Контрольная работа по "Химии". 38

1-2. Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

 

Периодические изменения  свойств химических элементов обусловлены  правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп. 

 

Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в  атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый  и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns² np⁶).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns² np⁶) химически инертны.

В больших периодах переход  свойств от активного металла  к благородному газу происходит более  плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns² - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов  на внешнем слое ns² - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств. 

 

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях.

Побочные подгруппы состоят  из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся  на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне).

В зависимости  от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические  ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для  элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные. 

 

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII (кроме инертных  газов)
Высший оксид	Э2О	ЭО	Э2О3	ЭО2	Э2О5	ЭО3	Э2О7	ЭО4
Гидрат высшего  оксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	Н3ЭО4	Н2ЭО4	НЭО4	Н4ЭО4

 

 

Для элементов  главных подгрупп   общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН₄) - нейтральны, V группы (ЭН₃) - основания, VI и VII групп (Н₂Э и НЭ) - кислоты.

От положения элементов  в периодической системе зависят  свойства атома, связанные с его  электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

По положению элемента в периодической системе можно  прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:  

 

 

 

 

3. В правом верхнем углу у каждого из химических элементовуказан его порядковый номер. Этот номер полностью совпадает с атомным радиусом данного атома.

Например, порядковый номер хлора (Cl) - 17. Это означает, что расстояние от ядра атома хлора до самой дальней его орбиты движения стабильного электрона равно 17 пм. Если требуется найти не только атомный радиус, но и распределение электронов по электронным орбитам, то эти данные можно подчеркнуть из столбика цифр, расположенного справа от названия химического элемента.

Периодический характер изменения размеров атомов и ионов известен давно. Сложность  здесь состоит в том, что из-за волновой природы электронного движения атомы не имеют строго определенных размеров. Так как непосредственное определение абсолютных размеров (радиусов) изолированных атомов невозможно, в данном случае часто используют их эмпирические значения. Их получают из измеренных межъядерных расстояний в кристаллах и свободных молекулах, разбивая каждое межъядерное расстояние на две части и приравнивая одну из них к радиусу первого (из двух связанных соответствующей химической связью) атома, а другую — к радиусу второго атома. При таком разделении учитывают различные факторы, включая природу химической связи, степени окисления двух связанных атомов, характер координации каждого из них и т. д^[13]. Таким способом получают так называемые металлические, ковалентные, ионные и ван-дер-ваальсовы радиусы. Ван-дер-ваальсовы радиусы следует рассматривать как радиусы несвязанных атомов; их находят по межъядерным расстояниям в твердых или жидких веществах, где атомы находятся в непосредственной близости друг от друга (например, атомы Ar в твердом аргоне или атомы N из двух соседних молекул N₂ в твердом азоте), но не связаны между собой какой-либо химической связью.

Но, очевидно, лучшим описанием эффективных размеров изолированного атома является теоретически рассчитанное положение (расстояние от ядра) главного максимума зарядовой плотности его наружных электронов. Это так называемый орбитальный радиус атома. Периодичность в изменении значений орбитальных атомных радиусов в зависимости от порядкового номера элемента проявляется довольно отчетливо (см. рис. 4), и основные моменты здесь состоят в наличии очень ярко выраженных максимумов, приходящихся на атомы щелочных металлов, и таких же минимумов, отвечающих благородным газам. Уменьшение значений орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу носит, за исключением ряда Li—Ne, немонотонный характер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d- и f-элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

4.

Одной из очень  важных характеристик простого вещества является его окислительный потенциал, отражающий принципиальную способность простого вещества к взаимодействию с водными растворами, а также проявляемые им окислительно-восстановительные свойства^[16]. Изменение окислительных потенциалов простых веществ в зависимости от порядкового номера элемента также носит периодический характер. Но при этом следует иметь в виду, что на окислительный потенциал простого вещества оказывают влияние различные факторы, которые иногда нужно рассматривать индивидуально. Поэтому периодичность в изменении окислительных потенциалов следует интерпретировать очень осторожно.

Na/Na+(aq)	Mg/Mg2+(aq)	Al/Al3+(aq)
2,71В	2,37В	1,66В
K/K+(aq)	Ca/Ca2+(aq)	Sc/Sc3+(aq)
2,93В	2,87В	2,08В

Можно обнаружить некоторые определенные последовательности в изменении окислительных потенциалов простых веществ. В частности, в ряду металлов при переходе от щелочного к следующим за ним элементам происходит уменьшение окислительных потенциалов (Na⁺_(aq) и т. д. — гидратированный катион):

Это легко объясняется  увеличением энергии ионизации  атомов с увеличением числа удаляемых  валентных электронов. Поэтому на кривой зависимости окислительных  потенциалов простых веществ  от порядкового номера элемента имеются  максимумы, отвечающие щелочным металлам. Но это не единственная причина изменения окислительных потенциалов простых веществ.

6. Планетарная модель атома, или модель Резерфорда, - историческая модель строения атома, которую предложил Эрнест Резерфорд в результате эксперимента с рассеянием альфа-частиц. По этой модели атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, - подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца. Планетарная модель атома соответствует современным представлениям о строении атома с учётом того, что движение электронов имеет квантовый характер и не описывается законами классической механики. Исторически планетарная модель Резерфорда пришла на смену «модели сливового пудинга» Джозефа Джона Томсона, которая постулирует, что отрицательно заряженные электроны помещены внутрь положительно заряженного атома.

7. Первый постулат  Бора  (постулат стационарных  состояний)  гласит:  атомная система может

находится только в особых стационарных или квантовых  состояниях,  каждому из которых

соответствует определенная энергия En. В стационарных состояниях атом не излучает.

Этот постулат находится в явном противоречии с классической механикой,  согласно

которой энергия  движущегося электрона может  быть любой.  Он находится в противоречии и с

электродинамикой,  так как допускает возможность  ускоренного движения электронов без

излучения электромагнитных волн.  Согласно первому постулату  Бора,  атом характеризуется

системой энергетических уровней, каждый из которых соответствует  определенному

стационарному состоянию:  электрон может вращаться  вокруг ядра неопределенно долго,  не

излучая энергию,  если на его орбите укладывается целое  число длин волн де Бройля.  Таким

образом устойчивые орбиты в атоме это орбиты, радиусы  которых rn определяются соотношением

mevrn = n ћ                (13)

Каждая орбита расположена на вполне определенном расстоянии 

2

2

2

e Zme

n

n

r

h

=            (14) от ядра (Z – заряд ядра, е – заряд электрона, me –масса электрона, v- скорость электрона, r – радиус

орбиты ћ=1,5*10

-27

эрг*сек, n – целое число) и характеризует энергетическое состояние

2

1

*

2

2

2 4

n

me Z e

En

h

= − .            (15)

Орбита с  самым малым радиусом соответствует наименьшему значению энергии и называется К -

орбитой, за ней  следует L- орбита, М – орбита и т.д. При движении электронов по этим орбитам

атом находится  в устойчивом состоянии.  Испускание или поглощение атомом излучения

происходит только при переходе электрона с одной орбиты на другую, причем излучаемая частота

ν однозначно связана с разностью энергий, участвующих в переходе состояний, ∆Е=hν, где h=2π ћ.

Механическая  энергия электрона,  движущегося  по замкнутой траектории вокруг

положительно заряженного ядра,  отрицательна.  Поэтому всем стационарным состояниям

соответствуют значения энергии En<0.  При En≥0  электрон удаляется от ядра  (ионизация).

Величина  |E1|  называется энергией ионизации.  Состояние с энергией E1 называется основным

состоянием  атома.

Второй постулат Бора  (правило частот) формулируется  следующим образом:  при переходе

атома из одного стационарного состояния с энергией En в другое стационарное состояние с

энергией Em излучается или поглощается квант,  энергия которого равна разности энергий

стационарных  состояний:

hνnm=En–Em,                  (16)

Отсюда можно  выразить частоту излучения. 

Второй постулат Бора также противоречит электродинамике  Максвелла,  так как частота

излучения определяется только изменением энергии атома и никак не зависит от характера

движения электрона.

Рис. 10. Схема  атома Бора  (Излучение или  поглощение кванта

излучения происходит при переходе атома из одного стационарного

состояния в  другое).

Теория Бора не отвергла полностью законы

классической физики при описании поведения атомных

систем.  В ней сохранились  представления об орбитальном

движении электронов в  кулоновском поле ядра. Классическая

ядерная модель атома Резерфорда была дополнена в теории

Бора идеей о квантовании  электронных орбит.  Поэтому

теорию Бора иногда называют полуклассической.

Вычисления на основе этой модели позволили рассчитать спектральные закономерности ипостоянную Ридберга. Модель Бора объясняет спектры водорода и водородоподобных атомов, но

не годится для атомов с числом электронов больших 2.  В более продвинутом варианте

рассматриваемой здесь модели учтено движение ядра вокруг общего центра тяжести;  круговые

орбиты заменены эллиптическими с определенными положениями  их плоскости. Все это привело

к лучшему пониманию оптических спектров, и, в частности, позволило объяснить простой эффект

Зеемана.

8. Закон Мозли — закон, связывающий частоту спектральных линий характеристического рентгеновского излучения атома химического элемента с его порядковым номером. Экспериментально установлен английским физиком Генри Мозли в 1913 году.

[править]Формулировка закона Мозли

Согласно Закону Мозли, корень квадратный из частоты   спектральной линии характеристического излучения элемента есть линейная функция его порядкового номера  : 

где   — постоянная Ридберга,   — постоянная экранирования,   — главное квантовое число. На диаграмме Мозли зависимость от   представляет собой ряд прямых (К-, L-, М- и т. д. серии, соответствующие значениям n = 1, 2, 3,...).

Закон Мозли  явился неопровержимым доказательством  правильности размещения элементов  в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и содействовал выяснению физического смысла  .

В соответствии с Законом Мозли, рентгеновские  характеристические спектры не обнаруживают периодических закономерностей, присущих оптическим спектрам. Это указывает на то, что проявляющиеся в характеристических рентгеновских спектрах внутренние электронные оболочки атомов всех элементов имеют аналогичное строение.

Более поздние  эксперименты выявили некоторые  отклонения от линейной зависимости  для переходных групп элементов, связанные с изменением порядка  заполнения внешних электронных  оболочек, а также для тяжёлых  атомов, появляющиеся в результате релятивистских эффектов (условно объясняемых тем, что скорости внутренних электронов сравнимы со скоростью света).

В зависимости  от ряда факторов — от числа нуклонов в ядре атома (изотопический сдвиг), состояния внешних электронных оболочек (химический сдвиг) и пр. — положение спектральных линий на диаграмме Мозли может несколько изменяться. Изучение этих сдвигов позволяет получать детальные сведения об атоме.

9. Элементарными называются частицы, которым (на данном этапе развития физики) нельзя приписать никакой внутренней структуры.

Основные частицы, входящие в состав атома, — электроны, протоны и нейтроны — вначале  считались неспособными к превращениям и каким-либо изменениям. Поэтому  их и назвали элементарными. Однако в дальнейшем было показано, что  термин "элементарная частица" весьма условен. Так, например, у свободного нейтрона время жизни около 15 минут, а затем он распадается на протон, электрон и антинейтрино:

Из всех открытых в настоящее время элементарных частиц лишь фотон, электрон, протон и  нейтрино сохраняли бы свою неизменность, если бы каждая из них была одна в  окружающем пространстве.

Элементарные частицы подчиняются законам квантовой физики.

В основу современной классификации  элементарных частиц положены их основные свойства: масса, электрический заряд, спин и время жизни, а также  лептонный и барионный заряды.

10. Согласно протонно-нейтронной теории изотопы имеют одинаковое число протонов ( одинаковый порядковый номер), но отличаются числом нейтронов, а следовательно, общей массой.  

было сделано предположение, что  ядра атомов содержат протоны вчисле, превышающем атомный номер элемента, а создающийся таким образомизбыточный положительный заряд ядра компенсируется входящими в состав ядраэлектронами. Эти электроны, очевидно, должны удерживать в ядре взаимноотталкивающиеся протоны. Однако это предположение пришлось отвергнуть, таккак невозможно было допустить совместное существование в компактном ядретяжелых (протонов) и легких (электронов) частиц. 
 
В 1932 г. Дж. Чедвик открыл элементарную частицу, не обладающуюэлектрическим зарядом, в связи с чем она была названа нейтроном (отлатинского слова neuter, что означает “ни тот, ни другой”). Нейтронобладает массой, немного превышающей массу протона (точно 1,008665углеродных единиц). Вслед за этим открытием Д. Д. Иваненко, Е. Н. Гапон и 
 
В. Гейзенберг, независимо друг от друга, предложили теорию состава атомныхядер, ставшую общепринятой. 
 
Согласно этой теории, ядра атомов всех элементов (за исключениемводорода) состоят из протонов и нейтронов. Число протонов в ядре определяетзначение его положительного заряда, а суммарное число протонов и нейтронов 
 
- значение его массы. Ядерные частицы - протоны и нейтроны - объединяютсяпод общим названием нуклоны (от латинского слова nucleus, что означает 
 
“ядро”). Таким образом, число протонов в ядре соответствует атомному номеруэлемента, а общее число нуклонов, поскольку масса атома в основномсосредоточена в ядре, - его массовому числу, т.е. округленной до целогочисла его атомной массе А. Тогда число нейтронов а ядре N может бытьнайдено по разности между массовым числом и атомным номером: 
 
N = A - Z 
 
Таким образом, протонно-нейтронная теория позволила разрешитьвозникшие ранее противоречия в представлениях о составе атомных ядер и оего связи с порядковым номером и атомной массой. 
 
6. Изотопы 
 
Протонно-нейтронная теория позволила разрешить и еще однопротиворечие, возникшее при формировании теории атома. Если признать, чтоядра атомов элементов состоят из определенного числа нуклонов, то атомныемассы всех элементов должны выражаться целыми числами. Для многих элементовэто действительно так, а незначительные отклонения от целых чисел можнообъяснить недостаточной точностью измерения. Однако у некоторых элементовзначения атомных масс так сильно отклонялись от целых чисел, что это уженельзя объяснить неточностью измерения и другими случайными причинами. 
 
Например, атомная масса хлора (CL) равна 35,45. Установлено, чтоприблизительно три четверти существующих в природе атомов хлора имеют массу 
 
35, а одна четверть - 37. Таким образом, существующие в природе элементысостоят из смеси атомов, имеющих разные массы, но, очевидно, одинаковыехимические свойства, т. е. существуют разновидности атомов одного элементас разными и притом целочисленными массами. Ф. Астону удалось разделитьтакие смеси на составные части, которые были названы изотопами (отгреческих слов “изос” и “топос”, что означает “одинаковый” и “место” (здесьимеется в виду, что разные изотопы одного элемента занимают одно место впериодической системе)). С точки зрения протонно-нейтронной теории,изотопами называются разновидности элементов, ядра атомов которых содержатразличное число нейтронов, но одинаковое число протонов. Химическая природаэлемента обусловлена числом протонов в атомном ядре, которому равно и числоэлектронов в оболочке атома. Изменение же числа нейтронов (при неизменномчисле протонов) не сказывается на химических свойствах атома. 
 
Все это дает возможность сформулировать понятие химического элементакак вида атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра. Средиизотопов различных элементов были найдены такие, которые содержат в ядрепри разном числе протонов одинаковое общее число нуклонов, то есть атомыкоторых обладают одинаковой массой. Такие изотопы были названы изобарами 
 
(от греческого слова “барос”, что означает “вес”). Различная химическаяприрода изобаров убедительно подтверждает то, что природа элементаобуславливается не массой его атома. 
 
Для различных изотопов применяются названия и символы самих элементовс указанием массового числа, которое следует за названием элемента илиобозначается в виде индекса вверху слева от символа, например : хлор - 35или Cl. 
 
Различные изотопы отличаются друг от друга устойчивостью. 26элементов имеют лишь по одному устойчивому изотопу - такие элементыназываются моноизотопными (они характеризуются преимущественно нечетнымиатомными номерами), и атомные массы их приблизительно равны целым числам. 
 
У 55 элементов имеется по несколько устойчивых изотопов - они называютсяполиизотопными (большое число изотопов характерно преимущественно дляэлементов с четными номерами). У остальных элементов известны тольконеустойчивые, радиоактивные изотопы. Это все тяжелые элементы, начиная сэлемента №84 (полоний), а из относительно легких - №43 (технеций) и №61 
 
(прометий). Однако радиоактивные изотопы некоторых элементов относительноустойчивы (характеризуются большим периодом полураспада), и поэтому этиэлементы, например торий, уран, встречаются в природе. В большинстве жерадиоактивные изотопы получают искусственно, в том числе и многочисленныерадиоактивные изотопы устойчивых элементов.

Изоба́ры (в ед.ч. изоба́р; др.-греч. ἴσος (isos) — «одинаковый» + βάρος (baros) — «вес») — нуклиды разных элементов, имеющие одинаковое массовое число; например, изобарами являются ⁴⁰Ar, ⁴⁰K, ⁴⁰Ca. Хотя массовое число (т. е. число нуклонов) A = N + Z в ядрах-изобарах одинаково, числа протонов Z и нейтронов Nразличаются:  ,  . Совокупность изотопов с одинаковым A, но разным Z называют изобарической цепочкой. В то время как массовое число изобаров одинаково, их атомные массы совпадают лишь приближённо. Зависимость атомной массы (или избытка массы) от Z в изобарической цепочке показывает направление возможных бета-распадов. Эта зависимость в первом приближении представляет собой параболу (см. формула Вайцзеккера) — сечение долины стабильности плоскостью A = const.

Те виды радиоактивного распада, которые не изменяют массовое число (бета-распад, двойной бета-распад, изомерный переход), переводят одно ядро-изобар в другое. Поскольку распады такого рода происходят в направлении уменьшения избытка массы, последовательность таких распадов заканчивается на ядре, представляющем энергетический минимум в данной изобарической цепочке (бета-стабильное ядро). Для ядер с чётным массовым числом таких локальных минимумов на изобарической цепочке может быть от 1 до 3, поскольку чётно-чётные ядра (Z и N чётны) благодаря энергии спаривания имеют бо́льшую энергию связи, чем нечётно-нечётные ядра с тем же массовым числом. Локальные минимумы отличаются зарядом ядра на 2 единицы ( ), поэтому прямые бета-переходы между основными состояниями таких ядер невозможны (бета-распад изменяет заряд ядра на единицу). Переходы из локальных минимумов цепочки в глобальный возможны лишь благодаря двойным бета-процессам, которые являются процессами второго порядка по константе связи слабого взаимодействия и поэтому сильно подавлены: периоды полураспадапревышают 10¹⁹ лет. Таким образом, для нечётных A существует один бета-стабильный изобар, для чётных A — от одного до трёх. Если альфа-распад (и другие виды распада, изменяющие массовое число) для бета-стабильного изотопа запрещён или сильно подавлен, то этот изотоп присутствует в природной смеси изотопов.

В масс-спектрометрии изобарами называются как ядра с одинаковым массовым числом, так и молекулы с (приблизительно) одинаковой молекулярной массой. Так, молекулы ¹⁶O¹H²H (полутяжёлой воды) являются молекулярными изобарами к атому ¹⁹F. Ионы таких молекул и атомов имеют почти одинаковое отношение масса/заряд (при равном заряде) и, следовательно, движутся в электромагнитных полях масс-спектрометра по почти одинаковой траектории, являясь источником фона для своих изобар.

Изото́ны (от др.-греч. ισος — «равный», «одинаковый», и τόπος — «место», с заменой в последнем слове «п» на «н») — нуклиды, имеющие одинаковое количество нейтронов, но различающиеся по числу протонов в ядре. Примером изотонов могут служить нуклиды ¹⁵₇N, ¹⁴₆C, имеющие по 8 нейтронов.

Название «изотон» было придумано^[кем?] на основе слова «изотоп», путём замены «п» (протон) на «н» (нейтрон).^[1]

11-12. Радиоакти́вный распа́д (от лат. radius «луч» и āctīvus «действенный») — спонтанное изменение состава нестабильных атомных ядер (заряда Z, массового числа A) путём испускания элементарных частиц или ядерных фрагментов^[1]. Процесс радиоактивного распада также называют радиоакти́вностью, а соответствующие элементы радиоактивными. Радиоактивными называют также вещества, содержащие радиоактивные ядра.

Установлено, что радиоактивны все химические элементы с порядковым номером, большим 82 (то есть начиная с висмута), и многие более лёгкие элементы (прометий и технеций не имеют стабильных изотопов, а у некоторых элементов, например индия, калия иликальция, одни природные изотопы стабильны, другие же радиоактивны).

Естественная  радиоактивность — самопроизвольный распад ядер элементов, встречающихся в природе.

Искусственная радиоактивность — самопроизвольный распад ядер элементов, полученных искусственным путем через соответствующие ядерные реакции.

Энергетические спектры α-частиц и γ-квантов, излучаемых радиоактивными ядрами, прерывистые («дискретные»), а спектр β-частиц — непрерывный.

Распад, сопровождающийся испусканием альфа-частиц, назвали альфа-распадом; распад, сопровождающийся испусканием бета-частиц, был назван бета-распадом (в настоящее время известно, что существуют типы бета-распада без испускания бета-частиц, однако бета-распад всегда сопровождается испусканием нейтрино или антинейтрино). Термин «гамма-распад» применяется редко; испускание ядром гамма-квантов называют обычно изомерным переходом. Гамма-излучение часто сопровождает другие типы распада.

В настоящее  время, кроме альфа-, бета- и гамма-распадов, обнаружены распады с эмиссией нейтрона, протона (а также двух протонов), кластерная радиоактивность, спонтанное деление. Электронный захват, позитронный распад (или  -распад), а такжедвойной бета-распад (и его виды) обычно считаются различными типами бета-распада.

Некоторые изотопы могут  испытывать одновременно два или  более видов распада. Например, висмут-212 распадается с вероятностью 64 % в таллий-208 (посредством альфа-распада) и с вероятностью 36 % в полоний-212 (посредством бета-распада).

Образовавшееся в результате радиоактивного распада дочернее ядро иногда оказывается также радиоактивным  и через некоторое время тоже распадается. Процесс радиоактивного распада будет происходить до тех пор, пока не появится стабильное, то есть нерадиоактивное ядро, а последовательность возникающих при этом нуклидов называется радиоактивным рядом. В частности, для радиоактивных рядов, начинающихся с урана-238, урана-235 и тория-232, конечными (стабильными) нуклидами являются соответственно свинец-206, свинец-207 и свинец-208.

 

 α-распадом называют самопроизвольный распад атомного ядра на дочернее ядро и α-частицу (ядро атома ⁴He).

α-распад, как правило, происходит в тяжёлых ядрах с массовым числом А≥140 (хотя есть несколько исключений). Внутри тяжёлых ядер за счёт свойства насыщения ядерных сил образуются обособленные α-частицы, состоящие из двух протонов и двух нейтронов. Образовавшаяся α-частица подвержена большему действию кулоновских сил отталкивания от протонов ядра, чем отдельные протоны. Одновременно α-частица испытывает меньшее ядерное притяжение к нуклонам ядра, чем остальные нуклоны. Образовавшаяся альфа-частица на границе ядра отражается от потенциального барьера внутрь, однако с некоторой вероятностью она может преодолеть его (см. Туннельный эффект) и вылететь наружу. С уменьшением энергии альфа-частицы проницаемость потенциального барьера экспоненциально уменьшается, поэтому время жизни ядер с меньшей доступной энергией альфа-распада при прочих равных условиях больше.

Правило смещения Содди для  α-распада:

.

Пример:

.

В результате α-распада  элемент смещается на 2 клетки к  началу таблицы Менделеева, массовое число дочернего ядра уменьшается на 4.

Беккерель доказал, что β-лучи являются потоком электронов. β-распад — это проявление слабого взаимодействия.

β-распад (точнее, бета-минус-распад,  -распад) — это радиоактивный распад, сопровождающийся испусканием из ядра электрона и антинейтрино.

β-распад является внутринуклонным  процессом. Он происходит вследствие превращения  одного из d-кварков в одном из нейтронов ядра в u-кварк; при этом происходит превращение нейтрона в протон с испусканием электрона и антинейтрино:

Правило смещения Содди для  -распада:

Пример:

После  -распада элемент смещается на 1 клетку к концу таблицы Менделеева (заряд ядра увеличивается на единицу), тогда как массовое число ядра при этом не меняется.

Существуют также другие типы бета-распада. В позитронном распаде (бета-плюс-распаде) ядро испускает позитрон и нейтрино. При этом заряд ядра уменьшается на единицу (ядро смещается на одну клетку к началу таблицы Менделеева). Позитронный распад всегда сопровождается конкурирующим процессом — электронным захватом (когда ядро захватывает электрон из атомной оболочки и испускает нейтрино, при этом заряд ядра также уменьшается на единицу). Однако обратное неверно: многие нуклиды, для которых позитронный распад запрещён, испытывают электронный захват. Наиболее редким из известных типов радиоактивного распада являетсядвойной бета-распад, он обнаружен на сегодня лишь для десяти нуклидов, и периоды полураспадов превышают 10¹⁹ лет. Все типы бета-распада сохраняют массовое число ядра.