2. Периоды и группы
Как уже говорилось выше, периодическая таблица состоит из семи периодов. В каждом периоде атомные номера элементов увеличиваются слева направо.
Свойства элементов в периодах изменяются последовательно: так натрий (Na) и магний (Mg), находящиеся в начале третьего периода, отдают электроны (Na отдает один электрон: 1s22s22p63s1; Mg отдает два электрона: 1s22s22p63s2). А вот хлор (Cl), расположенный в конце периода, принимает один элемент: 1s22s22p63s23p5.
Свойства химических элементов в пределах одного периода различаются.
В группах же, наоборот, все элементы обладают одинаковыми свойствами. Например, в группе IA(1) все элементы, начиная с лития (Li) и заканчивая францием (Fr), отдают один электрон. А все элементы группы VIIA(17), принимают один элемент.
Некоторые группы настолько важны, что получили особые названия. Эти группы рассмотрены ниже.
3. Щелочные металлы
Группа
IA(1). Атомы элементов этой группы имеют
во внешнем электронном слое всего по
одному электрону, поэтому легко отдают
один электрон. 
Наиболее важные щелочные металлы - натрий (Na) и калий (K), поскольку играют важную роль в процессе жизнедеятельности человека и входят в состав солей.
Электронные конфигурации:
Li - 1s22s1;
Na - 1s22s22p63s1;
K - 1s22s22p63s23p64s1
4. Щелочноземельные металлы
Группа
IIA(2). Атомы элементов этой группы имеют
во внешнем электронном слое по два
электрона, которые также отдают во время
химических реакций. Наиболее важный
элемент - кальций (Ca) - основа костей и
зубов. 
Электронные конфигурации:
Be - 1s22s2;
Mg - 1s22s22p63s2;
Ca - 1s22s22p63s23p64s2
5. Галогены
Группа
VIIA(17). Атомы элементов этой группы обычно
получают по одному электрону, т.к. на
внешнем электронном слое находится по
пять элементов и до "полного комплекта"
как раз не хватает одного электрона. 
Наиболее известные элементы этой группы: хлор (Cl) - входит в состав соли и хлорной извести; йод (I) - элемент, играющий важную роль в деятельности щитовидной железы человека.
Электронная конфигурация:
F - 1s22s22p5;
Cl - 1s22s22p63s23p5;
Br - 1s22s22p63s23p64s23d104p5
6. Инертные (благородные) газы
Группа
VIII(18). Атомы элементов этой группы имеют
полностью "укомплектованный"
внешний электронный слой. Поэтому им
"не надо" принимать электроны. И
отдавать их они "не хотят". Отсюда
- элементы этой группы очень "неохотно"
вступают в химические реакции. Долгое
время считалось, что они вообще не
вступают в реакции (отсюда и название
"инертный", т.е. "бездействующий").
Но химик Нейл Барлетт открыл, что
некоторые из этих газов при определенных
условиях все же могут вступать в реакции
с другими элементами. 
Электронные конфигурации:
Ne - 1s22s22p6;
Ar - 1s22s22p63s23p6;
Kr - 1s22s22p63s23p64s23d104p6
7. Валентные элементы в группах
Нетрудно заметить, что внутри каждой группы элементы похожи друг на друга своими валентными электронами (электроны s и p-орбиталей, расположенных на внешнем энергетическом уровне).
У щелочных металлов - по 1 валентному электрону:
Li - 1s22s1;
Na - 1s22s22p63s1;
K - 1s22s22p63s23p64s1
У щелочноземельных металлов - по 2 валентных электрона:
Be - 1s22s2;
Mg - 1s22s22p63s2;
Ca - 1s22s22p63s23p64s2
У галогенов - по 7 валентных электронов:
F - 1s22s22p5;
Cl - 1s22s22p63s23p5;
Br - 1s22s22p63s23p64s23d104p5
У инертных газов - по 8 валентных электронов:
Ne - 1s22s22p6;
Ar - 1s22s22p63s23p6;
Kr - 1s22s22p63s23p64s23d104p6 Римский номер столбца группы - это количество валентных электронов у всех элементов данной группы.
Обратим теперь свое внимание на элементы, расположенные в группах с символов В. Они расположены в центре периодической таблицы и называются переходными металлами.
Отличительной особенностью этих элементов является присутствие в атомах электронов, заполняющих d-орбитали:
Sc - 1s22s22p63s23p64s23d1;
Ti - 1s22s22p63s23p64s23d2
Отдельно от основной таблицы расположены лантаноиды и актиноиды - это, так называемые, внутренние переходные металлы. В атомах этих элементов электроны заполняют f-орбитали:
Ce - 1s22s22p63s23p64s23d104p64d105s25p64f15d16s2;
Th - 1s22s22p63s23p64s23d104p64d105s25p64f145d106s26p66d27s2
Выводы:
Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически повторяются. В этом — физический смысл периодического закона.
В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 — в первом периоде, и от 1 до 8 — во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются свойства неметаллические.
В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.
В свете учения о строении атомов становится обоснованным разделение Д.И. Менделеевым всех элементов на семь периодов. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. Поэтому s-элементы имеются во всех периодах, р-элементы — во втором и последующих, d-элементы — в четвертом и последующих и f-элементы — в шестом и седьмом периодах.
Легко объяснимо и деление групп на подгруппы, основанное на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются или s-подуровни (это s-элементы), или р-подуровни (это р-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется (d-подуровень второго снаружи уровня (это d-элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняются соответственно 4f- и 5f-подуровни (это f-элементы). Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. В побочные же подгруппы входят элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону.
Различия в строении обусловливают и различия в свойствах элементов разных подгрупп одной группы. Так, на внешнем уровне атомов элементов подгруппы галогенов имеется по семь электронов подгруппы марганца — по два электрона. Первые — типичные металлы, а вторые — металлы.
Но у элементов этих подгрупп есть и общие свойства: вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора F) могут отдавать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца отдают 2 электрона с внешнего и 5 электронов со следующего за ним уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.
Отсюда же следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом — физический смысл номера группы.
Итак, строение атомов обусловливает две закономерности: 1) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева право ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства; 2) изменение свойств элементов по вертикали — в подгруппе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. В таком случае элемент (и клетка системы) находится на пересечении горизонтали и вертикали, что определяет его свойства. Это помогает находить и писывать свойства элементов, изотопы которых получают искусственным путем.