Isotoobi ja iooni erinevus

Isotoop vs ioon

Aatomid on kõigi olemasolevate ainete väikesed ehitusplokid. Erinevate aatomite vahel on erinevusi. Sama elementide piires on ka variatsioone. Isotoobid on näited erinevustest ühe elemendi piires. Lisaks on aatomid looduslikes tingimustes vaevalt stabiilsed. Nad moodustavad eksisteerimiseks erinevaid kombinatsioone nende vahel või koos teiste elementidega. Nende kombinatsioonide moodustamisel võivad nad tekitada ioone.

Isotoobid

Sama elemendi aatomid võivad olla erinevad. Neid sama elemendi erinevaid aatomeid nimetatakse isotoopideks. Need erinevad üksteisest erineva neutronite arvu poolest. Kuna neutronite arv on erinev, erineb ka nende massiarv. Sama elemendi isotoopidel on aga prootonite ja neutronite arv sama. Erinevad isotoobid esinevad erinevates kogustes ja see on antud protsendina, mida nimetatakse suhteliseks arvukuseks. Näiteks on vesinikul kolm isotoopi: protium, deuteerium ja triitium. Nende neutronite arv ja suhteline arvukus on järgmised.

¹H - neutroneid pole, suhteline arvukus on 99,985%

²H- üks neutron, suhteline arvukus on 0,015%

³H- kaks neutronit, suhteline arvukus on 0%

Tuuma mahutatavate neutronite arv erineb elemendilt. Nende isotoopide hulgas on stabiilsed ainult mõned. Näiteks hapnikul on kolm stabiilset isotoopi ja tinal kümme stabiilset isotoopi. Enamasti on lihtsate elementide prootonite arvuga sama neutronarv. Kuid rasketes elementides on rohkem neutroneid kui prootoneid. Tuumade stabiilsuse tasakaalustamiseks on oluline neutronite arv. Kui tuumad on liiga rasked, muutuvad nad ebastabiilseks ja seetõttu muutuvad need isotoobid radioaktiivseteks. Näiteks, ²³⁸ U eraldab kiirgust ja laguneb palju väiksemateks tuumadeks. Isotoopidel võivad olla erinevad omadused nende erineva massi tõttu. Näiteks võivad neil olla erinevad keerutused, seega erinevad nende TMR spektrid. Nende elektronide arv on siiski sarnane, põhjustades samasuguse keemilise käitumise.

Isotoopide kohta teabe saamiseks võib kasutada massispektromeetrit. See näitab elemendi isotoopide arvu, nende suhtelist arvukust ja massi.

Ioon

Enamik aatomeid (välja arvatud nobeli gaasid) ei ole oma olemuselt stabiilsed, kuna neil pole valentskesta täielikult täidetud. Seetõttu proovib enamik aatomeid valentskesta täita, saades Nobeli gaasi konfiguratsiooni. Aatomid teevad seda kolmel viisil.

1. Elektrone omandades
2. Annetades elektronid
3. Elektronide abil

Ioone toodetakse kahe esimese meetodi tõttu (elektronide saamine ja annetamine). Tavaliselt kipuvad elektropositiivsed aatomid, mis asuvad s- ja d-plokis, moodustama ioone elektronide annetamise teel. Sel viisil toodavad nad katioone. Enamik öponektoomilisi aatomeid, mis asuvad p-plokis, meeldib saada elektrone ja moodustada negatiivseid ioone. Tavaliselt on negatiivsed ioonid aatomiga võrreldes suuremad ja positiivsed ioonid väiksemad. Ioonidel võib olla üks või mitu laengut. Näiteks moodustavad I rühma elemendid +1 katioone ja II rühma elemendid +2 katioone. Kuid d-plokis on elemente, mis võivad moodustada + 3, + 4, +5 iooni jne. Kuna iooni moodustamisel muutub elektronide arv, ei ole prootonite arv võrdne elektronide arvuga ioonis. Lisaks ülalkirjeldatud polüatoomilistele ioonidele võivad esineda ka polüatomilised ja molekulaarsed ioonid. Kui elementaarsed ioonid kaovad molekulidest, moodustuvad polüatomilised ioonid (nt ClO₃^-, NH₄⁺).