Ядро всех атомов (за исключением водорода) состоит из положительно заряженных протонов и не несущих электрического заряда нейтронов.

Масса протона составляет 1,67х10-24 г, а электрона - всего 9,1х10-28 г, т.е. разница составляет 4 порядка, Размеры: протона и нейтрона - порядка 10-16 см, а электрона - порядка 10-13 см, т.е. соотношение как раз обратное.

При этом размер атомов имеет порядок 10-8 см, т.е. 100 000 раз больше размера электрона и в 100 000 000 раз больше размеров протона, соответственно, атом обладает весьма «ажурной» структурой.

Различие в массе между протонами и нейтронами - всего в 1,0014 раза, что практически несущественно и этой разницей можно пренебречь. Поэтому во всех расчетах массы протона и нейтрона принимаются за 1, а масса электрона - за 0 (т.к. при различии на 4 порядка даже суммарная масса сотни электронов будет столь мала, что ей можно пренебречь, а атомов, в которых число электронов хотя бы приближалось к 1000 в природе не известно, да и теоретически возможность их существования весьма сомнительна).

В целом атом электрически нейтрален. Число положительных зарядов (протонов) уравновешивается числом отрицательных зарядов (электронов).

Если атом теряет или приобретает некоторое число электронов, он переходит в заряженное (ионизированное) состояние.

Химическая индивидуальность атома определяется числом его протонов, т.е. зарядом ядра.

Разновидности одного и того же химического элемента по числу нейтронов (с разными атомными массами) называются изотопами.

Максимально возможное количество электронов на каждом уровне: 2n2 (число Паули), где n - номер оболочки.

Т.о., на 1 уровне могут размещаться 2 электрона, на 2 уровне - 8 электронов, на 3 - 18, на 4 - 32 электрона и т.д.

Внутри каждого из уровней выделяются подуровни, образуемые различными типами электронов (различаются по морфологии орбит и различной энергией):

S - одна сферическая орбита в пределах каждого уровня; на ней может быть расположено не более 2 электронов с противоположными спинами (движущимися в противоположных направлениях;

p - три «гантелеобразных» орбиты, ориентированные взаимно перпендикулярно; тоже до двух электронов на каждой, всего не более 6;

d и f - более удалённые от ядра, морфологически более сложные; вместимость подуровня d - не более 10, f - не более 14 электронов.

Легко запомнить, что количество орбит различных типов соответствует натуральному ряду чисел: 1, 3, 5, 7 …

Число же электронов на каждой орбите можно определить умножением этого ряда на два (2, 6, 10, 14), так как на каждой из орбит могут одновременно находиться два электрона с противоположными спинами.

Отсюда - заполняемость оболочек:

Максимальной энергетической устойчивостью обладают внешние электронные оболочки с числом электронов 2 и 8.

Ионизация - результат способности атома элемента принять или отдать определённое число электронов для достижения максимальной энергетической устойчивости внешней оболочки. Существуют положительные (катионы) и отрицательные (анионы) ионы. С зарядом ионов связано свойство валентности.

Д.И. Менделеев открыл периодичность изменения химических свойств элементов в зависимости от их атомного веса (точнее, порядкового номера). При составлении Периодической таблицы выяснилось, что периодичность имеет более сложный характер, чем можно было бы предположить. Причина в том, что при увеличении порядкового номера элемента порядок заполняемости уровней и подуровней электронами не является линейно последовательным. элемент атом орбита электрон

Чтобы разобраться как происходит заполнение электронных оболочек, удобно использовать формулы строения электронных оболочек химических элементов.

Формула для водорода - 1 s1, т.е всего один электрон типа s на первом энергетическом уровне.

Формула для элемента, завершающего первый ряд в системе Менделеева, будет иметь вид:

2s1 - отвечает гелию.

II период:

Формула для конца второго ряда:

2s1, 2s2 6p2 - неон.

В его начале - элементы, отдающие электроны и образующие катионы (металлы). В конце - неметаллы. Эти элементы (азот, кислород, фтор) присоединяют электроны до заполнения внешнего уровня, образуя анионы. Между ними - углерод, способный как отдавать, так и принимать электроны (образует как кислородные соединения, так и с водородом, металлами).

III период:

Третий ряд также завершается благородным газом:

2s1, 2s2 6p2, 2s3 6p3 - аргон.

Здесь в третьем уровне остаётся незаполненным подуровень d, который может вместить 10 электронов. Но, так как на внешней оболочке расположено 8 электронов, т.е. устойчивое число (не по свойствам самого числа, в пифагорейском смысле, а в смысле наибольшей энергетической устойчивости такого количества электронов), то это - завершённый период.

IV период:

И, хотя остаётся незаполненным подуровень d третьего уровня, далее начинается заполнение четвёртого уровня. И следующим вновь оказывается очередной щелочной элемент - калий (2s1, 2s2 6p2, 2s3 6p3, 1s4)

Но с третьего элемента этого периода - скандия - начинается заполнение того самого подуровня d, который остался пропущен. И потому далее два валентных электрона остаются на внешнем (четвёртом) уровне, а остальные продолжают заполнять третий (добавляется по одному, вплоть до никеля):

2s1, 2s2 6p2, 2s3 6p3 8d3, 2s4

Отсюда вытекают два следствия:

Большую часть следующего периода составляют элементы, образующие катионы, т.е. имеющие свойства металлов (потому что из-за малого числа электронов на внешней оболочке их потеря энергетически выгоднее, чем присоединение).

Широко распространена переменная валентность, так как, помимо потери двух электронов с внешнего уровня возможна и потеря части электронов, обычно одного, с подуровня d) .

У меди, по сравнению с никелем, добавляется 1 электрон, но на заполнение подуровня d третьей оболочки переходят сразу 2 электрона, и она, таким образом, заполняется окончательно. А на внешней оболочке остаётся один электрон, и медь снова может быть одновалентна.

2s1, 2s2 6p2, 2s3 6p3 10d3, 1s4

При этом 18-электронная внешняя оболочка значительно менее энергетически выгодна, чем 8-электронная. Потому менее выгодно и отдавать этот единственный электрон с внешней оболочки. В результате, медь и её аналоги (серебро, золото) могут в природе существовать в самородном состоянии, не вступая в соединения с другими элементами. Причём химическая инертность среди них нарастает от меди к золоту.

А завершается этот период элементом с электронной формулой:

2s1, 2s2 6p2, 2s3 6p3 10d3, 2s4 8p4.

Это опять инертный газ - криптон.

Далее опять начинается с добавления одного, потом двух электронов на очередной (уже пятый) уровень (рубидий, стронций). А потом - заполнение d-подуровня предыдущего уровня. Всё аналогично IV периоду. В конце - очередной инертный газ (ксенон).

2s1, 2s2 6p2, 2s3 6p3 10d3, 2s4 8p4 10d4 2s5 8p5.

VI период:

Начинается аналогично предыдущим периодам - щелочным и щелочноземельным элементами (цезий, барий). С третьего элемента - лантана - опять появляется первый электрон на подуровне d предыдущего уровня. Но ведь до сих пор внутри четвертого (уже позапредыдущего!) уровня остался не заполнен появляющийся здесь подуровень f. И после лантана начинается заполнение этого подуровня. Новые добавочные электроны оказываются глубоко внутри, далеко от внешнего уровня. Они практически не влияют на валентные свойства атомов, и вся большая группа следующих элементов занимает в таблице Менделеева одну клеточку с лантаном. Потом уже продолжается заполнение подуровня 5d, и так далее.

VII период:

В начале повторяет VI период. Можно предполагать, что в его рамках должно происходить заполнение ещё большего числа подуровней, и он должен оказаться ещё длиннее. Но, так как он не завершён из-за неустойчивости сверхтяжёлых элементов, это остаётся лишь предположением.

С ростом атомного номера элемента закономерно изменяются не только химические свойства элементов, но и их размеры - атомные и ионные радиусы.

Это особенно важно для геохимии, так как помимо валентных свойств химических элементов, процессы их миграции в существенной мере зависят от их размеров. В наибольшей мере, эти параметры влияют на явления изоморфизма - взаимозамещения атомов в химических соединениях (это явление Вам известно из курса общей геологии, а далее мы рассмотрим его несколько подробнее).

Определение размеров атомов и ионов стало возможным благодаря появлению метода изучения кристаллических решеток и их параметров рентгеноструктурным методом (изучение структуры кристаллической решетки по характеру дифракции проходящих через неё рентгеновских лучей).

Закономерности:

Величины ионных радиусов колеблются от 0,46 ангстрем у водорода до 2,62 - у цезия.

Значения ионных радиусов у элементарных анионов всегда превышают атомные, а у катионов являются меньшими.

Величины атомных и ионных радиусов изменяются с периодичностью, соответствующей положению элементов в периодической системе Менделеева.

Максимальные значения атомных радиусов характерны для элементов, с которых начинается заполнение очередного энергетического уровня электронных оболочек, т.е. начинающих периоды (щелочных элементов). Исключение - самый первый из них (литий), атомный радиус которого меньше, чем у гелия.

В пределах каждого периода вначале наблюдается постепенное уменьшение атомных радиусов, затем сменяющееся их возрастанием.

В пределах групп периодической системы наблюдается возрастание величин атомных радиусов от легких элементов к более тяжелым. Закономерность не распространяется на элементы тяжелее лантана из-за так называемого лантаноидного сжатия (обусловленной возрастанием силы внутриатомных связей в результате заполнения внутренних электронных оболочек).

Обобщая все данные о распространённости химических элементов и их поведении в геохимических процессах, В.М. Гольдшмидт сформулировал основной закон геохимии:

Одним из основных законов геохимии является закон Ферсмана-Гольдшмидта, который можно сформулировать следующим образом: Геохимия элемента в земной коре определяется как химическими свойствами, так и величиной кларка.

Классификация Вернадского.

Подразделение химических элементов по характеру их поведения в процессах миграции.

Благородные газы - He, Ne, Ar, Kr, Xe. Соединения с другими атомами образуют исключительно редко, поэтому в природных химических процессах значительного участия не принимают.

Благородные металлы - Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Au. Соединения редки. Преимущественно присутствуют в форме сплавов, и образуются в основном в глубинных процессах (магматических, гидротермальных).

Циклические элементы - H, B, C, N, O, F, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, K, Ca, Ti, V, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, As, Se, Sr, Mo, Ag, Cd, Ba, (Be, Cr, Ge, Zr, Sn, Sb, Te, Hf, W, Re, Hg, Tl, Pb, Bi). Наиболее многочисленная группа и преобладающая по массе. Для каждого элемента характерен определённый круг химических соединений, возникающих и распадающихся в ходе природных процессов. Таким образом, каждый элемент проходит цепочку превращений, в конечном счёте возвращаясь к исходной форме нахождения - и далее. Циклы не являются полностью обратимыми, так как часть элементов постоянно выходит из круговорота (и часть так же снова в него вовлекается).

Рассеянные элементы - Li, Sc, Ga, Br, Rb, Y, Nb, In, J, Cs, Ta. Безусловно, господствуют рассеянные атомы, не образующие химических соединений. Незначительная доля может участвовать в образовании самостоятельных минеральных соединений (большинство - в глубинных процессах, а J и Br - в гипергенных).

Редкоземельные элементы - La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tu, Yb, Lu. Тяготеют к рассеянным. Основная черта - совместная миграция.

Радиоактивные элементы - Po, Rn, Ra, Ac, Th, Pa, U. Основная специфика в том, что в геохимическом процессе происходит постоянное превращение одних элементов в другие, что делает процессы их химической миграции наиболее сложными.

Элементы условности данной классификации:

наличие химических элементов, занимающих промежуточное положение между группами, т.е. способных вести себя в миграционных процессах двояко; в этих случаях для отнесения такого элемента к одной из двух возможных групп «решающим аргументом будет история главной по весу части атомов или наиболее яркие черты их геохимической истории» (наличие доли субъективизма в таком критерии очевидно).

выделение в особую группу радиоактивных элементов не учитывает разной устойчивости изотопов; у ряда элементов существенной является доля как стабильных, так и нестабильных изотопов, и, естественно, геохимическая история соответствующих долей общего числа атомов данного элемента будет различной (K, Rb, Sm, Re и др.). Сейчас, в связи с процессами радиогенного загрязнения, необходимо учитывать и миграцию искусственных радиоактивных изотопов.

Классификация Гольдшмидта.

Наиболее широко применяемая классификация. Элементы сгруппированы на основе их способности формировать естественные ассоциации в природных процессах. Это определяется рядом факторов:

Строение электронных оболочек, обуславливающее химические свойства элементов.

Положение элементов на кривой атомных объёмов.

Химическое «сродство» к тем или иным конкретным элементам, т.е. преимущественная склонность именно с этими определёнными элементами образовывать соединения (может измеряться значениями энергии образования определённых типов их соединений, например, оксидных).

Элементы подразделены на 5 групп:

Литофильные - Li, Be, B, O, F, Na, Mg, Al, Si, P, Cl, K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Br, Rb, Sr, Y, Zr, Nb, I, Cs, Ba, TR, Hf, Ta, W, At, Fr, Ra, Ac, Th, Pa, U. Включены кислород и галогены, а также ассоциирующие с ними элементы, то есть преимущественно образующие кислородные и галоидные соединения. Последние - это те, которые расположены на пиках и нисходящих участках кривых атомных объёмов, а также имеют максимальные величины энергии образования оксидных соединений.

Халькофильные (или тиофильные, «любящие» серу) - S, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, Au, Hg, Tl, Pb, Bi, Po). Те, которые ассоциируют преимущественно с медью и серой. Это - сера и её аналоги (селен, теллур), а также элементы, преимущественно склонные образовывать не оксидные, а сульфидные соединения. Для последних характерны 18-электронные внешние оболочки катионов, расположение на восходящих участках кривых атомных объёмов. Величины энергии образования кислородных соединений низкие. Некоторые способны существовать в самородном виде.

Сидерофильные - Fe, Co, Ni, Mo, Ru, Rh, Pd, Re, Os, Ir, Pt. Ассоциируют с железом. Все принадлежат к элементам с достраивающимися d-оболочками. Занимают промежуточное положение между лито- и халькофильными: минимумы на кривой атомных объёмов, промежуточные значения энергии образования кислородных соединений. В равной мере распространены и в оксидных, и в сульфидных ассоциациях.

Атмофильные - все инертные газы, N, H. Все являются газами, свойственно по преимуществу атомарное или молекулярное (вне соединений) состояние (видимость того, что Н представляет исключение, связана с тем, что атомарный водород теряется, рассеиваясь в космическом пространстве).

Неправомерным является дополнение этой классификации группой биофильных элементов.

Энергетическое состояние и расположение электронов в оболочках или слоях атомов определяют четырьмя числами, которые называются квантовыми и обычно обозначаются символами n, l, s и j; квантовые числа имеют, прерывный, или дискретный, характер, т. е. могут получать только отдельные, дискретные, значения, целые или полуцелые.

По отношению к квантовым числам п, l, s и j необходимо еще иметь в виду следующее:

1. Квантовое число n называется главным; оно общее для всех электронов, входящих в состав одной и той же электронной оболочки; иначе говоря, каждой из электронных оболочек атома отвечает определенное значение главного квантового числа, а именно: для электронных оболочек К, L, М, N, О, Р и Q главные квантовые числа равны соответственно 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. В случае одноэлектроиного атома (атом водорода) главное квантовое число служит для определения орбиты электрона и одновременно энергии атома при стационарном состоянии.

2. Квантовое число I называется побочным, или орбитальным, и определяет момент количества движения электрона, вызванного его вращением вокруг атомного ядра. Побочное квантовое число может иметь значения 0, 1, 2, 3, . . . , а в общем виде обозначается символами s, р, d, f, . . . Электроны, имеющие одно и то же побочное квантовое число, образуют подгруппу, или, как часто говорят, находятся на одном и том же энергетическом подуровне.

3. Квантовое число s часто называют спиновым, так как оно определяет момент количества движения электрона, вызванного его собственным вращением (момент спина).

4. Квантовое число j называется внутренним и определяется суммой векторов l и s.

Распределение электронов в атомах (атомных оболочках) следует также некоторым общим положениям, из них необходимо указать:

1. Принцип Паули, согласно которому в атоме не может быть больше одного электрона с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел, т. е. два электрона в одном и том же атоме должны различаться между собой значением хотя бы одного квантового числа.

2. Принцип энергетический, согласно которому в основном состоянии атома все его электроны должны находиться на наиболее низких энергетических уровнях.

3. Принцип количества (числа) электронов в оболочках, согласно которому предельное число электронов в оболочках не может превышать 2n 2 , где n - главное квантовое число данной оболочки. Если число электронов в некоторой оболочке достигает предельного значения, то оболочка оказывается заполненной и в следующих элементах начинает формироваться новая электронная оболочка.

В соответствии с тем, что было сказано, в таблице ниже даны: 1) буквенные обозначения электронных оболочек; 2) соответствующие значения главных и побочных квантовых чисел; 3) символы подгрупп; 4) теоретически рассчитанное наибольшее число электронов как в отдельных подгруппах, так и в оболочках в целом. Необходимо указать, что в оболочках К, L и М число электронов и их распределение по подгруппам, определенные из опыта, вполне отвечают теоретическим вычислениям, но в следующих оболочках наблюдаются значительные расхождения: число электронов в подгруппе f достигает предельного значения только в оболочке N, в следующей оболочке оно уменьшается, а затем исчезает и вся подгруппа f.

В таблице даны число электронов в оболочках и их распределение по подгруппам для всех химических элементов, в том числе и трансурановых. Числовые данные этой таблицы были установлены в результате очень тщательных спектроскопических исследований.

_______________

Источник информации: КРАТКИЙ ФИЗИКО-ТЕХНИЧЕСКИЙ СПРАВОЧНИК/ Том 1, - М.: 1960.

Атом химического элемента состоит из ядра и электронов . Количество электронов в атоме зависит от его атомного номера. Электронная конфигурация определяет распределение электрона по оболочкам и подоболочкам.

Вам понадобится

• Атомный номер, состав молекулы

Инструкция

Если атом электронейтрален, то число электронов в нем равно числу протонов. Число протонов соответствует атомному номеру элемента в таблице Менделеева. Например, водород имеет первый атомный номер, поэтому его атом имеет один электрон. Атомный номер натрия - 11, поэтому атом натрия имеет 11 электронов .

Атом также может терять или присоединять электроны. В этом случае атом становится ионом, имеющим электрический положительный или отрицательный заряд. Допустим, один из электронов натрия покинул электронную оболочку атома. Тогда атом натрия станет положительно заряженным ионом, имеющим заряд +1 и 10 электронов на своей электронной оболочки. При присоединении электронов атом становится отрицательным ионом.

Атомы химических элементов могут также соединяться в молекулы, наименьшую частицу вещества. Количество электронов в молекуле равно количеству электронов всех входящих в нее атомов. Например, молекула воды H2O состоит из двух атомов водорода, каждый из которых имеет по одному электрону, и атома кислорода, который имеет 8 электронов . То есть, в молекуле воды всего 10 электронов .

На вопрос Как вычислить кол-во электронов на орбитах {или как они по-русски называюцца заданный автором МАЛАЯ Трезвая-и-Злая! лучший ответ это Максимальное число электронов на 1 орбитали (электронном облаке) - 2. Близкие по размеру и энергии орбитали образуют подуровни, максимальное число электронов на них: s-подуровень - 2, p-подуровень - 6, d-подуровень - 10, f-подуровень - 14 (орбиталей на подуровне соответственно в 2 раза меньше). Близкие по энергии подуровни образуют ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ, или ЭЛЕКТРОННЫЕ СЛОИ (видимо, именно о них Вы спрашиваете). Максимальное число электронов на энергетических уровнях: 1-й - 2, 2-й - 8, 3-й - 18, 4-й и далее - 32. НА ВНЕШНЕМ ЭЛЕКТРОННОМ СЛОЕ АТОМА НЕ МОЖЕТ БЫТЬ БОЛЕЕ 8 ЭЛЕКТРОНОВ.
Общее число электронов на всех электронных слоях равно заряду ядра (порядковому номеру элемента). Число электронных слоев атома равно номеру периода, в котором расположен этот элемент. Заполнение нового электронного слоя начинается после того, как на предыдущем слое заполнены s- и p-орбитали.
d-орбитали предыдущего слоя заполняются после заполнения s-орбиталей следующего слоя, а уже после этих d-орбиталей заполняется наружный p-подуровень. f-орбитали заполняются только у лантаноидов и актиноидов (2 ряда по 14 элементов внизу таблицы Менделеева) ; заполняется f-подуровень третьего снаружи электронного слоя после того, как заполнился s-подуровень внешнего слоя (2 электрона) и 1 электрон на d-подуровне предыдущего слоя. После заполнения третьего снаружи f-подуровня продолжается заполнение второго снаружи d-подуровня (вставная декада) , а затем - заполняется р-подуровень внешнего слоя.
Например, ванадий V - элемент 5 группы 4 периода. У него заполнены 1 (2 электрона) и 2 (8 электронов) уровни, на 3 уровне - s- и p-подуровни (т. е. 8 электронов) , потом заполняется s-подуровень 4 слоя (2 электрона) , а затем - d-подуровень 3 слоя (3 электрона) , т. е. на 3 слое - 8 + 3 = 11 электронов, а электронная схема атома: V +23)2)8)11)2. + 23 - это заряд ядра (порядковый номер; 2 + 8 + 11 + 2 = 23 - число электронов равно порядковому номеру (это проверка). Как узнать число d-электронов: каждый период начинается 2 элементами, у которых заполняется наружный s-подуровень (в 4 периоде это - К и Са - элементы 1 и 2 группы) , далее у 10 элементов (вставная декада) заполняется предыдущий d-подуровень - по 1 электрону (в 4 периоде - от Sc до Zn). Считаете: ванадий находится в побочной подгруппе (т. е. d-элемент) , это 5-й по счету элемент 4 периода, у него 5 - 2 = 3 d-электрона на предыдущем (третьем) слое (т. е. он третий во вставной декаде) .
У элементов побочных подгрупп 1 и 6 групп наблюдается "проскок" 1 внешнего s-электрона на предыдущий d-подуровень: возникает энергетически более выгодное состояние, когда d-подуровень заполнен полностью или наполовину. Например, у меди Сu вместо...3d9 4s2 электронная конфигурация будет...3d10 4s1.

До начала 20 века ученые считали атом мельчайшей неделимой частицей вещества, но это оказалось не так. На самом деле, в центра атома располагается его ядро с заряженными положительно протонами и нейтральными нейтронами, вокруг ядра по орбиталям вращаются отрицательно заряженные электроны (данная модель атома была в 1911 году предложена Э. Резерфордом). Примечательно, что массы протонов и нейтронов практически равны, а вот масса электрона примерно в 2000 раз меньше.

Хоть атом содержит как положительно заряженные частицы, так и отрицательно, его заряд нейтрален, т.к., в атоме одинаковое количество протонов и электронов, а рзнозаряженные частицы нейтрализуют друг друга.

Позже ученые выяснили, что электроны и протоны обладают одинаковой величиной заряда, равной 1,6·10 -19 Кл (Кл - кулон, единица электрического заряда в системе СИ.

Никогда не задумывались над вопросом - какое кол-во электронов соответствует заряду в 1 Кл?

1/(1,6·10 -19) = 6,25·10 18 электронов

Электрическая сила

Электрические заряды воздействуют друг на друга, что проявляется в виде электрической силы .

Если какое-то тело имеет избыток электронов, оно будет обладать суммарным отрицательным электрическим зарядом, и наоборот - при дефиците электронов, тело будет иметь суммарный положительный заряд.

По аналогии с магнитными силами, когда одноименно заряженные полюса отталкиваются, а разноименно - притягиваются, электрические заряды ведут себя аналогичным образом. Однако, в физике недостаточно говорить просто о полюсности электрического заряда, важно его числовое значение.

Чтобы узнать величину силы, действующей между заряженными телами, необходимо знать не только величину зарядов, но и расстояние между ними. Ранее уже рассматривалась сила всемирного тяготения : F = (Gm 1 m 2)/R 2

• m 1 , m 2 - массы тел;
• R - расстояние между центрами тел;
• G = 6,67·10 -11 Нм 2 /кг - универсальная гравитационная постоянная.

В результате проведенных лабораторных опытов, физики вывели аналогичную формулу для силы взаимодейтсвия электрических зарядов, которая получила название закон Кулона :

F = kq 1 q 2 /r 2

• q 1 , q 2 - взаимодействующие заряды, измеренные в Кл;
• r - расстояние между зарядами;
• k - коэффициент пропорциональности (СИ : k=8,99·10 9 Нм 2 Кл 2 ; СГСЭ : k=1).

• k=1/(4πε 0).
• ε 0 ≈8,85·10 -12 Кл 2 Н -1 м -2 - электрическая постоянная.

Согласно закону Кулона, если два заряда имеют одинаковый знак, то действующая между ними сила F положительна (заряды отталкиваются друг от друга); если заряды имеют противоположные знаки, действующая сила отрицательна (заряды притягиваются друг к другу).

О том, насколько огромным по силе является заряд в 1 Кл можно судить, используя закон Кулона. Например, если предположить, что два заряда, каждый в 1Кл разнести на расстояние друг от друга в 10 метров, то они будут друг от друга отталкиваться с силой:

F = kq 1 q 2 /r 2 F = (8,99·10 9)·1·1/(10 2) = -8,99·10 7 Н

Это достаточно большая сила, примерно сопостовимая с массой в 5600 тонн.

Давайте теперь при помощи закона Кулона узнаем, с какой линейной скоростью вращается электрон в атоме водорода, считая, что он движется по круговой орбите.

Электростатическую силу, действующую на электрон, по закону Кулона можно приравнять к центростремительной силе:

F = kq 1 q 2 /r 2 = mv 2 /r

Учитывая тот факт, что масса электрона равна 9,1·10 -31 кг, а радиус его орбиты = 5,29·10 -11 м, получаем значение 8,22·10 -8 Н.

Теперь можно найти линейную скорость электрона:

8,22·10 -8 = (9,1·10 -31)v 2 /(5,29·10 -11) v = 2,19·10 6 м/с

Таким образом, электрон атома водорода вращается вокруг его центра со скоростью, равной примерно 7,88 млн. км/ч.