> Koľko atómov je vo vesmíre?
Zistiť, koľko atómov je vo vesmíre: podľa výpočtu, veľkosť viditeľného vesmíru, história zrodu a vývoja s fotografiou, počet hviezd, hmotnosť, výskum.
Každý určite vie, že vesmír je veľké miesto. Podľa všeobecných odhadov je pred nami otvorený iba 93 miliárd svetelných rokov („Viditeľný vesmír“). To je obrovské číslo, najmä ak nezabudnete, že toto je len časť, ktorá je dostupná pre naše zariadenia. A vzhľadom na takéto objemy by nebolo zvláštne predpokladať, že množstvo látky by malo byť tiež významné.
Je zaujímavé začať študovať túto problematiku v malom meradle. Koniec koncov, náš vesmír obsahuje 120-300 sextilion hviezd (1,2 alebo 3 x 10 23). Ak všetko zvýšime na úroveň atómov, potom sa tieto čísla budú zdať jednoducho nemysliteľné. Koľko atómov je vo vesmíre?
Podľa výpočtov sa ukazuje, že vesmír je naplnený 10 78 -10 82 atómami. Ale ani tieto ukazovatele neodrážajú, koľko látky obsahuje. Vyššie bolo spomenuté, že môžeme pochopiť 46 miliárd svetelných rokov v akomkoľvek smere, čo znamená, že nemôžeme vidieť celý obraz. Navyše sa vesmír neustále rozpína, čím sa predmety od nás vzďaľujú.
Nie je to tak dávno, čo nemecký superpočítač prišiel s výsledkom o existencii 500 miliárd galaxií v zornom poli. Ak sa obrátime na konzervatívne zdroje, dostaneme 300 miliárd. Jedna galaxia môže obsahovať 400 miliárd hviezd, takže celkový počet vo vesmíre môže dosiahnuť 1,2 x 10 23 - 100 sextiliónov.
Priemerná hmotnosť hviezdy je 10 35 gramov. Celková hmotnosť je 1058 gramov. Výpočty ukazujú, že každý gram obsahuje 10 24 protónov alebo rovnaký počet atómov vodíka (jeden vodík obsahuje jeden protón). Celkovo tak získame 10 82 vodíka.
Viditeľný vesmír berieme ako základ, v rámci ktorého by toto množstvo malo byť rozdelené rovnomerne (viac ako 300 miliónov svetelných rokov). Ale v menšom meradle hmota vytvorí zhluky svetelnej hmoty, o ktorej všetci vieme.
Aby sme to zhrnuli, väčšina atómov vesmíru je sústredená vo hviezdach, ktoré vytvárajú galaxie, spájajú sa do zhlukov, ktoré následne vytvárajú superkopy a celé to dopĺňajú vytvorením Veľkého múru. To je pri priblížení. Ak pôjdete opačným smerom a vezmete si menšie váhy, potom sú zhluky naplnené oblakmi s prachom, plynom a inou hmotou.
Hmota má tendenciu šíriť sa izotropne. To znamená, že všetky nebeské oblasti sú rovnaké a každá obsahuje rovnaké množstvo. Priestor je nasýtený vlnou silného izotropného žiarenia, ktoré sa rovná 2,725 K (mierne nad absolútnou nulou).
Kozmologický princíp hovorí, že vesmír je homogénny. Na jej základe možno tvrdiť, že fyzikálne zákony budú rovnako platné kdekoľvek vo vesmíre a nemali by sa vo veľkom porušovať. Túto myšlienku podporujú aj pozorovania demonštrujúce vývoj štruktúry vesmíru po Veľkom tresku.
Výskumníci sa zhodli, že väčšina hmoty vznikla v momente Veľkého tresku a expanzia nepridáva novú hmotu. Mechanizmy posledných 13,7 miliardy rokov sú expanziou a rozptylom hlavných más.
Ale teóriu komplikuje ekvivalencia Einsteinovej hmotnosti a energie, ktorá je vytvorená zo všeobecnej teórie relativity (pridávanie hmotnosti postupne zvyšuje množstvo energie).
Hustota vesmíru však zostáva stabilná. Moderné dosahuje 9,9 x 10 30 gramov na cm3. Sústreďuje sa tu 68,3 % tmavej energie, 26,8 % tmavej hmoty a 4,9 % svietivej hmoty. Ukazuje sa, že hustota je jeden atóm vodíka na 4 m3.
Vedci stále nedokážu dešifrovať vlastnosti, takže sa nedá s istotou povedať, či sú rovnomerne rozložené alebo tvoria husté zhluky. Verí sa však, že temná hmota spomaľuje expanziu, ale temná energia ju urýchľuje.
Všetky tieto čísla týkajúce sa počtu atómov vo vesmíre sú hrubým odhadom. Nezabudnite na hlavnú myšlienku: hovoríme o výpočtoch viditeľného vesmíru.
V procese rozvoja vedy chémia čelila problému výpočtu množstva látky na vykonávanie reakcií a látok získaných v ich priebehu.
Dnes sa na takéto výpočty chemickej reakcie medzi látkami a zmesami používa hodnota relatívnej atómovej hmotnosti zahrnutá v periodickej tabuľke chemických prvkov D. I. Mendelejeva.
Chemické procesy a vplyv podielu prvku v látkach na priebeh reakcie
Moderná veda podľa definície „relatívna atómová hmotnosť chemického prvku“ znamená, koľkokrát je hmotnosť atómu daného chemického prvku väčšia ako jedna dvanástina atómu uhlíka.
S príchodom éry chémie vzrástla potreba presného určovania priebehu chemickej reakcie a jej výsledkov.
Preto sa chemici neustále pokúšali vyriešiť problém presných hmotností interagujúcich prvkov v hmote. Jedným z najlepších riešení v tej dobe bolo prichytenie na najľahší prvok. A hmotnosť jeho atómu bola braná ako jedna.
Historický priebeh počítania látky
Spočiatku sa používal vodík, potom kyslík. Tento spôsob výpočtu sa však ukázal ako nepresný. Dôvodom bola prítomnosť izotopov s hmotnosťou 17 a 18 v kyslíku.
Mať zmes izotopov teda technicky dalo iné číslo ako šestnásť. Dnes sa relatívna atómová hmotnosť prvku vypočítava na základe hmotnosti atómu uhlíka, ktorý sa berie ako základ, v pomere 1/12.
Dalton položil základy relatívnej atómovej hmotnosti prvku
Až o nejaký čas neskôr, v 19. storočí, Dalton navrhol vypočítať pomocou najľahšieho chemického prvku – vodíka. Na prednáškach svojim študentom predvádzal na postavách vyrezaných z dreva, ako sú atómy spojené. Pre ďalšie prvky použil údaje, ktoré predtým získali iní vedci.
Podľa Lavoisierových experimentov voda obsahuje pätnásť percent vodíka a osemdesiatpäť percent kyslíka. S týmito údajmi Dalton vypočítal, že relatívna atómová hmotnosť prvku, ktorý tvorí vodu, v tomto prípade kyslíka, je 5,67. Chyba jeho výpočtov je spôsobená tým, že nesprávne veril, pokiaľ ide o počet atómov vodíka v molekule vody.
Podľa jeho názoru na jeden atóm kyslíka pripadal jeden atóm vodíka. Pomocou údajov chemika Austina, že amoniak obsahuje 20 percent vodíka a 80 percent dusíka, vypočítal, aká je relatívna atómová hmotnosť dusíka. Týmto výsledkom dospel k zaujímavému záveru. Ukázalo sa, že relatívna atómová hmotnosť (vzorec amoniaku bol chybne prevzatý s jednou molekulou vodíka a dusíka) je štyri. Vo svojich výpočtoch sa vedec spoliehal na periodický systém Mendelejeva. Z analýzy vypočítal, že relatívna atómová hmotnosť uhlíka bola 4,4 namiesto predtým akceptovaných dvanástich.
Napriek svojim vážnym chybám to bol Dalton, kto ako prvý vytvoril tabuľku niektorých prvkov. Počas života vedca prešiel mnohými zmenami.
Izotopová zložka látky ovplyvňuje hodnotu presnosti relatívnej atómovej hmotnosti
Pri zvažovaní atómových hmotností prvkov si možno všimnúť, že presnosť pre každý prvok je iná. Napríklad pre lítium je štvorciferný a pre fluór osemmiestny.
Problémom je, že izotopová zložka každého prvku je iná a variabilná. Napríklad obyčajná voda obsahuje tri druhy izotopov vodíka. Okrem bežného vodíka zahŕňajú deutérium a trícium.
Relatívne atómové hmotnosti izotopov vodíka sú dve a tri. „Ťažká“ voda (tvorená deutériom a tríciom) sa horšie odparuje. Preto je v parnom stave menej izotopov vody ako v kvapalnom stave.
Selektivita živých organizmov na rôzne izotopy
Živé organizmy majú selektívnu vlastnosť vo vzťahu k uhlíku. Uhlík s relatívnou atómovou hmotnosťou rovnou dvanástim sa používa na stavbu organických molekúl. Preto látky organického pôvodu, ako aj množstvo minerálov, ako je uhlie a ropa, obsahujú menší obsah izotopov ako anorganické materiály.
Mikroorganizmy, ktoré spracovávajú a akumulujú síru, zanechávajú za sebou izotop síry 32. V oblastiach, kde baktérie nespracúvajú, je podiel izotopu síry 34, teda oveľa vyšší. Práve na základe pomeru síry v pôdnych horninách dochádzajú geológovia k záveru o povahe pôvodu vrstvy – či má magmatickú povahu alebo sedimentárnu.
Zo všetkých chemických prvkov iba jeden nemá žiadne izotopy - fluór. Preto je jeho relatívna atómová hmotnosť presnejšia ako u iných prvkov.
Existencia nestabilných látok v prírode
Pre niektoré prvky je relatívna hmotnosť uvedená v hranatých zátvorkách. Ako vidíte, ide o prvky nachádzajúce sa po uráne. Faktom je, že nemajú stabilné izotopy a rozpadajú sa s uvoľňovaním rádioaktívneho žiarenia. Preto je najstabilnejší izotop uvedený v zátvorkách.
Časom sa ukázalo, že z niektorých z nich je možné v umelých podmienkach získať stabilný izotop. Musel som zmeniť atómové hmotnosti niektorých transuránových prvkov v periodickej tabuľke Mendelejeva.
V procese syntézy nových izotopov a meraní ich životnosti sa niekedy podarilo nájsť nuklidy s polčasmi miliónkrát dlhšími.
Veda nestojí na mieste, neustále sa objavujú nové prvky, zákony, vzťahy rôznych procesov v chémii a prírode. Preto je nejasné a neisté, v akej forme sa chémia a periodický systém chemických prvkov Mendelejeva ukáže v budúcnosti, o sto rokov. Ale rád by som veril, že diela chemikov nahromadené za uplynulé storočia poslúžia novému, dokonalejšiemu poznaniu našich potomkov.
Chémia je veda o látkach a ich vzájomných premenách.
Látky sú chemicky čisté látky
Chemicky čistá látka je súbor molekúl, ktoré majú rovnaké kvalitatívne a kvantitatívne zloženie a rovnakú štruktúru.
CH3-O-CH3-
CH3-CH2-OH
Molekula - najmenšie častice látky, ktoré majú všetky jej chemické vlastnosti; molekula sa skladá z atómov.
Atóm sú chemicky nedeliteľné častice, ktoré tvoria molekuly. (pre vzácne plyny sú molekula a atóm rovnaké, He, Ar)
Atóm je elektricky neutrálna častica pozostávajúca z kladne nabitého jadra, okolo ktorého sú negatívne nabité elektróny rozdelené podľa ich presne definovaných zákonov. Okrem toho sa celkový náboj elektrónov rovná náboju jadra.
Jadro atómov pozostáva z kladne nabitých protónov (p) a neutrónov (n), ktoré nenesú žiadny náboj. Všeobecný názov pre neutróny a protóny je nukleón. Hmotnosť protónov a neutrónov je takmer rovnaká.
Elektróny (e-) nesú záporný náboj rovný náboju protónu. Hmotnosť e - je približne 0,05 % hmotnosti protónu a neutrónu. Celá hmotnosť atómu je teda sústredená v jeho jadre.
Číslo p v atóme, ktoré sa rovná náboju jadra, sa nazýva poradové číslo (Z), keďže atóm je elektricky neutrálny, číslo e sa rovná číslu p.
Hmotnostné číslo (A) atómu je súčet protónov a neutrónov v jadre. V súlade s tým sa počet neutrónov v atóme rovná rozdielu medzi A a Z (hmotnostné číslo atómu a sériové číslo) (N=A-Z).
1735 Cl p = 17, N = 18, Z = 17. 17p+, 18n0, 17e-.
Nukleóny
Chemické vlastnosti atómov určuje ich elektrónová štruktúra (počet elektrónov), ktorá sa rovná atómovému číslu (jadrovému náboju). Preto sa všetky atómy s rovnakým jadrovým nábojom chemicky správajú rovnako a sú vypočítané ako atómy toho istého chemického prvku.
Prvok je súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom. (110 chemických prvkov).
Atómy, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, sa môžu líšiť v hmotnostnom čísle, ktoré je spojené s rôznym počtom neutrónov v ich jadrách.
Atómy, ktoré majú rovnaké Z, ale rôzne hmotnostné čísla, sa nazývajú izotopy.
17 35 Cl 17 37 Cl
Izotopy vodíka H:
Označenie: 1 1 N 1 2 D 1 3 T
Názov: protium deutérium trícium
Zloženie jadra: 1p 1p+1n 1p+2n
Protium a deutérium sú stabilné
Rozpady trícia (rádioaktívne) Používajú sa vo vodíkových bombách.
Jednotka atómovej hmotnosti. Avogadroovo číslo. Motýľ.
Hmotnosti atómov a molekúl sú veľmi malé (približne 10 -28 až 10 -24 g), pre praktické zobrazenie týchto hmotností je vhodné zaviesť vlastnú mernú jednotku, ktorá by viedla k pohodlnej a známej stupnici.
Keďže hmotnosť atómu je sústredená v jeho jadre, ktoré pozostáva z protónov a neutrónov takmer rovnakej hmotnosti, je logické brať hmotnosť jedného nukleónu ako jednotkovú hmotnosť atómov.
Dohodli sme sa, že vezmeme jednu dvanástinu izotopu uhlíka, ktorý má symetrickú štruktúru jadra (6p + 6n), ako jednotku hmotnosti atómov a molekúl. Táto jednotka sa nazýva atómová hmotnostná jednotka (amu), číselne sa rovná hmotnosti jedného nukleónu. V tejto škále sú hmotnosti atómov blízke celočíselným hodnotám: He-4; Al-27; Ra-226 amu......
Vypočítajte hmotnosť 1 amu v gramoch.
1/12 (12 C) 
\u003d \u003d 1,66 * 10 -24 g / a.u.m
Vypočítajme, koľko amu obsahuje 1 g.
N A = 6,02 *-Avogadrove číslo
Výsledný pomer sa nazýva Avogadro číslo, ukazuje, koľko a.m.u. je obsiahnutých v 1g.
Atómové hmotnosti uvedené v periodickej tabuľke sú vyjadrené v amu
Molekulová hmotnosť je hmotnosť molekuly vyjadrená v amu, ktorá sa nachádza ako súčet hmotností všetkých atómov, ktoré tvoria túto molekulu.
m (1 molekula H2SO4) \u003d 1 * 2 + 32 * 1 + 16 * 4 \u003d 98 amu
Pre prechod z a.m.u na 1g, ktorý sa prakticky používa v chémii, bol zavedený porciovaný výpočet množstva látky a každá porcia obsahuje počet N A štruktúrnych jednotiek (atómov, molekúl, iónov, elektrónov). V tomto prípade sa hmotnosť takejto časti, nazývanej 1 mol, vyjadrená v gramoch, číselne rovná atómovej alebo molekulovej hmotnosti vyjadrenej v amu.
Nájdite hmotnosť 1 mol H 2 SO 4:
M (1 mol H2S04) \u003d
98 a.u.m*1,66**6,02*=
Ako vidíte, molekulové a molárne hmotnosti sú číselne rovnaké.
1 mol- množstvo látky obsahujúce Avogadro počet štruktúrnych jednotiek (atómy, molekuly, ióny).
Molekulová hmotnosť (M) je hmotnosť 1 mólu látky vyjadrená v gramoch.
množstvo látky-V (mol); hmotnosť látky m(g); molárna hmotnosť M (g / mol) - vztiahnutá pomerom: V =;
2H20+02 2H20
2 mol 1 mol
2.Základné zákony chémie
Zákon stálosti zloženia látky – chemicky čistá látka, bez ohľadu na spôsob prípravy, má vždy nemenné kvalitatívne a kvantitatívne zloženie.
CH3+202=C02+2H20
NaOH+HCl=NaCl+H20
Látky s konštantným zložením sa nazývajú daltonity. Výnimočne sú známe látky konštantného zloženia - bertolity (oxidy, karbidy, nitridy)
Zákon zachovania hmotnosti (Lomonosov) - hmotnosť látok, ktoré vstúpili do reakcie, sa vždy rovná hmotnosti produktov reakcie. Z toho vyplýva, že atómy počas reakcie nezanikajú a nevznikajú, prechádzajú z jednej látky do druhej. Toto je základ pre výber koeficientov v rovnici chemickej reakcie, počet atómov každého prvku v ľavej a pravej časti rovnice by mal byť rovnaký.
Zákon ekvivalentu - pri chemických reakciách látky reagujú a vznikajú v množstvách rovnajúcich sa ekvivalentu (Koľko ekvivalentov jednej látky sa spotrebuje, presne rovnaké ekvivalenty sa spotrebujú alebo tvoria inej látky).
Ekvivalent je množstvo látky, ktoré pri reakcii pridá, nahradí, uvoľní jeden mól atómov (iónov) H. Ekvivalentná hmotnosť vyjadrená v gramoch sa nazýva ekvivalentná hmotnosť (E).
Zákony o plyne
Daltonov zákon – celkový tlak zmesi plynov sa rovná súčtu parciálnych tlakov všetkých zložiek plynnej zmesi.
Avogadrov zákon - rovnaké objemy rôznych plynov za rovnakých podmienok obsahujú rovnaký počet molekúl.
Dôsledok: jeden mól akéhokoľvek plynu za normálnych podmienok (t=0 stupňov alebo 273 K a P=1 atmosféra alebo 101255 Pascal alebo 760 mmHg. Pilier.) zaberá V=22,4 litra.
V, ktorý zaberá jeden mól plynu, sa nazýva molárny objem Vm.
Keď poznáme objem plynu (zmes plynov) a Vm za daných podmienok, je ľahké vypočítať množstvo plynu (zmes plynov) = V/Vm.
Mendelejevova-Clapeyronova rovnica dáva do súvislosti množstvo plynu s podmienkami, v ktorých sa nachádza. pV=(m/M)*RT=*RT
Pri použití tejto rovnice musia byť všetky fyzikálne veličiny vyjadrené v SI: tlak p-plynu (pascal), objem V-plynu (litre), m- hmotnosť plynu (kg.), M-molárna hmotnosť (kg/mol), T - absolútna teplota (K), Nu-množstvo plynu (mol), R- plynová konštanta = 8,31 J / (mol * K).
D - relatívna hustota jedného plynu vo vzťahu k druhému - pomer plynu M k plynu M, zvolený ako štandard, ukazuje, koľkokrát je jeden plyn ťažší ako iný D \u003d M1 / M2.
Spôsoby vyjadrenia zloženia zmesi látok.
Hmotnostný zlomok W - pomer hmotnosti látky k hmotnosti celej zmesi W \u003d ((m in-va) / (m roztoku)) * 100%
Molový zlomok æ - pomer počtu in-va, k celkovému počtu všetkých storočí. v zmesi.
Väčšina chemických prvkov v prírode je prítomná ako zmes rôznych izotopov; so znalosťou izotopového zloženia chemického prvku, vyjadreného v molárnych zlomkoch, vypočítajte váženú priemernú hodnotu atómovej hmotnosti tohto prvku, ktorá sa prevedie do ISCE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn , kde æi je molárny zlomok i-tého izotopu, Аi je atómová hmotnosť i-tého izotopu.
Objemový zlomok (φ) - pomer Vi k objemu celej zmesi. φi=Vi/VΣ
Pri znalosti objemového zloženia plynnej zmesi sa vypočíta Mav zmesi plynov. Мav= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn
Atóm je najmenšia častica chemického prvku, ktorá si zachováva všetky svoje chemické vlastnosti. Atóm pozostáva z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov. Náboj jadra ľubovoľného chemického prvku sa rovná súčinu Z pomocou e, kde Z je poradové číslo tohto prvku v periodickej sústave chemických prvkov, e je hodnota elementárneho elektrického náboja.
Electron- je to najmenšia častica látky so záporným elektrickým nábojom e=1,6·10 -19 coulombov, braná ako elementárny elektrický náboj. Elektróny, rotujúce okolo jadra, sú umiestnené na elektrónových obaloch K, L, M atď. K je obal najbližšie k jadru. Veľkosť atómu je určená veľkosťou jeho elektrónového obalu. Atóm môže stratiť elektróny a stať sa pozitívnym iónom alebo získať elektróny a stať sa negatívnym iónom. Náboj iónu určuje počet stratených alebo získaných elektrónov. Proces premeny neutrálneho atómu na nabitý ión sa nazýva ionizácia.
atómové jadro(centrálna časť atómu) pozostáva z elementárnych jadrových častíc - protónov a neutrónov. Polomer jadra je asi stotisíckrát menší ako polomer atómu. Hustota atómového jadra je extrémne vysoká. Protóny- Sú to stabilné elementárne častice s jednotkovým kladným elektrickým nábojom a hmotnosťou 1836-krát väčšou ako hmotnosť elektrónu. Protón je jadrom najľahšieho prvku, vodíka. Počet protónov v jadre je Z. Neutrón je neutrálna (bez elektrického náboja) elementárna častica s hmotnosťou veľmi blízkou hmotnosti protónu. Keďže hmotnosť jadra je súčtom hmotnosti protónov a neutrónov, počet neutrónov v jadre atómu je A - Z, kde A je hmotnostné číslo daného izotopu (pozri). Protón a neutrón, ktoré tvoria jadro, sa nazývajú nukleóny. V jadre sú nukleóny viazané špeciálnymi jadrovými silami.
Atómové jadro má obrovskú zásobu energie, ktorá sa uvoľňuje pri jadrových reakciách. Jadrové reakcie sa vyskytujú, keď atómové jadrá interagujú s elementárnymi časticami alebo s jadrami iných prvkov. V dôsledku jadrových reakcií vznikajú nové jadrá. Napríklad neutrón sa môže premeniť na protón. V tomto prípade je beta častica, teda elektrón, vyvrhnutá z jadra.
Prechod v jadre protónu na neutrón sa môže uskutočniť dvoma spôsobmi: buď častica s hmotnosťou rovnajúcou sa hmotnosti elektrónu, ale s kladným nábojom, nazývaná pozitrón (pozitrónový rozpad), je emitovaná z jadro, alebo jadro zachytí jeden z elektrónov z najbližšieho K-obalu (K -zachytenie).
Niekedy má vytvorené jadro prebytok energie (je v excitovanom stave) a pri prechode do normálneho stavu uvoľňuje prebytočnú energiu vo forme elektromagnetického žiarenia s veľmi krátkou vlnovou dĺžkou -. Energia uvoľnená pri jadrových reakciách sa prakticky využíva v rôznych priemyselných odvetviach.
Atóm (grécky atomos – nedeliteľný) je najmenšia častica chemického prvku, ktorá má svoje chemické vlastnosti. Každý prvok sa skladá z určitých typov atómov. Štruktúra atómu zahŕňa jadro nesúce kladný elektrický náboj a záporne nabité elektróny (pozri), ktoré tvoria jeho elektronické obaly. Hodnota elektrického náboja jadra sa rovná Ze, kde e je elementárny elektrický náboj, ktorého veľkosť sa rovná náboju elektrónu (4,8 10 -10 e.-st. jednotiek) a Z je atómové číslo. tohto prvku v periodickom systéme chemických prvkov (pozri .). Keďže neionizovaný atóm je neutrálny, počet elektrónov v ňom obsiahnutých sa tiež rovná Z. Zloženie jadra (pozri. Atómové jadro) zahŕňa nukleóny, elementárne častice s hmotnosťou približne 1840-krát väčšou ako hmotnosť atómu elektrón (rovnajúci sa 9,1 10 - 28 g), protóny (pozri), kladne nabité a neutróny bez náboja (pozri). Počet nukleónov v jadre sa nazýva hmotnostné číslo a označuje sa písmenom A. Počet protónov v jadre, rovný Z, určuje počet elektrónov vstupujúcich do atómu, štruktúru elektrónových obalov a chemickú látku. vlastnosti atómu. Počet neutrónov v jadre je A-Z. Izotopy sa nazývajú odrody toho istého prvku, ktorých atómy sa od seba líšia hmotnostným číslom A, ale majú rovnaké Z. V jadrách atómov rôznych izotopov jedného prvku je teda rôzny počet neutrónov s tzv. rovnaký počet protónov. Pri označovaní izotopov je hmotnostné číslo A napísané v hornej časti symbolu prvku a atómové číslo v dolnej časti; napríklad izotopy kyslíka sú označené: 
Rozmery atómu sú určené rozmermi elektrónových obalov a pre všetky Z sú asi 10 -8 cm Keďže hmotnosť všetkých elektrónov atómu je niekoľkotisíckrát menšia ako hmotnosť jadra, hmotnosť atóm je úmerný hmotnostnému číslu. Relatívna hmotnosť atómu daného izotopu sa určuje vo vzťahu k hmotnosti atómu izotopu uhlíka C 12, berie sa ako 12 jednotiek a nazýva sa izotopová hmotnosť. Ukázalo sa, že je blízko k hmotnostnému číslu zodpovedajúceho izotopu. Relatívna hmotnosť atómu chemického prvku je priemerná (berúc do úvahy pomerné zastúpenie izotopov daného prvku) hodnota izotopovej hmotnosti a nazýva sa atómová hmotnosť (hmotnosť).
Atóm je mikroskopický systém a jeho štruktúru a vlastnosti je možné vysvetliť len pomocou kvantovej teórie, ktorá vznikla najmä v 20. rokoch 20. storočia a ktorej cieľom je popísať javy v atómovom meradle. Experimenty ukázali, že mikročastice – elektróny, protóny, atómy atď. – majú okrem korpuskulárnych aj vlnové vlastnosti, ktoré sa prejavujú difrakciou a interferenciou. V kvantovej teórii sa na popis stavu mikroobjektov používa určité vlnové pole charakterizované vlnovou funkciou (Ψ-funkcia). Táto funkcia určuje pravdepodobnosti možných stavov mikroobjektu, t.j. charakterizuje potenciálne možnosti prejavu jednej alebo druhej z jeho vlastností. Zákon variácie funkcie Ψ v priestore a čase (Schrödingerova rovnica), ktorý umožňuje túto funkciu nájsť, zohráva v kvantovej teórii rovnakú úlohu ako Newtonove pohybové zákony v klasickej mechanike. Riešenie Schrödingerovej rovnice v mnohých prípadoch vedie k diskrétnym možným stavom systému. Takže napríklad v prípade atómu sa získa séria vlnových funkcií pre elektróny, ktoré zodpovedajú rôznym (kvantovaným) energetickým hodnotám. Systém energetických hladín atómu, vypočítaný metódami kvantovej teórie, získal vynikajúce potvrdenie v spektroskopii. Prechod atómu zo základného stavu zodpovedajúceho najnižšej energetickej hladine E 0 do niektorého z excitovaných stavov E i nastáva, keď je absorbovaná určitá časť energie E i - E 0 . Excitovaný atóm prechádza do menej excitovaného alebo základného stavu, zvyčajne s emisiou fotónu. V tomto prípade sa energia fotónu hv rovná rozdielu medzi energiami atómu v dvoch stavoch: hv= E i - E k kde h je Planckova konštanta (6,62·10 -27 erg·sec), v je frekvencia svetla.
Okrem atómových spektier umožnila kvantová teória vysvetliť aj ďalšie vlastnosti atómov. Vysvetlila sa najmä valencia, podstata chemickej väzby a štruktúra molekúl, vznikla teória periodickej sústavy prvkov.
Preto je pre nás také dôležité zefektívniť realitu, rozložiť jej prvky do buniek a nájsť systém. V opačnom prípade pamäť odmieta poslúchať a myseľ odmieta analyzovať. Nie je náhoda, že vytvorenie periodickej tabuľky sa považuje za taký dôležitý prelom – zvíťazil poriadok, systém a logika. Vplyv tohto objavu bol taký veľký, že inšpiroval mnohých. Napríklad Ljubiščev, génius ruského riadenia času, vyvinul svoj systém s cieľom vytvoriť periodickú tabuľku živých organizmov. Tento cieľ sa nepodarilo dosiahnuť, no samotná skutočnosť dokazuje dôležitosť logiky pre ľudské chápanie. Ale realita je bohatšia ako krásne schémy. Napríklad v hlavnej tabuľke chémie sú niektoré prvky mimo poradia podľa hmotnosti. prečo? Môžete odpovedať jedným slovom - "izotopy". Toto slovo doslova znamená „zaberať jedno miesto“.
Veľa fungovalo, nie každý si pamätá
Periodická tabuľka je ovocím usilovnej práce mnohých vedcov, nielen jej tvorcu. Dômyselne vytvoril samotný princíp a našiel hlavné vzory. Ale údaj o hmotnosti, ktorý vidíte pod každým prvkom, je dielom mnohých chemikov a okrem toho je nepresný. Ako to môže byť? Možno ste si všimli, že atómové číslo je krásne celé číslo. Ale hmotnosť je zlomková s veľkým počtom desatinných miest. prečo? A môžu za to tie isté izotopy. Toto je vysvetlené celkom jednoducho. Ak sa pozriete na čísla pre prvok „dusík“, vedľa čísla atómovej hmotnosti uvidíte 14,0067. Ak však „chytíte“ voľný atóm dusíka, potom môže vážiť 10 aj 25 atómových jednotiek. Sú rôzne. A v čom je tento rozdiel? Hmotnosť izotopu pozostáva z hmotnosti protónov a protónov - konštantná hodnota, je to ona, ktorá vytvára (dusík - dusík). Ale atóm môže byť bohatý aj chudobný na neutróny. V príklade s dusíkom ich môže byť 18 a iba 3 kusy. Izotopy sú typy atómov prvku v závislosti od počtu neutrónov v jadre. Dusík má 16 izotopov. Niektoré ďalšie prvky majú viac.
Čo má robiť vedec?
Keby ste boli vedci, čo by ste robili? Ako by ste zapísali hmotnosť do tabuľky na výpočty? Môžete, samozrejme, použiť aritmetický priemer. Ale veľmi veľa izotopov sú veľmi nestabilné objekty, niektoré z nich sú umelo vytvorené. Preto by bolo nesprávne vykonávať výpočty založené na nepresných údajoch. Vedci konali inak - vypočítali atómovú hmotnosť prvku v pomere k prirodzenému množstvu jedného alebo druhého izotopu. V dôsledku toho je pravdepodobnosť, že ste pri svojvoľnom hľadaní narazili na izotop s hmotnosťou 14 jednotiek hmotnosti, veľmi vysoká. Jadro náhodne nájdeného izotopu pravdepodobne obsahuje 7 protónov a 7 neutrónov.
Dôvody nepresnosti
Prečo to nie je úplne presné? Pretože záver o tom sa robí induktívne - od konkrétneho k všeobecnému. Nepoznáme presné zloženie Zeme pod kôrou, neprebádali sme geologicky ani len celý povrch Zeme. Preto je údaj o atómovej hmotnosti pravdepodobnostný. Vychádza z poznatkov, ktoré majú ľudia dnes. Prečo sú s tým vedci spokojní? Pretože väčšia presnosť je potrebná len pri banálnych výpočtoch veličín, chybu možno zanedbať. Porušenie poriadku v hmotnosti sa však vysvetľuje skutočnosťou, že počet nabitých častíc - protónov - je dôležitý pre chemické vlastnosti. A práve podľa počtu protónov sú prvky zoradené za sebou.