2. Електронна оболонка атома заповнюється електронами за правилами:

Принцип найменшої енергії: електрон в атомі займає той вільний підрівень, на якому він має мінімальне значення енергії. Електрон залишається на тому підрівні, на якому забезпечується найбільш міцний зв’язок з ядром. Правила Клечковського: 1) Заповнення електронних шарів відбувається в порядку збільшення сум головного й орбітального квантових чисел (n + l). Так, сума (n + l) для електронів 3d-орбіталі дорівнює 5 (n =3, l=2), для електронів 4s-орбіталі – 4 (n = 4, l = 0). Спочатку електронами заповнюється 4s-орбіталь, потім 3d-орбіталь. 2) Якщо для двох орбіталей суми (n+l) мають однакові значення, то спочатку електронами заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа. Для електронів 3d- і 4p-орбіталей сума n + l = 5 (відповідно 3 + 2 і 4 + 1). Але тому, що для електронів 3d-орбіталі головне квантове число n = 3, а для електронів 4p-орбіталі n = 4, у першу чергу заповнюються 3d-орбіталі. Після заповнення орбіталей менших енергій, починається заповнення орбіталей більших енергій. Для енергетичних підрівнів збільшення енергії відбувається:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d <6p<7s<5f≈6d<7p.

Принцип Паулі: в атомі не може бути і двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел. На орбіталі може знаходитися два електрони з різними спінами (m_s = +½ і m_s = –½). Максимальне число електронів на підрівні визначають за формулою: К = 2 (2l + 1) ( s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴).

Правило Гунда (Хунда): у межах підрівня електрони розподіляються так, щоб сумарне спінове квантове число мало максимальне значення (спочатку по одному електрону на орбіталь, а потім по другому електрону). У залежності від того, який підрівень заповнюється останніми електронами, розрізняють s-, p-, d-, f-елементи.

3. Періодичний закон „Властивості простих тіл, а також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг (мас) елементів” (1869 p., Д.I.Менделєєв). Кількісною характеристикою, що визначає хімічну природу елемента, є не маса атома, а його порядковий номер, який відповідає величині позитивного заряду ядра атома. Сучасне формулювання періодичного закону: властивості хімічних елементів, а також форми і властивості їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їх атомів. Графічне зображення періодичного закону є періодична система елементів.

Період – горизонтальний ряд елементів. I, II, III – малі, IV, V, VI і VII – великі періоди. Усі періоди, за виключенням першого, що містить два елементи, починаються лужним металом і закінчуються інертним газом. Періоди II і III –типові, оскільки властивості елементів у цих періодах закономірно змінюються від типового металу до інертного газу. У великих періодах цей перехід повільний. Малий період складається з одного ряду, а великий період має два ряди – парний (верхній) і непарний (нижній). Особливістю VI і VII періодів є наявність родин елементів із близькими хімічними властивостями: родин лантаноїдів та актиноїдів.

Група – вертикальний ряд елементів подібних за властивостями. Груп – 8, кожна поділяється на головну й побічну підгрупи. Номер групи відповідає вищому позитивному ступеню окиснення елементів, що входять до її складу. Виключення: F (VII група), ступінь окиснення якого тільки –1; O (VI група), ступінь окиснення +2, –1, –2; Cu, Ag і Au (I група), виявляють ступінь окиснення від +1 до +3.