Obwohl alle Atome eines Elements die gleiche Anzahl von Protonen haben, können einzelne Atome eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen haben. Diese unterschiedlichen Atome werden Isotope genannt. Alle Chloratome (Cl) haben 17 Protonen, aber es gibt Chlorisotope mit 15 bis 23 Neutronen. In der Natur existieren nur zwei Chlorisotope in signifikanten Mengen: solche mit 18 Neutronen (75,53% aller in der Natur vorkommenden Chloratome) und solche mit 20 Neutronen (24,47%). Um das Symbol für ein Isotop zu schreiben, platzieren Sie die Ordnungszahl als Index und die Massenzahl (Protonen plus Neutronen) als hochgestellt links vom Atomsymbol. Die Symbole für die beiden natürlich vorkommenden Chlorisotope lauten wie folgt: \ (^ {35} _ {17} {\ rm Cl} \) und \ (^ {37} _ {17} {\ rm Cl} \) . Der Index ist etwas unnötig, da alle Chloratome 17 Protonen haben; Isotopensymbole werden normalerweise ohne Index geschrieben, wie in 35Cl und 37Cl. Bei der Diskussion dieser Isotope werden die Begriffe Chlor-35 und Chlor-37 verwendet, um zwischen ihnen zu unterscheiden. Im Allgemeinen muss ein Atom, um stabil zu sein, mehr Neutronen als Protonen haben. Kerne mit zu vielen der beiden Arten von Grundpartikeln sind instabil und zersetzen sich radioaktiv.
Die Gesamtmasse eines Atoms wird als Atomgewicht bezeichnet und ist die ungefähre Angabe Summe der Massen seiner konstituierenden Protonen, Neutronen und Elektronen. Wenn sich Protonen, Neutronen und Elektronen zu einem Atom verbinden, wird ein Teil ihrer Masse in Energie umgewandelt und abgegeben. (Dies ist die Energiequelle bei Kernfusionsreaktionen. Da das Atom nur dann in seine Grundpartikel zerlegt werden kann, wenn die Energie für die fehlende Masse von außerhalb geliefert wird, wird diese Energie als Bindungsenergie des Kerns bezeichnet. P. >
Beispiel \ (\ PageIndex {2} \):
Berechnen Sie die Masse, die verloren geht, wenn aus Protonen, Elektronen und Neutronen ein Kohlenstoff-12-Atom gebildet wird.
Lösung
Da die Ordnungszahl jedes Kohlenstoffatoms 6 beträgt, hat Kohlenstoff-12 6 Protonen und damit 6 Elektronen. Um die Anzahl der Neutronen zu ermitteln, subtrahieren wir die Anzahl der Protonen von der Massenzahl: 12 – 6 = 6 Neutronen Die Daten in Tabelle 1-1 können zur Berechnung der Gesamtmasse dieser Teilchen verwendet werden:
Protonen: 6 x 1,00728 amu = 6,04368 u
Neutronen: 6 x 1,00867 amu = 6,05202 u
Elektronen: 6 x 0,00055 amu = 0,00330 u
Gesamtpartikelmasse = 12,09900 u
Nach der Definition der Skala der Atommasseneinheiten ist jedoch die Masse von einem Kohlenstoff-12-Atom ist genau 12 amu. Daher sind 0,0990 u Masse beim Aufbau des Atoms aus seinen Teilchen verschwunden.
Jedes Isotop eines Elements ist durch eine Ordnungszahl (die Anzahl der Protonen), eine Masse, gekennzeichnet Anzahl (die Gesamtzahl der Protonen und Neutronen) und ein Atomgewicht (Atommasse in Atommasseneinheiten). Da die Massenverluste bei der Bildung eines Atoms gering sind, entspricht die Massenzahl normalerweise dem Atomgewicht, das auf die nächste ganze Zahl gerundet ist (zum Beispiel beträgt das Atomgewicht von Chlor-37 36,966, das auf 37 gerundet ist). Wenn es in der Natur mehrere Isotope eines Elements gibt, ist das experimentell beobachtete Atomgewicht (das natürliche Atomgewicht) der gewichtete Durchschnitt der Isotopengewichte. Der Durchschnitt wird nach der prozentualen Häufigkeit der Isotope gewichtet. Chlor kommt in der Natur als 75,53% Chlor-35 (34,97 u) und 24,47% Chlor-37 (36,97 u) vor, so dass der gewichtete Durchschnitt der Isotopengewichte (07553 x 34,97 u) + (0,2447 x 36,97 u) = 35,46 u beträgt . Die in Periodensystemen gefundenen Atomgewichte sind alle gewichteten Mittelwerte der in der Natur vorkommenden Isotope, und dies sind die Zahlen, die für den Rest dieses Artikels verwendet werden, außer wenn speziell ein Isotop diskutiert wird. Im Allgemeinen verhalten sich alle Isotope eines Elements chemisch gleich. Ihr Verhalten unterscheidet sich in Bezug auf massenempfindliche Eigenschaften wie Diffusionsraten.
Beispiel \ (\ PageIndex {3} \):
Magnesium (Mg) hat drei signifikante Eigenschaften natürliche Isotope: 78,70% aller Magnesiumatome haben ein Atomgewicht von 23,985 u, 10,13% haben ein Atomgewicht von 24,986 u und 11,17% haben ein Atomgewicht von 25,983 u. Wie viele Protonen und Neutronen sind in jedem dieser drei Isotope vorhanden? Wie sind die Symbole für jedes Isotop geschrieben? Was ist schließlich der gewichtete Durchschnitt der Atomgewichte?
Lösung
Alle Magnesiumisotope enthalten 12 Protonen. Das Isotop mit einem Atomgewicht von 23.985 u hat eine Massenzahl von 24 (Protonen und Neutronen), also ergeben 24 – 12 Protonen 12 Neutronen. Das Symbol für dieses Isotop ist 24Mg. In ähnlicher Weise hat das Isotop mit einem Atomgewicht von 24,986 amu eine Massenzahl von 25, 13 Neutronen und 25 mg als Symbol. Das dritte Isotop (25.983 amu) hat eine Massenzahl von 26, 14 Neutronen und 26 mg als Symbol. Das durchschnittliche Atomgewicht wird wie folgt berechnet: (0,7870 × 23,985) + (0,1013 × 24,986) + (0,1117 × 25,983) = 24.31 u
Mitwirkende und Zuschreibungen
- Dickerson, Richard E. und Gray, Harry B. und Haight, Gilbert P (1979) Chemische Prinzipien .