Isotope

Isotope desselben Elements haben unterschiedliche Massen

Wasserstoff in der Sonne, Kohlenstoff im Körper und Sauerstoff im Wasser können jeweils unterschiedliche Massen haben. Atome eines Elements können dieselbe Protonenzahl, aber unterschiedliche Neutronenzahlen besitzen. Solche Atome heißen Isotope.

Isotope sind Atome desselben Elements mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlichen Massenzahlen.

Das Muster lässt sich knapp notieren:

Isotope haben dasselbe $Z$, aber unterschiedliche Neutronenzahlen $n^0$ und Massenzahlen $A$.

Das Symbol $Z$ bezeichnet die Ordnungszahl und damit die Protonenzahl. $A$ ist die Massenzahl, also die Summe aus Protonen und Neutronen. Gleiches $Z$ bedeutet dasselbe Element. Eine andere Neutronenzahl $n^0$ verändert dagegen die Massenzahl.

Isotope gehören zum selben Element, weil ihre Protonenzahl gleich ist. Unterschiedliche Neutronenzahlen ergeben unterschiedliche Massenzahlen.

Isotope im interaktiven Vergleich

Wähle unten ein Isotop. Prüfe zuerst die unveränderte Protonenzahl und vergleiche danach die Neutronenzahlen.

Drei Wasserstoffisotope

Alle Wasserstoffisotope besitzen $1$ Proton und gehören deshalb weiterhin zu Wasserstoff. Ihre Neutronenzahlen unterscheiden sich.

Deuterium wird manchmal als $\mathrm{D}$ geschrieben, und Tritium wird manchmal als $\mathrm{T}$ geschrieben. Diese Abkürzungen bedeuten keine neuen Elemente. Deuterium und Tritium sind immer noch Wasserstoff, weil ihre Protonenzahl immer noch $1$ beträgt.

Kohlenstoffisotope unterscheiden sich in der Neutronenzahl

Kohlenstoff hat immer $6$ Protonen. In ${}^{12}_{6}\mathrm{C}$, ${}^{13}_{6}\mathrm{C}$ und ${}^{14}_{6}\mathrm{C}$ erhöht sich die Neutronenzahl.

${}^{12}_{6}\mathrm{C}$ und ${}^{13}_{6}\mathrm{C}$ sind stabil. ${}^{14}_{6}\mathrm{C}$ ist radioaktiv und kommt deshalb nur in sehr kleinen Mengen vor. Weil ${}^{14}_{6}\mathrm{C}$ mit der Zeit zerfällt, lässt sich damit das Alter ehemals lebender Materialien wie Holz oder Knochen abschätzen.

Unterschiede zwischen Isotopen und Ionen

Eine Ionenladung entsteht, wenn sich die Elektronenzahl ändert. Isotope desselben Elements unterscheiden sich dagegen in der Neutronenzahl.

So ist $\mathrm{C}^{+}$ ein Kohlenstoffion, das ein Elektron abgegeben hat. Bei 6 Protonen und der Ladung +1 besitzt es $6 - 1 = 5$ Elektronen. ${}^{14}_{6}\mathrm{C}$ ist dagegen ein Kohlenstoffisotop, weil seine Neutronenzahl von derjenigen in ${}^{12}_{6}\mathrm{C}$ abweicht.

Wenn das Atom neutral ist, sind Elektronen immer noch gleich Protonen:

Ein neutrales ${}^{14}_{6}\mathrm{C}$-Atom besitzt also $6$ Protonen, $6$ Elektronen und $8$ Neutronen.

Verwendung von Isotopen

Die Neutronenzahl beeinflusst Masse und Kernstabilität eines Isotops. Diese Eigenschaften bestimmen, ob ein bestimmtes Isotop als Tracer, möglicher Energieträger oder Zeitmaß zur Altersbestimmung eines Materials eingesetzt werden kann.

Deuterium und Tritium werden in der Fusionsforschung als Brennstoffpaar untersucht.

${}^{14}_{6}\mathrm{C}$ dient bei der Radiokarbondatierung dazu, das Alter ehemals lebender Materialien abzuschätzen. Damit lässt sich das Alter organischer Materialien bis ungefähr $60\,000$ Jahre bestimmen.

Jede Anwendung muss die Stabilität des Isotops berücksichtigen, also die Frage, ob sein Kern zerfällt. Radioaktive Isotope wie Tritium und ${}^{14}_{6}\mathrm{C}$ dürfen nur mit fachgerechten Verfahren und Strahlenschutzmaßnahmen verwendet werden.

Von Isotopen zur durchschnittlichen Atommasse

Die relative Atommasse im Periodensystem ist häufig eine Dezimalzahl. Sie ist nicht die Massenzahl eines einzelnen Isotops. Die relative Atommasse wird aus der Masse jedes Isotops und seinem Anteil in einer Referenzprobe berechnet.

Die tabellierten Anteile sind repräsentative Isotopenzusammensetzungen von Referenzmaterialien. Die Zusammensetzung kann je nach Herkunft und Behandlung des Materials variieren. Die folgenden Anteile sind daher Referenzwerte und keine universelle Zusammensetzung jeder natürlichen Probe.

Kohlenstoff ist ein einfaches Beispiel:

Da ${}^{12}_{6}\mathrm{C}$ das am häufigsten vorkommende Kohlenstoffisotop ist, liegt die relative Atommasse von Kohlenstoff im Periodensystem nahe bei $12$, aber nicht genau bei $12$.

Isotope mit Ordnungszahl und Massenzahl unterscheiden

Drei Fragen führen sicher durch jedes Isotopensymbol:

• Wie viele Protonen gibt es?
• Was ist die Massenzahl?
• Wie viele Neutronen kommen von $A - Z$?

Für ${}^{92}_{40}\mathrm{Zr}$:

${}^{92}_{40}\mathrm{Zr}$ besitzt also $52$ Neutronen. Die Beziehung $n=A-Z$ gilt für jedes Isotop mit bekannter Ordnungs- und Massenzahl. Eine Neutronentabelle ist dafür nicht nötig.

Mit den Häufigkeiten aus der Tabelle kannst du den gewichteten Mittelwert berechnen. Für diese Übung nähern wir die Isotopenmassen von Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13 durch $12\ \mathrm{u}$ und $13\ \mathrm{u}$ an und vernachlässigen den sehr kleinen Anteil an Kohlenstoff-14:

Eine genauere Rechnung verwendet gemessene Isotopenmassen statt Massenzahlen. Der Mittelwert hängt außerdem von der Isotopenzusammensetzung der Probe ab.