தனிம அட்டவணை

கட்டற்ற கலைக்களஞ்சியமான விக்கிப்பீடியாவில் இருந்து.
தாவிச் செல்லவும்: வழிசெலுத்தல், தேடல்

தனிம அட்டவணை என்பது வேதியியற் தனிமங்களின் அணு எண், எதிர்மின்னி அமைப்பு, மற்றும் மீண்டும் மீண்டும் வரும் வேதியற் பண்புகளை அடிப்படையாகக் கொண்டு உருவாக்கப்பட்ட தனிமங்களின் அட்டவணை மூலமான காட்சிப்படுத்தலாகும். தனிமங்கள் அணு எண்ணுக்கமைய (நேர்மின்னிகளின் எண்ணிக்கை) ஏறுவரிசையில் அடுக்கப்பட்டிருக்கும். 1869 இல் திமீத்ரி மெண்டெலீவ் என்ற ரஷ்ய நாட்டு அறிஞர் இந்த அட்டவணையைக் கண்டுபிடித்தார். கண்டறியப்பட்ட மற்றும் கண்டுபிடிக்கப்பட்ட அணு எண் 1(ஐதரசன்) முதல் 118 (அன்அன்ஆக்டியம்) வரையான தனிமங்கள் தனிம அட்டவணையில் உள்ளன. இது தனிமங்களின் அணு நிறைகளை அடிப்படையாகக் கொண்டது. பின்னர் மோஸ்லே என்பவர் தனிமங்களின் அணு எண்களைக் கண்டறிந்தார். தனிமங்களின் அணு எண்களே, அணு நிறைகளைக் காட்டிலும் முக்கிய அடிப்படைப் பண்பு எனக் கண்டறிந்தார். இவர் நவீன ஆவர்த்தன விதியைக் கூறினார். பல்வேறு முயற்சிகளுக்குப் பின்னர், அறிவியலறிஞர்கள் ஒத்த தனிமங்களை ஒன்றாகத் தொகுத்தனர். வேறுபட்ட தனிமங்கள் பிரிக்கப்பட்டன.[1]

வரலாறு[தொகு]

வேதியியற் பண்புகளைப் புரிந்துகொள்ளவதில் ஒரு நூற்றாண்டுக்கும் மேற்பட்ட காலகட்டத்தில் ஏற்பட்ட வளர்ச்சியை ஆவர்த்தன அல்லது தனிம அட்டவணை வரலாறு காட்டுகின்றது. திமீத்ரி மென்டெலெயேவ் என்பவர் 1869 ல் தனிம அட்டவணை ஒன்றை வெளியிட்டது இந்த வரலாற்றின் மிக முக்கியமான நிகழ்வாக அமைந்தது.[2] மென்டெலெயேவுக்கு முன்னரே அந்துவான் இலவாசியே, ஜான் நியூலாண்ட் போன்ற சில வேதியியலாளர்கள் இதன் வளர்ச்சிக்கு வித்திட்டாலும், உருசிய வேதியலாளரான திமீத்ரி மென்டெலெயேவுக்கே தனிம அட்டவணை உருவாக்கியதற்கான சிறப்பு அளிக்கப்பட்டுள்ளது.

கட்டமைப்பு[தொகு]

கூட்டம் 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
ஆவர்த்தனம்
1 1
H

2
He
2 3
Li
4
Be

5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg

13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
 Fr 
88
Ra
* *
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
Uup
116
Lv
117
Uus
118
Uuo

* லாந்த்தனைடுகள் 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** ஆக்டினைடுகள் 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
ஆவர்த்தன அட்டவணையின் வேதியியல் தொடர்
உலோகங்கள் கார மண்கள் லாந்த்தனைட்டுகள் அக்ட்டினைட்டுs தாண்டல் உலோகங்கள்s
உலோகங்கள் உலோகப்போலிகள் அலோகங்கள் ஆலசன்கள் அருமன் வாயுக்கள்

அட்டவணைப்படுத்தல் முறைகள்[தொகு]

கூட்டங்கள்[தொகு]

தனிம அட்டவணையில் நிலைக்குத்தான நெடுவரிசைகள் கூட்டங்கள் எனப்படும். ஆவர்த்தனங்களைக் காட்டிலும் கூட்டங்களிலேயே மீண்டும் மீண்டும் வரும் வேதியற் பண்புகளை அவதானிக்க இயலும். ஒரே கூட்டத்திலுள்ள தனிமங்கள் கிட்டத்தட்ட ஒரேமாதிரியான இறுதி இலத்திரன் (அல்லது எதிர்மின்னி) ஓட்டைக் கொண்டிருக்கும். வேதியற் பண்புகள் எதிர்மின்னி அமைப்பில் அதிகம் தங்கி இருப்பதால் கூட்டங்களிடையே வித்தியாசமான வேதியியற் பண்புகளை அவதானிக்கலாம். உதாரணமாக கூட்டம் 1இல் உள்ள தனிமங்கள் அதிக தாக்கமுள்ளவை கூட்டம் 18இல் உள்ளவை தாக்கம் மிகவும் குறைவானவை.

அதாவது கூட்டங்கள் தனிமங்களின் இலத்திரன் அமைப்பைக் கொண்டே வகைப்படுத்தப்படுகின்றன. முன்னர் பயன்படுத்தப்பட்ட I முதல் VIII வரையான உரோம இலக்கக் கூட்ட முறைமை இறிதி ஓட்டிலுள்ள இலத்திரன் எண்ணிக்கையைக் கொண்டமைந்தது. உதாரணமாக இறிதி ஓட்டில் 4 இலத்திரன்களைக் கொண்ட கார்பன் IV கூட்டத்தில் வகைப்படுத்தப்பட்டது. தற்போது 1 தொடக்கம் 18 வரையான கூட்ட வகைப்படுத்தல் பின்பற்றப்படுகின்றது.

ஆவர்த்தனங்கள்[தொகு]

ஆவர்த்தனங்களும் சில ஆவர்த்தன இயல்பைக் காட்டுகின்றன. அணு ஆரை, அயனாக்கல் சக்தி, எதிர்மின்னித் தன்மை என்பன இதில் அடங்கும். ஒரு ஆவர்த்தனத்தில் இடமிருந்து வலமாக செல்லும் போது, பொதுவாக அணு ஆரை குறைவடையும்: ஏனெனில் அருகேயுள்ள தனிமம் ஒரு அதிகரித்த நேர்மின்னியும் எதிர்மின்னியையும் பெறும் இதனால் நேர்மின்னி எதிர்மின்னியை ஈர்ப்பதால் அணு ஆரை இடமிருந்து வலம் செல்ல குறைவடையும்.

அணு ஆரை ஆவர்த்தனத்தில் இடமிருந்து வலமாக குறைவடைவதால் அயனாக்கல் சக்தி இடமிருந்து வலமாக அதிகரித்துச் செல்லும். ஏனெனில் அணுவின் எதிர்மின்னிகள் மீதான ஈர்ப்பு அதிகரிப்பதால் எதிர்மின்னிகளை வெளியேற்றி அயன்களை உருவாக்குவதற்கான சக்தியின் தேவைப்பாடு அதிகரிப்பதனாலெயாகும்.

டாபர்னீரின் மும்மை விதி[தொகு]

  1. தனிமங்களின் அணு நிறைக்கும், வேதிப்பண்புகளுக்கும் இடையேயான தொடர்பை பற்றியதாகும்.
  2. ஒத்த பண்புகளைப் பெற்ற தனிமங்களை மும்மூன்று தனிமங்களாகத் தொகுக்கப்பட்டு‍ மும்மைகள் (Triads) என்று வகைப்படுத்தப்பட்டது.
  3. தனிமங்களின் ஒரு மும்மையில் உள்ள மையத் தனிமத்தின் அணு நிறை மற்ற இரண்டு தனிமங்களின் அணு நிறைகளின் சராசரியாக அமையும். இதுவே மும்மை விதியாகும். இவ்விதி சில தனிமங்களுக்கு மட்டுமே பொருந்தியது.[1]

எண்ம விதி[தொகு]

நியூலாண்ட் என்னும் அறிஞர் தனிமங்களை அவற்றின் அணுநிறைகளின் ஏறுவரிசையில் அடுக்கிய பொழுது, ஒரு தனிமத்தின் பண்புகளுக்கும் அதிலிருந்து எட்டாவதாக அமைந்த தனிமத்தின் பண்புகளுக்கும் இடையே ஒப்புமை இருப்பதை உணர்ந்தார். இவ்விதி கால்சியத்திற்குப் பின்வரும் தனிமங்களுக்குப் பொருந்தவில்லை. பிற்காலத்தில் கண்டுபிடிக்கப்பட்ட மந்த வாயுக்களுக்கும் இவ்விதி பொருந்தவில்லை.[1]

திமீத்ரி மெண்டெலீவ் தனிம வரிசை வகைபாடு[தொகு]

  1. ரஷ்ய அறிவியலார் டிமிட்ரி மெண்டலீப் மற்றும் ஜெர்மன் அறிவியலாளர் லோதர் மேயர் ஆகியோர் தனிம வரிசை அட்டவணையை தனித்தனியே உருவாக்கினார்கள்.
  2. மெண்டலீஃப் தனிமங்களை அவற்றின் அணுநிறையின் ஏறு வரிசையில் அமைத்தார். அவர் ஒரு ஆவர்த்தன விதையைக் கொடுத்தார். அது மெண்டலீஃபின் ஆவர்த்தன விதி எனப்பட்டது.
  3. தனிமங்களின் பண்புகள் அவற்றின் அணு நிறையின் அடிப்படையில் ஆவர்த்தன முறையில் மாற்றம் அடைகின்றன. மெண்டலீஃபின் ஆவர்த்தன அட்டவணையில் தனிமங்கள் அவற்றின் அணு எடைகளின் ஏறுவரிசையில் அமைந்துள்ளன.
  4. செங்குத்தாக அமைந்துள்ள பத்திகள், தொகுதிகள் என அழைக்கப்பட்டன.
  5. இவை I முதல் VIII மற்றும் பூஜ்யம் எனக் குறிக்கப்பட்டன. பூஜ்யத் தொகுதி தனிமங்கள் மெண்டலீஃபின் காலத்தில் கண்டுபிடிக்கப் படவில்லை.
  6. I முதல் VII வரையிலான ஒவ்வொரு தொகுதியும் இரண்டு உட்தொகுதிகளாக A, B என பிரிக்கப்பட்டுள்ளன.
  7. VIII -வது தொகுதி மூன்று உட்தொகுதிகளைப் பெற்றிருக்கிறது. ஒவ்வொரு உட்தொகுதியிலும் மூன்று தனிமங்கள் உள்ளன.
  8. பூஜ்யத் தொகுதி மந்த வாயுக்களைப் பெற்றுள்ளது.
  9. ஏழு கிடைமட்ட வரிசைகள் தொடர்கள் எனப்படுகின்றன. இவை 1 முதல் 7 எண்ணால் பெயரிடப்பட்டுள்ளன. முதல் தொடரில் இரண்டு தனிமங்கள் உள்ளன (H, He).
  10. இரண்டாவது மற்றும் மூன்றாவது தொடர்கள் (குறுகிய தொடர்) ஒவ்வொன்றிலும் 8 தனிமங்கள் காணப்படுகின்றன.
  11. நான்காவது மற்றும் ஐந்தாவது தொடர்கள் (நீண்ட தொடர்) 32 தனிமங்கள் உள்ளன.
  12. ஏழாவது தொடர் முழுமையாக நிரம்பாமல் உள்ளது. இதில் 19 தனிமங்கள் உள்ளன. (டிரான்ஸ் யுரேனியம் தனிமங்கள்).
  13. இவற்றில் பெரும்பான்மையான தனிமங்கள் செயற்கை முறையில் தயார்க்கப்பட்டவை.[1]

மெண்டலீஃப் அட்டவணையின் பயன்கள்[தொகு]

  1. புதிய தனிமங்கள் இருக்கும் என முன்பே அறிந்து கூறப்பட்டது. அட்டவணையில் சில காலியிடங்கள் இருந்தன. இக்காலியிடங்கள், அதுவரை கண்டுபிடிக்கப் படாத புதிய தனிமங்கள் இப்பூமியில் உள்ளதை உணர்த்தின.
  2. இத்தனிமங்களை மெண்டலீஃப், ஈகா-அலுமினியம், ஈகா-சிலிக்கான் என அழைத்தார். பின்னர் அவை கண்டுபிடிக்கப்பட்ட முறையே காலியம், ஜெர்மேனியம் என அழைக்கப்பட்டன.[1]

மெண்டலீஃப் அட்டவணையின் குறைபாடுகள்[தொகு]

  1. ஹைட்ரஜனிற்கு முறையான இடம் தரப்படவில்லை.
  2. அதிக அணு நிறையைப் பெற்ற தனிமங்கள் குறைந்த அணு நிறையைப் பெற்ற தனிமங்களுக்கு முன்னால் வைக்கப்பட்டுள்ளன.
  3. அணு எண் 57 முதல் 71 வரை உள்ள 15 தனிமங்கள் லாந்தனைடுகள் அல்லது அரிய மண் தனிமங்கள் என்று அழைக்கிறோம். இவை III B தொகுதியில் 6-வது தொடரில் அமைக்கப்பட்டுள்ளன.
  4. இதே போன்று ஆக்டினைடுகள் எனப்படும் மற்றொரு வகை தனிமங்களுக்கு தனிம வரிசை அட்டவணையில் சரியான இடம் அளிக்கப்படவில்லை.
  5. தனிமங்களின் ஐசோடோப்புக்கள் அத்தனிமங்கள் இருக்கும் இடத்திலேயே காணப்படுகின்றன. ஆனால் மெண்டலீஃபின் கொள்கைப்படி அவற்றின் அணுநிறைக்கேற்ப வெவ்வேறு இடத்தில் வைக்கப்பட்டிருத்தல் வேண்டும்.
  6. வேதிப்பண்புகளின் அடிப்படையில் ஒத்த பண்புகளை உடைய தனிமங்களான காப்பர், மெர்குரி போன்றவை வெவ்வேறு தொகுதிகளில் வைக்கப்பட்டுள்ளன.
  7. அதே நேரத்தில் வேறுபட்ட பண்புகளையுடைய தனிமங்களான காப்பர், சில்வர், கோல்டு ஆகியவை ஒரே தொகுதியில் அமைக்கப்பட்டுள்ளன.[1]

நவீன ஆவர்த்தன விதி[தொகு]

  1. 1912-ல் மோஸ்லே என்ற அறிவியலறிஞர் தனிமங்களின் இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் பண்புகள் அணு எண்களின் அடிப்படையில் அமைந்துள்ளன என்று அறிந்தார்.
  2. இதன் அடிப்படையில் நவீன ஆவர்த்தன விதி உருவானது. இவ்விதிப்படி தனிமங்களின் இயற்பியல் மற்றும் வேதிப் பண்புகள் அத்தனிமங்களின் அணு எண்களுக்கு ஏற்ப ஆவர்த்தன முறையில் மாற்றமடைகின்றன.
  3. தனிமங்களை அவற்றின் அணு எண்களின் ஏறுவரிசையி்ல் அமைத்தால் ஒத்த பண்புகளையுடைய தனிமங்கள் சீரான இடைவெளிக்குப் பின் அமைகின்றன. இதுவே ஆவர்த்தனத் தன்மை எனப்படுகிறது.
  4. அனைவராலும் ஏற்றுக்கொள்ளப்பட்ட தனிம வரிசை அட்டவணை நீள் வரிசை அட்டவணை ஆகும்.
  5. தனிமங்கள் அவற்றின் எலக்ட்ரான் அமைப்பின் அடிப்படையில் 1. மந்தவாயு தனிமங்கள் 2. பிரதிநிதித்துவ தனிமங்கள் 3. இடைநிலைத் தனிமங்கள் 4. உள் இடைநிலைத் தனிமங்கள் என வகைப்படுத்தப்பட்டுள்ளன.[1]

நவீன ஆவர்த்தன அட்டவணையின் சிறப்பம்சங்கள்[தொகு]

  1. தனிம வரிசை அட்டவணையில் உள்ள கிடைமட்ட வரிசைகள் தொடர்கள் என அழைக்கப்படுகின்றன.
  2. ஒரு தொடரில், ஒரே வரிசையாக அமைந்த தனிமங்கள் ஒரே இணைதிறன் கூட்டைப் பெற்றிருக்கும். மொத்தம் 7 தொடர்கள் உள்ளன.
  3. முதல் தொடரில் 2 தனிமங்கள் உள்ளன. ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஹீலியம் (மிகக்குறுகிய தொடர்).
  4. இரண்டாவது மற்றும் மூன்றாவது தொடர், ஒவ்வொன்றிலும் 8 தனிமங்கள் உள்ளன. (குறுகிய தொடர்)
  5. நான்காவது மற்றும் ஐந்தாவது தொடர்கள் ஒவ்வொன்றும் 18 தனிமங்களைக் கொண்டுள்ளன. (நீண்ட தொடர்கள்)
  6. ஆறாவது தொடரில் லாந்தனைடுகளை உள்ளடக்கிய 32 தனிமங்கள் உள்ளன. (மிக நீண்ட தொடர்)
  7. ஏழாவது தொடர் ஆக்டினைடு தனிமங்களை உள்ளடக்கியது. இது முற்றுப் பெறாத தொடராகும்.
  8. தற்பொழுது ஏழாவது தொடர் 19 தனிமங்களை பெற்று பூர்த்தி செய்யப்படாத தொடராக உள்ளது.
  9. நவீன தனிம அட்டவணையில் 18 தொகுதிகள் உள்ளன. இதில் காணப்படும் செங்குத்துப் பத்திகள் தொகுதிகள் ஆகும்.
  10. ஒத்த எலக்ட்ரான் அமைப்புடைய வெளி ஆற்றல் கூடுகளைக் கொண்ட தனிமங்கள் ஒரே தொகுதியில் செங்குத்து வரிசையில் அமைந்துள்ளன.
  11. ஒரே தொகுதியில் உள்ள தனிமங்கள் ஒர் குடும்பத் தனிமங்களாக உள்ளன.
  12. I A முதல் VII A வரையில் உள்ள தனிமங்கள் பிரதிநிதித்துவத் தனிமங்கள்.
  13. I A தொகுதித் தனிமங்கள் கார உலோகங்களாகும். II A தொகுதி தனிமங்கள் கார மண் உலோகங்கள் ஆகும்.
  14. VI A தொகுதித் தனிமங்கள் (16) சால்கோஜென் அல்லது ஆக்சிஜன் குடும்பத் தனிமங்களாகும்.
  15. VII A தொகுதித் தனிமங்கள் (17) ஹாலஜன் அல்லது உப்பீனிக் குடும்பத் தனிமங்களாகும்.
  16. I B -லிருந்து மற்றும் VII -B மற்றும் VIII-வது தொகுதித் தனிமங்கள் இடைநிலைத் தனிமங்கள் ஆகும்.
  17. பூஜ்யத் தொகுதி தனிமங்கள் மந்த வாயுக்கள் (அரிய வாயுக்கள்) எனப்படும்.
  18. லாந்தனைடுகளும், ஆக்டினைடுகளும் ஒரே தொகுதியில் இருந்தாலும் அவைகள் அட்டவணைக்குக் கீழே தனி அமைப்பாகக் கொடுக்கப்பட்டுள்ளன.
  19. தனிம வரிசை அட்டவணையும் எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பும்
  20. தொகுதிகள் I-ல் இருந்து பூஜ்யம் வரை உள்ள தனிமங்கள் பொதுவாக முதன்மைத் தொகுதி தனிமங்கள் என அழைக்கப்படுகின்றன.
  21. தனிமங்களின் பண்புகள், அட்டவணையில் அவற்றின் இருப்பிடம், எலக்ட்ரான் கட்டமைப்பு ஆகியவை ஒன்றுக்கொன்று தொடர்புடையவை.
  22. தொகுதி II-ல் உள்ள தனிமங்கள் 2 வெளி எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றுள்ளன.
  23. மெக்னீசியம் அணு, அதன் 3-வது வெளிக்கூட்டில் இரண்டு எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றுள்ளது. எனவே இது தொதுதி II-ல் வைக்கப்பட்டுள்ளன.
  24. ஆர்கான் வெளிக்கூட்டில் நிலைப்பு அமைப்பான எட்டு எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றுள்ளது. எனவே அது பூஜ்யத் தொகுதியில் வைக்கப்பட்டுள்ளது.
  25. ஒரு பொட்டாசியம் அணு அதன் வெளிக்கூட்டில் ஒரு எலக்ட்ரானைப் பெற்றுள்ளது. எனவே, தொகுதி I-ல் தொடர் 4-ல் வைக்கப்படுள்ளது.
  26. ஒரு தனிமத்தின் அணுவின் வெளிக்கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்களே அதன் வேதிப் பண்புக்குக் காரணமாக அமைகின்றன. இதனால் தான் ஒரு தொகுதியில் உள்ள தனிமங்கள் அனைத்தும் பண்புகளில் ஒத்திருக்கின்றன.
  27. அரிய வாயுக்கள் மிகவும் நிலைப்புத் தன்மையுடைய எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெற்றிருக்கின்றன. எனவே வினைதிறன் அற்றவை.
  28. தனிம வரிசை அட்டவனையில் ஒர் தொகுதியில் கீழ்நோக்கிச் சென்றால் அணுக்களின் உருவ அளவு அதிகரிக்கிறது. தொடரில் வலது நோக்கி நகர்ந்தால் உருவ அளவு குறைகிறது.
  29. கீழ்நோக்கி தொகுதிகளில் நகர்ந்தாலும், தொடரில் இடது நோக்கி நகர்ந்தாலும் தனிமங்களின் உலோகப் பண்புகள் அதிகரிக்கின்றன.
  30. உலோகத் தொகுதியில் கீழ்நோக்கி நகர்ந்தால் உலோகங்களின் வினைதிறன் அதிகமாகிறது.
  31. தொகுதி I -ன் அடிப்படையில் உள்ள தனிமம் மிகவும் வினைதிறன் உடைய தனிமம் ஆகும்.
  32. ஒர் தொடரின் வலது பகுதியில் அலோகங்கள் காணப்படுகின்றன. அலோகங்கள் உள்ள தொகுதியில், அதிக வினைதிறன் கொண்ட தனிமம் தொகுதியின் தலைப்பில் உள்ளது.
  33. ஏழாவது தொகுதியில் முதலாவதாக அதிக வினை திறன் கொண்ட அலோகம் உள்ளது.[1]

மேற்கோள்கள்[தொகு]

  1. 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 Sr, Venkatesan (31 அக்டோபர் 2013). "அரசு தேர்விற்கான அறிவரங்கம்: வேதியியல் - நிலக்கரி". தினமணி. மூல முகவரியிலிருந்து 31 அக்டோபர் 2013 அன்று பரணிடப்பட்டது. பார்த்த நாள் 19 நவம்பர், 2013.
  2. IUPAC article on periodic table

வெளி இணைப்புக்கள்[தொகு]

"http://ta.wikipedia.org/w/index.php?title=தனிம_அட்டவணை&oldid=1636612" இருந்து மீள்விக்கப்பட்டது