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.

O que são isótopos

Isótoposé um tipo de átomo de algum tipo 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 de isótopos

Como os isótopos são diferentes? 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 são dados tabela periódica um lugar.
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.

ImGist determinou que as diferenças entre os isótopos são as seguintes:

Eles têm números diferentes nêutrons.
Os isótopos têm massas atômicas diferentes.
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, sua química e propriedades físicas. 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.

O conteúdo do artigo

ISÓTOPOS– variedades do mesmo elemento químico que são semelhantes em suas propriedades físico-químicas, mas possuem massas atômicas diferentes. O nome "isótopos" foi proposto em 1912 pelo radioquímico inglês Frederick Soddy, que o formou a partir de duas palavras gregas: isos - idêntico e topos - lugar. Os isótopos ocupam o mesmo lugar na célula da tabela periódica dos elementos de Mendeleev.

Um átomo de qualquer elemento químico consiste em um núcleo carregado positivamente e uma nuvem de elétrons carregados negativamente ao seu redor. A posição de um elemento químico na tabela periódica de Mendeleev (seu número de série) é determinada pela carga do núcleo de seus átomos. Isótopos são, portanto, chamados variedades do mesmo elemento químico, cujos átomos têm a mesma carga nuclear (e, portanto, praticamente as mesmas camadas de elétrons), mas diferem nos valores de massa nuclear. Segundo a expressão figurativa de F. Soddy, os átomos dos isótopos são iguais “por fora”, mas diferentes “por dentro”.

O nêutron foi descoberto em 1932 – uma partícula sem carga, com massa próxima à massa do núcleo de um átomo de hidrogênio - um próton , e criou modelo próton-nêutron do núcleo. Como resultado na ciência, foi estabelecida a definição moderna 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 . Cada isótopo é geralmente denotado por um conjunto de símbolos, onde X é o símbolo do elemento químico, Z é a carga do núcleo atômico (número de prótons), A é o número de massa do isótopo ( número total núcleons - prótons e nêutrons no núcleo, A = Z + N). Como a carga do núcleo parece estar exclusivamente associada ao símbolo do elemento químico, simplesmente a notação A X é frequentemente usada para abreviação.

De todos os isótopos que conhecemos, apenas os isótopos de hidrogênio têm seus próprios nomes. Assim, os isótopos 2 H e 3 H são chamados de deutério e trítio e são designados D e T, respectivamente (o isótopo 1 H é às vezes chamado de prótio).

Ocorre na natureza como isótopos estáveis , e instável - radioativo, cujos núcleos de átomos estão sujeitos à transformação espontânea em outros núcleos com a emissão de várias partículas (ou processos do chamado decaimento radioativo). Cerca de 270 isótopos estáveis ​​​​são conhecidos agora, e isótopos estáveis ​​​​são encontrados apenas em elementos com número atômico Z Ј 83. O número de isótopos instáveis ​​​​ultrapassa 2.000, a grande maioria deles foi obtida artificialmente como resultado de várias reações nucleares. O número de isótopos radioativos de muitos elementos é muito grande e pode ultrapassar duas dúzias. O número de isótopos estáveis ​​é significativamente menor. Alguns elementos químicos consistem em apenas um isótopo estável (berílio, flúor, sódio, alumínio, fósforo, manganês, ouro e vários outros elementos). O maior número de isótopos estáveis ​​​​- 10 - foi encontrado no estanho, por exemplo, no ferro são 4 e no mercúrio - 7.

Descoberta de isótopos, antecedentes históricos.

Em 1808, o cientista naturalista inglês John Dalton introduziu pela primeira vez a definição de elemento químico como uma substância constituída por átomos do mesmo tipo. Em 1869, o químico D. I. Mendeleev descobriu a lei periódica dos elementos químicos. Uma das dificuldades em fundamentar o conceito de elemento como uma substância que ocupa um determinado lugar em uma célula da tabela periódica foram os pesos atômicos não inteiros dos elementos observados experimentalmente. Em 1866, o físico e químico inglês Sir William Crookes apresentou a hipótese de que cada elemento químico natural é uma certa mistura de substâncias idênticas em suas propriedades, mas com massas atômicas diferentes, mas naquela época tal suposição ainda não existia. confirmação experimental e, portanto, não foi notada por muito tempo.

Um passo importante para a descoberta dos isótopos foi a descoberta do fenômeno da radioatividade e da hipótese do decaimento radioativo formulada por Ernst Rutherford e Frederick Soddy: a radioatividade nada mais é do que o decaimento de um átomo em uma partícula carregada e um átomo de outro elemento , diferente em suas propriedades químicas do original. Como resultado, surgiu a ideia de séries radioativas ou famílias radioativas , no início do qual está o primeiro elemento pai, que é radioativo, e no final - o último elemento estável. A análise das cadeias de transformações mostrou que durante seu curso, os mesmos elementos radioativos, diferindo apenas nas massas atômicas, podem aparecer em uma célula do sistema periódico. Na verdade, isso significou a introdução do conceito de isótopos.

A confirmação independente da existência de isótopos estáveis ​​​​de elementos químicos foi então obtida nos experimentos de JJ Thomson e Aston em 1912-1920 com feixes de partículas carregadas positivamente (ou os chamados feixes de canal ) proveniente do tubo de descarga.

Em 1919, Aston projetou um instrumento chamado espectrógrafo de massa. (ou espectrômetro de massa) . A fonte de íons ainda usava um tubo de descarga, mas Aston descobriu uma maneira pela qual a deflexão sucessiva de um feixe de partículas em campos elétricos e magnéticos levava à focagem de partículas com a mesma relação carga-massa (independentemente de sua velocidade) em o mesmo ponto na tela. Junto com o Aston, um espectrômetro de massa com design ligeiramente diferente foi criado nos mesmos anos pelo americano Dempster. Como resultado do subsequente uso e aprimoramento dos espectrômetros de massa através dos esforços de muitos pesquisadores, em 1935 uma tabela quase completa foi compilada composições isotópicas todos os elementos químicos conhecidos naquela época.

Métodos de separação de isótopos.

Para estudar as propriedades dos isótopos e principalmente para sua utilização para fins científicos e aplicados, é necessário obtê-los em quantidades mais ou menos perceptíveis. Em espectrômetros de massa convencionais, a separação quase completa dos isótopos é alcançada, mas sua quantidade é insignificantemente pequena. Portanto, os esforços de cientistas e engenheiros visaram a busca de outros métodos possíveis de separação de isótopos. Em primeiro lugar, foram dominados os métodos físico-químicos de separação, com base nas diferenças nas propriedades dos isótopos do mesmo elemento, como taxas de evaporação, constantes de equilíbrio, reações químicas e assim por diante. Os mais eficazes entre eles foram os métodos de retificação e troca de isótopos, amplamente utilizados na produção industrial de isótopos de elementos leves: hidrogênio, lítio, boro, carbono, oxigênio e nitrogênio.

Outro grupo de métodos consiste nos chamados métodos cinéticos moleculares: difusão gasosa, difusão térmica, difusão em massa (difusão em fluxo de vapor), centrifugação. Métodos de difusão de gás, baseados em diferentes taxas de difusão de componentes isotópicos em meios porosos altamente dispersos, foram usados ​​durante a Segunda Guerra Mundial para organizar a produção industrial de separação de isótopos de urânio nos Estados Unidos como parte do chamado Projeto Manhattan para criar bomba atômica. Para obter as quantidades necessárias de urânio enriquecido a 90% com o isótopo leve 235 U, principal componente “combustível” da bomba atômica, foram construídas usinas, ocupando uma área de cerca de quatro mil hectares. Mais de 2 bilhões de dólares foram destinados à criação de um centro atômico com usinas de produção de urânio enriquecido.Após a guerra, foram desenvolvidas usinas de produção de urânio enriquecido para fins militares, também baseadas no método de separação por difusão, e construído na URSS. EM últimos anos este método deu lugar ao método de centrifugação mais eficiente e menos caro. Neste método, o efeito de separação de uma mistura isotópica é alcançado devido aos diferentes efeitos das forças centrífugas sobre os componentes da mistura isotópica que preenche o rotor da centrífuga, que é um cilindro de parede fina limitado na parte superior e inferior, girando a uma velocidade velocidade muito alta. alta velocidade em uma câmara de vácuo. Centenas de milhares de centrífugas conectadas em cascata, cujo rotor faz mais de mil rotações por segundo, são atualmente usadas em modernas plantas de separação na Rússia e em outros países. países desenvolvidos paz. As centrífugas são usadas não apenas para produzir o urânio enriquecido necessário para alimentar os reatores nucleares das usinas nucleares, mas também para produzir isótopos de cerca de trinta elementos químicos na parte intermediária da tabela periódica. Unidades de separação eletromagnética com fontes de íons poderosas também são usadas para separar vários isótopos; nos últimos anos, os métodos de separação a laser também se espalharam.

Aplicação de isótopos.

Vários isótopos de elementos químicos são amplamente utilizados em pesquisa científica, em vários campos da indústria e da agricultura, na energia nuclear, na biologia moderna e na medicina, na investigação ambiente e outras áreas. Na pesquisa científica (por exemplo, em análises químicas), via de regra, são necessárias pequenas quantidades de isótopos raros de vários elementos, calculadas em gramas e até miligramas por ano. Ao mesmo tempo, para uma série de isótopos amplamente utilizados na energia nuclear, na medicina e em outras indústrias, a necessidade de sua produção pode chegar a muitos quilogramas e até toneladas. Assim, devido ao uso de água pesada D 2 O em reatores nucleares, sua produção global no início da década de 1990 do século passado era de cerca de 5.000 toneladas por ano. O isótopo de hidrogênio deutério, que faz parte da água pesada, cuja concentração na mistura natural de hidrogênio é de apenas 0,015%, junto com o trítio, se tornará no futuro, segundo os cientistas, o principal componente do combustível de energia termonuclear reatores que operam com base em reações de fusão nuclear. Neste caso, a necessidade de produção de isótopos de hidrogênio será enorme.

Na pesquisa científica, isótopos estáveis ​​e radioativos são amplamente utilizados como indicadores isotópicos (tags) no estudo de uma ampla variedade de processos que ocorrem na natureza.

EM agricultura isótopos (átomos “marcados”) são usados, por exemplo, para estudar os processos de fotossíntese, a digestibilidade de fertilizantes e para determinar a eficiência do uso de nitrogênio, fósforo, potássio, oligoelementos e outras substâncias pelas plantas.

As tecnologias isotópicas são amplamente utilizadas na medicina. Assim, nos EUA, segundo as estatísticas, são realizados mais de 36 mil procedimentos médicos por dia e cerca de 100 milhões de exames laboratoriais com isótopos. Os procedimentos mais comuns envolvem tomografia computadorizada. O isótopo de carbono C13, enriquecido a 99% (conteúdo natural de cerca de 1%), é ativamente utilizado no chamado “controle diagnóstico da respiração”. A essência do teste é muito simples. O isótopo enriquecido é introduzido na alimentação do paciente e, após participar do processo metabólico em diversos órgãos do corpo, é liberado conforme exalado pelo paciente. dióxido de carbono CO 2 que é coletado e analisado usando um espectrômetro. As diferenças nas taxas de processos associados à liberação de diferentes quantidades de dióxido de carbono, marcado com o isótopo C 13, permitem avaliar o estado dos diversos órgãos do paciente. Nos EUA, o número de pacientes que serão submetidos a este teste é estimado em 5 milhões por ano. Agora, métodos de separação a laser são usados ​​para produzir isótopo C13 altamente enriquecido em escala industrial.

Vladimir Jdanov

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.

O que são isótopos

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 de isótopos

Como os isótopos são diferentes? 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.

TheDifference.ru determinou que a diferença entre os isótopos é a seguinte:

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

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