(گلن۔ (ٹی۔ سیبرگ)

اس باب میں ہم دوری جدول (جیسی کہ یہ آج ہے) کے تاریخی ارتقا اور جدید دوری کلیہ کا مطالعہ کریں گے۔ ہم یہ بھی سیکھیں گے کہ دوری درجہ بندی کس طرح ایٹموں کے الیکٹرانی تشکل کے منطقی نتیجہ کو اختیار کرتی ہے۔ آخر میں ہم عناصر کی طبعی اور کیمیاوی خصوصیات میں دوری رجحان کا جائزہ بھی لیں گے۔ 

اب ہم جان چکے ہیں کہ عناصر ہر قسم کے مادے کی بنیادی اکائیاں ہوتی ہیں۔ 1800 عیسوی میں کل 31 عناصر کے بارے میں معلومات تھیں۔ 1865 تک دریافت شدہ عناصر کی تعداد دو گنی ہو کر 63 تک پہنچ گئی۔ آج تک 114 عناصر معلوم کیے جا چکے ہیں۔ ان میں سے حال ہی میں دریافت کیے گئے عناصر انسانوں کے بنائے ہوئے ہیں۔ نئے عناصر کے تالیف کی کوششیںجاری ہیں۔ عناصر کی اتنی بڑی تعداد کے ساتھ یہ بہت مشکل ہے کہ ہر عنصر اور اس کے لاتعداد مرکبات کی کیمیاوی خصوصیات کا مطالعہ انفرادی طور پر کیا جاسکے۔ اس مسئلہ کو حل کرنے کے لیے سائنسدانوں کے عناصر کی درجہ بندی کرکے ان کے متعلق معلومات کو منظم کرنے کا طریقہ تلاش کر لیا۔ اس طرح نہ صرف یہ کہ عناصر سے متعلق معلوم شدہ حقائق کو استدلال فراہم کیا جاسکے گا بلکہ آئندہ مطالعے کے لیے نئے حقائق کی پیشین گوئی بھی کی جاسکے گی۔

3.2 دوری درجہ بندی کی ابتدا (Genesis of Periodic Classification) 

عناصر کی مختلف درجات میں درجہ بندی اور دوری کلیہ نیز دوری جدول کا ارتقا سائنسدانوں کے اپنے مشاہدے اور تجربات کی بنیاد پر حاصل کی گئی معلومات کو اصول کے مطابق ترتیب دینے کا نتیجہ ہے۔ 1800 کے ابتدائی برسوں میں جرمن کیمیا داں جون ڈوبرنیر (John Dobereiner) پہلا سائنسداں تھا جس نے عناصر کی خصوصیات میں ایک رجحان کے تصور پر غور کیا۔ 1829 تک اس نے تین عناصر (Triods) کے مختلف گروہوں کی طبعی اور کیمیائی خصوصیات میں یکسانیت کو نوٹ کیا۔ ہر گروہ میں اس نے دیکھا کہ ہر ٹرائڈ کے درمیانی عنصر کا ایٹمی وزن  باقی دو عناصر کے ایٹمی وزن کے مجموعہ کا آدھا ہے (جدول3.1)۔ اس کے علاوہ درمیانی عنصر کی خصوصیات بھی باقی دو عناصر کی خصوصیات کے درمیان ہیں۔ چونکہ ڈوبیرینر کا یہ تعلق جسے ٹرائڈ کا کلیہ (Law of Trids) کہتے ہیں صرف چند عناصر کے لیے ہی کارگر ثابت ہوتا ہے اس کو اتفاقی کہہ کر رد کر دیا گیا عناصر کو تقسیم کرنے کی اگلی کوشش فرانسیسی ارضیات داں اے ای بی ڈی چانکر ٹوائس نے 1862 میں کی۔ انہوں نے اس وقت تک دریافت شدہ عناصر کو ان کے ایٹمی وزن کی بڑھتی ہوئی ترتیب میں رکھا اور عناصر کا ایک اسطوانی جدول بنایا جس میں ان کی خصوصیات کے دوری تواتر کو دکھایا گیا۔ اس نے بھی زیادہ توجہ حاصل نہیں کی۔ انگریز کیمیاداں جان الیکسزینڈر نیولینڈ نے 1865 میں آکٹیو کلیہ (Law of Octaves) دیا۔ اس نے عناصر کو ان کے بڑھتے ہوئے ایٹمی وزن کے ساتھ ترتیب دیا اور دیکھا کہ ہر آٹھویں عنصر کی خصوصیات پہلے عنصر کی خصوصیات سے مشابہہ ہیں (جدول 3.2)۔ یہ تعلق بالکل ایسا ہی ہے جیسا کہ موسیقی کے آٹھ سروں میں ہوتا ہے جہاں ہر آٹھواں سر پہلے کے مشابہہ ہوتا ہے۔ نیولینڈ کا آکٹیو کلیہ صرف کیلشیم تک کے عناصر تک صحیح ہے۔ اگر چہ اس خیال کو اس زمانے میں بہت زیادہ مقبولیت نہیں ملی پھر بھی 1887 میں لندن کی رائل سوسائٹی نے ان کے کام کے لیے انہیں ڈیوی میڈل سے نوازا۔ 

جدول 3.2 نیولینڈ کے آکٹیو 

بہر حال اس کاکام اس وقت تک شائع نہیں ہوا جب تک کہ سائنسداں دمتری مینڈ لیف کا کام شائع نہیں ہوا، جسے جدید دوری جدول کے ارتقا سے شہرت ملی۔ جبکہ ڈوبیرنیئر نے دوری تعلقات کا مشاہدہ کیا تھا، یہ مینڈ لیف ہی تھا جس نے پہلی مرتبہ دوری کلیہ کو شائع کیا۔ اس کا بیان اس طرح ہے کہ:

’’عناصر کی خصوصیات ان کے ایٹمی وزن کا دوری تفاعل ہوتی ہیں‘‘

مینڈ لیف نے عناصر کو ان کے بڑھتے ہوئے ایٹمی وزن کے اعتبار سے ایک جدول میں افقی قطاروں اور عمودی کالموں میں اس طرح ترتیب دیا کہ یکساں خصوصیات والے عناصر ایک ہی عمودی کالم یا گروپ میں ہوں۔ عناصر کی درجہ بندی کا مینڈلیف کا طریقہ لوتھر میئر کے طریقہ سے زیادہ واضح تھا۔ انہوں نے دوریت کی اہمیت کو پوری طرح پہچانا اور عناصر کی تقسیم میں ان کی طبعی اور کیمیاوی خصوصیات کے وسیع دائرے کو استعمال کیا۔ مینڈلیف نے خاص طور پر امپیریکل فارمولوں میں یکسانیت اور عناصر کے مرکبات کی خصوصیات پر بھروسہ کیا۔ اس نے یہ محسوس کیا کہ اگر ایٹمی وزن کی سختی سے پابندی کی جاتی ہے تو کچھ عناصر درجہ بندی کی اس اسکیم میں فٹ نہیں ہوتے۔ اس نے ایٹمی وزن کو یہ سوچتے ہوئے نظر انداز کردیا کہ ہوسکتا ہے کہ ایٹمی پیمائش صحیح نہ ہو اور یکساں خصوصیات والے عناصر کو ایک ساتھ رکھ دیا۔ مثال کے طور پر آیو ڈین جس کا ایٹمی وزن ٹیلوریم (گروپ VI) سے کم ہے اسے گروپ VII میں فلورین کلورین اور برومین کے ساتھ رکھ دیا کیونکہ ان کی خصوصیات یکساں تھیں (شکل3.1)۔ اسی وقت یکساں خصوصیات والے عناصر کو ایک ہی گروپ میں ترتیب دینے کے اپنے بنیادی مقصد کے تحت اس نے تجویز کیا کہ کچھ عناصر دریافت ہونا باقی ہیں اور اسی لیے اس نے جدول میں بہت سے خالی مقامات چھوڑ دیے۔ مثال کے طور پر گیلیم اور جرمینیم دونوں عناصر ہی اس وقت دریافت نہیں ہوئے تھے جب مینڈلیف نے دوری جدول کو شائع کیا تھا۔ اس نے ایک ایلومینیم کے نیچے اور ایک سلیکان کے نیچے خالی مقام چھوڑ دیا اور ان عناصر کو ایکاالمونیم اور ایکاسلیکان کہا۔ مینڈلیف نے نہ صرف گیلیم اور جرمینیم کی موجودگی کی پیشین گوئی کی بلکہ ان کی کچھ عام طبعی خصوصیات بھی بیان کیں۔ ان عناصر کی دریافت بعد میں ہوئی ان عناصر کی کچھ خصوصیات جن کی پیشین گوئی مینڈلیف نے کی تھی اور جو تجربہ کی بنیاد پر پائی گئیں وہ جدول 3.3 میں دکھائی گئی ہیں۔

مینڈلیف کی جرأت مندانہ طریقہ سے کی گئی مقداری پیشین گوئیاں اور آخر کار ان کی کامیابی نے اسے اور اس کی دوری جدول کو شہرت بخشی۔ 1905 میں شائع ہوئی مینڈلیف کی دوری جدول کو شکل 3.1 میں دکھایا گیا ہے۔ 

جدول 3.3 ایکاالمونیم (گیلیم) اور ایکاسلیکان (جرمینیم) کے لیے مینڈلیف کی پیشین گوئیاں

3.3  جدید دوری کلیہ اور دوری جدول کی موجودہ شکل  (Modern Periodic Law and The Present Form of The Periodic Table)

ہمیں یہ بات ذہن میں رکھنی چاہیے کہ جب مینڈلیف نے اپنی دوری جدول (Periodic Table) تیار کی تھی تو اس وقت کیمیادانوں کو ایٹم کی اندرونی ساخت کا کوئی علم نہ تھا۔ بہرحال بیسویں صدی کی ابتدا ذیلی ایٹمی ذرات سے متعلق نظریات کے عمیق ارتقا کی شاہد ہے۔ 1913 میں انگریز ماہر طبیعیات ہیزی موسلے (Henry Mosely) نے عناصر کے مخصوص ایکسرے اسپیکٹرم (X-Ray Spectrum) میں باقاعدگی دیکھی۔ ایک کا پلاٹ (جہاں v خارج کی گئی ایکسرے کی فریکوئنسی ایٹمی عدد (Z) کے ساتھ ایک سیدھی لائن دیتا ہے جبکہ  کا پلاٹ ایٹمی کمیت کے ساتھ سیدھی لائن نہیں دیتا۔ اس طرح اس نے یہ دکھایا کہ کسی عنصر کا ایٹمی عدد اس کی ایٹمی کمیت کے مقابلے میں زیادہ بنیادی خصوصیت ہے۔ مینڈلیف کا دوری کلیہ پھر اسی اعتبار سے تبدیل کیا گیا۔ یہ جدید دوری کلیہ کہلاتا ہے اور اسے اس طرح بیان کرسکتے ہیں کہ:

’’عناصر کی طبعی اور کیمیائی خاصیتیں ان کے ایٹمی اعداد کا دوری تفاعل ہوتی ہیں‘‘۔

دوری کلیہ نے قدرتی طور پر پائے جانے والے 94 عناصر میں اہم مشابہت کا انکشاف کیا (نیپچونیم اور پلوٹونیم بھی ایکٹینیم اور پروٹوایکٹینیم کی طرح یورینیم کی ایک کچ دھات پچ بلینڈ میں پائے جاتے ہیں)۔ اس نے غیر نامیاتی کیمیا (Inorganic Chemistry) میں نئے سرے سے دلچسپی کی تحریک پیدا کی جو ابھی بھی مختصر وقفہ حیات والے مصنوعی طریقے سے پیدا کیے جانے والے عناصر کے تیار کرنے میں جاری ہے۔ 

آپ کو یاد ہوگا کہ ایٹمی عدد نیوکلیائی چارج (یعنی پروٹان کی تعداد) کے برابر ہوتا ہے یا پھر برقی لحاظ سے تعدیل ایٹم کے الیکٹرانوں کی تعداد کے برابر ہوتا ہے اس طرح عناصر کی دوریت میں کوانٹم نمبر اور الیکٹرانی تشکل کی اہمیت کا تصور کرنا آسان ہو جاتا ہے۔ درحقیقت اب یہ تسلیم کیا گیا ہے کہ دوری کلیہ الیکٹرانی تشکل میں دوری تبدیلیوں کا لازمی نتیجہ ہے جو دراصل عناصر اور ان کے مرکبات کی طبعی اور کیمیائی خاصیتوں کا تعین کرتا ہے۔ 

وقتاً فوقتاً دوری جدول کی کئی شکلیں وجود میں آئیں کچھ شکلوں نے کیمیائی تعامل اور گرفت پر زور دیا جبکہ کچھ دوسری شکلوں نے عناصر کے الیکٹرانی تشکل پر زور دیا۔ ایک جدید شکل جو عناصر کے دوری جدول کی لمبی شکل کہلاتی ہے (شکل 3.2) بہت آسان اور زیادہ استعمال کی جانے والی شکل ہے۔ افقی قطاریں (جنھیں مینڈلیف نے سلسلہ کہا تھا) دور (Period) کہلاتی ہیں اور عمودی کالم گروپ کہلاتے ہیں۔ وہ عناصر جن کے باہری الیکٹرانی تشکل یکساں ہوتے ہیں انہیں عمودی کالم میں رکھا گیا ہے جنھیں گروپ یا خاندان کہا جاتا ہے انٹرنیشنل یونین آف پیور اینڈ ایپلائڈ کیمسٹری (IUPAC) کی سفارشات کے مطابق گروپوں کو 1 سے 18 تک نمبر دیئے گئے ہیں جس سے گروپوں کی پرانی شناخت 

VII A..............IA، VIII, VII B.........IB اور O ختم ہو گئی۔ 

اس میں کل ملا کر سات پیریڈ ہیں۔ دوری عدد اس دور کے عناصر کے اعلیٰ ترین پرنسپل کوانٹم نمبر (n) کے مطابق ہوتا ہے۔ پہلے دور میں 2 عناصر ہیں۔ اس کے بعد کے ادوار میں بالترتیب 8، 8، 18، اور 32 عناصر ہوتے ہیں۔ ساتواں دور نامکمل ہے اور چھٹے دور کی طرح اس میں بھی نظریاتی طور پر (کوانٹم نمبر کی بنیاد پر) 32 عناصر ہوں گے۔ دوری جدول کی اس شکل میں چھٹے اور ساتویں دور کے 14 عناصر (بالترتیب لینتھائڈ اور ایکٹینائڈ) علاحدہ قطاروں میں سب سے نیچے رکھے گئے ہیں۔*

3.4 100 سے بڑے ایٹمی اعداد والے عناصر کا نظام تسمیہ

(Nomenclature of Elements With Atomic Numbers > 100)

جدول 3.4 عناصر کے IUPAC تسمیہ کے لیے اظہار

جدول 3.5 100 سے زیادہ ایٹمی عدد والے عناصر کا تسمیہ

3.5 عناصر کا الیکٹرانی تشکل اور دوری جدول

(Electronic Configuration of Elements and the Periodic Table)

اس سے پہلے باب میں ہم یہ پڑھ چکے ہیں کہ ایٹم میں موجود الیکٹران کو چار کوانٹم اعداد کے سیٹ سے مخصوص کیا جاتا ہے، اور پرنسپل کوانٹم نمبر('n') اصل توانائی سطح کو بیان کرتا ہے۔ جسے شیل کہتے ہیں۔ ہم یہ بھی پڑھ چکے ہیں کہ ایٹم میں الیکٹران مختلف ذیلی شیل جنھیں اربٹل (Orbital) (f، d، p، s) بھی کہتے ہیں، کو بھرنا شروع کرتے ہیں۔ اربٹل میں کسی ایٹم کے الیکٹرانوں کی تقسیم الیکٹرانی تشکل کہلاتی ہے۔ دوری جدول میں کسی عنصر کا مقام آخری بھرے ہوئے اربٹل کے کوانٹم نمبر کو ظاہر کرتا ہے۔ اس حصے میں ہم عناصر کے الیکٹرانی تشکل اور دوری جدول کی لمبی شکل کے درمیان براہ راست تعلق کا مطالعہ کریں گے۔ 

(a) ادوار میں الیکٹرانی تشکل (Electronic Configration in Periods)

دور سب سے باہری یا گرفت خول کے لیے n کی قیمت کو ظاہر کرتا ہے۔ دوسرے الفاظ میں دوری جدول میں بعد میں آنے والا ہر ایک دور اگلی پرنسپل توانائی سطح (n = 1, n = 2)کو بھرنے سے وابستہ ہے۔ یہ آسانی سے دیکھا جاسکتا ہے کہ ہر ایک دور میں عناصر کی تعداد بھری جانے والی توانائی کی سطح میں دستیاب اربٹل کی تعداد کے دو گنے کے برابر ہے۔ پہلا دور (n = 1) سب سے نچلی سطح (-1s) کے بھرنے سے شروع ہوتا ہے لہٰذا اس میں دو عناصر ہائڈروجن(1S1)اور ہیلیم (1S2)ہوتے ہیں جب پہلا خول (K) مکمل ہو جاتا ہے دوسرا خول (n = 2) لیتھیم سے شروع ہوتا ہے اور تیسرا الیکٹران 2s اربٹل میں داخل ہوتا ہے۔ اگلے عنصر بیریلیم میں 4 الیکٹران ہیں اور الیکٹرانی تشکل (1S22p2)ہے۔ اگلے عنصر بورون سے شروع ہو کر 2p اربٹل بھرنے شروع ہوتے ہیں جب L خول نی آن پر مکمل ہوتا ہے (1S22p6)۔ لہٰذا دوسرے دور میں 8 عنصر ہوتے ہیں۔ تیسرا دور (n = 3) سوڈیم سے شروع ہوتا ہے اور آنے والا الیکٹران 3s اربٹل میں داخل ہوتا ہے۔ 3s اور 3p اربٹل کی بھرائی سوڈیم سے آرگن تک 8 عناصر کے تیسرے دور کو جنم دیتی ہے۔ چوتھا دور (n = 4) پوٹاشیم سے شروع ہوتا ہے اور اگلے الیکٹران 4s اربٹل بھر دیتے ہیں۔ اب آپ نوٹ کرسکتے ہیں کہ اس سے پہلے کہ 4p اربٹل بھرا جائے 3d اربٹل کا بھرنا توانائی کے موافق ہوتا ہے اور ہمارا واسطہ 3d عبوری سلسلہ کہلائے جانے والے عناصر سے ہوتا ہے۔ یہ اسکینڈیم (Z = 21) سے شروع ہوتا ہے جس کا الیکٹرانی تشکل (3d14s2) ہوتا ہے 3-d اربٹل زنک (Z = 30) پر بھر جاتے ہیں جس کا الیکٹرانی تشکل  (3d104s2) ہوتا ہے۔ چوتھا دور کرپٹان پر ختم ہوتا ہے جب 4p اربٹل بھر جاتے ہیں کل ملا کر چوتھے دور میں ہمارے پاس 18 عناصر ہوتے ہیں۔ پانچواں دور (n = 5) روبیڈیم سے شروع ہوتا ہے جو چوتھے دور کی طرح ہی ہوتا ہے جس میں 4-d۔ عبوری سلسلہ ہوتا ہے جو ایٹریم (Z = 39) سے شروع ہوتا ہے۔ یہ دور 5p اربٹل کی بھرائی کے ساتھ زینان پر ختم ہوتا ہے۔ چھٹے دور (n = 6) میں 32 عناصر ہیں اور ایک کے بعد ایک الیکٹران بالترتیب 6p، 5d، 6s اربٹل میں داخل ہوتے ہیں۔ 4f اربٹل کی بھرائی سیریم (Z = 58) سے شروع ہوتی ہے اور لیوٹیٹیم (Z = 71) پر ختم ہوتی ہے جو ہمیں 4f اندرونی عبوری سلسلہ دیتی ہے جسے لینتھنائڈ سلسلہ کہتے ہیں۔ ساتواں دور (n =7) چھٹے دور کی طرح ہی ہوتا ہے جس میں متواتر 6d، 5f، 7s، اور 7p، اربٹل کا بھراؤ ہوتا ہے اور اس میں زیادہ تر انسانوں کے بنائے ہوئے تابکار عناصر ہیں۔ یہ دور ایٹمی عدد 118 والے عنصر پر ختم ہوگاجس کا تعلق نوبل گیس والے خاندان سے ہوگا۔ ایکٹینیم (Z = 89) کے بعد 5f اربٹل کا بھرنا 5f اندرونی عبوری سلسلہ دیتا ہے جو کہ ایکٹینائڈ سلسلہ کہلاتا ہے۔ دوری جدول میں 4f اور 5f اندرونی عبوری سلسلے کے عناصر کو جدول کی ساخت بنائے رکھنے اور ایک جیسی خاصیت رکھنے کے حامل عناصر کو ایک کالم میں رکھنے کے درجہ بندی کے اصول کو برقرار رکھنے کے لیے جدول میں علیحدہ رکھا گیا ہے۔ 

(b) گروپ کے لحاظ سے الیکٹرانی تشکل (Groupwise Electronic Configuration) 

لہٰذا یہ دیکھا جاسکتا ہے کہ کسی عنصر کی خاصیتوں کا دوری انحصار اس کے ایٹمی عدد پر ہوتا ہے نہ کہ اس کی نسبتی ایٹمی کمیت پر۔

3.6  الیکٹرانی تشکل اور عناصر کی قسمیںs-، p-، d-،- f، بلاک

(Electronic Configration and Types of Elements s-, p-, d-, f-, Blocks)

آف باؤ (تعمیر کا) کا اصول اور ایٹموں کا الیکٹرانی تشکل دوری درجہ بندی کے لیے ایک نظریاتی بنیاد فراہم کرتا ہے۔ دوری جدول کی عمودی قطار میں عناصر ایک گروپ یا حاندان بناتے ہیں اور ایک جیسے کیمیائی طرز عمل کا اظہار کرتے ہیں۔ یہ یکسانیت اس وجہ سے ہے کہ ان کے سب سے باہری اربٹل میں الیکٹرانوں کی تعداد اور تقسیم ایک جیسی ہے۔ عناصر کو ہم 4 بلاک میں درجہ بند کرتے ہیں۔ -sبلاک -pبلاک -dبلاک اور -fبلاک اس کا انحصار ایٹمی اربٹل کی قسم پر ہوتا ہے جس میں الیکٹران بھرے جاتے ہیں۔ یہ شکل 3.3 میں دکھائی گئی ہیں۔ اس درجہ بندی میں ہم دو استثنیٰ دیکھتے ہیں۔ صحیح معنوں میں ہیلم کا تعلق -s بلاک سے ہے لیکن اس کا مقام -p بلاک کے دوسرے گروپ 18 کے عناصر کے ساتھ ہونے کا جوازیہ ہے کہ یہ گرفت خول (Valance Shell) کو مکمل طور پر(1s2)ھر چکا ہے اور نتیجہ کے طور پر نوبل گیسوں کی خاصیتوں کا مظاہرہ کرتا ہے۔ دوسرا استثنیٰ ہائڈروجن ہے۔ اس کے پاس واحد -s الیکٹران ہے لہٰذا اسے گروپ I(قلوی دھاتوں) کے ساتھ رکھا جاسکتا ہے۔ یہ 1 الیکٹران حاصل کرکے نوبل گیس کا تشکل حاصل کرسکتی ہے اور اس طرح یہ گروپ 17 (ہیلوجن) کے عناصر کی طرح برتاؤ کرسکتی ہے۔ چونکہ یہ ایک خاص صورت حال ہے لہٰذا ہم اسے دوری جدول میں سب سے الگ اور سب سے اوپر رکھتے ہیں جیسا کہ شکل 3.2 اور 3.3 میں دکھایا گیا ہے ہم دوری جدول میں نشاندہ چار قسم کے عناصر کی نمایاں کیفیت کے بارے میں مختصر طور پر بحث کریں گے ان عناصر کے بارے میں تفصیلی بحث بعد میں ہوگی۔ ان کی خصوصیات کے بیان میں کچھ اصطلاحات کا استعمال کیا گیا ہے جن کو سیکشن 3.7 میں درجہ بند کیا گیا ہے۔

3.6.1 -sبلاک عناصر (s-Block Elements) 

گروپ I (قلوی دھاتیں) اور گروپ II (قلوی مٹی دھاتیں) کے عناصر جن کے سب سے باہری الیکٹرانی تشکل ns1 اورns2 ہیں s- بلاک عناصر سے تعلق رکھتے ہیں یہ تمام تعاملی دھاتیں ہیں جن کی آیونائزیشن اینتھالپی (Iionization Enthalpies) کم ہوتی ہے۔ یہ سب سے باہر کا (کے) الیکٹران آسانی سے نکال دیتے ہیں اور +1 (قلوی دھاتوں میں) اور +2 (قلوی مٹی دھاتوں میں) آین بناتے ہیں گروپ میں ہم جیسے جیسے نیچے کی سمت چلتے ہیں تو دھاتی تعاملیت بڑھتی جاتی ہے۔ s- بلاک کے عناصر کے مرکبات سوائے لیتھیم اور بیریلیم کے زیادہ تر آینی ہوتے ہیں۔ 

3.6.2 -p بلاک عناصر (-p Block Element)

-pبلاک کے عناصر گروپ 13 سے لے کر 18 تک کے عناصر پر مشتمل ہے اور s- بلاک عناصر کے ساتھ مل کر نمائندہ عناصر یا اصل گروپ عناصر کہلاتے ہیں۔ ہر ایک دور میں بیرونی الیکٹرانی تشکل ns2np1 سے ns2np6 تک بدلتا ہے۔ ہردور کا اختتام نوبل گیس عنصر پر ہوتا ہے جس کا مکمل خول  ns2np5 تشکل پر ختم ہوتا ہے۔ نوبل گیس کے گرفت خول کے تمام اربٹل مکمل طور پر الیکٹرانوں سے بھرے ہوئے ہوتے ہیں اور یہ بہت مشکل ہے کہ اس مستحکم نظام کو الیکٹرانوں کے اضافے یا اخراج سے تبدیل کیا جاسکے۔ اسی لیے نوبل گیسیں بہت کم درجے کے تعامل کا مظاہرہ کرتی ہیں۔ نوبل گیسوں کے گروپ سے پہلے غیر دھاتوں کے کیمیائی اعتبار سے اہم دو گروپ ہیں۔ یہ ہیلوجن گروپ (گروپ 17) اور چالکوجین (Chalcogens) گروپ (گروپ 16) ہیں۔ ان دونوں گروپوں کے عناصر بہت اونچے درجہ کی منفی الیکٹران گین اینتھالپی رکھتے ہیں اور اور مستحکم والی نوبل گیس کا تشکل اختیار کرنے کے لیے آسانی کے ساتھ ایک یا دو الیکٹرانوں کا اضافہ کرلیتے ہیں۔ ایک دور میں بائیں سے دائیں سمت چلنے پر غیر دھاتی خاصیت میں اضافہ ہوتا ہے اور گروپ میں اوپر سے نیچے کی سمت دھاتی خصوصیت میں اضافہ ہوتا ہے۔ 

3.6.3- dبلاک عناصر (عبوری عناصر ) 

(The d-Block Elements:Transition Elements)

یہ دوری جدول کے درمیانی گروپ 3 سے گروپ 12 تک کے عناصر ہیں۔ ان کی خصوصیت یہ ہے کہ ان میں الیکٹران اندرونی -dاربٹل میں بھرے جاتے ہیں اسی لیے انہیں -d بلاک عناصر کہا جاتا ہے۔ ان عناصر کی باہری الیکٹرانی تشکل   ہوتی ہے۔ یہ تمام عناصر دھاتیں ہیں۔ یہ عام طور پر رنگین آین بناتے ہیں اور تغیر پذیر گرفت (تکسیدی حالت) مقناطیس پسند خصوصیت کا اظہار کرتے ہیں اور اکثر وسیط (Catalyst) کے طور پر استعمال ہوتے ہیں۔ لیکن Ca، Zn اور Hg جن کا الیکٹرانی تشکل   ہوتا ہے وہ عبوری عناصر کی زیادہ تر خصوصیات کو نہیں دکھاتے ہیں۔ ایک طریقے سے عبوری دھاتیں -sبلاک کے کیمیائی متعامل عناصر اور گروپ 13 اور 14 کی کم متعامل دھاتوں کے درمیان ایک پل بناتی ہیں اسی لیے ان کا نام ’’عبوری عناصر‘‘ پڑ گیا۔ 

3.6.4 -f  بلاک عناصر (اندرونی عبوری عناصر)  (The f- Block Elements (Inner-Transition Elements) 

دوری جدول کے سب سے نیچے عناصر کی جو لینتھائڈ Cs (Z = 58) سے (Lu (Z = 71 تک اور ایکٹینائڈ (Th (Z = 90 سے (Lr (Z = 103 تک کہلاتی ہیں ان کا باہری الیکٹرانی تشکل   ہوتا ہے۔ ہر عنصر میں جڑنے والا آخری الیکٹران -fاربٹل کو بھرتا ہے۔ اسی لیے عناصر کے یہ دونوں سلسلے اندرونی عبوری عناصر (-fبلاک عناصر) کہلاتے ہیں۔ یہ سب دھاتیں ہیں۔ ہر سلسلے کے اندر عناصر کی خصوصیات تقریباً یکساں ہوتی ہیں۔ ایکٹینائڈ سلسلے کے ابتدائی عناصر کی خصوصیات لینتھینائڈ سلسلے کے ابتدائی عناصر کے مقابلے میں کافی پیچیدہ ہوتی ہیں جس کی وجہ یہ ہے کہ ایکٹینائڈ عناصر میں بڑی تعداد میں تکسیدی حالتیں ممکن ہیں۔ ایکٹینائڈ عناصر تابکار ہوتے ہیں۔ زیادہ تر ایکٹینائڈ عناصر نیوکلیائی تعاملات کے ذریعے صرف نیوگرام یا اس سے بھی کم مقدار میں تیار کیے جاتے ہیں نیزان کا کیمیائی مطالعہ بھی ممکن طور پر نہیں کیا گیا۔ جو عناصر یورنیم کے بعد آتے ہیں وہ ورائے یورنیم عناصر (ٹرانس یورنیم عناصر) کہلاتے ہیں۔ 

3.6.5 دھات، غیر دھات اور دھتونت

(Metals, Non-metals and Metalloids)

عناصر کی -d، -p، -s اور -f بلاک میں درجہ بندی کے علاوہ شکل 3.3 ان ہی پر منحصر ایک اور وسیع درجہ بندی کو ظاہر کرتی ہے ۔ ان عناصر کو دھات (Metals) اور غیر دھات (Non Metals) میں تقسیم کیا جاسکتا ہے۔ دھاتیں تمام معلوم عناصر کا %78 حصہ بناتی ہیں اور دوری جدول میں بائیں سمت لکھی جاتی ہیں۔ دھاتیں عام طور پر کمرہ کے درجہ حرارت پر ٹھوس ہوتی ہیں پارہ ایک استثنیٰ ہے: گیلیم اور سیزیم کا درجہ حرارت بھی بھی بہت کم ہوتا ہے۔ (بالترتیب 303Kاور 302K)۔ دھاتوں کا نقطہ جوش اور نقطہ گداخت عام طور پر زیادہ ہوتا ہے۔ یہ حرارت اور برق کے اچھے موصل ہوتے ہیں۔ یہ ورق پذیر (کوٹ کرچادر بنائی جاسکتی ہے) اور تار پذیر (کھینچ کرتار بنائے جاسکتے)۔ ہوتے ہیں۔ ان کے مقابلے میں غیردھاتیں دوری جدول میں اوپر دائیں سمت ہوتی ہیں جن کے نقطہ گداخت اور نقطہ جوش کم ہوتے ہیں (بورون اور کاربن استثنیٰ ہیں۔ یہ حرارت اور برق کی خراب موصل ہوتی ہیں۔ زیادہ ترغیر دھات بھربھرے ٹھوس ہوتے ہیں اور یہ نہ تو ورق پذیر ہوتے ہیں اور نہ ہی تار پذیر۔ جیسے جیسے ہم کسی گروپ میں نیچے کی سمت جاتے ہیں یہ زیادہ دھاتی ہوتے جاتے ہیں اور جیسے جیسے ہم دوری جدول میں بائیں سے دائیں سمت جاتے ہیں غیر دھاتی خصوصیت میں اضافہ ہوتا جاتا ہے۔ دھات سے غیر دھات میں یہ تبدیلی اچانک ہی نہیں ہوتی جیسا کہ شکل 3.3 میں ایک موٹی ترچھی لکیر سے  دکھایا گیا ہے۔ وہ عناصر (مثال کے طور پر سلیکان جرمینیم آرسنیک اینٹی منی اور ٹیلوریم) جو اس لائن کے کنارے ہیں اور دوری جدول میں وتر کی شکل میں دکھائی دے رہے ہیں ایسی خصوصیات دکھاتے ہیں جن کا اظہار دھات اور غیر دھات دونوں کرتے ہیں۔ ایسے عناصر کو نیم دھات یا دھتونت (Metalloids) کہتے ہیں۔ 

3.7 عناصر کی خصوصیات میں دوری رجحان

(Periodic Trends in Properties of Elements)

جب دوری جدول کے گروپ میں اوپر سے نیچے اور دور کے آر پار جاتے ہیں تو عناصر کی طبیعی اور کیمیائی خصوصیات میں باقاعدہ نظم دیکھا جاسکتا ہے۔ مثال کے طور پر ایک دور میں گروپ 1 میں دھاتوں میں تعاملیت بہت زیادہ ہوتی ہے درمیانی دھاتوں میں کم ہو جاتی ہے اور گروپ 17 کی غیر دھاتوں میں بڑھتی ہوئی سب سے زیادہ ہوجاتی ہے۔ اسی طرح نمائندہ دھاتوں (مثلاً قلوی دھاتوں)کے ایک ہی گروپ میں اوپر سے نیچے کی سمت جاتے ہوئے تعاملیت بڑھتی ہے جبکہ غیر دھاتوں (مثلاً ہیلوجن) کے گروپ میں اوپر سے نیچے کی سمت تعاملیت گھٹتی ہے۔ لیکن عناصر کی خاصیتیں اس رجحان پر کیوں چلتی ہیں؟ اس سوال کا جواب دینے کے لیے ہمیں ایٹمی ساخت کے نظریات اور ایٹم کی خصوصیات کا مطالعہ کرنا ہوگا اس حصہ میں ہم چند طبیعی اور کیمیائی خواص کے دوری رجحان پر بحث کریں گے انہیں الیکٹران کی تعداد اور توانائی کی سطح کی اصطلاحات میں واضح کرنے کی کوشش کریں گے۔ 

3.7.1  طبعی خصوصیات میں رجحان

(Trends in Physical Properties)

عناصر کی متعدد طبعی خصوصیات ہوتی ہیں۔جیسے نقطہ گداخت اور نقطہ جوش، گداخت اور تبخیر کی حرارت، ایٹمی تحلیل کی توانائی وغیرہ جو دوری تبدیلیاں دکھاتی ہیں۔ بحرحال ہم ایٹمی اور آینی نصف قطر، آیونائزیشن اینتھالپی، الیکٹران گین اینتھالپی اور برقی منفیت کے حوالے سے دوری رجحان پر بحث کریں گے۔

(a)  ایٹمی نصف قطر (Atomic Radius) 

آپ بہت اچھی طرح تصور کرسکتے ہیں کہ ایک گیند کے نصف قطر کی پیمائش کے مقابلے میں ایک ایٹم کا نصف قطر معلوم کرنا بہت زیادہ پیچیدہ عمل ہے۔ آپ جانتے ہیں کیوں؟ پہلے تو یہ کہ ایٹم کا سائز (°1.2A~ یعنی   کا نصف قطر) بہت چھوٹا ہوتا ہے دوسرے یہ کہ الیکٹران کا بادل جو ایٹم کو گھیرے رہتا ہے اس کی حدود واضح نہیں ہوتیں۔ لہٰذا ایٹم کا سائز پوری درستگی سے نہیں معلوم کیا جاسکتا۔ دوسرے الفاظ میں ایسا کوئی عملی طریقہ نہیں ہے جس سے کہ کسی منفرد ایٹم کا سائز معلوم کیا جاسکے۔ تاہم متحدہ حالت میں ایٹموں کے درمیان کا فاصلہ معلوم ہونے سے ایٹمی سائز کا اندازہ لگایا جاسکتا ہے۔ کسی غیر دھاتی عنصر کے ایٹم کے سائز کا اندازہ کرنے کا ایک عملی طریقہ یہ ہے کہ شریک گرفت سالمے میں جب وہ اکہری بندش سے جڑے ہوں، دو ایٹموں کے درمیان کا فاصلہ ناپا جائے اور پھر اس سے عنصر کا شریک گرفت نصف قطر (Covalent Radius) معلوم کیا جاسکتا ہے۔ مثال کے طور پر کلورین سالمے (C12)میں بندشی فاصلہ 198 پیکو میٹر (pm) ہے اور اس فاصلے کے نصف (99pm) کو کلورین کا نصف قطر مانا جاتا ہے۔ دھاتوں کے لیے ہم اس اصطلاح کو دھاتی نصف قطر فاصلہ کہتے ہیں اس کو ہم دھاتی کرسٹل میں دھات کے آینوں کو الگ کرنے والی بین نیوکلیائی فاصلہ (Inter Nuclear Distance) کا نصف لیتے ہیں۔ مثال کے طور پر ٹھوس تانبے کے متصل ایٹموں کے درمیان کا فاصلہ 256 پیکومیٹر ہے اس لیے تانبہ کے ایٹم کے دھاتی نصف قطر کی قدر 128 پیکومیٹر لی گئی ہے۔ آسانی کے لیے ہم اس کتاب میں گرفت یا دھاتی نصف قطر دونوں کے لیے ایٹمی نصف قطر (Atomic Radius) کی اصطلاح استعمال کریں گے، اس پر انحصار کرتے ہوئے کہ عنصر غیر دھات ہے یا دھات۔ ایٹمی نصف قطر X۔ شعاعوں یا دوسرے اسپیکٹر واسکوپک طریقوں سے ناپے جاتے ہیں جدول 3.6 میں کچھ عناصر کے نصف قطر دیئے گئے ہیں۔ دو رجحانات بہت واضح ہیں ان رجحانات کو ہم نیوکلیائی چارج اور انرجی لیول کی اصطلاحات کے حوالے سے واضح کرسکتے ہیں۔ ایٹمی سائز عام طور پر ایک دور میں بائیں سے دائیں گھٹتا ہے جیسا کہ شکلa) 3.4) میں دوسرے دور کے عناصر کے لیے دکھایا گیا ہے۔ اس کی وجہ یہ ہے کہ ایک دور میں باہری الیکٹران ایک ہی گرفت خول میں ہوتے ہیں اور جیسے جیسے ایٹمی عدد بڑھتا ہے ویسے ویسے موثر نیوکلیائی چارج بڑھتا ہے جس کے سبب الیکٹران اور نیوکلیس کے درمیان کشش بڑھتی ہے۔ دوری جدول کے ایک ہی خاندان یا عمودی کالم میں ایٹمی عدد کے ساتھ ایٹمی نصف قطر بتدریج بڑھتا ہے جیسا کہ شکل b)  3.4) میں دکھایا گیا ہے۔ قلوی دھاتوں اور ہیلو جن کے لیے جیسے جیسے ہم گروپ میں نیچے کی سمت چلتے ہیں پرنسپل کوانٹم نمبر (n) بڑھتا ہے اور گرفت الیکٹران نیوکلیس سے دور ہو جاتے ہیں۔ یہ اس وجہ سے ہوتا ہے کہ اندرونی انرجی لیول الیکٹران سے بھر جاتی ہیں جو باہری الیکٹران کو نیوکلیس کی کشش سے بچاتی ہیں۔ نتیجہ کے طور پر ایٹم کا سائز بڑھتا ہے جیسا کہ ایٹمی نصف قطر سے ظاہر ہے۔

جدول 3.6 (a) ایٹمی نصف قطر / پیکومیٹر دور کے آر پار

جدول 3.6 (b) ایٹمی نصف قطر / پیکومیٹر گروپ میں نیچے کی سمت

نوٹ کیجیے کہ یہاں نوبل گیسوں کے ایٹمی نصف قطر پر غور نہیں کیا گیا ہے۔ یک ایٹمی ہونے کی وجہ سے ان کی (غیر بندشی نصف قطر) قدریں بہت زیادہ ہوتی ہیں۔ در اصل نوبل گیسوں کے نصف قطر کا موازنہ دیگر عناصر کے شریک گرفت نصف قطر سے نہیں بلکہ وانڈر وال نصف قطر سے کرنا چاہیے۔ 

(b) آینی نصف قطر (Ionic Radius) 

کسی ایٹم میں سے ایک الیکٹران نکالنے سے ایک کیٹ آین بنتا ہے جبکہ ایک الیکٹران کے داخل ہونے سے این آین بنتا ہے۔ کسی آینی قلم میں مثبت اور منفی آینوں کے درمیان فاصلے کی پیمائش کرکے آینی نصف قطر معلوم کیا جاسکتا ہے۔ عام طور پر عناصر کے آینی نصف قطر اسی رجحان کا مظاہرہ کرتے ہیں جن کا مظاہرہ ایٹمی نصف قطر کرتے ہیں۔ ایک مثبت آین اپنے متعلقہ ایٹم سے جسامت میں کم ہوتا ہے کیونکہ اس میں الیکٹرانوں کی تعداد میں کمی ہو جاتی ہے جبکہ مرکز میں نیوکلیائی چارج یکساں رہتا ہے۔ منفی آین کا سائز اپنے متعلقہ ایٹم سے جسامت میں نسبتاً بڑا ہوتا ہے کیونکہ اس میں ایک اور الیکٹران کا اضافہ ہوتا ہے جس سے الیکٹرانوں کے درمیان دفع (Repulsion) بڑھ جاتا ہے اور مؤثر نیوکلیائی جارج گھٹ جاتا ہے مثال کے طور پر فلورائڈ آئن (˜F) کا آینی نصف قطر 136 پیکومیٹر ہوتا ہے جبکہ فلورین کا ایٹمی نصف قطر صرف 72 پیکو میٹر ہی ہوتا ہے۔ دوسری طرف سوڈیم کا ایٹمی نصف قطر 186 پیکومیٹر ہوتا ہے اس کے مقابلے میں (+Na) کا آینی نصف قطر 95 پیکومیٹر ہوتا ہے۔ 

شکل 3.4(a)  دوسرے دور کے آر پار ایٹمی عدد کے ساتھ ایٹمی نصف قطر میں تغیر۔

شکلb3.4

فٹ نوٹ:  آئیسو الیکٹرانک انواع : دو یا دو سے زیادہ انواع جن میں عناصر کی نوعیت خواہ کچھ بھی ہو لیکن ایٹموں اور گرفت الیکٹرانوں کی تعدادمساوی ہو اور ساخت بھی ایک سی ہو۔

جب ہمیں کچھ ایسے ایٹم اور آین ملتے ہیں جن کے الیکٹرانوں کی تعداد برابر ہوتی ہے تو ہم انہیں آئیسو الیکٹرانک انواع کہتے ہیں۔  مثال کے طور پر اور +Mg2 میں الیکٹرانوں کی تعداد برابر (10) ہوتی ہے ان کے نصف قطر مختلف ہوں گے کیونکہ ان کے چارج مختلف ہیں۔ مثبت آین میں زیادہ مثبت چارج ہونے کی وجہ سے نصف قطر نسبتاً چھوٹا ہوگا کیونکہ نیوکلیس کی سمت الیکٹرانوں کی کشش مقابلتاً زیادہ ہوگی۔ منفی آین کا نصف قطر زیادہ ہوگا کیونکہ اس میں زیادہ چارج ہے۔ اس صورت میں الیکٹرانوں کی مؤثر قوت دافعہ نیوکلیر چارج کو بے اثر کردے گی اور ایٹم کا سائز بڑھ جائے گا۔ 

(c) آیونائزیشن اینتھالپی (Ionization Enthalpy) 

کسی عنصر کے الیکٹران کو خارج کرنے کے رجحان کی مقداری پیمائش اس آینو نائزیشن اینتھالپی (Ionization Enthalpy) سے دی جاتی ہے۔ یہ کسی تنہا گیسی ایٹم (X) سے اس کیگراؤنڈ اسٹیٹ سے ایک الیکٹران ہٹانے کی مطلوب توانائی کا اظہار ہے۔ دوسرے الفاظ میں ایک عنصر (X) کے لیے پہلی آیونائزیشن اینتھالپی، مساوات 3.1 میں دکھائے گئے تعامل کے لیے مطلوب توانائی تبدیلی Δ,Hہے۔ 

(3.1)

آیونائزیشن اینتھالپی کلو جول فی مول  اکائی میں ظاہر کی جاتی ہے۔ ہم دوسری آیونائزیشن اینتھالپی کی تعریف بہت ڈھیلے ڈھالے بندھے ہوئے دوسرے الیکٹران کو ہٹانے کے لیے درکار توانائی کے طور پر کرسکتے ہیں۔ یہ توانائی مساوات 3.2 میں دکھائے گئے کیمیائی تعامل کے واقع ہونے کے لیے درکار ہوتی ہے۔

(3.2)

کسی ایٹم سے الیکٹران نکالنے کے لیے ہمیشہ ہی توانائی درکار ہوتی ہے لہٰذا آیونائزیشن اینتھالپی ہمیشہ مثبت ہوتی ہیں۔ دوسری آیونائزیشن اینتھالپی پہلی آیونائزیشن اینتھالپی سے زیادہ ہوگی کیونکہ مثبت چارج شدہ آین سے الیکٹران نکالنا ایک تعدیلی ایٹم سے ایک الیکٹران نکالنے کی بہ نسبت زیادہ مشکل ہوتا ہے اسی طرح تیسری آیونائزیشن اینتھالپی دوسرے کے مقابلے میں زیادہ ہوگی اور اسی طرح آگے یہ سلسلہ چلے گا۔ اگر آیونائزیشن اینتھالپی کی نوعیت نہیں دی گئی ہے۔ (یعنی پہلی دوسری یا تیسری) تو اس سے مراد پہلی آیونائزیشن اینتھالپی ہی ہوتی ہے۔ 

شکل 3.5 عناصر 1 = Z سے 60 کے ایٹمی اعداد کے ساتھ پہلی آیونائزیشن اینتھالپی کا تغیر

شکل 3.5 میں 60 تک ایٹمی اعداد والے عناصر کی پہلی آیونائزیشن اینتھالپی کا گراف کھینچا گیا ہے۔ گراف کی دوریت قابل توجہ ہے۔ آپ اعظم (Maxima) نوبل گیسوں پر دیکھیں گے جن کے الیکٹران شیل بند ہیں اور جن کے الیکٹرانی تشکلات بہت مستحکم ہیں۔ دوسری طرف اقل (Minima) قلوی دھاتوں پر واقع ہوتے ہیں اور جن کی کم آیونائزیشن اینتھالپی کو ان کی اعلیٰ تعاملیت سے مربوط کرسکتے ہیں۔ اس کے علاوہ آپ دو رجحان اور دیکھیں گے کہ پہلی آیونائزیشن اینتھالپی عام طور پر اس وقت بڑھتی ہے جب ہم دور میں بائیں سے دائیں سمت حرکت کرتے ہیں اور گھٹتی ہے جب ہم کسی گروپ میں اوپر سے نیچے کی سمت حرکت کرتے ہیں۔ یہ رجحان شکل 3.6(a) اور 3.6(b) میں دوری جدول کے دوسرے دور اور پہلے گروپ کے عناصر کے لیے دکھایا گیا ہے۔ آپ اس بات کو سراہیں گے کہ آیونائزیشن اینتھالپی اور ایٹمی نصف قطر ایسی خصوصیات ہیں جن کا ایک دوسرے سے نزدیکی رشتہ ہے۔ ان رجحانات کو سمجھنے کے لیے ہمیں دو باتوں کا خیال رکھنا ہوگا: (i) الیکٹرانوں کی نیوکلیس کی سمت کشش (ii) الیکٹرانوں کے درمیان ہٹاؤ (دفع) کی قوت۔ کسی ایٹم میں گرفت الیکٹران جس مؤثر نیوکلیائی چارج کو محسوس کرے گا وہ نیوکلیس پر اصل چارج سے کم ہوگا کیوں کہ نیوکلیس اور اس کے درمیان آنے والے خاص الیکٹران ’ڈھال‘ یا ’حجاب‘ کا کام کرتے ہیں۔ مثال کے طور پر لیتھیم کے 2s الیکٹران اور نیوکلیس کے درمیان 1s الیکٹران ڈھال بنے ہوئے ہیں۔ نتیجہ کے طور پر گرفت الیکٹران نیٹ مثبت چارج محسوس کرے گا۔ جو کہ اصل چارج +3 سے کم ہوگا۔ عام طور پر جب اندرونی خول کے اربٹل مکمل طور پر بھرے ہوئے ہوتے ہیں تو شیلڈنگ مؤثر ہوتی ہے۔ یہ صورت حال قلوی دھاتوں کے ساتھ ہوتی ہے جس کے پاس ایک تنہا ns الیکٹران ہوتا ہے جس سے پہلے نوبل گیس الیکٹرانی تشکل ہوتا ہے۔ 

شکل 3.6(a) : دوسرے دور کے عناصر کی پہلی آیونائزیشن اینتھالپی (Δ1 H) ایٹمی عدد (Z) کے تفاعل کے طور پر۔ شکل 3.6 (b) : قلوی دھاتوں کی (Δ1 H) ایٹمی عدد (Z) کے تفاعل کے طور پر۔

جب ہم دوسرے دور میں لیتھیم سے فلورین کی سمت چلتے ہیں تو ایک ہی پرنسپل کوانٹم سطح میں اربٹل میں ایک کے بعد ایک الیکٹران کا اضافہ ہوتا ہے اور نیوکلیائی چارج کے گرد اندرونی الیکٹرانوں کا حصہ اتنی ڈھال نہیں بنتا کہ نیوکلیس کی سمت الیکٹرانوں کی بڑھتی ہوئی کشش کا مقابلہ کرسکے۔لہٰذا کسی دور کے آر پار بڑھتا ہوا نیوکلیائی چارج ڈھال کو بے اثر کردیتا ہے۔ 

نتیجہ کے طور پر سب سے باہری الیکٹران زیادہ سے زیادہ مضبوطی سے روکے ہوئے ہوتے ہیں اور دور کے آر پار آینونائزیشن اینتھالپی بڑھتی ہے۔ جیسے جیسے ہم گروپ میں اوپر سے نیچے کی سمت جاتے ہیں سب سے باہر کے الیکٹران نیوکلیس سے لگاتار دور ہوتے جاتے ہیں اور اندرونی سطح کے الیکٹرانوں سے نیوکلیائی چارج کی ڈھال بڑھتی چلی جاتی ہے۔ اس صورت میں ڈھال میں بڑھوتری بڑھتے ہوئے نیوکلیائی چارج کو بے اثر کردیتی ہے اور باہری الیکٹران کو ہٹانے میں گروپ میں نیچے کی سمت کم توانائی درکار ہوتی ہے۔ 

شکل 3.6(a) سے آپ یہ بات نوٹ کریں گے کہ بورون (Z = 5) کی پہلی آیونائزیشن اینتھالپی، بیریلیم (Z = 4) کی آیونائزیشن اینتھالپی سے معمولی سی کم ہے جبکہ پہلے والے کا نیوکلیائی چارج زیادہ ہے۔ جب ہم ایک ہی پرنسپل کوانٹم لیول کولیں تو ایک -sالیکٹران ایک -pالیکٹران کے مقابلے میں نیوکلیس کی طرف زیادہ قوت سے کھنچتا ہے۔ بیریلیم میں آیونائزیشن کے دوران جو الیکٹران ہٹایا جاتا ہے وہ -sالیکٹران ہے جبکہ بورون میں آیونائزیشن کے دوران ہٹایا جانے والا الیکٹران -pالیکٹران ہے۔ نیوکلیس میں -2sالیکٹران کا نفوذ -2pالیکٹران کے مقابلے میں زیادہ ہوتا ہے لہٰذا بیریلیم کے -2sالیکٹران کے مقابلے میں بورون کے -2pالیکٹران نیوکلیس کے اثر سے اندرونی الیکٹرانوں کے سبب زیادہ بچاؤ میں ہے۔ اس لیے بیریلیم کے -2sالیکٹران کو ہٹانے کے مقابلے میں بورون کا -2pالیکٹران ہٹانا زیادہ آسان ہے۔ لہٰذا بورون کی پہلی آیونائزیشن اینتھالپی بیریلیم کے مقابلے میں کم ہے۔ ایک دوسرا تضاد نائٹروجن کے مقابلے آکسیجن کی پہلی آیونائزیشن اینیتھالپی کا کم ہونا ہے۔ یہ تضاد اس لیے پیدا ہوتا ہے کہ نائٹروجن کے ایٹم میں تین -2pالیکٹران الگ الگ اربٹل میں ہیں (ہنڈ کے ضابطہ کے مطابق) جبکہ آکسیجن ایٹم میں 4، -2pالیکٹرانوں میں سے 2 کو ایک ہی -2pمیں رہنا ہے اس کے نتیجہ میں الیکٹران دفع بڑھتا ہے۔ نتیجہ کے طور پر آکسیجن سے -2pالیکٹران ہٹانا نائٹروجن کے تین -2pالیکٹرانوں میں سے ایک الیکٹران ہٹانے کے مقابلے میں زیادہ آسان ہوتا ہے۔ 

(d) الیکٹران گین اینتھالپی (Electron Gain Enthalpy) 

جب کسی تعدیل شدہ گیسی ایٹم (X) کو منفی آین میں تبدیل کرنے کے لیے ایک الیکٹران دیا جاتا ہے تو اس عمل سے وابستہ اینتھالپی کی تبدیلی کو الیکٹران گین اینتھالپی  کہتے ہیں الیکٹران گین اینتھالپی اس آسانی کی پیمائش فراہم کرتی ہے جس سے ایک ایٹم ایک الیکٹران حاصل کرکے ایک این آین بناتا ہے جیسے کہ نیچے مساوات میں دکھایا گیا ہے۔ 

(3.3)

ایٹم کے ذریعے ایک الیکٹران کے حصول کا عمل حرارت زا (Exothermic) ہوگا یا حرارت خور(Endothermic)۔ اس کا انحصار اس عنصر پر ہوتا ہے جس میں الیکٹران داخل ہو رہا ہے۔ بعض عناصر میں ایٹم میں الیکٹران کا اضافہ ہونے پر توانائی خارج ہوتی ہے اور الیکٹران گین اینتھالپی منفی ہوتی ہے۔ مثال کے طور پر گروپ 17 کے عناصر (ہیلوجن) کی الیکٹران گین اینتھالپی بہت زیادہ منفی ہوتی ہیں کیونکہ وہ ایک الیکٹران حاصل کرکے نوبل گیس کا الیکٹرانی تشکل اختیار کرلیتے ہیں۔ دوسری طرف نوبل گیسوں کی الیکٹران گین اینتھالپی بہت زیادہ مثبت ہوتی ہیں کیونکہ الیکٹران اگلے پرنسپل کوانٹم سطح میں داخل ہوتا ہے جو ایک نہایت غیر مستحکم الیکٹرانی تشکل بناتا ہے۔ یہ نوٹ کیا جاسکتا ہے کہ دوری جدول کے دائیں جانب اوپر کی طرف نوبل گیسوں سے پہلے الیکٹران گین اینتھالپی کی قیمت بہت زیادہ منفی ہوتی ہے۔ 

جدول 3.7 : اصل گروپ کے کچھ عناصر کی الیکٹران گین اینتھالپی* kJ mol–1

(e) برقی منفیت (Electronegativity) 

ایک کیمیائی مرکب میں کسی ایٹم کے ساجھے کے الیکٹرانوں کو اپنی طرف کھینچنے کی کیفیتی پیمائش برقی منفیت (Electronagtivity) کہلاتی ہے۔ آیونائزیشن گین اینتھالپی کے برخلاف یہ ایک قابل پیمائش مقدار نہیں ہے۔ تاہم عناصر کی برقی منفیت کے عددی پیمانے مثلاً پالنگ (Pauling) پیمانہ ملکن۔ جفے (Mullikan Jaffe) پیمانہ، آلرڈ۔ روشو پیمانے بنائے گئے ہیں۔ سب سے زیادہ استعمال ہونے والا پیمانہ پالنگ پیمانہ ہے۔ امریکی سائنسداں لائنس پالنگ نے 1922 میں فلورین کو ایک اختیاری قیمت 4.0 دی تھی، اس عنصر میں الیکٹران کو اپنی سمت کھینچنے کی سب سے زیادہ قوت تھی جدول 3.8(a) میں عناصر کی الیکٹران منفیت کی تقریبی قیمتیں دکھائی گئی ہیں۔ 

کسی دیئے ہوئے عنصر کی برقی منفیت مستقل نہیں ہوتی ہے: اس کا انحصار اس عنصر پر ہوتا ہے جس کے ساتھ وہ بندھا ہوا ہوتا ہے۔ اگر چہ یہ ایک قابل پیمائش مقدار نہیں ہوتی تاہم یہ اس قوت کی پیشین گوئی کرنے کا ذریعہ فراہم کرتی ہے جو ایٹموں کو باندھے رکھتی ہیں،  ایک ایسا تعلق جس کے بارے میں آپ بعد میں تحقیق کریں گے۔ 

دوری جدول میں برقی منفیت عام طور پر ایک دور میں بائیں سے دائیں بڑھتی ہے۔ (مثلاً لیتھیم سے فلورین تک)  اور گروپ میں اوپر سے نیچے کم ہوتی ہے (فلورین سے ایسٹیٹائین تک)۔ ان رجحانات کی وضاحت کس طرح کی جاسکتی ہے؟ کیا الیکٹران منفیت کا تعلق ایٹمی نصف قطر سے ہوسکتا ہے جو ایک دور میں بائیں سے دائیں سمت گھٹتا ہے لیکن ایک گروپ میں اوپر سے نیچے جانے میں بڑھتا ہے؟ ایک دور میں جیسے جیسے نصف قطر گھٹتا ہے تو سب سے باہری الیکٹرانوں اور نیوکلیس کے درمیان کشش بڑھتی ہے۔ برقی منفیت بھی بڑھتی ہے۔ اسی حساب سے اوپر سے نیچے ایٹمی نصف قطر بڑھتا ہے اور اس کے ساتھ برقی منفیت کی قیمت گھٹتی ہے۔ ایسا ہی رجحان آیونائزیشن اینتھالپی کے لیے ہے۔ 

جدول 3.8 (a) : دور کے آر پار برقی منفیت کی قیمت (پالنگ پیمانے پر)

جدول 3.8 (b)گروپ میں نیچے کی طرف الیکٹران منفیت کی قیمت (پالنگ پیمانے پر)

برقی منفیت اور ایٹمی نصف قطر کے تعلق کو جانتے ہوئے کیا آپ الیکٹران منفیت اور غیر دھاتی خصوصیات میں تعلق قائم کرسکتے ہیں؟ غیردھاتی عناصر میں الیکٹران حاصل کرنے کی زبردست صلاحیت ہوتی ہے۔ لہٰذا برقی منفیت کا تعلق عناصر کی غیر دھاتی خصوصیات سے براہ راست ہوتا ہے۔ اسی بات کو ٓاگے بڑھاتے ہوئے اس طرح بھی کہا جاسکتا ہے کہ برقی منفیت عناصر کی دھاتی خصوصیات سے مقلوب تعلق رکھتی ہے۔ لہٰذا ایک دور میں عناصر کی بڑھتی ہوئی غیر دھاتی خصوصیات کے ساتھ (گھٹتی ہوئی دھاتی خصوصیات) برقی منفیت بڑھتی جاتی ہے۔ اسی طرح ایک گروپ میں عناصر کی گھٹتی ہوئی غیر دھاتی خصوصیات (بڑھتی ہوئی دھاتی خصوصیات) کے ساتھ برقی منفیت گھٹتی جاتی ہے۔ 

ان تمام دوری رجحانات کا خلاصہ شکل 3.7 میں کیا گیا ہے۔ 

شکل 3.7 دوری جدول میں عناصر کے دوری رجحانات۔

3.7.2  کیمیائی خصوصیات میں دوری رجحانات

(Periodic Trends in Chemical Properties)

عناصر کی کیمیائی خصوصیات کے زیادہ تر رجحانات جیسے کہ وتری تعلقات،  جامد جفتہ اثرات (Inert Pair Effect)، لینتھنائڈ کے سکڑنے کے اثرات وغیرہ پر ہر ایک گروپ کے لیے بعد کی یونٹ میں بحث ہوگی۔ اس حصہ میں ہم عناصر کے ذریعے دکھائی جانے والی گرفت حالت میں دوریت اور دوسرے دور (لیتھیم سے فلورین تک) کے عناصرکی خصوصیات میں بے قاعدگی کا مطالعہ کریں گے۔ 

(a)  گرفت یا تکسیدی حالتوں میں دوریت

(Periodicty of Valence or Oxidation States)

گرفت عناصر کی بہت اہم خاصیت ہوتی ہے اور ہم اسے ان کے الیکٹرانی تشکل کے حوالے سے سمجھ سکتے ہیں۔ نمائندہ عناصر کی گرفت عام طور پر (اگر چہ لازمی نہیں ہے) ان کے سب سے باہر کے اربٹل میں الیکٹرانوں کی تعداد اور/ یا 8 میں سے باہری الیکٹرانوں کی تعداد گھٹانے پر حاصل ہونے والے عدد کے برابر ہوتی ہے۔ جیسا کہ ذیل میں دکھایا گیا ہے۔ 

آج کل گرفت کی جگہ تکسیدی حالت کا استعمال عام طور پر کیا جاتا ہے۔ آکسیجن پر مشتمل دو مرکبات : OF2 اور Na2Oکو دیکھئے ۔ ان مرکبات میں شامل تین عناصر کی الیکٹران منفیت کا رجحان F > O > Naہے۔ فلورین کا ہر ایک ایٹم جس کا باہری الیکٹرانی تشکل 2S22P5 ہے OF2 میں آکسیجن کے ایک الیکٹران سے ساجھا کرتا ہے۔ سب سے زیادہ الیکٹران منفی ہونے کی وجہ سے فلورین کو 1- کی آکسیڈیشن حالت (Oxidation State) دی گئی ہے۔ چونکہ اس مرکب میں فلورین کے دو ایٹم ہیں، آکسیجن اپنے الیکٹرانی تشکل 2S22P4 کے ساتھ اپنے دو الیکٹران فلورین کے ایٹموں کے ساتھ ساجھا کرتا ہے لہٰذا یہ آکسیڈیشن حالت 2+ ظاہر کرتا ہے۔ Na2Oمیں آکسیجن زیادہ الیکٹران منفیت ہونے کی وجہ سے سوڈیم کے ہر ایک ایٹم سے ایک ایک الیکٹران لیتا ہے، اور اس طرح آکسیڈیشن حالت 2- ظاہر کرتا ہے۔ دوسری طرف سوڈیم جس کا الیکٹرانی تشکل 3S1 ہے ایک الیکٹران آکسیجن کو دے دیتا ہے اور 1+ آکسیڈیشن حالت حاصل کرتا ہے۔ کسی مرکب میں ایک عنصر کی آکسیڈیشن حالت کو اس کے ایٹم کے ذریعے حاصل کیے گئے چارج کی طرح بیان کیا جاتا ہے جو اس نے سالمہ کے دوسرے ایٹموں کی الیکٹران منفیت کو مد نظر رکھتے ہوئے حاصل کیا ہے۔ 

جدول 3.9: عناصر کی گرفت میں ایٹمی رجحان جیسا کہ ان کے مرکبات کے ضابطوں سے ظاہر ہے۔

کچھ دوری رجحانات جو عناصر کی گرفت میں دیکھے گئے ہیں (ہائڈرائڈ اور آکسائڈ) وہ جدول 3.9 میں دکھائے گئے ہیں۔ ایسے دوسرے دوری رجحانات جو عناصر کے کیمیائی طرزعمل میں واقع ہوتے ہیں ان سے اس کتاب میں کہیں اور بحث کی گئی ہے۔ ایسے بہت سے عناصر ہیں جو تغیر پذیر گرفت دکھاتے ہیں۔ یہ خاص طور پر عبوری عناصر اور ایکٹینائڈ کی خصوصیات ہوتی ہیں جن کو ہم بعد میں پڑھیں گے۔ 

(b) دوسرے دور کے عناصر کی بے ربط خصوصیات

(Anomalous Properties of Second Period Elements)

گروپ 1 (لیتھیم) اور 2 (بیریلیم) اور گروپ 13 سے 17 (بورون سے فلورین) تک، ان میں سے ہر ایک گروپ کا پہلا عنصر اپنے متعلقہ گروپ کے دوسرے ممبران سے کئی معاملوں میں مختلف ہوتا ہیں مثال کے طور پر لیتھیم دوسری قلوی دھاتوں کے برعکس اور بیریلیم دوسری قلوی مٹی دھاتوں کے برعکس واضح شریک گرفت خصوصیت والے مرکبات بناتے ہیں : ان کے گروپوں کے دوسرے ممبران زیادہ تر آینی مرکبات بناتے ہیں۔ در حقیقت لیتھیم اور بیریلیم کا طرزعمل اگلے گروپ کے دوسرے عنصر کے زیادہ مشابہ ہوتا ہے یعنی میگنیشیم اور ایلومینیم سے اس قسم کی یکسانیت کو عام طور پر دوری خصوصیات میں وتری تعلقات (Diogonal Relationship) کہتے ہیں۔ 

s- اور p-بلاک کے عناصر کے گروپ میں پہلے ممبر کی کیمیائی خاصیتیں اسی گروپ کے باقی عناصر کے مقابلے میں مختلف ہونے کی وجوہات کیا ہیں؟ اس بے ربط طرزعمل کی وجہ ان کا چھوٹے سائز، بڑے چارج / نصف قطر تناسب اور عناصر کی بہت زیادہ الیکٹران منفیت مانی جاتی ہے اس کے علاوہ گروپ کے پہلے ممبر کے پاس بندش کے لیے صرف 4 گرفٹ اربٹل ( -2s اور 2p) موجود ہوتے ہیں جبکہ گروپ کے دوسرے ممبر کے پاس 9 ویلنس آربٹل (3s، 3p، 3d) موجود ہوتے ہیں۔ اس کے نتیجہ میں ہر گروپ کے پہلے ممبر کی زیادہ سے زیادہ گرفت 4 ہوتی ہے(مثال کے طور پر بورون صرف BF4 ہی بنا سکتا ہے) جبکہ گروپ کے دوسرے عناصر اپنی گرفت خول کو الیکٹرانوں کے چار جوڑوں سے زیادہ کی جگہ بنانے کے لیے پھیلا سکتے ہیں مثال کے طور پر ایلومینیم ۔ اس کے علاوہ -pبلاک عناصر کا پہلا ممبر اسی گروپ کے باقی عناصر کے مقابلے میں اپنے آپ سے (مثلاً       ) اور دوسرے دور کے دیگر عناصر کے ساتھ (مثلاً  )   کثیر بند بنانے کی زبردست صلاحیت رکھتا ہے۔ 

3.7.3 کیمیائی تعاملیت اور دوری رجحان

(Periodic Trends and Chemical Reactivity)

ہم نے کچھ بنیادی خصوصیات جیسے ایٹمی اور آینی نصف قطر آیونائزیشن اینتھالپی، الیکٹران گین اینتھالپی اورگرفت وغیرہ میں دوری رجحانات کا مشاہدہ کیا ہے۔ اب ہم جان گئے ہیں کہ دوریت کا تعلق الیکٹرانی تشکل سے ہوتا ہے یعنی عناصر کی تمام کیمیائی اورطبعی خصوصیات ان کے الیکٹرانی تشکل کا اظہار ہوتی ہیں۔ اب ہم عناصر کی ان بنیادی خصوصیات کا ان کی کیمیائی تعاملیت سے رشتہ تلاش کرنے کی کوشش کریں گے۔ 

ایٹمی اور آینی نصف قطر، جیسا کہ ہم جانتے ہیں ایک دور میں بائیں سے دائیں طرف گھٹتے ہیں۔ نتیجہ کے طور پر آیونائزیشن اینتھالپی ایک دور کے آر پار بڑھتی ہیں (سیکشن 3.7.1 (a)  میں دکھائے گئے کچھ استثنیٰ) جبکہ الیکٹران گین اینتھالپی زیادہ منفی ہوتی جاتی ہے۔ دوسرے الفاظ میں ایک دور میں بائیں جانب سب سے آخیر میں عناصر کی آیونائزیشن اینتھالپی سب سے کم ہوتی ہے اور دائیں سرے کے آخر میں عناصر کی الیکٹران گین اینتھالپی سب سے زیادہ منفی ہوتی ہیں (نوٹ : نوبل گیسیں جن کے خول پوری طرح بھرے ہوئے ہوتے ہیں ان کی الیکٹران گین اینتھالپی کی قدر مثبت ہوتی ہے)۔ اس کی وجہ سے دور کے دونوں سروں پر عناصر کی کیمیائی تعاملیت بہت زیادہ ہوتی ہے اور درمیان میں سب سے کم ہوتی ہے۔ لہٰذا بائیں سرے کے عناصر (دھاتی عناصر میں) میں بہت زیادہ کیمیائی تعاملیت کا اظہار ایک الیکٹران دے کر مثبت آین بنانے کی شکل میں ہوتا ہے اور دائیں سرے (ہیلوجن میں) پر اس کا اظہار ایک الیکٹران حاصل کرکے منفی آین بنانے کی شکل میں ہوتا ہے۔ اس خاصیت کو عناصر کے تحویلی اور تکسیدی طرزعمل سے جوڑا جاسکتا ہے جس کے بارے میں آپ بعد میں پڑھیں گے۔ تاہم یہاں اسے عناصر کے دھاتی اور غیر دھاتی طرزعمل سے براہ راست جوڑا جاسکتا ہے۔ لہٰذا ایک دور میں بائیں سے دائیں طرف جانے میں عنصر کی دھاتی خصوصیت جو بائیں سرے پر سب سے زیادہ ہے، گھٹتی ہے اور غیر دھاتی خصوصیت میں اضافہ ہو جاتا ہے۔ کسی عنصر کی کیمیائی تعاملیت اس کے آکسیجن اور ہیلوجن کے ساتھ تعامل کے ذریعہ سب سے بہتر طریقے سے دکھائی جاسکتی ہے۔ یہاں ہم عناصر کے صرف آکسیجن کے ساتھ تعامل کو دیکھیں گے۔ ایک دور کے دونوں سرے پر پائے جانے والے عناصر بہت آسانی کے ساتھ آکسیجن سے تعامل کرکے آکسائڈ بناتے ہیں۔ آخری بائیں سرے پر پائے جانے والے عناصر کے ذریعے بنائے گئے آکسائڈ عام طور پر سب سے زیادہ قلوی ہوتے ہیں (مثال کے طور پر Na2O) جبکہ سب سے دائیں سرے پر پائے جانے والے عناصر کے ذریعے بننے والے آکسائڈ سب سے زیادہ تیزابی ہوتے ہیں (مثلاً C12O7)۔ درمیان میں پائے جانے والے عناصر کے آکسائڈ ایمفوٹیرک (Ambhoteric) ہوتے ہیں (مثال کے طور پرAs2O3. A12O3) یا تعدیلی ہوتے ہیں (مثلاً NO2,CO، NO )۔  ایمفوٹیرک آکسائڈ اساس کے ساتھ تیزاب کی طرح برتاؤ کرتے ہیں اور تیزاب کے ساتھ اساس جیسا برتاؤ کرتے ہیں، جبکہ تعدیلی آکسائڈ کا طرز عمل نہ تو تیزابی ہوتا ہے اور نہ ہی اساسی۔ 

ایک دور میں نمائندہ عناصر کے مقابلے میں عبوری دھاتوں (3d-سیریز) کے ایٹمی نصف قطر میں تبدیلی بہت کم ہوتی ہے۔ ایٹمی نصف قطر میں تبدیلی اندرونی عبوری عناصر (-4f سیریز) میں اور زیادہ کم ہوتی ہے۔ آیونائزیشن اینتھالپی s- اور p- بلاک کے انٹرمیڈئیٹ ہوتی ہیں۔ نتیجہ کے طور پر یہ گروپ 1 اور گروپ 2 کی دھاتوں کے مقابلے کم برقی مثبت ہوتے ہیں۔