तत्वों का वर्गीकरण एवं गुणधर्मों में आवर्तिता | Classification of Elements and Periodicity in Properties
Z_eff = Z - \sigma
I.E. \propto 1 / r
\text{Unnilquadium (104)}
\chi = 0.744 + 0.359 (Z_{eff} / r^2)
तत्वों का वर्गीकरण एवं आवर्तिता
(Classification of Elements)
(Classification of Elements)
परमाणुओं की अव्यवस्था से आधुनिक आवर्त सारणी के सुंदर सामंजस्य तक
ब्रह्मांड के मूलभूत घटकों का मानचित्र
तत्वों को उनके मौलिक गुणों के आधार पर व्यवस्थित करने की अद्भुत मानवीय यात्रा।
वर्गीकरण की आवश्यकता और ऐतिहासिक प्रयास
सन् 1800 तक केवल 31 तत्वों की खोज हो सकी थी। सन् 1865 तक यह संख्या बढ़कर 63 हो गई और आज हमें 118 तत्वों का ज्ञान है। इतने सारे तत्वों और उनके असंख्य यौगिकों के भौतिक और रासायनिक गुणधर्मों का अलग-अलग अध्ययन करना अत्यंत कठिन कार्य था। इस कठिनाई को दूर करने के लिए तत्वों को वर्गीकृत करने की आवश्यकता महसूस हुई, ताकि समान गुणों वाले तत्वों का अध्ययन एक साथ किया जा सके।
प्रारंभिक प्रयास: डोबेराइनर से न्यूलैंड्स तक
डोबेराइनर के त्रिक (Dobereiner's Triads)
1829 में जर्मन रसायनविद् जोहान डोबेराइनर ने समान गुणों वाले तीन-three तत्वों के समूह बनाए, जिन्हें 'त्रिक' कहा गया। उन्होंने पाया कि त्रिक के बीच वाले तत्व का परमाणु भार, शेष दो तत्वों के परमाणु भार के औसत के लगभग बराबर होता है। (उदा: $\text{Li} (7)$, $\text{Na} (23)$, $\text{K} (39)$। यहाँ $\frac{7+39}{2} = 23$)। यह नियम केवल कुछ ही तत्वों पर लागू हो सका।
कानकोरटोइस एवं न्यूलैंड्स का अष्टक नियम
1862 में ए. ई. बी. डी कानकोरटोइस ने तत्वों को उनके बढ़ते परमाणु भार के क्रम में एक बेलनाकार सारणी पर व्यवस्थित किया। इसके बाद 1865 में जॉन अलेक्जेंडर न्यूलैंड्स ने 'अष्टक नियम' (Law of Octaves) दिया। उन्होंने तत्वों को बढ़ते परमाणु भार के क्रम में व्यवस्थित किया और पाया कि प्रत्येक आठवें तत्व के गुण पहले तत्व के समान थे, ठीक संगीत के आठवें स्वर (सा, रे, गा, मा...) की तरह। यह नियम केवल कैल्शियम (Ca) तक ही सीमित रहा।
लोथर मेयर और मेन्डेलीफ की आवर्त सारणी
1868 में लोथर मेयर ने तत्वों के भौतिक गुणों (जैसे परमाणु आयतन, गलनांक) को उनके परमाणु भार के विरुद्ध आलेखित किया, जिससे एक निश्चित आवर्ती प्रतिरूप (Periodic pattern) दिखाई दिया।
इसी समय, 1869 में रूसी रसायनविद् दिमित्री मेन्डेलीफ (Dmitri Mendeleev) ने स्वतंत्र रूप से 'आवर्त नियम' प्रतिपादित किया: "तत्वों के गुणधर्म उनके परमाणु भारों (Atomic Masses) के आवर्ती फलन होते हैं।" मेन्डेलीफ ने अपनी सारणी में तत्वों को उनके रासायनिक गुणों (विशेषकर ऑक्सीजन और हाइड्रोजन के साथ बनने वाले यौगिकों के सूत्र) के आधार पर क्षैतिज पंक्तियों (आवर्त) और ऊर्ध्वाधर कॉलमों (समूह) में व्यवस्थित किया।
मेन्डेलीफ की दूरदर्शिता
मेन्डेलीफ ने अपनी आवर्त सारणी में कुछ रिक्त स्थान छोड़ दिए थे, क्योंकि वे जानते थे कि इन स्थानों पर आने वाले तत्वों की खोज अभी नहीं हुई है। उन्होंने न केवल उन अनखोजे तत्वों के अस्तित्व की भविष्यवाणी की, बल्कि उनके गुणों का भी सटीक अनुमान लगाया। उदाहरण के लिए, उन्होंने एल्युमिनियम के नीचे 'एका-एल्युमिनियम' और सिलिकॉन के नीचे 'एका-सिलिकॉन' नामक रिक्त स्थान छोड़े, जो बाद में क्रमशः गैलियम (Ga) और जर्मेनियम (Ge) के रूप में खोजे गए।
मेन्डेलीफ सारणी के दोष: समान गुणों वाले कुछ तत्वों को अलग रखा गया और असमान तत्वों को एक साथ रख दिया गया। इसके अलावा, समस्थानिकों (Isotopes) का स्थान और हाइड्रोजन की अनिश्चित स्थिति इस सारणी के मुख्य दोष थे।
आधुनिक आवर्त नियम और दीर्घ रूप सारणी
1913 में अंग्रेज भौतिकविद् हेनरी मोजले (Henry Moseley) ने तत्वों के एक्स-रे स्पेक्ट्रा का अध्ययन किया। उन्होंने पाया कि उत्सर्जित एक्स-रे की आवृत्ति का वर्गमूल ($\sqrt{\nu}$) तत्व के परमाणु भार के बजाय उसके परमाणु क्रमांक (Atomic Number, Z) के सीधे समानुपाती था। इससे सिद्ध हुआ कि परमाणु भार की तुलना में परमाणु क्रमांक तत्व का अधिक मौलिक और आधारभूत गुण है।
आधुनिक आवर्त नियम (Modern Periodic Law)
"तत्वों के भौतिक और रासायनिक गुणधर्म उनके परमाणु क्रमांकों (Atomic Numbers) के आवर्ती फलन होते हैं।"
जब तत्वों को उनके बढ़ते परमाणु क्रमांक के क्रम में व्यवस्थित किया जाता है, तो एक निश्चित अंतराल के बाद समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास वाले तत्व पुनः प्रकट होते हैं, जिससे उनके गुणों में आवर्तिता (Periodicity) आ जाती है।
जब तत्वों को उनके बढ़ते परमाणु क्रमांक के क्रम में व्यवस्थित किया जाता है, तो एक निश्चित अंतराल के बाद समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास वाले तत्व पुनः प्रकट होते हैं, जिससे उनके गुणों में आवर्तिता (Periodicity) आ जाती है।
आवर्त सारणी का दीर्घ रूप (Long Form of Periodic Table)
आधुनिक आवर्त सारणी बोर के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के सिद्धांत पर आधारित है। इसमें मुख्य रूप से दो घटक हैं:
- आवर्त (Periods): सारणी की क्षैतिज पंक्तियों को आवर्त कहते हैं। दीर्घ रूप सारणी में कुल 7 आवर्त हैं। आवर्त संख्या तत्व के बाह्यतम कोश की मुख्य क्वांटम संख्या ($n$) को दर्शाती है।
- वर्ग या समूह (Groups): ऊर्ध्वाधर कॉलमों को वर्ग कहते हैं। आधुनिक सारणी में कुल 18 वर्ग हैं। एक ही वर्ग के सभी तत्वों के बाह्यतम उपकोश का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास समान होता है, जिससे उनके रासायनिक गुण समान होते हैं।
$100$ से अधिक परमाणु क्रमांक वाले तत्वों का नामकरण
तत्वों की खोज के दावों को लेकर विवादों से बचने के लिए IUPAC ने $100$ से अधिक परमाणु क्रमांक वाले तत्वों के लिए एक व्यवस्थित नामकरण प्रणाली बनाई है। यह नाम तत्वों के परमाणु क्रमांक के अंकों के मूल रूट शब्दों (जैसे $0 = \text{nil}, 1 = \text{un}, 2 = \text{bi}, 3 = \text{tri}, 4 = \text{quad}, 5 = \text{pent}$ आदि) को जोड़कर और अंत में 'ium' लगाकर बनाया जाता है। (उदा: परमाणु क्रमांक $104$ का अस्थायी नाम $\text{Unnilquadium}$ और प्रतीक $\text{Unq}$ होगा, जिसका वर्तमान आधिकारिक नाम रदरफ़ोडियम है)।
इलेक्ट्रॉनिक विन्यास और तत्वों के ब्लॉक ($s, p, d, f$ Blocks)
तत्वों के अंतिम इलेक्ट्रॉन के प्रवेश करने वाले उपकोश के आधार पर आधुनिक आवर्त सारणी को चार मुख्य ब्लॉकों में वर्गीकृत किया गया है:
s-ब्लॉक के तत्व (वर्ग 1 और 2)
इनका सामान्य बाह्य विन्यास $ns^1$ या $ns^2$ होता है। इनमें वर्ग 1 के तत्व (क्षार धातुएं) और वर्ग 2 के तत्व (क्षारीय मृदा धातुएं) शामिल हैं। ये सभी अत्यधिक क्रियाशील, नरम और कम आयनन एन्थैल्पी वाली धातुएं हैं। ये मुख्य रूप से आयनिक यौगिक बनाते हैं।
विन्यास: ns^{1-2}
p-ब्लॉक के तत्व (वर्ग 13 से 18)
इनका सामान्य बाह्य विन्यास $ns^2 np^{1-6}$ होता है। इनमें धातुएं, अधातुएं और उपधातुएं तीनों पाई जाती हैं। वर्ग 17 के तत्वों को हैलोजन और वर्ग 16 को चाल्कोजन कहते हैं। वर्ग 18 में उत्कृष्ट गैसें (Noble Gases) स्थित हैं जिनका विन्यास $ns^2 np^6$ (स्थिर पूर्ण पूरित) होता है। s- और p-ब्लॉक को संयुक्त रूप से प्रतिनिधि तत्व (Representative Elements) कहा जाता है।
विन्यास: ns^2 np^{1-6}
d-ब्लॉक के तत्व: संक्रमण तत्व (वर्ग 3 से 12)
इनका सामान्य विन्यास $(n-1)d^{1-10} ns^{1-2}$ होता है। इन तत्वों में आंतरिक $d$-उपकक्ष आंशिक रूप से भरे होते हैं। ये तत्व s-ब्लॉक (तीव्र विद्युत धनी) और p-ब्लॉक (तीव्र विद्युत ऋणी) के बीच एक सेतु का कार्य करते हैं, इसलिए इन्हें संक्रमण तत्व (Transition Elements) कहते हैं। ये रंगीन आयन बनाते हैं, उत्प्रेरकीय गुण प्रदर्शित करते हैं और परिवर्ती संयोजकता दर्शाते हैं।
विन्यास: (n-1)d^{1-10} ns^{1-2}
f-ब्लॉक के तत्व: आंतरिक संक्रमण तत्व
इनका सामान्य विन्यास $(n-2)f^{1-14} (n-1)d^{0-1} ns^2$ होता है। इन्हें आवर्त सारणी के नीचे दो अलग क्षैतिज पंक्तियों में रखा गया है। प्रथम पंक्ति ($4f$ श्रेणी) को लैन्थेनॉइड और द्वितीय पंक्ति ($5f$ श्रेणी) को एक्टिनॉइड कहते हैं। यूरेनियम ($Z=92$) के बाद के सभी एक्टिनॉइड तत्व मानव निर्मित और रेडियोधर्मी हैं, जिन्हें परा-यूरेनियम (Transuranium) तत्व कहा जाता है।
विन्यास: (n-2)f^{1-14} (n-1)d^{0-1} ns^2
धातुओं और अधातुओं का वितरण
आवर्त सारणी में $78\%$ से अधिक तत्व धातुएं (Metals) हैं, जो सारणी के बाईं ओर स्थित हैं। ये चमकदार, विद्युत की सुचालक और आघातवर्धनीय होती हैं।
अधातुएं (Non-metals) सारणी के दाईं ओर (p-ब्लॉक में) केंद्रित हैं। ये भंगुर और विद्युत की कुचालक होती हैं।
इन दोनों को अलग करने वाली एक टेढ़ी-मेढ़ी रेखा पर स्थित तत्व (जैसे $\text{B}, \text{Si}, \text{Ge}, \text{As}, \text{Sb}, \text{Te}$) धातु और अधातु दोनों के गुण दर्शाते हैं, जिन्हें उपधातु (Metalloids) कहते हैं।
भौतिक गुणधर्मों में आवर्ती प्रवृत्तियाँ (Trends in Physical Properties)
आवर्त सारणी के किसी आवर्त या वर्ग में आगे बढ़ने पर तत्वों के भौतिक गुण एक निश्चित क्रम में बदलते हैं। इसे समझने के लिए दो महत्वपूर्ण कारकों को जानना आवश्यक है: प्रभावी नाभिकीय आवेश (Effective Nuclear Charge, $Z_{eff}$) और परिरक्षण प्रभाव (Shielding Effect, $\sigma$)। आंतरिक इलेक्ट्रॉनों द्वारा बाह्य इलेक्ट्रॉनों पर नाभिक के आकर्षण बल को कम करना परिरक्षण कहलाता है, जिससे इलेक्ट्रॉन वास्तविक आवेश $Z$ से कम आवेश महसूस करता है: $Z_{eff} = Z - \sigma$।
1. परमाणु त्रिज्या (Atomic Radius)
एक विलगित परमाणु की कोई निश्चित सीमा नहीं होती, इसलिए परमाणु आकार को सहसंयोजक त्रिज्या, धात्विक त्रिज्या या वान्डरवाल्स त्रिज्या के रूप में मापा जाता है।
आवर्त में प्रवृत्ति: किसी आवर्त में बाईं से दाईं ओर जाने पर परमाणु त्रिज्या घटती है। इसका कारण यह है कि मुख्य कोश ($n$) समान रहता है, लेकिन परमाणु क्रमांक बढ़ने से प्रभावी नाभिकीय आवेश ($Z_{eff}$) बढ़ता है, जो इलेक्ट्रॉनों को नाभिक की ओर अधिक मजबूती से खींचता है।
वर्ग में प्रवृत्ति: किसी वर्ग में ऊपर से नीचे जाने पर परमाणु त्रिज्या बढ़ती है। नीचे जाने पर नए मुख्य ऊर्जा स्तर (कोशों की संख्या) जुड़ते जाते हैं, जिससे बाह्यतम इलेक्ट्रॉन नाभिक से दूर होता जाता है।
2. आयनिक त्रिज्या (Ionic Radius)
परमाणु द्वारा इलेक्ट्रॉन खोने या पाने पर आयन बनते हैं।
- धनायन (Cation) हमेशा अपने जनक परमाणु से छोटा होता है, क्योंकि इलेक्ट्रॉन निकलने से प्रति इलेक्ट्रॉन नाभिकीय आकर्षण बढ़ जाता है। (उदा: $r_{\text{Na}^+} < r_{\text{Na}}$)।
- ऋणायन (Anion) हमेशा अपने जनक परमाणु से बड़ा होता है, क्योंकि इलेक्ट्रॉन जुड़ने से इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण बढ़ता है और प्रभावी नाभिकीय आवेश घटता है। (उदा: $r_{\text{Cl}^-} > r_{\text{Cl}}$)।
- सम-इलेक्ट्रॉनिक स्पीशीज (Isoelectronic Species): जिन परमाणुओं और आयनों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है (जैसे $\text{O}^{2-}, \text{F}^-, \text{Na}^+, \text{Mg}^{2+}$; सभी में $10$ इलेक्ट्रॉन हैं), उनमें नाभिकीय आवेश बढ़ने के साथ आकार घटता है। ($r_{\text{O}^{2-}} > r_{\text{F}^-} > r_{\text{Na}^+} > r_{\text{Mg}^{2+}}$)।
3. आयनन एन्थैल्पी (Ionization Enthalpy, $\Delta_i H$)
गैसीय अवस्था में किसी विलगित परमाणु के बाह्यतम कोश से एक इलेक्ट्रॉन को पूरी तरह बाहर निकालने के लिए आवश्यक न्यूनतम ऊर्जा को आयनन एन्थैल्पी कहते हैं। इसका मात्रक $\text{kJ/mol}$ होता है। द्वित्तीय आयनन एन्थैल्पी का मान हमेशा प्रथम से अधिक होता है ($\Delta_i H_2 > \Delta_i H_1$)।
→
आवर्त में: बाईं से दाईं ओर जाने पर आयनन एन्थैल्पी सामान्यतः बढ़ती है, क्योंकि परमाणु का आकार छोटा होता जाता है और नाभिकीय आकर्षण बढ़ता है। (अपवाद: नाइट्रोजन का विन्यास $2p^3$ अर्धपूरित और स्थिर होने के कारण इसकी आयनन ऊर्जा ऑक्सीजन $2p^4$ से अधिक होती है)।
↓
वर्ग में: ऊपर से नीचे जाने पर आयनन एन्थैल्पी घटती है, क्योंकि आकार बढ़ने से इलेक्ट्रॉन पर नाभिकीय पकड़ कमजोर हो जाती है।
4. इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी (Electron Gain Enthalpy, $\Delta_{eg} H$)
जब किसी उदासीन गैसीय परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन जोड़ा जाता है, तो होने वाले ऊर्जा परिवर्तन को इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी कहते हैं। अधिकांश अधातुओं के लिए यह प्रक्रम ऊष्माक्षेपी (Negative) होता है।
- आवर्त में दाईं ओर बढ़ने पर यह अधिक ऋणात्मक होती जाती है क्योंकि उत्कृष्ट गैस के विन्यास को प्राप्त करना आसान होता है। पूरे आवर्त सारणी में हैलोजनों की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी सबसे अधिक ऋणात्मक होती है।
- महत्वपूर्ण अपवाद: क्लोरीन ($\text{Cl}$) की इलेक्ट्रॉन लब्धि एन्थैल्पी फ्लोरीन ($\text{F}$) से अधिक ऋणात्मक होती है। इसका कारण यह है कि फ्लोरीन का आकार अत्यंत छोटा होने के कारण उसमें आने वाले इलेक्ट्रॉन को तीव्र अंतःइलेक्ट्रॉनिक प्रतिकर्षण (Inter-electronic repulsion) का सामना करना पड़ता है।
5. विद्युत ऋणात्मकता (Electronegativity, $\chi$)
किसी रासायनिक यौगिक में सहसंयोजक आबंध के इलेक्ट्रॉन युग्म को अपनी ओर आकर्षित करने की सापेक्ष क्षमता को विद्युत ऋणात्मकता कहते हैं। यह कोई मापी जा सकने वाली भौतिक राशि नहीं है, बल्कि एक प्रवृत्ति है। इसे पोलिंग पैमाने पर मापा जाता है।
यह आवर्त में बाईं से दाईं ओर जाने पर बढ़ती है और वर्ग में ऊपर से नीचे जाने पर घटती है।
संपूर्ण आवर्त सारणी में फ्लोरीन ($\text{F}$) सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व (मान = 4.0) है, इसके बाद ऑक्सीजन ($3.5$) और नाइट्रोजन ($3.0$) का स्थान आता है।
रासायनिक गुणधर्मों में आवर्ती प्रवृत्तियाँ
संयोजकता या ऑक्सीकरण अवस्थाएँ (Valency)
किसी तत्व के बाह्यतम कोश में उपस्थित इलेक्ट्रॉनों की संख्या (संयोजी इलेक्ट्रॉन) उसकी संयोजकता निर्धारित करती है। प्रतिनिधि तत्वों की संयोजकता सामान्यतः संयोजी इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है या $(8 - \text{संयोजी इलेक्ट्रॉन})$ होती है। आवर्त में संयोजकता पहले $1$ से $4$ तक बढ़ती है और फिर घटकर $0$ हो जाती है। वर्ग में संयोजकता समान रहती है।
द्वितीय आवर्त के तत्वों का असंगत व्यवहार (Anomalous Properties)
प्रत्येक ब्लॉक के प्रथम तत्व (द्वितीय आवर्त के तत्व जैसे $\text{Li}, \text{Be}, \text{B}$) अपने ही वर्ग के अन्य सदस्यों से भिन्न और असंगत व्यवहार प्रदर्शित करते हैं। उदाहरण के लिए, लिथियम के कई गुण अपने वर्ग के बजाय अगले वर्ग के तत्व मैग्नीशियम ($\text{Mg}$) से मिलते हैं। इसे विकर्ण संबंध (Diagonal Relationship) कहते हैं। इस असंगत व्यवहार के मुख्य तीन कारण हैं:
1
परमाणु और आयन का अत्यधिक छोटा आकार।
2
उच्च विद्युत ऋणात्मकता और उच्च ध्रुवण क्षमता (Charge/Radius ratio)।
3
संयोजी कोश में $d$-कक्षकों की अनुपलब्धता (जिसके कारण ये अपनी सहसंयोजकता को $4$ से अधिक नहीं बढ़ा सकते, जबकि इनके नीचे के तत्व बढ़ा सकते हैं जैसे $\text{AlF}_6^{3-}$)।
रासायनिक क्रियाशीलता और ऑक्साइडों की प्रकृति
आवर्त सारणी के दोनों सिरों पर स्थित तत्वों की रासायनिक क्रियाशीलता सबसे अधिक होती है। बाईं ओर की धातुएं आसानी से इलेक्ट्रॉन त्यागकर धनायन बनाती हैं (तीव्र अपचायक) और दाईं ओर की अधातुएं इलेक्ट्रॉन ग्रहण कर ऋणायन बनाती हैं (तीव्र ऑक्सीकारक)।
तत्वों द्वारा बनाए गए ऑक्साइडों की प्रकृति में भी आवर्तता दिखाई देती है: सारणी के चरम बाईं ओर के तत्वों के ऑक्साइड क्षारीय (Basic) होते हैं (जैसे $\text{Na}_2\text{O}$), चरम दाईं ओर के तत्वों के ऑक्साइड अम्लीय (Acidic) होते हैं (जैसे $\text{Cl}_2\text{O}_7$), और मध्य के तत्वों के ऑक्साइड उभयधर्मी (Amphoteric) (जैसे $\text{Al}_2\text{O}_3, \text{As}_2\text{O}_3$) या उदासीन (Neutral) (जैसे $\text{CO}, \text{NO}, \text{N}_2\text{O}$) होते हैं।
"आवर्त सारणी रासायनिक अराजकता के साम्राज्य में व्यवस्था और नियम की सबसे बड़ी विजय है। यह हमें बताती है कि तत्वों के सबसे जटिल गुणधर्म भी उनके परमाणु क्रमांक के एक सरल और सुंदर आवर्ती नृत्य के अधीन हैं।"
अध्याय का संपूर्ण सारांश (Chapter Summary)
इस अध्याय में हमने तत्वों को वर्गीकृत करने के ऐतिहासिक प्रयासों से लेकर आधुनिक आवर्त सारणी की दीर्घ रूप संरचना का अध्ययन किया, जो इलेक्ट्रॉनिक विन्यास और परमाणु गुणों की आवर्ती प्रवृत्तियों को पूर्णतः स्पष्ट करती है।
आधुनिक आवर्त नियम
तत्वों के गुण परमाणु क्रमांक के आवर्ती फलन हैं
चार ब्लॉक
s, p, d, f ब्लॉकों में तत्वों का वर्गीकरण
आवर्ती प्रवृत्तियाँ
त्रिज्या, आयनन ऊर्जा, विद्युत ऋणात्मकता के क्रम
रासायनिक आवर्तता
असंगत व्यवहार, विकर्ण संबंध और ऑक्साइडों के गुण
अगला कदम (What's Next?)
अब जब हमने समझ लिया है कि तत्वों को आवर्त सारणी में कैसे व्यवस्थित किया जाता है और उनकी विद्युत ऋणात्मकता या संयोजकता कैसे बदलती है, तो अगला महत्वपूर्ण प्रश्न यह उठता है कि ये परमाणु आपस में जुड़कर अणु कैसे बनाते हैं? वे कौन से बल हैं जो इन्हें एक साथ बांधकर रखते हैं? सहसंयोजक और आयनिक आबंधों की ज्यामिति कैसी होती है? इन सभी मूलभूत रहस्यों को हम अगले अध्याय "रासायनिक आबंधन तथा आणविक संरचना (Chemical Bonding and Molecular Structure)" में विस्तार से सीखेंगे।