রসায়ন ১ম পত্র প্রশ্ন

উত্তর ও ব্যাখ্যা

1. ক)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   নির্দিষ্ট তাপমাত্রায় ১০০ গ্রাম দ্রাবককে সম্পৃক্ত দ্রবণে পরিণত করতে যত গ্রাম দ্রবের প্রয়োজন হয়, তাকে ঐ তাপমাত্রায় ঐ দ্রবের দ্রাব্যতা বলে।

2. খ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   বিজ্ঞানী উলফগ্যাং পলির বর্জন নীতি অনুসারে: “একই পরমাণুতে যেকোনো দুটি ইলেকট্রনের চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যার মান কখনো একই হতে পারে না।”

   অর্থাৎ, দুটি ইলেকট্রনের প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা (n), সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা (l) এবং চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (m) একই হলেও তাদের ঘূর্ণন কোয়ান্টাম সংখ্যা (s) অবশ্যই বিপরীতমুখী হবে (+½ ও -½)। যেমন- হিলিয়ামের (He) দুটি ইলেকট্রনের জন্য n=1, l=0, m=0 হলেও প্রথমটির জন্য s=+½ এবং দ্বিতীয়টির জন্য s=-½ হয়।

3. গ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   উদ্দীপকে Z মৌলটির পারমাণবিক সংখ্যা ৮, সুতরাং মৌলটি হলো অক্সিজেন (O) এবং এর হাইড্রাইড হলো পানি (H₂O)। অন্যদিকে, R মৌলটির পারমাণবিক সংখ্যা ১৬, সুতরাং মৌলটি হলো সালফার (S) এবং এর হাইড্রাইড হলো হাইড্রোজেন সালফাইড (H₂S)।

   অক্সিজেন ও সালফার একই গ্রুপের (গ্রুপ ১৬) মৌল হলেও সাধারণ তাপমাত্রায় H₂O তরল কিন্তু H₂S গ্যাসীয়। এর প্রধান কারণ হলো হাইড্রোজেন বন্ধন (H-bond)।

   অক্সিজেনের আকার সালফারের চেয়ে ছোট এবং এর তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান (৩.৫) অনেক বেশি। ফলে H₂O অণুতে O-H বন্ধনের সমযোজী ইলেকট্রনযুগল অক্সিজেনের দিকে প্রবলভাবে আকর্ষিত হয় এবং অণুতে শক্তিশালী পোলারিটির সৃষ্টি হয়। এই পোলারিটির কারণে একটি H₂O অণুর ধনাত্মক হাইড্রোজেন প্রান্ত অপর H₂O অণুর ঋণাত্মক অক্সিজেন প্রান্তের সাথে শক্তিশালী আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন তৈরি করে অনেকগুলো অণু সংবদ্ধ বা পলিমারাইজড অবস্থায় থাকে। এই বন্ধন ভাঙতে অধিক শক্তির প্রয়োজন হয়, তাই সাধারণ তাপমাত্রায় H₂O তরল।

   অপরদিকে, সালফারের আকার তুলনামূলকভাবে বড় এবং এর তড়িৎ ঋণাত্মকতা (২.৫) হাইড্রোজেনের (২.১) কাছাকাছি হওয়ায় H₂S অণুতে উল্লেখযোগ্য পোলারিটি সৃষ্টি হয় না। ফলে H₂S অণুগুলোর মধ্যে হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হতে পারে না; কেবল অত্যন্ত দুর্বল ভ্যানডার ওয়ালস আকর্ষণ বল ক্রিয়াশীল থাকে। সামান্য তাপীয় শক্তিতেই এ বল ভেঙে যায়। তাই কক্ষ তাপমাত্রায় H₂S অণুগুলো পৃথক থাকে এবং এটি গ্যাসীয় অবস্থায় বিরাজ করে।

4. ঘ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   উদ্দীপক অনুসারে X, Y ও Z মৌলগুলোর পারমাণবিক সংখ্যা যথাক্রমে ৬, ৭ ও ৮; অর্থাৎ মৌল তিনটি হলো যথাক্রমে কার্বন (C), নাইট্রোজেন (N) এবং অক্সিজেন (O)। এদের হাইড্রাইডগুলো হলো যথাক্রমে মিথেন (CH₄), অ্যামোনিয়া (NH₃) এবং পানি (H₂O)।

   এই তিনটি যৌগের কেন্দ্রীয় পরমাণু যথাক্রমে C, N ও O এর যোজ্যতান্তরের ইলেকট্রন বিন্যাস বিবেচনা করলে দেখা যায় যে প্রতিটির ক্ষেত্রেই সমযোজী বন্ধন গঠনের সময় sp³ সংকরণ ঘটে। সংকরিত চারটি sp³ অরবিটালের আদর্শ জ্যামিতিক বিন্যাস চতুস্তলকীয় এবং এদের স্বাভাবিক বন্ধন কোণ হওয়া উচিত ১০৯.৫°। কিন্তু কেন্দ্রীয় পরমাণুর মুক্তজোড় (lone pair) ইলেকট্রনের ভিন্নতার কারণে এদের আকৃতি ভিন্ন হয়, যা VSEPR (ভ্যালেন্স শেল ইলেকট্রন পেয়ার রিপালশন) তত্ত্ব দ্বারা ব্যাখ্যা করা যায়।

   VSEPR তত্ত্ব অনুসারে, ইলেকট্রন জোড়ের বিকর্ষণ ক্ষমতার ক্রম হলো:
   মুক্তজোড়-মুক্তজোড় (lp-lp) > মুক্তজোড়-বন্ধনজোড় (lp-bp) > বন্ধনজোড়-বন্ধনজোড় (bp-bp)।

   ১. CH₄ এর ক্ষেত্রে: কার্বনের ৪টি যোজ্যতা ইলেকট্রন ৪টি হাইড্রোজেন পরমাণুর সাথে ৪টি বন্ধনজোড় (bp) গঠন করে। এতে কোনো মুক্তজোড় (lp) ইলেকট্রন নেই। ফলে কেবল bp-bp সুষম বিকর্ষণ থাকে এবং এর আকৃতি আদর্শ চতুস্তলকীয় (Tetrahedral) হয়। এর বন্ধন কোণ (H-C-H) হয় ১০৯.৫°।

   ২. NH₃ এর ক্ষেত্রে: নাইট্রোজেনের ৫টি যোজ্যতা ইলেকট্রনের মধ্যে ৩টি বন্ধনজোড় (bp) এবং ১টি মুক্তজোড় (lp) হিসেবে থাকে। এখানে lp-bp বিকর্ষণ bp-bp বিকর্ষণের চেয়ে শক্তিশালী হওয়ায় N-H বন্ধনগুলো পরস্পরের দিকে চেপে যায়। ফলে এর আকৃতি বিকৃত হয়ে ত্রিকোণীয় পিরামিডীয় (Trigonal Pyramidal) হয় এবং বন্ধন কোণ (H-N-H) কমে গিয়ে ১০৭° এ দাঁড়ায়।

   ৩. H₂O এর ক্ষেত্রে: অক্সিজেনের ৬টি যোজ্যতা ইলেকট্রনের মধ্যে ২টি বন্ধনজোড় (bp) এবং ২টি মুক্তজোড় (lp) থাকে। দুটি মুক্তজোড়ের মধ্যে শক্তিশালী lp-lp বিকর্ষণ এবং lp-bp বিকর্ষণের কারণে O-H বন্ধনযুগল আরও কাছাকাছি সরে আসে। ফলে অণুটির আকৃতি পরিবর্তিত হয়ে কৌণিক বা উল্টানো 'V' আকৃতির (Bent / Angular) রূপ নেয় এবং বন্ধন কোণ (H-O-H) আরও হ্রাস পেয়ে ১০৪.৫° হয়।

   সুতরাং, CH₄, NH₃ এবং H₂O যৌগ তিনটির কেন্দ্রীয় পরমাণুতে একই ধরনের sp³ সংকরণ থাকা সত্ত্বেও মুক্তজোড় ইলেকট্রনের উপস্থিতি ও এদের বিকর্ষণের তারতম্যের কারণে এদের আকৃতি ভিন্ন ভিন্ন হয়।