Германий электронное строение — Справочник химика 21

    Фосфор, мышьяк или сурьма (имеющие электронное строение внешнего энергетического уровня s pЗ и проявляющие валентность 5), будучи введенными в кристаллические решетки германия или олова (электронное строение внешнего уровня 5 р валентность 4) ведут себя как донорные примеси, т. е. отдают электроны и создают проводимость п-типа. Если же в германий или кремний ввести бор, алюминий, галлий или индий (электронное строение внешнего уровня 5 р, валентность 3), то атомы примеси захватывают четвертый электрон и полупроводник обнаруживает проводимость р-типа. [c.186]
    Строение внешней электронной оболочки атома Углерод Кремний Германий Олово Свинец [c.404]

    Исходя из строения электронных оболочек атомов, решите, у какого из элементов четвертой группы, у титана или германия, должны сильнее проявляться металлические свойства Почему  [c.177]

    Германий, олово и свинец относят к главной подгруппе IV группы периодической системы элементов Менделеева. Строение их внешних электронных оболочек аналогично строению электронных обо- 

[c.184]

    Валентные со тояния. Нейтральный атом германия в основном состоянии имеет электронное строение Is» 25 3s 3p 3d — 4s 4p (терм Po) f2J. [c.7]

    Свойства олова и его соединений. Олово — элемент IV группы Периодической системы Д. И. Менделеева, входит в главную подгруппу германия. Электронное строение атома в основном состоянии — 15 25 2р 35 3р Зй М5Мр 4 °5525р2. Олово имеет две степени окисления +2 и +4, из них последняя более устойчивая. [c.107]

    Результатом проведенных исследований стало выявление закономерностей образования, строения и свойств перспективных элементоорганических соединений в приоритетных направлениях химии ЭОС уникальных регуляторов роста и развития растений и иммуномодуляторов, мономеров, олигомеров, полимеров, катализаторов и модификаторов. Были синтезированы новые кремний- и германийорганические мономеры с различным обрамлением атомов кремния и германия. Анализ особенностей молекулярной структуры и электронного строения элементоорганических соединений позволил объяснить известные и выявить новые фундаментальные закономерности их реакционной способности. 

[c.110]

    Окислительно-восстановительные реакции в твердой фазе. Б связи с изменением строения решеток при воздействии тепловой энергии в твердых телах часто происходят электронные переходы, вследствие чего исходное вещество распадается на соединения с различными степенями окисления. Так, например, при нагревании кристаллического хлорида германия (П) до температуры 100 °С в результате диспропорционирования образуются металлический германий и газообразный хлорид германия (IV)  [c.434]

    Больщинство известных химических элементов, находясь в виде простых веществ, представляют собой металлы. Некоторые элементы (германий, мышьяк, сурьма, алюминий) в одних условиях ведут себя как металлы, в других условиях — как неметаллы. Все металлы имеют на внешнем энергетическом уровне небольшое число валентных электронов — электронные конфигурации металлов представлены в табл. I. Повторение химических свойств металлов обусловлено периодическим повторением строения электронных конфигураций внешних электронных уровней. 

[c.317]

    Главная подгруппа IV группы состоит из углерода, кремния, германия, олова и свинца. По строению электронных оболочек эти элементы делятся на два семейства семейство углерода (углерод и кремний) и семейство германия (германий, олово, свинец). Различие в строении атомов этих элементов сказывается на их химических и каталитических свойствах. В то время как для соединений углерода наиболее характерны процессы ионного типа, соединения элементов семейства германия довольно часто используются в качестве катализаторов окислительно-восстанови-тельных реакций, хотя для всех этих элементов и их соединений процессы с участием именно молекулярного Нз малохарактерны. 

[c.80]

    Особенности электронного строения элементов подгрупп титана и германия проявляются в том, что кислород с элементами переходных групп (титана) образует в значительных концентрациях твердые растворы внедрения и фазы переменного состава, тогда как элементы подгруппы германия с заполненной -электронной оболочкой не способны давать твердые [c.19]

    Многие ковалентные кристаллы (например, германий) плавятся с разрушением направленных связей и переходом в металлическое состояние, соответствующее ОЦК структуре. Разрушение направленных связей растягивается на определенный интервал температур, и лишь при некотором перегреве достигается чисто металлическое состояние (см. рис. 107). Наконец, элементы группы кислорода и галогены плавятся без разрушения направленных связей, сохраняя молекулярную структуру в жидком и даже в газообразном состоянии. Поскольку сохранение жидкостью ближнего порядка вблизи температуры плавления должно быть обусловлено электронным строением внешних оболочек ионов и взаимодействием как этих оболочек, так и валентных электронов при образовании связей, рассмотрим возможность объяснения структур жидких элементов их электронным строением, как это сделано ранее в работах [162, 212]. 

[c.242]

    В соответствии с электронным строением элементов 81, Се, Зп и РЬ они при взаимодействии с кислородом не образуют твердых растворов заметной концентрации. При небольших концентрациях кислорода, вступающего с ними во взаимодействие, образуются соединения, отвечающие двух- и четырехвалентным соединениям кислорода. Соединения с переменной валентностью характерны для элементов с большим атомным номером и менее характерны для германия и кремния. Эти соединения являются дискретными, и между их составами существуют разрывы без каких-либо промежуточных фаз переменного состава. 

[c.25]

    Рассмотренное строение двойного слоя характерно для собственных полупроводников, в которых нет ни объемных примесей (добавок), ни так называемых поверхностных состояний, обусловленных чаще всего адсорбцией чужеродных атомов. Часто полупроводник в качестве примеси содержит атомы такого вещества, благодаря которому резко увеличивается число свободных электронов п. Такие добавки называются донорами электронов. Для германия такой добавкой служит мышьяк. Поскольку произведение пр в присутствии доноров электронов остается постоянным [уравнение (28.3)1, то увеличение п приводит к соответствующему уменьшению числа дырок р—=К 1п. Поэтому проводимость таких примесных полупроводников п-типа осуществляется в основном за счет свободных электронов в зоне проводимости. Если же атомы примеси резко увеличивают число дырок в валентной зоне, то растет дырочная проводимость и соответственно уменьшается число свободных электронов п = Кз/р- Такого рода примеси называются акцепторами электронов, а полупроводники с дырочной проводимостью — полупроводниками /7-типа. Акцепторами электрона для германия служат атомы галлия. В присутствии примесей соотношение (28.2) в объеме полупроводника уже не остается справедливым. Вместо него следует записать 

[c.141]

    В кристаллическом же состоянии электрические моменты диполей отдельных связей (даже если они и существуют) взаимно скомпенсированы и суммарный собственный электрический момент диполя в кристалле равен нулю. Поэтому исследования поляризационных явлений в кристаллах дают мало информации о направленности связей и структуре. Однако и в кристаллическом состоянии эта направленность существует, что особенно ярко проявляется в кристаллах с преимущественно ковалентной связью (кремний, германий, 1пР, 2п5 и т. п.). Связи в таких кристаллах направлены к вершинам тетраэдра (см. рис. 3 и 4), поэтому подобные вещества часто называют тетраэдрическими фазами. Жесткая пространственная направленность ковалентных связей предопределяет образование рыхлых кристаллических структур с низкими координационными числами (как правило, не выше четырех). Для солеобразных и металлических кристаллов, в которых доминирует, соответственно, ионная и металлическая составляющая связи, характерны плотные и плотнейшие упаковки с координационными числами 6—8 для ионных и 8—12 для металлических решеток. Здесь значительную роль играют размеры взаимодействующих атомов, которые и определяют координационное число в кристаллических решетках. Однако при этом сохраняется определенная направленность химической связи, что проявляется в пространственной периодичности строения кристаллов. На существование электронных мостиков между взаимодействующими атомами указывают 

[c.82]

    Такого плана я пытался придерживаться при подготовке второго издания Общей химии . Мною введены две новые главы, посвященные атомной физике (гл. П1 и Vni). В этих главах довольно подробно рассмотрены вопросы, связанные с открытием рентгеновских лучей, радиоактивности, электронов и атомных ядер, описана природа и свойства электронов и ядер, изложена квантовая теория, фотоэлектрический эффект и фотоны, теория атома по Бору, отмечены некоторые изменения наших представлений об атоме, внесенные квантовой механикой, рассмотрены другие вопросы учения о строении атома. Все это позволит студенту первого курса вычислить энергию фотона света данной длины волны и предсказать, приведет ли поглощение света данной длины волны к расщеплению молекулы на атомы. Некоторые разделы элементарной физической химии в книге изложены подробнее, чем это было сделано в первом издании. Введена отдельная глава, посвященная биохимии. Значительной переработке подверглось изложение химии металлов. Рассмотрение вопросов, относящихся к химии металлов, начинается теперь с главы, в которой показаны характерные особенности металлов и сплавов и описаны методы добычи и очистки металлов. Затем следуют три главы, посвященные химии переходных металлов в первой главе рассмотрены скандий, титан, ванадий, хром, марганец и родственные им металлы во второй — железо, кобальт, никель, платиновые металлы в третьей — медь, цинк, галлий, германий и ближайшие к ним по свойствам металлы. В той или иной мере пересмотрено и большинство других глав. 

[c.10]

    Рассмотренное строение двойного слоя характерно для собственных полупроводников, в которых нет ни объемных примесей (добавок), ни так называемых поверхностных состояний, обусловленных чаще всего адсорбцией чужеродных атомов. Часто полупроводник в качестве примеси содержит атомы такого вещества, благодаря которому резко увеличивается число свободных электронов п. Такие добавки называются донорами электронов. Для германия такой добавкой служит мышьяк. Поскольку произведение пр в присутствии доноров электронов остается постоянным [уравнение (28.3)1, то увеличение п приводит к соответствующему уменьшению числа дырок р = Поэтому [c.150]

    Ядра атомов состоят из двух видов элементарных частиц — протонов и нейтронов, представление о таком строении ядра было впервые высказано и обосновано в 1932 г. Д. Д. Иваненко и Е. И. Гапоном (СССР) и Гейзенбергом (Германия). Протон — ядро атома легкого изотопа водорода Н — имеет положительный заряд, равный по абсолютной величине заряду электрона нейтрон — незаряженная частица. Массы протона и нейтрона почти одинаковы и близки к единице атомного веса. Они больше массы электрона соответственно в 1836,12 и 1838,65 раз. Заряд ядра определяется числом находяш,ихся в нем протонов сумма числа протонов 2 и нейтронов N массовое число А А = 2 -Ь /V. 

[c.11]

    Строение претерпевает коренные изменения. Меняются характер и число химических связей между атомами, резко возрастает или уменьшается концентрация электронов проводимости и т. д. Таковы процессы плавления углерода (алмаза), кремния и германия. [c.283]

    Другой возможный источник ошибок заключается в действии электронного пучка на объект. Изменение структуры пленки после электронной бомбардировки отмечено, например, для хлористого натрия [19]. Пленки германия, напыленные на коллодиевую подложку при комнатной температуре, являются аморфными [20, 21]. При нагревании их электронным пучком до 250—500° образуются кристаллы размером 100—200 A, которые в слоях толщиной 300—400 A и более при резком нагревании вследствие собирательной рекристаллизации превращаются в крупные кристаллы слоистого строения [21 ]. Дифракционные исследования показали, что слоистые кристаллы представляют собой двойниковые образования. 

[c.214]

    Аналогия между всеми элементами этой группы выражается в том, что максимальная валентность их является одинаковой и равной четырем отличительные особенности заключаются в металлоидном характере углерода и кремния, незаполненной -электронной оболочке у элементов подгруппы титана и постепенном переходе от кремния к металлам — германию, олову и свинцу. Различие между этими элементами также проявляется в изменении характера связи, являющейся ковалентной для углерода, кремния, германия и олова (низкотемпературной модификации) и чисто металлической для аналогов титана и свинца. Металлический характер элементов в подгруппе германия возрастает сверху вниз. Таким образом, получается ряд элементов, где металлические свойства последовательно снижаются РЬ —> Зп Ое 31. Сходство и различие в строении атомов и характере связи обусловливает и различные виды взаимодействия с другими элементами периодической системы и, в частности, с кислородом. Эти элементы по подгруппам отличаются окисляемостью, свойствами кислородных соединений, образованием или отсутствием твердых растворов кислорода в металлах. [c.18]

    Собственные и примесные полупроводники. Полупроводники, проводимость которых обусловлена ионизацией атомов чистого вещества (германия, кремния и т. д.), называются собственными. Полупроводники, у которых основную роль играет ионизация атомов легирующих добавок, называются примесными. В основе электрических характеристик тех и других лежат химические свойства соответствующих элементов, обусловленные их положением в периодической системе— в первою очередь строением электронных оболочек атомов. [c.430]

    По внешнему электронному уровню, радиусам атомов и ионов группа делится на две подгруппы IVA — С, Si, Ge, Sn, Pb и IVB — Ti, Zr, Hf, Ku. По структуре предвнешнего электронного уровня главную подгруппу IVA можно разделить на два семейства С, Si к семейство германия. Величины / ат и Rkoh изменяются закономерно от С к РЬ, и, значит, строение предвяешнего электронного уровня мало сказывается на свойствах элементов. Главная роль принадлежит изменению размеров атома, т. е. электронам внешнего уровня. В IV группе ясно проявляется тенденция усиления металлических свойств с увеличением порядкового номера при сохранении подобия внешнего энергетического уровня электронов. Углерод типичный неметалл, кремний фактически тоже неметалл титан, сохраняя в свободном состоянии качества металла, в степени окисления -Ь4 образует связи ковалентного характера и в некоторых отношениях соединения его с этой степенью окисления похожи на элементы подгруппы IVA (Si, Ge и особенно Sn). Германий — полупроводник, а остальные элементы — металлы. Изменение степени окисления в соединениях элементов двух подгрупп IVA и IVB взаимно противоположно в главной подгруппе с увеличением порядкового номера устойчивость высшей степени окисления падает (для свинца более стабильно состояние +2), а в подгруппе т та-на растет. [c.326]

    Одновременно раскрыта и причина деления элементов каждой группы периодической системы на главную и побочную подгруппы. У атомов элементов больших периодов после заполнения электронами подуровня наружного энергетического уровня очередные электроны размещаются на подуровне 3 второго снаружи энергетического уровня (стр. 41). Строение же наружного энергетического уровня в основном сохраняется у десяти элементов подряд. В каждой группе появляются элементы, в атомах которых строение наружного энергетического уровня не сходно с таковым для типических элементов группы. Например, структура наружного энергетического уровня у атомов типических элементов четвертой группы — углерода и кремния — пз пр у германия, олова и свинца — такая же структура — п8 пр -, у титана, циркония и гафния на наружном энергетическом уровне имеется только 2 -электрона (и ), а два электрона находятся на -подуровне второго снаружи энергетического уровня. Однако эти электроны принимают участие в образовании химической связи, поэтому максимальная валентность всех элементов этой группы одинакова и равна четырем. [c.51]

    Наконец, при наличии малого энергетического зазора (рис. 54, б) валентные электроны, приобретающие под внешним воздействием, например, теплового, светового облучения дополнительную энергию (возбуждаются, как в атоме, см. рис. 8), оказываются способными преодолевать запрещенную зону (происходит перескок валентных электронов в зону проводимости), В результате повышается электронная проводимость вещества, что используется в технике (например, в фотодиодах). Вещества, электронное строение которых характеризуется узкими запрещенными энергетическими зонами, называются полупроводииками . К ним относятся, в первую очередь, кремний, германий, селен и теллур, а также некоторые соединения, например GaAs, InP, ZnTe. [c.149]

    Представления о структуре атома коренным образом изменились в течение первых двух десятилетий XX столетия в результате работ трех ученых — Нильса Бора, Вернера Гейзенберга и Эрвина Шредингера. Нильс Бор, работавший в Дании, ввел представление о том, что электроны вокруг ядра вращаются по круговым орбитам. Его теория хорошо объясняла строение водорода, однако встречалась с серьезными затруднениями в случае других атомов, поскольку электрон не движется по орбите, подобно твердому шарику. Вернер Гейзенберг в Германии высказал предположение о волновой природе движения электронов. Точного положения электронов определить нельзя, поскольку для такого определения положения электрона во времени и пространстве потребовались бы воздействия, которые приводили бы к возбуждению электрона и тем самым изменяли его положение. Это ограничение точности определения местоположения любого объекта известно как принцип неопределенности Гейзенберга. Эрвин Шредингер, также работавший в Германии, сформулировал волновые уравнения, описывающие движение электронов вокруг ядер. Этим устранялись жесткие ограничения, существовавшие для строго определенных круговых орбит Бора. Принималось, что электроны распределены по орбиталям или группам орбиталей. Строго говоря, термин орбиталь является математическим представлением для описания движения электрона ори вращении вокруг ядра. Для наглядности [c.267]

    Близкие к концепции резонанса представления были развиты Ингольдом (теория мезомерии) [60] в Англии и Арндтом (теория промежуточного состояния) [61] в Германии в конце двадцатых годов настоящего столетия. Ингольд и Арндт считали, что истинное строение соединений, содержащих ароматические циклы или сопряженные связи, является промежуточным между теми предельными структурами, которые можно представить формулами, пользуясь правилом валентности и приняв во внимание последовательность расположения атомов в молекуле, установленную химическим путем. При этом Ингольд рассматривал состояние таких молекул как состояние электронного вырождения невозмущенных структур . Например, бензол Ингольд рассматривал, как вырождение двух невозмущенных структур Кекуле, акролеин—как вырождение двух следующих структур  [c.117]

    В главную подгруппу IV группы входят углерод, кремний, германий, олово и свинец. Различие в структуре электронных оболочек позволяет разделить эти элементы на два семейства семейство углерода (С, Si), в котором у атомов под валентными оболочками находятся оболочки соответствующих инертных газов, и семейство германия (Ge, Sn, F b) с JS-элек-тронными подвалеитными оболочками. Такое различие в строении атомов, резко сказывающееся на свойствах элементов в первых двух группах периодической системы, к III и IV группе сглаживается, что и оправдывает включение элементов этих обоих семейств в главную подгруппу. Все же некоторое различие в ходе изменения химических и каталитических свойств в обоих семействах делает целесообразным рассмотрение их в отдельности. [c.334]

    Особенности строения электронных оболочек атомов элементов IV группы обусловливают способность их проявлять переменную валентность (степень окисления). Но если углерод и кремний образуют главным образом соединения, где они четырехвалентны, то для германия, олова и свинца в равной мере возможны и двух- и четырехвалентное состояния, причем устойчивость двухвалентного состояния повышается от германия к свинцу. Это объясняется тем, что у меньших по объему атомов углерода и кремния (и в какой-то мере германия) легко осуществляется 5р -гибридизация, вследствие чего образуется четыре равноценные ковалентные связи. С ростом радиуса атомов склонность орбиталей к гибридизации уменьшается, а удаление неспареиных электронов с р-орбиталей олова и свинца осуществляется легче, чем спаренных электронов с 5-орбиталей. [c.184]

    Химикам следовало бы уделять больше внимания исследованиям твердой фазы [1, 2], значение которой не ограничивается одним лишь гетерогенным катализом. На теоретическое изучение электронного строения твердой фазы затрачено много усилий, причем это относится как к неметаллам, так и к металлам. Среди неметаллов различают молекулярные кристаллы (например, твердый пентан, бром, многочисленные органические соединения), ковалентные кристаллы (например, алмаз, германий) и ионные кристаллы (например, Na l, USO4). [c.321]

    Атомные характеристики Атомный номер 32, атомная масса 72,59 а е м, атомный объем 13,64-]0- мкмоль, атомный радиус 0,139 нм, ионный радиус Ое2+ 0,065 им, Ое + 0,044 им. Электронное строение свободного атома германия 45 р2. Потенциалы ионизации 1 (эВ) 7,88 15,93 34,21. Электроотрицательиость 2,0. Кристаллическая решетка ге.рмання — кубическая типа алмаза с периодом а = 0,5657 нм. Энергия кристаллической решетки 328,5 мкДж/кмоль. Координационное число 4. Каждый атом германия окружен четырьмя соседними, расположенными на одинаковых расстояниях в вершинах тетраэдра. Связи между атомами осуществляются спаренными валентными электронами. При высоких давлениях (13,0 ГПа) германий может перейти в тетрагональную сингонию с.параметрами а = 0,593 им, с = 0,698 им, с/а= 1,18. [c.214]

    Элементарный германий, так же как и кремний, представляет собой полимер со структурой алмаза. Расаоложенный в периодической системе элементов рядом с кремнием, германий обладает одинаковым с ним электронным строением и свойствами. [c.414]

    В основном состоянии атомы элементов подгруппы германия имеют строение внешних электронных оболочек 4s4p (Ge), 5s p (Sn), 6s 6p (Pb) и двухвалентны. Возбуждение четырехвалентных состояний Ge(4s4p ) и Sn(5s5jB требует затраты [c.131]

    Свойства элементов и простых веществ закономерно изменяются в подгруппе с ростом радиуса атомов и уменьшением энергии ионизации, как это можно видеть из табл. 27. Азот и фосфор — типичные неметаллы, т. е. кислотообразователи. Различия в строении предвнеш-него электронного уровня у атомов фосфора и мышьяка меньше сказываются на изменении свойств элементов, чем при переходе от кремния к германию в IVA-подгруппе. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приблизительно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических (основных) свойств. [c.339]

    Интересно, что атомарно-чистая поверхность следующего элемента IV группы — германия оказалась совершенно инертной к химической адсорбции сверхсухого Оз, что мы связываем с низкой активностью 45р-электронов Ое (эффект Сэдвигжса). Отсутствие количественных данных об относительных поверхностных концентрациях атомов 51 3е) в различных гибридных состояниях и однозначной информации о строении поверхности заставляет критически относиться к результатам многочисленных квантовохимических расчетов на поверхностях 81 и Ое. Благодаря высокой плотности ПС на атомарно-чистых поверхностях 81 и Ое становится практически неприменимым метод эффекта поля, Наиболее информативный метод исследования энергетического спектра ПС и его изменения при адсорбции. Широко используемые для этих целей методы фотоэлектронной и рентгеновской спектроскопии имеют свои ограничения. Благодаря использованию в них жесткого электромагнитного излучения на поверхности могут протекать процессы фотоадсорбции и фотодиссоциации адсорбированных молекул, что существенно искажает информацию о механизме адсорбционных взаимодействий. [c.54]

    Строение внешних электронных оболочек атомов-рассматриваемых элементов Т1 ЗсШз , 2г 4 25 2 , 4 145 20 2 являясь аналогами германия, олова и свинца в состоянии ш =0, Т1, 2г и Н проявляют черты сходства с ними в состоянии йу = 4. На одном примере это показывает рис. 3.101. Из него также видно, что свойства соединений элементов в ряду С — 81 — Тг— 2г — Н изменяются монотонно (аналогичная закономерность наблюдается в П1 группе элементов, см. рис. 3.98). [c.504]

    При изучении связи между цветностью и строением окрашенных веществ давно уже ощущалась недостаточность обычных структурных формул для изображения окрашенных органических соединений и для описания их своРюгв. Это обстоятельство повело к ряду попыток применить представления об осцилляционных структурах (А. Байер в Германии, А. Е. Порай-Кошиц в СССР) и даже к представлениям о делении валентности (М. А. Ильинский) или дроблении связей (Кауфман). В этом проявлялось своего рода интуитивное предвидение представлений о различиях в легкости возбуждения а- и и-связей и смещения в них электронной плотности. [c.370]

    Инфракрасная абсорбция также может принести много данных о структуре металлоорганических соединений, которые в свою очередь полезны для синтезов. Можно привести пример из химии оловоорганических соединений. Несколько лет назад нами обнаружено [8], что при гидролизе хлорида диметилолова в воде получаются положительные двузарядные ионы строения (СНз)25п2+ и что они образуют нерастворимые хроматы, фосфаты, иодаты и бензоаты. По своей растворимости и внешнему виду эти соли близко напоминают соответствующие соединения бария и неорганического двухвалентного олова 5п2+. Характерная для большинства органических соединений олова зр -гид,-ридизация, очевидно, исчезает в ионе (СНз)25п2+, но остается неясным, соответствует ли его поведение известной инертной паре -электронов в двухвалентных германии, олове, свинце и [c.66]


1.1.1. Строение электронных оболочек атомов химических элементов.

Химия — наука о веществах, их свойствах и превращениях.

Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.

Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д.

Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.

О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.

Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:

— образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;

— выделение тепла и света при горении костра;

— изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;

— образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д.

Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.

Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».

Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p+, no и e. Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.

Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. mp ≈ mn , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. mp/me ≈ mn/me ≈ 2000.

Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.

Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:

  атом1 атом2 атом3 атом4
ядро 1p+ 1p+, 1n0 4p+, 3n0 4p+, 4n0
оболочка 1e 1e 4e 4e

Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.

Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».

Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.

Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.

Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1Н, 2Н и 3Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2Н практически в два раза тяжелее изотопа 1Н, а изотоп 3Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2Н и 3Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.

Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.

Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:

Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.

Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.

  • Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
  • Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.

Орбитали с l = 0 называют s-орбиталями. s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:

Орбитали с l = 1 называются p-орбиталями. Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:

Орбитали с l = 2 называются d-орбиталями, а с l = 3 – f-орбиталями. Их строение намного более сложное.

3) Магнитное квантовое число – ml – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число ml соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 ml = 0 (одно значение), при l = 1 ml = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 ml = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.

4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — ms — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения . Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и ↑.

Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n2 орбиталей.

Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и ml.

Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

  • Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:

  • Принцип Паули: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.

  • Правило Хунда: наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:

Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:

Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:

При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:

15P = 1s22s22p63s23p3

Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.

Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.
период № элемента символ название электронная формула
I 1 H водород 1s1
2 He гелий 1s2
II 3 Li литий 1s22s1
4 Be бериллий 1s22s2
5 B бор 1s22s22p1
6 C углерод 1s22s22p2
7 N азот 1s22s22p3
8 O кислород 1s22s22p4
9 F фтор 1s22s22p5
10 Ne неон 1s22s22p6
III 11 Na натрий 1s22s22p63s1
12 Mg магний 1s22s22p63s2
13 Al алюминий 1s22s22p63s23p1
14 Si кремний 1s22s22p63s23p2
15 P фосфор 1s22s22p63s23p3
16 S сера 1s22s22p63s23p4
17 Cl хлор 1s22s22p63s23p5
18 Ar аргон 1s22s22p63s23p6
IV 19 K калий 1s22s22p63s23p64s1
20 Ca кальций 1s22s22p63s23p64s2
21 Sc скандий 1s22s22p63s23p64s23d1
22 Ti титан 1s22s22p63s23p64s23d2
23 V ванадий 1s22s22p63s23p64s23d3
24 Cr хром 1s22s22p63s23p64s13d5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень
25 Mn марганец 1s22s22p63s23p64s23d5
26 Fe железо 1s22s22p63s23p64s23d6
27 Co кобальт 1s22s22p63s23p64s23d7
28 Ni никель 1s22s22p63s23p64s23d8
29 Cu медь 1s22s22p63s23p64s13d10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень
30 Zn цинк 1s22s22p63s23p64s23d10
31 Ga галлий 1s22s22p63s23p64s23d104p1
32 Ge германий 1s22s22p63s23p64s23d104p2
33 As мышьяк 1s22s22p63s23p64s23d104p3
34 Se селен 1s22s22p63s23p64s23d104p4
35 Br бром 1s22s22p63s23p64s23d104p5
36 Kr криптон 1s22s22p63s23p64s23d104p6

Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:

5B = 1s22s22p1

А в возбужденном состоянии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:

5B* =  1s22s12p2

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.

Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:

  • У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
  • У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
  • d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
  • f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.

Электронные конфигурации простых ионов

Ионами называют частицы, имеющие либо положительный, либо отрицательный заряд. Ионы бывают простые и сложные. Простые ионы образованы одним химическим элементом, сложные – двумя или более элементами.

Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные ионы – анионами. Заряд иона обозначают надстрочным индексом, сначала указывая величину заряда, затем его знак. При этом в случае, если заряд иона по модулю равен единице, пишут только знак (+ или -).

Примеры простых ионов: Na+, Ca2+, Al3+, S2-, I и т.д.
Примеры сложных ионов: SO42-, NO3, [AlF6]3- и т.д.

Рассмотрим детальнее простые ионы. Откуда у них может возникнуть заряд? Вспомним тот факт, что любой атом является электронейтральной частицей вследствие того, что количество отрицательно заряженных электронов в его оболочках равно количеству положительно заряженных протонов в его ядре.

Если мы «удалим» у атома часть электронов, то получим часть некомпенсированных положительных зарядов. При удалении части электронов у атома получим катион, при присоединении одного или нескольких электронов к атому получим анион.

Например, катион натрия Na+, от атома натрия Na0 отличает  то, что частица Na+ содержит в себе на один электрон меньше чем, атом натрия. Для того чтобы записать электронную конфигурацию катиона натрия Na+, сначала вспомним, сколько электронов имеет атом натрия. Сделать мы это можем, взглянув на порядковый номер химического элемента в таблице Д.И. Менделеева. Натрий имеет порядковый номер 11, следовательно, его атом содержит 11 электронов, тогда катион натрия будет иметь на один электрон меньше, то есть 10 электронов.
Далее распределим 10 электронов по энергетическим подуровням, исходя из всех тех же принципов, что использовались для записи электронных конфигураций атомов:

Аналогично попробуем записать электронно-графическую формулу сульфид-иона S2-. В таблице Д.И. Менделеева сера имеет порядковый номер, равный 16. Это значит, что атом серы S0 содержит 16 электронов. Отрицательный заряд иона серы равный 2- указывает на то, что у этого иона на два электрона больше, чем у атома серы, то есть 18 электронов. Тогда электронно-графическая формула и обычная электронная формула сульфид-иона S2- будут иметь вид:

Мы поняли, как записать электронно-графическую (или обычную электронную) формулу иона, зная точное его обозначение. Однако, для того чтобы успешно сдать ЕГЭ, нам нужно уметь самим определять заряды ионов, которые склонны образовывать те или иные химические элементы.  Причем уметь определять заряд наиболее устойчивых ионов мы обязаны только для элементов главных подгрупп.

Все очень просто, если учитывать, что атомы элементов главных подгрупп «хотят» получить электронную конфигурацию, как у ближайшего к ним по номеру в таблице атома благородного газа.

Например, определим, какой наиболее устойчивый ион образует магний. Смотрим в таблицу Д.И. Менделеева и видим, что ближайший по значению порядкового номера к нему благородный газ – неон. Атом неона содержит 10 электронов, значит и катион магния будет содержать 10 электронов, в то время как у обычного атома магния 12 электронов. Значит наиболее устойчивый катион магния будет иметь заряд 2+  (от 12 отнимаем 10), то есть мы можем обозначить его как Mg2+.

Установим формулу наиболее устойчивого иона хлора. Для этого снова смотрим в таблицу Д.И. Менделеева и видим, что ближайший по порядковому номеру благородный химический элемент — аргон. Атом аргона имеет 18 электронов, а атом хлора – 17 электронов. То есть наиболее устойчивый ион хлора содержит один «избыточный» электрон по сравнению с нейтральным атомом хлора. Таким образом, формулу наиболее устойчивого иона хлора можно записать как Cl.

Также есть еще один простой способ установления формул наиболее устойчивых ионов химических элементов, который заключается в том, чтобы попытаться найти их в ряду катионов и анионов таблицы растворимости. Если мы не находим анион соответствующего элемента, можно посмотреть на заряд его «родственника» по подгруппе. Например, в таблице растворимости мы не найдем ион кислорода, однако, в той же подгруппе, что и кислород, расположена сера, обозначение аниона которой мы легко находим в таблице растворимости – S2-. Следовательно, и наиболее устойчивый ион кислорода мы можем записать как O2-.

Электронная конфигурация атома — Электронный учебник K-tree

Электронная конфигурация атома — это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.

Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?

Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему. Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину. Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.

Сколько электронов в атоме?

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов — 16й элемент периодической системы. Золото имеет 79 протонов — 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.

Где искать электрон?

Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются квантовыми числами, всего их четыре:

  • Главное квантовое число
  • Орбитальное квантовое число
  • Магнитное квантовое число
  • Спиновое квантовое число

Орбиталь

Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин «орбиталь», орбиталь — это волновая функция электрона, грубо — это область, в которой электрон проводит 90% времени.
N — уровень
L — оболочка
Ml — номер орбитали
Ms — первый или второй электрон на орбитали

Орбитальное квантовое число l

В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии, облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные. В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой. На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбиталей. Орбитальное квантовое число — это оболочка, на которой находятся орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно принимает значения 0,1,2 или 3.

На s-оболочке одна орбиталь (L=0) — два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) — шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) — десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) — четырнадцать электронов

Магнитное квантовое число m

l

На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали «-1», «0» и «1». Магнитное квантовое число обозначается буквой ml.

Внутри оболочки электронам легче располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.

Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять электронов заполняют оболочку принимая значения Ml=-2,Ml=-1,Ml=0, Ml=1,Ml=2.

Спиновое квантовое число m

s

Спин — это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается ms

Главное квантовое число n

Главное квантовое число — это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней, каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,…7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня: на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.

Номер электрона

Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0, магнитное квантовое число может принять только одно значение, Ml=0 и спин будет равен +1/2. Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Энергетические уровни с подуровнями для наглядности изображены ниже, сверху вниз расположены уровни и цветом разделены подуровни:

Здесь, сверху-вниз показаны энергетические уровни (1-7), слева-направо разделены по группам электронные подуровни (s,p,d,f), в каждой ячейке располагаются по два электрона в противоположных направлениях. Общий принцип распределения электронов такой, что энергетические подуровни заполняются в порядке суммы главного и орбитального квантовых чисел, то есть: 1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D и так далее, если сумма одинакова, то сначала заполняется уровень с меньшим главным квантовым числом N.

У некоторых элементов имеются отклонения в формировании электронной конфигурации, а именно у 24Cr, 29Cu, 41Nb, 42Mo, 44Ru, 45Rh, 46Pd, 47Ag, 78Pt, 79Au

You need to enable JavaScript to run this app.

Проверьте себя, составьте электронную конфигурацию для элементов #4, #8 и #19, затем проверьте себя по таблице ниже.

Элемент Название Электронная конфигурация Энергетических уровней
1 H водород 1s 1 1
2 He гелий 1s 2 1
3 Li литий 1s 22s 1 2
4 Be бериллий 1s 22s 2 2
5 B бор 1s 22s 22p 1 2
6 C углерод 1s 22s 22p 2 2
7 N азот 1s 22s 22p 3 2
8 O кислород 1s 22s 22p 4 2
9 F фтор 1s 22s 22p 5 2
10 Ne неон 1s 22s 22p 6 2
11 Na натрий 1s 22s 22p 63s 1 3
12 Mg магний 1s 22s 22p 63s 2 3
13 Al алюминий 1s 22s 22p 63s 23p1 3
14 Si кремний 1s 22s 22p 63s 23p2 3
15 P фосфор 1s 22s 22p 63s 23p3 3
16 S сера 1s 22s 22p 63s 23p4 3
17 Cl хлор 1s 22s 22p 63s 23p5 3
18 Ar аргон 1s 22s 22p 63s 23p6 3
19 K калий 1s 22s 22p 63s 23p64s 1 4
20 Ca кальций 1s 22s 22p 63s 23p64s 2 4
21 Sc скандий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d1 4
22 Ti титан 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d2 4
23 V ванадий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d3 4
24 Cr хром 1s 22s 22p 63s 23p64s 13d5 4
25 Mn марганец 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d5 4
26 Fe железо 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d6 4
27 Co кобальт 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d7 4
28 Ni никель 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d8 4
29 Cu медь 1s 22s 22p 63s 23p64s 13d10 4
30 Zn цинк 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d10 4
31 Ga галлий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p1 4
32 Ge германий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p2 4
33 As мышьяк 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p3 4
34 Se селен 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p4 4
35 Br бром 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p5 4
36 Kr криптон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p6 4
37 Rb рубидий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1 5
38 Sr стронций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2 5
39 Y иттрий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1 5
40 Zr цирконий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d2 5
41 Nb ниобий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d4 5
42 Mo молибден 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5 5
43 Tc технеций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d5 5
44 Ru рутений 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d7 5
45 Rh родий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d8 5
46 Pd палладий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p64d10 5
47 Ag серебро 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10 5
48 Cd кадмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d10 5
49 In индий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p1 5
50 Sn олово 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2 5
51 Sb сурьма 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p3 5
52 Te теллур 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p4 5
53 I йод 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5 5
54 Xe ксенон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p6 5
55 Cs цезий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s1 6
56 Ba барий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s2 6
57 La лантан 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s25d1 6
58 Ce церий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2 6
59 Pr празеодим 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f3 6
60 Nd неодим 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f4 6
61 Pm прометий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f5 6
62 Sm самарий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f6 6
63 Eu европий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f7 6
64 Gd гадолиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f75d1 6
65 Tb тербий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f9 6
66 Dy диспрозий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f10 6
67 Ho гольмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f11 6
68 Er эрбий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f12 6
68 Tm тулий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f13 6
70 Yb иттербий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f14 6
71 Lu лютеций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d1 6
72 Hf гафний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d2 6
73 Ta тантал 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d3 6
74 W вольфрам 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d4 6
75 Re рений 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d5 6
76 Os осмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d6 6
77 Ir иридий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d7 6
78 Pt платина 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d9 6
79 Au золото 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10 6
80 Hg ртуть 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d10 6
81 Tl таллий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p1 6
82 Pb свинец 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p2 6
83 Bi висмут 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p3 6
84 Po полоний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p4 6
85 At астат 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p5 6
86 Rn радон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d105p66s24f145d106p6 6
87 Fr франций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1 7
88 Ra радий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2 7
89 Ac актиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1 7
90 Th торий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0 7
91 Pa протактиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1 7
92 U уран 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1 7
93 Np нептуний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1 7
94 Pu плутоний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1 7
95 Am америций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7 7
96 Cm кюрий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1 7
97 Bk берклий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1 7
98 Cf калифорний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10 7
99 Es эйнштейний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11 7
100 Fm фермий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12 7
101 Md менделеевий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13 7
102 No нобелий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14 7
103 Lr лоуренсий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1 7
104 Rf резерфордий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2 7
105 Db дубний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3 7
106 Sg сиборгий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4 7
107 Bh борий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5 7
108 Hs хассий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6 7
109 Mt мейтнерий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7 7
110 Ds дармштадтий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d8 7
111 Rg рентгений 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d9 7
112 Cn коперниций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10 7
113 Nh нихоний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p1 7
114 Fl флеровий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p2 7
115 Mc московий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p3 7
116 Lv ливерморий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p4 7
117 Ts теннесcин 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p5 7
118 Og оганесон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 7
Таблица 2. Электронная конфигурация атомов

Если Вы хотите узнать, как составить электронную конфигурацию, обратитесь к статье «как написать электронную конфигурацию»

Квантовые числа электронов в атомах

«Помогите пожалуйста.» – Яндекс.Кью

1 В атоме магния содержатся 12 протонов и 12 электронов. Укажите число электронов и протонов в ионе Mg2+:

Выберите один ответ:

12 протонов и 10 электронов

10 протонов и 12 электронов

12 протонов и 14 электронов

10 протонов и 10 электронов

2 Какова максимальная емкость р-подуровня?

Выберите один ответ:

4 электрона

2 электрона

3 электрона

6 электронов

3 Какая из электронных формул соответствует хлорид-иону?

Выберите один ответ:

ls22s22р6

ls22s22р53s23р5

ls22s22р5

ls22s22р63s23р6

4 Определите состав ядра атома углерода-12

Выберите один ответ:

6 протонов и 7 электронов

3 протона и 2 нейтрона

4 протона и 12 нейтронов

6 протонов и 6 нейтронов

5 В каком ряду основные свойства соединений усиливаются?

Выберите один ответ:

CО2,MgO,N2О5

MgO, Na2О, C02

SiО2, SО3, Cl2O7

Li2О, K2О, Rb2О

6 Номер периода в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева указывает на:

Выберите один ответ:

число электронов на внешнем энергетическом уровне

число валентных электронов

число энергетических уровней в атоме

общее число электронов в атоме

7 Что является основной причиной, обусловливающей периодическое изменение химических свойств элементов?

Выберите один ответ:

относительная атомная масса

строение внешних электронных уровней атомов элементов

число электронов в атоме

заряд атома

8 Какое число р-электронов находится в атоме аргона?

Выберите один ответ:

12

6

8

4

9 Укажите максимальную емкость энергетического уровня с заданным главным квантовым числом n:

Выберите один ответ:

n2

2n2

n-1

2n+1

10 В каком из рядов возрастают металлические свойства элементов?

Выберите один ответ:

Ca, Sr, Ba

В, О, F

Р, S, Cl

Al, Si, P

11 Внешний энергетический уровень атома элемента представлен формулой 3s2р6. Определите порядковый номер и название элемента.

Выберите один ответ:

10, неон

18, аргон

12, магний

15, фосфор

12 Какую из приведенных электронных формул может иметь ион Na+?

Выберите один ответ:

ls22sl

ls22s22p3

ls22s22p6

ls22s22p63sl

13 В каком из рядов орбитали представлены в порядке увеличения их энергии?

Выберите один ответ:

1s, 2s, 2p

1s, 2р, 2s

3s, 2р, 2s

2р, 1s, 2s

14 В каком из рядов находятся изоэлектронные (т. е. содержащие одинаковое число электронов) частицы?

Выберите один ответ:

Si4+, Na+, F

Mn2+, Fe2+, K+

Fe2+, Co3+, F-

Са2+, Аг, С1-

15 У какого из указанных ионов электронная формула совпадает с электронной формулой неона?

Выберите один ответ:

Be2+

F-

CI-

Li+

16 В каком из рядов приведенных элементов возрастает число электронов на внешнем слое?

Выберите один ответ:

Na,Al,Cl

Mg,Li,S

Be,N,C

Li,F,Be

17 Какая из электронных формул соответствует атому неона?

Выберите один ответ:

ls22s22p1

1s22s1

1s22s2

1s22s22p6

18 Атом какого из перечисленных элементов в основном состоянии содержит на внешнем уровне два неспаренных электрона?

Выберите один ответ:

алюминий

гелий

сера

магний

19 Что показывает порядковый номер химического элемента?

Выберите один ответ:

валентность атома в соединении

число протонов в ядре атома элемента

степень окисления элемента в соединении

заряд атома

20 Укажите пару атомов элементов четвертого периода периодической системы, которые образуют оксиды состава Э205, соответствующие их высшей степени окисления:

Выберите один ответ:

фтор и азот

германий и мышьяк

ванадий и мышьяк

мышьяк и фосфор

Физики из России узнали, как часто нейтроны «сбегают» из атомов

«Эти данные позволяют определить вероятность образования легких элементов, количество протонов в атомных ядрах которых варьируется от 10 до 70. Эта характеристика распада имеет большое значение при изучении процесса синтеза тяжелых элементов в недрах звезд в астрофизике», — рассказал Юрий Пенионжкевич из Объединенного института ядерных исследований РАН в Дубне, чьи слова приводит пресс-служба Российского научного фонда.

Все ядра элементов тяжелее водорода состоят из двух типов элементарных частиц – протонов, заряженных положительно, и нейтронов, не имеющих заряда. То, как много протонов и нейтронов содержит атом, определяет то, насколько стабильным он является. При избытке и того, и другого типа частиц ядро старается избавиться от «лишних» протонов или нейтронов, превращая один из нейтронов в протон или наоборот, трансмутируя протон в нейтрон.

В некоторых редких случаях, когда в атоме содержится гораздо больше нейтронов, чем протонов, подобные распады приводят к выделению свободных нейтронов или пар нейтронов и электронов. Пока ученые не знают, как часто происходят подобные события и не знают, какие именно процессы заставляют нестабильное ядро вести себя таким образом, что мешает точному определению того, какие элементы формируются в звездах и как подобные нейтроны влияют на поведение топлива в ядерных реакторах.

Ситуация осложняется тем, что существует целый набор элементов с определенным количеством протонов и нейтронов, так называемым «магическим числом», которые обладают заметно более высокой стабильностью, чем предсказывает теория, и не распадаются подобным образом. Как полагают сегодня ученые, понимание принципов нейтронного распада ядер позволит нам вычислять подобные «магические числа» теоретически, а не искать их вслепую.

Как отмечает Пенионжкевич, ответ на этот вопрос найти крайне сложно, так как нейтроны, в отличие от других продуктов распада нестабильных элементов, гораздо сложнее увидеть и «поймать» из-за отсутствия у них положительного или отрицательного заряда.

Российские ученые решили эту проблему, создав детектор TETRA, способный «видеть» подобные нейтроны, замедляя их и заставляя их взаимодействовать с атомами гелия-3. Эти взаимодействия порождают потоки заряженных частиц, обладающих уникальными чертами, благодаря которым физики могут отличать следы «сбежавших» нейтронов от частиц, попавших в детектор случайно.

Детектор TETRA, созданный физиками из ОИЯИ РАН в Дубне

 

Этот детектор Пенионжкевич и его коллеги подключили к ускорительной установке ALTO в городе Орсэ во Франции, способной вырабатывать пучки ионов трех изотопов галлия – галлия-82, галлия-83 и галлия-84. Все эти три версии этого металла могут распадаться по двум сценариям – путем «обычного» бета-распада, в ходе которого нейтрон превращается в протон и остается внутри атома, и путем нейтронного распада, когда еще один нейтрон покидает ядро вместе с электроном, возникшим в ходе подобного превращения.

Ученых интересовало то, как часто происходят распады по этим двум сценариям, и то, как соотношение числа нейтронов и протонов, а также расстояние до «магического числа», влияют на вероятность «побега» нейтрона из атома галлия при его превращении в германий.

Как показали эти наблюдения, вероятность подобного распада зависит от особых коллективных колебаний нейтронов и протонов в ядре атома, так называемого малого резонанса Гамова-Теллера, в существовании которого многие ученые сомневались. К примеру, в пользу этого говорит то, что вероятность нейтронного распада более тяжелого галлия-84 была меньше, а не выше, чем у галлия-83, что нельзя объяснить иным путем.

Открытие его следов, как считает Пенионжкевич, поможет ученым не только понять, как возникла Земля и другие планеты и звезды Вселенной, но и поможет открыть новые «магические числа», в том числе характерные для сверхтяжелых элементов в пока не открытом «острове стабильности».

Внутри атомного ядра: сильное и слабое

Валерия Сирота
«Квантик» №8, 2019

Читавшие статью про устройство атомов в «Квантике» № 11 за 2018 год знают, что любое вещество состоит всего из трёх типов элементарных частиц — протонов, нейтронов и электронов. Протоны и нейтроны — тяжёлые, гораздо тяжелее электронов. Они образуют ядра атомов, а электроны летают вокруг этих ядер, совсем улететь им не даёт электрическое притяжение протонов: протоны имеют положительный заряд, а электроны — отрицательный, и все частицы с зарядами одного знака отталкиваются друг от друга, а с зарядами разных знаков — притягиваются.

Внутри атомного ядра протоны и нейтроны — они вместе называются нуклонами — «держатся» друг за дружку ядерными силами. Это совсем не то же самое, что электрические (точнее, электромагнитные) силы. Например, в ядерном взаимодействии протон и нейтрон участвуют «на равных» (в отличие от электромагнитного, ведь у нейтрона электрического заряда нет, а у протона есть). Ядерное взаимодействие иначе называют сильным, так что можно сказать: «В ядре действуют сильные силы» — и это не будет бессмысленным повтором.

Эти «сильные силы» действительно очень велики, иначе ядра не удерживались бы и разваливались. Ведь протоны в них все «отпихиваются» друг от друга электрическими силами. К тому же нуклоны в ядре не стоят на месте, а быстро движутся. Попробуйте втроём-вчетвером взяться за руки и начать беспорядочно прыгать и метаться туда-сюда. Удержать друг друга и не расцепить руки будет гораздо сложнее, чем если бы все спокойно водили хоровод.

Радиоактивность

И всё же иногда сильного взаимодействия не хватает, чтобы удержать ядро, и оно разваливается на части. Это называется распад ядра, или радиоактивный распад, а элементы, или изотопы (помните, что это?), которые норовят распасться, называются радиоактивными. В большинстве атомов вокруг нас ядра устойчивые и никогда не развалятся. Разве что по ядру очень сильно стукнет, например, ещё один протон или нейтрон (это будет вынужденный распад). Они такие стабильные потому, что в них правильное соотношение протонов и нейтронов: у лёгких ядер — протонов и нейтронов примерно поровну, а у тяжёлых — нейтронов чуть больше; чем тяжелее ядро, тем больше доля нейтронов (проверьте по таблице Менделеева). Но ядру вредно быть очень толстым: если протонов в нём совсем много (больше 82), то устойчивой конфигурации уже нет: сколько нейтронов ни клади, ядро развалится.

Если соотношение протонов и нейтронов «неудачное», ядро рано или поздно распадётся. Некоторые, правда, могут перед этим прожить многие миллиарды лет, а другие не проживут и долю секунды. Ядро может развалиться на пару ядер поустойчивей и полегче, но чаще всего от него просто откалывается небольшой кусочек — обычно два протона и два нейтрона, то есть как раз ядро атома гелия.{4}_{2}\mathrm{He}\).

Здесь ядро урана превращается в ядро тория.

Бета-распад

И вот — чудо. Представьте, берёте вы ядро радиоактивного изотопа — ну, например, цезий-137 — и ждёте, когда оно распадётся. А из него вместо альфа-частицы вылетает электрон! Откуда он взялся в ядре?! Там ведь только протоны и нейтроны!

Тут в игру вступает ещё одна новая сила, про которую мы пока не говорили. Чтобы подчеркнуть её отличие от сильного взаимодействия, её назвали слабой. И сама по себе она, действительно, куда слабее. Но слабые могут делать такое, чего не могут сильные.

С этой силой нейтрон в ядре действует… сам на себя и просто превращается в протон и электрон! И ещё в одну очень лёгкую частичку, антинейтрино.

Всё верно, и вас не обманывали: нейтрон — элементарная частица, то есть его нельзя разделить на части. Нет у него внутри протона с электроном. Он именно в них превращается. Слабые силы превращают одни частицы в другие! И в ядре им сделать это труднее.{137}_{56}\mathrm{Ba}\) + e + \(\bar{ν}\).

Обратите внимание, что масса ядра (число нуклонов в нём) остаётся прежней, а заряд его увеличивается на единицу; просто нейтрон в ядре заменяется на протон. Такие процессы называются бета-распадом, а электрон, вылетевший из ядра, — бета-частицей.

Нейтрино и антинейтрино

Что же, все нейтроны распадутся когда-нибудь и их больше не будет? Нет. Во-первых, сильное взаимодействие мешает распаду, и в стабильных ядрах нейтроны надёжно защищены. Во-вторых, бывает, что протон в нестабильном ядре ухитряется «подцепить» слабыми силами электрон (например, из того же атома), и вдвоём они превращаются в нейтрон:

p+ + e → n  + ν.

Попутно образуется другая частица — нейтрино (уже без анти-, поэтому над её значком нет чёрточки). Она, как и антинейтрино, до того лёгкая, что её массу до сих пор не смогли измерить. Как и электрон, она не участвует в сильных взаимодействиях. Но и в электромагнитном взаимодействии она тоже не участвует! Только слабые да ещё гравитационные силы (которых никому не избежать) действуют на нейтрино. Из-за этого нейтрино очень мало взаимодействуют с остальным веществом. Огромное их количество каждую секунду протыкает Землю насквозь, не замечая её и ничего по дороге не нарушая. Их очень трудно изучать — поди поймай частицу, которая проходит незамеченной через любую ловушку…

Другие «анти-»

А протон может превратиться в нейтрон? Сам по себе — не может. Потому что нейтрон тяжелее протона. Как раз на массу электрона и ещё на маленькую чуточку. Более тяжёлая вещь в более лёгкие может превратиться, а наоборот — нет. Зато если протон в ядре, ему могут помочь соседи-нуклоны: вместо недостающей массы они отдают свою энергию, из-за чего просто будут помедленнее носиться по ядру да поближе прижмутся друг к дружке. Для прочности ядра это даже очень полезно. Но совсем не каждое ядро на такое способно, а только такое «рыхлое», у которого запас энергии достаточно большой. Обычно это как раз ядра с лишними протонами — или, говоря иначе, с недостатком нейтронов. Угадайте, почему…

И на что же распадается протон, если ему помогают? Он, конечно, превратится в нейтрон, но ведь надо ещё деть куда-то положительный электрический заряд. И вот на сцене появляется ещё одна элементарная частица! Это «антиэлектрон», масса у него как у электрона, а электрический заряд — такой же по величине, но обратный по знаку — положительный. У всех элементарных частиц есть свои античастицы — и у протона, и даже у нейтрона. Каждая античастица участвует во всех тех же взаимодействиях и реакциях, что и её пара, но с приставкой «анти»: например, антинейтрон распадается на антипротон, антиэлектрон и анти-антинейтрино, то есть просто нейтрино:

\(\bar{n}\) → p + e+ + ν,

а антипротон с антиэлектроном могут превратиться в антинейтрон. Могли бы быть антиатомы, антипланеты и антилюди на них, но, похоже, такого нигде нет.{121}_{53}\mathrm{I}\).

Теперь мы узнали более или менее всё, что может случиться с атомным ядром. А заодно обнаружили кучу новых элементарных частиц: только что было три — и вот их уже восемь… Но если такое изобилие вас пугает, можно утешаться тем, что всё, что мы видим вокруг себя, всё-таки состоит из атомов с вполне стабильными ядрами и только из трёх типов элементарных частиц — протонов, нейтронов и электронов.

Художник Мария Усеинова


 Напомним: 10−15=11015=110…0 — в знаменателе число с 15 нулями.

 От латинского слова nucleus — ‘ядро’.

 Нам нужен основной изотоп радия, чаще всего встречающийся в природе.

 Как именно происходит это превращение, понять с помощью наших обычных представлений невозможно, но физики умеют посчитать, что получается, написав определённые уравнения.

 Альфа — первая буква греческого алфавита, а бета — вторая. Эти два вида распада — самые частые.

 Ответ — в следующей статье, в следующем номере «Квантика».

 От слова positive — ‘положительный’.

Ученые нашли седьмое дважды магическое ядро: Наука и техника: Lenta.ru

Физики из Окриджской лаборатории доказали, что ядро изотопа олова-132 является так называемым дважды магическим ядром, то есть число протонов и нейтронов в нем таково, что протонные и нейтронные оболочки оказываются полностью заполнены. Статья исследователей опубликована в журнале Nature. Коротко работа описана на портале Physics World.

Структура ядра, так же как и структура атома, состоит из оболочек, только заполняют их не электроны, а протоны и нейтроны. И так же как в случае атомов, структура ядра наиболее стабильна в том случае, если протонные и нейтронные оболочки оказываются полностью заполненными. Числа протонов и нейтронов, необходимые для полного заполнения оболочек, называют магическими. Соответственно, магическими зовут ядра с «правильным» числом протонов или нейтронов, а дважды магическими — с магическим набором и тех и других.

В настоящее время физикам известны шесть дважды магических ядер, структура которых подтверждена, — это гелий-4, кислород-16, кальций-40, кальций-48, никель-48 и свинец-208. Существуют и другие кандидаты на звание дважды магических ядер, однако их время жизни очень мало, поэтому физикам не удается изучить их структуру и подтвердить «статус». Одним из таких кандидатов является изотоп олова-132, в ядре которого есть 50 протонов и 82 нейтрона. Период полураспада олова-132 равен четырем секундам.

Обычно физики проверяют структуру предположительно магического ядра так: пленку из соответствующего изотопа бомбардируют атомами дейтерия — изотопа водорода, ядро которого состоит из одного протона и одного нейтрона. Однако в случае олова-132 создать «мишень» невозможно, поэтому авторы новой работы провели эксперимент, используя обратную схему. Они разгоняли частицы олова-132 до одной десятой скорости света и бомбардировали ими полиэтиленовую пленку, в которой все атомы протия («обычный» легкий изотоп водорода) были заменены на дейтерий. Встречаясь с дейтерием, изотоп олова-132 «забирал» у него нейтрон. При этом «остаток» ядра дейтерия — протон — улетал. Изучая характеристики этого протона, ученые смогли доказать, что частица, «оторвавшая» от него нейтрон, действительно представляет собой дважды магическое ядро.

До сих пор считалось, что доказать «двойную магическую» природу ядра олова-132 на имеющемся у ученых оборудовании невозможно. И сейчас это удалось сделать только благодаря «хитрому» эксперименту. Окриджская лаборатория, где была выполнена эта работа, входит в число трех ведущих лабораторий, которые занимаются исследованием природы атомных ядер и синтезом новых элементов. Два других исследовательских центра расположены в Дармштадте в Германии и в Дубне в Подмосковье. Дубненские физики в начале апреля заявили о синтезе 117-го элемента таблицы Менделеева. Подробнее об этой работе можно прочитать тут, а интервью с руководителем эксперимента Юрием Оганесяном — тут.

Германий — Протоны — Нейтроны — Электроны

Германий — блестящий, твердый, серовато-белый металлоид в группе углерода, химически подобный его группе, которая соседствует с оловом и кремнием.

В гамма-спектроскопии предпочтение отдается германию из-за того, что его атомный номер намного выше, чем у кремния, и что увеличивает вероятность взаимодействия гамма-лучей. Кроме того, германий имеет более низкую среднюю энергию, необходимую для создания пары электрон-дырка, которая равна 3.6 эВ для кремния и 2,9 эВ для германия. Это также обеспечивает лучшую разрешающую способность по энергии.

Протоны и нейтроны в германии

Германий — химический элемент с атомным номером 32 , что означает, что в его ядре 32 протона. Общее количество протонов в ядре называется атомным номером атома и обозначается символом Z . Таким образом, полный электрический заряд ядра равен + Ze, где e (элементарный заряд) равен 1,602 x 10 -19 кулонов .

Общее количество нейтронов в ядре атома называется числом нейтронов атома и обозначается символом N . Нейтронное число плюс атомный номер равняется атомному массовому числу: N + Z = A . Разница между числом нейтронов и атомным номером известна как нейтронный избыток : D = N — Z = A — 2Z.

Для стабильных элементов обычно существует множество стабильных изотопов. Изотопы — это нуклиды, которые имеют одинаковый атомный номер и, следовательно, являются одним и тем же элементом, но различаются количеством нейтронов.Массовые числа типичных изотопов германия составляют 70; 72; 73; 74.

Основные изотопы германия

Германий встречается в 5 природных изотопах: 70 Ge, 72 Ge, 73 Ge, 74 Ge и 76 Ge. Из них 76 Ge очень слабо радиоактивны, распадаясь в результате двойного бета-распада с периодом полураспада 1,78 × 10 21 лет. 74 Ge является наиболее распространенным изотопом с естественным содержанием около 36%.

Германий-70 состоит из 32 протонов, 38 нейтронов и 32 электронов.

Германий-72 состоит из 32 протонов, 40 нейтронов и 32 электронов.

Германий-73 состоит из 32 протонов, 41 нейтрона и 32 электронов.

Германий-74 состоит из 32 протонов, 42 нейтронов и 32 электронов.

Германий-76 состоит из 32 протонов, 44 нейтронов и 32 электронов.

Естественные изотопы

Изотоп Изобилие Нейтронное число
70 Ge 20.52% 38
72 Ge 27,45% 40
73 Ge 7,76% 41
74 Ge 36,52% 42
76 Ge (нестабильный) 7,75% 44

Типичные нестабильные изотопы

Электроны и электронная конфигурация

Число электронов в электрически нейтральном атоме такое же, как число протонов в ядре.Следовательно, количество электронов в нейтральном атоме германия равно 32. На каждый электрон влияют электрические поля, создаваемые положительным зарядом ядра и другими (Z — 1) отрицательными электронами в атоме.

сообщает об этом объявлении Поскольку количество электронов и их расположение ответственны за химическое поведение атомов, атомный номер идентифицирует различные химические элементы. Конфигурация этих электронов следует из принципов квантовой механики.Количество электронов в электронных оболочках каждого элемента, особенно в самой внешней валентной оболочке, является основным фактором, определяющим его химические связи. В периодической таблице элементы перечислены в порядке возрастания атомного номера Z.

Электронная конфигурация германия : [Ar] 3d10 4s2 4p2 .

Возможные степени окисления: +2,4 .

Элементарный германий начинает медленно окисляться на воздухе при температуре около 250 ° C, образуя GeO 2 .Германий нерастворим в разбавленных кислотах и ​​щелочах, но медленно растворяется в горячих концентрированных серной и азотной кислотах и ​​бурно реагирует с расплавленными щелочами с образованием германатов ([GeO 3 ] 2-). Германий встречается в основном в степени окисления +4, хотя известно много соединений +2.

Наиболее частое применение германия

Детекторы из высокочистого германия (детекторы HPGe ) — лучшее решение для точной гамма- и рентгеновской спектроскопии.По сравнению с кремниевыми детекторами германий намного эффективнее кремния для обнаружения излучения из-за того, что его атомный номер намного выше, чем у кремния, и из-за более низкой средней энергии, необходимой для создания пары электрон-дырка, которая составляет 3,6 эВ для кремния и 2,9 эВ. для германия. Из-за более высокого атомного номера Ge имеет гораздо больший линейный коэффициент затухания, что приводит к более короткой длине свободного пробега. Более того, кремниевые детекторы не могут быть толще нескольких миллиметров, в то время как германий может иметь обедненную, чувствительную толщину сантиметров , и поэтому может использоваться в качестве детектора полного поглощения для гамма-лучей до нескольких МэВ.

О протонах

Протон — одна из субатомных частиц, составляющих материю. Во Вселенной много протонов, составляющих примерно половину всей видимой материи. Он имеет положительный электрический заряд (+ 1e) и массу покоя, равную 1,67262 × 10 −27 кг ( 938,272 МэВ / c 2 ) — немного легче, чем у нейтрона, но почти 1836 г. раз больше, чем у электрона. Протон имеет средний квадратный радиус около 0.87 × 10 −15 м, или 0,87 фм, и это спин — ½ фермиона.

Протоны существуют в ядрах типичных атомов вместе со своими нейтральными аналогами, нейтронами. Нейтроны и протоны, обычно называемые нуклонами , связаны вместе в атомном ядре, где на их долю приходится 99,9% массы атома. Исследования в области физики частиц высоких энергий в 20 веке показали, что ни нейтрон, ни протон не являются наименьшим строительным блоком материи.

О нейтронах

Нейтрон — одна из субатомных частиц, составляющих материю. Во Вселенной много нейтронов, что составляет более половины всей видимой материи. Он имеет без электрического заряда и массу покоя, равную 1,67493 × 10-27 кг, что незначительно больше, чем у протона, но почти в 1839 раз больше, чем у электрона. Нейтрон имеет средний квадратный радиус около 0,8 × 10-15 м, или 0,8 фм, и это фермион со спином 1/2.

Ядра атома состоят из протонов и нейтронов, которые притягиваются друг к другу посредством ядерной силы , в то время как протоны отталкиваются друг от друга посредством электрической силы из-за их положительного заряда. Эти две силы конкурируют, приводя к различной стабильности ядер. Есть только определенные комбинации нейтронов и протонов, которые образуют стабильных ядер .

Нейтроны стабилизируют ядро ​​, потому что они притягивают друг друга и протоны, что помогает компенсировать электрическое отталкивание между протонами.В результате, по мере увеличения числа протонов, , требуется увеличивающееся отношение нейтронов к протонам , чтобы сформировать стабильное ядро. Если нейтронов слишком много или слишком мало для данного числа протонов, образующееся ядро ​​не является стабильным и подвергается радиоактивному распаду. Нестабильные изотопы распадаются различными путями радиоактивного распада, чаще всего через альфа-распад, бета-распад или захват электронов. Известны многие другие редкие типы распада, такие как спонтанное деление или испускание нейтронов.Следует отметить, что все эти пути распада могут сопровождаться последующим испусканием гамма-излучения . Чистые альфа- или бета-распады очень редки.

Об электронах и конфигурации электронов

Периодическая таблица представляет собой табличное отображение химических элементов, организованных на основе их атомных номеров, электронных конфигураций и химических свойств. Электронная конфигурация — это распределение электронов атома или молекулы (или другой физической структуры) на атомных или молекулярных орбиталях.Знание электронной конфигурации различных атомов полезно для понимания структуры периодической таблицы элементов.

Каждое твердое тело, жидкость, газ и плазма состоит из нейтральных или ионизированных атомов. Химические свойства атома определяются числом протонов, фактически числом и расположением электронов . Конфигурация этих электронов следует из принципов квантовой механики. Количество электронов в электронных оболочках каждого элемента, особенно в самой внешней валентной оболочке, является основным фактором, определяющим его химические связи.В периодической таблице элементы перечислены в порядке возрастания атомного номера Z.

Это принцип исключения Паули , который требует, чтобы электроны в атоме занимали разные энергетические уровни вместо того, чтобы все они конденсировались в основном состоянии. Упорядочение электронов в основном состоянии многоэлектронных атомов начинается с самого низкого энергетического состояния (основного состояния) и постепенно перемещается оттуда вверх по энергетической шкале, пока каждому из электронов атома не будет присвоен уникальный набор квантовых чисел.Этот факт имеет ключевое значение для построения периодической таблицы элементов.

Первые два столбца в левой части таблицы Менделеева — это то место, где заняты подоболочки s . Из-за этого первые две строки периодической таблицы помечены как s блок . Аналогично, блок p, — это крайние правые шесть столбцов периодической таблицы, блок d, — средние 10 столбцов периодической таблицы, а блок f — — секция из 14 столбцов, которая обычно изображается. как отделенный от основной части таблицы Менделеева.Она могла быть частью основного тела, но тогда таблица Менделеева была бы довольно длинной и громоздкой.

Для атомов с большим количеством электронов это обозначение может стать длинным, поэтому используются сокращенные обозначения. Электронную конфигурацию можно визуализировать как остовные электроны, эквивалентные благородному газу предыдущего периода, и валентные электроны (например, [Xe] 6s2 для бария).

Окислительные состояния

Состояния окисления обычно представлены целыми числами, которые могут быть положительными, нулевыми или отрицательными.Большинство элементов имеют несколько возможных степеней окисления. Например, углерод имеет девять возможных целочисленных степеней окисления от -4 до +4.

Текущее определение степени окисления в Золотой книге IUPAC:

«Состояние окисления атома — это заряд этого атома после ионного приближения его гетероядерных связей…»

, а термин «степень окисления» почти синонимичен. Элемент, который не сочетается с другими элементами, имеет степень окисления 0.Состояние окисления 0 имеет место для всех элементов — это просто элемент в его элементарной форме. Атом элемента в соединении будет иметь положительную степень окисления, если из него были удалены электроны. Точно так же добавление электронов приводит к отрицательной степени окисления. Мы также различаем возможные и общие степени окисления каждого элемента. Например, кремний имеет девять возможных целочисленных степеней окисления от -4 до +4, но только -4, 0 и +4 являются общими степенями окисления.

Сводка

Элемент Германий
Число протонов 32
Количество нейтронов (типичные изотопы) 70; 72; 73; 74
Количество электронов 32
Электронная конфигурация [Ар] 3d10 4s2 4p2
Степени окисления +2,4

Источник: www.luciteria.com

Свойства прочих элементов

Прочие свойства германия

Германий — Атомный номер — Атомная масса — Плотность германия

Атомный номер германия

Германий — химический элемент с атомным номером 32 , что означает, что в атомной структуре 32 протона и 32 электрона. Химический символ для германия — Ge .

Атомная масса германия

Атомная масса германия 72,64 ед.

Обратите внимание, что каждый элемент может содержать больше изотопов, поэтому эта результирующая атомная масса рассчитывается на основе встречающихся в природе изотопов и их содержания.

Единицей измерения массы является атомная единица массы (а.е.м.) . Одна атомная единица массы равна 1,66 x 10 –24 грамма. Одна унифицированная атомная единица массы составляет примерно массы одного нуклона (либо одного протона, либо нейтрона) и численно эквивалентна 1 г / моль.

Для 12 C атомная масса равна точно 12u, поскольку от нее определяется атомная единица массы. Для других изотопов изотопная масса обычно отличается и обычно находится в пределах 0,1 u от массового числа. Например, 63 Cu (29 протонов и 34 нейтрона) имеет массовое число 63, а изотопическая масса в его основном ядерном состоянии составляет 62, ед.

Существует две причины разницы между массовым числом и изотопной массой, известной как дефект массы:

  1. Нейтрон на немного тяжелее на , чем протон .Это увеличивает массу ядер с большим количеством нейтронов, чем протонов, относительно шкалы атомных единиц массы, основанной на 12 C с равным количеством протонов и нейтронов.
  2. Энергия связи ядра варьируется от ядра к ядру. Ядро с большей энергией связи имеет более низкую полную энергию и, следовательно, на меньшую массу в соответствии с соотношением эквивалентности массы и энергии Эйнштейна E = mc 2 . Для 63 Cu атомная масса меньше 63, поэтому этот фактор должен быть доминирующим.

См. Также: Массовое число

Плотность германия

Плотность германия 5,323 г / см 3 .

Типичные плотности различных веществ при атмосферном давлении.

Плотность определяется как масса на единицу объема . Это интенсивное свойство , которое математически определяется как масса, разделенная на объем:

ρ = м / В

Проще говоря, плотность (ρ) вещества — это общая масса (m) этого вещества, деленная на общий объем (V), занимаемый этим веществом.Стандартная единица СИ — килограммов на кубический метр ( кг / м 3 ). Стандартная английская единица — фунтов массы на кубический фут ( фунт / фут 3 ).

См. Также: Что такое плотность

См. Также: Самые плотные материалы Земли

Германий — Обзор свойств

Элемент Германий
Атомный номер 32
Символ Ge
Категория элемента Металлоиды
Фаза на STP Цельный
Атомная масса [а.е.м.] 72.64
Плотность при стандартном давлении [г / см3] 5,323
Электронная конфигурация [Ар] 3d10 4s2 4p2
Возможные состояния окисления +2,4
Сродство к электрону [кДж / моль] 119
Электроотрицательность [шкала Полинга] 2,01
Энергия первой ионизации [эВ] 7,9
Год открытия 1886
Первооткрыватель Винклер, Клеменс А.
Тепловые свойства
Точка плавления [шкала Цельсия] 938,3
Точка кипения [шкала Цельсия] 2820
Теплопроводность [Вт / м K] 59,9
Удельная теплоемкость [Дж / г К] 0,32
Теплота плавления [кДж / моль] 36,94
Теплота испарения [кДж / моль] 330.9



Германий

Химический элемент германий относится к металлоидам. Он был открыт в 1886 году Клеменсом Винклером.

Зона данных

Классификация: Германий — металлоид
Цвет: серо-белый
Атомный вес: 72,64
Состояние: твердый
Температура плавления: 938 o С, 1210.6 К
Температура кипения: 2830 o C, 3103 K
Электронов: 32
Протонов: 32
Нейтроны в наиболее распространенном изотопе: 42
Электронные оболочки: 2,8,18,4
Электронная конфигурация: [Ар] 3d 10 4s 2 4p 2
Плотность при 20 o C: 5.323 г / см 3
Показать еще, в том числе: температуры, энергии, окисление,
реакции, соединения, радиусы, проводимости
Атомный объем: 13,6 см 3 / моль
Структура: ромбовидная структура
Твердость: 6 мес
Удельная теплоемкость 0,32 Дж г -1 K -1
Теплота плавления 36.940 кДж моль -1
Теплота распыления 377 кДж моль -1
Теплота испарения 334,3 кДж моль -1
1 st энергия ионизации 762,1 кДж моль -1
2 nd энергия ионизации 1537,4 кДж моль -1
3 rd энергия ионизации 3301.7 кДж моль -1
Сродство к электрону 120 кДж моль -1
Минимальная степень окисления -4
Мин. общее окисление нет. -4
Максимальная степень окисления 4
Макс. общее окисление нет. 4
Электроотрицательность (шкала Полинга) 2,01
Объем поляризуемости 6.1 Å 3
Реакция с воздухом мягкая, в / в ⇒ GeO 2
Реакция с 15 M HNO 3 мягкий, ⇒ Ge iv , NO x
Реакция с 6 M HCl нет
Реакция с 6 М NaOH нет
Оксид (оксиды) GeO, GeO 2
Гидрид (ы) GeH 4 , Ge 2 H 6 + другие
Хлорид (ы) GeCl 2 , GeCl 4
Атомный радиус 122.15:00
Ионный радиус (1+ ион)
Ионный радиус (2+ ионов) 87 вечера
Ионный радиус (3+ иона)
Ионный радиус (1-ионный)
Ионный радиус (2-ионный)
Ионный радиус (3-ионный)
Теплопроводность 60,2 Вт · м -1 K -1
Электропроводность 3 См -1
Температура замерзания / плавления: 938 o С, 1210.6 К

Открытие германия

Доктор Дуг Стюарт

Германий был одним из элементов, существование которого было предсказано в 1869 году русским химиком Дмитрием Менделеевым после того, как он заметил разрыв между кремнием и оловом в своей периодической таблице. Менделеев условно назвал предсказанный элемент эка-кремнием.

Германий был обнаружен Клеменсом Винклером в 1886 году в Германии в образце минерала из серебряного рудника.

Анализ показал, что образец — довольно редкий минерал аргиродит — содержал 73-75% серебра, 17-18% серы, 0.2% ртути и 6-7% нового элемента, который Винклер назвал германием.

Менделеев предсказал, что плотность нового элемента будет 5,5 г / см. 3 , а его атомный вес будет 70.
Его предсказания оказались довольно хорошими.

Название элемента по Винклеру происходит от латинского «Germania», что означает «Германия».

Германий. Изображение Ref. (1)

Окрестности Периодической таблицы германия

Внешний вид и характеристики

Вредные воздействия:

Германий не токсичен.

Характеристики:

Германий — блестящий твердый полуметаллический элемент серо-белого цвета с кристаллической и хрупкой структурой.

Это полупроводник.

Германий и оксид прозрачны для инфракрасного излучения.

Германий также обладает необычным свойством, заключающимся в том, что (как и вода) он расширяется при замерзании.

Четыре других элемента расширяются при замораживании; кремний, висмут, сурьма и галлий.

Использование германия

Германий чаще всего используют в качестве полупроводника.

Германий используется в транзисторах и интегральных схемах.

Используется как легирующий агент и как катализатор.

Он также используется в инфракрасных спектроскопах и инфракрасных детекторах.

Некоторые соединения германия полезны, потому что они токсичны для бактерий, но безвредны для млекопитающих.

Численность и изотопы

Изобилие земной коры: 1,5 частей на миллион по весу, 0,42 частей на миллион по молям

Солнечная система изобилия: 200 частей на миллиард по весу, 3 части на миллиард по молям

Стоимость, чистая: 360 долларов за 100 г

Стоимость, оптом: 120 долларов за 100 г

Источник: Основная руда германия — германит, который составляет около 7% германия.В промышленных масштабах германий получают как побочный продукт при рафинировании металлов и из некоторых угольных зол.

Изотопы: Германий имеет 24 изотопа с известными периодами полураспада с массовыми числами от 58 до 85. Встречающийся в природе германий представляет собой смесь пяти изотопов, и они находятся в указанном процентном соотношении: 70 Ge (21,2%), 72 Ge (27,7%), 73 Ge (7,7%), 74 Ge (35,9%) и 76 Ge (7,4%). Наиболее распространенным является 74 Ge с концентрацией 35,9%.

Список литературы
  1. Фото: Gibe, Лицензия свободной документации GNU.
Цитируйте эту страницу

Для онлайн-ссылки скопируйте и вставьте одно из следующего:

  Германий 
 

или

  Факты об элементе германия 
 

Чтобы процитировать эту страницу в академическом документе, используйте следующую ссылку, соответствующую требованиям MLA:

 «Германий». Chemicool Periodic Table.Chemicool.com. 26 июля 2014 г. Интернет.
. 

Ge Информация об элементе германия: факты, свойства, тенденции, использование и сравнение — Периодическая таблица элементов

История германия

Элемент германий был открыт Клеменсом Винклером в год. 1886 г. в Германии . Германий получил свое название от Germania, латинского названия Германии.

Присутствие германия: изобилие в природе и вокруг нас

В таблице ниже показано содержание германия во Вселенной, Солнце, метеоритах, Земная кора, океаны и человеческое тело.

Кристаллическая структура германия

Твердотельная структура германия — это гранецентрированный куб.

Кристаллическую структуру можно описать с помощью ее элементарной ячейки. Элементарные ячейки повторяются в три пространственное пространство для формирования конструкции.

Параметры элементарной ячейки

Элементарная ячейка представлена ​​в терминах ее параметров решетки, которые являются длинами ячейки края Константы решетки ( a , b и c )

и б c
565.75 565,75 565.75 вечера

и углы между ними Решетки Углы (альфа, бета и гамма).

альфа бета гамма
π / 2 π / 2 π / 2

Положения атомов внутри элементарной ячейки описываются набором атомных положений ( х я , у я , г я), измеренное от исходной точки решетки.

Свойства симметрии кристалла описываются концепцией пространственных групп. Все возможно симметричное расположение частиц в трехмерном пространстве описывается 230 пространственными группами (219 различных типов или 230, если хиральные копии считаются отдельными.

Атомные и орбитальные свойства германия

Атомы германия имеют 32 электрона и структура электронной оболочки [2, 8, 18, 4] с символом атомного члена (квантовые числа) 3 P 0 .

Оболочечная структура германия — количество электронов на энергию уровень

n с п. д f
1 К 2
2 L 2 6
3 M 2 6 10
4 N 2 2

Основная электронная конфигурация германия — нейтральный Атом германия

Электронная конфигурация нейтрального атома германия в основном состоянии [Ar] 3d10 4s2 4p2.Часть конфигурации германия, эквивалентная благородному газу предыдущий период сокращенно обозначается как [Ar]. Для атомов с большим количеством электронов это нотация может стать длинной, поэтому используются сокращенные обозначения. валентные электроны 3d10 4s2 4p2, электроны в внешняя оболочка, определяющая химические свойства элемента.

Полная электронная конфигурация нейтрального германия

Полная электронная конфигурация основного состояния для атома германия, несокращенная электронная конфигурация

1с2 2с2 2п6 3с2 3п6 3d10 4с2 4п2

Атомная структура германия

Атомный радиус германия 125 пм, а его ковалентный радиус 122 пм.

Атомный спектр германия

Германий Химические свойства: Энергии ионизации германия и сродство к электрону

Электронное сродство германия составляет 119 кДж / моль.

Энергия ионизации германия

Энергия ионизации германия

см. В таблице ниже.
Число энергии ионизации Энтальпия — кДж / моль
1 762
2 1537.5
3 3302,1
4 4411
5 9020

Физические свойства германия

Физические свойства германия см. В таблице ниже.

Плотность 5.323 г / см3
Молярный объем 13.6464399775 см3

Упругие свойства

Твердость германия — испытания для измерения твердости элемента

Электрические свойства германия

Германий — это полупроводник электричества. Ссылаться на стол ниже электрические свойства германия

Германий Теплопроводные свойства

Магнитные свойства германия

Оптические свойства германия

Акустические свойства германия

Германий Термические свойства — энтальпии и термодинамика

Термические свойства германия

см. В таблице ниже.

Энтальпия германия

Изотопы германия — ядерные свойства германия

Изотопы родия.Встречающийся в природе германий имеет 4 стабильный изотоп — 70Ge, 72Ge, 73Ge, 74Ge.

911 18% изобилие
Изотоп Масса изотопа Т половина Режим распада
58Ge
59Ge
60Ge
61Ge
62Ge
63Ge
64Ge
65Ge
66Ge
67Ge
68Ge
69Ge
70Ge 20.84% Стабильный N / A
71Ge
72Ge 27.54% Стабильный N / A
73Ge 7.73% Стабильный N / A
74Ge 36.28% Стабильный N / A
75Ge
76Ge 7.61%
77Ge
78Ge
79Ge
80Ge
81Ge
82Ge
83Ge
84Ge
85Ge
86Ge
87Ge
88Ge
89Ge

Нормативно-правовое регулирование и здравоохранение — Параметры и рекомендации по охране здоровья и безопасности

Поиск в базе данных

Список уникальных идентификаторов для поиска элемента в различных базах данных химического реестра

Изучите нашу интерактивную таблицу Менделеева

Сравнение элементов периодической таблицы

германий

германий Германий
Символ: Ge
Номер группы: 14 (IV A)
Имя группы: металлоиды
атомный номер: 32
Массовое число: 73
Атомная масса: 72.59
электронов: 32
протоны: 32
нейтронов: 41

Электронная конфигурация:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2

Физические свойства:

Точка кипения 2830 ° С
Температура плавления 937 ° С
Плотность 5.32 г / мл
Радиоактивность никто
Цвет серовато-белый
Запах никто
Твердость высоко
Хрупкий средний
Пластичность средний


Химические свойства: (Нажмите здесь для демонстраций !! )
Германий принадлежит к тому же химическому семейству, что и углерод, кремний, олово и свинец.Следовательно, он напоминает эти элементы в процессе образования органических соединений, таких как тетраэтилгерманий и тетрафенил германий. При комнатной температуре германий не реагирует и не реагирует. не реагирует с соляной кислотой.


История:
Существование германия было предсказано в 1871 г. Немецкий химик Дмитрий Менделеев. Предполагалось, что его местоположение под кремнием в Периодической таблице элементов и, следовательно, называется ekasilicon.Клеменс Винклер, также немецкий химик, обнаружил элемент, естественно в аргиродите руды сульфида серебра. Германий занимает пятьдесят четвертое место по количеству элементов в земной корочка. Естественно, в небольших количествах его можно найти в рудах. серебра, меди и цинка. Он также содержится в минерале германите, который содержит примерно восемь процентов германия.

Германий обычно выделяют в результате реакции диоксида, GeO 2 , с углеродом или
водорода (хотя водород используется более широко).
например: / GeO 2 + 2H 2 » Ge + 2H 2 0

Чтобы получить еще более чистый образец германия, GeCl 4 может реагировать с водородом.
пример: / GeCl 4 + 2H 2 » Ge + 4HCl


Использует:
Наиболее широко известным применением германия является форма полупроводника.
Полупроводник — это материал, проводящий электричество. лучше изолятора, такого как дерево, но не так хорошо, как проводник, например медь.Чтобы полупроводник получил свои характеристики, он должен быть легирован трехвалентным или пятивалентным материалом. Это обычно включает мышьяк и галлий. Германий был первым используемым металлом в транзисторе, пришедшем на замену электронной лампе. Кремний позже был основным продуктом, используемым для изготовления транзисторов, так как он дешевле. Хотя кремний дешевле, германий более чувствителен к электрические токи и использовались во время Второй мировой войны и после нее в качестве детекторов для сверхвысокочастотных радио- и радиолокационных сигналов.

Германий и оксид германия прозрачны для инфракрасного излучения. свет и используются в инфракрасных спектроскопах и другом оптическом оборудовании, включая чрезвычайно чувствительные инфракрасные детекторы. Другое инфракрасное оптические устройства, в которых используется германий, включают телефонные линии, данные трансмиссии и компьютерные кабели. Это потому, что германий может использоваться с оптоволоконными кабелями и другими подобными технологиями, требующими высокая светочувствительность.

Если в свинцовую кислоту добавлены следовые количества германия аккумуляторная батарея, срок службы батареи значительно увеличивается.

Оксид германия используется в производстве оптических стекло и как медикаментозное лечение злокачественной анемии. Было найдено что германий много взаимодействует с определенными типами бактерий и теперь стал интересоваться областью изучения химиотерапии.



Ссылки:
Дэвис Р. (2000, 23 марта). Германий . 1 (1 шт.). Получено 23 марта 2000 г. из онлайн-базы данных: World Book Online.

Германий . (2000, Microsoft Encarta .1 (1 шт.). Microsoft Encarta CD-ROM.

Германий (2000, 23 марта). 1 (1п). Проверено 23 марта 2000 г. из всемирной паутины: http: //www.nobel.
scas.bcit.bc.ca/resource/ptable/ge.htm

Трипати, В. (2000, 23 марта). Полупроводники . 1 (2п.). Получено 23 марта 2000 г. из онлайн-базы данных: World Book Online.

Винтер, М. (23 марта 2000 г.). Германий Ключевые данные . 1 (3шт.). Получено 23 марта 2000 г. из Интернета: http: // www.webelements.com/webelements/elements/text/key/Ge.html.

Wistrom, Phillips, Strozak (1997). Химия: концепции и применение . Гленко / Макгроу-Хилл.



Андреа Б.
19 апреля 2000 г.

Как определить количество протонов, нейтронов и электронов в изотопах

Материя бывает разных размеров, форм и цветов. Рассмотрим хлор, желтоватый газ, или свинец, серо-черное твердое вещество, или ртуть, серебристую жидкость. Три очень разных элемента, каждый из которых состоит только из одного вида атомов.Различия в материи сводятся к мельчайшим различиям в атомной структуре.

TL; DR (слишком долго; не читал)

Поймите, что изотопы элемента имеют разные массовые числа, но одинаковое количество протонов. Используя Периодическую таблицу, найдите атомный номер элемента. Атомный номер равен количеству протонов. В сбалансированном атоме количество электронов равно количеству протонов. В несбалансированном атоме количество электронов равно количеству протонов плюс противоположный заряд иона.Вычислите количество нейтронов, вычтя атомный номер из массового числа. Если массовое число определенного изотопа неизвестно, используйте атомную массу из Периодической таблицы, округленную до ближайшего целого числа, минус атомный номер, чтобы найти среднее количество нейтронов для элемента.

Структура атомов

Каждый атом состоит из трех основных частиц. Протоны и нейтроны группируются в ядре в центре атома. Электроны образуют вращающееся облако вокруг ядра.Протоны и нейтроны составляют массу атомов. Электроны, крошечные по сравнению с протонами и нейтронами, вносят очень небольшой вклад в общую массу атомов.

Атомы и изотопы

Атомы одного и того же элемента имеют одинаковое количество протонов. Все атомы меди состоят из 29 протонов. У всех атомов гелия есть 2 протона. Изотопы возникают, когда атомы одного и того же элемента имеют разные массы. Поскольку количество протонов элемента не меняется, разница в массе возникает из-за разного количества нейтронов.Медь, например, имеет два изотопа: медь-63 и медь-65. Медь-63 состоит из 29 протонов и массового числа 63. Медь-65 имеет 29 протонов и массовое число 65. Гелий имеет 2 протона и почти всегда имеет массовое число 4. Очень редко гелий образует изотоп гелий-3, который все еще имеет 2 протона, но имеет массовое число 3.

Один из способов написания формулы для изотопа показывает имя элемента или символ, за которым следует массовое число, например, гелий-4 или He-4. Другая сокращенная идентификация изотопов показывает массовое число как верхний индекс и атомный номер как нижний индекс, оба показаны перед атомным символом.Например, 4 2 He указывает на изотоп гелия с массовым числом 4.

Периодическая таблица элементов

Расположение Периодической таблицы элементов предоставляет важную информацию для определения количества протонов, нейтронов и электронов в атомах. . В современной Периодической таблице элементы расположены в порядке их протонов. Первый элемент в таблице, водород, имеет один протон. Последний элемент (по крайней мере, на данный момент) в таблице, Оганессон или Унуноктиум, имеет 118 протонов.

Сколько протонов?

Атомный номер в Периодической таблице определяет количество протонов в любом атоме этого элемента. Медь с атомным номером 29 состоит из 29 протонов. Определение атомного номера элемента показывает количество протонов.

Сколько нейтронов?

Разница между изотопами элемента зависит от количества нейтронов. Чтобы узнать количество нейтронов в изотопе, найдите массовое число изотопа и атомный номер. Атомный номер или количество протонов находится в Периодической таблице.Атомная масса, также найденная в Периодической таблице, является средневзвешенным значением всех изотопов элемента. Если изотоп не идентифицирован, атомную массу можно округлить до ближайшего целого числа и использовать для определения среднего числа нейтронов.

Например, атомная масса ртути равна 200,592. У Меркурия есть несколько изотопов с массовыми числами от 196 до 204. Используя среднюю атомную массу, вычислите среднее количество нейтронов, сначала округлив атомную массу от 200.592–201. Теперь вычтите число протонов, 80, из атомной массы, 201-80, и найдите среднее число нейтронов, 121.

Если массовое число изотопа известно, действительное число нейтронов можно рассчитать. Используйте ту же формулу, массовое число минус атомный номер, чтобы вычислить количество нейтронов. В случае ртути наиболее распространенным изотопом является ртуть-202. Используйте уравнение 202-80 = 122, чтобы найти, что ртуть-202 имеет 122 нейтрона.

Сколько электронов?

Нейтральный изотоп не имеет заряда, что означает, что положительный и отрицательный заряды уравновешиваются в нейтральном изотопе.В нейтральном изотопе количество электронов равно количеству протонов. Как и определение количества протонов, определение количества электронов в нейтральном изотопе требует определения атомного номера элемента.

В ионе, изотопе с положительным или отрицательным зарядом, количество протонов не равно количеству электронов. Если протонов больше, чем электронов, изотоп имеет больше положительных зарядов, чем отрицательных. Другими словами, количество протонов превышает количество электронов на то же число, что и положительный заряд.Если количество электронов превышает количество протонов, заряд иона будет отрицательным. Чтобы найти количество электронов, добавьте к количеству протонов противоположность дисбаланса зарядов.

Например, если изотоп имеет заряд -3, как у фосфора (атомный номер 15), то количество электронов на три больше, чем количество протонов. При вычислении количества электронов получается 15 + (- 1) (- 3), или 15 + 3 = 18, или 18 электронов. Если изотоп имеет заряд +2, как у стронция (атомный номер 38), то количество электронов на два меньше, чем количество протонов.В этом случае расчет становится 38 + (- 1) (+ 2) = 38-2 = 36, так что у иона 36 электронов. Обычное сокращение для ионов показывает дисбаланс заряда в виде верхнего индекса, следующего за атомным символом. В примере с фосфором ион будет записан как P -3 .

Периодическая таблица элементов

Периодическая таблица элементов

ЭЛЕМЕНТЫ В ОДНОЙ КОЛОНКЕ (ГРУППА) ИМЕЮТ АНАЛОГИЧНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Название каждого элемента (коричневым цветом) сопровождается его химическим символом (красным),
, а также его атомным номером Z и наиболее распространенным (или наиболее стабильный) массовый номер А .

Z = атомный номер = количество протонов в ядре = количество электронов, вращающихся вокруг ядра;
A = массовое число = количество протонов и нейтронов в наиболее распространенном (или наиболее стабильном) ядре.

Группа I a

Группа II a

Группа III b

Группа IV b

Группа V b

Группа VI b

Группа VII b

Группа VIII

Группа I b

Группа II b

Группа III a

Группа IV a

Группа V a

Группа VI a

Группа VII a

Группа 0

Водород
H
Z = 1, A = 1
-> -> -> — > -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> — -> -> -> — -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> Гелий
He
Z = 2, A = 4
Литий
Li
Z = 3, A = 6
Berylium
Be
Z = 4, A = 10
-> -> -> — -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> Бор
B
Z = 5, A = 11
Углерод
C
Z = 6, A = 12
Азот
N
Z = 7, A = 14
Кислород
O
Z = 8, A = 16
Фтор
F
Z = 9, A = 19
Neon
Ne
9 1992 Z = 10, A = 20
Натрий
Na
Z = 11, A = 23
Магний
Mg
Z = 12, A = 24
— > -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> -> — -> -> -> -> -> Алюминий
Al
Z = 13, A = 27
Кремний
Si
Z = 14, A = 28
Фосфор
P
Z = 15, A = 31
Сера
S
Z = 16, A = 32
Хлор
Cl
Z = 17, A = 35.5
Аргон
Ar
Z = 18, A = 40
Калий
K
Z = 19, A = 39
Кальций
Ca
Z = 20, A = 40
Скандий
Sc
Z = 21, A = 45
Титан
Ti
Z = 22, A = 48
Ванадий
Va
Z = 23, A = 51
Хром
Cr
Z = 24, A = 52
Марганец
Mn
Z = 25, A = 55
Железо
Fe
Z = 26, A = 56
Кобальт
Co
Z = 27, A = 59
Никель
Ni
Z = 28, A = 59
Медь
Cu
Z = 29, A = 63.5
Цинк
Zn
Z = 30, A = 65
Галлий
Ga
Z = 31, A = 70
Германий
Ge
Z = 32, A = 73
Мышьяк
As
Z = 33, A = 75
Селен
Se
Z = 34, A = 79
Бром
Br
Z = 35, A = 80
Криптон
Kr
Z = 36, A = 84
Рубидий
Rb
Z = 37, A = 85.5
Стронций
Sr
Z = 38, A = 88
Иттрий
Y
Z = 39, A = 89
Цирконий
Zr
Z = 40, A = 91
Ниобий
Nb
Z = 41, A = 93
Молибден
Mo
Z = 42, A = 96
Технеций
Tc
Z = 43, A = 97
Рутений
Ru
Z = 44, A = 101
Родий
Rh
Z = 45, A = 103
Палладий
Pd
Z = 46, A = 106
Серебро
Ag
Z = 47, A = 108
Кадмий
Cd
Z = 48, A = 112
Индий
In
Z = 49, A = 115
Олово
Sn
Z = 50, A = 119
Сурьма
Sb
Z = 51, A = 122
Теллур
Te
Z = 52, A = 128
Йод
I
Z = 53, A = 127
Ксенон
Xe
Z = 54, A = 131
Цезий
Cs
Z = 55, A = 133
Барий
Ba
Z = 56, A = 137
Лантан
La
Z = 57, A = 139
Лантанид
Серия
Z = 57-71
Гафний
Hf
Z = 72, A = 178.5
Тантал
Ta
Z = 73, A = 181
Вольфрам
W
Z = 74, A = 184
Рений
Re
Z = 75, A = 186
Осмий
Os
Z = 76, A = 190
Иридий
Ir
Z = 77, A = 192
Платина
Pt
Z = 78, A = 195
Золото
Au
Z = 79, A = 197
Меркурий
Hg
Z = 80, A = 201
Таллий
Tl
Z = 81, A = 204
Свинец
Pb
Z = 82, A = 207
Висмут
Bi
Z = 83, A = 209
Полоний
Po
Z = 84, A = 209
Астатин
При
Z = 85, A = 210
Радон
Rn
Z = 86, A = 222
Франций
Fr
Z = 87, A = 223
Радий
Ra
Z = 88, A = 226
Актиний
Ac
Z = 89, A = 227
Актинид
Серия
Z = 89-103
Резерфорд
Rf
Z = 104, A = 261
Дубний
Дб
Z = 105, A = 262
Сиборгий
Sg
Z = 106, A = 263
Bohrium
Bh
Z = 107, A = 262
Калий
Hs
Z = 108, A = 265
Мейтнерий
Mt
Z = 109, A = 266
Darmstadtium
Ds
Z = 110
Рентген
Rg
Z = 111
Copernicium
Cn
Z = 112
Нихоний
Nh
Z = 113
Флеровий
Fl
Z = 114
Московий
Mc
Z = 115
Ливерморий
Ур.
Z = 116
Tennessine
Ts
Z = 117
Оганессон
Og
Z = 118

Группа I a

Группа II a

Группа III b

Группа IV b

Группа V b

Группа VI b

Группа VII b

Группа VIII

Группа I b

Группа II b

Группа III a

Группа IV a

Группа V a

Группа VI a

Группа VII a

Группа 0

Серия лантанидов (редкоземельные элементы)
Лантан
La
Z = 57, A = 139
Церий
Ce
Z = 58, A = 140
Празеодим
Pr
Z = 59, A = 141
Неодим
Nd
Z = 60, A = 144
Прометий
Pm
Z = 61, A = 145
Самарий
Sm
Z = 62, A = 150
Европий
Eu
Z = 63, A = 152
Гадолиний
Gd
Z = 64, A = 157
Тербий
Tb
Z = 65, A = 159
Диспрозий
Dy
Z = 66, A = 162.5
Гольмий
Ho
Z = 67, A = 165
Эрбий
Er
Z = 68, A = 167
Тулий
Tm
Z = 69, A = 169
Иттербий
Yb
Z = 70, A = 173
Лютеций
Lu
Z = 71, A = 175
Вернуться к
Periodic
Table
Серия актинидов (радиоактивные редкоземельные элементы)
Актиний
Ac
Z = 89, A = 227
Торий
Th
Z = 90, A = 232
Протактиний
Па
Z = 91, A = 231
Уран
U
Z = 92, A = 238
Нептуний
Np
Z = 93, A = 237
Плутоний
Pu
Z = 94, A = 244
Америций
Am
Z = 95, A = 243
Кюрий
Cm
Z = 96, A = 247
Berkelium
Bk
Z = 97, A = 247
Калифорний
Cf
Z = 98, A = 251
Эйнштейний
Es
Z = 99, A = 254
Фермий
Fm
Z = 100, A = 257
Менделевий
Md
Z = 101, A = 256
Нобелий

Z = 102, A = 254
Лоуренсий
Lr
Z = 103, A = 256
Вернуться к
Периодический
Таблица

[Подкаталог урана] [Подкаталог плутония]

[ПОЛНЫЙ СПРАВОЧНИК]

по почте
ccnr @ web.