মৌল সমূহের শ্রেণীবিভাগ এবং পর্যায়বৃত্ত ধর্ম- রসায়ন পাঠ

আজ আমরা রসায়ন বিষয়ের মৌলের পর্যায়বৃত্ত ধর্ম সম্পর্কে আলোচনা করব।  এর মধ্যে রয়েছে আয়নিকরণ শক্তি, ইলেকট্রন আসক্তি, তড়িৎ ঋণাত্মকতা। এছাড়া ইলেকট্রন বিন্যাস এর ভিত্তিতে পর্যায় সারণির মৌল সমূহের শ্রেণীবিভাগ আলোচনা করা হবে।  আশা করি পুরো লেখাটি পড়লে পর্যায় সারণির পর্যায়বৃত্ত ধর্ম সম্পর্কে আপনাদের আর কোন সমস্যা থাকবে না।

ইলেকট্রন বিন্যাস এর ভিত্তিতে পর্যায় সারণির মৌল সমূহের শ্রেণীবিভাগ বর্ণনা:

s ব্লক মৌল:

মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস এর পর সর্বশেষ ইলেকট্রনটি যদি s‍  অরবিটালে প্রবেশ করে, তাহলে তাকে s ব্লক মৌল বলা হয়।  পর্যায় সারণির গ্রুপ 1, 2 এর মৌল সমূহ এবং হিলিয়াম এই গ্রুপের অন্তর্ভুক্ত। সামগ্রিক মৌলের সংখ্যা 118 টি মৌল ধরে নিলে s ব্লকের মৌলের সংখ্যা ১৪ টি।

Na(11) = 1s^2  2s^2 2p^6  3s^1

উপরে উল্লেখিত সোডিয়াম (Na) মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস করলে দেখা যায় সর্বশেষ ইলেকট্রনটি s অরবিটালের প্রবেশ করে।  সুতরাং সোডিয়াম s ব্লক মৌল।

S^1 ইলেকট্রনীয় কাঠামোতে হাইড্রোজেন ব্যতীত অন্যান্য মৌল হলো Li, Na, K, Rb, Cs, Fr । এরা প্রত্যেকেই ক্ষার ধাতু এবং তীব্র তড়িৎ ধনাত্মক। এদের অক্সাইড এবং হাইড্রোক্সাইড তীব্র ক্ষারক। S^2 ইলেকট্রনীয় কাঠামোতে মৌলগুলোকে Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra মৃৎ ক্ষার ধাতু বলা হয়। অ এদের অক্সাইড এবং হাইড্রোক্সাইড তীব্র ক্ষারক। এই গুলোর মধ্যে Mg ও Ca এর অক্সাইড সমূহ মাটিতে পাওয়া যায় বলে এরা মৃৎক্ষার নামে পরিচিত।

p ব্লক মৌল:

মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাসের যদি সর্বশেষ ইলেকট্রনটি যদি p অরবিটালে প্রবেশ করে অর্থাৎ সবচেয়ে বাইরের স্তরের শেষ ইলেকট্রন np অরবিটালে যায় তবে তাদের ব্লক মৌল বলা হয় ।

পর্যায় সারণির 13, 14, 15, 16, 17 এবং 18 গ্রুপের (হিলিয়াম ব্যতীত অন্যান্য নিষ্ক্রিয় মৌল সমূহ) মৌলসমূহ এই ব্লকের মৌল। আবিষ্কৃত মৌলের সংখ্যা 118 টি ধরে নিলে এই ব্লকের মৌল সংখ্যা 36 টি। যোজ্যতা স্তরের সাধারণ ইলেকট্রন বিন্যাস হল ns^2 np^1 থেকে ns^2 np^6 পর্যন্ত। এখানে n=1,2,3,4…. ইত্যাদি।

C(6)= 1s^2  2s^2  2p^2

উপরোক্ত উদাহরণে কার্বনের(c) শেষ ইলেকট্রন p অরবিটালে প্রবেশ।  করে সুতরাং কার্বন p ব্লক মৌল।

d ব্লক মৌল:

মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস এর পর সর্বশেষ ইলেকট্রনটি যদি d অরবিটালে প্রবেশ করে, তাহলে তাকে d ব্লক মৌল বলা হয়।  পর্যায় সারণির 3,4,5,6,7,8,9,10,11,12 গ্রুপের মৌলসমূহ এই ব্লকের মৌল।

ব্যতিক্রম: pd(46) মৌলটি d ব্লক মৌল হলেও এর ইলেকট্রন বিন্যাস kr 4d^10 5s^0 যা কিনা সাধারণ ইলেকট্রন বিন্যাস এর নিয়ম মেনে চলে না।

Sc( 21) : 1s^2  2s^2  2p^6  3s^2  3p^6  3d^1  4s^2

D ব্লকের সমস্ত মৌলগুলোর ধাতু ।

f ব্লক মৌল:

যে মৌলগুলোর পরমাণুর সবচেয়ে বাইরের কক্ষের ইলেকট্রন টি ns অরবিটালটি ভর্তি থাকার ফলে (n-1)d অরবিটাল অসম্পূর্ণ থাকা সত্ত্বেও (n-2)f উপশক্তি স্তরে প্রবেশ করে, তাদের f ব্লক মৌল বলা হয়।

f ব্লকের মৌলের সর্ববহিঃস্থ কক্ষে ইলেকট্রনীয় গঠন হচ্ছে (n-2)f ^1-14  (n-1)d^0,1,2  ns^2

4f শ্রেণীর ল্যান্থানাইড (Ce to Lu) মৌলগুলোর এবং 5f শ্রেণীর অ্যাক্টিনাইড( Pa to Lr) মৌলগুলো এই শ্রেণীর অন্তর্ভুক্ত। ব্লকটি s,p,d ব্লকের নিচে অবস্থিত। f ব্লকে দুটি (4f, 5f) সারিতে 27 টি মৌল থাকে।  এদেরকে অভ্যন্তরীণ অবস্থান্তর শ্রেণি বলা হয়।

পর্যায় সারণির একই পর্যায়ের মৌল সমূহের আয়নীকরণ শক্তির পরিবর্তন ব্যাখ্যা:

আয়নীকরণ শক্তি:

গ্যাসীয় অবস্থায় কোনো মৌলের এক মোল বিচ্ছিন্ন পরমাণু থেকে একটি করে ইলেকট্রন অপসারণ করে এক মোল ধনাত্মক আয়নে পরিণত করতে যে পরিমাণ শক্তির প্রয়োজন হয়, তার পরিমাণকে (ইংরেজি: Ionization energy) বা আয়নীকরণ শক্তি বলে।

পর্যায় সারণিতে পর্যায় এর ক্ষেত্রে মৌলের পারমাণবিক সংখ্যা বৃদ্ধির সাথে সাথে মৌলের আয়নীকরণ বিভব শক্তির পরিমাণ বৃদ্ধি পায়। কারণ একই পর্যায়ে পারমাণবিক সংখ্যা বৃদ্ধির ফলে ইলেকট্রনের শক্তিস্তর বাড়ে না। ফলে নিউক্লিয়াস থেকে সর্ববহিঃস্থ ইলেকট্রনের দূরত্ব বাড়ে না বরং কিছুটা হ্রাস পায়। নিউক্লিয়াসে চার্জ বৃদ্ধির ফলে সর্বপ্রথম সর্ববহিঃস্থ ইলেকট্রন বেশি পরিমাণে আকৃষ্ট হয়। এর ফলে সর্ববহিঃস্থ স্তরের ইলেকট্রন কে অপসারণ করতে শক্তি বেশি লাগে। ফলে আয়নিকরণ শক্তি বেশি হয়। অর্থাৎ যেকোন পর্যায়ে প্রথম শ্রেণীর মৌল টির আয়নীকরণ শক্তি বেশি থাকে। এরপরে যতই ডান দিক থেকে বাম দিকে যাওয়া হয় ততই আয়নীকরণ শক্তির মান কমতে থাকে।

দ্বিতীয় পর্যায়ের মৌল সমূহের আয়নীকরণ শক্তি:

দ্বিতীয় পর্যায়ের মৌল		Li(3)	Be(4)	B(5)	C(6)	N(7)	O(8)	F(9)	Ne(10)
আয়নিকরণ শক্তি	E1	520	900	801	1086	1402	1314	1680	2080
E2	7298	1757	2427	2352	2856	3388	3374	3952
E3	11814	14849	3660	4641	4578	5300	6050	6122

পরমাণুর নিউক্লিয়াসের প্রোটন সংখ্যার উপর ভিত্তি করে ধনাত্মক আধান বিশিষ্ট হয় এবং এই ধনাত্মক আধান ই হলো কার্যকর নিউক্লিয়ার আধান। কার্যকর নিউক্লিয়ার আধানের মান যত বেশি হয় নিউক্লিয়াসের সর্ব বহিঃ স্তরের ইলেকট্রন এর প্রতি আকর্ষণ তত বেশি হয়। সুতরাং ইলেকট্রন অপসারণ করা বেশী কষ্টকর হয় এবং আয়নিকরণ শক্তির মান বৃদ্ধি পায়। যেমন উপরে চার্ট দেখে বুঝতে পারছি।

আয়নিকরণ শক্তির ব্যতিক্রম

হুন্ডের নীতি অনুসারে, অর্ধপূর্ণ এবং পূর্ণ অরবিটাল সমূহ অন্যান্য অরবিটাল সমূহ অপেক্ষা অধিক সুস্থিত হয়। যেসব অরবিটাল অধিক সুস্থিত তাদের ইলেকট্রন অপসারণ করতে অধিক শক্তির প্রয়োজন হয়। ফলে এসব পরমাণুর আয়নীকরণ বিভব এর মান অপ্রত্যাশিত বেশি হয়। যেমন,

B(800.6 kjmol^-1)এর প্রথম আয়নীকরণ বিভব এর মান  Be(900 kjmol^-1)অপেক্ষা কম। একইভাবে Al এর প্রথম আয়নীকরণ এর মান Mg অপেক্ষা কম। যদিও পর্যায় সারণিতে  B,Be এর ডানে এবং Al, Mg এর ডানে অবস্থান করে।

Be(4) = 1s^2  2s^2

B(5) = 1s^2 2s^2  2p^1

আবার, O (1314 kjmol^-1)এর প্রথম আয়নীকরণ বিভব এর মান  N( 1402 kjmol^-1)অপেক্ষা কম। একইভাবে S এর প্রথম আয়নীকরণ এর মান P অপেক্ষা কম। যদিও পর্যায় সারণিতে  O, N এর ডানে এবং S, P এর ডানে অবস্থান করে।

O(8) = 1s^2  2s^2  2p^6

N(7)= 1s^2  2s^2  2p^3

আমাদের সাথে পড়ালেখা করতে ভিজিট করুন এখানে

Our Fb group: Learning View Bd

Youtube: Learning View Bd

পর্যায় সারণির একই শ্রেণিতে মৌল সমূহের ইলেকট্রন আসক্তির পরিবর্তন ব্যাখ্যা:

ইলেকট্রন আসক্তি ( Electron Affinities): গ্যাসীয় অবস্থায় কোনো মৌলের এক মোল গ্যাসীয় পরমাণুতে এক মোল ইলেকট্রন প্রবেশ করিয়ে ঋণাত্মক আয়নে পরিনত করতে যে পরিমাণ শক্তি নির্গত হয়, তাকে ঐ মৌলের ইলেকট্রন আসক্তি বলা হয়।

Fl, Cl, Br, I ইলেকট্রন আসক্তি ব্যাখ্যা:

মৌলের যোজ্যতা স্তরের ইলেকট্রন ঘনত্ব বৃদ্ধির ফলে ইলেকট্রন আসক্তি কমে যায়। পর্যায় সারণিতে 17 গ্রুপের মৌলগুলোর ক্ষেত্রে ইলেকট্রন আসক্তির ক্রমবিন্যাস হচ্ছে Cl> F> Br> I . এক্ষেত্রে ফ্লোরিন এবং ক্লোরিন এরমধ্যে ফ্লোরিন এর ইলেকট্রন আসক্তি ক্লোরিন অপেক্ষা কম।

এর কারণ হচ্ছে ক্লোরিন পরমাণুর ক্ষুদ্র আকার। ফ্লোরিন এর ইলেকট্রন বিন্যাসের সর্বশেষ শক্তিস্তর হলো দ্বিতীয় শক্তিস্থর। আর ক্লোরিন এর ইলেকট্রন বিন্যাসের সর্বশেষ শক্তি হলো তৃতীয় শক্তি স্তর। তৃতীয় শক্তি স্তর এর তুলনায় দ্বিতীয় শক্তিস্তর এর আকার ছোট। এই ক্ষুদ্র পরিসরে ৭টি ইলেকট্রন থাকায় তাতে ইলেকট্রন মেঘের ঘনত্ব তুলনামূলক বেশি হয়। ফলে আগমনকারী ইলেকট্রনের প্রতি দ্বিতীয় শক্তিস্তরের ইলেকট্রনসমূহের পারস্পরিক বিকর্ষণ বেশি হওয়ায় সামগ্রিকভাবে F এর ইলেকট্রন আসক্তির মান কম হয়।

অন্যদিকে ক্লোরিন এর তৃতীয় শক্তি স্তর বড় হওয়ার জন্য এতে যোজ্যতা স্তরের সাতটি ইলেকট্রন সহজে গ্রহণ করে নেয়। আর ইলেকট্রন মেঘ এর ঘনত্ব F এর তুলনায় অপেক্ষাকৃত কম হওয়ায় ইলেকট্রন ইলেকট্রন বিকর্ষণ কম হয়। তাই ক্লোরিন এর ইলেকট্রন আসক্তির মান F এর চেয়ে বেশি হয়।

ব্রোমিন এবং আয়োডিন এর ক্ষেত্রে স্বাভাবিক নিয়ম প্রযোজ্য। অর্থাৎ একই গ্রুপের উপর থেকে নিচে আসলে পারমাণবিক ব্যাসার্ধ বাড়ে। সুতরাং ইলেকট্রন আসক্তি কমে যায়। যেহেতু আয়োডিন, ব্রোমিন এর নিচে অবস্থিত তাই আয়োডিন এর পারমাণবিক ব্যাসার্ধ বেশি। তাই ইলেকট্রন আসক্তি কম হয় ।তাহলে ক্রমবিন্যাস হয় Cl> F> Br> I.

মৌলের তড়িৎ ঋণাত্মকতার উপর বিভিন্ন নিয়ামক এর প্রভাব ব্যাখ্যা:

তড়িৎ ঋণাত্মকতা

তড়িৎ ঋণাত্মকতা হল এমন একটি রাসায়নিক ধর্ম যা কোন পরমাণু বা অন্য কোন রাসায়নিক সত্ত্বার ইলেকট্রন বা ইলেকট্রন ঘনত্বকে নিজের দিকে আকর্ষণ করে।

নিম্নে দ্বিতীয় এবং তৃতীয় পর্যায়ের মৌল সমূহের তড়িৎ ঋণাত্মকতার উপর পরমাণুর আকার, নিউক্লিয়ার চার্জ এবং ইলেকট্রন বিন্যাসের প্রভাব ব্যাখ্যা করা হলো:

পরমাণুর আকার:

একই পর্যায়ে পারমাণবিক সংখ্যা বৃদ্ধির সাথে সাথে মৌলের তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান কমে যায় এবং পারমাণবিক সংখ্যা কমলে তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান বাড়ে।

দ্বিতীয় এবং তৃতীয় পর্যায়ের মৌল সমূহের যতই বাম থেকে ডান দিকে যাওয়া যায় ততই পারমাণবিক ব্যাসার্ধ কমতে থাকে। এর ফলে তড়িৎ ঋণাত্মকতা এর মান বৃদ্ধি পায়। যেমন তৃতীয় পর্যায়ের মৌল গুলোর মাঝে সোডিয়াম পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা এর মান সবচেয়ে কম এবং ক্লোরিন এর তড়িৎ ঋণাত্মকতা সবচেয়ে বেশি।

তাহলে তৃতীয় পর্যায়ের ক্রমবিন্যাস হচ্ছে: Na< Mg< Al<Si,P<S<Cl

দ্বিতীয় পর্যায়ের ক্রমবিন্যাস হচ্ছে: Li< Be< B<C<N<O<F

নিউক্লিয়ার চার্জ:

কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে চার্জ বৃদ্ধির সাথে সাথে তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান বৃদ্ধি পায়।  যে কোন পর্যায়ে বাম দিক থেকে যতই ডান দিকে যাওয়া যায় মৌলের তড়িৎ ঋণাত্মকতা ততই বৃদ্ধি পায়।  এর কারণ হচ্ছে একই পর্যায়ে মৌলসমূহের পারমাণবিক সংখ্যা বৃদ্ধির সাথে কোন নতুন ইলেকট্রন শক্তিস্থর বৃদ্ধি পায় না।  কিন্তু নিউক্লিয়াসের ধনাত্মক চার্চের পরিমাণ বৃদ্ধি পাওয়ায় সর্বশেষ শক্তিস্তরের উপর নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ বৃদ্ধি পায়। ফলে পরমাণুর আকার এর হ্রাস পায়।  এজন্য সমযোজী বন্ধনের শেয়ারকৃত ইলেকট্রন এর উপর নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ বৃদ্ধি পায়।

দ্বিতীয় পর্যায়ে মৌলসমূহের তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান হচ্ছে: Li=1.0, Be= 1.5 , B= 2.0 , C= 2.5, N = 3.0 , O= 3.5 , F= 4.1.

ইলেকট্রন বিন্যাস:

ইলেকট্রন বিন্যাসের মাধ্যমে আমরা সহজেই বুঝতে পারি কোন মৌল এর সর্বশেষ শক্তিস্তরে কতটি ইলেকট্রন রয়েছে এবং এদের শক্তিস্তর সম্পর্কেও ধারণা পাই।  এর মাধ্যমে আমরা খুব সহজেই বলতে পারি, কার শক্তিস্তর বেশি এবং কার শক্তিস্তর কম।  আমরা জানি যাদের শক্তিস্তর বেশি তাদের তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান কম হয় এবং যাদের শক্তিস্তর এর মান কম তাদের তড়িৎ ঋণাত্মকতা এর পরিমাণ বেশি হয়।  ইলেকট্রন বিন্যাস করে খুব সহজে আমরা তড়িৎ ঋণাত্মকতা এর পরিমাণ বের করতে পারি।