ڪيميائي بانڊڪاري Chemical bonding ڪيميڪل بانڊنگ Chemical bonding

ڪيميائي بانڊڪاري       Chemical bonding 

ڪيميڪل بانڊنگ          Chemical bonding

"اصغر ساگر"

ڪائنات جي شروعات ھڪ ڌم ڌماڪي Big bang سان ٿي. ڌماڪي جي ڪجھ لمحن بعد قئار Quark جڙيا تہ ٻن زير قئارن Down quarks ۽ ھڪ مٿ قئار Up quark جي ملڻ سان نيوٽران جي پيدائش ٿي. نيوٽران جي فنا ٿيڻ سان پروٽان ۽ اليڪٽران جو جنم ٿيو. اھڙي طرح برقي چقمقي زمين Electromagnetic field جي ڪري اليڪٽران پروٽان جي چوڌاري ڦرڻ لڳو. اھڙي طرح ھڪ نئون عنصر بنيو جنھن کي اسان ھائڊروجن چئون ٿا. اھڙي طرح ائٽ Fusion جي عمل مان گذرڻ ڪري ھائيڊروجن مان ٻيا آئسوٽوپ ٺھيا. وري وڌيڪ ائٽ Fusion جي ردعمل جي ڪري ھيليم جڙي ۽ اھڙي طرح وڌيڪ عنصر جڙندا ويا پيراڊڪ ٽيبل Periodic table ۾ جيترا عنصر آھن اھي ڪجھ کان سوا سڀ عنصر ستارن جي ائٽ Fusion جي ڏيتي آھن. عنصرن جڙڻ سان ڪائنات ۾ مادو ميسر ٿي ويو پر عنصر مختلف خواصن جي باوجود بہ ڪا اھميت نہ رکندا ھئا. ھر عنصر جو الڳ ايٽم موجود ھيو. انهن عنصرن جو پنھنجو ميلاپ بانڊ جي صورت ۾ ٿيو. جيڪو اسان وٽ پاڻي موجود آھي ان ۾ 2 ھائيڊروجن ۽ 1 آڪسيجن ملي پاڻي جو ماليڪيول ٺاھن ٿا. اھڙي طرح زندگي جا اھم مرڪب عنصرن جي ميلاپ سان بنيا ۽ اسان وٽ روز معمول واريون شيون مرڪبن جي صورت ۾ موجود ٿيون.

انهن سڀني عنصرن کي ميلاپ جي ضرورت ڇو آئي ان جي اھم وجھ ھڪ ھئي ڇوجو سڀ عنصر قدرتي طور تي ھي چاھيندا ھئا تہ انهن جي ٻاھرئين شيل ۾ اليڪٽرانن جي تعداد پوري ٿئي تہ جيئن عنصر مستحڪم ٿي سگهن. جن عنصرن ۾ جيترا اليڪٽران گهٽ ھوندا آھن اھي ايترا ئي ردعملي Reactive ھوندا آھن. جيئن سوڊيم جي ٻاھرئين شيل ۾ ھڪ اليڪٽران ٿئي ٿو ان ڪري سوڊيم وڌيڪ ريئيڪٽو ڌات آھي. انهن عنصرن پنھنجي اليڪٽرانن جي پوراء لاء ھڪ ٻئي کان اليڪٽران شيئر ڪري سالميت stability حاصل ڪرڻ شروع ڪئي اھڙي طرح مختلف آميزا ۽ مرڪب بنيا. ھاڻي ھيئن ٿيو جو پاڻي جو ماليڪيول بڻيو ڇوجو ھائڊروجن جي بيروني شيل ۾ ھڪ اليڪٽران ھو ۽ آڪسيجن جي ٻاھرئين شيل ۾ 6 اليڪٽران ھئا. اھڙي طرح ھائڊروجن پنھنجي ٻاھرئين شيل ۾ اليڪٽران جي شيلن جي تعداد 2 مڪمل ڪئي ۽ آڪسيجن ھائيڊروجن جي 2 ايٽمن سان ملي اليڪٽران جي تعداد پوري ڪئي.

ايٽم جي ھر شيل ۾ ڪيترا اليڪٽران ھجن تہ ان جو شيل مڪمل ٿئي ٿو.

شيل ۽ آربٽ 2 الڳ مظھر Phenomenon آھن. شيل مان مراد نيوڪليس جي خاص دوري تي  ھڪ خاص توانائي جي سطح ٿئي ٿي جنھن تي واسطيدار توانائي جا 2 اليڪٽران ٿين ٿا. جيڪڏھن اليڪٽرانن جي توانائي وڌي وڃي تہ نيوڪليس جا دور وارا شيل مٿي ھجرت ڪن ٿا. جيڪڏھن اليڪٽران پنھنجي توانائي کي خارج ڪري ٿو تہ واسطيدار مدار مان نيوڪليس جي طرف واري مدار ۾ ھليو وڃي ٿو جڏھن تہ آربٽ مان مراد ھر شيل ۾ اليڪٽران پنھنجي پنھنجي الڳ مدار ۾ حرڪت ڪن ٿا.

شيل جي ھر شيل ۾ اليڪٽرانن جي مخصوص تعداد رھي سگهي ٿي ڇوجو ھر شيل ھڪ مخصوص توانائي تي مبني ٿئي ٿو ان کان گهٽ يا وڌ توانائي انهن کي Stable بنائي ٿي. شيل ۾ اليڪٽرانن جي تعداد ڄاڻڻ لاء ھڪ آسان فارمولو آھي.

2 (n²) 

ھتي n مان مراد شيل جو نمبر آھي جيئن شيل جو تعداد وڌي ٿو تيئن اليڪٽرانن جي تعداد بہ وڌي وڃي ٿو. جھڙي طرح پھرئين شيل ۾ 2، ٻئي شيل ۾ اٺ، ٽئين شيل ۾ ارڙھن ۽ شيلن کي عام طور تي K,L,M....سان نوٽ ڪيو وڃي ٿو.

ڪنھن ايٽم کان اليڪٽران حاصل ڪرڻ ۽ ڏيڻ جي خاصيت کي ويلنسي چئبو آھي. جيئن آڪسيجن جي ويلنسي ٻہ آھي ھي ٻہ اليڪٽران وٺي پنھنجو شيل مڪمل ڪري سگهي ٿي ڇوجو اليڪٽرانن جي ترتيب ائين ٿئي ٿي 2,6 ھن کي صرف اليڪٽران درڪار ٿين ٿا پنھنجي شيل جي تعداد پوري ڪرڻ لاء۔ ويلنسي ۾ واڌو نمبر مان مراد آھي اليڪٽران کي ڊونيٽ ڪرڻ ۽ ڪاٽو نمبر مان مراد آھي اليڪٽران حاصل ڪري پنھنجو شيل پورو ڪرڻ.

اھڙي طرح سوڊيم کي ڏٺو وڃي تہ ان جي ويلنسي 1+ آھي جنھن مان مراد آھي ھي پنھنجو اليڪٽران ٻئي ڪنھن کي ڊونيٽ ڪري سگهي ٿو. ھي ڊونيٽ ڇو ڪندو؟. ان جو سبب اليڪٽرانن جو تعداد آھي ڇوجو ان جي تعداد 2,8,1 ان ٽئين شيل مان اليڪٽرانن جي تعداد پوري ڪرڻ لاء 17 اليڪٽران درڪار ٿين ٿا. ان ڪري ھي ھڪ اليڪٽران ڊونيٽ ڪري ھي ٻئي عنصر سان منسلڪ ٿي وڃي ٿو. انهن عنصرن جي پنھنجي شيل ۾ تعداد پوري ڪرڻ لاء ھڪ ٻئي کان اليڪٽرانن جي بانڊ جي ونڊڪاري Sharing bond جو سبب بنجي ٿي ۽ مختلف ونڊ Sharing جي ڪري جڙندڙ بانڊن جون خصوصيتون مختلف ٿين ٿيون جنھن جي بنياد تي ان کي تقسيم ڪيو وڃي ٿو.

آئيونڪ بانڊ        Ionic bond

ڪوويلنٽ بانڊ     Covalent bond

ھائيڊروجن بانڊ   Hydrogen bond

پولر بانڊ              Polar bond

آئيونڪ بانڊ        Ionic bond :-

جڏھن ڪو عنصر ٻئي عنصر کي اليڪٽران ڏئي يا وٺي ٿو ان جي ڪري ھڪ عنصر تي اليڪٽان ڏيڻ جي ڪري واڌو چارج اچي ٿي ۽ ٻئي عنصر تي اليڪٽران حاصل ڪرڻ جي ڪري ڪاٽو چارج پيدا ٿئي ٿي جنھن جي ڪري ٻنهي عنصرن ۾ ڪشش پيدا ٿئي ٿي جيئن سوڊيم ۽ ڪلورين جا آئيونڪ باڊ منسلڪ ٿين ٿا ڇوجو سوڊيم پنھنجو اليڪٽران ڪلورين کي ڏئي ٿي اھڙي طرح ٻنهي تي مختلف چارج ھئڻ ڪري ھڪ ٻئي سان جڙي وڃن ٿا.

ڪوويلنٽ بانڊ    Covalent bond :-

بانڊ جي ھي قسم سڀ کان عام آھي. ھي تقريبن تمام آرگينڪ ڪموائونڊن ۾ پاتو وڃي ٿو. جڏھن ٻن عنصرن جي وچ ۾ اليڪٽرانن جي منتقلي ٿئي ٿي تہ شيئر ڪيل اليڪٽران ھڪ نئون آربٽ ٺاھن ٿا جو ٻنهي جي نيوڪليس جي چوڌاري ٿئي ٿو جيڪو ھڪ نئين ماليڪيول ٺاھڻ جو سبب ٿئي ٿو.

پاڻي جو ماليڪيول بہ ڪوويلنٽ بانڊ جي ڪري ٺھي ٿو جتي ھيڊروجن ۽ آڪسيجن جي اليڪٽرانن جو تبادلو ٿئي ٿو

ھائيڊروجن بانڊ   Hydrogen bond :

ڏٺو ويو آھي تہ پاڻي جي ماليڪولن جي جڙڻ جي ڪري شيئرنگ دوران ھيڊروجن جو پنھنجو ھڪ اليڪٽران شيئر ٿي وڃي ٿو پر ھيڊروجن کي اڃان بہ ٻہ اليڪٽران درڪار ٿين ٿا پنھنجو شيل مڪمل ڪرڻ لاء جنھن جي ڪري ان تي ھلڪي واڌو چارج ٿئي ٿي جنھن جي ڪري ھي ڪنھن بہ ڪاٽو چارج سان ڪشش ڪري ٿو ۽ ان ڪري بانڊ ٺھي ٿو جنھن کي ھيڊروجن بانڊ چيو وڃي ٿو. پاڻي جي ماليڪيولن جي پاڻ ۾ ڪشش ھيڊروجن بانڊ جو سبب بنجي ٿي. ھي صرف پولر بانڊ ۾ ئي ممڪن ٿئي ٿو. ھيڊروجن بانڊ آئيونڪ بانڊ ۽ ڪوويلنٽ بانڊ کان گهڻا ڪمزور ٿين ٿا. ھي بانڊنگ پاڻي جي ماليڪيولن جي درميان ۔ ڊي اين اي جي پاڻ سان ۔ اوڄن ۾ ۔ پولي مرز ۾ ۔ خامرن جي درميان ۽ پروٽين جي درميان پاتي وڃي ٿي.

پولر بانڊ            Polar bond:-

جڏھن ٻہ عنصر پاڻ ۾ بانڊنگ جي ڪري جڙن ٿا تہ انهن ۾ اليڪٽرانن جي ونڊ جي ڪري ھڪ عنصر تي ڪاٽو چارج زيادھ يا گهٽ ٿي وڃي ٿي جنھن جي ڪري جڙڻ وارا ماليڪيول يا منفي ٿين ٿا يا واڌو ٿين ٿا. ھي آئيونڪ ۽ ڪوويلنٽ بانڊ جي درمياني صورتحال  حيرتي طور تي ان جي مثال بہ پاڻي جي مدد سان ڏيئي سگهجي ٿي. ھيڊروجن جو ونڊ ڪيل اليڪٽران آڪسيجن جي گهڻي ڪشش جي ڪري ھيڊروجن جي نسبت آڪسيجن جي چوڌاري وڌيڪ وقت گذاري ٿو جنھن جي ڪري ھيڊروجن ٿورڙو واڌو ۽ ٿورڙو ڪاٽو چارج تي رھي ٿو ۽ اھائي خاصيت پاڻي کي ڪائناتي solvent بنائي ٿي. بانڊنگ جي خصوصيتن جي حوالي سان ان کان بہ وڌيڪ قسم ٿين ٿا پر بنيادي طور تي صرف ٻہ ئي ٿين ٿا ڪوويلنٽ ۽ آئيونڪ بانڊ. تمام عنصرن جي ويلنسي ھي ڏسي سگهجي ٿي.