686 உலோகப் பிணைப்பு
686 உலோகப் பிணைப்பு N (e) = et 42b (5) எனவே அலகுப் பருமத்திலுள்ள எலக்ட்ரான்களின் மொத்த எண்ணிக்கை n எனில் = 2 N N (E) f. (E) de 22h³ J£ehfo {E} dE (6) ஒவ்வொரு k நிலையிலும் ஒன்றுக்கொன்று எதி ராகத் தற்சுழற்சித் திசைப்பாடுள்ள இரு எலக்ட்ரான் கள் இருக்க முடியுமாதலால் மேற்கண்ட சமன் பாட்டில் 2 என்ற பெருக்கல் காரணி இடம் பெறு கிறது. பொதுவாக இச்சமன்பாட்டில் உள்ள தொகை யீட்டை எண்ணியல் தன்மையில் கண்டுபிடிக்க வேண்டும். ஆயினும் உலோகங்களில் n மதிப்பு மிகப் பெரியதாயிருக்கும். ஏ என்ற அளவை விடக் குறை வான ஆற்றல் உள்ள அனைத்து நிலைகளும் முழுமை யாக நிரப்பப்பட்டிருக்கும். fo(E) ஒன்றிலிருந்தும் சுழியிலிருந்தும் ஓரளவு வேறுபட்டுள்ள ஆற்றல் நெடுக்கம் fa(e) ஒன்றுக்குச் சமமாக இருக்கிற பகுதி யுடன் ஒப்பிடும்போது குறுகியதாக kT என்ற அளவின் அருகில் உள்ளது. இத்தகைய சூழ்நிலை பொருத்தமாக உள்ள ஓர் எலக்ட்ரான் வளிமம் மிகுந்த பொது ஆற்றல் நிலைகளை உடையதாகக் (degenerate) கூறப்படும். அப்போது 8f 18 ஒரு சிறிய ஆற்றல் நெடுக்கத்தில் மட்டுமே சுழியாகாத தன்மை பெற்றிருக்கும். ஃபெர்மி ஆற்றல். அலகுப் பருமத்திலுள்ள எலக்ட் ரான்களின் எண்ணிக்கையைப் பொறுத்திருக்கிறது. இதற்கு அடிப்படையான காரணத்தைப் பவுலியின் தவிர்க்கை விதியில் காணலாம். ஒரு குறிப்பிட்ட பருமத்திற்குள் அடைபட்டுள்ள ஓர் எலக்ட்ரான் வளிமத்துடன் ஒரு கூடுதலான எலக்ட்ரானைச் சேர்த்தால் அந்த எலக்ட்ரான் சாத்தியமான சிறும் ஆற்றல் அமரவே முயலும். ஆனால் முன்பே உள்ள எலக்ட்ரான்கள் Є=0 முதல் 6=1 வரையான அனைத்து ஆற்றல் நிலைகளையும் நிரப்பியிருந்தால் தவிர்க்கை விதியின்படி கூடுதலான எலக்ட்ரான்கள் 7. ஐ விட அதிகமான ஆற்றலுள்ள ஒரு நிலையில் ஐ தான் அமர வேண்டும். இங்கு 7. என்பது சுழி. கெல்வின் வெப்பநிலையில் ஃபெர்மி ஆற்றல் இவ் வாறு II அதிகரிக்கும்போது f () ஆக உள்ள நிலையின் ஆற்றலும் அதிகமாகிறது. = -கே.என். இராமச்சந்திரன் உலோகப் பிணைப்பு ஒரே தன்மைகொண்ட அணுக்கள் உலோகப் படிகங் களில் இருப்பதால் ஓர் அணுவிலிருந்து மற்றொரு அணுவிற்கு எலெக்ட்ரான் மாற்றம் நிகழாது. எனவே, அயனிப் பிணைப்பு உண்டாவதில்லை. மேலும் அணுக்களின் இணைதிறன் சுற்றில் இடை நிலைத் தனிமங்கள் தவிர பிறவற்றில் ஒன்று முதல் நான்கு எலெக்ட்ரான்கள் மட்டுமே உள்ளமையால் ஓர் அணு அதன் அண்மையில் உள்ள பல அணுக் களுடன் சகபிணைப்பு மூலம் இணையவும் இயலாது. அயனிப் பிணைப்பும், சகபிணைப்பும் நிகழ இயலாது என்பதால் உலோக அணுக்களிடையே உள்ள பிணைப்பினை விளக்கப் பல்வேறு கொள்கைகள் வகுக்கப்பட்டன. ட்ரூடு லோரன்ஸ் கொள்கை. எலெக்ட்ரான் வளிமக் கொள்கை அல்லது எலெக்ட்ரான் திரள் கொள்கை எனப்படும் இக்கொள்கையின்படி உலோ கப் படிகங்களில் உள்ள அணுக்கள் தங்கள் இணை திறன் எலெக்ட்ரான் அனைத்தையும் இழக்கின்றன. இவ்வாறு திரண்ட எலெக்ட்ரான் கூட்டம், மின்னேற்றம் அடைந்த உலோக அயனிகளால் பிணைக்கப்படுகிறது. நேர்மின்னேற்ற உலோக அயனிகள் தம்மிச்சையாக அலையாமல் படிகக் கூட் டமைப்பில் குறிப்பிட்ட இடைவெளிகளில் நிலை கொள்கின்றன. இணைதிறன் எலெக்ட்ரான்கள் எந்த ஓர் அணுவிற்கும் சொந்தமானவையல்ல; வளிம மூலக்கூறுகள் அவை நிரப்பப்பட்டுள்ள கலன் முழு தும் தம்மிச்சையாகப் பரவுவது போல இணைதிறன் எலெக்ட்ரான்கள் படிகக் கூட்டமைப்பு முழுதும் தம்மிச்சையாகப் பரவும் தன்மையன. தம்மிச்சை எலெக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை உறுதியானதன்று. எனவே, இக்கொள்கையின்படி உலோகத் திண்மங் களில் தம்மிச்சையாக நகரக்கூடிய எலெக்ட்ரான் களுக்கு இடையே நேர்மின்னேற்ற அணுப்பகுதிகள் அமிழ்ந்திருக்கின்றன. இந்த உலோக அயனிகளையும் தம்மிச்சை எலெக்ட்ரான்களையும் ஒரு குறிப்பிட்ட பகுதிக்குள் பிணைக்கும் விசையே உலோகப் பிணைப் பாகும். இக்கொள்கை, உலோகங்களின் பொதுப் பண்புகளை நன்கு விளக்கும். உலோகங்களில் பளபளப்பு. தம்மிச்சையாக நகரும் எலெக்ட்ரான்கள் மீது ஒளிக்கற்றைகள் பாய்கையில் அவை கிளர்வுற்ற நிலைக்குச் செல்லும். பின் கிளர் வுற்ற நிலையிலிருந்து ஆற்றல் நிலைக்கு ஓரிரண்டு தாவல்களில் திரும்புகையில், கண்ணுறு பகுதியில் (visible region) உள்ள பல அலை நீளங்களில் ஒளி வீசப்படும். எனவே, உலோகப் புறப்பரப்பு பளபளக் கிறது. மின்கடத்தும் திறன். மின்புலத்தில் தம்மிச்சை .
