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Isotope

Dasselbe Element, aber unterschiedlich schwere Kerne. Mit einer kurzen Schreibweise lässt sich jeder dieser Kerne eindeutig benennen.

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Isotope

Beide Kerne haben 2 Protonen — also sind beide Helium. Und trotzdem ist der rechte um die Hälfte schwerer.

2 p + 2 n Helium-4A = 4 · stabil, das „normale“ Helium
gleiches Z = 2
verschiedenes N
2 p + 4 n Helium-6A = 6 · radioaktiv, zerfällt in unter 1 s

Gleiche Protonenzahl, verschiedene Masse — dafür gibt es einen eigenen Begriff.

  • Chemie:Beide Kerne verhalten sich chemisch gleich.
  • Periodensystem:Beide stehen auf demselben Platz.
  • Name:Solche Kerne heißen Isotope.
  • Problem:„Helium“ allein reicht nicht mehr zum Unterscheiden.
  • Folge:Wir brauchen eine Schreibweise für jeden einzelnen Kern.
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Gleiches Z, verschiedenes N

Merke

Isotope in drei Sätzen:

A = Z + N

Z — Protonenzahl: Legt das Element fest. Bei Isotopen ist sie gleich.

N — Neutronenzahl: Ist bei Isotopen verschieden — damit auch die Nukleonenzahl A.

Schreibweise: A oben links, Z unten links vor dem Symbol. So ist jeder Kern eindeutig benannt.

Isotope: Isotope haben gleiches Z, aber verschiedenes N. Sie sind dasselbe Element, verhalten sich chemisch gleich und stehen auf demselben Platz im Periodensystem.

Schreibweise: Ein Nuklid schreibt man \( {}^{A}_{Z}\mathrm{X} \). Die Neutronenzahl folgt aus \( N = A - Z \).

Notation Sauerstoff-16: 16 oben links ist die Nukleonenzahl A, 8 unten links die Kernladungszahl Z, N = 16 minus 8 = 8 16 8 O A = Nukleonenzahl Protonen + Neutronen = 16 Z = Kernladungszahl Protonen = 8 → Sauerstoff Neutronen N = A − Z 16 − 8 = 8
Die drei stabilen Sauerstoff-Isotope
NuklidAZN
\(^{16}_{8}\mathrm{O}\)1688
\(^{17}_{8}\mathrm{O}\)1789
\(^{18}_{8}\mathrm{O}\)18810
  • Konstant:Z bleibt in allen drei Zeilen 8.
  • Variabel:Nur N wandert mit: 8, 9, 10.
  • Eigentlich überflüssig:O heißt immer Z = 8, die untere Zahl wäre verzichtbar.
  • Trotzdem nützlich:In Zerfallsgleichungen zeigt sie sofort, ob die Ladung erhalten bleibt.
\(^{4}_{2}\mathrm{He}\)N = 2 \(^{3}_{1}\mathrm{H}\)N = 2 \(^{35}_{17}\mathrm{Cl}\)N = 18 \(^{53}_{26}\mathrm{Fe}\)N = 27 \(^{200}_{80}\mathrm{Hg}\)N = 120

Auffällig: Bei leichten Kernen ist N ≈ Z, bei schweren überwiegen die Neutronen deutlich (Hg: 120 zu 80). Warum, klärt das nächste Unterkapitel.

Der Kern wird bei jeder Änderung neu gezeichnet, daneben entsteht die Notation mit A oben links und Z unten links. Oben rechts steht, ob es noch dasselbe Element ist, ob es dieses Nuklid überhaupt gibt und ob es stabil oder radioaktiv ist.

Isotop-Werkstatt

Kern des gewählten Nuklids mit Protonen und Neutronen rot = Proton, blau = Neutron Notation des Nuklids mit Nukleonenzahl oben links und Kernladungszahl unten links 2 1 H Nukleonenzahl A Kernladungszahl Z

Halte fest: Achte auf den Unterschied: Verschiebst du nur die Neutronen, ändert sich die obere Zahl der Notation — das Elementsymbol bleibt stehen. Nimmst du dagegen ein Proton weg, springt das Symbol um: Du hast kein Isotop mehr, sondern ein anderes Element. Die Stabilitätsangabe ist für den Unterricht vereinfacht und deckt die Elemente bis Calcium ab.

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Allgemeine Hinweise

Oben steht nicht N

Oben links steht A = Protonen plus Neutronen. N immer ausrechnen: \(^{35}_{17}\mathrm{Cl}\) hat 18 Neutronen, nicht 35.

Z ändern ≠ Isotop

Ändert sich Z, ist es ein anderes Element. Isotope unterscheiden sich nur in N.

Isotop ≠ radioaktiv

Ein Isotop ist nicht automatisch radioaktiv: Viele Elemente haben stabile Isotope, z. B. O-16, O-17 und O-18. Instabil wird ein Kern erst bei ungünstigem N – das trifft auf die meisten bekannten Nuklide zu.

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