রসায়ন ১ম পত্র প্রশ্ন

উত্তর ও ব্যাখ্যা

1. ক)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   দুই বা ততোধিক পদার্থের এমন এক সমসত্ত্ব মিশ্রণ যার উপাদানগুলোর আপেক্ষিক পরিমাণ একটি নির্দিষ্ট সীমা পর্যন্ত পরিবর্তন করা যায়, তাকে দ্রবণ বলে।

2. খ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   s-অরবিটাল সম্পূর্ণ সুষম ও গোলকীয় (spherical) আকৃতির। গোলকীয় প্রতিসাম্যের কারণে s-অরবিটালের কোনো নির্দিষ্ট দিক বা অক্ষীয় দিকনির্দেশনা নেই। পাশাপাশি দুটি s-অরবিটালের অধিক্রমণ সবসময়ই তাদের আন্তঃনিউক্লীয় অক্ষ বরাবর ঘটে, যার ফলে কেবল সিগমা (σ) বন্ধন গঠিত হয়। পাই (π) বন্ধন গঠিত হতে হলে দুটি সমান্তরাল অরবিটালের পাশাপাশি বা পার্শ্বীয় অধিক্রমণ প্রয়োজন হয়, যা গোলকীয় s-অরবিটালের ক্ষেত্রে সম্ভব নয়। তাই s-অরবিটাল পাই বন্ধন গঠনে অংশ নেয় না।

3. গ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   উদ্দীপকের ২য় পর্যায়ের গ্রুপ-১৬ এর মৌল N হলো অক্সিজেন (O) এবং ৩য় পর্যায়ের গ্রুপ-১৬ এর মৌল Q হলো সালফার (S)। ফলে N এর হাইড্রাইড হলো পানি (H₂O) এবং Q এর হাইড্রাইড হলো হাইড্রোজেন সালফাইড (H₂S)।

   অক্সিজেন অত্যন্ত ক্ষুদ্রাকার এবং এর তড়িৎ ঋণাত্মকতা অনেক বেশি (৩.৫)। ফলে H₂O অণুতে O-H বন্ধনের ইলেকট্রনজোড় অক্সিজেনের দিকে বেশি আকর্ষিত হয়ে অণুটি শক্তিশালী পোলার অণুতে পরিণত হয়। এর ফলে H₂O অণুসমূহের মধ্যে শক্তিশালী আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হয়। এই হাইড্রোজেন বন্ধন দ্বারা অসংখ্য পানির অণু পরস্পরের সাথে সংবদ্ধ (associated) অবস্থায় থাকে, ফলে সাধারণ তাপমাত্রায় পানি তরল পদার্থ।

   অন্যদিকে, সালফারের আকার অক্সিজেনের চেয়ে বড় এবং এর তড়িৎ ঋণাত্মকতা তুলনামূলকভাবে কম (২.৫)। তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্যের অভাবের কারণে H₂S অণুতে কোনো হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হতে পারে না। কেবল দুর্বল ভ্যান ডার ওয়ালস আকর্ষণ বল কার্যকর থাকায় অণুগুলো পরস্পরের থেকে দূরে অবস্থান করে। তাই সাধারণ তাপমাত্রায় H₂S গ্যাসীয় অবস্থায় থাকে।

4. ঘ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   উদ্দীপক অনুসারে N হলো অক্সিজেন (O) এবং Q হলো সালফার (S)। প্রশ্ন অনুযায়ী N⁺ (অর্থাৎ O⁺) এবং Q (অর্থাৎ S) এর মধ্যে কোনটির আয়নিকরণ শক্তি বেশি তা বিশ্লেষণ করা হলো:

   পরমাণু বা আয়নের ইলেকট্রন বিন্যাস লক্ষ্য করি:
   O (Z = 8): 1s² 2s² 2p⁴
   একটি ইলেকট্রন অপসারিত হয়ে গঠিত O⁺ এর ইলেকট্রন বিন্যাস:
   O⁺: 1s² 2s² 2p³
   অপরদিকে, সালফার S (Z = 16) এর ইলেকট্রন বিন্যাস:
   S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

   আয়নিকরণ শক্তি যেসব বিষয়ের ওপর নির্ভর করে তাদের মধ্যে প্রধান দুটি হলো:
   ১. প্রধান শক্তিস্তরের সংখ্যা ও আকার: O⁺ এর সর্ববহিঃস্থ শক্তিস্তর হলো ২য় শক্তিস্তর (n = 2), যেখানে S এর সর্ববহিঃস্থ ইলেকট্রন রয়েছে ৩য় প্রধান শক্তিস্তরে (n = 3)। শক্তিস্তর কম হওয়ায় O⁺ এর পারমাণবিক/আয়নিক ব্যাসার্ধ S পরমাণুর তুলনায় অনেক কম। ফলে O⁺ এর বহিঃস্থ ইলেকট্রনের ওপর নিউক্লিয়াসের কার্যকর আকর্ষণ অত্যন্ত তীব্র।

   ২. অর্ধপূর্ণ অরবিটালের সুস্থিতি: O⁺ এর বহিঃস্থ 2p উপশক্তিস্তরটি অর্ধপূর্ণ (2p³), যা হুন্ডের নিয়ম অনুযায়ী অতিরিক্ত স্থিতিশীল। এই স্থিতিশীল কাঠামো ভেঙে একটি ইলেকট্রন অপসারণ করতে বিপুল পরিমাণ শক্তির প্রয়োজন হয়। অপরদিকে, S এর 3p উপশক্তিস্তরটি অপূর্ণ (3p⁴), যা অর্ধপূর্ণ অবস্থার তুলনায় কম সুস্থিত।

   ৩. চার্জের প্রভাব: O⁺ একটি ধনাত্মক আয়ন হওয়ায় এতে ৮টি প্রোটন ৭টি ইলেকট্রনকে প্রবল শক্তিতে আকর্ষণ করে, যা ইলেকট্রন অপসারণকে আরও কঠিন করে তোলে।

   অতএব, আকার ছোট হওয়া, ধনাত্মক আয়ন হওয়া এবং অর্ধপূর্ণ স্থিতিশীল 2p³ কাঠামোর উপস্থিতির কারণে O⁺ (N⁺) এর আয়নিকরণ শক্তি সালফার বা S (Q) এর চেয়ে অনেক বেশি।