Los isótopos son especies nucleares distintas (o nucleidos ) de un mismo elemento químico . Tienen el mismo número atómico (número de protones en sus núcleos ) y posición en la tabla periódica (y por lo tanto pertenecen al mismo elemento químico), pero difieren en el número de nucleones ( números de masa ) debido a los diferentes números de neutrones en sus núcleos. Si bien todos los isótopos de un elemento determinado tienen casi las mismas propiedades químicas, tienen diferentes masas atómicas y propiedades físicas. [1]
El término isótopo se deriva de las raíces griegas isos (ἴσος "igual") y topos (τόπος "lugar"), que significa "el mismo lugar"; así, el significado detrás del nombre es que diferentes isótopos de un solo elemento ocupan la misma posición en la tabla periódica . [2] Fue acuñado por la doctora y escritora escocesa Margaret Todd en una sugerencia de 1913 al químico británico Frederick Soddy , quien popularizó el término. [3]
El número de protones dentro del núcleo del átomo se llama número atómico y es igual al número de electrones en el átomo neutro (no ionizado). Cada número atómico identifica un elemento específico, pero no el isótopo; un átomo de un elemento determinado puede tener un amplio rango en su 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 del elemento carbono 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 el número de neutrones de estos isótopos es 6, 7 y 8 respectivamente.
Un nucleido es una especie de átomo con un número específico de protones y neutrones en el núcleo, por ejemplo, el carbono-13 con 6 protones y 7 neutrones. El concepto de nucleido (que se refiere a especies nucleares individuales) enfatiza las propiedades nucleares sobre las químicas, mientras que el concepto de isótopo (que agrupa todos los átomos de cada elemento) enfatiza las químicas sobre las nucleares. El número de neutrones afecta en gran medida las propiedades nucleares, pero su efecto sobre las propiedades químicas es insignificante para la mayoría de los elementos. Incluso para los elementos más ligeros, cuya relación entre el número de neutrones y el número atómico varía más entre isótopos, normalmente tiene sólo un pequeño efecto, aunque es importante en algunas circunstancias (para el hidrógeno, el elemento más ligero, el efecto isotópico es lo suficientemente grande como para afectar la biología). fuertemente). El término isótopos (originalmente también elementos isotópicos , [4] ahora a veces nucleidos isotópicos [5] ) pretende implicar comparación (como sinónimos o isómeros ). Por ejemplo, los nucleidos12
6C
,13
6C
,14
6C
son isótopos (nucleidos con el mismo número atómico pero diferentes números másicos [6] ), pero40
18Arkansas
,40
19k
,40
20California
son isobaras (nucleidos con el mismo número de masa [7] ). Sin embargo, isótopo es el término más antiguo y, por lo tanto, es más conocido que nucleido y a veces todavía se usa en contextos en los que el nucleido podría ser más apropiado, como la tecnología nuclear y la medicina nuclear .
Un isótopo y/o nucleido se especifica mediante el nombre del elemento particular (esto indica el número atómico) seguido de un guión y el número másico (por ejemplo, helio-3 , helio-4 , carbono-12 , carbono-14 , uranio- 235 y uranio-239 ). [8] Cuando se utiliza un símbolo químico , por ejemplo, "C" para carbono, la notación estándar (ahora conocida como "notación AZE" porque A es el número másico , Z el número atómico y E para el elemento ) sirve para indicar el número másico. (número de nucleones) con un superíndice en la parte superior izquierda del símbolo químico y para indicar el número atómico con un subíndice en la parte inferior izquierda (p. ej.3
2Él
,4
2Él
,12
6C
,14
6C
,235
92Ud.
, y239
92Ud.
). [9] Debido a que el número atómico viene dado por el símbolo del elemento, es común indicar solo el número másico en el superíndice y omitir el subíndice del número atómico (p. ej.3
Él
,4
Él
,12
C
,14
C
,235
Ud.
, y239
Ud.
). La letra m a veces se añade 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 ejemplo180m
73Ejército de reserva
( tantalio-180m ).
La pronunciación común de la notación AZE es diferente de cómo se escribe:4
2Él
se pronuncia comúnmente como helio-cuatro en lugar de cuatro-dos-helio, y235
92Ud.
como uranio dos treinta y cinco (inglés americano) o uranio dos tres cinco (británico) en lugar de uranio 235-92.
Algunos isótopos/nucleidos 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,14
C
es una forma radiactiva de carbono, mientras que12
C
y13
C
son isótopos estables. Hay alrededor de 339 nucleidos naturales en la Tierra, [10] de los cuales 286 son nucleidos primordiales , lo que significa que han existido desde la formación del Sistema Solar .
Los nucleidos primordiales incluyen 35 nucleidos con vidas medias muy largas (más de 100 millones de años) y 251 que se consideran formalmente " nucleidos estables ", [10] porque no se ha observado que se desintegren. En la mayoría de los casos, por razones obvias, si un elemento tiene isótopos estables, esos isótopos predominan en 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 abundante 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 más radioisótopos estables. isótopos.
La teoría predice que muchos nucleidos aparentemente "estables" son radiactivos, con vidas medias extremadamente largas (descontando la posibilidad de desintegración de protones , lo que en última instancia haría que todos los nucleidos fueran inestables). En teoría, algunos nucleidos estables son energéticamente susceptibles a otras formas conocidas de desintegración, como la desintegración alfa o la doble desintegración beta, pero aún no se han observado productos de desintegración, por lo que se dice que estos isótopos son "observacionalmente estables". Las vidas medias previstas para estos nucleidos a menudo superan con creces la edad estimada del universo y, de hecho, también hay 31 radionucleidos conocidos (ver nucleido primordial ) con vidas medias más largas que la edad del universo.
Sumando los nucleidos radiactivos que se han creado artificialmente, actualmente se conocen 3.339 nucleidos . [11] Estos incluyen 905 nucleidos que son estables o tienen vidas medias superiores a 60 minutos. Consulte la lista de nucleidos para obtener más detalles.
La existencia de isótopos fue sugerida por primera vez en 1913 por el radioquímico Frederick Soddy , basándose en estudios de cadenas de desintegración radiactiva que indicaban alrededor de 40 especies diferentes denominadas radioelementos (es decir, elementos radiactivos) entre el uranio y el plomo, aunque la tabla periódica sólo permitía 11 elementos entre plomo y uranio inclusive. [12] [13] [14]
Varios intentos de separar químicamente estos nuevos radioelementos habían fracasado. [15] Por ejemplo, Soddy había demostrado en 1910 que el mesotorio (que luego se demostró que era 228 Ra), el radio ( 226 Ra, el isótopo de vida más larga) y el torio X ( 224 Ra) son imposibles de separar. [16] Los intentos de ubicar los radioelementos en la tabla periódica llevaron a Soddy y Kazimierz Fajans a proponer de forma independiente su ley de desplazamiento radiactivo en 1913, en el sentido de que la desintegración alfa producía un elemento dos lugares a la izquierda en la tabla periódica, mientras que la emisión de la desintegración beta produjo un elemento un lugar a la derecha. [17] [18] [19] [20] Soddy reconoció que la emisión de una partícula alfa seguida de dos partículas beta conducía a la formación de un elemento químicamente idéntico al elemento inicial pero con una masa cuatro unidades más ligera y con diferentes propiedades radiactivas. .
Soddy propuso que varios tipos de átomos (que difieren en propiedades radiactivas) podrían ocupar el mismo lugar en la tabla. [14] Por ejemplo, la desintegración alfa del uranio-235 forma torio-231, mientras que la desintegración beta del actinio-230 forma torio-230. [15] El término "isótopo", que en griego significa "en el mismo lugar", [14] fue sugerido a Soddy por Margaret Todd , una médica escocesa y amiga de la familia, durante una conversación en la que él le explicó sus ideas. [16] [21] [22] [23] [24] [25] Recibió el Premio Nobel de Química de 1921 en parte por su trabajo sobre isótopos. [26]
En 1914, TW Richards encontró variaciones entre el peso atómico del plomo de diferentes fuentes minerales, atribuibles a variaciones en la composición isotópica debidas a diferentes orígenes radiactivos. [15] [26]
La primera evidencia de múltiples isótopos de un elemento estable (no radiactivo) fue encontrada por JJ Thomson en 1912 como parte de su exploración de la composición de los rayos canal (iones positivos). [27] [28] Thomson canalizó corrientes de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos paralelos, midió su deflexión colocando una placa fotográfica en su camino y calculó su relación masa-carga utilizando un método que se conoció como el método de la parábola de Thomson. Cada corriente creó una mancha brillante en la placa en el punto en que impactó. Thomson observó dos manchas de luz parabólicas separadas en la placa fotográfica (ver imagen), lo que sugería dos especies de núcleos con diferentes relaciones masa-carga.
Posteriormente , FW Aston descubrió múltiples isótopos estables para numerosos elementos utilizando un espectrógrafo de masas . En 1919, Aston estudió el neón con suficiente resolución para demostrar que las dos masas isotópicas están muy cerca de los números enteros 20 y 22 y que ninguna es igual a la masa molar conocida (20,2) del gas neón. Este es un ejemplo de la regla de los números enteros de Aston para masas isotópicas, que establece que las grandes desviaciones de las masas molares elementales respecto de los números enteros se deben principalmente al hecho de que el elemento es una mezcla de isótopos. Aston demostró de manera similar en 1920 que la masa molar del cloro (35,45) es un promedio ponderado de las masas casi integrales de los dos isótopos 35 Cl y 37 Cl. [29] [30]
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 comparten una estructura electrónica similar. Debido a 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 principal excepción a esto es el efecto isotópico cinético : debido a sus mayores masas, los isótopos más pesados tienden a reaccionar algo más lentamente que los isótopos más ligeros del mismo elemento. Esto es más pronunciado con diferencia para el protio (1
h
), deuterio (2
h
), y tritio (3
h
), porque el deuterio tiene el doble de masa que el protio y el tritio tiene tres veces la masa del protio. [31] Estas diferencias de masa también afectan el comportamiento de sus respectivos enlaces químicos, al cambiar el centro de gravedad ( masa reducida ) de los sistemas atómicos. Sin embargo, para elementos más pesados, la diferencia de masa relativa entre isótopos es mucho menor, por lo que los efectos de la diferencia de masa en la 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 electrónica colectiva es ligeramente mayor). También hay un efecto isotópico en equilibrio .
De manera similar, dos moléculas que difieren sólo en los isótopos de sus átomos ( isotopólogos ) tienen estructuras electrónicas idénticas y, por lo tanto, propiedades físicas y químicas casi indistinguibles (nuevamente siendo el deuterio y el tritio las principales excepciones). Los modos vibratorios de una molécula están determinados por su forma y por las masas de sus átomos constituyentes; por lo que diferentes isotopólogos tienen diferentes conjuntos de modos vibratorios. Debido a que los modos vibratorios permiten que una molécula absorba fotones de energías correspondientes, los isotopólogos tienen diferentes propiedades ópticas en el rango infrarrojo .
Los núcleos atómicos están formados por protones y neutrones unidos por la 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 copresencia separa ligeramente a los protones, reduciendo la repulsión electrostática entre los protones, y ejercen la fuerza nuclear de atracción entre sí y sobre los protones. Por esta razón, se necesitan 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 garantizar un núcleo estable (ver gráfico a la derecha). Por ejemplo, aunque la relación neutrón:protón de3
2Él
es 1:2, la relación neutrón:protón de238
92Ud.
es mayor que 3:2. Varios elementos más ligeros tienen nucleidos estables con una proporción de 1:1 ( Z = N ). El nucleido40
20California
(calcio-40) es, desde el punto de vista observacional, el nucleido estable más pesado con el mismo número de neutrones y protones. Todos los nucleidos estables más pesados que el calcio-40 contienen más neutrones que protones.
De los 80 elementos con un isótopo estable, el mayor número de isótopos estables observados para cualquier elemento es diez (para el elemento estaño ). Ningún elemento tiene nueve u ocho isótopos estables. Cinco elementos tienen siete isótopos estables, ocho tienen seis isótopos estables, diez tienen cinco isótopos estables, nueve tienen cuatro isótopos estables, cinco tienen tres isótopos estables, 16 tienen dos isótopos estables (contando180m
73Ejército de reserva
como estables), y 26 elementos tienen un solo isótopo estable (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; 3 elementos mononucleidos radioactivos ocurrir también). [32] En total, hay 251 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 251/80 ≈ 3,14 isótopos por elemento.
La relación protón:neutrón no es el único factor que afecta la estabilidad nuclear. Depende también de la uniformidad o imparidad de su número atómico Z , del número de neutrones N y, en consecuencia, de su suma, el número másico A. La rareza de Z y N tiende a reducir la energía de enlace nuclear , lo que hace que los núcleos impares, en general, sean menos estables. Esta notable diferencia de energía de enlace nuclear entre núcleos vecinos, especialmente de isobaras A impares , tiene consecuencias importantes: los isótopos inestables con un número no óptimo de neutrones o protones se desintegran por desintegración beta (incluida la emisión de positrones ), captura de electrones u otras desintegraciones menos comunes. modos como la fisión espontánea y la desintegración de cúmulos .
La mayoría de los nucleidos estables son pares de protones y neutrones, donde todos los números Z , N y A son pares. Los nucleidos estables impares A se dividen (más o menos uniformemente) en nucleidos de protones pares y neutrones pares y de protones pares y neutrones impares. Los nucleidos estables de protones impares y neutrones impares son los menos comunes.
Los 146 nucleidos de protones pares y neutrones pares (EE) comprenden ~58% de todos los nucleidos estables y todos tienen espín 0 debido al emparejamiento. También hay 24 nucleidos pares-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 varios isótopos primordiales. La mitad de estos elementos pares tienen seis o más isótopos estables. La extrema estabilidad del helio-4 debido a un doble emparejamiento de 2 protones y 2 neutrones evita que cualquier nucleido que contenga cinco (5
2Él
,5
3li
) u ocho (8
4Ser
) los nucleones de existir el tiempo suficiente como para servir como plataformas para la acumulación de elementos más pesados a través de la fusión nuclear en estrellas (ver proceso triple alfa ).
Sólo cinco nucleidos estables contienen tanto un número impar de protones como un número impar de neutrones. Los primeros cuatro nucleidos "impar-impar" ocurren en nucleidos de baja masa, para los cuales cambiar un protón a un neutrón o viceversa conduciría a una relación protón-neutrón muy desequilibrada (2 1h,6
3li
,10
5B
, y14
7norte
; tiradas 1, 1, 3, 1). El único otro nucleido impar-impar completamente "estable",180m
73Ejército de reserva
(giro 9), se cree que es el más raro de los 251 nucleidos estables, y es el único isómero nuclear primordial , que aún no se ha observado que se desintegre a pesar de los intentos experimentales. [33]
Se conocen muchos radionucleidos extraños (como el estado fundamental del tantalio-180) con vidas medias comparativamente cortas. Por lo general, sufren desintegración beta en sus isobaras pares cercanas que tienen protones y neutrones emparejados. De los nueve nucleidos impares primordiales (cinco estables y cuatro radiactivos con vidas medias largas), sólo14
7norte
es el isótopo más común de un elemento común. Este es el caso porque es parte del ciclo CNO . Los nucleidos6
3li
y10
5B
son isótopos minoritarios de elementos que en sí mismos son raros en comparación con otros elementos ligeros, mientras que los otros seis isótopos constituyen sólo un pequeño porcentaje de la abundancia natural de sus elementos.
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 tres veces más numerosos. Entre los 41 elementos pares Z que tienen un nucleido estable, sólo dos elementos (argón y cerio) no tienen nucleidos estables pares o impares. Un elemento (estaño) tiene tres. Hay 24 elementos que tienen un nucleido par-impar y 13 que tienen dos nucleidos pares-impar. De los 35 radionucleidos primordiales, existen cuatro nucleidos pares impares (véase el cuadro de la derecha), incluidos los fisibles. 235
92Ud.
. Debido a sus números impares de neutrones, los nucleidos pares e impares tienden a tener secciones transversales de captura de neutrones grandes, debido a la energía que resulta de los efectos del apareamiento de neutrones. Estos nucleidos estables de protones pares y neutrones impares tienden a ser poco comunes por su abundancia en la naturaleza, generalmente porque, para formarse y entrar en la abundancia primordial, deben haber escapado de la captura de neutrones para formar otros isótopos pares estables, tanto durante el s- Proceso y proceso r de captura de neutrones, durante la nucleosíntesis en estrellas . Por esta razón, sólo195
78punto
y9
4Ser
son los isótopos más abundantes naturalmente de su elemento.
48 nucleidos estables de protones pares y neutrones impares, estabilizados por sus neutrones pares, forman la mayoría de los isótopos estables de los elementos impares; los muy pocos nucleidos de protones impares y neutrones impares comprenden los demás. Hay 41 elementos impares con Z = 1 a 81, de los cuales 39 tienen isótopos estables ( tecnecio (
43tc
) y prometio (
61Pm
) 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 (
17CL
), potasio (
19k
), cobre (
29Cu
), galio (
31Georgia
), bromo (
35hermano
), plata (
47Ag
), antimonio (
51sb
), iridio (
77ir
), y talio (
81tl
), tienen dos isótopos estables pares e impares cada uno. Esto hace un total de 30 + 2(9) = 48 isótopos pares e impares estables.
También hay cinco isótopos pares e impares radiactivos primordiales de larga vida,87
37Rb
,115
49En
,187
75Re
,151
63UE
, y209
83Bi
. Recientemente se descubrió que los dos últimos se descomponen, con vidas medias superiores a 10-18 años .
Los actínidos con número impar de neutrones generalmente son fisionables (con neutrones térmicos ), mientras que aquellos con número par de neutrones generalmente no lo son, aunque sí son fisionables con neutrones rápidos . Todos los nucleidos impares e impares observablemente estables tienen un espín entero distinto de cero. Esto se debe a que el único neutrón desapareado y el 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 antialineados. Véase deuterio para conocer el caso más simple de este comportamiento nuclear.
Solo195
78punto
,9
4Ser
, y14
7norte
tienen un número de neutrones impar y son el isótopo más abundante naturalmente de su elemento.
Los elementos están compuestos de un nucleido ( elementos mononucleidos ) o de más de un isótopo natural. Los isótopos inestables (radiactivos) son primordiales o posprimordiales. Los isótopos primordiales fueron producto de la nucleosíntesis estelar u otro tipo de nucleosíntesis como la espalación de rayos cósmicos , y han persistido hasta el presente porque su velocidad de desintegración es muy lenta (por ejemplo, uranio-238 y potasio-40 ). Los isótopos posprimordiales se crearon mediante bombardeo de rayos cósmicos como nucleidos cosmogénicos (p. ej., tritio , carbono-14 ), o mediante la desintegración de un isótopo radiactivo primordial en un nucleido radiactivo radiogénico hijo (p. ej., uranio en radio ). Algunos isótopos se sintetizan naturalmente como nucleidos nucleogénicos mediante alguna otra reacción nuclear natural , 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. Por lo tanto, alrededor de dos tercios de los elementos estables se encuentran naturalmente en la Tierra en múltiples isótopos estables, siendo diez el mayor número de isótopos estables para un elemento, para el estaño (
50sn
). Hay alrededor de 94 elementos que se encuentran naturalmente en la Tierra (hasta el plutonio inclusive), aunque algunos se detectan sólo en cantidades muy pequeñas, como el plutonio-244 . Los científicos estiman que los elementos que se encuentran naturalmente en la Tierra (algunos solo como radioisótopos) se presentan como 339 isótopos ( nucleidos ) en total. [34] Sólo 251 de estos nucleidos naturales son estables, en el sentido de que nunca se ha observado que se descompongan hasta el momento. Otros 35 nucleidos primordiales (de un total de 286 nucleidos primordiales) son radiactivos con vidas medias conocidas, pero tienen vidas medias superiores a 100 millones de años, lo que les permite existir desde el comienzo del Sistema Solar. Consulte la lista de nucleidos para obtener más detalles.
Todos los nucleidos estables conocidos se encuentran naturalmente en la Tierra; los otros nucleidos naturales son radiactivos pero se encuentran en la Tierra debido a sus vidas medias relativamente largas o debido a otros medios de producción natural en curso. Estos incluyen los nucleidos cosmogénicos antes mencionados , los nucleidos nucleogénicos y cualquier nucleido radiogénico formado por la desintegración continua de un nucleido radiactivo primordial, como el radón y el radio del uranio.
En reactores nucleares y aceleradores de partículas se han creado unos 3.000 nucleidos radiactivos adicionales que no se encuentran en la naturaleza. También se han observado mediante análisis espectroscópico muchos nucleidos de vida corta que no se encuentran de forma natural en la Tierra, ya que se crean de forma natural 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 no enteros de masa atómica 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 sólo se crearon isótopos de hidrógeno y helio, trazas de algunos isótopos de litio y berilio, y quizás algo de boro, mientras que todos los demás nucleidos se sintetizaron más tarde, en estrellas y supernovas, y en Interacciones entre partículas energéticas como los rayos cósmicos y nucleidos previamente producidos. (Ver nucleosíntesis para obtener detalles de los diversos procesos que se cree son responsables de la producción de isótopos). Las respectivas abundancias de isótopos en la Tierra resultan de las cantidades formadas por estos procesos, su propagación a través de la galaxia y las tasas de desintegración de los isótopos que son inestables. Después de la coalescencia 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 permite a veces rastrear el origen de los meteoritos .
La masa atómica ( m r ) de un isótopo (núclido) 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 (ver defecto de masa ), la ligera diferencia de masa entre protón y neutrón, y la masa de los electrones asociados con el átomo, esto último porque la relación electrón:nucleón difiere entre isótopos.
El número másico es una cantidad adimensional . La masa atómica, por otro lado, se mide utilizando la unidad de masa atómica basada en la masa del átomo de carbono-12. Se denota con los símbolos "u" (para unidad de masa atómica unificada) o "Da" (para dalton ).
Las masas atómicas de los isótopos naturales de un elemento determinan el peso atómico estándar del elemento. Cuando el elemento contiene N isótopos, se aplica la siguiente expresión para la masa atómica promedio :
donde m 1 , m 2 , ..., m N son las masas atómicas de cada isótopo individual, y x 1 , ..., x N son las abundancias relativas de estos isótopos.
Existen varias aplicaciones que aprovechan las propiedades de los distintos isótopos de un elemento determinado. La separación de isótopos es un desafío tecnológico importante, particularmente 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, por ejemplo en el proceso de sulfuro de Girdler . Los isótopos de uranio se han separado en masa mediante difusión de gas, centrifugación de gas, separación por ionización láser y (en el Proyecto Manhattan ) mediante un tipo de espectrometría de masas de producción .
Así, los elementos químicamente idénticos -o isótopos, como los llamé por primera vez en esta carta a la Naturaleza, porque ocupan el mismo lugar en la tabla periódica...
pag.
208: Hasta 1913 usábamos la frase "radioelementos químicamente no separables" y en ese momento se sugirió la palabra isótopo en una discusión en el salón con la Dra. Margaret Todd en la casa del suegro de Soddy, Sir George
. Beilby
.
