পাঠ ৫ / ১৪অনুচ্ছেদ ৩.৩ (ঘ), ৩.৪.১

আয়নীকরণ শক্তিIonisation energy

এই পাঠের আগে পড়ো (read first): পাঠ ১ — পর্যায় সারণি ও s, p, d, f ব্লক, পাঠ ৪ — পরমাণু ও আয়নের আকার, গলনাঙ্ক ও যোজ্যতার পর্যায়বৃত্ততা

রান্নার লবণে সোডিয়াম থাকে Na⁺ আয়ন (ion) হিসেবে — একটি ইলেকট্রন (electron) হারিয়ে। কিন্তু Na²⁺ কোথাও পাওয়া যায় না। নিচের “ইলেকট্রন সাঁড়াশি (electron pliers)” দিয়ে নিজে একটি গ্যাসীয় সোডিয়াম পরমাণু থেকে ইলেকট্রন টেনে বের করো, আর শক্তির মিটার (energy meter) দেখো:

হলুদ ইলেকট্রনটিতে (electron) বা নিচের বোতামে চাপ দাও — গ্যাসীয় সোডিয়াম পরমাণু (gaseous sodium atom) থেকে প্রথম ইলেকট্রনটি টেনে বের করো। মিটারে (meter) দেখো কত শক্তি লাগল।

সোডিয়াম (Na) থেকে প্রথম ইলেকট্রনটি টানো — মিটার কত দেখাল?
দ্বিতীয় ইলেকট্রনটিও টানো। শক্তি কত গুণ বাড়ল?
ম্যাগনেসিয়াম (Mg) বেছে তিনটি ইলেকট্রন টানো — তার বড় লাফ কোথায়?

প্রথম ইলেকট্রনে লাগল 496 kJ mol⁻¹, আর দ্বিতীয়টিতে 4562 — প্রায় দশ গুণ! মাত্র একটি ইলেকট্রন সরানোর পর পরমাণুটি হঠাৎ এত “কৃপণ” হয়ে গেল কেন? আর Mg-এর বেলায় লাফটা দ্বিতীয়তে না এসে তৃতীয়তে এল কেন?

এই পাঠে ধাপে ধাপে এগোব:

আয়নীকরণ শক্তি (ionisation energy) কী — সংজ্ঞা ও একক (unit)
কী কী বিষয়ের ওপর নির্ভর করে — নিউক্লীয় আধান (nuclear charge), দূরত্ব, আড়াল (shielding) ও উপস্তর (subshell)
পর্যায় সারণিতে প্রবণতা (trend) — আর দুটি “খাঁজ”: B < Be, O < N
ক্রমিক আয়নীকরণ শক্তি (successive ionisation energies) — বড় লাফ থেকে গ্রুপ চেনা
আয়নীকরণ শক্তি ও ধাতব ধর্ম (metallic character)
এবার নিজে করে দেখো — আয়নীকরণ শক্তি ল্যাব

ধাপ ১: আয়নীকরণ শক্তি কী

অধ্যায় ২-এর বোর মডেলে (Bohr model) দেখেছিলে: পরমাণুর ভেতরে আবদ্ধ (bound) ইলেকট্রনের শক্তি ঋণাত্মক, আর পুরোপুরি মুক্ত (free) ইলেকট্রনের শক্তি শূন্য। ইলেকট্রনকে শূন্যে তুলতে বাইরে থেকে যতটুকু শক্তি দিতে হয়, সেটিই আয়নীকরণ শক্তি।

সংজ্ঞা: গ্যাসীয় অবস্থায় (gaseous state) এক মোল (mole) বিচ্ছিন্ন পরমাণু থেকে একটি করে ইলেকট্রন সরিয়ে এক মোল গ্যাসীয় একক ধনাত্মক আয়ন (unipositive ion) তৈরি করতে যে ন্যূনতম শক্তি লাগে, তাকে ওই মৌলের প্রথম আয়নীকরণ শক্তি (first ionisation energy, IE₁) বলে।

\mathrm{Na(g)} \longrightarrow \mathrm{Na^{+}(g)} + e^{-} \qquad IE_1 = +496\ \text{kJ mol}^{-1}

আয়নীকরণ শক্তি (ionisation energy) মানে আবদ্ধ (bound) ইলেকট্রনকে শক্তিস্তর থেকে তুলে একেবারে মুক্ত (E = 0) করার শক্তি। সব কণা গ্যাসীয় (gaseous, g) — যাতে পাশের পরমাণুর কোনো প্রভাব না থাকে।

তিনটি জিনিস মনে রাখো:

গ্যাসীয় (g) কেন? কঠিন বা তরলে পাশের পরমাণুর টান আর বন্ধনও (bond) হিসাবে ঢুকে পড়ত। গ্যাসে বিচ্ছিন্ন পরমাণু থাকে, তাই মাপা হয় শুধু নিউক্লিয়াস-ইলেকট্রন আকর্ষণ।
সবসময় ধনাত্মক (positive)। ইলেকট্রনকে সরাতে শক্তি দিতেই হয় — এটি তাপহারী (endothermic) প্রক্রিয়া।
একক: kJ mol⁻¹, অথবা প্রতি পরমাণুতে ইলেকট্রন ভোল্ট (electron volt, eV)। $1\ \text{eV per atom} = 96.485\ \text{kJ mol}^{-1}$ । যেমন হাইড্রোজেনের IE₁ = 13.6 eV = 1312 kJ mol⁻¹ — বোর মডেলের n = 1 স্তরের শক্তি −13.6 eV-এর ঠিক উল্টো!

নিজে যাচাই করো

কোন সমীকরণটি ক্লোরিনের প্রথম আয়নীকরণ শক্তি বোঝায়?

ধাপ ২: কী কী বিষয়ের ওপর নির্ভর করে

সব কথার মূল হলো একটি টানাটানি: ধনাত্মক নিউক্লিয়াস (nucleus) বাইরের ইলেকট্রনকে কতটা জোরে টানছে। পাঠ ৪-এ দেখেছ, বাইরের ইলেকট্রন পুরো নিউক্লীয় আধান (nuclear charge, Z) টের পায় না — ভেতরের ইলেকট্রনগুলো মাঝখানে দাঁড়িয়ে আড়াল (shielding) করে। ইলেকট্রন যেটুকু টের পায়, তা হলো কার্যকর নিউক্লীয় আধান (effective nuclear charge):

Z_{\text{eff}} = Z - S

এখানে S হলো আড়াল ধ্রুবক (shielding constant)। আয়নীকরণ শক্তি বাড়ে বা কমে চারটি কারণে:

বিষয় (factor)	কী হলে IE বাড়ে	উদাহরণ
নিউক্লীয় আধান (nuclear charge)	একই খোলসে (shell) প্রোটন বাড়লে $Z_{\text{eff}}$ বাড়ে	Li 520 → Ne 2081
পরমাণুর আকার / দূরত্ব (size, distance)	বাইরের ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের যত কাছে	Li 520 > Na 496 > K 419
আড়াল (shielding)	মাঝখানে ভেতরের ইলেকট্রন যত কম	He 2372 (আড়াল নেই)
উপস্তরের ধরন (subshell: penetration)	একই n-এ s > p > d — s ইলেকট্রন সবচেয়ে শক্ত করে ধরা	Be 2s: 900 > B 2p: 801

শেষ সারিটি বোঝার জন্য দেখো, একই খোলসের 2s আর 2p ইলেকট্রন নিউক্লিয়াস থেকে কতটা দূরে থাকে:

এক-ইলেকট্রন পরমাণুর (one-electron atom) সূত্র থেকে আঁকা। 2s আর 2p-এর সবচেয়ে সম্ভাব্য দূরত্ব প্রায় কাছাকাছি, কিন্তু 2s-এর একটি অংশ (কমলা ছায়া) নিউক্লিয়াসের একদম কাছে থাকে। বহু-ইলেকট্রন পরমাণুতে ওই অংশ ভেতরের ইলেকট্রনের আড়াল (shielding) ফাঁকি দিয়ে বেশি নিউক্লীয় আকর্ষণ পায় — তাই একই n-এ s ইলেকট্রন সবচেয়ে শক্ত করে ধরা: s > p > d।

2s ইলেকট্রনের একটি অংশ নিউক্লিয়াসের একদম কাছে ঢুকে যায় — একে বলে ভেদন (penetration)। ওখানে ভেতরের ইলেকট্রন তাকে আড়াল করতে পারে না, তাই 2s ইলেকট্রন বেশি টান পায় এবং সরানো কঠিন। 2p-এর এমন ভেতরের অংশ নেই, আর d-এর আরও কম। তাই একই n-এ ইলেকট্রন সরানোর কাঠিন্য: s > p > d।

এর সঙ্গে আরও একটি কথা: অর্ধপূর্ণ (half-filled, যেমন p³) ও পূর্ণ (filled, যেমন p⁶) উপস্তর বাড়তি সুস্থিত (stable)। এর পেছনের আসল কারণ — অর্ধপূর্ণ উপস্তরে প্রতিটি ইলেকট্রন আলাদা অরবিটালে (orbital) থাকে, কেউ জোড় বেঁধে একে অপরকে ঠেলাঠেলি করে না।

নিজে যাচাই করো

একই খোলসের (n = 3) একটি 3s আর একটি 3p ইলেকট্রনের মধ্যে কোনটি সরাতে বেশি শক্তি লাগবে?

ধাপ ৩: পর্যায় সারণিতে প্রবণতা ও দুটি খাঁজ

গ্রুপে ওপর থেকে নিচে (down a group) IE₁ কমে। প্রতি ধাপে একটি নতুন খোলস যোগ হয়, বাইরের ইলেকট্রন দূরে সরে যায় আর ভেতরের আড়াল বাড়ে। প্রোটন বাড়লেও এই দুটির প্রভাব বেশি।

গ্রুপ 1 মৌল	Li	Na	K	Rb	Cs
IE₁ (kJ mol⁻¹)	520	496	419	403	376

পর্যায়ে বাম থেকে ডানে (across a period) IE₁ সাধারণত বাড়ে। খোলস একই থাকে, কিন্তু প্রতি ধাপে একটি প্রোটন যোগ হয়; একই খোলসের ইলেকট্রন একে অপরকে খুব কম আড়াল করে, তাই $Z_{\text{eff}}$ বাড়ে, পরমাণু ছোট হয়, ইলেকট্রন শক্ত করে ধরা থাকে। প্রতি পর্যায়ের শেষে নিষ্ক্রিয় গ্যাসের (noble gas) চূড়া, আর পরের পর্যায়ের প্রথম ক্ষার ধাতুতে (alkali metal) হঠাৎ পতন।

প্রধান গ্রুপের (main group) মৌলের প্রথম আয়নীকরণ শক্তি, kJ mol⁻¹ (NIST)। যত উজ্জ্বল, তত বেশি। উপরে-ডানে He (2372) সবচেয়ে বেশি, নিচে-বামে Cs (376) সবচেয়ে কম। কিন্তু খেয়াল করো: Be → B আর N → O-তে মান কমে গেছে — ধাপ ৩-এর “দুটি খাঁজ”।

কিন্তু “সাধারণত” শব্দটি গুরুত্বপূর্ণ। দ্বিতীয় পর্যায়ে মান এভাবে চলে:

মৌল	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
IE₁ (kJ mol⁻¹)	520	900	801	1086	1402	1314	1681	2081

দুই জায়গায় মান কমে গেছে: B < Be এবং O < N। তৃতীয় পর্যায়েও ঠিক একই জায়গায়: Al (578) < Mg (738), S (1000) < P (1012)। নিচে প্রতিটি জোড়ের অরবিটাল বাক্স (orbital boxes) দেখো আর বাইরের ইলেকট্রনটি সরিয়ে দেখো:

B-এর প্রোটন Be-এর চেয়ে একটি বেশি — তাহলে B-এর IE₁ বেশি হওয়ার কথা। হলুদ তীরটি (arrow) হলো যে ইলেকট্রন সরবে।

Beবেরিলিয়াম (beryllium), Z = 4

[He]

↑↓

[He] 2s²

IE₁ = ?

Bবোরন (boron), Z = 5

[He]

↑↓

↑

[He] 2s² 2p¹

IE₁ = ?

বোতাম চাপো, দুটি পরমাণু থেকেই একটি করে ইলেকট্রন সরবে।

B < Be: Be থেকে সরে 2s ইলেকট্রন, কিন্তু B থেকে সরে 2p ইলেকট্রন। ধাপ ২-এর নিয়মে p ইলেকট্রন কম ভেদন করে আর 2s² জোড় তাকে আড়াল করে — তাই প্রোটন বেশি হলেও B-এর ইলেকট্রন সহজে বের হয়।
O < N: N-এর 2p³ অর্ধপূর্ণ — তিনটি ইলেকট্রন তিনটি আলাদা অরবিটালে। O-এর 2p⁴-এ চতুর্থ ইলেকট্রনটিকে একটি অরবিটালে জোড় বাঁধতে হয়; একই অরবিটালের দুটি ইলেকট্রনের বিকর্ষণ (repulsion) তাকে সরানো সহজ করে। সরানোর পর O⁺ পায় অর্ধপূর্ণ 2p³।

বোর্ডের প্রত্যাশিত উত্তর (answer the board expects): বই এই দুটি ব্যতিক্রমের কারণ লেখে “Be-এর পূর্ণ 2s² আর N-এর অর্ধপূর্ণ 2p³ বেশি সুস্থিত”। পরীক্ষায় এটি লিখলে নম্বর পাবে, তবে সঙ্গে আসল কারণটিও লেখো: B-এর বেলায় 2p ইলেকট্রন 2s-এর চেয়ে কম ভেদন করে ও আড়ালে থাকে, আর O-এর বেলায় জোড় বাঁধা ইলেকট্রনের বিকর্ষণ।

নিজে যাচাই করো

Be, B, N, O — এদের প্রথম আয়নীকরণ শক্তির সঠিক ক্রম কোনটি?

ধাপ ৪: ক্রমিক আয়নীকরণ শক্তি

একটি ইলেকট্রন সরানোর পর আয়ন থেকে আরেকটি সরানো যায়। একক ধনাত্মক আয়ন থেকে আরও একটি ইলেকট্রন সরানোর শক্তি দ্বিতীয় আয়নীকরণ শক্তি (second ionisation energy, IE₂), এভাবে IE₃, IE₄ …:

\mathrm{Na^{+}(g)} \longrightarrow \mathrm{Na^{2+}(g)} + e^{-} \qquad IE_2 = +4562\ \text{kJ mol}^{-1}

দুটি নিয়ম:

ক্রমিক আয়নীকরণ শক্তি সবসময় বাড়ে: IE₁ < IE₂ < IE₃ … কারণ প্রতিবার একই প্রোটনগুলো কম ইলেকট্রনকে টানে, আর ধনাত্মক আয়ন থেকে ঋণাত্মক ইলেকট্রন ছিনিয়ে নেওয়া আরও কঠিন। যেমন Fe 762 → Fe⁺ 1562 → Fe²⁺ 2957 kJ mol⁻¹।
কিন্তু বৃদ্ধি সমান হারে নয়। যোজ্যতা খোলসের (valence shell) ইলেকট্রন শেষ হয়ে ভেতরের পূর্ণ খোলসে হাত পড়লেই বড় লাফ (big jump)। লাফের আগে কয়টি ইলেকট্রন — সেটিই যোজ্যতা ইলেকট্রনের (valence electrons) সংখ্যা, অর্থাৎ গ্রুপ।

নিচে নিজে ইলেকট্রন সরিয়ে বার লেখচিত্র (bar chart) বানাও, তারপর লাফটি চিহ্নিত করো:

IE₁ (Na থেকে 1-তম ইলেকট্রন) = 496 kJ mol⁻¹

ইলেকট্রন সরাতে থাকো। যে বারে হঠাৎ অনেক বেশি শক্তি লাগল, সেই বারে চাপ দিয়ে লাফটি (jump) চিহ্নিত করো। সব ইলেকট্রন সরালে লগ স্কেল (log scale) চালু করো — না হলে প্রথম বারগুলো দেখাই যায় না।

মৌল	IE₁	IE₂	IE₃	IE₄	বড় লাফ	গ্রুপ
Na	496	4562	6910	9543	IE₁ → IE₂ (×9.2)	1
Mg	738	1451	7733	10543	IE₂ → IE₃ (×5.3)	2
Al	578	1817	2745	11577	IE₃ → IE₄ (×4.2)	13

Na²⁺ তৈরি হয় না কেন? Na⁺-এর বিন্যাস 1s² 2s² 2p⁶ — ঠিক নিয়নের (Ne) মতো। Na²⁺ বানাতে এই পূর্ণ খোলস ভাঙতে হয়। নিয়নের নিজের IE₁ 2081 kJ mol⁻¹, অথচ Na⁺-এর নিউক্লিয়াসে নিয়নের চেয়ে একটি প্রোটন বেশি (11 বনাম 10) — তাই Na-এর IE₂ (4562) নিয়নের IE₁-এর দ্বিগুণেরও বেশি। কোনো রাসায়নিক বিক্রিয়া (বন্ধন বা জালক শক্তি, lattice energy) এত শক্তি ফেরত দিতে পারে না। একই কারণে K²⁺, Mg³⁺ পাওয়া যায় না।

নিজে যাচাই করো

একটি মৌলের ক্রমিক আয়নীকরণ শক্তি (kJ mol⁻¹): 590, 1145, 4912, 6491। মৌলটি কোন গ্রুপের?

ধাপ ৫: আয়নীকরণ শক্তি ও ধাতব ধর্ম

ধাতু (metal) বিক্রিয়ায় ইলেকট্রন দিয়ে ধনাত্মক আয়ন হয়। যার IE যত কম, সে তত সহজে ইলেকট্রন ছাড়ে:

IE কম → ধাতব ধর্ম (metallic character) বেশি, আয়নিক বন্ধন (ionic bond) গঠনের প্রবণতা বেশি।
IE কম → গ্যাসীয় অবস্থায় বিজারণ ক্ষমতা (reducing power) বেশি — অন্যকে ইলেকট্রন দিতে পারে।
তাই গ্রুপে নিচে নামলে ধাতব ধর্ম বাড়ে (Cs সবচেয়ে সক্রিয় স্থায়ী ধাতু), আর পর্যায়ে ডানে গেলে কমে।

একটি ফাঁদ: পানিতে (জলীয় দ্রবণে, aqueous solution) সবচেয়ে শক্তিশালী বিজারক Li (E° = −3.04 V), Cs নয় (−3.03 V) — যদিও Li-এর IE₁ সবচেয়ে বেশি। কারণ ছোট্ট Li⁺ আয়ন পানির অণুকে খুব জোরে টেনে অনেক শক্তি ছাড়ে (hydration energy)। IE শুধু গ্যাসীয় পরমাণুর কথা বলে।

নিজে যাচাই করো

K, Na আর Mg-কে ধাতব ধর্মের ঊর্ধ্বক্রমে (increasing metallic character) সাজাও।

ধাপ ৬: এবার নিজে করে দেখো

এখন ধারণাগুলো তোমার জানা। নিচের ল্যাবে NIST-এর আসল উপাত্ত (data) দিয়ে নিজে খোঁজো:

IE₁ বনাম Z (graph): লেখচিত্রে চাপ দিলে মৌলটির বিন্যাস (configuration), কোন উপস্তর থেকে ইলেকট্রন সরে, আর মান কমে গেলে তার কারণ দেখাবে। পরিসর Z 1–56 পর্যন্ত বাড়ানো যায়।
তাপ-মানচিত্র (heat map): পুরো সারণিতে কোথায় IE₁ বেশি, কোথায় কম — এক নজরে।
অনুমান করো (predict): পরের মৌলের বিন্দুটি লুকানো। টেনে বসাও যেখানে তোমার মনে হয়, তারপর যাচাই করো।
ক্রমিক IE (successive): Z = 3–20 (আর Fe, Ga)-এর IE₁–IE₃, বড় লাফ আর রহস্য মৌল X।
প্রতিটি পর্যবেক্ষণ খাতায় (notebook) লেখো, আর চ্যালেঞ্জগুলো শেষ করো।

আয়নীকরণ শক্তি ল্যাব

Ionisation energy lab

↗

পরিসর (range):

s-ব্লক (s-block) p-ব্লক (p-block) d-ব্লক (d-block)

লেখচিত্রে যেকোনো জায়গায় চাপ দাও, বা ◀ ▶ দিয়ে এক এক করে সরো

সোডিয়াম (sodium)

Z = 11 · পর্যায় (period) 3 · গ্রুপ (group) 1 · s-ব্লক (s-block)

IE₁ = 496 kJ mol⁻¹ (5.14 eV প্রতি পরমাণু)

Na: [Ne] 3s¹ → Na⁺: [Ne] · সরে যায় 3s ইলেকট্রন

চ্যালেঞ্জ (challenges)

0/6

পর্যায় 2 ও 3-এ যেসব জায়গায় IE₁ কমে যায়, সেই চারটি মৌলে চাপ দাও (লেখচিত্রে খাঁজ খোঁজো)। (0/4)
রহস্য মৌল X: IE₁ = 578, IE₂ = 1817, IE₃ = 2745 kJ mol⁻¹। “ক্রমিক IE” অংশে X-কে শনাক্ত করো।
সবচেয়ে বেশি IE₁ কোন মৌলের? লেখচিত্রে খুঁজে তাতে চাপ দাও।
স্থায়ী মৌলের মধ্যে সবচেয়ে কম IE₁ খোঁজো (Z = 1–56 পরিসর বা তাপ-মানচিত্র দেখো)।
অনুমান করো, তারপর যাচাই করো: Mg-এর IE₁ কি Al-এর চেয়ে বেশি? (“অনুমান করো” অংশে Al বেছে নাও)
K⁺ তৈরি হয়, কিন্তু K²⁺ কখনো নয় কেন? “ক্রমিক IE” অংশে K দেখো।

পর্যবেক্ষণ খাতা (observation notebook)

কোনো মৌল বেছে “খাতায় লেখো (record)” চাপলে তার IE₁, IE₂, IE₃ আর বড় লাফ এখানে জমা হবে।

উৎস (source): NIST Atomic Spectra Database (IE₁–IE₃); IE₄ ও তার পরের মান CRC Handbook। 1 eV প্রতি পরমাণু = 96.485 kJ mol⁻¹।

বই পড়ার সময় সাবধান — পাঠ্যবইয়ের আয়নীকরণ শক্তির সারণিতে বেশ কিছু ভুল আছে (সঠিক মান NIST Atomic Spectra Database থেকে, kJ mol⁻¹):

সারণি ৩.৪(ক): P-এর IE₁ “1062” নয়, 1012; S “1007” নয়, 1000; Cl “1260” নয়, 1251; Se “948” নয়, 941; Ge “760” নয়, 762। Al-এর IE₂ “1882” নয়, 1817; Ga-এর IE₂ “2083” নয়, 1979।
সারণি ৩.৪: C-এর IE₃ “4714” নয়, 4620; Ne-এর IE₂ “3963” নয়, 3952; IE₃ “6130” নয়, 6119; B-এর IE₁ “800” আসলে 801।
৩.৪.১-এ “Li = 530 kJ” ছাপা — সঠিক 520 (বইয়ের আগের পাতাতেই 520 লেখা)।
৩.৪.১-এ লেখা আছে “s-এর চেয়ে p অরবিটালের ইলেকট্রনের প্রতি নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ বেশি … আয়নীকরণ শক্তি d > p > s” — এটি উল্টো। একই n-এ s ইলেকট্রন সবচেয়ে বেশি ভেদন করে, তাই সরানো সবচেয়ে কঠিন: s > p > d। বইয়ের নিজের B < Be উদাহরণই এর প্রমাণ।
প্রশ্নব্যাংকের MCQ 216-এর উত্তর “বাম থেকে ডানে IE বাড়ে” (N, O, P, S) ভুল: N (1402) > O (1314) আর P (1012) > S (1000)।
MCQ 203-এর উত্তরে Fe → Fe²⁺ → Fe³⁺-এ আয়নীকরণ শক্তি কমে বোঝানো হয়েছে — আসলে ক্রমিক আয়নীকরণ শক্তি সবসময় বাড়ে (762, 1562, 2957)।
সৃজনশীল প্রশ্ন ২০-এ C-এর IE₁ “1080” — সঠিক 1086।

পরীক্ষার প্রস্তুতি

১. নাইট্রোজেনের পারমাণবিক সংখ্যা অক্সিজেনের চেয়ে কম হলেও N-এর প্রথম আয়নীকরণ শক্তি O-এর চেয়ে বেশি কেন?

N (7): 1s² 2s² 2p³ — তিনটি 2p ইলেকট্রন তিনটি আলাদা অরবিটালে, কোনো জোড় নেই (অর্ধপূর্ণ, half-filled)। O (8): 1s² 2s² 2p⁴ — একটি 2p অরবিটালে দুটি ইলেকট্রন জোড় বেঁধেছে। একই অরবিটালের দুটি ইলেকট্রনের বিকর্ষণের ফলে ওই জোড়ের একটি ইলেকট্রন সহজে সরানো যায়, আর সরানোর পর O⁺ পায় সুস্থিত অর্ধপূর্ণ 2p³। তাই IE₁: N (1402) > O (1314) kJ mol⁻¹।

২. Na⁺ আয়ন গঠিত হলেও Na²⁺ গঠিত হয় না কেন? Na-এর IE₁ = 496 ও IE₂ = 4562 kJ mol⁻¹ ব্যবহার করে ব্যাখ্যা করো। Na⁺-এর IE ও Ne-এর IE₁-এর মধ্যে কোনটি বেশি?

Na (2, 8, 1)-এর 3s ইলেকট্রনটি একা, দূরে, 10টি ইলেকট্রনের আড়ালে — তাই মাত্র 496 kJ mol⁻¹-এ বের হয়। Na⁺ (2, 8) নিয়নের মতো পূর্ণ খোলস; পরের ইলেকট্রনটি আসে 2p থেকে, নিউক্লিয়াসের অনেক কাছে। IE₂/IE₁ = 4562/496 ≈ 9.2 — রাসায়নিক বিক্রিয়ায় এত শক্তি ফেরত পাওয়া যায় না, তাই Na²⁺ হয় না।

Na⁺ ও Ne সমইলেকট্রনীয় (isoelectronic, 10টি ইলেকট্রন), কিন্তু Na⁺-এর নিউক্লিয়াসে 11টি প্রোটন, Ne-এর 10টি; তাছাড়া Na⁺ ধনাত্মক। তাই Na-এর IE₂ (4562) > Ne-এর IE₁ (2081)।

৩. X মৌলের ক্রমিক আয়নীকরণ শক্তি (kJ mol⁻¹): 578, 1817, 2745, 11577। (ক) X কোন গ্রুপের? (খ) X-এর ক্লোরাইডের সংকেত লেখো।

অনুপাত: 1817/578 ≈ 3.1, 2745/1817 ≈ 1.5, 11577/2745 ≈ 4.2। সবচেয়ে বড় লাফ IE₃ → IE₄-এ, তাই X-এর তিনটি যোজ্যতা ইলেকট্রন: গ্রুপ 13 (X = Al)। X তিনটি ইলেকট্রন দিয়ে X³⁺ হয়, তাই ক্লোরাইড XCl₃।

(খেয়াল করো: IE₂/IE₁-ও প্রায় 3 — কারণ প্রথম ইলেকট্রনটি 3p থেকে, পরের দুটি 3s জোড় থেকে। কিন্তু খোলস বদলানোর লাফটি আরও বড়।)

৪. Mg-এর প্রথম আয়নীকরণ শক্তি Al-এর চেয়ে বেশি, কিন্তু Al-এর পারমাণবিক সংখ্যা বেশি। ব্যাখ্যা করো।

Mg: [Ne] 3s² — সরে একটি 3s ইলেকট্রন। Al: [Ne] 3s² 3p¹ — সরে 3p ইলেকট্রন। একই n-এ s ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের কাছে বেশি ভেদন করে (penetration), আর Al-এর 3p ইলেকট্রনকে 3s² জোড় আড়াল করে (shielding)। তাই প্রোটন একটি বেশি হলেও Al-এর ইলেকট্রন সহজে বের হয়: Mg 738 > Al 578 kJ mol⁻¹। (বোর্ডের ভাষায়: Mg-এর পূর্ণ 3s² বিন্যাস বেশি সুস্থিত।)

৫. (MCQ) কোন ক্রমটি প্রথম আয়নীকরণ শক্তির জন্য সঠিক? (ক) Na > Mg > Al (খ) Al > Mg > Na (গ) Mg > Al > Na (ঘ) Mg > Na > Al

সঠিক উত্তর (গ) Mg > Al > Na: Mg 738, Al 578, Na 496 kJ mol⁻¹। Al পর্যায়ে Mg-এর ডানে হলেও খাঁজের কারণে Mg-এর চেয়ে কম, তবে Na-এর চেয়ে বেশি।

৬. D (ns²) ও G ((n + 2)s²), যেখানে n = 2 — এদের মধ্যে G-এর আয়নীকরণ শক্তি কম কেন?

D-এর বিন্যাস 2s² → D = Be (বা গ্রুপ 2-এর দ্বিতীয় পর্যায়)। G-এর বাইরের ইলেকট্রন 4s² → G = Ca, একই গ্রুপ 2-এ দুই পর্যায় নিচে। G-এর বাইরের ইলেকট্রন নিউক্লিয়াস থেকে অনেক দূরে (4র্থ খোলস) আর ভেতরের 18টি ইলেকট্রনের আড়ালে; প্রোটন বেশি হলেও আকার আর আড়ালের প্রভাব বেশি। তাই IE₁: G (Ca, 590) < D (Be, 900) kJ mol⁻¹।