Il a été établi que chaque élément chimique trouvé dans la nature est un mélange d’isotopes (ils ont donc des masses atomiques fractionnaires). Pour comprendre en quoi les isotopes diffèrent les uns des autres, il est nécessaire d’examiner en détail la structure de l’atome. Un atome forme un noyau et un nuage d'électrons. La masse d'un atome est influencée par les électrons se déplaçant à des vitesses étonnantes à travers les orbitales du nuage électronique, les neutrons et les protons qui composent le noyau.

Que sont les isotopes

Isotopes est un type d’atome d’un élément chimique. Il y a toujours un nombre égal d’électrons et de protons dans un atome. Puisqu'ils ont des charges opposées (les électrons sont négatifs et les protons sont positifs), l'atome est toujours neutre (cette particule élémentaire ne porte pas de charge, elle est nulle). Lorsqu’un électron est perdu ou capturé, un atome perd sa neutralité et devient un ion négatif ou positif.
Les neutrons n'ont pas de charge, mais leur nombre dans le noyau atomique d'un même élément peut varier. Cela n’affecte en rien la neutralité de l’atome, mais cela affecte sa masse et ses propriétés. Par exemple, tout isotope d’un atome d’hydrogène contient un électron et un proton. Mais le nombre de neutrons est différent. Le protium n’a qu’un seul neutron, le deutérium en a 2 et le tritium en a 3. Ces trois isotopes diffèrent sensiblement les uns des autres par leurs propriétés.

Comparaison des isotopes

En quoi les isotopes sont-ils différents ? Ils ont différents nombres de neutrons, différentes masses et différentes propriétés. Les isotopes ont des structures de couches électroniques identiques. Cela signifie qu’ils sont assez similaires en termes de propriétés chimiques. Par conséquent, ils occupent une place dans le tableau périodique.
Des isotopes stables et radioactifs (instables) ont été trouvés dans la nature. Les noyaux des atomes d'isotopes radioactifs sont capables de se transformer spontanément en d'autres noyaux. Au cours du processus de désintégration radioactive, ils émettent diverses particules.
La plupart des éléments contiennent plus de deux douzaines d’isotopes radioactifs. De plus, des isotopes radioactifs sont synthétisés artificiellement pour absolument tous les éléments. Dans un mélange naturel d'isotopes, leur teneur varie légèrement.
L'existence d'isotopes a permis de comprendre pourquoi, dans certains cas, les éléments de masse atomique inférieure ont un numéro atomique plus élevé que les éléments de masse atomique plus élevée. Par exemple, dans la paire argon-potassium, l'argon comprend des isotopes lourds et le potassium contient des isotopes légers. La masse de l’argon est donc supérieure à celle du potassium.

TheDifference.ru a déterminé que la différence entre les isotopes est la suivante :

Ils ont un nombre différent de neutrons.
Les isotopes ont des masses atomiques différentes.
La valeur de la masse des atomes d’ions affecte leur énergie totale et leurs propriétés.

Il a été établi que chaque élément chimique trouvé dans la nature est un mélange d’isotopes (ils ont donc des masses atomiques fractionnaires). Pour comprendre en quoi les isotopes diffèrent les uns des autres, il est nécessaire d’examiner en détail la structure de l’atome. Un atome forme un noyau et un nuage d'électrons. La masse d'un atome est influencée par les électrons se déplaçant à des vitesses étonnantes à travers les orbitales du nuage électronique, les neutrons et les protons qui composent le noyau.

Définition

Isotopes est un type d’atome d’un élément chimique. Il y a toujours un nombre égal d’électrons et de protons dans un atome. Puisqu'ils ont des charges opposées (les électrons sont négatifs et les protons sont positifs), l'atome est toujours neutre (cette particule élémentaire ne porte pas de charge, elle est nulle). Lorsqu’un électron est perdu ou capturé, un atome perd sa neutralité et devient un ion négatif ou positif.

Les neutrons n'ont pas de charge, mais leur nombre dans le noyau atomique d'un même élément peut varier. Cela n’affecte en rien la neutralité de l’atome, mais cela affecte sa masse et ses propriétés. Par exemple, tout isotope d’un atome d’hydrogène contient un électron et un proton. Mais le nombre de neutrons est différent. Le protium n’a qu’un seul neutron, le deutérium en a 2 et le tritium en a 3. Ces trois isotopes diffèrent sensiblement les uns des autres par leurs propriétés.

Comparaison

Ils ont différents nombres de neutrons, différentes masses et différentes propriétés. Les isotopes ont des structures de couches électroniques identiques. Cela signifie qu’ils sont assez similaires en termes de propriétés chimiques. Par conséquent, ils occupent une place dans le tableau périodique.

Des isotopes stables et radioactifs (instables) ont été trouvés dans la nature. Les noyaux des atomes d'isotopes radioactifs sont capables de se transformer spontanément en d'autres noyaux. Au cours du processus de désintégration radioactive, ils émettent diverses particules.

La plupart des éléments contiennent plus de deux douzaines d’isotopes radioactifs. De plus, des isotopes radioactifs sont synthétisés artificiellement pour absolument tous les éléments. Dans un mélange naturel d'isotopes, leur teneur varie légèrement.

L'existence d'isotopes a permis de comprendre pourquoi, dans certains cas, les éléments de masse atomique inférieure ont un numéro atomique plus élevé que les éléments de masse atomique plus élevée. Par exemple, dans la paire argon-potassium, l'argon comprend des isotopes lourds et le potassium contient des isotopes légers. La masse de l’argon est donc supérieure à celle du potassium.

Site Web des conclusions

1. Ils ont un nombre différent de neutrons.
2. Les isotopes ont des masses atomiques différentes.
3. La valeur de la masse des atomes d’ions affecte leur énergie totale et leurs propriétés.

Isotopes

Les atomes du même élément qui ont des nombres de masse différents sont appelés isotopes. Les atomes d'isotopes d'un même élément ont le même nombre de protons (Z) et diffèrent les uns des autres par le nombre de neutrons (N).

Les isotopes de divers éléments n'ont pas leur propre nom, mais répètent le nom de l'élément ; dans ce cas, la masse atomique d'un isotope donné - sa seule différence avec les autres isotopes du même élément - est reflétée en exposant dans la formule chimique de l'élément : par exemple, pour les isotopes de l'uranium - 235 U, 238 U. Le la seule exception aux règles de la nomenclature des isotopes est l'élément n° 1 - l'hydrogène. Les trois isotopes de l'hydrogène actuellement connus ont non seulement leurs propres symboles chimiques spéciaux, mais aussi leur propre nom : 1 H - protium, 2 D - deutérium, 3 T - tritium ; dans ce cas, le noyau de protium est simplement un proton, le noyau de deutérium contient un proton et un neutron, le noyau de tritium contient un proton et deux neutrons. Les noms des isotopes de l’hydrogène se sont historiquement développés de cette façon parce que la différence relative des masses des isotopes de l’hydrogène provoquée par l’ajout d’un neutron est la plus élevée parmi tous les éléments chimiques.

Tous les isotopes peuvent être divisés en stables (stables), c'est-à-dire non sujets à la désintégration spontanée des noyaux atomiques en parties (la désintégration dans ce cas est appelée radioactive) et instables (instables) - radioactifs, c'est-à-dire sujets à la désintégration radioactive. La plupart des éléments répandus dans la nature sont constitués d'un mélange de deux isotopes stables ou plus : par exemple, 16 O, 12 C. De tous les éléments, l'étain possède le plus grand nombre d'isotopes stables (10 isotopes) et, par exemple, l'aluminium existe dans la nature sous la forme d'un seul isotope stable - le reste de ses isotopes connus sont instables. Les noyaux des isotopes instables se désintègrent spontanément, libérant des particules b et des particules c (électrons) jusqu'à ce qu'un isotope stable d'un autre élément se forme : par exemple, la désintégration du 238 U (uranium radioactif) se termine par la formation de 206 Pb (un isotope stable de plomb). Lors de l'étude des isotopes, il a été constaté qu'ils ne diffèrent pas par leurs propriétés chimiques qui, comme nous le savons, sont déterminées par la charge de leurs noyaux et ne dépendent pas de la masse des noyaux.

Coques électroniques

La couche électronique d'un atome est une région de l'espace où les électrons sont susceptibles de se trouver, caractérisée par la même valeur du nombre quantique principal n et, par conséquent, située à des niveaux d'énergie proches. Chaque couche électronique peut contenir un certain nombre maximum d'électrons.

À partir de la valeur du nombre quantique principal n = 1, les niveaux d'énergie (couches) sont désignés K, L, M et N. Ils sont divisés en sous-niveaux (sous-couches) qui diffèrent les uns des autres par l'énergie de liaison avec le noyau. Le nombre de sous-niveaux est égal à la valeur du nombre quantique principal, mais ne dépasse pas quatre : le 1er niveau a un sous-niveau, le 2ème - deux, le 3ème - trois, le 4ème - quatre sous-niveaux. Les sous-niveaux, à leur tour, sont constitués d’orbitales. Il est d'usage de désigner les sous-niveaux par des lettres latines, s est le premier sous-niveau de chaque niveau d'énergie le plus proche du noyau ; il se compose d'une orbitale S, p - le deuxième sous-niveau, se compose de trois orbitales P ; d est le troisième sous-niveau, il se compose de cinq orbitales d ; f est le quatrième sous-niveau et contient sept orbitales f. Ainsi, pour chaque valeur de n il y a n 2 orbitales. Chaque orbitale ne peut contenir plus de deux électrons – le principe de Pauli. S'il y a un électron dans une orbitale, alors il est dit non apparié ; s'il y en a deux, alors ce sont des électrons appariés. Le principe de Pauli explique la formule N=2n 2. Si le premier niveau K(n=1) contient 1 2 = 1 orbitale et que chaque orbitale a 2 électrons, alors le nombre maximum d'électrons sera 2*1 2 =2 ; L (n = 2) =8 ; M (n = 3) = 18 ; N (n = 4) =32.