আন্তঃআণবিক বল: স্ফুটনাঙ্ক, বাষ্পচাপ ও দ্রাব্যতা

অণুগুলোর মধ্যকার আকর্ষণ, তাদের ভেতরের বন্ধন নয়

সমযোজী বন্ধন একটি অণুর পরমাণুগুলোকে একত্র ধরে রাখে। আন্তঃআণবিক বল (IMF) আলাদা অণুগুলোর মধ্যকার অনেক দুর্বল আকর্ষণ, এবং তরল ফুটলে বা কঠিন গললে এগুলোকেই অতিক্রম করতে হয়। পানি ফুটলে যে গ্যাস তৈরি হয় তা তখনও H₂O অণুতেই গঠিত; কোনো O–H বন্ধন ভাঙে না। কেবল প্রতিবেশী অণুগুলোর মধ্যকার আকর্ষণ ব্যাহত হয়।

এই বলগুলো অণুগুলো একে অপরকে কতটা শক্ত করে আঁকড়ে ধরে তা নিয়ন্ত্রণ করে বলে এগুলো একসঙ্গে কয়েকটি ভৌত ধর্ম নিয়ন্ত্রণ করে। শক্তিশালী IMF সাধারণত মানে উচ্চতর স্ফুটনাঙ্ক, উচ্চতর বাষ্পীভবন এনথালপি, নির্দিষ্ট তাপমাত্রায় নিম্নতর বাষ্পচাপ, এবং প্রায়ই উচ্চতর সান্দ্রতা ও পৃষ্ঠটান। IMF ক্রমানুসারে সাজাতে পারলে সাধারণত এই সবগুলোই একসঙ্গে সাজাতে পারবেন।

প্রতিটি পদার্থে লন্ডন বিস্তার বল

বিস্তার বল ঘটে কারণ ইলেকট্রন বণ্টন ওঠানামা করে। যেকোনো মুহূর্তে একটি অণুর ইলেকট্রন সামান্য অসম হতে পারে, যা একটি অস্থায়ী দ্বিমেরু তৈরি করে এবং প্রতিবেশীতে মিলে যাওয়া একটি দ্বিমেরু প্ররোচিত করে। দুটি ক্ষণিক আকর্ষণ করে, এবং নকশাটি পুরো তরলজুড়ে পুনরাবৃত্ত হয়। প্রতিটি পরমাণু ও অণু বিস্তার বল অনুভব করে, পোলার হোক বা না হোক।

বিস্তার বলের শক্তি নির্ভর করে পোলারায়নযোগ্যতার ওপর, অর্থাৎ ইলেকট্রন মেঘ কত সহজে বিকৃত হতে পারে। বেশি ইলেকট্রনসহ বড় অণু বেশি পোলারায়নযোগ্য, তাই একই ধরনের যৌগের পরিবারে বিস্তার বল সাধারণত মোলার ভরের সঙ্গে বাড়ে। আকৃতিও গুরুত্বপূর্ণ: লম্বা, প্রসারিত অণুর প্রতিবেশীদের সঙ্গে সংস্পর্শের পৃষ্ঠ একই সংকেতের সংকুচিত, শাখাযুক্ত অণুর চেয়ে বেশি, তাই তারা একে অপরকে আরও জোরে আকর্ষণ করে।

বিস্তার বলকে খাটো করে দেখবেন না। বড় অণুতে এটি প্রায়ই মোট আকর্ষণের সবচেয়ে বড় অংশ, এমনকি অণুটি পোলার হলেও।

দ্বিমেরু–দ্বিমেরু আকর্ষণ ও হাইড্রোজেন বন্ধন

পোলার অণুর স্থায়ী দ্বিমেরু থাকে, তাই তরলে এক অণুর আংশিক ধনাত্মক প্রান্ত অন্য অণুর আংশিক ঋণাত্মক প্রান্তের কাছে মুখ করে থাকার প্রবণতা দেখায়। এই দ্বিমেরু–দ্বিমেরু আকর্ষণ সবসময় উপস্থিত বিস্তার বলের সঙ্গে যোগ হয়। অণু পোলার কি না তা ঠিক করতে বন্ধনের পোলারতা এবং আকৃতি দুটিই লাগে।

হাইড্রোজেন বন্ধন একটি বিশেষভাবে শক্তিশালী দ্বিমেরু–দ্বিমেরু আকর্ষণ। এতে লাগে নাইট্রোজেন, অক্সিজেন বা ফ্লোরিনের সঙ্গে সমযোজীভাবে যুক্ত একটি হাইড্রোজেন পরমাণু (দাতা) এবং কাছের একটি N, O বা F পরমাণুর একটি নিঃসঙ্গ জোড় (গ্রহীতা)। অত্যন্ত পোলার N–H, O–H বা F–H বন্ধন ছোট হাইড্রোজেন পরমাণুটিকে এক বড় আংশিক ধনাত্মক চার্জ দেয়, যা গ্রহীতার নিঃসঙ্গ জোড়ের খুব কাছে যেতে পারে।

একটি অণু দাতা না হয়েও গ্রহীতা হতে পারে। অ্যাসিটোন, (CH₃)₂CO-এর অক্সিজেনে একটি নিঃসঙ্গ জোড় আছে, কিন্তু এর সব হাইড্রোজেন কার্বনের সঙ্গে যুক্ত, তাই অ্যাসিটোন অণুগুলো পরস্পরের সঙ্গে হাইড্রোজেন বন্ধন গড়তে পারে না। তবে এরা পানি থেকে হাইড্রোজেন বন্ধন গ্রহণ করতে পারে, যা অ্যাসিটোন পানির সঙ্গে সব অনুপাতে মিশে যাওয়ার একটি কারণ।

আয়ন–দ্বিমেরু বল ও আয়নিক কঠিন পদার্থের দ্রবীভবন

কোনো আয়নিক কঠিন পদার্থ পানিতে দ্রবীভূত হলে প্রতিটি আয়ন তার দিকে মুখ করে থাকা পানির অণুতে ঘেরা হয়ে যায়: আংশিক ঋণাত্মক অক্সিজেন প্রান্ত ক্যাটায়নের দিকে এবং আংশিক ধনাত্মক হাইড্রোজেন প্রান্ত অ্যানায়নের দিকে থাকে। এই আয়ন–দ্বিমেরু আকর্ষণ কেলাস থেকে আয়ন আলাদা করতে প্রয়োজনীয় শক্তির বড় অংশ পূরণ করার মতো শক্তি নির্গত করে। উচ্চতর চার্জ ও ছোট আকারের আয়নের জন্য আকর্ষণ বেশি শক্তিশালী।

আয়ন–দ্বিমেরু বল ব্যাখ্যা করে কেন পটাসিয়াম ব্রোমাইড পানিতে সহজে দ্রবীভূত হয় কিন্তু হেক্সেনে প্রায় একেবারেই হয় না, যেখানে আয়নকে আকর্ষণ করার মতো কোনো দ্বিমেরু নেই। ‘সদৃশ সদৃশকে দ্রবীভূত করে’ এই সাধারণ নিয়ম এটি সারাংশ করে: পদার্থ সবচেয়ে ভালো দ্রবীভূত হয় সেই দ্রাবকে যার আন্তঃআণবিক বল তার নিজের মতো। অপোলার অণু আয়োডিন হেক্সেনে ভালো দ্রবীভূত হয়, যেখানে দ্রব ও দ্রাবকের মধ্যকার বিস্তার বল প্রতিটি বিশুদ্ধ পদার্থের ভেতরের বলের সঙ্গে তুলনীয়।

সমাধান করা উদাহরণ: প্রায় একই মোলার ভরের তিনটি তরল

বিউটেন (CH₃CH₂CH₂CH₃), অ্যাসিটোন ((CH₃)₂CO) এবং 1-প্রোপানল (CH₃CH₂CH₂OH)-কে স্ফুটনাঙ্ক অনুযায়ী সাজান। প্রথমে দুই দশমিক স্থানে রাউন্ড করা IUPAC আদর্শ পারমাণবিক ভর (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol) ব্যবহার করে মোলার ভর তুলনা করুন। বিউটেন, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol। অ্যাসিটোন, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol। 1-প্রোপানল, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol। ভরের পার্থক্য 4%-এর কম, তাই বিস্তার বল মোটামুটি সদৃশ হওয়ার কথা এবং পার্থক্য আসবে পোলারতা থেকে।

এরপর বলগুলো শ্রেণিবদ্ধ করুন। বিউটেনে কেবল C–C ও C–H বন্ধন আছে এবং এটি মূলত অপোলার, তাই এতে শুধু বিস্তার বল আছে। অ্যাসিটোনে ত্রিকোণীয় সমতলীয় বিন্যাসে একটি পোলার C=O বন্ধন আছে যা বাতিল হয় না, তাই এটি দ্বিমেরু–দ্বিমেরু বল যোগ করে, কিন্তু এতে O–H বন্ধন নেই এবং হাইড্রোজেন বন্ধন দান করতে পারে না। 1-প্রোপানলে একটি O–H মূলক আছে, তাই এটি হাইড্রোজেন বন্ধন যোগ করে। পূর্বানুমান হলো বিউটেন < অ্যাসিটোন < 1-প্রোপানল।

NIST Chemistry WebBook বিউটেনের স্বাভাবিক স্ফুটনাঙ্ক প্রায় 273 K (0 °C), অ্যাসিটোনের 329.3 K (56.2 °C) এবং 1-প্রোপানলের 370.3 K (97.2 °C) তালিকাভুক্ত করে, T(°C) = T(K) − 273.15 দিয়ে রূপান্তর করে। ক্রমটি পূর্বানুমানের সঙ্গে মেলে। একই যুক্তি ঘরের তাপমাত্রায় বাষ্পচাপকে উল্টো ক্রমে সাজায়: বিউটেন 25 °C-এ গ্যাস, অ্যাসিটোন দ্রুত বাষ্পীভূত হয়, এবং 1-প্রোপানল ধীরে বাষ্পীভূত হয়।

সমাধান করা উদাহরণ: যখন অণুর আকার দ্বিমেরুকে ছাপিয়ে যায়

এবার ডাইইথাইল ইথার ((C₂H₅)₂O), 1-বিউটানল (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) এবং হেক্সেন (C₆H₁₄) তুলনা করুন। ডাইইথাইল ইথার ও 1-বিউটানল আইসোমার, দুটিই C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol। হেক্সেন ভারী: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol। ডাইইথাইল ইথার পোলার কিন্তু এতে O–H বন্ধন নেই, 1-বিউটানল হাইড্রোজেন বন্ধন গড়তে পারে, এবং হেক্সেন অপোলার।

দুই আইসোমারের মধ্যে হাইড্রোজেন বন্ধনই সিদ্ধান্ত দেয়: 1-বিউটানল ডাইইথাইল ইথারের চেয়ে অনেক বেশি তাপমাত্রায় ফুটবে। হেক্সেন শিক্ষণীয় ক্ষেত্র। কেবল পোলারতার যুক্তিতে এটি সবার শেষে পড়ত, কিন্তু হেক্সেন বড়, এতে বেশি ইলেকট্রন আছে এবং এটি একটি প্রসারিত শিকল, তাই এর বিস্তার বল ইথারের বিস্তার বল ও তার দুর্বল দ্বিমেরু–দ্বিমেরু আকর্ষণের যোগফলের চেয়ে বেশি।

NIST মান এটি নিশ্চিত করে: ডাইইথাইল ইথার 307.7 K (34.6 °C), হেক্সেন 341.9 K (68.8 °C) এবং 1-বিউটানল 390.6 K (প্রায় 117 °C)। শিক্ষা হলো, পোলারতার তুলনা সবচেয়ে নিরাপদ সমান আকারের অণুর মধ্যে। আকারে উল্লেখযোগ্য পার্থক্য থাকলে আগে বিস্তার বল বিবেচনা করুন, তারপর জিজ্ঞাসা করুন কোনো দ্বিমেরু বা হাইড্রোজেন বন্ধন তা উল্টে দেওয়ার মতো শক্তিশালী কি না। দ্রাব্যতাও বল অনুসরণ করে: হেক্সেন পানিতে মূলত অদ্রবণীয়, আর 1-বিউটানল, যা পানির সঙ্গে হাইড্রোজেন বন্ধন গড়তে পারে, আংশিক দ্রবণীয়।

আন্তঃআণবিক বল তুলনায় যে ভুলগুলো এড়াবেন

সাজানোর আগে প্রতিটি পদার্থের কেবল সবচেয়ে শক্তিশালী নয়, সব বল তালিকাভুক্ত করুন এবং মোলার ভর লিখে রাখুন। এতে সবচেয়ে সাধারণ ভুলটি এড়ানো যায়, অর্থাৎ আকার উপেক্ষা করে শুধু ‘পোলার’ ও ‘অপোলার’ লেবেল তুলনা করা।

স্ফুটনাঙ্ক ও দ্রাব্যতার ব্যাখ্যায় নিচের ভুলগুলো বারবার আসে।

• ফোটার ফলে সমযোজী বন্ধন ভাঙে বলা। ফোটা অণুগুলোকে আলাদা করে; অণুগুলো অক্ষত থাকে।
• হাইড্রোজেন আছে এমন যেকোনো অণুতে হাইড্রোজেন বন্ধনের দাবি করা। হাইড্রোজেনকে N, O বা F-এর সঙ্গে যুক্ত থাকতে হবে।
• অপোলার পদার্থে কোনো আন্তঃআণবিক বল নেই ধরা। সব পদার্থেরই বিস্তার বল আছে।
• হেক্সেনের উদাহরণ যেমন দেখায়, খুব ভিন্ন আকারের অণুকে কেবল পোলারতা দিয়ে সাজানো।
• বাষ্পচাপের প্রবণতা উল্টো ধরা। শক্তিশালী IMF মানে নিম্নতর বাষ্পচাপ এবং উচ্চতর স্ফুটনাঙ্ক।
• ‘সদৃশ সদৃশকে দ্রবীভূত করে’-কে মোটামুটি নিয়মের বদলে অলঙ্ঘনীয় সূত্র ভাবা। দ্রাব্যতা এনট্রপি ও তাপমাত্রার ওপরও নির্ভর করে।