H_1(\text{B})\)):
  • \(\text{Be } (Z = 4): 1s^2 2s^2\) (\(\Delta_i H_1 = 899\text{ kJ/mol}\))
  • \(\text{B } (Z = 5): 1s^2 2s^2 2p^1\) (\(\Delta_i H_1 = 801\text{ kJ/mol}\))
  कारण: बोरॉन का परमाणु क्रमांक अधिक होने पर भी बेरिलियम की आयनन एन्थैल्पी अधिक है। बेरिलियम में इलेक्ट्रॉन पूर्ण-पूरित व अधिक भेदन क्षमता वाले \(2s\) कक्षक से निकलता है। बोरॉन में इलेक्ट्रॉन उच्च ऊर्जा वाले \(2p\) कक्षक में होता है, जो कम भेदन क्षमता रखता है और आंतरिक \(2s^2\) इलेक्ट्रॉनों द्वारा परिरक्षित होता है। अतः बोरॉन का \(2p^1\) इलेक्ट्रॉन सुगमता से निकल जाता है।
• अपवाद 2: नाइट्रोजन एवं ऑक्सीजन (\(\Delta_i H_1(\text{N}) > \Delta_i H_1(\text{O})\)):
  • \(\text{N } (Z = 7): 1s^2 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^1\) (सममित अर्ध-पूरित \(2p\) उपकोश)
  • \(\text{O } (Z = 8): 1s^2 2s^2 2p_x^2 2p_y^1 2p_z^1\) (अपूर्ण उपकोश)
  कारण: नाइट्रोजन के \(2p\) उपकोश में तीन समानांतर चक्रण वाले इलेक्ट्रॉन होने से यह सममित और अधिकतम विनिमय ऊर्जा से स्थायी होता है। ऑक्सीजन के \(2p_x\) कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन युग्मित होते हैं। इस युग्मित इलेक्ट्रॉन जोड़े के मध्य स्थिर-विद्युत प्रतिकर्षण कक्षक की ऊर्जा बढ़ा देता है, जिससे एक इलेक्ट्रॉन त्यागकर स्थायी अर्ध-पूरित \(2p^3\) विन्यास पाना आसान हो जाता है। अतः ऑक्सीजन की प्रथम आयनन ऊर्जा नाइट्रोजन से कम होती है।

मूल अवस्था में विलगित गैसीय परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन जुड़कर ऋणायन बनने पर होने वाला एन्थैल्पी परिवर्तन इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी कहलाता है: \(X_{(g)} + e^- \rightarrow X^-_{(g)}\)।

• अधिकांश अधातुओं के लिए ऊर्जा मुक्त होने से \(\Delta_{eg} H\) ऋणात्मक (ऊष्माक्षेपी) होती है। हैलोजन तत्वों के लिए यह सर्वाधिक ऋणात्मक होती है।
• उत्कृष्ट गैसों में स्थायी अष्टक होने के कारण नया इलेक्ट्रॉन अगले उच्च ऊर्जा स्तर में जाता है, अतः उनकी \(\Delta_{eg} H\) धनात्मक (ऊष्माशोषी) होती है। Be व N के मान भी लगभग शून्य या धनात्मक होते हैं।
• द्वितीय इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी सदैव प्रबल धनात्मक: ऋणायन पर दूसरा इलेक्ट्रॉन जोड़ने में तीव्र प्रतिकर्षण का सामना करना पड़ता है (जैसे ऑक्सीजन हेतु \(\Delta_{eg} H_1 = -141\text{ kJ/mol}\) किंतु \(\Delta_{eg} H_2 = +780\text{ kJ/mol}\))।

रासायनिक बंध में बंधे परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन आकर्षित करने की क्षमता यौगिकों के गुणों को नियंत्रित करती है।

किसी रासायनिक यौगिक के अणु में सहसंयोजक बंध के साझे के इलेक्ट्रॉन युग्म को अपनी ओर आकर्षित करने की परमाणु की आपेक्षिक क्षमता को विद्युतऋणात्मकता कहते हैं। यह विलगित परमाणु का गुणधर्म नहीं, बल्कि बंधित अवस्था की एक सापेक्ष अदिश माप है।

• पाउलिंग पैमाना (1932): लिनस पाउलिंग ने ऊष्मारसायनिक बंध वियोजन ऊर्जाओं पर यह पैमाना बनाया: \[\Delta = E_{A-B} - \sqrt{E_{A-A} \times E_{B-B}}\] \[\chi_A - \chi_B = 0.208 \sqrt{\Delta} \quad (\Delta \text{ kcal/mol में})\] \[\chi_A - \chi_B = 0.102 \sqrt{\Delta} \quad (\Delta \text{ kJ/mol में})\] फ्लोरीन का मान स्वेच्छा से \(\chi = 4.0\) निर्धारित किया गया। प्रमुख मान: \[\text{F (4.0)} > \text{O (3.5)} > \text{Cl (3.0)} \approx \text{N (3.0)} > \text{Br (2.8)} > \text{C (2.5)} \approx \text{S (2.5)} > \text{H (2.1)} > \text{Cs (0.7)}\]
• मुलिकन पैमाना: प्रथम आयनन ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन बंधुता का अंकगणितीय औसत: \[\chi_M = \frac{\text{IE} + \text{EA}}{2} \implies \chi_P \approx \frac{\chi_M}{2.8}\]

• हाइड्रोजन के सापेक्ष संयोजकता: आवर्त में 1 से 4 तक बढ़ती है और फिर घटकर 1 हो जाती है: \[\text{NaH (1)} \rightarrow \text{MgH}_2\text{ (2)} \rightarrow \text{AlH}_3\text{ (3)} \rightarrow \text{SiH}_4\text{ (4)} \rightarrow \text{PH}_3\text{ (3)} \rightarrow \text{H}_2\text{S (2)} \rightarrow \text{HCl (1)}\]
• ऑक्सीजन के सापेक्ष संयोजकता: बाह्यतम इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होकर 1 से 7 तक रैखिक रूप से बढ़ती है: \[\text{Na}_2\text{O (1)} \rightarrow \text{MgO (2)} \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3\text{ (3)} \rightarrow \text{SiO}_2\text{ (4)} \rightarrow \text{P}_4\text{O}_{10}\text{ (5)} \rightarrow \text{SO}_3\text{ (6)} \rightarrow \text{Cl}_2\text{O}_7\text{ (7)}\]
• परिवर्ती ऑक्सीकरण अवस्थाएँ: \(d\)-ब्लॉक तथा \(f\)-ब्लॉक में \(ns\) व \((n-1)d\) ऊर्जा स्तर पास होने से अनेक ऑक्सीकरण अवस्थाएँ मिलती हैं (मैंगनीज \(+2\) से \(+7\))। भारी \(p\)-ब्लॉक तत्वों (Tl, Pb, Bi) में अक्रिय युग्म प्रभाव (Inert Pair Effect) के कारण समूह संयोजकता से 2 इकाई कम वाली अवस्था अधिक स्थायी होती है।

द्वितीय आवर्त के प्रथम सदस्य (Li, Be, B, C, N, O, F) अपने-अपने वर्गों के भारी सदस्यों से स्पष्ट भिन्नता प्रदर्शित करते हैं।

1. अति सूक्ष्म परमाण्विक व आयनिक आकार: उच्च आवेश घनत्व और तीव्र ध्रुवण क्षमता (\(\phi = \text{आवेश}/\text{त्रिज्या}\))।
2. उच्च विद्युतऋणात्मकता एवं आयनन ऊर्जा: सहसंयोजक बंध बनाने की प्रबल प्रवृत्ति (जैसे \(\text{LiCl}\) व \(\text{BeCl}_2\) मुख्य रूप से सहसंयोजक हैं)।
3. संयोजी कोश में रिक्त \(d\)-कक्षकों की अनुपस्थिति: \(n = 2\) में केवल \(2s\) और तीन \(2p\) कक्षक (कुल 4 कक्षक) होते हैं। अतः इनकी अधिकतम सहसंयोजकता 4 तक ही सीमित होती है।
   • बोरॉन केवल \([\text{BF}_4]^-\) बनाता है, \([\text{BF}_6]^{3-}\) असंभव है। ऐलुमिनियम रिक्त \(3d\) कक्षकों द्वारा \([\text{AlF}_6]^{3-}\) बना लेता है।
   • नाइट्रोजन \(\text{NCl}_3\) बनाता है किंतु अष्टक विस्तार न होने से \(\text{NCl}_5\) असंभव है; फॉस्फोरस \(\text{PCl}_5\) बनाता है।
4. \(p\pi - p\pi\) बहु-आबंधन की प्रवृत्ति: छोटे आकार के कारण \(2p\) कक्षकों का प्रभावी पार्श्व अतिव्यापन होता है (\(\text{C}=\text{C}, \text{C}\equiv\text{C}, \text{N}\equiv\text{N}, \text{C}=\text{O}\))। भारी तत्वों के बड़े कक्षक ऐसा प्रभावी अतिव्यापन नहीं कर पाते।

द्वितीय आवर्त के तत्वों का अपने से अगले आवर्त के विकर्णतः स्थित तत्वों के साथ गहरा रासायनिक सादृश्य विकर्ण संबंध कहलाता है। आवर्त में आगे जाने पर ध्रुवण क्षमता बढ़ती है और वर्ग में नीचे जाने पर घटती है। विकर्णतः चलने पर ये दोनों प्रभाव संतुलित हो जाते हैं, जिससे ध्रुवण क्षमता (\(\phi = z/r\)) और विद्युतऋणात्मकता लगभग समान हो जाती है।

• युग्म 1: लिथियम (Li) एवं मैग्नीशियम (Mg):
  • समान आयनिक त्रिज्या (\(\text{Li}^+ = 0.76\text{ \AA}, \text{Mg}^{2+} = 0.72\text{ \AA}\))।
  • दोनों वायु में दहन पर सामान्य ऑक्साइड (\(\text{Li}_2\text{O}\) व \(\text{MgO}\)) बनाते हैं; परॉक्साइड नहीं देते।
  • दोनों नाइट्रोजन से सीधे क्रिया कर स्थायी आयनिक नाइट्राइड (\(\text{Li}_3\text{N}\) व \(\text{Mg}_3\text{N}_2\)) बनाते हैं।
  • दोनों के कार्बोनेट व नाइट्रेट गर्म करने पर अपघटित होकर ऑक्साइड देते हैं: \(\text{Li}_2\text{CO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{Li}_2\text{O} + \text{CO}_2\); \(\text{MgCO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{MgO} + \text{CO}_2\)।
  • दोनों के क्लोराइड प्रस्वेद्य (deliquescent) होते हैं और ऐल्कोहॉल में घुलनशील हैं।
• युग्म 2: बेरिलियम (Be) एवं ऐलुमिनियम (Al):
  • समान ध्रुवण क्षमता (\(\phi \approx 6.4\))।
  • दोनों सांद्र नाइट्रिक अम्ल द्वारा निष्क्रिय (passive) हो जाते हैं।
  • दोनों के ऑक्साइड व हाइड्रॉक्साइड उभयधर्मी (Amphoteric) हैं और अम्ल व क्षार दोनों में घुलते हैं: \[\text{BeO} + 2\text{NaOH} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Na}_2[\text{Be(OH)}_4] \quad (\text{बेरिलेट})\] \[\text{Al}_2\text{O}_3 + 2\text{NaOH} + 3\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{Na}[\text{Al(OH)}_4] \quad (\text{ऐलुमिनेट})\]
  • दोनों के क्लोराइड सहसंयोजक, बहुलकी सेतु संरचना वाले तथा फ्रीडेल-क्राफ्ट्स उत्प्रेरक हैं।
  • दोनों के कार्बाइड जल अपघटन पर मेथेन गैस (\(\text{CH}_4\)) देते हैं (\(\text{Be}_2\text{C}\) व \(\text{Al}_4\text{C}_3\))।
• युग्म 3: बोरॉन (B) एवं सिलिकॉन (Si):
  • दोनों उपधातु हैं, उच्च गलनांक व कम विद्युत चालकता वाले।
  • दोनों दुर्बल अम्लीय ऑक्साइड (\(\text{B}_2\text{O}_3\) व \(\text{SiO}_2\)) बनाते हैं।
  • दोनों के क्लोराइड नम वायु में धुआं देते हैं और जल अपघटित होकर अम्ल बनाते हैं।

आवर्त में विद्युतऋणात्मकता बढ़ने से बंध आयनिक से सहसंयोजक बनता जाता है, जिससे ऑक्साइड क्षारीय से उभयधर्मी व अंततः अति अम्लीय हो जाते हैं: