A Como sabes, los isótopos son variedades de átomos. elemento químico, cuyos núcleos contienen el mismo número de protones ( z) y varios – neutrones ( norte). Suma A = z + norte– número de masa – sirve la característica más importante isótopo. El fenómeno de la isotopía fue descubierto en diciembre de 1913 por el radioquímico inglés F. Soddy en elementos radiactivos del final. tabla periódica. Luego fue descubierto en elementos estables. Para obtener más información sobre la historia de los isótopos, consulte los trabajos.

Los isótopos radiactivos naturales se agrupan en tres "familias", cuyos antepasados ​​​​son el torio-232, el uranio-238 y el uranio-235, de larga vida (sus vidas medias se miden en miles de millones de años). Las “familias” se completan con isótopos estables de plomo ( z= 82) s A= 208, 206 y 207 respectivamente. En los huecos hay isótopos de elementos de vida corta con z= 81–92, conectados por “cadenas” a y B -decae. El número total de miembros de las "familias" (excluidas las especies estables de átomos de plomo) es 41.

Se han sintetizado más de 1.600 isótopos artificiales mediante diversas reacciones nucleares en el rango z de 1 a 112 (y para algunos elementos más de 20).

El tema de nuestra atención serán los isótopos estables. El mérito principal de su descubrimiento pertenece al físico inglés F. Aston. En 1919 descubrió que el gas inerte neón (peso atómico 20,2) es una mezcla de dos isótopos con pesos atómicos 20 y 22. El científico realizó investigaciones durante una década y media y descubrió 210 isótopos estables la mayoría de los elementos. Una contribución importante pertenece al científico estadounidense A. Dempster: 37 isótopos. En el trabajo también participaron otros investigadores, pero la mayoría se limitó a identificar uno o dos nuevos tipos de átomos. Un acontecimiento importante fue el descubrimiento en 1929 de isótopos de oxígeno con A, igual a 17 y 18, de W. Dzhiok y G. Johnston (EE.UU.); Aston había creído anteriormente que sólo existía 16 O. La presencia de tres isótopos de oxígeno influyó en la elección de la escala de peso atómico. En 1932, G. Urey, F. Brickwedde y G. Murphy (EE. UU.) descubrieron un isótopo pesado de hidrógeno: el deuterio con A= 2. El vanadio-50 fue el último en descubrirse (1949).

En la tabla se proporciona información sobre isótopos estables (ver pág. 2). Algunos de ellos están marcados con un asterisco (potasio-40, vanadio-50, rubidio-87, indio-115, antimonio-123, lantano-138, cerio-142, neodimio-144, samario-147, lutecio-176, renio). - 187, platino-190 y plomo-204): se encuentran en ellos (o son teóricamente posibles) b -radiactividad o a -radiactividad (Ce, Nd, Sm, Pt) c muy periodos largos(> 10 15 años). Sin embargo, en realidad pueden considerarse estables. La tabla también incluye isótopos radiactivos de torio y uranio, que se encuentran en la Tierra en cantidades bastante grandes.

Sólo en unas pocas monografías especiales se proporciona una tabla similar. El análisis de patrones asociados con isótopos estables es una disciplina especial que a veces se denomina estadística de isótopos.

La tabla contiene 282 isótopos estables, cuyo número varía mucho según los diferentes elementos. Un solo tipo es característico de 21 elementos con impar. z(la excepción es el berilio con z= 4). 20 elementos tienen dos isótopos, también con impar z(excepto helio con z= 2 y carbono c z= 6). Seis elementos (oxígeno, neón, magnesio, silicio, argón y potasio) están representados por tres isótopos, todos los demás elementos con pares z hay de 4 a 10 isótopos. Los “poseedores del récord” son el cadmio y el telurio (8 isótopos cada uno), el xenón (9) y el estaño (10). A la tabla le faltan elementos con z= 43 (tecnecio) y z= 61 (prometio). No tienen isótopos estables y se producen artificialmente mediante reacciones nucleares. Isótopos con A, igual a 5 y 8.

La mayoría de los isótopos (173) tienen números pares. A, y casi todos ellos contienen cantidades pares en los núcleos de los átomos. z Y norte. Isótopos con impar A notablemente menos (109). Para elementos incluso z no hay más de dos isótopos con números impares A(excepción – Ar con z= 18 y Ce s z= 58, todos sus isótopos son pares A).

Una colección de isótopos de un elemento con un valor específico. z(si hay más de una) se llama “pléyade”. La prevalencia de isótopos individuales en la "pléyade" es diferente. Para los representantes "ligeros" de la tabla periódica ( z < 32) при четных z isótopos con predominio valores más pequeños A. En elementos posteriores, por el contrario, la naturaleza da preferencia a los isótopos con valores más altos. A. De dos isótopos con impar z el más común es el que tiene A menos.

En general, la imagen es así. Para elementos desde hidrógeno hasta níquel ( z= 28) hay un marcado aumento en la abundancia de un isótopo. Para valores grandes z, aunque el contenido de isótopos en la "pléyade" difiere (a veces de manera bastante significativa), el factor de "liderazgo" absoluto ya no aparece.

Los elementos más comunes en la naturaleza son (% peso de la corteza terrestre): oxígeno (47), silicio (29,5), aluminio (8,05), hierro (4,65), calcio (2,96), sodio (2,5), potasio. (2,5) y magnesio (1,87). Su contenido total es más del 99%. Por tanto, el resto supone menos del 1%.

De estos “ocho”, el aluminio y el sodio están representados por un solo tipo de átomo (27 Al y 23 Na); en otros, uno de los isótopos tiene un contenido marcadamente predominante (16 O, 28 Si, 56 Fe, 40 Ca, 39 K, 24 Mg). Por tanto, los isótopos enumerados son el material a partir del cual en realidad se construye toda la "tierra sólida". Los principales “componentes” de la atmósfera son 14 N y 16 O. Finalmente, el espacio acuoso es una combinación del mismo isótopo de oxígeno con un isótopo ligero de hidrógeno (1 H). El hidrógeno, el oxígeno, junto con el carbono y el nitrógeno, se encuentran en todos los organismos vegetales y animales y, por lo tanto, se dividen en un grupo especial de elementos: organógenos.

Resulta así que sólo diez isótopos estables son decisivamente responsables de la infinita diversidad de la naturaleza orgánica e inorgánica.

PAG¿Por qué casi la mitad de los elementos existentes en la Tierra están representados por sólo uno o dos tipos de átomos? ¿Por qué el contenido de los distintos isótopos en las “pléyades” suele diferir notablemente? ¿Por qué, finalmente, la naturaleza favorece las variedades de átomos con valores pares? z? La lista de preguntas similares puede continuar fácilmente. La física nuclear teórica les proporciona respuestas con distintos grados de exhaustividad. Por supuesto, en el marco de este artículo es imposible incluso bosquejo general declarar su esencia. En este sentido, nos limitaremos a considerar sólo un patrón, pero muy importante, que determina en gran medida las "estadísticas" de los isótopos estables.

En física nuclear existe un concepto. "isobaras"– variedades de átomos con el mismo A, pero diferente z Y norte. En 1934, el científico alemán J. Matthauch formuló la regla: si dos isobaras difieren en los valores de Z en 1, entonces una de ellas debe ser inestable. Por ejemplo, en un par de isobaras 40 Ar–40 K, esta última es radiactiva. Esta regla permite aclarar algunas características de las “estadísticas isotópicas”.

¿Por qué los elementos con z= 43 y 61 no son isótopos estables? En principio podrían tener uno o dos especies resistentesátomos. Sin embargo, los elementos adyacentes al tecnecio y al prometio (molibdeno y rutenio, neodimio y samario, respectivamente) están representados en la naturaleza por una gran cantidad de isótopos en una amplia gama. A. Según la regla de las isobaras, los valores probables A Para z= 43 y 61 resultan estar “prohibidos”. Cuando se sintetizaron los isótopos de tecnecio y prometio, resultó que la mayoría de ellos se caracterizan por una esperanza de vida corta.

Los isótopos que están marcados con un asterisco en la tabla forman pares isobáricos con isótopos de elementos vecinos (por ejemplo, 87 Pb con 87 Sr, 115 In con 115 Sn, etc.), pero son radiactivos en muy pequeña medida.

En los albores del desarrollo evolutivo de la Tierra, la abundancia de isótopos de diversos elementos difería de los modernos. También estaban presentes muchos isótopos radiactivos con vidas medias relativamente largas. Poco a poco se convirtieron en isótopos estables de otros elementos, por lo que su contenido en las "pléyades" cambió. Sólo se han conservado el torio-232, el uranio-238 y el uranio-235 “primarios”, pero también sus recursos terrestres disminuyó a lo largo de miles de millones de años. Si no fueran tan longevos, entonces los elementos "secundarios", cuyos isótopos forman "familias" radiactivas, ahora estarían ausentes. En este caso, el límite superior natural de la tabla periódica sería el bismuto con z = 83.

Por tanto, la regla de las isobaras desempeñaba una especie de función de "clasificación". "Eliminó" variedades de átomos con una vida útil corta, cambió la composición isotópica original de los elementos y, en última instancia, contribuyó a la formación final de la imagen del "mundo de los isótopos estables" que se presenta en la tabla.

Desde la creación del atomismo químico por J. Dalton, el peso atómico (masa) ha sido durante mucho tiempo la única característica cuantitativa fundamental de un elemento. Determinarlo para muchos elementos requirió una cuidadosa investigación experimental y dependía de la elección de un cierto "punto de referencia": la escala de pesos atómicos (oxígeno O = 16 o hidrógeno H = 1). En 1864, el químico inglés J. Newlands ordenó por primera vez los elementos conocidos en ese momento en orden creciente de sus pesos atómicos. Esta secuencia natural contribuyó significativamente al descubrimiento de la ley periódica y al desarrollo de la estructura de la tabla periódica.

Sin embargo, en tres casos se violó el aumento de los pesos atómicos: el cobalto era más pesado que el níquel, el teluro era más pesado que el yodo y el argón era más pesado que el potasio. Estas "anomalías", como creían algunos investigadores, socavaron los fundamentos de la ley periódica. El propio D.I. Mendeleev no dio mucha importancia a estas "anomalías", creyendo que tarde o temprano recibirían una explicación. Esto es lo que realmente sucedió. Sin embargo, si no hubiera tres, sino más "anomalías", entonces la declaración misma del fenómeno de los cambios periódicos en las propiedades de los elementos no sería tan obvia. Pero el hecho es que la naturaleza ha limitado su número.

Ar = 1/100( Automóvil club británico 1 + licenciado en Letras 2 + California 3 ...),

Dónde A, b, Con– contenido (en%) en la “pléyade” de isótopos con números másicos A 1 , A 2 , A 3...respectivamente. Como puede verse en la tabla, el isótopo C predomina marcadamente en el argón. A= 40, mientras que el potasio tiene un valor más ligero A= 39. La misma imagen se observa para otros “pares anómalos” ( A= 59 – para cobalto y A= 58 – para níquel; A= 130 – para telurio y A= 127 – para yodo). Por esta razón, las masas atómicas de los elementos precedentes en pares son mayores que las de los siguientes.

Números masivos de isótopos estables y su abundancia relativa.

Nota. Los elementos que no tienen isótopos, así como el isótopo más común en la “pléyade”, están resaltados en negrita.

EN 1911-1914 Se desarrolló el modelo nuclear-electrónico del átomo de E. Rutherford - N. Bohr y A. Van den Broek y G. Moseley demostraron que número de serie elemento en la tabla periódica numéricamente igual a cargar el núcleo de su átomo. Como resultado, se hizo evidente: una serie de elementos químicos, ordenados en orden creciente de sus pesos atómicos, coincidía casi perfectamente (con la excepción de las "anomalías") con la secuencia de elementos correspondiente a un aumento monótono. z.

La razón de esta asombrosa coincidencia radica en la "fijación" de la composición isotópica de los elementos existentes en la Tierra. Ya hemos señalado que al inicio de su evolución esta composición era diferente. Sin embargo, no podía diferir mucho del moderno. En consecuencia, la abundancia inicial de isótopos estables fue el resultado de procesos asociados con eventos fundamentales relacionados con el ámbito de los conceptos astrofísicos. Más precisamente, con el problema del origen de los elementos.

Allá por la década de 1920. Se expresaron ideas de que la formación de elementos ocurre en la atmósfera de las estrellas, en condiciones de temperaturas y presiones muy altas. Posteriormente comenzaron a desarrollarse teorias generales origen de los elementos. Uno de ellos, propuesto en 1948 por R. Alfer, G. Boethe y G. Gamow, suponía que la síntesis de elementos se producía como resultado de una “explosión”. estrella neutrón. Los neutrones liberados se desintegraron en protones y electrones. Los protones y electrones se agruparon en sistemas más complejos: átomos de varios elementos. Según los autores de la teoría, al capturar secuencialmente neutrones y b – - las desintegraciones de los átomos resultantes dieron lugar a una gran cantidad de isótopos radiactivos y estables, incluidos los que existen ahora en la Tierra. Además, todo el proceso de síntesis se completó en 15 minutos (!). Sin embargo, esta elegante teoría resultó insostenible. Entonces, los isótopos con A= 5 y 8 (por cierto, no están en la tabla) son tan inestables que se desintegran antes de que sus núcleos tengan tiempo de capturar el siguiente neutrón.

Ahora se ha demostrado que la síntesis de elementos se produce constantemente en las estrellas y en diferentes etapas de su evolución. Ciertos conjuntos de isótopos se forman debido a diversas reacciones nucleares. La abundancia cósmica de elementos, que difiere notablemente de la terrestre, ha recibido una explicación bastante satisfactoria. Por tanto, el hidrógeno y el helio dominan en el espacio. Sin embargo, a medida que aumenta z esta diferencia se vuelve menos pronunciada.

El "marco" de la composición isotópica moderna de los elementos de la Tierra se construyó hace muchos miles de millones de años, y su "acabado" ya está asociado con los procesos que tuvieron lugar a lo largo de la historia de nuestro planeta.

En conclusión, prestemos atención a un “matiz” terminológico importante. El concepto mismo de “isótopo” es legítimo cuando estamos hablando acerca de sobre especies atómicas con significados específicos z. Si especies con diferentes z, entonces en en este caso el uso del nombre “isótopo” no está suficientemente justificado (después de todo, se comparan los tipos de átomos ubicados en diferentes celdas de la tabla periódica).

Hoy en día se ha generalizado el término “núclido”, introducido por el físico estadounidense T. Coman en 1947: “Un tipo de átomo caracterizado por la composición de su núcleo, en particular, el número de protones y neutrones que contiene”. Por lo tanto, en el cuadro anterior la palabra “isótopos” podría sustituirse por “nucleidos”. Sin embargo, esta sustitución no afectaría en modo alguno a todo el razonamiento posterior.

Referencias

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D.N. TRIFONOV

Masas de algunos isótopos.

Lo encontramos en la tabla. Valores 26.1 y 26.2:

masa del átomo 1 H 2: 2,01410 uma,

masa de protones: 1,00728 uma,

masa de neutrones: 1,00866 uma,

masa del electrón: 0,00055 uma

Masa del núcleo 1 H 2 = (masa del átomo 1 H 2) – (masa del electrón) =

2,01410 – 0,00055 = 2,01355 uma;

(masa de protones + masa de neutrones) = 1,00728 + 1,00866 =

2,01594 uma

Como puedes ver, 2.01594 > 2.01355!

La diferencia entre las masas de los nucleones que forman el núcleo y la masa del núcleo mismo se llama defecto masivo .

Problema 26.4. Calcular el defecto de masa, la energía de enlace y energía específica Enlaces del núcleo de helio 2 He 4 (en MeV).

La masa de un átomo es la suma de la masa del núcleo y la masa. z electrones:

t un = t yo + Zm e Þ t I = ta – Zm mi.

Entonces el defecto de masa del núcleo es igual a:

D t = Zm p +(ARIZONA)mn – (ta – Zm mi) =

= z(m p + es decir.) + (ARIZONA)mn – t a.

Tengamos en cuenta que el átomo de hidrógeno 1 H 1 es simplemente un “protón + electrón”, por lo que podemos suponer que m p + es decir. = t norte, donde t H es la masa del átomo de hidrógeno 1 H 1 . Entonces la fórmula para el defecto de masa tomará la forma:

D t = zm norte + (ARIZONA)mn – t un. (26.3)

Apliquemos la fórmula (26.3) a nuestro caso: z = 2, A= 4, obtenemos

D t = 2metro norte + (4 – 2)mn – t un.

La masa de los átomos de hidrógeno 1 H 1 y 2 He 4 se encuentra en la tabla. 26.2, y los valores de la masa del neutrón se encuentran en la tabla. 26.1. Sustituyamos en la fórmula. valores numéricos y obtenemos

D t= 2×1,00783 + (4 – 2)×1,00866 – 4,00260 » 0,03038 uma

Recordemos que la 1 a.m. = (g) = kilos.

Traduzcamos D t a kilogramos: D t= 5,05×10 –29 kg.

Ahora encontremos la energía de enlace usando la fórmula:

mi sv = D ts 2 , (26.4)

mi St = 5,05×10 –29 kg × (3,0×10 8 m/s) 2 "4,55×10 –12 J.

Convirtamos julios a electronvoltios:

mi sv = eV » 28,4 MeV.

Usando la fórmula (26.2) encontramos la energía de enlace específica:

7,1 MeV.

Respuesta:D t» 0,03038 uma; mi luz » 28,4 MeV; mi latido » 7,1 MeV.

¡DETENER! Decida usted mismo: A5–A7, B6–B8.

Problema 26.5. La energía se libera o se absorbe en reacción nuclear 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1 ?

Solución. Para responder a la pregunta del problema, es necesario averiguar si el masa del sistema como resultado de la reacción. La masa de los átomos antes de la reacción es

Masa de átomos después de la reacción:

18,00696 > 18,00567.

Esto significa que la energía ha aumentado: mi 2 > mi 1, por lo que para que se produzca la reacción es necesario añadir energía “externa”. Y durante la reacción, esta energía añadida será absorbida: aumentará la masa del sistema.

Respuesta: Se absorbe energía.

¡DETENER! Decida usted mismo: P9.

Problema 26.6.¿Cuánta energía se absorberá en la reacción nuclear 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1?

Solución. La energía absorbida es la energía que se utilizó para aumentar la masa del sistema: mi = D ts 2 .

Valor D t se puede encontrar usando el resultado tarea anterior:

D t= 18.00696 – 18.00567 » 1.29×10 –3 uma

Traduzcamos a.u.m. en kilogramos:

D t= kg.

mi = D ts 2 = 2,14×10 –30 × (3,0×10 8 m/s) 2 » 1,93×10 –13 J.

Convirtamos esta energía en electronvoltios:

mi = eV = 1,2 MeV.

Respuesta: mi = D ts 2 » 1,2 MeV.

¡DETENER! Decide tú mismo: B10, C1, C2.

Problema 26.7. Encuentra la energía cinética mínima. W. a un protón capaz de “romper” un núcleo de deuterio en un protón y un neutrón.

Solución.

Lector: Es sencillo: W. k = re ts 2 donde D T- Defecto de masa del núcleo de deuterio.

Autor: Ciertamente no de esa manera. Después de todo, los "fragmentos" de la fisión (el protón y el neutrón) tendrán algunas velocidades, lo que significa que tendrán energía cinética. Además, el protón "entrante" después de la colisión tendrá cierta velocidad.

Dejar velocidad de arranque protón υ 0. Dividamos el proceso de su interacción con el núcleo en dos etapas: primero, el núcleo captura un protón y forma un todo con él, y luego se desintegra en tres fragmentos: 2 protones y 1 neutrón.

Uno de Conceptos fundamentales química: la masa atómica de un elemento, que se utiliza en casi todos los cálculos químicos. La capacidad de calcular la masa atómica será útil principalmente para los escolares y aquellos que planean estudiar química en el futuro. Sin embargo, la fórmula para calcular masa atomica simple hasta el punto de la imposibilidad.

Definición y fórmula

Masa atomica es la suma de las masas de todos los protones, neutrones y electrones que forman un átomo. En comparación con las masas de protones y neutrones, la masa de los electrones es insignificante, por lo que los electrones no se tienen en cuenta en los cálculos. Dado que la masa de los neutrones y protones se calcula con números infinitesimales de 27 grado negativo, luego, para facilitar los cálculos, se utiliza la masa atómica relativa, que se expresa en unidades atómicas sin rostro.

Unidad de masa atómica- Este valor relativo, igual a 1/12 de la masa del núcleo de carbono-12, cuyo núcleo contiene 6 neutrones y 6 protones. Por tanto, la fórmula para determinar la masa atómica queda así:

Masa = número de neutrones + número de protones.

Con esta fórmula se calculan las masas atómicas de isótopos individuales de elementos químicos. Esto significa que la masa del uranio-238 es de 238 uma, mientras que el uranio-235 tiene un número de masa de 235. Este elemento químico generalmente es rico en isótopos, por lo que existen núcleos de uranio con números de masa de 232, 233, 234, 235. 236 y 238. A pesar de esta diversidad, el uranio-238 ocupa el 99% de todo el uranio en la naturaleza, por lo que si calcula el valor promedio de los números atómicos, el elemento químico uranio tiene un peso atómico de 238,029.

Por tanto, es importante comprender la diferencia entre masa atómica y peso atómico promedio:

• masa atómica: la suma de neutrones y protones de un isótopo particular (siempre un número entero);
• peso atómico: la media aritmética de las masas atómicas de todos los isótopos que se encuentran en la naturaleza (generalmente un número fraccionario).

Otro ejemplo

El hidrógeno es el elemento más abundante en el Universo. El 99% del hidrógeno es protio o hidrógeno-1, que contiene sólo 1 protón. También existen isótopos: deuterio o hidrógeno-2 y tritio o hidrógeno-3. Estos isótopos tienen masas atómicas de 2 y 3, respectivamente, pero son extremadamente raros en la naturaleza, por lo que el peso atómico del hidrógeno es 1,00784.

Encontrar masa atómica

Definir número atómico para el elemento seleccionado usando la tabla periódica. El número de elemento en la tabla siempre coincide con el número de protones en el núcleo. Por ejemplo, el hidrógeno mencionado anteriormente tiene el primer número en la tabla y contiene solo 1 protón. La siguiente tabla siempre muestra el peso atómico promedio de un elemento, que debe redondearse al número entero más cercano para los cálculos.

Inicialmente muestra toda la información sobre el número de protones y electrones de un átomo, así como su masa atómica. Por eso en tareas escolares Para determinar la masa atómica, basta con utilizar la tabla periódica y no hacer ningún cálculo especial.

Por lo general, en las lecciones de química se pone. problema inverso: ¿Cómo determinar el número de neutrones en un isótopo particular? En este caso, se aplica una fórmula simple:

Número de neutrones = masa atómica – número atómico.

Por ejemplo, el átomo de hidrógeno-1 no contiene neutrones, ya que su número atómico también es igual a uno. Pero el tritio ya es hidrógeno con un protón y dos neutrones. El tritio es un isótopo inestable. Se descompone fácilmente en átomos de helio, electrones libres y antineutrinos, que libera una cierta cantidad de energía. Isótopos inestables se llaman radiactivos.

Veamos un ejemplo

Determinación de la masa atómica.

Consideremos el oxígeno, un elemento químico que tiene un número atómico de 8. tabla periódica Mendeleev. Esto significa que el oxígeno tiene 8 protones en su núcleo, así como 8 electrones en sus órbitas. La masa atómica que se muestra en la tabla es 16 a. e.m, para calcularlo no necesitamos calculadora. A partir de esta información podemos determinar que un átomo de oxígeno contiene 8 neutrones. Sin embargo, la cantidad de neutrones puede cambiar fácilmente dependiendo de las condiciones externas.

Si el oxígeno pierde o gana un neutrón, obtenemos un nuevo isótopo cuya masa atómica cambia. Con una calculadora se pueden calcular los números másicos de diferentes isótopos de oxígeno, que, sin embargo, contienen la respuesta a esta pregunta en su mismo nombre. En la naturaleza existen 3 isótopos estables de oxígeno: oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18. Los dos últimos tienen neutrones “extra” en el núcleo.

Además, existen isótopos inestables de oxígeno, cuyas vidas medias oscilan entre unos pocos minutos y millonésimas de nanosegundos.

Conclusión

Número de masa - parámetro importante cualquier elemento con el que se calculen masas molares al realizar reacciones químicas. Sin embargo, el número de masa siempre se indica en la tabla periódica de Mendeleev, por lo que nuestra calculadora será útil principalmente para los escolares que recién comienzan a estudiar la asombrosa ciencia de la química.