Abundancias relativas de los isótopos

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.
[(peso del isótopo en umas)(porcentaje de abundancia relativa)]

Peso atómico 
100
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)