47 Ag 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d9 - неправильно,

47 Ag 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10- правильно,

а также наиболее устойчивое состояние железа в соединениях, где оно оказывается трехвалентным:

₂₆Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

s

p

d

f

4

↑

↑

↑

Fe*

3

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

↑

↑

Такой метод изображения электронной структуры атома дает возможность понять количество и характер образуемых элементом связей в химических соединениях.

Электроны атома, занимающие самое низкоэнергетическое состояние, находятся в нормальном или невозбужденном состоянии. Если же атом поглощает энергию извне, то его электроны могут перейти в более высокое энергетическое состояние, которое называется возбужденным. Это явление объясняет тот факт, что многие атомы могут иметь разную валентность в нормальном и возбужденном состояниях вследствие распаривания электронов последнего электронного уровня, которое может происходить в пределах одного уровня при условии наличия в нем свободных орбиталей. Приближенно можно сказать, что валентность - это число связей, образуемых атомом в соединении за счет непарных электронов последнего энергетического уровня. Например,

нормальное состояние углерода, возбужденное состояние углерода

С 1s²2s²2p² С^*1s²2s¹2p³

	s	p					s	p
2	↑↓	↑	↑			2	↑	↑	↑	↑
1	↑↓					1	↑↓

Невозбужденный углерод имеет 2 непарных электрона и образует 2 связи (С=О). Углерод в возбужденном состоянии имеет 4 непарных электрона и образует 4 связи (О=С=О).

В одной подгруппе расположены элементы-аналоги, они имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях главного квантового числа n и поэтому проявляют сходные химические свойства. Элементы главных и побочных подгрупп отличаются своими химическими свойствами. Их объединяет только номер группы, который указывает на число электронов, которые могут принимать участие в образовании химических связей.

С ростом заряда ядра периодически меняется электронная конфигурация атомов, поэтому периодически меняются различные характеристики атомов, например, размеры атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, валентность, степень окисления и другие, определяющие окислительно-восстановительную способность и кислотно-основную характеристику.

Энергия ионизации Е_ион – это минимальная энергия, необходимая для отрыва электронов от 1 моль невозбужденных атомов. Энергия ионизации обычно уменьшается с увеличением расстояния от ядра до внешнего электронного подуровня. Поэтому в периодах по мере увеличения заряда ядра и уменьшения радиуса атома, то есть слева направо, Е_ион чаще всего несколько возрастает, а в подгруппах с увеличением радиусов атомов, то есть сверху вниз, убывает.

Сродством атома к электрону Е_ср называется энергетический эффект присоединения электронов к 1 моль нейтральных атомов с превращением их в отрицательные ионы. Сродство к электрону зависит от электронной конфигурации. Его не проявляют атомы с конфигурацией s², s²p⁶ или с наполовину заполненным р-подуровнем s²p³ (N, P, As). В целом Е_ср возрастает в периодах от металлов к неметаллам, то есть слева направо и снизу вверх в подгруппах.

Электроотрицательность ЭО – условная величина, характеризующая способность атомов в химическом соединении притягивать к себе электроны. Эта способность зависит от энергии ионизации Е_ион и сродства к электрону Е_ср. По относительной шкале электроотрицательностей Полинга наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать химические соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным – франций.

Как правило, в периоде с увеличением порядкового номера элемента ЭО возрастает, а в группе убывает.