À Comme on le sait, les isotopes sont des variétés d'atomes d'un élément chimique dont les noyaux contiennent le même nombre de protons ( Z) et divers – neutrons ( N). Somme UN = Z + N– nombre de masse – sert la caractéristique la plus importante isotope. Le phénomène d'isotopie a été découvert en décembre 1913 par le radiochimiste anglais F. Soddy dans les éléments radioactifs de la fin tableau périodique. Elle a ensuite été découverte dans des éléments stables. Pour plus d'informations sur l'histoire des isotopes, voir les ouvrages.

Les isotopes radioactifs naturels sont regroupés en trois « familles », dont les ancêtres sont le thorium-232, l'uranium-238 et l'uranium-235 à vie longue (leurs demi-vies se mesurent en milliards d'années). Les « familles » sont complétées par des isotopes stables du plomb ( Z= 82)s UN= 208, 206 et 207 respectivement. Dans les lacunes se trouvent des isotopes d'éléments à vie courte avec Z= 81-92, reliés par des « chaînes » a - et b -les désintégrations. Le nombre total de membres des « familles » (à l’exclusion des espèces stables d’atomes de plomb) est de 41.

Plus de 1 600 isotopes artificiels ont été synthétisés par diverses réactions nucléaires dans la gamme Z de 1 à 112 (et pour certains éléments plus de 20).

Le sujet de notre attention sera les isotopes stables. Le principal mérite de leur découverte appartient au physicien anglais F. Aston. En 1919, il a établi que le gaz inerte néon (poids atomique 20,2) est un mélange de deux isotopes de poids atomique 20 et 22. Le scientifique a mené des recherches pendant une décennie et demie et a découvert 210 isotopes stables la plupart des éléments. Une contribution importante appartient au scientifique américain A. Dempster - 37 isotopes. D'autres chercheurs ont également participé aux travaux, mais la plupart se sont limités à identifier un ou deux nouveaux types d'atomes. Un événement important fut la découverte en 1929 d'isotopes de l'oxygène avec UN, égal à 17 et 18, par W. Dzhiok et G. Johnston (USA) ; Aston pensait auparavant que seul 16 O existait. La présence de trois isotopes de l’oxygène a influencé le choix de l’échelle de poids atomique. En 1932, G. Urey, F. Brickwedde et G. Murphy (USA) découvrent un isotope lourd de l'hydrogène - le deutérium avec UN= 2. Le vanadium-50 fut le dernier à être découvert (1949).

Les informations sur les isotopes stables sont données dans le tableau (voir p. 2). Certains d'entre eux sont marqués d'un astérisque (potassium-40, vanadium-50, rubidium-87, indium-115, antimoine-123, lanthane-138, cérium-142, néodyme-144, samarium-147, lutétium-176, rhénium). - 187, platine-190 et plomb-204) : trouvés dedans (ou théoriquement possible) b -la radioactivité ou un -radioactivité (Ce, Nd, Sm, Pt) c très de longues périodes(> 10 15 ans). Cependant, ils peuvent en fait être considérés comme stables. Le tableau comprend également les isotopes radioactifs du thorium et de l'uranium, contenus sur Terre en quantités assez importantes.

Un tableau similaire n'est donné que dans quelques monographies spéciales. L'analyse des modèles associés aux isotopes stables est une discipline spéciale parfois appelée statistiques isotopiques.

Le tableau contient 282 isotopes stables, dont le nombre varie considérablement selon les différents éléments. Un seul type est caractéristique de 21 éléments avec des impairs Z(l'exception est le béryllium avec Z= 4). 20 éléments ont deux isotopes, également impairs Z(sauf hélium avec Z= 2 et carbone c Z= 6). Six éléments - l'oxygène, le néon, le magnésium, le silicium, l'argon et le potassium - sont représentés par trois isotopes, tous les autres éléments ayant même Z il y a de 4 à 10 isotopes. Les « détenteurs de records » sont le cadmium et le tellure (8 isotopes chacun), le xénon (9) et l'étain (10). Il manque des éléments dans le tableau avec Z= 43 (technétium) et Z= 61 (prométhium). Ils ne possèdent pas d’isotopes stables et sont produits artificiellement par des réactions nucléaires. Isotopes avec UN, égal à 5 ​​et 8.

La plupart des isotopes (173) ont des nombres pairs UN, et presque tous en contiennent des quantités égales dans les noyaux des atomes Z Et N. Isotopes impairs UN sensiblement moins (109). Pour les éléments avec même Z il n'y a pas plus de deux isotopes avec des nombres impairs UN(exception – Ar avec Z= 18 et Ce s Z= 58, tous leurs isotopes sont pairs UN).

Une collection d'isotopes d'un élément avec une valeur spécifique Z(s’il y en a plusieurs) est appelée une « pléiade ». La prévalence des isotopes individuels dans la « pléiade » est différente. Pour les représentants « légers » du tableau périodique ( Z < 32) при четных Z isotopes avec prédominance valeurs plus petites UN. Dans les éléments ultérieurs, au contraire, la nature donne la préférence aux isotopes avec des valeurs plus élevées UN. De deux isotopes impairs Z le plus courant est celui avec UN moins.

En général, l'image est comme ça. Pour les éléments allant de l'hydrogène au nickel ( Z= 28), il y a une abondance fortement accrue d'un isotope. Pour les grandes valeurs Z, bien que le contenu en isotopes de la « pléiade » diffère (parfois de manière assez significative), le facteur de « leadership » absolu n'apparaît plus.

Les éléments les plus courants dans la nature sont (% en poids de la croûte terrestre) : oxygène (47), silicium (29,5), aluminium (8,05), fer (4,65), calcium (2,96), sodium (2,5), potassium. (2,5) et magnésium (1,87). Leur contenu total est supérieur à 99 %. Le reste représente donc moins de 1 %.

Parmi ces « huit », l’aluminium et le sodium sont représentés par un seul type d’atome (27 Al et 23 Na) ; dans d'autres, l'un des isotopes a une teneur nettement prédominante (16 O, 28 Si, 56 Fe, 40 Ca, 39 K, 24 Mg). Ainsi, les isotopes répertoriés constituent le matériau à partir duquel toute la « terre solide » est réellement construite. Les principaux « composants » de l’atmosphère sont le 14 N et le 16 O. Enfin, l’espace aquatique est une combinaison du même isotope de l’oxygène avec un isotope léger de l’hydrogène (1 H). L'hydrogène, l'oxygène, ainsi que le carbone et l'azote sont inclus dans tous les organismes végétaux et animaux et sont donc séparés en un groupe spécial d'éléments - organogènes.

Il s’avère ainsi que seuls dix isotopes stables sont responsables de manière décisive de l’infinie diversité de la nature inorganique et organique.

P.Pourquoi près de la moitié des éléments existant sur Terre sont-ils représentés par seulement un ou deux types d’atomes ? Pourquoi les contenus des isotopes individuels dans les « pléiades » diffèrent-ils généralement de manière marquée ? Pourquoi, enfin, la nature donne-t-elle la préférence aux variétés d’atomes de valeurs paires ? Z? La liste de questions similaires peut facilement être poursuivie. La physique nucléaire théorique y apporte des réponses plus ou moins complètes. Bien entendu, dans le cadre de cet article, il est même impossible aperçu généralénoncer leur essence. À cet égard, nous nous limiterons à considérer un seul modèle, mais très important, qui détermine en grande partie les « statistiques » des isotopes stables.

En physique nucléaire, il existe un concept "isobares"– variétés d'atomes avec le même UN, mais différent Z Et N. En 1934, le scientifique allemand J. Matthauch formulait la règle : si deux isobares diffèrent de 1 dans les valeurs Z, alors l'une d'elles doit être instable. Par exemple, dans une paire d’isobares 40 Ar – 40 K, cette dernière est radioactive. Cette règle permet d'apporter une certaine clarté à certaines caractéristiques des « statistiques isotopiques ».

Pourquoi faire des éléments avec Z= 43 et 61 ne sont pas des isotopes stables ? En principe, ils pourraient avoir un ou deux espèces résistantes atomes. Cependant, les éléments adjacents au technétium et au prométhium (respectivement molybdène et ruthénium, néodyme et samarium) sont représentés dans la nature par un grand nombre d'isotopes dans une large gamme. UN. Selon la règle des isobares, les valeurs probables UN Pour Z= 43 et 61 s'avèrent être « interdits ». Lorsque les isotopes du technétium et du prométhium ont été synthétisés, il s'est avéré que la plupart d'entre eux se caractérisent par une faible espérance de vie.

Les isotopes marqués d'un astérisque dans le tableau forment des paires isobares avec des isotopes d'éléments voisins (par exemple, 87 Pb avec 87 Sr, 115 In avec 115 Sn, etc.), mais ils sont radioactifs dans une très faible mesure.

À l'aube du développement évolutif de la Terre, l'abondance des isotopes de divers éléments différait de celle moderne. De nombreux isotopes radioactifs ayant des demi-vies relativement longues étaient également présents. Peu à peu, ils se sont transformés en isotopes stables d'autres éléments, ce qui a modifié leur contenu dans les « pléiades ». Seuls les thorium-232, uranium-238 et uranium-235 « primaires » ont été conservés, mais aussi leurs ressources terrestres diminué au fil des milliards d’années. S’ils n’avaient pas une durée de vie aussi longue, les éléments « secondaires », dont les isotopes constituent des « familles » radioactives, seraient désormais absents. Dans ce cas, la limite supérieure naturelle du tableau périodique serait le bismuth avec Z = 83.

Ainsi, la règle isobare jouait une sorte de rôle de « tri ». Il a « éliminé » les variétés d’atomes ayant une courte durée de vie, modifié la composition isotopique originale des éléments et a finalement contribué à la formation finale de l’image du « monde des isotopes stables » présentée dans le tableau.

Depuis la création de l'atomisme chimique par J. Dalton, le poids atomique (masse) a longtemps été la seule caractéristique quantitative fondamentale d'un élément. Le déterminer pour de nombreux éléments a nécessité une attention particulière recherche expérimentale et dépendait du choix d'un certain « point de référence » - l'échelle des poids atomiques (oxygène O = 16 ou hydrogène H = 1). En 1864, le chimiste anglais J. Newlands fut le premier à classer les éléments connus à l'époque par ordre croissant de poids atomiques. Cette séquence naturelle a contribué de manière significative à la découverte de la loi périodique et au développement de la structure du tableau périodique.

Cependant, dans trois cas, l'augmentation des poids atomiques a été violée : le cobalt était plus lourd que le nickel, le tellure était plus lourd que l'iode et l'argon était plus lourd que le potassium. De telles « anomalies », comme le pensaient certains chercheurs, sapaient les fondements de la loi périodique. D.I. Mendeleïev lui-même n'attachait pas d'importance sérieuse à ces « anomalies », estimant que tôt ou tard elles recevraient une explication. C’est ce qui s’est réellement passé. Cependant, s'il n'y avait pas trois, mais davantage d'« anomalies », alors l'énoncé même du phénomène de changements périodiques dans les propriétés des éléments ne serait pas aussi évident. Mais le fait est que la nature a limité leur nombre.

Unr = 1/100( aA 1 + BA 2 + Californie 3 ...),

Où UN, b, Avec– teneur (en %) dans la « pléiade » d’isotopes avec nombres de masse UN 1 , UN 2 , UN 3...respectivement. Comme le montre le tableau, l'isotope avec prédomine nettement dans l'argon UN= 40, alors que le potassium a un plus léger UN= 39. La même image est observée pour les autres « paires anormales » ( UN= 59 – pour le cobalt et UN= 58 – pour le nickel ; UN= 130 – pour le tellure et UN= 127 – pour l'iode). Pour cette raison, les masses atomiques des éléments précédents par paires s'avèrent supérieures à celles des éléments suivants.

Nombre de masse d'isotopes stables et leur abondance relative

Note. Les éléments qui n’ont pas d’isotopes, ainsi que l’isotope le plus courant dans la « pléiade », sont mis en évidence en gras.

DANS 1911-1914 le modèle nucléaire-électronique de l'atome de E. Rutherford - N. Bohr a été développé et A. Van den Broek et G. Moseley ont prouvé que numéro de sérieélément du tableau périodique numériquement égal à la charge le noyau de son atome. Du coup, c'est devenu évident : une série d'éléments chimiques, classés par ordre croissant de leurs poids atomiques, coïncidait presque parfaitement (à l'exception des « anomalies ») avec la séquence d'éléments correspondant à une augmentation monotone Z.

La raison de cette étonnante coïncidence réside dans la « fixité » de la composition isotopique des éléments existant sur Terre. Nous avons déjà noté qu'au début de son évolution cette composition était différente. Cependant, il ne pouvait pas différer sensiblement du modèle moderne. Par conséquent, l’abondance initiale d’isotopes stables était le résultat de processus associés à des événements fondamentaux liés au domaine des concepts astrophysiques. Plus précisément, avec le problème de l'origine des éléments.

Dans les années 1920. des idées ont été exprimées selon lesquelles la formation d'éléments se produit dans l'atmosphère des étoiles, dans des conditions de températures et de pressions très élevées. Plus tard, ils ont commencé à développer théories générales origine des éléments. L'un d'eux, proposé en 1948 par R. Alfer, G. Boethe et G. Gamow, supposait que la synthèse des éléments se produisait à la suite d'une « explosion » étoile à neutrons. Les neutrons libérés se désintègrent en protons et en électrons. Les protons et les électrons étaient regroupés en systèmes plus complexes - des atomes de divers éléments. Selon les auteurs de la théorie, en capturant séquentiellement les neutrons et b – - les désintégrations des atomes résultants ont donné naissance à un grand nombre d'isotopes radioactifs et stables, y compris ceux qui existent aujourd'hui sur Terre. De plus, l'ensemble du processus de synthèse a été réalisé en 15 minutes (!). Cependant, cette théorie élégante s’est avérée intenable. Ainsi, les isotopes avec UN= 5 et 8 (ils ne sont d'ailleurs pas dans le tableau) sont si instables qu'ils se désintègrent avant que leurs noyaux n'aient le temps de capturer le neutron suivant.

Il est désormais prouvé que la synthèse des éléments se produit constamment dans les étoiles, et à différents stades de leur évolution. Certains ensembles d'isotopes sont formés en raison de diverses réactions nucléaires. L'abondance cosmique des éléments, sensiblement différente de celle terrestre, a reçu une explication assez satisfaisante. Ainsi, l’hydrogène et l’hélium sont dominants dans l’espace. Cependant, à mesure que vous augmentez Z cette différence devient moins prononcée.

Le « cadre » de la composition isotopique moderne des éléments sur Terre a été construit il y a plusieurs milliards d'années, et sa « finition » est déjà associée aux processus qui ont eu lieu tout au long de l'histoire de notre planète.

En conclusion, prêtons attention à une « nuance » terminologique importante. Le concept même d’« isotope » est légitime lorsque nous parlons de sur les espèces atomiques avec des significations spécifiques Z. Si des espèces avec des Z, puis dans dans ce cas l'utilisation du nom « isotope » n'est pas suffisamment justifiée (après tout, les types d'atomes situés dans différentes cellules du tableau périodique sont comparés).

De nos jours, le terme « nucléide », introduit par le physicien américain T. Coman en 1947, s'est répandu : « Type d'atome caractérisé par la composition de son noyau, en particulier le nombre de protons et de neutrons qu'il contient. » Dans le tableau ci-dessus, le mot « isotopes » pourrait donc être remplacé par « nucléides ». Toutefois, ce remplacement n’affecterait en rien tous les raisonnements ultérieurs.

LITTERATURE UTILISÉE

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D.N. TRIFONOV Considérons les résultats d'expériences sur la mesure de la masse ions positifs

. Sur la fig. 352 montre un spectrogramme de masse d'ions néon positifs. Le spectrogramme montre clairement trois bandes d'intensité variable. En comparant les distances entre les bandes et la fente, on peut calculer que les rayures correspondent à des valeurs qui sont dans le rapport . L’apparition de trois bandes ne peut pas s’expliquer par des différences dans la charge des ions. Un ion néon peut porter une charge ne dépassant pas plusieurs unités élémentaires . Le rapport de charge peut être, mais pas . Il reste à accepter que les rayures sont causées par des ions qui portent la même charge, mais ont des masses différentes, liées comme . La masse atomique du néon est de 20,2. La masse moyenne d’un atome de néon est donc . Les masses des ions qui ont provoqué les rayures sont égales . Nous arrivons à la conclusion que l'élément néon est un mélange de trois types d'atomes, différant les uns des autres par leur masse. En comparant l'intensité du noircissement des raies sur un spectrogramme de masse, on peut trouver les quantités relatives différents atomes

en néon naturel. Le nombre d'atomes de néon de masses 20, 21 et 22 est lié comme suit.

Riz. 352. Spectrogramme de masse au néon

Calculons la masse moyenne d'un atome de néon : L'accord avec la masse atomique du néon trouvé expérimentalement confirme l'idée que l'élément néon est un mélange de trois types d'atomes. Il est important de noter que la proportion d'atomes de masses 20, 21 et 22 est la même dans des échantillons de néons d'origines différentes (néon atmosphérique, néon de rochers

Les atomes d’un même élément qui diffèrent uniquement par leur masse sont appelés isotopes. Tous les isotopes d’un même élément ont des propriétés chimiques identiques et des propriétés physiques très similaires.

La présence d’isotopes n’est pas seulement une caractéristique du néon. La plupart des éléments sont un mélange de deux isotopes ou plus. Des exemples de composition isotopique sont donnés dans le tableau. 11.

Tableau 11. Composition isotopique de certains éléments

Comme le montre le tableau. 11, les masses d'isotopes de tous les éléments sont exprimées sous forme d'entier unités atomiques poids. Nous découvrirons la signification de cette régularité importante au § 225. Des mesures précises montrent que la règle des masses entières des isotopes est approximative. En règle générale, les masses des isotopes présentent de légers écarts par rapport à leur intégrité (de la deuxième à la quatrième décimale). Dans certains problèmes, ces petits écarts par rapport à l'intégrité jouent un rôle majeur (voir, par exemple, §226).

Cependant, à de nombreuses fins, il est possible d'utiliser des valeurs de masse arrondies au nombre entier d'unités de masse atomique le plus proche. Masse isotopique en ( masse atomique), arrondi au nombre entier le plus proche, est appelé nombre de masse.

Ci-dessus, nous avons noté la constance de la composition isotopique du néon et la coïncidence presque complète de la plupart des propriétés de ses isotopes. Ces dispositions sont également valables pour tous les autres éléments possédant des isotopes.

Pour désigner les isotopes, le symbole chimique de l'élément correspondant est muni d'un signe indiquant le numéro de masse de l'isotope. Ainsi, par exemple, - un isotope de l'oxygène avec un nombre de masse de 17, - un isotope du chlore avec un nombre de masse de 37, etc. Parfois, le numéro de série de l'élément dans le système périodique de Mendeleïev est également indiqué ci-dessous. etc.

L'étude des spectrogrammes de masse a permis de déterminer la composition des noyaux. Cependant, cela ne s'est avéré possible qu'après la découverte des neutrons (au début des années 30) (§ 90) et il s'est avéré que les noyaux sont constitués de protons et de neutrons - des particules non chargées avec une masse proche de la masse d'un proton, ayant , ainsi que le proton et l'électron, le spin est égal (en unités et le moment magnétique est légèrement inférieur à celui du proton (presque 1000 fois inférieur à celui de l'électron).

Dans la première période de développement de la physique nucléaire, on croyait que les noyaux étaient constitués de protons et d'électrons et que la charge du noyau égal à la différence nombre de protons et nombre d'électrons. Cependant, au fur et à mesure que les données expérimentales s'accumulaient, il est devenu clair que cette idée de la structure du noyau est en conflit avec l'expérience.

En effet, les noyaux atomiques ont moments magnétiques du même ordre de grandeur que celui du proton et du neutron ; cela serait inexplicable si l’on suppose qu’à l’intérieur des noyaux se trouvent des électrons dont les moments magnétiques sont 1000 fois plus grands. L'hypothèse de la présence d'électrons dans les noyaux contredit également les valeurs de leurs spins observées expérimentalement.

Le scientifique soviétique D. D. Ivanenko, sur la base de considérations similaires, fut le premier à établir (en 1932) que les électrons ne font pas partie des noyaux atomiques et que, par conséquent, la charge d'un noyau, comme on l'admet maintenant généralement, est entièrement déterminée par la nombre de protons dans le noyau.

Puisque le nombre de protons dans le noyau de tout atome coïncide avec le numéro atomique de l'élément et que les masses d'un proton et d'un neutron diffèrent très peu, alors, par conséquent, le nombre de neutrons dans le noyau complète le numéro atomique (nombre de protons) au poids atomique ou, plutôt, à l'entier le plus proche du nombre de poids atomique qui est appelé nombre de masse. Ainsi, le noyau de tout atome est constitué de protons et de neutrons. Ainsi, la tâche d’élucider la composition des noyaux atomiques a été réduite à définition précise poids atomiques réels à partir des masses d'ions mesurées.

Poids atomiques de certains éléments trouvés chimiquement, diffèrent parfois de manière significative du nombre total. La raison en a été révélée en 1919 par Aston lors des premières études de spectrogrammes de masse de tels éléments, à savoir : Aston a découvert que les éléments dont les poids atomiques diffèrent considérablement des nombres entiers donnent dans le spectrogramme de masse au moins deux et souvent trois, quatre ou plus de lignes. Cela signifie que ces éléments sont en réalité un mélange d’atomes chimiquement identiques mais de poids différent. Noyaux atomiques qui ont même frais, Mais masse différente, sont appelés isotopes. Les noyaux des isotopes d'un élément sont donc constitués du même nombre de protons et d'un nombre différent de neutrons (noyaux avec le même numéro les neutrons et différents numéros les protons sont appelés isotopes).

L'étude des spectrogrammes de masse a montré que dans tous les cas, les poids atomiques des isotopes sont exprimés en nombres qui ne diffèrent des nombres entiers que par des millièmes d'unité (la raison en est légère différence le poids atomique des isotopes à partir de la valeur entière, c'est-à-dire du nombre de masse de l'isotope, est expliqué au § 113). Ainsi, par exemple, le chlore, qui selon les données chimiques a un poids atomique de 35,46, est un mélange de deux isotopes dont les poids atomiques sont très proches des nombres 35 et 37 ; ils sont désignés par des symboles (il existe d'autres isotopes du chlore, mais leurs noyaux sont instables). L'argon possède des isotopes dont les poids atomiques sont proches des nombres 36, 38 et 40 ; dans un mélange naturel, ces isotopes donnent le poids atomique moyen de l'argon 39,9, etc.

Les éléments chimiques qui ont des isotopes stables (c'est-à-dire non radioactifs) sont inclus dans les composés, conservant toujours une certaine proportion naturelle d'isotopes caractéristiques de chaque élément. Ainsi, pour le magnésium, la composition isotopique naturelle est : 78,6 % d’isotope de poids atomique et 11,3 % d’isotope de poids atomique.

Actuellement, seulement un millier d’isotopes environ sont connus pour tous les éléments, la plupart qui sont cependant des isotopes radioactifs instables. Le plus grand nombre Les isotopes stables contiennent des éléments de numéro atomique pair. Ainsi, le molybdène, le mercure, le baryum, le néodyme, l'ytterbium (tous ces éléments ont des numéros atomiques pairs) en ont 7 non isotopes radioactifs, le cadmium est de 8 et l'étain est même de 10 isotopes stables. Les éléments de numéro atomique impair ne contiennent généralement pas plus de deux isotopes stables, le reste étant radioactif. De nombreux éléments de numéro atomique impair (par exemple le fluor, le sodium, l'aluminium, le phosphore, le cobalt, etc.) n'ont qu'un seul isotope stable.

Dans certains cas, les isotopes des éléments voisins ont les mêmes nombres de masse et donc presque les mêmes poids atomiques. Par exemple, un isotope du carbone et un isotope de l’azote ont un nombre de masse de 13 ; deux isotopes de l'azote ont les mêmes nombres de masse (15 et 16) que deux isotopes de l'oxygène, etc. Il existe également des correspondances triples, voire quadruples : par exemple, les isotopes d'un nombre de masse de 70 se trouvent dans le zinc, le gallium et le germanium ; des isotopes avec un nombre de masse de 210 existent dans le thallium, le plomb, le bismuth, le polonium et les atomes avec les mêmes nombres de masse, mais avec des numéros atomiques différents et, par conséquent, avec des propriétés chimiques inégales sont appelés isobares.

Les deux genres particules nucléaires, protons et neutrons, sont regroupés sous nom commun nucléons. Les noyaux isobares sont caractérisés par l'égalité du nombre total de protons et de neutrons dans le noyau, c'est-à-dire l'égalité du nombre de nucléons.

Sur la fig. 344 est un diagramme caractérisant la composition des noyaux des isotopes stables et de certains isotopes radioactifs. L'axe des abscisses de ce diagramme montre le nombre de protons dans le noyau ou, ce qui revient au même, le nombre atomique des éléments, dont les symboles sont placés en diagonale au-dessus de l'axe des abscisses pour faciliter l'utilisation. Le nombre de neutrons dans le noyau est tracé sur l’axe des ordonnées. Les isotopes stables sont représentés par des cercles noirs, les isotopes radioactifs sont représentés par des cercles clairs. Ce diagramme montre que pour les éléments légers, le nombre de neutrons et de protons dans le noyau est presque le même, et donc leur nombre de masse est approximativement égal à deux fois. numéro atomique: En grains éléments lourds le nombre de neutrons dépasse largement le nombre de protons ; cependant, même pour les éléments les plus lourds, il reste inférieur à deux fois le nombre de protons ; pour ces éléments tous les points,

(cliquez pour voir l'analyse)

représentant la composition de leurs noyaux se trouvent entre les lignes droites. La deuxième des lignes droites mentionnées montre le nombre total de nucléons dans le noyau, c'est-à-dire les nombres de masse. Les lignes droites inclinées tirées de ces nombres unissent les noyaux isobares.

Nous voyons que dans le diagramme de flux neutronique, tous les isotopes existants forment une bande relativement étroite. Cela signifie que même des écarts relativement faibles par rapport composition normale les noyaux les rendent complètement instables.

La séparation des isotopes, réalisée en quantités infimes par un spectrographe de masse, à une échelle plus ou moins importante est très tâche difficile, parce que propriétés chimiques Les isotopes de chaque élément sont identiques. Comme déjà mentionné, dans toutes les réactions chimiques, les éléments conservent leur composition isotopique naturelle. Mais indirectement, les réactions chimiques d'échange, lorsqu'elles sont répétées de nombreuses fois, permettent parfois d'obtenir un enrichissement d'un élément avec son isotope le plus léger ou le plus lourd ; dans ce cas, ils utilisent le fait que lorsque les produits de réaction sont obtenus sous la forme d'un système biphasique (liquide et sa vapeur), alors le pourcentage de l'isotope léger dans la phase gazeuse s'avère légèrement supérieur à celui de la phase condensée.

L'une des méthodes de séparation des isotopes est une méthode basée sur le phénomène de diffusion. Le coefficient de diffusion dépend de la masse des particules et est donc quelque peu différent pour les isotopes d'un même élément. Appareils de diffusion pour la séparation des isotopes (ou plutôt pour l'enrichissement avec l'isotope souhaité matières premières) sont constitués de nombreux maillons, dans chacun desquels se déroule le processus de diffusion. Dans toutes les parties de l'appareil de diffusion, la diffusion se produit à travers une substance poreuse, ou la diffusion gazeuse se produit dans un flux de vapeur de mercure, emportant un gaz quelque peu enrichi en isotope léger.

Sur la fig. 345 montre un schéma des processus utilisés dans la méthode de diffusion d'enrichissement de l'uranium naturel en actinouranium. L'uranium naturel est composé à 99,3 % d'isotope numéro 238 et ne contient que 0,7 % d'actinouranium numéro 235. Le seul composé de l'uranium qui a une pression de vapeur élevée est l'hexafluorure d'uranium ; il est utilisé dans l’enrichissement par diffusion de l’uranium naturel.

Le gaz est comprimé dans un compresseur, passé dans un réfrigérateur (pour éliminer la chaleur de compression) et introduit dans des chambres où le gaz s'écoule le long d'un côté d'une cloison poreuse, tandis qu'une pression plus faible est maintenue de l'autre côté. J'ai réglé le débit de gaz et les régimes de pression de telle sorte que la moitié du gaz ait le temps de se diffuser à travers la cloison et que l'autre moitié revienne à l'étape précédente du schéma d'enrichissement en plusieurs étapes. Gaz diffusé ayant

une pression inférieure est comprimée par un compresseur auxiliaire et fournie exactement au même étage suivant, et le gaz non diffusant est renvoyé à l'étage précédent via un papillon des gaz qui régule la valeur de la pression. Un enrichissement élevé est obtenu en plusieurs milliers d'étapes. Le diamètre des trous dans la cloison poreuse doit être plusieurs fois inférieur au libre parcours d'un gaz donné (c'est-à-dire qu'il ne doit pas être plus

Riz. 345. Schéma de l'étape d'enrichissement par diffusion de l'uranium (gaz

Il existe une méthode de séparation des isotopes basée sur l'utilisation du phénomène de diffusion thermique. Ce phénomène se résume au fait que lorsqu'une extrémité d'un tube contenant un mélange de gaz est fortement chauffée et que l'autre est refroidie, la composition en pourcentage du mélange dans les parties chauffées et refroidies du tube n'est pas tout à fait la même.

Des centrifugeuses, une distillation fractionnée et d’autres méthodes sont également utilisées pour séparer les isotopes.

Hydrogène lourd et eau lourde. Pour la physique noyau atomique intérêt particulier représentent les isotopes des deux premiers éléments du tableau périodique : l’hydrogène et l’hélium. Cet intérêt particulier pour les isotopes de l'hydrogène et de l'hélium s'explique par le fait que la couche électronique des atomes de ces éléments, constituée d'un électron pour l'hydrogène et de deux pour l'hélium, peut être relativement facilement « arrachée » et les noyaux de ces atomes peuvent être étudiés dans diverses expériences.

En 1932, Urey découvre un isotope de l'hydrogène de masse numéro 2. Cet isotope, contrairement à l'hydrogène ordinaire, est appelé hydrogène lourd ou plus souvent deutérium et est désigné par le symbole ou Dans l'hydrogène obtenu par l'hydrogène ordinaire. par voie chimique, le deutérium est contenu en petites quantités : sur environ quelques atomes, un seul est un atome de deutérium.

Lors de l'électrolyse de l'eau, l'hydrogène ordinaire s'évapore principalement et l'eau restante s'enrichit en hydrogène lourd. En combinaison avec des réactions d'échange, l'électrolyse de l'eau permet

obtenir de l'eau dans laquelle plus de 99,99 % des molécules contiennent des atomes de deutérium au lieu d'atomes, cette eau est appelée eau lourde ; Déjà en 1933, Hertz avait obtenu du deutérium gazeux presque pur, dans lequel la présence d'atomes ne pouvait pas être détectée même par spectroscopie. Actuellement, les propriétés du deutérium sont bien étudiées ; Certaines valeurs caractérisant les propriétés de cette substance sont données dans le tableau ci-dessous.

Comparaison propriétés physiques deutérium et hydrogène ordinaire

(voir scan)

De ce tableau, nous voyons que dans ce cas, la masse du noyau atomique influence assez fortement les propriétés moléculaires, qui, en général, ne sont pas déterminées par le noyau, mais par la structure. couche électronique. Différence significative propriétés moléculaires le deutérium et l'hydrogène ordinaire, non observés dans les isotopes d'autres éléments, s'expliquent par le fait que dans ce cas, le rapport des masses nucléaires est incomparablement supérieur à celui des autres éléments. Tous les chiffres donnés dans le tableau indiquent que l'intensité interaction moléculaire le deutérium contient plus d'hydrogène que l'ordinaire ; En conséquence, le deutérium fond et bout en quelques instants. température plus élevée, que l'hydrogène ordinaire, il nécessite plus de chaleur pour la fusion et l'évaporation, a une pression de vapeur plus faible et un volume molaire de phases condensées plus petit. L'énergie d'interaction interatomique dans le deutérium dépasse également légèrement l'énergie d'interaction entre les atomes d'hydrogène ordinaires, ce qui affecte une plus grande stabilité molécules de deutérium à des températures qui provoquent une dissociation thermique.

Les propriétés physiques de l'eau lourde, comme le montre le tableau ci-dessous, diffèrent également sensiblement des propriétés eau ordinaire. La densité de l’eau lourde à température ambiante est presque supérieure à celle de l’eau ordinaire. On sait que l'eau ordinaire a un volume spécifique minimum à 4° d'eau lourde, un volume spécifique minimum est observé, une fois refroidie, gèle plus tôt que l'eau ordinaire, à 3,8° C, et bout à une température 1,4° plus élevée. . Pression vapeur saturée l'eau lourde en contient moins que l'eau ordinaire et la chaleur molaire d'évaporation est de 259 cal supérieure.

Concernant action biologique L’eau lourde est un substitut médiocre (et nocif pour certains organismes protozoaires) à l’eau ordinaire.

Comparaison des propriétés physiques de l'eau lourde et ordinaire

(voir scan)

Lorsque l'eau ordinaire est irradiée avec des neutrons, la plupart d'entre eux sont capturés par des protons d'atomes d'hydrogène et des noyaux d'hydrogène lourds se forment. Quand le flux neutrons rapides tombe dans eau lourde, puis à la suite de collisions de neutrons avec des noyaux d'hydrogène lourd et d'oxygène, leur vitesse diminue rapidement, mais les neutrons ne sont pas capturés et leur nombre reste pratiquement inchangé. À cet égard, l'eau lourde est largement utilisée dans réacteurs nucléaires(§ 107) comme le meilleur modérateur de neutrons. A cet effet, malgré les difficultés et les coûts élevés de production, l'eau lourde est produite en très peu de temps. grandes quantités(centaines de tonnes).

L'un des concepts fondamentaux chimie - la masse atomique d'un élément, utilisée dans presque tous les calculs chimiques. La capacité de calculer la masse atomique sera principalement utile aux écoliers et à ceux qui envisagent d'étudier la chimie à l'avenir. Cependant, la formule pour calculer la masse atomique est incroyablement simple.

Définition et formule

Masse atomique est la somme des masses de tous les protons, neutrons et électrons qui composent un atome. Comparée aux masses des protons et des neutrons, la masse des électrons est négligeable, les électrons ne sont donc pas pris en compte dans les calculs. Puisque la masse des neutrons et des protons eux-mêmes est calculée avec des nombres infinitésimaux de 27 degré négatif, puis pour faciliter les calculs, la masse atomique relative est utilisée, qui est exprimée en unités atomiques sans visage.

Unité de masse atomique- Ce valeur relative, égal à 1/12 de la masse du noyau de carbone 12 dont le noyau contient 6 neutrons et 6 protons. Ainsi, la formule pour déterminer la masse atomique ressemble à ceci :

Masse = nombre de neutrons + nombre de protons.

À l'aide de cette formule, les masses atomiques des isotopes individuels des éléments chimiques sont calculées. Cela signifie que la masse de l'uranium-238 est de 238 uma, tandis que l'uranium-235 a un nombre de masse de 235. Cet élément chimique est généralement riche en isotopes, il existe donc des noyaux d'uranium avec des nombres de masse de 232, 233, 234, 235. 236 et 238. Malgré cette diversité, l'uranium 238 occupe 99 % de tout l'uranium naturel, donc si vous calculez la valeur moyenne des numéros atomiques, alors élément chimique l'uranium reçoit un poids atomique de 238,029.

Il est donc important de comprendre la différence entre la masse atomique et le poids atomique moyen :

• masse atomique - la somme des neutrons et des protons d'un isotope particulier (toujours un nombre entier) ;
• poids atomique - la moyenne arithmétique des masses atomiques de tous les isotopes présents dans la nature (généralement un nombre fractionnaire).

Un autre exemple

L'hydrogène est l'élément le plus abondant dans l'Univers. 99 % de l’hydrogène est du protium ou hydrogène-1, qui ne contient qu’un seul proton. Il existe également des isotopes : le deutérium ou hydrogène-2 et le tritium ou hydrogène-3. Ces isotopes ont respectivement des masses atomiques de 2 et 3, mais ils sont extrêmement rares dans la nature, le poids atomique de l'hydrogène est donc de 1,00784.

Trouver la masse atomique

Définir numéro atomique pour l'élément sélectionné à l'aide du tableau périodique. Le numéro d'élément dans le tableau correspond toujours au nombre de protons dans le noyau. Par exemple, l’hydrogène mentionné ci-dessus porte le premier numéro du tableau et ne contient qu’un seul proton. Le tableau ci-dessous montre toujours le poids atomique moyen d'un élément, qui doit être arrondi au nombre entier le plus proche pour les calculs.

Affiche initialement toutes les informations sur le nombre de protons et d'électrons dans un atome, ainsi que sa masse atomique. C'est pourquoi dans tâches scolaires Pour déterminer la masse atomique, il suffit d'utiliser le tableau périodique et de ne faire aucun calcul particulier.

Habituellement, dans les cours de chimie, on le met problème inverse: comment déterminer le nombre de neutrons dans un isotope particulier ? Dans ce cas, une formule simple s’applique :

Nombre de neutrons = masse atomique – numéro atomique.

Par exemple, l'atome d'hydrogène-1 ne contient pas de neutrons, puisque son numéro atomique est également égal à un. Mais le tritium est déjà de l’hydrogène avec un proton et deux neutrons. Le tritium est un isotope instable. Il se décompose facilement en atomes d'hélium, électrons libres et les antineutrinos, qui libèrent une certaine quantité d'énergie. Isotopes instables sont dits radioactifs.

Regardons un exemple

Détermination de la masse atomique

Considérons l'oxygène - un élément chimique qui a un numéro atomique de 8 tableau périodique Mendeleïev. Cela signifie que l’oxygène possède 8 protons dans son noyau, ainsi que 8 électrons sur ses orbites. La masse atomique indiquée dans le tableau est de 16 a. e. m, pour calculer lequel nous n'avons pas besoin d'une calculatrice. À partir de ces informations, nous pouvons déterminer qu’un atome d’oxygène contient 8 neutrons. Cependant, le nombre de neutrons peut facilement changer en fonction des conditions extérieures.

Si l’oxygène perd ou gagne un neutron, nous obtenons un nouvel isotope dont la masse atomique change. À l'aide d'une calculatrice, vous pouvez calculer les nombres de masse de différents isotopes de l'oxygène, qui contiennent cependant la réponse à cette question dans leur nom même. Dans la nature, il existe 3 isotopes stables de l’oxygène : l’oxygène-16, l’oxygène-17 et l’oxygène-18. Les deux derniers ont des neutrons « supplémentaires » dans le noyau.

De plus, il existe des isotopes instables de l’oxygène, dont la demi-vie varie de quelques minutes à des millionièmes de nanosecondes.

Conclusion

Numéro de masse - paramètre important tout élément avec lequel ils sont calculés masses molaires lors de la conduite réactions chimiques. Cependant, le nombre de masse est toujours indiqué dans le tableau périodique de Mendeleev, notre calculatrice sera donc principalement utile aux écoliers qui commencent tout juste à étudier l'étonnante science de la chimie.

Masses de certains isotopes

Nous trouvons dans le tableau. Valeurs 26.1 et 26.2 :

masse de l'atome 1 H 2 : 2,01410 amu,

masse du proton : 1,00728 amu,

masse des neutrons : 1,00866 amu,

masse électronique : 0,00055 amu

Masse du noyau 1 H 2 = (masse de l'atome 1 H 2) – (masse de l'électron) =

2,01410 – 0,00055 = 2,01355 uma ;

(masse des protons + masse des neutrons) = 1,00728 + 1,00866 =

2,01594 amu

Comme vous pouvez le constater, 2.01594 > 2.01355 !

La différence entre les masses des nucléons qui composent le noyau et la masse du noyau lui-même s'appelle défaut de masse .

Problème 26.4. Calculer le défaut de masse, l'énergie de liaison et énergie spécifique liaisons du noyau d'hélium 2 He 4 (en MeV).

La masse d'un atome est la somme de la masse du noyau et de la masse Zélectrons :

t un = T moi + Zme Þ T je = t a – Zm e.

Alors le défaut de masse du noyau est égal à :

D T = Zm p +(A à Z)mn – (t a – Zm e) =

= Z(m p + c'est-à-dire) + (A à Z)mn – t a.

Prenons en compte que l'atome d'hydrogène 1 H 1 n'est qu'un « proton + électron », on peut donc supposer que m p + c'est-à-dire = T N, où T H est la masse de l'atome d'hydrogène 1 H 1 . Alors la formule du défaut de masse prendra la forme :

D T = Zm n + (A à Z)mn – t un. (26.3)

Appliquons la formule (26.3) à notre cas : Z = 2, UN= 4, on obtient

D T = 2m n + (4 – 2)mn – t un.

La masse des atomes d'hydrogène 1 H 1 et 2 He 4 se trouve dans le tableau. 26.2, et les valeurs de la masse des neutrons sont dans le tableau. 26.1. Remplaçons dans la formule valeurs numériques et nous obtenons

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

Rappelons qu'à 1 heure du matin. = (g) = kg.

Traduisons D T en kilogrammes : D T= 5,05×10 –29 kg.

Trouvons maintenant l'énergie de liaison à l'aide de la formule :

E sv = D ts 2 , (26.4)

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

Convertissons les joules en électrons-volts :

E sv = eV » 28,4 MeV.

En utilisant la formule (26.2), nous trouvons l'énergie de liaison spécifique :

7,1 MeV.

Répondre:D T» 0,03038 amu ; E lumière » 28,4 MeV ; E battre » 7,1 MeV.

ARRÊT! Décidez vous-même : A5–A7, B6–B8.

Problème 26.5. L'énergie est libérée ou absorbée dans réaction nucléaire 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1 ?

Solution. Pour répondre à la question du problème, il faut savoir si le masse du systèmeà la suite de la réaction. La masse des atomes avant la réaction est

Masse des atomes après réaction :

18,00696 > 18,00567.

Cela signifie que l'énergie a augmenté : E 2 > E 1, donc pour que la réaction ait lieu, il faut ajouter de l’énergie « externe ». Et lors de la réaction, cette énergie ajoutée sera absorbée : elle servira à augmenter la masse du système.

Répondre: L'énergie est absorbée.

ARRÊT! Décidez par vous-même : Q9.

Problème 26.6. Quelle quantité d'énergie sera absorbée dans la réaction nucléaire 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1 ?

Solution. L'énergie absorbée est l'énergie qui a servi à augmenter la masse du système : E = D ts 2 .

Valeur D T peut être trouvé en utilisant le résultat tâche précédente:

D t = 18,00696 – 18,00567 » 1,29×10 –3 amu

Traduisons a.u.m. en kilogrammes :

D t = kg.

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

Convertissons cette énergie en électrons-volts :

E = eV = 1,2 MeV.

Répondre: E = D ts 2 » 1,2 MeV.

ARRÊT! Décidez vous-même : B10, C1, C2.

Problème 26.7. Trouver l'énergie cinétique minimale Wà un proton capable de « briser » un noyau de deutérium en un proton et un neutron.

Solution.

Lecteur: C'est simple : W k = ré ts 2 où D T- Défaut de masse du noyau de deutérium.

Auteur: Pas vraiment. Après tout, les « fragments » de fission - le proton et le neutron - auront une certaine vitesse, ce qui signifie qu'ils auront énergie cinétique. De plus, le proton « entrant » après la collision aura une certaine vitesse.

Laisser vitesse initiale proton υ 0 . Divisons le processus de son interaction avec le noyau en deux étapes : d'abord, le noyau capture un proton et forme un tout avec lui, puis se désintègre en trois fragments : 2 protons et 1 neutron.