NCERT Solutions for Class 11 Chemistry Chapter 3 – Classification of Elements and Periodicity in Properties (तत्त्वों का वर्गीकरण एवं गुणधर्मों में आवर्तिता)

Step 1: आवर्त सारणी बनाने का मुख्य उद्देश्य
🧩 जिन तत्वों के गुणधर्म (properties) मिलते-जुलते हों, उन्हें एक ही समूह (Group) में रखा जाता है।

Step 2: गुणधर्म समान क्यों होते हैं?
👉 क्योंकि तत्वों के भौतिक और रासायनिक गुणधर्म मुख्य रूप से उनके संयोजी कोश (Valence shell) के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर निर्भर करते हैं।

Step 3: एक ही समूह के तत्वों में क्या समान होता है?
✅ संयोजी इलेक्ट्रॉनों (valence electrons) की संख्या समान
✅ संयोजी कोश का विन्यास (valence shell configuration) समान

Step 4: निष्कर्ष
🔥 इसी कारण उसी समूह के तत्वों के गुणधर्म भी काफी हद तक समान होते हैं (जैसे समान प्रकार के ऑक्साइड बनाना, समान संयोजकता, और मिलती-जुलती रासायनिक अभिक्रियाएँ)।

Step 1: मेंडलीव का आधार
📌 मेंडलीव ने तत्त्वों को बढ़ते हुए परमाणु भार के क्रम में व्यवस्थित किया।

Step 2: उनका उद्देश्य
🎯 मकसद यह था कि समान गुणधर्म वाले तत्त्व एक ही समूह (group) में आ जाएँ।

Step 3: रिक्त स्थान (Blank spaces)
👉 जिन तत्त्वों की उस समय खोज नहीं हुई थी, उनके लिए मेंडलीव ने रिक्त स्थान छोड़े।

Step 4: भविष्यवाणी (Prediction)
✅ उन्होंने केवल जगह ही नहीं छोड़ी, बल्कि उन “अज्ञात” तत्त्वों के परमाणु भार और गुणधर्मों की भविष्यवाणी भी की।

Step 5: बाद में क्या हुआ?
🔍 जब बाद में वे तत्त्व खोजे गए, तो उनकी भविष्यवाणियाँ काफी हद तक सही निकलीं।
✅ इसी कारण मेंडलीव की आवर्त सारणी को बहुत महत्व मिला।

Step 1: मेंडलीव का नियम क्या कहता है?
👉 मेंडलीव के अनुसार तत्त्वों के गुणधर्म उनके परमाणु भार के साथ आवर्ती (periodic) रूप से बदलते हैं।
मतलब: Atomic Mass बढ़ाओ → गुणधर्म एक पैटर्न में दोहराते हैं।

Step 2: आधुनिक नियम क्या कहता है?
👉 आधुनिक आवर्त नियम के अनुसार तत्त्वों के गुणधर्म उनके परमाणु क्रमांक (Z) के साथ आवर्ती रूप से बदलते हैं।
मतलब: Atomic Number बढ़ाओ → गुणधर्म सही तरीके से दोहराते हैं।

Step 3: आधुनिक नियम ज़्यादा सही क्यों है?
✅ क्योंकि परमाणु क्रमांक (Z) सीधे इलेक्ट्रॉनिक विन्यास (electronic configuration) तय करता है,
और उसी से तत्त्वों के गुणधर्म निर्धारित होते हैं।

Step 1: नया आवर्त नई कक्षा (shell) से शुरू होता है
📌 दीर्घ रूप वाली आवर्त सारणी में हर आवर्त एक नई मुख्य क्वाण्टम संख्या (n) से शुरू होता है।
✅ छठवाँ आवर्त n = 6 से शुरू होता है।

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Step 2: n = 6 के लिए संभव उपकक्षाएँ
n = 6 के लिए azimuthal quantum number (ℓ) के मान हो सकते हैं:
ℓ = 0, 1, 2, 3

इससे उपकक्षाएँ बनती हैं:
👉 ℓ = 0 → 6s
👉 ℓ = 1 → 6p
👉 ℓ = 2 → 6d
👉 ℓ = 3 → 6f

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Step 3: वास्तव में छठवें आवर्त में कौन-कौन सी उपकक्षाएँ भरती हैं?
⚡ Aufbau नियम के अनुसार ऊर्जा क्रम को देखते हैं:
👉 6d और 6f की ऊर्जा 7s से भी अधिक होती है, इसलिए ये तुरंत नहीं भरतीं।
👉 छठवें आवर्त में 4f और 5d की ऊर्जा 6p से कम होती है, इसलिए पहले वही भरती हैं।

✅ इसलिए 6th period में filling क्रम मुख्यतः:
6s → 4f → 5d → 6p

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Step 4: इन उपकक्षाओं की अधिकतम इलेक्ट्रॉन क्षमता
👉 s में 2 इलेक्ट्रॉन
👉 p में 6 इलेक्ट्रॉन
👉 d में 10 इलेक्ट्रॉन
👉 f में 14 इलेक्ट्रॉन

अब छठवें आवर्त के लिए:
👉 6s = 2
👉 4f = 14
👉 5d = 10
👉 6p = 6

Total = 2 + 14 + 10 + 6 = 32 ✅
👉 इसलिए छठवें आवर्त में 32 तत्त्व होते हैं।

Step 1: Z = 14 का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²
या [Ne] 3s² 3p²

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Step 2: आवर्त (Period) कैसे निकालें?
👉 जिस सबसे बड़े n (मुख्य क्वाण्टम संख्या) में इलेक्ट्रॉन हों, वही आवर्त होता है।
यहाँ सबसे बड़ा n = 3
✅ इसलिए तीसरा आवर्त (3rd period)।

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Step 3: समूह (Group) कैसे निकालें?
Valence shell = 3s² 3p²
👉 कुल संयोजी (valence) इलेक्ट्रॉन = 2 + 2 = 4

यह p-ब्लॉक का तत्त्व है, इसलिए:
✅ समूह संख्या = 10 + (संयोजी इलेक्ट्रॉन) = 10 + 4 = 14
✅ इसलिए समूह 14 (Group 14)।

Step 1: तीसरे आवर्त में कौन-कौन सी उपकक्षाएँ भरती हैं?
तीसरे आवर्त (3rd period) में इलेक्ट्रॉन सिर्फ 3s और 3p उपकक्षाओं में भरते हैं।
👉 इसलिए इसमें 2 s-block (3s) और 6 p-block (3p) के तत्त्व होते हैं।

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Step 2: तीसरे आवर्त का Z-range
तीसरा आवर्त Z = 11 से शुरू होकर Z = 18 पर खत्म होता है।

👉 Z = 11 (Na) और Z = 12 (Mg) → s-block
👉 Z = 13 से Z = 18 → p-block (समूह 13 से 18 तक)

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Step 3: 17वाँ समूह (Group 17)
17वाँ समूह p-block में आता है और तीसरे आवर्त में इसका तत्व Z = 17 होता है।
✅ इसलिए परमाणु क्रमांक 17 है।

Step 1: नामकरण का आधार
🧪 कुछ नए (synthetic / man-made) तत्वों का नाम उस जगह/संस्थान/वैज्ञानिक के नाम पर रखा जाता है जहाँ वे बनाए गए या जिनसे वे जुड़े रहे।

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Step 2: Lawrence Berkeley Laboratory से जुड़े नाम
✅ Lawrencium — “Lawrence” के सम्मान में
✅ Berkelium — “Berkeley” स्थान के नाम पर

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Step 3: Seaborg समूह से जुड़ा नाम
✅ Seaborgium नाम Glenn T. Seaborg के सम्मान में रखा गया, इसलिए इसे “सीबोर्ग समूह” से जोड़ा जाता है।

Step 1: गुणधर्म किस पर निर्भर करते हैं?
🔍 किसी भी तत्व के गुणधर्म मुख्य रूप से उसके बाहरी (संयोजी) इलेक्ट्रॉनों पर निर्भर करते हैं।

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Step 2: एक ही group में क्या समान होता है?
✅ एक ही group के सभी तत्वों का valence shell electronic configuration एक जैसा होता है।
👉 यानी valence electrons की संख्या समान रहती है।

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Step 3: valence electrons समान होने पर क्या असर होता है?
👉 संयोजकता (Valency) अक्सर समान होती है
👉 आयन बनने की प्रवृत्ति (जैसे +1, +2, −1) मिलती-जुलती होती है
👉 यौगिक (Compounds) बनाने का तरीका भी मिलता-जुलता होता है

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Step 4: निष्कर्ष
✅ इसलिए एक ही वर्ग के तत्वों के रासायनिक गुण (और कई भौतिक गुण) में समानता दिखती है।

Step 1: परमाणु त्रिज्या क्या बताती है?
👉 यह बताती है कि एक तटस्थ (neutral) परमाणु कितना बड़ा है।
✅ आसान भाषा में: नाभिक से बाहर वाले इलेक्ट्रॉन तक की दूरी = परमाणु त्रिज्या।

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Step 2: आयनिक त्रिज्या क्या होती है?
👉 जब परमाणु इलेक्ट्रॉन त्याग कर या ग्रहण कर आयन बनता है, तो उसका आकार बदल जाता है।
✅ उस आयन के नाभिक का प्रभाव जहाँ तक उसके इलेक्ट्रॉन मेघ पर माना जाता है, वही आयनिक त्रिज्या कहलाती है।

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Step 3: एक छोटा नियम (याद रखने के लिए)
👉 धनायन (Cation) बनने पर आकार घटता है (electron निकलते हैं)।
👉 ऋणायन (Anion) बनने पर आकार बढ़ता है (electron बढ़ते हैं)।

(A) आवर्त में परमाणु त्रिज्या क्यों घटती है? (Left → Right)

Step 1: आवर्त में आगे बढ़ने पर परमाणु क्रमांक (Z) बढ़ता है, यानी नाभिकीय आवेश बढ़ता है।

Step 2: इलेक्ट्रॉन भी उसी एक ही बाहरी कोश (same shell) में जुड़ते जाते हैं।

Step 3: Shielding (परिरक्षण) ज्यादा नहीं बढ़ता, क्योंकि नया इलेक्ट्रॉन उसी shell में आता है।

Step 4: इसलिए प्रभावी नाभिकीय आवेश (Z_eff) बढ़ जाता है और बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर और पास खिंच जाते हैं।
✅ परिणाम: परमाणु त्रिज्या घटती है।
उदाहरण: 3rd period में Na की त्रिज्या बड़ी, जबकि Cl की कम।

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(B) वर्ग में परमाणु त्रिज्या क्यों बढ़ती है? (Top → Bottom)

Step 1: नीचे जाते समय हर नए तत्व में एक नई इलेक्ट्रॉनिक कोश (new shell) जुड़ जाती है।

Step 2: shell बढ़ने से बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर हो जाते हैं।

Step 3: साथ ही अंदर के इलेक्ट्रॉन परिरक्षण प्रभाव बढ़ा देते हैं, जिससे नाभिक का प्रभाव बाहर तक कम पहुँचता है।
✅ परिणाम: परमाणु त्रिज्या बढ़ती है।
उदाहरण: Group 1 में Li < Na < K < Rb < Cs (त्रिज्या बढ़ती जाती है)

Idea: पहले इलेक्ट्रॉनों की संख्या निकालो, फिर उसी जितने इलेक्ट्रॉन वाली कोई स्पीशीज लिख दो। ✅

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(i) F⁻
F का Z = 9, 1 इलेक्ट्रॉन और जुड़ा → 9 + 1 = 10 e⁻
✅ इसलिए Ne (10) समइलेक्ट्रॉनिक है।

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(ii) Ar
Ar में सीधे 18 e⁻ होते हैं।
✅ इसलिए K⁺ (19 − 1 = 18) समइलेक्ट्रॉनिक है।

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(iii) Mg²⁺
Mg का Z = 12, 2 इलेक्ट्रॉन निकल गए → 12 − 2 = 10 e⁻
✅ इसलिए O²⁻ (8 + 2 = 10) समइलेक्ट्रॉनिक है।

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(iv) Rb⁺
Rb का Z = 37, 1 इलेक्ट्रॉन निकल गया → 37 − 1 = 36 e⁻
✅ इसलिए Kr (36) समइलेक्ट्रॉनिक है।

(क) समानता क्यों? (Isoelectronic)
हर स्पीशीज में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निकालते हैं:

👉 N³⁻: 7 + 3 = 10
👉 O²⁻: 8 + 2 = 10
👉 F⁻: 9 + 1 = 10
👉 Na⁺: 11 − 1 = 10
👉 Mg²⁺: 12 − 2 = 10
👉 Al³⁺: 13 − 3 = 10

✅ सभी में 10 electrons → इसलिए ये समइलेक्ट्रॉनिक हैं।

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(ख) आयनिक त्रिज्या का क्रम कैसे बनता है?
समइलेक्ट्रॉनिक स्पीशीज में नियम:
👉 जैसे-जैसे परमाणु क्रमांक (Z) बढ़ता है, नाभिकीय आकर्षण बढ़ता है और आयनिक त्रिज्या घटती है।

Z (नाभिकीय आवेश) देखें:
N = 7, O = 8, F = 9, Na = 11, Mg = 12, Al = 13

✅ सबसे बड़ा Z = Al → सबसे छोटी त्रिज्या
✅ सबसे छोटा Z = N → सबसे बड़ी त्रिज्या

इसलिए बढ़ती त्रिज्या का क्रम:
Al³⁺ < Mg²⁺ < Na⁺ < F⁻ < O²⁻ < N³⁻

(A) धनायन छोटे क्यों होते हैं?

Step 1: धनायन तब बनता है जब परमाणु एक या अधिक इलेक्ट्रॉन खो देता है।

Step 2: इलेक्ट्रॉन निकलने से electron–electron repulsion कम हो जाता है।

Step 3: अब वही नाभिकीय आकर्षण (protons का खिंचाव) कम इलेक्ट्रॉनों पर लगता है, इसलिए प्रभावी नाभिकीय आवेश Z_eff बढ़ जाता है।

Step 4: बचे हुए इलेक्ट्रॉन ज्यादा खिंचाव महसूस करते हैं और नाभिक के और पास आ जाते हैं।
✅ निष्कर्ष: त्रिज्या घटती है और धनायन छोटा हो जाता है।
Example: Na → Na⁺ (Na⁺ का आकार Na से छोटा)

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(B) ऋणायन बड़े क्यों होते हैं?

Step 1: ऋणायन तब बनता है जब परमाणु एक या अधिक इलेक्ट्रॉन ग्रहण कर लेता है।

Step 2: इलेक्ट्रॉन बढ़ने से electron–electron repulsion बढ़ जाता है।

Step 3: नाभिकीय आकर्षण वही रहता है, लेकिन इलेक्ट्रॉन बढ़ने पर प्रति इलेक्ट्रॉन खिंचाव कम प्रभावी लगता है (Z_eff घटता-सा महसूस होता है)।

Step 4: इलेक्ट्रॉन मेघ फैल जाता है, इसलिए त्रिज्या बढ़ जाती है।
✅ निष्कर्ष: ऋणायन अपने जनक परमाणु से बड़ा होता है।
Example: Cl → Cl⁻ (Cl⁻ का आकार Cl से बड़ा)

1) “विलगित गैसीय परमाणु” क्यों?

Step 1: किसी परमाणु के इलेक्ट्रॉनों पर नाभिक का आकर्षण बल आसपास उपस्थित अन्य परमाणुओं/बंधों से बदल सकता है।

Step 2: आयनन एन्थैल्पी (IE) और इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी (EA) का मान इसी आकर्षण बल पर निर्भर करता है।

Step 3: इसलिए परिभाषा में परमाणु को अकेला (isolated) माना जाता है।

Step 4: गैसीय अवस्था में कण एक-दूसरे से काफी दूर होते हैं, इसलिए उन्हें लगभग विलगित मान लिया जाता है।
✅ इसलिए शब्द आता है: विलगित गैसीय परमाणु।

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2) “आद्य अवस्था (Ground state)” क्यों?

Step 1: आद्य अवस्था = सबसे कम ऊर्जा और सबसे अधिक स्थिर अवस्था।

Step 2: यदि परमाणु उत्तेजित अवस्था (excited state) में हो, तो उसकी ऊर्जा पहले से ज्यादा होगी।

Step 3: तब इलेक्ट्रॉन निकालने (IE) या जोड़ने (EA) में लगने/निकलने वाली ऊर्जा भी अलग हो जाएगी।
✅ इसलिए सही तुलना और तय (standard) परिभाषा के लिए परमाणु को हमेशा ground state में माना जाता है।

Step 1: आयनन के लिए आवश्यक ऊर्जा (per atom)
आद्य अवस्था में ऊर्जा:
E₁ = −2.18 × 10⁻¹⁸ J

आयनन के बाद इलेक्ट्रॉन को अनंत (infinity) पर मुक्त माना जाता है, जहाँ ऊर्जा:
E_∞ = 0

इसलिए आयनन ऊर्जा (per atom):
ΔE = E_∞ − E₁
ΔE = 0 − (−2.18 × 10⁻¹⁸)
✅ ΔE = 2.18 × 10⁻¹⁸ J atom⁻¹

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Step 2: J mol⁻¹ में बदलना (Mole concept)
1 mol में कणों की संख्या (Avogadro number):
N_A = 6.022 × 10²³ mol⁻¹

आयनन एन्थैल्पी:
ΔH = (2.18 × 10⁻¹⁸) × (6.022 × 10²³) J mol⁻¹

= (2.18 × 6.022) × 10⁵
= 13.12796 × 10⁵
✅ ΔH = 1.312796 × 10⁶ J mol⁻¹
≈ 1.313 × 10⁶ J mol⁻¹

(i) Be की Δ_iH, B से अधिक क्यों?

Step 1: इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
👉 Be (Z = 4): 1s² 2s²
👉 B (Z = 5): 1s² 2s² 2p¹

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Step 2: किस उपकक्षा से इलेक्ट्रॉन निकलेगा?
👉 Be में हटने वाला इलेक्ट्रॉन 2s से निकलेगा।
👉 B में हटने वाला इलेक्ट्रॉन 2p से निकलेगा।

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Step 3: 2s vs 2p (मुख्य कारण)
✅ 2s इलेक्ट्रॉन का भेदन (penetration) 2p से ज्यादा होता है।
✅ इसलिए 2s इलेक्ट्रॉन नाभिक के ज्यादा पास रहता है और कम परिरक्षित होता है।
✅ साथ ही Be का 2s² पूर्ण-पूरित (stable) विन्यास है।

✅ इसलिए Be से इलेक्ट्रॉन निकालना कठिन → Δ_iH(Be) > Δ_iH(B)

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(ii) O की Δ_iH, N और F से कम क्यों?

Step 1: N और O के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
👉 N (Z = 7): 1s² 2s² 2p³
(तीनों p-orbitals में एक-एक electron: अर्ध-भरा, ज्यादा स्थायी)

👉 O (Z = 8): 1s² 2s² 2p⁴
(एक p-orbital में pairing हो जाती है)

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Step 2: O में pairing का असर
👉 O में एक 2p कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन साथ होते हैं।
✅ इससे electron–electron repulsion बढ़ता है।
✅ इसलिए युग्मित इलेक्ट्रॉन में से एक को निकालना आसान हो जाता है।

✅ इसलिए Δ_iH(O) < Δ_iH(N)

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F के साथ क्यों कम?
👉 F में Z बढ़ने से नाभिकीय आकर्षण और Z_eff ज्यादा हो जाता है।
✅ इसलिए F से इलेक्ट्रॉन निकालना O की तुलना में कठिन।
✅ इसलिए Δ_iH(O) < Δ_iH(F)

Step 1: Na और Mg का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास लिखें
👉 Na (Z = 11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
👉 Mg (Z = 12): 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
(A) Na की Δ_iH₁ Mg से कम क्यों?
1. Na में बाहरी इलेक्ट्रॉन 3s¹ है, जो एक ही इलेक्ट्रॉन है और अपेक्षाकृत आसानी से निकल जाता है।
2. Mg में 3s² है और Mg का नाभिकीय आवेश (+12) Na (+11) से अधिक है, इसलिए Mg अपने बाहरी इलेक्ट्रॉनों को ज्यादा मजबूती से पकड़ता है।
✅ इसलिए Δ_iH₁(Na) < Δ_iH₁(Mg)
(B) Na की Δ_iH₂ Mg से अधिक क्यों?
पहला इलेक्ट्रॉन निकलने के बाद बनने वाले आयन देखें:
👉 Na → Na⁺ + e⁻
Na⁺ का विन्यास: 1s² 2s² 2p⁶ (यह Ne जैसा, बहुत stable)
👉 Mg → Mg⁺ + e⁻
Mg⁺ का विन्यास: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ (अब भी बाहरी 3s इलेक्ट्रॉन बचा है)
अब दूसरा इलेक्ट्रॉन निकालना:
👉 Na⁺ से इलेक्ट्रॉन निकालना मतलब स्थिर Ne-जैसे core से इलेक्ट्रॉन निकालना → बहुत कठिन → ऊर्जा बहुत ज्यादा।
👉 Mg⁺ से इलेक्ट्रॉन निकालना अभी भी 3s¹ (valence electron) से है → तुलनात्मक रूप से आसान।
✅ इसलिए Δ_iH₂(Na) > Δ_iH₂(Mg)

1. नाभिकीय आवेश (Z) बढ़ता है
👉 नीचे जाते समय प्रोटॉन बढ़ते हैं, इसलिए Z बढ़ता है।
👉 लेकिन यह अकेला कारण नहीं है, क्योंकि बाकी प्रभाव इसे “कवर” कर देते हैं।

2. परमाणु आकार बढ़ता है (नई-नई कोश जुड़ती हैं)
👉 हर अगली अवधि में एक नया कोश (shell) जुड़ता है।
👉 बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से और दूर चला जाता है।
👉 दूरी बढ़ने से आकर्षण बल कम हो जाता है।

3. परिरक्षण प्रभाव (shielding effect) बढ़ता है
👉 नीचे जाने पर आंतरिक इलेक्ट्रॉन बढ़ते हैं।
👉 ये अंदर वाले इलेक्ट्रॉन बाहरी इलेक्ट्रॉन पर नाभिक के खिंचाव को कम कर देते हैं।
👉 यानी बाहरी इलेक्ट्रॉन को नाभिक “कम पकड़” पाता है।

4. Final समझ
✅ भले ही Z बढ़ता है, लेकिन
परमाणु आकार में वृद्धि + shielding effect का प्रभाव इतना ज्यादा होता है कि
नाभिक और बाहरी इलेक्ट्रॉन के बीच खिंचाव कम हो जाता है।
👉 इसलिए समूह में नीचे जाने पर आयनन एन्थैल्पी घटती है।

1) सामान्य ट्रेंड क्या होना चाहिए?
Group में नीचे जाने पर:
👉 आकार बढ़ता है
👉 परिरक्षण बढ़ता है
👉 बाहरी इलेक्ट्रॉन दूर और ढीला बंधा होता है
✅ इसलिए आम तौर पर Ionization enthalpy कम होनी चाहिए।
यह trend B → Al → In तक मोटे तौर पर दिखता भी है।

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2) Ga (Gallium) में IE Al से थोड़ा ज्यादा क्यों?
👉 Al: [Ne] 3s² 3p¹
👉 Ga: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹

Key point: Ga में 3d¹⁰ इलेक्ट्रॉन मौजूद हैं।
👉 d इलेक्ट्रॉन shielding ठीक से नहीं कर पाते (poor shielding)
➡️ नाभिक का प्रभाव बाहरी 4p इलेक्ट्रॉन पर ज्यादा पड़ता है (Z_eff बढ़ता है)
✅ इसलिए Ga का बाहरी इलेक्ट्रॉन ज्यादा मजबूती से पकड़ में रहता है
➡️ Ga की IE, Al से थोड़ी बढ़ जाती है (579 > 577)

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3) Tl (Thallium) में IE In से ज्यादा क्यों?
👉 In: [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p¹
👉 Tl: [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹

Key point: Tl में 4f¹⁴ और 5d¹⁰ इलेक्ट्रॉन होते हैं।
👉 f और d इलेक्ट्रॉनों का shielding और भी कमजोर होता है
➡️ Z_eff और बढ़ जाता है
✅ इसलिए Tl में बाहरी 6p इलेक्ट्रॉन ज्यादा मजबूती से बंधा रहता है
➡️ Tl की IE, In से बढ़ जाती है (589 > 558)

(i) O या F में F की EA अधिक ऋणात्मक क्यों?
1. O से F की ओर जाने पर परमाणु आकार घटता है।
2. साथ ही नाभिकीय आवेश (Z) बढ़ता है।
3. इसलिए आने वाले इलेक्ट्रॉन पर नाभिक का आकर्षण और बढ़ जाता है।
✅ परिणाम: F इलेक्ट्रॉन को ज्यादा आसानी से ग्रहण करता है → EA ज्यादा ऋणात्मक।

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(ii) F या Cl में Cl की EA अधिक ऋणात्मक क्यों?
यह थोड़ा “फेमस exception” है।

1. F का आकार बहुत छोटा है, उसका बाहरी 2p कक्षक बहुत सघन होता है।
2. जब नया इलेक्ट्रॉन F में आता है, तो छोटे कक्षक में electron–electron प्रतिकर्षण ज्यादा बढ़ जाता है।
3. Cl का आकार थोड़ा बड़ा है और बाहरी 3p कक्षक में जगह ज्यादा होती है, इसलिए प्रतिकर्षण कम होता है।

✅ इसलिए Cl में इलेक्ट्रॉन जोड़ना ज्यादा “आसान” होता है और ऊर्जा ज्यादा निकलती है।
➡️ Cl की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी ज्यादा ऋणात्मक होती है।

Step 1: पहली इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी (First electron gain enthalpy)
जब उदासीन O परमाणु एक इलेक्ट्रॉन लेता है:
O(g) + e⁻ → O⁻(g)
इसमें ऊर्जा निकलती है, इसलिए पहला मान ऋणात्मक होता है:
✅ Δ_egH₁ ≈ −141 kJ mol⁻¹

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Step 2: दूसरी इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी (Second electron gain enthalpy)
अब O पहले से ही ऋण आवेशित (O⁻) है।
जब उस पर एक और इलेक्ट्रॉन जोड़ते हैं:
O⁻(g) + e⁻ → O²⁻(g)

यहाँ आने वाले इलेक्ट्रॉन और पहले से मौजूद ऋण आवेशित आयन के बीच प्रबल (तगड़ा) विद्युत स्थैतिक प्रतिकर्षण (repulsion) होता है।
👉 इस प्रतिकर्षण को पार “हराने” के लिए ऊर्जा देनी पड़ती है (absorb)।

✅ इसलिए Δ_egH₂ धनात्मक होता है:
Δ_egH₂ ≈ +780 kJ mol⁻¹

1) इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी क्या बताती है?
👉 यह विलगित गैसीय परमाणु पर लागू होती है।
👉 प्रक्रिया ऐसी होती है:
X(g) + e⁻ → X⁻(g)
👉 इसमें ऊर्जा निकल भी सकती है (ऋणात्मक) या लग भी सकती है (धनात्मक)।
✅ यानी यह एक मापने योग्य ऊर्जा परिवर्तन (kJ mol⁻¹) है।

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2) इलेक्ट्रॉन ऋणात्मकता क्या बताती है?
👉 यह bond के अंदर की property है।
👉 जब दो परमाणु इलेक्ट्रॉन साझा करते हैं, तो कौन उन्हें ज्यादा अपनी ओर खींचता है, यही electronegativity बताती है।
✅ यह सापेक्ष पैमाना है (Pauling scale), कोई सीधी “enthalpy” नहीं।

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3) सबसे आसान याद रखने वाली लाइन
👉 इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी = "इलेक्ट्रॉन ग्रहण" (मुक्त परमाणु, गैस)
👉 इलेक्ट्रोनगेटिविटी = "साझा इलेक्ट्रॉन खींचाना" (बंध के अंदर)

1. पॉलिंग पैमाने पर N की electronegativity लगभग 3.0 बताई जाती है, लेकिन यह एक सामान्य/औसत विचार है।

2. वास्तविकता में, किसी यौगिक में N के चारों तरफ के परमाणु बदलते ही:
👉 N की ऑक्सीकरण अवस्था बदल सकती है
👉 N की संकरण बदल सकती है
👉 और N की electron खींचने की क्षमता भी थोड़ी बदल जाती है

3. इसलिए यह कहना कि “सभी नाइट्रोजन यौगिकों में” N की electronegativity हमेशा 3.0 ही रहेगी, सही नहीं माना जाता।

Example (उदाहरण):
👉 NO और NO₂ में N की oxidation state अलग होती है, इसलिए N का electron-attracting behaviour भी अलग दिखता है।
✅ इसी वजह से N की electronegativity को हर compound में एकदम constant मानना विवादास्पद है।

(i) जब परमाणु इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है (Anion बनने पर त्रिज्या क्यों बढ़ती है?)
1. परमाणु 1 या अधिक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है → ऋणायन बनता है।
2. नाभिकीय आवेश (protons) वही रहता है, लेकिन संयोजी कोश (valence shell) में इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है।
3. इलेक्ट्रॉन बढ़ने से इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण और आपसी परिरक्षण बढ़ता है।
4. इससे बाहरी इलेक्ट्रॉनों पर नाभिक का खिंचाव कम प्रभावी लगता है (Z_eff घटता हुआ महसूस होता है)।
✅ परिणाम: इलेक्ट्रॉन घनत्व फैलता है → त्रिज्या बढ़ जाती है।
Example: Cl → Cl⁻ (Cl⁻ बड़ा)

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(ii) जब परमाणु इलेक्ट्रॉन त्याग करता है (Cation बनने पर त्रिज्या क्यों घटती है?)
1. परमाणु 1 या अधिक इलेक्ट्रॉन त्याग करता है → धनायन बनता है।
2. इलेक्ट्रॉन कम होने से इलेक्ट्रॉन-इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण घटता है।
3. कुल नाभिकीय आवेश वही रहता है, लेकिन अब वह कम इलेक्ट्रॉनों को खींच रहा होता है, इसलिए Z_eff बढ़ जाता है।
4. कई बार इलेक्ट्रॉन निकलने पर बाहरी shell ही हट जाती है (valence shell eliminate हो सकती है), जिससे आकार और तेजी से घटता है।
✅ परिणाम: इलेक्ट्रॉन नाभिक के और पास आ जाते हैं → त्रिज्या घट जाती है।
Example: Na → Na⁺ (Na⁺ छोटा)

1. समस्थानिक (isotopes) में परमाणु क्रमांक (Z) समान होता है।
👉 यानी नाभिक में प्रोटॉन संख्या समान रहती है।

2. इसलिए समस्थानिकों में:
👉 इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है (उदासीन परमाणु में)
👉 नाभिकीय आवेश (nuclear charge) समान होता है
👉 इलेक्ट्रॉनिक विन्यास (electronic configuration) समान होता है

3. आयनन एन्थैल्पी का सीधा संबंध बाहरी इलेक्ट्रॉन पर नाभिक के खिंचाव और इलेक्ट्रॉनिक विन्यास से होता है।
✅ जब ये सब समान हैं, तो पहली आयनन एन्थैल्पी भी समान होगी।

1) इलेक्ट्रॉन देने-लेने की प्रवृत्ति
• धातुएँ विद्युत धनात्मक (electropositive) होती हैं।
👉 1 या अधिक संयोजी इलेक्ट्रॉन त्यागकर: M → M⁺ + e⁻
• अधातुएँ विद्युत ऋणात्मक (electronegative) होती हैं।
👉 1 या अधिक इलेक्ट्रॉन ग्रहण करके: X + e⁻ → X⁻

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2) Redox nature (अपचायक/ऑक्सीकारक)
• धातुएँ इलेक्ट्रॉन देती हैं, इसलिए ये अक्सर अपचायक (reducing agent) होती हैं।
• अधातुएँ इलेक्ट्रॉन लेती हैं, इसलिए ये अक्सर ऑक्सीकारक (oxidising agent) होती हैं।

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3) ऊर्जा व गुणधर्म (ट्रेंड)
• धातुओं में
✅ आयनन एन्थैल्पी कम
✅ इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी कम (कम ऋणात्मक/कभी धनात्मक)
✅ विद्युत ऋणात्मकता कम

• अधातुओं में
✅ आयनन एन्थैल्पी अधिक
✅ इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी अधिक ऋणात्मक
✅ विद्युत ऋणात्मकता अधिक

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4) Oxides का स्वभाव
• धातुएँ आमतौर पर क्षारीय (basic) ऑक्साइड बनाती हैं।
उदाहरण: Na₂O, CaO

• अधातुएँ आमतौर पर अम्लीय (acidic) ऑक्साइड बनाती हैं।
उदाहरण: CO₂, SO₃

(क) बाह्य उपकक्ष में 5 इलेक्ट्रॉन वाला तत्व
• बाह्य उपकक्ष में 5 इलेक्ट्रॉन का मतलब np⁵ विन्यास (हैलोजन)
F का विन्यास: 1s² 2s² 2p⁵
✅ इसलिए उत्तर: F (फ्लुओरीन)

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(ख) दो इलेक्ट्रॉन त्यागने की प्रवृत्ति
• जो तत्व आसानी से 2e⁻ छोड़कर स्थिर विन्यास बनाता है, वह सामान्यतः Group 2 का होता है।
Mg का विन्यास: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
Mg → Mg²⁺ + 2e⁻
✅ इसलिए उत्तर: Mg (मैग्नीशियम)

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(ग) दो इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने की प्रवृत्ति
• जो तत्व 2 इलेक्ट्रॉन लेकर octet पूरा करता है, वह अक्सर Group 16 (chalcogens) का होता है।
O का विन्यास: 1s² 2s² 2p⁴
O + 2e⁻ → O²⁻
✅ इसलिए उत्तर: O (ऑक्सीजन)

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(घ) वह वर्ग जिसमें धातु, अधातु, द्रव और गैस मिलते हैं
वर्ग 17 (हैलोजन समूह) में:
• गैस: F₂, Cl₂
• द्रव: Br₂
• ठोस: I₂

और कुछ halogens कुछ स्थितियों/रूपों में धात्विक (metallic character) की ओर भी झुकाव दिखाते हैं (trend down the group)।
✅ इसलिए “सबसे उपयुक्त” उत्तर: वर्ग 17 (Halogens)

(A) Group 1 में क्रियाशीलता नीचे जाने पर क्यों बढ़ती है?
1. Group 1 के तत्व 1 संयोजी इलेक्ट्रॉन रखते हैं और आसानी से 1 इलेक्ट्रॉन त्यागकर M⁺ बनाते हैं।
2. क्रियाशीलता इस बात पर निर्भर करती है कि इलेक्ट्रॉन निकालना कितना आसान है।
3. नीचे जाने पर:
👉 परमाणु आकार बढ़ता है
👉 shielding बढ़ता है
👉 बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर और ढीला बंधा होता है
✅ इसलिए Ionization enthalpy घटती है → इलेक्ट्रॉन निकालना आसान → reactivity बढ़ती है
इसीलिए: Li < Na < K < Rb < Cs

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(B) Group 17 में क्रियाशीलता नीचे जाने पर क्यों घटती है?
1. Group 17 के तत्वों के पास 7 संयोजी इलेक्ट्रॉन होते हैं और ये 1 इलेक्ट्रॉन लेकर X⁻ बनना चाहते हैं।
2. इनकी क्रियाशीलता इस बात पर निर्भर करती है कि वे इलेक्ट्रॉन कितनी मजबूती से खींचते हैं (electron gain tendency / oxidising power)।
3. नीचे जाने पर:
👉 परमाणु आकार बढ़ता है
👉 आने वाला इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर जुड़ता है
👉 नाभिक का आकर्षण (effective pull) कम हो जाता है
✅ इसलिए इलेक्ट्रॉन लेना मुश्किल होता जाता है → reactivity घटती है
इसीलिए: F > Cl > Br > I

1. Block का मतलब: आवर्त सारणी में वह भाग जहाँ कौन-सा उपकक्ष (subshell) भर रहा है।

2. इसलिए:
• s–block में s उपकक्ष भरता है → ns^1–2
• p–block में p उपकक्ष भरता है → ns² np^1–6
• d–block में (n−1)d भरता है → (n−1)d^1–10 ns^0–2
• f–block में (n−2)f भरता है → (n−2)f^1–14 (n−1)d^0–1 ns²

(i) ns² np⁴, n = 3
1. n = 3 ⇒ तीसरा आवर्त
2. विन्यास: 3s² 3p⁴ ⇒ p-subshell भर रहा है ⇒ p-ब्लॉक
3. p-ब्लॉक में समूह = 10 + (valence electrons)
valence electrons = 2 + 4 = 6 ⇒ समूह = 10 + 6 = 16
✅ स्थान: आवर्त 3, समूह 16, p-ब्लॉक
✅ तत्व: Sulfur (S)

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(ii) (n−1)d² ns², n = 4
1. n = 4 ⇒ चौथा आवर्त
2. (n−1)d = 3d ⇒ विन्यास: 3d² 4s² ⇒ d भर रहा है ⇒ d-ब्लॉक
3. d-ब्लॉक में समूह = (d electrons) + (s electrons)
= 2 + 2 = 4
✅ स्थान: आवर्त 4, समूह 4, d-ब्लॉक
✅ तत्व: Titanium (Ti)

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(iii) (n−2)f⁷ (n−1)d¹ ns², n = 6
1. n = 6 ⇒ छठा आवर्त
2. (n−2)f = 4f ⇒ 4f⁷ ⇒ f भर रहा है ⇒ f-ब्लॉक (लैंथेनाइड)
3. साथ में (n−1)d = 5d और ns = 6s ⇒ विन्यास: 4f⁷ 5d¹ 6s²
✅ स्थान: आवर्त 6, f-ब्लॉक (Lanthanides), समूह 3 के अंतर्गत
✅ तत्व: Gadolinium (Gd)

(क) सबसे कम क्रियाशील धातु = V
• V की Δ_iH₁ बहुत अधिक (2372) है → इलेक्ट्रॉन निकालना बहुत कठिन
• Δ_egH धनात्मक (+48) है → इलेक्ट्रॉन लेना भी पसंद नहीं
👉 इसलिए यह लगभग inert है (निष्क्रिय प्रकृति)
✅ सबसे कम क्रियाशील “metal side” पर यही फिट बैठता है (वास्तव में noble gas जैसा)

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(ख) सबसे अधिक क्रियाशील धातु = II
• धातु की क्रियाशीलता बढ़ती है जब Δ_iH₁ कम हो
• II की Δ_iH₁ सबसे कम 419 है
👉 इलेक्ट्रॉन सबसे आसानी से निकलेगा
✅ इसलिए II सबसे अधिक क्रियाशील धातु (alkali metal जैसा)

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(ग) सबसे अधिक क्रियाशील अधातु = III
• अधातु/हैलोजन की क्रियाशीलता बढ़ती है जब Δ_egH बहुत अधिक ऋणात्मक हो (electron लेना आसान)
• III का Δ_egH = −328 (सबसे ज्यादा ऋणात्मक)
और Δ_iH₁ भी काफी अधिक 1681 (electron छोड़ना नहीं चाहता)
✅ इसलिए III सबसे अधिक क्रियाशील अधातु (halogen जैसा)

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(घ) सबसे कम क्रियाशील अधातु = IV
• IV का Δ_egH भी ऋणात्मक है लेकिन III से कम (−295)
• Δ_iH₁ भी III से कम 1008
👉 इसलिए यह non-metal तो है, पर III जितना strong oxidising नहीं
✅ इसलिए IV कम क्रियाशील अधातु (कम reactive halogen जैसा)

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(ङ) ऐसी धातु जो स्थायी द्विअंगी हैलाइड MX₂ बनाती है = VI
• MX₂ आमतौर पर Group 2 (alkaline earth metals) बनाते हैं: M → M²⁺
• VI में Δ_iH₁ 738 और Δ_iH₂ 1451 है
👉 दोनों निकालना संभव है और Δ_iH₂ “बहुत ज्यादा jump” नहीं है
✅ इसलिए VI = mild reactive metal, Group 2 जैसा → MX₂

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(च) ऐसी धातु जो मुख्यतः स्थायी सहसंयोजी हैलाइड MX बनाती है = I
• I की Δ_iH₁ कम है (520) → 1 इलेक्ट्रॉन आसानी से दे सकता है
• लेकिन Δ_iH₂ बहुत ज्यादा (7300) → दूसरा इलेक्ट्रॉन निकालना लगभग असंभव
👉 यह स्पष्ट संकेत है कि यह Group 1 का तत्व है
और Group 1 में जो MX को अधिक covalent बनाता है वह Li होता है (छोटा आकार, ज्यादा polarising power)
✅ इसलिए I मुख्यतः सहसंयोजी MX बनाने वाली धातु के जैसा व्यवहार करेगा

(क) Li और O → Li₂O
• Li (Group 1) की संयोजकता = 1 (Li⁺)
• O (Group 16) की संयोजकता = 2 (O²⁻)
✅ क्रॉस करके: Li₂O

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(ख) Mg और N → Mg₃N₂
• Mg (Group 2) की संयोजकता = 2 (Mg²⁺)
• N (Group 15) की संयोजकता = 3 (N³⁻)
✅ क्रॉस करके: Mg₃N₂

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(ग) Al और I → AlI₃
• Al (Group 13) की संयोजकता = 3 (Al³⁺)
• I (Group 17) की संयोजकता = 1 (I⁻)
✅ क्रॉस करके: AlI₃

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(घ) Si और O → SiO₂
• Si (Group 14) की संयोजकता = 4
• O (Group 16) की संयोजकता = 2
✅ क्रॉस करके: SiO₂

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(ङ) P और F → PF₃ या PF₅
• P (Group 15) की संयोजकता 3 या 5 हो सकती है
• F (Group 17) की संयोजकता = 1
✅ इसलिए: PF₃ तथा PF₅ दोनों संभव (स्थायी) हैं।

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(च) 71वाँ तत्व और F → LuF₃
• Z = 71 तत्व = Lu (ल्यूटीशियम)
• Lu की सामान्य संयोजकता = 3 (Lu³⁺)
• F की संयोजकता = 1 (F⁻)
✅ क्रॉस करके: LuF₃

1. आधुनिक आवर्त सारणी में हर आवर्त (period) एक नई इलेक्ट्रॉनिक कक्षा/शेल (shell) के भरने से शुरू होता है।

2. किसी शेल की पहचान मुख्य क्वाण्टम संख्या (n) से होती है।

3. इसलिए जिस आवर्त में तत्व है, वह बताता है कि उसके परमाणु में सबसे बाहरी भरी हुई कक्षा का n क्या है।

उदाहरण (Example):
• 2nd period के तत्वों में बाहरी शेल n = 2
• 3rd period के तत्वों में बाहरी शेल n = 3

✅ इसी कारण “आवर्त” वास्तव में Principal Quantum Number (n) को व्यक्त करता है।

1. p-उपकक्ष (p-subshell) में अधिकतम इलेक्ट्रॉन = 6 (p में 3 कक्षक × 2 इलेक्ट्रॉन)
✅ इसलिए (क) सही है और p-ब्लॉक में 6 स्तम्भ होते हैं।

2. d-उपकक्ष (d-subshell) में अधिकतम इलेक्ट्रॉन = 10 (d में 5 कक्षक × 2 इलेक्ट्रॉन)
👉 इसलिए d-ब्लॉक में 8 नहीं, 10 स्तम्भ होने चाहिए।
✅ इसी कारण (ख) गलत है।

3. (ग) भी सही है क्योंकि block के स्तम्भों की संख्या उसी subshell की capacity के बराबर होती है:
• s → 2
• p → 6
• d → 10
• f → 14

4. (घ) भी सही है क्योंकि अंतिम इलेक्ट्रॉन जिस subshell (s/p/d/f) में जाता है, वही उसकी azimuthal quantum number (ℓ) को बताता है।

1. संयोजकता कोश (valence shell) का संबंध इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था और नाभिक के आकर्षण से होता है।

2. इसलिए ये कारक संयोजकता कोश पर असर डालते हैं:
• (n): कौन-सी कोश बाहरी है, यह तय करता है।
• (Z): नाभिक का आकर्षण बढ़ाता/घटाता है (Z_eff पर असर)।
• आन्तरिक इलेक्ट्रॉन : shielding effect बढ़ाते हैं, जिससे valence electrons पर नाभिक का प्रभाव बदलता है।

3. लेकिन नाभिकीय द्रव्यमान (mass) बदलने से इलेक्ट्रॉनिक विन्यास/valence shell की व्यवस्था नहीं बदलती।
✅ इसलिए यह valence shell को प्रभावित नहीं करता।

1. F⁻, Ne और Na⁺ — तीनों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या 10 है, इसलिए ये समइलेक्ट्रॉनिक हैं।

2. समइलेक्ट्रॉनिक स्पीशीज में n और electron–electron repulsion लगभग समान स्तर पर होते हैं, इसलिए मुख्य फर्क Z (नाभिकीय आवेश) से आता है।

3. जैसे-जैसे Z बढ़ता है, नाभिक का खिंचाव बढ़ता है और इलेक्ट्रॉन मेघ और पास खिंच जाता है।
✅ इसलिए त्रिज्या घटती जाती है।

नाभिकीय आवेश (Z):
• F का Z = 9 → F⁻
• Ne का Z = 10
• Na का Z = 11 → Na⁺

✅ आकार (त्रिज्या) का क्रम:
F⁻ > Ne > Na⁺
(या घटते क्रम में: F⁻ > Ne > Na⁺)

1. (क) सही है
हर बार इलेक्ट्रॉन हटाने के बाद आयन अधिक धनात्मक हो जाता है, इसलिए अगले इलेक्ट्रॉन को हटाना और कठिन होता है।

2. (ख) सही है
निष्क्रिय गैस जैसा विन्यास बहुत स्थिर होता है, इसलिए वहाँ से इलेक्ट्रॉन निकालने के लिए बहुत ज्यादा ऊर्जा चाहिए।

3. (ग) सही है
जब संयोजकता (valence) इलेक्ट्रॉन हट चुके होते हैं और अब आन्तरिक कोश से इलेक्ट्रॉन निकालना पड़ता है, तब आयनन एन्थैल्पी में अचानक बहुत बड़ा jump आता है।

4. (घ) भी सही है
अधिक n (बाहरी) कक्ष में इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर होता है और shielding भी ज्यादा होती है, इसलिए उसे निकालना आसान होता है।

✅ इसलिए “गलत” कथन यहाँ कोई नहीं है।

1. धात्विक अभिलक्षण का मतलब है:
👉 इलेक्ट्रॉन आसानी से देना (electropositive nature), यानी reactivity as metal

2. धात्विक गुण सामान्यतः:
• Group में नीचे जाने पर बढ़ता है।
• Period में बाएँ से दाएँ जाने पर घटता है।

3. अब इन तत्वों को देखें:
• K (Group 1, Period 4) → सबसे ज्यादा metallic (सबसे आसानी से e⁻ देगा)
• Mg (Group 2, Period 3) → K से कम, लेकिन Al से ज्यादा metallic
• Al (Group 13, Period 3) → Mg से कम metallic (right side)
• B (Group 13, Period 2) → non-metal/metalloid nature, सबसे कम metallic

✅ इसलिए सही क्रम: K > Mg > Al > B

1. अधातु अभिलक्षण (non-metallic character) का मतलब: इलेक्ट्रॉन खींचने/ग्रहण करने की प्रवृत्ति, यानी electronegativity/oxidising tendency ज़्यादा।

2. यह सामान्यतः:
• एक आवर्त में बाएँ से दाएँ बढ़ता है।
• एक वर्ग में ऊपर से नीचे घटता है।

3. अब देखें:
• F सबसे दाईं ओर और सबसे अधिक electronegative → सबसे ज्यादा non-metallic
• N C से दाईं ओर → N > C
• B C के बाएँ → C > B
• Si Group 14 में C के नीचे → non-metallic कम हो जाता है → C > Si

✅ इसलिए सही क्रम: F > N > C > B > Si

1. ऑक्सीकारक (oxidising) शक्ति का मतलब: दूसरे से इलेक्ट्रॉन छीनने/लेने की क्षमता।

2. सामान्य trend:
• Period में बाएँ से दाएँ oxidising power बढ़ती है।
• Group में नीचे जाने पर घटती है।

3. इसलिए:
• F सबसे प्रबल oxidising agent (सबसे ज्यादा electronegative)
• O बहुत strong oxidiser है और Cl से generally ज्यादा electronegative होने के कारण O > Cl
• Cl halogen है, oxidising nature strong, लेकिन F और O से कम
• N comparatively कम oxidising

✅ इसलिए सही क्रम: F > O > Cl > N