Comment calculer les pourcentages d'abondance

Les noyaux des atomes ne contiennent que des protons et des neutrons, et chacun d'eux a, par définition, une masse d'environ 1 unité de masse atomique (amu). Le poids atomique de chaque élément – ​​qui n'inclut pas les poids des électrons, qui sont considérés comme négligeables – devrait donc être un nombre entier. Une lecture rapide du tableau périodique montre cependant que les poids atomiques de la plupart des éléments contiennent une fraction décimale. En effet, le poids répertorié de chaque élément est une moyenne de tous les isotopes naturels de cet élément. Un calcul rapide peut déterminer le pourcentage d'abondance de chaque isotope d'un élément, à condition de connaître les poids atomiques des isotopes. Parce que les scientifiques ont mesuré avec précision les poids de ces isotopes, ils savent que les poids varient légèrement par rapport aux nombres entiers. À moins qu'un degré élevé de précision ne soit nécessaire, vous pouvez ignorer ces légères différences fractionnaires lors du calcul des pourcentages d'abondance.

TL; DR (trop long; n'a pas lu)

Vous pouvez calculer le pourcentage d'abondance d'isotopes dans un échantillon d'un élément avec plus d'un isotope tant que les abondances de deux ou moins sont inconnues.

Les éléments sont répertoriés dans le tableau périodique en fonction du nombre de protons dans leurs noyaux. Cependant, les noyaux contiennent également des neutrons et, selon l'élément, il peut y avoir aucun, un, deux, trois ou plusieurs neutrons dans le noyau. L'hydrogène (H), par exemple, a trois isotopes. Le noyau de ¹H n'est rien d'autre qu'un proton, mais le noyau de deutérium (²H) contient un neutron et celui du tritium (³H) contient deux neutrons. Six isotopes du calcium (Ca) sont présents dans la nature et pour l'étain (Sn), le nombre est 10. Les isotopes peuvent être instables et certains sont radioactifs. Aucun des éléments qui se produisent après l'uranium (U), qui est 92e dans le tableau périodique, n'a plus d'un isotope naturel.

Si un élément a deux isotopes, vous pouvez facilement établir une équation pour déterminer l'abondance relative de chaque isotope en fonction du poids de chaque isotope (W₁ et W₂) et le poids de l'élément (W_e) répertoriés dans le tableau périodique. Si vous notez l'abondance de l'isotope 1 parX, l'équation est :

​W₁ • x + W₂ • (1 - x) = W_e​

puisque les poids des deux isotopes doivent s'additionner pour donner le poids de l'élément. Une fois que vous avez trouvé (x), multipliez-le par 100 pour obtenir un pourcentage.

Par exemple, l'azote a deux isotopes, ¹⁴N et ¹⁵N, et le tableau périodique indique que le poids atomique de l'azote est 14,007. En établissant l'équation avec ces données, vous obtenez: 14x + 15(1 - x) = 14,007, et en résolvant pour (x), vous trouvez l'abondance de ¹⁴N à 0,993, ou 99,3 pour cent, ce qui signifie l'abondance de ¹⁵N est de 0,7 pour cent.

Lorsque vous avez un échantillon d'un élément qui a plus de deux isotopes, vous pouvez trouver les abondances de deux d'entre eux si vous connaissez les abondances des autres.

À titre d'exemple, considérons ce problème :

Le poids atomique moyen de l'oxygène (O) est de 15,9994 amu. Il a trois isotopes naturels, ¹⁶, ¹⁷O et ¹⁸O, et 0,037 pour cent de l'oxygène est composé de ¹⁷O. Si les poids atomiques sont ¹⁶O = 15,995 uma, ¹⁷O = 16.999 uma et ¹⁸O = 17,999 amu, quelles sont les abondances des deux autres isotopes ?

Pour trouver la réponse, convertissez les pourcentages en fractions décimales et notez que l'abondance des deux autres isotopes est (1 - 0,00037) = 0,99963.