— Нетрудно убедиться, что атомный вес последующего элемента меньше, чем у предыдущего.

Кажется, что же тут такого? Взять да переставить элементы.

С известной натяжкой это можно сделать для кобальта и никеля — близких по свойствам элементов VIII группы.

Поменяйте местами аргон и калий, теллур и йод. Получается нелепость: аргон окажется в группе щелочных металлов, а калий — среди инертных газов. Теллур попадет к галогенам, не имея с ними ничего общего. Периодическая система элементов подрывается в самой основе.

Одни ученые предсказывали крах периодической системы. Другие оставались спокойными: «Все дело в более точном определении атомных весов!» — заявляли они.

И ставили эксперименты с весьма чистыми препаратами, совершенствовали методы определения атомных весов.

Рассчитывали — и недоуменно пожимали плечами: все оставалось по-прежнему: аргон был тяжелее калия, кобальт «забегал» вперед никеля; более легкий йод следовал за теллуром.

Найти объяснение этим загадочным случаям или отказаться от таблицы элементов?

Такова была дилемма.

Отказаться всегда просто. Те, кто верил в периодический закон, стали искать объяснения.

Среди них был великий русский химик Александр Михайлович Бутлеров. Он широко известен как создатель теории строения органических соединений.

— Все ли атомы данного элемента одинаковы? — спрашивал Бутлеров. — Известно, что атомы одного и того же элемента могут иметь разную кинетическую энергию. Нельзя ли допустить, что они обладают и различными атомными весами?

И отвечал: «Каждый элемент может иметь несколько разновидностей. Все эти разновидности имеют совершенно одинаковые свойства и отличаются только по атомному весу. Кроме того, атомный вес каждой разновидности выражается целым числом».

Если продолжить мысль Бутлерова, можно предположить: отдельные разновидности содержатся в элементе в разных количествах.

Вероятно, у аргона преобладает наиболее тяжелая разновидность элемента, а у калия — наиболее легкая. Тогда атомный вес калия может оказаться в целом меньше, чем у аргона.

Бутлерову не удалось прийти к такому выводу: смерть прервала его работы. Но никто другой ни в одной стране не был в те времена — в восьмидесятых годах прошлого столетия, за тридцать лет до открытия явления изотопии — так близок к отысканию истины, как русский ученый!

Но работы Бутлерова никем не были продолжены. Все оставалось как раньше.

Нет, даже не как раньше! С открытием радиоактивности, с изучением продуктов радиоактивного распада урана, тория и актиния положение ухудшилось.

Среди продуктов радиоактивного распада тория нашли пять элементов, которые были похожи как две капли воды друг на друга и на элемент торий. Эти элементы получили названия «уран икс один», «ионий», «радиоторий», «уран игрек» и «радиоактиний». Единственное их отличие заключалось в радиоактивных свойствах.

Для них не нашлось мест в таблице элементов. Периодическая система оказалась перед новым испытанием.

Но в 1910 году английский ученый Содди предложил выход из создавшегося положения.

Он ввел понятие «изотопы». «Изотопы» — слово греческое, и по-русски означает «занимающие одно и то же место», «одинаковоместные».

Под изотопами Содди подразумевал разновидности химических элементов, которые имеют разные атомные веса и радиоактивные свойства, но обладают одинаковыми химическими и физическими характеристиками.

Стало быть, химический элемент торий имеет шесть изотопов.

Так было открыто явление изотопии. Оказалось, что радиоактивные элементы конца периодической системы состоят из нескольких изотопов.

Хорошо, но уран, торий, актиний и другие «замыкающие» таблицы Менделеева составляют лишь очень небольшую часть от всех известных химических элементов! Что же, явление изотопии характерно лишь для немногих «избранных» или же для всех элементов периодической системы?

Ученые занялись исследованием этого вопроса.

В 1913 году английский физик Мозели показал, что заряд ядра элемента, а не атомный вес должен быть положен в основу периодического закона. Места аргона (заряд ядра 18) и калия (19), кобальта (27) и никеля (28), теллура (52) и йода (53) оказались правильными. Теперь уже никто не сомневался, что объяснение неправильностей в атомных весах этих элементов следует искать в явлении изотопии.

Но как его обнаружить у других элементов? Здесь появились трудности.

У элементов конца периодической системы тот или иной изотоп можно определить по характеру радиоактивного излучения.

Большинство элементов не обладают свойством радиоактивности. Значит, надо искать другой путь определения.

Иначе говоря, нужно было найти способ, с помощью которого удалось бы различить химически одинаковые, но разные по массе атомы одного элемента.

Это сделал физик Томсон.

Сконструировав остроумную экспериментальную установку, он провел на ней исследования с инертным газом неоном.

Результаты подтвердили высказанные ранее предположения. Выяснилось, что у неона существуют две разновидности атомов: Ne20 и Ne22, то есть изотопы неона с атомными весами 20 и 22 соответственно.

Оказалось, что почти все известные нам элементы представляют собой смесь изотопов.

Объяснить, почему, например, атомный вес калия меньше атомного веса аргона, теперь не составило труда.

В самом деле, напишем изотопный состав K и Ar и процентное содержание отдельных изотопов в них:

Аргон                      Калий

Ar36      Ar38      Ar40       K39       K40      K41

0,337  0,063  99,600 %  93,259  0,012  6,729 %.

Майка все-таки с недоверием смотрела, как я выписываю на фанерке длинный ряд цифр.

— Вы видите, что у аргона преобладает самый тяжелый изотоп (Ar40), а у калия — самый легкий (K39). В итоге и получается (можно убедиться в этом, проделав простой арифметический расчет), что атомный вес у Ar больше, чем у K. То же самое мы получим для Co с Ni и Te с J.

Илья уже сказал, что ядро состоит из протонов и нейтронов. Число протонов выражает собой положительный заряд ядра и равно, следовательно, порядковому номеру элемента. Однако число нейтронов, связанных с протонами, может быть различным. Так, в атоме калия протонов всегда 19, а нейтронов может быть 20, 21 и 22. Эти три случая отвечают изотопам калия K39, K40 и K41 соответственно. Итак, ядра изотопов одного и того же химического элемента отличаются лишь числом нейтронов. Сумма нейтронов и протонов в ядре данного изотопа определяет его атомный вес.

Все изотопы можно разделить на две группы — устойчивые (или стабильные) и радиоактивные.

Стабильные изотопы не обладают радиоактивностью. Их число в настоящее время приблизилось к 280. Различные элементы состоят из разного количества стабильных изотопов. «Рекордсменом» в этом отношении является олово, у которого насчитывается десять изотопов.

Мнение, что радиоактивность присуща лишь элементам конца периодической системы, просуществовало недолго. Оказалось, что водород, углерод, калий, рубидий, индий, теллур, лантан, неодим, самарий, лютеций, тантал, рений также имеют радиоактивные изотопы. Их называют, как и продукты распада урана и тория, естественно радиоактивными изотопами. Их шестьдесят.

Радиоактивные изотопы характеризуются