Jaký je poloměr atomu. Atomový poloměr: co to je a jak určit

Určování atomových poloměrů také zahrnuje některé problémy. Za prvé, atom není koule s přesně definovaným povrchem a poloměrem. Připomeňme, že atom je jádro obklopené oblakem elektronů. Pravděpodobnost detekce elektronu se vzdáleností od jádra se postupně zvyšuje k určitému maximu a pak postupně klesá, ale nulovou se stává až v nekonečně velké vzdálenosti. Za druhé, pokud ještě zvolíme nějakou podmínku pro určení poloměru, takový poloměr stejně nelze experimentálně změřit.

Experiment umožňuje určit pouze mezijaderné vzdálenosti, jinými slovy délky vazeb (a to i s určitými výhradami uvedenými v popisku k obr. 2.21). K jejich stanovení se používá rentgenová difrakční analýza nebo metoda elektronové difrakce (založená na elektronové difrakci). Předpokládá se, že poloměr atomu je roven polovině nejmenší mezijaderné vzdálenosti mezi identickými atomy.

Van der Waalsovy poloměry. U nevázaných atomů se polovina nejmenší mezijaderné vzdálenosti nazývá van der Waalsův poloměr. Tato definice je znázorněna na Obr. 2.22.

Rýže. 2.21. Délka odkazu. Vzhledem k tomu, že molekuly neustále vibrují, nemá mezijaderná vzdálenost, neboli délka vazby, pevnou hodnotu. Tento obrázek schematicky znázorňuje lineární vibraci jednoduché dvouatomové molekuly. Vibrace znemožňují definovat délku vazby jednoduše jako vzdálenost mezi středy dvou vázaných atomů. Přesnější definice vypadá takto: délka vazby je vzdálenost mezi vázanými atomy, měřená mezi těžišti dvou atomů a odpovídající minimální energii vazby. Minimální energie je znázorněna na Morseově křivce (viz obr. 2.1).

Tabulka 2.6. Hustoty alotropů uhlíku a síry Tabulka 2.7. Délka vazby uhlík-uhlík

kovalentní poloměry.Kovalentní poloměr je definován jako polovina mezijaderné vzdálenosti (délka vazby) mezi dvěma identickými atomy spojenými navzájem kovalentní vazbou.(obr. 2.22, b). Jako příklad si vezměme molekulu chloru Cl2 s délkou vazby 0,1988 nm. Předpokládá se, že kovalentní poloměr chloru je 0,0944 nm.

Když známe kovalentní poloměr atomu jednoho prvku, lze vypočítat kovalentní poloměr atomu jiného prvku. Například experimentálně zjištěná hodnota délky vazby C-Cl v CH3CI je 0,1767 nm. Odečtením od této hodnoty kovalentního poloměru chloru (0,0994 nm) zjistíme, že kovalentní poloměr uhlíku je 0,0773 nm. Tato metoda výpočtu je založena na principu aditivity, podle kterého se poloměry atomů řídí jednoduchým zákonem sčítání. Délka vazby C-Cl je tedy součtem kovalentních poloměrů uhlíku a chlóru. Princip aditivity platí pouze pro jednoduché kovalentní vazby. Dvojné a trojné kovalentní vazby jsou kratší (tabulka 2.7).

Jednoduchá délka kovalentní vazba závisí také na jeho prostředí v molekule. Například délka CH-H vazby se pohybuje od 0,1070 nm na trisubstituovaném atomu uhlíku do 0,115 nm ve sloučenině CH3CN.

kovové rádiusy. Předpokládá se, že poloměr kovu se rovná polovině mezijaderné vzdálenosti mezi sousedními ionty krystalová mřížka kov (obr. 2.22, c). Pojem atomový poloměr obvykle označuje kovalentní poloměr atomů nekovových prvků a pojem kovový poloměr označuje atomy kovových prvků.

Iontové poloměry. Iontový poloměr je jednou ze dvou částí mezijaderné vzdálenosti mezi sousedními monatomickými (jednoduchými) ionty v krystalické iontové sloučenině (soli). Značné problémy je spojeno i se stanovením iontového poloměru, protože experimentálně se měří interiontové vzdálenosti, nikoli samotné iontové poloměry. Interiontové vzdálenosti závisí na sbalení iontů v krystalové mřížce. Na Obr. 2.23 ukazuje tři možné způsoby balení iontů v krystalové mřížce. Bohužel experimentálně naměřené meziiontové vzdálenosti

Rýže. 2.23. Iontové poloměry, c-anionty jsou ve vzájemném kontaktu, ale kationty nejsou v kontaktu s anionty; b-kationty jsou v kontaktu s anionty, ale anionty nejsou ve vzájemném kontaktu; do podmíněně přijatého uspořádání iontů, ve kterém jsou kationty v kontaktu s anionty a anionty jsou ve vzájemném kontaktu. Vzdálenost a je určena experimentálně. Je brán jako dvojnásobek poloměru aniontu. To umožňuje vypočítat mezilehlou vzdálenost b, která je součtem poloměrů aniontu a kationtu. Při znalosti interierové vzdálenosti b lze vypočítat poloměr kationtu.

neumožňují nám posoudit, který z těchto tří způsobů balení se v každém případě skutečně provádí. Problém je najít poměr, ve kterém by měla být interiontová vzdálenost rozdělena na dvě části odpovídající poloměrům dvou iontů, jinými slovy rozhodnout, kde jeden ion vlastně končí a kde začíná druhý. Jak je znázorněno například na Obr. 2.12 ani mapy elektronové hustoty solí neumožňují řešení tohoto problému. K překonání tohoto problému se obvykle předpokládá, že: 1) meziiontová vzdálenost je součtem dvou iontových poloměrů, 2) ionty jsou sférické a 3) sousední koule jsou ve vzájemném kontaktu. Poslední předpoklad odpovídá metodě balení iontů znázorněné na Obr. 2.23e Pokud je znám jeden iontový poloměr, lze vypočítat další iontové poloměry na základě principu aditivity.

Přizpůsobení poloměru různé typy. V tabulce. 2.8 ukazuje hodnoty poloměrů různých typů pro tři prvky 3. období. Je snadné vidět, že největší hodnoty patří aniontovým a van der Waalsovým poloměrům. Na Obr. 11.9 porovnává velikosti iontů a atomů pro všechny prvky 3. periody s výjimkou argonu. Velikosti atomů jsou určeny jejich kovalentními poloměry. Je třeba poznamenat, že kationty jsou menší než atomy a anionty jsou větší než atomy stejných prvků. Pro každý prvek všech typů poloměrů vždy nejmenší hodnota náleží kationtovému poloměru.

Tabulka 2.8. Porovnání atomových poloměrů různých typů

Experimentální definice. K určení tvaru jednoduchých molekul a víceatomových iontů, respektive délek vazeb a vazebných úhlů (úhly mezi vazbami), se používá řada experimentálních metod. Patří mezi ně mikrovlnná spektroskopie a také metody pro studium difrakce rentgenového záření (rentgenová difrakční analýza), neutronů (neutronografie) nebo elektronů (elektronografie). Další kapitola podrobně popisuje, jak lze určit krystalovou strukturu pomocí rentgenové difrakce. K určení tvaru jednoduchých molekul v plynné fázi se však obvykle používá elektronová difrakce (metoda pro studium elektronové difrakce). Tato metoda je založena na využití vlnových vlastností elektronů. Elektronový paprsek prochází vzorkem zkoumaného plynu. Molekuly plynu rozptylují elektrony a výsledkem je difrakční obrazec. Jeho analýzou lze určit délky vazeb a úhly vazeb v molekulách. Tato metoda je podobná metodě používané při analýze difrakčního obrazce vytvořeného rozptylem rentgenových paprsků.

atomové ionty; mají význam poloměrů koulí představujících tyto atomy nebo ionty v molekulách nebo krystalech. Atomové poloměry umožňují aproximovat mezijaderné (meziatomové) vzdálenosti v molekulách a krystalech.

Elektronová hustota izolovaného atomu rychle klesá s rostoucí vzdáleností k jádru, takže poloměr atomu by mohl být definován jako poloměr koule, ve které je hlavní část (například 99 %) elektronové hustoty. koncentrovaný. Pro odhad mezijaderných vzdáleností se však ukázalo jako vhodnější interpretovat atomové poloměry jiným způsobem. To vedlo k různým definicím a systémům atomových poloměrů.

Kovalentní poloměr atomu X je definován jako polovina délky jednoduché chemické vazby X-X. Takže pro halogeny jsou kovalentní poloměry vypočteny z rovnovážné mezijaderné vzdálenosti v molekule X 2, pro síru a selen - v molekulách S 8 a Se 8, pro uhlík - v diamantovém krystalu. Výjimkou je atom vodíku, u kterého se předpokládá, že kovalentní atomový poloměr je 30 pm, zatímco polovina mezijaderné vzdálenosti v molekule H 2 je 37 pm. U sloučenin s kovalentní vazbou je zpravidla splněn princip aditivity (délka vazby X–Y je přibližně rovna součtu atomových poloměrů atomů X a Y), což umožňuje předpovídat délky vazeb. v polyatomárních molekulách.

Iontové poloměry jsou definovány jako hodnoty, jejichž součet pro pár iontů (například X + a Y -) se rovná nejkratší mezijaderné vzdálenosti v odpovídajících iontových krystalech. Existuje několik systémů iontových poloměrů; systémy se liší v číselných hodnotách pro jednotlivé ionty, podle toho, jaký poloměr a který ion se bere jako základ pro výpočet poloměrů ostatních iontů. Například podle Paulinga se jedná o poloměr iontu O 2-, který se rovná 140 pm; podle Shannona - poloměr stejného iontu, braný rovný 121 pm. Přes tyto rozdíly vedou různé systémy pro výpočet mezijaderných vzdáleností v iontových krystalech k přibližně stejným výsledkům.

Kovové poloměry jsou definovány jako polovina nejkratší vzdálenosti mezi atomy v krystalové mřížce kovu. U kovových konstrukcí, které se liší typem těsnění, jsou tyto poloměry odlišné. Blízkost hodnot atomových poloměrů různých kovů často slouží jako údaj o možnosti tvorby pevných roztoků těmito kovy. Aditivita poloměrů umožňuje predikovat parametry krystalových mřížek intermetalických sloučenin.

Van der Waalsovy poloměry jsou definovány jako veličiny, jejichž součet se rovná vzdálenosti, na kterou se mohou přiblížit dva chemicky nepříbuzné atomy různých molekul, popř. různé skupiny atomy téže molekuly. V průměru jsou van der Waalsovy poloměry asi o 80 pm větší než kovalentní poloměry. Van der Waalsovy poloměry se používají k interpretaci a predikci stability molekulárních konformací a strukturního uspořádání molekul v krystalech.

Lit .: Housecroft K., Constable E. Modern Course obecná chemie. M., 2002. T. 1.

Určování atomových poloměrů také zahrnuje některé problémy. Za prvé, atom není koule s přesně definovaným povrchem a poloměrem. Připomeňme, že atom je jádro obklopené oblakem elektronů. Pravděpodobnost detekce elektronu se vzdáleností od jádra se postupně zvyšuje k určitému maximu a pak postupně klesá, ale nulovou se stává až v nekonečně velké vzdálenosti. Za druhé, pokud ještě zvolíme nějakou podmínku pro určení poloměru, takový poloměr stejně nelze experimentálně změřit.

Van der Waalsovy poloměry. U nevázaných atomů se polovina nejmenší mezijaderné vzdálenosti nazývá van der Waalsův poloměr. Tato definice je znázorněna na Obr. 2.22.

Rýže. 2.22. Atomové poloměry, a - van der Waalsův poloměr; b - kovalentní poloměr; c - kovový rádius.

kovalentní poloměry. Kovalentní poloměr je definován jako polovina mezijaderné vzdálenosti (délka vazby) mezi dvěma stejnými atomy vázanými k sobě kovalentní vazbou (obr. 2.22, b). Jako příklad si vezměme molekulu chloru s délkou vazby 0,1988 nm. Předpokládá se, že kovalentní poloměr chloru je 0,0944 nm.

Když známe kovalentní poloměr atomu jednoho prvku, lze vypočítat kovalentní poloměr atomu jiného prvku. Například experimentálně zjištěná hodnota délky vazby je 0,1767 nm. Odečtením od této hodnoty kovalentního poloměru chloru (0,0994 nm) zjistíme, že kovalentní poloměr uhlíku je 0,0773 nm. Tato metoda výpočtu je založena na principu aditivity, podle kterého se poloměry atomů řídí jednoduchým zákonem sčítání. Délka vazby je tedy součtem kovalentních poloměrů uhlíku a chlóru. Princip aditivity platí pouze pro jednoduché kovalentní vazby. Dvojné a trojné kovalentní vazby jsou kratší (tabulka 2.7).

Délka jednoduché kovalentní vazby závisí také na jejím prostředí v molekule. Například délka vazby se pohybuje od 0,1070 nm na trisubstituovaném atomu uhlíku do 0,115 nm ve sloučenině

kovové rádiusy. Předpokládá se, že poloměr kovu se rovná polovině mezijaderné vzdálenosti mezi sousedními ionty v krystalové mřížce kovu (obr. 2.22, c). Termín atomový poloměr obecně označuje kovalentní poloměr atomů nekovových prvků, zatímco termín kovový poloměr se týká atomů kovových prvků.

Iontové poloměry. Iontový poloměr je jednou ze dvou částí mezijaderné vzdálenosti mezi sousedními monatomickými (jednoduchými) ionty v krystalické iontové sloučenině (soli). Značné problémy je spojeno i se stanovením iontového poloměru, protože experimentálně se měří interiontové vzdálenosti, nikoli samotné iontové poloměry. Interiontové vzdálenosti závisí na sbalení iontů v krystalové mřížce. Na Obr. 2.23 ukazuje tři možné způsoby balení iontů v krystalové mřížce. Bohužel experimentálně naměřené meziiontové vzdálenosti

Rýže. 2.23. Iontové poloměry, a - anionty jsou ve vzájemném kontaktu, ale kationty nejsou v kontaktu s anionty; b - kationty jsou v kontaktu s anionty, ale anionty nejsou ve vzájemném kontaktu; c - podmíněně přijaté uspořádání iontů, ve kterém jsou kationty v kontaktu s anionty a anionty jsou ve vzájemném kontaktu. Vzdálenost a je určena experimentálně. Je brán jako dvojnásobek poloměru aniontu. To umožňuje vypočítat mezilehlou vzdálenost b, která je součtem poloměrů aniontu a kationtu. Při znalosti interierové vzdálenosti b lze vypočítat poloměr kationtu.

neumožňují nám posoudit, který z těchto tří způsobů balení se v každém případě skutečně provádí. Problém je najít poměr, ve kterém by měla být interiontová vzdálenost rozdělena na dvě části odpovídající poloměrům dvou iontů, jinými slovy rozhodnout, kde jeden ion vlastně končí a kde začíná druhý. Jak je znázorněno například na Obr. 2.12 ani mapy elektronové hustoty solí neumožňují řešení tohoto problému. K překonání tohoto problému se obvykle předpokládá, že: 1) meziiontová vzdálenost je součtem dvou iontových poloměrů, 2) ionty jsou sférické a 3) sousední koule jsou ve vzájemném kontaktu. Poslední předpoklad odpovídá metodě balení iontů znázorněné na Obr. 2,23, c. Pokud je znám jeden iontový poloměr, lze na principu aditivity vypočítat další iontové poloměry.

Porovnání různých typů poloměrů. V tabulce. 2.8 ukazuje hodnoty poloměrů různých typů pro tři prvky 3. období. Je snadné vidět, že největší hodnoty patří aniontovým a van der Waalsovým poloměrům. Na Obr. 11.9 porovnává velikosti iontů a atomů pro všechny prvky 3. periody s výjimkou argonu. Velikosti atomů jsou určeny jejich kovalentními poloměry. Je třeba poznamenat, že kationty jsou menší než atomy a anionty jsou větší než atomy stejných prvků. Pro každý prvek všech typů poloměrů vždy nejmenší hodnota náleží kationtovému poloměru.

Tabulka 2.8. Porovnání atomových poloměrů různých typů

Zvažte vztah mezi polohou prvků v periodickém systému a takovými vlastnostmi chemických prvků, jako je atomový poloměr a elektronegativita.

Atomový poloměr je hodnota, která ukazuje velikost elektronového obalu atomu. To je velmi důležitá veličina, na které závisí vlastnosti atomů chemických prvků. V hlavních podskupinách dochází se zvýšením náboje atomového jádra ke zvýšení počtu elektronových úrovní, proto se atomový poloměr zvyšuje se zvýšením sériového čísla v hlavních podskupinách.

V periodách dochází ke zvýšení náboje jádra atomu chemického prvku, což vede ke zvýšení přitahování vnějších elektronů k jádru. Navíc s nárůstem náboje jádra se zvyšuje počet elektronů ve vnější hladině, ale nezvyšuje se počet elektronických hladin. Tyto vzory vedou ke stlačení elektronového obalu kolem jádra. Proto se atomový poloměr zmenšuje s rostoucím pořadovým číslem v periodách.

Například, uspořádáme chemické prvky O, C, Li, F, N sestupně podle atomových poloměrů. Chemické prvky jsou uvedeny ve druhé periodě. V určité periodě se atomové poloměry zmenšují s rostoucím sériovým číslem. Proto musí být tyto chemické prvky zapsány ve vzestupném pořadí jejich sériových čísel: Li, C, N, O, F.

Vlastnosti prvků a látek, které tvoří, závisí na počtu valenčních elektronů, rovnajícím se číslu skupiny v periodické tabulce.

Dokončené energetické hladiny, stejně jako vnější hladina, obsahující osm elektronů, mají zvýšenou stabilitu. To vysvětluje chemickou inertnost helia, neonu a argonu: nevstupují dovnitř chemické reakce. Atomy všech ostatních chemických prvků mají tendenci se vzdávat nebo získávat elektrony, takže jejich elektronový obal je stabilní, zatímco se mění v nabité částice.

Elektronegativita- to je schopnost atomu ve sloučeninách přitahovat k sobě valenční elektrony, tedy elektrony, přes které chemické vazby mezi atomy. Tato vlastnost je způsobena tím, že atomy mají tendenci dotvářet vnější elektronovou vrstvu a získávat energeticky výhodnou konfiguraci inertního plynu – 8 elektronů.

Elektronegativita závisí na schopnosti atomového jádra přitahovat elektrony z vnější energetické hladiny. Čím silnější je tato přitažlivost, tím větší je elektronegativita. Přitažlivá síla elektronů vnější energetické hladiny je tím větší, čím menší je poloměr atomu. Proto bude změna elektronegativity v periodách a hlavních podskupinách opačná ke změně atomových poloměrů. Proto v hlavních podskupinách elektronegativita klesá s rostoucím pořadovým číslem. V obdobích s rostoucím sériovým číslem se zvyšuje elektronegativita.

Například, uspořádejte chemické prvky Br, F, I, Cl podle rostoucí elektronegativity. Uvedené chemické prvky jsou v hlavní podskupině sedmé skupiny. V hlavních podskupinách elektronegativita klesá s rostoucím pořadovým číslem. Proto musí být tyto chemické prvky zapsány v sestupném pořadí jejich pořadových čísel: I, Br, Cl, F.

Pod poloměr atom vzdálenost mezi jádrem daného atom a jeho nejvzdálenější elektronovou dráhu. K dnešnímu dni je obecně uznávanou jednotkou měření jaderného poloměru pikometr (pm). Definujte poloměr atom velice jednoduché.

Budete potřebovat

Mendělejevova periodická tabulka

Návod

1. Nejprve by měla být po ruce obyčejná periodická tabulka, ve které jsou uspořádány všechny chemické prvky známé společnosti. Najít tuto tabulku je velmi snadné v jakékoli referenční knize o chemii, školní učebnice, nebo si ji můžete zakoupit samostatně v nejbližším knihkupectví.

2. V pravém horním rohu všech chemických prvků je uvedeno jejich sériové číslo. Toto číslo se zcela shoduje s tím jaderným poloměr daný atom .

3. Řekněme, že atomové číslo chlóru (Cl) je 17. To znamená, že vzdálenost od jádra atom chloru na jeho nejvzdálenější dráhu pohybu stabilního elektronu je 17 hodin. Pokud je požadována detekce nejen jaderného poloměru, ale také separace elektronů podél elektronových drah, pak lze tyto údaje podtrhnout ze sloupce čísel umístěného vpravo od názvu chemického prvku.

Ve struktuře planety Země se rozlišuje jádro, plášť a kůra. Jádro je centrální část umístěná zvláště daleko od povrchu. Plášť se nachází pod kůrou a výše jádra. Konečně, kůra je vnější tvrdý obal planety.

Návod

1. Jeden z prvních, kdo navrhl existenci jádra Britský chemik a fyzik Henry Cavendish v 18. století. Dokázal vypočítat hmotnost a průměrnou hustotu Země. Porovnal hustotu Země s hustotou hornin na povrchu. Bylo zjištěno, že hustota povrchu je mnohem nižší než průměr.

2. Německý seismolog E. Wiechert existenci potvrdil jádra Země v roce 1897. Zámořský geofyzik B. Guttenberg v roce 1910 určil hloubku výskytu jádra- 2900 km. Podle vědců se jádro skládá ze slitiny železa, niklu a dalších prvků, které mají afinitu k železu: zlato, uhlík, kobalt, germanium a další.

3. Průměrný poloměr jádra je 3500 kilometrů. Navíc v budově jádra Země vyzařuje pevné vnitřní jádro, které má poloměr asi 1300 kilometrů a kapalina vnější poloměr ohm asi 2200 kilometrů. Ve středu jádra teplota dosahuje 5000°C. Hmotnost jádra odhadem asi 2 10 ^ 24 kg.

4. Je dovoleno nakreslit paralelu mezi strukturou planet a strukturou atomu. V atomu je také dána centrální část - jádro a hlavní hmota je soustředěna v jádře. Velikost jaderných jader je několik femtometrů (od lat. femto - 15). Předpona "femto" znamená násobení deseti na mínus patnáctou mocninu. To znamená, že jádro atomu je 10 tisíckrát menší než samotný atom a 10 ^ 21krát menší než velikost jádra Země.

5. Abychom ocenili poloměr planet, využívají nepřímé geochemické a geofyzikální metody. V případě atomu se provádí přehled rozpadu těžkých jader, přičemž se nebere v úvahu ani tak geometrické poloměr, Kolik poloměr akce jaderných sil. Myšlenku planetární struktury atomu předložil Rutherford. Připojená hmota jádra z poloměr a není lineární.

Související videa

Aby bylo možné určit Hmotnost atom, najděte molární hmotnost monatomické látky pomocí periodické tabulky. Poté tuto hmotnost vydělte Avogadrovým číslem (6,022 10 ^ (23)). To bude hmotnost atomu v jednotkách, ve kterých byla měřena molární hmotnost. Hmotnost atomu plynu se nachází v podmínkách jeho objemu, který lze snadno změřit.

Budete potřebovat

Chcete-li určit hmotnost atomu látky, vezměte si periodickou tabulku, svinovací metr nebo pravítko, manometr, teploměr.

Návod

1. Určení hmotnosti atomu pevné tělo nebo kapalin Pro určení hmotnosti atomu látky určete její povahu (z jakých atomů se skládá). V periodické tabulce najděte buňku, která popisuje odpovídající prvek. Najděte hmotnost jednoho molu této látky v gramech na mol, který je v této buňce (toto číslo odpovídá hmotnosti atomu v jednotkách jaderné hmotnosti). Molární hmotnost látky vydělte 6,022 10^(23) (Avogadroovo číslo), výsledkem je hmotnost atomu této látky v gramech. Je dovoleno určit hmotnost atomu jinou metodou. Chcete-li to provést, vynásobte jadernou hmotnost látky v jednotkách jaderné hmotnosti v periodické tabulce číslem 1,66 10^(-24). Získejte hmotnost jednoho atomu v gramech.

2. Určení hmotnosti atomu plynu V případě, že nádoba obsahuje plyn neznámé povahy, určete jeho hmotnost v gramech vážením prázdné nádoby a nádoby s plynem a zjistěte rozdíl v jejich hmotnostech. Později změřte objem nádoby s podporou pravítka nebo svinovacího metru, s dalšími výpočty nebo jinými způsoby. Výsledek uveďte v metrech krychlových. Pomocí manometru změřte tlak plynu uvnitř nádoby v pascalech a změřte jeho teplotu teploměrem. Pokud je stupnice teploměru kalibrována ve stupních Celsia, určete hodnotu teploty v Kelvinech. Chcete-li to provést, přidejte číslo 273 k hodnotě teploty na stupnici teploměru.

3. Pro určení hmotnosti molekuly plynu vynásobte hmotnost daného objemu plynu jeho teplotou a číslem 8,31. Výsledek vydělte součinem tlaku plynu, jeho objemu a Avogadro čísla 6,022 10 ^ (23) (m0 \u003d m 8,31 T / (P V NA)). Výsledkem bude hmotnost molekuly plynu v gramech. V případě, že je známo, že molekula plynu je dvouatomová (plyn není inertní), vydělte výsledné číslo 2. Vynásobením součtu 1,66 10 ^ (-24) je možné získat její jadernou hmotnost v jaderné hmotnosti jednotek a určete chemický vzorec plynu.

Související videa

Poznámka!
Díky periodické tabulce je velmi snadné detekovat nejen jaderný poloměr, ale také jadernou hmotnost, molekulovou hmotnost, periodu a řadu toho či onoho prvku a také rozdělení elektronů na elektronické dráhy spolu s počtem oběžných drah. Zvláště slavným modelem atomu je model přijatý v roce 1913 Nielsem Bohrem. Je také známý jako planetární model. Je to dáno tím, že se elektrony, podobně jako planety Čiré soustavy, pohybují kolem Slunce – jádra atomu. Dráhy elektronů jsou spojité. Vývoj tohoto modelu dal impuls ke vzniku nového směru v teoretické fyzice - kvantové mechanice.Úplně 1. poloměr dráhy elektronu se nazývá Bohrův poloměr a energie elektronů na první dráze se nazývá ionizace energie atomu.

Užitečná rada
Stojí za zmínku, že poloměr jakéhokoli atomu je nepřímo úměrný počtu protonů v jeho jádře a je také roven náboji jeho jádra.