మూలకాల వర్గీకరణ: ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ఆధారంగా మూలకాలను s, p, d, f అనే బ్లాకులుగా విభజించారు.  

  భేదపరిచే ఎలక్ట్రాన్ ప్రవేశించే ఉపస్థాయులను బట్టి ఈ విభజన జరిగింది.
's' బ్లాకు మూలకాలు: ఈ రకం మూలకాల్లో భేదపరిచే ఎలక్ట్రాన్ వేలన్సీస్థాయిలో ఉండే s ఉపస్థాయిలోకి ప్రవేశిస్తుంది. ఈ ఉపస్థాయిలో గరిష్ఠంగా ఉండే ఎలక్ట్రాన్ల సంఖ్య 2 కావడంతో, ఈ బ్లాకులో కేవలం I A, II A అనే రెండు గ్రూప్‌లు ఉంటాయి. s బ్లాకు మూలకాలను ఆవర్తన పట్టికలో ఎడమవైపున అమర్చారు. వీటి బాహ్యస్థాయి సాధారణ ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ns¹ (I A కు), ns² (II A కు ) గా ఉంటుంది. H మినహా ఈ బ్లాకులోని మూలకాలన్నీ లోహాలే. ఇవి మృదువుగా, తక్కువ బాష్పీభవన, ద్రవీభవన స్థానాలు; తక్కువ అయోనైజేషన్ పొటెన్షియల్‌తో ఉంటాయి. ఇవి అయానిక సమ్మేళనాలను ఏర్పరుస్తాయి. బున్‌సన్ జ్వాలకు రంగును ఇస్తాయి. ద్రవ్యరాశి పెరిగేకొద్దీ గ్రూప్‌లో చర్యాశీలత, లోహ స్వభావం పెరుగుతాయి. ఇవి బలమైన క్షయకారిణులు.

'p' బ్లాకు మూలకాలు: ఈ రకం మూలకాల్లో భేదపరిచే ఎలక్ట్రాన్ వేలన్సీ స్థాయిలో ఉండే p ఉపస్థాయిలోకి ప్రవేశిస్తుంది. ఈ ఉపస్థాయిలో గరిష్ఠంగా ఉండే ఎలక్ట్రాన్ల సంఖ్య 6 కావడంతో, ఈ బ్లాకులో కేవలం 6 గ్రూప్‌లు (III A నుంచి VII A, O) ఉంటాయి. p బ్లాకు మూలకాలను ఆవర్తన పట్టికలో కుడివైపు అమర్చారు. వీటి బాహ్యస్థాయి సాధారణ ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం వరకు ఉంటుంది. p బ్లాకులో లోహాలు, అలోహాలు, అర్ధలోహాలు ఉన్నాయి. ఇవి అత్యధిక భాగం సమయోజనీయ సమ్మేళనాలను ఏర్పరుస్తాయి.'O' గ్రూప్ మూలకాలు జడంగా ఉండే ఏక అణుమూలకాలు. p బ్లాకు మూలకాలు అయానిక సమ్మేళనాలను కూడా ఏర్పరచగలవు. 16వ గ్రూప్ మూలకాలు ఖనిజాలను ఏర్పరచడం వల్ల వాటిని ''చాల్కోజన్‌లు' అని, 17వ గ్రూప్ మూలకాలు లవణాలను ఏర్పరచడం వల్ల వాటిని ''హాలోజన్‌లు'' అని అంటారు. హాలోజన్‌లు మంచి ఆక్సీకరణులు.

'd' బ్లాకు మూలకాలు: ఈ రకం మూలకాల్లో భేదపరిచే ఎలక్ట్రాన్ d -  ఉపబాహ్య కక్ష్యలోకి ప్రవేశిస్తుంది. ఈ ఉపస్థాయిలో గరిష్ఠంగా ఉండే ఎలక్ట్రాన్ల సంఖ్య 10. కాబట్టి 10 గ్రూప్‌లు (I B నుంచి VII B వరకు, VIII B లో మూడు గ్రూప్‌లు) ఉంటాయి. వీటి సాధారణ ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం వీటిని s, p బ్లాకు మూలకాల మధ్య 4 వరసల్లో (3d, 4d, 5d, 6d) అమర్చారు. ఇవి గట్టి లోహాలు. వీటి ద్రవీభవన, బాష్పీభవన ఉష్ణోగ్రతలు చాలా ఎక్కువగా ఉంటాయి. ఇవి రంగున్న, సంశ్లిష్ట సమ్మేళనాలను; మిశ్రమ లోహాలను ఏర్పరచగలవు. ఇవి ఉత్ప్రేరకాలుగా పనిచేస్తాయి. సాధారణంగా ఇవి పారా అయస్కాంత ధర్మాన్ని ప్రదర్శిస్తాయి. ns, (n-1)d ఉపస్థాయిల్లో ఉండే అన్ని ఎలక్ట్రాన్లు బంధాల్లో పాల్గొనడంతో ఇవి అనేక ఆక్సీకరణ స్థితులను పొందగలవు.

'f' బ్లాకు మూలకాలు: ఈ రకం మూలకాల్లో భేదపరిచే ఎలక్ట్రాన్ (n - 2) f ఉపస్థాయిలోకి ప్రవేశిస్తుంది. f ఉపస్థాయిలో గరిష్ఠంగా ఉండే ఎలక్ట్రాన్ల సంఖ్య 14. కాబట్టి, 14 గ్రూప్‌లు ఉండొచ్చు. కానీ వీటి ధర్మాలు అత్యంత సౌమ్యంగా ఉండటంతో వీటిని ఆవర్తనపట్టిక కింది భాగంలో 4f (లాంథనైడ్లు), 5f (ఆక్టినైడ్లు) అనే రెండు శ్రేణుల్లో అమర్చారు. వీటి బాహ్యస్థాయి ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ఇవి భారాత్మక లోహాలు. వీటి ద్రవీభవన, బాష్పీభవన ఉష్ణోగ్రతలు చాలా ఎక్కువ. ఇవి రంగున్న, సంశ్లిష్ట సమ్మేళనాలను ఏర్పరుస్తాయి. వీటికి రేడియో ధార్మికత ఉంటుంది. భిన్న ఆక్సీకరణ స్థితులను ప్రదర్శిస్తాయి.

చర్యాశీలత, ధర్మాలపరంగా మూలకాల వర్గీకరణ:
    మూలకాలను నాలుగు రకాలుగా వర్గీకరించారు. ధర్మాలు; పూర్తిగా, అసంపూర్తిగా నిండిన ఎలక్ట్రాన్ స్థాయులను బట్టి ఇలా విభజించారు. ఉత్కృష్ట వాయు మూలకాలు: ఆవర్తన పట్టికలో s, p ఉపస్థాయులు ఎలక్ట్రాన్లతో పూర్తిగా నిండిన "0" లేదా 18వ గ్రూప్ మూలకాలను ఉత్కృష్ట లేదా జడ లేదా విరళ వాయువులు అంటారు. He కి 1s², ఇతర మూలకాలకు  సాధారణ ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ఉంటుంది. వీటిని ఆవర్తన పట్టికలో కుడివైపు, చివరన అమర్చారు. ఇవన్నీ ఏకపరమాణు వాయువులు.

ఇవి గాలిలో లభిస్తాయి. కాబట్టి, వీటిని ''ఎరోజన్లు'' అంటారు. కొన్ని ప్రత్యేక పరిస్థితుల్లో Xe మూలకం F, O లతో కలసి సమ్మేళనాలను ఏర్పరుస్తుంది.
ప్రాతినిధ్య మూలకాలు: ఈ తరహా మూలకాల్లో వేలన్సీ స్థాయిలో ఎలక్ట్రాన్లు అసంపూర్తిగా నిండి ఉంటాయి. వీటి బాహ్య స్థాయి సాధారణ ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ns 1- 2 np 0 - 5. అంటే I A నుంచి VII A గ్రూప్ వరకు ఉండే మూలకాలను ప్రాతినిధ్య మూలకాలు అంటారు. ఇవి లోహాలు, అలోహాలు, అర్ధలోహాలు. ఈ మూలకాలన్నీ ఎలక్ట్రాన్లను గ్రహించి లేదా కోల్పోయి లేదా సమష్టిగా పంచుకుని ఉత్కృష్ట వాయు విన్యాసాన్ని పొందుతాయి. ఇవి రసాయనికంగా చురుకైనవి.
 

పరివర్తన మూలకాలు: ఈ తరహా మూలకాల్లో వేలన్సీ స్థాయి, ఉపవేలన్సీ స్థాయులు రెండూ ఎలక్ట్రాన్లతో అసంపూర్తిగా నిండి ఉంటాయి. వీటి బాహ్యస్థాయి సాధారణ ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం (n-1) d 1- 10 ns 1- 2. I B, III B నుంచి VIII B వరకు ఉండే మూలకాలను పరివర్తన మూలకాలు అంటారు. ఇవి అధిక ద్రవీభవన, బాష్పీభవన ఉష్ణోగ్రతలున్న లోహాలు. ఇవి ఉత్ప్రేరకాలుగా పనిచేస్తాయి. వీటికి పారా అయస్కాంతత్వం ఉంటుంది. ఇవి అల్పాంతరాళ సమ్మేళనాలను ఏర్పరుస్తాయి. ఇవి అనేక ఆక్సీకరణ స్థితులను ప్రదర్శిస్తాయి. వీటి సాధారణ ఆక్సీకరణ స్థితి +2.
అంతర పరివర్తన మూలకాలు: ఈ తరహా మూలకాల్లో చివరి 3 కక్ష్యలు ఎలక్ట్రాన్లతో అసంపూర్తిగా నిండి ఉంటాయి. వీటి సాధారణ (వేలన్సీ స్థాయి) ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం (n-2) f 1- 14 (n-1) d 0 - 1 ns². III B కి చెందిన లాంథనైడ్‌లు (విరళ మృత్తికలు), ఆక్టినైడ్‌లు ఈ కోవకు చెందుతాయి. వీటి సాధారణ ఆక్సీకరణ స్థితి +3. యురేనియం తర్వాత వచ్చేవాటిని ట్రాన్స్‌యురేనియం మూలకాలు అంటారు. ఇవి మానవ నిర్మితాలు రేడియోధార్మికతను ప్రదర్శిస్తాయి. వీటి ధర్మాలు అత్యంత సౌమ్యంగా ఉండటంతో వీటిని ఆవర్తన పట్టిక కింది భాగంలో 4f (లాంథనైడ్‌లు), 5f (ఆక్లినైడ్‌లు) అనే 2 శ్రేణుల్లో అమర్చారు. ఇవి అధిక ద్రవీభవన, బాష్పీభవన  స్థానాలున్న భారాత్మక లోహాలు. ఇవి రంగున్న, సంక్లిష్ట సమ్మేళనాలను ఏర్పరుస్తాయి.

ఆవర్తన ధర్మాలు - వాటి సరళులు
ఆవర్తన పట్టికలో మూలకాలను వాటి పరమాణు సంఖ్యలు పెరిగే క్రమంలో అమర్చినప్పుడు నిర్ణీత వ్యవధుల్లో (2, 8, 8, 18, 18, 32) ఒకే ధర్మాలు పునరావృతం కావడాన్ని ఆవర్తనం అని, ఈ ధర్మాలను ఆవర్తన ధర్మాలు అనీ అంటారు.
1. పరమాణు వ్యాసార్ధం: పరమాణు కేంద్రకం మధ్య బిందువు నుంచి వేలన్సీ స్థాయిలో ఉండే ఎలక్ట్రాన్‌కి మధ్య ఉన్న దూరాన్ని పరమాణు వ్యాసార్ధం అంటారు. ఇవి మూడు రకాలు. అవి
ఎ) స్ఫటిక లేదా లోహ లేదా పరమాణు వ్యాసార్ధం: లోహ స్ఫటికంలో పక్క పక్కనే ఉన్న రెండు లోహ పరమాణు కేంద్రకాల మధ్యబిందువుల మధ్య ఉండే దూరంలో సగాన్ని స్ఫటిక వ్యాసార్ధం అంటారు.
ఉదా: సోడియం లోహ వ్యాసార్ధం 1.86 Aº.
బి) సమయోజనీయ వ్యాసార్ధం: సజాతీయ పరమాణువులున్న అణువులో సమయోజనీయ బంధంతో కలపబడి ఉన్న రెండు పరమాణు కేంద్రకాల మధ్య దూరంలో సగాన్ని సమయోజనీయ వ్యాసార్ధం అంటారు.
ఉదా: Cl₂ లో Cl సమయోజనీయ వ్యాసార్ధం. 0.99 Aº.
సి) వాండర్ వాల్స్ వ్యాసార్ధం: అతి దగ్గరగా ఉన్న రెండు అణువుల్లోని రెండు పరమాణు కేంద్రకాల మధ్య దూరంలో సగాన్ని వాండర్ వాల్స్ వ్యాసార్ధం అంటారు. ఉదా: Cl₂ వాండర్‌వాల్స్ వ్యాసార్ధం 1.8 Aº.
త్తగా వచ్చే శక్తి స్థాయుల మూలంగా గ్రూప్‌లో పైనుంచి కిందికి పరమాణు వ్యాసార్ధాలు పెరుగుతాయి. అదే పీరియడ్‌లో (ప్రభావిక కేంద్రకావేశం ఎడమ నుంచి కుడికి పెరగడం వల్ల) అంటే 17వ గ్రూప్ వరకు పరమాణు వ్యాసార్ధాలు తగ్గి, ఉత్కృష్ట వాయవుల్లో అనూహ్యంగా పెరుగుతాయి. 17వ గ్రూప్ వరకు సమయోజనీయ వ్యాసార్ధాలను, ఉత్కృష్ట వాయువుల్లో వాండర్‌వాల్ వ్యాసార్ధాలను కొలవడం వల్ల ఇలా జరుగుతుంది.

       ఉదా: F పరమాణు వ్యాసార్ధం 0.72 Aº, కాగా Ne కి 1.60 Aº. పరివర్తన మూలకాల పరమాణు వ్యాసార్ధాలు మారకుండా, స్థిరంగా ఉంటాయి. పీరియడ్‌లో.. పరివర్తన మూలకాల్లో భేదపరిచే ఎలక్ట్రాన్ (n-1) d అనే ఉపవేలన్సీ స్థాయిలో చేరడం వల్ల యవనికా ప్రభావం (పరిరక్షక ప్రభావం) పెరుగుతుంది. కానీ అంతర పరివర్తన మూలకాల్లో పరమాణు వ్యాసార్ధాలు తగ్గుతాయి. దీనికి కారణం, భేదపరిచే ఎలక్ట్రాన్ (n-2) f అనే వ్యతిరేక ఉపవేలన్సీ స్థాయిలోకి ప్రవేశించడం, బలహీనంగా ఉండే పరిరక్షక ప్రభావం. బలహీనంగా ఉన్న పరిరక్షక ప్రభావం, అధికంగా విస్తరించిన f ఆర్బిటాళ్ల మూలంగా 14 లాంథనాయిడ్ మూలకాల్లో పరమాణు లేదా అయానిక వ్యాసార్ధాలు క్రమంగా తగ్గుతాయి. దీన్నే ''లాంథనైడ్ సంకోచం'' అంటారు. దీని పర్యావసానంగా ఒకే స్ఫటిక నిర్మాణం, ఒకే ధర్మాలు ఉండటంతో లాంథనైడ్ మూలకాలను వాటి మిశ్రమం నుంచి వేరు చేయడం కష్టం. 4d మూలకాల ధర్మాలు, 5d మూలకాల ధర్మాలను పోలి ఉంటాయి. ''కేంద్రకం మధ్య బిందువు నుంచి, బాహ్యస్థాయిలో విస్తరించి ఉన్న ఎలక్ట్రాన్ మేఘం వరకు ఉండే దూరాన్ని అయానిక వ్యాసార్ధం'' అంటారు. ధనావేశిత అయాన్ దాని అనురూప పరమాణువు కంటే చిన్నగా ఉంటుంది. (ప్రభావిత కేంద్రకావేశం పెరిగినందు వల్ల) రుణావేశిత అయాన్ దాని అనురూప పరమాణువు కంటే పెద్దదిగా ఉంటుంది. (ప్రభావిత కేంద్రకావేశం తగ్గినందువల్ల). 
అయాన్లు, పరమాణువులు, అణువులు వీటన్నింటిలోనూ ఎలక్ట్రాన్లు ఒకే సంఖ్యలో ఉంటే వాటిని ''సమ ఎలక్ట్రాన్ శ్రేణి'' అంటారు. ఈ శ్రేణిలో ధనావేశ పరిమాణం పెరిగితే అయాన్ సైజు తగ్గుతుంది. రుణావేశ పరిమాణం పెరిగితే, అయాన్ సైజు కూడా పెరుగుతుంది.     ఉదా: N ^-3 > O^-2 > F - > Ne > Na+ > Mg⁺² > Al ⁺³

2. అయోనైజేషన్ పొటెన్షియల్:
I. P₁ వాయుస్థితిలో ఉన్న ఒంటరి తటస్థ పరమాణువు బాహ్యస్థాయి నుంచి ఎలక్ట్రాన్‌ను తొలగించడానికి అవసరమైన కనీస శక్తి.  
ఉదా: M (g) + I.P₁→ M + (g) + e^-
I. P₂ వాయుస్థితిలో ఉన్న ఏకమాత్ర ధన అయాన్ నుంచి ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ను తొలగించడానికి అవసరమైన శక్తి.
ఉదా: M+ (g) + I.P₂→ M ⁺² (g) + e^-
I. P₂ > I.P₁: ఏకమాత్ర ధన అయాన్‌లో ఎలక్ట్రాన్ల కంటే ప్రోటాన్ల సంఖ్య ఎక్కువగా ఉంటుంది. దీంతో ప్రభావిత కేంద్రకావేశం పెరిగి కేంద్రకానికి, వేలన్సీ ఎలక్ట్రాన్లకు మధ్య ఆకర్షణ ఎక్కువగా ఉంటుంది. ఈ స్థితిలో ఎలక్ట్రాన్‌ను తొలగించడానికి అధిక శక్తి అవసరం. అందుకే I. P₁ కంటే I. P₂ ఎక్కువగా ఉంటుంది.
 

ప్రభావితం చేసే అంశాలు:
1) పరమాణు వ్యాసార్ధం: పరమాణు వ్యాసార్ధం పెరిగే కొద్దీ కేంద్రకానికి, వేలన్సీ ఎలక్ట్రాన్లకు మధ్య దూరం పెరిగి, వాటి మధ్య ఆకర్షణ తగ్గుతుంది. ఎలక్ట్రాన్లను తొలగించడానికి తక్కువ శక్తి అవసరమవుతుంది. అంటే I.P. తగ్గుతుంది. గ్రూప్‌లో I.P.పై నుంచి కిందికి తగ్గుతుంది. పీరియడ్‌లో ఎడమ నుంచి కుడికి పెరుగుతుంది.
                         I.P.  1/ పరమాణు వ్యాసార్ధం

 2) కేంద్రకావేశం: కేంద్రకావేశం పెరిగే కొద్దీ కేంద్రకానికి, వేలన్సీ ఎలక్ట్రాన్లకు మధ్య ఆకర్షణ పెరిగి, ఎలక్ట్రాన్లను తొలగించడానికి ఎక్కువ శక్తి అవసరమవుతుంది. I.P. పెరుగుతుంది.
                I.P.   కేంద్రకావేశం
3) పరిరక్షక ప్రభావం: ఎలక్ట్రాన్లు ఎక్కువగా ఉన్న పరమాణువుల్లో కొత్తగా వచ్చి చేరే ఎలక్ట్రాన్లు అంతర కక్ష్యలోకి ప్రవేశిస్తాయి. దీంతో అంతర కక్ష్యల్లోని ఎలక్ట్రాన్లు, చివరి కక్ష్యలోని ఎలక్ట్రాన్లను కేంద్రకాకర్షణ నుంచి పరిరక్షిస్తాయి. దీన్నే పరిరక్షక ప్రభావం అంటారు. చివరి కక్ష్యలోని ఎలక్ట్రాన్లు పూర్తి ఆకర్షణకు గురికావు. కాబట్టి ఈ ఎలక్ట్రాన్లను తొలగించడానికి తక్కువ శక్తి అవసరమవుతుంది. పరిరక్షక ప్రభావం పెరిగే కొద్దీ I.P. తగ్గుతుంది.
                I.P.   1/పరిరక్షక ప్రభావం
4) అంతఃకక్ష్యలోని ఎలక్ట్రాన్లు చొచ్చుకువెళ్లే సామర్థ్యం: వేలన్సీ ఎలక్ట్రాన్ కేంద్రకం వైపు అంటే ఆర్బిటాల్‌లోకి చొచ్చుకువెళ్లే సామర్థ్యం ఆర్బిటాల్ ఆకారం, పరిమాణంపై ఆధారపడి ఉంటుంది. గోళాకార సౌష్టవం ఉన్న 's' ఆర్బిటాల్‌లోకి ఎలక్ట్రాన్ ఎక్కువగా చొచ్చుకొని పోవడంతో కేంద్రకానికి బాగా దగ్గరవుతుంది. ఎలక్ట్రాన్ చొచ్చుకువెళ్లే సామర్థ్యం s ఆర్బిటాల్ నుంచి f ఆర్బిటాల్‌కు తగ్గుతుంది. I.P. కూడా ఇదే క్రమంలో తగ్గుతుంది.
  అంటే s > p > d > f.
                I.P.   చొచ్చుకువెళ్లే సామర్థ్యం.
5) ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం: ఒకే శక్తి ఉన్న ఆర్బిటాళ్లను కలిగి ఉన్న పరమాణువుల్లోని ఆర్బిటాళ్లు సగం లేదా పూర్తిగా ఎలక్ట్రాన్లతో నిండితే వాటికి అధిక స్థిరత్వం ఉంటుంది. వీటి నుంచి ఎలక్ట్రాన్లను తొలగించడానికి ఎక్కువ శక్తి అవసరం.

అంటే వీటికి అయోనైజేషన్ పొటెన్షియల్‌లు ఎక్కువ.
ఉదా: బోరాన్ కంటే బెరీలియం అయోనైజేషన్ పొటెన్షియల్ ఎక్కువ. ఆక్సిజన్ కంటే నైట్రోజన్‌కు అయోనైజేషన్ పొటెన్షియల్ ఎక్కువ.  ఆవర్తన పట్టికలో He అత్యధిక; Cs అత్యల్ప అయోనైజేషన్ పొటెన్షియల్ కలిగి ఉన్నాయి.
 

6. ఎలక్ట్రాన్ గ్రాహ్య ఎంథాల్పి (ఎలక్ట్రాన్ ఎఫినిటి): వాయుస్థితిలోని ఒంటరి తటస్థ పరమాణువుకి ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ని చేర్చి దాన్ని ఆనయాన్‌గా మార్చేటప్పుడు విడుదలయ్యే శక్తి
 X (వా) + e^-→  X - (వా) + E₁
         దీన్ని బార్న్-హేబర్ వలయం నుంచి లెక్కించవచ్చు. ఇది ఒక మూలక ఆక్సీకరణ సామర్థ్యాన్ని తెలుపుతుంది. Be, Mg ఉత్కృష్ట వాయువులకు ఎలక్ట్రాన్ గ్రాహ్య ఎంథాల్పి సున్నా. దీని విలువలు పీరియడ్‌లో ఎడమ నుంచి కుడికి పెరుగుతాయి, గ్రూప్‌లో పైనుంచి కిందికి తగ్గుతాయి. ద్వితీయ ఎలక్ట్రాన్ గ్రాహ్య ఎంథాల్పి (E₂) ఉష్ణగ్రాహక చర్య.  
         X^- (వా) + e^-→ X^-2 (వా) – E₂
         F ఎలక్ట్రాన్ గ్రాహ్య ఎంథాల్పి Cl కంటే తక్కువ. (ఇంకా S > O) కలిపిన ఎలక్ట్రాన్‌కు, F లేదా S బాహ్యస్థాయిలో ఉండే ఎలక్ట్రాన్లకు మధ్య ఉండే వికర్షణలే దీనికి కారణం. ఆవర్తన పట్టికలో ఎలక్ట్రాన్ గ్రాహ్య ఎంథాల్పి Cl కి అత్యధికం. Cs కు అత్యల్పం.
7. రుణవిద్యుత్మాకత: ఒక సమ్మేళనంలోని మూలక పరమాణువు, సమయోజనీయబంధంలో సమష్టిగా పంచుకున్న ఎలక్ట్రాన్ జంటను తనవైపు ఆకర్షించుకునే ప్రవృత్తి. దీనికి యూనిట్లుండవు.
పీరియడ్‌లో ఇది ఎడమ నుంచి కుడికి పెరుగుతుంది. గ్రూప్‌లో పైనుంచి కిందికి తగ్గుతుంది. ఆవర్తన పట్టికలో F కి అత్యధిక, Cs కు అత్యల్ప రుణ విద్యుదాత్మకతలు ఉన్నాయి. రుణవిద్యుదాత్మకతను రెండు రకాల స్కేళ్లతో కొలుస్తారు. బంధశక్తులను ఆధారం చేసుకుని రూపొందించిన పౌలింగ్ స్కేలులో

గ్రూపులో ఉండే అన్ని మూలకాలకూ ఒకే వేలన్సీ ఉంటుంది.
1. ఆక్సీకరణ సంఖ్య: అయానిక సమ్మేళనం (లేదా నిర్దిష్ట జాతిలో) ఒక మూలకం పరమాణువు పొందే ధన లేదా రుణ ఆవేశం. సాధారణంగా I A మూలకాలకు + 1, II A మూలకాలకు + 2 , ఉత్కృష్ట వాయువులకు 'సున్నా' ఆక్సీకరణ స్థితి ఉంటాయి. జడ జంట ప్రభావం (ns2 ఎలక్ట్రాన్ జంట బంధంలో పాల్గొనడానికి విముఖత చూపడం) వల్ల Tl కు + 1, Pb కి +2, Bi కి +3 ఆక్సీకరణస్థితులు స్థిరంగా ఉంటాయి. ఫ్లోరిన్ ఎప్పుడూ - 1 ఆక్సీకరణ స్థితిని స్థితిని ప్రదర్శిస్తుంది. ఆక్సీకరణ స్థితి ఏ మూలకానికైనా ఆ గ్రూప్ సంఖ్యను మించని విధంగా ఉంటుంది. గరిష్ఠ ఆక్సీకరణస్థితి Ru, Os, Xe లకు +8 ఉంటుంది.
 

2. ధన విద్యుదాత్మక స్వభావం: ఒక పరమాణువు ఎలక్ట్రాన్‌ను కోల్పోయే ప్రవృత్తి. లోహాలకు ఈ స్వభావం ఉంటుంది. దీన్ని అయోనైజేషన్ పొటెన్షియల్, ఎలక్ట్రోడ్ పొటెన్షియల్‌లతో కొలుస్తారు. ధన విద్యుదాత్మక స్వభావం గ్రూప్‌లో పై నుంచి కిందికి పెరుగుతుంది. పీరియడ్‌లో ఎడమ నుంచి కుడికి తగ్గుతుంది.
 

3. లోహ ప్రవృత్తి: ఏదైనా మూలక పరమాణువు తన బాహ్యస్థాయి నుంచి 1 లేదా 2 లేదా 3 ఎలక్ట్రాన్లను కోల్పోతే దానిని లోహం అని, ఎలక్ట్రాన్లను కోల్పోయే ప్రవృత్తిని లోహ స్వభావం అంటారు. ఇది రుణ విద్యుదాత్మకతకు విలోమానుపాతంలో ఉంటుంది. లోహ ప్రవృత్తి గ్రూప్‌లో పైనుంచి కిందికి పెరుగుతుంది. పీరియడ్‌లో ఎడమ నుంచి కుడికి తగ్గుతుంది.
 

4. అలోహ ప్రవృత్తి: ఏదైనా మూలక పరమాణువు ఎలక్ట్రాన్‌ను గ్రహించే స్వభావాన్ని కలిగి ఉంటే దాన్ని అలోహ ప్రవృత్తి అంటారు. దీన్ని రుణ విద్యుదాత్మకతతో పోల్చవచ్చు. ఇది గ్రూపులో పైనుంచి కిందికి తగ్గుతుంది. పీరియడ్‌లో ఎడమ నుంచి కుడికి పెరగుతుంది.
 

5. ఆక్సైడ్‌ల ఆమ్ల, క్షార స్వభావం: లోహ ఆక్సైడ్‌లు క్షారత్వాన్ని, అలోహ ఆక్సైడ్‌లు ఆమ్లత్వాన్ని, అర్ధలోహ ఆక్సైడ్‌లు ద్విస్వభావాన్ని కలిగి ఉంటాయి. గ్రూప్‌లో పైనుంచి కిందికి ఆమ్ల స్వభావం తగ్గుతుంది. క్షార స్వభావం పెరుగుతుంది. పీరియడ్‌లో ఎడమ నుంచి కుడికి క్షార స్వభావం తగ్గితే, ఆమ్ల స్వభావం పెరుగుతుంది.
 

6. కర్ణ సంబంధం: ఆవర్తన పట్టికలో రెండో పీరియడ్‌లోని ఒక మూలకానికి, మూడో పీరియడ్‌లోని తర్వాత గ్రూపు మూలకానికి ఒకే రకమైన ధర్మాలుండే ప్రవృత్తినే కర్ణ సంబంధం అంటారు. ఈ సంబంధం IV A గ్రూప్ వరకే పరిమితం. కర్ణ సంబంధానికి కారణాలు: ఒకే అయానిక సైజు, ఒకే రుణ విద్యుదాత్మకత, ఒకే ధ్రువణ సామర్థ్యం (అయానిక ఆవేశం/(అయానిక వ్యాసార్థం)2)
లిథియం Mg తో కర్ణ సంబంధాన్ని కలిగి ఉంటుంది.