মৌলের পর্যায়ে বৃত্ত ধর্ম ও রাসায়নিক বন্ধন (524 টি প্রশ্ন )
 Back to Subject Page   All Topics
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
ফ্লোরিনের (F) আকার খুবই ছোট এবং তড়িৎ ঋণাত্মকতা (Electronegativity) হ্যালোজেনগুলোর মধ্যে সবচেয়ে বেশি।
উচ্চ তড়িৎ ঋণাত্মকতার কারণে HF অণুতে শক্তিশালী হাইড্রোজেন বন্ধন (Hydrogen bond) তৈরি হয়।
এই আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধনের মাধ্যমে অসংখ্য HF অণু পরস্পরের সাথে যুক্ত হয়ে জিগ-জ্যাগ চেইনের মতো পলিমার বা বৃহদাকার অণু (HF)n গঠন করে।
অন্যান্য হ্যালোজেনগুলোর (Cl, Br, I) আকার বড় ও তড়িৎ ঋণাত্মকতা তুলনামূলক কম হওয়ায় এরা শক্তিশালী হাইড্রোজেন বন্ধন গঠন করতে পারে না।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
আয়রন (Fe) এর পারমাণবিক সংখ্যা 26।
সাধারণ অবস্থায় Fe এর ইলেকট্রন বিন্যাস: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²।
যখন Fe পরমাণু 2টি ইলেকট্রন ত্যাগ করে Fe2+ আয়নে পরিণত হয়, তখন সর্বশেষ শক্তিস্তর (4s) থেকে ইলেকট্রন দুটি অপসারিত হয়। ফলে Fe2+ এর ইলেকট্রন বিন্যাস হয়: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶।
হুন্ডের নীতি (Hund's Rule) অনুযায়ী 3d-অরবিটালের ৫টি উপস্তরে প্রথমে একটি করে মোট ৫টি ইলেকট্রন প্রবেশ করে এবং অবশিষ্ট ১টি ইলেকট্রন প্রথম উপস্তরে গিয়ে জোড় বাঁধে।
ফলে 3d⁶ অরবিটালে ৪টি বিজোড় ইলেকট্রন থাকে।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
আকারের সঠিক সম্পর্কটি হলো Na > Na+।
* ক্যাটায়ন (ধনাত্মক আয়ন): নিরপেক্ষ পরমাণু থেকে ইলেকট্রন অপসারিত হলে ক্যাটায়ন তৈরি হয়। এতে ইলেকট্রন-ইলেকট্রন বিকর্ষণ কমে যায় এবং একটি শক্তিস্তর কমে যেতে পারে। ফলে নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ বৃদ্ধি পায় এবং ক্যাটায়নের আকার নিরপেক্ষ পরমাণুর চেয়ে ছোট হয় (Na > Na+)।
* অ্যানায়ন (ঋণাত্মক আয়ন): ইলেকট্রন যুক্ত হলে বিকর্ষণ বৃদ্ধি পায়, ফলে অ্যানায়নের আকার নিরপেক্ষ পরমাণুর চেয়ে বড় হয় (অর্থাৎ সঠিক সম্পর্ক হবে F < F- এবং O < O2-)।
* সম-ইলেকট্রনিক আয়ন: সম-ইলেকট্রনিক আয়নের ক্ষেত্রে প্রোটন বেশি থাকলে আকার ছোট হয় (তাই সঠিক সম্পর্ক হবে Al3+ < Mg2+)।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
প্রদত্ত আয়নগুলো আইসোইলেকট্রনিক (Isoelectronic), অর্থাৎ এদের সবারই ইলেকট্রন সংখ্যা সমান (১০টি)।
• N3-: প্রোটন ৭টি, ইলেকট্রন ১০টি।
• O2-: প্রোটন ৮টি, ইলেকট্রন ১০টি।
• F-: প্রোটন ৯টি, ইলেকট্রন ১০টি।
• Na+: প্রোটন ১১টি, ইলেকট্রন ১০টি।
আইসোইলেকট্রনিক আয়নসমূহের ক্ষেত্রে, নিউক্লিয়াসে প্রোটন সংখ্যা যত কম হয়, ইলেকট্রনের প্রতি নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ তত কম হয়। ফলে আয়নের আকার তত বড় হয়।
এখানে নাইট্রোজেনের (N) প্রোটন সংখ্যা সবচেয়ে কম (৭টি), তাই N3- আয়নের আকার সবচেয়ে বড়।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
CCl4 (কার্বন টেট্রাক্লোরাইড) একটি অপোলার দ্রাবক।
• CCl4 অণুর জ্যামিতিক গঠন সুষম চতুস্তলকীয় (Tetrahedral) হওয়ায় এর কার্বন-ক্লোরিন (C-Cl) বন্ধনগুলোর পোলারিটি বা ডাইপোল ভেক্টর একে অপরকে প্রশমিত করে দেয়। ফলে এর মোট ডাইপোল মোমেন্ট শূন্য (µ = 0) হয়।
• অন্যদিকে, H2O, NH3 এবং HCl অণুগুলোর গঠন অপ্রতিসম এবং এদের ডাইপোল মোমেন্ট শূন্য নয়। তাই এরা পোলার দ্রাবক।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
SiO2 (সিলিকন ডাইঅক্সাইড বা সিলিকা) একটি দৈত্যাকার অণু (Giant molecule) বা পলিমার গঠন করে।
• এর স্ফটিকে অসংখ্য সিলিকন ও অক্সিজেন পরমাণু শক্তিশালী সমযোজী বন্ধনের মাধ্যমে যুক্ত হয়ে একটি বিশাল ত্রি-মাত্রিক নেটওয়ার্ক কাঠামো তৈরি করে।
• এখানে প্রতিটি সিলিকন পরমাণু ৪টি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে এবং প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু ২টি সিলিকন পরমাণুর সাথে যুক্ত থাকে।
• অন্যদিকে, CO2, SO2 এবং NO2 হলো সাধারণ ক্ষুদ্র অণু, যাদের মধ্যে দুর্বল আন্তঃআণবিক বল কাজ করে।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
জীবদেহের মেটাবলিজম বা বিপাক প্রক্রিয়ায় মূলত কার্বোহাইড্রেট, প্রোটিন, লিপিড ইত্যাদি জৈব অণু অংশগ্রহণ করে।
• এই জৈব অণুগুলোর মূল ভিত্তি হলো কার্বন, হাইড্রোজেন, অক্সিজেন ও নাইট্রোজেন পরমাণু।
• স্থিতিশীলতা অর্জনের জন্য এই অধাতব পরমাণুগুলো নিজেদের মধ্যে ইলেকট্রন শেয়ার করে সমযোজী বন্ধন (Covalent bond) গঠন করে।
• বিপাক প্রক্রিয়ায় এনজাইমের প্রভাবে মূলত এই সমযোজী বন্ধন ভাঙা ও গড়ার মাধ্যমেই কোষে শক্তি উৎপন্ন বা ব্যবহৃত হয়।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
প্রদত্ত অপশনগুলোর মধ্যে সিগমা-বন্ধন (Sigma bond) সবচেয়ে বেশি শক্তিশালী।
• সমযোজী বন্ধন গঠনের সময় দুটি অরবিটালের মুখোমুখি বা একই অক্ষ বরাবর সর্বোচ্চ অধিক্রমণের ফলে সিগমা বন্ধন তৈরি হয়, তাই এটি ভাঙতে প্রচুর শক্তির প্রয়োজন হয়।
• পাই-বন্ধন (π) তৈরি হয় অরবিটালগুলোর পাশাপাশি অধিক্রমণের ফলে, যা সিগমা বন্ধনের তুলনায় অনেক দুর্বল।
• হাইড্রোজেন বন্ধন এবং ভ্যান্ডার ওয়ালস বল হলো আন্তঃআণবিক আকর্ষণ বল, যা যেকোনো সমযোজী রাসায়নিক বন্ধন (সিগমা বা পাই) থেকে দুর্বল। এদের মধ্যে ভ্যান্ডার ওয়ালস বল সবচেয়ে দুর্বল।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
CaF2 (ক্যালসিয়াম ফ্লোরাইড) একটি আয়নিক যৌগ। এটি ধাতু (Ca) এবং অধাতুর (F) সমন্বয়ে গঠিত, যেখানে ইলেকট্রন আদান-প্রদানের মাধ্যমে আয়নিক বন্ধন সৃষ্টি হয়। তাই এতে কোনো সমযোজী বন্ধন নেই।
অন্যদিকে:
• HBr এবং H2S: এগুলো অধাতব পরমাণুর সমন্বয়ে গঠিত হওয়ায় এদের মধ্যে সমযোজী বন্ধন বিদ্যমান।
• BeCl2: বেরিলিয়াম ধাতু হলেও এর আকার ছোট এবং পোলারাইজেশন ক্ষমতা বেশি হওয়ায় ফাজানের নীতি অনুযায়ী BeCl2 অণুতে সমযোজী বৈশিষ্ট্য দেখা যায়।

এখানে প্রথম ৩০টি প্রশ্নের ব্যাখ্যা দেখতে পারবেন, বাকি সব প্রশ্নের সম্পূর্ণ ব্যাখ্যা পেতে এখনই অ্যাপ ইন্সটল করুন।

Install App
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
পর্যায় সারণিতে একই পর্যায়ের বাম থেকে ডান দিকে গেলে তড়িৎ ঋণাত্মকতা বৃদ্ধি পায় এবং একই গ্রুপের ওপর থেকে নিচের দিকে গেলে তড়িৎ ঋণাত্মকতা হ্রাস পায়।
- পর্যায় সারণির সকল মৌলের মধ্যে ফ্লোরিন (F)-এর আকার সবচেয়ে ছোট এবং নিউক্লিয়াসের প্রতি ইলেকট্রনের আকর্ষণ সবচেয়ে বেশি হওয়ায় এর তড়িৎ ঋণাত্মকতা সর্বাধিক।
মৌলগুলোর তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান (পাউলিং স্কেল অনুযায়ী) হলো:
• F = ৪.০
• O = ৩.৫
• N = ৩.০
• Cl = ৩.০
তাই দেওয়া অপশনগুলোর মধ্যে F সর্বাধিক তড়িৎ ঋণাত্মক মৌল।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
- অবস্থান্তর মৌল (Transition element) হলো সেই সব d-ব্লক মৌল, যাদের অন্তত একটি স্থিতিশীল আয়নে আংশিক পূর্ণ d-অরবিটাল (d¹-d⁹) থাকে।
- পর্যায় সারণিতে d-ব্লক মৌলের শুরু স্ক্যান্ডিয়াম (Sc, পারমাণবিক সংখ্যা ২১) থেকে হলেও, Sc³⁺ আয়নে d-অরবিটাল ফাঁকা (3d⁰) থাকে। তাই Sc কে আদর্শ অবস্থান্তর মৌল হিসেবে বিবেচনা করা হয়া না।
- স্ক্যান্ডিয়ামের ঠিক পরের মৌলটি হলো টাইটানিয়াম (Ti, পারমাণবিক সংখ্যা ২২)।
- টাইটানিয়ামের স্থিতিশীল আয়নে আংশিক পূর্ণ d-অরবিটাল (যেমন- Ti³⁺ এ 3d¹) থাকায় এটিই প্রথম অবস্থান্তর মৌল। প্রদত্ত অপশনগুলোর মধ্যেও এটি পারমাণবিক সংখ্যার ক্রমানুসারে প্রথম।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
ক্ষারকের তীব্রতা নির্ভর করে ক্ষার ধাতুসমূহের আকার এবং তাদের হাইড্রোক্সাইড আয়ন (OH⁻) ত্যাগের প্রবণতার উপর।
- পর্যায় সারণির গ্রুপ-১ (ক্ষার ধাতু) এর ওপর থেকে নিচে গেলে পরমাণুর আকার বৃদ্ধি পায়।
- পরমাণুর আকার বৃদ্ধির সাথে সাথে ধাতু এবং অক্সিজেনের মধ্যকার বন্ধন দুর্বল হতে থাকে, ফলে জলীয় দ্রবণে সহজেই OH⁻ আয়ন দান করতে পারে।
- প্রদত্ত ক্ষারকগুলোর কেন্দ্রীয় ধাতব পরমাণুর আকারের ক্রম হলো: Li < Na < K < Cs
- তাই সহজেই OH⁻ আয়ন ত্যাগের প্রবণতা তথা ক্ষারকের তীব্রতার সঠিক ক্রম হবে: LiOH < NaOH < KOH < CsOH।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
আয়নীকরণ শক্তি (Ionization Energy) হলো গ্যাসীয় অবস্থায় কোনো মৌলের এক মোল বিচ্ছিন্ন পরমাণু থেকে এক মোল ইলেকট্রন অপসারণ করে ধনাত্মক আয়নে পরিণত করতে প্রয়োজনীয় শক্তির পরিমাণ।
- পর্যায় সারণির একই গ্রুপের উপর থেকে নিচে গেলে পরমাণুর আকার বৃদ্ধি পায়। ফলে সর্ববহিস্থ স্তরের ইলেকট্রনের প্রতি নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ কমে যায় এবং আয়নীকরণ শক্তির মান হ্রাস পায়।
- পর্যায় সারণির বাম থেকে ডানে গেলে আয়নীকরণ শক্তি বৃদ্ধি পায়। তাই গ্রুপ-২ এর (Sr, Ba) আয়নীকরণ শক্তি গ্রুপ-১ এর (Rb, Cs) চেয়ে বেশি।
- গ্রুপ-১ এর ক্ষেত্রে Rb-এর নিচে Cs অবস্থিত হওয়ায় এর পারমাণবিক আকার সবচেয়ে বড়।
- পারমাণবিক আকার সবচেয়ে বড় হওয়ার কারণে এর সর্ববহিস্থ ইলেকট্রনকে অপসারণ করতে সবচেয়ে কম শক্তির প্রয়োজন হয়। তাই প্রদত্ত মৌলগুলোর মধ্যে Cs-এর আয়নীকরণ শক্তি সবচেয়ে কম।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
সমযোজী হ্যালাইডসমূহের আর্দ্র বিশ্লেষণের (Hydrolysis) জন্য কেন্দ্রীয় পরমাণুতে ফাঁকা d-অরবিটাল থাকতে হয়, যাতে পানির অণুর মুক্তজোড় ইলেকট্রন গ্রহণ করা সম্ভব হয়।
SiCl4 যৌগে কেন্দ্রীয় পরমাণু সিলিকনের (Si) ফাঁকা 3d অরবিটাল থাকায় এটি সহজেই পানির অণুর সাথে সন্নিবেশ বন্ধন তৈরি করে আর্দ্র বিশ্লেষিত হয়।
কিন্তু CCl4 যৌগে কার্বনের (C) কোনো ফাঁকা d-অরবিটাল না থাকায় এটি আর্দ্র বিশ্লেষিত হতে পারে না।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
পর্যায় সারণির ৩য় পর্যায়ের প্রথম চারটি মৌল হলো সোডিয়াম (Na), ম্যাগনেসিয়াম (Mg), অ্যালুমিনিয়াম (Al) এবং সিলিকন (Si)।
• ধাতব ধর্ম: পর্যায় সারণির যেকোনো পর্যায়ে বাম থেকে ডানে অগ্রসর হলে পরমাণুর আকার হ্রাস পায় এবং আয়নীকরণ শক্তি বৃদ্ধি পায়। ফলে ইলেকট্রন ত্যাগের প্রবণতা কমে যায়, অর্থাৎ ধাতব ধর্ম ক্রমাগত হ্রাস পায়। এখানে Na, Mg, Al হলো ধাতু এবং Si হলো অপধাতু।
• বহিঃস্থ স্তরের ইলেকট্রন সংখ্যা: বাম থেকে ডানে ১ করে বৃদ্ধি পায় (Na=1, Mg=2, Al=3, Si=4)।
• আয়নীকরণ বিভব: বাম থেকে ডানে সাধারণত বৃদ্ধি পায়।
• গলনাঙ্ক: Na থেকে Si পর্যন্ত গলনাঙ্ক ক্রমাগত বৃদ্ধি পায় (Si এর বিশাল সমযোজী জালের কারণে)।
সুতরাং, মৌলগুলোর ধাতব ধর্ম বাম থেকে ডানে ক্রমাগত হ্রাস পায়।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
হাইড্রোজেন বন্ধনের তীব্রতা নির্ভর করে হাইড্রোজেনের সাথে যুক্ত তড়িৎ ঋণাত্মক পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা (Electronegativity) এবং আকারের ওপর। পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা যত বেশি হয় এবং আকার যত ছোট হয়, হাইড্রোজেন বন্ধন তত শক্তিশালী হয়।
• তড়িৎ ঋণাত্মকতার ক্রম: O (3.5) > N (3.0)। তাই N-H বন্ধনের চেয়ে O-H বন্ধনের পোলারিটি বেশি।
• পানি (H2O): একটি পানির অণু সর্বাধিক ৪টি হাইড্রোজেন বন্ধন গঠন করতে পারে। অক্সিজেনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা বেশি হওয়ায় এর হাইড্রোজেন বন্ধন বেশ শক্তিশালী।
• অ্যামোনিয়া (NH3): নাইট্রোজেনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা অক্সিজেনের চেয়ে কম, তাই এর হাইড্রোজেন বন্ধন পানির চেয়ে দুর্বল।
• ইথানল (C2H5OH): এতে O-H বন্ড থাকলেও অ্যালকাইল গ্রুপের (+I প্রভাব এবং স্টেরিক বাধা) কারণে এর হাইড্রোজেন বন্ধন পানির তুলনায় দুর্বল।
• হাইড্রোজেন ক্লোরাইড (HCl): ক্লোরিনের আকার বড় হওয়ায় এটি কার্যকর হাইড্রোজেন বন্ধন গঠন করে না।
সুতরাং, পানি (H2O) অণুতে তুলনামূলক সবচেয়ে সবল হাইড্রোজেন বন্ধন উপস্থিত।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
প্রদত্ত CH3-CH=CH-CHO যৌগটিতে কার্বন-কার্বন দ্বিবন্ধন (C=C) এবং কার্বন-অক্সিজেন দ্বিবন্ধন (C=O) রয়েছে।
• প্রতিটি পাই (π) বন্ধন দুটি অসংকরিত p-অরবিটাল-এর পাশাপাশি অধিক্রমণের মাধ্যমে গঠিত হয়।
• যৌগটিতে ১টি C=C দ্বিবন্ধন (২টি অসংকরিত p-অরবিটাল) এবং ১টি C=O দ্বিবন্ধন (কার্বনের ১টি এবং অক্সিজেনের ১টি সহ মোট ২টি অসংকরিত p-অরবিটাল) রয়েছে।
• অর্থাৎ, এখানে sp2 সংকরিত ৩টি কার্বন এবং ১টি অক্সিজেন পরমাণু রয়েছে, যাদের প্রত্যেকের ১টি করে অসংকরিত p-অরবিটাল বিদ্যমান।
সুতরাং, যৌগটিতে মোট অসংকরিত p-অরবিটালের সংখ্যা = ২ + ২ = ৪টি।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
প্রদত্ত অণুগুলোতে কেন্দ্রীয় পরমাণুর সংকরায়ণ এবং মুক্ত জোড় (Lone pair) ইলেকট্রনের সংখ্যার ওপর ভিত্তি করে বন্ধন কোণ নির্ধারিত হয়।
• C2H2 (ইথাইন): কার্বন পরমাণু sp সংকরিত। এর আকৃতি সরলরৈখিক এবং বন্ধন কোণ সর্বোচ্চ ১৮০°।
• C2H4 (ইথিন): কার্বন পরমাণু sp2 সংকরিত। এর আকৃতি সমতলীয় ত্রিভুজাকার এবং বন্ধন কোণ প্রায় ১২০°।
• NH3 (অ্যামোনিয়া): sp3 সংকরিত এবং ১টি মুক্ত জোড় থাকায় বন্ধন কোণ ১০৭°।
• H2S: sp3 সংকরিত, ২টি মুক্ত জোড় থাকায় বন্ধন কোণ সংকুচিত হয়ে প্রায় ৯২.১° হয়।
সুতরাং, প্রদত্ত যৌগগুলোর মধ্যে C2H2-এর বন্ধন কোণ (১৮০°) সর্বোচ্চ।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
VSEPR তত্ত্ব অনুসারে, মুক্তজোড়-মুক্তজোড় (Lone pair-Lone pair) ইলেকট্রনের বিকর্ষণ সবচেয়ে বেশি হয়।
* H2O: কেন্দ্রীয় অক্সিজেন পরমাণুতে ২টি মুক্তজোড় ইলেকট্রন থাকে। ফলে এদের বিকর্ষণ প্রভাব সবচেয়ে বেশি এবং বন্ধন কোণ কমে ১০৪.৫° হয়।
* NH3 এবং H3O+: কেন্দ্রীয় পরমাণুতে ১টি করে মুক্তজোড় ইলেকট্রন থাকে।
* NH4+: কেন্দ্রীয় নাইট্রোজেন পরমাণুতে কোনো মুক্তজোড় ইলেকট্রন নেই।
সুতরাং, H2O অণুতে সর্বাধিক ২টি মুক্তজোড় থাকায় এতে মুক্তজোড় ইলেকট্রনের প্রভাব সবচেয়ে বেশি।

এখানে প্রথম ৩০টি প্রশ্নের ব্যাখ্যা দেখতে পারবেন, বাকি সব প্রশ্নের সম্পূর্ণ ব্যাখ্যা পেতে এখনই অ্যাপ ইন্সটল করুন।

Install App
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
ফাজানের নীতি (Fajan's Rule) অনুসারে, ক্যাটায়নের চার্জ যত বেশি হয় এবং আকার যত ছোট হয়, তার পোলারায়ণ ক্ষমতা তত বেশি হয়।
• প্রদত্ত অপশনগুলোর মধ্যে Cs+ এবং Rb+ এর চার্জ +1, অন্যদিকে Mg2+ এবং Ca2+ এর চার্জ +2। তাই Mg2+ ও Ca2+ এর পোলারায়ণ ক্ষমতা বেশি।
• আবার, একই গ্রুপের Ca2+ এর তুলনায় Mg2+ এর আকার ছোট।
• সুতরাং, অধিক চার্জ ঘনত্ব এবং ক্ষুদ্র আকারের কারণে MgCl2 যৌগে ধাতুর (Mg) পোলারায়ণ ক্ষমতা সবচেয়ে বেশি।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
কোনো যৌগের সমযোজী বা আয়নিক বৈশিষ্ট্য ফাজানের নীতি (Fajan's Rule) দ্বারা নির্ধারণ করা যায়। এই নীতি অনুসারে, ক্যাটায়নের চার্জ যত বেশি হয় এবং আকার যত ছোট হয়, তার পোলারায়ণ ক্ষমতা তত বেশি হয় এবং যৌগের সমযোজী বৈশিষ্ট্য তত বৃদ্ধি পায়।
• প্রদত্ত যৌগগুলোর কেন্দ্রীয় পরমাণুর চার্জ বা জারণ অবস্থা যথাক্রমে: Na+ (+1), Mg2+ (+2), Al3+ (+3) এবং C4+ (+4)।
• এখানে কার্বনের (C) জারণ সংখ্যা সবচেয়ে বেশি (+4) এবং আকার সবচেয়ে ছোট।
• অধিক চার্জ ঘনত্ব এবং ক্ষুদ্র আকারের কারণে CCl4 যৌগের সমযোজী বৈশিষ্ট্য সবচেয়ে বেশি (তাছাড়া কার্বন ও ক্লোরিন উভয়েই অধাতু হওয়ায় এটি একটি বিশুদ্ধ সমযোজী যৌগ)।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
হ্যালোজেনসমূহ পর্যায় সারণির গ্রুপ-১৭ এর মৌল। এদের সর্ববহিঃস্থ শক্তিস্তরে ৭টি ইলেকট্রন থাকে।
• অষ্টক পূর্ণ করে নিষ্ক্রিয় গ্যাসের মতো স্থিতিশীলতা অর্জনের জন্য এদের আর মাত্র ১টি ইলেকট্রন (electron) প্রয়োজন হয়।
• একটি ইলেকট্রন গ্রহণ করার এই তীব্র প্রবণতার কারণেই হ্যালোজেনসমূহ রাসায়নিকভাবে অত্যন্ত সক্রিয় হয়ে থাকে।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
লিগ্যান্ড হলো এমন অণু বা আয়ন, যারা অবস্থান্তর ধাতুর সাথে সন্নিবেশ সমযোজী বন্ধন গঠন করতে পারে। লিগ্যান্ড হিসেবে কাজ করার জন্য কেন্দ্রীয় পরমাণুতে অবশ্যই মুক্ত জোড় ইলেকট্রন (লুইস ক্ষারক) থাকতে হবে।
• H2O এবং CO32- তে মুক্ত জোড় ইলেকট্রন থাকায় এরা লিগ্যান্ড হিসেবে কাজ করে।
• কিন্তু NH3+ আয়নে নাইট্রোজেন পরমাণুর কোনো মুক্ত জোড় ইলেকট্রন নেই, তাই এটি অন্য ধাতুকে ইলেকট্রন জোড় দান করতে পারে না। সুতরাং NH3+ কোনো লিগ্যান্ড নয়।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
সোডিয়াম (Na) একটি অত্যন্ত সক্রিয় ক্ষার ধাতু। এটি সাধারণ তাপমাত্রায় পানির সাথে তীব্রভাবে বিক্রিয়া করে সোডিয়াম হাইড্রোক্সাইড (NaOH) এবং হাইড্রোজেন (H2) গ্যাস উৎপন্ন করে।
বিক্রিয়াটি হলো: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 ↑
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
কেন্দ্রীয় পরমাণুর সংকরায়ন নির্ণয়ের সূত্র: H = ½ (V + X - C + A)
যেখানে, V = যোজ্যতা স্তরের ইলেকট্রন, X = একযোজী পরমাণুর সংখ্যা, C = ক্যাটায়নের চার্জ, A = অ্যানায়নের চার্জ।
• XeF4 অণুর ক্ষেত্রে: কেন্দ্রীয় পরমাণু জেনন (Xe) এর যোজ্যতা স্তরে ইলেকট্রন (V) = 8, একযোজী ফ্লুরিন পরমাণু (X) = 4, চার্জ (C, A) = 0।
• সুতরাং, H = ½ (8 + 4 - 0 + 0) = 6।
যেহেতু H এর মান 6, তাই XeF4 অণুতে কেন্দ্রীয় পরমাণু Xe এর সংকরায়ন হবে sp3d2।
• sp3d2 সংকরায়ন ঘটে থাকলে কেন্দ্রীয় পরমাণুর চতুর্দিকে ইলেকট্রন জোড়গুলোর জ্যামিতিক বিন্যাস হয় অষ্টতলকীয় বা as an octahedron।
(বি.দ্র: অণুটির ২টি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন জোড়ের কারণে প্রকৃত আকৃতি Square planar হলেও ইলেকট্রন জোড়গুলোর মূল বিন্যাস অষ্টতলকীয় হয়।)
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
⇒ নাইট্রোজেন ডাইঅক্সাইড (NO2)-কে অনেক সময় নাইট্রোজেন পারঅক্সাইড বলা হয়।
⇒ কিন্তু কক্ষ তাপমাত্রায় (Room temperature) এটি ডাইমার (dimer) গঠন করে N2O4 (ডাইনাইট্রোজেন টেট্রাঅক্সাইড) হিসেবে অবস্থান করে।
⇒ তাই কক্ষ তাপমাত্রায় নাইট্রোজেন পারঅক্সাইডের সঠিক সংকেত হিসেবে N2O4 কে বিবেচনা করা হয়।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
যেসব d-ব্লক মৌলের অন্তত একটি সুস্থিত আয়নের ইলেকট্রন বিন্যাসে d-অরবিটাল আংশিকভাবে পূর্ণ (d1 থেকে d9) থাকে, তাদেরকে অবস্থান্তর মৌল (Transition element) বলে।
⇒ প্রদত্ত অপশনগুলোর মধ্যে Fe, Ni এবং Co এর সুস্থিত আয়নের ইলেকট্রন বিন্যাসে d-অরবিটাল আংশিক পূর্ণ থাকে, তাই এরা অবস্থান্তর মৌল।
⇒ অন্যদিকে Zn (জিংক) এর সুস্থিত আয়ন Zn2+ এর ইলেকট্রন বিন্যাস [Ar] 3d10, যেখানে d-অরবিটাল সম্পূর্ণ পূর্ণ।
যেহেতু d-অরবিটাল আংশিক পূর্ণ নয়, তাই Zn অবস্থান্তর মৌল নয়।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
ধরি, K3[Fe(CN)6] যৌগে Fe এর জারণ মান x।
আমরা জানি, পটাশিয়াম (K) এর জারণ মান +1 এবং লিগ্যান্ড সায়ানাইড (CN-) এর জারণ মান -1।
যেহেতু এটি একটি নিরপেক্ষ যৌগ, তাই সকল মৌলের জারণ মানের সমষ্টি শূন্য (0) হবে।
সুতরাং, 3(+1) + x + 6(-1) = 0
বা, 3 + x - 6 = 0
বা, x - 3 = 0
বা, x = +3
তাই যৌগে Fe এর জারণ মান 3+।
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
- আন্তঃআণবিক বল (Intermolecular force) হলো অণুসমূহের মধ্যকার আকর্ষণ বল।
- যখন এই আকর্ষণ বল উচ্চ বা বৃদ্ধি পায়, তখন অণুগুলো পরস্পরের খুব কাছাকাছি চলে আসে।
- এর ফলে পদার্থের আন্তঃআণবিক দূরত্ব (Intermolecular distance) কমে যায় এবং গ্যাসীয় পদার্থ তরল বা কঠিন (liquid or solid) অবস্থায় পরিণত হয়।
- তাই প্রদত্ত অপশনগুলোর মধ্যে The substance becomes liquid or solid সঠিক।

এখানে প্রথম ৩০টি প্রশ্নের ব্যাখ্যা দেখতে পারবেন, বাকি সব প্রশ্নের সম্পূর্ণ ব্যাখ্যা পেতে এখনই অ্যাপ ইন্সটল করুন।

Install App
i
ব্যাখ্যা (Explanation):
• পর্যায় সারণিতে একই পর্যায়ের বাম থেকে ডান দিকে (On moving from left to right) গেলে পরমাণুর নিউক্লিয়াসে প্রোটন সংখ্যা এবং বহিঃস্তরে ইলেকট্রন সংখ্যা বৃদ্ধি পায়, কিন্তু নতুন কোনো শক্তিস্তর যুক্ত হয় না।
• এর ফলে নিউক্লিয়াস ও বহিঃস্তরের ইলেকট্রনের মধ্যে আকর্ষণ বৃদ্ধি পায় এবং পরমাণুর আকার হ্রাস পায়।
• আকার হ্রাস পাওয়ার কারণে সমযোজী বন্ধনে শেয়ারকৃত ইলেকট্রন যুগলকে নিজের দিকে আকর্ষণ করার ক্ষমতা বা তড়িৎ ঋণাত্মকতা (Electronegativity) বৃদ্ধি পায়।
• অন্যদিকে, একই গ্রুপের উপর থেকে নিচে গেলে পরমাণুর আকার বৃদ্ধি পাওয়ায় তড়িৎ ঋণাত্মকতা হ্রাস পায়।
সঠিক উত্তর: 0 | ভুল উত্তর: 0