Esta é uma lista de todos os elementos naturais que não possuem isótopos estáveis, ou que possuem pelo menos um isótopo natural que é radioativo.
Potássio
Tecnécio
Cádmio
Promécio
Polônio
Astatina
Radon
Francium
Rádio
Actínio
Urânio
93-118 não são naturais, mas são radioativos.
110-118 ainda não foram nomeados.
O que são isótopos radioativos?
Você pode encontrar a resposta em http://socratic.org/questions/how-do-radioactive-isotopes-differ-from-stable-isotopes?source=search
O oxigênio é composto de três isótopos 16/8 O (15.995 u), 17/8 O (16.999 u) e 18/8 O (17.999 u). Um desses isótopos, 17/8 O, é composto por 0,037% de oxigênio. Qual é a porcentagem de abundância dos outros dois isótopos, usando a massa atômica média de 15.9994 u.
A abundância de "" _8 ^ 16 "O" é 99.762%, e a abundância de "" _8 ^ 18 "O" é 0,201%. Suponha que você tenha 100 000 átomos de O. Então você tem 37 átomos de "" _8 ^ 17 "O" e 99 963 átomos de outros isótopos. Seja x = o número de átomos de "" _8 ^ 16 "O".Então o número de átomos de "" _8 ^ 18 "O" = 99 963 - x A massa total de 100.000 átomos é x × 15.995 u + (99 963 - x) × 17.999 u + 37 × 16.999 u = 100.000 × 15,9994 u
O peso atômico de um elemento recém-descoberto é de 98,225 amu. Tem dois isótopos que ocorrem naturalmente. Um isótopo tem uma massa de 96.780 amu. O segundo isótopo tem uma abundância percentual de 41,7%. Qual é a massa do segundo isótopo?
100.245 "amu" M_r = (soma (M_ia)) / a, em que: M_r = massa atômica relativa (g mol-1) M_i = massa de cada isótopo (g mol-1) a = abundância, dada como um percentagem ou quantidade de g 98,225 = (96,780 (100-41,7) + M_i (41,7)) / 100 M_i = (98,225 (100) -96,780 (58,3)) / 41,7 = 100,245 "amu"