Характеристика складових частин атома

Частинка	Символ	Маса спокою	Заряд
абсолютна кг	відносна а.о.м.	відносний	електричний Кл
протон		1,673 ∙10-27	1.007276	+1	1,602∙10-19
нейтрон		1,675 ∙10-27	1.008665
електрон	℮	9,109 ∙10-31	0,000549	–1	1,602∙10-19

Таблиця 6

ОСНОВНІ ТИПИ РАДІОАКТИВНИХ ПЕРЕТВОРЕНЬ

Ядерні реакції	Рівняння реакції	Визначення
α – розпад самовільне перетворення ядер із випусканням α – частин He)	Ra = Rn + He	Виникає ізотоп елемента, зміщеного на дві клітинки від вихідного до початку Періодичної системи і масове число його на 4 одиниці менше
β - розпад	U = Np + e	Приводить до виникнення ізотопу елемента, зміщеного на одну клітинку від вихідного до кінця Періодичної системи із тим же масовим числом
Електронний захват	К + е = Ar	Реакція супроводжується захватом ядром електрона, який знаходиться на найближчому до ядра підрівні
Спонтанний поділ ядер	U = Kr + Ba	Реакція супроводжується утворенням двох нових радіоактивних елементів

Таблиця 7

ПРАВИЛА СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ

Назва	Формулювання	Застосування
Принцип мінімуму енергії	Найстійкішому стану електрона в атомі відповідає мінімальна енергія	Електрон займає АО з найнижчою енергією
Принцип Паулі	Атом не може мати двох електронів з однаковим значенням всіх чотирьох квантових чисел	N = 2n2, (число електронів на рівні); максимальне число електронів на підрівнях: s = 2; p =6; d =10; f =14
Перше правило Клечковського	Енергетичні підрівні заповнюються за зростанням суми (n + l)	Вказує послідовність заповнення підрівнів
Друге правило Клечковського	При рівності суми (n + l) перевага за значенням n
Правило Гунда	Сумарне спінове число електронів певного підрівня повинно бути максимальним	Вказує порядок заповнення рівноцінних АО

Таблиця 8

 

НАЗВА ТА ІНТЕРПРЕТАЦІЯ КВАНТОВИХ ЧИСЕЛ

Назва	Символ	Що визначає	Можливі значення
Головне	n	Енергію орбіталі (енергетичний рівень)	цілі числа від 1 до ∞
Побічне (орбітальне)	l	Форму орбіталі (енергетичний підрівень)	цілі числа від 0 до n-1
Магнітне	ml	Орієнтацію орбіталі у просторі	– l…0…+ l ml = 2l + 1
Спінове	ms	Власний магнітний момент електрона	½ і -½

Таблиця 9

КВАНТОВИЙ СТАН ЕЛЕКТРОНІВ,

ЄМНІСТЬ ЕНЕРГЕТИЧНИХ РІВНІВ І ПІДРІВНІВ

Елект-ронна оболон-ка	Енерге-тичний рівень N	Енерге-тичний під-рівень	Можливі значення Ml	Число орбіталей	Число електронів max
l		2l + 1	n2	(2l + 1)2	2n2
K			s
L			s p	0; –1, 0, +1
M			s p d	0; –1, 0, +1; –2,–1,0,+1,+2
N			s p d f	0; –1, 0, +1; –2,–1,0, +1,+2 –3,–2,–1, 0,+1,+2,+3

ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК

Таблиця 10

ВИДИ ЗВ’ЯЗКІВ

 

№	Вид зв’язку	Визначення	Механізм утворення
	Ковалентний зв’язок	Зв’язок атомів за допомогою спільних електронних пар, тобто перекривання АО	Обмінний Н– + ∙Н+→Н׃Н
Ковалентний зв’язок	Зв’язок між атомами, один з яких має неподілену пару електронів, а інший вільну АО	Донорно-акцепторний Н-׃ + □Н+→Н – Н
	Іонний	Зв’язок між іонами, що здійснюється завдяки електростатичному притяганню	2Na + Cl2=2NaCl Na -1e → Na+ Cl2 + 2e → 2Cl-
	Металічний	Зв’язок у металах та сплавах між позитивно зарядженими іонами та валентними електронами, що є спільними для всіх іонів
	Водневий (міжмолекулярний)	Трицентровий зв’зок між двома електронегатив-ними атомами через атом водню	H+- F-∙∙∙∙ H+- F-

 

Таблиця 11