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 det periodiska systemet 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 siffror. Om inte hög grad av noggrannhet behövs kan du ignorera dessa små fraktionella skillnader när du beräknar överflödesprocent.
TL; DR (för lång; har inte läst)
Du kan beräkna procenten överflöd av 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 också neutroner, och beroende på elementet kan det finnas några, en, två, tre eller flera neutroner i kärnan. Väte (H) har till exempel tre isotoper. Kärnan i 1H är inget annat än en proton, men kärnan i deuterium ( 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: a i den periodiska tabellen, har mer än en naturlig isotop. Om ett element har två isotoper kan du enkelt sätta upp en ekvation för att bestämma den relativa mängden av varje isotop baserat på vikten av varje isotop (W 1 och W 2) och vikten på elementet (W e) listat i den periodiska tabellen . Om du anger överflödet av isotop 1 med x, är ekvationen: W 1 • x + W 2 • (1 - x) \u003d W e eftersom vikterna hos båda isotoperna måste lägga till för att ge elementets vikt. När du hittat (x) multiplicerar du det med 100 för att få en procentsats. Till exempel har kväve två isotoper, 14N och 15N, och den periodiska tabellen visar atomens vikt för kväve som 14.007. När du ställer in ekvationen med dessa data får du: 14x + 15 (1 - x) \u003d 14.007, och lösa för (x), hittar du överflödet av 14N till 0,993, eller 99,3 procent, vilket betyder överflödet av 15N är 0,7 procent. 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 övriga överflödet. Tänk som ett exempel på 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 \u003d 15.995 amu, 17O \u003d 16.999 amu och 18O \u003d 17.999 amu, vad är överflödet av de andra två isotoperna? För att hitta svaret, konvertera procenttal till decimalfraktioner och notera att överflödet av de andra två isotoperna är (1 - 0,00037) \u003d 0,99963. Ställ in en av de okända överflöd - säg att 16O - ska vara (x). Det andra okända överflödet, det av 18O, är då 0,99963 - x. (atomvikt på 16O) • (fraktionerad mängd av 16O) + (atomvikt av 17O) • (fraktionerad mängd av 17O) + (atomvikt av 18O) • (fraktionerad mängd 18O) \u003d 15.9994 (15.995) • (x) + (16.999) • (0.00037) + (17.999) • (0.99963 - x) \u003d 15.9994 15.995x - 17.999x \u003d 15.9994 - (16.999) • (0.00037) - (17.999) (0.99963) x \u003d 0.9976 Efter att ha definierat (x) för att vara överflödet av 16O, är överflödet av 18O då (0,99963 - x) \u003d (0,99963 - 0,9976) \u003d 0,00203 Överflödet av de tre isotoperna är då: 16O \u003d 99,76% 17O \u003d 0,037% 18O \u003d 0,203%
Elements With Two Isotopes
Element med mer än två isotoper
