Os núcleos dos átomos contêm apenas prótons e nêutrons, e cada um deles tem, por definição, uma massa de aproximadamente 1 unidade de massa atômica (amu). O peso atômico de cada elemento - que não inclui os pesos de elétrons, que são considerados insignificantes - deve, portanto, ser um número inteiro. Um rápido exame da tabela periódica, no entanto, mostra que os pesos atômicos da maioria dos elementos contêm uma fração decimal. Isso ocorre porque o peso listado de cada elemento é uma média de todos os isótopos naturais desse elemento. Um cálculo rápido pode determinar a porcentagem de abundância de cada isótopo de um elemento, desde que você conheça os pesos atômicos dos isótopos. Como os cientistas mediram com precisão os pesos desses isótopos, eles sabem que os pesos variam um pouco em relação aos números inteiros. A menos que um alto grau de precisão seja necessário, você pode ignorar essas pequenas diferenças fracionais ao calcular as porcentagens de abundância.
TL; DR (muito longo; não leu)
Você pode calcular o percentual abundância de isótopos em uma amostra de um elemento com mais de um isótopo, desde que as abundâncias de dois ou menos sejam desconhecidas.
O que é um isótopo?
Os elementos estão listados no periódico tabela de acordo com o número de prótons em seus núcleos. Núcleos também contêm nêutrons, no entanto, e dependendo do elemento, pode haver nenhum, um, dois, três ou mais nêutrons no núcleo. O hidrogênio (H), por exemplo, possui três isótopos. O núcleo do 1H não é senão um próton, mas o núcleo de deutério ( Elementos com dois isótopos Se um elemento tem dois isótopos, você pode facilmente configurar uma equação para determinar a abundância relativa de cada isótopo com base no peso de cada isótopo (W 1 e W 2) e o peso do elemento (W e) listado em a tabela periódica. Se você denotar a abundância do isótopo 1 por x, a equação é: W 1 x + W 2 (1 - x) = W e desde que os pesos de ambos os isótopos devem adicionar para dar o peso do elemento. Depois de encontrar (x), multiplique por 100 para obter uma porcentagem. Por exemplo, o nitrogênio tem dois isótopos, 14N e 15N, e a tabela periódica lista o peso atômico do nitrogênio. como 14.007. Configurando a equação com esses dados, você obtém: 14x + 15 (1 - x) = 14,007, e resolvendo para (x), você acha que a abundância de 14N é 0,993, ou 99,3%, o que significa abundância de 15N é 0,7%. Elementos com mais de dois isótopos Quando você tem uma amostra de um elemento que tem mais de dois isótopos, você pode encontrar a abundância de dois eles se você conhece a abundância dos outros. Como exemplo, considere este problema: O peso atômico médio de oxigênio (O) é 15.9994 amu. Ele tem três isótopos de ocorrência natural, 16O, 17O e 18O, e 0,037% de oxigênio é composto de 17O. Se os pesos atômicos são <16> = 15,975, 17 = 16,999 e 18 = 17,9, quais são as abundâncias dos outros dois isótopos? Para encontrar a resposta, converta porcentagens em frações decimais e observe que a abundância dos outros dois isótopos é (1 - 0.00037) = 0.99963. Defina uma variável Defina uma das abundâncias desconhecidas - digamos, de < sup> 16O - para ser (x). A outra abundância desconhecida, a de 18O, é então 0.99963 - x. Estabelece uma Equação de Peso Atómico Média (peso atômico de 16O) • (abundância fracionária de (16O) + (peso atômico de 17O) • (fração de abundância de 17O) + (peso atômico de 18O) • (abundância fracional de <18>) = 15,9994 (15,959) • (x) + (16,999) • (0,00037) + (17,999) • (0,99939 - x) = 15,9994 Expandir e coletar valores numéricos no lado direito 15,959x - 17,999x = 15,9994 - (16,999) • (0,00037) - (17,999) (0,99963) Resolva para x x = 0,9976 Tendo definido (x) para ser a abundância de 16O, a abundância de 18O é então (0.99963 - x) = (0.99963 - 0.9976) = 0.00203 As abundâncias dos três isótopos são então: 16O = 99,76% 17O = 0,037% 18O = 0,203%
