On kindlaks tehtud, et iga looduses leiduv keemiline element on isotoopide segu (seetõttu on neil murdosa aatommassid). Et mõista, kuidas isotoobid üksteisest erinevad, on vaja üksikasjalikult kaaluda aatomi struktuuri. Aatom moodustab tuuma ja elektronipilve. Aatomi massi mõjutavad elektronid, mis liiguvad vapustava kiirusega läbi elektronpilve orbitaalide, tuuma moodustavad neutronid ja prootonid.

Mis on isotoobid

Isotoobid on keemilise elemendi aatomi tüüp. Igas aatomis on alati võrdne arv elektrone ja prootoneid. Kuna neil on vastandlaengud (elektronid on negatiivsed ja prootonid positiivsed), on aatom alati neutraalne (see elementaarosake ei kanna laengut, see on null). Kui elektron kaob või kinni püütakse, kaotab aatom neutraalsuse, muutudes kas negatiivseks või positiivseks iooniks.
Neutronitel pole laengut, kuid nende arv sama elemendi aatomituumas võib varieeruda. See ei mõjuta kuidagi aatomi neutraalsust, küll aga selle massi ja omadusi. Näiteks sisaldab iga vesinikuaatomi isotoop ühte elektroni ja ühte prootonit. Kuid neutronite arv on erinev. Protsiumil on ainult 1 neutron, deuteeriumil 2 ja triitiumil 3 neutronit. Need kolm isotoopi erinevad üksteisest omaduste poolest märkimisväärselt.

Isotoopide võrdlus

Kuidas isotoobid erinevad? Neil on erinev neutronite arv, erinev mass ja erinevad omadused. Isotoopidel on elektronkestade struktuur identne. See tähendab, et need on keemiliste omaduste poolest üsna sarnased. Seetõttu antakse neile perioodilisuse tabelis üks koht.
Loodusest on leitud stabiilseid ja radioaktiivseid (ebastabiilseid) isotoope. Radioaktiivsete isotoopide aatomite tuumad on võimelised spontaanselt muutuma teisteks tuumadeks. Radioaktiivse lagunemise käigus eraldavad nad mitmesuguseid osakesi.
Enamikul elementidel on üle kahe tosina radioaktiivse isotoobi. Lisaks sünteesitakse radioaktiivseid isotoope absoluutselt kõigi elementide jaoks kunstlikult. Looduslikus isotoopide segus on nende sisaldus veidi erinev.
Isotoopide olemasolu võimaldas mõista, miks mõnel juhul on väiksema aatommassiga elementidel suurem aatomarv kui suurema aatommassiga elementidel. Näiteks argooni-kaaliumpaaris sisaldab argoon raskeid isotoope ja kaalium kergeid isotoope. Seetõttu on argooni mass suurem kui kaaliumi mass.

TheDifference.ru tegi kindlaks, et isotoopide erinevus on järgmine:

Neil on erinev arv neutroneid.
Isotoopide aatommass on erinev.
Ioonide aatomite massi väärtus mõjutab nende koguenergiat ja omadusi.

Isotoobid

Sama elemendi erineva massiarvuga aatomeid nimetatakse isotoopideks. Sama elemendi isotoopide aatomitel on sama arv prootoneid (Z) ja need erinevad üksteisest neutronite arvu (N) poolest.

Erinevate elementide isotoopidel ei ole oma nimesid, vaid nad kordavad elemendi nime; sel juhul kajastub antud isotoobi aatommass – selle ainus erinevus sama elemendi teistest isotoopidest – elemendi keemilise valemi ülaindeksi abil: näiteks uraani isotoopide puhul – 235 U, 238 U. ainsaks erandiks isotoopide nomenklatuuri reeglitest on element nr 1 – vesinik. Kõigil kolmel hetkel teadaoleval vesiniku isotoobil pole mitte ainult oma erilised keemilised sümbolid, vaid ka oma nimi: 1 H - protium, 2 D - deuteerium, 3 T - triitium; sel juhul on prootiumituum lihtsalt üks prooton, deuteeriumi tuum sisaldab ühte prootonit ja ühte neutronit, triitiumi tuum sisaldab ühte prootonit ja kahte neutronit. Vesiniku isotoopide nimetused on ajalooliselt nii välja kujunenud, sest ühe neutroni lisandumisel tekkiv vesiniku isotoopide masside suhteline erinevus on kõigi keemiliste elementide seas maksimaalne.

Kõik isotoobid võib jagada stabiilseteks (stabiilseks), see tähendab, et need ei allu aatomituumade spontaansele lagunemisele osadeks (lagunemist nimetatakse sel juhul radioaktiivseks) ja ebastabiilseteks (ebastabiilseteks) - radioaktiivseteks, st radioaktiivseks lagunemiseks. Enamik looduses levinud elemente koosneb kahe või enama stabiilse isotoobi segust: näiteks 16 O, 12 C. Kõigist elementidest on tina kõige rohkem stabiilseid isotoope (10 isotoopi) ja näiteks alumiinium on olemas. looduses ainult ühe stabiilse isotoobi kujul - ülejäänud tema teadaolevad isotoobid on ebastabiilsed. Ebastabiilsete isotoopide tuumad lagunevad spontaanselt, vabastades b osakesi ja c osakesi (elektrone), kuni moodustub mõne muu elemendi stabiilne isotoop: näiteks 238 U (radioaktiivne uraan) lagunemine lõpeb 206 Pb (stabiilne isotoop) moodustumisega. pliist). Isotoope uurides selgus, et need ei erine keemiliste omaduste poolest, mis teatavasti on määratud nende tuumade laenguga ega sõltu tuumade massist.

Elektroonilised kestad

Aatomi elektronkiht on ruumipiirkond, kus elektronid tõenäoliselt paiknevad, mida iseloomustab sama põhikvantarvu n väärtus ja mis sellest tulenevalt paikneb lähedastel energiatasemetel. Igal elektronkihil võib olla teatud maksimaalne arv elektrone.

Põhikvantarvu n = 1 väärtusest lähtudes tähistatakse energiatasemeid (kihte) K, L, M ja N. Need jagunevad alamtasanditeks (alamkihtideks), mis erinevad üksteisest tuumaga seondumise energia poolest. Alamtasandite arv on võrdne põhikvantarvu väärtusega, kuid ei ületa nelja: 1. tasemel on üks alamtase, 2. - kaks, 3. - kolm, 4. - neli alamtasandit. Alamtasandid koosnevad omakorda orbitaalidest. Alatasemeid on tavaks tähistada ladina tähtedega, s on iga energiataseme esimene alamtase, mis on tuumale kõige lähemal; see koosneb ühest s-orbitaalist, p - teisest alamtasandist, koosneb kolmest p-orbitaalist; d on kolmas alamtase, see koosneb viiest d-orbitaalist; f on neljas alamtase, sisaldab seitset f-orbitaali. Seega on iga n väärtuse jaoks n 2 orbitaali. Iga orbitaal võib sisaldada mitte rohkem kui kahte elektroni – Pauli põhimõte. Kui orbitaalil on üks elektron, siis nimetatakse seda paarituks; kui neid on kaks, siis on need paaritud elektronid. Pauli printsiip selgitab valemit N=2n 2. Kui esimene tase K(n=1) sisaldab 1 2 = 1 orbitaali ja igal orbitaalil on 2 elektroni, siis on elektronide maksimaalne arv 2*1 2 =2; L (n = 2) = 8; M (n = 3) = 18; N (n = 4) = 32.

· Poolestusaeg · Massiarv · Tuuma ahelreaktsioon

Terminoloogia

Isotoopide avastamise ajalugu

Esimesed tõendid selle kohta, et ühesuguse keemilise käitumisega ainetel võivad olla erinevad füüsikalised omadused, saadi raskete elementide aatomite radioaktiivsete muundumiste uurimisel. Aastatel 1906-07 selgus, et uraani - iooniumi radioaktiivse lagunemise produktil ja tooriumi radioaktiivse lagunemise produktil - radiotooriumil on samad keemilised omadused kui tooriumil, kuid need erinevad sellest aatommassi ja radioaktiivse lagunemise omaduste poolest. Hiljem avastati, et kõigil kolmel tootel on identsed optilised ja röntgenikiirguse spektrid. Selliseid keemiliste omaduste poolest identseid, kuid aatomite massi ja mõningate füüsikaliste omaduste poolest erinevaid aineid hakati inglise teadlase F. Soddy ettepanekul nimetama isotoopideks.

Isotoobid looduses

Arvatakse, et elementide isotoopkoostis Maal on kõigis materjalides ühesugune. Mõned füüsikalised protsessid looduses põhjustavad elementide isotoopse koostise häireid (looduslik fraktsioneerimine kergetele elementidele iseloomulikud isotoobid, samuti isotoopide nihked looduslike pikaealiste isotoopide lagunemisel). Tuumade geokronoloogias kasutatakse tuumade järkjärgulist kuhjumist mineraalides – mõne pikaealise nukliidide lagunemissaadustes.

Isotoopide kasutamine inimestel

Tehnoloogilises tegevuses on inimesed õppinud muutma elementide isotoopkoostist, et saada materjalidele mingeid spetsiifilisi omadusi. Näiteks 235 U on võimeline lõhustumisahelreaktsiooniks termiliste neutronite toimel ja seda saab kasutada tuumareaktorite või tuumarelvade kütusena. Looduslik uraan sisaldab aga ainult 0,72% seda nukliidi, samas kui ahelreaktsioon on praktiliselt teostatav ainult 235U sisaldusega vähemalt 3%. Raskete elementide isotoopide füüsikaliste ja keemiliste omaduste sarnasuse tõttu on uraani isotoopide rikastamise protseduur äärmiselt keeruline tehnoloogiline ülesanne, mis on kättesaadav vaid kümnekonnale riigile maailmas. Isotoopmärke kasutatakse paljudes teaduse ja tehnoloogia harudes (näiteks radioimmuunanalüüsis).

Vaata ka

• Isotoopide geokeemia

Ebastabiilne (vähem kui päev): 8 C: süsinik-8, 9 C: süsinik-9, 10 C: süsinik-10, 11 C: süsinik-11

Stabiilne: 12 C: süsinik-12, 13 C: süsinik-13

10-10 000 aastat: 14 °C: süsinik-14

Ebastabiilne (vähem kui päev): 15 C: süsinik-15, 16 C: süsinik-16, 17 C: süsinik-17, 18 C: süsinik-18, 19 C: süsinik-19, 20 C: süsinik-20, 21 C: süsinik-21, 22 °C: süsinik-22

Radioaktiivsuse fenomeni uurides uurisid teadlased 20. sajandi esimesel kümnendil. avastas suure hulga radioaktiivseid aineid - umbes 40. Neid oli oluliselt rohkem, kui oli vabu kohti elementide perioodilisustabelis vismuti ja uraani vahel. Nende ainete olemus on olnud vastuoluline. Mõned teadlased pidasid neid iseseisvateks keemilisteks elementideks, kuid antud juhul osutus nende perioodilisustabelisse paigutamise küsimus lahustumatuks. Teised üldiselt eitasid neil õigust nimetada elementideks klassikalises tähenduses. 1902. aastal nimetas inglise füüsik D. Martin selliseid aineid radioelementideks. Neid uurides selgus, et mõnel radioelemendil on täpselt samad keemilised omadused, kuid need erinevad üksteisest aatommasside poolest. See asjaolu läks vastuollu perioodilise seaduse põhisätetega. Inglise teadlane F. Soddy lahendas vastuolu. 1913. aastal nimetas ta keemiliselt sarnaseid radioelemente isotoopideks (kreeka sõnadest, mis tähendavad "sama" ja "koht"), see tähendab, et nad on perioodilisuse tabelis samal kohal. Radioelemendid osutusid looduslike radioaktiivsete elementide isotoopideks. Kõik need on ühendatud kolme radioaktiivsesse perekonda, mille esivanemad on tooriumi ja uraani isotoobid.

Hapniku isotoobid. Kaaliumi ja argooni isobaarid (isobaarid on sama massiarvuga erinevate elementide aatomid).

Stabiilsete isotoopide arv paaris- ja paaritute elementide jaoks.

Peagi selgus, et isotoope on ka teistel stabiilsetel keemilistel elementidel. Peamine tunnustus nende avastamise eest kuulub inglise füüsikule F. Astonile. Ta avastas paljude elementide stabiilsed isotoobid.

Kaasaegsest vaatenurgast on isotoobid keemilise elemendi aatomite sordid: neil on erinev aatommass, kuid sama tuumalaeng.

Nende tuumad sisaldavad seega sama arvu prootoneid, kuid erineva arvu neutroneid. Näiteks hapniku looduslikud isotoobid, mille Z = 8, sisaldavad oma tuumades vastavalt 8, 9 ja 10 neutronit. Isotoobi tuumas olevate prootonite ja neutronite arvu summat nimetatakse massiarvuks A. Järelikult on näidatud hapniku isotoopide massiarvud 16, 17 ja 18. Tänapäeval on isotoopide jaoks aktsepteeritud järgmine tähistus: väärtus Z on toodud allpool elemendi sümbolist vasakul, väärtus A on antud üleval vasakul. Näiteks: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O.

Alates kunstliku radioaktiivsuse nähtuse avastamisest on tuumareaktsioonide abil toodetud ligikaudu 1800 tehisradioaktiivset isotoopi elementide jaoks, mille Z on vahemikus 1 kuni 110. Enamikul tehisradioisotoopide poolväärtusajad on väga lühikesed, mõõdetuna sekundites ja sekundi murdosades. ; vaid vähesed on suhteliselt pika elueaga (näiteks 10 Be - 2,7 10 6 aastat, 26 Al - 8 10 5 aastat jne).

Stabiilseid elemente esindab looduses ligikaudu 280 isotoopi. Mõned neist osutusid aga nõrgalt radioaktiivseteks, tohutu poolestusajaga (näiteks 40 K, 87 Rb, 138 La, l47 Sm, 176 Lu, 187 Re). Nende isotoopide eluiga on nii pikk, et neid võib pidada stabiilseteks.

Stabiilsete isotoopide maailmas on endiselt palju väljakutseid. Seega on ebaselge, miks nende arv eri elementide vahel nii palju erineb. Umbes 25% stabiilsetest elementidest (Be, F, Na, Al, P, Sc, Mn, Co, As, Y, Nb, Rh, I, Cs, Pt, Tb, Ho, Tu, Ta, Au) loodus ainult ühte tüüpi aatomid. Need on nn üksikud elemendid. Huvitav on see, et kõigil neil (v.a Be) on paaritu Z. Üldiselt ei ületa paaritute elementide stabiilsete isotoopide arv kahte. Seevastu mõned paaris-Z elemendid koosnevad suurest hulgast isotoopidest (näiteks Xe-l on 9, Sn-l 10 stabiilset isotoopi).

Antud elemendi stabiilsete isotoopide kogumit nimetatakse galaktikaks. Nende sisaldus galaktikas kõigub sageli suuresti. Huvitav on märkida, et suurim sisaldus on isotoopides, mille massiarv on neljakordne (12 C, 16 O, 20 Ca jne), kuigi sellest reeglist on ka erandeid.

Stabiilsete isotoopide avastamine võimaldas lahendada aatommasside pikaajalist mõistatust – nende kõrvalekallet täisarvudest, mis on seletatav elementide stabiilsete isotoopide erineva protsendiga galaktikas.

Tuumafüüsikas on mõiste "isobaarid" tuntud. Isobaarid on erinevate elementide (st erinevate Z-väärtustega) isotoobid, millel on samad massiarvud. Isobaaride uurimine aitas kaasa paljude oluliste mustrite loomisele aatomituumade käitumises ja omadustes. Ühte neist mustritest väljendab nõukogude keemiku S. A. Štšukarevi ja saksa füüsiku I. Mattauchi sõnastatud reegel. See ütleb: kui kaks isobaari erinevad Z väärtustes 1 võrra, on üks neist kindlasti radioaktiivne. Isobaaride paari klassikaline näide on 40 18 Ar - 40 19 K. Selles on kaaliumi isotoop radioaktiivne. Shchukarev-Mattauchi reegel võimaldas selgitada, miks tehneetsiumis (Z = 43) ja prometiumis (Z = 61) pole stabiilseid isotoope. Kuna neil on paaritu Z väärtused, ei saanud nende puhul oodata rohkem kui kahte stabiilset isotoopi. Kuid selgus, et tehneetsiumi ja prometiumi isobaarid, vastavalt molübdeeni (Z = 42) ja ruteeniumi (Z = 44), neodüümi (Z = 60) ja samariumi (Z = 62) isobaarid on looduses esindatud stabiilsena. aatomite sordid laias massinumbrite vahemikus. Seega keelavad füüsikaseadused tehneetsiumi ja prometiumi stabiilsete isotoopide olemasolu. Seetõttu neid elemente looduses tegelikult ei eksisteeri ja neid tuli kunstlikult sünteesida.

Teadlased on pikka aega püüdnud välja töötada perioodilist isotoopide süsteemi. Muidugi põhineb see erinevatel põhimõtetel kui elementide perioodilisustabel. Kuid need katsed ei ole veel andnud rahuldavaid tulemusi. Tõsi, füüsikud on tõestanud, et aatomituumade prooton- ja neutronkestade täitmise järjekord on põhimõtteliselt sarnane elektronkestade ja alamkestade ehitamisega aatomites (vt Aatom).

Täpselt samamoodi on konstrueeritud antud elemendi isotoopide elektronkatted. Seetõttu on nende keemilised ja füüsikalised omadused peaaegu identsed. Ainult vesiniku isotoopide (protium ja deuteerium) ja nende ühendite omadused on märgatavad. Näiteks raske vesi (D 2 O) külmub temperatuuril +3,8, keeb temperatuuril 101,4 ° C, selle tihedus on 1,1059 g/cm 3 ning see ei toeta loomade ja taimeorganismide elu. Vee elektrolüüsil vesinikuks ja hapnikuks lagunevad valdavalt H 2 0 molekulid, raske vee molekulid aga jäävad elektrolüsaatorisse.

Teiste elementide isotoopide eraldamine on äärmiselt keeruline ülesanne. Siiski on paljudel juhtudel vaja üksikute elementide isotoope, mille arvukus on loodusliku arvukusega võrreldes oluliselt muutunud. Näiteks aatomienergia probleemi lahendamisel tekkis vajadus eraldada isotoobid 235 U ja 238 U. Selleks kasutati esmalt massispektromeetria meetodit, mille abil saadi esimesed kilogrammid uraan-235. USA-s 1944. aastal. See meetod osutus aga liiga kalliks ja asendati gaasi difusioonimeetodiga, mis kasutas UF 6. Praegu on isotoopide eraldamiseks mitu meetodit, kuid need kõik on üsna keerulised ja kallid. Ja ometi lahendatakse edukalt "lahutamatu jagamise" probleem.

On tekkinud uus teadusdistsipliin – isotoopide keemia. Ta uurib keemiliste elementide erinevate isotoopide käitumist keemilistes reaktsioonides ja isotoopide vahetusprotsessides. Nende protsesside tulemusena jaotuvad antud elemendi isotoobid ümber reageerivate ainete vahel. Siin on kõige lihtsam näide: H 2 0 + HD = HD0 + H 2 (veemolekul vahetab protiumi aatomi deuteeriumi aatomi vastu). Areneb ka isotoopide geokeemia. Ta uurib maakoore erinevate elementide isotoopkoostise erinevusi.

Enim kasutatavad on nn märgistatud aatomid – stabiilsete elementide kunstlikud radioaktiivsed isotoobid ehk stabiilsed isotoobid. Isotoopnäitajate - märgistatud aatomite - abil uuritakse elementide liikumisteid elu- ja eluslooduses, ainete ja elementide jaotumise olemust erinevates objektides. Isotoope kasutatakse tuumatehnoloogias: materjalidena tuumareaktorite ehitamisel; tuumakütusena (tooriumi, uraani, plutooniumi isotoobid); termotuumasünteesis (deuteerium, 6 Li, 3 He). Radioaktiivseid isotoope kasutatakse laialdaselt ka kiirgusallikatena.

Teatud element, millel on sama, kuid erinev. Neil on sama arvu ja mitmekesisusega tuumad. number, neil on samasugune elektroonikakestade struktuur ja need on perioodilisuses samad. keemiline süsteem elemendid. Mõiste "isotoobid" pakkus 1910. aastal välja F. Soddy, et tähistada keemiliselt eristamatuid sorte, mis erinevad oma füüsikaliste omaduste poolest. (peamiselt radioaktiivsed) Pühakud. Stabiilsed isotoobid avastas esmakordselt 1913. aastal J. Thomson, kasutades tema välja töötatud nn. paraboolide meetod – tänapäevase prototüüp. . Ta leidis, et Ne-l on vähemalt 2 wt-ga sorti. osad 20 ja 22. Isotoopide nimetused ja sümbolid on tavaliselt vastavate kemikaalide nimetused ja sümbolid. elemendid; osutage sümboli vasakus ülanurgas. Näiteks loodusliku märkimiseks isotoopide puhul kasutatakse tähistusi 35 Cl ja 37 Cl; mõnikord on element näidatud ka all vasakul, st. kirjutage 35 17 Cl ja 37 17 Cl. Ainult kergeima elemendi, vesiniku, isotoobid massiga. osadel 1, 2 ja 3 on spetsiaalne. nimetused ja sümbolid: vastavalt (1 1 H), (D või 2 1 H) ja (T või 3 1 H). Masside suure erinevuse tõttu erineb nende isotoopide käitumine oluliselt (vt,). Stabiilsed isotoobid esinevad kõigis paaris ja kõige paaritumates elementides[ 83. Paarisarvuga elementide stabiilsete isotoopide arv võib olla. võrdub 10-ga (nt y); Paaritu numbriga elementidel ei ole rohkem kui kaks stabiilset isotoopi. Tuntud u. 280 stabiilset ja üle 2000 radioaktiivse isotoobi 116 looduslikust ja kunstlikult saadud elemendist. Iga elemendi puhul üksikute isotoopide sisaldus looduses. segu läbib väikseid kõikumisi, mida võib sageli tähelepanuta jätta. Rohkem vahendeid. meteoriitide ja teiste taevakehade puhul täheldatakse isotoopkoostise kõikumisi. Isotoopkoostise püsivus toob kaasa Maal leiduvate elementide püsivuse, mis on antud elemendi massi keskmine väärtus, mis on leitud, võttes arvesse isotoopide rohkust looduses. Valguselementide isotoopkoostise kõikumised on reeglina seotud isotoopkoostise muutustega lagunemise käigus. looduses toimuvad protsessid (jne). Raske elemendi Pb puhul on erinevate proovide isotoopkoostise variatsioonid seletatavad erinevate teguritega. sisu ja muud allikad ning - looduse esivanemad. . Antud elemendi isotoopide omaduste erinevusi nimetatakse. . Oluline praktiline Ülesanne on saada loodusest. üksikute isotoopide segud -