ইলেকট্রন বিন্যাস: ইলেকট্রন কোন ঘরে বসে, নিজের চোখে দেখো

সিমুলেশনটি কীভাবে ব্যবহার করবে

1. প্রথমে কিছু না বদলে দেখো: আয়রনের (Fe) ২৬টি ইলেকট্রন একটি একটি করে বাক্সে বসছে, আর নিচে লেখা থাকছে কোন নীতি মেনে বসছে।
2. Z স্লাইডার সরিয়ে যেকোনো মৌল (১ থেকে ৩৬) বেছে নাও, অথবা তৈরি উদাহরণ থেকে Na, Cl, Cr, Cu বা আয়ন Na⁺, Cl⁻, Fe²⁺, Fe³⁺ চাপো।
3. দেখার ধরন বদলে “শক্তির মই” চালু করো: সেখানে স্পষ্ট দেখা যায় 4s ধাপটি 3d-র নিচে, তাই 4s আগে ভরে।
4. বিরতি দিয়ে চিত্রে চাপ দাও: প্রতিবার একটি করে ইলেকট্রন বসবে, খাতায় নিজে লিখে মিলিয়ে নিতে পারবে।
5. ডানের পরিমাপ প্যানেলে পূর্ণ বিন্যাস, নিষ্ক্রিয় গ্যাস দিয়ে সংক্ষিপ্ত রূপ, K L M N স্তরের বিন্যাস, অযুগ্ম ইলেকট্রন আর পর্যায়-গ্রুপ-ব্লক মিলিয়ে দেখো।

বাসের সিট, হোস্টেলের রুম আর ইলেকট্রনের ঠিকানা

লোকাল বাসে উঠলে সবাই আগে কী করে? খালি সিট খোঁজে, আর সামনের দিকের আরামের সিটগুলো আগে ভরে যায়। দুজনের সিটে একজন বসে থাকলে নতুন যাত্রী সাধারণত অন্য খালি সিটে একা বসতে চায়, একেবারে জায়গা না থাকলে তখন পাশে বসে। ইলেকট্রনরাও ঠিক এভাবেই পরমাণুতে জায়গা নেয়।

হোস্টেলের কথা ভাবো। প্রতিটি তলা একটি শক্তিস্তর, প্রতিটি তলার ভেতরে কয়েকটি ব্লক হলো উপশক্তিস্তর, আর প্রতিটি রুম হলো একটি অরবিটাল। একটি রুমে বড়জোর দুজন থাকতে পারে, আর দুজন থাকলে তাদের একজন মাথা উত্তরে, আরেকজন দক্ষিণে দিয়ে ঘুমায়। নিচের তলায় সিঁড়ি কম ভাঙতে হয় বলে সবাই আগে নিচতলা ভরায়। এই পুরো ঠিকানা লেখার পদ্ধতিটাই ইলেকট্রন বিন্যাস।

কেন এত ঝামেলা করে ঠিকানা লিখতে হয়? কারণ একটি মৌল কেমন আচরণ করবে, সোডিয়াম কেন পানিতে ফেললে জ্বলে ওঠে, নিয়ন কেন কারও সাথে বিক্রিয়া করে না, লোহা কেন চুম্বকে লেগে যায়, সবকিছুর উত্তর লুকিয়ে আছে এই বিন্যাসে। বিশেষ করে সবচেয়ে বাইরের স্তরের ইলেকট্রনগুলোই ঠিক করে দেয় মৌলটি কয়টি বন্ধন গড়বে আর পর্যায় সারণির কোথায় বসবে।

একদম শুরু থেকে: ইলেকট্রন বিন্যাস কাকে বলে

পরমাণুর মাঝখানে থাকে নিউক্লিয়াস, তাতে প্রোটন আর নিউট্রন। নিউক্লিয়াসের চারপাশে ঘোরে ঋণাত্মক চার্জের ইলেকট্রন। নিরপেক্ষ পরমাণুতে ইলেকট্রনের সংখ্যা প্রোটনের সংখ্যার সমান, অর্থাৎ পারমাণবিক সংখ্যা Z-এর সমান। আয়রনের Z = ২৬, তাই নিরপেক্ষ আয়রন পরমাণুতে ২৬টি ইলেকট্রন।

ইলেকট্রনগুলো এলোমেলো ঘোরে না। প্রতিটির নির্দিষ্ট শক্তি আছে, আর শক্তি অনুযায়ী তারা নির্দিষ্ট স্তরে থাকে। কোনো পরমাণুর ইলেকট্রনগুলো বিভিন্ন শক্তিস্তর, উপশক্তিস্তর ও অরবিটালে যে নির্দিষ্ট নিয়মে সজ্জিত থাকে, তাকে ওই পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাস বলে।

ইলেকট্রন বিন্যাস দুইভাবে লেখা হয়। নবম-দশম শ্রেণির প্রথম দিকে আমরা শুধু শক্তিস্তর ধরে লিখি, যেমন সোডিয়াম: ২, ৮, ১। এর মানে K স্তরে ২টি, L স্তরে ৮টি, M স্তরে ১টি ইলেকট্রন। একটু এগিয়ে আমরা উপস্তর ধরে লিখি: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹। এখানে 3s¹ মানে তৃতীয় শক্তিস্তরের s উপস্তরে একটি ইলেকট্রন।

লেখার ধরনটা মনে রাখো: প্রথমে সংখ্যা (শক্তিস্তর n), তারপর অক্ষর (উপস্তর s, p, d বা f), আর মাথার ওপরে ছোট করে ইলেকট্রনের সংখ্যা। সব মাথার ওপরের সংখ্যা যোগ করলে মোট ইলেকট্রন পাওয়া যায়। খাতায় বিন্যাস লিখে শেষে এই যোগফল মিলিয়ে নেওয়াটা একটা দারুণ অভ্যাস।

প্রধান শক্তিস্তর K, L, M, N আর 2n² নিয়ম

নিউক্লিয়াস থেকে বাইরের দিকে শক্তিস্তরগুলোর নাম K, L, M, N, আর তাদের প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা n = ১, ২, ৩, ৪। যত বাইরে, তত বেশি শক্তি এবং তত বড় কক্ষ। নিউক্লিয়াসের সবচেয়ে কাছের K স্তরের ইলেকট্রন সবচেয়ে শক্ত করে বাঁধা থাকে।

কোনো শক্তিস্তরে সর্বোচ্চ কয়টি ইলেকট্রন থাকতে পারে, তা বলে 2n² সূত্র। n = ৩ হলে M স্তরে সর্বোচ্চ ১৮টি, n = ৪ হলে N স্তরে সর্বোচ্চ ৩২টি। আবার একটি শক্তিস্তরে মোট অরবিটালের সংখ্যা n², আর প্রতিটি অরবিটালে দুটি করে ইলেকট্রন, তাই 2n²।

তবে একটি সতর্কবার্তা: 2n² হলো সর্বোচ্চ সীমা, সব সময় স্তরটি ভরে যাবে এমন নয়। পটাশিয়ামের (Z = ১৯) বিন্যাস ২, ৮, ৮, ১, অর্থাৎ M স্তরে ১৮টি জায়গা থাকা সত্ত্বেও ৮টি হওয়ার পরই পরের ইলেকট্রন N স্তরে চলে যায়। এর কারণ আছে উপস্তরের শক্তির ক্রমে, যা নিচে আউফবাউ নীতিতে দেখবে। সাধারণ নিয়ম হিসেবে মনে রাখো, সবচেয়ে বাইরের স্তরে ৮টির বেশি ইলেকট্রন থাকে না।

উপশক্তিস্তর s, p, d, f আর অরবিটাল

প্রতিটি প্রধান শক্তিস্তর আবার কয়েকটি ছোট ভাগে বিভক্ত, এদের বলে উপশক্তিস্তর বা উপস্তর। নাম s, p, d, f। n-তম স্তরে ঠিক n সংখ্যক উপস্তর থাকে: K স্তরে শুধু 1s, L স্তরে 2s ও 2p, M স্তরে 3s, 3p, 3d, আর N স্তরে 4s, 4p, 4d, 4f।

উপস্তরের ভেতরে থাকে অরবিটাল। অরবিটাল হলো নিউক্লিয়াসের চারপাশে এমন একটি ত্রিমাত্রিক জায়গা, যেখানে একটি ইলেকট্রন পাওয়ার সম্ভাবনা সবচেয়ে বেশি। বোর মডেলের মতো একটি নির্দিষ্ট বৃত্তাকার পথ নয়, বরং একটা মেঘের মতো অঞ্চল। s অরবিটাল গোলাকার, p অরবিটাল ডাম্বেলের মতো, d অরবিটাল অনেকটা চার পাপড়ির ফুলের মতো।

s উপস্তরে ১টি অরবিটাল, p-তে ৩টি, d-তে ৫টি, f-এ ৭টি। প্রতিটি অরবিটালে সর্বোচ্চ ২টি ইলেকট্রন। তাই s ধরে ২টি, p ধরে ৬টি, d ধরে ১০টি, f ধরে ১৪টি ইলেকট্রন। সিমুলেশনের প্রতিটি ছোট বাক্স একটি অরবিটাল, তাই 3d-র পাশে পাঁচটি বাক্স দেখবে।

চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যা, সহজ ভাষায়

একটি ইলেকট্রনের পুরো ঠিকানা লিখতে চারটি সংখ্যা লাগে, যেমন চিঠির ঠিকানায় লাগে জেলা, থানা, গ্রাম আর বাড়ির নম্বর। এদের বলে কোয়ান্টাম সংখ্যা। এইচএসসি রসায়ন প্রথম পত্রের “গুণগত রসায়ন” অধ্যায়ে এগুলো বিস্তারিত আছে, এখানে শুধু মূল কথা।

প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা n বলে ইলেকট্রন কোন শক্তিস্তরে আছে (n = ১, ২, ৩ …)। সহকারী বা গৌণ কোয়ান্টাম সংখ্যা l বলে কোন উপস্তরে (l = ০ থেকে n − ১; ০ মানে s, ১ মানে p, ২ মানে d, ৩ মানে f)। চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা m বলে উপস্তরের কোন অরবিটালে (m = −l থেকে +l, মোট 2l + 1টি মান)। আর স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা s বলে ইলেকট্রনটি কোন দিকে ঘুরছে (+½ বা −½)।

এই চারটি থেকেই সব হিসাব বের হয়। n = ২ হলে l হতে পারে ০ বা ১, অর্থাৎ 2s ও 2p। l = ১ হলে m = −১, ০, +১, অর্থাৎ তিনটি p অরবিটাল। প্রতিটিতে স্পিন +½ ও −½, তাই p-তে ৬টি ইলেকট্রন।

আউফবাউ নীতি আর (n + l) নিয়ম

আউফবাউ একটি জার্মান শব্দ, মানে “গড়ে তোলা”। আউফবাউ নীতি বলে: পরমাণুর ইলেকট্রনগুলো প্রথমে সবচেয়ে কম শক্তির অরবিটালে প্রবেশ করে, সেটি পূর্ণ হলে পরের বেশি শক্তির অরবিটালে যায়। ঠিক যেমন পানি ঢাললে কলসির তলা আগে ভরে।

কিন্তু কোন উপস্তরের শক্তি কম, কীভাবে বুঝবে? এর জন্য আছে (n + l) নিয়ম। প্রতিটি উপস্তরের n আর l যোগ করো। যার (n + l) কম, তার শক্তি কম, সেটি আগে পূর্ণ হয়। দুটি উপস্তরের (n + l) সমান হলে যার n কম, সেটি আগে পূর্ণ হয়।

এই নিয়মের সবচেয়ে বিখ্যাত ফল হলো 4s আগে, 3d পরে। 4s-এর জন্য n + l = ৪, আর 3d-র জন্য n + l = ৫। তাই শক্তিস্তর নম্বর বড় হলেও 4s-এর শক্তি 3d-র চেয়ে কম। আবার 3d আর 4p দুটোরই n + l = ৫, কিন্তু 3d-র n ছোট, তাই 3d আগে ভরে, তারপর 4p।

খাতায় মনে রাখার সহজ উপায় হলো কর্ণ চিত্র: 1s; 2s 2p; 3s 3p 3d; 4s 4p 4d 4f; এভাবে সারি করে লেখো, তারপর ওপরের ডান দিক থেকে নিচের বাম দিকে আড়াআড়ি তীর টানো। তীর যে ক্রমে উপস্তরগুলো ছুঁয়ে যায়, সেটিই পূরণের ক্রম। সিমুলেশনের ডান পাশে এই চিত্রটিই আঁকা আছে।

পাউলির বর্জন নীতি: এক রুমে দুজন, মুখ উল্টো দিকে

বিজ্ঞানী উলফগ্যাং পাউলি বলেছিলেন: একটি পরমাণুতে দুটি ইলেকট্রনের চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যাই কখনো একই হতে পারে না। অন্তত একটিতে পার্থক্য থাকতেই হবে।

এর সরাসরি ফল হলো, একটি অরবিটালে সর্বোচ্চ দুটি ইলেকট্রন থাকতে পারে, আর তাদের স্পিন অবশ্যই বিপরীত। কারণ একই অরবিটালে n, l, m তিনটিই সমান, তাই পার্থক্য করার একমাত্র উপায় স্পিন: একজন +½ (↑), আরেকজন −½ (↓)। তৃতীয় ইলেকট্রনের জন্য আর কোনো আলাদা স্পিন বাকি নেই।

সিমুলেশনে খেয়াল করো, কোনো বাক্সে কখনো দুটি ↑ একসাথে বসে না, আর তিনটি তীর কখনো একটি বাক্সে ঢোকে না। একটি বাক্সে দ্বিতীয় ইলেকট্রন বসার মুহূর্তে নিচের লেখায় পাউলির নীতিটি ভেসে ওঠে।

হুন্ডের নীতি: আগে একা একা, তারপর জোড়ায়

একই উপস্তরের অরবিটালগুলোর শক্তি সমান, যেমন তিনটি 2p অরবিটাল। নতুন ইলেকট্রন এলে কোথায় বসবে? হুন্ডের নীতি বলে: সমশক্তির অরবিটালগুলোতে ইলেকট্রন প্রথমে একটি একটি করে বসে, আর তাদের স্পিন একই দিকে থাকে। সবগুলো অরবিটালে একটি করে বসার পরই জোড় বাঁধা শুরু হয়।

কারণটা সহজ: ইলেকট্রনরা সবাই ঋণাত্মক, একে অপরকে বিকর্ষণ করে। একই রুমে গাদাগাদি করার চেয়ে আলাদা রুমে থাকলে বিকর্ষণ কম, তাই শক্তিও কম, পরমাণু বেশি স্থিতিশীল। একে সর্বাধিক বহুত্বের নীতিও বলে।

নাইট্রোজেনের কথা ভাবো: 1s² 2s² 2p³। তিনটি 2p ইলেকট্রন তিনটি আলাদা অরবিটালে একা একা বসে (↑ ↑ ↑), তাই নাইট্রোজেনে ৩টি অযুগ্ম ইলেকট্রন। অক্সিজেনে চতুর্থ 2p ইলেকট্রনটি এসে প্রথম অরবিটালে জোড় বাঁধে (↑↓ ↑ ↑), অযুগ্ম থাকে ২টি। সিমুলেশনে কমলা তীরগুলো অযুগ্ম, নীল তীরগুলো জোড় বাঁধা।

ব্যতিক্রম: ক্রোমিয়াম আর কপার কেন আলাদা

আউফবাউ নীতি অন্ধভাবে মানলে ক্রোমিয়ামের (Z = ২৪) বিন্যাস হওয়ার কথা [Ar] 3d⁴ 4s²। কিন্তু বাস্তবে এটি [Ar] 3d⁵ 4s¹। মানে 4s-এর একটি ইলেকট্রন 3d-তে চলে যায়। একইভাবে কপারের (Z = ২৯) প্রত্যাশিত [Ar] 3d⁹ 4s², কিন্তু আসল [Ar] 3d¹⁰ 4s¹।

কারণ অর্ধপূর্ণ (d⁵) আর সম্পূর্ণ পূর্ণ (d¹⁰) উপস্তর বাড়তি স্থিতিশীল। অর্ধপূর্ণ হলে পাঁচটি d অরবিটালের প্রতিটিতে একটি করে ইলেকট্রন, সবাই একই স্পিনে, তাই চার্জ চারদিকে সমানভাবে ছড়ানো (প্রতিসাম্য)। তা ছাড়া একই স্পিনের ইলেকট্রনরা নিজেদের মধ্যে জায়গা বদল করতে পারে, এতে বিনিময় শক্তি নামে একটি বাড়তি স্থিতিশীলতা পাওয়া যায়। যত বেশি একই স্পিনের জোড়া, তত বেশি এই শক্তি।

4s আর 3d-র শক্তির পার্থক্য খুবই সামান্য। তাই একটি ইলেকট্রন সরিয়ে যদি অর্ধপূর্ণ বা পূর্ণ d উপস্তর পাওয়া যায়, পরমাণু সেই সুযোগ নেয়। ক্রোমিয়ামে এর ফলে অযুগ্ম ইলেকট্রন ৪টি থেকে বেড়ে ৬টি হয়। কপারে অযুগ্ম থাকে মাত্র ১টি, সেটি 4s-এ।

সিমুলেশনে Cr বা Cu বেছে নাও। সব ইলেকট্রন বসার পর দেখবে 4s থেকে একটি লাল তীর লাফ দিয়ে 3d-তে চলে যাচ্ছে। Z = ১ থেকে ৩৬ পর্যন্ত শুধু এই দুটিই ব্যতিক্রম, তাই পরীক্ষায় এরা বারবার আসে।

আয়নের ইলেকট্রন বিন্যাস: আগে 4s খালি হয়

পরমাণু ইলেকট্রন হারালে হয় ক্যাটায়ন (ধনাত্মক আয়ন), ইলেকট্রন গ্রহণ করলে হয় অ্যানায়ন (ঋণাত্মক আয়ন)। আয়নের বিন্যাস লিখতে প্রথমে নিরপেক্ষ পরমাণুর বিন্যাস লেখো, তারপর ইলেকট্রন সরাও বা যোগ করো।

Na⁺ আয়নে ইলেকট্রন ১০টি: 1s² 2s² 2p⁶, অর্থাৎ [Ne]। এটি নিয়নের মতো স্থিতিশীল অষ্টক। Cl⁻ আয়নে ইলেকট্রন ১৮টি: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, অর্থাৎ [Ar], আর্গনের মতো।

অবস্থান্তর মৌলের বেলায় একটি জরুরি নিয়ম: ক্যাটায়ন তৈরির সময় ইলেকট্রন আগে বের হয় সবচেয়ে বাইরের স্তর থেকে, অর্থাৎ 4s থেকে, তারপর 3d থেকে। 4s আগে ভরে, আবার আগে খালিও হয়। তাই Fe²⁺ হলো [Ar] 3d⁶, আর Fe³⁺ হলো [Ar] 3d⁵। ভুল করে 3d থেকে সরিয়ে [Ar] 3d⁴ 4s² লিখো না।

কেন এমন? ইলেকট্রন ভরার সময় 4s-এর শক্তি কম, কিন্তু 3d-তে ইলেকট্রন ঢোকার পর 3d-র শক্তি কমে 4s-এর নিচে নেমে আসে। তখন 4s সবচেয়ে বাইরের (n = ৪), নিউক্লিয়াস থেকে দূরে, তাই সেখানকার ইলেকট্রনই সবচেয়ে সহজে বের হয়।

ইলেকট্রন বিন্যাস থেকে পর্যায় সারণিতে অবস্থান

ইলেকট্রন বিন্যাস জানলে পর্যায় সারণি মুখস্থ না করেও মৌলের জায়গা বের করা যায়। এসএসসি রসায়নের “পর্যায় সারণি” অধ্যায়ের সবচেয়ে কাজের কৌশল এটিই।

পর্যায় = সবচেয়ে বড় শক্তিস্তর নম্বর (সর্বোচ্চ n)। শেষ ইলেকট্রনটি যে উপস্তরে ঢোকে, মৌলটি সেই ব্লকের: s, p, d বা f ব্লক। গ্রুপ বের করার নিয়ম: s-ব্লকে গ্রুপ = বাইরের s ইলেকট্রন সংখ্যা; p-ব্লকে গ্রুপ = ১০ + বাইরের s ও p ইলেকট্রনের যোগফল (অর্থাৎ ১২ + p ইলেকট্রন); d-ব্লকে গ্রুপ = বাইরের s ইলেকট্রন + (n − ১)d ইলেকট্রন।

উদাহরণ: ক্লোরিনের বিন্যাস 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵। সর্বোচ্চ n = ৩, তাই পর্যায় ৩। শেষ ইলেকট্রন 3p-তে, তাই p-ব্লক, গ্রুপ ১৭। আয়রনের বেলায় সর্বোচ্চ n = ৪, শেষ ইলেকট্রন 3d-তে, তাই d-ব্লক, গ্রুপ = ২ + ৬ = ৮।

যোজ্যতা ইলেকট্রন হলো সবচেয়ে বাইরের স্তরের ইলেকট্রন, এরাই বন্ধনে অংশ নেয়। মৌলের যোজনী (কয়টি বন্ধন গড়ে) সাধারণত: বাইরের ইলেকট্রন ১ থেকে ৪ হলে সেই সংখ্যা, ৫ থেকে ৭ হলে ৮ থেকে সেই সংখ্যা বিয়োগ। তাই সোডিয়ামের যোজনী ১, ক্লোরিনের ১, অক্সিজেনের ২, নাইট্রোজেনের ৩। বাইরের স্তরে ৮টি (হিলিয়ামে ২টি) থাকলে মৌলটি নিষ্ক্রিয় গ্যাস।

অর্ধপূর্ণ আর পূর্ণ উপস্তরের স্থিতিশীলতা পর্যায় সারণিতেও ধরা পড়ে। নাইট্রোজেনের 2p³ অর্ধপূর্ণ, তাই নাইট্রোজেনের আয়নীকরণ শক্তি পাশের অক্সিজেনের চেয়েও বেশি। নিষ্ক্রিয় গ্যাসগুলোর সব উপস্তর পূর্ণ, তাই তারা প্রায় কোনো বিক্রিয়াই করে না।

পরিভাষা এক নজরে

এই অধ্যায়ের শব্দগুলো নিচের টেবিলে একসাথে দেওয়া হলো। পরীক্ষার আগের রাতে শুধু এটুকু চোখ বুলালেও অনেক কাজ হবে।

সিমুলেশনে নিজে করে দেখো

নিচের পরীক্ষাগুলো একটার পর একটা করো। প্রতিটির আগে উত্তর অনুমান করে খাতায় লেখো, তারপর সিমুলেশনে মিলিয়ে দেখো।

গাণিতিক সমস্যা ও সমাধান

প্রতিটি সমস্যার উত্তর সিমুলেশনেও মিলিয়ে নিতে পারবে। প্রথম সমস্যাটি সিমুলেশনের শুরুর মৌল আয়রন দিয়েই।

১ থেকে ৩৬ মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস

নিচের টেবিলের প্রতিটি সারি সিমুলেশনের একই হিসাবযন্ত্র দিয়ে তৈরি। Cr (২৪) আর Cu (২৯)-এর ব্যতিক্রম আলাদা করে খেয়াল করো। সংক্ষিপ্ত রূপে 3d আগে, 4s পরে লেখা হয়েছে।

যে ভুলগুলো সবাই করে

নিচের ভুলগুলো পরীক্ষায় সবচেয়ে বেশি নম্বর কাটায়। প্রতিটির পাশে ঠিক কথাটা লেখা আছে।

• পটাশিয়ামকে ২, ৮, ৯ লেখা। ঠিক হলো ২, ৮, ৮, ১, কারণ ১৯তম ইলেকট্রন 3d-তে নয়, 4s-এ যায়।
• Cr-কে [Ar] 3d⁴ 4s² আর Cu-কে [Ar] 3d⁹ 4s² লেখা। ঠিক হলো 3d⁵ 4s¹ আর 3d¹⁰ 4s¹।
• Fe²⁺ লিখতে 3d থেকে ইলেকট্রন সরানো। আগে 4s খালি হয়, তাই Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶।
• হুন্ডের নীতি ভুলে গিয়ে 2p³-কে ↑↓ ↑ _ আঁকা। ঠিক হলো ↑ ↑ ↑।
• এক অরবিটালে দুটি ↑ আঁকা। পাউলির নীতি অনুযায়ী জোড়া মানেই ↑↓।
• মাথার ওপরের সংখ্যাগুলোর যোগফল না মিলিয়ে উত্তর জমা দেওয়া। যোগফল Z (আয়নে Z − চার্জ) হতেই হবে।
• অরবিটাল আর উপস্তর গুলিয়ে ফেলা। 3d একটি উপস্তর, তাতে পাঁচটি অরবিটাল।
• বোর মডেলের বৃত্তাকার কক্ষপথকে অরবিটাল বলা। অরবিটাল একটি সম্ভাবনার মেঘ, নির্দিষ্ট পথ নয়।

বাস্তব জীবনে ইলেকট্রন বিন্যাস

আতশবাজির রং: আগুনে সোডিয়াম হলুদ, কপার সবুজ-নীল, স্ট্রনশিয়াম লাল আলো দেয়। তাপে ইলেকট্রন ওপরের স্তরে লাফ দেয়, আবার নিচে নামার সময় নির্দিষ্ট রঙের আলো ছাড়ে। কোন রং হবে, তা নির্ভর করে স্তরগুলোর শক্তির পার্থক্যের ওপর, অর্থাৎ ইলেকট্রন বিন্যাসের ওপর। রাস্তার হলুদ সোডিয়াম বাতিও একই কারণে হলুদ।

চুম্বক: লোহা, কোবাল্ট, নিকেলে অনেক অযুগ্ম d ইলেকট্রন থাকে। এদের স্পিন একই দিকে সাজালে ছোট ছোট চুম্বক মিলে বড় চুম্বক তৈরি হয়। তোমার ফ্রিজের দরজার চুম্বক থেকে বিদ্যুৎ কেন্দ্রের জেনারেটর পর্যন্ত সবখানে এই অযুগ্ম ইলেকট্রনের খেলা।

রক্ত আর শরীর: হিমোগ্লোবিনে আছে Fe²⁺ আয়ন, যা অক্সিজেন ধরে রাখে আর ছেড়ে দেয়। Fe²⁺ থেকে Fe³⁺-এ বদলে গেলে হিমোগ্লোবিন আর অক্সিজেন বইতে পারে না। কেন Fe³⁺ এত সহজে তৈরি হয়, তার উত্তর 3d⁵-এর স্থিতিশীলতায়।

মোবাইল আর কম্পিউটার: সিলিকনের বাইরের স্তরে চারটি ইলেকট্রন। এতে সামান্য ফসফরাস (পাঁচটি বাইরের ইলেকট্রন) বা বোরন (তিনটি) মেশালে অর্ধপরিবাহী তৈরি হয়, যা দিয়ে চিপ বানানো হয়। আর নিয়ন বাতি জ্বলে কারণ নিয়নের পূর্ণ বিন্যাস তাকে নিষ্ক্রিয় রাখে, শুধু বিদ্যুতে উত্তেজিত হয়ে আলো দেয়।

পরীক্ষার কর্নার: SSC ও HSC

এসএসসি রসায়নে ইলেকট্রন বিন্যাস আসে “পদার্থের গঠন” অধ্যায়ে, আর এর প্রয়োগ আসে “পর্যায় সারণি” ও “রাসায়নিক বন্ধন” অধ্যায়ে। এইচএসসি রসায়ন প্রথম পত্রের “গুণগত রসায়ন” অধ্যায়ে কোয়ান্টাম সংখ্যা, আউফবাউ, পাউলি, হুন্ড আর ব্যতিক্রমী বিন্যাস বিস্তারিত পড়ানো হয়।

• বহুনির্বাচনি: “কোনটির বিন্যাস ব্যতিক্রমী?” উত্তর প্রায় সবসময় Cr বা Cu। “3d আর 4s-এর কোনটি আগে ভরে?” উত্তর 4s।
• বহুনির্বাচনি: “n = ৩ স্তরে সর্বোচ্চ কতটি ইলেকট্রন?” 2n² = ১৮। “l = ২ হলে কতটি অরবিটাল?” 2l + 1 = ৫।
• সৃজনশীল (ক, জ্ঞানমূলক): আউফবাউ নীতি, পাউলির বর্জন নীতি বা হুন্ডের নীতির সংজ্ঞা, এক বাক্যে মুখস্থ রাখো।
• সৃজনশীল (খ, অনুধাবনমূলক): “Cr-এর বিন্যাস 3d⁵ 4s¹ কেন?” অর্ধপূর্ণ উপস্তরের প্রতিসাম্য ও বিনিময় শক্তির কথা লেখো।
• সৃজনশীল (গ, প্রয়োগমূলক): উদ্দীপকের মৌলের বিন্যাস লিখে পর্যায়, গ্রুপ ও ব্লক বের করো। আয়ন থাকলে আগে 4s থেকে ইলেকট্রন সরাও।
• সৃজনশীল (ঘ, উচ্চতর দক্ষতা): Fe²⁺ ও Fe³⁺-এর স্থিতিশীলতার তুলনা, বা কোন মৌলটি চুম্বকীয়, অযুগ্ম ইলেকট্রন গুনে যুক্তি দাও।
• অরবিটাল চিত্র আঁকতে বাক্স ব্যবহার করো আর প্রতিটি বাক্সের নিচে উপস্তরের নাম লেখো, পরীক্ষক এক নজরে বুঝবেন।

এক পাতায় রিভিশন

পরীক্ষার আগে এই তালিকাটুকু পড়ে নাও, পুরো অধ্যায় মনে পড়ে যাবে।

• ইলেকট্রন বিন্যাস = শক্তিস্তর, উপস্তর ও অরবিটালে ইলেকট্রনের সজ্জা।
• শক্তিস্তর K, L, M, N; সর্বোচ্চ ইলেকট্রন 2n²; অরবিটাল n²।
• উপস্তর s, p, d, f; অরবিটাল ১, ৩, ৫, ৭; ইলেকট্রন ২, ৬, ১০, ১৪।
• পূরণের ক্রম: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p, (n + l) কম হলে আগে, সমান হলে n কম হলে আগে।
• পাউলি: এক অরবিটালে সর্বোচ্চ ২টি, বিপরীত স্পিনে।
• হুন্ড: আগে একা একা একই স্পিনে, তারপর জোড়া।
• ব্যতিক্রম: Cr = [Ar] 3d⁵ 4s¹, Cu = [Ar] 3d¹⁰ 4s¹।
• ক্যাটায়নে আগে 4s খালি, তারপর 3d: Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶, Fe³⁺ = [Ar] 3d⁵।
• পর্যায় = সর্বোচ্চ n; ব্লক = শেষ ইলেকট্রনের উপস্তর; গ্রুপ বাইরের ইলেকট্রন থেকে।

সচরাচর জিজ্ঞাসা