مواد ڏانھن هلو

ڪيميائي بانڊ

کليل ڄاڻ چيڪلي، وڪيپيڊيا مان
ٻن هائيڊروجن ايٽمن جو ڪوويلنٽ بانڊ هڪ هائيڊروجن ماليڪيول (H2) ٺاهڻ لاءِ. (a) ۾ ٻه نيوڪليس بانڊنگ مدار ۾ ٻن اليڪٽرانن جي ڪڪر سان گھريل آهن جيڪي ماليڪيول کي گڏ ڪن ٿا. (b) ڏيکاري ٿو هائڊروجن جو اينٽي بانڊنگ مدار، جيڪو توانائي ۾ وڌيڪ آهي ۽ عام طور تي ڪنهن به اليڪٽران جي قبضي ۾ نه آهي.

ڪيميائي بانڊ (Chemical Bond) اھا قوت يا ڪشش آهي جيڪا ماليڪيولن ۾ ائٽمن کي ملائي رکندي آهي.

هڪ ڪيميائي بانڊ (ڪيميڪل بانڊ) ائٽمن يا آئن جو اتحاد آهي جيڪو ماليڪيول، ڪرسٽل ۽ ٻيون اڏاوتون ٺاهين ٿا. بانڊ مخالف طور تي چارج ٿيل آئنز جي وچ ۾ برقياتي قوت جي نتيجي ۾، جيئن آئني بانڊ ۾ يا اليڪٽران جي حصيداري جي ذريعي جيئن ڪوويلنٽ بانڊ ۾، يا انهن اثرات جي ڪجهه ميلاپ جي ذريعي ٿي سگھي ٿو. ڪيميائي بانڊن کي مختلف طاقتن جي طور تي بيان ڪيو ويو آهي: هتي ”مضبوط بانڊ“ يا ”پرائمري بانڊ“ جهڙوڪ ڪوويلنٽ، آئني ۽ ڌاتي بانڊ ۽ ”ڪمزور بانڊ“ يا ”ثانوي بانڊ“ جهڙوڪ ڊيپول-ڊيپول تعامل، لنڊن ڊسپريشن فورس ۽ هائيڊروجن بانڊنگ.

جيئن ته مخالف برقي چارجز هڪ ٻئي جي طرف متوجه ٿين ٿا، ان ڪري مرڪز جي چوڌاري منفي چارج ٿيل اليڪٽران ۽ نيوڪليئس جي اندر مثبت طور تي چارج ٿيل پروٽان هڪ ٻئي کي متوجه ڪن ٿا. ٻن مرڪزن جي وچ ۾ ورهايل اليڪٽران انهن ٻنهي ڏانهن متوجه ٿيندا. "تعميراتي ڪوانٽم ميڪينيڪل موج فنڪشن مداخلت" [1] جوڙيل نيوڪلئيس کي مستحڪم ڪري ٿو (ڏسو ڪيميائي بانڊنگ جا نظريا). بانڊڊ نيوڪليئس هڪ بهترين فاصلو برقرار رکن ٿا (بانڊ جو فاصلو) جيڪا ڪشش ۽ رد ڪندڙ اثرن کي مقداري طور تي ڪوانٽم ٿيوري جي وضاحت سان، توازن ۾ رکي ٿو.[2][3]

ماليڪيولز، ڪرسٽل، ڌاتن ۽ مادي جي ٻين شڪلين ۾ ايٽم ڪيميائي بانڊن سان گڏ رکيل آهن، جيڪي مادي جي ساخت ۽ خاصيت کي طئي ڪن ٿا.

سڀ بانڊ ڪوانٽم ٿيوري ذريعي بيان ڪري سگھجن ٿا، پر عملي طور تي، سادا ضابطا ۽ ٻيا نظريا ڪيميادان کي اجازت ڏين ٿا ته هو بانڊن جي قوت، سمت ۽ قطبيت جي اڳڪٿي ڪن.[4] اٺن (آڪٽيٽ) جو قاعدو ۽ VSEPR نظريو هن جي مثالون آهن. وڌيڪ نفيس نظريا ويلنس بانڊ ٿيوري، جن ۾ مداري هائيبرڊائيزيشن ۽ گونج شامل آهن ۽ ماليڪيولر آربيٽل ٿيوري، جنهن ۾ ايٽمي مدار ۽ ليگينڊ فيلڊ ٿيوري جو لڪيري ميلاپ شامل آهي، آڪٽيڪ قاعدو ۽ VSEPR نظريو مثال آهن. وڌيڪ نفيس نظريا ويلنس بانڊ ٿيوري آهن، جن ۾ مداري هائيبرڊائيزيشن [5] ۽ گونج (ريزوننس) [6] شامل آهن، ۽ ماليڪيولر آربيٽل ٿيوري [7] جنهن ۾ ايٽمي مدار ۽ ليگينڊ فيلڊ ٿيوري جو لڪيري ميلاپ شامل آهي، آهن. برقي سڪونيات (اليڪٽرو اسٽيٽڪس)، بانڊ جي قطبيت ۽ انهن جا اثر جيڪي ڪيميائي مادن تي آهن، کي بيان ڪرڻ لاءِ استعمال ڪيا ويا آهن.

ڪيميائي بانڊن جي مکيه قسمن جو جائزو

[سنواريو]

ڪيميائي بانڊ اهڙي ڪشش کي چيو وڃي ٿو، جيڪا ايٽمن جي وچ ۾ پيدا ٿئي ٿي. هيءَ ڪشش ايٽمن جي سڀ کان ٻاهرين يا تڪافؤ برقين (وئلنس اليڪٽران) جي مختلف روين جو نتيجو هوندي آهي. مختلف حالتن ۾ اهي رويا هڪ ٻئي سان آهستي آهستي ملي وڃن ٿا، تنهن ڪري انهن جي وچ ۾ ڪا واضح حد مقرر نٿي ڪري سگهجي. تنهن هوندي به، مختلف قسمن جي بانڊن ۾ فرق ڪرڻ ڪارائتو ۽ روايتي عمل آهي، ڇاڪاڻ⁠تہ اهي گهاٽي مادي (ڪنڊينسڊ ميٽر) جون مختلف خاصيتون پيدا ڪن ٿا.

هم اشتراڪي بند يا ڪوويلنٽ بانڊ جي سادي تصور موجب، هڪ يا وڌيڪ برقي (اڪثر هڪ جوڙو) ٻنهي ايٽمي مرڪزن جي وچ واري جاءِ ۾ ورهايا وڃن ٿا. بانڊ ٺهڻ وقت توانائي خارج ٿئي ٿي.[8] اها توانائي امڪاني توانائي (پوٽينشل انرجي) ۾ گهٽتائي سبب نه، پر برقين جي حرڪتي توانائي (ڪائنيٽڪ انرجي) ۾ گهٽتائي سبب خارج ٿئي ٿي. جڏهن برقي ٻنهي مرڪزن جي وچ ۾ وڌيڪ پکڙيل مدار (آربيٽل) ۾ موجود هوندا آهن، تڏهن سندن ڊي برولي موج ڊگھائي (de Broglie wavelength) وڌي ويندي آهي، جنهن جي نتيجي ۾ نظام وڌيڪ مستحڪم ٿي ويندو آهي.[9] اهڙا بانڊ ٻن مخصوص ايٽمن جي وچ ۾ ٺهن ٿا ۽ خلا ۾ هڪ خاص رخ (ڊائريڪشن) رکن ٿا، تنهن ڪري انهن کي خاڪن ۾ ٻن ايٽمن کي ملائيندڙ هڪ ليڪ يا ماڊلن ۾ ٻن گولن کي ملائيندڙ لٺ جي صورت ۾ ڏيکاري سگهجي ٿو.

قطبي هم اشتراڪي بند يا پولر ڪوويلنٽ بانڊ ۾ هڪ يا وڌيڪ برقي ٻن ايٽمي مرڪزن جي وچ ۾ اڻبرابر نموني ورهايا وڃن ٿا. هم اشتراڪي بانڊ گهڻو ڪري پاڻ ۾ مضبوط نموني ڳنڍيل ايٽمن جا ننڍا مجموعا، يعني سالما (ماليڪيول)، ٺاهين ٿا. ٺوسن ۽ مايعن ۾ اهي سالما ٻين سالمَن سان اهڙين بين-سالمي قوتن (انٽرماليڪيولر قوتون) ذريعي ڳنڍيل هوندا آهن، جيڪي اندروني هم اشتراڪي بانڊن جي ڀيٽ ۾ گهڻو ڪمزور هونديون آهن. اهڙيون ڪمزور قوتون نامياتي ماليڪيولي مادن، جهڙوڪ ميڻ ۽ تيل، کي نرم بڻائين ٿيون ۽ انهن جا ڳرڻ وارا گرمي پد گهٽ هوندا آهن. پر جڏهن هم اشتراڪي بانڊ وڏي ماليڪيولن ۾ ايٽمن جون ڊگهيون زنجيرون (جهڙوڪ نائلون) ٺاهين ٿا، يا هيرو، ڪوارٽز ۽ ڪيترن پٿرن ۾ موجود سليڪيٽ معدنيات وانگر پوري ٺوس مادي ۾ ڄار (نيٽورڪ) جي صورت اختيار ڪن ٿا، تڏهن اهڙيون بناوتون انتهائي مضبوط ۽ سخت ٿي وڃن ٿيون.[10] اهڙن هم اشتراڪي جالن ۽ پوليمرن جا ڳرڻ وارا گرمي پد پڻ تمام وڌيڪ هوندا آهن.

آئني بانڊ جي سادي وضاحت موجب، بانڊ ۾ شامل برقي ورهايو نه ويندو آهي، پر هڪ ايٽم کان ٻئي ايٽم ڏانهن منتقل ٿي ويندو آهي. هن قسم جي بانڊ ۾ هڪ ايٽم جي ٻاهرئين ايٽمي مدار ۾ خالي جاءِ هوندي آهي، جيڪا هڪ يا وڌيڪ برقي قبول ڪري سگهي ٿي. اهي برقي نئين ايٽم ۾ گهٽ توانائي واري حالت ۾ پهچي ويندا آهن، جنهن ڪري هڪ ايٽم تي خالص مثبت ۽ ٻئي تي خالص منفي چارج پيدا ٿي ويندو آهي. ان کان پوءِ مثبت ۽ منفي چارج وارن آئنن جي وچ ۾ برقي سڪونيت (اليڪٽرو اسٽيٽڪ) ڪشش بانڊ جو سبب بڻجي ٿي. آئني بانڊ کي هم اشتراڪي بانڊ جي انتهائي قطبيت (پولرائيزيش) واري حالت پڻ سمجهيو ويندو آهي. اهڙا بانڊ خلا ۾ ڪنهن خاص رخ جا پابند نه هوندا آهن، ڇاڪاڻ⁠تہ هر آئن پنهنجي چوڌاري موجود سڀني مخالف چارج وارن آئنن ڏانهن هڪجهڙي ڪشش رکي ٿو. آئني بانڊ مضبوط هوندا آهن، تنهن ڪري آئني مرڪبن کي ڳارڻ لاءِ گهڻي گرمي گهربل هوندي آهي، پر اهي ڀُرڀُرا (برٽل) به هوندا آهن، ڇاڪاڻ⁠تہ آئنن جي وچ واريون قوتون ننڍي مفاصلي تائين اثرائتيون هونديون آهن ۽ ٽٽل حصن کي پاڻ ۾ جوڙي نٿيون سگهن. اهڙي قسم جا بند عام معدني لوڻن، جهڙوڪ کاڌي جي لوڻ، جي قلمي (ڪرسٽلائين) بناوت جون خاصيتون پيدا ڪن ٿا.

ٻن ٻين قسمن جي ڀيٽ ۾ گهٽ ذڪر ٿيندڙ بند ڌاتي بانڊ (ميٽالڪ بانڊ) آهي. هن قسم جي بانڊ ۾ ڌاتوءَ جو هر ايٽم هڪ يا وڌيڪ برقي اهڙي "برقين جي سمنڊ" ۾ ڏئي ڇڏي ٿو، جيڪو ڪيترن ئي ڌاتي ايٽمن جي وچ ۾ پکڙيل هوندو آهي. هن برقين جي سمنڊ ۾ هر برقي، پنهنجي موجي خاصيت (ويو نيچر) سبب، هڪ ئي وقت ڪيترن ايٽمن سان لاڳاپيل ٿي سگهي ٿو. نتيجي طور ڌاتي ايٽم پنهنجا ڪجهه برقي وڃائڻ سبب جزوي طور مثبت چارج وارا بڻجي وڃن ٿا، جڏهن ته آزاد برقي ڪيترن ئي ايٽمن ڏانهن متوجهه رهندا آهن، بغير ڪنهن هڪ ايٽم سان مستقل وابستگيءَ جي. ڌاتي بانڊ کي به وڏي پيماني تي برقين جي بي مرڪزيت (ڊيلوڪلائيزيشن) جي انتهائي صورت سمجهيو وڃي ٿو. هي بانڊ گهڻو ڪري تمام مضبوط هوندو آهي، جنهن سبب ڌاتن ۾ وڏي تناؤ واري مضبوطي (ٽينسائل اسٽرينٿ) پيدا ٿيندي آهي. بهرحال، ڌاتي بانڊ ٻين بندن جي ڀيٽ ۾ وڌيڪ اجتماعي نوعيت رکي ٿو، تنهن ڪري ڌاتن جا قلم آسانيءَ سان شڪل بدلائي سگهن ٿا، ڇاڪاڻ⁠تہ ايٽم ڪنهن خاص رخ ۾ نه، پر مجموعي طور هڪ ٻئي سان ڳنڍيل هوندا آهن. انهيءَ خاصيت سبب ڌاتون آسانيءَ سان ٺهي ۽ وڪڙجي سگهن ٿيون. ڌاتي بانڊ ۾ موجود آزاد برقين جو بادل ڌاتن کي بهترين برقي ۽ حرارتي چالڪ بڻائي ٿو، ۽ انهن کي مخصوص چمڪ (لسٽر) پڻ ڏئي ٿو، جيڪا سفيد روشنيءَ جي گهڻين موجي ڊگھائين کي موٽائي ٿي.

تاريخ

[سنواريو]
اصل مضمون/مضمونن جي لاءِ ڏسو ڪيميا جي تاريخ ۽ سالمي نظريي جي تاريخ

ايٽمي نظريي کان اڳ وارو ڪيميائي نظريو

[سنواريو]

سترهين صديءَ جي پڇاڙيءَ ۾ ڪم ڪندي، رابرٽ بوائل ڪيميائي عنصر جو تصور اهڙي مادي طور پيش ڪيو، جيڪو مرڪب کان مختلف هجي.[11]:293

ارڙهين صديءَ جي پڇاڙيءَ ڌاري، ايٽمي نظريي جي تصور کان سواءِ ئي ڪيميا ۾ ڪيتريون اهم اڳڀرايون ٿيون. انهن مان پهرين اڳڀرائي انطوان لاووازيه ڪئي، جنهن ڏيکاريو تہ مرڪب مقرر تناسب سان عنصرن مان ٺهيل هوندا آهن. هن عنصر جي نئين وصف اهڙي مادي طور ڪئي، جنهن کي سائنسدان تجربن وسيلي وڌيڪ سادن مادن ۾ ٽوڙي نہ سگهن. هن دريافت سان مادي جي عنصرن بابت باهه، ڌرتي، هوا ۽ پاڻي وارو قديم تصور ختم ٿي ويو، ڇاڪاڻ⁠تہ ان جي پٺڀرائيءَ ۾ ڪو تجرباتي ثبوت موجود نہ هو. لاووازيه ڏيکاريو تہ پاڻيءَ کي هائڊروجن ۽ آڪسيجن ۾ ٽوڙي سگهجي ٿو، جڏهن تہ هو انهن ٻنهي کي وڌيڪ سادن مادن ۾ ٽوڙي نہ سگهيو؛ اهڙيءَ طرح ثابت ٿيو تہ اهي عنصر آهن.[12]:197

لاووازيه ڪميت جي بقا جو قانون پڻ بيان ڪيو، جنهن موجب ڪيميائي عمل دوران مادو نہ اوچتو پيدا ٿيندو آهي ۽ نہ ئي غائب ٿيندو آهي؛ عمل ۾ شامل مادا بدلجي وڃن، تڏهن بہ انهن جي گڏيل ڪميت ساڳي رهندي آهي.[11]:293

1797ع ۾ فرانسيسي ڪيمياگر جوزف پروسٽ مقرر تناسب جو قانون قائم ڪيو. هن قانون موجب، جيڪڏهن ڪنهن مرڪب کي ان جي بنيادي ڪيميائي عنصرن ۾ ٽوڙيو وڃي تہ انهن عنصرن جون ڪميتون، اصل مرڪب جي مقدار يا ذريعي کان سواءِ، هميشه وزن جي هڪجهڙي تناسب ۾ هونديون. هن وصف مرڪبن کي آميزن کان ڌار ڪيو.[13]

اوڻويهين صديءَ جي شروعاتي سالن ۾، همفري ڊيوي نئين ايجاد ٿيل وولٽائي ڍير کي استعمال ڪندي مرڪبن کي عنصرن ۾ ٽوڙڻ جا تجربا ڪيا.[14]:94 انهن تجربن مان اهو خيال پيدا ٿيو تہ ڪيميائي بندش جو واسطو بجليءَ سان آهي. 1812ع ۾ يونس ياڪوب برزيليوس ڪيميائي ميلاپ بابت هڪ نظريو شايع ڪيو، جنهن ۾ گڏ ٿيندڙ ايٽمن جي برقي منفي ۽ برقي مثبت خاصيتن تي زور ڏنو ويو.[14]:99

اوڻويهين صديءَ جي وچ تائين، ايڊورڊ فرينڪلينڊ، ايف. اي. ڪيڪولي، اي. ايس. ڪوپر، اليگزينڊر بٽلروف ۽ هرمن ڪولبي، ريڊيڪلن جي نظريي تي اڳتي ڪم ڪندي، تڪافؤ جو نظريو جوڙيو. ان کي شروعات ۾ ”ميلاپ جي سگهه“ چيو ويندو هو. هن نظريي موجب مرڪب مثبت ۽ منفي قطبن جي وچ ۾ ڪشش سبب ٺهندا آهن.[15]

1904ع ۾ رچرڊ ابيگ پنهنجو قانون پيش ڪيو، جنهن موجب ڪنهن عنصر جي وڌ ۾ وڌ ۽ گهٽ ۾ گهٽ تڪافؤ جي وچ وارو فرق گهڻو ڪري اٺ هوندو آهي.[16]

ايٽمي نظريو

[سنواريو]
اصل مضمون جي لاءِ ڏسو ايٽمي نظريي جي تاريخ

1911ع ۾ ارنسٽ ردر فورڊ طرفان برقين سان گهيريل ايٽمي مرڪز جي دريافت کان پوءِ ايٽم جي فطرت وڌيڪ واضح ٿي وئي. ردر فورڊ پنهنجي مقالي ۾ جاپاني طبعياتدان هانتارو ناگاؤڪا جي نموني جو ذڪر ڪيو،[17] جنهن ٿامسن جي پلم پڊنگ نموني کي ان بنياد تي رد ڪيو هو تہ ابتڙ چارج هڪ ٻئي مان گذري نٿا سگهن.

1904ع ۾ ناگاؤڪا ايٽم جو هڪ متبادل سياروي نمونو پيش ڪيو، جنهن ۾ هڪ مثبت چارج وارو مرڪز، زحل ۽ ان جي ڇلن وانگر، ان جي چوڌاري ڦرندڙ ڪيترن برقين سان گهيريل هو.[18]

ناگاؤڪا جي نموني ۾ هي مفروضا شامل هئا:

  • هڪ تمام ڳرو ايٽمي مرڪز، جيئن هڪ تمام ڳرو سيارو؛
  • مرڪز جي چوڌاري ڦرندڙ برقي، جيڪي برقي سڪوني قوتن سان ٻڌل هجن، جيئن زحل جي چوڌاري ڦرندڙ ڇلا ڪشش ثقل جي قوتن سان ٻڌل هوندا آهن.

1911ع واري سولوي گڏجاڻيءَ ۾، ايٽمن جي وچ ۾ توانائيءَ جي فرق کي ڪهڙي شيءِ ضابطي ۾ رکي سگهي ٿي، تنهن بابت بحث ڪندي ميڪس پلانڪ چيو: ”وچ وارا وسيلا شايد برقي هجن.“[19] انهن مرڪزي نمونن مان اهو خيال سامهون آيو تہ ڪيميائي رويو برقين جي ترتيب سان مقرر ٿئي ٿو. ان کان پوءِ نيلز بوهر 1913ع ۾ برقي مدارن تي ٻڌل مرڪزي ايٽم جو نمونو پيش ڪيو.

جديد ڪيميائي نظريو

[سنواريو]
ايٽمن جي وچ ۾ ڪيميائي بندن اندر برقين کي ڏيکارڻ لاءِ استعمال ٿيندڙ ليوس نقطي خاڪن جا مثال؛ هتي ڪاربان (C)، هائڊروجن (H) ۽ آڪسيجن (O) ڏيکاريل آهن. ليوس خاڪا 1916ع ۾ گلبرٽ اين. ليوس ڪيميائي بندش جي وضاحت لاءِ ٺاهيا هئا ۽ اڄ بہ وڏي پيماني تي استعمال ٿين ٿا. هر ليڪي ٽڪرو يا نقطن جو جوڙو برقين جي هڪ جوڙي کي ظاهر ڪري ٿو. ايٽمن جي وچ ۾ موجود جوڙا بندن کي ظاهر ڪن ٿا.

1916ع ۾ ڪيمياگر گلبرٽ اين. ليوس برقي-جوڙي واري بانڊ جو تصور پيش ڪيو، جنهن موجب ٻہ ايٽم هڪ کان ڇهن برقين تائين گڏيل نموني ورهائي سگهن ٿا ۽ اهڙيءَ ريت هڪ-برقي بند، اڪيلو بانڊ، ٻٽو بانڊ يا ٽهڻو بانڊ ٺاهي سگهن ٿا. ليوس جي پنهنجي لفظن موجب: ”هڪ برقي ٻن مختلف ايٽمن جي خول جو حصو ٿي سگهي ٿو ۽ ان کي رڳو ڪنهن هڪ ايٽم سان خاص طور لاڳاپيل نٿو چئي سگهجي.“[20]

1916ع ۾ ئي والٽر ڪوسل ليوس سان مشابهت رکندڙ هڪ نظريو پيش ڪيو، پر سندس نموني ۾ برقين جي ايٽمن جي وچ ۾ مڪمل منتقلي فرض ڪئي وئي هئي، تنهن ڪري اهو آئني بانڊ جو نمونو هو. ليوس ۽ ڪوسل ٻنهي پنهنجا بندش وارا نمونا ابيگ جي قانون (1904ع) تي آڌاريا.

نيلز بوهر پڻ 1913ع ۾ ڪيميائي بانڊ جو هڪ نمونو پيش ڪيو. سندس ٻه-ايٽمي سالمي واري نموني موجب، سالمي جي ايٽمن جا برقي هڪ ڦرندڙ ڇلو ٺاهين ٿا، جنهن جو ميدان سالمي جي محور سان عمودي ۽ ٻنهي ايٽمي مرڪزن کان هڪجهڙي مفاصلي تي هوندو آهي. سالمي نظام جو حرڪتي توازن انهن قوتن جي توازن وسيلي قائم ٿئي ٿو، جيڪي ايٽمي مرڪزن کي برقين جي ڇلي جي ميدان ڏانهن ڇڪين ٿيون، ۽ انهن قوتن جي وچ ۾، جيڪي مرڪزن کي هڪ ٻئي کان ڌڪين ٿيون. ڪيميائي بانڊ جي بوهر نموني ۾ ڪولمبي ڌڪ کي بہ شامل ڪيو ويو هو؛ ڇلي ۾ موجود برقي هڪ ٻئي کان وڌ ۾ وڌ مفاصلي تي رهن ٿا.[21][22]

1927ع ۾ هڪ سادي ڪيميائي بانڊ جي پهرين رياضياتي طور مڪمل مقداري وضاحت ڊينمارڪي طبعياتدان اويوينڊ بُرائو پيش ڪئي. هي بند هائڊروجن جي سالمي آئن H2+ ۾ هڪ برقيءَ وسيلي ٺهي ٿو.[23] هن ڪم مان ثابت ٿيو تہ ڪيميائي بانڊن بابت مقداري طريقو بنيادي ۽ عددي طور درست ٿي سگهي ٿو، پر استعمال ڪيل رياضياتي طريقا هڪ کان وڌيڪ برقين وارن سالمَن تائين وڌائي نٿي سگهيا.

ساڳئي سال والٽر هائٽلر ۽ فريٽز لنڊن هڪ وڌيڪ عملي، جيتوڻيڪ گهٽ عددي، طريقو پيش ڪيو. هائٽلر–لنڊن طريقو ان نظريي جو بنياد بڻيو، جنهن کي اڄ تڪافؤ بند نظريو چيو وڃي ٿو.[24]

1929ع ۾ سر جان لينارڊ-جونز ايٽمي مدارن جي ليڪي ميلاپ واري سالمي مدار طريقي (LCAO) جو لڳ ڀڳ طريقو متعارف ڪرايو. هن بنيادي مقداري اصولن مان F2 (فلورين) ۽ O2 (آڪسيجن) سالمَن جي برقي بناوتن کي اخذ ڪرڻ جا طريقا پڻ تجويز ڪيا. هي سالمي مدار نظريو هم اشتراڪي بند کي اهڙي مدار طور بيان ڪري ٿو، جيڪو اڪيلن ايٽمن ۾ برقين لاءِ مفروض ڪيل مقداري ميخانياتي شروڊنگر ايٽمي مدارن جي ميلاپ سان ٺهي ٿو.

گهڻن برقين وارن ايٽمن ۾ بانڊ ٺاهيندڙ برقين جون مساواتون مڪمل رياضياتي نموني، يعني تجزياتي طور، حل نٿي ڪري سگهجن، پر انهن بابت لڳ ڀڳ حل اڃا بہ ڪيترائي درست معياري اڳڪٿيون ۽ نتيجا ڏين ٿا. جديد مقداري ڪيميا ۾ گهڻا عددي حساب يا تہ تڪافؤ بانڊ نظريي يا سالمي مدار نظريي کان شروع ٿين ٿا، جڏهن تہ ٽيون طريقو، گهاٽائي فعلي نظريو، تازن سالن ۾ وڌندڙ مقبوليت حاصل ڪري چڪو آهي.

1933ع ۾ ايڇ. ايڇ. جيمس ۽ اي. ايس. ڪولج ٻه هائڊروجن سالمي بابت هڪ حساب ڪيو. اڳين سڀني حسابن ۾ رڳو ايٽمي مرڪز کان برقيءَ جي مفاصلي تي دارومدار رکندڙ دالا استعمال ڪيا ويا هئا، پر هن حساب ۾ اهڙا دالا پڻ شامل ڪيا ويا، جن ۾ ٻن برقين جي وچ وارو مفاصلو سڌيءَ طرح شامل هو.[25]

13 تائين ترتيب ڏئي سگهجندڙ پيمانن سان انهن اهڙو نتيجو حاصل ڪيو، جيڪو ٽٽڻ واري توانائي جي تجرباتي نتيجي جي تمام ويجهو هو. پوءِ واري توسيعن ۾ 54 تائين پيمانا استعمال ڪيا ويا ۽ تجربن سان انتهائي سٺي موافقت حاصل ٿي. هن حساب سائنسي برادريءَ کي ان ڳالهه جو يقين ڏياريو تہ مقداري نظريو تجرباتي نتيجن سان ٺهڪي اچي سگهي ٿو. تنهن هوندي بہ، هن طريقي ۾ تڪافؤ بند ۽ سالمي مدار نظرين جهڙي طبعي تصوير موجود نہ آهي، ۽ ان کي وڏن سالمَن تي لاڳو ڪرڻ ڏکيو آهي.

ڪيميائي فارمولن ۾ بانڊ

[سنواريو]

ڇاڪاڻ⁠تہ ايٽم ۽ سالما ٽن-رخي (ٿري-ڊائميشنل) بناوت رکن ٿا، تنهن ڪري مدارن ۽ بانڊن کي ظاهر ڪرڻ لاءِ ڪو هڪ ئي طريقو استعمال ڪرڻ ممڪن ناهي. سالمي فارمولن ۾ ايٽمن جي وچ ۾ موجود ڪيميائي بانڊن (يعني بانڊ ٺاهيندڙ مدارن) کي بحث جي نوعيت موجب مختلف طريقن سان ڏيکاريو ويندو آهي. ڪيترين حالتن ۾ ڪجهه تفصيل ڄاڻي واڻي نظرانداز ڪيا ويندا آهن.

مثال طور، نامياتي ڪيميا ۾ ڪڏهن ڪڏهن رڳو سالمي جي فعالي گروهه (فنڪشنل گروپ) تي ڌيان ڏنو ويندو آهي. انهيءَ ڪري اٿانول جو سالمو مختلف صورتن ۾ لکيو وڃي ٿو، جيئن:

  • تشڪيلي همجيسيت (ڪمفرميشنل) واري صورت،
  • ٽي-رخي (ٿري-ڊائميشنل) صورت،
  • مڪمل ٻه-رخي (ٽو-ڊائميشنل) صورت، جنهن ۾ هر بند ڏيکاريل هوندو آهي پر ٽين رخ جي ڄاڻ نه هوندي آهي،
  • مختصر ٻه-رخي صورت (CH3–CH2–OH)،
  • فعالي گروهه کي باقي سالمي کان الڳ ڏيکاريندي (C2H5OH)،
  • يا صرف ان جي ايٽمي جوڙجڪ (C2H6O) جي صورت ۾.

ڪهڙي صورت استعمال ڪئي ويندي، اهو ان ڳالهه تي دارومدار رکي ٿو ته بحث جو موضوع ڪهڙو آهي.

ڪڏهن ڪڏهن اهي تڪافؤ برقين (وئلنس اليڪٽران) پڻ ڏيکاريا ويندا آهن، جيڪي بند ٺاهڻ ۾ حصو نٿا وٺن، ۽ انهن جي لڳ ڀڳ ٻه-رخي رخ بندي به ظاهر ڪئي ويندي آهي؛ مثال طور بنيادي ڪاربان کي .'C' جي صورت ۾ ڏيکاريو وڃي ٿو. ڪجهه ڪيمياگر لاڳاپيل مدارن کي به ظاهر ڪندا آهن، جيئن فرضي اٿين (Ethene) آئن −4 کي (\/C=C/\−4) جي صورت ۾ لکڻ، جيڪو بانڊ ٺهڻ جي امڪان کي ظاهر ڪري ٿو.

مضبوط ڪيميائي بانڊ

[سنواريو]
عام بانڊ ڊگھايون (pm ۾)
۽ بانڊ جون توانائيون (kJ/mol ۾).[26]
بانڊ جي ڊگھائي کي 100 سان ورهائي Å ۾ تبديل ڪري سگهجي ٿو.
(1 Å = 100 pm)
بانڊ ڊگھائي
(pm)		 توانائي
(kJ/mol)
H — هائڊروجن
H–H74436
H–O96467
H–F92568
H–Cl127432
C — ڪاربان
C–H109413
C–C154347
C–C=151
=C–C≡147
=C–C=148
C=C134614
C≡C120839
C–N147308
C–O143358
C=O745
C≡O1,072
C–F134488
C–Cl177330
N — نائيٽروجن
N–H101391
N–N145170
N≡N110945
O — آڪسيجن
O–O148146
O=O121495
F، Cl، Br، I — هيلوجن
F–F142158
Cl–Cl199243
Br–H141366
Br–Br228193
I–H161298
I–I267151

مضبوط ڪيميائي بانڊ اهي بين-سالمي (انٽرا ماليڪيولر) قوتون آهن، جيڪي ماليڪيولن جي اندر ايٽمن کي پاڻ ۾ ڳنڍي رکن ٿيون. مضبوط ڪيميائي بند، ايٽمي مرڪزن جي وچ ۾ اليڪٽرانن جي منتقلي يا گڏيل ورهاست سان ٺهن ٿا ۽ انهن جو بنياد ايٽمي مرڪزن ۾ موجود پروٽانن ۽ مدارن ۾ موجود برقين جي وچ ۾ برقي سڪوني ڪشش تي هوندو آهي.

مضبوط بندن جا مختلف قسم، بند ٺاهيندڙ عنصرن جي برقي منفيت (اليڪٽرونيگيٽوٽي) ۾ فرق سبب پيدا ٿيندا آهن. برقي منفيت ڪنهن ايٽم جي اها لاڙو ظاهر ڪري ٿي، جنهن تحت اهو ڪيميائي عنصر ڪيميائي بند ٺهڻ دوران گڏيل برقين کي پنهنجي طرف ڇڪيندو آهي. جيتري وڌيڪ برقي منفيت هوندي، اوتري ئي وڌيڪ اها گڏيل برقين کي پاڻ ڏانهن متوجهه ڪندي. برقي منفيت، بانڊ توانائي جو مقداري اندازو لڳائڻ لاءِ هڪ سادي پيماني طور پڻ ڪم اچي ٿي. بانڊ توانائي بانڊ جي نوعيت کي هم اشتراڪي بند کان آئني بانڊ تائين هڪ لڳاتار سلسلي تي بيان ڪري ٿي. جڏهن ٻن عنصرن جي برقي منفيت ۾ وڏو فرق هوندو آهي، تڏهن بانڊ ۾ قطبيت وڌندي آهي ۽ ان جو آئني ڪردار وڌيڪ نمايان ٿيندو آهي.

آئني بانڊ

[سنواريو]
اصل مضمون جي لاءِ ڏسو آئني بانڊ
سوڊيم ڪلورائيڊ (NaCl) جي قلمي بناوت، جنهن ۾ سوڊيم ڪيٽائن (Na+) کي واڱڻائي ۽ ڪلورائيڊ آئڻ (Cl−) کي سائي رنگ ۾ ڏيکاريو ويو آهي. پيلن نقطن سان ابتڙ چارج وارن آئنن جي وچ ۾ برقي سڪوني قوت ڏيکاريل آهي.

آئني بانڊ ايٽمن جي وچ ۾ برقي سڪوني قوت جي اهڙي قسم جي ڪشش آهي، جيڪا انهن عنصرن ۾ پيدا ٿئي ٿي، جن جي برقي منفيت ۾ وڏو فرق هجي. اهڙو ڪو درست عددي قدر موجود ناهي، جيڪو آئني بانڊ کي هم اشتراڪي بانڊ کان واضح طور جدا ڪري، پر جيڪڏهن برقي منفيت جو فرق 1.7 کان وڌيڪ هجي ته بانڊ گهڻو ڪري آئني نوعيت جو هوندو، جڏهن ته 1.7 کان گهٽ فرق عام طور هم اشتراڪي بانڊ ڏانهن اشارو ڪري ٿو.[27]

آئني بانڊ جي نتيجي ۾ الڳ الڳ مثبت ۽ منفي آئن ٺهن ٿا. عام طور تي آئنن جا چارج −3e کان +3e جي وچ ۾ هوندا آهن. آئني بانڊ گهڻو ڪري ڌاتي لوڻن، جهڙوڪ سوڊيم ڪلورائيڊ (کاڌي جو لوڻ)، ۾ ملي ٿو. آئني بانڊن جي هڪ خاص خصوصيت اها آهي ته اهي مادي کي آئني قلم (آئني ڪرسٽل) جي صورت ڏين ٿا، جتي ڪو به آئن ڪنهن هڪ مخصوص آئن سان رخائتي بانڊ ذريعي ڳنڍيل نه هوندو آهي. ان جي بدران، هر آئن پنهنجي چوڌاري مخالف چارج وارن ڪيترن ئي آئنن سان گهيريل هوندو آهي، ۽ انهن سڀني سان ان جو مفاصلو ساڳيو هوندو آهي. تنهن ڪري ڪنهن هڪ آئن کي ڪنهن خاص پاڙيسري آئن سان وابسته نٿو ڪري سگهجي.

هيءَ حالت هم اشتراڪي قلمَن کان مختلف آهي، جتي مخصوص ايٽمن جي وچ ۾ هم اشتراڪي بانڊ اڃا به سڃاڻپ لائق هوندا آهن، ڇاڪاڻ⁠تہ اهي ٻين ايٽمن جي ڀيٽ ۾ هڪ ٻئي جي وڌيڪ ويجهو هوندا آهن، جيئن ايڪس-ري تفرقي (ايڪس-ري ڊسفريڪشن) جهڙين طريقن سان معلوم ڪري سگهجي ٿو. آئني قلم ڪڏهن ڪڏهن هم اشتراڪي ۽ آئني ٻنهي قسمن جي بندن تي مشتمل هوندا آهن، جيئن پيچيده تيزابن جي لوڻن، مثال طور سوڊيم سائينائيڊ (NaCN)، ۾ ڏسي سگهجي ٿو. ايڪس-ري تفرقي مان معلوم ٿيو آهي ته NaCN ۾ سوڊيم ڪيٽائن (Na+) ۽ سائينائيڊ آئڻ (CN−) جي وچ ۾ بند آئني نوعيت جا آهن، ۽ ڪو به سوڊيم آئن ڪنهن هڪ خاص سائينائيڊ آئن سان ڳنڍيل ناهي. پر سائينائيڊ آئن جي اندر ڪاربان (C) ۽ نائيٽروجن (N) جي وچ وارو بند هم اشتراڪي هوندو آهي، تنهن ڪري هر ڪاربان رڳو هڪ نائيٽروجن سان مضبوط نموني ڳنڍيل هوندو آهي، جنهن سان ان جو مفاصلو ٻين ڪاربان يا نائيٽروجن ايٽمن جي ڀيٽ ۾ گهڻو گهٽ هوندو آهي.

جڏهن اهڙا قلم ڳري مايع بڻجن ٿا ته سڀ کان پهرين آئني بند ٽٽندا آهن، ڇاڪاڻ⁠تہ اهي رخائتا (ڊائريڪشنل) نه هوندا آهن ۽ چارج وارن ذرڙن کي آزاديءَ سان حرڪت ڪرڻ ڏيندا آهن. ساڳيءَ طرح، جڏهن اهڙا لوڻ پاڻيءَ ۾ حل ٿين ٿا ته پاڻيءَ سان رابطي سبب آئني بند ٽٽي ويندا آهن، جڏهن ته هم اشتراڪي بند برقرار رهندا آهن. مثال طور، محلول ۾ سائينائيڊ آئن اڃا به هڪ واحد CN− آئن جي صورت ۾ موجود رهندو آهي ۽ آزاديءَ سان حرڪت ڪندو آهي، بلڪل اهڙيءَ طرح جيئن سوڊيم جا Na+ آئن. پاڻيءَ ۾ چارج وارا آئن هڪ ٻئي کان پري ٿي ويندا آهن، ڇاڪاڻ⁠تہ هر آئن جي ڪشش ٻين آئنن جي ڀيٽ ۾ پاڻيءَ جي ڪيترن ئي ماليڪيولن سان وڌيڪ مضبوط هوندي آهي. اهڙن محلولن ۾ آئنن ۽ پاڻيءَ جي ماليڪيولن جي وچ واري ڪشش، ڪمزور بين-سالمي قوت جي هڪ قسم، يعني ڊائپول–ڊائپول ڪشش، سبب هوندي آهي. ڳريل آئني مرڪبن ۾ به آئن هڪ ٻئي ڏانهن متوجهه رهندا آهن، پر انهن جي ترتيب هاڻي منظم يا قلمي نه رهندي آهي.

هم اشتراڪي بانڊ

[سنواريو]
اصل مضمون جي لاءِ ڏسو هم اشتراڪي بانڊ
ميٿين (CH4) ۾ غير قطبي هم اشتراڪي بانڊ. ليوس بناوت ۾ C ۽ H ايٽمن جي وچ ۾ گڏيل برقين کي ڏيکاريو ويو آهي.

هم اشتراڪي بانڊ ڪيميائي بانڊن جو سڀ کان عام قسم آهي، جنهن ۾ ٻه يا وڌيڪ ايٽم تڪافؤ برقين کي لڳ ڀڳ هڪجهڙي نموني پاڻ ۾ ورهائيندا آهن. ان جو سڀ کان سادو ۽ عام قسم اڪيلو بانڊ آهي، جنهن ۾ ٻه ايٽم برقين جو هڪ جوڙو گڏيل طور استعمال ڪندا آهن. ٻين قسمن ۾ ٻٽو بانڊ، ٽهڻو بانڊ، هڪ- ۽ ٽن-برقي بانڊ، ٽن-مرڪزن وارو ٻه-برقي بانڊ ۽ ٽن-مرڪزن وارو چار-برقي بانڊ شامل آهن.

غير قطبي هم اشتراڪي بانڊن ۾ بانڊ ٺاهيندڙ ايٽمن جي برقي منفيت ۾ فرق تمام گهٽ، عام طور 0 کان 0.3 تائين، هوندو آهي. گهڻن نامياتي مرڪبن ۾ موجود بانڊ هم اشتراڪي نوعيت جا هوندا آهن. شڪل ۾ ڏيکاريل ميٿين (CH4) ۾ هر هائڊروجن ايٽم ڪاربان سان هڪ هم اشتراڪي بانڊ ٺاهي ٿو. اهڙي بانڊ جي LCAO وضاحت لاءِ سگما بانڊ ۽ پائي بانڊ ڏسو.[28]

جيڪي سالما بنيادي طور غير قطبي هم اشتراڪي بانڊن مان ٺهيل هوندا آهن، اهي پاڻي يا ٻين قطبي محللن ۾ عام طور نه ڳرندا آهن، پر غير قطبي محللن، جهڙوڪ هيڪسين، ۾ آسانيءَ سان حل ٿي ويندا آهن.

قطبي هم اشتراڪي بانڊ اهڙو هم اشتراڪي بانڊ آهي، جنهن ۾ نمايان آئني بانڊ وارو ڪردار پڻ موجود هوندو آهي. اهڙي حالت ۾ گڏيل ٻئي برقي هڪ ايٽم ڏانهن ٻئي جي ڀيٽ ۾ وڌيڪ ويجهو هوندا آهن، جنهن جي نتيجي ۾ چارج جي غير يڪسان ورڇ پيدا ٿيندي آهي. اهڙا بانڊ وچولي درجي جي برقي منفيت جي فرق رکندڙ ٻن ايٽمن جي وچ ۾ ٺهن ٿا ۽ ڊائپول–ڊائپول ڪشش جو سبب بڻجن ٿا. اهڙن بانڊن ۾ ٻنهي ايٽمن جي برقي منفيت جو فرق عام طور 0.3 کان 1.7 جي وچ ۾ هوندو آهي.

اڪيلا ۽ گهڻا بانڊ

[سنواريو]

اڪيلو بانڊ ٻن ايٽمن جي وچ ۾ برقين جي هڪ جوڙي جي گڏيل ورڇ کي ظاهر ڪري ٿو. هائڊروجن (H) جي هر ايٽم وٽ هڪ تڪافؤ برقي هوندو آهي. جڏهن ٻه هائڊروجن ايٽم پاڻ ۾ گڏجن ٿا، ته اهي برقين جو هڪ گڏيل جوڙو استعمال ڪندي هڪ سالمو ٺاهين ٿا. اهڙيءَ طرح هر هائڊروجن ايٽم کي هيليم (He) جهڙي عظيم گئس واري برقي ترتيب حاصل ٿي وڃي ٿي. ٻنهي ايٽمن جي وچ واري علائقي ۾ هن گڏيل برقي جوڙي جي برقي ڪثافت، الڳ الڳ ٻن غير رابطي وارن هائڊروجن ايٽمن جي ڀيٽ ۾ وڌيڪ هوندي آهي.

ٻه p-مدار جيڪي هڪ پائي بانڊ ٺاهي رهيا آهن.

ٻٽو بانڊ برقين جي ٻن گڏيل جوڙن تي مشتمل هوندو آهي. انهن مان هڪ سگما بانڊ ۽ ٻيو پائي بانڊ هوندو آهي، جنهن ۾ برقي ڪثافت ٻنهي ايٽمي مرڪزن کي ملائيندڙ محور جي ٻنهي پاسن تي مرڪوز هوندي آهي. ٽهڻو بانڊ برقين جي ٽن گڏيل جوڙن تي مشتمل هوندو آهي، جيڪي هڪ سگما بانڊ ۽ ٻن پائي بانڊن مان ٺهندا آهن. ان جو مشهور مثال نائيٽروجن جو سالمو آهي. چوڻو بانڊ ۽ ان کان وڌيڪ درجي جا بانڊ تمام ناياب هوندا آهن ۽ صرف ڪجهه منتقلي ڌاتون جي ايٽمن جي وچ ۾ ئي ٺهندا آهن.

بين-سالمي بانڊ

[سنواريو]
اصل مضمون جي لاءِ ڏسو بين-سالمي قوت

ٻن يا وڌيڪ اهڙن سالمَن جي وچ ۾، جيڪي پاڻ ۾ هم اشتراڪي بانڊن سان ڳنڍيل نه هجن، ڪيترن قسمن جا ڪمزور بانڊ ٺهي سگهن ٿا. بين-سالمي قوتون سالمَن کي هڪ ٻئي ڏانهن ڇڪين يا هڪ ٻئي کان پري ڌڪين ٿيون. ڪيترين حالتن ۾ اهي قوتون ڪنهن مادي جي طبعي خاصيتن، جهڙوڪ ڳرڻ جو گرمي پد، تي اهم اثر وجهنديون آهن.

وان ڊر والز قوتون بند-خول (ڪلوزڊ-شيل) وارن سالمَن جي وچ ۾ ٿيندڙ لاڳاپا آهن. انهن ۾ قطبي سالمَن جي جزوي چارجن جي وچ ۾ ٿيندڙ ڪولمي ڪشش ۽ بند برقي خولن جي وچ ۾ پائولي ڌڪ (پائولي ريپلشن) شامل هوندا آهن.[29]:696

ڪيسوم قوتون ٻن قطبي سالمَن جي مستقل ڊائپولن جي وچ ۾ پيدا ٿيندڙ قوتون آهن.[29]: 701  لنڊن ورڇ قوتون مختلف سالمَن ۾ پيدا ٿيل (Induced) ڊائپولن جي وچ ۾ ٿيندڙ قوتون آهن.[29]: 703  اهڙيءَ طرح هڪ سالمَي جي مستقل ڊائپول ۽ ٻئي سالمَي جي پيدا ٿيل ڊائپول جي وچ ۾ به لاڳاپو پيدا ٿي سگهي ٿو.[29]: 702 

هائڊروجن بانڊ A--H•••B جي صورت ۾ تڏهن ٺهندو آهي، جڏهن A ۽ B ٻه انتهائي برقي-منفي ايٽم (عام طور نائيٽروجن، آڪسيجن يا فلورين) هجن. اهڙي حالت ۾ A، H سان انتهائي قطبي هم اشتراڪي بند ٺاهي ٿو، جنهن جي نتيجي ۾ H تي جزوي مثبت چارج پيدا ٿئي ٿي، جڏهن ته B وٽ اڪيلو برقي جوڙو موجود هوندو آهي، جيڪو انهيءَ جزوي مثبت چارج ڏانهن متوجهه ٿي هائڊروجن بند ٺاهي ٿو.[29]: 702  هائڊروجن بند پاڻي ۽ امونيا جي بلند اُبال گرمي پد جا بنيادي ذميوار آهن، جڏهن انهن جي وڌيڪ ڳرن هم منصبن سان ڀيٽ ڪئي وڃي. ڪجهه حالتن ۾، ٻن مختلف سالمَن جي انتهائي برقي-منفي ايٽمن جي وچ ۾ موجود ڪنهن هيلوجن ايٽم ذريعي ساڳئي نوعيت جو هيلوجن بند پڻ ٺهي سگهي ٿو. تمام ننڍن مفاصلن تي ايٽمن جي وچ ۾ ڌڪيندڙ (ريپلسو) قوتون پڻ اهم ڪردار ادا ڪرڻ لڳن ٿيون.[29]: 705-6 

ڪيميائي بانڊ جا نظريا

[سنواريو]

"خالص" آئني بانڊ جي (غير حقيقي) حد ۾، برقي بانڊ ۾ شامل ٻنهي ايٽمن مان رڳو هڪ تي مڪمل طور مقامي (لوڪلائيزڊ) هوندا آهن. اهڙن بانڊن کي ڪلاسيڪي طبعيات جي مدد سان سمجهي سگهجي ٿو. ايٽمن جي وچ واري قوت هم رخ (آئسوٽراپڪ) مسلسل برقي سڪوني امڪانن (اليڪٽرو اسٽيٽڪ پوٽينشل) تي دارومدار رکي ٿي. هن قوت جي شدت ڪولمب جي قانون موجب ٻنهي آئنن جي چارجن جي حاصل ضرب سان سڌي تناسب ۾ هوندي آهي.[30]

هم اشتراڪي بانڊ کي تڪافؤ بانڊ (VB) نظريي يا سالمي مدار (MO) نظريي جي ذريعي وڌيڪ بهتر نموني سمجهي سگهجي ٿو. بانڊ ۾ شامل ايٽمن جون خاصيتون آڪسائيڊيشن انگ، رسمي چارج ۽ برقي منفيت جهڙن تصورن جي مدد سان بيان ڪري سگهجن ٿيون. بانڊ جي اندر موجود برقي ڪثافت ڪنهن هڪ ايٽم سان وابسته نه هوندي آهي، پر ٻنهي ايٽمن جي وچ ۾ بي مرڪز (ڊيلوڪلائيزڊ) هوندي آهي.

تڪافؤ بانڊ نظريي موجب، بانڊ برقين جي اهڙن جوڙن مان ٺهن ٿا، جيڪي ٻن ايٽمن جي وچ ۾ ايٽمي مدارن جي هڪ ٻئي تي چڙهڻ (Overlap) سبب مقامي طور گڏيل هوندا آهن. مداري هائبرڊائيزيشن ۽ گونج جا تصور هن بنيادي برقي-جوڙي واري خيال کي وڌيڪ واضح ڪن ٿا. ٻئي طرف، سالمي مدار نظريي ۾ بانڊ کي اهڙي برقي ورڇ طور ڏٺو ويندو آهي، جيڪا سڄي سالمي ۾ پکڙيل هوندي آهي ۽ اهڙن مدارن ۾ ورهايل هوندي آهي، جيڪي سالمي جي تماثل (سميٽري) مطابق ترتيب ڏنل هوندا آهن. ان لاءِ عام طور ايٽمي مدارن جي ليڪي ميلاپ وارو سالمي مدار طريقو (LCAO) استعمال ڪيو ويندو آهي. تڪافؤ بانڊ نظريو، ڇاڪاڻ⁠تہ بانڊن کي مقامي انداز ۾ بيان ڪري ٿو، تنهن ڪري ڪيميائي تبديلين ۾ شامل سالمي جي مخصوص حصن تي ڌيان ڏيڻ وڌيڪ آسان بڻائي ٿو. ان جي ابتڙ، سالمي مدار نظريو مقداري ميخانيات جي نقطۂ نظر کان وڌيڪ "قدرتي" سمجهيو وڃي ٿو، ڇاڪاڻ⁠تہ مدارن جون توانائيون حقيقي طبعي اهميت رکن ٿيون ۽ فٽو برقي طيف نگاري مان حاصل ٿيندڙ تجربي واري آئنائزيشن توانائين سان سڌي طرح لاڳاپيل هونديون آهن. انهيءَ ڪري تڪافؤ بانڊ نظريو ۽ سالمي مدار نظريو اڪثر هڪ ٻئي جا مقابلي وارا، پر هڪ ٻئي کي مڪمل ڪندڙ، نظريا سمجهيا ويندا آهن، ڇاڪاڻ⁠تہ اهي ڪيميائي نظامن بابت مختلف بصيرتون مهيا ڪن ٿا. برقي بناوت جي نظرين طور، اصولي طور ٻنهي VB ۽ MO طريقن سان گهربل درستگيءَ تائين ويجهڙائيون حاصل ڪري سگهجن ٿيون. البت، گهٽ درجي جي ويجهڙائين ۾ ٻنهي جا نتيجا مختلف ٿي سگهن ٿا، ۽ ڪنهن خاص نظام يا خاصيت جي حساب لاءِ هڪ طريقو ٻئي کان وڌيڪ موزون ثابت ٿي سگهي ٿو.[31] خالص آئني بانڊن ۾ موجود گوليائي هم رخ ڪولمبي قوتن جي ابتڙ، هم اشتراڪي بانڊ عام طور رخائتا (ڊائريڪشنل) ۽ غير هم رخ (اينئاسوٽراپڪ) هوندا آهن. انهن کي عام طور سالمي جي ميدان (پلين) جي لحاظ کان تماثل جي بنياد تي سگما بانڊ ۽ پائي بانڊ ۾ ورهايو ويندو آهي. عام حالتن ۾، ايٽم اهڙا بانڊ ٺاهيندا آهن جيڪي آئني ۽ هم اشتراڪي بانڊن جي وچ واري نوعيت جا هوندا آهن، ۽ انهن جو دارومدار شامل ايٽمن جي لاڳاپيل برقي منفيت تي هوندو آهي. اهڙي قسم جي بانڊن کي قطبي هم اشتراڪي بانڊ چيو ويندو آهي.[32]

پڻ ڏسو

[سنواريو]

خارجي لنڪس

[سنواريو]

حوالا

[سنواريو]
  1. ↑ Levine, Daniel S.; Head-Gordon, Martin (2020-09-29). "Clarifying the quantum mechanical origin of the covalent chemical bond". Nature Communications (Springer Science and Business Media LLC) 11 (1): 4893. doi:10.1038/s41467-020-18670-8. ISSN 2041-1723. PMID 32994392.
  2. ↑ Pauling, L. (1931), "The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules", Journal of the American Chemical Society, 53 (4): 1367–1400, doi:10.1021/ja01355a027
  3. ↑ Hund, F. (1928). "Zur Deutung der Molekelspektren. IV" (de ۾). Zeitschrift für Physik 51 (11–12): 759–795. doi:10.1007/BF01400239. ISSN 1434-6001. Bibcode: 1928ZPhy...51..759H. http://link.springer.com/10.1007/BF01400239.
  4. ↑ Frenking, Gernot; Krapp, Andreas (2007-01-15). "Unicorns in the world of chemical bonding models" (en ۾). Journal of Computational Chemistry 28 (1): 15–24. doi:10.1002/jcc.20543. PMID 17109434.
  5. ↑ Jensen, Frank (1999). Introduction to Computational Chemistry. John Wiley and Sons. ISBN 978-0-471-98425-2.
  6. ↑ Pauling, Linus (1960). "The Concept of Resonance". The Nature of the Chemical Bond – An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ڇاپو). Cornell University Press. ص. 10–13. ISBN 978-0801403330. {{cite book}}: ISBN / Date incompatibility (مدد)
  7. ↑ Gillespie, R.J. (2004), "Teaching molecular geometry with the VSEPR model", Journal of Chemical Education, 81 (3): 298–304, Bibcode:2004JChEd..81..298G, doi:10.1021/ed081p298
  8. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2nd ڇاپو). Pearson Prentice-Hal. ص. 100. ISBN 0130-39913-2.
  9. ↑ Rioux, F. (2001). "The Covalent Bond in H2". The Chemical Educator 6 (5): 288–290. doi:10.1007/s00897010509a.
  10. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2nd ڇاپو). Pearson Prentice-Hal. ص. 100. ISBN 0130-39913-2.
  11. 1 2 Whittaker, Edmund T. (1989). A history of the theories of aether & electricity. 1: The classical theories (Repr ڇاپو). New York: Dover Publ. ISBN 978-0-486-26126-3.
  12. ↑ Pullman, Bernard (1998). The Atom in the History of Human Thought. Oxford, England: Oxford University Press. ص. 31–33. ISBN 978-0-19-515040-7. محفوظ ڪيل مان اصل نسخي کان 5 February 2021 تي محفوظ ڪيل. 25 October 2020 تي حاصل ڪيل.
  13. ↑ "Law of definite proportions | chemistry". Encyclopedia Britannica (انگريزي ۾). 2020-09-03 تي حاصل ڪيل.
  14. 1 2 Hudson, John (1992). The History of Chemistry (انگريزي ۾). Boston, MA: Springer US. doi:10.1007/978-1-4684-6441-2. ISBN 978-1-4684-6443-6.
  15. ↑ Frankland, E. (1852). "On a New Series of Organic Bodies Containing Metals". Philosophical Transactions of the Royal Society of London 142: 417–444. doi:10.1098/rstl.1852.0020.
  16. ↑ Abegg, R. (1904). "Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen" (German ۾). Zeitschrift für anorganische Chemie 39 (1): 330–380. doi:10.1002/zaac.19040390125. https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=uc1.b3959087;view=1up;seq=344.
  17. ↑ The Genesis of the Bohr Atom, John L. Heilbron and Thomas S. Kuhn, Historical Studies in the Physical Sciences, Vol. 1 (1969), pp. vi, 211-290 (81 pages), University of California Press.
  18. ↑ B. Bryson (2003). A Short History of Nearly Everything. Broadway Books. ISBN 0-7679-0817-1.
  19. ↑ Original Proceedings of the 1911 Solvay Conference published 1912. THÉORIE DU RAYONNEMENT ET LES QUANTA. RAPPORTS ET DISCUSSIONS DELA Réunion tenue à Bruxelles, du 30 octobre au 3 novembre 1911, Sous les Auspices dk M. E. SOLVAY. Publiés par MM. P. LANGEVIN et M. de BROGLIE. Translated from the French, p. 127.
  20. ↑ Lewis, Gilbert N. (1916). "The Atom and the Molecule". Journal of the American Chemical Society 38 (4): 772. doi:10.1021/ja02261a002. Bibcode: 1916JAChS..38..762L. http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/corr216.3-lewispub-19160400.html. a copy آرڪائيو ڪيا ويا 2021-04-18 حوالو موجود آهي وي بيڪ مشين.
  21. ↑ Pais, Abraham (1986). Inward Bound: Of Matter and Forces in the Physical World. New York: Oxford University Press. ص. 228–230. ISBN 978-0-19-851971-3.
  22. ↑ Svidzinsky, Anatoly A.; Marlan O. Scully; Dudley R. Herschbach (2005). "Bohr's 1913 molecular model revisited". Proceedings of the National Academy of Sciences 102 (34): 11985–11988. doi:10.1073/pnas.0505778102. PMID 16103360. PMC 1186029. Bibcode: 2005PNAS..10211985S. http://www.pnas.org/content/102/34/11985.full.pdf.
  23. ↑ Laidler, K. J. (1993). The World of Physical Chemistry. Oxford University Press. ص. 346. ISBN 978-0-19-855919-1.
  24. ↑ Heitler, W.; London, F. (1927). "Wechselwirkung neutraler Atome und homoopolare Bindung nach der Quantenmechanik". Zeitschrift für Physik 44 (6–7): 455–472. doi:10.1007/bf01397394. Bibcode: 1927ZPhy...44..455H. English translation in Hettema, H. (2000). Quantum Chemistry: Classic Scientific Papers. World Scientific. ص. 140. ISBN 978-981-02-2771-5. 2012-02-05 تي حاصل ڪيل.
  25. ↑ James, H.H.; Coolidge, A S. (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics 1 (12): 825–835. doi:10.1063/1.1749252. Bibcode: 1933JChPh...1..825J. https://archive.org/details/sim_journal-of-chemical-physics_1933-12_1_12/page/825.
  26. ↑ "Bond Energies". Chemistry Libre Texts. 2 October 2013. 2019-02-25 تي حاصل ڪيل.
  27. ↑ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W.H. Freeman & Co. ص. 294–295. ISBN 978-0-7167-3107-8.
  28. ↑ Streitwieser, Andrew; Heathcock, Clayton H.; Kosower, Edward M. (1992). Introduction to organic chemistry. Heathcock, Clayton H., Kosower, Edward M. (4th ڇاپو). New York: Macmillan. ص. 250. ISBN 978-0024181701. OCLC 24501305.
  29. 1 2 3 4 5 6 Atkins, Peter; de Paula, Julio (2002). Physical Chemistry (7th ڇاپو). W.H.Freeman. ص. 696–706. ISBN 0-7167-3539-3.
  30. ↑ "Fundamentals of Electromagnetics". www.sciencedirect.com (آمريڪي انگريزي ۾). doi:10.1016/B978-0-12-472257-6.50005-7. 2026-05-08 تي حاصل ڪيل.
  31. ↑ "21.7: Which Is Better- MO or VB?". Chemistry LibreTexts (انگريزي ۾). 2014-11-26. 2026-05-08 تي حاصل ڪيل.
  32. ↑ Ouellette, Robert J.; Rawn, J. David (2015). "Polar Covalent Bond". Science Direct. 14 September 2023 تي حاصل ڪيل. A polar covalent bond exists when atoms with different electronegativities share electrons in a covalent bond.
"https://sd.wikipedia.org/w/index.php?title=ڪيميائي_بانڊ&oldid=407641" تان ورتل