(ক) ভর ক্রিয়ার সূত্রটি হলো: নির্দিষ্ট তাপমাত্রায় নির্দিষ্ট সময়ে যে কোনো রাসায়নিক বিক্রিয়ার হার ওই সময়ে উপস্থিত বিক্রিয়কগুলোর সক্রিয় ভরের গুণফলের সমানুপাতিক হয়।

(খ) HF একটি দুর্বল অ্যাসিড কারণ এটি জলীয় দ্রবণে আংশিকভাবে বিয়োজিত হয়। এটি সম্পূর্ণভাবে বিয়োজিত হয়ে H₃O⁺ এবং F⁻ আয়ন উৎপন্ন করে না। এর অ্যাসিড বিয়োজন ধ্রুবক (K_a) এর মান খুবই কম (K_a = 6.8 × 10⁻⁴), যা ১ এর থেকে অনেক ছোট।
বিক্রিয়াটি নিম্নরূপ:
\(\)HF + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + F^-\(\)
\(\)K_a = \frac{[H_3O^+][F^-]}{[HF][H_2O]}\(\)
যেহেতু জলীয় দ্রবণে H₃O⁺ এর পরিমাণ HF এর তুলনায় অনেক কম থাকে, তাই K_a এর মান অনেক কম হয়। এই কারণে HF একটি দুর্বল অ্যাসিড।

(গ) প্রদত্ত তথ্য অনুযায়ী, Z মৌলটির ইলেকট্রন বিন্যাস হলো (n+1)s² (n+1)p³. যেহেতু n=2, তাই Z মৌলটির ইলেকট্রন বিন্যাস হবে (2+1)s² (2+1)p³ অর্থাৎ 3s² 3p³।
এটি ফসফরাস (P) মৌলের (পারমাণবিক সংখ্যা ১৫) সর্ববহিঃস্থ স্তরের ইলেকট্রন বিন্যাস। ফসফরাসের সম্পূর্ণ ইলেকট্রন বিন্যাস হলো: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³।
হুন্ডের নীতি অনুসারে, একই শক্তির বিভিন্ন অরবিটালে ইলেকট্রনগুলো প্রথমে বিজোড় সংখ্যায় এবং একই স্পিনে প্রবেশ করে, তারপর জোড় বাঁধে।
ফসফরাসের 3p অরবিটালে তিনটি ইলেকট্রন রয়েছে। হুন্ডের নীতি অনুযায়ী, এই তিনটি ইলেকট্রন 3p_x, 3p_y, এবং 3p_z অরবিটালে একটি করে প্রবেশ করবে এবং তাদের স্পিন একই দিকে থাকবে:
\(\)P (15) \rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p_x^1 3p_y^1 3p_z^1\(\)
এটি হুন্ডের নীতি মেনে চলে, কারণ 3p অরবিটালগুলোতে ইলেকট্রনগুলো প্রথমে বিজোড় অবস্থায় একই স্পিনে প্রবেশ করেছে।

(ঘ) উদ্দীপকের তথ্য অনুযায়ী, X মৌলের বহিঃস্থ স্তরের ইলেকট্রন বিন্যাস ns²np³ এবং Y মৌলের বহিঃস্থ স্তরের ইলেকট্রন বিন্যাস ns²np⁴। এখানে n=2।
সুতরাং, X মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস 2s²2p³, যা নাইট্রোজেন (N) মৌলের।
এবং Y মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস 2s²2p⁴, যা অক্সিজেন (O) মৌলের।
সুতরাং, XH₃ হলো NH₃ (অ্যামোনিয়া) এবং X₂Y হলো H₂O (জল)।

NH₃ এর আকৃতি:
NH₃ অণুর কেন্দ্রীয় পরমাণু N এর ইলেকট্রন বিন্যাস 1s² 2s² 2p³. এটি ৩টি হাইড্রোজেন পরমাণুর সাথে বন্ধন তৈরি করে। বন্ধন গঠনের সময় N পরমাণুর একটি 2s এবং তিনটি 2p অরবিটাল একত্রিত হয়ে ৪টি sp³ সংকর অরবিটাল তৈরি করে। এর মধ্যে তিনটি sp³ সংকর অরবিটাল হাইড্রোজেন পরমাণুর 1s অরবিটালের সাথে অধিক্রমণ করে ৩টি N-H সিগমা বন্ধন গঠন করে। অবশিষ্ট একটি sp³ সংকর অরবিটালে একজোড়া মুক্ত ইলেকট্রন (lone pair) থাকে।
VSEPR তত্ত্ব (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory) অনুযায়ী, মুক্তজোড় ইলেকট্রন-বন্ধনজোড় ইলেকট্রন বিকর্ষণ (lp-bp repulsion) বন্ধনজোড় ইলেকট্রন-বন্ধনজোড় ইলেকট্রন বিকর্ষণ (bp-bp repulsion) এর চেয়ে বেশি শক্তিশালী হয়। এই বিকর্ষণের কারণে NH₃ এর আকৃতি টেট্রাহেড্রাল (tetrahedral) না হয়ে পিরামিডাল (pyramidal) হয় এবং H-N-H বন্ধন কোণ ১০৯.৫° থেকে কমে ১০৭° হয়।

H₂O এর আকৃতি:
H₂O অণুর কেন্দ্রীয় পরমাণু O এর ইলেকট্রন বিন্যাস 1s² 2s² 2p⁴. এটি ২টি হাইড্রোজেন পরমাণুর সাথে বন্ধন তৈরি করে। বন্ধন গঠনের সময় O পরমাণুর একটি 2s এবং তিনটি 2p অরবিটাল একত্রিত হয়ে ৪টি sp³ সংকর অরবিটাল তৈরি করে। এর মধ্যে দুটি sp³ সংকর অরবিটাল হাইড্রোজেন পরমাণুর 1s অরবিটালের সাথে অধিক্রমণ করে ২টি O-H সিগমা বন্ধন গঠন করে। অবশিষ্ট দুটি sp³ সংকর অরবিটালে দুইজোড়া মুক্ত ইলেকট্রন (lone pair) থাকে।
H₂O অণুতে দুটি মুক্তজোড় ইলেকট্রন থাকায়, এই মুক্তজোড়-মুক্তজোড় বিকর্ষণ (lp-lp repulsion) মুক্তজোড়-বন্ধনজোড় বিকর্ষণের চেয়ে বেশি শক্তিশালী হয় এবং বন্ধনজোড়-বন্ধনজোড় বিকর্ষণের চেয়েও বেশি হয়। এই তীব্র বিকর্ষণের কারণে H₂O এর আকৃতি টেট্রাহেড্রাল না হয়ে V-আকৃতির বা কৌণিক (bent/angular) হয় এবং H-O-H বন্ধন কোণ ১০৯.৫° থেকে কমে ১০৪.৫° হয়।

তুলনা:
উভয় NH₃ এবং H₂O অণুর কেন্দ্রীয় পরমাণু sp³ সংকরিত হলেও, তাদের আকৃতি অভিন্ন নয়। NH₃ তে একটি মুক্তজোড় ইলেকট্রন থাকায় এটি পিরামিডাল আকৃতির হয়, যেখানে H-N-H বন্ধন কোণ প্রায় ১০৭°। অন্যদিকে, H₂O তে দুটি মুক্তজোড় ইলেকট্রন থাকায় এটি V-আকৃতির হয়, যেখানে H-O-H বন্ধন কোণ প্রায় ১০৪.৫°। মুক্তজোড় ইলেকট্রনের সংখ্যার ভিন্নতাই তাদের আকৃতির ভিন্নতার মূল কারণ।