Chapter – 3 धातु और अधातु

धातु

पदार्थ जो कठोर, चमकीले, आघातवर्ध्य, तन्य, ध्वानिक और ऊष्मा तथा विद्युत के सुचालक होते हैं, धातु कहलाते हैं। सामान्यतः चमकदार और पीटने पर आवाज करने वाले तत्व होते हैं। जैसे- Iron, Tin, Copper, Gold, Zink, Steel आदि। हम अपने चारों ओर अलग-अलग प्रकार की सामग्री देखते हैं और उन्ही में से अनेक सामग्रियों को हम अपने दैनिक जीवन मे प्रयोग भी करते हैं। लेकिन क्या आपने कभी सोचा है कि ये सामग्रियाँ किसकी बनी होती हैं?

जैसे :- सोडियम (Na), पोटाशियम (K), मैग्नीशियम (Mg), लोहा (Fc), एलूमिनियम (AI), कैल्शियम (Ca), बेरियम (Ba) धातुऐं हैं।

धातुओं के भौतिक गुण

• धातु ठोस और चमकीले होते हैं|
• ये ऊष्मा और विद्युत के सुचालक होते हैं|
• धातुएँ तन्य होती हैं|
• धातुएँ अघातवर्ध्य होती है|
• धातुएँ ध्वानिक होती हैं|

अघातवर्ध्यता

• कुछ धातुएँ पतली चादरों में फैलाई जा सकती है, इस गुण को अघातवर्ध्यता कहते हैं|

तन्यता

• धातु के पतले तार के रूप में खींचने की क्षमता को तन्यता कहते हैं| सिल्वर तथा कॉपर ऊष्मा के सबसे अच्छे चालक हैं। इनकी तुलना में लेड तथा मर्करी ऊष्मा के कुचालक हैं।

PVC का पूरा नाम

• पॉलिवाइनिल क्लोराइड PVC तथा रबड़ जैसी सामग्री ऊष्मा तथा विद्युत के कुचालक हैं।

ध्वनिक

• धव्निक धातु का एक भौतिक गुण है| इस गुण से वे हड़ताली पर ध्वनि पैदा करते हैं। धातुओं की इस गुण का उपयोग से, स्कूल की घंटी बनाई गई है।

अधातु

• जो पदार्थ नरम, मलिन, भंगुर, ऊष्मा तथा विद्युत के कुचालक होते हैं, एवं जो ध्वानिक नहीं होते हैं अधातु कहलाते हैं । तथा नरम हैं व हथौड़े की हल्की चोट से टूटकर चूरा हो जाते हैं, ध्वानिक नहीं हैं तथा ऊष्मा व विद्युत के कुचालक हैं, अधातु कहलाते हैं। जैसे-कोयला, सल्फर, ऑक्सीजन, फॉस्फोरस आदि अधातु हैं

जैसे :- ऑक्सजीन (O), हाइड्रोजन (H), नाइट्रोजन (N), सल्फर (S), फास्फोरस (P), फ्लूओरीन (F), क्लोरीन (CI), ब्रोमीन (Br), आयोडिन (I), अधातुऐं हैं ।

अधातु के भौतिक गुण

• धातु ठोस और चमकीले नहीं होते हैं|
• ये ऊष्मा और विद्युत के सुचालक नहीं होते हैं|
• धातुएँ तन्य नहीं होती हैं|
• धातुएँ अघातवर्ध्य नहीं होती है|
• धातुएँ ध्वानिक नहीं होती हैं अर्थात पीटने पर ध्वनि नहीं निकालती हैं|

अधातुएँ ब्रोमिन को छोड़कर या तो ठोस होती है या गैस, ब्रोमिन तरल होता है|

धातु और अधातुओं का कुछ अन्य गुणधर्म

• सभी धातुये मर्करी (पारा) को छोड़कर कमरे के ताप पर ठोस अवस्था में पाई जाती हैं |
• मर्करी (पारा) कमरे के ताप पर द्रव अवस्था में पाया जाता है|
• गैलियम और सीजियम दो ऐसी धातुएँ हैं जो जिनका गलनांक बहुत कम होता है, इन्हें हथेली पर रखते ही पिघल जाती हैं|
• आयोडीन एक अधातु है परन्तु यह चमकीला होता है|
• क्षार धातुएँ (लिथियम, सोडियम और पोटैशियम) इतना मुलायम होती है कि इन्हें चाकू से काटा जा सकता है| इनका घनत्व और गलनांक कम होता है|

कार्बन और इसके अपररूप

• कार्बन एक अधातु है जो अलग-अलग रूपों में पाया जाता है| इसके प्रत्येक रूप कोकार्बन का अपररूप कहा जाता है|

कार्बन के अपररूप

• हीरा
• ग्रेफाइट
• बुक्मिन्टरफुलेरिन

(i) हीरा :- यह कार्बन का एक अपररूप है और अब तक का ज्ञात सबसे कठोर पदार्थ है| इसका क्वथनांक और गलनांक बहुत ही अधिक होता है|

(ii) ग्रेफाइट :- यह कार्बन का एक अन्य अपररूप है जो विद्युत का बहुत ही अच्छा चालक है|

(iii) बुक्मिन्टरफुलेरिन :- यह कार्बन का एक अन्य अपररूप है जो 60 कार्बन के अणुओं से बना है| इसकी संरचना फुटबॉल की तरह होता है|

नोट :- अधिकांश अधातुये पानी में घुलने पर अम्लीय ऑक्साइड बनाती है जबकि धातुएँ पानी में घुलकर क्षारकीय ऑक्साइड बनाती हैं|

धातुओं का रासायनिक गुणधर्म

सभी धातुये ऑक्सीजन के साथ मिलकर संगत धातु ऑक्साइड बनाती हैं |

धातु + ऑक्सीजन → धातु ऑक्साइड

उदाहरण के लिए, जब कॉपर को वायु में गर्म किया जाता है तो यह ऑक्सीजन से अभिक्रिया कर कॉपर (II) ऑक्साइड बनाता है जो कि एक काला ऑक्साइड है|

2Cu  +  O2  →  2CuO

(कॉपर) (ऑक्सीजन) (कॉपर(II) ऑक्साइड)

इसीप्रकार, एल्युमीनियम एल्युमीनियम ऑक्साइड बनाता है|

4Al  +  3O2   →    2Al2O3

(एल्युमीनियम) (एल्युमीनियम ऑक्साइड)

उभयधर्मी

• कुछ धातु ऑक्साइड्स जैसे एल्युमीनियम ऑक्साइड एवं जिंक ऑक्साइड इत्यादि अम्लीय तथा क्षारकीय व्यवहार को प्रदर्शित करते हैं| ऐसे धातु ऑक्साइड जो अम्ल और क्षारक दोनों के साथ के साथ अभिक्रिया कर लवण और जल का निर्माण करते हैं इन्हें उभयधर्मी ऑक्साइड कहते हैं|

उदाहरण: एल्युमीनियम ऑक्साइड एवं जिंक ऑक्साइड इत्यादि|

धातु ऑक्साइड का अम्ल के साथ अभिक्रिया

• एल्युमीनियम ऑक्साइड हाइड्रोक्लोरिक अम्ल के साथ अभिक्रिया कर एल्युमीनियम क्लोराइड का लवण और जल देता है
• इस अभिक्रिया का समीकरण इस प्रकार है

           Al2 O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

धातु ऑक्साइड का क्षारक के साथ अभिक्रिया

• एल्युमीनियम ऑक्साइड सोडियम हाइड्रोऑक्साइड से अभिक्रिया कर सोडियम एलुमिनेट और जल प्रदान करता है :
• इस अभिक्रिया का समीकरण इस प्रकार है :

           Al2O3    +    2NaOH    →     2NaAlO2   +   H2O

          (सोडियम एलुमिनेट)

धातु ऑक्साइड्स का जल में धुलनशीलता

अधिकांश धातु ऑक्साइड्स जल में अधुलनशील होते हैं, परन्तु इनमें से कुछ जल में घुलकर क्षार बनाते हैं सोडियम ऑक्साइड और पोटैशियम ऑक्साइड दो ऐसे ऑक्साइड्स हैं जो जल में घुलकर क्षार बनाते हैं| सोडियम ऑक्साइड और पोटैशियम ऑक्साइड के घुलने पर क्रमश: सोडियम हाइड्रोऑक्साइड क्षार और पोटैशियम ऑक्साइड क्षार देता है|

Na2O(s) +  H2O(l)  →  2NaOH(aq)

K2O(s) +  H2O(l)  →  2KOH(aq)

धातुओं का ऑक्सीजन के साथ अभिक्रियाशीलता

• अलग-अलग धातुएँ ऑक्सीजन से अभिक्रिया कर अलग-अलग अभिक्रियाशीलता प्रदर्शित करती हैं| सोना प्लैटिनम और चाँदी जैसी धातुएँ तो ऑक्सीजन से बिल्कुल ही अभिक्रिया नहीं करती है|

सोडियम और पोटैशियम का ऑक्सीजन से अभिक्रिया

• कुछ धातुएँ जैसे सोडियम और पोटैशियम इतनी अधिक तेजी से ऑक्सीजन से अभिक्रिया करती हैं कि यदि इनको खुला छोड़ा जाये तो ये तेजी आग पकड़ लेती हैं| यही कारण है कि इनको अचानक आग लगने से बचाने के लिए इनकों किरोसिन तेल में डुबोकर रखा जाता है|

कुछ धातु ऑक्साइड रक्षात्मक कवच बनाते हैं

• साधारण तापमान पर धातुओं की सतहें जैसे मैग्नीशियम, एल्युमीनियम, जिंक और शीशा इत्यादि पर ऑक्साइड की पतली परत चढ़ जाती हैं| ये रक्षात्मक कवच इन्हें आगे ऑक्सीडेशन (उपचयन) से बचाता है| इसका एक बहुत बड़ा फायदा धातुओं को यह मिलता है कि ये इन ऑक्साइड्स की वजह से संक्षारित होने से बच जाती हैं|

कुछ धातुएँ ऑक्सीजन से अभिक्रिया नहीं करती है

• गर्म करने पर आयरन का दहन तो नहीं होता है लेकिन जब बर्नर की ज्वाला में लौह चूर्ण डालते हैं तब वह तेज़ी से जलने लगता है। कॉपर का दहन तो नहीं होता है लेकिन गर्म धातु पर कॉपर (II) ऑक्साइड की काले रंग की परत चढ़ जाती है। सिल्वर एवं गोल्ड अत्यंत अधिक ताप पर भी ऑक्सीजन के साथ अभिक्रिया नहीं करते हैं।

एनोड़ीकरण

• ऐनोडीकरण ऐलुमिनियम पर मोटी ऑक्साइड की परत बनाने की प्रक्रिया है। वायु के संपर्क में आने पर ऐलुमिनियम पर ऑक्साइड की पतली परत का निर्माण होता है। ऐलुमिनियम ऑक्साइड की परत इसे संक्षारण से बचाती है। इस परत को मोटा करके इसे संक्षारण से अधिक सुरक्षित किया जा सकता है।

एलुमिनियम का एनोड़ीकरण

• ऐनोडीकरण के लिए ऐलुमिनियम की एक साफ वस्तु को ऐनोड बनाकर तनु सल्फ्ऱयूरिक अम्ल के साथ इसका विद्युत-अपघटन किया जाता है। ऐनोड पर उत्सर्जित ऑक्सीजन गैस ऐलुमिनियम के साथ अभिक्रिया करके ऑक्साइड की एक मोटी परत बनाती है। इस ऑक्साइड की परत को आसानी से रँगकर ऐलुमिनियम की आकर्षक वस्तुएँ बनाई जा सकती हैं।

जल के साथ धातु की अभिक्रिया

• जल के साथ अभिक्रिया करके धातुएँ हाइड्रोजन गैस तथा धातु ऑक्साइड उत्पन्न करती हैं। जो धातु ऑक्साइड जल में घुलनशील हैं, जल में घुलकर धातु हाइड्रॉक्साइड प्रदान करते हैं।

समान्य समीकरण

धातु + जल → धातु ऑक्साइड + हाइड्रोजन

धातु ऑक्साइड + जल → धातु हाइड्रोऑक्साइड

सोडियम और पोटैशियम का ठंढे जल से अभिक्रिया

• पोटैशियम एवं सोडियम जैसी धातुएँ ठंडे जल के साथ तेज़ी से अभिक्रिया करती हैं। सोडियम तथा पोटैशियम की अभिक्रिया तेज़ तथा ऊष्माक्षेपी होती है कि इससे उत्सर्जित हाइड्रोजन तत्काल प्रज्ज्वलित हो जाती है।

2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2(g) + ऊष्मीय ऊर्जा

2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) + ऊष्मीय ऊर्जा

पानी के साथ कैल्शियम की प्रतिक्रिया

• पानी के साथ कैल्शियम की प्रतिक्रिया  कम हिंसक होती है। हाइड्रोजन आग पकड़ने के लिए विकसित गर्मी पर्याप्त नहीं है।

Ca(s) + 2H2O(1) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)

कैल्शियम तैरने लगता है क्योंकि हाइड्रोजन गैस के बुलबुले धातु की सतह से चिपक जाते हैं।

गर्म पानी के साथ धातुओं की प्रतिक्रिया 

मैग्नीशियम  ठंडे जल से अभिक्रिया नहीं करता है। यह गर्म पानी के साथ प्रतिक्रिया करके मैग्नीशियम हाइड्रॉक्साइड और हाइड्रोजन बनाता है। हाइड्रोजन गैस के बुलबुले इसकी सतह से चिपके रहने के कारण भी तैरने लगते हैं।

धातुओं की भाप के साथ अभिक्रिया

• एल्युमिनियम, आयरन और जिंक जैसी धातुएं न तो ठंडे या गर्म पानी से प्रतिक्रिया करती हैं। लेकिन वे भाप के साथ क्रिया करके धातु ऑक्साइड और हाइड्रोजन बनाते हैं।

2Al(s) + 3H2O(g) → Al2O3 (s) + 3H2(g)

3Fe(s) + 4H2O(g) → Fe3O4(s) + 4H2(g)

कुछ धातुएँ जल के साथ अभिक्रिया नहीं करती हैं

• सीसा, तांबा, चांदी और सोना जैसी धातुएं पानी के साथ बिल्कुल भी प्रतिक्रिया नहीं करती हैं।

अम्लों के साथ धातुओं की प्रतिक्रिया 

• धातुएँ अम्लों से अभिक्रिया करके संगत लवण तथा हाइड्रोजन गैस देती हैं।

Metal + Dilute acid → Salt + Hydrogen

• जब कोई धातु नाइट्रिक एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है तो हाइड्रोजन गैस नहीं बनती है। ऐसा इसलिए है क्योंकि HNO3 एक मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है।  यह उत्पादित H2
• को पानी में ऑक्सीकृत करता है और स्वयं किसी भी नाइट्रोजन ऑक्साइड (N2O, NO, NO2) में कम हो जाता है। लेकिन मैग्नीशियम (Mg) और मैंगनीज (Mn) अत्यधिक तनु HNO3 के साथ प्रतिक्रिया करके H2 गैस बनाते  हैं।

एक्वा रेजिया

• 3 : 1 के अनुपात में सांद्र हाइड्रोक्लोरिक एसिड और सांद्र नाइट्रिक एसिड का ताजा तैयार मिश्रण है।
• यह सोना भंग कर सकता है, भले ही इनमें से कोई भी अम्ल अकेले ऐसा नहीं कर सकता। एक्वा रेजिया एक अत्यधिक संक्षारक, धूआं तरल है। यह उन कुछ अभिकर्मकों में से एक है जो सोने और प्लेटिनम को घोलने में सक्षम है।

अन्य धातु नमक के साथ धातुओं की प्रतिक्रिया

• अत्यधिक प्रतिक्रियाशील धातुएं कम प्रतिक्रियाशील धातुओं को उनके यौगिकों से घोल या पिघले हुए रूप में विस्थापित कर सकती हैं। इसे विस्थापन अभिक्रिया कहते हैं।

धातु A + B का लवण विलयन → A + धातु B का लवण विलयन

प्रतिक्रियाशीलता श्रृंखला

K > Na > Ca > Mg > Al > Zn > Fe > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Au

धातुओं और अधातुओं के साथ अभिक्रिया 

• अधिकतर धातुएँ धनायन (postive charge) बनाती हैं और अधातुएँ आयन (ऋणात्मक आवेश) बनाती हैं।

धनायन और अनायन

• इन दोनों धनायनों और आयनों को समझने के लिए, हमें तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास और उनकी संयोजकता को समझना होगा।

संयोजकता

किसी परमाणु के सबसे बाहरी कोश में उपस्थित संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या संयोजकता कहलाती है। भूतपूर्व। सोडियम (Na) का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास है 2 8 1 सोडियम परमाणु में तीन कोश होते हैं और सबसे बाहरी कोश में 1 इलेक्ट्रॉन होता है जिसे साझा किया जा सकता है, इसलिए सोडियम का संयोजकता इलेक्ट्रॉन 1 होता है।

• यदि सबसे बाहरी कोश में 1, 2, 3 या 4 इलेक्ट्रान हैं तो ये इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे में दिए जा सकते हैं। तो 1, 2, 3, और के लिए वैलेंस इलेक्ट्रॉन होंगे।
• यदि सबसे बाहरी कोश में 5, 6 या 7 इलेक्ट्रान हैं तो इन्हें इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे में नहीं दिया जा सकता क्योंकि इन्हें अपना अष्टक पूरा करने के लिए इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है।

तत्व का प्रकार	तत्व	परमाणु क्रमांक	कोशों में इलेक्ट्रॉन की संख्या K L M N
उत्कृष्ट गैस	हीलियम (वह) नियॉन (पूर्व) आर्गन (एआर)	2 10 18	2 2 8 2 8 8
धातुओं	सोडियम (ना) मैग्नीशियम (एमजी) एल्यूमिनियम (अल) पोटेशियम (के) कैल्शियम (सीए)	11 12 13 19 20	2 8 1 2 8 2 2 8 3 2 8 8 1 2 8 8 2
अधातु	नाइट्रोजन (एन) ऑक्सीजन (ओ) फ्लूरिन (एफ) फास्फोरस (पी) सल्फर (एस) क्लोरीन (सीएल)	7 8 9 15 16 17	2 5 2 6 2 7 2 8 5 2 8 6 2 8 7

• सोडियम परमाणु के सबसे बाहरी कोश में एक इलेक्ट्रॉन होता है। यदि यह अपने एम शेल से इलेक्ट्रॉन खो देता है तो इसका एल शेल अब सबसे बाहरी कोश बन जाता है और इसमें एक स्थिर अष्टक होता है। इस परमाणु के नाभिक में अभी भी 11 प्रोटॉन हैं लेकिन इलेक्ट्रॉनों की संख्या 10 हो गई है, इसलिए एक शुद्ध धनात्मक आवेश है जो हमें सोडियम धनायन Na+ देता है। दूसरी ओर क्लोरीन के सबसे बाहरी कोश में सात इलेक्ट्रॉन होते हैं और इसे अपना अष्टक पूरा करने के लिए एक और इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है। यदि सोडियम और क्लोरीन प्रतिक्रिया करते हैं, तो सोडियम द्वारा खोए गए इलेक्ट्रॉन को क्लोरीन द्वारा ग्रहण किया जा सकता है। एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने के बाद क्लोरीन परमाणु को एक इकाई ऋणात्मक आवेश प्राप्त होता है, क्योंकि इसके नाभिक में 17 प्रोटॉन होते हैं और इसके K, L और M कोशों में 18 इलेक्ट्रॉन होते हैं। यह हमें क्लोराइड आयन C1 देता है तो इन दोनों तत्वों के बीच लेन-देन का संबंध हो सकता है।

जैसे:

Na  →  Na+ + e–

2, 8, 1 2, 8

            (सोडियम केशन)

Cl + e– → Cl–

2, 8, 7 2, 8, 8

            (क्लोराइड आयन)

आयनिक यौगिक

• धातु से अधातु में इलेक्ट्रॉनों के स्थानान्तरण से इस प्रकार बनने वाले यौगिकों को आयनिक यौगिक या विद्युतसंयोजी यौगिक कहते हैं।

आयनिक यौगिक के गुण

• भौतिक प्रकृति: आयनिक यौगिक ठोस होते हैं और धनात्मक और ऋणात्मक आयनों के बीच प्रबल आकर्षण बल के कारण कुछ कठोर होते हैं। ये यौगिक आम तौर पर भंगुर होते हैं और दबाव डालने पर टुकड़ों में टूट जाते हैं।
• गलनांक और क्वथनांक: आयनिक यौगिकों में उच्च गलनांक और क्वथनांक होते हैं ऐसा इसलिए है क्योंकि मजबूत अंतर-आयनिक आकर्षण को तोड़ने के लिए काफी मात्रा में ऊर्जा की आवश्यकता होती है।
• घुलनशीलता: इलेक्ट्रोवैलेंट यौगिक आमतौर पर पानी में घुलनशील होते हैं और मिट्टी के तेल, पेट्रोल आदि जैसे सॉल्वैंट्स में अघुलनशील होते हैं।
• बिजली का संचालन: एक समाधान के माध्यम से बिजली के संचालन में आवेशित कणों की गति शामिल होती है। पानी में एक आयनिक यौगिक के एक समाधान में आयन होते हैं, जो समाधान के माध्यम से बिजली पारित होने पर विपरीत इलेक्ट्रोड में चले जाते हैं। ठोस अवस्था में आयनिक यौगिक विद्युत का चालन नहीं करते हैं क्योंकि ठोस में आयनों की गति उनकी कठोर संरचना के कारण संभव नहीं होती है। लेकिन आयनिक यौगिक गलित अवस्था में चालन करते हैं। यह पिघली हुई अवस्था में संभव है क्योंकि गर्मी के कारण विपरीत आवेशित आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल दूर हो जाते हैं। इस प्रकार, आयन स्वतंत्र रूप से चलते हैं और बिजली का संचालन करते हैं।