wtorek, 15 marca 2011

Wiązanie kowalencyjne - atomowe


Wiązanie kowalencyjne (zwane też atomowym) - jest to typ wiązanie chemicznego, w którym na wiązanie chemiczne oba atomy oddają po jednym elektronie,które są współdzielone przez każdy atom. Tzn, jeden z atomów daje do wiązanie jeden elektron,ale formalnie go nie traci,a dodatkowo zyskuje kolejny przez dzielenie go z drugim atomem. Wiązanie to występuje między atomami tego samego pierwiastka – ,które posiadają taką samą elektroujemność,a co za tym idzie z taką samą siłą przyciągają do siebie elektrony. Wiązania kowalencyjne mogą być:
-pojedyncze, np. H-H, F-F, Cl-Cl, Br-Br
-podwójne, np. O=O, C=C, S=S
-potrójne, np. NN, CC, PP

,gdzie poziome kreski pomiędzy symbolami pierwiastków oznaczają ilości wiązań występujących między nimi. Każda pojedyncza kreska to jedno wiązanie,a zarazem jedna para elektronowa (2e-).

Wiązanie typu sigma
δ
-jeżeli narysowalibyśmy prostą pomiędzy dwoma jądrami atomowymi, atomów tworzących wiązanie sigma, to powstałe wiązanie leżało by na tej prostej pomiędzy jądrami atomowymi. Wiązanie tego typu występuje w każdym wiązaniu kowalencyjnych( tzn, w pojedynczym, podwójnym, potrójnym). Jest to wiązanie najmocniejsze








Na obrazku wyżej widzimy dwa orbitale s wodorów, które po nałożeniu się tworzą wiązanie sigma (i orbital molekularny typu sigma)
Poniżej nakładają się czołowo dwa orbitale p i również dają wiązanie sigma (i  zarazem orbital molekularny typu sigma)


Wiązanie typu pi 
π

-wiązanie typu sigma mogą tworzyć orbitale s i p, natomiast wiązania typu pi orbitale s NIE mogą  tworzyć gdyż, powstają one z bocznego nakładania się orbitali p. Jest to wiązanie słabsze od wiązanie typu sigma (łatwiej je zerwać) i nie leży tak jak  sigma na linii łączącej oba jądra lecz "pod nią" lub "nad nią" (jeżeli byśmy wyznaczyli płaszczyznę przebiegającą prostopadle do orbitali atomowych p).

Jak widać na obrazku powyżej z lewej strony nakładają się bocznie dwa orbitale typu p (gdyby nakładały się czołowo mielibyśmy do czynienia z wiązaniem typu sigma), w konsekwencji czego powstaje wiązanie pi. Po prawej stronie rysunku możemy zaobserwować powstały przez to nakładanie orbital molekularny typu
π

środa, 2 marca 2011

Wiązanie jonowe

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 - 1e- Na+ ( 1s2 2s2 2p6 ) [Ne]

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + 1e- → Cl- ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ) ≡ [Ar]


ENNaCl  = 3,0 – 0,9 = 2,1
3,0 -elektroujemność Cl
0,9 -elektroujemność Na
w wyniku przeniesienia elektronu z atomu pierwiastka o małej elektroujemności na atom pierwiastka o dużej elektroujemności powstają jony:
-anion (-) o ładunku ujemnym
-kation (+) o ładunku dodatnim
Siły elektrostatycznego przyciągania między jonami umownie nazywamy wiązaniem jonowym.

Wiązania jonowe występują pomiędzy pierwiastkami grupy I i II a XVI i XVII. Wyjątkami są:
-wodór [H] – nie tworzy wiązań jonowych
-glin [Al] – tworzy wiązania jonowe

Zakłada się,że przewaga wiązania jonowego (czyli powyżej 50% udziału) jest wówczas, gdy różnica elektroujemności jest co najmniej równa lub wyższa 1,7 (∆EN = 1,7).

Wzór chemiczny związków jonowych nie jest wzorem cząsteczkowym. Związki jonowe to substancje stałe, krystaliczne, posiadające wysokie temperatury topnienia i wrzenia. Dobrze rozpuszczają się w wodzi i innych rozpuszczalnikach polarnych. W stanie stopionym i rozpuszczone w wodzie przewodzą prąd elektryczny.

Dla prostych związków jonowych takich jak sól kuchenna (czyli NaCl) sieć krystaliczna wygląda tak:



sobota, 26 lutego 2011

Elektroujemność pierwiastków

Elektroujemność pierwiastków - jest to miara przyciągania elektronów przez dany pierwiastek podczas tworzenia wiązania z innym pierwiastkiem. Im wyższą wartość ma elektroujemność danego pierwiastka tym silniej przyciąga on elektrony w wiązaniu w swoją stronę- w rezultacie czego powstaje polaryzacja wiązania. Używa jest zazwyczaj skala elektroujemności wg Paulinga. Gdy jakiś pierwiastek słabo przyciąga elektrony, jak np potas, to możemy powiedzieć, że jest to elektrododatni pierwiastek. W układzie okresowym elektroujemność pierwiastków wzrasta z dołu do góry w grupie i z lewej do prawej w okresie (czyli tak samo jak charakter kwasowy pierwiastków i niemetaliczny). Trzeba pamiętać również o tym,że nie są to sztywno przypisane wartości, gdyż w zależności od otoczenia danego pierwiastka wartość jego elektroujemności może się nieznacznie zmieniać. Na wartość elektroujemności może wpływać rodzaj hybrydyzacji, wiązania, stopień utlenienia pierwiastka czy też rodzaju pierwiastka z jakim tworzy dany pierwiastek wiązanie.

środa, 9 lutego 2011

Wartościowość grup głównych względem tlenu i wodoru

Grupa układu okresowego
I
II
XIII
XIV
XV
XVI
XVII
XVIII
Wzór połączenia z tlenem
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
-
Maksymalna wartościowość względem tlenu
I
II
III
IV
V
VI
VII
0
Wzór połączenia z wodorem
NaH
MgH2
AlH3
SiH4
PH3
H2S
HCl
-
Maksymalna wartościowość względem wodoru
I
II
III
IV
III
II
I
0

wtorek, 8 lutego 2011

Badanie aktywności metali

Doświadczenie:
      Do trzech probówek wlewamy wodę. Do każdej z nich dodajemy kilka kropel fenoloftaleiny ( abyśmy mogli sprawdzić odczyn {kwasowy/zasadowy] roztworu,który powstanie). Do kolejnych probówek dodajemy:
1. Sód (Na)
2.Potas (K)
3.Magnez (Mg)

Obserwacje dla probówki:
1. Sód w zetknięciu z wodą zaczyna się "kręcić" po powierzchni i rozpuszczać się
2.Potas w zetknięciu z wodą zaczyna gwałtownie się palić  - reakcja następuje błyskawicznie
3.Magnez z wodą reaguje wyjątkowo wolno - by przyspieszyć reakcję możemy podgrzać roztwór

W każdym przypadku roztwór zabarwiał się na malinowo (pod wpływem fenoloftaleiny) oznacza to,że powstający roztwór posiada odczyn zasadowy.


1. 2Na + 2H2O -----> 2NaOH + H2 ↑                  -powstaje wodorotlenek sodu
2. 2K + 2H2O -----> 2KOH + H2 ↑                     -powstaje wodorotlenek potasu
3. Mg + 2H2O -----> Mg(OH)2 + H2 ↑                 -powstaje wodorotlenek magnezu


gdzie: ↑ - oznacza,że powstający gazowy wodór ulatuje do atmosfery


Wnioski z doświadczenia:
Potas jest bardziej aktywny od sodu, natomiast sód jest bardziej aktywny od magnezu. Można więc stwierdzić,że aktywność metali wzrasta od góry do dołu w grupie i od prawej do lewej w okresie (w układzie okresowym).

środa, 2 lutego 2011

Budowa atomu,a położenie pierwiastka w układzie okresowym


11Na ----> 1s2 2s2 2p6 3s1 - 1e- => Na+ [1s2 2s2 2p6 ] => Na+ [Ne]

Jeżeli atom sodu odda jeden swój elektron (np w wyniku wiązania jonowego) to jego konfiguracja staje się taka sama jak konfiguracja neonu.

17Cl ----> 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + 1e- => Cl- [1s2 2s2 2p6 3s2 3p6] => [Ar]

Jeżeli atom chloru przyjmie jeden elektron (powstaje anion – czyli jon ujemnie naładowany( przeciwieństwem jest kation -tak jak dla sodu)) to jego konfiguracja przyjmuje konfigurację argonu.

Podział grup na przynależności metaliczne:
1 X* -1e- => X+ -metale
2 X : -2e- => X2+ -metale
13 *X: -3e- => X3+ -metale
14 :X: -metale i niemetale
15 :X:* +3e- => X3- -niemetale
16 *:X:* +2e- => X2- -niemetale
17 **:X:* +1e- => X- -niemetale
18 **:X:** -gazy szlachetne

To ile dany pierwiastek jest w stanie oddać lub przyjąć elektronów podyktowane jest tzw regułą oktetu elektronowego. Oznacza to, że każdy pierwiastek w układzie okresowym dąży do tego aby jego konfiguracja elektronowa przypominała tą, którą posiada najbliższy temu pierwiastkowi gaz szlachetny – to znaczy,że poza pierwiastkami, którym najbliżej jest do do helu ( tu obowiązuje regułą dubletu = 2elektrony), wszystkie chcą mieć na powłoce walencyjnej 8 elektronów (ns2 np6).

Spoglądając na układ okresowy możemy stwierdzić, że:
-od prawej do lewej wzrasta charakter metaliczny pierwiastków
-od lewej do prawej wzrasta charakter niemetaliczny pierwiastków

-od góry do dołu wzrasta charakter metaliczny pierwiastków
-od dołu do góry wzrasta charakter niemetaliczny pierwiastków

Mg -----> MgO -----> Mg(OH)2
S -----> SO2 -----> H2SO3

2Mg + O2 -----> 2MgO
MgO + H2O -----> Mg(OH)2

S + O2 -----> SO2
SO2 + H2O ------> H2SO3

Mg(OH)2 + H2SO3 -----> MgSO3 + 2H2O


wtorek, 1 lutego 2011

Podział układu okresowego na bloki: s, p, d, f

Elektrony walencyjne – elektrony znajdujące się na ostatniej najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej – zwanej powłoką walencyjną

Blok s – są to pierwiastki grupy I i II. Elektrony walencyjne mają konfigurację ns (gdzie "n" to odpowiednia powłoka)

np 56Ba [54Xe] 6s2
- dla baru mamy do czynienia z konfiguracją taką samą jak dla gazu szlachetnego (ksenonu) + dodatkowo są jeszcze dwa elektrony, które są na ostatniej powłoce (s). Na ostatniej (szóstej) powłoce są elektrony tylko na orbitalu s ,stad też nazwa - blok s, ponieważ wszystkie pierwiastki znajdujące się w nim posiadają elektrony walencyjne tylko na orbitalu s.

Blok p – są to pierwiastki grup od XIII do XVIII. Konfiguracja elektronów walencyjnych tych pierwiastków ma postać: ns np

np 16S [10Ne] 3s2 3p4

Blok d – ten blok tworzą pierwiastki grup III – XII (tak zwane grupy poboczne). Ich konfiguracja walencyjne przedstawia się następująco: ns (n-1)d

np 40Zr [36Kr] 5s2 4d2

Blok f – należą do niego lantanowce i aktynowce, dla których konfiguracja elektronów walencyjnych ma postać: ns (n-1)d1 (n-2)f

Przykłady:

19K – potas leży w 4 okresie układu okresowego i pierwszej grupie,a więc w skrócie jego konfiguracja elektronowa przedstawia się następująco:
[18Ar] 4s1

23V – wanad także leży w 4 okresie,ale w bloku d,więc jego konfiguracja będzie wyglądać:
[18Ar] 4s2 3d3

20Ca – wapń leży również w 4 okresie lecz w drugiej grupie:
[18Ar] 4s2

21Sc – skand, 4 okres, 3 grupa:
[18Ar] 4s2 3d1

Wyjątki:

24Cr – chrom, 4 okres, 6 grupa:
[18Ar] 4s1 3d5

29Cu – miedź, 4 okres, 11 grupa:
[18Ar] 4s1 3d10
Dla wyjątków mamy do czynienia z tak zwaną promocją elektronową. Przyczyną takiego stanu jest to,że korzystniej (energetycznie) jest uzupełnić do końca orbitale d, niż wypełniać do końca najpierw orbital s (który powinien być uzupełniany w pierwszej kolejności).
[to oczywiście nie są wszystkie wyjątki - ale są to te,które są użyteczne w liceum]

sobota, 29 stycznia 2011

budowa układu okresowego

Grupy klasyfikacji pierwiastków w XIX wieku:
mK = 39u
mRb = ?
mCs = 133u

mRb = (mK+mCs)/2 = 86u

Twórcą układu okresowego był D. Mendelejew. Układał pierwiastki według rosnących mas atomowych: wyjątki to Ar i K oraz Co i Ni. O właściwościach pierwiastków nie decyduje masa atomowa lecz budowa wewnętrzna atomu, której przejawem jest liczba atomowa.

Prawo okresowości - właściwości chemiczne pierwiastków ułożonych według rosnącej liczby atomowej zmieniają się okresowo.

Układ okresowy składa się z:
-pionowych kolumn zwanych grupami:
                                              -grupy główne: od I, II i od XIII do XVIII
                                              -grupy poboczne: od III do XII
-poziomych szeregów zwanych okresami

piątek, 28 stycznia 2011

Konfiguracja elektronowa atomów i jonów

Jak widać z wyżej umieszczonego diagramu, kolejność obsadzania kolejnych poziomów energetycznych (orbitali) nie jest liniowa. Trzeba pamiętać,że np po 3p kolejnym poziomem NIE jest 3d lecz poziom 4s, po którym dopiero następuje poziom 3d. Dlatego właśnie 4s może być szybciej obsadzone elektronami niż poziom 3d, gdyż posiada mniejszą energię,a co za tym idzie elektron obsadzający ten poziom też ma mniejszą energię (czyli to powiązanie będzie bardziej trwałe niż 3d).

Przykładowa konfiguracja dla jonów (kation - jon o ładunku dodatnim, anion - jon o ładunku ujemnym):
w poprzednim poście są przedstawione konfiguracje elektronowe obojętnych atomów - tu zostanie przedstawiona konfiguracja jonu:

chloru (Cl)
(17Cl) K2(1s2) L8(2s2 2p6) M7(3s2 3p5) + 1e- -----> Cl- (K2(1s2) L8(2s2 2p6) M7(3s2 3p6) => [Ar] =Cl-

widać,że gdy chlor przyjmie jeden elektron, staje się on anionem chlorkowym i jego konfiguracja elektronowa przybiera konfigurację elektronową Argonu. Mają wtedy jednakową konfigurację, a różnią się jedynie tym,że anion chlorkowy posiada jeden proton mniej niż atom argonu.

czwartek, 27 stycznia 2011

Stany kwantowe elektronów w atomach


Zakaz Pauliego – w atomie NIE mogą istnieć 2 elektrony o identycznych stanach kwantowych, tzn o jednakowych wartościach liczb kwantowych – oznacza to, że muszą się różnić co najmniej jedną liczbą kwantową (np spinową liczbą kwantową).

Obrazowanie orbitali w pełni obsadzonych:

Orbital s = 2 elektrony ( strzałki obrazują elektrony i ich kierunek określa,że mają przeciwne spiny)
↑↓

Orbitale p = 6 elektronów
↑↓
↑↓
↑↓

Orbitale d = 10 elektronów
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓

Orbitale f = 14 elektronów
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓

Reguła Hunda – liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie największa. Pary elektronów tworzą się dopiero po zapełnieniu się wszystkich poziomów danej podpowłoki przez elektrony niesparowane.

Dla wodoru (1H) :
K1 -----> 1s1


Dla helu (2He) :
K2 -----> 1s2
↑↓

Dla litu (3Li) :
K2 L1 -----> 1s2 2s1
↑↓


Dla berylu (4Be) :
K2 L2 -----> 1s2 2s2
↑↓
↑↓

Dla boru (5B) :
K2 L3 -----> 1s2 2s2 2p1
↑↓
↑↓




Dla węgla (6C) :
K2 L4 -----> 1s2 2s2 2p2
↑↓
↑↓




Dla azotu (7N) :
K2 L5 -----> 1s2 2s2 2p3
↑↓
↑↓


Dla glinu (13Al) :
K2 L6 M3 -----> 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓




Dla fosforu (15P) :
K2 L6 M5 -----> 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓

Elementy mechaniki kwantowej - w ujęciu jakościowym

Podstawy teorii kwantowej:
-dualizm korpuskularno-falowy:

Teoria Newtona Teoria Huygensa
Światło to strumień cząstek materialny(korpuskuł) Światło jest zbiorem fal o określonych długościach
Charakter korpuskularny światła Charakter falowy światła

-zasada nieoznaczoności Heisenberga – nie można jednocześnie określić jednocześnie położenia i pędu elektronu w atomie ( a przynajmniej z zadowalającą dokładnością. Wielkości te ze sobą komutują, gdy mierzymy jedną wielkość to naruszamy tak mocno badany układ,że otrzymana druga wartość jest obarczona dość dużym błędem)
-orbital atomowy – obszar wokół jądra atomowego, w którym istnieje największe prawdopodobieństwo (90%) znalezienia elektronu


Stan elektronu w atomie jest definiowany przez takie wielkości jak:
-energia,
-moment pędu.

Elektron w atomie opisuje się za pomocą funkcji falowej: ψ (czyt. psi)

Każdy elektron w atomie opisywany jest przez 4 liczby kwantowe: główna liczba kwantowa, poboczna liczba kwantowa, magnetyczna liczba kwantowa i spinowa liczba kwantowa.

n główna liczba kwantowa, określa energię elektronu, czyli odległość elektronu od jądra i związana jest z numerem powłoki.

Patrząc od jądra, kolejne powłoki elektronowe nazywane są literami: K, L, M, N, O, P, Q.
A kolejnym literom przypisana jest odpowiednia liczna n(główna l.k.):
dla powłoki K, n=1
dla powłoki L, n=2
dla powłoki M, n=3
dla powłoki N, n=4
dla powłoki O, n=5
dla powłoki P , n=6
dla powłoki Q, n=7

Czyli im dalej od jądra znajduje się elektron(na dalszej powłoce) tym główna liczba kwantowa jest większa.

l-poboczna liczba kwantowa(orbitalna liczba kwantowa), związana jest z orbitalnym momentem pędu elektronu – określa podpowłokę i kształt orbitalu.
0 l ≤ n-1 
 
n = 1 -----> l=0 (podpowłoka – s [ma kształt kuli])


n = 2   -----> l = 0 (s)
                     l = 1 (podpowłoka - p (są trzy: px, py, pz) [kształt dwóch połączonych kul])
n = 3   -----> l = 0 (s)
                     l = 1 (p)
                     l = 2 (podpowłoka -d (jest ich pięć: dxy, dxz, dyz, dx2 -y2, dz2)

 n = 4   -----> l = 0 (s)
                      l = 1 (p)
                      l = 2 (d)
                      l = 3 (podpowłoka - f (jest ich 7)


m - magnetyczna liczba kwantowa, związana jest z zachowaniem elektronu w zewnętrznym polu magnetycznym
-l ≤ m l

 (s) l = 0   m = 0
(p) l = 1   m = -1; 0; 1
(d) l = 2   m = -2; -1; 0; 1; 2
(f) l = 3   m = -3;  -2; -1; 0; 1; 2; 3

msspinowa liczba kwantowa, określa własny moment pędu elektronu (można powiedzieć,że określa obrót "wokół własnej osi")

ms = -1/2 ; 1/2 -to oznacza,że na każdym orbitalu mogą się znaleźć 2 elektrony ( o przeciwnych spinach)

 

Symbol powłoki
n
l
m
ms
Liczba stanów kwantowych (liczba elektronów)
K
1
0
0
-1/2 ; 1/2
2
L
2
0
1
-1
0
1
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
8
M
3
0
1
2
-2
-1
0
1
2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
-1/2 ; 1/2
18


niedziela, 23 stycznia 2011

Reguła Fajansa i czas połowicznego rozpadu

Reguła Fajansa: 
– w trakcie promieniowania α liczba atomowa danego pierwiastka zmniejsza się o 2 i dany pierwiastek przemienia się w inny będący w układzie 2 pozycje w lewo,
-podczas przemiany +β pierwiastek przemienia się w pierwiastek będący zaraz na lewo obok niego,
-podczas promieniowania – β pierwiastek przechodzi w pierwiastek będący zaraz po jego prawej stronie w okresowym pierwiastków chemicznych.

Zadanie
Jądro 84218Po przekształciło się w wyniku kolejnych przemian w jądro 84214Po. Podać jakie cząstki zostały wyemitowane + równania reakcji.

84218Po ---> 82214Pb + 24 α

82214Pb ---> 83214Bi + -10 β

83214Bi ---> 84214Po + -10 β

Odp: Zostały wyemitowane cząstki: α, i dwie – β.

Czas połowicznego rozpadu – czas, po którym połowa atomów danego pierwiastka promieniotwórczego ulega rozpadowi.

Zadanie
Okres połowicznego rozpadu pewnego pierwiastka promieniotwórczego wynosi 15 dni. Po jakim czasie pozostanie 12,5% jąder tego pierwiastka?

Po 15 dniach pozostanie 50%, po 30 połowa z 50% czyli 25%,a po kolejnych 15 dniach polowa z 25% czyli 12,5%. 

Odp: Po 45 dniach

Zadanie
Czas połowicznego zaniku izotopu wynosi 5 dni. Jego masa początkowa to 16g. Ile pierwiastka rozpadnie się w ciągu 15 dni?

Po 5 dniach rozpadnie się 8g i 8g zostanie, po kolejnych pięciu czyli 10 jeszcze 4g się rozpadną,a po 15 dniach rozpadnie się jeszcze 2 gramy. W sumie: 8+4+2 = 14g

Odp:Rozpadowi uległo 14g pierwiastka.

sobota, 22 stycznia 2011

Promieniotwórczość naturalna

Zjawisko promieniotwórczości naturalnej.
W miarę wzrostu liczby nukleonów (protony + neutrony) konieczna jest coraz większa liczba neutronów w stosunku do liczby protonów. Istnieje jedna pewna graniczna liczba protonów (Z >> 82) powyżej której jądra atomowe stają się nie trwałe i ulegają samorzutnemu rozpadowi. W wyniku tego rozpadu powstają jądra innych pierwiastków. Procesowi temu towarzyszy emisja cząstek: α, β oraz γ. Taki rozpad nazywamy rozpadem promieniotwórczym,a zjawisko promieniotwórczością naturalną.
Izotopy promieniotwórcze są w różnym stopniu trwałe. Ich trwałość charakteryzuje czas połowicznego rozpadu. Jest to czas, po którym połowa liczby atomów izotopu promieniotwórczego ulega rozpadowi.

Rodzaje promieniowania: α, β oraz γ i ich właściwości.
-promieniowanie α – są to jądra 24He (24 α) ,
-promieniowanie -β – są to elektrony e- (-10 β)
-promieniowanie + β – są to pozytony e+ (+10 β)
-promieniowanie γ – promieniowanie elektromagnetyczne

W polu magnetycznym promieniowania zachowują się następująco:
-promieniowanie α w polu magnetycznym odchyla się w stronę ujemnego bieguna (gdyż są to jądra atomowe,a jak wiadomo w jądrach jest tylko ładunek dodatni pochodzący od protonów)
-promieniowanie w polu magnetycznym odchyla się w stronę dodatniego bieguna, gdyż jest to strumień elektronów,a więc cząstek ujemnie naładowanych (przeciwne ładunki się przyciągają,a jednakowe się odpychają – warto pamiętać)
-promieniowanie γnie odchyla się w polu magnetycznym

Przemianie α ulegają pierwiastki o liczbie masowej A>>210 (równej/większej)

Z/AX Z-2/A-4Y + 24/ α

W wyniku przemiany α powstaje pierwiastek o liczbie atomowej mniejszej o 2 i liczbie masowej mniejszej o 4. Jednocześnie zachodzi emisja cząsteczki α.

88/226Ra 86/222Rn + 2/4 α

Przemianie ulegają pierwiastki, które posiadają nadwyżkę neutronów nad protonami.

Z/AX Z+/1AY + -1/0 β

W wyniku rozpadu -β powstaje pierwiastek o liczbie atomowej większej o 1. Liczba masowa nie ulega zmianie. Wydziela się również cząsteczka -β.

Przemianie ulegają pierwiastki, których jądra posiadają nadmiar protonów nad neutronami. Nie występują w naturze (są sztucznie przygotowywane).

Z/AX Z-1/AY + +1/0 β

W wyniku przemiany +β powstaje pierwiastek o liczbie atomowej o 1 większej oraz cząsteczka +β (czyli pozyton)

6/11C → 5/11B + +1/0 β