แบบจําลองอะตอมของรัทเทอร์ ฟอร์ด รัทเทอร์ ฟอร์ด พบว่ ารังสี ส่วนใหญ่ ไม่ เบี่ยงเบน และส่วนน้อยทีเบี่ยงเบนนั้น ทํามุมเบี่ยงเบนใหญ่ มากบางส่วนยังเบี่ยงเบนกลับทิศทางเดิมด้วย จํานวนรังสี ที่เบี่ยงเบนจะมากขึ้น ถ้าความหนาแน่นของแผ่นโลหะเพิ่มขึ้น

1.Electron โคจรรอบนิวเคลียสด้วย path คงที่ ที่ Ground state 2.เมื่อได้รับพลังงานจะอยู่ที่ Excited state แต่ไม่เสถียรจะคายพลังงานและกลับมา อยู่ที่ Ground state

Spectrum

Visible light Hydrogen spectrum

เมื่อ C คือความเร็วของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าในสุญญากาศมีค่า เท่ากับ 3.0 x 108 เมตรต่อวินาที จากสูตร ค่าพลังงานของคลื่นแม่ เหล็กไฟฟ้าคํานวณได้ จากความสัมพันธ์ ดังนี้ E = hC / 

1.เส้นสเปกตรัมเส้นหนึ่งของซีเซียมมีความยาวคลื่น 456 nm ความถี่ของ เส้นสเปกตรัมนี้มีค่าเท่าใด และปรากฏเป็นแสงสีใด

2. คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าที่มีความยาวคลื่น 300 nm จะปรากฏในช่วงคลื่นของแสงที่มองเห็นได้หรือไม่ มีความถี่และพลังงานเท่าใด

3.เหตุใดเส้นสเปกตรัมเส้นของธาตุไฮโดรเจนจึงมีหลายเส้น ทั้ง ๆ ที่เป็นธาตุที่มีเพียง 1 electron

แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก  

แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก แบบจำลองอะตอมของโบร์ ใช้อธิบายเกี่ยวกับเส้นสเปกตรัมของธาตุไฮโดรเจนได้ดี แต่ไม่สามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนได้ จึงได้มีการศึกษาเพิ่มเติม โดยใช้ความรู้ทางกลศาสตร์ควันตัม สร้างสมการเพื่อคำนวณหาโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆ จึงสามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของธาตุได้ถูกต้องกว่าอะตอมของโบร์ ลักษณะสำคัญของแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกอธิบายได้ดังนี้

1. อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสอย่างรวดเร็วตลอดเวลาด้วยความเร็วสูง  ด้วยรัศมีไม่แน่นอนจึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้บอกได้แต่เพียงโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในบริเวณต่างๆ ปรากฏการณ์แบบนี้นี้เรียกว่ากลุ่มหมอกของอิเล็กตรอน บริเวณที่มีกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนหนาแน่น จะมีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากกว่าบริเวณที่เป็นหมอกจาง  2. การเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอาจเป็นรูปทรงกลมหรือรูปอื่น ๆ ขึ้นอยู่กับระดับพลังงานของอิเล็กตรอน แต่ผลรวมของกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนทุกระดับพลังงานจะเป็นรูปทรงกลม

p – orbital มี 3 ออร์บิทัล หรือ 6 อิเล็กตรอน          รูปทรงต่างๆของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน จะขึ้นอยู่กับระดับพลังงานของอิเล็กตรอน การใช้ทฤษฎีควันตัม จะสามารถอธิบายการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส ได้ว่าอิเล็กตรอนจัดเรียงตัวเป็นออร์บิทัล(orbital) ในระดับพลังงานย่อย s , p , d , f  แต่ละออร์บิทัล จะบรรจุอิเล็กตรอนเป็นคู่ ดังนี้             s – orbital              มี   1  ออร์บิทัล      หรือ  2  อิเล็กตรอน            p – orbital              มี   3  ออร์บิทัล      หรือ  6  อิเล็กตรอน            d – orbital              มี   5  ออร์บิทัล      หรือ  10  อิเล็กตรอน            f – orbital                มี   7  ออร์บิทัล      หรือ  14  อิเล็กตรอน

 แต่ละออร์บิทัลจะมีรูปร่างลักษณะแตกต่างกัน ขึ้นอยู่กับการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในออร์บิทัล และระดับพลังงานของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนั้นๆ  เช่น              s – orbital  มีลักษณะเป็นทรงกลม            p – orbital  มีลักษณะเป็นกรวยคล้ายหยดน้ำ ลักษณะแตกต่างกัน  3  แบบ ตามจำนวนอิเล็กตรอนใน  3      ออร์บิทัล  คือ  Px , Py  ,  Pz            d – orbital  มีลักษณะและรูปทรงของกลุ่มหมอก แตกต่างกัน  5  แบบ  ตามจำนวนอิเล็กตรอนใน  5  ออร์บิทัล คือ  dx2-y2 ,  dz2 ,    dxy  ,    dyz  ,   dxz   

1s orbital 2s orbital

Px orbital Py orbital Pz orbital

การจัดเรียง e- ของธาตุ Ca = 2 , 8 , 8 , 2 มีแผนผังการจัดเรียง e- ดังนี้Ca มีจำนวน e- ในระดับพลังงานชั้นนอกสุด = 2 ตัว จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence electron) ดังนั้น Ca มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2

ตัวอย่าง จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ โบรมีน ( Br ) ธาตุโบรมีน(Br) มีเลขอะตอม = 35 แสดงว่า โบรมีน(Br) มีอิเล็กตรอน = 35 ตัว มีการจัดเรียงอิเล็กตอน เป็นดังนี้

The first period Hydrogen has its only electron in the 1s orbital - 1s1, and at helium the first level is completely full - 1s2.

The second period Now we need to start filling the second level, and hence start the second period. Lithium's electron goes into the 2s orbital because that has a lower energy than the 2p orbitals. Lithium has an electronic structure of 1s22s1. Beryllium adds a second electron to this same level - 1s22s2. Now the 2p levels start to fill. These levels all have the same energy, and so the electrons go in singly at first. B 1s22s22px1 C 1s22s22px12py1 N 1s22s22px12py12pz1

The next electrons to go in will have to pair up with those already there. O 1s22s22px22py12pz1 F 1s22s22px22py22pz1 Ne 1s22s22px22py22pz2 You can see that it is going to get progressively tedious to write the full electronic structures of atoms as the number of electrons increases. There are two ways around this, and you must be familiar with both.

The third period At neon, all the second level orbitals are full, and so after this we have to start the third period with sodium. The pattern of filling is now exactly the same as in the previous period, except that everything is now happening at the 3-level. For example: short version Mg 1s22s22p63s2 [Ne]3s2 S 1s22s22p63s23px23py13pz1 [Ne]3s23px23py13pz1 Ar 1s22s22p63s23px23py23pz2 [Ne]3s23px23py23pz2

The beginning of the fourth period At this point the 3-level orbitals aren't all full - the 3d levels haven't been used yet. But if you refer back to the energies of the orbitals, you will see that the next lowest energy orbital is the 4s - so that fills next. K 1s22s22p63s23p64s1 Ca 1s22s22p63s23p64s2

s- and p-block elements

The elements in group 1 of the Periodic Table all have an outer electronic structure of ns1 (where n is a number between 2 and 7). All group 2 elements have an outer electronic structure of ns2. Elements in groups 1 and 2 are described as s-block elements. Elements from group 3 across to the noble gases all have their outer electrons in p orbitals. These are then described as p-block elements.

d-block elements

Sc 1s22s22p63s23p63d14s2 Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 V 1s22s22p63s23p63d34s2 Cr 1s22s22p63s23p63d54s1

Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 (back to being tidy again) Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 Co 1s22s22p63s23p63d74s2 Ni 1s22s22p63s23p63d84s2 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 (another awkward one!) Zn 1s22s22p63s23p63d104s2