5.2. Ізотопи

Ізотопи – це різновиди певного хімічного елемента, що мають різні маси ядер.

Термін "ізотоп" походить від грецьких слів "ізо" – рівний, однаковий, "топос" – місце. Ізотоп – той, що посідає одне місце.

Маса ядра ізотопа, виміряна в атомних одиницях маси, називається відносною атомною масою ізотопа або ізотопною масою.

Так, у природному елементі водню масові частки "легких" атомів з А_r= 1,0078 і "важких" А_r = 2,0141 становлять 99,984% і 0,0156%. Природа ізотопії пояснюється різною будовою ядер ізотопів одного елемента: маючи однакове число протонів у ядрі (однаковий заряд ядра), ядра містять різне число нейтронів. Так, ядро "легкого" ізотопа водню містить один протон, а ядро "важкого" – один протон і один нейтрон.

У хімії та фізиці поруч з величиною "відносна атомна маса" використовують величину "масове число".

Масове число – загальне число протонів та нейтронів у ядрі.

Позначається воно через А. Математична формула:

A = Z + N,

де: Z – число протонів, яке співпадає з порядковим номером елемента в періодичній системі;

N - число нейтронів.

Ізотопи позначаються символом хімічного елемента з двома індексами ліворуч: верхній показує масове число, нижній – абсолютне значення заряду ядра. Ізотопи водню позначаються так: легкого (протію) – ₁¹Н; важкого (дейтерію) – ₁²Н, або D; надважкого (тритію) –₁³H, або Т.

Ізотопи бувають природні, штучні, радіоактивні та стабільні.

Природні ізотопи – ізотопи, які існують у природі.

Штучні ізотопи – це такі, що не трапляються в природі, а утворюються під час ядерних реакцій.

Взагалі відомі природні ізотопи 94 природних елементів. Є штучні ізотопи всіх 110 елементів, тобто поняття "штучні ізотопи" та "штучні елементи" не завжди співпадають.

Штучні елементи – це ті, в яких усі ізотопи штучні.

Радіоактивні ізотопи – це нестійкі ізотопи, що спонтанно перетворюються на інші нукліди, виділяючи енергію.

Всі штучні та частина природних ізотопів радіоактивні. Вони називаються радіонуклідами.

Стабільні ізотопи – це нерадіоактивні ізотопи. Відомі 273 стабільні нукліди природних елементів.

Усі ізотопи елемента мають однакові хімічні властивості. Це явище підтверджує чинність сучасного формулювання періодичного закону Д.І. Менделєєва.

Тема 6. Будова електронних оболонок атомів

План:

1. Квантово-механічні уявлення про природу електрона.

2. Поняття про енергетичний рівень.

3. Принцип Паулі.

6.1. Будова електронних оболонок атомів

Електронна оболонка – це сукупність електронів, що рухаються в атомі навколо ядра.

Число електронів у нейтральному атомі дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі.

Двоїста природи електрона. У 1910–1920 рр. вважали, що електрони – це частки, які обертаються на певних орбітах навколо ядра. У 1920–1930 рр. було створено сучасну теорію будови атома. Результати експериментів свідчили, що електрон має двоїсту природу – властивості частки та хвилі (маса спокою, дифракція, інтерференція, фотоелектричний ефект тощо).

Електрон у атомі можна уявити як хмару з певною густиною від'ємного електричного заряду в певному об'ємі простору навколо ядра.

Математична хвильова функція φ, квадрат якої φ² характеризує імовірність знаходження електрона в певній ділянці простору на певній відстані від ядра, називається атомною орбіталлю. Тобто орбіталь – це простір навколо ядра, в якому перебування електрона є найбільш імовірним.

Квантові числа. Орбіталі знаходяться на певних відстанях від ядра, мають певні форму та орієнтацію в просторі. Для її характеристики використовують набір квантових чисел: головного n, побічного l та магнітного m_n

Головне квантове число – це число характеризує енергію орбіталі, яка перш за все залежить від відстані орбіталі від ядра.

Воно може мати цілочисельні значення від одиниці до нескінченності (n = 1,2,3, …… , ∞ ). Орбіталі, що характеризуються однаковим значенням головного квантового числа, знаходяться на однаковій відстані від ядра, мають однакову енергію, отже перебувають на одному енергетичному рівні.