Isotopi

Gli atomi dello stesso elemento che hanno numeri di massa diversi sono chiamati isotopi. Gli atomi di isotopi dello stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni (Z) e differiscono tra loro per il numero di neutroni (N).

Gli isotopi dei vari elementi non hanno nomi propri, ma ripetono il nome dell'elemento; in questo caso, la massa atomica di un dato isotopo - la sua unica differenza rispetto agli altri isotopi dello stesso elemento - si riflette utilizzando un apice nella formula chimica dell'elemento: ad esempio, per gli isotopi dell'uranio - 235 U, 238 U. l'unica eccezione alle regole della nomenclatura isotopica è l'elemento n. 1: l'idrogeno. Tutti e tre gli isotopi dell'idrogeno attualmente conosciuti non hanno solo i propri simboli chimici speciali, ma anche il proprio nome: 1 H - protio, 2 D - deuterio, 3 T - trizio; in questo caso il nucleo di protio è semplicemente un protone, il nucleo di deuterio contiene un protone e un neutrone, il nucleo di trizio contiene un protone e due neutroni. I nomi degli isotopi dell'idrogeno si sono storicamente sviluppati in questo modo perché la differenza relativa nelle masse degli isotopi dell'idrogeno causata dall'aggiunta di un neutrone è la massima tra tutti gli elementi chimici.

Tutti gli isotopi possono essere suddivisi in stabili (stabili), cioè non soggetti al decadimento spontaneo dei nuclei atomici in parti (il decadimento in questo caso è chiamato radioattivo) e instabili (instabili) - radioattivi, cioè soggetti a decadimento radioattivo. La maggior parte degli elementi diffusi in natura sono costituiti da una miscela di due o più isotopi stabili: ad esempio 16 O, 12 C. Tra tutti gli elementi, lo stagno ha il maggior numero di isotopi stabili (10 isotopi) e, ad esempio, esiste l'alluminio in natura sotto forma di un solo isotopo stabile: il resto degli isotopi conosciuti sono instabili. I nuclei degli isotopi instabili decadono spontaneamente, liberando particelle b e particelle c (elettroni) fino alla formazione di un isotopo stabile di un altro elemento: ad esempio, il decadimento di 238 U (uranio radioattivo) termina con la formazione di 206 Pb (un isotopo stabile di piombo). Studiando gli isotopi, si è scoperto che non differiscono nelle proprietà chimiche, che, come sappiamo, sono determinate dalla carica dei loro nuclei e non dipendono dalla massa dei nuclei.

Gusci elettronici

Il guscio elettronico di un atomo è una regione dello spazio in cui è probabile che si trovino gli elettroni, caratterizzata dallo stesso valore del numero quantico principale n e, di conseguenza, situata a livelli energetici vicini. Ciascun guscio elettronico può avere un certo numero massimo di elettroni.

A partire dal valore del numero quantico principale n = 1, i livelli energetici (strati) vengono designati K, L, M e N. Essi sono suddivisi in sottolivelli (sottostrati) che differiscono tra loro per l'energia di legame con il nucleo. Il numero di sottolivelli è uguale al valore del numero quantico principale, ma non supera quattro: il 1o livello ha un sottolivello, il 2o - due, il 3o - tre, il 4o - quattro sottolivelli. I sottolivelli, a loro volta, sono costituiti da orbitali. È consuetudine denotare i sottolivelli con lettere latine, s è il primo sottolivello di ogni livello energetico più vicino al nucleo; consiste di un orbitale s, p - il secondo sottolivello, è costituito da tre orbitali p; d è il terzo sottolivello, è composto da cinque orbitali d; f è il quarto sottolivello, contiene sette orbitali f. Pertanto, per ogni valore di n ci sono n 2 orbitali. Ogni orbitale non può contenere più di due elettroni: principio di Pauli. Se c'è un elettrone in un orbitale, allora è detto spaiato, se ce ne sono due, allora questi sono elettroni accoppiati; Il principio di Pauli spiega la formula N=2n 2. Se il primo livello K(n=1) contiene 1 2 = 1 orbitale, e ciascun orbitale ha 2 elettroni, allora il numero massimo di elettroni sarà 2*1 2 =2; L(n=2)=8; M(n = 3) =18; N (n = 4) = 32.

Studiando le proprietà degli elementi radioattivi, si è scoperto che lo stesso elemento chimico può contenere atomi con masse nucleari diverse. Allo stesso tempo, hanno la stessa carica nucleare, cioè non si tratta di impurità di sostanze estranee, ma della stessa sostanza.

Cosa sono gli isotopi e perché esistono?

Nella tavola periodica di Mendeleev, sia questo elemento che gli atomi di una sostanza con masse nucleari diverse occupano una cella. Sulla base di quanto sopra, a tali varietà della stessa sostanza fu dato il nome di “isotopi” (dal greco isos - identico e topos - luogo). COSÌ, isotopi- queste sono varietà di un dato elemento chimico, che differiscono nella massa dei nuclei atomici.

Secondo il modello accettato del nucleo neutrone-protone, era possibile spiegare l'esistenza degli isotopi come segue: i nuclei di alcuni atomi di una sostanza contengono un numero diverso di neutroni, ma lo stesso numero di protoni. In effetti, la carica nucleare degli isotopi di un elemento è la stessa, quindi il numero di protoni nel nucleo è lo stesso. I nuclei differiscono in massa; di conseguenza contengono un numero diverso di neutroni.

Isotopi stabili e instabili

Gli isotopi possono essere stabili o instabili. Ad oggi si conoscono circa 270 isotopi stabili e più di 2000 instabili. Isotopi stabili- Queste sono varietà di elementi chimici che possono esistere indipendentemente per lungo tempo.

La maggior parte isotopi instabiliè stato ottenuto artificialmente. Gli isotopi instabili sono radioattivi, i loro nuclei sono soggetti al processo di decadimento radioattivo, cioè di trasformazione spontanea in altri nuclei, accompagnata dall'emissione di particelle e/o radiazioni. Quasi tutti gli isotopi artificiali radioattivi hanno un'emivita molto breve, misurata in secondi o addirittura frazioni di secondo.

Quanti isotopi può contenere un nucleo?

Il nucleo non può contenere un numero arbitrario di neutroni. Di conseguenza, il numero di isotopi è limitato. Numero pari di protoni elementi, il numero di isotopi stabili può raggiungere dieci. Ad esempio, lo stagno ha 10 isotopi, lo xeno ne ha 9, il mercurio 7 e così via.

Quegli elementi il numero di protoni è dispari, può avere solo due isotopi stabili. Alcuni elementi hanno un solo isotopo stabile. Si tratta di sostanze come oro, alluminio, fosforo, sodio, manganese e altre. Tali variazioni nel numero di isotopi stabili di diversi elementi sono associate alla complessa dipendenza del numero di protoni e neutroni dall'energia di legame del nucleo.

Quasi tutte le sostanze in natura esistono sotto forma di miscela di isotopi. Il numero di isotopi in una sostanza dipende dal tipo di sostanza, dalla massa atomica e dal numero di isotopi stabili di un dato elemento chimico.

Isotopi- varietà di atomi (e nuclei) di un elemento chimico che hanno lo stesso numero atomico (ordinale), ma allo stesso tempo numeri di massa diversi.

Il termine isotopo è formato dalle radici greche isos (ἴσος "uguale") e topos (τόπος "luogo"), che significa "stesso luogo"; Pertanto, il significato del nome è che diversi isotopi dello stesso elemento occupano la stessa posizione nella tavola periodica.

Tre isotopi naturali dell'idrogeno. Il fatto che ogni isotopo abbia un protone presenta varianti dell'idrogeno: l'identità dell'isotopo è determinata dal numero di neutroni. Da sinistra a destra, gli isotopi sono protio (1H) con zero neutroni, deuterio (2H) con un neutrone e trizio (3H) con due neutroni.

Il numero di protoni nel nucleo di un atomo è chiamato numero atomico ed è uguale al numero di elettroni in un atomo neutro (non ionizzato). Ogni numero atomico identifica uno specifico elemento, ma non un isotopo; Un atomo di un dato elemento può avere un'ampia gamma nel numero di neutroni. Il numero di nucleoni (sia protoni che neutroni) nel nucleo è il numero di massa dell'atomo e ciascun isotopo di un dato elemento ha un numero di massa diverso.

Ad esempio, il carbonio-12, il carbonio-13 e il carbonio-14 sono tre isotopi del carbonio elementare con numeri di massa 12, 13 e 14, rispettivamente. Il numero atomico del carbonio è 6, il che significa che ogni atomo di carbonio ha 6 protoni, quindi i numeri di neutroni di questi isotopi sono rispettivamente 6, 7 e 8.

Nuklides E isotopi

Nuclide si riferisce a un nucleo, non a un atomo. Nuclei identici appartengono allo stesso nuclide, ad esempio ciascun nucleo del nuclide carbonio-13 è costituito da 6 protoni e 7 neutroni. Il concetto di nuclide (relativo alle singole specie nucleari) enfatizza le proprietà nucleari rispetto alle proprietà chimiche, mentre il concetto di isotopo (raggruppando tutti gli atomi di ciascun elemento) enfatizza la reazione chimica rispetto alla reazione nucleare. Il numero di neutroni ha una grande influenza sulle proprietà dei nuclei, ma il suo effetto sulle proprietà chimiche è trascurabile per la maggior parte degli elementi. Anche nel caso degli elementi più leggeri, dove il rapporto tra neutroni e numero atomico varia maggiormente tra gli isotopi, di solito ha solo un effetto minore, sebbene in alcuni casi sia importante (per l'idrogeno, l'elemento più leggero, l'effetto isotopico è grande). avere un grande effetto per la biologia). Poiché isotopo è un termine più antico, è meglio conosciuto di nuclide ed è ancora talvolta utilizzato in contesti in cui nuclide può essere più appropriato, come la tecnologia nucleare e la medicina nucleare.

Designazioni

Un isotopo o nuclide è identificato dal nome dell'elemento specifico (questo indica il numero atomico), seguito da un trattino e dal numero di massa (ad esempio, elio-3, elio-4, carbonio-12, carbonio-14, uranio- 235 e uranio-239). Quando viene utilizzato un simbolo chimico, ad es. "C" per carbonio, notazione standard (ora nota come "notazione AZE" perché A è il numero di massa, Z è il numero atomico ed E è per l'elemento) - indica il numero di massa (numero di nucleoni) con un apice in alto a sinistra del simbolo chimico e indicare il numero atomico con il pedice in basso a sinistra). Poiché il numero atomico è dato dal simbolo dell'elemento, solitamente in apice viene indicato solo il numero di massa e non viene fornito alcun indice atomico. La lettera m viene talvolta aggiunta dopo il numero di massa per indicare un isomero nucleare, uno stato nucleare metastabile o energicamente eccitato (in contrapposizione allo stato fondamentale con l'energia più bassa), ad esempio 180 m 73 Ta (tantalio-180 m).

Isotopi radioattivi, primari e stabili

Alcuni isotopi sono radioattivi e sono quindi chiamati radioisotopi o radionuclidi, mentre altri non sono mai stati osservati decadere radioattivamente e sono chiamati isotopi stabili o nuclidi stabili. Ad esempio, il 14 C è la forma radioattiva del carbonio, mentre il 12 C e il 13 C sono isotopi stabili. Ci sono circa 339 nuclidi naturali sulla Terra, di cui 286 sono nuclidi primordiali, nel senso che esistono sin dalla formazione del Sistema Solare.

I nuclidi originali includono 32 nuclidi con emivite molto lunghe (oltre 100 milioni di anni) e 254 che sono formalmente considerati "nuclidi stabili" perché non è stato osservato il loro decadimento. Nella maggior parte dei casi, per ovvie ragioni, se un elemento ha isotopi stabili, allora quegli isotopi dominano l’abbondanza elementare trovata sulla Terra e nel Sistema Solare. Tuttavia, nel caso di tre elementi (tellurio, indio e renio), l'isotopo più comune trovato in natura è in realtà uno (o due) radioisotopi estremamente longevi dell'elemento, nonostante il fatto che questi elementi abbiano uno o isotopi più stabili.

La teoria prevede che molti isotopi/nuclidi apparentemente "stabili" siano radioattivi, con emivite estremamente lunghe (ignorando la possibilità del decadimento del protone, che renderebbe tutti i nuclidi eventualmente instabili). Dei 254 nuclidi mai osservati, solo 90 (tutti i primi 40 elementi) sono teoricamente stabili a tutte le forme di decadimento conosciute. L'elemento 41 (niobio) è teoricamente instabile per fissione spontanea, ma questo non è mai stato scoperto. Molti altri nuclidi stabili sono in teoria energeticamente suscettibili ad altre forme di decadimento conosciute, come il decadimento alfa o il doppio decadimento beta, ma i prodotti del decadimento non sono stati ancora osservati, e quindi questi isotopi sono considerati "osservativamente stabili". L'emivita prevista per questi nuclidi spesso supera di gran lunga l'età stimata dell'Universo, e in effetti ci sono anche 27 radionuclidi conosciuti con un'emivita più lunga dell'età dell'Universo.

Nuclidi radioattivi creati artificialmente, attualmente si conoscono 3.339 nuclidi. Questi includono 905 nuclidi che sono stabili o hanno un'emivita superiore a 60 minuti.

Proprietà degli isotopi

Proprietà chimiche e molecolari

Un atomo neutro ha lo stesso numero di elettroni dei protoni. Pertanto, diversi isotopi di un dato elemento hanno lo stesso numero di elettroni e hanno strutture elettroniche simili. Poiché il comportamento chimico di un atomo è in gran parte determinato dalla sua struttura elettronica, diversi isotopi mostrano un comportamento chimico quasi identico.

L'eccezione è l'effetto isotopico cinetico: a causa delle loro grandi masse, gli isotopi più pesanti tendono a reagire un po' più lentamente degli isotopi più leggeri dello stesso elemento. Ciò è più pronunciato per il protio (1 H), il deuterio (2 H) e il trizio (3 H), poiché il deuterio ha il doppio della massa del protio e il trizio ha tre volte la massa del protio. Queste differenze di massa influenzano anche il comportamento dei rispettivi legami chimici, modificando il centro di gravità (massa ridotta) dei sistemi atomici. Tuttavia, per gli elementi più pesanti le differenze di massa relative tra gli isotopi sono molto più piccole, quindi gli effetti della differenza di massa in chimica sono generalmente trascurabili. (Gli elementi pesanti hanno anche relativamente più neutroni degli elementi più leggeri, quindi il rapporto tra la massa nucleare e la massa totale degli elettroni è leggermente maggiore).

Allo stesso modo, due molecole che differiscono solo negli isotopi dei loro atomi (isotopologhi) hanno la stessa struttura elettronica e quindi proprietà fisiche e chimiche quasi indistinguibili (di nuovo, con le principali eccezioni del deuterio e del trizio). I modi vibrazionali di una molecola sono determinati dalla sua forma e dalle masse dei suoi atomi costituenti; Pertanto, diversi isotopologhi hanno diversi insiemi di modi vibrazionali. Poiché i modi vibrazionali consentono a una molecola di assorbire fotoni di energie appropriate, gli isotopologhi hanno proprietà ottiche diverse nell'infrarosso.

Proprietà nucleari e stabilità

Emivite isotopiche. Il grafico per gli isotopi stabili devia dalla linea Z = N all'aumentare del numero dell'elemento Z

I nuclei atomici sono costituiti da protoni e neutroni legati insieme da una forza forte residua. Poiché i protoni hanno carica positiva, si respingono a vicenda. I neutroni, che sono elettricamente neutri, stabilizzano il nucleo in due modi. Il loro contatto allontana leggermente i protoni, riducendo la repulsione elettrostatica tra i protoni, ed esercitano una forza nucleare attrattiva tra loro e sui protoni. Per questo motivo sono necessari uno o più neutroni affinché due o più protoni si leghino a un nucleo. All'aumentare del numero di protoni, aumenta anche il rapporto tra neutroni e protoni necessario per fornire un nucleo stabile (vedi grafico a destra). Ad esempio, sebbene il rapporto neutroni:protoni di 3 2 He sia 1:2, il rapporto neutroni:protoni è 238 92 U
Più di 3:2. Un certo numero di elementi più leggeri hanno nuclidi stabili con un rapporto 1:1 (Z = N). Il nuclide 40 20 Ca (calcio-40) è il nuclide stabile più pesante con lo stesso numero di neutroni e protoni; (Teoricamente, quello stabile più pesante è lo zolfo-32). Tutti i nuclidi stabili più pesanti del calcio-40 contengono più neutroni che protoni.

Numero di isotopi per elemento

Degli 81 elementi con isotopi stabili, il numero più alto di isotopi stabili osservato per qualsiasi elemento è dieci (per l'elemento stagno). Nessun elemento ha nove isotopi stabili. Lo xeno è l'unico elemento con otto isotopi stabili. Quattro elementi hanno sette isotopi stabili, otto dei quali hanno sei isotopi stabili, dieci hanno cinque isotopi stabili, nove hanno quattro isotopi stabili, cinque hanno tre isotopi stabili, 16 hanno due isotopi stabili e 26 elementi ne hanno solo uno (di cui 19 sono sono presenti anche i cosiddetti elementi mononuclidi, aventi un unico isotopo stabile primordiale che domina e fissa con elevata precisione il peso atomico dell'elemento naturale; Ci sono un totale di 254 nuclidi di cui non è stato osservato il decadimento. Per gli 80 elementi che hanno uno o più isotopi stabili, il numero medio di isotopi stabili è 254/80 = 3,2 isotopi per elemento.

Numero pari e dispari di nucleoni

Protoni: il rapporto neutronico non è l'unico fattore che influenza la stabilità nucleare. Dipende anche dalla parità o disparità del suo numero atomico Z, dal numero di neutroni N, quindi dalla loro somma del numero di massa A. Dispari sia Z che N tendono ad abbassare l'energia di legame nucleare, creando nuclei dispari che sono generalmente meno stabili. Questa differenza significativa nell'energia di legame nucleare tra nuclei vicini, in particolare isobari dispari, ha conseguenze importanti: gli isotopi instabili con un numero non ottimale di neutroni o protoni decadono per decadimento beta (incluso il decadimento dei positroni), cattura di elettroni o altri mezzi esotici come la fissione spontanea e grappoli di decadimento.

I nuclidi più stabili sono costituiti da un numero pari di protoni e da un numero pari di neutroni, dove i numeri Z, N e A sono tutti pari. I nuclidi stabili dispari sono divisi (approssimativamente equamente) in nuclidi dispari.

Numero atomico

I 148 nuclidi pari di protoni e neutroni pari (NE) rappresentano circa il 58% di tutti i nuclidi stabili. Esistono anche 22 nuclidi pari primordiali di lunga vita. Di conseguenza, ciascuno dei 41 elementi con numero pari da 2 a 82 ha almeno un isotopo stabile e la maggior parte di questi elementi hanno più isotopi primari. La metà di questi elementi con numero pari hanno sei o più isotopi stabili. L'estrema stabilità dell'elio-4, dovuta al doppio composto di due protoni e due neutroni, impedisce ai nuclidi contenenti cinque o otto nucleoni di esistere abbastanza a lungo da fungere da piattaforme per l'accumulo di elementi più pesanti attraverso la fusione nucleare.

Questi 53 nuclidi stabili hanno un numero pari di protoni e un numero dispari di neutroni. Sono una minoranza rispetto agli isotopi pari, che sono circa 3 volte più abbondanti. Tra i 41 elementi Z pari che hanno un nuclide stabile, solo due elementi (argon e cerio) non hanno nuclidi stabili pari-dispari. Un elemento (stagno) ne ha tre. Ci sono 24 elementi che hanno un nuclide pari-dispari e 13 che hanno due nuclidi pari-dispari.

A causa del loro numero dispari di neutroni, i nuclidi pari-dispari tendono ad avere grandi sezioni d'urto di cattura dei neutroni a causa dell'energia che deriva dagli effetti di accoppiamento dei neutroni. Questi nuclidi stabili possono essere insolitamente abbondanti in natura, principalmente perché per formarsi ed entrare nell'abbondanza primordiale devono sfuggire alla cattura dei neutroni per formare ancora altri isotopi stabili pari-dispari durante il processo s e il processo di cattura dei neutroni r durante la nucleosintesi.

Numero atomico dispari

I 48 nuclidi stabili di protoni dispari e neutroni pari, stabilizzati dal loro numero pari di neutroni accoppiati, formano la maggior parte degli isotopi stabili degli elementi dispari; Pochissimi nuclidi di neutroni-protoni-dispari costituiscono gli altri. Gli elementi dispari sono 41 da Z = 1 a 81, di cui 39 hanno isotopi stabili (gli elementi tecnezio (43 Tc) e promezio (61 Pm) non hanno isotopi stabili). Di questi 39 elementi Z dispari, 30 elementi (incluso l'idrogeno-1, dove 0 neutroni sono pari) hanno un isotopo stabile pari-dispari e nove elementi: cloro (17 Cl), potassio (19 K), rame (29 Cu), gallio (31 Ga), bromo (35 Br), argento (47 Ag), antimonio (51 Sb), iridio (77 Ir) e tallio (81 Tl) hanno ciascuno due isotopi stabili pari-dispari. Questo dà 30 + 2 (9) = 48 isotopi pari-pari stabili.

Solo cinque nuclidi stabili contengono sia un numero dispari di protoni che un numero dispari di neutroni. I primi quattro nuclidi "dispari-dispari" si verificano in nuclidi a basso peso molecolare per i quali cambiare un protone in un neutrone o viceversa si tradurrà in un rapporto protone-neutrone molto sbilanciato.

L'unico nuclide completamente "stabile", dispari e dispari è 180m 73 Ta, che è considerato il più raro dei 254 isotopi stabili ed è l'unico isomero nucleare primordiale di cui non è stato ancora osservato il decadimento, nonostante i tentativi sperimentali.

Numero dispari di neutroni

Gli attinidi con un numero dispari di neutroni tendono alla fissione (con neutroni termici), mentre quelli con un numero pari di neutroni generalmente non lo fanno, sebbene effettuino la fissione con neutroni veloci. Tutti i nuclidi dispari dispari osservativamente stabili hanno spin intero diverso da zero. Questo perché un singolo neutrone spaiato e un protone spaiato hanno una maggiore attrazione di forza nucleare l'uno verso l'altro se i loro spin sono allineati (producendo uno spin totale di almeno 1 unità) anziché allineati.

Presenza in natura

Gli elementi sono costituiti da uno o più isotopi presenti in natura. Gli isotopi instabili (radioattivi) sono primari o postprimari. Gli isotopi primordiali erano il prodotto della nucleosintesi stellare o di un altro tipo di nucleosintesi come la fissione dei raggi cosmici, e sono persistiti fino ai giorni nostri perché i loro tassi di decadimento sono così bassi (ad esempio, uranio-238 e potassio-40). Gli isotopi post-naturali sono stati creati dal bombardamento dei raggi cosmici come nuclidi cosmogenici (ad esempio trizio, carbonio-14) o dal decadimento di un isotopo primordiale radioattivo nella figlia di un nuclide radiogenico radioattivo (ad esempio dall'uranio al radio). Diversi isotopi vengono sintetizzati naturalmente come nuclidi nucleogenici da altre reazioni nucleari naturali, come quando i neutroni della fissione nucleare naturale vengono assorbiti da un altro atomo.

Come discusso sopra, solo 80 elementi hanno isotopi stabili e 26 di essi hanno un solo isotopo stabile. Pertanto, circa due terzi degli elementi stabili si trovano naturalmente sulla Terra in diversi isotopi stabili, con il maggior numero di isotopi stabili per un elemento che è dieci, per lo stagno (50Sn). Ci sono circa 94 elementi sulla Terra (compreso il plutonio), anche se alcuni si trovano solo in quantità molto piccole, come il plutonio-244. Gli scienziati ritengono che gli elementi che si trovano naturalmente sulla Terra (alcuni solo come radioisotopi) siano presenti in 339 isotopi (nuclidi) in totale. Di questi isotopi naturali solo 254 sono stabili, nel senso che finora non sono stati osservati. Altri 35 nuclidi primordiali (per un totale di 289 nuclidi primordiali) sono radioattivi con emivite conosciute, ma hanno emivite di oltre 80 milioni di anni, consentendo loro di esistere dall'inizio del Sistema Solare.

Tutti gli isotopi stabili conosciuti si trovano naturalmente sulla Terra; Altri isotopi presenti in natura sono radioattivi, ma a causa della loro emivita relativamente lunga o per altri mezzi di produzione naturale continua. Questi includono i nuclidi cosmogenici menzionati sopra, i nuclidi nucleogenici e qualsiasi isotopo radiogenico risultante dal decadimento in corso di un isotopo radioattivo primario come il radon e il radio dell'uranio.

Altri circa 3000 isotopi radioattivi non presenti in natura sono stati creati nei reattori nucleari e negli acceleratori di particelle. Molti isotopi di breve durata non presenti naturalmente sulla Terra sono stati osservati anche mediante analisi spettroscopiche, prodotti naturalmente nelle stelle o nelle supernove. Un esempio è l’alluminio-26, che non si trova naturalmente sulla Terra ma si trova in abbondanza su scala astronomica.

Le masse atomiche tabulate degli elementi sono medie che tengono conto della presenza di più isotopi con masse diverse. Prima della scoperta degli isotopi, i valori di massa atomica determinati empiricamente e non integrati confondevano gli scienziati. Ad esempio, un campione di cloro contiene il 75,8% di cloro-35 e il 24,2% di cloro-37, dando una massa atomica media di 35,5 unità di massa atomica.

Secondo la teoria cosmologica generalmente accettata, nel Big Bang furono creati solo gli isotopi dell'idrogeno e dell'elio, tracce di alcuni isotopi del litio e del berillio e forse un po' di boro, mentre tutti gli altri isotopi furono sintetizzati successivamente, nelle stelle e nelle supernove. e nelle interazioni tra particelle energetiche, come i raggi cosmici, e isotopi precedentemente ottenuti. Le corrispondenti abbondanze isotopiche degli isotopi sulla Terra sono determinate dalle quantità prodotte da questi processi, dalla loro propagazione attraverso la galassia e dalla velocità di decadimento degli isotopi, che sono instabili. Dopo la fusione iniziale del sistema solare, gli isotopi furono ridistribuiti in base alla massa e la composizione isotopica degli elementi varia leggermente da pianeta a pianeta. Questo a volte permette di risalire all'origine dei meteoriti.

Massa atomica degli isotopi

La massa atomica (mr) di un isotopo è determinata principalmente dal suo numero di massa (cioè il numero di nucleoni nel suo nucleo). Piccole correzioni sono dovute all'energia di legame del nucleo, alla piccola differenza di massa tra il protone e il neutrone e alla massa degli elettroni associati all'atomo.

Numero di Massa - quantità adimensionale. La massa atomica, invece, viene misurata utilizzando un'unità di massa atomica basata sulla massa di un atomo di carbonio-12. È indicato con i simboli "u" (per l'unità di massa atomica unificata) o "Da" (per il dalton).

Le masse atomiche degli isotopi naturali di un elemento determinano la massa atomica dell'elemento. Quando un elemento contiene N isotopi, per la massa atomica media vale la seguente espressione:

Dove m 1, m 2, ..., mN sono le masse atomiche di ogni singolo isotopo, e x 1, ..., xN sono l'abbondanza relativa di questi isotopi.

Applicazione degli isotopi

Esistono diverse applicazioni che sfruttano le proprietà dei diversi isotopi di un dato elemento. La separazione isotopica è un importante problema tecnologico, soprattutto con elementi pesanti come l'uranio o il plutonio. Elementi più leggeri come litio, carbonio, azoto e ossigeno vengono solitamente separati mediante diffusione gassosa dei loro composti come CO e NO. La separazione dell'idrogeno e del deuterio è insolita perché si basa su proprietà chimiche piuttosto che fisiche, come nel processo del solfuro di Girdler. Gli isotopi di uranio sono stati separati in volume mediante diffusione di gas, centrifugazione di gas, separazione tramite ionizzazione laser e (nel Progetto Manhattan) produzione di tipo spettrometria di massa.

Utilizzo delle proprietà chimiche e biologiche

• L'analisi isotopica è la determinazione della firma isotopica, l'abbondanza relativa di isotopi di un dato elemento in un particolare campione. Per i nutrienti in particolare, possono verificarsi variazioni significative negli isotopi C, N e O. L'analisi di tali variazioni ha un'ampia gamma di applicazioni, come il rilevamento dell'adulterazione nei prodotti alimentari o l'origine geografica dei prodotti mediante isoscapes. L'identificazione di alcuni meteoriti originari di Marte si basa in parte sulla firma isotopica delle tracce di gas che contengono.
• La sostituzione isotopica può essere utilizzata per determinare il meccanismo di una reazione chimica attraverso l'effetto isotopico cinetico.
• Un'altra applicazione comune è l'etichettatura degli isotopi, l'uso di isotopi insoliti come indicatori o marcatori nelle reazioni chimiche. Di solito gli atomi di un dato elemento sono indistinguibili l'uno dall'altro. Tuttavia, utilizzando isotopi di masse diverse, è possibile distinguere anche diversi isotopi stabili non radioattivi utilizzando la spettrometria di massa o la spettroscopia a infrarossi. Ad esempio, nella “etichettatura degli isotopi stabili degli aminoacidi nelle colture cellulari” (SILAC), gli isotopi stabili vengono utilizzati per quantificare le proteine. Se vengono utilizzati isotopi radioattivi, possono essere rilevati dalla radiazione che emettono (questo è chiamato tagging dei radioisotopi).
• Gli isotopi sono comunemente usati per determinare la concentrazione di vari elementi o sostanze utilizzando il metodo della diluizione isotopica, in cui quantità note di composti isotopicamente sostituiti vengono miscelate con campioni e le firme isotopiche delle miscele risultanti vengono determinate utilizzando la spettrometria di massa.

Utilizzo delle proprietà nucleari

• Un metodo simile alla marcatura dei radioisotopi è la datazione radiometrica: utilizzando il tempo di dimezzamento noto di un elemento instabile, è possibile calcolare il tempo trascorso dall'esistenza di una concentrazione nota dell'isotopo. L’esempio più noto è la datazione al radiocarbonio, utilizzata per determinare l’età dei materiali carboniosi.
• Alcune forme di spettroscopia si basano sulle proprietà nucleari uniche di isotopi specifici, sia radioattivi che stabili. Ad esempio, la spettroscopia di risonanza magnetica nucleare (NMR) può essere utilizzata solo per isotopi con spin nucleare diverso da zero. Gli isotopi più comuni utilizzati nella spettroscopia NMR sono 1 H, 2 D, 15 N, 13 C e 31 P.
• La spettroscopia Mössbauer si basa anche sulle transizioni nucleari di isotopi specifici, come il 57Fe.

Un certo elemento che ha lo stesso ma diverso. Hanno nuclei con lo stesso numero e diversità. numero, hanno la stessa struttura dei gusci elettronici e occupano lo stesso posto nella periodicità. sistema chimico elementi. Il termine "isotopi" fu proposto nel 1910 da F. Soddy per designare varietà chimicamente indistinguibili che differiscono nelle loro proprietà fisiche. (principalmente radioattivo) Santi. Gli isotopi stabili furono scoperti per la prima volta nel 1913 da J. Thomson utilizzando il cosiddetto metodo da lui sviluppato. il metodo delle parabole: il prototipo di quello moderno. . Ha scoperto che Ne ha almeno 2 varietà con un peso. parti 20 e 22. I nomi e i simboli degli isotopi sono solitamente i nomi e i simboli delle sostanze chimiche corrispondenti. elementi; puntare in alto a sinistra del simbolo. Ad esempio, per indicare naturale gli isotopi usano la notazione 35 Cl e 37 Cl; a volte l'elemento è indicato anche in basso a sinistra, ovvero scrivere 35 17 Cl e 37 17 Cl. Solo gli isotopi dell'elemento più leggero, l'idrogeno, con peso. le parti 1, 2 e 3 hanno speciali. nomi e simboli: (1 1 H), (D, o 2 1 H) e (T, o 3 1 H), rispettivamente. A causa della grande differenza di massa, il comportamento di questi isotopi differisce in modo significativo (vedi). Gli isotopi stabili si trovano in tutti gli elementi pari e nella maggior parte degli elementi dispari[ 83. Il numero di isotopi stabili di elementi con numeri pari può essere è uguale a 10 (ad esempio y); Gli elementi con numeri dispari non hanno più di due isotopi stabili. Conosciuto ca. 280 isotopi stabili e più di 2000 radioattivi di 116 elementi naturali e ottenuti artificialmente. Per ogni elemento, il contenuto dei singoli isotopi in natura. la miscela subisce piccole oscillazioni, che spesso possono essere trascurate. Più mezzi. fluttuazioni nella composizione isotopica si osservano per meteoriti e altri corpi celesti. La costanza della composizione isotopica porta alla costanza degli elementi presenti sulla Terra, che è il valore medio della massa di un dato elemento, rilevato tenendo conto dell'abbondanza di isotopi in natura. Le fluttuazioni nella composizione isotopica degli elementi leggeri sono solitamente associate a cambiamenti nella composizione isotopica durante la decomposizione. processi che si verificano in natura (, ecc.). Per l'elemento pesante Pb, le variazioni nella composizione isotopica di diversi campioni sono spiegate da diversi fattori. contenuto in e altre fonti e - gli antenati delle scienze naturali. . Vengono chiamate differenze nelle proprietà degli isotopi di un dato elemento. . Importante pratico Il compito è ottenere dalla natura. miscele di singoli isotopi -

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ISOTOPI– varietà dello stesso elemento chimico che sono simili nelle loro proprietà fisico-chimiche, ma hanno masse atomiche diverse. Il nome “isotopi” fu proposto nel 1912 dal radiochimico inglese Frederick Soddy, che lo formò da due parole greche: isos - identico e topos - luogo. Gli isotopi occupano lo stesso posto nella cella della tavola periodica degli elementi di Mendeleev.

Un atomo di qualsiasi elemento chimico è costituito da un nucleo carico positivamente e da una nuvola di elettroni caricati negativamente che lo circonda. La posizione di un elemento chimico nella tavola periodica di Mendeleev (il suo numero atomico) è determinata dalla carica del nucleo dei suoi atomi. Isotopi vengono quindi chiamati varietà dello stesso elemento chimico, i cui atomi hanno la stessa carica nucleare (e, quindi, praticamente gli stessi gusci elettronici), ma differiscono nei valori di massa nucleare. Secondo l'espressione figurata di F. Soddy, gli atomi degli isotopi sono gli stessi “fuori”, ma diversi “dentro”.

Il neutrone fu scoperto nel 1932 – una particella priva di carica, con una massa vicina alla massa del nucleo di un atomo di idrogeno - un protone , e creato modello protone-neutrone del nucleo. Di conseguenza nella scienza è stata stabilita la definizione moderna finale del concetto di isotopi: gli isotopi sono sostanze i cui nuclei atomici sono costituiti dallo stesso numero di protoni e differiscono solo per il numero di neutroni nel nucleo . Ogni isotopo è solitamente indicato da una serie di simboli, dove X è il simbolo dell'elemento chimico, Z è la carica del nucleo atomico (il numero di protoni), A è il numero di massa dell'isotopo (il numero totale di nucleoni - protoni e neutroni nel nucleo, A = Z + N). Poiché la carica del nucleo sembra essere associata in modo univoco al simbolo dell'elemento chimico, spesso viene utilizzata semplicemente la notazione A X come abbreviazione.

Di tutti gli isotopi a noi conosciuti, solo gli isotopi dell'idrogeno hanno i propri nomi. Pertanto, gli isotopi 2 H e 3 H sono chiamati deuterio e trizio e sono designati rispettivamente D e T (l'isotopo 1 H è talvolta chiamato protio).

Si presenta in natura come isotopi stabili , e instabile - radioattivo, i cui nuclei di atomi sono soggetti a trasformazione spontanea in altri nuclei con l'emissione di varie particelle (o processi del cosiddetto decadimento radioattivo). Attualmente sono noti circa 270 isotopi stabili e gli isotopi stabili si trovano solo negli elementi con numero atomico Z Ј 83. Il numero di isotopi instabili supera i 2000, la stragrande maggioranza di essi è stata ottenuta artificialmente a seguito di varie reazioni nucleari. Il numero di isotopi radioattivi di molti elementi è molto elevato e può superare le due dozzine. Il numero di isotopi stabili è significativamente inferiore. Alcuni elementi chimici sono costituiti da un solo isotopo stabile (berillio, fluoro, sodio, alluminio, fosforo, manganese, oro e numerosi altri elementi). Il maggior numero di isotopi stabili - 10 - è stato trovato nello stagno, ad esempio nel ferro ce ne sono 4 e nel mercurio - 7.

Scoperta degli isotopi, cenni storici.

Nel 1808, il naturalista inglese John Dalton introdusse per primo la definizione di elemento chimico come una sostanza costituita da atomi dello stesso tipo. Nel 1869, il chimico D.I. Mendeleev scoprì la legge periodica degli elementi chimici. Una delle difficoltà nel dimostrare il concetto di un elemento come sostanza che occupa un certo posto in una cella della tavola periodica erano i pesi atomici non interi degli elementi osservati sperimentalmente. Nel 1866, il fisico e chimico inglese Sir William Crookes avanzò l'ipotesi che ogni elemento chimico naturale sia una certa miscela di sostanze identiche nelle loro proprietà, ma con masse atomiche diverse, ma a quel tempo tale ipotesi non aveva ancora conferma sperimentale e quindi non durò a lungo notato.

Un passo importante verso la scoperta degli isotopi fu la scoperta del fenomeno della radioattività e l'ipotesi del decadimento radioattivo formulata da Ernst Rutherford e Frederick Soddy: la radioattività non è altro che il decadimento di un atomo in una particella carica e in un atomo di un altro elemento , diverso nelle sue proprietà chimiche da quello originale. Di conseguenza, è nata l'idea delle serie radioattive o delle famiglie radioattive , all'inizio del quale c'è il primo elemento genitore, che è radioattivo, e alla fine l'ultimo elemento stabile. L'analisi delle catene di trasformazioni ha mostrato che durante il loro corso gli stessi elementi radioattivi, che differiscono solo per le masse atomiche, possono comparire in una cella della tavola periodica. In realtà, ciò significò l'introduzione del concetto di isotopi.

Una conferma indipendente dell'esistenza di isotopi stabili di elementi chimici fu poi ottenuta negli esperimenti di J. J. Thomson e Aston nel 1912-1920 con fasci di particelle caricate positivamente (o cosiddetti fasci di canali ) proveniente dal tubo di scarico.

Nel 1919 Aston progettò uno strumento chiamato spettrografo di massa. (O spettrometro di massa) . La sorgente ionica utilizzava ancora un tubo a scarica, ma Aston trovò un modo in cui la successiva deflessione di un fascio di particelle in campi elettrici e magnetici portava alla focalizzazione di particelle con lo stesso rapporto carica/massa (indipendentemente dalla loro velocità) a lo stesso punto sullo schermo. Insieme ad Aston, negli stessi anni l'americano Dempster creò uno spettrometro di massa con un design leggermente diverso. Come risultato del successivo utilizzo e miglioramento degli spettrometri di massa grazie agli sforzi di numerosi ricercatori, nel 1935 fu compilata una tabella quasi completa delle composizioni isotopiche di tutti gli elementi chimici conosciuti a quel tempo.

Metodi per la separazione isotopica.

Per studiare le proprietà degli isotopi e soprattutto per il loro utilizzo a fini scientifici e applicativi, è necessario procurarseli in quantità più o meno notevoli. Negli spettrometri di massa convenzionali si ottiene una separazione quasi completa degli isotopi, ma la loro quantità è trascurabile. Pertanto, gli sforzi di scienziati e ingegneri erano mirati alla ricerca di altri possibili metodi per separare gli isotopi. Prima di tutto, sono stati padroneggiati i metodi fisico-chimici di separazione, basati sulle differenze nelle proprietà degli isotopi dello stesso elemento come velocità di evaporazione, costanti di equilibrio, velocità di reazioni chimiche, ecc. I più efficaci tra questi erano i metodi di rettifica e scambio isotopico, ampiamente utilizzati nella produzione industriale di isotopi di elementi leggeri: idrogeno, litio, boro, carbonio, ossigeno e azoto.

Un altro gruppo di metodi è costituito dai cosiddetti metodi cinetici molecolari: diffusione del gas, diffusione termica, diffusione di massa (diffusione in un flusso di vapore), centrifugazione. I metodi di diffusione del gas, basati su diverse velocità di diffusione dei componenti isotopici in mezzi porosi altamente dispersi, furono utilizzati durante la seconda guerra mondiale per organizzare la produzione industriale di separazione degli isotopi di uranio negli Stati Uniti come parte del cosiddetto Progetto Manhattan per creare la bomba atomica. Per ottenere le quantità necessarie di uranio arricchito al 90% con l'isotopo leggero 235 U, il principale componente “combustibile” della bomba atomica, furono costruiti degli impianti, che occupavano un'area di circa quattromila ettari. Furono stanziati oltre 2 miliardi di dollari per la realizzazione di un centro atomico con impianti per la produzione di uranio arricchito. Nel dopoguerra furono sviluppati e sviluppati impianti per la produzione di uranio arricchito per scopi militari, basati anche sul metodo di separazione della diffusione. costruito in URSS. Negli ultimi anni questo metodo ha lasciato il posto al metodo più efficiente e meno costoso della centrifugazione. In questo metodo, l'effetto di separazione di una miscela isotopica si ottiene grazie ai diversi effetti delle forze centrifughe sui componenti della miscela isotopica che riempie il rotore della centrifuga, che è un cilindro a pareti sottili limitato nella parte superiore e inferiore, che ruota a una velocità velocità molto elevata in una camera a vuoto. Centinaia di migliaia di centrifughe collegate in cascata, il rotore di ciascuna delle quali compie più di mille giri al secondo, sono attualmente utilizzate nei moderni impianti di separazione sia in Russia che in altri paesi sviluppati del mondo. Le centrifughe vengono utilizzate non solo per produrre l'uranio arricchito necessario ad alimentare i reattori nucleari delle centrali nucleari, ma anche per produrre isotopi di una trentina di elementi chimici nella parte centrale della tavola periodica. Per separare vari isotopi vengono utilizzate anche unità di separazione elettromagnetica con potenti sorgenti ioniche; negli ultimi anni si sono diffusi anche metodi di separazione laser;

Applicazione degli isotopi.

Vari isotopi di elementi chimici sono ampiamente utilizzati nella ricerca scientifica, in vari campi dell'industria e dell'agricoltura, nell'energia nucleare, nella biologia e nella medicina moderne, negli studi ambientali e in altri campi. La ricerca scientifica (ad esempio l'analisi chimica) richiede solitamente piccole quantità di isotopi rari di vari elementi, calcolati in grammi e persino milligrammi all'anno. Allo stesso tempo, per un numero di isotopi ampiamente utilizzati nell'energia nucleare, nella medicina e in altre industrie, la necessità per la loro produzione può ammontare a molti chilogrammi e persino tonnellate. Pertanto, a causa dell'uso dell'acqua pesante D 2 O nei reattori nucleari, la sua produzione globale all'inizio degli anni '90 del secolo scorso era di circa 5000 tonnellate all'anno. L'isotopo dell'idrogeno deuterio, che fa parte dell'acqua pesante, la cui concentrazione nella miscela naturale di idrogeno è solo dello 0,015%, insieme al trizio, in futuro, secondo gli scienziati, diventerà il componente principale del combustibile dell'energia termonucleare reattori che funzionano sulla base di reazioni di fusione nucleare. In questo caso, la necessità di produrre isotopi di idrogeno sarà enorme.

Nella ricerca scientifica, gli isotopi stabili e radioattivi sono ampiamente utilizzati come indicatori isotopici (tag) nello studio di un'ampia varietà di processi che si verificano in natura.

In agricoltura, gli isotopi (atomi “etichettati”) vengono utilizzati, ad esempio, per studiare i processi di fotosintesi, la digeribilità dei fertilizzanti e per determinare l’efficienza dell’utilizzo da parte delle piante di azoto, fosforo, potassio, oligoelementi e altre sostanze.

Le tecnologie isotopiche sono ampiamente utilizzate in medicina. Pertanto, negli Stati Uniti, secondo le statistiche, ogni giorno vengono eseguite più di 36mila procedure mediche e circa 100 milioni di test di laboratorio che utilizzano isotopi. Le procedure più comuni riguardano la tomografia computerizzata. L'isotopo di carbonio C13, arricchito al 99% (contenuto naturale circa 1%), viene utilizzato attivamente nel cosiddetto “controllo diagnostico della respirazione”. L'essenza del test è molto semplice. L'isotopo arricchito viene introdotto nel cibo del paziente e, dopo aver partecipato al processo metabolico in vari organi del corpo, viene rilasciato sotto forma di anidride carbonica CO 2 espirata dal paziente, che viene raccolta e analizzata mediante uno spettrometro. Le differenze nella velocità dei processi associati al rilascio di diverse quantità di anidride carbonica, marcata con l’isotopo C 13, consentono di giudicare lo stato dei vari organi del paziente. Negli Stati Uniti, il numero di pazienti che si sottoporranno a questo test è stimato a 5 milioni all’anno. Ora i metodi di separazione laser vengono utilizzati per produrre isotopi C13 altamente arricchiti su scala industriale.

Vladimir Zhdanov