Atomets oppbygning og isotoper: fra nuklidesymboler til atomvekt

Protoner, nøytroner og elektroner i målte enheter

Protonet har ladningen +1 målt i elementærladninger, e = 1.602 × 10⁻¹⁹ C, og elektronet har −1. Nøytronet har ingen ladning. Masser oppgis vanligvis i atommasseenheter (u, også kalt dalton, Da), der 1 u er en tolvdel av massen til et karbon-12-atom, 1.6605 × 10⁻²⁷ kg.

Ifølge CODATA-verdiene fra 2022, publisert av NIST, er protonet 1.007276 u, nøytronet 1.008665 u og elektronet 0.000549 u. Protonet er omtrent 1836 ganger tyngre enn elektronet, så nesten all massen til et atom sitter i kjernen. Kjernen er også bitte liten: radien er av størrelsesorden 10⁻¹⁵ m, mens atomets radius er av størrelsesorden 10⁻¹⁰ m. Elektronene bestemmer derfor størrelsen og kjemien til et atom, og kjernen bestemmer massen.

Å lese nuklidesymboler og telle partikler i ioner

Atomnummeret Z er antallet protoner. Det definerer grunnstoffet: hvert atom med 17 protoner er klor. Massetallet A er det samlede antallet protoner og nøytroner, så antallet nøytroner er A − Z. Et nuklidesymbol skriver A som hevet skrift til venstre og Z som senket skrift til venstre for grunnstoffsymbolet, som i ³⁵₁₇Cl. Fordi symbolet allerede fastlegger Z, sløyfes ofte den senkede skriften, slik at det blir ³⁵Cl eller klor-35.

Antallet elektroner er lik antallet protoner bare i et nøytralt atom. Et ion med ladningen q har Z − q elektroner, så en positiv ladning betyr færre elektroner og en negativ ladning betyr flere. Ladningen endrer aldri kjernen.

Regneeksempel 1. For ⁵⁶Fe³⁺: Z = 26, altså 26 protoner; 56 − 26 = 30 nøytroner; 26 − 3 = 23 elektroner. For ¹²⁷I⁻: 53 protoner, 127 − 53 = 74 nøytroner og 53 + 1 = 54 elektroner. For ³⁴S²⁻: 16 protoner, 18 nøytroner og 18 elektroner. Legg merke til at ³⁴S²⁻ har like mange elektroner som et argonatom; det er likt elektronantall som gjør ioner isoelektroniske, ikke likt massetall.

Hvorfor isotoper reagerer likt, men har ulik masse

Isotoper er atomer med samme Z, men ulikt antall nøytroner. Klor-35 og klor-37 har begge 17 protoner og, som nøytrale atomer, 17 elektroner. Kjemisk oppførsel styres av elektronene, så de to isotopene danner de samme forbindelsene i de samme forholdene.

Egenskaper som avhenger av massen, er likevel litt forskjellige. Lettere molekyler beveger seg raskere ved en gitt temperatur, og bindinger til tyngre isotoper reagerer litt langsommere. Disse effektene er små for tunge grunnstoffer. Anrikning av uran viser hvor små. Ifølge Grahams lov står effusjonsfartene til ²³⁵UF₆ og ²³⁸UF₆ i forholdet √(M₂/M₁). Med isotopmasser fra NIST er M(²³⁵UF₆) = 349.034 g/mol og M(²³⁸UF₆) = 352.041 g/mol, så forholdet er √(352.041/349.034) = 1.0043. Én passasje gjennom en barriere anriker den lettere isotopen med mindre enn en halv prosent, og derfor trenger anrikningsanlegg mange trinn i serie.

Vektede gjennomsnitt: fra isotopmasser til atomvekt

Atomvekten i et periodesystem er ikke massen til ett enkelt atom. Den er gjennomsnittsmassen til grunnstoffets atomer i en normal prøve, vektet etter hvor vanlig hver isotop er. Multipliser massen til hver isotop med forekomsten som brøk, og legg sammen produktene. Brøkene må til sammen bli 1.

Regneeksempel 2. Magnesium har tre stabile isotoper. Fra NIST-tabellene Atomic Weights and Isotopic Compositions: ²⁴Mg, 23.985042 u, forekomst 0.7899; ²⁵Mg, 24.985837 u, 0.1000; ²⁶Mg, 25.982593 u, 0.1101. Produktene er 18.94578, 2.49858 og 2.86068 u, og summen er 24.30505 u. Strenge regler for gjeldende siffer brukt på forekomstene med fire siffer ville avrundet dette til 24.31 u. Med tre desimaler blir det 24.305 u, den konvensjonelle verdien som står i de fleste periodesystemer.

Gjør den samme beregningen for klor, med ³⁵Cl på 34.968853 u og forekomst 0.7576 og ³⁷Cl på 36.965903 u med 0.2424: 26.4924 + 8.9605 = 35.453 u. Et raskt overslag fanger opp feil: gjennomsnittet må ligge mellom isotopmassene og nærmest den vanligste isotopen.

Å regne baklengs for å finne en isotopforekomst

Hvis et grunnstoff har to isotoper og du kjenner atomvekten, kan du løse for forekomstene. Kall andelen av den første isotopen x; andelen av den andre er da 1 − x. Skriv det vektede gjennomsnittet som en likning og løs for x.

Regneeksempel 3. Kobber har standard atomvekt 63.546 og to stabile isotoper, ⁶³Cu på 62.929598 u og ⁶⁵Cu på 64.927790 u (NIST). Da er 62.929598x + 64.927790(1 − x) = 63.546. Omforming gir x = (64.927790 − 63.546)/(64.927790 − 62.929598) = 1.381790/1.998192 = 0.6915. Kobber består altså av 69.15 % ⁶³Cu og 30.85 % ⁶⁵Cu, noe som gjengir NIST-forekomstene 0.6915 og 0.3085.

Denne metoden virker bare for to isotoper. Med tre gir ett gjennomsnitt én likning med to ukjente, og du trenger en måling til, for eksempel et massespekter.

Isotopmønstre i et massespekter

Et massespektrometer ioniserer en prøve, skiller ionene etter forholdet mellom masse og ladning og registrerer hvor mange som kommer fram ved hver verdi. For et enkelt grunnstoff gir topphøydene isotopforekomstene direkte. For molekyler kombineres isotopene og gir gjenkjennelige mønstre.

Regneeksempel 4. Forutsi mønsteret for molekylionet til Cl₂. La p = 0.7576 for ³⁵Cl og q = 0.2424 for ³⁷Cl. Et molekyl er ³⁵Cl–³⁵Cl (masse 70) med sannsynlighet p² = 0.5740, ³⁵Cl–³⁷Cl (masse 72) med sannsynlighet 2pq = 0.3673, og ³⁷Cl–³⁷Cl (masse 74) med sannsynlighet q² = 0.0588. Faktoren 2 teller de to måtene å få én av hver på. Skalert slik at den høyeste toppen er 100, blir mønsteret 100 : 64.0 : 10.2.

Det gir to snarveier. En forbindelse med ett kloratom viser topper med to masseenheters avstand i forholdet omtrent 3 : 1, fordi p/q = 3.13. En forbindelse med ett bromatom viser to topper med nesten lik høyde, fordi NIST oppgir ⁷⁹Br til 0.5069 og ⁸¹Br til 0.4931.

Feil om atomets oppbygning som koster poeng

De fleste feil kommer av at de tre tallene blandes sammen, eller av at atomvekten behandles som en egenskap ved ett enkelt atom. Skriv opp Z, A og ladningen før du teller noe.

• Å endre antallet protoner for å lage et ion. Ladningen endrer bare elektronene; protonene bestemmer grunnstoffet.
• Å legge til elektroner for et positivt ion. Et 3+-ion har tre elektroner færre enn atomet.
• Å lese atomvekten som et massetall. Ingen kloratomer har massen 35.45 u; det er et gjennomsnitt av atomer på omtrent 35 u og 37 u.
• Å bruke prosenter som brøker uten å dele på 100, noe som gir et gjennomsnitt som er 100 ganger for stort.
• Å glemme faktoren 2 for blandede isotoppar, som ³⁵Cl–³⁷Cl, når man forutsier et massespekter.
• Å kalle to nuklider isotoper fordi de har samme massetall. ¹⁴C og ¹⁴N har samme A, men er ulike grunnstoffer.

Massedefekt og atomvekter oppgitt som intervaller

Legger du sammen seks protoner, seks nøytroner og seks elektroner med CODATA-massene, får du 12.0989 u, men et karbon-12-atom er nøyaktig 12 u. De manglende 0.0989 u, omtrent 0.82 % av totalen, svarer til energien som ble frigjort da kjernen ble dannet. Denne massedefekten er grunnen til at isotopmasser ikke er heltall, og den er utgangspunktet for kjernebindingsenergi.

For noen grunnstoffer varierer isotopblandingen så mye mellom naturlige kilder at IUPACs kommisjon for isotopforekomster og atomvekter oppgir et intervall i stedet for ett enkelt tall. Klor er oppført som [35.446, 35.457] og magnesium som [24.304, 24.307]. I vanlige beregninger bruker du de konvensjonelle enkeltverdiene, 35.45 og 24.305, med mindre kurset ditt sier noe annet.