Массы некоторых изотопов

Изотоп		Изотоп	Масса нейтрального атома, а.е.м.
Н (водород) H (дейтерий) H (тритий) Нe (гелий) Не (гелий) Li(литий) Li(литий) Ве (бериллий) Ве (бериллий) B (бор) В (бор) C (углерод) N (азот) N (азот) О(кислород) О (кислород)	1,00783 2,01410 3,01605 3,01602 4,00260 6,01513 7,01601 8,00531 9,01219 10,01294 11,00931 12,00000 14,00307 15,00011 15,99491 16,99913	F (фтор) Al (алюминий) P (фосфор) Si (кремний) Ca (кальций) Co (кобальт) Cu (медь) Cd (кадмий) Hg (ртуть) Rn (родон) Ra (радий) U (уран) U (уран) Np (нептуний) Pu (плутоний)	18,99843 26,98153 29,97867 29,97377 39,96257 55,93984 62,92960 111,90276 199,96832 222,01922 226,02435 235,04299 238,05006 237,04706 239,05122

Находим в табл. 26.1 и 26.2 значения:

масса атома 1 Н 2: 2,01410 а.е.м.,

масса протона: 1,00728 а.е.м.,

масса нейтрона: 1,00866 а.е.м.,

масса электрона: 0,00055 а.е.м.

Масса ядра 1 Н 2 = (масса атома 1 Н 2) – (масса электрона) =

2,01410 – 0,00055 = 2,01355 а.е.м.;

(масса протона + масса нейтрона) = 1,00728 + 1,00866 =

2,01594 а.е.м.

Как видим, 2,01594 > 2,01355!

Разницу между массами нуклонов, составляющих ядро, и массой самого ядра называют дефектом массы .

Задача 26.4. Вычислить дефект массы, энергию связи и удельную энергию связи ядра гелия 2 Не 4 (в МэВ).

Масса атома складывается из массы ядра и массы Z электронов:

т а = т я + Zm e Þ т я = т а – Zm е .

Тогда дефект массы ядра равен:

Dт = Zm p + (A – Z )m n – (т а – Zm е ) =

= Z (m p + т е ) + (A – Z )m n – т а.

Учтем, что атом водорода 1 Н 1 – это как раз «протон+электрон», поэтому можно считать, что m p + т е = т Н, где т Н – масса атома водорода 1 Н 1 . Тогда формула для дефекта масса примет вид:

Dт = Zm н + (A – Z )m n – т а . (26.3)

Применим формулу (26.3) к нашему случаю: Z = 2, А = 4, получим

Dт = 2m н + (4 – 2)m n – т а .

Значение массы атомов водорода 1 Н 1 и 2 Не 4 находим в табл. 26.2, а значения массы нейтрона в табл. 26.1. Подставим в формулу численные значения и получим

Dт = 2×1,00783 + (4 – 2)×1,00866 – 4,00260 » 0,03038 а.е.м.

Вспомним, что 1 а.е.м. = (г) = кг.

Переведем Dт в килограммы: Dт = 5,05×10 –29 кг.

Теперь найдем энергию связи по формуле:

Е св = Dтс 2 , (26.4)

Е св = 5,05×10 –29 кг × (3,0×10 8 м/с) 2 » 4,55×10 –12 Дж.

Переведем джоули в электрон-вольты:

Е св = эВ » 28,4 МэВ.

По формуле (26.2) найдем удельную энергию связи:

7,1 МэВ.

Ответ : Dт » 0,03038 а.е.м.; Е св » 28,4 МэВ; Е уд » 7,1 МэВ.

СТОП! Решите самостоятельно: А5–А7, В6–В8.

Задача 26.5. Выделяется или поглощается энергия в ядерной реакции 7 N 14 + 2 Не 4 ® 8 О 17 + 1 Н 1 ?

Решение . Чтобы ответить на вопрос задачи, необходимо выяснить, увеличивается или уменьшается масса системы в результате реакции. Масса атомов до реакции равна

Масса атомов после реакции:

18,00696 > 18,00567.

Значит, энергия увеличилась: Е 2 > Е 1 , поэтому чтобы реакция прошла, надо добавить «внешнюю» энергию. А в ходе реакции эта добавленная энергия будет поглощена: она пойдет на увеличение массы системы.

Ответ : энергия поглощается.

СТОП! Решите самостоятельно: В9.

Задача 26.6. Сколько энергии поглотится в ядерной реакции 7 N 14 + 2 Не 4 ® 8 О 17 + 1 Н 1 ?

Решение . Поглощенная энергия – это та энергия, которая пошла на увеличение массы системы: Е = Dтс 2 .

Величину Dт можно найти, воспользовавшись результатом предыдущей задачи:

Dт = 18,00696 – 18,00567 » 1,29×10 –3 а.е.м.

Переведем а.е.м. в килограммы:

Dт = кг.

Е = Dтс 2 = 2,14×10 –30 ×(3,0×10 8 м/с) 2 » 1,93×10 –13 Дж.

Переведем эту энергию в электрон-вольты:

Е = эВ = 1,2 МэВ.

Ответ : Е = Dтс 2 » 1,2 МэВ.

СТОП! Решите самостоятельно: В10, С1, С2.

Задача 26.7. Найти минимальную кинетическую энергию W к протона, способного «разбить» ядро дейтерия на протон и нейтрон.

Решение.

Читатель : Это просто: W к = Dтс 2 , где Dт – дефект массы ядра дейтерия.

Автор : Не совсем так. Ведь «осколки» деления – протон и нейтрон – будут иметь какие-то скорости, а значит, они будут обладать кинетической энергией. Кроме того, и «налетающий» протон после соударения будет иметь какую-то скорость.

Пусть начальная скорость протона υ 0 . Разобьем процесс его взаимодействия с ядром на два этапа: сначала ядро захватывает протон и составляет с ним одно целое, а затем распадается на три осколка: 2 протона и 1 нейтрон.

К ак известно, изотопами называются разновидности атомов химического элемента, в ядрах которых содержатся одинаковые количества протонов (Z ) и различные – нейтронов (N ). Сумма А = Z + N – массовое число – служит важнейшей характеристикой изотопа. Явление изотопии открыл в декабре 1913 г. английский радиохимик Ф.Содди у радиоактивных элементов конца периодической системы. Затем оно было обнаружено у стабильных элементов. Подробнее об истории изотопии см. работы .

Естественные радиоактивные изотопы группируются в три «семейства», родоначальниками которых являются долгоживущие торий-232, уран-238 и уран-235 (их периоды полураспада измеряются миллиардами лет). Завершаются «семейства» стабильными изотопами свинца (Z = 82) с А = 208, 206 и 207 соответственно. В промежутках располагаются короткоживущие изотопы элементов с Z = 81–92, связанные «цепочками» a - и b -распадов . Общее количество членов «семейств» (исключая стабильные разновидности атомов свинца) равно 41.

Посредством различных ядерных реакций было синтезировано более 1600 искусственных изотопов в интервале Z от 1 до 112 (причем для некоторых элементов более 20).

Предметом нашего внимания станут стабильные изотопы. Основная заслуга в их открытии принадлежит английскому физику Ф.Астону. В 1919 г. он установил, что инертный газ неон (атомный вес – 20,2) является смесью двух изотопов с атомными весами 20 и 22. Ученый проводил исследования на протяжении полутора десятилетий и обнаружил 210 стабильных изотопов большинства элементов. Немалый вклад принадлежит американскому ученому А.Демпстеру – 37 изотопов. В работах принимали участие и другие исследователи, но большинство ограничивалось констатацией одного-двух новых видов атомов. Важным событием стало открытие в 1929 г. изотопов кислорода с А , равным 17 и 18, У.Джиоком и Г.Джонстоном (США); Астон же ранее полагал, что существует только 16 О. Наличие у кислорода трех изотопов повлияло на выбор шкалы атомных весов . В 1932 г. Г.Юри, Ф.Брикведде и Г.Мэрфи (США) обнаружили тяжелый изотоп водорода – дейтерий с А = 2. Последним по времени обнаружения (1949) оказался ванадий-50.

Сведения о стабильных изотопах приведены в таблице (см. с. 2). Некоторые из них помечены «звездочкой» (калий-40, ванадий-50, рубидий-87, индий-115, сурьма-123, лантан-138, церий-142, неодим-144, самарий-147, лютеций-176, рений-187, платина-190 и свинец-204): у них обнаружены (или возможны теоретически) b -радиоактивность или a -радиоактивность (Се, Nd, Sm, Pt) c очень большими периодами (> 10 15 лет). Однако фактически их можно рассматривать как стабильные. В таблицу включены также радиоактивные изотопы тория и урана, содержащиеся на Земле в достаточно больших количествах.

Подобная таблица приводится лишь в немногочисленных специальных монографиях. Анализом закономерностей, связанных со стабильными изотопами, занимается специальная дисциплина, которую иногда называют изотопной статистикой .

Таблица содержит 282 стабильных изотопа, количество которых для различных элементов варьируется в широких пределах. Один-единственный вид свойственен 21 элементу с нечетным Z (исключение – бериллий с Z = 4). По два изотопа имеют 20 элементов также с нечетными Z (кроме гелия с Z = 2 и углерода с Z = 6). Шесть элементов – кислород, неон, магний, кремний, аргон и калий – представлены тремя изотопами, у всех остальных элементов с четными Z насчитывается от 4 до 10 изотопов. Своеобразными «рекордсменами» оказываются кадмий и теллур (по 8 изотопов), ксенон (9) и олово (10). В таблице отсутствуют элементы с Z = 43 (технеций) и Z = 61 (прометий). Они не имеют стабильных изотопов и получены искусственно с помощью ядерных реакций. Нет в таблице и изотопов с А , равными 5 и 8.

Большинство изотопов (173) имеют четные А , причем почти все из них содержат в ядрах атомов четные количества Z и N . Изотопов с нечетными А заметно меньше (109). У элементов с четными Z не бывает больше двух изотопов c нечетными А (исключение – Аr с Z = 18 и Се с Z = 58, все их изотопы имеют четные А ).

Совокупность изотопов элемента с определенным значением Z (если их больше одного) называют «плеядой». Распространенность отдельных изотопов в «плеяде» различна. Для «легких» представителей периодической системы (Z < 32) при четных Z преобладают изотопы с меньшими значениями А . У последующих элементов, напротив, природа отдает предпочтение изотопам с большими значениями А . Из двух изотопов с нечетными Z более распространенным является тот, у которого А меньше.

В целом же картина такова. У элементов от водорода до никеля (Z = 28) наблюдается резко повышенная распространенность какого-то одного изотопа. При больших значениях Z , хотя содержание изотопов в «плеяде» различается (иногда довольно существенно), фактор абсолютного «лидерства» уже не проявляется.

Наиболее распространенными в природе элементами являются (% мас. земной коры): кислород (47), кремний (29,5), алюминий (8,05), железо (4,65), кальций (2,96), натрий (2,5), калий (2,5) и магний (1,87). Их суммарное содержание более 99%. Следовательно, на долю остальных приходится менее 1%.

Из этой «восьмерки» алюминий и натрий представлены единственным видом атомов (27 А1 и 23 Na); у других – один из изотопов имеет резко преобладающее содержание (16 О, 28 Si, 56 Fe, 40 Ca, 39 K, 24 Mg). Таким образом, перечисленные изотопы являются тем материалом, из которого фактически построена вся «земная твердь». Главные «компоненты» атмосферы – 14 N и 16 O. Наконец, водное пространство – сочетания того же изотопа кислорода с легким изотопом водорода (1 Н). Водород, кислород вместе с углеродом и азотом входят во все растительные и животные организмы, в связи с чем их выделяют в особую группу элементов – органогенов .

Таким образом получается, что всего десять стабильных изотопов в решающей степени обусловливают бесконечное разнообразие неорганической и органической природы.

П очему почти половина элементов, существующих на Земле, представлены лишь одним или двумя видами атомов? Почему содержания отдельных изотопов в «плеядах», как правило, заметно различаются? Почему, наконец, природа отдает предпочтение разновидностям атомов с четными значениями Z ? Перечень подобных вопросов легко продолжить. Ответы на них с той или иной степенью полноты дает теоретическая ядерная физика. Разумеется, в рамках данной статьи невозможно даже в общих чертах изложить их суть. В связи с этим ограничимся рассмотрением лишь одной, но весьма важной закономерности, во многом определяющей «статистику» стабильных изотопов.

В ядерной физике существует понятие «изобары» – разновидности атомов с одинаковыми А , но различными Z и N . В 1934 г. немецкий ученый Й.Маттаух сформулировал правило: если два изобара отличаются по величинам Z на 1, то один из них должен быть нестабильным . Например, в паре изобаров 40 Ar– 40 К последний радиоактивен. Это правило дает возможность внести определенную ясность в некоторые особенности «изотопной статистики».

Почему у элементов с Z = 43 и 61 нет стабильных изотопов? В принципе они могли бы иметь один или два устойчивых вида атомов. Однако соседние с технецием и прометием элементы (молибден и рутений, неодим и самарий соответственно) представлены в природе большим числом изотопов в широком диапазоне А . Согласно правилу изобаров, вероятные значения А для Z = 43 и 61 оказываются «запрещенными». Когда изотопы технеция и прометия были синтезированы, то выяснилось, что большинство из них характеризуются невысокой продолжительностью жизни.

Те изотопы, которые в таблице помечены «звездочкой», составляют изобарные пары с изотопами соседних элементов (например, 87 Pb с 87 Sr, 115 In c 115 Sn и т. д.), но они радиоактивны в очень малой степени.

На заре эволюционного развития Земли распространенность изотопов различных элементов отличалась от современных. Еще присутствовали многие радиоактивные изотопы с относительно большими периодами полураспада. Постепенно они превращались в стабильные изотопы других элементов, благодаря чему изменялось их содержание в «плеядах». Сохранились лишь «первичные» торий-232, уран-238 и уран-235, но и их земные ресурсы за миллиарды лет уменьшились. Если бы они не были столь долгоживущими, то ныне отсутствовали бы и «вторичные» элементы, изотопы которых составляют радиоактивные «семейства». В таком случае естественной верхней границей периодической системы оказался бы висмут с Z = 83.

Таким образом, правило изобаров играло своеобразную «сортирующую» роль. Оно «отсеивало» разновидности атомов с небольшой продолжительностью жизни, изменяло первоначальный изотопный состав элементов и в конечном счете способствовало окончательному формированию той картины «мира стабильных изотопов», которая представлена в таблице.

Со времени создания Дж.Дальтоном химической атомистики атомный вес (масса) долго был единственной фундаментальной количественной характеристикой элемента. Определение его для многих элементов требовало тщательных экспериментальных исследований и зависело от выбора определенной «точки отсчета» – шкалы атомных весов (кислородной О = 16 или водородной Н = 1). В 1864 г. английский химик Дж.Ньюлендс впервые расположил известные в ту пору элементы в порядке увеличения их атомных весов. Эта естественная последовательность существенно способствовала открытию периодического закона и разработке структуры периодической системы.

Однако в трех случаях возрастание атомных весов нарушалось: кобальт был тяжелее никеля, теллур – йода, аргон – калия. Подобные «аномалии», как считали некоторые исследователи, подрывали основы периодического закона. Сам же Д.И.Менделеев не придавал серьезного значения этим «аномалиям», полагая, что рано или поздно они получат объяснение . Так и случилось в действительности. Однако если «аномалий» было бы не три, а больше, то сама констатация явления периодического изменения свойств элементов оказалась бы не столь очевидной. Но дело в том, что природа ограничила их число.

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

где а , b , с – содержания (в %) в «плеяде» изотопов с массовыми числами A 1 , A 2 , A 3 ... соответственно. Как видно из таблицы, у аргона резко преобладает изотоп с А = 40, тогда как у калия – более легкий с А = 39. Такая же картина наблюдается и для других «аномальных пар» (А = 59 – у кобальта и А = 58 – у никеля; А = 130 – у теллура и А = 127 – у йода). По этой причине атомные массы предшествующих элементов в парах оказываются большими, чем последующих.

Таблица

Массовые числа стабильных изотопов и их относительная распространенность

Примечание. Полужирным выделены элементы, у которых отсутствуют изотопы, а также наиболее распространенный изотоп в «плеяде».

В 1911–1914 гг. была разработана ядерно-электронная модель атома Э.Резерфорда – Н.Бора и доказано А.Ван ден Бруком и Г.Мозли, что порядковый номер элемента в периодической системе численно равен заряду ядра его атома. В результате стало очевидным: ряд химических элементов, выстроенных в порядке возрастания их атомных весов, почти идеально (за исключением «аномалий») совпал с последовательностью элементов, отвечающей монотонному увеличению Z .

Причина этого удивительного совпадения заключается в «фиксированности» изотопного состава существующих на Земле элементов. Мы уже отмечали, что в начале ее эволюции этот состав был иным. Однако он не мог резко отличаться от современного. Следовательно, изначальная распространенность стабильных изотопов была результатом процессов, связанных с фундаментальными событиями, относящимися к сфере астрофизических представлений. Говоря точнее, с проблемой происхождения элементов.

Еще в 1920-х гг. высказывались идеи, что образование элементов происходит в атмосфере звезд, в условиях очень высоких температур и давлений. Позднее стали разрабатываться общие теории происхождения элементов. Одна из них, предложенная в 1948 г. Р.Альфером, Г.Бёте и Г.Гамовым, предполагала, что синтез элементов произошел в результате «взрыва» нейтронной звезды. Освободившиеся нейтроны распадались на протоны и электроны. Протоны и электроны группировались в более сложные системы – атомы различных элементов. Согласно авторам теории, путем последовательного захвата нейтронов и b – -распадов образующихся атомов возникало огромное количество радиоактивных и стабильных изотопов, в том числе и тех, которые ныне существуют на Земле. Причем весь процесс синтеза осуществился за 15 мин (!). Однако эта изящная теория оказалась несостоятельной. Так, изотопы с А = 5 и 8 (они, кстати, отсутствуют в таблице) настолько нестабильны, что распадаются раньше, чем их ядра успевают захватить очередной нейтрон.

В настоящее время доказано, что синтез элементов постоянно происходит в звездах, причем на разных стадиях их эволюции. Те или иные совокупности изотопов образуются благодаря различным ядерным реакциям. Получила достаточно удовлетворительное объяснение космическая распространенность элементов, которая заметно отличается от земной. Так, господствующими в космосе оказываются водород и гелий. Однако по мере увеличения Z это различие становится менее выраженным.

«Каркас» современного изотопного состава элементов на Земле был построен многие миллиарды лет назад, а его «доводка» связана уже с процессами, происходившими на протяжении истории нашей планеты.

В заключение обратим внимание на один важный терминологический «нюанс». Само понятие «изотоп» правомерно, когда речь идет об атомных видах с определенными значениями Z . Если же сопоставляются виды с неодинаковыми Z , то в данном случае использование названия «изотоп» недостаточно оправданно (ведь сравниваются разновидности атомов, располагающихся в различных клетках периодической системы).

Ныне получил широкое распространение термин «нуклид», введенный американским физиком Т.Команом в 1947 г.: «Вид атомов, характеризующийся составом своего ядра, в частности, числом содержащихся в нем протонов и нейтронов». В приведенной таблице поэтому слово «изотопы» можно было бы заменить на «нуклиды». Однако эта замена никоим образом не повлияла бы на все последующие рассуждения.

И с п о л ь з о в а н н а я л и т е р а т у р а

1. Астон Ф . Масс-спектры и изотопы. М.: Изд-во иностр. лит-ры, 1948.
2. Вяльцев А.Н., Кривомазов А.Н., Трифонов Д.Н . Правило сдвига и явление изотопии. М.: Атомиздат, 1976.
3. Трифонов Д.Н. , Кривомазов А.Н., Лисневский Ю.И. Химические элементы и нуклиды. Специфика открытий. М.: Атомиздат, 1980.
4. Трифонов Д.Н. Периодическая система элементов. История в таблицах. М.: МП ВХО им. Д.И.Менделеева, 1992, с. 46.
5. Воронцова Е.Р . Атомный вес. История разработки экспериментальных методов. М.: Наука, 1984.
6. Лисневский Ю.И . Атомные веса и возникновение ядерной физики. М.: Наука, 1984.
7. Ранкама К . Изотопы в геологии. М.: Изд-во иностр. лит-ры, 1956.
8. Гайсинский М.Н . Ядерная химия и ее приложения. М.: Изд-во иностр. лит-ры, 1962.
9. Трифонов Д.Н . «Аномальная» история. Химия, 1996, № 26, 28.

Д.Н. ТРИФОНОВ

В процессе развития науки химия столкнулась с проблемой подсчёта количества вещества для проведения реакций и полученных в их ходе веществ.

На сегодня для подобных расчётов химической реакции между веществами и смесями используют значение относительной атомной массы, внесённой в периодическую таблицу химических элементов Д. И. Менделеева.

Химические процессы и влияние доли элемента в веществах на ход реакции

Современная наука под определением «относительная атомная масса химического элемента» подразумевает, во сколько раз масса атома данного химического элемента больше одной двенадцатой части атома углерода.

С зарождением эры химии потребность в точных определениях хода химической реакции и её результатов росла.

Поэтому химики постоянно пытались решить вопрос о точных массах взаимодействующих элементов в веществе. Одним из лучших решений на то время была привязка к самому лёгкому элементу. И вес его атома был взят за единицу.

Исторический ход подсчёта вещества

Изначально использовался водород, затем кислород. Но этот способ расчёта оказался неточным. Причиной тому послужило наличие в кислороде изотопов с массой 17 и 18.

Поэтому, имея смесь изотопов, технически получали число, отличное от шестнадцати. На сегодня относительная атомная масса элемента рассчитывается исходя из принятого за основу веса атома углерода, в соотношении 1/12.

Дальтон заложил основы относительной атомной массы элемента

Лишь спустя некоторое время, в 19-м веке, Дальтон предложил вести расчёт по самому лёгкому химическому элементу - водороду. На лекциях своим студентам он демонстрировал на вырезанных из дерева фигурках, как соединяются атомы. По другим элементам он использовал данные, ранее полученные другими учёными.

По экспериментам Лавуазье в воде содержится пятнадцать процентов водорода и восемьдесят пять процентов кислорода. Имея эти данные, Дальтон рассчитал, что относительная атомная масса элемента, входящего в состав воды, в данном случае кислорода, составляет 5,67. Ошибочность его расчётов связана с тем, что он считал неверно относительно количества атомов водорода в молекуле воды.

По его мнению, на один атом кислорода приходился один атом водорода. Воспользовавшись данными химика Остина о том, что в составе аммиака 20 процентов водорода и 80 процентов азота, он рассчитал, чему равна относительная атомная масса азота. Имея этот результат, он пришёл к интересному выводу. Получалось, что относительная атомная масса (формула аммиака ошибочно была принята с одной молекулой водорода и азота) составляет четыре. В своих расчетах ученый опирался на периодическую систему Менделеева. По анализу он рассчитал, что относительная атомная масса углерода - 4,4, вместо принятых до этого двенадцати.

Несмотря на свои серьёзные промашки, именно Дальтон первым создал таблицу некоторых элементов. Она претерпела неоднократные изменения ещё при жизни учёного.

Изотопная составляющая вещества влияет на значение точности относительного атомного веса

При рассмотрении атомных масс элементов можно заметить, что точность по каждому элементу разная. К примеру, по литию она четырёхзначная, а по фтору - восьмизначная.

Проблема в том, что изотопная составляющая каждого элемента своя и непостоянна. Например, в обычной воде содержится три типа изотопа водорода. В их число, кроме обычного водорода, входит дейтерий и тритий.

Относительная атомная масса изотопов водорода составляет соответственно два и три. «Тяжёлая» вода (образованная дейтерием и тритием) испаряется хуже. Поэтому в парообразном состоянии изотопов воды меньше, чем в жидком состоянии.

Избирательность живых организмов к различным изотопам

Живые организмы обладают селективным свойством по отношению к углероду. На построение органических молекул используют углерод с относительной атомной массой, равной двенадцати. Поэтому вещества органического происхождения, а также ряд полезных ископаемых, таких как уголь и нефть, содержат меньше изотопной составляющей, чем неорганические материалы.
Микроорганизмы, перерабатывающие и накапливающие серу, оставляют после себя изотоп серы 32. В зонах, где бактерии не перерабатывают, доля изотопа серы - 34, то есть гораздо выше. Именно на основании соотношения серы в породах почвы геологи приходят к выводу о природе происхождения слоя - магматическую природу он имеет или же осадочную.

Из всех химических элементов только один не имеет изотопов - фтор. Поэтому его относительная атомная масса более точная, чем других элементов.

Существование в природе нестабильных веществ

У некоторых элементов относительная масса указана в квадратных скобках. Как видно, это элементы, расположенные после урана. Дело в том, что они не имеют устойчивых изотопов и распадаются с выделением радиоактивного излучения. Поэтому в скобках указан наиболее устойчивый изотоп.

Со временем выяснилось, что у некоторых из них возможно получить в искусственных условиях устойчивый изотоп. Пришлось менять в периодической таблице Менделеева атомные массы некоторых трансурановых элементов.

В процессе синтеза новых изотопов и измерения их продолжительности жизни порой удавалось обнаружить нуклиды с продолжительностью полураспада в миллионы раз дольше.

Наука не стоит на месте, постоянно открываются новые элементы, законы, взаимосвязи различных процессов в химии и природе. Поэтому, в каком виде окажется химия и периодическая система химических элементов Менделеева в будущем, лет через сто, - является туманным и неопределённым. Но хочется верить, что накопленные за прошедшие века труды химиков послужат новому, более совершенному знанию наших потомков.

Одно из фундаментальных понятий химии - атомная масса элемента, которая используется в практически любых химических расчетах. Умение вычислять атомную массу пригодится в основном школьникам и тем, кто планирует заниматься химией в будущем. Впрочем, формула для расчета атомной массы проста до невозможности.

Определение и формула

Атомная масса - это сумма масс всех протонов, нейтронов и электронов, которые и составляют атом. В сравнении с массами протонов и нейтронов, масса электронов ничтожно мала, поэтому в расчетах электроны не учитывают. Так как масса самих нейтронов и протонов вычисляется бесконечно малыми числами в 27 отрицательной степени, то для удобства вычислений используется относительная атомная масса, которая выражается в безликих атомных единицах.

Атомная единица массы - это относительная величина, равная 1/12 от массы ядра углерода-12, ядро которого имеет в своем составе 6 нейтронов и 6 протонов. Таким образом, формула для определения атомной массы выглядит так:

Масса = количество нейтронов + количество протонов.

По данной формуле рассчитываются атомные массы отдельных изотопов химических элементов. Это значит, что масса урана-238 равно 238 а.е.м, в то же время уран-235 имеет массовое число 235. Данный химических элемент вообще богат на изотопы, поэтому существуют ядра урана с массовыми числами 232, 233, 234, 235, 236 и 238. Несмотря на подобное разнообразие, уран-238 занимает 99% всего урана в природе, поэтому если вычислять среднее значение атомных чисел, то химический элемент уран получает атомный вес, равный 238,029.

Таким образом, важно понимать разницу между атомной массой и средним атомным весом:

• атомная масса - сумма нейтронов и протонов конкретного изотопа (всегда целое число);
• атомный вес - среднее арифметическое атомных масс всех изотопов, которые встречаются в природе (обычно дробное число).

Еще пример

Водород - наиболее распространенный элемент во Вселенной. 99% водорода - это протий или водород-1, который содержит всего 1 протон. Также существуют изотопы: дейтерий или водород-2 и тритий или водород-3. Данные изотопы имеют атомные массы 2 и 3 соответственно, однако они крайне редко встречаются в природе, поэтому атомный вес водорода составляет 1,00784.

Нахождение атомной массы

Определить атомное число для выбранного элемента можно при помощи таблицы Менделеева. Номер элемента в таблице всегда совпадает с количеством протонов в ядре. К примеру, упомянутый выше водород имеет первый номер в таблице и в его составе содержится всего 1 протон. Ниже в таблице всегда указан средний атомный вес элемента, который для расчетов требуется округлить до ближайшего целого числа.

Изначально отображает всю информацию по количеству протонов и электронов в атоме, а также его атомной массе. Именно поэтому в школьных задачах на определение атомной массы достаточно использовать периодическую таблицу и не вычислять ничего специально.

Обычно на уроках по химии ставится обратная задача: как определить количество нейтронов в конкретном изотопе? В этом случае действует простая формула:

Количество нейтронов = атомная масса – порядковый номер.

К примеру, атом водорода-1 не содержит нейтронов, так как его атомное число равняется также единице. А вот тритий - это уже водород с одним протоном и двумя нейтронами. Тритий - нестабильный изотоп. Он легко распадается на атомы гелия, свободные электроны и антинейтрино, при этом выделяется некоторое количество энергии. Нестабильные изотопы носят название радиоактивных.

Рассмотрим пример

Определение атомной массы

Рассмотрим кислород - химический элемент, который имеет 8 порядковый номер в периодической таблице Менделеева. Это значит, что кислород в своем ядре имеет 8 протонов, а также 8 электронов на орбитах. Атомная масса, указанная в таблице, составляет 16 а. е. м, для вычисления которой нам не понадобится калькулятор. Из этой информации мы можем определить, что атом кислорода содержит 8 нейтронов. Однако количество нейтронов может легко изменяться в зависимости от внешних условий.

Если кислород потеряет или добавит один нейтрон, мы получим новый изотоп, атомная масса которого изменится. Используя калькулятор, вы можете вычислить массовые числа разных изотопов кислорода, которые, впрочем, в самом своем названии содержат ответ на этот вопрос. В природе существует 3 устойчивых изотопа оксигена: кислород-16, кислород-17 и кислород-18. Последние два имеют в ядре «лишние» нейтроны.

Кроме того, существуют неустойчивые изотопы кислорода, период полураспада которых составляет от нескольких минут до миллионных долей наносекунд.

Заключение

Массовое число - важный параметр любого элемента, при помощи которого рассчитываются молярные массы при проведении химических реакций. Впрочем, массовое число всегда указывается в периодической таблице Менделеева, поэтому наш калькулятор пригодится в основном школьникам, которые еще только начинают изучение удивительной науки химии.