આવર્તક કોષ્ટક

આવર્તક કોષ્ટક (periodic table) : રાસાયણિક તત્વોની તેમની સંજ્ઞા રૂપે (ભૌમિતિક ભાતમાં) એવી ગોઠવણી કે જે આવર્તક નિયમને પ્રતિબિંબિત કરે અને જેમાં વિવિધ આવર્તો(periods)માંના સરખા ગુણધર્મોવાળાં તત્વો એક સમૂહમાં ગોઠવાયેલાં હોય. કોષ્ટકમાં તત્વોને તેમના પરમાણુભાર (હવે પરમાણુક્રમાંક) પ્રમાણે આવર્ત (period) તરીકે ઓળખાતી આડી હારો અને સમૂહ (group) તરીકે ઓળખાતા ઊભા ખાનામાં ગોઠવવામાં આવ્યાં હોય છે. કોષ્ટકનું મુખ્ય કાર્ય (function) રસાયણશાસ્ત્રના વ્યવસ્થિત સંગઠન (systematic organization) માટે મૂળભૂત માળખું પૂરું પાડવાનું છે. આવર્તક કોષ્ટકની અગત્યનો ખ્યાલ એ બાબત પરથી આવી શકે કે મેન્દેલિયેવના કોષ્ટક પછી વિવિધ રૂપે આવાં લગભગ 700 જેટલાં કોષ્ટક રજૂ કરવામાં આવ્યાં છે. કોષ્ટકમાં વિવિધ તત્વોના ગુણધર્મો વચ્ચેનું સામ્ય સ્પષ્ટ થાય છે અને કોઈ પણ તત્વ અંગેની માહિતી મેળવવા માટે તેની પડોશમાં આવેલાં તત્વોની માહિતી પર્યાપ્ત થાય છે. આ ગોઠવણી માટેનો માર્ગદર્શક સિદ્ધાંત અને પાયો આવર્તક નિયમ (periodic law) છે.

18મા સૈકાની શરૂઆતમાં રસાયણશાસ્ત્રનો એટલો વિકાસ થઈ ચૂક્યો હતો કે તે તત્વની વ્યાખ્યા આપી શકે. આ રીતે વ્યાખ્યાયિત તત્વોની સંખ્યા વધતી ગઈ, પણ કેટલાં તત્વો શોધાવાનાં બાકી છે અથવા આ તત્વો ક્યાંથી શોધી શકાય તે જાણવાની કોઈ રીત પ્રાપ્ત ન હતી. જાણીતાં તત્વોની સંખ્યા જેમ જેમ વધતી ગઈ તેમ તેમ એ સ્પષ્ટ બનતું ગયું કે તત્વોનાં કેટલાંક જૂથો(groups)ને સમાન રાસાયણિક ગુણધર્મોવાળા વર્ગો(families)માં વર્ગીકૃત કરી શકાય તેમ છે. દા.ત., લિથિયમ, સોડિયમ અને પોટૅશિયમ (આલ્કલી ધાતુઓ) કે ક્લોરીન, બ્રોમીન, અને આયોડીન(હેલોજન તત્વો)ની પ્રક્રિયાઓ એકબીજાને મળતી આવે છે.

1817માં જે. ડબ્લ્યૂ. ડોબરિનરે દર્શાવ્યું કે સ્ટ્રૉન્શિયમનો સંયોજનભાર (combining weight) (ખરેખર પરમાણુભાર) કૅલ્શિયમ અને બેરિયમનાં આવાં વજનોની વચ્ચેનો હોય છે. આ પ્રમાણે તેમણે ત્રણ ત્રણ તત્વોની ત્રિપુટીઓ (triads) શોધી કાઢી. દા.ત., હેલોજન તત્વો, આલ્કલી ધાતુઓ વગેરે.

1827 અને 1858 વચ્ચે ડૂમા, ગ્મેલિન, લેન્સેન, પેટ્ટીનકોફર અને કૂકે ડોબરિનરનાં સૂચનોને આગળ વધાર્યાં. 1858માં સ્ટેનિસ્લાવ કેનિઝારોએ તત્વોના પરમાણુભારનાં વધુ સારાં મૂલ્યો આપ્યાં. તે પછી 1862માં એ.ઈ.બી. દ કાનકુર્તોઈએ તત્વોના પરમાણુભારને 16 એકમ પરિઘવાળા નળાકારની સપાટી પર આલેખ્યા. આ રીતે પરિણમતા સર્પિલ આકારના વક્રમાં સરખા ગુણધર્મોવાળાં તત્વો એકબીજા ઉપર ગોઠવાઈ જતાં. આથી તેમણે તારવ્યું કે ‘તત્વોના ગુણધર્મો તેમની સંખ્યાના ગુણધર્મો છે.’

1864માં જે. એ. આર. ન્યૂલૅન્ડ્ઝ નામના અંગ્રેજ રસાયણજ્ઞે પરમાણુભારના વધતા જતા ક્રમમાં તત્વોને ગોઠવ્યાં અને જણાવ્યું કે દરેક આઠમું તત્વ પ્રથમ તત્વના ગુણધર્મોનું પુનરાવર્તન કરે છે. દા.ત.,

આમ લિથિયમ(Li)થી આઠમું તત્વ સોડિયમ(Na) Li જેવું છે. ફ્લોરીન(F)થી આઠમું તત્વ ક્લોરીન(Cl) ફ્લોરીન જેવું હોય છે વગેરે. સંગીતમાં દરેક સપ્તકમાં આઠમો સૂર પ્રથમ સૂર સાથે સામ્ય ધરાવે છે તે ઉપરથી આ નિયમને અષ્ટકનો નિયમ (Law of octaves) કહેવામાં આવ્યો છે. આ ગોઠવણીમાં ન્યૂલૅન્ડ્ઝે નહિ શોધાયેલ તત્વોની જગા ખાલી રાખી ન હોઈ તેમના વિચારને ઠંડો આવકાર મળ્યો. આથી નાસીપાસ થયેલ ન્યૂલૅન્ડ્ઝ રસાયણનું ક્ષેત્ર છોડી ખાંડના ઉદ્યોગમાં જોડાયા હતા. જોકે લગભગ વીસ વર્ષ પછી તેમને અષ્ટકના નિયમની શોધ માટે લંડનની રૉયલ સોસાયટીએ ડેવી ચંદ્રક એનાયત કર્યો હતો.

આવર્તક નિયમની શોધ ખરેખર તો 1868 અને 1870 વચ્ચે લોથર મેયર (જર્મની) અને મેન્દેલિયેવ (રશિયા) દ્વારા થઈ. મેયરે પોતાને જાણ હતી તેવાં 57 તત્વોને પરમાણુભારના ક્રમમાં ગોઠવ્યાં અને કોષ્ટકમાં કેટલીક જગાઓ ખાલી રાખી. તેઓ તત્વોના પરમાણુકદ (atomic volume) (પરમાણુકદ = પરમાણુભાર/ઘનતા) જેવા ભૌતિક ગુણધર્મોમાં રસ ધરાવતા હતા. તેમણે જોયું કે દર સાતમા તત્વના  ગુણધર્મો પુનરાવર્તિત થતા હતા. આથી તેમણે વિધાન કર્યું કે તત્વોના ગુણધર્મો તેમના પરમાણુભાર(હવે પરમાણુક્રમાંક)નાં મહદ્ અંશે આવર્તનીય ફલનો (periodic functions) હોય છે. તેમણે તેમનું કોષ્ટક 1868માં તૈયાર કરેલું, પણ 1870 સુધી પ્રકાશિત કર્યું ન હતું. આકૃતિ 1માં મેયરે તૈયાર કરેલા આલેખનું આધુનિક સ્વરૂપ દર્શાવ્યું છે, જેમાં પરમાણુભારને બદલે પરમાણુક્રમાંકનો ઉપયોગ કર્યો છે.

આ આલેખ ઉપરથી નીચેની તારવણી કરી શકાય : (i) વાયુરૂપ, બાષ્પશીલ અને નીચાં ગલનબિંદુવાળાં તત્વો આલેખના આરોહી ભાગ કે શિખર ઉપર આવે છે. (ii) ઊંચા ગલનબિંદુવાળાં તત્વો આલેખના અવરોહી કે નિમ્નતમ ભાગ ઉપર આવે છે. (iii) રાસાયણિક સામ્ય ધરાવતાં તત્વો આલેખના સરખા ભાગો ઉપર આવે છે. આમ વર્ગીકરણમાં ગુણધર્મોની આવર્તિતા (periodicity) સ્પષ્ટપણે વર્તાઈ આવે છે.

આ જ ગાળામાં મેન્દેલિયેવ રસાયણશાસ્ત્ર ઉપર એક પાઠ્યપુસ્તક લખવામાં રોકાયેલા હતા. તેઓ પણ તત્વોના રાસાયણિક ગુણધર્મો ઉપરથી મેયરના જેવાં જ તારણો ઉપર આવ્યા. પણ તેમણે તેમના કોષ્ટકમાં જ્યાં જરૂર લાગી ત્યાં ખાલી જગાઓ છોડી. આ રીતે આવર્તક કોષ્ટક તરીકે ઓળખાતું અને જેનું મૂળ સ્વરૂપ થોડા સુધારા-વધારા સાથે હજુ પણ જળવાઈ રહ્યું છે તે અસ્તિત્વમાં આવ્યું. મેન્દેલિયેવનું મૂળ (1869) કોષ્ટક આકૃતિ 2માં આપ્યું છે. જ્યારે 1871માં રજૂ કરેલું અને તે પછીનું રૂપાંતરિત સ્વરૂપ આકૃતિ 3માં આપ્યું છે.

મેન્દેલિયેવ અને લોથર મેયર બંને આવર્તક નિયમના સહસંશોધકો ગણાય છે અને તેમનું કાર્ય એકબીજાને પૂરક સ્વરૂપનું છે. મેન્દેલિયેવે પણ આવર્તક નિયમ રજૂ કરતાં કહ્યું કે, ‘રાસાયણિક તત્ત્વોને તેમના પરમાણુભારના (હવે પરમાણુક્રમાંકના) વધતા જતા ક્રમમાં ગોઠવવામાં આવે તો તત્વોના ગુણધર્મો આવર્તનીય રીતે (periodically) બદલાય છે.’ તેમને આ નિયમમાં એટલો દૃઢ વિશ્વાસ હતો કે તેમણે નહિ શોધાયેલ તત્વો માટે જગા ખાલી રાખી અને આ તત્વોના ગુણધર્મોની આગાહી પણ કરી. કેટલાંક તત્વોને આ ગોઠવણીમાં યોગ્ય સ્થાન મળે તે માટે આવાં તત્વોના પરમાણુભારમાં સુધારો સૂચવીને તેમને નિયત સ્થાન આપ્યું. પાછળથી ચકાસણી કરતાં તે તત્વોના સ્થાનને અનુરૂપ પરમાણુભાર માલૂમ પડ્યા હતા (દા.ત., બેરિલિયમનો મૂળ પ.ભાર 14.8, સુધારેલો 9.0; ઇન્ડિયમનો મૂળ પ.ભાર 75.6, સુધારેલો 113.4). કેટલીક જગાએ તત્વોને યોગ્ય સ્થાન મળે તે માટે તત્વોના ક્રમ પણ તેમણે ઉલટાવ્યા હતા. (દા.ત., I પછી Teના બદલે Te પછી I; K પછી Arને બદલે Ar પછી K; Ni પછી Co ને બદલે Co પછી Ni). પછીનાં પંદર વર્ષમાં ખૂટતાં તત્વો શોધાયાં ત્યારે તેમના ગુણધર્મો મેન્દેલિયેવે કરેલ આગાહી અનુસારના જ માલૂમ પડ્યા હતા. જેમ કે ઍકા-સિલિકનના આગાહી કરેલ ગુણધર્મો અને આ તત્વ 1885-86માં શોધાતાં જેને જર્મેનિયમ નામ આપવામાં આવ્યું હતું તે તત્વના ગુણધર્મો વચ્ચેનું સામ્ય નીચેના કોષ્ટક પરથી સ્પષ્ટ થશે.

ગુણધર્મ	1871માં આગાહી કરેલ એકાસિલિ- કના ગુણો	1885-86માં વિંકલરે શોધેલ જર્મેનિયમના ગુણો
પ. ભાર	72	72.61
વિ. ઘનતા	5.5	5.323
ઑક્સાઇડનું સૂત્ર	ESiO2	GeO2
ઑક્સાઇડની વિ. ઘનતા	4.7	4.70
ઍસિડની પ્રક્રિયા	Hનું વિસ્થાપન શક્ય નથી	પ્રક્રિયા થતી નથી.
ક્ષારની જલદ્રાવ્યતા	દ્રાવ્ય	દ્રાવ્ય
ક્લોરાઇડનું સૂત્ર તથા ગુણો	ESiCl4; પ્રવાહી, ઉ.બિ. 900 સે., વિ. ઘનતા 1.9 ગ્રા./ઘ.સેમી.	GeCl4; પ્રવાહી, ઉ.બિંદુ 830 સે. વિ. ઘનતા 1.8443 ગ્રા/ઘ.સેમી.

એકા-ઍલ્યુમિનિયમ અને એકા-બોરોન શોધાયાં ત્યારે તેમનાં નામો અનુક્રમે ગૅલિયમ (1875) અને સ્કૅન્ડિયમ (1879) રાખવામાં આવ્યાં હતાં. તેમના ગુણધર્મો પણ આગાહી અનુસાર જ માલૂમ પડ્યા હતા. (એકા-eka-મૂળ સંસ્કૃત एक ઉપરથી યોજેલ પૂર્વગ છે.) આ બાબતે મેન્દેલિયેવના વર્ગીકરણના સાર્વત્રિક સ્વીકારનો માર્ગ સરળ બનાવ્યો. મેન્દેલિયેવના વર્ગીકરણના સ્વીકારને રાસાયણિક વિચારમાં આવી રહેલી ક્રાંતિની શરૂઆત ગણી શકાય.

1894માં આર્ગન વાયુ શોધાતાં કોષ્ટક માટે પ્રથમ ગંભીર પડકાર ઊભો થયો, કારણ કે કોઈ નિષ્ક્રિય વાયુઓ જાણીતા ન હતા. આથી મેન્દેલિયેવે કોષ્ટકમાં એક નવું ઊભું ખાનું ઉમેર્યું અને આ વાયુ કોઈ સંયોજન બનાવતો ન હોવાથી તેને શૂન્ય સમૂહ નામ આપ્યું. આ બાબતે એ સ્પષ્ટ કર્યું કે આવા બીજા વાયુઓ પણ હોવા જોઈએ. આને પરિણામે 1895–1898 દરમિયાન હિલિયમ, નિયૉન, ક્રિપ્ટૉન, ઝિનૉન શોધાયા. આવી જ રીતે બોહરે આગાહી કરી કે અન્ય ખૂટતું તત્વ, પરમાણુક્રમાંક 72, વિરલ પાર્થિવ (rare earth) તત્વોને બદલે ઝર્કોનિયમને મળતું હોવું જોઈએ. હીવસી અને કોસ્ટરે ઝર્કોનિયમ ખનિજો તપાસીને 1922માં આ ખૂટતું તત્વ શોધી કાઢ્યું અને તેને હેફનિયમ નામ આપવામાં આવ્યું.

સમય જતાં અમુક તત્વોનો પરમાણુભાર સુધર્યો અને મેન્દેલિયેવે તેમને મૂકેલા સ્થાને તેઓ કાયમ થયાં; છતાં પણ કેટલાંક તત્વો એવાં હતાં, જેમના પરમાણુભારની ફેરચકાસણી કરવા છતાં કોઈ ફેરફાર શક્ય બન્યો નહિ એટલે તેમને પરમાણુભારના વધતા ક્રમની વિરુદ્ધ મૂકવાં પડ્યાં હતાં. આમ આર્ગન (39.95) પછી પોટૅશિયમ (39.10), કોબાલ્ટ (58.93) પછી નિકલ (58.71) અને ટેલ્યુરિયમ (127.6) પછી આયોડિન (126.90) એમ ગોઠવણી બાબત વિસંગતિ રહી હતી. આ વિસંગતિ છેવટે પરમાણુક્રમાંકની સમજ મળતાં દૂર થઈ હતી.

આકૃતિ 3માંના કોષ્ટકમાં કુલ આવર્તો સાત છે. આવર્ત-1 ટૂંકો આવર્ત છે તેમાં ફક્ત બે જ તત્વો હાઇડ્રોજન અને હિલિયમ છે. આવર્ત-2 અને આવર્ત-3માં ટૂંકા આવર્તો છે અને દરેકમાં 8 તત્વો છે. આવર્ત2માં Li, Be, B, C, N, O, F અને Ne છે. આવર્ત-3માં Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl અને Ar તત્વો છે. આ પછી ચાર દીર્ઘ આવર્તો આવે છે. આવર્ત-4માં K થી Kr (18 તત્વો), આવર્ત5માં Rb થી Xe (18 તત્વો) અને આવર્ત-6માં Csથી Rn (32 તત્વો) છે. આવર્ત-7ની શરૂઆત Frથી થાય છે. આ આવર્ત અધૂરો ગણાય છે. આવર્ત-6માં ચૌદ વિરલ પાર્થિવ તત્વો (Ceથી Lu) આવેલાં છે, જેમને માટે આવર્તકોષ્ટકમાં સ્થાન ન હોઈ તેમને અલગ લૅન્થેનાઇડ શ્રેણી તરીકે મૂકવામાં આવે છે. આવી જ રીતે ઍકિટનાઇડ શ્રેણીનાં ચૌદ તત્વો(Thથી Lr)ને પણ યોગ્ય સ્થાનના અભાવે અલગ દર્શાવવામાં આવે છે. આ શ્રેણીમાં સંશ્લેષિત રીતે મેળવાયેલાં અનુયુરેનિયમ તત્વોનો પણ સમાવેશ થાય છે.

સમૂહો શૂન્ય(0)થી આઠ સુધીના એમ કુલ નવ (હવે 18) છે. અને તેમને રોમન અંક I, II, III…… (હવે 1, 2, 3, ……….) વગેરેથી દર્શાવાય છે. દરેક સમૂહનાં તત્વો એક કુટુંબ (family) રચે છે. તેમના ગુણધર્મોમાં સામ્ય હોય છે. લૉર્ડ રૅલે અને સર વિલિયમ રામ્સેએ ઉમદા વાયુઓ (noble gases) શોધી કાઢતાં આવર્ત કોષ્ટકમાં શૂન્ય સમૂહ ઉમેરીને તેમનો સમાવેશ કરવામાં આવ્યો હતો. (ઉમદા વાયુઓની શોધ રાસાયણિક બંધનિર્માણની સમજમાં અગત્યની સાબિત થઈ છે.) સમૂહ-0 સિવાયના સમૂહો પેટાસમૂહો A, Bમાં વિભાજિત કરવામાં આવ્યા છે (પેટાસમૂહોને A અને B સંજ્ઞાઓ આપવા બાબત એકસમાનતા-uniformity-નથી). સંયોજકતા સિવાય A અને B પેટાસમૂહો વચ્ચે ખાસ સામ્ય હોતું નથી. પેટાસમૂહ Aને મુખ્ય કુટુંબ તરીકે ઓળખવામાં આવે છે. આવાં કુટુંબોને વિશિષ્ટ નામો પણ આપવામાં આવેલાં છે. જેમ કે સમૂહ-0ને ઉમદા વાયુઓ, સમૂહ IAને આલ્કલી ધાતુઓ, સમૂહ IIAને આલ્કેલાઇન મૃદ્ (earth) ધાતુઓ અને સમૂહ VIIA(કોઈ કોષ્ટકમાં VIIB)ને હૅલોજનો તરીકે ઓળખવામાં આવે છે. સમૂહ VIIIમાંનાં તત્વો, આયર્ન, કોબાલ્ટ અને નિકલ; રૂથેનિયમ, રહેનિયમ અને પેલેડિયમ; તથા ઑસ્મિયમ, ઇરિડિયમ અને પ્લેટિનમ સંક્રાંતિ-તત્વો (transition elements) તરીકે ઓળખાય છે. દીર્ઘ આવર્તોના મધ્યમાં આવેલાં આ તત્વો તેમની પહેલાંનાં કે પછીનાં તત્વોની સરખામણીમાં અંદરોઅંદર વધુ મળતાં આવે છે.

મેન્દેલિયેવ કોષ્ટક ઉપર ઘણાં રૂપાંતરણો સૂચવવામાં આવ્યાં છે, જેમાંનાં કેટલાંક દ્વિ/ત્રિપરિમાણમાં રચાયેલાં છે. આ બધાંમાં પ્રચલિત દીર્ઘરૂપ આકૃતિ–4માં દર્શાવ્યું છે. આ રૂપાંતર જ હાલમાં વપરાશમાં છે. આ કોષ્ટક તત્વના સ્થાન તથા તેના પરમાણુમાંના ઇલેક્ટ્રૉન-વિન્યાસ વચ્ચેના સંબંધ ઉપરાંત તેમના રાસાયણિક ગુણોમાંનાં સામ્ય, ભિન્નતા તથા વલણો મેન્દેલિયેવના કોષ્ટકની સરખામણીમાં વધુ સ્પષ્ટ દર્શાવે છે.

મોટાભાગના ભૌતિક અને રાસાયણિક ગુણધર્મો ઇલેક્ટ્રૉનની ગોઠવણી ઉપર આધાર રાખતા હોઈ પરમાણુક્રમાંક સાથે આવર્તી ફેરફારો દર્શાવે છે. X-કિરણ વર્ણપટ જેવો ગુણધર્મ, જે ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા પર આધાર રાખે છે તે આવી આવર્તિતા દર્શાવતો નથી. પરમાણુકેન્દ્રની આસપાસ ઇલેક્ટ્રૉનની ગોઠવણીમાં આવર્તિતા હોવાથી આ આવર્તિતાની છાપ તત્વોના રાસાયણિક સહિતના બધા ગુણધર્મો ઉપર પડે છે. આમ, પરમાણુના બંધારણમાંની આવર્તિતા તત્વોની રાસાયણિક આવર્તિતાના પાયામાં રહેલી છે. સમસ્થાનિકો(isotopes)ની શોધ પછી તત્વોનો પરમાણુક્રમાંક પરમાણુભારને બદલે વધુ અગત્યનો પાયાનો ગુણ સાબિત થયો છે.  દા.ત., હાઇડ્રોજનના ત્રણ સમસ્થાનિકો હાઇડ્રોજન, ડ્યુટેરિયમ અને ટ્રિટિયમના પરમાણુભાર અનુક્રમે 1.008, 2.015 અને 3.017 છે. આમ છતાં ત્રણેય હાઇડ્રોજનના રાસાયણિક ગુણો દર્શાવે છે, કારણ બધામાં એક જ ઇલેક્ટ્રૉન છે અને તેથી તેમનો પરમાણુક્રમાંક 1 છે.

આવર્ત કોષ્ટકનું વિહંગાવલોકન : હાઇડ્રોજનથી રેડૉનને જોડતી એક રેખા દોરીએ તો આ રેખાની ઉપરની બાજુએ અધાતુઓ અને નીચેની બાજુએ ધાતુઓ એમ કોષ્ટકના બે ભાગ પડી જાય છે. આ રેખા ઉપર જ આવેલ તત્વો ઉપધાતુઓ (metalloids) તરીકે વર્તે છે. દા.ત., બોરૉન, સિલિકન, આર્સેનિક વગેરે. કોઈ પણ આવર્તમાં જમણીથી ડાબી બાજુ તરફ જતાં ધાતુગુણમાં ઘટાડો થાય છે અને અધાતુગુણમાં વધારો થાય છે. આ બાબત તેમના ઑક્સાઇડના ઍસિડ/બેઇઝ ગુણ ઉપરથી સ્પષ્ટ થાય છે. દા.ત., આવર્ત – 3નાં તત્વોના ઑક્સાઇડની વર્તણૂક નીચે દર્શાવી છે :

સમૂહ1(અગાઉના IA)નાં તત્વો સરળતાથી ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવીને M+ ધનાયન આપે છે. જ્યારે 17નાં (અગાઉના VIIB) તત્વો ત્વરિત ઇલેક્ટ્રૉન સ્વીકારીને X^– ઋણાયન આપે છે. કોઈ પણ સમૂહમાં ઉપરથી નીચે તરફ જતાં ધાતુગુણમાં વધારો થાય છે.

દા.ત., 15મા(અગાઉના VBના) સમૂહના ત્રિસંયોજક ઑક્સાઇડ

એક સમૂહનું પ્રથમ તત્વ બીજા તત્વથી વધુ પ્રમાણમાં ભિન્નતા દર્શાવે છે.  દા.ત., Li અને Na વચ્ચેના તફાવતની માત્રા Na અને K વચ્ચેના તફાવત કરતાં અધિક હોય છે.

કોઈ પણ આવર્તમાં ડાબીથી જમણી બાજુ જતાં તત્વોની ધન સંયોજકતા (અથવા ઑક્સિડેશન આંક), જે સમૂહના આંક જેટલી હોય છે, તેમાં ઘટાડો થાય છે. સમૂહ 1ની સંયોજકતા +1 અને સમૂહ 17 (VIIB)ની સંયોજકતા +7 છે. તત્વોની ઋણસંયોજકતા આઠમાંથી અગાઉ પ્રચલિત સમૂહનો આંક બાદ કરવાથી મળે છે. દા.ત., આકૃતિ 3માંના સમૂહ VIIની ઋણસંયોજકતા 8-7 = 1 છે. V, VI અને VII સમૂહનાં તત્વો ઋણ-સંયોજકતા દર્શાવે છે. સમૂહ IVનાં તત્વો ઋણસંયોજકતા દર્શાવતાં નથી. કયાં તત્વો એકથી વધુ સંયોજકતા દર્શાવે છે તે બાબતનો કોષ્ટક ઉપરથી ખ્યાલ આવી શકતો નથી. શૂન્ય સમૂહનાં તત્વો એટલે કે ઉમદા વાયુઓ સામાન્ય રીતે ઓછી સક્રિયતા દર્શાવે છે. તેમનું સ્થાન અતિક્રિયાશીલ અધાતુઓ પછી અને ક્રિયાશીલ ધાતુઓની પહેલાંનું છે. હાઇડ્રોજનનું સ્થાન સમૂહ 1(IA)માં છે. પણ સંયોજકતા સિવાય તે સમૂહની ધાતુઓ સાથે તેને કોઈ સામ્ય નથી. તેને હેલોજન સમૂહમાં પણ મૂકી શકાય. કારણ તે F^–ની જેમ H^– (હાઇડ્રાઇડ) આયન આપે છે. હાઇડ્રોજનના ગુણો અજોડ છે. તેને બીજાં તત્વો સાથે સરખાવવાનો કોઈ અર્થ નથી. સંક્રાંતિ તત્વો ભારે, ઉચ્ચ ગલનબિંદુવાળી ધાતુઓ છે. દરેક શ્રેણીનાં આ તત્વો અંદરોઅંદર ઠીક-ઠીક સામ્ય ધરાવે છે. તત્વોની કઠિનતામાં તેમજ ગલનબિંદુમાં Iથી IV સમૂહ તરફ જતાં વધારો થાય છે, Vથી VII તરફ જતાં આમાં ઘટાડો થાય છે. તત્વોની વિદ્યુતઋણતા(electro-negativity)ની અસર આયનીકરણ ઊર્જા (ionization potential), ઇલેક્ટ્રૉન બંધુતા (electron affinity) ઉપચયન-અપચયન ઊર્જા, રાસાયણિક બંધના નિર્માણમાં જોઈતી ઊર્જા વગેરે ઉપર થાય છે. આ ગુણ તત્વના અધાતુ ગુણની જેમ તત્વોના સ્થાન ઉપર આધાર રાખે છે. ફ્લોરિન સૌથી વધુ વિદ્યુતઋણતા દર્શાવે છે, જ્યારે સિઝિયમ સૌથી ઓછી વિદ્યુતઋણતા દર્શાવે છે. પરમાણુક્રમાંક 84 પછીનાં તત્વો વિકિરણધર્મી છે. સામાન્ય રીતે પરમાણુ ત્રિજ્યા જે સહસંયોજકતા ત્રિજ્યા બરાબર છે, તે આવર્તમાં ડાબી બાજુથી જમણી બાજુ તરફ જતાં ઘટે છે જ્યારે સમૂહમાં ઉપરથી નીચે તરફ જતાં વધે છે.

આધુનિક આવર્તક પ્રણાલીનો પાયો, ઇલેક્ટ્રૉન વિન્યાસ અને પરમાણુક્રમાંક : આવર્તક કોષ્ટકની સાચી સમજ પરમાણુના બંધારણ અંગેની વિશદ માહિતીથી શક્ય બની છે. હવે એ બાબત સ્પષ્ટ બની છે કે તત્વના પરમાણુની ઇલેક્ટ્રૉનીય સંરચના અને આવર્તક કોષ્ટકમાં તેના સ્થાન વચ્ચે સીધો અને સાદો સંબંધ છે. બોહર અને અન્ય વૈજ્ઞાનિકોએ સૂચવ્યા પ્રમાણે પરમાણુક્રમાંક એ પરમાણુમાં રહેલ ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા અથવા પરમાણુ-કેન્દ્રક (atomic nucleus) ઉપરનો ધન વીજભાર (પ્રોટૉનની સંખ્યા, Z) દર્શાવે છે. બ્રિટિશ વૈજ્ઞાનિક મોઝલીએ 1913–14માં 38 તત્વોના X-કિરણ વર્ણપટના અભ્યાસ પરથી તારવ્યું કે વર્ણપટમાંની વિશિષ્ટ રેખાઓની આવૃત્તિ(ν)નું વર્ગમૂળ Zના સમપ્રમાણમાં હોય છે. આ સંબંધ પરથી તત્વના પરમાણુમાંના ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા શોધી શકાય. આને લીધે બોહરના અધિતર્કને પ્રાયોગિક અનુમોદન મળ્યું. Arનો પ. ક્રમાંક 18 અને Kનો 19 હોવાથી Ar, Kની પહેલાં જ આવે અને આમ પ. ભાર પ્રમાણે આવતી અસંગતિ દૂર થાય છે. તેવું જ Co(27), Ni (28) અને Te (52), I (53)ની બાબતમાં જોવા મળે છે.

પરમાણુના કેન્દ્રકની આસપાસ ગોઠવાયેલા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા એ જે તે તત્વના પરમાણુક્રમાંક જેટલી હોય છે. આ ઇલેક્ટ્રૉનની ગોઠવણી પરમાણુમાંના વિવિધ ઊર્જાસ્તરો(કક્ષકો, orbitals)માં થયેલી હોય છે. કોઈ પણ ઇલેક્ટ્રૉનના સ્થાનનું સંપૂર્ણ અભિલક્ષણ (charactarization) પરસ્પર સંબંધિત એવા ચાર કવૉન્ટમ અંકો વડે કરી શકાય છે.

1. મુખ્ય ક્વૉન્ટમ આંક n, જેનાં મૂલ્યો 1, 2, 3, 4…….. વગેરે અંકોથી દર્શાવાય છે. આને K, L, M, N……… કવચ (shell) પણ કહે છે. આ આંક કવચની ઊર્જા અને તેનો રેખીય વિસ્તાર દર્શાવે છે. તે કુલ 2n² ઇલેક્ટ્રૉન સમાવી શકે છે.

2. ગૌણ ક્વૉન્ટમ આંક l દિગંશીય (azimuthal) ક્વૉન્ટમ આંક તરીકે ઓળખાય છે. આ આંક ઇલેક્ટ્રૉનનું કોણીય વેગમાન (angular momentum) અને કોણીય વિસ્તાર (આકાર) સૂચવે છે. n ક્વૉન્ટમ આંક માટે lનાં મૂલ્યો 0, 1, 2, 3……… (n – 1) હોય છે. આ સ્તરો પેટાકવચ તરીકે પણ ઓળખાય છે અને તેમને માટે અનુક્રમે s, p, d, f સંજ્ઞાઓ વપરાય છે. આ સંજ્ઞાઓ વર્ણપટની રેખાઓ માટે વપરાતા શબ્દો sharp, principal, diffuse અને fundamentalના પ્રથમ અક્ષરો છે.

3. ચુંબકીય ક્વૉન્ટમ આંક ચુંબકની હાજરીમાં પેટાકવચોનું વધુ વિભાજન થાય છે અને વધુ ઊર્જાસ્તરો મળે છે, જે કક્ષકો કહેવાય છે. mનાં મૂલ્યો l સાથે સંકળાયેલાં છે, જે -l, – (l – 1)……0…. (l – 2), (l – 1), ……. + l પ્રમાણે છે. તેમની કુલ સંખ્યા (2l + 1) થાય છે. આમ, mનું મૂલ્ય કુલ કક્ષકોની સંખ્યા સૂચવે છે.

4. પ્રચક્રણ (spin) ક્વૉન્ટમ આંક ઇલેક્ટ્રૉન પોતાની ધરી ઉપર પરિભ્રમણ કરે છે તેને લીધે તેની ઊર્જામાં ફેર પડે છે. તેનાં બે મૂલ્યો હોય છે. પ્રણાલીગત રીતે તેમને ↓ અને ↑­ સંજ્ઞાઓ વડે દર્શાવાય છે. n, l, m ક્વૉન્ટમ આંકની મદદથી કક્ષકોની સંખ્યા તથા અવકાશી દિકસ્થિતિ જાણી શકાય છે. તેથી તે ત્રણને અવકાશી ક્વૉન્ટમ આંક કહે છે. કોઈ પણ ઇલેક્ટ્રૉનને અન્ય ઇલેક્ટ્રૉનથી ત્રણ અવકાશી ક્વૉન્ટમ આંક n, l, m અને એક પ્રચક્રણ (s) ક્વૉન્ટમ આંક વડે સ્પષ્ટ રીતે અલગ દર્શાવી શકાય છે. વુલ્ફગેંગ પૉલીના અપવર્જન (exclusion) સિદ્ધાંત અનુસાર કોઈ પણ બે ઇલેક્ટ્રૉનના ચારે ક્વૉન્ટમ આંક એકસરખા ન હોઈ શકે. આમ, એક જ કક્ષક(એટલે કે n, l, m એક જ મૂલ્ય હોય તે)માં વધુમાં વધુ બે ઇલેક્ટ્રૉન જ પ્રવેશી શકે છે અને તેમના પ્રચક્રણ હોવા જ જોઈએ. nનું મૂલ્ય વધે તેમ પેટાકવચની સંખ્યા અને કક્ષકોની સંખ્યા વધે છે. મુખ્ય ક્વૉન્ટમ અંક n સાથે સંકળાયેલ પેટાકવચો(કક્ષકો)ની સંખ્યા અને તેમાં સમાઈ શકતા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા નીચે પ્રમાણે છે :

મુખ્ય ક્વૉન્ટમ અંક, n	કક્ષકો	કક્ષકોની સંખ્યા (n2)	કક્ષકોમાં સમાઈ શકતા કુલ ઇલેક્ટ્રૉન (2n2)
1	1s	1	2
2	2s, 2p	4	8
3	3s, 3p, 3d	9	18
4	4s, 4p, 4d, 4f	16	32
……..	…………	……	……

 

આમ n = 1, 2, 3, 4, …….. મુખ્ય ક્વૉન્ટમ અંકવાળાં કવચોમાં વધુમાં વધુ 2, 8, 18, 32, ……. ઇલેક્ટ્રૉનને સમાવી શકાય. આવર્તક કોષ્ટકમાં પણ આવર્તોમાં રહેલ તત્વોની સંખ્યા 2, 8, 18, 32, એ પ્રમાણે જોવા મળે છે. પરમાણુઓના વિવિધ ઊર્જાસ્તરોમાં ઇલેક્ટ્રૉન ગોઠવાવાનું નિમ્નતમ ઊર્જાસ્તરથી શરૂ થાય છે અને તેથી વિવિધ આવર્તોમાં તત્વોની સંખ્યા ઇલેક્ટ્રૉનવિન્યાસ સાથે સંબંધિત હોય છે. આ પ્રમાણે કરવામાં આવે તો તત્વના આવર્તક કોષ્ટકમાંના સ્થાન બાબત કોઈ અસંગતિ રહેતી નથી.

હાઇડ્રોજન એક પ્રોટૉન અને એક ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવે છે અને ભૂતલ અવસ્થા(ground state)માં તેની સંરચના 1s¹ છે તથા તે શૂન્ય કક્ષકીય કોણીય વેગમાન (orbital angular momentum) ધરાવે છે. આથી તે પ્રથમ આવર્તનું પ્રથમ તત્વ છે. હિલિયમ(He, Z = 2)ની સંરચના 1s² છે અને તેનાથી પ્રથમ આવર્ત પૂરો થાય છે. કારણ કે n = 1, l = 0, m = 0, m_s =  ધરાવતું કોઈ અન્ય સંયોગીકરણ (combination) શક્ય નથી. (આમાં પ્રથમ આંકડો મુખ્ય ક્વૉન્ટમ આંક દર્શાવે છે જ્યારે ઘાત તરીકે દર્શાવેલ આંકડો જે તે કક્ષકમાં ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા દર્શાવે છે). આમ મુખ્ય ક્વૉન્ટમ અંક n = 1 વાળું કવચ (K કવચ) હિલિયમ આગળ પૂરું ભરાઈ જાય છે.

લિથિયમ(Z = 3)થી નવો (બીજો) આવર્ત શરૂ થાય છે. તેમાં ઓછામાં ઓછો ચુસ્તપણે બંધાયેલો ઇલેક્ટ્રૉન 2s1 છે. દરેક આવર્ત માટે આવી સ્થિતિ હોય છે, જેમાં આવર્તનો ક્રમાંક એ આવર્તના પ્રથમ તત્વના ઓછામાં ઓછા ચુસ્તપણે બંધાયેલ ઇલેક્ટ્રૉનનો (સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનનો) મુખ્ય ક્વૉન્ટમ આંક છે. એ પણ સ્પષ્ટ છે કે કોષ્ટકમાંનાં તત્વોના વિવિધ ખંડો (blocks) અને તેમાં તત્વોની સંખ્યા વચ્ચે સીધો સંબંધ છે; s ખંડ 2 તત્વો જેટલો પહોળો છે, p ખંડ 6 તત્વો જેટલો, d ખંડ 10, અને f ખંડ 14 [એટલે કે 2(2l + 1)] તત્વો ધરાવે છે. લિથિયમ(Li, 1s²2s¹)થી શરૂ થતો બીજો આવર્ત નિયૉન (Ne, 1s²2s² 2p⁶) આગળ પૂરો થાય છે અને તેમાં કુલ આઠ તત્વો છે (L કવચ પૂર્ણ). પરમાણુક્રમાંક પ્રમાણેનું આવું આધુનિક આવર્તક કોષ્ટક આકૃતિ – 4માં દર્શાવ્યું છે.

ત્રીજો આવર્ત સોડિયમ(Na, 1s²2s²2p⁶3s¹)થી શરૂ થઈને આર્ગન(1s²2s²2p⁶3s²3p⁶)માં પૂરો થાય છે. તેમાં કુલ 8 તત્વો છે. આ આવર્ત પણ બીજા આવર્તની જેમ ટૂંકો આવર્ત ગણાય છે (M કક્ષક અધૂરો).

ચોથો આવર્ત પોટૅશિયમ(K, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹)થી શરૂ થાય છે અને તેની પછી કૅલ્શિયમ આવે છે (Ca, ………. 4s²). આ બંને તત્વોમાં ઇલેક્ટ્રૉન 4s કક્ષકમાં ઉમેરાય છે. સ્કૅન્ડિયમથી ઝિંક સુધીમાં અંદરના M કવચના પાંચ 3d કક્ષકો ભરાવા માંડે છે. આમ દસ ઇલેક્ટ્રૉન વડે ક્રમાનુસાર પાંચ 3d કક્ષકોનું ભરાવું એ આયર્નસમૂહમાં સંક્રમણ તત્વોની શ્રેણીની વિશિષ્ટતા છે. ગૅલિયમથી N કવચમાં ઇલેક્ટ્રૉન ભરાવા માંડે છે અને ક્રિપ્ટૉન પહોંચતાં N કવચમાં આઠ ઇલેક્ટ્રૉનનો અષ્ટક (octet) પૂરો થાય છે (Kr, 1s²2s²2p⁶3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶). આ આવર્ત દીર્ઘ આવર્ત તરીકે ઓળખાય છે.

પાંચમા આવર્તમાં રૂબિડિયમ (Rb, …… 4s² 4p⁶ 5s¹) અને પછી સ્ટ્રૉન્શિયમ (Sr, ………. 4s² 4p⁶ 5s²) આવે છે. આ પછીના તત્વ ઇટ્રિયમ(Y, ….. 4s²4p⁶4d¹5s²)થી વધારાનો ઇલેક્ટ્રૉન પાંચ 4d કક્ષકોમાં ઉમેરાય છે. આવી રીતે કૅડ્મિયમ (Cd, ……. 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s²) સુધીમાં આ કક્ષકો પૂર્ણ થયા પછી ઇન્ડિયમથી (In, ….. 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p¹) ત્રણ 5p કક્ષકો ભરાવાની શરૂઆત થાય છે. ઝીનૉન સુધીમાં પાંચમા મુખ્ય ક્વૉન્ટમ આંકની ત્રણ 5p કક્ષકો પૂર્ણ થતાં ઝીનૉન(Xe, ………. 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶)માં અષ્ટક પૂર્ણ થાય છે. છઠ્ઠા આવર્તની શરૂઆત સિઝિયમ (Cs, ……… 5s²5p⁶6s¹) અને પછી બેરિયમ(Ba, …….. 5s²5p⁶6s²)થી થાય છે. લેન્થેનમમાં વધારાનો ઇલેક્ટ્રૉન n = 5 સ્તરમાં રહેલો છે (La, …… 5s²5p⁶5d¹6s²). આ પછી 14 તત્વો આવે છે જેમાં n = 4 સ્તરમાં 14 ઇલેક્ટ્રૉન એક પછી એક (18 પછીથી 32 સુધી) ઉમેરાય છે અને આ સ્તર પૂર્ણ થાય છે. (n = 4 સ્તર, 2n² = 32 ઇલેક્ટ્રૉન સમાવી શકે છે.) આ શ્રેણીમાં પહેલું તત્વ સિરિયમ (Ce, ……. 4ƒ²5s²5p⁶5d⁰6s²) અને છેલ્લું તત્વ લ્યુટેશિયમ (Lu, ……… 4ƒ¹⁴5s²5p⁶5d¹6s²) છે. હવે મુખ્ય ક્વૉન્ટમ સ્તર n = 5 વિસ્તૃત થતાં હેફનિયમ(Hf, ……… 4ƒ¹⁴ 5s² 5p⁶5d²6s²)થી મર્ક્યુરી (Hg, …….. 4ƒ¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰ 6s²) સુધીનાં તત્વો આવરી લેવાય છે. હવે થેલિયમ (Th, …….. 4ƒ¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p¹)થી રેડૉન (Rn, ……. 4ƒ¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p⁶) સુધીનાં છ તત્વો આવે છે અને n = 6નું સ્તર પૂર્ણ થાય છે. રેડૉનનો અષ્ટક પણ પૂરો થાય છે. આ રીતે છઠ્ઠા આવર્તમાં કુલ 32 તત્વો આવરી લેવાયાં છે. આમ 4ƒ પેટાકવચમાં 14 ઇલેક્ટ્રૉન, 5d પેટાકવચમાં 10 ઇલેક્ટ્રૉન અને 6s તથા 6p પેટાકવચમાં 8 ઇલેક્ટ્રૉન ગોઠવાયા છે. 14 તત્વોનું (લૅન્થેનોન) જૂથ વિરલ પાર્થિવ તત્વો તરીકે અને 10 તત્વોનું જૂથ પ્લેટિનમ સમૂહનાં સંક્રમણતત્વો તરીકે ઓળખાય છે.

સાતમા આવર્તની શરૂઆત ફ્રેંસિયમ(Fr, ….. 6s²6p⁶7s¹)થી થાય છે. તે પછીનું તત્વ રેડિયમ (Ra, … 6s²6p⁶7s²) અને તે પછી ઍક્ટિનિયમ (Ac, ……. 6s²6p⁶6d¹7s²) અને થોરિયમ (Th, ……. 6s²6p⁶6d²7s²) આવે છે. આ પછી n = 5 સ્તર વિસ્તૃત થાય છે અને તે 18 પછીથી 32 સુધી વધારાના 14 ઇલેક્ટ્રૉનને સમાવી શકે છે. પ્રોટૅક્ટિનિયમ (Z = 91) (Pa, ….. 5ƒ²6s²6p⁶6d¹7s²) અને લૉરેન્શિયમ (પ. ક્ર. 103) (Lr, …… 5ƒ¹⁴6s²6p⁶6d²7s²) સુધીમાં 13 તત્વો આવે છે.

1940 પછીના સમયમાં અનુયુરેનિયમ (transuranium) તત્વોનું સંશ્લેષણ થવાથી આધુનિક કોષ્ટકમાં હવે તેમનો પણ ઉમેરો થયો છે. આનું એક મહત્વનું પાસું એ છે કે અત્યારે નહિ શોધાયેલાં એવાં અતિ ભારે તત્વો અંગે પણ કોષ્ટક દ્વારા આગાહી થઈ શકે છે. દા.ત, લૉરેન્શિયમ (Z = 103) (Lr, ……… 5ƒ¹⁴6s²6p⁶6d²7s²) સુધીનાં તત્વો ઍક્ટિનાઇડ કહેવાય છે. જ્યારે તત્વ-104થી 6d સંક્રમણ શ્રેણી શરૂ થાય છે. જોકે હાલ 118 સુધીનાં તત્વો સંશ્લેષિત થઈ શક્યાં છે. તત્વ-112 એ એકા-મર્ક્યુરી હશે. તેના પછી 7p અને 8s સંરચનાવાળાં (Z = 113થી 120) તત્વો આવશે.

નાભિકીય સંરચનાના હાલના સિદ્ધાંતોને આધારે તત્વક્રમાંક 114 (એકાલેડ, ekalead)ની પાસે (અંદાજે 110થી 126) એક સ્થાયિતા-ટાપુ (island of stability) હોવાનું માનવામાં આવે છે. આવું જ તત્વ-ક્રમાંક 164 પાસે બની શકે. આવાં તત્વો સંશ્લેષિત કરવા માટે પ્રયત્નો થઈ રહ્યા છે. આ તત્વોની ઉપચયન અવસ્થાઓ (oxidation states) મુખ્ય સમૂહના વલણને અનુરૂપ હશે. દા.ત., એકાથેલિયમ (ક્રમાંક 113) માટે તે મુખ્યત્વે +1 હશે. અન્ય ભૌતિક ગુણધર્મો પણ આવર્તક વલણોના બહિર્વેશન(extrapolation)થી સૂચવવામાં આવ્યા છે. અતિભારે (superheavy) તત્વો અંગે પણ આગાહી કરવામાં આવે છે. કમ્પ્યૂટરની ગણતરી પરથી તત્વ-ક્રમાંક 118 માટે એમ સૂચવાયું છે કે તે ઉમદા (noble) વાયુઓ જેવી બંધ-કવચ (closed shell) ઇલેક્ટ્રૉનીય સંરચના ધરાવતું હશે અને બધા ઉમદા વાયુઓમાં તે સૌથી વધુ ધનવિદ્યુતીય (electropositive) હશે.

Z = 121થી 154ની પરાસ (range) માટે ઊર્જા-સપાટીની ગણતરીઓ એમ સૂચવે છે કે 18 તત્વોની એક અન્-અપેક્ષિત 5g શ્રેણી (series) હોવી જોઈએ અને તેના પછી 6ƒ શ્રેણીનાં 14 તત્વો આવવાં જોઈએ. જાણીતાં અને આગાહી કરવામાં આવેલાં ઇલેક્ટ્રૉન કવચો દર્શાવતા આવર્તક કોષ્ટકનું એક રૂપાંતરિક સ્વરૂપ આકૃતિ 5માં દર્શાવેલું છે.

તત્વના પરમાણુના સૌથી અંત્ય કક્ષકોમાં રહેલ ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા અને વિન્યાસ એ તત્વના રાસાયણિક ગુણધર્મો નક્કી કરે છે. ઉમદા વાયુઓ રાસાયણિક રીતે ઓછા ક્રિયાશીલ હોય છે અને તેમના અણુઓ એકપરમાણુક (monatomic) હોય છે. હિલિયમ સિવાય બધા જ ઉમદા વાયુઓની સૌથી બહારના કક્ષકોમાં 8 ઇલેક્ટ્રૉન (અષ્ટક) હોય છે. આવો વિન્યાસ 8, 8, 18……. તત્વો પછી આવે છે. ઓછી ક્રિયાશીલતા પણ આ રીતે આવર્તિતા દર્શાવે છે. સામાન્ય તત્વો ઇલેક્ટ્રૉન આપીને/સ્વીકારીને કે ઇલેક્ટ્રૉનની ભાગીદારી કરીને આ સ્થાયી વિન્યાસ-8 ઇલેક્ટ્રૉન પૂર્ણ કરવાનો પ્રયત્ન કરે છે. રાસાયણિક ક્રિયાશીલતાના પાયામાં આ વલણ રહેલું હોય છે. એક જ સમૂહમાં ગોઠવાયેલાં તત્વોના ઇલેક્ટ્રૉન-વિન્યાસ અંત્ય કક્ષકોમાં એકસરખા હોય છે. (જોકે તેમના મુખ્ય ક્વૉન્ટમ આંક ભિન્ન હોય છે.) ઉદાહરણ તરીકે બધી આલ્કલી ધાતુઓના અંત્ય કક્ષકમાં એક જ ઇલેક્ટ્રૉન હોય છે. એટલે કે તેમનો વિન્યાસ ns¹ હોય છે. આલ્કેલાઇન મૃદ્ (earth) ધાતુઓમાં આ ns² હોય છે. આ ધાતુઓ સરળતાથી ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવીને M⁺, M²⁺ પ્રકારના ધનાયનો આપે છે, જેમનો ઇલેક્ટ્રૉનવિન્યાસ તેમની આગળ આવેલ ઉમદા વાયુના ઇલેક્ટ્રૉનવિન્યાસની બરોબર હોય છે. સોડિયમ (1s²2s²2p⁶3s¹) ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવીને નિયૉનનો વિન્યાસ (1s²2s²2p⁶) મેળવે છે. લિથિયમ, સોડિયમ, પોટૅશિયમ, રૂબિડિયમ અને સિઝિયમ આ રીતે જ વર્તે છે. હૅલોજન તત્વો ns²np⁵ વિન્યાસ ધરાવે છે. એક ઇલેક્ટ્રૉન સ્વીકારીને તેઓ ઋણાયન આપે છે, જે ઉમદા વાયુઓનો વિન્યાસ ns²np⁶ પ્રાપ્ત કરે છે. ધાતુઓ ઇલેક્ટ્રૉન આપે છે તેથી તેમની સંયોજકતા +1, +2 ………. હોય છે. જ્યારે હૅલોજન ઇલેક્ટ્રૉન સ્વીકારે છે તેથી તેમની સંયોજકતા -1 ગણાય છે. અંત્ય કક્ષકમાં વિન્યાસની સમાનતા આવર્તી હોઈ તેની છાપ ગુણધર્મો ઉપર પડે છે તેથી ગુણધર્મોના ફેરફારો પણ આવર્તી જ હોય તે સ્પષ્ટ છે. વિરલ પાર્થિવ તત્વોની બાબતમાં ઇલેક્ટ્રૉન ઉમેરાવા છતાં (તે અંદરના કક્ષકમાં ઉમેરાતો હોઈ) અંત્ય કક્ષકમાંના ઇલેક્ટ્રૉનવિન્યાસમાં ફેર પડતો નથી. તેથી તેમના ગુણધર્મોમાં એટલી બધી સમાનતા છે કે તેમને અલગ કરવાનું કાર્ય અતિકઠિન ગણાતું હતું. આવી જ પરિસ્થિતિ કાંઈક અંશે ઍક્ટિનાઇડ તત્વોમાં પણ જોવા મળે છે. ટૂંકમાં આવર્ત કોષ્ટકમાં સ્પષ્ટ થતી આવર્તિતાનું કારણ સ્થાયી વિન્યાસ ફરીફરીને પ્રાપ્ત કરવા તરફનું વલણ છે.

વિજ્ઞાનના ઇતિહાસમાં ભૌતિક વિશ્વમાં રહેલ વ્યવસ્થાના વ્યાપક આવિર્ભાવરૂપ આવર્તિતાની વિભાવના (concept) સાથે તુલનામાં આવી શકે તેવી વિભાવનાઓ જવલ્લે જ જોવા મળે છે. વિશ્વના બંધારણીય એકમો જેવાં તત્વોના ગુણધર્મોના તાલબદ્ધ નિદર્શન(pattern)માં કોઈ પણ તત્વનું પ્રવર્તન અસાધારણ કે યદૃચ્છયા થયું હોય તેવું ભાગ્યે જ માલૂમ પડશે. નવું તત્વ શોધાતાં તેને આ ગોઠવણીમાં સ્થાન મળી રહે છે. તેના ગુણધર્મોનો તેની પડોશનાં તત્વોના ગુણધર્મો સાથે મેળ હોય તેમ બને છે. પ. ક્રમાંક 106નું તત્વ શોધાતાં ક્રોમિયમ, મૉલિબ્ડેનમ તથા ટંગ્સ્ટનના સાથીદાર તરીકે તેનું સ્થાન નક્કી કરવામાં આવેલું હતું.

આવર્તક કોષ્ટકનો અંત : પરમાણુના કેન્દ્રક(નાભિક)માં જેમ વધુ ને વધુ પ્રોટૉન ઉમેરતા જવામાં આવે તેમ એક બિંદુ એવું આવવું જોઈએ કે જ્યારે કક્ષકીય ઇલેક્ટ્રૉનની સ્થાયિતા (stability) નાશ પામે. સામાન્ય રાસાયણિક અર્થમાં એમ કહી શકાય કે એક ક્રાંતિક (critical) પરમાણુક્રમાંક અથવા પરમાણુક્રમાંકની પરાસ એવી હશે કે જ્યાં આવર્તક કોષ્ટકનો અંત આવતો હશે. હાલની માન્યતા પ્રમાણે આ મહત્તમ તત્વક્રમાંક 170 અને 210 વચ્ચે હોવાનું ધારવામાં આવે છે.

રસિકલાલ કે. શાહ

જ. ચં. વોરા

જ. દા. તલાટી