СТРОЕНИЕ АТОМА
Атом – мельчайшая, химически неделимая частица вещества, носитель химических свойств вещества. Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Ядро состоит из протонов (единичный положительный заряд) и нейтронов (незаряженные частицы). Число протонов в ядре (заряд атомного ядра) определяет вид химического элемента. Число нейтронов в ядрах атомов одного и того же элемента может немного отличаться. Атомы с разным числом нейтронов называются изотопами (протий 11H, дейтерий 12H, тритий 13H). Химические свойства изотопов практически одинаковы, отличаются они временем жизни атомного ядра. Число электронов в атоме равно числу протонов в ядре:
Ne = Np
Модель строения атома по Бору
Началом современной теории строения атома является модель атома Бора. В 1915 г. Бор предположил, что энергия электрона, движущегося вокруг ядра, может иметь лишь определенные значения и зависит от радиуса орбиты, по которой он движется. Чем дальше от ядра расположена орбита, тем большим запасом энергии должен обладать электрон, чтобы совершать движение по ней. Поскольку энергия электрона квантована, то должны быть квантованы и радиусы орбит, на которых они находятся. Радиусы орбит могут принимать только определенные целочисленные значения. Двигаясь по определенной орбите, электрон обладает некоторым запасом энергии, при этом он не испускает и не поглощает энергию. Для того, чтобы электрон мог перейти на орбиту с большим порядковым номером, он должен поглотить энергию извне, и, наоборот, при переходе с орбиты с большим порядковым номером на орбиту с меньшим порядковым номером, расположенную ближе к ядру, электрон энергию испускает. При переходе с орбиты с энергией Е 2 на орбиту с энергией Е 1 электрон излучает световой квант с частотой 
.
1-й постулат Бора: электроны в атоме могут находиться только на стационарных орбитах, где они не излучают и не поглощают энергию;
2-й постулат: при переходе с одной орбиты на другую происходит излучение или поглощение кванта электромагнитного излучения определенной частоты.
В околоядерном пространстве формируется система разрешенных энергетических электронных уровней – электронная оболочка атома. Химические свойства веществ определяются строением электронной оболочки атома.
Распределение электронов в околоядерном пространстве описывается решением волнового уравнения Шрёдингера, предложенного в 1926 г. Это уравнение связывает волновую функцию электрона ψ, его полную энергию и потенциальную энергию.
Решения волнового уравнения для атомных систем возможны только при определенных дискретных значениях энергии электрона – на определенных энергетических уровнях (дискретность в переводе с латинского языка означает «разделенный, прерывистый, изменение, происходящее скачками). Пространственная конфигурация энергетического уровня (форма, размеры) – электронная орбиталь – аналог боровской стационарной электронной орбиты, где электрон может находиться, не излучая и не поглощая энергию. В отличие от боровской орбиты, орбиталь – это область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона составляет 95%. Большинство орбиталей имеет сложную форму, далекую от сферической.
Решения уравнения содержат целочисленные параметры – квантовые числа (n, l, ml, ms). Анализ квантовых чисел заменяет анализ полной волновой функции электрона при определении энергии, формы и пространственного расположения электронной орбитали.
Квантовые числа
Энергетическое состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. С их помощью можно описать строение его электронной оболочки.
n - главное квантовое число. Оно может принимать целочисленные значения 1, 2, 3, ×××, 
. Главное квантовое число характеризует расстояние электрона от ядра или размер электронного облака, номер электронного уровня, общую энергию электрона на данном уровне. Его значение соответствует числу подуровней.
l - орбитальное (побочное) квантовое число. Оно определяет форму электронного облака, принимает значения 0, 1, 2, ×××, (n – 1). Число значений l определяет число возможных для данного электронного уровня подуровней. Электроны могут занимать орбитали четырех разных типов в зависимости от значения l, которые называют s-, p-, d- и f- орбиталями. Буквенные обозначения соотносятся с численными следующим образом:
0, 1, 2, 3
s p d f.
Схематичное изображение формы электронной орбитали для разных значений l:
s - орбиталь p-орбиталь d-орбиталь
l = 0 l = 1 l = 2
(n, l)=const: орбиталь или энергетический подуровень.
Обозначение орбитали: nl
например: 1s; 3p; 4s; 6f.
ml - магнитное квантовое число. Оно связано с пространственной ориентацией движения электрона во внешнем магнитном поле, учитывает влияние на энергию электрона пересечения электроном магнитных полей в атоме. Если электрон вращается по орбитали, пересекающей линии магнитного поля в перпендикулярном направлении, магнитное взаимодействие полей атома и электрона оказывается максимальным. Если электрон вращается в плоскости распространения магнитных силовых линий, то вклад магнитного взаимодействия в общий запас энергии электрона минимален. Для данных n и l квантовое число ml может иметь значения 0, ±1, ±2, ×××, ± l. Число значений ml соответствует числу орбиталей в подуровне.
На одном энергетическом уровне число s-орбиталей – 1, p-орбиталей – 3 и т.д.
Таким образом, совокупность 3-х квантовых чисел определяет энергию атомной орбитали и область размещения ее в околоядерном пространстве.
ms – спиновое квантовое число. Оно характеризует спиновый момент количества движения, так как электрон обладает еще одним видом движения, движением вокруг собственной оси. Поскольку такое вращение может иметь только два направления (по часовой стрелке и против нее), спиновое квантовое число имеет только два значения: +1/2 и –1/2.
Возможные значения четырех квантовых чисел для всех электронов, которые могут располагаться на первых четырех энергетических уровнях, приведены в табл. 1. Каждый электрон имеет свой набор квантовых чисел.
Таблица 1
| Энерге-тический уровень n | Подуровень l | Орбиталь ml | Спин ms | Макси-мальное число электронов |
| s 0 | +1/2 –1/2 | |||
| s 0 | +1/2 –1/2 | |||
| p 1 | –1, 0, +1 | +1/2 –1/2 | ||
| s 0 | +1/2 –1/2 | |||
| p 1 | –1, 0, +1 | +1/2 –1/2 | ||
| d 2 | –2, –1, 0, +1, +2 | +1/2 –1/2 | ||
| s 0 | +1/2 –1/2 | |||
| p 1 | –1, 0, +1 | +1/2 –1/2 | ||
| d 2 | –2, –1, 0, +1, +2 | +1/2 –1/2 | ||
| f 3 | –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 | +1/2 –1/2 |