Hvordan beregne prosentvis overflod

Innhold

• TL; DR (for lang; ikke lest)
• Hva er en isotop?
• Elementer med to isotoper
• Elementer med mer enn to isotoper

Atomkjernene inneholder bare protoner og nøytroner, og hver av disse har per definisjon en masse på omtrent 1 atommasseenhet (amu). Atomvekten til hvert element - som ikke inkluderer vekten til elektroner, som anses som ubetydelig - bør derfor være et helt tall. En rask gjennomgang av det periodiske systemet viser imidlertid at atomvektene til de fleste elementer inneholder en desimalfraksjon. Dette fordi den oppførte vekten til hvert element er et gjennomsnitt av alle naturlige forekommende isotoper av dette elementet. En rask beregning kan bestemme prosentvis overflod av hver isotop av et element, forutsatt at du kjenner isotopenes atomvekter. Fordi forskere har målt vektene til disse isotopen nøyaktig, vet de at vektene varierer litt fra integrerte tall. Med mindre en høy grad av nøyaktighet er nødvendig, kan du ignorere disse små brøkdifferansene når du beregner overflodeprosentene.

TL; DR (for lang; ikke lest)

Du kan beregne prosentvis overflod av isotoper i en prøve av et element med mer enn en isotop, så lenge overflodene av to eller færre er ukjente.

Hva er en isotop?

Elementene er listet i den periodiske tabellen i henhold til antall protoner i kjernene deres. Kjerner inneholder imidlertid nøytroner, og avhengig av elementet kan det være ingen, en, to, tre eller flere nøytroner i kjernen. Hydrogen (H) har for eksempel tre isotoper. Kjernen i ¹H er ikke noe annet enn et proton, men kjernen til deuterium (²H) inneholder et nøytron og tritium (³H) inneholder to nøytroner. Seks isotoper av kalsium (Ca) forekommer i naturen, og for tinn (Sn) er tallet 10. Isotoper kan være ustabile, og noen er radioaktive. Ingen av elementene som oppstår etter Uranium (U), som er 92. i det periodiske systemet, har mer enn en naturlig isotop.

Elementer med to isotoper

Hvis et element har to isotoper, kan du enkelt sette opp en ligning for å bestemme den relative forekomsten av hver isotop basert på vekten til hver isotop (W)₁ og W₂) og elementets vekt (W_e) listet opp i periodiske tabeller. Hvis du betegner overfloden av isotop 1 av x, ligningen er:

W₁ • x + b₂ • (1 - x) = W_e

siden vektene til begge isotoper må legge til for å gi vekten til elementet. Når du har funnet (x), multipliser det med 100 for å få en prosentandel.

For eksempel har nitrogen to isotoper, ¹⁴N og ¹⁵N, og den periodiske tabellen viser atomvekten til nitrogen som 14.007. Setter du opp ligningen med disse dataene, får du: 14x + 15 (1 - x) = 14.007, og løse for (x), finner du overfloden av ¹⁴N å være 0,993, eller 99,3 prosent, som betyr overfloden av ¹⁵N er 0,7 prosent.

Elementer med mer enn to isotoper

Når du har et utvalg av et element som har mer enn to isotoper, kan du finne overflodene av to av dem hvis du kjenner til overflodene til de andre.

Som et eksempel, vurder dette problemet:

Den gjennomsnittlige atomvekten til oksygen (O) er 15.9994 amu. Den har tre naturlig forekommende isotoper, ¹⁶O, ¹⁷O og ¹⁸O, og 0,037 prosent oksygen består av ¹⁷O. Hvis atomvektene er ¹⁶O = 15.995 amu, ¹⁷O = 16.999 amu og ¹⁸O = 17.999 amu, hva er overflodene av de to andre isotopene?

For å finne svaret, konverterer du prosentdeler til desimalbrøk og bemerker at forekomsten av de to andre isotopene er (1 - 0,00037) = 0,99963.

Sett en av de ukjente forekomstene - si det fra ¹⁶O - å være (x). Den andre ukjente overfloden, den av ¹⁸O, er da 0,99963 - x.

(atomvekt av ¹⁶O) • (brøkdel av overflod av ¹⁶O) + (atomvekt av ¹⁷O) • (brøkdel av overflod av ¹⁷O) + (atomvekt av ¹⁸O) • (brøkdel av overflod av 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

Har definert (x) til å være overflod av ¹⁶O, overflod av ¹⁸O er da (0,99963 - x) = (0,99963 - 0,9976) = 0,00203

Overflodene av de tre isotoper er da:

¹⁶O = 99,76%

¹⁷O = 0,037%

¹⁸O = 0,203%