"আন্তঃআণবিক বল" পাতাটির দুইটি সংশোধিত সংস্করণের মধ্যে পার্থক্য

বট নিবন্ধ পরিষ্কার করেছে। কোন সমস্যায় এর পরিচালককে জানান।
ট্যাগ: মোবাইল সম্পাদনা মোবাইল ওয়েব সম্পাদনা দৃশ্যমান সম্পাদনা
(বট নিবন্ধ পরিষ্কার করেছে। কোন সমস্যায় এর পরিচালককে জানান।)
 
{{কাজ চলছে|comment=নতুন নিবন্ধ}}
 
'''আন্তঃআণবিক বল''' হচ্ছে দুটি পরমাণুর মধকার আকর্ষণ বা বিকর্ষণ বল, যা পরমাণুর মত অন্য কণার(আয়ন) মধ্যেও বিরাজ করে। আন্তঃআণবিক বল, অন্তঃআণবিক বল(যে বল মৌলের পরমাণুগুলোকে একত্রে ধরে রাখে) অপেক্ষা দুর্বল প্রকৃতির। যেমনঃ [[সমযোজী বন্ধন]], যেখানে দুটি পরমাণু ইলেকট্রন যুগল শেয়ার করে তা আন্তঃআণবিক বল অপেক্ষা বেশি শক্তিশালী। উভয় প্রকার বলই বল ক্ষেত্রের প্রয়োজনীয় অংশ যা আণবিক গতিবিদ্যায় প্রায়ই ব্যবহৃত হয়।
 
আন্তঃআণবিক বলের অনুসন্ধান শুরু হয় সূক্ষ্ম পর্যবেক্ষণের ফলে যখন আণবিক পর্যায়ে বলের উপস্থিতি এবং ক্রিয়া সম্পর্কে ধারণা পাওয়া যায়। এসব পর্যবেক্ষণের মধ্যে বাস্তব গ্যাসের [[তাপগতিবিজ্ঞান]] এর আচরণ যেমন- ভাইরাল সহগ([[:en:Virial_coefficientVirial coefficient|Virial coefficient]]), [[বাষ্প চাপ]], [[সান্দ্রতা]], [[পৃষ্ঠটান]], শোষণ উল্লেখযোগ্য।
 
আণবিক বল সম্পর্কে প্রথম ধারণা পাওয়া যায় আলেক্সিস ক্লেইরটের কাজ  [[:fr:Figure_de_la_TerreFigure de la Terre|Theorie de la Figure de la Terre]]<ref>{{সাময়িকী উদ্ধৃতি|ইউআরএল=https://en.wikipedia.org/wiki/Intermolecular_force#cite_note-1|শিরোনাম=Margenau, H. and Kestner, N. (1969) Theory of inter-molecular forces, International Series of Monographs in Natural Philosophy, Pergamon Press, ISBN 1483119289|শেষাংশ=|প্রথমাংশ=|তারিখ=2020-09-23|সাময়িকী=Wikipedia|ভাষা=en|সংগ্রহের-তারিখ=}}</ref> এ। অন্যান্য বিজ্ঞানী যারা একাজে অবদান রেখেছেন তারা হলেন: [[পিয়ের সিমোঁ লাপ্লাস]], [[কার্ল ফ্রিড‌রিশ গাউস]], [[জেমস ক্লার্ক ম্যাক্সওয়েল]], এবং [[লুডভিগ বোলৎসমান]]।
 
আন্তঃআণবিক আকর্ষন বলকে নিমোক্তভাগে ভাগ করা যায়:
 
•[[হাইড্রোজেন বন্ধন]] /H-বন্ধন
 
•[[আয়নিক বন্ধন]]
 
== হাইড্রোজেন বন্ধন ==
হাইড্রোজেন বন্ধন হচ্ছে নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন যুগলধারী [[তড়িৎ ঋণাত্মকতা|তড়িৎ ঋণাত্বক]] পরমাণুর সাথে হাইড্রোজেন পরমানুর মধ্যকার আকর্ষন বল। সাধারণত [[হাইড্রোজেন]]-র সাথে [[নাইট্রোজেন]], [[অক্সিজেন]], [[ফ্লোরিন]] যুক্ত হয়ে এই বন্ধন গঠিত হয়<ref>{{সাময়িকী উদ্ধৃতি|ইউআরএল=https://en.wikipedia.org/wiki/Intermolecular_force#cite_note-GoldBook-H02899-2|শিরোনাম=IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997)|শেষাংশ=|প্রথমাংশ=|তারিখ=2020-09-23|সাময়িকী=Wikipedia|ভাষা=en|সংগ্রহের-তারিখ=}}</ref>। হাইড্রোজেন বন্ধনকে প্রায়ই শক্তিশালী তড়িৎ(ইলেকট্রিক) মেরু-মেরু(ডাইপোল-ডাইপোল) পারস্পরিক ক্রিয়া হিশেবে বর্ণনা করা হয়। সমযোজী বন্ধনের মত এতেও কিছু বৈশিষ্ট্য আছে: এটা দিকমুখী, ভ্যান ডার ওয়াল বল থেকে শক্তিশালী, আন্তঃআণবিক দূরত্ব ভ্যানডার ওয়ালস বলে মৌলদ্বয়ের ব্যাসার্ধের যোগফল অপেক্ষা কম এবং যোজ্যতানুসারে সীমিত-সংখ্যক মৌলের সাথেও যুক্ত হয়। মৌলদ্বয় দ্বারা গঠিত হাইড্রোজেন বন্ধনের সংখ্যা তাদের সক্রিয় ইলেকট্রন যুগলের সমান। যে মৌল ইলেকট্রন দান করে([[হাইড্রোজেন]]) তাকে দাতা, আর ইলেকট্রন গ্রহণকারী নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন যুগলধারী [[তড়িৎ ঋণাত্মকতা|তড়িৎ ঋণাত্বক]] পরমাণুকে গ্রহীতা বলে। সক্রিয় যুগলের মান বন্ধনে [[হাইড্রোজেন]] পরমাণুর ইলেকট্রন দান এবং [[তড়িৎ ঋণাত্মকতা|তড়িৎ ঋণাত্বক]] পরমাণুর ইলেকট্রন গ্রহনগ্রহণ সংখ্যার সমান।[[File:Hydrogen-bonding-in-water-2D.png|)|alt=]]
 
যদিও চিত্রে ঠিকভাবে বর্নণা করা যাচ্ছে না, পানির অণুতে ২টি সক্রিয় যুগল থাকে, [[অক্সিজেন]] পরমাণু ২টি [[হাইড্রোজেন]] পরমাণুর এর সাথে ২টি হাইড্রোজেন বন্ধন গঠন করে। আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধনই পানির উচ্চ গলনাঙ্কের(১০০ °C) জন্য দায়ী। অন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন প্রোটিন এবং নিউক্লিক এসিডসমূহের সেকেন্ডারি(২), টার্শিয়ারি(৩) এবং কোয়াটার্নারি(৪) গঠনের জন্য দায়ী। এছাড়াও পলিমারের প্রাকৃতিক এবং কৃত্রিম উভয় গঠনেই অন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন গুরুত্বপূর্ণ ভূমিকা রাখে।<ref>{{সাময়িকী উদ্ধৃতি|ইউআরএল=https://en.wikipedia.org/wiki/Intermolecular_force#cite_note-3|শিরোনাম=Lindh, Ulf (2013), "Biological functions of the elements", in Selinus, Olle (ed.), Essentials of Medical Geology (Revised ed.), Dordrecht: Springer, pp. 129–177, doi:10.1007/978-94-007-4375-5_7, ISBN 978-94-007-4374-8|শেষাংশ=|প্রথমাংশ=|তারিখ=2020-09-23|সাময়িকী=Wikipedia|ভাষা=en|সংগ্রহের-তারিখ=}}</ref>
প্রধান নিবন্ধ: [[আয়নিক বন্ধন]]
 
আয়নিক বন্ধন হচ্ছে ক্যাটায়ন এবং অ্যানায়ন এর মধ্যকার আকর্ষণ বল যেখানে কোনো ইলেকট্রনের শেয়ার হয় না, অথবা আন্তঃআণবিক ক্রিয়া যাকে আয়ন একীভূত(ক্যাটায়ন এবং অ্যানায়ন) বা লবণ সেতু বলা হয়<ref>{{বই উদ্ধৃতি|ইউআরএল=https://www.worldcat.org/oclc/778434029|শিরোনাম=Ionic interactions in natural and synthetic macromolecules|তারিখ=2012|প্রকাশক=Wiley|অবস্থান=Hoboken, NJ|অন্যান্য=Ciferri, A., Perico, Angelo.|আইএসবিএন=978-1-118-16586-7|oclc=778434029}}</ref>। এর জন্য তড়িৎ বল প্রয়োজনীয়, যদিও প্রায়ই তাপহারী প্রক্রিয়া ও এনট্রপির মাধ্যমে চালিত হয়। কেলাসের বেশিরভাগ লবণের আয়নেরই আলাদা বৈশিষ্ট্য থাকে। অন্য অনেক তড়িতচুম্বক ক্রিয়ার মত লবণ সেতুসমূহ দিকবিহীন এবং কঠিন অবস্থায় তারা ভ্যানডার ওয়ালস বলের মাধ্যমে যুক্ত থাকে। একই লবণ সেতুতে জৈব আয়নের সাথে সাথে অজৈব আয়ন পানিতে আয়নিক শক্তি l প্রদর্শন করে, যেখানে ΔG এর মান ৫-৬ kJ/mol এর কাছাকাছি, (১ঃ১=ক্যাটায়নঃঅ্যানায়ন, স্বাধীন অবস্থায়)<ref>{{সাময়িকী উদ্ধৃতি|ইউআরএল=https://pubs.acs.org/doi/10.1021/acs.chemrev.5b00583|শিরোনাম=Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes|শেষাংশ=Biedermann|প্রথমাংশ=Frank|শেষাংশ২=Schneider|প্রথমাংশ২=Hans-Jörg|তারিখ=2016-05-11|সাময়িকী=Chemical Reviews|খণ্ড=116|সংখ্যা নং=9|পাতাসমূহ=5216–5300|ভাষা=en|doiডিওআই=10.1021/acs.chemrev.5b00583|issn=0009-2665}}</ref> । ΔG এর মান সংযোজিত এবং বলা যায় চার্জের লিনিয়ার ফাংশন, দুই আধান বিশিষ্ট ফসফেট অ্যানায়ন একক আধান বিশিষ্ট অ্যামোনিয়াম ক্যাটায়ন যুক্ত হলে তাদের ΔG= ২x৫= ১০ kJ/mol। হাকেলের নীতি অনুসারে ΔG এর মান দ্রবণের আয়নিক শক্তির উপর নির্ভর করে, শূন্য আয়নিক শক্তিতে ΔG এর মান ৮ kJ/mol।
 
== ডাইপোল-ডাইপোল এবং সমধর্মী মিথস্ক্রিয়া ==
১,৮৬,১২৭টি

সম্পাদনা