நீல்ஸ்போர் அணுமாதிரியினன் குறைபாடுகள்

நீல்ஸ்போர் அணுமாதிரியினன் குறைபாடுகள்

 ஒரு எலக்ட்ரான் ஒரு குறிப்பிட்ட ஆற்றல் மட்டத்திலிலருந்து மற்றொரு ஆற்றல் மட்டத்திற்கு தாவுகிற போது கதிரிவீச்சு ஏற்படுகிறது. ஆனால் எவ்வாறு இக்கதிர்வீச்சு நிகழ்கிறது என்பதை விளக்க இயலவில்லை.

போரின் கொள்கை ஹைட்ரஜன் அணு மற்றும் ஹைட்ரஜனைப் போன்று அமையும் அயனிகளின் நிற நிரலை வெற்றிகரமாக விளக்கினாலும் அதிக எண்ணிக்கை பெற்றுள்ள எலக்ட்ரான்களை உடைய நிற நிரல் தொடர்களை விளக்க முடியவில்லை.

 h/2 _பை என்ற மடங்கில் அமையும் mvr  கோண உந்தத்தைப் பெரும் எலக்ட்ரான் மட்டுமே குறிப்பிட்ட வலைய பாதையில் சுற்றும் என்ற கருத்திற்கு திருப்தியளிக்கும் உறுதிப்பாடு ஏதும் இல்லை.

சீமென் விளைவு பற்றி எந்த விளக்கமும் தரப்படவில்லை.

நீல்ஸ்போர் அணு மாதிரிக் கொள்கை

நீல்ஸ்போர் அணு மாதிரிக் கொள்கை

உட்கருவைச் சுற்றி அமையும் குறிப்பிட்ட வளையப் பாதைகள் அதாவது குறிப்பிட்ட தேர்ந்தெடுக்கப்பட்ட ஆர்பிட்களில் மட்டுமே எலக்ட்ரான்கள் உட்கருவைச் சுற்றி வருகின்றன.

இவ்வளையப் பாதைகள் குறிப்பிட்ட ஆற்றல்களைப் பெற்றுள்ளதால் இவை ஆற்றல் கூடுகள் அல்லது ஆற்றல் மடட்ங்கள் அல்லது குவாண்டம் மட்டங்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

எலக்ட்ரான்கள் குறிப்பிட்ட ஆர்பிட்டில் இருக்கும்போது ஆற்றலைப் பெறவோ அல்லது இழக்கவோ செய்யாது. ஒரு எலக்ட்ரான் ஒரு நிலையிலிருந்து வேறொரு நிலைக்கு மாறினால் எலக்ட்ரான் குறிப்பிட்ட அதிரிவெண் உடைய கதிரிவீச்சை உறிஞ்சும் அல்லது வெளித்தள்ளும்.

வளைய ஆர்பிட்டில் சுற்றி வரும் எலக்ட்ரானில் கோண உந்தம் mvr ஆகும். இதில் m என்பது எலக்ட்ரானின் நிறையும், v என்பது கோண உந்தத்தையும் குறிக்கும்.

டாபர்னீரின் மும்மை வகைப்படுத்துதல்

டாபர்னீரின் மும்மை வகைப்படுத்துதல்

ஒத்த பண்புடைய மூன்று தனிமங்கள் கொண்ட தொகுதிகளாக டோபரினர் என்பவர் வகைப்படுத்தினார். இத்தொகுதி தனிமங்கள் மும்மைகள் எனப்படும்.

இவ்விதிகளின்படி மூன்று தனிமங்கள் அவற்றின் அணுநிறை எண் ஏறு வரிசையில் வரிசைப்படுத்தப்படுகின்றன. நடுவில் உள்ள தனிமத்தின் அணு நிறையானது மற்ற இரு தனிமங்களின் அணு நிறைகளின் இயற்கணித சராசரியாக இருக்கும்.

அயனியாக்கும் ஆற்றலைப் பாதிக்கும் காரணிகள் அணுவின் உருவளவு, அணுக்ருவின் மின்சுமை, எலக்ட்ரான் திரை விளைவு, எலக்ட்ரான் நாட்டம் போன்ற காரணிகள் மூலம் பாதிக்கப்படுகிறது.

அயனியாக்கும் ஆற்றலைப் பாதிக்கும் காரணிகள்

அணுவின் உருவளவு, அணுக்ருவின் மின்சுமை, எலக்ட்ரான் திரை விளைவு, எலக்ட்ரான் நாட்டம் போன்ற காரணிகள் மூலம் பாதிக்கப்படுகிறது.

அணுவின் உருவளவு, அணுக்ருவின் மின்சுமை, எலக்ட்ரான் திரை விளைவு, எலக்ட்ரான் நாட்டம் போன்ற காரணிகள் மூலம் பாதிக்கப்படுகிறது.

அயனியாக்கும் ஆற்றல்

அயனியாக்கும் ஆற்றல்

அயனியாக்கும் ஆற்றலானது அயனியாக்கும் என்தால்பி என அழைக்கப்படுகிறது. 

ஒரு அணுவிலிருந்து ஒரு எலக்ட்ரானை நீக்குவதற்கு தேவைப்படும் ஆற்றல் அயனியாக்கும் என்தால்பி எனப்படும்.

தனித்த வாயு நிலையில் உள்ள ஒரு அணுவில் இருந்து ஒரு எலக்ட்ரானை நீக்குவதற்கு தேவைப்படும் ஆற்றல் முதல் அயனியாக்கும் என்தால்பி எனப்படும்.

அதே தனிமத்திலிருந்து இரண்டாவது எலக்ட்ரானை நீக்குவதற்கு முதல் எலக்ட்ரானை நீக்குவதை விட அதிக ஆற்றல் தேவைப்படுகிறது. ஏனெனில் ஒரு நடுநிலை அணுவை விட நேர்மின்சுமை கொண்ட அயனியிலிருந்து எலக்ட்ரானை நீக்குவது கடினமாகும்.

பொதுவாக தனிம வரிசை அட்டவணையில் உள்ள தொகுதியில் மேலிருந்து கீழிறங்கும்போது அயனியாக்கும் என்தால்பி குறைகிறது. அயனியாக்கும் என்தால்பி ஒருவரிசையில் இடமிருந்து வலமாகச் செல்லும்போது அதிகரிக்கிறது.

தணிமங்களின் வகைகள் தொகுதிகள்

தணிமங்களின் வகைகள் தொகுதிகள்

தனிமங்களின் வகைகள் - s, p, d, f தொகுதிகள்

தொகுதி 1 (கார உலோகங்கள்) மற்றும் தொகுதி 2 (காரமண் உலோகங்கள்) தனிமங்கள் முறையே வெளிக்கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பை ns¹ மற்றும் ns²எனப்பெற்றிருப்பதால் அவை s தொகுதி தனிமங்கள் எனப்படும். இவை குறைந்த அயனியாக்கும் என்பதால் பி கொண்ட வினைத் திறன் மிக்க உலோகங்கள்.

தொகுதிகள் 13 முதல் 18 வரை உள்ள தனிமங்கள் p தொகுதி தனிமங்கள் ஆகும். s தொகுதி தனிமங்களும் சேர்ந்து இவற்றை முதன்மைத் தொகுதி தனிமங்கள் என்றும் அழைப்பர்.

ஒவ்வொரு தொகுதியிலும் வெளிச்சுற்று எல்க்ட்ரான் அமைப்பு ns² np¹லிருந்து ns²np⁶ வரை மாறுபடுகிறது. ஒவ்வொரு வரிசையும் மந்தவாயு எலக்ட்ரான் அமைப்புடன் முடிவுறுகிறது.

மந்த வாயுக்கள் மிகக் குறைந்த வினைதிறனைப் பெற்றுள்ளன. மந்த வாயுக்கள் தொகுதிக்கு முன்னதாக இரு முக்கிய வேதியியல் தொகுதிகள் உள்ளன. அவை ஹாலஜன்கள் (தொகுதி 17) மற்றும் சால்கோஜென்கள் (தொகுதி 16) ஆகும்.

தொகுதி 3 முதல் 12 வரை உள்ள தனி வரிசை அட்டவணையின் மையத்தில் உள்ள தனிமங்கள் d தொகுதி தனிமங்கள் அல்லது இடைநிலைத் தனிங்கள் ஆகும்.

அணுக்களின் உட்கூட்டில் உள்ள d ஆர்பிட்டால்கள் எலக்ட்ரான்களால் நிரப்பப்படுகின்றன. எனவே இவை d தொகுதி தனிமங்கள் எனப்படுகின்றன. இவற்றின் வெளிச்சுற்றின் எலக்ட்ரான் அமைப்பு (n-1) d^1-10 ns^1-2 இவை அனைத்தும் உலோகங்கள் ஆகும். பெரும்பாலும் நிறமுள்ள அயனிகளைத் தருகின்றன.

தனிம வரிசை அட்டவணையின் கீழ்ப்பகுதியில் உள்ள லாந்தனைடுகள் மற்றும் ஆக்டினைடுகள் உள் இடைநிலைத் தனிமங்கள் எனப்படும். இவற்றின் இணைதிறன் கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பு (n-2) f^1-14 (n-1) d^0-1 ns²

நியூலாண்டின் எண்ம விதி

நியூலாண்டின் எண்ம விதி

இவ்விதிகளின்படி தனிமங்களை அணு நிறைகளின் ஏறு வரிசையில் வரிசைப்படுத்தும்போது எட்டாவது தனிமமானது முதலாவது தனிமத்தின் பண்புகளை ஒத்திருக்கும். இதுவே நியூலாண்டின் எண்ம விதி எனப்படும்.

ஆனால் இவ்விதி அதிக அணு நிறை கொண்ட தனிமங்களுக்குப் பொருந்தாது.

மெண்டலீஃபின் தனிம வரிசை அட்டவணை

மெண்டலீஃபின் தனிம வரிசை அட்டவணை

 மெண்டலீஃப் அறிமுகப்படுத்திய தனிமங்களை வகைப் படுத்தும் முறையானது ஆவர்த்தன விதி எனப்படும். இவ்விதிப்படி தனிமங்களின் பண்புகளானது அவற்றின் அணு நிறைகளின் சார்பாக இருக்கும்.

மெண்டலீஃப் தனிம வரிசை அட்டவணை பற்றிய விவரம் பின்வருமாறு:

தனிம வரிசை அட்டவணையில் செங்குத்தாக அமைந்துள்ள பத்திகள் தொகுதிகள் என அழைக்கப்பட்டன. இவை I முதல் VIII மற்றும் 0 எனக் குறிக்கப்பட்டன. பூஜ்ஜியத் தொகுதி தனிமங்கள் மெண்டலீஃப் காலத்தில் கண்டறியப்படவில்லை.

தனிம வரிசை அட்டவணையில் கிடை மட்டத்தில் உள்ளவை வரிசைகள் எனப்படும். இவை 1 முதல் 7 என்ற எண்களால் குறிக்கப்படுகின்றன.

முதல் விரிசையில் 2 தனிமங்கள், 2 மற்றும் 3 வது வரிசையில் 8 தனிமங்கள், 4 மற்றும் 5ம் வரிசைகளில் 18 தனிமங்கள் உள்ளன.

6வது வரிசையில் 32 தனிமங்கள் உள்ளன. 7வது வரிசை முற்றுப்பெறாமல் 19 தனிமங்களைப் பெற்றுள்ளன.

1913ல் ஆங்கிலேய இயற்பியல் வல்லுநர் ஹென்றி மோஸ்லி என்பவர் ஒரு தனிமத்தின் அணு எண்ணானது அணு நிறையை விட முக்கியமான அடிப்படைப் பண்பு என்பதைக் கண்டறிந்தார்.

இதன் விளைவாக புதிய ஆவர்த்தன விதிப்படி தனிமங்களின் இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் பண்புகள் அவற்றின் அணு எண்களை அடிப்படையாகக் கொண்டதாகும். இதுவே புதிய ஆவர்த்தன விதியாகும்.

ஆல்ஃபா தத்துவம்

ஆல்ஃபா தத்துவம்

தாழ்நிலையில் இருக்கும் அணுக்களில் எலக்ட்ரான்கள் ஆர்பிட்டால்களின் ஆற்றலைப் பொறுத்து ஏறுமுக வரிசையில் நிரம்பும்.

அதாவது எலக்ட்ரான்கள் முதலில் ஆற்றல் மிக்ககுறைந்த ஆர்பிட்டால்களில் நிரம்பிய பின்னர் அதர்கு அடுத்த அதிக ஆற்றலை உடைய ஆர்பிட்டால்களுக்குச் செல்லும். அந்த ஆர்பிட்டால்களில் எல்க்ட்ரான்கள் நிரப்புதல் ஏறுமுக வரிசையில் அமையும்.

தனிமத்தின் வேதிப்பண்புகள் வெளிக்கூட்டில் காணும் எண்ணிக்கை மற்றும் அவற்றின் அமைப்பைப் பொறுத்து அமைகின்றன.

 ஒரே மாதிரி வெளிக்கூட்டு எலக்ட்ரான் அமைப்பைப் பெற்றுள்ள தனிமங்கள் பல தொகுதிகளாகப் பிரிகிகப்ப்டடுள்ளன. எனவே ஒரே தொகுதியில் உள்ள தனிமங்களின் வேதியில் மற்றும் இயற்பியல் பண்புகள் ஒத்திருக்கும்.

எனவே தனித்தனியாக ஒவ்வொரு தனிமத்தின் பண்புகளை அறிவதற்குப் பதிலாக ஒவ்வொரு தொகுதியின் அறிந்தால் மட்டுமே போதுமானது.

வெளிக்கூட்டில் ஒரு s எலக்ட்ரான் உடைய தனிமங்கள் 1ம் தொகுதி என்றும், இரு s எலக்ட்ரான்கள் வெளிக்கூட்டில் அமையப்பெற்ற தனிமங்களின் 2ம் தொகுதி காரமண் உலோகங்கள் என்றும் அழைக்கப்படுகின்றன. இவ்விரு தொகுதிகளும் s தொகுதி தனிமங்கள் என அழைக்கப்படுகின்றன.

தனிமங்கள் தங்களின் வெளிக்கூட்டில் 3 எலக்ட்ரான்கள் அதாவது இரு s  எலக்ட்ரான்கள் மற்றும் ஒரு p எலக்ட்ரான்கள் அமைப்பினைப் பெற்ற தனிமங்களின் தொகுதி 13ம் தொகுதி என அழைக்கப்படுகிறது.

 13, 14, 15, 16, 17, 18ம் தொகுதித் தனிமங்களில் s ஆர்பிட்டால்கள் நிரம்பிய நிலையிலும் இருப்பதால் இத்தனிமங்களின் பண்புகள் p ஆர்பிட்டால் எல்க்ட்ரான்களைப் பொருத்து அமைகிறது. இத்தொகுதிகள் இணைந்து p தொகுதி தனிமங்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

இதே போன்று d ஆக்பிட்டால்களை நிரப்பும் தன்மையுடைய தனிமங்கள் d தொகுதி தனிமங்கள் அல்லது இடைநிலைத் தனிமங்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

f  ஆர்பிட்டால்களில் எலக்ட்ரான் நிரவுதல் செய்யும் தனிமங்கள் f தொகுதி தனிமங்கள் என அழைக்கப்படுகின்றன.

ஹூண்ட் விதி

ஹூண்ட் விதி

இவ்விதியின்படி p, d அல்லது f ஆர்பிட்டால்களை நிரப்பும்போது, இணை சேர்வதர்கு முன்னர், எத்தனை இணை சேரா எலக்ட்ரான்கள் இருக்க வேண்டுமோ அத்தனை எலக்ட்ரான்கள் ஆர்பிட்டாலில் காணுதல் வேண்டும்.

தரப்பட்டுள்ள துணை மட்டத்தில் எல்லா ஆர்பிட்டால்களிலும் பாதி நிரவல் நிரம்பும் வரை எலக்ட்ரான் இணை நடக்காது. இதுவே ஹூண்ட் விதி ஆகும்.

பெளலியின் தவிர்ப்புத் தத்துவம்

பெளலியின் தவிர்ப்புத் தத்துவம்

ஒரு அணுவில் உள்ள இரு எலக்ட்ரான்கள் அனைத்து நான்கு குவாண்டம் மதிப்புக்களையும் ஒரே மாதிரியாகப் பெற்றிருக்க முடியாது.

ஒரு குறிப்பிட்ட அணுவில் இரு எலக்ட்ரான்கள் அதிகபட்சமாக மூன்றும் குவாண்டம் எண்களின் மதிப்பை ஒரே அளவாகப் பெற்றிருக்கலாம். ஆனால் நான்காம் குவாண்டம் எண்ணின் மதிப்பு மாறுபடும்.

எனவே s = +1/2 என ஒரு எலக்ட்ரான் பெற்றிருந்தால் மற்றொரு எலக்ட்ரானின் s மதிப்பு -1/2 என அமையும். அதாவது ஒரே ஆர்பிட்டாலில் எலக்ட்ரான்கள் எதிர் சுழற்சிகளைப் பெற்றிருக்கும்.

ரூதர்ஃபோர்டின் சிதறல் சோதனை

ரூதர்ஃபோர்டின் சிதறல் சோதனை

எலக்ட்ரான்கள் மற்றும் புரோட்டான்கள் எவ்வாறு அமைந்துள்ளன என்பதை அறிவதற்காக 1911ம் ஆண்டு ரூதர்ஃபோர்டு சிதறும் சோதனையை நடத்தினார்.

இவரின் கருத்துப்படி அணுவின் பருமனை ஒப்பிடும் போது, உட்கரு அடைத்துக் கொள்ளும் பருமன் மிகச்சிறியது.

அணுவின் ஆரம் 10 ^-10 m எனப்படும்போது உட்கருவின் ஆரம் 10 ^-15 m ஆகும்.

மேலும் இவரது கருத்தின்படி ஒர் அணுவின் மையப்பகுதில் நுண்ணிய நேர்மின்னூட்டமுடைய உட்கரு உள்ளது. உட்கருவின் நேர்மின்னூட்டத்திற்கு புரோட்டான்களே காரணமாகும்.

புரோட்டான்கள் மற்றும் புரோட்டான்களின் நிறையைப் போலவே பெற்றுள்ள  நடுநிலைத் துகள்களைப் பொறுத்து உட்கருவின் நிறை அமைகிறது. இவ்வகை  நடுநிலைத்துகளே நியூட்ரான் ஆகும்.

1932-ல் சாட்விக் என்பவர் நியூட்ரான்களைக் கண்டறிந்தார்.

 உட்கருவினைச் சுற்றி எல்கட்ரான்கள் பல்வேறு வட்ட வடிவப் பாதைகளில் வேகமாக இயங்குகின்றன.

இவ்வட்ட வடிவ கோளப் பாதைகள் ஆர்பிட் அல்லது வளையங்கள் என அழைக்கப்படுகின்றன.

ஒர் அணுவில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை அதில் உள்ள புரோட்டான்களின் எண்ணிக்கைக்குச் சமம்.

 ஒர் அணுவில் காணும் புரோட்டான்களின் எண்ணிக்கையே அவ்வணுவின் அணு எண்ணாகும். எலக்ட்ரான்கள் மற்றும் உட்கரு ஒன்றுடன் ஒன்று மின்னியக்கு விசையால் கவரப்பட்டு ஒருங்கே உள்ளன.

ரூதர்ஃபோர்டின் அணுமாதிரியின் குறைபாடு அணுக்களின் நிலைப்புத் தன்மையை விளக்க முடியாததாகும். மேலும் எலக்ட்ரான் அமைப்பைப் பற்றி எதுவும் கூறவில்லை.

எலக்ட்ரான்கள் எவ்வாறு உட்கருவைச் சுற்றி அமைகின்றன மற்றும் எலக்ட்ரான்களின் ஆற்றல்கள் அமைகின்றன என்பது போன்றவற்றை விளக்க இயலவில்லை.

தாம்சனின் அணு மாதிரி

தாம்சனின் அணு மாதிரி

தாம்சனின் அணுக்கொள்கையின்படி அணுவானது ஒழுங்கான 10^-10  mஅளவிற்கு நேர் மின்னூட்டப்பட்ட கோளங்களினால் ஆனது.

இதனுள் அணுவில் காணும் நேர்மின்னூட்டத் துகள்களுக்குச் சமமாக எலக்ட்ரான்கள் பதிக்கப்பட்டுள்ளன என்பதாகும்.

ஹைட்ரஜனின் ஐசோடோப்புகள்

ஹைட்ரஜனின் ஐசோடோப்புகள்

ஒரே அணு எண்களையும் வெவ்வேறு நிறை எண்களையும் உடைய ஒரே தனிமத்தின் அணுக்கள் ஐசோடோப்புக்கள் எனப்படும்.

ஹைட்ரஜனுக்கு புரோட்டியம், டியூட்ரியம், டிரிட்டியம் என மூன்று ஐசோடோப்புக்கள் காணப்படுகின்றன.

இயற்கையில் காணப்படும் மொத்த ஹைட்ரனில் 99.98 சதவீதம் சாதாரண ஹைட்ரஜனாகிய புரோட்டியமே உள்ளது. இதன் அணு நிறை 1.

டியூட்ரியம் அல்லது கன ஹைட்ரஜன் இயற்கையில் மிகச்சிறிதளவே காணப்படுகிறது. இயற்கையில் காணப்படும் ஹைட்ரஜனில் இவற்றின் விகிதமானது 1: 6000.

டிரிட்டியம் உயர் வாயு மண்டலத்தில் மின்காந்த நுண்ணலைகளால் தூண்டப்படும் உட்கரு வினைகளில் தொடர்ச்சியாக உருவாவதாகும். இது கதிரியக்கத் தன்மை கொண்ட ஐசோடோப்பு ஆகும். இதன் அரை ஆயுட்காலம் - 12.3 ஆகும்.

புரோட்டியத்தின் அணுநிறை 1. டியூட்ரியத்தின் அணு நிறை 2. டிரிட்டியத்தின் அணுநிறை 3 ஆகும்.

செயற்கைக் கதிரியக்கத்தை ஏற்படுத்த அதிவேக டியூட்ரான்கள் பயன்படுகின்றன. வேதிவினைகளின் வழிமுறைகளை அறியும் சுவடறிவானாகப் பயன்படுகிறது.

கனநீர் எனப்படும் டியூட்ரியம் ஆக்சைடு அணுக்கரு உலைகளில் நியூட்ரான் வேகத்தைக் குறைக்க மட்டுப்படுத்தியாகப் பயன்படுகிறது.

லித்தியத்தை மெதுவாகச் செல்லும் நியூட்ரான்களைக் கொண்டு தாக்குவதால் டிரிட்டியம் கிடைக்கிறது. அணுக்கரு பிணைப்பு வினைகளில் டிரிட்டியம் பயன்படுகிறது.

1 s தொகுதி தனிமங்கள்

1 s தொகுதி தனிமங்கள்

ஆவர்த்தன அட்டவணையில் ஹைட்ரஜன் முதல் தனிமமாகும். உட்கருவில் ஒரு புரோட்டானையும் மற்றும் வெளிச்சுற்றில் ஓர் எலக்ட்ரானையும் கொண்டது.

எலக்ட்ரான் நாட்டம்

எலக்ட்ரான் நாட்டம்

வாயு நிலையில் உள்ள நடுநிலை அணுவிற்கு ஒரு எலக்ட்ரானை சேர்த்து எதிர்மின்சுமையுடைய அயனியை உருவாக்கும்போது வெளியிடப்படும் ஆற்றலே எலக்ட்ரான் நாட்டம் அல்லது எலக்ட்ரான் கவர் என்தால்பி எனப்படும்.

ஒரு தொகுதியில் கீழிறங்கும்போது எலக்ட்ரான் கவர் ஆற்றலின் மதிப்புக்கள் குறைந்து கொண்டே வருகிறது.

எலக்ட்ரான் கவர் என்தால்பி மதிப்புக்களில் எதிர்பார்த்தது போல அல்லாமல் ஃப்ளூரினின் எலக்ட்ரான் கவர் என்தால்பியானது குளோரினை விட குறைவாக உள்ளது.

எலக்ட்ரான் கவர் என்தால்பி ஒரு வரிசையில் இடமிருந்து வலமாகச் செல்லும்போது அதிகரிக்கும்.

அணுக்கருவின் மின்சுமை அதிகரிப்பதால் எலக்ட்ரான் கவர்ச்சி விசையும் அதிகரிப்பதே இதற்குக் காரணமாகும்.

 எலக்ட்ரான் நாட்டத்தின் எண் மதிப்பை பாதிக்கும் காரணிகள் 1. அணுவின் உருவளவு 2. பயனுடைய அணுக்கரு மின்சுமை 3. உள் எலக்ட்ரான்களின் மறைத்தல் விளைவு ஆகியன.

அணு அமைப்பு

அணு அமைப்பு

டால்டனின் அணுக்கொள்கையின்படி பருப்பொருட்கள் மிக நுண்ணிய துகள்களால் ஆனவை. அணுக்கள் பிளக்க முடியாதவை. 

வேதிவினையின்போது அணுக்களை ஆக்கவோ அழிக்கவோ முடியாது.

ஒரு தனிமத்தின் அனைத்து அணுக்களும் அளவு, வடிவம், நிறை, அமைப்பு ஆகியவற்றில் ஒத்திருக்கின்றன. வெவ்வேறு தனிமங்களின் அணுக்கள் வெவ்வேறானவை.

கதிரியக்கத்தின் கண்டிபிடிப்பு அணுக்களைப் பிளக்க முடியும் என்பதைத் தெளிவாக்கியது. உட்கரு வினையில் அணுக்கள் தோற்றுவிக்கப்படுகின்றன அல்லது அழிக்கப்படுகின்றன.

ஒரு தனிமத்தின் அனைத்து அணுக்களும் அனைத்துப் பண்புகளிலும் ஒத்திருக்க வேண்டிய அவசியமில்லை. மேற்கூறிய அனைத்துப் பண்புகளையும் டால்டனின் கொள்கையால் விளக்க முடியவில்லை.