Τι είναι ο ατομικός αριθμός;

Βασικές έννοιες

Σε αυτό το άρθρο, θα μάθετε για τον ατομικό αριθμό, τον ορισμό του, τη χρησιμότητά του στην κατηγοριοποίηση στοιχείων και την ιστορία του ως θεωρία στη χημεία.

Τα στοιχεία

Τι ακριβώς κάνει ένα στοιχείο διαφορετικό από ένα άλλο; Γιατί ο άνθρακας και το υδρογόνο και το οξυγόνο θεωρούνται διαφορετικές ουσίες; Τι μπορούμε να επισημάνουμε συγκεκριμένα που εξηγεί τη διαφορά μεταξύ αυτών των στοιχείων στο πιο βασικό τους επίπεδο;

Η απάντηση είναι ο ατομικός αριθμός. Αν κοιτάξετε έναν περιοδικό πίνακα, θα παρατηρήσετε ότι κάθε στοιχείο έχει μια μοναδική τιμή μεταξύ 1 και 118, την οποία οι χημικοί αποκαλούν «ατομικό αριθμό». Το υδρογόνο έχει ατομικό αριθμό 1. Ο άνθρακας έχει ατομικό αριθμό 6. Το οξυγόνο έχει ατομικό αριθμό 8.

Στο πρώτο ρουζ, μπορείτε να υποθέσετε ότι ο ατομικός αριθμός ενός στοιχείου είναι αυθαίρετος. Δεδομένου ότι δεν υπάρχουν κενά στους ατομικούς αριθμούς από το 1 έως το 118, είναι εύκολο να υποθέσουμε ότι ο ατομικός αριθμός χρησιμεύει μόνο ως κάποια βολική αριθμητική αναγνώριση. Ίσως ακόμη και να σκεφτείτε κάποια πλεονεκτήματα οργάνωσης δεδομένων που θα πρόσφεραν τέτοιες αριθμητικές ταυτοποιήσεις. Ωστόσο, ο ατομικός αριθμός δεν είναι αυθαίρετος. λέει κάτι θεμελιώδες για την υποατομική δομή κάθε στοιχείου.

Τι είναι ο ατομικός αριθμός;

Στην ουσία, ένα στοιχείο είναι ένας τύπος ατόμου. Τα άτομα, τα ίδια, είναι μικρές στρογγυλές δομές που αποτελούνται από αυτά που οι χημικοί αποκαλούν υποατομικά σωματίδια, δηλαδή πρωτόνια, ηλεκτρόνια και νετρόνια. Διαφορετικά στοιχεία περιλαμβάνουν άτομα με διαφορετικό αριθμό αυτών των υποατομικών σωματιδίων.

Έχοντας αυτό υπόψη, ο ατομικός αριθμός ενός στοιχείου αντιπροσωπεύει τον αριθμό των πρωτονίων που βρίσκονται σε ένα άτομο του στοιχείου. Έτσι, τα άτομα υδρογόνου έχουν 1 πρωτόνιο, τα άτομα άνθρακα έχουν 6 πρωτόνια και ούτω καθεξής.

Είναι σημαντικό ότι οι χημικοί χρησιμοποιούν τον ατομικό αριθμό ως το καθοριστικό χαρακτηριστικό ενός στοιχείου. Ένα άτομο μπορεί να έχει οποιοδήποτε αριθμό νετρονίων και ηλεκτρονίων, αλλά εφόσον έχει 6 πρωτόνια, οι χημικοί θα το θεωρούν πάντα άτομο άνθρακα.

Έχοντας κατά νου ειδικά τον άνθρακα, η ατομική του δομή έχει τις περισσότερες φορές 6 νετρόνια, αν και οι χημικοί γνωρίζουν για άλλες μορφές άνθρακα με 7, 8 ή περισσότερα νετρόνια. Οι παραλλαγές ενός στοιχείου με διαφορετικούς αριθμούς νετρονίων, και επομένως διαφορετικά ατομικά βάρη, ονομάζονται «ισότοπα» του στοιχείου. Επίσης, το οξυγόνο έχει 8 ηλεκτρόνια στη στοιχειακή του μορφή, αλλά μπορεί να έχει και 10 ηλεκτρόνια υπό ορισμένες συνθήκες. Οι παραλλαγές ενός στοιχείου με διαφορετικούς αριθμούς ηλεκτρονίων, και επομένως διαφορετικά ηλεκτρικά φορτία, ονομάζονται "ιόντα" ενός στοιχείου.

Ατομικός αριθμός και ο περιοδικός πίνακας

Εφόσον γνωρίζουμε ότι τα άτομα μπορεί να διαφέρουν όχι μόνο ως προς τον αριθμό των πρωτονίων, αλλά και ως προς τον αριθμό των νετρονίων και των ηλεκτρονίων, γιατί μας ενδιαφέρουν τόσο πολύ τα πρωτόνια; Εξάλλου, οι χημικοί οργανώνουν στοιχεία με ατομικό αριθμό στον περιοδικό πίνακα, κάτι που υποδηλώνει κάποια εγγενή σημασία που συνδέεται με τον αριθμό πρωτονίων ενός ατόμου. Η απάντηση βρίσκεται στη χημεία των διαφορετικών στοιχείων.

Στην πραγματικότητα, οι χημικοί δεν χρησιμοποιούσαν πάντα ατομικούς αριθμούς για να κατηγοριοποιήσουν τα στοιχεία. Ο Ντμίτρι Μεντελέεφ, ο αρχιτέκτονας του σύγχρονου περιοδικού πίνακα, τακτοποίησε τον πρώτο του πίνακα το 1869 σύμφωνα με την ατομική μάζα. Επειδή η ατομική μάζα ουσιαστικά ισούται με το άθροισμα των πρωτονίων και των νετρονίων, συσχετίζεται ισχυρά με τον ατομικό αριθμό. Πράγματι, ο πρώτος περιοδικός πίνακας του Mendeleev τακτοποιεί στοιχεία με παρόμοια σειρά με τον σύγχρονο πίνακα.

Τι δεν χρησιμοποιείται το ατομικό βάρος;

Ωστόσο, ορισμένες γρήγορες παρατηρήσεις του πίνακα αποκάλυψαν ότι η ταξινόμηση των στοιχείων κατά ατομική μάζα αποδείχθηκε μη χρήσιμη και παραπλανητική. Πρώτον, ορισμένα στοιχεία δεν έχουν μοναδικές ατομικές μάζες. Κατά τη σύνταξη του πίνακα, οι χημικοί υπολόγισαν ότι οι ατομικές μάζες του νικελίου και του κοβαλτίου ήταν περίπου ίσες μεταξύ τους. Οι μη μοναδικές ατομικές μάζες υποδηλώνουν ότι ήταν αδύνατο να ταξινομηθούν με νόημα στοιχεία με αυτόν τον τρόπο.

Δεύτερον, και πιο ανησυχητικό, η χημική συμπεριφορά των στοιχείων υπονόμευσε τη μαζική παραγγελία. Οι χημικοί κατάλαβαν εκείνη την εποχή ότι ορισμένα στοιχεία με πολύ μακρινές ατομικές μάζες είχαν παρόμοια χημικά χαρακτηριστικά. Το φθόριο, το χλώριο, το βρώμιο και το ιώδιο είχαν το καθένα διατομικές στοιχειακές μορφές, καθώς και ισχυρή τάση να ιονίζονται αποκλειστικά σε φορτίο -1. Το νάτριο, το κάλιο, το ρουβίδιο και το καίσιο είχαν απίστευτα ασταθείς ουδέτερες καταστάσεις και φαινόταν να σχηματίζουν μόνο +1 φορτισμένα ιόντα. Οι χημικοί ομαδοποίησαν επίσης άνθρακα, πυρίτιο και σελήνιο, καθώς και άζωτο, φώσφορο και αρσενικό για την παρόμοια συμπεριφορά τους.

Ήταν η διάταξη αυτής της πρώτης ομάδας, που ονομάζεται «αλογόνα», που σήκωσε τα φρύδια των χημικών. Ο Mendeleev είχε τακτοποιήσει τον πίνακα έτσι ώστε αυτές οι παρόμοιες χημικές ομάδες να μοιράζονται την ίδια σειρά, συμπεριλαμβανομένης μιας σειράς για αυτά τα αλογόνα. Ωστόσο, γνώριζε ότι το τελλούριο είχε παρόμοια χημική συμπεριφορά με την ομάδα των στοιχείων οξυγόνου. Το τελλούριο έχει βαρύτερο ατομικό βάρος από το ιώδιο, γεγονός που ανάγκασε τον Mendeleev να το τοποθετήσει με σύγχυση ένα διάστημα πριν από το ιώδιο για να διατηρήσει τις χημικές ομάδες.

Λίγο μετά τη δημοσίευση του πρώτου πίνακα του Mendeleev, έγινε σαφές ότι ο πίνακας χρειαζόταν αναδιάταξη.

Η δύναμη του ατομικού αριθμού

Για περισσότερο από μισό αιώνα, οι χημικοί ζούσαν σε έναν άβολο χώρο σχετικά με τον περιοδικό πίνακα. Από τη μία πλευρά, κατάλαβαν ότι ο πίνακας του Μεντελέγιεφ του 1869 είχε ελαττώματα που απαιτούσαν ένα νέο μοντέλο. Από την άλλη, δεν υπήρχε καλύτερο μοντέλο και ο πίνακας ατομικής μάζας εξακολουθούσε να διατηρεί τις περισσότερες χημικές ομαδοποιήσεις.

Αυτό άλλαξε το 1911 όταν ο Ernest Rutherford δημοσίευσε τα δεδομένα από το διάσημο πείραμά του σε φύλλο χρυσού. Ο Ράδερφορντ θεώρησε ότι κάθε άτομο είχε έναν πυρήνα φορτισμένων σωματιδίων μέσα σε ένα νέφος από αντίθετα φορτισμένα σωματίδια. Είναι σημαντικό ότι αυτό σήμαινε ότι οι επιστήμονες μπορούσαν θεωρητικά να μετρήσουν αυτό το πυρηνικό φορτίο. Οι χημικοί θεώρησαν περαιτέρω ότι η τιμή φορτίου ενός δεδομένου στοιχείου αντιστοιχεί στον αριθμό των σωματιδίων που ονομάζονται πρωτόνια στον πυρήνα. Τις επόμενες δεκαετίες, κάθε πυρηνικό φορτίο, που ονομάζεται «ατομικός αριθμός», μετρήθηκε, παρέχοντας έναν εναλλακτικό τρόπο ταξινόμησης στοιχείων.

Έτσι, διατυπώθηκε η σύγχρονη μορφή του περιοδικού πίνακα. Σε αντίθεση με τον προηγούμενο πίνακα, η ταξινόμηση κατά ατομικό αριθμό διατηρεί καλύτερα τη διάταξη των χημικών ομάδων.

Επιπλέον, αυτή η σύγχρονη επανάληψη επιτρέπει την εμφάνιση τάσεων σε ολόκληρο τον πίνακα. Αυτές οι τάσεις είναι η ηλεκτραρνητικότητα, η συγγένεια ηλεκτρονίων, η ατομική ακτίνα και η ενέργεια ιονισμού. Κάθε τάση έχει άμεση σχέση με τον αριθμό των πρωτονίων σε κάθε στοιχείο. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα κάθε τάση να αυξάνεται ή να μειώνεται σε ένταση όταν πλησιάζετε είτε στην επάνω δεξιά είτε στην κάτω αριστερή γωνία του πίνακα. Για να δείτε αυτές τις τάσεις, ρίξτε μια ματιά στον διαδραστικό περιοδικό μας πίνακα.