Хранители времени. Реконструкция истории Вселенной атом за атомом - Дэвид Хелфанд
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
