Строеж на атома
Атомно ядро, изотопи. Основни характеристики на електрона в електронната обвивка, атомна орбитала, електронен облак, квантови числа. Групиране на атомните орбитали. Основни правила при запълване на атомните орбитали с електрони. Електронни конфигурации на атомите, електронни формули, енергетични диаграми, основно и възбудено състояние на атомите.

Идеята за зърнестия строеж на материята дължим на древногръцкия философ Демокрит. Според него атомите са най-малките материални частици, които изграждат всички вещества. Представата за молекулите като частици, по-сложни от атомите, се развива от Ломоносов и се налага в наукат след работите на Авогадро. По-късно Далтон развива идеите на Демокрит и поставя основите на атомно-молекулната теория за строежа на веществото.
Aтомно-молекулната теория е първата научно-обоснована крачка към опознаване и описание строежа на веществото. Тя осмисля основните закони на химията и дава възможност за изразяване на химичните процеси чрез химични уравнения. Въз основа на тях се извършвали изчисления, свързани с количествените отношения, в които веществата взаимодействат помежду си. Атомно-молекулярната теория обаче не е в състояние да отговори на въпросите: защо дадено вещество има точно определени свойства и защо един химичен процес протича, а друг – не. Отговори на тези въпроси се получават в началото на ХХв.
В края на XIXв. експерименталните данни сочат, че атомът не е просто устроена частица, а е съставен от по-прости от него частици. Открити били електроните и йоните. Всички тези открити заредени частици се съдържат в електронеутралните атоми и при известни условия могат да се получат от тях.
Направен бил следният опит:
В затворени тръби с разредени газове при условия на електрични изпразвания се наблюдават следните явления: при намаляване на налягането до 10-3 - 10-4 атмосфери се забелязва, че стъклото срещу катода свети. Това се дължи на т.нар. катодни лъчи, които са поток от отрицателно заредени частици – електрони. По-късно са открити и анодните лъчи, които са поток от положителни йони, получени в газа, затворен в тръбите.
Откритието на радиоактивността и изследването на нейната същност отново доказва, че атомът има сложен строеж. Радиоактивните процеси, в последна сметка, водят до изменение в химичните свойства на радиоактивните атоми. Това потвърждава мнението, че атомите са сложни частици.
Периодичният закон на Менделеев, макар и формулиран въз основа на атомната маса като свойство, характеризиращо индивидуалността на атомите, в основата си също носи идеята за сложното устройство на атома.
Това дава основание да се създадат първите модели за строежа на атомите. Първият модел на атома е създаден от Томсон през 1903г. Според него атомът е сфера, изпълнена с положително електричество, в която плуват отрицателни частици – електроните. Макар и наивен и недостоверен, все пак този модел е изиграл голяма роля за времето си.
Вторият модел за строежа на атома е на Е. Ръдърфорд. През 1911г. Ръдърфорд провежда серия от опити. Той използва α-частиците като бързи снаряди, които могат да проникнат вътре в атомите. Ръдърфорд насочва успореден сноп от α-частици към тънка метална пластинка (златно фолио, алуминиево фолио). Голяма част от тези положително заредени частици преминават през пластинката безпрепятствено. Само една на 10 000 частици се отклонява на ъгъл, по-голям от 10°. Това показва, че почти цялата маса на атома е съсредоточена в една малка част от обема му, наречена ядро. От този опит Ръдърфорд прави еднозначен извод: в строежа на атома участва положително заредено ядро със значителна маса и заряд. Използвайки аналогията със строежа на вселената, Ръдърфорд достига до планетарния модел за строежа на атома. Според него атомът е изграден от положително заредено ядро и електрони, които обикалят около него. Като цяло атомът е електронеутрален.
Така изграденият модел на Ръдърфорд наподобява Слънчевата система, като атомното ядро играе ролята на Слънцето, а електроните – планетите. Не след дълго се установява, че положителният заряд на ядрото е характерна величина на всеки химичен елемент и точно съответства на поредния номер на елемента в периодичната система.
Планетарният модел на Ръдърфорд съответства и на съвременните представи за строежа на атома. Той обаче влиза в противоречие с някои основни представи на класическата физика. Не било ясно, например, как е възможно електроните да обикалят около ядрото без да излъчват енергия. Ако те излъчват енергия, биха следвали два резултата: Първо, енергията на електрона щеше непрекъснато да намалява и накрая електронът ще “падне” върху повърхността на ядрото. Това би довело до разрушаване на атома, т.е. планетарно изграденият атом би бил неустойчив. А атомите, всъщност, са устойчиви, следователно техният строеж се различава от моделът на Ръдърфорд. Освен това излъчването на енергия би довело до образуването на непрекъснат спектър. Богатите на енергия атоми могат да я излъчват под формата на светлина. Така се получават техните емисионни спектри. Тъй като енергията на движещия се електрон, вследствие на излъчването, намалява, следва, че честотата на излъчваната светлина непрекъснато ще намалява. Ще се наблюдават всевъзможни честоти, а спектърът ще е непрекъснат. В действиетелност атомът има линейни спектри.
През 1913г. Нилс Бор въвежда два постулата за състоянието на електроните в атома, с които се обяснява устойчивостта на атомите. Постулатите гласят:
1. Електроните се движат около ядрото по точна определена орбита (траектория) с точно определена енергия. Енергията на електроните нарастрва с отдалечеността на орбитата от ядрото. При това свое движение те не излъчват енергия.
2. Енергия се излъчва само при преход на електрони от по-външна на по-вътрешна орбита.
Постулатите на Бор дават основание за моделно представяне на строежа на електронната обвивка и механизма на излъчването.
Макар, че тези постулати са в разрез с тогавашните представи на класическата физика за макрокосмоса, те премахват несъответствието между модела на Ръдърфорд и основните физични закони. Нещо повече, самите те се издигат до физически закономерности. Бор доразвива модела на Ръдърфорд. Основна е идеята, че електроните в електронната обвивка притежават само точно определени енергии, а не всякакви енергии. Той се възползва от теорията на Макс Планк (1900г.), според която излъчването или поглъщането на светлинна енергия се извършва на известни порции, наречени енергетични кванти. Енергията на всеки квант е пропорционална на честотата на лъчението и е равна на:

E = h.ν , където константата h = 6,63.10-34 J/s е т.нар. константа на Планк. Колкото по-голяма е честотата на трептенията, толкова по-значителна е енергията на кванта. Идеята за кванта дава името за цялата теория – квантова теория за строежа на веществото. Най-простият модел е моделът на водородния атом. Според Бор той се състои от един протон и един електрон, който обикаля по кръгова орбита.
Според съвременната теория за строежа на атома, той е сложна, електронеутрална частица, която се състои от ядро и електронна обвивка. Ядрото е изградено от протони и неутрони, а електронната обвивка от електрони:

Атом Елементарна частица Символ Относителна маса Заряд - С
Ядро Протон p+ ≈1 1,602.10-19
Неутрон n0 ≈1 0
Електронна
обвивка Електрон е- 0,000549 - 1,602.10-19

Атомите са най-малките частици на химичните елементи и носители на техните свойства. Броят на протоните в атомното ядро на всеки химичен елемент е точно определен и е равен на поредния номер на елемента в периодичната система (Z):

броят на протоните = пореден номер

Броят на протоните в атомното ядро определя кой е химичният елемент. Протоните са частици с маса, приблизително равна на единица и с положителен електричен заряд. Бележат се с p+ или p.
Неутроните са също частици, чиято маса е приблизително равна на единица. Те не притежават електричен заряд, следователно са неутрални частици. Бележат се с n0 или n.
Общото име на протоните и неутроните в ядрото е нуклони.
Според създадената през 1932г. протонно-неутронна теория на Иваненко-Хайзенберг, основните частици, от които е изградено ядрото са протоните и неутроните. При известни условия в самото ядро и около него са открити и други частици, наречени елементарни. Наличието на тези частици се свързва с превръщанията, които претърпяват двете основни градивни частици – нуклоните.
Смята се например, че протонът може да се превърне неутрон, като при това се отделя позитрон:
p+ → n0 + е+
Превръщането на неутрона в протон е свързано с отделянето на електрон:
n0 → p+ + е-
Тези процеси непрекъснато протичат в ядрото и се смята, че те са причина за неговата стабилност. Освен, че е изключително стабилно, атомното ядро се характеризира със следните величини: маса, размери, плътност и заряд.
Масата на ядрото е приблизително равна на сумата от масите на протоните и неутроните, които го изграждат. Тя всъщност е и масата на самия атом, тъй като масата на електроните е значително по-малка в сравнение с масите на нуклоните и поради това малко се отрязва на масата на атома.
Атомното ядро е с много малки размери – 100 000 пъти по-малки от размерите на атома (аромният радиус е от порядъка на 10-10m, а ядреният – 10-15m.
В обема на ядрото е съсредоточена почти цялата маса на атома и затова плътността на ядрото е много голяма – 108 t/cm3.
Броят на протоните в ядрото определя положителния му ядрен заряд.
Важна характеристика на ядрото е неговото масово число (А), което е равно на сумата на броя на протоните и броя на неутроните в атомното ядро. Атомите на един и същ химичен елемент винаги съдържат в ядрата си еднакъв брой протони, а броят на неутроните може да бъде различен. Такива атоми, които се различават по масовите си числа, се наричат изотопи.
Атомите на изотопите на даден химичен елемент имат един и също брой протони и различни масови числа. Изотопите се различават по броя на неутроните в своите ядра. Означават се като пред химичния знак долу се записва поредния номер на елемента, а горе – масовото число. Например, изотопите на хелия:
с масови числа 3, 4, 5, 6 имат по два протона и съответно един, два, три и четири неутрона в своите ядра.
Например масовите числа на двата изотопа на въглерода са съответно 12 (6 протона и 6 неутрона) и 13 (6 протона и 7 неутрона). Тези два изотопа на въглерода се означават съответно с и . Изотопът е свързан с атомната единица за маса – въглеродната единица. Атомната единица за маса е равна на 1/12 част от масата на един атом на изотопа .
Познати са и три изотопа на елемента водород – протий, изотоп, който има в ядрото си един протон и не съдържа неутрони; деутерий – изотоп с един протон и един неутрон и тритий – изотоп с един протон и два неутрона. Масовите числа на трите изотопа са съответно 1, 2 и 3.
Атом с точно определен пореден номер и масово число се нарича нуклид. Например атомът на най-лекия водород с пореден номер 1 и масово число 1 е нуклидът . Нуклидът е атомът на най-тежкия уран с Z=92 и A=238.
Ако знаем поредния номер на даден елемент – Z и масовото му число (А), лесно можем да определим броя на протоните и неутроните. Например, ако Z=52 и А=131, то като знаем, че А=Σ p+ + Σ n0 и че Z= p+, то лесно можем да получим броя на неутроните. Оттук следва, че:
А=Σp+ + Σn0; Σ p+ = 52, заместваме 131=52+ Σn0 и получаваме Σn0 = 131-52=79, а атомите принадлежат на елемента Те, или по-точно на неговия изотоп .
Изотопите на един химичен елемент заемат едно и също място в периодичната система, тъй като имат равен брой протони в ядрата си (на гръцки език думата изос – еднакъв, а танос – място).
Тъй като броят на протоните в ядрото на атомите е равен на броя на електроните в електрнонната им обвивка, то изотопите на един химичен елемент имат еднакъв брой протони в ядрата си и еднакъв брой електрони в електронната си обвивка, което определя еднаквите им химични свойства. Изотопите на даден химичен елемент показват известни различия, главно във физичните си свойства. Тези различия идват от разликата в състава на ядрото. Влиянието на масата се проявява по-силно при елементи с по-малка атомна маса. Най-големи различия в свойствата проявяват протият и деутерият, чиито маси са в съотношение 1:2.
Елементи с нечетен пореден номер имат, обикновено, по два изотопа, а тези с четен пореден номер имат от два до десет изотопа. Има и такива елементи, на които не са открити изотопи, като натрият. Обикновено преобладава един от изотопите.
За повечето химични елементи относителната атомна маса не е цяло число. Тя има стойност, която е междинна между масата на изотопите на съответния елемент. Например, елементът хлор има два изотопа с масови числа A1 = 35 и А2 = 37. Изотопният му състав в проценти е съответно 75,4 : 24,6. Поради това относителната атомна маса на хлора се определя по следния начин:
Аr(Cl)=(0,75.35) + (0,25.37)=35,5
Друг пример, азотът се среща като смес от изотопи, чиито масови числа са A1 = 14 и А2 = 15. Изотопния му състав в проценти е в съотношение 99,6 : 0,4. Тогава:
Аr(N)=(0,996.14) + (0,004.15)=14,54
Следователно съществува връзка меду относителна атомна маса и химичен елемент; масово число и изотоп, която се изразява по следния начин:









Масовото число се отнася само до изотопа, а атомната маса до химичния елемент, който е съвкупност от изотопи.
Има елементи, които обратно на изотопите, имат еднакви масови числа, но различен пореден номер. Те се наричат изобари. Например:
Устойчивостта на атомните ядра на елементите е различна. Ядрата на леките елементи (с масово число по-малко от 50) са устойчиви. При тежките елементи се наблюдава сконност към самоволно разпадане на ядрата на някои от тях, съпроводено с отделяне на елементарни частици, хелиеви ядра и в някои случаи – на електромагнитни лъчи. Този процес се нарича радиоактивност. При него се променя броят на протоните или на неутроните в атомните ядра и те се превръщат в ядра на други химични елементи или изотопи на същия елемент. Веществата, за които е характерно това явление, се наричат радиоактивни. Много от получените изотопи на химичните елементи са радиоактивни. Затова изотопите са установени най-напред при природните радиоактивни елементи от Фаянс и Соди през 1911г.
Превръщането на един химичен елемент в друг освен чрез самопроизволен разпад може да стане и при взаимодействието на ядрата с елементарни частици или с други ядра (изкуствена радиоактивност). Това взаимодействие се нарича ядрена реакция. При ядрените реакциис неутрони е възможно разцепване на ядрата на тежките елементи (реакция на деление).
Радиоактивността е открита през 1896г. от френския физик Анри Бекерел.
Съществуват различни видове радиоактивно разпадане. Например α-разпадане.
То се съпровожда с отделяне на α-частици. α-частиците са хелиеви ядра .

При β-разпадането от атомните ядра се отделят β-частици ( ), които са електрони.

Радиоактивното разпадане може да бъде съпроводено с отделяна на γ-лъчи.

Пример за изкуствено ядрено превръщане е процесът:

От познатите 107 елемента в природата се срещат 88. Останалите (със Z>92) са синтезирани по изкуствен път. Те са нестабилни, защото съдържат голям брой протони и неутрони в ядрото си.
Ядрените реакции се различават съществено от химичните реакции. При химичните реакции ядрата на атомите на химичните елементи не се променят. Затова при тях не е възможно един химичен елемент да се превърне в друг. Това е характерно за ядрените реакции.
При химичните взаимодействия се изменя само електронната обвивка на атомите. Следователно съществува връзка между строежа на електронната обвивка на атомите и свойствата на химичните елементи. Електроннатата обвивка на всеки атом се състои от определен брой електрони. Електронът е частица с маса 1/1837 от масата на протона и е носител на единица отрицателен електричен заряд. Символично електронът се означава с е-. Зарядите на електрона и протона са равни по големина и различни по знак. Величината на отрицателния електричен заряд се приема за единица мярка на електричен заряд. Той е равен на 1,602.10-19С.
Величината на положителния заряд на протона има същата стойност. Атомите на всички химични елементи са електронеутрални частици, защото броят на електроните им в електронната обвивка е равен на броя на протоните в ядрото.
брой на протоните в ядрото = брой на електроните в електронната обвивка
Не е трудно да се определи броя на протоните и електроните в атома, например на химичния елемент с Z=8. Броят на протоните ще е осем, а следователно и броят на електроните ще е осем.
Освен масата и заряда други важни физични характеристики на електрона са спинът и енергията му. Нагледна представа за спина може да се получи, ако се приеме, че електронът се върти около собствената си ос. Възникват магнитни сили около чатицата, които създават магнитно поле, т.е. тя се държи като магнит. Следователно около въртяящия се електрон също се създава магнитно поле, което определя характера на взаимодействието му с други електрони. Магнитното поле се характеризира с магнитни силови линии, които имат определена насоченост. Прието е спинът на електрона да се означава със стрелка, насочена нагоре или надолу. Когато два електрона са с еднакъв спит, те се означават по следния начин ↑↑. Електроните с еднакъв спин се отблъскват, защото магнитните им полета са с еднаква насоченост. Два електрона с противоположен спин се означават така ↑↓. Те се привличат и образуват електронна двойка, защото техните магнитни полета са с противоположна насоченост.
В електронната обвивка на атомите електроните с противоположни спиновесе групират в електронни двойки. В такова състояние са по-голяма част от електроните в електронната обвивка на атомите. Електроните, които имат еднакви спинове не образуват електронни двойки. Те се наричат единични електрони.
Следователно, като цяло, магнитните свойства на електрона се характеризират с величината спин.
В електронната обвивка на атомите електроните са в непрекъснато движение около ядрото. Всеки електрон притежава енергия. Тя се определя от взаимодействието на електрона с ядрото, а при многоелектронните атоми и от взаимодействието между самите електрони. Според съвременната теория за строежа на атома енергията на електрона може да има само определени стойности. Както казахме вече, атомът на водорода има най-прост строеж. Единственият електрон обикаля по строго определени орбити без да излъчва енергия. Радиусите на позволените орбити се отнасят към квадратите на естествените числа в отношение: 12 : 22 : 32 : ........... : n2 = r1 : r2 : r3 : .......... : rn .
Електронът може да прескочи от вътрешна на по-външна орбита, затова му е необходимо да погълне достатъчно количество енергия. В този случай се казва, че атомът е във възбудено състояние.
Казва се, че електронът може да заема само определени енергетични нива. Затова при преминаване на електрон от по-ниско енергетично ниво на по-високо енергетично ниво той поглъща енергия под формата на един енергетичен квант. Първото допълнение към теорията на Бор прави Загерфелд. Той допуска, че електронът не се движи по окръжност, а по елипса. С това се обяснява сложния строеж на спектралните линии.
Класическата квантова теория разглежда електрона само като частица. Френският физик Луи дьо Бройл предположил, че на движението на всяка частица съответства вълна. Дължината на тази вълна е обратнопропорционална на масата и скоростта на частицата. Тази зависимост се дава с уравнението на Дьо Бройл:
, където λ е дължина на вълната, m – масата на електрона, h – константата на Планк и p е импулса на електрона.
Хипотезата на Дьо Бройл била много скоро и потвърдена. Вълновите свойства на електрона били доказани. Следователно електронът има двойнствена (дуалистична) природа – той е и частица и вълна. Ето защо не е възможно съществуването на орбити (точни траектории) за движението на електроните в атомите. Електронът няма определена траектория на движение. Той може да бъде във всяка точка от пространството около ядрото, но има места, където вероятността да се намира е най-голяма (90-95%). Това са т.нар. електронни облаци. Електронните облаци имат определена форма (на сфера, на пространствена осморка и др.) и размери. Тези, които не са сферични имат и пространствена насоченост.
Вероятността за намиране на електрона в определена точка от пространството често се нарича електронна плътност. По-плътен облак - по-голяма вероятност. В състоянието на електрона има известна неопределеност. За да охарактеризира състоянието на електрона Хайзенберг е въвел принципа на неопределеността. Според този принцип е невъзможно да се познават едновременно съверъшено точно и енергията и мястото на електрона. Колкото по-точно е определена енергията, толкова по-неопределено ще бъде положението на електрона.
Състоянието на електроните в атомите (т.е. енергията на електроните, формата и размерите на електронните облаци) се определя чрез вълнови функции, наречени атомни орбитали. За описанието на състоянието на електроните в атомите и в молекулите немският физик Ервин Шрьодингер предложи вълново уравнение, наречено по-късно на негово име. Съгласно уравнението на Шрьодингер разпределението на електронната плътност, т.е. вероятността за намиране на електрона в дадена точка от пространството, се определя от квадрата на вълновата функция φ2. Уравнението на Шрьодингер има много решения. Получава се една поредица от точно определени стойности за енергията. Е1, Е2, Е3, ..... и свързани с тях функции φ1, φ2, φ3,.....
Аналитичният вид на атомните орбитали е твърде сложен, затова най-често те се представят чрез графични изображения.
Съществуват няколко основни атомни орбитали: s-AO имат форма на сфера, p-AO – на пространствена осморка, d-AO – на пространствена детелина. Атомните орбитали и съответните им електронни облаци си приличат по форма и размери, тъй като електронната плътност се определя от квадрата на вълновата функция.
Атомната орбитала се характеризира освен с форма и размери и с определена насоченост в пространството (за p-AO, d-AO и т.н.). На всяка АО съответства определена енергия. Енергията на електрона, формата, размерите, насочеността на атомната орбила и спинът характеризират състоянието на електрона в атома.
Понятието орбитала е понятие на квантовата механика и често се смесва по физичен смисъл с орбита. Орбитата е реално съществуваща траектория, по която се движи дадена частица или тяло. Орбиталата е функция на пространствените координати, с чиято помощ може да се изчисли разпределението на електронната плътност. Ако се изчисли това разпределение, се получава електронен облак. Електронният облак, а не орбиталата е част от пространството, в което се намира електронът.
Състоянието на електрона в атома може да се опише с помощта на четири квантови числа: главно квантово число (n), орбитално квантово число (l), магнитно квантово число (m) и спиново квантово число (s). Трите квантови числа n, m и l са свързани с вълновата функция φ и определят обем, форма, пространствена ориентация на атомната орбитала. Главното квантово число n може да приема положителни стойности, равни на целите числа 1, 2, 3, ..... ∞. То определя енергията и характеризира енергетичните нива, на които може да се намира електронът. Когато n = 1, то той има най-ниска енергия. По-високите стойности на n отговарят на по-висока енергия на електрона.
Главното квантово число определя разстоянието на електрона от ядрото, т.е. средните радиуси на атомните орбитали, свързани с енергията им. Главното квантово число показва номера на електронния слой, в който се намира съответният електрон.
Орбиталното квантово число (l) заема стойности на цели числа от 0 до (n-1) и по този начин е ограничено (зависи) от главното квантово число. Орбиталното число характеризира формата и енергията на АО. Стойностите на орбиталното число 0, 1, 2, 3...... се означават с латински букви: s, p, d, f…. AO c l = 1 се нарича s-AO; c l = 2 – p-AO, c l = 2 – d-AO и т.н. Тези атомни орбитали се различават по форма: s-AO имат сферична форма, p-AO имат форма на пространствена осморка, d-AO са с форма на пространствена детелина.
Магнитното квантово число m определя възможните начини за разположение на АО в пространството. Приема стойности на цели числа от –l до +l, включително 0. За l = 0 и m = 0, s-AO е една и не е насочена в пространството. За l=1 магнитното квантово число има три стойности: -1, 0, 1. На тях отговарят три p-AO, ориентирани по осите x, y и z. (px-AO, py-AO, pz-AO). При l = 2 стойностите за m са 5: -2, -1, 0, 1, 2. На тях отговарят пет d-AO, ориентирани по различен начин в пространството. За l = 3 стойностите на m са седем и те определят ориентацията на седемте f-AO.
Трите квантови числа n, l, m описват напълно атомната орбитала (нейната енергия, форма, размери и пространствена насоченост). Ако ни е известна стойността на n, лесно можем да определим l и m. Например: n = 4. Тъй като l приема стойности от 0 до (n-1), следва, че l = 0, 1, 2, 3. При l = 0, m = 0, при l = 1 m = -1, 0, 1, при l = 2 m = -2, -1, 0, 1, 2, при l = 3, m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3.
За определяне на състоянието на електрона в атома се въвежда и спиново квантово число s, което отчита и спина на електрона. То има две стойности: +1/2 и -1/2. Състоянието на електрона на атома се определя с четири квантови числа: n, l, m, s.
Швейцарският физик Волфганг Паули формулира следният принцип:
В една атомна система не може да има два електрона с четири еднакви квантови числа (т.е. в едно и също състояние). От принципа на Паули следва, че на всяка АО може да има най-много два електрона, но с противоположни спинове.
Този принцип има изключително значение въпреки, че не се извежда от никоя обща теория. Той дава възможност да се изградят модели на електронна структура на атомите на химичните елементи, които са в съответствие с най-голямото опитно обобщение в химията: периодичния закон и периодичната ситема.

В електронната обвивка атомните орбитали могат да се групират в зависимост от стойностите на квантовите числа. Атомните орбитали с едно и също главно квантово число образуват електронен слой. На тези орбитали могат да се намират определен брой електрони с приблизително еднаква енергия и на приблизително еднкаво разстояние от ядрото. Ето защо се казва, че електронната обвивка има слоест строеж.
В зависимост от стойностите на n – 1, 2, 3, …… слоят се означава съответно K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3) и т.н.
Електроните от първия електронен слой (К-слой) са с най-ниска енергия и се привличат най-силно от ядрото. С отдалечаване от ядрото електроните се привличат все по-слабо от него и енергията им нараства. Енергията на електроните се изменя по възходящ ред от K-слоя към Q-слоя. Слоевете условно се изобразяват с дъги, които показват приблизителното групиране на електроните по енергия. Означаването на електронните слоеве започва от най-вътрешния (най-близкия до ядрото).
Всеки електронен слой може да съдържа не повече от определен брой електрони. Максималният им брой се определя по формулата 2n2, където n е номерът на слоя. Така при n = 1, максималният брой електрони в този слой е 2.12 = 2, при n = 2, броят е 2.22 = 8, при n = 3 – 2.32 = 18 и т.н.
Електронните слоеве се запълват с електрони постепенно в посока от по-ниска към по-висока енергия. В електронните слоеве могат да се намерят електрони, свързани в електронни двойки и по-рядко като единични. Свързването на електроните в електронни двойки води до по-устойчивото им състояние в слоя.
Атомът на водорода има пореден номер Z = 1 и един електрон. Този електрон е с най-малка енергия и се разполага на K-слоя, най-близо до ядрото.
Атомът на хелия има пореден номер Z = 2 и два електрона. Те са свързани в електронна двойка и имат еднаква енергия. Намират се на първия електронен слой. Тъй като максималния брой електрони в първия електронен слой е два, то електронният слой на хелия е напълно изграден (завършен). Това е така, понеже съдържа два електрона, свързани в електронна двойка.
Атомът на химичния елемент литий има пореден номер Z = 3 и три електрона. Два от тях са по-бедни на енергия и са в първия електронен слой. Третият електрон, който е по-богат на енергия, е във втория електронен слой.
При атомите на следващите седем елемента – Be, B, C, N, O, F, Ne броят на електроните във втория електронен слой се увеличава постепенно до осем. Този слой е завършен и устойчив с осем електрона.
Външният електронен слой (независимо от номера му) е завършен и устойчив, когато е изграден от осем електрона (с изключение на първия слой).
В атомите на химичните елементи с пореден номер от 1 до 20 се извършва изграждане само на външния им електронен слой.
Атомите на благородните елементи имат изграден и устойчив външен електронен слой с осем електрона (за хелия с два електрона). Атомите на останалите химични елементи имат незавършени външни електронни слоеве. В тях се съдържат електронни двойки и единични електрони.
Прието е всяка електронна двойка във външния електронен слой да се означава с две точки, а единичните – с една. Групирането на електроните във външния електронен слой се извършва закономерно.
Атомните орбитали от един и същ слой, т.е. с еднакво главно квантово число - n се групират по орбиталното си квантово число (l) в подслоеве. Атомните орбитали с едно и също n и едино и също l образуват определен подслой. Тези АО имат еднаква форма и еднаква енергия. Различават се само по пространственото си разположение спрямо ядрото. Те се наричат еквивалентни орбитали. Стойностите на орбиталното квантово число (0, 1, 2, 3, ....) определят броя и вида на подслоевете (s, p, d, f) в даден електронен слой. Например при n = 1 l има стойност нула. Това означава, че K-слоят има само един, единствен подслой, който се означава с 1s. При n = 2, за l са възможни две стойности - 0 и 1. В L-слоя атомните орбитали се групират в два подслоя - 2s и 2p подслой. При n = 3 за l са възможни три стойности - 0, 1, 2. Следователно в М-слоя атомните орбитали се групират в три подслоя - 3s, 3p, 3d - подслоя.
В зависимост от стойностите на магнитното квантово число всеки подслой в даден слой съдържа определен брой атомни орбитали: s-подслоят - една АО, p-подслоят - три АО; d-подслоят - пет АО, f-подслоят - седем АО.
Принципът на Паули позволява да се изчисли максималният брой електрони във всеки слой и подслой. За една орбитала този брой е винаги два. Когато на орбиталата се намират два електрона, тя се нарича запълнена (заета). В случай, че орбиталата има само един електрон тя се нарича полузапълнена (полузаета). Ако не съдържа електрони, тя се нарича вакантна. Най-големият брой електрони на даден слой и подслой се дава съответно с формулите: 2n2 и 2(2l+1).
Всеки слой съдържа толкова подслоя, колкото е неговият номер. Всеки подслой съдържа нечетен брой (1, 3, 5, 7) АО. Във всяка АО може да има най-много два електрона с противоположни спинове.
Разпределението на електроните по атомни орбитали определя т.нар. електронна конфигурация на атома. АО се запълват постепенно, като се спазват следните правила:

1. АО се запълват по възходящ ред на тяхната енергия (1s<2s<2p<3s<3p.....). Разпределението на АО по енергия се изразява с енергетична диаграма, където АО се означават условно с квадрати. С енергията на отделните състояния са свързани главното и орбиталното квантово число. Енергията на електронните състояния нараства по реда, по който нараства сумата от главното и орбиталното квантово число. Ако за две групи състоянието n + l еднакво, с по-ниска енергия е тази група, която има по-малко n. От правилото следва, че всички състояния и всички орбитали, които принадлежат на един и същ подслой се характеризират с една и съща енергия (правило на Клечковски).

n Слой l Подслой m Брой на АО s Максимален
брой електрони
1 K 0 1s 0 1 ±1/2 2
2 L 0 2s 0 1 ±1/2 2
1 2p -1, 0, 1 3 ±1/2 6
3 M 0 3s 0 1 ±1/2 2
1 2p -1, 0, 1 3 ±1/2 6
2 3d -2, -1, 0, 1, 2 5 ±1/2 10

В съответствие с правилото на Клечковски енергията нараства по реда:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f <6d<7p<……

2. На всяка АО може да има най-много два електрона с противоположни спинове – принцип на Паули.
3. Еквивалентните орбитали се заемат последователно от единични електрони с паралелни спинове, след което се сдвояват – правило на Хунд.

Електронните конфигурации на атомите се означават с електронни формули или с енергетични диаграми. При записване на електронните формули с цифра се означава електронния слой, след нея с буква се означава електронния подслой, а с индекс в горния десен край – броят на електроните в подслоя. В енергетичните диаграми електроните се означават със стрелки, които отговарят на стойностите на спиновото квантово число. Енергетичните диаграми показват разпределението на електроните не само по слоеве и подслоеве, но и по АО. Например, електронната конфигурация на лития е 1s22s1. Третият електрон заема следващата по енергия АО – 2s. Започва изграждането на втория електронен слой. Берилият има електронна конфигурация 1s22s2. В атома на бора, петият електрон заема една от трите 2p AO. Те са еквивавлентни и няма значение на коя от тях ще попадне. При следващите елементи C, N, O, F, Ne се запълва последователно 2p подслоя, като се спазва правилото на Хунд.

Li 1s22s1
Be 1s22s2
B 1s22s22p1
C 1s22s22p2
N 1s22s22p3
O 1s22s22p4
F 1s22s22p5
Ne 1s22s22p6

На същите закономерности е подчинено изграждането и на електронните конфигурации на атомите на елементите с номера до 18.
При калия (Z = 19) деветнадесетият електрон заема 4s-AO. Започва изграждането на четвъртия слой, без да е изграден 3d-подслоят на трети слой. Закономерностите при запълването на АО с електрони в този случай не се нарушават, защото 4s-AO е по-бедна на енергия от 3d-AO. При калция 4s-AO се запълва с максимално допустимите 2 електрона и при двадесет и първия започва изграждането на 3d-АО.
При следващите елементи с нарастване броя на електроните постепенно се запълват следващите по енергия АО, като все по-сложно се преплитат подслоевете на отделните слоеве.
Елементи, при които се изгражда s-подслой на външния електронен слой се наричат s-елементи. Toва са елементи от ІА и ІІА групи на периодичната система. Елементи, при които се изгражда p-подслоя на външния електронен слой на атомите се наричат p-елементи. Такива са елементите от ІІІА до VІІІА група. Елементи, при които се изгражда d-подслоя на втория отвън навътре електронен слой, се наричат d-елементи, или още преходни елементи. Такива са елементите вторичните подгрупи (от ІБ до VІІІБ група на периодичната система). f-елементи са лантаноидите и актиноидите, защото при тях се изгражда f-подслоя на третия отвън навътре електронен слой.