Abundancias relativas de los

isótopos

Química General I

2012

Donde están los isótopos de un

elemento en la naturaleza?

• Los isótopos de un elemento en la naturaleza se encuentran en cualquier muestra del elemento

– Por ejemplo, el nitrógeno tiene 2 isótopos que existen

naturalmente, el nitrógeno-14 y el nitrógeno 15.

– El nitrógeno-14 tiene una abundancia relativa del 99.635% g y el nitrógeno-15 tiene una abundancia relativa de 0.365%.

– Nótese que ambos porcentajes suman el 100%.

Donde están los isótopos de un

elemento en la naturaleza?

– Esto quiere decir:

• Si se tiene una muestra de nitrógeno de 100 g,

99.635 g son de átomos de nitrógeno-14 (con 7 protones y 7 neutrones en el núcleo) y 0.365 g son de átomos de nitrógeno-15 (con 7 protones y 8 neutrones en el núcleo)

• Esto es independiente del origen de la muestra, si el nitrógeno es obtenido de la atmósfera, de un recipiente con nitrógeno líquido, etc. Esa composición no varía.

Y que pasa cuando esa

composición varía?

• Resulta que a veces los porcentajes varían un poco en ciertas muestras.

• Esto se debe a que hay en las mismas algún isótopo de origen artificial (creado por el hombre).

• Por ejemplo, con el nitrógeno también hay nitrógeno-12, nitrógeno-13, nitrógeno-16 y nitrógeno-17 todos ellos sintéticos producidos por reacciones nucleares.

Definición complementaria de

elemento

• Es el conjunto de átomos que poseen el mismo

número atómico. Esta constituído por uno o

varios isótopos.

– Ejemplo: El azufre, tiene un peso atómico promedio

de 32.06 que resulta de la mezcla de:

• azufre-32, azufre-33, azufre-34 y azufre-36, cada uno con un

porcentaje en la naturaleza.

Peso o masa atómica

• Es el promedio de las masas y los porcentajes de abundancia de los isótopos existentes para un elemento en particular.

– Para medir la masa de los isótopos tomaron como referencia al carbono-12 (6 protones y 6 neutrones en su núcleo) y le asignaron un valor de 12 umas (unidades de masa atómica)

Peso o masa atómica

• Por lo tanto, 1 uma es 1/12 de la masa de

UN átomo de carbono-12

• Es una unidad relativa de masa.

Fórmula para obtener el peso

atómico a partir de abundancias

relativas.

100

relativa)] abundancia de entajeumas)(porcen isótopo del peso[( atómico Peso

Problema no. 1

• Se determinó que el silicio (Si) posee 3 isótopos

diferentes: silicio-28, silicio-29 y silicio-30, de

masas atómicas: 27.9858 uma, 28.5859 uma y

29.9831 uma con abundancia relativa de

92.2700%, 4.6800% y 3.0500%. Calcule el

peso atómico del silicio.

R/ 28.0748 uma

Problema no. 2

• El Boro (B) natural consta de 80.00% de

boro-11 cuya masa es de 11.01 uma y

20.00% de otro isotopo. Para poder

explicar el peso atómico de 10.81 cual

debe ser la masa núclida del otro isótopo.

R/ 10.01 uma

Problema no. 3

• El antimonio (Sb) consta de 2 isótopos: el antimonio-121 y el antimonio-123. Calcúle la masa atómica del antimonio (con cuatro cifras significativas) con los siguientes datos: 120.9038 con 57.25% y 122.9041 con 42.75%.

R/ 121.8 uma

Problema no. 4

• El galio (Ga) consta de los siguientes isótopos: galio-69 con una masa de 68.926 uma y el galio-71 con una masa de 70.925 uma. El peso atómico calculado para este elemento es de 69.720 uma. Calcule el porcentaje de abundancia de cada uno de los isótopos.

R/ galio-69: 60.28%

galio-71: 39.72%

Problema no. 5

• Hay dos isótopos naturales del nitrógeno, el

nitrógeno-14 y el nitrógeno-15 cuyas masas son

14.0031 uma y 15,0001 uma respectivamente.

Empleando el peso atómico del nitrógeno de

14.006 uma determine el porcentaje de

abundancia de cada isótopo.

R/nitrógeno-14: 99.7091%

nítrógeno-15: 0.2909%

Para recapitular…

• Leer páginas 49 y 50 del libro de Chang.

– Ojo con el ejemplo 2.1.

– Realizar la revisión de conceptos (no se

entrega)