Isótopo

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 solo permitía 11 elementos entre el plomo y el 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 (más tarde demostrado 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 colocar los radioelementos en la tabla periódica llevaron a Soddy y Kazimierz Fajans a proponer independientemente 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 desintegración beta producía 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 propiedades radiactivas diferentes.

Soddy propuso que varios tipos de átomos (que difieren en sus propiedades radiactivas) podrían ocupar el mismo lugar en la tabla periódica. ^{[ 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", del griego "en el mismo lugar", ^{[ 14 ]} le 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 radiogénicas en la composición isotópica; ^{[ 26 ]} la serie radiactiva natural termina con tres isótopos diferentes de plomo.

La primera evidencia de múltiples isótopos de un elemento estable (no radiactivo) fue hallada por J.J. Thomson en 1912/1913 como parte de su exploración de la composición de los rayos canales (iones positivos). ^{[ 27 ]} Thomson canalizó corrientes de iones a través de campos magnéticos y eléctricos paralelos, midió su desviación colocando una placa fotográfica en su trayectoria y calculó su relación masa-carga utilizando un método que se conoció como el método de la parábola de Thomson. Cada "línea" podía identificarse con un peso atómico específico y, por lo tanto, se podían identificar diferentes elementos y compuestos. El artículo inicial de Thomson en la Philosophical Magazine explica la técnica utilizada, pero no hace ningún comentario sobre las líneas anómalas; sin embargo, en una charla impartida a la Royal Institution el 17 de enero de 1913, Thomson identificó "una línea correspondiente a un peso atómico 22, que no puede identificarse con la línea debida a ningún gas conocido". Continuó comentando que

El origen de esta línea presenta muchos puntos de interés; no se conocen compuestos gaseosos de ninguno de los elementos reconocidos que tengan este peso molecular. Además, si aceptamos la Ley Periódica de Mendeleef, no hay lugar para un nuevo elemento con este peso atómico. ^{[ 28 ]}

La misma conferencia se impartió posteriormente en la Sociedad Filosófica de Cambridge el 27 de enero de 1913, y más tarde ese mismo año Thomson presentó su interpretación madura como la Conferencia Bakeriana de la Royal Society. Allí volvió a mostrar la imagen de parches parabólicos de luz en la placa fotográfica (véase la imagen), lo que sugería dos especies de núcleos de neón con diferentes relaciones masa-carga. Escribió: «Por lo tanto, creo que no cabe duda de que lo que se ha llamado neón no es un gas simple, sino una mezcla de dos gases, uno de los cuales tiene un peso atómico de aproximadamente 20 y el otro de aproximadamente 22. La parábola debida al gas más pesado es siempre mucho más tenue que la debida al más ligero, de modo que probablemente el gas más pesado constituye solo un pequeño porcentaje de la mezcla». ^{[ 29 ]}

Posteriormente, FW Aston descubrió múltiples isótopos estables para numerosos elementos utilizando un espectrógrafo de masas , relacionado con el método de Thomson. En 1919, Aston estudió el neón con la resolución suficiente para demostrar que las dos masas isotópicas son muy cercanas a los enteros 20 y 22, y que ninguna es igual a la masa molar conocida (20,2) del neón. Este es un ejemplo de la regla de los números enteros de Aston para las masas isotópicas, ahora conocida por ser infalible, que establece que las grandes desviaciones de las masas molares elementales respecto a los enteros se deben a que el elemento es una mezcla de isótopos. De manera similar, Aston demostró en 1920 que la masa molar del cloro (35,45) es un promedio ponderado de las masas casi enteras de los dos isótopos ³⁵ Cl y ³⁷ Cl. ^{[ 30 ] [ 31 ]}

Después del descubrimiento del neutrón por James Chadwick en 1932, ^{[ 32 ]} se aclaró la causa raíz última de la existencia de isótopos, es decir, los núcleos de diferentes isótopos para un elemento dado tienen diferentes números de neutrones, aunque tengan el mismo número de protones.

Un átomo neutro tiene el mismo número de electrones que de protones. Por lo tanto, los diferentes isótopos de un elemento dado tienen el mismo número de electrones y comparten una estructura electrónica similar. Dado que el comportamiento químico de un átomo está determinado en gran medida por su estructura electrónica, los diferentes isótopos presentan un comportamiento químico prácticamente idéntico.

La principal excepción a esto es el efecto isotópico cinético : debido a sus masas mayores, los isótopos más pesados ​​tienden a reaccionar algo más lentamente que los isótopos más ligeros del mismo elemento. Esto es mucho más pronunciado para el protio ( ¹H ), deuterio ( ²H ), y tritio ( ³H ), porque el deuterio tiene el doble de masa que el protio y el tritio tiene el triple de masa que el protio. ^{[ 33 ]} 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 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 existe un efecto isotópico de equilibrio .

De manera similar, dos moléculas que difieren únicamente en los isótopos de sus átomos ( isótopos ) tienen estructuras electrónicas idénticas y, por lo tanto, propiedades físicas y químicas prácticamente indistinguibles (siendo el deuterio y el tritio las principales excepciones). Los modos vibracionales de una molécula están determinados por su forma y por las masas de sus átomos constituyentes; por consiguiente, los diferentes isótopos poseen conjuntos distintos de modos vibracionales. Dado que los modos vibracionales permiten que una molécula absorba fotones de energías correspondientes, los isótopos presentan propiedades ópticas diferentes en el rango infrarrojo .

Los núcleos atómicos constan de protones y neutrones unidos por la fuerza fuerte residual . Debido a que los protones tienen carga positiva, se repelen entre sí. Los neutrones, que son eléctricamente neutros, estabilizan el núcleo de dos maneras. Su presencia empuja ligeramente a los protones, reduciendo la repulsión electrostática entre ellos, y ejercen una fuerza nuclear atractiva entre sí y sobre los protones. Por esta razón, se necesita uno o más neutrones para que dos o más protones se unan en un núcleo. A medida que aumenta el número de protones, también aumenta la proporción de neutrones a protones necesaria para asegurar un núcleo estable (véase el gráfico de la derecha). Por ejemplo, aunque la proporción neutrón:protón del _{³²He es 1:2, la proporción neutrón:protón del ²³⁸U} es ^mayor que ³ : 2. Varios elementos más ligeros tienen nucleidos estables con una proporción de 1:1 ( _Z = N ) . El nucleido ⁴⁰ ₂₀ Ca (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, siete tienen seis isótopos estables, once tienen cinco isótopos estables, nueve tienen cuatro isótopos estables, cinco tienen tres isótopos estables, 16 tienen dos isótopos estables (contando ^180m ₇₃ Ta como estable), y 26 elementos tienen solo un único isótopo estable (de estos, 19 son los llamados elementos mononucleídicos , que tienen un único isótopo estable primordial que domina y fija el peso atómico del elemento natural con alta precisión; también se presentan dos elementos mononucleídicos radiactivos). ^{[ 34 ]} En total, hay 251 nucleidos que no se han observado desintegrarse. 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. También depende de si su número atómico Z , su número de neutrones N y, por consiguiente, su suma, el número másico A , son pares o impares . La imparidad de Z y N tiende a disminuir la energía de enlace nuclear , lo que hace que los núcleos impares sean, en general, menos estables. Esta notable diferencia de energía de enlace nuclear entre núcleos vecinos, especialmente entre isóbaros con A impar , 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 electrónica u otros modos de desintegración menos comunes, como la fisión espontánea y la desintegración en cúmulos .

La mayoría de los nucleidos estables son de número par de protones y neutrones, donde todos los números Z , N y A son pares. Los nucleidos estables de número impar de neutrones se dividen (aproximadamente a partes iguales) en nucleidos de número impar de protones y neutrones par, y nucleidos de número par de protones y neutrones impar. Los nucleidos estables de número impar de protones y neutrones son los menos comunes.

Existen varias aplicaciones que aprovechan las propiedades de los distintos isótopos de un elemento dado. La separación de isótopos es un desafío tecnológico importante, 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 difusión gaseosa de sus compuestos como CO y NO. La separación de hidrógeno y deuterio es inusual porque se basa en propiedades químicas en lugar de físicas, por ejemplo en el proceso de sulfuro de Girdler . Los isótopos de uranio se han separado en masa mediante difusión gaseosa, centrifugación gaseosa, separación por ionización láser y (en el Proyecto Manhattan ) mediante un tipo de espectrometría de masas de producción .

• El análisis isotópico consiste en la determinación de la firma isotópica , es decir, la abundancia relativa de isótopos de un elemento determinado en una muestra específica. Este análisis se realiza frecuentemente mediante espectrometría de masas de relación isotópica . En el caso de sustancias biogénicas , en particular, pueden producirse variaciones significativas de los isótopos de C, N y O. El análisis de dichas variaciones tiene una amplia gama de aplicaciones, como la detección de adulteración en productos alimenticios ^{[ 37 ]} o la determinación del origen geográfico de productos mediante mapas isotópicos . La identificación de ciertos meteoritos como originarios de Marte se basa, en parte, en la firma isotópica de los gases traza que contienen ^{[ 38 ] .}
• La sustitución isotópica puede utilizarse para determinar el mecanismo de una reacción química mediante el efecto isotópico cinético .
• Otra aplicación común es el marcaje isotópico , el uso de isótopos inusuales como trazadores o marcadores en reacciones químicas. ^{[ 39 ]} Normalmente, los átomos de un elemento dado son indistinguibles entre sí. Sin embargo, al usar isótopos de diferentes masas, incluso diferentes isótopos estables no radiactivos pueden distinguirse mediante espectrometría de masas o espectroscopia infrarroja . Por ejemplo, en el 'marcaje con isótopos estables de aminoácidos en cultivos celulares ( SILAC )', los isótopos estables se utilizan para cuantificar proteínas . Si se utilizan isótopos radiactivos, pueden detectarse por la radiación que emiten (esto se llama marcaje radioisotópico ).
• Los isótopos se utilizan habitualmente para determinar la concentración de diversos elementos o sustancias mediante el método de dilución isotópica , en el que se mezclan cantidades conocidas de compuestos isotópicamente sustituidos con las muestras y se determinan las firmas isotópicas de las mezclas resultantes mediante espectrometría de masas .

• Una técnica similar al marcaje radioisotópico es la datación radiométrica : utilizando la vida media conocida de un elemento inestable, se puede calcular el tiempo transcurrido desde que existía una concentración conocida de dicho isótopo. El ejemplo más conocido es la datación por radiocarbono, utilizada para determinar la edad de materiales carbonáceos.
• Diversas técnicas 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 puede utilizarse con isótopos cuyo espín nuclear sea distinto de cero. Los nucleidos más comunes empleados en la espectroscopia de RMN son ^¹H , ^²D , ^¹⁵N , ^¹³C y ^³¹P .
• La espectroscopia Mössbauer también se basa en las transiciones nucleares de isótopos específicos, como ^{el 57} Fe.
• Los radionúclidos también tienen usos importantes. La energía nuclear y el desarrollo de armas nucleares requieren cantidades relativamente grandes de isótopos específicos. La medicina nuclear y la radiooncología utilizan radioisótopos, respectivamente, para el diagnóstico y el tratamiento médico.