Isótopo

Los isótopos son dos o más tipos de átomos que 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), y que difieren en los números de nucleones (números de masa) debido diferente número de neutrones en sus núcleos. Si bien todos los isótopos de un elemento dado tienen casi las mismas propiedades químicas, tienen diferentes masas atómicas y propiedades físicas.

El término isótopo se forma a partir de las raíces griegas isos (ἴσος "igual") y topos (τόπος "lugar"), que significa "el mismo lugar"; por lo tanto, el significado detrás del nombre es que diferentes isótopos de un solo elemento ocupan la misma posición en la tabla periódica. Fue acuñado por la doctora y escritora escocesa Margaret Todd en 1913 en una sugerencia al químico Frederick Soddy.

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 dado puede tener una amplia gama en su número de neutrones. El número de nucleones (tanto protones como neutrones) en el núcleo es el número de masa del átomo, y cada isótopo de un elemento dado tiene un número de masa 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.

Isótopo vs. nucleido

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 (refiriéndose a especies nucleares individuales) enfatiza las propiedades nucleares sobre las propiedades químicas, mientras que el isótopoEl concepto (que agrupa todos los átomos de cada elemento) enfatiza lo químico sobre lo nuclear. El número de neutrones tiene grandes efectos sobre las propiedades nucleares, pero su efecto sobre las propiedades químicas es insignificante para la mayoría de los elementos. Incluso para los elementos más livianos, cuya relación entre el número de neutrones y el número atómico varía más entre los isótopos, por lo general solo tiene un efecto pequeño, aunque es importante en algunas circunstancias (para el hidrógeno, el elemento más liviano, el efecto del isótopo es lo suficientemente grande como para afectar la biología). fuertemente). El término isótopos (originalmente también elementos isotópicos, ahora a veces nucleidos isotópicos) pretende implicar una comparación (como sinónimos o isómeros). Por ejemplo, los nucleidos₆C,₆C,₆Cson isótopos (núclidos con el mismo número atómico pero diferente número de masa), pero₁₈Arkansas,₁₉k,₂₀Californiason isobaras (núclidos con el mismo número de masa). 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.

Notación

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 de masa (por ejemplo, helio-3, helio-4, carbono-12, carbono-14, uranio- 235 y uranio-239). Cuando se usa un símbolo químico, por ejemplo, "C" para el carbono, la notación estándar (ahora conocida como "notación AZE" porque A es el número de masa, Z el número atómico y E para el elemento) es para indicar el número de masa (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.₂Él,₂Él,₆C,₆C,₉₂tu, y₉₂tu). Debido a que el número atómico viene dado por el símbolo del elemento, es común indicar solo el número de masa en el superíndice y omitir el subíndice del número atómico (p. ej.Él,Él,C,C,tu, ytu). La letra m a veces se agrega después del número de masa para indicar un isómero nuclear, un estado nuclear metaestable o energéticamente excitado (a diferencia del estado fundamental de energía más baja), por ejemplo₇₃Ejército de reserva(tantalio-180m).

La pronunciación común de la notación AZE es diferente de cómo se escribe:₂Élse pronuncia comúnmente como helio-cuatro en lugar de cuatro-dos-helio, y₉₂tucomo uranio dos-treinta y cinco (inglés americano) o uranio-dos-tres-cinco (británico) en lugar de 235-92-uranio.

Isótopos radiactivos, primordiales y estables

Algunos isótopos/núclidos son radiactivos y, por lo tanto, se denominan radioisótopos o radionúclidos, mientras que nunca se ha observado que otros se desintegren radiactivamente y se denominan isótopos estables o nucleidos estables. Por ejemplo,Ces una forma radiactiva de carbono, mientras queCyCson isótopos estables. Hay alrededor de 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 primordiales incluyen 34 nucleidos con vidas medias muy largas (más de 100 millones de años) y 252 que se consideran formalmente como "nucleidos estables", 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 de vida extremadamente larga del elemento, a pesar de que estos elementos tienen uno o más isótopos estables. isótopos

La teoría predice que muchos isótopos/núclidos aparentemente "estables" son radiactivos, con vidas medias extremadamente largas (descontando la posibilidad de desintegración de protones, lo que haría que todos los nucleidos fueran finalmente inestables). En teoría, algunos nucleidos estables son energéticamente susceptibles a otras formas conocidas de desintegración, como la desintegración alfa o la desintegración doble beta, pero aún no se han observado productos de desintegración, por lo que se dice que estos isótopos son "observativamente 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, hay 3.339 nucleidos actualmente conocidos. Estos incluyen nucleidos 905 que son estables o tienen vidas medias superiores a 60 minutos. Consulte la lista de nucleidos para obtener más información.

Historia

Isótopos radioactivos

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 unas 40 especies diferentes denominadas radioelementos (es decir, elementos radiactivos) entre el uranio y el plomo, aunque la tabla periódica solo permitía 11. elementos entre el plomo y el uranio inclusive.

Varios intentos de separar químicamente estos nuevos radioelementos habían fracasado. Por ejemplo, Soddy había demostrado en 1910 que el mesotorio (más tarde se demostró que era Ra), el radio (Ra, el isótopo de vida más larga) y el torio X (Ra) son imposibles de separar. Los intentos de colocar los radioelementos en la tabla periódica llevaron a Soddy y Kazimierz Fajans de forma independiente a proponer 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 producía un elemento un lugar a la derecha.Soddy reconoció que la emisión de una partícula alfa seguida de dos partículas beta condujo 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 (diferentes en propiedades radiactivas) podrían ocupar el mismo lugar en la tabla. Por ejemplo, la desintegración alfa del uranio-235 forma el torio-231, mientras que la desintegración beta del actinio-230 forma el torio-230. El término "isótopo", que en griego significa "en el mismo lugar", se lo sugirió a Soddy Margaret Todd, una médica escocesa y amiga de la familia, durante una conversación en la que le explicó sus ideas. Ganó el Premio Nobel de Química de 1921 en parte por su trabajo sobre isótopos.

En 1914, TW Richards encontró variaciones entre el peso atómico del plomo de diferentes fuentes minerales, atribuibles a variaciones en la composición isotópica debido a diferentes orígenes radiactivos.

Isótopos estables

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 del canal (iones positivos). Thomson canalizó corrientes de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos paralelos, midió su desviación 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 chorro creaba una mancha brillante en la placa en el punto en el que golpeaba. Thomson observó dos parches de luz parabólicos separados en la placa fotográfica (ver imagen), lo que sugería dos especies de núcleos con diferentes proporciones de masa a 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 números enteros de Aston para masas isotópicas, que establece que las grandes desviaciones de las masas molares elementales de los números enteros se deben principalmente al hecho de que el elemento es una mezcla de isótopos. Aston mostró de manera similar que la masa molar del cloro (35,45) es un promedio ponderado de las masas casi integrales de los dos isótopos Cl y Cl.

Variación de propiedades entre isótopos

Propiedades químicas y moleculares

Un átomo neutro tiene el mismo número de electrones que de protones. Así, los diferentes isótopos de un elemento dado tienen todos 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, los diferentes isótopos exhiben un comportamiento químico casi idéntico.

La principal excepción a esto es el efecto isotópico cinético: debido a sus masas más grandes, 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 protium (H), deuterio (H), y tritio (H), porque 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, al cambiar el centro de gravedad (masa reducida) de los sistemas atómicos. Sin embargo, para los elementos más pesados, la diferencia de masa relativa entre los 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 livianos, por lo que la relación entre la masa nuclear y la masa electrónica colectiva es ligeramente mayor). También hay un efecto isotópico de equilibrio.

De manera similar, dos moléculas que difieren solo en los isótopos de sus átomos (isótopos) tienen estructuras electrónicas idénticas y, por lo tanto, propiedades físicas y químicas casi indistinguibles (nuevamente, el deuterio y el tritio son las principales excepciones). Los modos de vibración 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 de vibración. Debido a que los modos de vibración permiten que una molécula absorba fotones de energías correspondientes, los isotopólogos tienen diferentes propiedades ópticas en el rango infrarrojo.

Propiedades nucleares y estabilidad

Los núcleos atómicos consisten en 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 formas. Su copresencia separa ligeramente a los protones, reduciendo la repulsión electrostática entre los protones, y ejercen la fuerza de atracción nuclear entre sí y sobre los protones. Por esta razón, se necesitan uno o más neutrones para que dos o más protones se unan en un núcleo. A medida que aumenta el número de protones, también lo hace la proporción de neutrones a protones necesarios para asegurar un núcleo estable (ver gráfico a la derecha). Por ejemplo, aunque la relación neutrón:protón de₂Éles 1:2, la relación neutrón:protón de₉₂tues mayor que 3:2. Varios elementos más ligeros tienen nucleidos estables con una proporción de 1:1 (Z = N). el nucleido₂₀California(calcio-40) es observacionalmente 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.

Números de isótopos por elemento

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 (contando₇₃Ejército de reservacomo estable), y 26 elementos tienen un solo isótopo estable (de estos, 19 son los llamados elementos mononucleídicos, que tienen un solo isótopo estable primordial que domina y fija el peso atómico del elemento natural con alta precisión; 3 elementos mononucleídicos radiactivos ocurrir también). En total, hay 252 nucleidos que no se ha observado que se desintegren. Para los 80 elementos que tienen uno o más isótopos estables, el número medio de isótopos estables es 252/80 = 3,15 isótopos por elemento.

Números de nucleones pares e impares

La relación protón:neutrón no es el único factor que afecta la estabilidad nuclear. Depende también de la paridad o imparidad de su número atómico Z, número de neutrones N y, en consecuencia, de su suma, el número másico A. La imparidad de Z y N tiende a disminuir 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 isóbaras 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 otra desintegración menos común. modos como la fisión espontánea y el decaimiento 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 A impares se dividen (más o menos por igual) en nucleidos de protón impar-neutrón par y nucleidos de protón par-neutrón impar. Los núcleos estables de protones impares y neutrones impares son los menos comunes.

Número atómico par

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 los nucleidos que contienen cinco (₂Él,₃li) u ocho (₄Ser) los nucleones existan durante el tiempo suficiente para servir como plataformas para la acumulación de elementos más pesados ​​a través de la fusión nuclear en estrellas (ver proceso triple alfa).

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 numerosos. Entre los 41 elementos pares- Z que tienen un nucleido estable, solo dos elementos (argón y cerio) no tienen nucleidos estables pares-impares. Un elemento (estaño) tiene tres. Hay 24 elementos que tienen un nucleido par impar y 13 que tienen dos nucleidos pares impares. De los 35 radionucleidos primordiales existen cuatro nucleidos pares-impares (ver tabla a la derecha), incluyendo el fisionable₉₂tu. Debido a su número impar de neutrones, los nucleidos pares-impares tienden a tener grandes secciones transversales de captura de neutrones, debido a la energía que resulta de los efectos de emparejamiento 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 capturar neutrones para formar otros isótopos pares-pares estables, tanto durante el s- proceso y proceso r de captura de neutrones, durante la nucleosíntesis en estrellas. Por este motivo, sólo₇₈puntoy₄Serson los isótopos más abundantes naturalmente de su elemento.

Número atómico impar

Cuarenta y ocho nucleidos estables de protones impares y neutrones pares, estabilizados por sus pares de neutrones, forman la mayoría de los isótopos estables de los elementos impares; los muy pocos nucleidos de protones impares-neutrones impares comprenden a los demás. Hay 41 elementos impares con Z = 1 a 81, de los cuales 39 tienen isótopos estables (los elementos tecnecio (₄₃tc) y prometio (₆₁Pm) no tienen isótopos estables). De estos 39 elementos Z impares, 30 elementos (incluido el hidrógeno-1 donde 0 neutrones es par) tienen un isótopo impar-par estable y nueve elementos: cloro (₁₇cl), potasio (₁₉k), cobre (₂₉cobre), galio (₃₁Georgia), bromo (₃₅hermano), plata (₄₇agricultura), 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,₃₇Rb,₄₉En,₇₅Re,₆₃UE, y₈₃Bi. Se descubrió que los dos últimos se descomponen recientemente, con vidas medias superiores a 10 años.

Solo cinco nucleidos estables contienen un número impar de protones y un número impar de neutrones. Los primeros cuatro nucleidos "impares" ocurren en nucleidos de baja masa, para los cuales cambiar un protón a un neutrón o viceversa conduciría a una relación protón-neutrón muy asimétrica (₁H,₃li,₅B, y₇norte; giros 1, 1, 3, 1). El único otro nucleido impar completamente "estable",₇₃Ejército de reserva(espín 9), se cree que es el más raro de los 252 isótopos estables y es el único isómero nuclear primordial, que aún no se ha observado que se desintegre a pesar de los intentos experimentales.

Se conocen muchos radionucleidos extraños (como el tantalio-180) con vidas medias relativamente cortas. Por lo general, se descomponen en beta a sus isobaras pares pares cercanas que tienen protones emparejados y neutrones emparejados. De los nueve nucleidos impares primordiales (cinco estables y cuatro radiactivos con vidas medias largas), solo₇nortees el isótopo más común de un elemento común. Este es el caso porque es parte del ciclo CNO. los nucleidos₃liy₅Bson isótopos minoritarios de elementos que son raros en sí mismos en comparación con otros elementos ligeros, mientras que los otros seis isótopos constituyen solo un pequeño porcentaje de la abundancia natural de sus elementos.

Número impar de neutrones

Los actínidos con un número impar de neutrones son generalmente fisionables (con neutrones térmicos), mientras que aquellos con un número par de neutrones generalmente no lo son, aunque son fisionables con neutrones rápidos. Todos los nucleidos impares observablemente estables tienen un espín entero distinto de cero. Esto se debe a que el único neutrón no apareado y el protón no apareado tienen una fuerza de atracción nuclear mayor entre sí si sus espines están alineados (produciendo un espín total de al menos 1 unidad), en lugar de estar antialineados. Ver deuterio para el caso más simple de este comportamiento nuclear.

Solamente₇₈punto,₄Ser, y₇nortetienen un número impar de neutrones y son el isótopo más abundante naturalmente de su elemento.

Ocurrencia en la naturaleza

Los elementos están compuestos por un nucleido (elementos mononucleidos) o por 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 debido a que su tasa de descomposición es muy lenta (p. ej., uranio-238 y potasio-40). Los isótopos posprimordiales fueron creados por el bombardeo de rayos cósmicos como nucleidos cosmogénicos (p. ej., tritio, carbono-14) o por la descomposición de un isótopo primordial radiactivo en un nucleido radiactivo radiogénico hijo (p. ej., uranio en radio). Unos pocos isótopos se sintetizan naturalmente como nucleidos nucleogénicos, por alguna otra reacción nuclear natural,

Como se discutió anteriormente, solo 80 elementos tienen isótopos estables, y 26 de estos tienen solo un isótopo estable. Por lo tanto, aproximadamente 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 solo en cantidades muy pequeñas, como el plutonio-244. Los científicos estiman que los elementos que ocurren naturalmente en la Tierra (algunos solo como radioisótopos) ocurren como 339 isótopos (núclidos) en total. Solo 252 de estos nucleidos naturales son estables en el sentido de que nunca se ha observado que se desintegren en la actualidad. Otros 34 nucleidos primordiales (hasta un total de 286 nucleidos primordiales) son radiactivos con vidas medias conocidas, pero tienen vidas medias de más de 100 millones de años, lo que les permite existir desde el comienzo del Sistema Solar. Consulte la lista de nucleidos para obtener más información.

Todos los nucleidos estables conocidos ocurren naturalmente en la Tierra; los otros nucleidos naturales son radiactivos pero ocurren 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 mencionados anteriormente, los nucleidos nucleógenos y cualquier nucleido radiogénico formado por la descomposición en curso de un nucleido radiactivo primordial, como el radón y el radio del uranio.

Se han creado ~3000 nucleidos radiactivos adicionales que no se encuentran en la naturaleza en reactores nucleares y en aceleradores de partículas. Muchos nucleidos de vida corta que no se encuentran de forma natural en la Tierra también se han observado mediante análisis espectroscópicos y se han creado de forma natural en estrellas o supernovas. Un ejemplo es el aluminio-26, que no se encuentra naturalmente en la Tierra pero se encuentra 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 determinados empíricamente de la masa atómica 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.

De acuerdo con la teoría de la cosmología generalmente aceptada, en el Big Bang solo 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 producidos previamente. (Consulte nucleosíntesis para obtener detalles de los diversos procesos que se cree que 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 descomposición 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.

Masa atómica de isótopos

La masa atómica (m _r) de un isótopo (núclido) está determinada principalmente por su número de masa (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 el protón y el neutrón, y la masa de los electrones asociados con el átomo, esto último porque la relación electrón:nucleón difiere entre los isótopos.

El número de masa 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 la masa atómica del elemento. Cuando el elemento contiene N isótopos, se aplica la siguiente expresión para la masa atómica promedio{displaystyle {sobrelínea {m}}_{a}}:

{displaystyle {overline {m}}_{a}=m_{1}x_{1}+m_{2}x_{2}+...+m_{N}x_{N}}

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.

Aplicaciones de los isótopos

Purificación de isótopos

Existen varias aplicaciones que aprovechan las propiedades de los diversos isótopos de un elemento dado. La separación de isótopos es un desafío tecnológico significativo, particularmente con elementos pesados ​​como el uranio o el plutonio. Los elementos más ligeros, como el litio, el carbono, el nitrógeno y el oxígeno, se separan comúnmente mediante la difusión de gases 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 a granel mediante difusión de gases, centrifugación de gases, separación por ionización láser y (en el Proyecto Manhattan) mediante un tipo de espectrometría de masas de producción.

Uso de propiedades químicas y biológicas.

• El análisis de isótopos es la determinación de la firma isotópica, las abundancias relativas de isótopos de un elemento dado en una muestra particular. El análisis de isótopos se realiza con frecuencia mediante espectrometría de masas de relaciones isotópicas. Para sustancias biogénicas en particular, pueden ocurrir variaciones significativas de isótopos de C, N y O. El análisis de tales variaciones tiene una amplia gama de aplicaciones, como la detección de adulteración en productos alimenticios o los orígenes geográficos de productos utilizando isopaisajes. La identificación de ciertos meteoritos como originarios de Marte se basa en parte en la firma isotópica de los gases traza contenidos en ellos.
• La sustitución isotópica se puede utilizar para determinar el mecanismo de una reacción química a través del efecto isotópico cinético.
• Otra aplicación común es el etiquetado isotópico, el uso de isótopos inusuales como trazadores o marcadores en reacciones químicas. Normalmente, los átomos de un elemento dado son indistinguibles entre sí. Sin embargo, mediante el uso de isótopos de diferentes masas, incluso diferentes isótopos estables no radiactivos pueden distinguirse mediante espectrometría de masas o espectroscopia infrarroja. Por ejemplo, en el 'marcaje de isótopos estables con aminoácidos en cultivo celular (SILAC)' se utilizan isótopos estables para cuantificar proteínas. Si se utilizan isótopos radiactivos, pueden detectarse por la radiación que emiten (esto se denomina marcaje radioisotópico).
• Los isótopos se usan comúnmente para determinar la concentración de varios elementos o sustancias usando el método de dilución de isótopos, mediante el cual se mezclan cantidades conocidas de compuestos sustituidos isotópicamente con las muestras y las firmas isotópicas de las mezclas resultantes se determinan con espectrometría de masas.

Uso de propiedades nucleares

• Una técnica similar al etiquetado radioisotópico es la datación radiométrica: utilizando la vida media conocida de un elemento inestable, se puede calcular la cantidad de tiempo que ha transcurrido desde que existió una concentración conocida de isótopo. El ejemplo más conocido es la datación por radiocarbono utilizada para determinar la edad de los materiales carbonosos.
• Varias 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) solo se puede utilizar para isótopos con un espín nuclear distinto de cero. Los nucleidos más comunes que se utilizan con la espectroscopia de RMN son H, D, N, C y P.
• La espectroscopia de Mössbauer también se basa en las transiciones nucleares de isótopos específicos, como el Fe.
• Los radionúclidos también tienen usos importantes. El desarrollo de la energía y las armas nucleares requiere cantidades relativamente grandes de isótopos específicos. La medicina nuclear y la oncología radioterápica utilizan radioisótopos respectivamente para diagnóstico y tratamiento médico.