Какие свойства элемента характеризует сродство к электрону
Неметаллические, или окислительные свойства элементов характеризует сродство к электрону. Сродством к электрону Е называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу. Она выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации. Чем больше сродство к электрону, т.е. чем больше энергии выделилось при присоединении электрона, тем прочнее удерживается электрон взявшей его частицей, тем сильнее выражены у элемента окислительные свойства.
Атомы элементов – окислителей, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Энергия сродства к электрону атомов (как и энергия ионизации) закономерно изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов.
В пределах периода с ростом порядкового номера элемента атомный радиус уменьшается, так как заполняется электронами один и тот же энергетический уровень, а заряд ядра растет, следовательно, увеличивается и притяжение ядром внешних электронов. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня. В больших периодах у d– и f–элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов при увеличении заряда ядра атома.
В связи с уменьшением атомного радиуса у р–элементов, уменьшением числа электронов, недостающих до завершения внешнего уровня, и увеличением силы притяжения электронов ядром в периодах слева направо возрастает у элементов сродство к электрону, а следовательно, и окислительные, т.е. неметаллические свойства. Самым высоким сродством к электрону обладают галогены (элементы VIIA группы), т.к. при присоединении одного электрона к нейтральному атому они приобретают законченную электронную конфигурацию благородного газа.
В пределах подгруппы с увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз) атомный радиус увеличивается, поэтому ослабевает сила притяжения ядром принимаемых электронов и вместе с этим уменьшается сродство к электрону, а следовательно, и окислительные (неметаллические) свойства элементов. Поэтому самым сильным окислителем является фтор. И если с синтезом новых элементов, т.е. с дальнейшим развитием периодической системы Д.И. Менделеева, мы можем ожидать элемент с более выраженными металлическими свойствами, чем у франция, то более активного, чем фтор, неметалла быть не может.
Для решения вопроса о том, какой из атомов легче отдает или принимает электроны, учитывают оба фактора: и энергию ионизации, и сродство к электрону. Такой обобщающей характеристикой элемента служит электроотрицательность – ЭО, которую принимают равной полусумме энергии ионизации и сродства к электрону:
.
Электроотрицательность характеризует способность атомов элементов принимать электроны при образовании ионной связи или оттягивать на себя общую электронную пару при образовании ковалентной связи. Чем выше электроотрицательность элемента, тем сильнее проявляются у него эти тенденции. При учете обеих энергий нивелируется неоднозначное изменение энергии ионизации у элементов одного периода с ростом порядкового номера и электроотрицательность изменяется однозначно в пределах периода и подгруппы. Электроотрицательность возрастает в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева.
Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Полинг предложил термохимическую систему, согласно которой электроотрицательности атомов А и В определяют, исходя из энергий связей А – В, А – А и В – В.
Зная закономерности изменения электроотрицательности элементов, мы можем судить и о закономерности изменения свойств соединений, образуемых элементами (табл.2).
Таблица 2
Электроотрицательность элементов по Полингу
| Н 2,1 | ||||||
| Li 1,0 | Be 1,5 | B 2,0 | C 2,5 | N 3,0 | O 3,5 | F 4,0 |
| Na 0,9 | Mg 1,2 | Al 1,5 | Si 1,8 | P 2,1 | S 2,5 | Cl 3,0 |
| K 0,8 | Ca 1,0 | Ga 1,6 | Ge 1,8 | As 2,0 | Se 2,4 | Br 2,8 |
| Rb 0,8 | Sr 1,0 | In 1,7 | Sn 1,8 | Sb 1,9 | Te 2,1 | I 2,5 |
| Cs 0,8 | Ba 0,9 | Tl 1,8 | Pb 1,8 | Bi 1,9 | Po 2,0 | At 2,2 |
| Fr 0,7 | Ra 0,9 |
Рассмотрим водородные соединения галогенов: HCl, HBr, HI. По своему характеру эти соединения являются кислотами, так как в водных растворах диссоциируют с образованием ионов Н+. Степень диссоциации электролита, а следовательно и относительная сила его зависят от полярности связи в молекуле электролита: чем более полярна связь, тем легче она разрывается в среде полярного растворителя, тем более сильным электролитом является растворяемое вещество. Полярность связи определяется разностью электроотрицательностей элементов, образующих молекулу: чем она больше, тем полярнее связь, т.е. тем сильнее смещено электронное облако, осуществляющее связь, к одному из атомов.
Приведенные молекулы образованы элементами одной подгруппы – хлором, бромом и иодом. Так как электроотрицательность в пределах подгруппы уменьшается сверху вниз, то наибольшая ЭО будет у хлора, поэтому самая полярная связь будет в молекуле HCl, и соляная кислота будет самой сильной из приведенных кислот.
С другой стороны, в этих молекулах атомы галогенов проявляют отрицательную степень окисления, равную –1, т.е. мы условно считаем, что каждый из них принял по одному электрону от атома водорода, поэтому все соединения могут проявлять восстановительные свойства. Так как электроотрицательность убывает от хлора к брому и далее к иоду, то взятый электрон будет удерживаться наиболее прочно ядром атома хлора (он взят на наиболее близкий к ядру, третий, уровень), а наименее прочно – ядром атома иода. Поэтому восстановительные свойства в большей степени проявляются HI (это очень сильный восстановитель, часто используемый в органической химии).
Рассмотрим кислородсодержащие кислоты хлора, в молекулах которых хлор проявляет различные степени окисления:
хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная
кислота; кислота; кислота; кислота.
Во всех этих кислотах хлор, проявляя положительную степень окисления, может быть окислителем. Изменение кислотных свойств и окислительной способности данных соединений можно выразить следующей схемой:
Усиление кислотных свойств, повышение устойчивости
Усиление окислительной активности.
С увеличением степени окисления хлора устойчивость его кислородных кислот растет, растет и сила кислот: самая слабая кислота – хлорноватистая, самая сильная – хлорная. Хлорная кислота – самая сильная кислота из всех известных кислот вообще.
Окислительные свойства в этом ряду соединений, наоборот, ослабевают. Наиболее сильный окислитель – хлорноватистая кислота, наименее сильный – хлорная кислота.
Такая закономерность – усиление кислотных свойств гидроксида (и, соответственно, ослабление его основных свойств) с ростом степени окисления элемента характерна не только для хлора, но и для других элементов. В первом приближении эту закономерность можно объяснить, рассматривая все связи в молекулах гидроксидов как чисто ионные:
Диссоциация на ионы такой молекулы возможна либо с разрывом связи Э—О (отщепляется ион ОН–), либо с разрывом связи О—Н (что приводит к отщеплению иона Н+). В первом случае гидроксид проявляет свойства основания, во втором – свойства кислоты. При возрастании степени окисления элемента Э увеличивается заряд иона Эn+, что усиливает его притяжение к иону О2–. Вместе с тем усиливается отталкивание одноименно заряженных ионов Эn+ и Н+, что облегчает диссоциацию по кислотному типу. Таким образом, с увеличением степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого им гидроксида.
Увеличение радиуса Эn+ при неизменном его заряде приведет к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов О2– и Н+. В результате взаимное электростатическое притяжение ионов Эn+ и О2– уменьшится, что облегчит диссоциацию по основному типу; одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов Эn+ и Н+, так что диссоциация по кислотному типу затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабляются кислотные свойства образуемого им гидроксида. Это можно проследить на примере одинаковых кислородсодержащих кислот галогенов:
HOCl – HOBr – HOI.
В этом ряду самой сильной кислотой будет HOCl, а самой слабой – HOI.
Поскольку предположение о чисто ионной природе всех связей в молекулах гидроксидов может быть высказано со значительной долей погрешности, рассмотренная схема влияния заряда и размеров иона Эn+ на характер диссоциации молекулы Э(ОН)n не может служить основой для количественной оценки кислотно-основных свойств гидроксидов. Однако при сопоставлении кислотно-основных свойств различных гидроксидов, образуемых данным элементом в разных степенях окисления, или при сопоставлении свойств аналогичных гидроксидов, образуемых элементами одной и той же подгруппы периодической системы, эта схема в большинстве случаев приводит к правильным качественным выводам.
В заключение о некоторых особенностях строения и свойств d–элементов. При заполнении в атомах элементов электронами d–подуровня от одного до пяти атомный радиус элемента уменьшается, а при дальнейшем заполнении подуровня до 10 электронов атомный радиус увеличивается. Поэтому d–элементы делят на два семейства. Сокращенные электронные формулы атомов элементов первого семейства …ns2(n – 1)d1 – …ns2(n – 1)d5, атомов элементов второго семейства – …ns2(n – 1)d6 – …ns2(n – 1)d10. Для элементов первого семейства характерны соединения в высшей степени окисления (совпадающей с номером группы), сходные по свойствам с соединениями р-элементов тех же групп в высшей степени окисления.
Для элементов второго семейства, кроме Fe+6, Ru+8,Os+8, характерны низкие степени окисления, и в своих соединениях элементы проявляют только металлические свойства.
Источник
3.4.3. Сродство
к электрону
и характер его
изменения.
Способность
атома присоединять
электроны может
быть количественно
оценена энергией,
которую обозначают
понятием «сродство
к электрону».
Сродством
к электрону
называют количество
энергии E,
которое выделяется
в результате
присоединения
электрона к
нейтральному
атому и превращением
его в отрицательно
заряженный
ион.
А+е=А–+Е
Сродство
к электрону
выражается
в тех же единицах,
что и энергия
ионизации
(кДж/моль или
ЭВ/атом). Однако
экспериментально
его определить
труднее, чем
энергию ионизации.
Поэтому надежные
значения Е
получены лишь
для небольшого
числа элементов.
По имеющимся
данным можно
сделать однозначный
вывод о закономерности
изменения
сродства к
электрону по
периодам и
группам.
Характер
изменения
сродства к
электрону
рассмотрим
на примере
элементов
второго периода
и главной подгруппы
седьмой группы
показан на
рис.3.5.
Li Be B C N O F Ne ЭВ/атом
0,57 -0,6 0,2 1,25 -0,1 1,47
3,6 -0,57
3,8 – Cl
Увеличение
сродства к
электрону 3,5 – Br
3,3 – I
– At рис.3.5.
Из
приведенного
рисунка следует,
что в периоде
от начала к
концу сродство
к электрону
увеличивается,
а в группах
увеличение
идет в направлении
снизу вверх.
Можно сделать
такой вывод:
чем меньше
радиус атома,
тем легче к
нему присоединяется
электрон, тем
больше высвобождается
энергии и,
следовательно,
больше сродство
к электрону.
Однако монотонности
в изменении
сродства к
электрону нет,
как и не было
ее в изменении
энергии ионизации.
Для
элементов VII
A группы,
обладающих
в своих периодах
наименьшими
радиусами,
величина сродства
к электрону
наибольшая.
Наименьшее
значение сродства
к электрону
и даже отрицательное
значение имеет
место у элементов
с электронными
структурами
s2(Be,
Mg, Ca), s2p6(Ne,
Ar, Kr) и с
наполовину
заполненным
p-подуровнем,
т.е. структурой
s2p3
(N, P, As).
Это служит
дополнительным
доказательством
повышенной
устойчивости
указанных
конфигураций.
Изменение
сродства к
электрону в
ряду d-элементов
покажем на
примере
d-элементов
4-го периода.
| Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | |
Е ЭВ/атом | –0,40 | 0,15 | 0,65 | 0,85 | –1,20 | 0,1 | 0,70 | 1,10 | 1,40 | –0,9 |
| электронная конфигурация | s2d1 | s2d2 | s2d3 | s1d5 | s2d5 | s2d6 | s2d7 | s2d8 | s1d10 | s2d10 |
Здесь
тоже устойчивые
конфигурации
s2d5,
s2d10
имеют отрицательное
значение сродства
к электрону.
Принцип изменения
сродства к
электрону в
ряде d-элементов
такой же как
у ряда s- и
p-элементов.
Еще раз
обратимся к
характеру
изменения Е
в группах. Из
данных, приведенных
для галогенов,
видно, что величина
сродства к
электрону у
фтора (3,6) меньше,
чем у хлора
(3,8). Такую аномалию
можно объяснить
отталкиванием
электрона в
плотно заполненном
2р-подуровне.
Такие аномалии
встречаются
у элементов
других групп.
3.4.5. Изменение
электроотрицательности.
Для
того, чтобы
решить вопрос:
атом данного
элемента легче
теряет или
присоединяет
электрон –
необходимо
учесть энергию
ионизации I
и сродство к
электрону Е.
Сумму энергии
ионизации и
сродства к
электрону
называют
электроотрицательностью
(ЭО). Например,
для нахождения
электроотрицательности
атома фтора
(ЭОF) необходимо
суммировать
его энергию
ионизации (IF)
и сродство к
электрону (ЕF).
ЭОF=
IF +
ЕF =1736,36+339,74=2076,2
кДж/моль
Электроотрицательность
измеряется
в тех же единицах,
что и энергия
ионизации:
кДж/моль или
ЭВ/атом.
Однако
для удобства
применения
вместо абсолютных
значений
электроотрицательности
(кДж/моль или
ЭВ/атом) используют
значения
относительной
электроотрицательности
(ОЭО или .
За единицу
относительной
электроотрицательности
принята
электроотрицательность
атома лития.
ОЭО=ЭОLi=ILi+ELi=
Cоответственно
определены
величины ОЭО
всех элементов.
Их значения
приведены в
таблице 3.4.
Характер
изменения
относительной
электроотрицательности
элементов
рассмотрен
на примере
элементов
второго периода
и главной подгруппы
первой группы.
(рис.2.6)
Можно
сделать следующий
вывод: чем меньше
радиус атома,
тем больше
значение
электроотрицательности.
Электроотрицательностью
называют свойство
атома притягивать
к себе электроны.
Наименьшим
значением
электроотрицательности
обладают s-элементы,
поэтому щелочные
металлы легко
отдают электроны.
Их можно назвать
наиболее
электроположительными
элементами.
В противоположность
щелочным металлам,
галогены имеют
большую
электроотрицательность,
поэтому они
легко притягивают
к себе электроны
и с большим
трудом отдают
их.
Li Be B C N O F
1 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
Na
– 0,97
K – 0,91 Увеличение
Rb – 0,89
Cs –0,86
Fr – 0,7 рис.
3.6.
Наименьшим
значением
обладает
Fr(0,7) а наибольшим
значением
обладает
F(4,0). Понятие
электроотрицательности
служит также
мерой относительной
способности
атомов в молекуле
притягивать
к себе электроны
или оттягивать
на себя электронную
плотность.
По
возрастающей
величине
относительной
электроотрицательности
неметаллы можно
расположить
в следующий
ряд:
| Si | At | В | Te | P | H | As | I | S | Sc | C | Br | Cl | N | O | F |
| 1,74 | 1,9 | 2,01 | 2,01 | 2,06 | 2,1 | 2,2 | 2,21 | 2,44 | 2,48 | 2,5 | 2,74 | 2,83 | 3,07 | 3,5 | 4,0 |
Как
видно из приведенного
каждый элемент
в этом ряду
обладает большей
электроотрицательностью,
чем элемент
находящийся
левее его.
Раздел: Химия
Количество знаков с пробелами: 106457
Количество таблиц: 14
Количество изображений: 34
… , как в общенаучном плане, так и прикладном плане. Это дает нам возможность проанализировать содержание данной темы в курсе химии средней школы. Глава 2. МЕТОДИКА ИЗУЧЕНИЯ КРИСТАЛЛОГИДРАТОВ В КУРСЕ ХИМИИ СРЕДНЕЙ ШКОЛЫ 2.1 Тема «Кристаллогидраты» в стандарте школьного образования Стандарт среднего (полного) общего образования по химии определяет собой обязательных минимум, который должен …
… г. для химической лаборатории построено отдельное здание. При чтении лекций в это время профессора придерживаются большей частью руководств Теннара, Пайена, Розе, Пфаффа и Берцелиуса. Следовательно, новое направление химии в России было усвоено весьма скоро. К этому же времени относится и появление, кроме переводных, также и первых оригинальных руководств по химии на русском языке. В 1810 – 1813 …
… поскольку ускорение химических реакций заметно влияет на снижение издержек производства. 9. Атомно-молекулярное учение Ведущей идеей атомно-молекулярного учения, составляющего фундамент современной физики, химии и естествознания, является идея дискретности (прерывности строения) вещества. Вещество не заполняет целиком занимаемое им пространство, оно состоит из отдельных, находящихся на очень …
… и т.д. Человек начал применять лекарственные вещества очень давно, несколько тысяч лет назад. Древняя медицина практически полностью основывалась на лекарственных растениях, и этот подход сохранил свою привлекательность до наших дней. Множество современных лекарственных препаратов содержат вещества растительного происхождения или химически синтезированные соединения, идентичные тем, которые можно …
Источник
Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.
Атомы не имеют строго определенных границ, что обусловлено волновой природой электронов. В расчетах пользуются так называемыми эффективными или кажущимися радиусами, т. е. радиусами шарообразных атомов, сближенных между собой при образовании кристалла. Обычно их рассчитывают из рентгенометрических данных.
Радиус атома — важная его характеристика. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.
В периоде атомный радиус в общем уменьшается слева направо. Это объясняется ростом силы притяжения электронов с ростом заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, так как в результате прибавления дополнительного электронного слоя увеличивается объем атома, а значит, и его радиус.
Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она обычно выражается в электрон-вольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.
Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра. Энергия ионизации связана с химическими свойствами элементов. Так, щелочные металлы, имеющие небольшие энергии ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных; газов связана с их высокими значениями энергии ионизации.
Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. При этом образуется соответствующий анион. Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону. Обычно сродство к электрону, как и энергия ионизации, выражается в электрон-вольтах. Значения сродства к электрону известны не для всех элементов; измерять их весьма трудно. Наиболее велики они у галогенов, имеющих на внешнем уровне по 7 электронов. Это говорит об усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода.
Определение электроотрицательности дал американский ученый Л. Полинг в 1932 г. Он же предложил и первую шкалу электроотрицательности. Согласно Полингу, электроотрицательность – это способность атома в соединении притягивать к себе электроны. Имеются в виду валентные электроны, т. е. электроны, которые участвуют в образовании химической связи. Очевидно, у благородных газов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив.
Сопоставляя значения электроотрицательностей элементов от франция (0,86) до фтора (4,10), легко заметить, что относительная электроотрицательность подчиняется периодическому закону: в периоде она растет с увеличением номера элемента, в группе — уменьшается. Ее значения служат мерой неметалличности элементов. Очевидно, чем больше относительная электроотрицательность, тем сильнее элемент проявляет неметаллические свойства. Неметаллы характеризуются большой относительной электроотрицательностью, а металлы — небольшой. При химическом взаимодействии элементов электроны смещаются от атома с меньшей к атому с большей относительной электроотрицательностью.
3. Развитие представления о строении атома: планетарная модель Резерфорда, теория Бора, квантовая теория строения атома.
Суть планетарной модели строения атома (Э.Резерфорд, 1911 г.) можно свести к следующим утверждениям:
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).
3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.
Эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.
Теория Бора. В 1913 г. датский физик Н.Бор предложил свою теорию строения атома. Как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Однако к этому времени уже доказали дискретность энергии электрона в атоме и это позволило Бору положить в основу новой теории два необычных предположения (постулата):
1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.
2. При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.
Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния в другое, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия.
Бор рассчитал частоты линий спектра атома водорода, которые очень хорошо согласовывались с экспериментальными значениями, но было обнаружено также и то, что для других атомов эта теория не давала удовлетворительных результатов.
Квантовая модель строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом.
Свойства элементарных частиц, образующих атом
| Частица | Заряд | Масса | ||
| Кл | условн. ед. | г | а.е.м. | |
| Электрон | -1,6∙10-19 | -1 | 9,10∙10-28 | 0,00055 |
| Протон | 1,6∙10-19 | +1 | 1,67∙10-24 | 1,00728 |
| Нейтрон | 1,67∙10-24 | 1,00866 |
В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:
1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ и его скорость v связаны соотношением де Бройля:
λ = h / mv, где m — масса электрона.
2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот.(принцип неопределённости Гейзенберга). Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение
∆x∙m∙∆v > ћ/2, где ∆х — неопределенность положения координаты, ∆v — погрешность измерения скорости.
3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.
4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.
Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, равный порядковому номеру в таблице, равный числу электронов и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями: Z = А – N, N = А – Z, А= Z + N.
Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.
Сформулированные выше положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, — квантовой механики
Источник