Isobari. Fondamenti fisici della radioecologia

Compito 26.
L'isotopo del nichel-57 si forma quando le particelle bombardano i nuclei degli atomi di ferro-54. Componi le equazioni della reazione nucleare e scrivile in forma abbreviata.
Soluzione:
L'isotopo dell'elemento 28, il nichel-57, è stato ottenuto mediante bombardamento -particelle di atomi di ferro-54. La trasformazione dei nuclei atomici è determinata dalla loro interazione con le particelle elementari o tra loro. Le reazioni nucleari sono associate a cambiamenti nella composizione dei nuclei degli atomi di elementi chimici. Con l'aiuto delle reazioni nucleari, dagli atomi di alcuni elementi si possono ottenere atomi di altri. La trasformazione dei nuclei atomici, sia durante la radioattività naturale che artificiale, è scritta sotto forma di un'equazione delle reazioni nucleari. Va ricordato che le somme dei numeri di massa (i numeri accanto al simbolo dell'elemento in alto a sinistra) e somme algebriche le cariche (i numeri accanto al simbolo dell'elemento in basso a sinistra) delle particelle sui lati sinistro e destro dell'equazione devono essere uguali. Questa reazione nucleare è espressa dall'equazione:

Compito 28.
Cosa sono gli isotopi? Come possiamo spiegare che la maggior parte degli elementi della tavola periodica hanno masse atomiche espresse come frazioni? Gli atomi di elementi diversi possono avere la stessa massa? Come si chiamano questi atomi?
Soluzione:
Gli atomi che hanno la stessa carica nucleare (e, quindi, identiche proprietà chimiche), ma un diverso numero di neutroni (e quindi un diverso numero di massa), sono detti isotopi (dalle parole greche "iso"- identico e "topos"- posto). È stato stabilito che, di regola, ogni elemento è una combinazione di diversi isotopi. Ciò spiega le deviazioni significative delle masse atomiche di molti elementi dai valori interi. Pertanto, il cloro naturale è costituito dal 75,53% dell'isotopo 35Cl e dal 24,47% dell'isotopo 37Cl; di conseguenza, la massa atomica media del cloro è 35.453.

Un altro fenomeno che si verifica in natura è che gli atomi di elementi diversi hanno la stessa massa atomica, ma cariche nucleari diverse. Tali atomi sono chiamati isobari. Ad esempio, l'isotopo del potassio e l'isotopo del calcio hanno le stesse masse atomiche (40), ma cariche nucleari diverse, rispettivamente +19 e +20:

Compito 29.
L'isotopo silicio-30 si forma quando i nuclei degli atomi di alluminio-27 vengono bombardati da particelle -. Crea un'equazione per questa reazione nucleare e scrivila in forma abbreviata.
Soluzione:

Viene spesso utilizzata una forma abbreviata di notazione per una reazione nucleare. Per questa reazione sarà simile a:

La particella bombardante è scritta tra parentesi, mentre la particella formata durante un dato processo nucleare è scritta separata da una virgola. Nelle equazioni di particella abbreviate

denotiamo rispettivamente p, d, n, e.

Compito 31.
L'isotopo carbonio-11 si forma quando i protoni bombardano i nuclei degli atomi di azoto-14. Crea un'equazione per questa reazione nucleare e scrivila in forma abbreviata.
Soluzione:
La trasformazione dei nuclei atomici è determinata dalla loro interazione con le particelle elementari o tra loro. Le reazioni nucleari sono associate a cambiamenti nella composizione dei nuclei degli atomi di elementi chimici. Con l'aiuto delle reazioni nucleari, dagli atomi di alcuni elementi si possono ottenere atomi di altri elementi. La trasformazione dei nuclei atomici, sia durante la radioattività naturale che artificiale, è scritta sotto forma di un'equazione delle reazioni nucleari. Va ricordato che le somme dei numeri di massa (i numeri accanto al simbolo dell'elemento in alto a sinistra) e le somme algebriche delle cariche (i numeri accanto al simbolo dell'elemento in basso a sinistra) delle particelle sui lati sinistro e destro dell'equazione deve essere uguale. Questa reazione nucleare è espressa dall'equazione:

Viene spesso utilizzata una forma abbreviata di notazione per una reazione nucleare. Per questa reazione sarà simile a:

La particella bombardante è scritta tra parentesi, mentre la particella formata durante un dato processo nucleare è scritta separata da una virgola. Nelle equazioni di particella abbreviate

denotiamo rispettivamente p, d, n, e.

Compito 328
Nomina tre isotopi dell'idrogeno. Indicare la composizione dei loro nuclei. Cos'è l'acqua pesante? Come si ottiene e quali sono le sue proprietà?
Soluzione:
Sono noti tre isotopi dell'idrogeno: - protio N , - deuterio D , - trizio T . Il protio e il deuterio si trovano naturalmente; il trizio è prodotto artificialmente. Il nucleo del protio è costituito da un protone, il nucleo del deuterio è costituito da un protone e un neutrone e il nucleo del trizio è costituito da un protone e due neutroni.

Acqua pesante D2O– una combinazione di deuterio e ossigeno. L'acqua pesante è prodotta mediante elettrolisi acqua naturale. Durante l'elettrolisi dell'acqua, la scarica degli ioni H + avviene molto più velocemente di D +, quindi il residuo dopo la decomposizione per elettrolisi grande quantità l'acqua è concentrata D 2 O.

Acqua pesante D2O Di proprietà fisiche e chimiche diverso da H 2 O: tpl.= 3,82 0С, T balla. = 101,42 0 C, la mia zattera, pari a 1.1050 g/cm 3 (20 0 C). Le entalpie di dissoluzione dei sali in H 2 O e D 2 O, le costanti di dissociazione degli acidi e altre caratteristiche delle soluzioni differiscono notevolmente.

Il nucleo di un atomo è costituito da protoni e neutroni.

Un elemento chimico è caratterizzato unicamente dal suo numero atomico Z, che coincide con il numero di protoni nel nucleo.
Un nucleo con un dato numero di protoni Z può avere un numero diverso di neutroni N. Protoni e neutroni insieme sono chiamati nucleoni. Nucleo specifico con dati Z, N chiamato nuclide.
Viene chiamato il numero di massa numero completo nucleoni nel nucleo: A = Z+N.
Poiché le masse dei protoni e dei neutroni sono molto vicine ( mn/mp = 1.0014)

Forze nucleari. L'esistenza dei nuclei è possibile solo se tra i nucleoni agiscono forze di natura speciale, contrastando la repulsione elettrostatica dei protoni e comprimendo tutti i nucleoni in una piccola regione dello spazio. Tali forze non possono essere né di natura elettrostatica (al contrario, queste forze devono attrarre fortemente i protoni) né di natura gravitazionale (numericamente, la forza di attrazione gravitazionale è troppo piccola per impedire una repulsione elettrostatica significativa). Queste nuove forze sono chiamate forze nucleari e l’interazione che genera queste forze è chiamata forte.

Le seguenti proprietà delle forze nucleari sono state stabilite sperimentalmente.

1. Queste forze hanno la stessa grandezza, indipendentemente dal fatto che agiscano tra due protoni, un protone e un neutrone o due neutroni (indipendenza dalla carica delle forze nucleari).

2. Queste forze sono di natura a corto raggio, vale a dire svaniscono se la distanza tra i nucleoni supera la dimensione del nucleo.

3. Nell'area d'azione delle forze nucleari, queste forze sono molto grandi (rispetto a quelle elettromagnetiche o, inoltre, forze gravitazionali) e sono forze attrattive fino a distanze dell'ordine R0, dove vengono sostituiti da forze repulsive. Pertanto, i nucleoni nei nuclei sono contenuti in una regione dello spazio con un raggio R > R0, tuttavia, i nuclei atomici non possono essere compressi a dimensioni più piccole.

Isotopi – atomi dello stesso elemento che hanno numeri di massa diversi

Gli atomi degli isotopi dello stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni, ma differiscono tra loro per il numero di neutroni

ad esempio: l'idrogeno ha tre isotopi: protio 1 1 H, deuterio 2 1 H, trizio 3 1 H

Isobari - nuclidi di elementi diversi aventi lo stesso numero di massa; ad esempio, gli isobari sono 40 Ar, 40 K, 40 Ca.

Biglietto 11. Natura e tipi di legami chimici intramolecolari. Esempi di collegamenti con vari tipi legame chimico

Esistono quattro tipi di legami chimici: ionico, covalente, metallico e idrogeno.

Ionico legame chimico è un legame formato a causa dell'attrazione elettrostatica dei cationi verso gli anioni.

Un legame chimico covalente è un legame che si verifica tra atomi a causa della formazione di coppie di elettroni condivisi.

Meccanismo di formazione del donatore-accettore legame covalente Consideriamo il classico esempio della formazione dello ione ammonio NH4+:

Collegamento in metallo
Legame in metalli e leghe, che viene eseguito da elettroni relativamente liberi tra ioni metallici in un metallo reticolo cristallino, è chiamato metallico. Questo legame è non direzionale, insaturo, caratterizzato da un piccolo numero di elettroni di valenza e un gran numero di orbitali liberi, tipico degli atomi di metallo. Schema educativo collegamento metallico(M - metallo):

_
M 0 - ne<->Mn+

Legame idrogeno

Un legame chimico tra atomi di idrogeno polarizzati positivamente di una molecola (o parte di essa) e atomi polarizzati negativamente di elementi fortemente elettronegativi aventi coppie elettroniche solitarie di un'altra molecola (o parte di essa) è chiamato legame idrogeno.

Nei biopolimeri - proteine ​​(struttura secondaria) esiste un legame idrogeno intramolecolare tra l'ossigeno carbonilico e l'idrogeno del gruppo amminico.

Molecole polinucleotidiche - Il DNA (acido desossiribonucleico) è una doppia elica in cui due catene di nucleotidi sono collegate tra loro da legami idrogeno. In questo caso opera il principio di complementarità, cioè questi legami si formano tra alcune coppie costituite da basi puriniche e pirimidiniche: la timina (T) si trova di fronte al nucleotide di adenina (A), e la citosina (C) si trova opposto alla guanina (G).

Sostanze con legame idrogeno hanno reticoli cristallini molecolari.

Scheda 12. principali disposizioni del metodo BC utilizzando l'esempio della formazione del catione NH 4

Argomento 1. FONDAMENTI FISICI DELLA RADIOCOLOGIA

Lezione 2: Caratteristiche fisiche degli atomi e decadimento radioattivo dei nuclei.

La struttura dell'atomo. Particelle elementari. Tipi di decadimento radioattivo. Legge del decadimento radioattivo.

1. La struttura dell'atomo.

Atomo – particella più piccola elemento chimico, preservandone tutte le proprietà. Nella sua struttura, un atomo (dimensione di circa 10-8 cm) è un sistema complesso costituito da un nucleo carico positivamente (10-13 cm) situato al centro dell'atomo ed elettroni caricati negativamente che ruotano attorno al nucleo in orbite diverse. Il raggio di un atomo è uguale al raggio dell'orbita dell'elettrone più lontano dal nucleo. La carica negativa degli elettroni è uguale alla carica positiva del nucleo, mentre l'atomo nel suo complesso è elettricamente neutro.

Nel 1911, E. Rutherford propose un modello planetario della struttura dell'atomo, sviluppato da N. Bohr (1913). Secondo questo modello al centro dell'atomo c'è un nucleo che ha un segno positivo carica elettrica. Gli elettroni si muovono attorno al nucleo su orbite ellittiche, formando il guscio elettronico dell'atomo.

Qualsiasi atomo è costituito da particelle elementari: protoni, neutroni ed elettroni, che sono in stato libero sono caratterizzati da tale quantità fisiche, come massa, carica elettrica (o mancanza di essa), stabilità, velocità, ecc. La massa dei nuclei e delle particelle elementari è solitamente espressa in unità di massa atomica (amu), 1\12 della massa degli atomi di carbonio (12C) è preso come unità.

1 un. mangiare. = 1,67*10-27kg

L'energia è espressa in elettronvolt (eV), un elettronvolt è pari all'energia cinetica che un elettrone (o qualsiasi particella elementare della materia dotata di carica) acquisisce attraversando campo elettrico con una differenza di potenziale di un volt.

1eV = 1.602*10-19 C

Inoltre, la massa è spesso espressa in equivalenti di energia (questa è l'energia a riposo di una particella la cui massa è pari a 1 amu, è 931,5 MeV (106 eV).

Nucleo atomico – la parte centrale dell’atomo, in cui è concentrata quasi tutta la massa (99,9%). Il nucleo atomico è costituito da due tipi di particelle elementari: protoni e neutroni. Il loro nome comune è nucleone. Il protone e l'elettrone appartengono alle cosiddette particelle stabili e stabili, il neutrone è stabile solo quando si trova nel nucleo.

Viene chiamato il numero totale di protoni e neutroni nel nucleo numero di Massa e sono contrassegnati dalla lettera A (o M). Poiché la carica di un neutrone è zero e il protone ha una carica positiva elementare pari a +1, la carica del nucleo è uguale al numero di protoni in esso contenuti, che si chiama numero di addebito(Z) o numero atomico. Il numero di neutroni nel nucleo è uguale alla differenza tra il numero di massa A e il numero atomico Z dell'elemento: N = A-Z (AZX).

La carica elettrica (q) del nucleo è uguale al prodotto della carica elettrica elementare (e) e del numero atomico (Z) dell'elemento chimico della tavola periodica:

Forze nucleari.

Protoni e neutroni sono trattenuti all'interno del nucleo atomico forze nucleari . Le forze nucleari costituiscono l'energia potenziale di legame di un nucleo. È stato stabilito che la somma delle energie dei protoni e dei neutroni liberi è maggiore dell'energia del nucleo da essi composto, il che significa che l'energia deve essere spesa per separare il nucleo nei suoi componenti. Viene chiamata l'energia minima richiesta per questo energia di legame nucleare .

La stessa immagine si osserva se sommiamo le masse dei nucleoni che compongono il nucleo di un atomo. La massa calcolata del nucleo sarà maggiore della massa effettiva del nucleo. Viene chiamata la differenza tra la massa calcolata e quella effettiva del nucleo difetto di massa.

Le forze nucleari non dipendono dalla presenza o dall'assenza di una carica elettrica sui nucleoni; agiscono solo a distanze molto piccole (10-13 cm) e si indeboliscono molto rapidamente all'aumentare della distanza tra le particelle nucleari.

Le forze nucleari sono caratterizzate dalla proprietà di saturazione, il che significa che un nucleone è capace di interazione nucleare simultaneamente solo con un piccolo numero di nucleoni vicini, il che indica la possibile natura delle forze nucleari come forze di scambio.

Le principali proprietà delle forze nucleari sono spiegate dal fatto che i nucleoni scambiano tra loro particelle con una massa leggermente superiore a 200 masse elettroniche (X. Yukawa, 1935), tali particelle furono scoperte sperimentalmente (1947) e chiamate mesoni π o pioni (ci sono mesoni π positivi, negativi e neutri). I mesoni no componenti protoni e neutroni, ma vengono emessi e assorbiti da essi (in modo simile a come gli atomi emettono e assorbono quanti di radiazione elettromagnetica), mentre il protone che ha emesso un pione positivo si trasforma in un neutrone e il neutrone dopo aver catturato il pione si trasforma in un protone. Tutti questi processi garantiscono una forte interazione e quindi la stabilità dei nuclei.

Protone(p) – una particella elementare che fa parte di un qualunque nucleo atomico, avente una carica positiva pari ad una carica elementare unitaria +1 (1.602*10-19 C). La massa a riposo di un protone è 1.00758 a. mangiare. o 938,27 MeV.

Numero di protoni nel nucleo ( numero atomico) per ogni elemento è strettamente costante e corrisponde numero di serie elemento (Z) della tabella. Poiché ogni protone ha una carica elementare positiva di elettricità, il numero atomico di un elemento mostra anche il numero di cariche elementari positive nel nucleo di qualsiasi atomo di un elemento chimico. Viene anche chiamato il numero di serie dell'elemento numero di addebito. Il numero di protoni nel nucleo determina il numero di elettroni nel guscio dell'atomo (ma non viceversa) e, di conseguenza, la struttura dei gusci elettronici e le proprietà chimiche degli elementi.

Neutrone ( N) – una particella elementare elettricamente neutra (assente solo nel nucleo dell'idrogeno leggero), la cui massa a riposo è 1.00898 a. mangiare. o 939,57 MeV. La massa di un neutrone è pari a due masse di elettroni maggiori della massa di un protone. Nel nucleo atomico i neutroni sono stabili; nel nucleo di un atomo dello stesso elemento il loro numero (N) può variare, il che sostanzialmente dà solo la caratteristica fisica dell'elemento (1).

Elettrone – una particella elementare stabile con massa a riposo pari a 0,000548 a. e.m., e in unità assolute di massa - 9,1 * 10-28 kg. Energia equivalente a. mangiare. l'elettrone è 0,511 MeV e la carica elettrica elementare è 1,602*10-19 C.

Gli elettroni si muovono attorno al nucleo in orbitali di una certa forma e raggio. Le orbite sono raggruppate in strati elettronici (possono essercene al massimo sette: K, L, M, N, O, P, Q). Il numero minimo di elettroni che possono trovarsi negli orbitali di uno strato è determinato dalla relazione quantistica:

m=2n2,

dove n è il numero quantico principale (in questo caso coincide con il numero di strato. Pertanto lo strato K (n=1) può contenere 2 elettroni, lo strato L (n=2) può avere 8 elettroni, e così SU.

Il ruolo principale nell'interazione degli elettroni con il nucleo atomico è svolto dalle forze elettromagnetiche (forze di attrazione di Coulomb di cariche elettriche opposte). Più un elettrone è vicino al nucleo, tanto più energia potenziale(energia di legame con il nucleo) e meno energia cinetica (energia di rotazione degli elettroni). Di conseguenza, gli elettroni dall'orbita esterna (energia di legame di circa 1-2 eV) sono più facili da strappare che da quella interna.

La transizione di un singolo elettrone da un'orbita all'altra è sempre associata all'assorbimento o al rilascio di energia (un quanto di energia viene assorbito o emesso). Secondo i postulati di Bohr, il sistema atomico si trova in uno stato stazionario, caratterizzato da una certa energia. Per un tempo infinitamente lungo, ogni atomo può trovarsi solo in uno stato stazionario con energia minima, come viene chiamato principale O normale . Vengono chiamati tutti gli altri stati stazionari dell'atomo ad alte energie eccitato . Viene chiamata la transizione di un elettrone da un livello energetico ad un altro, più distante dal nucleo (con energia maggiore). processo di eccitazione .

A seguito di collisioni con altri atomi, con qualsiasi particella carica o quando assorbe un fotone di radiazione elettromagnetica, un atomo può spostarsi da uno stato stazionario con energia inferiore a uno stato stazionario con energia maggiore. La vita di un atomo in uno stato eccitato non supera s. Da qualsiasi stato eccitato, l'atomo passa spontaneamente allo stato fondamentale, questo processo è accompagnato da emissione di fotoni (quanti). A seconda della differenza delle energie dell'atomo nei due stati tra i quali avviene la transizione, il quanto di radiazione elettromagnetica emessa può appartenere alla gamma delle onde radio, radiazione infrarossa, luce visibile, radiazione ultravioletta o raggi X.

Sotto forti influenze elettriche, gli elettroni possono fuoriuscire dai confini dell'atomo. Un atomo che ha perso uno o più elettroni si trasforma in uno ione positivo, mentre un atomo che ha guadagnato uno o più elettroni si trasforma in uno ione negativo. Viene chiamato il processo di formazione di ioni da atomi neutri ionizzazione . In condizioni ordinarie, un atomo nello stato ionico esiste molto poco tempo. Posto libero nell'orbita dello ione positivo si riempie di un elettrone libero e l'atomo diventa nuovamente un sistema elettricamente neutro. Questo processo si chiama ricombinazione ionica (deionizzazione) ed è accompagnato dal rilascio di energia in eccesso sotto forma di radiazione.

Isotopi, isotoni, isobari.

Gli atomi che hanno nuclei con lo stesso numero di protoni, ma differiscono per il numero di neutroni, sono varietà dello stesso elemento chimico e sono chiamati isotopi. Tali elementi hanno lo stesso numero in tabella, ma numeri di massa diversi (3919K, 4019K, 4119K). Poiché le cariche dei nuclei di questi atomi sono le stesse, i loro gusci elementari hanno quasi la stessa struttura e gli atomi con tali nuclei sono estremamente simili nelle proprietà chimiche. La maggior parte degli elementi chimici in natura sono una miscela di isotopi. Tipicamente, in una miscela di isotopi di un particolare elemento, un isotopo predomina e il resto costituisce solo una piccola percentuale (ad esempio, il potassio è costituito da: 39K - 93,08%; 40K - 0,0119%; 41K - 6,91%) (4 ).

Per distinguere gli isotopi di un elemento chimico l'uno dall'altro, sopra il nome dell'elemento viene aggiunto un numero di massa, pari alla somma tutte le particelle del nucleo di un dato isotopo e, sotto, la carica del nucleo (numero di protoni), corrispondente al numero ordinale dell'elemento nella tabella. Pertanto, l'idrogeno leggero più comune in natura, 11H (protio), contiene 1 protone, che si trova raramente tra gli atomi di idrogeno 21H (deuterio) - 1 protone e 1 neutrone, e 31H (trizio), che non si trova mai in natura, contiene 1 protone e 2 neutroni (il trizio si ottiene artificialmente irradiando il deuterio con neutroni lenti) (4).

Distinguere stabile E instabile (radioattivo ) isotopi . I primi sono quegli isotopi i cui nuclei non subiscono alcuna trasformazione in assenza di influenze esterne, i secondi sono isotopi i cui nuclei possono spontaneamente (senza influenza esterna) si disintegrano, formando nuclei di atomi di altri elementi. Vengono solitamente chiamati i nuclei di tutti gli isotopi degli elementi chimici nuclidi, vengono chiamati nuclidi instabili radionuclidi . Attualmente sono noti circa 300 isotopi stabili e circa 1.500 isotopi radioattivi.

Condizione per la stabilità dei nuclei atomici: Sono stabili solo quei nuclei atomici che hanno un'energia minima rispetto a tutti i nuclei in cui un dato nucleo potrebbe trasformarsi spontaneamente.

Nuclei atomici di diversi elementi con numero uguale vengono chiamati i neutroni isotoni . Ad esempio, 136C ha sei protoni e sette neutroni, 147N ha sette protoni e anche sette neutroni.

Nuclei atomici di elementi diversi con lo stesso numero di massa, ma con numeri atomici diversi (cioè costituiti dallo stesso numero di nucleoni a rapporti diversi protoni e neutroni) vengono chiamati isobare .

Ad esempio: 104Be, 105B, 106C, ecc.

La differenza nell'energia dei nuclei atomici isobari è determinata dalla presenza di una carica elettrica sui protoni e dall'esistenza di differenze nelle masse del protone e del neutrone. Pertanto, i nuclei contenenti significativamente più protoni che neutroni risultano instabili, poiché hanno un eccesso di energia di interazione di Coulomb. I nuclei che hanno più neutroni che protoni sono instabili perché la massa del neutrone è maggiore della massa del protone e un aumento della massa del nucleo porta ad un aumento della sua energia. I nuclei possono essere liberati dall’energia in eccesso in due modi:

1. per divisione spontanea dei nuclei in parti più stabili;

2. cambiando spontaneamente di uno la carica del nucleo (conversione di protoni in neutroni o neutroni in protoni).

Particelle elementari.

Le particelle elementari non sono molecole, atomi o nuclei. Hanno un raggio (R) di 10-14 - 10-15 me un'energia (W) di circa 106 - 108 eV. Ora numero totale le particelle elementari conosciute (insieme alle antiparticelle) si avvicinano a 400. Alcune di esse sono stabili o quasi stabili ed esistono in natura allo stato libero o debolmente legato. Questo elettroni, incluso nella composizione degli atomi, le loro antiparticelle - positroni; protoni e neutroni, incluso nella composizione dei nuclei atomici; fotoniγ, che sono i quanti del campo elettromagnetico. Ciò include anche l'elettronica (anti)neutrinoνе, nato nei processi di trasformazione beta e nelle reazioni termonucleari che si verificano nelle stelle. Tutte le altre particelle elementari sono estremamente instabili e si formano nel secondario radiazione cosmica o ottenuti in laboratorio. Questi includono i muoni (mu-mesoni) μ– – un analogo pesante dell'elettrone (mμ ≈ 200mе) registrato nei raggi cosmici; pioni (mesoni pi) π+, π0, π– – portatori di interazione nucleare e altri.

Ogni particella ha un'antiparticella, solitamente rappresentata dallo stesso simbolo ma con una "tilde" aggiunta sopra. Le masse, la durata e gli spin delle particelle e delle antiparticelle sono gli stessi. Le restanti caratteristiche, compresa la carica elettrica e il momento magnetico, sono uguali in grandezza, ma opposte in segno.

2. Tipi di decadimento radioattivo.

Radioattività- è la proprietà dei nuclei atomici di alcuni elementi chimici di trasformarsi spontaneamente nei nuclei di altri elementi con l'emissione di uno speciale tipo di radiazione chiamata radiazione radioattiva . Il fenomeno stesso si chiama decadimento radioattivo.

Le trasformazioni radioattive che avvengono in natura sono chiamate radioattività naturale. Processi simili che si verificano in sostanze prodotte artificialmente (attraverso corrispondenti reazioni nucleari) sono la radioattività artificiale. Entrambi i tipi di radioattività obbediscono alle stesse leggi.

Esistono i seguenti tipi di trasformazioni nucleari, o tipi di decadimento radioattivo: decadimento alfa, decadimento beta (elettronico, positronico), cattura di elettroni (cattura K), conversione interna, fissione nucleare.

Decadimento alfaè la divisione spontanea di un nucleo atomico instabile in una particella α (il nucleo di un atomo di elio 42He) e un nucleo prodotto (nucleo figlio). In questo caso, la carica del nucleo prodotto diminuisce di 2 unità positive, e il numero di massa per 4 unità. In questo caso, l'elemento del prodotto risultante viene spostato a sinistra rispetto a quello originale di due celle del sistema periodico:

Quasi tutti (con rare eccezioni) i nuclei degli atomi degli elementi con numero atomico 82 e superiore sono radioattivi alfa (quelli in tavola periodica stare dietro al cavo 82Pb). Una particella alfa, fuoriuscendo dal nucleo, acquisisce energia cinetica circa 4-9 MeV.

Decadimento betaè una trasformazione spontanea di nuclei atomici instabili con l'emissione di una particella β, in cui la loro carica cambia di uno. Questo processo si basa sulla capacità di protoni e neutroni di subire trasformazioni reciproche.

Se c'è un eccesso di neutroni nel nucleo(“sovraccarico di neutroni” del nucleo), allora quello che succede è decadimento β dell’elettrone, in cui uno dei neutroni si trasforma in un protone e il nucleo emette un elettrone e un antineutrino (il cui numero di massa e carica è 0).

10n → 11p + e – + ν – || AZX → AZ+1Y + β – + ν – +Q || 4019K → 4020Ca + β – + ν – + Q.

Durante questo decadimento, la carica del nucleo e, di conseguenza, il numero atomico dell'elemento aumenta di uno (l'elemento si sposta nella tavola periodica di un numero a destra rispetto a quello originale), ma il numero di massa rimane invariato. Il decadimento beta elettronico è caratteristico di molti elementi radioattivi naturali e prodotti artificialmente.

Se il rapporto sfavorevole tra neutroni e protoni nel nucleo è dovuto a protoni in eccesso, quindi positronici ( β+ ) decadimento, in cui il nucleo emette un positrone (una particella della stessa massa di un elettrone, ma con carica +1) e un neutrino, e uno dei protoni si trasforma in un neutrone:

11p → 10n + e+ + ν+ || AZX → AZ-1Y + β+ + ν+ +Q || 3015P → 3014Si + β+ + ν+ +Q

La carica del nucleo e, di conseguenza, il numero atomico dell'elemento diminuiscono di uno, e l'elemento figlia occuperà un posto nella tavola periodica un numero a sinistra di quello originale, il numero di massa rimane invariato. Il decadimento dei positroni è osservato in alcuni isotopi ottenuti artificialmente.

Un positrone, uscito dal nucleo, strappa un elettrone “extra” dal guscio dell'atomo o interagisce con un elettrone libero, formando una coppia “positrone-elettrone”, che si trasforma istantaneamente in due quanti gamma con un equivalente energetico alla massa delle particelle (e+ ed e-) 0,511 MeV. Viene chiamato il processo di trasformazione di una coppia positrone-elettrone in due quanti γ annientamento(distruzione) e la radiazione elettromagnetica risultante - annientamento. Pertanto, durante il decadimento del positrone, fuori dall'atomo genitore non volano particelle, ma due raggi gamma con un'energia di 0,511 MeV.

Lo spettro energetico delle particelle β di qualsiasi sorgente beta è continuo (da centesimi di MeV - radiazione morbida, a 2-3 MeV - radiazione dura).

Cattura elettronica– trasformazione spontanea di un nucleo atomico, in cui la sua carica diminuisce di uno a causa della cattura di uno degli elettroni orbitali e della trasformazione di un protone in un neutrone.

Ciò si verifica se nel nucleo c'è un eccesso di protoni, ma non abbastanza energia per il decadimento dei positroni. Uno dei protoni del nucleo cattura un elettrone da uno dei gusci dell'atomo, più spesso dallo strato K più vicino ad esso (cattura K) o, meno comunemente, dallo strato L (cattura L) e si trasforma in un neutrone con emissione di neutrini. In questo caso, l'elemento figlia, come nel decadimento del positrone, viene spostato nella tavola periodica di una cella a sinistra di quella originale.

11p + 0-1е → 10n + ν+ || AZX + 0-1е → AZ-1Y + ν+ + hν || 12352Te + 0-1е → 12351Sb + ν+ + hν

Un elettrone salta al posto vacante nello strato K dallo strato L, al posto di quest'ultimo dallo strato successivo, ecc. Ogni transizione di un elettrone da uno strato all'altro è accompagnata dal rilascio di energia sotto forma di quanti di radiazione elettromagnetica (gamma dei raggi X).

Il decadimento dei positroni e la cattura degli elettroni, di regola, si osservano solo negli isotopi radioattivi artificialmente (4).

Fissione nucleare- questa è la fissione spontanea del nucleo, in cui, senza alcuna influenza esterna, si rompe in due parti, solitamente disuguali. Pertanto, un nucleo di uranio può essere diviso in nuclei di bario (56Ba) e kripton (36Kr). Questo tipo di decadimento è tipico degli isotopi degli elementi oltre l'uranio nella tavola periodica. Sotto l'influenza delle forze di repulsione elettrostatica di cariche simili, i nuclei dei frammenti acquisiscono un'energia cinetica dell'ordine di 165 MeV e si disperdono in lati diversi a velocità enormi.

Conversione interna. Il nucleo eccitato trasferisce l'energia di eccitazione a uno degli elettroni degli strati interni (strato K, L o M), che di conseguenza fuoriesce dall'atomo. Quindi uno degli elettroni provenienti da strati più distanti (da livelli energetici più elevati) effettua una transizione quantistica verso il posto “vacante” con l’emissione della caratteristica radiazione a raggi X.

3. La legge del decadimento radioattivo.

La quantità di qualsiasi isotopo radioattivo diminuisce nel tempo a causa del decadimento radioattivo (trasformazione dei nuclei). Il decadimento radioattivo avviene continuamente, la velocità di questo processo e la sua natura sono determinate dalla struttura del nucleo. Pertanto, questo processo non può essere influenzato da alcun mezzo fisico o chimico ordinario senza modificare lo stato del nucleo atomico. Inoltre, il decadimento è di natura probabilistica, ovvero è impossibile determinare esattamente quando e quale atomo decade, ma in ogni periodo di tempo, in media, una sorta di atomo decade. certa parte atomi.

Per ogni isotopo radioattivo velocità media il decadimento dei suoi atomi è costante, immutabile e caratteristico solo di un dato isotopo. La costante di decadimento radioattivo λ per un particolare isotopo mostra quale proporzione di nuclei decade nell'unità di tempo. La costante di decadimento è espressa in unità di tempo reciproche s-1, min-1, h-1, ecc., per mostrare che il numero di nuclei radioattivi diminuisce nel tempo, anziché aumentare.

È soggetto alla trasformazione spontanea dei nuclei di qualsiasi isotopo radioattivo la legge del decadimento radioattivo, il che stabilisce che la stessa frazione di nuclei disponibili decade nell'unità di tempo.

L'espressione matematica di questa legge, che descrive il processo di diminuzione del numero di nuclei radioattivi nel tempo, è visualizzata dalla seguente formula:

Nt = N0e-λT, (Nt = N0e-0,693t/T) (1),

dove Nt è il numero di nuclei radioattivi rimasti nel tempo;

N0 – numero iniziale di nuclei radioattivi al tempo t=0;

λ – costante di decadimento radioattivo (=0,693/T);

T è il tempo di dimezzamento di un dato radioisotopo.

In pratica, il tempo di dimezzamento viene utilizzato per caratterizzare la velocità di decadimento degli elementi radioattivi.

Metà vitaè il tempo durante il quale decade la metà del numero originale di nuclei radioattivi. È indicato con la lettera T ed è espresso in unità di tempo.

Per vari isotopi radioattivi, il tempo di dimezzamento varia da frazioni di secondo a milioni di anni. Inoltre, lo stesso elemento può avere isotopi con emivite diverse. Di conseguenza, gli elementi radioattivi sono suddivisi in a vita breve (ore, giorni) - 13153I (8,05 giorni), 21484Po (1,64 * 10-4 sec.) e a vita lunga (anni) - 23892U (T = 4,47 miliardi di anni), 13755Cs (30 anni), 9038Sr (29 anni).

Esiste una relazione inversa tra il tempo di dimezzamento e la costante di decadimento, ovvero maggiore λ, minore T e viceversa.

Graficamente, la legge del decadimento radioattivo è espressa da una curva esponenziale (Fig. 2.1.). Come si può vedere dalla figura, all'aumentare del numero di emivite, il numero di atomi non decomposti diminuisce, avvicinandosi gradualmente allo zero [et al., 1999].

Riso. 2.1. Rappresentazione grafica della legge del decadimento radioattivo.

Attività degli elementi radioattivi pari al numero di decadimenti per unità di tempo. Più trasformazioni radioattive sperimentare gli atomi di una data sostanza, maggiore è la sua attività. Come segue dalla legge del decadimento radioattivo, l'attività di un radionuclide è proporzionale al numero di atomi radioattivi, cioè aumenta all'aumentare della quantità di una determinata sostanza. Poiché la velocità di decadimento degli isotopi radioattivi è diversa, quantità uguali di radionuclidi diversi in massa hanno attività diverse.

L'unità di attività del SI è il becquerel (Bq) - disintegrazione al secondo (dec/s). Insieme a Bq viene utilizzata un'unità non sistemica: la curie (Ci). 1Ki è l'attività di chiunque sostanza radioattiva(isotopo) in cui si verificano 3,7 * 1010 eventi di decadimento al secondo. Un'unità di curie corrisponde alla radioattività di 1 g di radio.

1Ci = 3,7*1010 Bq; 1 mCi = 37 MBq 1 μCi = 37 kBq

L'attività di qualsiasi farmaco radioattivo dopo il tempo t è determinata dalla formula corrispondente alla legge fondamentale del decadimento radioattivo:

A =A0e-0.693t/T (2),

dove At è l'attività del farmaco dopo il tempo t;

A0 – attività iniziale del farmaco;

e – base logaritmi naturali(e=2,72);

t è il tempo durante il quale il radioisotopo è decaduto;

T – emivita; i valori di T e t devono avere la stessa dimensione (min., sec., ore, giorni, ecc.).

(Esempio: L'attività A0 dell'elemento radioattivo 32P in un determinato giorno è 5 mCi. Determinare l'attività di questo elemento dopo una settimana. Il tempo di dimezzamento T dell'elemento 32P è di 14,3 giorni. L'attività di 32P dopo 7 giorni. A = 5 * 2.720.693*7/14,3 = 5 * 2.720,34 = 3,55 mCi).

Le unità Curie (Ci) non sono adatte per caratterizzare l'attività gamma delle sorgenti. A tal fine è stata introdotta un'altra unità: l'equivalente di 1 mg di radio (mg-eq. di radio). Milligrammi equivalenti di radio - questa è l'attività di qualsiasi farmaco radioattivo, la cui radiazione gamma, in identiche condizioni di misurazione, crea lo stesso tasso di dose di esposizione della radiazione gamma di 1 mg di radio dello Standard statale del radio della Federazione Russa quando si utilizza un platino filtro di spessore 0,5 mm. L'unità equivalente in milligrammi di radio non è stabilita dagli standard esistenti, ma è ampiamente utilizzata nella pratica.

Una sorgente puntiforme di 1 mg (1 mCi) di radio, in equilibrio con i prodotti di decadimento, dopo un iniziale filtraggio attraverso una piastra di platino spessa 0,5 mm crea una dose di 8,4 R/h nell'aria ad una distanza di 1 cm. Questa quantità si chiama costante gamma di ionizzazione del radio e indicato con la lettera Kγ . La costante gamma del radio viene presa come standard per la dose di radiazioni. Con esso viene confrontato il Kγ di tutti gli altri emettitori gamma. Esistono tabelle delle costanti gamma per la maggior parte degli isotopi radioattivi.

Pertanto, la costante gamma del 60Co è 13,5 R/h. Un confronto tra le costanti gamma del radio e del 60Co mostra che 1 mCi del radionuclide 60Co crea una dose di radiazioni 1,6 volte maggiore di 1 mCi di radio (13,5/8,4 = 1,6). In altre parole, in termini di dose di radiazioni creata nell'aria, 1 mCi di radionuclide 60Co equivale a 1,6 mCi di radio, cioè la radiazione gamma emessa dal farmaco 60Co con un'attività di 0,625 mCi crea la stessa dose di radiazioni di 1 mCi di radio.

L'equivalente gamma dell'isotopo M è legato alla sua attività A (mCi) attraverso la costante gamma di ionizzazione Kγ dalle relazioni:

M = AKγ/8,4 O A = 8,4 M/Kγ (3),

che ci permettono di passare dall'attività di una sostanza radioattiva, espressa in mEq. radio all'attività espressa in mCi e viceversa.

Viene chiamata una varietà di atomi i cui nuclei hanno un certo numero di nucleoni (protoni e neutroni). nuclide.

La notazione simbolica per i nuclidi include il simbolo chimico del nucleo X e indici in basso a sinistra” Z"(numero di protoni nel nucleo) e “ UN" in alto a sinistra c'è il numero totale di nucleoni. Per esempio,

A seconda del contenuto di nucleoni, i nuclidi possono essere combinati in vari gruppi: isotopi, isobari, isotoni.

Isotopico i nuclidi (isotopi) sono nuclidi che hanno lo stesso numero di protoni. Differiscono solo nel numero di neutroni. Pertanto, tutti gli isotopi appartengono allo stesso elemento chimico. Ad esempio, gli isotopi

sono isotopi dello stesso elemento uranio (Z= const).

Poiché gli isotopi hanno lo stesso numero di protoni e la stessa struttura dei gusci elettronici, sono atomi gemelli, le loro proprietà chimiche sono quasi le stesse; L'eccezione sono gli isotopi dell'idrogeno - protio H, deuterio D, trizio T, che, a causa della troppo grande differenza relativa nelle masse atomiche, differiscono significativamente nelle proprietà fisiche e chimiche (Tabella 2.1).

Tabella 2.1 Confronto delle proprietà dell'acqua ordinaria e pesante

	Proprietà
	Punto di ebollizione, 0 C
	Temperatura critica, 0 C
	Densità del liquido a 298,15 K, kg/dm 3
	Costante dielettrica a 298,15 K
	Temperatura di densità massima, 0 C
	Punto di fusione, 0 C
	Densità del ghiaccio al punto di fusione, kg/dm 3

Le trasformazioni chimiche con l'idrogeno pesante avvengono più lentamente che con il suo isotopo leggero.

Isotonico i nuclidi (isotoni) sono nuclidi con lo stesso numero di neutroni e diverso numero di protoni. Esempi di isotoni: Ca e Ti, che appartengono a nuclidi diversi. Questo termine è usato estremamente raramente.

Isobari Sono chiamati una varietà di nuclidi i cui nuclei hanno un numero diverso di protoni e neutroni, ma hanno lo stesso numero di nucleoni. Esempio di isobare: Ti e Ca.

Possiamo quindi dire che i nuclidi con lo stesso numero di protoni sono isotopi diversi dello stesso elemento; i nuclidi con lo stesso numero di nucleoni sono isobari; i nuclidi con lo stesso numero di neutroni sono isotoni.

2.4 Energia fondamentale

L’energia è una delle caratteristiche più importanti di qualsiasi processo fisico. IN fisica Nucleare il suo ruolo è particolarmente importante, poiché l'inviolabilità della legge di conservazione dell'energia consente di effettuare calcoli accurati anche nei casi in cui molti dettagli dei fenomeni rimangono sconosciuti. In relazione al nucleo, esaminiamo diverse forme di energia.

2.4.1 Energia di riposo

Secondo la teoria della relatività, la massa di un atomo M puoi confrontare l'energia totale a riposo

Se in questa formula Con espresso in metri al secondo, e M- in chilogrammi, quindi E 0 sarà in joule. Indichiamo con M 0 unità massa atomica, espresso in chilogrammi: M 0 = 1,66∙10 -27kg . Poi m= m 0 UN R ed E0 = UN R m0c2. Misurare M 0 C 2 facile da calcolare in joule e poi in elettronvolt: M 0 C 2 = 931,5 MeV. Da qui

E0 = 931,5A R . (2.6)

Qui UN R- massa atomica relativa, E 0 - energia di riposo totale dell'atomo, MeV.

Già nel V secolo a.C. i pensatori greci Leucippo e Democrito formularono i risultati delle loro riflessioni sulla struttura della materia sotto forma di un'ipotesi atomica: la materia non può essere divisa all'infinito in parti sempre più piccole, esistono parti “finali”, indivisibili particelle di materia. Tutto oggetti materiali sono costituiti da una varietà di atomi

(dal greco atomi-- “indivisibile”, “non tagliato”). Connessione Vari tipi gli atomi formano nuove sostanze.

Secondo la leggenda, Democrito, seduto su uno scoglio in riva al mare, teneva in mano una mela e pensava: “Se tagliassi questa mela con un coltello in pezzi sempre più piccoli, avrò sempre tra le mani una parte che ha ancora le proprietà di una mela?” Considerando questa ipotesi, Democrito giunse alle seguenti conclusioni: “L'inizio dell'Universo sono gli atomi e il vuoto, tutto il resto esiste solo nell'opinione. Esistono innumerevoli mondi e hanno un inizio e una fine nel tempo. E nulla nasce dalla non-esistenza, nulla si risolve nella non-esistenza. E gli atomi sono innumerevoli per grandezza e moltitudine, ma corrono per l'universo, girando vorticosamente in un turbine, e così nasce tutto ciò che è complesso: fuoco, acqua, aria, terra... Gli atomi non sono suscettibili ad alcuna influenza e sono immutabili a causa alla loro durezza."

L'inizio del XIX secolo vide l'emergere della teoria della struttura atomico-molecolare del mondo. Fu possibile dimostrare sperimentalmente che ogni elemento chimico è costituito da atomi identici solo nel 1808.

Ciò è stato fatto dal chimico e fisico inglese John Dalton, passato alla storia come il creatore dell'atomismo chimico. Dalton immaginava gli atomi sotto forma di palline elastiche e ci credeva moltissimo esistenza reale che disegnò persino atomi di ossigeno e azoto su carta.

Nel 1811 il fisico e chimico italiano Amedeo Avogadro avanzò l'ipotesi secondo la quale le molecole dei gas semplici sono costituite da uno o più atomi. Sulla base di questa ipotesi Avogadro formulò una delle leggi fondamentali gas ideali e un metodo per determinare le masse atomiche e molecolari.

Scoprì una delle leggi sui gas, che porta il suo nome. Sulla base è stato sviluppato un metodo per determinare i pesi molecolari e atomici. Quindi, tutte le sostanze in natura sono costituite da atomi. Di solito sono divisi in semplici, costituiti da atomi degli stessi elementi (O2, N2, H2, ecc.) e complessi, che includono atomi vari elementi(H2O, NaCl, H2SO4, ecc.).

Un atomo è l'unità strutturale più piccola tra le più semplici sostanze chimiche, chiamati elementi.

Sebbene il concetto di atomo, come il termine stesso, sia di origine greca antica, fu solo nel XX secolo che la verità dell'ipotesi atomica della struttura delle sostanze fu definitivamente stabilita.

La dimensione e la massa degli atomi sono estremamente piccole. Pertanto, il diametro dell'atomo più leggero (idrogeno) è solo 0,53. 10-8 cm e la sua massa è 1,67. 10-24 anni

Ricerca e Sviluppo radiazione radioattiva, da un lato, e la teoria quantistica, dall'altro, portò alla creazione Il modello quantistico dell'atomo di Rutherford-Bora. Dopo la scoperta dell'elettrone nel 1897 da parte di Joseph John Thomson, scoprì che le particelle cariche si staccano dagli atomi quando esposte a un forte campo elettrico. Secondo le sue stime, la massa dell '"atomo di elettricità" è circa mille volte inferiore alla massa di un atomo di idrogeno e la carica corrisponde esattamente alla carica di uno ione idrogeno.

Successivamente, già nel 1910 e nel 1913, Robert Millikan migliorò notevolmente la precisione delle misurazioni della carica e della massa dell'elettrone. Quindi, nonostante le opinioni individuali, alla fine del 19 ° secolo divenne chiaro che esistono effettivamente particelle anche più piccole degli atomi e che, molto probabilmente, fanno parte degli atomi e sono portatori di una piccola quantità di elettricità.

Joseph Thomson, sviluppando il modello di W. Thomson, nel 1903 propose il proprio modello dell'atomo (“budino con uvetta”): gli elettroni sono intervallati nella sfera positiva. Sono trattenuti all'interno di una sfera carica positivamente da forze elastiche. Quelli che si trovano in superficie possono essere “eliminati” abbastanza facilmente, lasciando un atomo ionizzato in Fig. 1.

Riso. 1.

Negli atomi multielettronici, gli elettroni sono disposti in configurazioni stabili calcolate da Thomson. Considerò ciascuna di queste configurazioni per determinare le proprietà chimiche degli atomi. J. Thomson ha tentato di spiegare teoricamente tavola periodica elementi D.I. Mendeleev.

Niels Bohr in seguito fece notare che dopo questo tentativo, l'idea di dividere gli elettroni di un atomo in gruppi divenne il punto di partenza. Nel 1911, Joseph Thomson sviluppò il cosiddetto metodo della parabola per misurare il rapporto tra la carica di una particella e la sua massa, che giocò un ruolo importante nello studio degli isotopi.

Nel 1903, con l'idea di modello planetario della struttura atomica Il teorico giapponese Hantaro Nagaoka ha parlato alla Tokyo Physics and Mathematics Society, definendo questo modello “simile a Saturno”.

H. Nagaoka ha presentato la struttura dell'atomo come simile alla struttura del sistema solare: il ruolo del Sole è svolto dalla parte centrale dell'atomo carica positivamente, attorno alla quale i “pianeti” - gli elettroni - si muovono in una forma ad anello stabilita orbite. A piccoli spostamenti gli elettroni si eccitano onde elettromagnetiche. Ma il suo lavoro, di cui E. Rutherford non era a conoscenza, non fu ulteriormente sviluppato.

Ma presto si scoprì che nuovi fatti sperimentali confutano il modello di Joseph Thomson e, al contrario, testimoniano a favore del modello planetario. Questi fatti furono scoperti dall'eccezionale fisico inglese E. Rutherford. Innanzitutto va notato che ha scoperto la struttura nucleare dell'atomo.

Lo studente di Joseph Thomson, Ernest Rutherford, a seguito dei suoi famosi esperimenti sulla diffusione di particelle b mediante lamina d'oro, “divise” l'atomo in un piccolo nucleo carico positivamente ed elettroni che lo circondavano (Fig. 2).

Nel 1908-1909 Hans Geiger, che lavorò all'Università di Victoria (Manchester, Inghilterra) con Rutherford, che aveva recentemente progettato insieme a lui un contatore di particelle alfa, ed Ernest Marsden stabilirono che quando le particelle alfa passano attraverso sottili lastre di lamina d'oro, la stragrande maggioranza delle particelle alfa volano attraverso, ma le singole particelle vengono deviate ad angoli maggiori di 90°, cioè si riflettono completamente.

Riso. 2.

La maggior parte delle particelle alfa volarono attraverso la lamina, solo una piccola parte di esse fu riflessa ed E. Rutherford si rese conto che le particelle alfa si riflettevano quando colpivano oggetti piccoli e massicci e che questi oggetti si trovavano lontani l'uno dall'altro. Ecco come furono scoperti i nuclei atomici. Il volume del nucleo risultò essere milioni di miliardi di volte inferiore al volume dell'atomo, e questo volume trascurabilmente piccolo conteneva quasi tutta la sostanza dell'atomo.

A questo punto lo sapevano già elettricitàè un flusso di particelle, queste particelle sono chiamate elettroni. E qui Rutherford si è rivolto al modello planetario della struttura dell'atomo.

Secondo lei, somigliava a una miniatura sistema solare, in cui i “pianeti” - gli elettroni ruotano attorno al nucleo del “Sole” (Fig. 3).

Riso. 3.

Grazie al lavoro di Rutherford, è diventato chiaro come sono strutturati gli atomi: al centro dell'atomo c'è un minuscolo nucleo massiccio, e gli elettroni “sciamano” attorno al nucleo e formano un guscio leggero dell'atomo. In questo caso, gli elettroni, posizionati e ruotanti su piani diversi, creano una carica totale negativa e il nucleo ne crea una positiva. In generale l'atomo rimane elettricamente neutro, poiché la carica positiva del nucleo è completamente compensata dalla carica negativa degli elettroni.

Tuttavia, secondo le leggi della meccanica classica e dell'elettrodinamica, la rotazione di un elettrone attorno a un nucleo deve essere accompagnata da una radiazione elettromagnetica a spettro continuo.

Ma ciò contraddiceva gli spettri a righe di gas e vapori di elementi chimici, noti dal 1880.

La contraddizione fu risolta nel 1913 dallo studente di Rutherford, il fisico danese Niels Bohr, che sviluppò un modello quantistico della struttura dell'atomo basato sulla teoria quantistica della radiazione e dell'assorbimento della luce creata da Max Planck e Albert Einstein.

(14 dicembre 1900) Planck dimostrò la derivazione di questa formula, basata sul presupposto che l'energia dell'oscillatore è un multiplo intero di hv, dove v è la frequenza della radiazione, e h è una nuova costante universale, chiamata da Max Planck il quanto elementare d'azione (ora è una costante di Planck). L'introduzione di questa quantità segnò l'inizio dell'era della nuova fisica quantistica.

Niels Bohr avanza il presupposto che l'atomo di idrogeno (sistema protone-elettrone) può trovarsi solo in determinati stati energetici stazionari (elettroni in determinate orbite), e uno di essi corrisponde all'energia minima ed è fondamentale (non eccitato). L'emissione o l'assorbimento di energia da parte di un atomo può avvenire, secondo la teoria di Bohr, solo durante le transizioni elettroniche da uno stato energetico all'altro (da un'orbita all'altra).

Sulla base di ciò, Bohr formulò i suoi postulati:

• 1. Un elettrone in un atomo è in uno stato “stazionario” (si muove su un'orbita stazionaria) e non emette alcuna energia.
• 2. Uscito dallo stato stazionario (trasferito su un'altra orbita), l'elettrone, ritornando, emette un quanto di luce hn = E2 - E1.
• 3. Un elettrone in un atomo può trovarsi solo in quelle orbite “consentite” per le quali il momento angolare (mvr) assume determinati valori discreti, vale a dire mvr = nh/2p, dove n è un numero intero 1, 2, 3...

Si è rivelata una carica nucleare la caratteristica più importante atomo. Nel 1913 fu dimostrato che la carica del nucleo coincide con il numero dell'elemento nella tavola periodica.

La teoria di Bohr ha permesso di calcolare in modo molto accurato la posizione delle linee nello spettro di emissione dell'idrogeno atomico. Tuttavia, non poteva prevedere il rapporto tra le intensità delle linee nemmeno in questo sistema più semplice.

Per i sistemi contenenti più di un elettrone, ad esempio un atomo di elio, la teoria di Bohr non era più valida valori esatti linee spettrali.

Pertanto, nel 1923-26 Louis de Broglie (Francia), Werner Heisenberg (Germania) ed Erwin Schrödinger (Austria) svilupparono una nuova teoria della meccanica quantistica (ondulatoria).

L'idea brillante espressa da Heisenberg fu quella di trattare gli eventi quantistici come fenomeni su un livello completamente diverso rispetto alla fisica classica. Li affrontò come fenomeni che non consentivano una rappresentazione visiva precisa, ad esempio utilizzando un'immagine di elettroni che ruotano in orbite.

Pochi mesi dopo, E. Schrödinger propose una diversa formulazione della meccanica quantistica, descrivendo questi fenomeni nel linguaggio dei concetti d'onda.

L'approccio di Schrödinger trae origine dal lavoro di Louis de Broglie, che ipotizzò le cosiddette onde della materia: proprio come la luce, tradizionalmente considerata onda, può avere proprietà corpuscolari (fotoni o quanti di radiazione), le particelle possono avere proprietà ondulatorie. Successivamente è stato dimostrato che la meccanica della matrice e quella delle onde sono essenzialmente equivalenti. Presi insieme, formano quella che oggi viene chiamata meccanica quantistica. Ben presto, questa meccanica fu ampliata dal fisico teorico inglese del XX secolo, Paul Dirac (Premio Nobel per la fisica, 1933), che inserì elementi della teoria della relatività di Einstein nell'equazione delle onde, tenendo conto dello spin dell'elettrone.

Al centro teoria moderna La struttura dell'atomo si basa sui seguenti principi fondamentali:

1). l'elettrone ha una natura duale (particella-onda). Può comportarsi sia come una particella che come un'onda. Come una particella, un elettrone ha una certa massa e carica. Allo stesso tempo, un elettrone in movimento mostra proprietà ondulatorie, cioè ad esempio, è caratterizzato dalla capacità di diffrazione. La lunghezza d'onda dell'elettrone l e la sua velocità v sono legate dalla relazione di de Broglie:

dove m è la massa dell'elettrone;

• 2). È impossibile per un elettrone misurare contemporaneamente con precisione la sua posizione e velocità. Quanto più accuratamente misuriamo la velocità, tanto maggiore è l'incertezza nelle coordinate e viceversa. L'espressione matematica del principio di indeterminazione è la relazione: ?x m ?v > ћ/2, dove ?x è l'incertezza della posizione delle coordinate; ?v - errore di misurazione della velocità;
• 3). l'elettrone in un atomo non si muove lungo determinate traiettorie, ma può farlo

trovarsi in qualsiasi parte dello spazio perinucleare, ma la probabilità che si trovi all'interno parti differenti questo spazio non è lo stesso. Lo spazio attorno al nucleo in cui la probabilità di trovare un elettrone è piuttosto alta si chiama orbitale;

4). i nuclei atomici sono costituiti da protoni e neutroni ( nome comune- nucleoni). Il numero di protoni nel nucleo è uguale al numero atomico dell'elemento e la somma dei numeri di protoni e neutroni corrisponde al suo numero di massa.

Nel 1932, il nostro fisico domestico Dmitry Dmitrievich Ivanenko e lo scienziato tedesco Werner Heisenberg (Heisenberg) suggerirono indipendentemente che il neutrone, insieme al protone, sia un elemento strutturale del nucleo.

Tuttavia, il modello protone-neutrone del nucleo fu accolto con scetticismo dalla maggior parte dei fisici. Perfino E. Rutherford credeva che un neutrone fosse solo una formazione complessa di un protone e un elettrone.

Nel 1933, Dmitry Ivanenko tenne un rapporto sul modello nucleare, in cui difese il modello protone-neutrone, formulando la tesi principale: nel nucleo ci sono solo particelle pesanti. Ivanenko ha rifiutato l'idea di una struttura complessa di neutrone e protone. Secondo lui entrambe le particelle dovrebbero avere lo stesso grado di elementarità, cioè Sia un neutrone che un protone sono capaci di trasformarsi l'uno nell'altro.

Successivamente, il protone e il neutrone iniziarono a essere considerati come due stati di una particella: il nucleone, e l'idea di Ivanenko divenne generalmente accettata, e nel 1932 fu scoperta un'altra particella elementare nei raggi cosmici: il positrone.

Attualmente esiste un'ipotesi sulla divisibilità di un numero di particelle elementari in sottoparticelle di quark.

I quark sono particelle ipotetiche da cui si presume possano essere costituite tutte le particelle elementari conosciute che partecipano a interazioni forti (adroni).

L'ipotesi sull'esistenza dei quark fu avanzata nel 1964 indipendentemente dalla fisica americana Marie Gell-Mann e dal fisico austriaco (e successivamente americano) scienziato Georg(George) Zweig per spiegare le leggi stabilite per gli adroni.

A proposito, il termine “quark” non ha una traduzione esatta. Ha un’origine puramente letteraria: è stato preso in prestito da Gell-Mann dal romanzo di J. Joyce “Finnegans Wake”, dove significava “qualcosa di vago”, “mistico”. Questo nome per le particelle è stato ovviamente scelto perché i quark esibivano una serie di proprietà insolite che li distinguevano da tutte le particelle elementari conosciute (ad esempio, la carica elettrica frazionaria).

La Figura 4 mostra modello moderno struttura dell'atomo.

Riso. 4.

Quindi, gli atomi sono costituiti da tre tipi di particelle elementari. Al centro dell'atomo c'è un nucleo formato da protoni e neutroni. Gli elettroni ruotano rapidamente attorno ad esso, formando le cosiddette nubi elettroniche. Il numero di protoni nel nucleo è uguale al numero di elettroni che si muovono attorno ad esso. La massa di un protone è approssimativamente uguale alla massa di un neutrone. La massa di un elettrone è molto inferiore alla loro massa (1836 volte).