Elements present in Group 17 of the periodic table are termed as halogens. It includes fluorine (F), chlorine (Cl), bromine (Br), iodine (I), astatine (At) and tennessine (Ts). The halogen elements form a group of very reactive non-metals and are quite similar to each other in their chemical properties. The first four elements are the common elements of the halogen family, but the last two, astatine (At) and tennessine (Ts), are very rare and radioactive.
📌 Did You Know! (book's side note): the name halogen comes from the Greek words "halos", meaning "salt", and "gen", meaning "to make". The first halogen to be isolated and recognized as an element was chlorine. Despite the fact that chlorine is poisonous, a small amount is essential to human health and life in the form of chloride.
Halogens exist as diatomic molecules in all phases (gas, liquid or solid). Fluorine (F2) and chlorine (Cl2) are gases of pale yellow and greenish-yellow colours respectively at room temperature and pressure. Bromine (Br2) is a volatile liquid of reddish-brown colour at room temperature. It is corrosive and toxic fumes. Iodine (I2) is shiny greyish black solid at room temperature. It sublimes directly from solid to a violet vapor. The colors of halogens (X2) darken progressively from chlorine to iodine. The trends of colour changes from chlorine to iodine are due to changes in the absorption of light as a result of electron transitions within the molecules of respective halogens.
Table 13.1 — Atomic and physical properties of the common halogens:
| Property | Fluorine | Chlorine | Bromine | Iodine |
|---|---|---|---|---|
| Proton number | 9 | 17 | 35 | 53 |
| Electron shell structure | 2, 7 | 2, 8, 7 | 2, 8, 18, 7 | 2, 8, 18, 18, 7 |
| Outer shell configuration | 2s22p5 | 3s23p5 | 4s24p5 | 5s25p5 |
| Relative atomic mass (μ) | 19.0 | 35.5 | 79.9 | 126.9 |
| Physical state at 20 °C | gas | gas | liquid | solid |
| Colour | pale yellow | pale green | red–brown | dark gray |
| Melting point / °C | −220 | −101 | −7 | 113 |
| Boiling point / °C | −188 | −35 | 59 | 183 |
| Enthalpy change of vaporisation / kJ mol−1 | +3.3 | +10.2 | +15 | +30 |
| Solubility / g per 100 g of water at 20 °C | reacts readily with water | 0.59 (reacts slightly) | 3.6 | 0.018 |
Note the wording variance in the book itself: the chapter opener calls chlorine "greenish yellow" (and Figure 13.1's caption says the same), while Table 13.1 lists it as "pale green"; fluorine is called "pale yellow" in the opener and "colourless or very light green" in Section 13.2. Both wordings are the book's own — learn the trend (colours darken down the group), not one exact shade word.
Quick Check 13.1 (a) and (b) (book): (a) The radioactive halogen elements are astatine (At) and tennessine (Ts) — the book's opener says the last two members of the family are very rare and radioactive. (b) The different colours of the halogens are due to changes in the absorption of light as a result of electron transitions within the molecules of the respective halogens — as the molecules get bigger down the group, the energy of those transitions falls and the absorbed (and therefore seen) colour darkens from chlorine to iodine.
پیریڈک ٹیبل کے گروپ 17 میں موجود عناصر کو ہیلوجنز کہتے ہیں۔ ان میں فلورین (F)، کلورین (Cl)، برومین (Br)، آیوڈین (I)، ایسٹیٹین (At) اور ٹینیسیئن (Ts) شامل ہیں۔ ہیلوجنز بہت فعال غیر دھاتوں کا گروپ ہے اور کیمیائی خصوصیات میں ایک دوسرے سے بہت ملتے جلتے ہیں۔ پہلے چار عناصر ہیلوجن خاندان کے عام عناصر ہیں، لیکن آخری دو، ایسٹیٹین اور ٹینیسیئن، بہت نایاب اور ریڈیو ایکٹیو ہیں۔
📌 کیا آپ جانتے ہیں؟ (کتاب کا نوٹ): ہیلوجن نام یونانی الفاظ "halos" (نمک) اور "gen" (بنانا) سے آیا ہے۔ الگ کر کے عنصر کے طور پر پہچانا جانے والا پہلا ہیلوجن کلورین تھا۔ اگرچہ کلورین زہریلی ہے، لیکن کلورائیڈ کی شکل میں تھوڑی مقدار انسانی صحت اور زندگی کے لیے ضروری ہے۔
ہیلوجنز تمام حالتوں (گیس، مائع یا ٹھوس) میں ڈائی ایٹمک مالیکیولز کی صورت میں موجود ہوتے ہیں۔ فلورین (F2) اور کلورین (Cl2) کمرے کے درجہ حرارت اور دباؤ پر بالترتیب ہلکے پیلے اور سبز مائل پیلے رنگ کی گیسیں ہیں۔ برومین (Br2) کمرے کے درجہ حرارت پر سرخی مائل بھورے رنگ کا اڑنے والا (volatile) مائع ہے اور اس کے دھوئیں corrosive اور زہریلے ہوتے ہیں۔ آیوڈین (I2) کمرے کے درجہ حرارت پر چمکدار سرمئی سیاہ ٹھوس ہے جو براہ راست ٹھوس سے بنفشی بخارات میں بدل جاتی ہے (sublimation)۔ ہیلوجنز کے رنگ کلورین سے آیوڈین تک بتدریج گہرے ہوتے جاتے ہیں، کیونکہ ان کے مالیکیولز میں الیکٹران ٹرانزیشنز کے نتیجے میں روشنی کے جذب ہونے کا طریقہ بدلتا ہے۔
جدول ۱۳.۱ — عام ہیلوجنز کی خصوصیات: پروٹون نمبر: F 9، Cl 17، Br 35، I 53۔ بیرونی شیل ترتیب: سب کی ns2np5 (یعنی آکٹیٹ مکمل کرنے کے لیے ایک الیکٹران درکار)۔ ایٹمی کمیت: 19.0، 35.5، 79.9، 126.9۔ 20 °C پر حالت: F گیس، Cl گیس، Br مائع، I ٹھوس۔ رنگ: F ہلکا پیلا، Cl ہلکا سبز، Br سرخی مائل بھورا، I گہرا سرمئی۔ نقطہ پگھلاؤ: −220، −101، −7، 113 °C۔ نقطہ ابال: −188، −35، 59، 183 °C۔ بخارات بننے کی انتھالپی: +3.3، +10.2، +15، +30 kJ/mol۔ پانی میں حل پذیری (20 °C، فی 100 g پانی): F پانی سے تیزی سے تعمل کرتی ہے، Cl 0.59 g (تھوڑی تعمل)، Br 3.6 g، I 0.018 g۔
کتاب میں رنگ کے الفاظ میں تھوڑا فرق ہے: شروع میں کلورین کو "greenish yellow" کہا گیا ہے جبکہ جدول میں "pale green"؛ فلورین شروع میں "pale yellow" اور حصہ ۱۳.۲ میں "colourless or very light green"۔ دونوں کتاب کے اپنے الفاظ ہیں — رجحان یاد رکھیں (گروپ میں نیچے جاتے ہوئے رنگ گہرے ہوتے ہیں)، کسی ایک لفظ پر نہ اٹکیں۔
کوئک چیک ۱۳.۱ (الف) اور (ب): (الف) ریڈیو ایکٹیو ہیلوجنز ایسٹیٹین (At) اور ٹینیسیئن (Ts) ہیں — کتاب کے مطابق خاندان کے آخری دو ارکان بہت نایاب اور ریڈیو ایکٹیو ہیں۔ (ب) ہیلوجنز کے مختلف رنگوں کی وجہ ان کے مالیکیولز میں الیکٹران ٹرانزیشنز کے نتیجے میں روشنی کے جذب میں تبدیلی ہے — گروپ میں نیچے جاتے ہوئے مالیکیول بڑے ہوتے ہیں، ٹرانزیشن کی توانائی کم ہوتی ہے اور نظر آنے والا رنگ گہرا ہوتا جاتا ہے۔
13.1 Volatility of chlorine, bromine and iodine. Chlorine is very volatile at room temperature and it disperses quickly in the air. Bromine is less volatile than chlorine but more volatile than iodine. It evaporates readily, releasing toxic fumes at room temperature. Iodine is the least volatile among the three. At room temperature, its solid state shows lower volatility as compared to chlorine and bromine. Generally, volatility decreases from chlorine to iodine. This trend is due to the increasing molecular mass, increase in size of outer shell and stronger intermolecular forces (London dispersion forces) as we move down the group in the periodic table.
⚠️ Book slip flagged: Section 13.1 opens with the words "Chlorine being a liquid is very volatile" — but chlorine is a gas at room temperature, as Table 13.1 itself states (physical state at 20 °C: gas; boiling point −35 °C). Read that sentence as "chlorine, being a gas, is very volatile". The volatility trend itself is unaffected.
📌 Interesting Information (book's side note): Bromine liquid evaporates easily at room temperatures emitting an orange vapor. Bromine has a very strong and bad odor. It gets its name from the Greek word "bromos" which means "stench".
13.2 Trend in volatility of the halogens. Halogens are non-polar and instantaneous dipole-induced dipole forces play a significant role in determining the volatility of halogens. The forces depend on factors like molecular size, shape and polarizability, with stronger forces leading to lower volatility and higher boiling points. Substances with weak id-id forces, smaller and less polarizable molecules have lower boiling points and higher volatility. Larger and more polarizable molecules with stronger London dispersion forces have higher boiling points and lower volatility.
Volatility is inversely related to the boiling point of a substance. A more volatile substance will have a lower boiling point. Stronger intermolecular forces require more energy to separate the molecules from the liquid phase to the gaseous phase. A summary about polarizability and volatility is given in Table 13.2:
| Size | Polarizability | Instantaneous dipole–induced dipole forces | Boiling point | Volatility |
|---|---|---|---|---|
| Small | Small | Weak | Lower | Higher |
| Large | High | Strong | Higher | Lower |
The first two halogens, i.e. fluorine (colourless or very light green) and chlorine (greenish yellow) are gases due to weaker id-id forces. Bromine is a liquid as its size is bigger and it possesses stronger intermolecular forces than fluorine and chlorine. Iodine has the strongest forces among the group, so it is in solid state at room temperature.
Quick Check 13.1 (c) (book): Chlorine is more volatile than bromine and iodine because it is smaller and less polarizable, so its instantaneous dipole–induced dipole (London dispersion) forces are weaker, its boiling point is lower (−35 °C, against bromine's 59 °C and iodine's 183 °C), and its molecules escape into the gas phase more easily. Volatility falls down the group as size, polarizability and London forces all increase.
کلورین، برومین اور آیوڈین کی volatility: کلورین کمرے کے درجہ حرارت پر بہت volatile ہے اور ہوا میں جلدی پھیل جاتی ہے۔ برومین کلورین سے کم لیکن آیوڈین سے زیادہ volatile ہے — یہ کمرے کے درجہ حرارت پر آسانی سے بخارات بناتی ہے اور اس کے زہریلے دھوئیں نکلتے ہیں۔ آیوڈین تینوں میں سب سے کم volatile ہے؛ کمرے کے درجہ حرارت پر اس کی ٹھوس حالت کلورین اور برومین کے مقابلے میں کم volatility دکھاتی ہے۔ عام طور پر کلورین سے آیوڈین تک volatility کم ہوتی جاتی ہے، کیونکہ گروپ میں نیچے جاتے ہوئے مالیکیولر کمیت بڑھتی ہے، بیرونی شیل کا سائز بڑھتا ہے اور بین مالیکیولی فورسز (London dispersion forces) مضبوط ہوتی ہیں۔
⚠️ کتاب کی غلطی: حصہ ۱۳.۱ کی پہلی سطر میں لکھا ہے "Chlorine being a liquid" — لیکن کلورین کمرے کے درجہ حرارت پر گیس ہے، جیسا کہ جدول ۱۳.۱ خود بتاتا ہے (20 °C پر حالت: گیس؛ نقطہ ابال −35 °C)۔ اس جملے کو یوں پڑھیں: "کلورین، گیس ہونے کی وجہ سے، بہت volatile ہے"۔ volatility کا رجحان اس سے متاثر نہیں ہوتا۔
📌 دلچسپ معلومات (کتاب کا نوٹ): برومین مائع کمرے کے درجہ حرارت پر آسانی سے بخارات بناتا ہے اور نارنجی بخارات خارج کرتا ہے۔ اس کی بو بہت تیز اور بری ہوتی ہے۔ اس کا نام یونانی لفظ "bromos" سے لیا گیا ہے جس کا مطلب ہے "بدبو" (stench)۔
Volatility کا رجحان: ہیلوجنز نان پولر ہیں اور ان کی volatility کا تعین انسٹنٹینیس ڈائی پول-انڈیوسڈ ڈائی پول فورسز سے ہوتا ہے۔ یہ فورسز مالیکیول کے سائز، شکل اور polarizability پر منحصر ہوتی ہیں — مضبوط فورسز کا مطلب کم volatility اور زیادہ نقطہ ابال ہے۔ کمزور id-id فورسز والے چھوٹے، کم polarizable مالیکیولز کا نقطہ ابال کم اور volatility زیادہ ہوتی ہے؛ بڑے، زیادہ polarizable مالیکیولز کی مضبوط London dispersion فورسز سے نقطہ ابال زیادہ اور volatility کم ہوتی ہے۔
Volatility کا نقطہ ابال سے الٹا تعلق ہے: زیادہ volatile مادے کا نقطہ ابال کم ہوتا ہے، کیونکہ مضبوط بین مالیکیولی فورسز کو توڑ کر مالیکیولز کو مائع سے گیس میں لے جانے کے لیے زیادہ توانائی چاہیے۔ جدول ۱۳.۲ کا خلاصہ: چھوٹا سائز → کم polarizability → کمزور فورسز → کم نقطہ ابال → زیادہ volatility؛ بڑا سائز → زیادہ polarizability → مضبوط فورسز → زیادہ نقطہ ابال → کم volatility۔
پہلے دو ہیلوجنز، فلورین اور کلورین، کمزور id-id فورسز کی وجہ سے گیسیں ہیں۔ برومین کا سائز بڑا ہے اور اس کی بین مالیکیولی فورسز فلورین اور کلورین سے مضبوط ہیں، اس لیے یہ مائع ہے۔ آیوڈین کی فورسز گروپ میں سب سے مضبوط ہیں، اس لیے یہ کمرے کے درجہ حرارت پر ٹھوس ہے۔
کوئک چیک ۱۳.۱ (ج): کلورین برومین اور آیوڈین سے زیادہ volatile ہے کیونکہ یہ چھوٹی اور کم polarizable ہے، اس لیے اس کی London dispersion فورسز کمزور ہیں، نقطہ ابال کم ہے (−35 °C، برومین کے 59 °C اور آیوڈین کے 183 °C کے مقابلے میں) اور اس کے مالیکیول آسانی سے گیس میں چلے جاتے ہیں۔
Bond strength in halogens decreases as we move down the group from chlorine to iodine. This is due to the increase in the atomic size down the group which results in longer bond lengths and weaker bonds. Moving from top to bottom in group 17, the bond energies of halogens decrease gradually from chlorine to iodine. However, fluorine is an exception in this group. In the case of fluorine, the bond strength is relatively weak because fluorine atoms are very small. Due to the small size, there is significant electron–electron repulsion between the lone pairs on the fluorine atoms, which weakens the bond despite the high electronegativity of fluorine. The bond energy of halogens is listed in Table 13.3:
| Halogen molecule | Bond energy (kJ mol−1) |
|---|---|
| F2 | 156 |
| Cl2 | 243 |
| Br2 | 193 |
| I2 | 151 |
Read the table in order: from chlorine downwards the bond energy falls steadily (243 → 193 → 151) as atoms get bigger and bonds get longer. Fluorine breaks the pattern — at 156 it is far weaker than chlorine's 243, even though fluorine is the smallest halogen. The book's Figure 13.2 shows why: in F2 the lone pairs on the two tiny atoms sit very close together and repel each other (lp–lp repulsion), and that repulsion weakens the F–F bond. This one exception explains a great deal in this chapter — it is a major reason fluorine is so reactive (Section 13.4) and why hydrogen fluoride is so stable (Section 13.6).
ہیلوجنز میں بانڈ کی مضبوطی گروپ میں نیچے جاتے ہوئے کلورین سے آیوڈین تک کم ہوتی جاتی ہے۔ اس کی وجہ ایٹمی سائز میں اضافہ ہے جس سے بانڈ کی لمبائی بڑھتی ہے اور بانڈ کمزور ہوتا ہے۔ گروپ 17 میں اوپر سے نیچے جاتے ہوئے ہیلوجنز کی بانڈ انرجی کلورین سے آیوڈین تک بتدریج کم ہوتی ہے۔ لیکن فلورین اس گروپ میں ایک استثنا ہے۔ فلورین کی صورت میں بانڈ کی مضبوطی نسبتاً کمزور ہے کیونکہ فلورین کے ایٹم بہت چھوٹے ہیں۔ چھوٹے سائز کی وجہ سے فلورین ایٹموں پر موجود لون پیئرز کے درمیان نمایاں الیکٹران-الیکٹران repulsion ہوتی ہے، جو فلورین کی زیادہ الیکٹرونیگیٹیویٹی کے باوجود بانڈ کو کمزور کر دیتی ہے۔ ہیلوجنز کی بانڈ انرجی جدول ۱۳.۳ میں دی گئی ہے:
| ہیلوجن مالیکیول | بانڈ انرجی (kJ/mol) |
|---|---|
| F2 | 156 |
| Cl2 | 243 |
| Br2 | 193 |
| I2 | 151 |
جدول کو ترتیب سے پڑھیں: کلورین سے نیچے بانڈ انرجی مسلسل کم ہوتی ہے (243 → 193 → 151) کیونکہ ایٹم بڑے اور بانڈ لمبے ہوتے جاتے ہیں۔ فلورین اس ترتیب کو توڑتی ہے — 156 کے ساتھ یہ کلورین کے 243 سے بہت کمزور ہے، حالانکہ فلورین سب سے چھوٹی ہے۔ کتاب کی شکل ۱۳.۲ اس کی وجہ دکھاتی ہے: F2 میں دو چھوٹے ایٹموں کے لون پیئرز بہت قریب ہوتے ہیں اور ایک دوسرے کو دھکیلتے ہیں (lp–lp repulsion)، اور یہ repulsion بانڈ کو کمزور کر دیتی ہے۔ یہ ایک استثنا اس باب میں بہت کچھ سمجھاتا ہے — یہی فلورین کی زیادہ فعالیت (حصہ ۱۳.۴) اور ہائیڈروجن فلورائیڈ کے زیادہ استحکام (حصہ ۱۳.۶) کی بڑی وجہ ہے۔
All the free halogens act as oxidizing agents when they react with metals and most of non-metals. On forming ionic compounds with metals, the halogens gain electrons and are converted to negative halide ions. For example:
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
The oxidizing power of halogens decreases down the group. Fluorine has the highest oxidizing power and iodine the least. The order of decreasing power as an oxidizing agent is:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
The reactivity of halogens is directly related to their ability to acquire an electron and form halide ions (F−, Cl−, Br− and I−) when they react with other elements. Fluorine has the highest tendency to acquire an electron and form fluoride. Fluorine molecule can oxidize and displace all the halide ions from their solutions (Cl−, Br− and I−) to free halogens:
F2(g) + Cl−(aq) → F−(aq) + Cl2(g)
F2(g) + Br−(aq) → F−(aq) + Br2(g)
F2(g) + I−(aq) → F−(aq) + I2(g)
Similarly, chlorine can oxidize and displace Br− and I−. Bromine can oxidize and displace I−. Iodine cannot oxidize any halide ion. The rule to remember: a halogen higher in the group displaces a halide lower in the group — never the reverse.
The oxidizing power of halogens can be related to standard electrode potential (E°) values. Fluorine is the most reactive halogen and the most powerful oxidizing agent. The standard electrode potential E° (X2/X−) for halogens shown in Table 13.4 becomes less positive from fluorine to iodine. This reflects the decreasing oxidizing power. The oxidizing power of halogens depends upon various factors, i.e. energy of dissociation, electron affinity of atoms, hydration energies of ions, and heats of vaporization (for Br2 and I2). A halogen having low energy of dissociation, high electron affinity and higher hydration energy of its ions, will have a high oxidizing power.
| Halogen molecule (X2) | Standard reduction potential, E° (V) |
|---|---|
| F2 | +2.87 |
| Cl2 | +1.36 |
| Br2 | +1.07 |
| I2 | +0.54 |
Quick Check 13.2 (book): (a) The F–F bond is weaker than the Cl–Cl bond although fluorine is the most electronegative element because of the small size of fluorine atoms and the strong lone-pair–lone-pair repulsion between them (Section 13.3) — electronegativity is about attracting electrons in a bond, not about how easily the X–X bond itself breaks. (b) The reaction between NaCl(aq) and F2 gas is possible: fluorine, the strongest oxidising agent, displaces chloride — F2(g) + 2Cl−(aq) → 2F−(aq) + Cl2(g) (the book's Section 13.4 equation written balanced). (c) The relationship is direct: the higher (more positive) the standard reduction potential E°, the stronger the oxidising agent — E° falls F2 (+2.87) → Cl2 (+1.36) → Br2 (+1.07) → I2 (+0.54) exactly as oxidising power falls.
تمام آزاد ہیلوجنز دھاتوں اور اکثر غیر دھاتوں سے تعمل کرتے وقت آکسیڈائزنگ ایجنٹ کے طور پر کام کرتے ہیں۔ دھاتوں کے ساتھ آئنی مرکبات بناتے وقت ہیلوجنز الیکٹران حاصل کرتے ہیں اور منفی ہیلائیڈ آئنز میں بدل جاتے ہیں، مثلاً: 2Na + Cl2 → 2NaCl۔
ہیلوجنز کی آکسیڈائزنگ طاقت گروپ میں نیچے جاتے ہوئے کم ہوتی جاتی ہے۔ فلورین کی آکسیڈائزنگ طاقت سب سے زیادہ اور آیوڈین کی سب سے کم ہے۔ کم ہوتی ہوئی طاقت کی ترتیب یہ ہے:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
ہیلوجنز کی فعالیت کا براہ راست تعلق الیکٹران حاصل کر کے ہیلائیڈ آئن (F−، Cl−، Br−، I−) بنانے کی صلاحیت سے ہے۔ فلورین میں الیکٹران حاصل کر کے فلورائیڈ بنانے کا رجحان سب سے زیادہ ہے۔ فلورین مالیکیول تمام ہیلائیڈ آئنز (Cl−، Br−، I−) کو ان کے محلولوں سے آکسیڈائز کر کے آزاد ہیلوجنز میں بدل سکتا ہے: F2 + Cl− → F− + Cl2، اسی طرح Br− سے Br2 اور I− سے I2۔ اسی طرح کلورین Br− اور I− کو، اور برومین I− کو displace کر سکتی ہے۔ آیوڈین کسی ہیلائیڈ آئن کو آکسیڈائز نہیں کر سکتی۔ یاد رکھنے کا اصول: گروپ میں اوپر والا ہیلوجن نیچے والے ہیلائیڈ کو displace کرتا ہے — الٹا کبھی نہیں۔
ہیلوجنز کی آکسیڈائزنگ طاقت کا تعلق سٹینڈرڈ الیکٹروڈ پوٹینشل (E°) سے ہے۔ فلورین سب سے زیادہ فعال ہیلوجن اور سب سے طاقتور آکسیڈائزنگ ایجنٹ ہے۔ جدول ۱۳.۴ کے مطابق E° (X2/X−) فلورین سے آیوڈین تک کم مثبت ہوتا جاتا ہے، جو آکسیڈائزنگ طاقت کے کم ہونے کو ظاہر کرتا ہے: F2 +2.87، Cl2 +1.36، Br2 +1.07، I2 +0.54 V۔ آکسیڈائزنگ طاقت کا انحصار کئی عوامل پر ہے: dissociation کی توانائی، ایٹموں کی الیکٹران ایفینیٹی، آئنز کی hydration انرجی، اور (Br2 اور I2 کے لیے) بخارات بننے کی حرارت۔ جس ہیلوجن کی dissociation توانائی کم، الیکٹران ایفینیٹی زیادہ اور اس کے آئنز کی hydration انرجی زیادہ ہو گی، اس کی آکسیڈائزنگ طاقت زیادہ ہو گی۔
کوئک چیک ۱۳.۲: (الف) F–F بانڈ Cl–Cl بانڈ سے کمزور ہے حالانکہ فلورین سب سے زیادہ الیکٹرونیگیٹو ہے، کیونکہ فلورین ایٹم بہت چھوٹے ہیں اور ان کے لون پیئرز کے درمیان شدید repulsion ہے (حصہ ۱۳.۳) — الیکٹرونیگیٹیویٹی بانڈ میں الیکٹران کھینچنے کی بات ہے، X–X بانڈ کے ٹوٹنے کی آسانی کی نہیں۔ (ب) NaCl کے محلول اور F2 گیس کے درمیان تعمل ممکن ہے: سب سے طاقتور آکسیڈائزنگ ایجنٹ فلورین کلورائیڈ کو displace کرتی ہے — F2 + 2Cl− → 2F− + Cl2۔ (ج) تعلق براہ راست ہے: E° جتنا زیادہ مثبت، آکسیڈائزنگ ایجنٹ اتنا ہی مضبوط — E° فلورین (+2.87) سے آیوڈین (+0.54) تک اسی ترتیب سے گرتا ہے جس ترتیب سے آکسیڈائزنگ طاقت گرتی ہے۔
When halogen elements react with hydrogen, they produce hydrogen halides:
H2 + X2 → 2HX (where X = F2, Cl2, Br2 and I2)
Hydrogen halides are colourless gases that dissolve in water to form hydrohalic acid. When we move down the group from fluorine to iodine, the reactivity of halogens with hydrogen decreases:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
Fluorine: at low temperature and in the dark, fluorine reacts explosively with hydrogen:
H2(g) + F2(g) → 2HF(g)
When this gas is dissolved in water, it forms hydrofluoric acid.
Chlorine: in the presence of UV light or a spark, chlorine reacts readily with hydrogen and produces colourless HCl gas which forms hydrochloric acid in water:
H2(g) + Cl2(g) —hν→ 2HCl(g)
Bromine: hydrogen bromide (HBr) gas is produced when bromine reacts with hydrogen upon heating. HBr gas is less reactive than HCl and HF. It forms a strong hydrobromic acid in water. This is an exothermic reaction:
H2(g) + Br2(g) —Δ→ 2HBr(g)
Iodine: at high temperature and in presence of a catalyst, iodine reacts with hydrogen to form hydrogen iodide (HI) gas, which forms hydroiodic acid in water:
H2(g) + I2(g) —catalyst⇌ 2HI(g)
This is a reversible reaction and occurs very slowly. So the conditions tell the whole story: fluorine needs no help at all (cold, dark, explosive); chlorine needs light or a spark; bromine needs heat; iodine needs high temperature and a catalyst — and even then it is slow and reversible.
جب ہیلوجن عناصر ہائیڈروجن سے تعمل کرتے ہیں تو ہائیڈروجن ہیلائیڈز بنتے ہیں: H2 + X2 → 2HX (جہاں X = F، Cl، Br، I)۔ ہائیڈروجن ہیلائیڈز بے رنگ گیسیں ہیں جو پانی میں حل ہو کر ہائیڈروہیلک ایسڈ بناتی ہیں۔ گروپ میں فلورین سے آیوڈین تک جاتے ہوئے ہیلوجنز کی ہائیڈروجن کے ساتھ فعالیت کم ہوتی جاتی ہے: F2 > Cl2 > Br2 > I2۔
فلورین: کم درجہ حرارت پر اور اندھیرے میں بھی فلورین ہائیڈروجن سے دھماکے کے ساتھ تعمل کرتی ہے: H2 + F2 → 2HF۔ یہ گیس پانی میں حل ہو کر ہائیڈروفلورک ایسڈ بناتی ہے۔
کلورین: UV روشنی یا چنگاری کی موجودگی میں کلورین ہائیڈروجن سے آسانی سے تعمل کر کے بے رنگ HCl گیس بناتی ہے جو پانی میں ہائیڈروکلورک ایسڈ بناتی ہے: H2 + Cl2 —روشنی→ 2HCl۔
بروم: گرم کرنے پر برومین ہائیڈروجن سے تعمل کر کے ہائیڈروجن برومائیڈ (HBr) گیس بناتی ہے۔ HBr گیس HCl اور HF سے کم فعال ہے اور پانی میں مضبوط ہائیڈروبرومک ایسڈ بناتی ہے۔ یہ ایک ایکزوتھرمک تعمل ہے: H2 + Br2 —گرمی→ 2HBr۔
آیوڈین: زیادہ درجہ حرارت پر اور کیٹالسٹ کی موجودگی میں آیوڈین ہائیڈروجن سے تعمل کر کے ہائیڈروجن آیوڈائیڈ (HI) گیس بناتی ہے جو پانی میں ہائیڈروآیوڈک ایسڈ بناتی ہے: H2 + I2 ⇌ 2HI۔ یہ ایک ریورسیبل تعمل ہے اور بہت آہستہ ہوتی ہے۔
شرائط ہی پوری کہانی بتا دیتی ہیں: فلورین کو کسی مدد کی ضرورت نہیں (ٹھنڈا، اندھیرا، دھماکہ)؛ کلورین کو روشنی یا چنگاری چاہیے؛ برومین کو حرارت چاہیے؛ آیوڈین کو زیادہ درجہ حرارت اور کیٹالسٹ چاہیے — اور پھر بھی تعمل آہستہ اور ریورسیبل ہے۔
As we move down the halogen group from fluorine to iodine, the thermal stabilities of hydrogen halides (H–X) decrease due to decrease in bond dissociation energies as given in Table 13.5. The order of thermal stability of HX is as follows:
HF > HCl > HBr > HI
Bond strength between the hydrogen and the halogen atom in the H–X molecule explains this trend. Hydrogen fluoride (HF) is the most thermally stable hydrogen halide. Due to the high electronegativity of fluorine and its small atomic radius, a strong overlap of orbitals produces a very strong H–F bond. The bond dissociation energy of H–F (569 kJ/mol) is the highest among the hydrogen halides. Hydrogen chloride (HCl) is less thermally stable than hydrogen fluoride but more stable than other hydrogen halides. Due to the larger atomic radius of chlorine than fluorine, H–Cl bond is weaker than H–F bond. Its bond dissociation energy is 431 kJ/mol. Hydrogen bromide (H–Br) bond is weaker than H–F and H–Cl due to the larger atomic radius of bromine. There is a reduced overlapping of orbitals. Its bond dissociation energy is 366 kJ/mol. Among the common hydrogen halides, hydrogen iodide (HI) is the least thermally stable. Atomic radius of iodine is very large leading to poor orbital overlap due to which hydrogen iodide bond is the weakest among H–F, H–Cl and H–Br. The bond dissociation energy of hydrogen iodide is 299 kJ/mol.
| Hydrogen halide (HX) | Bond dissociation energy (kJ mol−1) |
|---|---|
| H–F | 569 |
| H–Cl | 431 |
| H–Br | 366 |
| H–I | 299 |
Quick Check 13.3 (book): (a) The H2 + F2 reaction is explosive but the H2 + I2 reaction is slow and reversible because the F–F bond is weak (156 kJ/mol, Section 13.3) and the H–F bond formed is extremely strong (569 kJ/mol) — so the reaction releases a great deal of energy very fast — whereas the H–I bond formed is weak (299 kJ/mol), so little energy is released, the reaction needs high temperature and a catalyst, and the reverse reaction (HI breaking apart) competes, making it slow and reversible. (b) Comparing H2 + Cl2 → 2HCl with H2 + Br2 → 2HBr using Tables 13.4 and 13.5: the HCl reaction is more exothermic, because the H–Cl bond formed (431 kJ/mol) is stronger than the H–Br bond (366 kJ/mol), so more energy is released on forming 2HCl than 2HBr. ⚠️ The book's tables give H–X and X–X bond energies but not the H–H bond energy; the comparison uses the standard H–H value (436 kJ/mol) only to complete the arithmetic — the conclusion (HCl more exothermic) follows from the chapter's own H–X values alone, since 431 > 366. (c) Thermal stability is directly related to bond dissociation energy: the stronger the H–X bond (higher dissociation energy), the more heat is needed to break it, so the more thermally stable the hydrogen halide — hence HF (569) > HCl (431) > HBr (366) > HI (299). (d) HF is the most thermally stable hydrogen halide because fluorine is small and highly electronegative, giving strong orbital overlap and the strongest H–X bond of all (569 kJ/mol) — the hardest bond in the series to break by heating.
گروپ میں فلورین سے آیوڈین تک جاتے ہوئے ہائیڈروجن ہیلائیڈز (H–X) کا حرارتی استحکام کم ہوتا جاتا ہے، کیونکہ جدول ۱۳.۵ کے مطابق ان کی بانڈ dissociation انرجی کم ہوتی جاتی ہے۔ HX کے حرارتی استحکام کی ترتیب یہ ہے: HF > HCl > HBr > HI۔
H–X مالیکیول میں ہائیڈروجن اور ہیلوجن ایٹم کے درمیان بانڈ کی مضبوطی اس رجحان کی وضاحت کرتی ہے۔ ہائیڈروجن فلورائیڈ (HF) سب سے زیادہ حرارتی طور پر مستحکم ہائیڈروجن ہیلائیڈ ہے۔ فلورین کی زیادہ الیکٹرونیگیٹیویٹی اور چھوٹے ایٹمی رداس کی وجہ سے آربٹلز کا مضبوط overlap ہوتا ہے جس سے بہت مضبوط H–F بانڈ بنتا ہے۔ H–F کی بانڈ dissociation انرجی (569 kJ/mol) ہائیڈروجن ہیلائیڈز میں سب سے زیادہ ہے۔ ہائیڈروجن کلورائیڈ (HCl) ہائیڈروجن فلورائیڈ سے کم لیکن دیگر ہائیڈروجن ہیلائیڈز سے زیادہ مستحکم ہے۔ کلورین کا ایٹمی رداس فلورین سے بڑا ہونے کی وجہ سے H–Cl بانڈ H–F بانڈ سے کمزور ہے؛ اس کی بانڈ dissociation انرجی 431 kJ/mol ہے۔ ہائیڈروجن برومائیڈ (H–Br) بانڈ H–F اور H–Cl سے کمزور ہے کیونکہ برومین کا ایٹمی رداس بڑا ہے اور آربٹلز کا overlap کم ہوتا ہے؛ اس کی انرجی 366 kJ/mol ہے۔ عام ہائیڈروجن ہیلائیڈز میں ہائیڈروجن آیوڈائیڈ (HI) سب سے کم حرارتی طور پر مستحکم ہے۔ آیوڈین کا ایٹمی رداس بہت بڑا ہے جس سے آربٹلز کا overlap خراب ہوتا ہے اور HI بانڈ سب سے کمزور ہے؛ اس کی انرجی 299 kJ/mol ہے۔
کوئک چیک ۱۳.۳: (الف) H2 + F2 دھماکہ خیز ہے لیکن H2 + I2 آہستہ اور ریورسیبل ہے، کیونکہ F–F بانڈ کمزور (156) اور بننے والا H–F بانڈ انتہائی مضبوط (569) ہے — اس لیے بہت توانائی تیزی سے خارج ہوتی ہے — جبکہ H–I بانڈ کمزور (299) ہے، اس لیے کم توانائی خارج ہوتی ہے، زیادہ درجہ حرارت اور کیٹالسٹ چاہیے، اور الٹی تعمل بھی چلتی ہے۔ (ب) جدولوں سے HCl والی تعمل زیادہ ایکزوتھرمک ہے، کیونکہ H–Cl بانڈ (431) H–Br بانڈ (366) سے مضبوط ہے، اس لیے 2HCl بننے پر زیادہ توانائی خارج ہوتی ہے۔ ⚠️ کتاب کی جدولوں میں H–H بانڈ انرجی نہیں دی گئی؛ حساب مکمل کرنے کے لیے معیاری H–H قدر (436 kJ/mol) استعمال کی گئی ہے — نتیجہ (HCl زیادہ ایکزوتھرمک) کتاب کی اپنی H–X قدروں سے ہی نکلتا ہے، کیونکہ 431 > 366۔ (ج) حرارتی استحکام کا بانڈ dissociation انرجی سے براہ راست تعلق ہے: بانڈ جتنا مضبوط، اسے توڑنے کے لیے اتنی ہی زیادہ حرارت چاہیے، اس لیے ہائیڈروجن ہیلائیڈ اتنا ہی مستحکم — اسی لیے HF (569) > HCl (431) > HBr (366) > HI (299)۔ (د) HF سب سے زیادہ مستحکم ہے کیونکہ فلورین چھوٹی اور زیادہ الیکٹرونیگیٹو ہے، اس سے آربٹلز کا مضبوط overlap ہوتا ہے اور سب سے مضبوط H–X بانڈ (569 kJ/mol) بنتا ہے۔
The reducing ability of halide ions increases as we move down the group from fluorine to iodine. This trend is mostly due to the decreasing electronegativity and increasing atomic radius down the group. This results in lower charge density and greater ease of electron donation. Fluoride ion is the weakest reducing agent while iodide ion is the strongest reducing agent among the halides.
The order of decreasing power as a reducing agent is: I− > Br− > Cl− > F−.
The following is an explanation of this trend in terms of their properties. The high electronegativity of fluorine and the strong bond between the fluorine atom and its extra electron make it difficult for fluoride ion (F−) to donate electrons. The small size of fluoride ion results in a high charge density, further stabilizing the fluoride ion and reducing its tendency to lose an electron.
Chloride ion (Cl−) is a stronger reducing agent than fluoride but still weaker than bromide and iodide. This is due to its larger size and lower electronegativity.
Bromide (Br−) is a stronger reducing agent than chloride. Bromine is less electronegative than chlorine. Bromide ion (Br−) has a larger ionic radius and lower charge density due to which it easily loses an electron and acts as a reducing agent.
Iodide (I−) is much stronger reducing agent than both chloride and bromide. Electronegativity of iodine is much lower than chlorine and bromine. Iodide ion (I−) is large in size. This results in a lower charge density and a tendency to donate an electron by the iodide ion, making it strong reducing agent.
Notice the mirror image: as oxidising power of the halogen molecules falls down the group (F2 > Cl2 > Br2 > I2), the reducing power of their ions rises (I− > Br− > Cl− > F−). The strongest oxidiser gives the weakest reducer, and vice versa. The next two sections are the experimental proof of this trend: iodide reduces concentrated sulfuric acid the furthest (Section 13.9), while fluoride does not reduce it at all.
Quick Check 13.5 (c) (book): HI acts as a strong reducing agent — proved by its reaction with concentrated sulfuric acid (Section 13.9): 8HI(s) + H2SO4(l) → 4I2(s) + H2S(g) + 4H2O(l). Here iodide (−1) is oxidised to iodine (0) while sulfur in the acid (+6) is reduced all the way to −2 in H2S — the deepest reduction any halide achieves in this chapter, which is exactly what "strongest reducing agent" means.
ہیلائیڈ آئنز کی ریڈیوسنگ صلاحیت گروپ میں فلورین سے آیوڈین تک جاتے ہوئے بڑھتی جاتی ہے۔ اس رجحان کی بنیادی وجہ گروپ میں نیچے جاتے ہوئے الیکٹرونیگیٹیویٹی میں کمی اور ایٹمی رداس میں اضافہ ہے۔ اس سے چارج ڈینسٹی کم ہوتی ہے اور الیکٹران دینا آسان ہو جاتا ہے۔ فلورائیڈ آئن سب سے کمزور ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے جبکہ آیوڈائیڈ آئن ہیلائیڈز میں سب سے مضبوط ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے۔
ریڈیوسنگ طاقت کی کم ہوتی ہوئی ترتیب: I− > Br− > Cl− > F−۔
اس رجحان کی وضاحت یوں ہے: فلورین کی زیادہ الیکٹرونیگیٹیویٹی اور فلورین ایٹم اور اس کے اضافی الیکٹران کے درمیان مضبوط بانڈ کی وجہ سے فلورائیڈ آئن (F−) کے لیے الیکٹران دینا مشکل ہے۔ فلورائیڈ آئن کا چھوٹا سائز اس کی چارج ڈینسٹی کو زیادہ کرتا ہے، جو اسے مزید مستحکم کرتا ہے اور الیکٹران کھونے کا رجحان کم کرتا ہے۔
کلورائیڈ آئن (Cl−) فلورائیڈ سے مضبوط لیکن برومائیڈ اور آیوڈائیڈ سے کمزور ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے، کیونکہ اس کا سائز بڑا اور الیکٹرونیگیٹیویٹی کم ہے۔
برومائیڈ (Br−) کلورائیڈ سے مضبوط ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے۔ برومین کلورین سے کم الیکٹرونیگیٹو ہے، برومائیڈ آئن کا آئنی رداس بڑا اور چارج ڈینسٹی کم ہے، اس لیے یہ آسانی سے الیکٹران کھو کر ریڈیوسنگ ایجنٹ کا کام کرتا ہے۔
آیوڈائیڈ (I−) کلورائیڈ اور برومائیڈ دونوں سے بہت مضبوط ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے۔ آیوڈین کی الیکٹرونیگیٹیویٹی کلورین اور برومین سے بہت کم ہے اور آیوڈائیڈ آئن سائز میں بڑا ہے، اس لیے اس کی چارج ڈینسٹی کم ہے اور الیکٹران دینے کا رجحان زیادہ ہے۔
آئینے کی تصویر دیکھیں: ہیلوجن مالیکیولز کی آکسیڈائزنگ طاقت گروپ میں نیچے جاتے ہوئے کم ہوتی ہے (F2 > Cl2 > Br2 > I2)، جبکہ ان کے آئنز کی ریڈیوسنگ طاقت بڑھتی ہے (I− > Br− > Cl− > F−)۔ سب سے مضبوط آکسیڈائزر سب سے کمزور ریڈیوسر دیتا ہے، اور اس کا الٹ بھی درست ہے۔ اگلے دو حصے اس رجحان کا تجرباتی ثبوت ہیں: آیوڈائیڈ مرتکز سلفیورک ایسڈ کو سب سے زیادہ ریڈیوس کرتا ہے (حصہ ۱۳.۹)، جبکہ فلورائیڈ اسے بالکل ریڈیوس نہیں کرتا۔
کوئک چیک ۱۳.۵ (ج): HI ایک مضبوط ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے — اس کا ثبوت مرتکز سلفیورک ایسڈ کے ساتھ اس کی تعمل ہے (حصہ ۱۳.۹): 8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O۔ یہاں آیوڈائیڈ (−1) آکسیڈائز ہو کر آیوڈین (0) بنتا ہے جبکہ تیزاب کا سلفر (+6) ریڈیوس ہو کر H2S میں −2 تک پہنچتا ہے — اس باب میں کسی ہیلائیڈ کی سب سے گہری ریڈکشن، اور یہی "سب سے مضبوط ریڈیوسنگ ایجنٹ" کا مطلب ہے۔
13.8.1 Reactions of halides with aqueous silver ion. Insoluble silver halides (AgX) are formed when halide ions react with aqueous silver nitrate (AgNO3). These reactions are used in qualitative analysis to identify halide ions. The general reaction is given below:
X−(aq) + Ag+(aq) → AgX(s)
⚠️ Book slip flagged: the book prints this general equation as "X1− + Ag1+ → 2AgX(s)" — the "2" in front of AgX is a misprint. The balanced form is 1:1, as written above and as the book's own three individual equations show.
No reaction is visible when silver ions and fluoride ions are mixed in the aqueous medium. As silver fluoride is soluble in water, fluoride (F−) does not form precipitate as silver fluoride.
When silver ions and chloride ions are mixed in the aqueous medium a white precipitate of silver chloride forms, which is soluble in dilute ammonia:
Ag+(aq) + Cl−(aq) → AgCl(s)
On mixing of aqueous silver ions with aqueous bromide ions, a cream-coloured precipitate of silver bromide forms. This precipitate of silver bromide is sparingly soluble in concentrated ammonia:
Ag+(aq) + Br−(aq) → AgBr(s)
A yellow precipitate of silver iodide forms on mixing aqueous silver ion with aqueous halide solution. The product AgI is insoluble in ammonia:
Ag+(aq) + I−(aq) → AgI(s)
This type of reaction is used to identify halide ions and is called silver nitrate test.
13.8.2 Reaction of silver halides (AgX) with aqueous ammonia. Addition of aqueous ammonia tests the solubility of initially formed silver halide precipitates. AgF is soluble in water so it does not form precipitate, so ammonia has no effect. The white precipitate of AgCl dissolves in dilute ammonia to form diamminesilver(I) complex. The white precipitate of AgCl dissolves in dilute ammonia forming a colourless solution:
AgCl(s) + 2NH3(aq) → [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl−(aq)
The cream-coloured precipitate of AgBr dissolves in concentrated ammonia, forming a colourless solution:
AgBr(s) + 2NH3(aq) → [Ag(NH3)2]+(aq) + Br−(aq)
The yellow precipitate of silver iodide (AgI) does not dissolve in both dilute and concentrated ammonia, so there is no change in the presence of ammonia.
The below sequence of reactions in Table 13.6 provides a systematic way to differentiate between halide ions using their solubility with aqueous silver ions and ammonia:
| Halide ion | Action of aq. Ag+ ion | Action of aqueous ammonia |
|---|---|---|
| Fluoride ion (F−) | No precipitate | No reaction with aq. NH3 |
| Chloride ion (Cl−) | White precipitate (AgCl) | Soluble in dil. aq. NH3 |
| Bromide ion (Br−) | Cream colour precipitate (AgBr) | Soluble in conc. aq. NH3 |
| Iodide ion (I−) | Pale yellow precipitate (AgI) | Insoluble in aq. NH3 |
Note: the running text calls the AgI precipitate "yellow", while Table 13.6 calls it "pale yellow" — the table's wording is used in the summary table above; the colour to learn is the pale-yellow end of the white → cream → pale-yellow sequence.
Quick Check 13.4 (book): (a) F− is a weaker reducing agent than Cl− because fluorine is more electronegative and the fluoride ion is small with a high charge density, so it holds its extra electron tightly and is stabilised against losing it — exactly Section 13.7's argument (chloride is larger, less electronegative, lower charge density, so it gives up an electron more easily). (b) ⚠️ The book gives the observations (AgCl dissolves in dilute ammonia, AgBr only in concentrated, AgI not at all) but no dedicated passage explaining why the solubilities differ. The standard explanation, consistent with the chapter, is the balance between the silver halide's lattice strength and the stability of the diamminesilver(I) complex [Ag(NH3)2]+: AgCl's lattice is weakest, so even dilute ammonia's complex formation pulls it into solution; AgBr's lattice is stronger, so only concentrated ammonia (more NH3 available) dissolves it; AgI's lattice is strongest (most covalent character), so not even concentrated ammonia dissolves it. This cause is not stated in the book and is flagged as such. (c) KI with Ag+ followed by aq. NH3: Ag+(aq) + I−(aq) → AgI(s) (pale-yellow precipitate), and on adding aqueous ammonia — dilute or concentrated — there is no change: the precipitate remains, because AgI is insoluble in ammonia. Observation at completion: a pale-yellow precipitate still sitting in the solution.
ہیلائیڈز کی آبی سلور آئن کے ساتھ تعملات: جب ہیلائیڈ آئنز آبی سلور نائٹریٹ (AgNO3) سے تعمل کرتے ہیں تو ناقابل حل سلور ہیلائیڈز (AgX) بنتے ہیں۔ یہ تعملات کوالٹیٹیو تجزیے میں ہیلائیڈ آئنز کی شناخت کے لیے استعمال ہوتی ہیں۔ عمومی تعمل: X− + Ag+ → AgX۔
⚠️ کتاب کی غلطی: کتاب میں یہ عمومی مساوات "→ 2AgX" لکھ کر چھپی ہے — AgX کے سامنے "2" غلطی ہے۔ متوازن شکل 1:1 ہے، جیسا کہ اوپر لکھا ہے اور جیسا کہ کتاب کی اپنی تین الگ مساواتیں دکھاتی ہیں۔
سلور آئنز اور فلورائیڈ آئنز کو آبی محلول میں ملانے پر کوئی واضح تعمل نظر نہیں آتا، کیونکہ سلور فلورائیڈ پانی میں حل پذیر ہے، اس لیے فلورائیڈ (F−) سلور فلورائیڈ کا precipitate نہیں بناتا۔
سلور آئنز اور کلورائیڈ آئنز ملانے پر سلور کلورائیڈ کا سفید precipitate بنتا ہے جو ہلکے (dilute) امونیا میں حل ہو جاتا ہے: Ag+ + Cl− → AgCl۔
سلور آئنز اور برومائیڈ آئنز ملانے پر سلور برومائیڈ کا کریمی رنگ کا precipitate بنتا ہے جو مرتکز امونیا میں تھوڑا حل ہوتا ہے: Ag+ + Br− → AgBr۔
سلور آئن اور آیوڈائیڈ محلول ملانے پر سلور آیوڈائیڈ کا پیلا precipitate بنتا ہے جو امونیا میں ناقابل حل ہے: Ag+ + I− → AgI۔ اس قسم کی تعمل ہیلائیڈ آئنز کی شناخت کے لیے استعمال ہوتی ہے اور اسے سلور نائٹریٹ ٹیسٹ کہتے ہیں۔
سلور ہیلائیڈز کی آبی امونیا کے ساتھ تعمل: آبی امونیا ملانا پہلے سے بنے ہوئے precipitates کی حل پذیری کو جانچتا ہے۔ AgF پانی میں حل پذیر ہے اس لیے precipitate بنتا ہی نہیں، امونیا کا کوئی اثر نہیں۔ AgCl کا سفید precipitate ہلکے امونیا میں حل ہو کر ڈائی امین سلور (I) کمپلیکس بناتا ہے اور بے رنگ محلول بنتا ہے: AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl−۔ AgBr کا کریمی precipitate مرتکز امونیا میں حل ہو کر بے رنگ محلول بناتا ہے: AgBr + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Br−۔ AgI کا پیلا precipitate ہلکے اور مرتکز دونوں امونیا میں نہیں گھلتا، اس لیے امونیا کی موجودگی میں کوئی تبدیلی نہیں آتی۔
جدول ۱۳.۶ — خلاصہ: فلورائیڈ: کوئی precipitate نہیں، امونیا سے کوئی تعمل نہیں۔ کلورائیڈ: سفید precipitate (AgCl)، ہلکے امونیا میں حل۔ برومائیڈ: کریمی precipitate (AgBr)، مرتکز امونیا میں حل۔ آیوڈائیڈ: ہلکا پیلا precipitate (AgI)، امونیا میں ناقابل حل۔ (کتاب کے متن میں AgI کو "پیلا" اور جدول میں "ہلکا پیلا" کہا گیا ہے — جدول والے الفاظ استعمال کیے گئے ہیں؛ رنگوں کا سلسلہ سفید → کریمی → ہلکا پیلا یاد رکھیں۔)
کوئک چیک ۱۳.۴: (الف) F−، Cl− سے کمزور ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے کیونکہ فلورین زیادہ الیکٹرونیگیٹو ہے اور فلورائیڈ آئن چھوٹا ہے جس کی چارج ڈینسٹی زیادہ ہے، اس لیے وہ اپنا اضافی الیکٹران مضبوطی سے پکڑے رکھتا ہے (حصہ ۱۳.۷ کی دلیل)۔ (ب) ⚠️ کتاب مشاہدات (AgCl ہلکے امونیا میں، AgBr صرف مرتکز میں، AgI بالکل نہیں گھلتا) تو دیتی ہے لیکن حل پذیری میں فرق کی وجہ کا کوئی الگ حصہ نہیں دیتی۔ معیاری وضاحت، جو باب سے مطابقت رکھتی ہے، یہ ہے کہ سلور ہیلائیڈ کی lattice مضبوطی اور ڈائی امین سلور کمپلیکس [Ag(NH3)2]+ کے استحکام کا توازن فیصلہ کرتا ہے: AgCl کی lattice سب سے کمزور، اس لیے ہلکا امونیا بھی اسے حل کر لیتا ہے؛ AgBr کی lattice مضبوط، اس لیے صرف مرتکز امونیا اسے حل کرتا ہے؛ AgI کی lattice سب سے مضبوط، اس لیے مرتکز امونیا بھی اسے نہیں گھلاتا۔ یہ وجہ کتاب میں بیان نہیں کی گئی، اس لیے اسے واضح طور پر نشان زد کیا گیا ہے۔ (ج) KI میں Ag+ ملانے سے ہلکا پیلا AgI precipitate بنتا ہے، اور پھر آبی امونیا (ہلکا یا مرتکز) ملانے پر کوئی تبدیلی نہیں آتی — precipitate ویسا کا ویسا رہتا ہے کیونکہ AgI امونیا میں ناقابل حل ہے۔
The reactions of different halide ions with concentrated sulfuric acid are different from one another. The nature of the product and nature of reaction changes down the group from fluoride to iodide.
Fluoride: fumes of hydrogen fluoride gas are produced when concentrated sulfuric acid reacts with NaF. HF is a weak reducing agent, therefore, it does not react with H2SO4 further:
NaF(s) + H2SO4(l) → NaHSO4(l) + HF(g)
Chloride: when concentrated sulfuric acid reacts with sodium chloride, fumes of hydrogen chloride gas are produced:
NaCl(s) + H2SO4(l) → NaHSO4(l) + HCl(g)
Bromide: in case of Br− ion, steamy fumes of hydrogen bromide (HBr) gas and brown fumes of bromine (Br2) are produced along with the smell of sulfur dioxide (SO2). It is a redox reaction. Hydrogen bromide acts as a reducing agent by reducing sulfuric acid to sulfur dioxide and is self-oxidized to bromine:
NaBr + H2SO4(l) → NaHSO4(l) + HBr(g)
2HBr(s) + H2SO4(l) → Br2(g) + 2SO2(g) + 2H2O(l)
Iodide: when concentrated sulfuric acid reacts with sodium iodide, fumes of hydrogen iodide gas, purple fumes of solid iodine I2 and smell of H2S gas are produced. HI acts as a strong reducing agent. It reduces H2SO4 to H2S and is itself oxidized to I2:
NaI + H2SO4(l) → NaHSO4(l) + HI(g)
8HI(s) + H2SO4(l) → 4I2(s) + H2S(g) + 4H2O(l)
The trend of increasing reducing power of the halide ions (X−) from fluoride to iodide leads to more complex reactions with concentrated sulfuric acid. Read it as a staircase: F− and Cl− give only the simple acid-displacement product (HF, HCl fumes, no redox); Br− goes one step further and reduces the acid to SO2 while itself becoming Br2; I− goes furthest and reduces the acid all the way to H2S while itself becoming I2. The sulfur in the acid falls from +6 to +4 (with bromide) and to −2 (with iodide) — the deeper the fall, the stronger the reducer.
Small print note: the book labels the sodium iodide in the first iodide equation as NaI(aq), while the fluoride, chloride and bromide salts in the same series are shown as solids. The reaction is the same acid displacement either way; the (aq) label is inconsistent with the pattern of the series and is noted here rather than silently changed.
Quick Check 13.5 (a) (book): KI reacts with concentrated H2SO4 exactly as above: first the displacement gives HI fumes (KI + H2SO4 → KHSO4 + HI), then HI, being a strong reducing agent, reduces the acid further — purple iodine fumes and the smell of H2S appear (8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O). What this indicates about the reducing power of iodide is that it is the strongest reducing agent among the halides: it alone drives sulfur from +6 all the way down to −2, while bromide only reaches +4 (SO2) and chloride and fluoride do not reduce the acid at all.
مختلف ہیلائیڈ آئنز کی مرتکز سلفیورک ایسڈ کے ساتھ تعملات ایک دوسرے سے مختلف ہوتی ہیں۔ فلورائیڈ سے آیوڈائیڈ تک جاتے ہوئے مصنوعات کی نوعیت اور تعمل کی نوعیت بدلتی جاتی ہے۔
فلورائیڈ: مرتکز سلفیورک ایسڈ NaF سے تعمل کر کے ہائیڈروجن فلورائیڈ گیس کے دھوئیں بناتا ہے۔ HF ایک کمزور ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے، اس لیے یہ H2SO4 سے مزید تعمل نہیں کرتا: NaF + H2SO4 → NaHSO4 + HF۔
کلورائیڈ: مرتکز سلفیورک ایسڈ سوڈیم کلورائیڈ سے تعمل کر کے ہائیڈروجن کلورائیڈ گیس کے دھوئیں بناتا ہے: NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl۔
برومائیڈ: Br− کی صورت میں ہائیڈروجن برومائیڈ (HBr) گیس کے بھاپ جیسے دھوئیں، برومین (Br2) کے بھورے دھوئیں اور سلفر ڈائی آکسائیڈ (SO2) کی بو پیدا ہوتی ہے۔ یہ ایک ریڈاکس تعمل ہے۔ ہائیڈروجن برومائیڈ ریڈیوسنگ ایجنٹ کے طور پر سلفیورک ایسڈ کو سلفر ڈائی آکسائیڈ تک ریڈیوس کرتا ہے اور خود آکسیڈائز ہو کر برومین بن جاتا ہے: NaBr + H2SO4 → NaHSO4 + HBr؛ پھر 2HBr + H2SO4 → Br2 + 2SO2 + 2H2O۔
آیوڈائیڈ: مرتکز سلفیورک ایسڈ سوڈیم آیوڈائیڈ سے تعمل کر کے ہائیڈروجن آیوڈائیڈ گیس کے دھوئیں، ٹھوس آیوڈین I2 کے جامنی دھوئیں اور H2S گیس کی بو پیدا کرتا ہے۔ HI ایک مضبوط ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے۔ یہ H2SO4 کو H2S تک ریڈیوس کرتا ہے اور خود آکسیڈائز ہو کر I2 بن جاتا ہے: NaI + H2SO4 → NaHSO4 + HI؛ پھر 8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O۔
ہیلائیڈ آئنز کی بڑھتی ہوئی ریڈیوسنگ طاقت (فلورائیڈ سے آیوڈائیڈ تک) مرتکز سلفیورک ایسڈ کے ساتھ زیادہ پیچیدہ تعملات کا سبب بنتی ہے۔ اسے سیڑھی کی طرح پڑھیں: F− اور Cl− صرف سادہ displacement مصنوعات دیتے ہیں (HF، HCl کے دھوئیں، کوئی ریڈاکس نہیں)؛ Br− ایک قدم آگے جاتا ہے اور تیزاب کو SO2 تک ریڈیوس کرتا ہے جبکہ خود Br2 بن جاتا ہے؛ I− سب سے آگے جاتا ہے اور تیزاب کو H2S تک ریڈیوس کرتا ہے جبکہ خود I2 بن جاتا ہے۔ تیزاب کا سلفر +6 سے +4 (برومائیڈ کے ساتھ) اور −2 (آیوڈائیڈ کے ساتھ) تک گرتا ہے — جتنی گہری گراوٹ، اتنا ہی مضبوط ریڈیوسر۔
چھوٹا نوٹ: کتاب آیوڈائیڈ والی پہلی مساوات میں سوڈیم آیوڈائیڈ کو NaI(aq) لکھتی ہے، جبکہ اسی سلسلے میں فلورائیڈ، کلورائیڈ اور برومائیڈ نمکیات ٹھوس دکھائے گئے ہیں۔ تعمل بہرحال وہی displacement ہے؛ (aq) کا لیبل سلسلے کے انداز سے مطابقت نہیں رکھتا، اس لیے اسے خاموشی سے بدلنے کی بجائے یہاں نوٹ کر دیا گیا ہے۔
کوئک چیک ۱۳.۵ (الف): KI مرتکز H2SO4 سے بالکل اوپر کی طرح تعمل کرتا ہے: پہلے displacement سے HI کے دھوئیں (KI + H2SO4 → KHSO4 + HI)، پھر HI، مضبوط ریڈیوسنگ ایجنٹ ہونے کی وجہ سے، تیزاب کو مزید ریڈیوس کرتا ہے — جامنی آیوڈین کے دھوئیں اور H2S کی بو ظاہر ہوتی ہے (8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O)۔ اس سے آیوڈائیڈ کی ریڈیوسنگ طاقت کے بارے میں یہ پتہ چلتا ہے کہ یہ ہیلائیڈز میں سب سے مضبوط ریڈیوسنگ ایجنٹ ہے: صرف یہی سلفر کو +6 سے −2 تک لے جاتا ہے، جبکہ برومائیڈ صرف +4 (SO2) تک پہنچتا ہے اور کلورائیڈ و فلورائیڈ تیزاب کو بالکل ریڈیوس نہیں کرتے۔
Those reactions in which a single element undergoes both oxidation and reduction simultaneously are known as disproportionation reactions. When chlorine reacts with cold and hot aqueous sodium hydroxide (NaOH), it undergoes disproportionation and forms different products according to the temperature of the reaction.
13.10.1 Reaction with cold aqueous sodium hydroxide. Chlorine undergoes disproportionation when it reacts with cold aqueous sodium hydroxide (NaOH) forming sodium chloride (NaCl) and sodium chlorate (I) (NaClO):
Cl2(g) + 2NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l)
Oxidation states of chlorine in the above reaction are given below:
Chlorine in Cl2 = 0; Chlorine in NaCl = −1; Chlorine in NaClO = +1.
📌 Keep in Mind! (book's side note): sodium chlorate (I) is previously called sodium hypochlorite.
Chlorine in Cl2 is oxidized from 0 to +1 in NaClO. Chlorine in Cl2 is reduced from 0 to −1 in NaCl. The above reaction shows the simultaneous oxidation and reduction of chlorine and is an example of disproportionation reaction.
13.10.2 Reaction with hot aqueous sodium hydroxide. When chlorine reacts with hot aqueous sodium hydroxide (NaOH), it forms sodium chloride (NaCl) and sodium chlorate (V) (NaClO3). It is another example of disproportionation reaction:
3Cl2(g) + 6NaOH(aq) → 5NaCl(aq) + NaClO3(aq) + 3H2O(l)
Chlorine in Cl2 = 0; Chlorine in NaCl = −1; Chlorine in NaClO3 = +5.
Chlorine is oxidized from 0 to +5 in NaClO3. Chlorine is reduced from 0 to −1 in NaCl. This disproportionation reaction shows how the temperature of the reaction influences the products formed, demonstrating the versatility of chlorine in undergoing redox reactions.
The contrast to memorise: cold → chlorate(I), NaClO, chlorine goes 0 → +1; hot → chlorate(V), NaClO3, chlorine goes 0 → +5. In both cases the other half of the chlorine is reduced 0 → −1 in NaCl. The hot reaction needs three Cl2 molecules (six chlorine atoms: five reduced, one oxidised) where the cold reaction needs only one.
Quick Check 13.5 (b) (book): The reaction of Cl2 with cold and hot aqueous KOH is a disproportionation reaction for the same reason as with NaOH — the book gives the NaOH equations, and the potassium equations follow the identical pattern (only the metal ion changes): cold: Cl2(g) + 2KOH(aq) → KCl(aq) + KClO(aq) + H2O(l) (chlorine 0 → −1 and 0 → +1); hot: 3Cl2(g) + 6KOH(aq) → 5KCl(aq) + KClO3(aq) + 3H2O(l) (chlorine 0 → −1 and 0 → +5). In each case the same element, chlorine, is simultaneously oxidised and reduced — the definition of disproportionation. ⚠️ The KOH equations themselves are not printed in the book; they are the NaOH equations with K in place of Na, flagged as an analogy, not a book equation.
وہ تعملات جن میں ایک ہی عنصر بیک وقت آکسیڈیشن اور ریڈکشن دونوں سے گزرتا ہے، ڈسپروپورشنیشن تعملات کہلاتی ہیں۔ جب کلورین ٹھنڈے اور گرم آبی سوڈیم ہائیڈرو آکسائیڈ (NaOH) سے تعمل کرتی ہے تو اس میں ڈسپروپورشنیشن ہوتی ہے اور تعمل کے درجہ حرارت کے مطابق مختلف مصنوعات بنتی ہیں۔
ٹھنڈے آبی سوڈیم ہائیڈرو آکسائیڈ کے ساتھ تعمل: کلورین ٹھنڈے آبی NaOH سے تعمل کر کے سوڈیم کلورائیڈ (NaCl) اور سوڈیم کلوریٹ (I) (NaClO) بناتی ہے: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O۔ کلورین کی آکسیڈیشن حالتیں: Cl2 میں 0، NaCl میں −1، NaClO میں +1۔
📌 یاد رکھیں! (کتاب کا نوٹ): سوڈیم کلوریٹ (I) کو پہلے سوڈیم ہائپوکلورائٹ کہا جاتا تھا۔
Cl2 میں کلورین NaClO میں 0 سے +1 تک آکسیڈائز ہوتی ہے اور NaCl میں 0 سے −1 تک ریڈیوس ہوتی ہے۔ یہ بیک وقت آکسیڈیشن اور ریڈکشن ڈسپروپورشنیشن کی مثال ہے۔
گرم آبی سوڈیم ہائیڈرو آکسائیڈ کے ساتھ تعمل: کلورین گرم آبی NaOH سے تعمل کر کے سوڈیم کلورائیڈ (NaCl) اور سوڈیم کلوریٹ (V) (NaClO3) بناتی ہے: 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O۔ کلورین کی آکسیڈیشن حالتیں: Cl2 میں 0، NaCl میں −1، NaClO3 میں +5۔ Cl2 میں کلورین NaClO3 میں 0 سے +5 تک آکسیڈائز اور NaCl میں 0 سے −1 تک ریڈیوس ہوتی ہے۔ یہ ڈسپروپورشنیشن تعمل دکھاتی ہے کہ تعمل کا درجہ حرارت مصنوعات کو کیسے متاثر کرتا ہے اور کلورین کی ریڈاکس تعملات میں ورسٹائلٹی کو ظاہر کرتا ہے۔
یاد رکھنے والا فرق: ٹھنڈا → کلوریٹ (I)، NaClO، کلورین 0 → +1؛ گرم → کلوریٹ (V)، NaClO3، کلورین 0 → +5۔ دونوں صورتوں میں کلورین کا دوسرا حصہ NaCl میں 0 → −1 تک ریڈیوس ہوتا ہے۔ گرم تعمل میں تین Cl2 مالیکیول چاہیے (چھ کلورین ایٹم: پانچ ریڈیوس، ایک آکسیڈائز) جبکہ ٹھنڈی تعمل میں صرف ایک۔
کوئک چیک ۱۳.۵ (ب): Cl2 کی ٹھنڈے اور گرم آبی KOH کے ساتھ تعمل بھی ڈسپروپورشنیشن ہے، NaOH والی وجہ سے ہی — کتاب NaOH کی مساواتیں دیتی ہے، اور پوٹاشیم کی مساواتیں بالکل اسی انداز کی ہیں (صرف دھاتی آئن بدلتا ہے): ٹھنڈی: Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O (کلورین 0 → −1 اور 0 → +1)؛ گرم: 3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O (کلورین 0 → −1 اور 0 → +5)۔ ہر صورت میں وہی عنصر، کلورین، بیک وقت آکسیڈائز اور ریڈیوس ہوتا ہے — یہی ڈسپروپورشنیشن کی تعریف ہے۔ ⚠️ KOH کی مساواتیں کتاب میں چھپی ہوئی نہیں ہیں؛ یہ NaOH کی مساواتوں میں Na کی جگہ K رکھ کر بنائی گئی ہیں، اس لیے انہیں کتابی مساوات نہیں بلکہ مشابہت کے طور پر نشان زد کیا گیا ہے۔
Chlorine gas is very poisonous. However, in small quantities, they are harmless to humans but poisonous to the bacteria which cause diseases. Due to its strong disinfectant properties, chlorine is widely used at the treatment plants for water purification. The process involves adding chlorine to water, where it forms active species that kill bacteria and other pathogens. Water in the swimming pools is also chlorinated with slightly higher concentrations of chlorine because there is likely to be a higher concentration of bacteria in the water. The primary active species are chloric (I) acid or hypochlorous acid (HOCl) and the chlorate (I) or hypochlorite ions (OCl−). Chlorination is a relatively inexpensive method of water disinfections.
13.11.1 Chlorine addition to water. When chlorine gas (Cl2) is added to water, it undergoes hydrolysis to form a mixture of hydrochloric acid (HCl) and chloric (I) acid (HClO):
Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)
Chloric (I) acid (HOCl) is a weak acid and partially dissociate in water to form hydrogen ions (H+) and chlorate (I) ion (OCl−):
HOCl(aq) ⇌ H+(aq) + OCl−(aq)
13.11.2 Disinfection activity. HOCl and OCl− are effective disinfectants, but HOCl is more effective due to its neutral charge. The neutral charge of HOCl allows to penetrate the cell walls of micro-organisms easily. Essential cellular components such as proteins and lipids are oxidized by HOCl and OCl−, which disrupt the cell function leading to cell death. HOCl and OCl− can oxidize and inactivate enzymes that are crucial for survival and replication of bacteria.
📌 Interesting Information (book's side note): nucleic acids (DNA and RNA) can be oxidized by HOCl and OCl− and thus preventing bacteria from replicating and vital cellular functions.
13.11.3 Factors affecting disinfection.
pH: (i) At pH around 6–7.5, HOCl predominates and makes the disinfection process more effective. (ii) At higher pH (above 7.5), OCl− predominates. It is less effective but still provides disinfection.
Chlorine dose: the higher the amount of chlorine, the more effective the disinfection. Sufficient chlorine must be added to get enough HOCl and OCl− to kill bacteria.
Contact time: contact time of water with chlorine must be long enough, to allow the disinfectants to penetrate and kill bacteria, viruses and protozoa.
Quick Check 13.6 (book): (a) HOCl is a more effective disinfectant than OCl− to kill bacteria in water because HOCl is neutral, so it penetrates the cell walls of micro-organisms easily, whereas the negatively charged OCl− ion is repelled / held back by the cell surface; once inside, both oxidise proteins, lipids and enzymes, but HOCl gets in first and in greater amount. (b) The factors that affect disinfection of bacteria in water are pH, chlorine dose and contact time — pH 6–7.5 favours the more effective HOCl, a higher dose gives more HOCl/OCl−, and a longer contact time lets the disinfectants penetrate and kill bacteria, viruses and protozoa. (c) The primary active species in the chlorination of water are hypochlorous acid (HOCl) and hypochlorite ions (OCl−), formed by: Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HOCl(aq), followed by HOCl(aq) ⇌ H+(aq) + OCl−(aq).
کلورین گیس بہت زہریلی ہے۔ لیکن تھوڑی مقدار میں یہ انسانوں کے لیے بے ضرر ہے جبکہ بیماریاں پھیلانے والے بیکٹیریا کے لیے زہریلی ہے۔ اپنی مضبوط جراثیم کش خصوصیات کی وجہ سے کلورین پانی کی صفائی کے لیے ٹریٹمنٹ پلانٹس میں بڑے پیمانے پر استعمال ہوتی ہے۔ اس عمل میں پانی میں کلورین ملائی جاتی ہے، جہاں یہ فعال species بناتی ہے جو بیکٹیریا اور دیگر pathogens کو مار دیتی ہیں۔ سوئمنگ پولز کا پانی بھی کلورین سے صاف کیا جاتا ہے، تھوڑی زیادہ مقدار کے ساتھ، کیونکہ وہاں بیکٹیریا کی مقدار زیادہ ہونے کا امکان ہوتا ہے۔ بنیادی فعال species کلورک (I) ایسڈ یا ہائپوکلورس ایسڈ (HOCl) اور کلوریٹ (I) یا ہائپوکلورائٹ آئنز (OCl−) ہیں۔ کلورینیشن پانی کی جراثیم کشی کا نسبتاً سستا طریقہ ہے۔
پانی میں کلورین ملانا: جب کلورین گیس (Cl2) پانی میں ملائی جاتی ہے تو اس کی hydrolysis ہوتی ہے جس سے ہائیڈروکلورک ایسڈ (HCl) اور کلورک (I) ایسڈ (HClO) کا مرکب بنتا ہے: Cl2 + H2O → HCl + HClO۔ کلورک (I) ایسڈ (HOCl) ایک کمزور ایسڈ ہے جو پانی میں جزوی طور پر ٹوٹ کر ہائیڈروجن آئنز (H+) اور کلوریٹ (I) آئن (OCl−) بناتا ہے: HOCl ⇌ H+ + OCl−۔
جراثیم کش سرگرمی: HOCl اور OCl− دونوں مؤثر جراثیم کش ہیں، لیکن HOCl زیادہ مؤثر ہے کیونکہ اس کا چارج نیوٹرل ہے۔ HOCl کا نیوٹرل چارج اسے مائیکرو آرگنزمز کی سیل والز میں آسانی سے داخل ہونے دیتا ہے۔ پروٹینز اور لپڈز جیسے ضروری سیلولر اجزا HOCl اور OCl− سے آکسیڈائز ہو جاتے ہیں، جس سے سیل کا کام درہم برہم ہو جاتا ہے اور سیل مر جاتا ہے۔ HOCl اور OCl− ان انزائمز کو بھی آکسیڈائز کر کے غیر فعال کر سکتے ہیں جو بیکٹیریا کی بقا اور افزائش کے لیے ضروری ہیں۔
📌 دلچسپ معلومات (کتاب کا نوٹ): نیوکلیک ایسڈز (DNA اور RNA) بھی HOCl اور OCl− سے آکسیڈائز ہو سکتے ہیں، جس سے بیکٹیریا کی افزائش اور اہم سیلولر افعال رک جاتے ہیں۔
جراثیم کشی کو متاثر کرنے والے عوامل: pH: (۱) pH تقریباً 6–7.5 پر HOCl غالب ہوتا ہے اور جراثیم کشی زیادہ مؤثر ہوتی ہے۔ (۲) زیادہ pH (7.5 سے اوپر) پر OCl− غالب ہوتا ہے جو کم مؤثر ہے لیکن پھر بھی جراثیم کشی کرتا ہے۔ کلورین کی مقدار: کلورین جتنی زیادہ، جراثیم کشی اتنی ہی مؤثر — بیکٹیریا مارنے کے لیے کافی HOCl اور OCl− بننے کے لیے کافی کلورین ملانی چاہیے۔ رابطے کا وقت: پانی اور کلورین کے رابطے کا وقت اتنا لمبا ہونا چاہیے کہ جراثیم کش بیکٹیریا، وائرس اور پروٹوزوا میں داخل ہو کر انہیں مار سکیں۔
کوئک چیک ۱۳.۶: (الف) HOCl، OCl− سے زیادہ مؤثر جراثیم کش ہے کیونکہ HOCl نیوٹرل ہے، اس لیے یہ مائیکرو آرگنزمز کی سیل والز میں آسانی سے داخل ہو جاتا ہے، جبکہ منفی چارج والا OCl− آئن سیل کی سطح سے پیچھے رہتا ہے؛ اندر جا کر دونوں پروٹینز، لپڈز اور انزائمز کو آکسیڈائز کرتے ہیں، لیکن HOCl پہلے اور زیادہ مقدار میں پہنچتا ہے۔ (ب) پانی میں بیکٹیریا کی جراثیم کشی کو متاثر کرنے والے عوامل pH، کلورین کی مقدار اور رابطے کا وقت ہیں — pH 6–7.5 زیادہ مؤثر HOCl کے حق میں ہے، زیادہ مقدار سے زیادہ HOCl/OCl− بنتا ہے، اور لمبا رابطہ جراثیم کشوں کو بیکٹیریا، وائرس اور پروٹوزوا میں داخل ہو کر مارنے کا موقع دیتا ہے۔ (ج) پانی کی کلورینیشن میں بنیادی فعال species ہائپوکلورس ایسڈ (HOCl) اور ہائپوکلورائٹ آئنز (OCl−) ہیں، جو ان مساواتوں سے بنتے ہیں: Cl2 + H2O → HCl + HOCl، پھر HOCl ⇌ H+ + OCl−۔
یہ exercise کتاب کے printed pages 283–296 (Chapter 13, Halogens) کی official exercise سے لی گئی ہے — تمام سوال کتاب کے اپنے ہیں, جواب کے ساتھ. Book کی exercise میں کوئی الگ "inquisitive" section نہیں ہے اور کوئی numerical problems بھی نہیں ہیں, اس لیے کوئی inquisitive یا numerical سوال invent نہیں کیا گیا; کتاب کے multiple choice سوالات Q.1 (I–X) Section 1 میں, short سوالات Q.2 (a–o) Section 2 میں, اور descriptive سوالات Q.3–Q.5 Section 3 میں (English + Urdu, 1–3 number karke) دیے گئے ہیں.
1. Which halogen molecule has the strongest bond?
Answer: (d) Cl2. — Table 13.3 gives the X–X bond energies: F2 156, Cl2 243, Br2 193, I2 151 kJ/mol. Chlorine's bond is the strongest; fluorine is the exception — despite being the smallest halogen, its bond is weak (156) because of lone-pair–lone-pair repulsion between its tiny atoms. جدول ۱۳.۳ کے مطابق Cl2 کی بانڈ انرجی سب سے زیادہ (243 kJ/mol) ہے؛ فلورین استثنا ہے کیونکہ اس کے لون پیئرز کی repulsion اس کا بانڈ کمزور (156) کر دیتی ہے۔
2. The volatility of the halogens (Group 17) generally __________ as you move down the group (from Fluorine to Iodine).
Answer: (b) Decreases. — Section 13.1–13.2: down the group the molecules get bigger and more polarizable, so instantaneous dipole–induced dipole (London dispersion) forces get stronger, boiling points rise (Cl2 −35 °C → Br2 59 °C → I2 183 °C) and volatility falls. گروپ میں نیچے جاتے ہوئے مالیکیول بڑے اور زیادہ polarizable ہوتے ہیں، London فورسز مضبوط ہوتی ہیں، نقطہ ابال بڑھتا ہے اور volatility کم ہوتی ہے۔
3. Which one of the following halogen molecules has strongest oxidizing power?
Answer: (b) F2. — Section 13.4: oxidising power falls down the group, F2 > Cl2 > Br2 > I2, and the standard reduction potentials say the same (F2 +2.87 V, highest). Fluorine displaces every other halide ion from solution. حصہ ۱۳.۴ کے مطابق آکسیڈائزنگ طاقت F2 > Cl2 > Br2 > I2 ہے اور E° بھی فلورین کا سب سے زیادہ (+2.87 V) ہے۔
4. The decreasing thermal stability of the halogens down the group is primarily due to the:
Answer: (c) Increasing atomic radius, leading to a weaker covalent bond. — Sections 13.3 and 13.6 both give this mechanism: bigger atoms → longer bonds → weaker bonds → lower bond energies (X–X: 243 → 193 → 151 from Cl2 to I2; H–X: 569 → 431 → 366 → 299 from HF to HI), so the compounds break apart more easily on heating. Electronegativity actually decreases down the group, bond length increases (not decreases), and stronger van der Waals forces would raise boiling points, not lower thermal stability. ایٹم بڑا ہوتا ہے تو بانڈ لمبا اور کمزور ہوتا ہے اور بانڈ انرجی کم ہوتی جاتی ہے، اس لیے گرم کرنے پر مرکب آسانی سے ٹوٹ جاتا ہے — یہی حرارتی استحکام کے کم ہونے کی وجہ ہے۔
5. Which one of the following halides has strongest reducing power?
Answer: (d) I−. — Section 13.7: reducing power rises down the group, I− > Br− > Cl− > F−, because electronegativity falls and ionic radius rises, so charge density falls and the ion gives up an electron more easily. ⚠️ Print slip flagged: in the book this question labels both Cl− and Br− with the letter (b); the options are re-lettered (a)–(d) here in order, which does not change the answer. حصہ ۱۳.۷ کے مطابق ریڈیوسنگ طاقت I− > Br− > Cl− > F− ہے — آیوڈائیڈ سب سے بڑا اور سب سے کم الیکٹرونیگیٹو ہے، اس لیے آسانی سے الیکٹران دیتا ہے۔ ⚠️ کتاب میں Cl− اور Br− دونوں کو (b) لکھا گیا ہے؛ یہاں آپشنز کو ترتیب سے (a)–(d) کر دیا گیا ہے، جواب وہی ہے۔
6. Which statement about the reaction between halogens and hydrogen is correct?
Answer: (c) Fluorine combines explosively with hydrogen even in cold and dark conditions. — Section 13.5 states this exactly: at low temperature and in the dark, fluorine reacts explosively with hydrogen. Iodine is the least vigorous (slow, reversible, needs high temperature and a catalyst); chlorine needs UV light or a spark, not darkness alone; bromine does react, on heating, to give HBr. حصہ ۱۳.۵ کے مطابق کم درجہ حرارت اور اندھیرے میں بھی فلورین ہائیڈروجن سے دھماکے کے ساتھ تعمل کرتی ہے؛ آیوڈین سب سے کم فعال ہے، کلورین کو روشنی یا چنگاری چاہیے، اور برومین گرم کرنے پر تعمل کرتی ہے۔
7. How does the acidic strength of hydrogen halides change as you move down the group?
Answer: (c) It increases from HF to HI. — ⚠️ The chapter has no dedicated passage on the acid-strength trend: Section 13.5 only says hydrogen halides dissolve in water to form hydrohalic acids. The answer follows from the chapter's own Table 13.5 bond energies: the H–X bond weakens down the group (569 → 431 → 366 → 299 kJ/mol), so the bond breaks and releases H+ more easily, and the acid is stronger — HF weakest, HI strongest. This reasoning from the chapter's bond data is flagged here because the trend itself is not stated as a book passage. ⚠️ اس رجحان کا کتاب میں کوئی الگ حصہ نہیں ہے — صرف یہ لکھا ہے کہ ہائیڈروجن ہیلائیڈز پانی میں ہائیڈروہیلک ایسڈ بناتے ہیں۔ جواب کتاب کی اپنی جدول ۱۳.۵ سے نکلتا ہے: H–X بانڈ نیچے جاتے ہوئے کمزور ہوتا جاتا ہے (569 → 299)، اس لیے H+ آسانی سے نکلتا ہے اور تیزاب مضبوط ہوتا جاتا ہے — HF سب سے کمزور، HI سب سے مضبوط۔
8. Why is fluorine the most reactive halogen?
Answer: (b) Bond strength in the halogen molecule. — ⚠️ This question is flagged as loosely worded because the chapter gives two real reasons for fluorine's reactivity, not one: Section 13.3 stresses the exceptionally weak F–F bond (156 kJ/mol, weakened by lone-pair repulsion despite fluorine's small size), which breaks very easily, and Section 13.4 stresses fluorine's highest tendency to gain an electron (highest electronegativity, E° +2.87 V). Option (b) is marked because the weak bond is the chapter's distinctive mechanism — the F–F bond is weaker than Cl–Cl even though fluorine is smaller, which is precisely the exception Section 13.3 is built around — but (c) electronegativity is also a genuine contributing factor, not a wrong idea. Bond length alone (a) points the wrong way (fluorine's bond is the shortest, yet weakest), and (d) is irrelevant. ⚠️ یہ سوال ڈھیلا لکھا گیا ہے کیونکہ کتاب فلورین کی فعالیت کی دو وجوہات دیتی ہے: غیر معمولی طور پر کمزور F–F بانڈ (156 kJ/mol، لون پیئر repulsion کی وجہ سے) جو آسانی سے ٹوٹتا ہے، اور سب سے زیادہ الیکٹرونیگیٹیویٹی۔ (b) اس لیے نشان زد ہے کہ کمزور بانڈ ہی حصہ ۱۳.۳ کا خاص نکتہ ہے، لیکن (c) بھی درست معاون وجہ ہے، غلط خیال نہیں۔
9. When aqueous silver nitrate is added to a solution containing bromide ions, a cream precipitate forms. What is the solubility of this precipitate in aqueous ammonia solution?
Answer: (c) Insoluble in dilute ammonia solution. — Section 13.8/Table 13.6: the cream precipitate is AgBr. It dissolves in concentrated ammonia (as [Ag(NH3)2]+), not in dilute ammonia — dilute ammonia dissolves only AgCl. So in dilute ammonia AgBr stays as a precipitate, i.e. it is insoluble there. Heating is not the condition the book gives; concentration of ammonia is. کریمی precipitate AgBr ہے جو صرف مرتکز امونیا میں حل ہوتا ہے، ہلکے امونیا میں نہیں — ہلکا امونیا صرف AgCl کو حل کرتا ہے۔ اس لیے ہلکے امونیا میں AgBr ناقابل حل رہتا ہے۔
10. Concentrated sulfuric acid is added to solid sodium chloride. What is the initial observation?
Answer: (c) Steamy white fumes of hydrogen chloride are evolved. — Section 13.9: NaCl(s) + H2SO4(l) → NaHSO4(l) + HCl(g); chloride is too weak a reducing agent to reduce the acid further, so there is no redox colour change. Reddish-brown fumes would be Br2 (bromide case) and purple vapour would be I2 (iodide case). Note: the book's own words for the chloride case are "fumes of hydrogen chloride gas"; "steamy white" is the standard description of those fumes (the book uses "steamy fumes" for HBr in the same section). حصہ ۱۳.۹ کے مطابق NaCl + مرتکز H2SO4 سے HCl گیس کے دھوئیں نکلتے ہیں اور کوئی ریڈاکس نہیں ہوتا، کیونکہ کلورائیڈ تیزاب کو ریڈیوس کرنے کے لیے بہت کمزور ہے۔ سرخی مائل بھورے دھوئیں Br2 اور جامنی بخارات I2 والے کیسز کے ہیں۔
Least reactive: iodine (I2). Most reactive: fluorine (F2). Reason: oxidising power falls down the group, F2 > Cl2 > Br2 > I2 (Section 13.4), confirmed by the standard reduction potentials F2 +2.87 V → I2 +0.54 V. Fluorine is most reactive because it has the highest tendency to gain an electron and its F–F bond is exceptionally weak (156 kJ/mol, lone-pair repulsion, Section 13.3), so it breaks easily and displaces every other halide ion; iodine's bond is weak too (151) but its tendency to gain an electron is lowest, so it displaces no halide ion at all. سب سے کم فعال آیوڈین اور سب سے زیادہ فعال فلورین ہے — آکسیڈائزنگ طاقت F2 > Cl2 > Br2 > I2 ہے اور E° بھی اسی ترتیب سے گرتا ہے (+2.87 سے +0.54 V)۔ فلورین سب سے زیادہ فعال ہے کیونکہ اس کا F–F بانڈ غیر معمولی طور پر کمزور (156 kJ/mol) ہے اور اس میں الیکٹران حاصل کرنے کا رجحان سب سے زیادہ ہے۔
Iodide ions (I−) are oxidised. Oxidation is loss of electrons: each I− (−1) loses one electron to become iodine, I2 (0) — 2I− → I2 + 2e−. Bromine is the species reduced (Br2 (0) + 2e− → 2Br−), because bromine is the stronger oxidising agent (higher in the group, E° +1.07 V against iodine's +0.54 V), so it takes electrons from iodide and displaces iodine. This is the displacement rule of Section 13.4 in ionic form. ⚠️ Print slip flagged: the book prints this equation as "Br2 + 2I− → Br− + I2", missing the coefficient 2 in front of Br−; the balanced form used here is 2Br−, which the electron count requires. آیوڈائیڈ آئنز آکسیڈائز ہوتے ہیں — ہر I− (−1) ایک الیکٹران کھو کر I2 (0) بنتا ہے۔ برومین ریڈیوس ہوتی ہے کیونکہ وہ مضبوط آکسیڈائزنگ ایجنٹ ہے اور آیوڈائیڈ سے الیکٹران لے کر آیوڈین کو displace کرتی ہے۔ ⚠️ کتاب میں مساوات Br− کے سامنے 2 کے بغیر چھپی ہے؛ متوازن شکل میں 2Br− ہے۔
London dispersion (instantaneous dipole–induced dipole) forces are the intermolecular forces between the non-polar halogen molecules, and they decide volatility (Section 13.2). Down the group the molecules get larger and more polarizable, so these forces get stronger; stronger forces need more energy to pull molecules from liquid to gas, so boiling points rise and volatility falls (Cl2 bp −35 °C, most volatile; I2 bp 183 °C, least volatile). Small, weakly polarizable molecules have weak forces, low boiling points and high volatility — that is Table 13.2's summary in one line. London dispersion فورسز نان پولر ہیلوجن مالیکیولز کے درمیان بین مالیکیولی فورسز ہیں جو volatility طے کرتی ہیں — گروپ میں نیچے جاتے ہوئے مالیکیول بڑے اور زیادہ polarizable ہوتے ہیں، فورسز مضبوط ہوتی ہیں، نقطہ ابال بڑھتا ہے اور volatility کم ہوتی ہے۔
It decreases down the group: F2 > Cl2 > Br2 > I2 (Section 13.5). Fluorine reacts explosively with hydrogen even at low temperature and in the dark; chlorine reacts readily in UV light or with a spark; bromine reacts on heating (exothermic, giving HBr); iodine reacts only at high temperature with a catalyst, and then slowly and reversibly (H2 + I2 ⇌ 2HI). The products in every case are colourless hydrogen halide gases, which dissolve in water to give hydrohalic acids. ہائیڈروجن کے ساتھ فعالیت گروپ میں نیچے جاتے ہوئے کم ہوتی ہے: F2 > Cl2 > Br2 > I2۔ فلورین ٹھنڈے اور اندھیرے میں بھی دھماکے سے، کلورین روشنی یا چنگاری سے، برومین گرم کرنے پر، اور آیوڈین صرف زیادہ درجہ حرارت اور کیٹالسٹ سے آہستہ اور ریورسیبل طور پر تعمل کرتی ہے۔
⚠️ The chapter has no dedicated passage on antiseptics — it covers chlorine as a disinfectant for water (Section 13.11), not antiseptic use on skin. The standard answer, from general chemistry, is iodine: tincture of iodine (iodine dissolved in alcohol) is applied to skin and small wounds as an antiseptic. It works because iodine is an oxidising agent: it penetrates microbial cells and oxidises their proteins and other cell components (and iodinates them), killing bacteria and fungi on the skin surface. It is used on living tissue in small, controlled amounts, unlike chlorine gas, which is far too toxic and corrosive for skin use. ⚠️ اس باب میں antiseptic کے بارے میں کوئی الگ حصہ نہیں ہے — باب میں کلورین کو پانی کے disinfectant کے طور پر بیان کیا گیا ہے، جلد کے antiseptic کے طور پر نہیں۔ معیاری جواب آیوڈین ہے: ٹنکچر آیوڈین جلد اور چھوٹے زخموں پر antiseptic کے طور پر لگایا جاتا ہے۔ آیوڈین آکسیڈائزنگ ایجنٹ ہونے کی وجہ سے جراثیم کے پروٹینز کو آکسیڈائز کر کے انہیں مار دیتی ہے۔
The solution turns orange / reddish-brown. ⚠️ The chapter does not describe this displacement observation in a dedicated passage; the colour is derived from the chapter's own facts: chlorine displaces bromide (Section 13.4: Cl2 + 2Br− → 2Cl− + Br2), and bromine itself is the reddish-brown liquid whose vapour is orange (Sections 13.1–13.2, Figure 13.1). So a colourless bromide solution (e.g. KBr) with chlorine water goes orange-brown as free bromine is liberated. محلول نارنجی / سرخی مائل بھورا ہو جاتا ہے۔ ⚠️ اس مشاہدے کا کتاب میں کوئی الگ حصہ نہیں ہے؛ رنگ کتاب کی اپنی معلومات سے نکلتا ہے: کلورین برومائیڈ کو displace کر کے آزاد برومین بناتی ہے، اور برومین خود سرخی مائل بھورا مائع ہے جس کے بخارات نارنجی ہوتے ہیں۔
⚠️ The chapter has no dedicated passage on the ionisation of halogen acids — Section 13.5 only says hydrogen halides dissolve in water to form hydrohalic acids. The standard ionisation, consistent with the chapter, is: HX(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + X−(aq) (in short form, HX → H+ + X−). HCl, HBr and HI ionise almost completely (strong acids), while HF ionises only partially (weak acid) — which is the subject of the next question. The extent of ionisation follows the H–X bond strength of Table 13.5: the weaker the bond, the more completely it breaks in water. ⚠️ ہیلوجن ایسڈز کی آئنائزیشن کا کتاب میں کوئی الگ حصہ نہیں ہے — صرف یہ لکھا ہے کہ ہائیڈروجن ہیلائیڈز پانی میں ہائیڈروہیلک ایسڈ بناتے ہیں۔ معیاری آئنائزیشن یہ ہے: HX + H2O → H3O+ + X−۔ HCl، HBr اور HI تقریباً مکمل طور پر آئنائز ہوتے ہیں (مضبوط تیزاب)، جبکہ HF جزوی طور پر (کمزور تیزاب) — اور اس کی وجہ اگلے سوال میں ہے۔
⚠️ The chapter has no dedicated passage on why HF is a weaker acid than HCl; the answer is derived from its Table 13.5 bond energies. The H–F bond (569 kJ/mol) is much stronger than the H–Cl bond (431 kJ/mol) — fluorine is small and highly electronegative, so its orbital overlap with hydrogen is very strong (Section 13.6). In water, therefore, the H–F bond breaks and releases H+ far less readily than H–Cl does, so HF ionises only partially and behaves as a weak acid, while HCl ionises almost completely and is a strong acid. (Fluorine's high electronegativity alone would suggest the opposite; it is the bond strength that dominates here.) ⚠️ اس کی وجہ کا کتاب میں کوئی الگ حصہ نہیں ہے؛ جواب جدول ۱۳.۵ کی بانڈ انرجی سے نکلتا ہے۔ H–F بانڈ (569 kJ/mol) H–Cl بانڈ (431 kJ/mol) سے بہت مضبوط ہے، اس لیے پانی میں H–F بانڈ ٹوٹ کر H+ کم آسانی سے دیتا ہے — HF جزوی طور پر آئنائز ہوتا ہے (کمزور تیزاب) جبکہ HCl تقریباً مکمل طور پر (مضبوط تیزاب)۔
Test: the silver nitrate test (Section 13.8). Reagents: aqueous silver nitrate (AgNO3), then aqueous ammonia (dilute, then concentrated). Procedure and observations: add AgNO3 to each solution. KBr gives a cream-coloured precipitate of AgBr; KI gives a pale-yellow precipitate of AgI (equations: Ag+ + Br− → AgBr(s); Ag+ + I− → AgI(s)). Then add ammonia: the cream AgBr precipitate dissolves in concentrated ammonia (as [Ag(NH3)2]+, colourless solution) but not in dilute ammonia, while the pale-yellow AgI precipitate does not dissolve in either dilute or concentrated ammonia. The two differences together — precipitate colour and ammonia solubility — identify each solution unambiguously. (A second, equally valid distinguishing test from Section 13.4 is displacement: add chlorine water — KBr solution turns orange-brown (Br2 liberated) and KI solution turns brown/violet (I2 liberated) — but the silver nitrate test is the chapter's own identification test.) ٹیسٹ: سلور نائٹریٹ ٹیسٹ (حصہ ۱۳.۸)۔ ری ایجنٹس: آبی سلور نائٹریٹ (AgNO3)، پھر آبی امونیا (ہلکا، پھر مرتکز)۔ KBr میں AgNO3 ملانے سے کریمی AgBr precipitate، اور KI میں ہلکا پیلا AgI precipitate بنتا ہے۔ پھر امونیا ملائیں: AgBr صرف مرتکز امونیا میں حل ہوتا ہے، جبکہ AgI ہلکے اور مرتکز دونوں امونیا میں نہیں گھلتا — رنگ اور حل پذیری کا یہ فرق دونوں محلولوں کی شناخت کر دیتا ہے۔
Principle 1 — chlorine hydrolyses in water to give the active species. Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HOCl(aq) (hypochlorous / chloric(I) acid), which partly dissociates: HOCl(aq) ⇌ H+(aq) + OCl−(aq) (hypochlorite ion). Principle 2 — the active species oxidise and destroy microbes. HOCl and OCl− oxidise essential cell components — proteins and lipids — disrupting cell function and causing cell death, oxidise and inactivate enzymes needed for survival and replication, and oxidise nucleic acids (DNA and RNA), preventing replication. Principle 3 — neutral HOCl is the more effective species, because its neutral charge lets it penetrate microbial cell walls easily, whereas the charged OCl− is held back. Principle 4 — conditions control effectiveness: at pH 6–7.5 HOCl predominates (most effective); above pH 7.5 OCl− predominates (less effective); a higher chlorine dose gives more HOCl/OCl−; and contact time must be long enough for the disinfectants to penetrate and kill bacteria, viruses and protozoa. In small quantities chlorine is harmless to humans but poisonous to disease-causing bacteria, and chlorination is relatively inexpensive — which is why treatment plants and swimming pools use it. اصول ۱ — پانی میں کلورین کی hydrolysis سے فعال species بنتی ہیں: Cl2 + H2O → HCl + HOCl، پھر HOCl ⇌ H+ + OCl−۔ اصول ۲ — یہ species جراثیم کو آکسیڈائز کر کے مارتی ہیں: HOCl اور OCl− پروٹینز، لپڈز، انزائمز اور DNA/RNA کو آکسیڈائز کرتے ہیں جس سے سیل مر جاتا ہے۔ اصول ۳ — نیوٹرل HOCl زیادہ مؤثر ہے کیونکہ وہ سیل وال میں آسانی سے داخل ہوتا ہے۔ اصول ۴ — حالات اہم ہیں: pH 6–7.5 پر HOCl زیادہ (سب سے مؤثر)، زیادہ مقدار سے زیادہ HOCl/OCl−، اور لمبا رابطہ وقت ضروری ہے۔
⚠️ The chapter lists the advantages of chlorination (effective, relatively inexpensive) and the factors affecting it, but no dedicated passage on its disadvantages. One significant disadvantage, from standard water-chemistry knowledge, is that chlorine reacts with natural organic matter in the water to form disinfection by-products, notably trihalomethanes (e.g. chloroform), which are potentially harmful to health with long-term exposure — so the dose must be controlled, not simply increased. (Related drawbacks of the same kind: chlorine gives water an unpleasant taste and odour at higher doses, and it does not kill every pathogen — some protozoa, e.g. Cryptosporidium, are resistant to normal chlorination.) ⚠️ اس باب میں کلورینیشن کے نقصانات کا کوئی الگ حصہ نہیں ہے — صرف فوائد اور متاثر کن عوامل دیے گئے ہیں۔ ایک اہم نقصان یہ ہے کہ کلورین پانی میں موجود قدرتی نامیاتی مادوں سے تعمل کر کے disinfection by-products، خاص طور پر ٹرائی ہیلومیتھینز (مثلاً کلوروفارم) بناتی ہے جو طویل عرصے تک صحت کے لیے نقصان دہ ہو سکتی ہیں — اس لیے مقدار کو کنٹرول کرنا ضروری ہے، صرف بڑھانا نہیں۔
Definition: a reaction in which a single element undergoes both oxidation and reduction simultaneously (Section 13.10). Example: chlorine with cold aqueous sodium hydroxide: Cl2(g) + 2NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l) — chlorine starts at oxidation state 0 in Cl2, is oxidised to +1 in NaClO (sodium chlorate(I), formerly sodium hypochlorite) and simultaneously reduced to −1 in NaCl. The hot-NaOH reaction (3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O, chlorine 0 → −1 and 0 → +5) is a second example of the same kind. تعریف: وہ تعمل جس میں ایک ہی عنصر بیک وقت آکسیڈیشن اور ریڈکشن دونوں سے گزرتا ہے۔ مثال: کلورین کی ٹھنڈے آبی NaOH سے تعمل: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O — کلورین Cl2 میں 0 سے NaClO میں +1 تک آکسیڈائز اور NaCl میں −1 تک ریڈیوس ہوتی ہے۔
With cold, dilute aqueous NaOH, chlorine gives sodium chloride and sodium chlorate(I) (hypochlorite): Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O, with chlorine oxidised 0 → +1 and reduced 0 → −1. With hot, concentrated aqueous NaOH, chlorine gives sodium chloride and sodium chlorate(V): 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O, with chlorine oxidised 0 → +5 and reduced 0 → −1. Both are disproportionation reactions (Section 13.10); temperature (and concentration) decides how far the oxidised half of the chlorine goes — to +1 in the cold, dilute case, to +5 in the hot, concentrated case. Note: the book's section headings say "cold" and "hot" aqueous NaOH; the dilute/concentrated pairing is the wording of this exercise question (and of question 14 below), and is answered as asked. ٹھنڈے، ہلکے آبی NaOH سے کلورین NaCl اور NaClO (کلوریٹ I) بناتی ہے (کلورین 0 → +1 اور 0 → −1)؛ گرم، مرتکز آبی NaOH سے NaCl اور NaClO3 (کلوریٹ V) بناتی ہے (کلورین 0 → +5 اور 0 → −1)۔ دونوں ڈسپروپورشنیشن تعملات ہیں؛ درجہ حرارت (اور ارتکاز) طے کرتا ہے کہ آکسیڈائز شدہ حصہ کہاں تک جائے گا۔
(i) Cold, dilute NaOH: Cl2(g) + 2NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l). (ii) Hot, concentrated NaOH: 3Cl2(g) + 6NaOH(aq) → 5NaCl(aq) + NaClO3(aq) + 3H2O(l). Check the balancing: (i) Cl 2 = 1 + 1, Na 2 = 1 + 1, O 2 = 1 + 1, H 2 = 2. (ii) Cl 6 = 5 + 1, Na 6 = 5 + 1, O 6 = 3 + 3, H 6 = 6. (۱) ٹھنڈا، ہلکا NaOH: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O۔ (۲) گرم، مرتکز NaOH: 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O۔ دونوں مساواتیں متوازن ہیں — ہر عنصر کے ایٹم دونوں طرف برابر ہیں۔
(i) Cold, dilute NaOH: chlorine in the reactant Cl2 = 0 (elemental form). Products: chlorine in NaCl = −1; chlorine in NaClO = +1. (ii) Hot, concentrated NaOH: chlorine in Cl2 = 0. Products: chlorine in NaCl = −1; chlorine in NaClO3 = +5. Why disproportionation: disproportionation means one element is simultaneously oxidised and reduced. In (i), chlorine atoms starting at 0 split into two groups — some are reduced (0 → −1, gaining an electron, in NaCl) and some are oxidised (0 → +1, losing an electron, in NaClO). In (ii) the same split happens with a bigger oxidation jump (0 → +5 in NaClO3 alongside 0 → −1 in NaCl). Because the same element, chlorine, both gains and loses electrons in a single reaction, both reactions are disproportionation reactions. (۱) ٹھنڈا، ہلکا NaOH: Cl2 میں کلورین = 0؛ NaCl میں = −1؛ NaClO میں = +1۔ (۲) گرم، مرتکز NaOH: Cl2 میں = 0؛ NaCl میں = −1؛ NaClO3 میں = +5۔ ڈسپروپورشنیشن کیوں: دونوں میں وہی عنصر، کلورین، بیک وقت آکسیڈائز بھی ہوتا ہے (0 سے +1 یا +5) اور ریڈیوس بھی (0 سے −1) — یہی ڈسپروپورشنیشن کی تعریف ہے۔
The thermal stability of a hydrogen halide HX is decided by how strong its H–X bond is: the stronger the bond, the more heat is needed to break it, so the more thermally stable the compound (Section 13.6). The order is HF > HCl > HBr > HI, and the bond dissociation energies of Table 13.5 prove it: H–F 569, H–Cl 431, H–Br 366, H–I 299 kJ/mol. HF is the most stable: fluorine is small and highly electronegative, so the hydrogen and fluorine orbitals overlap strongly and make a very strong H–F bond — the hardest in the series to break by heating. HCl is next: chlorine is larger than fluorine, so the H–Cl bond is weaker (431) than H–F, but still stronger than the rest. HBr is weaker still: bromine's larger radius gives reduced orbital overlap and a bond energy of only 366. HI is the least stable: iodine's very large radius gives poor orbital overlap, the weakest bond in the series (299), and so HI breaks apart most easily on heating. In short, down the group the halogen atom gets bigger, orbital overlap gets poorer, bond strength falls, and thermal stability falls with it — one trend, one explanation, four numbers to quote. ہائیڈروجن ہیلائیڈ کا حرارتی استحکام اس کے H–X بانڈ کی مضبوطی سے طے ہوتا ہے — بانڈ جتنا مضبوط، اسے توڑنے کے لیے اتنی ہی زیادہ حرارت چاہیے۔ ترتیب HF > HCl > HBr > HI ہے اور بانڈ انرجی اس کی دلیل ہے (569، 431، 366، 299 kJ/mol)۔ فلورین چھوٹی اور زیادہ الیکٹرونیگیٹو ہے اس لیے H–F بانڈ سب سے مضبوط؛ آیوڈین بہت بڑی ہے اس لیے overlap خراب اور H–I بانڈ سب سے کمزور ہے۔
Increasing order of oxidising power: I2 < Br2 < Cl2 < F2 (i.e. decreasing order F2 > Cl2 > Br2 > I2). All free halogens act as oxidising agents when they react with metals and most non-metals: they gain electrons and are converted to halide ions (e.g. 2Na + Cl2 → 2NaCl). Their reactivity as oxidisers is directly related to their ability to acquire an electron and form a halide ion. Fluorine has the highest tendency to acquire an electron and form fluoride, so it is the most powerful oxidising agent: it oxidises and displaces all other halide ions from solution (F2 + Cl− → F− + Cl2; likewise with Br− and I−). Chlorine displaces Br− and I− but not F−; bromine displaces only I−; iodine displaces no halide ion. The standard reduction potentials (Table 13.4) measure the same order: F2 +2.87 V, Cl2 +1.36 V, Br2 +1.07 V, I2 +0.54 V — the more positive the E°, the stronger the oxidiser. The oxidising power depends on several factors together: energy of dissociation (a weak X–X bond, like F–F at 156 kJ/mol, breaks easily), electron affinity of the atoms, hydration energy of the ions formed, and heats of vaporisation (for Br2 and I2). A halogen with low dissociation energy, high electron affinity and high hydration energy of its ions has high oxidising power — fluorine scores on all of these, iodine on none, which is why the order falls steadily down the group. آکسیڈائزنگ طاقت کی بڑھتی ہوئی ترتیب: I2 < Br2 < Cl2 < F2۔ تمام آزاد ہیلوجنز آکسیڈائزنگ ایجنٹ ہیں — وہ الیکٹران حاصل کر کے ہیلائیڈ آئن بناتے ہیں۔ فلورین میں الیکٹران حاصل کرنے کا رجحان سب سے زیادہ ہے اس لیے وہ سب سے طاقتور ہے اور تمام دوسرے ہیلائیڈز کو displace کرتی ہے؛ کلورین Br− اور I− کو، برومین صرف I− کو، اور آیوڈین کسی کو displace نہیں کرتی۔ E° کی قدریں بھی یہی ترتیب بتاتی ہیں (+2.87، +1.36، +1.07، +0.54 V)۔
Order of reducing power: I− > Br− > Cl− > F− (Section 13.7) — the exact mirror image of the halogen oxidising order. Reactions that prove it: the cleanest proof is the halides' reaction with concentrated sulfuric acid (Section 13.9). Fluoride and chloride only displace the acid's proton — NaF + H2SO4 → NaHSO4 + HF; NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl — with no redox at all, because HF and HCl are too weak as reducing agents to reduce the acid further. Bromide goes further: after forming HBr, it reduces the acid to sulfur dioxide and is itself oxidised to bromine — 2HBr + H2SO4 → Br2 + 2SO2 + 2H2O (sulfur +6 → +4). Iodide goes furthest of all: 8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O (sulfur +6 → −2). The displacement reactions of Section 13.4 prove the same order from the other side: a stronger oxidiser (e.g. Br2) takes electrons from a stronger reducer's ion (I−) — Br2 + 2I− → 2Br− + I2 — because iodide gives up its electron most easily. Factors affecting reducing power: (1) Electronegativity — it falls down the group, so the larger halides hold their extra electron less tightly and donate it more easily; fluorine's very high electronegativity is why fluoride holds on tightest. (2) Atomic/ionic radius — it rises down the group, so the extra electron sits further from the nucleus and is less strongly attracted. (3) Charge density — the small fluoride ion has a high charge density, which stabilises it and reduces its tendency to lose an electron; the large iodide ion has a low charge density and loses its electron readily. (4) Bond strength to the extra electron — the strong bond between fluorine and its extra electron makes fluoride donation difficult, while the corresponding hold weakens down the group. Together these factors explain why reducing power rises steadily from fluoride (weakest) to iodide (strongest). ریڈیوسنگ طاقت کی ترتیب: I− > Br− > Cl− > F− — ہیلوجنز کی آکسیڈائزنگ ترتیب کے بالکل الٹ۔ ثبوت مرتکز سلفیورک ایسڈ والی تعملات ہیں: فلورائیڈ اور کلورائیڈ صرف displacement کرتے ہیں (HF، HCl)، برومائیڈ تیزاب کو SO2 تک ریڈیوس کرتا ہے (+6 → +4)، آیوڈائیڈ H2S تک (+6 → −2)۔ عوامل: الیکٹرونیگیٹیویٹی میں کمی، آئنی رداس میں اضافہ، چارج ڈینسٹی میں کمی، اور اضافی الیکٹران سے بانڈ کی مضبوطی میں کمی — یہ سب مل کر بڑے ہیلائیڈز کو آسانی سے الیکٹران دینے والا بناتے ہیں۔
ہائیڈروجن ہیلائیڈ HX کا حرارتی استحکام اس کے H–X بانڈ کی مضبوطی سے طے ہوتا ہے: بانڈ جتنا مضبوط ہو گا، اسے توڑنے کے لیے اتنی ہی زیادہ حرارت چاہیے، اس لیے مرکب اتنا ہی زیادہ حرارتی طور پر مستحکم ہو گا (حصہ ۱۳.۶)۔ ترتیب یہ ہے: HF > HCl > HBr > HI، اور جدول ۱۳.۵ کی بانڈ dissociation انرجی اس کی دلیل ہے: H–F 569، H–Cl 431، H–Br 366، H–I 299 kJ/mol۔ HF سب سے زیادہ مستحکم ہے: فلورین چھوٹی اور زیادہ الیکٹرونیگیٹو ہے، اس لیے ہائیڈروجن اور فلورین کے آربٹلز کا مضبوط overlap ہوتا ہے اور بہت مضبوط H–F بانڈ بنتا ہے — اس سلسلے میں گرم کر کے توڑنا سب سے مشکل بانڈ۔ HCl اس کے بعد ہے: کلورین فلورین سے بڑی ہے، اس لیے H–Cl بانڈ (431) H–F سے کمزور ہے، لیکن باقیوں سے مضبوط ہے۔ HBr اس سے بھی کمزور ہے: برومین کا بڑا رداس آربٹلز کا overlap کم کرتا ہے اور بانڈ انرجی صرف 366 رہ جاتی ہے۔ HI سب سے کم مستحکم ہے: آیوڈین کا بہت بڑا رداس آربٹلز کا overlap خراب کرتا ہے، بانڈ سب سے کمزور (299) ہوتا ہے، اس لیے HI گرم کرنے پر سب سے آسانی سے ٹوٹ جاتا ہے۔ خلاصہ: گروپ میں نیچے جاتے ہوئے ہیلوجن ایٹم بڑا ہوتا ہے، overlap خراب ہوتا ہے، بانڈ کمزور ہوتا ہے اور حرارتی استحکام بھی کم ہوتا جاتا ہے — ایک رجحان، ایک وضاحت، اور چار اعداد جو حوالے کے طور پر یاد رکھنے ہیں۔
آکسیڈائزنگ طاقت کی بڑھتی ہوئی ترتیب: I2 < Br2 < Cl2 < F2 (یعنی گھٹتی ہوئی ترتیب F2 > Cl2 > Br2 > I2)۔ تمام آزاد ہیلوجنز دھاتوں اور اکثر غیر دھاتوں سے تعمل کرتے وقت آکسیڈائزنگ ایجنٹ کا کام کرتے ہیں: وہ الیکٹران حاصل کرتے ہیں اور ہیلائیڈ آئنز میں بدل جاتے ہیں (مثلاً 2Na + Cl2 → 2NaCl)۔ آکسیڈائزر کے طور پر ان کی فعالیت کا براہ راست تعلق الیکٹران حاصل کر کے ہیلائیڈ آئن بنانے کی صلاحیت سے ہے۔ فلورین میں الیکٹران حاصل کرنے کا رجحان سب سے زیادہ ہے، اس لیے وہ سب سے طاقتور آکسیڈائزنگ ایجنٹ ہے: وہ تمام دوسرے ہیلائیڈ آئنز کو ان کے محلولوں سے آکسیڈائز کر کے displace کر دیتی ہے (F2 + Cl− → F− + Cl2، اور اسی طرح Br− اور I− کے ساتھ)۔ کلورین Br− اور I− کو displace کرتی ہے لیکن F− کو نہیں؛ برومین صرف I− کو displace کرتی ہے؛ آیوڈین کسی ہیلائیڈ آئن کو displace نہیں کرتی۔ سٹینڈرڈ ریڈکشن پوٹینشل (جدول ۱۳.۴) بھی یہی ترتیب ناپتے ہیں: F2 +2.87 V، Cl2 +1.36 V، Br2 +1.07 V، I2 +0.54 V — E° جتنا زیادہ مثبت، آکسیڈائزر اتنا ہی مضبوط۔ آکسیڈائزنگ طاقت کا انحصار کئی عوامل پر ہے: dissociation کی توانائی (کمزور X–X بانڈ، جیسے F–F کا 156 kJ/mol، آسانی سے ٹوٹتا ہے)، ایٹموں کی الیکٹران ایفینیٹی، بننے والے آئنز کی hydration انرجی، اور (Br2 اور I2 کے لیے) بخارات بننے کی حرارت۔ جس ہیلوجن کی dissociation توانائی کم، الیکٹران ایفینیٹی زیادہ اور اس کے آئنز کی hydration انرجی زیادہ ہو گی، اس کی آکسیڈائزنگ طاقت زیادہ ہو گی — فلورین ان سب میں آگے ہے، آیوڈین کسی میں نہیں، اسی لیے ترتیب گروپ میں نیچے جاتے ہوئے مسلسل گرتی ہے۔
ریڈیوسنگ طاقت کی ترتیب: I− > Br− > Cl− > F− (حصہ ۱۳.۷) — ہیلوجنز کی آکسیڈائزنگ ترتیب کے بالکل الٹ۔ ثابت کرنے والی تعملات: سب سے صاف ثبوت مرتکز سلفیورک ایسڈ کے ساتھ ہیلائیڈز کی تعملات ہیں (حصہ ۱۳.۹)۔ فلورائیڈ اور کلورائیڈ صرف تیزاب کا پروٹون displace کرتے ہیں — NaF + H2SO4 → NaHSO4 + HF؛ NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl — اور کوئی ریڈاکس نہیں ہوتا، کیونکہ HF اور HCl اتنے کمزور ریڈیوسنگ ایجنٹ ہیں کہ تیزاب کو مزید ریڈیوس نہیں کر سکتے۔ برومائیڈ آگے جاتا ہے: HBr بننے کے بعد وہ تیزاب کو سلفر ڈائی آکسائیڈ تک ریڈیوس کرتا ہے اور خود آکسیڈائز ہو کر برومین بن جاتا ہے — 2HBr + H2SO4 → Br2 + 2SO2 + 2H2O (سلفر +6 → +4)۔ آیوڈائیڈ سب سے آگے جاتا ہے: 8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O (سلفر +6 → −2)۔ حصہ ۱۳.۴ کی displacement تعملات بھی دوسری طرف سے یہی ترتیب ثابت کرتی ہیں: مضبوط آکسیڈائزر (مثلاً Br2) مضبوط ریڈیوسر کے آئن (I−) سے الیکٹران لے لیتا ہے — Br2 + 2I− → 2Br− + I2 — کیونکہ آیوڈائیڈ اپنا الیکٹران سب سے آسانی سے دیتا ہے۔ اثر انداز ہونے والے عوامل: (۱) الیکٹرونیگیٹیویٹی — گروپ میں نیچے جاتے ہوئے یہ کم ہوتی ہے، اس لیے بڑے ہیلائیڈز اپنا اضافی الیکٹران کم مضبوطی سے پکڑتے ہیں اور آسانی سے دے دیتے ہیں؛ فلورین کی بہت زیادہ الیکٹرونیگیٹیویٹی ہی وجہ ہے کہ فلورائیڈ سب سے مضبوطی سے پکڑے رہتا ہے۔ (۲) ایٹمی/آئنی رداس — گروپ میں نیچے جاتے ہوئے یہ بڑھتا ہے، اس لیے اضافی الیکٹران نیوکلیس سے دور ہوتا ہے اور کم مضبوطی سے کھینچا جاتا ہے۔ (۳) چارج ڈینسٹی — چھوٹے فلورائیڈ آئن کی چارج ڈینسٹی زیادہ ہے جو اسے مستحکم کرتی ہے اور الیکٹران کھونے کا رجحان کم کرتی ہے؛ بڑے آیوڈائیڈ آئن کی چارج ڈینسٹی کم ہے اور وہ آسانی سے الیکٹران کھو دیتا ہے۔ (۴) اضافی الیکٹران سے بانڈ کی مضبوطی — فلورین اور اس کے اضافی الیکٹران کے درمیان مضبوط بانڈ فلورائیڈ کے لیے الیکٹران دینا مشکل بناتا ہے، جبکہ گروپ میں نیچے جاتے ہوئے یہ پکڑ کمزور ہوتی جاتی ہے۔ یہ عوامل مل کر بتاتے ہیں کہ ریڈیوسنگ طاقت فلورائیڈ (سب سے کمزور) سے آیوڈائیڈ (سب سے مضبوط) تک مسلسل کیوں بڑھتی ہے۔
Summary. The halogens are Group 17, the very reactive non-metals that all exist as diatomic molecules X2 and all need just one electron to complete their octet (outer configuration ns2np5). The chapter is built on a handful of trends that all run in the same direction down the group, plus one famous exception. Colours and states: F2 pale-yellow gas, Cl2 greenish-yellow gas, Br2 reddish-brown volatile liquid, I2 shiny greyish-black solid subliming to violet vapour — colours darken down the group because electron transitions change how light is absorbed; the last two members, At and Ts, are rare and radioactive. Volatility falls Cl2 → Br2 → I2 because bigger, more polarizable molecules have stronger instantaneous dipole–induced dipole (London) forces and higher boiling points (−35, 59, 183 °C). Bond strength of X2 falls Cl2 (243) → Br2 (193) → I2 (151) as atoms get bigger — except fluorine, whose F–F bond is only 156 because lone-pair repulsion between its tiny atoms weakens it. Oxidising power falls F2 > Cl2 > Br2 > I2 (E° +2.87 → +0.54 V), and the displacement rule follows: a higher halogen displaces a lower halide, never the reverse. With hydrogen, reactivity falls the same way — F2 explosive in cold and dark, Cl2 needing UV/spark, Br2 needing heat, I2 needing high temperature plus catalyst and still slow and reversible — giving colourless HX gases that form hydrohalic acids. Thermal stability of HX follows H–X bond strength: HF (569) > HCl (431) > HBr (366) > HI (299). Reducing power of the ions runs the opposite way: I− > Br− > Cl− > F−, because electronegativity falls, radius rises and charge density falls. The two identification reactions prove that order in the lab: with AgNO3 then ammonia — F− no precipitate, Cl− white AgCl soluble in dilute ammonia, Br− cream AgBr soluble only in concentrated ammonia, I− pale-yellow AgI insoluble in ammonia; and with concentrated H2SO4 — F−/Cl− only HF/HCl fumes, Br− brown Br2 + SO2 smell (S +6 → +4), I− purple I2 + H2S smell (S +6 → −2). Chlorine's disproportionation with NaOH shows temperature deciding the product: cold → NaCl + NaClO (0 → −1 and +1), hot → 5NaCl + NaClO3 (0 → −1 and +5). Water purification closes the chapter: Cl2 + H2O → HCl + HOCl, HOCl ⇌ H+ + OCl−; neutral HOCl penetrates cell walls best and oxidises proteins, lipids, enzymes and DNA/RNA; effectiveness is highest at pH 6–7.5 (HOCl predominates), rises with dose, and needs enough contact time.
Topics in this chapter:
Revision guidance. Learn the chapter as four orders and their numbers, because the exam asks them in exactly that form: volatility Cl2 > Br2 > I2 (bp −35, 59, 183); X–X bond energy Cl2 243 > Br2 193 > I2 151, with F2 156 as the exception; oxidising power F2 > Cl2 > Br2 > I2 (E° +2.87, +1.36, +1.07, +0.54) and reducing power the reverse (I− > Br− > Cl− > F−); H–X stability HF 569 > HCl 431 > HBr 366 > HI 299. Then practise the two laboratory tables from memory — AgX colours and ammonia solubility (white/dilute, cream/concentrated, pale-yellow/never) and the concentrated-acid staircase (fumes only, SO2, H2S) — and the two disproportionation equations with their oxidation states (cold 0 → −1/+1, hot 0 → −1/+5). Finally, re-read the flagged ⚠️ notes before the exam: the "chlorine being a liquid" slip, the "2AgX" misprint, the duplicated (b) in MCQ 5, the unbalanced equation in short question 2, the loosely worded MCQ 8 (bond strength marked, electronegativity also a real factor), and the questions with no dedicated book passage (MCQ 7 acid strength, short 5 antiseptic, short 6 colour change, short 7–8 ionisation and HF vs HCl, short 11 chlorination disadvantage, Quick Check 13.4(b) solubility cause) — so that a book slip or a derived answer never costs you marks.
خلاصہ: ہیلوجنز گروپ 17 کے بہت فعال غیر دھات ہیں جو سب ڈائی ایٹمک مالیکیولز X2 کی صورت میں موجود ہوتے ہیں اور جنہیں آکٹیٹ مکمل کرنے کے لیے صرف ایک الیکٹران چاہیے (بیرونی ترتیب ns2np5)۔ یہ باب چند رجحانات پر بنا ہے جو گروپ میں نیچے جاتے ہوئے ایک ہی سمت میں چلتے ہیں، اور ایک مشہور استثنا پر۔ رنگ اور حالتیں: F2 ہلکی پیلی گیس، Cl2 سبز مائل پیلی گیس، Br2 سرخی مائل بھورا اڑنے والا مائع، I2 چمکدار سرمئی سیاہ ٹھوس جو بنفشی بخارات میں بدل جاتا ہے — رنگ اس لیے گہرے ہوتے ہیں کہ الیکٹران ٹرانزیشنز روشنی کے جذب کو بدل دیتی ہیں؛ آخری دو ارکان At اور Ts نایاب اور ریڈیو ایکٹیو ہیں۔ Volatility Cl2 سے Br2 سے I2 تک کم ہوتی ہے کیونکہ بڑے، زیادہ polarizable مالیکیولز کی London فورسز مضبوط اور نقطہ ابال زیادہ ہوتے ہیں (−35، 59، 183 °C)۔ بانڈ مضبوطی Cl2 (243) سے Br2 (193) سے I2 (151) تک کم ہوتی ہے کیونکہ ایٹم بڑے ہوتے ہیں — سوائے فلورین کے، جس کا F–F بانڈ صرف 156 ہے کیونکہ اس کے چھوٹے ایٹموں کے لون پیئرز کی repulsion اسے کمزور کر دیتی ہے۔ آکسیڈائزنگ طاقت F2 > Cl2 > Br2 > I2 ہے (E° +2.87 سے +0.54 V)، اور displacement کا اصول اسی سے نکلتا ہے: اوپر والا ہیلوجن نیچے والے ہیلائیڈ کو displace کرتا ہے، الٹا کبھی نہیں۔ ہائیڈروجن کے ساتھ فعالیت بھی اسی طرح کم ہوتی ہے — F2 ٹھنڈے اور اندھیرے میں دھماکے سے، Cl2 کو UV/چنگاری چاہیے، Br2 کو حرارت، I2 کو زیادہ درجہ حرارت + کیٹالسٹ اور پھر بھی آہستہ اور ریورسیبل — اور بے رنگ HX گیسیں بنتی ہیں جو ہائیڈروہیلک ایسڈ دیتی ہیں۔ HX کا حرارتی استحکام H–X بانڈ مضبوطی کے مطابق ہے: HF (569) > HCl (431) > HBr (366) > HI (299)۔ آئنز کی ریڈیوسنگ طاقت الٹی سمت میں چلتی ہے: I− > Br− > Cl− > F−، کیونکہ الیکٹرونیگیٹیویٹی کم، رداس زیادہ اور چارج ڈینسٹی کم ہوتی جاتی ہے۔ شناخت کی دو تعملات لیبارٹری میں اس ترتیب کو ثابت کرتی ہیں: AgNO3 پھر امونیا سے — F− کوئی precipitate نہیں، Cl− سفید AgCl ہلکے امونیا میں حل، Br− کریمی AgBr صرف مرتکز امونیا میں حل، I− ہلکا پیلا AgI امونیا میں ناقابل حل؛ اور مرتکز H2SO4 سے — F−/Cl− صرف HF/HCl کے دھوئیں، Br− بھورا Br2 + SO2 کی بو (S +6 → +4)، I− جامنی I2 + H2S کی بو (S +6 → −2)۔ NaOH کے ساتھ کلورین کی ڈسپروپورشنیشن میں درجہ حرارت مصنوعات طے کرتا ہے: ٹھنڈا → NaCl + NaClO (0 → −1 اور +1)، گرم → 5NaCl + NaClO3 (0 → −1 اور +5)۔ پانی کی صفائی باب کا اختتام ہے: Cl2 + H2O → HCl + HOCl، HOCl ⇌ H+ + OCl−؛ نیوٹرل HOCl سیل وال میں سب سے اچھی طرح داخل ہوتا ہے اور پروٹینز، لپڈز، انزائمز اور DNA/RNA کو آکسیڈائز کرتا ہے؛ مؤثریت pH 6–7.5 پر سب سے زیادہ (HOCl غالب)، مقدار بڑھنے سے بڑھتی ہے، اور رابطے کا کافی وقت چاہیے۔
دہرائی کی رہنمائی: اس باب کو چار ترتیبوں اور ان کے اعداد کی صورت میں یاد کریں، کیونکہ امتحان اسی صورت میں پوچھتا ہے: volatility Cl2 > Br2 > I2 (نقطہ ابال −35، 59، 183)؛ X–X بانڈ انرجی Cl2 243 > Br2 193 > I2 151، اور F2 156 استثنا کے طور پر؛ آکسیڈائزنگ طاقت F2 > Cl2 > Br2 > I2 (E° +2.87، +1.36، +1.07، +0.54) اور ریڈیوسنگ طاقت اس کا الٹ (I− > Br− > Cl− > F−)؛ H–X استحکام HF 569 > HCl 431 > HBr 366 > HI 299۔ پھر لیبارٹری کی دو جدولیں زبانی یاد کریں — AgX کے رنگ اور امونیا میں حل پذیری (سفید/ہلکا، کریمی/مرتکز، ہلکا پیلا/کبھی نہیں) اور مرتکز تیزاب کی سیڑھی (صرف دھوئیں، SO2، H2S) — اور ڈسپروپورشنیشن کی دو مساواتیں ان کی آکسیڈیشن حالتوں کے ساتھ (ٹھنڈی 0 → −1/+1، گرم 0 → −1/+5)۔ آخر میں امتحان سے پہلے ⚠️ نشان زد نوٹس دوبارہ پڑھیں: "chlorine being a liquid" کی غلطی، "2AgX" کی غلطی، MCQ 5 میں دوہرا (b)، مختصر سوال 2 میں غیر متوازن مساوات، ڈھیلا لکھا گیا MCQ 8 (بانڈ مضبوطی نشان زد، الیکٹرونیگیٹیویٹی بھی حقیقی وجہ)، اور وہ سوالات جن کا کتاب میں کوئی الگ حصہ نہیں ہے (MCQ 7 تیزاب کی مضبوطی، مختصر 5 antiseptic، مختصر 6 رنگ کی تبدیلی، مختصر 7–8 آئنائزیشن اور HF بمقابلہ HCl، مختصر 11 کلورینیشن کا نقصان، کوئک چیک ۱۳.۴(b) حل پذیری کی وجہ) — تاکہ کتاب کی کوئی غلطی یا اخذ شدہ جواب آپ کے نمبر نہ کاٹے۔
Chapter-wise tests, fresh random papers اور instant score کے لیے PunjabTest.com کا میں test section دیکھو:
PunjabTest.com — Complete Guide Book • FSc Part 1 Chemistry, Chapter 13 (New Book, Session 2026–27) • English + Urdu