Kitabı oku: «Хранители времени. Реконструкция истории Вселенной атом за атомом», sayfa 6

Энергия химической связи

Заключительная тема, требующая нашего внимания в этой главе, касается понимания процесса, благодаря которому формируются молекулы. Путем исключения можно со всей очевидностью установить, что атомы связываются в молекулы благодаря электромагнитной силе – гравитация чрезвычайно слаба, чтобы играть важную роль на атомном масштабе, а два других взаимодействия, сильное ядерное и слабое ядерное, не проявляются за пределами ядра. И все же как взаимодействующие электроны – все отрицательно заряженные и тем самым взаимно отталкивающие друг друга – образуют прочные связи между атомами?

Разгадка кроется в эффективном распределении электронных волн вокруг ядра, а также в стремлении атомов к симметрии, которая рождается благодаря заполненным электронным оболочкам. Хороший пример – атомы Водорода и Кислорода в воде. Каждый атом Водорода, имеющий лишь один электрон, был бы гораздо счастливее, если бы его 1s-подуровень был бы либо заполнен (с двумя электронами), либо пуст (без электронов). Атом Кислорода имеет конфигурацию 1s²2s²2p⁴ и хотел бы заполнить два своих оставшихся свободных места на 2p-подуровне. Так совершаются браки на атомных небесах. Каждый из атомов Водорода может поделиться своим электроном с атомом Кислорода, так что его 2p-подуровень оказывается более заполненным. Тем временем, когда электроны в большей степени сосредотачиваются вокруг атома Кислорода, он приобретает, в среднем, слегка отрицательный заряд, тогда как оба атома Водорода становятся слегка положительно заряженными. А положительные и отрицательные заряды притягиваются (см. рис. 3.5).

Это асимметричное распределение заряда в молекуле воды, называемое полярностью, оказывается причиной многих важных свойств воды. Во-первых, благодаря ему ее молекулы притягиваются друг к другу (положительный конец – к отрицательному; отрицательный, в свою очередь, – к положительному…), и возникает то, что мы называем поверхностным натяжением. Его примером может стать пленка на лужице, достаточно прочная для того, чтобы некоторые насекомые могли в прямом смысле слова ходить по воде. Так объясняется и способность воды растворять практически все: электрические силы разрывают слабые связи, посредством которых молекулы других веществ скрепляются друг с другом. Благодаря этой характерной черте вода становится столь важной для жизни – она растворяет химические элементы любого рода и переносит их, протекая через стебель растения или кровеносный сосуд. Кроме того, полярность проясняет и еще одно необычное свойство, которым обладает вода, – в твердой фазе она менее плотная, чем в жидкой (то есть лед плавает на поверхности воды).

Для создания воды нужно в прямом смысле слова «сжечь» газообразный Водород, H₂ (он сочетается с газообразным Кислородом, O₂) в ходе реакции, представленной в следующем виде:

2H₂ + O₂ → 2H₂O + 19,2 эВ

Иными словами, каждые две молекулы H₂ (четыре атома Водорода в целом) связываются с одной молекулой O₂ (двумя атомами Кислорода), чтобы создать две молекулы воды (два соединения H₂O), и в процессе выделяют 19,2 эВ энергии. В среднем это означает, что каждая связь O – H в молекуле воды обладает энергией связи, равной 19,2 эВ/4 = 4,8 эВ. Это типично для энергий связи в сравнительно простых молекулах, которые, как правило, охватывают диапазон от 1 до 10 эВ. Одну из самых прочных простых связей мы обнаружим в молекулах Азота, составляющих большую часть нашей атмосферы – на то, чтобы разорвать связь N₂, нужно затратить 9,8 эВ. И это проблема, поскольку Азот неимоверно важен для жизни растений. Растения не могут расщепить Азот, содержащийся в воздухе, и доверяют эту задачу бактериям, которые живут на их корнях, а бактерии используют Кислород как источник энергии и разрывают с его помощью связь N₂, благодаря чему атомы Азота становятся пригодными для растений (см. гл. 10).

Как мы отмечали чуть раньше в этой главе, асимметричное распределение заряда в молекуле позволяет молекулам притягиваться друг к другу. У воды это притяжение сравнительно сильное и составляет 0,42 эВ на молекулу в жидком состоянии – иными словами, именно столько энергии нужно добавить, чтобы разорвать связи между молекулами воды при переходе из жидкого состояния в газ (можно выразиться иначе: чтобы вскипятить воду и получить пар). Для перехода воды из твердой фазы в жидкую (таяние льда) нужно частично разорвать связи и позволить молекулам проскальзывать друг над другом. На это уходит в семь раз меньше энергии (0,06 эВ на молекулу).

Итак, мы завершили цикл, пройдя от начала главы 3 к концу главы 4. Мы начали с того, что разделили всю материю на три группы в зависимости от ее состояния и увидели, что эти состояния, или фазы, определяются лишь прочностью связей между элементарными частицами. Теперь мы понимаем, что на превращение твердого тела в жидкость, а жидкости – в газ требуется примерно 0,05 эВ и 0,5 эВ, а для разложения частиц на соответствующие атомы – примерно 5 эВ на связь. Расщепление атомов на электроны и ядро требует от 15 до 150 000 эВ, разрушение ядра на протоны и нейтроны – 5–10 миллионов эВ, а распад протонов на кварки происходит при затрачивании 50 миллионов эВ. Шкала энергий охватывает значения, доходящие до 1 миллиарда, но принципы остаются неизменными: от кварков и лептонов до кубиков льда иерархия вещества, которой управляют четыре фундаментальных взаимодействия, связывает элементарные частицы в девяносто четыре базовых «кирпичика», придающие облик нашему миру. И хотя нам все-таки удалось разделить эти «неделимые» атомы, они стали нашими добрыми знакомыми, и мы хорошо изучили их внутренний мир и внешние связи. Теперь осталось лишь кратко поговорить о степени их родства и о времени жизни в главах 5 и 6, и мы будем готовы вместе с ними отправиться в путешествие по давно минувшим временам.

Глава 5
Изотопы: разновидности элементов

Теперь, когда мы обрисовали уникальный статус девяноста четырех типов атомов, из которых состоят миллионы веществ, определяющих, как выглядит наш мир, пришло время немного все усложнить: не все атомы Углерода одинаково похожи, и то же самое можно сказать об атомах Водорода, Кислорода или, скажем, Урана. Каждый из девяноста четырех элементов существует в двух или нескольких разновидностях, которые мы назвали «изотопами».

«Изос» в переводе с греческого означает «одинаковый», а «топос» – место¹. Все атомы Углерода находятся на «одинаковом месте» в Периодической таблице, и, как вы помните, это означает, что у них полностью совпадают атомные номера и распределение электронов, так что они ведут себя совершенно одинаково во всех химических реакциях. Как нам уже известно, если число электронов у них одинаково, тогда одинаковым должно быть и число их протонов – только при выполнении этого условия они окажутся электрически нейтральными. Действительно, все именно так: атомный номер каждого атома Углерода – шесть, что указывает на шесть его протонов и шесть электронов.

Таким образом, единственный оставшийся показатель, благодаря которому мы можем отличить разновидности Углерода, – это число нейтронов, присутствующих в каждом ядре, поскольку эти частицы нейтральны и никак не влияют на электрически заряженные компоненты. И именно в числе нейтронов, присутствующих в каждом атомном ядре, мы увидим различия. Если бы вы взяли обрезок ногтя и разобрали его атом за атомом, вы бы обнаружили, что примерно 45 % в нем составляли атомы Углерода. Но если бы вы очень аккуратно отсортировали атомы по массе в крошечные ведерки, для Углерода вам понадобилось бы три. Около 98,93 % атомов Углерода оказались бы в ведерке с атомной массой в 12 а. е. м. Большая часть из оставшихся 1,07 % обладала бы массой 13 а. е. м., а примерно один атом из триллиона весил бы 14 а. е. м. Можно было бы подумать, что нечто, существующее в виде одной части из триллиона, вряд ли вообще покажется на свет, но важно помнить, что атомы крохотны; с одного обрезка вашего ногтя в ведерко под номером 14 соберется более миллиарда атомов.

Таким образом, изотопы Углерода различаются по числу нейтронов, содержащихся в их ядре, а внешне отличия проявляются в массе атома (изначально названной «атомным весом»). Мы указываем на них, помечая символ атома массовым числом (число протонов плюс число нейтронов), которое выглядит как предшествующий надстрочный индекс: для трех самых распространенных изотопов Углерода мы получим ¹²C, ¹³C, ¹⁴C (иногда их также записывают как C‐12, C‐13, C‐14).

В общей сложности есть еще двенадцать изотопов Углерода, и они варьируются от ⁸C (всего с двумя нейтронами) до ²²C (который может похвастаться колоссальным числом нейтронов – их шестнадцать), но ни один из этих изотопов – ни сотворенный в лаборатории, ни возникший в природе – не отличается долгой жизнью; время жизни ¹¹С в среднем составляет примерно 20 минут, а все остальные существуют не более 20 секунд (некоторые – намного меньше, как, например, ⁸С со временем жизни 0,000000000000000000002, или 2 × 10^–21 с). ¹⁴С также склонен к распаду, но он разрушается достаточно неспешно, и этот срок измеряется тысячелетиями. Склонность некоторых ядер спонтанно преображаться в другой изотоп – основа радиоактивности, предмет следующей главы и ключ к датированию давно минувших событий.

Поэтому мы говорим, что Углерод обладает двумя стабильными изотопами (¹²C и ¹³C) и тринадцатью нестабильными, или радиоактивными. Это не значит, что стабильные изотопы совершенно неспособны на изменения. Если мы достаточно сильно ударим по их ядру – либо другими частицами, либо протонами с чрезвычайно высокой энергией, – мы можем возбудить их и даже преобразовать в другие ядра. Но если оставить их в покое, они будут существовать сами по себе и останутся неизменными на протяжении срока, который по меньшей мере в миллиард раз превышает возраст Вселенной, – они очень стабильны².

Открытие изотопов

Точно так же, как химики в первые десятилетия XIX века ввели концепцию атомов, обладающих различной массой и характерными свойствами, физики в первые два десятилетия XX века открыли, что элементарный атом может существовать в разных состояниях массы. К 1920 году два независимых потока мысли сошлись, и было установлено существование изотопов.

Первое направление исследований затрагивало радиоактивные³ элементы, расположенные в конце Периодической таблицы, – Торий и Уран. Уран добывают из минерала под названием настуран – вещества, используемого как краситель в стеклоделии еще со времен Римской империи. В форме элемента Уран в 1789 году выделил немецкий аптекарь Мартин Клапрот, назвав его в честь Урана – первой планеты, которую в том же десятилетии, только чуть раньше, впервые наблюдал в телескоп Уильям Гершель. А в 1828 году шведский химик Йёнс Берцелиус выделил Торий – новый элемент, один из восьми⁴, которые он открыл в своей лаборатории за три десятилетия XIX века.

В 1896 году Антуан Анри Беккерель по счастливой случайности обнаружил радиоактивность Урана (см. гл. 6), а вслед за этим, в 1898 году, в компании радиоактивных элементов наравне с ним оказался и Торий (его радиоактивность установили Герхард Шмидт и, независимо от него, Мария Кюри). С этого началось еще более активное изучение обоих элементов. Вскоре стало очевидно, что в руде наравне с ними присутствовали и другие радиоактивные элементы, предварительно получившие названия мезоторий (из ториевых руд) и ионий (из ураниевых руд). Однако попытки выделить два новых элемента при помощи химических средств обернулись неожиданностью: ионий не отличался от самого Тория, а мезоторий в химическом отношении казался идентичным Радию, расположенному на две ступени ниже в Периодической таблице. Английский химик Фредерик Содди подвел итог сложившейся ситуации в 1910 году: «…элементы, имеющие различные атомные веса, могут обладать одинаковыми [химическими] свойствами»⁵. Иными словами, атомы с идентичными электронными конфигурациями (определяющими их химические свойства) и тем самым располагающие одинаковым числом протонов (что определяет их место в Периодической таблице) могут иметь разные массы («атомные веса»).

С учетом того, что относительный атомный вес играл ключевую роль в определении долей каждого типа атома в сложных веществах – и поэтому был важен для распознавания самих элементов, – этот вывод в какой-то степени приводил в замешательство. Последнее слово в этом споре прозвучало с появлением новой технологии – масс-спектрометра. 1 декабря 1919 года Фрэнсис Астон, физик, работавший в Кавендишской лаборатории в Кембридже, опубликовал статью с описанием своего «спектрографа положительных лучей»⁶. В этом устройстве использовалось сочетание электрических и магнитных сил, призванное на основании удельного заряда отклонить «положительные лучи», испущенные различными веществами (теперь мы называем эти «лучи» ионами), на отдельные приемники. Работая с Неоном, Астон показал, что поток, в котором все ионы обладали одинаковым зарядом, разделялся надвое, и массы атомов в двух потоках составляли 20 и 22. В последующие годы при помощи своего устройства он исследовал десятки различных элементов и определил 212 особых изотопов, способных существовать в природных условиях.

В ходе своих экспериментов Астон выяснил, что в том случае, когда изотопы одного и того же элемента были отделены друг от друга, каждый из них обладал атомным весом, очень близким к целому числу на шкале, рассмотренной нами в прошлой главе, где Углерод имел точно 12 единиц, а Водород – 1. Так, например, встречающийся в природе Хлор, атомная масса которого давно была измерена и составляла 35,45 массы Водорода, на самом деле представлял собой смесь двух разных изотопов элемента: 75,77 % Cl‐35 и 24,23 % Cl‐37⁷. Когда в 1932 году Джеймс Чедвик открыл нейтрон, значение «правила целых чисел» Астона стало очевидным: атомный вес (или, если говорить в привычных нам сегодня терминах, атомная масса) – это просто сумма протонов и нейтронов, которые содержатся в ядре. Различные изотопы можно отличить по числу нейтронов, которые присутствуют в ядре наравне с четко установленным числом протонов (атомный номер), определяющим место каждого элемента в Периодической таблице (рис. 4.1).

Инвентарь изотопии

Каждый элемент от номера 1 (Водород) до номера 82 (Свинец) – за исключением двух случаев – имеет по меньшей мере один стабильный изотоп. У двадцати шести элементов есть только один (к таким, например, относятся Бериллий (4-й элемент); Фтор (9-й элемент); Натрий (11-й элемент); Алюминий (13-й элемент) и так далее⁸); рекордсмен – Олово (50-й элемент), у которого десять стабильных изотопов. Эти восемьдесят элементов в общей сложности содержат 254 изотопа, никогда не проявлявшие какой бы то ни было нестабильности.

Впрочем, среди восьмидесяти двух первых элементов выделяются два, которые не обладают стабильной формой: это Технеций (номер 43) и Прометий (номер 61). Два наиболее долгоживущих изотопа Технеция – это ⁹⁷Te и ⁹⁸Te, оба они в среднем способны существовать примерно 4,2 миллиона лет, однако самый распространенный изотоп (обнаруживаемый, наряду с Ураном, в настуране⁹) – это ⁹⁹Te, присутствующий в мельчайшей концентрации примерно в 1 часть на 4 триллиона, и при этом срок его жизни – лишь 211 000 лет. Это означает, что со времен возникновения Земли – а это случилось 4,57 миллиарда лет тому назад, – Технеция просто не могло остаться, и эти изотопы, по всей вероятности, возникли в ходе естественных процессов, о которых мы поговорим в главе 6. Прометий, подобным образом, в крошечных количествах встречается в урансодержащих материалах; наиболее стабильный его изотоп – ¹⁴⁵Pm, среднее время жизни которого составляет лишь 17,7 года.

После Свинца (номер 82) ни один из встречающихся в природе элементов (номера 83–94) не имеет даже одного стабильного изотопа, хотя некоторые из них отличаются завидной долговечностью и многое повидали еще с возникновения Солнечной системы. Рекордсменом в данном случае станет Висмут‐209 (83-й элемент) с установленным сроком существования в 1,9 × 10¹⁹ лет, что более чем в миллиард раз превышает возраст Вселенной – он еще долго нас не покинет. Двое других изотопов-долгожителей из этой части Периодической таблицы – это Торий‐232 со временем жизни в 14 миллиардов лет (в пределах нескольких процентных пунктов от возраста Вселенной) и Уран‐238, срок жизни – 4,47 миллиарда лет, почти ровесник Земли. Как мы увидим в главе 6, «время жизни» в данном случае – это не конкретное число. Точно так же, как у людей средняя продолжительность жизни не означает, что каждый умирает в 78,6 года – много кто перешагнул этот рубеж, – поэтому вполне можно предположить, что какие-то из этих трех элементов присутствовали на Земле с самых первых дней ее формирования. Если учесть радиоактивные изотопы, которые обладают как стабильной, так и нестабильной формой, то в общем итоге у нас тридцать четыре различных изотопа, нестабильные, но способные прожить более ста миллионов лет. Эти неустойчивые, но долговечные изотопы удачно названы «первичными», поскольку они присутствовали в облаке, благодаря сгущению которого возникла Солнечная система.

Для других девяти самых тяжелых элементов характерен намного меньший срок существования – от 80,8 миллиона лет у Плутония‐244 (номер 94) до всего лишь 22 минут у Франция‐223 (номер 87). Даже десятки дополнительных нейтронов, которые пытаются удержать их ядра от распада, не могут преодолеть огромное электростатическое отталкивание протонов, стиснутых в крошечном пространстве. Эти (и прочие) изотопы, встречающиеся в природе, возникли не из материи, сформировавшей Землю, а постоянно образуются благодаря разрушению долгоживущих радиоактивных изотопов других элементов. Опять же, если учесть все виды элементов, порожденных непрестанно протекающим ядерным распадом, то на Земле таких изотопов пятьдесят три.

Таким образом, общее число изотопов, которые мы можем обнаружить в естественных условиях среди девяноста четырех элементов, составляет 339. Выражение «в естественных условиях» слегка обманчиво, поскольку оно относится к очень ограниченной сфере природы, представленной нашей Землей. В ядерных реакторах, полыхающих в недрах массивных звезд, в яростных взрывах, которыми оканчивается их жизнь, и в других колоссальных энергетических событиях, происходящих в космосе, например таких, как слияние двух нейтронных звезд, несомненно, возникает еще больше разновидностей изотопов (см. гл. 16). Однако все эти разновидности отличаются кратким временем жизни в сравнении с возрастом Земли, и в минералах, скрытых в земной коре, ни одна из них не присутствует.

Искусственные изотопы

Конечно же, многие из веществ современного мира не встречаются в естественных условиях – мы сами сочетаем элементы, формируем новые молекулы и создаем все эти вещества, от полиэтилена для пакетов, в которых носим бакалейные товары, до хлорфторуглеродов, на которых работают наши кондиционеры, и стрептомицина, призванного уничтожать бактерии. Все эти продукты проходят череду химических взаимодействий, представляющих собой перераспределение и соединение атомов в особых пропорциях посредством взаимного воздействия электронов друг на друга. Энергии, возникающие при данных реакциях, измеряются в электронвольтах (эВ) на молекулу (гл. 4). А если повысить энергию в десять миллионов раз или около того, возможно ли преобразить элементы, превратив один в другой, или даже создать совершенно новые изотопы?

Трансмутация элементарных форм была одним из высших стремлений алхимии, которую практиковали в Китае, Индии, Европе и арабском мире в донаучную эпоху. Само слово пришло к нам из средневекового арабского al-khīmiyā, где «аль» – это артикль, а последнее слово происходит от древнегреческого khemia, в буквальном смысле – «искусство превращения металлов». Первые письменные свидетельства об этой практике, в чем есть определенная ирония, приписываются автору, творившему под псевдонимом Демокрит (историкам он известен как Псевдо-Демокрит) из эллинистического Египта в I веке нашей эры. Цели алхимии выходили далеко за пределы набившего оскомину клише о превращении Свинца в Золото – алхимики искали и эликсир бессмертия, и лекарство от всех болезней (его называли «панацеей», от греческих слов pan [ «все»] и akos [ «лекарство»]). Конечно же, они не преуспели – ведь у них отсутствовала технология, позволяющая увеличить энергию в миллионы раз.

Однако в начале 1934 года, менее чем за два года до того, как был открыт нейтрон и мы наконец-то составили картину атомного ядра, Фредерик и Ирен Жолио-Кюри (дочь Марии Кюри) создали первые «искусственные» изотопы, устроив бомбардировку стабильных изотопов быстрыми ядрами Гелия – так появились неизвестные прежде изотопы Азота, Фосфора и Кремния. Это воплощение мечтаний древних алхимиков было признано уже в следующем году, когда ученые удостоились Нобелевской премии по химии. За последние девяносто лет были созданы не только новые изотопы, но и двадцать четыре совершенно новых элемента, поэтому помимо девяноста четырех атомов, встречающихся в природе, современная Периодическая таблица включает еще и элементы, созданные в искусственных условиях и занимающие ячейки с 95 по 118. Общее число изотопов уже перешло за 3330, время жизни 620 из них превышает час, и некоторые из них играют важную роль в медицине, производстве энергии и других технических областях.