রসায়ন ১ম পত্র প্রশ্ন

উত্তর ও ব্যাখ্যা

1. ক)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   যে দ্রবণে সামান্য পরিমাণ সবল এসিড বা ক্ষার যোগ করার পরও দ্রবণের pH মানের কোনো উল্লেখযোগ্য পরিবর্তন হয় না, তাকে বাফার দ্রবণ বলে।

2. খ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   দ্রাব্যতার ওপর তাপমাত্রার প্রভাব দ্রবণ প্রক্রিয়ার তাপীয় পরিবর্তনের ওপর নির্ভর করে:
   ১. তাপোৎপাদী প্রক্রিয়া: যেসব কঠিন পদার্থের দ্রবীভবন প্রক্রিয়ায় তাপ উৎপন্ন হয় (যেমন: Ca(OH)2, Ce2(SO4)3), তাপমাত্রা বৃদ্ধি করলে লা শাতেলীয়ার নীতি অনুযায়ী তাদের দ্রাব্যতা হ্রাস পায়।
   ২. তাপহারী প্রক্রিয়া: অধিকাংশ কঠিন পদার্থের (যেমন: KNO3, NaCl, NH4Cl) পানিতে দ্রবীভবন তাপহারী প্রক্রিয়া। ফলে তাপমাত্রা বৃদ্ধি করলে দ্রাব্যতা বৃদ্ধি পায়।
   ৩. কিছু ক্ষেত্রে কেলাস পানির পরিবর্তন ঘটলে (যেমন: গ্লোবার লবণ, Na2SO4.10H2O) নির্দিষ্ট তাপমাত্রা পর্যন্ত দ্রাব্যতা বাড়ে এবং পরে হ্রাস পায়।

3. গ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   উদ্দীপক হতে দেখা যায়, Y হলো ২য় পর্যায় ও ১৬ নং শ্রেণির মৌল অর্থাৎ অক্সিজেন (O) এবং Z হলো ৩য় পর্যায় ও ১৬ নং শ্রেণির মৌল অর্থাৎ সালফার (S)। অতএব, Y এর হাইড্রাইড হলো H2O এবং Z এর হাইড্রাইড হলো H2S। সাধারণ তাপমাত্রায় H2O তরল হলেও H2S গ্যাসীয়, অর্থাৎ এদের ভৌত অবস্থা ভিন্ন।

   এর কারণ নিম্নরূপ:
   ১. অক্সিজেনের আকার ছোট এবং এর তড়িৎ ঋণাত্মকতা (৩.৫) অনেক বেশি। ফলে H2O অণুর O-H বন্ধনের ইলেকট্রনযুগল অক্সিজেনের দিকে অধিক আকৃষ্ট হওয়ায় পোলারিটি সৃষ্টি হয়। এই পোলার অণুগুলোর মধ্যে আন্তঃআণবিক শক্তিশালী হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হয়। হাইড্রোজেন বন্ধনের কারণে অসংখ্য H2O অণু একসাথে সঙ্গবদ্ধ (associated) অবস্থায় থাকে। ফলে কক্ষ তাপমাত্রায় পানি তরল অবস্থায় বিরাজ করে।

   ২. অপরদিকে, সালফারের আকার তুলনামূলকভাবে বড় এবং এর তড়িৎ ঋণাত্মকতা (২.৫) হাইড্রোজেন (২.১)-এর প্রায় কাছাকাছি হওয়ায় H2S অণুতে কোনো উল্লেখযোগ্য পোলারিটি সৃষ্টি হয় না। ফলে H2S অণুগুলোর মধ্যে কোনো আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হয় না; কেবল অত্যন্ত দুর্বল ভ্যান ডার ওয়ালস বল কার্যকর থাকে। এই দুর্বল বল অণুগুলোকে তরল দশায় ধরে রাখতে পারে না।

   অতএব, আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধনের উপস্থিতির কারণে H2O তরল এবং এর অনুপস্থিতির কারণে H2S গ্যাসীয় হয়।

4. ঘ)

   AI-তৈরি নমুনা উত্তর

   উদ্দীপক হতে পাই, X হলো ২য় পর্যায় ও ১৫ নং শ্রেণির মৌল নাইট্রোজেন (N)। সুতরাং, XH3 হলো NH3 (অ্যামোনিয়া) এবং XF3 হলো NF3 (নাইট্রোজেন ট্রাইফ্লুরাইড)।

   উভয় যৌগের কেন্দ্রীয় পরমাণু নাইট্রোজেনে sp3 সংকরায়ন ঘটে এবং উভয়েরই একটি করে মুক্তজোড় (lone pair) ইলেকট্রন এবং তিনটি করে বন্ধনজোড় (bond pair) ইলেকট্রন রয়েছে। VSEPR তত্ত্বানুসারে এদের আকৃতি ত্রিকোণাকার পিরামিডীয়। মুক্তজোড়-বন্ধনজোড় বিকর্ষণের কারণে এদের বন্ধন কোণ চতুস্থলকীয় কোণ (109.5°) থেকে হ্রাস পায়। তবে NH3 এর বন্ধন কোণ (107°) এবং NF3 এর বন্ধন কোণ (102.5°) পরস্পর ভিন্ন হওয়ার কারণ ব্যাখ্যা করা হলো:

   ১. NH3 অণুর ক্ষেত্রে:
   নাইট্রোজেনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা (৩.০) হাইড্রোজেনের (২.১) চেয়ে বেশি। ফলে N-H বন্ধনের বন্ধনজোড় ইলেকট্রনগুলো কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণুর কাছাকাছি অবস্থান করে। কেন্দ্রীয় পরমাণুর নিকটবর্তী হওয়ায় বন্ধনজোড়-বন্ধনজোড় (bp-bp) বিকর্ষণ বেশি হয়। এই বিকর্ষণের মান নাইট্রোজেনের মুক্তজোড়ের (lp) বিকর্ষণকে কিছুটা প্রতিহত করে বন্ধন কোণকে প্রসারিত রাখে, ফলে H-N-H বন্ধন কোণের মান হয় 107°।

   ২. NF3 অণুর ক্ষেত্রে:
   ফ্লুরিনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা (৪.০) নাইট্রোজেনের (৩.০) চেয়ে অনেক বেশি। ফলে N-F বন্ধনের বন্ধনজোড় ইলেকট্রনগুলো প্রান্তীয় ফ্লুরিন পরমাণুর দিকে অধিক আকৃষ্ট হয়ে কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণু থেকে দূরে সরে যায়। ফলে নাইট্রোজেন পরমাণুর চারপাশের বন্ধনজোড়গুলোর পারস্পরিক বিকর্ষণ (bp-bp) অত্যন্ত হ্রাস পায়। এই অবস্থায় নাইট্রোজেনের মুক্তজোড় ইলেকট্রন (lp) বন্ধনজোড়গুলোকে তীব্রভাবে বিকর্ষণ করে অধিক সংকুচিত করে দেয়। ফলে F-N-F বন্ধন কোণ উল্লেখযোগ্যভাবে কমে 102.5° হয়।

   সুতরাং, প্রান্তীয় পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্যের কারণে NH3 এবং NF3 যৌগের বন্ধন কোণের ভিন্নতা দেখা যায়।