Kvant. Заряд атомного ядра

Белкин И.К. Заряд атомного ядра и периодическая система элементов Менделеева //Квант. — 1984. — № 3. — С. 31-32.

По специальной договоренности с редколлегией и редакцией журнала "Квант"

Современные представления о строении атома возникли в 1911 — 1913 годах, после знаменитых опытов Резерфорда по рассеянию альфа-частиц. В этих опытах было показано, что α-частицы (их заряд положительный), попадая на тонкую металлическую фольгу, иногда отклоняются на большие углы и даже отбрасываются назад. Это можно было объяснить только тем, что положительный заряд в атоме сконцентрирован в ничтожно малом объеме. Если представить его в виде шарика, то, как установил Ре- зерфорд, радиус этого шарика должен быть равен примерно 10^-14—10^-15 м, что в десятки и сотни тысяч раз меньше размеров атома в целом (~10^-10 м). Только вблизи столь малого по размерам положительного заряда может существовать электрическое поле, способное отбросить α-частицу, мчащуюся со скоростью около 20 000 км/с. Эту часть атома Резерфорд назвал атомным ядром.

Так возникла идея о том, что атом любого вещества состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, существование которых в атомах было установлено ранее. Очевидно, что, поскольку атом в целом электрически нейтрален, заряд ядра должен быть численно равен заряду всех имеющихся в атоме электронов. Если обозначить модуль заряда электрона буквой е (элементарный заряд), то заряд q_я ядра должен быть равен q_я = Ze, где Z — целое число, равное числу электронов в атоме. Но чему равно число Z? Чему равен заряд q_я ядра?

Из опытов Резерфорда, позволивших установить размеры ядра, в принципе, можно определить и величину заряда ядра. Ведь электрическое поле, отбрасывающее α-частицу, зависит не только от размеров, но и от заряда ядра. И Резерфорд в самом деле оценил заряд ядра. По Резерфорду заряд ядра атома того или иного химического элемента примерно равен половине его относительной атомной массы А, умноженной на элементарный заряд е, то есть

\(~Z = \frac{1}{2}A\).

Но, как это ни странно, истинный заряд ядра был установлен не Резер- фордом, а одним из читателей его статей и докладов — голландским ученым Ван-ден-Бруком (1870—1926). Странно потому, что Ван-ден-Брук по образованию и профессии был не физиком, а юристом.

Почему Резерфорд, оценивая заряды атомных ядер, соотносил их с атомными массами? Дело в том, что когда в 1869 году Д. И. Менделеев создал периодическую систему химических элементов, он расположил элементы в порядке возрастания их относительных атомных масс. И за истекшие сорок лет все привыкли к тому, что самая важная характеристика химического элемента — его относительная атомная масса, что именно она отличает один элемент от другого.

Между тем именно в это время, в начале XX века, с системой элементов возникли трудности. При исследовании явления радиоактивности был открыт ряд новых радиоактивных элементов. И для них в системе Менделеева как будто бы не было места. Казалось, что система Менделеева требовала изменения. Этим и был особенно озабочен Ван-ден-Брук. В течение нескольких лет им было предложено несколько вариантов расширенной системы элементов, в которой хватило бы места не только для неоткрытых еще стабильных элементов (о местах для них «позаботился» еще сам Д. И. Менделеев), но и для радиоактивных элементов тоже. Последний вариант Ван-ден-Брук опубликовал в начале 1913 года, в нем было 120 мест, а уран занимал клетку под номером 118.

В том же 1913 году были опубликованы результаты последних исследований по рассеянию α-частиц на большие углы, проведенных сотрудниками Резерфорда Гейгером и Марсденом. Анализируя эти результаты, Ван-ден-Брук сделал важнейшее открытие. Он установил, что число Z в формуле q_я = Ze равно не половине относительной массы атома химического элемента, а его порядковому номеру. И притом порядковому номеру элемента в системе Менделеева, а не в его, Ван-ден-Брука, 120-местной системе. Система Менделеева, оказывается, не нуждалась в изменении!

Из идеи Ван-ден-Брука следует, что всякий атом состоит из атомного ядра, заряд которого равен порядковому номеру соответствующего элемента в системе Менделеева, умноженному на элементарный заряд, и электронов, число которых в атоме тоже равно порядковому номеру элемента. (Атом меди, например, состоит из ядра с зарядом, равным 29е, и 29 электронов.) Стало ясно, что Д. И. Менделеев интуитивно расположил химические элементы в порядке возрастания не атомной массы элемента, а заряда его ядра (хотя он об этом и не знал). Следовательно, один химический элемент отличается от другого не своей атомной массой, а зарядом атомного ядра. Заряд ядра атома — вот главная характеристика химического элемента. Существуют атомы совершенно различных элементов, но с одинаковыми атомными массами (они имеют специальное название — изобары).

То, что не атомные массы определяют положение элемента в системе, видно и из таблицы Менделеева: в трех местах нарушено правило возрастания атомной массы. Так, относительная атомная масса у никеля (№ 28) меньше, чем у кобальта (№ 27), у калия (№ 19) она меньше, чем у аргона (№ 18), у иода (№ 53) меньше, чем у теллура (№ 52).

Предположение о взаимосвязи заряда атомного ядра и порядкового номера элемента легко объясняло и правила смещения при радиоактивных превращениях, открытые в том же 1913 году («Физика 10», § 103). В самом деле, при испускании ядром α-частицы, заряд которой равен двум элементарным зарядам, заряд ядра, а значит, и его порядковый номер (теперь обычно говорят — атомный номер) должен уменьшиться на две единицы. При испускании же β-частицы, то есть отрицательно заряженного электрона, он должен увеличиться на одну единицу. Именно в этом и состоят правила смещения.

Идея Ван-ден-Брука очень скоро (буквально в том же году) получила первое, правда косвенное, опытное подтверждение. Несколько позже правильность ее была доказана прямыми измерениями заряда ядер многих элементов. Понятно, что она сыграла важную роль в дальнейшем развитии физики атома и атомного ядра.