В основе строения электронных оболочек атома лежит два принципа: принцип Паули: в атоме может быть только один электрон с данным набором квантовых чисел (n, l, m_l, m_s); принцип минимума энергии: при данном общем числе электронов осуществляется состояние с минимальной энергией (условие устойчивости атома).

В табл.2 указано максимальное число электронов, которые могут находиться на оболочке с заданными n и l .

Таблица 2

Энергия связи электронов в атоме определяется следующим: Энергия связи увеличивается, т.е. уровни энергии понижаются с ростом зарядом Z ядра; энергия связи уменьшается с ростом главного квантого числа ; энергия связи уменьшается с ростом орбитального момента l.

Конкуренцией указанных эффектов и определяется последовательность заполнения оболочек.

Например, атом гелия имеет два 1s-электрона и Z=2. Энергии связи этих электронов значительно больше, чем энергия связи одного 1s-электрона в атоме водорода (Z=1), т.е. срабатывает эффект увеличения Z.

В атоме лития (Z=3) третий электрон попадает в состояние . При заданном Z уровень 2s расположен выше уровня 1s, но по мере увеличения заряда Z и тот, и другой понижаются. Однако при переходе от Z=2 к Z=3 эффект влияния оказывается больше влияния Z и энергия связи третьего электрона в атоме Li значительно меньше энергии связи электронов в атоме гелия. Далее в атомах от Be (Z=4) до Ne (Z=10) последовательно заполняются 2s-, а затем 2p-подоболочки. При заданном Z и n оболочка с меньшим l расположена глубже (см. раздел 1.2), т.е. s глубже p и т.д. Однако с ростом Z энергия связи атомов растет (т.е. эффект Z преобладает).

Следующий добавляемый электрон при переходе к атому Na (Z=11) попадает в состояние 3s. Эффект изменения и перехода на более высокую оболочку оказывается сильнее эффекта увеличения Z, и энергия связи верхнего электрона снова сильно падает. Отметим, что энергия связи внутренних 10 электронов в Na существенно больше, чем в Ne.

Такая картина заполнения электронных облочек характерна для всей последовательности элементов, однако влияние l в тяжелых атомах становится существеннее. На рис.5 приведены данные об энергии ионизации элементов в зависимости от атомного номера.

Периодический закон повторяемости свойств элементов может быть продемонстрирован с помощью табл. 3. Электронное строение элементов показано в табл. 4. Элементы со сходными свойствами образуют группы, показанные вертикальными колонками в табл. 3. Группа 1 состоит из водорода и щелочных металлов, имеющих на внешней облочке 1 электрон. При образовании химической связи они могут легко терять этот электрон, т.е. обладают валентностью +1. Группа VII состоит из галогенов - летучих активных неметаллов, у которых в наружной подоболчке не хватает одного электрона. У этих атомов на верхние электроны действует мощное притягивающее поле, так как экранировка заряда ядра мала. Эти атомы легко притягивают еще один элетрон, становясь отрицательно заряженными ионами. Их валентность -1. Группа VIII состоит из энертных газов - очень неактивных элементов, имеющих полностью заполненные подоболочки.

Горизонтальные ряды в табл. 4 называются периодами. Внутри Каждого периода наблюдается более или менее равномерный переход от активных металлов через менее активные металлы и слабоактивные неметаллы к очень активным неметаллам и наконец к инертным газам. В каждом периоде, начиная с четвертого, между II и III группами находятся ряды переходных элементов с очень схожими химическими свойствами. Например, пятнадцать переходных элементов (54 - 71) 6-го периода (лантаноиды и редкоземельные) практически не различимы. Аналогичная группа актиноидов (89 - 103) находится в 7-м периоде.

Для того, чтобы понять эти особенности неодходимо разобраться в последовательности заполнения электронных оболочек этих атомов.

Возникновение переходных элементов обусловлено, вероятно, более тесной связью s-электронов, чем d и f в сложных атомах. Аналогичную тенденцию мы наблюдали в разделе 1.1 при анализе энергитических уровней атома Na. Первым элементом, в котором наблюдается эффект более сильного влияния увеличения связи при малых l, чем ее уменьшение с ростом n, является калий, в атоме которого наружный электрон находится не в 3d-, а в 4s-оболочке. При этом 3d-оболочка оказывается совсем незаполненной (см. табл.4).

Последовательность заполнения оболочек сводится к следующему: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 6d, 7s.

Исходя из этой последовательности, легко понять замечательное сходство химических свойств лантаноидов и актиноидов. Все лантаноиды имеют одинаковое строение 5s²5p⁶6s² и незаполненную 4f-подоболочку. Добавление 4f-электронов не влияет на химические свойства лантаноидов, поскольку эти свойства определяются наружными электронами .

Аналогично все актиноиды имеют строение 6s²6p²7s² и отличаются только числом 5f- и 6d-электронов.