Z učebných materiálov sa dozviete, že atómy niektorých chemických prvkov sa líšia hmotnosťou od atómov iných chemických prvkov. Učiteľ vám povie, ako chemici merali hmotnosť atómov, ktoré sú také malé, že ich nevidíte ani elektrónovým mikroskopom.

Téma: Počiatočné chemické pojmy

Lekcia: Relatívna atómová hmotnosť chemických prvkov

Začiatkom 19. stor. (150 rokov po práci Roberta Boyla) Anglický vedec John Dalton navrhol spôsob, ako určiť hmotnosť atómov chemických prvkov. Pozrime sa na podstatu tejto metódy.

Dalton navrhol model, podľa ktorého do molekuly komplexnej látky vstupuje iba jeden atóm rôznych chemických prvkov. Napríklad veril, že molekula vody pozostáva z 1 atómu vodíka a 1 atómu kyslíka. Podľa Daltona zloženie jednoduchých látok zahŕňa tiež iba jeden atóm chemického prvku. Tie. molekula kyslíka musí byť zložená z jedného atómu kyslíka.

A potom, keď poznáme hmotnostné zlomky prvkov v látke, je ľahké určiť, koľkokrát sa hmotnosť atómu jedného prvku líši od hmotnosti atómu iného prvku. Dalton teda veril, že hmotnostný zlomok prvku v látke je určený hmotnosťou jeho atómu.

Je známe, že hmotnostný podiel horčíka v oxide horečnatom je 60 % a hmotnostný podiel kyslíka je 40 %. Podľa Daltonovej úvahy môžeme povedať, že hmotnosť atómu horčíka je 1,5-krát väčšia ako hmotnosť atómu kyslíka (60/40 = 1,5):

Vedec si všimol, že hmotnosť atómu vodíka je najmenšia, pretože neexistuje zložitá látka, v ktorej by bol hmotnostný zlomok vodíka väčší ako hmotnostný zlomok iného prvku. Preto navrhol porovnať hmotnosti atómov prvkov s hmotnosťou atómu vodíka. A týmto spôsobom vypočítal prvé hodnoty relatívnych (vzhľadom na atóm vodíka) atómových hmotností chemických prvkov.

Atómová hmotnosť vodíka bola braná ako jednotka. A hodnota relatívnej hmotnosti síry sa ukázala byť 17. Ale všetky získané hodnoty boli buď približné alebo nesprávne, pretože experimentálna technika tej doby bola ďaleko od dokonalosti a Daltonova inštalácia na zloženie látky bola nesprávna.

V rokoch 1807-1817. Švédsky chemik Jøns Jakob Berzelius vykonal obrovskú štúdiu na objasnenie relatívnych atómových hmotností prvkov. Podarilo sa mu získať výsledky blízke moderným.

Oveľa neskôr ako práce Berzeliusa sa hmotnosti atómov chemických prvkov začali porovnávať s 1/12 hmotnosti atómu uhlíka (obr. 2).

Ryža. 1. Model na výpočet relatívnej atómovej hmotnosti chemického prvku

Relatívna atómová hmotnosť chemického prvku ukazuje, koľkokrát je hmotnosť atómu chemického prvku väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Relatívna atómová hmotnosť je označená A r, nemá žiadne merné jednotky, pretože ukazuje pomer hmotností atómov.

Napríklad: A r (S) = 32, t.j. atóm síry je 32-krát ťažší ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Absolútna hmotnosť 1/12 atómu uhlíka je referenčnou jednotkou, ktorej hodnota je vypočítaná s vysokou presnosťou a je 1,66 * 10 -24 g alebo 1,66 * 10 -27 kg. Táto referenčná hmotnosť sa nazýva atómová hmotnostná jednotka (ráno).

Hodnoty relatívnych atómových hmotností chemických prvkov sa nemusia zapamätať, sú uvedené v akejkoľvek učebnici alebo referenčnej knihe o chémii, ako aj v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev.

Pri výpočte hodnôt relatívnych atómových hmotností je obvyklé zaokrúhľovať na celé čísla nahor.

Výnimkou je relatívna atómová hmotnosť chlóru – pre chlór sa používa hodnota 35,5.

1. Zbierka úloh a cvičení z chémie: 8. ročník: k učebnici P.А. Orzhekovsky a kol., "Chémia, stupeň 8" / P.А. Oržekovskij, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.

2. Ushakova O.V. Pracovný zošit z chémie: ročník 8: k učebnici P.A. Oržekovskij a ďalší.“ Chémia. Stupeň 8 "/ О.V. Ushakov, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovskij; pod. vyd. Prednášal prof. P.A. Oržekovskij - M .: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 24-25)

3. Chémia: 8. ročník: učebnica. pre všeobecné inštitúcie / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M .: AST: Astrel, 2005. (§10)

4. Chémia: anorganická. chémia: učebnica. za 8 cl. všeobecný inštitúcie / G.E. Rudzitis, FuGyu Feldman. - M .: Vzdelávanie, JSC "Moskva učebnice", 2009. (§§ 8.9)

5. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / kap. vydanie od V.A. Volodin, viedol. vedecký. vyd. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003.

Ďalšie webové zdroje

1. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov ().

2. Elektronická verzia časopisu "Chémia a život" ().

Domáca úloha

str.24-25 č.1-7 z Pracovného zošita z chémie: 8. ročník: k učebnici P.A. Oržekovskij a ďalší.“ Chémia. Stupeň 8 "/ О.V. Ushakov, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovskij; pod. vyd. Prednášal prof. P.A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

DEFINÍCIA

Železo- dvadsiaty šiesty prvok periodickej tabuľky. Označenie - Fe z latinského "ferrum". Nachádza sa vo štvrtom období skupiny VIIIB. Vzťahuje sa na kovy. Jadrový náboj je 26.

Železo je po hliníku najrozšírenejším kovom na svete: tvorí 4 % (hmot.) zemskej kôry. Železo sa nachádza vo forme rôznych zlúčenín: oxidy, sulfidy, kremičitany. Vo voľnom stave sa železo nachádza iba v meteoritoch.

Medzi najvýznamnejšie železné rudy patrí magnetická železná ruda Fe 3 O 4, červená železná ruda Fe 2 O 3, hnedá železná ruda 2Fe 2 O 3 × 3H 2 O a železná ruda FeCO 3.

Železo je striebristý (obr. 1) ťažný kov. Dobre sa hodí na kovanie, valcovanie a iné druhy obrábania. Mechanické vlastnosti železa silne závisia od jeho čistoty – od obsahu aj veľmi malých množstiev iných prvkov v ňom.

Ryža. 1. Žehlička. Vzhľad.

Atómová a molekulová hmotnosť železa

Relatívna molekulová hmotnosť látky(M r) je číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát je hmotnosť danej molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka a relatívna atómová hmotnosť prvku(A r) - koľkokrát je priemerná hmotnosť atómov chemického prvku väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Pretože železo vo voľnom stave existuje vo forme monoatomických molekúl Fe, hodnoty jeho atómových a molekulových hmotností sa zhodujú. Rovnajú sa 55,847.

Alotropia a alotropné modifikácie železa

Železo tvorí dve kryštalické modifikácie: α-železo a γ-železo. Prvý z nich má kubickú mriežku centrovanú na telo, druhý - kubickú mriežku centrovanú tvárou. α-Železo je termodynamicky stabilné v dvoch teplotných rozsahoch: pod 912 °C a od 1394 °C do bodu topenia. Teplota topenia železa je 1539 ± 5 o C. Medzi 912 o C a 1394 o C je γ-železo stabilné.

Teplotné rozsahy stability α- a γ-železa sú určené charakterom zmeny Gibbsovej energie oboch modifikácií so zmenou teploty. Pri teplotách pod 912 o C a nad 1394 o C je Gibbsova energia α-železa menšia ako Gibbsova energia γ-železa a v rozmedzí 912 - 1394 oC je vyššia.

Izotopy železa

Je známe, že v prírode sa železo nachádza vo forme štyroch stabilných izotopov 54 Fe, 56 Fe, 57 Fe a 57 Fe. Ich hmotnostné čísla sú 54, 56, 57 a 58. Jadro atómu izotopu železa 54 Fe obsahuje dvadsaťšesť protónov a dvadsaťosem neutrónov a zvyšné izotopy sa od neho líšia len počtom neutrónov.

Existujú umelé izotopy železa s hmotnostnými číslami od 45 do 72, ako aj 6 izomérnych stavov jadier. Najdlhší z vyššie uvedených izotopov je 60 Fe s polčasom rozpadu 2,6 milióna rokov.

Ióny železa

Elektronický vzorec zobrazujúci orbitálnu distribúciu elektrónov železa je nasledujúci:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2.

V dôsledku chemickej interakcie sa železo vzdáva svojich valenčných elektrónov, t.j. je ich donorom a mení sa na kladne nabitý ión:

Fe 0 -2e → Fe 2+;

Fe 0 -3e → Fe 3+.

Molekula a atóm železa

Vo voľnom stave existuje železo vo forme monoatomických molekúl Fe. Tu sú niektoré z vlastností, ktoré charakterizujú atóm a molekulu železa:

Zliatiny železa

Až do 19. storočia boli zliatiny železa známe najmä zliatinami s uhlíkom, ktoré dostali názvy oceľ a liatina. Neskôr však vznikli nové zliatiny na báze železa obsahujúce chróm, nikel a ďalšie prvky. V súčasnosti sa zliatiny železa delia na uhlíkové ocele, liatiny, legované ocele a ocele so špeciálnymi vlastnosťami.

V technológii sa zliatiny železa zvyčajne nazývajú železné kovy a ich výroba sa nazýva metalurgia železa.

Príklady riešenia problémov

Fyzikálne vlastnosti železa závisia od jeho čistoty. Čisté železo je pomerne ťažný strieborno-biely kov. Hustota železa je 7,87 g/cm3. Teplota topenia je 1539 ° C. Na rozdiel od mnohých iných kovov je železo magnetické.

Čisté železo je na vzduchu pomerne stabilné. V praxi sa používa železo obsahujúce nečistoty. Pri zahrievaní je železo dosť aktívne proti mnohým nekovom. Uvažujme o chemických vlastnostiach železa na príklade interakcie s typickými nekovmi: kyslíkom a sírou.

Pri spaľovaní železa v kyslíku vzniká zlúčenina železa s kyslíkom, ktorá sa nazýva železný kameň. Reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním tepla a svetla. Zostavme rovnicu chemickej reakcie:

3Fe + 202 = Fe304

Pri zahrievaní železo prudko reaguje so sírou za vzniku sulfidu železnatého. Reakcia je tiež sprevádzaná uvoľňovaním tepla a svetla. Zostavme rovnicu chemickej reakcie:

Železo je široko používané v priemysle a každodennom živote. Doba železná je éra vo vývoji ľudstva, ktorá sa začala začiatkom prvého tisícročia pred Kristom v súvislosti s rozšírením tavenia železa a výrobou železných nástrojov a vojenských zbraní. Doba železná nahradila dobu bronzovú. Oceľ sa prvýkrát objavila v Indii v desiatom storočí pred Kristom, liatina až v stredoveku. Čisté železo sa používa na výrobu jadier pre transformátory a elektromagnety, ako aj pri výrobe špeciálnych zliatin. V praxi sa používajú predovšetkým zliatiny železa: liatina a oceľ. Liatina sa používa pri výrobe odliatkov a ocele, ocele - ako konštrukčné a nástrojové materiály, ktoré vykazujú odolnosť proti korózii.

Pod vplyvom vzdušného kyslíka a vlhkosti sa zliatiny železa menia na hrdzu. Produkt hrdze možno opísať chemickým vzorcom Fe 2 O 3 · xH 2 O. Jedna šestina liatiny zomrie na hrdzu, takže otázka boja proti korózii je veľmi dôležitá. Metódy ochrany proti korózii sú veľmi rôznorodé. Najdôležitejšie z nich sú: ochrana kovového povrchu povlakom, vytváranie zliatin s antikoróznymi vlastnosťami, elektrochemické prostriedky, zmena zloženia média. Ochranné nátery sa delia do dvoch skupín: kovové (povlak železa zinkom, chrómom, niklom, kobaltom, meďou) a nekovové (laky, farby, plasty, guma, cement). Zavedením špeciálnych prísad do zloženia zliatin sa získa nehrdzavejúca oceľ.

Železo. Množstvo železa v prírode

Železo. Množstvo železa v prírode. Biologická úloha železa

Druhým dôležitým chemickým prvkom po kyslíku, ktorého vlastnosti sa budú skúmať, je Ferum. Železo je kovový prvok, ktorý tvorí jednoduchú látku – železo. Železo je súčasťou ôsmej skupiny vedľajšej podskupiny periodického systému. Podľa čísla skupiny by mala byť maximálna valencia železa osem, avšak v zlúčeninách Ferum často vykazuje valencie dva a tri, ako aj známe zlúčeniny s valenciou železa šesť. Relatívna atómová hmotnosť železa je päťdesiatšesť.

Ferum je z hľadiska rozloženia v zložení zemskej kôry na druhom mieste po hliníku. Hmotnostný podiel železa v zemskej kôre je takmer päť percent. Vo svojom pôvodnom stave je železo veľmi zriedkavé, zvyčajne iba vo forme meteoritov. Práve v tejto podobe sa naši predkovia mohli najskôr zoznámiť so železom a zhodnotiť ho ako veľmi dobrý materiál na výrobu nástrojov. Železo sa považuje za hlavnú zložku zemského jadra. Ferum sa v prírode častejšie vyskytuje v zložení rúd. Najvýznamnejšie z nich sú: magnetická železná ruda (magnetit) Fe 3 O 4, červená železná ruda (hematit) Fe 2 O 3, hnedá železná ruda (limonit) Fe 2 O 3 nH 2 O, pyrit (pyrit) FeS 2 , železná ruda (siderit) FeСO3, goethit FeO (OH). Vody mnohých minerálnych prameňov obsahujú Fe (HCO 3) 2 a niektoré ďalšie soli železa.

Železo je životne dôležitý prvok. V ľudskom tele, ako aj u zvierat, je železo prítomné vo všetkých tkanivách, no väčšina (asi tri gramy) sa koncentruje v krvných telieskach. Atómy železa zaujímajú centrálnu pozíciu v molekulách hemoglobínu, hemoglobín im vďačí za svoju farbu a schopnosť viazať kyslík na odštiepenie. Železo sa podieľa na prenose kyslíka z pľúc do tkanív tela. Denná potreba tela pre Ferum je 15-20 mg. Jeho celkové množstvo vstupuje do ľudského tela s rastlinnými potravinami a mäsom. Pri strate krvi prevyšuje potreba Ferum množstvo, ktoré človek prijíma z potravy. Nedostatok železa v tele môže viesť k stavu charakterizovanému znížením počtu červených krviniek a hemoglobínu v krvi. Lieky obsahujúce železo by sa mali užívať iba podľa pokynov lekára.

Chemické vlastnosti kyslíka. Reakcie zlúčenín

Chemické vlastnosti kyslíka. Reakcie zlúčenín. Oxidy, oxidácia a koncepcia spaľovania. Podmienky pre spustenie a ukončenie horenia

Kyslík po zahriatí prudko reaguje s mnohými látkami. Ak sa žeravé uhlie C vloží do nádoby s kyslíkom, rozpáli sa do biela a spáli. Zostavme rovnicu chemickej reakcie:

C + ONaHC02 = COnaHC02

Síra S horí v kyslíku jasnomodrým plameňom za vzniku plynnej látky - oxidu siričitého. Zostavme rovnicu chemickej reakcie:

S + ONaHC02 = SONaHCO2

Fosfor P horí v kyslíku jasným plameňom a vytvára hustý biely dym, ktorý pozostáva z pevných častíc oxidu fosforečného (V). Zostavme rovnicu chemickej reakcie:

4P + 5ONaHC02 = 2PNaHC02ONaHCO 5

Reakčné rovnice pre interakciu kyslíka s uhlím, sírou a fosforom spája skutočnosť, že z dvoch východiskových látok v každom z prípadov vzniká jedna látka. Takéto reakcie, v dôsledku ktorých sa z niekoľkých východiskových látok (činidiel) vytvorí iba jedna látka (produkt), sa nazývajú reakcie správ.

Produkty interakcie kyslíka s uvažovanými látkami (uhlie, síra, fosfor) sú oxidy. Oxidy sa nazývajú komplexné látky obsahujúce dva prvky, z ktorých jeden je kyslík. Takmer všetky chemické prvky tvoria oxidy, s výnimkou niektorých inertných prvkov: hélium, neón, argón, kryptón a xenón. Existujú niektoré chemické prvky, ktoré sa priamo nezlučujú s kyslíkom, ako napríklad Aurum.

Chemické reakcie interakcie látok s kyslíkom sa nazývajú oxidačné reakcie. Oxidácia je všeobecnejšia ako spaľovanie. Horenie je chemická reakcia, pri ktorej dochádza k oxidácii látok, sprevádzaná uvoľňovaním tepla a svetla. Aby došlo k horeniu, sú potrebné nasledujúce podmienky: tesný kontakt vzduchu s horľavou látkou a zahriatie na zápalnú teplotu. Teplota vzplanutia má pre rôzne látky rôzny význam. Napríklad teplota vznietenia drevného prachu je 610 ° C, síry - 450 ° C, bieleho fosforu 45 - 60 ° C. Aby sa zabránilo horeniu, musí byť vybudená aspoň jedna z uvedených podmienok. To znamená, že je potrebné odstrániť horľavú látku, ochladiť ju pod teplotu vznietenia, zablokovať prístup kyslíka. Spaľovacie procesy nás sprevádzajú každodenným životom, preto by mal každý poznať podmienky vzniku a ukončenia horenia, ako aj dodržiavať potrebné pravidlá pri zaobchádzaní s horľavými látkami.

Cyklus kyslíka v prírode

Cyklus kyslíka v prírode. Využitie kyslíka, jeho biologická úloha

Asi štvrtinu atómov všetkej živej hmoty tvorí kyslík. Keďže celkový počet atómov kyslíka v prírode je nezmenený, pri odstraňovaní kyslíka zo vzduchu v dôsledku dýchania a iných procesov by malo dôjsť k jeho doplneniu. Najdôležitejšími zdrojmi kyslíka v neživej prírode sú oxid uhličitý a voda. Kyslík sa do atmosféry dostáva najmä procesom fotosyntézy, na ktorej sa podieľa. Zemská atmosféra je dôležitým zdrojom kyslíka. Časť kyslíka sa tvorí v horných častiach atmosféry v dôsledku disociácie vody pod vplyvom slnečného žiarenia. Časť kyslíka uvoľňujú zelené rastliny počas fotosyntézy s ah-dva-o a toto-v-dvoch. Atmosférický it-o-dva sa zase vytvára v dôsledku reakcií spaľovania a dýchania zvierat. Atmosférický o-dvojka sa vynakladá na tvorbu ozónu v horných častiach atmosféry, oxidačné zvetrávanie hornín, v procese dýchania zvierat a pri spaľovacích reakciách. Premena na dva-dva vedie k uvoľneniu energie, respektíve energiu treba vynaložiť na premenu tohto-dva na dva-dva. Táto energia sa ukáže ako Slnko. Život na Zemi teda závisí od cyklických chemických procesov, ktoré sú možné v dôsledku prenikania slnečnej energie.

Použitie kyslíka je spôsobené jeho chemickými vlastnosťami. Kyslík je široko používaný ako oxidačné činidlo. Používa sa na zváranie a rezanie kovov, v chemickom priemysle - na získavanie rôznych zlúčenín a zintenzívnenie niektorých výrobných procesov. Vo vesmírnej technike sa kyslík používa na spaľovanie vodíka a iných druhov paliva, v letectve – pri lietaní vo veľkých výškach, v chirurgii – na podporu pacientov s dýchavičnosťou.

Biologická úloha kyslíka je spôsobená jeho schopnosťou udržiavať dýchanie. Človek pri dýchaní jednej minúty spotrebuje v priemere 0,5 dm3 kyslíka, cez deň - 720 dm 3 a počas roka - 262,8 m 3 kyslíka.
1. Tepelný rozklad manganistanu draselného. Zostavme rovnicu chemickej reakcie:

Látka draslík-mangán-asi štyri je rozšírená v každodennom živote pod názvom "manganistan draselný". Vzniknutý kyslík sa prejavuje tlejúcim horákom, ktorý jasne bliká pri otvore výstupnej trubice plynu zariadenia, v ktorom prebieha reakcia, alebo pri zavádzaní do nádoby s kyslíkom.

2. Reakcia rozkladu peroxidu vodíka v prítomnosti oxidu mangánu (IV). Zostavme rovnicu chemickej reakcie:

Peroxid vodíka je dobre známy aj z každodenného života. Môže sa použiť na ošetrenie škrabancov a malých rán (roztok dvoch-dvoch-dvoch hmotnostných troch percent by mal byť v každej lekárničke). Mnoho chemických reakcií sa urýchľuje v prítomnosti určitých látok. V tomto prípade je reakcia rozkladu peroxidu vodíka urýchlená mangánom-o-dva, ale samotný mangán-o-dva sa nespotrebuje a nie je súčasťou reakčných produktov. Mangán-o-dva je katalyzátor.

Katalyzátory sú látky, ktoré urýchľujú chemické reakcie, ale samy sa nespotrebúvajú. Katalyzátory sa široko používajú nielen v chemickom priemysle, ale zohrávajú dôležitú úlohu aj v ľudskom živote. Prírodné katalyzátory nazývané enzýmy, ktoré sa podieľajú na regulácii biochemických procesov.

Kyslík, ako už bolo uvedené, je o niečo ťažší ako vzduch. Preto sa môže zbierať vytlačením vzduchu do nádoby umiestnenej otvorom nahor.

Obnovené dreveným uhlím v peci (pozri), usporiadané v jame; čerpali do vyhne s kožušinami, výrobok - krica sa údermi oddeľoval od trosky a kovali sa z neho rôzne výrobky. Ako sa zlepšovali spôsoby fúkania a zvyšovala sa výška ohniska, proces sa zväčšoval a jeho časť bola nauhličená, čiže sa získala liatina; tento relatívne krehký produkt bol považovaný za odpadový produkt. Odtiaľ pochádza názov liatiny "prasa", "prasa" - anglické surové železo. Neskôr sa zistilo, že pri nakladaní nie železa, ale liatiny do kováčskej dielne sa získa aj železná kôra s nízkym obsahom uhlíka a takýto dvojstupňový proces (pozri redistribúcia výbuchu) sa ukázal byť výnosnejší ako surový fúkaný jeden. V 12-13 stor. metóda kričania bola už rozšírená. V 14. storočí. surové železo sa začalo taviť nielen ako polotovar na ďalšie spracovanie, ale aj ako materiál na odlievanie rôznych výrobkov. Do toho istého obdobia sa datuje aj prestavba ohniska na baňu (vysokú pec) a následne na vysokú pec. V polovici 18. stor. V Európe sa začal používať téglikový proces získavania ocele, ktorý bol v Sýrii známy už v ranom období stredoveku, no neskôr sa ukázal byť zabudnutý. Pri tejto metóde sa oceľ získavala tavením kovových náplní v malých (téglikoch) z vysoko žiaruvzdornej hmoty. V poslednej štvrtine 18. stor. začal rozvíjať puddling proces prerozdeľovania liatiny v ohnisku ohnivého reflexného (pozri Puddling). Priemyselná revolúcia 18. a začiatku 19. storočia, vynález parného stroja, výstavba železníc, veľkých mostov a parného parku vyvolali po ňom enormný dopyt. Všetky existujúce výrobné metódy však nedokázali uspokojiť potreby trhu. Hromadná výroba ocele sa začala až v polovici 19. storočia, keď boli vyvinuté procesy Bessemer, Thomas a otvorený níst. V 20. storočí. vznikol a rozšíril sa proces tavenia elektrickým oblúkom, čím sa získala vysokokvalitná oceľ.

Prevalencia v prírode. Z hľadiska obsahu v litosfére (4,65 % hm.) sa radí na druhé miesto medzi (prvé). Intenzívne migruje v zemskej kôre a tvorí asi 300 ( atď.). sa aktívne podieľa na magmatických, hydrotermálnych a hypergénnych procesoch, ktoré sú spojené s tvorbou rôznych typov jeho ložísk (viď. Železo). - hlbiny zeme, hromadí sa v raných štádiách magmy, v ultrabázickej (9,85 %) a zásaditej (8,56 %) (v granitoch je to len 2,7 %). B sa hromadí v mnohých morských a kontinentálnych sedimentoch a vytvára sedimentárne.

Nasledovné sú fyzikálne vlastnosti súvisiace najmä s vlastnosťami s celkovým obsahom nečistôt nižším ako 0,01 % hmotnosti:

Interakcia s. Koncentrovaná HNO 3 (hustota 1,45 g / cm 3) pasivuje v dôsledku vzhľadu ochranného oxidového filmu na jej povrchu; zriedenejšia HN03 sa rozpúšťa za vzniku Fe2+ alebo Fe3+, pričom sa redukuje na MH3 alebo N20 a N2.

Prijímanie a používanie. Čistý sa získava v relatívne malých množstvách vodného roztoku. Vyvíja sa metóda na priame získavanie z. Postupne sa zvyšuje produkcia dostatočne čistého priamo z rudných koncentrátov alebo uhlia na relatívne nízkych úrovniach.

Najdôležitejšie z moderných technológií. Vo svojej čistej forme sa kvôli svojej nízkej hodnote prakticky nepoužíva, hoci v každodennom živote sa výrobky z ocele alebo liatiny často nazývajú "železo". Objem sa používa vo forme veľmi odlišného zloženia a vlastností. Tvorí približne 95 % všetkých kovových výrobkov. Bohatá (nad 2% hmotnosti) - liatina, tavená vo vysokých peciach z obohateného železa (pozri Výroba vysokých pecí). Oceľ rôznych akostí (obsah menej ako 2 % hm.) sa taví z liatiny v otvorenom ohnisku a elektro a konvertoroch (vypaľovaním) prebytkov, odstránením škodlivých nečistôt (hlavne S, P, O) a pridaním legujúcich prvkov (viď. Otvorené ohnisko, Konvertor). Vysokolegované ocele (s vysokým obsahom a ďalšími prvkami) sa tavia elektrickým oblúkom a indukciou. Na výrobu ocelí a na obzvlášť kritické účely sa využívajú nové procesy - vákuum, elektrotroskové pretavovanie, plazmové a elektrónové lúče atď. Vyvíjajú sa metódy tavenia ocele v nepretržite pracujúcich jednotkách, ktoré zabezpečujú vysokú kvalitu a automatizáciu procesu.

Na ich základe vznikajú materiály, ktoré odolajú pôsobeniu vysokého, nízkeho, vysokého, agresívneho prostredia, vysokého striedavého napätia, jadrového žiarenia atď. Výroba a neustále rastie. V roku 1971 sa v ZSSR vytavilo 89,3 milióna ton surového železa a 121 miliónov ton ocele.

L. A. Shvartsman, L. V. Vanyukova.

Používa sa ako umelecký materiál už od staroveku v Egypte (na hlavu z hrobky Tutanchamona pri Thébách, polovica 14. storočia pred Kristom, Ashmolean Museum, Oxford), Mezopotámii (dýky nájdené pri Carchemish, 500 pred Kristom, Britské múzeum, Londýn ),

Relatívna atómová hmotnosť(skrátene - atómová hmotnosť) prvku - je pomer hmotnosti jeho atómu k 1/12 hmotnosti atómu 12 C (uhlík).

História

Spočiatku sa pri výpočte atómových hmotností brala hmotnosť atómu vodíka ako najľahšieho prvku ako jednotka hmotnosti a hmotnosti ostatných prvkov sa počítali vo vzťahu k nej. Ale keďže atómové hmotnosti väčšiny látok sú určené na základe zloženia ich kyslíkových zlúčenín, výpočty sa v skutočnosti robili vo vzťahu k atómovej hmotnosti kyslíka, ktorá sa považovala za rovnú 16. Pomer medzi atómovými hmotnosťami kyslíka a vodíka bol stanovený na 16:1. Následne presnejšie merania ukázali, že tento pomer je 15,874:1 alebo 16:1,0079. Zmena atómovej hmotnosti kyslíka by mala za následok zmenu atómovej hmotnosti väčšiny prvkov. Preto bolo rozhodnuté ponechať atómovú hmotnosť 16 pre kyslík, pričom atómová hmotnosť vodíka je 1,0077.

Jednotka hmotnosti kyslíka

Teda 1/16 atómu kyslíka, ktorý sa nazýval kyslíková jednotka, bola braná ako jednotka atómovej hmotnosti.

Neskôr sa zistilo, že prírodný kyslík je zmesou izotopov, takže kyslíkovú hmotnostnú jednotku charakterizuje priemerná atómová hmotnosť prírodných izotopov kyslíka.

Pre atómovú fyziku sa takáto jednotka ukázala ako neprijateľná a v tomto odbore vedy sa za jednotku atómovej hmotnosti považovala 1/16 hmotnosti atómu kyslíka 16 O. V dôsledku toho sa vytvorili dve školy atómových hmotností - chemický a fyzikálny. Prítomnosť dvoch stupníc atómových hmotností spôsobila veľké nepríjemnosti.

V roku 1961 bola prijatá jednotná stupnica relatívnych atómových hmotností, ktorá vychádza z 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12 C, tzv. jednotka atómovej hmotnosti (amu) .

\ [1 amu = 1,66 · 10 ^ (- 27) (kg) \]

V modernom meradle sú relatívne hmotnosti kyslíka a vodíka 15,9994 a 1,00794.

Jednou z hlavných charakteristík akéhokoľvek chemického prvku je jeho relatívna atómová hmotnosť.

(Jednotkou atómovej hmotnosti je 1/12 hmotnosti atómu uhlíka, ktorého hmotnosť sa považuje za 12 amu a je1,66 10 24 G.

Porovnaním hmotností atómov prvkov s jedným amu sa nájdu číselné hodnoty relatívnej atómovej hmotnosti (Ar).

Relatívna atómová hmotnosť prvku ukazuje, koľkokrát je hmotnosť jeho atómu väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Napríklad pre kyslík je Ar(O) = 15,9994 a pre vodík je Ar(H) = 1,0079.

Pre molekuly jednoduchých a zložitých látok urč relatívna molekulová hmotnosť, ktorý sa číselne rovná súčtu atómových hmotností všetkých atómov, ktoré tvoria molekulu. Napríklad molekulová hmotnosť vody H20

Mg (H20) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.

Avogadrov zákon

V chémii sa spolu s jednotkami hmotnosti a objemu používa jednotka množstva látky nazývaná mol.

! KRTKO (v) - jednotka na meranie množstva látky obsahujúcej toľko štruktúrnych jednotiek (molekúl, atómov, iónov), koľko atómov je obsiahnutých v 0,012 kg (12 g) izotopu uhlíka "C".

To znamená, že 1 mol akejkoľvek látky obsahuje rovnaký počet štruktúrnych jednotiek, rovný 6,02 10 23 . Táto hodnota sa nazýva Avogadro konštanta(označenie NA, rozmer 1 / mol).

Taliansky vedec Amadeo Avogadro v roku 1811 predložil hypotézu, ktorá bola neskôr potvrdená experimentálnymi údajmi a neskôr dostala názov Avogadrov zákon. Upozornil na skutočnosť, že všetky plyny sú rovnako stlačené (Boyle-Mariottov zákon) a majú rovnaké koeficienty tepelnej rozťažnosti (Gay-Lussacov zákon). V tejto súvislosti navrhol:

rovnaké objemy rôznych plynov za rovnakých podmienok obsahujú rovnaký počet molekúl.

Za rovnakých podmienok (zvyčajne sa hovorí o normálnych podmienkach: absolútny tlak je 1013 milibarov a teplota 0 °C) je vzdialenosť medzi molekulami pre všetky plyny rovnaká a objem molekúl je zanedbateľný. Vzhľadom na všetky vyššie uvedené skutočnosti môžeme urobiť predpoklad:

ak obsahujú rovnaké objemy plynov za rovnakých podmienok rovnaký počet molekúl, potom hmoty, ktoré obsahujú rovnaký počet molekúl, musia mať rovnaký objem.

Inými slovami,

Za rovnakých podmienok 1 mól akéhokoľvek plynu zaberá rovnaký objem. Za normálnych podmienok zaberá objem 1 mol akéhokoľvek plynu vrovných 22,4 litra. Tento zväzok sa nazývamolárny objem plynu (rozmer l / mol alebo m³ / mol).

Presná hodnota molárneho objemu plynu za normálnych podmienok (tlak 1013 mbar a teplota 0 °C) je 22,4135 ± 0,0006 l/mol. Za štandardných podmienok (t= +15° C, tlak = 1013 mbar) 1 mol plynu zaberá objem 23,6451 litrov a prit= + 20 ° C a tlaku 1013 mbar, 1 mol má objem asi 24,2 litra.

V číselnom vyjadrení sa molárna hmotnosť zhoduje s hmotnosťami atómov a molekúl (v amu) as relatívnou atómovou a molekulovou hmotnosťou.

V dôsledku toho má 1 mol akejkoľvek látky takú hmotnosť v gramoch, ktorá sa číselne rovná molekulovej hmotnosti tejto látky, vyjadrenej v atómových hmotnostných jednotkách.

Napríklad M (O2) = 16 amu. jednotky 2 = 32 jednotiek 1 mól kyslíka teda zodpovedá 32 g Hustoty plynov merané za rovnakých podmienok sa označujú ako ich molárne hmotnosti. Keďže pri preprave skvapalnených plynov na plynových nosičoch sú hlavným predmetom praktických problémov molekulárne látky (kvapaliny, pary, plyny), hlavným požadovaným množstvom bude aj molárna hmotnosť. M(g / mol), množstvo látky v v móloch a hmote T látky v gramoch alebo kilogramoch.

Poznaním chemického vzorca konkrétneho plynu je možné vyriešiť niektoré praktické problémy, ktoré vznikajú pri preprave skvapalnených plynov.

Príklad 1. Nádrž obsahuje 22 ton skvapalneného etylénu (S2 H4 ). Je potrebné zistiť, či je na palube dostatok nákladu na vyčistenie troch nákladných tankov s objemom 5 000 m 3 každý, ak je po vyčistení teplota v nádržiach 0 ° C a tlak 1 013 milibarov.

1. Určte molekulovú hmotnosť etylénu:

M = 2 12,011 + 4 1,0079 = 28,054 g/mol.

2. Vypočítajte hustotu pár etylénu za normálnych podmienok:

p = M/V = 28,054: 22,4 = 1,232 g/l.

3. Nájdite objem nákladných pár za normálnych podmienok:

22 ∙ 10 6: 1,252 = 27 544 m 3.

Celkový objem nákladných tankov je 15 000 m3. V dôsledku toho je na palube dostatok nákladu na prečistenie všetkých nákladných nádrží etylénovými parami.

Príklad 2... Je potrebné určiť, koľko propánu (S3 H8 ) potrebné na preplachovanie nákladných tankov s celkovou kapacitou 8000 m 3, ak je teplota tankov + 15 °C a tlak pár propánu v tanku po ukončení preplachovania nepresiahne 1013 milibarov.

1. Určte molárnu hmotnosť propánu S3 H8

M = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.

2. Určte hustotu propánových pár po vyčistení nádrží:

p = M: v = 44,1: 23,641 = 1,865 kg/m3.

3. Keď poznáme hustotu a objem pár, určíme celkové množstvo propánu potrebného na prečistenie nádrže:

m = ρ v = 1,865 8000 = 14920 kg ≈ 15 t.

Hmotnosti atómov a molekúl sú veľmi malé, preto je vhodné zvoliť hmotnosť jedného z atómov ako mernú jednotku a vyjadriť hmotnosti zvyšných atómov vo vzťahu k nemu. Presne to urobil zakladateľ atómovej teórie Dalton, ktorý zostavil tabuľku atómových hmotností, pričom za jednotku zobral hmotnosť atómu vodíka.

Do roku 1961 sa vo fyzike 1/16 hmotnosti atómu kyslíka 16O brala ako jednotka atómovej hmotnosti (skrátene amu) a v chémii - 1/16 priemernej atómovej hmotnosti prírodného kyslíka, ktorý je zmesou tri izotopy. Chemická hmotnostná jednotka bola o 0,03 % vyššia ako fyzikálna.

V súčasnosti je vo fyzike a chémii prijatý jednotný systém merania. Ako štandardná jednotka atómovej hmotnosti bola zvolená 1/12 hmotnosti atómu uhlíka 12C.

1 amu = 1/12 m (12С) = 1,66057 × 10-27 kg = 1,66057 × 10-24 g.

Pri výpočte relatívnej atómovej hmotnosti sa berie do úvahy množstvo izotopov prvkov v zemskej kôre. Napríklad chlór má dva izotopy 35 Сl (75,5 %) a 37 Сl (24,5 %). Relatívna atómová hmotnosť chlóru je:

Ar (CI) = (0,755 x m (35C1) + 0,245 x m (37CI))/(1/12 x m (12C) = 35,5.

Z definície relatívnej atómovej hmotnosti vyplýva, že priemerná absolútna hmotnosť atómu sa rovná relatívnej atómovej hmotnosti vynásobenej amu:

m (CI) = 35,5 x 1,66057 x 10-24 = 5,89 x 10-23 g.

Príklady riešenia problémov

Relatívne atómové a molekulové hmotnosti

Táto kalkulačka je určená na výpočet atómovej hmotnosti prvkov.

Atómová hmotnosť(tiež pomenovaný relatívna atómová hmotnosť) Je hodnota hmotnosti jedného atómu látky. Relatívna atómová hmotnosť je vyjadrená v jednotkách atómovej hmotnosti. Relatívna atómová hmotnosť výrazný(pravda) hmotnosť atóm. Zároveň je skutočná hmotnosť atómu príliš malá a preto nevhodná na praktické využitie.

Atómová hmotnosť látky ovplyvňuje množstvo protóny a neutróny v jadre atómu.

Hmotnosť elektrónov sa ignoruje, pretože je veľmi malá.

Ak chcete určiť atómovú hmotnosť látky, musíte zadať nasledujúce informácie:

• Počet protónov- koľko protónov je v jadre látky;
• Počet neutrónov- koľko neutrónov je v jadre látky.

Na základe týchto údajov vypočíta kalkulačka atómovú hmotnosť látky vyjadrenú v jednotkách atómovej hmotnosti.

Tabuľka chemických prvkov a ich atómová hmotnosť vodík H 1,0079 nikel Nie je tam žiadny 58,70 hélium on 4,0026 Pekár Cu 63,546 lítium Li 6941 zinok Zn 65,38 berýlium byť 9,01218 Galia Gruzínsko 69,72 bór V 10,81 Nemecko GE 72,59 uhlíka S 12,011 arzén ako 74,9216 dusíka N 14,0067 selén sú 78,96 kyslík O 15,9994 bróm bróm 79904 fluorid F 18,99840 krypton Cr 83,80 neónové nie 20,179 rubídium Rb 85,4678 sodík na 22,98977 stroncium vymazané 87,62 horčík mg 24,305 ytrium Y 88,9059 hliník Al 26,98154 zirkónium Zr 91,22 niób Pozn 92,9064 Nobelovej nie 255 molybdén Mo 95,94 Lawrence Lr 256 technécium Tc 98,9062 Kurčatovy ka 261 ruténium Ru 101,07 * * * ródium rézus 102.9055 * * * paládium Pd 106,4 * * * striebro Ag 107 868 * * * silikón vy 28,086 kadmium CD 112,40 fosfor P 30,97376 India 114,82 síra 32,06 cín Sn 118,69 chlór Cl 35,453 antimón Sb 121,75 argón Arkansas 39,948 telúr títo 127,60 draslík TO 39,098 jód SOM 126,904 vápnik Kalifornia 40,08 xenón Xe 131,30 skandium Južná Karolína 44,9559 cezeň Čs 132.9054 titán títo 47,90 bárium ba 137,34 vanád 50,9414 lantánu la 138.9055 chróm Cr 51,996 céru Ce 140,12 mangán Minnesota 54,9380 Praseodim Pr 140.9077 železo Fe 55,847 Nebudem Nd 144,24 kobalt Co. 58,9332 promethium večery Samaria Sm 150,4 bizmut by 208.9804 európium Európska únia 151,96 polónium po 209 gadolínium Gd 157,25 ASTAT v 210 terbium Tb 158.9254 radón Rn 222 dysprózia doo $ 16,50 Francúzsko fr 223 Holmium Ahoj 164.9304 polomer R 226.0254 erbium Er 167,26 aktinium striedavý prúd 227 thulium Tm 168.9342 tória th 232.0381 ytterbium Yb 173,04 protaktínium Pennsylvánia 231.0359 Lutetia Lu 174,97 Urán U 238,029 hafnium vysoká frekvencia 178,49 neptúnium Np 237.0482 tantal toto je 180.9479 plutónium Pu 244 volfrám W 183,85 Amerike Am 243 rénium re 186,207 curie cm 247 osmium OS 190,2 Berkeley B.K. 247 irídium infračervené 192,22 Kalifornia porovnať 251 platina Pt 195,09 Einstein es 254 zlato Au 196.9665 fermi Fm 257 Merkúr Merkúr 200,59 Mendelevy Maryland 258 tálium Tl 204,37 * * * Viesť Pb 207,2 * * *

Relatívna atómová hmotnosť prvku Stav úlohy: Určte hmotnosť molekuly kyslíka. Úloha č. 4.1.2 zo "Zbierky problémov prípravy nadchádzajúcich skúšok z fyziky USPTU" informácie: Riešenie: Uvažujme molekulu molekulárneho kyslíka \ (\ nu \) (ľubovoľné číslo). Spomeňte si na kyslíkový vzorec: O2. Na zistenie hmotnosti (\ m) daného množstva kyslíka sa molekulová hmotnosť kyslíka \ (M \) vynásobí počtom mólov \ (\ nu \). Pomocou periodickej tabuľky je ľahké určiť, že molárna hmotnosť kyslíka je \ (M \) 32 g / mol alebo 0,032 kg / mol. V jednom mole je počet molekúl avogadra \ (N_A \) a v \ (\ nu \) mol - v \ (\ nu \) niekedy väčší, t.j. E. Na zistenie hmotnosti jednej molekuly \ (m_0 \) je potrebné vydeliť celkovú hmotnosť \ (m \) počtom molekúl \ (N \). \ [(m_0) = \ frac (m) (N) \] \ [(m_0) = \ frac ((\ nu \ cdot M)) ((\ nu \ cdot (N_A))) \] \ ((M_0) = \ frac (M) (((N_A))) \] Avogadrove číslo (N_A1) je tabuľková hodnota rovnajúca sa 6,022 1023 mol-1. Vykonávame výpočty: \ [(M_0) = \ frac ((0,032)) ((6,022 \ cdot ((10) * (23)))) = 5,3 \ cdot (10 ^ (- 26)) \; = 5,3 kg \ cdot (10 ^ (-23)) \; r \] Odpoveď: 5,3 10-23 g. Ak riešeniu nerozumiete a ak máte nejaké otázky alebo nájdete chybu, môžete zanechať komentár nižšie. Atómy sú veľmi malé a veľmi malé. Ak vyjadríme hmotnosť atómu chemického prvku v gramoch, potom to bude číslo, pri ktorom je čiarka viac ako dvadsať núl. Preto je meranie hmotnosti atómov v gramoch nevhodné. Ak však vezmeme veľmi malú hmotnosť na jednotku, všetky ostatné malé hmotnosti možno vyjadriť ako pomer medzi touto jednotkou. 1/12 hmotnosti atómu uhlíka je zvolená ako jednotka merania hmotnosti atómu. Nazýva sa 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. atómová hmotnosť(Ae. Atómová hmotnosť vzorca Relatívna atómová hmotnosť hodnota sa rovná pomeru skutočnej hmotnosti atómu konkrétneho chemického prvku k 1/12 skutočnej hmotnosti atómu uhlíka. To je nekonečné množstvo, pretože tieto dve hmoty sú oddelené. Ar = matematika. / (1/12) hrnček. napriek tomu absolútna atómová hmotnosť sa rovná relatívnej hodnote a má mernú jednotku amu. To znamená, že relatívna atómová hmotnosť udáva, koľkokrát hmotnosť daného atómu presahuje 1/12 atómu uhlíka. Ak je atóm Ar = 12, potom je jeho hmotnosť 12-krát väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka, alebo inými slovami, 12 atómových hmotnostných jednotiek. To môže byť len pre uhlík (C). Na atóme vodíka (H) Ar = 1. To znamená, že jeho hmotnosť sa rovná hmotnosti 1/12 časti hmotnosti atómu uhlíka. Pre kyslík (O) je relatívna atómová hmotnosť 16 amu. To znamená, že atóm kyslíka je 16-krát väčší ako 1/12 atómu uhlíka, má 16 atómových hmotnostných jednotiek. Najľahším prvkom je vodík. Jeho hmotnosť je asi 1 amu. Na najťažších atómoch sa hmotnosť blíži k 300 amu. Typicky je pre každý chemický prvok jeho hodnota absolútna hmotnosť atómov, vyjadrená ako a. napríklad. Hodnota jednotiek atómovej hmotnosti je zaznamenaná v periodickej tabuľke. Koncept používaný pre molekuly relatívna molekulová hmotnosť (g)... Relatívna molekulová hmotnosť udáva, koľkokrát je hmotnosť molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. Keďže sa však hmotnosť molekuly rovná súčtu hmotností jej atómových atómov, relatívnu molekulovú hmotnosť možno nájsť jednoducho sčítaním relatívnych hmotností týchto atómov. Napríklad molekula vody (H2O) obsahuje dva atómy vodíka s Ar = 1 a jeden atóm kyslíka s Ar = 16. Preto pán (H2O) = 18. Mnohé látky majú nemolekulárnu štruktúru, napríklad kovy. V tomto prípade sa ich relatívna molekulová hmotnosť rovná ich relatívnej atómovej hmotnosti. Chémia sa nazýva významné množstvo hmotnostný zlomok chemického prvku v molekule alebo látke. Ukazuje, do akej miery patrí relatívna molekulová hmotnosť tomuto prvku. Napríklad vo vode má vodík 2 časti (ako obidva atómy) a kyslík 16. To znamená, že keď sa vodík zmieša s 1 kg a 8 kg kyslíka podľa hmotnosti, reagujú bezo zvyšku. Hmotnostný podiel vodíka je 2/18 = 1/9 a obsah kyslíka je 16/18 = 8/9. Mikrováhy inak podpora, atómová rovnováha(anglicky microbial alebo anglicky nanotubes) je termín označujúci: veľká skupina analytických prístrojov, ktorých presnosť meria hmotnosť od jedného do niekoľkých stoviek μg; špeciálny prístroj s vysokou presnosťou, ktorý umožňuje merať hmotnosť predmetov do 0,1 ng (nanovesy). popis Jeden z prvých zmienok o mikroglobulus sa datuje do roku 1910, keď bol William Ramsay informovaný o tom, ako veľmi sa vyvinul, čo umožnilo určiť rozsah hmotnosti 0,1 mm3 tela na 10-9 g (1 ng). V súčasnosti sa pod pojmom "mikrobiálny" častejšie označujú zariadenia, ktoré merajú a určujú zmeny hmotnosti v rozsahu mikrogramov (10-6 gramov). Mikrobiológovia vstúpili do praxe moderných výskumných a priemyselných laboratórií a vyrábali sa v rôznych verziách s rôznou citlivosťou a zodpovedajúcimi nákladmi. Zároveň sa vyvíja meracia technika v oblasti nanogramov. chémia. ako zistiť relatívnu atómovú hmotnosť? Keď hovoríme o meraní hmotnosti na úrovni nanogramov, čo je dôležité pre meranie hmotnosti atómov, molekúl alebo zhlukov, najprv berieme do úvahy hmotnostnú spektrometriu. V tomto prípade je potrebné mať na pamäti, že meranie hmotnosti pomocou tejto metódy znamená potrebu premeniť vážiace predmety na ióny, čo je niekedy veľmi nežiaduce. Toto nie je potrebné pri použití ďalšieho prakticky dôležitého a široko používaného prístroja na presné meranie objemových kremenných mikróbov, ktorých mechanizmus účinku je opísaný v príslušnom článku. odkazy Jensen K., Kwanpyo Kim, Zettl A. Atómový detektor atómového rozlíšenia Nanomechan // arXiv: 0809.2126 (12. september 2008).