بین سالماتی قوتیں: نقطۂ جوش، بخارات کا دباؤ اور حلالیت

سالموں کے درمیان کشش، ان کے اندر کے بندھن نہیں

ہم گرفتی بندھن سالمے کے ایٹموں کو باہم جوڑے رکھتے ہیں۔ بین سالماتی قوتیں (IMFs) الگ الگ سالموں کے درمیان کہیں زیادہ کمزور کششیں ہیں، اور جب مائع ابلتا ہے یا ٹھوس پگھلتا ہے تو انہی پر قابو پانا ہوتا ہے۔ جب پانی ابلتا ہے تو بننے والی گیس اب بھی H₂O سالموں سے بنی ہوتی ہے؛ کوئی O–H بندھن نہیں ٹوٹتا۔ صرف پڑوسی سالموں کے درمیان کششیں متاثر ہوتی ہیں۔

چونکہ یہ قوتیں طے کرتی ہیں کہ سالمے ایک دوسرے سے کتنی مضبوطی سے چپکے ہیں، اس لیے یہ طبعی خصوصیات کے ایک مجموعے کو مل کر قابو کرتی ہیں۔ زیادہ مضبوط IMFs کا عموماً مطلب ہے زیادہ نقطۂ جوش، بخارات بننے کی زیادہ اینتھالپی، کسی دیے گئے درجۂ حرارت پر کم بخارات کا دباؤ، اور اکثر زیادہ لزوجت اور سطحی تناؤ۔ اگر آپ IMFs کی درجہ بندی کر سکیں تو عموماً ان سب کی درجہ بندی ایک ساتھ کر سکتے ہیں۔

ہر مادے میں لندن ڈسپرشن قوتیں

ڈسپرشن قوتیں اس لیے پیدا ہوتی ہیں کہ الیکٹرانوں کی تقسیم اتار چڑھاؤ کرتی ہے۔ کسی بھی لمحے سالمے کے الیکٹران ذرا غیر ہموار ہو سکتے ہیں، جس سے عارضی ڈائپول بنتا ہے جو پڑوسی میں مماثل ڈائپول پیدا کر دیتا ہے۔ دونوں مختصر وقت کے لیے کھنچتے ہیں، اور یہ نمونہ پورے مائع میں دہرایا جاتا ہے۔ ہر ایٹم اور سالمہ، قطبی ہو یا نہ ہو، ڈسپرشن قوتیں محسوس کرتا ہے۔

ڈسپرشن قوتوں کی مضبوطی قطبی پذیری پر منحصر ہے، یعنی الیکٹرانی بادل کتنی آسانی سے مسخ ہو سکتا ہے۔ زیادہ الیکٹران والے بڑے سالمے زیادہ قطبی پذیر ہوتے ہیں، اس لیے ملتے جلتے مرکبات کے خاندان میں ڈسپرشن قوتیں عموماً مولر کمیت کے ساتھ بڑھتی ہیں۔ شکل بھی اہم ہے: لمبے، پھیلے ہوئے سالمے اپنے پڑوسیوں کے ساتھ اسی فارمولے کے مختصر، شاخ دار سالموں سے زیادہ سطح رابطے میں رکھتے ہیں، اس لیے وہ ایک دوسرے کو زیادہ مضبوطی سے کھینچتے ہیں۔

ڈسپرشن کو کم نہ سمجھیں۔ بڑے سالموں میں یہ اکثر کل کشش میں سب سے بڑا حصہ ہوتا ہے، چاہے سالمہ قطبی بھی ہو۔

ڈائپول–ڈائپول کششیں اور ہائیڈروجن بندھن

قطبی سالموں میں مستقل ڈائپول ہوتے ہیں، اس لیے مائع میں ان کا رجحان ہوتا ہے کہ ایک سالمے کا جزوی مثبت سرا دوسرے کے جزوی منفی سرے کے قریب ہو۔ یہ ڈائپول–ڈائپول کشش ان ڈسپرشن قوتوں میں اضافہ کرتی ہے جو ہمیشہ موجود ہوتی ہیں۔ سالمے کے قطبی ہونے کا فیصلہ کرنے کے لیے اس کے بندھنوں کی قطبیت اور اس کی شکل دونوں درکار ہیں۔

ہائیڈروجن بندھن ایک خاص طور پر مضبوط ڈائپول–ڈائپول کشش ہے۔ اس کے لیے نائٹروجن، آکسیجن یا فلورین سے ہم گرفتی طور پر بندھا ہائیڈروجن ایٹم (عطیہ دہندہ) اور قریبی N، O یا F ایٹم پر تنہا جوڑا (قبول کنندہ) درکار ہے۔ بہت قطبی N–H، O–H یا F–H بندھن چھوٹے ہائیڈروجن ایٹم پر بڑا جزوی مثبت چارج چھوڑتا ہے جو قبول کنندہ کے تنہا جوڑے کے بہت قریب آ سکتا ہے۔

سالمہ عطیہ دہندہ بنے بغیر قبول کنندہ ہو سکتا ہے۔ ایسیٹون، (CH₃)₂CO، کی آکسیجن پر تنہا جوڑا ہے لیکن اس کی تمام ہائیڈروجنیں کاربن سے بندھی ہیں، اس لیے ایسیٹون کے سالمے آپس میں ہائیڈروجن بندھن نہیں بنا سکتے۔ البتہ وہ پانی سے ہائیڈروجن بندھن قبول کر سکتے ہیں، جو ایک وجہ ہے کہ ایسیٹون پانی میں ہر تناسب میں مل جاتا ہے۔

آئن–ڈائپول قوتیں اور آئنی ٹھوس کا حل ہونا

جب آئنی ٹھوس پانی میں حل ہوتا ہے تو ہر آئن ایسے پانی کے سالموں سے گھر جاتا ہے جو اس کی طرف مڑے ہوتے ہیں: جزوی منفی آکسیجن سرے کیٹائنوں کی طرف اور جزوی مثبت ہائیڈروجن سرے اینائنوں کی طرف ہوتے ہیں۔ یہ آئن–ڈائپول کشش اتنی توانائی خارج کرتی ہے کہ آئنوں کو قلم سے الگ کرنے کے لیے درکار توانائی کا بڑا حصہ پورا ہو جاتا ہے۔ کشش زیادہ چارج اور چھوٹی جسامت والے آئنوں کے لیے زیادہ مضبوط ہوتی ہے۔

آئن–ڈائپول قوتیں وضاحت کرتی ہیں کہ پوٹاشیم برومائیڈ پانی میں آسانی سے کیوں حل ہوتا ہے مگر ہیکسین میں بمشکل، جس میں آئنوں کو کھینچنے والا کوئی ڈائپول نہیں۔ عمومی قاعدہ "مشابہ مشابہ کو حل کرتا ہے" اسی کا خلاصہ ہے: مادے ان محللوں میں بہترین حل ہوتے ہیں جن کی بین سالماتی قوتیں ان کی اپنی قوتوں سے ملتی جلتی ہوں۔ آیوڈین، ایک غیر قطبی سالمہ، ہیکسین میں اچھی طرح حل ہوتی ہے، جہاں مذاب اور محلل کے درمیان ڈسپرشن قوتیں ہر خالص مادے کے اندر کی قوتوں کے برابر ہیں۔

حل شدہ مثال: تقریباً ایک جیسی مولر کمیت والے تین مائعات

بیوٹین (CH₃CH₂CH₂CH₃)، ایسیٹون ((CH₃)₂CO) اور 1-پروپینول (CH₃CH₂CH₂OH) کو نقطۂ جوش کے لحاظ سے ترتیب دیں۔ پہلے مولر کمیتوں کا موازنہ کریں، IUPAC کے معیاری جوہری اوزان دو اعشاری مقامات تک راؤنڈ کر کے (H 1.01، C 12.01، O 16.00 g/mol)۔ بیوٹین، C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol۔ ایسیٹون، C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol۔ 1-پروپینول، C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol۔ کمیتوں میں 4% سے کم فرق ہے، اس لیے ڈسپرشن قوتیں تقریباً ایک جیسی ہونی چاہییں اور فرق قطبیت سے آئے گا۔

اگلے مرحلے میں قوتوں کی درجہ بندی کریں۔ بیوٹین میں صرف C–C اور C–H بندھن ہیں اور یہ بنیادی طور پر غیر قطبی ہے، اس لیے اس میں صرف ڈسپرشن قوتیں ہیں۔ ایسیٹون میں سہ گوشہ مستوی ترتیب میں قطبی C=O بندھن ہے جو منسوخ نہیں ہوتا، اس لیے وہ ڈائپول–ڈائپول قوتیں شامل کرتا ہے، لیکن اس میں O–H بندھن نہیں اور وہ ہائیڈروجن بندھن عطا نہیں کر سکتا۔ 1-پروپینول میں O–H گروہ ہے، اس لیے وہ ہائیڈروجن بندھن شامل کرتا ہے۔ پیش گوئی ہے بیوٹین < ایسیٹون < 1-پروپینول۔

NIST Chemistry WebBook عام نقاط جوش بیوٹین کے لیے تقریباً 273 K (0 °C)، ایسیٹون کے لیے 329.3 K (56.2 °C) اور 1-پروپینول کے لیے 370.3 K (97.2 °C) بتاتی ہے، T(°C) = T(K) − 273.15 سے تبدیل کر کے۔ ترتیب پیش گوئی سے مطابقت رکھتی ہے۔ یہی دلیل کمرے کے درجۂ حرارت پر بخارات کے دباؤ کی درجہ بندی الٹی ترتیب میں کرتی ہے: بیوٹین 25 °C پر گیس ہے، ایسیٹون تیزی سے اڑتا ہے، اور 1-پروپینول زیادہ آہستگی سے اڑتا ہے۔

حل شدہ مثال: جب سالماتی جسامت ڈائپول پر بھاری پڑتی ہے

اب ڈائی ایتھائل ایتھر ((C₂H₅)₂O)، 1-بیوٹینول (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) اور ہیکسین (C₆H₁₄) کا موازنہ کریں۔ ڈائی ایتھائل ایتھر اور 1-بیوٹینول ہم ترکیب ہیں، دونوں C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol۔ ہیکسین بھاری ہے: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol۔ ڈائی ایتھائل ایتھر قطبی ہے مگر اس میں O–H بندھن نہیں، 1-بیوٹینول ہائیڈروجن بندھن بنا سکتا ہے، اور ہیکسین غیر قطبی ہے۔

دونوں ہم ترکیب مرکبات کے درمیان ہائیڈروجن بندھن فیصلہ کرتا ہے: 1-بیوٹینول کو ڈائی ایتھائل ایتھر سے کہیں اوپر ابلنا چاہیے۔ ہیکسین سبق آموز مثال ہے۔ صرف قطبیت کی دلیل اسے سب سے آخر میں رکھتی، لیکن ہیکسین بڑا ہے، اس میں زیادہ الیکٹران ہیں اور یہ پھیلی ہوئی زنجیر ہے، اس لیے اس کی ڈسپرشن قوتیں ایتھر کی ڈسپرشن اور اس کی کمزور ڈائپول–ڈائپول کشش کے مجموعے سے بڑی ہیں۔

NIST کی قدریں اس کی تصدیق کرتی ہیں: ڈائی ایتھائل ایتھر 307.7 K (34.6 °C)، ہیکسین 341.9 K (68.8 °C) اور 1-بیوٹینول 390.6 K (تقریباً 117 °C)۔ سبق یہ ہے کہ قطبیت کے موازنے ایک جیسی جسامت کے سالموں کے درمیان سب سے محفوظ ہیں۔ جب جسامتیں نمایاں طور پر مختلف ہوں تو پہلے ڈسپرشن پر غور کریں، پھر پوچھیں کہ کیا ڈائپول یا ہائیڈروجن بندھن اسے الٹنے کے لیے کافی مضبوط ہے۔ حلالیت بھی انہی قوتوں کی پیروی کرتی ہے: ہیکسین پانی میں بنیادی طور پر غیر حل پذیر ہے، جبکہ 1-بیوٹینول، جو پانی کے ساتھ ہائیڈروجن بندھن بنا سکتا ہے، جزوی طور پر حل پذیر ہے۔

بین سالماتی قوتوں کے موازنے میں بچنے کی غلطیاں

درجہ بندی سے پہلے ہر مادے کی صرف سب سے مضبوط قوت کی بجائے اس کی ہر قوت کی فہرست بنائیں، اور مولر کمیتیں نوٹ کریں۔ اس سے سب سے عام غلطی سے بچاؤ ہوتا ہے، یعنی جسامت کو نظرانداز کر کے صرف "قطبی" اور "غیر قطبی" جیسے لیبلوں کا موازنہ کرنا۔

نیچے کی غلطیاں نقطۂ جوش اور حلالیت کی وضاحتوں میں بار بار سامنے آتی ہیں۔

• یہ کہنا کہ ابلنے سے ہم گرفتی بندھن ٹوٹتے ہیں۔ ابلنا سالموں کو الگ کرتا ہے؛ سالمے سالم رہتے ہیں۔
• ہائیڈروجن رکھنے والے ہر سالمے کے لیے ہائیڈروجن بندھن کا دعویٰ کرنا۔ ہائیڈروجن کا N، O یا F سے بندھا ہونا ضروری ہے۔
• غیر قطبی مادوں کو بین سالماتی قوتوں سے خالی سمجھنا۔ تمام مادوں میں ڈسپرشن قوتیں ہوتی ہیں۔
• بہت مختلف جسامت کے سالموں کی درجہ بندی صرف قطبیت سے کرنا، جیسا کہ ہیکسین کی مثال دکھاتی ہے۔
• بخارات کے دباؤ کا رجحان الٹ دینا۔ مضبوط IMFs کا مطلب ہے کم بخارات کا دباؤ اور زیادہ نقطۂ جوش۔
• "مشابہ مشابہ کو حل کرتا ہے" کو انگوٹھے کے اصول کی بجائے قانون سمجھنا۔ حلالیت اینٹروپی اور درجۂ حرارت پر بھی منحصر ہے۔