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Los isótopos

Los isótopos son los diferentes tipos de átomos de un mismo elemento químico que se diferencian solamente por tener distinto número de neutrones. Por pertenecer al mismo elemento químico, los isótopos tienen el mismo número atómico (número de protones), ocupan la misma posición en la tabla periódica y tienen un comportamiento químico casi idéntico, pero tienen diferentes números másicos (masas atómicas) y diferentes propiedades físicas.

Hasta principios del siglo 20, se pensaba que todos los átomos de un elemento eran iguales y que, en particular, tenían la misma masa; se asumía que la masa de un número estándar de átomos de un elemento químico cualquiera era una característica básica del elemento. Así, los átomos se identificaron y etiquetaron de acuerdo con el número de protones en su núcleo, o número atómico. A este número atómico se le asigna habitualmente el símbolo Z. Una barra de uranio puro, por ejemplo, consistiría íntegramente de átomos con número atómico 92 (Z=92). La gran importancia del número atómico deriva de la observación de que todos los átomos con el mismo número atómico tienen casi —si no exactamente— propiedades químicas idénticas. La tabla periódica de los elementos asigna un lugar a cada número atómico, y cada uno de estos lugares se etiqueta con el nombre común del elemento, como, por ejemplo, calcio, radón o uranio.

La primera evidencia de que dos sustancias con las mismas propiedades químicas no tienen que ser físicamente idénticas vino del estudio de la radioactividad de los elementos pesados. Entre 1906 y 1907, varios investigadores demostraron que el ionio (un producto de la desintegración radioactiva del uranio) y el radiotorio (un producto de la desintegración radioactiva del torio), cuando eran mezclados con el torio, no se podían separar de este último mediante ningún método químico. Las dos sustancias tenían propiedades radioactivas bastante diferentes a las del torio y se podía demostrar que tenían masas atómicas que diferían en varias unidades de la masa del torio.

El término isótopo fue acuñado en 1913 por el químico inglés Frederick Soddy para referirse a tales situaciones. Este término se basa en una palabra griega que se puede traducir como «el mismo lugar», porque tales átomos comparten el mismo lugar en la tabla periódica.

No mucho después de la aceptación de estas ideas aplicadas a los elementos pesados vinieron las señales de que la isotopía podría existir en el grupo principal de los elementos químicos, el de los elementos estables de la naturaleza.

En 1919, el inglés Francis William Aston demostró, de manera concluyente, que el neón consistía principalmente de dos especies atómicas. Este logro fue seguido por el descubrimiento de que el cloro tiene dos isótopos. Pronto se volvió evidente que la mayoría de los elementos químicos consistían de una mezcla de isótopos, cada uno con una masa atómica cercana a un número entero de la escala de masa atómica.

Ahora se sabe que no todos los átomos de un elemento necesitan tener el mismo número de neutrones en sus núcleos. De hecho, es precisamente la variación en el número de neutrones del núcleo de los átomos lo que hace surgir a los isótopos. Ahora también se sabe que la mayoría de elementos, tales y como se encuentran en la corteza terrestre y en la atmósfera, son mezclas de varios isótopos. Tales mezclas se encuentran en proporciones casi invariables. En su forma natural, el estaño, por ejemplo, tiene diez isótopos cuyas masas atómicas van desde 112 a 124, en valores aproximados, pero una mezcla cualquiera de este elemento tiene un valor medio de 118.69. En efecto, el estaño común y corriente de la naturaleza es una mezcla estandarizada de estas diez especies atómicas. El hidrógeno es otro caso ilustrativo. Tiene número atómico 1. Se conocen tres núcleos con un protón, que contienen 0, 1 y 2 neutrones cada uno. Los tres comparten el mismo lugar en la tabla periódica asignado al número atómico 1, así que son isótopos del hidrógeno.

En la mayoría de los casos, en la naturaleza sólo se pueden encontrar los isótopos estables de los elementos. Las formas inestables —o radioactivas— se desintegran (desmoronan) espontáneamente hasta convertirse en elementos completamente diferentes, a ritmos característicos, debido a que su relación de neutrones a protones es o muy baja o muy alta como para lograr la estabilidad.

Los isótopos de todos los elementos más pesados que el bismuto son radioactivos. Algunos de éstos, tales como el uranio, se encuentran de manera habitual en la naturaleza debido a que sus isótopos tienen vidas medias largas.

Muchas propiedades importantes de un isótopo dependen de su masa. El número total de neutrones y protones (símbolo A), o número de masa, del núcleo da aproximadamente la masa medida en la escala de la así llamada unidad de masa atómica. La diferencia numérica entre la masa de un isótopo medida efectivamente y A se conoce como defecto de masa (símbolo D).

La especificación de Z, A y el símbolo químico (una abreviación de una o dos letras del nombre del elemento, digamos Sy) en la forma A/ZSy identifica adecuadamente a un isótopo para la mayoría de propósitos. Así, en la notación estándar, 1/1H se refiere al más simple de los isótopos de hidrógeno, y 235/92U a un isótopo de uranio ampliamente usado para la generación de energía nuclear y para la fabricación de armas nucleares (algunos autores, que prefieren no usar símbolos, suelen escribir el nombre del elemento y el número másico, hidrógeno-1 y uranio-235, para los ejemplos anteriores).

El término nucleido se usa para describir isótopos particulares, especialmente en casos en los que se requiere enfatizar las propiedades nucleares de un átomo, más que las propiedades químicas. El vocabulario de los isótopos incluye otros tres términos usados frecuentemente: isótonos, para los isótopos de elementos diferentes con el mismo número de neutrones; isobaros, para los isótopos de diferentes elementos con el mismo número másico, e isómeros, para isótopos idénticos en todos los aspectos, excepto por el contenido total de energía de los núcleos.

Algunos isótopos importantes

carbono 14, isótopo del carbono que se usa para determinar la antigüedad de restos orgánicos.

hidrógeno 2 (deuterio), hidrógeno 3 (tritio), isótopos del hidrógeno que se usan para lograr la fusión nuclear y para fabricar bombas de hidrógeno.

iridio 192, isótopo radioactivo del iridio que se usa en los equipos de radiografía industrial.

uranio 235, isótopo radioactivo del uranio que se usa para la generación de energía nuclear y para la fabricación de armas nucleares.

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