Isotoop vs ioon
Aatomid on kõigi olemasolevate ainete väikesed ehitusplokid. Erinevate aatomite vahel on erinevusi. Samuti on samade elementide sees variatsioone. Isotoobid on näited erinevuste kohta ühe elemendi sees. Pealegi on aatomid looduslikes tingimustes vaev alt stabiilsed. Nad moodustavad eksisteerimiseks erinevaid kombinatsioone nende vahel või teiste elementidega. Nende kombinatsioonide moodustamisel võivad need toota ioone.
Isotoobid
Sama elemendi aatomid võivad olla erinevad. Neid sama elemendi erinevaid aatomeid nimetatakse isotoopideks. Need erinevad üksteisest erineva neutronite arvu poolest. Kuna neutronite arv on erinev, erineb ka nende massiarv. Sama elemendi isotoopides on aga sama arv prootoneid ja neutroneid. Erinevad isotoobid esinevad erinevas koguses ja see on antud protsendiväärtusena, mida nimetatakse suhteliseks arvukseks. Näiteks vesinikul on kolm isotoopi: protium, deuteerium ja triitium. Nende neutronite arv ja suhteline arvukus on järgmised.
1H – neutroneid pole, suhteline arvukus on 99,985%
2H- üks neutron, suhteline arvukus on 0,015%
3H- kaks neutronit, suhteline arvukus on 0%
Neutronite arv, mida tuumas võib hoida, on elemenditi erinev. Nende isotoopide hulgas on ainult mõned stabiilsed. Näiteks hapnikul on kolm stabiilset isotoopi ja tinal kümme stabiilset isotoopi. Enamasti on lihtsatel elementidel prootoniarvuga sama neutronite arv. Kuid rasketes elementides on neutroneid rohkem kui prootoneid. Tuumade stabiilsuse tasakaalustamiseks on oluline neutronite arv. Kui tuumad on liiga rasked, muutuvad nad ebastabiilseks ja seetõttu muutuvad need isotoobid radioaktiivseks. Näiteks 238 U kiirgab kiirgust ja laguneb palju väiksemateks tuumadeks. Isotoopidel võivad olla erinevad omadused nende erineva massi tõttu. Näiteks võivad neil olla erinevad spinnid, seega on nende NMR spektrid erinevad. Kuid nende elektronide arv on sarnane, põhjustades sarnase keemilise käitumise.
Isotoopide kohta teabe saamiseks saab kasutada massispektromeetrit. See annab elemendis olevate isotoopide arvu, nende suhtelise arvukuse ja massi.
Ioon
Enamik aatomeid (välja arvatud väärisgaasid) ei ole oma olemuselt stabiilsed, kuna neil pole täielikult täidetud valentskestad. Seetõttu üritab enamik aatomeid valentskihti täiendada, saades nobelgaasi konfiguratsiooni. Aatomid teevad seda kolmel viisil.
- Elektronide saamisega
- Elektronide annetamisega
- Elektronide kogumise kaudu
Ioonid tekivad kahe esimese meetodi (elektronide saamine ja loovutamine) tõttu. Tavaliselt kalduvad elektropositiivsed aatomid, mis asuvad s- ja d-plokis, moodustama ioone elektronide loovutamise teel. Sel viisil toodavad nad katioone. Enamikule p-plokis olevatest elektronegatiivsetest aatomitest meeldib saada elektrone ja moodustada negatiivseid ioone. Tavaliselt on negatiivsed ioonid aatomiga võrreldes suuremad ja positiivsed väiksemad. Ioonidel võib olla üks või mitu laengut. Näiteks I rühma elemendid moodustavad +1 katiooni ja II rühma elemendid +2 katiooni. Kuid d-plokis on elemente, mis võivad moodustada +3, +4, +5 iooni jne. Kuna iooni moodustamisel toimub elektronide arvu muutus, ei võrdu prootonite arv elektronide arvuga. ioonis. Lisaks ülalkirjeldatud polüaatomilistele ioonidele võivad olla ka polüaatomilised ja molekulaarsed ioonid. Kui elementioonid kaovad molekulidest, tekivad polüaatomilised ioonid (nt: ClO3–, NH4 +).
Mis vahe on isotoopide ja ioonide vahel?
• Isotoobid on sama elemendi erinevad aatomid. Need erinevad erineva neutronite arvu poolest. Ioonid erinevad aatomist elektronide arvu tõttu. Ioonides võib olla rohkem või vähem elektrone kui vastavas aatomis.
• Ioonid on laetud liigid, kuid isotoobid on neutraalsed.
• Elementide isotoobid võivad osaleda ioonide moodustamises.
