রাসায়নিক বন্ধন ও তড়িৎঋণাত্মকতা: ভাগাভাগি করা জোড় থেকে আয়নিক জালক

বন্ধন কেন গঠিত হয়: দূরত্বের সাপেক্ষে শক্তি

দূরে থাকা দুটি হাইড্রোজেন পরমাণু পরস্পরের সঙ্গে মিথস্ক্রিয়া করে না। এরা কাছে এলে প্রতিটি ইলেকট্রন দুটি নিউক্লিয়াসের প্রতিই আকৃষ্ট হয়, এবং শক্তি কমে যায়। আরও কাছে এলে দুটি নিউক্লিয়াস পরস্পরকে প্রবলভাবে বিকর্ষণ করে এবং শক্তি বেড়ে যায়। বন্ধন দৈর্ঘ্য হলো এই শক্তি-কূপের তলদেশের দূরত্ব, H₂-এর জন্য 74 pm, এবং কূপের গভীরতা হলো বন্ধন শক্তি, OpenStax Chemistry 2e-এর সারণি 7.2-এ H–H-এর জন্য 436 kJ/mol।

প্রতিটি বন্ধন আকর্ষণ ও বিকর্ষণের একটি ভারসাম্য, তাই বন্ধন ভাঙতে সবসময় শক্তি লাগে এবং বন্ধন গঠনে সবসময় শক্তি নির্গত হয়। একটি বিক্রিয়া তাপমোচী হয় যখন গঠিত বন্ধনগুলো সামগ্রিকভাবে ভাঙা বন্ধনগুলোর চেয়ে শক্তিশালী।

তড়িৎঋণাত্মকতা এবং সমযোজী থেকে আয়নিক মাপনী

তড়িৎঋণাত্মকতা মাপে একটি পরমাণু বন্ধনে ভাগাভাগি করা ইলেকট্রনকে কতটা জোরে আকর্ষণ করে। পলিংয়ের মাপনী সবচেয়ে প্রচলিত। এটি একটি মাত্রাহীন, হিসাব করা সংখ্যা, মাপা ধর্ম নয়। OpenStax-এর চিত্র 7.6-এ ফ্লোরিন সর্বোচ্চ, 4.0, তারপর অক্সিজেন 3.5 এবং নাইট্রোজেন ও ক্লোরিন 3.0, আর গ্রুপ 1-এর ধাতুগুলো সর্বনিম্ন, যেমন সোডিয়াম 0.9। মানগুলো পর্যায় বরাবর বাড়ে এবং গ্রুপ বরাবর নিচে নামলে কমে।

বন্ধনে যুক্ত দুটি পরমাণুর পার্থক্য ΔEN বন্ধনের ধরনের একটি মোটামুটি ধারণা দেয়। OpenStax এই নির্দেশক সীমাগুলো ব্যবহার করে: 0.4-এর নিচে অপোলার সমযোজী; 0.4 থেকে 1.8 পোলার সমযোজী; 1.8-এর ওপরে আয়নিক। বেশি তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুটি আংশিক ঋণাত্মক চার্জ, δ−, বহন করে।

সীমাগুলো নির্দেশিকা মাত্র, যার বাস্তব ব্যতিক্রম আছে। HF-এর ΔEN = 1.9, কিন্তু এটি একটি সমযোজী অণু, এবং প্রতিটি Si–F বন্ধনের জন্য ΔEN = 2.2 থাকা সত্ত্বেও SiF₄ একটি আণবিক গ্যাস। ΔEN ব্যবহার করুন বন্ধনের তুলনায়, কোনো যৌগকে নিশ্চিতভাবে শ্রেণিভুক্ত করতে নয়।

সমাধান করা উদাহরণ: পোলারতা অনুযায়ী ছয়টি বন্ধন সাজানো

OpenStax-এর চিত্র 7.6-এর পুরোনো পলিং মান ব্যবহার করে B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl ও K–Br-কে সবচেয়ে কম থেকে সবচেয়ে বেশি পোলার ক্রমে সাজান: H 2.1, B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, Al 1.5, P 2.1, Cl 3.0, Br 2.8 এবং K 0.8।

পার্থক্যগুলো হলো B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 এবং K–Br 2.0, আর এটিই ক্রম। দুটি ফলাফল অনেক শিক্ষার্থীকে অবাক করে। B–H-এ হাইড্রোজেন ঋণাত্মক প্রান্ত, কারণ বোরন হাইড্রোজেনের চেয়ে কম তড়িৎঋণাত্মক। আর K–Br আয়নিক পরিসরে পড়ে, যা পটাসিয়াম ব্রোমাইডের আয়নিক কঠিন হওয়ার সঙ্গে সংগত, অথচ Al–Cl পোলার সমযোজী পরিসরের ওপরের প্রান্তের কাছে থাকে; অ্যালুমিনিয়াম ক্লোরাইডকে কিছু দশায় আয়নিক এবং অন্য দশায় আণবিক হিসেবে বর্ণনা করা হয়।

দ্বিমেরু ভ্রামক ও শতকরা আয়নিক বৈশিষ্ট্য

একটি পোলার বন্ধনের দ্বিমেরু ভ্রামক μ = Qr, অর্থাৎ পৃথক হওয়া চার্জের মান গুণ চার্জগুলোর মধ্যকার দূরত্ব। দ্বিমেরু ভ্রামক সাধারণত ডিবাই এককে দেওয়া হয়: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m। একটি ইলেকট্রনের পূর্ণ চার্জ, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å দূরত্ব জুড়ে সরানো হলে দ্বিমেরু ভ্রামক হতো 4.803 D। মাপা μ-কে এই সম্পূর্ণ আয়নিক মানের সঙ্গে তুলনা করলে একটি আনুমানিক শতকরা আয়নিক বৈশিষ্ট্য পাওয়া যায়, (μ মাপা / μ সম্পূর্ণ আয়নিক) × 100।

সমাধান করা উদাহরণ 1। NIST Chemistry WebBook গ্যাস-দশার H³⁵Cl-এর জন্য μ = 1.1085 D এবং 1.27455 Å সাম্য বন্ধন দৈর্ঘ্য তালিকাভুক্ত করে। ওই দূরত্বে একটি সম্পূর্ণ আয়নিক H⁺Cl⁻-এর μ হতো 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D। শতকরা আয়নিক বৈশিষ্ট্য 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%। HF-এর জন্য, WebBook-এর মান μ = 1.82618 D ও r = 0.91680 Å নিয়ে, সম্পূর্ণ আয়নিক মান 4.404 D এবং আয়নিক বৈশিষ্ট্য 41.5%।

ক্রমটি ΔEN-এর সঙ্গে মেলে (HCl-এর জন্য 0.9, HF-এর জন্য 1.9), কিন্তু সংখ্যাগুলো দেখায় বড় ΔEN-ও চার্জের সম্পূর্ণ স্থানান্তর থেকে কত দূরে। HF কেবল তার ΔEN যা ইঙ্গিত দেয় তার চেয়ে সমযোজী প্রান্তের বেশি কাছে।

জালক শক্তি ও কুলম্বের সূত্র

একটি আয়নিক কঠিন কেলাসের প্রতিটি ক্যাটায়ন ও প্রতিটি অ্যানায়নের মধ্যকার আকর্ষণে একত্রে আবদ্ধ থাকে। এর জালক শক্তি হলো এক মোল কঠিনকে গ্যাসীয় আয়নে পৃথক করতে প্রয়োজনীয় শক্তি। OpenStax একে ধনাত্মক হিসেবে সংজ্ঞায়িত করে, কিন্তু কিছু পাঠ্যবই বিপরীত প্রক্রিয়া ব্যবহার করে এবং ঋণাত্মক মান দেয়, তাই আগে চিহ্নের প্রথাটি যাচাই করুন।

কুলম্বের সূত্র অনুযায়ী আকর্ষণ আয়নের চার্জগুলোর গুণফলের সঙ্গে বাড়ে এবং আয়নগুলোর মধ্যকার দূরত্ব বাড়লে কমে। সাধারণত চার্জই প্রধান ভূমিকা রাখে। OpenStax-এর অনুচ্ছেদ 7.5 LiF-কে 1023 kJ/mol এবং MgO-কে, যার আয়নগুলো 2+ ও 2− চার্জ বহন করে, 3900 kJ/mol হিসেবে তালিকাভুক্ত করে, যা প্রায় চার গুণ বড়। এরপর আকার গুরুত্বপূর্ণ: MgF₂ 2957 kJ/mol এবং MgI₂ 2327 kJ/mol, কারণ বড় আয়োডাইড আয়ন চার্জগুলোকে বেশি দূরে রাখে।

সমাধান করা উদাহরণ: সোডিয়াম ক্লোরাইডের জন্য বর্ন–হেবার চক্র

জালক শক্তি সরাসরি মাপা যায় না, তাই এটি হেসের সূত্রের একটি চক্র দিয়ে বের করা হয়। মৌলগুলো থেকে NaCl(s) তৈরি করুন একটি পরোক্ষ পথে, যার প্রতিটি ধাপ মাপা যায়, তারপর শর্ত দিন যে সেই পথ সরাসরি গঠন বিক্রিয়ার সমান মোট মান দেবে।

সমাধান করা উদাহরণ 2। এই ধাপগুলো ব্যবহার করুন। সোডিয়ামের ঊর্ধ্বপাতন, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax পরিশিষ্ট G থেকে Na(g)-এর ΔH°f। ক্লোরিন পরমাণু তৈরি, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g)-এর ΔH°f। সোডিয়ামের আয়নিকরণ, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, NIST-এর 5.1391 eV মান থেকে। ক্লোরিনে একটি ইলেকট্রন যোগ, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook-এর 3.6131 eV ইলেকট্রন আসক্তি থেকে। সবশেষে Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) জালক শক্তি, U, নির্গত করে।

সামগ্রিক বিক্রিয়া Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s), যার ΔH°f = −411.2 kJ/mol। তাই 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, যা থেকে U = 787.2 kJ/mol। লক্ষ করুন, ইলেকট্রন আসক্তি যতটা শক্তি ফেরত দেয়, আয়নিকরণে তার চেয়ে বেশি শক্তি লাগে। বড় জালক শক্তি না থাকলে মৌলগুলো থেকে NaCl গঠন তাপমোচী হতো না। NaCl-এর প্রকাশিত জালক শক্তি ব্যবহৃত উপাত্ত ও পদ্ধতিভেদে কয়েক শতাংশ ভিন্ন হয় (OpenStax 769 kJ উদ্ধৃত করে), তাই শেষ অঙ্কের বদলে প্রবণতা তুলনা করুন।

বন্ধন শক্তি থেকে বিক্রিয়া এনথালপি আন্দাজ

গ্যাস-দশার বিক্রিয়ার জন্য বন্ধন গুনে ΔH আন্দাজ করা যায়: ΔH ≈ Σ(ভাঙা বন্ধনের শক্তি) − Σ(গঠিত বন্ধনের শক্তি)। সারণিবদ্ধ বন্ধন শক্তি অনেক অণুর গড়, তাই ফলাফল কেবল একটি আন্দাজ এবং গঠন এনথালপি থেকে পাওয়া মান থেকে কয়েক দশ কিলোজুল পর্যন্ত সরে যেতে পারে।

সমাধান করা উদাহরণ 3। C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)-এর জন্য ΔH আন্দাজ করুন। ইথিলিনের চারটি C–H বন্ধন অটুট থাকে, তাই সেগুলো উপেক্ষা করুন। ভাঙে: একটি C=C (611 kJ/mol) ও একটি H–H (436 kJ/mol), মোট 1047 kJ। গঠিত হয়: একটি C–C (345 kJ/mol) ও দুটি নতুন C–H (2 × 415 kJ/mol), মোট 1175 kJ। ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ। পরিশিষ্ট G থেকে গঠন-এনথালপির মান −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ। আন্দাজটির চিহ্ন সঠিক এবং এটি প্রায় 6%-এর মধ্যে।

বন্ধন সম্পর্কে যে ভুল ধারণাগুলো এড়াবেন

বেশিরভাগ ভুল আসে মোটামুটি নির্দেশিকাকে নির্ভুল নিয়ম ধরা থেকে, অথবা চিহ্নের প্রথা মিশিয়ে ফেলা থেকে। এগুলোই সবচেয়ে প্রচলিত।

• ΔEN = 1.8-কে সমযোজী ও আয়নিকের মধ্যে একটি তীক্ষ্ণ রেখা ধরা। মাপনীটি নিরবচ্ছিন্ন, এবং HF ও SiF₄-এর মতো যৌগ নিয়মটি ভাঙে।
• তড়িৎঋণাত্মকতাকে ইলেকট্রন আসক্তির সঙ্গে গুলিয়ে ফেলা। ইলেকট্রন আসক্তি একটি গ্যাসীয় পরমাণুর মাপা শক্তি; তড়িৎঋণাত্মকতা বন্ধনে থাকা একটি পরমাণুকে বর্ণনা করে।
• ধরে নেওয়া যে বেশি তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুটি সবসময় প্রত্যাশিত অধাতুটিই। সারণি দেখে নিন: B–H ও Si–H বন্ধনে হাইড্রোজেন ঋণাত্মক প্রান্ত।
• বন্ধন শক্তির সূত্র উল্টে ফেলা। এটি ভাঙা বন্ধন বিয়োগ গঠিত বন্ধন, যা গঠন-এনথালপির সূত্রের বিপরীত ক্রম।
• একটি বর্ন–হেবার চক্রের ভেতরে জালক শক্তির চিহ্নের প্রথা মিশিয়ে ফেলা।
• একটি দ্বি-বন্ধনকে দুটি একক বন্ধন হিসেবে গোনা। একটি C=C বন্ধন (611 kJ/mol) দুটি C–C বন্ধনের (690 kJ/mol) চেয়ে দুর্বল।