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
 

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।

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

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।

প্রশ্ন: জাল পাসপোর্ট বা জাল টাকা শনাক্তকরণে UV-রশ্মির ব্যবহার ব্যাখ্যা করো?

আসল টাকার নিরাপত্তা নক্সায় বিদ্যামান ফ্লোরোসেন্ট ফসফোর কালি সূর্যের আলোর অতিবেগুনী রশ্মি যার তরঙ্গ দৈর্ঘ্য 200 375 nm শোষণ করলে তার ইলেকট্রন উচ্চশক্তি স্তরে স্থানান্তরিত হয়। এরপর টাকাটি নড়াচড়া করলে বা আলোর বিপরীতে নিলে উত্তেজিত ইলেকট্রনের কিছু শক্তি তাপ শক্তিতে রূপান্তরিত হয়ে হারিয়ে যায়। অবশিষ্ট শোষিত শক্তি বিকিরণের মাধ্যমে ইলেকট্রন নিম্ন শক্তিস্তরে ফিরে আসে। এক্ষেত্রে অবশিষ্ট যে শক্তির বিকিরণ ঘটে তা দুর্বল হওয়ায় তার তরঙ্গদৈর্ঘ্য বেড়ে দৃশ্যমান অঞ্চলের তরঙ্গ দৈর্ঘ্য 380-780 nm তে পরিণত হয়। তখন উক্ত টাকার ক্ষেত্রে আমরা নির্দিষ্ট বর্ণ দেখতে পাই। যা দেখে টাকাটি জাল না আসল তা বোঝা যায়। কারণ জাল টাকার ক্ষেত্রে ঐ অংশের বর্ণের কোনো পরিবর্তন ঘটে না। অনুরপভাবে পাসপোর্টের ক্ষেত্রেও সুনির্দিষ্ট ফ্লোরোসেন্ট পদার্থ ব্যবহার করে তার নিরাপত্তা বিধান করা হয়।

প্রশ্ন: প্রশ্ন: পরিবৃত্ত তাপমাত্রা কী?
উত্তর: Na2SO4 এর ক্ষেত্রে তাপমাত্রা বৃদ্ধিতে দ্রাব্যতা প্রথমে ধীরে ধীরে বৃদ্ধি পায়। 32°C তাপমাত্রায় এর দ্রাব্যতা সর্বাধিক হয়। 32°C তাপমাত্রার নিম্নে Na2SO4 দ্রবণে Na2SO4. 10 H2O হিসেবে থাকে। কিন্তু 32°C তথা তার অধিক তাপমাত্রায় লবণটি অ্যানহাইড্রেটেড অবস্থায় Na2SO4 এ পরিণত হয় বিধায় তাপমাত্রা বাড়ালে Na2SO4 এর দ্রাব্যতা ধীরে ধীরে হ্রাস পায়। আর্দ্র কেলাস হতে অনার্দ্র কেলাসে পরিণত হওয়ার কারণে দ্রাব্যতার এই ব্যতিক্রম রূপটি দেখা যায়। যে তাপমাত্রায় দ্রাব্যতা লেখচিত্রে এই ব্যতিক্রম দেখা যায় তাকে পরিবৃত্ত তাপমাত্রা বলে। যেমন- Na2SO4 এর ক্ষেত্রে পরিবৃত্ত তাপমাত্রা 32°C ।

প্রশ্ন: প্রতিভা কীভাবে সৃষ্টি হয়? ব্যাখ্যা ।

উত্তর : তড়িৎ চৌম্বকীয় রেডিয়েশনের অতিবেগুনি দৃশ্যমান অঞ্চলের তরঙ্গদৈর্ঘ্য পরিসর হলে 200 - 750 mn। কোন অণুতে এ অঞ্চলের রেডিয়েশন আপতিত হলে অণুর অভ্যন্তরস্থ ইলেকট্রনীয় শক্তিস্তরের পরিবর্তন সাধিত হয়। অণুস্থ বিভিন্ন ইলেকট্রন রেডিয়েশন শোষণ করে উচ্চতর শক্তিস্তরে উপনীত হয়।ইলেকট্রন যখন অস্থিতিশীল উত্তেজিত অবস্থা থেকে সুস্থিত পূর্বাবস্থায় ফিরে আসে,তখন শোষিত শক্তি প্রতিভা হিসেবে বিকিরিত হতে থাকে।

প্রশ্ন:NMR কী?

(What is NMR?)

NMR Nuclear Magnetic Resonance পারমাণবিক চৌম্বকীয় অনুরণন বর্ণালীকপি, যা সাধারণত এনএমআর স্পট্রোস্কোপি বা চৌম্বকীয় অনুরণন বর্ণালী নামে পরিচিত। এটি একটি পারমাণবিক নিউক্লিয়ার চারপাশে স্থানীয় চৌম্বকীয় ক্ষেত্রগুলি পর্যবেক্ষণ করার জন্য একটি বর্ণালী প্রযুক্তি ।

IR এর আওতায় সাধারণভাবে IR রশ্মির তরঙ্গ দৈর্ঘ্য 780nm থেকে 10nm এর আবার বেশ কতগুলো ভাগ আছে।

যেমন:

i. নিকটবর্তী IR [Near IR (NIR)] এর আওতায় : হচ্ছে 780 - 2500nm. চিকিৎসাক্ষেত্রে এর ব্যবহার ঘটে।

ii. মধ্য তরঙ্গ IR [Middle IR (MIR)] এর আওতায় হচ্ছে 2500 5600nm. জৈব যৌগের কার্যকরী মূলক শনাক্ত করলে এটি ব্যবহৃত হয়।

iii. দূরবর্তী IR [Far IRJ এর আওতায় হচ্ছে 5600-10nm. চিকিৎসাক্ষেত্রে এর রশ্মির ব্যাপক ব্যবহার রয়েছে।

এর মধ্যে FIR (Far infrared) এর তরঙ্গ দৈর্ঘ্য বেশি বিধায় শক্তির দিক থেকে এটি দুর্বল। FIR মানুষের ত্বক ভেদ করে শরীরে প্রবেশ করে ধারে ধীরে মানুষের শরীরের তাপমাত্রা বাড়িয়ে দেয়। শরীরের কো ক্ষতি না করে রক্ত চলাচল বৃদ্ধিসহ শরায় কার্যাবলীকে গতিশীল করে দেয়।শরীরে FIR এর মাত্রা বেশি হলে মানুষ সুস্থ থাকে, বিভিন্ন ধরনের রোগ প্রতিরোধ ক্ষমতা বৃদ্ধি পায়। FIR মাত্রা কম হলে মানুষ অসুস্থ বোধ করে। সদ্যপ্রসূত শিশুর মস্তিস্কের ক্ষত নিয়ে। স্ক্যানিং কাজে near-IR রশ্মি ব্যবহার করা হয় ।

১. Near-IR রশ্মি এর ব্যবহার:

Near-IR রশ্মির তরঙ্গ দৈর্ঘ্য 700 - 2500nm অর্থাৎ অপেক্ষাকৃত ছোট। তরঙ্গ দৈর্ঘ্য ছোট হওয়ায় তাপশক্তি তুলনামূলকভাবে বেশি হয়। এজন্য একে মাংশপেশির জমাট বাঁধা, অস্থি থেকে বিচ্ছিন্ন হওয়া ও মাংশপেশির ব্যথা নিরাময়ে ব্যবহৃত হয়। Near - IR রশ্মি প্রয়োগ করে মস্তিষ্কের রক্তের হিমোগ্লোবিনে কি পরিমাণ শোষিত হয়েছে তার পরিমাণ পরিমাপ করে মস্তিষ্কের রোগ নির্ণয় করা হয়। DOT (Diffuse Optical Tomography) পদ্ধতি ব্যবহার করে মাথার খুলির (Cortex) এর কার্যক্রম নির্ণয় করা যায়। সিটি স্ক্যানিং পদ্ধতি মূলত এ পদ্ধতির মূলনীতির উপর প্রতিষ্ঠিত। নবজাতকের মস্তিষ্কের ক্ষত ও গঠন কাঠামোর সঠিক ধারণা পেতে এটি বিশেষ কার্যকর ভূমিকা রাখে। এ রশি অতি সহজেই স্তন্যপায়ী প্রাণীর দেহকোষ কলায় প্রবেশ করতে পারে ও মাংসপেশির ব্যথার নিরাময় ঘটায়।NIR প্রভাবে কোষের অভ্যন্তরে নাইট্রিক অক্সাইড (NO) এর প্রবাহ বেড়ে যায়। NO এর মাধ্যমেই শরীরের স্নায়ু কোষের গুরুত্বপূর্ণ সংকেতগুলো পরিবাহিত হয়। ব্যথা আক্রান্ত কোষে এটি রক্ত সঞ্চালন বাড়িয়ে দেয় ফলে ব্যথা ধীরে ধীরে উপশম হয়। স্নায়ু কোষের ব্যথা অনুভূতি কমিয়ে দেওয়ার ক্ষেত্রে দুটি রাসায়নিক উপাদান প্রধান ভূমিকা রাখে একটি হলো। অ্যাসিটাইলকোলিন (Acetylcholine) ও অপরটি হলো ব্রাডিকিনিন (Bradykinin) | NIR রশ্মির প্রভাবে এ দুটি উপাদান সক্রিয়তা লাভ করে।

২. Middle-IR রশ্মি এর ব্যবহার:

Middle-IR রশ্মির তরঙ্গ দৈর্ঘ্য 2500 5600 nm বিকিরিত আলোর তরঙ্গ দৈর্ঘ্য অপেক্ষাকৃতভাবে বেশি হয়, উৎপাদনের হার ও পরিমাণ near IR থেকে কম হয়। তবে এটি জৈব কার্যকরী মূলক শনাক্তকরণের ক্ষেত্রে বিশেষ ভূমিকা রাখে।
৩. FIR রশ্মি এর ব্যবহার :

রোগ নিরাময়ে FIR রশ্মি বা FIR Therapy এর ভূমিকা:

১. FIR রশ্মি দেহের তাপমাত্রা বৃদ্ধি করে দেহের সূক্ষ্ম নালীকে সম্প্রসারণ করে। এতে রক্তের প্রবাহ, রক্তের মাধ্যমে। দেহের কোমল টিস্যুতে অক্সিজেন সঞ্চালন, রক্ত ও টিস্যুর মধ্যে বিপাক ক্রিয়া বৃদ্ধি করে।

২. FIR রশ্মি দেহের তাপমাত্রা বৃদ্ধি করে বিধায় মেটাবলিজম ক্ষমতা বৃদ্ধি পায়। রক্তের মধ্যে জমে থাকা ক্ষতিকর চর্বি দ্রবীভূত হয়ে যায়, ফলে রক্ত নালীতে বিষাক্ত পদার্থ জমতে দেয় না। এতে লিম্ফোসাইটের গতিশীলতা বেড়ে যায়, রক্তে শ্বেত কণিকার কার্যক্ষমতা বৃদ্ধি পায়, রোগ প্রতিরোধকারী ক্ষমতাকে বৃদ্ধি করে।

৩. FIR রশ্মি ক্যান্সার বা টিউমার আক্রান্ত কোষের বৃদ্ধি প্রতিহত করে।এছাড়া রিউমেটিক আর্থারাইটিস, বাত রোগ, ডায়াবেটিকস, চর্মরোগ, FIR এর সাহায্যে রোগ নির্ণয় শরীরের বিভিন্ন অঙ্গে ব্যথা, মাংশ পেশি শক্ত হয়ে যাওয়া, লিভারের রোগ, আকুপাঙ্কচার, মচকানো ইত্যাদি

রোগে ব্যবহার করা হয়।

৪. নিউমোনিয়া, অ্যাজমা, ব্রঙ্কাইটিস, সাইনোসাইটিস ও শ্বাসনালী প্রবাহের ক্ষেত্রে এবং ভাইরাস, ব্যাকটেরিয়া, ফাঙ্গাস ও প্যারাসাইট জাতীয় রোগ জীবাণু ধ্বংসের ক্ষেত্রে FIR ব্যবহার করা হয়।

৫. মানুষের চামড়ার ভিতরে থাকা থ্যালামেনস্ফোলন অবলোহিত রশ্মি থেকে তাপ নিয়ে, ধমনী ও শিরাকে পাস করে এবং রক্ত সঞ্চালন দ্রুত হয়। যা উচ্চ রক্তচাপজনিত রোগের ঝুঁকি কমায়।

৬. তুকের সৌন্দর্যবর্ধন এবং ত্বকের কোষে এনজাইম কার্যকারিতা বৃদ্ধিতেও অবলোহিত তাপ প্রভাবক হিসেবে কাজ করে।