En química, el término isótopo se utiliza para señalar a todos los átomos que constituyen a un cierto elemento químico. Este elemento químico se caracteriza por poseer átomos con igual número de protones, pero uno distinto de neutrones.
El concepto tiene su origen en griego: por una parte, ἴσος, isos, se traduce como mismo, igual o idéntico; τόπος o topos, en tanto, se utiliza para señalar lugar. Este lugar al que se alude en la definición no es otro que el sitio que estos elementos ocupan en la tabla periódica.
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Características y conceptos relevantes.
Con la idea de isótopo se señala al conjunto de átomos de un mismo elemento químico que, si bien presentan en su núcleo un número idéntico de protones (es decir, el número atómico), tienen diferente cantidad de protones y neutrones (es decir, el número másico).
Para comprender mejor la definición, veamos qué significa cada noción:
- Elementos químicos: son sustancias cuya materia está constituida por elementos de una misma clase. Sus cualidades internas, intrínsecas, son lo que diferencia a un elemento de otro.
- Átomo: es la parte más pequeña de una sustancia y, por ende, la porción más pequeña de materia que tiene las propiedades de ese elemento químico. Se conforma por tres componentes:
- Electrones: partículas de carga negativa.
- Protones: partículas de carga positiva.
- Neutrones: partículas sin carga eléctrica, con una masa similar a la de los protones.
- Núcleo: es el elemento central de un átomo. Tiene carga eléctrica positiva y es en donde se concentra casi la totalidad de la masa de ese átomo.
- Número atómico: resulta del total de protones en el núcleo atómico del elemento. Suele emplearse con la letra Z, y a la izquierda del número en la tabla periódica.
- Número másico: resulta del total de protones y neutrones en el núcleo. Se lo designa con la letra A y tiende a ser un número el doble de grande que el atómico: por ejemplo, el litio tiene un número atómico 3 y 6,941 de número másico; y el potasio tiene 19 de número atómico y 39,0983 de número másico.
Un ejemplo de isótopos estaría constituido por los siguientes elementos:
- hidrógeno 1 (un protón)
- hidrógeno 2 (un protón y un neutrón)
- hidrógeno 3 (un protón y dos neutrones)
Estos tres son isótopos del hidrógeno: como se observa, todos tienen igual número atómico, y difieren uno de otro en el número másico.
Cabe destacar que la mayor parte de los elementos de la tabla periódica cuentan con más de un isótopo y que son muy pocos (alrededor de 21) los que poseen uno. Además, hay una diferencia en el denominado peso:
- Los que evidencian escasa cantidad de protones y neutrones suelen tener un equilibrio entre ambos, por ejemplo, el hidrógeno (H), cuyo número atómico es 1, y el helio (He), cuyo número atómico es 2.
- Los elementos más pesados suelen tener mayor cantidad de neutrones que de protones, como ocurre con el oganesón (Og), cuyo número atómico es 118 y lo convierte en el elemento químico más pesado de toda la tabla hasta la actualidad.
Historia.
El término isótopo comenzó a ser utilizado a principios del siglo XX, a partir de las investigaciones realizadas por Frederick Soddy (1877-1956), un químico y docente universitario de Inglaterra. Trabajó a principios del siglo XX con Ernest Rutherford (1871-1937) en investigaciones sobre la radiactividad, concepto ya abordado por los esposos Curie.
Rutherford ganó, pocos años después, un Nobel por su descubrimiento de que la radioactividad implicaba, como consecuencia, una desintegración en los elementos con los que entraba en contacto.
Tras regresar de Canadá (donde investigó junto al Nobel), en Londres empieza su investigación con William Ramsay (1852-1916), químico inglés.
Soddy y Ramsay indagaron arduamente sobre cómo funcionaba la radiación. Así lograron observar que, gracias a medios espectroscópicos, el radio se desintegraba y posteriormente se producía helio.
Estas desintegraciones de elementos continuaron siendo objeto de estudio de Soddy y de muchos otros científicos de la época. Sin embargo, alrededor del 1913, tanto él como otro químico polaco, Kasimir Fajans (1887-1975) lograron darle forma a las leyes que señalan cómo ocurren las transmutaciones de elementos o desplazamientos:
- Primera ley: Si un átomo con radioactividad emite una partícula alfa, su número másico disminuye en cuatro unidades y, su número atómico, en dos. Por ejemplo, el uranio se transforma en torio.
- Segunda ley: Si un átomo con radioactividad emite una partícula beta, su número másico no varía y su número atómico aumenta en uno. Por ejemplo, el carbono, de este modo, se convierte en nitrógeno.
Estas reglas se denominan leyes de desplazamiento radiactivo. Gracias a ellas se señala cómo se producen nuevos elementos. En la comunidad científica fueron esenciales para desvincular la ciencia de la alquimia, práctica medieval que no gozaba de prestigio entre los científicos por su carácter considerado esotérico, casi mágico.
Tras analizar cómo ocurren estos cambios, tanto Soddy como otros químicos notaron cómo estos elementos que surgían seguían un orden en función de cómo se ubican en la tabla periódica.
Por este motivo, se hablaba de serie o cadena radioactiva: hay un mismo elemento que va desintegrándose, por ende el número de átomos que tiene cada elemento nuevo cambia, pero no se alteran sus propiedades químicas.
Tipos.
Los isótopos pueden clasificarse en dos grupos. En primer lugar, están los isótopos estables. Se denomina así a toda forma de átomo no radiactiva.
Los isótopos estables más analizados, examinados y estudiados son aquellos correspondientes a los elementos más ligeros:
- oxígeno
- nitrógeno
- carbono
- hidrógeno
La gran mayoría de los elementos que conforman la tabla periódica cuentan con isótopos estables. Esto tiene que ver con que son la forma más común de manifestación en la naturaleza.
Los usos que pueden tener los isótopos estables son amplios y variados: en investigación son útiles para analizar, por ejemplo, una determinada fuente de agua. Allí es posible analizar qué tipos de agroquímicos hay y en qué medida, entre otros factores. También es muy empleado en investigaciones de la industria alimenticia para corroborar la adecuada composición de uno u otro alimento.
Por otra parte, se encuentran los isótopos no estables, también llamados radioisótopos. Estos átomos cuentan con una excesiva cantidad de energía nuclear.
Se clasifican en tres grupos:
- primigenios
- secundarios
- cosmogónicos
Es importante que se pueda tener conocimiento cuando en una zona próxima a personas u animales hay presencia de radioisótopos. Si bien una mínima cantidad no hace un grave daño al ser vivo, la constante exposición a él sí puede traer graves consecuencias y ser perjudicial para la salud.
Para poder comprender la magnitud, en una radiografía de tórax la emisión de radiación que alcanza el cuerpo humano es de alrededor de 0,05 Sv (sievert es la unidad utilizada por el Sistema Internacional de Unidades para medir la radiación). Por el contrario, un número aproximado a 1000 provoca náuseas, vómitos y, si aumenta la exposición del individuo, es posible que pierda la vida.
Los radioisótopos tienen un amplio uso en la medicina, la ingeniería o la astronomía, ya que son elementales para poder, por ejemplo, detener plagas o analizar los contaminantes de un elemento de estudio (una porción de suelo, una fuente de agua).
En medicina, su uso también se extiende a algunos tipos de tomografía, como la PET o Tomografía por emisión de positrones. Con ella se toman imágenes del interior del cuerpo humano para analizar el metabolismo o el estado de ciertos órganos.
Sin embargo, aunque está clasificada como una técnica no invasiva, la exposición a niveles de radiación hace que, tras finalizar la prueba, la persona deba permanecer alejada de niños y/o embarazadas durante algunas horas, para protegerlos.
Citar este artículo
Fernández, A. M. (31 de diciembre de 2022). Definición de isótopo. Historia, características y usos. Definicion.com. https://definicion.com/isotopo/
