er isotoper. Begrepet atomer som udelelige minste partikler av materie

Det har blitt fastslått at hvert kjemisk element som finnes i naturen er en blanding av isotoper (derav har de atommasser). For å forstå hvordan isotoper skiller seg fra hverandre, er det nødvendig å vurdere i detalj strukturen til atomet. Et atom danner en kjerne og en elektronsky. Massen til et atom påvirkes av elektronene som beveger seg med en svimlende hastighet i baner i elektronskyen, nøytronene og protonene som utgjør kjernen.

Definisjon

Nøytroner har ingen ladning, men antallet i atomkjernen til samme grunnstoff kan være forskjellig. Dette påvirker ikke nøytraliteten til atomet, men det påvirker dets masse og egenskaper. For eksempel har hver isotop av et hydrogenatom ett elektron og ett proton hver. Og antallet nøytroner er forskjellig. Protium har bare 1 nøytron, deuterium har 2 nøytroner og tritium har 3 nøytroner. Disse tre isotopene skiller seg markant fra hverandre i egenskaper.

Sammenligning

De har ulikt antall nøytroner, forskjellige masser og forskjellige egenskaper. Isotoper har en identisk struktur av elektronskall. Dette betyr at de er ganske like i kjemiske egenskaper. Derfor er de tildelt ett sted i det periodiske systemet.

Stabile og radioaktive (ustabile) isotoper er funnet i naturen. Atomkjernene til radioaktive isotoper er i stand til spontant å forvandle seg til andre kjerner. I prosessen med radioaktivt forfall sender de ut ulike partikler.

De fleste grunnstoffene har over to dusin radioaktive isotoper. I tillegg syntetiseres radioaktive isotoper kunstig for absolutt alle grunnstoffer. I en naturlig blanding av isotoper svinger innholdet litt.

Eksistensen av isotoper gjorde det mulig å forstå hvorfor grunnstoffer med lavere atommasse i noen tilfeller har et høyere serienummer enn grunnstoffer med større atommasse. For eksempel, i et argon-kalium-par inkluderer argon tunge isotoper, og kalium inkluderer lette isotoper. Derfor er massen av argon større enn den til kalium.

Funnside

De har forskjellig antall nøytroner.
Isotoper har forskjellige masser av atomer.
Verdien av massen av atomer av ioner påvirker deres totale energi og egenskaper.

isotoper- varianter av atomer (og kjerner) av et kjemisk grunnstoff som har samme atomnummer (ordnenummer), men forskjellige massetall.

Begrepet isotop er dannet av de greske røttene isos (ἴσος "lik") og topos (τόπος "sted"), som betyr "samme sted"; Dermed er betydningen av navnet at forskjellige isotoper av samme grunnstoff opptar samme posisjon i det periodiske systemet.

Tre naturlige isotoper av hydrogen. Det faktum at hver isotop har ett proton har varianter av hydrogen: isotopidentiteten bestemmes av antall nøytroner. Fra venstre til høyre er isotopene protium (1H) med null nøytroner, deuterium (2H) med ett nøytron, og tritium (3H) med to nøytroner.

Antall protoner i kjernen til et atom kalles atomnummer og er lik antall elektroner i et nøytralt (ikke-ionisert) atom. Hvert atomnummer identifiserer et bestemt grunnstoff, men ikke en isotop; Et atom av et gitt grunnstoff kan ha et bredt spekter i antall nøytroner. Antall nukleoner (både protoner og nøytroner) i en kjerne er massetallet til et atom, og hver isotop av et gitt grunnstoff har et annet massenummer.

For eksempel er karbon-12, karbon-13 og karbon-14 tre isotoper av elementært karbon med massetall 12, 13 og 14, henholdsvis. Atomnummeret til karbon er 6, noe som betyr at hvert karbonatom har 6 protoner, så nøytrontallene til disse isotopene er henholdsvis 6, 7 og 8.

Huklider og isotoper

Nuklidet tilhører kjernen, ikke atomet. Identiske kjerner tilhører samme nuklid, for eksempel består hver karbon-13 nuklidkjerne av 6 protoner og 7 nøytroner. Konseptet med nuklider (refererer til individuelle kjernefysiske arter) legger vekt på kjernefysiske egenskaper fremfor kjemiske egenskaper, mens isotopkonseptet (grupperer alle atomene i hvert element) vektlegger kjemisk reaksjon fremfor kjernefysisk. Nøytrontallet har stor innflytelse på egenskapene til kjerner, men dens effekt på kjemiske egenskaper er ubetydelig for de fleste grunnstoffer. Selv når det gjelder de letteste grunnstoffene, hvor forholdet mellom nøytroner og atomnummer varierer mest mellom isotoper, har det vanligvis bare en mindre effekt, selv om det i noen tilfeller betyr noe (for hydrogen, det letteste grunnstoffet, er isotopeffekten stor. Har stor innvirkning på biologi). Fordi isotop er et eldre begrep, er det bedre kjent enn nuklid og brukes fortsatt av og til i sammenhenger der nuklid kan være mer hensiktsmessig, for eksempel nukleærteknologi og nukleærmedisin.

Notasjon

En isotop eller nuklid identifiseres med navnet på et bestemt grunnstoff (dette indikerer atomnummeret) etterfulgt av en bindestrek og et massetall (for eksempel helium-3, helium-4, karbon-12, karbon-14, uran- 235 og uran-239). Når et kjemisk symbol brukes, f.eks. "C" for karbon, standardnotasjon (nå kjent som "AZE-notasjon" fordi A er massetallet, Z er atomnummeret og E for elementet) er å indikere massetallet (antall nukleoner) med et hevet skrift ved øverst til venstre i det kjemiske symbolet og angi atomnummeret med et skrift i nedre venstre hjørne). Siden atomnummeret er gitt av symbolet til elementet, er vanligvis bare massetallet i overskriften gitt, og atomindeksen er ikke gitt. Bokstaven m er noen ganger lagt til etter massetallet for å indikere en kjernefysisk isomer, en metastabil eller energisk eksitert kjernefysisk tilstand (i motsetning til grunntilstanden med lavest energi), for eksempel 180m 73Ta (tantal-180m).

Radioaktive, primære og stabile isotoper

Noen isotoper er radioaktive og kalles derfor radioisotoper eller radionuklider, mens andre aldri har blitt observert å forfalle radioaktivt og kalles stabile isotoper eller stabile nuklider. For eksempel er 14 C en radioaktiv form for karbon, mens 12 C og 13 C er stabile isotoper. Det er omtrent 339 naturlig forekommende nuklider på jorden, hvorav 286 er primordiale nuklider, noe som betyr at de har eksistert siden dannelsen av solsystemet.

De opprinnelige nuklidene inkluderer 32 nuklider med svært lange halveringstider (over 100 millioner år) og 254 som formelt regnes som "stabile nuklider" fordi de ikke har blitt observert forfalle. I de fleste tilfeller, av åpenbare grunner, hvis et element har stabile isotoper, så dominerer disse isotopene den elementære overfloden som finnes på jorden og i solsystemet. Men når det gjelder de tre grunnstoffene (tellur, indium og rhenium), er den vanligste isotopen som finnes i naturen faktisk en (eller to) ekstremt langlivede radioisotop(er) av grunnstoffet, til tross for at disse elementene har en eller flere stabile isotoper.

Teorien forutsier at mange tilsynelatende "stabile" isotoper/nuklider er radioaktive, med ekstremt lange halveringstider (ikke tatt i betraktning muligheten for protonnedbrytning, som vil gjøre alle nuklider til slutt ustabile). Av de 254 nuklidene som aldri har blitt observert, er bare 90 av dem (alle de første 40 grunnstoffene) teoretisk resistente mot alle kjente forfallsformer. Grunnstoff 41 (niob) er teoretisk ustabilt ved spontan fisjon, men dette har aldri blitt oppdaget. Mange andre stabile nuklider er i teorien energisk mottakelige for andre kjente former for forfall, slik som alfa-forfall eller dobbel beta-forfall, men forfallsprodukter er ennå ikke observert, og derfor anses disse isotopene for å være "observasjonsstabile". De forutsagte halveringstidene for disse nuklidene overstiger ofte universets beregnede alder, og faktisk er det også 27 kjente radionuklider med halveringstid lengre enn universets alder.

Radioaktive nuklider, kunstig skapt, for tiden er 3339 nuklider kjent. Disse inkluderer 905 nuklider som enten er stabile eller har en halveringstid på over 60 minutter.

Isotopegenskaper

Kjemiske og molekylære egenskaper

Et nøytralt atom har samme antall elektroner som protoner. Dermed har forskjellige isotoper av et gitt grunnstoff samme antall elektroner og har en lignende elektronisk struktur. Siden den kjemiske oppførselen til et atom i stor grad bestemmes av dets elektroniske struktur, viser forskjellige isotoper nesten identisk kjemisk oppførsel.

Et unntak fra dette er den kinetiske isotopeffekten: på grunn av deres store masse har tyngre isotoper en tendens til å reagere noe langsommere enn lettere isotoper av samme grunnstoff. Dette er mest uttalt for protium (1 H), deuterium (2 H) og tritium (3 H), siden deuterium har to ganger massen av protium og tritium har tre ganger massen av protium. Disse forskjellene i masse påvirker også oppførselen til deres respektive kjemiske bindinger ved å endre tyngdepunktet (redusert masse) til atomsystemer. For tyngre grunnstoffer er imidlertid den relative masseforskjellen mellom isotoper mye mindre, slik at effekten av masseforskjell i kjemi vanligvis er ubetydelig. (Tunge grunnstoffer har også relativt flere nøytroner enn lettere grunnstoffer, så forholdet mellom kjernefysisk masse og total elektronmasse er noe større.)

Tilsvarende har to molekyler som bare er forskjellige i isotopene til deres atomer (isotopologer) den samme elektroniske strukturen og dermed nesten umulige fysiske og kjemiske egenskaper (igjen, med deuterium og tritium som de primære unntakene). Vibrasjonsmodusene til et molekyl bestemmes av dets form og massene til dets atomer; Derfor har forskjellige isotopologer forskjellige sett med vibrasjonsmoduser. Fordi vibrasjonsmoduser lar et molekyl absorbere fotoner av passende energier, har isotopologer forskjellige optiske egenskaper i det infrarøde.

Kjernefysiske egenskaper og stabilitet

Isotopiske halveringstider. Grafen for stabile isotoper avviker fra Z = N-linjen når elementnummeret Z øker

Atomkjerner er bygd opp av protoner og nøytroner bundet sammen av en gjenværende sterk kraft. Fordi protonene er positivt ladet, frastøter de hverandre. Nøytroner, som er elektrisk nøytrale, stabiliserer kjernen på to måter. Kontakten deres skyver protonene litt tilbake, reduserer den elektrostatiske frastøtingen mellom protonene, og de utøver en attraktiv kjernekraft på hverandre og på protonene. Av denne grunn kreves ett eller flere nøytroner for at to eller flere protoner skal binde seg til kjernen. Når antallet protoner øker, øker også forholdet mellom nøytroner og protoner som trengs for å gi en stabil kjerne (se grafen til høyre). For eksempel, selv om forholdet nøytron: proton 3 2 He er 1:2, er forholdet nøytron: proton 238 92 U
Over 3:2. En rekke lettere grunnstoffer har stabile nuklider med forholdet 1:1 (Z = N). Nuklidet 40 20 Ca (kalsium-40) er den observerbare tyngste stabile nukliden med samme antall nøytroner og protoner; (Teoretisk sett er den tyngste stallen svovel-32). Alle stabile nuklider tyngre enn kalsium-40 inneholder flere nøytroner enn protoner.

Antall isotoper per grunnstoff

Av de 81 grunnstoffene med stabile isotoper, er det største antallet stabile isotoper som kan observeres for et element ti (for grunnstoffet tinn). Ingen grunnstoffer har ni stabile isotoper. Xenon er det eneste grunnstoffet med åtte stabile isotoper. Fire grunnstoffer har syv stabile isotoper, hvorav åtte har seks stabile isotoper, ti har fem stabile isotoper, ni har fire stabile isotoper, fem har tre stabile isotoper, 16 har to stabile isotoper, og 26 grunnstoffer har bare én (hvorav 19 er de såkalte mononuklidelementene, som har en enkelt primordial stabil isotop som dominerer og fikserer atomvekten til det naturlige elementet med høy presisjon, 3 radioaktive mononuklidelementer er også til stede). Totalt er det 254 nuklider som ikke er observert å forfalle. For 80 grunnstoffer som har en eller flere stabile isotoper, er gjennomsnittlig antall stabile isotoper 254/80 = 3,2 isotoper per grunnstoff.

Partall og oddetall av nukleoner

Protoner: Forholdet mellom nøytroner er ikke den eneste faktoren som påvirker kjernefysisk stabilitet. Det avhenger også av pariteten eller pariteten til dets atomnummer Z, antall nøytroner N, derav summen av deres massenummer A. Odd både Z og N har en tendens til å redusere den nukleære bindingsenergien, og skaper odde kjerner, generelt mindre stabile. Denne betydelige forskjellen i kjernefysisk bindingsenergi mellom nabokjerner, spesielt odde isobarer, har viktige konsekvenser: ustabile isotoper med suboptimalt antall nøytroner eller protoner henfaller ved beta-nedbrytning (inkludert positronforfall), elektronfangst eller andre eksotiske midler som spontan fisjon og forfall. klynger.

De fleste stabile nuklider er et partall av protoner og et partall av nøytroner, der Z, N og A alle er partall. Odd stabile nuklider er delt (omtrent jevnt) inn i odde.

atomnummer

De 148 jevn proton, selv nøytron (EE) nuklidene utgjør ~58% av alle stabile nuklider. Det er også 22 primordiale langlivede selv nuklider. Som et resultat har hvert av de 41 jevne elementene fra 2 til 82 minst én stabil isotop, og de fleste av disse elementene har flere primære isotoper. Halvparten av disse jevne elementene har seks eller flere stabile isotoper. Den ekstreme stabiliteten til helium-4, på grunn av den binære bindingen av to protoner og to nøytroner, forhindrer nuklider som inneholder fem eller åtte nukleoner fra å eksistere lenge nok til å tjene som plattformer for akkumulering av tyngre grunnstoffer gjennom kjernefysisk fusjon.

Disse 53 stabile nuklidene har et partall protoner og et oddetall av nøytroner. De er en minoritet sammenlignet med de jevne isotopene, som er omtrent 3 ganger så mange. Blant de 41 partall-Z-elementene som har et stabilt nuklid, er det bare to grunnstoffer (argon og cerium) som ikke har partall-odde-stabile nuklider. Ett element (tinn) har tre. Det er 24 grunnstoffer som har en oddetall nuklid og 13 som har to oddetalls nuklider.

På grunn av deres odde nøytrontall, har oddetallsnuklider en tendens til å ha store nøytronfangstverrsnitt på grunn av energien som kommer fra nøytronkoblingseffekter. Disse stabile nuklidene kan være uvanlig rikelig i naturen, hovedsakelig fordi for å danne og komme inn i primordial overflod, må de unnslippe nøytronfangst for å danne enda flere stabile oddetalls-isotoper i løpet av hvordan s er prosessen og r er nøytronfangstprosessen under nukleosyntese.

odde atomnummer

De 48 stabile odde-proton- og partall-nøytronnuklidene, stabilisert av deres partall av parede nøytroner, danner flertallet av de stabile isotopene til de odde elementene; Svært få odde-proton-odde nøytronnuklider utgjør andre. Det er 41 ulike grunnstoffer fra Z = 1 til 81, hvorav 39 har stabile isotoper (grunnstoffene technetium (43 Tc) og promethium (61 Pm) har ingen stabile isotoper). Av disse 39 odde Z-elementene har 30 grunnstoffer (inkludert hydrogen-1, hvor 0 nøytroner er partall) en stabil oddetalls-isotop, og ni grunnstoffer: klor (17 Cl), kalium (19K), kobber (29 Cu), gallium (31 Ga), Brom (35 Br), sølv (47 Ag), antimon (51 Sb), iridium (77 Ir) og tallium (81 Tl) har hver to oddetallsstabile isotoper. Dermed oppnås 30 + 2 (9) = 48 stabile jevnlige isotoper.

Bare fem stabile nuklider inneholder både et oddetall protoner og et oddetall nøytroner. De fire første "oddelige" nuklidene forekommer i nuklider med lav molekylvekt, hvor endring fra et proton til et nøytron eller omvendt vil resultere i et veldig skjevt proton-nøytronforhold.

Den eneste fullstendig "stabile", oddelige nukliden er 180m 73 Ta, som regnes som den sjeldneste av de 254 stabile isotopene og er den eneste primordiale nukleære isomeren som ennå ikke har blitt observert å forfalle, til tross for eksperimentelle forsøk.

Odd antall nøytroner

Aktinider med et oddetall nøytroner har en tendens til å fisjon (med termiske nøytroner), mens de med et jevnt nøytrontall har en tendens til å ikke fisjon det til raske nøytroner. Alle observasjonsstabile oddetallsnuklider har et heltallsspinn som ikke er null. Dette er fordi et enkelt uparet nøytron og et uparet proton har mer kjernekrafttiltrekning til hverandre hvis spinnene deres er på linje (produserer et totalt spinn på minst 1 enhet) i stedet for på linje.

Forekomst i naturen

Elementer er bygd opp av en eller flere naturlig forekommende isotoper. Ustabile (radioaktive) isotoper er enten primære eller post-eksempel. De opprinnelige isotopene var et produkt av stjernenukleosyntese eller en annen type nukleosyntese som spaltning av kosmisk stråle og har vedvart frem til i dag fordi deres nedbrytningshastighet er så langsom (f.eks. uran-238 og kalium-40). Post-naturlige isotoper har blitt skapt ved kosmisk strålebombardement som kosmogene nuklider (f.eks. tritium, karbon-14) eller forfallet av en radioaktiv primordial isotop til datteren til en radioaktiv radiogen nuklid (f.eks. uran til radium). Flere isotoper syntetiseres naturlig som nukleogene nuklider ved andre naturlige kjernereaksjoner, for eksempel når nøytroner fra naturlig kjernefysisk fisjon blir absorbert av et annet atom.

Som diskutert ovenfor, har bare 80 elementer stabile isotoper, og 26 av dem har bare en stabil isotop. Dermed forekommer omtrent to tredjedeler av de stabile grunnstoffene naturlig på jorden i noen få stabile isotoper, hvor det høyeste antallet stabile isotoper for et grunnstoff er ti, for tinn (50Sn). Omtrent 94 grunnstoffer finnes på jorden (opp til og med plutonium), selv om noen bare finnes i svært små mengder, for eksempel plutonium-244. Forskere mener at grunnstoffer som forekommer naturlig på jorden (noen bare som radioisotoper) forekommer som 339 isotoper (nuklider) totalt. Bare 254 av disse naturlig forekommende isotopene er stabile i den forstand at de ikke har blitt observert til dags dato. Ytterligere 35 primordiale nuklider (totalt 289 primordiale nuklider) er radioaktive med kjente halveringstider, men har halveringstider på over 80 millioner år, noe som gjør at de kan eksistere siden begynnelsen av solsystemet.

Alle kjente stabile isotoper forekommer naturlig på jorden; Andre naturlige isotoper er radioaktive, men på grunn av deres relativt lange halveringstid, eller på grunn av andre kontinuerlige naturlige produksjonsmetoder. Disse inkluderer de kosmogene nuklidene som er nevnt ovenfor, nukleogene nuklider og eventuelle radiogene isotoper som er et resultat av fortsatt forfall av en primær radioaktiv isotop som radon og radium fra uran.

Ytterligere ~3000 radioaktive isotoper som ikke finnes i naturen har blitt skapt i atomreaktorer og partikkelakseleratorer. Mange kortlivede isotoper som ikke finnes naturlig på jorden har også blitt observert ved spektroskopisk analyse naturlig skapt i stjerner eller supernovaer. Et eksempel er aluminium-26, som ikke forekommer naturlig på jorden, men finnes i overflod på astronomisk skala.

De tabulerte atommassene til elementene er gjennomsnitt som forklarer tilstedeværelsen av flere isotoper med forskjellige masser. Før oppdagelsen av isotoper, empirisk bestemte ikke-integrerte verdier for atommasse forvirret forskere. For eksempel inneholder en klorprøve 75,8 % klor-35 og 24,2 % klor-37, noe som gir en gjennomsnittlig atommasse på 35,5 atommasseenheter.

I følge den allment aksepterte teorien om kosmologi ble bare isotoper av hydrogen og helium, spor av noen isotoper av litium og beryllium, og muligens noe bor, skapt i Big Bang, og alle andre isotoper ble syntetisert senere, i stjerner og supernovaer , så vel som i samspillet mellom energiske partikler, som kosmiske stråler, og tidligere oppnådde isotoper. Den tilsvarende isotopiske forekomsten av isotoper på jorden skyldes mengdene som produseres av disse prosessene, deres forplantning gjennom galaksen og forfallshastigheten til isotopene, som er ustabile. Etter den første sammenslåingen av solsystemet ble isotoper omfordelt etter masse, og den isotopiske sammensetningen av elementene varierer litt fra planet til planet. Dette gjør det noen ganger mulig å spore opprinnelsen til meteoritter.

Atommasse av isotoper

Atommassen (mr) til en isotop bestemmes hovedsakelig av massetallet (dvs. antall nukleoner i kjernen). Små korreksjoner skyldes bindingsenergien til kjernen, den lille forskjellen i masse mellom protonet og nøytronet, og massen til elektronene knyttet til atomet.

Massenummer er en dimensjonsløs mengde. Atommasse, derimot, måles ved å bruke enheten for atommasse, basert på massen til karbon-12-atomet. Det er betegnet med symbolene "u" (for den enhetlige atommasseenheten) eller "Da" (for daltonen).

Atommassene til et elements naturlige isotoper bestemmer elementets atommasse. Når et grunnstoff inneholder N isotoper, gjelder uttrykket nedenfor for gjennomsnittlig atommasse:

Der m 1 , m 2 , …, mN er atommassene til hver enkelt isotop, og x 1 , …, xN er den relative mengden av disse isotopene.

Anvendelse av isotoper

Det er flere applikasjoner som utnytter egenskapene til de forskjellige isotopene til et gitt element. Isotopseparasjon er et viktig teknologisk problem, spesielt med tunge grunnstoffer som uran eller plutonium. Lettere grunnstoffer som litium, karbon, nitrogen og oksygen separeres vanligvis ved gassformig diffusjon av deres forbindelser som CO og NO. Separasjonen av hydrogen og deuterium er uvanlig fordi den er basert på kjemiske snarere enn fysiske egenskaper, for eksempel i Girdler-sulfidprosessen. Uranisotoper har blitt separert etter volum ved gassdiffusjon, gassentrifugering, laserioniseringsseparasjon og (i Manhattan-prosjektet) etter type massespektrometriproduksjon.

Bruk av kjemiske og biologiske egenskaper

Isotopanalyse er bestemmelsen av isotopsignaturen, den relative forekomsten av isotopene til et gitt element i en bestemt prøve. Spesielt for næringsstoffer kan det forekomme betydelige variasjoner i C-, N- og O-isotoper. Analysen av slike variasjoner har et bredt spekter av bruksområder, som for eksempel påvisning av forfalskning i matvarer eller den geografiske opprinnelsen til matvarer ved bruk av isolandskap. Identifikasjonen av noen meteoritter med opprinnelse på Mars er delvis basert på den isotopiske signaturen til sporgassene de inneholder.
Isotopisk substitusjon kan brukes til å bestemme mekanismen for en kjemisk reaksjon gjennom den kinetiske isotopeffekten.
En annen vanlig anvendelse er isotopmerking, bruk av uvanlige isotoper som sporstoffer eller markører i kjemiske reaksjoner. Vanligvis kan atomene til et gitt grunnstoff ikke skilles fra hverandre. Men ved å bruke isotoper med forskjellige masser, kan til og med forskjellige ikke-radioaktive stabile isotoper skilles ut ved bruk av massespektrometri eller infrarød spektroskopi. For eksempel, i "Stable Isotope Labeling of Amino Acids in Cell Culture" (SILAC), brukes stabile isotoper for å kvantifisere proteiner. Hvis radioaktive isotoper brukes, kan de oppdages av strålingen de sender ut (dette kalles radioisotopmerking).
Isotoper brukes ofte for å bestemme konsentrasjonen av ulike elementer eller stoffer ved bruk av isotopfortynningsmetoden, hvor kjente mengder av isotopisk substituerte forbindelser blandes med prøver og de isotopiske egenskapene til de resulterende blandingene bestemmes ved bruk av massespektrometri.

Bruke kjernefysiske egenskaper

En metode som ligner på radioisotopmerking er radiometrisk datering: ved å bruke den kjente halveringstiden til et ustabilt grunnstoff kan man beregne tiden som har gått siden eksistensen av en kjent isotopkonsentrasjon. Det mest kjente eksemplet er radiokarbondatering, som brukes til å bestemme alderen på karbonholdige materialer.
Noen former for spektroskopi er basert på de unike kjernefysiske egenskapene til spesifikke isotoper, både radioaktive og stabile. For eksempel kan nukleær magnetisk resonans (NMR) spektroskopi bare brukes for isotoper med ikke-null kjernespinn. De vanligste isotopene som brukes i NMR-spektroskopi er 1 H, 2 D, 15 N, 13 C og 31 P.
Mössbauer-spektroskopi er også avhengig av kjernefysiske overganger til spesifikke isotoper som 57 Fe.

Sannsynligvis er det ingen slik person på jorden som ikke ville ha hørt om isotoper. Men ikke alle vet hva det er. Uttrykket "radioaktive isotoper" høres spesielt skremmende ut. Disse obskure kjemiske elementene skremmer menneskeheten, men faktisk er de ikke så skumle som det kan virke ved første øyekast.

Definisjon

For å forstå konseptet med radioaktive grunnstoffer, er det først nødvendig å si at isotoper er prøver av samme kjemiske grunnstoff, men med forskjellige masser. Hva betyr det? Spørsmål vil forsvinne hvis vi først husker strukturen til atomet. Den består av elektroner, protoner og nøytroner. Antallet av de to første elementarpartiklene i kjernen til et atom er alltid konstant, mens nøytroner, som har sin egen masse, kan forekomme i samme stoff i forskjellige mengder. Denne omstendigheten gir opphav til en rekke kjemiske elementer med forskjellige fysiske egenskaper.

Nå kan vi gi en vitenskapelig definisjon av konseptet som studeres. Så, isotoper er et kumulativt sett av kjemiske elementer som ligner i egenskaper, men har forskjellige masser og fysiske egenskaper. I følge mer moderne terminologi kalles de en galakse av nukleotider av et kjemisk element.

Litt historie

På begynnelsen av forrige århundre oppdaget forskere at den samme kjemiske forbindelsen under forskjellige forhold kan ha forskjellige masser av elektronkjerner. Fra et rent teoretisk synspunkt kan slike elementer betraktes som nye og de kan begynne å fylle tomme celler i det periodiske systemet til D. Mendeleev. Men det er bare ni frie celler i den, og forskere oppdaget dusinvis av nye elementer. I tillegg viste matematiske beregninger at de oppdagede forbindelsene ikke kan betraktes som tidligere ukjente, fordi deres kjemiske egenskaper helt samsvarte med egenskapene til eksisterende.

Etter lange diskusjoner ble det besluttet å kalle disse grunnstoffene isotoper og plassere dem i samme celle som de hvis kjerner inneholder samme antall elektroner med dem. Forskere har vært i stand til å fastslå at isotoper bare er noen varianter av kjemiske elementer. Imidlertid ble årsakene til deres forekomst og livets varighet studert i nesten et århundre. Selv på begynnelsen av det 21. århundre er det umulig å påstå at menneskeheten vet absolutt alt om isotoper.

Vedvarende og ikke-vedvarende variasjoner

Hvert kjemisk element har flere isotoper. På grunn av det faktum at det er frie nøytroner i kjernene deres, går de ikke alltid inn i stabile bindinger med resten av atomet. Etter en tid forlater frie partikler kjernen, noe som endrer massen og fysiske egenskaper. Slik dannes andre isotoper som til slutt fører til at det dannes et stoff med like mange protoner, nøytroner og elektroner.

De stoffene som forfaller veldig raskt kalles radioaktive isotoper. De slipper ut et stort antall nøytroner i verdensrommet, og danner kraftig ioniserende gammastråling, kjent for sin sterke penetreringsevne, som påvirker levende organismer negativt.

Mer stabile isotoper er ikke radioaktive, siden antallet frie nøytroner de frigjør ikke er i stand til å produsere stråling og påvirke andre atomer betydelig.

For ganske lenge siden etablerte forskere et viktig mønster: hvert kjemisk element har sine egne isotoper, vedvarende eller radioaktive. Interessant nok ble mange av dem oppnådd i laboratoriet, og deres tilstedeværelse i deres naturlige form er liten og ikke alltid registrert av instrumenter.

Utbredelse i naturen

Under naturlige forhold er det oftest stoffer hvis isotopmasse er direkte bestemt av dets ordensnummer i D. Mendeleev-tabellen. For eksempel har hydrogen, betegnet med symbolet H, serienummer 1, og massen er lik en. Dens isotoper, 2H og 3H, er ekstremt sjeldne i naturen.

Selv menneskekroppen har en viss mengde radioaktive isotoper. De kommer inn gjennom maten i form av karbonisotoper, som igjen absorberes av planter fra jord eller luft og går over i sammensetningen av organisk materiale under fotosyntesen. Derfor sender både mennesker, dyr og planter ut en viss strålingsbakgrunn. Bare den er så lav at den ikke forstyrrer normal funksjon og vekst.

Kildene som bidrar til dannelsen av isotoper er de indre lagene av jordens kjerne og stråling fra verdensrommet.

Som du vet, avhenger temperaturen på planeten i stor grad av dens varme kjerne. Men først nylig ble det klart at kilden til denne varmen er en kompleks termonukleær reaksjon, der radioaktive isotoper deltar.

Isotopforfall

Siden isotoper er ustabile formasjoner, kan det antas at de over tid alltid forfaller til mer permanente kjerner av kjemiske elementer. Denne uttalelsen er sann, fordi forskere ikke har vært i stand til å oppdage en enorm mengde radioaktive isotoper i naturen. Og de fleste av de som ble utvunnet i laboratorier varte fra et par minutter til flere dager, og ble deretter tilbake til vanlige kjemiske elementer.

Men det finnes også isotoper i naturen som er svært motstandsdyktige mot forfall. De kan eksistere i milliarder av år. Slike elementer ble dannet i de fjerne tider, da jorden fortsatt ble dannet, og det var ikke engang en solid skorpe på overflaten.

Radioaktive isotoper forfaller og omdannes veldig raskt. Derfor, for å lette vurderingen av stabiliteten til isotopen, bestemte forskere seg for å vurdere kategorien av halveringstiden.

Halvt liv

Det er kanskje ikke umiddelbart klart for alle lesere hva som menes med dette konseptet. La oss definere det. Halveringstiden til en isotop er tiden hvor den betingede halvparten av stoffet som tas, slutter å eksistere.

Dette betyr ikke at resten av forbindelsen vil bli ødelagt i løpet av like lang tid. Når det gjelder denne halvdelen, er det nødvendig å vurdere en annen kategori - tidsperioden hvor den andre delen, det vil si en fjerdedel av den opprinnelige mengden av stoffet, vil forsvinne. Og denne vurderingen fortsetter i det uendelige. Det kan antas at det ganske enkelt er umulig å beregne tiden for fullstendig forfall av den opprinnelige mengden materie, siden denne prosessen er praktisk talt uendelig.

Imidlertid kan forskere, som kjenner halveringstiden, bestemme hvor mye av stoffet som eksisterte i begynnelsen. Disse dataene brukes med hell i relaterte vitenskaper.

I den moderne vitenskapelige verden brukes begrepet fullstendig forfall praktisk talt ikke. For hver isotop er det vanlig å angi halveringstiden, som varierer fra noen få sekunder til mange milliarder år. Jo lavere halveringstid, jo mer stråling kommer fra stoffet og jo høyere radioaktivitet.

Anrikning av mineraler

I noen grener av vitenskap og teknologi anses bruk av relativt store mengder radioaktive stoffer som obligatorisk. Men samtidig, under naturlige forhold, er det svært få slike forbindelser.

Det er kjent at isotoper er uvanlige varianter av kjemiske elementer. Antallet deres måles med noen få prosent av den mest motstandsdyktige sorten. Det er grunnen til at forskere må utføre kunstig berikelse av fossile materialer.

Gjennom årene med forskning var det mulig å finne ut at nedbrytningen av en isotop er ledsaget av en kjedereaksjon. De frigjorte nøytronene til ett stoff begynner å påvirke et annet. Som et resultat av dette brytes tunge kjerner opp til lettere og nye kjemiske grunnstoffer oppnås.

Dette fenomenet kalles en kjedereaksjon, som et resultat av at mer stabile, men mindre vanlige isotoper kan oppnås, som senere brukes i nasjonaløkonomien.

Anvendelse av forfallsenergi

Forskere fant også at under forfallet av en radioaktiv isotop, frigjøres en enorm mengde fri energi. Mengden måles vanligvis med Curie-enheten, lik fisjonstiden til 1 g radon-222 på 1 sekund. Jo høyere denne indikatoren er, jo mer energi frigjøres.

Dette var årsaken til utviklingen av måter å bruke gratis energi på. Slik oppsto atomreaktorer, der en radioaktiv isotop er plassert. Mesteparten av energien den avgir samles opp og omdannes til elektrisitet. Basert på disse reaktorene lages atomkraftverk, som gir den billigste strømmen. Reduserte versjoner av slike reaktorer er satt på selvgående mekanismer. Med tanke på faren for ulykker, er slike maskiner oftest ubåter. Ved reaktorsvikt vil antall ofre på ubåten være lettere å minimere.

Et annet veldig skummelt alternativ for å bruke halveringstidsenergi er atombomber. Under andre verdenskrig ble de testet på menneskeheten i de japanske byene Hiroshima og Nagasaki. Konsekvensene var veldig triste. Derfor har verden en avtale om ikke-bruk av disse farlige våpnene. Samtidig fortsetter store stater med fokus på militarisering forskning i denne industrien i dag. I tillegg lager mange av dem, i hemmelighet fra verdenssamfunnet, atombomber, som er tusenvis av ganger farligere enn de som brukes i Japan.

Isotoper i medisin

For fredelige formål har forfallet av radioaktive isotoper lært seg å bruke i medisin. Ved å rette stråling til det berørte området av kroppen, er det mulig å stoppe sykdomsforløpet eller hjelpe pasienten til å komme seg fullstendig.

Men oftere brukes radioaktive isotoper til diagnostikk. Saken er at bevegelsen deres og klyngens natur er lettest å fikse ved strålingen de produserer. Så en viss ikke-farlig mengde av et radioaktivt stoff introduseres i menneskekroppen, og leger bruker instrumenter for å observere hvordan og hvor det kommer.

Dermed utføres diagnosen av hjernens arbeid, arten av kreftsvulster, funksjonene i arbeidet til de endokrine og eksterne sekresjonskjertlene.

Søknad i arkeologi

Det er kjent at i levende organismer er det alltid radioaktivt karbon-14, hvis halveringstid er 5570 år. I tillegg vet forskerne hvor mye av dette elementet som finnes i kroppen frem til hans død. Det betyr at alle avkuttede trær avgir like mye stråling. Over tid avtar intensiteten av stråling.

Dette hjelper arkeologer med å finne ut hvor lenge siden treet som byssa eller et annet skip ble bygget fra døde, og derfor selve byggingstidspunktet. Denne forskningsmetoden kalles radioaktivt karbonanalyse. Takket være ham er det lettere for forskere å etablere kronologien til historiske hendelser.

Studerer fenomenet radioaktivitet, forskere i det første tiåret av XX århundre. oppdaget et stort antall radioaktive stoffer - rundt 40. Det var betydelig flere av dem enn ledige plasser i det periodiske systemet for grunnstoffer i intervallet mellom vismut og uran. Naturen til disse stoffene har vært kontroversiell. Noen forskere anså dem for å være uavhengige kjemiske elementer, men i dette tilfellet viste spørsmålet om deres plassering i det periodiske systemet seg å være uløselig. Andre nektet dem generelt retten til å bli kalt elementer i klassisk forstand. I 1902 kalte den engelske fysikeren D. Martin slike stoffer for radioelementer. Da de ble studert, viste det seg at noen radioelementer har nøyaktig de samme kjemiske egenskapene, men er forskjellige i atommasser. Denne omstendigheten var i strid med hovedbestemmelsene i den periodiske lov. Den engelske vitenskapsmannen F. Soddy løste motsigelsen. I 1913 kalte han kjemisk lignende radioelementer isotoper (fra de greske ordene som betyr "samme" og "sted"), dvs. de okkuperte samme plass i det periodiske systemet. Radioelementer viste seg å være isotoper av naturlige radioaktive elementer. Alle er kombinert i tre radioaktive familier, hvis forfedre er isotoper av thorium og uran.

Isotoper av oksygen. Isobarer av kalium og argon (isobarer er atomer av forskjellige grunnstoffer med samme massetall).

Antall stabile isotoper for partall og oddetall.

Det ble snart klart at andre stabile kjemiske grunnstoffer også har isotoper. Hovedfortjenesten i oppdagelsen deres tilhører den engelske fysikeren F. Aston. Han oppdaget stabile isotoper i mange grunnstoffer.

Fra et moderne synspunkt er isotoper varianter av atomer av et kjemisk element: de har forskjellige atommasser, men samme kjerneladning.

Kjernene deres inneholder altså samme antall protoner, men et annet antall nøytroner. For eksempel inneholder naturlige oksygenisotoper med Z = 8 henholdsvis 8, 9 og 10 nøytroner i kjernene. Summen av antallet protoner og nøytroner i kjernen til en isotop kalles massetallet A. Derfor er massetallene til de angitte oksygenisotopene 16, 17 og 18. Følgende betegnelse på isotoper er nå akseptert: Z-en verdi er gitt nederst til venstre på elementsymbolet, A-verdien er gitt øverst til venstre. For eksempel: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O.

Etter oppdagelsen av fenomenet kunstig radioaktivitet ble det oppnådd rundt 1800 kunstige radioaktive isotoper ved bruk av kjernereaksjoner for grunnstoffer med Z fra 1 til 110. De aller fleste kunstige radioisotoper har svært korte halveringstider, målt i sekunder og brøkdeler av sekunder; bare noen få har relativt lang levetid (for eksempel 10 Be - 2,7 10 6 år, 26 Al - 8 10 5 år osv.).

Stabile grunnstoffer finnes i naturen med omtrent 280 isotoper. Noen av dem viste seg imidlertid å være litt radioaktive, med enorme halveringstider (for eksempel 40 K, 87 Rb, 138 La, l47 Sm, 176 Lu, 187 Re). Levetiden til disse isotopene er så lang at de kan anses som stabile.

Det er fortsatt mange problemer i verden av stabile isotoper. Så det er ikke klart hvorfor antallet i forskjellige elementer varierer så mye. Omtrent 25 % av stabile elementer (Be, F, Na, Al, P, Sc, Mn, Co, As, Y, Nb, Rh, I, Cs, Pt, Tb, Ho, Tu, Ta, Au) er tilstede i naturen bare én type atom. Dette er de såkalte enkeltelementene. Interessant nok har alle (bortsett fra Be) odde Z-verdier. Generelt, for odde elementer, overstiger ikke antallet stabile isotoper to. Tvert imot, noen elementer med jevn Z er sammensatt av et stort antall isotoper (for eksempel har Xe 9, Sn - 10 stabile isotoper).

Settet med stabile isotoper av et gitt grunnstoff kalles en galakse. Innholdet deres i galaksen svinger ofte sterkt. Det er interessant å merke seg at overfloden av isotoper med massetall som er multipler av fire (12 C, 16 O, 20 Ca, etc.) er den høyeste, selv om det er unntak fra denne regelen.

Oppdagelsen av stabile isotoper gjorde det mulig å løse det langsiktige mysteriet om atommasser - deres avvik fra heltall, på grunn av de forskjellige prosentene av stabile isotoper av elementer i galaksen.

I kjernefysikk er begrepet "isobarer" kjent. Isobarer kalles isotoper av forskjellige grunnstoffer (dvs. med forskjellige Z-verdier) som har samme massetall. Studiet av isobarer bidro til etableringen av mange viktige regelmessigheter i oppførselen og egenskapene til atomkjerner. En av disse regelmessighetene er uttrykt av regelen formulert av den sovjetiske kjemikeren S. A. Shchukarev og den jemenittiske fysikeren I. Mattauch. Det står: hvis de to isobarene er forskjellige i Z-verdier med 1, vil en av dem nødvendigvis være radioaktiv. Et klassisk eksempel på et par isobarer er 40 18 Ar - 40 19 K. I den er kaliumisotopen radioaktiv. Shchukarev-Mattauch-regelen gjorde det mulig å forklare hvorfor grunnstoffene teknetium (Z = 43) og prometium (Z = 61) ikke har noen stabile isotoper. Siden de har odde Z-verdier, kunne ikke mer enn to stabile isotoper forventes for dem. Men det viste seg at isobarene til henholdsvis teknetium og prometium, isotopene av molybden (Z = 42) og rutenium (Z = 44), neodym (Z = 60) og samarium (Z = 62), er representert i naturen av stabile varianter av atomer i et bredt spekter av massetall. Dermed pålegger fysiske lover et forbud mot eksistensen av stabile isotoper av teknetium og prometium. Det er derfor disse elementene faktisk ikke eksisterer i naturen, og de måtte syntetiseres kunstig.

Forskere har lenge prøvd å utvikle et periodisk system av isotoper. Selvfølgelig er det basert på andre prinsipper enn grunnlaget for det periodiske systemet av grunnstoffer. Men disse forsøkene har ennå ikke ført til tilfredsstillende resultater. Riktignok har fysikere bevist at sekvensen for å fylle proton- og nøytronskall i atomkjerner i prinsippet ligner på konstruksjonen av elektronskall og underskall i atomer (se Atom).

Elektronskallene til isotopene til et gitt grunnstoff er bygget på nøyaktig samme måte. Derfor er deres kjemiske og fysiske egenskaper nesten identiske. Bare isotopene av hydrogen (protium og deuterium) og deres forbindelser viser merkbare forskjeller i egenskaper. For eksempel fryser tungtvann (D 2 O) ved +3,8, koker ved 101,4 ° C, har en tetthet på 1,1059 g / cm 3, støtter ikke livet til dyre- og planteorganismer. Under elektrolysen av vann til hydrogen og oksygen spaltes hovedsakelig H 2 0-molekyler, mens tungtvannsmolekyler forblir i elektrolysatoren.

Separasjon av isotoper av andre elementer er en ekstremt vanskelig oppgave. Likevel er det i mange tilfeller nødvendig med isotoper av enkeltelementer med et betydelig endret innhold sammenlignet med den naturlige overfloden. For eksempel, når man løste problemet med atomenergi, ble det nødvendig å skille isotopene 235 U og 238 U. For dette formålet ble massespektrometrimetoden først brukt, ved hjelp av hvilken de første kilogram uran-235 ble oppnådd i 1944 i USA. Denne metoden viste seg imidlertid å være for dyr og ble erstattet av gassdiffusjonsmetoden, som brukte UF 6 . Nå er det flere metoder for å skille isotoper, men alle er ganske komplekse og dyre. Likevel løses problemet med "atskillelse av de uatskillelige" med suksess.

En ny vitenskapelig disiplin dukket opp - kjemien til isotoper. Den studerer oppførselen til forskjellige isotoper av kjemiske elementer i kjemiske reaksjoner og isotoputvekslingsprosesser. Som et resultat av disse prosessene blir isotopene til et gitt grunnstoff omfordelt mellom de reagerende stoffene. Her er det enkleste eksemplet: H 2 0 + HD = HD0 + H 2 (et vannmolekyl bytter ut et protiumatom med et deuteriumatom). Geokjemien til isotoper er også i utvikling. Den undersøker svingninger i isotopsammensetningen til ulike grunnstoffer i jordskorpen.

De såkalte merkede atomene, kunstige radioaktive isotoper av stabile grunnstoffer eller stabile isotoper, finner den bredeste anvendelsen. Ved hjelp av isotopindikatorer - merkede atomer - studerer de måtene for bevegelse av elementer i livløs og levende natur, arten av fordelingen av stoffer og elementer i forskjellige objekter. Isotoper brukes i kjernefysisk teknologi: som materialer for konstruksjon av atomreaktorer; som kjernebrensel (isotoper av thorium, uran, plutonium); i termonukleær fusjon (deuterium, 6 Li, 3 He). Radioaktive isotoper er også mye brukt som strålingskilder.

Hva er isotoper

isotoper En type atom av et kjemisk element. Det er alltid like mange elektroner og protoner i et atom. Siden de har motsatte ladninger (elektroner er negative, og protoner er positive), er atomet alltid nøytralt (denne elementærpartikkelen har ingen ladning, den er lik null). Når et elektron går tapt eller fanges opp, mister atomet sin nøytralitet, og blir enten et negativt eller et positivt ion.
Nøytroner har ingen ladning, men antallet i atomkjernen til samme grunnstoff kan være forskjellig. Dette påvirker ikke nøytraliteten til atomet, men det påvirker dets masse og egenskaper. For eksempel har hver isotop av et hydrogenatom ett elektron og ett proton hver. Og antallet nøytroner er forskjellig. Protium har bare 1 nøytron, deuterium har 2 nøytroner og tritium har 3 nøytroner. Disse tre isotopene skiller seg markant fra hverandre i egenskaper.

Sammenligning av isotoper

Hvordan er isotoper forskjellige? De har ulikt antall nøytroner, forskjellige masser og forskjellige egenskaper. Isotoper har en identisk struktur av elektronskall. Dette betyr at de er ganske like i kjemiske egenskaper. Derfor er de tildelt ett sted i det periodiske systemet.
Stabile og radioaktive (ustabile) isotoper er funnet i naturen. Atomkjernene til radioaktive isotoper er i stand til spontant å forvandle seg til andre kjerner. I prosessen med radioaktivt forfall sender de ut ulike partikler.
De fleste grunnstoffene har over to dusin radioaktive isotoper. I tillegg syntetiseres radioaktive isotoper kunstig for absolutt alle grunnstoffer. I en naturlig blanding av isotoper svinger innholdet litt.
Eksistensen av isotoper gjorde det mulig å forstå hvorfor grunnstoffer med lavere atommasse i noen tilfeller har et høyere serienummer enn grunnstoffer med større atommasse. For eksempel, i et argon-kalium-par inkluderer argon tunge isotoper, og kalium inkluderer lette isotoper. Derfor er massen av argon større enn den til kalium.

TheDifference.ru bestemte at forskjellen mellom isotoper fra hverandre er som følger:

De har forskjellig antall nøytroner.
Isotoper har forskjellige masser av atomer.
Verdien av massen av atomer av ioner påvirker deres totale energi og egenskaper.