TE Siç e dini, izotopet janë lloje të atomeve element kimik, bërthamat e të cilit përmbajnë të njëjtin numër protonesh ( Z) dhe të ndryshme - neutrone ( N). Shuma A = Z + N– numri masiv – shërben karakteristika më e rëndësishme izotopi. Fenomeni i izotopisë u zbulua në dhjetor 1913 nga radiokimisti anglez F. Soddy në elementet radioaktive të fundit. tabelë periodike. Më pas u zbulua në elementë të qëndrueshëm. Për më shumë informacion rreth historisë së izotopeve, shihni punimet.

Izotopet radioaktive natyrore grupohen në tre "familje", paraardhësit e të cilave janë toriumi-232 jetëgjatë, uranium-238 dhe uranium-235 (gjysma e jetës së tyre matet në miliarda vjet). "Familjet" plotësohen me izotope të qëndrueshme të plumbit ( Z= 82) s A= 208, 206 dhe 207 respektivisht. Në boshllëqet ka izotopë jetëshkurtër të elementeve me Z= 81–92, të lidhur me "zinxhirë" a - dhe b - prishet. Numri i përgjithshëm i anëtarëve të "familjeve" (duke përjashtuar llojet e qëndrueshme të atomeve të plumbit) është 41.

Më shumë se 1600 izotopë artificialë janë sintetizuar përmes reaksioneve të ndryshme bërthamore në gamë Z nga 1 në 112 (dhe për disa elementë më shumë se 20).

Tema e vëmendjes sonë do të jenë izotopet e qëndrueshme. Merita kryesore për zbulimin e tyre i takon fizikantit anglez F. Aston. Në vitin 1919, ai vërtetoi se neoni i gazit inert (pesha atomike 20.2) është një përzierje e dy izotopeve me peshë atomike 20 dhe 22. Shkencëtari kreu kërkime për një dekadë e gjysmë dhe zbuloi 210 izotopet e qëndrueshme shumica e elementeve. Një kontribut i rëndësishëm i takon shkencëtarit amerikan A. Dempster - 37 izotope. Studiues të tjerë gjithashtu morën pjesë në punë, por shumica u kufizuan në identifikimin e një ose dy llojeve të reja atomesh. Një ngjarje e rëndësishme ishte zbulimi në vitin 1929 i izotopeve të oksigjenit me A, e barabartë me 17 dhe 18, nga W. Dzhiok dhe G. Johnston (SHBA); Aston kishte besuar më parë se ekzistonte vetëm 16 O Prania e tre izotopeve të oksigjenit ndikoi në zgjedhjen e peshores atomike. Në vitin 1932, G. Urey, F. Brickwedde dhe G. Murphy (SHBA) zbuluan një izotop të rëndë të hidrogjenit - deuterium me A= 2. Vanadium-50 ishte i fundit që u zbulua (1949).

Informacioni mbi izotopet e qëndrueshme jepet në tabelë (shih f. 2). Disa prej tyre janë shënuar me një yll (kalium-40, vanadium-50, rubidium-87, indium-115, antimon-123, lanthanum-138, cerium-142, neodymium-144, samarium-147, lutetium-176, renium - 187, platin-190 dhe plumb-204): gjenden në to (ose teorikisht e mundur) b -radioaktiviteti ose a -radioaktiviteti (Ce, Nd, Sm, Pt) c shumë periudha të gjata(> 10 15 vjet). Megjithatë, në fakt ato mund të konsiderohen si të qëndrueshme. Tabela përfshin gjithashtu izotopet radioaktive të toriumit dhe uraniumit, të cilat gjenden në Tokë në sasi mjaft të mëdha.

Një tabelë e ngjashme jepet vetëm në disa monografi të veçanta. Analiza e modeleve të lidhura me izotope të qëndrueshme është një disiplinë e veçantë që nganjëherë quhet statistika e izotopeve.

Tabela përmban 282 izotope të qëndrueshme, numri i të cilëve ndryshon shumë për elementë të ndryshëm. Një lloj i vetëm është karakteristik për 21 elementë me tek Z(përjashtim bën beriliumi me Z= 4). 20 elementë kanë dy izotope, gjithashtu me tek Z(përveç heliumit me Z= 2 dhe karboni c Z= 6). Gjashtë elementë - oksigjeni, neoni, magnezi, silikoni, argoni dhe kaliumi - përfaqësohen nga tre izotope, të gjithë elementët e tjerë me Z ka nga 4 deri në 10 izotope. "Mbajtësit e rekordeve" janë kadmiumi dhe teluri (8 izotope secili), ksenoni (9) dhe kallaji (10). Tabelës i mungojnë elementet me Z= 43 (teknetium) dhe Z= 61 (promethium). Ata nuk kanë izotope të qëndrueshme dhe prodhohen artificialisht duke përdorur reaksione bërthamore. Izotopet me A, e barabartë me 5 dhe 8.

Shumica e izotopeve (173) kanë numra çift A, dhe pothuajse të gjitha ato përmbajnë sasi të barabartë në bërthamat e atomeve Z Dhe N. Izotopet me tek A dukshëm më pak (109). Për elementet me çift Z nuk ka më shumë se dy izotope me numra tek A(përjashtim – Ar me Z= 18 dhe Ce s Z= 58, të gjithë izotopet e tyre janë çift A).

Një koleksion izotopësh të një elementi me një vlerë specifike Z(nëse ka më shumë se një) quhet "plejadë". Prevalenca e izotopeve individuale në "pleiadë" është e ndryshme. Për përfaqësuesit "të lehtë" të tabelës periodike ( Z < 32) при четных Z izotopet me mbizoterim vlera më të vogla A. Në elementët pasues, përkundrazi, natyra u jep përparësi izotopeve me vlera më të larta A. Nga dy izotope me tek Z më e zakonshme është ajo me A më pak.

Në përgjithësi, fotografia është e tillë. Për elementet nga hidrogjeni në nikel ( Z= 28) ka një bollëk të rritur ndjeshëm të një izotopi. Për vlera të mëdha Z, megjithëse përmbajtja e izotopeve në "plejadë" ndryshon (nganjëherë mjaft domethënëse), faktori i "udhëheqjes" absolute nuk shfaqet më.

Elementët më të zakonshëm në natyrë janë (% wt. e kores së tokës): oksigjen (47), silic (29.5), alumin (8.05), hekur (4.65), kalcium (2.96), natrium (2.5), kalium (2.5) dhe magnez (1.87). Përmbajtja e tyre totale është më shumë se 99%. Prandaj, pjesa tjetër përbën më pak se 1%.

Nga kjo "tetë", alumini dhe natriumi përfaqësohen nga një lloj atomi i vetëm (27 Al dhe 23 Na); në të tjerët, një nga izotopët ka një përmbajtje mbizotëruese të mprehtë (16 O, 28 Si, 56 Fe, 40 Ca, 39 K, 24 Mg). Kështu, izotopet e listuara janë materiali nga i cili është ndërtuar në të vërtetë e gjithë "toka e ngurtë". "Përbërësit" kryesorë të atmosferës janë 14 N dhe 16 O. Së fundi, hapësira ujore është një kombinim i të njëjtit izotop të oksigjenit me një izotop të lehtë të hidrogjenit (1 H). Hidrogjeni, oksigjeni, së bashku me karbonin dhe azotin përfshihen në të gjitha organizmat bimore dhe shtazore, dhe për këtë arsye ato ndahen në një grup të veçantë elementësh - organogjenet.

Kështu rezulton se vetëm dhjetë izotopë të qëndrueshëm janë përgjegjës vendimtar për diversitetin e pafund të natyrës inorganike dhe organike.

PPse pothuajse gjysma e elementeve ekzistuese në Tokë përfaqësohen nga vetëm një ose dy lloje atomesh? Pse përmbajtja e izotopeve individuale në "pleiada", si rregull, ndryshon dukshëm? Pse, më në fund, natyra favorizon varietetet e atomeve me vlerë të barabartë? Z? Lista e pyetjeve të ngjashme mund të vazhdohet lehtësisht. Fizika teorike bërthamore u jep përgjigje atyre me shkallë të ndryshme të plotësisë. Sigurisht, në kuadrin e këtij neni është edhe e pamundur skicë e përgjithshme shprehin thelbin e tyre. Në këtë drejtim, ne do të kufizohemi në marrjen në konsideratë të vetëm një modeli, por shumë të rëndësishëm, që përcakton kryesisht "statistikat" e izotopeve të qëndrueshme.

Në fizikën bërthamore ekziston një koncept "izobaret"– varietete atomesh me të njëjtat A, por ndryshe Z Dhe N. Në vitin 1934, shkencëtari gjerman J. Matthauch formuloi rregullin: nëse dy izobare ndryshojnë në vlerat Z me 1, atëherë njëri prej tyre duhet të jetë i paqëndrueshëm. Për shembull, në një palë izobare 40 Ar-40 K, kjo e fundit është radioaktive. Ky rregull bën të mundur që të qartësohen disa veçori të "statistikave të izotopeve".

Pse elementet me Z= 43 dhe 61 nuk janë izotopë të qëndrueshëm? Në parim ata mund të kenë një ose dy specie rezistente atomet. Sidoqoftë, elementët ngjitur me teknetiumin dhe prometiumin (molibden dhe rutenium, neodymium dhe samarium, përkatësisht) përfaqësohen në natyrë nga një numër i madh izotopësh në një gamë të gjerë. A. Sipas rregullit izobar, vlerat e mundshme A Për Z= 43 dhe 61 rezultojnë të jenë "të ndaluara". Kur u sintetizuan izotopet e teknetiumit dhe prometiumit, doli se shumica e tyre karakterizohen nga një jetëgjatësi e shkurtër.

Ato izotope që janë shënuar me yll në tabelë formojnë çifte izobare me izotopet e elementeve fqinjë (për shembull, 87 Pb me 87 Sr, 115 In me 115 Sn, etj.), por janë radioaktive në një masë shumë të vogël.

Në agimin e zhvillimit evolucionar të Tokës, bollëku i izotopeve të elementeve të ndryshëm ndryshonte nga ato moderne. Shumë izotopë radioaktivë me gjysmë jetë relativisht të gjatë ishin gjithashtu të pranishëm. Gradualisht ata u shndërruan në izotope të qëndrueshme të elementeve të tjerë, për shkak të të cilave përmbajtja e tyre në "pleiada" ndryshoi. Janë ruajtur vetëm toriumi “primar”-232, uraniumi-238 dhe uraniumi-235, por edhe i tyre burimet tokësore u ul gjatë miliarda viteve. Nëse nuk do të ishin kaq jetëgjatë, atëherë elementët "dytësorë", izotopet e të cilëve përbëjnë "familje" radioaktive, tani do të mungonin. Në këtë rast, kufiri i sipërm natyror i tabelës periodike do të ishte bismut me Z = 83.

Kështu, rregulli izobar luajti një lloj roli "renditës". Ai "zhduki" varietetet e atomeve me një jetëgjatësi të shkurtër, ndryshoi përbërjen origjinale izotopike të elementeve dhe në fund kontribuoi në formimin përfundimtar të figurës së "botës së izotopeve të qëndrueshme" që paraqitet në tabelë.

Që nga krijimi i atomizmit kimik nga J. Dalton, pesha (masa) atomike ka qenë prej kohësh e vetmja karakteristikë sasiore themelore e një elementi. Përcaktimi i tij për shumë elementë kërkonte kërkime të kujdesshme eksperimentale dhe varej nga zgjedhja e një "pike referimi" të caktuar - shkalla e peshave atomike (oksigjen O = 16 ose hidrogjen H = 1). Në vitin 1864, kimisti anglez J. Newlands për herë të parë rregulloi elementët e njohur në atë kohë në mënyrë që të rrisnin peshën e tyre atomike. Kjo sekuencë natyrore kontribuoi ndjeshëm në zbulimin e ligjit periodik dhe zhvillimin e strukturës së tabelës periodike.

Megjithatë, në tre raste rritja e peshave atomike u shkel: kobalti ishte më i rëndë se nikeli, teluri ishte më i rëndë se jodi dhe argoni ishte më i rëndë se kaliumi. "Anomali" të tilla, siç besonin disa studiues, minuan themelet e ligjit periodik. Vetë D.I. Mendeleev nuk u kushtoi rëndësi serioze këtyre "anomalive", duke besuar se herët a vonë ata do të merrnin një shpjegim. Kjo është ajo që ndodhi në të vërtetë. Sidoqoftë, nëse nuk do të kishte tre, por më shumë "anomali", atëherë vetë deklarata e fenomenit të ndryshimeve periodike në vetitë e elementeve nuk do të ishte aq e dukshme. Por fakti është se natyra e ka kufizuar numrin e tyre.

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

Ku A, b, Me– përmbajtja (në%) në “plejadën” e izotopeve me numra masiv A 1 , A 2 , A 3...përkatësisht. Siç mund të shihet nga tabela, izotopi me mbizotëron ashpër në argon A= 40, ndërsa kaliumi ka një çakmak A= 39. E njëjta pamje vërehet edhe për “çifte anormale” të tjera ( A= 59 - për kobaltin dhe A= 58 - për nikelin; A= 130 – për telurin dhe A= 127 - për jodin). Për këtë arsye, masat atomike të elementeve paraardhës në çifte janë më të mëdha se ato të atyre të mëpasshme.

Numri masiv i izotopeve të qëndrueshme dhe bollëku i tyre relativ

Shënim. Elementet që nuk kanë izotope, si dhe izotopi më i zakonshëm në "plejadë", janë theksuar me shkronja të zeza.

NË 1911–1914 u zhvillua modeli bërthamor-elektronik i atomit nga E. Rutherford - N. Bohr dhe A. Van den Broek dhe G. Moseley vërtetuan se numër serik element në tabelën periodike numerikisht e barabartë me ngarkesën bërthama e atomit të tij. Si rezultat, u bë e qartë: një seri elementësh kimikë, të renditur sipas rendit në rritje të peshave të tyre atomike, pothuajse në mënyrë të përsosur (me përjashtim të "anomalive") përkonin me sekuencën e elementeve që korrespondojnë me një rritje monotonike. Z.

Arsyeja për këtë rastësi mahnitëse qëndron në "fiksimin" e përbërjes izotopike të elementeve që ekzistojnë në Tokë. Ne kemi vërejtur tashmë se në fillim të evolucionit të saj kjo përbërje ishte e ndryshme. Sidoqoftë, ajo nuk mund të ndryshonte ndjeshëm nga ajo moderne. Për rrjedhojë, bollëku fillestar i izotopeve të qëndrueshme ishte rezultat i proceseve të lidhura me ngjarje themelore që lidhen me sferën e koncepteve astrofizike. Më saktë, me problemin e origjinës së elementeve.

Në vitet 1920. u shprehën idetë se formimi i elementeve ndodh në atmosferën e yjeve, në kushte temperaturash dhe presionesh shumë të larta. Më vonë ata filluan të zhvillohen teoritë e përgjithshme origjinën e elementeve. Njëri prej tyre, i propozuar në 1948 nga R. Alfer, G. Boethe dhe G. Gamow, supozoi se sinteza e elementeve ndodhi si rezultat i një "shpërthimi" yll neutron. Neutronet e lëshuara u zbërthyen në protone dhe elektrone. Protonet dhe elektronet u grupuan në sisteme më komplekse - atome të elementeve të ndryshëm. Sipas autorëve të teorisë, duke kapur në mënyrë sekuenciale neutronet dhe b – – zbërthimet e atomeve që rezultojnë krijuan një numër të madh izotopësh radioaktivë dhe të qëndrueshëm, përfshirë ato që ekzistojnë tani në Tokë. Për më tepër, i gjithë procesi i sintezës u krye në 15 minuta (!). Megjithatë, kjo teori elegante doli të ishte e paqëndrueshme. Pra, izotopet me A= 5 dhe 8 (ato, meqë ra fjala, nuk janë në tabelë) janë aq të paqëndrueshme saqë prishen para se bërthamat e tyre të kenë kohë për të kapur neutronin tjetër.

Tani është vërtetuar se sinteza e elementeve ndodh vazhdimisht në yje, dhe në faza të ndryshme të evolucionit të tyre. Grupe të caktuara izotopësh formohen për shkak të reaksioneve të ndryshme bërthamore. Bollëku kozmik i elementeve, i cili dallon dukshëm nga ai tokësor, ka marrë një shpjegim mjaft të kënaqshëm. Kështu, hidrogjeni dhe heliumi janë dominues në hapësirë. Megjithatë, me rritjen e Z ky dallim bëhet më pak i theksuar.

"Korniza" e përbërjes moderne izotopike të elementeve në Tokë u ndërtua shumë miliarda vjet më parë, dhe "përfundimi" i saj lidhet tashmë me proceset që ndodhën gjatë historisë së planetit tonë.

Si përfundim, le t'i kushtojmë vëmendje një "nuance" të rëndësishme terminologjike. Vetë koncepti i "izotopit" është legjitim kur po flasim për rreth specieve atomike me kuptime specifike Z. Nëse specie me të ndryshme Z, pastaj në në këtë rast përdorimi i emrit "izotop" nuk justifikohet mjaftueshëm (në fund të fundit, krahasohen llojet e atomeve të vendosura në qeliza të ndryshme të tabelës periodike).

Në ditët e sotme, termi "nuklid", i prezantuar nga fizikani amerikan T. Coman në 1947, është bërë i përhapur: "Një lloj atomi i karakterizuar nga përbërja e bërthamës së tij, në veçanti, numri i protoneve dhe neutroneve që përmban." Prandaj, në tabelën e mësipërme, fjala "izotope" mund të zëvendësohet me "nuklide". Megjithatë, ky zëvendësim nuk do të ndikojë në asnjë mënyrë të gjithë arsyetimin e mëvonshëm.

Referencat

1. Aston F. Spektrat e masës dhe izotopet. M.: Shtëpi botuese e huaj. letërsi, 1948.
2. Vyaltsev A.N., Krivomazov A.N., Trifonov D.N.. Rregulli i zhvendosjes dhe dukuria e izotopisë. M.: Atomizdat, 1976.
3. Trifonov D.N., Krivomazov A.N., Lisnevsky Yu.I. Elementet kimike dhe nuklidet. Specifikat e zbulimeve. M.: Atomizdat, 1980.
4. Trifonov D.N. Tabela periodike e elementeve. Historia në tabela. M.: Deputeti VHO im. D.I.Mendeleeva, 1992, f. 46.
5.Vorontsova E.R.. Pesha atomike. Historia e zhvillimit metodat eksperimentale. M.: Nauka, 1984.
6. Lisnevsky Yu.I. Peshat atomike dhe shfaqja fizika bërthamore. M.: Nauka, 1984.
7. Rankama K. Izotopet në gjeologji. M.: Shtëpi botuese e huaj. letërsi, 1956.
8. Gaisinsky M.N.. Kimia bërthamore dhe aplikimet e saj. M.: Shtëpi botuese e huaj. letërsi, 1962.
9. Trifonov D.N.. Histori "Anomale". Kimi, 1996, nr 26, 28.

D.N. TRIFONOV

Masat e disa izotopeve

E gjejmë në tabelë. Vlerat 26.1 dhe 26.2:

masa e atomit 1 H 2: 2,01410 amu,

Masa e protonit: 1,00728 amu,

Masa neutronike: 1,00866 amu,

masa e elektroneve: 0.00055 amu

Masa e bërthamës 1 H 2 = (masa e atomit 1 H 2) - (masa e elektronit) =

2,01410 – 0,00055 = 2,01355 amu;

(masa e protonit + masa e neutronit) = 1,00728 + 1,00866 =

2.01594 amu

Siç mund ta shohim, 2.01594 > 2.01355!

Dallimi midis masave të nukleoneve që përbëjnë bërthamën dhe masës së vetë bërthamës quhet defekt masiv .

Problemi 26.4. Llogaritni defektin e masës, energjinë e lidhjes dhe energji specifike lidhjet e bërthamës së heliumit 2 He 4 (në MeV).

Masa e një atomi është shuma e masës së bërthamës dhe masës Z elektronet:

t a = T unë + Zm e Þ T I = t a – Zm e.

Atëherë defekti i masës thelbësore është i barabartë me:

D T = Zm p +(A–Z)m n – (t a – Zm e) =

= Z(m fq + d.m.th.) + (A–Z)m n – t a.

Le të marrim parasysh se atomi i hidrogjenit 1 H 1 është thjesht një "proton + elektron", kështu që mund të supozojmë se m fq + d.m.th. = T N, ku T H është masa e atomit të hidrogjenit 1 H 1 . Atëherë formula për defektin masiv do të marrë formën:

D T = Zm n + (A–Z)m n – t a. (26.3)

Le të zbatojmë formulën (26.3) në rastin tonë: Z = 2, A= 4, marrim

D T = 2m n + (4 – 2)m n – t a.

Masa e atomeve të hidrogjenit 1 H 1 dhe 2 He 4 gjendet në tabelë. 26.2, dhe vlerat e masës së neutronit janë në tabelë. 26.1. Le të zëvendësojmë në formulë vlerat numerike dhe marrim

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

Kujtojmë se ora 1 e mëngjesit. = (g) = kg.

Le të përkthejmë D T në kilogramë: D T= 5,05×10 –29 kg.

Tani le të gjejmë energjinë e lidhjes duke përdorur formulën:

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.

Le të konvertojmë joulet në elektron volt:

E sv = eV » 28.4 MeV.

Duke përdorur formulën (26.2) gjejmë energjinë specifike të lidhjes:

7.1 MeV.

Përgjigju:D T» 0,03038 amu; E dritë » 28.4 MeV; E mundi » 7.1 MeV.

STOP! Vendosni vetë: A5–A7, B6–B8.

Problemi 26.5. Energjia lirohet ose absorbohet në reaksion bërthamor 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1 ?

Zgjidhje. Për t'iu përgjigjur pyetjes së problemit, është e nevojshme të zbulohet nëse masë e sistemit si rezultat i reaksionit. Masa e atomeve para reaksionit është

Masa e atomeve pas reagimit:

18,00696 > 18,00567.

Kjo do të thotë se energjia është rritur: E 2 > E 1, pra që reagimi të ndodhë, duhet të shtohet energjia "e jashtme". Dhe gjatë reagimit, kjo energji e shtuar do të absorbohet: do të shkojë për të rritur masën e sistemit.

Përgjigju: Energjia përthithet.

STOP! Vendosni vetë: Q9.

Problemi 26.6. Sa energji do të përthithet në reaksionin bërthamor 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1?

Zgjidhje. Energjia e përthithur është energjia që shkoi për të rritur masën e sistemit: E = D ts 2 .

Vlera D T mund të gjendet duke përdorur rezultatin detyrë e mëparshme:

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

Le të përkthejmë a.u.m. në kilogramë:

D t = kg.

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

Le ta shndërrojmë këtë energji në elektron volt:

E = eV = 1.2 MeV.

Përgjigju: E = D ts 2 » 1.2 MeV.

STOP! Vendosni vetë: B10, C1, C2.

Problemi 26.7. Gjeni energjinë kinetike minimale W në një proton të aftë për të "thyer" një bërthamë deuterium në një proton dhe një neutron.

Zgjidhje.

Lexues: Është e thjeshtë: W k = D ts 2 ku D T - Defekti në masë i bërthamës së deuteriumit.

Autori: Jo sigurisht në atë mënyrë. Në fund të fundit, "fragmentet" e ndarjes - protoni dhe neutroni - do të kenë disa shpejtësi, që do të thotë se ata do të kenë energjia kinetike. Për më tepër, protoni "hyrës" pas përplasjes do të ketë një shpejtësi.

Le shpejtësia e fillimit proton υ 0 . Le ta ndajmë procesin e bashkëveprimit të tij me bërthamën në dy faza: së pari, bërthama kap një proton dhe formon një tërësi me të, dhe më pas zbërthehet në tre fragmente: 2 protone dhe 1 neutron.

Nje nga konceptet themelore kimi - masa atomike e një elementi, e cila përdoret pothuajse në të gjitha llogaritjet kimike. Aftësia për të llogaritur masën atomike do të jetë e dobishme kryesisht për nxënësit e shkollave dhe ata që planifikojnë të studiojnë kiminë në të ardhmen. Megjithatë, formula për llogaritjen masë atomike thjeshtë deri në pamundësi.

Përkufizimi dhe formula

Masa atomikeështë shuma e masave të të gjitha protoneve, neutroneve dhe elektroneve që përbëjnë një atom. Krahasuar me masat e protoneve dhe neutroneve, masa e elektroneve është e papërfillshme, kështu që elektronet nuk merren parasysh në llogaritjet. Meqenëse masa e vetë neutroneve dhe protoneve llogaritet me një numër infinitimal prej 27 shkallë negative, atëherë për lehtësinë e llogaritjeve përdoret masa atomike relative, e cila shprehet në njësi atomike pa fytyrë.

Njësia e masës atomike- Kjo vlerë relative, e barabartë me 1/12 e masës së bërthamës karbon-12, bërthama e së cilës përmban 6 neutrone dhe 6 protone. Kështu, formula për përcaktimin e masës atomike duket si kjo:

Masa = numri i neutroneve + numri i protoneve.

Duke përdorur këtë formulë, llogariten masat atomike të izotopeve individuale të elementeve kimike. Kjo do të thotë se masa e uranium-238 është 238 amu, ndërsa uranium-235 ka një numër masiv prej 235. Ky element kimik është përgjithësisht i pasur me izotope, kështu që ekzistojnë bërthama të uraniumit me numra masiv 232, 233, 234, 235, 236 dhe 238. Pavarësisht nga ky diversitet, uraniumi-238 zë 99% të të gjithë uraniumit në natyrë, kështu që nëse llogaritni vlerën mesatare të numrave atomikë, elementi kimik uranium ka një peshë atomike prej 238,029.

Kështu, është e rëndësishme të kuptohet ndryshimi midis masës atomike dhe peshës mesatare atomike:

• masa atomike - shuma e neutroneve dhe protoneve të një izotopi të caktuar (gjithmonë një numër i plotë);
• pesha atomike - mesatarja aritmetike e masave atomike të të gjithë izotopeve që ndodhin në natyrë (zakonisht një numër i pjesshëm).

Një shembull tjetër

Hidrogjeni është elementi më i bollshëm në Univers. 99% e hidrogjenit është protium ose hidrogjen-1, i cili përmban vetëm 1 proton. Ekzistojnë gjithashtu izotope: deuterium ose hidrogjen-2 dhe tritium ose hidrogjen-3. Këto izotope kanë masa atomike përkatësisht 2 dhe 3, por ato janë jashtëzakonisht të rralla në natyrë, kështu që pesha atomike e hidrogjenit është 1,00784.

Gjetja e masës atomike

Përcaktoni numer atomik për elementin e përzgjedhur duke përdorur tabelën periodike. Numri i elementit në tabelë përputhet gjithmonë me numrin e protoneve në bërthamë. Për shembull, hidrogjeni i përmendur më sipër ka numrin e parë në tabelë dhe përmban vetëm 1 proton. Tabela e mëposhtme tregon gjithmonë peshën mesatare atomike të një elementi, e cila duhet të rrumbullakoset në numrin e plotë më të afërt për llogaritjet.

Fillimisht shfaq të gjithë informacionin mbi numrin e protoneve dhe elektroneve në një atom, si dhe masën e tij atomike. Kjo është arsyeja pse në detyrat e shkollës Për të përcaktuar masën atomike, mjafton të përdorni tabelën periodike dhe të mos bëni ndonjë llogaritje të veçantë.

Zakonisht në mësimet e kimisë vihet problem i anasjelltë: si të përcaktohet numri i neutroneve në një izotop të veçantë? Në këtë rast, zbatohet një formulë e thjeshtë:

Numri i neutroneve = masa atomike – numri atomik.

Për shembull, atomi i hidrogjenit-1 nuk përmban neutrone, pasi numri i tij atomik është gjithashtu i barabartë me një. Por tritium është tashmë hidrogjen me një proton dhe dy neutrone. Tritium është një izotop i paqëndrueshëm. Ai shpërbëhet lehtësisht në atome të heliumit, elektronet e lira dhe antineutrinos, të cilat çlirojnë një sasi të caktuar energjie. Izotope të paqëndrueshme quhen radioaktive.

Le të shohim një shembull

Përcaktimi i masës atomike

Le të shqyrtojmë oksigjenin - një element kimik që ka një numër atomik 8 tabelë periodike Mendelejevi. Kjo do të thotë se oksigjeni ka 8 protone në bërthamën e tij, si dhe 8 elektrone në orbitat e tij. Masa atomike e paraqitur në tabelë është 16 a. e. Nga ky informacion mund të përcaktojmë se një atom oksigjeni përmban 8 neutrone. Megjithatë, numri i neutroneve mund të ndryshojë lehtësisht në varësi të kushteve të jashtme.

Nëse oksigjeni humbet ose fiton një neutron, marrim një izotop të ri, masa atomike e të cilit ndryshon. Duke përdorur një kalkulator, mund të llogarisni numrin e masës së izotopeve të ndryshme të oksigjenit, të cilat, megjithatë, përmbajnë përgjigjen e kësaj pyetje në vetë emrin e tyre. Në natyrë, ekzistojnë 3 izotope të qëndrueshme të oksigjenit: oksigjen-16, oksigjen-17 dhe oksigjen-18. Dy të fundit kanë neutrone "ekstra" në bërthamë.

Përveç kësaj, ekzistojnë izotope të paqëndrueshme të oksigjenit, gjysma e jetës së të cilëve varion nga disa minuta deri në të miliontat e nanosekondave.

konkluzioni

Numri masiv - parametër i rëndësishëmçdo element me të cilin janë llogaritur masa molare gjatë kryerjes reaksionet kimike. Sidoqoftë, numri i masës tregohet gjithmonë në tabelën periodike të Mendeleev, kështu që llogaritësi ynë do të jetë i dobishëm kryesisht për nxënësit e shkollës që sapo kanë filluar të studiojnë shkencën e mahnitshme të kimisë.