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Isotope und deren Bedeutung

Im Rahmen der Atommodelle haben wir uns mit dem Aufbau von Atomen beschäftigt. Nach dem Bohr´schen Atommodell wird der Atomkern aus positiv geladenen Atomkernen und neutralen Neutronen aufgebaut. Der Atomkern wird von einer Atomhülle umgeben, auf deren Bahnen/Schalen sich negativ geladene Elektronen befinden.

In einem einführenden Kapitel wurde gezeigt, wie sich die Atommassen (von Elementen) berechnen lassen. Ein Proton hat ungefähr die relative Atommasse 1 u, genauso wie ein Neutron. Die Masse des Elektrons beträgt hingegen nur etwa 1/2000 der Masse eines Protons.

Berechnen wir beispielsweise die atomare Masse von Sauerstoff. Ein Sauerstoffatom verfügt über 8 Neutronen und 8 Protonen im Kern, sowie  8 Elektronen in der Atomhülle. Da wir bei Atommassen nicht exakt rechnen, lassen wir die Massen der Elektronen weg (diese sind im Vergleich zur Masse von Protonen und Elektronen zu vernachlässigen). Daher müsste ein Sauerstoffatom eine atomare Masse von knapp 16 u haben und tatsächlich (wenn wir ins Periodensystem sehen) finden wir den Wert 15,999 u. Unsere Rechnung passt also.

Nehmen wir noch ein anderes Beispiel: Chlor. Ein Chlor-Atom hat 17 Protonen, 17 Neuronen und 17 Elektronen. Aufgrund der Anzahl an Neutronen und Protonen müsste das Chlor-Atom eine atomare Masse von knapp 34 u zeigen. Im Periodensystem finden wir aber den Wert 35,457 u. Selbst wenn wir die atomare Masse der Elektronen hinzufügen , erreichen wir den Wert 35,457 u niemals.


Was ist an unserer Rechnung falsch?
Ganz einfach - wir haben bisher nicht berücksichtigt, dass es von den meisten Elementen sogenannte Isotope sind. Isotope sind Elemente, die Atomkerne mit gleicher Protonenzahl, aber (im Vergleich zu dem "normalen" Element" eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen im Kern besitzt. Da alle Elemente mit gleicher Anzahl an Protonen im Kern zu dem gleichen Element gehören, sind Isotope keine "eigenständigen" Elemente, sondern sind beispielsweise Isotope von Chlor oder Sauerstoff. Da Isotope die gleiche Protonenzahl wie das "normale" Element hat,  verfügen Isotope auch über die gleiche Anzahl von Elektronen in der Atomhülle (und zeigen daher ähnliches chemisches Verhalten - aufgrund der Valenzelektronen).


Warum hat dann die Rechnung für Sauerstoff gepasst?
Für Sauerstoff gibt es das "normale" Element mit der Massenzahl 16 (8 Protonen / 8 Neutronen). Daneben gibt es noch die Sauerstoff-Isotope mit der Massenzahl 17 (8 Protonen / 9 Protonen) und der Massenzahl 18 (8 Protonen / 10 Neutronen). Betrachten wir die Häufigkeit der einzelnen "Isotope", so kommen wir für das O-16 auf ca. 99,76% Häufigkeit, für O-17 auf ca. 0,04% und für O-18 auf 0,20%. Aufgrund der geringen Häufigkeit der O-16 und O-17 fallen diese bei der Berechnung einer mittleren Atommasse von Sauerstoff nicht ins "Gewicht". Daher hat Sauerstoff eine "mittlere" Atommasse von 16 u.


Welche Auswirkung hat diese auf Berechnung in Chemie?
Die Ordnungszahl bzw. Kernladungszahl (= Zahl der Protonen im Kern) charakterisiert ein bestimmtes Element. Bei den allermeisten Elementen gib es aber auch Isotope, das heißt Elemente mit gleicher Kernladungszahl, aber unterschiedlicher Zahl von Protonen im Kern. Daher müssen wir bei Angabe von Elementen zur vollständigen Charakterisierung eines Elements nicht nur die Kernladungsanzahl, sondern auch die Neutronenzahl angeben. Isotope sind v.a. im Bereich der "Radioaktivität" von großer Bedeutung (dazu in einem anderen Kapitel mehr).


Rechenbeispiel:
Berechnen wir nun die relative Atommasse von Kohlenstoff. Dazu  wissen wir dass auf der Erde ca. 98,9% als C-12 und 1,1% als C-13 vorkommen. Daraus berechnen wir nun (mit 98,9% = 0,989):    m =  0,989 · 12 u + 0,011 · 13 u = 12,011 u.
Kontrollieren wir diesen Wert mit der Angabe im Periodensystem, so stimmt unser berechneter Wert mit der Angabe im PSE überein.


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