Gli isotopi contengono lo stesso numero. Applicazioni degli isotopi

isotopi

ISOTOPI-ov; pl.(isotopo singolare, -a; m.). [dal greco. isos - uguale e topos - posto] Specialista. Varietà dello stesso elemento chimico, che differiscono per la massa degli atomi. isotopi radioattivi. Isotopi dell'uranio.

◁ Isotopico, th, th. I. indicatore.

isotopi

Storia della ricerca
I primi dati sperimentali sull'esistenza degli isotopi furono ottenuti nel 1906-10. nello studio delle proprietà delle trasformazioni radioattive di atomi di elementi pesanti. Nel 1906-07. si è riscontrato che il prodotto di decadimento radioattivo dell'uranio - ionio e il prodotto di decadimento radioattivo del torio - radiotorio hanno le stesse proprietà chimiche del torio, ma differiscono da quest'ultimo massa atomica e caratteristiche del decadimento radioattivo. Inoltre: tutti e tre gli elementi hanno gli stessi spettri ottici e di raggi X. Su suggerimento dello scienziato inglese F. Soddy (cm. SODDI Federico), tali sostanze divennero note come isotopi.
Dopo che gli isotopi sono stati scoperti negli elementi radioattivi pesanti, è iniziata la ricerca degli isotopi negli elementi stabili. La conferma indipendente dell'esistenza di isotopi stabili di elementi chimici è stata ottenuta negli esperimenti di JJ Thomson (cm. Thomson Giuseppe Giovanni) e F. Aston (cm. ASTON Francesco William). Thomson nel 1913 scoperto isotopi stabili al neon. Aston, che ha condotto la ricerca utilizzando uno strumento da lui progettato, chiamato spettrografo di massa (o spettrometro di massa), utilizzando il metodo della spettrometria di massa (cm. SPETTROMETRIA DI MASSA), ha dimostrato che molti altri elementi chimici stabili hanno isotopi. Nel 1919 ottenne prove dell'esistenza di due isotopi 20 Ne e 22 Ne, la cui abbondanza relativa (abbondanza) in natura è di circa il 91% e il 9%. Successivamente è stato scoperto l'isotopo 21 Ne con una prevalenza dello 0,26%, isotopi di cloro, mercurio e una serie di altri elementi.
Uno spettrometro di massa con un design leggermente diverso negli stessi anni è stato creato da AJ Dempster (cm. Il diabolico Arthur Jeffrey). Come risultato del successivo utilizzo e miglioramento degli spettrometri di massa, grazie agli sforzi di molti ricercatori è stata compilata una tabella quasi completa di composizioni isotopiche. Nel 1932 fu scoperto un neutrone - una particella priva di carica, con una massa prossima alla massa del nucleo di un atomo di idrogeno - un protone, e fu creato un modello protone-neutrone del nucleo. Di conseguenza, la definizione finale del concetto di isotopi è stata stabilita nella scienza: gli isotopi sono sostanze i cui nuclei atomici sono costituiti dallo stesso numero di protoni e differiscono solo per il numero di neutroni nel nucleo. Intorno al 1940, l'analisi isotopica era stata eseguita per tutti gli elementi chimici conosciuti a quel tempo.
Nello studio della radioattività sono state scoperte circa 40 sostanze radioattive naturali. Sono stati combinati in famiglie radioattive, i cui antenati sono gli isotopi del torio e dell'uranio. Naturali comprendono tutte le varietà stabili di atomi (ce ne sono circa 280) e tutte quelle naturalmente radioattive che fanno parte di famiglie radioattive (ce ne sono 46). Tutti gli altri isotopi sono ottenuti come risultato di reazioni nucleari.
Per la prima volta nel 1934 I. Curie (cm. Joliot-Curie Irene) e F. Joliot-Curie (cm. Joliot-Curie Frederic) ha ricevuto isotopi radioattivi artificialmente di azoto (13 N), silicio (28 Si) e fosforo (30 P), che sono assenti in natura. Con questi esperimenti, hanno dimostrato la possibilità di sintetizzare nuovi nuclidi radioattivi. Tra i radioisotopi artificiali attualmente conosciuti, più di 150 appartengono a elementi transuranici. (cm. ELEMENTI TRANSURANI) non si trova sulla Terra. In teoria, si presume che il numero di specie isotopiche in grado di esistere possa raggiungere l'ordine di 6000.

dizionario enciclopedico. 2009 .

Guarda cosa sono gli "isotopi" in altri dizionari:

Enciclopedia moderna

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Atomi chimici. elementi che hanno numeri di massa diversi ma hanno la stessa carica nuclei atomici e quindi occupando un posto nel sistema periodico di Mendeleev. Atomi di diversi isotopi della stessa sostanza chimica. gli elementi differiscono nel numero ... ... Enciclopedia geologica

Studiando le proprietà degli elementi radioattivi, si è scoperto che nello stesso elemento chimico si possono trovare atomi con diverse masse nucleari. Allo stesso tempo, hanno la stessa carica nucleare, cioè non si tratta di impurità di sostanze di terze parti, ma della stessa sostanza.

Cosa sono gli isotopi e perché esistono

Nel sistema periodico di Mendeleev, sia un dato elemento che gli atomi di una sostanza con una massa diversa del nucleo occupano una cellula. Sulla base di quanto sopra, a tali varietà della stessa sostanza è stato dato il nome di "isotopi" (dal greco isos - lo stesso e topos - luogo). Così, isotopi- si tratta di varietà di un dato elemento chimico che differiscono per la massa dei nuclei atomici.

Secondo il modello accettato del nucleo neutrone-protone, l'esistenza degli isotopi è stata spiegata come segue: i nuclei di alcuni atomi di materia contengono un numero diverso di neutroni, ma lo stesso numero di protoni. Infatti la carica nucleare degli isotopi di un elemento è la stessa, quindi il numero di protoni nel nucleo è lo stesso. I nuclei differiscono in massa, rispettivamente contengono un diverso numero di neutroni.

Isotopi stabili e instabili

Gli isotopi sono stabili o instabili. Ad oggi sono noti circa 270 isotopi stabili e più di 2000 instabili. isotopi stabili- Queste sono varietà di elementi chimici che possono esistere indipendentemente per molto tempo.

La maggior parte isotopi instabiliè stato ottenuto artificialmente. Gli isotopi instabili sono radioattivi, i loro nuclei sono soggetti al processo di decadimento radioattivo, cioè alla trasformazione spontanea in altri nuclei, accompagnata dall'emissione di particelle e/o radiazioni. Quasi tutti gli isotopi artificiali radioattivi hanno un'emivita molto breve, misurata in secondi e persino frazioni di secondo.

Quanti isotopi può contenere un nucleo

Il nucleo non può contenere un numero arbitrario di neutroni. Di conseguenza, il numero di isotopi è limitato. Anche nel numero di protoni elementi, il numero di isotopi stabili può raggiungere dieci. Ad esempio, lo stagno ha 10 isotopi, lo xeno ne ha 9, il mercurio ne ha 7 e così via.

Quegli elementi il numero di protoni è dispari, può avere solo due isotopi stabili. Alcuni elementi hanno un solo isotopo stabile. Si tratta di sostanze come oro, alluminio, fosforo, sodio, manganese e altre. Tali variazioni nel numero di isotopi stabili per diversi elementi sono associate a una complessa dipendenza del numero di protoni e neutroni dall'energia di legame del nucleo.

Quasi tutte le sostanze in natura esistono come una miscela di isotopi. Il numero di isotopi nella composizione di una sostanza dipende dal tipo di sostanza, dalla massa atomica e dal numero di isotopi stabili di un dato elemento chimico.

Ripetere le disposizioni principali dell'argomento "Concetti di base della chimica" e risolvere i compiti proposti. Usa ##6-17.

Disposizioni di base

1. Sostanza(semplice e complesso) è qualsiasi combinazione di atomi e molecole che si trova in un certo stato di aggregazione.

Viene chiamata la trasformazione delle sostanze, accompagnata da un cambiamento nella loro composizione e (o) struttura reazioni chimiche .

2. Unità strutturali sostanze:

· Atomo- la più piccola particella elettricamente neutra di un elemento chimico e di una sostanza semplice, che possiede tutte le sue proprietà chimiche ed è inoltre fisicamente e chimicamente indivisibile.

· Molecola- la più piccola particella elettricamente neutra di una sostanza che abbia tutte le sue proprietà chimiche, fisicamente indivisibile, ma divisibile chimicamente.

3. Elemento chimico Un tipo di atomo con una certa carica nucleare.

4. Composto atomo :

Particella	Come determinare?	Caricare		Il peso
		cl	unità convenzionali		a.m.
elettrone	Ordinale Numero (N)	1.6 ∙ 10 -19		9.10 ∙ 10 -28	0.00055
Protone	Ordinale numero (N)	1.6 ∙ 10 -19		1.67 ∙ 10 -24	1.00728
Neutrone	Ar-N			1.67 ∙ 10 -24	1.00866

5. Composto nucleo atomico :

Il nucleo contiene particelle elementari (nucleoni) –

protoni(1 1 p) e neutroni(10n).

· Perché Quasi tutta la massa di un atomo è concentrata nel nucleo m p ≈ mn≈ 1 em, poi valore arrotondatoA rdi un elemento chimico è uguale al numero totale di nucleoni nel nucleo.

7. isotopi- una varietà di atomi dello stesso elemento chimico, diversi tra loro solo per la loro massa.

· Designazione degli isotopi: a sinistra del simbolo dell'elemento indicare il numero di massa (in alto) e il numero di serie dell'elemento (in basso)

Perché gli isotopi hanno masse diverse?

Compito: Determinare la composizione atomica degli isotopi del cloro: 35 17cle 37 17cl?

Gli isotopi hanno masse diverse a causa di numero diverso neutroni nei loro nuclei.

8. In natura, gli elementi chimici esistono come miscele di isotopi.

La composizione isotopica dello stesso elemento chimico è espressa in termini di frazioni atomiche(ω a.), che indicano da quale parte è il numero di atomi di un dato isotopo numero totale atomi di tutti gli isotopi dato elemento preso come unità o 100%.

Per esempio:

ω a (35 17 CI) = 0,754

ω a (37 17 CI) = 0,246

9. La tavola periodica mostra i valori medi delle relative masse atomiche degli elementi chimici, tenendo conto della loro composizione isotopica. Pertanto A r indicati nella tabella sono frazionari.

A rmer= ω a.(1) ∙ Ar (1) + … + ω A.(n ) ∙ Ar ( n )

Per esempio:

A rmer(Cl) \u003d 0,754 ∙ 35 + 0,246 ∙ 37 \u003d 35,453

10. Compito da risolvere:

n. 1. Determinare la massa atomica relativa del boro se è noto che la frazione molare dell'isotopo 10 B è 19,6% e l'isotopo 11 B è 80,4%.

11. Le masse di atomi e molecole sono molto piccole. Attualmente, in fisica e chimica è stato adottato un sistema di misura unificato.

1 em =m(a.m.u.) = 1/12 m(12C) = 1.66057 ∙ 10 -27 kg \u003d 1.66057 ∙ 10 -24 g.

Masse assolute di alcuni atomi:

m( C) \u003d 1.99268 ∙ 10 -23 g

m( H) \u003d 1.67375 ∙ 10 -24 g

m( o) \u003d 2,656812 ∙ 10 -23 g

A r- mostra quante volte un dato atomo è più pesante di 1/12 di un atomo di 12 C. Sig∙ 1,66 ∙ 10 -27 kg

13. Il numero di atomi e molecole in campioni ordinari di sostanze è molto grande, quindi, quando si caratterizza la quantità di una sostanza, viene utilizzata un'unità di misura -Talpa .

· Talpa (ν)- un'unità della quantità di una sostanza che contiene tante particelle (molecole, atomi, ioni, elettroni) quanti sono gli atomi in 12 g di un isotopo 12 C

Massa di 1 atomo 12 Cè 12 amu, quindi il numero di atomi in 12 g dell'isotopo 12 Cè uguale a:

N / A= 12 g / 12 ∙ 1,66057 ∙ 10 -24 g = 6,0221 ∙ 10 23

· Quantità fisica N / A chiamata costante Avogadro (numero di Avogadro) e ha dimensione [ N A ] = mol -1 .

14. Formule di base:

M = Sig = ρ ∙ Vm(ρ – densità; V m – volume a n.c.)

Compiti per soluzione indipendente

n. 1. Calcolare il numero di atomi di azoto in 100 g di carbonato di ammonio contenente il 10% di impurità non azotate.

n. 2. In condizioni normali, 12 litri di una miscela di gas composta da ammoniaca e anidride carbonica hanno una massa di 18 g Quanti litri di ciascuno dei gas contiene la miscela?

Numero 3. Sotto l'azione di un eccesso di acido cloridrico su 8,24 g di una miscela di ossido di manganese (IV) con un ossido sconosciuto MO 2 che non reagisce con acido cloridrico, 1.344 l di gas al n.a. In un altro esperimento, è stato riscontrato che il rapporto molare dell'ossido di manganese (IV) per l'ossido sconosciuto è 3:1. Impostare la formula per l'ossido sconosciuto e calcolare la sua frazione di massa nella miscela.

isotopi- varietà di atomi (e nuclei) di un elemento chimico che hanno lo stesso numero atomico (ordinale), ma diversi numeri di massa.

Il termine isotopo è formato dalle radici greche isos (ἴσος "uguale") e topos (τόπος "luogo"), che significa "stesso luogo"; Pertanto, il significato del nome è che diversi isotopi dello stesso elemento occupano la stessa posizione nella tavola periodica.

Tre isotopi naturali dell'idrogeno. Il fatto che ogni isotopo abbia un protone ha varianti dell'idrogeno: l'identità dell'isotopo è determinata dal numero di neutroni. Da sinistra a destra, gli isotopi sono il protio (1H) con zero neutroni, il deuterio (2H) con un neutrone e il trizio (3H) con due neutroni.

Il numero di protoni nel nucleo di un atomo è chiamato numero atomico ed è uguale al numero di elettroni in un atomo neutro (non ionizzato). Ogni numero atomico identifica un elemento particolare, ma non un isotopo; Un atomo di un dato elemento può avere un'ampia gamma di neutroni. Il numero di nucleoni (sia protoni che neutroni) in un nucleo è il numero di massa di un atomo e ogni isotopo di un dato elemento ha un numero di massa diverso.

Ad esempio, carbonio-12, carbonio-13 e carbonio-14 sono tre isotopi del carbonio elementare con numeri di massa 12, 13 e 14, rispettivamente. Il numero atomico di carbonio è 6, il che significa che ogni atomo di carbonio ha 6 protoni, quindi i numeri di neutroni di questi isotopi sono rispettivamente 6, 7 e 8.

Huclide e isotopi

Il nuclide appartiene al nucleo, non all'atomo. I nuclei identici appartengono allo stesso nuclide, ad esempio, ciascun nucleo del nuclide di carbonio-13 è costituito da 6 protoni e 7 neutroni. Il concetto di nuclidi (riferito a singole specie nucleari) enfatizza le proprietà nucleari rispetto alle proprietà chimiche, mentre il concetto di isotopo (raggruppando tutti gli atomi di ciascun elemento) enfatizza la reazione chimica sul nucleare. Il numero di neutroni ha una grande influenza sulle proprietà dei nuclei, ma la sua influenza sulle proprietà chimiche è trascurabile per la maggior parte degli elementi. Anche nel caso degli elementi più leggeri, dove il rapporto tra neutroni e numero atomico varia maggiormente tra gli isotopi, di solito ha solo un effetto minore, sebbene in alcuni casi sia importante (per l'idrogeno, l'elemento più leggero, l'effetto isotopico è grande. Per influenzare notevolmente la biologia). Poiché un isotopo è di più termine antico, è meglio conosciuto del nuclide ed è ancora usato occasionalmente in contesti in cui il nuclide potrebbe essere più appropriato, come la tecnologia nucleare e la medicina nucleare.

Notazione

Un isotopo o nuclide è identificato dal nome di un particolare elemento (questo indica il numero di atomo), seguito da un trattino e un numero di massa (ad esempio, elio-3, elio-4, carbonio-12, carbonio-14, uranio -235 e uranio-239). Quando viene utilizzato un simbolo chimico, ad es. "C" per carbonio, la notazione standard (ora nota come "notazione AZE" perché A è il numero di massa, Z è il numero atomico ed E per l'elemento) indica il numero di massa (numero di nucleoni) con un apice in in alto a sinistra del simbolo chimico e indicare il numero atomico con un pedice nell'angolo in basso a sinistra). Poiché il numero atomico è dato dal simbolo dell'elemento, di solito viene fornito solo il numero di massa nell'apice e l'indice dell'atomo non viene fornito. La lettera m viene talvolta aggiunta dopo il numero di massa per indicare un isomero nucleare, uno stato nucleare metastabile o energeticamente eccitato (in contrasto con lo stato fondamentale a più bassa energia), come 180m 73Ta (tantalio-180m).

Isotopi radioattivi, primari e stabili

Alcuni isotopi sono radioattivi e sono quindi chiamati radioisotopi o radionuclidi, mentre altri non sono mai stati osservati per decadere radioattivamente e sono chiamati isotopi stabili o nuclidi stabili. Ad esempio, 14 C è una forma radioattiva di carbonio, mentre 12 C e 13 C sono isotopi stabili. Ci sono circa 339 nuclidi presenti in natura sulla Terra, di cui 286 sono nuclidi primordiali, il che significa che esistono sin dalla loro formazione. sistema solare.

I nuclidi originali includono 32 nuclidi con emivite molto lunghe (oltre 100 milioni di anni) e 254 che sono formalmente considerati "nuclidi stabili" perché non è stato osservato il decadimento. Nella maggior parte dei casi, per ovvie ragioni, se un elemento ha isotopi stabili, questi isotopi dominano l'abbondanza elementare che si trova sulla Terra e nel sistema solare. Tuttavia, nel caso di tre elementi (tellurio, indio e renio), l'isotopo più abbondante che si trova in natura è in realtà uno (o due) radioisotopi estremamente longevi dell'elemento, nonostante questi elementi abbiano uno o più isotopi stabili.

La teoria prevede che molti isotopi/nuclidi apparentemente "stabili" siano radioattivi, con emivite estremamente lunghe (senza considerare la possibilità di decadimento del protone, che renderebbe tutti i nuclidi alla fine instabili). Dei 254 nuclidi che non sono mai stati osservati, solo 90 di essi (tutti i primi 40 elementi) sono teoricamente resistenti a tutte le forme di decadimento conosciute. L'elemento 41 (niobio) è teoricamente instabile per fissione spontanea, ma questo non è mai stato scoperto. Molti altri nuclidi stabili sono in teoria energeticamente suscettibili ad altre forme note di decadimento, come il decadimento alfa o il doppio decadimento beta, ma i prodotti di decadimento non sono ancora stati osservati, e quindi questi isotopi sono considerati "osservativamente stabili". Le emivite previste per questi nuclidi spesso superano di gran lunga l'età stimata dell'universo, e infatti ci sono anche 27 radionuclidi conosciuti con emivite più lunghe dell'età dell'universo.

Nuclidi radioattivi, creati artificialmente, attualmente si conoscono 3339 nuclidi. Questi includono 905 nuclidi che sono stabili o hanno un'emivita superiore a 60 minuti.

Proprietà isotopiche

Proprietà chimiche e molecolari

Un atomo neutro ha lo stesso numero di elettroni dei protoni. Pertanto, diversi isotopi di un dato elemento hanno lo stesso numero di elettroni e hanno uno simile struttura elettronica. Poiché il comportamento chimico di un atomo è in gran parte determinato dalla sua struttura elettronica, diversi isotopi mostrano un comportamento chimico quasi identico.

Un'eccezione a questo è l'effetto dell'isotopo cinetico: a causa delle loro grandi masse, gli isotopi più pesanti tendono a reagire un po' più lentamente degli isotopi più leggeri dello stesso elemento. Questo è più pronunciato per il prozio (1 H), il deuterio (2 H) e il trizio (3 H), poiché il deuterio ha una massa doppia del protio e il trizio ha tre volte la massa del protio. Queste differenze di massa influenzano anche il comportamento dei rispettivi legami chimici, cambiando il baricentro (massa ridotta) dei sistemi atomici. Tuttavia, per gli elementi più pesanti, la differenza di massa relativa tra gli isotopi è molto più piccola, quindi gli effetti della differenza di massa in chimica sono generalmente trascurabili. (Gli elementi pesanti hanno anche relativamente più neutroni degli elementi più leggeri, quindi il rapporto tra la massa nucleare e la massa totale degli elettroni è leggermente maggiore.)

Allo stesso modo, due molecole che differiscono solo per gli isotopi dei loro atomi (isotopologhi) hanno la stessa struttura elettronica e quindi proprietà fisiche e chimiche quasi indistinguibili (di nuovo, con deuterio e trizio come eccezioni primarie). I modi vibrazionali di una molecola sono determinati dalla sua forma e dalle masse dei suoi atomi costituenti; Pertanto, diversi isotopologhi hanno diversi insiemi di modi vibrazionali. Poiché le modalità vibrazionali consentono a una molecola di assorbire fotoni delle energie appropriate, gli isotopologhi hanno proprietà ottiche diverse nell'infrarosso.

Proprietà e stabilità nucleari

Emivite isotopiche. Il grafico per gli isotopi stabili devia dalla linea Z = N all'aumentare del numero dell'elemento Z

I nuclei atomici sono costituiti da protoni e neutroni legati tra loro da residui forza forte. Poiché i protoni sono carichi positivamente, si respingono. I neutroni, che sono elettricamente neutri, stabilizzano il nucleo in due modi. Il loro contatto spinge un po' indietro i protoni, riducendo la repulsione elettrostatica tra i protoni, ed esercitano una forza nucleare attrattiva l'uno sull'altro e sui protoni. Per questo motivo, sono necessari uno o più neutroni affinché due o più protoni si leghino al nucleo. All'aumentare del numero di protoni, aumenta anche il rapporto tra neutroni e protoni necessario per fornire un nucleo stabile (vedi grafico a destra). Ad esempio, sebbene il rapporto neutrone: protone 3 2 He sia 1:2, il rapporto neutrone: protone 238 92 U
Oltre 3:2. Un certo numero di elementi più leggeri ha nuclidi stabili con un rapporto di 1:1 (Z = N). Il nuclide 40 20 Ca (calcio-40) è il nuclide stabile più pesante osservabile con lo stesso numero di neutroni e protoni; (Teoricamente, lo stabile più pesante è lo zolfo-32). Tutti i nuclidi stabili più pesanti del calcio-40 contengono più neutroni che protoni.

Numero di isotopi per elemento

Degli 81 elementi con isotopi stabili, numero più grande Gli isotopi stabili osservabili per ogni elemento sono dieci (per l'elemento stagno). Nessun elemento ha nove isotopi stabili. Lo xeno è l'unico elemento con otto isotopi stabili. Quattro elementi hanno sette isotopi stabili, otto dei quali hanno sei isotopi stabili, dieci hanno cinque isotopi stabili, nove hanno quattro isotopi stabili, cinque hanno tre isotopi stabili, 16 hanno due isotopi stabili e 26 elementi ne hanno solo uno (di cui 19 sono i cosiddetti elementi mononuclidi, che hanno un unico isotopo stabile primordiale che domina e fissa il peso atomico dell'elemento naturale con elevata precisione, sono presenti anche 3 elementi mononuclidi radioattivi). A totale ci sono 254 nuclidi di cui non è stato osservato il decadimento. Per 80 elementi che hanno uno o più isotopi stabili, il numero medio di isotopi stabili è 254/80 = 3,2 isotopi per elemento.

Numeri pari e dispari di nucleoni

Protoni: il rapporto tra i neutroni non è l'unico fattore che influenza la stabilità nucleare. Dipende anche dalla parità o disparità del suo numero atomico Z, il numero di neutroni N, quindi la somma del loro numero di massa A. Sia Z che N dispari tendono ad abbassare l'energia di legame nucleare, creando nuclei dispari che sono generalmente meno stabili . Questa differenza significativa nell'energia di legame nucleare tra nuclei vicini, in particolare isobare dispari, ha importanti conseguenze: isotopi instabili con un numero non ottimale di neutroni o protoni decadono per decadimento beta (incluso il decadimento dei positroni), cattura di elettroni o altri mezzi esotici come fissione spontanea e decadimento.

I nuclidi più stabili sono un numero pari di protoni e un numero pari di neutroni, dove Z, N e A sono tutti pari. I nuclidi stabili dispari sono divisi (quasi uniformemente) in quelli dispari.

numero atomico

I 148 nuclidi pari di protoni e neutroni (EE) costituiscono circa il 58% di tutti i nuclidi stabili. Ci sono anche 22 nuclidi pari primordiali di lunga durata. Di conseguenza, ciascuno dei 41 elementi pari da 2 a 82 ha almeno un isotopo stabile e la maggior parte di questi elementi ha più isotopi primari. La metà di questi elementi pari ha sei o più isotopi stabili. L'estrema stabilità dell'elio-4, dovuta al legame binario di due protoni e due neutroni, impedisce a qualsiasi nuclide contenente cinque o otto nucleoni di esistere abbastanza a lungo da fungere da piattaforme per l'accumulo di elementi più pesanti attraverso la fusione nucleare.

Questi 53 nuclidi stabili hanno numero pari protoni e un numero dispari di neutroni. Sono una minoranza rispetto agli isotopi pari, che sono circa 3 volte più numerosi. Tra i 41 elementi pari a Z che hanno un nuclide stabile, solo due elementi (argon e cerio) non hanno nuclidi stabili pari dispari. Un elemento (stagno) ne ha tre. Ci sono 24 elementi che hanno un nuclide dispari-pari e 13 che hanno due nuclidi dispari-pari.

A causa del loro numero di neutroni dispari, i nuclidi pari-dispari tendono ad avere grandi sezioni cattura di neutroni a causa dell'energia che deriva dagli effetti dell'accoppiamento neutronico. Questi nuclidi stabili possono essere insolitamente abbondanti in natura, principalmente perché per formarsi ed entrare nell'abbondanza primordiale, devono sfuggire alla cattura dei neutroni per formare ancora altri isotopi stabili pari dispari nel corso di come s è il processo e r è il processo di cattura dei neutroni durante la nucleosintesi.

numero atomico dispari

I 48 nuclidi stabili di protoni dispari e pari, stabilizzati dal loro numero pari di neutroni accoppiati, formano la maggior parte degli isotopi stabili degli elementi dispari; Pochissimi nuclidi di neutroni dispari-protoni-dispari ne costituiscono altri. Ci sono 41 elementi dispari da Z = 1 a 81, di cui 39 hanno isotopi stabili (gli elementi tecnezio (43 Tc) e promezio (61 Pm) non hanno isotopi stabili). Di questi 39 elementi Z dispari, 30 elementi (incluso l'idrogeno-1, dove 0 neutroni è pari) hanno un isotopo pari-dispari stabile e nove elementi: cloro (17 Cl), potassio (19K), rame (29 Cu), gallio ( 31 Ga), bromo (35 Br), argento (47 Ag), antimonio (51 Sb), iridio (77 Ir) e tallio (81 Tl) hanno ciascuno due isotopi stabili dispari pari. Pertanto, si ottengono 30 + 2 (9) = 48 isotopi stabili pari-pari.

Solo cinque nuclidi stabili contengono sia un numero dispari di protoni che un numero dispari di neutroni. I primi quattro nuclidi "dispari" si trovano in nuclidi a basso peso molecolare, per i quali il passaggio da un protone a un neutrone o viceversa risulterà in un rapporto protone-neutrone molto sbilenco.

L'unico nuclide completamente "stabile", dispari dispari è 180 m 73 Ta, che è considerato il più raro dei 254 isotopi stabili ed è l'unico isomero nucleare primordiale a cui non è stato ancora osservato il decadimento, nonostante i tentativi sperimentali.

Numero dispari di neutroni

Gli attinidi con un numero dispari di neutroni tendono a fissile (con neutroni termici), mentre quelli con un numero di neutroni pari tendono a non farlo, sebbene si fissino in neutroni veloci. Tutti i nuclidi dispari-dispari osservativamente stabili hanno uno spin intero diverso da zero. Questo perché un singolo neutrone spaiato e un protone spaiato hanno più attrazione di forza nucleare l'uno verso l'altro se i loro spin sono allineati (producendo uno spin totale di almeno 1 unità) piuttosto che allineati.

Evento in natura

Gli elementi sono costituiti da uno o più isotopi presenti in natura. Gli isotopi instabili (radioattivi) sono primari o post-esempio. Gli isotopi originali erano il prodotto della nucleosintesi stellare, o di un altro tipo di nucleosintesi come la scissione dei raggi cosmici, e sono persistiti fino ad oggi perché il loro tasso di decadimento è così lento (ad esempio uranio-238 e potassio-40). Gli isotopi post-naturali sono stati creati dal bombardamento di raggi cosmici come nuclidi cosmogenici (es. trizio, carbonio-14) o dal decadimento di un isotopo primordiale radioattivo nella figlia di un nuclide radioattivo radioattivo (es. uranio in radio). Diversi isotopi sono sintetizzati naturalmente come nuclidi nucleogenici, altri naturalmente reazioni nucleari, ad esempio, quando i neutroni della fissione nucleare naturale vengono assorbiti da un altro atomo.

Come discusso sopra, solo 80 elementi hanno isotopi stabili e 26 di loro hanno un solo isotopo stabile. Pertanto, circa due terzi degli elementi stabili si trovano naturalmente sulla Terra in pochi isotopi stabili, con il numero più alto di isotopi stabili per un elemento che è dieci, per lo stagno (50Sn). Sulla Terra esistono circa 94 elementi (fino al plutonio incluso), sebbene alcuni si trovino solo in quantità molto piccole, come il plutonio-244. Gli scienziati ritengono che gli elementi che si trovano naturalmente sulla Terra (alcuni solo come radioisotopi) si presentano come 339 isotopi (nuclidi) in totale. Solo 254 di questi isotopi presenti in natura sono stabili nel senso che non sono stati osservati fino ad oggi. Altri 35 nuclidi primordiali (per un totale di 289 nuclidi primordiali) sono radioattivi con emivite note, ma hanno emivite superiori a 80 milioni di anni, consentendo loro di esistere dall'inizio del sistema solare.

Tutti gli isotopi stabili conosciuti si trovano naturalmente sulla Terra; Altri isotopi naturali sono radioattivi, ma a causa della loro emivita relativamente lunga oa causa di altri metodi di produzione naturale continua. Questi includono i nuclidi cosmogenici sopra menzionati, i nuclidi nucleogenici e qualsiasi isotopo radiogenico risultante dal continuo decadimento di un isotopo radioattivo primario come il radon e il radio dall'uranio.

Altri circa 3000 isotopi radioattivi non presenti in natura sono stati creati nei reattori nucleari e negli acceleratori di particelle. Molti isotopi di breve durata non sono stati trovati naturalmente sulla Terra sono state osservate anche mediante analisi spettroscopiche, prodotte naturalmente in stelle o supernove. Un esempio è l'alluminio-26, che non si trova naturalmente sulla Terra, ma si trova in abbondanza su scala astronomica.

Le masse atomiche tabulate degli elementi sono medie che spiegano la presenza di più isotopi con masse diverse. Prima della scoperta degli isotopi, i valori non integrati determinati empiricamente per la massa atomica confondevano gli scienziati. Ad esempio, un campione di cloro contiene il 75,8% di cloro-35 e il 24,2% di cloro-37, fornendo una massa atomica media di 35,5 unità di massa atomica.

Secondo la teoria cosmologica generalmente accettata, al Big Bang furono creati solo gli isotopi di idrogeno ed elio, tracce di alcuni isotopi di litio e berillio, e forse del boro, e tutti gli altri isotopi furono sintetizzati in seguito, nelle stelle e supernove, e anche nelle interazioni tra particelle energetiche come raggi cosmici e isotopi precedentemente prodotti. La corrispondente abbondanza isotopica di isotopi sulla Terra è dovuta alle quantità prodotte da questi processi, alla loro propagazione attraverso la galassia e al tasso di decadimento degli isotopi, che sono instabili. Dopo la fusione iniziale del sistema solare, gli isotopi sono stati ridistribuiti in base alla massa e la composizione isotopica degli elementi varia leggermente da pianeta a pianeta. Questo a volte permette di risalire all'origine dei meteoriti.

Massa atomica degli isotopi

La massa atomica (mr) di un isotopo è determinata principalmente dal suo numero di massa (cioè il numero di nucleoni nel suo nucleo). Piccole correzioni sono dovute all'energia di legame del nucleo, alla piccola differenza di massa tra il protone e il neutrone e alla massa degli elettroni associati all'atomo.

Numero di Massa è una quantità adimensionale. La massa atomica, invece, viene misurata utilizzando l'unità di massa atomica, basata sulla massa dell'atomo di carbonio-12. È indicato dai simboli "u" (per l'unità di massa atomica unificata) o "Da" (per il dalton).

Le masse atomiche degli isotopi naturali di un elemento determinano la massa atomica dell'elemento. Quando un elemento contiene N isotopi, l'espressione seguente si applica alla massa atomica media:

Dove m 1 , m 2 , …, mN sono le masse atomiche di ogni singolo isotopo e x 1 , …, xN è l'abbondanza relativa di questi isotopi.

Applicazione degli isotopi

Esistono diverse applicazioni che sfruttano le proprietà dei vari isotopi di un dato elemento. La separazione degli isotopi è un importante problema tecnologico, specialmente con elementi pesanti come l'uranio o il plutonio. Gli elementi più leggeri come litio, carbonio, azoto e ossigeno sono solitamente separati dalla diffusione gassosa dei loro composti come CO e NO. La separazione di idrogeno e deuterio è insolita perché si basa su proprietà chimiche piuttosto che fisiche, come nel processo del solfuro di Girdler. Gli isotopi dell'uranio sono stati separati in volume mediante diffusione gassosa, centrifugazione del gas, separazione per ionizzazione laser e (nel Progetto Manhattan) per tipo di produzione di spettrometria di massa.

Uso di proprietà chimiche e biologiche

• L'analisi isotopica è la determinazione della firma isotopica, l'abbondanza relativa degli isotopi di un dato elemento in un particolare campione. Per i nutrienti in particolare possono verificarsi variazioni significative negli isotopi C, N e O. L'analisi di tali variazioni ha un'ampia gamma di applicazioni, come la rilevazione prodotti alimentari o provenienza geografica prodotti mediante isoscopie. L'identificazione di alcuni meteoriti originari di Marte si basa in parte sulla firma isotopica dei gas in traccia che contengono.
• La sostituzione isotopica può essere utilizzata per determinare il meccanismo di una reazione chimica attraverso l'effetto isotopico cinetico.
• Un'altra applicazione comune è l'etichettatura isotopica, l'uso di isotopi insoliti come traccianti o marcatori reazioni chimiche. Di solito gli atomi di un dato elemento sono indistinguibili l'uno dall'altro. Tuttavia, usando gli isotopi masse diverse, anche i vari isotopi stabili non radioattivi possono essere distinti mediante spettrometria di massa o spettroscopia a infrarossi. Ad esempio, in "Stable Isotope Labeling of Amino Acids in Cell Culture" (SILAC), gli isotopi stabili vengono utilizzati per quantificare le proteine. Se vengono utilizzati isotopi radioattivi, possono essere rilevati dalla radiazione che emettono (questo è chiamato marcatura radioisotopica).
• Gli isotopi sono comunemente usati per determinare la concentrazione di vari elementi o sostanze utilizzando il metodo di diluizione isotopica, in cui quantità note di composti sostituiti isotopicamente vengono miscelate con campioni e le caratteristiche isotopiche delle miscele risultanti sono determinate mediante spettrometria di massa.

Utilizzo delle proprietà nucleari

• Un metodo simile alla marcatura con radioisotopi è la datazione radiometrica: utilizzando l'emivita nota di un elemento instabile, si può calcolare il tempo trascorso dall'esistenza di una concentrazione di isotopi nota. Più ampiamente famoso esempio— la datazione al radiocarbonio utilizzata per determinare l'età dei materiali carboniosi.
• Alcune forme di spettroscopia si basano sulle proprietà nucleari uniche di isotopi specifici, sia radioattivi che stabili. Ad esempio, la spettroscopia di risonanza magnetica nucleare (NMR) può essere utilizzata solo per isotopi con spin nucleare diverso da zero. Gli isotopi più comuni utilizzati nella spettroscopia NMR sono 1 H, 2 D, 15 N, 13 C e 31 P.
• La spettroscopia Mössbauer si basa anche sulle transizioni nucleari di isotopi specifici come 57 Fe.

· Emivita · Numero di massa · Reazione a catena nucleare

Terminologia

Storia della scoperta degli isotopi

La prima evidenza che sostanze aventi lo stesso comportamento chimico possono avere proprietà fisiche differenti è venuta dallo studio delle trasformazioni radioattive degli atomi degli elementi pesanti. Nel 1906-07 divenne chiaro che il prodotto del decadimento radioattivo dell'uranio - ionio e il prodotto del decadimento radioattivo del torio - radiotorio, hanno le stesse proprietà chimiche del torio, ma differiscono da esso per massa atomica e caratteristiche del radioattivo decadimento. Successivamente si è scoperto che tutti e tre i prodotti hanno gli stessi spettri ottici e di raggi X. Sostanze identiche in proprietà chimiche, ma diverso per massa atomica e alcuni Proprietà fisiche, su suggerimento dello scienziato inglese F. Soddy, iniziarono a essere chiamati isotopi.

Isotopi in natura

Si ritiene che la composizione isotopica degli elementi sulla Terra sia la stessa in tutti i materiali. Alcuni processi fisici in natura portare a una violazione della composizione isotopica degli elementi (naturale frazionamento isotopi caratteristici degli elementi leggeri, nonché spostamenti isotopici durante il decadimento degli isotopi naturali di lunga durata). L'accumulo graduale nei minerali dei nuclei - i prodotti di decadimento di alcuni nuclidi di lunga durata è utilizzato nella geocronologia nucleare.

L'uso degli isotopi da parte dell'uomo

Nelle attività tecnologiche, le persone hanno imparato a cambiare la composizione isotopica degli elementi per ottenerne una proprietà specifiche materiali. Ad esempio, 235 U è capace di una reazione a catena di fissione dei neutroni termici e può essere utilizzato come combustibile per reattori nucleari o armi nucleari. Tuttavia, l'uranio naturale contiene solo lo 0,72% di questo nuclide, mentre reazione a catenaè praticamente fattibile solo quando il contenuto di 235 U non è inferiore al 3%. A causa della vicinanza proprietà fisiche e chimiche isotopi di elementi pesanti, la procedura di arricchimento isotopico dell'uranio è un compito tecnologico estremamente complesso, disponibile solo in una dozzina di stati nel mondo. In molti rami della scienza e della tecnologia (ad esempio, nel test radioimmunologico), vengono utilizzate etichette isotopiche.

Guarda anche

• Geochimica degli isotopi

Instabile (meno di un giorno): 8 C: carbonio-8, 9 C: carbonio-9, 10 C: carbonio-10, 11 C: carbonio-11

Stabile: 12 C: carbonio-12, 13 C: carbonio-13

10-10.000 anni: 14 C: Carbonio-14

Instabile (meno di un giorno): 15 C: Carbon-15, 16 C: Carbon-16, 17 C: Carbon-17, 18 C: Carbon-18, 19 C: Carbon-19, 20 C: Carbon-20, 21 C: Carbon-21, 22 C: Carbonio-22