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.
