Cum se calculează procentul de abundențe

Nucleii atomilor conțin doar protoni și neutroni și fiecare dintre aceștia are, prin definiție, o masă de aproximativ 1 unitate de masă atomică (amu). Greutatea atomică a fiecărui element - care nu include greutățile electronilor, care sunt considerate neglijabile - ar trebui, așadar, să fie un număr întreg. O analiză rapidă a tabelului periodic arată totuși că greutățile atomice ale majorității elementelor conțin o fracție zecimală. Acest lucru se datorează faptului că greutatea listată a fiecărui element este o medie a tuturor izotopilor naturali ai acelui element. Un calcul rapid poate determina abundența procentuală a fiecărui izotop al unui element, cu condiția să cunoașteți greutățile atomice ale izotopilor. Deoarece oamenii de știință au măsurat cu exactitate greutățile acestor izotopi, ei știu că greutățile variază ușor de la numerele întregi. Dacă nu este nevoie de un grad ridicat de precizie, puteți ignora aceste ușoare diferențe fracționare atunci când calculați procentele de abundență.

TL; DR (Prea lung; Nu am citit)

Puteți calcula abundența procentuală a izotopilor într-un eșantion al unui element cu mai mult de un izotop, atâta timp cât abundențele a două sau mai puține sunt necunoscute.

Elementele sunt listate în tabelul periodic în funcție de numărul de protoni din nucleele lor. Nucleii conțin, de asemenea, neutroni, totuși și, în funcție de element, nu pot exista nici unul, unul, doi, trei sau mai mulți neutroni în nucleu. Hidrogenul (H), de exemplu, are trei izotopi. Nucleul ¹H nu este altceva decât un proton, ci nucleul deuteriului (²H) conține un neutron și cel de tritiu (³H) conține doi neutroni. Șase izotopi de calciu (Ca) apar în natură, iar pentru staniu (Sn), numărul este de 10. Izotopii pot fi instabili, iar unii sunt radioactivi. Niciunul dintre elementele care apar după uraniu (U), care este al 92-lea în tabelul periodic, nu are mai mult de un izotop natural.

Dacă un element are doi izotopi, puteți seta cu ușurință o ecuație pentru a determina abundența relativă a fiecărui izotop pe baza greutății fiecărui izotop (W₁ și W₂) și greutatea elementului (W_e) enumerate în tabelul periodic. Dacă denotați abundența izotopului 1 prinX, ecuația este:

​W₁ • x + W₂ • (1 - x) = W_e​

întrucât greutățile ambilor izotopi trebuie să adauge pentru a da greutatea elementului. Odată ce ați găsit (x), înmulțiți-l cu 100 pentru a obține un procent.

De exemplu, azotul are doi izotopi, ¹⁴N și ¹⁵N, iar tabelul periodic enumeră greutatea atomică a azotului la 14.007. Configurând ecuația cu aceste date, veți obține: 14x + 15 (1 - x) = 14.007 și rezolvând pentru (x), veți găsi abundența de ¹⁴N să fie 0,993 sau 99,3 la sută, ceea ce înseamnă abundența de ¹⁵N este 0,7%.

Când aveți un eșantion dintr-un element care are mai mult de doi izotopi, puteți găsi abundențele a doi dintre ei dacă cunoașteți abundența celorlalți.

De exemplu, luați în considerare această problemă:

Greutatea atomică medie a oxigenului (O) este de 15,9994 amu. Are trei izotopi naturali, ¹⁶O, ¹⁷O și ¹⁸O, iar 0,037 la sută din oxigen este alcătuit din ¹⁷O. Dacă greutățile atomice sunt ¹⁶O = 15.995 amu, ¹⁷O = 16,999 amu și ¹⁸O = 17.999 amu, care sunt abundențele celorlalți doi izotopi?

Pentru a găsi răspunsul, convertiți procentele în fracții zecimale și rețineți că abundența celorlalți doi izotopi este (1 - 0,00037) = 0,99963.