Elemendid, aatomid ja isotoopid: tüübid, omadused, ohud, areng

Sel juhul on elementidel, aatomitel ja isotoopidel kindlasti erinev tähendus, kuid kui vaadata nende kolme tähendust, on need omavahel seotud.

Elementide määratlus

Sel juhul on tegemist ühe ainega, mida ei saa keemiliselt jagada teisteks lihtsamateks aineteks.

Näiteks on vesinik ja hapnik, kuna seda tüüpi gaase ei saa enam jagada aineteks, mis on lihtsam, see on erinev, kui ir saab elektri abil lagundada kahte tüüpi gaasideks, nimelt vesinik ja hapnik.

Mõned näited igapäevaelu elementidest on raud, alumiinium, tina, kuld, vask, hõbe, hapnik, lämmastik, väävel ja süsinik.

Loe ka: Keemiliste elementide ning nende omaduste ja funktsioonide mõistmine

---

Elementide tüübid

Järgmised elementide tüübid on järgmised:

---

• Metallist element on toatemperatuuril tahke, vormitav ja veniv, hõõrudes läikiv element, mis võib olla elektrijuht (juht) ja soojusjuht. Näited metallelementidest:

Kaltsium (kaltsium) = Ca Mangaan = Mn Koobalt (koobalt) = Co Tina (Stannum) = Sn Raud (Ferrum) = Fe Magneesium = Mg

Hõbe (Argentum) = Ag Kroom (kroom) = Cr Nikkel = Ni Kaadmium (kaadmium) = Cd Kaalium = K Kuld (Aurum) = Au

---

• Mittemetallist element on toatemperatuuril tahke, vedel või gaasiline element, rabe ja vormitav, pole läikiv, isegi kui seda hõõruda (välja arvatud teemant), ei saa olla juht / mittejuht (v.a. grafiit). Näited mittemetallidest (mittemetallidest):

Argoon = Ar Väävel (väävel) = S Fluor = F Süsinik (süsinik) = C Hapnik = O Räni = Si

Broom = Br Heelium = ta Fosfor = fosfor Vesinik = H Neoon = Ne Lämmastik = N

Loe ka: Keemiliste elementide perioodiline tabel

---

Elementide nomenklatuur

Elementide nimetamine ammu enne aine aatomiteooriat, kuigi tol ajal ei olnud teada, millised on elemendid ja millised ühendid. Aatomiteooria arenedes kasutati endiselt ka varem kasutatud elementide nimesid. Näiteks on ingliskeelne element "cuprum" tuntud kui vaskja indoneesia keeles on see tuntud kuivask. Teine näide, saksa keeles tähendab "Wasserstoff" vesinikku ja "Sauerstoff" hapnikku.

---

Keemiliste elementide ametlikud nimetused määrab IUPACi organisatsioon. IUPACi sõnul ei alga elementide nimed suurtähega, välja arvatud juhul, kui need asuvad lause alguses. 20. sajandi teisel poolel suutsid paljud laborid luua uusi elemente, millel oli müümiseks või ladustamiseks piisavalt kõrge lagunemiskiirus. Nende uute elementide nimed määrab ka IUPAC ja need võtavad üldiselt vastu elemendi avastaja valitud nime.

---

Keemiliste elementide omadused

Keemiliste elementide omadused jagunevad füüsikalisteks omadusteks ja keemilisteks omadusteks. Füüsikaliste omaduste hulka kuuluvad vorm, värvus, kõvadus, lahustuvus, elektri- ja soojusjuhtivus, tihedus, magnetilised omadused, aatomi raadius, aurustumissoojus, keemistemperatuur ja sulamistemperatuur. Kui keemilised omadused hõlmavad elementide reaktiivsust

---

1. Leelismetallide ja leelismuldmetallide rühma elemendid

Aluseliste ja leelismuldmetallide rühmade elemendid hõlmavad IA rühma (3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs 87Fr) ja IIA (4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra) elemente. Järgmine tabel kirjeldab metallelementide omadusi:

Leelismuldmetallide füüsikalised omadused

Loodus	Li	Na	K	rb	Cs
aatomnumber	3	11	19	37	55
Aatomiraadius (pm)	155	190	235	248	267
Ioonraadius M+(pm)	60	95	133	148	169
Sulamispunkt (0C)	181	97,8	63,6	38,9	28,4
Keemispunkt (0C)	1.347	883	774	688	678
Tihedus (g / cm3)	0,53	0,97	0,86	1,59	1,90
Kõvadus (Mohsi skaala)	0,6	0,4	0,5	0,3	0,3
Leegi värv	Punane	Kollane	Lilla	Punane	sinine

---

Leeliselementide keemilised omadused

Loodus	Li	Na	K	rb	Cs
aatomnumber	4	12	20	38	56
Aatomiraadius (pm)	90	130	174	192	198
Ioonraadius M+(pm)	3	65	99	113	135
Sulamispunkt (0C)	1.278	649	839	769	725
Keemispunkt (0C)	2.970	1.090	1.484	1.384	1.640
Tihedus (g / cm3)	1,86	1,72	1,55	2,54	3,59
Kõvadus (Mohsi skaala)	5	2,0	1,5	1,8	2
Leegi värv	Valge	Valge	Punane	Tumepunane	roheline

---

Leeliseliste muldelementide keemilised omadused

Loodus	Li	Na	K	rb	Cs
elektronide konfiguratsioon Konfigurasi	[Ta] 2s1	[Ne] 3s1	[Ar] 4s1	[Cr] 5s2	[Xe] 6s1
Esimene ionisatsioonienergia (kj / mol)	519	498	418	401	376
Elektronegatiivsus	1,0	0,9	0,8	0,8	0,7
Standardne elektroodi potentsiaal (voltides)	-3,045	-2,714	-2,925	-2,925	-2,923

Ülaltoodud tabelite põhjal võib järeldada järgmiselt:

---

a) Leeliste rühm (IA)

• On üks välimine elektron (ns1)

1. On üks välimine elektron (ns1)
2. Madal ioniseerimisenergia
3. Tugev redutseerija (kergesti oksüdeeritav)
4. Väga reaktiivne (looduses pole vabu elemente).
5. Selle reaktsioon veega on kiire.
6. Madal sulamistemperatuur (pehme), kuna metallisidemed on nõrgad.

Loe ka: Keemia mõistmine - ajalugu, harud, mõisted, tööstus, eelised

---

• Aatomi raadius suureneb allapoole minnes:

1. seda madalam reaktiivsus suureneb.
2. mida madalamale lähete, seda tugevam on alus.
3. Mida madalamale lähed, seda madalam on sulamistemperatuur.

• Leelismetallid saadakse nende sulatatud halogeniidsoolade elektrolüüsil.
• Leelisühenditel on ioonsidemed, tahked ained ja sulamistemperatuurid.
• Reaktsioon süttib kollase Na ja lilla K leegiga.
• Kõik leeliselised ühendid lahustuvad vees hästi.

---

b) leelismuldmetallide rühm (IIA)

• Tal on kaks välist elektroni (ns2):

1. madal ionisatsioonienergia, kuid madalam IA.
2. tugev redutseerija, kuigi mitte nii tugev kui IA.
3. väga reaktiivne, kuid IA on reaktiivsem.
4. selle reaktsioon veega on aeglane.
5. Sulamistemperatuur on üsna kõrge (kõva), kuna metalliline side on tugevam kui IA.

---

• Aatomi raadius suureneb, kui te laskute, seda rohkem te laskute, reaktiivsus suureneb.

1. mida madalamale lähete, seda tugevam on alus.
2. Mida madalamale lähed, seda madalam on sulamistemperatuur.

• Leelismetallid saadakse nende sulatatud halogeniidsoolade elektrolüüsil.
  Leelisühenditel on ioonsidemed, tahked ained ja sulamistemperatuurid
• Reaktsioon süttib punase Sr ja rohelise Br leegiga
• Cl ühend^–, S^2-, ja ei³ IIA lahustub vees hästi.

IIA ühend C032- ei lahustu. IIA ühendi 504 2- lahustuvus muutub väiksemaks ja madalamaks (seda raskem on lahustuda). IIA aluse (OH-) lahustuvus muutub allapoole (lahustuvam)

---

1. Üleminekurühma metallelemendid

Üleminekuelemente saab määratleda elementidena, millel on osaliselt täidetud d alam- või f alamkoor. Üleminekuelemendid koosnevad Sc (skandium), Ti (titaan), V (vanaadium), Cr (kroom), Mn (mangaan), Fe (raud), Co (koobalt), Ni (nikkel), Cu (vask) ja Zn (tsink). Kõigil siirdeelementidel on metallilised omadused, see juhtub seetõttu, et siirdeelementidel on rohkem paarimata elektrone. Järgnevad siirdemetalli elementide üldised omadused.

1. Oksüdeerumisarv peab olema positiivne,
2. Üldiselt on oksüdatsiooniarv suurem kui 1, välja arvatud Sc (+3) ja Zn (+2)
3. Üldiselt on ioonid värvilised, välja arvatud Sc2 +, Zn2 + ja Ti4 +,
4. Võivad moodustada keskse aatomina keerukaid ioone.
5. Omab väga tugevat metallisidet
6. Katalüsaator (kiirendab reaktsiooni).
7. Üleminekuelementide keemis- ja sulamistemperatuurid tõusevad 1541 oC-lt (skandium) 1890 oC-ni (vanaadium), seejärel langevad 1083 oC (vask) ja 420 oC (tsink) temperatuurini.
8. Üleminekuelementidel on rohkem kui üks oksüdatsiooninumber. Rohkem kui ühe oksüdatsiooninumbri olemasolu on tingitud valentselektroonide vabastamise lihtsusest. Seega on esimese, teise ja nii edasi ionisatsioonienergiatel suhteliselt väiksemad väärtused kui põhirühma elementidel.
9. Enamik siirdemetalli elemente ja ühendeid on paramagnetilised (meelitavad magnetväljad) ja mitte diamagneetilised (magnetväljad ei köida).
10. Enamik siirdemetalli ioone on värvilised.

---

1. Halogeenrühma elemendid

Halogeenid on keemiliste elementide rühm, mis kuuluvad perioodilisustabeli VIIA rühma. Sellesse rühma kuuluvad: fluor (F), kloor (Cl), broom (Br), jood (I), astatiin (At) ja avastamata element ununseptium (Uus). Halogeenid tähistavad elemente, mis reageerivad metallidega soolasid. Mõiste pärineb 18. sajandi prantsuse teaduslikust terminist, mis on mugandatud kreeka keelest. Selle rühma elementide omadusi on näha allolevas tabelis:

Loodus	Jahu	Kloor	Broom	Jood	Astatiin
Aatomimass	19	35,5	80	127	210
Aatomiraadius (A)	72	99	115	133	155
Sulamispunkt (0C)	-220	-101	-7	-113	302
Keemispunkt (0C)	-188	-35	59	183	337
Elektronegatiivsus	4,1	2,8	2,8	2,5	2,2
vormis	gaas	gaas	vedel	tahke	Tahke
Värv	Helekollane	Kollakasroheline	punakaspruun	lillakas

Ülaltoodud tabeli põhjal on näha, et hologeenide rühma elementide omadused on järgmised:

---

• Väga reaktiivne (tugev oksüdeeriv aine), mürgine.

1. Oksüdeerija: F2> Cl2> Br2> I2
2. Redutseerija: I-> Br-> Cl-> F-

• Aatomiraadius väheneb alt ülespoole.
• Elektronegatiivsus suureneb vasakult paremale.
• Ioonimisenergia vasakult paremale muutub suuremaks.
• Elektroni afiinsus alt ülespoole muutub väiksemaks

---

1. Noble Gas Groupi elemendid

Väärisgaasid on perioodilisustabeli VIIIA rühma (18) elemendid. Nimetatakse üllaseks, kuna need elemendid on väga stabiilsed (väga raske reageerida). Väärisgaase tunti ka kui nullrühma. Väärisgaasid koosnevad elementidest heelium (He), neoon (Ne), argoon (Ar), krüptoon (Kr), ksenoon (Xe) ja radoon (Rn). Selle rühma üldised omadused on toodud allolevas tabelis.

Loodus	Üllas gaas
Tema	Ne	Ar	Kr	Xe	Rn
aatomnumber	2	10	18	36	54	86
Aatomimass	4	20	40	84	131	222
Aatomiraadius (A)	0,93	1,12	1,54	1,69	1,90	2,20
Ionisatsioonienergia (kJmol-1)	2.640	2.080	1.420	1.350	1.170	1.040
Keemispunkt (0C)	-269	-246	-180	-152	-107	-62
Sulamispunkt (0C)	-272	-249	-189	-157	-112	-71

Väärisgaaside üldised omadused on järgmised:

• Värvitu, lõhnatu, maitsetu, vees kergelt lahustuv.
• 8 valentselektroni ja spetsiaalselt heelium 2 valentselektronide jaoks säilitatakse väärisgaasid ja neile antakse nullvalents.
• Molekulid koosnevad ühest aatomist (monatoomiline)
• Ionisatsioonienergia on väga kõrge, mistõttu on väärisgaasi elemente teiste elementidega raske reageerida.
• Tabelist on näha, et sulamis- ja keemistemperatuurid on väga madalad, kuid mõlemad sulamistemperatuurid samuti keemispunkt, seda madalam, seda suurem, vastavalt gaasi aatommassile üllas.

---

1. Elementaarne süsinik

Süsinik on element, mis paikneb perioodilise süsteemi 2. perioodi IVA rühmas. Elementne süsinik toatemperatuuril (298? K, 1 atm) on tahke aine kristallidena, mis koosneb paljudest kovalentselt seotud süsinikuaatomitest. Süsiniku füüsikalisi omadusi saab jälgida järgmises tabelis:

Loodus	Teave
Sulamistemperatuur (C)	3500
Keemispunkt (C)	3930
Kovalentne raadius	0,77
Iooniline raadius	0,15
Värv (süsi)	Must

Üldiselt on süsiniku keemilised omadused järgmised.

• Väga reageeriv, reageerimisel ei ole kalduvust süsinikuaatomitel kaotada väliseid elektrone, moodustades C4 + ioone. Mõned süsinikuelemendi reaktsioonid hõlmavad järgmist.
• Osa süsinikust moodustab orgaanilisi ühendeid ja osa anorgaanilisi ühendeid. Orgaaniliste ühendite hulka kuuluvad süsivesinikud, alkoholid, aldehüüdid, ketoonid, estrid ja karboksüülhapped, anorgaanilised süsinikuühendid, sealhulgas oksiidid, karbiidid, karbonaadid, sulfiidid ja halogeniidid.
• Süsiniku aatomitel on mitu allotroopi, nimelt sama aatomi erinevad struktuursed vormid, sealhulgas grafiit, teemant, fullereen, mahtpall ja süsi.
• H2CO3 ühendite kujul olevat süsinikku saab vees ioniseerida (lahustada).
• Selle ionisatsioonienergia on 11,3 kJ / mol.
• Selle elektronegatiivsuse väärtus on 2,5.

---

1. Elementaarne lämmastik

Asub 3. perioodi VA rühmas, gaasiline toatemperatuuril. Lämmastiku füüsikalised omadused

Loodus	Teave
sulamispunkt (oC)	-210
keemispunkt (oC)	-196
kovalentne raadius (A)	0,75
ioonraadius (N3+) (A)	1,71
ioonraadius (N5+) (A)	0,11
värv toatemperatuuril	värvitu gaas

Loe ka: Lämmastikutsükkel: tsüklid, protsessid, vormid ja näited

Lämmastikuelemendi keemilised omadused:

• Vähem reageeriv, seda võib näha looduse paljudest protsessidest, mis ei hõlma lämmastikku, vaid hapnikku, kuigi õhu suurim koostis on lämmastik (78%). Siin on mõned lämmastikureaktsioonid.
• Võib toimida oksüdeeriva ainena (oksüdeeriva ainena) ja redutseerijana (redutseerijana). Lämmastikul oksüdeeriva ainena on oksüdatsiooniaste -1, -2 ja -3, redutseeriva ainena aga +1, +2, +3, +4 ja +5. Kõige tavalisemad lämmastiku oksüdatsiooniastmed on -3, +3 ja +5.
• Selle ionisatsioonienergia on 14,5 kJ / mol.
• Selle elektronegatiivsuse väärtus on 3,0.

---

1. Elementaarne hapnik

Asub 3. perioodi VIA rühmas. Gaasiline olek toatemperatuuril: 298 K, 1 atm. Hapnikuelemendi füüsikalised omadused.

Loodus	Teave
sulamispunkt (oC)	-218,8
keemispunkt (oC)	-183,0
kovalentne raadius (A)	0,73
ioonraadius (O2-) (A)	1,4
värv toatemperatuuril	värvitu gaas

Hapnikuelemendi keemilised omadused:

• Sellel on 6 elektroni äärmine elektron oksüdatsiooniastmega -2.
• Sellel on 2 allotroopi, nimelt hapnikugaas (O2) ja osoon (O3).
• Oksüdatsioonireaktsioonide kogemine enamiku elementidega oksiidide (nt Na2O), peroksiidide (nt Na2O2), superoksiidide (nt NaO2) ja süsinikuühendite moodustamiseks.
• Selle ionisatsioonienergia on 14,5 kJ / mol.
• Selle elektronegatiivsuse väärtus on 3,0.

---

1. Kolmanda perioodi elemendid

Kolmandat perioodi hõivavad elemendid hõlmavad Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl ja Ar. Elementide üldised omadused järjestuses Na kuni Ar on järgmised:

• Raadius muutub väiksemaks, kui ekvivalentside arv suureneb.
• Metalli omadused vähenevad
• leeliselised omadused vähenevad, happelised omadused suurenevad
• Redutseerivate omaduste vähenemine, oksüdeerivate ainete suurenemine
• Ionisatsioonienergia suureneb
• Elektronegatiivsus suureneb
• Metallid: Na, Mg, Al (metall), Si (poolmetall), P, S, Cl, Ar (mittemetall)
• Rohkem oksüdeeriv
• Dirigendid: Na, Mg, Al. Isolaator: Si, P, S, Cl, Ar
• Aluse tugevus: happelisem

---

1. Neljanda perioodi üleminekuelementide omadused

Neljanda perioodi üleminekuelementidel on ainulaadsed omadused. Neljanda perioodi elementide omadused hõlmavad järgmist:

• See on metallist, nii et seda nimetatakse sageli siirdemetalliks.
• See on metall, seega on sellel positiivne oksüdatsiooniarv, mis on tavaliselt rohkem kui üks.
• Paljud neist võivad moodustada keerukaid ühendeid
• Üldiselt on ühendid värvilised
• Mõnda neist saab kasutada katalüsaatoritena

---

Keemiliste elementide ohud

Keemiliste elementide ohud on järgmised:

---

• Süsinik

1. CO2 kujul põhjustab kasvuhooneefekti
2. CFC-de kujul, mis põhjustab osoonikihi kahanemist
3. CCL4 kujul põhjustab maksa- ja neerukahjustusi
4. CS2 kujul on mürgine
5. CO kujul on verest hapnikupuudus

---

• Lämmastik

NO ja NO2 segu põhjustab happevihma ja udu, mis ärritab silmi ja kuivanud taimi. Lisaks võib happevihm kahjustada pH-d, vett ja hooneid.

---

• Silikoon

Näo ilu jaoks kasutatavad silikoonid võivad põhjustada näo deformatsioone ja halvata mõningaid näolihaseid.

---

• Fosfor

Kui fosforimaak töödeldakse fosfaadiks ja selle lahus vees põhjustab radioaktiivseid jäätmeid.

---

• Väävel

Väävel H2S kujul on väga mürgine ja võib põhjustada surma, H2SO4 kujul aga nahka kahjustada ja korrosiooni tekitada.

---

• Radoon

Radooni sissehingamisel jääb see kopsudesse ja võib põhjustada kopsuvähki.

---

• Alumiinium

Alumiinium võib nahka kahjustada, pulbrina plahvatab see kuumutamisel õhus ja süsinikuga reageerides AL2O3 kujul põhjustab globaalset soojenemist.

---

• kroomitud

Kroom on väga mürgine ja võib põhjustada vähki.

---

• Mangaan

Mn-ga terase keevitamine tekitab mürgist suitsu, mis võib häirida kesknärvisüsteemi tööd.

---

• Vaskmetall

Vase kaevandamisel on jääkliiva, mis sisaldab endiselt CO metalli. Kui see liiva jääk vette lastakse, on see veeorganismidele kahjulik.

---

Atomi mõistmine

Sel juhul on elemendi väikseim osa, millel on endiselt selle elemendi omadused.

• Igal elemendi aatomil on teatud omadused, mis erinevad teiste elementide aatomite omadustest. See erinevus hõlmab keemilisi omadusi ja füüsikalisi omadusi.
• Aatomite erinevused tekivad aatomi moodustavate prootonite, elektronide ja neutronite arvu erinevuse tõttu

Loe ka: Mõistmine ja aatomiteooria

---

Aatomimudeli väljatöötamine

Termin aatom pärineb Leukipose ja Democrituse ajast, kes ütlesid, et väikseim objekt on aatom. Aatom pärineb kreeka keelest, nimelt atomos tähendab mitte ja tomos tähendab jagatud. Aatomimudel on arenenud koos teaduse arenguga ja põhineb eksperimentaalsetel faktidel. Kuigi aatomimudel on modifitseeritud, aktsepteeritakse aatomimudeli peamisi ideid ka tänapäeval. Aatomimudeli areng Daltoni aatomimudelist kvantmehaanilise aatomimudelini on järgmine:

---

1. Daltoni aatomimudel

Aastal 1803 esitas John Dalton oma teooria järgmiselt:

• Iga element koosneb väikestest jagamatutest osakestest, mida nimetatakse aatomiteks.
• Sama elemendi aatomitel on samad omadused, kuid erinevate elementide aatomitel on erinevad omadused.
• Keemilise reaktsiooni käigus ei kao aatomid, muutub ainult elementide aatomite paigutus.
• kui aatomid moodustavad molekule, ühendavad nad lihtsad, ümardatud suhted, näiteks 1: 1, 2: 1, 2: 3.

Daltoni aatomimudelil on mitmeid puudusi. Mõned nõrkused hõlmavad järgmist

1. Ei suuda selgitada aine elektrilisi omadusi
2. Ei oska seletada elementide ühendavaid jõude. Näiteks miks vee moodustumisel (H₂O) üks hapniku aatom seob kaks vesiniku aatomit.

---

1. Thomsoni aatomimudel

Pärast J.J. Thomson avastas, et aatomis on elektronid, nii et Thomson tegi järgmise aatomi mudeli:

• Aatom on tahke pallikujuline materjal, millel on positiivne laeng ja mis hajutab selles elektronid (rosinaleiva mudel).
• Aatomid on neutraalsed, positiivsete laengute arv võrdub negatiivsete laengute arvuga.
• Thomsoni aatomimudel ei kestnud kaua. Seda seetõttu, et Thomsoni aatomimudel ei seleta aatomituuma olemasolu.

Loe ka: Aatomiosakesed - arusaam, ajalugu, elektronid, prootonid, neutronid, aatomituumad, eksperdid

---

1. Rutherfordi aatomimudel

Pärast seda, kui Rutherford leidis positiivselt laetud aatomituuma ja selle aatomimass keskendus tuumale, tegi Rutherford järgmise aatomimudeli:

• aatom koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronidest, mis ümbritsevad aatomituuma;
• aatomid on neutraalsed;
• aatomituuma raadiust ja aatomiraadiust saab juba määrata.

---

1. Rutherfordi aatomimudel

Loodusteaduse arenguga selgub, et ka Rutherfordi mudelil on puudusi. Rutherfordi aatomimudeli põhiline nõrkus on see, et see ei suuda seletada, miks tuuma ümber ringlevad elektronid ei lange tuumasse, kuna tuuma ja elektronide vahel on atraktiivne jõud. Ja selle massi klassikaliste füüsikute sõnul (Maxwelli teooria) vabastavad aatomituuma ümber liikuvad elektronid energiat kiirguse kujul.

---

1. Bohri aatomimudel

Neils Bohr parandas vesiniku aatomi spektri vaatluste põhjal Rutherfordi aatomimudelit, koostades aatommudeli järgmiselt:

• Aatom koosneb aatomituumast, mis sisaldab positiivselt laetud prootoneid ja negatiivselt laetud elektrone, mis ümbritsevad aatomituuma; Vaakumelektronid ümbritsevad tuuma Aatomi tuum (positiivselt laetud).
• Kvantmehaanilise aatomimudeli mudel

Kvantmehaaniline aatomimudel põhineb:

1. elektronid on Louis de Broglie (1923) lained ja osakesed;
2. elektronide lainevõrrand aatomites, autor Erwin Schrodinger; (1926)
3. ebakindluse põhimõte, autor Werner Heisenberg (1927).

---

1. Kvantmehaanilise aatomimudeli mudel

Kvantmehaanika aatomiteooria kohaselt ei liigu elektronid teatud rada pidi. Selle põhjal on kvantmehaaniline aatomimudel järgmine:

• Aatomid koosnevad tuumast, mis sisaldab prootoneid ja neutrone, ning elektronid ümbritsevad tuuma aatomid on teatud orbitaalides, mis moodustavad aatomkarbid, seda nimetatakse kontseptsiooniks orbitaalid.
• Ühendades Werner Heisenbergi määramatuse printsiibi ja Louis de lainemehaanika Broglie, Erwin Schrodinger sõnastas orbiidi kontseptsiooni kui ruumi, milles saab elektroni tõenäosust leitud.
• Elektroni asend orbitaalides väljendub kvantarvuga.

Loe ka: 4 Aatomistruktuuri ja selle mudeli mõistmine ekspertteoorias

---

Isotoobi määratlus

Isotoopid on nukliidid, millel on sama aatomnumber (prootonite arv), kuid erinevad massinumbrid (neutronite arv). Seega võib iga element koosneda mitmest sama tüüpi nukliididest. Stabiilse tuumaga isotoope nimetatakse stabiilseteks isotoopideks. Ebastabiilsetel isotoopidel on ebastabiilsed tuumad, mis on radioaktiivsed nukliidid ja lagunevad. Tuntud nukliidid sisaldavad rohkem kui 3000 nukliidi, millest umbes 280 on stabiilsed ja teised radioaktiivsed nukliidid. Mõned näited stabiilsetest ja ebastabiilsetest isotoopidest on:

---

Elemendid Stabiilsed isotoopid Ebastabiilsed isotoopid

H H¹, H² H³

K K³⁹, K⁴¹ K³⁸, K⁴⁰, K⁴², K⁴⁴

Co Co⁵⁹ Co⁵⁷Co⁵⁸, Co⁶⁰, Co⁶¹

Pb Pb²⁰⁶, Pb²⁰⁸ Pb²⁰⁵, Pb²⁰⁷, Pb²⁰⁹

---

Bibliograafia:

• Friedlander G,. Kennedy J.W., Macias E.S., Miller J.M. 1981. Tuuma- ja Radiokeemia. New York: John Wiley & Sons
• Winarni. 2007. Keemia SMA ja MA XII klassi IPA jaoks. Jakarta: Satubuku.
• Rahardjo, Sentot Budi. 2008. KEEMIA 3 Katsete põhjal. Soolo: plaatina.