Jak mogliście zauważyć na układzie okresowym pierwiastków możemy zauważyć liczby. Dzisiaj poznamy ich znaczenie. 

1. Liczba atomowa i masowa

2. Izotopy 

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka chemicznego, różniące się liczbą neutronów w jądrze. Musimy również odróżniać pojęcie nuklidu od pierwiastka:

Nuklid - to zbiór identycznych atomów np.: glinu, wapnia

Pierwiastek - to zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej

3. Izotopy atomu wodoru

Promieniotwórczość - to przemiana określonego jądra atomowego pierwiastka chemicznego w inne, której towarzyszy emisja promieniowania. 

Wyróżniamy dwa rodzaje promieniowania:

• Promieniotwórczość naturalna
• Promieniotwórczość sztuczna

Okres połowicznego rozkładu jodu

 Konfiguracja elektronowa atomów przedstawia Nam rozmieszczenie elektronów w powłokach i podpowłokach atomu bądź jonu. Dzięki takiej wiedzy będziemy mogli przewidywać jakie właściwości będzie miał dany pierwiastek chemiczny np.: zdolność do tworzenia wiązań chemicznych bądź o aktywności chemicznej.

1. Zasada nieoznaczoności Heisenberga

Według opisu kwantowo-mechanicznego nie można sobie wyobrażać elektronu jako punktu materialnego, ponieważ nie jest możliwe jednoczesne, dokładne wyznaczenie pędu i położenia elektronu w atomie (zasada Heisenberga). Można jedynie stwierdzić prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym czasie, w dowolnie wybranym obszarze wokół jądra atomowego w tkz.: chmurze elektronowej. Chmura ta jest bardziej gęsta w tym miejscu, gdzie prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest większe. 

3. Rodzaje orbitali atomowych

Wyróżniamy trzy rodzaje orbitali:

• orbital atomowy typu s
  
  
  
  Posiada on kształt kuli oraz przedstawia najniższy poziom energetyczny elektronu
• orbital atomowy typu p
  
  
  
  Występuje w postaci trzech form przestrzennych, które są równocenne energetycznie. Odpowiada on wyższemu polu energetycznemu niż orbital typu s.
  
• orbital atomowy typu d
  
  
  
  Występuje w pięciu formach i odpowiada wyższemu polu energetycznemu niż orbital typu p. 
• orbital atomowy typu f
  O nim należy wyłącznie pamiętać iż jest ich 7 oraz odpowiadają wyższemu polu energetycznemu niż orbital typu d

4. Liczby kwantowe

Stan energetyczny elektronu w atomie i jonie (Stan kwantowy) opisywany jest za pomocą czterech liczb kwantowych. Należy pamiętać o nich za co odpowiadają oraz jakie mogą przyjmować wartości. 

• n - główna liczba kwantowa, to liczba która określa energie elektronu w atomie. Przyjmuje wartości liczb naturalnych, czyli n=1,2,3... . Stany kwantowe o takiej samej wartości n  tworzą powłokę elektronową, które oznacza się kolejno literami K, L, M, N, O, P, Q
• l - poboczna liczba kwantowa, określa kształt orbitali atomowych i przyjmuje wartości liczb odpowiadających 0 ≤ l ≤ (n-1). Stany kwantowe, które posiadają zarówno taką samą liczbę główną n oraz poboczną liczbę kwantową l tworzą podpowłokę elektronową, które oznacza się za pomocą liter s, p, d, f. 
• m - magnetyczna liczba kwantowa, określa ona liczbę poziomów orbitalnych związanych z ułożeniem się orbitali atomowych w przestrzeni pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego. Przyjmuje ona wartości równe -l ≤ m ≤ l. Stany kwantowe, które posiadają takie same wartości liczb n, l i m tworzą poziom orbitalny. 
• m_s - magnetyczna spinowa liczba kwantowa, określa orientację przestrzenną wektoru spinu elektronu tzn. kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi. W polu magnetycznym elektron może poruszać się tylko w dwóch kierunkach, więc liczba przyjmuje dwie wartości -1/2 i 1/2. 
  
  
  
  
  

5. Zakaz Pauliego oraz maksymalna liczba elektronów na powłoce elektronowej

Zakaz Pauliego

W atomie nie mogą występować elektrony, które nie różnią się przynajmniej jedną liczbą kwantową.

Lub
Dowolny orbital może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony, różniące się orientacją spinu (czyli wartością ms – magnetycznej spinowej liczby kwantowej).

Maksymalna liczba elektronów na powłoce elektronowej

Liczbę stanów kwantowych, równą maksymalnej liczbie elektronów, które mogą wypełnić daną powłokę elektronową, można obliczyć ze wzoru: 

Maksymalna liczba elektronów = 2n²

Atom to najmniejsza cząstka pierwiastka chemicznego zbudowana z materii, zachowująca jego specyficzne właściwości. Jest on zbudowany z elementarnych cząstek materii. Cząstki elementarne, wchodzące w skład atomów to: skupione są w jądrze atomowym i związane siłami jądrowymi nukleony, czyli dodatnie protony i obojętne elektrycznie neutrony oraz krążące wokół jądra atomowego ujemne elektrony.

1. Założenia Johna Daltona

W roku 1803 John Dalton ogłosił założenia tkz.: hipotezy atomistycznej, które objaśniały podstawowe i udowodnione doświadczalnie prawa chemiczne. Mówiły one że:

• materia składa się z atomów pierwiastków chemicznych różniących się masą, rozmiarami i właściwościami
• atomy danego pierwiastka chemicznego są jednakowe i mają kształt kuli,
• atomy są niepodzielne 
• atomy łączą się i tworzą cząsteczki

3. Budowa atomu.

4. Model kwarków (1964)

 Istnieją bardziej podstawowe cząstki elementarne, z których zbudowane są wszystkie hadrony (grupa silnie oddziałowujących cząstek elementarnych). Założono istnienie 6 kwarków: górnego u (up), dolnego d (down), powabnego c (charm), dziwnego s (strange), pięknego b (beauty, bottom), prawdziwego t (truth, top).  Są obdarzone ułamkowym ładunkiem elektrycznym: u, c, t ®2/3e, d, s, b®-1/3e. Wszystkie kwarki mają swoje antycząstki ® antykwarki, obdarzone tzw. antykolorem. Większość znanych hadronów jest zbudowana z trzech pierwszych kwarków. Np. neutron - jest układem udd.