கலைக்களஞ்சியம்/அணு நிறமாலைகள்
அணு நிறமாலைகள் (Atomic Spectra) : நிறமாலையியல் (த. க.) என்ற துறை தோன்றிய புதிதில் ஒரு தோற்றுவாயிலிருந்து வெளிவரும் ஒளியை நிறமாலை காட்டியால் (Spectroscope) பகுத்து, அதன் நிறமாலை வரைகளின் அலை நீளங்களை அளவிடுவதோடு விஞ்ஞானிகள் திருப்தியடைந்தனர். பல தனிமங்கள் (Elements) விரிவான நிறமாலைச் சோதனைகளுக்கு உட்படுத்தப்பட்டபின், ஏராளமாகக் கண்டறியப்பட்ட நிறமாலை வரைகளைப் பாகுபாடு செய்து, இவற்றிற்கு அடிப்படையாக உள்ள பௌதிகத் தத்துவங்களை அறிதல் அவசியமாயிற்று. ஆவர்த்த அட்டவணையில் ஒத்த இடங்களில் உள்ள தனிமங்களின் நிறமாலைகள் ஒத்திருப்பது அறியப்பட்டது. எல்லாத் தனிமங்களிலும் எளிதான ஹைடிரஜனின் நிறமாலை விரிவாய் ஆராயப்பட்டுள்ளது. இதைப் பற்றிய சோதனை முடிபுகளும், கொள்கைகளும் மற்றத் தனிமங்களின் நிறமாலை ஆராய்ச்சிக்கு உதவி புரிந்துள்ளன.
சக்தி மட்டப் பீடம்
ஹைடிரஜன் நிறமாலை பற்றிய அறிவுக்கு 1885-ல் பாமர் (Balmer) என்ற விஞ்ஞானி அடிகோலினார். அந்த நிறமாலையில் இவர் பதின்மூன்று வரைகளைக் கண்டு, அவற்றினிடையே உள்ள எளிய தொடர்பு ஒன்றையும் கண்டறிந்தார். இத்தொடர்பின்படி வரையின் அலை நீளம் λ எனில்
இதில் R என்பது ஒரு நிலையெண். λ என்பதன் மதிப்பு 3, 4, 5, 6...எனக் கொண்டால், ஹைடிரஜன் நிறமாலையின் பலவரைகளையும் பெறலாம். இச் சமன்பாட்டால் குறிக்கப்படும் வரைகள் அனைத்தும் பாமர் தொடர் (Balmer Series) என்ற தொகுதியைச்
சேர்ந்தவை.பாமரைத் தொடர்ந்து, லைமான், பாஷன் (Paschen) பிராக்கெட், பூண்டு (Pfund) ஆகியோர் ஹைடிரஜன் நிறமாலையில் வேறு தொடர்களைக் கண்டறிந்தனர். இவை ஒவ்வொன்றிற்கும் மேற்கூறிய சமன்பாட்டை யொத்த தொடர்புகள் கண்டுபிடிக்கப்பட்டன. ஆகையால் பொதுப்படையாக, ஒரு வரையின் அலை நீளம் λ எனில்
இதில் m, n என்ற இரண்டும் முழு எண்கள். இவற்றுள் n என்பது mஐ விட எப்போதும் அதிகமாக இருக்கும். இதில் mன் மதிப்பு 1 எனில், லைமான் தொடரின் வரைகளையும், mன் மதிப்பு 2 எனில், பாமர் தொடரின் வரைகளையும், mன் மதிப்பு 3 எனில், பாஷன் தொடரின் வரைகளையும், mன் மதிப்பு 4 எனில், பிராக்கெட் தொடரின் வரைகளையும், mன் மதிப்பு 5 எனில், பூண்டு தொடரின் வரைகளையும் பெறலாம்.
இச் சமன்பாடுகள் அனைத்தும் அனுபவ பூர்வமாகக் கண்டுபிடிக்கப்பட்டனவே யன்றிக் கொள்கை வாயிலாக இவற்றிற்கு ஆதாரம் எதுவும் இருக்கவில்லை. ஆனால் போர் (Bohr) என்பவரின் அணு அமைப்புக் கொள்கை இவற்றிற்கு விளக்கம் தந்தது. இவரது கொள்கைப்படி, எலெக்ட்ரான்கள் சுற்றும் ஒவ்வொரு நிலைப் பாதைக்கும் ஏற்ற சக்தி உண்டு. ஒரு நிலைப் பாதைக்கு உரிய சக்தியுடன் சுற்றும் ஓர் எலெக்ட்ரானை இதைவிட அதிகமான சக்தியுடைய வேறு பாதைக்குச் செலுத்த வேண்டுமாயின், முதல் பாதையின் சக்திக்கும், இரண்டாவதன் சக்திக்கும் உள்ள வேறுபாட்டை அது பெற வேண்டும். அதுபோலவே அதிகமான சக்தியுடைய பாதையிலுள்ள ஓர் எலெக்ட்ரான், அதைவிடக் குறைந்த சக்தியுள்ள பாதைக்குத் தாவினால், மிகையாக உள்ள சக்தியானது ஓர் ஒளிக் குவான்டமாக வெளிவருகிறது. ஆகையால் இச் சக்தி வேறுபாட்டின் அளவு ΔE எனில், குவான்டம் கொள்கைப்படி ΔE = hzỾ இதில் Ỿ என்பது ஒளிக் குவான்டத்தின் அதிர்வெண். ஆனால் ஒரு நிலைப் பாதையின் குவான்டம் எண் n எனில்,
-2π2Me4
அத்துடன் சார்ந்த சக்தியின் அளவு ——————
n2h2
ஆகையால் ஓர் எலெக்ட்ரான் இப்பாதையிலிருந்து
குவான்டம் எண் m ஆன பாதைக்குத் தாவினால், வெளிவரும் கதிர்ப்புக் குவான்டத்தின் அளவு:
இது மேற்கூறிய தொடர்பே ஆகும். இம் முறையில் R என்ற நிலையெண்ணைக் கணக்கிட்டு, சோதனை வாயிலாய்ப் பெறும் அளவோடு மதிப்பிட்டால், இரு அளவுகளும் மிகத் திருத்தமாக உடன்படுவது காணலாம். போரின் கொள்கை சரியானது எனக் காட்டஇது ஒரு சான்றாகும்.
நிலைப்பாதைகள் வட்ட வடிவமானவை எனக்கொண்டு, மேற்கூறிய சமன்பாடுகள் பெறப்பட்டன.நிலைப்பாதைகள் நீள் வட்டமாகவும் இருக்கலாம் எனக்கொண்டு, இதில் சாமர்பெல்டு (Sommerfeld) ஒரு திருத்தத்தைச் செய்தார். இதனால் இச் சமன்பாட்டின் பயன் அதிகரித்தது.
மேற்கூறியவை அனைத்தும் ஹைடிரஜன் அணுவிற்கு மட்டுமே பொருந்தும். ஆனால் இதைவிடச் சிக்கலான அணுக்களிலும் தக்க திருத்தங்களோடு இதைப் பயன்படுத்தலாம். உதாரணமாக, கார உலோகங்களின் நிறமாலைகளில் இரட்டைவரைகள் இருப்பதை எலெக்ட்ரானின் சுழற்சி என்னும் கருத்தால் விளக்கலாம்.
ஒரு தனிமத்தின் அணுவின் வெளிக்கூட்டில் ஒன்றிற்கு மேற்பட்ட எலெக்ட்ரான்கள் இருந்தால் அவை ஒன்றையொன்று பாதிக்கும். ஆகையால் போரின் எளிய கொள்கையால் இத் தனிமங்களின் நிறமாலை வரைகளை விளக்க இயலுவதில்லை. இக்கொள்கையை மேலும் விரிவுபடுத்தி இதைச் செய்யலாம். இது எவ்வாறு செய்யப்படுகிறது என்பது அணுவடிவங்கள் என்ற கட்டுரையில் குறிப்பிடப்பட்டுள்ளது. இவ்வகையில் தனி வரைகளையும், நெருக்கமான தொகுதிகளாகத் தோன்றும் வரைகளையும் விளக்க முடிவதோடு காந்த மண்டலத்தால் நிறமாலை எவ்வாறு பாதிக்கப்படுகிறது என்பதையும் விளக்க முடிகிறது. சி. எஸ். வெ.