হাইজেনবার্গের অনিশ্চয়তা নীতির ব্যাখ্যা

হাইজেনবার্গের অনিশ্চয়তা নীতি (Heisenberg’s Uncertainty Principle):

বোরের পরমাণু মডেল হতে আমরা জানি, ইলেকট্রন হলো ক্ষুদ্র ভরের বৃত্তাকার পথে ঘূর্ণয়মান কণা, যা নিউক্লিয়াস হতে একটি নির্দিষ্ট দূরত্বে বিদ্যমান শক্তিস্থরে নির্দিষ্ট গতিশীল থাকে। অতএব বোরের মতে ইলেকট্রন হলো একটি কণা যার নির্দিষ্ট ভরবেগ আছে। কিন্তু ডি-ব্রগলির মতে ইলেকট্রন তরঙ্গাকারে গতিশীল থাকে। তাই এই অবস্থায় ইলেকট্রনের অবস্থান ও ভরবেগ সঠিকভাবে নির্ণয় করা সম্ভব নয়।

ফলে যদি কখনও ইলেকট্রনের অবস্থান সঠিকভাবে নির্ণয় করা হয় তবে তার ভরবেগ সঠিকভাবে নির্ণয় করা সম্ভব নয়; আবার যদি কখনও ইলেকট্রনের ভরবেগ সঠিকভাবে নির্ণয় করা হয় তবে তার অবস্থান সঠিকভাবে নির্ণয় করা সম্ভব নয়।

জার্মান বিজ্ঞানী ওয়ার্নার হাইজেনবার্গ (Werner Heisenberg) ১৯২৭ সালে কোন কণার অবস্থান এবং ভরবেগ একত্রে নির্ণয় করা হলে কী পরিমাণ ভুল বা অনিশ্চয়তা হবে সেই সম্পর্কিত একটি নীতি উপস্থাপন করেন। একে তাঁর নামানুসারে হাইজেনবার্গের অনিশ্চয়তা নীতি বলে।

গাণিতিক ব্যাখ্যা:

মনেকরি, কোন ক্ষুদ্র কণার অবস্থান নির্ণয়ে ত্রুটি বা অনিশ্চয়তা = Δx
এবং ভরবেগ নির্ণয়ে ত্রুটি বা অনিশ্চয়তা = Δp

তাহলে হাইজেনবার্গের অনিশ্চয়তা নীতি অনুসারে, অবস্থান ও ভরবেগের অনিশ্চয়তার গুণফল ¼π এর গুণিতক অপেক্ষা বড় বা তার সমান হবে।

যেহেতু ভরবেগ Δp = m·Δv (যেখানে m হলো স্থির ভর এবং Δv হলো বেগের অনিশ্চয়তা), তাই সমীকরণটিকে এভাবেও লেখা যায়:

উপরের সমীকরণটিই হলো হাইজেনবার্গের অনিশ্চয়তার সমীকরণ।

সমীকরণের তাৎপর্য: এই সমীকরণ হতে বলা যায়, যখন অবস্থানের অনিশ্চয়তা (Δx) অত্যন্ত ক্ষুদ্র হয়, তখন অবস্থান সঠিকভাবে নির্ণয় করা গেলেও ভরবেগের অনিশ্চয়তা (Δp) এর মান অনেক বড় হয়ে যায়। ফলে ভরবেগ সঠিকভাবে নির্ণয় করা সম্ভব হয় না। আবার বিপরীতভাবে, যখন ভরবেগের অনিশ্চয়তা (Δp) অত্যন্ত ক্ষুদ্র হয়, তখন ভরবেগ সঠিকভাবে নির্ণয় করা গেলেও অবস্থানের অনিশ্চয়তা (Δx) এর মান অনেক বড় হয়ে যায়। ফলে অবস্থান সঠিকভাবে নির্ণয় করা সম্ভব হয় না।