Что называют массовым числом атома
Разница между массовым числом и атомной массой
И массовое число, и атомная масса очень тесно связаны друг с другом и указывают на вес элементов. Они отличаются тем, как они определены. главное отличие между массовым числом и атомной массой являет
Содержание:
И массовое число, и атомная масса очень тесно связаны друг с другом и указывают на вес элементов. Они отличаются тем, как они определены. главное отличие между массовым числом и атомной массой является то, чтомассовое число касается отдельных атомов, учитываемых отдельнов то время как атомная масса имеет дело со средневзвешенным элементом, включая его изотопы.
Что такое массовое число
Как упомянуто выше, массовое число связано с весом одного рассматриваемого атома. Атом состоит из ядра и орбиталей вокруг него. Эти орбитали существуют в свободном пространстве и вмещают электроны. Однако вес электронов ничтожно мал по сравнению с ядерным ядром. Следовательно, вес электронов не влияет на вес атома / элемента. Ядро состоит из протонов и нейтронов. И нейтроны, и протоны имеют практически одинаковую массу, но изменяются очень незначительно. Протоны заряжены положительно, а нейтроны заряжены нейтрально. Следовательно, ядро остается положительно заряженным. Однако атом в целом считается нейтральным, так как положительный заряд протонов нейтрализуется отрицательным зарядом электронов. Количество электронов в атоме равно числу протонов.
Элементы в периодической таблице расположены в соответствии с возрастающим массовым числом. Массовое число символически представлено в верхнем левом углу, когда элемент помечен. Массовое число отличается от атомного номера, поскольку оно представляет только количество протонов или электронов в элементе. А атомный номер обычно пишется в нижнем левом углу элемента.
Что такое атомная масса
Этот термин очень тесно связан с массовым числом. На самом деле это буквально означает то же самое, однако в этом случае также учитываются изотопные формы каждого элемента. Элементы могут существовать в различных формах в природе. Эти различные формы обычно известны как изотопы, и они имеют ту же идентичность, что и наиболее распространенная / стабильная форма элемента. Следовательно, изотопы имеют одинаковый атомный номер, но имеют разные массовые числа. Можно сделать вывод, что изотопы несут одинаковое количество протонов и электронов; это только количество нейтронов, которые отличаются. Следовательно, между ними есть вес.
Принимая во внимание каждую изотопную форму, масса элементарной формы может быть выражена в виде среднего значения, где отдельные массы каждой изотопной формы усредняются. Это называется «атомная масса» элемента. Поэтому атомная масса имеет почти такое же числовое значение, что и массовое число, только с изменением нескольких десятичных значений. Каждый номер используется для удобства в зависимости от контекста использования.
Разница между массовым числом и атомной массой
Определение
Массовое число это вес ядра атома.
Атомная масса средний вес элемента формы.
Условное обозначение
Массовое число написано в верхнем левом углу элементарного выражения.
Атомная масса не обозначено как таковое.
Рассмотрение изотопов
Массовое число не учитывает существование изотопов, так как это связано с весом каждого атома в отдельности.
Атомная масса относится к средней массе элементарной формы и, следовательно, учитывает наличие изотопов и их содержание.
Численная величина
Массовое число это упрощенное число, обычно без десятичных разрядов.
Атомная масса имеет дело с несколькими десятичными значениями, поскольку это средневзвешенное значение.
Простота использования
Массовое число легче использовать для общих целей.
Атомная масса полезно при выполнении конкретных расчетов.
Вопросы § 56
Физика А.В. Перышкин
1.Как называются протоны и нейтроны вместе?
Протоны и нейтроны вместе называются нуклоны.
2. Что называется массовым числом? Что можно сказать о числовом значении массы атома (в а. е. м.) и его массовом числе?
Массовым числом А называется количество нуклонов в ядре.
Массовое число равно массе ядра m выраженной в а.е.м., округленной до целых чисел.
3. Что можно сказать о зарядовом числе, заряде ядра (выраженном в элементарных электрических зарядах) и порядковом номере в таблице Д. И. Менделеева для любого химического элемента?
Число протонов в ядре называется зарядовым числом Z.
Зарядовое число равно заряду ядра выраженному в элементарных электрических зарядах и порядковому номеру в таблице Д. И. Менделеева.
4. Как связаны между собой массовое число, зарядовое число и число нейтронов в ядре?
А — Z + N, где А — массовое число, Z — зарядовое число, X — символ химического элемента.
5. Как в рамках протонно-нейтронной модели ядра объяснить существование ядер с одинаковыми зарядами и различными массами?
Это объясняется тем, что в таких ядрах находится одинаковое число протонов, но разное число нейтронов, такие разновидности химических элементов называются изотопами.
6. Какой вопрос возникал в связи с гипотезой о том, что ядра атомов состоят из протонов и нейтронов? Какое предположение пришлось сделать учёным для ответа на этот вопрос?
Так как протоны положительно заряжены, то между ними действуют силы электростатического отталкивания и ядра должны тогда распадаться. Чтобы разрешить данное противоречие (ядра стабильны) была высказана гипотеза, что между нуклонами действуют особые силы притяжения.
7. Как называются силы притяжения между нуклонами в ядре и каковы их характерные особенности?
Строение атома и ядра. Из чего состоит атом? Что называют массовым числом атома? Почему некоторые ядра являются радиоактивными, а некоторые стабильными?
Атом состоит из ядра и окружающего его электронного «облака». Находящиеся в электронном облаке электроны несут отрицательный электрический заряд. Протоны, входящие в состав ядра, несут положительный заряд.
В любом атоме число протонов в ядре в точности равно числу электронов в электронном облаке, поэтому атом в целом – нейтральная частица, не несущая заряда.
Атом может потерять один или несколько электронов или наоборот – захватить чужие электроны. В этом случае атом приобретает положительный или отрицательный заряд и называется ионом.
Внешние размеры атома – это размеры гораздо менее плотного электронного облака, которое примерно в 100000 раз больше диаметра ядра.
Кроме протонов, в состав ядра большинства атомов входят нейтроны, не несущие никакого заряда. Масса нейтрона практически не отличается от массы протона. Вместе протоны и нейтроны называются нуклонами (от латинского nucleus – ядро).
Ма́ссовое число́ атомного ядра — массовое суммарное количество протонов и нейтронов (называемых общим термином «нуклоны») в ядре. Обычно обозначается буквой A. Массовое число близко к атомной массеизотопа, выраженной в атомных единицах массы, но совпадает с ней только для углерода-12, поскольку атомная единица массы (а. е. м.) определяется сейчас как 1 ⁄12 массы атома 12 С. Во всех остальных случаях атомная масса не является целым числом, в отличие от массового числа. Так, массовое число изотопа хлора 35 Cl равно 35, а его атомная масса составляет 34,96885 а.е.м.
Радиоактивное ядро — ядро способное самопроизвольно распадаться, испуская излучение. Радиоактивные ядра не стареют в процессе своего существования. К ним вообще неприменимо понятие возраста, а можно лишь говорить о среднем времени их жизни. Радиоактивные ядра обладают большими ядерными массами М, чем у устойчивых ядер, в которые они превращаются. Разницы в массах соответствуют, по соотношению Эйнштейна, энергиям, которые выделяются при реакции распада.
Разница между атомным номером и массовым числом
Атомы состоят из электронов, протонов и нейтронов. Протоны и нейтроны вместе составляют ядро атома. Измеряя массу атома, мы фактически измеряем массу ядра. Это потому, что масса электрона ничтожна
Содержание:
Атомы состоят из электронов, протонов и нейтронов. Протоны и нейтроны вместе составляют ядро атома. Измеряя массу атома, мы фактически измеряем массу ядра. Это потому, что масса электрона ничтожна по сравнению с протоном или нейтроном. Атомный номер и массовое число атома являются двумя важными терминами, потому что эти термины предоставляют нам подробную информацию о количестве протонов и количестве нейтронов, присутствующих в атоме. главное отличие между атомным номером и массовым числом является то, что атомный номер указывает число протонов, присутствующих в атоме, тогда как массовое число указывает сумму количества протонов и числа нейтронов, присутствующих в атоме.
Ключевые области покрыты
1. Что такое атомный номер
— Определение, объяснение с примерами
2. Что такое массовое число
— Определение, объяснение с примерами
3. В чем разница между атомным номером и массовым числом
— Сравнение основных различий
Ключевые слова: атом, атомный номер, электрон, изотоп, массовое число, нейтрон, ядро, протон
Что такое атомный номер
Рисунок 1: Атомный номер указан перед химическим символом в нижнем регистре.
Протоны являются положительно заряженными субатомными частицами. Следовательно, атомный номер указывает на общий положительный заряд ядра. В нейтральном атоме число протонов равно числу электронов, потому что для того, чтобы быть нейтральным, все положительные заряды должны быть нейтрализованы от отрицательных зарядов электронов. Следовательно, атомный номер равен числу электронов, присутствующих в нейтральном атоме.
Атомный номер элемента может быть изменен, если этот элемент радиоактивен. Это потому, что, когда некоторые элементы подвергаются радиоактивности, протоны превращаются в разные субатомные частицы, или нейтроны могут превращаться в протоны. В любом случае, это меняет количество протонов, присутствующих в атоме. Это превращается в другой элемент (изменение атомного номера меняет элемент).
Что такое массовое число
Поскольку число протонов и число нейтронов в стабильных атомах равны, массовое число атомов примерно равно удвоенному атомному номеру. Однако в изотопах массовое число может или не может быть равно удвоенному атомному номеру. Это потому, что изотопы имеют одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов. Поэтому у них массовое число отличается от ожидаемого значения.
Рисунок 2: Основные изотопы водорода и их массовые числа.
Кроме того, есть некоторые вещества, называемые изобарами. Это атомы разных элементов, которые имеют одинаковое массовое число, но у них разные атомные номера. Например, хлор-37 и аргон-37 имеют одинаковое массовое число. Следовательно, они изобары.
Поскольку атомы часто подвергаются альфа-распаду, который удаляет два протона и два нейтрона из радиоактивного ядра, массовое число элементов может соответственно измениться. Затем массовое число меняется на 4 единицы.
Разница между атомным номером и массовым числом
Определение
Массовое число: Массовое число является суммой количества протонов и нейтронов атома.
Количество нейтронов
Атомный номер: Количество нейтронов не влияет на атомный номер атома.
Массовое число: Количество нейтронов не влияет на массовое число атома.
Изотопы
Атомный номер: Изотопы имеют одинаковый атомный номер.
Массовое число: Изотопы имеют разные массовые числа.
Изобары
Атомный номер: Изобары не могут иметь одинаковый атомный номер.
Массовое число: Изобары имеют одинаковое массовое число.
Значение
Атомный номер: Атомный номер всегда меньше, чем массовое число.
Массовое число: Массовое число всегда больше значения, чем атомный номер.
Заключение
Атомный номер и массовое число являются фундаментальными деталями об атоме. Атомный номер является уникальным значением для определенного химического элемента. Но могут быть элементы, имеющие одинаковое массовое число. Они называются изобарами. А также могут быть атомы, имеющие один и тот же атомный номер с разными массовыми числами, но принадлежащие к одному и тому же элементу. Они называются изотопами. Основное различие между атомным номером и массовым числом состоит в том, что атомный номер указывает число протонов, присутствующих в атоме, тогда как массовое число указывает сумму количества протонов и числа нейтронов, присутствующих в атоме.
Рекомендации:
1. «АТОМНЫЕ НОМЕРА И МАССОВЫЕ НОМЕРА». Ресурсный центр NDT,
Содержание:
Строение атома:
Атом — наименьшая составная часть простых и сложных веществ. Говоря об атомах, мы подчёркивали, что это химически неделимые частицы, не исчезающие и не возникающие при химических реакциях.
В течение многих веков атом считался элементарной, т. е. далее неделимой частицей. И только открытия, сделанные физиками в XIX веке, дали весомые доказательства сложности строения атома. К этим открытиям относятся прежде всего: а) изучение электролиза, т. е. процесса разложения веществ электрическим током; б) открытие катодных лучей — потока отрицательно заряженных частиц, которые впоследствии получили название электроны; и, наконец, в) обнаружение явления радиоактивности, которое представляет собой самопроизвольный распад атомов одних элементов с образованием атомов других элементов.
Ядерная модель строения атома
В начале XX века на основе исследований многих учёных и прежде всего английского физика Э. Резерфорда была установлена принципиальная модель строения атома, получившая название ядерная (планетарная). Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Почти вся масса атома (более 99,96 %) сосредоточена в его ядре. Диаметр ядра приблизительно в 100 000 раз меньше диаметра всего атома (порядка 
Состав атомных ядер
Согласно современным представлениям ядра атомов состоят из двух видов частиц: протонов и нейтронов, имеющих общее название нуклоны (от лат. nucleus — ядро).
Протоны и нейтроны имеют практически одинаковую массу, равную примерно lu, т. е. одной атомной единице массы (см. § 4). Протон (его символ р) имеет заряд 1+, а нейтрон (символ n) электронейтрален.
Заряд электрона (символическое обозначение
В таблице 4 приведены основные характеристики элементарных частиц, входящих в состав атома. 
Протоны и нейтроны удерживаются в ядре особыми силами, которые так и называются ядерные силы. Ядерные силы действуют только на очень малых расстояниях (порядка 10-13 см), но их величина в сотни и тысячи раз превышает силу отталкивания одноимённо заряженных протонов. Энергия связи нуклонов в ядрах атомов в миллион раз превышает энергию химической связи. Поэтому при химических реакциях ядра атомов не разрушаются, а происходит лишь перегруппировка атомов.
Число протонов (Z) в ядре атома носит название протонное число. Оно равно атомному номеру элемента и определяет его место в периодической системе. В этом заключается физический смысл атомного номера. Атомный номер определяет место элемента в периодической системе и поэтому его часто называют порядковым номером.
Заряд ядра определяется числом протонов, и поскольку атом в целом электроцентралей, то очевидно, что число протонов в его ядре равно числу электронов.
Общее число протонов (Z) и нейтронов (N) называется массовым (или нуклонным) числом (A):
A=Z + N.
Массовое число практически определяет массу атома в атомных единицах, так как масса электронов составляет ничтожную часть общей массы атома.
Заряд ядра атома (протонное число) и его массовое число указывают числовыми индексами слева от символа химического элемента 
, например: 
Вид атомов с определёнными значениями атомного номера и массового числа называется нуклидом.
Для обозначения нуклидов используют названия элементов или их символы, указывая массовые (нуклонные) числа: углерод-12, или 
кислород-17, или 
хлор-35, или 
Изотопы
Большинство элементов существуют в виде нескольких нуклидов, которые отличаются друг от друга своими массовыми числами. Это объясняется тем, что в их ядрах при одном и том же числе протонов может находиться разное число нейтронов. Так, природный кислород (Z = 18), кроме атомов, в ядрах которых находится 8 нейтронов 
имеет нуклиды с числом нейтронов 9 и 10 — 
и 
Такие нуклиды являются изотопами (от греч. изос — равный, топос — место), т. е. «занимающими одно место» в таблице периодической системы.
Изотопы — нуклиды, имеющие одинаковый атомный номер, но различные массовые числа.
Другими словами, изотопы — это нуклиды одного и того же элемента. Поэтому термин «изотопы» следует употреблять только во множественном числе. Изотопы любого элемента действительно занимают одно место в периодической системе, так как принадлежат одному и тому же элементу. Следовательно, и химические свойства изотопов данного элемента также будут практически одинаковы.
Теперь мы можем дать более точное определение химического элемента.
Химический элемент — это совокупность всех нуклидов, имеющих одинаковый атомный номер (т. е. одинаковый заряд ядра).
Названия и символы изотопов совпадают с названиями и символами соответствующих элементов.
Только изотопы водорода имеют собственные названия и символы: протий —
дейтерий — D, или 
тритий — Т, или 
(рис. 6).
Так как большинство химических элементов в природе существует в виде смеси нуклидов, то относительная атомная масса данного элемента является средней величиной массовых чисел нуклидов с учётом доли каждого из них в природной смеси. Это объясняет тот факт, что относительные атомные массы большинства элементов не являются целочисленными величинами.
Например, углерод существует в природе в виде двух нуклидов — 
(его доля в природной смеси равна 0,9889) и 
(доля которого равна 0,0111). Относительная атомная масса этого элемента составляет:
Явление радиоактивности
Все нуклиды делятся на два типа: стабильные и радиоактивные (радионуклиды). Стабильные нуклиды могут существовать без изменения состава ядер неограниченно долго. Поэтому большинство природных нуклидов, входящих в состав окружающих нас веществ, стабильны.
Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определённые соотношения чисел протонов и нейтронов: для лёгких элементов (с атомными номерами от 1 до 20) — 
для тяжёлых — около 0,6. При нарушении протонно-нейтронного соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным.
Радиоактивностью называется самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц. 
Основными типами радиоактивных превращений являются (рис. 7):
1) а-распад:
а-частицы представляют собой ядра атомов нуклида 
с положительным зарядом 2 + ;
2) 
: 
В данном случае 
частица является фактически электроном, образующимся в ядре атома в результате превращения нейтрона в протон:
Радиоактивный распад часто сопровождается испусканием 
—лучей — потока квантов жёсткого электромагнитного излучения, не имеющих заряда (см. рис. 7).
Устойчивость радионуклида характеризуется периодом полураспада 
— временем, за которое число ядер уменьшается в результате распада вдвое. Для разных радионуклидов оно колеблется от долей секунды до миллиардов лет. Так, для 
период полураспада равен 2,2 минуты, для 
— 8 суток, для 
— 30,17 года, а для 
— почти 4,5 млрд лет.
После открытия явления радиоактивности стало возможным искусственное превращение одних химических элементов в другие, синтез ядер элементов, которые не существуют на Земле. Так были получены элементы, находящиеся в периодической системе после урана U. Конечно, такие процессы, хотя и называются ядерными реакциями, не являются химическими реакциями, при которых атомы не исчезают и не возникают вновь.
Атом является электронейтральной микросистемой, состоящей из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Атомный номер химического элемента равен относительному заряду ядра его атома, числу протонов в ядре и числу электронов в атоме. Вид атомов с определёнными значениями атомного номера и массового числа называется нуклидом. Радиоактивность — самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц.
Состояние электрона в атоме
Химические свойства атомов проявляются только при химических реакциях. Так как состав ядер атомов при этом не меняется, то очевидно, что все изменения, происходящие с данным атомом в процессе химического превращения, являются результатом изменения его электронного состояния.
Большинство свойств атома определяется его электронным строением. Как оно влияет на конкретные свойства атома, на свойства веществ, в составе которых атом находится, можно понять, только правильно представляя состояние электрона в атоме.
Электронное облако
Основой современной теории строения атома являются законы и положения квантовой волновой механики — раздела физики, изучающего движение микрообъектов (электронов, протонов, нейтронов и других частиц).
Согласно квантово-механическим представлениям движущемуся электрону присуща двойственная природа. Он является частицей (имеет определённую массу, заряд), но его движение вблизи ядра имеет волновой характер (отсутствует определённая траектория движения, точное местоположение в пространстве и др.). Следовательно, микрообъекты, в том числе и электрон, обладают одновременно корпускулярными и волновыми свойствами.
Поскольку у движущегося электрона в атоме отсутствует траектория, то для описания такого движения используется вероятностный подход. Математически определяется не точное положение электрона в атоме, а вероятность его нахождения в той или иной области около ядерного пространства.
Состояние (в квантовой механике синоним слова движение) электрона в атоме описывается с помощью квантово-механической модели — электронного облака (рис. 8). Электрон движется возле ядра с огромной скоростью, при которой его отрицательный заряд как бы «размазывается» в пространстве. Получается, что ядро окружено трёхмерным электронным облаком. Плотность такого электронного облака оказывается различной в разных местах. В тех местах, где чаще находится электрон, образуется зона большей электронной плотности.
Поскольку существует вероятность нахождения электрона даже на относительно большом расстоянии от ядра, электронное облако не имеет определённых границ. Поэтому обычно его ограничивают условной поверхностью, которая охватывает примерно 90 % электронного облака. Такую область околоядерного пространства называют атомной электронной орбиталью или просто орбиталью.
Орбиталь — область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно нахождение данного электрона.
Орбитали, в зависимости от энергии электронов, имеют различные формы и размеры. Так, орбиталь единственного электрона атома водорода имеет сферическую (шарообразную) форму. Такие орбитали, имеющие шарообразную форму, обозначаются буквой s, а электроны, которые занимают эти орбитали, называются s-электронами (рис. 9).
Чем выше энергия электрона в атоме, тем слабее он притягивается к ядру, тем больше по размеру его орбиталь (электронное облако). Электронная плотность с увеличением размера орбитали уменьшается.
Орбитали в многоэлектронных атомах могут иметь и другие формы, например форму гантели («объёмной восьмёрки») (рис. 10). Такие орбитали обозначают буквой р, а электроны, которым они соответствуют, называют р-электронами.
Три р-орбитали располагаются (ориентируются) в околоядерном пространстве взаимно перпендикулярно вдоль каждой из трёх осей системы координат (рис. 11).
Более сложную форму имеют орбитали d-типа и f-типа.
Графически орбиталь изображают в виде клеточки (квантовой ячейки), а электрон — в виде стрелки. Так, орбиталь атома водорода с его единственным электроном можно изобразить следующим образом:
Кроме движения вокруг ядра, каждый электрон характеризуется собственным моментом движения, который называется спином. Упрощённо спин (от англ, spin — вращение) можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Спиновое вращение электрона возможно только по часовой или против часовой стрелки. На одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины. В этом случае два электрона называются спаренными:
Такое их состояние в атоме энергетически выгодно, в отличие от состояния с одинаковыми спинами:
Если на орбитали находится один электрон, то он является неспаренным.
Энергетические уровни
Электроны в атоме различаются своей энергией. Чем выше энергия электрона в атоме, тем дальше он находится от ядра, следовательно, тем больше размер электронного облака (орбитали). И наоборот, электроны, обладающие относительно небольшой энергией, находятся большую часть времени вблизи ядра, заслоняя (экранируя) его от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и находятся на большем удалении от него. Так образуются как бы оболочки из электронов с близкими значениями энергии. Можно сказать, что электроны с близкими значениями энергии составляют в атоме единый электронный слой, или энергетический уровень.
Энергетический уровень (электронный слой, электронная оболочка) — это совокупность электронов с близкими значениями энергий.
Число орбиталей 
на данном энергетическом уровне равно:
Так как на каждой орбитали не может быть больше двух электронов, то максимальное число электронов 
на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату номера уровня:
На рисунке 12 приведена схема энергетических уровней и их электронной ёмкости.
Энергетические подуровни
Первый энергетический уровень (n = 1) состоит из одного подуровня (s), второй (n = 2) — из двух
(s, р), третий (п = 3) — из трёх (s, р, d) и т. д. Каждый подуровень, в свою очередь, состоит из определённого числа атомных орбиталей. Так, s-подуровень состоит из одной орбитали, р-подуровень — из трёх, d-подуровень — из пяти орбиталей (рис. 13).
Из приведённой схемы видно, что s-подуровень каждого энергетического уровня обладает наименьшим запасом энергии:
Для того чтобы различать энергетические подуровни и орбитали разных энергетических уровней, их обозначают двумя знаками: 1s, 2р, 3s, 3d. Цифра соответствует номеру энергетического уровня, а буква — типу энергетического подуровня.
Обобщим сведения об электронном состоянии атомов элементов первых четырёх периодов в виде таблицы 5. 
Движущемуся электрону в атоме присуща двойственная природа: он является частицей, имеющей волновой характер движения.
Электронное облако — это квантово-механическая модель движения электрона вокруг ядра.
Атомная орбиталь — область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно нахождение данного электрона.
На одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины.
Совокупность электронов с близкими значениями энергий называется энергетическим уровнем (или, что то же самое, электронным слоем, электронной оболочкой).
Электронные конфигурации атомов
Общее число электронов в атоме определяется зарядом его ядра, т. е. протонным числом. Оно равно атомному номеру элемента. Электроны в зависимости от их энергии распределяются в атоме по энергетическим уровням и подуровням, каждый из которых состоит из определённого числа орбиталей.
Распределение электронов выражается с помощью электронных конфигураций атома. Например, у водорода, элемента с атомным номером 1, электронная конфигурация — 
В этой формуле цифрой слева записывается номер энергетического уровня, затем следует буква, обозначающая подуровень, и, наконец, цифра вверху справа указывает число электронов на этом подуровне.
Схематически электронное строение атома изображается с помощью электронно-графической схемы, в которой орбитали представляются в виде клеточек, а электроны — в виде стрелок. Электронно-графическая схема атома водорода изображается так:
При составлении формул электронных конфигураций атомов необходимо соблюдать следующие правила. 
. Распределение электронов в атоме, находящемся в основном (наиболее устойчивом) состоянии, определяется принципом минимума энергии: основному состоянию атома соответствуют наиболее низкие из возможных энергетические уровни и подуровни.
Поэтому орбитали в атомах элементов первых трёх периодов заполняются электронами в порядке увеличения их энергии:
Правило:
На каждой орбитали максимально может находиться не более двух электронов, причём с противоположными спинами.
Таким образом, у следующего за водородом гелия 
электронная конфигурация — 
а электронно-графическая схема: 
Поскольку на первом электронном слое могут находиться только два электрона, то этот слой в атоме гелия является завершённым и, следовательно, очень устойчивым.
У атомов элементов второго периода заполняется второй энергетический уровень, на котором может находиться не более 8 электронов. Сначала электроны заполняют 2s-орбиталь (у атомов лития и бериллия): 
Поскольку 2.s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора В занимает одну из трёх 2р-орбиталей. Электронная конфигурация атома бора — 
а электронно-графическая схема:
Обратите внимание, что подуровень 2р изображён вплотную к подуровню 2s, но несколько выше. Так подчёркивается его принадлежность к одному и тому же уровню (второму) и одновременно больший запас энергии.
Правило:
Оно устанавливает порядок заполнения орбиталей одного подуровня. Электроны сначала заполняют все пустые орбитали одного подуровня по одному, а если число электронов больше, чем число орбиталей, то по два.
Следовательно, электронные конфигурации атомов углерода и азота: 
а их электронно-графические схемы: 
Электронная конфигурация внешнего слоя 2.S2 2р6 соответствует его полному заполнению и поэтому является весьма устойчивой.
У атомов кислорода, фтора и неона число электронов увеличивается, и они вынуждены размещаться на р-орбиталях второго энергетического уровня по два:
Электронно-графические схемы атомов этих элементов: 
Электронная конфигурация внешнего слоя 
соответствует его полному заполнению и поэтому является весьма устойчивой.
В атомах элементов третьего периода начинает формироваться третий электронный слой. Сначала заполняется электронами s-подуровень у натрия и магния:
а затем /7-подуровень у алюминия, кремния, хлора и аргона:
Электронно-графическая схема атома аргона:
В атоме аргона на внешнем электронном слое находится 8 электронов. Следовательно, он завершён, так как в атоме любого элемента на внешнем энергетическом уровне максимально может находиться не более 8 электронов.
Застраивание третьего электронного слоя этим не исчерпывается. В соответствии с формулой 
максимально на нём может находиться 18 электронов: 8 на s- и р-подуровнях и 10 — на d-подуровне. Этот подуровень будет формироваться у элементов четвёртого периода. Но сначала у первых двух элементов четвёртого периода — калия и кальция — появляется четвёртый электронный слой, который открывается s-подуровнем (энергия подуровня 4s несколько меньше, чем подуровня 3d, см. рис. 13):
Только после этого начнёт заполняться электронами d-подуровень третьего, теперь уже предвнешнего, энергетического уровня.
Кроме электронных конфигураций и электронно-графических схем иногда используют и электронные схемы атомов, в которых указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне (электронном слое):
С такими схемами вы познакомились ещё в 8-м классе.
Электронное строение атома определяется зарядом его ядра, который равен атомному номеру элемента в периодической системе.
Распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям отображают с помощью электронных конфигураций и электронно-графических схем, а также электронных схем атомов.
На внешнем электронном слое в атоме любого элемента может находиться не более 8 электронов.
Периодический закон и периодическая система химических элементов
Вот уже четвёртый год вы изучаете химию и всё это время пользуетесь таблицей химических элементов, которая представляет собой графическое изображение периодической системы элементов. Периодическая система, в свою очередь, является выражением периодического закона, открытого русским химиком
Д. И. Менделеевым в 1869 году. С тех пор периодический закон — основа современной химии. Физический смысл периодического закона стал понятен только после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась и развивается на основе периодического закона и периодической системы.
Согласно этой теории главной характеристикой атома является положительный заряд ядра. Заряд ядра определяет число электронов в атоме, его электронное строение и, следовательно, все свойства атомов данного элемента и его положение в периодической системе. Поэтому современная формулировка периодического закона такова:
Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ, находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.
Структура периодической системы
Со структурой периодической системы в общих чертах вы уже знакомы. Все химические элементы в ней располагаются в порядке возрастания атомного номера, который поэтому имеет ещё одно название — порядковый номер. Численная величина атомного номера равна положительному заряду ядра атома соответствующего элемента.
В таблице семь горизонтальных рядов элементов, которые называются периодами, а также восемнадцать вертикальных столбцов — групп. Таким образом, каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер, находится в определённом периоде и определённой группе.
Известно около 700 форм графического изображения периодической системы. Но принципиальный подход к построению таблиц единый — элементы располагаются в порядке возрастания зарядов ядер их атомов. По мере увеличения атомного номера происходит постепенная застройка электронной структуры атомов элементов в соответствии с принципами заполнения. Таким образом, структура периодической системы связана с электронной структурой элементов.
В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа (семейства) элементов:
Периоды
Периодом в периодической системе называется последовательный ряд элементов, в атомах которых электронная конфигурация внешнего энергетического уровня изменяется от 
(для первого периода
(табл. 6).
Таблица 6. Последовательность заполнения энергетических подуровней у элементов различных периодов
При этом номер периода совпадает с номером п внешнего энергетического уровня.
Другими словами, номер периода указывает на число энергетических уровней, на которых находятся электроны в атомах данного элемента. В этом заключается физический смысл номера периода.
Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом (металл щелочной группы) и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, т. е. в периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.
Первые три периода содержат только s- и p-элементы. Четвёртый, пятый и последующие периоды включают в свой состав также элементы, у атомов которых происходит заполнение d-подуровня предвнешнего энергетического уровня. У элементов шестого и седьмого периодов, помимо S-, р- и d-подуровней заполняются и f-подуровни третьего снаружи электронного слоя. f-Элементы
объединяются в семейства, называемые лантанидами (4f-элементы) и актинидами (5f-элементы), которые вынесены за пределы таблицы (см. форзац 1).
Группы
В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, атомы которых имеют сходное электронное строение. Всего в таблице 18 групп, пронумерованных арабскими цифрами. Кроме того, группы имеют традиционную нумерацию римскими цифрами от I до VIII с добавлением букв А или В. У атомов элементов групп А последними заполняются s- и р-подуровни внешних энергетических уровней (табл. 7). Элементы, у которых последними заполняются d-подуровни второго снаружи или f-подуровни третьего снаружи энергетического уровня, составляют группы В.
Таблица 7. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня у атомов элементов групп А (1—4-й периоды)
Атомы элементов групп А и В различаются своими химическими свойствами, однако им присуще и общее, что объединяет их в группы с одинаковыми римскими номерами (I, II и т. д.).
Номер группы (римскими цифрами), как правило, указывает число электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы.
Электроны, которые принимают участие в образовании химических связей, называются валентными. У элементов групп А валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов групп В — ещё и электроны предпоследних уровней. Это основное различие между элементами групп А и В.
Сейчас мы можем дать более точное определение понятия группа.
Группа — вертикальный столбец элементов с одинаковым числом валентных электронов в атомах.
Таким образом, строгая периодичность расположения химических элементов в периодической системе полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней и подуровней их атомов.
Главной характеристикой атома является положительный заряд ядра, который численно равен атомному номеру элемента. Каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер, находится в определённом периоде и определённой группе. Горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных номеров, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся благородным газом, называется периодом. Вертикальный столбец элементов, атомы которых имеют одинаковое строение внешних электронных слоев, называется группой.
Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и их соединений
Поскольку электронная конфигурация атомов химических элементов изменяется периодически с ростом заряда их ядер, все их свойства, определяемые электронным строением, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. К таким свойствам относятся прежде всего различные характеристики атомов: атомные и ионные радиусы, электроотрицательность, степень окисления и др. Периодически изменяются также многие химические и физические свойства простых и сложных веществ, образованных элементами-аналогами.
Атомные и ионные радиусы
С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определённых границ, так как орбитали, на которых расположены его электроны, также не имеют точных размеров. О размерах атомов и ионов судят по экспериментальным данным о расстояниях между соседними атомами в молекулах или кристаллах. Условно форму атома или иона считают шарообразной, поэтому количественной характеристикой их размера служит радиус.
Различают атомные радиусы и ионные радиусы. При этом радиусы положительных ионов (катионов) всегда меньше радиусов атомов соответствующих элементов, так как они образованы в результате отдачи электронов. Радиусы отрицательных ионов (анионов) больше радиусов атомов, поскольку они образовались путём присоединения дополнительных электронов. Например, радиус атома натрия Na — 189 пм, а иона натрия 
— 99 пм, радиус атома хлора С1 — 99 пм, а его иона 
— 181 пм (1 пм (пикометр) = 
Как изменяются радиусы атомов в группе и в периоде с ростом атомного номера элементов? У элементов, находящихся в одной группе, при переходе сверху вниз от одного элемента к другому увеличивается число электронных слоёв и, следовательно, увеличивается радиус как атомов, так и ионов. Например, в группе щелочных металлов радиусы атомов: Li — 155 пм, Na — 189 пм, К — 236 пм, а ионов: 
— 68 пм, 
— 99 пм, 
— 138 пм.
В периодах периодической системы по мере увеличения заряда ядра атомов увеличивается притяжение к нему электронов, находящихся на одном и том же электронном слое, что приводит к уменьшению радиуса атомов. Например, у элементов третьего периода атомные радиусы уменьшаются от натрия до хлора — от 189 пм до 99 пм.
Электроотрицательность
Проявление металлических или неметаллических свойств у атомов данного элемента связано прежде всего с их способностью терять или приобретать электроны. Отдача или присоединение электронов атомами обычно происходит в процессе их химического взаимодействия. Характеристикой атома, учитывающей его способность смещать к себе валентные электроны, является электроотрицательность. Она обозначается буквой греческого алфавита X (хи).
Электроотрицательность атома — условная величина, характеризующая его способность в химических соединениях смещать к себе электроны от других атомов.
Для практической оценки этой способности атомов введена условная относительная шкала электроотрицательностей. По этой шкале наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать химические соединения, является фтор F (X = 4,1), а наименее электроотрицательным — франций Fr (X = 0,86).
У элементов групп А в периодах с ростом атомного номера элементов электроотрицательность возрастает, а в группах, как правило, убывает.
По величине электроотрицательности можно определить принадлежность элемента к металлам или неметаллам. Все неметаллы обычно имеют значение электроотрицательности больше двух.
Они располагаются в правой верхней части периодической таблицы.
У металлов значение электроотрицательности меньше двух. Несколько элементов (В, Si, Ge, As,Те) со значением электроотрицательности, близким к 2, располагаются вдоль диагонали от бора В к астату At. Атомы этих элементов проявляют промежуточные свойства, поэтому их часто называют полуметаллами (рис. 14).
Периодичность изменения свойств соединений
Периодический характер изменения строения, физических и химических свойств присущ также простым и сложным веществам. Рассмотрим в качестве примера закономерности изменения некоторых свойств атомов и соединений элементов 3-го периода (табл. 8).
Таблица 8. Изменение свойств атомов элементов 3-го периода и их соединений 
Как следует из таблицы, в периоде при переходе слева направо от одного элемента к другому происходит увеличение высшей степени окисления и понижение (по абсолютной величине) низшей степени окисления. Периоды начинаются щелочными металлами, которые образуют растворимые в воде основные оксиды и гидроксиды. При переходе от одного элемента к другому наблюдается ослабление основных и усиление кислотных свойств высших оксидов и гидроксидов.
Элементы, расположенные в одной группе, имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и поэтому их атомы проявляют сходные химические свойства.
Такой характер изменения свойств в основном повторяется во всех периодах (кроме первого), следовательно, такое изменение свойств называется периодическим.
Таким образом, при последовательном увеличении зарядов атомных ядер периодически повторяется конфигурация внешних электронных оболочек и, как следствие, периодически повторяются химические свойства атомов элементов и их соединений. В этом заключается физический смысл периодического закона.
Атомные и ионные радиусы атомов элементов с ростом атомного номера уменьшаются в периодах слева направо и увеличиваются в группах сверху вниз. С увеличением атомного номера в пределах каждого периода электроотрицательность возрастает, а в группе — уменьшается, т. е. металлические свойства атомов элементов в периоде ослабевают, а в группе — усиливаются. Периодическое изменение свойств атомов химических элементов при увеличении положительного заряда ядер объясняется тем, что периодически повторяется строение внешних электронных слоёв атомов.
Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе и строению атома
Периодический закон и отражающая его периодическая система элементов представляют собой как бы краткое обобщение химии элементов и их соединений. Таблица периодической системы содержит сведения, позволяющие описать строение атомов химических элементов, предсказать состав, строение и свойства образованных ими простых веществ и наиболее характерных соединений: оксидов, соответствующих им гидроксидов, солей, летучих водородных соединений и т. д. Именно поэтому таблица периодической системы является непременной составляющей любого учебного и справочного пособия по химии.
В описании любого элемента особую роль играет его атомный номер Z, с которым связано положение элемента в периодической системе. Атомный номер даёт возможность знать не только порядковый номер элемента в периодической системе, но и его место в периоде и группе, а также электронное строение его атомов.
Описание любого химического элемента необходимо проводить по определённому алгоритму, т. е. соблюдая строгую последовательность действий. В этой последовательности главными этапами являются следующие:
Составим более детальный алгоритм такого описания химического элемента.
1. Общие сведения об элементе:
2. Положение химического элемента в периодической системе:
3. Состав атома:
4. Электронное строение атомов элемента:
5. Состав и свойства простого вещества:
6. Степени окисления элемента в высших оксидах и летучих водородных соединениях. Электроотрицательность.
7. Формулы оксидов и соответствующих им гидроксидов. Характеристика кислотно-основных свойств этих соединений.
8. Формула летучего водородного соединения.
Охарактеризуем, согласно приведённому алгоритму, два химических элемента — натрий и фосфор.
Натрий
1. Название химического элемента — натрий, химический знак — Na, относительная атомная масса — 23.
2. Натрий — элемент с атомным номером 11, находится в 3-м периоде, в группе IA.
3. Заряд ядра атома натрия 11+, следовательно, в ядре находится 11 протонов, общее число электронов также 11. В ядре нуклида натрия 
содержатся ещё 12 нейтронов.
Кратко состав этого атома выражается так:
4. Электронная схема атома натрия: 
Электронно-графическая схема:
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня: 
следовательно, это s-элемент.
5. Так как на внешнем энергетическом уровне у натрия находится 1 электрон, то этот элемент относится к группе металлов. Простое вещество при обычных условиях — твёрдый металл. Формула простого вещества — Na.
6. Степень окисления в высшем оксиде +1. Летучих водородных соединений не образует. Электроотрицательность натрия 
= 1,01.
7. Формула высшего оксида — 
он имеет основный характер. Гидроксид, соответствующий ему, представляет собой основание NaOH, растворимое в воде, т. е. щёлочь.
8. Летучего водородного соединения не образует.
Следующий элемент — фосфор — проанализируем по тому же алгоритму, но более сжато.
Фосфор
1. Фосфор 
2. Z = 15. Положение в периодической системе: 
— 3-й период, группа VA.
3. Состав атома (нуклида 
4. Электронная схема: 
Электронная конфигурация: 
Электронно-графическая схема:
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня: 
р-элемент.
5. Фосфор — неметалл. При обычных условиях — твёрдое вещество; молекулярная формула —
6. Степени окисления:
а) в высших оксидах — +5;
б) в летучих водородных соединениях — —3.
Электроотрицательность:
7. Формула высшего оксида — 
кислотный. Формула высшего гидроксида — 
(фосфорная кислота).
8. Летучее водородное соединение —
Периодический закон Д. И. Менделеева — один из наиболее общих и фундаментальных законов природы. Он является основой развития не только химии, но и всего естествознания в целом, позволяет раскрывать новые закономерности природы и проникать в их суть.
Периодическая система химических элементов представляет собой естественно-научную классификацию элементов по электронному строению их атомов, на основе которой строится изучение химии и решение её практических задач.
При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org
Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи
Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей
Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.
Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.