Isótopos

Los átomos de un mismo elemento que tienen diferente número másico se llaman isótopos. Los átomos de isótopos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones (Z) y se diferencian entre sí por el número de neutrones (N).

Los isótopos de varios elementos no tienen nombres propios, sino que repiten el nombre del elemento; en este caso, la masa atómica de un isótopo determinado, su única diferencia con respecto a otros isótopos del mismo elemento, se refleja mediante un superíndice en la fórmula química del elemento: por ejemplo, para los isótopos de uranio: 235 U, 238 U. La única excepción a las reglas de nomenclatura de isótopos es el elemento número 1: hidrógeno. Los tres isótopos de hidrógeno actualmente conocidos no solo tienen sus propios símbolos químicos especiales, sino también su propio nombre: 1 H - protio, 2 D - deuterio, 3 T - tritio; en este caso, el núcleo de protio es simplemente un protón, el núcleo de deuterio contiene un protón y un neutrón, el núcleo de tritio contiene un protón y dos neutrones. Los nombres de los isótopos de hidrógeno se han desarrollado históricamente de esta manera porque la diferencia relativa en las masas de los isótopos de hidrógeno causada por la adición de un neutrón es la máxima entre todos los elementos químicos.

Todos los isótopos se pueden dividir en estables (estables), es decir, no sujetos a la desintegración espontánea de los núcleos atómicos en partes (la desintegración en este caso se llama radiactiva) e inestables (inestables): radiactivos, es decir, sujetos a la desintegración radiactiva. La mayoría de los elementos comunes en la naturaleza consisten en una mezcla de dos o más isótopos estables: por ejemplo, 16 O, 12 C. De todos los elementos, el estaño tiene la mayor cantidad de isótopos estables (10 isótopos) y, por ejemplo, existe el aluminio. en la naturaleza en forma de un solo isótopo estable; el resto de sus isótopos conocidos son inestables. Los núcleos de los isótopos inestables se desintegran espontáneamente, liberando partículas b y partículas c (electrones) hasta que se forma un isótopo estable de otro elemento: por ejemplo, la desintegración del 238 U (uranio radiactivo) termina con la formación de 206 Pb (un isótopo estable de plomo). Al estudiar los isótopos, se encontró que no difieren en las propiedades químicas que, como sabemos, están determinadas por la carga de sus núcleos y no dependen de la masa de los núcleos.

Conchas electrónicas

La capa electrónica de un átomo es una región del espacio donde es probable que se ubiquen los electrones, caracterizada por el mismo valor del número cuántico principal n y, como consecuencia, ubicada en niveles de energía cercanos. Cada capa de electrones puede tener un número máximo de electrones determinado.

A partir del valor del número cuántico principal n = 1, los niveles de energía (capas) se denominan K, L, M y N. Se dividen en subniveles (subcapas) que se diferencian entre sí por la energía de enlace con el núcleo. El número de subniveles es igual al valor del número cuántico principal, pero no excede de cuatro: el primer nivel tiene un subnivel, el segundo - dos, el tercero - tres, el cuarto - cuatro subniveles. Los subniveles, a su vez, están formados por orbitales. Se acostumbra designar los subniveles con letras latinas, s es el primer subnivel de cada nivel de energía más cercano al núcleo; consta de un orbital s, p - el segundo subnivel, consta de tres orbitales p; d es el tercer subnivel, consta de cinco orbitales d; f es el cuarto subnivel, contiene siete orbitales f. Por tanto, para cada valor de n existen n 2 orbitales. Cada orbital no puede contener más de dos electrones: el principio de Pauli. Si hay un electrón en un orbital, se llama no apareado; si hay dos, entonces son electrones apareados. El principio de Pauli explica la fórmula N=2n 2. Si el primer nivel K(n=1) contiene 1 2 = 1 orbital, y cada orbital tiene 2 electrones, entonces el número máximo de electrones será 2*1 2 =2; L (n = 2) =8; M(n=3) =18; norte (n = 4) = 32.

Al estudiar las propiedades de los elementos radiactivos, se descubrió que un mismo elemento químico puede contener átomos con diferentes masas nucleares. Al mismo tiempo, tienen la misma carga nuclear, es decir, no son impurezas de sustancias extrañas, sino la misma sustancia.

¿Qué son los isótopos y por qué existen?

En la tabla periódica de Mendeleev, tanto este elemento como los átomos de una sustancia con diferentes masas nucleares ocupan una celda. En base a lo anterior, estas variedades de la misma sustancia recibieron el nombre de "isótopos" (del griego isos - idéntico y topos - lugar). Entonces, isótopos- Se trata de variedades de un elemento químico determinado, que se diferencian en la masa de los núcleos atómicos.

Según el modelo aceptado de neutrones-protones del núcleo, era posible explicar la existencia de isótopos de la siguiente manera: los núcleos de algunos átomos de una sustancia contienen diferentes números de neutrones, pero el mismo número de protones. De hecho, la carga nuclear de los isótopos de un elemento es la misma, por tanto, el número de protones en el núcleo es el mismo. Los núcleos difieren en masa; en consecuencia, contienen diferente número de neutrones.

Isótopos estables e inestables.

Los isótopos pueden ser estables o inestables. Hasta la fecha se conocen unos 270 isótopos estables y más de 2000 inestables. Isótopos estables- Son variedades de elementos químicos que pueden existir de forma independiente durante mucho tiempo.

Mayoría isótopos inestables se obtuvo artificialmente. Los isótopos inestables son radiactivos, sus núcleos están sujetos al proceso de desintegración radiactiva, es decir, transformación espontánea en otros núcleos, acompañada de la emisión de partículas y/o radiación. Casi todos los isótopos artificiales radiactivos tienen vidas medias muy cortas, medidas en segundos o incluso fracciones de segundos.

¿Cuántos isótopos puede contener un núcleo?

El núcleo no puede contener un número arbitrario de neutrones. En consecuencia, el número de isótopos es limitado. Número par de protones elementos, el número de isótopos estables puede llegar a diez. Por ejemplo, el estaño tiene 10 isótopos, el xenón tiene 9, el mercurio tiene 7, y así sucesivamente.

esos elementos el numero de protones es impar, sólo puede tener dos isótopos estables. Algunos elementos tienen un solo isótopo estable. Se trata de sustancias como el oro, aluminio, fósforo, sodio, manganeso y otras. Tales variaciones en el número de isótopos estables de diferentes elementos están asociadas con la compleja dependencia del número de protones y neutrones de la energía de enlace del núcleo.

Casi todas las sustancias de la naturaleza existen en forma de mezclas de isótopos. La cantidad de isótopos en una sustancia depende del tipo de sustancia, la masa atómica y la cantidad de isótopos estables de un elemento químico determinado.

Isótopos- variedades de átomos (y núcleos) de un elemento químico que tienen el mismo número atómico (ordinal), pero al mismo tiempo diferentes números de masa.

El término isótopo se deriva de las raíces griegas isos (ἴσος "igual") y topos (τόπος "lugar"), que significa "mismo lugar"; Así, el significado del nombre es que diferentes isótopos de un mismo elemento ocupan la misma posición en la tabla periódica.

Tres isótopos naturales de hidrógeno. El hecho de que cada isótopo tenga un protón tiene variantes del hidrógeno: la identidad del isótopo está determinada por el número de neutrones. De izquierda a derecha, los isótopos son el protio (1H) con cero neutrones, el deuterio (2H) con un neutrón y el tritio (3H) con dos neutrones.

La cantidad de protones en el núcleo de un átomo se llama número atómico y es igual a la cantidad de electrones en un átomo neutro (no ionizado). Cada número atómico identifica un elemento específico, pero no un isótopo; Un átomo de un elemento determinado puede tener un amplio rango en el número de neutrones. El número de nucleones (tanto protones como neutrones) en el núcleo es el número másico del átomo, y cada isótopo de un elemento determinado tiene un número másico diferente.

Por ejemplo, el carbono-12, el carbono-13 y el carbono-14 son tres isótopos de carbono elemental con números de masa 12, 13 y 14, respectivamente. El número atómico del carbono es 6, lo que significa que cada átomo de carbono tiene 6 protones, por lo que los números de neutrones de estos isótopos son 6, 7 y 8 respectivamente.

norteuklides Y isótopos

Nuclido se refiere a un núcleo, no a un átomo. Los núcleos idénticos pertenecen al mismo nucleido, por ejemplo, cada núcleo del nucleido de carbono-13 consta de 6 protones y 7 neutrones. El concepto de nucleidos (relacionados con especies nucleares individuales) enfatiza las propiedades nucleares sobre las propiedades químicas, mientras que el concepto de isótopo (que agrupa todos los átomos de cada elemento) enfatiza la reacción química sobre la reacción nuclear. El número de neutrones tiene una gran influencia en las propiedades de los núcleos, pero su efecto sobre las propiedades químicas es insignificante para la mayoría de los elementos. Incluso en el caso de los elementos más ligeros, donde la relación entre neutrones y número atómico varía más entre isótopos, normalmente tiene sólo un efecto menor, aunque en algunos casos sí importa (para el hidrógeno, el elemento más ligero, el efecto isotópico es grande). tener un gran efecto para la biología). Debido a que isótopo es un término más antiguo, es más conocido que nucleido y a veces todavía se usa en contextos donde el nucleido puede ser más apropiado, como la tecnología nuclear y la medicina nuclear.

Designaciones

Un isótopo o nucleido se identifica por el nombre del elemento específico (esto indica el número atómico), seguido de un guión y un número másico (por ejemplo, helio-3, helio-4, carbono-12, carbono-14, uranio- 235 y uranio-239). Cuando se utiliza un símbolo químico, p. "C" para carbono, notación estándar (ahora conocida como "notación AZE" porque A es el número de masa, Z es el número atómico y E es para el elemento): indique el número de masa (número de nucleones) con un superíndice en la parte superior izquierda del símbolo químico e indique el número atómico con un subíndice en la esquina inferior izquierda). Debido a que el número atómico viene dado por el símbolo del elemento, normalmente sólo se da el número másico en un superíndice y no se proporciona ningún índice atómico. A veces se añade la letra m después del número de masa para indicar un isómero nuclear, un estado nuclear metaestable o excitado energéticamente (a diferencia del estado fundamental de menor energía), por ejemplo, 180m 73Ta (tantalio-180m).

Isótopos radiactivos, primarios y estables.

Algunos isótopos son radiactivos y, por lo tanto, se denominan radioisótopos o radionucleidos, mientras que otros nunca se ha observado que se desintegren radiactivamente y se denominan isótopos estables o nucleidos estables. Por ejemplo, el 14 C es la forma radiactiva del carbono, mientras que el 12 C y el 13 C son isótopos estables. Hay aproximadamente 339 nucleidos naturales en la Tierra, de los cuales 286 son nucleidos primordiales, lo que significa que han existido desde la formación del Sistema Solar.

Los nucleidos originales incluyen 32 nucleidos con vidas medias muy largas (más de 100 millones de años) y 254 que se consideran formalmente "nucleidos estables" porque no se observó que se descompusieran. En la mayoría de los casos, por razones obvias, si un elemento tiene isótopos estables, esos isótopos dominan la abundancia elemental que se encuentra en la Tierra y en el Sistema Solar. Sin embargo, en el caso de tres elementos (telurio, indio y renio), el isótopo más común que se encuentra en la naturaleza es en realidad uno (o dos) radioisótopos del elemento de vida extremadamente larga, a pesar de que estos elementos tienen uno o isótopos más estables.

La teoría predice que muchos isótopos/nucleidos aparentemente "estables" son radiactivos, con vidas medias extremadamente largas (ignorando la posibilidad de desintegración de protones, lo que eventualmente haría que todos los nucleidos fueran inestables). De los 254 nucleidos que nunca se han observado, sólo 90 de ellos (todos los primeros 40 elementos) son teóricamente resistentes a todas las formas conocidas de desintegración. El elemento 41 (niobio) es teóricamente inestable por fisión espontánea, pero esto nunca se ha descubierto. En teoría, muchos otros nucleidos estables son energéticamente susceptibles a otras formas de desintegración conocidas, como la desintegración alfa o la doble desintegración beta, pero los productos de la desintegración aún no se han observado, por lo que estos isótopos se consideran "observacionalmente estables". Las vidas medias previstas para estos nucleidos a menudo superan con creces la edad estimada del Universo y, de hecho, también se conocen 27 radionucleidos con vidas medias más largas que la edad del Universo.

Nuclidos radiactivos creados artificialmente, actualmente hay 3.339 nucleidos conocidos. Estos incluyen 905 nucleidos que son estables o tienen vidas medias superiores a 60 minutos.

Propiedades de los isótopos

Propiedades químicas y moleculares.

Un átomo neutro tiene la misma cantidad de electrones que de protones. Por tanto, diferentes isótopos de un elemento determinado tienen el mismo número de electrones y estructuras electrónicas similares. Dado que el comportamiento químico de un átomo está determinado en gran medida por su estructura electrónica, diferentes isótopos exhiben un comportamiento químico casi idéntico.

La excepción es el efecto isotópico cinético: debido a su gran masa, los isótopos más pesados ​​tienden a reaccionar algo más lentamente que los isótopos más ligeros del mismo elemento. Esto es más pronunciado para el protio (1 H), el deuterio (2 H) y el tritio (3 H), ya que el deuterio tiene el doble de masa que el protio y el tritio tiene tres veces la masa del protio. Estas diferencias de masa también afectan el comportamiento de sus respectivos enlaces químicos, cambiando el centro de gravedad (masa reducida) de los sistemas atómicos. Sin embargo, para elementos más pesados ​​las diferencias de masa relativa entre isótopos son mucho menores, por lo que los efectos de la diferencia de masa en química suelen ser insignificantes. (Los elementos pesados ​​también tienen relativamente más neutrones que los elementos más ligeros, por lo que la relación entre la masa nuclear y la masa total de electrones es algo mayor).

Del mismo modo, dos moléculas que difieren sólo en los isótopos de sus átomos (isotopólogos) tienen la misma estructura electrónica y, por tanto, propiedades físicas y químicas casi indistinguibles (nuevamente, con las principales excepciones el deuterio y el tritio). Los modos vibratorios de una molécula están determinados por su forma y las masas de sus átomos constituyentes; Por tanto, diferentes isotopólogos tienen diferentes conjuntos de modos vibratorios. Debido a que los modos vibratorios permiten que una molécula absorba fotones de energías apropiadas, los isotopólogos tienen diferentes propiedades ópticas en el infrarrojo.

Propiedades nucleares y estabilidad.

Vidas medias isotópicas. La gráfica de isótopos estables se desvía de la línea Z = N a medida que aumenta el número de elementos Z

Los núcleos atómicos están formados por protones y neutrones unidos por una fuerza fuerte residual. Como los protones tienen carga positiva, se repelen entre sí. Los neutrones, que son eléctricamente neutros, estabilizan el núcleo de dos maneras. Su contacto separa ligeramente los protones, reduciendo la repulsión electrostática entre los protones, y ejercen una fuerza nuclear de atracción entre sí y sobre los protones. Por esta razón, se requieren uno o más neutrones para que dos o más protones se unan a un núcleo. A medida que aumenta el número de protones, también aumenta la proporción de neutrones a protones necesaria para proporcionar un núcleo estable (consulte el gráfico de la derecha). Por ejemplo, aunque la relación neutrón:protón de 3 2 He es 1:2, la relación neutrón:protón es 238 92 U
Más de 3:2. Varios elementos más ligeros tienen nucleidos estables con una proporción de 1:1 (Z = N). El nucleido 40 20 Ca (calcio-40) es, observacionalmente, el nucleido estable más pesado con el mismo número de neutrones y protones; (Teóricamente, el estable más pesado es el azufre-32). Todos los nucleidos estables más pesados ​​que el calcio-40 contienen más neutrones que protones.

Número de isótopos por elemento

De los 81 elementos con isótopos estables, el mayor número de isótopos estables observados para cualquier elemento es diez (para el elemento estaño). Ningún elemento tiene nueve isótopos estables. El xenón es el único elemento con ocho isótopos estables. Cuatro elementos tienen siete isótopos estables, ocho de los cuales tienen seis isótopos estables, diez tienen cinco isótopos estables, nueve tienen cuatro isótopos estables, cinco tienen tres isótopos estables, 16 tienen dos isótopos estables y 26 elementos tienen solo uno (de estos, 19 son los llamados elementos mononucleidos, que tienen un único isótopo estable primordial que domina y fija el peso atómico del elemento natural con alta precisión (también están presentes 3 elementos mononucleidos radiactivos); Hay un total de 254 nucleidos que no se ha observado que se desintegren. Para los 80 elementos que tienen uno o más isótopos estables, el número promedio de isótopos estables es 254/80 = 3,2 isótopos por elemento.

Números pares e impares de nucleones.

Protones: la proporción de neutrones no es el único factor que afecta la estabilidad nuclear. También depende de la paridad o imparidad de su número atómico Z, el número de neutrones N, de ahí su suma de número másico A. Tanto Z como N tienden a reducir la energía de enlace nuclear, creando núcleos impares que generalmente son menos estables. Esta diferencia significativa en la energía de enlace nuclear entre núcleos vecinos, especialmente isobaras impares, tiene consecuencias importantes: los isótopos inestables con números subóptimos de neutrones o protones se desintegran por desintegración beta (incluida la desintegración de positrones), captura de electrones u otros medios exóticos como la fisión espontánea y cúmulos de descomposición.

La mayoría de los nucleidos estables tienen un número par de protones y un número par de neutrones, donde los números Z, N y A son todos pares. Los nucleidos estables impares se dividen (aproximadamente en partes iguales) en impares.

Número atómico

Los 148 nucleidos pares de protones y neutrones pares (NE) representan ~58% de todos los nucleidos estables. También hay 22 nucleidos pares primordiales de larga vida. Como resultado, cada uno de los 41 elementos pares del 2 al 82 tiene al menos un isótopo estable, y la mayoría de estos elementos tienen múltiples isótopos primarios. La mitad de estos elementos pares tienen seis o más isótopos estables. La extrema estabilidad del helio-4, debido al doble compuesto de dos protones y dos neutrones, impide que cualquier nucleido que contenga cinco u ocho nucleones exista el tiempo suficiente como para servir como plataforma para la acumulación de elementos más pesados ​​mediante la fusión nuclear.

Estos 53 nucleidos estables tienen un número par de protones y un número impar de neutrones. Son una minoría en comparación con los isótopos pares, que son aproximadamente 3 veces más abundantes. Entre los 41 elementos pares Z que tienen un nucleido estable, solo dos elementos (argón y cerio) no tienen nucleidos estables pares. Un elemento (estaño) tiene tres. Hay 24 elementos que tienen un nucleido par-impar y 13 que tienen dos nucleidos pares-impar.

Debido a sus números impares de neutrones, los nucleidos pares e impares tienden a tener grandes secciones transversales de captura de neutrones debido a la energía que surge de los efectos del acoplamiento de neutrones. Estos nucleidos estables pueden ser inusualmente abundantes en la naturaleza, principalmente porque para formarse y entrar en la abundancia primordial deben escapar de la captura de neutrones para formar otros isótopos estables pares-impares durante el proceso s y el proceso de captura de neutrones r durante la nucleosíntesis.

número atómico impar

Los 48 nucleidos estables de protones impares y neutrones pares, estabilizados por su número par de neutrones pares, forman la mayoría de los isótopos estables de los elementos impares; Muy pocos nucleidos de protones impares y neutrones impares forman los demás. Hay 41 elementos impares de Z = 1 a 81, de los cuales 39 tienen isótopos estables (los elementos tecnecio (43 Tc) y prometio (61 Pm) no tienen isótopos estables). De estos 39 elementos Z impares, 30 elementos (incluido el hidrógeno-1, donde 0 neutrones son pares) tienen un isótopo par-impar estable y nueve elementos: cloro (17 Cl), potasio (19 K), cobre (29 Cu), El galio (31 Ga), el bromo (35 Br), la plata (47 Ag), el antimonio (51 Sb), el iridio (77 Ir) y el talio (81 Tl) tienen cada uno dos isótopos estables pares e impares. Esto da 30 + 2 (9) = 48 isótopos pares estables.

Sólo cinco nucleidos estables contienen tanto un número impar de protones como un número impar de neutrones. Los primeros cuatro nucleidos "impar-impar" se producen en nucleidos de bajo peso molecular, en los que el cambio de un protón a un neutrón o viceversa dará como resultado una relación protón-neutrón muy desequilibrada.

El único nucleido impar y completamente "estable" es 180 m 73 Ta, que se considera el más raro de los 254 isótopos estables y es el único isómero nuclear primordial que aún no se ha observado que se desintegre, a pesar de los intentos experimentales.

Número impar de neutrones

Los actínidos con un número impar de neutrones tienden a fisionarse (con neutrones térmicos), mientras que los que tienen un número par de neutrones generalmente no lo hacen, aunque sí se fisionan con neutrones rápidos. Todos los nucleidos impares e impares observablemente estables tienen un espín entero distinto de cero. Esto se debe a que un solo neutrón desapareado y un protón desapareado tienen una mayor fuerza de atracción nuclear entre sí si sus espines están alineados (produciendo un espín total de al menos 1 unidad) en lugar de alineados.

Ocurrencia en la naturaleza

Los elementos están formados por uno o más isótopos naturales. Los isótopos inestables (radiactivos) son primarios o posprimarios. Los isótopos primordiales fueron producto de la nucleosíntesis estelar u otro tipo de nucleosíntesis, como la fisión de rayos cósmicos, y han persistido hasta el día de hoy porque sus tasas de desintegración son muy bajas (por ejemplo, uranio-238 y potasio-40). Los isótopos posnaturales se crearon mediante bombardeos con rayos cósmicos como nucleidos cosmogénicos (por ejemplo, tritio, carbono-14) o por la desintegración de un isótopo radiactivo primordial en el hijo de un nucleido radiogénico radiactivo (por ejemplo, uranio en radio). Varios isótopos se sintetizan naturalmente como nucleidos nucleogénicos mediante otras reacciones nucleares naturales, como cuando los neutrones de la fisión nuclear natural son absorbidos por otro átomo.

Como se mencionó anteriormente, solo 80 elementos tienen isótopos estables y 26 de ellos tienen solo un isótopo estable. Así, alrededor de dos tercios de los elementos estables se encuentran naturalmente en la Tierra en varios isótopos estables, siendo diez el mayor número de isótopos estables para un elemento, el del estaño (50Sn). Hay alrededor de 94 elementos en la Tierra (incluido el plutonio), aunque algunos solo se encuentran en cantidades muy pequeñas, como el plutonio-244. Los científicos creen que los elementos que se encuentran naturalmente en la Tierra (algunos solo como radioisótopos) se presentan como 339 isótopos (nucleidos) en total. Sólo 254 de estos isótopos naturales son estables en el sentido de que no han sido observados hasta la fecha. Otros 35 nucleidos primordiales (para un total de 289 nucleidos primordiales) son radiactivos con vidas medias conocidas, pero tienen vidas medias de más de 80 millones de años, lo que les permite existir desde el comienzo del Sistema Solar.

Todos los isótopos estables conocidos se encuentran naturalmente en la Tierra; Otros isótopos naturales son radiactivos, pero debido a sus vidas medias relativamente largas u otros medios de producción natural continua. Estos incluyen los nucleidos cosmogénicos mencionados anteriormente, los nucleidos nucleógenos y cualquier isótopo radiogénico resultante de la desintegración en curso de un isótopo radiactivo primario como el radón y el radio del uranio.

Otros ~3000 isótopos radiactivos que no se encuentran en la naturaleza se han creado en reactores nucleares y aceleradores de partículas. También se han observado mediante análisis espectroscópico muchos isótopos de vida corta que no se encuentran naturalmente en la Tierra y que se producen naturalmente en estrellas o supernovas. Un ejemplo es el aluminio-26, que no se encuentra de forma natural en la Tierra pero sí en abundancia a escala astronómica.

Las masas atómicas tabuladas de los elementos son promedios que dan cuenta de la presencia de múltiples isótopos con diferentes masas. Antes del descubrimiento de los isótopos, los valores de masa atómica no integrados y determinados empíricamente confundían a los científicos. Por ejemplo, una muestra de cloro contiene 75,8% de cloro-35 y 24,2% de cloro-37, lo que da una masa atómica promedio de 35,5 unidades de masa atómica.

Según la teoría cosmológica generalmente aceptada, en el Big Bang solo se crearon isótopos de hidrógeno y helio, trazas de algunos isótopos de litio y berilio, y posiblemente algo de boro, y todos los demás isótopos se sintetizaron más tarde, en estrellas y supernovas. y en interacciones entre partículas energéticas, como los rayos cósmicos, e isótopos obtenidos previamente. Las correspondientes abundancias isotópicas de isótopos en la Tierra están determinadas por las cantidades producidas por estos procesos, su propagación a través de la galaxia y la tasa de desintegración de los isótopos, que son inestables. Después de la fusión inicial del sistema solar, los isótopos se redistribuyeron según la masa y la composición isotópica de los elementos varía ligeramente de un planeta a otro. Esto a veces permite rastrear el origen de los meteoritos.

Masa atómica de isótopos

La masa atómica (mr) de un isótopo está determinada principalmente por su número másico (es decir, el número de nucleones en su núcleo). Las pequeñas correcciones se deben a la energía de enlace del núcleo, la pequeña diferencia de masa entre el protón y el neutrón y la masa de los electrones asociados al átomo.

número de masa - cantidad adimensional. La masa atómica, por otro lado, se mide utilizando una unidad de masa atómica basada en la masa de un átomo de carbono-12. Se denota con los símbolos "u" (para la unidad de masa atómica unificada) o "Da" (para el dalton).

Las masas atómicas de los isótopos naturales de un elemento determinan la masa atómica del elemento. Cuando un elemento contiene N isótopos, la siguiente expresión se aplica a la masa atómica promedio:

Donde m 1, m 2, ..., mN son las masas atómicas de cada isótopo individual, y x 1, ..., xN son la abundancia relativa de estos isótopos.

Aplicación de isótopos

Existen varias aplicaciones que aprovechan las propiedades de diferentes isótopos de un elemento determinado. La separación isotópica es un problema tecnológico importante, especialmente en el caso de elementos pesados ​​como el uranio o el plutonio. Los elementos más ligeros como el litio, el carbono, el nitrógeno y el oxígeno suelen separarse mediante difusión gaseosa de sus compuestos como el CO y el NO. La separación de hidrógeno y deuterio es inusual porque se basa en propiedades químicas más que físicas, como en el proceso de sulfuro de Girdler. Los isótopos de uranio se separaron por volumen mediante difusión de gas, centrifugación de gas, separación por ionización láser y (en el Proyecto Manhattan) producción de tipo espectrometría de masas.

Uso de propiedades químicas y biológicas.

• El análisis de isótopos es la determinación de la firma isotópica, la abundancia relativa de isótopos de un elemento determinado en una muestra particular. En el caso de los nutrientes en particular, pueden ocurrir variaciones significativas en los isótopos C, N y O. El análisis de tales variaciones tiene una amplia gama de aplicaciones, como la detección de adulteración en productos alimenticios o el origen geográfico de productos utilizando isopaisajes. La identificación de algunos meteoritos que se originaron en Marte se basa en parte en la firma isotópica de los gases traza que contienen.
• La sustitución isotópica se puede utilizar para determinar el mecanismo de una reacción química mediante el efecto isotópico cinético.
• Otra aplicación común es el etiquetado de isótopos, el uso de isótopos inusuales como indicadores o marcadores en reacciones químicas. Por lo general, los átomos de un elemento determinado son indistinguibles entre sí. Sin embargo, al utilizar isótopos de diferentes masas, se pueden distinguir incluso diferentes isótopos estables no radiactivos mediante espectrometría de masas o espectroscopia infrarroja. Por ejemplo, en el “marcaje de isótopos estables de aminoácidos en cultivos celulares” (SILAC), se utilizan isótopos estables para cuantificar proteínas. Si se utilizan isótopos radiactivos, pueden detectarse por la radiación que emiten (esto se denomina marcado con radioisótopos).
• Los isótopos se utilizan comúnmente para determinar la concentración de diversos elementos o sustancias mediante el método de dilución de isótopos, en el que cantidades conocidas de compuestos isotópicamente sustituidos se mezclan con muestras y las firmas isotópicas de las mezclas resultantes se determinan mediante espectrometría de masas.

Usando propiedades nucleares

• Un método similar al marcado con radioisótopos es la datación radiométrica: utilizando la vida media conocida de un elemento inestable, se puede calcular el tiempo que ha transcurrido desde que existe una concentración conocida del isótopo. El ejemplo más conocido es la datación por radiocarbono, que se utiliza para determinar la edad de materiales carbonosos.
• Algunas formas de espectroscopia se basan en las propiedades nucleares únicas de isótopos específicos, tanto radiactivos como estables. Por ejemplo, la espectroscopia de resonancia magnética nuclear (RMN) sólo se puede utilizar para isótopos con espín nuclear distinto de cero. Los isótopos más comunes utilizados en espectroscopia de RMN son 1 H, 2 D, 15 N, 13 C y 31 P.
• La espectroscopia de Mössbauer también se basa en las transiciones nucleares de isótopos específicos, como el 57Fe.

Un determinado elemento que tiene lo mismo pero diferente. Tienen núcleos con el mismo número y diversidad. número, tienen la misma estructura de capas electrónicas y ocupan el mismo lugar en la periodicidad. sistema químico elementos. El término "isótopos" fue propuesto en 1910 por F. Soddy para designar variedades químicamente indistinguibles que difieren en sus propiedades físicas. (principalmente radiactivos) Santos. Los isótopos estables fueron descubiertos por primera vez en 1913 por J. Thomson utilizando los llamados desarrollados por él. el método de las parábolas: el prototipo del moderno. . Encontró que Ne tiene al menos 2 variedades con un peso. partes 20 y 22. Los nombres y símbolos de los isótopos suelen ser los nombres y símbolos de las sustancias químicas correspondientes. elementos; apunte a la parte superior izquierda del símbolo. Por ejemplo, para indicar natural. los isótopos utilizan la notación 35 Cl y 37 Cl; a veces el elemento también se indica en la parte inferior izquierda, es decir escriba 35 17 Cl y 37 17 Cl. Sólo los isótopos del elemento más ligero, el hidrógeno, con peso. Las partes 1, 2 y 3 tienen especiales. nombres y símbolos: (1 1 H), (D, o 2 1 H) y (T, o 3 1 H), respectivamente. Debido a la gran diferencia de masas, el comportamiento de estos isótopos difiere significativamente (ver). Los isótopos estables se encuentran en todos los elementos pares y en la mayoría de los impares con[ 83. El número de isótopos estables de elementos con números pares puede ser es igual a 10 (por ejemplo, y); Los elementos impares no tienen más de dos isótopos estables. Conocido aprox. 280 isótopos estables y más de 2000 radiactivos de 116 elementos obtenidos de forma natural y artificial. Para cada elemento, el contenido de isótopos individuales en la naturaleza. la mezcla sufre pequeñas fluctuaciones, que a menudo pueden pasarse por alto. Más medios. Se observan fluctuaciones en la composición isotópica de los meteoritos y otros cuerpos celestes. La constancia de la composición isotópica conduce a la constancia de los elementos que se encuentran en la Tierra, que es el valor promedio de la masa de un elemento dado, calculado teniendo en cuenta la abundancia de isótopos en la naturaleza. Las fluctuaciones en la composición isotópica de los elementos ligeros están asociadas, por regla general, con cambios en la composición isotópica durante la descomposición. procesos que ocurren en la naturaleza (, etc.). Para el elemento pesado Pb, las variaciones en la composición isotópica de diferentes muestras se explican por diferentes factores. contenido y otras fuentes y - los antepasados ​​​​de las ciencias naturales. . Se denominan diferencias en las propiedades de los isótopos de un elemento determinado. . Práctico importante La tarea es obtener de la naturaleza. mezclas de isótopos individuales -

Contenido del artículo

ISOTOPOS– variedades de un mismo elemento químico que son similares en sus propiedades fisicoquímicas, pero tienen diferentes masas atómicas. El nombre "isótopos" fue propuesto en 1912 por el radioquímico inglés Frederick Soddy, quien lo formó a partir de dos palabras griegas: isos - idéntico y topos - lugar. Los isótopos ocupan el mismo lugar en una celda de la tabla periódica de elementos de Mendeleev.

Un átomo de cualquier elemento químico consta de un núcleo cargado positivamente y una nube de electrones cargados negativamente que lo rodea. La posición de un elemento químico en la tabla periódica de Mendeleev (su número atómico) está determinada por la carga del núcleo de sus átomos. Isótopos por eso se llaman variedades del mismo elemento químico, cuyos átomos tienen la misma carga nuclear (y, por tanto, prácticamente las mismas capas de electrones), pero difieren en los valores de masa nuclear. Según la expresión figurativa de F. Soddy, los átomos de los isótopos son iguales “por fuera”, pero diferentes “por dentro”.

El neutrón fue descubierto en 1932. – una partícula que no tiene carga, con una masa cercana a la masa del núcleo de un átomo de hidrógeno: un protón , y creado Modelo protón-neutrón del núcleo. Como resultado En la ciencia, se ha establecido la definición moderna final del concepto de isótopos: los isótopos son sustancias cuyos núcleos atómicos constan del mismo número de protones y se diferencian sólo en el número de neutrones en el núcleo. . Cada isótopo suele denotarse mediante un conjunto de símbolos, donde X es el símbolo del elemento químico, Z es la carga del núcleo atómico (el número de protones), A es el número másico del isótopo (el número total de nucleones). - protones y neutrones en el núcleo, A = Z + N). Dado que la carga del núcleo parece estar asociada únicamente con el símbolo del elemento químico, a menudo se utiliza simplemente la notación AX como abreviatura.

De todos los isótopos que conocemos, sólo los isótopos de hidrógeno tienen sus propios nombres. Así, los isótopos 2 H y 3 H se denominan deuterio y tritio y se denominan D y T, respectivamente (el isótopo 1 H a veces se denomina protio).

Se presenta en la naturaleza como isótopos estables. , e inestable: radiactivo, cuyos núcleos de átomos están sujetos a transformación espontánea en otros núcleos con la emisión de varias partículas (o procesos de la llamada desintegración radiactiva). Actualmente se conocen alrededor de 270 isótopos estables, y los isótopos estables se encuentran solo en elementos con número atómico Z Ј 83. El número de isótopos inestables supera los 2000, la gran mayoría de ellos se obtuvieron artificialmente como resultado de diversas reacciones nucleares. El número de isótopos radiactivos de muchos elementos es muy grande y puede superar las dos docenas. El número de isótopos estables es significativamente menor. Algunos elementos químicos constan de un solo isótopo estable (berilio, flúor, sodio, aluminio, fósforo, manganeso, oro y varios otros elementos). La mayor cantidad de isótopos estables (10) se encontró en el estaño, en el hierro, por ejemplo, 4 y en el mercurio, 7.

Descubrimiento de isótopos, antecedentes históricos.

En 1808, el científico naturalista inglés John Dalton introdujo por primera vez la definición de elemento químico como una sustancia formada por átomos del mismo tipo. En 1869, el químico D.I Mendeleev descubrió la ley periódica de los elementos químicos. Una de las dificultades para fundamentar el concepto de un elemento como una sustancia que ocupa un lugar determinado en una celda de la tabla periódica fueron los pesos atómicos no enteros de los elementos observados experimentalmente. En 1866, el físico y químico inglés Sir William Crookes propuso la hipótesis de que cada elemento químico natural es una determinada mezcla de sustancias idénticas en sus propiedades, pero con diferentes masas atómicas, pero en ese momento tal suposición aún no existía. confirmación experimental y por lo tanto no duró mucho tiempo.

Un paso importante hacia el descubrimiento de los isótopos fue el descubrimiento del fenómeno de la radiactividad y la hipótesis de la desintegración radiactiva formulada por Ernst Rutherford y Frederick Soddy: la radiactividad no es más que la desintegración de un átomo en una partícula cargada y un átomo de otro elemento. , diferente en sus propiedades químicas al original. Como resultado surgió la idea de series radiactivas o familias radiactivas. , al principio del cual se encuentra el primer elemento padre, que es radiactivo, y al final, el último elemento estable. El análisis de las cadenas de transformaciones mostró que durante su curso, los mismos elementos radiactivos, que difieren sólo en masas atómicas, pueden aparecer en una celda del sistema periódico. De hecho, esto significó la introducción del concepto de isótopos.

La confirmación independiente de la existencia de isótopos estables de elementos químicos se obtuvo luego en los experimentos de J. J. Thomson y Aston en 1912-1920 con haces de partículas cargadas positivamente (o los llamados haces de canal). ) que emana del tubo de descarga.

En 1919, Aston diseñó un instrumento llamado espectrógrafo de masas. (o espectrómetro de masas) . La fuente de iones todavía usaba un tubo de descarga, pero Aston encontró una manera en la que la deflexión sucesiva de un haz de partículas en campos eléctricos y magnéticos conducía al enfoque de partículas con la misma relación carga-masa (independientemente de su velocidad) a el mismo punto en la pantalla. Junto con Aston, el estadounidense Dempster creó en los mismos años un espectrómetro de masas con un diseño ligeramente diferente. Como resultado del posterior uso y mejora de los espectrómetros de masas gracias al esfuerzo de muchos investigadores, en 1935 se compiló una tabla casi completa de las composiciones isotópicas de todos los elementos químicos conocidos en aquella época.

Métodos de separación de isótopos.

Para estudiar las propiedades de los isótopos y especialmente para su utilización con fines científicos y aplicados, es necesario obtenerlos en cantidades más o menos apreciables. En los espectrómetros de masas convencionales se consigue una separación casi completa de los isótopos, pero su cantidad es insignificante. Por tanto, los esfuerzos de científicos e ingenieros se dirigieron a buscar otros métodos posibles para separar isótopos. En primer lugar, se dominaron los métodos fisicoquímicos de separación, basados ​​en diferencias en propiedades de isótopos de un mismo elemento como tasas de evaporación, constantes de equilibrio, velocidades de reacciones químicas, etc. Los más eficaces fueron los métodos de rectificación e intercambio de isótopos, que se utilizan ampliamente en la producción industrial de isótopos de elementos ligeros: hidrógeno, litio, boro, carbono, oxígeno y nitrógeno.

Otro grupo de métodos lo constituyen los llamados métodos cinéticos moleculares: difusión de gases, difusión térmica, difusión de masas (difusión en un flujo de vapor) y centrifugación. Los métodos de difusión de gases, basados ​​en diferentes velocidades de difusión de componentes isotópicos en medios porosos altamente dispersos, se utilizaron durante la Segunda Guerra Mundial para organizar la producción industrial de separación de isótopos de uranio en los Estados Unidos como parte del llamado Proyecto Manhattan para crear la bomba atómica. Para obtener las cantidades necesarias de uranio enriquecido hasta un 90% con el isótopo ligero 235 U, el principal componente "combustible" de la bomba atómica, se construyeron plantas que ocupan una superficie de unas cuatro mil hectáreas. Se destinaron más de 2 mil millones de dólares a la creación de un centro atómico con plantas para la producción de uranio enriquecido. Después de la guerra, se desarrollaron y desarrollaron plantas para la producción de uranio enriquecido con fines militares, también basadas en el método de separación por difusión. construido en la URSS. En los últimos años, este método ha dado paso al método de centrifugación, más eficiente y menos costoso. En este método, el efecto de separar una mezcla de isótopos se logra debido a los diferentes efectos de las fuerzas centrífugas sobre los componentes de la mezcla de isótopos que llenan el rotor de la centrífuga, que es un cilindro de paredes delgadas limitado en la parte superior e inferior, que gira a una velocidad velocidad muy alta en una cámara de vacío. Actualmente, en las modernas plantas de separación tanto en Rusia como en otros países desarrollados del mundo se utilizan cientos de miles de centrífugas conectadas en cascada, cuyo rotor produce más de mil revoluciones por segundo. Las centrifugadoras se utilizan no sólo para producir el uranio enriquecido necesario para alimentar los reactores nucleares de las centrales nucleares, sino también para producir isótopos de una treintena de elementos químicos que se encuentran en la parte media de la tabla periódica. Para separar varios isótopos también se utilizan unidades de separación electromagnética con potentes fuentes de iones; en los últimos años, también se han generalizado los métodos de separación por láser.

Aplicación de isótopos.

Varios isótopos de elementos químicos se utilizan ampliamente en la investigación científica, en diversos campos de la industria y la agricultura, en la energía nuclear, la biología y la medicina modernas, en los estudios ambientales y otros campos. La investigación científica (por ejemplo, el análisis químico) suele requerir pequeñas cantidades de isótopos raros de diversos elementos, calculadas en gramos e incluso miligramos por año. Al mismo tiempo, para una serie de isótopos ampliamente utilizados en la energía nuclear, la medicina y otras industrias, la necesidad de producirlos puede ascender a muchos kilogramos e incluso toneladas. Así, debido al uso de agua pesada D 2 O en los reactores nucleares, su producción global a principios de los años 1990 del siglo pasado era de unas 5.000 toneladas por año. El isótopo de hidrógeno deuterio, que forma parte del agua pesada, cuya concentración en la mezcla natural de hidrógeno es sólo del 0,015%, junto con el tritio, se convertirá en el futuro, según los científicos, en el principal componente del combustible de energía termonuclear. Reactores que funcionan sobre la base de reacciones de fusión nuclear. En este caso, la necesidad de producir isótopos de hidrógeno será enorme.

En la investigación científica, los isótopos estables y radiactivos se utilizan ampliamente como indicadores isotópicos (etiquetas) en el estudio de una amplia variedad de procesos que ocurren en la naturaleza.

En la agricultura, los isótopos (átomos "marcados") se utilizan, por ejemplo, para estudiar los procesos de fotosíntesis, la digestibilidad de los fertilizantes y para determinar la eficiencia del uso de nitrógeno, fósforo, potasio, oligoelementos y otras sustancias por parte de las plantas. .

Las tecnologías de isótopos se utilizan ampliamente en medicina. Así, en Estados Unidos, según las estadísticas, se realizan más de 36 mil procedimientos médicos al día y alrededor de 100 millones de pruebas de laboratorio con isótopos. Los procedimientos más comunes implican la tomografía computarizada. El isótopo de carbono C13, enriquecido al 99% (contenido natural alrededor del 1%), se utiliza activamente en el llamado "diagnóstico de control respiratorio". La esencia de la prueba es muy simple. El isótopo enriquecido se introduce en la comida del paciente y, después de participar en el proceso metabólico en varios órganos del cuerpo, se libera en forma de dióxido de carbono CO 2 exhalado por el paciente, que se recoge y analiza mediante un espectrómetro. Las diferencias en la velocidad de los procesos asociados con la liberación de diferentes cantidades de dióxido de carbono, marcado con el isótopo C 13, permiten juzgar el estado de los distintos órganos del paciente. En Estados Unidos, el número de pacientes que se someterán a esta prueba se estima en 5 millones por año. Ahora se utilizan métodos de separación por láser para producir isótopo C13 altamente enriquecido a escala industrial.

Vladímir Zhdanov