KAM Kaip žinote, izotopai yra atomų atmainos cheminis elementas, kurių branduoliuose yra tiek pat protonų ( Z) ir įvairūs – neutronai ( N). Suma A = Z + N– masės skaičius – tarnauja svarbiausia savybė izotopas. Izotopijos reiškinį 1913 m. gruodį atrado anglų radiochemikas F. Soddy radioaktyviuose pabaigos elementuose. periodinė lentelė. 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 tyrinėjo ir atrado 210 stabilūs izotopai dauguma elementų. 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. Urey, 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 s 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 serijos numeris elementas periodinėje lentelėje skaitiniu būdu 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 branduolinių reakcijų. 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, tada į šiuo atveju pavadinimo „izotopas“ vartojimas nėra pakankamai pagrįstas (juk lyginami skirtingose ​​periodinės lentelės ląstelėse esančių 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.: Atomizdat, 1976 m., Krivomazovas A.N., Lisnevskis Yu.I. Cheminiai elementai ir nuklidai. Atradimų specifika. M.: Atomizdat, 1980 m.
4. Poslinkio taisyklė ir izotopijos reiškinys. M.: Atomizdat, 1976 m. Periodinė elementų lentelė. Istorija lentelėse. M.: MP VHO im.
5.D.I.Mendelejeva, 1992, p. 46. Vorontsova E.R. . Atominis svoris. Vystymosi istorija eksperimentiniai metodai
6. . M.: Nauka, 1984 m. Lisnevskis Yu.I. . Atominiai svoriai ir atsiradimas branduolinė fizika
7. . M.: Nauka, 1984 m. Rankama K
8. . Izotopai geologijoje. M.: Užsienio leidykla. literatūra, 1956 m. Gaisinsky M.N.
9. . Branduolinė chemija ir jos pritaikymai. M.: Užsienio leidykla. literatūra, 1962 m. Trifonovas D.N.

. „Anomali“ istorija. Chemija, 1996, Nr. 26, 28.

Rasti

F (fluoras) Al (aliuminis) P (fosforas) Si (silicis) Ca (kalcis) Co (kobaltas) Cu (varis) Cd (kadmis) Hg (gyvsidabris) Rn (rodonas) Ra (radis) U (uranas) U ( uranas) Np (neptūnas) Pu (plutonis)

Lentelėje randame. 26.1 ir 26.2 vertės:

atomo 1 H 2 masė: 2,01410 amu,

protonų masė: 1,00728 amu,

neutronų masė: 1,00866 amu,

elektronų masė: 0,00055 amu

Branduolio masė 1 H 2 = (atomo masė 1 H 2) – (elektronų masė) =

2,01410 – 0,00055 = 2,01355 amu;

(protono masė + neutrono masė) = 1,00728 + 1,00866 =

2,01594 amu

Kaip matome, 2.01594 > 2.01355! Skirtumas tarp nukleonų, sudarančių branduolį, masių ir paties branduolio masės vadinamas .

masės defektas 26.4 uždavinys. Apskaičiuokite masės defektą, surišimo energiją ir specifinė energija

helio branduolio ryšiai 2 He 4 (MeV). Z Atomo masė yra branduolio masės ir masės suma

elektronai: = t a T aš + Þ t a Zm e aš.

= t a – Zm e

Tada pagrindinės masės defektas yra lygus: t a = D(Zm p +)A–Z – (m n) =

= Z(t a – Zm e + m p) + (Zm p +)A–Z – t.y.

t a. t a – Zm e + m p = t a Atsižvelgkime į tai, kad vandenilio atomas 1 H 1 yra tik „protonas + elektronas“, todėl galime daryti prielaidą, kad t a N, kur

Tada pagrindinės masės defektas yra lygus: t a = H yra vandenilio atomo masė 1 H 1 . Tada masės defekto formulė bus tokia: Zm + (Zm p +)A–Z – elektronai:. (26.3)

n Z = 2, A Taikykime formulę (26.3) mūsų atveju:

Tada pagrindinės masės defektas yra lygus: t a = 2= 4, gauname Zm + (4 – 2)A–Z – elektronai:.

m Lentelėje rasite vandenilio atomų 1 H 1 ir 2 He 4 masę. 26.2, o neutronų masės reikšmės pateiktos lentelėje. 26.1. Pakeiskime į formulę skaitinės reikšmės

Tada pagrindinės masės defektas yra lygus: t a ir gauname

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

g) = kg. t a Išverskime D t a iki kilogramų: D

= 5,05×10 –29 kg.

Dabar suraskime surišimo energiją naudodami formulę: E sv = D 2 , (26.4)

Dabar suraskime surišimo energiją naudodami formulę: ts

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

Dabar suraskime surišimo energiją naudodami formulę: Paverskime džaulius į elektronvoltus: sv =

Naudodami (26.2) formulę randame specifinę surišimo energiją:

7,1 MeV.

Atsakymas:D t a» 0,03038 amu; Dabar suraskime surišimo energiją naudodami formulę:šviesa » 28,4 MeV; Dabar suraskime surišimo energiją naudodami formulę: mušti » 7,1 MeV.

STOP! Spręskite patys: A5–A7, B6–B8.

26.5 uždavinys. Energija išsiskiria arba absorbuojama branduolinė reakcija 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1 ?

Sprendimas. Norint atsakyti į problemos klausimą, būtina išsiaiškinti, ar sistemos masė kaip reakcijos rezultatas. Atomų masė prieš reakciją yra

Atomų masė po reakcijos:

18,00696 > 18,00567.

Tai reiškia, kad energija padidėjo: Dabar suraskime surišimo energiją naudodami formulę: 2 > Dabar suraskime surišimo energiją naudodami formulę: 1, taigi, kad reakcija įvyktų, reikia pridėti „išorinės“ energijos. Ir reakcijos metu ši papildoma energija bus absorbuojama: ji eis sistemos masei didinti.

Atsakymas: Energija absorbuojama.

STOP! Spręskite patys: Q9.

26.6 uždavinys. Kiek energijos bus sugerta branduolinėje reakcijoje 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1?

Sprendimas. Sugerta energija yra energija, kuri buvo skirta sistemos masei padidinti: E = D sv = D 2 .

Vertė D t a galima rasti naudojant rezultatą ankstesnė užduotis:

Tada pagrindinės masės defektas yra lygus: t = 18.00696 – 18.00567 » 1.29×10 –3 amu

Išverskime a.u.m. kilogramais:

Tada pagrindinės masės defektas yra lygus: t = kg.

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

Paverskime šią energiją elektronų voltais:

E = eV = 1,2 MeV.

Atsakymas: E = D sv = D 2 » 1,2 MeV.

STOP! Spręskite patys: B10, C1, C2.

26.7 uždavinys. Raskite mažiausią kinetinę energiją Wį protoną, galintį „suskaidyti“ deuterio branduolį į protoną ir neutroną.

Sprendimas.

Skaitytojas: Tai paprasta: W k = D sv = D 2 kur D T - Deuterio branduolio masės defektas.

Autorius: Tikrai ne. Juk dalijimosi „fragmentai“ – protonas ir neutronas – turės tam tikrą greitį, vadinasi, turės kinetinė energija. Be to, „ateinantis“ protonas po susidūrimo turės tam tikrą greitį.

Leiskite pradinis greitis protonas υ 0 . Padalinkime jo sąveikos su branduoliu procesą į du etapus: pirma, branduolys pagauna protoną ir su juo sudaro vieną visumą, o paskui suyra į tris fragmentus: 2 protonus ir 1 neutroną.

Vienas iš pamatines sąvokas chemija – elemento atominė masė, kuri naudojama beveik visuose cheminiuose skaičiavimuose. Gebėjimas apskaičiuoti atominę masę bus naudingas daugiausia moksleiviams ir tiems, kurie ateityje planuoja studijuoti chemiją. Tačiau skaičiavimo formulė atominė masė paprasta iki neįmanomumo.

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, lygus 1/12 anglies-12 branduolio masės, kurio branduolyje yra 6 neutronai ir 6 protonai. Taigi, atominės masės nustatymo formulė atrodo taip:

Masė = neutronų skaičius + protonų skaičius.

Naudojant šią formulę, apskaičiuojamos atskirų cheminių elementų izotopų atominės masės. 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 antineutrinai, 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 diriguojant cheminės reakcijos. Tačiau masės skaičius visada nurodomas periodinėje Mendelejevo lentelėje, todėl mūsų skaičiuoklė bus naudinga daugiausia moksleiviams, kurie tik pradeda studijuoti nuostabų chemijos mokslą.