Contenuto
- TL; DR (Too Long; Didnt Read)
- Che cos'è un isotopo?
- Elementi Con Due Isotopi
- Elementi con più di due isotopi
I nuclei degli atomi contengono solo protoni e neutroni e ciascuno di essi ha, per definizione, una massa di circa 1 unità di massa atomica (amu). Il peso atomico di ciascun elemento - che non include i pesi degli elettroni, considerati trascurabili - dovrebbe quindi essere un numero intero. Una rapida lettura della tavola periodica, tuttavia, mostra che i pesi atomici della maggior parte degli elementi contengono una frazione decimale. Questo perché il peso elencato di ciascun elemento è una media di tutti gli isotopi naturali di quell'elemento. Un rapido calcolo può determinare la percentuale di abbondanza di ciascun isotopo di un elemento, purché si conoscano i pesi atomici degli isotopi. Poiché gli scienziati hanno misurato accuratamente i pesi di questi isotopi, sanno che i pesi variano leggermente rispetto ai numeri integrali. A meno che non sia necessario un alto grado di precisione, è possibile ignorare queste lievi differenze frazionarie nel calcolo delle percentuali di abbondanza.
TL; DR (Too Long; Didnt Read)
È possibile calcolare la percentuale di abbondanza di isotopi in un campione di un elemento con più di un isotopo purché le abbondanze di due o meno siano sconosciute.
Che cos'è un isotopo?
Gli elementi sono elencati nella tavola periodica in base al numero di protoni nei loro nuclei. Tuttavia, i nuclei contengono neutroni e, a seconda dell'elemento, nel nucleo potrebbero esserci nessuno, uno, due, tre o più neutroni. L'idrogeno (H), ad esempio, ha tre isotopi. Il nucleo di 1H non è altro che un protone, ma il nucleo del deuterio (2H) contiene un neutrone e quello del trizio (3H) contiene due neutroni. In natura si verificano sei isotopi di calcio (Ca) e per lo stagno (Sn) il numero è 10. Gli isotopi possono essere instabili e alcuni sono radioattivi. Nessuno degli elementi che si verificano dopo l'uranio (U), che è 92 ° nella tavola periodica, ha più di un isotopo naturale.
Elementi Con Due Isotopi
Se un elemento ha due isotopi, è possibile impostare prontamente un'equazione per determinare l'abbondanza relativa di ciascun isotopo in base al peso di ciascun isotopo (W1 e W2) e il peso dell'elemento (We) elencati nella tavola periodica. Se si indica l'abbondanza di isotopo 1 di X, l'equazione è:
W1 • x + W2 • (1 - x) = Oe
poiché i pesi di entrambi gli isotopi devono aggiungere per dare il peso dell'elemento. Una volta trovato (x), moltiplicalo per 100 per ottenere una percentuale.
Ad esempio, l'azoto ha due isotopi, 14N e 15N, e la tavola periodica elenca il peso atomico dell'azoto come 14.007. Impostando l'equazione con questi dati, ottieni: 14x + 15 (1 - x) = 14.007, e risolvendo per (x), trovi l'abbondanza di 14N deve essere 0,993, o 99,3 per cento, il che significa l'abbondanza di 15N è 0,7 per cento.
Elementi con più di due isotopi
Quando hai un campione di un elemento che ha più di due isotopi, puoi trovare l'abbondanza di due di essi se conosci l'abbondanza degli altri.
Ad esempio, considera questo problema:
Il peso atomico medio di ossigeno (O) è 15.9994 amu. Ha tre isotopi naturali, 16O, 17O e 18O, e lo 0,037 percento di ossigeno è costituito da 17O. Se i pesi atomici lo sono 16O = 15.995 amu, 17O = 16.999 amu e 18O = 17.999 amu, quali sono le abbondanze degli altri due isotopi?
Per trovare la risposta, converti le percentuali in frazioni decimali e nota che l'abbondanza degli altri due isotopi è (1 - 0,00037) = 0,99963.
Impostare una delle abbondanze sconosciute - dire quella di 16O - essere (x). L'altra abbondanza sconosciuta, quella di 18O, quindi è 0,99963 - x.
(peso atomico di 16O) • (abbondanza frazionaria di 16O) + (peso atomico di 17O) • (abbondanza frazionaria di 17O) + (peso atomico di 18O) • (abbondanza frazionaria di 18O) = 15.9994
(15.995) • (x) + (16.999) • (0.00037) + (17.999) • (0.99963 - x) = 15.9994
15.995x - 17.999x = 15.9994 - (16.999) • (0.00037) - (17.999) (0.99963)
x = 0.9976
Dopo aver definito (x) essere l'abbondanza di 16Oh, l'abbondanza di 18O è quindi (0.99963 - x) = (0.99963 - 0.9976) = 0.00203
Le abbondanze dei tre isotopi sono quindi:
16O = 99,76%
17O = 0,037%
18O = 0.203%