Izotopy majú rôzny počet vecí. Čo sú izotopy v chémii? Definícia, štruktúra

Zistilo sa, že každý chemický prvok nachádzajúci sa v prírode je zmesou izotopov (preto majú zlomkové atómové hmotnosti). Aby sme pochopili, ako sa izotopy navzájom líšia, je potrebné podrobne zvážiť štruktúru atómu. Atóm tvorí jadro a elektrónový oblak. Hmotnosť atómu je ovplyvnená elektrónmi pohybujúcimi sa ohromujúcou rýchlosťou cez orbitály v elektrónovom oblaku, neutróny a protóny, ktoré tvoria jadro.

Čo sú izotopy

Izotopy je typ atómu chemického prvku. V každom atóme je vždy rovnaký počet elektrónov a protónov. Keďže majú opačné náboje (elektróny sú záporné a protóny kladné), atóm je vždy neutrálny (táto elementárna častica nenesie náboj, je nulová). Keď sa elektrón stratí alebo zachytí, atóm stratí neutralitu a stane sa negatívnym alebo pozitívnym iónom.
Neutróny nemajú náboj, ale ich počet v atómovom jadre toho istého prvku sa môže meniť. To nijako neovplyvňuje neutralitu atómu, ale ovplyvňuje jeho hmotnosť a vlastnosti. Napríklad akýkoľvek izotop atómu vodíka obsahuje jeden elektrón a jeden protón. Ale počet neutrónov je iný. Protium má iba 1 neutrón, deutérium má 2 neutróny a trícium má 3 neutróny. Tieto tri izotopy sa navzájom výrazne líšia vlastnosťami.

Porovnanie izotopov

Ako sa izotopy líšia? Majú rôzny počet neutrónov, rôznu hmotnosť a rôzne vlastnosti. Izotopy majú identickú štruktúru elektrónových obalov. To znamená, že majú veľmi podobné chemické vlastnosti. Preto majú v periodickej tabuľke jedno miesto.
V prírode sa našli stabilné a rádioaktívne (nestabilné) izotopy. Jadrá atómov rádioaktívnych izotopov sú schopné spontánnej premeny na iné jadrá. Počas procesu rádioaktívneho rozpadu vyžarujú rôzne častice.
Väčšina prvkov má viac ako dva tucty rádioaktívnych izotopov. Okrem toho sú rádioaktívne izotopy umelo syntetizované pre absolútne všetky prvky. V prírodnej zmesi izotopov sa ich obsah mierne líši.
Existencia izotopov umožnila pochopiť, prečo v niektorých prípadoch majú prvky s nižšou atómovou hmotnosťou vyššie atómové číslo ako prvky s vyššou atómovou hmotnosťou. Napríklad v páre argón-draslík obsahuje argón ťažké izotopy a draslík obsahuje ľahké izotopy. Preto je hmotnosť argónu väčšia ako hmotnosť draslíka.

ImGist zistil, že rozdiely medzi izotopmi sú nasledovné:

Majú rôzny počet neutrónov.
Izotopy majú rôzne atómové hmotnosti.
Hodnota hmotnosti atómov iónov ovplyvňuje ich celkovú energiu a vlastnosti.

Štúdium fenoménu rádioaktivity vedci v prvom desaťročí 20. storočia. objavili veľké množstvo rádioaktívnych látok – asi 40. Bolo ich podstatne viac, ako bolo voľných miest v periodickej tabuľke prvkov medzi bizmutom a uránom. Povaha týchto látok bola kontroverzná. Niektorí vedci ich považovali za nezávislé chemické prvky, ale v tomto prípade sa otázka ich umiestnenia v periodickej tabuľke ukázala ako neriešiteľná. Iní im vo všeobecnosti odopierali právo byť nazývaní prvkami v klasickom zmysle. Anglický fyzik D. Martin v roku 1902 nazval takéto látky rádioelementy. Pri ich skúmaní sa ukázalo, že niektoré rádiové prvky majú presne rovnaké chemické vlastnosti, ale líšia sa atómovými hmotnosťami. Táto okolnosť bola v rozpore so základnými ustanoveniami periodického zákona. Rozpor vyriešil anglický vedec F. Soddy. V roku 1913 nazval chemicky podobné rádioelementy izotopmi (z gréckych slov znamenajúcich „rovnaké“ a „miesto“), to znamená, že zaberajú rovnaké miesto v periodickej tabuľke. Rádioprvky sa ukázali ako izotopy prírodných rádioaktívnych prvkov. Všetky sú spojené do troch rádioaktívnych rodín, ktorých predkami sú izotopy tória a uránu.

Izotopy kyslíka. Izobary draslíka a argónu (izobary sú atómy rôznych prvkov s rovnakým hmotnostným číslom).

Počet stabilných izotopov pre párne a nepárne prvky.

Čoskoro sa ukázalo, že ďalšie stabilné chemické prvky majú tiež izotopy. Hlavnú zásluhu na ich objave má anglický fyzik F. Aston. Objavil stabilné izotopy mnohých prvkov.

Z moderného hľadiska sú izotopy rôznymi atómami chemického prvku: majú rôzne atómové hmotnosti, ale rovnaký jadrový náboj.

Ich jadrá teda obsahujú rovnaký počet protónov, ale rôzny počet neutrónov. Napríklad prírodné izotopy kyslíka so Z = 8 obsahujú vo svojich jadrách 8, 9 a 10 neutrónov. Súčet počtov protónov a neutrónov v jadre izotopu sa nazýva hmotnostné číslo A. V dôsledku toho sú hmotnostné čísla uvedených izotopov kyslíka 16, 17 a 18. V súčasnosti sa pre izotopy akceptuje nasledovné označenie: hodnota Z je uvedená nižšie vľavo od symbolu prvku, hodnota A je uvedená vľavo hore. Napríklad: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O.

Od objavenia fenoménu umelej rádioaktivity sa pomocou jadrových reakcií pre prvky so Z od 1 do 110 vyrobilo približne 1800 umelých rádioaktívnych izotopov. Prevažná väčšina umelých rádioizotopov má veľmi krátke polčasy rozpadu, merané v sekundách a zlomkoch sekúnd. ; len niektoré majú relatívne dlhú životnosť (napríklad 10 Be - 2,7 10 6 rokov, 26 Al - 8 10 5 rokov atď.).

Stabilné prvky sú v prírode zastúpené približne 280 izotopmi. Niektoré z nich sa však ukázali ako slabo rádioaktívne, s obrovskými polčasmi rozpadu (napríklad 40 K, 87 Rb, 138 La, l47 Sm, 176 Lu, 187 Re). Životnosť týchto izotopov je taká dlhá, že ich možno považovať za stabilné.

Vo svete stabilných izotopov je stále veľa výziev. Nie je teda jasné, prečo sa ich počet medzi rôznymi prvkami tak výrazne líši. Asi 25 % stabilných prvkov (Be, F, Na, Al, P, Sc, Mn, Co, As, Y, Nb, Rh, I, Cs, Pt, Tb, Ho, Tu, Ta, Au) je prítomných v príroda len jeden typ atómu. Ide o takzvané jednotlivé prvky. Je zaujímavé, že všetky (okrem Be) majú nepárne hodnoty Z. Vo všeobecnosti pre nepárne prvky počet stabilných izotopov nepresahuje dva. Naproti tomu niektoré prvky párneho Z pozostávajú z veľkého počtu izotopov (napríklad Xe má 9, Sn má 10 stabilných izotopov).

Súbor stabilných izotopov daného prvku sa nazýva galaxia. Ich obsah v galaxii často veľmi kolíše. Je zaujímavé poznamenať, že najvyšší obsah majú izotopy s hmotnostnými číslami, ktoré sú násobky štyroch (12 C, 16 O, 20 Ca atď.), aj keď existujú výnimky z tohto pravidla.

Objav stabilných izotopov umožnil vyriešiť dlhoročnú záhadu atómových hmôt – ich odchýlku od celých čísel, vysvetlenú rôznym percentom stabilných izotopov prvkov v galaxii.

V jadrovej fyzike je známy pojem „izobary“. Izobary sú izotopy rôznych prvkov (to znamená s rôznymi hodnotami Z), ktoré majú rovnaké hmotnostné čísla. Štúdium izobar prispelo k vytvoreniu mnohých dôležitých vzorcov v správaní a vlastnostiach atómových jadier. Jeden z týchto vzorcov vyjadruje pravidlo, ktoré sformulovali sovietsky chemik S. A. Shchukarev a nemecký fyzik I. Mattauch. Hovorí sa: ak sa dve izobary líšia v hodnotách Z o 1, potom jedna z nich bude určite rádioaktívna. Klasickým príkladom dvojice izobár je 40 18 Ar - 40 19 K. V nej je izotop draslíka rádioaktívny. Pravidlo Shchukarev-Mattauch umožnilo vysvetliť, prečo v prvkoch technécium (Z = 43) a prométhium (Z = 61) neexistujú stabilné izotopy. Keďže majú nepárne hodnoty Z, nedali sa u nich očakávať viac ako dva stabilné izotopy. Ukázalo sa však, že izobary technécia a prométia, respektíve izotopy molybdénu (Z = 42) a ruténia (Z = 44), neodýmu (Z = 60) a samária (Z = 62), sú v prírode zastúpené stabilným odrody atómov v širokom rozsahu hmotnostných čísel . Fyzikálne zákony teda zakazujú existenciu stabilných izotopov technécia a prométia. To je dôvod, prečo tieto prvky v prírode v skutočnosti neexistujú a museli byť umelo syntetizované.

Vedci sa už dlho snažia vyvinúť periodický systém izotopov. Samozrejme, je založená na iných princípoch, ako je základ periodickej tabuľky prvkov. Tieto pokusy však zatiaľ neviedli k uspokojivým výsledkom. Pravdaže, fyzici dokázali, že postupnosť plnenia protónových a neutrónových obalov v atómových jadrách je v princípe podobná konštrukcii elektrónových obalov a podobalov v atómoch (pozri Atóm).

Elektrónové obaly izotopov daného prvku sú konštruované úplne rovnako. Preto sú ich chemické a fyzikálne vlastnosti takmer totožné. Iba izotopy vodíka (protium a deutérium) a ich zlúčeniny vykazujú výrazné rozdiely vo vlastnostiach. Napríklad ťažká voda (D 2 O) zamŕza pri +3,8, vrie pri 101,4 °C, má hustotu 1,1059 g/cm 3 a nepodporuje život živočíchov a rastlinných organizmov. Pri elektrolýze vody na vodík a kyslík sa rozkladajú prevažne molekuly H 2 0, zatiaľ čo molekuly ťažkej vody zostávajú v elektrolyzéri.

Oddelenie izotopov iných prvkov je mimoriadne náročná úloha. V mnohých prípadoch sú však potrebné izotopy jednotlivých prvkov s výrazne zmeneným výskytom v porovnaní s prirodzeným výskytom. Napríklad pri riešení problému atómovej energie bolo potrebné oddeliť izotopy 235 U a 238 U. Na tento účel bola najskôr použitá metóda hmotnostnej spektrometrie, pomocou ktorej sa získali prvé kilogramy uránu-235. v USA v roku 1944. Táto metóda sa však ukázala ako príliš drahá a bola nahradená metódou plynovej difúzie, ktorá využívala UF 6. Teraz existuje niekoľko metód na separáciu izotopov, ale všetky sú dosť zložité a drahé. A napriek tomu sa problém „rozdelenia neoddeliteľného“ úspešne rieši.

Vznikla nová vedná disciplína – izotopová chémia. Študuje správanie rôznych izotopov chemických prvkov v chemických reakciách a procesoch výmeny izotopov. V dôsledku týchto procesov dochádza k redistribúcii izotopov daného prvku medzi reagujúce látky. Tu je najjednoduchší príklad: H 2 0 + HD = HD0 + H 2 (molekula vody vymení atóm protia za atóm deutéria). Rozvíja sa aj geochémia izotopov. Študuje variácie v izotopovom zložení rôznych prvkov v zemskej kôre.

Najpoužívanejšie sú takzvané označené atómy – umelé rádioaktívne izotopy stabilných prvkov alebo stabilné izotopy. Pomocou izotopových indikátorov – označených atómov – skúmajú dráhy pohybu prvkov v neživej a živej prírode, charakter distribúcie látok a prvkov v rôznych objektoch. Izotopy sa používajú v jadrovej technike: ako materiály na stavbu jadrových reaktorov; ako jadrové palivo (izotopy tória, uránu, plutónia); pri termonukleárnej fúzii (deutérium, 6 Li, 3 He). Rádioaktívne izotopy sú tiež široko používané ako zdroje žiarenia.

Pri štúdiu vlastností rádioaktívnych prvkov sa zistilo, že ten istý chemický prvok môže obsahovať atómy s rôznymi jadrovými hmotnosťami. Zároveň majú rovnaký jadrový náboj, to znamená, že nejde o nečistoty cudzích látok, ale o rovnakú látku.

Čo sú izotopy a prečo existujú?

V Mendelejevovej periodickej tabuľke tento prvok aj atómy látky s rôznymi jadrovými hmotnosťami zaberajú jednu bunku. Na základe vyššie uvedeného dostali takéto odrody tej istej látky názov „izotopy“ (z gréckeho isos - identické a topos - miesto). takže, izotopy- sú to odrody daného chemického prvku, ktoré sa líšia hmotnosťou atómových jadier.

Podľa prijatých neutrón-protónový model jadra Existenciu izotopov bolo možné vysvetliť takto: jadrá niektorých atómov látky obsahujú rôzny počet neutrónov, ale rovnaký počet protónov. V skutočnosti je jadrový náboj izotopov jedného prvku rovnaký, preto je počet protónov v jadre rovnaký. Jadrá sa líšia hmotnosťou, preto obsahujú rôzny počet neutrónov.

Stabilné a nestabilné izotopy

Izotopy môžu byť stabilné alebo nestabilné. K dnešnému dňu je známych asi 270 stabilných izotopov a viac ako 2000 nestabilných. Stabilné izotopy- Ide o odrody chemických prvkov, ktoré môžu existovať nezávisle po dlhú dobu.

Väčšina z nestabilné izotopy bola získaná umelo. Nestabilné izotopy rádioaktívne, ich jadrá podliehajú procesu rádioaktívneho rozpadu, teda spontánnej premene na iné jadrá, sprevádzanej emisiou častíc a/alebo žiarenia. Takmer všetky rádioaktívne umelé izotopy majú veľmi krátke polčasy, merané v sekundách alebo dokonca zlomkoch sekúnd.

Koľko izotopov môže obsahovať jadro?

Jadro nemôže obsahovať ľubovoľný počet neutrónov. V súlade s tým je počet izotopov obmedzený. Párny počet protónov prvkov, počet stabilných izotopov môže dosiahnuť desať. Napríklad cín má 10 izotopov, xenón má 9, ortuť má 7 atď.

Tie prvky počet protónov je nepárny, môže mať iba dva stabilné izotopy. Niektoré prvky majú iba jeden stabilný izotop. Ide o látky ako zlato, hliník, fosfor, sodík, mangán a iné. Takéto variácie v počte stabilných izotopov rôznych prvkov sú spojené s komplexnou závislosťou počtu protónov a neutrónov od väzbovej energie jadra.

Takmer všetky látky v prírode existujú vo forme zmesi izotopov. Počet izotopov v látke závisí od typu látky, atómovej hmotnosti a počtu stabilných izotopov daného chemického prvku.

Zopakujte si hlavné body témy „Základné pojmy chémie“ a vyriešte navrhnuté problémy. Použite č. 6-17.

Základné ustanovenia

1. Látka(jednoduchý a komplexný) je akýkoľvek súbor atómov a molekúl umiestnených v určitom stave agregácie.

Premeny látok sprevádzané zmenami v ich zložení a (alebo) štruktúre sa nazývajú chemické reakcie .

2. Štrukturálne jednotky látok:

· Atom- najmenšia elektricky neutrálna častica chemického prvku alebo jednoduchej látky, ktorá má všetky svoje chemické vlastnosti a potom je fyzikálne a chemicky nedeliteľná.

· Molekula- najmenšia elektricky neutrálna častica látky, vlastniaca všetky jej chemické vlastnosti, fyzikálne nedeliteľná, ale chemicky deliteľná.

3. Chemický prvok - Ide o typ atómu s určitým jadrovým nábojom.

4. Zlúčenina atóm :

5. Zlúčenina atómové jadro :

Jadro obsahuje elementárne častice ( nukleóny) –

protóny(1 1 p ) a neutróny(10 n).

· Pretože Takmer všetka hmotnosť atómu je sústredená v jadre a m p ≈ m n≈ 1 amu, To zaokrúhlená hodnotaA rchemického prvku sa rovná celkovému počtu nukleónov v jadre.

7. Izotopy- množstvo atómov toho istého chemického prvku, líšiace sa od seba iba svojou hmotnosťou.

· Izotopový zápis: naľavo od symbolu prvku uveďte hmotnostné číslo (hore) a atómové číslo prvku (dole)

· Prečo majú izotopy rôznu hmotnosť?

Zadanie: Určte atómové zloženie izotopov chlóru: 35 17Cla 37 17Cl?

· Izotopy majú rôznu hmotnosť v dôsledku rôzneho počtu neutrónov v ich jadrách.

8. V prírode existujú chemické prvky vo forme zmesí izotopov.

Izotopové zloženie toho istého chemického prvku je vyjadrené v atómové frakcie(ω at.), ktoré označujú, akú časť tvorí počet atómov daného izotopu z celkového počtu atómov všetkých izotopov daného prvku, braný ako jeden alebo 100 %.

Napríklad:

ω pri (35 17 Cl) = 0,754

ω pri (37 17 Cl) = 0,246

9. Periodická tabuľka zobrazuje priemerné hodnoty relatívnych atómových hmotností chemických prvkov, berúc do úvahy ich izotopové zloženie. Preto Ar uvedené v tabuľke sú zlomkové.

A rSt= ω v. (1) ∙ Ar (1) + … + ω o.(n ) ∙ Ar ( n )

Napríklad:

A rSt(Cl) = 0,754 ∙ 35 + 0,246 ∙ 37 = 35,453

10. Problém na vyriešenie:

č. 1. Určte relatívnu atómovú hmotnosť bóru, ak je známe, že molárny zlomok izotopu 10B je 19,6 % a izotopu 11B je 80,4 %.

11. Hmotnosti atómov a molekúl sú veľmi malé. V súčasnosti je vo fyzike a chémii prijatý jednotný systém merania.

1 amu =m(a.u.m.) = 1/12 m(12 °C) = 1,66057 ∙ 10 -27 kg = 1,66057 ∙ 10 -24 g.

Absolútne hmotnosti niektorých atómov:

m( C) = 1,99268 ∙ 10 -23 g

m( H) = 1,67375 ∙ 10 -24 g

m( O) =2,656812 ∙ 10 -23 g

A r– ukazuje, koľkokrát je daný atóm ťažší ako 1/12 atómu 12 C. Pán∙ 1,66 ∙ 10 -27 kg

13. Počet atómov a molekúl v bežných vzorkách látok je veľmi veľký, preto sa pri charakterizácii množstva látky používa jednotka merania -Krtko .

· krtko (ν)– jednotka množstva látky, ktorá obsahuje rovnaký počet častíc (molekúl, atómov, iónov, elektrónov), koľko je atómov v 12 g izotopu 12 C

· Hmotnosť 1 atóm 12 C sa rovná 12 amu, teda počet atómov v 12 g izotopu 12 C rovná sa:

N A= 12 g / 12 ∙ 1,66057 ∙ 10 -24 g = 6,0221 ∙ 10 23

· Fyzikálne množstvo N A volal Avogadrova konštanta (Avogadrove číslo) a má rozmer [N A] = mol -1.

14. Základné vzorce:

M = Pán = ρ ∙ Vm(ρ – hustota; V m – objem na nulovej úrovni)

Problémy riešiť samostatne

č. 1. Vypočítajte počet atómov dusíka v 100 g uhličitanu amónneho obsahujúceho 10 % nedusíkových nečistôt.

č. 2. Za normálnych podmienok má 12 litrov plynnej zmesi pozostávajúcej z amoniaku a oxidu uhličitého hmotnosť 18 g. Koľko litrov každého plynu zmes obsahuje?

č. 3. Pri vystavení nadbytku kyseliny chlorovodíkovej sa 8,24 g zmesi oxidu mangánu (IV) s neznámym oxidom MO 2, ktorý nereaguje s kyselinou chlorovodíkovou, sa pri podmienkach okolia získalo 1,344 litra plynu. V inom experimente sa zistilo, že molárny pomer oxidu mangánu (IV) k neznámemu oxidu je 3:1. Určte vzorec neznámeho oxidu a vypočítajte jeho hmotnostný podiel v zmesi.