TNPSC Daily Notes: Atomic Structure & Periodic Classification of Elements — Atomic Models, Isotopes & Periodic Trends | அணு அமைப்பு மற்றும் தனிமங்களின் ஆவர்த்தன வகைப்பாடு — அணு மாதிரிகள், சமதானிகள் மற்றும் ஆவர்த்தனப் பண்புகள் — 22 September 2026

1. From Dalton to Bohr — how the atom took shape

The word atom comes from the Greek atomos, meaning indivisible, a term used by the philosopher Democritus. The idea became science in 1808 when John Dalton proposed that every element is made of tiny particles called atoms, that atoms of the same element are identical in mass, and that compounds form when atoms combine in simple whole-number ratios. Dalton’s theory explained the laws of conservation of mass and constant proportions, but it wrongly assumed the atom could not be divided.

That assumption collapsed in 1897, when J. J. Thomson studied cathode rays in a discharge tube and identified a negatively charged particle roughly 1837 times lighter than a hydrogen atom — the electron. He pictured the atom as a sphere of positive charge with electrons embedded in it, the famous plum pudding or watermelon model. Meanwhile E. Goldstein had observed positively charged canal rays in 1886, and in 1919 Ernest Rutherford established these as the proton. The third fundamental particle, the electrically neutral neutron, was found by James Chadwick in 1932, which finally explained why the mass of most atoms is roughly twice their atomic number.

The decisive experiment came in 1911. Rutherford, with Geiger and Marsden, fired alpha particles at a very thin gold foil. Most particles passed straight through, a few were deflected, and about one in twenty thousand bounced almost straight back. He concluded that the atom is largely empty space with a tiny, dense, positively charged nucleus holding nearly all the mass, while electrons move around it. The nuclear model could not explain why the revolving electron does not spiral into the nucleus, and Niels Bohr solved this in 1913 by proposing that electrons occupy only certain permitted orbits or shells (K, L, M, N) of fixed energy, radiating energy only when they jump from one shell to another.

2. Atomic number, mass number and the isotope family

The identity of an element is fixed by its atomic number (Z), the number of protons in the nucleus. In a neutral atom the number of electrons equals Z. The mass number (A) is the total of protons and neutrons, so the neutron count is simply A minus Z. Atoms of the same element that differ in neutron number are isotopes: hydrogen has protium, deuterium and tritium; chlorine exists as Cl-35 and Cl-37, which is why its average atomic mass is 35.5. Carbon-14 is used in radiocarbon dating, cobalt-60 in cancer therapy, iodine-131 in thyroid treatment and uranium-235 as nuclear fuel. Atoms of different elements with the same mass number are isobars, such as argon-40 and calcium-40, while those with the same neutron number are isotones.

Electrons are distributed shell by shell, the capacity of the nth shell being 2n² — 2, 8, 18 and 32 for K, L, M and N. However, the outermost shell never holds more than eight electrons, which is the basis of the octet rule. The order of filling is governed by the Aufbau principle (lowest energy first), the Pauli exclusion principle (no two electrons share all four quantum numbers) and Hund’s rule (orbitals of equal energy are singly filled before pairing). The number of electrons in the outermost shell, called valence electrons, decides the chemical behaviour of the element.

3. Building the periodic table

Early attempts at classification were partial. Dobereiner in 1817 noticed triads such as Li, Na, K in which the atomic mass of the middle element was nearly the average of the other two. Newlands in 1866 arranged elements by rising atomic mass and found that every eighth element repeated the properties of the first, naming it the Law of Octaves; it failed beyond calcium. The breakthrough was Dmitri Mendeleev’s table of 1869, based on atomic mass, which boldly left blank spaces for elements yet to be discovered and predicted their properties with remarkable accuracy — eka-aluminium turned out to be gallium, eka-silicon germanium and eka-boron scandium. Its weaknesses were the position of hydrogen, the crowding of isotopes and a few pairs placed out of mass order, such as cobalt before nickel.

In 1913 Henry Moseley showed from X-ray spectra that the frequency of characteristic X-rays varies regularly with the nuclear charge, proving that atomic number, not atomic mass, is the true ordering property. This produced the Modern Periodic Law: the physical and chemical properties of elements are a periodic function of their atomic numbers. The modern long-form table has seven periods and eighteen groups, divided into s, p, d and f blocks. As of today 118 elements are recognised by IUPAC, the seventh period having been completed by nihonium, moscovium, tennessine and oganesson. Lanthanides and actinides are shown separately below the main table to keep it compact.

4. Periodic trends worth memorising

Moving left to right across a period, the nuclear charge rises while electrons enter the same shell, so the electron cloud is pulled inward: atomic radius decreases, ionisation energy, electron affinity and electronegativity increase, and metallic character decreases while non-metallic character rises. Moving down a group, a new shell is added each time and the outer electrons are shielded from the nucleus, so atomic radius increases while ionisation energy and electronegativity fall and metallic character grows. Caesium and francium are therefore the most reactive metals, fluorine the most electronegative element, and helium has the highest ionisation energy. Elements along the metal–non-metal staircase, such as boron, silicon, germanium, arsenic and antimony, behave as metalloids. Group 18 noble gases have complete octets, which is why they are chemically inert, and group 17 halogens are the most reactive non-metals. These trends, rather than isolated facts, are what TNPSC papers test most often.

1. டால்டன் முதல் போர் வரை — அணுவைப் புரிந்துகொண்ட பயணம்

அணு என்பதற்கு கிரேக்க மொழியில் “பிரிக்க முடியாதது” என்று பொருள். தத்துவ அறிஞர் டெமாக்ரிட்டஸ் இந்தக் கருத்தை முதலில் கூறினாலும், 1808-ல் ஜான் டால்டன் அதை அறிவியல் கொள்கையாக மாற்றினார். ஒவ்வொரு தனிமமும் அணுக்களால் ஆனது என்றும், ஒரே தனிமத்தின் அணுக்கள் ஒரே நிறை கொண்டவை என்றும், சேர்மங்கள் எளிய முழு எண் விகிதத்தில் அணுக்கள் இணைவதால் உருவாகின்றன என்றும் அவர் கூறினார். இந்தக் கொள்கை நிறை அழியா விதியையும் நிலை விகித விதியையும் விளக்கியது; ஆனால் அணுவைப் பிரிக்க முடியாது என்ற அவரது கருத்து தவறானது.

1897-ல் ஜே. ஜே. தாம்சன் வெளியேற்றக் குழாயில் கேத்தோடு கதிர்களை ஆய்வு செய்து, ஹைட்ரஜன் அணுவை விட ஏறக்குறைய 1837 மடங்கு இலேசான எதிர்மின்சுமை துகளான எலக்ட்ரானை கண்டறிந்தார். நேர்மின்சுமை கொண்ட கோளத்தில் எலக்ட்ரான்கள் பதிந்திருப்பதாக அவர் விளக்கிய மாதிரியே “பிளம் புட்டிங்” அல்லது “தர்பூசணி” மாதிரி எனப்படுகிறது. இதற்கு முன்பே 1886-ல் கோல்ட்ஸ்டைன் நேர்மின்சுமை கொண்ட கால்வாய்க் கதிர்களைக் கண்டறிந்திருந்தார்; 1919-ல் ரூதர்ஃபோர்ட் அவற்றை புரோட்டான் என உறுதிப்படுத்தினார். மூன்றாவது அடிப்படைத் துகளான, மின்சுமை அற்ற நியூட்ரானை 1932-ல் ஜேம்ஸ் சாட்விக் கண்டறிந்தார். பெரும்பாலான அணுக்களின் நிறை ஏன் அணு எண்ணைப் போல இரு மடங்காக உள்ளது என்பதற்கு இதுவே விளக்கம்.

1911-ல் ரூதர்ஃபோர்ட், கைகர் மற்றும் மார்ஸ்டன் ஆகியோர் மிக மெல்லிய தங்கத் தகட்டின் மீது ஆல்ஃபா துகள்களைச் செலுத்தினர். பெரும்பாலான துகள்கள் நேராகச் சென்றன, சில விலகின, சுமார் இருபதாயிரத்தில் ஒரு துகள் திரும்பி வந்தது. எனவே அணுவின் பெரும்பகுதி வெற்றிடம் என்றும், மையத்தில் மிகச் சிறிய, அடர்த்தியான, நேர்மின்சுமை கொண்ட உட்கரு உள்ளது என்றும் அவர் முடிவு செய்தார். ஆனால் சுழலும் எலக்ட்ரான் ஏன் உட்கருவில் விழவில்லை என்பதை இம்மாதிரி விளக்கவில்லை. 1913-ல் நீல்ஸ் போர் எலக்ட்ரான்கள் குறிப்பிட்ட ஆற்றல் கொண்ட அனுமதிக்கப்பட்ட ஓடுகளில் (K, L, M, N) மட்டுமே சுழல்கின்றன என்றும், ஒரு ஓட்டிலிருந்து மற்றொன்றுக்குத் தாவும்போது மட்டுமே ஆற்றல் மாற்றம் நிகழ்கிறது என்றும் விளக்கி இச்சிக்கலைத் தீர்த்தார்.

2. அணு எண், நிறை எண் மற்றும் சமதானிகள்

ஒரு தனிமத்தின் அடையாளத்தை நிர்ணயிப்பது அதன் அணு எண் (Z) — அதாவது உட்கருவில் உள்ள புரோட்டான்களின் எண்ணிக்கை. நடுநிலை அணுவில் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையும் Z-க்குச் சமம். நிறை எண் (A) என்பது புரோட்டான் மற்றும் நியூட்ரான்களின் கூட்டுத்தொகை; எனவே நியூட்ரான்களின் எண்ணிக்கை A − Z ஆகும். ஒரே தனிமத்தின், வெவ்வேறு நியூட்ரான் எண்ணிக்கை கொண்ட அணுக்கள் சமதானிகள் எனப்படும். ஹைட்ரஜனுக்கு புரோட்டியம், டியூட்டீரியம், டிரிட்டியம் என மூன்று சமதானிகள் உள்ளன; குளோரின் Cl-35, Cl-37 என இரு வடிவங்களில் இருப்பதால் அதன் சராசரி அணு நிறை 35.5 ஆகும். கார்பன்-14 தொல்பொருள் காலக்கணிப்புக்கும், கோபால்ட்-60 புற்றுநோய் சிகிச்சைக்கும், அயோடின்-131 தைராய்டு சிகிச்சைக்கும், யுரேனியம்-235 அணு எரிபொருளாகவும் பயன்படுகின்றன. ஒரே நிறை எண் கொண்ட வெவ்வேறு தனிமங்களின் அணுக்கள் சமநிறையிகள் (எ.கா. ஆர்கான்-40, கால்சியம்-40); ஒரே நியூட்ரான் எண்ணிக்கை கொண்டவை ஐசோடோன்கள்.

எலக்ட்ரான்கள் ஓடுகளாக அமைக்கப்படுகின்றன; n-வது ஓட்டின் கொள்ளளவு 2n² ஆகும் — K, L, M, N ஓடுகளுக்கு முறையே 2, 8, 18, 32. ஆனால் வெளி ஓட்டில் எட்டுக்கு மேல் எலக்ட்ரான்கள் இருக்க முடியாது; இதுவே அஷ்டக விதியின் அடிப்படை. நிரப்பும் வரிசையை ஆஃப்பாவ் தத்துவம் (குறைந்த ஆற்றல் நிலை முதலில்), பௌலி விலக்கு விதி மற்றும் ஹூண்ட் விதி ஆகியவை நிர்ணயிக்கின்றன. வெளி ஓட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்களே இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள்; தனிமத்தின் வேதியியல் பண்பை இவையே தீர்மானிக்கின்றன.

3. ஆவர்த்தன அட்டவணையின் வளர்ச்சி

1817-ல் டோபரைனர் Li, Na, K போன்ற மூவர் தொகுதிகளில் நடுத்தனிமத்தின் அணு நிறை மற்ற இரண்டின் சராசரியாக இருப்பதைக் கவனித்தார். 1866-ல் நியூலாண்ட்ஸ் தனிமங்களை அணு நிறை வரிசையில் அமைத்தபோது ஒவ்வொரு எட்டாவது தனிமமும் முதல் தனிமத்தின் பண்புகளைத் திரும்பக் காட்டுவதைக் கண்டு அஷ்டக விதியை முன்வைத்தார்; ஆனால் கால்சியத்திற்குப் பிறகு அது பொருந்தவில்லை. உண்மையான திருப்புமுனை 1869-ல் மெண்டலீஃப் அணு நிறை அடிப்படையில் உருவாக்கிய அட்டவணையே. கண்டுபிடிக்கப்படாத தனிமங்களுக்கு அவர் தைரியமாக இடைவெளிகளை விட்டு, அவற்றின் பண்புகளையும் துல்லியமாக முன்கணித்தார் — எக்கா-அலுமினியம் காலியமாகவும், எக்கா-சிலிக்கான் ஜெர்மேனியமாகவும், எக்கா-போரான் ஸ்காண்டியமாகவும் அமைந்தன. ஹைட்ரஜனின் இடம், சமதானிகளின் நெரிசல், கோபால்ட்–நிக்கல் போன்ற தலைகீழ் இணைகள் ஆகியவை இவ்வட்டவணையின் குறைபாடுகள்.

1913-ல் ஹென்றி மோஸ்லி எக்ஸ்-கதிர் நிறமாலை ஆய்வின் மூலம், சிறப்பு எக்ஸ்-கதிர்களின் அதிர்வெண் உட்கரு மின்சுமையுடன் ஒழுங்காக மாறுவதைக் காட்டி, அணு நிறை அல்ல அணு எண்ணே உண்மையான அடிப்படைப் பண்பு எனத் தெளிவுபடுத்தினார். இதுவே நவீன ஆவர்த்தன விதி: தனிமங்களின் இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் பண்புகள் அவற்றின் அணு எண்களின் ஆவர்த்தனச் சார்புகளாகும். நவீன நீள்வடிவ அட்டவணையில் 7 தொடர்களும் 18 தொகுதிகளும் உள்ளன; s, p, d, f என நான்கு தொகுப்புகளாகப் பிரிக்கப்பட்டுள்ளது. தற்போது IUPAC ஆல் 118 தனிமங்கள் ஏற்கப்பட்டுள்ளன; நிஹோனியம், மாஸ்கோவியம், டென்னசைன், ஓகனெசான் ஆகியவை ஏழாவது தொடரை நிறைவு செய்தன. லாந்தனைடுகளும் ஆக்டினைடுகளும் அட்டவணையின் கீழே தனியே காட்டப்படுகின்றன.

4. ஆவர்த்தனப் பண்பு மாற்றங்கள்

ஒரு தொடரில் இடமிருந்து வலமாகச் செல்லும்போது உட்கரு மின்சுமை அதிகரிக்கிறது, ஆனால் எலக்ட்ரான்கள் ஒரே ஓட்டிலேயே சேர்வதால் எலக்ட்ரான் மேகம் உள்நோக்கி இழுக்கப்படுகிறது. எனவே அணு ஆரம் குறைகிறது, அயனியாக்கும் ஆற்றல், எலக்ட்ரான் நாட்டம், மின்னெதிர்த்தன்மை அதிகரிக்கின்றன, உலோகத்தன்மை குறைகிறது. ஒரு தொகுதியில் கீழ்நோக்கிச் செல்லும்போது புதிய ஓடு சேர்வதாலும் மறைப்பு விளைவு அதிகரிப்பதாலும் அணு ஆரம் அதிகரிக்கிறது, அயனியாக்கும் ஆற்றலும் மின்னெதிர்த்தன்மையும் குறைகின்றன, உலோகத்தன்மை கூடுகிறது. எனவே சீசியம் மற்றும் பிரான்சியம் மிக வினைத்திறன் மிக்க உலோகங்கள்; புளோரின் அதிக மின்னெதிர்த்தன்மை கொண்ட தனிமம்; ஹீலியம் அதிக அயனியாக்கும் ஆற்றல் கொண்டது. போரான், சிலிக்கான், ஜெர்மேனியம், ஆர்சனிக், ஆண்டிமணி போன்றவை உலோகப்போலிகள் ஆகும். தொகுதி 18 மந்த வாயுக்கள் நிறைவான அஷ்டகம் கொண்டிருப்பதால் வினைபுரிவதில்லை; தொகுதி 17 ஹாலஜன்கள் மிக வினைத்திறன் மிக்க அலோகங்கள். தனித்தனி தகவல்களைவிட இந்தப் போக்குகளையே TNPSC தேர்வுகள் அதிகம் சோதிக்கின்றன.

1. Discoverers in order — “Go Tell Rahul, Chadwick Came”
Goldstein (canal rays, 1886) → Thomson (electron, 1897) → Rutherford (nucleus 1911, proton 1919) → Chadwick (neutron, 1932).
கோல்ட்ஸ்டைன் → தாம்சன் → ரூதர்ஃபோர்ட் → சாட்விக் என்ற வரிசையை நினைவில் கொள்ளுங்கள்.

2. Mendeleev’s three predictions — “GaGeSc = Gaps Get Solved”
eka-aluminium = Gallium, eka-silicon = Germanium, eka-boron = Scandium.
“கா-ஜெ-ஸ்கா” — காலியம், ஜெர்மேனியம், ஸ்காண்டியம்.

3. Period trend — “Right is Tight, Down is Round”
Going right the atom gets tighter (smaller radius, higher ionisation energy and electronegativity); going down it gets rounder (bigger radius, more metallic).
வலமாக → சுருங்கும்; கீழே → விரியும்.

4. Shell capacity — “2, 8, 18, 32 = 2n²”
Square the shell number, double it: K(1)→2, L(2)→8, M(3)→18, N(4)→32. Outermost shell never exceeds 8.
ஓட்டு எண்ணை வர்க்கப்படுத்தி இரட்டிப்பாக்குங்கள்; வெளி ஓட்டில் 8-ஐ மீற முடியாது.

5. Isotope vs Isobar — “ProTOP, MassBAR”
Isotope = same proton number; Isobar = same mass number.
சமதானி = ஒரே புரோட்டான்; சமநிறையி = ஒரே நிறை.

Q1. (TNPSC Group 4 — General Science) The number of neutrons present in an atom of mass number 27 and atomic number 13 is — ?
நிறை எண் 27, அணு எண் 13 கொண்ட அணுவில் உள்ள நியூட்ரான்களின் எண்ணிக்கை?
Answer: 14 (A − Z = 27 − 13). The element is aluminium.

Q2. (TNPSC Group 2 — Preliminary) Which scientist arranged the elements in the increasing order of their atomic masses and left vacant places for undiscovered elements?
தனிமங்களை அணு நிறை ஏறுவரிசையில் அமைத்து, கண்டுபிடிக்கப்படாத தனிமங்களுக்கு இடம் விட்டவர் யார்?
Answer: Dmitri Mendeleev | மெண்டலீஃப்

Q3. (TNPSC VAO / Group 4) The most electronegative element in the periodic table is — ?
ஆவர்த்தன அட்டவணையில் அதிக மின்னெதிர்த்தன்மை கொண்ட தனிமம் எது?
Answer: Fluorine (4.0 on the Pauling scale) | புளோரின்