1) Была неприменима для описания спектров атомов более сложных, чем водород;

2) Не могла объяснить различной интенсивности спектральных линий в спектре даже атома водорода.

1.3. Современные представления об атоме

В 1924 г. Луи де Бройль предположил, что волновыми свойствами должны обладать любые движущиеся материальные частицы, в том числе и электроны. Объединив уравнения М.Планка (E = h · ν) и А.Эйнштейна (E = mc²) он вывел уравнение для расчета длины волны излучения любой движущейся частицы

λ = h/mV

где h – постоянная Планка, m – масса частицы,V – скорость ее движения.

К 1927 г. были экспериментально (дифракция и интерференция электронов) подтверждены волновые свойства электрона. То есть для описания состояния электрона в атоме необходимо учитывать его волновые свойства.

В 1925 г австрийский физик Шредингер предложил для описания состояние системы электрон–ядро применять математическое уравнение, учитывающее волновые свойства электрона. Решение данного уравнения показывает, что состояние электрона в атоме можно описать посредством четырёх квантовых чисел:

Главного(n), орбитального(l), магнитного(m_l) и спинового(m_s).

2. Квантово–механическая модель атома

2.1. Квантовые числа

Главное квантовое число (n) характеризует энергию электрона на энергетическом уровне и радиус уровня. Оно может принимать целочисленные значе­ния: n = 1, 2, 3, 4,... и т.д. Чем больше n, тем больше энергия и радиус энергетического уровня на котором расположен электрон.

Орбитальное квантовое число (l) характеризует энергию электрона на подуровне и форму электронного облака и принимает целочисленные значения 0÷(n-1). Например, если главное квантовое число n = 4, то орбитальное квантовое число может принимать значения: 0; 1; 2; 3. Эти значения имеют буквенные обозначения соответственно: s- р- d- и f-электронные облака.

Магнитное квантовое число (m) показывает число орбиталей на подуровне и принимает значения 21 + 1.

На s- р- d- и f-подуровнях соответственно находятся:

1-, 3-, 5-, 7-орбиталей.

Спиновое квантовое число m_s характеризует собственное движение электрона и может принимать два значения: +1/2 и -1/2, то есть на одной орбитали может находиться максимально два электрона.

В таблице 2 приведены значения четырех квантовых чисел и максимальные количества орбиталей и электронов на энергетических уровнях и подуровнях.

Таблица 2. Количество орбиталей и электронов на уровнях и подуровнях

Главное	Орбитальное	Магнитное	Число электронов
1	0 (s)	0	2
2	0 (s)	0	8
	1 (p)	–1, 0, +1
3	0 (s)	0	18
	1 (p)	–1, 0, +1
	2 (d)	–2, –1, 0, +1, +2
4	0 (s)	0	32
	1 (p)	–1, 0, +1
	2 (d)	–2, –1, 0, +1, +2
	3 (f)	–3,–2,–1,0,+1,+2,+3

2.2. ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ

1)Принцип энергетического минимума – заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения энергии.

2) Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

3) Правило Хунда – спина в пределах подуровня должен быть максимален.

2.3. ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ И ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ ДИАГРАММЫ ЭЛЕМЕНТОВ I –и II –ПЕРИОДОВ

Электронная формула описывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням.

Электронная формула атома водорода: 1s¹.

Электронно-графическая схема атома водорода:

Электронная формула атома гелия: 1s².

Электронно-графическая схема атома гелия:

Полная электронная формула атома ли­тия: ls²2s¹.

Электронно-графическая схема атома лития:

Сокращённая электронная формула атома лития: 2s¹.

Сокращённая электронно-графическая схема атома лития:

Сокращённые формулы бериллия:

электронная – 2s²;

электронно-графическая схема:

Следующие за бериллием элементы второго периода - бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон - являются р-элементами: у них заполняются электронами р-орбитали. Ниже представлены сокращённые электронно-графические схемы и сокращённые электронные формулы этих элементов:

B 2s²2p¹

С 2s²2p²

N 2s²2p³