А   Б  В  Г  Д  Е  Є  Ж  З  І  Ї  Й  К  Л  М  Н  О  П  Р  С  Т  У  Ф  Х  Ц  Ч  Ш  Щ  Ю  Я 


Атом - елемент

Атоми елементів мають дуже малі розміри. Для оцінки розмірів атомів прийнята одиниця вимірювання величини ангстрем і позначається А.

Атоми елементів мають на зовнішньому енергетичному рівні по два або одному s - електрону. Преднаружний енергетичний рівень у них не заповнений і складається з 8 3 або з 8 Перша 4 електронів.

Атоми елементів одного і того ж періоду мають однакову кількість електронних шарів.

атоми елементів можуть утворити три види частинок, що беруть участь в хімічних процесах - молекули, іони і вільні радикали.

Атоми елементів всіх груп (крім нульової) можуть втрачати електрони, проявляючи позитивну валентність.

Атоми елементів другої групи періодичної системи мають в зовнішньому шарі два електрона. Разом з тим число електронів в більш глибоких шарах атомів не у всіх елементів однаково. Це обумовлює розподіл другої групи на підгрупи. Головну підгрупу становлять берилій, магній і об'єднуються під загальною старовинним назвою лужноземельних металів кальцій, стронцій і барій.

Атоми елементів однієї групи періодичної системи мають рівне число оптичних електронів і однакову мультиплетність, тому їх спектри схожі по числу спектральним-іих ліній і структурі. Наприклад, у всіх лужних металів, як і у натрію, всього один оптичний електрон в стані ns, їх рівні все, крім 2S, подвійні а спектри містять дублети ліній.
 Атоми елементів, що утворюють молекулу органічної речовини, зазвичай з'єднані ковалентними зв'язками, і тому органічні сполуки не здатні диссоциировать у водних розчинах з утворенням відповідних іонів. Тим часом велика частина якісних реакцій, які використовуються в аналітичній хімії для визначення окремих елементів, є іонні реакції. Тому першим завданням аналізу органічної речовини є руйнування його молекули; при цьому утворюють її атоми переходять в мінеральні сполуки, що легко відкриваються звичайними реакціями аналітичної хімії. Найбільш звичайними способами руйнування органічних речовин є: 1) окислення і 2) сплав з лужними металами - натрієм або калієм.

Атоми елементів цієї групи мають на зовнішньому рівні пз2прг - електрони, тому у них можливі ступеня окислення 11 і IV. І знову у легших елементів переважають високі ступені окислення, а в міру збільшення порядкового номера нижча ступінь окислення стає більш стійкою, поки у свинцю вона не стане найбільш стійкою.

Атоми елементів цієї групи мають на зовнішньому рівні ns2np2 - електрони, тому для них можливі ступеня окислення 11 і Ч-IV. І знову у легших елементів переважають високі ступені окислення, а в міру збільшення порядкового номера нижча ступінь окислення стає більш стійкою до тих пір, поки у свинцю вона не стане найбільш стійкою.

Атоми елемента (займає в періодичній таблиці одне і те ж місце), які мають однакову кількість протонів (Z), але різну кількість нейтронів (N), називаються ізотопами і.

Атоми елементів можуть утворити три види частинок, що беруть участь в хімічних процесах - молекули, іони і вільні радикали.

Атоми елементів, що володіють змінною валентністю, проявляють властивість віддавати (або купувати) різне число валентних електронів.

Атом елемента з числом Менделєєва Z складається з ядра і що обертаються навколо нього Z електронів. Електрони рухаються в атомі стаціонарно (§ 63), і просторовий розподіл щільності заряду і струму не змінюється з плином часу.

Атоми елементів одного періоду мають однакову максимальної ковалентних. Число неспарених електронів в атомі в процесі утворення зв'язків може збільшуватися в результаті порушення атома, при якому двухелектронние хмари розпадаються на одноелектронних-ні.

Атоми елементів можуть мати змінним ступенем окислення. Ступінь окислювання може дорівнювати і не дорівнює валентності даного елемента. Так, в з'єднаннях вуглецю: метані СШ, метиловий спирт СНЮН, мурашиному альдегіди СНаО, мурашиної кислоти НСООН і оксиді вугле-роду (1У) СО2 ступеня окислення вуглецю рівні відповідно 4 -, 2 -, 2і4 в той час як валентність вуглецю у всіх цих сполуках дорівнює чотирьом.

Атом елемента має 35 протонів.

Атом елемента, що знаходиться в V групі періодичної системи Д. І. Менделєєва, містить 21 елементарну частинку.

Атоми елементів, з'єднуючись між собою, утворюють молекули фізичних тіл. В утворенні зв'язків між атомами велике значення мають зовнішні електронні оболонки. Залежно від будови молекул утворилися речовини можуть бути або неправильної форми - аморфні або правильної форми - кристалічні. Кристали можуть бути отримані зв'язками трьох видів між атомами: іонної, парної електронної ( ковалентного) і металевої.

Атоми елементів цієї групи мають на зовнішньому рівні ns2np2 - електрони, тому у них можливі ступеня окислення 11 і IV. І знову у легших елементів переважають високі ступені окислення, а в міру збільшення порядкового номера нижча ступінь окислення стає більш стійкою, поки у свинцю вона не стане найбільш стійкою.

Атоми елементів здатні віддавати, приєднувати електрони або утворювати загальні електронні пари. електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв'язків між атомами, називаються валентними.

Атоми елементів перших трьох груп і всіх перехідних елементів в нижчих валентних станах, а також лантанидов і актинидов проявляють завжди тільки позитивну електровалентность. При взаємодії цих атомів з найбільш електронегативними елементами (з елементами VIA Іупа груп, а також з елементами IV-V груп 2-го періоду) утворюються сполуки з іонним зв'язком. Перехідні елементи в більш високих валентних станах не дають вільних (гідратованих) катіонів, а вступають в полярну зв'язок з атомами кисню або гидроксиль-ної групою, утворюючи складні катіони, або входять до складу аніонів. Наприклад, чотиривалентний ванадій у водних розчинах існує у вигляді катіона ванадила VO2 пятивалентного молібден-у вигляді молібдену МоО3 1 а шестивалентний та семивалентним марганець знаходяться в формі аніонів МпО і МПНВ - Цей перехід від іонної до ковалентного зв'язку при підвищенні електровалентності перехідного елемента обумовлений збільшенням електронегативності атома при розрахунку на наступні його електрони (див. стор.

Атомно-абсорбційний спектрофотометр Perkin Elmer, модель 2380. Атоми елементів в збудженому стані промінь зі строго певною довжиною хвилі.

Атоми елементів, електронна оболонка яких містить два і більше шару, умовно позначимо як багатошарові; до їх числа відносяться всі інші елементи. При цьому характерно, що одношарові атоми на зовнішньому шарі можуть містити не більше двох, а багатошарові - не більше 8 електронів.

Атоми елементів мають дуже малі розміри. Для оцінки розмірів атомів прийнята одиниця вимірювання величини ангстрем і позначається А.

Атоми елементів в структурних формулах позначають їх звичайними хімічними символами, а валентність атомів і зв'язку між ними - рисками; кожна така риска відповідає одиниці валентності атома. Відповідно до раніше встановленим положенням в теорії будови прийнято, що вуглець, як правило, чотиривалентний, причому всі його валентні зв'язку рівноцінні.

Атоми елементів, що утворюють молекулу органічної речовини, зазвичай з'єднані ковалентними зв'язками, і тому органічні сполуки не здатні диссоциировать у водних розчинах з утворенням відповідних іонів. Тим часом велика частина якісних реакцій, які використовуються в аналітичній хімії для визначення окремих елементів, являє собою іонні реакції. Тому першим завданням аналізу органічної речовини є руйнування його молекули; при цьому утворюють її атоми переходять в мінеральні сполуки, що легко відкриваються звичайними реакціями аналітичної хімії.

Атоми елементів 106 (екавольфрама) і107 (екаренія) утворюються при бомбардуванні свинцевої або висмутовой мішеней іонами хрому великої енергії.

Атоми елементів з'єднуються в певних вагових співвідношеннях, утворюючи молекули. ці вагові співвідношення представлені в таблиці атомних ваг. Сума атомних ваг атомів, що утворюють молекулу, називається молекулярною вагою. Отже, маси речовин з різними молекулами, що знаходяться в тому ж ваговому відношенні що і ставлення їх молекулярних ваг, містять однакове число молекул. Тому зручно визначити поняття фунто-благаючи, який являє собою вагу речовини в фунтах, чисельно рівний його молекулярному вазі. Один фунто-моль будь-якого з'єднання містить певну кількість молекул.

Атоми елементів кожної групи періодичної таблиці мають однакову будову зовнішніх і добудовуються електронних підрівнів. Періодичність електронної будови проявляється в тому, що через певну кількість елементів знову повторюються до, р, d і /- елементи з однаковими конфігураціями зовнішніх електронних підрівнів. Періодичність електронних структур елементів призводить до періодичного зміни ряду фізичних властивостей елементів, зокрема атомних радіусів, енергії зв'язку і спорідненості до електрону. Енергією зв'язку називають роботу, яку потрібно зробити для видалення електрона з одиночного атома на нескінченну відстань.

Атоми елемента, що мають один і той же заряд ядра, але різні атомні маси, називаються ізотопами. В даний час відомі ізотопи майже всіх елементів. Наприклад, водень має три ізотопи: iH1 - проти, iH2 - дейтерій (або iD2) і iH3 - тритій. Дейтерій від протію відрізняється тим, що в ядрі його атома, крім протона, є один нейтрон. У тритію в ядрі атома два нейтрона і один протон.

Атоми елементів можуть утворити три види частинок, що беруть участь в хімічних процесах-молекули, іони і вільні радикали.

Атоми елементів можуть утворити три види частинок, що беруть участь в хімічних процесах - молекули, іони і свободще радикали.

Атоми елементів цієї групи мають на зовнішньому рівні ns np2 - електрони, тому у них можливі ступеня окислення 11 і IV. І знову у більш легких елементів переважають високі ступені окислення, а в міру збільшення порядкового номера нижча ступінь окислення стає більш стійкою, поки у свинцю вона не стане найбільш стійкою.

Атоми елементів цієї підгрупи мають співпадаючі по будові валентні підрівні (ns2nps), різні електронні остови і вакантні підрівні. Два електрона валентних s - підрівнів спарені три електрона р-підрівнів заселяють орбіталі цих підрівнів по одному. Електронна структура азоту виділяється відсутністю вакантних підрівнів, енергетично близьких до наполовину заповненому 2р - подуровню. У фосфору є один вакантний d - підрівень, а миш'як, сурма і вісмут мають кілька вакантних підрівнів, близько розташованих до валентним подуровням.

Атоми елементів, що володіють феромагнітними св-вами, мають внутрішні незаповнені електронні шари, а також відношення діаметра атома в кристалічні. Однак між електронами є також і магнітна взаємодія, перешкоджає паралельного розташуванню електронних спінів. В результаті взаємно протилежної дії сил магнітного і обмінного взаємодії в кристалі феромагнітних тіл виникають області-домени обсягом 10-у - 10 - 8 см3 всередині кожного домена має місце створена обмінною взаємодією мимовільна намагніченість. Під впливом магнітного взаємодії напрямку намагніченості сусідніх доменів різні.

Атоми елементів, що володіють феромагнітними св-вами, мають внутрішні незаповнені електронні шари, а також відношення діаметра атома в кристалічні. Однак між електронами є також і магнітна взаємодія, що перешкоджає паралельного розташуванню електронних спінів, В результаті взаємно протилежної дії сил магнітного і обмінного взаємодії в кристалі феромагнітних тіл виникають області-домени об'ємом 10 - 6 - 10 - 8 см3 всередині кожного домена має місце створена обмінним взаємодією мимовільна намагніченість. Під впливом магнітного взаємодії напрямку намагніченості сусідніх доменів різні.

Атоми елементів в проміжній ступеня окислення можуть як віддавати, так і приймати електрони.

Атом елемента містить 5 валентних електронів, які все розташовані на зовнішньому електронному шарі. Чи здатний розглянутий елемент утворювати газоподібна сполука з воднем.

Атом елемента на другому, вважаючи зовні електронному шарі містить 13 електронів, а на зовнішньому - один. До якої групи і підгрупи відноситься елемент. Чому дорівнює його вища позитивна валентність.

Атом елемента містить 5 валентних електронів, які все розташовані на зовнішньому електронному шарі. Чи здатний розглянутий елемент утворювати газоподібна сполука з воднем.

Атом елемента на другому, вважаючи зовні електронному шарі містить 13 електронів, а на зовнішньому - один. До якої групи і підгрупи відноситься елемент. чому дорівнює його вища позитивна валентність.

Атоми елементів першої та другої побічних груп періодичної системи Д. І. Менделєєва мають майже таку саму будову нижнього електронного терма, як і елементи відповідних головних груп, і схожу структуру спектра. Найбільш інтенсивні лінії розташовані в ультрафіолетової області спектра.

Атоми елементів, що входять в молекулу органічної сполуки, пов'язані між собою в певному порядку і відповідно валентності кожного з них. Цей порядок зв'язків називається хімічною будовою.

Атоми елементів з повністю забудованими Р6 - подоболочкі - інертні гази - мають максимальні іонізаційні потенціали (див. Рис. 15) і тому при освіти кристалічних структур їх атом ионизируются. Так як всі Р6 - електрони спарені вони не можуть утворювати і спрямованих кова-лентний зв'язків. Взаємодія атомів інертних газів між собою носить тому молекулярний характер. Слабкі сили вандерваальсова тяжіння недостатні для зближення, перекриття та взаємодії рв-електронних хмар. На далекій відстані атоми інертних газів поводяться як електронні хмари псевдосферіческой форми і тому молекулярні сили упаковують їх атоми в плотнейшие решітки-компактну гексагональную для гелію, що має тільки два s - електрона, і гранецентрированную кубічні для всіх інших інертних газів-неону, аргону, криптону , ксенону я радону із зовнішнім рб -подоболочки. Слабкі молекулярні сили зв'язку між атомами інертних газів обумовлюють їні низькі температури плавлення і малу міцність їх кристалічних решіток. Тільки водень, азот, кисень, фтор і хлор, двоатомних молекули яких також пов'язані один з одним слабкими молекулярними силами, мають температури плавлення і міцність решітки того ж порядку. Зі збільшенням атомного номера або числа електронів в оболонках інертного газу взаємодія зовнішніх електронних хмар при зближенні атомів збільшується, посилюється молекулярна зв'язок, а температура плавлення і міцність решітки дещо підвищуються.

Атоми елементів перших трьох груп і всіх перехідних елементів в нижчих валентних станах, а також лантанидов і актинидов проявляють завжди тільки позитивну електровалентность. При взаємодії цих атомів з найбільш електронегативними елементами (з елементами VIA і VIIа груп, а також з елементами IV-V груп 2-го періоду) утворюються сполуки з іонним зв'язком. Перехідні елементи в більш високих валентних станах не дають вільних (гідратованих) катіонів, а вступають в полярну зв'язок з атомами кисню або гидроксиль-ної групою, утворюючи складні катіони, або входять до складу аніонів. Цей перехід від іонної до ковалентного зв'язку при підвищенні електровалентності перехідного елемента обумовлений збільшенням електронегативності атома при розрахунку на наступні його електрони (див. Стор. Атоми елементів перших трьох груп і всіх перехідних елементів в нижчих валентних станах, а також лантанидов і актинидов проявляють завжди тільки позитивну електровалентность. При взаємодії цих атомів з найбільш електронегативними елементами (з елементами VIA і VIIа груп, а також з елементами IV-V груп 2-го періоду) утворюються сполуки з іонним зв'язком. Перехідні елементи в більш високих валентних станах не дають вільних ( гідра /іровани) катіонів, а вступають в полярну зв'язок з атомами кисню або гидроксиль-ної групою, утворюючи складні катіони, або входять до складу аніонів. Наприклад, чотиривалентний ванадій у водних розчинах існує у вигляді катіона ванадила VO2 пятивалентного молібден-у вигляді молібдену МоО3 а шестивалентний та семивалентним марганець знаходяться в формі аніонів МпС4 - і МПНВ - Цей перехід від іонної до ковалентного зв'язку при підвищенні електровалентності перехідного елемента обумовлений збільшенням електронегативності атома при розрахунку на наступні його електрони (див. стор.

Атоми елементів з'єднуються не тільки з атомами інших елементів, але мають здатність захоплювати також і електрони, так що їм слід приписати спорідненість до електронів. Атоми елементів з'єднані з електронами, називають негативними іонами, атоми ж елементів, які віддали електрони - позитивними іонами.

Атоми елементів 4А, 5А, 6А, 7А підгруп (включаючи бор з підгрупи ЗА) здатні приймати електрони, переходячи в негативні іони. У періодах чим менше радіус атома, тим легше останній приєднує електрон - це властиво атомам елементів 7А підгрупи. У підгрупах аналогів від низу до верху посилюється тенденція до приєднання електрона, так як тяжіння його тим більше, чим менше радіус атома.

Атоми елементів додаткових (побічних) груп мають інше внутрішню будову.