রাসায়নিক বন্ধন ও আণবিক গঠন

১৯১৬ খ্রিস্টাব্দে বিজ্ঞানী ডব্লু. কোসেল এবং জি. এন. লুইস স্বতন্ত্রভাবে পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাসের ওপর ভিত্তি করে রাসায়নিক বন্ধনের ধারণা দেন। পরমাণুসমূহ তাদের সর্ববহিস্থ কক্ষে নিকটতম নিষ্ক্রিয় গ্যাসের মতো আটটি ইলেকট্রন ($ns^2 np^6$, কিংবা হিলিয়ামের মতো দুটি $1s^2$) ধারণ করে সুস্থিতি লাভ করতে চায়। একে অষ্টক সূত্র (Octet Rule) বলা হয়। এটি প্রধানত দুই উপায়ে ঘটে:

• তড়িৎযোজী বা আয়নীয় বন্ধন: একটি তীব্র তড়িৎধনাত্মক পরমাণু থেকে তীব্র তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুতে এক বা একাধিক যোজ্যতা ইলেকট্রনের সম্পূর্ণ স্থানান্তরের মাধ্যমে (কোসেল)।
• সমযোজী বন্ধন: দুটি সমধর্মী বা প্রায় সমান তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুর মধ্যে ইলেকট্রন জোড় সমভাবে ভাগ করে নেওয়ার মাধ্যমে (লুইস)।

দ্বিতীয় পর্যায়ের মৌলসমূহের ক্ষেত্রে এটি অত্যন্ত সফল হলেও অষ্টক সূত্রের তিনটি প্রধান ত্রুটি বা ব্যতিক্রম রয়েছে:

1. অসম্পূর্ণ অষ্টকবিশিষ্ট অণু (ইলেকট্রন-ঘাটতি অণু): কেন্দ্রীয় পরমাণুর যোজ্যতা কক্ষে আটটির কম ইলেকট্রন থাকে (যেমন, $\text{LiCl}$-এ ২, $\text{BeH}_2$-এ ৪, $\text{BF}_3$ ও $\text{AlCl}_3$-এ ৬টি ইলেকট্রন)।
2. বিজোড় ইলেকট্রনবিশিষ্ট অণু: অণুর মোট যোজ্যতা ইলেকট্রন সংখ্যা বিজোড় হওয়ায় সমস্ত পরমাণুর অষ্টক পূরণ সম্ভব হয় না (যেমন, নাইট্রিক অক্সাইড $\text{NO}$-এ ১১টি, নাইট্রোজেন ডাইঅক্সাইড $\text{NO}_2$-এ ১৭টি ইলেকট্রন)। এরা পরাচুম্বকীয় প্রকৃতির হয়।
3. প্রসারিত অষ্টক (Hypervalent Molecules): ৩য় ও পরবর্তী পর্যায়ের মৌলগুলির যোজ্যতা কক্ষে ফাঁকা $3d$ কক্ষক উপলব্ধ থাকায় এরা ১০, ১২ বা তার বেশি ইলেকট্রন ধারণ করতে পারে (যেমন, $\text{PCl}_5$-এ ১০টি, $\text{SF}_6$-এ ১২টি, $\text{IF}_7$-এ ১৪টি ইলেকট্রন, $\text{H}_2\text{SO}_4$)।

কোনো বহুপরমাণুক অণু বা আয়নের লুইস বিন্দু গঠনে উপস্থিত প্রতিটি পরমাণুর তাত্ত্বিক আধানকে ফর্মাল চার্জ (Formal Charge) বলে, যেখানে ধরে নেওয়া হয় প্রতিটি বন্ধনের ইলেকট্রন পরমাণুদ্বয়ের মধ্যে সমানভাবে বণ্টিত:

সর্বাধিক স্থায়ী লুইস গঠন নির্বাচনের নিয়ম:

• যে গঠনে সমস্ত পরমাণুর ফর্মাল চার্জ শূন্য বা শূন্যের সবচেয়ে কাছাকাছি, সেটি সর্বাধিক স্থায়ী।
• ঋণাত্মক ফর্মাল চার্জ সর্বদা অধিক তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুর ওপর থাকা আবশ্যক।
• পাশাপাশি দুটি পরমাণুর ওপর একই চিহ্নের ফর্মাল চার্জ থাকা অত্যন্ত অস্থায়ী।

কোনো কঠিন আয়নীয় যৌগের এক মোল পরিমাণ কেলাসকে তার উপাদান গ্যাসীয় আয়নে সম্পূর্ণ পৃথক করতে যে পরিমাণ শক্তির প্রয়োজন হয়, তাকে ঐ যৌগের ল্যাটিস এনথ্যালপি ($\Delta_L H^\circ$) বলে:

ল্যাটিস এনথ্যালপি সরাসরি পরীক্ষায় নির্ণয় করা যায় না; হেসের তাপসমষ্টির সূত্রের ওপর ভিত্তি করে বর্ন-হেবার চক্রের (Born-Haber Cycle) মাধ্যমে পরোক্ষভাবে হিসাব করা হয়:

আয়নীয় বন্ধন গঠনের অনুকূল শর্ত: ধাতব মৌলের নিম্ন আয়নন বিভব, অধাতব মৌলের উচ্চ ঋণাত্মক ইলেকট্রন গ্রহণ এনথ্যালপি এবং গঠিত কেলাসের উচ্চ ল্যাটিস শক্তি।

একই প্রকার পরমাণুর মধ্যে গঠিত সমযোজী বন্ধনে (যেমন, $\text{H}_2, \text{Cl}_2$) ইলেকট্রন জোড়টি উভয় নিউক্লিয়াসের ঠিক মাঝে থাকে, ফলে এটি অধ্রুবীয় সমযোজী বন্ধন। কিন্তু ভিন্ন পরমাণুর মধ্যে (যেমন, $\text{HF}, \text{HCl}$) অধিক তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুটি বন্ধন ইলেকট্রন জোড়কে নিজের দিকে আকর্ষণ করে, ফলে আংশিক ধনাত্মক ($\delta^+$) ও ঋণাত্মক ($\delta^-$) আধানের সৃষ্টি হয়। একে ধ্রুবীয় সমযোজী বন্ধন বলে।

কোনো ধ্রুবীয় অণুর সামগ্রিক ধ্রুবীয়তা তার দ্বিমেরু ভ্রামক ($\vec{\mu}$) দ্বারা পরিমাপ করা হয়:

দ্বিমেরু ভ্রামক একটি ভেক্টর রাশি যার রসায়নের প্রচলিত দিক তড়িৎধনাত্মক থেকে তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুর দিকে চিহ্নিত করা হয় ($\,+\hspace{-0.7em}\longrightarrow\,$)।

বহুপরমাণুক অণুর নিট দ্বিমেরু ভ্রামক হলো প্রতিটি বন্ধনের নিজস্ব ভ্রামক ও নিঃসঙ্গ জোড়ের ভ্রামকের ভেক্টর সমষ্টি:

• প্রতিসম অণুর ক্ষেত্রে শূন্য দ্বিমেরু ভ্রামক:
  • $\text{CO}_2$ (রৈখিক, $180^\circ$): দুটি সমান ও বিপরীতমুখী $\text{C}=\text{O}$ বন্ধন ভ্রামক পরস্পরকে সম্পূর্ণরূপে বাতিল করে: $\mu = 0\text{ D}$।
  • $\text{BF}_3$ (সমতলীয় ত্রিকোণাকার, $120^\circ$): তিনটি $\text{B}-\text{F}$ বন্ধন ভ্রামকের ভেক্টর লব্ধি শূন্য: $\mu = 0\text{ D}$।
  • $\text{CCl}_4, \text{CH}_4$ (সুষম চতুস্তলকীয়, $109.5^\circ$): চতুস্তলকীয় প্রতিসাম্যের কারণে নিট $\mu = 0\text{ D}$।
• $\text{NH}_3$ বনাম $\text{NF}_3$-এর দ্বিমেরু ভ্রামকের বৈপরীত্য:

  উভয় অণুই ত্রিকোণাকার পিরামিডাল এবং উভয়ের নাইট্রোজেনে একটি করে নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন জোড় রয়েছে। কিন্তু ফ্লোরিনের তড়িৎঋণাত্মকতা হাইড্রোজেনের চেয়ে অনেক বেশি হওয়া সত্ত্বেও অ্যামোনিয়ার দ্বিমেরু ভ্রামক ($1.47\text{ D}$) নাইট্রোজেন ট্রাইফ্লুরাইডের ($0.24\text{ D}$) চেয়ে বহুগুণ বেশি!

  কারণ: $\text{NH}_3$-তে নাইট্রোজেনের তড়িৎঋণাত্মকতা হাইড্রোজেনের চেয়ে বেশি হওয়ায় তিনটি $\text{N}-\text{H}$ বন্ধনের দ্বিমেরু ভেক্টর নাইট্রোজেনের দিকে নির্দেশিত থাকে। এই লব্ধি ভেক্টরটি নাইট্রোজেনের নিঃসঙ্গ জোড়ের অক্ষীয় ভেক্টরের একই দিকে কাজ করে এবং তাকে শক্তিশালী করে। অপরপক্ষে $\text{NF}_3$-তে ফ্লোরিনের আকর্ষণ বেশি হওয়ায় তিনটি $\text{N}-\text{F}$ বন্ধনের লব্ধি নিচের দিকে ফ্লোরিনের দিকে কাজ করে, যা নিঃসঙ্গ জোড়ের ঊর্ধ্বমুখী ভেক্টরের বিপরীত দিকে কাজ করে তাকে প্রায় প্রশমিত করে ফেলে।

কোনো বন্ধনই সম্পূর্ণ সমযোজী বা সম্পূর্ণ আয়নীয় নয়। তড়িৎঋণাত্মকতার পার্থক্য ($\Delta \chi = |\chi_A - \chi_B|$) থেকে শতকরা আয়নীয় চরিত্র নির্ণয়ে হান্নে-স্মিথ সমীকরণ (Hannay-Smith Equation) ব্যবহৃত হয়:

যখন $\Delta \chi = 1.7$ হয়, তখন বন্ধনটিতে ৫০% সমযোজী এবং ৫০% আয়নীয় চরিত্র থাকে।

যখন একটি ক্যাটায়ন কোনো অ্যানায়নের সান্নিধ্যে আসে, তখন ক্যাটায়নের ধনাত্মক আধান অ্যানায়নের ইলেকট্রন মেঘকে নিজের দিকে আকর্ষণ করে এবং অ্যানায়নের নিউক্লিয়াসকে বিকর্ষণ করে। এর ফলে অ্যানায়নের গোলাকার ইলেকট্রন মেঘের বিকৃতি ঘটে, যাকে পোলারায়ন (Polarization) বলে। পোলারায়নের ফলে ইলেকট্রন কিছুটা সমভাজিত হয় এবং আয়নীয় বন্ধনে সমযোজী চরিত্রের উৎপত্তি ঘটে।

ফ্যাজানের নিয়মাবলী:

1. ক্যাটায়নের ক্ষুদ্র আকার: ক্যাটায়ন যত ক্ষুদ্র হয়, তার আধানের ঘনত্ব ও পোলারায়ন ক্ষমতা (Polarizing Power, $\phi = z/r$) তত বেশি হয় (যেমন, $\text{Li}^+ > \text{Na}^+ > \text{K}^+$; ফলে $\text{LiCl}$ বেশি সমযোজী এবং জৈব দ্রাবকে দ্রবণীয়)।
2. অ্যানায়নের বৃহৎ আকার: অ্যানায়ন যত বড় হয়, তার সর্ববহিস্থ ইলেকট্রন মেঘের ওপর নিউক্লীয় আকর্ষণ শিথিল হয় এবং পোলারনযোগ্যতা বৃদ্ধি পায় (যেমন, $\text{I}^- > \text{Br}^- > \text{Cl}^- > \text{F}^-$; ফলে $\text{AgI}$ হলুদ বর্ণের ও সমযোজী, কিন্তু $\text{AgF}$ জলে দ্রবণীয় আয়নীয় যৌগ)।
3. ক্যাটায়ন বা অ্যানায়নের উচ্চ আধান: আধানের মান বৃদ্ধি পেলে তড়িৎ-আকর্ষণীয় বিকৃতি তীব্রতর হয় (যেমন, $\text{SnCl}_4$-এ $\text{Sn}^{4+}$ সমযোজী তরল, কিন্তু $\text{SnCl}_2$-এ $\text{Sn}^{2+}$ আয়নীয় কঠিন)।
4. ক্যাটায়নের ছদ্ম-নিষ্ক্রিয় গ্যাস বিন্যাস: ১৮-ইলেকট্রনযুক্ত সর্ববহিস্থ কক্ষ ($ns^2 np^6 nd^{10}$) বিশিষ্ট ক্যাটায়নগুলির (যেমন, $\text{Cu}^+, \text{Ag}^+$) পোলারায়ন ক্ষমতা সম-আকার ও সম-আধানযুক্ত ৮-ইলেকট্রন বিশিষ্ট ক্যাটায়ন (যেমন, $\text{Na}^+$) অপেক্ষা অনেক বেশি, কারণ $d$-ইলেকট্রনের আবরণী ক্ষমতা অত্যন্ত দুর্বল। তাই $\text{CuCl}$ সমযোজী ও অদ্রবণীয়, কিন্তু $\text{NaCl}$ তীব্র আয়নীয়।

সিডগউইক, পাওয়েল, গিলিস্পি ও নাইহোম কর্তৃক প্রবর্তিত Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) তত্ত্বের মূল ভিত্তি হলো কেন্দ্রীয় পরমাণুর যোজ্যতা কক্ষের ইলেকট্রন জোড়সমূহের পারস্পরিক স্থিরতাড়িতিক বিকর্ষণ সর্বনিম্ন রাখা:

1. অণুর ত্রিমাত্রিক আকৃতি কেন্দ্রীয় পরমাণুর যোজ্যতা কক্ষে উপস্থিত মোট ইলেকট্রন জোড়ের (বন্ধন জোড় bp এবং নিঃসঙ্গ জোড় lp) সংখ্যার ওপর নির্ভর করে।
2. ইলেকট্রন জোড়গুলি ত্রিমাত্রিক স্থানে এমনভাবে অবস্থান করে যাতে তাদের পারস্পরিক বিকর্ষণ সর্বনিম্ন এবং দূরত্ব সর্বাধিক হয়।
3. একটি নিঃসঙ্গ জোড় (Lone pair) একটিমাত্র নিউক্লিয়াস দ্বারা আকৃষ্ট থাকে বলে বেশি স্থান দখল করে; পক্ষান্তরে একটি বন্ধন জোড় (Bond pair) দুটি নিউক্লিয়াসের মাঝে আবদ্ধ থাকে বলে কম স্থান দখল করে।
4. ইলেকট্রন জোড়গুলির বিকর্ষণ ক্রম: $$\text{নিঃসঙ্গ জোড় - নিঃসঙ্গ জোড় (lp-lp)} > \text{নিঃসঙ্গ জোড় - বন্ধন জোড় (lp-bp)} > \text{বন্ধন জোড় - বন্ধন জোড় (bp-bp)}$$
5. দ্বিবন্ধন বা ত্রিবন্ধনকে জ্যামিতি নির্ণয়ের ক্ষেত্রে একটিমাত্র বৃহৎ ইলেকট্রন পুঞ্জ হিসেবে গণ্য করা হয়।

• $AB_2E$ প্রকার ($\text{SO}_2, \text{O}_3$): ২টি বন্ধন জোড় + ১টি নিঃসঙ্গ জোড়। ইলেকট্রন জ্যামিতি ত্রিকোণাকার সমতলীয় হলেও আকৃতি কৌণিক বা V-আকৃতির (Bent)। বন্ধন কোণ $120^\circ$ থেকে কমে $119.5^\circ$ হয়।
• $AB_3E$ প্রকার ($\text{NH}_3, \text{PCl}_3$): ৩টি বন্ধন জোড় + ১টি নিঃসঙ্গ জোড়। ইলেকট্রন জ্যামিতি চতুস্তলকীয়; আকৃতি ত্রিকোণাকার পিরামিডাল। $lp-bp$ বিকর্ষণের ফলে কোণ $109.5^\circ$ থেকে সংকুচিত হয়ে $107^\circ$ হয়।
• $AB_2E_2$ প্রকার ($\text{H}_2\text{O}, \text{H}_2\text{S}$): ২টি বন্ধন জোড় + ২টি নিঃসঙ্গ জোড়। তীব্র $lp-lp$ বিকর্ষণের কারণে আকৃতি কৌণিক (V-shaped) এবং বন্ধন কোণ আরও হ্রাস পেয়ে $104.5^\circ$ হয়।
• $AB_4E$ প্রকার ($\text{SF}_4$): ৪টি বন্ধন জোড় + ১টি নিঃসঙ্গ জোড়। নিঃসঙ্গ জোড়টি বিষুবীয় স্থানে থাকে (যাতে মাত্র দুটি $90^\circ$ বিকর্ষণ হয়)। আকৃতি: ঢেঁকি বা সী-স (See-saw)।
• $AB_3E_2$ প্রকার ($\text{ClF}_3$): ৩টি বন্ধন জোড় + ২টি নিঃসঙ্গ জোড় (উভয় নিঃসঙ্গ জোড় বিষুবীয় স্থানে থাকে)। আকৃতি: T-আকৃতির (T-shaped)।
• $AB_2E_3$ প্রকার ($\text{XeF}_2, \text{I}_3^-$): ২টি বন্ধন জোড় + ৩টি নিঃসঙ্গ জোড় (তিনটি নিঃসঙ্গ জোড় বিষুবীয় স্থানে $120^\circ$-এ প্রতিসমভাবে থাকে)। আকৃতি: রৈখিক (Linear)।
• $AB_4E_2$ প্রকার ($\text{XeF}_4$): ৪টি বন্ধন জোড় + ২টি নিঃসঙ্গ জোড় (নিঃসঙ্গ জোড় দুটি বিপরীত অক্ষীয় স্থানে থাকে)। আকৃতি: বর্গাকার সমতলীয় (Square Planar)।

$\text{PCl}_5$ অণুর ত্রিকোণীয় দ্বিপিরামিডাল জ্যামিতিতে ৫টি $\text{P}-\text{Cl}$ বন্ধন সমতুল্য নয়:

• ৩টি বিষুবীয় বন্ধন (Equatorial bonds) একই তলে $120^\circ$ কোণে অবস্থিত। এরা কেবল দুটি অক্ষীয় বন্ধন থেকে $90^\circ$ বিকর্ষণ অনুভব করে।
• ২টি অক্ষীয় বন্ধন (Axial bonds) তলের লম্বভাবে উপরে ও নিচে অবস্থান করে। প্রতিটি অক্ষীয় বন্ধন তিনটি বিষুবীয় বন্ধন থেকে $90^\circ$ বিকর্ষণ অনুভব করে।

অধিক বিকর্ষণ বলের কারণে অক্ষীয় বন্ধন দুটি বিষুবীয় বন্ধন অপেক্ষা দীর্ঘতর ও দুর্বল হয় (অক্ষীয় বন্ধন দৈর্ঘ্য $= 240\text{ pm}$, বিষুবীয় $= 202\text{ pm}$)। ফলে সামান্য উত্তাপেই $\text{PCl}_5$ অক্ষীয় বন্ধন ভেঙে বিয়োজিত হয়: $\text{PCl}_5(g) \overset{\Delta}{\longrightarrow} \text{PCl}_3(g) + \text{Cl}_2(g)$।

হাইটলার ও লন্ডন (১৯২৭) এবং পরবর্তীতে পাউলিং কর্তৃক পরিমার্জিত যোজ্যতা বন্ধন তত্ত্ব অনুসারে বিপরীত ঘূর্ণনযুক্ত অযুগ্ম ইলেকট্রন সমন্বিত দুটি পারমাণবিক কক্ষকের মিলনে সমযোজী বন্ধন গঠিত হয়।

$\text{H}_2$ অণু গঠনের স্থিতিশক্তি রেখাচিত্র: দুটি হাইড্রোজেন পরমাণু অসীম দূরত্ব থেকে পরস্পরের নিকটে এলে আকর্ষণ বল (একটির নিউক্লিয়াস ও অন্যটির ইলেকট্রন) এবং বিকর্ষণ বল (নিউক্লিয়াসদ্বয় ও ইলেকট্রনদ্বয়ের মধ্যে) কার্যকর হয়। যখন তাদের মধ্যবর্তী দূরত্ব $74\text{ pm}$ (বন্ধন দৈর্ঘ্য) হয়, তখন আকর্ষণ বল বিকর্ষণ বলকে অতিক্রম করে স্থিতিশক্তি সর্বনিম্ন ($-435.8\text{ kJ/mol}$, বন্ধন এনথ্যালপি) স্তরে পৌঁছায় এবং সুস্থিত $\text{H}_2$ অণু সৃষ্টি হয়।

• সিগমা ($\sigma$) বন্ধন: দুটি পারমাণবিক কক্ষকের আন্তঃনিউক্লীয় অক্ষ বরাবর অক্ষীয় বা সামনাসামনি (Head-on / Coaxial) অভিলেপনের ফলে গঠিত হয়।
  • $s-s$ অভিলেপন ($\text{H}_2$)
  • $s-p$ অভিলেপন ($\text{HF}$)
  • $p-p$ অক্ষীয় অভিলেপন ($\text{F}_2$)

  যেহেতু অক্ষ বরাবর অভিলেপনের মাত্রা সর্বাধিক, তাই $\sigma$-বন্ধন অত্যন্ত দৃঢ় হয়, এর ইলেকট্রন মেঘ প্রতিসম থাকে এবং আন্তঃনিউক্লীয় অক্ষের সাপেক্ষে মুক্ত আবর্তন সম্ভব।

• পাই ($\pi$) বন্ধন: আন্তঃনিউক্লীয় অক্ষের লম্বভাবে অবস্থিত দুটি সমান্তরাল $p$-কক্ষকের পার্শ্বীয় (Lateral / Sideways) অভিলেপনের দ্বারা গঠিত হয়।

  পার্শ্বীয় অভিলেপনের মাত্রা কম হওয়ায় $\pi$-বন্ধন $\sigma$-বন্ধন অপেক্ষা অনেক দুর্বল। $\pi$-বন্ধন এককভাবে গঠিত হতে পারে না; এটি সর্বদা পূর্বগঠিত $\sigma$-বন্ধনের ওপর গঠিত হয় (দ্বিবন্ধন = $১\sigma + ১\pi$; ত্রিবন্ধন = $১\sigma + ২\pi$)। এর অক্ষের সাপেক্ষে মুক্ত আবর্তন সম্ভব নয়।

মিথেন ($\text{CH}_4$) অণুতে কার্বনের যোজ্যতা কক্ষে একটি $2s$ এবং তিনটি $2p$ কক্ষক থাকা সত্ত্বেও কেন চারটি $\text{C}-\text{H}$ বন্ধন সম্পূর্ণ সমতুল্য এবং ১০৯.৫° কোণে থাকে, তা ব্যাখ্যা করার জন্য পাউলিং সংকরায়নের অবতারণা করেন। প্রায় সমান শক্তিসম্পন্ন একাধিক পারমাণবিক কক্ষকের মিশ্রণে সমসংখ্যক, সমশক্তি ও নির্দিষ্ট দিকসম্পন্ন নতুন সমতুল্য কক্ষক সৃষ্টির প্রক্রিয়াকে সংকরায়ন (Hybridization) বলে।

• $sp$ সংকরায়ন (রৈখিক, ১৮০°): একটি $s$ ও একটি $p$ কক্ষকের মিশ্রণে দুটি সমতুল্য $sp$ সংকর কক্ষক গঠিত হয় (৫০% $s$-চরিত্র)। উদাহরণ: $\text{BeCl}_2, \text{C}_2\text{H}_2$ (অ্যাসিটিলিন), $\text{CO}_2$।
• $sp^2$ সংকরায়ন (সমতলীয় ত্রিকোণাকার, ১২০°): একটি $s$ ও দুটি $p$ কক্ষকের মিশ্রণে তিনটি সমতুল্য $sp^2$ কক্ষক গঠিত হয় (৩৩.৩% $s$-চরিত্র)। উদাহরণ: $\text{BF}_3, \text{C}_2\text{H}_4$ (ইথিলিন)।
• $sp^3$ সংকরায়ন (চতুস্তলকীয়, ১০৯.৫°): একটি $s$ ও তিনটি $p$ কক্ষকের মিশ্রণে চারটি সমতুল্য $sp^3$ সংকর কক্ষক গঠিত হয় (২৫% $s$-চরিত্র)। উদাহরণ: $\text{CH}_4, \text{NH}_3, \text{H}_2\text{O}$।
• $sp^3d$ সংকরায়ন (ত্রিকোণীয় দ্বিপিরামিডাল): একটি $s$, তিনটি $p$ ও একটি $d_{z^2}$ কক্ষকের মিশ্রণে পাঁচটি সংকর কক্ষক গঠিত হয় ($120^\circ$ বিষুবীয়, $90^\circ$ অক্ষীয়)। উদাহরণ: $\text{PCl}_5$।
• $sp^3d^2$ সংকরায়ন (অষ্টতলকীয়, ৯০°): একটি $s$, তিনটি $p$, $d_{x^2-y^2}$ ও $d_{z^2}$ কক্ষকের মিশ্রণে ছয়টি সংকর কক্ষক গঠিত হয়। উদাহরণ: $\text{SF}_6$।

হুন্ড ও মুলিকেন (১৯৩২) কর্তৃক উদ্ভাবিত আণবিক কক্ষক তত্ত্ব অনুসারে কোনো অণুর ইলেকট্রনসমূহ কোনো একক পরমাণুর নির্দিষ্ট নিউক্লিয়াসের অধীন না থেকে সমগ্র অণুর সমস্ত নিউক্লিয়াসের সাধারণ প্রভাবে (Polycentric) অবস্থান করে।

LCAO (Linear Combination of Atomic Orbitals) নীতি:

পরমাণুদ্বয়ের পারমাণবিক তরঙ্গ অপেক্ষক $\psi_A$ ও $\psi_B$ রৈখিক সংযুক্তির মাধ্যমে দুটি আণবিক কক্ষক সৃষ্টি করে:

• বন্ধন সৃষ্টিকারী আণবিক কক্ষক (Bonding MO, $\psi = \psi_A + \psi_B$): গঠনমূলক ব্যতিচারের ফলে নিউক্লিয়াসদ্বয়ের মাঝে ইলেকট্রন মেঘের ঘনত্ব বৃদ্ধি পায়। এর শক্তি পারমাণবিক কক্ষক অপেক্ষা কম এবং স্থায়িত্ব বেশি (চিহ্ন: $\sigma, \pi$)।
• বিপরীত বন্ধন সৃষ্টিকারী আণবিক কক্ষক (Antibonding MO, $\psi^* = \psi_A - \psi_B$): ধ্বংসাত্মক ব্যতিচারের ফলে নিউক্লিয়াসদ্বয়ের মাঝে একটি নোডাল তল সৃষ্টি হয় যেখানে ইলেকট্রন ঘনত্ব শূন্য। এর শক্তি বেশি এবং এটি অণুকে অস্থিতিশীল করে (চিহ্ন: $\sigma^*, \pi^*$)।

1. ১৪ বা তার কম ইলেকট্রনযুক্ত অণু/আয়নের ক্ষেত্রে ($\text{B}_2, \text{C}_2, \text{N}_2$):

   $2s$ ও $2p_z$ কক্ষকের মধ্যে তীব্র মিশ্রণের কারণে $\sigma 2p_z$ কক্ষকের শক্তি বৃদ্ধি পেয়ে $\pi 2p_x$ ও $\pi 2p_y$ এর উপরে চলে যায়:

   $$\sigma 1s < \sigma^* 1s < \sigma 2s < \sigma^* 2s < (\pi 2p_x = \pi 2p_y) < \sigma 2p_z < (\pi^* 2p_x = \pi^* 2p_y) < \sigma^* 2p_z$$
2. ১৪-এর বেশি ইলেকট্রনযুক্ত অণু/আয়নের ক্ষেত্রে ($\text{O}_2, \text{F}_2$):

   $2s$ ও $2p$-এর শক্তির ব্যবধান বেশি হওয়ায় কক্ষক মিশ্রণ ঘটে না এবং স্বাভাবিক শক্তির ক্রম বজায় থাকে:

   $$\sigma 1s < \sigma^* 1s < \sigma 2s < \sigma^* 2s < \sigma 2p_z < (\pi 2p_x = \pi 2p_y) < (\pi^* 2p_x = \pi^* 2p_y) < \sigma^* 2p_z$$

বন্ধন ক্রমের তাৎপর্য:

• $\text{BO} > 0$ হলে অণুটি সুস্থিত এবং তার অস্তিত্ব সম্ভব। $\text{BO} \le 0$ হলে অণু গঠিত হতে পারে না (যেমন, $\text{He}_2$-এর ক্ষেত্রে $N_b = 2, N_a = 2 \implies \text{BO} = 0$)।
• $\text{BO} = 1$ নির্দেশ করে একবন্ধন; $\text{BO} = 2$ নির্দেশ করে দ্বিবন্ধন; $\text{BO} = 3$ নির্দেশ করে ত্রিবন্ধন।
• বন্ধন এনথ্যালপি $\propto$ বন্ধন ক্রম; বন্ধন দৈর্ঘ্য $\propto \frac{1}{\text{বন্ধন ক্রম}}$।

চিরাচরিত লুইস অষ্টক গঠন অনুযায়ী অক্সিজেনের সব ইলেকট্রন জোড়বদ্ধ ($\,:\text{O}=\text{O}:\,$), ফলে এর তিরশ্চুম্বকীয় (Diamagnetic) হওয়ার কথা। কিন্তু বাস্তবে তরল অক্সিজেন চৌম্বক ক্ষেত্র দ্বারা প্রবলভাবে আকৃষ্ট হয় (পরাচুম্বকীয়)।

MOT ব্যাখ্যা (১৬টি ইলেকট্রন):

এখানে $N_b = 10, N_a = 6 \implies \text{BO} = \frac{10-6}{2} = 2$। হুন্ডের নিয়ম অনুসারে দুটি সর্বোচ্চ শক্তিসম্পন্ন ইলেকট্রন সমশক্তির দুটি বিপরীত বন্ধন সৃষ্টিকারী কক্ষকে একটি করে প্রবেশ করে ($\pi^* 2p_x^1, \pi^* 2p_y^1$)। এই দুটি অযুগ্ম ইলেকট্রনের উপস্থিতি অক্সিজেনের পরীক্ষালব্ধ পরাচুম্বকত্ব নিঃসংশয়ে প্রমাণ করে।

স্থায়িত্বের ক্রম: $\text{O}_2^+ > \text{O}_2 > \text{O}_2^- > \text{O}_2^{2-}$ | বন্ধন দৈর্ঘ্যের ক্রম: $\text{O}_2^+ < \text{O}_2 < \text{O}_2^- < \text{O}_2^{2-}$

কোনো তীব্র তড়িৎঋণাত্মক ক্ষুদ্র পরমাণুর সাথে সমযোজী বন্ধনে আবদ্ধ হাইড্রোজেন পরমাণু এবং কাছাকাছি থাকা অন্য কোনো তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুর নিঃসঙ্গ জোড়ের মধ্যকার স্থিরতাড়িতিক আকর্ষণ বলকে হাইড্রোজেন বন্ধন (H-bond) বলে:

হাইড্রোজেন বন্ধন গঠনের অপরিহার্য শর্ত:

1. হাইড্রোজেন পরমাণুটিকে একটি অত্যন্ত ক্ষুদ্র ও তীব্র তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুর সাথে (প্রধানত ফ্লোরিন, অক্সিজেন বা নাইট্রোজেন) সমযোজীভাবে যুক্ত থাকতে হবে।
2. তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুটিতে অন্তত একটি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন জোড় থাকতে হবে।

হাইড্রোজেন বন্ধনের শক্তি সাধারণত $10$ থেকে $40\text{ kJ/mol}$ হয়। এটি প্রকৃত সমযোজী বন্ধন ($200-450\text{ kJ/mol}$) অপেক্ষা দুর্বল কিন্তু সাধারণ ভ্যান ডার ওয়ালস বল ($2-10\text{ kJ/mol}$) অপেক্ষা অনেক শক্তিশালী।

• আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন (Intermolecular H-Bonding): একই বা ভিন্ন যৌগের পৃথক পৃথক অণুর মধ্যে গঠিত হয়।
  • উদাহরণ: $\text{H}_2\text{O}, \text{HF}, \text{NH}_3$, অ্যালকোহল ও কার্বক্সিলিক অ্যাসিড।
  • প্রভাব: অণুগুলির সংযোজন (Association) ঘটায়; স্ফুটনাঙ্ক, সান্দ্রতা ও পৃষ্ঠটান বহুগুণ বৃদ্ধি করে এবং জলে দ্রাব্যতা প্রদান করে।
• অন্তর্বর্তী বা অন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন (Intramolecular H-Bonding / Chelation): একই অণুর অভ্যন্তরে দুটি পাশাপাশি কার্যকরী মূলকের মধ্যে বলয়াকার গঠন সৃষ্টির মাধ্যমে ঘটে।
  • উদাহরণ: অর্থো-নাইট্রোফেনল (o-nitrophenol), স্যালিসিল্যালডিহাইড।
  • প্রভাব: অণুকে নিজস্ব গণ্ডির মধ্যে সীমাবদ্ধ রাখে এবং অন্যান্য অণুর সাথে সংযোজন প্রতিহত করে; ফলে স্ফুটনাঙ্ক ও গলনাঙ্ক হ্রাস পায় এবং বাষ্পীয় উদ্বায়িতা বৃদ্ধি পায়।

1. ১৫, ১৬ ও ১৭ নম্বর শ্রেণির হাইড্রাইডসমূহের স্ফুটনাঙ্কের ব্যতিক্রম:

   সাধারণত আণবিক ভর বৃদ্ধির সাথে ভ্যান ডার ওয়ালস বল বৃদ্ধি পাওয়ায় স্ফুটনাঙ্ক বাড়ে (যেমন, $\text{H}_2\text{S} < \text{H}_2\text{Se} < \text{H}_2\text{Te}$)। কিন্তু প্রথম সারির হাইড্রাইডগুলির—$\text{H}_2\text{O} (100^\circ\text{C})$, $\text{HF} (19.5^\circ\text{C})$ এবং $\text{NH}_3 (-33^\circ\text{C})$—তীব্র আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধনের কারণে স্ফুটনাঙ্ক তাদের পরবর্তী হাইড্রাইড অপেক্ষা অনেক বেশি।

   জল ও $\text{HF}$-এর মধ্যে $\text{H}-\text{F}$ বন্ধনের পোলারিটি বেশি হলেও জলের স্ফুটনাঙ্ক ($100^\circ\text{C}$) $\text{HF}$ ($19.5^\circ\text{C}$) অপেক্ষা অনেক বেশি। কারণ একটি জলের অণু তার দুটি হাইড্রোজেন ও দুটি নিঃসঙ্গ জোড় ব্যবহার করে গড়ে ৪টি হাইড্রোজেন বন্ধন গঠন করতে পারে এবং ত্রিমাত্রিক জালক তৈরি করে; অপরপক্ষে $\text{HF}$ অণু গড়ে মাত্র ২টি হাইড্রোজেন বন্ধন তৈরি করতে পারে।

2. বরফের উন্মুক্ত খাঁচা সদৃশ গঠন ও জলের ঘনত্বের ব্যতিক্রম:

   কঠিন বরফে প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু চারটি অক্সিজেন পরমাণু দ্বারা চতুস্তলকীয়ভাবে পরিবেষ্টিত থাকে—দুটি স্বাভাবিক সমযোজী বন্ধন ($100\text{ pm}$) এবং দুটি হাইড্রোজেন বন্ধন ($176\text{ pm}$) দ্বারা। এই চতুস্তলকীয় বিন্যাস বরফে প্রচুর ফাঁকা স্থানযুক্ত একটি উন্মুক্ত ষড়ভুজাকার খাঁচার মতো কেলাস তৈরি করে।

   ০°C তাপমাত্রায় বরফ গলে জলে পরিণত হলে হাইড্রোজেন বন্ধন আংশিক ভেঙে এই উন্মুক্ত খাঁচাটি ভেঙে পড়ে এবং মুক্ত জলের অণুগুলি ফাঁকা স্থানে প্রবেশ করে ঘনসন্নিবিষ্ট হয়। ফলে ০°C তাপমাত্রায় বরফের ঘনত্ব ($\sim 0.917\text{ g/cm}^3$) তরল জলের ($1.000\text{ g/cm}^3$) চেয়ে কম হয় এবং বরফ জলে ভাসে। ০°C থেকে ৪°C পর্যন্ত এই সংকোচন প্রভাব সাধারণ তাপীয় প্রসারণকে ছাপিয়ে যায়, ফলে ৪°C তাপমাত্রায় জলের ঘনত্ব সর্বাধিক হয়।

3. অর্থো-নাইট্রোফেনল ও প্যারা-নাইট্রোফেনলের বাষ্প পাতন পৃথকীকরণ:

   অর্থো-নাইট্রোফেনলে $-\text{OH}$ এবং $-\text{NO}_2$ মূলক পাশাপাশি কার্বনে অবস্থান করায় অন্তঃআণবিক H-বন্ধন গঠন করে একটি স্থিতিশীল ৬-সদস্যের বলয় তৈরি করে। এটি অন্যান্য অণুর সাথে যুক্ত হতে পারে না, ফলে এর স্ফুটনাঙ্ক কম ($216^\circ\text{C}$) এবং এটি সহজেই বাষ্পে পরিণত হয় (Steam-volatile)। কিন্তু প্যারা-নাইট্রোফেনলে মূলক দুটি পরস্পরের বিপরীতে থাকায় এরা দীর্ঘ শৃঙ্খলে আন্তঃআণবিক H-বন্ধন দ্বারা যুক্ত থাকে। ফলে এর স্ফুটনাঙ্ক অনেক বেশি ($279^\circ\text{C}$) এবং এটি অনুদ্বায়ী। সুতরাং মিশ্রণে বাষ্প চালনা করলে অর্থো-নাইট্রোফেনল পাতিত হয়ে আলাদা হয়ে যায়।