(ক) পর্যায় সারণিতে অবস্থিত যে সকল মৌলের ইলেকট্রন বিন্যাসে সর্বশেষ ইলেকট্রনটি s-অরবিটালে প্রবেশ করে, তাদের s-ব্লক মৌল বলে। (খ) s-অরবিটাল গোলাকার আকৃতির হওয়ায় এটি অদিকমুখী (non-directional)। পাই ($\pi$) বন্ধন গঠনের জন্য অরবিটালগুলোর পাশাপাশি অধিক্রমণ (sideways overlap) প্রয়োজন, যা কেবল দিকমুখী p, d বা f অরবিটালের পক্ষে সম্ভব। s-অরবিটাল গোলাকার হওয়ায় এটি কেবল মুখোমুখি অধিক্রমণ করে সিগমা ($\sigma$) বন্ধন গঠন করতে পারে, কিন্তু পাশাপাশি অধিক্রমণ করতে পারে না বলে পাই বন্ধন গঠনে অংশ নিতে পারে না। (গ) উদ্দীপকের L ও M মৌলদ্বয় যথাক্রমে নাইট্রোজেন (N) ও অক্সিজেন (O)। সাধারণত একই পর্যায়ে বাম থেকে ডানে গেলে আয়নীকরণ শক্তি বৃদ্ধি পায়, তাই O-এর আয়নীকরণ শক্তি N-এর চেয়ে বেশি হওয়ার কথা। কিন্তু বাস্তবে N-এর আয়নীকরণ শক্তি O-এর চেয়ে বেশি। এর কারণ হলো ইলেকট্রন বিন্যাসের স্থিতিশীলতা। নাইট্রোজেন ও অক্সিজেনের ইলেকট্রন বিন্যাস নিম্নরূপ: $$\begin{aligned} \text{N (7)} &= 1s^2 2s^2 2p_x^1 2p_y^1 2p_z^1 \\ \text{O (8)} &= 1s^2 2s^2 2p_x^2 2p_y^1 2p_z^1 \end{aligned}$$ নাইট্রোজেনের ক্ষেত্রে $2p$ উপশক্তিস্তরটি অর্ধপূর্ণ (half-filled), যা অধিক স্থিতিশীল। অন্যদিকে অক্সিজেনের ক্ষেত্রে $2p_x$ অরবিটালে দুটি ইলেকট্রন থাকায় এবং $2p$ উপশক্তিস্তরটি অর্ধপূর্ণ না হওয়ায় এটি নাইট্রোজেনের তুলনায় কম স্থিতিশীল। স্থিতিশীল ইলেকট্রন বিন্যাস থেকে ইলেকট্রন অপসারণ করতে অধিক শক্তির প্রয়োজন হয়, তাই নাইট্রোজেনের প্রথম আয়নীকরণ শক্তি অক্সিজেনের চেয়ে বেশি। (ঘ) উদ্দীপকের Z মৌলটি ৩য় পর্যায়ের ১৭ নং গ্রুপের মৌল অর্থাৎ ক্লোরিন (Cl)। A ও X মৌল দুটি ২য় পর্যায়ের যথাক্রমে ১ ও ২ নং গ্রুপের মৌল, অর্থাৎ লিথিয়াম (Li) ও বেরিলিয়াম (Be)। সুতরাং যৌগ দুটি হলো LiCl ও $\text{BeCl}_2$। ফাযানের নীতি অনুযায়ী, ক্যাটায়নের চার্জ যত বেশি এবং আকার যত ছোট হয়, তার পোলারায়ন ক্ষমতা তত বেশি হয় এবং যৌগে সমযোজী বৈশিষ্ট্য তত বৃদ্ধি পায়। $\text{BeCl}_2$ যৌগে $\text{Be}^{2+}$ আয়ন বিদ্যমান, যার চার্জ LiCl-এর $\text{Li}^+$ আয়ন অপেক্ষা বেশি এবং আকার ছোট। ফলে $\text{Be}^{2+}$ আয়ন Cl$^-$ আয়নকে অধিক মাত্রায় পোলারিত করতে পারে। এতে $\text{BeCl}_2$ যৌগে সমযোজী চরিত্রের আধিক্য ঘটে, যার ফলে এর গলনাঙ্ক LiCl-এর তুলনায় কম হয়। অর্থাৎ, $\text{BeCl}_2$ এর গলনাঙ্ক LiCl অপেক্ষা কম।