6 Most FAQ’s of Structure of Atom Chapter in Class 10th Physical Science (TS/AP)

8 Marks

LAQ-1 : Explain the significance of Quantum numbers in predicting the positions of an electron in an atom.

For Backbenchers 😎


Imagine you’re trying to figure out where exactly an electron is inside an atom. It’s crucial to know this in physics and chemistry. We use something called “quantum numbers” to understand where the electron is, how much energy it has, and how it’s moving inside the atom. These numbers are super important for studying atoms and how they work.

Significance of Quantum Numbers in Predicting Electron Positions in an Atom:

  1. Principal Quantum Number (n): This is like the big energy level of the electron inside the atom. It’s represented as “n.” The bigger the “n,” the farther the electron is from the center of the atom.
  2. Angular-Momentum Quantum Number (l): This one tells you about the shape of the electron’s path inside the big energy level. It’s represented as “l.” Think of it like different paths or rooms inside a big building.
  3. Magnetic Quantum Number (ml): This number is all about which way the electron is pointing or which direction it’s moving inside its path or room. It’s represented as “ml.” Imagine the electron spinning or pointing in different directions.
  4. Spin Quantum Number (ms): Lastly, this one tells you if the electron is spinning or moving in a certain way. It’s represented as “ms.” Think of it as the electron having a little arrow that shows how it’s spinning.


Quantum numbers are like special codes that help us figure out exactly where an electron is, how it’s moving, and how much energy it has inside an atom. The “n” number is like the big floor of a building, “l” tells you about the rooms on that floor, “ml” is like the direction the electron is facing in a room, and “ms” is like an arrow showing how it’s spinning. Understanding these numbers helps us learn more about atoms, and it’s also the starting point for diving into advanced stuff like quantum mechanics and chemical reactions.

మన తెలుగులో


పరమాణువు లోపల ఎలక్ట్రాన్ ఎక్కడ ఉందో మీరు గుర్తించడానికి ప్రయత్నిస్తున్నారని ఊహించుకోండి. ఫిజిక్స్ మరియు కెమిస్ట్రీలో దీన్ని తెలుసుకోవడం చాలా ముఖ్యం. ఎలక్ట్రాన్ ఎక్కడ ఉందో, దానికి ఎంత శక్తి ఉంది మరియు పరమాణువు లోపల ఎలా కదులుతుందో అర్థం చేసుకోవడానికి మనం “క్వాంటం సంఖ్యలు” అనే పదాన్ని ఉపయోగిస్తాము. పరమాణువులను అధ్యయనం చేయడానికి మరియు అవి ఎలా పని చేస్తాయో తెలుసుకోవడానికి ఈ సంఖ్యలు చాలా ముఖ్యమైనవి.

అణువులోని ఎలక్ట్రాన్ స్థానాలను అంచనా వేయడంలో క్వాంటం సంఖ్యల ప్రాముఖ్యత:

  1. ప్రధాన క్వాంటం సంఖ్య (n): ఇది పరమాణువు లోపల ఉన్న ఎలక్ట్రాన్ యొక్క పెద్ద శక్తి స్థాయి లాంటిది. ఇది “n”గా సూచించబడుతుంది. “n” పెద్దది, ఎలక్ట్రాన్ పరమాణు కేంద్రం నుండి అంత దూరం ఉంటుంది.
  2. కోణీయ-మొమెంటం క్వాంటం సంఖ్య (l): ఇది పెద్ద శక్తి స్థాయి లోపల ఎలక్ట్రాన్ యొక్క మార్గం యొక్క ఆకృతి గురించి మీకు తెలియజేస్తుంది. ఇది “l”గా సూచించబడుతుంది. ఒక పెద్ద భవనం లోపల వివిధ మార్గాలు లేదా గదులు లాగా ఆలోచించండి.
  3. అయస్కాంత క్వాంటం సంఖ్య (ml): ఈ సంఖ్య ఎలక్ట్రాన్ ఏ వైపు చూపుతుంది లేదా దాని మార్గం లేదా గది లోపల ఏ దిశలో కదులుతోంది. ఇది “ml”గా సూచించబడుతుంది. ఎలక్ట్రాన్ స్పిన్నింగ్ లేదా వేర్వేరు దిశల్లో చూపుతున్నట్లు ఊహించుకోండి.
  4. స్పిన్ క్వాంటం సంఖ్య (ms): చివరగా, ఎలక్ట్రాన్ ఒక నిర్దిష్ట మార్గంలో తిరుగుతుందో లేదా కదులుతుందో ఇది మీకు చెబుతుంది. ఇది “ms”గా సూచించబడుతుంది. ఎలక్ట్రాన్ ఎలా తిరుగుతుందో చూపే చిన్న బాణం ఉన్నట్లు భావించండి.


క్వాంటం సంఖ్యలు ఒక ఎలక్ట్రాన్ ఎక్కడ ఉందో, అది ఎలా కదులుతుందో మరియు పరమాణువు లోపల ఎంత శక్తిని కలిగి ఉందో గుర్తించడంలో మాకు సహాయపడే ప్రత్యేక కోడ్‌ల లాంటివి. “n” సంఖ్య భవనం యొక్క పెద్ద అంతస్తు లాంటిది, “l” ఆ అంతస్తులోని గదుల గురించి మీకు చెబుతుంది, “ml” అనేది ఒక గదిలో ఎలక్ట్రాన్ ఎదురుగా ఉన్న దిశలా ఉంటుంది మరియు “ms” అనేది ఒక బాణం వంటిది. అది ఎలా తిరుగుతోంది. ఈ సంఖ్యలను అర్థం చేసుకోవడం పరమాణువుల గురించి మరింత తెలుసుకోవడానికి మాకు సహాయపడుతుంది మరియు క్వాంటం మెకానిక్స్ మరియు రసాయన ప్రతిచర్యల వంటి అధునాతన అంశాలలో డైవింగ్ చేయడానికి ఇది ప్రారంభ స్థానం.


Understanding the position of an electron within an atom is fundamental for grasping various concepts in physics and chemistry. Quantum numbers play a pivotal role in this understanding, providing detailed insights into the electron’s position, energy level, and orientation within an atom. These numbers are integral to the study of atomic structure and quantum mechanics, and their significance cannot be overstated. This guide aims to explain the role and importance of each type of quantum number in simple, straightforward terms.

Significance of Quantum Numbers in Predicting Electron Positions in an Atom

  1. Principal Quantum Number (n)
    • Represented as n.
    • Indicates the main energy level or shell in an atom.
  2. Angular-Momentum Quantum Number (l)
    • Represented as l.
    • Shows the shape of the sub-shell within a main shell.
  3. Magnetic Quantum Number (ml​)
    • Represented as ml​.
    • Outlines the orientation of an orbital in space.
  4. Spin Quantum Number (ms​)
    • Represented as ms​.
    • Details the spin orientation of electrons.


In summary, quantum numbers are integral in determining and predicting the precise position, orientation, and types of energy levels that electrons occupy within an atom. The principal quantum number (n) reveals the main energy shell, the angular-momentum quantum number (l) shows the shape of the sub-shell, the magnetic quantum number (ml​) details the orbital orientation, and the spin quantum number (ms​) indicates the electron’s spin direction. A thorough understanding of these quantum numbers not only deepens the knowledge of atomic theory but also lays the groundwork for advanced studies in quantum mechanics and chemical bonding.

LAQ-2 : Draw the shape of s, p and d orbitals.

For Backbenchers 😎

Understanding the Shapes of s, p, and d Orbitals in Atomic Physics:

  1. S Orbital:
    • Shape: Think of a ball or a sphere.
    • Details: The s orbital looks like a round ball, and the atom’s nucleus sits right in the middle of it. Imagine it as a perfectly symmetrical sphere, and in a simple hydrogen atom, you’d find one electron floating around somewhere within this sphere.
  2. P Orbital:
    • Shape: Imagine a dumbbell or something like two lobes.
    • Details: The p orbital is a bit different. It’s like having two parts, one on each side of the nucleus, like two lobes of a dumbbell. There are three p orbitals in total, and each one is aligned along a different direction – like one points along the x-axis, another along the y-axis, and the third along the z-axis.
  3. D Orbital:
    • Shape: Picture a four-leaf clover or a dumbbell with a ring in the middle.
    • Details: The d orbitals are more complex. Four of them look like a four-leaf clover, with lobes going in different directions. The fifth one is like a dumbbell, but it has a donut-shaped ring around the middle. These shapes are quite intricate and show how electrons can move around in more complicated ways.


These orbital shapes help us understand where electrons might be hanging out in an atom and how they move around. The s orbital is like a simple ball, the p orbital has two lobes, and the d orbitals have fancier shapes, like clovers and dumbbells with rings. These shapes are like maps that scientists use to study how electrons behave in atoms.

మన తెలుగులో

అటామిక్ ఫిజిక్స్‌లో s, p మరియు d ఆర్బిటాల్స్ ఆకారాలను అర్థం చేసుకోవడం:

  1. S కక్ష్య:
    • ఆకారం: బంతి లేదా గోళం గురించి ఆలోచించండి.
    • వివరాలు: s కక్ష్య ఒక గుండ్రని బంతిలా కనిపిస్తుంది మరియు అణువు యొక్క కేంద్రకం దాని మధ్యలో ఉంటుంది. ఇది ఒక సంపూర్ణ సౌష్టవ గోళంగా ఊహించుకోండి మరియు ఒక సాధారణ హైడ్రోజన్ అణువులో, ఈ గోళంలో ఎక్కడో ఒక ఎలక్ట్రాన్ చుట్టూ తేలుతున్నట్లు మీరు కనుగొంటారు.
  2. పి కక్ష్య:
    • ఆకారం: డంబెల్ లేదా రెండు లోబ్‌ల వంటి వాటిని ఊహించుకోండి.
    • వివరాలు: p కక్ష్య కొంచెం భిన్నంగా ఉంటుంది. ఇది రెండు భాగాలను కలిగి ఉంటుంది, కేంద్రకం యొక్క ప్రతి వైపు ఒకటి, డంబెల్ యొక్క రెండు లోబ్‌ల వంటిది. మొత్తంగా మూడు p కక్ష్యలు ఉన్నాయి మరియు ప్రతి ఒక్కటి వేరే దిశలో సమలేఖనం చేయబడి ఉంటాయి – x-అక్షం వెంట ఒక బిందువు, y-అక్షం వెంట మరొకటి మరియు z-అక్షం వెంట మూడవది.
  3. D కక్ష్య:
    • ఆకారం: మధ్యలో ఉంగరం ఉన్న నాలుగు-ఆకుల క్లోవర్ లేదా డంబెల్‌ను చిత్రించండి.
    • వివరాలు: d కక్ష్యలు మరింత సంక్లిష్టంగా ఉంటాయి. వాటిలో నాలుగు నాలుగు-ఆకుల క్లోవర్ లాగా కనిపిస్తాయి, లోబ్‌లు వేర్వేరు దిశల్లో వెళ్తాయి. ఐదవది డంబెల్ లాగా ఉంటుంది, కానీ దాని మధ్యలో డోనట్ ఆకారపు ఉంగరం ఉంటుంది. ఈ ఆకారాలు చాలా క్లిష్టంగా ఉంటాయి మరియు ఎలక్ట్రాన్లు మరింత సంక్లిష్టమైన మార్గాల్లో ఎలా తిరుగుతాయో చూపుతాయి.


ఈ కక్ష్య ఆకారాలు పరమాణువులో ఎలక్ట్రాన్‌లు ఎక్కడ వేలాడుతున్నాయో మరియు అవి ఎలా తిరుగుతాయో అర్థం చేసుకోవడంలో మాకు సహాయపడతాయి. s కక్ష్య ఒక సాధారణ బంతిలా ఉంటుంది, p కక్ష్యలో రెండు లోబ్‌లు ఉంటాయి మరియు d ఆర్బిటాల్‌లు రింగులతో కూడిన క్లోవర్‌లు మరియు డంబెల్‌ల వంటి ఫ్యాన్సియర్ ఆకారాలను కలిగి ఉంటాయి. ఈ ఆకారాలు అణువులలో ఎలక్ట్రాన్లు ఎలా ప్రవర్తిస్తాయో అధ్యయనం చేయడానికి శాస్త్రవేత్తలు ఉపయోగించే మ్యాప్‌ల వలె ఉంటాయి.

Understanding the Shapes of s, p, and d Orbitals in Atomic Physics

S Orbital

  1. Shape: Spherical
  2. Details: The s orbital is a sphere with the nucleus at its center. In the hydrogen atom, the 1s electron is found within a spherical space surrounding the nucleus.

P Orbital

  1. Shape: Dumbbell or double-lobed
  2. Details: The p orbital consists of two lobes on either side of the nucleus. Each of the three p orbitals lies along one of the three Cartesian axes (x, y, and z), known as px​, py​, and pz​.

D Orbital

  1. Shape: Cloverleaf and donut-shaped ring (toroidal)
  2. Details: Four of the five d orbitals have a cloverleaf shape, while the fifth resembles a dumbbell with a donut-shaped ring around the middle. The d orbitals have more complex shapes with four lobes, except for one which has two lobes and a toroidal ring.


Understanding the different shapes of s, p, and d orbitals is fundamental for visualizing electron locations and behaviors in atoms. The s orbital is spherical, indicating a centered zone for electron probability. P orbitals, with their dumbbell shape, delineate a bi-lobed region. D orbitals, with their more complex cloverleaf and toroidal configurations, provide intricate patterns for electron distribution. These shapes are crucial for scientists and students in visualizing and comprehending electron placements and movements within the atom.

LAQ-3 : Write postulates and limitations of Bohr Hydrogen atomic model. (OR) Write the main features of Bohr’s model of hydrogen atom and mention any two limitations.

For Backbenchers 😎


The Bohr Model, proposed by Niels Bohr in 1913, was a big deal in understanding atoms. It helped explain why electrons don’t just crash into the nucleus and how hydrogen gives off light. It was like a bridge between old and new physics. But, it had some problems that later scientists had to fix.

Postulates of Bohr Hydrogen Atomic Model:

  1. Stationary Orbits: Bohr said that electrons in hydrogen move in circles around the nucleus, but they don’t lose energy or crash into the nucleus. Imagine planets going around the sun without falling in.
  2. Quantized Energy Levels: He also said that electrons can only have certain amounts of energy, like steps on a ladder. They can’t have just any energy level; it’s specific.

Limitations of Bohr Hydrogen Atomic Model:

  1. Unable to Explain Line Spectra: The Bohr Model had trouble explaining some details in how hydrogen gives off light. It couldn’t explain fine details in the colors.
  2. Doesn’t Explain Zeeman and Stark Effect: It also couldn’t explain certain things like the Zeeman and Stark effects, which are about how atoms behave in magnetic and electric fields.


The Bohr Model was a big deal in understanding atoms, but it had some issues. It helped explain why electrons don’t crash into the nucleus and why hydrogen gives off light. But, it couldn’t explain everything, like fine details in light colors and how atoms behave in certain fields. Later, scientists built on this model to make it better. So, while the Bohr Model was important, it’s like a stepping stone in our journey of understanding atoms.

మన తెలుగులో


1913లో నీల్స్ బోర్ ప్రతిపాదించిన బోర్ మోడల్ పరమాణువులను అర్థం చేసుకోవడంలో పెద్ద విషయం. ఎలక్ట్రాన్లు న్యూక్లియస్‌లోకి ఎందుకు క్రాష్ కావు మరియు హైడ్రోజన్ కాంతిని ఎలా ఇస్తుందో వివరించడానికి ఇది సహాయపడింది. ఇది పాత మరియు కొత్త భౌతిక శాస్త్రాల మధ్య వంతెన లాంటిది. కానీ, ఇది కొన్ని సమస్యలను తరువాత శాస్త్రవేత్తలు పరిష్కరించవలసి వచ్చింది.

బోర్ హైడ్రోజన్ అటామిక్ మోడల్ పోస్ట్యులేట్స్:

  1. నిశ్చల కక్ష్యలు: హైడ్రోజన్‌లోని ఎలక్ట్రాన్‌లు కేంద్రకం చుట్టూ వృత్తాలలో కదులుతాయని, అయితే అవి శక్తిని కోల్పోవు లేదా కేంద్రకంలోకి క్రాష్ అవ్వవు అని బోర్ చెప్పారు. గ్రహాలు పడకుండా సూర్యుని చుట్టూ తిరుగుతున్నాయని ఊహించుకోండి.
  2. పరిమాణాత్మక శక్తి స్థాయిలు: ఎలక్ట్రాన్లు నిచ్చెనపై మెట్ల వంటి నిర్దిష్ట మొత్తంలో మాత్రమే శక్తిని కలిగి ఉంటాయని కూడా అతను చెప్పాడు. వారు కేవలం ఏ శక్తి స్థాయిని కలిగి ఉండలేరు; ఇది నిర్దిష్టమైనది.

బోర్ హైడ్రోజన్ అటామిక్ మోడల్ పరిమితులు:

  1. లైన్ స్పెక్ట్రాను వివరించలేకపోయింది: హైడ్రోజన్ కాంతిని ఎలా విడుదల చేస్తుందో కొన్ని వివరాలను వివరించడంలో బోర్ మోడల్ సమస్య ఎదుర్కొంది. ఇది రంగులలో చక్కటి వివరాలను వివరించలేకపోయింది.
  2. జీమాన్ మరియు స్టార్క్ ఎఫెక్ట్‌లను వివరించలేదు: అయస్కాంత మరియు విద్యుత్ క్షేత్రాలలో పరమాణువులు ఎలా ప్రవర్తిస్తాయనే దాని గురించిన జీమాన్ మరియు స్టార్క్ ప్రభావాల వంటి కొన్ని విషయాలను కూడా ఇది వివరించలేకపోయింది.


పరమాణువులను అర్థం చేసుకోవడంలో బోర్ మోడల్ చాలా పెద్ద విషయం, కానీ దీనికి కొన్ని సమస్యలు ఉన్నాయి. ఎలక్ట్రాన్లు న్యూక్లియస్‌లోకి ఎందుకు క్రాష్ కావు మరియు హైడ్రోజన్ ఎందుకు కాంతిని ఇస్తుందో వివరించడానికి ఇది సహాయపడింది. కానీ, లేత రంగులలోని చక్కటి వివరాలు మరియు నిర్దిష్ట రంగాలలో పరమాణువులు ఎలా ప్రవర్తిస్తాయో వంటి అన్నింటినీ వివరించలేకపోయింది. తరువాత, శాస్త్రవేత్తలు దీన్ని మెరుగుపరచడానికి ఈ నమూనాను నిర్మించారు. కాబట్టి, బోర్ మోడల్ ముఖ్యమైనది అయినప్పటికీ, పరమాణువులను అర్థం చేసుకునే మన ప్రయాణంలో ఇది ఒక మెట్టు లాంటిది.


The Bohr Model of the Hydrogen Atom The Bohr model of the hydrogen atom represents a significant milestone in the development of atomic theory. Proposed by Niels Bohr in 1913, this model was pivotal in explaining the stability of electron orbits and the emission spectrum of hydrogen. It bridged classical and quantum physics, providing a foundation for the quantum mechanical models that followed. Despite its historical importance and initial success, the Bohr model had its limitations, which became apparent with further scientific advancements.

Postulates of Bohr Hydrogen Atomic Model

  1. Stationary Orbits:
    Electrons revolve in fixed orbits without losing energy.
  2. Quantized Energy Levels:
    Electrons in an atom have specific energy levels.

Limitations of Bohr Hydrogen Atomic Model

  1. Unable to Explain Line Spectra:
    The model cannot account for the fine splitting of spectral lines.
  2. Doesn’t Explain Zeeman and Stark Effect:
    Fails to explain the Zeeman and Stark effects.


The Bohr model, while a critical step in atomic theory, faced limitations, notably in explaining complex atomic phenomena. It laid the groundwork for the quantum mechanical models, highlighting the evolving nature of scientific understanding in atomic physics. This comprehensive view of the Bohr model offers valuable insights into both its contributions and shortcomings within the field of atomic theory.

LAQ-4 : How we are using the nlx method in writing electronic configuration?

For Backbenchers 😎


When we want to describe how electrons are arranged in an atom, we use something called electronic configurations. It’s like telling a story about where each electron is hanging out. The nlx method is a simple way to do this by using three things: n, l, and x.

Understanding the nlx Method:

  1. n – Principal Quantum Number: This is like the big energy level or floor in a building. It tells us which floor the electrons are on. For example, if n=1, it means they’re on the first floor (we call it the “K shell”).
  2. l – Angular Momentum Quantum Number: This is like which room or apartment the electrons are in on that floor. It also tells us the shape of the room. For example, l=0 means it’s in a simple room called “s,” while l=1 means it’s in a different room called “p.”
  3. x – Number of Electrons: This just tells us how many electrons are in that room. Is it just one, or are there more?

How to Use the nlx Method:

  • Example: Hydrogen Atom (H):
    • Hydrogen has an atomic number of 1, which means it has 1 electron.


  1. The electron is on the first floor (n=1), which we call the “K shell.”
  2. It’s in a simple room (l=0), known as the “s” room.
  3. There’s only one electron in this room (x=1).

Electronic Configuration: So, we write this as “1s1.”

Set of Quantum Numbers for Hydrogen Atom:

  1. n=1 (the floor or shell it’s on)
  2. l=0 (the room or sub-shell it’s in)
  3. ml (we didn’t mention this earlier, but it’s another quantum number that specifies the orientation of the electron’s spin)
  4. ms (this tells us the electron’s spin direction)


The nlx method is an easy way to describe where electrons are in an atom. It’s like saying they’re on a certain floor, in a specific room, and there’s a certain number of them in that room. This method helps scientists understand and predict how electrons behave in atoms.

మన తెలుగులో


పరమాణువులో ఎలక్ట్రాన్లు ఎలా అమర్చబడి ఉంటాయో వివరించాలనుకున్నప్పుడు, ఎలక్ట్రానిక్ కాన్ఫిగరేషన్స్ అని పిలవబడే వాటిని ఉపయోగిస్తాము. ఇది ప్రతి ఎలక్ట్రాన్ ఎక్కడ వేలాడుతున్నదో కథ చెప్పడం లాంటిది. n, l మరియు x అనే మూడు అంశాలను ఉపయోగించడం ద్వారా దీన్ని చేయడానికి nlx పద్ధతి ఒక సులభమైన మార్గం.

nlx పద్ధతిని అర్థం చేసుకోవడం:

  1. n – ప్రిన్సిపల్ క్వాంటం సంఖ్య: ఇది భవనంలోని పెద్ద శక్తి స్థాయి లేదా అంతస్తు వంటిది. ఇది ఎలక్ట్రాన్లు ఏ అంతస్తులో ఉన్నాయో తెలియజేస్తుంది. ఉదాహరణకు, n=1 అయితే, వారు మొదటి అంతస్తులో ఉన్నారని అర్థం (మేము దానిని “K షెల్” అని పిలుస్తాము).
  2. l – కోణీయ మొమెంటం క్వాంటం సంఖ్య: ఇది ఎలక్ట్రాన్‌లు ఏ గదిలో లేదా అపార్ట్‌మెంట్‌లో ఉన్నాయో అలాంటిది. ఇది గది ఆకృతిని కూడా తెలియజేస్తుంది. ఉదాహరణకు, l=0 అంటే అది “s” అని పిలువబడే సాధారణ గదిలో ఉంది, అయితే l=1 అంటే అది “p” అని పిలువబడే వేరే గదిలో ఉంది.
  3. x – ఎలక్ట్రాన్ల సంఖ్య: ఇది కేవలం ఆ గదిలో ఎన్ని ఎలక్ట్రాన్లు ఉన్నాయో తెలియజేస్తుంది. ఇది ఒక్కటేనా, ఇంకా ఎక్కువ ఉన్నాయా?

nlx పద్ధతిని ఎలా ఉపయోగించాలి:

ఉదాహరణ: హైడ్రోజన్ అణువు (H):

హైడ్రోజన్ పరమాణు సంఖ్య 1ని కలిగి ఉంటుంది, అంటే దానికి 1 ఎలక్ట్రాన్ ఉంటుంది.


  1. ఎలక్ట్రాన్ మొదటి అంతస్తులో ఉంది (n=1), దీనిని మనం “K షెల్” అని పిలుస్తాము.
  2. ఇది “s” గదిగా పిలువబడే సాధారణ గదిలో (l=0) ఉంది.
  3. ఈ గదిలో ఒక ఎలక్ట్రాన్ మాత్రమే ఉంది (x=1).

ఎలక్ట్రానిక్ కాన్ఫిగరేషన్: కాబట్టి, మేము దీనిని “1s1” అని వ్రాస్తాము.

హైడ్రోజన్ అణువు కోసం క్వాంటం సంఖ్యల సమితి:

  1. n=1 (అది ఉన్న నేల లేదా షెల్)
  2. l=0 (అది ఉన్న గది లేదా సబ్-షెల్)
  3. ml (మేము దీనిని ముందుగా చెప్పలేదు, కానీ ఇది ఎలక్ట్రాన్ యొక్క స్పిన్ యొక్క విన్యాసాన్ని పేర్కొనే మరొక క్వాంటం సంఖ్య)
  4. ms (ఇది మనకు ఎలక్ట్రాన్ యొక్క స్పిన్ దిశను తెలియజేస్తుంది)


అణువులో ఎలక్ట్రాన్లు ఎక్కడ ఉన్నాయో వివరించడానికి nlx పద్ధతి ఒక సులభమైన మార్గం. వారు ఒక నిర్దిష్ట అంతస్తులో, నిర్దిష్ట గదిలో ఉన్నారని మరియు ఆ గదిలో వారు నిర్దిష్ట సంఖ్యలో ఉన్నారని చెప్పడం లాంటిది. ఈ పద్ధతి శాస్త్రవేత్తలు అణువులలో ఎలక్ట్రాన్లు ఎలా ప్రవర్తిస్తుందో అర్థం చేసుకోవడానికి మరియు అంచనా వేయడానికి సహాయపడుతుంది.


Writing electronic configurations is a method to denote the arrangement of electrons in an atom’s atomic orbitals. The nlx method is a shorthand notation that makes this process more concise and easier to understand. It employs three variables: n, l, and x to depict the arrangement of electrons in an atom.

Understanding the nlx Method

  1. n – Principal Quantum Number:
    • Represents the main energy level.
    • Indicates which shell the electrons are in.
  2. l – Angular Momentum Quantum Number:
    • Represents the sub-level or sub-shell.
    • Indicates the shape of the orbital (s, p, d, f).
  3. x: Denotes the number of electrons in a specific orbital.

How to Use the nlx Method

  1. Example: Hydrogen Atom (H):
    • Atomic Number (Z) of Hydrogen: 1.
    • Number of Electrons: 1.
  2. Steps:
    • The electron occupies the orbital of the first main shell, n=1 (K shell).
    • The sub-shell is s (since l is 0 in this case).
    • There is only one electron, so x=1.
  3. Electronic Configuration:
    • The electronic configuration is written as 1s1.
  4. Set of Quantum Numbers for Hydrogen Atom:
    • n=1, l=0, ml​=0, ms​=+1/2.


The nlx method is a straightforward and effective way to write electronic configurations and predict the quantum numbers of electrons in an atom. It provides a clear picture of electron arrangement and helps in understanding the properties and behavior of elements.

LAQ-5 : How orbital is different from Bohr’s orbit?

For Backbenchers 😎


When we’re talking about atoms and where electrons hang out, there are two important ideas: orbitals and Bohr’s orbits. These are not the same, and it’s essential to know how they are different.

Concept of Orbital:

  1. Definition: An orbital is like a fuzzy cloud in space where we’re likely to find an electron. It’s not a precise path; it’s more like a region where an electron might be.
  2. Nature: Orbitals are uncertain and probabilistic. We can’t say exactly where an electron is; we can only talk about the chances of finding it in a particular place.
  3. Shape and Size: Orbitals come in different shapes. There are spherical ones (called “s”), dumbbell-shaped ones (called “p”), and even more complex ones like cloverleaf shapes (called “d” and “f”).

Bohr’s Orbit Concept:

  1. Definition: Bohr’s orbits are like well-defined tracks or paths where electrons travel around the nucleus. In this model, electrons are like tiny planets orbiting the nucleus, just like planets orbit the sun.
  2. Nature: These orbits are precise, fixed paths. They are not fuzzy like orbitals; they have a definite shape and size.
  3. Fixed Energy Levels: Electrons in Bohr’s orbits have specific energy levels, and they can only move between these levels in a quantized manner.

Key Differences:

  1. Nature of Path: Orbitals are like fuzzy clouds of probability, while Bohr’s orbits are like set paths that electrons follow.
  2. Energy Emission: Electrons in orbitals can have different energies within that fuzzy cloud, while electrons in Bohr’s orbits have specific energy levels.
  3. Acceptance: Orbitals are part of modern quantum mechanics and provide a more accurate description of electron behavior. Bohr’s orbits are an older idea that doesn’t align with the complexities of quantum theory.


The big difference between an orbital and Bohr’s orbit is that an orbital is like a fuzzy cloud where we might find an electron, and Bohr’s orbit is like a precise path where electrons follow fixed energy levels. Understanding this difference helps us see how our understanding of atoms has evolved from a simple model (Bohr’s) to a more sophisticated and accurate one (orbitals in quantum mechanics).

మన తెలుగులో


మేము పరమాణువుల గురించి మాట్లాడుతున్నప్పుడు మరియు ఎలక్ట్రాన్లు ఎక్కడ వేలాడుతున్నాయో, రెండు ముఖ్యమైన ఆలోచనలు ఉన్నాయి: కక్ష్యలు మరియు బోర్ కక్ష్యలు. ఇవి ఒకేలా ఉండవు మరియు అవి ఎలా విభిన్నంగా ఉన్నాయో తెలుసుకోవడం చాలా అవసరం.

కక్ష్య యొక్క భావన:

  1. నిర్వచనం: కక్ష్య అనేది అంతరిక్షంలో ఒక అస్పష్టమైన మేఘం లాంటిది, అక్కడ మనం ఎలక్ట్రాన్‌ను కనుగొనే అవకాశం ఉంది. ఇది ఖచ్చితమైన మార్గం కాదు; ఇది ఎలక్ట్రాన్ ఉండే ప్రాంతం లాంటిది.
  2. ప్రకృతి: కక్ష్యలు అనిశ్చితంగా మరియు సంభావ్యంగా ఉంటాయి. ఎలక్ట్రాన్ ఎక్కడ ఉందో మనం ఖచ్చితంగా చెప్పలేము; మేము దానిని ఒక నిర్దిష్ట ప్రదేశంలో కనుగొనే అవకాశాల గురించి మాత్రమే మాట్లాడగలము.
  3. ఆకారం మరియు పరిమాణం: కక్ష్యలు వివిధ ఆకారాలలో ఉంటాయి. గోళాకారమైనవి (“s” అని పిలుస్తారు), డంబెల్-ఆకారంలో ఉన్నవి (“p” అని పిలుస్తారు) మరియు క్లోవర్‌లీఫ్ ఆకారాలు (“d” మరియు “f” అని పిలుస్తారు) వంటి మరింత క్లిష్టమైనవి ఉన్నాయి.

బోర్ కక్ష్య కాన్సెప్ట్:

  1. నిర్వచనం: బోర్ యొక్క కక్ష్యలు కేంద్రకం చుట్టూ ఎలక్ట్రాన్లు ప్రయాణించే బాగా నిర్వచించబడిన ట్రాక్‌లు లేదా మార్గాలు వంటివి. ఈ నమూనాలో, ఎలక్ట్రాన్లు కేంద్రకం చుట్టూ తిరిగే చిన్న గ్రహాల వలె ఉంటాయి, గ్రహాలు సూర్యుని చుట్టూ తిరుగుతాయి.
  2. ప్రకృతి: ఈ కక్ష్యలు ఖచ్చితమైన, స్థిరమైన మార్గాలు. అవి కక్ష్యల వలె అస్పష్టంగా ఉండవు; అవి ఒక నిర్దిష్ట ఆకారం మరియు పరిమాణాన్ని కలిగి ఉంటాయి.
  3. స్థిర శక్తి స్థాయిలు: బోర్ యొక్క కక్ష్యలలోని ఎలక్ట్రాన్లు నిర్దిష్ట శక్తి స్థాయిలను కలిగి ఉంటాయి మరియు అవి ఈ స్థాయిల మధ్య పరిమాణాత్మక పద్ధతిలో మాత్రమే కదలగలవు.

ప్రధాన తేడాలు:

  1. మార్గం యొక్క స్వభావం: కక్ష్యలు సంభావ్యత యొక్క గజిబిజి మేఘాల వలె ఉంటాయి, అయితే బోర్ యొక్క కక్ష్యలు ఎలక్ట్రాన్లు అనుసరించే సెట్ పాత్‌ల వలె ఉంటాయి.
  2. శక్తి ఉద్గారం: కక్ష్యలలోని ఎలక్ట్రాన్లు ఆ మసక మేఘంలో వేర్వేరు శక్తులను కలిగి ఉంటాయి, అయితే బోర్ కక్ష్యలలోని ఎలక్ట్రాన్లు నిర్దిష్ట శక్తి స్థాయిలను కలిగి ఉంటాయి.
  3. అంగీకారం: ఆర్బిటాల్స్ ఆధునిక క్వాంటం మెకానిక్స్‌లో భాగం మరియు ఎలక్ట్రాన్ ప్రవర్తన గురించి మరింత ఖచ్చితమైన వివరణను అందిస్తాయి. బోర్ యొక్క కక్ష్యలు క్వాంటం సిద్ధాంతం యొక్క సంక్లిష్టతలతో సరిపోలని పాత ఆలోచన.


కక్ష్య మరియు బోర్ కక్ష్య మధ్య ఉన్న పెద్ద వ్యత్యాసం ఏమిటంటే, ఒక కక్ష్య అనేది ఒక అస్పష్టమైన మేఘం వంటిది, అక్కడ మనం ఎలక్ట్రాన్‌ను కనుగొనవచ్చు మరియు బోర్ యొక్క కక్ష్య అనేది ఎలక్ట్రాన్లు స్థిర శక్తి స్థాయిలను అనుసరించే ఖచ్చితమైన మార్గం వంటిది. ఈ వ్యత్యాసాన్ని అర్థం చేసుకోవడం వల్ల పరమాణువులపై మన అవగాహన సాధారణ నమూనా (బోర్‌లు) నుండి మరింత అధునాతనమైన మరియు ఖచ్చితమైన (క్వాంటం మెకానిక్స్‌లో కక్ష్యలు) ఎలా అభివృద్ధి చెందిందో చూడడంలో మాకు సహాయపడుతుంది.


In the study of atomic structure, the concepts of orbital and Bohr’s orbit are fundamental yet distinct. Understanding the differences between these two is crucial in grasping the advances in atomic theory from classical to modern quantum mechanics. This discussion aims to elucidate how an orbital differs from Bohr’s concept of an orbit.

Concept of Orbital

  1. Definition: An orbital is a probabilistic region in space where there is a high likelihood of finding an electron.
  2. Nature: Represents uncertain, probabilistic areas, unlike defined paths.
  3. Shape and Size: Varies, including spherical (s), dumbbell-shaped (p), and more complex for d and f orbitals.

Bohr’s Orbit Concept

  1. Definition: In Niels Bohr’s model, an orbit is a circular path where electrons revolve around the nucleus.
  2. Nature: Features well-defined circular paths.
  3. Fixed Energy Levels: Electrons have specific quantized energy levels.

Key Differences

  1. Nature of Path: Orbitals are probability regions, while Bohr’s orbits are fixed paths.
  2. Energy Emission: Movement between energy levels in orbitals, but fixed levels in Bohr’s orbits.
  3. Acceptance: Orbitals align with modern quantum mechanics, whereas Bohr’s orbits are part of an older atomic model.


The distinction between an orbital and Bohr’s orbit reflects the evolution of atomic theory. Orbitals, with their probabilistic nature and varying shapes, align with the principles of quantum mechanics and provide a more accurate depiction of electron behavior than Bohr’s orbits, which depict electrons in fixed paths with quantized energy levels. This understanding is pivotal for students delving into the complexities of atomic structure and quantum theory, showcasing the shift from classical to modern interpretations in atomic physics.

LAQ-6 : How does Hund’s rule help in writing electronic configuration of an atom? Explain with a suitable example.

For Backbenchers 😎


Hund’s Rule is like a rulebook for electrons in atoms. It tells us how to arrange electrons in orbitals (the places where electrons hang out around an atom’s nucleus).

Hund’s Rule Explained:

  1. What is Hund’s Rule? Hund’s Rule says that when we’re putting electrons into orbitals with the same energy level (we call these “degenerate” orbitals), we should put one electron in each orbital before we start pairing them up. Also, when these electrons are alone in their orbitals, they like to have the same spin.
  2. Why is it Important? This rule is essential because it helps keep electrons in their places. When electrons are alone in an orbital, they don’t push each other away as much, which means the atom has lower energy and is more stable.

Example: Carbon (Z=6):

  1. Atomic Number and Configuration: Carbon has an atomic number of 6, which means it has 6 electrons.
  2. Basic electron configuration: Without Hund’s Rule, we’d start by filling up the 1s orbital, then move to the 2s orbital, and finally the 2p orbitals. But Hund’s Rule changes things.
  3. Applying Hund’s Rule: In the 2p orbitals, there are three of them (we call them px​, py​, pz​). According to Hund’s Rule, we put one electron in each orbital before we start pairing them up. So, for Carbon, two of the three 2p orbitals will each have one electron, like this: (px1​py1​​).
  4. Result: Because of Hund’s Rule, these electrons in the 2p orbitals will have the same spin, meaning they spin in the same direction.
  5. Electron configuration with Hund’s rule: So, instead of the basic configuration, we have: 1s22s22px1​2py1​.


Hund’s Rule helps us arrange electrons in a way that makes atoms more stable. In the example of Carbon, it shows that we put one electron in each orbital before pairing them up, and these electrons with the same spin help keep the atom happy and balanced. Understanding Hund’s Rule is crucial for figuring out how electrons are organized in atoms.

మన తెలుగులో


హండ్స్ రూల్ అనేది పరమాణువులలోని ఎలక్ట్రాన్‌లకు రూల్‌బుక్ లాంటిది. ఇది కక్ష్యలలో ఎలక్ట్రాన్‌లను ఎలా అమర్చాలో చెబుతుంది (అణువు యొక్క కేంద్రకం చుట్టూ ఎలక్ట్రాన్లు వేలాడుతున్న ప్రదేశాలు).

హండ్ యొక్క నియమం వివరించబడింది:

  1. హండ్ రూల్ అంటే ఏమిటి? హుండ్స్ రూల్ ప్రకారం మనం ఎలక్ట్రాన్‌లను అదే శక్తి స్థాయితో కక్ష్యలలో ఉంచినప్పుడు (దీనిని “డిజెనరేట్” ఆర్బిటాల్స్ అని పిలుస్తాము), మనం వాటిని జత చేయడం ప్రారంభించే ముందు ప్రతి కక్ష్యలో ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ను ఉంచాలి. అలాగే, ఈ ఎలక్ట్రాన్లు వాటి కక్ష్యలలో ఒంటరిగా ఉన్నప్పుడు, అవి ఒకే రకమైన స్పిన్‌ను కలిగి ఉండటానికి ఇష్టపడతాయి.
  2. ఇది ఎందుకు ముఖ్యమైనది? ఈ నియమం చాలా అవసరం ఎందుకంటే ఇది ఎలక్ట్రాన్‌లను వాటి స్థానాల్లో ఉంచడంలో సహాయపడుతుంది. ఎలక్ట్రాన్లు కక్ష్యలో ఒంటరిగా ఉన్నప్పుడు, అవి ఒకదానికొకటి దూరంగా నెట్టవు, అంటే అణువు తక్కువ శక్తిని కలిగి ఉంటుంది మరియు మరింత స్థిరంగా ఉంటుంది.

ఉదాహరణ: కార్బన్ (Z=6):

  1. పరమాణు సంఖ్య మరియు ఆకృతీకరణ: కార్బన్ పరమాణు సంఖ్య 6ని కలిగి ఉంటుంది, అంటే అది 6 ఎలక్ట్రాన్‌లను కలిగి ఉంటుంది.
  2. ప్రాథమిక ఎలక్ట్రాన్ కాన్ఫిగరేషన్: హుండ్స్ రూల్ లేకుండా, మేము 1s ఆర్బిటాల్‌ను పూరించడం ద్వారా ప్రారంభిస్తాము, ఆపై 2s ఆర్బిటాల్‌కు మరియు చివరకు 2p ఆర్బిటాల్‌లకు తరలిస్తాము. కానీ హండ్ యొక్క నియమం విషయాలను మారుస్తుంది.
  3. హండ్ యొక్క నియమాన్ని వర్తింపజేయడం: 2p ఆర్బిటాల్స్‌లో, వాటిలో మూడు ఉన్నాయి (మేము వాటిని px, py, pz అని పిలుస్తాము). హండ్స్ రూల్ ప్రకారం, మేము వాటిని జత చేయడం ప్రారంభించే ముందు ప్రతి కక్ష్యలో ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ని ఉంచుతాము. కాబట్టి, కార్బన్ కోసం, మూడు 2p ఆర్బిటాల్స్‌లో రెండు ఒక్కో ఎలక్ట్రాన్‌ను కలిగి ఉంటాయి, ఈ విధంగా: (px1 py1).
  4. ఫలితం: హండ్ నియమం కారణంగా, 2p కక్ష్యలలోని ఈ ఎలక్ట్రాన్‌లు ఒకే స్పిన్‌ను కలిగి ఉంటాయి, అంటే అవి ఒకే దిశలో తిరుగుతాయి.
  5. హుండ్ నియమంతో ఎలక్ట్రాన్ కాన్ఫిగరేషన్: కాబట్టి, ప్రాథమిక కాన్ఫిగరేషన్‌కు బదులుగా, మనకు ఇవి ఉన్నాయి: 1s22s22px1 2py1.


అణువులను మరింత స్థిరంగా ఉండే విధంగా ఎలక్ట్రాన్‌లను అమర్చడంలో హండ్స్ రూల్ మాకు సహాయపడుతుంది. కార్బన్ ఉదాహరణలో, మనం వాటిని జత చేయడానికి ముందు ప్రతి కక్ష్యలో ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ను ఉంచుతామని చూపిస్తుంది మరియు అదే స్పిన్‌తో ఉన్న ఈ ఎలక్ట్రాన్లు అణువును సంతోషంగా మరియు సమతుల్యంగా ఉంచడంలో సహాయపడతాయి. పరమాణువులలో ఎలక్ట్రాన్లు ఎలా నిర్వహించబడుతున్నాయో తెలుసుకోవడానికి హండ్ యొక్క నియమాన్ని అర్థం చేసుకోవడం చాలా కీలకం.


Hund’s Rule is an essential principle in determining the electron configuration of atoms, crucial for understanding how electrons are arranged in an atom’s orbitals.

Hund’s Rule Explained

  1. What is Hund’s Rule?
    • Electrons fill degenerate orbitals (those with the same energy level) singly before pairing up.
    • Electrons in the same subshell have the same spin when they are unpaired.
  2. Why is it Important?
    • Ensures electrons occupy individual orbitals in a subshell before pairing, minimizing electron repulsion and lowering the energy of the atom.

Example: Carbon (Z=6)

  1. Atomic Number and Configuration:
    • Atomic number of Carbon (C) is 6.
    • Basic electron configuration:
      $$1s^2 2s^2 2p^2$$
  2. Applying Hund’s Rule:
    • In the 2p subshell, there are three orbitals (px​,py​,pz​).
    • According to Hund’s Rule, each orbital is singly occupied before any pairing occurs.
    • For Carbon, two of the three 2p orbitals will each have one electron $$(p_x^1 p_y^1​)$$.
  3. Result:
    • Electrons in 2p orbitals will have the same spin, showing as parallel spins.
    • Electron configuration with Hund’s rule:
      $$1s^2 2s^2 2p_x^1 2p_y^1$$


Hund’s Rule plays a crucial role in determining the arrangement of electrons in an atom, influencing the atom’s chemical properties and behavior. The example of Carbon illustrates how electrons are distributed in degenerate orbitals to minimize repulsion and energy, ensuring the stability of the atom. Understanding and applying Hund’s Rule is fundamental in writing the electron configuration of atoms.