(i) தனிம வரிசை அட்டவணையின் இடமிருந்து வலமாகச் செல்லும்போது உட்கருமின்சுமை அதிகரிப்பதாலும், உருவளவு குறைவதாலும் எலக்ட்ரான் நாட்ட மதிப்பு அதிகரிக்கின்றது.
(ii) அலோகங்கள் அட்டவணையின் வலப்புறத்திலும் உலோகங்கள் இடப்புறத்திலும் காணப்படுகின்றன.
(iii) எனவே அலோகங்களின் எலக்ட்ரான் நாட்ட மதிப்புகள் அதிகமாகக் காணபப்டுகின்றன.

(i) ஹைட்ரஜனை விட லித்தியத்தின் அணு பருமன் அதிகம்.
(ii) லித்தியத்தின் எலக்ட்ரான் அமைப்பு: 1s²2s¹ இது தன் இணைதிற எலக்ட்ரானை எளிதில் இழந்து He-ன் எலக்ட்ரான் அமைப்பை பெறுகிறது.
(iii) லித்தியத்தின் 2s¹ எலக்ட்ரான் அதன் எலக்ட்ரான்களால் 1s² பயனுள்ள வகையில் மறைக்கப்படுகிறது. எனவே அதன் மீது செயல்படும் உட்கரு கவர்ச்சி விசை குறைவு.

(i) மெக்னீசியத்தின் உட்கரு மின்சுமை (z=12) சோடியத்தின் உட்கரு மின்சுமையை (z=12) விட அதிகம்.
(ii) சோடியத்தை விட மெக்னீசியம் சிறிய அணு பருமன் கொண்டது.
(iii) Na ன் எலக்ட்ரான் அமைப்பு: 1s²2s²2p⁶3s¹ இது எளிதில் 3s¹ எலக்ட்ரானை இழந்து நிலையான Ne எலக்ட்ரான் அமைப்பை பெறுகிறது.
(iv) Mg ன் எலக்ட்ரான் அமைப்பு: 1s²2s²2p⁶3s² இது முழுவதும் நிரம்பிய 3s ஆர்பிட்டாலை பெற்று இருப்பதால் நிலைத்தன்மை அடைகிறது.

(i) ஓர் அயனிப் படிகத்தில் உள்ள நேர்மின் மற்றும் எதிர்மின் அயனிகள் ஒன்றையொன்றுதொட்டுக்கொண்டிருக்குமாறு கருதும்போது அவற்றின் அயனி ஆரங்களின் கூடுதல் ஆனது அவற்றிற்கிடையேயான அணுக்கருக்களின் தொலைவிற்கு சமமாக இருக்கும்.(ii) ஓர் அயனியின் அபாரமானது அதன் அணுக்கருவின்  நிகர மின்சுமைக்கு எதிர்விகிதத்தில் இருக்கும்.

(i) லாந்தனைடுகள்: [₅₄Xe] 4f^1-145d¹ 6s²
(ii) ஆக்டினைடுகள்: [₈₆Rn] 5f^0-14 6d^0-2 7s²

(i) தனிமங்களின் இயற் மற்றும் வேதிப்பண்புகள் அவற்றின் அணு எண்களின் ஆவர்த்தன சார்பாக அமைகின்றன. ஒரு நேர்மின்சுமையுடைய அயனியில் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையானது, அதன் நடுநிலை அணுவில் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையை விட குறைவாக இருந்தபோதிலும் அவைகளின் அணுக்கரு மின்சுமை சமமாக இருக்கும்.
(ii) எனவே, நேர்மின்சுமையுடைய அயனியின் செயலுறு அணுக்கவர்ச்சி விசையானது, தொடர்புடைய நடுநிலை அணுவின் செயலுறு கவர்ச்சி விசையினை விட அதிகம்.
(iii) எனவே, தொடர்ச்சியான அயனியாக்கும் ஆற்றலின் மதிப்புகள் எப்போதும் பின்வரும் ஏறுவரிசையில் அமைகின்றன.
IE₁ < IE₂ < IE₃  ..........

(i) சகப்பிணைப்பால் பிணைக்கப்பட்டுள்ள மூலக்கூறில் உள்ள ஒரு அணுவானது, சகப்பிணைப்பில் பங்கிடப்பட்டுள்ள எலக்ட்ரான் இணையினைச் தன்னை நோக்கி ஒப்பீட்டு அளவில் கவரும் பண்பு எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை எனப்படும்.
(ii) எலக்ட்ரான் கவர்தன்மை ஒரு அளவிடத்தக்க பண்பு அல்ல.

(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) 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) 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

இணைதிறன் அல்லது ஆக்ஸிஜனேற்ற நிலை:
(i) ஒரு அனுவின் இணைதிறன் என்பது ஹைட்ரஜனுடன் ஒப்பிடும்போது அவ்வணுவின் இணையக்கூடிய திறன் எனபப்டும்.
(ii) பொதுவாக இது இணைதிற கூட்டில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை அல்லது எட்டிலிருந்து அந்த எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையினை கழித்துவிட்டு வரும் எண்ணிக்கையாகும்.
(iii) இணைதிறனுக்கு பதிலாக ஆக்ஸிஜனேற்ற நிலையினைக் குறிப்பிடுவது எளிமையானதாக இருக்கும்.
ஆவர்த்தன தன்மை:
(i) ஒரு அணுவின் இணைதிறன் என்பது அதன் இணைதிற கூட்டில் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கையினைப் பொறுத்து அமைகிறது.
(ii) ஒரு தொகுதியில் உள்ள தனிமங்களில் இணைதிற எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை சமம் என்பதால், அதிகபட்சமாக இணைதிறன் என்பது மாறாமல் அதே மதிப்பினை பெற்றிருக்கும்..
(iii) எனினும் ஒரு வரிசையில் இணைதிற எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை அதிகரிப்பதால், இணைதிறனும் அதிகரிக்கிறது.

(i) தனிம வரிசை அட்டவணையில் மூலைவிட்டமாகச் செல்லும்போது இரண்டாம் மற்றும் முன்றாம் வரிசையில் உள்ள தனிமங்கள் சில பண்புகளில் ஒத்துக் காணப்படுகின்றன.
(ii) ஒரு தொகுதியில் காணப்படும் தனிமங்களுக்கிடையே நாம் காணும் பண்புகளைப் போன்ற அதிக அளவில் ஒற்றுமைத் தன்மை காணப்படாவிட்டாலும் கூட, பின்வரும் தனிம இணைகளில் இப்பண்பு குறிப்பிடத்தக்க அளவில் உள்ளது.

(iii) மூலைவிட்டதில் அமைந்துள்ள தனிமங்களின் பண்புகளுக்கிடையே காணப்படும் ஒற்றுமைத் தன்மை மூலைவிட்டத் தொடர்பு என்றழைக்கப்படுகிறது.