SSC CHEMISTRY CHAPTER-3

বেকিং সােডা: বেকিং সােডা বা খাবার সােডার রাসায়নিক নাম সােডিয়াম হাইড্রোজেন কার্বনেট (NaHCO3)। বেকিং সােডা (NaHCO3) তৈরি করে তার মধ্যে টারটারিক এসিড (C4H6O6) মিশালে বেকিং পাউডার তৈরি হয়। সাধারণত কেক বানানাের কাজে বেকিং পাউডার ব্যবহার করা হয়। বেকিং সোডার সংকেত: বেকিং সোডার সংকেত =NaHCO3 বেকিং সোডা বা NaHCO3 এর আণবিক ভর: কোনাে মৌলিক বা যৌগিক […]

(H)হাইড্রোজেন পরমাণুর গঠন চিত্র (He)হিলিয়াম পরমাণুর গঠন চিত্র (Li)লিথিয়াম পরমাণুর গঠন চিত্র (Be)বেরিলিয়াম পরমাণুর গঠন চিত্র (B)বোরন পরমাণুর গঠন চিত্র (C)কার্বন পরমাণুর গঠন চিত্র (N)নাইট্রোজেন পরমাণুর গঠন চিত্র (O)অক্সিজেন পরমাণুর গঠন চিত্র (F)ফ্লোরিন পরমাণুর গঠন চিত্র (Ne)নিয়ন পরমাণুর গঠন চিত্র (Na)সোডিয়াম পরমাণুর গঠন চিত্র (Mg)ম্যাগনেসিয়াম পরমাণুর গঠন চিত্র উপশক্তিস্তরে (অরবিটালসমূহে ) ইলেক্ট্রন বিন্যাস ১-১১৮ পর্যন্ত 

তেজস্ক্রিয় আইসোটোপের ক্ষতিকর প্রভাব: তেজস্ক্রিয় আইসােটোপ আমাদের  অনেক উপকারে আসে সে কথা সত্যি কিন্তু এটি আমাদের জন্য ক্ষতির কারণও হতে পারে। তেজস্ক্রিয় আইসোটোপ থেকে সে আলফা, বেটা ও গামা রশ্মি নির্গত হয় তা কোষের জিনগত পরিবর্তন ঘটাতে পারে যার ফলাফল হিসেবে ক্যান্সারের মতাে রোগ হতে পারে। দ্বিতীয় বিশ্বযুদ্ধে জাপানের হিরোশিমা ও নাগাসাকিতে পারমাণবিক বোমার বিস্ফোরণ

তেজস্ক্রিয় আইসােটোপ: কিছু কিছু আইসােটোপ রয়েছে যাদের নিউক্লিয়াস স্বতঃস্ফূর্তভাবে (নিজে নিজেই) ভেঙ্গে আলফা রশ্মি (𝞪), বিটা রশ্মি,(𝜷) গামা রশ্মি (ɣ) ইত্যাদি নির্গত করে তাদেরকে তেজস্ক্রিয় আইসােটোপ বলে। তেজস্ক্রিয় আইসােটোপ-এর নিয়ন্ত্রিত ব্যবহার দিয়ে মানুষ অনেক কিছু করতে পারে যেটি অন্যভাবে করা দুঃসাধ্য ছিল। বর্তমানে তেজস্ক্রিয় আইসােটোপ চিকিৎসাক্ষেত্রে, কৃষিক্ষেত্রে, খাদ্য ও বীজ সংরক্ষণে, বিদ্যুৎ উৎপাদনে, কোনাে কিছুর

অ্যামােনিয়ার (NH3)আণবিক ভর নির্ণয়: কোনাে মৌলিক বা যৌগিক পদার্থের অণুতে যে পরমাণুগুলাে থাকে  তাদের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর নিজ নিজ পরমাণু সংখ্যা দিয়ে গুণ করে যােগ করলে প্রাপ্ত যােগফলই হলাে ঐ অণুর আপেক্ষিক আণবিক ভর। অ্যামােনিয়ার (NH3) এর একটি অণুতে রয়েছে একটি N পরমাণু ও তিনটি H পরমাণু। N এর আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর= 14 H এর

সালফিউরিক এসিডের(H2SO4) আপেক্ষিক আণবিক ভর নির্ণয়: কোনাে মৌলিক বা যৌগিক পদার্থের অণুতে যে পরমাণুগুলাে থাকে  তাদের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর নিজ নিজ পরমাণু সংখ্যা দিয়ে গুণ করে যােগ করলে প্রাপ্ত যােগফলই হলাে ঐ অণুর আপেক্ষিক আণবিক ভর। H2SO4 এর একটি অণুতে রয়েছে দুইটি H পরমাণু , একটি S পরমাণু  এবং 4টি S পরমাণু। আমরা জানি,  H

আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর থেকে আপেক্ষিক আণবিক ভর নির্ণয়: কোনাে মৌলিক বা যৌগিক পদার্থের অণুতে যে পরমাণুগুলাে থাকে  তাদের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর নিজ নিজ পরমাণু সংখ্যা দিয়ে গুণ করে যােগ করলে প্রাপ্ত যােগফলই হলাে ঐ অণুর আপেক্ষিক আণবিক ভর। আপেক্ষিক পারমাণবিক ভরকে পারমাণবিক ভর এবং আপেক্ষিক আণবিক ভরকে সাধারণভাবে আণবিক ভর হিসেবে বিবেচনা করা হয়। যেমন-

আমরা জানি, কোনাে মৌলের প্রত্যেকটি আইসােটোপের ভর সংখ্যা এবং প্রকৃতিতে প্রাপ্ত ঐ আইসােটোপের শতকরা পরিমাণ গুণ দিয়ে প্রাপ্ত গুণফলগুলােকে যােগ করে  100 দ্বারা ভাগ করলেই ঐ মৌলের গড় আপেক্ষিক ভর পাওয়া যাবে।  গড় আপেক্ষিক পরমাণবিক ভর  = = অর্থাৎ গড় আপেক্ষিক পরমাণবিক ভর =

গড় আপেক্ষিক পরমাণবিক ভর নির্ণয় কর।  প্রকৃতিতে প্রাপ্ত আইসোটোপের শতকরা পরিমাণ নির্ণয় । 1)  10  পারমাণবিক সংখ্যা বিশিষ্ট মৌলের তিনটি আইসোটোপের ভরসংখ্যা যথাক্রমে 20, 21 ও 22। এদের প্রকৃতিতে প্রাচুর্যতার শতকরা পরিমাণ যথাক্রমে 90.92%, 0.25% ও 8.82%। মৌলটির গড় পারমাণবিক ভর কত? উঃ 20.18 2) হাইড্রোজেনের দুটি আইসোটোপ 11H ও  12H এর প্রকৃতিতে প্রাচুর্যতার শতকরা

প্রকৃতিতে প্রাপ্ত আইসোটোপের শতকরা পরিমাণ: প্রকৃতিতে যদি কোনাে মৌলের দুটি আইসােটোপ থাকে তাহলে সেই মৌলের গড় আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর থেকে ঐ মৌলের বিভিন্ন আইসোটোপের প্রকৃতিতে প্রাপ্ত শতকরা পরিমাণ বের করা যায়।যেমন: প্রকৃতিতে কপারের দুটি আইসােটোপ আছে 63Cu এবং 65Cu । কপারের গড় পারমাণবিক আপেক্ষিক ভর 63.5। ধরা যাক, প্রকৃতিতে প্রাপ্ত 63Cu এর শতকরা পরিমাণ x%

আইসােটোপের শতকরা হার থেকে মৌলের গড় আপেক্ষিক ভর নির্ণয়ঃ প্রকৃতিতে বেশির ভাগ মৌলেরই একাধিক আইসােটোপ রয়েছে। তাই যে মৌলের একাধিক আইসােটোপ আছে সেই মৌলের সকল আইসােটোপের প্রকৃতিতে প্রাপ্ত শতকরা হার থেকে মৌলের গড় আপেক্ষিক ভর এর মান নিচের ধাপগুলাে অনুসরণ করে হিসাব করা হয়। ধাপ 1: প্রথমে কোনাে মৌলের প্রত্যেকটি আইসােটোপের ভর সংখ্যা এবং প্রকৃতিতে

গাণিতিক সমস্যা ও সমাধান(আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর): 1) 17 পারমাণবিক সংখ্যা বিশিষ্ট মৌলের একটি পরমাণুর ভর 5.8863×10-23g হলে এর আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর কত? উঃ 35.4595(প্রায় ) 2) Cl এর আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর 35.4595 হলে একটি পরমাণুর ভর কত? উঃ 5.8863×10-23 g  3) Na এর একটি পরমাণুর ভর 3.82×10-23 g হলে এর আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর কত? উঃ

পরমাণুর ভর ও পারমাণবিক ভর ভিন্ন: কোনো পরমাণুর ভর বলতে 1 টি পরমাণুর প্রকৃত ভরকে বুঝায়। যেমন: 1 টি হাইড্রোজেন পরমাণুর ভর 1.673×10-24g। কিন্তু কোনো পরমাণুর পারমাণবিক ভর বলতে ঐ মৌলের একটি পরমাণুর ভর, একটি কার্বন 12 আইসােটোপের পারমাণবিক ভরেরঅংশের তুলনায় যতগুণ ভারী, সেই সংখ্যাকে বুঝায়। যেমন:হাইড্রোজেনের পারমাণবিক ভর বা আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর===1008 পরমাণুর ভরের

আপেক্ষিক পারমাণবিক ভরের ব্যাখ্যা: কোনাে মৌলের একটি পরমাণুর ভর, একটি কার্বন 12 আইসােটোপের পারমাণবিক ভরেরঅংশের তুলনায় যতগুণ ভারী, সেই সংখ্যাকে সংশ্লিষ্ট মৌলের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর বলে। অথবা কোনাে মৌলের একটি পরমাণুর ভর ও একটি কার্বন 12 আইসােটোপের পারমাণবিক ভরেরঅংশের অনুপাতকে আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর বলে।                মৌলের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর=

S (সালফার) এর পারমাণবিক ভর 32: কোনাে মৌলের একটি পরমাণু, কার্বন 12 পরমাণুর ভরের অংশের তুলনায় যতগুণ ভারী তাকে ঐ মৌলের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর বলে। সালফারের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর 32 বলতে বােঝায় যে, সালফারের একটি পরমাণু কার্বন 12 আইসােটপের ভরের 12অংশের তুলনায় 32 গুণ ভারী।

পরমাণুর ভর ও পারমাণবিক ভরের মধ্যে পার্থক্য: পরমাণুর ভর পারমাণবিক ভর পরমাণুর ভর বলতে কোনাে মৌলের একটি পরমাণুর ভরকে বােঝায়। পারমাণবিক ভর বলতে যেকোনাে মৌলের একটি পরমাণুর ভর এবং 1 টি কার্বন-12 আইসােটোপের ভরের অংশের অনুপাতকে বােঝায়। একটি  পরমাণুর ভর = পারমাণবিক ভর = পরমাণুর  ভরের  একক g । পারমাণবিক  ভরের  কোনাে একক নেই। অ্যাভােগেড্রো

আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর বের করা বা নির্ণয় করার নিয়ম: কোনাে মৌলের একটি পরমাণুর প্রকৃত ভর জানা থাকলে আমরা নিম্নলিখিতভাবে আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর বের করতে পারি। এক্ষেত্রে ঐ মৌলের একটি পরমাণুর প্রকৃত ভরকে একটি কার্বন 12 আইসােটোপের ভরের অংশ  অথবা 1.66 x 10-24 গ্রাম দ্বারা ভাগ করে আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর বের করা যায়  যেমন: Al এর

একটি কার্বন 12 আইসােটোপের ভরের  অংশকে একক হিসেবে ধরে তার সাপেক্ষে পরমাণুর ভর মাপা হয়। একটি কার্বন 12 আইসােটোপের ভরের  অংশকে 1 a.m.u বলে। 1 a.m.u=1.66Χ1024g বা 1.66Χ1027kg  a.m.u এর পূর্ণরূপ হলো Atomic Mass Unit 

সবচেয়ে হালকা মৌল হাইড্রোজেনের একটি পরমাণুর ভর 1.67 x 10-24g । প্রকৃতিতে প্রাপ্ত সবচেয়ে ভারী মৌল ইউরেনিয়ামের একটি পরমাণুর ভর 3.95 x 10-22g । পানির একটি অণুর ভর হচ্ছে 2.99 x 10-23g । অণু বা পরমাণুসমূহের এত ক্ষুদ্র ভর মনে রাখা এবং কার্যক্ষেত্র বিভিন্ন হিসাবে ব্যবহার করা অসুবিধাজনক। তাই বিজ্ঞানীরা অণু ও পরমাণুর আপেক্ষিক বা

কোনাে মৌলের একটি পরমাণু, কার্বন-12 পরমাণুর ভরের 1/12অংশের তুলনায় যতগুণ ভারী তাকে ঐ মৌলের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর বলে। অক্সিজেনের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর 16 বলতে বােঝায় যে,  অক্সিজেনের একটি পরমাণু কার্বন-12 আইসােটপের ভরের 1/12অংশের তুলনায় 16 গুণ ভারী।

আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর: কোনাে মৌলের একটি পরমাণু, কার্বন-12 পরমাণুর ভরের অংশের তুলনায় যতগুণ ভারী তাকে ঐ মৌলের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর বলে। মৌলের আপেক্ষিক পারমাণবিক ভর =

ইলেকট্রন বিন্যাস (১থেকে ১১৮ টি মৌলের): ELECTRON CONFIGURATION OF ELEMENTS  যে সকল মৌলের ইলেক্ট্রন বিন্যাসে সাধারণ নিয়মের ব্যতিক্রম ঘটে, তাদের হলুদ রং দিয়ে চিহ্নিত করা আছে । যেমন: ক্রোমিয়াম, কপার ইত্যাদি । বোর মডেল অনুসারে পরমাণুর গঠন  চিত্র বা ডায়াগ্রামের সাহায্যে পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাস   মৌলের নাম  মৌলের প্রতীক ও পারমাণবিক সংখ্যা ইলেক্ট্রন বিন্যাস হাইড্রোজেন 

তেজস্ক্রিয় আইসােটোপ: কিছু কিছু আইসােটোপ রয়েছে যাদের নিউক্লিয়াস স্বতঃস্ফূর্তভাবে (নিজে নিজেই) ভেঙে আলফা রশ্মি, বিটা রশ্মি, গামা রশ্মি ইত্যাদি নির্গত করে তাদেরকে তেজস্ক্রিয় আইসােটোপ বলে।

প্রাকৃতিক ও কৃত্রিম উপায়ে প্রাপ্ত আইসােটোপের সংখ্যা: এখন পর্যন্ত ৩০০০ সংখ্যক থেকে বেশি আইসােটোপ সম্বন্ধে জানা গেছে। এদের মধ্যে কিছু প্রকৃতিতে পাওয়া গেছে এবং অন্যগুলো গবেষণাগারে তৈরি করা হয়েছে  ।

যে সব একই মৌলের পরমাণুর প্রােটন সংখ্যা সমান কিন্তু ভরসংখ্যা ও নিউট্রন সংখ্যা  ভিন্ন তাদের পরস্পরকে  আইসােটোপ বলে। যেহেতু আইসােটোপগুলাের প্রােটন সংখ্যা সমান তাই নিউট্রন সংখ্যার পার্থক্যের জন্যই ভরসংখ্যা ভিন্ন হয়ে থাকে। অর্থাৎ নিউট্রন সংখ্যার ভিন্নতাই  মূলত আইসােটোপ সৃষ্টির কারণ। যেমন:  126C ও  136Cপরস্পরের আইসোটোপ : এদের প্রোটন সংখ্যা বা পারমাণবিক সংখ্যা একই বা 6

168O  ও  188O এর মধ্যে পার্থক্য দেখানো হলো : 168O 188O 168O এ নিউট্রন সংখ্যা =8 188O এ নিউট্রন সংখ্যা =10 168O এর ভর সংখ্যা =16 188O এর ভর সংখ্যা =18

168X ,  178X পরমাণু দুটিকে পরস্পর আইসােটোপ বলা হয়। কারণ  আইসোটোপের সংজ্ঞা থেকে আমরা জানি, যে সকল একই মৌলের পরমাণুর প্রােটন সংখ্যা সমান কিন্তু ভর সংখ্যা ও নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন তাদেরকে একে অপরের আইসােটোপ বলে। প্রদত্ত  দুটি একই মৌলের পরমাণু আবার এদের পারমাণবিক সংখ্যা বা প্রোটন সংখ্যা একই অর্থাৎ 8 কিন্তু ভর সংখ্যা ও নিউট্রন

11H , 21H পরমাণু দুটির ভর সংখ্যার ভিন্নতার কারণ ব্যাখ্যা করা হলো :   আমরা জানি,কোনাে পরমাণুর নিউক্লিয়াসে অবস্থিত প্রােটন ও নিউট্রন সংখ্যার যোগফলকে ঐ পরমাণুর ভর সংখ্যা বলে।  11H পরমাণুর ক্ষেত্রে নিউক্লিয়াসে শুধুমাত্র একটি প্রােটন বিদ্যমান। এক্ষেত্রে নিউট্রন সংখ্যা = ভরসংখ্যা -প্রোটন সংখ্যা  বা, নিউট্রন সংখ্যা =1-1=0 অর্থাৎ কোনো নিউট্রন নেই । তাই এর

3517Cl  ও  3717Cl পরস্পরের আইসোটোপ। কারণ আইসোটোপের সংজ্ঞা থেকে আমরা জানি, যে সকল একই মৌলের পরমাণুর প্রােটন সংখ্যা সমান কিন্তু ভর সংখ্যা ও নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন তাদেরকে একে অপরের আইসােটোপ বলে। প্রদত্ত ক্লোরিনের দুটি একই মৌলের পরমাণু আবার এদের পারমাণবিক সংখ্যা বা প্রোটন সংখ্যা একই অর্থাৎ 17 কিন্তু ভর সংখ্যা ও নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন।  3517Cl

হাইড্রোজেনের সর্বমােট ৭টি আইসােটোপ রয়েছে। এদের মধ্যে তিনটি প্রকৃতিতে পাওয়া যায়। যথা:১. প্রােটিয়াম(11H  ) ২. ডিউটেরিয়াম (21H অথবা  21D) ৩. ট্রিটিয়াম (31H অথবা  31T)। অবশিষ্ট চারটি গবেষণাগারে সংশ্লেষণ করা হয় ।

Cr(24) এর ইলেকট্রন বিন্যাস: 1s22s22p63s23p63d54s1 সমশক্তি সম্পন্ন অরবিটালসমূহ অর্ধপূর্ণ বা সম্পূর্ণরূপে পূর্ণ হলে সে  ইলেকট্রন  বিন্যাস অধিকতর সুস্থিতি লাভ করে। অর্থাৎ np3, np6, nd5, nd10 এবং nf14 সবচেয়ে সুস্থিত হয়। এর ফলে d10s1 এবং d5s1 ইলেকট্রন বিশিষ্ট মৌল অধিকতর স্থায়ী হয়। এজন্য Cr এর সর্বশেষ  ইলেকট্রন নিম্ন শক্তিস্তর 4s এ না গিয়ে 3d-তে যায় ।

আমরা জানি, একই উপশক্তিস্তর p ও d এর অরবিটালগুলাে অর্ধেক পূর্ণ (p3, d5) বা সম্পূর্ণরূপে পূর্ণ (p6, d10) হলে সে ইলেকট্রন বিন্যাস সুস্থিত হয়।   সাধারণ নিয়ম অনুযায়ী কপার এর ইলেকট্রন বিন্যাস নিম্নরূপ: 29Cu → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s 2 কিন্তু প্রকৃতপক্ষে কপার এর ইলেকট্রন বিন্যাস নিম্নরূপ:  29Cu → 1s2 2s2 2p6 3s2

আমরা জানি, যে অরবিটালের শক্তি কম সেই অরবিটালে ইলেকট্রন আগে প্রবেশ করবে এবং যে অরবিটালের শক্তি বেশি সেই অরবিটালে ইলেকট্রন পরে প্রবেশ করবে। অরবিটালের মধ্যে কোনােটির শক্তি কম আর কোনােটির শক্তি বেশি তা অরবিটাল দুটির প্রধান শক্তিস্তরের মান (n) এবং উপশক্তিস্তরের মান (l) এর যােগফলের উপর নির্ভর করে। যে অরবিটালের (n + l) এর মান

সাধারণভাবে দেখা যায় যে, একই উপশক্তিস্তর p ও d এর অরবিটালগুলাে অর্ধেক পূর্ণ (p3, d5) বা সম্পূর্ণরূপে পূর্ণ (p6, d10) হলে সে ইলেকট্রন বিন্যাস সুস্থিত হয়। তাই Cr(24) এর ইলেকট্রন বিন্যাস স্বাভাবিকভাবে হওয়ার কথা: Cr(24)→ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 কিন্তু 3d অরবিটাল সুস্থিত অর্ধপূর্ণ হওয়ার আকাঙ্ক্ষায় 4s অরবিটাল হতে একটি ইলেকট্রন 3d

পরমাণুতে ইলেকট্রন প্রথমে সর্বনিম্ন শক্তির অরবিটালে প্রবেশ করে এবং পরে ক্রমান্বয়ে উচ্চশক্তির অরবিটালে প্রবেশ করে। অর্থাৎ যে অরবিটালের শক্তি কম সেই অরবিটালে ইলেকট্রন আগে প্রবেশ করবে এবং যে অরবিটালের শক্তি বেশি সেই অরবিটালে ইলেকট্রন পরে প্রবেশ করবে। অরবিটালের মধ্যে কোনােটির শক্তি কম আর কোনােটির শক্তি বেশি তা অরবিটাল দুটির প্রধান শক্তিস্তরের মান (n) এবং উপশক্তিস্তরের

N শেল হলাে চতুর্থ শক্তিস্তর অর্থাৎ এখানে n=4। N শেলের উপস্তর হলাে ৪টি। যথা: 4s, 4p, 4d ও 4f.  আমরা জানি, প্রতিটি উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা : 2(2l + 1)  অতএব, 4s উপস্তরে ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা  = 2(2l + 1)=  2(2×0 + 1)=2 টি। 4p উপস্তরে ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা = 2(2l + 1)=  2(2×1

 M শেল হলাে তৃতীয় প্রধান শক্তিস্তর অর্থাৎ এখানে n=3.   M শেলের উপস্তর ৩টি। যথা: 3s, 3p ও 3d.  আমরা জানি, প্রতিটি উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা : 2(2l + 1)  অতএব,    3s উপস্তরে ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা  = 2(2l + 1)=  2(2×0 + 1)=2 টি। 3p উপস্তরে ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা= 2(2l + 1)=  2(2×1 +

  Lশেল হলাে দ্বিতীয় প্রধান শক্তিস্তর অর্থাৎ এখানে n=2.   L শেলের উপস্তর 2 টি। যথা: 2s, 2p আমরা জানি, প্রতিটি উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা : 2(2l + 1) |  s  উপশক্তিস্তরে l এর মান =0 এবং p  উপশক্তিস্তরে  এর মান =1 অতএব, 2s উপস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা = 2(2l + 1)=  2(2×0 +

K শেল হলাে প্রথম  প্রধান শক্তিস্তর অর্থাৎ এখানে n=1.  K শেলের উপস্তর 1 টি। যথা: 1s আমরা জানি, প্রতিটি উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা : 2(2l + 1) |  s  উপশক্তিস্তরে এর মান =0 অতএব,   1s উপস্তরে ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা  = 2(2l + 1)=  2(2×0 + 1)=2 টি।

আমরা জানি, প্রতিটি উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা : 2(2l + 1)  উপস্তরগুলােকে হলো : s, p, d, f ।  s  উপশক্তিস্তরে l এর মান =0 p  উপশক্তিস্তরে l এর মান =1 d  উপশক্তিস্তরে l এর মান =2 f  উপশক্তিস্তরে l এর মান =3 s উপস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা = 2(2l + 1)=  2(2×0

ইলেকট্রন বিন্যাস: নিউক্লিয়াসের চারপাশে বিভিন্ন শক্তিস্তরে শক্তির ক্রমানুসারে ইলেকট্রনগুলাে যেভাবে সাজানাে থাকে তাকে ইলেকট্রন বিন্যাস বলে। অথবা  কোনো পরমাণুর বিভিন্ন শক্তিস্তরে কয়টি ইলেক্ট্রন কীভাবে আছে তার প্রকাশকে ইলেকট্রন বিন্যাস বলে। যেমন: হাইড্রোজেনের ইলেক্ট্রন বিন্যাস  H(1)→1s1 হিলিয়ামের ইলেক্ট্রন বিন্যাস He(2)→1s2 সোডিয়ামের ইলেক্ট্রন বিন্যাস Na(11)→1s22s2 2p6 3s1 ###### ব্যতিক্রম ইলেকট্রন বিন্যাসসহ সকল মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস (১থেকে ১১৮

অরবিটালঃ পরমানুতে নিউক্লিয়াসের চতুর্দিকে যে নির্দিষ্ট ত্রিমাত্রিক স্থানে কোনো নির্দিষ্ট শক্তির ইলেকট্রনের অবস্থানের সম্ভাবনা বেশি থাকে (90% – 95%)তাকে অরবিটাল বলে ।   অথবা  নিউক্লিয়াসের চারদিকে ইলেকট্রনের আবর্তনের সর্বাধিক সম্ভাব্য অঞ্চলকে অরবিটাল বলে। অরবিটালকে উপকক্ষ বা উপশক্তিস্তরও বলা হয় । অথবা  নিউক্লিয়াসের চারদিকে যে নির্দিষ্ট সম্ভাব্য স্থানে ইলেকট্রনের ঘনত্ব সর্বাধিক (90% – 95%)হয় সেই সকল সম্ভাব্য

প্রতিটি প্রধান শক্তিস্তরের সর্বোচ্চ ইলেকট্রন ধারণ ক্ষমতা 2n2 যেখানে n = 1, 2, 3, 4 ইত্যাদি। অতএব এ সূত্রানুসারে: K শক্তিস্তরের জন্য n = 1  অতএব K শক্তিস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন থাকতে পারে 2n2 = (2 x 12) টি = 2টি  L শক্তিস্তরের জন্য n = 2  অতএব L শক্তিস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন থাকতে পারে 2n2 =

ভিন্ন ভিন্ন তরঙ্গ দৈর্ঘ্যের একাধিক বর্ণের আলােক রশির সমাহারই বর্ণালী।

বর্ণালি হলাে বিভিন্ন বর্ণের আলাের সমাবেশ। কোনাে পরমাণুর উপর অতিবেগুনি, দৃশ্যমান এবং অবলােহিত অঞ্চলের শক্তি আপতিত হলে উক্ত পরমাণুর যােজনীস্তরের ইলেকট্রন নিম্ন শক্তিস্তর হতে উচ্চ শক্তিস্তরে গমন করে। ইলেকট্রন যদি নিম্ন শক্তিস্তর থেকে উচ্চ শক্তিস্তর এ যায় তখন শক্তি শােষিত হয়। আবার, যদি ইলেকট্রন উচ্চ শক্তিস্তর থেকে নিম্ন শক্তিস্তর এ যায় তখন শক্তি বিকিরিত হয়।

যে শক্তিস্তরের n এর মান অর্থাৎ প্রধান শক্তিস্তর বা প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যার মান বেশি সেই শক্তিস্তর  উচ্চশক্তিস্তর বলে ।

যে শক্তিস্তরের n এর মান অর্থাৎ প্রধান শক্তিস্তর বা প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যার মান কম সেই শক্তিস্তর নিম্ন শক্তিস্তর বলে । 

বাের মডেলেরও কিছু সীমাবদ্ধতা বা ত্রুটি লক্ষ্য করা যায়। সেগুলাে হচ্ছে: (a) বাের মডেলের সাহায্যে এক ইলেকট্রন বিশিষ্ট পরমাণুর পারমাণবিক বর্ণালি ব্যাখ্যা করা যায় সত্যি কিন্তু একাধিক ইলেকট্রন বিশিষ্ট পরমাণুর পারমাণবিক বর্ণালি ব্যাখ্যা করা যায় না। (b) বােরের পারমাণবিক মডেল অনুসারে এক শক্তিস্তর থেকে ইলেকট্রন অন্য শক্তিস্তরে গমন করলে পারমাণবিক বর্ণালিতে একটিমাত্র রেখা পাবার কথা।

(a) রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেল অনুসারে সৌরজগতে সূর্যকে কেন্দ্র করে গ্রহ-উপগ্রহগুলাে যেমন ঘুরছে, পরমাণুতে ইলেকট্রনগুলােও তেমন নিউক্লিয়াসকে কেন্দ্র করে ঘুরছে। এখানে ইলেকট্রনের শক্তিস্তরের আকার সম্পর্কে কোনাে কথা বলা হয়নি কিন্তু বােরের পারমাণবিক মডেলে পরমাণুর শক্তিস্তরের আকার বৃত্তাকার বলা হয়েছে। (b) রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেলে পরমাণু শক্তি শােষণ করলে বা শক্তি বিকিরণ করলে পরমাণুর গঠনে কী ধরনের পরিবর্তন

রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেলের ত্রুটিগুলােকে সংশােধন করে 1913 খ্রিস্টাব্দে বিজ্ঞানী নীলস্ বাের পরমাণুর একটি মডেল প্রদান করেন। এই মডেলকে বােরের পরমাণু মডেল বলা হয়। বাের পরমাণু মডেলের মতবাদগুলাে নিম্নরূপ – (a) পরমাণুতে যে সকল ইলেকট্রন থাকে সেগুলাে নিউক্লিয়াসকে কেন্দ্র করে ইচ্ছামতাে যেকোনাে কক্ষপথে ঘুরতে পারে না। শুধু নির্দিষ্ট ব্যাসার্ধের কতগুলাে অনুমােদিত বৃত্তাকার কক্ষপথে ঘুরে। এই নির্দিষ্ট

বোর পরমাণু মডেল অনুসারে যখন কোনাে ইলেকট্রন একটি  নিম্নতর কক্ষপথ থেকে উচ্চতর কক্ষপথে স্থানান্তরিত হয় তখন নির্দিষ্ট  পরিমাণ শক্তি শােষণ করে। আবার যখন কোনাে উচ্চতর শক্তিস্তর হতে নিম্নতর কক্ষপথে স্থানান্তরিত হয় তখন শক্তি বিকিরণ করে । বিকিরিত ও শােষিত শক্তিকে বর্ণালি হিসেবে পাওয়া যায় । কিন্তু রাদারফোর্ড  মডেল অনুসারে,  ইলেকট্রনের শক্তি বিকিরণ বা শােষণ ঘটে

ম্যাক্সওয়েলের তত্ত্বানুসারে ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসকে কেন্দ্র করে ঘূর্ণনের সময় ক্রমাগত শক্তি হারাতে থাকবে। ফলে ইলেকট্রনের ঘূর্ণন পথও ছােট হতে থাকবে এবং এক সময় সেটি নিউক্লিয়াসের উপর পতিত হবে। অর্থাৎ পরমাণুর অস্তিত্ব বিলুপ্ত হবে বা পরমাণু স্থায়ী হবে না। কিন্তু প্রকৃতিতে সেটা ঘটে না অর্থাৎ ম্যাক্সওয়েলের তত্ত্বানুসারে রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেল সঠিক নয়। অর্থাৎ  রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেল গ্রহণযােগ্যতা

পরমাণুর নিউক্লিয়াসকে কেন্দ্র করে ঘূর্ণায়মান ইলেকট্রন কেন্দ্র পতিত হয় না। কারণ ধনাত্মক চার্জযুক্ত নিউক্লিয়াস ও ঋণাত্মক চার্জযুক্ত ইলেকট্রনসমূহের পারস্পরিক স্থির বৈদ্যুতিক আকর্ষনজনিত কেন্দ্রমুখী বল এবং ঘূর্ণায়মান ইলেকট্রনের কেন্দ্র বহির্মুখী বল পরস্পর সমান এবং বিপরীতমুখী ।

রাদারফোর্ডই সর্বপ্রথম নিউক্লিয়াস এবং ইলেকট্রনের কক্ষপথ সম্বন্ধে ধারণা দেন। তিনিই সর্বপ্রথম একটি গ্রহণযােগ্য পরমাণু মডেল প্রদান করলেও তার পরমাণু মডেলের কিছু সীমাবদ্ধতা ছিল। সেগুলাে হলাে: (a) এই মডেল ইলেকট্রনের কক্ষপথের আকার (ব্যাসার্ধ) ও আকৃতি সম্বন্ধে কোনাে ধারণা দিতে পারেনি। (b) সৌরজগতের সূর্য ও গ্রহগুলাের সামগ্রিকভাবে কোনাে আধান বা চার্জ নেই কিন্তু পরমাণুতে ইলেকট্রন এবং নিউক্লিয়াসের

1911 খ্রিষ্টাব্দে আলফা কণা বিচ্ছুরণ পরীক্ষার সিদ্ধান্তের উপর ভিত্তি  করে রাদারফোর্ড  পরমাণুর গঠন সম্পর্কে যে মতবাদ প্রদান করেন তাকে  রাদারফোর্ডের  পরমাণু মডেল (সৌর মডেল) বলে ।

2814si,    3115p ,    178o,     3919k, 4020Ca++ মৌল/আয়নসমূহ পারমাণবিক সংখ্যা (z) ভর সংখ্যা(A) ইলেকট্রন সংখ্যা(z) সংখ্যা নিউট্রনসংখ্যাA-Z         2814 si,     3115p,      178 o,    3919k   4020Ca++ 141581920 2831173940 141581920-2=18 141692040-20=20

পারমাণবিক সংখ্যা  ভরসংখ্যা কোন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে অবস্থিত মোট প্রোটন সংখ্যাকে পারমাণবিক সংখ্যা বলা হয়। কোন পরমাণু নিউক্লিয়াসে অবস্থিত  প্রােটন ও নিউট্রনের মােট সংখ্যাকে  ভর  সংখ্যা  বলা  হয় । পারমাণবিক সংখ্যাকে ‘Z’ দ্বারা  প্রকাশ করা হয় ।  ভরসংখ্যাকে ‘’A’’  দ্বারা প্রকাশ করা হয় ।  ভর সংখ্যা হতে নিউট্রন সংখ্যা বিয়োগ করলে  পারমাণবিক সংখ্যা পাওয়া যায় ।

168 ০2- নিচে 168 ০2-এর তাৎপর্য উল্লেখ করা হলো: মৌলের প্রতীক হলাে =O মৌলটির পারমাণবিক সংখ্যা হলাে (Z) = 8 মৌলটির ইলেক্ট্রন সংখ্যা (Z) =  8 + 2= 10 পরমাণুটির ভরসংখ্যা হলাে (A) = 16 মৌলটির নিউট্রন সংখ্যা (A-Z) = 16-8 =8 আধানের পরিমাণ হচ্ছে =  2–

3919K+ নিচে 3919K+  এর তাৎপর্য উল্লেখ করা হলো: মৌলের প্রতীক হলাে =K মৌলটির পারমাণবিক সংখ্যা হলাে (Z) = 19 মৌলটির ইলেক্ট্রন সংখ্যা (Z) =  19 – 1= 18  পরমাণুটির ভরসংখ্যা হলাে (A) = 39 মৌলটির নিউট্রন সংখ্যা (A-Z) = 39-19 =20 আধানের পরিমাণ হচ্ছে =  1+

   168O 168O পরমাণুটির মধ্যে 2 টি ইলেকট্রন যুক্ত হলে ঋণাত্মক আধানের সৃষ্টি হয় অর্থাৎ  168O2- আয়নে পরিণত হয়। আবার  168O পরমাণুটির মধ্যে 2টি নিউট্রন যুক্ত হলে এর ভরসংখ্যা আগের তুলনায় 2 বৃদ্ধি পায়। অর্থাৎ পরমাণুটি  168O থেকে  188Oঅবস্থা প্রাপ্ত হয়।

11H, 21H আমরা জানি, যে সকল পরমাণুর প্রােটন সংখ্যা সমান কিন্তু ভর সংখ্যা ও নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন তাদেরকে পরস্পরের আইসােটোপ বলে। প্রদত্ত পরমাণু দুটি  11H এবং 21H হলাে পরস্পরের আইসােটোপ। কারণ 11H এবং 21H উভয়টিতে প্রােটন সংখ্যা সমান কিন্তু ভরসংখ্যা ভিন্ন। উভয় মৌলতে একটি করে প্রােটন বিদ্যমান কিন্তু নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন । দ্বিতীয়টিতে অর্থাৎ 21H

 6429 A এবং 6430B কোনাে পরমাণুর নিউক্লিয়াসে বিদ্যমান নিউট্রন ও প্রােটন সংখ্যার যােগফলকে ঐ পরমাণুর নিউক্লিয়ন সংখ্যা বা ভর সংখ্যা বলে। নিউক্লিয়ন সংখ্যা থেকে প্রােটন সংখ্যা বিয়ােগ করলে ঐ পরমাণুর নিউট্রনের সংখ্যা নির্ণয় করা যায়। 6429A পরমাণুর নিউক্লিয়ন সংখ্যা = 64 এবং প্রােটন সংখ্যা = 29 অতএব, A এর নিউট্রন সংখ্যা = 64 – 29

কোনাে পরমাণুর পারমাণবিক সংখ্যা পরমাণুর প্রতীকের নিচে বাম পাশে লেখা হয়, পরমাণুর ভরসংখ্যা প্রতীকের বাম পাশে উপরের দিকে লেখা হয়। যেমন- সােডিয়াম পরমাণুর প্রতীক Na এর পারমাণবিক সংখ্যা 11 এবং ভরসংখ্যা 23। এটাকে নিম্নরূপে  প্রকাশ করা যায়:

মৌলের নিউট্রন সংখ্যা নির্ণয়: আমরা জানি, কোনাে মৌলের একটি পরমাণুর নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রােটনের সংখ্যাকে ঐ মৌলের পারমাণবিক সংখ্যা বলা হয়। অর্থাৎ প্রােটন সংখ্যা= পারমাণবিক সংখ্যা প্রােটন সংখ্যা বা পারমাণবিক সংখ্যাকে Z দিয়ে প্রকাশ করা হয়।  আবার, কোনাে পরমাণুর নিউক্লিয়াসে  অবস্থিত প্রােটন ও নিউট্রন সংখ্যার যােগফলকে ঐ পরমাণুর ভরসংখ্যা বলে।  অর্থাৎ  ভরসংখ্যা = প্রােটন সংখ্যা + 

যেহেতু প্রত্যেকটা পরমাণুই চার্জ নিরপেক্ষ অর্থাৎ মােট চার্জ বা আধান শূন্য তাই পরমাণুর নিউক্লিয়াসে যে কয়টি প্রােটন থাকে নিউক্লিয়াসের বাইরে ঠিক সেই কয়টি ইলেকট্রন থাকে।

কোনাে পরমাণুর পারমাণবিক সংখ্যা দ্বারা ঐ পরমাণুকে চেনা যায়। যেমন-পারমাণবিক সংখ্যা 1 হলে ঐ পরমাণুটি হাইড্রোজেন, পারমাণবিক সংখ্যা 2 হলে ঐ পরমাণুটি হিলিয়াম। পারমাণবিক সংখ্যা 9 হলে ঐ পরমাণুটি ফ্লোরিন। অর্থাৎ পারমাণবিক সংখ্যাই কোনাে পরমাণুর আসল পরিচয়।

পরমাণু প্রধান তিনটি কণিকা  হচ্ছে ইলেকট্রন, প্রােটন এবং নিউট্রন। ইলেকট্রন: ইলেকট্রন হলাে পরমাণুর একটি মূল কণিকা যার আধান বা চার্জ ঋণাত্মক বা নেগেটিভ। এ আধানের পরিমাণ -1.60 x 10-19 কুলম্ব। একে e প্রতীক দিয়ে প্রকাশ করা হয়। একটি ইলেকট্রনের ভর 9.11 x 10-28 g। ইলেকট্রনের আপেক্ষিক আধান -1 ধরা হয় এবং এর ভর প্রােটন ও

যে সকল অতি সূক্ষকণিকা দ্বারা পরমাণু গঠিত হয় তাদেরকে মূল কণিকা বা মৌলিক কণিকা বলে ।

মৌলিক বা যৌগিক পদার্থের অণু প্রতীকের সাহায্যে যেভাবে প্রকাশ করা হয় তাকে সংকেত বা আণবিক সংকেত বলে। অর্থাৎ মৌলিক বা যৌগিক পদার্থের অণুর সংক্ষিপ্ত রূপকে সংকেত বা আণবিক সংকেত বলে। যেমন- নাইট্রোজেনের সংকেত  N2 , পানির সংকেত H2O ।

প্রত্যেকটি মৌলকে সংক্ষেপে প্রকাশ করতে তাদের আলাদা আলাদা প্রতীক ব্যবহার করা হয়। মৌলের প্রতীক লিখতে কিছু নিয়ম অনুসরণ করতে হয়। নিয়মগুলো নিচে বর্ণনা করা হলো । (a) মৌলের ইংরেজি নামের প্রথম অক্ষর দিয়ে প্রতীক লেখা হয় এবং তা ইংরেজি বর্ণমালার বড় হাতের অক্ষর দিয়ে প্রকাশ করা হয়। যেমন- মৌল ইংরেজি নাম প্রতীক হাইড্রোজেন Hydrogen H

মৌলের প্রতীক বা রাসায়নিক প্রতীক বা প্রতীক: কোনাে মৌলের ইংরেজি বা ল্যাটিন পূর্ণনামের সংক্ষিপ্ত রূপকে প্রতীক বলে। যেমন – হাইড্রোজেন এর প্রতীক H, অক্সিজেন এর প্রতীক O, নাইট্রোজেন এর প্রতীক N ইত্যাদি ।

পরমাণু  অণু ১. মৌলিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণা ।  ১. মৌলিক বা যৌগিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণা ।  ২. সাধারণত পরমাণু স্বাধীনভাবে মুক্ত অবস্থায় থাকতে পারে না, তবে কোনো কোনো মৌলিক পদার্থের পরমাণু স্বাধীনভাবে থাকতে পারে। যেমন—হিলিয়াম, নিয়ন, আর্গন ইত্যাদি। ২. অণু স্বাধীনভাবে মুক্ত অবস্থায় থাকতে পারে। ৩.  পরমাণু সরাসরি রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশগ্রহণ করে ।  ৩. অণু

ভিন্ন ভিন্ন মৌলের পরমাণু পরস্পর যুক্ত হয়ে যে অণু গঠন করে তাকে যৌগের অণু বলে। যেমন- একটি কার্বন পরমাণু (C) দুটি অক্সিজেন পরমাণুর (O) সাথে যুক্ত হয়ে একটি কার্বন ডাই-অক্সাইড অণু (CO2) গঠন করে।

একই মৌলের একাধিক পরমাণু পরস্পরের সাথে যুক্ত হয়ে যে অণু গঠন করে তাকে মৌলের অণু বলে। যেমন-দুটি অক্সিজেন পরমাণু (O) পরস্পরের সাথে যুক্ত হয়ে অক্সিজেন অণু (O2) গঠন করে ।

মৌলিক বা যৌগিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণা ঐ পদার্থের ধর্মাবলী অক্ষুন্ন রেখে স্বাধীনভাবে অবস্থান করতে পারে তাকে অণু বলে। দুই বা ততোধিক  পরমাণু পরস্পরের সাথে রাসায়নিক বন্ধন-এর মাধ্যমে যুক্ত হয়ে  অণু গঠন করে । যেমন-দুটি অক্সিজেন পরমাণু (O) পরস্পরের সাথে যুক্ত হয়ে অক্সিজেন অণু (O2) গঠন করে । আবার, একটি কার্বন পরমাণু (C) দুটি অক্সিজেন পরমাণুর

মৌলিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণা যার মধ্যে মৌলের গুণাগুণ অক্ষুন্ন  থাকে তাকে পরমাণু বলে । (কোন মৌলিক পদার্থের ক্ষুদ্রতম অংশ যার মধ্যে ঐ মৌলের বৈশিষ্ট্য অক্ষুন্ন থাকে, যা স্বাধীনভাবে অবস্থান করতে পারে না কিন্তু রাসায়নিক বিক্রায়ায় অংশগ্রহন করতে পারে তাকে ঐ মৌলের পরমানু বলে।)  যেমন- N, O ইত্যাদি ।  নাইট্রোজেনের পরমাণুতে নাইট্রোজেনের ধর্ম বিদ্যমান আর অক্সিজেনের

মৌলসমূহের ধর্ম থেকে যৌগের ধর্ম  সম্পূর্ণ আলাদা । যেমন— হাইড্রোজেন ও অক্সিজেন মৌলিক পদার্থ । সাধারণ তাপমাত্রায় এরা উভয়ই  গ্যাসীয় কিন্তু এদের থেকে উৎপন্ন যৌগ পানি সাধারণ তাপমাত্রায় তরল। H2 (g) + O2 (g) = 2H2O(l)

যৌগের মধ্যে মৌলসমূহের সংখ্যার অনুপাত সব সময় একই থাকে। যেমন-যে কোনো উৎস থেকেই পানির নমুনা সংগ্রহ করা হােক না কেন রাসায়নিকভাবে বিশ্লেষণ করলে পানিতে সব সময় দুই ভাগ হাইড্রোজেন এবং এক ভাগ অক্সিজেন পাওয়া যাবে অর্থাৎ পানিতে হাইড্রোজেন ও অক্সিজেনের পরমাণুর সংখ্যার অনুপাত 2:1

যে সকল পদার্থকে ভাঙলে দুই বা দুইয়ের অধিক ভিন্ন ভিন্ন মৌল পাওয়া যায় তাদেরকে যৌগিক পদার্থ বলে। চককে(CaCO3) ভাঙলে( অর্থাৎ রাসায়নিকভাবে বিশ্লেষণ করলে ) ক্যালসিয়াম, কার্বন ও অক্সিজেন এ তিনটি মৌল পাওয়া যাবে। সুতরাং চককে যৌগিক পদার্থ বলা হয় । অর্থাৎ চক একটি যৌগিক পদার্থ ।

যে সকল পদার্থকে ভাঙলে দুই বা দুইয়ের অধিক ভিন্ন ভিন্ন মৌল পাওয়া যায় তাদেরকে যৌগিক পদার্থ বলে। যেমন-পানিকে যদি ভাঙা হয় (অর্থাৎ রাসায়নিকভাবে বিশ্লেষণ করা যায়) তবে কিন্তু দুটি ভিন্ন মৌল হাইড্রোজেন ও অক্সিজেন পাওয়া যায়।a

আমাদের শরীরে মােট 26 ধরনের ভিন্ন ভিন্ন মৌল আছে। আরো জানতে ক্লিক করুন How many metals in the human body?

এ পর্যন্ত 118টি মৌল আবিষ্কৃত হয়েছে। এগুলাের মধ্যে 98টি মৌল প্রকৃতিতে পাওয়া যায়। বাকি মৌলগুলাে গবেষণাগারে তৈরি করা হয়েছে।