পাঠ ৩ / ১১অনুচ্ছেদ ২.১.৩, ২.৫, ২.৭

বোর মডেল ও হাইড্রোজেন বর্ণালিBohr atom model & the hydrogen line spectrum

এই পাঠের আগে পড়ো (read first): পাঠ ১ — রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেল

হাইড্রোজেন (hydrogen) গ্যাস ভরা একটি কাচের নলে (discharge tube) বিদ্যুৎ দিলে নলটি গোলাপি আলোয় জ্বলে ওঠে। সেই আলো প্রিজমের (prism) মধ্য দিয়ে পাঠালে পুরো রংধনু পাওয়া যায় না — পাওয়া যায় কালো পটভূমিতে মাত্র চারটি রঙিন রেখা (lines)।

বর্ণালিবীক্ষণ যন্ত্রে (spectroscope) দেখা বর্ণালি (spectrum)

400450500550600650700

নিচের বোতাম বা ছবির বিদ্যুৎ বাক্সে (power supply) চাপ দিয়ে নলে (tube) বিদ্যুৎ দাও।

বিদ্যুৎ চালু করে হাইড্রোজেনের (hydrogen) আলো প্রিজমে (prism) পাঠাও।
"সাধারণ বাল্ব" বেছে তুলনা করো — কী পার্থক্য দেখলে?
অন্য একটি গ্যাস বেছে দেখো — রেখাগুলো (lines) কি হাইড্রোজেনের (hydrogen) মতোই?

কেন শুধু এই চারটি রং? সাধারণ বাল্বে পুরো রংধনু, অথচ হাইড্রোজেনে মাঝখানের রংগুলো কোথায় গেল?

এই পাঠ শেষে তুমি নিজেই এর উত্তর দিতে পারবে। ধাপে ধাপে এগোব:

আলো কী — তরঙ্গদৈর্ঘ্য (wavelength) ও কম্পাঙ্ক (frequency)
আলো শক্তির (energy) কণা (particle) — ফোটন (photon)
বর্ণালি (spectrum) — অবিচ্ছিন্ন (continuous) আর রেখা বর্ণালি (line spectrum)
রাদারফোর্ড মডেলের (Rutherford model) সমস্যা
বোরের (Bohr) সমাধান — নির্দিষ্ট শক্তিস্তর (energy level)
লাফ (transition) থেকে রেখা — রিডবার্গ সমীকরণ (Rydberg equation) ও সিরিজ (series)
এবার নিজে করে দেখো — সিমুলেশন (simulation)

ধাপ ১: আলো কী — তরঙ্গদৈর্ঘ্য ও কম্পাঙ্ক

আলো এক ধরনের তড়িৎচুম্বকীয় তরঙ্গ (electromagnetic wave)। পানিতে ঢেউয়ের মতোই এর চূড়া (crest) আর খাদ (trough) আছে। তরঙ্গকে বোঝাতে দুটি রাশি (quantity) লাগে:

তরঙ্গদৈর্ঘ্য (wavelength, λ) — পাশাপাশি দুটি চূড়ার মধ্যে দূরত্ব। আলোর ক্ষেত্রে এটি খুব ছোট, তাই ন্যানোমিটারে (nanometre, 1 nm = 10⁻⁹ m) মাপা হয়।
কম্পাঙ্ক (frequency, ν) — এক সেকেন্ডে একটি বিন্দু দিয়ে কতগুলো পূর্ণ তরঙ্গ পার হয়। একক (unit) হার্জ (hertz, Hz) বা s⁻¹।

নিচের তরঙ্গটি চলছে। নিজে খুঁজে বের করো কোনটি চূড়া, কোনটি খাদ, আর তরঙ্গদৈর্ঘ্য মাপো:

পর্যবেক্ষণ বিন্দু (observation point) দিয়ে পার হওয়া চূড়া (crests)0টি(এখানে প্রতি সেকেন্ডে ≈ 0.4টি — অনেক ধীর করে দেখানো)

বলটির দিকে লক্ষ করোবলটি শুধু ওঠানামা করে, সামনে এগোয় না — এগিয়ে যায় শুধু ঢেউটি।

একটি চূড়ায় (crest) চাপ দাও
একটি খাদে (trough) চাপ দাও
তরঙ্গদৈর্ঘ্য (wavelength) মাপো: পাশাপাশি দুটি চূড়ায় (crests) একে একে চাপ দাও

টিপস: তরঙ্গ (wave) চলতে থাকলে কঠিন লাগলে ⏸ থামিয়ে নিয়ে চাপ দাও।

সব আলো শূন্য মাধ্যমে (vacuum) একই বেগে (speed) চলে, $c = 3.0 \times 10^{8}$ m/s। তাই তরঙ্গদৈর্ঘ্য আর কম্পাঙ্ক উল্টো দিকে চলে — একটি বাড়লে অন্যটি কমে:

c = \nu \lambda

আমাদের চোখ শুধু 380 nm থেকে 780 nm পর্যন্ত তরঙ্গদৈর্ঘ্যের আলো দেখতে পায় — এটিই দৃশ্যমান আলো (visible light)। এর মধ্যে বেগুনির λ সবচেয়ে ছোট, লালের সবচেয়ে বড়। 380 nm-এর চেয়ে ছোট λ হলো অতিবেগুনি (ultraviolet, UV), আর 780 nm-এর চেয়ে বড় λ হলো অবলোহিত (infrared, IR) — এগুলো চোখে দেখা যায় না।

নিজে যাচাই করো

লাল আলো আর বেগুনি আলোর মধ্যে কোনটির কম্পাঙ্ক বেশি?

ধাপ ২: আলো শক্তির কণা — ফোটন

১৯০০ সালে ম্যাক্স প্ল্যাংক (Max Planck) দেখান, আলোর শক্তি অবিরাম স্রোতের মতো আসে না — আসে ছোট ছোট “প্যাকেটে”। শক্তির এই একেকটি প্যাকেটকে বলে ফোটন (photon)। একটি ফোটনের শক্তি তার কম্পাঙ্কের সমানুপাতিক (proportional):

E = h\nu = \frac{hc}{\lambda}, \qquad h = 6.626 \times 10^{-34}\ \text{J s}

এখানে $h$ হলো প্ল্যাংকের ধ্রুবক (Planck’s constant)। সূত্রটি থেকে সবচেয়ে গুরুত্বপূর্ণ কথাটি হলো: তরঙ্গদৈর্ঘ্য যত ছোট, ফোটনের শক্তি তত বেশি। যেমন একটি বেগুনি ফোটনের (410 nm) শক্তি প্রায় 3.0 eV, আর একটি লাল ফোটনের (656 nm) শক্তি মাত্র 1.9 eV। এজন্যই UV রশ্মি ত্বক পুড়িয়ে দিতে পারে, কিন্তু লাল আলো পারে না।

eV কী? পরমাণুর (atom) শক্তি জুলে (joule, J) লিখলে সংখ্যাগুলো খুব ছোট হয়, তাই ইলেকট্রন ভোল্ট (electron volt, eV) ব্যবহার করা হয়: $1\ \text{eV} = 1.602 \times 10^{-19}$ J।

নিজে যাচাই করো

নিচের কোন ফোটনটির শক্তি সবচেয়ে বেশি?

ধাপ ৩: বর্ণালি — অবিচ্ছিন্ন আর রেখা বর্ণালি

আলোকে প্রিজম দিয়ে তরঙ্গদৈর্ঘ্য অনুযায়ী আলাদা করে সাজালে যা পাওয়া যায়, তাকে বর্ণালি (spectrum) বলে।

সূর্য বা ফিলামেন্ট বাল্বের আলো থেকে পাওয়া যায় অবিচ্ছিন্ন বর্ণালি (continuous spectrum) — বেগুনি থেকে লাল পর্যন্ত সব রং, কোনো ফাঁক ছাড়া।
কিন্তু কোনো মৌলের (element) গ্যাস গরম করলে বা তার মধ্যে বিদ্যুৎ দিলে পাওয়া যায় রেখা বর্ণালি (line spectrum) — কালো পটভূমিতে শুধু কিছু নির্দিষ্ট রঙের উজ্জ্বল রেখা।

প্রতিটি মৌলের (element) রেখাগুলো (lines) আলাদা জায়গায় — মানুষের আঙুলের ছাপের মতো। তাই রেখা দেখেই মৌল চেনা যায়।

এই রেখাগুলোর অবস্থান প্রতিটি মৌলের জন্য আলাদা ও নির্দিষ্ট। একে বলে নিঃসরণ বর্ণালি (emission spectrum)। উল্টো দিকে, সাদা আলো কোনো গ্যাসের মধ্য দিয়ে পাঠালে গ্যাসটি ঠিক ওই তরঙ্গদৈর্ঘ্যগুলো শুষে নেয় — তখন রংধনুর ওপর ঠিক একই জায়গায় কালো রেখা দেখা যায়। এটি শোষণ বর্ণালি (absorption spectrum)।

নিজে যাচাই করো

একটি অজানা গ্যাসের বর্ণালিতে শুধু 589.0 nm আর 589.6 nm-এ দুটি হলুদ রেখা দেখা গেল। গ্যাসটি কী?

ধাপ ৪: রাদারফোর্ড মডেলের সমস্যা

রাদারফোর্ডের পরমাণু মডেলে (Rutherford’s atomic model, ১৯১১) পরমাণুর (atom) কেন্দ্রে ধনাত্মক (positive) নিউক্লিয়াস (nucleus), আর ইলেকট্রন (electron) তার চারদিকে গ্রহের মতো ঘোরে। কিন্তু এই মডেলের দুটি বড় সমস্যা ছিল:

পরমাণু টিকে থাকার কথা নয়। পদার্থবিজ্ঞানের নিয়ম অনুযায়ী (ম্যাক্সওয়েলের তড়িৎচুম্বকীয় তত্ত্ব, Maxwell’s electromagnetic theory) বৃত্তপথে (circular path) ঘুরন্ত আধান (charge) অনবরত আলো ছেড়ে শক্তি হারায়। তাহলে ইলেকট্রন ঘুরতে ঘুরতে নিউক্লিয়াসে পড়ে যাওয়ার কথা — চোখের পলকের চেয়েও অনেক কম সময়ে।
রেখা বর্ণালি ব্যাখ্যা করা যায় না। ইলেকট্রন যদি ধীরে ধীরে শক্তি হারাত, তাহলে সব রকম শক্তির আলো বের হতো — অর্থাৎ অবিচ্ছিন্ন বর্ণালি। কিন্তু হাইড্রোজেন দেয় মাত্র কয়েকটি নির্দিষ্ট রেখা।

রাদারফোর্ডের মডেল (Rutherford model) অনুযায়ী ঘুরন্ত ইলেকট্রন (electron) অনবরত আলো ছেড়ে শক্তি (energy) হারাবে, আর ঘুরতে ঘুরতে নিউক্লিয়াসে (nucleus) পড়ে যাবে। কিন্তু বাস্তবে পরমাণু (atom) টিকে থাকে।

ধাপ ৫: বোরের সমাধান — নির্দিষ্ট শক্তিস্তর

১৯১৩ সালে নীলস বোর (Niels Bohr) একটি সাহসী প্রস্তাব দেন: পরমাণুর ভেতরে ইলেকট্রনের শক্তি যেকোনো মান নিতে পারে না — শুধু কিছু নির্দিষ্ট মান নিতে পারে। ঠিক সিঁড়ির ধাপের মতো।

বোরের (Bohr) মতে পরমাণুর (atom) ভেতরে ইলেকট্রনের (electron) শক্তি (energy) ঢালের মতো নয়, সিঁড়ির মতো — শুধু নির্দিষ্ট কিছু "ধাপে" (energy levels) থাকা যায়। এক ধাপ থেকে আরেক ধাপে যেতে হলে লাফ (transition) দিতে হয়।

বোরের তিনটি স্বীকার্য (postulate):

স্থির কক্ষপথ (stationary orbit)। ইলেকট্রন শুধু কিছু নির্দিষ্ট কক্ষপথে (orbit) ঘোরে — এদের বলে শক্তিস্তর (energy level), নাম n = 1, 2, 3 … (K, L, M …)। এই কক্ষপথে থাকার সময় ইলেকট্রন কোনো শক্তি হারায় না। তাই পরমাণু টিকে থাকে।
কৌণিক ভরবেগের শর্ত (angular momentum condition)। কোন কক্ষপথগুলো অনুমোদিত, তা ঠিক করে এই শর্ত — কৌণিক ভরবেগ (angular momentum) $\dfrac{h}{2\pi}$ -এর পূর্ণ গুণিতক (integral multiple):

mvr = \frac{nh}{2\pi}

লাফ দিলেই আলো। ইলেকট্রন এক স্তর থেকে আরেক স্তরে লাফ দিলে দুই স্তরের শক্তির পার্থক্যের সমান শক্তির একটি ফোটন নির্গত হয় (emission, নিচে নামলে) বা শোষিত হয় (absorption, উপরে উঠলে):

\Delta E = E_2 - E_1 = h\nu = \frac{hc}{\lambda}

এখানে $E_2$ উপরের স্তরের আর $E_1$ নিচের স্তরের শক্তি।

শক্তিস্তরের মান

হাইড্রোজেন পরমাণুর n-তম স্তরের শক্তি:

E_n = -\frac{13.6}{n^2}\ \text{eV}

স্তর	n = 1	n = 2	n = 3	n = 4	n = ∞
শক্তি (eV)	−13.6	−3.40	−1.51	−0.85	0

শক্তি ঋণাত্মক (negative) কেন? নিউক্লিয়াস থেকে সম্পূর্ণ মুক্ত (free) ইলেকট্রনের (n = ∞) শক্তিকে শূন্য ধরা হয়। নিউক্লিয়াসের টানে আবদ্ধ (bound) ইলেকট্রনকে মুক্ত করতে বাইরে থেকে শক্তি দিতে হয় — তাই আবদ্ধ অবস্থায় তার শক্তি শূন্যের চেয়ে কম, অর্থাৎ ঋণাত্মক। n = 1 স্তরের ইলেকট্রন সবচেয়ে শক্ত করে আবদ্ধ (−13.6 eV)।

লক্ষ করো: n বাড়ার সঙ্গে স্তরগুলো ক্রমশ কাছাকাছি চলে আসে। n = 1 আর n = 2-এর ফাঁক 10.2 eV, কিন্তু n = 3 আর n = 4-এর ফাঁক মাত্র 0.66 eV।

নিজে যাচাই করো

ইলেকট্রন n = 3 স্তর থেকে n = 2 স্তরে নামলে কী ঘটে?

ধাপ ৬: লাফ থেকে রেখা

এবার সব মিলিয়ে দেখি। ইলেকট্রন n = 3 থেকে n = 2 এ নামলে:

\Delta E = (-1.51) - (-3.40) = 1.89\ \text{eV}

এই শক্তির ফোটনের তরঙ্গদৈর্ঘ্য $\lambda = \dfrac{hc}{\Delta E} \approx 656$ nm — লাল আলো। এটিই হাইড্রোজেন বর্ণালির লাল রেখা!

প্রতিটি লাফের শক্তি নির্দিষ্ট, তাই প্রতিটি রেখার রংও নির্দিষ্ট। এজন্যই হাইড্রোজেন রংধনু দেয় না, দেয় আলাদা আলাদা রেখা। শুরুর প্রশ্নের উত্তর এটাই।

রিডবার্গ সমীকরণ

প্রতিবার শক্তি বের করে তারপর λ বের না করে, সরাসরি এই সমীকরণ দিয়ে তরঙ্গদৈর্ঘ্য পাওয়া যায়:

\frac{1}{\lambda} = R_H \left( \frac{1}{n_1^2} - \frac{1}{n_2^2} \right), \qquad R_H = 1.09678 \times 10^{7}\ \text{m}^{-1}

এখানে $R_H$ হলো রিডবার্গ ধ্রুবক (Rydberg constant), $n_1$ নিচের স্তর আর $n_2$ উপরের স্তর। যে স্তরে নেমে লাফ থামে ( $n_1$ ), সেটিই ঠিক করে রেখাটি কোন সিরিজের:

সিরিজ	নিচের স্তর $n_1$	উপরের স্তর $n_2$	অঞ্চল (region)
লাইম্যান (Lyman)	1	2, 3, 4 …	অতিবেগুনি (UV)
বামার (Balmer)	2	3, 4, 5 …	দৃশ্যমান (Visible)
পাশেন (Paschen)	3	4, 5, 6 …	অবলোহিত (IR)
ব্র্যাকেট (Brackett)	4	5, 6, 7 …	অবলোহিত (IR)
ফুন্ড (Pfund)	5	6, 7, 8 …	অবলোহিত (IR)

He⁺, Li²⁺-এর মতো এক-ইলেকট্রন বিশিষ্ট (one-electron) আয়নের (ion) জন্য সূত্রে $Z^2$ গুণ করতে হয় (Z = পারমাণবিক সংখ্যা, atomic number): $\dfrac{1}{\lambda} = R_H Z^2 \left( \dfrac{1}{n_1^2} - \dfrac{1}{n_2^2} \right)$ ।

নিজে যাচাই করো

হাইড্রোজেনে ইলেকট্রন n = 2 থেকে n = 1 এ নামলে নির্গত ফোটনের শক্তি কত?

ধাপ ৭: এবার নিজে করে দেখো

ধারণাগুলো এখন তোমার জানা। নিচের সিমুলেশনে নিজে ইলেকট্রনকে স্তরে স্তরে লাফ দাও:

কোনো কক্ষপথে বা নিচের n = … বোতামে চাপ দাও। উপরে তুললে ফোটন শোষিত হবে, নিচে নামালে ফোটন নির্গত হবে।
প্রতিটি লাফের λ, কম্পাঙ্ক আর শক্তি দেখাবে, সঙ্গে রিডবার্গ সমীকরণে সংখ্যা বসিয়ে হিসাবটাও।
চ্যালেঞ্জগুলো একে একে শেষ করো, আর প্রতিটি পর্যবেক্ষণ খাতায় (observation notebook) মিলিয়ে দেখো।

বোর মডেল ও হাইড্রোজেন বর্ণালি

Bohr model & hydrogen line spectrum

↗

একটি কক্ষপথে (orbit) বা নিচের বোতামে চাপ দাও — ইলেকট্রন (electron) সেখানে লাফ (transition) দেবে।

পরমাণু (atom) — মাপ অনুযায়ী নয় (not to scale): আসল ব্যাসার্ধ (radius) n² অনুপাতে বাড়ে

শক্তিস্তর (energy levels), মাপ অনুযায়ী (to scale): Eₙ = E₁ / n²

ইলেকট্রন (electron) এখন সবচেয়ে নিচের স্তরে (ground state)। উপরে তুলতে শক্তি (energy) লাগবে — একটি ফোটন (photon) শোষণ (absorb) করতে হবে।

H-এর বর্ণালি (spectrum) (যে রেখাগুলো তুমি তৈরি করেছ)

নিঃসরণ বর্ণালি (emission): কালোর ওপর উজ্জ্বল রেখা (lines)

শোষণ বর্ণালি (absorption): রংধনুর ওপর কালো রেখা (lines)

400500600700

চ্যালেঞ্জ (challenges)

0/6

হাইড্রোজেনের (hydrogen) ৪টি দৃশ্যমান (রঙিন) রেখা (visible lines) তৈরি করো (0/4)
এমন একটি লাফ (transition) দাও যার আলো চোখে দেখা যায় না, অতিবেগুনি (UV)
একটি অবলোহিত (IR) রেখা (line) তৈরি করো
৬টি স্তর (levels) দিয়ে সবচেয়ে ছোট তরঙ্গদৈর্ঘ্যের (wavelength) রেখাটি (line) খুঁজে বের করো
একটি ফোটন (photon) শোষণ (absorb) করিয়ে ইলেকট্রন (electron) উপরে তোলো, তারপর একই দুই স্তরের (levels) মধ্যে নামিয়ে আনো
He⁺ আয়ন (ion) বেছে নিয়ে 3 → 2 লাফ (transition) দাও। হাইড্রোজেনের (hydrogen) তুলনায় λ কী হলো?

পর্যবেক্ষণ খাতা (observation notebook)

এখনো কোনো লাফ (transition) হয়নি। ইলেকট্রনকে (electron) উপরে তোলো, তারপর নামিয়ে আনো।

বই পড়ার সময় সাবধান — পাঠ্যবইয়ের কিছু জায়গায় ছাপার ভুল আছে:

কৌণিক ভরবেগের শর্ত $mvr = \dfrac{nh}{2\pi}$ — কোথাও কোথাও $\dfrac{nh}{2\lambda}$ ছাপা হয়েছে, সেটি ভুল।
সিরিজের সবচেয়ে ছোট তরঙ্গদৈর্ঘ্য (series limit) পাওয়া যায় যখন $n_2 \to \infty$ , অর্থাৎ $\dfrac{1}{n_2^2} = 0$ । " $n_2 = 6$ " নয়।
$Z^2$ যুক্ত সূত্রটি শুধু এক-ইলেকট্রন কণার (H, He⁺, Li²⁺) জন্য খাটে, “যেকোনো মৌলের” জন্য নয়।
বইয়ের 656.3 nm মানটি বাতাসে মাপা; শূন্য মাধ্যমে (vacuum) এটি 656.5 nm। সিমুলেশন শূন্য মাধ্যমের মান দেখায়।

ঘরে বসে পরীক্ষা: CD দিয়ে বর্ণালিবীক্ষণ যন্ত্র (spectroscope)

পুরনো একটি CD বা DVD-র চকচকে দিকটি প্রিজমের মতো আলো ভেঙে দেয়।

একটি খালি জুতার বাক্সের এক প্রান্তে সরু একটি ফাটল (slit, ১-২ মিমি) কাটো, অন্য প্রান্তের পাশে CD-টি কাত করে বসাও।
ঘরের টিউবলাইট বা CFL বাতির দিকে ফাটলটি রেখে CD-তে প্রতিফলিত (reflected) আলো দেখো। আলাদা আলাদা উজ্জ্বল রেখা দেখবে — এগুলো বাতির ভেতরের পারদ (mercury, Hg) পরমাণুর রেখা বর্ণালি।
এবার পুরনো ফিলামেন্ট বাল্ব বা মোমবাতির আলো দেখো — অবিচ্ছিন্ন রংধনু পাবে, কোনো আলাদা রেখা নেই।
দুটি পর্যবেক্ষণ খাতায় এঁকে রাখো, আর বোরের স্বীকার্য দিয়ে পার্থক্যটি ব্যাখ্যা করো।

নিরাপত্তা: কখনো সরাসরি সূর্যের দিকে তাকিও না, CD দিয়েও না।

পরীক্ষার প্রস্তুতি

১. লাইম্যান সিরিজের প্রথম রেখার তরঙ্গদৈর্ঘ্য কত? এটি কোন অঞ্চলে পড়ে?

প্রথম রেখা মানে সবচেয়ে ছোট লাফ: $n_2 = 2 \to n_1 = 1$ ।

$\dfrac{1}{\lambda} = 1.09678\times10^{7}\left(\dfrac{1}{1}-\dfrac{1}{4}\right) = 8.2259\times10^{6}\ \text{m}^{-1}$ , তাই $\lambda = 121.6$ nm — অতিবেগুনি (UV) অঞ্চল।

২. হাইড্রোজেন পরমাণুতে ইলেকট্রন n = 3 থেকে n = 1 এ নামলে নিঃসৃত আলোর কম্পাঙ্ক কত?

$\nu = cR_H\left(1-\dfrac{1}{9}\right) = 2.9979\times10^{8} \times 1.09678\times10^{7} \times \dfrac{8}{9} = 2.92\times10^{15}$ Hz।

৩. বোর মডেল দিয়ে হিলিয়াম (helium, He) পরমাণুর বর্ণালি ব্যাখ্যা করা যায় না কেন, অথচ He⁺ আয়নের যায়?

He পরমাণুতে দুটি ইলেকট্রন থাকে, আর তারা একে অপরকে বিকর্ষণ (repulsion) করে। বোর মডেল এই ইলেকট্রন-ইলেকট্রন বিকর্ষণ হিসাবে ধরে না, তাই এটি শুধু এক-ইলেকট্রন বিশিষ্ট কণার (H, He⁺, Li²⁺) জন্য কাজ করে। He⁺ আয়নে মাত্র একটি ইলেকট্রন, তাই সেখানে মডেলটি খাটে।

৪. বামার সিরিজের রেখাগুলো দৃশ্যমান, কিন্তু লাইম্যান সিরিজেরগুলো নয় কেন?

n = 1 স্তরটি বাকি সব স্তর থেকে অনেক নিচে (−13.6 eV)। তাই n = 1 এ নামার প্রতিটি লাফে শক্তি অনেক বেশি (10.2 eV বা তার বেশি), ফলে λ খুব ছোট — UV অঞ্চলে। n = 2 এ নামার লাফগুলোতে শক্তি 1.9 থেকে 3.4 eV-এর মধ্যে, যা ঠিক দৃশ্যমান আলোর শক্তি।