ChemistryDulal

  When we write an orbital, we use two quantum numbers. One is the principal quantum number (n), and the other is the auxiliary quantum number (l). The value of the principal quantum number n is 1,2,3,4 ---- etc. On the other hand, the auxiliary quantum numbers are denoted by s, p, d, f. When writing an orbital, we write the principal quantum number and the auxiliary quantum number together. For example: 1s, 2s, 2p, 3s etc. . Here, in the case of 1s, 1 is the principal quantum number or the main energy level and s is the auxiliary quantum number or the sub-energy level. The value of the principal quantum number n = 1,2,3,4 --- etc. refers to the various circular main orbits or main energy levels or orbits outside the nucleus of the atom. The auxiliary quantum number indicates which sublevel of a main energy level an electron exists in an atom. The value of the auxiliary quantum number ranges from zero to (n - 1). For example: If n = 1, l = 0. The 1s sublevel will be in the field. ...

  In an atom , electrons are located in different energy levels outside the nucleus . In the case of the K-shell or energy level, n = 1 . These shells or energy levels are divided into sub-energy levels . The sub-energy level is denoted by " l ". The value of "l" ranges from zero (0) to (n- 1). The sub-energy levels are further divided into different orbitals . In different orbitals, the electrons are arranged in three dimensions. This is called the magnetic quantum number (m). The value of m ranges from zero (0) to ± l. If n = 1 for the K-shell, For l = 0, the 1s-sub-energy level will be, For l = 0, m = 0. That is, only 1s orbitals are possible in the K-shell. Again, we know from the spin quantum number (s), that an orbital can hold a maximum of two electrons. So the K-shell can hold = 1x 2 = 2 electrons. Therefore, the K-shell can hold one sublevel and two electrons. (If l = 0, it is the s- sublevel , if l = 1, it is the p- sublevel , if l = 2, it is...

In an atom , electrons are located in different energy levels outside the nucleus . In the case of the L - shell or energy level, n = 2. These shells or energy levels are divided into sub-energy levels . The sub-energy level is denoted by " l ". The value of " l " ranges from zero (0) to (n- 1). The sub-energy levels are again divided into different orbitals . In different orbitals, the electrons are arranged in three dimensions. This is called the magnetic quantum number (m). The value of m ranges from zero (0) to ± l. For the L - shell, if n = 2, then l = 0,1. Then there will be two sub-energy levels - 2s and 2p . Then, for l = 0, m = 0. That is, there will be a 2s orbital. For l = 1, m = 0, ±1. That is, there will be three 2p orbitals. That is, there are four orbitals possible in the L-shell, one 2s and three 2p. Again, we know from the spin quantum number (s), that an orbital can hold a maximum of two electrons. So the L-shell can hold = 4 x 2 = 8 ...

  In an atom , electrons are located in different energy levels outside the nucleus . In the case of M - shell or energy level, n = 3 . These shells or energy levels are divided into sub-energy levels . The sub-energy level is denoted by " l ". The value of "l" ranges from zero (0) to (n- 1). The sub-energy levels are again divided into different orbitals . In different orbitals, the electrons are arranged in three dimensions . This is called the magnetic quantum number (m). The value of m ranges from zero (0) to ± l. For M - shell, if n = 3, then l = 0,1,2. Then there will be three sub-energy levels - 3s , 3p and 3d . Then, for l = 0, m = 0. That is, there will be a 3s orbital. For l = 1, m = 0, ±1. That is, there will be three 3p orbitals. For l = 2, m = 0, ±1, ±2. That is, there will be five 3d orbitals. That is, there are nine orbitals in the M-shell, one 3s, three 3p, and five 3d. Again, we know from the spin quantum number (s), that an orbital can ...

      In an atom, electrons are located in different energy levels outside the nucleus. In the case of N - shell or energy level, n = 4. These shells or energy levels are divided into sub-energy levels. The sub-energy level is denoted by "l". The value of "l" ranges from zero (0) to (n- 1).  The sub-energy levels are again divided into different orbitals. In different orbitals, the electrons are arranged in three dimensions. This is called the magnetic quantum number (m). The value of m ranges from zero (0) to ± l.  If n = 4 for N - shell,  l = 0,1,2,3 will be. Then there will be four sub-energy levels - 4s, 4p, 4d and 4f.  Then,  for l = 0, m = 0. That is, there will be a 4s orbital.  For l = 1, m = 0, ±1. That is, there will be three 4p orbitals.  For l = 2, m = 0, ±1, ±2. That is, there will be five 4d orbitals.  For l = 3, m = 0, ±1, ±2, ±3. That is, there will be seven 4f orbitals.  That is, in the N-shell, one 4s, three 4...

     কোন পরমাণুতে ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের বাহিরে বিভিন্ন শক্তিস্তরে অবস্থান করে। N - শেলের বা শক্তি স্তরের ক্ষেত্রে n = 4 হয়। এই শেল বা শক্তিস্তর গুলি উপশক্তি স্তরে বিভক্ত থাকে। উপশক্তিস্তরকে "  l  " দ্বারা চিহ্নিত করা হয়। "  l  "এর মান শূণ্য (0) থেকে (n- 1) পর্যন্ত হয়।  উপশক্তিস্তরগুলি আবার বিভিন্ন অরবিটালে বিভক্ত থাকে। বিভিন্ন অরবিটলে ইলেকট্রন গুলি ত্রিমাত্রিকভাবে বিন্যস্ত থাকে। একে চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (m) বলা হয়। m -এর মান শূন্য (0) থেকে ±  l  পর্যন্ত হয়।  N - শেলের জন্য n = 4 হলে,  l = 0,1,2,3  হবে। তখন   4 s, 4p , 4d ও 4f - চারটি উপশক্তিস্তর হবে। তাহলে,  l =  0 এর জন্য   m = 0 হবে। অর্থাৎ একটি 4s অরবিটাল হবে।  l =  1 এর জন্য   m = 0, ±1 হবে।  অর্থাৎ তিনটি 4p অরবিটাল হবে।  l =  2 এর জন্য   m = 0, ±1, ±2 হবে।  অর্থাৎ পাঁচটি 4d অরবিটাল হবে।  l =  3 এর জন্য   m = 0, ±1, ±2, ±3 হবে।  অর্থাৎ সাতটি 4f...

    কোন পরমাণুতে ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের বাহিরে বিভিন্ন শক্তিস্তরে অবস্থান করে। M - শেলের বা শক্তি স্তরের ক্ষেত্রে n = 3 হয়। এই শেল বা শক্তিস্তর গুলি উপশক্তি স্তরে বিভক্ত থাকে। উপশক্তিস্তরকে "  l  " দ্বারা চিহ্নিত করা হয়। "  l  "এর মান শূণ্য (0) থেকে (n- 1) পর্যন্ত হয়।  উপশক্তিস্তরগুলি আবার বিভিন্ন অরবিটালে বিভক্ত থাকে। বিভিন্ন অরবিটলে ইলেকট্রন গুলি ত্রিমাত্রিকভাবে বিন্যস্ত থাকে। একে চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (m) বলা হয়। m -এর মান শূন্য (0) থেকে ±  l  পর্যন্ত হয়।  M - শেলের জন্য n = 3 হলে,  l = 0,1,2  হবে। তখন   3 s, 3p  ও 3d - তিনটি উপশক্তিস্তর হবে। তাহলে,  l =  0 এর জন্য   m = 0 হবে। অর্থাৎ একটি 3s অরবিটাল হবে।  l =  1 এর জন্য   m = 0, ±1 হবে।  অর্থাৎ তিনটি 3p অরবিটাল হবে।  l =  2 এর জন্য   m = 0, ±1, ±2 হবে।  অর্থাৎ পাঁচটি 3d অরবিটাল হবে।  অর্থাৎ M -শেলে একটি 3s, তিনটি 3p এবং পাঁচটি 3d সহমোট নয়টি অরবিটাল সম্ভব।  আবার আমরা স্পি...

  কোন পরমাণুতে ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের বাহিরে বিভিন্ন শক্তিস্তরে অবস্থান করে। L - শেলের বা শক্তি স্তরের ক্ষেত্রে n = 2 হয়। এই শেল বা শক্তিস্তর গুলি উপশক্তি স্তরে বিভক্ত থাকে। উপশক্তিস্তরকে "  l  " দ্বারা চিহ্নিত করা হয়। "  l  "এর মান শূণ্য (0) থেকে (n- 1) পর্যন্ত হয়।  উপশক্তিস্তরগুলি আবার বিভিন্ন অরবিটালে বিভক্ত থাকে। বিভিন্ন অরবিটলে ইলেকট্রন গুলি ত্রিমাত্রিকভাবে বিন্যস্ত থাকে। একে চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (m) বলা হয়। m -এর মান শূন্য (0) থেকে ±  l  পর্যন্ত হয়।  L - শেলের জন্য n = 2 হলে,  l = 0,1  হবে। তখন   2s ও 2p - দুটি উপশক্তিস্তর হবে। তাহলে,  l =  0 এর জন্য   m = 0 হবে। অর্থাৎ একটি 2s অরবিটাল হবে।  l =  1 এর জন্য   m = 0, ±1 হবে।  অর্থাৎ তিনটি 2p অরবিটাল হবে।  অর্থাৎ L -শেলে একটি 2s এবং তিনটি 2p সহমোট চারটি অরবিটাল সম্ভব।  আবার আমরা স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা (s) থেকে জানি, একটি অরবিটাল সর্বোচ্চ দুটি ইলেকট্রন ধারণ করতে পারে।  তাহলে L- শেলে  ইলেকট্...

কোন পরমাণুতে ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের বাহিরে বিভিন্ন শক্তিস্তরে অবস্থান করে। K- শেলের বা শক্তি স্তরের ক্ষেত্রে n = 1 হয়। এই শেল বা শক্তিস্তর গুলি উপশক্তি স্তরে বিভক্ত থাকে। উপশক্তিস্তরকে " l " দ্বারা চিহ্নিত করা হয়। " l "এর মান শূণ্য (0) থেকে (n- 1) পর্যন্ত হয়।  উপশক্তিস্তরগুলি আবার বিভিন্ন অরবিটালে বিভক্ত থাকে। বিভিন্ন অরবিটলে ইলেকট্রন গুলি ত্রিমাত্রিকভাবে বিন্যস্ত থাকে। একে চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (m) বলা হয়। m -এর মান শূন্য (0) থেকে ± l পর্যন্ত হয়।  K - শেলের জন্য n = 1 হলে,  l = 0  এর জন্য  1s - উপশক্তিস্তর হবে, তাহলে  l = 0 এর জন্য   m = 0 হবে। অর্থাৎ K -শেলে শুধু  1s অরবিটাল সম্ভব।  আবার আমরা স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা (s) থেকে জানি, একটি অরবিটাল সর্বোচ্চ দুটি ইলেকট্রন ধারণ করতে পারে।  তাহলে K-শেলে  ইলেকট্রন ধারণ  করে  = 1x 2 = 2 টি।  অতএব, K- শেল একটি উপশক্তিস্তর এবং দুটি ইলেকট্রন ধারণ করতে পারে।   (  l  = 0 হলে s- উপশক্তিরস্তর,  l  = 1 হলে p- উপশক্তিস্তর,  l  = 2 হ...

  আমরা যখন কোন অরবিটাল লিখি তখন দুইটি কোয়ান্টাম সংখ্যা ব্যবহার করে থাকি। একটি হচ্ছে প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা (n), এবং অপরটি হচ্ছে সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা (l).  প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা n এর মান 1,2,3,4 ---- ইত্যাদি হয়। অপরদিকে s, p, d, f দ্বারা সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা বোঝানো হয়।  কোন অরবিটাল লিখার সময় আমরা প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা এবং সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা পাশাপাশি লিখি। যেমন: 1s, 2s, 2p, 3s ইত্যাদি৷  ।  এখানে 1s এর ক্ষেত্রে 1 হচ্ছে প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা বা প্রধান শক্তিস্তর এবং s হচ্ছে সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা বা উপশক্তিস্তর।  প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যার মান n = 1,2,3,4 --- ইত্যাদি দ্বারা পরমাণুর নিউক্লিয়াসের বাহিরে বৃত্তাকার বিভিন্ন  প্রধান কক্ষপথ বা প্রধান শক্তিস্তর বা অরবিটকে বোঝানো হয়।  সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা দ্বারা পরমাণুতে একটি ইলেকট্রন কোন প্রধান শক্তিস্তরের কোন উপশক্তিস্তরে বিদ্যমান থাকে তা বোঝানো হয়।  সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা এর মান শূন্য থেকে (n - 1) পর্যন্ত হয়ে থাকে। যেমন : n = 1 হলে, l = 0 হবে। সেক্ষত্রে  1s উপশক...

   2Cl দ্বারা ক্লোরিনের দুইটি পরমাণুকে বোঝায়। পরমাণু হল মৌলিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণা, যার কোন স্বাধীন অস্তিত্ব নেই। কিন্তু ক্ষুদ্রতম একক হিসেবে রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশগ্রহণ করে।  2Cl ক্লোরিন মৌলের ক্ষুদ্রতম দুটি পৃথক কণা যারা ক্লোরিন মৌলের সব ধর্ম বজায় রাখে।  Cl₂ দ্বারা দুটি ক্লোরিন পরমাণু রাসায়নিক একক-বন্ধনের দ্বারা গঠিত একটি ক্লোরিন অণু বোঝায়। দুটি ক্লোরিন পরমাণু সমযোজী বন্ধনের দ্বারা একটি মৌলিক ক্লোরিন অনু গঠন করে।  Cl + Cl -----> Cl₂ 

     2N দ্বারা নাইট্রোজেনের দুইটি পরমাণুকে বোঝায়। পরমাণু হল মৌলিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণা, যার কোন স্বাধীন অস্তিত্ব নেই। কিন্তু ক্ষুদ্রতম একক হিসেবে রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশগ্রহণ করে।  2N নাইট্রোজেন মৌলের ক্ষুদ্রতম দুটি পৃথক কণা যারা নাইট্রোজেন মৌলের সব ধর্ম বজায় রাখে।  N₂ দ্বারা দুটি নাইট্রোজেন পরমাণু রাসায়নিক ত্রি-বন্ধনের দ্বারা গঠিত একটি নাইট্রোজেন অণু বোঝায়। দুটি নাইট্রোজেন পরমাণু সমযোজী বন্ধনের দ্বারা একটি মৌলিক নাইট্রোজেন অনু গঠন করে।  N + N -----> N₂ 

    2O দ্বারা অক্সিজেনের দুইটি পরমাণুকে বোঝায়। পরমাণু হল মৌলিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণা, যার কোন স্বাধীন অস্তিত্ব নেই। কিন্তু ক্ষুদ্রতম একক হিসেবে রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশগ্রহণ করে।  2O অক্সিজেন মৌলের ক্ষুদ্রতম দুটি পৃথক কণা যারা অক্সিজেন মৌলের সব ধর্ম বজায় রাখে।  O₂ দ্বারা দুটি অক্সিজেন পরমাণু রাসায়নিক দ্বি-বন্ধনের দ্বারা গঠিত একটি অক্সিজেন অণু বোঝায়। দুটি অক্সিজেন পরমাণু সমযোজী বন্ধনের দ্বারা একটি মৌলিক অক্সিজেন অনু গঠন করে।  O + O -----> O₂ 

  2H দ্বারা হাইড্রোজেনের দুইটি পরমাণুকে বোঝায়। পরমাণু হল মৌলিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণা, যার কোন স্বাধীন অস্তিত্ব নেই। কিন্তু ক্ষুদ্রতম একক হিসেবে রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশগ্রহণ করে।  2H হাইড্রোজেন মৌলের ক্ষুদ্রতম দুটি পৃথক কণা যারা হাইড্রোজেন মৌলের সব ধর্ম বজায় রাখে।  H₂ দ্বারা দুটি হাইড্রোজেন পরমাণু রাসায়নিক বন্ধনের দ্বারা গঠিত একটি হাইড্রোজেন অণু বোঝায়। দুটি হাইড্রোজেন পরমাণু সমযোজী বন্ধনের দ্বারা একটি মৌলিক হাইড্রোজেন অনু গঠন করে।  H + H -----> H₂

       আপেক্ষিক পারমানবিক ভর বলতে, কোন মৌলের একটি পরমাণুর ভর এবং কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের 1/12 অংশের অনুপাতকে বোঝায়।  সোডিয়ামের  আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর 23 বলতে বোঝায়,  সোডিয়ামের  একটি পরমাণুর ভর এবং একটি কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের 1/12 অংশের অনুপাত হবে 23.

      আপেক্ষিক পারমানবিক ভর বলতে, কোন মৌলের একটি পরমাণুর ভর এবং কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের 1/12 অংশের অনুপাতকে বোঝায়।  ফ্লোরিনের  আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর 19 বলতে বোঝায়,  ফ্লোরিনের  একটি পরমাণুর ভর এবং একটি কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের 1/12 অংশের অনুপাত হবে 19.

     আপেক্ষিক পারমানবিক ভর বলতে, কোন মৌলের একটি পরমাণুর ভর এবং কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের 1/12 অংশের অনুপাতকে বোঝায়।  অক্সিজেনের  আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর 16 বলতে বোঝায়,    অক্সিজেনের  একটি পরমাণুর ভর এবং একটি কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের 1/12 অংশের অনুপাত হবে 16.

   আপেক্ষিক পারমানবিক ভর বলতে, কোন মৌলের একটি পরমাণুর ভর এবং কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের 1/12 অংশের অনুপাতকে বোঝায়।  নাইট্রোজেনের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর 14 বলতে বোঝায়, নাইট্রোজেনের একটি পরমাণুর ভর এবং একটি কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের 1/12 অংশের অনুপাত হলো 14.

   আমরা পারমাণবিক ভর বলতে আপেক্ষিক পারমানবিক ভরকেই জানি। কোন মৌলের আপেক্ষিক পারমানবিক ভর ঐ মৌলের একটি পরমাণুর ভর এবং কার্বন -১২ আইসোটোপের ভরের ১/১২ অংশ এর অনুপাত।  মৌলের আপেক্ষিক পারমানবিক ভর= (ঐ মৌলের একটি পরমাণুর ভর) ÷  (একটি কার্বন-12 আইসোটোপের ভরের  1/12 অংশ)।  একই জাতীয় দুটি রাশির তুলনা বোঝাতে কোন একক ব্যবহার করা হয় না। আপেক্ষিক পারমানবিক ভর দুটি একই জাতীয় রাশির অনুপাত।  এইজন্য আপেক্ষিক পারমানবিক ভরের কোন একক থাকে না। 

   হাইড্রোজেনের (H) আপেক্ষিক পারমানবিক ভর 1.008 গ্রাম।  1.008g হাইড্রোজেন পরমাণু = এক মোল হাইড্রোজেন পরমাণু।  ১ মোল হাইড্রোজেন পরমাণুতে অ্যাভোগাড্রো সংখ্যাক ( 6.023 × 10²³) টি  হাইড্রোজেন পরমাণু  উপস্থিত থাকে।  অতএব,  6.023× 10²³ টি হাইড্রোজেন পরমাণুর ভর =1.008 g  একটি হাইড্রোজেন পরমাণুর ভর = 1.008 / 6.023× 10²³ g  (আমরা জানি, একটি ইলেকট্রনের ভর একটি প্রোটনের ভর থেকে 1836 গুন হালকা। একটি প্রোটনের আপেক্ষিক ভর এক(1) যা একটি হাইড্রোজেন  পরমাণুর ভর এর প্রায় সমান।)  অতএব, একটি ইলেকট্রনের ভর = একটি হাইড্রোজেন পরমাণুর ভর × 1/ 1836    = ( 1.008 / 6.023×10²³) × ( 1 / 1836)  = 9.11× 10-²⁸ g = 9.11 × 10-³¹ kg

Ag+(1mol)  + e(1mol) --------> Ag(1mol) মাইকেল ফ্যারাডে দেখান যে, সিলভার নাইট্রেট এর জলীয় দ্রবণে তড়িৎ বিশ্লেষণ করলে ক্যাথডে সিলভার(Ag) ধাতু জমা হয়।  দেখা যায় যে, এক মোল সিলভার আয়ন(Ag+), এক মোল ইলেকট্রন(e) গ্রহণ করে ক্যাথডে ১ মোল সিলভার পরমাণু (Ag) উৎপন্ন করে।  আমরা জানি, ১ মোল কোন পরমাণু বা আয়ন ১ মোল ইলেকট্রন গ্রহণ বা বর্জন করতে এক ফ্যারাডে বিদ্যুতের প্রয়োজন হয়। এক ফ্যারাডে (F) = 96500 কুলম্ব বিক্রিয়া থেকে দেখা যায়, ১ মোল সিলভার পরমাণু (Ag) অর্থাৎ ১০৮ গ্রাম সিলভার পরমাণু ক্যাথোডে জমা হতে এক ফ্যারাডে বা 96500 কুলম্ব বিদ্যুতের প্রয়োজন।  একটি ইলেকট্রনের চার্জ যদি (e) হয় তবে, এক মোল অর্থাৎ অ্যাভোগাড্রো সংখ্যাক (N) বা  6.023 x 10²³ টি ইলেকট্রনের চার্জ হবে ( N.e ). অর্থাৎ সিলভার আয়ন(Ag+) N.e টি ইলেকট্রন গ্রহণ করতে 96500 কুলম্ব বিদ্যুতের প্রয়োজন হবে।  অতএব, এক মোল ইলেকট্রনের চার্জ N.e = 96500 কুলম্ব  একটি ইলেকট্রনের চার্জ e = 96500/N = 96500 / 6.023 x 10²³ কুলম্ব = 1.60 x 10-¹⁹ কুলম্ব = 1.60 x 10-²º e.m.u ( electromagnetic unit) = 4....

              ম্যাগনেসিয়ামের  (Mg)   পারমাণবিক সংখ্যা 12. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু ম্যাগনেসিয়াম পরমাণুর নিউক্লিয়াসে 12 টি প্রোটন উপস্থিত থাকে,  সেহেতু ম্যাগনেসিয়ামের  পারমাণবিক সংখ্যা 12. 

             নিয়নের (Ne)   পারমাণবিক সংখ্যা 10. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু নিয়ন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে 10 টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু নিয়নের পারমাণবিক সংখ্যা 10. 

            ফ্লোরিনের  (F)   পারমাণবিক সংখ্যা 9. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু ফ্লোরিন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে 9 টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু ফ্লোরিনের পারমাণবিক সংখ্যা 9. 

          অক্সিজেনের  (O)   পারমাণবিক সংখ্যা ৮. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু অক্সিজেন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে ৮ টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু অক্সিজেনের পারমাণবিক সংখ্যা ৮. 

         নাইট্রোজেনের  (N)   পারমাণবিক সংখ্যা 7. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু নাইট্রোজেন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে 7 টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু নাইট্রোজেনের পারমাণবিক সংখ্যা 7. 

        কার্বনের (C)   পারমাণবিক সংখ্যা 6. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু কার্বন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে 6 টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু কার্বনের পারমাণবিক সংখ্যা 6. 

       বোরনের (B)   পারমাণবিক সংখ্যা 5. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু বোরন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে 5 টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু বোরনের পারমাণবিক সংখ্যা 5. 

      বেরিলিয়ামের (Be)   পারমাণবিক সংখ্যা 4. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু বেরিলিয়াম পরমাণুর নিউক্লিয়াসে 4 টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু বেরিলিয়ামের পারমাণবিক সংখ্যা 4. 

    লিথিয়ামের   পারমাণবিক সংখ্যা ৩. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু লিথিয়ামের পরমাণুর নিউক্লিয়াসে ৩ টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু লিথিয়ামের পারমাণবিক সংখ্যা ৩. 

   হিলিয়ামের   পারমাণবিক সংখ্যা ২. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু হিলিয়ামের পরমাণুর নিউক্লিয়াসে ২ টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু হিলিয়ামের পারমাণবিক সংখ্যা ২. 

  হাইড্রোজেনের   পারমাণবিক সংখ্যা ১. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু হাইড্রোজেনের পরমাণুর নিউক্লিয়াসে ১ টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু হাইড্রোজেনের পারমাণবিক সংখ্যা ১. 

  সোডিয়ামের পারমাণবিক সংখ্যা ১১. কারণ, পারমাণবিক সংখ্যা বলতে কোন মৌলের নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমানবিক সংখ্যা বলে।  যেহেতু সোডিয়াম পরমাণুর নিউক্লিয়াসে ১১ টি প্রোটন উপস্থিত থাকে, সেহেতু সোডিয়ামের পারমাণবিক সংখ্যা ১১. 

পরমাণু সামগ্রিকভাবে চার্জ নিরপেক্ষ। আমরা জানি, পরমাণুতে তিন ধরনের স্থায়ী মূল কণিকা ইলেকট্রন, প্রোটন, নিউট্রন উপস্থিত থাকে। এই তিন কণিকার মধ্যে ইলেকট্রন ঋণাত্মক চার্জিত, প্রোটন ধনাত্মক চার্জিত এবং নিউটন চার্জ নিরপেক্ষ কণা।  প্রোটন এবং নিউট্রন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে উপস্থিত থাকে। অপরদিকে ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের বাহিরে বিভিন্ন কক্ষপথে অবস্থান করে।  প্রোটনের আপেক্ষিক চার্জ " +1"  এবং ইলেকট্রনের আপেক্ষিক চার্জ " -1"  অর্থাৎ প্রোটন ও ইলেকট্রনের চার্জ সমান কিন্তু বিপরীত।   কাজেই, পরমাণুতে যখন প্রোটন ও ইলেকট্রনের চার্জের পরিমাণ সমান হয় পরমাণু তখন চার্জ বা বিদ্যুৎ নিরপেক্ষ হয়। 

    হাইজেনবার্গের অনিশ্চয়তা নীতি (Heisenberg Uncertainty Principle):    জার্মান পদার্থবিজ্ঞানী ভেরনার হাইজেনবার্গ ১৯২৭ সালে প্রস্তাব করেন যে, কোনো কণার নির্দিষ্ট অবস্থান (position) এবং গতিশক্তি বা ভরবেগ (momentum) একই সাথে সম্পূর্ণ নির্ভুলভাবে নির্ণয় করা সম্ভব নয়। অর্থাৎ, যত বেশি নির্ভুলভাবে কণার অবস্থান নির্ণয় করা যাবে, ভরবেগ নির্ণয় তত বেশি অনিশ্চিত হবে।  হাইজেনবার্গের অনিশ্চয়তা নীতির গাণিতিক রূপ হলো: Δx . ΔP >_ h / 4π এখান,  Δx =কণার অবস্থানের অনিশ্চয়তা Δp = কণার ভরবেগের অনিশ্চয়তা h = প্ল্যাঙ্ক ধ্রুবক (Planck's constant), এর মান প্রায় 6.626 x10^ -34  Js অনিশ্চয়তা নীতির ব্যাখ্যা: যদি কোনো কণার অবস্থান খুব নির্ভুলভাবে মাপা হয় , তবে তার ভরবেগ সম্পর্কে অনিশ্চয়তা বেড়ে যায় । আবার, যদি ভরবেগ খুব নির্ভুলভাবে জানা যায়, তবে অবস্থান সম্পর্কে অনিশ্চয়তা বেড়ে যায়। এটি আমাদের বলে যে প্রকৃতিতে নিজস্ব একটি অন্তর্নিহিত অনির্ধারকতা (indeterminacy) বিদ্যমান। এটি কোনো পরিমাপের সীমাবদ্ধতার কারণে নয়, বরং প্রকৃতির মৌলিক বৈশিষ্...

দ্রাব্যতার গুণফল ( Solubility Product) মৃদু বা দুর্বল তড়িৎ বিশ্লেষ্য লবণের দ্রবনে উৎপন্ন আয়নগুলি সাম্যবস্থায় তাদের ঘনমাত্রার ঘাতের গুনফলকে দ্রাব্যতার গুনফল বলে।  দ্রাব্যতার গুণফল (Solubility Product) বা Ksp একটি আংশিক বিয়োজন বিক্রিয়ার জন্য একটি সাম্যাবস্থা ধ্রুবক। উদাহরণসহ ব্যাখ্যা: উদাহরণ ১:  ১:১ লবণ AgCl এর দ্রাব্যতার গুনফল AgCl(s)  -------->  Ag+  (aq) + Cl-  (aq) এখানে, Ksp হবে: Ksp = [Ag+] [Cl- ] এখানে,  AgCl এর দ্রাব্যতা S (mol/ L) হলে,  [Ag+] = [Cl-] = S হবে।  Ksp = (S) x (S) = S² উদাহরণ ২: ১:২ লবণ CaF₂ এর দ্রাব্যতার গুনফল CaF₂ (s)  ---------> Ca ²+ (aq) + 2F - (aq) এখানে, Ksp হবে: Ksp = [Ca²+ ] [F-  ] ² এখানে,  CaF₂ এর দ্রাব্যতা S (mol/ L) হলে,  [Ca²+ ] = S , [F- ] = 2S হবে।  Ksp = (S) x (2S) ² = 4S³ উদাহরণ ৩: ১:৩ লবণ Al(OH)₃ এর দ্রাব্যতার গুনফল Al(OH)₃  (s)  ---------> Al³+ (aq) + 3 OH - (aq) এখানে, Ksp হবে: Ksp = [Al³+ ] [OH- ] ³ এখানে,  Al(OH)₃  এর দ্রাব্যতা S (mol/...

  চুম্বীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (Magnetic Quantum Number) ইলেকট্রনের ঘুর্ণনের দিক বা ওরিয়েন্টেশন ব্যাখ্যা করার জন্য  যে কোয়ান্টাম সংখ্যা ব্যবহার করা হয় তাকে চুম্বীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে। চুম্বীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা নির্দিষ্ট উপ-শক্তিস্তরে (sub-shell) একটি ইলেকট্রন কতগুলো ভিন্ন ভিন্ন কক্ষপথে (orbital) থাকতে পারে এবং সে কক্ষপথগুলোর কোন দিকে সেটি ব্যাখ্যা করতে পারে। এটি মূলত ইলেকট্রনের কক্ষপথের অভিমুখ বা দিকনির্দেশ (orientation) নির্দেশ করে। চুম্বীয় কোয়ান্টাম সংখ্যাকে m দ্বারা চিহ্নিত করা হয়।  চুম্বীয় কোয়ান্টাম সংখ্যার মান: m এর মান 0 থেকে  ± l পর্যন্ত হতে পারে। n = 1, এর জন্য   l = 0 হলে, m = 0 হবে। অর্থাৎ  প্রথম শক্তিস্তরে একটি 1s অরবিটাল বা কক্ষপথ থাকবে। n = 2, এর জন্য  l = 0,1 তখন, l = 0 হলে m = 0 হবে। তখন একটি  s অরবিটাল  এবং  l = 1 হলে m = -1, 0, +1 তিনটি p অরবিটাল সম্ভব। অর্থাৎ  দ্বিতীয় শক্তিস্তরে মোট চারটি অরবিটাল বা কক্ষপথ থাকবে। n = 3, এর জন্য  l = 0,1,2 তখন, l = 0 হলে m = 0 হবে। তখন একটি  s অরবিটাল...

  প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা (Principal Quantum Number) ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসকে কেন্দ্র করে যে প্রধান শক্তিস্তর বা কক্ষপথে আবর্তন করে তাকে প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে।একে n দ্বারা চিহ্নিত করা হয়।  এটি একটি মৌলিক কোয়ান্টাম সংখ্যা যা কোনো ইলেকট্রনের শক্তিস্তরের বা shell-এর অবস্থান নির্দেশ করে। n = 1, 2, 3, 4, ... এরকম পূর্ণ সংখ্যা হতে পারে। প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা দ্বারা পরমাণুর আকারের ধারণা পাওয়া যায়।  প্রত্যেকটি n এর মান একটি নির্দিষ্ট shell নির্দেশ করে।shell গুলিকে K, L, M, N প্রতীক দ্বারাও নির্দেশ করা হয়।  যেমন:  n=1 হলে K-shell, n=2 হলে L-shell,  n=3 হলে M-shell,  n= 4 হলে N- shell ইত্যাদি। শক্তিস্তর বা shell-এর ইলেকট্রন ধারণক্ষমতা নির্ণয়: প্রতিটি শক্তিস্তর বা shell-এ সর্বোচ্চ ইলেকট্রনের সংখ্যা 2n² সূত্র দ্বারা  নির্ধারণ করা যায়: উদাহরণ: n = 1 হলে, সর্বোচ্চ ইলেকট্রন = 2(1)² = 2 n = 2 হলে, সর্বোচ্চ ইলেকট্রন = 2(2)² = 8 n = 3 হলে, সর্বোচ্চ ইলেকট্রন = 2(3)² = 18 n = 4 হলে, সর্বোচ্চ ইলেকট্রন = 2(4)² = 32 ইলেকট্রনের শক্তিস্তর বা s...

  সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা (Azimuthal Quantum Number):   ইলেকট্রন একটি প্রধান শক্তিস্তরের কোন উপশক্তিস্তরে অবস্থান করে তা ব্যাখ্যা করার জন্য যে কোয়ান্টাম সংখ্যার ধারণা দেওয়া হয় তাকে সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে।  এটি অরবিটালের আকৃতি (shape) নির্ধারণ করে। একে l দ্বারা প্রকাশ করা হয়। l - এর মান: 0 থেকে (n – 1) পর্যন্ত হতে পারে। প্রতিটি l -এর জন্য একটি নির্দিষ্ট অরবিটাল টাইপ থাকে। যেমন:  l = 0 হলে s উপশক্তিস্তর বা অরবিটাল (গোলাকার) l = 1 হলে p উপশক্তিস্তর বা অরবিটাল (ডাম্বেল আকৃতি) l = 2 হলে d - উপশক্তিস্তর বা অরবিটাল l = 3 হলে f - উপশক্তিস্তর বা অরবিটাল। উদাহরণ: যদি n = 1 হলে l = 0  হতে পারে। অর্থাৎ প্রথম শক্তিস্তরে  1s - উপশক্তিস্তর বা অরবিটাল থাকবে। যদি n = 2 হলে l = 0, 1 হতে পারে। অর্থাৎ দ্বিতীয় শক্তিস্তরে  2s, 2p - উপশক্তিস্তর বা অরবিটাল থাকবে। যদি n = 3, তাহলে l = 0, 1, 2 হতে পারে। অর্থাৎ তৃতীয় শক্তিস্তরে 3s, 3p, 3d - উপশক্তিস্তর বা অরবিটাল থাকবে।

  স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা (Spin Quantum Number): স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা দ্বারা কোন অরবিটালে ইলেকট্রনের নিজস্ব ঘূর্ণন (spin) নির্দেশ করে। একে s বা mₛ দিয়ে প্রকাশ করা যায়। এর মান: +½ অথবা –½ প্রতিটি অরবিটালে সর্বোচ্চ দুটি ইলেকট্রন থাকতে পারে এবং তাদের স্পিন বিপরীতমুখী হয়। অর্থাৎ কোন অরবিটালে দুটি ইলেকট্রনের মধ্যে একটি ঘড়ির কাঁটার দিকে প্রদক্ষিণ করলে, অপরটি ঘড়ির কাঁটার উল্টোদিকে প্রদক্ষিন করে। আমরা কোন অরবিটালে ইলেকট্রনের স্পিন কিভাবে হিসাব করব:  এক্ষেত্রে কোন অরবিটালে যে ইলেকট্রনটি প্রথমে প্রবেশ করে সেই ইলেকট্রনের স্পিন, S = +½  এবং যে ইলেকট্রনটি পারে প্রবেশ করে অর্থাৎ দ্বিতীয় ইলেকট্রনের স্পিন, S = –½ ধরা হয়। যেমন :  He এর ইলেকট্রন বিন্যাস 1s² এখানে He - এর  প্রথম ইলেকট্রন e₁ এর জন্য স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যার মান  S = +½ এবং  দ্বিতীয় ইলেকট্রন e₂ এর জন্য স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যার মান  S = –½ ধরা হয়।

  ডাউ পদ্ধতিতে বেনজিন থেকে ফেনল প্রস্তুতির জন্য সাধারণত তিনটি ধাপ অনুসরণ করা হয়।   ধাপ ১: বেনজিন থেকে ক্লোরোবেনজিন প্রস্তুতি :  বেনজিন (C₆H₆) এর সাথে ক্লোরিন (Cl₂) ফেরিক ক্লোরাইড  বা আলুমিনিয়াম ক্লোরাইড (FeCl₃ বা AlCl₃) উপস্থিতিতি বিক্রিয়া করে ক্লোরোবেনজিন ( C₆H₅Cl) তৈরি করে।  C₆H₆ + Cl₂ ------> C₆H₅Cl + HCl ধাপ ২: ক্লোরোবেনজিন থেকে সোডিয়াম ফিনক্সাইড প্রস্তুতি :  ক্লোরোবেনজিন (C₆H₅Cl) এর সাথে 300°C তাপমাত্রায়, 200 atm চাপে NaOH বিক্রিয়া করে সোডিয়াম ফিনক্সাইড (C₆H₅ONa) গঠন করে।  C₆H₅Cl + NaOH -----> C₆H₅ONa + NaCl ধাপ ৩: সোডিয়াম ফিনক্সাইড থেকে ফেনল প্রস্তুতি : সোডিয়াম ফিনক্সাইডকে HCl দ্বারা এসিডিক হাইড্রোলাইসিস করলে ফেনল ( C₆H₅OH)  তৈরি হয়। C₆H₅ONa + HCl ------> C₆H₅OH + NaCl

বিবরণ: বেনজিনের (C₆H₆) সাথে গাঢ় নাইট্রিক এসিড (HNO₃), গাঢ় সালফিউরিক এসিডের (H₂SO₄), উপস্থিতিতে ৬০°C  তাপমাত্রায় নাইট্রোবেনজিন (C₆H₅NO₂) উৎপন্ন হয়। < এই প্রতিক্রিয়ায় বেনজিনের একটি হাইড্রোজেন পরমাণু নাইট্রো গ্রুপ (–NO₂) দ্বারা প্রতিস্থাপিত হয়। সালফিউরিক এসিড ও নাইট্রিক এসিড বিক্রিয়া করে নাইট্রোনিয়াম আয়ন (NO₂⁺) তৈরি করে, যা বেনজিন বলয়ের সাথে ইলেক্ট্রোফিলিক প্রতিস্থাপন বিক্রিয়া করে নাইট্রোবেনজিন তৈরি করে। রাসায়নিক সমীকরণ: C₆H₆ + HNO₃ -----> C₆H₅NO₂ + H₂O বেনজিন থেকে নাইট্রোবেনজিনের প্রস্তুতি করার পদ্ধতিকে নাইট্রেশন বলে। 

  মৌলিক অণুঃ একই মৌলের একাধিক পরমাণু দ্বারা যে চার্জ নিরপেক্ষ কণা গঠিত হয় তাকে মৌলিক অণু বলে। যেমনঃ হাইড্রোজেন অণু (H₂), অক্সিজেন অণু (O₂), ওজন অণু (O₃) নাইট্রোজেন অণু (N₂) ইত্যাদি ।  যৌগিক অণুঃ ভিন্ন ধরনের একাধিক মৌলের পরমাণু দ্বারা যে চার্জ নিরপেক্ষ কণা গঠিত হয় তাকে যৌগিক অণু বলে। যেমনঃ কার্বন-ডাই-অক্সাইড (CO₂), সোডিয়াম ক্লোরাইড (NaCl), মিথেন (CH₄) ইত্যাদি। 

  অনু ও পরমাণুর মধ্যে পার্থক্য নিম্নরূপঃ ১/ মৌলের গুনাগুন বহনকারী মৌলিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণাকে পরমাণু বলে।    একই ধরনের বা ভিন্ন ধরনের একাধিক পরমাণু মিলিত হয়ে অনু গঠন করে। ২/ পরমাণুর স্বাধীন অস্তিত্ব নেই।  অনুর স্বাধীন অস্তিত্ব আছে।   ৩/ পরমাণু রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশগ্রহণ করে।   অনুসমূহ রাসায়নিক বিক্রিয়ায় সরাসরি অংশগ্রহণ করতে পারে না।  ৪/ কোন একটি মৌলের প্রতীক দ্বারা ঐ মৌলের পরমাণুকে বোঝায়। যেমনঃ হাইড্রোজেন (H), নাইট্রোজেন(N) ইত্যাদি।   কোন একটি যৌগের সংকেত দ্বারা ঐ যৌগের অনু বোঝায়। যেমনঃ পানি(H₂O), সালফিউরিক এসিড(H₂SO₄) ইত্যাদি।