Элементы, в атомах которых последним заполняется `s`-подуровень внешнего уровня, называют `s`-элементами. К ним относятся `"H"`, `"He"`, и элементы `"IA"` и `"IIA"`-групп: `"Li"`, `"Na"`, `"K"`, `"Rb"`, `"Cs"`, `"Fr"`, `"Be"`, `"Mg"`, `"Ca"`, `"Sr"`, `"Ва"`, `"Ra"`.

Элементы, в атомах которых последним заполняется `p`-подуровень внешнего энергетического уровня, называют `p`-элементами.  Во втором периоде это `"В"` `(2s^2 2p^1)`, `"C"` `(2s^2 2p^2)`, `"N"` `(2s^2 2p^1)`, `"O"` `2s^2 2p^4)`, `"F"` `(2s^2 2p^5)`, `"Ne"` `(2s^2 2p^6)`.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение `d`-подуровня предвнешнего уровня, называют `d`-элементами. Перечислим `d`-элементы первой декады:

`"Sc"` `(3d^1 4s^2)`, `"Ti"` `(3d^2 4s^2)`, `"V"` `(3d^3 4s^2)`, `"Cr"` `(3d^5 4s^1)`, `"Mn"` `(3d^5 4s^2)`, `"Fe"` `(3d^6 4s^2)`, `"Co"` `(3d^7 4s^2)`, `"Ni"` `(d^4 s^2)`, `"Cu"` `(3d^(10) 4s^1)`, `"Zn"` `(3d^(10) 4s^2)`.

во втором периоде `p`-подуровень и появляется, и заполняется. В третьем периоде `d`-подуровень появляется, а заполняется с отставанием на один - в четвёртом. В четвёртом периоде появляется `f`-подуровень, заполняется же он с отставанием уже на два - в шестом.

Рассмотрим электронную конфигурацию `p`-элемента на примере атома брома:

`"Br"` – элемент № 35, четвёртый период, `"VIIA"`-группа.

Так как бром находится в четвёртом периоде, то его электроны располагаются на четырёх энергетических уровнях. Атомному номеру элемента соответствует заряд ядра, т. е. для брома `+35`. Он должен быть компенсирован 35-ю электронами, находящимися в электронной оболочке.  Схема электронной конфигурации атома брома `1s^2 2s^2 2p^6  3s^2 3s^2 3p^6 3d^(10) 4s^2 4p^5`  или `["Ar"]` `4s^2 4p^5`. Его валентный уровень состоит из двух подуровней: внешних `4s` и `4p`. Семь электронов, размещённых на этих подуровнях, являются валентными, то есть принимают участие в образовании связей атома брома с другими атомами.

Изобразим орбитальную диаграмму валентного уровня брома:

Орбитали внешнего `4d`-подуровня можно и не изображать, они нужны лишь для того, чтобы показать, что у брома есть возможность распарить свои `4p`-электроны.

Рассмотрим электронную конфигурацию `d`-элемента на примере атома титана:

`"Ti"` - элемент № 22, четвёртый период, `"IVB"`-группа.

Так как титан находится в четвёртом периоде, то его электроны располагаются на четырёх энергетических уровнях. Атомному номеру элемента соответствует заряд ядра, т. е. для титана `+22`. Он должен быть компенсирован 22-мя электронами, находящимися в электронной оболочке.  Схема электронной конфигурации атома титана `1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^2 4s^2` или `["Ar"]` `3d^2 4s^2`. Его валентный уровень состоит из двух подуровней: предвнешнего `3d` и внешнего `4s`. Четыре электрона, размещённых на этих подуровнях, являются валентными, то есть принимают участие в образовании связей атома титана с другими атомами.

Изобразим орбитальную диаграмму валентного уровня титана:

Орбитали внешнего `4p`-подуровня можно и не изображать, они нужны лишь для того, чтобы показать, что у титана есть возможность распарить свои `4s`-электроны.

Рассмотрим электронную конфигурацию следующих частиц: `"Br"^(1-)`, `"Br"^(3+)`, `"Ti"^(2+)`, `"Ti"^(4+)`.

Как уже говорилось, электронная конфигурация атома брома такова:

^{`1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^(10) 4s^2 4p^5`}  или `["Ar"]` `4s^2 4p^5`.

Однако в химических реакциях бром, как любой неметалл, может принимать электроны, проявляя окислительные свойства, и понижать свою степень окисления:

$$ \stackrel{0}{\mathrm{Br}}+{\mathrm{e}}^{-}=\stackrel{-1}{\mathrm{Br}}$$

Тогда, `["Ar"]4s^2 4p^5 +e^-  =["ar"]4s^2 4p^6` или `["Kr"]`.

Может ли атом брома в химической реакции присоединить более одного электрона? Нет, так как вакансий на валентном уровне больше нет.

Если атом брома проявляет восстановительные свойства и отдаёт электроны, его степень окисления повышается. Например, рассмотрим электронную конфигурацию брома в степени окисления `+3`:

$$ \stackrel{0}{\mathrm{Br}}-3{\mathrm{e}}^{-}=\stackrel{+3}{\mathrm{Br}}$$

`["Ar"]4s^2 4p^5 -3e^-  =["Ar"]4s^2 4p^2`.

Сколько всего электронов может отдать атом брома в химической реакции и какую максимальную степень окисления он может проявить? Так как на валентном уровне брома располагаются `7` электронов - `4s^2 4p^5` - он может отдать все семь электронов и проявить высшую степень окисления `+7`, равную номеру группы. Кроме неё из положительных степеней окисления он проявляет `+1`, `+3`, `+5`, но только в окружении атомов более электроотрицательных элементов - кислорода и фтора. Например, в составе гипобромит-, бромит-, бромат- и пербромат-анионов: `"BrO"^-`, `"BrO"_2^-`, `"BrO"_3^-` и `"BrO"_4^-`.

При образовании катионов важно помнить, что электроны уходят с самого дальнего (внешнего) от ядра подуровня.

Атомы металла титана, как атомы любого металла,  не обладают окислительной активностью. Металлы никогда не проявляют отрицательных степеней окисления (в соединениях с неметаллами). А вот работать восстановителями, то есть повышать свою степень окисления, отдавая в реакциях электроны, они могут. Рассмотрим образование катионов титана $$ \stackrel{+2}{\mathrm{Ti}}$$ и $$ \stackrel{+4}{\mathrm{Ti}}$$.

Электронная конфигурация атома титана такова: `1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^2 4s^2`  или `["Ar"]` `3d^2 4s^2`. При образовании катиона $$ \stackrel{+2}{\mathrm{Ti}}$$ валентные электроны уходят с самого дальнего от ядра подуровня - с `4s^2`:

`["Ar"]3d^2 4s^2 -2e^-  =["Ar"]3d^2 4s^0`,

а при образовании с валентного уровня, состоящего из предвнешнего `3d`- и внешнего `4s`-подуровней, уходят все электроны:

`["Ar"]3d^2 4s^2-4e^-  =["Ar"]3d^0 4s^0` или просто `["Ar"]`.

Иногда у учащихся возникает недопонимание: если при заселении электронной оболочки электроны в первую очередь «садятся» на `4s`, а потом на `3d`, то при отдаче электронов порядок должен сохраниться прежний: сначала электроны уйдут с `3d`, и только потом с `4s`. Однако правило почему-то этот порядок игнорирует.  На самом деле логика заключается в следующем: физически подуровни располагаются вокруг ядра в соответствии с возрастанием главного и орбитального квантовых чисел:

$$ 1s<2s<2p<3s<\mathbf{3}\mathit{p}< \mathbf{3}\mathit{d}<\mathbf{4}\mathit{s}<\mathbf{4}\mathit{p}<5s...$$,

но из-за межэлектронного отталкивания в нейтральном атоме (при равенстве числа протонов и электронов) порядок заполнения подуровней меняется: как уже говорилось, состояние `4s`, например, становится выгоднее `3d`, и энергетическая последовательность заполнения становится такой:

$$ 1s<2s < 2p<3s<\mathbf{3}\mathit{p}<\mathbf{4}\mathit{s}<\mathbf{3}\mathit{d}<\mathbf{4}\mathit{p}<5s...$$

Но при этом `4s` подуровень остается внешним, то есть наиболее отдаленным от ядра, по сравнению с `3d`! Поэтому при образовании катионов `d`-элементов электроны уходят именно с него.

Из рассмотрения электронной структуры невозбуждённых атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:

• Число энергетических уровней (электронных слоев) атома любого элемента равно номеру периода, в котором находится элемент. Значит, `s`-элементы находятся во всех периодах, `p`-элементы - во втором и последующих, `d`-элементы - в четвёртом и последующих и `f`-элементы - в шестом и седьмом периодах.
• Номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома.
• Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей (валентных электронов). В этом состоит физический смысл номера группы. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предвнешних подуровней. Это является основным различием в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.
• `s`- и `p`-элементы образуют главные подгруппы (валентными являются электроны внешних `s`- и `p`-подуровней), `d`-элементы - побочные подгруппы (валентными являются электроны предвнешнего `d`- и внешнего `s`-подуровней), `f`-элементы образуют семейства лантаноидов и актиноидов и также являются элементами побочной подгруппы третьей группы (валентными электронами являются электроны предпредвнешнего `f`- и внешнего `s`-подуровней). Таким образом, подгруппа включает элементы, атомы которых обычно имеют сходное строение не только внешнего, но и предвнешнего слоя (за исключением элементов, в которых имеет место «провал» электрона). То есть у элементов одной группы одинаковое число электронов на валентном уровне, а у элементов одной подгруппы - одинаковое число электронов и одинаковое строение валентного уровня.
• Элементы с валентными `d`- или `f`-электронами называются переходными.