ХАРАКТЕРИСТИКА СКЛАДОВИХ ЧАСТИН АТОМА
| Частинка | Символ | Маса спокою | Заряд | ||
| абсолютна кг | відносна а.о.м. | відносний | електричний Кл | ||
| протон | 
| 1,673 ∙10-27 | 1.007276 | +1 | 1,602∙10-19 |
| нейтрон | 
| 1,675 ∙10-27 | 1.008665 | ||
| електрон | ℮ 
| 9,109 ∙10-31 | 0,000549 | –1 | 1,602∙10-19 |
Таблиця 6
ОСНОВНІ ТИПИ РАДІОАКТИВНИХ ПЕРЕТВОРЕНЬ
| Ядерні реакції | Рівняння реакції | Визначення |
α – розпад
самовільне перетворення ядер із випусканням
α – частин  He)
|  Ra =  Rn + He
| Виникає ізотоп елемента, зміщеного на дві клітинки від вихідного до початку Періодичної системи і масове число його на 4 одиниці менше |
| β - розпад |  U =  Np + e
| Приводить до виникнення ізотопу елемента, зміщеного на одну клітинку від вихідного до кінця Періодичної системи із тим же масовим числом |
| Електронний захват |  К + е =  Ar
| Реакція супроводжується захватом ядром електрона, який знаходиться на найближчому до ядра підрівні |
| Спонтанний поділ ядер | U =  Kr +  Ba
| Реакція супроводжується утворенням двох нових радіоактивних елементів |
Таблиця 7
ПРАВИЛА СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ
| Назва | Формулювання | Застосування |
| Принцип мінімуму енергії | Найстійкішому стану електрона в атомі відповідає мінімальна енергія | Електрон займає АО з найнижчою енергією |
| Принцип Паулі | Атом не може мати двох електронів з однаковим значенням всіх чотирьох квантових чисел | N = 2n2, (число електронів на рівні); максимальне число електронів на підрівнях: s = 2; p=6; d =10; f =14 |
| Перше правило Клечковського | Енергетичні підрівні заповнюються за зростанням суми (n + l) | Вказує послідовність заповнення підрівнів |
| Друге правило Клечковського | При рівності суми (n + l) перевага за значенням n | |
| Правило Гунда | Сумарне спінове число електронів певного підрівня повинно бути максимальним | Вказує порядок заповнення рівноцінних АО |
Таблиця 8
НАЗВА ТА ІНТЕРПРЕТАЦІЯ КВАНТОВИХ ЧИСЕЛ
| Назва | Символ | Що визначає | Можливі значення |
| Головне | n | Енергію орбіталі (енергетичний рівень) | цілі числа від 1 до ∞ |
| Побічне (орбітальне) | l | Форму орбіталі (енергетичний підрівень) | цілі числа від 0 до n-1 |
| Магнітне | ml | Орієнтацію орбіталі у просторі | – l…0…+ l ml = 2l + 1 |
| Спінове | ms | Власний магнітний момент електрона | ½ і -½ |
Таблиця 9
КВАНТОВИЙ СТАН ЕЛЕКТРОНІВ,
ЄМНІСТЬ ЕНЕРГЕТИЧНИХ РІВНІВ І ПІДРІВНІВ
| Елект-ронна оболон-ка | Енерге-тичний рівень N | Енерге-тичний під-рівень | Можливі значення Ml | Число орбіталей | Число електронів max | |||
| l | 2l + 1 | n2 | (2l + 1)2 | 2n2 | ||||
| K | s | |||||||
| L | s p | 0; –1, 0, +1 | ||||||
| M | s p d | 0; –1, 0, +1; –2,–1,0,+1,+2 | ||||||
| N | s p d f | 0; –1, 0, +1; –2,–1,0, +1,+2 –3,–2,–1, 0,+1,+2,+3 |
ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК
Таблиця 10
ВИДИ ЗВ’ЯЗКІВ
| № | Вид зв’язку | Визначення | Механізм утворення |
| Ковалентний зв’язок | Зв’язок атомів за допомогою спільних електронних пар, тобто перекривання АО | Обмінний Н– + ∙Н+→Н׃Н | |
| Ковалентний зв’язок | Зв’язок між атомами, один з яких має неподілену пару електронів, а інший вільну АО | Донорно-акцепторний Н-׃ + □Н+→Н – Н | |
| Іонний | Зв’язок між іонами, що здійснюється завдяки електростатичному притяганню | 2Na + Cl2=2NaCl Na -1e → Na+ Cl2 + 2e → 2Cl- | |
| Металічний | Зв’язок у металах та сплавах між позитивно зарядженими іонами та валентними електронами, що є спільними для всіх іонів | ||
| Водневий (міжмолекулярний) | Трицентровий зв’зок між двома електронегатив-ними атомами через атом водню | H+- F-∙∙∙∙ H+- F- |
Таблиця 11