Contente
- TL; DR (muito longo; não leu)
- O que é um isótopo?
- Elementos com dois isótopos
- Elementos com mais de dois isótopos
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 dos elétrons, que são considerados desprezíveis - deve, portanto, ser um número inteiro. Uma rápida leitura 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 ligeiramente dos números integrais. A menos que seja necessário um alto grau de precisão, você pode ignorar essas pequenas diferenças fracionárias ao calcular as porcentagens de abundância.
TL; DR (muito longo; não leu)
Você pode calcular a porcentagem de abundância de isótopos em uma amostra de um elemento com mais de um isótopo, desde que a abundância de dois ou menos seja desconhecida.
O que é um isótopo?
Os elementos estão listados na tabela periódica de acordo com o número de prótons em seus núcleos. Os 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 de 1H não é senão um próton, mas o núcleo do deutério (2H) contém um nêutron e o de trítio (3H) contém dois nêutrons. Seis isótopos de cálcio (Ca) ocorrem na natureza e, para o estanho (Sn), o número é 10. Os isótopos podem ser instáveis e alguns são radioativos. Nenhum dos elementos que ocorrem após o urânio (U), que é o 92º na tabela periódica, possui mais de um isótopo natural.
Elementos com dois isótopos
Se um elemento tiver dois isótopos, é possível configurar facilmente uma equação para determinar a abundância relativa de cada isótopo com base no peso de cada isótopo (W1 e W2) e o peso do elemento (We) listados na tabela periódica. Se você denotar a abundância do isótopo 1 por x, a equação é:
W1 • x + W2 • (1 - x) = We
uma vez que os pesos de ambos os isótopos devem ser adicionados para dar o peso do elemento. Quando 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. Ao configurar a equação com esses dados, você obtém: 14x + 15 (1 - x) = 14,007 e, resolvendo para (x), encontra a abundância de 14N seja 0,993, ou 99,3%, o que significa abundância de 15N é 0,7 por cento.
Elementos com mais de dois isótopos
Quando você tem uma amostra de um elemento que possui mais de dois isótopos, pode encontrar a abundância de dois deles, se souber a abundância dos outros.
Como exemplo, considere este problema:
O peso atômico médio do oxigênio (O) é de 15.9994 amu. Possui três isótopos que ocorrem naturalmente, 16O, 17O e 18O, e 0,037 por cento de oxigênio é composto de 17O. Se os pesos atômicos são 16O = 15,995 amu, 17O = 16,999 amu e 18O = 17.999 amu, quais são as abundâncias dos outros dois isótopos?
Para encontrar a resposta, converta porcentagens para frações decimais e observe que a abundância dos outros dois isótopos é (1 - 0,00037) = 0,999963.
Defina uma das abundâncias desconhecidas - diga 16O - para ser (x). A outra abundância desconhecida, a de 18O, é então 0,999963 - x.
(peso atômico de 16O) • (abundância fracionada de 16O) + (peso atômico de 17O) • (abundância fracionada de 17O) + (peso atômico de 18O) • (abundância fracionada de 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) (0,999963)
x = 0,9976
Tendo definido (x) 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%