সৃজনশীলঃ ‘…’ রাজশাহী বোর্ড ২০১৭ – মৌলের পর্যাবৃত্তিক ধর্ম ও রাসায়নিক বন্ধন, রসায়ন, রসায়ন ১ম পত্র (এইচএসসি)

দ্রাব্যতার উপর তাপমাত্রার বিশেষ প্রভাব পরিলক্ষিত হয়। সাধারণভাবে তাপমাত্রা বৃদ্ধির সাথে সাথে দ্রবের দ্রাব্যতা বৃদ্ধি পায়। কারণ উচ্চ তাপমাত্রায় দ্রাবক ও দ্রব উভয়ের গতিশক্তি বৃদ্ধি পায় ফলে অধিক দ্রব দ্রবীভূত হয়। কিন্তু কিছু দ্রবের ক্ষেত্রে তাপমাত্রা বৃদ্ধির সাথে সাথে দ্রাব্যতা হ্রাস পায়। যেমন- NaOH, Ca(OH)₂ ইত্যাদি। আবার এমন কিছু দ্রব রয়েছে যাদের ক্ষেত্রে তাপমাত্রা বৃদ্ধিতে প্রথমে দ্রাব্যতা বৃদ্ধি পায় কিন্তু তাপমাত্রা আরও বৃদ্ধি পেলে দ্রাব্যতা হ্রাস পায়। যেমন- Na₂SO₄.10H₂O ।

উদ্দীপকের B ও D মৌলদ্বয় যথাক্রমে অক্সিজেন (০) ও সালফর (S)। এদের হাইড্রাইড যথাক্রমে H₂O ও H₂S। অক্সিজেনের ও সালফার পর্যায় সারণির একই গ্রুপে অবস্থিত (গ্রুপ: VIA)। এ কারণে তাদের বৈশিষ্ট্যের মিল থাকা আবশ্যক। তাদের হাইড্রাইড যৌগে H₂O এবং H₂S এর ধর্মে গ্রুপভিত্তিক বৈশিষ্ট্যের মিল থাকা স্বাভাবিক। কিন্তু সাধারণ তাপমাত্রায় H₂S গ্যাসীয় অবস্থায় বিরাজ করে অথচ H₂O একটি তরল পদার্থ। ইলেকট্রন বিন্যাসে অক্সিজেনের প্রধান শক্তিস্তর দুটি এবং সালফারের তিনটি। অক্সিজেন অপেক্ষা সালফারের পারমাণবিক আকার বড় হওয়ায় ইলেকট্রনের প্রতি সালফারের আকর্ষণ অপেক্ষাকৃত কম হয়। ফলে সালফার অপেক্ষা অক্সিজেন অধিকতর তড়িৎ ঋণাত্মক হয়। এ কারণে H₂O যৌগে H-O বন্ধনটি H₂S যৌগের H-S বন্ধন অপেক্ষা অধিকতর পোলার। অধিকন্তু, পানিতে অক্সিজেন ও হাইড্রোজেনের তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্য (3.5-2.1) = 1.4, যা পোলার যৌগ গঠনের সহায়ক কেননা, একটি যৌগে দুটি মৌলের তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্য 0.5 থেকে 1.7 পর্যন্ত হলে যৌগটি পোলার হয়। পোলার H₂O অণুসমূহের মধ্যে হাইড্রোজেন বন্ধন গঠন সম্ভব। অপোলার H₂S অণুসমূহের মধ্যে হাইড্রোজেন বন্ধন গঠন সম্ভব নয়। পানিতে হাইড্রোজেন বন্ধনের উপস্থিতির ফলে পানির অণুসমূহ পরস্পরকে আকৃষ্ট করে এবং অজস্র অণু সংঘবদ্ধভাবে বিরাজ করে এর ফলে, পানিতে আন্তঃআণবিক দূরত্ব হ্রাস পায় এবং পানির তরল অবস্থা প্রাপ্ত হয়। অপরদিকে, H₂S এর অণুসমূহে হাইড্রোজেন বন্ধন গঠনের কোনো সুযোগ নেই বলে এটি পৃথক অণু হিসেবে গ্যাসীয় অবস্থায় থাকে। H₂S অণুসমূহের মধ্যে দুর্বল ভ্যানডার ওয়ালস বল কার্যকর থাকে।

প্রদত্ত পর্যায় সারণি অনুসারে A, B, C ও D মৌল চারটি হলো যথাক্রমে নাইট্রোজেন (N), অক্সিজেন (০), ফসফরাস (P) ও সালফার (S)। এদের ইলেকট্রন বিন্যাস নিম্নরূপ:

$\begin{array}{cc}& {}_{7}N\to 1s^{2}2s^{2}2p^3\\ & {}_{8}O\to 1s^{2}2s^{2}2p^4\\ & {}_{15}P\to 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^3\\ & {}_{16}S\to 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^4\end{array}$

সুতরাং উপরোক্ত বর্ণনানুসারে এবং পর্যাবৃত্ত ধর্মানুসারে মৌল চারটির ক্ষেত্রে একই পর্যায়ে বাম থেকে ডানে এবং একই গ্রুপে উপর থেকে নিচে আয়নিকরণ শক্তির মান হ্রাস পায়। মৌলসমূহের আয়নিকরণ শক্তির ক্রম গ্যাসীয় অবস্থায় এক মোল বিচ্ছিন্ন পরমাণুর প্রতিটি থেকে একটি করে এক মোল ইলেকট্রন অপসারণ করে পরমাণুটিকে এক মোল ধনাত্মক আয়নে পরিণত করতে যে শক্তির প্রয়োজন তাকে আয়নীকরণ শক্তি বলে। আমরা জানি, একই পর্যায়ে বাম থেকে ডানে পারমাণবিক আকার হ্রাসের সাথে সাথে আয়নিকরণ শক্তি বৃদ্ধি পায়। এক্ষেত্রে ২য় পর্যায়ের অক্সিজেনের আয়নিকরণ শক্তি নাইট্রোজেন অপেক্ষা অধিক হওয়ার কথা। কিন্তু অর্ধপূর্ণ 2p অরবিটাল অধিকতর সুস্থিত বিধায় নাইট্রোজেনের আয়নিকরণ শক্তি অক্সিজেনের অপেক্ষা অধিক। একইভাবে তৃতীয় পর্যায়ের ক্ষেত্রেও সাধারণ নিয়মের ব্যতিক্রম ঘটে। অর্থাৎ ফসফরাসের আয়নীকরণ শক্তি অক্সিজেন অপেক্ষা বেশি হয়

আবার একই গ্রুপে উপর থেকে নিচে পরমাণুর আকার বৃদ্ধির কারণে আয়নিকরণ শক্তির মান হ্রাস পায়। অর্থাৎ গ্রুপ-15 এ নাইট্রোজেনের আয়নিকরণ শক্তি ফসফরাস অপেক্ষা এবং গ্রুপ-16 এ অক্সিজেনের আয়নিকরণ শক্তি সালফার অপেক্ষা অধিক।

সুতরাং উপরোক্ত বর্ণনানুসারে এবং পর্যাবৃত্ত ধর্মানুসারে মৌল চারটির ক্ষেত্রে একই পর্যায়ে বাম থেকে ডানে এবং একই গ্রুপে উপর থেকে নিচে আয়নিকরণ শক্তির মান হ্রাস পায়।

মৌলসমূহের আয়নিকরণ শক্তির ক্রম- A>B>C>D N>O>P>S