ایٹم کی ساخت: ایٹم کس چیز سے بنتا ہے

ایٹم کسی کیمیائی عنصر کا سب سے چھوٹا ذرہ ہے جو اس کی خصوصیات کو برقرار رکھتا ہے۔ یہ اتنا پیچیدہ نہیں ہے جتنا لگتا ہے، صرف دو 'حصے' ہیں:

• نیوکلیس - ایٹم کا مرکز۔ اس میں دو قسم کے ذرات رہتے ہیں: مثبت پروٹان اور غیر جانبدار نیوٹران۔ نیوکلیس ناقابل تصور حد تک چھوٹا ہے - خود ایٹم سے تقریباً 100,000 گنا چھوٹا ہے - لیکن اس میں 99.9% سے زیادہ ماس مرکوز ہے۔
• الیکٹرانک شیل - ایٹم کی باقی تمام جگہ، جہاں ہلکے منفی الیکٹران نیوکلیس کے گرد گردش کرتے ہیں۔

اگر آپ ایٹم کو ایک اسٹیڈیم کے سائز تک بڑھا دیں، تو نیوکلیس میدان کے مرکز میں ایک مٹر کے دانے کی طرح ہوگا - باقی سب کچھ 'تقریباً خالی' الیکٹرانک شیل پر محیط ہوگا۔

کائنات کے تمام ایٹم صرف تین قسم کے ذرات سے بنے ہیں — صرف ان کی تعداد مختلف ہوتی ہے۔ ذرات کا موازنہ تین خصوصیات کے لحاظ سے کرنا آسان ہے: چارج، ماس اور 'رہائش گاہ'۔

پروٹان اور نیوٹران ماس میں تقریباً ایک جیسے ہیں — تقریباً 1 amu (ایٹمی ماس یونٹ) ہر ایک۔ الیکٹران ان سے تقریباً 1836 گنا ہلکا ہے، اس لیے حساب میں اس کے ماس کو نظر انداز کر دیا جاتا ہے۔ لیکن پروٹان اور الیکٹران کے چارجز قدر میں برابر اور علامت میں مخالف ہوتے ہیں: جب تک ایٹم میں پروٹان کی تعداد الیکٹران کے برابر ہے، یہ برقی طور پر غیر جانبدار ہے۔

کسی بھی ایٹم کی ساخت کو دو نمبروں سے بیان کیا جاتا ہے:

• چارج نمبر Z — نیوکلیس میں پروٹان کی تعداد۔ یہ مینڈیلیف کے جدول میں عنصر کا ترتیب نمبر ہے: نمبر 1 — ہائیڈروجن (1 پروٹان)، نمبر 8 — آکسیجن (8 پروٹان)، نمبر 79 — سونا (79 پروٹان)۔ اس لیے ایٹم کے سیاروی ماڈل میں، نیوکلیس میں پروٹان کی تعداد الیکٹران کی تعداد کے برابر ہوتی ہے: ایٹم غیر جانبدار ہوتا ہے، اور ہر پروٹان کے لیے بالکل ایک الیکٹران ہوتا ہے۔
• ماس نمبر A — نیوکلیس میں ذرات کی کل تعداد: \(A = Z + N\)، جہاں N نیوٹران کی تعداد ہے۔ اس سے اسکول کے مسائل کا بنیادی فارمولا نکلتا ہے: \(N = A - Z\)۔

ایٹم کی ساخت کو اس طرح لکھا جاتا ہے: \(^{A}_{Z}\text{X}\)۔ مثال کے طور پر، \(^{35}_{17}\text{Cl}\) — کلورین، جس میں 17 پروٹان اور 35 − 17 = 18 نیوٹران ہوتے ہیں۔ نیچے دی گئی یادداشت تین سطروں میں پورا طریقہ کار ہے۔

الیکٹران نیوکلیس کے گرد بے ترتیب طور پر نہیں گھومتے: وہ توانائی کی سطحوں (شیلوں) پر ترتیب پاتے ہیں۔ سطح جتنی نیوکلیس سے دور ہوگی، اتنے ہی زیادہ الیکٹران اس میں سما سکتے ہیں — زیادہ سے زیادہ فارمولے \(2n^2\) سے شمار کیا جاتا ہے:

• پہلی سطح — زیادہ سے زیادہ 2 الیکٹران؛
• دوسری سطح — زیادہ سے زیادہ 8؛
• تیسری سطح — زیادہ سے زیادہ 18؛
• چوتھی سطح — زیادہ سے زیادہ 32۔

سطحیں ترتیب سے، قریب سے دور تک بھری جاتی ہیں۔ مثال کے طور پر، آکسیجن (Z = 8) کے لیے الیکٹران 2، 6 کے طور پر ترتیب پاتے ہیں؛ سوڈیم (Z = 11) کے لیے — 2، 8، 1؛ کلورین (Z = 17) کے لیے — 2، 8، 7۔ بیرونی سطح کے الیکٹران کو والنٹ الیکٹران کہا جاتا ہے — یہ وہی ہیں جو کیمیائی رد عمل میں حصہ لیتے ہیں اور عنصر کی خصوصیات کا تعین کرتے ہیں۔

سطحوں کی تعداد بھی مینڈیلیف کا جدول بتاتا ہے: یہ اس عنصر کے دورانیے کے نمبر کے برابر ہوتی ہے۔ اعلیٰ کلاسوں میں، سطحوں کو مزید s، p، d، f ذیلی سطحوں میں تقسیم کیا جاتا ہے اور الیکٹرانک کنفیگریشن لکھی جاتی ہے — مثال کے طور پر، آکسیجن کے لیے 1s²2s²2p⁴۔

کسی عنصر کے پروٹان کی تعداد کو تبدیل نہیں کیا جا سکتا: اگر آپ نیوکلیس میں پروٹان شامل کریں گے تو یہ ایک مختلف عنصر بن جائے گا۔ لیکن نیوٹران مختلف تعداد میں ہو سکتے ہیں۔ آئسوٹوپس ایک ہی عنصر کے ایٹم ہوتے ہیں جن میں Z کی تعداد برابر ہوتی ہے، لیکن نیوٹران کی تعداد مختلف ہوتی ہے، اور اس لیے ماس نمبر A بھی مختلف ہوتا ہے۔

ایک کلاسیکی مثال ہائیڈروجن اور اس کے تین آئسوٹوپس ہیں: پروٹیم \(^{1}_{1}\text{H}\) (بالکل کوئی نیوٹران نہیں)، ڈیوٹیریم \(^{2}_{1}\text{H}\) (1 نیوٹران) اور ٹریٹیم \(^{3}_{1}\text{H}\) (2 نیوٹران)۔ کیمیائی طور پر، آئسوٹوپس تقریباً ناقابل شناخت ہوتے ہیں: رد عمل میں اہم کردار الیکٹران ادا کرتے ہیں، اور آئسوٹوپس میں ان کی تعداد برابر ہوتی ہے۔

یہی وجہ ہے کہ مینڈیلیف کے جدول میں ایٹمی ماس جزوی ہوتے ہیں: یہ عنصر کے تمام قدرتی آئسوٹوپس کا اوسط وزن ہوتا ہے۔ مثال کے طور پر، کلورین کا ماس 35.45 ہے — کیونکہ قدرتی کلورین کلورین-35 اور کلورین-37 کے مرکب پر مشتمل ہے۔

لفظ 'ایٹم' یونانی لفظ atomos سے آیا ہے جس کا مطلب ہے 'ناقابل تقسیم': ڈیموکریٹس نے اسے اسی طرح تصور کیا تھا، اور 19ویں صدی کے اوائل میں جے ڈالٹن نے ناقابل تقسیم ایٹم کے خیال پر پہلا سائنسی نظریہ بنایا۔ لیکن 19ویں اور 20ویں صدی کے موڑ پر ہونے والی دریافتوں نے ظاہر کیا: ایٹم کی اندرونی ساخت ہوتی ہے۔

• 1897 — تھامسن کا ماڈل ('پڈنگ ود ریزنز')۔ جے تھامسن نے الیکٹران دریافت کیا اور تجویز کیا کہ الیکٹران مثبت چارج والے 'میڈیم' میں شامل ہیں، جیسے پڈنگ میں کشمش۔
• 1911 — ردرفورڈ کا سیاروی ماڈل۔ سونے کے ورق پر α-ذرات کی بمباری کرتے ہوئے، ای. ردرفورڈ نے پایا کہ تقریباً تمام ماس اور تمام مثبت چارج ایک ننھے سے نیوکلیس میں مرتکز ہیں، اور الیکٹران اس کے گرد سیاروں کی طرح گردش کرتے ہیں۔
• 1913 — بور کا ماڈل۔ نیلز بور نے واضح کیا: الیکٹران کسی بھی مدار میں نہیں، بلکہ مخصوص توانائی کی سختی سے متعین مداروں میں حرکت کرتے ہیں — اس طرح توانائی کی سطحیں وجود میں آئیں۔
• 1920 کی دہائی — کوانٹم مکینیکل ماڈل۔ جدید فزکس الیکٹران کو مدار میں ایک گیند کی طرح نہیں، بلکہ الیکٹران کلاؤڈ کے طور پر بیان کرتی ہے — جگہ کا ایک علاقہ جہاں الیکٹران کو مختلف امکانات کے ساتھ پایا جا سکتا ہے۔

سطحوں کے ساتھ سیاروی ماڈل (جیسا کہ اوپر دی گئی اسکیم میں ہے) اسکول کی کیمسٹری میں اب بھی استعمال ہوتا ہے: ذرات کو شمار کرنے اور الیکٹران کو ترتیب دینے کے لیے اس کی درستگی کافی ہے۔