Sisältö
- TL; DR (liian pitkä; ei lukenut)
- Mikä on isotooppi?
- Elementit kahdella isotoopilla
- Elementit, joissa on enemmän kuin kaksi isotooppia
Atomien ytimet sisältävät vain protoneja ja neutroneja, ja jokaisella näistä on määritelmänsä mukaan noin 1 atomimassayksikkö (amu). Kunkin elementin atomipainon - joka ei sisällä elektronien painoja, joita pidetään vähäpätöisinä - on sen vuoksi oltava kokonaisluku. Jaksollisen taulukon nopea tarkastelu osoittaa kuitenkin, että useimpien elementtien atomipainot sisältävät desimaalin jakeen. Tämä johtuu siitä, että kunkin alkuaineen lueteltu paino on kyseisen alkuaineen kaikkien luonnossa esiintyvien isotooppien keskiarvo. Nopealla laskelmalla voidaan määrittää elementin jokaisen isotoopin prosentuaalinen runsaus, mikäli tiedät isotooppien atomipainot. Koska tutkijat ovat mitanneet tarkasti näiden isotooppien painot, he tietävät, että painot vaihtelevat hiukan integraalilukuista. Ellei suurta tarkkuutta vaadita, voit jättää huomioimatta nämä pienet murto-erot laskettaessa runsausprosentteja.
TL; DR (liian pitkä; ei lukenut)
Voit laskea isotooppien prosentuaalisen määrän näytteessä alkuaineita, joissa on enemmän kuin yksi isotooppi, kunhan kahden tai vähemmän esiintyvyyttä ei tunneta.
Mikä on isotooppi?
Elementit on lueteltu jaksollisessa taulukossa niiden ytimessä olevien protonien lukumäärän mukaan. Ytimet sisältävät myös neutroneja, ja ytimestä riippuen ytimessä ei voi olla yhtään, yhtä, kahta, kolmea tai enemmän. Esimerkiksi vedyllä (H) on kolme isotooppiä. Ydin 1H ei ole muuta kuin protoni, mutta deuteriumin ydin (2H) sisältää neutronin ja tritiumin (3H) sisältää kaksi neutronia. Luonnossa esiintyy kuusi kalsiumin (Ca) isotooppia, ja tinan (Sn) lukumäärä on 10. Isotoopit voivat olla epävakaita ja osa radioaktiivisista. Yhdelläkään jaksotaulukon 92. sijalla olevan uraanin (U) jälkeen esiintyvistä elementeistä ei ole enemmän kuin yksi luonnollinen isotooppi.
Elementit kahdella isotoopilla
Jos elementissä on kaksi isotooppia, voit helposti muodostaa yhtälön kunkin isotoopin suhteellisen runsauden määrittämiseksi kunkin isotoopin painon perusteella (W1 ja W2) ja elementin paino (We) lueteltu jaksollisessa taulukossa. Jos merkitset isotoopin 1 runsautta x, yhtälö on:
W1 • x + W2 • (1 - x) = Le
koska molempien isotooppien painojen on lisättävä, jotta saadaan alkuaineen paino. Kun löydät (x), kerro se 100: lla saadaksesi prosenttiosuus.
Esimerkiksi typellä on kaksi isotooppia, 14N ja 15N, jaksollisessa taulukossa on typen atomipaino luetteloitu 14,007. Asettamalla yhtälö näillä tiedoilla saat: 14x + 15 (1 - x) = 14.007, ja ratkaisemalla (x), löydät runsaasti 14N on 0,993 tai 99,3 prosenttia, mikä tarkoittaa 15N on 0,7 prosenttia.
Elementit, joissa on enemmän kuin kaksi isotooppia
Kun sinulla on näyte elementistä, jossa on enemmän kuin kaksi isotooppiä, voit löytää niistä kaksi runsaasti, jos tiedät muiden runsauden.
Tarkastele esimerkiksi tätä ongelmaa:
Hapen (O) keskimääräinen atomipaino on 15 9994 amu. Sillä on kolme luonnossa esiintyvää isotooppia, 16O, 17O ja 18O, ja 0,037 prosenttia happea muodostuu 17O. Jos atomipainot ovat 16O = 15,995 amu, 17O = 16 999 amu ja 18O = 17 999 amu, mitkä ovat kahden muun isotoopin määrät?
Vastauksen löytämiseksi muunna prosenttimäärät desimaalijakeiksi ja huomioi, että kahden muun isotoopin runsaus on (1 - 0,00037) = 0,99963.
Aseta yksi tuntematon runsaus - sano että 16O - olla (x). Toinen tuntematon runsaus, 18O on sitten 0,99963 - x.
(atomipaino 16O) • ( 16O) + ( 17O) • ( 17O) + ( 18O) • ( 18O) = 15 9994
(15.995) • (x) + (16.999) • (0.00037) + (17.999) • (0.99963 - x) = 15.9994
15,995x - 17999x = 159994 - (16999) • (0,00037) - (17999) (0,99963)
x = 0,9976
Määritellessään (x) olevan 16O, runsaasti 18O on sitten (0,99963 - x) = (0,99963 - 0,9976) = 0,00203
Kolmen isotoopin runsaus on sitten:
16O = 99,76%
17O = 0,037%
18O = 0,203%