Уравнение ядерной реакции в сокращенной формы

Сокращенные и полные уравнения ядерных реакций

Сокращенные уравнения	Полные уравнения
27 Al(p, ) 24 Mg
9 Be( ,n) 12 C
59 Со(n, ) 56 Мn
14 N(n,p) 14 C
32 S(d,a) 30 Р

Глава 4. Химическая связь и строение молекул

Определение химической связи.Свойства веществ зависят от их состава, строения, от типа химической связи между атомами в веществе. Химическая связь имеет электрическую природу. Под химической связью понимают вид взаимодействия между частицами в веществе (или характер распределения электронной плотности).

Современная теория химической связи была предложена в 1916 г. американским ученым Льюисом и одновременно с ‘ним немецким ученым Косселем. В дальнейшем эти теории были допол­нены, углублены, но являются основополагающими.

В образовании химических связей участвуют не все электроны атома, а только электроны внешнего уровня (у s- и p-элементов, т.е. у элементов главных подгрупп периодической системы) или электроны внешнего и недостроенного предвнешнего уровня (у d-элементов, т.е. у элементов побочных подгрупп). Электроны, способные к образованию химических связей, называются валентными. В зависимости от того, сколько электронов приняло участие в образовании химических связей, элемент может находиться в том или ином валентном состоянии (т.е. проявить определенную валентность).

Прежде валентностью элемента называли его способность присоединять или замещать определенное число атомов других элементов. В настоящее время понятие валентности связывают с определенным типом химической связи в веществе.

Соединение атомов в молекулы – энергетически выгодный процесс и всегда сопровождается выделением энергии, величина которой соответствует прочности (энергии) возникшей химической связи:

Теория строения атома объяснила причину объединения атомов в молекулы как стремление к устойчивой двух- или восьмиэлектронной внешней оболочке. Образование устойчивой электронной конфигурации может достигаться различными способами: отдачей, присоединением, обобществлением электронов. Таким образом, под химической связью понимаются различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатом­ных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ. К основным чертам химической связи можно отнести:

а) снижение общей энергии двух- или многоатомной системы по
сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых
эта система образована;

б) перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние связи.

По своей природе химическая связь представляет собой взаимо­действие между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами, а также электронов друг с другом.

Существует несколько типов химической связи, из которых важнейшими являются ионная, ковалентная, металлическая связь.

4.2. Ионная связь. При образовании любой молекулы, атомы этой молекулы «связываются» друг с другом. Причина образования молекул состоит в том, что между атомами в молекуле действуют электро­статические силы. Образование молекул из атомов приводит к выигрышу энергии, так как в обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное.

Если на внешнем уровне содержится максимальное число электронов, которое атом может вместить, то такой уровень назы­вается завершенным. Завершенные уровни характеризуются боль­шой прочностью. Такие уровни имеют атомы инертных газов. Это и служит причиной того, что инертные газы при обычных условиях не вступают в химические реакции с другими элементами. Атомы других элементов имеют незавершенные энергетические уровни. В процессе химического взаимодействия они их завершают, т. е. приобретают структуру инертных газов.

Ионный тип связи возможен только у элементов, атомы которых резко отличаются по относительной электроотрицательности (см. раздел 3.3.), т.е. способности атомовсмещатьэлектронную плотность в молекуле к себе.

Рассмотрим электронное строение атомов некоторых металлов. неметаллов и инертного газа неона.

Электронная формула атома

натрия Is 2 2s 2 2p 6 3s 1 или [Ne] 3s 1

кальция Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 или [Ar] 4s 2

хлора Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 или [Ne] Зs 2 3p 5

кислорода Is 2 2s 2 p 4 или [He ]2s 2 2p 4

неона Is 2 s 2 p 6

Как видно из электронного строения, атом неона имеет завер­шенный внешний энергетический уровень, состоящий из восьми электронов, а атомы металлов (натрия и кальция) и неметаллов (хлора и кислорода) — незавершенные энергетические уровни. В процессе химических реакций они стремятся завершить их, т. е. принять конфигурацию инертных газов.

Для завершения энергетических уровней атомам натрия и каль­ция легче отдать один и два электрона, а атомам хлора и кисло­рода легче принять один или два электрона. Это и происходит при образовании молекул.

Образование молекул хлорида натрия (NaCI) и оксида кальция (СаО) происходит по схеме:

Na – ē → Na + [Ne]

Cl + ē →Cl – [Ar]

Атом натрия теряет электрон и превращается в ион натрия, который приобретает конфигурацию инертного газа (Ne), а атом хлора присоединяет электрон, превращается в ион хлора, приобре­тая конфигурацию инертного газа аргона (Аг).

Аналогично происходит и образование молекулы оксида кальция

Ca – 2ē → Ca 2+ [Ar]

Ионы, вследствие сил электростатического притяжения, обра­зуют молекулы. Соединения, которые образовались путем притяже­ния ионов, называются ионными.

Химическая связь между ионами, осуществляемая электроста­тическим притяжением, называется ионной связью. Ионных соединений сравнительно немного. Современная теория связи объясняет возникновение ионной связи из ковалентной предельной односторонней поляризацией (смещением) общей электронной пары, когда последняя переходит во владения одного из соединяющихся атомов, т. е. ионная связь — крайний случай ковалентной связи.

Таким образом, нет принципиального различия в механизме воз­никновения неполярной ковалентной, полярной ковалентной и ион­ной связей. Они различаются лишь степенью поляризации молеку­лярного электронного облака. Природа химической связи едина.

Для соединений с ионной связью характерны высокая темпера­тура кипения и плавления, электропроводностью обладают только в расплавленном состоянии, в воде легко диссоциируют на ионы.

Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью.

Ненаправленность ионной связи. Ионы можно пред­ставить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределены во всех направлениях в пространстве. Поэтому каж­дый ион может притянуть к себе ионы противоположного знака в любом направлении (рис. 5).

Ненасыщаемость ионной связи. Взаимодействие двух ионов противоположного знака друг с другом не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого, у них сохраняется способность притягивать ноны противоположного знака и по другим направлениям (рис. 6).

Рис.5 Ненаправленность ионной связи Рис.6 Ненасыщаемость ионной связи

4.3. Ковалентная связь. Химическая связь, осуществляемая за счет перекрывания элек­тронных облаков взаимодействующих атомов, называется кова­лентной связью.

4.3.1. Неполярная ковалентная связь. Механизм возникновения ковалентной связи рассмотрим на примере образования молекулы водорода.

— Образование молекулы Н₂. Ядро свободного атома водорода окружено сферически сим­метричным электронным облаком. При сближении атомов до опре­деленного расстояния происходит перекрывание их электронных облаков с образованием молекулярного облака, обладающего мак­симальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания (образо­вания молекулы Н₂) это расстояние сокращается до 0,074 нм (рис. 7). Увеличение плотности отрицательно заряженного электронного облака между положительно заряженными ядрами приводит к тому, что ядра как бы стягиваются этим облаком и возникает химическая связь.

Таким образом, ковалентная связь обеспечивается силами электростатического притяжения между сосредоточенной электрон­ной плотностью в межъядерном пространстве, возникшей в резуль­тате перекрывания электронных облаков, и положительными зарядами ядер. Ковалентная связь тем прочнее, чем вше степень перекрывания электронных облаков. В результате возникновения связи между атомами водорода каждый атом достигает электронной

конфигурации инертного элемента гелия:

2 2s 2 2p 6 3s 2 3Sp 5

При образовании молекулы происходит перекрывание р-орбиталей (рис. 8).

Рис. 8. Схема образования химической связи в молекуле хлора.

с точки зрения строения атома электронная формула атома азота выглядит так:

↑↓ ↑ ↑ ↑

В молекуле азота связь осуществляется за счет перекрывания трех р-облаков, расположенных по оси х, у, z. Между атомами азота образуется одна сигма (σ) -связь и две пи – связи (π).

Связь, образованная при перекрывании электронных облаков вдоль линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, называется сигма (σ) — связью. Связь, образованная за счет перекрывания орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей центры – атомов, называется пи – связью.

Наглядно это представлено на рисунке 9.

Рис. 9.Схема образования химической связи в молекуле азота.

Мы рассмотрели неполярную или гомеополярную ковалентную связь. При неполярной связи вероятность присутствия электронной плотности между ядрами одинакова. Центры тяжести положитель­ных и отрицательных зарядов совпадают. Центром положитель­ного заряда считают середину расстояния между ядрами. В молеку­лах простых газообразных веществ Н₂, CI₂, O₂, N₂ — в газо­образной фазе наблюдается гомеополярная (неполярная) связь.

Вещества с неполярной ковалентной связью обладают низкими температурами кипения и плавления, в воде не диссоциируют, не проводят электрический ток.

Полярная ковалентная связь. Образование молекулы из атомов различных элементов происхо­дит при помощи гетерополярной (полярной) ковалентной связи. Простейший случай гетерополярной связи — это образование моле­кулы хлорводорода. Образование молекулы НС1 можно предста­вить схемой: . . . .

Н ∙ + ∙ С1 : →Н:С1:

Здесь происходит перекрывание s-облака атома водорода и р-облака атома хлора (рис. 10).

Рис. 10. Схема образования химической связи в молекуле хлороводорода.

Но в данном случае хлор обладает большей относительной электроотрицательностью. Поэтому происходит оттягивание элек­тронной плотности к атому хлора. В молекуле возникает положи­тельный и отрицательный полюсы.Химическая связь, в которой электронная плотность смещена к одному из партнеров, называется гетерополярной или полярной ковалентной связью. Критерием спо­собности атома притягивать электрон может служить электроотрица­тельность. Чем выше ЭО у атома, тем более вероятно смещение элек­тронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность электроотрицательности атомов характеризует полярность связи.

Вследствие смещения электронной пары к одному из ядер повы­шается плотность отрицательного заряда у данного атома и соответ­ственно атом получает заряд, называемый эффективным за­рядом атома δ -. У второго атома повышается плотность положи­тельного заряда δ +. Вследствие этого возникает диполь, представ­ляющий собой электрически нейтральную систему с двумя одинаковыми по величине положительным и отрицательным зарядами, нахо­дящимися на определенном расстоянии (длина диполя) l_д друг от друга. Мерой полярности связи служит электрический мо­мент диполя равный произведению эффективного заряда на длину диполя l_д

Электрический момент диполя имеет единицу измерения кулон на
метр (Кл∙м). В качестве единицы измерения используют также внесистемную единицу измерения дебай D, равную 3,3-10 –30 Кл∙м
Полярную ковалентную связь с δ, приближающемуся к 1, можно считать ионной связью. Однако, даже у ионных соединений δ ниже единицы. Поэтому любая ионная связь имеет определенную долю ковалентности.

Химическая связь в большинстве химических соединений сочета­ет свойства ковалентной и ионной связи. Поэтому ее можно считать ковалентной с определенной долей ионности. Степень ионности ха­рактеризуется эффективным зарядом атомов и возрастает с увеличе­нием разности электроотрицательностей.

Рассмотренный выше механизм образования ковалентной связи (непо­лярной и полярной) называется обменным. Возможен и другой механизм образования ковалентной связи — донорно-акцепторной. В этом случае химическая связь возникает за счет двух­электронного облака одного атома и свободной орбитали другого. В качестве примера рассмотрим механизм образования иона ам­мония NH + :

В молекуле аммиакаазот имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако). Уиона водорода свободна ls-орбиталь. При сближении двухэлектронное облако азота становится общим как для атома азота, так и для атома водорода, т. е. оно превратилось в молекулярное электронное облако. А значит, возникла четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой:

.. . . +

H : N : + H + → H NH :

Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, назы­вается донором, а атом, принимающий ее (т. е. предоставляющий свободную орбиталь), называется акцептором. Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектрон­ного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным.

Таким образом, в катионе аммония четыре равноценные ковалентные связи: три образованные по обменному механизму и одна — по донорно-акцепторному.

Вещества с полярной ковалентной связью занимают по свой­ствам промежуточное положение между веществами с ионной связью и неполярной ковалентной связью. Ковалентному типу свя­зи характерны атомные и молекулярные кристаллические ре­шетки.

Провести границу между ионной и полярной ковалентными свя­зями не всегда возможно. В соединениях, образованных тремя и более элементами, между атомами могут быть различные типы химической связи.

4.3.3. Свойства ковалентной связи.Ковалентная связь обычно характеризуется длиной связи, энер­гией связи, насыщаемостью и направленностью.

Длиной связи называется межъядерное расстояние между химически связанными атомами, когда силы притяжения уравновешены силами отталкивания и энергия системы минимальна. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Однако количественной мерой прочности связи являетсяее энергия.

Энергиясвязи равна тойэнергии, которая необходима для разрыва имеющихся в молекулесвязей.Обычно она измеряется в килоджоулях, отнесенных к 1 моль вещества, т. е. к 6,02 • 10 23 свя­зям. Так, согласно опытным данным, длины связи молекул водорода, хлора и азота соответственно составляют 0,074, 0,198 и 0,109нм(нанометра), а энергии связи соответственно равны 436, 242 и 946 кДж/моль. С увеличением кратности связи энергия связи уве­личивается, а длина уменьшается.

Насыщаемость— это полное использование атомом валентных орбиталей. В результате он становится неспособным к установле­нию дополнительных связей. Например, нельзя присоединить еще атом водорода к молекулам Н₂ или СН₄. В этих молекулах связи насыщены. Благодаря насыща­емости связей молекулы имеют определенный состав: Н₂, Н₂О, НСl и т. д.

Направленность ковалентной связи обусловливает пространст­венную структуру молекул, т. е. их геометрию (форму). Ковалентная связь возникает в направлении максимального перекрывания элек­тронных облаков (орбиталей) вдоль линии соединения атомов. При образовании молекулы НС1 происходит перекрывание s-орбитали атома водорода с р-орбиталью атома хлора. Молекула имеет линей­ную форму. Химические связи в молекуле воды направлены под углом 104,5°.

Ковалентные связи, образуемые многовалентными атомами, всегда имеют пространственную направленность. Углы между связями называются валентными.

4.4. Метод валентных связей (МВС, ВС). Для глубокого понимания сущности ковалентной связи, характера распределения электронной плотности в молекуле, принципов построения молекул простых и сложных веществ необходим метод валентных связей (ВС, МВС).

Метод валентных связей описывает механизм возникновения ковалентной связи и базируется на следующих основных принципах:

1. Химическая связь между двумя атомами осуществляется за счет одной или нескольких общих электронных пар.

Оба электрона общей электронной пары удерживаются одновременно двумя ядрами, что энергетически более выгодно, чем нахождение каждого электрона в поле «своего» ядра.

Такая химическая связь является двухцентровой.

2. При образовании общей электронной пары электронные облака перекрываются; область повышенной электронной плотности между ядрами способствует их притяжению. Чем сильнее перекрывание электронных облаков (соотношение R₁ и R₂), тем прочнее химическая связь (рис. 11).

3. При образовании общей электронной пары спины взаимодействующих электронов должны быть антипараллельны (т.к. электроны с параллельными спинами отталкиваются, и связь не образуется).

Рис. 11. Перекрывание электронных облаков

4. В образовании общих электронных пар по вышеописанному механизму могут участвовать только неспаренные электроны атомов (иначе говоря – только одноэлектронные облака). Например, изобразим образование молекулы F₂ с помощью квантовых ячеек внешнего энергетического уровня (электронная формула атома F: 1s 2 2s 2 2p 5 ):

2s 2 2p 5 2p 5 2s 2 2s 2 2p 6 2p 6 2s 2

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ + ↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ → ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Неспаренные электроны 8ē 8ē

Общая (поделенная) пара электронов

Спаренные электроны внешнего уровня атома для образования химических связей с другими атомами должны разъединяться (распариваться). Атом перейдет в новое валентное состояние. Затрата энергии на такой процесс возбуждения атома компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химической связи (следует помнить, что возможности возбуждения атомов ограничены числом свободных орбиталей в соответствующих энергетических подуровнях).

5. Ковалентная связь обладает свойством насыщаемости, вследствие чего молекулы имеют вполне определенный состав.

Например, при образовании молекулы метана СН₄ каждый из четырех неспаренных электронов возбужденного атома углерода соединился с электроном атома водорода, образовались 4 ковалентные связи; больше электронных пар в данном случае образоваться не может, молекулы СН₅, СН₆ и т. д. не существуют.

(Примечание: взаимодействие валентнонасыщенных соединений между собой возможно с образованием одной или нескольких дополнительных донорно-акцепторных связей по особому механизму).

6. Ковалентная связь направлена в пространстве, что обусловливает пространственную структуру молекул (свойство направленности).

В зависимости от того, какими электронами осуществляются связи – s-, р-, d- или f- электронами, существенно различны энергии связей, длины связей, а также их направление в пространстве.

Электронные облака имеют различную форму, поэтому их взаимное перекрывание осуществляется несколькими способами: различают s- (сигма), p- (пи) и d (дельта)-связи.

Если перекрывание электронных облаков происходит вдоль линии, соединяющей ядра – это s-связь; если облака перекрываются вне этой линии, возникают p- и d-связи. Разновидности связи при комбинировании s-, р- и d-орбиталей показаны на рисунках:

p-связь d-связь

Если между атомами возникла одна общая электронная пара (обычно s-связь), такая связь называется одинарной, если две и более, то кратной: двойной, тройной.

Например, образование молекулы азота N₂ осуществляется тремя общими электронными парами. У каждого атома азота в образовании связей участвует 3 неспаренных р-электрона, направленных в трехмерном пространстве под углом 90 0 друг к другу и ориентированных соответственно по осям х, у, z (таковы свойства р-подуровня и р-орбиталей, диктуемые магнитным квантовым числом).

Два атома азота, соединяясь в молекулу N₂, могут образовать одну s-связь (перекрываются облака, ориентированные вдоль оси х) и две p-связи (перекрываются облака, ориентированные вдоль осей у и z).

Угловая конфигурация молекулы воды Н₂O, определяющая ее высокую полярность и особенности свойств, связана с направлением в пространстве двух химических s-связей, в образовании которых участвовали два неспаренных р-электрона атома кислорода и по одному s-электрону атомов водорода.

1s 2 2s 2 2p 4

H ₈O ↑↑ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

0 σ H ₁H ↑↑

Исходный угол в 90° между двумя р-орбиталями атома О увеличивается за счет взаимного отталкивания атомов Н, несущих избыток положительного заряда (вследствие смещения электронной плотности от Н к О).

Итак, структура молекул зависит прежде всего от вида и свойств тех орбиталей, которые атомы предоставляют для образования химических связей. Но, помимо этого фактора, на пространственное строение молекул влияет явление гибридизации орбиталей.

Гибридизацией называется образование новых равноценных по форме и энергии орбиталей из орбиталей разного типа. Смешанные, гибридные орбитали на схемах изображают условно:

Из одной s-орбитали и одной р-орбитали образуются две гибридные, смешанные орбитали sp-типа, направленные по отношению друг к другу на 180°

Из одной s-орбитали и двух р-орбиталей образуются три sp 2 -гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу:

sp 3 -гибридизация имеет место, если объединяются одна s-орбиталь и три р-орбитали; образуются четыре sp 3 -гибридные орбитали, ориентированные уже не в одной плоскости, а в объеме тетраэдра и направленные от центра тетраэдра к его 4 вершинам; валентный угол между двумя химическими связями составляет 109° 28 ¢

Возможны более сложные случаи гибридизации с участием d-электронов, (например, sp 3 d 2 — гибридизация).

Явление гибридизации, т.е. смешения, выравнивания электронной плотности, энергетически выгодно для атома, поскольку у гибридных орбиталей происходит более глубокое перекрывание и образуются более прочные химические связи. Небольшие затраты энергии на возбуждение атома и гибридизацию орбиталей с избытком компенсируются энергией, выделяющейся при возникновении химических связей. Валентные углы диктуются соображениями максимальной симметрии и устойчивости.

Примером sp 3 -типа гибридизации служит строение молекулы метана СН₄. Атом углерода в возбужденном состоянии имеет четыре неспаренных электрона: один s- и три р-электрона. Казалось бы, четыре химические связи, образованные ими с s-электронами четырех атомов водорода, должны быть неравноценными. Однако экспериментально установлено, что все 4 связи в молекуле СН₄ совершенно идентичны по длине и энергии, а углы между связями составляют 109°28¢. Следовательно, в молекуле СН₄ имеет место sp 3 -гибридизация.

Другие примеры гибридизации: BeH₂(sp-), BF₃ (sp- 2 ), РСl₅(sp 3 d-) и др.

На гибридных орбиталях, как и на обычных орбиталях, может располагаться не только по одному электрону, но и по два. Например, четыре sp 3 -гибридные орбитали атома кислорода О таковы, что две из них содержат по паре электронов, а две – одному неспаренному электрону. С современных позиций строение молекулы воды рассматривается с учетом гибридизации орбиталей атома О и тетраэдрической структуры молекулы Н₂O в целом.

4.5. Метод молекулярных орбиталей (ММО, МО).Хронологически метод МО появился позже метода ВС, по­скольку оставались в теории ковалентной связи вопросы, кото­рые не могли получить объяснение методом ВС. Укажем некото­рые из них.

Как известно, основное положение метода ВС состоит в том, что связь между атомами осуществляется за счет электронных пар (свя­зующих двухэлектронных облаков). Но это не всегда так. В ряде слу­чаев в образовании химической связи участвуют отдельные элек­троны. Так, в молекулярном ионе Н₂ + одноэлектронная связь. Ме­тод ВС образование одноэлектронной связи объяснить не может, она противоречит его основному положению.

Метод ВС не объясняет также роли неспаренных электронов в мо­лекуле. Молекулы, имеющие неспаренные электроны, парамагнитны, т. е. втягиваются в магнитное поле, так как неспаренный электрон создает постоянный магнитный момент. Если в молекулах нет неспа­ренных электронов, то они диамагнитны – выталкиваются из магнит­ного поля. Молекула кислорода парамагнитна, в ней имеется два электрона с параллельной ориентацией спинов, что противоречит методу ВС. Необходимо также отметить, что метод ВС не смог объяснить ряд свойств комплексных соединений – их цветность и др.

Чтобы объяснить эти факты, был предложен метод молекулярных орбиталей (ММО).

Ядерные реакции

В курсе ядерной физики в школе изучается явление взаимного превращения одного вещества в другое. Данные превращения могут быть как спонтанные (радиоактивный распад), так и индуцированные (несколько ядер сталкивают друг с другом). В результате такой реакции получается новые вещества. Для описания таких превращений используют введённую нами форму записи для элементов и организуют их в подобие уравнения:

• где
  • , — ядра до взаимодействия,
  • , — ядра после взаимодействия,
  • — — количество нуклонов (протонов+нейтронов) в соответствующих атомах,
  • — — количество протонов в соответствующих атомах.

Единственное, чем мы можем пользоваться в таких уравнениях, это простая логика — количество нуклонов и протонов в ходе реакции измениться не должно, таким образом, мы можем получить два уравнения:

Такие задачи обычно нацелены на поиск неизвестного элемента, и соотношений (2) — (3) для этого хватает. Находим количество протонов и нейтронов и, используя таблицу Менделеева, определяем нужный элемент.

Пример: пусть ядро азота и ядро гелия, сталкиваясь образуют ядро кислорода и неизвестный элемент. Найти данный элемент. По задаче сформируем уравнение:

Воспользуемся законом сохранения нуклонов (2) и (3):

Тогда искомый элемент — водород ( ).

Среди элементов, которые текстово могут встретиться в таких задачах, присутствуют:

• нейтрон — ,
• протон — , аналогом протона является ядро водорода ( ),
• дейтерий — — ядро водорода (изотоп), которое приобрело дополнительный нейтрон,
• тритий — — ядро водорода (изотоп), которое приобрело два дополнительных нейтрона,
• — частица (альфа-частица) — ядро гелия — ,
• — частица (бетта-частица) — по сути электрон — ,
• — частица (гамма-частица) — фактический фотон — .

Бетта-частица является обычным электроном, однако в ядре электронов нет, тогда электроны из ядра получается в результате ядерной реакции: .

Вывод: задачи на данную тематику практически всегда касаются поиска конкретного элемента в реакции. Поиск осуществляется законом сохранения нуклонов (уравнения (1) и (2)).

Уравнение ядерной реакции в сокращенной формы

Ядерными реакциями называют процессы, в которых атомные ядра претерпевают превращения в результате взаимодействия с элементарными частицами или другими атомными ядрами.

Первая ядерная реакция наблюдалась Резерфордом:

В этой реакции ядро атома исходного продукта азота-14 ( 14 N ) взаимодействует с бомбардирующей частицей (альфа-частицей — 4 He ). В результате ядерной реакции получаются конечный продукт (изотоп кислорода — 17 ₈ O ) и образующаяся частица -протон ( 1₁ H ). Протон чаще обозначают латинской буквой p.

Подобные реакции часто записывают, используя сокращенную форму записи:

причем за скобками ставят исходный и конечный продукты , а в скобках бомбардирующую и образующуюся частицы.

• В ядерных реакциях рассматриваются превращения отдельных атомов, поэтому любая ядерная реакция относится к одному атому.
• В ядерных реакциях выделившуюся или поглощенную энергию принято выражать в электронвольтах (или в Мегаэлектронвольтах).
• В ядерных реакциях образуются новые нуклиды (происходит превращение одних элементов в другие).
• Ядерные реакции, как правило, сопровождаются превращением некоторой массы вещества в энергию излучения.

Всякая ядерная реакция характеризуется энергией ядерной реакции, которая равна разности кинетической энергии ядер конечных и исходных продуктов и бомбардирующей и образующейся частиц.

Если энергия ядерной реакции отрицательна, реакция идет с поглощением энергии. Такие реакции называются эндотермическими. Примером такой реакции может служить реакция расщепления ядер атомов азота a -частицами. Экзотермическими называют такие ядерные реакции, которые идут с выделением энергии. Примером экзотермических реакций могут служить реакции деления ядер атомов тяжелых элементов, термоядерные реакции.

При всех ядерных реакциях соблюдаются законы сохранения электрического заряда, числа нуклонов, энергии, импульса.

Это означает, что при ядерных реакциях нуклоны не уничтожаются и не видоизменяются, происходит только их переход к другому ядру. Поэтому для ядерных реакций остается неизменным сумма массовых чисел и суммарный заряд ядер.

Поясним сказанное на нескольких простых примерах.

Задача 1.
Поясните на примере реакции, осуществленной Резерфордом (бомбардировка a -частицами ядер атомов азота), выполнение закона сохранения числа нуклонов и электрического заряда.

Решение. Запись реакции выглядит следующим образом:

В реакции (см. левую часть уравнения) участвуют атом азота и a -частица. Суммарное массовое число равно 14+4=18, а суммарный заряд равен 7+2=9. В результате ядерной реакции получаются атом кислорода и протон. Суммарное массовое число равно 17+1=18, а суммарный заряд равен 8+1=9. Очевидно, что в ходе реакции суммарное массовое число и суммарный заряд не изменились.

Задача 2.
Изотоп 14₇ N при захвате a -частицы образует некоторый элемент и протон. Определите, какой элемент образуется в результате этой реакции?

Решение. Начнем с записи реакции:

Вспомнив, что a -частица является ядром атома гелия, а для протона A=1, Z=1 перепишем реакцию в следующем виде:

Суммы зарядов и массовых чисел в левой и правой частях уравнения должны быть равны. Поэтому нетрудно определить, что для неизвестного нуклида X A=14+4-1=17, Z=7+2-1=8. Заглянув в таблицу Менделеева, определяем, что Z=8 соответствует кислороду. Следовательно, в результате реакции получается изотоп кислорода 17 ₈ O .

Задача 3.
При a -распаде радия 226₈₈ Ra образуется некоторый элемент. Что это за элемент?

Решение. Снова начнем с записи реакции:

Как и предыдущей задаче нетрудно вычислить, что для неизвестного элемента A=222, Z=86. Снова заглянув в таблицу Менделеева, определяем, что это изотоп радона 222₈₆ Rn.

Скорость протекания ядерных реакций при обычных температурах практически равна нулю. Это обусловлено двумя причинами:

• Размеры ядер крайне малы по сравнению с размерами атомов. Характерен такой пример: если представить себе единственный протон в атоме водорода в виде теннисного мяча, то орбита единственного электрона будет отстоять от него на 150 метров. Атом практически пуст.
• Атомные ядра окружены высоким потенциальным барьером, для преодоления которого заряженные частицы должны обладать большой кинетической энергией.

Ускорить протекание ядерных реакций можно двумя путями:

• Сильно (до десятков миллионов градусов) увеличить температуру вещества. Ядерные реакции, протекающие при таких температурах, принято называть термоядерными.
• Использовать для осуществления ядерных реакций ускоряемые частицы. Когда в ядро проникает частица (или группа частиц), то под воздействием нуклонов ядра она резко изменяет характер своего движения. Попавшая в ядро частица интенсивно обменивается энергией с нуклонами ядра, распределяя свою энергию между всеми нуклонами. В результате образуется единая система, представляющая собой так называемое составное ядро.

Составное ядро всегда возбуждено, поскольку обладают избыточной энергией, принесенной бомбардирующей частицей. Энергия возбуждения распределена между всеми нуклонами составного ядра, а средняя кинетическая энергия нуклонов составного ядра характеризует повышенную «ядерную температуру».

У такого «нагретого» ядра может происходить явление, аналогичное испарению молекул из капли обычной жидкости. Избыточная энергия или некоторая ее часть может сосредоточиться у какой-то одной частицы и она может «испариться», т.е покинуть ядро.

Время, которое протекает с момента образования составного ядра до его превращения в обычное ядро, существенно превышает время, которое затратила бы частица на «пробег» ядра со скоростью, которую она имела при подлете к нему. Иногда это время больше в миллионы раз. Именно по этой причине о составном ядре говорят как о реально существующем ядре.

Какие же дальнейшие превращения могут происходить с составным ядром. Для определенности предположим, что в ядро алюминия 27₁₃ Al попал нейтрон большой энергии. В образовавшемся составном ядре избыток энергии, необходимой для «испарения», может сосредоточиться, например, у одного из протонов, который сразу же покидает ядро. Последовательность ядерных превращений для такого случая отображается следующей схемой:

Обратите внимание, что возбужденное ядро обозначается символом * .

События могут развиваться и по другому «сценарию». Избыток энергии может сосредоточиться не у одного протона, а у группы частиц, состоящей из пары протонов и пары нейтронов. В этом случае происходит «испарение» всей группы целиком и ядро испускает a -частицу:

Две приведенных реакции представляют собой примеры реакций с испусканием заряженных частиц.

«Испариться» может и незаряженная частица — нейтрон или даже два нейтрона, если энергия возбуждения велика. При испускании двух нейтронов происходят следующие превращения (алюминий здесь заменен бромом):

Это пример ядерной реакции с испусканием незаряженных частиц.

Имеется существенное различие в протекании ядерных реакций с испусканием заряженных частиц и с испусканием нейтронов.

Для того, чтобы ядро испустило протон или a -частицу, необходима значительная энергия, равная или превосходящая высоту потенциального барьера. При «испарении» нейтронов нет потенциального барьера и столь большая энергия не требуется.

Может случиться и так, что возбужденное составное ядро испустит g -квант раньше, чем избыток энергии сосредоточится у одной из частиц. После излучения g -кванта оставшейся энергии возбуждения будет недостаточно для выбрасывания какой-либо частицы. Нейтрон так и останется в ядре. Это явление называется радиационным захватом.

Вот пример радиационного захвата:

Распределение энергии между частицами составного ядра носит статистический (случайный) характер, поэтому для каждого конкретного составного ядра заранее невозможно сказать, по какому пути будет поисходить превращение. Каждое из возможных превращений характеризуется всего лишь определенной вероятностью. В соответствии с этой вероятностью определенная доля (обычно измеряется в %) составных ядер всегда претерпевает данное конкретное превращение. А усреднение достигается благодаря огромному числу атомов в каждом грамме вещества.