அணு நிறமாலைகள்
66
அணுநிறை
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.
அணுநிறை (Atomic weight) : ஒரு தனிமத்தின் அணுவிற்கும் ஒரு திட்டத் தனிமத்தின் அணுவிற்கும் உள்ள ஒப்புநிறை அதன் அணுநிறை எனப்படும். டால்ட்டன் என்ற பெரியார் தமது அணுக்கொள்கையை வெளியிட்ட பின்னர், அணுநிறை என்ற கருத்து ரசாயனத்தில் இடம் பெற்றது. தற்காலப் பௌதிக ஆராய்ச்சிகளால் இது மேலும் வலிவடைந்துள்ளது.
ரசாயனத்தில் அணுநிறை அளவுகள் மிக முக்கியமானவை. அளறி ரசாயனப் பகுப்பிற்கு இவை அடிப்படையாக உள்ளன. ஏனெனில் ரசாயனக் கூடுகை விதிகள் (த.க.) அணு நிறையை ஒட்டியே வகுக்கப்பட்டுள்ளன. ஒரு தனிமத்தின் அணுநிறை என்பது அண்டமெங்கும் மாறாத இயல்புள்ளதோர் அளவு. ஆகையால் பொருளின் அடிப்படையான தன்மையை அறிய, இது இன்றியமையாதது. தனிமங்களின் முக்கியமான சிறப்பியல் அவற்றின் அணுநிறைகளேயாம்.
அணுநிறையைப் பற்றிய கருத்துக்கள் தோன்றிய காலத்தில் சரியெனக் கருதப்பட்ட இரு கருத்துகள் தற்காலத்தில் கைவிடப்பட்டுவிட்டன. அணுக்கள் என்பவை பிரிக்க முடியாத துகள்கள் என்றும், ஒரு தனிமத்தின் அணுக்கள் அனைத்தும் சமநிறை யுள்ளவை என்றும் அக்காலத்தில் நம்பினார்கள். கதிரியக்கம் (த.க.) என்ற விளைவினால் அணுக்கள் தாமாகச் சிதையலாம் என்றும், இவ்விளைவினால் ஒரு தனிமத்தில் வெவ்வேறு அணு நிறையுள்ள ஐசோடோப்புகள் இருக்கலாமென் றும் இப்போது அறிவோம். ஆகையால் அணுநிறையின் வரையறையை இப்போது திருத்திக் கூற நேர்ந்திருக்கிறது. “தனிமங்களின் கூடுகையின் ஒப்பு விகிதங்களையும், ஒப்பு ஆவி அடர்த்திகளையும் பொருத்தமானதொரு அடிப்படையில் கணக்கிட்டால், அதுவே அணுநிறையாகும். ஒரு பொதுவான திட்டத்துடன் ஒப்பிடப்படும் சராசரி ஒப்புநிறை அணுநிறையாகும்” என இவ்வரையறையை மாற்றிக் கூறலாம்.
டால்ட்டன் தமது அணுக்கொள்கையை வெளியிட்டபோது தனிமங்களில் இலேசான ஹைடிரஜனையே அணுநிறை அளவுக்குத் திட்டமாகக்கொண்டார். இத்திட்டத்தின்படி ஆக்சிஜனின் அணுநிறை 16 என டால்ட்டன் நம்பினார். ஆனால் பின்னர்ச் செய்யப்பட்ட திருத்தமான சோதனைகளால் ஆக்சிஜனின் அணுநிறை இதை
