Πώς να υπολογίσετε το ποσοστό αφθονίας

Οι πυρήνες των ατόμων περιέχουν μόνο πρωτόνια και νετρόνια και καθένας από αυτούς έχει, εξ ορισμού, μάζα περίπου 1 μονάδας ατομικής μάζας (amu). Το ατομικό βάρος κάθε στοιχείου - το οποίο δεν περιλαμβάνει τα βάρη των ηλεκτρονίων, τα οποία θεωρούνται αμελητέα - πρέπει επομένως να είναι ακέραιος αριθμός. Μια γρήγορη διερεύνηση του περιοδικού πίνακα, ωστόσο, δείχνει ότι τα ατομικά βάρη των περισσότερων στοιχείων περιέχουν ένα δεκαδικό κλάσμα. Αυτό συμβαίνει επειδή το αναφερόμενο βάρος κάθε στοιχείου είναι ένας μέσος όρος όλων των φυσικών ισοτόπων αυτού του στοιχείου. Ένας γρήγορος υπολογισμός μπορεί να καθορίσει το ποσοστό αφθονίας κάθε ισότοπου ενός στοιχείου, αρκεί να γνωρίζετε τα ατομικά βάρη των ισοτόπων. Επειδή οι επιστήμονες έχουν μετρήσει με ακρίβεια τα βάρη αυτών των ισοτόπων, γνωρίζουν ότι τα βάρη διαφέρουν ελαφρώς από ακέραιους αριθμούς. Εάν δεν απαιτείται υψηλός βαθμός ακρίβειας, μπορείτε να αγνοήσετε αυτές τις μικρές κλασματικές διαφορές κατά τον υπολογισμό των ποσοστών αφθονίας.

TL; DR (Πάρα πολύ καιρό; Δεν διαβάστηκε)

Μπορείτε να υπολογίσετε το ποσοστό αφθονίας των ισοτόπων σε ένα δείγμα ενός στοιχείου με περισσότερα από ένα ισότοπα, εφόσον οι αφθονίες δύο ή λιγότερων είναι άγνωστες.

Τα στοιχεία παρατίθενται στον περιοδικό πίνακα σύμφωνα με τον αριθμό των πρωτονίων στους πυρήνες τους. Οι πυρήνες περιέχουν επίσης νετρόνια, ωστόσο, και ανάλογα με το στοιχείο, μπορεί να μην υπάρχουν καθόλου, ένα, δύο, τρία ή περισσότερα νετρόνια στον πυρήνα. Το υδρογόνο (H), για παράδειγμα, έχει τρία ισότοπα. Ο πυρήνας του ¹Το H δεν είναι παρά ένα πρωτόνιο, αλλά ο πυρήνας του δευτερίου (²H) περιέχει ένα νετρόνιο και αυτό του τριτίου (³Η) περιέχει δύο νετρόνια. Έξι ισότοπα ασβεστίου (Ca) εμφανίζονται στη φύση και για τον κασσίτερο (Sn), ο αριθμός είναι 10. Τα ισότοπα μπορεί να είναι ασταθή και μερικά είναι ραδιενεργά. Κανένα από τα στοιχεία που εμφανίζονται μετά το Ουράνιο (U), το οποίο είναι 92ο στον περιοδικό πίνακα, δεν έχει περισσότερα από ένα φυσικά ισότοπα.

Εάν ένα στοιχείο έχει δύο ισότοπα, μπορείτε εύκολα να δημιουργήσετε μια εξίσωση για να προσδιορίσετε τη σχετική αφθονία κάθε ισότοπου με βάση το βάρος κάθε ισότοπου (W₁ και W₂) και το βάρος του στοιχείου (W_μι) αναφέρονται στον περιοδικό πίνακα. Εάν δηλώνετε την αφθονία του ισοτόπου 1 απόΧ, η εξίσωση είναι:

​Δ₁ • x + Δ₂ • (1 - x) = W_μι​

αφού τα βάρη και των δύο ισοτόπων πρέπει να προσθέσουν για να δώσουν το βάρος του στοιχείου. Μόλις βρείτε (x), πολλαπλασιάστε το με 100 για να λάβετε ένα ποσοστό.

Για παράδειγμα, το άζωτο έχει δύο ισότοπα, ¹⁴Ν και ¹⁵N, και ο περιοδικός πίνακας παραθέτει το ατομικό βάρος του αζώτου ως 14,007. Ρυθμίζοντας την εξίσωση με αυτά τα δεδομένα, παίρνετε: 14x + 15 (1 - x) = 14.007, και επίλυση για (x), θα βρείτε την αφθονία ¹⁴Ν να είναι 0,993, ή 99,3 τοις εκατό, που σημαίνει την αφθονία του ¹⁵Το Ν είναι 0,7 τοις εκατό.

Όταν έχετε ένα δείγμα ενός στοιχείου που έχει περισσότερα από δύο ισότοπα, μπορείτε να βρείτε την αφθονία δύο από αυτά αν γνωρίζετε τις αφθονίες των άλλων.

Για παράδειγμα, σκεφτείτε αυτό το πρόβλημα:

Το μέσο ατομικό βάρος του οξυγόνου (O) είναι 15,9994 amu. Έχει τρία φυσικά ισότοπα, ¹⁶Ο ¹⁷Ο και ¹⁸O, και 0,037 τοις εκατό του οξυγόνου αποτελείται από ¹⁷Ο. Εάν τα ατομικά βάρη είναι ¹⁶O = 15.995 π.μ. ¹⁷O = 16,999 amu και ¹⁸O = 17,999 amu, ποιες είναι οι αφθονίες των άλλων δύο ισότοπων;

Για να βρείτε την απάντηση, μετατρέψτε τα ποσοστά σε δεκαδικά κλάσματα και σημειώστε ότι η αφθονία των άλλων δύο ισοτόπων είναι (1 - 0,00037) = 0,99963.