(i) ஒத்த பண்புகளை உடைய தனிமங்கள் வெவ்வேறு தொகுதிகளிலும், வெவ்வேறு பண்புகளை உடைய தனிமங்கள் ஒரே தொகுதியிலும் வைக்கப்பட்டிருந்தது.
உதாரணம்:
டெல்லூரியம் (127.6) ஆறாவது தொகுதியிலும் அயோடின் (127) ஏழாவது தொகுதியிலும் வைக்கப்பட்டிருந்தன.

(i) மிக அதிக கவர்தன்மை கொண்ட தனிமம் =F
(ii) மிகக் குறைந்த எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை கொண்ட தனிமம் =Cs

(i) அனுவின் உருவளவு
(ii) நிகர அணுக்கரு மின்சுமை
(iii) மறைத்தல் விளைவு
(iv) எலக்ட்ரான் அமைப்பு

(i) பெரிலியத்தைக் காட்டிலும் போரான் அதிகமான அணுக்கரு மின்சுமையினைப் பெற்றிருப்பதால் போரானின் அயனியாக்கும் ஆற்றல் மதிப்பு அதிகம் என எதிர்பார்த்தலுக்கு முரணாக பெரிலியம் அதிக அயனியாக்கும் ஆற்றலைப் பெற்றுள்ளது.
(ii) நைட்ரஜன் அயனியாக்கும் ஆற்றல் (1402 Kmol^-1) ஆக்ஸிஜனின் அயனியாக்கும் ஆற்றல் (1314 Kmol^-1) மதிப்பைக் காட்டிலும் அதிகம்.

(i) ஹேலஜன் அணுக்களுக்கு எலக்ட்ரான் நாட்டம் அதிகமாக இருப்பதால் இவை ஆக்ஸிஜனேற்றம் என்ற முக்கியமான பண்பைப் பெற்றுள்ளன.
X₂+2e^- ➝ 2X^-
(ii) அணு எண் குறைவாக உள்ள ஹேலஜன்கள் அணு எண் அதிகமாக உள்ள ஹேலைடு அயனிகளை ஆக்ஸினேற்றம் அடையச் செய்கின்றன.

(i) தனிம வரிசை அட்டவணையில் செங்குத்தாக காணப்படுபவை தொகுதிகள் எனப்படுகின்றன.
(ii) இந்த செங்குத்து தொகுதியில் தனிமங்கள் ஒரே எண்ணிக்கையான வெளிக்கிட்டு எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றிருக்கும்.
(iii) எனவே, தனிமங்கள் அ மற்றும் இ 18-வது தொகுதியிலும்
(iv) தனிமங்கள் ஆ மற்றும் ஈ 13-வது தொகுதியிலும் இடம் பெற்றுள்ளது.

(i) ஆஃபா தத்துவத்தின்படி 5வது வரிசையில் ஒன்பது ஆர்பிட்டால்கள் நிரப்பப்படலாம். (ஒரு 5s, ஐந்து 4d மற்றும் மூன்று 6p ஆர்பிட்டால்கள்)
(ii) ஒன்பது ஆர்பிட்டால்கள் அதிகபட்சமாக 18 எலக்ட்ரான்களை அடைத்துக்கொள்ளும் தன்மையுடையது.
(iii) எனவே 5வது வரிசையில் ருபிடியம் (z=37) முதல் செனான் (z=54) வரை 18 தனிமங்கள் உள்ளன.

(i) z=118 என்ற தனிமத்தின் எலக்ட்ரான் அமைப்பு
₈₆[Rn] 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7s² 7p⁶
(ii)  தனிம வரிசை அட்டவணையில் இது p-தொகுதியில் இடம்பெற்றுள்ளது. (இறுதி எலக்ட்ரான் p ஆர்பிட்டாலில் சேர்க்கப்படுவதால்)
(iii) வரிசை எண் =7 (n =7 என்பதால்)
(iv) தொகுதி எண் =18
(nd ஆர்பிட்டால் +ns ஆர்பிட்டால் +np ஆர்பிட்டால்)
     (10)                          (2)                           (6)

(i) அணுவில் எலக்ட்ரான்கள் நிரப்பப்பட்டுள்ள விதம் அணுவின் எலட்ரான் அமைப்பு எனபப்டும்.
(ii) அணுவின் வெளிக்கூட்டில் காணப்படும் எலட்ரான்கள் இணைதிற எலட்ரான்கள் எனப்படுகின்றன.
(iii) இந்த இணைதிற எலட்ரான்களில் இலகுவாக பிணைக்கப்பட்டுள்ள எலக்ட்ரானை நீக்க தேவைப்படும் குறைந்தபட்ச ஆற்றல் அயனியாக்கும்.
(iv) எலக்ட்ரான் அமைப்பின் அடிப்படையில் அயனியாக்கும் ஆற்றலை நோக்கினால் சரிபாதியளவு மற்றும் முழுவதும் நிரப்பப்பட்ட எலட்ரான் அமைப்பு அதிக அயனியாக்கும் ஆற்றலையும், பகுதியளவு நிரப்பப்பட்ட எலக்ட்ரான் அமைப்பு குறைந்த அயனியாக்கும் ஆற்றலையும் பெற்றுள்ளது.
(v) இதேபோல் இணைதிறன் கூட்டில் ஒரு எலக்ட்ரானை சேர்த்து அதன் எதிர் அயனியை உருவாக்கும்போத வெளிப்படும் ஆற்றல் எலக்ட்ரான் நாட்டம் எனப்படுகிறது.
(vi) சரிபாதியளவு நிரப்பப்பட்ட எலக்ட்ரான் அமைப்பில் மேலும் ஒரு எலக்ட்ரான் அமைப்பு இழக்கப்படும் நிலை ஏற்படும்.
(vii) மேலும் முழுவதும் நிரப்பப்பட்ட நிலையான எலக்ட்ரான் அமைப்பினைப் பெற்றுள்ளவற்றுடன் கூடுதலாக ஓர் எலக்ட்ரானை சேர்த்தல் சாதகமானதல்ல.

E₁=-2.8 x 10^-18 J
E_∞=0
ΔE=E∞-E₁
0-(-2.8 x 10-¹⁸J)
H-ன் அயனியாக்கும் ஆற்றல் =2.8 x 10^-18 J
ஒரு மோல் H அணுவின் அயனியாக்கும் ஆற்றல்
=2.8 x 10^-18J x 6.023 x 10²³
=13.13 x 10⁵ J mol^-1