Isòtop vs Ió
Els àtoms són els petits blocs de construcció de totes les substàncies existents. Hi ha variacions entre els diferents àtoms. A més, hi ha variacions dins dels mateixos elements. Els isòtops són exemples de diferències dins d'un sol element. A més, els àtoms són difícilment estables en condicions naturals. Formen diverses combinacions entre ells o amb altres elements per tal d'existir. Quan es formen aquestes combinacions, poden produir ions.
Isòtops
Els àtoms d'un mateix element poden ser diferents. Aquests àtoms diferents d'un mateix element s'anomenen isòtops. Es diferencien entre si per tenir un nombre diferent de neutrons. Com que el nombre de neutrons és diferent, el seu nombre de massa també és diferent. Tanmateix, els isòtops d'un mateix element tenen el mateix nombre de protons i neutrons. Diferents isòtops presents en quantitats variables, i això es dóna com a valor percentual anomenat abundància relativa. Per exemple, l'hidrogen té tres isòtops com el proti, el deuteri i el triti. El seu nombre de neutrons i abundància relativa són els següents.
1H: sense neutrons, l'abundància relativa és del 99,985%
2H- un neutró, l'abundància relativa és del 0,015%
3H- dos neutrons, l'abundància relativa és del 0%
El nombre de neutrons que pot contenir un nucli difereix d'un element a un altre. Entre aquests isòtops, només alguns són estables. Per exemple, l'oxigen té tres isòtops estables i l'estany té deu isòtops estables. La majoria de vegades els elements simples tenen el mateix nombre de neutrons que el nombre de protons. Però als elements pesants hi ha més neutrons que protons. El nombre de neutrons és important per equilibrar l'estabilitat dels nuclis. Quan els nuclis són massa pesats, es tornen inestables i, per tant, aquests isòtops es tornen radioactius. Per exemple, 238 U emet radiació i es desintegra a nuclis molt més petits. Els isòtops poden tenir propietats diferents a causa de les seves diferents masses. Per exemple, poden tenir diferents girs, per tant els seus espectres de RMN difereixen. Tanmateix, el seu nombre d'electrons és similar, donant lloc a un comportament químic similar.
Es pot utilitzar un espectròmetre de masses per obtenir informació sobre els isòtops. Dóna el nombre d'isòtops que té un element, les seves abundàncies i masses relatives.
Ion
La majoria dels àtoms (excepte els gasos nobels) no són de naturalesa estable perquè no tenen les closques de valència completament plenes. Per tant, la majoria dels àtoms intenten completar la capa de valència obtenint la configuració de gas nobel. Els àtoms ho fan de tres maneres.
- En guanyar electrons
- Donant electrons
- Amb electrons
Els ions es produeixen gràcies als dos primers mètodes (guany i donació d'electrons). Normalment els àtoms electropositius, que es troben en bloc s i bloc d, tendeixen a formar ions donant electrons. D'aquesta manera, produeixen cations. La majoria dels àtoms electronegatius que es troben al bloc p els agrada guanyar electrons i formar ions negatius. Normalment, els ions negatius són més grans en comparació amb l'àtom i els positius són més petits. Els ions poden tenir una sola càrrega o múltiples càrregues. Per exemple, els elements del grup I fan +1 cations i els del grup II fan +2 cations. Però hi ha elements al bloc d que poden produir +3, +4, +5 ions, etc. Com que hi ha un canvi en el nombre d'electrons en formar un ió, el nombre de protons no és igual al nombre d'electrons. en un ió. A part dels ions poliatòmics descrits anteriorment, també hi pot haver ions poliatòmics i moleculars. Quan es perden ions elementals de les molècules, es formen ions poliatòmics (per exemple: ClO3–, NH4 +).
Quina diferència hi ha entre els isòtops i els ions?
• Els isòtops són àtoms diferents d'un mateix element. Es diferencien per tenir un nombre diferent de neutrons. Els ions són diferents de l'àtom, pel nombre d'electrons. Els ions poden tenir més o menys electrons que l'àtom corresponent.
• Els ions són espècies carregades, però els isòtops són neutres.
• Els isòtops dels elements poden participar en la formació d'ions.
