எலெக்ட்ரான் அமைப்பு 351
குறிகள் எலெக்ட்ரான்கள் சுழலும் திசையைக் +, குறிக்கும். எனவே ஓர் அணுவிலுள்ள ஓர் எலெக்ட்ரானைப் பற்றிய முழு விவரம் அறிந்து கொள்ள மேற்கூறிய நான்கு குவாண்டம் எண்களும் அவசியமாகின்றன. ஓர் அணுவில் எந்த இரண்டு எலெக்ட்ரான்களும், நான்கு குவாண்டம் எண்களுக்கும் ஒத்த மதிப்பு களைப் பெற்றிருக்க முடியா என்பது பாலியின் ஒதுக்குதல் தத்துவமாகும். அதாவது இரண்டு எலெக்ட்ரான்கள் முதல் மூன்று குவாண்டம் எண் களுக்கு (n, l, m) ஒத்தமதிப்புகளைப் பெற்றிருப்பினும், அவற்றின் நான்காம் குவாண்டம் எண் (S) மாறு பட்டிருக்கவேண்டும் ((அ) -}). எனவே, ஒவ்வொரு துணை எலெக்ட்ரான் மண்டலம், கூடு ஆகியவற்றின் உச்ச வரம்பு எலெக்ட்ரான் ஏற்புத்திறனை நிர்ண யிக்கலாம். p.df ஆகிய எலெக்ட்ரான் மண்ட லங்கள் ஒவ்வொன்றிலும் முறையே 3, 5, 7 துணை எலெக்ட்ரான் மண்டலங்கள் இருப்பதால் இவற்றின் உச்சவரம்பு எலெக்ட்ரான் ஏற்புத்திறன் முறையே 6,10,14 எலெட்ரான்கள். ஒவ்வொரு கூட்டிலும் உள்ள மொத்த எலெக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை 2n2 ஆகும். அதாவது KLMN கூடுகளில் 2,8, 18, 32 என அமைகின்றன. ADM எலெக்ட்ரான்கள் எலெக்ட்ரான் மண்டலங்களில் நிரப்பப்படும் போது, முதலில் குறைந்த ஆற்ற லுடைய எலெக்ட்ரான் மண்டலங்களில் நிரப்பிய பின்னர் அதிக ஆற்றலுடைய எலெக்ட்ரான் மண்ட லங்கள் நிரப்பப்படும். எலெக்ட்ரான் மண்டலங்களின் ஆற்றல் ஏறுவரிசையில் பின்வருமாறு உள்ளது. எலெக்ட்ரான் அமைப்பு 351 எனவே, s. p.d, f ஆகிய எலெக்ட்ரான் மண்டலங் களில் மொத்தமாக எலெக்ட்ரான்கள் நிரம்பும் வரிசை மேற்கூறியவாறுள்ளது. ஆனால் p.d, f எலெக்ட்ரான் மண்டலங்களில் ஒவ்வொன்றிலும் முறையே, 3,5,7 துணை எலெக்ட்ரான் மண்ட லங்கள் ஒத்த ஆற்றலைப் பெற்றிருப்பதால் அவற்றில் எலெக்ட்ரான்கள் எவ்வரிசையில் நிரம்புகின்றன என்பதை ஹீண்டு விதி மூலம் நிர்ணயிக்கலாம். அதன்படி ஓர் எலெக்ட்ரான் மண்டலத்தை எடுத்துக் கொண்டால் அதனுடைய அனைத்துத் துணை எலெக்ட்ரான் மண்டலங்களும் ஒவ்வோர் எலெக்ட் ரானைப் பெறும் வரை அதன் எந்தத் துணை எலெக்ட்ரான் மண்டலமும் இரண்டு எலெக்ட்ரான் களைப் பெறுவதில்லை. சான்றாக, p எலெக்ட்ரான் மண்டலத்தில் எலெக்ட்ரான்களைச் சேர்க்கும் போது ஒவ்வொரு துணை எலெக்ட்ரான் மண்ட லத்தில் (px pypa) ஒவ்வோர் எலெக்ட்ரானைச் சேர்த்த பின்னர், நான்காம் எலெக்ட்ரானை மீண்டும் px துணை எலெக்ட்ரான் மண்டலத்தில் சேர்க்க வேண்டும். நைட்ரஜன் (N,) = 1s' 2s' 2px 2py1 2p' = ஆக்சிஜன் (O ) = 1s' 2s' 2px 2py 2pr தனிம அணுக்களின் எலெக்ட்ரான் அமைப்பைப் பின்வரும் அட்டவணையில் காணலாம். அணு எண் தனிமம் எலெக்ட்ரான் அமைப்பு 1s 2s 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d <5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s 2p- 3p- இதனை எளிதில் நினைவு கொள்ளும் பொருட்டுக் கீழ்வருமாறு எழுதலாம். 415 -25- ←35. 4s" Ap H Is¹ 2. He 182 3. Li [He] 2s¹ 4. Be [He] 2s* 5. B [He] 2s 2p¹ 6. C [He] 2s 2p* 7. N [Ne] 2s 2p³ 8. 0 [He] 2s³ 2p⭑ 9. F [He] 2s³ 2ps 3d- 10. Ne [Ne] 2s* 2p* 11. 4d- Na [Ne] 3s 4f- 12. Mg [Ne] 3s' 5d. 5f 13. Al -68- 6p 7p 6d [Ne] 3s* 3p¹ 14. Si [Ne] 3s° 3p³ 15. P [Ne] 3s 3p 16. S [Ne] 3s³ 3p*
