সৃজনশীলঃ ‘…’ রাজশাহী বোর্ড ২০১৯ – মৌলের পর্যাবৃত্তিক ধর্ম ও রাসায়নিক বন্ধন, রসায়ন, রসায়ন ১ম পত্র (এইচএসসি)

Na পরমাণুর পারমাণবিক ব্যাসার্ধ, ৩য় পর্যায়ের অন্যান্য মৌলের পরমাণু অপেক্ষা বেশি হওয়ায়, Na এর প্রথম আয়নীকরণ শক্তি কম হয়। Na⁺ আয়নের ইলেকট্রন বিন্যাস Ne এর অনুরূপ হওয়ায় ইলেকট্রন বিন্যাসটি স্থিতিশীল হয়। Na আয়নের ব্যাসার্ধ 0.095 nm এর পারমাণবিক ব্যাসার্ধ 0.157 nm অপেক্ষা কম। তাই Na⁺ এর বহিঃস্থ স্তরে ইলেকট্রনগুলো নিউক্লিয়াসের সাথে দৃঢ়ভাবে আকৃষ্ট হয় ফলে Na⁺ আয়নের বহিঃস্থ কক্ষপথ হতে ইলেকট্রন অপসারণে প্রচুর শক্তির (4562 kJ/mol) প্রয়োজন হয় বিধায় Na⁺ হতে আরও একটি ইলেকট্রন অপসারণ করে Na²⁺ গঠন সম্ভব নয়।

উদ্দীপকের, X, M, R যথাক্রমে হাইড্রোজেন, সালফার ও অক্সিজেন।

অর্থাৎ X₂M → H₂S ও X₂R → H₂O । 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 কখন 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 অণু দুইটি হলো CH­₄ ও NH₃ । নিম্নে এদের গঠন বিশ্লেষণ করা হলো:

• CH­₄ এর গঠন: CH­₄ অণুতে C এর ইলেকট্রন বিন্যাস:

$\begin{array}{cc}{C}_6& \Rightarrow 1s^{2}2s^{2}2p_x{}^{1}2p_y{}^{1}2p_z{}^0\\ {}^{\ast }{C}_6& \Rightarrow 1s^{2}2s^{1}2p_x{}^{1}2p_y{}^{1}2p_z{}^1\end{array}$

মিথেন অণুতে কার্বনের চারটি sp³ সংকর অরবিটালের সঙ্গে চারটি H- পরমাণুর s অরবিটাল অধিক্রমণ করে চারটি কার্বন হাইড্রোজেন সিগমা বন্ধন গঠন করে। যেহেতু, sp³ সংকরণ তাই শর্তসাপেক্ষে অণুর আকৃতি চতুস্তলকীয় ও বন্ধন কোণ হয় 109.5° ।

• NH₃ এর গঠন: অপরদিকে, NH₃অণুতে N পরমাণুর শেষ কক্ষপথে 3টি বিজোড় ইলেকট্রন আছে। তিনটি H-পরমাণুর শেষ কক্ষপথের একটি করে ইলেকট্রন N এর সাথে যুক্ত হয়ে sp³ সংকরণের মাধ্যমে NH₃ অণু গঠন করে। sp³ সংকরণ বলে এখানেও আকৃতি চতুস্তলকীয় হওয়ার কথা। কিন্তু NH₃ অণুতে একটি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন জোড় বিদ্যমান যা বন্ধন জোড় ইলেকট্রনকে বিকর্ষণ করে। ফলে বন্ধন কোণ 109.5° থেকে কমে 107° হয়ে যায় ও আকৃতি হয় ত্রিকোণাকার পিরামিড।

সুতরাং উপর্যুক্ত আলোচনার প্রেক্ষিতে বলা যায়, অণু দুইটির আকৃতির ভিন্নতার কারণ মূলত অণুতে বিদ্যমান মুক্ত জোড় ও বন্ধন জোড় ইলেকট্রনের মধ্যেকার বিকর্ষণ।