Contenu
- TL; DR (Trop long; n'a pas lu)
- Qu'est-ce qu'un isotope?
- Éléments à deux isotopes
- Éléments avec plus de deux isotopes
Les noyaux d'atomes ne contiennent que des protons et des neutrons, et chacun de ceux-ci a, par définition, une masse d'environ 1 unité de masse atomique (amu). Le poids atomique de chaque élément - ce qui n'inclut pas le poids des électrons, qui sont considérés comme négligeables - devrait donc être un nombre entier. Une lecture rapide du tableau périodique montre cependant que les poids atomiques de la plupart des éléments contiennent une fraction décimale. En effet, le poids indiqué de chaque élément est la moyenne de tous les isotopes naturels de cet élément. Un calcul rapide peut déterminer le pourcentage d'abondance de chaque isotope d'un élément, à condition de connaître le poids atomique des isotopes. Parce que les scientifiques ont mesuré avec précision les poids de ces isotopes, ils savent qu'ils varient légèrement des nombres entiers. Sauf si un degré élevé de précision est nécessaire, vous pouvez ignorer ces légères différences fractionnaires lors du calcul des pourcentages d'abondance.
TL; DR (Trop long; n'a pas lu)
Vous pouvez calculer le pourcentage d'abondance des isotopes dans un échantillon d'un élément avec plus d'un isotope, à condition que les abondances de deux ou moins soient inconnues.
Qu'est-ce qu'un isotope?
Les éléments sont répertoriés dans le tableau périodique en fonction du nombre de protons dans leurs noyaux. Les noyaux contiennent également des neutrons et, en fonction de l'élément, il ne peut en contenir aucun, un, deux, trois ou plus de neutrons dans le noyau. L'hydrogène (H), par exemple, a trois isotopes. Le noyau de 1H n’est autre qu’un proton, mais le noyau du deutérium (2H) contient un neutron et celui du tritium (3H) contient deux neutrons. Six isotopes du calcium (Ca) sont présents dans la nature, et pour l'étain (Sn), leur nombre est 10. Les isotopes peuvent être instables, et certains sont radioactifs. Aucun des éléments apparaissant après l’uranium (U), qui figure au 92ème rang du tableau périodique, ne contient plus d’un isotope naturel.
Éléments à deux isotopes
Si un élément a deux isotopes, vous pouvez facilement définir une équation pour déterminer l’abondance relative de chaque isotope en fonction du poids de chaque isotope (W1 et W2) et le poids de l'élément (We) figurant dans le tableau périodique. Si vous dénotez l'abondance de l'isotope 1 par X, l'équation est:
W1 • x + W2 • (1 - x) = We
puisque les poids des deux isotopes doivent s’ajouter pour donner le poids de l’élément. Une fois que vous avez trouvé (x), multipliez-le par 100 pour obtenir un pourcentage.
Par exemple, l'azote a deux isotopes, 14N et 15N, et le tableau périodique indique que le poids atomique de l'azote est égal à 14,007. En établissant l’équation avec ces données, vous obtenez: 14x + 15 (1 - x) = 14,007, et en résolvant pour (x), vous trouvez l’abondance de 14N égal à 0,993, ou 99,3%, ce qui signifie l’abondance de 15N est 0,7 pour cent.
Éléments avec plus de deux isotopes
Lorsque vous avez un échantillon d'un élément contenant plus de deux isotopes, vous pouvez en trouver l'abondance si vous connaissez l'abondance des autres.
A titre d'exemple, considérons ce problème:
Le poids atomique moyen de l'oxygène (O) est de 15,9994 amu. Il a trois isotopes naturels, 16O 17O et 18O, et 0,037% d'oxygène est constitué de 17O. Si les poids atomiques sont 16O = 15.995 amu, 17O = 16,999 amu et 18O = 17.999 amu, quelles sont les abondances des deux autres isotopes?
Pour trouver la réponse, convertissez les pourcentages en fractions décimales et notez que l’abondance des deux autres isotopes est égale à (1 - 0,00037) = 0,99963.
Définissez une des abondances inconnues - dites celle de 16O - être (x). L’autre abondance inconnue, celle de 18O, est alors 0,99963 - x.
(poids atomique de 16O) • (abondance fractionnaire de 16O) + (poids atomique de 17O) • (abondance fractionnaire de 17O) + (poids atomique de 18O) • (abondance fractionnaire 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) (0,99963)
x = 0,9976
Après avoir défini (x) l’abondance de 16O, l'abondance de 18O est alors (0,99963 - x) = (0,99963 - 0,9976) = 0,00203
Les abondances des trois isotopes sont alors:
16O = 99,76%
17O = 0,037%
18O = 0,203%