Isotope und die Entstehung der Elemente

Isotope und die Entstehung der Elemente

Atomarten und Häufigkeit der Elemente

Wie wir wissen, besteht ein Atom aus drei Elementarteilchen – dem Proton, Neutron und Elektron. Protonen und Neutronen befinden sich im Kern eines Atoms. Daher werden sie zusammen als Nukleonen (lat. nucleus „Kern“) bezeichnet. Doch alle drei Elementarteilchen sind für die Berechnung der Atommasse notwendig. Manchmal gibt es allerdings unterschiedliche Massen für ein Element. Warum das so ist, wird im Folgenden erklärt.

Isotope und Isobare

Ein Element wird durch die Anzahl seiner Protonen charakterisiert. Im Periodensystem ist dies über die Ordnungszahl definiert. Sobald ein Proton mehr oder weniger in einem Atom zu finden ist, handelt es sich um ein anderes Element. Sind Atome eindeutig durch ihre Massen- und Kernladungszahl charakterisiert, so wird der Atomkern als Nuklid bezeichnet. Allgemein handelt es sich um eine durch Protonen- und Neutronenzahl charakterisierte Atomsorte. Meist wird dies im Atomsymbol AZE deutlich. A steht für die Massenzahl, Z für die Ordnungszahl und E ist das Elementsymbol.

Dies ist wichtig zu wissen, da das Element seine Masse verändern kann, aber niemals die Anzahl seiner Protonen. Außer es handelt sich um ein anderes Element, so besitzt es natürlich eine andere Anzahl an Protonen. Die Änderung der Masse kommt durch die Neutronen zustande.

Solche Elemente werden Isotope genannt. Die Protonenzahl Np bleibt gleich, allerdings verändert sich die Nukleonenzahl A. Die Masse verändert sich dementsprechend, trotzdem bezeichnet man es noch als gleiches Element.

Somit spricht man bei Isotopen von Nukliden mit gleicher Kernladungszahl (Protonen), aber unterschiedlicher Neutronenzahl. Tipp zum Merken: Isotope: Protonenzahl bleibt gleich. Zwar tragen Isotope eine unterschiedliche Neutronenzahl und ein unterschiedliches Gewicht, allerdings reagieren sie sehr ähnlich, da sie eine gleiche Elektronenzahl besitzen.

Ebenfalls existieren instabile Isotope - sie sind radioaktiv. Je mehr Neutronen das Atom besitzt, desto instabiler wird es und zerfällt.
Die verschiedenen Isotope eines Elements können mit dem Massenspektrometer getrennt werden.

Vergleich von zwei Atomen

Vergleicht man zwei Atome und stellt fest, dass die Protonenzahl Np unterschiedlich ist, aber die Nukleonenzahl A gleich, so handelt es sich um Isobare (gleich schwer). Es sind also verschiedene Elemente mit der gleichen Masse. Es handelt sich somit um Nuklide, die eine gleiche Massenzahl (Anzahl an Nukleonen), aber eine andere Kernladungszahl besitzen und daher als Isobare bezeichnet werden. Tipp zum Merken: Isobare: Nukleonenzahl A bleibt gleich.

Sollte es sich um Elemente mit der gleichen Anzahl an Neutronen handeln, so werden sie Isotone genannt. Allerdings haben diese eine unterschiedliche Protonenzahl, sodass es sich um unterschiedliche Elemente handelt. Ist die Neutronenzahl also gleich, aber die Protonenzahl unterschiedlich, so heißen die Nuklide Isotone. Tipp zum Merken: Isotone: Neutronenzahl bleibt gleich.

Ein Element kommt in der Natur oft in Form mehrerer Isotope vor. Hier handelt es sich dann um Mischelemente. Während Gold in seiner Komposition nur ein Isotop enthält, existieren zum Beispiel beim Kohlenstoff zwei natürliche Isotope - 12 12C und 13 12C. Im Periodensystem handelt es sich um relative Atommassen, dabei bezieht sich der Wert auf einen nach der natürlichen Häufigkeit berechneten Mittelwert der Atommassen der Isotope.

Das Wasserstoff gibt es in drei verschiedenen Isotopen, die jeweils einen bestimmten Namen tragen:

1 1H = Protium 2 1H = Deuterium (D) 3 1H = Tritium (T) – instabil (zerfällt), radioaktiv Wasser, welches Deuterium trägt anstatt natürlichen Wasserstoffes, also D2O, wird schweres Wasser genannt. Auch vom Helium gibt es zwei bekannte Isotope - 4 2He und 3 2He. Bei tiefen Temperaturen verhalten sich die Heliumisotope erstaunlich unterschiedlich, weshalb Helium den stärksten Isotopeneffekt aufweist. Das liegt daran, dass 4 2He ein Boson und 3 2He ein Fermion ist.

Wie schon erwähnt können Elemente auch aus mehreren Isotopen bestehen und kommen so auch in der Natur vor. Wie oben erklärt, besteht natürlicher Kohlenstoff hauptsächlich aus den stabilen Isotopen 12 12C und 13 12C. Für die Altersbestimmung von organischen Molekülen wird 14 12C verwendet (Radiocarbonmethode). Das 14 12C Isotop ist instabil und radioaktiv. Es entsteht in hohen atmosphärischen Schichten aus Stickstoff. Auch Sauerstoff kommt natürlich in den Isotopen 16 16O und 18 16O vor. Dabei überwiegt der Anteil von 16 16O zu 99,76%. Hierbei handelt es sich ebenfalls um zwei stabile Isotopen.

Für ChemikerInnen ist der Begriff Isotop wichtig, die Begriffe Isobare und Isotone tauchen hingegen selten auf.

Alles verstanden?

Teste dich selbst! Erkenne Isotope und Isobare. Ordne den folgenden Beispielen die Begriffe Isotope und Isobare zu. Die Lösungen dazu findest du ganz unten. 4 2He und 3 2He 14 6C und 14 7N 63 29Cu und 65 29Cu

Entstehung und Häufigkeit der Elemente

Von Beginn an, also kurz nach dem Urknall, waren nur leichte Elemente wie Wasserstoff und Helium zu finden. In geringen Mengen wurden auch Lithium und Beryllium erzeugt. Erst nach mehreren Milliarden Jahren bildeten sich schwerere Atome durch Fusionsprozessen in Sternen und gewaltige Explosionen im Weltall.

Hierfür setzten in den heißen Zentren der Sterne Kernreaktionen ein, sodass die leichten Elemente wie Wasserstoff und Helium bis zum Eisen fusionierten. Elemente schwerer als Eisen waren erst nach gewaltigen Sternexplosionen, der Supernovae, entstanden. Noch heute wird auf diesem Gebiet große Forschung betrieben, um die Elementsynthese nachzuvollziehen.

Bei einer Kernfusion handelt es sich um eine Verschmelzung von Atomkernen. Eine, wie folgend aufgeführt, findet z.B. in der Sonne statt, da dort hohe Temperaturen und Druck herrschen.
2 1H + 3 2H → 4 2He + 1 0n ΔE = -17,60 MeV (negativ: Energie wird frei)

Größere Sterne können schwerere Elemente bilden (Bethe-Weizsäcker-Zyklus: Bildung von Stickstoff und Sauerstoff). Im Inneren von Sternen liegen keine Atome vor, sondern Kerne und Elektronen getrennt, ein sogenanntes Plasma.

Im Weltall ist daher zunehmend Wasserstoff zu finden. Man geht von einem Massenprozent von etwa 75 aus. Im Kern der Erde ist Eisen das häufigste Element. Interessant ist, dass die Kruste der Erde nur 1% der gesamten Erdmasse ausmacht. Am häufigsten ist Sauerstoff in der Erdkruste zu finden (49,2%), gefolgt von Silicium (25,7%). Aluminium macht einen Teil von 7,5% aus und Eisen nur 4,7%. Die Mineralien Calcium (3,4%) und Natrium (2,6%) sind mit einem geringeren Anteil zu finden. Wasserstoff, Magnesium, Kalium und Titan sind ebenfalls dabei und machen 99,8% der Erdkruste aus. Der Massenanteil von Kohlenstoff in der Erdkruste beträgt lediglich 0,09%.

Lösungen zu den Übungen zum Thema Isotope und Isobare:

Allgemein: Atomsymbol AZE (A: Massenzahl; Z: Ordnungszahl; E: Elementsymbol) 4 2He und 3 2He → Isotope (Protonenanzahl gleich, nur Masse unterschiedlich, da unterschiedliche Anzahl an Neutronen) 14 6C und 14 7N → Isobare (gleiche Masse, verschiedene Elemente, da unterschiedliche Protonenzahl) 63 29Cu und 65 29Cu → Isotope

 

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