Isotoop vs ioon
Aatomid on kõigi olemasolevate ainete väikesed ehitusplokid. Erinevate aatomite vahel on erinevusi. Samuti on samades elementides variatsioone. Isotoopid on näited erinevustest ühe elemendi sees. Pealegi ei ole aatomid looduslikes tingimustes peaaegu stabiilsed. Nad moodustavad eksisteerimiseks erinevad kombinatsioonid omavahel või koos teiste elementidega. Nende kombinatsioonide moodustamisel võivad nad toota ioone.
Isotoopid
Sama elemendi aatomid võivad olla erinevad. Neid sama elemendi erinevaid aatomeid nimetatakse isotoopideks. Nad erinevad üksteisest erineva neutronite arvu poolest. Kuna neutronite arv on erinev, siis erineb ka nende massinumber. Sama elemendi isotoopidel on aga sama palju prootoneid ja neutroneid. Erinevad isotoopid esinevad erinevates kogustes ja see on antud protsendina, mida nimetatakse suhteliseks arvukuseks. Näiteks vesinikul on kolm isotoopi nagu protium, deuteerium ja triitium. Nende neutronite arv ja suhteline arvukus on järgmine.
1 H - neutrone puudub, suhteline arvukus on 99,955%
2 H- üks neutron, suhteline rohkus on 0,015%
3 H - kaks neutronit, suhteline arvukus on 0%
Neutronite arv, mida tuum suudab hoida, erineb elemenditi. Nende isotoopide seas on ainult mõned stabiilsed. Näiteks hapnikul on kolm stabiilset isotoopi ja tinal on kümme stabiilset isotoopi. Enamasti on lihtsatel elementidel sama neutronite arv kui prootonil. Kuid rasketes elementides on rohkem neutroneid kui prootoneid. Neutronite arv on oluline tuumade stabiilsuse tasakaalustamiseks. Kui tuumad on liiga rasked, muutuvad nad ebastabiilseks ja seetõttu muutuvad need isotoopid radioaktiivseks. Näiteks 238U kiirgab kiirgust ja laguneb palju väiksematesse tuumadesse. Isotoopidel võivad olla erinevad omadused nende erineva massi tõttu. Näiteks võivad neil olla erinevad keerutused, seega on nende NMR-spektrid erinevad. Kuid nende elektronide arv on sarnane, mis põhjustab sarnase keemilise käitumise.
Isotoopide kohta teabe saamiseks võib kasutada massispektromeetrit. See annab elemendi isotoopide arvu, nende suhtelise arvukuse ja massi.
Ioon
Enamik aatomeid (välja arvatud nobelgaasid) ei ole oma olemuselt stabiilsed, kuna neil pole täielikult täidetud valentskoore. Seetõttu püüavad enamik aatomeid valentskesta lõpule viia, saades nobelgaasi konfiguratsiooni. Aatomid teevad seda kolmel viisil.
- Elektronide hankimisega
- Elektrone annetades
- Elektronide ahistamise abil
Ioone toodetakse kahe esimese meetodi (elektronide saamine ja annetamine) tõttu. Tavaliselt kipuvad elektropositiivsed aatomid, mis on s-plokis ja d-blokis, moodustama elektrone annetades ioone. Selle abil toodavad nad katioone. Enamik p-plokis olevatest ektronegatiivsetest aatomitest soovivad saada elektrone ja moodustada negatiivseid ioone. Tavaliselt on negatiivsed ioonid aatomiga võrreldes suuremad ja positiivsed ioonid väiksemad. Ioonidel võib olla üks laadimine või mitu laengut. Näiteks I rühma elemendid teevad +1 katioone ja II rühma elemendid teevad + 2 katioone. Kuid d-plokis on elemente, mis võivad moodustada + 3, + 4, +5 iooni jne. Kuna iooni moodustamisel on elektronide arv muutunud, ei ole prootonite arv elektronide arvuga võrdne ioonis. Muud kui ülalkirjeldatud polüatoomsed ioonidvõib olla ka polüatoomilisi ja molekulaarseid ioone. Kui elementide ioonid kaovad molekulidest, moodustuvad polüatoomsed ioonid (nt: ClO3 -, NH 4 +).
Mis vahe on isotoopidel ja ioonil?
• Isotoopid on sama elemendi erinevad aatomid. Need erinevad erineva neutronite arvuga. Ioonid erinevad aatomist elektronide arvu tõttu. Ioonidel võib olla rohkem või vähem elektrone kui vastaval aatomil.
• Ioonid on laetud liigid, kuid isotoopid on neutraalsed.
• Elementide isotoobid võivad osaleda ioonide moodustamisel.
