রসায়ন ১ম পত্র প্রশ্ন

উত্তর ও ব্যাখ্যা

1. ক)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   একই পরমাণুতে যেকোনো দুটি ইলেকট্রনের চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যার মান কখনো একই হতে পারে না—এটিকে পলির বর্জন নীতি বলে।

2. খ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   কলয়েড কণাগুলো সমধর্মী চার্জযুক্ত হওয়ায় পরস্পরের সাথে বিকর্ষণের কারণে অধঃক্ষিপ্ত না হয়ে দ্রবণে সুস্থিত অবস্থায় ভাসমান থাকে। এই সুস্থিতি নিম্নোক্ত উপায়ে বিনষ্ট করা যায়:
   ১. উপযুক্ত তড়িৎবিশ্লেষ্য যোগ করে: দ্রবণে বিপরীত আধানযুক্ত তড়িৎবিশ্লেষ্য যোগ করলে কলয়েড কণার আধান প্রশমিত হয়ে যায়। ফলে কণাগুলো একত্রিত বা জমাটবদ্ধ হয়ে অধঃক্ষিপ্ত হয়।
   ২. ফুটন বা উত্তপ্ত করে: দ্রবণকে উত্তপ্ত করলে কলয়েড কণাগুলোর গতিশক্তি বৃদ্ধি পায় এবং চারপাশের দ্রাবকায়ন স্তর বিনষ্ট হয়, যার ফলে কণাগুলো পরস্পর সংঘর্ষে লিপ্ত হয়ে জমাট বাঁধে।
   ৩. তড়িৎ সঞ্চালন (Electrophoresis) দ্বারা: কলয়েড দ্রবণে তড়িৎ প্রবাহিত করলে আধানযুক্ত কণাগুলো বিপরীত তড়িৎদ্বারের দিকে ধাবিত হয় এবং আধান হারিয়ে থিতিয়ে পড়ে।

3. গ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   উদ্দীপক অনুসারে:
   A হলো হাইড্রোজেন (H),
   D হলো অক্সিজেন (O), এবং
   E হলো ফ্লোরিন (F)।

   অতএব, AE হলো হাইড্রোজেন ফ্লোরাইড (HF) এবং A₂D হলো পানি (H₂O)।

   HF এবং H₂O উভয় যৌগেই আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন বিদ্যমান। ফ্লোরিনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা অক্সিজেনের চেয়ে বেশি হওয়ায় HF অণু H₂O অপেক্ষা অধিক পোলার এবং HF অণুর মধ্যে গঠিত প্রতিটি হাইড্রোজেন বন্ধন H₂O এর হাইড্রোজেন বন্ধন অপেক্ষা অধিক শক্তিশালী।

   কিন্তু HF অণুতে একটি H পরমাণু এবং তিনটি মুক্তজোড় ইলেকট্রন থাকায় প্রতি অণু HF গড়ে মাত্র দুটি করে হাইড্রোজেন বন্ধন তৈরি করতে পারে। ফলে এটি সরল রৈখিক বা শিকল কাঠামো গঠন করে।

   অন্যদিকে, H₂O অণুতে দুটি H পরমাণু এবং দুটি মুক্তজোড় ইলেকট্রন থাকায় প্রতিটি পানির অণু সমযোজী ও হাইড্রোজেন বন্ধনের মাধ্যমে চতুস্তলকীয়ভাবে সন্নিবেশিত হয়ে গড়ে চারটি করে শক্তিশালী হাইড্রোজেন বন্ধনের ত্রিমাত্রিক জালক (network) গঠন করে।

   ফলে তরল পানিকে বাষ্পীভূত করতে HF অপেক্ষা সামগ্রিকভাবে অধিক শক্তির প্রয়োজন হয়। এই কারণে HF এর স্ফুটনাংক (১৯.৫° সে.) অপেক্ষা H₂O এর স্ফুটনাংক (১০০° সে.) অনেক বেশি।

4. ঘ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   উদ্দীপক মতে:
   A = হাইড্রোজেন (H)
   D = অক্সিজেন (O)
   M = সালফার (S)

   অতএব, A₂D হলো H₂O এবং A₂M হলো H₂S।

   H₂O এবং H₂S উভয় যৌগেরই কেন্দ্রীয় পরমাণু (যথাক্রমে O এবং S) পর্যায় সারণির গ্রুপ VIA (বা 16)-এর অন্তর্ভুক্ত এবং এদের বহিঃস্থ স্তরে ৬টি ইলেকট্রন রয়েছে। উভয় অণুতেই কেন্দ্রীয় পরমাণু দুটি হাইড্রোজেন পরমাণুর সাথে দুটি একক সমযোজী বন্ধন গঠন করে এবং উভয়েরই দুটি করে নিঃসঙ্গ বা মুক্তজোড় ইলেকট্রন (lone pair) বিদ্যমান থাকে।

   উভয় অণুতে sp³ সংকরায়ন বিবেচনা করলে আদর্শ চতুস্তলকীয় কোণ হওয়া উচিত ১০৯.৫°। VSEPR নীতি অনুসারে, মুক্তজোড়-মুক্তজোড় (lp-lp) বিকর্ষণ > মুক্তজোড়-বন্ধনজোড় (lp-bp) বিকর্ষণ > বন্ধনজোড়-বন্ধনজোড় (bp-bp) বিকর্ষণ। মুক্তজোড় ইলেকট্রনের বিকর্ষণের কারণে উভয় যৌগের বন্ধন কোণই ১০৯.৫° থেকে হ্রাস পায়। তবে এদের বন্ধন কোণের মধ্যে সুস্পষ্ট পার্থক্য পরিলক্ষিত হয় (H₂O এর বন্ধন কোণ ১০৪.৫° এবং H₂S এর বন্ধন কোণ ৯২.১° বা ৯২°)।

   এই পার্থক্যের কারণসমূহ হলো:
   ১. কেন্দ্রীয় পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা ও আকার: অক্সিজেনের আকার সালফারের চেয়ে ছোট এবং এর তড়িৎ ঋণাত্মকতা (৩.৫) সালফারের (২.৫) চেয়ে অনেক বেশি। ফলে H₂O অণুতে O-H বন্ধনজোড় ইলেকট্রনগুলো কেন্দ্রীয় অক্সিজেন পরমাণুর খুব কাছাকাছি অবস্থান করে। এতে বন্ধনজোড়-বন্ধনজোড় (bp-bp) এর মধ্যে পারস্পরিক বিকর্ষণ তীব্র হয়, যা মুক্তজোড়ের বিকর্ষণকে প্রতিহত করে বন্ধন কোণকে খুব বেশি সংকুচিত হতে দেয় না (১০৪.৫°)। পক্ষান্তরে, H₂S অণুতে সালফারের আকার বড় এবং তড়িৎ ঋণাত্মকতা কম হওয়ায় S-H বন্ধনজোড় ইলেকট্রনগুলো সালফার কেন্দ্র থেকে দূরে বিস্তৃত থাকে। ফলে বন্ধনজোড়গুলোর মধ্যে বিকর্ষণ খুবই কম হয় এবং মুক্তজোড়ের চাপে বন্ধন কোণ সংকুচিত হয়ে ৯২.১°-এ নেমে আসে।

   ২. সংকরায়ণের মাত্রা (Drago's Rule): সালফারের আকার তুলনামূলকভাবে বড় হওয়ায় H₂S অণুতে উল্লেখযোগ্য কোনো সংকরায়ন ঘটে না বললেই চলে; বন্ধন গঠনে সালফারের প্রায় বিশুদ্ধ p-অরবিটাল (যাদের মধ্যকার কোণ ৯০°) অংশ নেয়। ফলে এর কোণ ৯০°-এর কাছাকাছি (৯২.১°) হয়। পক্ষান্তরে, পানির অণুতে অক্সিজেন sp³ সংকরিত অবস্থায় বন্ধন গঠন করে।

   অতএব, আকার, তড়িৎ ঋণাত্মকতা এবং বন্ধনজোড় বিকর্ষণের পার্থক্যের কারণেই H₂O এর বন্ধন কোণ H₂S অপেক্ষা বেশি হয়।