02 abundancias-relativas-de-los-isotopos

1. Abundancias relativas de los
isótopos
Química General I
2012

2. Donde están los isótopos de un
elemento en la naturaleza?

•Los isótopos de un elemento en la naturaleza se
encuentran en cualquier muestra del elemento

–Por ejemplo, el nitrógeno tiene 2 isótopos que existen
naturalmente, el nitrógeno-14 y el nitrógeno 15.

–El nitrógeno-14 tiene una abundancia relativa del
99.635% g y el nitrógeno-15 tiene una abundancia
relativa de 0.365%.

–Nótese que ambos porcentajes suman el 100%.

3. Donde están los isótopos de un
elemento en la naturaleza?
–Esto quiere decir:

•Si se tiene una muestra de nitrógeno de 100 g,
99.635 g son de átomos de nitrógeno-14 (con 7
protones y 7 neutrones en el núcleo) y 0.365 g son
de átomos de nitrógeno-15 (con 7 protones y 8
neutrones en el núcleo)

•Esto es independiente del origen de la muestra, si
el nitrógeno es obtenido de la atmósfera, de un
recipiente con nitrógeno líquido, etc. Esa
composición no varía.

4. Y que pasa cuando esa
composición varía?

•Resulta que a veces los porcentajes varían un poco en
ciertas muestras.

•Esto se debe a que hay en las mismas algún isótopo de
origen artificial (creado por el hombre).

•Por ejemplo, con el nitrógeno también hay nitrógeno-12,
nitrógeno-13, nitrógeno-16 y nitrógeno-17 todos ellos
sintéticos producidos por reacciones nucleares.

5. Definición complementaria de
elemento


•Es el conjunto de átomos que poseen el mismo
número atómico. Esta constituído por uno o
varios isótopos.

–Ejemplo: El azufre, tiene un peso atómico promedio
de 32.06 que resulta de la mezcla de:
•azufre-32, azufre-33, azufre-34 y azufre-36, cada uno con un
porcentaje en la naturaleza.

6. Peso o masa atómica

•Es el promedio de las masas y los
porcentajes de abundancia de los isótopos
existentes para un elemento en particular.

–Para medir la masa de los isótopos tomaron
como referencia al carbono-12 (6 protones y
6 neutrones en su núcleo) y le asignaron un
valor de 12 umas (unidades de masa
atómica)

7. Peso o masa atómica

•Por lo tanto, 1 uma es 1/12 de la masa de
UN átomo de carbono-12

•Es una unidad relativa de masa.

8. Fórmula para obtener el peso
atómico a partir de abundancias
relativas. 100
relativa)] abundancia de entajeumas)(porcen isótopo del peso[(
atómico Peso



9. Problema no. 1

•Se determinó que el silicio (Si) posee 3 isótopos
diferentes: silicio-28, silicio-29 y silicio-30, de
masas atómicas: 27.9858 uma, 28.5859 uma y
29.9831 uma con abundancia relativa de
92.2700%, 4.6800% y 3.0500%. Calcule el
peso atómico del silicio.

R/ 28.0748 uma

10. Problema no. 2

•El Boro (B) natural consta de 80.00% de
boro-11 cuya masa es de 11.01 uma y
20.00% de otro isotopo. Para poder
explicar el peso atómico de 10.81 cual
debe ser la masa núclida del otro isótopo.

R/ 10.01 uma

11. Problema no. 3

•El antimonio (Sb) consta de 2 isótopos: el
antimonio-121 y el antimonio-123. Calcúle
la masa atómica del antimonio (con cuatro
cifras significativas) con los siguientes
datos: 120.9038 con 57.25% y 122.9041
con 42.75%.

R/ 121.8 uma

12. Problema no. 4

•El galio (Ga) consta de los siguientes isótopos:
galio-69 con una masa de 68.926 uma y el
galio-71 con una masa de 70.925 uma. El peso
atómico calculado para este elemento es de
69.720 uma. Calcule el porcentaje de
abundancia de cada uno de los isótopos.

R/ galio-69: 60.28%
galio-71: 39.72%

13. Problema no. 5
•Hay dos isótopos naturales del nitrógeno, el
nitrógeno-14 y el nitrógeno-15 cuyas masas son
14.0031 uma y 15,0001 uma respectivamente.
Empleando el peso atómico del nitrógeno de
14.006 uma determine el porcentaje de
abundancia de cada isótopo.

R/nitrógeno-14: 99.7091%
nítrógeno-15: 0.2909%

14. Para recapitular…
•Leer páginas 49 y 50 del libro de Chang.

–Ojo con el ejemplo 2.1.

–Realizar la revisión de conceptos (no se
entrega)