سطحی کیمیا ان مظاہر سے متعلق ہے جو سطحوں یا انٹرفیسز پر وقوع پذیر ہوتے ہیں۔ انٹرفیس یا سطح کو بلک فیزز کو ہائفن یا سلیش سے جدا کر کے ظاہر کیا جاتا ہے۔ مثال کے طور پر، ٹھوس اور گیس کے درمیان انٹرفیس کو ٹھوس-گیس یا ٹھوس/گیس سے ظاہر کیا جا سکتا ہے۔ مکمل امتزاج کی وجہ سے، گیسیں کے درمیان کوئی انٹرفیس نہیں ہوتا۔ سطحی کیمیا میں ہمارے سامنے آنے والی بلک فیزز خالص مرکبات یا محلول ہو سکتی ہیں۔ انٹرفیس عام طور پر چند مالیکیولز موٹا ہوتا ہے لیکن اس کا رقبہ بلک فیزز کے ذرات کے سائز پر منحصر ہوتا ہے۔ بہت سے اہم مظاہر، جن میں نمایاں طور پر سنکنرن، الیکٹروڈ عمل، غیر یکساں کیٹیلیسس، تحلیل اور قلمی عمل شامل ہیں، انٹرفیسز پر وقوع پذیر ہوتے ہیں۔ سطحی کیمیا کا موضوع صنعت، تجزیاتی کام اور روزمرہ زندگی کے حالات میں بہت سی تطبیقات رکھتا ہے۔

سطحی مطالعہ کو احتیاط سے انجام دینے کے لیے، واقعی صاف سطح کا حصول ناگزیر ہو جاتا ہے۔ تقریباً $10^{-8}$ سے $10^{-9}$ پاسکل کے انتہائی اعلی خلا کے تحت، اب دھاتوں کی انتہائی صاف سطحیں حاصل کرنا ممکن ہے۔ اس طرح کی صاف سطحوں والے ٹھوس مواد کو خلا میں ذخیرہ کرنے کی ضرورت ہوتی ہے ورنہ یہ ہوا کے اہم اجزاء یعنی ڈائی آکسیجن اور ڈائی نائٹروجن کے مالیکیولز سے ڈھک جائیں گے۔

اس یونٹ میں، آپ سطحی کیمیا کی کچھ اہم خصوصیات جیسے جذب، کیٹیلیسس اور کولائیڈز بشمول ایملشنز اور جیلز کا مطالعہ کریں گے۔

5.1 جذب (ایڈسارپشن)

کئی مثالیں ہیں، جو ظاہر کرتی ہیں کہ کسی ٹھوس کی سطح اس فیز کے مالیکیولز کو اپنی طرف کھینچنے اور برقرار رکھنے کی رجحان رکھتی ہے جس کے ساتھ وہ رابطے میں آتی ہے۔ یہ مالیکیولز صرف سطح پر رہتے ہیں اور بلک میں گہرائی میں نہیں جاتے۔ کسی ٹھوس یا مائع کی بلک کے بجائے سطح پر مالیکیولی انواع کا جمع ہونا جذب (ایڈسارپشن) کہلاتا ہے۔ مالیکیولی نوع یا مادہ، جو سطح پر مرتکز یا جمع ہوتا ہے، جذب شونہ (ایڈساربیٹ) کہلاتا ہے اور جس مواد کی سطح پر جذب ہوتا ہے اسے جاذب (ایڈساربینٹ) کہتے ہیں۔

جذب بنیادی طور پر ایک سطحی مظہر ہے۔ ٹھوس، خاص طور پر باریک تقسیم شدہ حالت میں، بڑا سطحی رقبہ رکھتے ہیں اور اس لیے، چارکول، سلیکا جیل، الامینا جیل، مٹی، کولائیڈز، باریک تقسیم شدہ حالت میں دھاتیں وغیرہ اچھے جاذب کے طور پر کام کرتے ہیں۔

جذب عمل میں

(i) اگر $\mathrm{O_2}, \mathrm{H_2}, \mathrm{CO}, \mathrm{Cl_2}, \mathrm{NH_3}$ یا $\mathrm{SO_2}$ جیسی کوئی گیس پاؤڈر چارکول پر مشتمل بند برتن میں لی جائے، تو مشاہدہ کیا جاتا ہے کہ بند برتن میں گیس کا دباؤ کم ہو جاتا ہے۔ گیس کے مالیکیول چارکول کی سطح پر مرتکز ہو جاتے ہیں، یعنی گیسیں سطح پر جذب ہو جاتی ہیں۔

(ii) کسی نامیاتی رنگ، مثلاً میتھائلین بلو، کے محلول میں، جب جانوروں کا چارکول ملایا جاتا ہے اور محلول کو اچھی طرح ہلایا جاتا ہے، تو مشاہدہ کیا جاتا ہے کہ فلٹریٹ بے رنگ ہو جاتا ہے۔ رنگ کے مالیکیول اس طرح چارکول کی سطح پر جمع ہو جاتے ہیں، یعنی جذب ہو جاتے ہیں۔

(iii) خام چینی کا آبی محلول، جب جانوروں کے چارکول کے بستروں سے گزارا جاتا ہے، بے رنگ ہو جاتا ہے کیونکہ رنگنے والے مادے چارکول کے ذریعے جذب ہو جاتے ہیں۔

(iv) سلیکا جیل کی موجودگی میں ہوا خشک ہو جاتی ہے کیونکہ پانی کے مالیکیول جیل کی سطح پر جذب ہو جاتے ہیں۔

مندرجہ بالا مثالوں سے یہ واضح ہے کہ ٹھوس سطحیں جذب کے ذریعے گیس یا مائع کے مالیکیولز کو تھام سکتی ہیں۔ کسی سطح سے جذب شدہ مادہ کو ہٹانے کے عمل کو اخراج (ڈیسارپشن) کہتے ہیں۔

5.1.1 جذب (ایڈسارپشن) اور انجذاب (ایبسارپشن) میں فرق

جذب (ایڈسارپشن) میں، مادہ صرف سطح پر مرتکز ہوتا ہے اور جاذب کی بلک میں سطح کے پار نہیں سرایت کرتا، جبکہ انجذاب (ایبسارپشن) میں، مادہ ٹھوس کی پوری بلک میں یکساں طور پر تقسیم ہوتا ہے۔ مثال کے طور پر، جب چاک کی ایک سلاخی روشنائی میں ڈبوئی جاتی ہے، تو سطح رنگین مالیکیولز کے جذب کی وجہ سے روشنائی کا رنگ برقرار رکھتی ہے جبکہ روشنائی کا سالوینٹ انجذاب کی وجہ سے سلاخی میں گہرائی میں چلا جاتا ہے۔ چاک کی سلاخی کو توڑنے پر، وہ اندر سے سفید پائی جاتی ہے۔ جذب اور انجذاب کے درمیان فرق پانی کے بخارات کی مثال لے کر کیا جا سکتا ہے۔ پانی کے بخارات بے آب کیلشیم کلورائیڈ کے ذریعے جذب (ایبسارب) ہوتے ہیں لیکن سلیکا جیل کے ذریعے جذب (ایڈسارب) ہوتے ہیں۔ دوسرے الفاظ میں، جذب (ایڈسارپشن) میں جذب شونہ (ایڈساربیٹ) کی ارتکاز صرف جاذب (ایڈساربینٹ) کی سطح پر بڑھتی ہے، جبکہ انجذاب (ایبسارپشن) میں ارتکاز ٹھوس کی پوری بلک میں یکساں ہوتا ہے۔

جذب (ایڈسارپشن) اور انجذاب (ایبسارپشن) دونوں بیک وقت بھی ہو سکتے ہیں۔ دونوں عمل کو بیان کرنے کے لیے اصطلاح جذبیت (سارپشن) استعمال ہوتی ہے۔

5.1.2 جذب کا میکانیزم

جذب اس حقیقت کی وجہ سے پیدا ہوتا ہے کہ جاذب کے سطحی ذرات بلک کے اندر کے ذرات جیسے ماحول میں نہیں ہوتے۔ جاذب کے اندر تمام ذرات کے درمیان عمل کرنے والی قوتیں باہمی طور پر متوازن ہوتی ہیں لیکن سطح پر ذرات ہر طرف اپنی نوع کے ایٹمز یا مالیکیولز سے گھیرے نہیں ہوتے، اور اس لیے وہ غیر متوازن یا باقی کشش قوتیں رکھتے ہیں۔ جاذب کی یہ قوتیں جذب شونہ کے ذرات کو اپنی سطح پر کھینچنے کے ذمہ دار ہیں۔ جذب کی حد کسی مخصوص درجہ حرارت اور دباؤ پر جاذب کے فی اکائی کمیت کے سطحی رقبے میں اضافے کے ساتھ بڑھتی ہے۔

جذب کی ایک اور اہم خصوصیت جذب کی حرارت ہے۔ جذب کے دوران، سطح کی باقی قوتوں میں ہمیشہ کمی واقع ہوتی ہے، یعنی سطحی توانائی میں کمی ہوتی ہے جو حرارت کی صورت میں ظاہر ہوتی ہے۔ لہذا، جذب ہمیشہ ایک گرمی خارج کرنے والا عمل ہے۔ دوسرے الفاظ میں، جذب کی $\Delta \mathrm{H}$ ہمیشہ منفی ہوتی ہے۔ جب کوئی گیس جذب ہوتی ہے، تو اس کے مالیکیولز کی حرکت کی آزادی محدود ہو جاتی ہے۔ اس کا مطلب ہے جذب کے بعد گیس کی اینٹروپی میں کمی، یعنی $\Delta \mathrm{S}$ منفی ہے۔ جذب اس طرح نظام کی اینتھیلپی کے ساتھ ساتھ اینٹروپی میں کمی کے ساتھ ہوتا ہے۔ کسی عمل کے خود بخود ہونے کے لیے، تھرموڈائنیمک ضرورت یہ ہے کہ، مستقل درجہ حرارت اور دباؤ پر، $\Delta \mathrm{G}$ منفی ہونا چاہیے، یعنی Gibbs توانائی میں کمی ہو۔ مساوات $\Delta \mathrm{G}=\Delta \mathrm{H}-\mathrm{T} \Delta \mathrm{S}$ کی بنیاد پر، $\Delta \mathrm{G}$ منفی ہو سکتا ہے اگر $\Delta \mathrm{H}$ کافی زیادہ منفی قدر رکھتا ہو کیونکہ $-\mathrm{T} \Delta \mathrm{S}$ مثبت ہے۔ لہذا، جذب کے عمل میں، جو خود بخود ہے، ان دو عوامل کا مجموعہ $\Delta \mathrm{G}$ کو منفی بناتا ہے۔ جیسے جیسے جذب آگے بڑھتا ہے، $\Delta \mathrm{H}$ کم سے کم منفی ہوتا جاتا ہے بالآخر $\Delta \mathrm{H}$ $\mathrm{T} \Delta \mathrm{S}$ کے برابر ہو جاتا ہے اور $\Delta \mathrm{G}$ صفر ہو جاتا ہے۔ اس حالت پر توازن حاصل ہوتا ہے۔

5.1.3 جذب کی اقسام

ٹھوس پر گیسیں کے جذب کی بنیادی طور پر دو اقسام ہیں۔ اگر کسی ٹھوس کی سطح پر گیس کا جمع ہونا کمزور van der Waals قوتوں کے باعث ہوتا ہے، تو جذب کو طبیعیاتی جذب یا فزیسارپشن کہتے ہیں۔ جب گیس کے مالیکیولز یا ایٹم کیمیائی بانڈز کے ذریعے ٹھوس سطح سے جڑے ہوتے ہیں، تو جذب کو کیمیائی جذب یا کیمیسارپشن کہتے ہیں۔ کیمیائی بانڈز نوعیت میں کوویلنٹ یا آئنک ہو سکتے ہیں۔ کیمیسارپشن میں عمل انگیزی کی اعلی توانائی شامل ہوتی ہے اور اس لیے، اکثر فعال جذب کے طور پر کہا جاتا ہے۔ کبھی کبھی یہ دونوں عمل بیک وقت وقوع پذیر ہوتے ہیں اور جذب کی قسم کا تعین کرنا آسان نہیں ہوتا۔ کم درجہ حرارت پر طبیعیاتی جذب، درجہ حرارت بڑھنے پر کیمیسارپشن میں تبدیل ہو سکتا ہے۔ مثال کے طور پر، ڈائی ہائیڈروجن پہلے van der Waals قوتوں کے ذریعے نکل پر جذب ہوتی ہے۔ ہائیڈروجن کے مالیکیول پھر ہائیڈروجن ایٹم بنانے کے لیے جدا ہوتے ہیں جو کیمیسارپشن کے ذریعے سطح پر جڑے رہتے ہیں۔

دونوں اقسام کے جذب کی کچھ اہم خصوصیات ذیل میں بیان کی گئی ہیں:

فزیسارپشن کی خصوصیات

(i) عدم تخصیص: جاذب کی کوئی دی گئی سطح کسی خاص گیس کے لیے کوئی ترجیح نہیں دکھاتی کیونکہ van der Waals قوتیں عالمگیر ہیں۔

(ii) جذب شونہ کی نوعیت: کسی ٹھوس کے ذریعے جذب ہونے والی گیس کی مقدار گیس کی نوعیت پر منحصر ہے۔ عام طور پر، آسانی سے مائع بننے والی گیسیں (یعنی، زیادہ Critical درجہ حرارت والی) آسانی سے جذب ہو جاتی ہیں کیونکہ Critical درجہ حرارت کے قریب van der Waals قوتیں مضبوط ہوتی ہیں۔ لہذا، فعال چارکول کا $1 \mathrm{~g}$ سلفر ڈائی آکسائیڈ (Critical درجہ حرارت 630K) کو میتھین (Critical درجہ حرارت 190K) سے زیادہ جذب کرتا ہے، جو پھر بھی ڈائی ہائیڈروجن کے $4.5 \mathrm{~mL}$ (Critical درجہ حرارت $33 \mathrm{~K}$) سے زیادہ ہے۔

(iii) الٹ جانے والی نوعیت: کسی ٹھوس کے ذریعے گیس کا طبیعیاتی جذب عام طور پر الٹ جانے والا ہوتا ہے۔ اس طرح،

$$ \text { Solid }+ \text { Gas } \rightleftharpoons \text { Gas } / \text { Solid }+ \text { Heat } $$

جب دباؤ بڑھایا جاتا ہے تو زیادہ گیس جذب ہوتی ہے کیونکہ گیس کا حجم کم ہوتا ہے (Le–Chatelier کا اصول) اور گیس کو دباؤ کم کر کے ہٹایا جا سکتا ہے۔ چونکہ جذب کا عمل گرمی خارج کرنے والا ہے، طبیعیاتی جذب کم درجہ حرارت پر آسانی سے ہوتا ہے اور بڑھتے ہوئے درجہ حرارت کے ساتھ کم ہوتا ہے (Le-Chatelier کا اصول)۔

(iv) جاذب کا سطحی رقبہ: جذب کی حد جاذب کے سطحی رقبے میں اضافے کے ساتھ بڑھتی ہے۔ اس طرح، باریک تقسیم شدہ دھاتیں اور مسام دار مادے جو بڑے سطحی رقبے رکھتے ہیں، اچھے جاذب ہیں۔

(v) جذب کی اینتھیلپی: بلاشبہ، طبیعیاتی جذب ایک گرمی خارج کرنے والا عمل ہے لیکن اس کی جذب کی اینتھیلپی کافی کم ہوتی ہے (20–40 kJ mol⁻¹)۔ اس کی وجہ یہ ہے کہ گیس کے مالیکیولز اور ٹھوس سطح کے درمیان کشش صرف کمزور van der Waals قوتوں کی وجہ سے ہوتی ہے۔

کیمیسارپشن کی خصوصیات

(i) اعلی تخصیص: کیمیسارپشن انتہائی مخصوص ہوتی ہے اور یہ صرف اس صورت میں ہوگی اگر جاذب اور جذب شونہ کے درمیان کیمیائی بندھن بننے کا کچھ امکان ہو۔ مثال کے طور پر، آکسیجن آکسائیڈ بننے کے باعث دھاتوں پر جذب ہوتی ہے اور ہائیڈروجن ہائیڈرائیڈ بننے کی وجہ سے انتقالی دھاتوں کے ذریعے جذب ہوتی ہے۔

(ii) ناقابل واپسی: چونکہ کیمیسارپشن میں مرکب کی تشکیل شامل ہوتی ہے، یہ عام طور پر نوعیت میں ناقابل واپسی ہوتی ہے۔ کیمیسارپشن بھی ایک گرمی خارج کرنے والا عمل ہے لیکن عمل انگیزی کی اعلی توانائی کی وجہ سے کم درجہ حرارت پر عمل بہت سست ہوتا ہے۔ زیادہ تر کیمیائی تبدیلیوں کی طرح، جذب اکثر درجہ حرارت بڑھنے کے ساتھ بڑھتا ہے۔ کم درجہ حرارت پر جذب ہونے والی گیس کا فزیسارپشن، زیادہ درجہ حرارت پر کیمیسارپشن میں تبدیل ہو سکتا ہے۔ عام طور پر زیادہ دباؤ بھی کیمیسارپشن کے لیے موافق ہوتا ہے۔

(iii) سطحی رقبہ: طبیعیاتی جذب کی طرح، کیمیسارپشن بھی جاذب کے سطحی رقبے میں اضافے کے ساتھ بڑھتی ہے۔

(iv) جذب کی اینتھیلپی: کیمیسارپشن کی اینتھیلپی زیادہ ہوتی ہے (80-240 kJ mol⁻¹) کیونکہ اس میں کیمیائی بندھن کی تشکیل شامل ہوتی ہے۔

5.1.4 جذب آئسو تھرمز

مستقل درجہ حرارت پر دباؤ کے ساتھ جاذب کے ذریعے جذب ہونے والی گیس کی مقدار میں تغیر کو ایک منحنی خط کے ذریعے ظاہر کیا جا سکتا ہے جسے جذب آئسو تھرم کہتے ہیں۔

فرینڈلچ جذب آئسو تھرم: فرینڈلچ نے 1909 میں، کسی خاص درجہ حرارت پر ٹھوس جاذب کی اکائی کمیت کے ذریعے جذب ہونے والی گیس کی مقدار اور دباؤ کے درمیان ایک تجرباتی تعلق دیا۔ تعلق کو مندرجہ ذیل مساوات کے ذریعے ظاہر کیا جا سکتا ہے:

$$ \begin{equation*} \frac{x}{m}=k \cdot p^{1 / n}(n>1) \tag{5.1} \end{equation*} $$

جہاں x دباؤ P پر جاذب کی کمیت m پر جذب ہونے والی گیس کی کمیت ہے، k اور n مستقل ہیں جو جاذب اور گیس کی نوعیت پر منحصر ہیں ایک خاص درجہ حرارت پر۔ تعلق عام طور پر ایک منحنی خط کی شکل میں ظاہر کیا جاتا ہے جہاں جاذب کے فی گرام جذب ہونے والی گیس کی کمیت کو دباؤ کے خلاف پلاٹ کیا جاتا ہے (شکل 5.1)۔ یہ منحنی خطوط ظاہر کرتے ہیں کہ ایک مقررہ دباؤ پر، درجہ حرارت بڑھنے کے ساتھ طبیعیاتی جذب میں کمی ہوتی ہے۔ یہ منحنی خطوط ہمیشہ زیادہ دباؤ پر سیر ہونے کے قریب پہنچتے دکھائی دیتے ہیں۔ مساوات (5.1) کا لوگارتھم لینے پر

$$ \begin{equation*} \log \frac{x}{m}=\log k+\frac{1}{n} \log p \tag{5.2} \end{equation*} $$

فرینڈلچ آئسو تھرم کی درستگی کی تصدیق $\log \frac{x}{m}$ کو $y$-محور (ordinate) پر اور $\log p$ کو $\mathrm{x}$-محور (abscissa) پر پلاٹ کر کے کی جا سکتی ہے۔ اگر یہ سیدھی لکیر بنتی ہے، تو فرینڈلچ آئسو تھرم درست ہے، ورنہ نہیں (شکل 5.2)۔ سیدھی لکیر کی ڈھلوان $\frac{1}{n}$ کی قدر دیتی ہے۔ $y$-محور پر نقطہ قطع $\log k$ کی قدر دیتا ہے۔

فرینڈلچ آئسو تھرم جذب کے رویے کو تقریبی طور پر بیان کرتی ہے۔ عامل $\frac{1}{n}$ کی قدریں 0 اور 1 کے درمیان ہو سکتی ہیں (ممکنہ حد 0.1 سے 0.5)۔ اس طرح، مساوات (5.2) دباؤ کی محدود حد پر اچھی طرح لاگو ہوتی ہے۔

جب $\frac{1}{n}=0, \frac{x}{m}=$ مستقل، جذب دباؤ سے آزاد ہوتا ہے۔

جب $\frac{1}{n}=1, \frac{x}{m}=k p$، یعنی $\frac{x}{m} \propto p$، جذب براہ راست دباؤ کے ساتھ بدلتا ہے۔

دونوں حالتیں تجرباتی نتائج سے مطابقت رکھتی ہیں۔ تجرباتی آئسو تھرمز ہمیشہ زیادہ دباؤ پر سیر ہونے کے قریب پہنچتے دکھائی دیتے ہیں۔ اس کی وضاحت فرینڈلچ آئسو تھرم سے نہیں کی جا سکتی۔ اس طرح، یہ زیادہ دباؤ پر ناکام ہو جاتی ہے۔

5.1.5 محلول فیز سے جذب

ٹھوس محلولوں سے بھی حل شونہ جذب کر سکتے ہیں۔ جب پانی میں ایسٹک ایسڈ کا محلول چارکول کے ساتھ ہلایا جاتا ہے، تو ایسڈ کا ایک حصہ چارکول کے ذریعے جذب ہو جاتا ہے اور محلول میں ایسڈ کی ارتکاز کم ہو جاتی ہے۔ اسی طرح، لٹمس محلول جب چارکول کے ساتھ ہلایا جاتا ہے تو بے رنگ ہو جاتا ہے۔ $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_{2}$ کا تہہ میگنیشن ری ایجنٹ کی موجودگی میں تہہ ہونے پر نیلا رنگ حاصل کرتا ہے۔ رنگ میگنیشن کے جذب کی وجہ سے ہوتا ہے۔ محلول فیز سے جذب کے معاملے میں مندرجہ ذیل مشاہدات کیے گئے ہیں:

(i) جذب کی حد درجہ حرارت میں اضافے کے ساتھ کم ہوتی ہے۔

(ii) جذب کی حد جاذب کے سطحی رقبے میں اضافے کے ساتھ بڑھتی ہے۔

(iii) جذب کی حد محلول میں حل شونہ کی ارتکاز پر منحصر ہوتی ہے۔

(iv) جذب کی حد جاذب اور جذب شونہ کی نوعیت پر منحصر ہوتی ہے۔

محلول سے جذب کا عین میکانیزم معلوم نہیں ہے۔ فرینڈلچ کی مساوات تقریباً محلول سے جذب کے رویے کو بیان کرتی ہے اس فرق کے ساتھ کہ دباؤ کے بجائے، محلول کی ارتکاز کو مدنظر رکھا جاتا ہے، یعنی،

$$ \begin{equation*} \frac{x}{m}=k C^{1 / n} \tag{5.3} \end{equation*} $$

($C$ توازنی ارتکاز ہے، یعنی، جب جذب مکمل ہو جاتا ہے)۔ مندرجہ بالا مساوات کا لوگارتھم لینے پر، ہمارے پاس ہے

$$ \begin{equation*} \log \frac{x}{m}=\log k+\frac{1}{n} \log C \tag{5.4} \end{equation*} $$

$\log \frac{x}{m}$ کو $\log C$ کے خلاف پلاٹ کرنے پر ایک سیدھی لکیر حاصل ہوتی ہے جو فرینڈلچ آئسو تھرم کی درستگی کو ظاہر کرتی ہے۔ اس کی تجرباتی طور پر جانچ ایسٹک ایسڈ کے مختلف ارتکاز کے محلول لے کر کی جا سکتی ہے۔ محلول کے برابر حجم مختلف فلاسک میں چارکول کی برابر مقدار میں ملائے جاتے ہیں۔ جذب کے بعد ہر فلاسک میں حتمی ارتکاز کا تعین کیا جاتا ہے۔ ابتدائی اور حتمی ارتکاز میں فرق $x$ کی قدر دیتا ہے۔ مندرجہ بالا مساوات کا استعمال کرتے ہوئے، فرینڈلچ آئسو تھرم کی درستگی قائم کی جا سکتی ہے۔

5.1.6 جذب کی تطبیقات

جذب کا مظہر کئی تطبیقات رکھتا ہے۔ اہم تطبیقات یہاں درج ہیں:

(i) اعلی خلا کی تیاری: خلا پمپ کے ذریعے خالی کیے گئے برتن سے ہوا کے باقی ماندہ آثار کو چارکول کے ذریعے جذب کر کے انتہائی اعلی خلا دیا جا سکتا ہے۔

(ii) گیس ماسک: گیس ماسک (ایک آلہ جو فعال چارکول یا جاذب کے مرکب پر مشتمل ہوتا ہے) عام طور پر کوئلے کی کانوں میں زہریلی گیسیں جذب کرنے کے لیے سانس لینے میں استعمال ہوتا ہے۔

(iii) نمی کا کنٹرول: سلیکا اور الامینا جیل نمی ہٹانے اور نمی کو کنٹرول کرنے کے لیے جاذب کے طور پر استعمال ہوتے ہیں۔

(iv) محلولوں سے رنگنے والا مادہ ہٹانا: جانوروں کا چارکول رنگین نجاستوں کو جذب کر کے محلولوں کے رنگ ہٹاتا ہے۔

(v) غیر یکساں کیٹیلیسس: کیٹیلیسٹ کی ٹھوس سطح پر تعاملات کا جذب عمل کی شرح کو بڑھاتا ہے۔ ٹھوس کیٹیلیسٹ شامل کرنے والی صنعتی اہمیت کی بہت سی گیس ری ایکشنز ہیں۔ لوہے کو کیٹیلیسٹ کے طور پر استعمال کرتے ہوئے امونیا کی تیاری، رابطہ عمل کے ذریعے $\mathrm{H_2} \mathrm{SO_4}$ کی تیاری اور تیلوں کی ہائیڈروجنیشن میں باریک تقسیم شدہ نکل کا استعمال غیر یکساں کیٹیلیسس کی عمدہ مثالیں ہیں۔

(vi) غیر فعال گیسیں کی علیحدگی: چارکول کے ذریعے گیسیں کے جذب کی ڈگری میں فرق کی وجہ سے، عمدہ گیسیں کے مرکب کو مختلف درجہ حرارت پر ناریل کے چارکول پر جذب کر کے علیحدہ کیا جا سکتا ہے۔

(vii) بیماریوں کے علاج میں: بہت سی دوائیں جراثیم پر جذب ہو کر انہیں مارنے کے لیے استعمال ہوتی ہیں۔

(viii) Froth فلویشن عمل: ایک کم درجے کے سلفائیڈ معدن کو اس طریقے سے سلیکا اور دیگر مٹیالی مادے سے علیحدہ کر کے مرتکز کیا جاتا ہے جس میں پائن آئل اور Frothing ایجنٹ استعمال ہوتا ہے (یونٹ 6 دیکھیں)۔

(ix) جذب اشارے: کچھ تہوں جیسے سلور ہیلائیڈز کی سطحوں میں کچھ رنگوں جیسے ایوسن، فلوروسین وغیرہ کو جذب کرنے کی خاصیت ہوتی ہے اور اس طرح نقطہ اختتام پر ایک خصوصی رنگ پیدا کرتے ہیں۔

(x) کرومیٹوگرافک تجزیہ: جذب کے مظہر پر مبنی کرومیٹوگرافک تجزیہ تجزیاتی اور صنعتی شعبوں میں کئی تطبیقات رکھتا ہے۔

5.2 کیٹیلیسس

پوٹاشیم کلوریٹ، جب شدید گرم کیا جاتا ہے، آہستہ آہستہ تحلیل ہو کر ڈائی آکسیجن دیتا ہے۔ تحلیل $653-873 \mathrm{~K}$ کے درجہ حرارت کی حد میں ہوتی ہے۔

$$ 2 \mathrm{KClO_3} \rightarrow 2 \mathrm{KCl}+3 \mathrm{O_2} $$

تاہم، جب تھوڑا سا مینگنیز ڈائی آکسائیڈ ملایا جاتا ہے، تو تحلیل کافی کم درجہ حرارت کی حد، یعنی 473-633K پر اور بھی زیادہ تیز شرح پر ہوتی ہے۔ ملایا گیا مینگنیز ڈائی آکسائیڈ اپنی کمیت اور ترکیب کے لحاظ سے غیر تبدیل شدہ رہتا ہے۔ اسی طرح، بہت سی کیمیائی تعاملات کی شرح محض ایک غیر ملکی مادہ کی موجودگی سے تبدیل کی جا سکتی ہے۔

کیمیائی تعاملات کی شرح پر مختلف غیر ملکی مادوں کے اثر کا منظم مطالعہ سب سے پہلے برزیلئیس نے 1835 میں کیا۔ انہوں نے ایسے مادوں کے لیے کیٹیلیسٹ کی اصطلاح تجویز کی۔

وہ مادے، جو کسی کیمیائی تعامل کی شرح کو تیز کرتے ہیں اور خود تعامل کے بعد کیمیائی اور مقداری طور پر غیر تبدیل شدہ رہتے ہیں، کیٹیلیسٹ کے طور پر جانے جاتے ہیں، اور اس مظہر کو کیٹیلیسس کہتے ہیں۔ آپ نے سیکشن 4.5 میں کیٹیلیسٹ اور اس کے کام کرنے کے بارے میں پہلے ہی پڑھا ہے۔

پروموٹرز اور زہر

پروموٹرز وہ مادے ہیں جو کیٹیلیسٹ کی سرگرمی کو بڑھاتے ہیں جبکہ زہر کیٹیلیسٹ کی سرگرمی کو کم کرتے ہیں۔ مثال کے طور پر، امونیا کی تیاری کے لیے ہیبر کے عمل میں، مولیبڈینم لوہے کے لیے پروموٹر کے طور پر کام کرتا ہے جو کیٹیلیسٹ کے طور پر استعمال ہوتا ہے۔

$$ \mathrm{N_2}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H_2}(\mathrm{~g}) \xrightarrow[\mathrm{Mo}(\mathrm{s})]{\mathrm{Fe}(\mathrm{s})} 2 \mathrm{NH_3}(\mathrm{~g}) $$

5.2.1 یکساں اور غیر یکساں کیٹیلیسس

کیٹیلیسس کو وسیع طور پر دو گروپوں میں تقسیم کیا جا سکتا ہے:

(a) یکساں کیٹیلیسس

جب تعاملات، مصنوعات اور کیٹیلیسٹ ایک ہی فیز میں ہوں (یعنی، مائع یا گیس)، تو عمل کو یکساں کیٹیلیسس کہا جاتا ہے۔ یکساں کیٹیلیسس کی کچھ مثالیں مندرجہ ذیل ہیں:

(i) لیڈ چیمبر عمل میں نائٹروجن کے آکسائیڈز کو کیٹیلیسٹ کے طور پر استعمال کرتے ہوئے سلفر ڈائی آکسائیڈ کا سلفر ٹرائی آکسائیڈ میں آکسیڈیشن۔

$$ 2 \mathrm{SO_2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O_2}(\mathrm{~g}) \xrightarrow{\mathrm{NO}(\mathrm{g})} 2 \mathrm{SO_3}(\mathrm{~g}) $$

تعاملات، سلفر ڈائی آکسائیڈ اور آکسیجن، اور کیٹیلیسٹ، نائٹرک آکسائیڈ، سب ایک ہی فیز میں ہیں۔

(ii) میتھائل ایسیٹیٹ کا ہائیڈرولیسس HCl کے ذریعے فراہم کردہ H⁺ آئنوں کے ذریعے کیٹیلیٹ ہوتا ہے۔

$$ \mathrm{CH_3} \mathrm{COOCH_3}(\mathrm{l})+\mathrm{H_2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \xrightarrow{\mathrm{HCI}(\mathrm{l})} \mathrm{CH_3} \mathrm{COOH}(\mathrm{aq})+\mathrm{CH_3} \mathrm{OH}(\mathrm{aq}) $$

تعاملات اور کیٹیلیسٹ دونوں ایک ہی فیز میں ہیں۔

(iii) چینی کا ہائیڈرولیسس H₂SO₄ کے ذریعے فراہم کردہ H⁺ آئنوں کے ذریعے کیٹیلیٹ ہوتا ہے۔

$$ \underset{\substack{\text { Solution }}}{\mathrm{C_12} \mathrm{H_22} \mathrm{O_11}(\mathrm{aq})}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \xrightarrow{\mathrm{H_2} \mathrm{SO_4}(\mathrm{l})} \underset{\text { Solution }}{\mathrm{C_6} \mathrm{H_12} \mathrm{O_6}(\mathrm{aq})+\underbrace{\mathrm{C_6} \mathrm{H_12} \mathrm{O_6}_\text {Glucose }}(\mathrm{aq})} $$

تعاملات اور کیٹیلیسٹ دونوں ایک ہی فیز میں ہیں۔

(b) غیر یکساں کیٹیلیسس

وہ کیٹیلیٹک عمل جس میں تعاملات اور کیٹیلیسٹ مختلف فیز میں ہوں، غیر یکساں کیٹیلیسس کہلاتا ہے۔ غیر یکساں کیٹیلیسس کی کچھ مثالیں مندرجہ ذیل ہیں:

(i) Pt کی موجودگی میں سلفر ڈائی آکسائیڈ کا سلفر ٹرائی آکسائیڈ میں آکسیڈیشن۔

$$ 2 \mathrm{SO_2}(\mathrm{~g}) \xrightarrow{\mathrm{Pt}(\mathrm{s})} 2 \mathrm{SO_3}(\mathrm{~g}) $$

تعامل گیس حالت میں ہے جبکہ کیٹیلیسٹ ٹھوس حالت میں ہے۔

(ii) ہیبر کے عمل میں باریک تقسیم شدہ لوہے کی موجودگی میں ڈائی نائٹروجن اور ڈائی ہائیڈروجن کا امونیا بنانے کے لیے ملاپ۔

$$ \mathrm{N_2}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H_2}(\mathrm{~g}) \xrightarrow{\mathrm{Fe}(\mathrm{s})} 2 \mathrm{NH_3}(\mathrm{~g}) $$

تعاملات گیس حالت میں ہیں جبکہ کیٹیلیسٹ ٹھوس حالت میں ہے۔

(iii) Ostwald کے عمل میں پلاٹینیم جالی کی موجودگی میں امونیا کا نائٹرک آکسائیڈ میں آکسیڈیشن۔

$$ 4 \mathrm{NH_3}(\mathrm{~g})+5 \mathrm{O_2}(\mathrm{~g}) \xrightarrow{\mathrm{Pt}(\mathrm{s})} 4 \mathrm{NO}(\mathrm{g})+6 \mathrm{H_2} \mathrm{O}(\mathrm{g}) $$

تعاملات گیس حالت میں ہیں جبکہ کیٹیلیسٹ ٹھوس حالت میں ہے۔

(iv) باریک تقسیم شدہ نکل کو کیٹیلیسٹ کے طور پر استعمال کرتے ہوئے سبزیوں کے تیلوں کی ہائیڈروجنیشن۔

$$ \text { Vegetable oils(l) }+\mathrm{H_2}(\mathrm{~g}) \xrightarrow{\mathrm{Ni}(\mathrm{s})} \text { Vegetable ghee(s) } $$

تعاملات میں سے ایک مائع حالت میں ہے اور دوسرا گیس حالت میں ہے جبکہ کیٹیلیسٹ