Atomien ytimissä on vain protoneja ja neutroneja, ja jokaisella näistä on määritelmänsä mukaan noin 1 atomimassayksikkö (amu). Jokaisen alkuaineen atomipainon - joka ei sisällä elektronien painoja, joita pidetään merkityksettöminä - pitäisi siksi olla kokonaisluku. Jaksollisen taulukon nopea tarkastelu osoittaa kuitenkin, että useimpien alkuaineiden atomipainot sisältävät desimaaliosan. Tämä johtuu siitä, että kunkin elementin lueteltu paino on keskiarvo kaikista kyseisen elementin luonnossa esiintyvistä isotoopeista. Nopea laskenta voi määrittää elementin kunkin isotoopin prosenttiosuuden, jos tiedät isotooppien atomipainot. Koska tutkijat ovat mittaaneet tarkasti näiden isotooppien painot, he tietävät, että painot vaihtelevat hieman integraaleista luvuista. Ellei suurta tarkkuutta tarvita, voit jättää huomiotta nämä pienet murtoerot laskettaessa runsausprosentteja.
TL; DR (liian pitkä; Ei lukenut)
Voit laskea isotooppien prosenttiosuuden näytteessä elementistä, jossa on enemmän kuin yksi isotooppi, kunhan kahden tai vähemmän runsautta ei tunneta.
Mikä on isotooppi?
Elementit on lueteltu jaksollisessa taulukossa niiden ytimissä olevien protonien määrän mukaan. Ytimissä on kuitenkin myös neutroneja, ja elementistä riippuen ytimessä ei voi olla yhtään, yhtä, kahta, kolmea tai useampaa neutronia. Esimerkiksi vedyllä (H) on kolme isotooppia. 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 tinaa (Sn) varten luku on 10. Isotoopit voivat olla epävakaita, ja jotkut ovat radioaktiivisia. Yhdelläkään alkuaineista, jotka esiintyvät jaksollisen järjestelmän 92. sijalle olevan uraanin (U) jälkeen, ei ole useampaa kuin yhtä luonnollista isotooppia.
Kaksi isotooppia sisältävät elementit
Jos elementillä on kaksi isotooppia, voit helposti luoda yhtälön kunkin isotoopin suhteellisen runsauden määrittämiseksi kunkin isotoopin painon perusteella (W1 ja W2) ja elementin paino (We), jotka on lueteltu jaksollisessa taulukossa. Jos merkitset isotoopin 1 runsautta merkilläx, yhtälö on:
W1 • x + W2 • (1 - x) = We
koska molempien isotooppien painot on lisättävä antamaan elementin paino. Kun löydät (x), kerro se 100: lla saadaksesi prosenttiosuuden.
Esimerkiksi typellä on kaksi isotooppia, 14N ja 15N, ja jaksollisessa taulukossa typen atomipaino on 14,007. Kun asetat yhtälön näillä tiedoilla, saat: 14x + 15 (1 - x) = 14.007, ja ratkaisemalla (x), löydät runsaasti 14N on 0,993 tai 99,3 prosenttia, mikä tarkoittaa niiden runsautta 15N on 0,7 prosenttia.
Elementit, joissa on enemmän kuin kaksi isotooppia
Kun sinulla on näyte elementistä, jossa on enemmän kuin kaksi isotooppia, voit löytää kahden niistä runsaasti, jos tiedät muiden runsaudet.
Harkitse esimerkkinä tätä ongelmaa:
Hapen (O) keskimääräinen atomipaino on 15,9994 amu. Siinä on kolme luonnossa esiintyvää isotooppia, 16O, 17O ja 18O, ja 0,037 prosenttia hapesta koostuu 17O. Jos atomipainot ovat 16O = 15,995 amu, 17O = 16,999 amu ja 18O = 17,999 amu, mitkä ovat kahden muun isotoopin runsaudet?
Saadaksesi vastauksen muunnetaan prosenttiosuudet desimaalimurtolukuiksi ja huomioidaan, että kahden muun isotoopin runsaus on (1 - 0,00037) = 0,99963.
Aseta yksi tuntemattomista runsauksista - sano se 16O - olla (x). Toinen tuntematon runsaus, se 18O on sitten 0,99963 - x.
(atomipaino 16O) • (murto-osa 16O) + (atomipaino 17O) • (murto-osa 17O) + (atomipaino 18O) • (murto-osa 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
Määritelty (x) olevan 16O, runsaasti 18O on sitten (0,99963 - x) = (0,99963 - 0,9976) = 0,00203
Kolmen isotoopin runsaus on tällöin:
16O = 99,76%
17O = 0,037%
18O = 0,203%