1
/
5
Въпреки това, точно и по-късно напълно потвърдено разбиране на феномена на валентността е предложено през 1852 г. от химика Едуард-Франкланд в работа, в която той събира и преосмисля всички теории и предположения, съществували по това време по този въпрос. Наблюдаване на способността за насищане на различни метали и сравняване на състава на органичните производни на металите със състава на органични съединения, Франкланд въведе понятието " свързваща сила» ( свързващо тегло), полагайки по този начин основата на доктрината за валентността. Въпреки че Франкланд установява някои специфични закони, неговите идеи не са развити.
Решаваща роля в създаването на теорията за валентността изигра Фридрих Август Кекуле. През 1857 г. той показа, че въглеродът е четириосновен (четириатомен) елемент и най-простото му съединение е метан CH 4 . Уверен в истинността на своите идеи за валентността на атомите, Кекуле ги въвежда в своя учебник по органична химия: основността, според автора, е основно свойство на атома, свойство, постоянно и неизменно като атомното тегло. През 1858 г. възгледи, които почти съвпадат с идеите на Кекуле, са изразени в статията „ Относно новата химическа теория» Арчибалд Скот Купър.
Три години по-късно, през септември 1861 г., А. М. Бутлеров прави най-важните допълнения към теорията на валентността. Той направи ясно разграничение между свободен атом и атом, който е влязъл във връзка с друг, когато неговият афинитет е " свързва и отива към нова форма
". Бутлеров въведе идеята за пълнотата на използването на силите на афинитета и на " афинитетно напрежение”, тоест енергийната нееквивалентност на връзките, която се дължи на взаимното влияние на атомите в молекулата. В резултат на това взаимно влияние атомите, в зависимост от тяхната структурна среда, придобиват различна „химическо значение". Теорията на Бутлеров даде възможност да се обяснят много експериментални факти относно изомерията на органичните съединения и тяхната реактивност.
Огромно предимство на теорията за валентността е възможността за визуално представяне на молекулата. През 1860-те години се появяват първите молекулярни модели. Още през 1864 г. А. Браун предлага използването на структурни формули под формата на кръгове с поставени в тях символи на елементи, свързани с линии, обозначаващи химическата връзка между атомите; броят на линиите съответства на валентността на атома. През 1865 г. А. фон Хофман демонстрира първите модели с топка и пръчка, в които топките за крокет играят ролята на атоми. През 1866 г. в учебника на Кекуле се появяват чертежи на стереохимични модели, в които въглеродният атом има тетраедрична конфигурация.
Първоначално валентността на водородния атом беше взета за единица за валентност. Валентността на друг елемент може да бъде изразена в този случай чрез броя на водородните атоми, които се прикрепят към себе си или заместват един атом на този друг елемент. Валентността, определена по този начин, се нарича валентност във водородни съединения или водородна валентност: например в съединенията HCl, H 2 O, NH 3, CH 4 водородната валентност на хлора е едно, кислорода е две, азота е три, въглеродът е четири.
Валентността на кислорода обикновено е две. Следователно, знаейки състава или формулата на кислородното съединение на даден елемент, е възможно да се определи неговата валентност като два пъти броя на кислородните атоми, които един атом на този елемент може да прикрепи. Така определената валентност се нарича валентност на елемента в кислородни съединения или валентност за кислород: например в съединенията K 2 O, CO, N 2 O 3, SiO 2, SO 3, валентността за калиев кислород е едно, въглеродът - две, азотът - три, силицийът - четири, сярата - шест.
За повечето елементи стойностите на валентността във водородните и кислородните съединения са различни: например, валентността на сярата във водорода е две (H 2 S), а в кислорода е шест (SO 3). Освен това повечето елементи проявяват различни валентности в различните си съединения (някои елементи може да нямат нито хидриди, нито оксиди). Например въглеродът образува два оксида с кислород: въглероден оксид CO и въглероден диоксид CO 2 . При въглеродния оксид валентността на въглерода е две, а при диоксида е четири (някои елементи могат да образуват и пероксиди). От разгледаните примери следва, че по правило е невъзможно да се характеризира валентността на елемент с едно число и/или метод.
Съвременни идеи за валентността
След появата на теорията за химическото свързване, концепцията за "валентност" претърпя значителна еволюция. Понастоящем тя няма строго научно тълкуване, поради което е почти напълно изхвърлена от научния речник и се използва предимно за методически цели.
По принцип валентността на химичните елементи обикновено се разбира като способността на неговите свободни атоми (в по-тесен смисъл - мярка за неговата способност) да образуват определен брой ковалентни връзки. В съединения с ковалентни връзки валентността на атомите се определя от броя на образуваните двуелектронни двуцентрови връзки. Именно този подход е възприет в теорията на локализираните валентни връзки, предложена през 1927 г. от W. Heitler и F. London. Очевидно, ако един атом има ннесдвоени електрони и мсамотни електронни двойки, тогава този атом може да се образува n+mковалентни връзки с други атоми. При оценката на максималната валентност следва да се изхожда от електронната конфигурация на хипотетична, т.нар. "възбудено" (валентно) състояние. Например, максималната валентност на борен, въглероден и азотен атом е 4 (например в -, CH 4 и +), фосфор - 5 (PCl 5), сяра - 6 (H 2 SO 4), хлор - 7 (Cl2O7).
Броят на връзките, които един атом може да образува, е равен на броя на неговите несдвоени електрони, които ще образуват общи електронни двойки (молекулярни двуелектронни облаци). Ковалентна връзка може да се образува и от донорно-акцепторния механизъм. В този случай и в двата случая полярността на образуваните връзки не се взема предвид и следователно валентността няма знак – тя не може да бъде нито положителна, нито отрицателна, за разлика от степента на окисление(N2, NO2, NH3 и +).
В допълнение към валентността във водорода и кислорода, способността на атомите на даден елемент да се комбинират един с друг или с атоми на други елементи в редица случаи може да бъде изразена [често и идентифицирана] по други начини: като например степента на окисление на елемент (условният заряд на атома при предположението, че веществото се състои от йони), ковалентност (броят на химичните връзки, образувани от атом на даден елемент, включително с едноименния елемент; виж по-долу), координационното число на атома (броя на атомите, непосредствено заобикалящи даден атом) и т.н. Тези характеристики могат да бъдат близки и дори да съвпадат количествено, но по никакъв начин да не са идентични една на друга. Например, в изоелектронните молекули на азота N 2, въглероден оксид CO и цианиден йон CN - се реализира тройна връзка (тоест валентността на всеки атом е 3), но степента на окисление на елементите е, съответно, 0, +2, -2, +2 и −3. В молекулата на етана (виж фигурата) въглеродът е четиривалентен, както в повечето органични съединения, докато степента на окисление е -3.
Това е особено вярно за молекули с делокализирани химични връзки, например в азотната киселина степента на окисление на азота е +5, докато азотът не може да има валентност по-висока от 4. Известно от много училищни учебнициправило – „Максимално валентностелемент е числено равен на номера на групата в периодичната таблица" - отнася се единствено до степента на окисление. Термините "постоянна валентност" и "променлива валентност" също се отнасят предимно до степента на окисление.
ковалентностопределя се елемент (мярка за валентните възможности на елементите; капацитет на насищане). общ бройнесдвоени електрони [валентни електронни двойки] както в нормално, така и във възбудено състояние на атома, или, с други думи, броят на ковалентните връзки, образувани от атома (въглерод 2s 2 2p 2 II е ковалентен, а във възбудено състояние C * 2s 1 2p 3 - IV -ковалентен; по този начин в CO и CO 2 валентността е II или IV, а ковалентност - II и/или IV). Така ковалентността на азота в молекулите N 2 , NH 3 , Al≡N и цианамида Ca=N-C≡N е три, ковалентността на кислорода в молекулите H 2 O и CO 2 е две, ковалентността на въглерода в молекули CH 4 , CO 2 и кристала (диамант) - четири.
В класическото и/или постквантово химическо представяне, броят на оптичните (валентни) електрони при дадена енергия на възбуждане може да бъде определен от електронните спектри на абсорбция на двуатомни молекули. Съгласно този метод, реципрочната стойност на тангенса на наклона на корелационна права линия / прави линии (за съответните стойности на молекулярните електронни термини, които се образуват от относителните суми на атомните термини) съответства на броя на двойките на валентни електрони, тоест валентност в нейния класически смисъл.
Между валентност [стехиометричен] в тази връзка, моларната маса на нейните атоми и нейната еквивалентна маса, има проста връзка, която следва директно от атомната теория и дефиницията на понятието "еквивалентна маса". CO - валентност, тъй като повечето неорганични вещества имат немолекулна структура, а органичните вещества имат молекулярна структура. Невъзможно е да се идентифицират тези две понятия, дори ако те съвпадат числено. Широко използван е и терминът "валентни електрони", тоест най-слабо свързаните с ядрото на атома, най-често външните електрони.
Според валентността на елементите могат да се съставят истински формули на съединенията и, обратно, въз основа на истински формули е възможно да се определят валентностите на елементите в тези съединения. В същото време е необходимо да се придържаме към принципа, че произведението на валентността на един елемент и броя на неговите атоми е равно на произведението на валентността на втория елемент от броя на неговите атоми. Така че, за да се състави формулата на азотен оксид (III), тя трябва да бъде написана отгоре на символа на валентността на елементите N I I I (\displaystyle (\stackrel (III)(\mbox(N)))) O I I (\displaystyle (\stackrel (II)(\mbox(O)))). След като определи най-малката общ знаменатели разделяйки го на съответните валентности, получаваме атомното съотношение на азота към кислорода, а именно 2: 3. Следователно формулата за оксид азот (III) съответства на N + 3 2 O − 2 3 (\displaystyle (\stackrel (+3)(\mbox(N)))_(2)(\stackrel (-2)(\mbox(O)))_(3)). За да определите валентността, продължете по същия начин в обратен ред.
Химическата формула отразява състава (структурата) на химично съединение или просто вещество. Например H 2 O - два водородни атома са свързани с кислороден атом. Химическите формули също съдържат известна информация за структурата на веществото: например Fe (OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - тези формули показват някои стабилни групи (OH, SO 4), които изграждат веществото - неговата молекула , формулата или структурната единица (PU или SU).
Молекулярна формулапоказва броя на атомите на всеки елемент в молекулата. Молекулната формула описва само вещества с молекулярна структура (газове, течности и някои твърди вещества). Съставът на вещество с атомна или йонна структура може да се опише само със символите на формулните единици.
Формулови единиципоказват най-простата връзка между броя на атомите различни елементипо същество. Например, формулната единица на бензола е CH, молекулната формула е C6H6.
Структурна (графична) формулапоказва реда на свързване на атомите в молекулата (както и в FE и CE) и броя на връзките между атомите.
Разглеждането на такива формули доведе до идеята за валентност(valentia - сила) - какво ще кажете за способността на атом от даден елемент да прикрепя определен брой други атоми към себе си. Могат да се разграничат три вида валентност: стехиометрична (включително степента на окисление), структурна и електронна.
Стехиометрична валентност.Количествен подход към дефиницията на валентността стана възможен след установяването на понятието "еквивалент" и дефинирането му според закона за еквивалентите. Въз основа на тези концепции може да се въведе понятието за стехиометрична валентносте броят на еквивалентите, които даден атом може да прикачи към себе си, или е броят на еквивалентите в един атом. Еквивалентите се определят от броя на водородните атоми, тогава V cx всъщност означава броя на водородните атоми (или еквивалентни частици), с които този атом взаимодейства.
V stx \u003d Z B или V stx \u003d. (1.1)
Например, в SO 3 ( S= +6), Z B (S) е равно на 6 V stx (S) = 6.
Водородният еквивалент е 1, така че за елементите в съединенията по-долу Z B (Cl) = 1, Z B (O) = 2, Z B (N) = 3 и Z B (C) = 4. Числова стойностстехиометричната валентност обикновено се обозначава с римски цифри:
I I I II III I IV I
HCl, H2O, NH3, CH4.
В случаите, когато елементът не се комбинира с водород, валентността на желания елемент се определя от елемента, чиято валентност е известна. Най-често се намира от кислород, тъй като неговата валентност в съединенията обикновено е равна на две. Например във връзките:
II II III II IV II
CaO Al 2 O 3 CO 2 .
Когато се определя стехиометричната валентност на елемент с помощта на формулата на бинарно съединение, трябва да се помни, че общата валентност на всички атоми на един елемент трябва да бъде равна на общата валентност на всички атоми на друг елемент.
Познавайки валентността на елементите, е възможно да се състави химичната формула на веществото. Когато съставяте химични формули, можете да следвате следната процедура:
1. Напишете до химичните символи на елементите, изграждащи съединението: KO AlCl AlO;
2. Над символите на химичните елементи поставете тяхната валентност:
I II III I III II
3. Използвайки горното правило, определете най-малкото общо кратно на числата, изразяващи стехиометричната валентност на двата елемента (съответно 2, 3 и 6).
Като се раздели най-малкото общо кратно на валентността на съответния елемент, се намират индексите:
I II III I III II
K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3 .
Пример 1Напишете формулата за хлорния оксид, като знаете, че хлорът в него е седемвалентен, а кислородът е двувалентен.
Решение.Намираме най-малкото кратно на числата 2 и 7 - то е равно на 14. Разделяйки най-малкото общо кратно на стехиометричната валентност на съответния елемент, намираме индексите: за хлорни атоми 14/7 = 2, за кислородни атоми 14 /2 = 7.
Формулата на оксида е -Cl 2 O 7.
Окислително състояниесъщо така характеризира състава на веществото и е равна на стехиометричната валентност със знак плюс (за метал или по-електроположителен елемент в молекула) или знак минус.
= ±V stx. (1.2)
w се дефинира чрез V stx, следователно чрез еквивалента, а това означава, че w(Н) = ±1; освен това, w от всички други елементи в различни съединения могат да бъдат намерени емпирично. По-специално, важно е редица елементи винаги или почти винаги да имат постоянни степени на окисление.
Полезно е да запомните следните правила за определяне на степените на окисление.
1. w(H) = ±1 (. w = +1 в H 2 O, HCl; . w = –1 в NaH, CaH 2);
2.
Ф(флуор) във всички съединения има w = -1, други халогени с метали, водород и други по-електроположителни елементи също имат w = -1.
3. Кислородът в конвенционалните съединения има. w \u003d -2 (изключение са водородният прекис и неговите производни - H 2 O 2 или BaO 2, при които кислородът има степен на окисление -1, както и кислородният флуорид OF 2, при който степента на окисление на кислорода е + 2).
4. Алкалните (Li - Fr) и алкалоземните (Ca - Ra) метали винаги имат степен на окисление, равна на номера на групата, тоест съответно +1 и +2;
5. Al, Ga, In, Sc, Y, La и лантаноиди (с изключение на Ce) - w = +3.
6. Най-високото окислително състояние на елемент е равно на груповия номер на периодичната система, а най-ниското = (номер на групата - 8). Например, най-високият w (S) \u003d +6 в SO 3, най-ниският w = -2 в H 2 S.
7. Степените на окисление на простите вещества се приемат за равни на нула.
8. Окислителните състояния на йоните са равни на техните заряди.
9. Окислителните състояния на елементите в съединението се компенсират взаимно, така че тяхната сума за всички атоми в една молекула или неутрална формулна единица е нула, а за йон - неговият заряд. Това може да се използва за определяне на неизвестно състояние на окисление от известни такива и формулиране на многоелементни съединения.
Пример 2Определете степента на окисление на хрома в солта K 2 CrO 4 и в йона Cr 2 O 7 2 -.
Решение.Приемаме w (K) \u003d +1; w (O) \u003d -2. За структурната единица K 2 CrO 4 имаме:
2 .
(+1) + X + 4 .
(-2) \u003d 0, следователно X = w (Cr) = +6.
За йона Cr 2 O 7 2 - имаме: 2 .
X + 7 .
(-2) \u003d -2, X \u003d w (Cr) = +6.
Тоест степента на окисление на хрома е една и съща и в двата случая.
Пример 3Определете степента на окисление на фосфора в съединенията P 2 O 3 и PH 3.
Решение.Във връзката P 2 O 3 w (O) \u003d -2. Въз основа на факта, че алгебричната сума от степените на окисление на молекулата трябва да бъде равна на нула, намираме степента на окисление на фосфора: 2. X + 3 . (-2) = 0, следователно X = w (P) = +3.
В PH 3 съединението w(H) = +1, следователно X + 3. (+1) = 0. X = w (P) = -3.
Пример 4Напишете формулите на оксидите, които могат да бъдат получени чрез термично разлагане на изброените по-долу хидроксиди:
H2SiO3; Fe(OH)3; H3AsO4; H2WO4; Cu(OH)2.
Решение. H 2 SiO 3 - определете степента на окисление на силиция: w (H) \u003d +1, w (O) \u003d -2, от тук: 2. (+1) + X + 3 . (-2) = 0.w(Si) = X = +4. Ние съставяме формулата на оксид-SiO 2.
Fe (OH) 3 - зарядът на хидроксо групата е -1, следователно w (Fe) \u003d +3 и формулата на съответния оксид е Fe 2 O 3.
H 3 AsO 4 - степента на окисление на арсена в киселина: 3. (+1) +X+ 4 . (-2) = 0.X=w(As) = +5. Така формулата на оксида е As 2 O 5.
H 2 WO 4 -w(W) в киселина е +6, така че формулата на съответния оксид е WO 3 .
Cu (OH) 2 - тъй като има две хидроксо групи, чийто заряд е -1, следователно w (Cu) \u003d +2 и формулата на оксида е -CuO.
Повечето елементи имат множество степени на окисление.
Помислете как, използвайки таблицата D.I. Менделеев, е възможно да се определят основните степени на окисление на елементите.
Стабилни степени на окисление елементи от основните подгрупиможе да се определи според следните правила:
1.
Елементите от групи I-III имат единствените степени на окисление - положителни и равни по величина на номерата на групите (с изключение на талий, който има w = +1 и +3).
За елементи от групи IV-VI, освен положително състояние на окисление, съответстващо на номера на групата, и отрицателно, равно на разликата между числото 8 и номера на групата, има и междинни степени на окисление, обикновено различаващи се с 2 единици. За група IV степените на окисление съответно са +4, +2, -2, -4; за елементи от V група, съответно -3, -1 +3 +5; а за VI група - +6, +4, -2.
3.
Елементите от VII група имат всички степени на окисление от +7 до -1, различаващи се с две единици, т.е. +7,+5, +3, +1 и -1. В групата на халогените се отделя флуор, който няма положителни степени на окисление и в съединения с други елементи съществува само в едно окислително състояние -1. (Има няколко халогенни съединения с равномерни степени на окисление: ClO, ClO 2 и др.)
Елементи странични подгрупиняма проста връзка между стабилните степени на окисление и номера на групата. За някои елементи от вторичните подгрупи трябва просто да се запомнят стабилните степени на окисление. Тези елементи включват:
Cr (+3 и +6), Mn (+7, +6, +4 и +2), Fe, Co и Ni (+3 и +2), Cu (+2 и +1), Ag (+1 ), Au (+3 и +1), Zn и Cd (+2), Hg (+2 и +1).
За да се съставят формули за три- и многоелементни съединения според степените на окисление, е необходимо да се знаят степените на окисление на всички елементи. В този случай броят на атомите на елементите във формулата се определя от условието, че сумата от степените на окисление на всички атоми е равна на заряда на формулната единица (молекула, йон). Например, ако е известно, че в незаредена формулна единица има K, Cr и O атоми със степени на окисление, равни съответно на +1, +6 и -2, тогава това условие ще бъде изпълнено от формулите K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , K 2 Cr 3 O 10 и много други; подобно на този йон със заряд -2, съдържащ Cr +6 и O - 2, формулите CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 - и т.н. ще отговарят.
3. Електронна валентност V 
- броят на химичните връзки, образувани от даден атом.
Например в молекулата H 2 O 2 H ¾ O
V stx (O) \u003d 1, V c.h. (O) \u003d 2, V 
.(O) = 2
Тоест има химични съединения, в които стехиометричната и електронната валентности не съвпадат; те включват, например, комплексни съединения.
Координацията и електронната валентност са разгледани по-подробно в темите “Химична връзка” и “Комплексни съединения”.
Инструкция
Таблицата е структура, в която химичните елементи са разположени според техните принципи и закони. Тоест, можем да кажем, че това е многоетажна "къща", в която "живеят" химически елементи и всеки от тях има своя собствена собствен апартаментпод определен номер. Хоризонтално има "подове" - които могат да бъдат малки и големи. Ако периодът се състои от два реда (което е обозначено отстрани чрез номериране), тогава такъв период се нарича голям. Ако има само един ред, тогава се нарича малък.
Масата също е разделена на "входове" - групи, от които са само осем. Както във всеки вход, апартаментите са разположени отляво и отдясно, като тук химическите елементи са разположени по същия начин. Само в този вариант разположението им е неравномерно - от една страна има повече елементи, а след това те говорят за основната група, от друга, по-малко и това показва, че групата е второстепенна.
Валентността е способността на елементите да се образуват химически връзки. Има константа, която не се променя, и променлива, която има различно значениев зависимост от това в кое вещество се намира елементът. При определяне на валентността според периодичната таблица е необходимо да се обърне внимание на следните характеристики: номер на групата на елементите и нейния вид (тоест основна или странична група). Постоянната валентност в този случай се определя от номера на групата на основната подгрупа. За да разберете стойността на променливата валентност (ако има такава и обикновено y), тогава трябва да извадите номера на групата, в която се намира елементът, от 8 (общо 8 - оттук и такава цифра).
Пример № 1. Ако разгледаме елементите от първата група на основната подгрупа (алкални), можем да заключим, че всички те имат валентност, равна на I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).
Пример № 2. Елементите от втората група на основната подгрупа (алкалоземни метали), съответно, имат валентност II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
Пример № 3. Ако говорим за неметали, тогава например P (фосфорът) е в група V на основната подгрупа. Оттук нататък неговата валентност ще бъде равна на V. Освен това фосфорът има друга стойност на валентност и за да я определите, трябва да извършите действие 8 - номер на елемента. Следователно, 8 - 5 (номер на групата) \u003d 3. Следователно втората валентност на фосфора е III.
Пример № 4. Халогените са в група VII на основната подгрупа. Следователно тяхната валентност ще бъде равна на VII. Въпреки това, като се има предвид, че това са неметали, е необходимо да се извърши аритметична операция: 8 - 7 (номер на групата на елементите) \u003d 1. Следователно, другата валентност е равна на I.
За елементи от вторични подгрупи (и само метали за тях) трябва да се помни валентността, особено след като в повечето случаи тя е равна на I, II, по-рядко III. Ще трябва също да запомните валентностите на химичните елементи, които имат повече от две стойности.
Подобни видеа
Забележка
Бъдете внимателни, когато идентифицирате метали и неметали. За това обикновено в таблицата се дават символи.
Източници:
- как да произнасяме правилно елементите на периодичната таблица
- каква е валентността на фосфора? х
От училище или дори по-рано всеки знае, че всичко наоколо, включително и ние самите, се състои от техните атоми – най-малките и неделими частици. Благодарение на способността на атомите да се свързват един с друг, разнообразието на нашия свят е огромно. Способността на този химичен атом елементобразуват връзки с други атоми валентност елемент.
Инструкция
На всеки елемент в таблицата се присвоява специфичен сериен номер (H - 1, Li - 2, Be - 3 и т.н.). Това число съответства на ядрото (броя на протоните в ядрото) и броя на електроните, въртящи се около ядрото. Следователно броят на протоните е равен на броя на електроните и това показва, че при нормални условия атомът е електрически.
Разделянето на седем периода става според броя на енергийните нива на атома. Атомите от първия период имат едностепенна електронна обвивка, втората - двустепенна, третата - тристепенна и т.н. Когато се запълни ново енергийно ниво, започва нов период.
Първите елементи от всеки период се характеризират с атоми, които имат един електрон на външно ниво - това са атоми на алкални метали. Периодите завършват с атоми на благородни газове, които имат външно енергийно ниво, изцяло запълнено с електрони: в първия период инертните газове имат 2 електрона, в следващите - 8. Именно поради сходната структура на електронните обвивки че групи от елементи имат сходни физически.
В таблицата D.I. Менделеев има 8 основни подгрупи. Техният брой се дължи на максимално възможния брой електрони на енергийно ниво.
В долната част на периодичната таблица лантанидите и актинидите са отделени като независими серии.
Използвайки таблицата D.I. Менделеев, може да се наблюдава периодичността на следните свойства на елементите: радиусът на атома, обемът на атома; йонизационен потенциал; сили на електронен афинитет; електроотрицателността на атома; ; физични свойствапотенциални връзки.
Ясно проследена периодичност в подреждането на елементите в таблицата D.I. Менделеев рационално се обяснява с последователния характер на запълването на енергийните нива от електрони.
Източници:
