আয়নিকরণ শক্তির উপর বিভিন্ন নিয়ামকের প্রভাব :আয়নিকরণ শক্তির উপর বিভিন্ন নিয়ামকের যেমন- পরমাণুর আকার, উপশক্তিস্তর, ইলেকট্রন বিন্যাস ইত্যাদির যথেষ্ট প্রভাব রয়েছে।
নিয়ে নিয়ামকসমূহের প্রভাব বর্ণনা করা হলো :

(১) পরমাণুর আকার (Size of Atom): পরমাণুর সর্বশেষ শক্তিস্তরের ইলেকট্রনকে অপসারিত করতে প্রয়োজনীয় শক্তিই হলো আয়নিকরণ শক্তি। পরমাণুর যোজনী ইলেকট্রনকে আকর্ষণ করে ধরে রাখে ইলেকট্রনের বিপরীত চার্জযুক্ত প্রোটন, যা পরমাণুর নিউক্লিয়াসে অবস্থিত। তাই পরমাণুর নিউক্লিয়াস হতে যোজনী ইলেকট্রনের দূরত্ব যত কম হবে ঐ ইলেকট্রনের উপর নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ তত বেশি হবে ফলে উহার যোজনী ইলেকট্রন অপসারণে বেশি শক্তির প্রয়োজন হবে অর্থাৎ, আয়নিকরণ শক্তির মান বেশি। হবে। সুতরাং পরমাণুর আকার যত বেশি হবে আয়নিকরণ শক্তির মান ততই কম হবে। পর্যায় সারণির। শ্রেণিতে উপর থেকে যতই নিচে যাওয়া যায় ততই পারমাণবিক ব্যাসার্ধ বৃদ্ধির সাথে সাথে মৌলসমূহের আয়নিকরণ শক্তির মান হ্রাস ঘটে।

(২) শক্তিস্তর (Energy Level) : নিউক্লিয়াস হতে কত দূরত্বে ইলেকট্রন অবস্থান করছে তা প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যার মান থেকে জানা যায়। অধিকন্তু ইলেকট্রনের অরবিটাল থেকেও জানা যায় যে, ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের সাথে শক্তিশালী না দুর্বল আকর্ষণ দ্বারা যুক্ত। যদি n-এর মান বড় হয় তবে নিউক্লিয়াস থেকে ইলেকট্রন অনেক দূরে অবস্থান করে ফলে ইলেকট্রনের উপর নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ হ্রাস পায় এবং ইলেকট্রন সহজেই অপসারিত হয়। অর্থাৎ, এক্ষেত্রে আয়নিকরণ শক্তির মান কম হয়।

ইলেকট্রন আসক্তির উপর বিভিন্ন নিয়ামকের প্রভাব:ইলেকট্রন আসক্তির উপর যেসব নিয়ামক প্রভাব বিস্তার করে যেগুলো হলো (1) পরমাণুর আকার (ii) নিউক্লিয়ার চার্জ (iii)
ইলেকট্রন বিন্যাস। নিম্নে নিয়ামকসমূহের প্রভাব বর্ণনা করা হলো :

১) পরমাণুর আকার (Size of Atom) ইলেকট্রনকে কোনো পরমাণুর নিজের দিকে আকর্ষণ করার প্রবণতাকে তার ইলেকট্রন আসক্তি বলে। সাধারণভাবে, পরমাণুর আকার বৃদ্ধিতে ইলেকট্রন আসক্তির মান হ্রাস পায়। পরমাণুর আকার যতই বৃদ্ধি পায় ততই নিউক্লিয়াস হতে পরমাণুর সর্বশেষ শক্তিস্তর দূরে সরে যায় এবং আগমনকারী ইলেকট্রনের প্রতি নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ হ্রাস পায় ফলে ইলেকট্রন আসক্তির মান কম হয়। যেমন- পর্যায় সারণির গ্রুপ-17 শ্রেণির মৌলসমূহের Fio এর ইলেকট্রন আসক্তির মান 3-6 ev অথচ (13) এর ইলেকট্রন আসক্তির মান 3-2 V ক্লোরিন পরমাণুর আকারের চেয়ে আয়োডিন পরমাণুর আকার অনেক বড় বলে F এর তুলনায় এর ইলেকট্রন আসক্তির মান কম।চিন্তা করুন ক্লোরিন পরমাণুর আকার ফ্লোরিন পরমাণু অপেক্ষা বড় হলেও ফ্লোরিন পরমাণুর ইলেকট্রন আসক্তির মান ক্লোরিনের ইলেকট্রন আসক্তির মান অপেক্ষা কম কেন?

(২) পরমাণুর উপস্তর (Subshell of Atom) উপরের আলোচনা হতে এটি পরিষ্কার যে, মৌলসমূহের ইলেকট্রন আসক্তি পরমাণুর আকারের উপর নির্ভরশীল। পরমাণুর আকারের পাশাপাশি আরও একটি নিয়ামক হলো ইলেকট্রনের উপশক্তি স্তর। ইলেকট্রনের এসব উপত্তর হলো s, p. d এবং f-অরবিটাল। ১- অরবিটালের ইলেকট্রনের প্রতি নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ সবচেয়ে বেশি এরপর পর্যায়ক্রমে p. d এবং f- অরবিটালে নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ কমতে থাকে। তাই s অরবিটালে ইলেকট্রন প্রবেশের ক্ষেত্রে ইলেকট্রন আসক্তির মান সবচেয়ে বেশি হবে এবং এরপর p. d এবং f অরবিটালে তুলনামূলকভাবে হ্রাস পাবে। অর্ধপূর্ণ এবং পূর্ণ অরবিটালের স্থিতিশীলতা অপূর্ণ বা আংশিক পূর্ণ অরবিটাল অপেক্ষা অনেক বেশি। যেসব মৌলের যোজনী স্তর অর্ধপূর্ণ বা পূর্ণ থাকে যেসব মৌলের ইলেকট্রন আসক্তির মান যোজনী স্তর ইলেকট্রন কর্তৃক আংশিক পূর্ণ থাকলে সেসব মৌলের ইলেকট্রন আসক্তির মান অপেক্ষা কম।

তড়িৎ ঋণাত্মকতার উপর বিভিন্ন নিয়ামকের প্রভাব:সমযোজী বন্ধনে অংশগ্রহণকারী পরমাণুষয়ের শেয়ারকৃত ইলেকট্রন একটি পরমাণু কর্তৃক নিজের দিকে টেনে নেওয়ার তুলনামূলক
ক্ষমতাকে ঐ পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা বলে। মৌলের তড়িৎ ঋণাত্মকতা যেসব নিয়ামক দ্বারা প্রভাবিত হয় তা হলো- (i) পরমাণুর আকার (ii) উপস্তর এবং (iii) ইলেকট্রন। বিন্যাস। নিম্নে নিয়ামকসমূহের প্রভাব বর্ণনা করা হলো

(i) পরমাণুর আকার (Size of Atom) :পরমাণুর আকার বৃদ্ধিতে পরমাণুর নিউক্লিয়াস হতে সর্বশেষ শক্তিস্তর দূরে সরে যায় তাই বন্ধনে অংশগ্রহণকারী শেয়ারকৃত ইলেকট্রন জোড়ের উপর নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ হ্রাস পায় এবং পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা হ্রাস পায়। গ্রুপ-17 এর মৌলসমূহের তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান নিম্নে দেওয়া হলো :

F = 40, C1=3-0; Br = 2-8 1 = 2.5; At = 2.2

(১) নিউক্লিয়ার চার্জ (Nuclear Charge) : পরমাণুর নিউক্লিয়ার চার্জ বৃদ্ধির সাথে মৌলের ইলেকট্রোনেগেটিভিটি সম্পর্কিত। নিউক্লিয়ার চার্জ যত বেশি হবে ঐ নিউক্লিয়ার কর্তৃক সর্বশেষ স্তরের ইলেকট্রনের প্রতি আকর্ষণ তত বেশি প্রবল হয়। দ্বিতীয় পর্যায়ের মৌলসমূহের Li(3) হতে F(7) পর্যন্ত ক্রমান্বয়ে নিউক্লিয়াসে একটি করে প্রোটন যুক্ত হয় এবং শেষ শক্তিস্তরে একটি করে ইলেকট্রন যুক্ত হয় অর্থাৎ ক্রমান্বয়ে পারমাণবিক সংখ্যা বৃদ্ধিতে নিউক্লিয়ার চার্জ বৃদ্ধি পায় এবং মৌলের তড়িৎ কণাত্মকতার মানও বৃদ্ধি পেতে থাকে।

সমযোজী বন্ধনের শ্রেণীবিভাগ:1916 খ্রিস্টাব্দে বিজ্ঞানী জি. এন. লুইস ( G. N. Lewis ) সর্বপ্রথম সমযোজী বন্ধন সম্পর্কে ধারণা দেন। তিনি প্রস্তাব করেন, মৌলের মধ্যে তড়িৎ ঋণাত্মকতা মানের পার্থক্য খুব কম বা সমান বা প্রায় সমান হলে ইলেকট্রন দান ও গ্রহণের মাধ্যমে আয়নিক বন্ধন গঠিত হয় না। তাঁর ধারণা মতে, সমান বা প্রায় সমান তড়িৎ ঋণাত্মকতা সম্পন্ন একই মৌলের দুটি পরমাণু তাদের নিজ নিজ সর্ব বহিস্থ শক্তিস্তরের সমান সংখ্যক বিজোড় ইলেকট্রন দ্বারা এক বা একাধিক ইলেকট্রন জোড়ের সৃষ্টি করে। উভয় পরমাণু দ্বারা সমভাবে ব্যবহৃত এ ইলেকট্রন জোড় বা জোড়গুলোর মাধ্যমে রাসায়নিক বন্ধন গঠিত হয়। এভাবে গঠিত রাসায়নিক বন্ধনকে সমযোজী বন্ধন বলা হয়।দুটি একই বা ভিন্ন মৌলের পরমাণু দুটি থেকে একটি করে মোট দুটি বিজোড় বা অযুগ্ম ও বিপরীত ঘূর্ণন-বিশিষ্ট ইলেকট্রন দ্বারা একটি সমযোজী বন্ধন গঠিত হয়। দুটি বিপরীত ঘূর্ণন বিশিষ্ট ইলেকট্রন দুটির মধ্যে সৃষ্ট তড়িৎ চুম্বকীয় আকর্ষণ বলই সমযোজী বন্ধন গঠনের ক্ষেত্রে মুখ্য ভূমিকা রাখে। উদাহরণ A ও B মৌলের পরমাণু পরস্পরের মধ্যে দুটি ইলেকট্রন শেয়ার করে কীভাবে একটি A- B সমযোজী বন্ধন গঠন করে তা চিত্রের সাহায্যে দেখানো হলো। A.+x B, AXB, A- B (ও X চিহ্ন-ইলেকট্রনের প্রতীক হিসাবে ধরা হয়েছে।) A মৌলের পরমাণু নিউক্লিয়াস B মৌলের পরমাণুর ইলেকট্রনকে আকর্ষণ করে। বিপরীতভাবে B মৌলের পরমাণুর নিউক্লিয়াস A মৌলের পরমাণুর ইলেকট্রনকে সমানভাবে আকর্ষণ করে। উভয় নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ বলের প্রভাবে ইলেকট্রন দুটির একসাথে ঘূর্ণনের ফলে নিউক্লিয়াস দুটির মধ্যে মৌলের ইলেকট্রন ঘনত্বের উল্লেখযোগ্য বৃদ্ধি ঘটে। ঋণাত্মক আধানযুক্ত ইলেকট্রনের ঘনত্বের এ ধরনের বৃদ্ধি ঘটিয়ে পরমাণু দুটির মধ্যে সমযোজী বন্ধনের সৃষ্টি হয় এবং ইলেকট্রন জোড়টি A ও B পরমাণু দুটির নিউক্লিয়াসের মাঝামাঝি সুবিধাজনকভাবে অবস্থান করে।রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশগ্রহণকারী একই মৌলের পরমাণু বা ভিন্ন মৌলের পরমাণু দুটির নিজ নিষ্ট রামতা স্তর থেকে সমানসংখ্যক বিজোড় ইলেকট্রন দ্বারা এক বা একাধিক ইলেকট্রন জোড় গঠিত হয়। এ ধরনের ইলেকট্রন জোড় পরমাণুষরের নিউক্লিয়াস দ্বারা সমানভাবে ব্যবহৃত হয়ে পরমাণু দুটি যে রাসায়নিক বন্ধন সৃষ্টি করে তাকে সমযোজী বন্ধন বলে। যেমন- H2 N2 O2, Cl2, NH, HO CH, প্রভৃতি সমযোজী বন্ধনের মাধ্যমে গঠিত অণু ।
সমযোজী বন্ধনের প্রকারভেদ (Types of Covalent [Bond) সমযোজী বন্ধনের সংখ্যার উপর ভিত্তি করে সমযোজী বন্ধন তিন প্রকারের হয়। যথা: (i) সমযোজী একক বন্ধন, (ii) সমযোজী দ্বি-
বন্ধন, (iii) সমযোজী ত্ৰি-বন্ধন।

(i) সমযোজী একক বন্ধন: সমযোজী বন্ধনে অংশগ্রহণকারী দুটি পরমাণুর প্রত্যেকটি থেকে একটি করে ইলেকট্রন বন্ধনে অংশগ্রহণ করে একটি ইলেকট্রন জোড় সৃষ্টি করে। এ ইলেকট্রন জোড় সমযোজী একক বন্ধন গঠন করে এবং একে চিহ্ন দ্বারা প্রকাশ করা হয়। যেমন–H, অণু (H – H), F, অণু (FF), Cl অণু (CI – CI), Bry অণু (Br – Br) ইত্যাদি। H; অণুর গঠন : H-পরমাণুর পারমাণবিক সংখ্যা । H-পরমাণুতে একটি মাত্র ইলেকট্রন বর্তমান। এর ইলেকট্রন বিন্যাস,

H(1) = 1s
দুটি H পরমাণু তাদের 1s পারমাণবিক অরবিটালের অযুগা ইলেকট্রনকে পরস্পর পরস্পরের সাথে বিপরীত স্পিনে শেয়ার করে। এ দুটি অযুগ্ম ও বিপরীত ঘূর্ণন বিশিষ্ট ইলেকট্রন দ্বারা সমযোজী একক বন্ধন গঠিত হয়।বা, HH
H.+xH – HH দুটি বিপরীত ঘূর্ণন বিশিষ্ট ইলেকট্রন দুটির মধ্যকার সৃষ্ট তড়িৎ চুম্বকীয় আকর্ষণ বলই সমযোজী একক বন্ধন গঠনে সহায়তা করে। (ii) সমযোজী দ্বিবন্ধন : যখন বন্ধনে অংশগ্রহণকারী দুটি পরমাণুর প্রত্যেকটি থেকে দুটি করে ইলেকট্রন এনে দুটি ইলেকট্রন জোড় সৃষ্টি করে, তখন পরমাণু দুটির মধ্যে সমযোজী দ্বিবন্ধন গঠিত হয়। একে ” = ” চিহ্ন ছাড়া প্রকাশ করা হয়।
যেমন- O2 অণু (O = 0 ),
CH=CH, অণু, CO2 অণু (O = C = O) ইত্যাদি।

O2 অণুর গঠন : (O-পরমাণুর পারমাণবিক সংখ্যা ৪ এবং এর ইলেকট্রন বিন্যাস O(8) = 1s 2s 2p2p/2017 11 O-পরমাণুর যোজ্যতাস্তর ২য় শক্তিস্তরে দুটি জোড় ও দুটি বিজোড় ইলেকট্রন বর্তমান। একটি O পরমাণুর যোজ্যতা স্তরে দুটি বিজোড় ইলেকট্রন অপর O পরমাণুর যোজ্যতাস্তরের দুটি বিজোড় ইলেকট্রনের সাথে বিপরীত স্পিনে শেয়ার করে O2 অণুর আণবিক গঠনের সৃষ্টি করে।

বা, O2 এভাবে দুটি O পরমাণুর চারটি বিজোড় ইলেকট্রনের বিপরীত স্পিনের শেয়ারের মাধ্যমে সমযোজী দ্বিবন্ধন গঠিত হয়। (iii) সমযোজী ত্রিবন্ধন : যখন সমযোজী বন্ধনে অংশগ্রহণকারী দুটি পরমাণুর প্রত্যেকটি থেকে তিনটি করে ইলেকট্রন এসে তিনটি ইলেকট্রন জোড় সৃষ্টি করে, তখন পরমাণু দুটির মধ্যে সমযোজী ত্রিবন্ধন গঠিত হয়। একে ” =” চিহ্ন দ্বারা প্রকাশ করা হয়। যেমন- N2 অণু (N=N), CH=CH অণু (CC), CN আয়ন (CN) ইত্যাদি।
28
2p
N2 অণুর গঠন : N-পরমাণুর পারমাণবিক সংখ্যা 7 এবং এর ইলেকট্রন বিন্যাস N(7) = 1s2 2s22p’ in N
N-পরমাণুর যোজ্যতাস্তর ২য় শক্তিস্তরে একটি জোড় ও তিনটি বিজোড় ইলেকট্রন বর্তমান। একটি N-পরমাণুর যোজ্যতাস্তরের তিনটি বিজোড় ইলেকট্রন অপর N-পরমাণুর যোজ্যতাস্তরের তিনটি বিজোড় ইলেকট্রনের সাথে বিপরীত স্পিনে শেয়ার করে N2 অণুর আণবিক গঠনের সৃষ্টি করে ।
→ N-IN

বা, N বা, Na

এভাবে দুটি N-পরমাণুর ছয়টি বিজোড় ইলেকট্রনের বিপরীত স্পিনের শেয়ারের মাধ্যমে সমযোজী ত্রিবন্ধন গঠিত হয়।পারমাণবিক অরবিটালের অধিক্রমণ ও অরবিটালের বৈশিষ্ট্যের উপর ভিত্তি করে সমযোজী বন্ধনকে দু’ভাগে ভাগ করা হয়ে থাকে।

                                                           অরবিটাল সংকরণ বা হাইব্রিডিজেশন

অরবিটালের সংকরণ (Orbital Hybridization):সমযোজী বন্ধন গঠনের ক্ষেত্রে পরমাণুর যোজনী স্তরে অযুগ্ম ইলেকট্রন থাকা প্রয়োজন। কোনো পরমাণুর যোজনী স্তরে যে কয়টি অযুগা ইলেকট্রন থাকে সেই সংখ্যাই ঐ মৌলের যোজনী হয়। হাইড্রোজেন, ক্লোরিন এবং অক্সিজেন পরমাণুর অযুগ্ম ইলেকট্রনের সংখ্যা যথাক্রমে H=1টি, CI=1টি, O= 2টি। সুতরাং হাইড্রোজেন এবং ক্লোরিন একযোজী পরমাণু এবং অক্সিজেন দ্বিযোজী পরমাণু। কিন্তু Be B এবং C ইত্যাদি পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাসের সাথে তাদের প্রকৃত যোজনীর হিসাব পাওয়া যায় না।

Be(4) B(5)
C(6)
1s 2s 2p¹
আবার B(5) এর যোজনী স্তরে একটি ও C(6) এর যোজনী স্তরে ২টি অযুগ্ম ইলেকট্রন রয়েছে। তাই Bis) এর যোজনী 1 (এক)
ইলেকট্রন বিন্যাস হতে দেখা যায় Be(4) এর যোজনী স্তরে কোনো অযুগ্ম ইলেকট্রন নেই অর্থাৎ Be(4) এর যোজনী () (শূন্য), বিক্রিয়াকালে পরমাণুর সমশক্তি বা প্রায় সমশক্তি সম্পন্ন অরবিটালের মধ্যে নিম্নশক্তির অরবিটালের ইলেকট্রন উচ্চস্তরে উন্নীত হয়ে
এবং C(6) এর যোজনী 2 (দুই) হওয়া উচিত। কিন্তু বাস্তবে Be B এবং C যথাক্রমে BeCl, BCI, CCL, স্থায়ী যৌগ গঠন করে। এসব যৌগে Be B এবং C এর যোজনী যথাক্রমে 2, 3 এবং 4। মৌলের পরমাণুর এ ধরনের যোজনী ব্যাখ্যায় বিজ্ঞানীরা বলেন:
অযুগা ইলেকট্রনের সংখ্যা বৃদ্ধি করে। এ প্রক্রিয়াকে অরবিটালের সংকরীকরণ বলে। Be ( 4 ) 1s 2s2

Be (4)

1s 2s 2p¹

B(5) 1s 2s 2p

C(6) –

1s2 2s 2p2p’, 1522p2p

সুতরাং উত্তেজিত (*) অবস্থায় Be B এবং C এর পরমাণুতে অযুগ্ম ইলেকট্রন সংখ্যা যথাক্রমে 2, 3 এবং এটি থাকে বলে এদের যোজনী 2, 3 ও 4 হয়।
C – 1s 2s 2p 2p, 2 p

জেনে রাখা ভালো
• সমশক্তিসম্পন্ন বা প্রায় সমশক্তি সম্পন্ন অরবিটালের মধ্যে সংকরণ ঘটে। • শুধু বিচ্ছিন্ন একক পরমাণুর অরবিটালের মধ্যে সংকরণ ঘটে।
14/46
• যতটি অরবিটাল সংকরণে অংশগ্রহণ করে ততটি একই শক্তি সম্পন্ন সংকর অরবিটালের সৃষ্টি হয়।
• সংকর অরবিটালের প্রকৃতির উপর অণুর আকৃতি সম্পর্কে ধারণা পাওয়া যায়।

সংকর অরবিটালের প্রকারভেদ sp2 সংকরণ

sp সংকরণ

সংকর অরবিটালের সাথে সমযোজী যৌগের আকৃতির সম্পর্ক

সন্নিবেশ বন্ধন কী?সন্নিবেশ সমযোজী যৌগের বৈশিষ্ট্য লিখ৷

দুটি পরমাণুর মধ্যে সমযোজী বন্ধন সৃষ্টির জন্য প্রয়োজনীয় ইলেকট্রন যুগল একটিমাত্র পরমাণু কর্তৃক যোগান দিয়ে এবং অপর পরমাণু তা সমভাবে শেয়ারের মাধ্যমে যে বন্ধনের সৃষ্টি হয় তাকে সন্নিবেশ বন্ধন বলে।যেমন: NH3—H+ = NH4+ ৷এক্ষেত্রে NH3 অনু হাইড্রোজেন অায়নকে একজোড়া electron donate করে এবং উভয়ে তা সমভাবে share করে NH4+ ion গঠন করে৷

সন্নিবেশ সমযোজী যৌগের বৈশিষ্ট্য নিম্নরূপঃ মুক্তজোড় ইলেকট্রন এর মাধ্যমে সন্নিবেশ সমযোজী বন্ধন গঠিত হয়।সন্নিবেশ বন্ধনের দ্বারা জটিল যৌগ গঠিত হয়।

কমপক্ষে এক জোড়া মুক্তজোড় ইলেকট্রন দানে সক্ষম কোন পরমাণুর সাথে, ঔ মুক্তজোড় ইলেকট্রন গ্রহণে সক্ষম কোন পরমাণুর মধ্যে সন্নিবেশ সমযোজী বন্ধন গঠিত হয়।

সন্নিবেশ সমযোজী বন্ধন একমুখী তীর চিহ্ন দ্বারা দেখানো হয়।সন্নিবেশ সমযোজী বন্ধন গঠনে প্রয়োজনীয় ইলেকট্রন দুটি কেবল একটি পরমাণু যোগান দেয় এবং অপর পরমাণু কেবল ঔ দুটি ইলেকট্রন শেয়ার করে।এদের গলনাঙ্ক ও স্ফুটনাঙ্ক বন্ধন গঠনের উপর নির্ভর করে।