Cтраница 2
Атомные веса элементов могут быть исправлены с помощью знания положения элементов. [16]
Атомные веса элементов в периодической системе - это средние атомные веса из атомных весов изотопов этих элементов. [17]
Атомные веса элементов приведены в периодической таблице элементов Д. И. Менделеева, данной на форзаце. [18]
Атомные веса элементов считались пропорциональными их плотности в газообразном или парообразном состоянии. Атомные же веса сложных тел были целым кратным атомных весов, вычисленных из плотности пара этих сложных тел. Иначе говоря, гипотеза Авогадро применялась только к простым телам, число же атомов в единице объема сложного тела могло быть в несколько раз менее, чем это предполагала гипотеза Авогадро. [19]
Атомные веса элементов, значение которых изменил на основании периодического закона, обозначаются так: если изменение было очень значительным ( в полтора - дна и даже в три раза), то атомный вес соответствующего элемента обозначается жирным шрифтом с подчеркиванием жирной же чертою, напр. In 114 8; если изменение было незначительным, то атомный вес обозначается жирным шрифтом с подчеркиванием тонкой чертой, напр. Справа от символа элемента указывается атомный вес по данным 1951 г. Слева курсивом - порядковый номер элемента. [20]
Дтомные Веса элементов и лтдельных изотопоИ XVI-11. [21]
Атомные веса элементов, вновь пересчитанные из первоначальных значений. [22]
Атомные веса элементов и число изотопов. [23]
Удельные веса элементов, рассмотренные в связи с периодической системой. [24]
Атомные веса элементов представляют собой лишь средние значения истинных масс, различающихся у атомов одного и того же элемента. [25]
Атомные веса элементов в периодической системе - это средние массовые числа природных смесей изотопов. [26]
Относительные веса элементов, которые соединяются друг с другом, непосредственно связаны с весами самих атомов, как это показывает закон постоянства состава. Таким образом, если 1 г серы соединяется с 2 г меди, то это значит, что каждый атом меди весит вдвое больше, чем атом серы. [27]
Атомные веса элементов и их изотопов принято выражать в несколько различающихся единицах. В связи с этим возникло понятие о химической и физической шкале атомных весов. [28]
Атомные веса элементов в разные периоды измерялись по отношению к различным стандартам. Под влиянием гипотезы Проута [1634, 1635] атомные веса элементов были приняты точно кратными водороду, наиболее легкому элементу, атомный вес которого был принят равным единице. Берцелиус отверг применение водорода для этих целей, так как он слишком легок и редко входит в состав неорганических соединений. Берцелиус считал наиболее удачным стандартом кислород, так как последний вступает в соединение с большинством элементов и представляет собой как бы центр, вокруг которого вращается вся химия. Таблицы, выпущенные этой комиссией ранее, содержали две серии атомных весов: одну по отношению к кислороду, другую по отношению к водороду. Когда оказалось возможным точное измерение масс на масс-спектрометре, возникла необходимость в соответствующем стандарте. Ошибочно полагая, что природный кислород моноизотопен, Астон использовал в качестве стандартной массы изотоп МО, надеясь благодаря этому достигнуть идентичности с химической шкалой масс. Кислород можно было считать приемлемым стандартом еще и потому, что, в отличие от водорода, при использовании 16О 16 000000 а. [29]
Атомные веса элементов, приведенные в периодической системе, являясь средними величинами, сами по себе не соответствуют какому-либо определенному виду атомов, между тем как массовое число ( или изотопическое число) - это масса только одного какого-либо изотопа данного элемента, выраженная в кислородных единицах. Массовыми числами пользуются в ядерной ( атомной) физике, а атомными весами - в химии. [30]