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os elétrons não se distribuem de qualquer forma nessas camadas, havendo, portanto, algumas regras a serem seguidas para essa distribuição. Por exemplo, a primeira camada (K) suporta no máximo 2 elétrons, e a camada de valência (a última camada a ser preenchida) pode possuir no máximo 8 elétrons.
Esses e outros fatores ocorrem porque os elétrons distribuem-se nas camadas eletrônicas de acordo com subníveis de energia, que são identificados pelas letras s, p, d, f, que aumentam de energia nessa ordem respectiva. Cada nível comporta uma quantidade máxima de elétrons distribuídos nos subníveis de energia.

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Com a contribuição eletrônica, vamos somar a quantidade de elétrons do seu átomo no seu estado fundamental com mais quantidade de elétrons ganhos.

Exemplo:

: possui 10 elétrons, 8 no seu estado fundamental mais 2 elétrons ganhos.

Em subnível: 1s² 2s²

Em nível: K = 2, L = 8

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Com a inicialização da distribuição eletrônica do seu átomo neutro e somente no final retiraremos o(s) elétron(s) perdido(s) da sua última camada. Veja o exemplo a seguir:

possui 11 elétrons. Sua distribuição eletrônica: 1s² 2s²  3s¹.

O  possui uma carga 1+, isso significa que ele perdeu um elétron e que esse elétron será retirado de sua última camada, portanto, sua distribuição eletrônica será:

Em subnível: 1s² 2s²

Em nível: K = 2, L = 8.

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Da mesma forma como fazemos com átomos neutros, iremos fazer com os íons, com a diferença do número de átomos para distribuição.

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A distribuição eletrônica refere-se ao modo em que os elétrons estão distribuídos nas camadas ou níveis de energia que ficam ao redor do núcleo do átomo.

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Raio atômico: varia conforme o número de elétrons que cada átomo comporta. Assim como na configuração eletrônica, o número de elétrons para átomos neutros é o mesmo que o número de prótons. O raio atômico é a distância entre o núcleo e o elétron da camada mais externa.

Eletronegatividade: é a predisposição que o átomo tem para atrair elétrons. Essa propriedade varia conforme a carga elétrica do átomo no estado fundamental e também pela proximidade da camada de valência com o núcleo do átomo.

Energia de ionização: é a energia necessária para a separação de um elétron do átomo. Conforme os elétrons vão sendo removidos, a energia de ionização vai aumentando. Essa energia varia conforme a distância do elétron a ser removido e o núcleo do átomo, pois o núcleo exerce atração e energia potencial elétrica, duas forças que dificultam a retirada do elétron.

Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: é a energia liberada quando o átomo se adere a um elétron externo. Mede a força de atração que o átomo tem para capturar elétrons e se tornar um íon de carga negativa.

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Local de maior probabilidade de se encontrar os elétrons de um determinado átomo. Estando o átomo em estado neutro (sem carga), o número de elétrons será igual ao número de prótons, que é dado na tabela periódica.

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Período é a classificação dada na horizontal, em linhas, ordenadas de acordo com o número de camadas eletrônicas.
·         1º período: 2 elementos.

·         2º período: 8 elementos.

·         3º período: 8 elementos.

·         4º período: 18 elementos.

·         5º período: 18 elementos.

·         6º período: 32 elementos.

·         7º período: 32 elementos.

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·         Grupo 1 (metais alcalinos): hidrogênio (está posicionado no grupo 1, mas não possui semelhança com os demais elementos do grupo), lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio.

·         Grupo 2 (metais alcalinoterrosos): berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio.

·         Grupo 3: escândio, ítrio e série de lantanídeos (15 elementos) e actinídeos (15 elementos).

·         Grupo 4: titânio, zircônio, háfnio e rutherfórdio.

·         Grupo 5: vanádio, nióbio, tântalo e dúbnio.

·         Grupo 6: cromo, molibdênio, tungstênio e seabórgio.

·         Grupo 7: manganês, tecnécio, rênio e bóhrio.

·         Grupo 8: ferro, rutênio, ósmio, hássio.

·         Grupo 9: cobalto, ródio, irídio e meitnério.

·         Grupo 10: níquel, paládio e platina

·         Grupo 11: cobre, prata, ouro e roentgênio.

·         Grupo 12: zinco, cádmio, mercúrio e copernício.

·         Grupo 13: boro, alumínio, gálio, índio, tálio e nihônio.

·         Grupo 14: carbono, silício, germânio, estanho, chumbo e fleróvio.

·         Grupo 15: nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio, bismuto e moscóvio.

·         Grupo 16 (calcogênios): oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio e livermório.

·         Grupo 17 (halogênios): flúor, cloro, bromo, iodo, astato e tenessino.

·         Grupo 18 (gases nobres): hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio, radônio e oganésson.

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Família ou grupos

As famílias ou grupos da tabela periódica são as colunas (classificadas de acordo com o número de elétrons na camada de valência), ou seja, cada grupo comporta elementos com o mesmo número de elétrons na camada de valência, consequentemente agrupa elementos com características físico-químicas em comum.

São ao total 18 grupos.

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A finalidade fundamental de se criar uma tabela era facilitar a classificação, a organização e o agrupamento dos elementos conforme suas propriedades.

Até se chegar ao modelo atual, muitos cientistas criaram tabelas que pudessem demonstrar uma forma de organizar os elementos químicos.

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A tabela periódica é uma organização sistemática das espécies atômicas descobertas e onde é possível obter informações sobre elas, como número atômico e número de massa.