Kas nosaka atoma lādiņu. Atomu kodols: kodollādiņš

Instrukcija

D.I.Mendeļejeva tabulā kā daudzstāvu daudzdzīvokļu māja"" ķīmiskie elementi, no kuriem katrs aizņem savu savu dzīvokli. Tādējādi katram no elementiem ir noteikts sērijas numurs, kas norādīts tabulā. Ķīmisko elementu numerācija sākas no kreisās puses uz labo un no augšas. Tabulā horizontālās rindas sauc par periodiem, bet vertikālās kolonnas sauc par grupām. Tas ir svarīgi, jo pēc grupas vai perioda numura var raksturot arī dažus parametrus. atoms.

Atoms ir ķīmiski nedalāms, bet tajā pašā laikā sastāv no mazākiem sastāvdaļas, kas ietver (pozitīvi lādētas daļiņas), (negatīvi uzlādētas) (neitrālas daļiņas). Lielākā daļa atoms kodolā (protonu un neitronu dēļ), ap kuru griežas elektroni. Kopumā atoms ir elektriski neitrāls, tas ir, pozitīvo skaits maksas sakrīt ar negatīvo skaitu, tātad, protonu skaitu un ir vienāds. pozitīvs lādiņš kodoli atoms notiek tikai uz protonu rēķina.

Piemērs Nr. 1. Nosakiet lādiņu kodoli atoms ogleklis (C). Mēs sākam analizēt ķīmisko elementu oglekli, koncentrējoties uz D.I. Mendeļejeva tabulu. Ogleklis atrodas “dzīvoklī” Nr.6. Tāpēc tā kodoli+6 6 protonu (pozitīvi lādētu daļiņu) dēļ, kas atrodas kodolā. Ņemot vērā, ka atoms ir elektriski neitrāls, tas nozīmē, ka tajā būs arī 6 elektroni.

Piemērs Nr. 2. Nosakiet lādiņu kodoli atoms alumīnijs (Al). Alumīnijam ir sērijas numurs - Nr 13. Tāpēc maksa kodoli atoms alumīnijs +13 (sakarā ar 13 protoniem). Būs arī 13 elektroni.

Piemērs Nr. 3. Nosakiet lādiņu kodoli atoms sudrabs (Ag). Sudrabam ir sērijas numurs - Nr. 47. Līdz ar to maksa kodoli atoms sudrabs + 47 (sakarā ar 47 protoniem). Ir arī 47 elektroni.

Piezīme

D.I. Mendeļejeva tabulā katram vienā šūnā ķīmiskais elements tiek dotas divas skaitliskās vērtības. Nejauciet elementa atomskaitli un relatīvo atommasu

Ķīmiskā elementa atoms sastāv no kodoli un elektroniskais apvalks. Kodols ir atoma centrālā daļa, kurā ir koncentrēta gandrīz visa tā masa. Atšķirībā no elektronu apvalka, kodolam ir pozitīvs maksas.

Jums būs nepieciešams

• Ķīmiskā elementa atomskaitlis, Mozeleja likums

Instrukcija

Pa šo ceļu, maksas kodoli vienāds ar protonu skaitu. Savukārt protonu skaits kodolā ir vienāds ar atomskaitli. Piemēram, ūdeņraža atomu skaits ir 1, tas ir, ūdeņraža kodols sastāv no viena protona. maksas+1. Nātrija atomu skaits ir 11, maksas viņa kodoli vienāds ar +11.

Alfa sabrukšanas stadijā kodoli tā atomu skaits tiek samazināts par diviem alfa daļiņas emisijas dēļ ( kodoli atoms). Tādējādi par diviem samazinās arī protonu skaits kodolā, kas ir piedzīvojis alfa sabrukšanu.
Beta sabrukšana var notikt trīs dažādos veidos. "Beta-mīnus" sabrukšanas gadījumā neitrons izstarot pārvēršas par antineitrīnu. Tad maksas kodoli par vienību.
Beta-plus sabrukšanas gadījumā protons pārvēršas par neitronu, pozitronu un neitrīno, maksas kodoli samazinās par vienu.
Elektroniskās uztveršanas gadījumā maksas kodoli arī samazinās par vienu.

Uzlādē kodoli var noteikt arī pēc spektrālo līniju frekvences raksturīgais starojums atoms. Saskaņā ar Mozeleja likumu: sqrt(v/R) = (Z-S)/n, kur v ir spektrāli raksturīgais starojums, R ir Ridberga konstante, S ir skrīninga konstante, n ir galvenais kvantu skaitlis.
Tādējādi Z = n*sqrt(v/r)+s.

Saistītie video

Avoti:

• Kā mainās kodollādiņš?

Atoms ir katra elementa mazākā daļiņa, kurai ir tā ķīmiskās īpašības. Gan par atoma esamību, gan uzbūvi ir diskutēts un pētīts jau kopš seniem laikiem. Tika konstatēts, ka atomu struktūra ir līdzīga struktūrai Saules sistēma: centrā atrodas kodols, kas aizņem ļoti maz vietas, bet ir koncentrējis sevī gandrīz visu masu; ap to griežas "planētas" - elektroni, kas nes negatīvu maksas. Kā jūs varat atrast maksu? kodoli atoms?

Instrukcija

Jebkurš atoms ir elektriski neitrāls. Bet tā kā tie nes negatīvu maksas, tiem jābūt līdzsvarotiem ar pretējiem lādiņiem. Tā ir patiesība. Pozitīvi maksas pārnēsā daļiņas, ko sauc par protoniem, kas atrodas atoma kodolā. Protons ir daudz masīvāks par elektronu: tas sver pat 1836 elektronus!

Vienkāršākais gadījums ir periodiskās tabulas pirmā elementa ūdeņraža atoms. Aplūkojot tabulu, jūs redzēsiet, ka tas atrodas pirmajā skaitļā, un tā kodols sastāv no viena protona, ap kuru griežas vienīgais. No tā izriet, ka kodoliūdeņraža atoms ir +1.

Citu elementu kodoli vairs nesastāv tikai no protoniem, bet arī no tā sauktajiem "neitroniem". Kā jūs viegli varat saprast no paša nosaukuma, tiem nav nekādu lādiņu, ne negatīvu, ne pozitīvu. Tāpēc atcerieties: neatkarīgi no tā, cik neitronu ir iekļauti atomā kodoli, tie ietekmē tikai tā masu, bet ne lādiņu.

Tāpēc pozitīvā lādiņa lielums kodoli atoms ir atkarīgs tikai no tā, cik daudz protonu tas satur. Bet, tā kā, kā jau norādīts, atoms ir elektriski neitrāls, tā kodolam jābūt tādam pašam protonu skaitam, tas griežas ap kodoli. Protonu skaitu nosaka elementa kārtas numurs periodiskajā tabulā.

Apsveriet vairākus elementus. Piemēram, slavens un vitāls nepieciešamais skābeklis atrodas "šūnā" ar numuru 8. Tāpēc tās kodolā ir 8 protoni, un lādiņš kodoli būs +8. Dzelzs aizņem “šūnu” ar numuru 26, un attiecīgi tam ir lādiņš kodoli+26. Un metālam - ar sērijas numuru 79 - būs tieši tāds pats lādiņš kodoli(79), ar + zīmi. Attiecīgi skābekļa atoms satur 8 elektronus, atoms - 26 un zelta atoms - 79.

Saistītie video

Normālos apstākļos atoms ir elektriski neitrāls. Šajā gadījumā atoma kodols, kas sastāv no protoniem un neitroniem, ir pozitīvs, un elektroniem ir negatīvs lādiņš. Ar elektronu pārpalikumu vai trūkumu atoms pārvēršas par jonu.

Instrukcija

Ķīmiskie savienojumi var būt molekulāra vai jonu raksturs. Molekulas ir arī elektriski neitrālas, un joniem ir zināms lādiņš. Tātad amonjaka molekula NH3 ir neitrāla, bet amonija jons NH4+ ir pozitīvi uzlādēts. Saites amonjaka molekulā, ko veido apmaiņas veids. Ceturtais ūdeņraža atoms tiek pievienots saskaņā ar donora-akceptora mehānismu, tas arī ir kovalentā saite. Amonijs veidojas, kad amonjaks reaģē ar skābes šķīdumiem.

Ir svarīgi saprast, ka elementa kodola lādiņš nav atkarīgs no ķīmiskajām pārvērtībām. Neatkarīgi no tā, cik daudz elektronu jūs pievienojat vai atņemat, kodola lādiņš paliek nemainīgs. Piemēram, O atomu, O-anjonu un O+ katjonu raksturo viens un tas pats kodola lādiņš +8. Šajā gadījumā atomam ir 8 elektroni, anjonam 9, katjonam - 7. Pašu kodolu var mainīt tikai ar kodolpārveidojumiem.

Visizplatītākais veids kodolreakcijas- radioaktīvā sabrukšana, kas var notikt iekšā dabiska vide. Elementu atomu masa, kas pakļauta šādai sabrukšanai, ir ievietota kvadrātiekavās. Tas nozīmē, ka masas skaitlis nav nemainīgs, laika gaitā mainās.

IN periodiska sistēma elementi D.I. Mendeļejeva sudrabam ir sērijas numurs 47 un apzīmējums "Ag" (argentum). Šī metāla nosaukums, iespējams, cēlies no latīņu valodas "argos", kas nozīmē "balts", "spīdīgs".

Instrukcija

Sudrabs cilvēcei bija zināms jau 4. gadu tūkstotī pirms mūsu ēras. IN Senā Ēģipte to pat sauca par "balto zeltu". Šis metāls dabā ir sastopams gan dabiskā veidā, gan savienojumu veidā, piemēram, sulfīdi. Sudraba tīrradņi ir smagi un bieži satur zelta, dzīvsudraba, vara, platīna, antimona un bismuta piemaisījumus.

Ķīmiskās īpašības Sudrabs.

Sudrabs pieder pie pārejas metālu grupas, un tam piemīt visas metālu īpašības. Taču sudraba aktivitāte ir zema – metālu elektroķīmiskajā spriegumu virknē tas atrodas pa labi no ūdeņraža, gandrīz pašā galā. Savienojumos sudraba oksidācijas pakāpe visbiežāk ir +1.

Normālos apstākļos sudrabs nereaģē ar skābekli, ūdeņradi, slāpekli, oglekli, silīciju, bet mijiedarbojas ar sēru, veidojot sudraba sulfīdu: 2Ag+S=Ag2S. Sildot, sudrabs mijiedarbojas ar halogēniem: 2Ag+Cl2=2AgCl↓.

Šķīstošo sudraba nitrātu AgNO3 izmanto halogenīdu jonu kvalitatīvai noteikšanai šķīdumā – (Cl-), (Br-), (I-): (Ag+)+(Hal-)=AgHal↓. Piemēram, mijiedarbojoties ar hlora anjoniem, sudrabs rada nešķīstošu baltas nogulsnes AgCl↓.

Kāpēc sudraba trauki kļūst tumšāki, saskaroties ar gaisu?

Sudraba izstrādājumu pakāpeniskas ražošanas iemesls ir tas, ka sudrabs reaģē ar gaisā esošo sērūdeņradi. Rezultātā uz metāla virsmas veidojas Ag2S plēve: 4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O.

Jebkuras zinātnes pamatā ir kaut kas mazs un svarīgs. Bioloģijā tā ir šūna, valodniecībā – burts un skaņa, inženierzinātnēs – zobrats, būvniecībā – smilšu grauds, un ķīmijai un fizikā svarīgākais ir atoms, tā uzbūve.

Šis raksts ir paredzēts personām, kas vecākas par 18 gadiem.

Vai tev jau ir 18 gadi?

Atoms ir tā mazākā daļiņa no visa, kas mūs ieskauj, kas nes visu nepieciešamo informāciju, daļiņa, kas nosaka īpašības un lādiņus. Ilgu laiku zinātnieki domāja, ka tas ir nedalāms, viens, taču ilgas stundas, dienas, mēnešus un gadus tika veikti pētījumi, pētījumi un eksperimenti, kas pierādīja, ka arī atomam ir sava uzbūve. Citiem vārdiem sakot, šī mikroskopiskā bumbiņa sastāv no vēl mazākām sastāvdaļām, kas ietekmē tās kodola izmēru, īpašības un lādiņu. Šo daļiņu struktūra ir šāda:

• elektroni;
• atoma kodols.

Pēdējos var iedalīt arī ļoti elementārās daļās, kuras zinātnē sauc par protoniem un neironiem, kuru katrā gadījumā ir skaidrs skaits.

Protonu skaits, kas atrodas kodolā, norāda uz čaulas struktūru, kas sastāv no elektroniem. Šis apvalks savukārt satur visas nepieciešamās konkrēta materiāla, vielas vai objekta īpašības. Protonu summas aprēķināšana ir ļoti vienkārša – pietiek zināt vismazākās vielas daļas (atoma) kārtas numuru labi zināmajā periodiskajā tabulā. Šo vērtību sauc arī par atomskaitli un apzīmē Latīņu burts"Z". Ir svarīgi atcerēties, ka protoniem ir pozitīvs lādiņš, un rakstiski šī vērtība tiek definēta kā +1.

Neironi ir atoma kodola otrā sastāvdaļa. Šī ir elementāra subatomiskā daļiņa, kas atšķirībā no elektroniem vai protoniem nenes nekādu lādiņu. Neironus 1932. gadā atklāja Dž.Čadviks, par ko viņš 3 gadus vēlāk saņēma Nobela prēmiju. Mācību grāmatās un zinātniskajos rakstos tie tiek saukti par latīņu burtu "n".

Trešā atoma sastāvdaļa ir elektrons, kas atrodas monotonā kustībā ap kodolu, tādējādi radot mākoni. Tieši šī daļiņa ir vieglākā no visām zināmajām mūsdienu zinātne, kas nozīmē, ka arī tā lādiņš ir mazākais.. Elektronu apzīmē burtā no −1.

Tā ir pozitīvo un negatīvo daļiņu kombinācija struktūrā, kas padara atomu par neuzlādētu vai neitrāli lādētu daļiņu. Kodols, salīdzinot ar visa atoma kopējo izmēru, ir ļoti mazs, taču tajā ir koncentrēts viss svars, kas norāda uz tā augsto blīvumu.

Kā noteikt atoma kodola lādiņu?

Lai noteiktu atoma kodola lādiņu, jums ir labi jāpārzina paša atoma un tā kodola struktūra, struktūra, jāsaprot fizikas un ķīmijas pamatlikumi, kā arī jābūt bruņotam ar Mendeļejeva periodisko tabulu. noteikt ķīmiskā elementa atomu skaitu.

1. Zināšanas, ka jebkuras vielas mikroskopiskai daļiņai savā struktūrā ir kodols un elektroni, kas izveido ap to čaulu mākoņa formā. Kodols savukārt ietver divu veidu elementāras nedalāmas daļiņas: protonus un neironus, kuriem katram ir savas īpašības un īpašības. Neironu arsenālā nav elektroniskā lādiņa. Tas nozīmē, ka to maksa nav ne vienāda, ne lielāka par vai mazāks par nulli. Protoniem, atšķirībā no saviem kolēģiem, ir pozitīvs lādiņš. Citiem vārdiem sakot, viņu elektriskais lādiņš var apzīmēt kā +1.
2. Elektroniem, kas ir katra atoma neatņemama sastāvdaļa, ir arī noteikta veida elektriskais lādiņš. Tās ir negatīvi lādētas elementārdaļiņas, un rakstiski tās ir definētas kā –1.
3. Lai aprēķinātu atoma lādiņu, ir nepieciešamas zināšanas par tā struktūru (mēs tikko atcerējāmies nepieciešamo informāciju), elementārdaļiņu skaitu sastāvā. Un, lai uzzinātu atoma lādiņa summu, jums matemātiski jāpievieno dažu daļiņu (protonu) skaits citām (elektroniem). Parasti atoma raksturlielums saka, ka tas ir elektronu neitrāls. Citiem vārdiem sakot, elektronu vērtība ir vienāda ar protonu skaitu. Rezultāts ir tāds, ka šāda atoma lādiņa vērtība ir vienāda ar nulli.
4. Svarīga nianse: ir situācijas, kad pozitīvi un negatīvi lādēto elementārdaļiņu skaits kodolā var nebūt vienāds. Tas liek domāt, ka atoms kļūst par jonu ar pozitīvu vai negatīvu lādiņu.

Atoma kodola apzīmējums iekšā zinātnes joma izskatās pēc Ze. To atšifrēt ir pavisam vienkārši: Z ir elementam piešķirtais numurs labi zināmajā periodiskajā tabulā, to sauc arī par kārtas jeb uzlādes numuru. Un tas norāda protonu skaitu atoma kodolā, un e ir tikai protona lādiņš.

Mūsdienu zinātnē ir kodoli ar atšķirīga nozīme maksas: no 1 līdz 118.

Vēl viens svarīgs jēdziens, kas jāzina jaunajiem ķīmiķiem, ir masas skaitlis. Šis jēdziens norāda kopējo nukleonu lādiņa daudzumu (tās ir ķīmiskā elementa atoma kodola pašas mazākās sastāvdaļas). Un jūs varat atrast šo numuru, ja izmantojat formulu: A = Z + N kur A ir vēlamais masas skaitlis, Z ir protonu skaits un N ir neitronu skaits kodolā.

Kāds ir broma atoma kodollādiņš?

Praktiski demonstrēt, kā atrast atoma lādiņu nepieciešamais elements(mūsu gadījumā broms), jums vajadzētu atsaukties uz ķīmisko elementu periodisko tabulu un atrast bromu. Tā atomskaitlis ir 35. Tas nozīmē, ka arī tā kodola lādiņš ir 35, jo tas ir atkarīgs no protonu skaita kodolā. Un protonu skaitu norāda skaitlis, zem kura atrodas ķīmiskais elements lielajā Mendeļejeva darbā.

Šeit ir vēl daži piemēri, lai jaunajiem ķīmiķiem turpmāk būtu vieglāk aprēķināt nepieciešamos datus:

• nātrija atoma (na) kodola lādiņš ir 11, jo tieši zem šī skaitļa to var atrast ķīmisko elementu tabulā.
• fosfora kodola (kura simboliskais apzīmējums ir P) lādiņa vērtība ir 15, jo tieši tik daudz protonu ir tā kodolā;
• sērs (ar grafisko apzīmējumu S) ir kaimiņš iepriekšējā elementa tabulā, tāpēc tā kodollādiņš ir 16;
• dzelzs (un mēs to varam atrast apzīmējumā Fe) ir pie skaitļa 26, kas norāda uz to pašu protonu skaitu tā kodolā un līdz ar to arī atoma lādiņu;
• ogleklis (aka C) atrodas zem 6. periodiskās tabulas numura, kas norāda mums nepieciešamo informāciju;
• magnija atomskaitlis ir 12, un starptautiskajā simbolikā tas ir pazīstams kā Mg;
• hlors periodiskajā tabulā, kur tas ir rakstīts kā Cl, ir skaitlis 17, tātad tā atomskaitlis (proti, mums tas ir vajadzīgs) ir vienāds - 17;
• kalcijs (Ca), kas ir tik noderīgs jauniem organismiem, ir atrodams ar numuru 20;
• slāpekļa atoma kodola lādiņš (ar rakstīto apzīmējumu N) ir 7, tieši šādā secībā tas ir parādīts periodiskajā tabulā;
• bārija numurs ir 56, kas ir vienāds ar tā atommasu;
• ķīmiskā elementa selēna (Se) kodolā ir 34 protoni, un tas liecina, ka tas būs tā atoma kodola lādiņš;
• sudrabam (vai rakstītam Ag) ir sērijas numurs un atomu masa ir 47;
• ja ir jānoskaidro litija atoma (Li) kodola lādiņš, tad jāvēršas pie Mendeļejeva lielā darba sākuma, kur viņš atrodas 3. numurā;
• Aurum jeb mūsu iecienītākā zelta (Au) atomu masa ir 79;
• argonam šī vērtība ir 18;
• rubīdija atomu masa ir 37, bet stroncija atomu masa ir 38.

Visus Mendeļejeva periodiskās tabulas komponentus var uzskaitīt ļoti ilgi, jo to (šīs sastāvdaļas) ir ļoti daudz. Galvenais ir tas, ka šīs parādības būtība ir skaidra, un, ja jums ir jāaprēķina kālija, skābekļa, silīcija, cinka, alumīnija, ūdeņraža, berilija, bora, fluora, vara, fluora, arsēna, dzīvsudraba, neona atomu skaits , mangāns, titāns, tad tikai jāatsaucas uz ķīmisko elementu tabulu un jānoskaidro konkrētas vielas sērijas numurs.

Belkins I.K. Atoma kodola lādiņš un Mendeļejeva periodiskā elementu sistēma // Kvants. - 1984. - Nr.3. - S. 31-32.

Pēc īpašas vienošanās ar žurnāla "Kvant" redakciju un redaktoriem

Mūsdienu idejas par atoma uzbūvi radās 1911.-1913.gadā pēc slavenajiem Raterforda eksperimentiem par alfa daļiņu izkliedi. Šajos eksperimentos tika pierādīts, ka α -daļiņas (to lādiņš ir pozitīvs), krītot uz plānas metāla folijas, dažkārt tiek novirzītas lielos leņķos un pat izmestas atpakaļ. To varētu izskaidrot tikai ar to, ka pozitīvais lādiņš atomā ir koncentrēts niecīgā tilpumā. Ja mēs to iedomājamies bumbiņas formā, tad, kā konstatēja Rezerfords, šīs bumbas rādiusam jābūt aptuveni 10 -14 -10 -15 m, kas ir desmitiem un simtiem tūkstošu reižu. mazāki izmēri atoms kopumā (~10 -10 m). Tikai tuvu tik mazam pozitīvam lādiņam var būt elektriskais lauks spēj izmest α - daļiņa, kas pārvietojas ar ātrumu aptuveni 20 000 km/s. Rezerfords šo atoma daļu sauca par kodolu.

Tā radās doma, ka jebkuras vielas atoms sastāv no pozitīvi lādēta kodola un negatīvi lādētiem elektroniem, kuru esamība atomos tika konstatēta jau agrāk. Acīmredzot, tā kā atoms kopumā ir elektriski neitrāls, kodola lādiņam ir jābūt skaitliski vienādam ar visu atomā esošo elektronu lādiņu. Ja elektronu lādiņa moduli apzīmējam ar burtu e(elementārais lādiņš), tad lādiņš q i serdeņiem jābūt vienādiem q i = Ze, kur Z ir vesels skaitlis, kas vienāds ar elektronu skaitu atomā. Bet kāds ir numurs Z? Kāda ir maksa q i kodols?

No Rutherforda eksperimentiem, kas ļāva noteikt kodola izmēru, principā ir iespējams noteikt kodola lādiņa vērtību. Galu galā elektriskais lauks, kas noraida α -daļiņa, ir atkarīga ne tikai no izmēra, bet arī no kodola lādiņa. Un Rezerfords patiešām novērtēja kodola lādiņu. Pēc Rutherforda teiktā, ķīmiskā elementa atoma kodollādiņš ir aptuveni vienāds ar pusi no tā relatīvās atommasas BET, reizināts ar elementāro lādiņu e, t.i

\(~Z = \frac(1)(2)A\).

Bet dīvainā kārtā kodola patieso lādiņu noteica nevis Rezerfords, bet gan viens no viņa rakstu un ziņojumu lasītājiem, holandiešu zinātnieks Van den Brūks (1870-1926). Dīvaini, jo Van den Bruks pēc izglītības un profesijas nebija fiziķis, bet gan jurists.

Kāpēc Raterfords, novērtējot atomu kodolu lādiņus, korelēja tos ar atomu masām? Fakts ir tāds, ka 1869. gadā D. I. Mendeļejevs izveidoja periodisku ķīmisko elementu sistēmu, viņš sakārtoja elementus to relatīvās atomu masas palielināšanas secībā. Un pēdējo četrdesmit gadu laikā visi ir pieraduši pie tā, ka vissvarīgākā ķīmiskā elementa īpašība ir tā radinieks. atomu masa ka tas ir tas, kas atšķir vienu elementu no cita.

Tikmēr tieši šajā laikā, 20. gadsimta sākumā, radās grūtības ar elementu sistēmu. Pētot radioaktivitātes fenomenu, tika atklāti vairāki jauni radioaktīvi elementi. Un Mendeļejeva sistēmā viņiem, šķiet, nebija vietas. Likās, ka Mendeļejeva sistēma ir jāmaina. Tas bija tas, par ko Van den Bruks bija īpaši noraizējies. Vairāku gadu laikā viņš piedāvāja vairākus variantus paplašinātai elementu sistēmai, kurā pietiktu vietas ne tikai vēl neatklātajiem stabilajiem elementiem (tiem vietas “sarūpēja” pats DI Mendeļejevs), bet arī arī radioaktīviem elementiem. Van den Broeka pēdējā versija tika publicēta 1913. gada sākumā, tajā bija 120 vietas, un urāns aizņēma 118. šūnu.

Tajā pašā 1913. gadā tika publicēti jaunāko pētījumu rezultāti par izkliedi. α -daļiņas lielos leņķos, ko veica Rutherforda līdzstrādnieki Geigers un Marsdens. Analizējot šos rezultātus, Van den Brūks izdarīja galvenais atklājums. Viņš atklāja, ka numurs Z formulā q i = Ze nav vienāds ar pusi no ķīmiskā elementa atoma relatīvās masas, bet gan ar tā kārtas numuru. Un turklāt elementa kārtas numurs Mendeļejeva sistēmā, nevis viņa, Van den Broeka, 120-lokālajā sistēmā. Mendeļejeva sistēmu, izrādās, nevajadzēja mainīt!

No Van den Broek idejas izriet, ka katrs atoms sastāv no atoma kodola, kura lādiņš ir vienāds ar attiecīgā elementa kārtas numuru Mendeļejeva sistēmā, kas reizināts ar elementāro lādiņu un elektroniem, skaitli no kuriem atomā ir arī vienāds ar elementa kārtas numuru. (Piemēram, vara atoms sastāv no kodola ar lādiņu 29 e, un 29 elektroni.) Kļuva skaidrs, ka D. I. Mendeļejevs ķīmiskos elementus intuitīvi sakārtoja augošā secībā nevis pēc elementa atommasas, bet gan pēc tā kodola lādiņa (par to gan viņš nezināja). Līdz ar to viens ķīmiskais elements no cita atšķiras nevis ar savu atommasu, bet gan ar atoma kodola lādiņu. Atoma kodola lādiņš ir galvenā īpašībaķīmiskais elements. Ir pilnīgi dažādu elementu atomi, bet ar vienādām atomu masām (tiem ir īpašs nosaukums - izobāri).

To, ka nevis atomu masas nosaka elementa stāvokli sistēmā, var redzēt arī no periodiskās tabulas: trīs vietās tiek pārkāpts atomu masas palielināšanas noteikums. Tātad niķeļa (Nr. 28) relatīvā atomu masa ir mazāka nekā kobaltam (Nr. 27), kālijam (Nr. 19) tā ir mazāka nekā argonam (Nr. 18), jodam (Nr. 53) tas ir mazāks nekā telūram (Nr. 52).

Pieņēmums par saistību starp atoma kodola lādiņu un elementa atomskaitli viegli izskaidroja noteikumus par pārvietošanos radioaktīvo pārvērtību laikā, kas atklāti tajā pašā 1913. gadā ("Physics 10", § 103). Patiešām, kad to izstaro kodols α -daļiņai, kuras lādiņš ir vienāds ar diviem elementārlādiņiem, kodola lādiņam un līdz ar to arī tās kārtas numuram (tagad mēdz teikt – atomskaitlis) jāsamazinās par divām vienībām. Izstarojot β -daļiņa, tas ir, negatīvi lādēts elektrons, tai jāpalielinās par vienu vienību. Par to attiecas pārvietošanas noteikumi.

Van den Broek ideja ļoti drīz (burtiski tajā pašā gadā) saņēma pirmo, kaut arī netiešo, eksperimentālo apstiprinājumu. Nedaudz vēlāk tā pareizību pierādīja tieši daudzu elementu kodolu lādiņa mērījumi. Ir skaidrs, ka viņai bija nozīmīga loma tālākai attīstībai atoma un atoma kodola fizika.

Pētot α-daļiņas iziešanu caur plānu zelta foliju (sk. 6.2. nodaļu), E. Rezerfords nonāca pie secinājuma, ka atoms sastāv no smaga pozitīvi lādēta kodola un elektroniem, kas to ieskauj.

kodols sauc par atoma centru,kurā ir koncentrēta gandrīz visa atoma masa un tā pozitīvais lādiņš.

IN atoma kodola sastāvs ir iekļauti elementārdaļiņas : protoni Un neitroni (nukleoni no Latīņu vārds kodols- kodols). Šādu kodola protonu-neitronu modeli ierosināja padomju fiziķis 1932. gadā D.D. Ivaņenko. Protonam ir pozitīvs lādiņš e + = 1,06 10 -19 C un miera masa m p\u003d 1,673 10 -27 kg \u003d 1836 es. Neitrons ( n) ir neitrāla daļiņa ar miera masu m n= 1,675 10 -27 kg = 1839 es(kur elektrona masa es, ir vienāds ar 0,91 10 -31 kg). Uz att. 9.1 parāda hēlija atoma struktūru atbilstoši XX beigu idejām - XXI sākums iekšā.

Pamatmaksa vienāds Ze, kur e ir protona lādiņš, Z– maksas numurs vienāds ar sērijas numursķīmiskais elements Mendeļejeva periodiskajā elementu sistēmā, t.i. protonu skaits kodolā. Tiek apzīmēts neitronu skaits kodolā N. Parasti Z > N.

Kodoli ar Z= 1 līdz Z = 107 – 118.

Nuklonu skaits kodolā A = Z + N sauca masas skaitlis . kodoli ar to pašu Z, bet savādāk BET sauca izotopi. Kodoli, kas, tajā pašā A ir dažādi Z, tiek saukti izobāri.

Kodols ir apzīmēts ar tādu pašu simbolu kā neitrālais atoms, kur X ir ķīmiskā elementa simbols. Piemēram: ūdeņradis Z= 1 ir trīs izotopi: – protium ( Z = 1, N= 0), ir deitērijs ( Z = 1, N= 1), – tritijs ( Z = 1, N= 2), alvai ir 10 izotopi utt. Lielākajā daļā viena un tā paša ķīmiskā elementa izotopu tiem ir viena un tā pati ķīmiskā viela un tie ir tuvu fizikālās īpašības. Kopumā ir zināmi aptuveni 300 stabili izotopi un vairāk nekā 2000 dabiski un mākslīgi iegūti. radioaktīvie izotopi.

Kodola izmēru raksturo kodola rādiuss, kam ir nosacīta nozīme kodola robežas izplūšanas dēļ. Pat E. Rezerfords, analizējot savus eksperimentus, parādīja, ka kodola izmērs ir aptuveni 10–15 m (atoma izmērs ir 10–10 m). Ir empīriska formula serdes rādiusa aprēķināšanai:

,

(9.1.1)

kur R 0 = (1,3 - 1,7) 10 -15 m No tā var redzēt, ka kodola tilpums ir proporcionāls nukleonu skaitam.

Kodolvielas blīvums ir aptuveni 10 17 kg/m 3 un ir nemainīgs visiem kodoliem. Tas ievērojami pārsniedz blīvāko parasto vielu blīvumu.

Protoni un neitroni ir fermions, jo ir spin ħ /2.

Atoma kodolam ir pašu leņķiskais impulss – kodola spin :

,

(9.1.2)

kur es – iekšējais(pabeigts)griešanās kvantu skaitlis.

Numurs es pieņem veselu vai pusveselu skaitļu vērtības 0, 1/2, 1, 3/2, 2 utt. Kodoli ar pat BET ir vesela skaitļa spin(vienībās ħ ) un ievērojiet statistiku Bose–Einšteins(bozoni). Kodoli ar nepāra BET ir pusvesela skaitļa griešanās(vienībās ħ ) un ievērojiet statistiku Fermi–Diraks(tie. kodoli ir fermioni).

Kodoldaļiņām ir savi magnētiskie momenti, kas nosaka kodola magnētisko momentu kopumā. Kodolu magnētisko momentu mērīšanas vienība ir kodolmagnetons μ inde:

.

(9.1.3)

Šeit e ir elektronu lādiņa absolūtā vērtība, m p ir protona masa.

Kodolmagnetons iekšā m p/es= 1836,5 reizes mazāks par Bora magnetonu, tāpēc tas izriet tiek noteiktas atomu magnētiskās īpašības magnētiskās īpašības tā elektroni .

Pastāv saistība starp kodola spinu un tā magnētisko momentu:

,

(9.1.4)

kur γ inde - kodola giromagnētiskā attiecība.

Neitronam ir negatīvs magnētiskais moments μ n≈ – 1,913μ inde, jo neitronu griešanās virziens un tā magnētiskais moments ir pretējs. Protona magnētiskais moments ir pozitīvs un vienāds ar μ R≈ 2,793 μ inde. Tās virziens sakrīt ar protonu griešanās virzienu.

Protonu elektriskā lādiņa sadalījums pa kodolu parasti ir asimetrisks. Šī sadalījuma novirzes no sfēriski simetriskuma mērs ir kodola kvadrupola elektriskais moments J. Ja pieņem, ka lādiņa blīvums visur ir vienāds, tad J nosaka tikai kodola forma. Tātad revolūcijas elipsoīdam

,

(9.1.5)

kur b ir elipsoīda pusass griešanās virzienā, bet- ass perpendikulārā virzienā. Kodolam, kas izstiepts griešanās virzienā, b > bet Un J> 0. Kodolam, kas izliekts šajā virzienā, b < a Un J < 0. Для сферического распределения заряда в ядре b = a Un J= 0. Tas attiecas uz kodoliem, kuru spins ir vienāds ar 0 vai ħ /2.

Lai skatītu demonstrācijas, noklikšķiniet uz atbilstošās hipersaites:

Struktūra atoms- šī ir viena no ķīmijas kursa pamattēmām, kas balstās uz zināšanām izmantot tabulu "D.I.Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma." Tie ir ne tikai ķīmiskie elementi, kas klasificēti un izvietoti saskaņā ar noteiktiem likumiem, bet arī informācijas krātuve, tostarp par struktūru atoms. Zinot šī unikālā izziņas materiāla lasīšanas īpatnības, atomam iespējams sniegt pilnvērtīgu kvalitatīvu un kvantitatīvu salīdzinājumu.

Jums būs nepieciešams

• Tabula D.I. Mendeļejevs

Instrukcija

1. D.I.Mendeļejeva tabulā, tāpat kā daudzstāvu daudzdzīvokļu mājā, “dzīvo” ķīmiskie elementi, kas visi ieņem savu dzīvokli. Tādējādi katram no elementiem ir noteikts sērijas numurs, kas norādīts tabulā. Ķīmisko elementu numerācija sākas no kreisās puses uz labo un no augšas. Tabulā horizontālās rindas sauc par periodiem, bet vertikālās kolonnas sauc par grupām. Tas ir svarīgi, jo dažus parametrus var salīdzināt arī pēc grupas vai perioda numura atoms .

2. Atoms ir ķīmiski nedalāma daļiņa, bet tajā pašā laikā sastāv no vairākām mazām apvienotām daļām, kas var ietvert protonus (pareizi lādētas daļiņas), elektronus (negatīvi lādētas) un neitronus (neitrālas daļiņas). Lielākā daļa atoms ir fokusēts kodolā (protonu un neitronu dēļ), ap kuru griežas elektroni. Kopumā atoms ir elektriski neitrāls, tas ir, tam ir pareizais skaitlis maksas sakrīt ar negatīvo skaitu, tāpēc protonu un elektronu skaits ir identisks. Pareizs kodollādiņš atoms notiek tikai uz protonu rēķina.

3. Jāatceras, ka ķīmiskā elementa kārtas numurs kvantitatīvi sakrīt ar kodola lādiņu atoms. Tāpēc, lai noteiktu kodola lādiņu atoms jums jāredz, zem kāda numura atrodas šis ķīmiskais elements.

4. 1. piemērs. Nosakiet kodollādiņu atoms ogleklis (C). Mēs sākam pētīt ķīmisko elementu oglekli, koncentrējoties uz D.I. Mendeļejeva tabulu. Ogleklis atrodas "dzīvoklī" ar numuru 6. Līdz ar to tam ir kodollādiņš +6, pateicoties 6 protoniem (pareizi lādētām daļiņām), kas atrodas kodolā. Ņemot vērā, ka atoms ir elektriski neitrāls, tas nozīmē, ka tajā būs arī 6 elektroni.

5. Piemērs #2. Nosakiet kodollādiņu atoms alumīnijs (Al). Alumīnijam ir sērijas numurs - Nr.13. Līdz ar to kodola lādiņš atoms alumīnijs +13 (sakarā ar 13 protoniem). Būs arī 13 elektroni.

6. 3. piemērs. Nosakiet kodollādiņu atoms sudrabs (Ag). Sudrabam ir sērijas numurs - Nr. 47. Līdz ar to kodola lādiņš atoms sudrabs + 47 (sakarā ar 47 protoniem). Ir arī 47 elektroni.

Ķīmiskā elementa atoms sastāv no kodoli un elektroniskais apvalks. Kodols ir atoma centrālā daļa, kurā ir koncentrēta aptuveni katra tā masa. Atšķirībā no elektronu apvalka, kodolam ir pareizais maksas .

Jums būs nepieciešams

• Ķīmiskā elementa atomskaitlis, Mozeleja likums

Instrukcija

1. Atoma kodols sastāv no 2 veidu daļiņām - protoniem un neitroniem. Neitroni ir elektriski neitrālas daļiņas, tas ir, to elektriskās maksas nulle. Protoni ir pozitīvi lādētas daļiņas un to elektriskās maksas ir +1.

2. Pa šo ceļu, maksas kodoli vienāds ar protonu skaitu. Savukārt protonu skaits kodolā ir vienāds ar ķīmiskā elementa kodola skaitli. Piemēram, ūdeņraža kodola skaitlis ir 1, tas ir, ūdeņraža kodols sastāv no viena protona un ir maksas+1. Nātrija kodola skaitlis ir 11, maksas viņa kodoli vienāds ar +11.

3. Alfa sabrukšanas stadijā kodoli tā kodola skaitlis tiek samazināts par diviem, izstarojot alfa daļiņu ( kodoli hēlija atoms). Tādējādi par diviem samazinās arī protonu skaits kodolā, kurā ir veikta alfa sabrukšana Beta sabrukšana var notikt 3 dažādi veidi. Beta-mīnus sabrukšanas gadījumā neitrons pārvēršas par protonu, izstarojot elektronu un antineitrīnu. Tad maksas kodoli palielinās par vienu. Beta-plus sabrukšanas gadījumā protons pārvēršas par neitronu, pozitronu un neitrīno, maksas kodoli samazinās par vienu.Elektroniskās uztveršanas gadījumā maksas kodoli arī samazinās par vienu.

4. Uzlādē kodoli var arī noteikt pēc atoma raksturīgā starojuma spektrālo līniju frekvences. Saskaņā ar Mozeleja likumu: sqrt(v/R) = (ZS)/n, kur v ir raksturīgā starojuma spektrālā frekvence, R ir Ridberga nepārtrauktība, S ir skrīninga nepārtrauktība, n ir galvenais kvantu skaitlis. Z = n*sqrt(v/r)+s.

Saistītie video

Atoms ir visa elementa mazākā daļiņa, kurai ir tā ķīmiskās īpašības. Gan par atoma esamību, gan uzbūvi ir diskutēts un izprasts jau kopš seniem laikiem. Tika konstatēts, ka atomu uzbūve ir līdzīga Skaidrās sistēmas uzbūvei: centrā atrodas kodols, kas aizņem diezgan maz vietas, bet sevī fokusē aptuveni visu masu; ap to griežas "planētas" - elektroni, kas nes negatīvu maksas. Kā var noteikt lādiņu? kodoli atoms?

Instrukcija

1. Katrs atoms ir elektriski neitrāls. Bet no tā, ka elektroni nes negatīvus maksas, tiem jābūt līdzsvarotiem ar pretējiem lādiņiem. Tā ir patiesība. Pozitīvi maksas pārnēsā daļiņas, ko sauc par protoniem, kas atrodas atoma kodolā. Protons ir daudz apjomīgāks par elektronu: tas sver pat 1836 elektronus!

2. Primitīvākais gadījums ir periodiskās tabulas pirmā elementa ūdeņraža atoms. Aplūkojot tabulu, jūs redzēsit, ka tas ieņem pirmo vietu un tā kodols sastāv no izcila protona, ap kuru griežas ārkārtējs elektrons. No tā izriet, ka maksa kodoliūdeņraža atoms ir +1.

3. Citu elementu kodoli sastāv ne tikai no protoniem, bet arī no tā sauktajiem "neitroniem". Kā var viegli saprast no paša nosaukuma, neitroni nesatur nekādu lādiņu – ne negatīvu, ne pareizu. Tāpēc atcerieties: neatkarīgi no tā, cik neitronu ir iekļauti kodolā kodoli, tie ietekmē tikai tā masu, bet ne lādiņu.

4. Līdz ar to pozitīvā lādiņa lielums kodoli atoms ir atkarīgs tikai no tā, cik daudz protonu tas satur. Bet no tā, ka, kā jau tuvāk norādīts, atoms ir elektriski neitrāls, tā kodolam jāsatur tik daudz protonu, cik ap to griežas elektroni. kodoli. Protonu skaitu nosaka elementa kārtas numurs periodiskajā tabulā.

5. Apsveriet vairākus elementus. Pieņemsim, ka slavenais un steidzami nepieciešamais skābeklis atrodas "šūnā" ar numuru 8. Līdz ar to tās kodolā ir 8 protoni, un lādiņš kodoli būs +8. Tērauds aizņem “šūnu” ar numuru 26, un attiecīgi tam ir lādiņš kodoli+26. Un kārtīgam metālam – zeltam, ar sērijas numuru 79 – būs tieši tāds pats lādiņš kodoli(79), ar + zīmi. Attiecīgi skābekļa atoms satur 8 elektronus, dzelzs atoms - 26, bet zelta atoms - 79.

Saistītie video

IN parastos apstākļos atoms ir elektriski neitrāls. Šajā gadījumā atoma kodols, kas sastāv no protoniem un neitroniem, ir pozitīvi uzlādēts, un elektroniem ir negatīvs lādiņš. Ar elektronu pārpalikumu vai trūkumu atoms pārvēršas par jonu.

Instrukcija

1. Katram ķīmiskajam elementam ir savs unikāls kodollādiņš. Tas ir lādiņš, kas nosaka elementa skaitu periodiskajā sistēmā. Tātad ūdeņraža kodolam ir lādiņš +1, hēlija +2, litija +3, berilija +4 utt. Tādējādi, ja mēs saglabājam elementu, tā atoma kodola lādiņu var noteikt no periodiskās tabulas.

2. No tā, ka parastos apstākļos atoms ir elektriski neitrāls, elektronu skaits atbilst atoma kodola lādiņam. Elektronu negatīvo lādiņu kompensē kodola pozitīvais lādiņš. Elektrostatiskie spēki notur elektronu mākoņus atoma tuvumā, kas nodrošina tā stabilitāti.

3. Noteiktu apstākļu ietekmē ir atļauts atņemt elektronus no atoma vai pievienot tam papildu. Ja atomam atņem elektronu, atoms kļūst par katjonu – pareizi uzlādētu jonu. Ar pārmērīgu elektronu skaitu atoms kļūst par anjonu - negatīvi lādētu jonu.

4. Ķīmiskie savienojumi pēc būtības var būt gan molekulāri, gan joni. Molekulas ir arī elektriski neitrālas, un joniem ir noteikts lādiņš. Tātad amonjaka molekula NH3 ir neitrāla, bet amonija jons NH4 + ir pareizi uzlādēts. Saites starp atomiem amonjaka molekulā ir kovalentas, ko veido apmaiņas veids. Ceturtais ūdeņraža atoms savienojas pēc donora-akceptora mehānisma, arī šī ir kovalentā saite. Amonijs veidojas, kad amonjaks reaģē ar skābes šķīdumiem.

5. Galvenais ir saprast, ka elementa kodola lādiņš nav atkarīgs no ķīmiskām reinkarnācijām. Neatkarīgi no tā, cik daudz elektronu jūs pievienojat vai atņemat, kodola lādiņš paliek nemainīgs. Piemēram, O atomu, O-anjonu un O+ katjonu raksturo viens un tas pats kodola lādiņš +8. Šajā gadījumā atomam ir 8 elektroni, anjonam 9, katjonam - 7. Pats kodols var tikt mainīts tikai caur kodolmetamorfozēm.

6. Īpaši bieži sastopams kodolreakcijas veids ir radioaktīvā sabrukšana, kas var notikt dabiskajā vidē. Elementu kodolmasa, kas dabā notiek šādā sabrukšanā, ir ievietota kvadrātiekavās. Tas nozīmē, ka masas skaitlis nav nemainīgs, laika gaitā mainās.

Periodiskajā elementu tabulā D.I. Mendeļejeva sudrabam ir sērijas numurs 47 un apzīmējums "Ag" (argentum). Šī metāla nosaukums varētu būt cēlies no latīņu valodas "argos", kas nozīmē "balts", "spīdīgs".

Instrukcija

1. Sudrabs sabiedrībai bija zināms jau 4. gadu tūkstotī pirms mūsu ēras. Senajā Ēģiptē to pat sauca par "balto zeltu". Šis dārgais metāls dabā ir sastopams gan dabiskā veidā, gan savienojumu, piemēram, sulfīdu veidā. Sudraba tīrradņiem ir milzīgs svars, un tie bieži satur zelta, dzīvsudraba, vara, platīna, antimona un bismuta piemaisījumus.

2. Sudraba ķīmiskās īpašības.Sudrabs pieder pie pārejas metālu grupas un tam piemīt visas metālu īpašības. Taču sudraba ķīmiskā aktivitāte ir zema – metālu elektroķīmiskajā spriegumu virknē tas atrodas pa labi no ūdeņraža, aptuveni pašā galā. Savienojumos sudraba oksidācijas pakāpe visbiežāk ir +1.

3. Parastos apstākļos sudrabs nereaģē ar skābekli, ūdeņradi, slāpekli, oglekli, silīciju, bet mijiedarbojas ar sēru, veidojot sudraba sulfīdu: 2Ag+S=Ag2S. Sildot, sudrabs mijiedarbojas ar halogēniem: 2Ag+Cl2=2AgCl?.

4. Šķīstošo sudraba nitrātu AgNO3 izmanto labas kvalitātes halogenīdu jonu noteikšanai šķīdumā - (Cl-), (Br-), (I-): (Ag+)+(Hal-)=AgHal?. Piemēram, mijiedarbojoties ar hlora anjoniem, sudrabs rada nešķīstošas ​​baltas nogulsnes AgCl?.

5. Kāpēc sudraba priekšmeti izbalē gaisā? Sudraba priekšmetu pakāpeniskas tumšākas iemesls ir tas, ka sudrabs reaģē ar gaisā esošo sērūdeņradi. Rezultātā uz metāla virsmas veidojas Ag2S plēve: 4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O.

6. Kā sudrabs mijiedarbojas ar skābēm?Sudrabs, tāpat kā varš, nesadarbojas ar atšķaidītu sālsskābi un sērskābi, jo tas ir zemas aktivitātes metāls un nevar izspiest no tām ūdeņradi. Oksidējošās skābes, slāpekļa un koncentrētas sērskābe, izšķīdina sudrabu: 2Ag+2H2SO4(konc.)=Ag2SO4+SO2?+2H2O; Ag+2HNO3(konc.)=AgNO3+NO2++H2O; 3Ag + 4HNO3 (razb.) \u003d 3AgNO3 + NO? + 2H2O.

7. Ja sudraba nitrāta šķīdumam pievieno sārmu, iegūst tumšas kastaņu sudraba oksīda Ag2O nogulsnes: 2AgNO3+2NaOH=Ag2O?+2NaNO3+H2O.

8. Tāpat kā vienvērtīgie vara savienojumi, nešķīstošās AgCl un Ag2O nogulsnes spēj izšķīst amonjaka šķīdumos, veidojot kompleksus savienojumus: AgCl + 2NH3 = Cl; Ag2O+4NH3+H2O=2OH. Pēdējais savienojums tiek bieži izmantots organiskā ķīmija"sudraba spoguļa" reakcijā - laba reakcija uz aldehīdu grupu.

Ogleklis ir viens no ķīmiskajiem elementiem, kura periodiskajā tabulā ir simbols C. Tā sērijas numurs ir 6, kodolmasa ir 12,0107 g/mol, atoma rādiuss ir 91 pm. Savu nosaukumu ogleklis ir parādā krievu ķīmiķiem, kuri elementam vispirms piešķīra nosaukumu "ogleklis", kas pēc tam pārtapa par pašreizējo.

Instrukcija

1. Rūpniecībā oglekli izmanto jau kopš seniem laikiem, kad kalēji to izmantoja metālu kausēšanā. Divi labi zināmi allotropās modifikācijasķīmiskais elements - dimants, ko izmanto juvelierizstrādājumu un rūpniecības nozarēs, kā arī grafīts, par kura atklāšanu nesen tika apbalvots Nobela prēmija. Pat Antuāns Lavuazjē veica pirmās iemaņas ar tā sauktajām tīrajām oglēm, pēc tam tās īpašības daļēji pētīja zinātnieku grupa - Gitons de Morvo, pats Lavuāzjē, Bertolē un Furruā, kas savas prasmes aprakstīja grāmatā "Metode Ķīmiskā nomenklatūra".

2. Pirmo reizi brīvo oglekli izveda britu Tennants, kurš fosfora tvaikus izlaida pāri karstam krītam un kopā ar oglekli saņēma kalcija fosfātu. Turpināja britu štāba iemaņas francūzis Guitons de Morvo. Viņš rūpīgi karsēja dimantu, galu galā pārvēršot to grafītā un vēlāk ogļskābē.

3. Oglekļa fizikālās īpašības veidošanās dēļ ir diezgan dažādas ķīmiskās saites dažāda veida. Tuvāk zināms, ka šis ķīmiskais elements nepārtraukti veidojas stratosfēras apakšējos slāņos, un tā īpašības jau kopš 50. gadiem ir nodrošinājušas ogleklim vietu atomelektrostacijās un ūdeņraža kodolbumbās.

4. Fiziķi izšķir vairākas oglekļa formas vai konstrukcijas: tetrisko, trigonālo un diagonālo. Tam ir arī vairākas kristāliskas variācijas – dimants, grafēns, grafīts, karbīns, lonsdaleīts, nanodimants, fullerēns, fullerīts, oglekļa šķiedra, nanošķiedra un nanocaurules. Amorfajai oglei ir arī formas: aktivēta un ogles, fosilās ogles vai antracīts, akmeņogles vai naftas kokss, stiklveida ogle, ogle, ogle un oglekļa nanoplēve. Fiziķiem ir arī kopīgas kolestera variācijas - astrāli, dikarboni un oglekļa nanokoni.

5. Ogleklis ir diezgan inerts, ja nav ekstremālu temperatūru, un, kad tiek sasniegts to augšējais slieksnis, tas daudz vairāk savienojas ar citiem ķīmiskajiem elementiem, parādot visspēcīgākās reducējošās īpašības.

6. Iespējams, īpaši slavens oglekļa pielietojums ir zīmuļu rūpniecībā, kur to sajauc ar māliem, lai padarītu to mazāk trauslu. To izmanto arī kā smērvielu dūšīgi augstu vai zemas temperatūras, un augstā kušanas temperatūra ļauj no oglekļa izgatavot spēcīgus tīģeļus metālu liešanai. Grafīts ir arī burvīgi vadošs elektrība, kas sniedz lielas izredzes tā izmantošanai elektronikā.

Saistītie video

Piezīme!
D.I. Mendeļejeva tabulā vienā šūnā ir norādītas divas skaitliskās vērtības visam ķīmiskajam elementam. Nejauciet elementa atomskaitli un relatīvo kodolmasu