2.3 Isotopen en hun symbolische notatie
Blok 1: Definitie en kenmerken van isotopen
Definitie
Isotopen zijn atomen van hetzelfde chemische element die een identiek atoomnummer (Z) bezitten, maar van elkaar verschillen door een afwijkend massagetal (A). Meer specifiek: alle isotopen van een bepaald element hebben gelijk aantal protonen, maar een verschillend aantal neutronen in hun atoomkern. Hun chemische eigenschappen zijn gelijk, maar fysische eigenschappen zoals massa kunnen sterk verschillen.
Belangrijke concepten
Atoomnummer (Z): Het aantal protonen in de atoomkern; dit bepaalt om welk element het gaat en beïnvloedt rechtstreeks de positie in het periodiek systeem.
Massagetal (A): De som van het aantal protonen en neutronen in de atoomkern; dit bepaalt de massa van het individuele atoom.
Verschil tussen isotopen: Isotopen van een element verschillen niet in lading, maar enkel in het aantal neutronen. Dit beïnvloedt onder meer hun stabiliteit, bindingsenergie, radioactiviteit (indien van toepassing), en hun massa.
Formules en berekeningen
Symbolische notatie van isotopen: Isotopen worden aangeduid met het chemisch symbool van het element, waaraan linksboven het massagetal (A) en linksonder het atoomnummer (Z) wordt vermeld. Formeel: ^{A}_{Z}E Waarbij: - A: massagetal (protonen + neutronen) - Z: atoomnummer (aantal protonen) - E: symbool van het element (bijvoorbeeld C, H, O ...)
Voorbeeldnotaties: Koolstof-12: ^{12}_{6}C, Koolstof-13: ^{13}_{6}C
Praktijkvoorbeelden
Voorbeeld 1: Chloor-isotopen
Chloor heeft twee stabiele isotopen: ^{35}_{17}Cl en ^{37}_{17}Cl.
Beide chloorisotopen hebben 17 protonen (Z = 17).
^{35}_{17}Cl heeft 18 neutronen (A = 35, 35 − 17 = 18).
^{37}_{17}Cl heeft 20 neutronen (A = 37, 37 − 17 = 20).
Voorbeeld 2: Uranium-isotopen
Uranium bevat onder meer ^{235}_{92}U en ^{238}_{92}U.
Beide uraniumisotopen bevatten 92 protonen.
Het verschil in massagetal: ^{235}_{92}U bevat 143 neutronen, ^{238}_{92}U bevat 146 neutronen.
Veel gemaakte fouten
Verwarren van massagetal (A) en atoomnummer (Z) – bijvoorbeeld omgekeerd plaatsen in de notatie.
Verkeerd inschatten van het aantal neutronen door niet correct het verschil tussen A en Z te berekenen.
Onjuiste plaatsing van A en Z bij het elementensymbool of het gebruik van enkel het massagetal zonder atoomnummer.
Blok 2: Isotopensamenstelling en isotopenabundantie
Definitie
Isotopensamenstelling, of isotopenabundantie, geeft aan hoeveel procent elk van de verschillende isotopen van een bepaald element voorkomt in de natuur (onder standaardomstandigheden op aarde). Deze abundantie wordt meestal weergegeven als een procentueel aandeel ten opzichte van het totaal aantal atomen van dat element.
Belangrijke concepten
Natuurlijke abundantie: Voor veel elementen komen meerdere isotopen voor met elk een karakteristieke abundantie.
Procentueel aandeel: De relatieve hoeveelheid van een isotoop wordt uitgedrukt als een procent van alle atomen van dat element in een natuurlijk monster. De som van de abundanties van alle isotopen van een element is altijd 100%.
Praktische impact: De isotopenabundantie heeft rechtstreeks invloed op de gemeten massa van een monster en dus ook op de gemiddelde waarde die in het periodiek systeem vermeld staat.
Formules en berekeningen
Voor elke isotoop:
De notatie per isotoop (voor bijvoorbeeld magnesium): - ^{24}Mg: 78,99% - ^{25}Mg: 10,00% - ^{26}Mg: 11,01%
Praktijkvoorbeelden
Voorbeeld 1: Chloor-isotopen
Chloor bestaat in de natuur uit ongeveer 75,78% ^{35}Cl en 24,22% ^{37}Cl.
Voorbeeld 2: Broom-isotopen
Natuurlijk broom bevat ongeveer 50,69% ^{79}Br en 49,31% ^{81}Br.
Veel gemaakte fouten
Aannemen dat alle isotopen evenveel voorkomen; dit is slechts bij uitzonderlijke gevallen zoals broom het geval.
Vergeten om de som van alle genoemde percentages gelijk aan 100% te maken.
Abundantieverwisseling: verwarren van isotopenpercentages waardoor de verkeerde gewichten gebruikt worden in latere berekeningen.
Blok 3: Gemiddelde relatieve atoommassa en berekening
Definitie
De gemiddelde relatieve atoommassa (A_R) van een element is de gewogen gemiddelde waarde van de relatieve atoommassa’s van zijn verschillende, natuurlijk voorkomende isotopen, waarbij telkens rekening wordt gehouden met hun isotopenabundantie. Deze waarde staat vermeld bij elk element in het periodiek systeem en wordt gebruikt in alle chemische berekeningen.