Name: atomic structure: protons, neutrons, and electrons
Uploaded: 2020-09-03T13:38:25.000Z
Duration: 3 min 37 s
Channel: JoVE

K12 Standards

north-carolina-k-12-science-standard-course-of-study

North Carolina K-12 Science Standard Course of Study

9-12

Chemistry

Matter and its Interactions

PS.Chm.1.1

Subatomic Particles

Теория атома Дальтона естественным образом привела к вопросу о том, делимы ли сами атомы. Серия последующих экспериментов продемонстрировала, что атом на самом деле состоит из трех основных частиц, называемых субатомными частицами, электронов, протонов и нейтронов. Электроны были обнаружены Дж.Дж.Томсоном, когда он наблюдал пучок заряженных частиц, движущихся по прямой линии к положительному лектроду в электронно-лучевой трубке, и смог отклонить эти пучки с помощью электрических и магнитных полей.Томсон пришел к выводу, что эти частицы были отрицательно заряженными составляющими атома с низкой массой. Позднее эти частицы получили название электроны. Роберт Милликен определил, что электрон имеет заряд 1, 6 x 10⁻¹⁹ кулонов, где кулон единица заряда в системе СИ.С открытием электронов атомы больше не рассматривались как неделимые, и были предложены модели для описания атомной структуры.Самой успешной была ядерная модель Эрнеста Резерфорда, основанная на его знаменитом эксперименте с золотой фольгой, в котором он направил положительно заряженные альфа-частицы на тонкий лист золотой фольги. Поскольку большая часть альфа-частиц прошла через золотую фольгу без отклонения, он пришел к выводу, что большая часть пространства внутри атома пуста. Некоторые, однако, были рассеяны под большими углами, а небольшое количество отскочило обратно, что подтвердило, что весь положительный заряд и большая часть массы атома находится в крошечной области в центре, называемой ядром.Резерфорд также предположил, что у атома есть достаточно электронов, расположенных в пустом пространстве вокруг ядра, чтобы уравновесить положительный заряд ядра и поддерживать электрическую нейтральность атома. Впоследствии Резерфорд сам открыл протоны положительно заряженные частицы в ядре, а Джеймс Чедвик открыл нейтроны электрически нейтральные частицы в ядре. Заряд и масса два основных свойства субатомных частиц.Заряды протона и электрона равны по величине, но противоположны по знаку. В относительных единицах электрону присвоен заряд 1, а протону 1. У нейтрона нет заряда.Масса протона 1, 673 10⁻²⁷ килограмм, масса электрона 9, 1 10⁻³¹ килограмм, а масса нейтрона 1, 675 10⁻²⁷ килограмм. Более распространенной единицей для выражения этих чрезвычайно малых масс является атомная единица массы, или а.е.м. 1 а.е.м.равна 1, 66 10⁻²⁷ килограмм, или одной двенадцатой массы атома углерода, содержащего шесть протонов и шесть нейтронов. Таким образом, масса протона или нейтрона составляет примерно 1 а.е.м. Электроны имеют почти ничтожную массу 5, 5 10⁻⁴ а.е.м.

Субатомные частицы

Дальтон был лишь отчасти прав в отношении частиц, которые составляют вещество. Все вещества состоят из атомов, а атомы состоят из трех видов меньших субатомных частиц: протонов, нейтронов и электронов. Эти три частицы составляют массу и заряд атома. 
 
 <h4>Открытие электрона </h4>
 
 Первая подсказка о субатомной структуре появилась в конце 19-го века, когда Дж. Дж. Томсон обнаружил электрон с помощью электронно-лучевой трубки. Этот аппарат состоял из герметичной стеклянной трубки, из которой был удален почти весь воздух, и в которой содержались два металлических электрода. При подаче высокого напряжения на электмоль между ними появлялся видимый пучок, называемый катодным лучом. Этот пучок был отклонен в сторону положительного заряда и от отрицательного заряда, и мог быть получен таким же образом и с идентичными свойствами, когда для электродов использовались разные металлы. В подобных экспериментах луч одновременно отклонялся приложенным магнитным полем. Измерения величины отклонения и силы магнитного поля позволилиТомсону рассчитать отношение заряда к массе частиц катода. Результаты этих измерений показали, что эти частицы были намного легче атомов. Основываясь на своих наблюдениях, Томсон предложил следующее: 
 
 <ul>
 <li>Частицы притягиваются положительными (+) зарядами и отталкиваются от отрицательных (−) зарядов, поэтому они должны быть заряжены отрицательно (одинаковые заряды отталкиваются и заряды с разными знаками притягиваются); </li>
 <li>Частицы менее массивны, чем атомы и неразличимы, независимо от исходного материала, поэтому они должны быть фундаментальными субатомными составляющими всех атомов. </li>
 </ul>
 
 Катодная лучевая частица Томсона – это электрон, отрицательно заряженная субатомная частица с массой более чем в 1000 раз меньше, чем атомная. Термин «электрон» был придуман в 1891 году ирландским физиком Джорджем Стоуни из термина “электрический ион.”
 
 В 1909 году Роберт Милликан подсчитал заряд электрона в своих экспериментах “с капелькой масла”. Милликан создал микроскопические капли масла, которые могут быть электрически заряжены трением по мере их формирования или с помощью рентгеновского излучения. Эти капли изначально падали из-за гравитации, но их движение вниз может быть замедлено или даже изменено с помощью электрического поля, которое находится ниже в аппарате. Регулируя напряженность электрического поля и делая тщательные измерения и соответствующие расчеты, Милликан смог определить заряд на отдельных каплях, равный 1.6 × 10−19 C (кулон). Милликан пришел к выводу, что это значение должно, таким образом, быть фундаментальным зарядом одного электрона. Поскольку заряд электрона был известен в настоящее время благодаря исследованию Милликана — и соотношение заряда к массе было уже известно благодаря исследованию Томсона (1.759 × 1011 C/кг) — масса электрона была определена как 9.107 × 10−31 кг.
 
 <img alt=""Eq1"" src=""https://www.jove.com/files/core/CDNSource/lessons/804/804_Equation_1.png"" style=""height: 35px;"" />
 
 <h4>Ядерная модель Резерфорда </h4>
 
 Ученые установили, что атом не является неделимым, как полагал Дальтон, и благодаря работам Томсона, Милликана и других, были известны заряд и масса отрицательных субатомных частиц — электронов. Ученые знали, что суммарный заряд атома нейтрален. Однако положительно заряженная часть атома еще не была хорошо исследована. В 1904 году Томсон предложил модель атомов “сливовый пудинг”, которая описывала положительно заряженную массу с равным количеством отрицательного заряда в виде встроенных в неё электронов, поскольку все атомы электрически нейтральны. В 1903 году Хантаро Нагаока предложил конкурирующую модель, которая постулировала атом, похожий на Сатурн, состоящий из положительно заряженной сферы, окруженной гало электронов.  
 
 Следующий значительный скачок в развитии понимания атома произошёл благодаря Эрнесту Резерфорду. Он выполнил ряд экспериментов с использованием пучка высокоскоростных положительно заряженных альфа-частиц (α частиц), которые были произведены путём радиоактивного распада радия. Резерфорд нацелил луч из α частиц на очень тонкий кусочек золотой фольги и исследовал результирующее рассеяние α частиц с помощью люминесцентного экрана, который ненадолго загорался при ударе α частицы. Он отметил, что большинство частиц проходят через фольгу, не отклоняясь вовсе. Однако некоторые из них были слегка отклонены, и очень небольшое число было отклонено почти прямо назад к источнику. 
 
 Из этого Резерфорд затем сделал следующий вывод: Так как большая часть быстро движущихся αчастиц прошла через атомы золота неотклоняясь, они должны были пересечь по существу пустое пространство внутри атома. Альфа-частицы заряжены положительно, поэтому отклонения возникали, когда они столкнулись с другим положительным зарядом (одинаковые по знаку заряды отталкивают друг друга). Так как заряды отталкивают друг друга, несколько положительно заряженных α частиц, которые резко изменили путь, должны были удариться или близко подойти к другому телу, которое также имело высококонцентрированный положительный заряд. Так как произошло очень маленькое число отклонений, этот заряд занимал лишь небольшую часть пространства в золотой фольге. 
 
 Проанализировав серию экспериментов, Резерфорд сделал два важных вывода: 
 
 <ol>
 <li>Объем, занимаемый атомом, должен состоять из большого количества пустого пространства. </li>
 <li>Небольшое, относительно тяжелое, положительно заряженное тело, ядро, должно находиться в центре каждого атома. </li>
 </ol>
 
 Этот анализ заставил Резерфорда предложить модель, в которой атом состоит из очень небольшого, положительно заряженного ядра, в котором сконцентрирована большая часть массы атома, окруженная отрицательно заряженными электронами, чтобы атом был электрически нейтральным. После многих других экспериментов, Резерфорд также обнаружил, что ядра других элементов содержат водородное ядро как “строительный блок,” и он назвал эту более фундаментальную частицу протон, положительно заряженная субатомная частица, найденная в ядре. 
 
 <h4>Структура атома </h4>
 
 Протоны находятся в ядре атома и имеют положительный заряд. Количество протонов равно атомному номеру в периодической таблице и определяет идентичность элемента. Нейтроны также обнаружены в ядре. У них нет заряда, но они имеют ту же массу, что и протоны, и, таким образом, вносят вклад в атомную массу атома. Электроны движутся вокруг ядра в облаках. У них отрицательный заряд, а масса пренебрежимо мала, поэтому они вносят свой вклад в общий заряд атома, но не в его массу. 
 
 <h4>Нейтроны </h4>
 
 Известно, что ядро содержит почти всю массу атома, при этом количество протонов обеспечивает лишь половину или меньше этой массы. Были внесены различные предложения по разъяснении того, что составляет оставшуюся массу, включая наличие нейтральных частиц в ядре. Лишь в 1932 году Джеймс Чедвик обнаружил доказательства существования нейтронов, незаряженных субатомных частиц с массой примерно такой же, как у протонов.
 
 Существование нейтрона также объясняло изотопы: Они различаются по массе, потому что у них разное количество нейтронов, но они химически идентичны, потому что у них одинаковое количество протонов. 
 
 <h4>Единица атомной массы (amu) и основная единица заряда (e) </h4>
 
 Ядро содержит большую часть массы атома, потому что протоны и нейтроны тяжелее электронов, в то время как электроны занимают почти весь объем атома. Диаметр атома порядка 10−10 м, в то время как диаметр ядра составляет примерно 10−15 м — примерно в 100,000 раз меньше. Атомы — и протоны, нейтроны и электроны, которые их составляют — очень малы. Например, атом углерода весит менее 2 × 10−23 г, а электрон имеет заряд менее 2 × 10−19 C. при описании свойств таких мелких объектов, как атомы, используются соответственно небольшие единицы измерения, такие как атомная единица массы (amu) и основная единица заряда (е). аму определяется по наиболее обильным изотопам углерода, атомам которых присваиваются массы ровно 12 amu. Таким образом, одна amu составляет ровно 1/12 массы одного атома углерода-12: 1 amu = 1.6605 × 10−24 г. Дальтон (Da) и унифицированная единица атомной массы (u) являются альтернативными единицами, эквивалентными amu. 
 
 Основная единица заряда (также называемая элементарным зарядом) равна величине заряда электрона с e =1.602 × 10−19 C. Протон имеет массу 1.0073 amu и заряд 1+. Нейтрон представляет собой немного более тяжелую частицу с массой 1.0087 amu и нулевым зарядом; как следует из его названия, он нейтрален. Электрон имеет заряд 1− и является гораздо более легкой частицей с массой около 0.00055 amu. Для справки, потребуется около 1800 электронов, чтобы уравновесить массу одного протона. Свойства этих фундаментальных частиц обобщены в следующей таблице.  
 
 <table style="margin-left: auto; margin-right: auto;">
 <tbody style="border: 1px solid black;">
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Субатомная частица</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Заряд (C)</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Единичный заряд</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Масса (г)</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Масса (amu)</td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Электрон</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">−1.602 × 10−19</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1−</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">0.00091 × 10−24</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">0.00055</td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Протон</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.602 × 10−19</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1+</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.67262 × 10−24</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.00727</td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Нейтрон</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">0</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">0</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.67493 × 10−24</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.00866</td>
 </tr>
 </tbody>
 </table>
 
 
 Этот текст адаптирован из <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/2-2-evolution-of-atomic-theory">Openstax, Химия 2e, раздел 2.2: Эволюция теории атомов и раздел 2.3: Структура атомов и символизм</a>.

Дальтон был прав лишь отчасти, говоря о частицах, из которых состоит материя. Вся материя состоит из атомов, а атомы состоят из трех меньших...

Education

JoVE Core

Химия

Один

Atoms and Elements

Атомы и элементы

KEY TERMS AND CONCEPTS

ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ПОНЯТИЯ

atomic structure: protons, neutrons, and electrons

Atomic structure is built from three subatomic particles: protons, neutrons, and electrons. Atoms make up all matter, and these particles explain an atom’s mass and charge.

The electron was first identified at the end of the 19th century by J.J. Thomson. He used a cathode ray tube, a sealed glass tube with almost all the air removed and two metal electrodes. When high voltage was applied, a visible beam called a cathode ray formed. The beam bent toward positive charge and away from negative charge. It also behaved the same way no matter which metal was used. In related experiments, a magnetic field also deflected the ray. Thomson used these results to calculate a charge-to-mass ratio and showed that the particles were much lighter than atoms. He concluded that the particles were negatively charged, smaller than atoms, and present in all atoms. That particle is now called the electron.

Robert A. Millikan later measured the charge of the electron with his oil drop experiments in 1909. He made tiny oil droplets that could gain charge from friction or X-rays. Gravity pulled the droplets downward, but an electric field could slow them or reverse their motion. From careful measurements, Millikan found a charge of 1.6 × 10−19 C for a single drop. He concluded that this was the charge of one electron. With Thomson’s charge-to-mass ratio and Millikan’s charge value, the mass of the electron was calculated to be 9.107 × 10−31 kg.

These discoveries showed that Dalton’s atom was not indivisible. Scientists also explored how positive charge is arranged in the atom. Thomson proposed the plum pudding model in 1904, where electrons were embedded in a positively charged mass. In 1903, Hantaro Nagaoka suggested a Saturn-like atom with electrons around a positive sphere. Ernest Rutherford later tested the atom with alpha particle scattering. He aimed fast, positively charged alpha particles at thin gold foil and observed them with a glowing screen. Most particles passed through without deflection. Some were turned slightly, and a very small number bounced almost straight back. Rutherford concluded that atoms contain a lot of empty space and that a small, heavy, positively charged nucleus sits at the center.

Rutherford’s model placed most of an atom’s mass in the nucleus and the electrons around it so the atom stayed neutral. He also found that nuclei of other elements contain the hydrogen nucleus as a building block and named that particle the proton. Protons have a positive charge and are found in the nucleus. The number of protons equals the atomic number on the periodic table and identifies the element. Neutrons are also in the nucleus. They have no charge but have about the same mass as protons, so they add to atomic mass. Electrons move in clouds around the nucleus. They have a negative charge and very little mass, so they affect charge more than mass.

James Chadwick provided evidence for neutrons in 1932. Neutrons are uncharged subatomic particles with a mass similar to protons. Their discovery helped explain isotopes. Isotopes have different masses because they have different numbers of neutrons, but they are chemically identical because they have the same number of protons.

Atoms are extremely small, so chemists use smaller units such as the atomic mass unit, or amu, and the fundamental unit of charge, e. The nucleus is about 100,000 times smaller in diameter than the atom, but it contains most of the mass because protons and neutrons are much heavier than electrons. One amu is defined as 1/12 of the mass of a carbon-12 atom, and 1 amu equals 1.6605 × 10−24 g. The fundamental charge equals the charge of an electron, 1.602 × 10−19 C. A proton has a mass of 1.0073 amu and a charge of 1+. A neutron has a mass of 1.0087 amu and a charge of 0. An electron has a mass of about 0.00055 amu and a charge of 1−. About 1800 electrons have the mass of one proton.

Atomic Structure: Protons, Neutrons, and Electrons

atomic-structure-protons-neutrons-electrons

the atomic theory of matter

Dalton’s Laws and Early Atomic Ideas

Dalton’s atomic theory explains matter with atoms, elements, and compounds. It also shows how chemical changes follow simple laws. This idea gave chemistry a microscopic model for what can be seen in the lab. The earliest recorded ideas about matter came from ancient Greek philosophers. Leucippus and Democritus said all matter was made of tiny, finite particles called atomos, meaning “indivisible.” Aristotle and others later argued that matter was made from four elements: fire, earth, air, and...

subatomic particles

Atomic structure is built from three subatomic particles: protons, neutrons, and electrons. Atoms make up all matter, and these particles explain an atom’s mass and charge. The electron was first identified at the end of the 19th century by J.J. Thomson. He used a cathode ray tube, a sealed glass tube with almost all the air removed and two metal electrodes. When high voltage was applied, a visible beam called a cathode ray formed. The beam bent toward positive charge and away from negative...

elements: chemical symbols and isotopes

Reading Element Symbols and Isotope Notation

Chemical symbols and isotope notation help identify elements and their atoms. A chemical symbol is an abbreviation for an element or a single atom of that element. Mercury, for example, is written as Hg. The same symbol can point to one atom in the microscopic domain or to many atoms of the element in a container or sample. Many symbols come from the element’s common English name. Others come from Latin, Greek, or German names. Aluminum uses Al, while iron uses Fe from the Latin word Ferrum.

ions and ionic charges

Predicting Ion Charges on the Periodic Table

Ion charges can often be predicted from an element’s position on the periodic table. In chemical reactions, the nucleus stays unchanged, but electrons may be transferred, lost, or shared. When atoms gain or lose electrons during compound formation, they become ions, which are electrically charged particles. A positive ion is called a cation. A cation has more protons than electrons because it lost electrons. A negative ion is called an anion. An anion has more electrons than protons because it...

the periodic table

Periodic Table Patterns and Element Groups

The periodic table organizes elements by repeating patterns in their properties. Chemists first noticed that some elements behaved alike, so they grouped them by chemical behavior. Lithium, sodium, and potassium are one example. They are shiny and conduct heat and electricity well. Calcium, strontium, and barium form another group with similar physical and chemical properties. Yet these two groups are not the same. The lithium group is much more reactive, and its elements form oxygen compounds...

atomic mass

Average Atomic Mass and Isotopes

Average atomic mass explains why many elements on the periodic table have decimal values. Atoms are extremely small, so scientists use the atomic mass unit, or amu, to measure them. A carbon atom weighs less than 2 × 10−23 g, and the amu is defined from carbon-12. One amu is exactly 1/12 the mass of one carbon-12 atom, which is 1.6605 × 10−24 g. The dalton (Da) and the unified atomic mass unit (u) mean the same thing as the amu. For a single atom, atomic mass is usually close to its mass...

molar mass

Mole, Mass, and Avogadro’s Number

The mole links mass and the number of particles in a substance. It gives chemists a standard way to count atoms and molecules in samples that are far too small to see. It also helps show why substances with the same kinds of atoms can still have very different properties, like water, H2O, and hydrogen peroxide, H2O2. The mole is an amount unit, like a pair or a dozen. One mole contains 6.02214076 × 10^23 discrete entities, such as atoms or molecules. This number is usually rounded to 6.022 ×...

key terms and concepts

Learn how Thomson, Millikan, Rutherford, and Chadwick revealed atomic structure, and how protons, neutrons, and electrons determine charge and mass.

Atomic Structure: Protons, Neutrons, and Electrons | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemistry brings general chemistry concepts to life using concise and easy-to-understand animated video lessons. Plus, in the scientist-in-action videos, we demonstrate classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Physical Science

PS.PSc.1.4

PS.PSc.1.5

Pennsylvania State Academic Standards

Structure and Properties of Matter

3.2.9-12.A

Louisiana Student Standards for Science

High School

Matter And Its Interactions

HS-PS1-1

motion-and-stability-forces-and-interactions

Motion And Stability: Forces And Interactions

HS-PS2-6

ohios-learning-standards-and-model-curriculum

Ohio’s Learning Standards and Model Curriculum

Study Of Matter

Atoms

Structure And Properties Of Matter

Atomic structure

Physical Geology

Minerals

Atoms and elements

Tennessee Academic Standards

Matter and Its Interactions

CHEM1.PS1.11

Virginia  Standards of Learning

HIgh School

CH.2

CH.2.a

PS.2

PS.2.a

Arizona Science Standards

HS.P1

HS.P1U1.1

HS+C.P1

HS+C.P1U1.1

Texas Essential Knowledge and Skills

CHEM.6

CHEM.6.D

Alabama Course of Study Science

9-12.C.1.1.a

9-12.PS.3.4.a

9-12.PS.3.4.d

Earth and Space Science

Earth's Place in the Universe

9-12.ESS.1.1.c

Next Generation Science Standards

Motion and Stability: Forces and Interactions

Florida Department of Education

SC.912.P.8

SC.912.P.8.3

SC.912.P.8.4

Chemistry and Physics

IPC.7

IPC.7.A

south-carolina-college-and-career-ready-science-standards

South Carolina College and Career Ready Science Standards

C-PS1-1

Georgia Standards of Excellence

SPS1.

Atomic Structure of atoms

SC1.

Proton as the Element Identifier

Scientific Laws and Theories

Scientific Laws

In science, a law is defined as a concise, verbal or mathematical, statement that summarizes a vast number of experimental observations. ...

The Scientific Method

Chemistry is an empirical science. Scientists often pose questions to understand the chemistry in everyday life and seek answers to these questions. To ...

Classifying Matter by State

Chemistry is the study of matter and the changes it undergoes. Matter is anything that has mass and occupies space. Matter is all around us; the air, ...

Classifying Matter by Composition

Matter: Pure Substances and Mixtures
According to its composition, the matter can be classified into two broad categories &mdash; pure substances and ...

The Atomic Theory of Matter

The earliest recorded discussion of the basic structure of matter comes from ancient Greek philosophers. Leucippus and Democritus argued that all matter ...

Dalton was only partially correct about the particles that make up matter. All matter is composed of atoms, and atoms are composed of three smaller ...

Elements: Chemical Symbols and Isotopes

A chemical symbol is an abbreviation used to indicate an element or an atom of an element. For example, the symbol for mercury is Hg. The same symbol is ...

Use models to explain how the scientific understanding of atomic structure has evolved.

Radioactivity and Nuclear Equations

Nuclear chemistry is the study of reactions that involve changes in nuclear structure. The nucleus of an atom is composed of protons and, except for ...

Types of Radioactivity

The most common types of radioactivity are &#945; decay, &#946; decay, &#947; decay, neutron emission, and electron capture.
Alpha (&#945;) decay is the ...

Nuclear Stability

Protons and neutrons, collectively called nucleons, are packed together tightly in a nucleus. With a radius of about 10&#8722;15 meters, a nucleus is ...

Nuclear Binding Energy

The difference between the calculated and experimentally measured masses is known as the mass defect of the atom. In the case of helium-4, the mass defect ...

Radioactive Decay and Radiometric Dating

Radioactivity is a spontaneous disintegration of an unstable nuclide and is a random process, as all the nuclei in the sample do not decay simultaneously. ...

Nuclear Fission

Many heavier elements with smaller binding energies per nucleon can decompose into more stable elements that have intermediate mass numbers and larger ...

Nuclear Power

Controlled nuclear fission reactions are used to generate electricity. Any nuclear reactor that produces power via the fission of uranium or plutonium by ...

Nuclear Fusion

The process of converting very light nuclei into heavier nuclei is also accompanied by the conversion of mass into large amounts of energy, a process ...

Nuclear Transmutation

Nuclear transmutation is the conversion of one nuclide into another. It can occur by the radioactive decay of a nucleus, or the reaction of a nucleus with ...

Use models to compare nuclear reactions including alpha decay, beta decay and gamma decay; nuclear fusion and nuclear fission.

PS.Chm.1.2

Atomic Orbitals

An atomic orbital represents the three-dimensional regions in an atom where an electron has the highest probability to reside. The radial distribution ...

The Pauli Exclusion Principle

The arrangement of electrons in the orbitals of an atom is called its electron configuration. We describe an electron configuration with a symbol that ...

The Energies of Atomic Orbitals

In an atom, the negatively charged electrons are attracted to the positively charged nucleus. In a multielectron atom, electron-electron repulsions are ...

The Aufbau Principle and Hund's Rule

To determine the electron configuration for any particular atom, we can build the structures in the order of atomic numbers. Beginning with hydrogen, and ...

electron-configuration-of-multielectron-atoms

Electron Configuration of Multielectron Atoms

The alkali metal sodium (atomic number 11) has one more electron than the neon atom. This electron must go into the lowest-energy subshell available, the ...

Use models to explain how electrons are distributed in atoms.

PS.Chm.1.3

Periodic Classification of the Elements

The periodic table arranges atoms based on increasing atomic number so that elements with the same chemical properties recur periodically. When their ...

The Periodic Table

As early chemists discovered more elements, they realized that various elements could be grouped by their similar chemical behaviors. One such grouping ...

Atomic Mass

Atoms &mdash; and the protons, neutrons, and electrons that compose them &mdash; are extremely small. For example, a carbon atom weighs less than 2 ...

Molar Mass

The identity of a substance is defined not only by the types of atoms or ions it contains but by the quantity of each type of atom or ion. For example, ...

Use the Periodic Table as a model to predict the relative properties of elements based on the pattern of valence electrons in the outermost energy levels of atoms.

PS.Chm.2.1

atomic-radii-and-effective-nuclear-charge

Atomic Radii and Effective Nuclear Charge

The elements in groups of the periodic table exhibit similar chemical behavior. This similarity occurs because the members of a group have the same number ...

Ionic Radii

Ionic radius is the measure used to describe the size of an ion. A cation always has fewer electrons and the same number of protons as the parent atom; it ...

Ionization Energy

The amount of energy required to remove the most loosely bound electron from a gaseous atom in its ground state is called its first ionization energy ...

Electron Affinity

The electron affinity (EA) is the energy change for adding an electron to a gaseous atom to form an anion (negative ion).



This process can be either ...

Construct an explanation to infer the atomic size, reactivity, electronegativity, and ionization energy of an element based on its position in the Periodic Table.

PS.Chm.2.2

Types of Chemical Bonds

Chemical bonding theories were pioneered by American chemist Gilbert&#xA0;N. Lewis. He developed a model called the Lewis model to explain the type and ...

Lewis Symbols and the Octet Rule

Chemical bonds are complex interactions between two or more atoms or ions, which reduce the potential energy of the molecule. Gilbert N. Lewis developed a ...

Ionic Bonding and Electron Transfer

Ions are atoms or molecules bearing an electrical charge. A cation (a positive ion) forms when a neutral atom loses one or more electrons from its valence ...

The Born-Haber Cycle

Lattice Energy&#xA0;

An ionic compound is stable because of the electrostatic attraction between its positive and negative ions. The lattice energy of a ...

trends-in-lattice-energy-ion-size-and-charge

Trends in Lattice Energy: Ion Size and Charge

An ionic compound is stable because of the electrostatic attraction between its positive and negative ions. The lattice energy of a compound is a measure ...

Covalent Bonding and Lewis Structures

Compared to ionic bonds, which results from the transfer of electrons between metallic and nonmetallic atoms, covalent bonds result from the mutual ...

Electronegativity

Whether a bond is nonpolar or polar covalent is determined by a property of the bonding atoms called electronegativity.&#xA0;

Electronegativity values of ...

bond-polarity-dipole-moment-and-percent-ionic-character

Bond Polarity, Dipole Moment, and Percent Ionic Character

Bond Polarity

The absolute value of the difference in electronegativity (&Delta;EN) of two bonded atoms provides a rough measure of the polarity to be ...

lewis-structures-of-molecular-compounds-and-polyatomic-ions

Lewis Structures of Molecular Compounds and Polyatomic Ions

To draw Lewis structures for complicated molecules and molecular ions, it is helpful to follow a step-by-step procedure as outlined:


	Determine the ...

Analyze and interpret data to explain the mechanisms and properties of the two main types of intramolecular (ionic and covalent) bonds.

PS.Chm.3.1

Analyze the structure of atoms and isotopes.

Atomic Structure: Protons, Neutrons, and Electrons

Description

Transcript

Tags

More videos by Standards