নিষ্ক্রিয় গ্যাসগুলোর সর্বশেষ শক্তিস্তরে যেমন ২টি বা ৮ টি ইলেকট্রন বিদ্যমান,তেমনি অণু গঠনে কোনো পরমাণুর সর্বশেষ শক্তিস্তরে এক বা একাধিক জোড়া ইলেকট্রন বিদ্যমান থাকবে, এটিই হচ্ছে " দুই "এর নিয়ম।

" অষ্টক "( অণু গঠন কালে কোনো মৌল ইলেকট্রন গ্রহণ, বর্জন অথবা ভাগাভাগির মাধ্যমে তার সর্বশেষ শক্তিস্তরে ৮ টি করে ইলেকট্রন ধারণের মাধ্যমে নিষ্ক্রিয় গ্যাসের ইলেকট্রন বিন্যাস লাভ করে। একে "অষ্টক" নিয়ম বলে।) নিয়মের কিছু সীমাবদ্ধতার কারণে বিজ্ঞানিরা "দুই" এর নিয়ম উপস্থাপন করেন। "দুই " এর নিয়মটি অষ্টক নিয়ম থেকে অধিকতর উপযোগী ও আধুনিক।

কেন মৌল সমূহ 'দুই' ও 'অষ্টক' নিয়ম অনুসরণ করে??  

সর্বশেষ শক্তিস্তরে দিত্ব বা অষ্টক পূর্ণ থাকার কারণে নিষ্ক্রিয় গ্যাসগুলো অধিকতর স্থিতিশীল হয়। আর অন্য মৌলগুলোর এই নিষ্ক্রিয় গ্যাসগুলোর দেখে হিংসে হয় বলে তারাও ওদের মতো হতে চায়। অর্থাৎ স্থিতিশীলতা অর্জনের জন্যই তারা তাদের সর্বশেষ শক্তিস্তরে দিত্ব বা অষ্টক পূরণ করতে চায়। এই কারণেই তারা " দুই " ও "অষ্টক" নিয়ম অনুসরণ করে।

জোড়া ইলেকট্রন থাকলে নাকি হিলিয়ামের ইলেক্ট্রন বিন্যাস অর্জন করলে দুইয়ের নিয়ম হয়??  

প্রথমেই বলেছি, সর্বশেষ শক্তিস্তরে এক বা একাধিক জোড়া ইলেকট্রন থাকলে তখনই দুই এর নিয়ম হবে।

হিলিয়ামের সর্বশেষ শক্তিস্তরে একজোড়া অর্থাৎ ২টি ইলেকট্রন রয়েছে। তাই হিলিয়ামের ইলেকট্রন বিন্যাস অর্জন করলে অবশ্যই সেটা "দুই " এর নিয়ম অনুসরণ করবে।

আবার,

BeCl₂ অণুর কেন্দ্রীয় পরমাণু Be এর সর্বশেষ শক্তিস্তরে দুই জোড়া অর্থাৎ 4 টি ইলেকট্রন বিদ্যমান। এটি অষ্টক বলা হিলিয়ামের ইলেকট্রন বিন্যাস অর্জন করেনি । কিন্তু দুই এর নিয়ম অনুসরণ করেছে।

Continue reading

Share:

প্যালাডিয়ামের ইলেকট্রন সংখ্যা 46।

তাহলে আউফবাউ নীতি অনুসারে প্যালাডিয়ামের ইলেকট্রন বিন্যাস:

Pd(46)->

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d8 5s2

কিন্তু বাস্তবে দেখা যায়, প্যালাডিয়ামের ইলেকট্রন বিন্যাস:

Pd(46)->

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10

এর কারণ হলো, একই উপশক্তিস্তর p ও d এর অরবিটারগুলো অর্ধপূর্ণ (p3, d5) বা সম্পূর্ণরূপে পূর্ণ (p6, d10) অবস্থায় অধিকতর সুস্থিত হয়।

4d অরবিটালকে সম্পূর্ণরূপে পূর্ণ করার মাধ্যমে প্যালাডিয়ামের ইলেকট্রন বিন্যাসকে সুস্থিত করার জন্য 5s অরবিটাল থেকে 2টি ইলেকট্রন 4d অরবিটালে গমন করে। এর ফলে প্যালাডিয়ামের ইলেকট্রন বিন্যাসে 4d অরবিটালে 10টি এবং 5s অরবিটালে 0টি ইলেকট্রন দেখা যায়।

এ কারণেই প্যালাডিয়ামের ইলেকট্রন বিন্যাসটা একটু বেতিক্রম।

Continue reading

Share:

কোন মৌলের সাধারণ ইলেক্ট্রন বিন্যাস হল কোন শক্তি শোসন করার আগে হুন্ডের নীতি মেনে যে ইলেক্ট্রন বিন্যাস হয় সেটা।

আর উত্তেজিত অবস্থায় ইলেক্ট্রন শক্তি শোসন করে যুগ্ম থেকে অযুগ্ম হয়ে যায় এবং অন্য অরবিটালে প্রবেশ করে। এর ফলে নতুন যে বিন্যাস হয় সেটি হুন্ডের নীতি মেনে চলে না এবং এটিই হল উত্তেজিত অবস্থায় ইলেক্ট্রন বিন্যাস। p block মৌলে এই প্রবণতা বেশি।

সাধারণ অবস্থায় কোনো মৌলের ইলেকট্রনবিন্যাস নিষ্ক্রিয় অবস্হায় থাকে। তখন মৌলটি কোনো যৌগ গঠনে অংশগ্রহণকরেনা অর্থাৎ ইলেকট্রন গ্রহণ বা ত্যাগ করে না।অন্যদিকে যখন মৌলকে উত্তেজিত করা হয় তখন সে শক্তিশোষণ করে নিম্নশক্তি স্তর থেকে উচ্চ শক্তিস্তর যায়।এবং ইলেকট্রন অযুগ্মঅবস্থায় থাকে। ফলে আরো ইলেকট্রনগ্রহণ করে যৌগ গঠনে অংশ নেয়

Continue reading

Share:

জলের অর্থাৎ H2O এর মোলার ভর = 18.01528 gm/ mol,

হইড্রোজেন সালফাইড বা H2S এর মোলার ভর= 34.1 gm/mol,

এখন আমরা জানি ফ্লুরিন এর ইলেক্ট্রো নেগেটিভিটি সর্বোচ্চ, ঠিক তার পরেই অক্সিজেন স্থান দখল করে।

এর ফলে H2O তার হাইড্রোজেন অক্সিজেন বন্ধনের (H—O) ইলেক্ট্রন এর মেঘ অধিক ইলেক্ট্রো নেগেটিভ অক্সিজেন এর দিকে সরে আসে। ফলত অক্সিজেনের চারিপাশে একটি আংশিক ঋণাত্মক আবেশ তৈরি হয় এবং ইলেক্ট্রন সরে আসার জন্য হইড্রোজেন এর পাশে আংশিক ধনাত্মক আবেশ তৈরি হয়। এর ফলে পার্শ্ববর্তী H2O অনুর হইড্রোজেন এর সাথে আলোচিত H2O অনুর অক্সিজেন একটি দুর্বল হইড্রোজেন বন্ধন গঠন করে। অপরপক্ষে আলোচিত অনুর হইড্রোজেন অনুর সাথে তৃতীয় কোনো অনুর একই প্রকার বন্ধন গঠন হয়।

[লাল বল গুলি অক্সিজেনের অনুরূপ এবং সাদা বল গুলি হাইড্রোজেনের অনুরূপ, সবুজ দাগ গুলি হল হাইড্রোজেন বন্ধন]

যার ফলে অন্ত:আণবিক বন্ধন গঠন হয় । যার জন্য ঘরের তাপমাত্রায় H2O তরল অবস্থায় থাকে। কিন্তু H2S এর ক্ষেত্রে এমন কোনো অবসর তৈরি হয়না। তাই H2S সাধারণ তাপমাত্রায় গ্যাসীয়।

O ও S পর্যায় সারণির একই গ্রুপ ১৪তম গ্রুপের মৌল। তাই এদের হাইড্রাইড যেমনঃ H2O ও H2S এর ধর্মে গ্রুপভিত্তিক সাদৃশ্য থাকাই খুব স্বাভাবিক। কিন্তু H2O সাধারণ তাপমাত্রায় তরল হলেও H2S সাধারণ তাপমাত্রায় গ্যাসীয়। এর কারণ H2O অণুতে হাইড্রোজেন পরমাণুর সাথে যুক্ত অক্সিজেন পরমাণু অতিশয় তড়িৎ ঋণাত্মক ও আকারে সালফার পরমাণু অপেক্ষা ছোট হওয়ায় H2O অণুতে সমযোজী বন্ধনে অতিমাত্রায় ডাইপোলের সৃষ্টি হয়। বন্ধনে পোলারিটি বা ডাইপোলের ফলে H2O অণুতে হাইড্রোজেন বন্ধনের সৃষ্টি হয়।

হাইড্রোজেন বন্ধন সৃষ্টির কারনেই H2O অণুসমুহ পরস্পর পরস্পরকে আকৃষ্ট করে সংবদ্ধ আকার ধারণ করে। অপরপক্ষে কম তড়িৎ ঋণাত্মক এবং আকারে অক্সিজেন অপেক্ষা বড়। তাই H2O অণুতে H-S বন্ধনে খুবই সামান্য স্বল্পমাত্রায় পোলারায়ন ঘটে। যার ফলে H2S অণুসমুহে মধ্যে আর হাইড্রোজেন বন্ধন গঠন করা সম্ভব হয় না। H2S পৃথক অণুরুপে গ্যাসীয় অবস্থায় অবস্থান করে।

এজন্য H2O তরল, কিন্তু H2S গ্যাস।

Continue reading

Share:

প্রমাণ অবস্থায় 5L CH4 (মিথেন ) গ্যাসে H পরমাণু আছে 5.375×10^23 টি ।।

চলুন গণনা করে দেখি-

আমরা জানি, প্রমাণ অবস্থায় 1 mol যেকোনো গ্যাসের আয়তন 22.4 L অথাৎ, প্রমাণ অবস্থায় 1 mol CH4 এর আয়তনও 22.4 L তাহলে ঐকিক নিয়মে পাই,

22.4 L = 1 mol

.°. 1L = 1/22.4 mol

=> 5L = 5/22.4 mol = 0.22 mol

এখন, আমরা জানি 1 mol যেকোনো গ্যাসে অ্যাভোগাড্রো সংখ্যক অণু আছে । এবং অ্যাভোগাড্রো সংখ্যা হচ্ছে 6.02×10^23

.°. 1mol CH4 এ অণু আছে = 6.02×10^23 টি

=> 0.22 mol CH4 এ অণু আছে = 6.02×10^23 × 0.22 টি

.°. O.22 mol CH4 এ অণু আছে =1.34×10^23 টি

CH4 এর একটি অণুতে H আছে 4টি । সুতরাং 0.22 mol CH4 অণুতে H পরমাণুর সংখ্যা = 1.34×10^23 ×4 টি

.°. CH4 অণুতে H পরমাণু আছে =5.375×10^23 টি

Continue reading

Share:

বিজ্ঞানী এ ফুন্ড ব্যাখ্যা করেছেন যে কি করে ইলেকট্রনসমূহ বিভিন্ন উপশক্তিস্তরে প্রবেশ করে যাকে আমরা অরবিটাল বলছি। p অরবিটাল রয়েছে তিনটি। ইলেকট্রন যা করে আরকি প্রথমে সবগুলোতে একটা একটা করে ফিলাপ হয় তারপর আবার একটা একটা করে ফিলাপ হয়। যেহেতু ফসফরাসের 15 টি ইলেকট্রন রয়েছে তাইয়েব শেষ কক্ষপথের পি অরবিটালে তিনটি অযুগ্ম ইলেকট্রন রয়েছে কিন্তু উত্তেজিত অবস্থায় ফসফরাসের থ্রি এস অরবিটাল হতে একটি ইলেকট্রন 3 ডি তে চলে যায়। তখন তা 5 যোজ্যতা শো করে।

Continue reading

Share:

হুন্ডের নীতি হলো " সমশক্তিসম্পন্ন অরবিটালগুলোতে ইলেকট্রন প্রবেশের সময় যতক্ষণ পর্যন্ত অরবিটাল খালি থাকবে ততক্ষণ পর্যন্ত ইলেকট্রনগুলো অযুগ্মভাবে অরবিটালে প্রবেশ করবে এবং অযুগ্ম ইলেকট্রনগুলোর স্পিন একমুখী হবে। "

অর্থাৎ, সমশক্তিসম্পন্ন একাধিক অরবিটাল খালি থাকলে ইলেকট্রন প্রথমে একটি করে খালি অরবিটালগুলো পূর্ণ করবে, তারপর আবার এক ইলেকট্রন বিশিষ্ট অরবিটালগুলোতে নতুন করে বিপরীত স্পিন যুক্ত একক ইলেকট্রন প্রবেশ করবে। এই নিয়ম অনুযায়ী, p- উপস্তরের তিনটি অরবিটালে ( x,y,z) প্রথমে একটি করে ইলেকট্রন প্রবেশ করবে তারপর বাকি ইলেকট্রনগুলে বিপরীত স্পিনযুক্ত হয়ে প্রবেশ করবে। চিত্রে হুন্ডের নীতি অনুসারে পটাসিয়ামের ইলেকট্রন বিন্যাস দেখানো হলো ——

Continue reading

Share:

 

হুন্ডের নীতি অনুসারে, সমশক্তিসম্পন্ন অরবিটালে ইলেকট্রন প্রবেশের সময় প্রথমে ১ টা করে ইলেকট্রন প্রবেশ করবে, পরবর্তীতে ইলেকট্রন খালি থাকা সাপেক্ষে পুনরায় অরবিটালে ১ টি ইলেকট্রন প্রবেশ করবে।

অরবিটালের শক্তি নির্ণয় করা হয়, আউফবাউ নীতি অনুসারে। (n+l)$(n+l)$ এর মান দ্বারা।

নাইট্রোজেনের ইলেকট্রন বিন্যাসঃ

উত্তেজিত অবস্থায় নাইট্রোজেনের ইলেকট্রন বিন্যাসঃ

N∗=1s22s12px12py12pz13s1$N\ast =1s^{2}2s^{1}2{p_x}^{1}2{p_y}^{1}2{p_z}^{1}3s^1$

যেহেতু সাধারণ অবস্থায় নাইট্রোজেনের এটমে মুক্ত ইলেকট্রন সংখ্যা ৩ টি এবং উত্তেজিত অবস্থায় মুক্ত ইলেকট্রনটি ৫ টি, তাই নাইট্রোজেনের যোজনী ৩ ও ৫।

Continue reading

Share:

হুন্ডের নীতিটি হলোঃ সমশক্তিসম্পন্ন প্রতিটি অরবিটালে প্রথমে একটি করে ইলেকট্রন একমুখী স্পিনে প্রবেশ করে, এরপর প্রাপ্যতা অনুসারে বিপরীত স্পিনে প্রবেশ করে। Cr & Cu পরমাণু হুন্ডের নীতি অনুসরণ করে ইলেক্ট্রন বিন্যাস করে।

Cr এর শেষ কক্ষপথে ইলেক্ট্রন বিন্যাসে 4s এ দুটো ইলেক্ট্রন প্রবেশ না করে, 4s এর চেয়ে উচ্চ শক্তিসম্পন্ন অরবিটাল 3d তে ৫ টি ইলেক্ট্রন পজিটিভ স্পিনে প্রবেশ করে।

আউফবাউ নীতি অনুসারে, আমরা জানি 4s অরবিটাল কর্তৃক 3d অরবিটালের শক্তিক্রম বেশি। তাই 4s বা কম শক্তিসম্পন্ন অরবিটালে ইলেক্ট্রন আগে প্রবেশ করবে। সে অনুযায়ী Cr এ 4s2 সম্পূর্ণ করে, 3d অরবিটালে যাওয়ার কথা ছিল। কিন্তু দেখা যাচ্ছে 3d তে ৫টি ইলেক্ট্রন রয়েছে। এমন বিন্যাসের কারণ হলো d অরবিটালের স্থিতিশীলতা। অর্ধপূর্ণ ও পূর্ণ শক্তিস্তর উভয়ই স্থিতিশীলতা অর্জন করে। যদি ২টি ইলেক্ট্রন প্রথমে 4s2 সম্পূর্ণ করে ফেলতো, তবে 3d অর্ধপূর্ণ হতে পারতো না। 4s এর তুলনায় 3d উচ্চ ক্ষমতাসম্পন্ন অরবিটাল হলেও 4s2 এর তুলনায় 3d5 (d-orbital অর্ধপূর্ণ হওয়া) বেশি স্থিতিশীল, তাই ক্রোমিয়ামে পজিটিভ স্পিনে ইলেক্ট্রন প্রবেশ করে, অর্ধপূর্ণ হয়ে ইলেক্ট্রন বিন্যাস করে। [4s2 3d4 না হয়ে, 4s1 3d10 হয়]

অনুরূপে Cu এর ক্ষেত্রেও প্রায় একই কারণ প্রযোজ্য। 4s কম শক্তিসম্পন্ন হওয়া সত্ত্বেও, 4s অরবিটাল সম্পূর্ণ হওয়ার তুলনায় 3d অরবিটাল পূর্ণ হওয়াটা পরমাণুকে বেশি স্থিতিশীলতা দেয়। তাই এর ইলেক্ট্রন বিন্যাসে [4s2 3d9] না হয়ে, [4s1 3d10] হয়।

দুটি পরমাণুই হুন্ডের নীতি মেনে চলে বলা যায়। কারণ, এতে সমশক্তিসম্পন্ন অরবিটালে ১টি করে একমুখী স্পিনে প্রথমে (পজিটিভ) প্রবেশ করে, এরপর প্রাপ্যতা অনুসারে ইলেক্ট্রন বিপরীত স্পনে প্রবেশ করে। সমশক্তিসম্পন্ন অরবিটাল ইলেক্ট্রন পূর্ণ না হওয়া পর্যন্ত অন্য শক্তিস্তরের অরবিটালে ইলেক্ট্রন প্রবেশ করে না।

Continue reading

Share:

পরমাণুর বহিঃশক্তিস্তরে প্রায় সমশক্তি বিশিষ্ট অরবিটালসমূহে সুষমতা ও অধিক স্থিতিশীলতা আনয়নের জন্য উত্তেজিত অবস্থায় কতিপয় মৌলের (যেমনঃ C, N, P, S) ইলেকট্রন বিন্যাস ভিন্ন হয়।

তাছাড়া, পদার্থে তাপ, বিদ্যুৎ, আলো ইত্যাদি শক্তি প্রয়োগ করলে এর অণু বা পরমাণুসমূহ শক্তি শোষণ করে উত্তেজিত হয় ; এতে ব্যান্ড বর্ণালী বা ডার্ক রেখা বর্ণালী তৈরি হয়।

Continue reading

Share:

সাধারণভাবে ইলেকট্রনগুলো s2, p6, d10, f14 হিসেবে বিন্যস্ত হয়। এদের সর্বশেষ অরবিটাল এর জন্য যতগুলো ইলেকট্রন অবশিষ্ট থাকে ততগুলো ইলেকট্রনই বসে। কিন্তু p ও d অরবিটালগুলো সবসময় চায় তারা যেন অর্ধপূর্ণ(p3, d5) বা সম্পূর্ণরূপে পূর্ণ(p6, d10) হয়ে স্থিতিশীল থাকতে পারে। তাই Cr(24) এর ইলেকট্রন বিন্যাস স্বাভাবিকভাবে হওয়ার কথাঃ→

Cr(24)→ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2

কিন্তু 3d অরবিটালটি সুস্থিত হওয়ার আশায় 4s হতে একটি ইলেকট্রন 3d অরবিটালে আসে। তাই ক্রোমিয়াম(Cr) এর ইলেকট্রন বিন্যাস হবেঃ→

Cr(24)→ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

Continue reading

Share:

কোনো পরমাণুর যোজ্যতা স্তরে থাকা ইলেক্ট্রন সংখ্যা থেকেই মুক্তজোড় ইলেক্ট্রন সংখ্যা বের করা যায়। উদাহরণস্বরূপঃ

C(6)-1s2 2s2 2p2 = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 এর যোজ্যতাস্তরের অরবিটালে ফাঁকা অবস্থা বিরাজমান। ফাঁকা p অরবিটালে সর্বোচ্চ 4টি ইলেক্ট্রন প্রবেশ করতে পারবে. অর্থাৎ, কার্বনের সর্বোচ্চ চারটি মৌল ধারণ করে যৌগ গঠনের ক্ষমতা আছে। এক্ষেত্রে মুক্তজোড় ইলেক্ট্রন 1টি (2s2 )।

N(7):1s2 2s2 2p3 = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1

যোজ্যতাস্তরের p অরবিটালে 3টি ইলেক্ট্রন প্রবেশ করেছে মৌলের পারমাণবিক সংখ্যা অনুযায়ী, শেষ কক্ষপথে 2s, 2px, 2py, 2pz প্রত্যেকটিতে ইলেক্ট্রন জোড় পরস্পর বিপরীত স্পিনে অবস্থান করবে।(হুন্ডের নীতির অনুসারে, নির্দিষ্ট অরবিটালে প্রথমে পজিটিভ স্পিনে ইলেক্ট্রন প্রবেশ করবে, তার পর, নেগেটিভ স্পিনে ইলেকট্রন প্রবেশ করবে) এক্ষেত্রে, যোজ্যতাস্তর ২য় কক্ষপথের অরবিটাল 2s2, 2px1, 2py1, 2pz1 এভাবে ইলেকট্রন সজ্জিত থাকে। সর্বমোট যোজনী হয় ৩. এবং, যোজ্যতাস্তরের মুক্তজোড় ইলেকট্রন হলো 2s2 এই ১ জোড়া।

O(8) :1s2 2s2 2p4 = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1

অক্সিজেন পরমাণুতে, যোজ্যতাস্তরের p অরবিটালে 4টি ইলেক্ট্রন প্রবেশ করেছে মৌলের পারমানবিক সংখ্যা অনুযায়ী, শেষ অরবিটাল বা যোজ্যতা স্তরে 2px, 2py, 2pz এর মধ্যে, 2px এ ২টি ইলেক্ট্রন অবস্থান করে। অর্থাৎ সেটি যোজ্যতাস্তরের মুক্তজোড় ইলেক্ট্রন। এরপরে 2py1 2pz1 এই দুটো বিজোড় ইলেকট্রন সজ্জিত থাকে, তাই অক্সিজেনের সর্বমোট যোজনী হয় 2. এবং মোট যোজ্যতাস্তরের বা ২য় কক্ষপথের, মুক্তজোড় ইলেকট্রন 2টি। (2s2 2px2)

এভাবে পরমাণুর পর্যায়ক্রমিক কক্ষপথে (1,2,3,4) শেষতম কক্ষপথের - s,p, d,f অরবিটালে অবস্থানকৃত জোড়া ইলেক্ট্রনগুলোই হলো মুক্তজোড় ইলেকট্রন। যারা সম্ভাব্য স্থিতিশীল ইলেক্ট্রন এবং বাকি অরবিটালগুলোর ওপর বিকর্ষণ প্রভাব তৈরি করে।

Continue reading

Share: