| Значение l | 0 | 1 | 2 | 3 |
| Форма электронного облака | 
| 
| 
| 
|
| Подуровень | s | p | d | f |
| Число АО | 1 | 3 | 5 | 7 |
| Графическая схема подуровня | 
| 
| 
| 
|
| Значения ml | 0 | –1, 0,+1 | –2,–1, 0,+1,+2 | –3,–2,–1, 0,+1,+2,+3 |
Электроны в атоме заполняют АО в соответствии со следующими принципами и правилами:
1. Принцип минимальной энергии: электроны в атоме стремятся занять в первую очередь те АО, которым соответствует наименьшее значение энергии электрона.
2. Правило Хунда (Гунда): в пределах одного подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Это означает, что в первую очередь электроны заполняют все свободные АО подуровня по одному, имея при этом одинаково направленные спины (их называют параллельными) , а затем происходит заполнение этих АО вторыми (парными) электронами (их называют антипараллельными).
3. Принцип Паули: на одной АО может находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга значением ms (). Таким образом, максимальное число электронов на любом s -подуровне равно 2 
(в электронной формуле соответствует записи ns 2), p -подуровне – 6 (np 6), d -подуровне – 10 [(n – 1) d 10], f -подуровне – 14 [(n – 2) f 14].
Общее число АО на энергетическом уровне определяется по формуле
N АО = n 2 (6)
Общее число электронов на уровне можно вычислить по уравнению
N е = 2 n 2 (7)
2. Правило Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются на АО последовательно по мере возрастания суммы (n + l); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется АО с меньшим значением числа n.
Например: 4 s -орбиталь заполняется электронами раньше, чем 3 d, потому что сумма (n + l) для 4 s равна (4 + 0) = 4, а для 3 d равна (3 + 2) = 5.
По правилу Клечковского заполнение энергетических уровней в основном соответствует следующему ряду: 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p, 5 s, 4 d, 5 p, 6 s, 4 f, 5 d, 6 p, 7 s, 5 f, 6 d, 7 p и т.д.
У некоторых элементов ПС заполнение АО электронами происходит с нарушением правила Клечковского. Например: в соответствии с данным правилом электронная формула 29Cu должна заканчиваться …4 s 23 d 9, а на самом деле она имеет вид …4 s 13 d 10. Таким образом, один электрон с внешнего 4 s подуровня перешел («провалился») на внутренний 3 d и завершил его формирование (число электронов достигло максимума – 10 ). Этот и другие подобные факты связаны с тем, что полностью и наполовину заполненным подуровням соответствуют более выгодные с точки зрения энергии электронные конфигурации (они легче возникают и их сложнее разрушить).
При отрыве электронов от атома он превращается в положительно заряженный ион – катион, заряд которого равен числу отнятых электронов. Присоединение же электронов к атому приводит к образованию отрицательного иона – аниона, заряд которого равен количеству принятых электронов. При образовании катионов электроны в первую очередь покидают внешний энергетический уровень, а при образовании анионов размещаются на уровнях с соблюдением правила Клечковского.
Электроны внешнего энергетического уровня и отдельных подуровней второго (а для лантаноидов и актиноидов – третьего) от конца электронного слоя, на которых количество электронов не достигло максимального значения, называются валентными.
Элементы, в атомах которых валентными являются только s -орбитали, относятся к семейству s -элементов; элементы, в которых кроме s -орбиталей валентными являются также и p -орбитали, относятся к семейству p -элементов и т.д.
Свойства атомов и ионов
Способность атомов терять или присоединять электроны определяет химическую активность соответствующего элемента. Эту способность характеризуют при помощи следующих основных свойств атомов:
1. Энергия ионизации I – энергия, необходимая для удаления 1 моль электронов от 1 моль атомов какого либо элемента. Ее измеряют в кДж/моль или в электрон-вольтах (1 эВ = 1,6×10-19 Дж). Отрыву первого электрона от нейтрального атома соответствует первая энергия ионизации I 1, отрыву второго, третьего и т. д. электронов соответствует вторая I 2, третья I 3 и т. д. энергии ионизации. При переходе от I 1 к I 2, I 3 и т.д. энергия ионизации увеличивается. Наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит отрыв электрона, называется потенциалом ионизации. Его численное значение равно энергии ионизации в эВ.
Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента. Чем меньше значение I, тем более сильным восстановителем является атом. В периодах с увеличением порядкового номера элемента (слева направо) I 1 имеет общую тенденцию к росту. Однако, у электронных конфигураций, имеющих полностью или наполовину сформированные валентные подуровни, проявляются локальные максимумы значений I 1.
Например, во втором периоде при переходе от N7: 1 s 22 s 22 p 3 к О8:1 s 22 s 22 p 4 порядковый номер увеличивается, а первая энергия ионизации уменьшается от 14,53 эВ у азота до 13,61 эВ у кислорода.
В общем случае локальные максимумы значений I 1 следует ожидать у атомов, чья электронная формула заканчивается … ns 2, … np 3, … np 6, …(n – 1) d 5, …(n – 1) d 10 и т.д.
Общие тенденции изменения значения I 1 и некоторых других свойств атомов в периодах и группах приведены в табл.3.
Таблица 3
Зависимость некоторых свойств элементов и их соединений от Z
| Свойства | Изменение свойств элементов с ростом Z | |
| в периодах (слева направо) | в главных подгруппах (сверху вниз) | |
| Первая энергия ионизации I 1* | увеличивается | уменьшается |
| Сродство к электрону F * | ||
| Относительная ЭО | ||
| Орбитальный радиус r | уменьшается | увеличивается |
| Окислительные | усиливаются | ослабевают |
| Неметаллические | ||
| Кислотный характер соединений | ||
| Восстановительные | ослабевают | усиливаются |
| Металлические | ||
| Основной характер соединений | ||
| Плотность простых веществ | увеличивается | возрастает по схеме I IV®VIII |
| Температуры кипения металлов | –––– | уменьшается |
| Способность к комплексообразованию (для d -элементов) | усиливается | усиливается в побочных подгруппах |
| Растворимость гидроксидов | от типичных металлов к амфотерным элементам убывает | |
* - изменение свойства в периодах не монотонное, имеются локальные максимумы.
2. Сродство к электрону F (Дж/моль или эВ)– это энергия, которая выделяется при присоединении 1 моль электронов к 1 моль атомов. Данное свойство атома характеризует его окислительную способность: чем больше значение F, тем сильнее выражены окислительные свойства атома. В группах с увеличением порядкового номера элемента энергия сродства к электрону уменьшается, а в периодах – возрастает, но не монотонно. Локальные максимумы значений F смещены на один элемент влево по сравнению с энергией ионизации атома. Наибольшими значениями F обладают элементы VII (А) группы, а у большинства металлов и у благородных газов сродство к электрону невелико или отрицательно.
3. Электроотрицательность (ЭО) характеризует способность атомов притягивать к себе электроны. Эта величина имеет условный характер, так как способность атома притягивать электроны зависит от типа соединения и валентного состояния элемента.
По шкале Р. Малликена
ЭО = 
, эВ (8)
Использование шкалы Малликена затруднено, так как отсутствуют надежные методы определения сродства к электрону.
Более широкое использование получила относительная шкала электроотрицательностей Л. Полинга. По этой шкале абсолютная ЭО атома лития принята равной единице, а ЭО остальных атомов отнесены к значению абсолютной ЭО(Li). Максимальное значение относительной ЭО, которое равно 4, имеет атом фтора (ЭО(F) = 4). В периодах с ростом порядкового номера элемента электроотрицательность возрастает, а в группах, как правило, убывает.
Значения относительной ЭО некоторых элементов приведены в табл.4. Общая тенденция изменения относительной ЭО атомов в периодах и группах ПС приведена в табл.3.
Так как движение электрона имеет волновой характер, то невозможно оценить абсолютные размеры атомов. Поэтому на практике пользуются их условными размерами: орбитальным радиусом и эффективным радиусом.
Орбитальный радиус r – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней АО. Эффективные радиусы r эф атомов оценивают по экспериментальным данных, как ½ расстояния между центрами смежных атомов в кристалле. r эф затруднительно сравнивать между собой, так как на их значение оказывают влияние различные факторы (структура вещества, характер связи, СО элемента и т.д.). Периодичность изменения орбитальных радиусов атомов приведена в табл.3.
При образовании катиона r частицы уменьшается по сравнению с размером атома, причем, чем больше заряд катиона, тем меньше радиус. В случае образования аниона орбитальный радиус частицы возрастает тем больше, чем выше отрицательный заряд иона.
Закономерная периодическая повторяемость электронных структур валентных подуровней элементов, и как следствие, повторяемость их свойств, отражается в Периодическом законе, современная формулировка которого гласит: свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Графическим отражением периодического закона является ПС элементов Д.И. Менделеева, в которой элементы расположены в порядке возрастания Z их атомов и подразделяются на естественные совокупности – периоды и группы.
Период – это горизонтальный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоев. Номер периода совпадает со значением n внешнего энергетического уровня и показывает число электронных слоев атома. Зависимость свойств химических элементов и их соединений в периоде с увеличением Z атомов приведена в табл. 3.
Первые три периода содержат только s - и p -элементы и называются малыми. Четвертый и последующие периоды кроме s - и p -элементов содержат также d - и f -элементы и называются большими. У атомов s - и p -элементов свойства соседних атомов изменяются отчетливо, а для d - и в особенности для f -элементов одного и того же периода отличия в свойствах проявляется менее четко, так как у них происходит заполнение электронами внутренних энергетических уровней, тогда как конфигурация внешнего слоя практически не изменятся.
Таблица 4
