Isótopo

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Los tres isótopos de hidrógeno presentes en la naturaleza. El hecho de que cada isótopo tenga un protón las convierte en todas variantes del hidrógeno: la identidad del isótopo viene dada por el número de protones y neutrones . De izquierda a derecha, los isótopos son protio (1H) con cero neutrones, deuterio ( 2H ) con un neutrón y tritio (3H) con dos neutrones.

Un isótopo , del griego ἴσος ( ìsos , "mismo") y τόπος ( topos , "lugar"), es un átomo del mismo elemento químico , por lo que tiene el mismo número atómico ( Z) y diferente número de masa ( A) [1] , y por tanto diferente masa atómica ( M) [2] [3] . La diferencia en los números de masa se debe a un número diferente de neutrones presentes en el núcleo del átomo, con el mismo número atómico.

Descripción

Los isótopos se denotan de la siguiente manera: nombre propio del elemento base seguido del número de masa. Dependiendo del contexto, es habitual escribirlos con el número de masa en superíndice delante del código del elemento (por ejemplo, 4 H), o con el código del elemento seguido de un guión y el número de masa (por ejemplo, H-4). En ambos ejemplos, la forma correcta de citarlos es "Hidrógeno cuatro".

Si dos núcleos contienen el mismo número de protones, pero un número diferente de neutrones, los dos núcleos tendrán el mismo comportamiento químico (con diferencias mínimas en los tiempos de reacción y energía de enlace, denominados colectivamente efectos isotópicos ), pero tendrán diferentes físicos, uno es más pesado que el otro.

Los mismos isótopos que difieren solo en el estado excitado se denominan isómeros .

Con el término isòbar se denominan átomos de diferentes elementos con el mismo número de masa (por ejemplo, 14 C y 14 N).

El término isotonas se denominan átomos de diferentes elementos con el mismo número de neutrones (por ejemplo, 56 Fe y 58 Ni tienen 30 neutrones).

Isótopos en la naturaleza

Los elementos que se pueden observar y manipular a escala humana no son aglomeraciones de átomos que son todos iguales, sino que en su interior contienen diferentes isótopos del mismo elemento básico. El cloro , por ejemplo, es una mezcla de dos isótopos: Cl-35 y Cl-37. Ambos átomos de cloro tienen el mismo número de protones, que por definición es equivalente al número atómico Z del elemento o 17, pero diferente número de masa A, del cual derivamos que el primero tiene 18 neutrones mientras que el segundo 20.

Aún a escalas muy grandes en comparación con el mundo microscópico, si observamos una muestra suficientemente grande de Hidrógeno vemos que está compuesta por tres variantes del elemento básico: tío abuelo , deuterio y tritio . No poseen ninguno, uno y dos neutrones respectivamente y son los únicos isótopos a los que se les ha dado un nombre propio.

Estabilidad de isótopos

Los isótopos se dividen en isótopos estables (alrededor de 252) e isótopos inestables o radiactivos (alrededor de 3000 conocidos y otros 4000 hipotetizados por cálculos teóricos hasta el elemento 118). [4] El concepto de estabilidad no está bien definido, de hecho hay isótopos "casi estables". Su estabilidad se debe al hecho de que, a pesar de ser radiactivos, tienen una vida media extremadamente larga incluso en comparación con la edad de la Tierra de 4500 Ma. Según las recientes teorías cosmológicas, ningún isótopo debe considerarse adecuadamente estable.

Hay 21 elementos (por ejemplo, berilio -9, flúor -19, sodio -23, escandio -45, rodio -103, yodo -127, oro -197 o torio -232, cuasi-estable) que tienen un solo isótopo estable en la naturaleza incluso si en la mayoría de los casos los elementos químicos consisten en más de un isótopo con una mezcla de isótopos naturales, que en muchos casos es variable como consecuencia de fenómenos hidrogeológicos (por ejemplo, hidrógeno y oxígeno), desintegraciones radiactivas (por ejemplo, plomo) y man- manipulaciones realizadas (por ejemplo, isótopos de hidrógeno / deuterio / tritio y uranio). Por tanto, la IUPAC actualiza continuamente los valores de las masas atómicas medias recomendadas para los distintos elementos químicos teniendo en cuenta esta variabilidad. Está condicionado en gran medida por el sitio geológico de origen (acuífero, terrestre, atmosférico), así como por el origen extraterrestre o muy raramente extrasolar ( meteoritos ).

Dado que la masa atómica promedio de los elementos poliisotópicos a veces es variable, su valor debe tener dígitos significativos en un número apropiado (por ejemplo, 58.933 195 (5) u para 59 Co que es monoisotópico, 58.6934 (2) u para Ni, 207.2 (1) u para el Pb que es el producto de la desintegración de las cadenas radiactivas naturales de 235 U, 238 U y 232 Th).

Isótopos estables

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: isótopo estable .

Entre los isótopos estables más estudiados se encuentran: hidrógeno , boro , carbono , nitrógeno , oxígeno y azufre , también llamados isótopos ligeros. Por lo general, los isótopos de un mismo elemento están presentes en la naturaleza en diferentes concentraciones: uno en alta concentración y el otro, normalmente, en trazas. Por ejemplo, en la naturaleza, el carbono aparece como una mezcla de tres isótopos con números de masa de 12, 13 y 14: 12 C, 13 C y 14 C (este último es radiactivo y de origen cosmogénico). Sus abundancias con respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11%, trazas (1 átomo de 14 C cada ~ 10 12 átomos de 12 C) [5] .

La relación de isótopos entre dos isótopos se calcula poniendo el isótopo pesado en el numerador (por ejemplo, R = D / H o 18 O / 16 O). Debido a las dificultades en la gestión de relaciones R con un número tan grande de decimales (por ejemplo, D / H = 0.000160025) se decidió desde el principio evitar los valores absolutos y utilizar el valor relativo de la relación del material a ser analizado frente a un " material de referencia ". Este nuevo valor se denomina δ y se calcula de acuerdo con la siguiente fórmula:

La elección de expresar el valor multiplicado por 1000 significa que se eliminan los decimales y, por lo tanto, se simplifica el valor final.

Los estándares de referencia son:

Elemento Estándar Abundancia relativa de isótopos
Oxígeno V-SMOW (agua oceánica media estándar de Viena)
Hidrógeno V-SMOW (agua oceánica media estándar de Viena)
Carbón PDB-1 (Pee-Dee Belemnitella)
Nitrógeno N 2 atmosférico
Azufre CDT Canyon Diablo Troilite

Nota

  1. ^ El pequeño Treccani , 1995.
  2. ^ Rolla , p. 35.
  3. ^ (ES) Libro de oro de la IUPAC, "isótopos"
  4. ^ Thoennessen, Michael, El descubrimiento de isótopos: una compilación completa , p. 296, ISBN 9783319317632 , OCLC 951217401 . Consultado el 8 de septiembre de 2019 .
  5. ^ Wang y col., 1998

Bibliografía

  • Wang Y., Huntington TG, Osher LJ, Wassenaar LI, Trumbore SE, Amundson RG, Harden JW, Mc Knight DM, Schiff SL, Aiken GR, Lyons WB, Aravena RO, Baron JS (1998), Carbon Cycling in Terrestrial Environments .
  • C. Kendall y JJMcDonnell (Ed.), Trazadores de isótopos en hidrología de cuencas hidrográficas . Elsevier, 519-576
  • Luigi Rolla, la química y la mineralogía. Para Escuelas Secundarias, 29a ed., Dante Alighieri, 1987.

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