এইচ এস সি রসায়ন অধ্যায় -৬: রাসায়নিক বন্ধন

ওয়েব স্কুল বিডি : সুপ্রিয় শিক্ষার্থী বন্ধুরা, শুভেচ্ছা নিয়ো। আজ তোমাদের এইচ এস সি রসায়ন অধ্যায় -৬: রাসায়নিক বন্ধন নিয়ে আলোচনা করা হলো

অনলাইন এক্সামের বিভাগসমূহ:
জে.এস.সি
এস.এস.সি
এইচ.এস.সি
সকল শ্রেণির সৃজনশীল প্রশ্ন (খুব শীঘ্রই আসছে)
বিশ্ববিদ্যালয় ভর্তি (খুব শীঘ্রই আসছে)
বিসিএস প্রিলি টেষ্ট

এইচ এস সি রসায়ন অধ্যায় -৬: রাসায়নিক বন্ধন

এই অধ্যায়ে অণুর আকৃতি, বন্ধন কোণ, কি ধরনের সংকরায়ন, ফাযানের নীতি ও আয়োনিক পটেনশিয়াল বেশি গুরুত্বপূর্ণ

রাসায়নিক বন্ধন : বিভিন্ন অণুতে পরমাণুসমূহ যে আকর্ষণী বলের সাহায্যে পরস্পরের সাথে যুক্ত থাকে,তাকে রাসায়নিক বন্ধন বলে। গঠনের প্রকৃতির উপর নির্ভর করে রাসায়নিক বন্ধন প্রধানত ৪প্রকার

 ১. তড়িৎযোজী বা আয়নিক বন্ধন (Electrovalent or Ionic bond)
 ২. সমযোজী বা সহযোজী বন্ধন (Covalent bond)
 ৩. সন্নিবেশ বন্ধন (Co-ordinated covalent bond)
 ৪. ধাতব বন্ধন (Metallic bond)

পদার্থের অণুগুলো পরস্পর যে বল দ্বারা যুক্ত হয়ে বিভিন্ন ভৌত কাঠামো গঠন করে তাকে আন্তঃআণবিক আকর্ষণ বল বলে। এ আন্তঃআণবিক আকর্ষণ বলের রূপ বিভিন্ন রকম হতে পারে-
 ১. ডাইপোল-ডাইপোল আকর্ষণ বল
 ২. ভ্যান্ডার ওয়ালস আকর্ষণ বল
 ৩. হাইড্রোজেন বন্ধন, ইত্যাদি

আয়নিক যৌগের ধর্ম :

• আয়োনিক যৌগসমূহ ধাতু ও অধাতুর সমন্বয়ে গঠিত
• এদের গলনাংক ও স্ফূটনাংক অনেকে বেশি
• আয়নিক স্ফটিকসমূহ ভঙ্গুর ও নমনীয় হয়
• আয়োনিক 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 গঠনের সীমাবদ্ধতা :
১. 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 ইলেক্ট্রন অপসারণ সহজলভ্য; কিন্তু বেশি ইলেক্ট্রন অপসারণ করতে ক্রমশ অধিকতর শক্তির প্রয়োজন।
২. অধাবত মৌলসমূহের মধ্যে গ্রুপ VIIA এর হ্যালোজেন মৌলসমূহ এবং গ্রুপ VIA এর অক্সিজেন ও কোন কোন সালফারও আয়নিক যৌগ গঠন করে।
৩. কোন মৌলের রাসায়নিক বন্ধনই ১০০% আয়নিক হয় না।

সমযোজী যৌগের ধর্ম :

• সমযোজী যৌগসমূহের গলনাংক ও স্ফুটনাংক অনেক কম ও তারা উদ্বায়ী
• সমযোজী যৌগে কোন আয়ন সৃষ্টি হয় না
• সমযোজী যৌগে প্রায়ই সমাণুতা দেখা যায়
• বিদ্যুৎ পরিবহন করতে পারে না

ভ্যানডার ওয়ালস আকর্ষন বল :

• অপোলার সমযোজী মৌলিক অনু 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।

পোলার দ্রাবক: তরল অ্যামোনিয়া, নাইট্রিক এসিড, তরল সালফার ডাই অক্সাইড

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

অক্টেট সম্প্রসারণ: 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 কোন 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।

ফাযানের নীতি :
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 ইলেক্ট্রন থাকে,
তবে, পোলারনের 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 পোলারনের বেশি ঘটে ।



গুরুত্বপূর্ণ তথ্য :

• পরমাণুর পরস্পর মিলিত হওয়ার সামর্থকে যোজনী বলে।
• নিষ্ক্রিয় গ্যাসসমূহের ইলেক্ট্রন আসক্তি প্রায় শূণ্য।
• 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 অধিক্রমন বা উপরিস্থাপনের ফলে একটি সমযোজী বন্ধন সৃষ্টি হয়।
• দুইটি অরবিটালের সামনাসামনি অধিক্রমনের ফলে সিগমা বন্ধনের সৃষ্টি হয়।
• দুইটি অরবিটালের পাশাপাশি অধিক্রমনের ফলে পাই বন্ধনের সৃষ্টি হয়।
• সিগমা বন্ধন ছাড়া একক পাই বন্ধন গঠিত হতে পারে না।
• কোন যৌগে যে কোন 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।
• কোন 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 ধাবত বন্ধন বলা হয়।
• ধাবত স্ফটিক ধাতব বন্ধন কোন নির্দিষ্ট দিকে বিস্তৃত নয় বলে ধাতু সহনশীল ও নমনীয় হয়।
• দুটি পোলার অণু বিপরীত দিকে (head to head) অবস্থিত বলে তাদের মধ্যে বিকর্ষণ হয়।
• কোন 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 পোলারন ক্ষমতার অধিকারী। তবে হ্যালাইড সমূহের মধ্যে F^- ও Cl^- আয়ন সহজেই পোলারিত হয় না। তাই,
• AgF ও AgCl বর্ণহীন বা সাদা
• AgBr হালকা হলুদ বর্ণের
• AgI ঘন হলুদ বর্ণের হয়
• NH₄⁺ গঠন : (sp³ সংকরণ প্রক্রিয়ায়)
• NH + H NH
• 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 পোলারন বেশি ঘটে।
• পোলার যৌগ পোলার দ্রাবকে দ্রবণীয়।
• আয়নিক যৌগ জলীয় দ্রবণে পানি সংযোজিত অবস্থায় থাকার প্রক্রিয়াকে জল যোজন বলে।
• কোন অণুর যোজ্যতা স্তরে ২টি সংকর অরবিটাল থাকলে অণুটির গঠন সরলরৈখিক।
• ক্যাটায়ন যত ছোট এবং চার্জ যত বেশি তার পোলারন ক্ষমতা এবং সমযোজী বৈশিষ্ট্য ততো বেশি। যেমন- Mg⁺⁺ ও Al⁺⁺⁺ এর মধ্যে Al⁺⁺⁺ বা Al³⁺ এর আকার ছোট এবং চার্জ বেশি হওয়ায় Al³⁺ এর পোলারন ক্ষমতা বেশি।
• অ্যানায়ন যত বড় তার পোলারন 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, sp ও sp
• 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 :

উপগ্রুপ	বহিস্তরে ইলেক্ট্রনিয় কাঠামো	প্রকৃতি	অক্সাইড	ক্লোরাইড	হাইড্রক্সাইড
IIA	ns2	নরম ও হালকা ধাতু	কার্বন দ্বারা বিভাজিত হয় না	জলীয় দ্রবণে আর্দ্র বিশ্লেষণ হয় না	ক্ষারধর্মী
IIB	(n-1)d10ns2	ভারি ধাতু	কার্বন দ্বারা বিভাজিত হয়	আর্দ্র বিশ্লেষণ হয়	ক্ষারধর্মী নয়

বিভিন্ন অণুর আকৃতি :

যৌগের নাম	আকৃতি	বন্ধন কোণ
BeCl2	সরলরৈখিক	180°
BCl3	ত্রিভুজাকৃতির	120°
CH4	চতুস্তলকীয়	109.5°
NH4	চতুস্তলকীয়	109.5°
NH3	ক্রিকোণীয় পিরামিড	107°
H2O	V- আকৃতির	104.5°

হীরক ও গ্রাফাইটের পার্থক্য :

হীরক	গ্রাফাইট
প্রতিটি কার্বন পরমাণুর সংকরণ হয়।	প্রতিটি কার্বন পরমাণুর সংকরণ হয়।
কঠিন	নরম ও পিচ্ছিল
বিদ্যুৎ অপরিবাহী	বিদ্যুৎ পরিবাহী
3600°C	3730°C
আপেক্ষিক গুরুত্ব 3.51	আপেক্ষিক গুরুত্ব 2.26
সমযোজী বন্ধন দ্বারা গঠিত	ভ্যান্ডারওয়াল ফোর্স দ্বারা গঠিত

সংকরণ ও আকৃতি :

হাইব্রিড অরবিটাল	অণুর জ্যামিতিক আকৃতি	উদাহরণ
Sp	রৈখিক	BeCl2, HC≡CH
sp2	ত্রি-কৌণিক	BCl3, HC═CH
sp3	চতুস্তলকীয়	CH4, CCl4, H2O

অনলাইন এ ক্লাস করুন একদম ফ্রী. ….
(প্রতিদিন রাত ৯টা থেকে ১০.৩০টা প্রযন্ত)
Skype id - wschoolbd মোবাইল নং- ০১৯১৫৪২৭০৭০ ।