Isotope, Isobare und mittlere Atommasse
Isotope, Isobare und Isotone unterscheiden sich darin, welche Kernbausteine übereinstimmen; aus Isotopenhäufigkeiten berechnet man die mittlere Atommasse eines Elements.
Das Wichtigste in Kürze
- Isotope sind Atome eines Elements mit gleicher Protonenzahl, aber verschiedener Neutronen- und Massenzahl.
- Isotope haben als neutrale Atome gleich viele Elektronen und Valenzelektronen und deshalb gleiche chemische Eigenschaften.
- Isobare sind Nuklide verschiedener Elemente mit gleicher Massenzahl, z. B. \(\ce{^{234}Th}\), \(\ce{^{234}Pa}\) und \(\ce{^{234}U}\); sie reagieren chemisch verschieden.
- Isotone haben die gleiche Neutronenzahl, Isomere sind dagegen Verbindungen gleicher Summenformel.
- Die mittlere Atommasse ist der mit den Isotopenhäufigkeiten gewichtete Mittelwert: \(\bar{M} = \sum x_i M_i\).
- Chlor enthält \(\ce{^{35}Cl}\) und \(\ce{^{37}Cl}\) etwa im Verhältnis 3 : 1 und hat daher rund 35,5 g/mol.
Worum es geht
Atome desselben Elements sind nicht alle gleich schwer. Wie sich die Atomsorten unterscheiden und warum Chlor eine krumme molare Masse von 35,5 g/mol hat, gehört zu den Grundlagen des Atombaus. In der Pharmazie begegnen dir Isotope in der Massenspektrometrie, bei markierten Arzneistoffen und in der Radiopharmazie.
Isotope
Ein Element ist allein durch seine Protonenzahl festgelegt. Sie heißt auch Kernladungszahl oder Ordnungszahl (zur Schreibweise siehe Nuklidschreibweise). Die Zahl der Neutronen im Kern ist dagegen nicht festgelegt. Atome desselben Elements können also unterschiedlich viele Neutronen besitzen.
Solche Atomsorten heißen Isotope. Isotope eines Elements haben dieselbe Protonenzahl, aber eine verschiedene Neutronenzahl. Damit unterscheiden sie sich auch in der Massenzahl, also der Nukleonenzahl, und in ihrer Masse. Als neutrale Atome haben sie gleich viele Elektronen, denn die Elektronenzahl entspricht der Protonenzahl.
Das bekannteste Beispiel ist Wasserstoff. Protium (\(\ce{^{1}_{1}H}\)) hat kein Neutron, Deuterium (\(\ce{^{2}_{1}H}\)) eines und Tritium (\(\ce{^{3}_{1}H}\)) zwei. Alle drei haben ein Proton und ein Elektron.
Beim Uran funktioniert es genauso. \(\ce{^{238}_{92}U}\) und \(\ce{^{234}_{92}U}\) haben beide die Kernladungszahl 92. Sie sind Isotope mit 146 bzw. 142 Neutronen.
Warum die Chemie gleich bleibt
Chemische Reaktionen spielen sich in der Elektronenhülle ab. Isotope haben dieselbe Elektronenkonfiguration und damit dieselbe Zahl an Valenzelektronen. Deshalb zeigen sie gleiche chemische Eigenschaften. Man kann sie sich wie Zwillinge mit unterschiedlich schweren Rucksäcken vorstellen: Sie verhalten sich gleich, wiegen aber verschieden. Die Masse beeinflusst höchstens die Geschwindigkeit mancher Reaktionen, etwa wenn eine \(\ce{C-D}\)-Bindung langsamer gespalten wird als eine \(\ce{C-H}\)-Bindung.
Die Definition der Isotope wird im Examen gerne gefragt. Gleich sind Protonenzahl, Kernladungszahl, Elektronenzahl (neutrales Atom) und Valenzelektronenzahl, verschieden sind Neutronenzahl, Massenzahl, Nukleonenzahl und Masse. Achte darauf, dass deshalb die chemischen Eigenschaften gleich bleiben.
Isobare und Isotone
Bei Isobaren stimmt nicht die Protonenzahl überein, sondern die Massenzahl. Isobare sind Nuklide verschiedener Elemente mit gleicher Massenzahl. Weil sich ihre Protonenzahl unterscheidet, muss sich auch die Neutronenzahl unterscheiden. Als neutrale Atome haben sie verschieden viele Elektronen und daher eine unterschiedliche chemische Reaktivität.
Ein Beispiel liefert die Zerfallsreihe des Urans. \(\ce{^{234}_{90}Th}\), \(\ce{^{234}_{91}Pa}\) und \(\ce{^{234}_{92}U}\) haben alle die Massenzahl 234. Sie sind Isobare, aber keine Isotope, denn ihre Ordnungszahlen sind verschieden. Umgekehrt sind \(\ce{^{238}_{92}U}\) und \(\ce{^{234}_{92}U}\) keine Isobare, weil ihre Massenzahlen abweichen. Wie solche Nuklide durch Beta-Zerfall ineinander übergehen, steht an anderer Stelle.
Isotone schließlich haben die gleiche Neutronenzahl. \(\ce{^{14}_{6}C}\), \(\ce{^{15}_{7}N}\) und \(\ce{^{16}_{8}O}\) besitzen je 8 Neutronen.
| Begriff | gleich | verschieden | Beispiel |
|---|---|---|---|
| Isotope | Protonenzahl \(Z\) | Neutronenzahl \(N\), Massenzahl \(A\) | \(\ce{^{12}C}\), \(\ce{^{14}C}\) |
| Isotone | Neutronenzahl \(N\) | Protonenzahl \(Z\), Massenzahl \(A\) | \(\ce{^{14}C}\), \(\ce{^{16}O}\) |
| Isobare | Massenzahl \(A\) | Protonenzahl \(Z\), Neutronenzahl \(N\) | \(\ce{^{14}C}\), \(\ce{^{14}N}\) |
In einer Nuklidkarte trägt man die Neutronenzahl nach rechts und die Protonenzahl nach oben auf. Isotope liegen dann in einer Zeile, Isotone in einer Spalte und Isobare auf einer Diagonalen, etwa \(\ce{^{14}O}\), \(\ce{^{14}N}\) und \(\ce{^{14}C}\).
Isotop: gleiche Protonenzahl. Isoton: gleiche Neutronenzahl. Isobar: gleiche Massenzahl A.
Der ähnlich klingende Begriff Isomere gehört in die Molekülchemie. Isomere sind Verbindungen gleicher Summenformel mit unterschiedlicher Struktur, nicht Atomsorten eines Elements (mehr unter Isomerie).
Mittlere Atommasse
Die meisten Elemente kommen in der Natur als Gemisch mehrerer Isotope vor. Der Stoffmengenanteil eines Isotops in diesem Gemisch heißt Isotopenhäufigkeit. Die relative Atommasse im Periodensystem ist deshalb ein gewichteter Mittelwert der Isotopenmassen (zur Definition siehe relative Atommasse und molare Masse).
\[\bar{M} = \sum_i x_i \cdot M_i\]
\(\bar{M}\): mittlere molare Masse in g/mol, \(x_i\): Häufigkeit des Isotops \(i\) als Anteil (Summe aller \(x_i\) = 1), \(M_i\): molare Masse des Isotops in g/mol.
Für Rechnungen genügt meist die Massenzahl als Näherung für die Isotopenmasse. Natürliches Chlor besteht zu etwa 76 % aus \(\ce{^{35}Cl}\) und zu 24 % aus \(\ce{^{37}Cl}\), also rund 3 : 1. Damit ergibt sich:
\[\bar{M}(\ce{Cl}) = 0{,}76 \cdot 35 + 0{,}24 \cdot 37 \approx 35{,}5\ \mathrm{g/mol}\]
Das schwerere Isotop zieht den Mittelwert also ein Stück über 35. Brom mit \(\ce{^{79}Br}\) und \(\ce{^{81}Br}\) im Verhältnis etwa 1 : 1 liegt dagegen nahe der Mitte bei 79,9 g/mol. Diese Verhältnisse sieht man direkt im Massenspektrum: Chlorhaltige Moleküle zeigen die Peaks M und M+2 im Verhältnis 3 : 1, bromhaltige im Verhältnis 1 : 1.
Häufigkeiten zurückrechnen
Kennt man die mittlere Atommasse und die Massenzahlen zweier Isotope, lässt sich deren Verhältnis bestimmen. Bor hat die mittlere Atommasse 10,81 und die Isotope \(\ce{^{10}B}\) und \(\ce{^{11}B}\).
- Anteil festlegen: Der Anteil von \(\ce{^{10}B}\) sei \(x\), der von \(\ce{^{11}B}\) dann \(1-x\).
- Gleichung aufstellen: \(10{,}81 = x \cdot 10 + (1-x) \cdot 11\).
- Auflösen: \(10{,}81 = 11 - x\), also \(x = 0{,}19\).
- Ergebnis: Bor enthält rund 19 % \(\ce{^{10}B}\) und 81 % \(\ce{^{11}B}\), also etwa 1 : 4.
Quiz
Aussage 1
Die molare Masse von Chlor liegt bei etwa 35,5 g/mol, weil \(\ce{^{35}Cl}\) und \(\ce{^{37}Cl}\) ungefähr im Verhältnis 3 : 1 vorkommen.
Der gewichtete Mittelwert \(0{,}76 \cdot 35 + 0{,}24 \cdot 37\) ergibt rund 35,5 g/mol.
Aussage 2
\(\ce{^{234}_{90}Th}\) und \(\ce{^{234}_{91}Pa}\) sind Isobare.
Beide haben die Massenzahl 234, aber verschiedene Protonenzahlen. Sie gehören zu verschiedenen Elementen.
Aussage 3
Deuterium und Tritium unterscheiden sich in ihrer Kernladungszahl.
Beide haben ein Proton, also die Kernladungszahl 1. Sie unterscheiden sich in der Neutronenzahl (1 bzw. 2) und damit in der Massenzahl.
Aussage 4
Isotone sind Nuklide mit gleicher Massenzahl, aber unterschiedlicher Protonenzahl.
Das beschreibt Isobare. Isotone haben die gleiche Neutronenzahl, etwa \(\ce{^{14}C}\) und \(\ce{^{16}O}\) mit je 8 Neutronen.
Aussage 5
Isotope eines Elements besitzen als neutrale Atome gleich viele Elektronen.
Die Elektronenzahl eines neutralen Atoms entspricht der Protonenzahl, und diese ist bei Isotopen gleich.
Aussage 6
Isotope eines Elements zeigen gleiche chemische Eigenschaften, weil sie dieselbe Zahl an Valenzelektronen haben.
Chemie spielt sich in der Elektronenhülle ab. Diese ist bei Isotopen gleich, nur die Masse unterscheidet sich.
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