দ্রাব্যতা কী?
উত্তর: নির্দিষ্ট তাপমাত্রায় 100 গ্রাম দ্রাবককে সম্পৃক্ত দ্রবণে পরিণত করতে কোন দ্রবের যত গ্রাম দ্রবীভূত করতে হয় দ্রবের সে ভর প্রকাশক সংখ্যাই দ্রাব্যতা।
HSC Chemistry 1st Paper Chapter 3: মৌলের পর্যাবৃত্তিক ধর্ম ও রাসায়নিক বন্ধন CQ — Prosthuti প্রশ্নব্যাংক
HSC · Chemistry 1st Paper · Chapter 3: মৌলের পর্যাবৃত্তিক ধর্ম ও রাসায়নিক বন্ধন · সৃজনশীল
দ্রাব্যতা কী?
Sylhet · 2017
উত্তর
নির্দিষ্ট তাপমাত্রায় 100 গ্রাম দ্রাবককে সম্পৃক্ত দ্রবণে পরিণত করতে কোন দ্রবের যত গ্রাম দ্রবীভূত করতে হয় দ্রবের সে ভর প্রকাশক সংখ্যাই দ্রাব্যতা।
উত্তর
পলির বর্জন নীতি: "একই পরমাণুতে যে কোন দুটি ইলেকট্রনের চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যার মান কখনও একই হতে পারে না।"
দুটি ইলেকট্রনের ৩টি কোয়ান্টাম সংখ্যার মান একই হলেও চতুর্থ কোয়ান্টাম সংখ্যা অবশ্যই ভিন্ন হবে। যেমন- দুইটি ইলেকট্রন বিশিষ্ট একটি পরমাণুতে-
১ম ইলেকট্রনের জন্য,
২য় ইলেকট্রনের জন্য,
অর্থাৎ একই পরমাণুর ২টি ইলেকট্রনের কক্ষপথের আকার (n), আকৃতি (1), কৌণিক অবস্থান (m) একই হতে পারে যদি তাদের নিজ অক্ষের উপর ঘূর্ণনের দিক পরস্পর বিপরীতমুখী হয়।
উত্তর
যেহেতু দেওয়া আছে, Z ও R এর পারমাণবিক সংখ্যা যথাক্রমে ৪ এবং 16। তাই Z মৌলটি হলো অক্সিজেন (০) এবং R মৌলটি হলো সালফার (S)। Z মৌলটির হাইড্রাইড হলো H2O এবং R মৌলটির হাইড্রাইড হলো 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।
উত্তর
এখানে ছক অনুসারে X, Y, Z মৌলগুলো হচ্ছে যথাক্রমে C, N, ΟΙ সুতরাং এদের সাধারণ হাইড্রাইডগুলো হলো CH4, NH3, H2O। এদের জ্যামিতিক আকৃতি নিম্নরূপ:
মিথেন অণুতে কার্বনের চারটি sp3 সংকর অরবিটালের সঙ্গে চারটি H- পরমাণুর -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, NH3 অণুতে 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।
H2O অণুর গঠন: H2O এর অণুতে ও sp3 সংকরণ বিদ্যমান। কিন্তু এখানে দুটি মুক্ত জোড় ইলেকট্রন থাকায় বিকর্ষণ আরও বেড়ে যায় ও আকৃতি কৌণিক বা উল্টা V আকৃতির হয়ে যায়। ফলে বন্ধন কোণ হয় 104.5° ।
সুতরাং উপর্যুক্ত আলোচনার প্রেক্ষিতে বলা যায়, অণু তিনটির আকৃতির ভিন্নতার কারণ মূলত অণুতে বিদ্যমান মুক্ত জোড় ও বন্ধন জোড় ইলেকট্রনের মধ্যেকার বিকর্ষণ।
