इस पाठ में, हम परमाणु के संदर्भ में इलेक्ट्रॉनों की भूमिका और विशेषताओं का पता लगाएंगे। इलेक्ट्रॉन मूलभूत कण हैं जो तत्वों के रासायनिक गुणों को निर्धारित करने में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं। उनके व्यवहार, वितरण और अन्य परमाणु घटकों के साथ बातचीत में गहराई से जाने से, हम रसायन विज्ञान और भौतिकी की नींव में अंतर्दृष्टि प्राप्त करते हैं।
इलेक्ट्रॉन ऋणात्मक आवेश वाले उपपरमाण्विक कण होते हैं, \(e^-\) द्वारा दर्शाया जाता है। वे प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के साथ परमाणु के तीन मुख्य घटकों में से एक हैं। प्रोटॉन और न्यूट्रॉन के विपरीत जो परमाणु के नाभिक में रहते हैं, इलेक्ट्रॉन नाभिक के चारों ओर इलेक्ट्रॉन शेल या ऊर्जा स्तर नामक क्षेत्रों में परिक्रमा करते हैं। इलेक्ट्रॉन का द्रव्यमान प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की तुलना में काफी कम होता है, जो प्रोटॉन के द्रव्यमान का लगभग \(\frac{1}{1836}\) भाग होता है। यह छोटा द्रव्यमान इलेक्ट्रॉनों को परमाणु के द्रव्यमान में उनके नगण्य योगदान के बावजूद परमाणु के विशाल स्थान पर कब्जा करने की अनुमति देता है।
इलेक्ट्रॉनों को पाउली अपवर्जन सिद्धांत, औफबाऊ सिद्धांत और हुंड के नियम के अनुसार परमाणु के ऊर्जा स्तरों या कोशों में व्यवस्थित किया जाता है। सबसे स्थिर विन्यास तब प्राप्त होता है जब इलेक्ट्रॉन सबसे पहले निम्नतम ऊर्जा स्तरों को भरते हैं और फिर उच्च ऊर्जा स्तरों पर चले जाते हैं। यह व्यवस्था परमाणु के रासायनिक गुणों को निर्धारित करती है, जिसमें इसकी प्रतिक्रियाशीलता और अन्य परमाणुओं के साथ बंधन बनाने की इसकी क्षमता शामिल है।
उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु, जिसमें एक इलेक्ट्रॉन है, उसके पहले शेल में यह इलेक्ट्रॉन है। ऑक्सीजन, जिसमें आठ इलेक्ट्रॉन हैं, उसके पहले शेल में दो इलेक्ट्रॉन हैं और दूसरे शेल में छह इलेक्ट्रॉन हैं।
इलेक्ट्रॉन रासायनिक बंधनों के निर्माण में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं, ये वे अंतःक्रियाएं हैं जो अणुओं या यौगिकों में परमाणुओं को एक साथ रखती हैं। मुख्य रूप से तीन प्रकार के रासायनिक बंधन होते हैं: आयनिक, सहसंयोजक और धात्विक बंधन, जिनमें सभी में इलेक्ट्रॉन शामिल होते हैं। आयनिक बंधन में, इलेक्ट्रॉन एक परमाणु से दूसरे परमाणु में स्थानांतरित होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप सकारात्मक और नकारात्मक आयन बनते हैं जो एक दूसरे को आकर्षित करते हैं। सहसंयोजक बंधन में परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉन जोड़े का साझाकरण शामिल होता है, जबकि धात्विक बंधन इलेक्ट्रॉनों के एकत्रीकरण से बनते हैं जो धातु संरचना में घूमने के लिए स्वतंत्र होते हैं।
इलेक्ट्रॉनों द्वारा नाभिक के चारों ओर निर्धारित पथों या कक्षाओं में परिक्रमा करने की अवधारणा सबसे पहले नील्स बोहर द्वारा प्रस्तावित की गई थी। हालाँकि, आधुनिक क्वांटम यांत्रिकी अधिक सटीक विवरण प्रदान करती है, जो ऑर्बिटल्स की अवधारणा को प्रस्तुत करती है। ऑर्बिटल्स नाभिक के चारों ओर अंतरिक्ष के क्षेत्र हैं जहाँ इलेक्ट्रॉनों के पाए जाने की संभावना होती है। बोहर मॉडल की निर्धारित कक्षाओं के विपरीत, क्वांटम यांत्रिकी इलेक्ट्रॉन की स्थिति को संभावनाओं के संदर्भ में वर्णित करती है। हाइजेनबर्ग अनिश्चितता सिद्धांत यह दावा करता है कि इलेक्ट्रॉन की सटीक स्थिति और वेग को एक साथ निर्धारित करना असंभव है।
इलेक्ट्रॉनों का यह क्वांटम व्यवहार सरलतम हाइड्रोजन परमाणु से परे परमाणुओं की जटिल संरचनाओं को समझने के लिए महत्वपूर्ण है। बड़े परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन विभिन्न आकृतियों और ऊर्जा स्तरों वाले ऑर्बिटल्स की एक जटिल सरणी पर कब्जा करते हैं। इनमें s, p, d और f ऑर्बिटल्स शामिल हैं, जिनमें से प्रत्येक में इलेक्ट्रॉनों को धारण करने की एक विशिष्ट आकृति और क्षमता होती है।
वैलेंस इलेक्ट्रॉन किसी परमाणु के सबसे बाहरी शेल में मौजूद इलेक्ट्रॉन होते हैं। वे किसी परमाणु के रासायनिक गुणों और अन्य परमाणुओं के साथ बातचीत करने की उसकी क्षमता को निर्धारित करने में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं। वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या एस और पी ब्लॉक के लिए आवर्त सारणी में किसी तत्व के समूह संख्या के अनुरूप होती है। उदाहरण के लिए, समूह 1 के तत्वों में एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन होता है, जबकि समूह 18 के तत्वों में आठ वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं (हीलियम को छोड़कर, जिसमें दो होते हैं)।
वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का विन्यास आवर्त सारणी में देखी गई आवधिकता को स्पष्ट करता है, जहाँ एक ही समूह के तत्व समान रासायनिक व्यवहार प्रदर्शित करते हैं। ऐसा इसलिए है क्योंकि उनमें वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है, जिसके कारण समान बंधन विशेषताएँ और प्रतिक्रियाएँ होती हैं।
इलेक्ट्रॉन ऊर्जा को अवशोषित कर सकते हैं और उच्च ऊर्जा स्तरों पर जा सकते हैं या निम्न ऊर्जा स्तरों पर गिर सकते हैं, जिससे फोटॉन के रूप में ऊर्जा उत्सर्जित होती है। यह प्रक्रिया स्पेक्ट्रोस्कोपी की घटना के लिए मौलिक है, जहां उत्सर्जित प्रकाश स्पेक्ट्रम का विश्लेषण किसी पदार्थ की संरचना निर्धारित करने के लिए किया जा सकता है। इस संक्रमण के दौरान उत्सर्जित या अवशोषित फोटॉन की ऊर्जा समीकरण \(E = h\nu\) द्वारा दी जाती है, जहाँ \(E\) फोटॉन की ऊर्जा है, \(h\) प्लैंक स्थिरांक है, और \(\nu\) फोटॉन की आवृत्ति है।
यह सिद्धांत हाइड्रोजन उत्सर्जन स्पेक्ट्रम में दर्शाया गया है, जिसमें ऊर्जा स्तरों के बीच इलेक्ट्रॉनों के संक्रमण के अनुरूप कई रेखाएँ होती हैं। प्रत्येक संक्रमण एक विशिष्ट तरंगदैर्घ्य का एक फोटॉन जारी करता है, जिसके परिणामस्वरूप हाइड्रोजन के लिए एक अद्वितीय रेखा स्पेक्ट्रम बनता है।
कैथोड रे ट्यूब प्रयोग: यह इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति को प्रदर्शित करने वाला एक क्लासिक प्रयोग है। जब कैथोड रे ट्यूब में कम दबाव पर एक गैस के माध्यम से विद्युत धारा प्रवाहित होती है, तो मानव आंखों को दिखाई देने वाली एक किरण उत्पन्न होती है। यह किरण चुंबकीय और विद्युत क्षेत्रों द्वारा विक्षेपित पाई गई, जिससे नकारात्मक रूप से आवेशित कणों की उपस्थिति का संकेत मिलता है - जिन्हें बाद में इलेक्ट्रॉनों के रूप में पहचाना गया।
तेल की बूंद का प्रयोग: रॉबर्ट ए. मिलिकन और हार्वे फ्लेचर द्वारा संचालित इस प्रयोग में एक इलेक्ट्रॉन के आवेश को मापा गया। दो आवेशित प्लेटों के बीच तेल की छोटी-छोटी बूंदें लटकाई गईं और विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में उनकी गति से प्रत्येक बूंद पर आवेश की गणना की गई। इस प्रयोग ने प्राथमिक आवेश को लगभग \(1.60 \times 10^{-19}\) कूलम्ब निर्धारित किया, जिससे विद्युत आवेश का परिमाणीकरण स्थापित हुआ।
इस पाठ में, हमने परमाणुओं के संदर्भ में इलेक्ट्रॉनों के मूलभूत पहलुओं का पता लगाया है। ऊर्जा स्तरों में उनके वितरण से लेकर रासायनिक बंधनों और क्वांटम व्यवहार में उनकी भूमिका तक, तत्वों के असंख्य गुणों और प्रतिक्रियाओं को समझने के लिए इलेक्ट्रॉन आवश्यक हैं। यह जानना कि इलेक्ट्रॉन परमाणुओं के भीतर और अन्य परमाणुओं के साथ कैसे बातचीत करते हैं, रसायन विज्ञान और भौतिकी के विशाल क्षेत्रों के लिए आधार तैयार करता है, जो अणुओं की संरचना से लेकर पदार्थों के व्यवहार तक सब कुछ समझाता है।
