Isótopo

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Os três isótopos naturais do hidrogênio . O fato de cada isótopo ter um próton torna todos eles variantes do hidrogênio : a identidade do isótopo é dada pelo número de prótons e nêutrons. Da esquerda para a direita, os isótopos são protium ( 1 H) com zero nêutrons, deutério ( 2 H) com um nêutron e trítio ( 3 H) com dois nêutrons.

Isótopos são dois ou mais tipos de átomos que têm o mesmo número atômico (número de prótons em seus núcleos ) e posição na tabela periódica (e, portanto, pertencem ao mesmo elemento químico ), e que diferem em números de núcleos ( números de massa ) devido a diferentes números de nêutrons em seus núcleos. Embora todos os isótopos de um determinado elemento tenham quase as mesmas propriedades químicas, eles têm massas atômicas e propriedades físicas diferentes. [1]

O termo isótopo é formado das raízes gregas isos ( ἴσος "igual") e topos ( τόπος "lugar"), significando "o mesmo lugar"; assim, o significado por trás do nome é que diferentes isótopos de um único elemento ocupam a mesma posição na tabela periódica . [2] Foi cunhado pela médica e escritora escocesa Margaret Todd em 1913 em uma sugestão ao químico Frederick Soddy .

O número de prótons dentro do núcleo do átomo é chamado de número atômico e é igual ao número de elétrons no átomo neutro (não ionizado). Cada número atômico identifica um elemento específico, mas não o isótopo; um átomo de um determinado elemento pode ter uma ampla variação em seu número de nêutrons . O número de núcleons (prótons e nêutrons) no núcleo é o número de massa do átomo , e cada isótopo de um determinado elemento tem um número de massa diferente.

Por exemplo, carbono-12 , carbono-13 e carbono-14 são três isótopos do elemento carbono com números de massa 12, 13 e 14, respectivamente. O número atômico do carbono é 6, o que significa que cada átomo de carbono tem 6 prótons, de modo que o número de nêutrons desses isótopos é 6, 7 e 8, respectivamente.

Isotope vs. nuclide

Um nuclídeo é uma espécie de átomo com um número específico de prótons e nêutrons no núcleo, por exemplo, carbono-13 com 6 prótons e 7 nêutrons. O conceito de nuclídeo (referindo-se a espécies nucleares individuais) enfatiza as propriedades nucleares sobre as propriedades químicas, enquanto o conceito de isótopo (agrupando todos os átomos de cada elemento) enfatiza as propriedades químicassobre nuclear. O número de nêutrons tem grandes efeitos nas propriedades nucleares, mas seu efeito nas propriedades químicas é desprezível para a maioria dos elementos. Mesmo para os elementos mais leves, cuja razão do número de nêutrons para o número atômico varia mais entre os isótopos, geralmente tem apenas um pequeno efeito, embora seja importante em algumas circunstâncias (para o hidrogênio, o elemento mais leve, o efeito do isótopo é grande o suficiente para afetar a biologia fortemente). O termo isótopos (originalmente também elementos isotópicos , [3] agora às vezes nuclídeos isotópicos [4] ) pretende implicar comparação (como sinônimos ou isômeros ). Por exemplo, os nuclídeos12
6
C
, 13
6
C
, 14
6
C
são isótopos (nuclídeos com o mesmo número atômico, mas diferentes números de massa [5] ), mas40
18
Ar
, 40
19
K
, 40
20
Ca
são isóbaros (nuclídeos com o mesmo número de massa [6] ). No entanto, isótopo é o termo mais antigo e, portanto, é mais conhecido do que nuclídeo e ainda é algumas vezes usado em contextos nos quais o nuclídeo pode ser mais apropriado, como tecnologia nuclear e medicina nuclear .

Notação

Um isótopo e / ou nuclídeo é especificado pelo nome do elemento particular (isso indica o número atômico) seguido por um hífen e o número de massa (por exemplo, hélio-3 , hélio-4 , carbono-12 , carbono-14 , urânio- 235 e urânio-239 ). [7] Quando um símbolo químico é usado, por exemplo, "C" para carbono, notação padrão (agora conhecida como "notação AZE" porque A é o número de massa , Z o número atômico e E para elemento ) é para indicar o número de massa (número de núcleons) com um sobrescritona parte superior esquerda do símbolo químico e para indicar o número atômico com um subscrito na parte inferior esquerda (por exemplo3
2
Ele
, 4
2
Ele
, 12
6
C
, 14
6
C
, 235
92
você
, e 239
92
você
) [8] Como o número atômico é dado pelo símbolo do elemento, é comum declarar apenas o número de massa no sobrescrito e omitir o subscrito do número atômico (por exemplo3
Ele
, 4
Ele
, 12
C
, 14
C
, 235
você
, e 239
você
) A letra m às vezes é anexada após o número de massa para indicar um isômero nuclear , um estado nuclear metaestável ou energeticamente excitado (em oposição ao estado fundamental de menor energia ), por exemplo180m
73
Ta
( tântalo-180m ).

A pronúncia comum da notação AZE é diferente de como está escrita: 4
2
Ele
é comumente pronunciado como hélio-quatro em vez de quatro-dois-hélio, e 235
92
você
como urânio dois-trinta e cinco (inglês americano) ou urânio-dois-três-cinco (britânico) em vez de 235-92-urânio.

Radioactivos, primordial, e isótopos estáveis

Alguns isótopos / nuclídeos são radioativos e, portanto, são chamados de radioisótopos ou radionuclídeos , enquanto outros nunca foram observados decaindo radioativamente e são chamados de isótopos estáveis ou nuclídeos estáveis . Por exemplo,14
C
é uma forma radioativa de carbono, enquanto 12
C
e 13
C
são isótopos estáveis. Existem cerca de 339 nuclídeos que ocorrem naturalmente na Terra, [9] dos quais 286 são nuclídeos primordiais , o que significa que eles existem desde a formação do Sistema Solar .

Nuclídeos primordiais incluem 34 nuclídeos com meias-vidas muito longas (mais de 100 milhões de anos) e 252 que são formalmente considerados como " nuclídeos estáveis ", [9] porque não foi observado que eles decaíram. Na maioria dos casos, por razões óbvias, se um elemento tem isótopos estáveis, esses isótopos predominam na abundância elemental encontrada na Terra e no Sistema Solar. No entanto, nos casos de três elementos ( telúrio , índio e rênio ), o isótopo mais abundante encontrado na natureza é na verdade um (ou dois) radioisótopos de vida extremamente longa do elemento, apesar de esses elementos terem um ou mais estáveis isótopos.

A teoria prevê que muitos isótopos / nuclídeos aparentemente "estáveis" são radioativos, com meias-vidas extremamente longas (descontando a possibilidade de decaimento do próton , o que tornaria todos os nuclídeos instáveis). Alguns nuclídeos estáveis ​​são, em teoria, energeticamente suscetíveis a outras formas conhecidas de decaimento, como decaimento alfa ou decaimento beta duplo, mas nenhum produto de decaimento foi ainda observado e, portanto, esses isótopos são considerados "estáveis ​​observacionalmente". As meias-vidas previstas para esses nuclídeos geralmente excedem em muito a idade estimada do universo e, de fato, também existem 31 radionuclídeos conhecidos (ver nuclídeo primordial ) com meia-vida mais longa do que a idade do universo.

Adicionando os nuclídeos radioativos que foram criados artificialmente, existem 3.339 nuclídeos atualmente conhecidos . [10] Isso inclui 905 nuclídeos que são estáveis ​​ou têm meia-vida superior a 60 minutos. Consulte a lista de nuclídeos para obter detalhes.

História

Isótopos radioativos

A existência de isótopos foi sugerida pela primeira vez em 1913 pelo radioquímico Frederick Soddy , com base em estudos de cadeias de decaimento radioativo que indicaram cerca de 40 espécies diferentes referidas como radioelementos (ou seja, elementos radioativos) entre urânio e chumbo, embora a tabela periódica permitisse apenas 11 elementos entre chumbo e urânio inclusive. [11] [12] [13]

Várias tentativas de separar quimicamente esses novos elementos radioativos falharam. [14] Por exemplo, Soddy mostrou em 1910 que mesotório (mais tarde mostrado ser 228 Ra), rádio ( 226 Ra, o isótopo de vida mais longa) e tório X ( 224 Ra) são impossíveis de separar. [15] As tentativas de colocar os radioelementos na tabela periódica levaram Soddy e Kazimierz Fajans a propor independentemente sua lei de deslocamento radioativo em 1913, no sentido de que o decaimento alfa produzia um elemento dois lugares à esquerda na tabela periódica, enquanto o decaimento betaemissão produziu um elemento um lugar à direita. [16] [17] [18] [19] Soddy reconheceu que a emissão de uma partícula alfa seguida por duas partículas beta levou à formação de um elemento quimicamente idêntico ao elemento inicial, mas com uma massa quatro unidades mais leve e com propriedades radioativas diferentes .

Soddy propôs que vários tipos de átomos (diferindo nas propriedades radioativas) poderiam ocupar o mesmo lugar na tabela. [13] Por exemplo, o decaimento alfa do urânio-235 forma o tório-231, enquanto o decaimento beta do actínio-230 forma o tório-230. [14] O termo "isótopo", grego para "no mesmo lugar", [13] foi sugerido a Soddy por Margaret Todd , uma médica escocesa e amiga da família, durante uma conversa na qual ele explicou suas idéias a ela. [15] [20] [21] [22] [23] [24] Ele ganhou o Prêmio Nobel de Química em 1921 , em parte por seu trabalho com isótopos. [25]

No canto inferior direito da placa fotográfica de JJ Thomson estão as marcas de impacto separadas para os dois isótopos de neon : neon-20 e neon-22.

Em 1914, TW Richards encontrou variações entre o peso atômico do chumbo de diferentes fontes minerais, atribuíveis a variações na composição isotópica devido a diferentes origens radioativas. [14] [25]

Isótopos estáveis

A primeira evidência de múltiplos isótopos de um elemento estável (não radioativo) foi encontrada por JJ Thomson em 1912 como parte de sua exploração da composição dos raios do canal (íons positivos). [26] [27] Thomson canalizou fluxos de íons de néon através de campos elétricos e magnéticos paralelos, mediu sua deflexão colocando uma placa fotográfica em seu caminho e calculou sua relação massa / carga usando um método que ficou conhecido como método da parábola de Thomson. Cada fluxo criava uma mancha brilhante na placa no ponto em que atingiu. Thomson observou duas manchas parabólicas separadas de luz na placa fotográfica (veja a imagem), o que sugeriu duas espécies de núcleos com diferentes proporções de massa para carga.

FW Aston posteriormente descobriu vários isótopos estáveis ​​para vários elementos usando um espectrógrafo de massa . Em 1919, Aston estudou neon com resolução suficiente para mostrar que as duas massas isotópicas são muito próximas dos inteiros 20 e 22 e que nenhuma é igual à massa molar conhecida (20,2) do gás neon. Este é um exemplo da regra do número inteiro de Aston para massas isotópicas, que afirma que grandes desvios de massas molares elementares de inteiros são principalmente devido ao fato de que o elemento é uma mistura de isótopos. Aston mostrou de forma semelhante [ quando? ] que a massa molar de cloro (35,45) é uma média ponderada das massas quase integrais para os dois isótopos35 Cl e 37 Cl. [28]

Variação nas propriedades entre isótopos

Propriedades químicas e moleculares

Um átomo neutro tem o mesmo número de elétrons que prótons. Assim, diferentes isótopos de um determinado elemento têm todos o mesmo número de elétrons e compartilham uma estrutura eletrônica semelhante. Como o comportamento químico de um átomo é amplamente determinado por sua estrutura eletrônica, diferentes isótopos exibem comportamento químico quase idêntico.

A principal exceção a isso é o efeito do isótopo cinético : devido às suas massas maiores, os isótopos mais pesados ​​tendem a reagir um pouco mais lentamente do que os isótopos mais leves do mesmo elemento. Isso é mais pronunciado de longe para o protium (1
H
), deutério (2
H
), e trítio (3
H
), porque o deutério tem o dobro da massa do protium e o trítio três vezes a massa do protium. Essas diferenças de massa também afetam o comportamento de suas respectivas ligações químicas, alterando o centro de gravidade ( massa reduzida ) dos sistemas atômicos. No entanto, para elementos mais pesados, a diferença de massa relativa entre os isótopos é muito menor, de modo que os efeitos da diferença de massa na química são geralmente desprezíveis. (Os elementos pesados ​​também têm relativamente mais nêutrons do que os elementos mais leves, de modo que a razão entre a massa nuclear e a massa eletrônica coletiva é ligeiramente maior.) Há também um efeito de isótopo de equilíbrio .

Meias-vidas do isótopo. Z = número de prótons. N = número de nêutrons. O gráfico para isótopos estáveis ​​diverge da linha Z = N conforme o número do elemento Z se torna maior

Da mesma forma, duas moléculas que diferem apenas nos isótopos de seus átomos ( isotopólogos ) têm estruturas eletrônicas idênticas e, portanto, propriedades físicas e químicas quase indistinguíveis (novamente com deutério e trítio sendo as principais exceções). Os modos vibracionais de uma molécula são determinados por sua forma e pelas massas de seus átomos constituintes; então, diferentes isotopólogos têm diferentes conjuntos de modos vibracionais. Como os modos vibracionais permitem que uma molécula absorva fótons de energias correspondentes, os isotopólogos têm diferentes propriedades ópticas na faixa do infravermelho .

Propriedades nucleares e estabilidade

Os núcleos atômicos consistem em prótons e nêutrons unidos pela força forte residual . Como os prótons são carregados positivamente, eles se repelem. Os nêutrons, que são eletricamente neutros, estabilizam o núcleo de duas maneiras. Sua co-presença separa ligeiramente os prótons, reduzindo a repulsão eletrostática entre os prótons, e eles exercem a força nuclear atrativa uns sobre os outros e sobre os prótons. Por esse motivo, um ou mais nêutrons são necessários para que dois ou mais prótons se liguem a um núcleo. Conforme o número de prótons aumenta, também aumenta a proporção de nêutrons para prótons necessária para garantir um núcleo estável (veja o gráfico à direita). Por exemplo, embora a razão nêutron: próton de3
2
Ele
é 1: 2, a razão nêutron: próton de 238
92
você
é maior que 3: 2. Vários elementos mais leves têm nuclídeos estáveis ​​com a proporção de 1: 1 ( Z = N ). O nuclídeo40
20
Ca
(cálcio-40) é observacionalmente o nuclídeo estável mais pesado com o mesmo número de nêutrons e prótons. Todos os nuclídeos estáveis ​​mais pesados ​​que o cálcio-40 contêm mais nêutrons do que prótons.

Números de isótopos por elemento

Dos 80 elementos com um isótopo estável, o maior número de isótopos estáveis ​​observados para qualquer elemento é dez (para o elemento estanho ). Nenhum elemento tem nove ou oito isótopos estáveis. Cinco elementos têm sete isótopos estáveis, oito têm seis isótopos estáveis, dez têm cinco isótopos estáveis, nove têm quatro isótopos estáveis, cinco têm três isótopos estáveis, 16 têm dois isótopos estáveis ​​(contando180m
73
Ta
como estável), e 26 elementos têm apenas um único isótopo estável (destes, 19 são os chamados elementos mononuclídicos , tendo um único isótopo estável primordial que domina e fixa o peso atômico do elemento natural com alta precisão; 3 elementos mononuclídicos radioativos ocorrer também). [29] No total, existem 252 nuclídeos que não foram observados em decadência. Para os 80 elementos que têm um ou mais isótopos estáveis, o número médio de isótopos estáveis ​​é 252/80 = 3,15 isótopos por elemento.

Mesmo e números ímpares nucleônicas

Par / ímpar Z , N (Hidrogênio-1 incluído como OE )
p, n EE OO EO OE Total
Estábulo 146 5 53 48 252
De longa vida 22 4 3 5 34
Tudo primordial 168 9 56 53 286

A razão próton: nêutron não é o único fator que afeta a estabilidade nuclear. Depende também uniformidade ou peculiaridade do seu número atómico Z , o número de neutrões N e, consequentemente, da sua soma, o número de massa Uma . A estranheza de Z e N tende a diminuir a energia de ligação nuclear , tornando os núcleos estranhos, geralmente, menos estáveis. Essa diferença notável de energia de ligação nuclear entre núcleos vizinhos, especialmente de isóbaros A ímpar , tem consequências importantes: isótopos instáveis ​​com um número não ideal de nêutrons ou decaimento de prótons por decaimento beta (incluindo emissão de pósitrons ),captura de elétrons ou outros modos de decaimento menos comuns, como fissão espontânea e decaimento de agrupamento .

A maioria dos nuclídeos estáveis ​​são prótons pares, nêutrons pares, onde todos os números Z , N e A são pares. Os nuclídeos estáveis ímpar- A são divididos (aproximadamente uniformemente) em nuclídeos próton-ímpar-nêutron-par e-próton-par-nêutron-ímpar. Os núcleos estáveis ​​de prótons e nêutrons ímpares são os menos comuns.

Mesmo número atômico

Os 146 nuclídeos de prótons e nêutrons pares (EE) compreendem ~ 58% de todos os nuclídeos estáveis ​​e todos têm spin 0 devido ao emparelhamento. Existem também 24 nuclídeos pares pares primordiais de longa duração. Como resultado, cada um dos 41 elementos de número par de 2 a 82 tem pelo menos um isótopo estável , e a maioria desses elementos tem vários isótopos primordiais. Metade desses elementos pares têm seis ou mais isótopos estáveis. A extrema estabilidade do hélio-4 devido a um emparelhamento duplo de 2 prótons e 2 nêutrons impede qualquer nuclídeo contendo cinco (5
2
Ele
, 5
3
Li
) ou oito (8
4
Ser
) nucleons de existir por tempo suficiente para servir como plataformas para o acúmulo de elementos mais pesados ​​por meio da fusão nuclear em estrelas (ver processo triplo alfa ).

Par de vida longa
Decair Meia-vida
113
48
CD
beta 7,7 × 10 15 a
147
62
Sm
alfa 1,06 × 10 11 a
235
92
você
alfa 7,04 × 10 8 a

53 nuclídeos estáveis ​​têm um número par de prótons e um número ímpar de nêutrons. Eles são uma minoria em comparação com os isótopos pares, que são cerca de 3 vezes mais numerosos. Entre os 41 elementos Z pares que têm um nuclídeo estável, apenas dois elementos (argônio e cério) não têm nuclídeos estáveis ​​par-ímpares. Um elemento (estanho) tem três. Existem 24 elementos que possuem um nuclídeo ímpar par e 13 que possuem dois nuclídeos pares ímpares. De 35 radionuclídeos primordiais existem quatro nuclides par-ímpar (ver tabela à direita), incluindo o físsil 235
92
você
. Por causa de seus números ímpares de nêutrons, os nuclídeos pares-ímpares tendem a ter grandes seções transversais de captura de nêutrons , devido à energia que resulta dos efeitos de emparelhamento de nêutrons. Estes nuclides estável mesmo-próton ímpar de nêutrons tendem a ser incomum pela abundância na natureza, geralmente porque, para formar e entrar em abundância primordial, eles devem ter escapado capturar nêutrons para formar ainda outros estáveis mesmo-mesmo isótopos, durante tanto a s- processo e r-processo de captura de nêutrons, durante a nucleossíntese em estrelas . Por esse motivo, apenas195
78
Pt
e 9
4
Ser
são os isótopos mais naturalmente abundantes de seu elemento.

Número atômico Odd

Quarenta e oito nuclídeos estáveis ​​de prótons-ímpar-pares-nêutrons, estabilizados por seus pares de nêutrons, formam a maioria dos isótopos estáveis ​​dos elementos ímpares; os pouquíssimos nuclídeos de prótons-ímpares-nêutrons compreendem os outros. Existem 41 elementos ímpares com Z = 1 a 81, dos quais 39 têm isótopos estáveis ​​(os elementos tecnécio (
43
Tc
) e promécio (
61
PM
) não têm isótopos estáveis). Destes 39 elementos Z ímpares , 30 elementos (incluindo hidrogênio-1 onde 0 nêutrons é par ) têm um isótopo ímpar-par estável e nove elementos: cloro (
17
Cl
), potássio (
19
K
), cobre (
29
Cu
), gálio (
31
Ga
), bromo (
35
Br
), prata (
47
Ag
), antimônio (
51
Sb
), irídio (
77
Ir
), e tálio (
81
Tl
), têm dois isótopos estáveis ​​ímpar-pares cada. Isso perfaz um total de 30 + 2 (9) = 48 isótopos ímpar-pares estáveis.

Existem também cinco isótopos ímpar-pares radioativos primordiais de longa duração, 87
37
Rb
, 115
49
No
, 187
75

, 151
63
Eu
, e 209
83
Bi
. Os dois últimos decaíram recentemente, com meias-vidas superiores a 10 18 anos.

Apenas cinco nuclídeos estáveis ​​contêm um número ímpar de prótons e um número ímpar de nêutrons. Os primeiros quatro nuclídeos "ímpar-ímpares" ocorrem em nuclídeos de baixa massa, para os quais a mudança de um próton para um nêutron ou vice-versa levaria a uma razão próton-nêutron muito desequilibrada (2
1
H
, 6
3
Li
, 10
5
B
, e 14
7
N
; spins 1, 1, 3, 1). O único outro nuclídeo ímpar-ímpar inteiramente "estável",180m
73
Ta
(spin 9), é considerado o mais raro dos 252 isótopos estáveis ​​e é o único isômero nuclear primordial , que ainda não foi observado em decadência, apesar das tentativas experimentais. [30]

Muitos radionuclídeos ímpar-ímpares (como tântalo-180) com meia-vida comparativamente curta são conhecidos. Normalmente, eles decaem beta para suas isóbaras pares próximas que têm prótons e nêutrons emparelhados. Dos nove nuclídeos ímpar-ímpares primordiais (cinco estáveis ​​e quatro radioativos com meias-vidas longas), apenas14
7
N
é o isótopo mais comum de um elemento comum. Isso porque faz parte do ciclo CNO . Os nuclídeos6
3
Li
e 10
5
B
são isótopos minoritários de elementos que são raros em comparação com outros elementos leves, enquanto os outros seis isótopos representam apenas uma pequena porcentagem da abundância natural de seus elementos.

Número de nêutrons Odd

Paridade do número de nêutrons ( 1 H com 0 nêutrons incluídos como pares )
N Até Ímpar
Estábulo 194 58
De longa vida 27 7
Tudo primordial 221 65

Actinídeos com número ímpar de nêutrons são geralmente físseis (com nêutrons térmicos ), enquanto aqueles com número par de nêutrons geralmente não são, embora sejam fissionáveis com nêutrons rápidos . Todos os nuclídeos ímpar-ímpares observacionalmente estáveis ​​têm spin inteiro diferente de zero. Isso ocorre porque o nêutron único desemparelhado e o próton desemparelhado têm uma atração de força nuclear maior entre si se seus spins estiverem alinhados (produzindo um spin total de pelo menos 1 unidade), em vez de anti-alinhados. Veja deutério para o caso mais simples deste comportamento nuclear.

Somente 195
78
Pt
, 9
4
Ser
e 14
7
N
têm número ímpar de nêutrons e são os isótopos mais naturalmente abundantes de seu elemento.

Ocorrência na natureza

Os elementos são compostos por um nuclídeo ( elementos mononuclídicos ) ou por mais de um isótopo de ocorrência natural. Os isótopos instáveis ​​(radioativos) são primordiais ou pós- primordiais . Os isótopos primordiais eram um produto da nucleossíntese estelar ou outro tipo de nucleossíntese, como a fragmentação dos raios cósmicos , e persistiram até o presente porque sua taxa de decomposição é muito lenta (por exemplo, urânio-238 e potássio-40 ). Isótopos pós-primordiais foram criados por bombardeio de raios cósmicos como nuclídeos cosmogênicos (por exemplo, trítio , carbono-14), ou pela decomposição de um isótopo primordial radioativo em um filho de nuclídeo radioativo radioativo (por exemplo, urânio em rádio ). Alguns isótopos são sintetizados naturalmente como nuclídeos nucleogênicos , por alguma outra reação nuclear natural , como quando os nêutrons da fissão nuclear natural são absorvidos por outro átomo.

Conforme discutido acima, apenas 80 elementos têm algum isótopo estável e 26 deles têm apenas um isótopo estável. Assim, cerca de dois terços dos elementos estáveis ​​ocorrem naturalmente na Terra em vários isótopos estáveis, com o maior número de isótopos estáveis ​​para um elemento sendo dez, para o estanho (
50
Sn
) Existem cerca de 94 elementos encontrados naturalmente na Terra (até o plutônio inclusive), embora alguns sejam detectados apenas em quantidades muito pequenas, como o plutônio-244 . Os cientistas estimam que os elementos que ocorrem naturalmente na Terra (alguns apenas como radioisótopos) ocorrem como 339 isótopos ( nuclídeos ) no total. [31] Apenas 252 desses nuclídeos de ocorrência natural são estáveis ​​no sentido de nunca terem decaído até o momento. Outros 34 nuclídeos primordiais (para um total de 286 nuclídeos primordiais) são radioativos com meia-vida conhecida, mas têm meia-vida superior a 100 milhões de anos, permitindo que existam desde o início do Sistema Solar. Veja a lista de nuclídeos para detalhes.

Todos os nuclídeos estáveis conhecidos ocorrem naturalmente na Terra; os outros nuclídeos que ocorrem naturalmente são radioativos, mas ocorrem na Terra devido às suas meias-vidas relativamente longas, ou então devido a outros meios de produção natural em andamento. Estes incluem os nuclídeos cosmogênicos mencionados anteriormente , os nuclídeos nucleogênicos e quaisquer nuclídeos radiogênicos formados pela decadência contínua de um nuclídeo radioativo primordial, como o rádon e o rádio do urânio.

Um adicional de ~ 3000 nuclídeos radioativos não encontrados na natureza foram criados em reatores nucleares e em aceleradores de partículas. Muitos nuclídeos de vida curta não encontrados naturalmente na Terra também foram observados por análise espectroscópica, sendo criados naturalmente em estrelas ou supernovas . Um exemplo é o alumínio-26 , que não é encontrado naturalmente na Terra, mas é encontrado em abundância em escala astronômica.

As massas atômicas tabuladas dos elementos são médias que explicam a presença de vários isótopos com diferentes massas. Antes da descoberta dos isótopos, os valores não inteiros determinados empiricamente da massa atômica confundiam os cientistas. Por exemplo, uma amostra de cloro contém 75,8% de cloro-35 e 24,2% de cloro-37 , dando uma massa atômica média de 35,5 unidades de massa atômica .

De acordo com a teoria cosmológica geralmente aceita , apenas isótopos de hidrogênio e hélio, traços de alguns isótopos de lítio e berílio, e talvez algum boro, foram criados no Big Bang , enquanto todos os outros nuclídeos foram sintetizados posteriormente, em estrelas e supernovas, e em interações entre partículas energéticas, como raios cósmicos, e nuclídeos produzidos anteriormente. (Consulte a nucleossíntese para obter detalhes dos vários processos considerados responsáveis ​​pela produção de isótopos.) As respectivas abundâncias de isótopos na Terra resultam das quantidades formadas por esses processos, sua propagação pela galáxia e as taxas de decomposição de isótopos instáveis. Após a coalescência inicial do Sistema Solar, os isótopos foram redistribuídos de acordo com a massa e a composição isotópica dos elementos varia ligeiramente de planeta para planeta. Isso às vezes torna possível rastrear a origem dos meteoritos .

Massa atômica de isótopos

A massa atômica ( m r ) de um isótopo (nuclídeo) é determinada principalmente por seu número de massa (ou seja, número de núcleos em seu núcleo). Pequenas correções são devidas à energia de ligação do núcleo (ver defeito de massa ), a ligeira diferença na massa entre próton e nêutron, e a massa dos elétrons associados ao átomo, o último porque a razão elétron: núcleo difere entre os isótopos.

O número de massa é uma quantidade adimensional . A massa atômica, por outro lado, é medida usando a unidade de massa atômica baseada na massa do átomo de carbono-12. É denotado com os símbolos "u" (para unidade de massa atômica unificada) ou "Da" (para dalton ).

As massas atômicas dos isótopos de ocorrência natural de um elemento determinam a massa atômica do elemento. Quando o elemento contém N isótopos, a expressão abaixo é aplicada para a massa atômica média:

onde m 1 , m 2 , ..., m N são as massas atômicas de cada isótopo individual e x 1 , ..., x N são as abundâncias relativas desses isótopos.

Aplicações de isótopos

A purificação de isótopos

Existem várias aplicações que capitalizam as propriedades dos vários isótopos de um determinado elemento. A separação de isótopos é um desafio tecnológico significativo, particularmente com elementos pesados ​​como urânio ou plutônio. Elementos mais leves, como lítio, carbono, nitrogênio e oxigênio são comumente separados por difusão de gás de seus compostos, como CO e NO. A separação de hidrogênio e deutério é incomum porque é baseada em propriedades químicas e não físicas, por exemplo, no processo de sulfeto de Girdler . Os isótopos de urânio foram separados em massa por difusão de gás, centrifugação de gás, separação por ionização a laser e (no Projeto Manhattan ) por um tipo de espectrometria de massa de produção .

Uso de propriedades químicas e biológicas

  • A análise isotópica é a determinação da assinatura isotópica , a abundância relativa de isótopos de um determinado elemento em uma amostra particular. A análise isotópica é freqüentemente feita por espectrometria de massa de razão isotópica . Para substâncias biogênicas em particular, variações significativas de isótopos de C, N e O podem ocorrer. A análise de tais variações tem uma ampla gama de aplicações, como a detecção de adulteração em produtos alimentícios [32] ou a origem geográfica de produtos usando isoescapes . A identificação de certos meteoritos como tendo se originado em Marte é baseada em parte na assinatura isotópica de gases traço contidos neles.[33]
  • A substituição isotópica pode ser usada para determinar o mecanismo de uma reação química por meio do efeito do isótopo cinético .
  • Outra aplicação comum é a marcação isotópica , o uso de isótopos incomuns como traçadores ou marcadores em reações químicas. [34] Normalmente, os átomos de um determinado elemento são indistinguíveis uns dos outros. No entanto, usando isótopos de diferentes massas, mesmo diferentes isótopos estáveis não radioativos podem ser distinguidos por espectrometria de massa ou espectroscopia de infravermelho . Por exemplo, em 'marcação de isótopos estáveis ​​com aminoácidos em cultura de células ( SILAC )', isótopos estáveis ​​são usados ​​para quantificar proteínas . Se isótopos radioativos forem usados, eles podem ser detectados pela radiação que emitem (isso é chamado de marcação radioisotópica ).
  • Os isótopos são comumente usados ​​para determinar a concentração de vários elementos ou substâncias usando o método de diluição de isótopos , em que quantidades conhecidas de compostos substituídos isotopicamente são misturados com as amostras e as assinaturas isotópicas das misturas resultantes são determinadas com espectrometria de massa .

Uso de propriedades nucleares

  • Uma técnica semelhante à marcação radioisotópica é a datação radiométrica : usando a meia-vida conhecida de um elemento instável, pode-se calcular a quantidade de tempo decorrido desde a existência de uma concentração conhecida de isótopo. O exemplo mais conhecido é a datação por radiocarbono, usada para determinar a idade dos materiais carbonáceos.
  • Diversas formas de espectroscopia dependem das propriedades nucleares únicas de isótopos específicos, tanto radioativos quanto estáveis. Por exemplo, a espectroscopia de ressonância magnética nuclear (NMR) pode ser usada apenas para isótopos com um spin nuclear diferente de zero. Os nuclídeos mais comuns usados ​​com espectroscopia de NMR são 1 H, 2 D, 15 N, 13 C e 31 P.
  • A espectroscopia Mössbauer também depende das transições nucleares de isótopos específicos, como o 57 Fe.
  • Os radionuclídeos também têm usos importantes. A energia nuclear e o desenvolvimento de armas nucleares requerem quantidades relativamente grandes de isótopos específicos. A medicina nuclear e a radiação oncológica utilizam radioisótopos, respectivamente, para diagnóstico e tratamento médico.

Veja também

Referências

  1. ^ Herzog, Gregory F. (2 de junho de 2020). "Isótopo" . Encyclopedia Britannica.
  2. ^ Soddy, Frederick (12 de dezembro de 1922). "As origens das concepções de isótopos" (PDF) . Nobelprize.org . p. 393 . Página visitada em 9 de janeiro de 2019 . Assim, os elementos quimicamente idênticos - ou isótopos, como os chamei pela primeira vez nesta carta à Natureza, porque ocupam o mesmo lugar na Tabela Periódica ...
  3. ^ Soddy, Frederick (1913). "Carga intra-atômica" . Nature . 92 (2301): 399–400. Bibcode : 1913Natur..92..399S . doi : 10.1038 / 092399c0 . S2CID 3965303 . 
  4. ^ Livro Vermelho IUPAP
  5. ^ Livro IUPAC Gold
  6. ^ Livro IUPAC Gold
  7. ^ IUPAC (Connelly, NG; Damhus, T .; Hartshorn, RM; e Hutton, AT), Nomenclature of Inorganic Chemistry - IUPAC Recommendations 2005 , The Royal Society of Chemistry, 2005; IUPAC (McCleverty, JA; e Connelly, NG), Nomenclature of Inorganic Chemistry II. Recomendações 2000 , The Royal Society of Chemistry, 2001; IUPAC (Leigh, GJ), Nomenclature of Inorganic Chemistry (recomendações 1990) , Blackwell Science, 1990; IUPAC, Nomenclature of Inorganic Chemistry, Segunda Edição , 1970; provavelmente na primeira edição de 1958 também
  8. ^ Esta notação parece ter sido introduzida na segunda metade da década de 1930. Antes disso, várias notações foram utilizadas, como Ne (22) para neon-22 (1934) , Ne 22 para neon-22 (1935) , ou mesmo Pb 210 para chumbo-210 (1933) .
  9. ^ a b "Radioactives Missing From The Earth" .
  10. ^ "Descrição NuDat 2" . Retirado em 2 de janeiro de 2016 .
  11. ^ Choppin, G .; Liljenzin, JO e Rydberg, J. (1995) Radiochemistry and Nuclear Chemistry (2ª ed.) Butterworth-Heinemann, pp. 3-5
  12. ^ Outros também sugeriram a possibilidade de isótopos; por exemplo:
    • Strömholm, Daniel e Svedberg, Theodor (1909) "Untersuchungen über die Chemie der radioactiven Grundstoffe II." (Investigações na química dos elementos radioativos, parte 2), Zeitschrift für anorganischen Chemie , 63 : 197–206; veja especialmente a página 206.
    • Alexander Thomas Cameron, Radiochemistry (London, England: JM Dent & Sons, 1910), p. 141. (Cameron também antecipou a lei de deslocamento.)
  13. ^ a b c Ley, Willy (outubro de 1966). "A descoberta atrasada" . Para a sua informação. Galaxy Science Fiction . pp. 116-127.
  14. ^ a b c Scerri, Eric R. (2007) The Periodic Table Oxford University Press, pp. 176-179 ISBN 0-19-530573-6 
  15. ^ a b Nagel, Miriam C. (1982). "Frederick Soddy: da alquimia aos isótopos". Journal of Chemical Education . 59 (9): 739–740. Bibcode : 1982JChEd..59..739N . doi : 10.1021 / ed059p739 .
  16. ^ Kasimir Fajans (1913) "Über eine Beziehung zwischen der Art einer radioaktiven Umwandlung und dem elektrochemischen Verhalten der betreffenden Radioelemente" (Sobre uma relação entre o tipo de transformação radioativa e o comportamento eletroquímico dos elementos radioativos relevantes), Physikalische Zeitschrift , 14 : 131–136.
  17. ^ Soddy anunciou sua "lei de deslocamento" em: Soddy, Frederick (1913). "Os Radioelementos e a Lei Periódica" . Nature . 91 (2264): 57–58. Bibcode : 1913Natur..91 ... 57S . doi : 10.1038 / 091057a0 . S2CID 3975657 . .
  18. ^ Soddy elaborou sua lei de deslocamento em: Soddy, Frederick (1913) "Radioactivity," Chemical Society Annual Report , 10 : 262-288.
  19. ^ Alexander Smith Russell (1888–1972) também publicou uma lei de deslocamento: Russell, Alexander S. (1913) "O sistema periódico e os elementos de rádio", Chemical News and Journal of Industrial Science , 107 : 49-52.
  20. ^ Soddy usou pela primeira vez a palavra "isótopo" em: Soddy, Frederick (1913). "Carga intra-atômica" . Nature . 92 (2301): 399–400. Bibcode : 1913Natur..92..399S . doi : 10.1038 / 092399c0 . S2CID 3965303 . 
  21. ^ Fleck, Alexander (1957). "Frederick Soddy" . Memórias biográficas de membros da Royal Society . 3 : 203–216. doi : 10.1098 / rsbm.1957.0014 . p. 208: Até 1913, usávamos a frase 'elementos de rádio quimicamente indissociáveis' e naquela época a palavra isótopo foi sugerida em uma discussão na sala de estar com a Dra. Margaret Todd na casa do sogro de Soddy, Sir George Beilby .
  22. ^ Budzikiewicz H, Grigsby RD (2006). "Espectrometria de massa e isótopos: um século de pesquisa e discussão". Avaliações de espectrometria de massa . 25 (1): 146–57. Bibcode : 2006MSRv ... 25..146B . doi : 10.1002 / mas.20061 . PMID 16134128 . 
  23. ^ Scerri, Eric R. (2007) The Periodic Table , Oxford University Press, ISBN 0-19-530573-6 , Ch. 6, nota 44 (p. 312) citando Alexander Fleck , descrito como um ex-aluno de Soddy. 
  24. ^ Em seu livro de 1893, William T. Preyer também usou a palavra "isótopo" para denotar semelhanças entre os elementos. Da p. 9 de William T. Preyer, Das genetische System der chemischen Elemente [O sistema genético dos elementos químicos] (Berlim, Alemanha: R. Friedländer & Sohn, 1893): "Die ersteren habe ich der Kürze wegen isótopo Elemente genannt, weil sie in jedem der sieben Stämmme der gleichen Ort, nämlich dieselbe Stuffe, einnehmen. " (Por uma questão de brevidade, chamei os primeiros elementos "isotópicos", porque eles ocupam o mesmo lugar em cada uma das sete famílias [ou seja, colunas da tabela periódica], ou seja, a mesma etapa [ou seja, linha do periódico tabela].)
  25. ^ a b As origens das concepções de isótopos Frederick Soddy, palestra Prêmio Nobel
  26. ^ Thomson, JJ (1912). "XIX. Outras experiências com raios positivos" . Revista Filosófica . Series 6. 24 (140): 209–253. doi : 10.1080 / 14786440808637325 .
  27. ^ Thomson, JJ (1910). “LXXXIII. Raios de eletricidade positiva” . Revista Filosófica . Series 6. 20 (118): 752–767. doi : 10.1080 / 14786441008636962 .
  28. ^ Espectros de massa e isótopos Francis W. Aston, palestra do prêmio Nobel de 1922
  29. ^ Sonzogni, Alejandro (2008). "Gráfico Interativo de Nuclídeos" . Centro Nacional de Dados Nucleares: Laboratório Nacional de Brookhaven . Página visitada em 03/05/2013 .
  30. ^ Hult, Mikael; Wieslander, JS; Marissens, Gerd; Gasparro, Joël; Wätjen, Uwe; Misiaszek, Marcin (2009). "Pesquise a radioatividade de 180mTa usando um espectrômetro sanduíche HPGe subterrâneo". Radiação aplicada e isótopos . 67 (5): 918–21. doi : 10.1016 / j.apradiso.2009.01.057 . PMID 19246206 . 
  31. ^ "Radioactives Missing From The Earth" . Recuperado em 16/06/2012 .
  32. ^ Jamin, Eric; Guérin, Régis; Rétif, Mélinda; Lees, Michèle; Martin, Gérard J. (2003). "Detecção melhorada de água adicionada em suco de laranja por determinação simultânea das relações isotópicas de oxigênio-18 / oxigênio-16 de água e etanol derivadas de açúcares". J. Agric. Food Chem. 51 (18): 5202–6. doi : 10.1021 / jf030167m . PMID 12926859 .  
  33. ^ Treiman, AH; Gleason, JD; Bogard, DD (2000). "Os meteoritos SNC são de Marte". Planeta. Space Sci. 48 (12-14): 1213. bibcode : 2000P & SS ... 48.1213T . doi : 10.1016 / S0032-0633 (00) 00105-7 .
  34. ^ Deegan, Frances M .; Troll, Valentin R .; Whitehouse, Martin J .; Jolis, Ester M .; Freda, Carmela (04/08/2016). "Fracionamento de isótopos de boro em magma via dissolução de carbonato crustal" . Relatórios científicos . 6 (1): 30774. doi : 10.1038 / srep30774 . ISSN 2045-2322 . PMC 4973271 .  

Ligações externas