توازن کی میز کی تعریف

ایٹم کے الیکٹران نیوکلئس کے آس پاس کے علاقے یا علاقے میں تقسیم ہوتے ہیں۔ اس خطے میں توانائی کی سطحیں ہیں جو مدار بناتے ہیں، جن کی نمائندگی حروف یا اعداد سے ہوتی ہے۔ اس طرح، انتہائی انتہائی مدار میں موجود الیکٹرانوں کی تعداد کو ایک فرق، والینس الیکٹران سے جانا جاتا ہے۔

انتہائی انتہائی مدار کو بدلے میں والینس مدار کہا جاتا ہے۔

الیکٹرانوں کی زیادہ سے زیادہ تعداد جو انتہائی انتہائی مدار میں سمائی جا سکتی ہے آٹھ ہے۔ اس کی وجہ سے، انتہائی اور مکمل طور پر مکمل مدار والے عناصر کے بارے میں دعویٰ کیا جاتا ہے کہ وہ آکٹیٹ کنفیگریشن رکھتے ہیں۔

اس قسم کے عناصر آسانی سے دوسروں کے ساتھ نہیں مل پاتے ہیں اور اس کے نتیجے میں ان میں بہت کم رد عمل ہوتا ہے۔

دوسرے الفاظ میں، ان کی یکجا کرنے کی صلاحیت عملی طور پر صفر ہے۔

وہ عناصر جن کا والینس کا مدار نامکمل ہے ان کا رجحان اپنی آکٹیٹ ترتیب کو مکمل کرنے اور ایک ہی یا مختلف قسم کے ایٹموں کے ساتھ مل کر ختم ہونے کا ہوتا ہے۔ اس طرح، ایک ایٹم کی دوسرے ایٹم کے ساتھ جوڑنے کی صلاحیت کو valence کہتے ہیں۔

valences کا اعداد و شمار ان امکانات کی نشاندہی کرتا ہے جو ایک ایٹم کے پاس ہوتا ہے جب کسی مرکب کو حاصل کرنے کے لیے دوسرے کے ساتھ ملایا جاتا ہے۔ یہ پیمائش اس زمرے کے کسی عنصر کے ایٹموں کے ذریعے قائم کیمیائی بانڈز کی مقدار سے متعلق ہے۔

valences کی کئی اقسام یا طریقوں ہیں۔

مقررہ کے پاس اکٹھا کرنے کا صرف ایک طریقہ ہے اور ان کی تمام حالتیں مثبت ہیں (اس خصوصیت والے عناصر میں سے کچھ ہیں لتیم، سوڈیم، پوٹاشیم، چاندی، میگنیشیم اور زنک)۔

متغیرات کو ملانے کے دو یا زیادہ طریقے ہوتے ہیں (تانبا، مرکری، ٹن، سیسہ اور پلاٹینم یہ خاصیت رکھتے ہیں)۔

غیر دھاتوں کی مقررہ والینسز (مثال کے طور پر، ہائیڈروجن، فلورین، یا آکسیجن میں) اور دھاتوں کی متغیر والینسز بھی ہیں۔

کسی بھی صورت میں، یہ تمام خصوصیات میزوں کے ذریعہ ترتیب دی جاتی ہیں جہاں مختلف کیمیائی عناصر کو گروپ کیا جاتا ہے۔

کیمیائی عناصر کے یکجا ہونے کی صلاحیت سے متعلق ایک مثالی مثال

عناصر دوسرے عناصر کے ساتھ مختلف طریقوں سے یکجا ہوتے ہیں: اپنے الیکٹران کو کھونا، حاصل کرنا یا بانٹنا۔ مثال کے طور پر، سوڈیم (Na) کی الیکٹران کنفیگریشن 2، 8، 1 ہے اور کلورین (Cl) کی 2، 8، 7 ہے اور اس کے نتیجے میں، سوڈیم کے لیے ایک الیکٹران کو کھو دینا اس سے زیادہ آسان ہے کہ وہ سات الیکٹران مکمل کر لے۔ اس کا آکٹیٹ (اس کے برعکس، کلورین سات الیکٹرانوں کو کھونے کے بجائے آسانی سے ایک الیکٹران کو اپنا آکٹیٹ مکمل کرنے کے لیے قبول کرتی ہے)۔

دوسرے لفظوں میں، سوڈیم اور کلورین دونوں کا توازن 1 ہے، کیونکہ ان کی امتزاج کی گنجائش 1 ہے۔