À Comme vous le savez, les isotopes sont des variétés d'atomes élément chimique, dont les noyaux contiennent le même nombre de protons ( Z) et divers – neutrons ( N). Somme UN = Z + N– nombre de masse – sert la caractéristique la plus importante isotope. Le phénomène d'isotopie a été découvert en décembre 1913 par le radiochimiste anglais F. Soddy dans les éléments radioactifs de la fin tableau périodique. Elle a ensuite été découverte dans des éléments stables. Pour plus d'informations sur l'histoire des isotopes, voir les ouvrages.

Les isotopes radioactifs naturels sont regroupés en trois « familles » dont les ancêtres sont le thorium-232, l'uranium-238 et l'uranium-235 à vie longue (leurs demi-vies se mesurent en milliards d'années). Les « familles » sont complétées par des isotopes stables du plomb ( Z= 82)s UN= 208, 206 et 207 respectivement. Dans les lacunes se trouvent des isotopes d'éléments à vie courte avec Z= 81-92, reliés par des « chaînes » a - et b -les désintégrations. Le nombre total de membres des « familles » (à l’exclusion des espèces stables d’atomes de plomb) est de 41.

Plus de 1 600 isotopes artificiels ont été synthétisés par diverses réactions nucléaires dans la gamme Z de 1 à 112 (et pour certains éléments plus de 20).

Le sujet de notre attention sera les isotopes stables. Le principal mérite de leur découverte appartient au physicien anglais F. Aston. En 1919, il a établi que le gaz inerte néon (poids atomique 20,2) est un mélange de deux isotopes de poids atomique 20 et 22. Le scientifique a mené des recherches pendant une décennie et demie et a découvert 210 isotopes stables la plupart des éléments. Une contribution importante appartient au scientifique américain A. Dempster - 37 isotopes. D'autres chercheurs ont également participé aux travaux, mais la plupart se sont limités à identifier un ou deux nouveaux types d'atomes. Un événement important fut la découverte en 1929 d'isotopes de l'oxygène avec UN, égal à 17 et 18, par W. Dzhiok et G. Johnston (USA) ; Aston pensait auparavant que seul 16 O existait. La présence de trois isotopes de l’oxygène a influencé le choix de l’échelle de poids atomique. En 1932, G. Urey, F. Brickwedde et G. Murphy (USA) découvrent un isotope lourd de l'hydrogène - le deutérium avec UN= 2. Le vanadium-50 fut le dernier à être découvert (1949).

Les informations sur les isotopes stables sont données dans le tableau (voir p. 2). Certains d'entre eux sont marqués d'un astérisque (potassium-40, vanadium-50, rubidium-87, indium-115, antimoine-123, lanthane-138, cérium-142, néodyme-144, samarium-147, lutétium-176, rhénium). - 187, platine-190 et plomb-204) : trouvés dedans (ou théoriquement possible) b -la radioactivité ou un -radioactivité (Ce, Nd, Sm, Pt) c très longues périodes(> 10 15 ans). Cependant, ils peuvent en fait être considérés comme stables. Le tableau comprend également les isotopes radioactifs du thorium et de l'uranium, que l'on trouve sur Terre en quantités assez importantes.

Un tableau similaire n'est donné que dans quelques monographies spéciales. L'analyse des modèles associés aux isotopes stables est une discipline spéciale parfois appelée statistiques isotopiques.

Le tableau contient 282 isotopes stables, dont le nombre varie considérablement selon les différents éléments. Un seul type est caractéristique de 21 éléments avec des impairs Z(l'exception est le béryllium avec Z= 4). 20 éléments ont deux isotopes, également impairs Z(sauf hélium avec Z= 2 et carbone s Z= 6). Six éléments - l'oxygène, le néon, le magnésium, le silicium, l'argon et le potassium - sont représentés par trois isotopes, tous les autres éléments ayant même Z il y a de 4 à 10 isotopes. Les « détenteurs de records » sont le cadmium et le tellure (8 isotopes chacun), le xénon (9) et l'étain (10). Il manque des éléments dans le tableau avec Z= 43 (technétium) et Z= 61 (prométhium). Ils ne possèdent pas d’isotopes stables et sont produits artificiellement par des réactions nucléaires. Isotopes avec UN, égal à 5 ​​et 8.

La plupart des isotopes (173) ont des nombres pairs UN, et presque tous en contiennent des quantités égales dans les noyaux des atomes Z Et N. Isotopes impairs UN sensiblement moins (109). Pour les éléments avec même Z il n'y a pas plus de deux isotopes avec des nombres impairs UN(exception – Ar avec Z= 18 et Ce s Z= 58, tous leurs isotopes sont pairs UN).

Une collection d'isotopes d'un élément avec une valeur spécifique Z(s’il y en a plusieurs) est appelée une « pléiade ». La prévalence des isotopes individuels dans la « pléiade » est différente. Pour les représentants « légers » du tableau périodique ( Z < 32) при четных Z isotopes avec prédominance valeurs plus petites UN. Dans les éléments ultérieurs, au contraire, la nature donne la préférence aux isotopes avec des valeurs plus élevées UN. De deux isotopes impairs Z le plus courant est celui avec UN moins.

En général, l'image est comme ça. Pour les éléments allant de l'hydrogène au nickel ( Z= 28), il y a une abondance fortement accrue d'un isotope. Pour les grandes valeurs Z, bien que le contenu en isotopes de la « pléiade » diffère (parfois de manière assez significative), le facteur de « leadership » absolu n'apparaît plus.

Les éléments les plus courants dans la nature sont (% en poids de la croûte terrestre) : oxygène (47), silicium (29,5), aluminium (8,05), fer (4,65), calcium (2,96), sodium (2,5), potassium. (2,5) et magnésium (1,87). Leur contenu total est supérieur à 99 %. Le reste représente donc moins de 1 %.

Parmi ces « huit », l’aluminium et le sodium sont représentés par un seul type d’atome (27 Al et 23 Na) ; dans d'autres, l'un des isotopes a une teneur nettement prédominante (16 O, 28 Si, 56 Fe, 40 Ca, 39 K, 24 Mg). Ainsi, les isotopes répertoriés constituent le matériau à partir duquel toute la « terre solide » est réellement construite. Les principaux « composants » de l’atmosphère sont le 14 N et le 16 O. Enfin, l’espace aquatique est une combinaison du même isotope de l’oxygène avec un isotope léger de l’hydrogène (1 H). L'hydrogène, l'oxygène, ainsi que le carbone et l'azote sont inclus dans tous les organismes végétaux et animaux et sont donc séparés en un groupe spécial d'éléments - organogènes.

Il s’avère ainsi que seuls dix isotopes stables sont responsables de manière décisive de l’infinie diversité de la nature inorganique et organique.

P.Pourquoi près de la moitié des éléments existant sur Terre sont-ils représentés par seulement un ou deux types d’atomes ? Pourquoi les contenus des isotopes individuels dans les « pléiades » diffèrent-ils généralement de manière marquée ? Finalement, pourquoi la nature favorise-t-elle les variétés d’atomes de valeur égale ? Z? La liste de questions similaires peut facilement être poursuivie. La physique nucléaire théorique y apporte des réponses plus ou moins complètes. Bien entendu, dans le cadre de cet article, il est même impossible Plan généralénoncer leur essence. À cet égard, nous nous limiterons à considérer un seul modèle, mais très important, qui détermine en grande partie les « statistiques » des isotopes stables.

En physique nucléaire, il existe un concept "isobares"– variétés d'atomes avec le même UN, Mais différent Z Et N. En 1934, le scientifique allemand J. Matthauch formulait la règle : si deux isobares diffèrent de 1 dans les valeurs Z, alors l'une d'elles doit être instable. Par exemple, dans une paire d’isobares 40 Ar – 40 K, cette dernière est radioactive. Cette règle permet d'apporter une certaine clarté à certaines caractéristiques des « statistiques isotopiques ».

Pourquoi faire des éléments avec Z= 43 et 61 ne sont pas des isotopes stables ? En principe, ils pourraient avoir un ou deux espèces résistantes atomes. Cependant, les éléments adjacents au technétium et au prométhium (respectivement molybdène et ruthénium, néodyme et samarium) sont représentés dans la nature par un grand nombre d'isotopes dans une large gamme. UN. Selon la règle des isobares, les valeurs probables UN Pour Z= 43 et 61 s'avèrent être « interdits ». Lorsque les isotopes du technétium et du prométhium ont été synthétisés, il s'est avéré que la plupart d'entre eux se caractérisent par une courte espérance de vie.

Les isotopes marqués d'un astérisque dans le tableau forment des paires isobares avec des isotopes d'éléments voisins (par exemple, 87 Pb avec 87 Sr, 115 In avec 115 Sn, etc.), mais ils sont radioactifs dans une très faible mesure.

À l'aube du développement évolutif de la Terre, l'abondance des isotopes de divers éléments différait de celle moderne. De nombreux isotopes radioactifs ayant des demi-vies relativement longues étaient également présents. Peu à peu, ils se sont transformés en isotopes stables d'autres éléments, ce qui a modifié leur contenu dans les « pléiades ». Seuls les thorium-232, uranium-238 et uranium-235 « primaires » ont été conservés, mais aussi leurs ressources terrestres diminué au fil des milliards d’années. S’ils n’avaient pas une durée de vie aussi longue, les éléments « secondaires », dont les isotopes constituent des « familles » radioactives, seraient désormais absents. Dans ce cas, la limite supérieure naturelle du tableau périodique serait le bismuth avec Z = 83.

Ainsi, la règle isobare jouait une sorte de rôle de « tri ». Il a « éliminé » les variétés d’atomes ayant une courte durée de vie, modifié la composition isotopique originale des éléments et a finalement contribué à la formation finale de l’image du « monde des isotopes stables » présentée dans le tableau.

Depuis la création de l'atomisme chimique par J. Dalton, le poids atomique (masse) a longtemps été la seule caractéristique quantitative fondamentale d'un élément. Sa détermination pour de nombreux éléments nécessitait des recherches expérimentales minutieuses et dépendait du choix d'un certain « point de référence » - l'échelle des poids atomiques (oxygène O = 16 ou hydrogène H = 1). En 1864, le chimiste anglais J. Newlands classa pour la première fois les éléments connus à l'époque par ordre croissant de leur poids atomique. Cette séquence naturelle a contribué de manière significative à la découverte de la loi périodique et au développement de la structure du tableau périodique.

Cependant, dans trois cas, l'augmentation des poids atomiques a été violée : le cobalt était plus lourd que le nickel, le tellure était plus lourd que l'iode et l'argon était plus lourd que le potassium. De telles « anomalies », comme le pensaient certains chercheurs, sapaient les fondements de la loi périodique. D.I. Mendeleïev lui-même n'attachait pas d'importance sérieuse à ces « anomalies », estimant que tôt ou tard elles recevraient une explication. C’est ce qui s’est réellement passé. Cependant, s'il n'y avait pas trois, mais davantage d'« anomalies », alors l'énoncé même du phénomène de changements périodiques dans les propriétés des éléments ne serait pas aussi évident. Mais le fait est que la nature a limité leur nombre.

Unr = 1/100( aA 1 + BA 2 + Californie 3 ...),

Où UN, b, Avec– teneur (en %) dans la « pléiade » d’isotopes avec nombres de masse UN 1 , UN 2 , UN 3...respectivement. Comme le montre le tableau, l'isotope avec prédomine nettement dans l'argon UN= 40, alors que le potassium a un plus léger UN= 39. La même image est observée pour les autres « paires anormales » ( UN= 59 – pour le cobalt et UN= 58 – pour le nickel ; UN= 130 – pour le tellure et UN= 127 – pour l'iode). Pour cette raison, les masses atomiques des éléments précédents par paires sont supérieures à celles des éléments suivants.

Nombre de masse d'isotopes stables et leur abondance relative

Note. Les éléments qui n’ont pas d’isotopes, ainsi que l’isotope le plus courant dans la « pléiade », sont mis en évidence en gras.

DANS 1911-1914 le modèle nucléaire-électronique de l'atome de E. Rutherford - N. Bohr a été développé et A. Van den Broek et G. Moseley ont prouvé que numéro de sérieélément du tableau périodique numériquement égal à la charge le noyau de son atome. Du coup, c'est devenu évident : une série d'éléments chimiques, classés par ordre croissant de leurs poids atomiques, coïncidait presque parfaitement (à l'exception des « anomalies ») avec la séquence d'éléments correspondant à une augmentation monotone Z.

La raison de cette étonnante coïncidence réside dans la « fixité » de la composition isotopique des éléments existant sur Terre. Nous avons déjà noté qu'au début de son évolution cette composition était différente. Cependant, il ne pouvait pas différer sensiblement du modèle moderne. Par conséquent, l’abondance initiale d’isotopes stables était le résultat de processus associés à des événements fondamentaux liés au domaine des concepts astrophysiques. Plus précisément, avec le problème de l'origine des éléments.

Dans les années 1920. des idées ont été exprimées selon lesquelles la formation d'éléments se produit dans l'atmosphère des étoiles, dans des conditions de températures et de pressions très élevées. Plus tard, ils ont commencé à développer théories générales origine des éléments. L'un d'eux, proposé en 1948 par R. Alfer, G. Boethe et G. Gamow, supposait que la synthèse des éléments se produisait à la suite d'une « explosion » étoile à neutrons. Les neutrons libérés se désintègrent en protons et en électrons. Les protons et les électrons étaient regroupés en systèmes plus complexes - des atomes de divers éléments. Selon les auteurs de la théorie, en capturant séquentiellement les neutrons et b – - les désintégrations des atomes résultants ont donné naissance à un grand nombre d'isotopes radioactifs et stables, y compris ceux qui existent aujourd'hui sur Terre. De plus, l'ensemble du processus de synthèse a été réalisé en 15 minutes (!). Cependant, cette théorie élégante s’est avérée intenable. Ainsi, les isotopes avec UN= 5 et 8 (ils ne sont d'ailleurs pas dans le tableau) sont si instables qu'ils se désintègrent avant que leurs noyaux n'aient le temps de capturer le neutron suivant.

Il est désormais prouvé que la synthèse des éléments se produit constamment dans les étoiles, et à différents stades de leur évolution. Certains ensembles d'isotopes sont formés en raison de diverses réactions nucléaires. L'abondance cosmique des éléments, sensiblement différente de celle terrestre, a reçu une explication assez satisfaisante. Ainsi, l’hydrogène et l’hélium sont dominants dans l’espace. Cependant, à mesure que vous augmentez Z cette différence devient moins prononcée.

Le « cadre » de la composition isotopique moderne des éléments sur Terre a été construit il y a plusieurs milliards d'années, et sa « finition » est déjà associée aux processus qui ont eu lieu tout au long de l'histoire de notre planète.

En conclusion, prêtons attention à une « nuance » terminologique importante. Le concept même d’« isotope » est légitime lorsque nous parlons de sur les espèces atomiques avec des significations spécifiques Z. Si des espèces avec des Z, puis dans dans ce cas l'utilisation du nom « isotope » n'est pas suffisamment justifiée (après tout, les types d'atomes situés dans différentes cellules du tableau périodique sont comparés).

De nos jours, le terme « nucléide », introduit par le physicien américain T. Coman en 1947, s'est répandu : « Type d'atome caractérisé par la composition de son noyau, en particulier le nombre de protons et de neutrons qu'il contient. » Dans le tableau ci-dessus, le mot « isotopes » pourrait donc être remplacé par « nucléides ». Toutefois, ce remplacement n’affecterait en rien tous les raisonnements ultérieurs.

Les références

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D.N. TRIFONOV

Masses de certains isotopes

Nous trouvons dans le tableau. Valeurs 26.1 et 26.2 :

masse de l'atome 1 H 2 : 2,01410 amu,

masse du proton : 1,00728 amu,

masse des neutrons : 1,00866 amu,

masse électronique : 0,00055 amu

Masse du noyau 1 H 2 = (masse de l'atome 1 H 2) – (masse de l'électron) =

2,01410 – 0,00055 = 2,01355 uma ;

(masse des protons + masse des neutrons) = 1,00728 + 1,00866 =

2,01594 amu

Comme vous pouvez le constater, 2.01594 > 2.01355 !

La différence entre les masses des nucléons qui composent le noyau et la masse du noyau lui-même s'appelle défaut de masse .

Problème 26.4. Calculer le défaut de masse, l'énergie de liaison et énergie spécifique liaisons du noyau d'hélium 2 He 4 (en MeV).

La masse d'un atome est la somme de la masse du noyau et de la masse Zélectrons :

t un = T moi + Zme Þ T je = t a – Zm e.

Alors le défaut de masse du noyau est égal à :

D T = Zm p +(A à Z)mn – (t a – Zm e) =

= Z(m p + c'est à dire.) + (A à Z)mn – t a.

Prenons en compte que l'atome d'hydrogène 1 H 1 n'est qu'un « proton + électron », on peut donc supposer que m p + c'est à dire. = T N, où T H est la masse de l'atome d'hydrogène 1 H 1 . Alors la formule du défaut de masse prendra la forme :

D T = Zm n + (A à Z)mn – t un. (26.3)

Appliquons la formule (26.3) à notre cas : Z = 2, UN= 4, on obtient

D T = 2m n + (4 – 2)mn – t un.

La masse des atomes d'hydrogène 1 H 1 et 2 He 4 se trouve dans le tableau. 26.2, et les valeurs de la masse des neutrons sont dans le tableau. 26.1. Remplaçons dans la formule valeurs numériques et nous obtenons

D T= 2×1,00783 + (4 – 2)×1,00866 – 4,00260 » 0,03038 amu

Rappelons que 1 amu = (g) = kg.

Traduisons D T en kilogrammes : D T= 5,05×10 –29kg.

Trouvons maintenant l'énergie de liaison à l'aide de la formule :

E sv = D ts 2 , (26.4)

E St = 5,05×10 –29 kg × (3,0×10 8 m/s) 2" 4,55×10 –12 J.

Convertissons les joules en électrons-volts :

E sv = eV » 28,4 MeV.

En utilisant la formule (26.2), nous trouvons l'énergie de liaison spécifique :

7,1 MeV.

Répondre:D T» 0,03038 amu ; E lumière » 28,4 MeV ; E battre » 7,1 MeV.

ARRÊT! Décidez vous-même : A5–A7, B6–B8.

Problème 26.5. L'énergie est libérée ou absorbée dans réaction nucléaire 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1 ?

Solution. Pour répondre à la question du problème, il faut savoir si le masse du systèmeà la suite de la réaction. La masse des atomes avant la réaction est

Masse des atomes après réaction :

18,00696 > 18,00567.

Cela signifie que l'énergie a augmenté : E 2 > E 1, donc pour que la réaction ait lieu, il faut ajouter de l’énergie « externe ». Et lors de la réaction, cette énergie ajoutée sera absorbée : elle servira à augmenter la masse du système.

Répondre: L'énergie est absorbée.

ARRÊT! Décidez par vous-même : Q9.

Problème 26.6. Quelle quantité d'énergie sera absorbée dans la réaction nucléaire 7 N 14 + 2 He 4 ® 8 O 17 + 1 H 1 ?

Solution. L'énergie absorbée est l'énergie qui a servi à augmenter la masse du système : E = D ts 2 .

Valeur D T peut être trouvé en utilisant le résultat tâche précédente:

D t = 18,00696 – 18,00567 » 1,29×10 –3 amu

Traduisons a.u.m. en kilogrammes :

D t = kg.

E = D ts 2 = 2,14×10 –30 × (3,0×10 8 m/s) 2 » 1,93×10 –13 J.

Convertissons cette énergie en électrons-volts :

E = eV = 1,2 MeV.

Répondre: E = D ts 2 » 1,2 MeV.

ARRÊT! Décidez vous-même : B10, C1, C2.

Problème 26.7. Trouver l'énergie cinétique minimale Wà un proton capable de « briser » un noyau de deutérium en un proton et un neutron.

Solution.

Lecteur: C'est simple: W k = ré ts 2 où D T- Défaut de masse du noyau de deutérium.

Auteur: Pas certainement de cette façon. Après tout, les « fragments » de fission - le proton et le neutron - auront une certaine vitesse, ce qui signifie qu'ils auront énergie cinétique. De plus, le proton « entrant » après la collision aura une certaine vitesse.

Laisser vitesse de démarrage proton υ 0 . Divisons le processus de son interaction avec le noyau en deux étapes : d'abord, le noyau capture un proton et forme un tout avec lui, puis se désintègre en trois fragments : 2 protons et 1 neutron.

Un des Concepts fondamentaux chimie - la masse atomique d'un élément, utilisée dans presque tous les calculs chimiques. La capacité de calculer la masse atomique sera principalement utile aux écoliers et à ceux qui envisagent d'étudier la chimie à l'avenir. Cependant, la formule de calcul masse atomique simple jusqu'à l'impossibilité.

Définition et formule

Masse atomique est la somme des masses de tous les protons, neutrons et électrons qui composent un atome. Comparée aux masses des protons et des neutrons, la masse des électrons est négligeable, les électrons ne sont donc pas pris en compte dans les calculs. Puisque la masse des neutrons et des protons eux-mêmes est calculée avec des nombres infinitésimaux de 27 degré négatif, puis pour faciliter les calculs, la masse atomique relative est utilisée, qui est exprimée en unités atomiques sans visage.

Unité de masse atomique- Ce valeur relative, égal à 1/12 de la masse du noyau de carbone 12 dont le noyau contient 6 neutrons et 6 protons. Ainsi, la formule pour déterminer la masse atomique ressemble à ceci :

Masse = nombre de neutrons + nombre de protons.

À l'aide de cette formule, les masses atomiques des isotopes individuels des éléments chimiques sont calculées. Cela signifie que la masse de l'uranium-238 est de 238 uma, tandis que l'uranium-235 a un nombre de masse de 235. Cet élément chimique est généralement riche en isotopes, il existe donc des noyaux d'uranium avec des nombres de masse de 232, 233, 234, 235. 236 et 238. Malgré cette diversité, l'uranium 238 occupe 99 % de tout l'uranium dans la nature, donc si vous calculez la valeur moyenne des numéros atomiques, l'élément chimique uranium a un poids atomique de 238,029.

Il est donc important de comprendre la différence entre la masse atomique et le poids atomique moyen :

• masse atomique - la somme des neutrons et des protons d'un isotope particulier (toujours un nombre entier) ;
• poids atomique - la moyenne arithmétique des masses atomiques de tous les isotopes présents dans la nature (généralement un nombre fractionnaire).

Un autre exemple

L'hydrogène est l'élément le plus abondant dans l'Univers. 99 % de l’hydrogène est du protium ou hydrogène-1, qui ne contient qu’un seul proton. Il existe également des isotopes : le deutérium ou hydrogène-2 et le tritium ou hydrogène-3. Ces isotopes ont respectivement des masses atomiques de 2 et 3, mais ils sont extrêmement rares dans la nature, le poids atomique de l'hydrogène est donc de 1,00784.

Trouver la masse atomique

Définir numéro atomique pour l'élément sélectionné à l'aide du tableau périodique. Le numéro d'élément dans le tableau correspond toujours au nombre de protons dans le noyau. Par exemple, l’hydrogène mentionné ci-dessus porte le premier numéro du tableau et ne contient qu’un seul proton. Le tableau ci-dessous montre toujours le poids atomique moyen d'un élément, qui doit être arrondi au nombre entier le plus proche pour les calculs.

Affiche initialement toutes les informations sur le nombre de protons et d'électrons dans un atome, ainsi que sa masse atomique. C'est pourquoi dans tâches scolaires Pour déterminer la masse atomique, il suffit d'utiliser le tableau périodique et de ne faire aucun calcul particulier.

Habituellement, dans les cours de chimie, on le met problème inverse: comment déterminer le nombre de neutrons dans un isotope particulier ? Dans ce cas, une formule simple s’applique :

Nombre de neutrons = masse atomique – numéro atomique.

Par exemple, l'atome d'hydrogène-1 ne contient pas de neutrons, puisque son numéro atomique est également égal à un. Mais le tritium est déjà de l’hydrogène avec un proton et deux neutrons. Le tritium est un isotope instable. Il se décompose facilement en atomes d'hélium, électrons libres et les antineutrinos, qui libèrent une certaine quantité d'énergie. Isotopes instables sont dits radioactifs.

Regardons un exemple

Détermination de la masse atomique

Considérons l'oxygène - un élément chimique qui a un numéro atomique de 8 tableau périodique Mendeleïev. Cela signifie que l’oxygène possède 8 protons dans son noyau, ainsi que 8 électrons sur ses orbites. La masse atomique indiquée dans le tableau est de 16 a. e. m, pour calculer lequel nous n'avons pas besoin d'une calculatrice. À partir de ces informations, nous pouvons déterminer qu’un atome d’oxygène contient 8 neutrons. Cependant, le nombre de neutrons peut facilement changer en fonction des conditions extérieures.

Si l’oxygène perd ou gagne un neutron, nous obtenons un nouvel isotope dont la masse atomique change. À l'aide d'une calculatrice, vous pouvez calculer les nombres de masse de différents isotopes de l'oxygène, qui contiennent cependant la réponse à cette question dans leur nom même. Dans la nature, il existe 3 isotopes stables de l’oxygène : l’oxygène-16, l’oxygène-17 et l’oxygène-18. Les deux derniers ont des neutrons « supplémentaires » dans le noyau.

De plus, il existe des isotopes instables de l’oxygène, dont la demi-vie varie de quelques minutes à des millionièmes de nanosecondes.

Conclusion

Nombre de masse - paramètre important tout élément avec lequel ils sont calculés masses molaires lors de la conduite réactions chimiques. Cependant, le nombre de masse est toujours indiqué dans le tableau périodique de Mendeleev, notre calculatrice sera donc principalement utile aux écoliers qui commencent tout juste à étudier l'étonnante science de la chimie.