Cтраница 2
При сравнении атомного веса водорода, найденного химическим методом, с его атомным весом, измеренным масс-спектрографом, оказалось, что химический атомный вес водорода немного ( примерно а 1 / 5000) больше найденного масс-спектрографом. [16]
При сравнении атомного веса водорода, найденного химическим методом, с его атомным весом, измеренным масс-спектрографом, оказалось, что химический атомный вес водорода немного ( примерно на 1 / 5000) больше найденного масс-спектрографом. Масс-спектрограф, разделяя элемент на изотопы, измеряет атомный вес каждого из изотопов в отдельности, химическими же методами определяется средний атомный вес всех вместе взятых атомов элемента. Можно было поэтому предположить, что расхождение между масс-спектрографическим и химическим атомными весами водорода объясняется присутствием в водороде, кроме атомов с весом - - 1, незначительной примеси атомов более тяжелого изотопа с атомным весом-2. Чем больше вес молекул, тем менее они подвижны. [17]
Другие, однако, считали, что массы атомов одного и того же элемента могут быть различны и что числа, представляющие химический атомный вес, являются только средними значениями различных весов атомов данного элемента. [18]
Так как все изотопы данного элемента имеют близкие массовые числа, то соответствие между возрастанием Z и Л сохраняется также между Z и средним химическим атомным весом. [19]
Различие в величинах упругости пара было установлено Кеесом и Ван-Дайком [1087]; им удалось методом низкотемпературной дистилляции разделить образец неона на две фракции, которые отличались по химическому атомному весу на 0 09 единицы. Позднее было показано [ 20671, что константы равновесия реакций, включающих изотопы водорода, как, например, H2 2DC1 D2 2HC1, значительно отличны от единицы. Юри [ 20691 разработал метод вычисления констант равновесия для различных реакций с изотопами и получил данные для обменных реакций, включающих изотопы водорода, лития, бора, углерода, азста, кислорода, хлора, брома и иода. Многие из рассмотренных им реакций могут приводить к фракционированию изотопов в природе. [20]
Но хотя лишь два из пяти ивотопго никеля имеют атомный вес меньший, чем атомный вас кобальта ( 58), они численно преобладают в никеле над всеми другими, только поэтому химический атомный вес никеля оказывается меньше, а не больше, чем атомный вес кобальта. [21]
В Периодической системе элементов фосфор находится в главной подгруппе пятой группы, в третьем периоде. Атомный номер фосфора 15, химический атомный вес 30 9738; молекула фосфора состоит из 4 атомов. [22]
Другое раннее представление о строении материи, основанное на том, что все элементы образованы из одного основного элемента, ожило в гипотезе Праута ( 1816 г.), который полагал, что массы всех атомов являются целыми кратными массы атома водорода. Далее мы увидим, что близость к целым числам многих атомных весов, определенных химическими методами, не имеет особенного значения, так как химический атомный вес элемента выражает величину средней массы атомов и потому является функцией масс и количественного содержания различных изотопов. Однако относительные массы этих изотопов имеют очень большое значение, что и будет рассмотрено далее в связи с вопросом об эквивалентности массы и энергии. [23]
Если какой-либо элемент присутствует в виде смеси изотопов, то тогда необходимо учитывать среднюю атомную массу. Именно эта средняя атомная масса элемента и называется химическим атомным весом. Единицей атомного веса является дальтон. [24]
Часто обнаруживается, что средние атомные веса элементов с природным содержанием изотопов неустойчивы и зависят от способов получения образца. Многие процессы, как, например, испарение или растворение, приводят к некоторому разделению изотопов, что обусловливает вариации в средних, или химических, значениях атомных весов. Обычно отклонения не превышают 0 01 % от значения химического атомного веса. [25]
Обычный водород состоит из: меси двух изотопов с массами 1 и 2, и между физическими свойствами соединений, содержащих эти изотопы, существуют значительные различия. Несмотря на это, второй изотоп, называемый дейтерием, не был выделен до 1932 года. Мысль о существовании дейтерия возникла впервые, когда было установлено расхождение между химическим атомным весом водорода 1 00799 ( отнесенным к О 16) 1 величиной 1 00778 4 0 00015, полученной Астоном в 1927 году из масс-спектрографических измерений. Позднее дейтерий был выделен с помощью электролиза. [26]
Сравнение порядка элементов в периодической таблице с химическими атомными весами показывает, что у трех пар атомов, а именно, у Аг и К, Со и Ni и Те и I, атом большего атомного веса располагается впереди атома меньшего атомного веса. Менделеев переставил эти пары атомов на основе их химических свойств, ясно показывающих, что теллур, например, принадлежит к тому же семейству, что и сера i селен, а иод - к галоидам. Когда позднее атомные номера этих элементов были определены физическими методами, такая перестановка полностью оправдалась и подтвердила первостепенную важность атомного номера, а не химического атомного веса элемента. Оказалось, что иод состоит только из одного изотопа 127, тогда как теллур имеет изотопы 126, 128 и 130 и имеет средний атомный вес больший, чем у иода. [27]
Этим была подтверждена гипотеза Юри и Гриффа [2068] о наличии таких вариаций. Как уже упоминалось, даже после открытия 18О сразу не было получено надежной оценки его распространенности ввиду недостатков, присущих масс-спектрографий. Малая распространенность тяжелых изотопов азота и углерода была причиной того, что оказалось невозможным предсказать их существование на основании сравнения масс изотопов Астона с химическими атомными весами; эти изотопы не были в то время замечены и масс-спектроскопистами. В этих условиях трудно было надеяться на распознавание малых колебаний в распространенности изотопов. [28]
Определение атомных весов производится с макроскопическими количествами вещества при посредстве химических анализов. Получаемые таким путем числа имеют огромное практическое значение и лежат в основе всех химических расчетов. Если предположить, как это и делалось до сравнительно недавнего времени, что все атомы данного элемента имеют одинаковую массу, то, пользуясь законом Авогадро, согласно которому в одном моле любого вещества содержится одно и то же количество молекул, можно при помощи химического атомного веса вычислить и абсолютную массу атома. [29]
Большинство элементов состоит из нескольких изотопов - разновидностей атомов с одним и тем же порядковым номером, но разными атомными весами. Но наиболее тяжелые изотопы элемента с меньшим порядковым номером часто имеют атомный вес больший, чем наиболее легкие изотопы элемента с большим порядковым номером. Если они преобладают и количественно, среднестатиче-ский или химический атомный вес элемента с меньшим порядковым номером может оказаться большим, чем химический атомный вес элемента с ближайшим большим порядковым номером. [30]