வேதியியல் தொகுப்பு

* ஒரு அமிலத்திற்கும், காரத்திற்குமிடையேயான நடுநிலையாக்கல் வினையில் இடப்பெயர்ச்சி செய்யப்பட வேண்டிய ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ராக்சில் அயனிகளில் சில இடப்பெயர்ச்சி அடையாமல் இருந்தால் அவ்வினை பகுதியளவு நடுநிலையாக்கல் எனப்படும்.

* இவ்வகை வினையில் கிடைக்கும் விளை பொருட்கள் அமில அல்லது கார உப்புக்களாக இருக்கும்.

* ஒரு அமிலத்தை ஒரு காரத்தால் பகுதியளவு நடுநிலையாக்கல் செய்யும்போது அமில உப்புக் கிடைக்கும். அமில உப்பில் குறைந்த அளவு ஒரு ஹைட்ரஜன் அயனியாவது காணப்படும்.

* சோடியம் ஹைட்ரஜன் பாஸ்பேட், சோடியம் பைசல்பேட் போன்ற உப்புக்கள் அமில உப்புக்களுக்கு பிற எடுத்துக்காட்டுகள் ஆகும்.

* ஒரு காரத்தை அமிலத்தால் பகுதி அளவு நடுநிலையாக்குமேபோதும் கார உப்பு கிடைக்கும் கார உப்புக்களில் குறைந்தது ஒரு ஹைட்ராக்சைடு அயனியாவது காணப்படும்.

* சோடியம் குளோரைடு உணவுப் பொருட்கள் தயார் செய்யவும். ஊறுகாய், மீன், இறைச்சி, காய்கறி போன்றவை கெடமால் பாதுகாக்கவும் பயன்படுகிறது.

* ரொட்டிச் சோடா, ரொட்டி மற்றும் கேக்குகள் தயாரிக்கவும் பயன்படுகிறது.

* சலவைச் சோடா துணிகளை சலவை செய்யப் பயன்படுகிறது. சலவைத் தூள் துணிகள் மற்றும் தண்ணீரை சுத்தம் செய்யப் பயன்படுகிறது.

* கால்சியம் கார்பனேட் சுண்ணாம்புக் கட்டி செய்யப் பயன்படுகிறது.

* பொட்டாஷ் படிகாரம், நீரில் உள்ள மாசுகளை விரைவாக வீழ்படியச் செய்து நீரைத் தூய்மை யாக்குகிறது.

* சோடியம் பென்சோயேட் உணவு கெடாமல் பாதுகாக்கும் பொருளாகப் பயன்படுகிறது. சில்வர் நைட்ரேட் முடிச்சாயம் தயாரிக்கப் பயன்படுகிறது.

* அம்மோனியம் குளோரைடு, அம்மோனியம் சல்பேட், கால்சியம் சூப்பர் பாஸ்பேட் ஆகியவை உரங்களாகப் பயன்படுகின்றன.

* NPK (நைட்ரஜன், பாஸ்பரஸ், பொட்டாசியம்) வகை உரங்களில் அம்மோனியம் நைட்ரேட், அம்மோனியம் சல்பேட், அம்மோனியம் பாஸ்பேட், பொட்டாசியம் குளோரைடு உப்புக்கள் அடங்கியுள்ளன.

* காப்பர் சல்பேட் உப்பு காளான் கொல்லியாகப் பயன்படுகிறது. நைட்டர் (பொட்டாசியம் நைட்ரேட்) ஒரு உரமாகப் பயன்படுகிறது.

* பாரிஸ் சாந்து (Plaster of Paris) எலும்பு முறிவு சிகிச்சையில் பயன்படுகிறது. எப்சம் உப்பு மலச்சிக்கலைத் தீர்க்கும் மருந்தாகப் பயன்படுகிறது.

* முகரும் உப்பு சளித்தொல்லைகளிலிருந்து விடுபெறப் பயன்படுகிறது. ரொட்டிச் சோடா வயிற்றில் அமிலத் தன்மையைக் குறைக்கும் ஆன்டாசிட் மருந்துகள் தயாரிக்கப் பயன்படுகிறது.

* சில்வர் நைட்ரேட், சில்வர் புரோமைடு, சோடியம் தயோ சல்பேட் (ஹைப்போ) ஆகியவை புகைப்படத் தொழிலில் பயன்படுகின்றன.

* பொட்டாசியம் நைட்ரேட் பட்டாசுகள் தயாரிக்கவும், சோடியம் நைட்ரேட் துப்பாக்கித் தூள் மற்றும் பட்டாசுகள் செய்யவும், பொட்டாஷ் படிகாரம் தோல் பதனிடுதலிலும், காகிதங்களின் தரத்தை உயர்த்தவும், நிறமூன்றியாகவும் பயன்படுகிறது.

* பொட்டாசியம் குளோரேட் தீப்பெட்டித் தொழிற் சாலைகளில் பயன்படுகிறது. காப்பர் சல்பேட் சாயத்தொழிலிலும், அச்சுத் தொழிலிலுலம், முலாம் பூசுதலிலும் பயன்படுகிறது.

வேதியியல் கணக்கீடுகள்

* 1799ம் ஆண்டில் மெட்ரிக் முறை முதன் முதலில் பிரான்ஸ் நாட்டில் பயன்படுத்தப்பட்டது. இறுதியில் 1960ம் ஆண்டு நடைபெற்ற எடைகள் மற்றும் அளவீடுகள் பொது மாநாட்டில் மெட்ரிக் முறையை மாற்றி அமைத்து ஒரு புதுமுறை உருவாக்கப்பட்டது.

* இம்முறையே பன்னாட்டு அலகு முறை (S.I) அல்லது திருத்திய மெட்ரிக் முறை என அழைக்கப்பட்டது.

அடர்த்தி

* ஒரு பொருளின் அடர்த்தி என்பது ஒரு குறிப்பிட்ட அலகு பருமனில் காணும் அதன் நிறையாகும். அடர்த்தி = நிறை/ பருமன்

அடர்த்தி எண்

* ஒரு பொருளின் அடர்த்திக்கும் சம கன அளவு நீரின் அடர்த்திக்கும் உள்ள விகிதமே ஒப்படர்த்தி அல்லது அடர்த்தி எண் ஆகும். இது ஒர் அலகற்ற அளவாகும்.

* எண் மதிப்பில் இது பொருளின் அடர்த்திக்குச் சமமாகும்.

மூலக்கூறு வாய்பாட்டு எடை

* ஒரு சேர்மத்தின் மூலக்கூறு வாய்பாட்டில் காணும் அனைத்து அணுக்களின் அணு நிறைகளின் கூட்டுத் தொகையே அச்சேர்மத்தின் மூலக்கூறு வாய்பாட்டு எடை ஆகும்.

* NaClன் வாய்பாட்டு எடை 58.44 amu ஆகும்.

அவகோட்ரோ எண்

* 12 கிராம் கார்பனில் காணும் அணுக்களின் எண்ணிக்கையே அவகோட்ரோ எண்ணாகும்.

* அவகோட்ரோ எண்ணின் மதிப்பு 6.023 X 1023

மோல் கொள்கை

* கார்பன் 12 ஐசோடோப்பில், 12 கிராம் நிறையில் காணப்படும் கார்பன் அணுக்களின் எண்ணிக்கைக்கு சமமான அளவு ஆதாரத் துகள்களைக் கொண்டுள்ள பொருளின் நிறைவே மோல் எனப்படும்.

மோலார் நிறை

* ஒரு மோல் பொருளி்ன் நிறையே அதன் மோலார் நிறை ஆகும்.

விகித வாய்பாடு

* ஒரு சேர்மத்தின் விகித வாய்பாடு அல்லது முற்றுப் பெறாத வாய்பாடு என்பது அச்சேர்மத்தின் ஒருமூலக்கூறில் அடங்கியுள்ள பல்வேறு தனிமங்Kளின் அணுக்களின் எண்ணிக்கையின் சுருக்கிய விகிதமாகும்.

* நிறைமாறா விதி, இயைபு மாறா விதி, பெருக்க விகித விதி, தலைகீழ் விகித விதி, கே லூசாக்கின் பருமன் சேர்ப்பு விதி போன்ற விதிகளின் அடிப்படையில் வேதி வினைகள் நிகழ்கின்றன.

பெருக்க விகித விதி

* இரு தனிமங்கள் இணைந்து இரண்டு அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட சேர்மங்களை உருவாக்கினால் இவ்விரு தனிமங்களின் குறிப்பிட்ட எடையுடன் இணையும் மற்றொரு தனிமத்தின் எடை எளிய விகிதத்தில் அமையும்.

தலைகீழ் விகித விதி

* இரு தனிமங்கள் தனித்தனியே குறிப்பிட்ட நிறையுடைய மூன்றாம் தனிமத்துடன் சேர்வதாகக் கொண்டால், அவ்விரு தனிமங்கல் சேர்ந் து ஒரு சேர்மத்தை உருவாக்கும்போது அவை தனித்தனியே சேர்ந்த எடை விகிதத்திலோ அல்லது விகித மடங்கிலோ தான் சேரும்.

ஆக்சிஜன் ஒடுக்கம் - ஆக்சிஜன் ஏற்றம் வினைகள்

* ஆக்சிஜனை சேர்த்தல் அல்லது ஹைட்ரஜனை நீக்கல் ஆக்சிஜனேற்றம் ஆகும். ஹைட்ரஜனை சேர்த்தல் அல்லது ஆக்சிஜனை நீக்கல் ஒடுக்கமாகும்.

* எலக்ட்ரான் கொள்கையின்படி ஒரு வேதிவினையில் ஈடுபடும் அணு, ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான்களை இழந்தால், ஆக்சிஜனேற்றம் எனப்படும். இவ்வாறு ஏற்படும் எலக்ட்ரான் இழப்பு அப்பொருளின் நேர்மின்னூட்டத்தை அதிகரித்தும், எதிர் மின்னூட்டத்தைக் குறைக்கவும் செய்யும்.

* வேதிவினைகளில் எலக்ட்ரான்களை இழக்கும் பொருட்கள் ஒடுக்கும் பொருட்கள் ்ல்லது ஒடுக்கிகளாகும்.

* ஆக்சிஜன் ஒடுக்கம் என்பது ஒரு வேதிவினையில் பங்கு பெறும் அணு அல்லது அணுத்தொகுதிகள் ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றுக்கொண்டால் அதுவே ஒடுக்கமாகும். இவ்வாறு எலக்ட்ரான்களைப் பெறுவதால் பொருட்களின் மேல் உள்ள நேர் மின்னூட்டம் குறைந்தும், எதிர் மின்னூட்டம் அதிகரிக்கவும் செய்கிறது.

ஆக்சிஜனேற்ற எண் அல்லது ஆக்சிஜனேற்ற நிலை

* ஒரு மூலக்கூறில், பிற எல்லா அணுக்களும் அயனிகளாக வெளியேறிய பின் அணுவின் மீதுள்ள எஞ்சிய மின்னூட்டமே தனிமத்தின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் ஆகும்.

* எல்லா சேர்மங்கலிலும் ஃப்ளோரினின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் - 1 ஆக அமைகிறது. பொதுவாக எல்லா சேர்மங்களிலும், ஹைட்ரஜனின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் +1 ஆகும்.

* எல்லா சேர்மங்களிலும் ஆக்சிஜனின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் -2 ஆகும். எனினும் H2O2, BaO2, Na2O2 போன்ற பெர்ஆக்சைடுகளில் ஆக்சிஜனின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் -1 ஆகும்.

* உலோக ஹைட்ரைடுகளில்ல ஹைட்ரஜனின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் -1 ஆகும்.

* Cr2O72-யில் காணும் குரோமியத்தின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் +6 ஆகும்.

* ஒரு வேதிவினையில் ஒரு தனிமத்தின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் அதிகரித்தால் அது ஆக்சிஜனேற்றம் ஆகும். ஒரு வேதிவினையில் ஒரு தனிமத்தின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் குறைந்தால் அது ஆக்சிஜன் ஒடுக்கமாகும்.

* MnO2 + 4HCl --> MnCl2 + Cl2 + 2H2O

* மேற்கூறிய வினையில் மாங்கனீசு + 4ல் இருந்து, +2 ஆக்சிஜனேற்ற எண்ணாக குறைகிறது. எனவே MnO2 ஒடுக்கத்திற்கு உட்படுவதால் இது ஒரு ஆக்சிஜனேற்றி ஆகும். HCl ல் உள்ள குளோரினின் ஆக்சிஜனேற்ற எண் -1லிருந்து பூச்சியத்திற்கு உயர்கிறது. எனவே ஆக்சிஜனேற்றம் பெறுவதால் இது ஒரு ஒடுக்கியாகும்.

மோலாரிட்டி

* ஒரு லிட்டர் கரைசலில் கரைந்துள்ள கரைபொருளின் கிராம் மோல்களின் எண்ணிக்கையே கரைசலின் மோலாரிட்டி ஆகும்.

நார்மாலிட்டி

* ஒரு கரைசலின் நார்மாலிட்டி என்பது ஒரு லிட்டர் கரைசலில் கரைந்துள்ள கரைபொருளின் கிராம் சமான நிறை ஆகும். இச்செறிவு N என்ற அலகால் குறிக்கப்படுகிறது.

மோலாலிட்டி

* ஒரு கரைசலின் மோலாலிட்டி (m) என்பது 1000 கிராம் கரைப்பானில் கரைந்துள்ள கரைபொருளின் மோல் எண்ணிக்கை ஆகும்.

மோல் பின்னம்

* ஒரு கரைசலில் காணும் ஒரு கூறின் மோல் எண்ணிக்கைக்கும், கரைசலில் காணும் மொத்த கூறுகளின் எண்ணிக்கைக்கும் உள்ள விகிதமே கரைசலின் மோல் பின்னமாகும்.

* ஒரு நீர்க்கரைசலில் 3 கிராம் யூரியா 250 கிராம் நீரில் கரைந்துள்ளது எனில் கரைசலின் மோலாலிட்டி 0.2 m ஆகும்.

* தனிமங்களின் சமான நிறை ஹைட்ரஜன் இடப்பெயர்ச்சி முறை, ஆக்சைடு முறை, குளோரைடு முறை, உலோக ிடப்பெயர்ச்சி முறை போன்றவற்றின் மூலம் கண்டறியப்படுகிறது.

* நீர்த்த அமிலங்களுடன் வினைபுரிந்து ஹைட்ரஜனை இடப்பெயர்ச்சி செய்யும் உலோகங்களாகிய மெக்னீசியம், துத்தநாகம் மற்றும் அலுமினியம் போன்ற தனிமங்களின் சமான எடைகளைக் கண்டறிய ஹைட்ரஜன் இடப்பெயர்ச்சி முறை பயன்படுகிறது.

* குளோரைடுகளை எளிதாகத் தரக்கூடிய தனிமங்களின் சமான நிறை குளோரைடுகள் முறையில் கண்டறியப்படுகிறது.

ஒரு அமிலத்தின் சமான நிறை

* 1,008 பங்கு இடப்பெயர்ச்சி செய்யக்கூடிய ஹைட்ரஜனைப் பெற்றுள்ள அமிலத்தின் பங்குகளின் எண்ணிக்கையே அந்த அமிலத்தின் சமான நிறையாகும். ஒரு மூலக்கூறு அமிலத்தின் உள்ள இடப்பெயர்ச்சி செய்யக்கூடிய ஹைட்ரஜன் எண்ணிக்கையே அதன் காரத்துவம் எனப்படும். கந்தக அமிலத்தின் சமான நிறை 49 ஆகும்.

காரத்தின் சமான நிறை

* ஒரு காரத்தின் சமான நிறை என்பது அதன் நிறையில் எவ்வளவு பங்கில், ஒர் இடப்பெயர்ச்சி செய்யக்கூடிய ஹைட்ராக்சில் தொகு ுள்ளதோ அதுவே அதன் சமான நி்றை எனப்படும்.

* KOH -ன் சமான நிறை 56 ஆகும்.

உப்பின் சமான நிறை

* ஒரு சமான நிறை அமிலமும், ஒரு சமான நிறை காரமும் சேர்ந்து உண்டாகும் உப்பின் நிறையே உப்பின் சமான நி்றையாகும்.

* மூலக்கூறு நிறைக்கும் ஆவி அடர்த்திக்கும் இடையே உள்ள தொடர்பு, 2 X ஆவி அடர்த்தி = மூலக்கூறு நிறை

* விக்டர் மேயர் முறையில் எளிதில் ஆவியாகக் கூடிய சேர்மத்தின் மூலக்கூறு நிறையைக் கணக்கிடலாம்.

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.

தாம்சனின் அணு மாதிரி

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

* இதனுள் அணுவில் காணும் நேர்மின்னூட்டத் துகள்களுக்குச் சமமாக எலக்ட்ரான்கள் பதிக்கப்பட்டுள்ளன என்பதாகும்.

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.

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.

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.

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.

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.