کیمیائی بندھن اور برق منفیت: مشترک جوڑوں سے آئنی جالیوں تک

بندھن کیوں بنتا ہے: فاصلے کے مقابل توانائی

ایک دوسرے سے دور دو ہائیڈروجن ایٹم باہم تعامل نہیں کرتے۔ جیسے جیسے وہ قریب آتے ہیں، ہر الیکٹران دونوں مرکزوں کی طرف کھنچتا ہے اور توانائی گھٹتی ہے۔ اور قریب آنے پر دونوں مرکزے ایک دوسرے کو شدت سے دفع کرتے ہیں اور توانائی بڑھتی ہے۔ بندھن کی لمبائی اس توانائی کے کنویں کی تہ پر فاصلہ ہے، H₂ کے لیے 74 pm، اور کنویں کی گہرائی بندھنی توانائی ہے، OpenStax Chemistry 2e کے جدول 7.2 میں H–H کے لیے 436 kJ/mol۔

ہر بندھن کشش اور دفع کا توازن ہے، اس لیے بندھن توڑنے پر ہمیشہ توانائی خرچ ہوتی ہے اور بندھن بننے پر ہمیشہ توانائی خارج ہوتی ہے۔ تعامل حرارت چھوڑنے والا تب ہوتا ہے جب بننے والے بندھن مجموعی طور پر ٹوٹنے والے بندھنوں سے زیادہ مضبوط ہوں۔

برق منفیت اور ہم گرفتی سے آئنی تک کا پیمانہ

برق منفیت ناپتی ہے کہ کوئی ایٹم بندھن کے مشترک الیکٹرانوں کو کتنی شدت سے کھینچتا ہے۔ پاؤلنگ کا پیمانہ سب سے عام ہے۔ یہ ایک بے بُعد، حساب سے حاصل شدہ عدد ہے، کوئی ناپی گئی خصوصیت نہیں۔ OpenStax کی شکل 7.6 میں فلورین 4.0 کے ساتھ سب سے اوپر ہے، اس کے بعد آکسیجن 3.5 اور نائٹروجن اور کلورین 3.0 پر ہیں، اور گروہ 1 کی دھاتیں سب سے نیچے ہیں، جیسے سوڈیم 0.9 پر۔ قدریں ایک دور میں بڑھتی ہیں اور گروہ میں نیچے کی طرف گھٹتی ہیں۔

دو بندھے ہوئے ایٹموں کے درمیان فرق ΔEN بندھن کی قسم کا موٹا اندازہ دیتا ہے۔ OpenStax یہ رہنما حدیں استعمال کرتی ہے: 0.4 سے کم، غیر قطبی ہم گرفتی؛ 0.4 سے 1.8، قطبی ہم گرفتی؛ 1.8 سے زیادہ، آئنی۔ زیادہ برق منفی ایٹم پر جزوی منفی چارج، δ−، ہوتا ہے۔

یہ حدیں رہنما اصول ہیں جن کے حقیقی استثنا ہیں۔ HF کا ΔEN = 1.9 ہے لیکن یہ ہم گرفتی سالمہ ہے، اور SiF₄، جس کے ہر Si–F بندھن کا ΔEN = 2.2 ہے، ایک سالماتی گیس ہے۔ ΔEN کو بندھنوں کے موازنے کے لیے استعمال کریں، کسی مرکب کی یقینی درجہ بندی کے لیے نہیں۔

حل شدہ مثال: چھ بندھنوں کو قطبیت کے لحاظ سے ترتیب دینا

OpenStax کی شکل 7.6 کی پرانی پاؤلنگ قدروں کی مدد سے B–H، C–Br، N–O، P–Cl، Al–Cl اور K–Br کو کم سے زیادہ قطبی کی ترتیب میں رکھیں: H 2.1، B 2.0، C 2.5، N 3.0، O 3.5، Al 1.5، P 2.1، Cl 3.0، Br 2.8 اور K 0.8۔

فرق یہ ہیں: B–H 0.1، C–Br 0.3، N–O 0.5، P–Cl 0.9، Al–Cl 1.5 اور K–Br 2.0، اور یہی ترتیب ہے۔ دو نتائج بہت سے طلبہ کو حیران کرتے ہیں۔ B–H میں ہائیڈروجن منفی سرا ہے، کیونکہ بورون ہائیڈروجن سے کم برق منفی ہے۔ اور K–Br آئنی حد میں آتا ہے، جو پوٹاشیم برومائیڈ کے آئنی ٹھوس ہونے سے مطابقت رکھتا ہے، جبکہ Al–Cl قطبی ہم گرفتی حد کے اوپری سرے کے قریب ہے؛ ایلومینیم کلورائیڈ کو کچھ حالتوں میں آئنی اور کچھ میں سالماتی بیان کیا جاتا ہے۔

ڈائپول معیارِ اثر اور فیصد آئنی خصوصیت

قطبی بندھن کا ڈائپول معیارِ اثر μ = Qr ہوتا ہے، یعنی الگ ہونے والے چارج کی مقدار ضرب چارجوں کے درمیان فاصلہ۔ ڈائپول معیارِ اثر عموماً ڈیبائی میں دیے جاتے ہیں: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m۔ اگر الیکٹران کا پورا چارج، 1.602 × 10⁻¹⁹ C، 1 Å کے فاصلے پر منتقل کیا جائے تو ڈائپول معیارِ اثر 4.803 D ہو گا۔ ناپے گئے μ کا اس مکمل آئنی قدر سے موازنہ تقریبی فیصد آئنی خصوصیت دیتا ہے، (μ ناپا گیا / μ مکمل آئنی) × 100۔

حل شدہ مثال 1۔ NIST Chemistry WebBook گیسی حالت کے H³⁵Cl کے لیے μ = 1.1085 D اور توازنی بندھن کی لمبائی 1.27455 Å درج کرتی ہے۔ اس فاصلے پر مکمل آئنی H⁺Cl⁻ کا μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D ہو گا۔ فیصد آئنی خصوصیت 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% ہے۔ HF کے لیے، WebBook کی قدروں μ = 1.82618 D اور r = 0.91680 Å کے ساتھ، مکمل آئنی قدر 4.404 D اور آئنی خصوصیت 41.5% ہے۔

یہ ترتیب ΔEN سے مطابقت رکھتی ہے (HCl کے لیے 0.9، HF کے لیے 1.9)، لیکن اعداد دکھاتے ہیں کہ بڑا ΔEN بھی چارج کی مکمل منتقلی سے کتنا دور ہے۔ HF ہم گرفتی سرے کے اس سے زیادہ قریب ہے جتنا صرف اس کا ΔEN ظاہر کرتا ہے۔

جالی توانائی اور کولمب کا قانون

آئنی ٹھوس کو قلم کے ہر کیٹائن اور ہر اینائن کے درمیان کشش جوڑے رکھتی ہے۔ اس کی جالی توانائی وہ توانائی ہے جو ٹھوس کے ایک مول کو گیسی آئنوں میں الگ کرنے کے لیے درکار ہے۔ OpenStax اسے مثبت متعین کرتی ہے، لیکن کچھ نصابی کتب الٹا عمل استعمال کرتی ہیں اور منفی قدریں دیتی ہیں، اس لیے پہلے علامت کا قاعدہ جانچ لیں۔

کولمب کے قانون کے مطابق کشش آئنی چارجوں کے حاصل ضرب کے ساتھ بڑھتی ہے اور آئنوں کے درمیان فاصلہ بڑھنے کے ساتھ گھٹتی ہے۔ عموماً چارج غالب رہتا ہے۔ OpenStax کا حصہ 7.5 LiF کو 1023 kJ/mol پر اور MgO کو، جس کے آئنوں پر 2+ اور 2− چارج ہیں، 3900 kJ/mol پر درج کرتا ہے، جو تقریباً چار گنا بڑا ہے۔ اس کے بعد جسامت اہم ہے: MgF₂ کی قدر 2957 kJ/mol اور MgI₂ کی 2327 kJ/mol ہے، کیونکہ بڑا آیوڈائیڈ آئن چارجوں کو زیادہ دور رکھتا ہے۔

حل شدہ مثال: سوڈیم کلورائیڈ کے لیے بورن–ہیبر چکر

جالی توانائیاں براہ راست نہیں ناپی جا سکتیں، اس لیے انہیں ہیس کے قانون کے چکر سے معلوم کیا جاتا ہے۔ NaCl(s) کو اس کے عناصر سے ایک بالواسطہ راستے سے بنائیں جس کے تمام مراحل قابلِ پیمائش ہوں، پھر شرط رکھیں کہ یہ راستہ براہ راست تشکیلی تعامل جتنا ہی کل دے۔

حل شدہ مثال 2۔ یہ مراحل استعمال کریں۔ سوڈیم کا تصعید، Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol، جو OpenStax کے ضمیمہ G سے Na(g) کا ΔH°f ہے۔ کلورین ایٹم بنائیں، ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol، جو Cl(g) کا ΔH°f ہے۔ سوڈیم کو آئنائز کریں، Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol، جو NIST کی قدر 5.1391 eV سے ہے۔ کلورین میں ایک الیکٹران شامل کریں، Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol، جو NIST Chemistry WebBook میں 3.6131 eV کی الیکٹران الفت سے ہے۔ آخر میں Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) جالی توانائی، U، خارج کرتا ہے۔

مجموعی تعامل Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) ہے، جس کا ΔH°f = −411.2 kJ/mol ہے۔ چنانچہ 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2، جس سے U = 787.2 kJ/mol ملتا ہے۔ غور کریں کہ آئنائزیشن پر اس سے زیادہ توانائی خرچ ہوتی ہے جتنی الیکٹران الفت واپس کرتی ہے۔ بڑی جالی توانائی کے بغیر NaCl کا اپنے عناصر سے بننا حرارت چھوڑنے والا نہ ہوتا۔ NaCl کی شائع شدہ جالی توانائیاں استعمال کیے گئے اعداد و شمار اور طریقے کے لحاظ سے چند فیصد مختلف ہوتی ہیں (OpenStax 769 kJ بتاتی ہے)، اس لیے آخری ہندسوں کی بجائے رجحانات کا موازنہ کریں۔

بندھنی توانائیوں سے تعامل کی اینتھالپی کا تخمینہ

گیسی حالت کے تعاملات کے لیے آپ بندھن گن کر ΔH کا تخمینہ لگا سکتے ہیں: ΔH ≈ Σ(ٹوٹنے والے بندھنوں کی توانائیاں) − Σ(بننے والے بندھنوں کی توانائیاں)۔ جدولی بندھنی توانائیاں بہت سے سالموں کی اوسط ہیں، اس لیے نتیجہ صرف ایک تخمینہ ہے اور تشکیلی اینتھالپیوں سے حاصل قدر سے دسیوں کلو جول تک ہٹ سکتا ہے۔

حل شدہ مثال 3۔ C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) کے لیے ΔH کا تخمینہ لگائیں۔ ایتھیلین کے چار C–H بندھن برقرار رہتے ہیں، اس لیے انہیں نظرانداز کریں۔ ٹوٹنے والے: ایک C=C (611 kJ/mol) اور ایک H–H (436 kJ/mol)، کل 1047 kJ۔ بننے والے: ایک C–C (345 kJ/mol) اور دو نئے C–H (2 × 415 kJ/mol)، کل 1175 kJ۔ ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ۔ ضمیمہ G سے تشکیلی اینتھالپی کی قدر −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ ہے۔ تخمینے کی علامت درست ہے اور یہ تقریباً 6% کے اندر ہے۔

بندھن سے متعلق غلط فہمیاں جن سے بچنا ہے

زیادہ تر غلطیاں موٹے رہنما اصولوں کو قطعی قواعد سمجھنے یا علامتوں کے قاعدے گڈمڈ کرنے سے آتی ہیں۔ یہ سب سے عام ہیں۔

• ΔEN = 1.8 کو ہم گرفتی اور آئنی کے درمیان واضح لکیر سمجھنا۔ پیمانہ مسلسل ہے، اور HF اور SiF₄ جیسے مرکبات اس قاعدے کو توڑتے ہیں۔
• برق منفیت کو الیکٹران الفت سمجھ لینا۔ الیکٹران الفت گیسی ایٹم کی ناپی گئی توانائی ہے؛ برق منفیت بندھن میں موجود ایٹم کو بیان کرتی ہے۔
• یہ فرض کرنا کہ زیادہ برق منفی ایٹم ہمیشہ وہی غیر دھات ہے جس کی آپ توقع کریں گے۔ جدول دیکھیں: B–H اور Si–H بندھنوں میں ہائیڈروجن منفی سرا ہے۔
• بندھنی توانائی کا فارمولا الٹ دینا۔ یہ ٹوٹنے والے بندھن منفی بننے والے بندھن ہے، جو تشکیلی اینتھالپی کے فارمولے کے الٹ ترتیب ہے۔
• ایک ہی بورن–ہیبر چکر کے اندر جالی توانائی کی علامت کے قاعدے ملا دینا۔
• دوہرے بندھن کو دو اکہرے بندھن گننا۔ C=C بندھن (611 kJ/mol) دو C–C بندھنوں (690 kJ/mol) سے کمزور ہے۔