Kvantarv süsteemi olekut iseloomustav väärtus kvantmehhaanikas. Tähis nL. Elektroni orbiidil tiirlevad leiulained peavad olema orbiidilained. Bohri aatomimudel: mänginud olulist rolli mikrofüüsikas. Kirjeldas vesiniku ehitust piisavalt täpselt, selgitades tema spektrijoonte olemust. Siiski ei saanud seda kasutada mitmeelektronilistele aatomitele. Laineomadustega elektron ei saa karbis kunagi paigale jääda. Peakvantarv: n. Kõrval e orbitaalkvantarv: l. Magnetkvantarv: m. Elektropilve kuju sõltub energiatasemest, n,l,m. Elektroni spinnid: need võivad olla kahtpidi orienteeritud, neil on poolarvuline spinn aga kaks identset poolarvulise spinniga osakest ei saa jagada sama kvantolekut. Tähis: s. Tõrjutusprintsiip: ühes aatomis ei saa olla kaht elektroni samade kvantarvudega, et n,l,m ja s oleksid samad. Kiip: pooljuhtplaadike, millesse on tehtud palju väikseid transistoreid koos takistite, kondesaatorite jm. Transistor: pooljuhtseadis
Tuum on äärmiselt tuheda koostisega, sinna on koondunud 99,95% kogu aatomimassist. Tuuma avastas Rutherford. Järjekorranumber näitab laenguarvu, elektronide arvu ning prootonite arvu tuumas. Mis on ja millal avastati elektron Elektron on elementaarosake, mis on avastatud 1897. Aastal Thomsoni poolt. Elektronid on negatiivse laenguga ning koos prootonite ja neutronitega moodustavad aatomeid. Elektronid moodustavad aatomituuma ümber elektropilve, kus kujutatatakse neid elektronkihtidena. Planetaarne aatomi mudel Rutherfordil oli planetaarne aatomimudel, mis sai alguse 1911. Aastal, kui sai alguse ka aatomituuma avastamine. Planetaarmudeli järgi sarnaneb aatom pisitillukese Päikesesüsteemiga. Planetaarse aatomimudeliga on mitmeid vastuolusid, nt elektronid peaksid kukkuma tuumale, aga ei kuku. Bohri postulaadid 1. Postulaat: Elektron saab liikuda aatomis kindlatel orbiitidel, siis ta ei kiirga ega neela energiat. 2
tõttu ümber üksiksideme. Molekul võtab alati energeetiliselt stabiilseme konformatsiooni. 4) Biomolekulide ühinemine ja polümeeride stabiliseerimine: Monomeerid ühinevad üksteisega kovalentsete sidemetega. Stabiliseerivad Londoni dispersioonijõud, dipool, vesiniksidemed, ioonsus ja hüdrofoobsus. 5) Londoni dispersioonijõud: Väga nõrgad, lühiajalised külgetõmbe-tõukejõud. Ühe molekuli aatom + tõmbab enda poole teise molekuli aatomi elektropilve -. Kohe mõjuvad nende molekulide tõukejõud. Mitttepolaarsete piirkondade vahel. 6) Dipool jõud: Polaarsete piirkondade vahel. Ühe molekuli + lõpp ja teise moelkuli – lõpp tõmbuvad. 7) Soolasillad: Vastasnimeliselt laetud ioonide tõmbumine valgu molekulis. 8) Hüdrofoobsed ühendused: Loomises osalevad molekulid, milles on ainult C ja H molekulid (mida rohkem neid aatomeid on seda hüdrofoobsem see molekul on). Ühinevad omavahel Londoni
annaabi.ee 
