পাঠ ৬ / ১৪অনুচ্ছেদ ৩.৩ (ঙ–ছ), ৩.৪.২–৩.৪.৩

ইলেকট্রন আসক্তি, তড়িৎ ঋণাত্মকতা ও ধাতব ধর্মElectron affinity, electronegativity & metallic character

এই পাঠের আগে পড়ো (read first): পাঠ ৪ — পরমাণু ও আয়নের আকার, গলনাঙ্ক ও যোজ্যতার পর্যায়বৃত্ততা, পাঠ ৫ — আয়নীকরণ শক্তি

আয়নীকরণ শক্তিতে (ionisation energy) আমরা পরমাণু থেকে ইলেকট্রন টেনে বের করেছিলাম। এবার উল্টোটা: একটি ইলেকট্রন (electron) পরমাণুর দিকে ছুড়ে দাও। পরমাণু সেটিকে ধরে ঋণাত্মক আয়ন (anion) হলে শক্তি বেরিয়ে আসে। ফ্লোরিন (fluorine, F) সবচেয়ে ছোট হ্যালোজেন (halogen), তাই তার টান সবচেয়ে বেশি হওয়ার কথা। নিজে পরীক্ষা করে দেখো:

নিচের বোতাম চেপে একটি ইলেকট্রন (electron) ছোড়ো। পরমাণু সেটিকে ধরে ঋণাত্মক আয়ন (anion) হলে কতটা শক্তি (energy) বেরিয়ে আসে, মিটারে দেখো।

F(g) + e⁻ → F⁻(g): কত শক্তি বের হয়?
Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): কত শক্তি বের হয়?

মানগুলো গ্যাসীয় পরমাণুর জন্য মাপা (NIST/Andersen সংকলন)। পরমাণুর চিত্রে স্তরের আকার আনুপাতিক, ইলেকট্রনের অবস্থান প্রতীকী (schematic)।

ছোট F-এ নতুন ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের (nucleus) বেশি কাছে বসে, তবু Cl বেশি শক্তি ছাড়ে কেন? আর কোনো বন্ধনে (bond) দুটি পরমাণু ইলেকট্রন জোড় নিয়ে টানাটানি করলে কে জেতে? এই পাঠে ধাপে ধাপে এগোব:

ইলেকট্রন আসক্তি (electron affinity, EA) কী, আর তার চিহ্নের (sign) দুই রীতি
পর্যায় (period) বরাবর EA: কোথায় বাড়ে, কোথায় হঠাৎ কমে
গ্রুপ (group) বরাবর EA আর ২য় পর্যায়ের ব্যতিক্রম: F বনাম Cl
তড়িৎ ঋণাত্মকতা (electronegativity, EN): বন্ধনের টানাটানি
EA আর EN-এর পার্থক্য
ধাতব ধর্ম (metallic character) ও বিজারণ ক্ষমতা (reducing strength)
এবার নিজে করে দেখো: EN ও EA মানচিত্র (simulation)

ধাপ ১: ইলেকট্রন আসক্তি কী

আগের দুটি পাঠ থেকে তিনটি কথা মনে রাখো:

কার্যকর নিউক্লিয়ার চার্জ (effective nuclear charge, $Z_{\text{eff}}$ ): বাইরের ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের যতটুকু টান আসলে অনুভব করে। ভেতরের ইলেকট্রনগুলো বাকিটা আড়াল (shielding) করে রাখে।
পর্যায়ে বাম থেকে ডানে $Z_{\text{eff}}$ বাড়ে, পরমাণু ছোট হয়। গ্রুপে ওপর থেকে নিচে নতুন স্তর (shell) যোগ হয়, পরমাণু বড় হয়।
অর্ধপূর্ণ (half-filled, যেমন p³) আর পূর্ণ (filled, যেমন s², p⁶) উপস্তর (subshell) বাড়তি স্থিতিশীল (stable)।

সংজ্ঞা: গ্যাসীয় অবস্থায় এক মোল বিচ্ছিন্ন পরমাণুর প্রতিটি একটি করে ইলেকট্রন গ্রহণ করে এক মোল একক ঋণাত্মক গ্যাসীয় আয়নে পরিণত হলে যে শক্তি নির্গত হয় (released), তা ওই মৌলের ইলেকট্রন আসক্তি (electron affinity):

\mathrm{X(g) + e^- \longrightarrow X^-(g)}

চিহ্নের দুই রীতি। একই ঘটনা দুইভাবে লেখা হয়, আর এখানেই ছাত্রছাত্রীরা সবচেয়ে বেশি গুলিয়ে ফেলে:

আন্তর্জাতিক তালিকা (IUPAC, NIST) EA মানে নির্গত শক্তি। শক্তি বের হলে EA ধনাত্মক (positive): F-এর EA = +328 kJ mol⁻¹।
পাঠ্যবই লেখে এনথালপি পরিবর্তন (enthalpy change, $\Delta H_{ea}$ )। শক্তি বের হলে $\Delta H$ ঋণাত্মক (negative): F-এর $\Delta H_{ea}$ = −328 kJ mol⁻¹।

সংখ্যা একই, শুধু চিহ্ন উল্টো। এই পাঠে আমরা প্রথম রীতি (EA = নির্গত শক্তি, ধনাত্মক) ব্যবহার করব। বোর্ডের খাতায় বইয়ের রীতিতে লিখলে পাশে " $\Delta H_{ea}$ " লিখে দিও।

বাঁয়ে: F পরমাণু ইলেকট্রন নিয়ে নিচের (কম শক্তির) অবস্থায় নামে, 328 kJ mol⁻¹ শক্তি বেরিয়ে যায়। একই ঘটনাকে তালিকা লেখে EA = +328, বই লেখে ΔH = −328 — সংখ্যা একই, শুধু চিহ্নের রীতি আলাদা। ডানে: O-এর ১ম আসক্তি +141, কিন্তু ঋণাত্মক O⁻ আরেকটি ইলেকট্রন নিতে চায় না — শক্তি দিতে হয়। এই মান সরাসরি মাপা যায় না, বর্ন-হেবার চক্র (Born–Haber cycle) থেকে আনুমানিক 744–844 kJ mol⁻¹।

কিছু পরমাণু অতিরিক্ত ইলেকট্রন ধরে রাখতেই পারে না। এদের গ্যাসীয় ঋণাত্মক আয়ন স্থায়ী নয় (no stable anion), যেমন He, Be, N, Ne, Mg, Ar। এদের “EA-র মান” মাপা যায় না, কারণ মাপার মতো কোনো আয়নই তৈরি হয় না। বইয়ে Ne-এর “+29” বা N-এর “+7” আছে, এগুলো পুরনো অনুমান (estimate)। তাই এই পাঠে এদের কোনো সংখ্যা দেখানো হয়নি।

নিজে যাচাই করো

F-এর ইলেকট্রন আসক্তি NIST তালিকায় +328 kJ mol⁻¹। বইয়ের রীতিতে (ΔH) এটি কীভাবে লেখা হবে?

ধাপ ২: পর্যায় বরাবর ইলেকট্রন আসক্তি

পর্যায়ে বাম থেকে ডানে $Z_{\text{eff}}$ বাড়ে, পরমাণু ছোট হয়, তাই আগত ইলেকট্রন বেশি টান পায়। ফলে মোটের ওপর EA বাড়ে, আর হ্যালোজেনে (গ্রুপ 17) সর্বোচ্চ হয়। কিন্তু তিনটি জায়গায় EA হঠাৎ কমে যায়: গ্রুপ 2, গ্রুপ 15 আর গ্রুপ 18।

নিচে পর্যায় ২ আর ৩-এর আসল মান দেওয়া আছে। প্রতিটি বারে চাপ দাও। নতুন ইলেকট্রন কোন অরবিটাল বাক্সে (orbital box) বসছে দেখো, তাহলেই বুঝবে কোথায় সে স্বাগত আর কোথায় নয়:

▨ ডোরাকাটা বার = স্থায়ী অ্যানায়ন নেই (no stable anion) — কোনো মাপা মান নেই, তাই কোনো সংখ্যা বসানো হয়নি। যেকোনো বারে চাপ দাও।

F (পরমাণু, atom)

↑↓

↑↓↑↓↑

F⁻ (অ্যানায়ন, anion)

↑↓

↑↓↑↓↑↓

F (fluorine): 2p⁵ → 2p⁶: নতুন ইলেকট্রনে অষ্টক পূর্ণ হয় — পর্যায়ে সবচেয়ে বেশি EA (328 kJ mol⁻¹)। তবু Cl (349) থেকে কম: ছোট 2p স্তরে সাতটি ইলেকট্রনের ঘন ভিড় নতুন ইলেকট্রনকে ঠেলে দেয়।

সংক্ষেপে:

গ্রুপ	যোজ্যতা স্তর (valence)	নতুন ইলেকট্রন কোথায় যায়	ফল
2	ns² (পূর্ণ s)	উঁচু শক্তির np-তে	স্থায়ী অ্যানায়ন নেই
15	np³ (অর্ধপূর্ণ)	ভরা অরবিটালে জোড় বাঁধে, বিকর্ষণ (repulsion)	N: অ্যানায়ন নেই; P: মাত্র 72
18	ns² np⁶ (সম্পূর্ণ পূর্ণ)	পরের স্তরে, যেখানে টান প্রায় নেই	স্থায়ী অ্যানায়ন নেই
17	np⁵	অষ্টক (octet) পূর্ণ করে	পর্যায়ে সর্বোচ্চ

নিজে যাচাই করো

কার্বনের (C, 2p²) EA 122 kJ mol⁻¹, অথচ তার পাশের নাইট্রোজেনের (N, 2p³) কোনো স্থায়ী অ্যানায়ন নেই। কারণ কী?

ধাপ ৩: গ্রুপ বরাবর EA আর ২য় পর্যায়ের ব্যতিক্রম

গ্রুপে ওপর থেকে নিচে পরমাণু বড় হয়। আগত ইলেকট্রন নিউক্লিয়াস থেকে দূরে বসে, তাই সাধারণভাবে EA কমে: Cl 349 > Br 325 > I 295 > At 233 kJ mol⁻¹।

কিন্তু প্রতিটি গ্রুপের মাথার মৌলটি (পর্যায় ২) ব্যতিক্রম: F (328) < Cl (349), O (141) < S (200), C (122) < Si (134), N (অ্যানায়ন নেই) < P (72)। নিচের লেখচিত্রে প্রতিটি রেখার চূড়া পর্যায় ৩-এ:

প্রতিটি গ্রুপে সবচেয়ে বেশি EA পর্যায় ৩-এর মৌলের (Cl, S, Si) — ২য় পর্যায়ের মাথার মৌলটি (F, O, C) নয়। ছোট 2p স্তরে ইলেকট্রনের ভিড়ে আগত ইলেকট্রন বেশি বিকর্ষণ (repulsion) পায়। পর্যায় ৩-এর পর থেকে স্বাভাবিক নিয়ম চলে: আকার বাড়ে, EA কমে। (তথ্য: NIST/Andersen সংকলন; At = 2020-এর পরিমাপ। গ্রুপ 16-এ Po-এর নির্ভরযোগ্য মাপা মান নেই, তাই বাদ।)

F-এর EA কেন Cl-এর চেয়ে কম? F পরমাণু খুব ছোট। এর বাইরের স্তর মাত্র দ্বিতীয় স্তর (n = 2), আর সেই ছোট জায়গায় আগেই সাতটি ইলেকট্রন গাদাগাদি করে আছে। ফলে ইলেকট্রন ঘনত্ব (electron density) খুব বেশি। নতুন ইলেকট্রন ঢুকলে নিউক্লিয়াসের টান যেমন পায়, তেমনি এই ঘন ইলেকট্রন মেঘের প্রবল বিকর্ষণও পায়। Cl-এর তৃতীয় স্তর বড়, সাতটি ইলেকট্রন ছড়িয়ে থাকার জায়গা পায়, বিকর্ষণ কম। তাই হ্যালোজেনের EA-র ক্রম: Cl > F > Br > I।

২য় ইলেকট্রন আসক্তি সবসময় শক্তি-শোষী (endothermic)। O-এর ১ম EA +141, কিন্তু $\mathrm{O^-(g) + e^- \to O^{2-}(g)}$ ধাপে ঋণাত্মক O⁻ নতুন ইলেকট্রনকে ঠেলে দেয়। তাই বাইরে থেকে প্রায় 750–850 kJ mol⁻¹ শক্তি দিতে হয় (ধাপ ১-এর চিত্রের ডান দিক)। কেলাসে (crystal) O²⁻ টিকে থাকে কারণ ধনাত্মক আয়নের সঙ্গে কেলাস গঠনে (lattice formation) প্রচুর শক্তি বের হয়, আর সেটি এই ঘাটতি পুষিয়ে দেয়।

নিজে যাচাই করো

গ্রুপ 16-এর মৌলগুলোকে EA-র বড় থেকে ছোট ক্রমে সাজালে কোনটি ঠিক?

ধাপ ৪: তড়িৎ ঋণাত্মকতা — বন্ধনের টানাটানি

EA একটি একা গ্যাসীয় পরমাণুর মাপা শক্তি। কিন্তু অণুর (molecule) ভেতরে দুটি পরমাণু একটি ইলেকট্রন জোড় (electron pair) ভাগ করে নেয়। তখন প্রশ্ন হয়: জোড়টিকে কে বেশি নিজের দিকে টানে?

সংজ্ঞা: সমযোজী বন্ধনে (covalent bond) আবদ্ধ কোনো পরমাণু শেয়ার করা ইলেকট্রন জোড়কে নিজের দিকে যতটা আকর্ষণ করতে পারে, সেই ক্ষমতাই তার তড়িৎ ঋণাত্মকতা (electronegativity, EN)। এটি একা পরমাণুর মাপা শক্তি নয়, বন্ধনে থাকা পরমাণুর একটি আপেক্ষিক (relative) সংখ্যা। তাই এর কোনো একক (unit) নেই।

সবচেয়ে প্রচলিত স্কেল হলো পলিং স্কেল (Pauling scale)। বন্ধন শক্তির (bond energy) তথ্য থেকে পলিং এটি বানিয়েছিলেন, পরে অলরেড (Allred, 1961) নতুন তথ্য দিয়ে মানগুলো সংশোধন করেন। বইয়ে আর বোর্ডে এখনও পুরনো 1-দশমিকের মান চলে:

মৌল	F	O	Cl	N	Br	S	C	H	P	Na	Cs
বর্তমান মান (CRC)	3.98	3.44	3.16	3.04	2.96	2.58	2.55	2.20	2.19	0.93	0.79
বোর্ডের প্রত্যাশিত উত্তর (board)	4.0	3.5	3.0	3.0	2.8	2.5	2.5	2.1	2.1	0.9	0.7

লক্ষ করো: বোর্ড মানে N আর Cl দুটিই 3.0, যেন সমান। আসলে Cl (3.16) > N (3.04)।

প্রবণতা (trend): পর্যায়ে বাম থেকে ডানে $Z_{\text{eff}}$ বাড়ে আর আকার কমে, তাই EN বাড়ে। গ্রুপে ওপর থেকে নিচে আকার বাড়ে, তাই EN কমে। সবচেয়ে বেশি EN ফ্লোরিনের (3.98), সবচেয়ে কম সিজিয়ামের (Cs, 0.79)। EA-র মতো এখানে F-এর কোনো ব্যতিক্রম নেই, কারণ বন্ধনের জোড়টি দুই নিউক্লিয়াসের মাঝে থাকে, F-এর ঘন মেঘের ভেতরে ঢোকে না।

এবার নিজে দুটি পরমাণু বেছে নাও। জোড়টি কোন দিকে কতটা সরে, দেখো:

পরমাণু A (atom A)পরমাণু B (atom B)

জোড়া (pairs):

বন্ধনের ধরন (bond type): পোলার সমযোজী (polar covalent)
আয়নিক বৈশিষ্ট্য (ionic character, আনুমানিক): ≈ 21 %

Cl বেশি তড়িৎ ঋণাত্মক, তাই জোড়টি তার দিকে সরে — Cl প্রান্তে আংশিক ঋণাত্মক (δ−), H প্রান্তে আংশিক ধনাত্মক (δ+) চার্জ।

সীমারেখা (0.4 আর 1.7) একটি প্রচলিত রীতি (convention), প্রকৃতির কোনো কড়া দেয়াল নয়; বইয়ের কোথাও 0.5 ও 1.9 লেখা। আয়নিক % পলিংয়ের সূত্র 1 − e^(−ΔEN²/4) থেকে আনুমানিক।

দুই পরমাণুর EN-এর পার্থক্য ΔEN যত বেশি, বন্ধন তত পোলার (polar)। প্রচলিত রীতি (convention): ΔEN < 0.4 হলে অপোলার সমযোজী (non-polar covalent), 0.4 থেকে 1.7 হলে পোলার সমযোজী (polar covalent), আর 1.7-এর বেশি হলে প্রধানত আয়নিক (mostly ionic)। পলিংয়ের সূত্রে ΔEN = 1.7-এ বন্ধনটি প্রায় 50 % আয়নিক। এই সীমারেখাগুলো রীতি মাত্র, কোনো কড়া দেয়াল নয়। পোলারিটির বিস্তারিত আলোচনা পাঠ ১২-তে (পোলারিটি ও ফাজানের নিয়ম)।

নিজে যাচাই করো

H–Cl বন্ধনে (EN: H 2.20, Cl 3.16) আংশিক ঋণাত্মক চার্জ (δ−) কোন প্রান্তে থাকে, আর বন্ধনটি কেমন?

ধাপ ৫: ইলেকট্রন আসক্তি বনাম তড়িৎ ঋণাত্মকতা

দুটিই “ইলেকট্রনের প্রতি টান”, কিন্তু এক জিনিস নয়:

বিষয়	ইলেকট্রন আসক্তি (EA)	তড়িৎ ঋণাত্মকতা (EN)
কার ধর্ম	একা, গ্যাসীয়, বিচ্ছিন্ন পরমাণুর	বন্ধনে আবদ্ধ পরমাণুর
কী মাপে	একটি পুরো ইলেকট্রন গ্রহণে নির্গত শক্তি	শেয়ার করা জোড়কে নিজের দিকে টানার ক্ষমতা
একক	kJ mol⁻¹ বা eV	একক নেই (আপেক্ষিক সংখ্যা)
মাপা যায়?	হ্যাঁ, পরীক্ষাগারে সরাসরি (photodetachment)	না, বন্ধন শক্তি থেকে হিসাব করা
চিহ্ন	ধনাত্মক; কারও অ্যানায়নই স্থায়ী নয়	সবসময় ধনাত্মক
সর্বোচ্চ	Cl (349)	F (3.98)
কাজে লাগে	আয়নিক বন্ধন, অ্যানায়ন গঠন বোঝাতে	বন্ধনের পোলারিটি ও ধরন বোঝাতে

সাবধান: “যার EA বেশি সে বেশি শক্তিশালী জারক (oxidising agent)” নিয়মটি সব সময় খাটে না। F-এর EA Cl-এর চেয়ে কম, তবু F₂ সবচেয়ে শক্তিশালী জারক (E° = +2.87 V, Cl₂-এর +1.36 V)। কারণ F–F বন্ধন দুর্বল, তাই সহজে ভাঙে, আর ছোট F⁻ আয়ন পানিতে প্রচুর আর্দ্রায়ন শক্তি (hydration energy) ছাড়ে। জারণ ক্ষমতা পুরো প্রক্রিয়ার ওপর নির্ভর করে, শুধু EA-র ওপর নয়।

নিজে যাচাই করো

কোন বাক্যটি সঠিক?

ধাপ ৬: ধাতব ধর্ম ও বিজারণ ক্ষমতা

যে পরমাণু সহজে ইলেকট্রন ছেড়ে দেয় (কম IE, কম EN), সে ধাতুর (metal) মতো আচরণ করে: ধনাত্মক আয়ন (cation) গঠন করে, তার অক্সাইড ক্ষারকীয় (basic) হয়, আর সে বিজারক (reducing agent) হিসেবে কাজ করে। যে পরমাণু ইলেকট্রন টেনে নেয় (বেশি EA, বেশি EN), সে অধাতু (non-metal)।

পর্যায়ে বাম থেকে ডানে ধাতব ধর্ম কমে, অধাতব ধর্ম বাড়ে। পর্যায় ৩-এ Na, Mg, Al ধাতু, Si অপধাতু, আর P, S, Cl অধাতু।
গ্রুপে ওপর থেকে নিচে ধাতব ধর্ম বাড়ে। গ্রুপ 14-এ C অধাতু, Si ও Ge অপধাতু, আর Sn ও Pb ধাতু।

বাঁ দিক আর নিচের দিকে ধাতব ধর্ম বাড়ে, ডান দিক আর ওপরের দিকে অধাতব ধর্ম বাড়ে। মাঝের সিঁড়ি বরাবর B, Si, Ge, As, Sb, Te — এরা অপধাতু (metalloid): কিছু ধর্ম ধাতুর মতো, কিছু অধাতুর মতো (যেমন Si ও Ge অর্ধপরিবাহী, semiconductor)।

পরীক্ষার ফাঁদ: সবচেয়ে শক্তিশালী বিজারক কোনটি? ক্ষার ধাতুতে (alkali metals) নিচের দিকে IE₁ কমে। তাই বই বলে “Cs > Rb > K > Na > Li”। কথাটি সত্য শুধু গ্যাসীয় দশায়। পানিতে (জলীয় দ্রবণে) মাপা প্রমাণ বিজারণ বিভব (standard reduction potential, E°) অনুযায়ী লিথিয়ামই সবচেয়ে শক্তিশালী বিজারক। নিজে দুই অবস্থায় বদলে দেখো:

গ্যাসীয় দশায় ক্রম: Cs > K > Na > Li। নিচের দিকে পরমাণু বড়, বাইরের ইলেকট্রন দূরে — তাই সহজে ছেড়ে দেয়। বইয়ের “Cs > Rb > K > Na > Li” কেবল এই অবস্থায় সত্য।

IE₁: NIST ASD; E°(M⁺/M), 25 °C: CRC Handbook।

নিজে যাচাই করো

নিচের কোন জোড়ায় প্রথম মৌলটির ধাতব ধর্ম বেশি?

ধাপ ৭: এবার নিজে করে দেখো

ধারণাগুলো এখন তোমার জানা। নিচের মানচিত্রে নিজে খুঁজে দেখো:

ওপরের বোতামে EN, EA বা ধাতব ধর্ম বেছে নাও। পুরো পর্যায় সারণি রঙে রঙে বদলে যাবে। EN-এর জন্য বোর্ড মান বেছে নিয়ে বইয়ের পুরনো 1-দশমিক মানের সঙ্গে মিলিয়ে দেখো।
যেকোনো ঘরে চাপ দিলে মৌলটির ইলেকট্রন বিন্যাস (electron configuration), EN আর EA দেখাবে। শেষ দুটি চাপ দেওয়া মৌলের ΔEN আর সম্ভাব্য বন্ধনের ধরনও দেখাবে।
নিচের লেখচিত্রে Z = 1–56 পর্যন্ত EN (বা EA) দেখাবে। লেখচিত্রের বিন্দুতে চাপ দিলেও মৌল বাছাই হয়।
চ্যালেঞ্জগুলো একে একে শেষ করো, আর মানগুলো পর্যবেক্ষণ খাতায় (observation notebook) লিখে রাখো।

EN ও EA মানচিত্র

electronegativity & electron affinity explorer

↗

রং যত উজ্জ্বল (হলুদ), EN তত বেশি। He, Ne, Ar-এর পলিং মান নেই। d-ব্লক দেখতে “পুরো সারণি” চাপো।

ফ্লোরিন (fluorine)

Z = 9 · পর্যায় (period) 2 · গ্রুপ (group) 17

ইলেকট্রন বিন্যাস (configuration): [He] 2s² 2p⁵
তড়িৎ ঋণাত্মকতা (EN): 3.98বোর্ড মান (board) 4.0
ইলেকট্রন আসক্তি (EA): 328.2 kJ mol⁻¹
শ্রেণি (type): অধাতু (non-metal)

দুটি মৌলের তুলনা (compare the last two taps)

আরেকটি মৌলে চাপ দাও — শেষ দুটি চাপ দেওয়া মৌলের তুলনা এখানে দেখাবে।

বিজারণ ক্ষমতার ক্রম (reducing strength) — সবচেয়ে শক্তিশালী আগে, একে একে চাপো

গ্যাসীয় দশায় (gas phase, IE₁ দিয়ে)

1234

পানিতে (in water, E° দিয়ে)

1234

চ্যালেঞ্জ (challenges)

0/6

ইলেকট্রন আসক্তির (EA) মানচিত্রে সবচেয়ে বেশি EA-র মৌলটি খুঁজে চাপ দাও।
পর পর দুটি মৌলে চাপ দিয়ে তুলনা করো: এমন ৩টি জায়গা খোঁজো যেখানে পর্যায় ২-এর মৌলের EA তার ঠিক নিচের মৌলের চেয়ে কম। (0/3)
তড়িৎ ঋণাত্মকতার (EN) মানচিত্রে সবচেয়ে বেশি আর সবচেয়ে কম EN-এর মৌল দুটিতে চাপ দাও।
N আর Cl পর পর চাপ দিয়ে তুলনা করো — কে বেশি তড়িৎ ঋণাত্মক? বোর্ড মানেও দেখো।
ধাতব ধর্মের মানচিত্রে সব অপধাতুতে (metalloid) চাপ দাও। (0/6)
Li, Na, K, Cs-কে বিজারণ ক্ষমতা (reducing strength) অনুযায়ী সাজাও — পানিতে আর গ্যাসীয় দশায়।

পর্যবেক্ষণ খাতা (observation notebook)

কোনো মৌলে চাপ দিয়ে “খাতায় লেখো” বোতাম চাপো।

তথ্যসূত্র: EA — Andersen/Hotop–Lineberger সংকলন (NIST), At — Leimbach 2020; EN — পলিং স্কেল, Allred 1961 সংশোধিত (CRC, WebElements); E° — CRC; IE₁ — NIST ASD।

বই পড়ার সময় সাবধান: এই অংশে পাঠ্যবইয়ে বেশ কিছু পুরনো বা ভুল তথ্য আছে।

চিহ্নের রীতি: বই একবার বলে “Eₑₐ-এর মান ঋণাত্মক হয়”, আবার একই পাতায় N-এর +7 আর Ne-এর +29 লিখে বলে মান ধনাত্মকও হতে পারে। আসলে N, Be, Mg আর নিষ্ক্রিয় গ্যাসের (noble gas) গ্যাসীয় অ্যানায়ন স্থায়ীই নয়, তাই এদের কোনো মাপা মান নেই। “+7”, “+29 … +41” পুরনো অনুমান।
“৪র্থ ও ৫ম পর্যায়ের EA ২য় ও ৩য় পর্যায়ের চেয়ে কম” কথাটি ২য় পর্যায়ের জন্য ভুল। Se (195) ও Te (190) > O (141); As (78) ও Sb (101) > N (অ্যানায়ন নেই); Br (325) প্রায় F-এর (328) সমান। ২য় পর্যায়ের মাথার মৌলগুলো ব্যতিক্রম, বইয়ের নিজের চিত্র-৩.১১(ক)-ই তা দেখায়।
EA সারণির “Pb (−183)” আসলে Po-এর পুরনো অনুমিত মান। Pb-এর মাপা EA মাত্র 34 kJ mol⁻¹। একই সারণিতে At “−270” পুরনো অনুমান; ২০২০ সালে মাপা মান 233 kJ mol⁻¹। Ga, In, Tl-এর মানও পুরনো পরিমাপ (এখন ≈ 41, 37, 31)।
“যার EA বেশি সে বেশি শক্তিশালী জারক”: F₂-ই সবচেয়ে শক্তিশালী জারক (E° +2.87 V), যদিও EA(F) < EA(Cl)।
“বিজারণ ক্ষমতা Cs > Rb > K > Na > Li” শুধু গ্যাসীয় দশায় সত্য। পানিতে Li সবচেয়ে শক্তিশালী (E°: Li −3.04, Cs −3.03, K −2.93, Na −2.71 V)।
EN-এর মান: বইয়ের চার্ট পুরনো 1-দশমিকের (F 4.0, O 3.5, N 3.0, Cl 3.0, H 2.1)। বর্তমান মান F 3.98, O 3.44, N 3.04, Cl 3.16, H 2.20। পরীক্ষায় বোর্ডের মান লিখতে পারো, কিন্তু মনে রেখো Cl > N, দুটি সমান নয়।
পোলার বন্ধনের সীমা: বই এক জায়গায় ΔEN “0.5 থেকে 1.9”, অন্য জায়গায় “0.4 থেকে 1.7” লিখেছে। দুটিই রীতি মাত্র। এই পাঠে 0.4 ও 1.7 ব্যবহার করা হয়েছে।
প্রশ্নব্যাংক: MCQ 207-এর উত্তরমালায় (খ) দেওয়া, যাতে “Cl-এর EA F অপেক্ষা কম” আছে। কথাটি ভুল (Cl 349 > F 328), সঠিক উত্তর (গ)। CQ7(খ)-এ “ক্লোরিনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা ফ্লোরিনের চেয়ে বেশি” লেখা, কিন্তু বোঝানো হয়েছে ইলেকট্রন আসক্তি। p069-এর উদ্দীপকে “Y: ns²np², EN 3.2” অসম্ভব, কারণ গ্রুপ 14-এ সর্বোচ্চ EN 2.55 (C)। MCQ-3.14-এর “Be³⁺” ছাপার ভুল, হবে Be²⁺।

পরীক্ষার প্রস্তুতি

১. ফ্লোরিনের ইলেকট্রন আসক্তি ক্লোরিনের চেয়ে কম কেন, অথচ ফ্লোরিন সবচেয়ে তড়িৎ ঋণাত্মক মৌল? ব্যাখ্যা করো।

EA: F (2s² 2p⁵) খুব ছোট পরমাণু। এর বাইরের দ্বিতীয় স্তরের ছোট জায়গায় সাতটি ইলেকট্রন থাকায় ইলেকট্রন ঘনত্ব অনেক বেশি। আগত ইলেকট্রন তাই প্রবল বিকর্ষণ পায়, ফলে নির্গত শক্তি কমে যায়। Cl-এর (3s² 3p⁵) তৃতীয় স্তর বড়, বিকর্ষণ কম। তাই EA: Cl (349) > F (328) kJ mol⁻¹।

EN: বন্ধনে শেয়ার করা জোড়টি দুই নিউক্লিয়াসের মাঝখানে থাকে, F-এর ঘন মেঘের ভেতরে ঢোকে না। তাই এখানে F-এর ছোট আকার আর বেশি $Z_{\text{eff}}$ পুরো সুবিধা দেয়। ফলে EN: F (3.98) > Cl (3.16)।

২. “মৌলের ইলেকট্রন আসক্তি ধনাত্মক, ঋণাত্মক এমনকি শূন্যও হতে পারে।” উদাহরণসহ ব্যাখ্যা করো।

কথাটি চিহ্নের রীতির ওপর নির্ভর করে। তালিকার রীতিতে (EA = নির্গত শক্তি) বলা যায়:

ধনাত্মক (শক্তি নির্গত): Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g), EA = +349 kJ mol⁻¹ (বইয়ের রীতিতে ΔH = −349)। অষ্টক পূর্ণ হয়, তাই অ্যানায়নটি স্থিতিশীল।
কার্যত শূন্য বা তার কম (অ্যানায়ন স্থায়ী নয়): Be (2s² পূর্ণ), N (2p³ অর্ধপূর্ণ), Ne (2s² 2p⁶ সম্পূর্ণ পূর্ণ)। এদের নতুন ইলেকট্রনকে হয় উঁচু শক্তির উপস্তরে যেতে হয়, নয় জোড় বাঁধতে হয়, তাই গ্যাসীয় অ্যানায়ন টেকে না। বই এদের ”≤ 0”, “+7”, “+29” লেখে, কিন্তু এগুলো মাপা মান নয়।
শক্তি শোষণ (২য় EA): O⁻(g) + e⁻ → O²⁻(g), প্রায় 780 kJ mol⁻¹ শক্তি শোষিত হয়, কারণ ঋণাত্মক আয়ন নতুন ইলেকট্রনকে বিকর্ষণ করে।

৩. উদ্দীপক: চারটি মৌল X, Y, Z, Q-এর যোজ্যতা স্তরের বিন্যাস যথাক্রমে 2s² 2p³, 2s² 2p⁴, 3s² 3p⁴ ও 3s² 3p⁵। (ক) কোনটির স্থায়ী অ্যানায়ন নেই? (খ) Y ও Z-এর মধ্যে কার EA বেশি? (গ) চারটির EN-এর ক্রম লেখো।

X = N, Y = O, Z = S, Q = Cl।

(ক) X (N): 2p³ অর্ধপূর্ণ। নতুন ইলেকট্রনকে ছোট 2p স্তরে জোড় বাঁধতে হয়, তাই N⁻ স্থায়ী নয়।

(খ) Z (S, 200) > Y (O, 141)। O ছোট, তার 2p স্তরে ছয়টি ইলেকট্রনের ভিড়ে আগত ইলেকট্রন বেশি বিকর্ষণ পায়।

(গ) EN: Y (O, 3.44) > Q (Cl, 3.16) > X (N, 3.04) > Z (S, 2.58)। বোর্ড মানে O 3.5 > Cl 3.0 = N 3.0 > S 2.5। তবে বর্তমান মান বলে Cl সামান্য বেশি।

৪. HF, HCl, NaCl ও H₂ অণুর বন্ধনের ধরন ΔEN হিসাব করে নির্ণয় করো। (EN: H 2.20, F 3.98, Cl 3.16, Na 0.93)

অণু	ΔEN	বন্ধন
H₂	0	অপোলার সমযোজী
HCl	3.16 − 2.20 = 0.96	পোলার সমযোজী (H δ+, Cl δ−)
HF	3.98 − 2.20 = 1.78	খুবই পোলার, সীমার কাছাকাছি (≈ 55 % আয়নিক); তবু HF একটি সমযোজী অণু
NaCl	3.16 − 0.93 = 2.23	আয়নিক (Na⁺Cl⁻)

HF দেখায় যে 1.7-এর সীমা একটি রীতি মাত্র। গ্যাসীয় HF আসলে আলাদা আলাদা সমযোজী অণু দিয়েই তৈরি।

৫. MCQ: নিচের কোন ক্রমটি সঠিক? (ক) EA: F > Cl > Br (খ) EN: N = Cl (গ) EA: Cl > F > Br > I (ঘ) জলীয় দ্রবণে বিজারণ ক্ষমতা: Cs > K > Na > Li

উত্তর: (গ)। EA: Cl 349 > F 328 > Br 325 > I 295 kJ mol⁻¹।

(ক) ভুল, কারণ Cl > F। (খ) বোর্ডের 1-দশমিক মানে সমান দেখায়, কিন্তু আসলে Cl (3.16) > N (3.04)। (ঘ) এই ক্রম গ্যাসীয় দশার। জলীয় দ্রবণে Li সবচেয়ে শক্তিশালী বিজারক (E° = −3.04 V)।

৬. পর্যায় সারণির একই পর্যায়ে বাম থেকে ডানে ধাতব ধর্ম কমে কিন্তু একই গ্রুপে ওপর থেকে নিচে বাড়ে কেন? Ge ও Br-এর মধ্যে কোনটির ধাতব ধর্ম বেশি?

ধাতব ধর্ম মানে সহজে ইলেকট্রন ছেড়ে ধনাত্মক আয়ন হওয়ার প্রবণতা। পর্যায়ে ডানে গেলে $Z_{\text{eff}}$ বাড়ে আর আকার কমে, তাই IE ও EN বাড়ে, ইলেকট্রন ছাড়া কঠিন হয়, ফলে ধাতব ধর্ম কমে। গ্রুপে নিচে গেলে নতুন স্তর যোগ হয়, বাইরের ইলেকট্রন দূরে থাকে আর ভেতরের স্তরগুলো বেশি আড়াল করে, তাই IE কমে আর ধাতব ধর্ম বাড়ে।

Ge (গ্রুপ 14, অপধাতু, EN 2.01) আর Br (গ্রুপ 17, অধাতু, EN 2.96) একই পর্যায়ে আছে। Ge বেশি বাঁয়ে, তাই Ge-এর ধাতব ধর্ম বেশি।