Atšķirība starp alotropiem un izotopiem

galvenā atšķirība starp alotropiem un izotopiem ir tas allotropi tiek uzskatīti molekulārā līmenī, turpretī izotopi tiek uzskatīti atomu līmenī.

Periodiskajā tabulā ir aptuveni 118 elementi pēc to atomu skaita. Elements ir ķīmiska viela, kas sastāv tikai no viena veida atomiem; tātad, tie ir tīri. Allotropi ir viena un tā paša savienojuma dažādas formas, savukārt izotopi ir viena un tā paša elementa dažādas formas.

SATURS

1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir allotropes
3. Kas ir izotopi
4. Salīdzinājums blakus - allotropi pret izotopiem tabulas formā
5. Kopsavilkums

Kas ir Allotropes?

Allotropi ir dažādas viena un tā paša elementa formas molekulārā līmenī. Tie parāda dažādas fizikālās īpašības. Starp visiem ķīmiskajiem elementiem ogleklis, skābeklis, sērs un fosfors ir galvenie elementi, kuriem ir allotropi. Ogleklim ir liels skaits allotropu. Astoņi oglekļa alotropi lielā mērā atšķiras viens no otra. Piemēram, dimants ir visspēcīgākā oglekļa atotrope, turpretī grafīts ir mazāk spēcīgs. Oglekļa nanocaurules, fullerēns un amorfs ogleklis ir daži citi oglekļa alotropi.

1. attēls: oglekļa alotropi

Elementa skābeklim ir divi kopīgi alotropi kā O2 un O3. O2 ir bagātīgs nekā O3. Parasti dabā daži alotropi ir daudz bagātīgāki nekā citi to stabilitātes dēļ. Fosforam ir trīs allotropi kā sarkanais, baltais un melnais fosfors. No tiem sarkanā un baltā fosfors ir visizplatītākais. Allotropi atšķiras viens no otra atomu izvietojuma, atomu skaita utt. Dēļ.

Kas ir izotopi?

Izotopi ir viena un tā paša ķīmiskā elementa atomu dažādas formas. Viņi atšķiras viens no otra, jo tiem ir atšķirīgs neitronu skaits. Tā kā neitronu skaits ir atšķirīgs, atšķiras arī to masu skaits.

Tomēr viena un tā paša elementa izotopiem ir vienāds protonu un neitronu skaits. Dažādi izotopi ir sastopami dažādos daudzumos, un mēs to varam norādīt procentos, ko sauc par relatīvo pārpilnību. Piemēram, ūdeņradim ir trīs izotopi, piemēram, protium, deitērijs un tritijs. Viņu neitronu skaits un relatīvais pārpilnība ir šādi.

2. attēls. Dažādi ķīmiskā elementa ūdeņraža izotopi

Kodolā esošo neitronu skaits dažādos elementos ir atšķirīgs. Starp šiem izotopiem tikai daži ir stabili. Piemēram, skābeklim ir trīs stabili izotopi, un alvai ir desmit stabili izotopi. Lielākoties vienkāršiem elementiem ir tāds pats neitronu skaits kā protonu skaitam. Bet smagajos elementos ir vairāk neitronu nekā protonu. Neitronu skaits ir svarīgs, lai līdzsvarotu kodolu stabilitāti. Kad kodoli ir pārāk smagi, tie kļūst nestabili; tāpēc šie izotopi kļūst radioaktīvi. Piemēram, 238U izstaro starojumu un sadalās daudz mazākos kodolos. Izotopiem var būt atšķirīgas īpašības to atšķirīgās masas dēļ. Piemēram, tiem var būt dažādi griezieni; tādējādi to NMR spektri atšķiras. Tomēr to elektronu skaits ir līdzīgs, kas izraisa līdzīgu ķīmisko izturēšanos.

Kāda ir atšķirība starp alotropiem un izotopiem?

Allotropi ir dažādas viena un tā paša elementa formas molekulārā līmenī. Izotopi ir viena un tā paša ķīmiskā elementa atomu dažādas formas. Galvenā atšķirība starp alotropiem un izotopiem ir tā, ka allotropi tiek uzskatīti molekulārā līmenī, turpretī izotopi tiek uzskatīti atomu līmenī. Turklāt vēl viena atšķirība starp alotropiem un izotopiem ir tā, ka alotropi atšķiras viens no otra atomu izvietojuma secībā, kamēr izotopi atšķiras viens no otra neitronu skaitā.

Zemāk esošajā infografikā parādīta sīkāka informācija par atšķirību starp alotropiem un izotopiem.

Kopsavilkums - Allotropes vs izotopi

Lai arī termini allotrope un izotopi izklausās līdzīgi, pēc nozīmes tie ir ļoti atšķirīgi viens no otra. Galvenā atšķirība starp allotropiem un izotopiem ir tā, ka allotropes tiek uzskatītas molekulārā līmenī, turpretī izotopus uzskata atomu līmenī.

Atsauce:

1. Helmenstine, Anne Marie, “Allotrope definīcija un piemēri”. ThoughtCo, 2019. gada 13. janvārī, pieejams šeit.
2. Helmenstine, Anne Marie, “Izotopu definīcija un piemēri ķīmijā”. ThoughtCo, 2018. gada 22. oktobris, pieejams šeit.

Attēla pieklājība:

1. Mstroeck “Allotropes of Carbon” (saruna) (augšupielāde) - pašu darbs (CC BY-SA 3.0), izmantojot Commons Wikimedia