வேதியியலில், **மடங்கு விகித விதி** (*Law of multiple proportions*) என்பது அணுக்கோட்பாட்டை நிறுவுவதற்கு உதவும் அடிப்படை விகிதவியல் விதிகளான திணிவுக் காப்பு விதி மற்றும் அறுதி விகிதசம விதி ஆகியவற்றோடு இயைந்த விதிகளுள் ஒன்றாகும். இவ்விதி சில நேரங்களில் இக்கூற்றைக் கண்டுபிடித்த பிரித்தானியர் ஜான் டால்ட்டன் பெயரால் டால்டனின் விதி எனவும் அழைக்கப்படுகிறது. இவர், 1808 ஆம் ஆண்டில், இந்த விதியை அவருடைய "வேதியியல் தத்துவத்தின்  புதிய அமைப்பு" என்ற நுாலின் முதல் தொகுதியின்  முதல்  பகுதியில் வெளியியட்டார். விதியானது பின்வருமாறு:

இரண்டு தனிமங்கள் சேர்ந்து ஒன்றுக்கு மேற்பட்ட வேதிச் சேர்மத்தைத் தரும் வினையில் குறிப்பிட்ட நிறையுள்ள முதல் தனிமத்தோடு சேரும் இரண்டாவது தனிமத்தின் நிறை இவற்றுக்கிடையேயான நிறை விகிதமானது எளிய முழு எண்களின்வடிவத்தில் இருக்கும்.

உதாரணமாக, கார்பனானது ஆக்சிசனுடன் வெவ்வேறு விகிதத்தில் இணைந்து இரு வேறு ஆக்சைடுகளைத் தரும் என்பதை டால்டன் அறிவார். குறிப்பிட்ட நிறையுள்ள கார்பனானது, உதாரணமாக 100 கிராம் எனில், 133 கிராம் ஆக்சிசனுடன் வினைபுரிந்து ஒரு வகை ஆக்சைடையும், அல்லது 266 கிராம் ஆக்சிசனுடன் வினைபுரிந்து மற்றைய வகை ஆக்சைடையும் தருகின்றன. 100 கிராம் கார்பனடன் வினைபடும் ஆக்சிசனின் நிறை விகிதமானது 266:133 = 2:1 ஆகும். அதாவது, எளிய முழு எண்களின் விகிதமாக உள்ளது. டால்ட்டன் தனது அணுக்கொள்கையில் இந்த முடிவு குறித்து பின்வருமாறு விளக்குகிறார்: அதாவது, ஒரு கார்பன் அணுவுடன் ஒரு ஆக்சிசன் அணு மற்றும் ஒரு கார்பன் அணுவுடன் இரண்டு ஆக்சிசன் அணு ஆகிய விதங்களில் சேர்ந்த இரண்டு ஆக்சைடுகள் உருவாகின்றன என்கிறார்.  நவீனக்  குறியீடுகளின்படி, முதலாவது CO (கார்பனோராக்சைடு) மற்றும் இரண்டாவதானது CO2 (கார்பனீராக்சைடு) ஆகும்.

ஜான் டால்ட்டன் தனது கண்டுபிடிப்புகளை 1804 ஆம் ஆண்டில் முதன் முதலாக வெளியிட்டார். ஒரு சில ஆண்டுகளுக்கு முன்னதாக, பிரான்சு நாட்டின் வேதியியலாளர் யோசப் பிரௌஸ்ட் என்பவர் அறுதி விகிதசம விதியை வெளியிட்டிருந்தார். இந்த விதியானது பின்வருமாறு; "தனிமங்களானவை சேர்மங்களை உருவாக்கும் போது ஒரு குறிப்பிட்ட நிறை விகிதத்திலேயே இணைகின்றன" மேலும், அந்துவான் இலவாசியே திணிவுக் காப்பு விதியை நிரூபித்திருந்ததும் டால்ட்டனுக்கு உதவிகரமாக இருந்தது எனலாம். விகிதங்கள் குறித்த இந்த எண் மதிப்புகளை கவனமாக பரிசீலனை செய்ததே ஜான் டால்ட்டனுக்கு மடங்கு விகித விதியை முன்மொழிய வழிசெய்தது எனலாம். பிந்தைய ஆண்டுகளில் இவர் முன்மொழிந்த அணுக்கோட்பாட்டை நோக்கிய முக்கியமான படியாக இந்த விதி திகழ்கிறது. மேலும், இது சோ்மங்களுக்கான மூலக்கூற்று வாய்பாடு உருவாவதற்கான அடிப்படையாகவும் அமைந்தது.

ஈத்தேன் (C2H6) மற்றும் புரொப்பேன் (C3H8)ஆகியவற்றை ஒப்பீடு செய்வது இந்த விதியை விளக்குவதற்கான மற்றுமொரு உதாரணமாகத் திகழ்கிறது. 1கிராம் கார்பனுடன் ஈத்தேன் உருவாவதற்காக இணையும் ஐதரசனின் நிறையானது 0.252 கிராமாகவும், புரோப்பேன் உருவாவதற்கான ஐதரசனின் நிறையானது 0.224 கிராமாகவும் உள்ளது. இந்த நிறைகளின் விகிதமானது 9:8 என்ற எளிய முழு எண்களாக உள்ளது.

வரம்புகள்
---------

மடங்கு விகித விதியானது எளிய சேர்மங்களுக்கு சிறப்பாக விளக்கமளிக்கிறது. உதாரணமாக, ஒருவர் ஐதரோகார்பன்கள் டெக்கேன் (மூலக்கூற்று வாய்பாடு C10H22) மற்றும் அன்டெக்கேன் (C11H24), ஆகியவற்றை எடுத்துக் கொண்டு இந்த விதியை விளக்க முற்பட்டால் 100 கிராம் கார்பன் 18.46 கிராம் ஐதரசனுடன் வினைபட்டு டெக்கேனையும்,18.31 கிராம் ஐதரசனுடன் வினைபட்டு அன்டெக்கேனையும் உருவாக்குகிறது. இவற்றில் இந்த இரு வினையிலும் வினைபுரியும் ஐதரசனின் நிறைகளின் விகிதமானது 121:120 ஆக உள்ளது. இதை எளிய முழு எண்கள் என்ற வார்த்தையைப் பயன்படுத்தி விளக்குவது சற்றே முரணாகத் தெரிகிறது.

இந்த விதியானது விகிதவியலுக்கு ஒவ்வாத சேர்மங்கள் மற்றும் பலபடிகள் மற்றும் சில்படிமங்கள்  ஆகியவற்றின் வினைகளை விளக்குவதில் தோல்வியடைகிறது.

மேற்கோள்கள்
-----------

1. ↑  Helmenstine, Anne. "Law of Multiple Proportions Problem". *1*. 31-01-2012 அன்று பார்க்கப்பட்டது. Check date values in: `|accessdate=` (உதவி)
2. 1 2
3. ↑  Elements and Atoms: Chapter 7 Atoms of Definite Weight: Dalton from Classic Chemistry (Selected Classic Papers from the History of Chemistry) compiled by Carmen Giunta
4. ↑  Petrucci R.H. Harwood R.S. and Herring F.G. *General Chemistry* (8th ed. Prentice Hall 2002) p.37 ISBN 0-13-014329-4
5. ↑