Innehåll
- TL; DR (för lång; läste inte)
- Vad är en isotop?
- Element med två isotoper
- Element med mer än två isotoper
Atomkärnorna innehåller endast protoner och neutroner, och var och en av dessa har per definition en massa på ungefär 1 atommasseenhet (amu). Atomvikten för varje element - som inte inkluderar vikterna hos elektroner, som anses vara försumbara - bör därför vara ett heltal. En snabb genomgång av den periodiska tabellen visar emellertid att atomvikterna för de flesta element innehåller en decimal decimal. Detta beror på att den listade vikten för varje element är ett genomsnitt av alla naturligt förekommande isotoper i det elementet. En snabb beräkning kan bestämma procentandelens överflöd för varje isotop av ett element, förutsatt att du känner till isotopernas atomvikter. Eftersom forskare noggrant har uppmätt vikterna på dessa isotoper, vet de att vikterna varierar något från integrerade antal. Om du inte behöver en hög grad av noggrannhet kan du ignorera dessa små fraktionella skillnader när du beräknar mängdprocent.
TL; DR (för lång; läste inte)
Du kan beräkna den procentuella mängden isotoper i ett prov av ett element med mer än en isotop så länge överflödet av två eller färre är okända.
Vad är en isotop?
Elementen listas i den periodiska tabellen enligt antalet protoner i deras kärnor. Kärnor innehåller emellertid också neutroner, och beroende på elementet kan det finnas några, en, två, tre eller fler neutroner i kärnan. Väte (H) har till exempel tre isotoper. Kärnan i 1H är inget annat än en proton utan deuteriumkärnan (2H) innehåller en neutron och tritium (3H) innehåller två neutroner. Sex isotoper av kalcium (Ca) förekommer i naturen, och för tenn (Sn) är antalet 10. Isotoper kan vara instabila, och vissa är radioaktiva. Inget av elementen som inträffar efter Uranium (U), som är 92: e i det periodiska systemet, har mer än en naturlig isotop.
Element med två isotoper
Om ett element har två isotoper kan du enkelt ställa in en ekvation för att bestämma den relativa mängden av varje isotop baserat på vikten av varje isotop (W1 och W2) och elementets vikt (We) som anges i den periodiska tabellen. Om du anger överflödet av isotop 1 med x, ekvationen är:
W1 • x + W2 • (1 - x) = We
eftersom vikterna på båda isotoperna måste läggas för att ge elementets vikt. När du hittat (x) multiplicerar du det med 100 för att få en procentandel.
Till exempel har kväve två isotoper, 14N och 15N och den periodiska tabellen visar kvävets atomvikt som 14,007. När du ställer in ekvationen med dessa data får du: 14x + 15 (1 - x) = 14.007, och lösa för (x), du hittar överflödet av 14N ska vara 0,993, eller 99,3 procent, vilket betyder överflödet av 15N är 0,7 procent.
Element med mer än två isotoper
När du har ett prov på ett element som har mer än två isotoper, kan du hitta överflödet av två av dem om du känner till de andra.
Som ett exempel, överväga detta problem:
Den genomsnittliga atomvikten för syre (O) är 15.9994 amu. Den har tre naturligt förekommande isotoper, 16O, 17O och 18O och 0,037 procent syre består av 17O. Om atomvikterna är 16O = 15.995 amu, 17O = 16.999 amu och 18O = 17.999 amu, vad är överflödet av de andra två isotoperna?
Om du vill hitta svaret konverterar du procenttal till decimalfraktioner och noterar att överflödet av de andra två isotoperna är (1 - 0,00037) = 0,99963.
Ställ in ett av de okända överflödet - säg att av 16O - att vara (x). Det andra okända överflödet, det av 18O, är då 0,99963 - x.
(atomvikt av 16O) • (fraktionerad mängd av 16O) + (atomvikt av 17O) • (fraktionerad mängd av 17O) + (atomvikt av 18O) • (fraktionerad mängd av 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
Har definierat (x) att vara överflödet av 16O, överflödet av 18O är då (0,99963 - x) = (0,99963 - 0,9976) = 0,00203
Överflödet av de tre isotoperna är då:
16O = 99,76%
17O = 0,037%
18O = 0,203%