Berechnen Sie die relativen Atommassen der folgenden Elemente. Einführung in die Allgemeine Chemie. Aufstellen von Gleichungen für Kernreaktionen

1. Welches Element ist stärker ausgeprägt nichtmetallische Eigenschaften: a) an Sauerstoff oder Kohlenstoff; b) Phosphor oder Arsen? Geben Sie eine begründete Antwort basierend auf der Position der Elemente in Periodensystem.

2. Beschreiben Sie Element Nr. 11 laut Plan:

Stellung im Periodensystem

Metall oder Nichtmetall

Die Struktur des Atoms

Elektronische Formel

Die Anzahl der Elektronen auf der Außenseite Energielevel ob es vollständig ist

Überlegene Oxid-Formel

Bildet das Element mit Wasserstoff eine flüchtige Verbindung, wenn ja, wie lautet seine chemische Formel?

3. Wie und warum sich Eigenschaften ändern chemische Elemente in Perioden? Zeigen Sie dies am Beispiel der Elemente der 3. Periode.

4. Berechnen Sie die relative Atommasse von Bor, wenn bekannt ist, dass der Anteil des Isotops 10 B 19,6 % und des Isotops 11 B 80,4 % beträgt. (Antwort: 10.8.)

Lösungen und Antworten:

1. Nichtmetallische Eigenschaften sind ausgeprägter in a) Sauerstoff (weil von links nach rechts in Perioden die nichtmetallischen Eigenschaften zunehmen),

b) Phosphor (weil nichtmetallische Eigenschaften in Gruppen von unten nach oben zunehmen aufgrund einer Abnahme des Atomradius).

3. In Perioden von links nach rechts nehmen die nichtmetallischen Eigenschaften zu und die metallischen Eigenschaften ab, weil Aufgrund einer Zunahme der Anzahl der Elektronen in der Valenzschale werden die Elektronen stärker vom Kern angezogen, der Radius des Atoms nimmt ab.

Probleme für Isotope

Stufe A

1. Berechnung Isotopenzusammensetzung(in %) Wasserstoff (durchschnittliche relative AtommasseEIN r = 1,008) und Lithium (EIN r = 6,9), unter der Annahme, dass jedes Element nur aus zwei Isotopen besteht, deren relative Atommassen sich um eins unterscheiden.

Antworten. Wasserstoff: 1 H - 99,2 % und 2 H - 0,8 %; Lithium: 6 Li - 10 % und 7 Li - 90 %.

2. Die relative Atommasse von natürlichem Wasserstoff beträgt 1,00797. Dieser Wasserstoff ist eine Mischung aus Protiumisotopen ( EIN r = 1,00782) und Deuterium (EIN r = 2,0141). Wie hoch ist der prozentuale Anteil von Deuterium in natürlichem Wasserstoff?

Antworten. 0,015%.

3. Geben Sie unter den angegebenen Symbolen der Elemente die Isotope und Isobaren an:

Antworten. Isotope haben die gleichen chemischen Symbole, Isobaren haben die gleichen Atommassen.

4. natürliches Lithium (EIN r = 6,9) besteht aus Isotopen mit den Massenzahlen 6 und 7. Wie viel Prozent des ersten Isotopser enthält?

Antworten. 10%.

5. Die Masse eines Atoms des Magnesiumisotops beträgt 4,15 10 –23 d) Bestimmen Sie die Anzahl der Neutronen, die der Kern dieses Atoms enthält.

Antworten. 13.

6. Kupfer hat zwei Isotope mit den Massenzahlen 63 und 65. Massenanteil sie in natürlichem Kupfer beträgt jeweils 73% und 27%. Berechnen Sie auf der Grundlage dieser Daten die durchschnittliche relative Atommasse von natürlichem Kupfer.

Antworten. 63,54.

7. Die durchschnittliche relative Atommasse von natürlichem Chlor beträgt 35,45. Berechnen Sie die Massenanteile seiner beiden Isotope mit den Massenzahlen 35 und 37.

Antworten. 77,5 % und 22,5 %.

8. Bestimmen Sie die relative Atommasse von Bor, wenn die Massenanteile seiner Isotope bekannt sind ( 10 B) = 19,6 % und( 11 C) = 80,4 %.

Antworten. 10,804.

9. Lithium besteht aus zwei natürlich vorkommenden Isotopen mit Massenzahlen von 6 ( 1 = 7,52 %) und 7 ( 2 = 92,48 %). Berechnen Sie die relative Atommasse von Lithium.

Antworten. 6,9248.

10. Berechnen Sie die relative Atommasse von Kobalt, wenn bekannt ist, dass zwei seiner Isotope in der Natur vorkommen: mit den Massenzahlen 57 ( 1 = 0,17 %) und 59 ( 2 = 99,83%).

Antworten. 58,9966.

11. Die relative Atommasse von Bor beträgt 10,811. Bestimmen Prozentsatz in natürlichen Borisotopen mit den Massenzahlen 10 und 11.

Antworten. 18,9 % und 81,1 %.

12. Gallium hat zwei natürliches Isotop mit den Massenzahlen 69 und 71. Wie groß ist das quantitative Verhältnis zwischen den Atomzahlen dieser Isotope, wenn die relative Atommasse des Elements 69,72 beträgt.

Antworten. 1,78:1.

13. Natürliches Brom hat zwei Isotope mit den Massenzahlen 79 und 81. Die relative Atommasse von Brom beträgt 79,904. Bestimmen Sie den Massenanteil jedes Isotops in natürlichem Brom.

Antworten. 54,8 % und 45,2 %.

Stufe B

1. Silizium hat drei stabile Isotope − 30 Si (3,05 % (Mol.)), 29 Si und 28 Si. Berechnen Sie den Gehalt (in % (Mol.)) des häufigsten Siliziumisotops. Wie werden sie sich unterscheiden Molmassen Siliziumdioxid, das eine andere Isotopenzusammensetzung hat, da Sauerstoff drei stabile Isotope mit den Massenzahlen 16, 17 und 18 hat?

Antworten. 94,55 %; 18 Arten von Siliziumdioxidmolekülen.

2. Die Probe besteht aus einer Mischung zweier Isotope desselben Elements; 30 % sind Isotope, im Kern eines Atoms befinden sich 18 Neutronen; 70 % sind Isotope, im Kern eines Atoms befinden sich 20 Neutronen. Bestimmen Sie die Ordnungszahl eines Elements, wenn die durchschnittliche relative Atommasse eines Elements in einem Isotopengemisch 36,4 beträgt.

Antworten. 17.

3. Ein chemisches Element besteht aus zwei Isotopen. Der Kern eines Atoms des ersten Isotops enthält 10 Protonen und 10 Neutronen. Im Kern eines Atoms des zweiten Isotops gibt es 2 weitere Neutronen. Auf 9 Atome des leichteren Isotops kommt ein Atom des schwereren Isotops. Berechnen Sie die durchschnittliche relative Atommasse eines Elements.

Antworten. 20,2.

4. Isotop 137 Cs hat eine Halbwertszeit von 29,7 Jahren. 1 g dieses Isotops reagierte explosionsartig mit überschüssigem Wasser. Was ist die Halbwertszeit von Cäsium in der resultierenden Verbindung? Begründen Sie die Antwort.

Antworten. T 1/2 = 29,7 Jahre.

5. Nach wie vielen Jahren fällt die Menge an radioaktivem Strontium-90 (Halbwertszeit 27 Jahre) mit radioaktivem Niederschlag aus Nukleare Explosion, wird weniger als 1,5 % der Menge betragen, die im Moment nach der Atomexplosion entdeckt wurde?

Antworten. 163,35 Jahre alt.

6. Bei der Tagged-Atom-Methode werden radioaktive Isotope verwendet, um den "Weg" eines Elements im Körper zu verfolgen. So wird einem Patienten mit einer erkrankten Bauchspeicheldrüse eine Zubereitung eines radioaktiven Isotops von Jod-131 injiziert (unterzieht sich – -Zerfall), der es dem Arzt ermöglicht, den Durchgang von Jod durch den Körper des Patienten zu verfolgen. Schreiben Sie eine Gleichung für den radioaktiven Zerfall und berechnen Sie die Zeit, nach der die Menge an radioaktivem Jod, die in den Körper eingeführt wird, um das Zehnfache abnimmt (Halbwertszeit beträgt 8 Tage).

Antworten.

7. Wie lange dauert es, bis sich drei Viertel des Nickels in Kupfer verwandeln? – -Zerfall, wenn die Halbwertszeit des Isotops 63 28 Ni ist 120 Jahre?

Antworten. 240 Jahre.

8. Finde die Masse des Isotops 81 Sr (Halbwertszeit 8,5 Stunden), das nach 25,5 Stunden Lagerung verbleibt, wenn das Anfangsgewicht 200 mg betrug.

Antworten. 25mg.

9. Berechnen Sie den Prozentsatz der Isotopenatome 128 I (Halbwertszeit 25 Minuten), nach 2,5-stündiger Lagerung unzersetzt.

Antworten. 1,5625%.

10. Halbwertszeit – -radioaktives Isotop 24 Na ist 14,8 Std. Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Zerfallsreaktion auf und berechnen Sie, wie viel Gramm des Folgeprodukts aus 24 g dieses Isotops in 29,6 Std. entstehen.

Antworten.

11. Isotop 210 Ro strahlend-Teilchen, die in Mischung mit Beryllium in Neutronenquellen verwendet werden. Nach welcher Zeit nimmt die Intensität solcher Quellen um das 32-fache ab? Die Halbwertszeit des Isotops beträgt 138 Tage.

Antworten. 690 Tage

Kernreaktionsübungen

1. Wie- und – -Teilchen mussten einen Kern verlieren 226 Ra, um ein untergeordnetes Element mit einer Massenzahl von 206 zu erhalten, das zur Gruppe IV gehört Periodensystem Elemente? Benennen Sie dieses Element.

Antworten. 5, 4 – , 206 82 Pb.

2. Isotop Atomkern 238 92 U als Folge des radioaktiven Zerfalls verwandelte sich in einen Kern 226 88 Ra. Wie- und – -Teilchen, die vom ursprünglichen Kern emittiert werden?

1. Natürliches Magnesium besteht aus den Isotopen 24Mg, 25Mg und 26Mg. Berechnen Sie die durchschnittliche Atommasse von natürlichem Magnesium, wenn der Gehalt an einzelnen Isotopen in Gewichtsprozent jeweils 78,6 beträgt; 10.1 und 11.3.

2. Natürliches Gallium besteht aus 71Ga- und 69Ga-Isotopen. In welchem ​​Mengenverhältnis stehen die Atomzahlen dieser Isotope zueinander, wenn die mittlere Atommasse von Gallium 69,72 beträgt.

3. Bestimmen Sie die relative Atommasse von Bor, wenn bekannt ist, dass der Molenbruch des 10B-Isotops 19,6 % und der des 11B-Isotops 80,4 % beträgt.

4. Kupfer hat zwei Isotope: 63Cu und 65Cu. Ihre molaren Anteile in natürlichem Kupfer betragen 73 bzw. 27 %. Bestimmen Sie die durchschnittliche relative Atommasse von Kupfer.

5. Bestimmen Sie die relative Atommasse des Elements Silizium, wenn es aus drei Isotopen besteht: 28Si (Molanteil 92,3 %), 29Si (4,7 %) und 30Si (3,0 %).

6. Natürliches Chlor enthält zwei Isotope 35Cl und 37Cl. Die relative Atommasse von Chlor beträgt 35,45. Bestimmen Sie den molaren Anteil jedes Chlorisotops.

7. Die relative Atommasse von Neon beträgt 20,2. Neon besteht aus zwei Isotopen: 20Ne und 22Ne. Berechnen Sie den Molenbruch jedes Isotops in natürlichem Neon.

8. Natürliches Brom enthält zwei Isotope. Molenbruch Isotop 79Br beträgt 55 %. Welches andere Isotop ist in der Zusammensetzung des Elements Brom enthalten, wenn seine relative Atommasse 79,9 beträgt.

9. Natürliches Thallium ist eine Mischung aus 203Tl- und 205Tl-Isotopen. Bestimmen Sie anhand der relativen Atommasse von natürlichem Thallium, Ar(Tl) = 204,38, die Isotopenzusammensetzung von Thallium in Masse-%.

10. Natürliches Iridium ist eine Mischung aus 191Ir- und 193Ir-Isotopen. Bestimmen Sie ausgehend von der relativen Atommasse von natürlichem Iridium, Ar(Ir) = 192,22, die Isotopenzusammensetzung von Iridium in Masse-%.

11. Natürliches Rhenium ist eine Mischung aus 185Re- und 187Re-Isotopen. Bestimmen Sie ausgehend von der relativen Atommasse von natürlichem Rhenium, Ar(Re) = 186,21, die Isotopenzusammensetzung von Rhenium in Masse-%.

12. Natürliches Gallium ist eine Mischung aus 69Ga- und 71Ga-Isotopen. Bestimmen Sie ausgehend von der relativen Atommasse von natürlichem Gallium Ar(Ga) = 69,72 die Isotopenzusammensetzung von Gallium in Masse-%.

13. Natürliches Chlor besteht aus zwei stabile Isotope 35Cl und 37Cl. Berechnen Sie basierend auf der durchschnittlichen relativen Atommasse von Chlor, die 35,45 entspricht, die Isotopenzusammensetzung von Chlor in Massenprozent.

14. Natürliches Silber besteht aus zwei stabilen Isotopen 107Ag und 109Ag. Berechnen Sie basierend auf der durchschnittlichen relativen Atommasse von Silber, die 107,87 entspricht, die Isotopenzusammensetzung von Silber in Massenprozent.

15. Natürliches Kupfer besteht aus zwei stabilen Isotopen 63Cu und 65Cu. Berechnen Sie basierend auf der durchschnittlichen relativen Atommasse von Kupfer, die 63,55 entspricht, die Isotopenzusammensetzung von Kupfer in Massenprozent.

16. Natürliches Brom besteht aus zwei stabilen Isotopen 79Br und 81Br. Berechnen Sie basierend auf der durchschnittlichen relativen Atommasse von Brom, die 79,90 entspricht, die Isotopenzusammensetzung von Brom in Massenprozent.

17. Natürliches Silizium besteht zu 3,1 Mol-% aus dem Isotop 30Si (mit einer Atommasse von 29,9738) sowie den Isotopen 29Si (mit einer Atommasse von 28,9765) und 28Si (mit einer Atommasse von 27,9770). Berechnen Sie den Gehalt in % (in Mol) von 29Si und 28Si.

Aus dem Unterrichtsmaterial erfahren Sie, dass sich die Atome einiger chemischer Elemente in ihrer Masse von den Atomen anderer chemischer Elemente unterscheiden. Der Lehrer wird Ihnen erzählen, wie Chemiker die Masse von Atomen gemessen haben, die so klein sind, dass Sie sie nicht einmal mit einem Elektronenmikroskop sehen können.

Thema: Erste chemische Ideen

Lektion: Relative Atommasse chemischer Elemente

Zu Beginn des 19. Jahrhunderts (150 Jahre nach der Arbeit von Robert Boyle) schlug der englische Wissenschaftler John Dalton eine Methode zur Bestimmung der Masse von Atomen chemischer Elemente vor. Betrachten wir die Essenz dieser Methode.

Dalton schlug ein Modell vor, nach dem das Molekül komplexe Substanz enthält nur ein Atom verschiedener chemischer Elemente. Zum Beispiel glaubte er, dass ein Wassermolekül aus 1 Wasserstoffatom und 1 Sauerstoffatom besteht. Teil einfache Substanzen nach Dalton tritt auch nur ein Atom eines chemischen Elements ein. Diese. Ein Sauerstoffmolekül muss aus einem Sauerstoffatom bestehen.

Und wenn man dann die Massenanteile von Elementen in einer Substanz kennt, ist es einfach zu bestimmen, wie oft sich die Masse eines Atoms eines Elements von der Masse eines Atoms eines anderen Elements unterscheidet. So glaubte Dalton, dass der Massenanteil eines Elements in einer Substanz durch die Masse seines Atoms bestimmt wird.

Es ist bekannt, dass der Massenanteil von Magnesium in Magnesiumoxid 60 % und der Massenanteil von Sauerstoff 40 % beträgt. Wenn wir dem Pfad von Daltons Argumentation folgen, können wir sagen, dass die Masse des Magnesiumatoms mehr Masse Sauerstoffatom um das 1,5-fache (60/40 = 1,5):

Der Wissenschaftler bemerkte, dass die Masse des Wasserstoffatoms am kleinsten ist, weil. es gibt keinen komplexen Stoff, in dem der Massenanteil an Wasserstoff größer wäre Massenanteil ein weiteres Element. Daher schlug er vor, die Massen der Atome der Elemente mit der Masse des Wasserstoffatoms zu vergleichen. Und auf diese Weise berechnete er die ersten Werte der relativen (bezogen auf das Wasserstoffatom) Atommassen chemischer Elemente.

Die Atommasse von Wasserstoff wurde als Einheit genommen. Und die Bedeutung relative Masse Schwefel stellte sich als 17 heraus. Aber alle erhaltenen Werte sind entweder ungefähr oder falsch, weil. die Technik des damaligen Experiments war alles andere als perfekt, und Daltons Installation zur Zusammensetzung der Materie war falsch.

1807 - 1817. Schwedischer Chemiker Jöns Jakob Berzelius hat viel geforscht, um die relativen Atommassen der Elemente zu verfeinern. Es gelang ihm, Ergebnisse zu erzielen, die den modernen nahe kommen.

Viel später als die Arbeit von Berzelius begann man, die Massen von Atomen chemischer Elemente mit 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms zu vergleichen (Abb. 2).

Reis. 1. Modell zur Berechnung der relativen Atommasse eines chemischen Elements

Die relative Atommasse eines chemischen Elements gibt an, wie oft die Masse eines Atoms eines chemischen Elements größer als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms ist.

Die relative Atommasse wird mit A r bezeichnet, sie hat keine Maßeinheit, da sie das Verhältnis der Massen von Atomen angibt.

Zum Beispiel: A r (S) = 32, d.h. Ein Schwefelatom ist 32-mal schwerer als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms.

Die absolute Masse von 1/12 eines Kohlenstoffatoms ist eine Referenzeinheit, deren Wert mit hoher Genauigkeit berechnet wird und 1,66 * 10 -24 g oder 1,66 * 10 -27 kg beträgt. Diese Bezugsmasse wird aufgerufen atomare Einheit Massen (ähm).

Die Werte der relativen Atommassen chemischer Elemente müssen nicht auswendig gelernt werden, sie sind in jedem Lehrbuch oder Nachschlagewerk der Chemie sowie im Periodensystem von D.I. Mendelejew.

Bei der Berechnung der Werte relativer Atommassen ist es üblich, auf ganze Zahlen aufzurunden.

Eine Ausnahme bildet die relative Atommasse von Chlor – für Chlor wird ein Wert von 35,5 verwendet.

1. Aufgaben- und Übungssammlung Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P.A. Orzhekovsky und andere "Chemie, Klasse 8" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titow, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.

2. Ushakova O. V. Arbeitsbuch Chemie: Klasse 8: zum Lehrbuch von P.A. Orzhekovsky und andere: „Chemie. Grad 8” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalow, P.A. Orschekowski; unter. ed. Prof. PA Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (S. 24-25)

3. Chemie: 8. Klasse: Lehrbuch. für allgemein Institutionen / P.A. Orschekowski, L. M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§10)

4. Chemie: anorg. Chemie: Lehrbuch. für 8 Zellen. Allgemeines Institutionen / G.E. Rudzitis, FuGyu Feldman. - M .: Bildung, JSC "Moskauer Lehrbücher", 2009. (§§8,9)

5. Enzyklopädie für Kinder. Band 17. Chemie / Kapitel. bearbeitet von V.A. Wolodin, führend. wissenschaftlich ed. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Zusätzliche Webressourcen

1. Eine einzige Sammlung digitaler Bildungsressourcen ().

2. Elektronische Version der Zeitschrift "Chemistry and Life" ().

Hausaufgaben

S. 24-25 Nr. 1-7 aus Arbeitsmappe in Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P.A. Orzhekovsky und andere: „Chemie. Grad 8” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalow, P.A. Orschekowski; unter. ed. Prof. PA Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Bestimmung der Anzahl der Elementarteilchen in Atomen von Isotopen und Isobaren

Beispiel 1. Bestimmen Sie die Anzahl der Protonen, Neutronen und Elektronen für die Isotope 82 207 X und 82 212 X; die Isobaren haben 81 210 Y und 84 210 Z. Nennen Sie diese Elemente.

Lösung. Das 82. Element des Periodensystems ist Blei (X = Pb), das 81. Element ist Thallium (Y = Tl), das 84. Element ist Polonium (Z = Po). die Zahl der Elektronen und Protonen entspricht der Ordnungszahl des Elements. Die Anzahl der Neutronen im Kern wird berechnet, indem die Anzahl der Protonen im Kern (Elementzahl) von der Massenzahl der Elemente abgezogen wird. Als Ergebnis erhalten wir:

Berechnung der relativen Atommasse von Elementen aus ihrer natürlichen Isotopenzusammensetzung

Beispiel 2. Die Molfraktionen der Isotope 24 Mg, 25 Mg und 26 Mg betragen jeweils 79,7; 9,8 und 10,5 %. Berechnen Sie die durchschnittliche relative Atommasse von Magnesium.

Lösung. Die durchschnittliche relative Atommasse von Magnesium wird berechnet, indem die Produkte der Massenanteile jedes Isotops durch seine summiert werden Massenzahl:

M = 0,797 · 24 + 0,098· 25 + 0,105· 26 = 19,128 + 2,450 + 2,730 = 24,308.

Der resultierende Wert liegt nahe am Wert der Atommasse von Magnesium (24,305), der im Periodensystem der Elemente angegeben ist.

Aufstellen von Gleichungen für Kernreaktionen

Beispiel 3. Bestimme die radioaktiven Zerfallsprodukte X, Y und Z:

88 226 Ra – (α-Zerfall) X – (α-Zerfall) Y – (β-Zerfall) Z.

Lösung. Während des α-Zerfalls von 88 226 Ra nimmt seine Massenzahl A um vier Einheiten ab und wird gleich A X \u003d 226-4 \u003d 222. Die Ladung des Kerns nimmt um zwei Einheiten ab und ist gleich Z X \ u003d 88-2 \u003d 86. Somit führt der erste Zerfall zur Bildung des Radonisotops 86 222 Rn. Das Produkt des α-Zerfalls von Radon wird auf ähnliche Weise bestimmt: A Y \u003d 222-4 \u003d 218, Z Y \u003d 86-2 \u003d 84. Als Ergebnis des zweiten Zerfalls erhalten wir das Poloniumisotop 84 218 Po; Der β-Zerfall von Polonium ändert nicht die Massenzahl des Elements, sondern erhöht die Ladung seines Kerns um eins: Z Z = 84+1 = 85. Das Endprodukt dieser Zerfallskette wird das Element mit der Nummer 85 sein, also Astatin (85 218 At). Das endgültige Schema der nuklearen Transformationen wird wie folgt aussehen:

88 226 Ra – (α-Zerfall) 86 222 Rn – (α-Zerfall) 84 218 Po – (β-Zerfall) 85 218 At.

Bestimmung der maximalen Anzahl von Elektronen auf Elektronenschichten und Elektronenhüllen

Beispiel 4. Berechnen Sie die maximale Anzahl von Elektronen auf der Quinte elektronische Schicht und auf der F-Schale.

Lösung. Die maximal mögliche Anzahl von Elektronen auf der Elektronenschicht mit der Nummer n ist N n = 2n 2 . Für die fünfte Elektronenschicht erhalten wir:

Nn = 5 = 2 · 5 2 = 50.

Die maximal mögliche Anzahl von Elektronen pro Elektronenhülle mit gegebenem Wert l gleich N l = 2(2l+ 1). Für F-Shell l= 3. Als Ergebnis erhalten wir:

N l=3 = 2(2· 3 + 1) = 14.

Bestimmung der Werte von Quantenzahlen für Elektronen in verschiedenen Zuständen

Beispiel 5. Bestimmen Sie die Werte der Haupt- und Nebenquantenzahlen für die folgenden Elektronenzustände: 3d, 4s und 5p.

Lösung. Der Wert der Hauptquantenzahl für verschiedene Zustände von Elektronen in Atomen wird durch eine arabische Zahl und den Wert der Seite angegeben Quantenzahl- der entsprechende Kleinbuchstabe Lateinischer Buchstabe. Als Ergebnis erhalten wir für die betrachteten Elektronenzustände.