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átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones De Wikipedia, la enciclopedia libre
Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en número másico.[1]
La palabra isótopo (del griego: ἴσος isos 'igual, mismo'; τόπος tópos 'lugar', "en mismo sitio") se usa para indicar que todos los tipos de átomos de un mismo elemento químico (isótopos) se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica. Los átomos que son isótopos entre sí son los que tienen igual número atómico (número de protones en el núcleo), pero diferente número másico (suma del número de neutrones y el de protones en el núcleo). Los distintos isótopos de un elemento difieren, pues, en el número de neutrones.[1]
La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 8 elementos (por ejemplo berilio o sodio) poseen un solo isótopo natural. En contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables, 10.
Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, como el uranio, cuyos isótopos pueden transformarse o decaer en otros isótopos más estables, emitiendo en el proceso radiación, por lo que se dice que son radiactivos.[2]
Los isótopos inestables son útiles para estimar la edad de una gran variedad de muestras naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible, siempre y cuando se conozca el ritmo promedio de desintegración de determinado isótopo, en relación con los que ya han decaído.[3] Gracias a este método de datación, se puede estimar la edad de la Tierra.[4]
Todos los isótopos de un elemento tienen el mismo número atómico pero difieren en lo que actualmente se conoce como número másico.
Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.
Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números másicos 12, 13 y 14: 12C, 13C y 14C. Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente 98,89 %, 1,11 % y trazas.
Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen un periodo de semidesintegración extremadamente largo comparado con la edad de la Tierra.
| Isótopo | Núcleos por millón |
|---|---|
| Hidrógeno-1 | 705 700 |
| Hidrógeno -2 | 23 |
| Helio-4 | 275 200 |
| Helio-3 | 35 |
| Oxígeno-16 | 5920 |
| Carbono-12 | 3032 |
| Carbono-13 | 37 |
| Neón-20 | 1548 |
| Neón-22 | 208 |
| Hierro-56 | 1169 |
| Hierro-54 | 72 |
| Hierro-57 | 28 |
| Nitrógeno-14 | 1105 |
| Silicio-28 | 653 |
| Silicio-29 | 34 |
| Silicio-30 | 23 |
| Magnesio-24 | 513 |
| Magnesio-26 | 79 |
| Magnesio-25 | 69 |
| Azufre-32 | 39 |
| Argón-36 | 77 |
| Calcio-40 | 60 |
| Aluminio-27 | 58 |
| Níquel-58 | 49 |
| Sodio-23 | 33 |
Inicialmente los nombres de los isótopos de cada elemento que se iban descubriendo recibieron nombres propios diferentes al del elemento al que pertenecían. Así cuando se descubrieron tres isótopos del hidrógeno, recibieron los nombres de protio, deuterio y tritio. El núcleo del protio consta de un protón, el del deuterio de un protón y un neutrón, y el del tritio de un protón y dos neutrones.
Cuando se siguieron descubriendo isótopos de casi todos los elementos se vio que serían necesarios cientos o miles de nombres y se cambió el sistema de nomenclatura. Actualmente cada isótopo se representa con el símbolo del elemento al que pertenece, colocando como subíndice a la izquierda su número atómico (número de protones en el núcleo), y como superíndice a la izquierda su número másico (suma del número de protones y de neutrones). Así los isótopos del hidrógeno protio, deuterio y tritio se denotan 1
1H, 2
1H y 3
1H, respectivamente.
Como todos los isótopos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico, que es el orden en la tabla periódica, y el mismo símbolo, habitualmente se omite el número atómico. Así para los isótopos del hidrógeno escribiremos 1H, 2H y 3H. Esto se hace porque todos los isótopos de un elemento particular se comportan de la misma manera en cualquier reacción química. Por ejemplo, un átomo del escaso isótopo de oxígeno que tiene número másico 18, se combinará exactamente igual con dos átomos de hidrógeno para formar agua que si se tratara del abundante átomo de oxígeno de número másico 16. Sin embargo cuando se están describiendo reacciones nucleares es útil tener el número atómico como referencia.
En el caso de textos no científicos, como textos periodísticos, esta notación con subíndices y superíndices es incómoda, por lo que también se usa una notación consistente en el nombre del elemento unido por un guion al número másico del isótopo de que se trate. De esta forma los isótopos del hidrógeno 1
1H, 2
1H y 3
1H, también se pueden nombrar como hidrógeno-1, hidrógeno-2 e hidrógeno-3 respectivamente.
Estas son las reglas de nomenclatura científicamente aceptadas, correspondientes a la Nomenclatura de Química Inorgánica. Recomendaciones de 2005 (Libro Rojo de la IUPAC), tal y como se pueden encontrar en su sección IR-3.3.
Hay que recordar que los nombres de los elementos químicos son nombres comunes y como tales deben escribirse sin mayúscula inicial, salvo que otra regla ortográfica lo imponga.
Los radioisótopos son isótopos radiactivos ya que tienen un núcleo atómico inestable y emiten energía y partículas cuando se transforman en un isótopo diferente más estable. La desintegración puede detectarse con un contador Geiger o con una película fotográfica.
La principal razón de la inestabilidad está en el exceso de protones o neutrones. La fuerza nuclear fuerte, que une protones y neutrones entre sí, requiere que la cantidad de neutrones y protones esté cerca de cierta relación. Cuando el número de neutrones es superior al que requiere esta relación el átomo puede presentar decaimiento beta negativo. Cuando el átomo tiene un exceso de protones (defecto de neutrones) suele presentar decaimiento beta positivo.
Esto sucede porque la fuerza nuclear fuerte residual depende de la proporción de neutrones y protones. Si la relación está muy sesgada hacia uno de los extremos la fuerza nuclear débil responsable del decaimiento beta puede producir esporádicamente la pérdida de algún nucleón. Para números atómicos elevados (Z > 80) también se vuelve frecuente la desintegración alfa (que casi es mucho más frecuente cuando además hay exceso de protones).
Cada radioisótopo tiene un periodo de semidesintegración o semivida característico. La energía puede ser liberada principalmente en forma de radiación alfa (partículas constituidas por núcleos de helio), beta (partículas formadas por electrones o positrones) o gamma (energía en forma de radiación electromagnética).
Varios isótopos radiactivos inestables y artificiales tienen usos en técnicas de radioterapia en medicina. Por ejemplo, un isótopo del tecnecio (99mTc, la "m" indica que es un isómero nuclear metaestable) puede usarse para identificar vasos sanguíneos bloqueados.
Varios isótopos radiactivos naturales se usan en datación radiométrica para determinar cronologías, por ejemplo, arqueológicas.
Las siguientes son varias de las aplicaciones de diferentes isótopos en diversas áreas, como la medicina:
En el marcado isotópico, se usan isótopos inusuales como marcadores de reacciones químicas. Los isótopos añadidos reaccionan químicamente igual que los que están presentes en la reacción, pero después se pueden identificar por espectrometría de masas o espectroscopia infrarroja. Si se usan radioisótopos, se pueden detectar también gracias a las radiaciones que emiten. Los procesos de separación isotópica o enriquecimiento isotópico representan un desafío.
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