Хімія. 11 клас

Адно з найбольш ранніх сцвярджэнняў пра атамы як непадзельныя часціцы рэчыва ўтрымліваецца ў працах старажытнагрэчаскага вучонага Дэмакрыта (V–IV стст. да н. э.). Толькі ў канцы XIX стагоддзя дзякуючы шэрагу навуковых адкрыццяў у галіне фізікі стала зразумела, што атам мае складаную будову.

У 1911 годзе Э. Рэзерфорд на аснове эксперыментальных даных прапанаваў ядзерную (планетарную) мадэль будовы атама. У гэтай мадэлі атам разглядаўся як своеасаблівая «сонечная сістэма», у цэнтры якой знаходзіцца дадатна зараджанае ядро, а вакол ядра па сваіх арбітах рухаюцца электроны.

Далейшыя даследаванні фізікаў паказалі, што ядры атамаў складаюцца з пратонаў і нейтронаў. Нейтрон не мае зараду, а пратон нясе дадатны зарад, роўны велічыні зараду электрона. Лік пратонаў у ядры вызначае яго зарад па абсалютнай велічыні і парадкавы нумар элемента (мал. 11).

Калі зарад электрона, роўны 1,6 ∙ 10^–19 Кл, прыняць за 1, то зарад ядра любога атама будзе колькасна роўны парадкаваму нумару Z адпаведнага хімічнага элемента або ліку пратонаў у ядры. У такім выпадку зарад ядра выражаны ў адзінках элементарнага зараду. Гэта безразмерная велічыня, як і адносная атамная маса. Напрыклад, уран — хімічны элемент з парадкавым нумарам 92. Зарад яго ядра ў адносных адзінках роўны 92.

Сумарны лік пратонаў (Z) і нейтронаў (N) у ядры называецца масавым лікам (А):

A = Z + N.

Масавы лік А мае толькі цэлалікавыя значэнні.

Атам у свабодным стане з’яўляецца электранейтральнай часціцай. Такім чынам, лік пратонаў у ядры атама роўны ліку электронаў. Найважнейшыя характарыстыкі пратонаў, нейтронаў і электронаў прыведзены ў табліцы 4.

Табліца 4. Найважнейшыя характарыстыкі пратонаў, нейтронаў, электронаў

Характарыстыкі	Ядро		Абалонка
	Пратон	Нейтрон	Электрон
Сімвал	p	n	e—
Маса, кг	≈ 1,673 ∙ 10–27	≈ 1,675 ∙ 10–27	≈ 9,109 ∙ 10–31
Маса, а. а. м.	1,0073 ≈ 1	1,0087 ≈ 1	0,0005 ≈ 0
Электрычны зарад, Кл	≈ 1,602 ∙ 10–19	0	≈ –1,602 ∙ 10–19
Электрычны зарад у адзінках элементарнага зараду	+1	0	–1
Абазначэнне ва ўраўненнях ядзерных рэакцый

Масу ядра (m_z) можна прыблізна вызначыць, падсумаваўшы масы ўсіх пратонаў (Zm_p) і нейтронаў (Nm_n), з якіх яно складаецца.

Дакладнае значэнне масы ядра крыху меншае за гэтую суму:

m_z < Zm_p + Nm_n.

Напрыклад, маса ядра нукліду кісларод-16 роўная 15,995. Розніца тлумачыцца вылучэннем каласальнай энергіі пры ўтварэнні ядра з пратонаў і нейтронаў. Менавіта з-за вылучэння гэтай энергіі, якая называецца энергіяй сувязі (ΔE), адбываецца страта агульнай масы. Энергія сувязі ў ядры ў мільёны разоў перавышае трываласць хімічнай сувязі, таму ядры атамаў у хімічных рэакцыях не разбураюцца.

Лік нейтронаў у ядрах атамаў аднаго і таго ж хімічнага элемента можа вар’іравацца ў невялікіх межах.

Доўгі час лічылі, што хімічны элемент — гэта выгляд атамаў з пэўнай масай. Аднак у 1913 годзе было ўстаноўлена, што ў аднаго і таго ж хімічнага элемента могуць быць атамы, якія адрозніваюцца па масе. Такія разнавіднасці атамаў назвалі ізатопамі.

Ізатопы — гэта атамы, якія адносяцца да аднаго хімічнага элемента, але адрозніваюцца па масе. Іх ядры складаюцца з аднолькавага ліку пратонаў, але рознага ліку нейтронаў.

Акрамя паняцця ізатопаў існуе паняцце нукліды.

Разнавіднасць атамаў з вызначанай колькасцю пратонаў і нейтронаў у ядры называюць нуклідам (ад лац. nucleus — ядро). Сукупнасць атамаў, у ядрах якіх утрымліваецца аднолькавы лік пратонаў, адносяць да аднаго хімічнага элемента, гэта значыць усе атамы аднаго хімічнага элемента маюць аднолькавы зарад ядра.

Нукліды прынята абазначаць , дзе Э — сімвал хімічнага элемента, Z — лік пратонаў у ядры (атамны нумар элемента), A — масавы лік, роўны сумарнаму ліку пратонаў і нейтронаў у ядры. Напрыклад: , , .

Большасць хімічных элементаў у прыродзе існуе ў выглядзе некалькіх нуклідаў. Так, крэмній мае тры стабільныя нукліды, а волава — дзесяць.

Напрыклад, нукліды , и , якія існуюць у прыродзе, — ізатопы вадароду, бо належаць да аднаго і таго ж хімічнага элемента, але адрозніваюцца лікам нейтронаў у ядры атама (мал. 12). Іх называюць вадарод-1, або процій (H), вадарод-2, або дэйтэрый (D), вадарод-3, або трыцій (T). Масы атамаў вадароду-1, вадароду-2 і вадароду-3 роўныя 1,008, 2,014 і 3,016 а. а. м., ці прыблізна 1, 2 і 3 а. а. м.

Рэчывы, якія змяшчаюць розныя ізатопы, практычна не адрозніваюцца хімічнымі ўласцівасцямі, але маюць адрозненні ў некаторых фізічных уласцівасцях. Напрыклад, вада H₂O, у састаў малекул якой уваходзіць процій, замярзае пры 0 °С. У той жа час вада, якая складаецца з малекул D₂O, замярзае пры 3,81 °С, а з малекул T₂O — пры 4,48 °С.

Значэнне атамных мас ізатопаў і іх адноснае ўтрыманне вызначаюць метадам мас-спектраскапіі. Менавіта з улікам значэнняў атамных мас ізатопаў і іх долі ў прыродзе вылічваюць адносную атамную масу хімічных элементаў.

Удакладнім азначэнне, прыведзенае раней на с. 7. Адносная атамная маса хімічнага элемента — фізічная велічыня, роўная адносінам усярэдненай масы атамаў элемента да часткі масы атама вугляроду-12 (¹²С). Цяпер становіцца зразумелым, што маецца на ўвазе пад тэрмінам «усярэдненая маса» атамаў элемента. Яе можна разлічыць, маючы звесткі аб дакладным значэнні масы і распаўсюджанасці ізатопаў элемента. Пакажам гэты разлік на наступным прыкладзе.

Адносная атамная маса хімічнага элемента — гэта ўсярэдненае значэнне адносных атамных мас яго ізатопаў з улікам іх распаўсюджанасці.

Варта памятаць, што кожнаму нукліду ўласцівы пэўны масавы лік. Нельга гаварыць пра масавы лік хімічнага элемента, бо ў прыродзе ў аднаго і таго ж хімічнага элемента можа быць некалькі ізатопаў.

Невялікія адрозненні фізічных уласцівасцей рэчываў, якія ўключаюць розныя ізатопы аднаго і таго ж элемента, прыводзяць да таго, што ізатопны састаў рэчыва залежыць ад спосабу яго атрымання і існавання. Напрыклад, цукроза бураковага цукру змяшчае менш нуклідаў ¹³C, чым цукроза, выдзеленая з цукровага трыснягу. Такія адрозненні нярэдка дазваляюць вызначыць паходжанне рэчыва. Звесткі пра ізатопны састаў рэчываў выкарыстоўваюцца ў геалогіі, медыцынскай дыягностыцы, крыміналістыцы, для кантролю стану навакольнага асяроддзя.