গুণগত রসায়ন

গুণগত রসায়ন হল রসায়নের একটি শাখা যা কোনো নির্দিষ্ট পদার্থের মধ্যে কোন উপাদান বা যৌগ উপস্থিত আছে তা নির্ণয় করার সাথে সম্পর্কিত। এটি মূলত একটি পদার্থের গুণগত বৈশিষ্ট্য নির্ণয় করার উপর নির্ভর করে। অর্থাৎ, কোনো পদার্থ কী দিয়ে তৈরি, তা জানার চেষ্টা করা।

গুণগত বিশ্লেষণের উদ্দেশ্য

• পদার্থের পরিচয়: কোনো অজানা পদার্থ কী দিয়ে তৈরি তা নির্ণয় করা।
• শুদ্ধতা নিরূপণ: কোনো পদার্থ শুদ্ধ কিনা তা নির্ণয় করা।
• মিশ্রণের উপাদান নির্ণয়: কোনো মিশ্রণে কোন কোন উপাদান রয়েছে তা নির্ণয় করা।
• রাসায়নিক প্রতিক্রিয়া বোঝা: বিভিন্ন রাসায়নিক প্রতিক্রিয়ার ফলাফল পর্যবেক্ষণ করে রাসায়নিক বিক্রিয়ার ধরন বোঝা।

গুণগত বিশ্লেষণের পদ্ধতি

গুণগত বিশ্লেষণের জন্য বিভিন্ন পদ্ধতি ব্যবহার করা হয়। এর মধ্যে উল্লেখযোগ্য হল:

• শিখা পরীক্ষা: বিভিন্ন ধাতুকে আগুনে পোড়ালে তারা নির্দিষ্ট রঙের আলো দেয়। এই রঙের উপর ভিত্তি করে ধাতু চিহ্নিত করা হয়।
• অধঃক্ষেপণ বিক্রিয়া: একটি দ্রবণে কোনো বিশেষ রাসায়নিক পদার্থ যোগ করলে একটি অদ্রবণীয় পদার্থ তৈরি হলে তা দিয়ে উপস্থিত আয়নকে চিহ্নিত করা যায়।
• গ্যাসীয় পরীক্ষা: কোনো রাসায়নিক বিক্রিয়ায় নির্দিষ্ট গ্যাস উৎপন্ন হলে তা দিয়ে উপস্থিত আয়নকে চিহ্নিত করা যায়।
• বর্ণালী বিশ্লেষণ: কোনো পদার্থকে উত্তপ্ত করলে তা নির্দিষ্ট তরঙ্গদৈর্ঘ্যের আলো নির্গত করে। এই আলোকে বিশ্লেষণ করে পদার্থের উপাদান নির্ণয় করা হয়।
• ক্রোমাটোগ্রাফি: এই পদ্ধতিতে একটি মিশ্রণকে তার উপাদানে বিভক্ত করে বিশ্লেষণ করা হয়।

গুণগত বিশ্লেষণের ব্যবহার

গুণগত বিশ্লেষণের বিভিন্ন ক্ষেত্রে ব্যবহার হয়, যেমন:

• রসায়ন: নতুন যৌগ আবিষ্কার, মিশ্রণ বিশ্লেষণ, শিল্পে ব্যবহৃত পদার্থের শুদ্ধতা নির্ণয়।
• জীববিজ্ঞান: জৈব যৌগের বিশ্লেষণ, খাদ্য পদার্থের গুণগত বিশ্লেষণ।
• পরিবেশ বিজ্ঞান: পানি, বায়ু এবং মাটিতে বিভিন্ন ধরনের দূষণকারী পদার্থের উপস্থিতি নির্ণয়।
• ফরেনসিক বিজ্ঞান: অপরাধের ঘটনাস্থলে পাওয়া নমুনা বিশ্লেষণ করে অপরাধী শনাক্ত করা।

জন ডাল্টনের পরমাণু মতবাদের পরপরই পরমাণুর গঠন সম্পর্কে বিজ্ঞানীদের মনে কৌতুহল সৃষ্টি হয়। এরই ধারাবাহিকতায় ১৮৯৭-১৯৩২ খ্রিস্টাব্দ পর্যন্ত বিভিন্ন বিজ্ঞানী পরমানুর উপর বিভিন্ন পরীক্ষা - নিরিক্ষার পর প্রাপ্ত তথ্য থেকে পরমাণুর গঠন সম্পর্কে প্রত্যেকেই নিজ নিজ মতবাদ উপস্থাপন করেন যা পরমাণুর মডেল নামে পরিচিত। এদের মধ্যে গুরুত্বপূর্ণ হলো -

(১) থমসন পামপুডিং পরমাণু মডেল : ১৮৯৮ খ্রিস্টাব্দে প্রকাশিত ।

(২) রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেল ১৯১১ খ্রিস্টাব্দে প্রকাশিত ।

(৩)বোর পরমাণু মডেল : ১৯১৩ খ্রিস্টাব্দে প্রকাশিত

(৪) বোর - সমারফিল্ড পরমাণু মডেল ১৯১৬ খ্রিস্টাব্দে প্রকাশিত ।

(৫) তরঙ্গ বলবিদ্য পরমাণু মডেল : ১৯২৪ খ্রিস্টাব্দে লুইস দ্য ব্রগলি কর্তক প্রকাশিত

পরমাণুর নিউক্লিয়াস আবিষ্কার :

১৯১১ সালে বিজ্ঞানী আর্নেস্ট রাদারফোর্ডের ছাত্র গিগার এবং ই. মার্সডেন বিখ্যাত a- কণা পরীক্ষা পরিচালনা করেন যা পরমাণুর গঠন সম্পর্কে অত্যান্ত গুরুত্বপূর্ণ তথ্য বহন করে। তারা এই বিশেষ পদ্ধতিতে অতি পাতলা (0.004cm) সোনার পাতে প্রায় (20000) a- কণার প্রবাহ নিক্ষেপ করে দেখেন যে, অধিকাংশ a- কণা পাত ভেদ করে পিছনে রাখা গোলাকার ZnS পর্দকে দীপ্তিমিত করে।

রাদারফোর্ড কর্তৃক a-কণা বিচ্ছুরণ পরীক্ষা :

হিলিয়াম পরমাণু থেকে দুইটি a-কণা বের করে নিলে হিলিয়াম নিউক্লিয়াস বিশিষ্ট থাকে একেই আলফা কণা বলে ।

প্রচন্ড গতিসম্পন্ন a-কণাসমূহকে একটি পাতলা সোনার পাতের উপর নিক্ষেপ করেন। একটি বৃত্তাকার জিংক সালফাইট (ZnS) আবরণযুক্ত একটি পর্দার কেন্দ্রে সোনার পাতটি রাখা হয়

পর্যবেক্ষন :-

১. প্রায় ৯৯% a-কণাই সোনার পাত বেধ করে সোজাসুজি চলে যায় এবং (ZnS) পর্দার উপর প্রতিপ্রভা বা দীপ্তিমান বা আলোকিত করে তোলে ।

২. কিছু সংখ্যাক a-কণা তাদের গতি পথে বেঁকে যায়

৩. প্রায় ২০,০০০ এর মধ্যে ১ টি a-কণা সোজা

বিপরীত দিকে ফিরে আসে।

সিদ্ধান্ত

১. পরমাণুর বেশি ভাগ এলাকাই ফাকা । সেই ফাঁকা স্থানে ইলেকট্রন থাকতে পারে। এদের ভর কম হওয়ায় তারা a-কণার গতিপথের কোন পরিবর্তন ঘটাতে পারে না ৷

২. ভারী কোন কিছুর সাথে সংঘর্ষে লিপ্ত হলেই কিছু সংখ্যক a-কণা বিপরীত দিতে ফিরে আসে । অথাৎ পরমাণুর কেন্দ্রে ভারী বস্তু কণা রয়েছে।

৩. যেহেতু a- কণা ধনাত্মক চার্জ যুক্ত এবং কিছু সংখ্যাক a-কণা বেকে যায় তাই বলা যায় বলা যায় পরমানুর কেন্দ্রে ধনাত্মক চার্জ যুক্ত বস্তু রয়েছে যা দ্বারা a-কণা বিকষিত হয়। ভারী ও ধনাত্মক চার্জ যুক্ত এই কেন্দ্র কে নিউক্লিয়াস বলা হয়। পরমাণুর নিউক্লিয়াসে ধনাত্মক চর্জের পরিমাণ মৌলের পারমানবিক সংখ্যার সমান।

৫. যেহেতু বেশিভাগ - কণান স্বর্ণপাত ভেদ করে বের হয়ে যায় তাই বলা যায় পরমাণুর আকারের তুলনায় নিউক্লিাসের আকার খুবই ছোট। পরমাণুর আকার নিউক্লিাসের থেকে প্রায় ১০ থেকে ১ লক্ষ বড় হতে পারে।

রাদারফোর্ডের পরমাণুর মডেল :

১. পরমানু অত্যন্ত ক্ষুদ্র গোলাকৃতি কণা বিশেষ । এটি দুটি অংশে বিভক্ত ।

(i). কেন্দ্র বা নিউক্লিয়াস

(ii). কেন্দ্র বহির্ভূত অংশ

২. পরমাণুর কেন্দ্রেস্থলে অত্যন্ত ক্ষুদ্র পরিসরে ধনাত্মক চর্জ যুক্ত ভারী কণা বিদ্যমান। একে পরমাণুর কেন্দ্র বা নিউক্লিয়াস বলে ।

৩. নিউক্লিয়ার আকার সমগ্র পরমাণুর তুলনায় খুবই ক্ষুদ্র যেখানে পরমাণুর 10 cm ব্যাস নিউক্লিয়াস ব্যাস 10 cm

৪. নিউক্লিয়াসে পরমাণুর সমস্ত ধনাত্মক চার্জ ও ভর পুঞ্জিভূত থাকে। তাই মোটামোটি ভাবে নিউক্লিয়াসে ভরই পারমানবিক ভর ।

৫. সাধারন অবস্থায় পরমাণু বিদ্যুৎ নিরেপেক্ষ । কারণ নিউক্লিয়াসে ধনাত্মাক চার্জ যুক্ত প্রোটন সংখ্যা উহার চতুর্দিকে ঘূর্ণয়মান ঋনাত্মক চার্জ যুক্ত ইলেকট্রন সংখ্যা পরষ্পর সমান

৬. সৌরজগতে সূর্যের চারদিকে ঘূর্ণয়মান গ্রহসমূহের মতো পরমাণু নিউক্লিয়াসের চারদিকে কতগুলো ঋণাত্মক কাণিকা সর্বদা ঘূণীয়মান। এগুলোকে ইলেকট্রন বলে ।

৭. সৌরজগতে ন্যায় অথাৎ সূর্যকে কেন্দ্র করে যেভাবে গ্রহগুলো ঘুরে তেমনি ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসকে কেন্দ্র সর্বদা ঘূর্ণয়মান। এ ঘূর্ণনের ফলে কেন্দ্রমূখী বল এবং কেন্দ্রবিমূখী বল পরষ্পর সমান থাকে বলে ইলেকট্রনগুলো নিউক্লিয়াসে পতিত হয় না।

রাদারফোর্ডের পরমাণুর মডেলের সীমাবদ্ধতা :

১. সৌরমন্ডলের গ্রহগুলো সামগ্রিকভাবে তড়িৎ নিরপেক্ষ, অথচ ইলেকট্রন ঋণাত্মক চার্জ যুক্ত ।

২. ম্যাক্সওয়েলের তত্ত্ব মতে কোন চার্জযুক্ত কণা অপর কোন চার্জযুক্ত কণাকে কেন্দ্র করে বৃত্তকার পথে ঘুরলে তা অনবরতভাবে শক্তি বিকিরন করবে এবং শক্তি হ্রাস পাওয়ার সাথে সাথে তার আবর্তনশীল বৃত্তাকার পথটি ধীরে ধীরে সংকুচিত হতে থাকবে। ফলে ঋনাত্মক চার্জ যুক্ত ইলেকট্রনসমূহ ক্রমশ শক্তি হারাতে হারাতে নিউক্লিয়াসে গমন করবে।এ অবস্থায় পরমাণুর অস্তিস্ব ধ্বংস হবে। অথচ পরমাণু হতে অনবরত শক্তি বিকিরণ বা ইলেকট্রনেসমূহের নিউক্লিয়াসে পতন কোনটি ঘটবে না ।
৩. ঘূর্ণনরত ইলেকট্রনের কক্ষপথের আকার ও আকৃতি সম্বন্ধে কোন কোন ধারনা রাদারফোর্ডেও মডেল থেকে পাওয়া যায় না ।
৪. ঘূর্ণনরত ইলেকট্রনের কক্ষপথের আকার ও আকৃতি সম্বন্ধে কোন কোন ধারনা রাদারফোর্ডেও মডেল থেকে পাওয়া যায় না ৷

৫. একাধিক ইলেকট্রন বিশিষ্ট পরমাণুর গঠন এ মডেল ব্যাখ্যা করতে পারে না।

৬. হাইড্রোজেনের বর্ণালীর কোন ব্যাখ্যা এ মডেল থেকে পাওয়া যায় না ৷

বোর পরমাণুর মডেল :

ম্যাক্স প্লাঙ্কের বিকিরন কোয়ান্টাম তত্ত্বের উপর ভিত্তি করে পরমাণুর এবং একই সাথে পারমানবিক বর্ণালী ব্যাখ্যার জন্য নীলস বোর ১৯১৩ সালে তাঁর বিখ্যাত পরমাণু মডেল প্রকাশ করেন। বোর পরমাণুর মডেলের প্রধান তিনটি স্বীকার্য হচ্ছে -

১.ইলেকট্রনের স্থির কক্ষপথ বা শক্তিস্তরের ধারণা:

পরমাণুতে যে সব ইলেকট্রন থাকে তারা নিউক্লিয়ানকে কেন্দ্র করে ইচ্ছমত যে কোন বৃত্তাকার কক্ষপথে বিচরণ করতে পারে না, কেবলমাত্র কতগুলো নির্দিষ্ট ব্যাসার্ধের বৃত্তকার কক্ষপথে কোন রুপ শক্তি বিকিরণ না করে অনবরত ঘুরতে থাকে। এই কক্ষপথগুলোকে শক্তিস্তর বলে। শক্তিস্তর নির্দেশকারী এই সংখ্যাগুলোকে প্রধান কোয়ান্টাম বলে (n)। এই শক্তিস্তরগুলোকে 1,2,3...... ইত্যাদি পূর্ণ সংখ্যা দ্বারা প্রকাশ করা হয়। এই শক্তিস্তরগুলোকে ইংরেজী অক্ষর K,L,M,N... ইত্যাদি দ্বারাও প্রকাশ করা হয়। নিউক্লিয়াস হতে যত দূরে যাওয়া যায় কক্ষপথের শক্তি ততই বৃদ্ধি পায় ।

২.শক্তি শোষণ বা বিকিরণ ও বর্ণালী সৃষ্টির ধারণা :

নির্দিষ্ট বৃত্তাকার কক্ষপথে যেকোন একটিতে বিচরণকালে ইলেকট্রন কোন শক্তি বর্জনও করে না, শোষণও করে না অথাৎ এই কক্ষপথগুলিতে ইলেকট্রন স্থির না থাকলেও এদের শক্তি স্থির থাকে । ইলেকট্রন এক শক্তিস্তর থেকে অন্য শক্তিস্তরে স্থানান্তরিত শক্তির শোষণ বা বিকিরণ ঘটে। উচ্চ শক্তিস্তর (যার শক্তি E2) হতে নিম্ন শক্তিস্ত (যার শক্তি E1) এ স্থানান্তরিত হলে যে শক্তি বিকিরণ হয় তার পরিমাণ হবে (E2– E1) । আবার নিম্ন শক্তিস্তর (যার শক্তি E1) হতে উচ্চ শক্তিস্ত (যার শক্তি E2) এ স্থানান্তরিত হলে যে শক্তি বিকিরণ হয় তার পরিমাণ হবে (E2 - E1 ) । অতএব শোষিত বা বিকিরিত শক্তিকে নিম্নের সমীকরনের সাহায্যে প্রকাশ করা হয়।





বোর পরমাণুর মডেলের সীমাবদ্ধতা :

১. এই মডেল যে সকল পরমাণু বা আয়নে একটি মাত্র ইলেকট্রন থাকে (যেমন- H, He, Li2+) তাদের বর্ণালী ব্যাখ্যা করতে পারলেও একাধিক ইলেকট্রন বিশিষ্ট পরমাণুসমূহের বর্ণলী ব্যাখ্যা করতে পারে না

২. ইলেকট্রন যখন এক শক্তিস্তর হতে অপর শক্তিস্তরে স্থানান্তরিত হয় তখন বোর পরমাণু মডেল অনুসারে বর্ণালিতে একটি করে রেখা সৃষ্টি হওয়ার কথা, কিন্তু বাস্তবে অধিকতর সূক্ষ্ম যন্ত্র দ্বারা পরীক্ষা করলে দেখা যায়, পারমাণবিক বর্ণলির প্রতিটি রেখা একাধিক সূক্ষ্ম রেখায় বিভক্ত হয়ে পড়ে। বোরের মতবাদ এর কোন ব্যাখ্যা দিতে পারে না। অবশ্য পরবর্তীতে বোর মতবাদের সম্প্রসারন করে বিজ্ঞানী সমারফিল্ড এর ব্যাখ্য প্রদান করে।

৩. বোর মতবাদ হাইজেনবার্গ এর অনিশ্চয়তার নীতি, স্টার্ক ফলাফল, জীম্যান ফলাফল ব্যাখ্যা করতে পারে না ।

রাদারর্ফোডরে মডলেরে উল্লাযোগ্য প্রস্তাবসমূহ :

১. পরমাণুর কেন্দ্রে ধনাত্মক চার্জযুক্ত নিউক্লিয়াস বিদ্যমান ।

২. পরমাণুর নিউক্লিয়াসের চর্তুদিকে ইলকেট্রন নামক ঋনাত্মক কণকিা সর্বদা ঘূর্ণায়মান ।

৩. নিউক্লিয়াসে ধনাত্মক চার্জ যুক্ত প্রোটন সংখ্যা উহার চর্তুদিকে ঘূর্ণয়মান ঋনাত্মক চার্জ যুক্ত ইলকেট্রন সংখ্যা পরষ্পর সমান বলে পরমাণু বিদ্যুৎ নিরপেক্ষ।

৪. পরমাণুর নিউক্লিয়াস ও ইলকেট্রনরে মধ্যে বিরাজিত কেন্দ্রমূখী স্থির বৈদ্যুতিক আকর্ষন বল এবং কেন্দ্রমূিখী বলরে মান পরষ্পর সমান এবং বিপরীতমুখী ।


বোর মডলেরে উল্লেেযাগ্য প্রস্তাবসমূহ :

১. ইলকেট্রনরে স্থির কক্ষ পথ বা শক্তস্তির সম্পর্কতি ধারণা।

২. ইলকেট্রনরে কৌণকি ভরবগে সম্পর্কিত ধারণা।

৩. ইলকেট্রনরে শক্তি শোষণ, বিকিরণ এবং বর্ণলী সৃষ্টির ধারণা


রাদারর্ফোড ও বোর মডলেরে প্রস্তাবসমূহ বিশ্লেষণ করলে নিম্নলিখিতি বিষয়সমূহ পরলিক্ষতি হয়

১. রাদারর্ফোড মডলে পরমাণুর বর্ণালীর সম্পকে কোন ব্যাখ্যা দিতে না পারলেও বোর মডলে পারে।

২. রাদারর্ফোড মডলে থেকে ইলকেট্রনরে কক্ষপথরে আকার ও আকৃতি সম্বন্ধে কোন ধারণা পাওয়া না গেলেও বোর মডলে থেকে পাওয়া যায় ।

৩. পরমানুর শক্তস্তিরসমূহরে মধ্যে ইলকেট্রন স্থানান্তররে জন্যে সৃষ্ট বভিন্নি বকিরিণ সম্পৰ্কতি ধারণা রাদারর্ফোড মডলে থেকে না পাওয়া গেলেও বোর মডলে থেকে পাওয়া যায়

৪.রাদারর্ফোড মডলে থেকে ইলকেট্রনরে কৌনকি ভরবগে সম্বন্ধে কোন ধারণা পাওয়া না গেলেও বোর মডলে থেকে পাওয়া যায় ।

৫.রাদারর্ফোড মডলেরে সাহায্যে কক্ষপথরে ব্যার্সাধ ইলকেট্রনরে গতবিগে, শক্তি ও বর্ণালীতে উৎপন্ন রেখার কম্পাঙ্ক নির্ণয় করা না গেলেও বোর মডলে থেকে নির্ণয় করা যায়।

৬.রাদারর্ফোড মডলে পরমাণুর সুস্থিতি ব্যাখ্যা করতে না পারলেও বোর মডলে পারে।

তাই বোর মডলে সামান্য কিছু সীমাদ্ধতা থাকলেও পরমাণু গঠন সম্পর্কিত সবচেয়ে বেশি ধারণা আমরা বোর মডলে থেকেই পাই। তাই বোর মডলেটি রাদারর্ফোড মডলে থেকে অধিক গ্রহনযোগ্য
 

পরমাণুর গঠন সম্পর্কে তরঙ্গ বলবিদ্যা ও স্রোডিঞ্জারের তরঙ্গ সমীকরণ

তরঙ্গ বলবিদ্যা

পরমাণুর গঠন বোঝার জন্য তরঙ্গ বলবিদ্যা (Quantum Mechanics) একটি গুরুত্বপূর্ণ বিষয়। এটি একটি আধুনিক তত্ত্ব যা কণা এবং তরঙ্গের দ্বৈত প্রকৃতি ব্যাখ্যা করে। ইলেকট্রন কেবল একটি কণা নয়, এটি একটি তরঙ্গ হিসাবেও আচরণ করে।

তরঙ্গ বলবিদ্যার মূল ভিত্তি:

এখানে, h হলো প্ল্যাঙ্ক ধ্রুবক এবং p হলো কণার ভরবেগ।

• হাইসেনবার্গের অনিশ্চয়তার সূত্র: ইলেকট্রনের অবস্থান এবং গতি একই সাথে সঠিকভাবে নির্ণয় করা সম্ভব নয়।

স্রোডিঞ্জারের তরঙ্গ সমীকরণ

স্রোডিঞ্জারের তরঙ্গ সমীকরণ পরমাণুর গঠন বোঝার জন্য এক বিপ্লবী মডেল প্রদান করে। এই সমীকরণের মাধ্যমে ইলেকট্রনের সম্ভাব্য অবস্থান চিহ্নিত করা হয়।

স্রোডিঞ্জারের তরঙ্গ সমীকরণ:

এখানে,

তরঙ্গ ফাংশনের গুরুত্ব

এই মডেল থেকে কক্ষপথ ধারণা (Orbitals) তৈরি হয়েছে, যেখানে ইলেকট্রনগুলি নির্দিষ্ট শক্তির স্তরে থাকে।

কোয়ান্টাম বলবিদ্যা পরমাণু মডেল:

পরমাণুর গঠন সম্পর্কে আমাদের ধারণা কীভাবে পরিবর্তিত হয়েছে?

পরমাণুর গঠন সম্পর্কে আমাদের ধারণা কালক্রমে বদলেছে। প্রথমে ডাল্টনের পরমাণু তত্ত্ব, তারপর থমসনের খুদুম খিরা মডেল, রাদারফোর্ডের গ্রহীয় মডেল এবং অবশেষে বোরের মডেল। কিন্তু এই মডেলগুলো পরমাণুর সকল ধর্ম ব্যাখ্যা করতে ব্যর্থ হয়েছে।

কোয়ান্টাম বলবিদ্যা কেন প্রয়োজন?

পরমাণুর সঠিক চিত্র পেতে, বিজ্ঞানীরা কোয়ান্টাম বলবিদ্যার আশ্রয় নিয়েছেন। কোয়ান্টাম বলবিদ্যা পরমাণুর সূক্ষ্ম গঠন এবং তার আচরণ ব্যাখ্যা করতে সক্ষম।

কোয়ান্টাম পরমাণু মডেলের মূল ধারণা:

• পরমাণুতে ইলেকট্রন নির্দিষ্ট শক্তিস্তরে ঘুরে: ইলেকট্রন যে কোনো শক্তিস্তরে ঘুরতে পারে না, বরং নির্দিষ্ট শক্তিস্তরে ঘুরে। এই শক্তিস্তরকে কক্ষপথ বলা হয়।
• ইলেকট্রন কণা এবং তরঙ্গ উভয়েরই ধর্ম প্রদর্শন করে: ইলেকট্রন কখনো কণার মতো আচরণ করে আবার কখনো তরঙ্গের মতো।
• ইলেকট্রনের অবস্থান নির্দিষ্ট করে কোয়ান্টাম সংখ্যা: চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যা (প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা, অজ্ঞাত কোয়ান্টাম সংখ্যা, চুম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা এবং স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা) মিলে ইলেকট্রনের অবস্থান নির্দিষ্ট করে।
• ইলেকট্রন কখনো নিউক্লিয়াসের সাথে সংঘর্ষ হয় না: নির্দিষ্ট শক্তিস্তরে ঘোরার কারণে ইলেকট্রন কখনো নিউক্লিয়াসের সাথে সংঘর্ষ হয় না।

কোয়ান্টাম পরমাণু মডেলের গুরুত্ব:

• আধুনিক রসায়নের ভিত্তি: কোয়ান্টাম পরমাণু মডেল আধুনিক রসায়নের ভিত্তি। এটি পরমাণুর গঠন, বন্ধন, এবং রাসায়নিক বিক্রিয়া ব্যাখ্যা করতে সাহায্য করে।
• নতুন উপাদান আবিষ্কার: কোয়ান্টাম বলবিদ্যার সাহায্যে নতুন উপাদান আবিষ্কার করা সম্ভব হয়েছে।
• প্রযুক্তির উন্নয়ন: কোয়ান্টাম বলবিদ্যার প্রয়োগে কম্পিউটার, লেজার ইত্যাদি উদ্ভাবন করা সম্ভব হয়েছে।

কোয়ান্টাম পরমাণু মডেলের সীমাবদ্ধতা:

• গাণিতিকভাবে জটিল: কোয়ান্টাম পরমাণু মডেল গাণিতিকভাবে খুব জটিল।
• সরাসরি পর্যবেক্ষণ করা যায় না: কোয়ান্টাম পরমাণুর বিষয়গুলি সরাসরি পর্যবেক্ষণ করা যায় না।
• সব সময় সঠিক নয়: কিছু ক্ষেত্রে কোয়ান্টাম পরমাণু মডেল সঠিক ফলাফল দেয় না।

কোয়ান্টাম সংখ্যা

১। প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা ,n(Principle quantum number)

যে কোয়ান্টাম সংখ্যার সাহায্যে পরমাণুতে অবস্থিত ইলেকট্রনের শক্তিস্তরের আকার নির্ণয় করা যায় তাকে প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে। একে n দ্বারা প্রকাশ করা হয়,n এর মান যথাক্রমে 1,2,3,4,..... প্রভৃতি পূর্ণ সংখ্যা। প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যার মান বৃদ্ধি হলে নিউক্লিয়াস হতে প্রধান স্তরের দূরত্ব এবং শক্তিস্তরের আকার বৃদ্ধি পায়। বোর মতবাদ অনুসারে n=1 হলে ১ম শক্তিস্তর বা K শেল, n=2 হলে ২য় শক্তিস্তর বা L শেল, n=3 এবং n=4 হলে M ও N ইত্যাদি বোঝায়। যে কোনো প্রধান শক্তিস্তর সর্বোচ্চ 2n² ইলেকট্রন ধারণ করতে পারে।

২.সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা ,ℓ(Azimuthal quantum number)

কৌণিক ভরবেগ কোয়ান্টাম সংখ্যা বা অরবিটাল কোয়ান্টাম সংখ্যা নামেও পরিচিত, সাব শেলকে বর্ণনা করে এবং সম্পর্কের মাধ্যমে অরবিটাল কৌণিক ভরবেগের মাত্রা দেয়।

L2 = ħ2 ℓ (ℓ + 1) রসায়ন এবং বর্ণালীবিদ্যায়, ℓ = 0 কে s অরবিটাল, ℓ = 1, p অরবিটাল, ℓ = 2, d অরবিটাল এবং ℓ = 3, f অরবিটাল বলা হয়।

ℓ এর মান 0 থেকে n −1 পর্যন্ত, তাই প্রথম p অরবিটাল (ℓ = 1) দ্বিতীয় ইলেকট্রন শেলে (n = 2) প্রদর্শিত হয়, প্রথম d অরবিটাল (ℓ = 2) তৃতীয় শেলে (n = 2) প্রদর্শিত হয় = 3), এবং তাই:[2]

ℓ = 0, 1, 2,..., n −1 n = 3, ℓ = 0 থেকে শুরু হওয়া একটি কোয়ান্টাম সংখ্যা, একটি পরমাণুর তৃতীয় ইলেকট্রন শেলের s কক্ষপথে একটি ইলেকট্রনকে বর্ণনা করে। রসায়নে, এই কোয়ান্টাম সংখ্যাটি অত্যন্ত গুরুত্বপূর্ণ, কারণ এটি একটি পারমাণবিক কক্ষপথের আকৃতি নির্দিষ্ট করে এবং রাসায়নিক বন্ধন এবং বন্ধন কোণকে দৃঢ়ভাবে প্রভাবিত করে। আজিমুথাল কোয়ান্টাম সংখ্যাটি একটি কক্ষপথে উপস্থিত কৌণিক নোডের সংখ্যাও নির্দেশ করতে পারে। উদাহরণস্বরূপ, p অরবিটালের জন্য, ℓ = 1 এবং এইভাবে একটি p অরবিটালে কৌণিক নোডের পরিমাণ হল 1।

অরবিটালের আকৃতি আজিমুথাল কোয়ান্টাম সংখ্যা দ্বারা দেওয়া হয়।

৩. চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা ,m(Magnetic quantum number)যে সকল কোয়ান্টাম সংখ্যার সাহায্যে ইলেকট্রনের কক্ষপথের ত্রিমাত্রিক দিক বিন্যাস প্রকরণ সমূহ প্রকাশ করা হয়, তাকে ম্যাগনেটিক কোয়ান্টাম সংখ্যা বা চুম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে। চুম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা, m এর মান থেকে এর পর্যন্ত পূর্ণসংখ্যা। নন-ডিজেনারেট অবস্থায় অরবিটালসমূহ সমশক্তির, তবে চৌম্বকক্ষেত্রে রাখলে শক্তির পার্থক্য তৈরি হয়। আর বলা বাহুল্য, z অক্ষ বরাবর অরবিটাল, যেমন p_z, d_z² এর বেলায় m=0

৪. ঘূর্ণন কোয়ান্টাম সংখ্যা ,s(Spin quantum number)

নিজ অক্ষের চারদিকে ইলেকট্রনের ঘুর্ণনের দিক প্রকাশক কোয়ান্টাম সংখ্যা সমূহকে স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা বা ঘূর্ণন কোয়ান্টাম সংখ্যা বলে। এই কোয়ান্টাম সংখ্যা, s, ফার্মিয়ন কণার বেলায় তা ±½ এর গুণিতক। ইলেক্ট্রনের বেলায় তা ½। +½ ও -½ এর মধ্যে যেকোনো একটিকে ঘড়ির কাটার দিকে ঘূর্ণায়মান ও অপরটি ঘড়ির কাটার বিপরীত অভিমুখে ঘূর্ণায়মান । এটিকে upspin ও downspin electrons ও বলা হয়।

চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যার তাৎপর্য

কোয়ান্টাম বলবিদ্যার সাহায্যে পরমাণুর ইলেকট্রনের অবস্থান এবং শক্তিকে আরও স্পষ্টভাবে ব্যাখ্যা করা সম্ভব হয়েছে। এই ব্যাখ্যায় চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যা গুরুত্বপূর্ণ ভূমিকা পালন করে। এই চারটি সংখ্যা হল:

প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা (n):

• এই সংখ্যাটি নিউক্লিয়াস থেকে ইলেকট্রনের গড় দূরত্ব বা শক্তিস্তরকে নির্দেশ করে।
• n এর মান 1, 2, 3, ... ইত্যাদি পূর্ণসংখ্যা হতে পারে।
• n এর মান বাড়ার সাথে সাথে শক্তিস্তরের আকার বৃদ্ধি পায় এবং নিউক্লিয়াস থেকে ইলেকট্রনের দূরত্বও বৃদ্ধি পায়।

অজ্ঞাত কোয়ান্টাম সংখ্যা (l):

• এই সংখ্যাটি ইলেকট্রনের কক্ষপথের আকৃতি নির্দেশ করে।
• l এর মান 0 থেকে n-1 পর্যন্ত হতে পারে।
• l এর বিভিন্ন মানের জন্য বিভিন্ন অরবিটাল (s, p, d, f ইত্যাদি) পাওয়া যায়।

চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (m):

• এই সংখ্যাটি কক্ষপথের ত্রিমাত্রিক অবস্থান নির্দেশ করে।
• m এর মান -l থেকে +l পর্যন্ত হতে পারে।
• m এর বিভিন্ন মানের জন্য একই উপস্তরের অরবিটালের বিভিন্ন অভিমুখ পাওয়া যায়।

স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা (s):

• এই সংখ্যাটি ইলেকট্রনের নিজস্ব ঘূর্ণনের দিক নির্দেশ করে।
• s এর মান +1/2 বা -1/2 হতে পারে।
• +1/2 মান ইঙ্গিত করে যে ইলেকট্রন ঘড়ির কাঁটার দিকে ঘুরছে এবং -1/2 মান ইঙ্গিত করে যে ইলেকট্রন ঘড়ির কাঁটার বিপরীত দিকে ঘুরছে।

চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যার মূল তাৎপর্য:

• এই চারটি সংখ্যা মিলে একটি পরমাণুর ইলেকট্রনের সঠিক অবস্থান নির্ধারণ করে।
• কোয়ান্টাম সংখ্যাগুলি পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাস বুঝতে সাহায্য করে।
• এগুলি পরমাণুর রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য ব্যাখ্যা করতে সাহায্য করে।
• কোয়ান্টাম সংখ্যাগুলি পরমাণুর স্থিতিশীলতা এবং বন্ধন গঠন ব্যাখ্যা করতে সাহায্য করে।

পরমাণুরবাদের প্রথমিক ধারণা : -

অজানাকে জানার ইচ্ছা মানব সভ্যতার ক্রমবিকাশের একটি চিরন্তন ধারা। খ্রিস্টপূর্ব ৬৪০ অব্দে বিখ্যাত গ্রিক দার্শনিক লুসিপাস ও ডেমোক্রিটাস সর্বপ্রথম প্রস্তাব করেন, সব পদার্থই অতি ক্ষুদ্র এক ধরনের অবিভাজ্য অসংখ্য কণা দিয়ে তৈরি। প্রায় একই সময়ে ভারতের প্রখ্যাত দার্শনিক কণাদ প্রায় একই ধরনের মতবাদ উপস্থাপন করেন। তিনি প্রস্তাব করেন যে, প্রাকৃতিক সব বস্তুই অসংখ্যা ক্ষুদ্র ক্ষুদ্র পরমাণু নামক অবিভাজ্য কণার সমন্বয়ে গঠিত।
প্রায় ১০০ বছর পর বিখ্যাত গ্রিক দার্শনিক অ্যারিন্টাটল প্রস্তাব করেন, পদার্থ অবিভাজ্য কণার সমষ্টি নয়। সব পার্থিব বস্তুই অবিচ্ছিন্ন পদার্থ দিয়ে গঠিত। অ্যারিস্টাটলের এ মতবাদ প্রায় ২০০০ বছর ব্যাপি প্রচলিত ছিল। পরে আঠার শতকের প্রথম দিকে বিজ্ঞানী স্যার আইজ্যাক নিউটন কর্তৃক পদার্থের গঠন প্রস্তাবিত তত্ত্ব ডেমোক্রিটাসের পরমাণুবাদকে পুনরাই সমর্থন করেন। উনিশ শতকের প্রথম ভাগে ১৮০৩ সালে ব্রিটিশ স্কুল শিক্ষক ও বিজ্ঞানী জন ডাল্টন তার পরমাণুবাদে ডেমোক্রিটাস ও কণাদ এর পরমাণুবাদকে পুনঃপ্রতিষ্ঠা করেন।ডাল্টনের মতবাদ অনুসারে পরমাণু অবিভাজ্য, একে সৃষ্টি বা ধ্বংস করা যায় না । অবশেষে বিংশ শতাব্দীর প্রথমভাগে ১৯১১ সালে বিজ্ঞানী রাদারফোর্ড তার বিখ্যাত আলফা কণা বিচ্ছুরণ পরীক্ষার মাধ্যমে নিশ্চিত রুপে প্রমাণ করেন যে, পরমাণু বিভাজ্য। পরমাণু বিশেষ কতগুলো কণিকার সম্বনয়ে গঠিত। পরমাণুকে বিভাজিত করলে ইলেকট্রন, প্রোটন, ও নিউট্রন প্রভূতি মূল কণিকা পাওয়া যায়। ১৯১৩ সালে বিজ্ঞানী বোর রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেলের আরও উৎকর্ষ সাধন করেন



পরমানু ও পরমাণুর মৌলিক কণিকাসমূহ :

মৌলিক পদার্থেও ক্ষুদ্রতম কণা সাধারণত যার স্বাধীন অস্তিত্ব নেই, কিন্তু ক্ষুদ্রতম একক রুপে সরাসরি রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশগ্রহন করতে পারে, তাকে পরমাণু বলে। প্রত্যেক মৌলের প্রতীক দ্বারা ঐ মৌলের পরমাণুকে বুঝানো হয়। যেমন : H দ্বারা হাইড্রোজেনের পমাণু বুঝায় ।
পরমাণুসমূহকে বিভিন্ন ভাবে ভেঙ্গে যে সব কণা আবিষ্কিত হয়েছে মোটামুটি ভাবে তাদেরকে পরমাণুর মূল কাণিকা বলা হয়। অবশ্য অন্যভাবেও কিছু কিছু কণার সৃষ্টি সম্ভব হয়েছে। তাদের সংখ্যা প্রায় ২০০ এর মত এবং এ সংখ্যা আরও বাড়ছে। মূল উপাদানরূপ যে সব অতি সূক্ষ কণিকা দ্বারা পরমাণু গঠিত তাদের কে পরমাণুর মূল কণিকা বলে

মূল কণিকা দুই প্রকার । যথা :

১. স্থায়ী মূল কণিকা ও

২.অস্থায়ী মূল কণিকা ।

১. স্থায়ী মূল কণিকা : যে সব অতি মূল কণিকা সব মৌলের পরমাণুতে থাকে, তাদেরকে স্থায়ী মূল কণিকা ।

স্থায়ী মূল কণিকা তিন প্রকার যথা :

ক.ইলেকট্রন 
খ. প্রোটন
গ.নিউট্রন

২.অস্থায়ী মূল কণিকা : যে সব মূল কণিকা কোন কোন মৌলের পরমাণুতে অতি অল্প সময়ের জন্য অস্থায়ীভাবে থাকে, তাদের কে অস্থায়ী মূল কণিকা বলে। অস্থায়ী কণিকার কয়েকটি হচ্ছে ; (ক) পাইওন (খ) মিউওন (গ) নিউট্রিনো ও (ঘ) মেসন প্রভূতি । অস্থায়ী কণিকাগুলো সৃষ্টির সঙ্গে সঙ্গে অন্য কণায় পরিণত হয়।

স্থায়ী কণিকা :

ক. ইলেকট্রন e : ১৮৯৭ খ্রিস্টাব্দে স্যার জে. জে. থমসন ক্যাথোড রশ্মির উপর পরীক্ষার সময় ইলেকট্রনের অস্থিত্ব আবিষ্কার করেন। সব প্রকার পরমাণুতে কম বেশি ইলেকট্রন বিদ্যমান। পদার্থের মধ্যে ইলেকট্রন সর্বাপেক্ষা ক্ষুদ্রতম কণা ।

ইলেকট্রন আবিষ্কার : তড়িৎ বা চৌম্বকক্ষেত্রে এদের বিক্ষেপনের ধরন থেকে জে. জে. থমসন এই কণাগুলোকে ঋণাত্মক বলে প্রমাণ করেন। এই ঋণাত্মক বিদুৎবাহী কণাগুলো ইলেকট্রন নামে পরিচিত।
লঘু চাপে (0.1 – 0.001 mm (Hg) একটি কাচের আবদ্ধ পাত্রে কোন গ্যাস নিয়ে এর ভিতরে দুটি তড়িৎদ্বার প্রবেশ করিয়ে যতেষ্ঠ বিদ্যুত বিভব প্রয়োগ করলে তড়িৎদ্বার দুইটির ভিতর বিদ্যুৎক্ষরণ হতে থাকে এবং ক্যাথোড হতে সোজাসোজি আলোক রশ্মি বের হয়। কোন বাধা না থাকলে এই রশ্মি ক্যাথোড হতে অ্যানোডের দিকে প্রবাহমান থেকে অ্যানোডের পিছনে কাচের উপর পতিত হয়ে প্রতিপ্রভা সৃষ্টি করে । এরাই ক্যাথোড রশ্মি আবার যদি পাত্রকে কোন তড়িৎ ক্ষেত্রে এমনভাবে বসানো হয় যাতে ক্যাথোড রশ্মির প্রবাহ পথের এক পাশে দ্বিতীয় আরেকটি তড়িৎ ক্ষেত্রের ধনাত্মাক (অ্যানোড) তড়িৎদ্বার ও অপর পাশে ঋনাত্মক তড়িৎদ্বার (ক্যাথোড) থাকে তাহলে দেখা যায় প্রবাহমান এই রশ্মি নিজের পথ থেকে ধনাত্মাক তড়িৎদ্বারের (অ্যানোড) দিকে বেঁকে যায়। এতে বুঝা যায় এই রশ্মি ঋনাত্মক আধানের ক্ষুদ্র প্রবাহ ।
ক্যাথোড রশ্মিতে উৎপন্ন ইলেকট্রনগুলো মুক্ত ও সর্বদাই একই প্রকার। যে কোন গ্যাস থেকে একই ইলেকট্রন রশ্মি বের হয় এবং এরা ক্যাথোডের প্রকৃতির উপর নির্ভরশীল নয় অথাৎ পরীক্ষার সাহয্যে জানা গেছে যে, যে কোন উপায়ে যে কোন উৎস থেকে প্রাপ্ত ও যে কোনো গতিবেগ সম্পন্ন সব ইলেকট্রন একই রকম, একই চার্জ (-1.6×10-19 C) যুক্ত ও একই ভর (9.1085×10-28 g) বিশিষ্ট ।

প্রোটন P : ইলেকট্রনের মত প্রোটনও সব পদর্থের পরমাণুর একটি সাধারন উপাদান । ১৯১৯ খ্রিস্টাব্দে বিজ্ঞানী রাদারফোর্ড এ তথ্য সর্ব প্রথম প্রমাণ করেন । প্রোটন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে বিদ্যমান সর্বাপেক্ষ হালকা ধনাত্মক চার্জ বিশিষ্ট একটি স্থায়ী কণা ।

প্রোটন আবিষ্কার : ১৮৮৬ খ্রিস্টাব্দে বিজ্ঞানী গোল্ডস্টাইন ক্যাথোড রশ্মি নল পরীক্ষা দ্বারা ধনাত্মক আয়ন আবিষ্কার করেন। ক্যাথোড রশ্মি যন্ত্রে সচ্ছিদ্র ক্যাথোড ব্যবহার কার হয় তাহলে লক্ষ্য করলে দেখা যায় ক্যাথোড হতে অ্যানোডের দিকে ক্যাথোড রশ্মির মত এক বিপরীত মুখী রশ্মি অ্যানোড হতে ক্যাথোডের দিকে সঞ্চালিত হয়ে ক্যাথোডের ছিদ্র পথে নির্গত হয়ে ক্যাথোড তড়িৎদ্বাড়ের পিছনে কাচের দেওয়ালে দীপ্তিমান (প্রতি প্রভা সৃষ্টির মাধ্যমে) করে তুলে। এ রশ্মিকে অ্যানোড রশ্মি বলে।
আবার যদি পাত্রকে কোন তড়িৎ ক্ষেত্রে এমনভাবে বসানো হয় যাতে অ্যানোড রশ্মির প্রবাহ পথের এক পাশে দ্বিতীয় আরেকটি তড়িৎ ক্ষেত্রের ধনাত্মাক (অ্যানোড) তড়িৎদ্বার ও অপর পাশে ঋনাত্মক তড়িৎদ্বার (ক্যাথোড) থাকে তাহলে দেখা যায় প্রবাহমান এই রশ্মি নিজের পথ থেকে ঋনাত্মক তড়িৎদ্বারের (ক্যাথোড) দিকে বেঁকে যায় । এতে বুঝা যায় এই রশ্মি ধনাত্মক আধানের ক্ষুদ্র প্রবাহ ।
প্রোটনের চার্জ (+1.6×10-19 C) ও ভর (1.672×10-24 g)।

নিউট্রন (n): ১৯২০ খ্রিস্টাব্দে বিজ্ঞানী রাদারফোর্ড পরমাণুর মধ্যে চার্জ বিহীন ও প্রোটনের মত এক একক ভর বিশিষ্ট এক ধরনের মূল কণিকার অস্তিত্ব কল্পনা করেন। কারণ দেখা গেছে, কোন পরমাণুতে উপস্থিত চার্জ যুক্ত প্রোটন এবং ঋনাত্মক চার্জ যুক্ত ইলেকট্রনের মোট ভরের চেয়ে পরমাণুর মোট ভর বা পারমাণবিক ভর বেশি। পরবর্তিতে ১৯৩২ খ্রিস্টাব্দে বিজ্ঞানী জেমস চ্যাডউইক মূল কণিকা হিসাবে পরমাণুর নিউক্লিয়াসে চার্জ নিরপেক্ষ নিউট্রনের উপস্থিতি প্রমাণ করেন ।


পরমাণু সমূহকে তদের প্রোটন, নিউট্রন, এবং ভরের সংখ্যার পাথ্যর্ক বা মিল আমিলের উপর ভিত্তি করে তিনটি ভাগে ভাগ করা যায় যথা :

ক. আইসোটোপ
খ. আইসোবার
গ. আইসোটোন

ক. আইসোটোপ : যে সকল পরমাণুর প্রোটন সংখ্যা অভিন্ন, কিন্তু ভর সংখ্যা ভিন্ন, তাদেরকে পরষ্পরের আইসোটোপ বলে।



আইসোটোপের বৈশিষ্ট :

১. এরা একই মৌলের ভিন্ন ভিন্ন পরমাণু

২. পর্যায় সারণিতে এরা একই ঘরে অবস্থান করে

৩. এদের রাসায়নিক ধর্ম প্রায় একই কিন্তু কতিপয় জৈব ধর্ম ভিন্ন।

৪. এদের প্রোটন সংখ্যা অভিন্ন, কিন্তু ভর সংখ্যা ও

নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন

খ. আইসোবার : যে সব পরমাণুর ভর সংখ্যা অথাৎ নিউক্লিয়াসে প্রোটন ও নিউট্রনের মোট সংখ্যা সমান হয়, কিন্তু প্রোটন সংখ্যা ভিন্ন হয়, তাদের কে আইসোবার বলে ।

আইসোটোনের বৈশিষ্ট :

১. এরা ভিন্ন ভিন্ন মৌলের পরমাণু

২. পর্যায় সারণিতে এরা ভিন্ন ভিন্ন ঘরে অবস্থান করে

৩. এদের ভৌত ও রাসায়নিক ধর্ম ভিন্ন ।

৪. এদের নিউট্রন সংখ্য অভিন্ন, কিন্তু প্রোটন ও ভর সংখ্যা সংখ্যা পরষ্পর ভিন্ন

প্রাথমিক কণিকা : পৃথিবীর প্রতিটি বস্তুই ক্ষুদ্র হতে অতিক্ষুদ্র কণিকা দ্বারা গঠিত এমন ক্ষুদ্র কণিকা রয়েছে যাদের ভর নয় এই কণিকাগুলোকে আমরা প্রাথমিক কণিকা বলতে পারি। সধারনত প্রাথমিক কণিকাগুলোকে তাদের স্পিন বা ঘূর্ণনের উপর ভিত্তি করে দুই ভাগে ভাগ করা হয়। যথা:

(i) ফার্মিয়ন ও

(ii) বোসন

ফার্মিয়ন : ফার্মি-ডিরাক পরিসংখ্যান বলবিদ্যা হতে প্রাপ্ত যে সকল মৌলিক কণিকার স্পিন অর্ধ ইস্টিজার বা পূর্ণসংখ্যা তাদেরকে ফার্মিয়ন বলে ।

বৈশিষ্ট্য :

(i). এরা সকল পদার্থের ক্ষুদ্রতম কণিকা।

(ii). এদের স্পিন অর্ধ পূর্ণ সংখ্যা ।

ফার্মিয়ন প্রধানত দুই প্রকার। যথা
(i). কোয়ার্ক কণিকা

(ii). লেপটন কণিকা

কোয়ার্ক কণিকা : ভগ্নাংশ চার্জ বিশিষ্ট ফার্মিয়ন শ্রেণির কণিকাগুলোকে কোয়ার্ক বলে। যাদের মাধ্যমে হেড্রন তৈরি হয়। কোয়ার্ক কণা ছয় ধরনের।

ক. আপ কোয়ার্ক, এর চার্জ + 2/3

খ. ডাউন কোয়ার্ক, এর চার্জ - 1/3
গ. চার্ম কোয়ার্ক, এর চার্জ + 2/3

ঘ. স্টেঞ্জ কোয়াকর্, এর চার্জ - 1/3

ঙ. টপ কোয়ার্ক, এর চার্জ + 2/3

চ. বটম কোয়ার্ক, এর চার্জ - 1/3

প্রোটন ও নিউট্রন কোয়ার্ক কণা দ্বারা গঠিত। একটি প্রোটন ভাঙ্গা হলে দুইটি আপ কোয়ার্ক একটি ডাউন কোয়ার্ক পাওয়া যায়। এইজন্যই প্রোটনের চার্জ +1 । প্রোটনের চার্জ = (+2/3+ + 2/3) + (- 1/3) = +1 । একটি নিউট্রন ভাঙ্গা হলে একটি আপ কোয়ার্ক দুইটি ডাউন কোয়ার্ক পাওয়া যায়। এইজন্যই প্রোটনের চার্জ + ০। নিউট্রনের চার্জ = (+2/3) + (- 1/3)+(-1/3) = +0|

লেপটন : ফার্মিয়ন শ্রেণির যে সকল কণার মধ্যে শক্তিশালী ইন্টার অ্যাকশন হয় না এবং যাদের চার্জ পূর্ণ সংখ্য আথবা শূন্য তাদের কে লেপটন বলে । লেপটন কণা ছয় প্রকার যথা:

ক. ইলেকট্রন, এর চার্জ, - 1

খ. ইলেকট্রন নিউট্রনো, এর চার্জ, ০

গ. মিউন, এর চার্জ, -1

ঘ. মিউন নিউট্রনো, এর চার্জ, ০

ঙ. টাউ, এর চার্জ, - 1

চ. টাউ নিউট্রনো এর চার্জ, ০

বোসন : বোসন আইনস্টাইনের পরিসংখ্যান বলবিদ্য হতে প্রপ্ত যে সকল যে সকল কণিকার চার্জ পূর্ণসংখ্যা তাদের বোসন বলে। বোসন লেপটন কণা ছয় প্রকার। যথা:

ক. ফোটন, এর চার্জ = 0, স্পিন = 1
খ. W বোনস, এর চার্জ = -1, স্পিন = 1

গ. Z বোসন, এর চার্জ = 0, স্পিন = 1

ঘ. গ্লুওন, এর চার্জ = 0, স্পিন = 1

ঙ. হিগস বোসন, এর চার্জ = 0, স্পিন = 0

চ. গ্রাভিন, এর চার্জ = 0, স্পিন = 2

পারমাণবিক সংখ্যা এবং ভর সংখ্যা (Atomic Number and Mass Number) :

• পারমাণবিক সংখ্যা বা ভর-ক্রমাঙ্ক (Atomic Number) : কোনো মৌলের পরমাণুর নিউক্লিয়াসে অবস্থিত ধনাত্মক তড়িতের মোট একক সংখ্যাকে ওই মৌলের পারমাণবিক সংখ্যা বা পরমাণু-ক্রমাঙ্ক বলে ।

যেহেতু, প্রত্যেক প্রোটনে ধনাত্মক তড়িতের পরিমাণ এক একক ; সুতরাং, কোনো পরমাণুর নিউক্লিয়াসে অবস্থিত প্রোটনগুলির মোট সংখ্যাই হল ওই পারমাণবিক সংখ্যা । পারমাণবিক সংখ্যাকে 'Z' অক্ষর দ্বারা প্রকাশ করা হয় ।

• ভর সংখ্যা (Mass Number) : কোনো মৌলের একটি পরমাণুর নিউক্লিয়াসের মধ্যে অবস্থিত প্রোটন এবং নিউট্রনের মোট সংখ্যাকে ওই মৌলের বা পরমাণুর ভরসংখ্যা বলে । অর্থাৎ ভরসংখ্যা =  প্রোটন সংখ্যা + নিউট্রন সংখ্যা । ভরসংখ্যাকে 'A' অক্ষর দিয়ে প্রকাশ করা হয় ।

• ভর সংখ্যা এবং পারমাণবিক সংখ্যার মধ্যে সম্পর্ক : কোনো মৌলের পরমাণুতে যদি P -সংখ্যক প্রোটন এবং N -সংখ্যক নিউট্রন থাকে, তাহলে

পরমাণুটির ভরসংখ্যা (A) =  প্রোটন-সংখ্যা (P) + নিউট্রন-সংখ্যা (N)

যেহেতু, প্রোটন-সংখ্যা (P) = পারমাণবিক-সংখ্যা (Z)

অতএব, ভরসংখ্যা (A) =  পারমাণবিক-সংখ্যা (Z) + নিউট্রন-সংখ্যা (N) বা Z = A - N

অক্সিজেনের পারমাণবিক সংখ্যা (Z) = 8 এবং ভর-সংখ্যা (A) = 16 ; সুতরাং অক্সিজেনকে ₈O¹⁶ লিখে প্রকাশ করা হয় ।

• পারমাণবিক ভর (Atomic mass) : একটি কার্বন-12(₆C¹²) পরমাণুর ভর 12 ধরে অন্য কোনো মৌলের একটি C-12 পরমাণুর ভরের 1/12 অংশ অপেক্ষা যতগুণ ভারী, সেই সংখ্যাকে মৌলটির পারমাণবিক ভর বা পারমাণবিক গুরুত্ব বলে । অর্থাৎ

মৌলের পারমাণবিক ভর = মৌলের 1টি পরমাণুর ভর / 1টি C-12 পরমাণুর ভরের 1/12 অংশ

সমজাতীয় দুটি রাশির অনুপাত হওয়ায় মৌলের পারমাণবিক ভর একটি এককহীন সংখ্যা মাত্র ।

► পারমাণবিক ভর একক (Atomic Mass Unit, সংক্ষেপে amu বা u) :

• সংজ্ঞা:- কোনো মৌলের একটি পরমাণুর প্রকৃত ভরকে যে একক দ্বারা প্রকাশ করা হয়, সেই একককে পারমাণবিক ভর একক বলা হয় ।

এক পারমাণবিক ভর একক (amu বা u) =112×1$\frac{1}{12}\times 1$টি C-12 পরমাণুর প্রকৃত ভর ।

এখান, 1টি কার্বন পরমাণুর ভর =126.023×1023$\frac{12}{6.023\times {10}^{23}}$ গ্রাম

সুতরাং, এক পারমাণবিক ভর একক (amu বা u) =112×126.023×1023$\frac{1}{12}\times \frac{12}{6.023\times {10}^{23}}$ গ্রাম =1.6603×10−24$1.6603\times {10}^{-24}$গ্রাম =1.6603×10−27$1.6603\times {10}^{-27}$কেজি । এক পারমাণবিক ভর একক (amu বা u) -কে এক ডালটন (Dalton, সংক্ষেপে Da) ও বলা হয় ।

এই এককে প্রোটনের ভর (m_p) = 1.0072766 amu বা u

নিউট্রনের ভর (m_n) = 1.0086654 amu বা u

ইলেকট্রনের ভর (m_e) = 0.00055 amu বা u

আইসোটোপের আপেক্ষিক পরিমাণ ও মৌলের পারমাণবিক ভর

আইসোটোপ: একই মৌলের এমন সব পরমাণুকে আইসোটোপ বলে, যাদের প্রোটন সংখ্যা সমান কিন্তু নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন। অর্থাৎ, আইসোটোপের পারমাণবিক সংখ্যা সমান কিন্তু ভর সংখ্যা ভিন্ন।

আপেক্ষিক পরিমাণ: কোনো মৌলে বিভিন্ন আইসোটোপ থাকলে, প্রকৃতিতে সেই মৌলের বিভিন্ন আইসোটোপের যে পরিমাণে উপস্থিত থাকে, তাকে সেই আইসোটোপের আপেক্ষিক পরিমাণ বলে।

মৌলের পারমাণবিক ভর: কোনো মৌলের একটি পরমাণুর গড় ভরকে মৌলের পারমাণবিক ভর বলে।

আইসোটোপের আপেক্ষিক পরিমাণ এবং মৌলের পারমাণবিক ভরের সম্পর্ক

• মৌলের পারমাণবিক ভর নির্ধারণ: কোনো মৌলের পারমাণবিক ভর নির্ধারণের জন্য সেই মৌলের সকল আইসোটোপের ভর সংখ্যা এবং তাদের আপেক্ষিক পরিমাণ জানা প্রয়োজন।
• গণনা পদ্ধতি: প্রতিটি আইসোটোপের ভর সংখ্যাকে তার আপেক্ষিক পরিমাণ দিয়ে গুণ করে সবগুলোর গুণফল যোগ করে মোট যোগফলকে 100 দিয়ে ভাগ করলে মৌলের পারমাণবিক ভর পাওয়া যায়।

আইসোটোপ, আইসোবার, আইসোটোন, আইসোমার, আইসোইলেকট্রনিক এবং আইসোষ্টার: একটি বিস্তারিত ব্যাখ্যা

পরমাণু সম্পর্কে আলোচনা করার সময়, আমরা প্রায়ই আইসোটোপ, আইসোবার, আইসোটোন ইত্যাদি শব্দ শুনি। এই শব্দগুলো মনে হলে একই ধরনের, কিন্তু আসলে এদের মধ্যে সূক্ষ্ম পার্থক্য রয়েছে। আসুন এই পার্থক্যগুলো বিস্তারিতভাবে জেনে নিই।

আইসোটোপ (Isotope)

• সংজ্ঞা: একই মৌলের এমন সব পরমাণুকে আইসোটোপ বলে, যাদের প্রোটন সংখ্যা সমান কিন্তু নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন।
• উদাহরণ: হাইড্রোজেনের তিনটি আইসোটোপ আছে: প্রোটিয়াম (H-1), ডিউটেরিয়াম (H-2) এবং ট্রিটিয়াম (H-3)। এদের প্রোটন সংখ্যা একই (1) কিন্তু নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন।

আইসোবার (Isobar)

• সংজ্ঞা: ভিন্ন মৌলের এমন সব পরমাণুকে আইসোবার বলে, যাদের ভর সংখ্যা সমান কিন্তু পারমাণবিক সংখ্যা ভিন্ন।
• উদাহরণ: কার্বন-14 (C-14) এবং নাইট্রোজেন-14 (N-14) দুটি আইসোবার। দুটিরই ভর সংখ্যা 14 কিন্তু কার্বনের পারমাণবিক সংখ্যা 6 এবং নাইট্রোজেনের পারমাণবিক সংখ্যা 7।

আইসোটোন (Isotone)

• সংজ্ঞা: ভিন্ন মৌলের এমন সব পরমাণুকে আইসোটোন বলে, যাদের নিউট্রন সংখ্যা সমান কিন্তু প্রোটন সংখ্যা ভিন্ন।
• উদাহরণ: কার্বন-14 (C-14) এবং নাইট্রোজেন-15 (N-15) দুটি আইসোটোন। দুটিরই নিউট্রন সংখ্যা 8 কিন্তু কার্বনের পারমাণবিক সংখ্যা 6 এবং নাইট্রোজেনের পারমাণবিক সংখ্যা 7।

আইসোমার (Isomer)

• সংজ্ঞা: একই মৌলের এবং একই ভর সংখ্যার এমন দুটি পরমাণুকে আইসোমার বলে, যাদের নিউক্লিয়াসে নিউক্লিয়নগুলোর বিন্যাস ভিন্ন।
• উদাহরণ: কার্বন-14 এর দুটি আইসোমার আছে।

আইসোইলেকট্রনিক (Isoelectronic)

• সংজ্ঞা: ভিন্ন মৌলের এমন সব পরমাণু বা আয়নকে আইসোইলেকট্রনিক বলে, যাদের ইলেকট্রন সংখ্যা সমান।
• উদাহরণ: Na+, Mg2+, Al3+ এবং Ne এই চারটি আয়ন আইসোইলেকট্রনিক। প্রত্যেকটিতে 10টি ইলেকট্রন রয়েছে।

আইসোষ্টার (Isosteres)

• সংজ্ঞা: ভিন্ন মৌলের এমন যৌগ বা আয়নকে আইসোষ্টার বলে, যাদের একই সংখ্যক পরমাণু এবং একই সংখ্যক ইলেকট্রন থাকে এবং একই ইলেকট্রনিক কনফিগারেশনও একই হয়।
• উদাহরণ: CO এবং N₂ দুটি আইসোষ্টার। দুটিতেই 14টি ইলেকট্রন এবং একই ইলেকট্রনিক কনফিগারেশন রয়েছে।

সারণি:

পরমাণুতে প্রোটন, ইলেকট্রন ও নিউট্রন সংখ্যার সম্পর্ক

একটি পরমাণুকে তিনটি মূল কণিকা দিয়ে গঠিত বলে মনে করা হয়: প্রোটন, নিউট্রন এবং ইলেকট্রন। এই তিনটি কণিকার সংখ্যার উপর নির্ভর করে একটি পরমাণুর ধর্ম এবং তার অবস্থান পর্যায় সারণিতে নির্ধারিত হয়।

প্রোটন

• প্রোটন একটি ধনাত্মক চার্জযুক্ত কণা।
• একটি পরমাণুর প্রোটন সংখ্যা তার পারমাণবিক সংখ্যার সমান।
• প্রোটন পরমাণুর নিউক্লিয়াসে অবস্থিত।
• প্রোটন পরমাণুর ধাতব বা অধাতব বৈশিষ্ট্য নির্ধারণ করে।

নিউট্রন

• নিউট্রন একটি নিরপেক্ষ কণা (অর্থাৎ এর কোনো চার্জ নেই)।
• নিউট্রন এবং প্রোটন মিলে পরমাণুর ভর সংখ্যা গঠন করে।
• নিউট্রনও পরমাণুর নিউক্লিয়াসে অবস্থিত।
• নিউট্রনের সংখ্যা পরিবর্তিত হলে আইসোটোপ তৈরি হয়।

ইলেকট্রন

• ইলেকট্রন একটি ঋণাত্মক চার্জযুক্ত কণা।
• একটি নিরপেক্ষ পরমাণুতে প্রোটন এবং ইলেকট্রনের সংখ্যা সমান।
• ইলেকট্রন নিউক্লিয়াসের চারদিকে নির্দিষ্ট কক্ষপথে ঘুরতে থাকে।
• ইলেকট্রন পরমাণুর রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য নির্ধারণ করে।

প্রোটন, ইলেকট্রন ও নিউট্রনের মধ্যে সম্পর্ক

• পারমাণবিক সংখ্যা (Z): এটি একটি পরমাণুর নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটনের সংখ্যার সমান।
• ভর সংখ্যা (A): এটি একটি পরমাণুর নিউক্লিয়াসে উপস্থিত প্রোটন এবং নিউট্রনের মোট সংখ্যার সমান।
• নিউট্রনের সংখ্যা (N): এটি ভর সংখ্যা (A) এবং পারমাণবিক সংখ্যা (Z) এর পার্থক্যের সমান। অর্থাৎ, N = A - Z.

উদাহরণ: কার্বন-12 পরমাণুকে ধরা যাক। এর পারমাণবিক সংখ্যা 6 এবং ভর সংখ্যা 12।

• প্রোটনের সংখ্যা = পারমাণবিক সংখ্যা = 6
• নিউট্রনের সংখ্যা = ভর সংখ্যা - পারমাণবিক সংখ্যা = 12 - 6 = 6
• ইলেকট্রনের সংখ্যা (নিরপেক্ষ পরমাণুর ক্ষেত্রে) = প্রোটনের সংখ্যা = 6

আইসোটোপ, আইসোবার এবং আইসোটোন: 

পরমাণু সম্পর্কে আলোচনা করার সময় আমরা প্রায়ই আইসোটোপ, আইসোবার এবং আইসোটোন শব্দগুলো শুনি। এগুলো মনে হলে একই ধরনের, কিন্তু আসলে এদের মধ্যে সূক্ষ্ম পার্থক্য রয়েছে। আসুন এই পার্থক্যগুলো বিস্তারিতভাবে জেনে নিই।

আইসোটোপ (Isotope)

• সংজ্ঞা: একই মৌলের এমন সব পরমাণুকে আইসোটোপ বলে, যাদের প্রোটন সংখ্যা সমান কিন্তু নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন।
• উদাহরণ: হাইড্রোজেনের তিনটি আইসোটোপ আছে: প্রোটিয়াম (H-1), ডিউটেরিয়াম (H-2) এবং ট্রিটিয়াম (H-3)। এদের প্রোটন সংখ্যা একই (1) কিন্তু নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন।

আইসোবার (Isobar)

• সংজ্ঞা: ভিন্ন মৌলের এমন সব পরমাণুকে আইসোবার বলে, যাদের ভর সংখ্যা সমান কিন্তু পারমাণবিক সংখ্যা ভিন্ন।
• উদাহরণ: কার্বন-14 (C-14) এবং নাইট্রোজেন-14 (N-14) দুটি আইসোবার। দুটিরই ভর সংখ্যা 14 কিন্তু কার্বনের পারমাণবিক সংখ্যা 6 এবং নাইট্রোজেনের পারমাণবিক সংখ্যা 7।

আইসোটোন (Isotone)

• সংজ্ঞা: ভিন্ন মৌলের এমন সব পরমাণুকে আইসোটোন বলে, যাদের নিউট্রন সংখ্যা সমান কিন্তু প্রোটন সংখ্যা ভিন্ন।
• উদাহরণ: কার্বন-14 (C-14) এবং নাইট্রোজেন-15 (N-15) দুটি আইসোটোন। দুটিরই নিউট্রন সংখ্যা 8 কিন্তু কার্বনের পারমাণবিক সংখ্যা 6 এবং নাইট্রোজেনের পারমাণবিক সংখ্যা 7।

সারণি:

মৌলের তেজস্ক্রিয়তা ও তেজস্ক্রিয় আইসোটোপ

তেজস্ক্রিয়তা কী?

কিছু মৌলের নিউক্লিয়াস অস্থির হয়। এই অস্থির নিউক্লিয়াস স্বতঃস্ফূর্তভাবে কণা বা রশ্মি নির্গত করে স্থিতিশীল অবস্থায় আসার চেষ্টা করে। এই প্রক্রিয়াকেই তেজস্ক্রিয়তা বলে।

তেজস্ক্রিয় আইসোটোপ কী?

একই মৌলের এমন সব পরমাণুকে আইসোটোপ বলা হয়, যাদের প্রোটন সংখ্যা সমান কিন্তু নিউট্রন সংখ্যা ভিন্ন। যখন কোনো আইসোটোপের নিউক্লিয়াস অস্থির হয়, তখন তাকে তেজস্ক্রিয় আইসোটোপ বলে।

উদাহরণ: কার্বনের তিনটি আইসোটোপ আছে - কার্বন-12, কার্বন-13 এবং কার্বন-14। এর মধ্যে কার্বন-12 এবং কার্বন-13 স্থিতিশীল, কিন্তু কার্বন-14 তেজস্ক্রিয়।

তেজস্ক্রিয়তার কারণ

• নিউক্লিয়াসের অস্থিরতা: নিউক্লিয়াসে প্রোটন এবং নিউট্রনের অনুপাত সঠিক না থাকলে নিউক্লিয়াস অস্থির হয়ে পড়ে।
• অতিরিক্ত শক্তি: নিউক্লিয়াসে অতিরিক্ত শক্তি থাকলেও নিউক্লিয়াস অস্থির হয়ে পড়ে।

তেজস্ক্রিয়তার ধরন

• আলফা ক্ষয়: নিউক্লিয়াস থেকে হিলিয়াম নিউক্লিয়াস (আলফা কণা) নির্গত হওয়া।
• বিটা ক্ষয়: নিউক্লিয়াস থেকে ইলেকট্রন বা পজিট্রন নির্গত হওয়া।
• গামা ক্ষয়: নিউক্লিয়াস থেকে উচ্চ শক্তির ফোটন (গামা রশ্মি) নির্গত হওয়া।

তেজস্ক্রিয়তার অর্ধায়ু

তেজস্ক্রিয় পদার্থের অর্ধেক পরিমাণ পুরোপুরি ক্ষয় হয়ে যেতে যে সময় লাগে তাকে তেজস্ক্রিয়তার অর্ধায়ু বলে।

তেজস্ক্রিয়তার ব্যবহার

• চিকিৎসা: ক্যান্সার চিকিৎসা, রোগ নির্ণয় ইত্যাদিতে।
• শিল্প: ধাতুবিদ্যা, পেট্রোলিয়াম শিল্প ইত্যাদিতে।
• বিজ্ঞান: কার্বন ডেটিং, পরমাণু গবেষণা ইত্যাদিতে।
• শক্তি উৎপাদন: পারমাণবিক শক্তি উৎপাদনে।

তেজস্ক্রিয়তার বিপদ

• ক্যান্সার: তেজস্ক্রিয় রশ্মি শরীরে প্রবেশ করলে ক্যান্সার হতে পারে।
• জিনগত পরিবর্তন: তেজস্ক্রিয় রশ্মি জিনগত পরিবর্তন ঘটাতে পারে।
• পরিবেশ দূষণ: তেজস্ক্রিয় পদার্থ পরিবেশ দূষণ করতে পারে।

কোয়ান্টাম উপশক্তিস্তর বা অরবিটালের শক্তিক্রম ও আকৃতি

পরমাণুর মধ্যে ইলেকট্রন কীভাবে সাজানো থাকে, তা বোঝার জন্য কোয়ান্টাম উপশক্তিস্তর বা অরবিটালের ধারণাটি খুবই গুরুত্বপূর্ণ। এই ধারণাটি আমাদের পরমাণুর গঠন, তার রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য এবং পর্যায় সারণিতে তার অবস্থান সম্পর্কে অনেক কিছু জানতে সাহায্য করে।

কোয়ান্টাম উপশক্তিস্তর কী?

কোয়ান্টাম উপশক্তিস্তর হল নিউক্লিয়াসের চারপাশে ত্রিমাত্রিক অঞ্চল, যেখানে একটি ইলেকট্রন পাওয়া যাওয়ার সম্ভাবনা সবচেয়ে বেশি। এই উপশক্তিস্তরগুলোর আকার এবং আকৃতি বিভিন্ন ধরনের হতে পারে।

অরবিটালের শক্তিক্রম

পরমাণুর মধ্যে বিভিন্ন উপশক্তিস্তরের শক্তি ভিন্ন ভিন্ন হয়। এই শক্তিক্রমটি ইলেকট্রন কীভাবে উপশক্তিস্তরগুলোতে সাজানো হবে তা নির্ধারণ করে। সাধারণত, নিম্ন শক্তিস্তরগুলো আগে পূর্ণ হয় এবং তারপর উচ্চ শক্তিস্তরগুলো পূর্ণ হয়।

শক্তিক্রমের একটি সাধারণ নিয়ম হল: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

অরবিটালের আকৃতি

অরবিটালের আকৃতি বিভিন্ন ধরনের হতে পারে। সাধারণত s, p, d এবং f এই চারটি ধরনের অরবিটাল থাকে।

• s অরবিটাল: গোলাকার আকৃতির।
• p অরবিটাল: ডাম্বেল আকৃতির।
• d অরবিটাল: আরও জটিল আকৃতির, যেমন ক্লোভারলিফ বা ডাবল ডাম্বেল।
• f অরবিটাল: আরও জটিল আকৃতির।

কোয়ান্টাম সংখ্যা

কোয়ান্টাম সংখ্যা ব্যবহার করে আমরা কোনো একটি ইলেকট্রন কোন উপশক্তিস্তরে অবস্থান করছে তা নির্ণয় করতে পারি। মূলত চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যা আছে:

• প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা (n): শক্তিস্তর নির্দেশ করে।
• অজাইমুথাল কোয়ান্টাম সংখ্যা (l): উপশক্তিস্তর নির্দেশ করে (s, p, d, f)।
• চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা (m): অরবিটালের অবস্থান নির্দেশ করে।
• স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যা (s): ইলেকট্রনের স্পিন নির্দেশ করে।

কেন অরবিটালের শক্তিক্রম এবং আকৃতি জানা গুরুত্বপূর্ণ?

• ইলেকট্রন বিন্যাস: কোয়ান্টাম উপশক্তিস্তরের শক্তিক্রম জানা থাকলে আমরা কোনো একটি পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাস নির্ধারণ করতে পারি।
• রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য: ইলেকট্রন বিন্যাস জানার মাধ্যমে আমরা কোনো একটি পরমাণুর রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য সম্পর্কে অনেক কিছু জানতে পারি।
• পর্যায় সারণি: পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাসের উপর ভিত্তি করেই পর্যায় সারণির গঠন করা হয়েছে।

উদাহরণ: কার্বন পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাস হল 1s² 2s² 2p². এখানে দেখা যাচ্ছে যে, কার্বনের সর্ববহিঃস্থ শক্তিস্তরে 2টি ইলেকট্রন আছে এবং এই ইলেকট্রনগুলো 2p উপশক্তিস্তরে অবস্থান করছে।

শক্তিস্তর বা কক্ষ বা শেল বা অরবিট (Orbit)

বোর পরমাণু মডেলের স্বীকার্য অনুসারে পরমাণু নিউক্লিয়াসের চতুর্দিকে যে নির্দিষ্ট বত্তাকার কক্ষপথে ইলেকট্রন ঘূর্ণায়মান তাকে শক্তিস্তর বা কক্ষ বা অরবিট বলে।

মূলত প্রধান শক্তিস্তরই অরবিট নামে পরিচিত। একে n দ্বারা প্রকাশ করা হয়। n = 1 হলে K শেল বা ১ম অরবিট, n = 2 হলে L শেল বা ২য় অরবিট, n = 3 হলে M শেল বা ৩য় অরবিট, n = 4 হলে N শেল বা ৪র্থ অরবিট।

উপশক্তিস্তর বা উপকক্ষ বা অরবিটাল (Orbital) 

পরমাণুস্থ নিউক্লিয়াসের চতুর্দিকে যে নির্দিষ্ট অঞ্চল ব্যাপী ইলেকট্রন প্রাপ্তির সম্ভাবনা সর্বাধিক তাকে উপশক্তিস্তর বা উপকক্ষ বা অরবিটাল বলে। অরবিটাল মূলত ত্রিমাত্রিক অঞ্চল যেখানে ইলেকট্রন মেঘের ঘনত্ব সর্বাধিক (90-95%)।

অরবিটাল বিভিন্ন সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যাকে নির্দেশ করে।

যেমন : সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা-

1 কে s অরবিটাল দ্বারা প্রকাশ করা হয় ।

2 কে p অরবিটাল দ্বারা প্রকাশ করা হয়।

3 কে d অরবিটাল দ্বারা প্রকাশ করা হয়।

4 কে f অরবিটাল দ্বারা প্রকাশ করা হয়।

বিভিন্ন অরবিটালের আকৃতি বিভিন্ন। যেমন :

s-অরবিটাল গোলাকার অর্থাৎ ত্রিমাত্রিক

p- অরবিটাল ডাম্বেল আকৃতির।

d এবং f অরবিটালের আকৃতি জটিল প্রকৃতির।

প্রকৃতপক্ষে, অরবিটাল হলো তরঙ্গ ফাংশন অর্থাৎ তরঙ্গ বলবিদ্যায় গাণিতিক ফাংশন, যা দ্বারা কোনো পরমাণুতে ইলেকট্রনের অবস্থা বর্ননা করা হয়।

পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাস 

পরমাণুর ইলেকট্রন সংখ্যা একটি স্বতন্ত্র সংখ্যা। যার গঠন দ্বারা পরমাণুর বৈশিষ্ট্য সম্পর্কে ধারণা পাওয়া যায়। কোয়ান্টাম বলবিদ্যার নিয়ম মেনে কোনো পরমাণুর নির্দিষ্ট সংখ্যাক ইলেকট্রন ঐ পরমাণুর বিভিন্ন শক্তি নির্দিষ্ট উপশক্তিস্তরের বিভিন্ন অরবিটালে সজ্জিত থাকে। পরমাণুর বিভিন্ন অরবিটালে ইলেকট্রনের এ সজ্জাকে ইলেকট্রন বিন্যাস বলে। পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাস কতগুলো সাধারণ নিয়ম মেনে চলে। সেই নিয়মগুলো হলো:-

(ক) পলির বর্জন নীতি (Pauli's Exclusion Principle)
(খ) আউফবাউ নীতি (Aufbau Principle)
(গ) হুন্ডের নীতি (Hund's Rule)

আউফবাউ নীতি (aufbau principle) :

মৌলের পরমাণুতে ইলেক্ট্রন বণ্টনের ক্ষেত্রে কোন শক্তিস্তরের কোন্ অরবিটালে ইলেকট্রন আগে প্রবেশ করে তা যে নিয়ম অনুসারে হয়ে থাকে ঐ নিয়মটিকে বলা হয় আউফবাউ (aufbau) নীতি।

aufbau একটি জার্মান শব্দ। এর অর্থ হল building up বা নিচ থেকে উপরে তৈরির নিয়ম। অর্থাৎ একটি মৌলের পরমাণুতে ইলেকট্রন বিন্যাস গঠনের নিয়মই হচ্ছে Building up principle বা আউফবাউ নিয়ম।

এই নিয়ম অনুসারে মৌলের পরমাণুতে শক্তির উচ্চক্রম অনুসারে অরবিটাল গুলোতে ইলেকট্রন প্রবেশ করে। অর্থাৎ নিম্ন শক্তির অরবিটালে ইলেকট্রন আগে প্রবেশ করবে। এই নিয়ম অনুসারে প্রধান ও সহকারি কোয়ান্টাম সংখ্যার সম্মিলনে (n + 1) অরবিটালের শক্তি নির্ণীত হয়

4p এবং 5s এর মধ্যে কোনটিতে ইলেকট্রন আগে প্রবেশ করবে।
 

3d এবং 4s এর মধ্যে -

3d এর n = 3, = =2           n=3+2=5

4s এর n = 4 = 0              n= 4+0 =4  

যেহেতু 4s এর ক্ষেত্রে n+ এর মান ছোট তাই এই অরবিটালে ইলেকট্রন আগে প্রবেশ করবে।



আইফবাউ নীতি অনুসারে অরবিটালসমূহের শক্তির ক্রম 1s < 2s 2p 3s 3p 4s 3d < < < 4p < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 8s
 

হুন্ডের নিয়ম(Hund's rule) :

অরবিটালে ইলেকট্রনের চুম্বক শক্তির মান-এর উপর ভিত্তি করে সমশক্তি সম্পন্ন অরবিটালসমূহে ইলেক্ট্রনের বিন্যাস এর নিয়ম হুন্ড কর্তৃক প্রস্তাবিত হয়।

সম শক্তিসম্পন্ন অরবিটালে ইলেকট্রন প্রথমে একটি একটি করে একমুখী স্পিনে প্রবেশ করে, অতঃপর প্রাপ্যতা অনুসারে অবশিষ্ট ইলেকট্রন বিপরীতমুখী স্পিনে প্রবেশ করে।

অর্থাৎ সমশক্তিসম্পন্ন অরবিটালে ইলেকট্রন পারত পক্ষে জোড়ায় জোড়ায় প্রবেশ করে না। কারণ একই মুখী স্পিনের ইলেকট্রনদ্বয় পরস্পরকে বিকর্ষণ করে।

N-পরমাণুর ক্ষেত্রে হুন্ডের নীতি ব্যাখ্যা করা হলো:

N- এর সর্ববহিস্থ P উপস্তরে 3টি ইলেকট্রন বিদ্যমান।

P উপস্তর আবার সমশক্তিসম্পন্ন 2px, 2py, এবং 2pz এই 3টি অরবিটালে বিভক্ত। হুন্ডের নীতি অনুসারে বহিস্তরের ওটি ইলেকট্রন প্রথমে একটি একটি করে একমুখী স্পিনে যথাক্রমে 2px, 2py, এবং 2pz অরবিটালে প্রবেশ করবে।

আবার O পরমাণুর ক্ষেত্রে দেখা যায়, উহার সর্ববহিস্থp-উপাস্তরে 4টি ইলেকট্রন বিদ্যমান । p উপস্তর আবার সমশক্তি সম্পন্ন 2px, 2py, এবং 2pz অরবিটালে বিভক্ত।

হুন্ডের নীতি অনুসারে বহিস্তরের 4টি ইলেকট্রন এর মধ্যে 3টি ইলেকট্রন প্রথমে একটি একটি করে একমুখী স্পিনে যথাক্র 2px, 2py, এবং 2pz অরবিটালে গমন করবে।
 

পলির বর্জন নীতি

১৯২৫ সালে বিজ্ঞানী ডব্লিউ পলি পরমাণুতে বিভিন্ন শক্তিস্তরে ইলেকট্রনের অবস্থান সম্পর্কে একটি নীতি প্রদান করেন, এটি পলির বর্জন নীতি নামে অভিহিত।

একটি পরমাণুতে দুটি ইলেকট্রনের চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যার মান কখনও একইরূপ হতে পারে না। অর্থাৎ একটি পরমাণুতে অবস্থানরত দুটি ইলেকট্রনের চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যার মধ্যে সর্বোচ্চ ৩ টির মান একই হলেও ৪র্থ টির মান অবশ্যই ভিন্ন হবে।

যেমন, হিলিয়াম (He) পরমাণুতে 1s অর্বিটালে ২টি ইলেকট্রন থাকে। এই দুটি ইলেকট্রনের 4টি কোয়ান্টাম সংখ্যার মধ্যে প্রথম ওটির মান অনুরূপ হলেও চতুর্থ কোয়ান্টাম সংখ্যা অথাৎ স্পিন কোয়ান্টাম সংখ্যার মান ভিন্ন হয়। যেমন-

১ম ইলেকট্রনের জন্য, n = 1, e = 0 m = 0, s = + 1/2

২য় ইলেকট্রনের জন্য, n = 1, e = 0 m = 0, s = -1/2


উপরের দুটি ইলেকট্রনে চারটি কোয়ান্টাম সংখ্যার মানের সেট থেকে দেখা যাচ্ছে যে, প্রথম তিনটি কোয়ান্টাম সংখ্যার মান অভিন্ন হলেও চতুর্থটি ভিন্ন। কারণ একই অরবিটালে দুই ইলেকট্রনকে থাকতে হলে তাদের পরস্পর বিপরীত স্পিনে আবর্তনশীল থেকে দুই বিপরীত মেরুর চুম্বকের মতো পারস্পরিক আকর্ষণের আওতায় থাকতে হবে। এ কারণে He পরমাণুতে তিনটি কোয়ান্টাম সংখ্যা n, ও m এর মান এক হলেও তার চতুর্থ কোয়ান্টাম সংখ্যা অর্থাৎ স্পিন (s) কোয়ান্টাম সংখ্যার মান ভিন্ন হয় । যা পলির বর্জন নীতিকে প্রমাণ করে ।

প্রধান শক্তিস্তরসমূহে সর্বাধিক ইলেকট্রন সংখ্যা:-

একটি প্রধান শক্তিস্তরের এক বা একাধিক উপশক্তিস্তর এবং উপশক্তিস্তরে এক বা একাধিক অরবিটাল থাকে । প্রধান শক্তিস্তরের মোট ইলেকট্রন বলতে ঐ শক্তিস্তরে বিদ্যমান উপশক্তিস্তরে যে অরবিটাল থাকে তাদের ইলেকট্রনের সমষ্টিকেই বুঝায়। প্রধান শক্তিস্তরের ইলেকট্রন সংখ্যা নির্ণয় করা হয় প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা (n) এর মানের ভিত্তিতে। পলির বর্জননীতি অনুসারে কোনো পরমাণুর মধ্যে একটি নির্দিষ্ট প্রধান শক্তিস্তরে ইলেকট্রন সংখ্যা নির্ণয় করা হয় প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা (n) এর মানের ভিত্তিতে। পলির বর্জননীতি অনুসারে কোনো পরমাণুর মধ্যে একটি নির্দিষ্ট প্রধান শক্তিস্তরে সর্বোচ্চ n2 সংখ্যক অরবিটাল সম্ভব। প্রতিটি অরবিটালে বিপরীতে স্পিনের দুটি করে ইলেকট্রন ধারণ করলে সর্বোচ্চ 2x n2 সংখ্যক ইলেকট্রন প্রতিটি প্রধান শক্তিস্তরে থাকতে পারে। যেমন:

১ম শক্তিস্তরে সর্বাধিক ইলেকট্রন থাকতে পারে, 2x n² = 2x ( 1 ) 2 = 2টি (1s²)।

২য় শক্তিস্তরে সর্বাধিক ইলেকট্রন থাকতে পারে, 2x n² = 2 x (2) 2 = 8 টি (2s²2p⁶)

৩য় শক্তিস্তরে সর্বাধিক ইলেকট্রন থাকতে পারে, 2x n² = 2 x (3)2 = 18 টি (3s²3p⁶3d¹⁰)

এবং ৪র্থ শক্তিস্তরের সর্বাধিক ইলেকট্রন থাকতে পারে, 2x n² = 2 x (4) 2 = 32 টি (4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴)

ইলেকট্রন বিন্যাসের সাধারণ নিয়মের ব্যতিক্রম:

সাধারণ নিয়মে d4, d, fo, f13 হলে সেটা সত্যিকার ইলেকট্রন বিন্যাস হবে না, এক্ষেত্রে নিকটবর্তী একটি ইলেকট্রন এসে d5, d10, f7, f14 হবেই।

যেমন, Cr(24) → 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 3d 4s2 (সাধারণ নিয়ম অনুযায়ী)

এই ইলেকট্রন বিন্যাস সঠিক সঠিক ইলেকট্রন বিন্যাস - Cr (24) 1s2 2s2 2p63s 2 3p 3d 4s1 -

একই ভাবে, Cu(29) 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 3d - 4s2 (সঠিক নয়)

Cu(29) → 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6 3d 10 4s 1 (সঠিক) -

এই ব্যতিক্রম ইলেকট্রন বিন্যাসের কারণ হিসেবে বলা হয় যে অর্ধপূর্ণ বা সম্পূর্ণভাবে পূর্ণ d এবং f অরবিটালগুলোর স্থায়িত্ব বেশি।s অরবিটাল হতে একটি ইলেকট্রন d বা f অরবিটালে স্থানান্তরিত হয়ে পরমাণুর স্থায়িত্ব বৃদ্ধি করে।

( n + 1 ) নিয়মের ব্যতিক্রম:

ল্যান্থানাম (La) ও অ্যাকটিনিয়াম (Ac) এর ইলেকট্রন বিন্যাসের ক্ষেত্রে (n + 1) নিয়মের ব্যতিক্রম ঘটে। 4f ও 5d উভয় উপকক্ষের ক্ষেত্রে (n+l) এর মান ( 4 + 3 = 7 = 5+ 2) সমান ।

একইভাবে, 5s উভয় উপকক্ষপথের ক্ষেত্রে ( n + 1) এর মান ( 5 + 3 = 8 = 6 + 2 ) সমান। সুতরাং উপকক্ষপথ গুলির শক্তিমাত্রার কম হন 4f < 5d এবং 5f < 6d কাজেই (n + 1) নিয়মানুযায়ী La(57) ও Ac(89) এর ইলেকট্রন বিন্যাস হওয়া উচিত যথাক্রমে [Xe] 4f15d° 6s এবং [Rn] 5f1 6d°7s2। কিন্তু প্রকৃতপক্ষে La ও Ac এর ইলেকট্রন বিন্যাস যথাক্রমে [Xe] 4f° 5d1 6s এবং [Rn] 5f 6d17s2 অর্থাৎ, ল্যান্থানাম ও অ্যাকটিনিয়ামের ক্ষেত্রে ( n + 1) নিয়মের ব্যতিক্রম ঘটে।


বিভিন্ন অরবিটালের আকৃতি

(১)s-অরবিটাল s-অরবিটালের আকৃতি : গোলকের মতো বা বর্তুল আকারের। s অরবিটাল ত্রিমাত্রিকভাবে x অক্ষy অক্ষ z অক্ষ বরাবরে সমভাবে বিস্তৃত থাকে। প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা n এর মান যত বড় হবে s অরবিটালের আকারও তত বড় হয়।

(২) p-অরবিটাল p-অরবিটালসমূহের আকৃতি : ডাম্বেলের (dumbel) ন্যায়। এদের আকৃতি একই প্রকারের হয় কিন্তু এরা যথাক্রমে x,y,z অক্ষে পরস্পরের উপর লম্বভাবে থাকে। p-অরবিটাল তিনাট S-অরবিটালের মতো নিউক্লিয়াসের চারদিকে সমভাবে বিস্তৃত থাকে না। পরমাণুর কেন্দ্রের দিকে ইলেকট্রন মেঘের ঘনত্ব কম এবং অক্ষ বরাবর ত্রিমাত্রিক স্থানে ইলেকট্রন মেঘের ঘনত্ব সর্বাধিক হয়। 

d অরবিটাল : m = +2, + 1, 0, 1, -2 এর জন্য যথাক্রমে dxy, dyz, dzx, dx 2 - y 2, dz2 অরবিটাল পাওয়া যায়। d অরবিটালের আকৃতি চারটি লোববিশিষ্ট দ্বি-ডাম্বেলের মতো। প্রথম তিনটি দুটি অক্ষের মাঝখানে থাকে, যেমন: dxy এর চারটি লোব x ও y উভয় অক্ষের মাঝখানে dxy এর চারটি y এবং z অক্ষের মাঝখানে অবস্থান করে। চতুর্থ অরবিটাল dx2 – y2 এর চারটি লোবব x ও y অক্ষ বরাবর অবস্থান করে। পঞ্চম অরবিটাল dz2 এর মেঘপুঞ্জি চিত্রমতে z অক্ষ বরাবর এবং কিছু মেঘ চক্রাকারে x ও y অক্ষদ্বয়ের ছেদ বিন্দুকে কেন্দ্ৰ করে অবস্থান নেয়।

f অরবিটাল : প্রধান কোয়ান্টাম সংখ্যা n = 4 এবং পরবর্তী থেকে যে কোনো বড় মানের ক্ষেত্রে সহকারী কোয়ান্টাম সংখ্যা, ( = 3) এবং চৌম্বকীয় কোয়ান্টাম সংখ্যা m = - - 3, 2, -1, 0, 1, +2, +3 এর জন্যই ি

অরবিটাল পাওয়া যায়। তাই প্রথম, দ্বিতীয় ও তৃতীয় শক্তিস্তরে কোনো f অর্বিটাল নেই। m = - 3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 এর জন্য যথাক্রমে xি(x2-y2), fy(x2 - y2), fz(x2-y2),fz3,fxyzfxz2, fyz2 অরবিটাল পাওয়া যায়।

প্রথম ত্রিশটি মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস

পরমাণুর ইলেকট্রন বিন্যাস বোঝার জন্য কোয়ান্টাম সংখ্যা এবং অরবিটালের ধারণা জানা জরুরি। একটি পরমাণুর ইলেকট্রন কীভাবে বিভিন্ন শক্তিস্তরে এবং উপশক্তিস্তরে বিন্যাসিত হয়, তা এই বিন্যাস থেকে বোঝা যায়।

ইলেকট্রন বিন্যাসের নিয়ম:

• নিম্ন শক্তিস্তর প্রথম পূর্ণ হয়: 1s অরবিটাল সবচেয়ে কম শক্তিস্তরের, তাই এটি প্রথম পূর্ণ হয়। তারপর ক্রমশ 2s, 2p, 3s ইত্যাদি।
• প্রতিটি উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ ইলেকট্রন: s উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ 2টি, p উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ 6টি, d উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ 10টি এবং f উপশক্তিস্তরে সর্বোচ্চ 14টি ইলেকট্রন থাকতে পারে।
• হুন্ডের নিয়ম: একই শক্তিস্তরের উপশক্তিস্তরগুলোতে ইলেকট্রন এককভাবে প্রথম বিন্যাসিত হয়, তারপর জোড়া গঠন করে।

প্রথম ত্রিশটি মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাস:

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালি

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালি হল বিভিন্ন তরঙ্গদৈর্ঘ্যের তড়িৎ চুম্বকীয় বিকিরণের সমষ্টি। এই বিকিরণগুলো বিভিন্ন শক্তির হয়ে থাকে এবং বিভিন্ন ধরনের বস্তুর সাথে বিভিন্নভাবে আন্তঃক্রিয়া করে। এই আন্তঃক্রিয়ার ফলে যে বর্ণালি পাওয়া যায়, তাকে তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালি বলা হয়।

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালির উপাদানসমূহ

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালিকে সাধারণত নিম্নলিখিত অংশে ভাগ করা হয়:

• রেডিও তরঙ্গ: সবচেয়ে দীর্ঘ তরঙ্গদৈর্ঘ্যের তড়িৎ চুম্বকীয় বিকিরণ। এটি রেডিও, টেলিভিশন, রাডার ইত্যাদিতে ব্যবহৃত হয়।
• মাইক্রোওয়েভ: রেডিও তরঙ্গের চেয়ে ছোট তরঙ্গদৈর্ঘ্যের। মাইক্রোওয়েভ ওভেন, মোবাইল ফোন ইত্যাদিতে ব্যবহৃত হয়।
• অবলোহিত রশ্মি: তাপ উৎপন্ন করে। রিমোট কন্ট্রোল, নাইট ভিশন ক্যামেরা ইত্যাদিতে ব্যবহৃত হয়।
• দৃশ্যমান আলো: মানুষের চোখে দৃশ্যমান আলো। বেগুনি, নীল, আকাশী, সবুজ, হলুদ, কমলা এবং লাল এই সাতটি রঙের সমন্বয়ে গঠিত।
• অতিবেগুনি রশ্মি: সূর্য থেকে আসা এই রশ্মি ত্বক ক্যান্সার সৃষ্টি করতে পারে। জীবাণু নিধনে ব্যবহৃত হয়।
• এক্স-রে: অস্থি ভেদ করে ছবি তুলতে ব্যবহৃত হয়।
• গামা রশ্মি: সবচেয়ে উচ্চ শক্তির তড়িৎ চুম্বকীয় বিকিরণ। ক্যান্সার চিকিৎসায় ব্যবহৃত হয়।

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালির ব্যবহার

• চিকিৎসা: এক্স-রে, গামা রশ্মি ইত্যাদি চিকিৎসায় ব্যবহৃত হয়।
• সंचার: রেডিও, টেলিভিশন, মোবাইল ফোন ইত্যাদিতে রেডিও তরঙ্গ এবং মাইক্রোওয়েভ ব্যবহৃত হয়।
• উদ্যোগ: অবলোহিত রশ্মি ব্যবহার করে পণ্যের তাপমাত্রা মাপা হয়।
• বিজ্ঞান: বিভিন্ন বস্তুর গঠন ও ধর্ম নির্ণয় করতে তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালি ব্যবহৃত হয়।

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালি এবং পরমাণু

পরমাণুর ইলেকট্রন যখন একটি শক্তিস্তর থেকে অন্য একটি শক্তিস্তরে যায়, তখন এটি শক্তি শোষণ বা নির্গত করে। এই শক্তি তড়িৎ চুম্বকীয় বিকিরণের আকারে নির্গত হয়। বিভিন্ন পরমাণুর ইলেকট্রন বিভিন্ন শক্তিস্তরে থাকার কারণে প্রতিটি পরমাণুর একটি নির্দিষ্ট ধরনের বর্ণালি থাকে। এই বর্ণালিকে পরীক্ষা করে কোনো পদার্থে কোন মৌল আছে তা নির্ণয় করা যায়

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালির গুরুত্ব

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালি বিজ্ঞানের বিভিন্ন শাখায়, যেমন পদার্থবিজ্ঞান, রসায়ন, জ্যোতির্বিজ্ঞান ইত্যাদিতে অত্যন্ত গুরুত্বপূর্ণ ভূমিকা পালন করে। এটি আমাদেরকে মহাবিশ্ব সম্পর্কে আরও ভালভাবে বুঝতে সাহায্য করে।

তড়িৎ চুম্বকীয় বর্ণালির অঞ্চলসমূহ

আলোক সম্পর্কিত প্লাঙ্কের কোয়ান্টাম তত্ত্ব

প্ল্যাঙ্কের কোয়ান্টাম তত্ত্ব আধুনিক পদার্থবিজ্ঞানের একটি মূল ভিত্তি। এই তত্ত্বটি আলোকে কণিকা হিসেবে ব্যাখ্যা করে এবং এটিকে আমাদের আশেপাশের বিশ্বকে বোঝার একটি নতুন দৃষ্টিভঙ্গি দিয়েছে।

তত্ত্বটি কী বলে?

প্ল্যাঙ্কের মতে, আলো নিরবচ্ছিন্ন তরঙ্গ হিসেবে নয়, বরং ছোট ছোট প্যাকেট বা কোয়ান্টাম আকারে নির্গত হয়। এই কোয়ান্টামগুলোকে ফোটন বলা হয়। ফোটনের শক্তি তার তরঙ্গদৈর্ঘ্যের উপর নির্ভর করে। প্ল্যাঙ্ক এই সম্পর্কটি নিম্নলিখিত সমীকরণ দিয়ে প্রকাশ করেছিলেন:

E = hν

যেখানে,

• E = ফোটনের শক্তি
• h = প্ল্যাঙ্কের ধ্রুবক (একটি সর্ববিধ স্থির সংখ্যা)
• ν = আলোর কম্পাঙ্ক

এই সমীকরণটি বলে যে, একটি ফোটনের শক্তি তার কম্পাঙ্কের সমানুপাতিক।

কেন এই তত্ত্বটি গুরুত্বপূর্ণ?

• কৃষ্ণ বস্তুর বিকিরণ: প্ল্যাঙ্কের তত্ত্ব কৃষ্ণ বস্তুর বিকিরণের ব্যাখ্যা দিতে সক্ষম হয়েছিল, যা পুরাতন তরঙ্গ তত্ত্ব দিয়ে ব্যাখ্যা করা সম্ভব ছিল না।
• ফোটোইলেকট্রিক প্রক্রিয়া: এই তত্ত্ব ফোটোইলেকট্রিক প্রক্রিয়া ব্যাখ্যা করতে সাহায্য করেছে, যা আলোর উপর পদার্থের পারমাণবিক ক্রিয়াকলাপের একটি গুরুত্বপূর্ণ উদাহরণ।
• কোয়ান্টাম বলবিদ্যার জন্ম: প্ল্যাঙ্কের কোয়ান্টাম তত্ত্ব কোয়ান্টাম বলবিদ্যার জন্মের পথ প্রশস্ত করেছিল, যা পরমাণু ও পরমাণু নিউক্লিয়াসের আচরণ ব্যাখ্যা করার জন্য ব্যবহৃত হয়।

প্ল্যাঙ্কের তত্ত্বের প্রভাব

প্ল্যাঙ্কের কোয়ান্টাম তত্ত্ব আধুনিক পদার্থবিজ্ঞানের একটি মূল ভিত্তি। এই তত্ত্বের আবিষ্কারের পর থেকে, বিজ্ঞানীরা পরমাণু, আলো এবং মহাবিশ্ব সম্পর্কে আমাদের বোঝার ক্ষেত্রে বিপ্লব সাধন করেছেন। কোয়ান্টাম তত্ত্বের উপর ভিত্তি করেই আমরা আজকের দিনে কম্পিউটার, লেজার, এবং অন্যান্য অসংখ্য প্রযুক্তি ব্যবহার করি।