Hva er radien til et atom. Atomradius: hva er det og hvordan bestemmes det

Å bestemme atomradius byr også på noen problemer. For det første er et atom ikke en kule med en strengt definert overflate og radius. Husk at et atom er en kjerne omgitt av en sky av elektroner. Sannsynligheten for å oppdage et elektron når det beveger seg bort fra kjernen øker gradvis til et visst maksimum, og avtar deretter gradvis, men blir lik null bare på en uendelig stor avstand. For det andre, hvis vi likevel velger en betingelse for å bestemme radiusen, kan en slik radius likevel ikke måles eksperimentelt.

Eksperimentet tillater oss å bestemme kun indre nukleære avstander, med andre ord bindingslengder (og da med visse forbehold gitt i bildeteksten til fig. 2.21). For å bestemme dem brukes røntgendiffraksjonsanalyse eller elektrondiffraksjonsmetoden (basert på elektrondiffraksjon). Radiusen til et atom antas å være lik halvparten av den minste indre nukleære avstanden mellom identiske atomer.

Vander Waals radier. For ubundne atomer kalles halvparten av den minste indre nukleære avstanden van der Waals-radius. Denne definisjonen er illustrert av fig. 2.22.

Ris. 2.21. Lenkelengde. Fordi molekyler kontinuerlig vibrerer, har ikke den indre nukleære avstanden, eller bindingslengden, en fast verdi. Denne tegningen representerer skjematisk den lineære vibrasjonen til et enkelt diatomisk molekyl. Vibrasjoner tillater ikke bindingslengde å defineres bare som avstanden mellom sentrene til to bundne atomer. En mer presis definisjon er som følger: bindingslengde er avstanden mellom bundne atomer, målt mellom massesentrene til to atomer og tilsvarer minimum bindingsenergi. Minimumsenergien er vist på morsekurven (se fig. 2.1).

Tabell 2.6. Tettheter av karbon- og svovelallotroper Tabell 2.7. Lengde på karbon-karbonbindinger

Kovalente radier.Kovalent radius er definert som halvparten av den indre nukleære avstanden (bindingslengden) mellom to identiske atomer forbundet med hverandre med en kovalent binding(Fig. 2.22, b). Som et eksempel, la oss ta klormolekylet Cl2, hvis bindingslengde er 0,1988 nm. Den kovalente radiusen til klor antas å være 0,0944 nm.

Når du kjenner den kovalente radiusen til et atom i ett grunnstoff, kan du beregne den kovalente radiusen til et atom til et annet grunnstoff. For eksempel er den eksperimentelt bestemte verdien av C-Cl-bindingslengden i CH3Cl 0,1767 nm. Trekker vi den kovalente radiusen til klor (0,0994 nm) fra denne verdien, finner vi at den kovalente radiusen til karbon er 0,0773 nm. Denne beregningsmetoden er basert på additivitetsprinsippet, ifølge hvilket atomradiuser følger en enkel addisjonslov. Dermed er C-Cl-bindingslengden summen av de kovalente radiene til karbon og klor. Prinsippet om additivitet gjelder bare for enkle kovalente bindinger. Dobbelt- og trippelkovalente bindinger er kortere (tabell 2.7).

Enkel lengde kovalent binding avhenger også av miljøet i molekylet. For eksempel lengde CH-bindinger varierer fra 0,1070 nm ved det trisubstituerte karbonatomet til 0,115 nm i CH3CN-forbindelsen.

Metallradier. Den metalliske radiusen antas å være lik halvparten av den indre nukleære avstanden mellom naboioner i krystallgitter metall (fig. 2.22, c). Begrepet atomradius refererer vanligvis til den kovalente radiusen til atomer av ikke-metalliske elementer, og begrepet metallisk radius til atomer av metalliske elementer.

Ioniske radier. Den ioniske radius er en av to deler av den indre nukleære avstanden mellom tilstøtende monoatomiske (enkle) ioner i en krystallinsk ionisk forbindelse (salt).Å bestemme den ioniske radiusen er også beheftet med betydelige problemer, siden interioniske avstander måles eksperimentelt, og ikke de ioniske radiene i seg selv. Interionavstandene avhenger av pakkingen av ioner i krystallgitteret. I fig. Figur 2.23 viser tre mulige måter å pakke ioner i et krystallgitter. Dessverre er de eksperimentelt målte interioniske avstandene

Ris. 2.23. Ioniske radier, c-anioner berører hverandre, men kationer berører ikke anioner; b-kationer er i kontakt med anioner, men anionene er ikke i kontakt med hverandre; inn i det konvensjonelt aksepterte arrangementet av ioner, hvor kationer er i kontakt med anioner og anioner er i kontakt med hverandre. Avstand a bestemmes eksperimentelt. Det antas å være to ganger radiusen til anionen. Dette lar oss beregne den indre avstanden b, som er summen av radiene til anion og kation. Når vi kjenner den indre avstanden b, kan vi beregne radiusen til kationen.

ikke tillate oss å bedømme hvilken av disse tre pakkemetodene som faktisk utføres i hvert enkelt tilfelle. Problemet er å finne proporsjonen for å dele den interioniske avstanden i to deler som tilsvarer radiene til de to ionene, med andre ord for å bestemme hvor det ene ionet faktisk slutter og hvor det andre begynner. Som vist for eksempel i fig. 2.12, kan dette spørsmålet ikke løses selv ved elektrontetthetskartene til salter. For å overvinne denne vanskeligheten, antas det vanligvis at: 1) den indre avstanden er summen av to ioniske radier, 2) ionene er sfæriske i form, og 3) tilstøtende kuler er i kontakt med hverandre. Den siste antagelsen tilsvarer ionepakkingsmetoden vist i fig. 2.23, f. Hvis én ioneradius er kjent, kan andre ioneradius beregnes ut fra additivitetsprinsippet.

Radiustilpasning forskjellige typer. I tabellen 2.8 viser verdiene av radier av forskjellige typer for tre elementer av den tredje perioden. Det er lett å se at de største verdiene tilhører anion- og van der Waals-radiusene. I fig. 11.9 sammenligner størrelsene på ioner og atomer for alle elementene i den tredje perioden, med unntak av argon. Størrelsen på atomene bestemmes av deres kovalente radier. Det skal bemerkes at kationer er mindre i størrelse enn atomer, og anioner er større i størrelse enn atomer av de samme elementene. For hvert element av alle typer radier, tilhører den minste verdien alltid den kationiske radius.

Tabell 2.8. Sammenligning av atomradier av forskjellige typer

Eksperimentell bestemmelse. For å bestemme formen til enkle molekyler og polyatomiske ioner, og mer presist, bindingslengder og bindingsvinkler (vinkler mellom bindinger), brukes en rekke eksperimentelle metoder. Disse inkluderer mikrobølgespektroskopi, samt metoder for å studere diffraksjonen av røntgenstråler (røntgendiffraksjon), nøytroner (nøytrondiffraksjon) eller elektroner (elektrondiffraksjon). Det neste kapittelet beskriver hvordan krystallstruktur kan bestemmes ved hjelp av røntgendiffraksjon. Imidlertid brukes elektrondiffraksjon (en metode for å studere elektrondiffraksjon) vanligvis for å bestemme formen til enkle molekyler i gassfasen. Denne metoden er basert på bruk av bølgeegenskapene til elektroner. En stråle av elektroner føres gjennom en prøve av gassen som studeres. Gassmolekyler sprer elektroner, noe som resulterer i et diffraksjonsmønster. Ved å analysere det er det mulig å bestemme bindingslengder og bindingsvinkler i molekyler. Denne metoden ligner den som brukes i analysen av diffraksjonsmønsteret dannet av spredning av røntgenstråler.

Atomiske ioner; har betydningen av radiene til kulene som representerer disse atomene eller ionene i molekyler eller krystaller. Atomradius gjør det mulig å tilnærmet estimere internukleære (interatomiske) avstander i molekyler og krystaller.

Elektrontettheten til et isolert atom avtar raskt når avstanden til kjernen øker, så radiusen til et atom kan defineres som radiusen til sfæren der hoveddelen (for eksempel 99%) av elektrontettheten er konsentrert. For å estimere internnukleære avstander viste det seg imidlertid å være mer praktisk å tolke atomradius annerledes. Dette førte til fremveksten av forskjellige definisjoner og systemer av atomradius.

Den kovalente radiusen til et X-atom er definert som halvparten av lengden av en enkel kjemisk binding X—X. For halogener beregnes således kovalente radier fra den indre nukleære likevektsavstanden i X 2-molekylet, for svovel og selen - i S 8- og Se 8-molekyler, for karbon - i en diamantkrystall. Unntaket er hydrogenatomet, hvor den kovalente atomradiusen antas å være 30 pm, mens halvparten av den indre nukleære avstanden i H 2 -molekylet er 37 pm. For forbindelser med kovalent binding er som regel additivitetsprinsippet oppfylt (lengden på X-Y-bindingen er omtrent lik summen av atomradiene til X- og Y-atomene), noe som gjør det mulig å forutsi bindingslengdene i polyatomiske molekyler.

Ioniske radier er definert som verdier hvis sum for et par ioner (for eksempel X + og Y -) er lik den korteste indre nukleære avstanden i de tilsvarende ioniske krystallene. Det er flere systemer med ioniske radier; systemer varierer i numeriske verdier for individuelle ioner avhengig av hvilken radius og hvilket ion som legges til grunn ved beregning av radiene til andre ioner. For eksempel, ifølge Pauling, er dette radiusen til O 2-ionet, tatt lik 140 pm; ifølge Shannon - radiusen til det samme ionet, tatt lik 121 pm. Til tross for disse forskjellene, fører forskjellige systemer for beregning av internnukleære avstander i ioniske krystaller til omtrent de samme resultatene.

Metalliske radier er definert som halvparten av den korteste avstanden mellom atomer i et metalls krystallgitter. For metallkonstruksjoner som er forskjellige i type pakning, er disse radiene forskjellige. Nærheten til atomradiusene til forskjellige metaller indikerer ofte muligheten for dannelse av faste løsninger av disse metallene. Additiviteten til radier lar en forutsi parametrene til krystallgitter av intermetalliske forbindelser.

Van der Waals radier er definert som mengder hvis sum er lik avstanden der to kjemisk ubundne atomer av forskjellige molekyler kan komme sammen eller ulike grupper atomer av samme molekyl. I gjennomsnitt er van der Waals-radier omtrent 80 pm større enn kovalente radier. Van der Waals-radier brukes til å tolke og forutsi stabiliteten til molekylære konformasjoner og den strukturelle rekkefølgen av molekyler i krystaller.

Lit.: Housecroft K., konstabel E. Moderne kurs generell kjemi. M., 2002. T. 1.

Å bestemme atomradius byr også på noen problemer. For det første er et atom ikke en kule med en strengt definert overflate og radius. Husk at et atom er en kjerne omgitt av en sky av elektroner. Sannsynligheten for å oppdage et elektron når det beveger seg bort fra kjernen øker gradvis til et visst maksimum, og avtar deretter gradvis, men blir lik null bare på en uendelig stor avstand. For det andre, hvis vi likevel velger en betingelse for å bestemme radiusen, kan en slik radius likevel ikke måles eksperimentelt.

Eksperimentet gjør det mulig å bestemme kun indre nukleære avstander, med andre ord lengden på bindinger (og da med visse forbehold gitt i bildeteksten til fig. 2.21). For å bestemme dem brukes røntgendiffraksjonsanalyse eller elektrondiffraksjonsmetoden (basert på elektrondiffraksjon). Radiusen til et atom antas å være lik halvparten av den minste indre nukleære avstanden mellom identiske atomer.

Vander Waals radier. For ubundne atomer kalles halvparten av den minste indre nukleære avstanden van der Waals-radius. Denne definisjonen er illustrert av fig. 2.22.

Ris. 2.22. Atomradius, a - van der Waals radius; b - kovalent radius; inn - metallradius.

Kovalente radier. Kovalent radius er definert som halvparten av den indre nukleære avstanden (bindingslengden) mellom to identiske atomer forbundet med hverandre med en kovalent binding (fig. 2.22b). Som et eksempel, la oss ta et klormolekyl hvis bindingslengde er 0,1988 nm. Den kovalente radiusen til klor antas å være 0,0944 nm.

Når du kjenner den kovalente radiusen til et atom i ett grunnstoff, kan du beregne den kovalente radiusen til et atom til et annet grunnstoff. For eksempel er den eksperimentelt bestemte verdien av bindingslengden 0,1767 nm. Trekker vi den kovalente radiusen til klor (0,0994 nm) fra denne verdien, finner vi at den kovalente radiusen til karbon er 0,0773 nm. Denne beregningsmetoden er basert på additivitetsprinsippet, ifølge hvilket atomradiuser følger en enkel addisjonslov. Dermed er bindingslengden summen av de kovalente radiene til karbon og klor. Prinsippet om additivitet gjelder bare for enkle kovalente bindinger. Dobbelt- og trippelkovalente bindinger er kortere (tabell 2.7).

Lengden på en enkel kovalent binding avhenger også av miljøet i molekylet. For eksempel varierer bindingslengden fra 0,1070 nm ved det trisubstituerte karbonatomet til 0,115 nm i forbindelsen

Metallradier. Metallradiusen antas å være lik halvparten av den indre nukleære avstanden mellom naboioner i metallkrystallgitteret (fig. 2.22, c). Begrepet atomradius refererer vanligvis til den kovalente radiusen til atomene til ikke-metalliske elementer, og begrepet metallisk radius til atomene til metalliske elementer.

Ioniske radier. Den ioniske radius er en av to deler av den indre nukleære avstanden mellom tilstøtende monoatomiske (enkle) ioner i en krystallinsk ionisk forbindelse (salt). Å bestemme den ioniske radiusen er også beheftet med betydelige problemer, siden interioniske avstander måles eksperimentelt, og ikke de ioniske radiene i seg selv. Interionavstandene avhenger av pakkingen av ioner i krystallgitteret. I fig. Figur 2.23 viser tre mulige måter å pakke ioner i et krystallgitter. Dessverre er de eksperimentelt målte interioniske avstandene

Ris. 2.23. Ioniske radier, a - anioner er i kontakt med hverandre, men kationer er ikke i kontakt med anioner; b - kationer er i kontakt med anioner, men anionene er ikke i kontakt med hverandre; c - konvensjonelt akseptert arrangement av ioner, der kationer er i kontakt med anioner og anioner er i kontakt med hverandre. Avstand a bestemmes eksperimentelt. Det antas å være to ganger radiusen til anionen. Dette lar oss beregne den indre avstanden b, som er summen av radiene til anion og kation. Når vi kjenner den indre avstanden b, kan vi beregne radiusen til kationen.

ikke tillate oss å bedømme hvilken av disse tre pakkemetodene som faktisk utføres i hvert enkelt tilfelle. Problemet er å finne proporsjonen for å dele den interioniske avstanden i to deler som tilsvarer radiene til de to ionene, med andre ord for å bestemme hvor det ene ionet faktisk slutter og hvor det andre begynner. Som vist for eksempel i fig. 2.12, kan dette spørsmålet ikke løses selv ved elektrontetthetskartene til salter. For å overvinne denne vanskeligheten, antas det vanligvis at: 1) den indre avstanden er summen av to ioniske radier, 2) ionene er sfæriske i form, og 3) tilstøtende kuler er i kontakt med hverandre. Den siste antagelsen tilsvarer ionepakkingsmetoden vist i fig. 2,23, c. Hvis én ionisk radius er kjent, kan andre ioniske radier beregnes basert på additivitetsprinsippet.

Sammenligning av radier av forskjellige typer. I tabellen 2.8 viser verdiene av radier av forskjellige typer for tre elementer av den tredje perioden. Det er lett å se at de største verdiene tilhører anion- og van der Waals-radiusene. I fig. 11.9 sammenligner størrelsene på ioner og atomer for alle elementene i den tredje perioden, med unntak av argon. Størrelsen på atomene bestemmes av deres kovalente radier. Det skal bemerkes at kationer er mindre i størrelse enn atomer, og anioner er større i størrelse enn atomer av de samme elementene. For hvert element av alle typer radier, tilhører den minste verdien alltid den kationiske radius.

Tabell 2.8. Sammenligning av atomradier av forskjellige typer

La oss vurdere forholdet mellom posisjonen til elementene i det periodiske systemet og slike egenskaper til kjemiske elementer som atomradius og elektronegativitet.

Atomradius er en verdi som viser størrelsen på elektronskallet til et atom. Dette er en veldig viktig mengde som egenskapene til atomer til kjemiske elementer avhenger av. I hovedundergruppene, med en økning i ladningen til atomkjernen, øker antallet elektroniske nivåer, derfor øker atomradiusen med en økning i atomnummeret i hovedundergruppene.

I perioder øker ladningen til kjernen til et atom i et kjemisk grunnstoff, noe som fører til økt tiltrekning av eksterne elektroner til kjernen. I tillegg, når ladningen til kjernen øker, øker antallet elektroner i det ytre nivået, men antallet elektroniske nivåer øker ikke. Disse mønstrene fører til kompresjon av elektronskallet rundt kjernen. Derfor avtar atomradiusen med økende atomnummer i perioder.

For eksempel, la oss ordne de kjemiske grunnstoffene O, C, Li, F, N i synkende rekkefølge av atomradius. De viste kjemiske elementene er i den andre perioden. I en periode avtar atomradiene med økende atomnummer. Derfor må de angitte kjemiske elementene skrives i økende rekkefølge etter serienumrene: Li, C, N, O, F.

Egenskapene til grunnstoffene og stoffene de danner avhenger av antall valenselektroner, som er lik gruppetallet i det periodiske systemet.

Fullførte energinivåer, samt ytre nivåer som inneholder åtte elektroner, har økt stabilitet. Det er nettopp dette som forklarer den kjemiske tregheten til helium, neon og argon: de går ikke inn i kjemiske reaksjoner. Atomer av alle andre kjemiske elementer har en tendens til å gi opp eller få elektroner slik at elektronskallet deres blir stabilt, og de blir til ladede partikler.

Elektronegativitet- dette er evnen til et atom i forbindelser til å tiltrekke seg valenselektroner, det vil si elektroner som de dannes gjennom kjemiske bindinger mellom atomer. Denne egenskapen skyldes det faktum at atomer streber etter å fullføre det ytre elektronlaget og oppnå en energetisk gunstig konfigurasjon av den inerte gassen - 8 elektroner.

Elektronegativitet avhenger av atomkjernens evne til å tiltrekke seg elektroner fra det ytre energinivået. Jo sterkere denne tiltrekningen, desto større er elektronegativiteten. Jo mindre atomradius, jo større er tiltrekningskraften mellom elektroner på det ytre energinivået. Følgelig vil endringen i elektronegativitet i perioder og hovedundergrupper være motsatt av endringen i atomradius. Derfor, i hovedundergruppene, avtar elektronegativiteten med økende atomnummer. I perioder med økende atomnummer øker elektronegativiteten.

For eksempel, la oss ordne de kjemiske elementene Br, F, I, Cl i rekkefølge med økende elektronegativitet. De oppførte kjemiske elementene er i hovedundergruppen av den syvende gruppen. I hovedundergruppene avtar elektronegativiteten med økende atomnummer. Derfor må de angitte kjemiske elementene skrives i synkende rekkefølge etter serienumrene: I, Br, Cl, F.

Under radius atom avstanden mellom kjernen til en gitt oppfattes atom og dens fjerneste elektronbane. I dag er den allment aksepterte måleenheten for kjernefysisk radius pikometeret (pm). Bestem radius atom meget lett.

Du vil trenge

Mendeleevs periodiske system

Bruksanvisning

1. Først av alt bør du ha et vanlig periodisk system for hånden, der alle de kjemiske grunnstoffene som er kjent for samfunnet er ordnet i rekkefølge. Du kan enkelt finne denne tabellen i en hvilken som helst kjemioppslagsbok, skole lærebok, eller du kan kjøpe den separat i nærmeste bokhandel.

2. I øvre høyre hjørne av hvert kjemisk element er serienummeret angitt. Dette tallet sammenfaller fullstendig med atomkraftverket radius gitt atom .

3. La oss si at atomnummeret til klor (Cl) er 17. Dette betyr at avstanden fra kjernen atom klor til sin fjerneste bane, er bevegelsen til et stabilt elektron 17 pm. Hvis det er nødvendig å oppdage ikke bare den nukleære radiusen, men også separasjonen av elektroner i elektronbaner, kan disse dataene understrekes fra kolonnen med tall som ligger til høyre for navnet på det kjemiske elementet.

Strukturen til planeten Jorden er delt inn i en kjerne, mantel og skorpe. Kjernen er den sentrale delen, som ligger spesielt langt fra overflaten. Mantelen er plassert under skorpen og over kjerner. Til slutt er skorpen det ytre harde skallet på planeten.

Bruksanvisning

1. En av de første som antydet eksistensen kjerner Den britiske kjemikeren og fysikeren Henry Cavendish på 1700-tallet. Han klarte å beregne massen og gjennomsnittlig tetthet til jorden. Han sammenlignet jordens tetthet med tettheten av bergarter på overflaten. Det ble funnet at overflatetettheten er mye lavere enn gjennomsnittet.

2. Den tyske seismologen E. Wichert bekreftet eksistensen kjerner Lander i 1897. Den oversjøiske geofysikeren B. Guttenberg i 1910 bestemte dybden av kjerner– 2900 km. Ifølge forskere består kjernen av en legering av jern, nikkel og andre elementer med en affinitet for jern: gull, karbon, kobolt, germanium og andre.

3. Gjennomsnitt radius kjerner er 3500 kilometer. I tillegg i bygget kjerner Jordene har en solid indre kjerne som har radius ca 1300 kilometer, og væsken ytre radius ohm ca 2200 kilometer. I midten kjerner temperaturen når 5000°C. Masse kjerner estimert til omtrent 2 10^24 kg.

4. Det er mulig å trekke en parallell mellom strukturen til planetene og strukturen til atomet. Atomet har også en sentral del, kjernen, og hoveddelen av massen er konsentrert i kjernen. Dimensjonene til kjernekjernene er flere femtometer (fra latin femto - 15). Prefikset "femto" angir multiplikasjon med ti til minus femtende potens. Dermed er kjernen til et atom 10 tusen ganger mindre enn selve atomet, og 10^21 ganger mindre i størrelse kjerner Jord.

5. For å vurdere radius planeter, bruke indirekte geokjemiske og geofysiske metoder. Når det gjelder atomet, utføres en gjennomgang av nedbrytningen av tunge kjerner, med tanke på ikke så mye den geometriske radius, Hvor mange radius handlinger fra kjernefysiske styrker. Ideen om atomets planetariske struktur ble fremmet av Rutherford. Massetilkobling kjerner fra radius men er ikke lineær.

Video om emnet

For å bestemme masse atom, finn molmassen til et monoatomisk stoff ved hjelp av det periodiske system. Etter dette deler du denne massen med Avogadros tall (6.022 10^(23)). Dette vil være massen til atomet, i enhetene som molmassen ble målt i. Massen til et gassatom finnes gjennom volumet, som er lett å måle.

Du vil trenge

For å bestemme massen til et atom av et stoff, ta det periodiske systemet, et målebånd eller linjal, en trykkmåler eller et termometer.

Bruksanvisning

1. Bestemmelse av atommasse fast eller væske For å bestemme massen til et atom av et stoff, bestemme dets natur (hvilke atomer det består av). I det periodiske systemet finner du en celle som beskriver det tilsvarende elementet. Finn massen til en mol av dette stoffet i gram per mol som er i denne cellen (dette tallet tilsvarer massen til atomet i kjernefysiske masseenheter). Del molmassen til et stoff med 6,022 10^(23) (Avogadros tall), resultatet vil være massen til et atom av dette stoffet i gram. Det er mulig å bestemme massen til et atom ved en annen metode. For å gjøre dette, multipliser kjernemassen til stoffet i kjernefysiske masseenheter tatt fra det periodiske systemet med tallet 1,66 10^(-24). Få massen til ett atom i gram.

2. Bestemme massen til et gassatom Hvis det er en gass av ukjent art i karet, bestemme massen i gram ved å veie det tomme karet og karet med gassen, og finne forskjellen i massene deres. Etter dette, mål volumet av karet ved hjelp av en linjal eller målebånd, med ytterligere beregninger eller andre metoder. Uttrykk resultatet i kubikkmeter. Bruk en trykkmåler, mål gasstrykket inne i karet i pascal, og mål temperaturen med et termometer. Hvis termometerskalaen er gradert i grader Celsius, bestemmer du temperaturverdien i Kelvin. For å gjøre dette, legg til tallet 273 til temperaturverdien på termometerskalaen.

3. For å bestemme massen til et gassmolekyl, multipliser massen til et gitt volum gass med dets temperatur og tallet 8,31. Del resultatet med produktet av gasstrykk, volum og Avogadros tall 6,022 10^(23) (m0=m 8,31 T/(P V NA)). Resultatet vil være massen til gassmolekylet i gram. Hvis det er kjent at gassmolekylet er diatomisk (gassen er ikke inert), del det resulterende tallet med 2. Multipliser totalen med 1,66 10^(-24) kan du få kjernemassen i kjernemasseenheter og bestemme kjemikaliet formelen til gassen.

Video om emnet

Merk!
I følge det periodiske systemet er det veldig enkelt å oppdage ikke bare kjernefysisk radius, men også kjernefysisk masse, molekylvekt, periode og serie av ett eller annet element, samt inndelingen av elektroner i elektronbaner sammen med antallet av baner. En spesielt kjent modell av atomet er den som ble adoptert i 1913 av Niels Bohr. Den er også kjent som en planetmodell. Dette skyldes det faktum at elektroner, lik planetene i det klare systemet, beveger seg rundt solen - kjernen til et atom. Banene for elektronbevegelse er kontinuerlige. Utviklingen av denne modellen ga impuls til dannelsen av en ny retning i teoretisk fysikk - kvantemekanikk.Den aller første radiusen til elektronbevegelsens bane kalles Bohr-radiusen, og energien til elektronene i den første banen kalles ioniseringen. energien til atomet.

Nyttige råd
Det er verdt å merke seg at radien til ethvert atom er omvendt proporsjonal med antall protoner i kjernen, og er også lik ladningen til kjernen.