Numărul de taxare

Numărul de sarcină al nucleului atomic (sinonime: numărul atomic , numărul atomic , numărul ordinal al unui element chimic ) este numărul de protoni din nucleul atomic. Numărul de sarcină este egal cu sarcina nucleului în unități de sarcină elementară și, în același timp, este egal cu numărul ordinal al nucleului corespunzător al unui element chimic din tabelul periodic . Notat de obicei cu litera Z .

Termenul „atomic” sau „număr atomic” este folosit în mod obișnuit în fizica atomică și chimie , în timp ce termenul echivalent „număr de sarcină” este în fizica nucleară . Într -un atom neionizat , numărul de electroni din învelișurile de electroni coincide cu numărul de încărcare.

Nucleii cu același număr de sarcină, dar număr de masă diferit A (care este egal cu suma numărului de protoni Z și numărul de neutroni N ) sunt izotopi diferiți ai aceluiași element chimic, deoarece sarcina nucleului este cea care determină structura învelișului electronic al atomului și, în consecință, proprietățile sale chimice. Mai mult de trei sferturi din elementele chimice există în natură ca un amestec de izotopi (vezi element monoizotopic ), iar masa izotopică medie a unui amestec izotopic al unui element (numită masă atomică relativă ) într-un anumit mediu de pe Pământ determină atomul standard. masa unui element (folosită anterior denumirea de „greutate atomică”). Din punct de vedere istoric, aceste greutăți atomice ale elementelor (în comparație cu hidrogenul) erau cantitățile măsurate de chimiști în secolul al XIX-lea.

Deoarece protonii și neutronii au aproximativ aceeași masă (masa electronilor este neglijabilă în comparație cu masa lor), iar defectul de masă de legare a nucleonului este întotdeauna mic în comparație cu masa nucleonului, valoarea masei atomice a oricărui atom, exprimată în unități de masă atomică , este în 1% față de un A.

Istorie

Tabel periodic și numere de serie pentru fiecare element

Căutarea unei baze pentru clasificarea și sistematizarea naturală a elementelor chimice, pe baza relației dintre proprietățile lor fizice și chimice cu greutatea atomică, este întreprinsă de mult timp. În anii 1860, au apărut o serie de lucrări care leagă aceste caracteristici - spirala Chancourtois , masa Newlands , tabele Odling și Meyer , dar niciuna dintre ele nu a oferit o descriere exhaustivă fără ambiguitate a modelului. Chimistul rus D. I. Mendeleev a reușit să facă acest lucru . La 6 martie 1869 ( 18 martie 1869 ), la o reuniune a Societății Ruse de Chimie , mesajul lui Mendeleev a fost citit despre descoperirea Legii periodice a elementelor chimice [1] , iar în curând articolul său „Relația proprietăților cu atomul greutatea elementelor” a fost publicată în Jurnalul Societății Ruse de Fizică și Chimie ” [2] . În același an, a fost publicată prima ediție a manualului lui Mendeleev „Fundamentele chimiei”, unde a fost dat tabelul său periodic. Într-un articol din 29 noiembrie 1870 ( 11 decembrie 1870 ), publicat în Jurnalul Societății Ruse de Chimie sub titlul „Sistemul natural al elementelor și aplicarea sa pentru a indica proprietățile elementelor nedescoperite”, Mendeleev a folosit pentru prima dată termenul „legea periodică” și a subliniat existența mai multor elemente încă nedescoperite [3] .

În lucrările sale, Mendeleev a aranjat elementele în ordinea greutăților lor atomice, dar în același timp s-a abătut în mod deliberat de la această regulă plasând telurul (greutatea atomică 127,6) înaintea iodului (greutatea atomică 126,9) [4] , explicând acest lucru prin proprietățile chimice ale elementelor. O astfel de aranjare a elementelor este legitimă, ținând cont de numărul lor de încărcare Z , care era necunoscut lui Mendeleev. Dezvoltarea ulterioară a chimiei atomice a confirmat corectitudinea presupunerii omului de știință.

Modele ale atomului de Rutherford-Bohr și Van den Broek

În 1911, fizicianul britanic Ernest Rutherford a propus un model al atomului , conform căruia nucleul este situat în centrul atomului, conținând cea mai mare parte a masei atomului și o sarcină pozitivă, care, în unități de sarcină electronică, ar trebui să fie egal cu aproximativ jumătate din greutatea atomică a atomului, exprimată în numărul de atomi de hidrogen. Rutherford și-a formulat modelul pe baza datelor despre atomul de aur ( Z = 79 , A = 197 ), și astfel s-a dovedit că aurul ar trebui să aibă o sarcină nucleară de aproximativ 100 (în timp ce numărul atomic al aurului din tabelul periodic este 79) . La o lună după publicarea lucrării lui Rutherford, fizicianul amator olandez Antonius van den Broek a sugerat pentru prima dată că sarcina nucleară și numărul de electroni dintr-un atom trebuie să fie exact egale cu numărul său de serie din tabelul periodic (numit și numărul atomic, notat cu Z ). ). Această ipoteză a fost în cele din urmă confirmată.

Dar din punctul de vedere al electrodinamicii clasice, în modelul lui Rutherford, un electron care se mișcă în jurul nucleului ar trebui să radieze energie continuu și foarte rapid și, pierzând-o, să cadă pe nucleu. Pentru a rezolva această problemă, în 1913 fizicianul danez Niels Bohr și-a propus modelul atomului. Bohr a introdus presupunerea că electronii dintr-un atom se pot deplasa doar de-a lungul anumitor orbite (staționare), fiind în care nu radiază energie, iar radiația sau absorbția are loc doar în momentul trecerii de pe o orbită pe alta. În acest caz, numai acele orbite sunt staționare, atunci când se deplasează de-a lungul cărora momentul unghiular al unui electron este egal cu un număr întreg al constantelor lui Planck [5] : .

Experimentele lui Moseley din 1913 și elementele chimice „lipsă”

În 1913, chimistul britanic Henry Moseley , după o discuție cu N. Bohr, a decis să testeze ipotezele lui Van den Broek și Bohr într-un experiment [6] . Pentru a face acest lucru, Moseley a măsurat lungimile de undă ale liniilor spectrale ale tranzițiilor fotonice (liniile K și L) în atomi de aluminiu ( Z = 13 ) și aur ( Z = 79 ) utilizați ca o serie de ținte în interiorul unui tub de raze X [7] ] . Rădăcina pătrată a frecvenței acestor fotoni (razele X) a crescut de la o țintă la alta într-o progresie aritmetică. Acest lucru l-a determinat pe Moseley să concluzioneze ( legea lui Moseley ) că valoarea numărului atomic aproape corespunde (în lucrarea lui Moseley, cu o deplasare de o unitate pentru liniile K) cu sarcina electrică calculată a nucleului, adică valoarea lui Z. . Printre altele, experimentele lui Moseley au demonstrat că seria de lantanide (de la lantan până la lutețiu inclusiv) ar trebui să conțină exact 15 elemente - nici mai puțin, nici mai mult, ceea ce era departe de a fi evident pentru chimiștii de atunci.

După moartea lui Moseley în 1915, numerele atomice ale tuturor elementelor cunoscute de la hidrogen la uraniu ( Z = 92 ) au fost investigate prin metoda sa. S-a constatat că din tabelul periodic lipseau șapte elemente chimice (cu Z < 92 ), care au fost identificate ca nedescoperite încă, cu numerele atomice 43, 61, 72, 75, 85, 87 și 91 [8] . Toate aceste șapte elemente „lipsă” au fost descoperite între 1918 și 1947: tehnețiu ( Z =43 ), prometiu ( Z =61 ), hafniu ( Z =72 ), reniu ( Z =75 ), astatin ( Z =85 ), franciu ( Z = 87 ) și protactiniu ( Z = 91 ) [8] . Până în acest moment, primele patru elemente transuraniu au fost, de asemenea, descoperite , astfel încât tabelul periodic a fost umplut fără goluri până la curiu ( Z = 96 ).

Ipoteza protonului și „electronului nuclear”

Până în 1915, comunitatea științifică a înțeles faptul că numerele de sarcină Z , ele sunt numerele de serie ale elementelor, ar trebui să fie un multiplu al sarcinii nucleului atomului de hidrogen, dar nu a existat o explicație pentru motive. pentru asta. Ipoteza lui Prout , formulată încă din 1816, sugera că hidrogenul este un fel de materie primară, din care atomii tuturor celorlalte elemente au fost formați printr-un fel de condensare și, prin urmare, greutățile atomice ale tuturor elementelor, precum și încărcăturile lor. nuclee, ar trebui măsurate în numere întregi. Dar în 1907, experimentele lui Rutherford și Royds au arătat că particulele alfa cu o sarcină de +2 sunt nucleele atomilor de heliu, a căror masă depășește masa hidrogenului cu patru, nu de două ori. Dacă ipoteza lui Prout este corectă, atunci ceva trebuie să fi neutralizat încărcăturile nucleelor ​​de hidrogen prezente în nucleele atomilor mai grei.

În 1917 (în experimentele publicate în 1919 și 1925), Rutherford a dovedit că un nucleu de hidrogen era prezent în alte nuclee; acest rezultat este de obicei interpretat ca fiind descoperirea protonilor [9] . Aceste experimente au început după ce Rutherford a observat că atunci când particulele alfa au fost aruncate în aer (mai ales azot), detectoarele au preluat urme de nuclee tipice de hidrogen. După experimentare, Rutherford a urmărit reacția la azotul din aer și a descoperit că atunci când particulele alfa au fost introduse în azot gazos pur, efectul a fost mai mare. În 1919, Rutherford a sugerat că o particulă alfa a scos un proton din azot, transformându-l în carbon . După ce a observat imaginile camerei Blackett în 1925, Rutherford și-a dat seama că s-a întâmplat contrariul: după capturarea unei particule alfa, protonul este ejectat, astfel încât rezultatul final este oxigenul greu , nu carbonul, adică Z nu scade, ci crește. Aceasta a fost prima reacție nucleară descrisă : 14N + α → 17O + p.

Rutherford a numit noile particule nucleare grele protoni în 1920 (au fost propuse denumiri alternative - „protoni” și „protili”). Din lucrarea lui Moseley a reieșit că nucleele atomilor grei aveau mai mult de două ori masa decât s-ar fi așteptat dacă ar fi compuse doar din nuclee de hidrogen și, prin urmare, era necesară o explicație pentru „neutralizarea” presupușilor protoni suplimentari prezenți în toate. nuclee grele. În acest sens, a fost înaintată o ipoteză despre așa-numiții „electroni nucleari”. Astfel, s-a presupus că nucleul de heliu este format din patru protoni și doi „electroni nucleari” care neutralizează sarcina a doi protoni. În cazul aurului cu o masă atomică de 197 și o sarcină de 79, considerat anterior de Rutherford, s-a presupus că nucleul atomului de aur conținea 118 dintre acești „electroni nucleari”.

Descoperirea neutronului și semnificația acestuia

Eșecul ipotezei „electronului nuclear” a devenit evident după descoperirea neutronului de către James Chadwick în 1932 [10] . Prezența neutronilor în nucleele atomilor a explicat cu ușurință discrepanța dintre greutatea atomică și numărul de sarcină al atomului: de exemplu, un atom de aur conține 118 neutroni, nu 118 electroni nucleari, iar sarcina pozitivă a nucleului constă în întregime din 79 de protoni. Astfel, după 1932, numărul atomic al unui element, Z , a ajuns să fie considerat numărul de protoni din nucleul său.

Simbolul Z

Numărul de taxare este de obicei notat cu litera Z , de la acesta. atom z ahl  - „număr atomic”, „număr atomic” [11] Simbolul convențional Z provine probabil din cuvântul german Atomzahl (număr atomic) [12] , desemnând un număr care anterior denota pur și simplu poziția ordinală a unui element în tabel periodic și care corespundea aproximativ (dar nu exact) ordinii elementelor în ordinea crescătoare a greutăților lor atomice. Abia după 1915, când s-a dovedit că numărul Z este, de asemenea, mărimea sarcinii nucleului și caracteristica fizică a atomului, cuvântul german Atomzahl (și echivalentul său în engleză , numărul atomic în engleză ) a devenit utilizat pe scară largă în acest domeniu. context.   

Proprietăți chimice

Fiecare element are un set specific de proprietăți chimice ca o consecință a numărului de electroni prezenți într-un atom neutru, care este Z (numărul atomic). Configurația electronilor într-un atom decurge din principiile mecanicii cuantice . Numărul de electroni din învelișurile de electroni ale fiecărui element, în special învelișul de valență cel mai extern , este principalul factor care determină legăturile sale chimice. Prin urmare, numai numărul atomic determină proprietățile chimice ale unui element și de aceea un element poate fi definit ca fiind format din orice amestec de atomi cu un număr atomic dat.

Elemente noi

Când caută elemente noi, cercetătorii sunt ghidați de idei despre numerele de încărcare ale acestor elemente. De la sfârșitul anului 2019, au fost descoperite toate elementele cu numere de sarcină de la 1 la 118. Sinteza de noi elemente se realizează prin bombardarea atomilor țintă ai elementelor grele cu ioni în așa fel încât suma numerelor de încărcare ale țintei atom și ionul „proiectil” este egal cu numărul de încărcare al elementului creat. De regulă, timpul de înjumătățire al unui element devine mai scurt odată cu creșterea numărului atomic, deși pentru izotopii nestudiați cu un anumit număr de protoni și neutroni, pot exista așa-numitele „ insule de stabilitate ” [13] .

Vezi și

Note

  1. ↑ Discursul eșuat al lui Trifonov D. N. Mendeleev (6 martie (18), 1869) Copie de arhivă din 18 martie 2014 pe Wayback Machine // Chemistry, No. 04 (699), 02/16-28, 2006
  2. ↑ Mendeleev D. I. Corelația proprietăților cu greutatea atomică a elementelor  // Journal of the Russian Chemical Society. - 1869. - T. I. - S. 60-77 . Arhivat din original pe 18 martie 2014.
  3. ↑ Mendeleev D. I. Sistemul natural al elementelor și aplicarea lui la indicarea proprietăților elementelor nedescoperite  // Journal of the Russian Chemical Society . - 1871. - T. III . - S. 25-56 . Arhivat din original pe 17 martie 2014.
  4. ↑ Legea periodică a elementelor chimice // Dicționar enciclopedic al unui tânăr chimist. a 2-a ed. / Comp. V. A. Kritsman, V. V. Stanzo. - M . : Pedagogie , 1990. - S. 185 . — ISBN 5-7155-0292-6 .
  5. ↑ Modelul planetar al atomului. Postulatele lui Bohr Arhivate la 21 februarie 2009 la Wayback Machine pe portalul științelor naturale Arhivate la 26 noiembrie 2009 la Wayback Machine
  6. ↑ Ordonarea elementelor din tabelul periodic Arhivat la 4 martie 2016 la Wayback Machine , Royal Chemical Society
  7. ↑ Moseley HGJ XCIII. Spectrele de înaltă frecvență ale elementelor  (engleză)  // Philosophical Magazine , Seria 6. - 1913. - Vol. 26 , nr. 156 . — P. 1024 . - doi : 10.1080/14786441308635052 . Arhivat din original pe 22 ianuarie 2010.
  8. ↑ 1 2 Scerri E. O poveste cu șapte elemente  . - Oxford University Press, 2013. - P.  47 . — ISBN 978-0-19-539131-2 .
  9. ^ Petrucci RH, Harwood WS, Hering FG General Chemistry  . - Ed. a 8-a - Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall, 2002. - P. 41.
  10. ↑ Chadwick J. Existența unui neutron  // Proceedings of the Royal Society A  . - 1932. - Vol. 136 , nr. 830 . - P. 692-708 . - doi : 10.1098/rspa.1932.0112 . - Cod .
  11. ↑ General Chemistry Online: Întrebări frecvente: Atomi, elemente și ioni: De ce se numește numărul atomic „Z”? De ce se numește numărul de masă „A”? . antoine.frostburg.edu. Preluat la 8 martie 2019. Arhivat din original la 16 ianuarie 2000.
  12. ↑ Originea simbolului Z Arhivat la 16 ianuarie 2000 la Wayback Machine . frostburg.edu
  13. ↑ Insula stabilității în afara tabelului periodic . Preluat la 29 noiembrie 2019. Arhivat din original la 21 noiembrie 2018.
  Accesați articolul Wikidata  Dicționare și enciclopedii
În cataloagele bibliografice