Дейтерий — Википедия

У этого термина существуют и другие значения, см. Дейтерий (значения).
Дейтерий
Название, символ Дейтерий, 2H
Альтернативные названия тяжёлый водород, D
Нейтронов 1
Свойства нуклида
Атомная масса 2,0141017778(4)[1] а. е. м.
Дефект массы 13 135,7216(3)[1] кэВ
Удельная энергия связи (на нуклон) 1 112,283(0)[1] кэВ
Изотопная распространённость 0,0115(70) %[2]
Период полураспада стабильный[2]
Спин и чётность ядра 1+[2]
Таблица нуклидов
Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе

Дейте́рий (лат. deuterium, от др.-греч. δεύτερος «второй»), тяжёлый водород, обозначается символами D и 2H — стабильный изотоп водорода с атомной массой, равной 2. Ядро (дейтрон) состоит из одного протона и одного нейтрона.

Открыт в 1932 году американским физико-химиком Гарольдом Юри. Природное содержание — 0,0115 ± 0,0070[2] %.

Изотопные модификации соединений водорода

[править | править код]
См. также: Молекула водорода, Тяжёлая вода и Фторид дейтерия

Соединения изотопов водорода практически не различаются по химическим свойствам, но обладают довольно различными физическими свойствами (температура плавления, кипения, вес)[3]. Молекула D2, состоит из двух атомов дейтерия. Вещество имеет следующие физические свойства:

  • Температура плавления −254,5 °C (19,15 K).
  • Температура кипения −249,5 °C (23,57K).
  • Межъядерное расстояние 0,07416 нм[4].
  • Энергия диссоциации (при 0K) 439,68 кДж/моль[4].

Содержание дейтерия в природном водороде — 0,011…0,016 ат.%[5][страница не указана 819 дней]. Так, в морской воде у берегов соотношение атомных концентраций [D]/[Н] составляет (1,55÷1,56)·10−4 (один атом дейтерия на 6410÷6450 атомов протия), в околоповерхностных водах — (1,32÷1,51)·10−4 (1:6600÷7600), в природном газе — (1,10÷1,34)·10−4 (1:7500÷9100)[5].

По своим химическим свойствам соединения дейтерия имеют определённые особенности. Так, например, углерод-дейтериевые связи оказываются более «прочными», чем углерод-протиевые, из-за чего химические реакции с участием атомов дейтерия идут в несколько раз медленнее. Этим, в частности, обусловлена токсичность тяжёлой воды (вода состава D2O называется тяжёлой водой из-за большой разницы в массе протия и дейтерия)[источник?].

Получение

[править | править код]

Мировое производство дейтерия — десятки тысяч тонн в год. Крупнейшими производителями тяжёлой воды в мире являются Индия, Китай и Иран[6]. В промышленности для получения тяжелой воды (обогащения воды дейтерием) в своей основе служат процессы ионного обмена, в особенности Girdler Sulfide process, использующий изотопный обмен между водой и сероводородом или между водородом и аммиаком. Также используется многоступенчатый электролиз воды, ректификация жидкого водорода.[4] При электролизе 100 л воды выделяется 7,5 мл 60-процентного D2O[7].

Содержание дейтерия в природной воде в 1,03 раза больше, чем в паре (это коэффициент разделения для данной смеси). Поэтому при неоднократном кипячении природной воды с постоянным добавлением новой к остатку кипячения в чайнике постепенно будет происходить накопление тяжелой воды. Однако очень медленное, поэтому даже при большом количестве повторений этого процесса содержание тяжелой воды не станет опасным для здоровья, вопреки предположению В. В. Похлёбкина в книге «Чай. Его типы, свойства, употребление», вышедшей в 1968 году[8]. Академик Игорь Васильевич Петрянов-Соколов как-то подсчитал, сколько воды должно испариться из чайника, чтобы в остатке заметно повысилось содержание дейтерия. Оказалось, что для получения 1 литра воды, в которой концентрация дейтерия равна 0,15 %, то есть всего в 10 раз превышает природную, в чайник надо долить в общей сложности 2,1⋅1030 тонн воды, что в 300 млн раз превышает массу Земли[9].

История открытия и изучения

[править | править код]

Дейтерий был открыт в 1932 году Гарольдом Юри и его коллегами спектральным методом.

Резерфорд, недовольный предложенным открывателями названием «дейтон»[10], предложил вариант названия — «диплоген», а ядро, соответственно, — «диплон».

Учёные высказывали гипотезу о существовании стабильных изотопов лёгких элементов ещё в 1913 году при изучении неона. Существование этих изотопов было доказано в 1920 году методом масс-спектрометрии. Правда, в то время преобладала теория, согласно которой изотопы различались числом «внутриядерных электронов» различных атомов элемента (нейтрон был открыт позже — в 1932 году). Измерения относительной атомной массы водорода дали значение, близкое к 1 а. е. м., которое равно массе протона. Поэтому предполагалось, что водород не может содержать внутриядерный электрон, иначе он скомпенсирует заряд ядра. Таким образом, считалось, что у водорода нет тяжёлых изотопов.

Дейтерий впервые был открыт химиком Гарольдом Юри, работавшим в Колумбийском университете в конце 1931 года. Фердинанд Брикведде, который помогал Юри, провёл дистилляцию пяти литров жидкого водорода, полученного в криогенном цикле. Брикведде работал в новой лаборатории низких температур, открытой в Национальном бюро стандартов и весов США (NIST). В результате объём жидкости составил 1 мл. Ранее такая же методика использовалась для наработки тяжелых изотопов неона. Техника испарения жидкого водорода позволила увеличить долю изотопа водорода с массой 2 до такой степени, чтобы его можно было надежно зарегистрировать методами спектроскопии[11].

15 июня 1933 года Юри, Мерфи и Брикведде направили письмо редактору научного журнала «The Journal of Chemical Physics», в котором предложили названия для изотопов водорода — протий (англ. protium), дейтерий (англ. deuterium) и тритий (англ. tritium; в случае его открытия, поскольку на тот момент тритий ещё не был открыт), в письме они отмечали, что произвели первые два названия от греческих слов «protos» («первый») и «deuteros» («второй»)[12][13]. В 1934 году Юри была присуждена Нобелевская премия по химии за открытие дейтерия.

Применение

[править | править код]

Наибольшие количества дейтерия применяются в атомной энергетике[6]. Он обладает лучшими свойствами замедления нейтронов. В смеси с тритием или в соединении с литием-6 (гидрид лития 6LiD) применяют для термоядерной реакции в водородных бомбах. При взрыве происходят реакции:

.

Также применяется в качестве меченого стабильного индикатора в химических, биологических и других лабораторных исследованиях и технике[6]. Перспективным также представляется применение дейтерия (в смеси с тритием) для получения высокотемпературной плазмы, необходимой для осуществления управляемого термоядерного синтеза (см. проект ITER)[6].

С некоторых пор дейтерий используется в медицине компаниями, разрабатывающими лекарства, которые с его помощью пытаются увеличить время метаболизма лекарства, то есть замедлить его вывод из организма, это замедление в модифицированных дейтерием лекарствах наблюдается благодаря первичному дейтериевому изотопному эффекту — уменьшению скорости реакции разрыва углерод-дейтериевых связей по сравнению с углерод-протиевыми[14][15].

Также дейтерий используется в нейтронных генераторах[6].

Примечания

[править | править код]
  1. ↑ 1 2 3 Audi G., Wapstra A. H., Thibault C. The AME2003 atomic mass evaluation (II). Tables, graphs, and references (англ.) // Nuclear Physics A. — 2003. — Vol. 729. — P. 337—676. — doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003. — Bibcode: 2003NuPhA.729..337A.
  2. ↑ 1 2 3 4 Audi G., Bersillon O., Blachot J., Wapstra A. H. The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties // Nuclear Physics A. — 2003. — Т. 729. — С. 3—128. — doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. — Bibcode: 2003NuPhA.729....3A.Открытый доступ
  3. ↑ Кузьменко, 2007, с. 298.
  4. ↑ 1 2 3 Бердоносов С. С. Дейтерий // Физическая энциклопедия : [в 5 т.] / Гл. ред. А. М. Прохоров. — М.: Большая российская энциклопедия, 1994. — Т. 4: Пойнтинга — Робертсона — Стримеры. — 704 с. — 40 000 экз. — ISBN 5-85270-087-8.
  5. ↑ 1 2 Дейтерий // Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
  6. ↑ 1 2 3 4 5 Александр Семёнов. Дейтерий и тритий: водород, да не тот // Наука и жизнь. — 2018. — № 8. — С. 45—51. Архивировано 19 мая 2022 года.
  7. ↑ Кузьменко, 2007, с. 299.
  8. ↑ Дейтерий — в чайнике? // Химия и жизнь. — 1969. — № 2. — С. 24—25.
  9. ↑ Илья Леенсон. Тяжелая вода. Энциклопедия Кругосвет. Дата обращения: 31 июля 2019. Архивировано 31 июля 2019 года.
  10. ↑ М. Олифант. Дни Кембриджа Архивная копия от 5 марта 2016 на Wayback Machine // Rutherford. Recollections of the Cambridge days". Elsevier, Amsterdam, 1972. (рус.)
  11. ↑ Urey H., Brickwedde F., Murphy G. A Hydrogen Isotope of Mass 2 (англ.) // Physical Review. — 1932. — Vol. 39. — P. 164—165. — doi:10.1103/PhysRev.39.164. — Bibcode: 1932PhRv…39..164U.
  12. ↑ Urey H. C., Murphy G. M., Brickwedde F. G. A Name and Symbol for H2* (англ.) // Journal of Chemical Physics : journal. — 1933. — Vol. 1. — P. 512—513. — doi:10.1063/1.1749325.
  13. ↑ Dan O'Leary. The deeds to deuterium (англ.) // Nature Chemistry : journal. — 2012. — Vol. 4. — P. 236. — doi:10.1038/nchem.1273.
  14. ↑ Michael J. Barratt, Donald E. Frail. Drug Repositioning: Bringing New Life to Shelved Assets and Existing Drugs (англ.). — John Wiley & Sons, 2012. — P. 319.
  15. ↑ Graham L. Patrick. An Introduction to Drug Synthesis (англ.). — Oxford University Press, 2015. — P. 380.

Литература

[править | править код]
  • Кузьменко Н. Е., Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. — М.: Изд-во Экзамен, 2007. — Т. 1. — С. 299.
Источник — https://ru.wikipedia.org/w/index.php?title=Дейтерий&oldid=142174331