Um certo elemento que tem o mesmo, mas diferente. Possuem núcleos com o mesmo número e diversidade. número, possuem a mesma estrutura de camadas eletrônicas e ocupam o mesmo lugar na periodicidade. sistema químico elementos. O termo "isótopos" foi proposto em 1910 por F. Soddy para designar variedades quimicamente indistinguíveis que diferem em suas propriedades físicas. (principalmente radioativos) Santos. Os isótopos estáveis ​​​​foram descobertos pela primeira vez em 1913 por J. Thomson usando os chamados que ele desenvolveu. o método das parábolas é o protótipo do moderno. . Ele descobriu que Ne tem pelo menos 2 variedades com peso. partes 20 e 22. Os nomes e símbolos dos isótopos são geralmente os nomes e símbolos dos produtos químicos correspondentes. elementos; aponte para o canto superior esquerdo do símbolo. Por exemplo, para indicar natural os isótopos usam a notação 35 Cl e 37 Cl; às vezes o elemento também é indicado no canto inferior esquerdo, ou seja, escreva 35 17 Cl e 37 17 Cl. Apenas isótopos do elemento mais leve, o hidrogênio, com peso. as partes 1, 2 e 3 têm especial. nomes e símbolos: (1 1 H), (D ou 2 1 H) e (T ou 3 1 H), respectivamente. Devido à grande diferença nas massas, o comportamento desses isótopos difere significativamente (ver). Isótopos estáveis ​​ocorrem em todos os elementos pares e ímpares com[ 83. O número de isótopos estáveis ​​de elementos com números pares pode ser. é igual a 10 (por exemplo, y); Os elementos ímpares não têm mais do que dois isótopos estáveis. Conhecido aprox. 280 isótopos estáveis ​​​​e mais de 2.000 radioativos de 116 elementos naturais e obtidos artificialmente. Para cada elemento, o conteúdo de isótopos individuais na natureza é determinado. a mistura sofre pequenas flutuações, que muitas vezes podem ser negligenciadas. Mais meios. flutuações na composição isotópica são observadas em meteoritos e outros corpos celestes. A constância da composição isotópica leva à constância dos elementos encontrados na Terra, que é o valor médio da massa de um determinado elemento, encontrado levando-se em consideração a abundância de isótopos na natureza. As flutuações na composição isotópica dos elementos leves estão associadas, via de regra, a mudanças na composição isotópica durante a decomposição. processos que ocorrem na natureza (, etc.). Para o elemento pesado Pb, as variações na composição isotópica de diferentes amostras são explicadas por diferentes fatores. conteúdo e outras fontes e - os ancestrais da natureza. . As diferenças nas propriedades dos isótopos de um determinado elemento são chamadas. . Prática importante A tarefa é obter da natureza. misturas de isótopos individuais -

Isótopos

Átomos do mesmo elemento que possuem números de massa diferentes são chamados de isótopos. Átomos de isótopos do mesmo elemento possuem o mesmo número de prótons (Z) e diferem entre si no número de nêutrons (N).

Os isótopos de vários elementos não têm nomes próprios, mas repetem o nome do elemento; neste caso, a massa atômica de um determinado isótopo - sua única diferença em relação a outros isótopos do mesmo elemento - é refletida usando o sobrescrito em Fórmula química elemento: por exemplo, para isótopos de urânio - 235 U, 238 U. A única exceção às regras da nomenclatura de isótopos é o elemento nº 1 - hidrogênio. Todos os três isótopos de hidrogênio atualmente conhecidos têm não apenas seus próprios símbolos químicos especiais, mas também seu próprio nome: 1 H - prótio, 2 D - deutério, 3 T - trítio; neste caso, o núcleo de prótio é simplesmente um próton, o núcleo de deutério contém um próton e um nêutron, o núcleo de trítio contém um próton e dois nêutrons. Os nomes dos isótopos de hidrogênio desenvolveram-se historicamente desta forma porque a diferença relativa nas massas dos isótopos de hidrogênio causada pela adição de um nêutron é a máxima entre todas elementos químicos.

Todos os isótopos podem ser divididos em estáveis ​​​​(estáveis), ou seja, não sujeitos ao decaimento espontâneo dos núcleos atômicos em partes (o decaimento neste caso é denominado radioativo), e instáveis ​​​​(instáveis) - radioativos, ou seja, sujeitos ao decaimento radioativo. A maioria dos elementos difundidos na natureza consiste em uma mistura de dois ou mais isótopos estáveis: por exemplo, 16 O, 12 C. De todos os elementos, o estanho possui o maior número de isótopos estáveis ​​​​(10 isótopos) e, por exemplo, o alumínio existe na natureza, na forma de apenas um isótopo estável - o restante de seus isótopos conhecidos são instáveis. Os núcleos de isótopos instáveis ​​decaem espontaneamente, liberando partículas b e partículas c (elétrons) até que um isótopo estável de outro elemento seja formado: por exemplo, o decaimento de 238 U (urânio radioativo) termina com a formação de 206 Pb (um isótopo estável de chumbo). Ao estudar os isótopos, constatou-se que eles não diferem nas propriedades químicas, que, como sabemos, são determinadas pela carga de seus núcleos e não dependem da massa dos núcleos.

Conchas eletrônicas

A camada eletrônica de um átomo é uma região do espaço onde os elétrons provavelmente estão localizados, caracterizada pelo mesmo valor do número quântico principal n e, como consequência, localizada em níveis de energia próximos. Cada camada de elétrons pode ter um certo número máximo de elétrons.

A partir do valor do número quântico principal n = 1, os níveis de energia (camadas) são designados K, L, M e N. Eles são divididos em subníveis (subcamadas) que diferem entre si na energia de ligação com o núcleo. O número de subníveis é igual ao valor do número quântico principal, mas não excede quatro: o 1º nível tem um subnível, o 2º - dois, o 3º - três, o 4º - quatro subníveis. Os subníveis, por sua vez, consistem em orbitais. É costume designar subníveis com letras latinas, s - o primeiro subnível de cada nível de energia mais próximo do núcleo; consiste em um orbital s, p - o segundo subnível, consiste em três orbitais p; d é o terceiro subnível, consiste em cinco orbitais d; f é o quarto subnível, contém sete orbitais f. Assim, para cada valor de n existem n 2 orbitais. Cada orbital não pode conter mais do que dois elétrons - o princípio de Pauli. Se houver um elétron em um orbital, então ele é chamado de desemparelhado; se houver dois, então estes são elétrons emparelhados. O princípio de Pauli explica a fórmula N=2n 2. Se o primeiro nível K(n=1) contiver 1 2 = 1 orbital, e cada orbital tiver 2 elétrons, então o número máximo de elétrons será 2*1 2 =2; L(n = 2) =8; M(n = 3) =18; N (n = 4) =32.

Isótopos

ISÓTOPOS-s; por favor.(isótopo unitário, -a; m.). [do grego isos - igual e topos - lugar] Especialista. Variedades do mesmo elemento químico, diferindo na massa dos átomos. Isótopos radioativos. Isótopos de urânio.

◁ Isótópico, ah, ah. I. indicador.

História da pesquisa
Os primeiros dados experimentais sobre a existência de isótopos foram obtidos em 1906-10. ao estudar as propriedades das transformações radioativas de átomos de elementos pesados. Em 1906-07. foi descoberto que o produto do decaimento radioativo do urânio - iônio e o produto do decaimento radioativo do tório - radiotório têm o mesmo Propriedades quimicas, como o tório, mas diferem deste último na massa atômica e nas características de decaimento radioativo. Além disso: todos os três elementos têm os mesmos espectros ópticos e de raios X. Por sugestão do cientista inglês F. Soddy (cm. SODDIE Frederico), tais substâncias passaram a ser chamadas de isótopos.
Após a descoberta de isótopos em elementos radioativos pesados, começou a busca por isótopos em elementos estáveis. A confirmação independente da existência de isótopos estáveis ​​​​de elementos químicos foi obtida nos experimentos de J. J. Thomson (cm. THOMSON José João) e F. Aston (cm. ASTON Francisco William). Thomson descobriu isótopos estáveis ​​de néon em 1913. Aston, que conduziu pesquisas usando um instrumento que ele projetou chamado espectrógrafo de massa (ou espectrômetro de massa), usando o método de espectrometria de massa (cm. ESPECTROMETRIA DE MASSA), provou que muitos outros elementos químicos estáveis ​​possuem isótopos. Em 1919, obteve evidências da existência de dois isótopos 20 Ne e 22 Ne, cuja abundância relativa (abundância) na natureza é de aproximadamente 91% e 9%. Posteriormente, foi descoberto o isótopo 21 Ne com abundância de 0,26%, isótopos de cloro, mercúrio e vários outros elementos.
Um espectrômetro de massa com um design ligeiramente diferente foi criado nos mesmos anos por A. J. Dempster (cm. DEMPSTER Arthur Jeffrey). Como resultado do subsequente uso e aprimoramento dos espectrômetros de massa, uma tabela quase completa de composições isotópicas foi compilada através dos esforços de muitos pesquisadores. Em 1932, foi descoberto um nêutron - uma partícula sem carga, com massa próxima à massa do núcleo de um átomo de hidrogênio - um próton, e foi criado um modelo próton-nêutron do núcleo. Como resultado, a ciência estabeleceu a definição final do conceito de isótopos: isótopos são substâncias cujos núcleos atômicos consistem no mesmo número de prótons e diferem apenas no número de nêutrons no núcleo. Por volta de 1940, foram realizadas análises isotópicas de todos os elementos químicos conhecidos na época.
Durante o estudo da radioatividade, foram descobertas cerca de 40 substâncias radioativas naturais. Eles foram agrupados em famílias radioativas, cujos ancestrais são isótopos de tório e urânio. Os naturais incluem todas as variedades estáveis ​​de átomos (há cerca de 280 deles) e todos os naturalmente radioativos que fazem parte de famílias radioativas (há 46 deles). Todos os outros isótopos são obtidos como resultado de reações nucleares.
Pela primeira vez em 1934 I. Curie (cm. JOLIO-CURIE Irene) e F. Joliot-Curie (cm. JOLIO-CURIE Frederico) isótopos radioativos de nitrogênio (13 N), silício (28 Si) e fósforo (30 P) obtidos artificialmente, que estão ausentes na natureza. Com estas experiências demonstraram a possibilidade de sintetizar novos nuclídeos radioativos. Entre os radioisótopos artificiais atualmente conhecidos, mais de 150 pertencem a elementos transurânicos (cm. ELEMENTOS TRANSURANOS), não encontrado na Terra. Teoricamente, presume-se que o número de variedades de isótopos capazes de existir pode chegar a cerca de 6.000.

dicionário enciclopédico. 2009 .

Veja o que são “isótopos” em outros dicionários:

Enciclopédia moderna

Isótopos- (de iso... e grego topos place), variedades de elementos químicos em que os núcleos dos átomos (nuclídeos) diferem no número de nêutrons, mas contêm o mesmo número de prótons e, portanto, ocupam o mesmo lugar na tabela periódica de produtos químicos... Ilustrado dicionário enciclopédico

- (de iso... e grego topos place) variedades de elementos químicos em que os núcleos atômicos diferem no número de nêutrons, mas contêm o mesmo número de prótons e, portanto, ocupam o mesmo lugar na tabela periódica dos elementos. Distinguir... ... Grande Dicionário Enciclopédico

ISÓTOPOS- ISÓTOPOS químicos. elementos localizados na mesma célula tabela periódica e, portanto, tendo o mesmo número atômico ou número atômico. Neste caso, os íons não deveriam, em geral, ter o mesmo peso atômico. Vários… … Grande Enciclopédia Médica

Variedades deste produto químico. elementos que diferem na massa de seus núcleos. Possuindo cargas idênticas dos núcleos Z, mas diferindo no número de nêutrons, os elétrons têm a mesma estrutura de camadas eletrônicas, ou seja, químicos muito próximos. St. Va, e ocupam a mesma coisa... ... Enciclopédia física

Átomos da mesma substância química. um elemento cujos núcleos contêm o mesmo número de prótons, mas um número diferente de nêutrons; têm massas atômicas diferentes, têm a mesma substância química. propriedades, mas diferem em suas propriedades físicas. propriedades, em especial... Dicionário de microbiologia

Química dos átomos. elementos que possuem números de massa diferentes, mas possuem a mesma carga dos núcleos atômicos e, portanto, ocupam o mesmo lugar na tabela periódica de Mendeleev. Átomos de diferentes isótopos da mesma substância química. elementos diferem em número... ... Enciclopédia geológica

Foi estabelecido que todo elemento químico encontrado na natureza é uma mistura de isótopos (portanto, eles têm massas atômicas fracionárias). Para entender como os isótopos diferem uns dos outros, é necessário considerar detalhadamente a estrutura do átomo. Um átomo forma um núcleo e uma nuvem de elétrons. A massa de um átomo é influenciada por elétrons que se movem a velocidades impressionantes através de orbitais na nuvem de elétrons, nêutrons e prótons que constituem o núcleo.

Definição

Isótoposé um tipo de átomo de um elemento químico. Sempre há números iguais de elétrons e prótons em qualquer átomo. Por terem cargas opostas (os elétrons são negativos e os prótons são positivos), o átomo é sempre neutro (essa partícula elementar não carrega carga, é zero). Quando um elétron é perdido ou capturado, um átomo perde a neutralidade, tornando-se um íon negativo ou positivo.

Os nêutrons não têm carga, mas seu número no núcleo atômico do mesmo elemento pode variar. Isto não afeta de forma alguma a neutralidade do átomo, mas afeta sua massa e propriedades. Por exemplo, qualquer isótopo de um átomo de hidrogênio contém um elétron e um próton. Mas o número de nêutrons é diferente. O prótio possui apenas 1 nêutron, o deutério possui 2 nêutrons e o trítio possui 3 nêutrons. Esses três isótopos diferem marcadamente entre si em propriedades.

Comparação

Eles têm diferentes números de nêutrons, diferentes massas e diferentes propriedades. Os isótopos têm estruturas idênticas de camadas de elétrons. Isso significa que eles são bastante semelhantes em propriedades químicas. Portanto, eles recebem um lugar na tabela periódica.

Isótopos estáveis ​​e radioativos (instáveis) foram encontrados na natureza. Os núcleos dos átomos de isótopos radioativos são capazes de se transformar espontaneamente em outros núcleos. Durante o processo de decaimento radioativo, eles emitem diversas partículas.

A maioria dos elementos possui mais de duas dúzias de isótopos radioativos. Além disso, isótopos radioativos são sintetizados artificialmente para absolutamente todos os elementos. Numa mistura natural de isótopos, o seu conteúdo varia ligeiramente.

A existência de isótopos permitiu compreender por que, em alguns casos, elementos com menor massa atômica apresentam número atômico maior do que elementos com maior massa atômica. Por exemplo, no par argônio-potássio, o argônio inclui isótopos pesados ​​e o potássio contém isótopos leves. Portanto, a massa do argônio é maior que a do potássio.

Site de conclusões

1. Eles têm números diferentes nêutrons.
2. Os isótopos têm massas atômicas diferentes.
3. O valor da massa dos átomos de íons afeta sua energia e propriedades totais.

Estudando o fenômeno da radioatividade, cientistas da primeira década do século XX. aberto um grande número de substâncias radioativas - cerca de 40. Havia significativamente mais delas do que lugares livres na tabela periódica de elementos no intervalo entre o bismuto e o urânio. A natureza destas substâncias tem sido controversa. Alguns pesquisadores os consideraram elementos químicos independentes, mas neste caso a questão de sua colocação na tabela periódica revelou-se insolúvel. Outros geralmente negaram-lhes o direito de serem chamados de elementos no sentido clássico. Em 1902, o físico inglês D. Martin chamou essas substâncias de radioelementos. À medida que foram estudados, ficou claro que alguns radioelementos têm exatamente as mesmas propriedades químicas, mas diferem nas massas atômicas. Esta circunstância contrariava as disposições básicas da lei periódica. O cientista inglês F. Soddy resolveu a contradição. Em 1913, ele chamou os radioelementos quimicamente semelhantes de isótopos (de palavras gregas que significam “mesmo” e “lugar”), ou seja, ocupam o mesmo lugar na tabela periódica. Os radioelementos revelaram-se isótopos de elementos radioativos naturais. Todos eles estão combinados em três famílias radioativas, cujos ancestrais são isótopos de tório e urânio.

Isótopos de oxigênio. Isóbaras de potássio e argônio (isóbaras são átomos de elementos diferentes com o mesmo número de massa).

Número de isótopos estáveis ​​para elementos pares e ímpares.

Logo ficou claro que outros elementos químicos estáveis ​​também possuem isótopos. O principal crédito pela sua descoberta pertence ao físico inglês F. Aston. Ele descobriu isótopos estáveis ​​de muitos elementos.

Do ponto de vista moderno, os isótopos são variedades de átomos de um elemento químico: possuem massas atômicas diferentes, mas a mesma carga nuclear.

Seus núcleos contêm, portanto, o mesmo número de prótons, mas diferentes números de nêutrons. Por exemplo, isótopos naturais de oxigênio com Z = 8 contêm 8, 9 e 10 nêutrons em seus núcleos, respectivamente. A soma dos números de prótons e nêutrons no núcleo de um isótopo é chamada de número de massa A. Consequentemente, os números de massa dos isótopos de oxigênio indicados são 16, 17 e 18. Hoje em dia, é aceita a seguinte designação para isótopos: o o valor Z é fornecido abaixo à esquerda do símbolo do elemento, o valor A é fornecido no canto superior esquerdo. Por exemplo: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O.

Desde a descoberta do fenômeno da radioatividade artificial, aproximadamente 1.800 isótopos radioativos artificiais foram produzidos usando reações nucleares para elementos com Z de 1 a 110. A grande maioria dos radioisótopos artificiais tem meias-vidas muito curtas, medidas em segundos e frações de segundos. ; apenas alguns têm uma expectativa de vida relativamente longa (por exemplo, 10 Be - 2,7 10 6 anos, 26 Al - 8 10 5 anos, etc.).

Os elementos estáveis ​​são representados na natureza por aproximadamente 280 isótopos. No entanto, alguns deles revelaram-se fracamente radioativos, com meias-vidas enormes (por exemplo, 40 K, 87 Rb, 138 La, 147 Sm, 176 Lu, 187 Re). A vida útil desses isótopos é tão longa que podem ser considerados estáveis.

Ainda existem muitos desafios no mundo dos isótopos estáveis. Assim, não está claro por que o seu número varia tão grandemente entre os diferentes elementos. Cerca de 25% dos elementos estáveis ​​(Be, F, Na, Al, P, Sc, Mn, Co, As, Y, Nb, Rh, I, Cs, Pt, Tb, Ho, Tu, Ta, Au) estão presentes em natureza apenas um tipo de átomo. Estes são os chamados elementos únicos. É interessante que todos eles (exceto Be) tenham valores ímpares de Z. Em geral, para elementos ímpares o número de isótopos estáveis ​​não excede dois. Em contraste, alguns elementos Z pares consistem em um grande número de isótopos (por exemplo, Xe tem 9, Sn tem 10 isótopos estáveis).

O conjunto de isótopos estáveis ​​de um determinado elemento é denominado galáxia. Seu conteúdo na galáxia costuma flutuar muito. É interessante notar que o maior teor é de isótopos com números de massa múltiplos de quatro (12 C, 16 O, 20 Ca, etc.), embora haja exceções a esta regra.

A descoberta de isótopos estáveis ​​​​permitiu resolver o antigo mistério das massas atômicas - seu desvio dos números inteiros, explicado pelas diferentes porcentagens de isótopos estáveis ​​​​de elementos na galáxia.

Na física nuclear o conceito de “isóbaras” é conhecido. Isóbaros são os isótopos de vários elementos (isto é, com Significados diferentes Z) tendo os mesmos números de massa. O estudo das isóbaras contribuiu para o estabelecimento de muitos padrões importantes no comportamento e nas propriedades dos núcleos atômicos. Um desses padrões é expresso pela regra formulada pelo químico soviético S. A. Shchukarev e pelo físico alemão I. Mattauch. Diz: se duas isóbaras diferem nos valores de Z em 1, então uma delas será definitivamente radioativa. Um exemplo clássico de par de isóbaras é 40 18 Ar - 40 19 K. Nele, o isótopo de potássio é radioativo. A regra de Shchukarev-Mattauch permitiu explicar porque não existem isótopos estáveis ​​​​nos elementos tecnécio (Z = 43) e promécio (Z = 61). Como eles têm valores Z ímpares, não se poderia esperar mais de dois isótopos estáveis ​​para eles. Mas descobriu-se que os isóbaros de tecnécio e promécio, respectivamente os isótopos de molibdênio (Z = 42) e rutênio (Z = 44), neodímio (Z = 60) e samário (Z = 62), são representados na natureza por estáveis variedades de átomos em uma ampla gama de números de massa. Assim, as leis físicas proíbem a existência de isótopos estáveis ​​de tecnécio e promécio. É por isso que esses elementos não existem na natureza e tiveram que ser sintetizados artificialmente.

Os cientistas há muito tentam desenvolver um sistema periódico de isótopos. Claro, é baseado em princípios diferentes dos da tabela periódica de elementos. Mas estas tentativas ainda não conduziram a resultados satisfatórios. É verdade que os físicos provaram que a sequência de preenchimento das camadas de prótons e nêutrons nos núcleos atômicos é, em princípio, semelhante à construção das camadas e subcamadas de elétrons nos átomos (ver Átomo).

As camadas eletrônicas dos isótopos de um determinado elemento são construídas exatamente da mesma maneira. Portanto, suas propriedades químicas e físicas são quase idênticas. Apenas os isótopos de hidrogênio (prótio e deutério) e seus compostos apresentam diferenças perceptíveis nas propriedades. Por exemplo, a água pesada (D 2 O) congela a +3,8, ferve a 101,4 ° C, tem uma densidade de 1,1059 g/cm 3 e não sustenta a vida de animais e organismos vegetais. Durante a eletrólise da água em hidrogênio e oxigênio, predominantemente moléculas de H 2 0 são decompostas, enquanto moléculas pesadas de água permanecem no eletrolisador.

Separar isótopos de outros elementos é uma tarefa extremamente difícil. No entanto, em muitos casos, são necessários isótopos de elementos individuais com abundâncias significativamente alteradas em comparação com a abundância natural. Por exemplo, ao resolver o problema da energia atômica, tornou-se necessário separar os isótopos 235 U e 238 U. Para tanto, foi utilizado pela primeira vez o método de espectrometria de massa, com o qual foram obtidos os primeiros quilogramas de urânio-235 nos EUA em 1944. No entanto, este método revelou-se muito caro e foi substituído pelo método de difusão gasosa, que utilizava UF 6. Existem agora vários métodos para separar isótopos, mas todos são bastante complexos e caros. E ainda assim o problema de “dividir o inseparável” está sendo resolvido com sucesso.

Surgiu uma nova disciplina científica - a química isotópica. Ela estuda o comportamento de vários isótopos de elementos químicos em reações químicas e processos de troca de isótopos. Como resultado desses processos, os isótopos de um determinado elemento são redistribuídos entre as substâncias reagentes. Aqui exemplo mais simples: H 2 0 + HD = HD0 + H 2 (uma molécula de água troca um átomo de prótio por um átomo de deutério). A geoquímica dos isótopos também está em desenvolvimento. Ela estuda variações na composição isotópica de diferentes elementos da crosta terrestre.

Os mais utilizados são os chamados átomos marcados - isótopos radioativos artificiais de elementos estáveis ​​​​ou isótopos estáveis. Com a ajuda de indicadores isotópicos - átomos rotulados - eles estudam as trajetórias de movimento dos elementos na natureza inanimada e viva, a natureza da distribuição de substâncias e elementos em vários objetos. Os isótopos são utilizados na tecnologia nuclear: como materiais para a construção de reatores nucleares; como combustível nuclear (isótopos de tório, urânio, plutônio); na fusão termonuclear (deutério, 6 Li, 3 He). Os isótopos radioativos também são amplamente utilizados como fontes de radiação.