Back to the topics list

ایٹم

تمام مادّہ مادے سے بنا ہے، اور مادے کی بنیادی اکائی ایٹم ہے۔

ایٹم ہے:

• مادے کی بنیادی اکائی۔
• کسی عنصر کا سب سے چھوٹا ذرہ، جو اپنے طور پر موجود بھی ہو سکتا ہے یا نہیں بھی۔
• ایٹم مزید پروٹون، الیکٹران اور نیوٹران میں تقسیم ہوتا ہے۔

ایٹم کی بنیادی ساخت:

• ایٹم ذیلی ایٹمی ذرات - پروٹون، الیکٹران اور نیوٹران سے بنے ہیں۔
• پروٹان اور نیوٹران نیوکلئس میں پائے جاتے ہیں۔ نیوکلئس ایٹم کے مرکز میں واقع ہے۔
• الیکٹران مدار میں نیوکلئس کے گرد گھومتے ہیں۔

P : پروٹون، N : نیوٹران، E : الیکٹران

پروٹون: ایک مثبت چارج (+1) اور یونٹ ماس (1) کے ساتھ ذیلی ایٹمی ذرہ۔ پروٹون ایک مثبت چارج شدہ ذرہ ہے جو ایٹم کے مرکز میں ایٹم کے مرکز میں واقع ہوتا ہے۔ ہائیڈروجن ایٹم اس لحاظ سے منفرد ہے کہ اس کے نیوکلئس میں صرف ایک پروٹون ہے اور کوئی نیوٹران نہیں ہے۔ ایک ایٹم کے نیوکلئس میں پروٹون کی تعداد، جو ایک کیمیائی عنصر کی خصوصیت ہے، متواتر جدول میں اس کی جگہ کا تعین کرتی ہے۔

نیوٹران: ذیلی ایٹمی ذرہ بغیر کسی چارج کے (0) اور یونٹ ماس (1)۔ نیوٹران پر کوئی چارج نہیں ہوتا۔ نیوٹران کی تعداد ایٹم کی کمیت اور تابکاری کو متاثر کرتی ہے۔

الیکٹران: منفی چارج (-1) اور نہ ہونے کے برابر کمیت کے ساتھ ذیلی ایٹمی ذرہ۔ الیکٹران ایک ایٹم میں سب سے چھوٹے ذرات ہیں۔ وہ پروٹون کے مثبت چارج کی طرف متوجہ ہوتے ہیں، یہی وجہ ہے کہ وہ نیوکلئس کے گرد چکر لگاتے ہیں۔ الیکٹران نیوٹران اور پروٹون سے بہت چھوٹے ہوتے ہیں۔

ایک ایٹم میں قوتیں

ایٹم کے اجزاء تین قوتوں کے ذریعہ ایک ساتھ رکھے جاتے ہیں۔ پروٹون اور نیوٹران مضبوط اور کمزور جوہری قوتوں کے ذریعے اکٹھے ہوتے ہیں۔

برقی کشش الیکٹران اور پروٹون رکھتی ہے۔ جب کہ برقی پسپائی پروٹونوں کو ایک دوسرے سے دور کرتی ہے، لیکن اپنی طرف متوجہ کرنے والی جوہری قوت برقی پسپائی سے کہیں زیادہ مضبوط ہوتی ہے۔ مضبوط قوت جو پروٹون اور نیوٹران کو آپس میں جوڑتی ہے وہ کشش ثقل سے 1038 گنا زیادہ طاقتور ہے، لیکن یہ بہت کم رینج پر کام کرتی ہے، اس لیے اس کا اثر محسوس کرنے کے لیے ذرات کا ایک دوسرے کے بہت قریب ہونا ضروری ہے۔

ایٹم کا جوہری نمبر

کسی عنصر کا ایٹم نمبر کسی عنصر کے ایٹم میں پروٹون کی تعداد کے برابر یا کسی عنصر کے ایٹم میں الیکٹران کی تعداد کے برابر ہوتا ہے۔

لہذا، ایٹم برقی طور پر غیر جانبدار ہیں کیونکہ پروٹون کی تعداد الیکٹران کی تعداد کے برابر ہے۔

ایٹم کا ماس نمبر

جیسا کہ ایک الیکٹران کی کمیت نہ ہونے کے برابر ہے، ایک ایٹم کی کمیت نیوکلئس میں موجود پروٹان اور نیوٹران کی کمیت کا مجموعہ ہے۔

آئیے اسے چند مثالوں سے سمجھتے ہیں۔

ہائیڈروجن کا ایٹم: اسے \(\large_1^1 H\) لکھا جاتا ہے۔ ہائیڈروجن کے ایٹم میں 1 پروٹون، 1 الیکٹران اور 0 نیوٹران ہوتے ہیں۔

ہائیڈروجن ایٹم کا جوہری نمبر = p = e = 1 ہے۔

ہائیڈروجن ایٹم کا ماس نمبر = p + n = 1 ہے۔

آکسیجن کا ایٹم: اسے \(\large_{8}^{16} O\) کے طور پر لکھا جاتا ہے۔ اس میں 8 پروٹون، 8 الیکٹران اور 8 نیوٹران ہیں۔

آکسیجن ایٹم کا جوہری نمبر = p = e = 8 ہے۔

ہائیڈروجن ایٹم کا ماس نمبر = p + n = 8 + 8 = 16 ہے۔

ان مداروں میں الیکٹران کیسے تقسیم ہوتے ہیں؟
الیکٹران نیوکلئس کے گرد ایک خیالی راستے میں گھومتے ہیں جسے مدار یا خول کہتے ہیں۔ پہلا شیل K (توانائی کی سطح 1، n = 1) ہے، دوسرا شیل L (توانائی کی سطح 2، n = 2) ہے اور پھر M شیل (n = 3) وغیرہ۔ ہر شیل میں الیکٹران کی تعداد کا تعین درج ذیل اصول کے ذریعے کیا جاتا ہے۔

ہر شیل میں الیکٹران کی زیادہ سے زیادہ تعداد = 2 × n ²

• K شیل = 2n ² = 2×1 = 2 الیکٹران
• L شیل = 2n ² = 2×2 ² = 2×4 = 8 الیکٹران
• M شیل = 2n ² = 2×3 ² = 2×9 = 18 الیکٹران
• بیرونی زیادہ تر خول میں 8 سے زیادہ الیکٹران نہیں ہو سکتے۔

مثال:

1) سوڈیم ایٹم : پروٹان اور الیکٹران کی تعداد 11 ہے اور نیوٹران کی تعداد 12 ہے p = 11, e = 11, n = 12
Na ایٹم کے لیے الیکٹرانک کنفیگریشن ہے:

2) نائٹروجن ایٹم: p = 7, e = 7, n = 7

نائٹروجن ایٹم کے لیے الیکٹرانک ترتیب یہ ہے:

جوہری وزن [رشتہ دار ایٹمی ماس]

کسی ایٹم کا رشتہ دار جوہری ماس یا ایٹم وزن کی وضاحت اس تعداد کے طور پر کی جاتی ہے کہ کسی عنصر کا ایک ایٹم کاربن کے ایٹم کے \(^1/_{12}\) سے زیادہ بھاری ہوتا ہے۔

آاسوٹوپس

آاسوٹوپس ایک ہی عنصر کے ایٹم ہیں جن کا جوہری نمبر ایک ہے لیکن بڑے پیمانے پر مختلف ہے۔ مثال: ہائیڈروجن کے قدرتی طور پر موجود تین آاسوٹوپس ہیں Tritium \(\large_1^3 H\) : p = e = 1, n = 2
ڈیوٹیریم \(\large_1^2 H\) : p = e= 1, n = 1
پروٹیم \(\large_1^1 H\) : p = e = 1, n = 0

مستحکم الیکٹرانک کنفیگریشن اور غیر مستحکم الیکٹرانک کنفیگریشن

ایک ایٹم کو غیر مستحکم الیکٹرانک ترتیب کہا جاتا ہے جب

• ان کا والینس/باہر ترین خول نامکمل ہے۔
• وہ الیکٹرانوں کو بانٹ کر یا حاصل کر کے/ کھو کر مستحکم الیکٹرانک ترتیب حاصل کرتے ہیں۔
  لہذا مندرجہ بالا تمام مثالیں Sodium( \(Na\) ) , Nitrogen( N ) , Oxygen( O ) , Hydrogen( H ) ایک غیر مستحکم الیکٹرانک ترتیب رکھتی ہیں۔

نوبل گیسوں کی ایک مستحکم الیکٹرانک ترتیب ہوتی ہے کیونکہ ان کا بیرونی خول مکمل ہوتا ہے۔ مثال:
ہیلیم ( He ) - الیکٹرانک کنفیگریشن: 2
Neon( Ne ) - الیکٹرانک کنفیگریشن 2, 8

غیر مستحکم الیکٹرانک کنفیگریشن ایٹم استحکام کیسے حاصل کرتا ہے؟
وہ دوسرے عنصر کے ایٹموں کے ساتھ مل جاتے ہیں۔ ایٹموں کو ملانا ان کے الیکٹرانوں کو دوبارہ تقسیم کرتا ہے تاکہ ہر ایک جوڑنے والا ایٹم قریب ترین انیرٹ گیس کی ایک مستحکم ترتیب حاصل کر لے ( Na اور Cl کے لیے قریب ترین انیرٹ گیس کو چیک کریں)۔ آئیے اس کو ایک مثال سے سمجھیں:

Na : الیکٹرانک کنفیگریشن: 2,8,1
(قریب ترین انرٹ گیس Ne ہے، جوہری نمبر 10)
Cl ایٹم : الیکٹرانک ترتیب: 2، 8، 7
(قریب ترین انرٹ گیس Ar ہے، جوہری نمبر 18)

سوڈیم ( Na ) اور کلورین ( Cl ) ایٹم مل کر سوڈیم کلورائڈ ( NaCl ) مرکب بناتے ہیں:
Na ایٹم استحکام حاصل کرنے کے لیے بیرونی خول سے ایک الیکٹران کھو دیتا ہے [2, 8] اور Cl ایٹم استحکام حاصل کرنے کے لیے اپنے بیرونی خول کو مکمل کرنے کے لیے اس الیکٹران میں لیتا ہے [2,8,8]

براہ کرم نوٹ کریں کہ الیکٹران کا صحیح مقام دکھانا بہت مشکل ہے کیونکہ ایک الیکٹران کا تقریباً کوئی ماس نہیں ہوتا ہے اور وہ اس کے گرد ناقابل یقین رفتار سے گھومتا ہے۔ اس وجہ سے، الیکٹران اکثر نیوکلئس کے گرد منفی چارج شدہ بادلوں کے طور پر دکھائے جاتے ہیں۔ مداری نیوکلئس کے ارد گرد مختلف توانائی کی حالتوں میں الیکٹران دکھاتے ہیں۔ جیسے جیسے ہم نیوکلئس سے مزید دور ہوتے ہیں، توانائی کی سطح بڑھ جاتی ہے۔ سب سے زیادہ توانائی کی حالت یا بیرونی ترین مدار میں واحد الیکٹران کیمیائی رد عمل میں حصہ لیتا ہے، انہیں والینس الیکٹران کہتے ہیں اور وہ ایٹموں کے درمیان کیمیائی بندھن میں شامل ہوتے ہیں۔

ایٹم کی نوعیت کی وضاحت کے لیے مختلف نظریات موجود ہیں۔