পোলারিটি (Polarity) হলো একটি অণুর মধ্যে চার্জের অসম বণ্টন। যখন দুটি ভিন্ন পরমাণু সমযোজী বন্ধন গঠন করে, তখন তাদের ইলেকট্রন আকর্ষণ করার ক্ষমতা (তড়িৎ ঋণাত্মকতা - Electronegativity) ভিন্ন হয়। যে পরমাণুর তড়িৎ ঋণাত্মকতা বেশি, সেটি বন্ধন ইলেকট্রন যুগলকে নিজের দিকে বেশি টানে, ফলে সেই পরমাণুর দিকে আংশিক ঋণাত্মক (partial negative, \(\delta^{-}\)) চার্জ এবং অন্য পরমাণুর দিকে আংশিক ধনাত্মক (partial positive, \(\delta^{+}\)) চার্জের সৃষ্টি হয়।

এই আংশিক চার্জের সৃষ্টিই অণুকে মেরু বা পোলার (Polar) করে তোলে। পোলারিটি পরিমাপ করা হয় ডাইপোল মোমেন্ট (Dipole Moment) দ্বারা, যা বন্ধন দৈর্ঘ্য ও চার্জের পরিমাণের গুণফল। উদাহরণস্বরূপ, হাইড্রোজেন ক্লোরাইড (HCl) একটি পোলার অণু কারণ ক্লোরিনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা হাইড্রোজেনের চেয়ে বেশি। তেমনি, পানির (H₂O) অণুও পোলার কারণ অক্সিজেন হাইড্রোজেনের চেয়ে বেশি তড়িৎ ঋণাত্মক এবং এর কৌণিক কাঠামো রয়েছে, যার ফলে এটি একটি নিট ডাইপোল মোমেন্ট তৈরি করে। পোলার অণুগুলো পোলার দ্রাবকে দ্রবণীয় হয় এবং তাদের স্ফুটনাঙ্ক ও গলনাঙ্ক সাধারণত বেশি হয়।

অবস্থান্তর মৌলের সংজ্ঞা অনুযায়ী, যেসব মৌলের পরমাণু বা তাদের যেকোনো স্থিতিশীল আয়নে d-ব্লকের অরবিটালসমূহ আংশিকভাবে পূর্ণ থাকে (অর্থাৎ d¹ থেকে d⁹ ইলেকট্রন বিন্যাস থাকে), তাদের অবস্থান্তর মৌল বলা হয়। এই আংশিকভাবে পূর্ণ d-অরবিটালের কারণেই অবস্থান্তর মৌলসমূহ তাদের বৈশিষ্ট্যপূর্ণ ধর্মাবলি প্রদর্শন করে।

আয়রনের (Fe) পারমাণবিক সংখ্যা ২৬। এর ইলেকট্রন বিন্যাস হলো:

এখানে, Fe পরমাণুর ভূমি অবস্থায় 3d অরবিটালে ৬টি ইলেকট্রন রয়েছে (3d⁶), যা আংশিকভাবে পূর্ণ।

এছাড়াও, Fe এর স্থিতিশীল আয়নসমূহ হলো:

• Fe²⁺ আয়ন: Fe পরমাণু থেকে ৪s অরবিটালের ২টি ইলেকট্রন অপসারণের পর Fe²⁺ আয়নের ইলেকট্রন বিন্যাস হয়: \[1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^6\] এখানেও 3d অরবিটাল আংশিকভাবে পূর্ণ (d⁶)।
• Fe³⁺ আয়ন: Fe পরমাণু থেকে ৪s অরবিটালের ২টি এবং 3d অরবিটালের ১টি ইলেকট্রন অপসারণের পর Fe³⁺ আয়নের ইলেকট্রন বিন্যাস হয়: \[1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^5\] এখানেও 3d অরবিটাল আংশিকভাবে পূর্ণ (d⁵)।

যেহেতু Fe পরমাণুর ভূমি অবস্থায় এবং এর স্থিতিশীল আয়নসমূহ Fe²⁺ ও Fe³⁺ উভয় ক্ষেত্রেই অসম্পূর্ণ d-অরবিটাল (যথাক্রমে d⁶ বা d⁵) বিদ্যমান থাকে, তাই Fe একটি অবস্থান্তর মৌল। এই বৈশিষ্ট্যের কারণে Fe পরিবর্তনশীল যোজ্যতা, রঙিন যৌগ গঠন, অনুঘটক ধর্ম, এবং প্যারাম্যাগনেটিক ধর্ম প্রদর্শন করে।

উদ্দীপক অনুযায়ী, মৌল A এর সর্ববহিঃস্থ স্তরের ইলেকট্রন বিন্যাস হলো \( (n-2)s^1 \) এবং এখানে \( n = 3 \)। সুতরাং, A এর ইলেকট্রন বিন্যাস \( 1s^1 \) যা হাইড্রোজেন (H) মৌলকে নির্দেশ করে। মৌল D এর সর্ববহিঃস্থ স্তরের ইলেকট্রন বিন্যাস হলো \( ns^2 np^4 \)। এখানে \( n = 3 \) হওয়ায় D এর ইলেকট্রন বিন্যাস \( 3s^2 3p^4 \) যা সালফার (S) মৌলকে নির্দেশ করে। অতএব, \( A_2D \) যৌগটি হলো \( H_2S \) (হাইড্রোজেন সালফাইড)। \( H_2S \) একটি গ্যাসীয় পদার্থ কারণ এর অণুগুলোর মধ্যে আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হয় না এবং দুর্বল ভ্যান ডার ওয়ালস (van der Waals) আকর্ষণ বল বিদ্যমান।

\( H_2S \) যৌগে হাইড্রোজেন এবং সালফারের মধ্যে সমযোজী বন্ধন বিদ্যমান। সালফারের তড়িৎ ঋণাত্মকতা (electronegativity) (2.58) হাইড্রোজেনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা (2.20) থেকে সামান্য বেশি, ফলে H-S বন্ধন কিছুটা পোলার। তবে, জলের (H₂O) ক্ষেত্রে অক্সিজেন (তড়িৎ ঋণাত্মকতা 3.44) এবং হাইড্রোজেনের (তড়িৎ ঋণাত্মকতা 2.20) মধ্যে তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্য অনেক বেশি। সালফারের বৃহৎ আকার এবং অক্সিজেনের তুলনায় কম তড়িৎ ঋণাত্মকতার কারণে, সালফারের সাথে সংযুক্ত হাইড্রোজেন পরমাণু উচ্চ তড়িৎ ঋণাত্মক মৌলের (যেমন F, O, N) সাথে হাইড্রোজেন বন্ধন গঠনের জন্য প্রয়োজনীয় আংশিক ধনাত্মক চার্জ তৈরি করতে পারে না।

\( H_2S \) অণুগুলো পোলার হওয়া সত্ত্বেও, তাদের মধ্যে আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হয় না। এর পরিবর্তে, \( H_2S \) অণুগুলোর মধ্যে প্রধানত দুর্বল ডাইপোল-ডাইপোল (dipole-dipole) আকর্ষণ বল এবং লন্ডন ডিসপারশন (London dispersion) বল কার্যকর থাকে। এই আন্তঃআণবিক আকর্ষণ বলগুলো হাইড্রোজেন বন্ধনের চেয়ে অনেক দুর্বল। ফলে, \( H_2S \) অণুগুলোকে একে অপরের থেকে বিচ্ছিন্ন করতে খুব কম শক্তি প্রয়োজন হয়, যার কারণে এর স্ফুটনাঙ্ক অত্যন্ত কম (প্রায় -60°C)। এই নিম্ন স্ফুটনাঙ্কের জন্যই \( H_2S \) কক্ষ তাপমাত্রায় একটি গ্যাসীয় পদার্থ। এর বিপরীতে, জলের (H₂O) অণুগুলোর মধ্যে শক্তিশালী হাইড্রোজেন বন্ধন থাকায় এর স্ফুটনাঙ্ক (100°C) অনেক বেশি এবং এটি কক্ষ তাপমাত্রায় তরল হিসেবে বিদ্যমান।

উদ্দীপকে প্রদত্ত মৌল B এর সর্ববহিঃস্থরের ইলেকট্রন বিন্যাস \((n-1)s^2 (n-1)p^3\) এবং n = 3 হওয়ায়, এর ইলেকট্রন বিন্যাস হবে \(2s^2 2p^3\)। এটি নাইট্রোজেন (N) মৌলের (পারমাণবিক সংখ্যা 7) সর্ববহিঃস্থরের ইলেকট্রন বিন্যাস। সুতরাং, মৌল B হলো নাইট্রোজেন এবং এর হাইড্রাইড হলো অ্যামোনিয়া (\(NH_3\))।

অনুরূপভাবে, মৌল C এর সর্ববহিঃস্থরের ইলেকট্রন বিন্যাস \((n-1)s^2 (n-1)p^4\) এবং n = 3 হওয়ায়, এর ইলেকট্রন বিন্যাস হবে \(2s^2 2p^4\)। এটি অক্সিজেন (O) মৌলের (পারমাণবিক সংখ্যা 8) সর্ববহিঃস্থরের ইলেকট্রন বিন্যাস। সুতরাং, মৌল C হলো অক্সিজেন এবং এর হাইড্রাইড হলো পানি (\(H_2O\))।

নাইট্রোজেন পরমাণু তার সর্ববহিঃস্থ স্তরে একটি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন যুগল (lone pair) এবং তিনটি বন্ধন যুগল (bond pair) নিয়ে থাকে। অ্যামোনিয়া (\(NH_3\)) অণুতে নাইট্রোজেন পরমাণু \(sp^3\) সংকরিত অবস্থায় থাকে। এর আদর্শিক আকৃতি চতুস্তলকীয় (tetrahedral) হলেও, একটি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন যুগলের উপস্থিতির কারণে নিঃসঙ্গ যুগল-বন্ধন যুগল (\(lp-bp\)) বিকর্ষণ বন্ধন যুগল-বন্ধন যুগল (\(bp-bp\)) বিকর্ষণের চেয়ে বেশি হওয়ায়, বন্ধন কোণ আদর্শিক \(109.5^\circ\) থেকে কমে \(107^\circ\) হয় এবং আকৃতি পিরামিডীয় হয়।

অন্যদিকে, অক্সিজেন পরমাণু তার সর্ববহিঃস্থ স্তরে দুটি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন যুগল এবং দুটি বন্ধন যুগল নিয়ে থাকে। পানি (\(H_2O\)) অণুতে অক্সিজেন পরমাণুও \(sp^3\) সংকরিত অবস্থায় থাকে। এখানে দুটি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন যুগল থাকার কারণে নিঃসঙ্গ যুগল-নিঃসঙ্গ যুগল (\(lp-lp\)) বিকর্ষণ, নিঃসঙ্গ যুগল-বন্ধন যুগল (\(lp-bp\)) বিকর্ষণ এবং বন্ধন যুগল-বন্ধন যুগল (\(bp-bp\)) বিকর্ষণের মধ্যে \(lp-lp > lp-bp > bp-bp\) ক্রমটি পরিলক্ষিত হয়। এই তীব্র বিকর্ষণের কারণে বন্ধন কোণ আদর্শিক \(109.5^\circ\) থেকে আরও কমে \(104.5^\circ\) হয় এবং আকৃতি কৌণিক বা V-আকৃতির হয়।

বিকর্ষণের এই তারতম্যের কারণে, অ্যামোনিয়া (\(NH_3\)) অণুতে একটি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন যুগল থাকায় বিকর্ষণ তুলনামূলকভাবে কম হয় এবং বন্ধন কোণ \(107^\circ\) হয়। পক্ষান্তরে, পানি (\(H_2O\)) অণুতে দুটি নিঃসঙ্গ ইলেকট্রন যুগল থাকায় বিকর্ষণ অ্যামোনিয়ার চেয়ে বেশি হয় এবং বন্ধন কোণ \(104.5^\circ\) হয়। অতএব, মৌল B এর হাইড্রাইড (\(NH_3\)) এর বন্ধন কোণ মৌল C এর হাইড্রাইড (\(H_2O\)) এর বন্ধন কোণ অপেক্ষা বেশি।