2s 2 2p 2
Ti ... 3d 2 4s 2
Si ... 3s 2 3p 2
Zr ... 4d 2 5s 2
Се ... 4s 2 4р 2
Hf ... 5d 2 6s 2
Sn ... 5s 2 5p 2
Ku ... 6d 2 7s 2
Pb ... 6s 2 6р 2
р-елементи
d-елементи
Отже, в кожній групі об'єднані елементи, атоми яких мають схожу будову зовнішнього енергетичного рівня. При цьому атоми елементів головних підгруп містять на зовнішніх (останніх) рівнях число електронів, рівне номеру групи. Це так звані валентні електрони. p> У елементів побічних підгруп валентними є електрони не тільки зовнішніх, а й передостанніх (других зовні) рівнів, в чому і полягає основна різниця в властивостях елементів головних і побічних підгруп.
Звідси випливає, що номер групи, як правило, вказує число електронів, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У цьому фізичний зміст номера групи.
З позицій теорії будови атома легко пояснюється зростання металевих властивостей елементів у кожній групі із зростанням заряду ядра атома. Порівнюючи, наприклад, розподіл електронів по рівнях в атомах 9 F (1s 2 2s 2 2р 5 ) і 53 J (1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3р 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 ) можна відзначити, що у них по 7 електронів на зовнішньому рівні, що вказує на схожість властивостей. Проте зовнішні електрони в атомі йоду знаходяться далі від ядра і тому слабше утримуються. З цієї причини атоми йоду можуть віддавати електрони або, іншими словами, проявляти металеві властивості, що нехарактерно для фтору.
Отже, будова атомів обумовлює дві закономірності:
а) зміна властивостей елементів по горизонталі - у періоді зліва направо послаблюються металеві і посилюються неметалічні властивості;
б) зміна властивостей елементів по вертикалі - у групі із зростанням порядкового номера посилюються металеві властивості і слабшають неметалічні.
Таким чином, у міру зростання заряду ядра атомів хімічних елементів періодично змінюється будова їх електронних оболонок, що є причиною періодичної зміни їх властивостей.
2. Зміна в складі ядер атомів хімічних елементів. Ізотопи
Формулювання закону, дана Д.І. Менделєєвим, не ...
