Kā atšķiras hlora izotopi? Nuklīdi

Ievads………………………………………………………………………………………………3

1. Elementa simbols, tā pozīcija periodiskajā elementu sistēmā D.I. Mendeļejevs. Atomu masa…………………………………………………………………………………………….4

2. Hlora atoma kodola uzbūve. Iespējamie izotopi. Piemēri…………………………….5

3. Atoma elektroniskā formula: elektronu sadalījums pa līmeņiem, apakšlīmeņiem, Hunda šūnām. Hlora atoma ierosinātais stāvoklis……………………………………………………….6

4. Alumīnija atoma valence stacionārā un ierosinātā stāvoklī. Iespējamie hlora atoma oksidācijas stāvokļi. Redox īpašības. Elektronu kustības shēmu piemēri……………………………………………………………………………….8

5. Hlora un tā savienojumu ekvivalenti. Aprēķinu piemēri……………………………..11

6. Hlora un tā savienojumu ķīmiskās īpašības. Reakciju piemēri……………………………………………………12

7. Koncentrāciju veidi…………………………………………………………………………….15

8. Elektrolītiskā disociācija. Hidroksīda disociācijas procesa shēma. Disociācijas konstante…………………………………………………………………………………………… 17

9. PH aprēķins, pOH 0,01m hidroksīda vai elementa sāls šķīdums…………………………21

10. Hidrolīze…………………………………………………………………………………..23

11. Hlora kvalitatīvā analīze…………………………………………………………………24

12. Hlora atoma vai tā savienojumu kvantitatīvās noteikšanas metodes……………27

12.1. Gravimetriskā metode hlora atoma analīzei……………………………………………27

13. Secinājums………………………………………………………………………………….29

Atsauces……………………………………………………………………………………32

Ievads

Savienojumu ar ūdeņradi - gāzveida hlorūdeņradi - pirmo reizi ieguva Džozefs Priestlivs 1772. gadā. Hloru 1774. gadā ieguva zviedru ķīmiķis Karls Vilhelms Šēle, kurš savā traktātā par pirolusītu aprakstīja tā izdalīšanos pirolusīta un sālsskābes mijiedarbības laikā:

Šēle atzīmēja hlora smaržu, kas līdzinās ūdens regijas smaržai, tā spēju mijiedarboties ar cinobra zeltu, kā arī balinošās īpašības. Taču Šēle saskaņā ar tā laika ķīmijā valdošo flogistonu teoriju ierosināja, ka hlors ir deflogistēta sālsskābe.Bērtolijs un Lavoisijevs skābju skābekļa teorijas ietvaros pierādīja, ka jaunajai vielai jābūt hipotētiskā elementa oksīds muria. Tomēr mēģinājumi to izolēt palika neveiksmīgi līdz Deivija darbam, kuram izdevās sadalīt galda sāli nātrija hlorā ar elektrolīzi, pierādot pēdējā elementāro raksturu.

1. Elementa simbols, tā atrašanās vieta elementu periodiskajā sistēmā d.I. Mendeļejevs. Atomu masa

X lor (no grieķu χλωρός - "zaļš") - ķīmisko elementu periodiskās tabulas 17. grupas elements (saskaņā ar novecojušo klasifikāciju - VII grupas galvenās apakšgrupas elements), trešā perioda elements ar atomskaitli 17. To apzīmē ar simbolu Cl (lat. Chlorum). Reaktīvs nemetāls. Tas pieder pie halogēnu grupas (sākotnēji nosaukumu "halogēns" izmantoja vācu ķīmiķis Šveigers, lai apzīmētu hloru - burtiski "halogēns" tiek tulkots kā sāls -, taču tas neiesakņojās un pēc tam kļuva izplatīts 17. ) elementu grupa, kurā ietilpst hlors).

Vienkāršā viela hlors (CAS numurs: 7782-50-5) normālos apstākļos ir dzeltenīgi zaļa indīga gāze, smagāka par gaisu, ar asu smaku. Hlora molekula ir diatomiska (formula Cl2).

Atomu masa

(molmasa)

[comm 1] a. e.m. (g/mol)

2. Hlora atoma kodola uzbūve. Iespējamie izotopi. Piemēri

Dabā ir 2 stabili hlora izotopi: ar masas skaitli 35 un 37. To satura proporcijas ir attiecīgi 75,78% un 24,22%.

Izotops	Relatīvā masa, a.m.u.	Pus dzīve	Sabrukšanas veids	kodola spin
		stabils
			β-sabrukšana 36 Ar
		stabils
		37,2 minūtes	β-sabrukšana 38 Ar
		55,6 minūtes	β-sabrukšana 39 Ar
		1,38 minūtes	β-sabrukšana 40 Ar

3. Atoma elektroniskā formula: elektronu sadalījums pa līmeņiem, apakšlīmeņiem, Hunda šūnām. Hlora atoma ierosinātais stāvoklis

Hlors ķīmisko elementu periodiskajā sistēmā ir 3. periodā, VII grupā, galvenajā apakšgrupā (halogēnu apakšgrupā).

Atoma kodola lādiņš Z = + = + 17

Protonu skaits N(p+) = 17

Elektronu skaits N(e-) = 17

Satrauktā stāvoklī:

1) 3s2 3p5 3d0 + hn --> 3s2 3p4 3d1

3 nepāra elektroni (2 elektroni 3p apakšlīmenī un 1 elektrons 3d apakšlīmenī), tātad valence ir 3

Savienojuma piemērs: HClO2, Cl2O3

2) 3s2 3p4 3d1 + hn --> 3s2 3p3 3d2

5 nepāra elektroni (3 elektroni 3p apakšlīmenī un 2 elektroni 3d apakšlīmenī), tātad valence ir 5

Savienojuma piemērs: HClO3, Cl2O5

3) 3s2 3p3 3d2 + hn --> 3s1 3p3 3d3

7 nepāra elektroni (1 elektrons 3s apakšlīmenī, 3 elektroni 3p apakšlīmenī un 3 elektroni 3d apakšlīmenī), tātad valence ir 5

4. Alumīnija atoma valence stacionārā un ierosinātā stāvoklī. Iespējamie hlora atoma oksidācijas stāvokļi. Redox īpašības. Elektronu kustības shēmu piemēri

Valences elektroni: 3s2 3p5

Neierosinātā stāvoklī hlora atomam 3. enerģijas līmenī ir viens nesapārots elektrons, tāpēc neierosinātam hlora atomam var būt valence 1. Valence 1 parādās šādos savienojumos:

Gāzveida hlors Cl2 (vai Сl-Cl)

Nātrija hlorīds NaCl (vai Na+ Cl-)

Hlorūdeņraža HCl (vai H-Cl)

Hipohlorskābe HOCl (vai H-O-Cl)

Redox īpašības.

HCl - hlora oksidācijas pakāpe -1

HClO3 - hlora oksidācijas pakāpe +5

HClO4 - hlora oksidācijas pakāpe +7

Vidējs oksidācijas stāvoklis norāda, ka šim elementam var būt gan reducējošas, gan oksidējošas īpašības, tas ir HClO3

Oksidējošās īpašības uzrāda elementi, kuriem ir maksimālais oksidācijas stāvoklis (tas ir vienāds ar tās grupas skaitu, kurā atrodas elements). Tātad HClO4 ir oksidētājs.

Reducējošās īpašības piemīt elementam ar zemāku oksidācijas pakāpi, t.i. HCl ir reducētājs.

Hlors ir spēcīgs oksidētājs. Kā oksidētājus var izmantot dažādus hlora savienojumus. Tie ir hlors C12), hipohlorskābe NSO, hipohlorskābes sāļi - nātrija hipohlorīts NaCIO vai kalcija hipohlorīts Ca (CIO) 2 un hlora oksīds CIO2.

Hlorēšanu izmanto, lai no notekūdeņiem atdalītu fenolus, krezolus, cianīdus, sērūdeņradi. Lai cīnītos pret konstrukciju bioloģisko piesārņojumu, to izmanto kā biocīdu. Hloru izmanto arī ūdens dezinfekcijai.

Hlors nonāk ražošanā šķidrā veidā ar vismaz 99,5% saturu. Hlors ir ļoti toksiska gāze, tai piemīt spēja uzkrāties un koncentrēties nelielās ieplakās. Ir diezgan grūti strādāt ar viņu. Nokļūstot ūdenī, hlors tiek hidrolizēts, veidojot sālsskābi. Ar dažām organiskām vielām, kas atrodas šķīdumā, C12 var iesaistīties hlorēšanas reakcijās. Rezultātā veidojas sekundāri hlororganiskie produkti, kuriem ir augsta toksicitātes pakāpe. Tāpēc hlora lietošana mēdz ierobežot.

Hipohlorskābei HSO ir tāda pati oksidējošā jauda kā hloram. Tomēr tā oksidējošās īpašības izpaužas tikai skābā vidē. Turklāt hipohlorskābe ir nestabils produkts – laika gaitā un gaismā tā sadalās.

Hipohlorskābes sāļi ir plaši izmantoti. Kalcija hipohlorītu Ca(CJU)2 ražo trīs pakāpēs ar aktīvā hlora koncentrāciju no 32 līdz 35%. Praksē tiek izmantots arī divbāziskais sāls Ca(CIO)2-2Ca(OH)g 2H20.

Visstabilākais nātrija hipohlorīta sāls ir NaOCl * 5H20, ko iegūst gāzveida hlora ķīmiskā mijiedarbībā ar sārma šķīdumu vai vārāmā sāls elektrolīzi vannā bez diafragmas.

Hlora oksīds CO2 ir zaļgani dzeltena gāze, labi šķīst ūdenī, spēcīgs oksidētājs. To iegūst, hlorītam NaC102 reaģējot ar hloru, sālsskābi vai ozonu. Hlora oksīdam mijiedarbojoties ar ūdeni, hlorēšanas reakcijas nenotiek, kas izslēdz hlororganisko vielu veidošanos. Pēdējā laikā ir veikti plaši pētījumi, lai noskaidrotu nosacījumus hlora aizstāšanai ar hlora oksīdu kā oksidētāju. Vairākas Krievijas rūpnīcas ir ieviesušas progresīvas tehnoloģijas, izmantojot CO2.

DEFINĪCIJA

Hlors- Periodiskās tabulas septiņpadsmitais elements. Apzīmējums - Cl no latīņu valodas "chlorum". Atrodas trešajā periodā, VIIA grupa. Attiecas uz nemetāliem. Kodollādiņš ir 17.

Vissvarīgākais dabiskais hlora savienojums ir nātrija hlorīds (veselais sāls) NaCl. Galvenā nātrija hlorīda masa ir atrodama jūru un okeānu ūdenī. Daudzu ezeru ūdeņos ir arī ievērojams daudzums NaCl. Tas sastopams arī cietā veidā, vietām zemes garozā veidojot biezus tā sauktās akmens sāls slāņus. Dabā bieži sastopami arī citi hlora savienojumi, piemēram, kālija hlorīds minerālu karnalīta KCl × MgCl 2 × 6H 2 O un silvīta KCl veidā.

Normālos apstākļos hlors ir dzeltenzaļa gāze (1. att.), kas labi šķīst ūdenī. Atdzesējot, no ūdens šķīdumiem izdalās kristāliskie hidrāti, kas ir klarāti ar aptuveno sastāvu Cl 2 × 6H 2 O un Cl 2 × 8H 2 O.

Rīsi. 1. Hlors šķidrā stāvoklī. Izskats.

Hlora atomu un molekulmasa

Elementa relatīvā atommasa ir dotā elementa atoma masas attiecība pret 1/12 no oglekļa atoma masas. Relatīvā atommasa ir bezizmēra, un to apzīmē ar A r (indekss “r” ir angļu valodas vārda relatīvais sākuma burts, kas tulkojumā nozīmē “relatīvais”). Atomu hlora relatīvā atomu masa ir 35,457 amu.

Molekulu masas, tāpat kā atomu masas, ir izteiktas atomu masas vienībās. Vielas molekulmasa ir molekulas masa, kas izteikta atomu masas vienībās. Vielas relatīvā molekulmasa ir noteiktas vielas molekulas masas attiecība pret 1/12 no oglekļa atoma masas, kura masa ir 12 amu. Ir zināms, ka hlora molekula ir diatomiska - Cl 2 . Hlora molekulas relatīvā molekulmasa būs vienāda ar:

M r (Cl 2) \u003d 35,457 × 2 ≈ 71.

Hlora izotopi

Ir zināms, ka dabā hlors var būt divu stabilu izotopu 35 Cl (75,78%) un 37 Cl (24,22%) formā. To masas skaitļi ir attiecīgi 35 un 37. Hlora izotopa 35 Cl atoma kodols satur septiņpadsmit protonus un astoņpadsmit neitronus, un izotops 37 Cl satur tikpat daudz protonu un divdesmit neitronus.

Ir mākslīgie hlora izotopi ar masas skaitu no 35 līdz 43, starp kuriem visstabilākais ir 36 Cl ar pussabrukšanas periodu 301 tūkstotis gadu.

Hlora joni

Hlora atoma ārējā enerģijas līmenī ir septiņi elektroni, kas ir valences:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Ķīmiskās mijiedarbības rezultātā hlors var zaudēt valences elektronus, t.i. būt to donoram, un pārvērsties par pozitīvi lādētiem joniem vai pieņemt elektronus no cita atoma, t.i. būt par to akceptoru un pārvērsties par negatīvi lādētiem joniem:

Cl 0 -7e → Cl 7+;

Cl 0 -5e → Cl 5+;

Cl 0 -4e → Cl 4+;

Cl 0 -3e → Cl 3+;

Cl 0 -2e → Cl 2+;

Cl 0 -1e → Cl 1+;

Cl 0 +1e → Cl 1-.

Hlora molekula un atoms

Hlora molekula sastāv no diviem atomiem - Cl 2 . Šeit ir dažas īpašības, kas raksturo hlora atomu un molekulu:

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums	Kāds hlora tilpums jāņem, lai reaģētu ar 10 litriem ūdeņraža? Gāzes atrodas tādos pašos apstākļos.
Risinājums	Uzrakstīsim reakcijas vienādojumu hlora un ūdeņraža mijiedarbībai: Cl 2 + H 2 \u003d 2HCl. Aprēķiniet ūdeņraža vielas daudzumu, kas reaģēja: n (H2)=V (H2)/Vm; n (H 2) \u003d 10 / 22,4 \u003d 0,45 mol. Saskaņā ar vienādojumu n (H 2) \u003d n (Cl 2) \u003d 0,45 mol. Tad hlora tilpums, kas nonāca mijiedarbības reakcijā ar ūdeņradi, ir:

Lielākā daļa dabā sastopamo elementu sastāv no vairāku veidu atomiem, kas atšķiras pēc to relatīvās atomu masas.

Piemērs. Hlors dabā sastopams kā divu veidu atomu maisījums, no kuriem viens satur 18, bet otrs 20 neitronus kodolā.

Katrs atoma veids neatkarīgi no piederības konkrētam elementam ir unikāli raksturots ar nukleonu skaitu (protonu un neitronu summa). Tāpēc atomu veidu skaits pārsniedz elementu skaitu.

Katru atomu veidu (kodolu veidu) sauc par nuklīdu.

Nuklīds ir atomu un kodolu veids, kas atbilst noteiktam protonu un neitronu skaitam.

Nuklīdi, kas pieder vienam un tam pašam elementam un ir unikāli identificēti
protonu skaitu, bet atšķiras ar neitronu skaitu, sauc par izotopu nuklīdiem vai vienkārši izotopiem.

Elementa izotopi ir nuklīdi, kuriem ir vienāds kodollādiņš (protonu skaits).

Elementa izotopi atšķiras tikai ar neitronu skaitu un līdz ar to arī no kopējā nukleonu skaita.

Piemēram: Divu dabisko hlora izotopu kodoli satur 17 protonus katrā, bet 18 un 20 neitronus, t.i., attiecīgi 35 un 37 nukleonus.

Sakarā ar to, ka tieši protonu skaits kodolā nosaka elektronu skaitu atoma apvalkā un elementa ķīmiskās īpašības, no tā izriet, ka viena un tā paša elementa visu izotopu atomiem ir viena un tā pati elektrona. struktūra, un pašiem izotopiem ir līdzīgas ķīmiskās īpašības, tāpēc tos nevar atdalīt ar ķīmiskiem līdzekļiem.

Dabā ir elementi, kuriem ir tikai viens izotops. Šādus elementus sauc par izotopiski tīriem. Mūsdienu Periodiskajā sistēmā ir 21 izotopiski tīrs elements (tie ir uzskaitīti zemāk augošā secībā pēc sērijas numura): Be, F, Na, Al, P, Sc, Mn, Co, As, Y, Nb, Rh, I , Cs, Pr, Tb, Ho, Tm, Au, Bi, Th.

Atlikušie dabiskie elementi ir divu vai vairāku izotopu maisījums, kuru atomi atšķiras pēc nukleonu skaita. Šādus elementus sauc par izotropiski sajauktiem, tie ir vairākumā Periodiskajā sistēmā. Šādu elementu relatīvo atomu masu vērtības atbilst dabiskajam izotopu maisījumam un tiek aprēķinātas vidēji attiecībā pret izotopu pārpilnību, tāpēc daudzu elementu A r vērtības stipri atšķiras no veseliem skaitļiem. Pat ogleklis, kas tiek ņemts par atskaites punktu citu elementu relatīvajām atomu masām, ir izotopiski sajaukts elements (divi izotopi ar A, \u003d 12 un A, \u003d 13) un viens no dabiskajiem oglekļa izotopiem, proti, ogleklis -12. Elementam alva ir vislielākais izotopu skaits (desmit).

Nuklīdu relatīvo atomu masu precīzās vērtības vienmēr ir tuvu veseliem skaitļiem, tāpēc nuklīdu masas var salīdzināt ar šīm A vērtībām, ko sauc par masas skaitļiem.

Nuklīda masas skaitlis ir vienāds ar tajā esošo nukleonu skaitu (protonu un neitronu summa).

Konkrēta nuklīda apzīmēšanai izmanto īpašus simbolus.Pa kreisi no ķīmiskā elementa simbola masas skaitli norāda ar augšējo indeksu, bet kodollādiņu – ar apakšindeksu. Piemēram: 6 12 C, 17 35 Cl utt.

Un līdz ar to cita atomu masa.

Izotopus apzīmē ar tādiem pašiem simboliem kā ķīmisko elementu, pievienojot masas skaitli no simbola augšējās kreisās puses, piemēram, hlora izotopus apzīmē: 35Cl Un 37Cl, vai masas skaitlis seko elementa nosaukumam vai simbolam, piemēram, urāns-233 vai Pu-239.

Dotā ķīmiskā elementa izotopiem ir vienāds kodollādiņš, tas ir, viens sērijas numurs, un tie ieņem vienu un to pašu vietu periodiskajā sistēmā, tiem ir vienāds protonu skaits atoma kodolā, bet tie atšķiras viens no otra ar neitronu skaitu. . Tādējādi hlora izotopa 35 Cl atomu kodolā ir 17 protoni, jo hlora sērijas numurs ir 17 un 18 neitroni (35-17 \u003d 18), bet hlora izotopa 37 Cl kodolā - 17 protoni un 20 neitroni (37-17 \u003d 20) .

Dažiem ķīmiskajiem elementiem ir neliels skaits stabilu izotopu. Tātad ir zināmi trīs stabili skābekļa izotopi: 16 O (kodols sastāv no 8 protoniem un 8 neitroniem), 17 O (kodols sastāv no 8 protoniem un 9 neitroniem) un 18 B (kodols sastāv no 8 protoniem un 10 neitroniem). ). Ūdeņradim ir zināmi arī trīs izotopi: 1 H (kodols sastāv tikai no viena protona), 2 H (kodols sastāv no viena protona un viena neitrona), 3 H (kodols sastāv no viena protona un diviem neitroniem). Daži ķīmiskie elementi sastāv no pietiekami liela izotopu skaita. Piemēram, ksenonam ir 9 izotopi, alvai 10 utt.

Lielākajai daļai izotopu nav īpašu nosaukumu, bet dažu elementu izotopiem, jo ​​īpaši ūdeņraža izotopiem, ir īpaši nosaukumi un pat īpaši simboli. Tātad ūdeņraža izotopu 1H sauc par protiju, izotopu 2H sauc par deitēriju un apzīmē ar simbolu D un 3H izotops ir tritijs (simbols T). Daži izotopi dabā ir diezgan izplatīti, piemēram, skābekļa izotops 16 O un ūdeņraža izotops 1 H, savukārt citi izotopi ir sastopami ļoti mazos daudzumos, piemēram, skābekļa izotopi 17 O un 18 O un ūdeņraža izotopi 2 H un 3 H.

Pēc ķīmiskajām īpašībām visi viena elementa izotopi ir ļoti tuvi, tāpēc ķīmiskajās reakcijās starp tiem nav būtiskas atšķirības. Izņēmums ir ūdeņraža izotopi, kas savās īpašībās ievērojami atšķiras viens no otra.

Nestabilu izotopu pussabrukšanas periods var būt ļoti atšķirīgs, no 1? 10 -24 vērtībām, kas pārsniedz Visuma vecumu. Pēdējā gadījumā ar precīziem mērījumiem var noteikt vāju radioaktivitāti, bet izotopu var uzskatīt par praktiski stabilu.

Viena un tā paša elementa atomu šķirnes, kurām ir vienāds kodollādiņš, bet dažādas masas, sauc par izotopiem (no vārdiem "isos" - tas pats, "topos" - vieta).

Informācija par izotopiem ļauj precīzi definēt jēdzienu "ķīmiskais elements". Elements ir atoma veids ar vienādu kodollādiņu. Izotops ir atoma veids ar vienādu kodola lādiņu un vienādu masu.

Mēs uzzinājām, ka atomi ir dalāmi un nav mūžīgi. Atliek apsvērt jautājumu: vai viena un tā paša elementa atomi patiešām visos aspektos ir vienādi, jo īpaši, vai tiem tiešām ir vienāda masa?

Tā kā elektronu kopējā masa, kas veido atomu, ir nenozīmīga salīdzinājumā ar tā kodola masu, elementu atomu svaram jābūt protona vai neitrona masas reizinājumam, tas ir, vienības daudzkārtņiem. Citiem vārdiem sakot, visu elementu atomu svars ir jāizsaka kā veseli skaitļi (precīzāk, tuvu veseliem skaitļiem). Dažos aspektos šis secinājums ir pamatots. Bet ir daudz elementu, kuru atomu svars ir izteikts kā daļskaitļi. Piemēram, hlora atomu svars ir 35,45. Patiesībā dabā nav neviena hlora atoma, kam būtu tāda masa. Elements hlors ir divu veidu atomu maisījums: dažiem hlora atomiem ir 35, bet citiem 37. Hlora atomu masa 35,45, kas noteikta ar ķīmiskām metodēm, ir tikai tā atomu vidējais svars. Hlorā ir vairāk vieglāku atomu nekā smagākos; tāpēc 35,45 hlora atomu vidējā masa ir tuvāka vieglākas šķirnes, hlora atomu, atomu svaram.

Tāpat kā hlors, lielākā daļa ķīmisko elementu ir atomu maisījumi, kas atšķiras pēc atomu svara, bet kuriem ir vienāds kodollādiņš.

Hlora ķīmiskais simbols Cl ir dabisks abu hlora izotopu maisījums. Runājot par katru izotopu atsevišķi, hlora zīmei tiek piešķirta izotopa atoma masas skaitliskā vērtība, kas ir 35 Cl, 37 Cl.

Tāpat kā hlors, lielākā daļa ķīmisko elementu ir izotopu maisījumi. Katra elementa izotopu kodoli satur vienādu skaitu protonu, bet atšķirīgu neitronu skaitu. Tādējādi izotopu 35 Cl un 37 Cl kodoli katrs satur 17 protonus (hlora kārtas numurs ir 17) un atšķirīgu neitronu skaitu: 35 Cl kodolos ir 18 neitroni, bet 37 Cl kodolos ir 20 neitroni.

Jo mazāka ir elementa atommasa, jo vairāk gaismas izotopu tas satur elementa sastāvā. Ja elementa ar mazāku sērijas numuru sastāvā galvenokārt ir tā smago izotopu atomi, bet nākamā elementa sastāvā ir tā vieglāko izotopu atomi, tad izrādās, ka elementa ar lielāku atomu atoma vidējā masa. sērijas numurs nebūs lielāks, bet mazāks par atoma vidējo svaru elementam ar mazāku numuru. Tas tiek novērots, piemēram, argonam Ar un kālijam K.

Viena un tā paša elementa izotopu ķīmisko īpašību galējā līdzība, neskatoties uz to atomu dažādajām masām, apstiprina jau iepriekš izdarīto secinājumu: ķīmisko elementu īpašības ir atkarīgas ne tik daudz no atoma svara, cik no atoma kodola lādiņa.