Cheminių elementų izotopų masės. Santykinė elemento atominė masė chemijoje ir jos nustatymo istorija

Masių spektrogramų tyrimas leido nustatyti branduolių sudėtį. Tačiau tai pasirodė įmanoma tik po to, kai buvo atrasti neutronai (30-ųjų pradžioje) (§ 90) ir paaiškėjo, kad branduoliai susideda iš protonų ir neutronų – neįkrautų dalelių, kurių masė artima protono masei. , taip pat protono ir elektrono sukinys yra lygus (vienetais ir magnetinis momentas yra šiek tiek mažesnis nei protono (beveik 1000 kartų mažesnis nei elektrono).

Pirmuoju vystymosi laikotarpiu branduolinė fizika tikėjo, kad branduoliai susideda iš protonų ir elektronų bei branduolio krūvio lygus skirtumui protonų skaičius ir elektronų skaičius. Tačiau sukaupus eksperimentinius duomenis tapo aišku, kad ši branduolio struktūros idėja prieštarauja patirtimi.

Iš tiesų, atomų branduoliai turi magnetiniai momentai ta pati didumo tvarka kaip ir protono ir neutrono; tai būtų nepaaiškinama, jei manytume, kad branduolių viduje yra elektronų, kurių magnetiniai momentai yra 1000 kartų didesni. Elektronų buvimo branduoliuose prielaida taip pat prieštarauja eksperimentiškai pastebėtoms jų sukimosi vertėms.

Sovietų mokslininkas D. D. Ivanenko, remdamasis panašiais samprotavimais, pirmasis (1932 m.) nustatė, kad elektronai nėra atomo branduolių dalis ir kad todėl branduolio krūvį, kaip dabar visuotinai priimta, visiškai lemia protonų skaičius branduolyje.

Kadangi protonų skaičius bet kurio atomo branduolyje sutampa su elemento atominiu numeriu, o protono ir neutrono masės skiriasi labai mažai, vadinasi, neutronų skaičius branduolyje papildo atominį skaičių (skaičius protonų) iki atominės masės arba, tiksliau, iki artimiausios atominio svorio skaičiaus, kuris vadinamas masės skaičiumi, visuma. Taigi bet kurio atomo branduolys susideda iš protonų ir neutronų. Taigi užduotis išsiaiškinti atomų branduolių sudėtį buvo sumažinta iki tikslus apibrėžimas tikrieji atominiai svoriai iš išmatuotų jonų masių.

Rasti kai kurių elementų atominiai svoriai chemiškai, kartais labai skiriasi nuo viso skaičiaus. To priežastį Aston atskleidė dar 1919 m., atlikdama pirmuosius tokių elementų masių spektrogramų tyrimus, būtent: Aston atrado, kad elementai, kurių atominis svoris labai skiriasi nuo sveikųjų skaičių, masės spektrogramoje sudaro bent du, o dažnai tris, keturis arba daugiau eilučių. Tai reiškia, kad tokie elementai iš tikrųjų yra chemiškai identiškų, bet skirtingo svorio atomų mišinys. Atominiai branduoliai, kurie turi tas pats mokestis, bet skirtingos masės, vadinami izotopais. Todėl vieno elemento izotopų branduoliai susideda iš vienodo protonų skaičiaus ir skirtingo neutronų skaičiaus (branduoliai su tas pats numeris neutronai ir skirtingi skaičiai protonai vadinami izotopais).

Masių spektrogramų tyrimas parodė, kad visais atvejais izotopų atominės masės išreiškiamos skaičiais, kurie nuo sveikųjų skaičių skiriasi tik tūkstantosiomis vieneto dalimis (to priežastis nedidelis skirtumas izotopų atominė masė iš sveikojo skaičiaus, t. y. iš izotopų masės skaičiaus, paaiškinta 113 §. Taigi, pavyzdžiui, chloras, kurio atominė masė pagal cheminius duomenis yra 35,46, yra dviejų izotopų, kurių atominė masė labai artima skaičiams 35 ir 37, mišinys; jie žymimi simboliais (yra ir kitų chloro izotopų, tačiau jų branduoliai nestabilūs). Argonas turi izotopų, kurių atominis svoris yra artimas skaičiams 36, 38 ir 40; natūraliame mišinyje šie izotopai suteikia vidutinę argono atominę masę 39,9 ir kt.

Cheminiai elementai, turintys stabilių (t.y. neradioaktyvių) izotopų, įtraukiami į junginius, visada išlaikant tam tikrą natūralią kiekvienam elementui būdingą izotopų proporciją. Taigi, magnio natūrali izotopų sudėtis yra tokia: 78,6 % izotopų, kurių atominė masė yra atominė masė, ir 11,3 % atominės masės izotopų.

Šiuo metu visiems elementams žinoma tik apie tūkstantis izotopų, dauguma kurie vis dėlto yra nestabilūs radioaktyvūs izotopai. Didžiausias skaičius stabilūs izotopai turi elementų su lyginiais atominiais skaičiais. Taigi molibdenas, gyvsidabris, baris, neodimis, iterbis (visi šie elementai turi lyginį atominį skaičių) neturi 7 radioaktyvieji izotopai, kadmis yra 8, o alavas – net 10 stabilių izotopų. Elementai su nelyginiais atominiais skaičiais paprastai turi ne daugiau kaip du stabilius izotopus, o likusieji yra radioaktyvūs. Daugelis elementų su nelyginiais atominiais skaičiais (pavyzdžiui, fluoras, natris, aliuminis, fosforas, kobaltas ir kt.) turi tik vieną stabilų izotopą.

Kai kuriais atvejais gretimų elementų izotopų masės skaičius yra toks pat, taigi ir beveik vienodas atominis svoris. Pavyzdžiui, anglies izotopų ir azoto izotopų masės skaičius yra 13; dviejų azoto izotopų masės skaičius yra toks pat (15 ir 16), kaip ir dviejų deguonies izotopų ir kt. Taip pat yra trigubų ir net keturių atitikmenų: pavyzdžiui, izotopų, kurių masės skaičius yra 70, yra cinke, galiyje ir germanyje; izotopai, kurių masės skaičius yra 210, egzistuoja talyje, švinu, bismute, polonyje ir atomuose, kurių masės skaičius yra toks pat, bet turi skirtingus atominius skaičius ir todėl turi nevienodų cheminių savybių, vadinami izobarais.

Abi gentys branduolinių dalelių, protonai ir neutronai, yra sujungti pagal bendras vardas nukleonai. Izobariniams branduoliams būdingas viso protonų ir neutronų skaičiaus branduolyje lygybė, ty nukleonų skaičiaus lygybė.

Fig. 344 yra diagrama, apibūdinanti stabilių ir kai kurių radioaktyvių izotopų branduolių sudėtį. Šios diagramos abscisių ašis rodo protonų skaičių branduolyje arba, kas yra tas pats, elementų atominį skaičių, kurių simboliai yra išdėstyti įstrižai virš abscisių ašies, kad būtų lengviau naudoti. Neutronų skaičius branduolyje pavaizduotas ordinačių ašyje. Ši diagrama rodo, kad lengvųjų elementų neutronų ir protonų skaičius branduolyje yra beveik vienodas, todėl jų masės skaičiai yra maždaug du kartus. atominis skaičius: branduoliuose sunkūs elementai neutronų skaičius gerokai viršija protonų skaičių; tačiau net ir sunkiausiems elementams jis lieka mažiau nei dvigubai didesnis už protonų skaičių; visi šie elementai,

(spustelėkite norėdami peržiūrėti nuskaitymą)

vaizduojanti jų branduolių sudėtį yra tarp tiesių. Antroji iš minėtų tiesių rodo bendrą nukleonų skaičių branduolyje, t.

Matome, kad neutronų srauto diagramoje visi esami izotopai sudaro gana siaurą juostą. Tai reiškia, kad net ir palyginti nedideli nukrypimai nuo normali sudėtis branduoliai daro juos visiškai nestabilius.

Izotopų atskyrimas, atliekamas mažais kiekiais masių spektrografu, daugiau ar mažiau reikšmingu mastu sunki užduotis, nes cheminės savybės Kiekvieno elemento izotopai yra vienodi. Kaip jau minėta, visose cheminėse reakcijose elementai išlaiko savo natūralią izotopinę sudėtį. Tačiau netiesiogiai besikeičiančios cheminės reakcijos, kai kartojasi daug kartų, kartais leidžia praturtinti elementą lengviausiu ar sunkiausiu izotopu; šiuo atveju jie naudojasi tuo, kad kai reakcijos produktai gaunami dviejų fazių sistemos pavidalu (skystis ir jo garai), tada lengvojo izotopo procentas dujinėje fazėje yra šiek tiek didesnis nei kondensuota fazė.

Vienas iš izotopų atskyrimo būdų yra metodas, pagrįstas difuzijos reiškiniu. Difuzijos koeficientas priklauso nuo dalelių masės, todėl yra šiek tiek kitoks to paties elemento izotopams. Izotopų atskyrimo (tiksliau, sodrinimo norimu izotopu) difuzijos aparatai pradinės medžiagos) susideda iš daugelio vienetų, kurių kiekviename vyksta difuzijos procesas. Visose difuzijos aparato dalyse difuzija vyksta per porėtą medžiagą arba dujų difuzija į gyvsidabrio garų srovę, nunešdama šviesiu izotopu šiek tiek praturtintas dujas.

Fig. 345 pateikta gamtinio urano sodrinimo aktinouranu difuzijos metodo procesų diagrama. Gamtinis uranas sudaro 99,3 % izotopų masės 238 ir jame yra tik 0,7 % aktinourano masės 235. Vienintelis urano junginys, kurio garų slėgis yra didelis, yra urano heksafluoridas; jis naudojamas natūralaus urano difuziniam sodrinimui.

Dujos suspaudžiamos kompresoriuje, praleidžiamos per šaldytuvą (siekiant pašalinti suspaudimo šilumą) ir tiekiamos į kameras, kuriose dujos teka išilgai vienos porėtos pertvaros pusės, o kitoje pusėje palaikomas mažesnis slėgis. Dujų srauto ir slėgio režimus nustačiau taip, kad pusė dujų spėtų išsisklaidyti per pertvarą, o pusė grįžtų į ankstesnį daugiapakopės sodrinimo schemos etapą. Išsklaidytos dujos, turinčios

mažesnis slėgis suspaudžiamas pagalbiniu kompresoriumi ir tiekiamas lygiai į tą patį sekantį etapą, o nedifuzuojančios dujos grąžinamos į ankstesnę pakopą per droselio sklendę, kuri reguliuoja slėgio reikšmę. Didelis sodrinimas pasiekiamas keliais tūkstančiais etapų. Akytosios pertvaros angų skersmuo turi būti kelis kartus mažesnis už laisvą tam tikrų dujų kelią (t. y. jis neturėtų būti didesnis

Ryžiai. 345. Urano (dujų) difuzinio sodrinimo etapo diagrama

Yra izotopų atskyrimo metodas, pagrįstas šiluminės difuzijos reiškinio panaudojimu. Šis reiškinys išplaukia iš to, kad kai vienas vamzdžio, kuriame yra dujų mišinys, galas yra stipriai kaitinamas, o kitas – aušinamas, mišinio procentinė sudėtis šildomose ir vėsintose vamzdžio dalyse nėra visiškai vienoda.

Izotopams atskirti taip pat naudojamos centrifugos, frakcinis distiliavimas ir kiti metodai.

Sunkusis vandenilis ir sunkusis vanduo. Dėl fizikos atomo branduolys ypatingas susidomėjimas atstovauja pirmųjų dviejų elementų izotopams periodinė lentelė: vandenilis ir helis. Šis ypatingas susidomėjimas vandenilio ir helio izotopais paaiškinamas tuo, kad šių elementų atomų elektronų apvalkalas, kurį sudaro vienas elektronas vandeniliui ir du heliui, gali būti gana nesunkiai „nuimamas“, o jų branduoliai. šiuos atomus galima tirti įvairiais eksperimentais.

1932 m. Urey atrado vandenilio izotopą, kurio masės numeris 2. Šis izotopas, kitaip nei paprastas vandenilis, vadinamas sunkiuoju vandeniliu arba dažniau deuteriu ir žymimas simboliu arba In vandenilis, gautas įprastu būdu. cheminėmis priemonėmis, deuterio yra nedideliais kiekiais: iš maždaug atomų tik vienas yra deuterio atomas.

Vandens elektrolizės metu dažniausiai išgaruoja paprastas vandenilis, o likęs vanduo praturtinamas sunkiuoju vandeniliu. Kartu su mainų reakcijomis, vandens elektrolizė leidžia

gauti vandens, kuriame daugiau nei 99,99% molekulių yra deuterio atomai, o ne atomai, toks vanduo vadinamas sunkiuoju vandeniu. Jau 1933 metais Hertz gavo beveik gryną dujinį deuterį, kuriame atomų buvimo nepavyko aptikti net spektroskopiškai Šiuo metu deuterio savybės yra gerai ištirtos; Kai kurios vertės, apibūdinančios šios medžiagos savybes, pateiktos žemiau esančioje lentelėje.

Palyginimas fizines savybes deuterio ir paprasto vandenilio

(žr. nuskaitymą)

Iš šios lentelės matome, kad šiuo atveju atomo branduolio masė gana stipriai įtakoja molekulines savybes, kurias, paprastai tariant, lemia ne branduolys, o struktūra elektronų apvalkalas. Reikšmingas skirtumas molekulines savybes deuterio ir paprastojo vandenilio, nepastebimi kitų elementų izotopuose, paaiškinama tuo, kad šiuo atveju branduolinių masių santykis yra nepalyginamai didesnis nei kitų elementų. Visi lentelėje pateikti skaičiai rodo, kad intensyvumas molekulinė sąveika deuteris turi daugiau nei paprastas vandenilis; Atitinkamai, deuteris ištirpsta ir užverda po kelių aukštesnė temperatūra, nei paprastas vandenilis, jam lydymuisi ir išgaravimui reikia daugiau šilumos, mažesnis garų slėgis ir mažesnis kondensuotų fazių molinis tūris. Tarpatominės sąveikos energija deuteryje taip pat šiek tiek viršija įprastų vandenilio atomų sąveikos energiją, kuri turi įtakos didesnis stabilumas deuterio molekulės esant temperatūrai, kuri sukelia šiluminę disociaciją.

Fizinės sunkiojo vandens savybės, kaip matyti iš toliau pateiktos lentelės, taip pat labai skiriasi nuo savybių paprastas vanduo. Sunkaus vandens tankis kambario temperatūroje yra beveik didesnis nei įprasto vandens tankis. Yra žinoma, kad paprastas vanduo turi minimalų savitąjį tūrį esant 4° sunkiojo vandens, minimalus specifinis tūris, atvėsęs, užšąla anksčiau nei paprastas vanduo, esant 3,8° C temperatūrai, o užverda 1,4° aukštesnėje temperatūroje. . Spaudimas sočiųjų garų sunkusis vanduo turi mažiau nei įprastas vanduo, o garavimo molinė šiluma yra 259 cal didesnė.

Kalbant apie biologinis veiksmas Sunkusis vanduo yra prastas (o kai kuriems pirmuoniams kenksmingas) paprasto vandens pakaitalas.

Sunkaus ir paprasto vandens fizinių savybių palyginimas

(žr. nuskaitymą)

Įprastą vandenį apšvitinant neutronais, daugumą jų pagauna vandenilio atomų protonai, susidaro sunkieji vandenilio branduoliai. Kai srautas greitieji neutronai patenka į sunkus vanduo, tada dėl neutronų susidūrimų su sunkiojo vandenilio ir deguonies branduoliais jų greitis greitai mažėja, tačiau neutronai neužfiksuojami ir jų skaičius praktiškai nesikeičia. Šiuo atžvilgiu sunkusis vanduo yra plačiai naudojamas branduoliniai reaktoriai(§ 107) kaip geriausias neutronų moderatorius. Šiuo tikslu, nepaisant sunkumų ir didelių gamybos sąnaudų, sunkusis vanduo gaminamas labai dideli kiekiai(šimtai tonų).

Panagrinėkime masės matavimo eksperimentų rezultatus teigiami jonai. Fig. 352 rodo neoninių teigiamų jonų masės spektrogramą. Spektrograma aiškiai rodo tris įvairaus intensyvumo juosteles. Palyginus atstumus nuo juostų iki plyšio, galima apskaičiuoti, kad juostelės atitinka reikšmes, kurios yra santykiu .

Trijų juostelių atsiradimo negalima paaiškinti jonų krūvio skirtumais. Neono jonas gali turėti ne didesnį nei kelių krūvį elementarieji vienetai. Įkrovimo santykis gali būti, bet ne . Belieka pripažinti, kad juostelės atsiranda dėl jonų, kurie turi tą patį krūvį, bet turi skirtingos masės, susijęs kaip . Neono atominė masė yra 20,2. Todėl vidutinė neono atomo masė yra . Juosteles sukėlusių jonų masės yra lygios . Darome išvadą, kad elementas neonas yra trijų tipų atomų, besiskiriančių vienas nuo kito mase, mišinys. Lyginant linijų juodėjimo intensyvumą masės spektrogramoje, galima rasti santykinius kiekius skirtingi atomai natūralaus neono. Neoninių atomų, kurių masė yra 20, 21 ir 22, skaičius yra susijęs su .

Ryžiai. 352. Neoninė masės spektrograma

Apskaičiuokime vidutinę neono atomo masę:

Eksperimentiškai rastas susitarimas su neono atomine mase patvirtina mintį, kad elementas neonas yra trijų tipų atomų mišinys. Svarbu pažymėti, kad atomų, kurių masė 20, 21 ir 22, dalis yra vienoda skirtingos kilmės neoniniuose mėginiuose (atmosferos neonas, neonas iš akmenys ir tt). Ši proporcija nekinta arba kinta labai nežymiai vykstant įprastiems fizikiniams ir cheminiams procesams: suskystėjimui, garavimui, difuzijai ir kt. Tai įrodo, kad trys neono atmainos savo savybėmis yra beveik identiškos.

To paties elemento atomai, kurie skiriasi tik mase, vadinami izotopais. Visi to paties elemento izotopai yra identiški cheminėmis savybėmis ir labai panašios fizinėmis savybėmis.

Izotopų buvimas būdingas ne tik neonui. Dauguma elementų yra dviejų ar daugiau izotopų mišinys. Izotopinės sudėties pavyzdžiai pateikti lentelėje. 11.

11 lentelė. Kai kurių elementų izotopinė sudėtis

Kaip matyti iš lentelės. 11, visų elementų izotopų masės išreiškiamos sveikuoju skaičiumi atominiai vienetai wt. Šio svarbaus dėsningumo prasmę išsiaiškinsime § 225. Tikslūs matavimai rodo, kad sveikųjų izotopų masių taisyklė yra apytikslė. Izotopų masės, kaip taisyklė, rodo nedidelius nukrypimus nuo sveikumo (antros-ketvirtos dešimtųjų tikslumu). Kai kuriose problemose šie nedideli nukrypimai nuo sveikumo vaidina svarbų vaidmenį (žr., pavyzdžiui, §226).

Tačiau daugeliu atvejų galima naudoti masės vertes, suapvalintas iki artimiausio sveiko atominės masės vienetų skaičiaus. Izotopo masė (atominė masė), suapvalinta iki artimiausio sveikojo skaičiaus, vadinama masės skaičiumi.

Aukščiau pastebėjome neono izotopinės sudėties pastovumą ir beveik visišką daugumos jo izotopų savybių sutapimą. Šios nuostatos taip pat galioja visiems kitiems elementams, turintiems izotopų.

Izotopams žymėti atitinkamo elemento cheminis simbolis pateikiamas su ženklu, nurodnčiu izotopo masės skaičių. Taigi, pavyzdžiui, - deguonies izotopas, kurio masės skaičius yra 17, - chloro izotopas, kurio masės skaičius yra 37 ir tt Kartais jie taip pat nurodo žemiau serijos numeris elementas Mendelejevo periodinėje lentelėje ir tt

KAM Kaip žinoma, izotopai yra cheminio elemento atomų atmainos, kurių branduoliuose yra tiek pat protonų. Z) ir įvairūs – neutronai ( N). Suma A = Z + N– masės skaičius – tarnauja svarbiausia savybė izotopas. Izotopijos fenomeną 1913 metų gruodį atrado anglų radiochemikas F. Soddy radioaktyviuose elementuose periodinės lentelės pabaigoje. Tada jis buvo aptiktas stabiliuose elementuose. Daugiau informacijos apie izotopų istoriją rasite darbuose.

Natūralūs radioaktyvieji izotopai suskirstyti į tris „šeimas“, kurių protėviai yra ilgaamžiai toris-232, uranas-238 ir uranas-235 (jų pusinės eliminacijos laikas matuojamas milijardais metų). „Šeimos“ papildo stabiliais švino izotopais ( Z= 82) s A= atitinkamai 208, 206 ir 207. Tarpuose yra trumpaamžių elementų izotopų su Z= 81–92, sujungtos „grandinėmis“ a - ir b - suyra. Bendras „šeimų“ narių skaičius (neskaitant stabilių švino atomų rūšių) yra 41.

Per įvairias branduolines reakcijas šiame diapazone buvo susintetinta daugiau nei 1600 dirbtinių izotopų Z nuo 1 iki 112 (o kai kuriems elementams daugiau nei 20).

Mūsų dėmesio objektas bus stabilūs izotopai. Pagrindinis jų atradimo nuopelnas priklauso anglų fizikui F. Astonui. 1919 m. jis nustatė, kad inertinių dujų neonas (atominė masė 20,2) yra dviejų izotopų, kurių atominis svoris yra 20 ir 22, mišinys. Mokslininkas pusantro dešimtmečio atliko tyrimus ir aptiko 210 stabilių daugumos elementų izotopų. Didelis indėlis priklauso amerikiečių mokslininkui A. Dempsteriui – 37 izotopai. Darbe dalyvavo ir kiti tyrinėtojai, tačiau dauguma apsiribojo vieno ar dviejų naujų atomų tipų identifikavimu. Svarbus įvykis buvo 1929 m. atrasti deguonies izotopai su A, lygus 17 ir 18, W. Dzhiok ir G. Johnston (JAV); Astonas anksčiau manė, kad egzistuoja tik 16 O. Trijų deguonies izotopų buvimas turėjo įtakos atominės masės skalės pasirinkimui. 1932 metais G. Ury, F. Brickwedde ir G. Murphy (JAV) atrado sunkųjį vandenilio izotopą – deuterį su A= 2. Vanadis-50 buvo atrastas paskutinis (1949).

Informacija apie stabilius izotopus pateikta lentelėje (žr. p. 2). Kai kurie iš jų pažymėti žvaigždute (kalis-40, vanadis-50, rubidis-87, indis-115, stibis-123, lantanas-138, ceris-142, neodimis-144, samaris-147, liutecis-176, renis - 187, platina-190 ir švinas-204): juose randama (arba teoriškai įmanoma) b -radioaktyvumas arba a -radioaktyvumas (Ce, Nd, Sm, Pt) c labai ilgus laikotarpius(> 10 15 metų). Tačiau iš tikrųjų jie gali būti laikomi stabiliais. Lentelėje taip pat pateikiami radioaktyvieji torio ir urano izotopai, kurių Žemėje yra gana dideliais kiekiais.

Panaši lentelė pateikta tik keliose specialiose monografijose. Su stabiliais izotopais susijusių modelių analizė yra ypatinga disciplina, kuri kartais vadinama izotopų statistika.

Lentelėje yra 282 stabilūs izotopai, kurių skaičius įvairiems elementams labai skiriasi. Vienas tipas būdingas 21 elementui su nelyginiu Z(išimtis yra berilis su Z= 4). 20 elementų turi du izotopus, taip pat su nelyginiais Z(išskyrus helio su Z= 2 ir anglies c Z= 6). Šeši elementai – deguonis, neonas, magnis, silicis, argonas ir kalis – yra atstovaujami trimis izotopais, o visi kiti elementai yra lygūs. Z yra nuo 4 iki 10 izotopų. „Rekordininkai“ yra kadmis ir telūras (po 8 izotopus), ksenonas (9) ir alavas (10). Lentelėje trūksta elementų su Z= 43 (technecis) ir Z= 61 (prometis). Jie neturi stabilių izotopų ir yra gaminami dirbtinai naudojant branduolines reakcijas. Izotopai su A, lygus 5 ir 8.

Dauguma izotopų (173) turi lyginius skaičius A, ir beveik visų jų atomų branduoliuose yra lygūs kiekiai Z Ir N. Izotopai su nelyginiais A pastebimai mažiau (109). Elementams su net Z yra ne daugiau kaip du izotopai su nelyginiais skaičiais A(išimtis – Ar su Z= 18 ir Ce s Z= 58, visi jų izotopai yra lygūs A).

Konkrečią vertę turinčio elemento izotopų rinkinys Z(jei yra daugiau nei vienas) vadinamas „plejadu“. Atskirų izotopų paplitimas „plejadoje“ yra skirtingas. „Šviesiems“ periodinės lentelės atstovams ( Z < 32) при четных Z vyraujantys izotopai mažesnės vertės A. Vėlesniuose elementuose, atvirkščiai, gamta teikia pirmenybę didesnės vertės izotopams A. Iš dviejų izotopų su nelyginiais Z dažnesnis yra tas su A mažiau.

Apskritai vaizdas yra toks. Elementams nuo vandenilio iki nikelio ( Z= 28) yra smarkiai padidėjęs vieno izotopo gausa. Dėl didelių vertybių Z, nors izotopų kiekis „plejadoje“ skiriasi (kartais gana ženkliai), absoliutaus „lyderystės“ faktoriaus nebeatsiranda.

Gamtoje dažniausiai pasitaikantys elementai (% masės žemės plutos): deguonis (47), silicis (29,5), aliuminis (8,05), geležis (4,65), kalcis (2,96), natris (2,5), kalis. (2,5) ir magnio (1,87). Bendras jų kiekis yra daugiau nei 99%. Todėl likusi dalis sudaro mažiau nei 1 proc.

Iš šių „aštuonių“ aliuminį ir natrį sudaro vieno tipo atomai (27 Al ir 23 Na); kitose viename iš izotopų smarkiai vyrauja kiekis (16 O, 28 Si, 56 Fe, 40 Ca, 39 K, 24 Mg). Taigi išvardyti izotopai yra medžiaga, iš kurios iš tikrųjų yra pastatyta visa „kieta žemė“. Pagrindiniai atmosferos „komponentai“ yra 14 N ir 16 O. Galiausiai vandens erdvė yra to paties deguonies izotopo ir lengvojo vandenilio izotopo (1 H) derinys. Vandenilis, deguonis kartu su anglimi ir azotu yra įtraukti į visus augalų ir gyvūnų organizmus, todėl jie yra suskirstyti į specialią elementų grupę - organogenai.

Taigi paaiškėja, kad tik dešimt stabilių izotopų yra lemiamai atsakingi už begalinę neorganinės ir organinės gamtos įvairovę.

PKodėl beveik pusę Žemėje esančių elementų sudaro tik vieno ar dviejų tipų atomai? Kodėl atskirų izotopų turinys „plejadose“, kaip taisyklė, labai skiriasi? Kodėl pagaliau gamta teikia pirmenybę tolygioms atomų atmainoms? Z? Panašių klausimų sąrašą galima nesunkiai tęsti. Teorinė branduolinė fizika pateikia įvairaus išsamumo atsakymus į juos. Žinoma, šio straipsnio rėmuose tai netgi neįmanoma bendras kontūras nurodykite jų esmę. Šiuo atžvilgiu apsiribosime nagrinėdami tik vieną, bet labai svarbų modelį, kuris daugiausia lemia stabilių izotopų „statistiką“.

Branduolinėje fizikoje yra sąvoka "izobarai"– atomų atmainos su tuo pačiu A, bet kitoks Z Ir N. 1934 metais vokiečių mokslininkas J. Matthauchas suformulavo taisyklę: jei dviejų izobarų Z reikšmės skiriasi 1, tada vienas iš jų turi būti nestabilus. Pavyzdžiui, izobarų poroje 40 Ar–40 K pastaroji yra radioaktyvi. Ši taisyklė leidžia šiek tiek paaiškinti kai kurias „izotopų statistikos“ ypatybes.

Kodėl daryti elementus su Z= 43 ir 61 nėra stabilūs izotopai? Iš esmės jie gali turėti vieną ar du atsparios rūšys atomai. Tačiau šalia technecio ir prometio esantys elementai (atitinkamai molibdenas ir rutenis, neodimis ir samaris) gamtoje yra atstovaujami daugybe izotopų įvairiuose diapazonuose. A. Pagal izobaro taisyklę tikėtinos reikšmės A Už Z= 43 ir 61 pasirodo „draudžiami“. Kai buvo susintetinti technecio ir prometio izotopai, paaiškėjo, kad daugumai jų būdinga trumpa gyvenimo trukmė.

Tie izotopai, kurie lentelėje pažymėti žvaigždute, sudaro izobarines poras su gretimų elementų izotopais (pavyzdžiui, 87 Pb su 87 Sr, 115 In su 115 Sn ir kt.), tačiau jie yra labai mažai radioaktyvūs.

Žemės evoliucinio vystymosi aušroje įvairių elementų izotopų gausa skyrėsi nuo šiuolaikinių. Taip pat buvo daug radioaktyviųjų izotopų, kurių pusinės eliminacijos laikas yra gana ilgas. Palaipsniui jie virto stabiliais kitų elementų izotopais, dėl kurių pasikeitė jų turinys „plejadose“. Išliko tik „pirminis“ toris-232, uranas-238 ir uranas-235, bet ir jų žemės išteklių sumažėjo per milijardus metų. Jei jie nebūtų tokie ilgaamžiai, dabar nebūtų „antrinių“ elementų, kurių izotopai sudaro radioaktyviąsias „šeimas“. Šiuo atveju natūrali viršutinė periodinės lentelės riba būtų bismutas su Z = 83.

Taigi izobaro taisyklė atliko savotišką „rūšiavimo“ vaidmenį. Tai „išnaikino“ trumpo gyvenimo trukmės atomus, pakeitė pradinę izotopinę elementų sudėtį ir galiausiai prisidėjo prie galutinio lentelėje pateikto „stabilių izotopų pasaulio“ paveikslo susidarymo.

Nuo tada, kai J. Daltonas sukūrė cheminį atomizmą, atominis svoris (masė) ilgą laiką buvo vienintelė esminė kiekybinė elemento charakteristika. Norint jį nustatyti daugeliui elementų, reikėjo kruopštaus eksperimentinio tyrimo ir tai priklausė nuo tam tikro „atskaitos taško“ pasirinkimo - atominių svorių skalės (deguonies O = 16 arba vandenilio H = 1). 1864 metais anglų chemikas J. Newlandsas pirmą kartą sutvarkė tuo metu žinomus elementus didėjančio atominio svorio tvarka. Ši natūrali seka reikšmingai prisidėjo prie periodinio dėsnio atradimo ir periodinės lentelės struktūros kūrimo.

Tačiau trimis atvejais buvo pažeistas atominių svorių padidėjimas: kobaltas buvo sunkesnis už nikelį, telūras – už jodą, o argonas – už kalį. Tokios „anomalijos“, kaip manė kai kurie tyrinėtojai, pakirto periodinio įstatymo pagrindus. Pats D.I. Mendelejevas neteikė didelės reikšmės šioms „anomalijoms“, manydamas, kad anksčiau ar vėliau jos sulauks paaiškinimo. Taip iš tikrųjų atsitiko. Tačiau jei „anomalijų“ būtų ne trys, o daugiau, pats periodinių elementų savybių pokyčių reiškinio teiginys nebūtų toks akivaizdus. Tačiau faktas yra tas, kad gamta apribojo jų skaičių.

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

Kur A, b, Su– kiekis (%) izotopų su masės skaičiais „plejade“. A 1 , A 2 , A 3...atitinkamai. Kaip matyti iš lentelės, argone smarkiai vyrauja izotopas A= 40, o kalis turi žiebtuvėlį A= 39. Tas pats vaizdas stebimas ir kitoms „anomalioms poroms“ ( A= 59 – kobaltui ir A= 58 – nikeliui; A= 130 – telūrui ir A= 127 – jodui). Dėl šios priežasties ankstesnių elementų atominės masės poromis yra didesnės nei vėlesnių.

Stabilių izotopų masės skaičius ir jų santykinis gausa

Pastaba. Elementai, neturintys izotopų, taip pat labiausiai paplitęs izotopas „plejade“, yra paryškinti paryškintu šriftu.

IN 1911–1914 m buvo sukurtas E. Rutherfordo - N. Bohro branduolinis-elektroninis atomo modelis ir A. Van den Broekas ir G. Moseley įrodė, kad elemento eilės numeris periodinėje lentelėje yra skaitinis. lygus įkrovimui jo atomo branduolys. Dėl to tapo akivaizdu: cheminių elementų serija, išdėstyta didėjančia jų atominio svorio tvarka, beveik tobulai (išskyrus „anomalijas“) sutapo su elementų seka, atitinkančia monotonišką padidėjimą. Z.

Šio nuostabaus sutapimo priežastis slypi Žemėje esančių elementų izotopinės sudėties „fiksuotume“. Jau pažymėjome, kad evoliucijos pradžioje ši kompozicija buvo kitokia. Tačiau jis negalėjo smarkiai skirtis nuo šiuolaikinio. Taigi pradinė stabilių izotopų gausa buvo procesų, susijusių su pagrindiniais įvykiais, susijusiais su astrofizinių koncepcijų sfera, rezultatas. Tiksliau, su elementų kilmės problema.

Dar 1920 m. buvo išsakytos idėjos, kad elementai formuojasi žvaigždžių atmosferoje, esant labai aukštai temperatūrai ir slėgiui. Vėliau jie pradėjo vystytis bendrosios teorijos elementų kilmė. Viename iš jų, 1948 m. pasiūlytame R. Alferio, G. Boethe ir G. Gamow, buvo daroma prielaida, kad elementų sintezė įvyko „sprogimo“ pasekmė. neutroninė žvaigždė. Išsiskyrę neutronai suskyla į protonus ir elektronus. Protonai ir elektronai buvo sugrupuoti į sudėtingesnes sistemas – įvairių elementų atomus. Anot teorijos autorių, nuosekliai fiksuojant neutronus ir b – – Dėl susidariusių atomų skilimo atsirado daugybė radioaktyvių ir stabilių izotopų, įskaitant tuos, kurie dabar egzistuoja Žemėje. Be to, visas sintezės procesas buvo baigtas per 15 minučių (!). Tačiau ši elegantiška teorija pasirodė nepagrįsta. Taigi, izotopai su A= 5 ir 8 (jų, beje, lentelėje nėra) yra tokie nestabilūs, kad suyra, kol jų branduoliai nespėja užfiksuoti kito neutrono.

Dabar įrodyta, kad elementų sintezė nuolat vyksta žvaigždėse ir skirtinguose jų evoliucijos etapuose. Tam tikri izotopų rinkiniai susidaro dėl įvairių branduolinės reakcijos. Kosminė elementų gausa, kuri pastebimai skiriasi nuo antžeminės, sulaukė gana patenkinamo paaiškinimo. Taigi erdvėje dominuoja vandenilis ir helis. Tačiau didėjant Zšis skirtumas tampa ne toks ryškus.

Šiuolaikinės izotopinės elementų sudėties „karkasai“ Žemėje buvo sukurti prieš daug milijardų metų, o jo „apdaila“ jau siejama su procesais, vykusiais per visą mūsų planetos istoriją.

Apibendrinant, atkreipkime dėmesį į vieną svarbų terminologinį „niuansą“. Pati „izotopo“ sąvoka yra teisėta, kai mes kalbame apie apie specifines prasmes turinčias atomines rūšis Z. Jei rūšys su skirtingomis Z, tuomet šiuo atveju pavadinimo „izotopas“ vartojimas nėra pakankamai pagrįstas (juk lyginami skirtingose ​​periodinės sistemos ląstelėse išsidėstę atomų tipai).

Šiais laikais plačiai paplito terminas „nuklidas“, kurį 1947 m. įvedė amerikiečių fizikas T. Comanas: „Atomo tipas, kuriam būdinga jo branduolio sudėtis, ypač protonų ir neutronų skaičius jame“. Todėl pirmiau pateiktoje lentelėje žodis „izotopai“ gali būti pakeistas žodžiu „nuklidai“. Tačiau šis pakeitimas jokiu būdu nepaveiks tolesnių samprotavimų.

NAUDOTA LITERATŪRA

1. Aston F. Masės spektrai ir izotopai. M.: Užsienio leidykla. literatūra, 1948 m.
2. Vyaltsevas A.N., Krivomazovas A.N., Trifonovas D.N..
3. Poslinkio taisyklė ir izotopijos reiškinys. M.: Atomizdatas, 1976 m., Trifonovas D.N. Krivomazovas A.N., Lisnevskis Yu.I.
4. Poslinkio taisyklė ir izotopijos reiškinys. M.: Atomizdatas, 1976 m. Cheminiai elementai ir nuklidai. Atradimų specifika. M.: Atomizdat, 1980 m.
5.Periodinė elementų lentelė. Istorija lentelėse. M.: MP VHO im. D.I.Mendelejeva, 1992, p. 46. Vorontsova E.R.. Atominis svoris. Vystymosi istorija
6. eksperimentiniai metodai. M.: Nauka, 1984 m.
7. Lisnevskis Yu.I. Atominiai svoriai ir branduolinės fizikos atsiradimas. M.: Nauka, 1984 m.
8. Rankama K. Izotopai geologijoje. M.: Užsienio leidykla. literatūra, 1956 m.
9. Gaisinsky M.N.. Branduolinė chemija ir jos pritaikymai. M.: Užsienio leidykla. literatūra, 1962 m.

Trifonovas D.N.

. „Anomali“ istorija. Chemija, 1996, Nr. 26, 28. D.N. TRIFONOVAS Vienas iš pamatines sąvokas chemija – elemento atominė masė, kuri naudojama beveik visuose cheminiuose skaičiavimuose. Gebėjimas skaičiuoti

atominė masė

Tai bus naudinga daugiausia moksleiviams ir tiems, kurie ateityje planuoja studijuoti chemiją. Tačiau atominės masės apskaičiavimo formulė yra neįtikėtinai paprasta. Apibrėžimas ir formulė Atominė masė yra visų protonų, neutronų ir elektronų, sudarančių atomą, masių suma. Lyginant su protonų ir neutronų masėmis, elektronų masė yra nereikšminga, todėl skaičiuojant į elektronus neatsižvelgiama. Kadangi pačių neutronų ir protonų masė apskaičiuojama su be galo mažais skaičiais 27

neigiamas laipsnis, tada skaičiavimų patogumui naudojama santykinė atominė masė, kuri išreiškiama beveidžiais atominiais vienetais. Atominės masės vienetas- Tai

santykinė vertė

Pagal šią formulę apskaičiuojamos atskirų izotopų atominės masės cheminiai elementai. Tai reiškia, kad urano-238 masė yra 238 amu, o urano-235 masės skaičius yra 235. Šis cheminis elementas paprastai turi daug izotopų, todėl yra urano branduolių, kurių masės skaičiai yra 232, 233, 234, 235, 236 ir 238. Nepaisant šios įvairovės, uranas-238 užima 99% viso gamtoje esančio urano, todėl paskaičiavus vidutinę atominių skaičių reikšmę, cheminio elemento urano atominė masė yra 238,029.

Taigi svarbu suprasti skirtumą tarp atominės masės ir vidutinės atominės masės:

• atominė masė – tam tikro izotopo neutronų ir protonų suma (visada sveikasis skaičius);
• atominė masė – visų gamtoje pasitaikančių izotopų atominių masių aritmetinis vidurkis (dažniausiai trupmeninis skaičius).

Kitas pavyzdys

Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas Visatoje. 99% vandenilio yra protis arba vandenilis-1, kuriame yra tik 1 protonas. Taip pat yra izotopų: deuteris arba vandenilis-2 ir tritis arba vandenilis-3. Šių izotopų atominė masė yra atitinkamai 2 ir 3, tačiau gamtoje jie yra itin reti, todėl vandenilio atominė masė yra 1,00784.

Atominės masės radimas

Apibrėžkite atominis skaičius pasirinktam elementui naudojant periodinę lentelę. Elemento numeris lentelėje visada sutampa su protonų skaičiumi branduolyje. Pavyzdžiui, pirmiau minėtas vandenilis turi pirmąjį skaičių lentelėje ir jame yra tik 1 protonas. Žemiau esančioje lentelėje visada rodoma vidutinė elemento atominė masė, kurią reikia suapvalinti iki artimiausio sveikojo skaičiaus.

Iš pradžių rodoma visa informacija apie protonų ir elektronų skaičių atome, taip pat jo atominę masę. Štai kodėl į mokyklos uždaviniai Norint nustatyti atominę masę, pakanka naudoti periodinę lentelę ir nedaryti jokių specialių skaičiavimų.

Dažniausiai chemijos pamokose dedama atvirkštinė problema: kaip nustatyti neutronų skaičių konkrečiame izotope? Šiuo atveju taikoma paprasta formulė:

Neutronų skaičius = atominė masė – atominis skaičius.

Pavyzdžiui, vandenilio atome-1 nėra neutronų, nes jo atominis skaičius taip pat lygus vienetui. Tačiau tritis jau yra vandenilis, turintis vieną protoną ir du neutronus. Tritis yra nestabilus izotopas. Jis lengvai skyla į helio atomus, laisvųjų elektronų ir antineutrinų, kurie išskiria tam tikrą energijos kiekį. Nestabilūs izotopai vadinami radioaktyviais.

Pažiūrėkime į pavyzdį

Atominės masės nustatymas

Panagrinėkime deguonį – cheminį elementą, kurio atominis skaičius yra 8 periodinė lentelė Mendelejevas. Tai reiškia, kad deguonis turi 8 protonus savo branduolyje, taip pat 8 elektronus savo orbitose. Lentelėje parodyta atominė masė yra 16 a. e. m, kuriai apskaičiuoti nereikia skaičiuotuvo. Iš šios informacijos galime nustatyti, kad deguonies atome yra 8 neutronai. Tačiau neutronų skaičius gali lengvai keistis priklausomai nuo išorinių sąlygų.

Jei deguonis netenka arba įgyja vieną neutroną, gauname naują izotopą, kurio atominė masė pasikeičia. Naudodami skaičiuotuvą galite apskaičiuoti skirtingų deguonies izotopų masės skaičių, tačiau jų pavadinime yra atsakymas į šį klausimą. Gamtoje yra 3 stabilūs deguonies izotopai: deguonis-16, deguonis-17 ir deguonis-18. Pastarųjų dviejų branduolyje yra „papildomų“ neutronų.

Be to, yra nestabilių deguonies izotopų, kurių pusinės eliminacijos laikas svyruoja nuo kelių minučių iki milijonųjų nanosekundžių.

Išvada

Masinis skaičius - svarbus parametras bet kuris elementas, su kuriuo jie apskaičiuojami molinės masės kai diriguoja cheminės reakcijos. Tačiau masės skaičius visada nurodomas periodinėje Mendelejevo lentelėje, todėl mūsų skaičiuoklė bus naudinga daugiausia moksleiviams, kurie tik pradeda studijuoti nuostabų chemijos mokslą.