CHEMICAL BOND – রাসায়নিক বন্ধন

কোয়ান্টাম সংখ্যা
যে সকল রাশি বা সংখ্যা দ্বারা পরমাণুতে ইলেকট্রনের কক্ষপথ বা শক্তি স্তরের আকার ও আকৃতি, ত্রিমাত্রিক বিন্যাস এবং ইলেকট্রনের কক্ষপথের অক্ষ বরাবর স্পিন বা আবর্তন গতি সম্পর্কে তথ্য পাওয়া যায় তাকে কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে।
কোয়ান্টাম বলবিদ্যা অনুসারে পরমাণুর
ইলেকট্রনের কক্ষপথ বা শক্তিস্তরের আকার, কক্ষপথের আকৃতি ও কক্ষ পথের ত্রিমাত্রিক দিক বিন্যাস নির্দেশক পরস্পর বরাবর ঘূর্ণন প্রকাশক চারটি রাশি আছে। এ চারটি রাশিকে কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে । কোয়ান্টাম সংখ্যা প্রধানত চারটি।

কোয়ান্টাম সংখ্যার প্রকারভেদ

১. প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা (n) [Principle quantum number]

• যে কোয়ান্টাম সংখ্যার সাহায্যে পরমাণুতে অবস্থিত ইলেকট্রনের শক্তিস্তরের আকার নির্ণয় করা যায় তাকে প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে। একে n দ্বারা প্রকাশ করা হয়,n এর মান যথাক্রমে 1,2,3,4….. প্রভৃতি পূর্ণ সংখ্যা। প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যার মান বৃদ্ধি হলে নিউক্লিয়াস হতে প্রধান স্তরের দুরত্ব এবং শক্তিস্তরের আকার বৃদ্ধি পায়। বোর মতবাদ অনুসারে n=1 হলে ১ম শক্তিস্তর বা K শেল, n=2 হলে ২য় শক্তিস্তর বা L শেল, n=3 এবং n=4 হলে M ও N ইত্যাদি বোঝায়। যে কোনো প্রধান শক্তিস্তর সর্বোচ্চ 2n² ইলেকট্রন ধারণ করতে পারে (বোরের মতবাদ অনুসারে)।

২. গৌণ বা দিগংশীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (l) [Azimuthal quantum number]

• যে কোয়ান্টাম সংখ্যার সাহায্যে শক্তিস্তরের আকৃতি নির্ণয় করা যায় তাকে সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে। সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা , এখন  এর মান  থেকে  পর্যন্ত হতে পারে। বোরের তত্ত্বে পরমাণু ছিল বর্তুলাকার। কিন্তু সোমারফিল্ড দেখান যে কক্ষপথ উপবৃত্তাকারও হতে পারে। তাছাড়া, হাইড্রোজেন পরমাণুর বর্ণালীর প্রতিটি রেখা আসলে ক্ষুদ্র ক্ষুদ্র অংশে বিভক্ত ছিলো। সোমারফিল্ড বললেন যে প্রতিটি অরবিট বা প্রধান শক্তিস্তর  সংখ্যক ভাগে বিভক্ত যাদের মধ্যে শক্তির সূক্ষ্ম পার্থক্য আছে। এর ফলেই সূক্ষ্ম রেখাগুলো দেখা যায়।

সর্বোচ্চ ইলেকট্রনের সংখ্যা গণনা করা হয়  সূত্র দ্বারা।

৩. চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (m) [Magnetic quantum number]

• যে সকল কোয়ান্টাম সংখ্যার সাহায্যে ইলেকট্রনের কক্ষপথের ত্রিমাত্রিক দিক বিন্যাস প্রকরণ সমূহ প্রকাশ করা হয়, তাকে ম্যাগনেটিক কোয়ান্টাম সংখ্যা বা চুম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে। চুম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা, m এর মান  থেকে  এর পর্যন্ত পূর্ণসংখ্যা। নন-ডিজেনারেট অবস্থায় অরবিটালসমূহ সমশক্তির, তবে চৌম্বকক্ষেত্রে রাখলে শক্তির পার্থক্য তৈরি হয়। আর বলা বাহুল্য, z অক্ষ বরাবর অরবিটাল, যেমন p_z, d_z² এর বেলায় m=0

৪. ঘূর্ণন কোয়ান্টাম সংখ্যা (s) [Spin quantum number]

• নিজস্ব অক্ষের চারদিকে ইলেকট্রনের ঘুর্ণনের দিক প্রকাশক কোয়ান্টাম সংখ্যা সমূহকে স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা বা ঘূর্ণন কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে। এই কোয়ান্টাম সংখ্যা, s, ফার্মিয়ন কণার বেলায় তা ±½ এর গুণিতক। ইলেক্ট্রনের বেলায় তা ½। +½ ও -½ এর মধ্যে যেকোনো একটিকে ঘড়ির কাটার দিকে ঘূর্ণায়মান ও অপরটি ঘড়ির কাটার বিপরীত অভিমুখে ঘূর্ণায়মান । এটিকে upspin ও downspin electrons ও বলা হয়।

কোয়ান্টাম উপস্তরের শক্তিক্রম

অরবিট

বোরের পরমাণুবাদ মতে নিউক্লিয়াসের চারপাশে ইলেকট্রন কতগুলো অনুমোদিত গোলাকার কক্ষপথে/শক্তিস্তরে আবর্তিত হয় । এদের অরবিট বা কক্ষপথ বলে।
প্রতিটি শক্তিস্তরে নির্দিষ্ট সংখ্যক (2n²) ইলেকট্রন থাকে। কোয়ান্টাম মতবাদের উপর ভিত্তি করেই অরবিটের ধারণা প্রতিষ্ঠিত।

অরবিটাল

পরমাণুর ভেতর যে ত্রিমাত্রিক জায়গা জুড়ে ইলেকট্রনকে পাবার সম্ভাবনা বেশি, তাকে অরবিটাল বা কক্ষক বলে ।

শক্তিস্তরে ইলেক্ট্রন সংখ্যা অনুসারে মৌলিক পদার্থের তালিকা

• আয়নিক যৌগসমূহ ধাতু ও অধাতুর সমন্বয়ে গঠিত
• এদের গলনাংক ও স্ফুটনাংক অনেক বেশি
• আয়নিক স্ফটিকসমূহ ভঙ্গুর ও নমনীয় হয়
• আয়নিক যৌগের ক্ষেত্রে সাধারণত সমাণুতা দেখা যায় না
• জলীয় দ্রবণে এরা দ্রুত বিক্রিয়া করে
• কঠিন অবস্থায় এরা ত্বড়িৎ পরিবহন করে না
• জলীয় দ্রবণে ক্যাটায়ন ও অ্যানায়নে বিভক্ত হয়
• সমযোজী যৌগের চেয়ে এরা অধিক শক্তিশালী আণবিক বন্ধনে আবদ্ধ থাকে

আয়নিক বন্ধন শুধুমাত্র একটি ধাতু এবং একটি অধাতুর মধ্যে সম্ভব। প্রতিনিধিত্বমূলক ধাতব মৌলসমূহের মধ্যে গ্রুপ IA ও IIA এর মৌলসমূহ এবং গ্রুপ IIIA এর ভারি মৌলসমূহ সাধারণত আয়নিক যৌগ সৃষ্টি করে। ধাতুর পরমাণু থেকে একটি ইলেকট্রন অপসারণ সহজলভ্য; কিন্তু বেশি ইলেকট্রন অপসারণ করতে ক্রমশ অধিকতর শক্তির প্রয়োজন।

অধাতব মৌলসমূহের মধ্যে গ্রুপ VIIA এর হ্যালোজেন মৌলসমূহ এবং গ্রুপ VIA এর অক্সিজেন ও কোনো কোনো সালফারও আয়নিক যৌগ গঠন করে।

কোনো মৌলের রাসায়নিক বন্ধনই ১০০% আয়নিক হয় না।

সমযোজী যৌগসমূহের গলনাংক ও স্ফুটনাংক অনেক কম ও তারা উদ্বায়ী

সমযোজী যৌগে কোনো আয়ন সৃষ্টি হয় না

সমযোজী যৌগে প্রায়ই সমাণুতা দেখা যায়

বিদ্যুৎ পরিবহন করতে পারে না

অপোলার সমযোজী মৌলিক অণু যেমন- O₂, N₂, Cl₂ ইত্যাদি এবং যৌগিক অণু যেমন মিথেন (CH₄), বেনজিন (C₆H₆), টলুইন (C₆H₅CH₃) ও নিষ্ক্রিয় গ্যাস অণুসমূহে এক প্রকার দুর্বল আকর্ষণ আছে। অপোলার সমযোজী অণুসমূহ আন্তঃআণবিক আকর্ষণ বলকে ভ্যানডার ওয়ালস আকর্ষণ বল বলা হয়। সর্বপ্রথম রসায়নবিদ ভ্যানডার ওয়ালস বাস্তব গ্যাস O₂, N₂, Cl₂, H₂ ইত্যাদি নিয়ে পরীক্ষাকালীন এরূপ আকর্ষণ বলের অস্তিত্ব অনুধাবন করেন বলে তাঁর নামানুসারে ঐ বলের এই নামকরণ করা হয়েছে।

তরল অ্যামোনিয়া, নাইট্রিক এসিড, তরল সালফার ডাই অক্সাইড

যে সব পদার্থের আণবিক ভর অনেক বেশি তাদের অণুকে দৈত্যাকার অণু বলে। যেমন- সিলিকা, গ্রাফাইট, হীরক

• যে সমস্ত মৌলের সমযোজী সংখ্যা চার তাদের ক্ষেত্রে অক্টেট নিয়ম পুরোপুরি প্রযোজ্য। কিন্তু কিছু সংখ্যক যৌগ আছে যাদের কেন্দ্রীয় পরমাণুর ৫টি অথবা ৬টি সহ যোজনী রয়েছে। এই আচরণ পর্যায় সারণীর তৃতীয় পর্যায় এবং পরবর্তী পর্যায়ের মৌলের ক্ষেত্রে দেখা যায়। কিন্তু কোনো ক্রমেই ২য় পর্যায়ের মৌলের ক্ষেত্রে দেখা যায় না।
• যেমন- PCl₅ গঠনে P পরমাণুর যোজ্যতা স্তরে ১০টি বা SF₆ গঠনে S পরমাণুর বহিস্তরে ১২টি ইলেক্ট্রন অর্জিত হয়। একইভাবে ClF₃, IF₅ বা IF₇ ইত্যাদি ক্ষেত্রে অষ্টক সম্প্রসারণ দেখা যায়।

তড়িৎযোজী বন্ধনের সমযোজী বৈশিষ্ট্য সম্পর্কে বিদ্যমান নীতিকে ফাযানের নীতি বলে। এই নীতি অনুসারে –
১. ক্যাটায়নের আকার যত ক্ষুদ্র হয়
২. অ্যানায়নের আকার যত বৃহৎ হয়
৩. ক্যাটায়ন ও অ্যানায়নের চার্জ যত বেশি হয় এবং
৪. অ্যানায়নের d ও f অরবিটালে ইলেকট্রন থাকেতবে, পোলারায়নের মাত্রা তত বেশি হয় এবং তড়িৎযোজী বন্ধনের সমযোজী বৈশিষ্ট্যও বৃদ্ধি পায়।

যেমন : MgCl₂ তড়িৎযোগী হলেও BeCl₂ সমযোগী যৌগ ।
কারণ Mg²⁺ আয়রনের চেয়ে Be²⁺ অনেক ছোট, তাই BeCl² এর নতুন পোলারায়নের বেশি ঘটে । 

ক্যাটায়নের আয়নিক পটেনশিয়াল, Ф =  ক্যাটায়নের আধান / ক্যাটায়নের ব্যাসার্ধ 
যেমন, Na⁺ আয়নের আয়নিক পটেনশিয়াল = 1/0.95 = 1.05

• পরমাণুর পরস্পর মিলিত হওয়ার সামর্থকে যোজনী বলে।
• নিষ্ক্রিয় গ্যাসসমূহের ইলেকট্রন আসক্তি প্রায় শূন্য।
• আয়নিক বন্ধন ধাতু ও অধাতুর মধ্যে সৃষ্টি হয়। যেমন- NaCl, MgCl₂ ইত্যাদি।
• NaF ও MgO এর ইলেক্ট্রনিক গঠন একই রকম হওয়ায় তাদের কেলাস গঠনও একই।
• পানি যোজন (Hydration) হল একটি তাপোৎপাদী প্রক্রিয়া।
• সমযোজী বন্ধন অধাতু ও অধাতুর মধ্যে সৃষ্টি হয়। যেমন- CH₄, Cl₂ ইত্যাদি।
• সমযোজী যৌগ হাইড্রোজেনের গলনাংক- 129°C এবং স্ফুটনাংক- -253°C
• হীরক এর গলনাংক- 3500°C
• গ্রাফাইট নরম এবং কঠিন লুব্রিকেন্ট হিসেবে কাজ করে।
•  C₂H₆O সংকেত বিশিষ্ট যৌগের গঠন ২ প্রকার-
  ক) ইথানল (CH₃CH₂OH)
  খ) ডাই-মিথাইল ইথার (CH₃-O-CH₃)

• অরবিটাল এর পারস্পরিক অধিক্রমণ বা উপরিস্থাপনের ফলে একটি সমযোজী বন্ধন সৃষ্টি হয়।
• দুইটি অরবিটালের সামনাসামনি অধিক্রমণের ফলে সিগমা বন্ধনের সৃষ্টি হয়।
• দুইটি অরবিটালের পাশাপাশি অধিক্রমণের ফলে পাই বন্ধনের সৃষ্টি হয়।
• সিগমা বন্ধন ছাড়া একক পাই বন্ধন গঠিত হতে পারে না।
• কোনো যৌগে যেকোনো দুটি পরমাণুর মধ্যে প্রথম যে বন্ধনটি গঠিত হবে তা অবশ্যই সিগমা বন্ধন এবং সিগমা একক বন্ধন গঠনের পর যত নতুন বন্ধন গঠিত হবে তার সবই হবে পাই বন্ধন।
  যেমন: HC≡CH, অ্যাসিটিলিনে C-C এর প্রথম গঠনটি হবে সিগমা বন্ধন এবং বাকি বন্ধন দুটি হবে পাই বন্ধন।
• কোনো যৌগে সমযোজী ও সন্নিবেশ বন্ধনের সাথে আয়নিক বন্ধন থাকলে এতে আয়নিক যৌগের ধর্মাবলী প্রাধান্য পায়।
• পর্যায় সারণীতে মোট অধাতুর সংখ্যা ১৭টি। তবে নতুন ধারণা মতে অধাতুর সংখ্যা ২২টি।
• কঠিন অবস্থায় পরমাণুসহ পরস্পরের সাথে যে আকর্ষণ বা বন্ধনের দ্বারা আবদ্ধ হয়, তাকে ধাতব বন্ধন বলা হয়।
• ধাবত স্ফটিক ধাতব বন্ধন কোনো নির্দিষ্ট দিকে বিস্তৃত নয় বলে ধাতু সহনশীল ও নমনীয় হয়।
• দুটি পোলার অণু বিপরীত দিকে (head to head) অবস্থিত বলে তাদের মধ্যে বিকর্ষণ হয়।
• কোনো যৌগের আন্তঃআণবিক শক্তি যত বেশি তার স্ফুটনাংকও তত বেশি।
• তাপমাত্রা বৃদ্ধির সাথে সাথে পানির অণুসমূহের মধ্যে কম্পন ও গতিশক্তি বৃদ্ধি পায়।
• হাইড্রোজেন বন্ধন ইলেক্ট্রোস্ট্যাটিক প্রকৃতির এবং দুর্বল প্রকৃতির বন্ধন। এর বন্ধন শক্তি সাধারণত 41.84 kJ/mol অপেক্ষা বেশি হয় না।
• শেযারকৃত ইলেক্ট্রনযুগলকে নিজের দিকে আকৃষ্ট করার ক্ষমতাকে মৌলের ইলেক্ট্রোনেগেটিভিটি বলে।
• একই পর্যায়ে মৌলগুলির সমযোজী ধর্ম বৃ্দ্ধির সাথে সাথে গলনাংক ক্রমশ কম হয়। যেমন- NaCl (815°C), MgCl₂ (714°C), AlCl₃ (190°C)
• AgF, AgCl, AgBr ও AgI সিরিজের Ag⁺ মোটামুটি পোলারায়ন ক্ষমতার অধিকারী। তবে হ্যালাইড সমূহের মধ্যে F- ও Cl- আয়ন সহজেই পোলারিত হয় না। 
• AgF ও AgCl বর্ণহীন বা সাদা
• AgBr হালকা হলুদ বর্ণের
• AgI ঘন হলুদ বর্ণের হয়
• NH₄⁺ গঠন : (sp3 সংকরণ প্রক্রিয়ায়)
• NH₃ + HNH
• NH₄⁺ আয়নের গঠন চতুস্তলকীয় এবং তাতে H-N-H বন্ধন কোণ 109.5° হয়।
• যে দুটি পরমাণুর মধ্যে সন্নিবেশ বন্ধন সৃষ্টি হয়, তাদের একটি পরমাণুতে কমপক্ষে ‘একজোড়া বন্ধনযুক্ত ইলেক্ট্রন’ বা ‘নিঃসঙ্গ ইলেক্ট্রন জোড়’ প্রয়োজন হয়। তখন ঐ পরমাণুটি দাতা পরমাণু হিসেবে কাজ করে।
• NH₃, SO₂ ইত্যাদিতে সন্নিবেশ সমযোজী বন্ধন বিদ্যমান।
• যৌগের গলনাংক, স্ফুটনাংক, বাষ্পীকরণ তাপ ইত্যাদির উপর হাইড্রোজেন বন্ধনের প্রভাব রয়েছে।
• কার্বন কার্বন একক বন্ধনে (C-C) সিগমা বন্ধন থাকে এবং সংকরণ ঘটে sp³
• কার্বন কার্বন দ্বিবন্ধনে ১টি পাই ও একটি সিগমা বন্ধন থাকে এবং সংকরণ ঘটে sp²
• কার্বন কার্বন ত্রিবন্ধনে ২টি পাই ও একটি সিগমা বন্ধন থাকে এবং সংকরণ ঘটে sp
• PCl₅ গঠিত হয় কিন্তু NCl₅ গঠিত হয় না।
• পদার্থের গতি ৩ প্রকার-

১. স্থানান্তর গতি
২. আবর্তন গতি
৩. কম্পন গতি

• পানিতে হাইড্রোজেন বন্ধন বিদ্যমান।
• AgF অপেক্ষা AgI এর পোলারায়ন বেশি ঘটে।
• পোলার যৌগ পোলার দ্রাবকে দ্রবণীয়।
• আয়নিক যৌগ জলীয় দ্রবণে পানি সংযোজিত অবস্থায় থাকার প্রক্রিয়াকে জল যোজন বলে।
• কোনো অণুর যোজ্যতা স্তরে ২টি সংকর অরবিটাল থাকলে অণুটির গঠন সরলরৈখিক।
• ক্যাটায়ন যত ছোট এবং চার্জ যত বেশি তার পোলারায়ন ক্ষমতা এবং সমযোজী বৈশিষ্ট্য তত বেশি। যেমন- Mg⁺⁺ ও Al⁺⁺⁺ এর মধ্যে Al⁺⁺⁺ বা Al³⁺ এর আকার ছোট এবং চার্জ বেশি হওয়ায় Al³⁺ এর পোলারায়ন ক্ষমতা বেশি।
• অ্যানায়ন যত বড় তার পোলারায়ন ক্ষমতা তত বেশি।
• অপোলার যৌগ অপোলার দ্রাবকে দ্রবণীয়।
• পানি একটি ডাইপোল। পানির অণুতে দুইটি নিঃসঙ্গ ইলেক্ট্রন জোড় বিদ্যমান।
• AgCl, BaSO₄ পানিতে অদ্রবণীয়।
• পটাসিয়াম ফেরোসায়ানাইডের সংকেত হচ্ছে- K₄[Fe(CN)₆]
• পটাসিয়াম ফেরিসায়ানাইডের সংকেত হচ্ছে- K₃[Fe(Cn)₆]
• HCl অণুর তুলনায় HF অণু অধিক পোলার।
• একটি π bond ভেঙে দুটি σ bond তৈরি হয়।
• কার্বন ছাড়াও Be, B, O, S, P, N এসব মৌলেরও সংকরণ ঘটে।
• কার্বনের সংকরণ ৩ প্রকার : sp, sp² ও sp³
• sp³ সংকরণে চারটি সমমানের sp³ অরবিটাল উৎপন্ন করে।
• sp³ সংকরণ চতুস্তলকীয়।
• sp সংকর অরবিটাল সরল রৈখিক।
• বেনজিন অণু হেক্সাগোনাল বা ষড়ভুজাকার। এর চক্রের প্রতিটি কার্বন পরমাণু sp² সংকরিত।
• বেনজিনের মতা গ্রাফাইটেও ইলেক্ট্রন ডিলোকালাইজেশন ঘটে।
• H₂S অণুতে হাইড্রোজেন বন্ধন নেই বলে ইহা গ্যাস।

  ক্যাটায়ন কর্তৃক অ্যানায়নের পোলারনের ভিত্তিতে নিম্নোক্ত রাসায়নিক ধর্মের ব্যাখ্যাদান সম্ভব-
১. অ্যালকোহলে KI দ্রবণীয় কিন্তু KCl অদ্রবণীয়।
২. অ্যালকোহলে ও পিরিডিনে LiCl দ্রবণীয় কিন্তু অন্যান্য ক্ষার ধাতু ক্লোরাইডে অদ্রবণীয়।
৩. ইথারে FeCl₃ দ্রবণীয় কিন্তু AlCl₃ অদ্রবণীয়।৪. MgCl₂ অপেক্ষা ZnCl₂ অধিক উদ্বায়ী এবং জৈব দ্রাবকে অধিক দ্রবণীয়। ZnCl₂ এর অধিক সহযোজ্যতাই তার কারণ। 
IIA এবং IIB উপগ্রুপের পার্থক্য 

বিভিন্ন অণুর আকৃতি 

হীরক ও গ্রাফাইটের পার্থক্য 

সংকরণ ও আকৃতি