Открытие частиц, составляющих атом, и исследование структуры атомов а затем и молекул, знание электронного и ядерного строения атомов позволило увидеть более глу­бокий смысл в периодизации элементов, предложенной Д. И. Менделеевым. Из рассмотрения электронных конфигураций атомов наглядно прослеживается периодичность свойств элементов. Число электронов, находящихся на внешнем уровне в ато­мах элементов, располагающихся в порядке увеличения по­рядкового номера, объясняется периодическим изменением числа электронов на их внешних энергетических уровнях.

По числу энергетических уровней атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в кото­рых электронная оболочка состоит из одного уровня, во вто­ром периоде — из двух, в третьем — из трех, в четвертом — из четырех и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень. В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчива­ется элементами, атомы которых на внешнем уровне име­ют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последу­ющих) — атомами благородных газов.

Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li , Na , К, Rb , Cs ,); (Be , Mg , Ca , Sr ); (F , CI , Br , I ); (He , Ne , Ar , Кг, Хе) и т. д. Каждая из выше­приведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li , Na , К, Rb , Cs в 1 группе, F , CI , Br , I — в VII и т. д.

Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства. Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Чис­ло переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d -подуровне и равна 10 в каждом из больших периодов.

Поскольку в периодической системе химических элемен­тов одна из побочных подгрупп содержит сразу три переход­ных элемента, близких по химическим свойствам (так называ­емые триады Fe — Со — Ni , Ru — Rh — Pd , Os — I r — Pt ), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8. По аналогии с переходными элементами число лантано­идов и актиноидов, вынесенных внизу Периодической систе­мы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f подуровне, т. е. 14.

Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней. На базе со­временных представлений периодический закон, являющийся основой систематизации на всех уровнях химической формы движения материи, формулируется так.

Свойства простых веществ, а также формы и свой­ства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядко­вого номера), т. е. заряд ядра определяет индивидуальность элементов и их свойства. Свойства соединений зависят так­же от энергии связи между атомами. Энергия связи в химических соединениях Атомы элементов взаимодействуют между собой или с атомами других элементов и образуют при этом более или менее сложные частицы. Лишь немногие химические элемен­ты (благородные газы)

в обычных условиях находятся в со­стоянии одноатомного газа. Среди частиц, образуемых совокупностью атомов, обычно выделяют молекулы, молекулярные ионы и свободные радикалы. Связь между атомами, обусловленная действием электростатических сил, т. е. сил взаимодействия электрических зарядов, носителями которых являются электроны и ядра атомов, носит название «химической связи».

В образовании химической связи между атомами главную роль играют электроны, расположенные на внешней оболочке и, следовательно, связанные с ядром наименее прочно, так называемые валентные электроны. Именно поэтому строение валентной электронной конфигурации атомов является характерной особенностью каждого элемента в периоди­чной системе элементов              Д. И.

Менделеева и определяет способность элементов к образованию химической связи. Согласно теории химической связи, наибольшей устойчивостью обладают внешние оболочки из двух или восьми электронов (электронные группировки благородных газов). Это и служит причиной того, что благородные газы при обычных Уровнях не вступают в химические реакции с другими элементами.

Атомы же, имеющие на внешней оболочке менее восьми  (или двух) электронов, стремятся приобрести структуру благородных газов. Такая закономерность позволила сформулировать положение, которое является основным при рассмотрении условий образования молекулы: при образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дуплет) оболочки.

Образование устойчивой электронной конфигурации может происходить несколькими способами и приводить к молекулам (и веществам) различного строения, поэтому различают несколько типов химической связи. Таковы ионная, ковалентная, металлическая, водородная и ван-дер-ваальсовая свя­зи. Отнесение химической связи в конкретной частице к определенному типу не всегда является простой задачей.

Для ее решения приходится учитывать целую совокупность химических И физических свойств. Любая химическая связь образуется только тогда, когда сближение атомов приводит к понижению полной энергии системы (суммы кинетической и потенциальной энергий) при характерных для данных соединений межъядерных расстояниях г и энергиях взаимодействия атомов Е.

Существуют два принципиальных механизма образова­ния ковалентной связи — обменный и донорно-акцепторный. Обменный механизм образования ковалентной связи делает понятной следующая иллюстрация. Пусть имеются два отдельных, изолированных атома водорода. При сближе­нии этих атомов силы электростатического взаимодействия — силы притяжения электрона одного атома водорода к ядру другого атома водорода и электрона другого атома водорода к ядру другого атома водорода будут возрастать: атомы нач­нут притягиваться друг к другу.