মৌলসমূহের শ্রেণীবিন্যাস ও ধর্মে পর্যায়বৃত্ততা

মৌলসমূহের ভৌত ও রাসায়নিক ধর্মের মধ্যে পারস্পরিক সম্পর্ক অনুসন্ধানের মাধ্যমেই রসায়নের ইতিহাসের অন্যতম শ্রেষ্ঠ বৈজ্ঞানিক পরিকাঠামো পর্যায় সারণির উন্মেষ ঘটে।

• ডোবেরাইনারের ত্রয়ী সূত্র (১৮২৯): জার্মান বিজ্ঞানী জোহান ওল্ফগ্যাং ডোবেরাইনার সদৃশ ধর্মবিশিষ্ট তিনটি করে মৌল নিয়ে কতগুলি শ্রেণি গঠন করেন, যাদের ত্রয়ী (Triads) বলা হয়। প্রতিটি ত্রয়ীর মাঝের মৌলটির পারমাণবিক ভর অপর দুটি মৌলের পারমাণবিক ভরের গড়ের প্রায় সমান হয়:
  • লিথিয়াম (৬.৯), সোডিয়াম (২৩.০), পটাসিয়াম (৩৯.১): \(\frac{6.9 + 39.1}{2} = 23.0\)
  • ক্লোরিন (৩৫.৫), ব্রোমিন (৭৯.৯), আয়োডিন (১২৬.৯): \(\frac{35.5 + 126.9}{2} = 81.2 \approx 79.9\)
  • ক্যালসিয়াম (৪০.১), স্ট্রনশিয়াম (৮৭.৬), বেরিয়াম (১৩৭.৩): \(\frac{40.1 + 137.3}{2} = 88.7 \approx 87.6\)
  সীমাবদ্ধতা: তদানীন্তন আবিষ্কৃত সমস্ত মৌলের ক্ষেত্রে এই ত্রয়ী নীতি কার্যকর করা সম্ভব হয়নি।
• নিউল্যান্ডসের অষ্টক সূত্র (১৮৬৫): জন নিউল্যান্ডস মৌলগুলিকে তাদের পারমাণবিক ভরের ঊর্ধ্বক্রমানুসারে সাজিয়ে দেখেন যে কোনো একটি নির্দিষ্ট মৌল থেকে শুরু করলে অষ্টম মৌলটির ধর্ম প্রথম মৌলের অনুরূপ হয়, যেমন ভারতীয় সংগীতে সা, রে, গা, মা, পা, ধা, নি, সা: \[\text{Li, Be, B, C, N, O, F} \rightarrow \text{Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl} \rightarrow \text{K, Ca}\] সীমাবদ্ধতা: এই সূত্রটি কেবল ক্যালসিয়াম (\(Z = 20\)) পর্যন্ত মৌলগুলির ক্ষেত্রে সঠিক ছিল। ভারী মৌল ও পরবর্তীকালে নিষ্ক্রিয় গ্যাস আবিষ্কারের পর এই অষ্টক বিন্যাস ভেঙে পড়ে।
• লোথার মেয়ারের পারমাণবিক আয়তন লেখচিত্র (১৮৬৯): লোথার মেয়ার বিভিন্ন মৌলের পারমাণবিক ভর বনাম পারমাণবিক আয়তনের (\(V_{\text{at}} = \frac{\text{ভর}}{\text{ঘনত্ব}}\)) লেখচিত্র অঙ্কন করেন:
  • ক্ষার ধাতুগুলি (Li, Na, K, Rb, Cs) লেখচিত্রের সর্বোচ্চ চূড়ায় অবস্থান করে।
  • ক্ষারীয় মৃত্তিকা ধাতুগুলি নিম্নগামী অংশে অবস্থান করে।
  • হ্যালোজেন মৌলগুলি ঊর্ধ্বগামী অংশে অবস্থান করে।
  • সন্ধিগত মৌলগুলি লেখচিত্রের সর্বনিম্ন তলদেশে অবস্থান করে।

রাশিয়ান বিজ্ঞানী দিমিত্রি মেন্ডেলিফ তাঁর বিখ্যাত পর্যায় সূত্র প্রবর্তন করেন: "বিভিন্ন মৌলের ভৌত ও রাসায়নিক ধর্মসমূহ তাদের পারমাণবিক ভর বৃদ্ধির সঙ্গে পর্যায়ক্রমে পুনরাবৃত্ত হয়।"

• সারণির গঠন: মেন্ডেলিফ তদানীন্তন আবিষ্কৃত ৬৩টি মৌলকে ৮টি উলম্ব স্তম্ভ (Group I থেকে VIII) এবং ৬টি অনুভূমিক সারিতে (Period) বিন্যস্ত করেন। তিনি মৌলসমূহের অক্সিজেন ও হাইড্রোজেনের সাথে যৌগের সংকেতকে (অক্সাইড ও হাইড্রাইড) ভিত্তি হিসেবে গ্রহণ করেন।
• মেন্ডেলিফের পর্যায় সারণির ঐতিহাসিক সাফল্য:
  1. মৌলের ধর্মের সুশৃঙ্খল পাঠ: বিশৃঙ্খলভাবে ছড়িয়ে থাকা বিভিন্ন মৌলের ধর্মকে একটি একক কাঠামোর মধ্যে আনয়ন।
  2. অনাবিষ্কৃত মৌলের সফল ভবিষ্যদ্বাণী: মেন্ডেলিফ তাঁর সারণিতে কয়েকটি ফাঁকা স্থান রেখে দেন এবং সেই অনাবিষ্কৃত মৌলগুলির ধর্ম নিখুঁতভাবে গণনা করেন:
     • একা-অ্যালুমিনিয়াম (Eka-Aluminium): ১৮৭৫ সালে লেকক দ্য বোয়াবোদ্রা কর্তৃক গ্যালিয়াম (Ga) হিসেবে আবিষ্কৃত হয়। মেন্ডেলিফের অনুমিত ঘনত্ব ছিল \(5.9\text{ g/cm}^3\), পারমাণবিক ভর ৬৮; বাস্তবে গ্যালিয়ামের ঘনত্ব \(5.94\text{ g/cm}^3\) ও ভর ৬৯.৭।
     • একা-সিলিকন (Eka-Silicon): ১৮৮৬ সালে উইঙ্কলার কর্তৃক জার্মেনিয়াম (Ge) হিসেবে আবিষ্কৃত হয়। মেন্ডেলিফের অনুমিত ঘনত্ব ছিল \(5.5\text{ g/cm}^3\); বাস্তবে জার্মেনিয়ামের ঘনত্ব \(5.35\text{ g/cm}^3\) ও ভর ৭২.৬।
     • একা-বোরন (Eka-Boron): আবিষ্কৃত হয় স্ক্যান্ডিয়াম (Sc) হিসেবে।
  3. সন্দেহজনক পারমাণবিক ভরের সংশোধন: বেরিলিয়ামের যোজ্যতা ৩ এবং সমতুল্যাঙ্ক ৪.৫ ধরে পূর্বে পারমাণবিক ভর ১৩.৫ মনে করা হত, যা সারণিতে অনুপযুক্ত স্থানে পড়ত। মেন্ডেলিফ বেরিলিয়ামের যোজ্যতা ২ (\(\text{BeO}\)) নির্ধারণ করে সঠিক পারমাণবিক ভর \(4.5 \times 2 = 9.0\) নির্ণয় করেন। এছাড়াও তিনি ইন্ডিয়াম, সোনা ও প্ল্যাটিনামের ভর সংশোধন করেন।
• মেন্ডেলিফের সারণির ত্রুটি ও অসঙ্গতি:
  1. অসংগত জোড় (Anomalous Pairs): ধর্মের সামঞ্জস্য বজায় রাখতে গিয়ে বেশি পারমাণবিক ভরের মৌলকে কম পারমাণবিক ভরের মৌলের আগে স্থান দেওয়া হয়:
     • আর্গন (\(39.94\))-কে পটাসিয়াম (\(39.10\))-এর পূর্বে স্থাপন।
     • কোবাল্ট (\(58.93\))-কে নিকেল (\(58.71\))-এর পূর্বে স্থাপন।
     • টেলুরিয়াম (\(127.60\))-কে আয়োডিন (\(126.90\))-এর পূর্বে স্থাপন।
     • থোরিয়াম (\(232.04\))-কে প্রোটেক্টিনিয়াম (\(231.04\))-এর পূর্বে স্থাপন।
  2. আইসোটোপের অবস্থান সংক্রান্ত সমস্যা: আইসোটোপগুলির পারমাণবিক ভর ভিন্ন হওয়ায় পারমাণবিক ভরভিত্তিক সারণিতে তাদের পৃথক স্থান পাওয়া উচিত ছিল; কিন্তু বাস্তবে তাদের রাসায়নিক ধর্ম এক হওয়ায় পৃথক স্থান দেওয়া অসম্ভব ছিল।
  3. হাইড্রোজেনের বিতর্কিত অবস্থান: ক্ষার ধাতু (গ্রুপ I) এবং হ্যালোজেন (গ্রুপ VII) উভয়ের সাথেই সাদৃশ্য প্রদর্শন করে।
  4. অসদৃশ মৌলদের একত্র সমাবেশ: অত্যন্ত সক্রিয় ক্ষার ধাতুর সাথে মুদ্রা ধাতু (Cu, Ag, Au) একই গ্রুপে স্থান পেয়েছিল।

ব্রিটিশ পদার্থবিজ্ঞানী হেনরি মোসলে বিভিন্ন ধাতুর ওপর উচ্চগতির ক্যাথোড রশ্মি নিক্ষেপ করে নির্গত চারিত্রিক \(K_\alpha\) এক্স-রশ্মির কম্পাঙ্ক (\(\nu\)) পরিমাপ করেন এবং দেখতে পান:

যেখানে \(Z\) হল মৌলের পারমাণবিক সংখ্যা এবং \(a, b\) হল ধ্রুবক। \(\sqrt{\nu}\)-এর সাথে পারমাণবিক ভর প্লট করলে বক্ররেখা পাওয়া যায়, কিন্তু পারমাণবিক সংখ্যা \(Z\) প্লট করলে একটি নিখুঁত সরলরেখা পাওয়া যায়।

সিদ্ধান্ত: পারমাণবিক ভর নয়, বরং নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যা বা পারমাণবিক সংখ্যাই (\(Z\)) মৌলের ধর্মের মূল নিয়ন্ত্রক। এর ফলে মেন্ডেলিফের সমস্ত অসংগত জোড়ের সমাধান হয়: \(\text{Ar } (Z=18)\) স্বাভাবিকভাবেই \(\text{K } (Z=19)\)-এর পূর্বে এবং \(\text{Co } (Z=27)\) নিকেল \(\text{Ni } (Z=28)\)-এর পূর্বে বসে।

ইলেকট্রন বিন্যাসের বোর-বারি নিয়মের ওপর ভিত্তি করে প্রতিষ্ঠিত আধুনিক দীর্ঘ পর্যায় সারণিতে মৌলসমূহ ৭টি অনুভূমিক পর্যায় এবং ১৮টি উলম্ব শ্রেণিতে বিন্যস্ত।

• ১৮টি শ্রেণি: আধুনিক IUPAC সুপারিশ অনুযায়ী শ্রেণিগুলিকে ১ থেকে ১৮ সংখ্যায় চিহ্নিত করা হয়। একই শ্রেণির মৌলসমূহের বহিঃস্থ কক্ষের ইলেকট্রন বিন্যাস হুবহু এক হওয়ায় তারা সাদৃশ্যপূর্ণ রাসায়নিক ধর্ম প্রদর্শন করে।
• ৭টি পর্যায়: পর্যায় সংখ্যা সরাসরি সর্ববহিঃস্থ যোজ্যতা কক্ষের মুখ্য কোয়ান্টাম সংখ্যা \(n\)-কে নির্দেশ করে:
  • পর্যায় ১ (অতি হ্রস্ব পর্যায়): \(n = 1\) (\(1s\) পূর্ণ হয়)। মাত্র ২টি মৌল: \(\text{H } (1s^1)\) ও \(\text{He } (1s^2)\)।
  • পর্যায় ২ (হ্রস্ব পর্যায়): \(n = 2\) (\(2s, 2p\) পূর্ণ হয়)। ৮টি মৌল: \(\text{Li } (Z=3)\) থেকে \(\text{Ne } (Z=10)\)।
  • পর্যায় ৩ (হ্রস্ব পর্যায়): \(n = 3\) (\(3s, 3p\) পূর্ণ হয়)। ৮টি মৌল: \(\text{Na } (Z=11)\) থেকে \(\text{Ar } (Z=18)\)।
  • পর্যায় ৪ (দীর্ঘ পর্যায়): \(n = 4\) (\(4s, 3d, 4p\) পূর্ণ হয়)। ১৮টি মৌল: \(\text{K } (Z=19)\) থেকে \(\text{Kr } (Z=36)\)। 3d সন্ধিগত মৌল অন্তর্ভুক্ত।
  • পর্যায় ৫ (দীর্ঘ পর্যায়): \(n = 5\) (\(5s, 4d, 5p\) পূর্ণ হয়)। ১৮টি মৌল: \(\text{Rb } (Z=37)\) থেকে \(\text{Xe } (Z=54)\)। 4d সন্ধিগত মৌল অন্তর্ভুক্ত।
  • পর্যায় ৬ (অতি দীর্ঘ পর্যায়): \(n = 6\) (\(6s, 4f, 5d, 6p\) পূর্ণ হয়)। ৩২টি মৌল: \(\text{Cs } (Z=55)\) থেকে \(\text{Rn } (Z=86)\)। এতে ১৪টি ল্যান্থানয়েড মৌল (Ce থেকে Lu, \(Z = 58-71\)) সারণির নিচে পৃথক সারিতে রাখা হয়।
  • পর্যায় ৭ (অতি দীর্ঘ / সম্পূর্ণ পর্যায়): \(n = 7\) (\(7s, 5f, 6d, 7p\) পূর্ণ হয়)। ৩২টি মৌল: \(\text{Fr } (Z=87)\) থেকে \(\text{Og } (Z=118)\)। এতে ১৪টি অ্যাক্টিনয়েড মৌল (Th থেকে Lr, \(Z = 90-103\)) নিচে অন্তর্ভুক্ত।

আবিষ্কারের অগ্রাধিকার নিয়ে বিরোধ এড়াতে IUPAC পারমাণবিক সংখ্যার অঙ্কের ওপর ভিত্তি করে একটি পদ্ধতি প্রণয়ন করে:

অঙ্কগুলির মূল শব্দ ক্রমানুসারে যুক্ত করে শেষে '-ium' যোগ করা হয় (যদি bi বা tri থাকে তবে কেবল '-um' যোগ হয়):

• \(Z = 101\): un + nil + un + ium = Unnilunium (Unu) [মেন্ডেলিভিয়াম, Md]
• \(Z = 104\): un + nil + quad + ium = Unnilquadium (Unq) [রাদারফোর্ডিয়াম, Rf]
• \(Z = 114\): un + un + quad + ium = Ununquadium (Uuq) [ফ্লেরোভিয়াম, Fl]
• \(Z = 118\): un + un + oct + ium = Ununoctium (Uuo) [ওগানেসন, Og]

পরমাণুর ইলেকট্রন মেঘ নিউক্লিয়াস থেকে অসীমে ধীরে ধীরে মিলিয়ে যাওয়ায় পরমাণুর কোনো কঠিন স্থির সীমানা থাকে না। সুতরাং বিভিন্ন ধরণের বন্ধন দূরত্বের ভিত্তিতে পারমাণবিক ব্যাসার্ধ সংজ্ঞায়িত করা হয়।

বহু-ইলেকট্রন পরমাণুতে ভেতরের কক্ষের ইলেকট্রনগুলি বাইরের যোজ্যতা ইলেকট্রনের ওপর নিউক্লিয়াসের আকর্ষণকে আংশিক প্রতিহত করে। ফলে যোজ্যতা ইলেকট্রন যে প্রকৃত নিট ধণাত্মক আকর্ষণ বল অনুভব করে তাকে কার্যকর নিউক্লীয় আধান (\(Z^*\)) বলে:

যেখানে \(\sigma\) হল আবরণী ধ্রুবক (স্লেটারের নিয়মে নির্ণীত)। বিভিন্ন উপকক্ষের আবরণী ক্ষমতা: \(s > p > d > f\)। বিকীর্ণ ও বিস্তৃত আকৃতির \(d\) ও \(f\) উপকক্ষগুলি খুবই দুর্বল আবরণী সৃষ্টি করে, যার ফলে বাইরের ইলেকট্রনগুলির ওপর নিউক্লিয়াসের টান বহুগুণ বৃদ্ধি পায়।

• পর্যায় বরাবর: একই মুখ্য শক্তিস্তরে ইলেকট্রন যুক্ত হতে থাকায় আবরণী সামান্য বৃদ্ধি পায় কিন্তু নিউক্লীয় আধান প্রতি পদে \(+1\) বৃদ্ধি পাওয়ায় বাম থেকে ডানে \(Z^*\) ক্রমশ বাড়ে।
• গ্রুপ বরাবর: নতুন শক্তিস্তর যুক্ত হওয়ার ফলে অভ্যন্তরীণ ইলেকট্রন মেঘের আবরণী প্রভাব বৃদ্ধি পায়, যা অতিরিক্ত নিউক্লীয় আধানকে প্রায় সম্পূর্ণ প্রশমিত করে; ফলে উপর থেকে নিচে \(Z^*\) প্রায় ধ্রুবক থাকে।

• সমযোজী ব্যাসার্ধ (\(r_{\text{cov}}\)): সমনিউক্লীয় দ্বিপরমাণুক অণুতে একক সমযোজী বন্ধনে আবদ্ধ দুটি পরমাণুর নিউক্লিয়াসদ্বয়ের মধ্যবর্তী দূরত্বের অর্ধেক: \[r_{\text{cov}} = \frac{d_{A-A}}{2}\] যেমন \(\text{Cl}_2\) অণুতে \(d = 1.98\text{ \AA} \implies r_{\text{cov}} = 0.99\text{ \AA}\)।
• ধাতব ব্যাসার্ধ (\(r_{\text{met}}\)): ধাতব কেলাসের মধ্যে পরস্পরের সংস্পর্শে থাকা দুটি সংলগ্ন ধাতব ক্যাটায়নের নিউক্লিয়াসদ্বয়ের দূরত্বের অর্ধেক। ধাতব বন্ধন একক সমযোজী বন্ধনের তুলনায় কম স্থানীয় হওয়ায় \(r_{\text{met}} > r_{\text{cov}}\) (যেমন সোডিয়ামের ক্ষেত্রে \(r_{\text{met}} = 1.86\text{ \AA}\))।
• ভ্যান ডার ওয়ালস ব্যাসার্ধ (\(r_{\text{vdW}}\)): কঠিন অবস্থায় পরস্পর রাসায়নিকভাবে যুক্ত নয় এমন দুটি সংলগ্ন অণুর নিকটতম পরমাণুদ্বয়ের নিউক্লিয়াসের দূরত্বের অর্ধেক। দুর্বল আকর্ষণ বলের কারণে: \[r_{\text{vdW}} > r_{\text{met}} > r_{\text{cov}}\] ক্লোরিনের সমযোজী ব্যাসার্ধ \(0.99\text{ \AA}\) হলেও এর ভ্যান ডার ওয়ালস ব্যাসার্ধ \(1.80\text{ \AA}\)। নিষ্ক্রিয় গ্যাসসমূহের ক্ষেত্রে কেবল ভ্যান ডার ওয়ালস ব্যাসার্ধই পরিমাপ করা যায়, ফলে পর্যায় সারণির শেষ প্রান্তে নিষ্ক্রিয় গ্যাসের আকার আপাতদৃষ্টিতে প্রতিবেশী হ্যালোজেনের চেয়ে অনেক বড় দেখায়।

• পর্যায় বরাবর: বাম থেকে ডানে পারমাণবিক ব্যাসার্ধ ক্রমাগত হ্রাস পায়। কার্যকর নিউক্লীয় আধান \(Z^*\) বৃদ্ধির ফলে যোজ্যতা ইলেকট্রন মেঘ নিউক্লিয়াসের নিকটবর্তী হয়।
• গ্রুপ বরাবর: উপর থেকে নিচে পারমাণবিক ব্যাসার্ধ দ্রুত বৃদ্ধি পায়। নতুন মুখ্য শক্তিস্তর (\(n\)) যুক্ত হওয়ার প্রভাব নিউক্লীয় আধান বৃদ্ধির চেয়ে অনেক বেশি প্রভাবশালী হয়।
• ক্যাটায়ন বনাম মূল পরমাণু: ক্যাটায়নের আকার সর্বদা তার মূল পরমাণু অপেক্ষা ক্ষুদ্রতর হয় (\(r_{\text{cation}} < r_{\text{atom}}\))। ইলেকট্রন অপসারণের ফলে প্রোটন ও ইলেকট্রনের অনুপাত বৃদ্ধি পায় (\(Z/e > 1\)), ইলেকট্রন-ইলেকট্রন বিকর্ষণ হ্রাস পায় এবং প্রায়শই সর্ববহিঃস্থ খোলকটি সম্পূর্ণ বিলুপ্ত হয় (যেমন \(\text{Na} = 1.86\text{ \AA} \rightarrow \text{Na}^+ = 1.02\text{ \AA}\))।
• অ্যানায়ন বনাম মূল পরমাণু: অ্যানায়নের আকার সর্বদা তার মূল পরমাণু অপেক্ষা বৃহত্তর হয় (\(r_{\text{anion}} > r_{\text{atom}}\))। অতিরিক্ত ইলেকট্রন প্রবেশের ফলে আন্তঃইলেকট্রনীয় বিকর্ষণ বৃদ্ধি পায় এবং প্রতি ইলেকট্রনের ওপর কার্যকর নিউক্লীয় টান কমে যাওয়ায় ইলেকট্রন মেঘ প্রসারিত হয় (যেমন \(\text{F} = 0.72\text{ \AA} \rightarrow \text{F}^- = 1.36\text{ \AA}\))।

যে সকল পরমাণু বা আয়নে ইলেকট্রন সংখ্যা সমান কিন্তু পারমাণবিক সংখ্যা \(Z\) ভিন্ন, তাদের সম-ইলেকট্রনীয় কণা বলে। সম-ইলেকট্রনীয় শ্রেণিতে পারমাণবিক সংখ্যা \(Z\) যত বৃদ্ধি পায়, আয়নীয় ব্যাসার্ধ তত দ্রুত হ্রাস পায়:

সুতরাং আকারের সঠিক অবরোহী ক্রম: \(\text{N}^{3-} > \text{O}^{2-} > \text{F}^- > \text{Na}^+ > \text{Mg}^{2+} > \text{Al}^{3+}\)।

পরমাণুর ইলেকট্রন ত্যাগ ও ইলেকট্রন গ্রহণের তাপগতীয় প্রবণতা মৌলসমূহের ধাতব ও অধাতব প্রকৃতি নির্ধারণ করে।

ভূমিস্তরে অবস্থিত কোনো বিচ্ছিন্ন গ্যাসীয় পরমাণুর সর্ববহিঃস্থ কক্ষ থেকে সবচেয়ে আলগাভাবে যুক্ত ইলেকট্রনটিকে অপসারিত করে একক ধনাত্মক গ্যাসীয় আয়নে পরিণত করতে যে ন্যূনতম শক্তির প্রয়োজন হয়, তাকে প্রথম আয়নন এনথ্যালপি বলে: \(M_{(g)} \rightarrow M^+_{(g)} + e^-\)।

• ধারাবাহিক আয়নন এনথ্যালপির ক্রম: \[\Delta_i H_1 < \Delta_i H_2 < \Delta_i H_3 < \dots\] প্রতিটি ইলেকট্রন অপসারণের পর ক্যাটায়নে নিট ধণাত্মক আধান বৃদ্ধি পায়। ফলে অবশিষ্ট ইলেকট্রনগুলির ওপর নিউক্লিয়াসের আকর্ষণ বল বহুগুণ বেড়ে যাওয়ায় পরবর্তী ইলেকট্রন অপসারণে অনেক বেশি শক্তি লাগে।
• নিয়ন্ত্রক উপাদানসমূহ:
  1. কার্যকর নিউক্লীয় আধান: \(Z^*\) বাড়লে আয়নন এনথ্যালপি বৃদ্ধি পায়।
  2. পারমাণবিক ব্যাসার্ধ: ব্যাসার্ধ বাড়লে নিউক্লীয় আকর্ষণ হ্রাস পাওয়ায় আয়নন এনথ্যালপি কমে।
  3. আবরণী প্রভাব: ভেতরের খোলকের ইলেকট্রন সংখ্যা বাড়লে আবরণী বাড়ে এবং আয়নন এনথ্যালপি কমে।
  4. কক্ষকের ভেদক ক্ষমতা: একই মুখ্য কোয়ান্টাম স্তরে উপকক্ষগুলির নিউক্লিয়াসের নিকটবর্তী হওয়ার ক্ষমতা: \(s > p > d > f\)। ফলে \(s\)-কক্ষক থেকে ইলেকট্রন বের করতে সর্বাধিক শক্তির প্রয়োজন হয়।
  5. ইলেকট্রন বিন্যাসের স্থায়িত্ব: সম্পূর্ণ পূর্ণ (\(s^2, p^6, d^{10}\)) এবং অর্ধপূর্ণ (\(p^3, d^5\)) উপশক্তিস্তরগুলি আধানের প্রতিসাম্য ও উচ্চ বিনিময় শক্তির কারণে অতিরিক্ত স্থিতিশীলতা লাভ করে এবং সহজে ইলেকট্রন ত্যাগ করতে চায় না।

• ব্যতিক্রম ১: বেরিলিয়াম ও বোরন (\(\Delta_i H_1(\text{Be}) > \Delta_i H_1(\text{B})\)):
  • \(\text{Be } (Z = 4): 1s^2 2s^2\) (\(\Delta_i H_1 = 899\text{ kJ/mol}\))
  • \(\text{B } (Z = 5): 1s^2 2s^2 2p^1\) (\(\Delta_i H_1 = 801\text{ kJ/mol}\))
  কারণ: বোরনের পারমাণবিক সংখ্যা বেশি হওয়া সত্ত্বেও বেরিলিয়ামের আয়নন এনথ্যালপি বেশি। বেরিলিয়ামে অপসারিত ইলেকট্রনটি থাকে সম্পূর্ণ পূর্ণ এবং অধিক ভেদক ক্ষমতাসম্পন্ন \(2s\) কক্ষকে। পক্ষান্তরে বোরনের ক্ষেত্রে ইলেকট্রনটি অপসারিত হয় উচ্চতর শক্তির \(2p\) কক্ষক থেকে, যা কম ভেদক ক্ষমতাসম্পন্ন এবং ভেতরের \(2s^2\) ইলেকট্রন জোড় দ্বারা সুরক্ষিত। তাই বোরন থেকে ইলেকট্রন অপসারণ সহজতর।
• ব্যতিক্রম ২: নাইট্রোজেন ও অক্সিজেন (\(\Delta_i H_1(\text{N}) > \Delta_i H_1(\text{O})\)):
  • \(\text{N } (Z = 7): 1s^2 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^1\) (\(\Delta_i H_1 = 1402\text{ kJ/mol}\))
  • \(\text{O } (Z = 8): 1s^2 2s^2 2p_x^2 2p_y^1 2p_z^1\) (\(\Delta_i H_1 = 1314\text{ kJ/mol}\))
  কারণ: নাইট্রোজেনের তিনটি \(2p\) কক্ষকে তিনটি সমান্তরাল ঘূর্ণনযুক্ত ইলেকট্রন অবস্থান করায় এটি একটি অর্ধপূর্ণ স্থিতিশীল বিন্যাস গঠন করে। অক্সিজেনের \(2p\) উপশক্তিস্তরে ৪টি ইলেকট্রন থাকে, যার মধ্যে \(2p_x\) কক্ষকে ২টি ইলেকট্রন জোড়বদ্ধ অবস্থায় থাকে। এই দুটি ইলেকট্রনের পারস্পরিক স্থিরতড়িৎ বিকর্ষণের কারণে একটি ইলেকট্রন সহজে অপসারিত হয়ে অধিক স্থিতিশীল অর্ধপূর্ণ \(2p^3\) কাঠামোতে পৌঁছাতে চায়। ফলে অক্সিজেনের প্রথম আয়নন শক্তি নাইট্রোজেনের চেয়ে কম হয়।

ভূমিস্তরে অবস্থিত কোনো বিচ্ছিন্ন গ্যাসীয় পরমাণুর সর্ববহিঃস্থ কক্ষে একটি অতিরিক্ত ইলেকট্রন যুক্ত হয়ে একক ঋণাত্মক গ্যাসীয় আয়নে পরিণত হওয়ার সময় যে এনথ্যালপির পরিবর্তন ঘটে, তাকে ইলেকট্রন গ্রহণ এনথ্যালপি বলে: \(X_{(g)} + e^- \rightarrow X^-_{(g)}\)।

• অধিকাংশ অধাতুর ক্ষেত্রে শক্তি নির্গত হওয়ায় \(\Delta_{eg} H\) ঋণাত্মক (তাপমোচী) হয়। হ্যালোজেন মৌলগুলির ক্ষেত্রে মান সর্বোচ্চ ঋণাত্মক।
• নিষ্ক্রিয় গ্যাসসমূহে স্থিতিশীল অষ্টক থাকায় অতিরিক্ত ইলেকট্রন পরবর্তী উচ্চতর শক্তিস্তরে পাঠাতে হয়, ফলে তাদের \(\Delta_{eg} H\) ধনাত্মক (তাপগ্রাহী) হয়। Be ও N-এর মানও প্রায় শূন্য বা ধনাত্মক।
• দ্বিতীয় ইলেকট্রন গ্রহণ এনথ্যালপি সর্বদা তীব্র ধনাত্মক: কারণ ঋণাত্মক আয়নের ওপর আরেকটি ঋণাত্মক ইলেকট্রন প্রবেশ করাতে তীব্র বিকর্ষণ বল অতিক্রম করতে হয় (যেমন অক্সিজেনের ক্ষেত্রে \(\Delta_{eg} H_1 = -141\text{ kJ/mol}\) হলেও \(\Delta_{eg} H_2 = +780\text{ kJ/mol}\))।

রাসায়নিক বন্ধনে আবদ্ধ পরমাণুসমূহের ইলেকট্রন মেঘকে নিজের দিকে আকৃষ্ট করার ক্ষমতার ওপর রাসায়নিক যৌগের প্রকৃতি সম্পূর্ণ নির্ভরশীল।

কোনো রাসায়নিক যৌগের অণুতে সমযোজী বন্ধনে আবদ্ধ থাকা অবস্থায় বন্ধন সৃষ্টিকারী ইলেকট্রন জোড়কে কোনো পরমাণুর নিজের দিকে আকর্ষণ করার আপেক্ষিক ক্ষমতাকে তড়িৎঋণাত্মকতা বলে। এটি বিচ্ছিন্ন পরমাণুর পরিমাপযোগ্য তাপগতীয় রাশি নয়, বরং বন্ধন পরিবেশের ওপর নির্ভরশীল একটি আপেক্ষিক স্কেলার মাত্রা।

• পাউলিং স্কেল (১৯৩২): থার্মোকেমিক্যাল বন্ধন বিয়োজন শক্তির ভিত্তিতে লিনাস পাউলিং এই স্কেল তৈরি করেন। পাউলিংয়ের মতে বিশুদ্ধ সমযোজী বন্ধনের চেয়ে বিষম-পরমাণুক বন্ধন \(A-B\) অতিরিক্ত আয়নীয় অনুনাদ শক্তির কারণে শক্তিশালী হয়: \[\Delta = E_{A-B} - \sqrt{E_{A-A} \times E_{B-B}}\] \[\chi_A - \chi_B = 0.208 \sqrt{\Delta} \quad (\Delta \text{ এর একক kcal/mol})\] \[\chi_A - \chi_B = 0.102 \sqrt{\Delta} \quad (\Delta \text{ এর একক kJ/mol})\] সর্বাধিক তড়িৎঋণাত্মক মৌল ফ্লোরিনের মান ইচ্ছামাফিক \(\chi = 4.0\) ধরা হয়। প্রধান মৌলগুলির পাউলিং মান: \[\text{F (4.0)} > \text{O (3.5)} > \text{Cl (3.0)} \approx \text{N (3.0)} > \text{Br (2.8)} > \text{C (2.5)} \approx \text{S (2.5)} > \text{H (2.1)} > \text{Cs (0.7)}\]
• মুলিকেন স্কেল: পরমাণুর প্রথম আয়নন শক্তি ও ইলেকট্রন আসক্তির গড় হিসেবে তড়িৎঋণাত্মকতা নির্ধারণ করা হয়: \[\chi_M = \frac{\text{IE} + \text{EA}}{2} \implies \chi_P \approx \frac{\chi_M}{2.8}\]

• হাইড্রোজেনের সাপেক্ষে যোজ্যতা: পর্যায় বরাবর বাম থেকে ডানে ১ থেকে ৪ পর্যন্ত বৃদ্ধি পায় এবং পরবর্তীতে ৪ থেকে কমে ১ হয়: \[\text{NaH (1)} \rightarrow \text{MgH}_2\text{ (2)} \rightarrow \text{AlH}_3\text{ (3)} \rightarrow \text{SiH}_4\text{ (4)} \rightarrow \text{PH}_3\text{ (3)} \rightarrow \text{H}_2\text{S (2)} \rightarrow \text{HCl (1)}\]
• অক্সিজেনের সাপেক্ষে যোজ্যতা: যোজ্যতা ইলেকট্রন সংখ্যার সমান হয় এবং ১ থেকে ৭ পর্যন্ত সরলরৈখিকভাবে বাড়ে: \[\text{Na}_2\text{O (1)} \rightarrow \text{MgO (2)} \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3\text{ (3)} \rightarrow \text{SiO}_2\text{ (4)} \rightarrow \text{P}_4\text{O}_{10}\text{ (5)} \rightarrow \text{SO}_3\text{ (6)} \rightarrow \text{Cl}_2\text{O}_7\text{ (7)}\]
• পরিবর্তনশীল জারণ অবস্থা: \(d\)-ব্লক ও \(f\)-ব্লক মৌলগুলিতে \(ns\) ও \((n-1)d\) উপকক্ষের শক্তি খুব কাছাকাছি হওয়ায় তারা একাধিক জারণ অবস্থা প্রদর্শন করে (যেমন ম্যাঙ্গানিজ \(+2\) থেকে \(+7\))। ভারী \(p\)-ব্লক মৌলগুলিতে (যেমন Tl, Pb, Bi) নিষ্ক্রিয় জোড় প্রভাবের (Inert Pair Effect) কারণে গ্রুপ জারণ অবস্থা অপেক্ষা ২ একক কম জারণ অবস্থা অধিক স্থায়ী হয়।

পর্যায় সারণির দ্বিতীয় পর্যায়ের প্রথম মৌলগুলি (Li, Be, B, C, N, O, F) তাদের নিজস্ব শ্রেণির পরবর্তী ভারী মৌলগুলির তুলনায় উল্লেখযোগ্যভাবে আলাদা বৈশিষ্ট্য প্রদর্শন করে।

1. অত্যন্ত ক্ষুদ্র পারমাণবিক ও আয়নীয় আকার: ফলে অতি উচ্চ আধান ঘনত্ব ও তীব্র পোলারায়ন ক্ষমতা (\(\phi = \text{আধান}/\text{ব্যাসার্ধ}\)) দেখা যায়।
2. উচ্চ তড়িৎঋণাত্মকতা ও উচ্চ আয়নন এনথ্যালপি: যার কারণে তারা প্রধানত সমযোজী যৌগ গঠন করে (যেমন \(\text{LiCl}\) এবং \(\text{BeCl}_2\) প্রধানত সমযোজী)।
3. যোজ্যতা কক্ষে ফাঁকা \(d\)-কক্ষকের অনুপস্থিতি: দ্বিতীয় পর্যায়ের মৌলগুলির যোজ্যতা কক্ষে কেবল \(2s\) এবং তিনটি \(2p\) কক্ষক থাকে (মোট ৪টি কক্ষক)। ফলে তাদের সর্বোচ্চ সমযোজ্যতা কঠোরভাবে ৪-এ সীমাবদ্ধ।
   • বোরন কেবল \([\text{BF}_4]^-\) গঠন করতে পারে, কিন্তু \([\text{BF}_6]^{3-}\) গঠন করা অসম্ভব। পক্ষান্তরে অ্যালুমিনিয়াম ফাঁকা \(3d\) কক্ষক ব্যবহার করে \([\text{AlF}_6]^{3-}\) গঠন করতে পারে।
   • নাইট্রোজেন \(\text{NCl}_3\) তৈরি করলেও ফাঁকা \(d\)-কক্ষক না থাকায় \(\text{NCl}_5\) গঠন অসম্ভব; কিন্তু ফসফরাস সহজেই \(\text{PCl}_5\) তৈরি করে।
4. \(p\pi - p\pi\) একাধিক বন্ধন গঠনের প্রবণতা: ক্ষুদ্র আকারের কারণে \(2p\) কক্ষকগুলি পাশাপাশি কার্যকরভাবে উপরিপাতিত হয়ে শক্তিশালী বহুযোজী বন্ধন তৈরি করে (\(\text{C}=\text{C}, \text{C}\equiv\text{C}, \text{N}\equiv\text{N}, \text{C}=\text{O}\))। ভারী মৌলগুলির বিস্তৃত কক্ষক এই ধরণের কার্যকর উপরিপাতন ঘটাতে পারে না।

দ্বিতীয় পর্যায়ের মৌলসমূহের সাথে তৃতীয় পর্যায়ের তির্যকভাবে ডানে অবস্থিত মৌলগুলির মধ্যে গভীর রাসায়নিক সাদৃশ্য পরিলক্ষিত হয়। পর্যায় বরাবর গেলে পোলারায়ন ক্ষমতা বাড়ে এবং গ্রুপ বরাবর নিচে নামলে পোলারায়ন ক্ষমতা কমে। তির্যকভাবে এই দুটি বিপরীত প্রভাব পরস্পরকে প্রশমিত করায় তাদের পোলারায়ন ক্ষমতা (\(\phi = z/r\)) এবং তড়িৎঋণাত্মকতা প্রায় সমান হয়ে যায়।

• জোড় ১: লিথিয়াম (Li) এবং ম্যাগনেসিয়াম (Mg):
  • উভয়ের আয়নীয় ব্যাসার্ধ প্রায় সমান (\(\text{Li}^+ = 0.76\text{ \AA}, \text{Mg}^{2+} = 0.72\text{ \AA}\))।
  • উভয় ধাতু বায়ুতে দহনে সাধারণ মনোক্সাইড (\(\text{Li}_2\text{O}\) ও \(\text{MgO}\)) উৎপন্ন করে; পারঅক্সাইড বা সুপারঅক্সাইড দেয় না।
  • উভয়েই বায়ুর নাইট্রোজেনের সাথে সরাসরি বিক্রিয়া করে স্থায়ী আয়নীয় নাইট্রাইড (\(\text{Li}_3\text{N}\) ও \(\text{Mg}_3\text{N}_2\)) গঠন করে (অন্য কোনো ক্ষার ধাতু এটি করে না)।
  • উভয়ের কার্বনেট ও নাইট্রেট উত্তাপে বিয়োজিত হয়ে ধাতব অক্সাইড দেয়: \(\text{Li}_2\text{CO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{Li}_2\text{O} + \text{CO}_2\); \(\text{MgCO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{MgO} + \text{CO}_2\)।
  • উভয়ের ক্লোরাইড (\(\text{LiCl}\) ও \(\text{MgCl}_2\)) আর্দ্রগ্রাহী এবং অ্যালকোহলে দ্রবণীয়।
• জোড় ২: বেরিলিয়াম (Be) এবং অ্যালুমিনিয়াম (Al):
  • উভয়ের ক্যাটায়নের পোলারায়ন ক্ষমতা প্রায় সমান (\(\phi \approx 6.4\))।
  • উভয় ধাতুই গাড় নাইট্রিক অ্যাসিডের ক্রিয়ায় নিষ্ক্রিয় (passive) হয়ে পড়ে।
  • উভয় মৌলই উভধর্মী অক্সাইড (\(\text{BeO}\) ও \(\text{Al}_2\text{O}_3\)) এবং উভধর্মী হাইড্রক্সাইড গঠন করে, যা অ্যাসিড ও ক্ষার উভয়ের সাথেই বিক্রিয়া করে: \[\text{BeO} + 2\text{NaOH} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Na}_2[\text{Be(OH)}_4] \quad (\text{বেরিলেট})\] \[\text{Al}_2\text{O}_3 + 2\text{NaOH} + 3\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{Na}[\text{Al(OH)}_4] \quad (\text{অ্যালুমিনেট})\]
  • উভয়ের ক্লোরাইডই পলিমারিক সমযোজী ক্লোরো-ব্রিজযুক্ত যৌগ গঠন করে এবং ফ্রিডেল-ক্রাফটস বিক্রিয়ায় অনুঘটক হিসেবে কাজ করে।
  • উভয়ের কার্বাইড আর্দ্রবিশ্লেষিত হয়ে মিথেন গ্যাস (\(\text{CH}_4\)) উৎপন্ন করে (\(\text{Be}_2\text{C}\) ও \(\text{Al}_4\text{C}_3\))।
• জোড় ৩: বোরন (B) এবং সিলিকন (Si):
  • উভয়েই কঠিন অপধাতু যাদের গলনাঙ্ক উচ্চ এবং পরিবাহিতা কম।
  • উভয়েই দুর্বল আম্লিক অক্সাইড (\(\text{B}_2\text{O}_3\) ও \(\text{SiO}_2\)) গঠন করে।
  • উভয়ের হ্যালাইড আর্দ্র বাতাসে ধোঁয়া উৎপন্ন করে এবং আর্দ্রবিশ্লেষিত হয়ে অ্যাসিড দেয়।

৩য় পর্যায় বরাবর তড়িৎঋণাত্মকতা বৃদ্ধির সাথে সাথে অক্সাইডের বন্ধন আয়নীয় থেকে সমযোজী চরিত্রে রূপান্তরিত হয়। ফলে অক্সাইডসমূহের প্রকৃতি তীব্র ক্ষারকীয় থেকে পরিবর্তিত হয়ে উভধর্মী ও ক্রমান্বয়ে তীব্র আম্লিক হয়ে ওঠে: