Атомна маса ізотопів хімічних елементів. Відносна атомна маса елемента в хімії та історія її визначення

Одне з фундаментальних понять хімії – атомна маса елемента, яка використовується у практично будь-яких хімічних розрахунках. Вміння обчислювати атомну масу стане в нагоді в основному школярам і тим, хто планує займатися хімією в майбутньому. Втім, формула для розрахунку атомної масипроста до неможливості.

Визначення та формула

Атомна маса- це сума мас всіх протонів, нейтронів та електронів, які й становлять атом. У порівнянні з масами протонів і нейтронів, маса електронів дуже мала, тому в розрахунках електрони не враховують. Оскільки маса самих нейтронів і протонів обчислюється нескінченно малими числами 27 негативного ступенядля зручності обчислень використовується відносна атомна маса, яка виражається в безликих атомних одиницях.

Атомна одиниця маси- це відносна величина, рівна 1/12 від маси ядра вуглецю-12, ядро ​​якого має у своєму складі 6 нейтронів та 6 протонів. Таким чином, формула визначення атомної маси виглядає так:

Маса = кількість нейтронів + кількість протонів.

За цією формулою розраховуються атомні маси окремих ізотопів. хімічних елементів. Це означає, що маса урану-238 дорівнює 238 а.е.м, у той же час уран-235 має масове число 235. Даний хімічний елемент взагалі багатий на ізотопи, тому існують ядра урану з масовими числами 232, 233, 234, 235 , 236 і 238. Незважаючи на подібну різноманітність, уран-238 займає 99% всього урану в природі, тому якщо обчислювати середнє значення атомних чисел, то хімічний елемент уран отримує атомну вагу, що дорівнює 238,029.

Таким чином, важливо розуміти різницю між атомною масою та середньою атомною вагою:

• атомна маса - сума нейтронів та протонів конкретного ізотопу (завжди ціле число);
• атомна вага - середня арифметична атомна маса всіх ізотопів, які зустрічаються в природі (зазвичай дробове число).

Ще приклад

Водень - найпоширеніший елемент у Всесвіті. 99% водню - це протий або водень-1, який містить лише 1 протон. Також існують ізотопи: дейтерій або водень-2 та тритій або водень-3. Дані ізотопи мають атомні маси 2 і 3 відповідно, проте вони дуже рідко зустрічаються в природі, тому атомна вага водню становить 1,00784.

Знаходження атомної маси

Визначити атомне числодля вибраного елемента можна за допомогою таблиці Менделєєва. Номер елемента у таблиці завжди збігається з кількістю протонів у ядрі. Наприклад, згаданий вище водень має перший номер у таблиці й у складі міститься лише 1 протон. Нижче в таблиці завжди вказана середня атомна вага елемента, який для розрахунків потрібно округлити до цілого найближчого числа.

Спочатку відображає всю інформацію щодо кількості протонів та електронів в атомі, а також його атомній масі. Саме тому у шкільних завданнях на визначення атомної маси достатньо використати періодичну таблицю і не обчислювати нічого спеціально.

Зазвичай під час уроків з хімії ставиться зворотне завдання: як визначити кількість нейтронів у конкретному ізотопі? У цьому випадку діє проста формула:

Кількість нейтронів = атомна маса – порядковий номер.

Наприклад, атом водню-1 містить нейтронів, оскільки його атомне число дорівнює також одиниці. А ось тритій – це вже водень з одним протоном та двома нейтронами. Тритій – нестабільний ізотоп. Він легко розпадається на атоми гелію, вільні електрониі антинейтрино, у своїй виділяється кілька енергії. Нестабільні ізотопизвуться радіоактивних.

Розглянемо приклад

Визначення атомної маси

Розглянемо кисень - хімічний елемент, який має 8 порядковий номер періодичної таблиціМенделєєва. Це означає, що кисень у своєму ядрі має 8 протонів, а також 8 електронів на орбітах. Атомна маса, вказана в таблиці, становить 16 а. е. м, для обчислення якої нам не знадобиться калькулятор. З цієї інформації ми можемо визначити, що атом кисню містить 8 нейтронів. Однак кількість нейтронів може легко змінюватись залежно від зовнішніх умов.

Якщо кисень втратить або додасть один нейтрон, отримаємо новий ізотоп, атомна маса якого зміниться. Використовуючи калькулятор, ви можете обчислити масові числа різних ізотопів кисню, які, втім, у своїй назві містять відповідь це питання. У природі існує 3 стійких ізотопу оксигену: кисень-16, кисень-17 та кисень-18. Останні два мають у ядрі «зайві» нейтрони.

Крім того, існують нестійкі ізотопи кисню, період напіврозпаду яких становить від декількох хвилин до мільйонних часток наносекунд.

Висновок

Масове число - важливий параметр будь-якого елемента, за допомогою якого розраховуються молярні масипід час проведення хімічних реакцій. Втім, масове число завжди вказується в періодичній таблиці Менделєєва, тому наш калькулятор нагоді в основному школярам, ​​які ще тільки починають вивчення дивовижної наукихімії.

Розглянемо результати дослідів із вимірювання маси позитивних іонів. На рис. 352 представлена ​​мас-спектрограма позитивних іонів неону. На спектрограмі чітко видно три смужки різної інтенсивності. Порівнюючи відстані від смужок до щілини, можна підрахувати, що смужкам відповідають величини , що у відносинах .

Поява трьох смужок не можна пояснити різницею в заряді іонів. Іон неону може нести заряд, що не перевищує кількох елементарних одиниць. Відношення зарядів може бути, але ніяк . Залишається прийняти, що смужки зумовлені іонами, що несуть один і той же заряд, але мають різні маси, що відносяться, як . Атомна маса неону дорівнює 20,2. Отже, середнє значення маси атома неону є . Маси ж іонів, що зумовили смужки, рівні . Ми приходимо до висновку, що елемент неон є сумішшю атомів трьох типів, що відрізняються один від одного по масі. Порівнюючи інтенсивність почорніння ліній на мас-спектрограмі, можна знайти відносні кількості різних атомів у природному неоні. Кількість атомів неону з масами 20, 21 та 22 відносяться, як .

Рис. 352. Мас-спектограма неону

Обчислимо середню масу атома неону:

Збіг з атомною масою неону, знайденої з досвіду, підтверджує уявлення, згідно з яким елемент неон є сумішшю трьох типів атомів. Важливо, що пропорція атомів з масами 20, 21 і 22 одна і та ж у зразках неону різного походження (атмосферний неон, неон з гірських поріді т.д.). Пропорція ця не змінюється або змінюється дуже мало при звичайних фізичних і хімічних процесах: зрідження, випаровування, дифузія і т. д. Це доводить, що три різновиди неону майже тотожні за своїми властивостями.

Атоми одного і того ж елемента, що відрізняються лише масою, звуться ізотопів. Всі ізотопи того самого елемента тотожні за хімічними і дуже близькі за фізичними властивостями.

Наявність ізотопів є особливістю не лише неону. Більшість елементів є сумішшю двох або декількох ізотопів. Приклади ізотопного складу наведено в табл. 11.

Таблиця 11. Ізотопний склад деяких елементів

Як очевидно з табл. 11 маси ізотопів всіх елементів виражаються цілим числом атомних одиниць мас. Сенс цієї важливої ​​закономірності ми з'ясуємо в § 225. Точні виміри показують, що правило цілісності мас ізотопів є наближеним. Маси ізотопів виявляють, як правило, невеликі відхилення від цілісності (у другому - четвертому знаках після коми). У деяких завданнях ці малі відхилення від цілісності відіграють основну роль (див., наприклад, §226).

Для багатьох цілей можна, однак, користуватися значенням маси, заокругленим до цілого числа атомних одиниць маси. Маса ізотопу (атомна маса), округлена до цілого числа, називається масовим числом.

Вище ми відзначили сталість ізотопного складу неону та майже повний збіг більшості властивостей його ізотопів. Ці положення справедливі також і для всіх інших елементів, що мають ізотопи.

Для позначення ізотопів хімічний символвідповідного елемента постачають знаком, що вказує масове число ізотопу. Так, наприклад, - ізотоп кисню з масовим числом 17 - ізотоп хлору з масовим числом 37 і т. д. Іноді внизу вказують ще порядковий номер елемента в періодичній системі Менделєєва і т.д.

Вивчення мас-спектрограм дозволило встановлювати склад ядер. Це, однак, виявилося можливим тільки після того, як були відкриті (на початку 30-х років) нейтрони (§ 90) і з'ясувалося, що ядра складаються з протонів і нейтронів - незаряджених частинок, що мають масу, близьку до маси протона, що мають, як і протон і електрон, спин, рівний (в одиницях і магнітний момент, трохи менший, ніж в протона (майже 1000 разів менший, ніж в електрона).

У період розвитку ядерної фізикивважали, що ядра складаються з протонів та електронів та заряд ядра дорівнює різницічисла протонів та числа електронів. Однак у міру накопичення експериментальних даних стало з'ясовуватися, що таке уявлення про будову ядра суперечить досвіду.

Дійсно, атомні ядра мають магнітні моментипо порядку величини такі ж, як у протона та нейтрона; це було б незрозуміло, якщо припускати, що всередині ядер знаходяться електрони, магнітні моменти яких у 1000 разів більші. Припущення про наявність електронів в ядрах суперечить також значенням їх спинів, що експериментально спостерігаються.

Радянський вчений Д. Д. Іваненко на підставі подібних міркувань перший (1932 р.) встановив, що електрони не входять до складу атомних ядер і що заряд ядра, як це загальновизнано зараз, повністю визначається числом протонів в ядрі.

Оскільки кількість протонів в ядрі будь-якого атома збігається з атомним номером елемента, а маси протона і нейтрону різняться дуже мало, то число нейтронів в ядрі доповнює атомний номер (число протонів) до атомної ваги або, вірніше, до найближчої до атомної ваги цілого числа яке називають масовим числом. Таким чином, ядро ​​будь-якого атома складається з протонів та нейтронів. Так завдання з'ясування складу атомних ядер звелося до точному визначеннюдійсних атомних ваг за виміряними величинами мас іонів.

Атомні вагидеяких елементів, знайдені хімічним шляхоміноді значно відрізняються від цілого числа. Причина цього була розкрита ще в 1919 р. Астоном при перших дослідженнях мас-спектрограм таких елементів, а саме: Астон виявив, що елементи, атомні ваги яких значно відрізняються від цілих чисел, дають у мас-спектрограмі щонайменше дві і часто три, чотири та більше ліній. Це означає, що такі елементи є насправді суміш хімічно тотожних, але різняться за вагою атомів. Атомні ядра, які мають однаковий зарядале різну масу називають ізотопами. Ядра ізотопів одного елемента складаються, отже, з однакового числа протонів та різного числа нейтронів (ядра з однаковим числомнейтронів та різним числомпротонів звуться ізотопів).

Вивчення мас-спектрограм показало, що у всіх випадках атомні ваги ізотопів виражаються числами, які відрізняються від цілих лише на тисячні частки одиниці (причина цієї невеликої відмінності атомної ваги ізотопів від цілого чисельності, тобто від масового числа ізотопу, роз'яснена в § 113 ). Так, наприклад, хлор, який за хімічними даними має атомну вагу 35,46, являє собою суміш двох ізотопів з атомними вагами, дуже близькими до числа 35 і 37; їх позначають символами (є й інші ізотопи хлору, але ядра їх нестійкі). Аргон має ізотопи з атомними вагами, які близькі до числа 36, 38 і 40; у природній суміші ці ізотопи дають середню атомну вагу аргону 39,9 і т.д.

Хімічні елементи, що мають стабільні (тобто нерадіоактивні) ізотопи, входять до сполук, завжди зберігаючи певну характерну для кожного елемента природну пропорцію ізотопів. Так, для магнію природним ізотопічним складом є: 78,6% ізотопу з атомною вагою ізотопу з атомною вагою та 11,3% ізотопу з атомною вагою

В даний час для всіх елементів відомо лише близько тисячі ізотопів, більша частинаяких, однак, є нестійкими радіоактивними ізотопами. Найбільша кількістьстабільні ізотопи мають елементи з парними атомними номерами. Так, молібден, ртуть, барій, неодим, ітербій (у всіх цих елементів атомні номери парні) мають по 7 не радіоактивних ізотопівкадмій 8, а олово навіть 10 стабільних ізотопів. У елементів з непарними атомними номерами, зазвичай, існує трохи більше двох стабільних ізотопів, інші радіоактивні. Багато елементів з непарними атомними номерами (наприклад, фтор, натрій, алюміній, фосфор, кобальт та ін.) мають тільки по одному стабільному ізотопу.

У ряді випадків ізотопи сусідніх елементів мають однакові масові числа і, отже, майже збігаються атомні ваги. Наприклад, масове число 13 мають ізотоп вуглецю та ізотоп азоту; два ізотопи азоту мають такі ж масові числа (15 і 16), як і два ізотопи кисню, і т. д. Зустрічаються і потрійні і навіть четверні збіги: наприклад, ізотопи з масовим числом 70 є у цинку, галію і германію; ізотопи з масовим числом 210 існують у талію, свинцю, вісмуту, полонію та Атоми з однаковими масовими числами, але з різними порядковими номерамиі, отже, з різними хімічними властивостями називають ізобарами.

Обидва роду ядерних частинок, протони та нейтрони, об'єднують під загальною назвоюнуклони. Ізобарні ядра характеризуються рівністю сумарного числа протонів та нейтронів у ядрі, тобто рівністю числа нуклонів.

На рис. 344 дана діаграма, що характеризує склад ядер стабільних та деяких радіоактивних ізотопів. По осі абсцис цієї діаграми відкладено число протонів в ядрі або, що ж, атомний номер елементів, символи яких для зручності користування проставлені над віссю абсцис діагонально. На осі ординат відкладено число нейтронів у ядрі Стабільні ізотопи зображені чорними кружками, радіоактивні – світлими. Ця діаграма показує, що легкі елементи числа нейтронів і протонів в ядрі майже однакові, і тому їх масові числа приблизно рівні подвоєному атомному номеру: У ядрах важких елементівчисло нейтронів значно перевищує кількість протонів; однак і для найважчих елементів воно залишається меншим, ніж подвоєне число протонів; для цих елементів всі точки,

(Клацніть для перегляду скана)

На другій із згаданих прямих проставлені сумарні числа нуклонів в ядрі, тобто масові числа Похилі прямі, проведені від цих чисел, об'єднують ізобарні ядра.

Ми бачимо, що у проточно-нейтронній діаграмі всі існуючі ізотопи утворюють порівняно вузьку смугу. Це означає, що навіть невеликі відхилення від нормального складу ядра роблять їх абсолютно нестійкими.

Поділ ізотопів, який у незначних кількостях здійснюється мас-спектрографом, у більш менш значних масштабах є дуже складною справою, оскільки Хімічні властивостіізотопи кожного елемента тотожні. Як згадувалося, у всіх хімічних реакціях елементи зберігають свій природний ізотопний склад. Однак опосередковано обмінні хімічні реакціїпри них багаторазовому повтореннііноді дозволяють отримати збагачення елемента його найлегшим чи найважчим ізотопом; при цьому використовують ту обставину, що коли продукти реакції виходять у вигляді двофазної системи (рідини та її пари), то відсоткове зміст легеніізотопу в газоподібної фазивиявляється дещо більшим, ніж у конденсованій.

Одним із методів поділу ізотопів є метод, заснований на явищі дифузії. Коефіцієнт дифузії залежить від маси частинок і тому дещо різний для ізотопів одного й того самого елемента. Дифузійні апарати для поділу ізотопів (вірніше для збагачення потрібним ізотопом) вихідних речовин) складаються з безлічі ланок, у кожному з яких здійснюється процес дифузії. У всіх ланках дифузійного апарату дифузія відбувається через пористу речовину або здійснюється дифузія газу в струмінь парів ртуті, що несуть газ, що трохи збагатився легким ізотопом.

На рис. 345 представлена ​​схема процесів, які застосовуються при дифузійному методі збагачення природного урану актиноураном. Природний уран на 99,3% складається з ізотопу з масовим числом 238 і містить лише 0,7% актиноурану з масовим числом 235. Єдиною сполукою урану, що має високу пружність пари, є шестифтористий уран; його використовують при дифузійному збагаченні природного урану.

Газоподібний стискають у компресорі, пропускають через холодильник (для відведення теплоти стиснення) і подають у камери, де газ протікає вздовж одного боку пористої перегородки, тоді як з іншого боку підтримується нижчий тиск. Швидкість перебігу газу та режими тиску встановлюю такі, щоб половина газу встигала продифундувати через перегородку, а половина поверталася в попередній ступінь багатокаскадної схеми збагачення. Газ, що продифундував, має

більш низький тиск, стискається допоміжним компресором і подається на такий самий наступний ступінь, а непродифундував газ через дросельний клапан, що регулює величину тиску, повертається в попередній ступінь. Високе збагачення досягається у кількох тисячах щаблів. Діаметр отворів у пористій перегородці повинен бути в кілька разів меншим за довжину вільного пробігу для даного газу (тобто повинен бути не більше

Рис. 345. Схема ступеня дифузійного збагачення урану (газ

Існує метод поділу ізотопів, що ґрунтується на використанні явища термодифузії. Це полягає в тому, що коли один кінець трубки, що містить суміш газів, сильно нагрітий, а інший охолоджений, то процентний складсуміші в нагрітій та охолодженій частинах трубки виявляється не цілком однаковим.

Для поділу ізотопів застосовують також центрифуги, фракційну перегонку та інші методи.

Важкий водень та важка вода. Для фізики атомного ядра особливий інтереспредставляють ізотопи перших двох елементів періодичної системи: водню та гелію. Цей особливий інтерес до ізотопів водню та гелію пояснюється тим, що електронна оболонка атомів зазначених елементів, Що складається у водню одного електрона, а у гелію з двох, порівняно легко може бути «зідерта» і в різних експериментах можуть бути досліджені ядра цих атомів.

У 1932 р. Юреєм було відкрито ізотоп водню з масовим числом 2. Цей ізотоп на відміну звичайного водню називають важким воднем чи частіше дейтерієм і позначають символом або У водні, одержуваному звичайними хімічними способами, Дейтер міститься в незначних кількостях: приблизно з атомів тільки один є атомом дейтерію.

При електролізі води випаровується головним чином звичайний водень і вода, що залишилася, збагачується важким воднем. У поєднанні з обмінними реакціями електроліз води дозволяє

отримати воду, у якої більш ніж 99,99% молекул містить замість атомів атоми дейтерію така вода отримала назву важкої води. Вже 1933 р. Герц отримав практично чистий газоподібний дейтерій, у якому навіть спектроскопічним шляхом не можна було виявити присутність атомів Нині властивості дейтерію добре вивчені; деякі величини, що характеризують властивості цієї речовини, наведені в таблиці нижче.

Зіставлення фізичних властивостейдейтерію та звичайного водню

(Див. скан)

З цієї таблиці ми бачимо, що в даному випадкумаса атомного ядра досить сильно впливає на молекулярні властивості, які, власне кажучи, визначаються не ядром, а будовою електронної оболонки. Істотна відмінність молекулярних властивостейдейтерію та звичайного водню, не спостерігається в ізотопів інших елементів, пояснюється тим, що в даному випадку відношення мас ядер незрівнянно більш велике, ніж у інших елементів. Усі наведені у таблиці числа свідчать, що інтенсивність молекулярної взаємодіїу дейтерію більше, ніж у звичайного водню; відповідно до цього дейтерій плавиться і закипає при дещо більшій температурі, ніж звичайний водень, вимагає більших витрат теплоти на плавлення та випаровування, має меншу пружність пари та менший мольний обсяг конденсованих фаз. Енергія міжатомної взаємодії у дейтерію також дещо перевищує енергію взаємодії атомів звичайного водню, що позначається на більшій стійкості молекул дейтерію при температурах, що викликають термічну дисоціацію.

Фізичні властивості важкої води, як видно з наведеної нижче таблиці, теж помітно відрізняються від властивостей звичайної води. Щільність важкої води при кімнатній температурімайже перевищує щільність звичайної води. Відомо, що звичайна вода має мінімальний питомий об'єм при 4° важкої води, мінімум питомого об'єму спостерігається. Тиск насиченої париу важкої води менше, ніж у звичайної, а мольна теплота випаровування на 259 кал більше.

Щодо біологічної дії важка вода є поганим (а для деяких найпростіших організмів та шкідливим) замінником звичайної води.

Зіставлення фізичних властивостей важкої та звичайної води

(Див. скан)

При опроміненні звичайної води нейтронами більша частина їх захоплюється протонами водневих атомів, причому утворюються ядра важкого водню. Коли потік швидких нейтронів потрапляє у важку воду, то результаті зіткнень нейтрондв з ядрами важкого водню і кисню їх швидкість швидко зменшується, але захоплення нейтронів немає і їх кількість залишається практично незмінним. У зв'язку з цим важку воду широко використовують у ядерних реакторах(§ 107) як найкращий сповільнювач нейтронів. Для цієї мети, незважаючи на труднощі та дорожнечу виробництва, важку воду виробляють у дуже великих кількостях(Сотні тонн).

До Як відомо, ізотопами називаються різновиди атомів хімічного елемента, в ядрах яких містяться однакові кількості протонів ( Z) і різні - нейтронів ( N). Сума А = Z + N– масове число – служить найважливішою характеристикоюізотопу. Явище ізотопії відкрив у грудні 1913 р. англійський радіохімік Ф.Содді у радіоактивних елементів кінця періодичної системи. Потім він був виявлений у стабільних елементів. Докладніше про історію ізотопії див.

Природні радіоактивні ізотопи групуються в три «родини», родоначальниками яких є довготривалі торій-232, уран-238 та уран-235 (їх періоди напіврозпаду вимірюються мільярдами років). Завершуються «родини» стабільними ізотопами свинцю ( Z= 82) з А= 208, 206 та 207 відповідно. У проміжках розташовуються короткоживучі ізотопи елементів з Z= 81–92, пов'язані «ланцюжками» a - і b -Розпадів. Загальна кількість членів «родин» (за винятком стабільних різновидів атомів свинцю) дорівнює 41.

За допомогою різних ядерних реакцій було синтезовано понад 1600 штучних ізотопів в інтервалі Zвід 1 до 112 (причому для деяких елементів понад 20).

Предметом нашої уваги стануть стабільні ізотопи. Основна заслуга у відкритті належить англійському фізику Ф.Астону. У 1919 р. він встановив, що інертний газ неон (атомна вага – 20,2) є сумішшю двох ізотопів з атомними вагами 20 та 22. Вчений проводив дослідження протягом півтора десятиліття та виявив 210 стабільних ізотопів більшості елементів. Чималий внесок належить американському вченому А. Демпстеру – 37 ізотопів. У роботах брали участь інші дослідники, але більшість обмежувалося констатацією одного-двох нових видів атомів. Важливою подією стало відкриття у 1929 р. ізотопів кисню з А, рівним 17 та 18, У.Джіоком та Г.Джонстоном (США); Астон ж раніше вважав, що існує лише 16 О. Наявність у кисню трьох ізотопів вплинула вибір шкали атомних ваг . У 1932 р. Г. Юрі, Ф. Брікведде та Г. Мерфі (США) виявили важкий ізотоп водню – дейтерій з А= 2. Останнім у часі виявлення (1949) виявився ванадий-50.

Відомості про стабільні ізотопи наведені в таблиці (див. с. 2). Деякі з них позначені «зірочкою» (калій-40, ванадій-50, рубідій-87, індій-115, сурма-123, лантан-138, церій-142, неодим-144, самарій-147, лютецій-176, реній- 187, платина-190 та свинець-204): у них виявлені (або можливі теоретично) b -радіоактивність або a -Радіоактивність (Се, Nd, Sm, Pt) c дуже великими періодами(> 10-15 років). Проте їх можна розглядати як стабільні. У таблицю включені також радіоактивні ізотопи торію та урану, що містяться на Землі в досить великих кількостях.

Подібна таблиця наводиться лише нечисленних спеціальних монографіях. Аналізом закономірностей, пов'язаних із стабільними ізотопами, займається спеціальна дисципліна, яку іноді називають ізотопною статистикою.

Таблиця містить 282 стабільні ізотопи, кількість яких для різних елементів варіюється в широких межах. Один-єдиний вид властивий 21 елементу з непарним Z(Виняток - берилій з Z= 4). По два ізотопи мають 20 елементів також з непарними Z(крім гелію з Z= 2 і вуглецю з Z= 6). Шість елементів - кисень, неон, магній, кремній, аргон і калій - представлені трьома ізотопами, у всіх інших елементів з парними Zналічується від 4 до 10 ізотопів. Своєрідними «рекордсменами» виявляються кадмій та телур (по 8 ізотопів), ксенон (9) та олово (10). У таблиці відсутні елементи з Z= 43 (технецій) та Z= 61 (прометій). Вони не мають стабільних ізотопів та отримані штучно за допомогою ядерних реакцій. Немає в таблиці та ізотопів з А, рівними 5 та 8.

Більшість ізотопів (173) мають парні А, причому майже всі їх містять у ядрах атомів парні кількості Zі N. Ізотопів з непарними Апомітно менше (109). У елементів з парними Zне буває більше двох ізотопів з непарними А(Виняток - Аr з Z= 18 і Се с Z= 58, всі їхні ізотопи мають парні А).

Сукупність ізотопів елемента із певним значенням Z(якщо їх більше одного) називають "плеядою". Поширеність окремих ізотопів у «плеяді» різна. Для «легких» представників періодичної системи ( Z < 32) при четных Zпереважають ізотопи з меншими значеннями А. У наступних елементів, навпаки, природа віддає перевагу ізотопам з більшими значеннями А. Із двох ізотопів з непарними Zнайпоширенішим є той, у якого Аменше.

Загалом картина така. У елементів від водню до нікелю ( Z= 28) спостерігається різко підвищена поширеність якогось одного ізотопу. При великих значеннях Z, хоча зміст ізотопів в «плеяді» відрізняється (іноді досить значно), чинник абсолютного «лідерства» не виявляється.

Найбільш поширеними в природі елементами є (% мас. земної кори): кисень (47), кремній (29,5), алюміній (8,05), залізо (4,65), кальцій (2,96), натрій (2 ,5), калій (2,5) та магній (1,87). Їхній сумарний зміст понад 99%. Отже, частку інших припадає менше 1%.

З цієї «вісімки» алюміній та натрій представлені єдиним видоматомів (27 А1 та 23 Na); в інших – один із ізотопів має різко переважний вміст (16 О, 28 Si, 56 Fe, 40 Ca, 39 K, 24 Mg). Таким чином, перелічені ізотопи є тим матеріалом, з якого фактично побудовано всю «земну твердь». Головні «компоненти» атмосфери – 14 N та 16 O. Нарешті, водний простір – поєднання того ж ізотопу кисню з легким ізотопом водню (1 Н). Водень, кисень разом із вуглецем і азотом входять у всі рослинні та тваринні організми, у зв'язку з чим їх виділяють у особливу групу елементів – органогенів.

Таким чином виходить, що всього десять стабільних ізотопів вирішальною мірою зумовлюють нескінченну різноманітність неорганічної та органічної природи.

ПЧому майже половина елементів, що існують на Землі, представлені лише одним або двома видами атомів? Чому зміст окремих ізотопів у «плеядах», як правило, помітно різняться? Чому, нарешті, природа віддає перевагу різновидам атомів з парними значеннями Z? Перелік таких питань легко продовжити. Відповіді на них із тим чи іншим ступенем повноти дає теоретична ядерна фізика. Зрозуміло, в рамках цієї статті неможливо навіть у загальних рисахвикласти їхню суть. У зв'язку з цим обмежимося розглядом лише однієї, але дуже важливої ​​закономірності, що багато в чому визначає статистику стабільних ізотопів.

У ядерній фізиці існує поняття «ізобари»- Різновиди атомів з однаковими А, але різними Zі N. У 1934 р. німецький вчений Й. Маттаух сформулював правило: якщо два ізобара відрізняються за величинами Z на 1, то один з них має бути нестабільним. Наприклад, у парі ізобарів 40 Ar-40 К останній радіоактивний. Це дає можливість внести певну ясність у деякі особливості «ізотопної статистики».

Чому у елементів з Z= 43 і 61 немає стабільних ізотопів? В принципі, вони могли б мати один або два стійких видуатомів. Однак сусідні з технецієм і прометієм елементи (молібден і рутеній, неодим і самарій відповідно) представлені в природі великою кількістю ізотопів у широкому діапазоні А. Згідно з правилом ізобарів, ймовірні значення Адля Z= 43 і 61 виявляються "забороненими". Коли ізотопи технеція та прометія були синтезовані, то з'ясувалося, що більшість із них характеризуються невисокою тривалістю життя.

Ті ізотопи, які у таблиці позначені «зірочкою», становлять ізобарні пари з ізотопами сусідніх елементів (наприклад, 87 Pb з 87 Sr, 115 In c 115 Sn і т. д.), але вони радіоактивні дуже мало.

На зорі еволюційного розвитку Землі поширеність ізотопів різних елементів відрізнялася від сучасних. Ще були присутні багато радіоактивних ізотопів з відносно великими періодами напіврозпаду. Поступово вони перетворювалися на стабільні ізотопи інших елементів, завдяки чому змінювався їхній вміст у «плеядах». Збереглися лише «первинні» торій-232, уран-238 та уран-235, але й їхні земні ресурси за мільярди років зменшились. Якби вони не були такими довгоживучими, то нині були б відсутні й «вторинні» елементи, ізотопи яких становлять радіоактивні «родини». У такому разі природним верхнім кордоном періодичної системи виявився б висмут з Z = 83.

Таким чином, правило ізобарів відігравало своєрідну «сортуючу» роль. Воно «відсіювало» різновиди атомів з невеликою тривалістю життя, змінювало початковий ізотопний склад елементів і, зрештою, сприяло остаточному формуванню тієї картини «світу стабільних ізотопів», яка представлена ​​в таблиці.

З часу створення Дж.Дальтоном хімічної атомістики атомна вага (маса) довго була єдиною фундаментальною кількісною характеристикою елемента. Визначення його для багатьох елементів вимагало ретельних експериментальних дослідженьі залежало від вибору певної точки відліку - шкали атомних ваг (кисневої О = 16 або водневої Н = 1). У 1864 р. англійський хімік Дж.Ньюлендс вперше розташував відомі на той час елементи порядку збільшення їх атомних терезів. Ця природна послідовність суттєво сприяла відкриттю періодичного закону та розробці структури періодичної системи.

Однак у трьох випадках зростання атомних ваг порушувалося: кобальт був важчим за нікель, телур – йод, аргон – калій. Подібні "аномалії", як вважали деякі дослідники, підривали основи періодичного закону. А сам Д.И.Менделеев не надавав серйозного значення цим «аномаліям», вважаючи, що рано чи пізно вони отримають пояснення. Так і сталося насправді. Однак якщо «аномалій» було б не три, а більше, то сама констатація явища періодичної зміни властивостей елементів виявилася б не такою очевидною. Але річ у тому, що природа обмежила їхнє число.

A r = 1/100 ( aA 1 + bA 2 + cA 3 ...),

де а, b, з– вмісту (у %) у «плеяді» ізотопів з масовими числами A 1 , A 2 , A 3 ... відповідно. Як видно з таблиці, у аргону різко переважає ізотоп з А= 40, тоді як у калію – легший з А= 39. Така сама картина спостерігається й інших «аномальних пар» ( А= 59 – у кобальту та А= 58 - у нікелю; А= 130 – у телуру та А= 127 – у йоду). Тому атомні маси попередніх елементів у парах виявляються більшими, ніж наступних.

Масові числа стабільних ізотопів та їх відносна поширеність

Примітка. Напівжирним виділено елементи, у яких відсутні ізотопи, а також найпоширеніший ізотоп у «плеяді».

У 1911-1914 гг. було розроблено ядерно-електронну модель атома Е.Резерфорда – Н.Бора та доведено А.Ван ден Бруком та Г.Мозлі, що порядковий номер елемента в періодичній системі чисельно дорівнює зарядуядра його атома. В результаті стало очевидним: ряд хімічних елементів, вибудованих у порядку зростання їх атомних ваг, майже ідеально (за винятком «аномалій») збігся з послідовністю елементів, що відповідає монотонному збільшенню Z.

Причина цього дивовижного збігу полягає у «фіксованості» ізотопного складу існуючих на Землі елементів. Ми вже зазначали, що на початку її еволюції цей склад був іншим. Однак він не міг різко відрізнятись від сучасного. Отже, початкова поширеність стабільних ізотопів була результатом процесів, пов'язаних із фундаментальними подіями, що належать до сфери астрофізичних уявлень. Говорячи точніше, із проблемою походження елементів.

Ще в 1920-х роках. висловлювалися ідеї, що освіта елементів відбувається у атмосфері зірок, за умов дуже високих температур і тисків. Пізніше почали розроблятися загальні теоріїпоходження елементів. Одна з них, запропонована в 1948 р. Р.Альфером, Г.Бете і Г.Гамовим, передбачала, що синтез елементів стався в результаті «вибуху» нейтронної зірки. Нейтрони, що звільнилися, розпадалися на протони і електрони. Протони і електрони групувалися у складніші системи – атоми різних елементів. Згідно з авторами теорії, шляхом послідовного захоплення нейтронів і b - -розпадів атомів, що утворюються, виникала величезна кількість радіоактивних і стабільних ізотопів, у тому числі і тих, які нині існують на Землі. Причому весь процес синтезу здійснився за 15 хв. (!). Однак ця витончена теорія виявилася неспроможною. Так, ізотопи з А= 5 і 8 (вони, до речі, відсутні в таблиці) настільки нестабільні, що розпадаються раніше, ніж їхні ядра встигають захопити черговий нейтрон.

В даний час доведено, що синтез елементів постійно відбувається в зірках, причому на різних стадіяхїхня еволюція. Ті чи інші сукупності ізотопів утворюються завдяки різним ядерним реакціям. Набула досить задовільного пояснення космічна поширеність елементів, яка помітно відрізняється від земної. Так, пануючими у космосі виявляються водень та гелій. Однак у міру збільшення Zця відмінність стає менш вираженим.

Каркас сучасного ізотопного складу елементів на Землі був побудований багато мільярдів років тому, а його доведення пов'язана вже з процесами, що відбувалися протягом історії нашої планети.

Насамкінець звернемо увагу на один важливий термінологічний «нюанс». Саме поняття «ізотоп» є правомірним, коли мова йдепро атомні види з певними значеннями Z. Якщо ж зіставляються види з різними Z, то в даному випадку використання назви «ізотоп» недостатньо виправдане (адже порівнюються різновиди атомів, що розташовуються у різних клітинах періодичної системи).

Нині набув широкого поширення термін «нуклід», введений американським фізиком Т.Команом в 1947 р.: «Вигляд атомів, що характеризується складом свого ядра, зокрема, числом протонів і нейтронів, що містяться в ньому». У наведеній таблиці тому слово "ізотопи" можна було б замінити на "нукліди". Однак ця заміна жодним чином не вплинула б на всі подальші міркування.

Використана література

1. Астон Ф. Мас-спектри та ізотопи. М: Вид-во іностр. літ-ри, 1948.
2. Вяльцев О.М., Кривомазов О.М., Трифонов Д.М.. Правило зсуву та явище ізотопії. М.: Атоміздат, 1976.
3. Трифонов Д.М., Кривомазов О.М., Ліснєвський Ю.І.Хімічні елементи та нукліди. Специфіка відкриттів. М.: Атоміздат, 1980.
4. Трифонов Д.М.Періодична система елементів. Історія у таблицях. М: МП ВГО ім. Д.І.Менделєєва, 1992, с. 46.
5.Воронцова Є.Р. Атомна вага. Історія розробки експериментальних методів. М: Наука, 1984.
6. Лиснєвський Ю.І. Атомні ваги та виникнення ядерної фізики. М: Наука, 1984.
7. Ранкама К. Ізотопи у геології. М: Вид-во іностр. літ-ри, 1956.
8. Гайсинський М.М. Ядерна хіміята її застосування. М: Вид-во іностр. літ-ри, 1962.
9. Трифонов Д.М. "Аномальна" історія. Хімія, 1996 № 26, 28.

Д.М. ТРИФОНІВ

Маси деяких ізотопів

Знаходимо у табл. 26.1 та 26.2 значення:

маса атома 1 Н 2: 2,01410 а.

маса протона: 1,00728 а.о.м.,

маса нейтрону: 1,00866 а.о.м.,

маса електрона: 0,00055 а.

Маса ядра 1 Н 2 = (маса атома 1 Н 2) – (маса електрона) =

2,01410 - 0,00055 = 2,01355 а.е.м.;

(Маса протону + маса нейтрону) = 1,00728 + 1,00866 =

2,01594 а.о.м.

Як бачимо, 2,01594> 2,01355!

Різницю між масами нуклонів, що становлять ядро, і масою самого ядра називають дефектом маси .

Завдання 26.4.Обчислити дефект маси, енергію зв'язку та питому енергіюзв'язку ядра гелію 2 Не 4 (у МеВ).

Маса атома складається з маси ядра та маси Zелектронів:

т а = тя + Zm e Þ тя = т а - Zm е.

Тоді дефект маси ядра дорівнює:

D т = Zm p +(A – Z)m n – (т а – Zm е) =

= Z(m p + т е) + (A – Z)m n – т а.

Врахуємо, що атом водню 1 Н 1 – це саме «протон+електрон», тому можна вважати, що m p + т е = тН, де тН - маса атома водню 1 Н 1 . Тоді формула для дефекту маса набуде вигляду:

D т = Zmн + (A – Z)m n – т а. (26.3)

Застосуємо формулу (26.3) до нашого випадку: Z = 2, А= 4, отримаємо

D т = 2mн + (4 – 2)m n – т а.

Значення маси атомів водню 1 Н 1 і 2 Не 4 знаходимо у табл. 26.2 а значення маси нейтрону в табл. 26.1. Підставимо у формулу чисельні значення та отримаємо

D т= 2×1,00783 + (4 – 2)×1,00866 – 4,00260» 0,03038 а.о.м.

Згадаймо, що 1 а. = (г) = кг.

Перекладемо D ту кілограми: D т= 5,05 10 -29 кг.

Тепер знайдемо енергію зв'язку за формулою:

Есв = D транспорт 2 , (26.4)

Есв = 5,05 10 -29 кг × (3,0 10 8 м / с) 2 » 4,55 10 -12 Дж.

Перекладемо джоулі в електрон-вольти:

Есв = еВ » 28,4 МеВ.

За формулою (26.2) знайдемо питому енергію зв'язку:

7,1 МеВ.

Відповідь: D т» 0,03038 а.о.м.; Есв» 28,4 МеВ; Еуд » 7,1 МеВ.

СТОП! Вирішіть самостійно: А5-А7, В6-В8.

Завдання 26.5.Виділяється або поглинається енергія в ядерної реакції 7 N 14 + 2 Не 4 ® 8 Про 17 + 1 Н 1 ?

Рішення. Щоб відповісти на запитання завдання, необхідно з'ясувати, збільшується чи зменшується маса системивнаслідок реакції. Маса атомів до реакції дорівнює

Маса атомів після реакції:

18,00696 > 18,00567.

Отже, енергія збільшилася: Е 2 > Е 1 тому, щоб реакція пройшла, треба додати «зовнішню» енергію. А в ході реакції ця додана енергія буде поглинена: вона піде збільшення маси системи.

Відповідь: енергія поглинається

СТОП! Вирішіть самостійно: В9.

Завдання 26.6.Скільки енергії поглинеться в ядерній реакції 7 N 14 + 2 Не 4 ® 8 Про 17 + 1 Н 1 ?

Рішення. Поглинена енергія – це та енергія, яка пішла збільшення маси системи: Е = D транспорт 2 .

Величину D тможна знайти, скориставшись результатом попереднього завдання:

D т = 18,00696 - 18,00567 » 1,29 × 10 -3 а.е.м.

Перекладемо а.е.м. у кілограми:

D т = кг.

Е = D транспорт 2 = 2,14 10 -30 × (3,0 10 8 м / с) 2 » 1,93 10 -13 Дж.

Перекладемо цю енергію в електрон-вольти:

Е = еВ = 1,2 МеВ.

Відповідь: Е = D транспорт 2» 1,2 МеВ.

СТОП! Вирішіть самостійно: В10, С1, С2.

Завдання 26.7.Знайти мінімальну кінетичну енергію Wдо протона, здатного «розбити» ядро ​​дейтерію на протон та нейтрон.

Рішення.

Читач: Це просто: Wдо = D транспорт 2 , де D т –дефект маси ядра дейтерію.

Автор: Не зовсім так. Адже «уламки» поділу – протон і нейтрон – матимуть якісь швидкості, а отже, вони матимуть кінетичною енергією. Крім того, і «налітаючий» протон після зіткнення матиме якусь швидкість.

Нехай початкова швидкістьпротона υ 0 . Розіб'ємо процес його взаємодії з ядром на два етапи: спочатку ядро ​​захоплює протон і складає з ним одне ціле, а потім розпадається на три уламки: 2 протони і 1 нейтрон.