Isótopos e Iones
Introducción
Los isótopos y los iones son especies atómicas que presentan cambios en su composición respecto a otros átomos del mismo elemento. Los isótopos poseen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones, mientras que los iones se forman cuando un átomo gana o pierde electrones.
Comprender esta diferencia permite interpretar correctamente el número atómico, el número másico, la carga eléctrica y la representación de las distintas especies químicas. Además, los conceptos de isótopo e ion son fundamentales para estudiar la estructura atómica, la masa atómica, la configuración electrónica y el enlace químico.
¿Qué son los Isótopos?
Los isótopos son átomos del mismo elemento que poseen:
- el mismo número de protones
- diferente número de neutrones.
Por tanto, tienen:
- igual número atómico Z
- diferente número másico A.
Ejemplo:
- ¹²₆C
- ¹³₆C
- ¹⁴₆C
Los tres son isótopos del carbono porque todos poseen: Z = 6 , pero contienen diferente número de neutrones.
¿Por qué los isótopos pertenecen al mismo Elemento?
La identidad de un elemento viene determinada por su número de protones.
Como:
Z = número de protones , todos los átomos con Z = 6 son carbono.
Por tanto:
- ¹²C → carbono.
- ¹³C → carbono.
- ¹⁴C → carbono.
Aunque tengan diferente número de neutrones, siguen siendo el mismo elemento químico.
Número Atómico y Número Másico en los Isótopos
Recordemos:
- Z = protones
- A = protones + neutrones
Por tanto:
N = A − Z , donde N representa el número de neutrones.
Ejemplo: ¹⁴₆C
- Z = 6
- A = 14
Neutrones: N = 14 − 6
N = 8
Isótopos y Masa Atómica
La existencia de varios isótopos explica por qué las masas atómicas de muchos elementos aparecen con valores decimales en la Tabla Periódica.
La masa atómica tabulada está relacionada con las masas de los diferentes isótopos y sus abundancias relativas.
De forma simplificada: masa atómica media = Σ(masa isotópica × abundancia fraccionaria)
Por ello: número másico ≠ masa atómica de la Tabla Periódica
Isótopos Estables
Un isótopo estable es aquel cuyo núcleo no presenta desintegración radiactiva observable en las escalas consideradas.
Ejemplos:
- ¹²C
- ¹³C
- ¹⁶O
Los isótopos estables pueden existir de forma natural durante tiempos extremadamente largos.
Isótopos Radiactivos
Algunos núcleos son inestables y pueden transformarse espontáneamente mediante procesos de desintegración radiactiva.
Estos isótopos se denominan: radioisótopos o isótopos radiactivos.
Ejemplos:
- ¹⁴C
- ³H
- ²³⁸U
Durante una desintegración nuclear puede cambiar la composición del núcleo y, dependiendo del proceso, incluso el número atómico del átomo resultante.
Aplicaciones de los Isótopos
Los isótopos poseen numerosas aplicaciones.
Datación
El carbono-14 se utiliza para datar determinados materiales orgánicos.
Medicina
Diversos radioisótopos se utilizan en diagnóstico y tratamiento.
Investigación
Los isótopos pueden utilizarse como trazadores.
Química
Permiten estudiar mecanismos de reacción y movimientos de átomos.
Geología
Diversos sistemas isotópicos permiten estudiar edades y procesos geológicos.
Cómo Representar un Isótopo
La notación nuclear habitual es: ᴬZX
donde:
- X = símbolo químico.
- A = número másico.
- Z = número atómico.
Ejemplo: ³⁷₁₇Cl
indica:
- 17 protones.
- 20 neutrones.
También puede escribirse: cloro-37 o Cl-37
Isótopos del Hidrógeno
| Isótopo | Símbolo | Masa atómica relativa aproximada | Protones | Neutrones |
|---|---|---|---|---|
| Protio | ¹H | 1,0078 u | 1 | 0 |
| Deuterio | ²H o D | 2,0141 u | 1 | 1 |
| Tritio | ³H o T | 3,0160 u | 1 | 2 |
Protio
El protio es el isótopo más ligero y abundante del hidrógeno. Se representa como: ¹H
y también puede escribirse: ¹₁H
Es el isótopo que normalmente se entiende cuando se habla simplemente de «hidrógeno».
Composición del Protio
Un átomo neutro de protio está formado por:
- 1 protón en el núcleo
- 0 neutrones
- 1 electrón en la nube electrónica.
Por tanto:
- Número atómico: Z = 1
- Número másico: A = 1
Número de neutrones: N = A − Z
N = 1 − 1 = 0
El protio es el único nucleido estable cuyo núcleo no contiene neutrones.
Núcleo del Protio
El núcleo del protio está formado exclusivamente por un protón.
Por ello, el núcleo de ¹H puede identificarse directamente con un protón: ¹₁H⁺ = p⁺
Esto constituye una característica excepcional entre los núcleos atómicos.
No debe confundirse, sin embargo, el átomo de protio con el protón:
Protio neutro → 1 protón + 1 electrón.
Protón → únicamente el núcleo de ¹H, con carga positiva.
Carga Eléctrica
El protón del núcleo posee carga: +e
mientras que el electrón posee: −e.
En el átomo neutro ambas cargas se compensan: (+1) + (−1) = 0
Por tanto, el átomo de protio es eléctricamente neutro.
Si pierde su único electrón: ¹H → H⁺ + e⁻ , queda esencialmente un protón.
Masa del Protio
La masa isotópica del átomo neutro de ¹H es aproximadamente: 1,007825 u
En cálculos sencillos suele aproximarse a: 1,008 u.
No debe confundirse esta masa isotópica con el número másico: A = 1
El número másico indica el número total de protones y neutrones y siempre es entero.
La masa isotópica es una masa medida experimentalmente y no tiene por qué ser un número entero.
Abundancia Natural
El protio constituye prácticamente todo el hidrógeno presente de forma natural en la Tierra.
Su abundancia es aproximadamente: 99,98–99,99 %
Aunque puede variar ligeramente según la muestra y su procedencia.
El resto corresponde principalmente al deuterio, ²H, mientras que el tritio, ³H, aparece únicamente en cantidades extremadamente pequeñas.
Por tanto: ¹H ≫ ²H ≫ ³H , en abundancia natural.
en abundancia natural.
Estabilidad Nuclear
El protio es estable.
Su núcleo contiene únicamente un protón y no experimenta desintegración radiactiva conocida.
Por tanto, el protio no es radiactivo.
Esta estabilidad contrasta con la del tritio, cuyo núcleo contiene un protón y dos neutrones y se desintegra mediante emisión beta.
Configuración Electrónica
El protio neutro posee un único electrón.
Su configuración electrónica es: 1s¹
Por tanto, el electrón ocupa el orbital 1s, que es el orbital de menor energía disponible.
Esta configuración extremadamente sencilla convierte al átomo de hidrógeno en un sistema fundamental para el estudio de la mecánica cuántica.
Espectro del Protio
Cuando el electrón del átomo de hidrógeno cambia entre niveles energéticos, el átomo puede absorber o emitir radiación electromagnética.
Las energías de estos niveles, en una primera aproximación, siguen una relación del tipo: Eₙ ∝ −1/n²
Las transiciones entre niveles originan las conocidas series espectrales del hidrógeno, como:
- serie de Lyman
- serie de Balmer
- serie de Paschen.
El espectro del hidrógeno fue fundamental para el desarrollo de los primeros modelos cuánticos del átomo.
Propiedades Químicas
Desde el punto de vista químico, el protio se comporta como el hidrógeno ordinario.
Su único electrón de valencia puede participar en diferentes tipos de enlace.
Puede formar enlaces covalentes, como en:
- H₂
- H₂O
- CH₄
- NH₃.
También puede aparecer formalmente como H⁺ en numerosos procesos ácido-base.
Asimismo, en determinados compuestos puede presentarse con carácter formal negativo como hidruro: H⁻.
Molécula de Hidrógeno
Dos átomos de protio pueden formar la molécula: ¹H₂
Habitualmente escrita simplemente: H₂.
Los dos átomos comparten electrones mediante un enlace covalente.
El hidrógeno molecular es la forma elemental más habitual del hidrógeno en condiciones ordinarias.
Es un gas:
- incoloro
- inodoro
- muy ligero
- inflamable.
Protio y Ácidos
En química ácido-base, el ion H⁺ suele denominarse protón.
En el caso del protio, esto tiene una justificación directa: si un átomo ¹H pierde su electrón, queda únicamente su núcleo, formado por un protón.
Sin embargo, en disolución acuosa no existe normalmente un protón completamente aislado.
Se encuentra asociado a moléculas de agua, formando especies como: H₃O⁺ , y agregados hidratados más complejos.
Protio en el Agua
La mayor parte de las moléculas de agua ordinaria contienen protio: H₂O.
Una pequeña proporción contiene deuterio: HDO
o, en cantidades mucho menores: D₂O
Debido a la enorme abundancia de ¹H, el agua ordinaria está formada fundamentalmente por moléculas que contienen protio.
Importancia del Protio
El protio es fundamental porque:
- es el isótopo más abundante del hidrógeno
- posee el núcleo atómico más sencillo
- es el único nucleido estable sin neutrones
- constituye la base del modelo cuántico del átomo de hidrógeno
- participa en innumerables compuestos químicos
- es esencial en química orgánica y bioquímica
- permite técnicas analíticas como la ¹H-RMN.
Deuterio
El deuterio es el segundo isótopo estable del hidrógeno. Se representa como: ²H
y también puede escribirse: ²₁H
Además, debido a su importancia y uso frecuente, posee un símbolo específico: D
El deuterio se diferencia del protio porque su núcleo contiene un neutrón además del protón.
Composición del Deuterio
Un átomo neutro de deuterio está formado por:
1 protón en el núcleo1 neutrón en el núcleo1 electrón en la nube electrónica.
Por tanto:
Número atómico: Z = 1Número másico: A = 2Número de neutrones: N = A − Z
N = 2 − 1 = 1
El deuterio pertenece al elemento hidrógeno porque posee un único protón, igual que los demás isótopos del hidrógeno.
Núcleo del Deuterio
El núcleo del deuterio está formado por: 1 protón + 1 neutrón
1 protón + 1 neutrón
Este núcleo recibe un nombre específico: deuterón.
Por tanto: ²₁H⁺ = deuterón
El deuterón posee dos nucleones unidos mediante la interacción nuclear fuerte.
No debe confundirse, sin embargo, el átomo de deuterio con el deuterón:
- Deuterio neutro → 1 protón + 1 neutrón + 1 electrón.
- Deuterón → únicamente el núcleo de ²H, formado por 1 protón y 1 neutrón.
El deuterón constituye uno de los sistemas nucleares más sencillos que existen, ya que está formado solamente por dos nucleones.
Carga Eléctrica
El protón del núcleo posee carga: +e
El neutrón posee carga eléctrica neta: 0
mientras que el electrón posee: −e
En el átomo neutro las cargas se compensan: (+1) + (0) + (−1) = 0
Por tanto, el átomo de deuterio es eléctricamente neutro.
Si pierde su único electrón: ²H → ²H⁺ + e⁻
Queda el núcleo de deuterio, es decir, un deuterón.
Masa del Deuterio
La masa isotópica del átomo neutro de ²H es aproximadamente: 2,014102 u
En cálculos sencillos puede aproximarse a: 2,014 u
El deuterio posee aproximadamente el doble de masa que el protio, aunque su masa no es exactamente el doble.
No debe confundirse esta masa isotópica con el número másico: A = 2
El número másico indica el número total de protones y neutrones del núcleo y siempre es un número entero.
La masa isotópica es una masa medida experimentalmente y depende de las masas reales de protones, neutrones y electrones y de la energía de enlace del sistema.
Abundancia Natural
El deuterio se encuentra de forma natural en la Tierra, aunque es mucho menos abundante que el protio.
Su abundancia natural es aproximadamente: 0,015 %
0,015 % , aunque puede variar ligeramente según la procedencia de la muestra.
aunque puede variar ligeramente según la procedencia de la muestra.
Esto significa que aparece aproximadamente un átomo de deuterio por cada varios miles de átomos de hidrógeno.
La inmensa mayoría del hidrógeno natural corresponde al protio: ¹H ≫ ²H ≫ ³H
El tritio, ³H, se encuentra únicamente en cantidades extremadamente pequeñas debido a que es radiactivo.
Estabilidad Nuclear
El deuterio es estable.
Su núcleo contiene un protón y un neutrón unidos mediante la interacción nuclear fuerte y no experimenta desintegración radiactiva espontánea conocida.
Por tanto, el deuterio no es radiactivo.
Esto lo diferencia claramente del tritio: ³H → 1 protón + 2 neutrones
que sí es radiactivo y se desintegra mediante emisión beta.
La presencia del neutrón permite que el deuterón constituya un sistema nuclear ligado y estable.
Energía de Enlace del Deuterón
El protón y el neutrón del deuterón permanecen unidos debido a la interacción nuclear fuerte.
Para separar completamente ambos nucleones es necesario aportar energía.
La energía de enlace del deuterón es aproximadamente: 2,22 MeV
Esta energía representa la energía necesaria para separar el deuterón en un protón y un neutrón: ²H → p + n
El deuterón es, por tanto, un sistema nuclear ligado.
Su estudio ha sido especialmente importante para comprender las características fundamentales de las fuerzas nucleares entre protones y neutrones.
Configuración Electrónica
El deuterio neutro posee un único electrón.
Su configuración electrónica es: 1s¹
Por tanto, desde el punto de vista electrónico, posee la misma configuración fundamental que el protio.
Esto explica que ambos isótopos presenten propiedades químicas muy similares.
La identidad química de un elemento depende principalmente de su estructura electrónica y de su número atómico, y tanto el protio como el deuterio poseen:
Z = 1 , y un único electrón en el átomo neutro.
Espectro del Deuterio
El electrón del deuterio puede cambiar entre diferentes niveles energéticos absorbiendo o emitiendo radiación electromagnética.
El espectro del deuterio es muy parecido al del protio, pero las líneas espectrales no aparecen exactamente en las mismas posiciones.
Esto ocurre porque el núcleo del deuterio posee una masa mayor que el núcleo del protio.
La masa del núcleo influye ligeramente en las energías de los niveles electrónicos.
Por ello, las líneas espectrales del deuterio presentan pequeños desplazamientos respecto a las del hidrógeno ordinario.
Precisamente estas diferencias espectrales desempeñaron un papel fundamental en la identificación experimental del deuterio.
Propiedades Químicas
Desde el punto de vista químico, el deuterio se comporta de forma muy similar al protio.
Puede formar enlaces covalentes y participar en prácticamente los mismos tipos de compuestos.
Por ejemplo: D₂D₂OHDOND₃CD₄
Sin embargo, debido a su mayor masa, las propiedades físicas y las velocidades de algunas reacciones pueden diferir ligeramente de las correspondientes moléculas que contienen protio.
Estas diferencias reciben el nombre de: efectos isotópicos.
Efecto Isotópico
Los enlaces que contienen deuterio presentan características ligeramente diferentes de los enlaces equivalentes que contienen protio.
Por ejemplo, un enlace: C–D
Presenta una frecuencia vibracional menor que un enlace: C–H , debido a la mayor masa del deuterio.
Además, determinados enlaces que contienen deuterio pueden romperse más lentamente que los correspondientes enlaces con protio.
Este fenómeno recibe el nombre de: efecto isotópico cinético.
El estudio de estos efectos permite investigar mecanismos de reacción y determinar qué enlaces se rompen o se forman durante determinadas transformaciones químicas.
Molécula de Deuterio
Dos átomos de deuterio pueden formar una molécula diatómica: D₂
La estructura electrónica y el tipo de enlace son esencialmente equivalentes a los de la molécula de hidrógeno ordinario: H₂
Los dos átomos de deuterio comparten electrones mediante un enlace covalente.
También puede existir una molécula formada por un átomo de protio y otro de deuterio: HD
Por tanto, en una muestra natural de hidrógeno pueden aparecer diferentes moléculas isotópicas: H₂HDD₂ , siendo H₂, con diferencia, la más abundante.
Agua Pesada
Cuando los dos átomos de hidrógeno de una molécula de agua son sustituidos por deuterio se obtiene: D₂O
Esta sustancia recibe el nombre de: agua pesada.
La molécula posee la misma estructura química fundamental que el agua ordinaria: H₂O , pero presenta una masa molecular mayor debido a la presencia de deuterio.
También pueden existir moléculas con un átomo de protio y otro de deuterio: HDO
Por tanto, en muestras que contienen ambos isótopos pueden encontrarse: H₂OHDOD₂O
El agua pesada presenta propiedades físicas ligeramente diferentes de las del agua ordinaria, como una mayor densidad.
Deuterio y Ácidos
El deuterio puede participar en procesos ácido-base de forma semejante al protio.
Cuando pierde su electrón puede representarse como: D⁺
Este ion corresponde esencialmente a un deuterón.
Sin embargo, del mismo modo que ocurre con H⁺, en disolución acuosa un deuterón no permanece normalmente aislado.
Puede asociarse a moléculas de agua o de agua pesada formando especies deuteradas.
Por ejemplo: D₃O⁺
Es el análogo deuterado del ion hidronio: H₃O⁺
Descubrimiento del Deuterio
El deuterio fue descubierto en 1931 por el químico estadounidense Harold C. Urey y sus colaboradores.
Su identificación fue posible mediante el estudio detallado del espectro del hidrógeno.
Se observaron líneas espectrales muy débiles ligeramente desplazadas respecto a las líneas principales del hidrógeno ordinario.
Estas líneas indicaban la existencia de átomos de hidrógeno cuyo núcleo poseía una masa aproximadamente doble.
Posteriormente se consiguió concentrar este nuevo isótopo y demostrar experimentalmente su existencia.
Harold Urey recibió el Premio Nobel de Química en 1934 por el descubrimiento del deuterio.
Origen del Nombre
El término deuterio procede del griego: deúteros
que significa: «segundo».
El nombre hace referencia a su número másico: A = 2
El núcleo del deuterio recibe el nombre de: deuterón.
El símbolo D se utiliza habitualmente en química para distinguir rápidamente el deuterio del hidrógeno ordinario.
Deuterio y Fusión Nuclear
El deuterio posee una gran importancia en física nuclear debido a que puede participar en reacciones de fusión.
Una de las reacciones más estudiadas combina deuterio y tritio: ²H + ³H → ⁴He + n + energía
En esta reacción se forma un núcleo de helio-4, se libera un neutrón y se desprende una gran cantidad de energía.
También pueden producirse reacciones entre dos núcleos de deuterio.
Por este motivo, el deuterio se estudia como posible combustible para sistemas de producción de energía mediante fusión nuclear controlada.
Importancia del Deuterio
El deuterio es importante porque:
- Es uno de los dos isótopos estables naturales del hidrógeno
- Su núcleo contiene un protón y un neutrón
- Permite estudiar las fuerzas nucleares entre nucleones
- Forma agua pesada,
- D₂Ose utiliza como trazador isotópicopermite estudiar mecanismos de reacción mediante efectos isotópicos
- Se utiliza en técnicas espectroscópicas
- Participa en reacciones de fusión nucleares importante en física nuclear, química, biología y geoquímica.
- Además, la comparación entre protio y deuterio permite comprobar cómo una diferencia únicamente en el número de neutrones puede modificar ciertas propiedades físicas y cinéticas sin cambiar esencialmente la identidad química del elemento.
Tritio
El tritio es el tercer isótopo del hidrógeno y el único de sus tres isótopos principales que es radiactivo.
Se representa como: ³H
También puede escribirse: ³₁H
Además, posee un símbolo específico:T
El tritio se diferencia del protio y del deuterio porque su núcleo contiene dos neutrones además del protón.
Composición del Tritio
Un átomo neutro de tritio está formado por:
1 protón en el núcleo2 neutrones en el núcleo1 electrón en la nube electrónica.
Por tanto:
- Número atómico: Z = 1
- Número másico: A = 3
Número de neutrones: N = A − Z
N = 3 − 1 = 2
El tritio sigue siendo un isótopo del hidrógeno porque posee un único protón.
Por tanto:
- Protio → 1 protón + 0 neutrones
- Deuterio → 1 protón + 1 neutrón
- Tritio → 1 protón + 2 neutrones
Los tres poseen: Z = 1 , pero tienen diferentes números másicos.
Núcleo del Tritio
El núcleo del tritio está formado por: 1 protón + 2 neutrones
Este núcleo recibe un nombre específico: tritón
Por tanto: ³₁H⁺ = tritón
El tritón contiene tres nucleones: 1 protón + 2 neutrones , unidos mediante la interacción nuclear fuerte residual.
No debe confundirse el átomo de tritio con el tritón:
- Tritio neutro → 1 protón + 2 neutrones + 1 electrón.
- Tritón → únicamente el núcleo de ³H, formado por 1 protón y 2 neutrones.
Carga Eléctrica
El protón del núcleo posee carga: +e
Cada neutrón posee carga eléctrica neta: 0
Mientras que el electrón posee: −e
Por tanto, en un átomo neutro de tritio: (+1) + (0) + (0) + (−1) = 0
El átomo de tritio es eléctricamente neutro.
Si pierde su único electrón: ³H → ³H⁺ + e⁻
queda su núcleo: ³H⁺, es decir, un tritón.
Masa del Tritio
La masa isotópica del átomo neutro de tritio es aproximadamente: 3,016049 u
En cálculos sencillos puede aproximarse a:3,016 u
Su masa es aproximadamente tres veces la del protio.
No debe confundirse esta masa isotópica con su número másico: A = 3
El número másico representa el número total de protones y neutrones: A = 1 + 2 = 3 , y siempre es un número entero.
La masa isotópica, en cambio, es una masa experimental y no tiene por qué coincidir exactamente con el número másico.
Abundancia Natural
El tritio se encuentra de forma natural en cantidades extremadamente pequeñas.
Su abundancia es muchísimo menor que la del protio y la del deuterio: ¹H ≫ ²H ≫ ³H
Esto se debe principalmente a que el tritio es radiactivo.
Los átomos de tritio presentes actualmente en la naturaleza no constituyen una reserva primordial estable, ya que se desintegran con el tiempo.
Se produce continuamente en pequeñas cantidades en la atmósfera debido principalmente a interacciones de los rayos cósmicos con determinados núcleos atómicos.
También puede producirse artificialmente mediante reacciones nucleares.
Radiactividad del Tritio
A diferencia del protio y del deuterio, el tritio no es estable.
Es un isótopo radiactivo.
Su núcleo contiene: 1 protón + 2 neutrones
y presenta una proporción de neutrones suficientemente elevada como para que pueda transformarse en un núcleo más estable.
El tritio experimenta una desintegración: beta negativa, β⁻
Durante este proceso, uno de los neutrones del núcleo se transforma en un protón.
De forma simplificada: n → p + e⁻ + ν̅ₑ
donde:
- e⁻ → electrón beta
- ν̅ₑ → antineutrino electrónico.
Como consecuencia, el núcleo pasa de tener:
- 1 protón + 2 neutrones
- a tener: 2 protones + 1 neutrón.
Se forma así helio-3.
Desintegración del Tritio
La reacción nuclear global puede escribirse como: ³₁H → ³₂He + e⁻ + ν̅ₑ
Por tanto:
Tritio → Helio-3 + electrón + antineutrino electrónico.
Obsérvese que el número másico se conserva: 3 → 3 + 0
Mientras que el número atómico aumenta: 1 → 2
Esto ocurre porque uno de los neutrones se transforma en un protón.
El elemento cambia así de hidrógeno a helio.
Periodo de Semidesintegración
El periodo de semidesintegración del tritio es aproximadamente: 12,32 años
Esto significa que, transcurridos unos 12,32 años, aproximadamente la mitad de los núcleos de tritio presentes inicialmente se habrán desintegrado.
Por ejemplo, si inicialmente tenemos una cantidad N₀ de tritio:
- después de 12,32 años → N₀/2
- después de 24,64 años → N₀/4
- después de 36,96 años → N₀/8
La cantidad disminuye exponencialmente con el tiempo.
La existencia de este periodo de semidesintegración explica por qué el tritio natural es extremadamente escaso.
Energía de Enlace del Tritón
Los tres nucleones del tritón permanecen unidos mediante la interacción nuclear fuerte residual.
La energía total de enlace del núcleo de tritio es aproximadamente: 8,48 MeV
Esta energía corresponde a la energía que sería necesario suministrar para separar completamente el núcleo en: 1 protón + 2 neutrones.
El hecho de que el núcleo esté ligado no significa que sea completamente estable.
Aunque sus nucleones están unidos, el tritio puede alcanzar un estado energéticamente más favorable mediante su transformación en helio-3.
Configuración Electrónica
El átomo neutro de tritio posee un único electrón.
Su configuración electrónica es: 1s¹
Por tanto, el protio, el deuterio y el tritio presentan la misma configuración electrónica fundamental:
- ¹H → 1s¹
- ²H → 1s¹
- ³H → 1s¹
Desde el punto de vista electrónico, los tres isótopos son prácticamente equivalentes.
Por esta razón presentan propiedades químicas muy semejantes.
Espectro del Tritio
El electrón del tritio puede cambiar entre diferentes niveles energéticos, absorbiendo o emitiendo radiación electromagnética.
Su espectro es muy semejante al del protio y al del deuterio.
Sin embargo, las líneas espectrales presentan pequeños desplazamientos.
Estos desplazamientos se deben a las diferentes masas de los núcleos: protón < deuterón < tritón
La masa nuclear influye ligeramente en las energías de los niveles electrónicos debido al movimiento conjunto del electrón y del núcleo.
Por tanto, aunque los tres isótopos poseen prácticamente la misma estructura electrónica, pueden distinguirse mediante técnicas espectroscópicas suficientemente precisas.
Propiedades Químicas
Desde el punto de vista químico, el tritio se comporta de forma muy similar al hidrógeno ordinario.
Puede participar en los mismos tipos básicos de enlaces y formar compuestos equivalentes.
Por ejemplo:
- T₂
- HT
- DT
- T₂O
- HTO
- CT₄
Las diferencias principales respecto al protio proceden de su mayor masa.
Por ello, determinadas propiedades físicas y velocidades de reacción pueden ser diferentes.
Estas diferencias constituyen efectos isotópicos.
Efecto Isotópico
El tritio posee una masa aproximadamente tres veces mayor que la del protio.
Por ello, la sustitución de un átomo de hidrógeno por tritio puede producir efectos isotópicos aún más marcados que la sustitución por deuterio.
Por ejemplo:
- C–H
- C–D
- C–T
Son químicamente enlaces del mismo tipo, pero presentan diferencias en sus frecuencias de vibración y en determinadas velocidades de reacción.
En general, al aumentar la masa del isótopo disminuye la frecuencia de vibración del enlace.
Por tanto: frecuencia C–H > frecuencia C–D > frecuencia C–T
Estas diferencias permiten emplear el tritio como marcador en el estudio de numerosos procesos químicos y biológicos.
Molécula de Tritio
Dos átomos de tritio pueden formar una molécula diatómica: T₂
Los dos átomos comparten electrones mediante un enlace covalente, de forma análoga a:
- H₂
- D₂
También pueden formarse moléculas isotópicamente mixtas:
- HT
- DT
Por tanto, entre los tres isótopos principales del hidrógeno pueden existir distintas combinaciones moleculares: H₂HDHTD₂DTT₂
Todas ellas poseen una estructura electrónica molecular semejante, aunque presentan diferencias de masa y determinadas diferencias en sus propiedades físicas.
Agua Tritiada
Cuando el tritio sustituye a uno o varios átomos de hidrógeno del agua se obtiene agua tritiada.
Una de las formas más habituales es:HTO
formada por: 1 átomo de protio1 átomo de tritio1 átomo de oxígeno.
También puede existir: T₂O , cuando ambos átomos de hidrógeno han sido sustituidos por tritio.
El agua tritiada se comporta químicamente de forma semejante al agua ordinaria y puede incorporarse a los ciclos naturales del agua.
Sin embargo, es radiactiva debido a la presencia de ³H.
Tritio y Ácidos
El tritio puede participar en procesos ácido-base de forma semejante al protio y al deuterio.
Si un átomo de tritio pierde su electrón: T → T⁺ + e⁻
se obtiene: T⁺ , que corresponde esencialmente a un tritón.
En disolución, al igual que ocurre con H⁺ y D⁺, el ion T⁺ no permanece normalmente aislado, sino asociado a moléculas del disolvente.
Pueden formarse especies tritiadas análogas a los iones protonados ordinarios.
Producción Natural del Tritio
En la naturaleza, el tritio se produce principalmente en las capas superiores de la atmósfera.
Los rayos cósmicos generan partículas de alta energía, incluidos neutrones, que pueden reaccionar con núcleos presentes en la atmósfera.
Una reacción importante implica al nitrógeno: ¹⁴₇N + n → ¹²₆C + ³₁H
De esta manera se producen pequeñas cantidades de tritio de forma continua.
Posteriormente, el tritio puede incorporarse a moléculas de agua y entrar en el ciclo hidrológico.
Producción Artificial del Tritio
El tritio también puede producirse artificialmente mediante reacciones nucleares.
Una vía importante utiliza litio-6:
⁶₃Li + n → ⁴₂He + ³₁H
En esta reacción: litio-6 + neutrón → helio-4 + tritio.
Esta reacción es especialmente importante en el contexto de las tecnologías de fusión nuclear, ya que permite producir tritio a partir de litio utilizando neutrones.
Origen del Nombre
El término tritio procede del griego: trítos
que significa: «tercero».
El nombre hace referencia a que presenta: A = 3
y constituye el tercer isótopo tradicionalmente considerado del hidrógeno:
- ¹H → protio
- ²H → deuterio
- ³H → tritio.
Su núcleo recibe el nombre de: tritón.
El símbolo: T
Se utiliza ampliamente para representar el tritio en fórmulas químicas y reacciones nucleares.
Tritio y Fusión Nuclear
El tritio posee una gran importancia en la investigación sobre fusión nuclear.
Una de las reacciones de fusión más importantes combina un núcleo de deuterio con uno de tritio: ²H + ³H → ⁴He + n + energía
De forma más habitual: D + T → ⁴He + n
Esta reacción libera aproximadamente: 17,6 MeV de energía.
La energía se distribuye principalmente entre:
- núcleo de helio-4 → aproximadamente 3,5 MeV
- neutrón → aproximadamente 14,1 MeV.
La reacción deuterio-tritio es especialmente estudiada porque puede producirse a temperaturas más accesibles que muchas otras reacciones de fusión posibles.
Por esta razón, el tritio es uno de los principales combustibles considerados para futuros reactores de fusión nuclear.
Uso como Trazador Radiactivo
La radiactividad del tritio permite detectarlo incluso cuando se encuentra en cantidades muy pequeñas.
Por ello se utiliza como: trazador radiactivo.
Puede incorporarse a una molécula sustituyendo determinados átomos de hidrógeno.
Posteriormente se puede seguir la trayectoria de esa molécula mediante la detección de la radiación beta emitida por el tritio.
Esta técnica ha tenido aplicaciones en:
- química
- bioquímica
- biología molecular
- medicina experimental
- hidrologíaestudios ambientales.
Importancia del Tritio
El tritio es importante porque:
- es el isótopo radiactivo más conocido del hidrógeno
- su núcleo contiene un protón y dos neutrones
- se desintegra mediante emisión beta negativase transforma en helio-3
- posee un periodo de semidesintegración de aproximadamente 12,32 años
- se utiliza como trazador radiactivo
- permite estudiar mecanismos químicos y procesos biológicos
- puede formar agua tritiada
- se produce naturalmente en pequeñas cantidades en la atmósfera
- puede obtenerse artificialmente mediante reacciones nucleares
- es uno de los combustibles fundamentales estudiados para la fusión nuclear controlada.
La comparación de los tres isótopos principales del hidrógeno muestra claramente el efecto del número de neutrones sobre las propiedades nucleares:
- Protio: ¹H → 1 p + 0 n → estable
- Deuterio: ²H → 1 p + 1 n → estable
- Tritio: ³H → 1 p + 2 n → radiactivo
Los tres poseen prácticamente la misma estructura electrónica y, por tanto, una química muy semejante, pero presentan propiedades nucleares muy diferentes.
Isótopos del Carbono
| Isótopo | Representación | Protones | Neutrones | Electrones* | Número másico (A) | Abundancia natural aproximada | Estabilidad |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Carbono-12 | ¹²₆C | 6 | 6 | 6 | 12 | ≈ 98,9 % | Estable |
| Carbono-13 | ¹³₆C | 6 | 7 | 6 | 13 | ≈ 1,1 % | Estable |
| Carbono-14 | ¹⁴₆C | 6 | 8 | 6 | 14 | Trazas | Radiactivo |
El carbono es un elemento químico de número atómico: Z = 6
Esto significa que todos los átomos de carbono poseen: 6 protones en el núcleo.
Los diferentes isótopos del carbono se distinguen por el número de neutrones que contienen.
Los principales isótopos naturales del carbono son:
- ¹²C
- ¹³C
- ¹⁴C
El carbono-12 y el carbono-13 son estables, mientras que el carbono-14 es radiactivo.
Carbono-12
El carbono-12 es el isótopo más ligero de los tres principales isótopos naturales del carbono y, con gran diferencia, el más abundante.
Se representa como: ¹²C
o de forma completa: ¹²₆C
Composición del Carbono-12
Un átomo neutro de carbono-12 contiene:
- 6 protones
- 6 neutrones
- 6 electrones.
Por tanto:
- Número atómico: Z = 6
- Número másico: A = 12
Número de neutrones:
N = A − Z
N = 12 − 6
N = 6
Núcleo del Carbono-12
El núcleo del carbono-12 contiene: 6 protones + 6 neutrones
Es decir: 12 nucleones.
El número de protones y neutrones es exactamente el mismo: N = Z = 6
El carbono-12 presenta una configuración nuclear particularmente estable.
Su núcleo pertenece además al grupo de núcleos denominados: par-par
- porque posee un número par de protones: 6
- y un número par de neutrones: 6
Los núcleos par-par tienden, en general, a presentar una elevada estabilidad nuclear.
Carga Eléctrica
Los seis protones del núcleo aportan una carga total: +6e
Los seis neutrones poseen carga eléctrica neta: 0
Los seis electrones aportan: −6e
Por tanto: (+6) + (−6) = 0
El átomo de carbono-12 neutro posee carga eléctrica total: 0
Masa del Carbono-12
La masa isotópica del carbono-12 es: 12 u exactamente.
Este valor es exacto por definición en la escala de masas atómicas.
La unidad de masa atómica se define a partir del carbono-12:
1 u = 1/12 de la masa de un átomo de ¹²C
Por tanto, un átomo de carbono-12 tiene exactamente: 12 u , en esta escala.
Número Másico y Masa Isotópica
Aunque en el carbono-12 coinciden numéricamente:
- A = 12
- masa isotópica = 12 u
estos dos conceptos no significan lo mismo.
El número másico: A = 12 , indica que el núcleo contiene 12 nucleones
La masa isotópica: 12 u , representa la masa real del átomo expresada en unidades de masa atómica.
En otros isótopos ambas cantidades no coinciden exactamente.
Abundancia Natural del Carbono-12
El carbono-12 representa aproximadamente: 98,9 % del carbono natural.
Por tanto, de cada 100 átomos de carbono naturales, aproximadamente: 99, son carbono-12.
Esto explica que sea el isótopo que domina prácticamente todas las propiedades macroscópicas del carbono natural.
Estabilidad Nuclear del Carbono-12
El carbono-12 es estable.
No experimenta ninguna desintegración radiactiva espontánea conocida.
Por tanto: ¹²C → estable
No posee un periodo de semidesintegración medible porque no es radiactivo.
Espín Nuclear del Carbono-12
El núcleo de carbono-12 posee espín nuclear: I = 0
Esto tiene consecuencias importantes en espectroscopia.
Al tener espín nuclear cero, el ¹²C no produce señal en espectroscopia convencional de resonancia magnética nuclear.
Por esta razón se utiliza principalmente el carbono-13 para realizar espectros de RMN de carbono.
Configuración Electrónica del Carbono-12
Un átomo neutro de carbono-12 posee: 6 electrones.
Su configuración electrónica es: 1s² 2s² 2p²
Distribución por niveles:
- Primer nivel → 2 electrones
- Segundo nivel → 4 electrones
Por tanto, posee: 4 electrones de valencia.
Propiedades Químicas del Carbono-12
El carbono-12 presenta las propiedades químicas características del elemento carbono.
Sus cuatro electrones de valencia permiten que forme numerosos enlaces covalentes.
Puede formar:
- enlaces simples
- enlaces dobles
- enlaces triples.
Por ejemplo:
- CH₄
- C₂H₆
- C₂H₄
- C₂H₂
- CO₂
Además, los átomos de carbono pueden enlazarse entre sí formando:
- cadenas
- ramificaciones
- anillos
- estructuras tridimensionales complejas.
Esta capacidad de formar enlaces C–C constituye una de las bases de la enorme diversidad de la química orgánica.
Carbono-12 y la Unidad de Masa Atómica
El carbono-12 posee una importancia metrológica especial.
La unidad de masa atómica: u
Se define como: 1/12 de la masa de un átomo neutro de carbono-12 en su estado fundamental.
Por tanto: masa de ¹²C = 12 u , exactamente.
Esta definición permite comparar las masas de todos los demás átomos y moléculas.
Carbono-13
El carbono-13 es el segundo isótopo estable natural del carbono.
Se representa como: ¹³C o ¹³₆C
Se encuentra en cantidades mucho menores que el carbono-12, pero su presencia es especialmente importante en química analítica.
Composición del Carbono-13
Un átomo neutro de carbono-13 contiene:
- 6 protones
- 7 neutrones
- 6 electrones.
Por tanto:
- Número atómico: Z = 6
- Número másico: A = 13
- Número de neutrones: N = 13 − 6 = 7
Núcleo del Carbono-13
El núcleo del carbono-13 está formado por: 6 protones + 7 neutrones
Por tanto, posee: 13 nucleones.
A diferencia del carbono-12, el número de neutrones es uno mayor que el número de protones:
- N = 7
- Z = 6
Carga Eléctrica
Los seis protones aportan: +6e
Los siete neutrones: 0
Los seis electrones: −6e
Por tanto: (+6) + (−6) = 0
El átomo neutro de carbono-13 es eléctricamente neutro.
Masa del Carbono-13
La masa isotópica del carbono-13 es aproximadamente: 13,003355 u
En cálculos sencillos puede aproximarse a: 13,003 u
No debe confundirse con: A = 13
El número másico es exactamente 13 porque existen 13 nucleones.
La masa isotópica real es ligeramente superior a 13 u.
Abundancia Natural del Carbono-13
El carbono-13 representa aproximadamente: 1,1 % , del carbono natural.
Por tanto: ¹²C ≫ ¹³C
En términos aproximados, de cada 100 átomos naturales de carbono: unos 99 corresponden a ¹²C y aproximadamente 1 corresponde a ¹³C.
Estabilidad Nuclear del Carbono-13
El carbono-13 es estable.
No experimenta desintegración radiactiva espontánea conocida.
Por tanto: ¹³C → estable
Espín Nuclear del Carbono-13
Una de las características más importantes del carbono-13 es que su núcleo posee espín nuclear: I = 1/2
Esto permite que el núcleo interaccione con un campo magnético externo.
Por este motivo, el carbono-13 puede estudiarse mediante:
- resonancia magnética nuclear.
Resonancia Magnética Nuclear de ¹³C
La espectroscopia: ¹³C-RMN
Es una de las técnicas más importantes para determinar estructuras moleculares.
Cuando una muestra que contiene carbono-13 se introduce en un campo magnético intenso, los núcleos de ¹³C pueden adoptar diferentes estados energéticos.
Al aplicar radiación electromagnética de la frecuencia adecuada, pueden producirse transiciones entre esos estados.
La frecuencia exacta depende del entorno electrónico del átomo de carbono.
Por tanto, carbonos situados en diferentes entornos químicos producen señales diferentes.
Información Proporcionada por la ¹³C-RMN
La ¹³C-RMN permite distinguir átomos de carbono presentes en entornos como:
- alcanos
- alquenos
- alquinos
- grupos aromáticos
- aldehídos
- cetonas
- ácidos carboxílicos
- ésteres
- alcoholes
- éteres.
Por ello, constituye una herramienta esencial para determinar la estructura de compuestos orgánicos.
Configuración Electrónica del Carbono-13
El carbono-13 neutro posee: 6 electrones.
Su configuración electrónica es exactamente la misma que la del carbono-12: 1s² 2s² 2p²
Posee: 4 electrones de valencia.
Por tanto, desde el punto de vista electrónico: ¹²C y ¹³C , son prácticamente equivalentes.
Propiedades Químicas del Carbono-13
El carbono-13 puede formar exactamente los mismos tipos de compuestos que el carbono-12.
Por ejemplo:
- ¹³CO₂
- ¹³CH₄
Moléculas orgánicas marcadas con ¹³C.
Las diferencias químicas entre ¹²C y ¹³C son muy pequeñas.
Sin embargo, la diferencia de masa puede producir:
- efectos isotópicos
- fraccionamiento isotópico.
Efecto Isotópico del Carbono-13
El carbono-13 posee una masa ligeramente mayor que el carbono-12.
Por ello, algunos enlaces que contienen ¹³C presentan frecuencias vibracionales ligeramente diferentes de los equivalentes que contienen ¹²C.
Por ejemplo:
- ¹²C–H
- ¹³C–H
No presentan exactamente la misma frecuencia vibracional.
Estas diferencias pueden detectarse mediante técnicas espectroscópicas.
Fraccionamiento Isotópico
Algunas reacciones físicas, químicas o biológicas discriminan ligeramente entre:
- ¹²C
- ¹³C.
Este fenómeno recibe el nombre de: fraccionamiento isotópico.
Como el carbono-12 es más ligero, algunos procesos químicos y biológicos pueden favorecer ligeramente su participación.
El resultado es que diferentes sustancias pueden presentar proporciones: ¹²C/¹³C , ligeramente distintas.
Aplicaciones del Carbono-13
El carbono-13 se utiliza en:
- ¹³C-RMN
- estudios metabólicos
- bioquímica
- trazadores isotópicos
- geoquímica
- paleoclimatología
- estudios de alimentación
- investigación del ciclo del carbono.
Como es estable, puede utilizarse como trazador isotópico sin introducir radiactividad.
Carbono-14
El carbono-14 es el principal isótopo radiactivo natural del carbono.
Se representa como: ¹⁴C o ¹⁴₆C
A diferencia del carbono-12 y del carbono-13: el carbono-14 no es estable.
Composición del Carbono-14
Un átomo neutro de carbono-14 contiene:
- 6 protones
- 8 neutrones
- 6 electrones.
Por tanto:
- Número atómico: Z = 6
- Número másico: A = 14
- Número de neutrones: N = 14 − 6 = 8
Núcleo del Carbono-14
El núcleo del carbono-14 contiene: 6 protones + 8 neutrones
Por tanto: 14 nucleones.
Existe un exceso de neutrones respecto al carbono-12 estable.
La relación entre neutrones y protones es: N/Z = 8/6 ≈ 1,33
Esta configuración nuclear no es estable frente a la desintegración beta.
Carga Eléctrica
Los seis protones aportan: +6e
Los ocho neutrones: 0
Los seis electrones: −6e
Por tanto: (+6) + (−6) = 0
El átomo neutro de carbono-14 es eléctricamente neutro.
Masa del Carbono-14
La masa isotópica del carbono-14 es aproximadamente: 14,003242 u
En cálculos sencillos puede aproximarse a: 14,003 u
De nuevo: A = 14 , no representa la masa exacta, sino el número total de nucleones.
Radiactividad del Carbono-14
El carbono-14 es radiactivo.
Experimenta una desintegración: beta negativa, β⁻
Durante este proceso, uno de los neutrones del núcleo se transforma en un protón.
De forma simplificada: n → p + e⁻ + ν̅ₑ
donde:
- e⁻ → electrón
- ν̅ₑ → antineutrino electrónico.
Transformación del Núcleo
Antes de la desintegración: ¹⁴C → 6 protones + 8 neutrones
Después: ¹⁴N → 7 protones + 7 neutrones
Por tanto, el carbono-14 se transforma en: nitrógeno-14.
Ecuación de Desintegración
La reacción puede escribirse: ¹⁴₆C → ¹⁴₇N + e⁻ + ν̅ₑ
Se conserva el número másico: 14 → 14 , porque el número total de nucleones no cambia.
El número atómico aumenta: 6 → 7 , porque un neutrón se convierte en protón.
Periodo de Semidesintegración
El periodo de semidesintegración del carbono-14 es aproximadamente: 5.730 años.
Esto significa que después de 5.730 años permanece aproximadamente: 1/2 , de la cantidad inicial.
Después de: 11.460 años, permanece: 1/4
Después de: 17.190 años, permanece: 1/8 , y así sucesivamente.
Ley de Desintegración Radiactiva
La cantidad de núcleos radiactivos disminuye de forma exponencial: N = N₀e⁻ˡᵃᵐᵇᵈᵃt
donde:
- N₀ → número inicial de núcleos
- N → número de núcleos restantes
- λ → constante de desintegración
- t → tiempo.
Producción Natural del Carbono-14
El carbono-14 se produce continuamente en las capas superiores de la atmósfera.
Los rayos cósmicos generan partículas de alta energía.
Entre ellas se producen neutrones que pueden reaccionar con nitrógeno-14: ¹⁴₇N + n → ¹⁴₆C + p
Por tanto: nitrógeno-14 + neutrón → carbono-14 + protón.
Incorporación a la Atmósfera
El carbono-14 recién formado puede oxidarse y transformarse en dióxido de carbono: ¹⁴CO₂
Este dióxido de carbono se mezcla con el CO₂ atmosférico.
A partir de este momento entra en el ciclo natural del carbono.
Carbono-14 en las Plantas
Las plantas absorben CO₂ atmosférico mediante la fotosíntesis.
Por tanto, incorporan:
- ¹²C
- ¹³C
- y pequeñas cantidades de: ¹⁴C.
Carbono-14 en los Animales
Los animales incorporan carbono al alimentarse de:
- plantas
- otros animales.
De esta manera el carbono-14 entra en las cadenas alimentarias.
Organismos Vivos
Mientras un organismo permanece vivo, intercambia continuamente carbono con el medio.
Por ello, mantiene una determinada proporción de: ¹⁴C/¹²C , relacionada con la del ambiente.
Muerte del Organismo
Cuando un organismo muere: cesa el intercambio de carbono.
A partir de ese momento ya no incorpora nuevo carbono-14.
El ¹⁴C que contiene comienza a desintegrarse: ¹⁴C → ¹⁴N
Por ello, la cantidad de carbono-14 disminuye progresivamente.
Datación por Carbono-14
Midiendo la cantidad de carbono-14 restante puede estimarse el tiempo transcurrido desde la muerte de un organismo.
Esta técnica recibe el nombre de: datación por radiocarbono.
También se denomina: datación por carbono-14.
Materiales que Pueden Datarse
Puede utilizarse con materiales de origen biológico como:
- madera
- carbón vegetal
- huesos
- tejidos
- semillas
- papel
- restos orgánicos
- turba
- conchas, con las correcciones adecuadas.
Limitaciones de la Datación
El carbono-14 no es adecuado para fechar materiales arbitrariamente antiguos.
Después de muchos periodos de semidesintegración queda una cantidad muy pequeña de ¹⁴C.
Por ello, el método se utiliza principalmente para materiales de hasta decenas de miles de años de antigüedad.
Además, las mediciones deben calibrarse porque la concentración atmosférica de carbono-14 no ha sido exactamente constante a lo largo del tiempo.
Configuración Electrónica del Carbono-14
El carbono-14 neutro posee: 6 electrones.
Por tanto, su configuración electrónica es: 1s² 2s² 2p²
Exactamente igual que:
- ¹²C
- ¹³C
Propiedades Químicas del Carbono-14
El carbono-14 participa prácticamente en las mismas reacciones químicas que los otros isótopos del carbono.
Puede formar:
- ¹⁴CO₂
- moléculas orgánicas marcadas con ¹⁴C
- compuestos biológicos con carbono-14.
Su carácter radiactivo no modifica sustancialmente la química electrónica del carbono.
Carbono-14 como Trazador
La radiactividad del ¹⁴C permite detectar cantidades muy pequeñas.
Por ello puede utilizarse como trazador radiactivo.
Una molécula puede sintetizarse incorporando: ¹⁴C, en una posición determinada.
Después puede seguirse su transformación midiendo la radiactividad.
Aplicaciones del Carbono-14
El carbono-14 se utiliza en:
- datación arqueológica
- estudios del ciclo del carbono
- bioquímica
- estudios metabólicos
- investigación ambiental
- hidrología
- oceanografía
- estudios de contaminación.
Comparación de la Estabilidad
Los tres principales isótopos presentan comportamientos nucleares diferentes:
- ¹²C → estable
- ¹³C → estable
- ¹⁴C → radiactivo.
Por tanto:
- Carbono-12: 6 p + 6 n → estable
- Carbono-13: 6 p + 7 n → estable
- Carbono-14: 6 p + 8 n → radiactivo.
Configuración Electrónica Común
Todos los isótopos neutros poseen: 6 electrones.
Por tanto:
- ¹²C → 1s² 2s² 2p²
- ¹³C → 1s² 2s² 2p²
- ¹⁴C → 1s² 2s² 2p²
La química del elemento está determinada principalmente por esta estructura electrónica común.
Espectros de los Isótopos del Carbono
Los isótopos del carbono pueden producir ligeras diferencias en los espectros moleculares.
Esto ocurre porque la masa del núcleo influye en:
- las vibraciones moleculares
- las rotaciones moleculares
- determinadas frecuencias espectroscópicas.
Por ejemplo, una molécula que contiene: ¹²C
puede presentar una frecuencia vibracional ligeramente distinta de la misma molécula que contiene: ¹³C.
Propiedades Químicas Comunes
Todos los isótopos del carbono poseen: 4 electrones de valencia.
Por tanto, pueden formar hasta cuatro enlaces covalentes.
El carbono puede presentar:
- enlaces C–C
- enlaces C=C
- enlaces C≡C
- enlaces C–H
- enlaces C–O
- enlaces C–N
- entre muchos otros.
Esta capacidad explica la extraordinaria variedad de compuestos del carbono.
Efectos Isotópicos del Carbono
Aunque químicamente los isótopos son muy similares, sus diferentes masas provocan pequeñas diferencias.
La masa aumenta: ¹²C < ¹³C < ¹⁴C
Como consecuencia pueden variar ligeramente:
- frecuencias vibracionales
- velocidades de reacción
- equilibrios isotópicos
- procesos de difusión.
- Relación ¹²C/¹³C
La proporción entre carbono-12 y carbono-13 constituye una herramienta científica muy importante.
Distintos procesos pueden modificar ligeramente esta relación.
Por ejemplo:
- fotosíntesis
- respiración
- intercambio atmosférico
- procesos oceánicos
- reacciones geoquímicas.
Carbono y Fotosíntesis
Durante la fotosíntesis, determinados procesos enzimáticos discriminan ligeramente entre: ¹²CO₂ y ¹³CO₂.
Generalmente, el carbono-12 más ligero se incorpora con algo mayor facilidad.
Esto produce diferencias isotópicas medibles en los tejidos vegetales.
Uso en Estudios Ambientales
La proporción de: ¹³C/¹²C
puede utilizarse para estudiar:
- fuentes de carbono
- cadenas alimentarias
- combustibles fósiles
- cambios climáticos pasados
- procesos oceánicos
- movimiento del carbono entre atmósfera, océanos y biosfera.
Masa Atómica del Carbono
La masa atómica que aparece en la tabla periódica no corresponde exactamente a ninguno de los isótopos.
Es una media ponderada de las masas isotópicas naturales.
Como aproximadamente:
- 98,9 % → ¹²C
- 1,1 % → ¹³C
la masa atómica estándar del carbono es aproximadamente: 12,011 u.
El carbono-14 contribuye de manera prácticamente despreciable debido a su bajísima abundancia.
Otros Isótopos del Carbono
Además de:
- ¹²C
- ¹³C
- ¹⁴C
Se conocen numerosos isótopos radiactivos del carbono.
Entre ellos:
- ⁸C
- ⁹C
- ¹⁰C
- ¹¹C
- ¹⁵C
- ¹⁶C
- ¹⁷C
- ¹⁸C
y otros aún más ricos o pobres en neutrones.
Todos ellos son inestables.
Carbono-11
Uno de los radioisótopos artificiales más importantes es: ¹¹C
Está formado por:
- 6 protones
- 5 neutrones.
Tiene un periodo de semidesintegración de aproximadamente: 20 minutos.
El carbono-11 se desintegra principalmente mediante emisión de positrones.
Carbono-11 y PET
El carbono-11 puede incorporarse a moléculas biológicas.
Posteriormente estas moléculas pueden utilizarse en:
- tomografía por emisión de positrones
- PET.
Gracias a ello puede estudiarse la distribución de determinadas sustancias dentro del organismo.
Importancia General de los Isótopos del Carbono
Los isótopos del carbono son especialmente importantes porque:
- ¹²C constituye casi todo el carbono natural
- ¹²C define la escala de masas atómicas
- ¹³C permite realizar espectroscopia ¹³C-RMN
- ¹³C puede utilizarse como trazador estable
- ¹³C permite estudiar fraccionamientos isotópicos
- ¹⁴C es radiactivo
- ¹⁴C se transforma en ¹⁴N mediante desintegración beta
- ¹⁴C posee un periodo de semidesintegración de unos 5.730 años
- ¹⁴C permite realizar dataciones arqueológicas
- ¹⁴C permite estudiar el ciclo global del carbono
- otros radioisótopos, como ¹¹C, poseen aplicaciones médicas.
Isótopos del Cloro
| Isótopo | Representación | Protones | Neutrones | Electrones* | Número másico | Abundancia natural | Estabilidad |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Cloro-35 | ³⁵₁₇Cl | 17 | 18 | 17 | 35 | ≈ 75,76 % | Estable |
| Cloro-36 | ³⁶₁₇Cl | 17 | 19 | 17 | 36 | Trazas | Radiactivo |
| Cloro-37 | ³⁷₁₇Cl | 17 | 20 | 17 | 37 | ≈ 24,24 % | Estable |
Como valores representativos, NIST proporciona aproximadamente 75,76 % para ³⁵Cl y 24,24 % para ³⁷Cl.
Sin embargo, las proporciones isotópicas naturales pueden variar ligeramente según el material estudiado
CIAAW recoge intervalos aproximados de 75,5–76,1 % para ³⁵Cl y 23,9–24,5 % para ³⁷Cl
Isótopos del Cloro
El cloro es un elemento químico de número atómico: Z = 17
Esto significa que todos los átomos de cloro poseen exactamente: 17 protones en el núcleo.
Los diferentes isótopos del cloro se distinguen por el número de neutrones que contienen.
Los dos isótopos estables que constituyen prácticamente todo el cloro natural son:
- ³⁵Cl → cloro-35
- ³⁷Cl → cloro-37
Además, existe en la naturaleza una cantidad extremadamente pequeña del radioisótopo: ³⁶Cl → cloro-36
El cloro-35 y el cloro-37 son estables.
El cloro-36 es radiactivo y posee un periodo de semidesintegración muy largo, de aproximadamente: 3,01 · 10⁵ años ≈ 301.000 años.
Cloro-35
Cloro-35
El cloro-35 es el isótopo estable más abundante del cloro.
Se representa como: ³⁵Cl
También puede escribirse: ³⁵₁₇Cl
El número situado en la parte superior izquierda corresponde al número másico: A = 35
El número situado en la parte inferior izquierda corresponde al número atómico: Z = 17
El cloro-35 constituye aproximadamente tres cuartas partes del cloro presente de forma natural.
Composición del Cloro-35
Un átomo neutro de cloro-35 está formado por:
- 17 protones en el núcleo
- 18 neutrones en el núcleo
- 17 electrones en la nube electrónica.
Por tanto:
- Número atómico: Z = 17
- Número másico: A = 35
- Número de neutrones: N = A − Z ; N = 35 − 17 ; N = 18
Por tanto: ³⁵Cl → 17 protones + 18 neutrones + 17 electrones , en el átomo neutro.
Núcleo del Cloro-35
El núcleo del cloro-35 está formado por: 17 protones + 18 neutrones
Por tanto, contiene un total de: 35 nucleones.
Los nucleones son las partículas que forman el núcleo:
- protones
- neutrones.
El número de neutrones es ligeramente superior al número de protones:
- N = 18
- Z = 17
- Por tanto: N/Z = 18/17 ≈ 1,06
Esta combinación de protones y neutrones forma un núcleo estable.
Los protones y neutrones permanecen ligados principalmente mediante la interacción nuclear fuerte residual.
Carga Eléctrica
Cada protón posee una carga: +e
Cada neutrón posee carga eléctrica neta: 0
Cada electrón posee: −e
En un átomo neutro de cloro-35 existen:
- 17 protones → +17e
- 17 electrones → −17e
- 18 neutrones → 0
Por tanto: (+17) + (−17) = 0
El átomo de cloro-35 es eléctricamente neutro.
Si gana un electrón: ³⁵Cl + e⁻ → ³⁵Cl⁻ , se forma el ion cloruro: ³⁵Cl⁻
que posee:
- 17 protones
- 18 neutrones
- 18 electrones
- y carga total: −1.
Masa del Cloro-35
La masa isotópica del átomo de cloro-35 es aproximadamente: 34,968853 u
Este valor puede aproximarse, según la precisión requerida, a: 34,969 u
No debe confundirse esta masa isotópica con el número másico: A = 35
El número másico representa el número total de protones y neutrones: 17 + 18 = 35 , y siempre es un número entero.
La masa isotópica es la masa real del átomo medida experimentalmente y no tiene por qué coincidir exactamente con el número másico.
Por tanto:
- Número másico → 35
- Masa isotópica → ≈ 34,968853 u
La diferencia se relaciona con las masas reales de protones, neutrones y electrones y con la energía de enlace del núcleo.
Abundancia Natural
El cloro-35 es el isótopo más abundante del cloro natural.
Su abundancia isotópica representativa es aproximadamente: 75,76 %
El otro isótopo estable principal es: ³⁷Cl , con una abundancia aproximada de 24,24 %
Por tanto: ³⁵Cl > ³⁷Cl , y aproximadamente: ³⁵Cl : ³⁷Cl ≈ 3 : 1
Esto significa que, aproximadamente, de cada cuatro átomos de cloro naturales:
- 3 son ³⁵Cl
- 1 es ³⁷Cl.
Las proporciones exactas pueden variar ligeramente dependiendo de la procedencia de la muestra.
Estabilidad Nuclear
El cloro-35 es estable.
No experimenta desintegración radiactiva espontánea conocida.
Por tanto: ³⁵Cl → estable
No posee un periodo de semidesintegración asociado a una desintegración radiactiva espontánea.
Esto lo diferencia de algunos otros isótopos del cloro, como ³⁶Cl , que sí es radiactivo.
Por tanto:
- ³⁵Cl → estable
- ³⁶Cl → radiactivo
- ³⁷Cl → estable
Espín Nuclear
El núcleo del cloro-35 posee espín nuclear: I = 3/2
Esto significa que el núcleo posee momento angular nuclear distinto de cero.
Por esta razón puede interaccionar con campos magnéticos externos.
El ³⁵Cl es, por tanto, un núcleo que puede estudiarse mediante técnicas de resonancia magnética nuclear, RMN.
Sin embargo, su comportamiento en RMN es más complejo que el de núcleos como:
- ¹H
- ¹³C
Esto se debe a que el cloro-35 posee: I = 3/2 y, por tanto, presenta momento cuadrupolar eléctrico.
Este carácter cuadrupolar suele provocar una relajación nuclear rápida y señales relativamente anchas.
Por ello, la RMN de ³⁵Cl es posible, pero no es una de las técnicas más habituales en química estructural básica.
Configuración Electrónica
Un átomo neutro de cloro-35 posee: 17 electrones.
Su configuración electrónica es: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
También puede escribirse mediante la configuración abreviada: [Ne] 3s² 3p⁵
La distribución electrónica por niveles es:
- Primer nivel → 2 electrones
- Segundo nivel → 8 electrones
- Tercer nivel → 7 electrones
Por tanto, el cloro posee: 7 electrones de valencia.
Estos electrones externos determinan gran parte de sus propiedades químicas.
Electrones de Valencia
La capa de valencia del cloro-35 es: 3s² 3p⁵
Contiene: 7 electrones.
Por tanto, le falta un electrón para alcanzar una configuración electrónica estable semejante a la del gas noble argón: [Ar]
Por este motivo, el cloro presenta una fuerte tendencia a captar un electrón en muchos compuestos iónicos.
Cloro-35 e Ion Cloruro
Cuando un átomo de cloro-35 gana un electrón: ³⁵Cl + e⁻ → ³⁵Cl⁻ , se forma un ion cloruro.
El átomo neutro posee: 17 electrones
Mientras que el ion cloruro posee: 18 electrones.
La configuración electrónica del ion es: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
o: [Ar]
Por tanto:
- ³⁵Cl → [Ne] 3s² 3p⁵
- ³⁵Cl⁻ → [Ar]
El ion cloruro posee una configuración electrónica de capa cerrada.
Propiedades Químicas
Desde el punto de vista químico, el cloro-35 se comporta como cualquier átomo del elemento cloro.
Esto se debe a que las propiedades químicas dependen principalmente de:
- la carga nuclear
- la configuración electrónica.
Todos los isótopos del cloro poseen Z = 17 , y, cuando son neutros, 17 electrones.
Por tanto, ³⁵Cl y ³⁷Cl presentan prácticamente las mismas propiedades químicas.
El cloro puede formar compuestos iónicos.
- NaCl
- KCl
- CaCl₂
- MgCl₂
También puede formar numerosos compuestos covalentes, como:
- HCl
- CCl₄
- PCl₃
- PCl₅.
Molécula de Cloro
El cloro elemental se encuentra habitualmente formando moléculas diatómicas: Cl₂
Debido a la existencia de dos isótopos estables principales, pueden formarse tres combinaciones isotópicas:
- ³⁵Cl–³⁵Cl
- ³⁵Cl–³⁷Cl
- ³⁷Cl–³⁷Cl
Todas son moléculas de cloro: Cl₂ , pero poseen masas moleculares ligeramente diferentes.
La más abundante es: ³⁵Cl–³⁵Cl , debido a que el ³⁵Cl es el isótopo más abundante.
Probabilidad de las Moléculas Isotópicas de Cl₂
Si consideramos aproximadamente:
- ³⁵Cl → 75 %
- ³⁷Cl → 25 %
Pueden estimarse las proporciones de las diferentes moléculas.
Para: ³⁵Cl–³⁵Cl
la probabilidad aproximada es: 0,75 × 0,75 = 0,5625 ≈ 56 %
Para una molécula con un átomo de cada isótopo: ³⁵Cl–³⁷Cl
la probabilidad es aproximadamente: 2 × 0,75 × 0,25 = 0,375 ≈ 38 %
Para: ³⁷Cl–³⁷Cl
la probabilidad es: 0,25 × 0,25 = 0,0625 ≈ 6 %
Por tanto, aproximadamente:
- ³⁵Cl₂ → 56 %
- ³⁵Cl³⁷Cl → 38 %
- ³⁷Cl₂ → 6 %
Esto muestra cómo la abundancia isotópica de los átomos determina las proporciones de las diferentes moléculas isotópicas.
Espectro del Cloro-35
Los isótopos de un elemento poseen estructuras electrónicas prácticamente idénticas, pero sus diferentes masas pueden producir pequeñas diferencias espectroscópicas.
Por ejemplo, las moléculas:
- ³⁵Cl–³⁵Cl
- ³⁷Cl–³⁷Cl
presentan masas diferentes.
Esto modifica ligeramente:
- las frecuencias de vibración
- las energías rotacionales
- y determinadas características espectroscópicas.
- La molécula que contiene los isótopos más pesados tiende a presentar frecuencias vibracionales ligeramente menores.
Efecto Isotópico
El cloro-35 y el cloro-37 presentan prácticamente la misma química.
Sin embargo, la diferencia de masa: ³⁵Cl < ³⁷Cl , puede producir pequeños efectos isotópicos
Estos pueden observarse en:
- frecuencias vibracionales
- velocidades de algunos procesos
- difusión
- fraccionamiento isotópico.
El efecto es mucho menor que el observado entre:
- ¹H
- ²H
porque la diferencia relativa de masa entre cloro-35 y cloro-37 es pequeña.
En el hidrógeno: ²H posee aproximadamente el doble de masa que ¹H.
En el cloro: ³⁷Cl es solo aproximadamente un 5,7 % más pesado que ³⁵Cl.
Por eso los efectos isotópicos del cloro suelen ser mucho menores.
Fraccionamiento Isotópico
Algunos procesos naturales pueden separar ligeramente los isótopos del cloro debido a sus diferentes masas.
Este fenómeno recibe el nombre de: fraccionamiento isotópico.
Puede producirse durante procesos como:
- difusión
- transporte de iones
- precipitación mineral
- reacciones químicas
- procesos biológicos.
Como consecuencia, diferentes muestras naturales pueden presentar relaciones: ³⁷Cl/³⁵Cl , ligeramente distintas.
Estas diferencias pueden utilizarse en estudios geoquímicos y ambientales.
Cloro-35 y Masa Atómica del Cloro
La masa atómica del cloro que aparece en la tabla periódica es aproximadamente: 35,45 u
Este valor no corresponde a un átomo concreto de cloro.
Es una media ponderada de las masas de sus isótopos naturales.
Los dos principales son:
- ³⁵Cl → ≈ 75,76 %
- ³⁷Cl → ≈ 24,24 %
Por tanto, de forma simplificada:
- masa atómica media ≈(masa de ³⁵Cl × abundancia de ³⁵Cl)+(masa de ³⁷Cl × abundancia de ³⁷Cl)
- Aproximadamente: (34,969 × 0,7576) + (36,966 × 0,2424) ≈ 35,45 u
El cloro-35, al ser el isótopo más abundante, contribuye en mayor medida a esta masa atómica media.
Captura de Neutrones
Aunque el cloro-35 es estable, puede participar en reacciones nucleares.
Una de las más importantes es la captura de un neutrón: ³⁵₁₇Cl + ¹₀n → ³⁶₁₇Cl + γ
También puede escribirse: ³⁵Cl(n,γ)³⁶Cl
El cloro-35 captura un neutrón y se transforma en: cloro-36.
El núcleo pasa de:
- 17 protones + 18 neutrones
- 17 protones + 19 neutrones.
Por tanto:
- A = 35 → A = 36 , pero: Z = 17 , permanece constante
El elemento sigue siendo cloro.
Formación de Cloro-36
El producto de la captura neutrónica: ³⁶Cl , no es estable.
Es un radioisótopo de vida larga.
Por tanto:
³⁵Cl → estable
captura un neutrón
↓
³⁶Cl → radiactivo.
Esta reacción tiene importancia en:
- física nuclear
- geoquímica
- estudios ambientales
- producción de radionucleidos.
Cloro-35 en la Naturaleza
El cloro-35 se encuentra ampliamente distribuido en la naturaleza.
Debido a la elevada reactividad química del cloro, no suele encontrarse como átomos aislados.
Aparece principalmente formando:
- iones cloruro
- sales
- minerales
- agua de mar
- compuestos químicos.
Por ejemplo:
- NaCl → cloruro de sodio
- KCl → cloruro de potasio
- MgCl₂ → cloruro de magnesio
- CaCl₂ → cloruro de calcio.
La mayoría de estos materiales contienen una mezcla natural de:
- ³⁵Cl
- ³⁷Cl.
Cloro-35 en el Agua de Mar
El ion cloruro: Cl⁻ , es uno de los iones más abundantes del agua de mar
Por tanto, una gran cantidad del cloro terrestre se encuentra en los océanos.
Los iones cloruro naturales contienen principalmente:
- ³⁵Cl⁻
- ³⁷Cl⁻
con predominio del primero.
El hecho de que sean isótopos diferentes no modifica significativamente el comportamiento químico del ion cloruro.
Importancia del Cloro-35
El cloro-35 es importante porque:
- es el isótopo más abundante del cloro
- constituye aproximadamente el 75,76 % del cloro natural
- posee 17 protones y 18 neutrones
- es estable
- posee espín nuclear I = 3/2
- participa en la formación del ion cloruro
- presenta las propiedades químicas características del cloro
- contribuye de forma dominante a la masa atómica natural del cloro
- produce junto con ³⁷Cl el característico patrón isotópico del cloro en espectrometría de masas
- puede capturar un neutrón y transformarse en ³⁶Cl
- permite estudiar fraccionamientos isotópicos en sistemas naturales.
Cloro-36
Cloro-36
El cloro-36 es un isótopo radiactivo del cloro que se encuentra de forma natural únicamente en cantidades extremadamente pequeñas.
Se representa como: ³⁶Cl
También puede escribirse: ³⁶₁₇Cl
El número situado en la parte superior izquierda corresponde al número másico: A = 36
Mientras que el número situado en la parte inferior izquierda corresponde al número atómico: Z = 17
A diferencia de los dos isótopos estables principales del cloro:
- ³⁵Cl
- ³⁷Cl
El cloro-36 es radiactivo.
Su característica más destacada es su periodo de semidesintegración extremadamente largo: ≈ 3,01 · 10⁵ años , es decir: ≈ 301.000 años.
Composición del Cloro-36
Un átomo neutro de cloro-36 está formado por:
- 17 protones en el núcleo
- 19 neutrones en el núcleo
- 17 electrones en la nube electrónica.
Por tanto:
- Número atómico: Z = 17
- Número másico: A = 36
- Número de neutrones: N = A − Z → N = 36 − 17 → N = 19
Por tanto: ³⁶Cl → 17 protones + 19 neutrones + 17 electrones , en el átomo neutro.
Núcleo del Cloro-36
El núcleo del cloro-36 está formado por: 17 protones + 19 neutrones
Por tanto, contiene: 36 nucleones.
Los nucleones son:
- protones
- neutrones.
En el cloro-36 existen dos neutrones más que protones:
- N = 19
- Z = 17
Por tanto: N/Z = 19/17 ≈ 1,12
Los protones y neutrones permanecen ligados mediante la interacción nuclear fuerte residual.
Sin embargo, que los nucleones formen un núcleo ligado no significa necesariamente que dicho núcleo sea estable.
En el caso del ³⁶Cl, existen configuraciones nucleares de menor energía a las que puede transformarse mediante procesos radiactivos.
Por ello: ³⁶Cl → núcleo ligado, pero radiactivo.
Carga Eléctrica
Cada protón posee una carga: +e
Cada neutrón posee carga eléctrica neta: 0
Cada electrón posee: −e
Por tanto:
- 17 protones → +17e
- 19 neutrones → 0
- 17 electrones → −17e
La carga total es: (+17) + (−17) = 0
Por tanto, el átomo de cloro-36 es eléctricamente neutro.
Si gana un electrón: ³⁶Cl + e⁻ → ³⁶Cl⁻ , se forma el ion cloruro correspondiente: ³⁶Cl⁻
Este ion contiene:
- 17 protones
- 19 neutrones
- 18 electrones
y presenta carga: −1.
Masa del Cloro-36
La masa isotópica del átomo de cloro-36 es aproximadamente: 35,968306809 u
Puede redondearse como: 35,968307 u. NIST
No debe confundirse esta masa isotópica con el número másico: A = 36
El número másico indica el número total de protones y neutrones: A = 17 + 19 = 36 , y siempre es un número entero.
La masa isotópica representa la masa real del átomo expresada en unidades de masa atómica.
Por tanto:
- Número másico → 36
- Masa isotópica → ≈ 35,968307 u
Son conceptos diferentes.
Abundancia Natural
El cloro-36 existe de forma natural, pero únicamente en trazas.
Su abundancia es extraordinariamente pequeña en comparación con los dos isótopos estables principales: ³⁵Cl y ³⁷Cl.
Por esta razón, las tablas de abundancias isotópicas normales del cloro consideran esencialmente:
- ³⁵Cl → aproximadamente 75,5–76,1 %
- ³⁷Cl → aproximadamente 23,9–24,5 %
Mientras que el ³⁶Cl no recibe una abundancia isotópica estándar porque su concentración es demasiado pequeña y depende además del origen e historia de la muestra.
Por tanto: ³⁵Cl > ³⁷Cl ≫ ³⁶Cl
La cantidad de ³⁶Cl natural es tan pequeña que su contribución a la masa atómica ordinaria del cloro es despreciable.
Estabilidad Nuclear
El cloro-36 no es estable.
Es un: radioisótopo.
Esto significa que sus núcleos pueden transformarse espontáneamente en otros núcleos más estables.
El proceso ocurre sin necesidad de que el átomo participe previamente en una reacción química.
Por tanto: ³⁶Cl → radiactivo
Esto lo diferencia de:
- ³⁵Cl → estable
- ³⁷Cl → estable.
Periodo de Semidesintegración
El periodo de semidesintegración del cloro-36 es aproximadamente: 301.000 años.
El periodo de semidesintegración es el tiempo necesario para que se desintegre aproximadamente la mitad de los núcleos radiactivos presentes inicialmente.
Si inicialmente tenemos una cantidad: N₀
- Después de aproximadamente 301.000 años, quedará: N₀/2
- Después de aproximadamente: 602.000 años, quedará: N₀/4
- Después de aproximadamente: 903.000 años, quedará: N₀/8
y así sucesivamente.
Esto no significa que cada núcleo de ³⁶Cl dure exactamente 301.000 años.
La desintegración de un núcleo individual es un proceso probabilístico.
El periodo de semidesintegración describe el comportamiento estadístico de un número muy grande de núcleos.
Ley de Desintegración Radiactiva
La disminución del número de núcleos de cloro-36 sigue una ley exponencial: N = N₀e⁻ˡᵃᵐᵇᵈᵃt
donde:
- N₀ → número inicial de núcleos
- N → número de núcleos que permanecen sin desintegrar
- λ → constante de desintegración
- t → tiempo.
El periodo de semidesintegración se relaciona con la constante de desintegración mediante: T₁/₂ = ln 2 / λ
Por tanto, cuanto mayor es el periodo de semidesintegración, menor es la probabilidad de desintegración de un núcleo por unidad de tiempo.
El enorme valor de: T₁/₂ ≈ 301.000 años , explica que el cloro-36 pueda permanecer durante tiempos geológicos en determinados sistemas naturales.
Desintegración Beta Negativa
La vía de desintegración predominante del cloro-36 es la: desintegración beta negativa, β⁻.
Representa aproximadamente: 98,1 % , de sus desintegraciones. BIPM
En una desintegración beta negativa, un neutrón del núcleo se transforma en un protón.
De forma simplificada: n → p + e⁻ + ν̅ₑ
donde:
- e⁻ → electrón beta
- ν̅ₑ → antineutrino electrónico.
Transformación del Núcleo
Antes de la desintegración, el núcleo de cloro-36 contiene:
- 17 protones
- 19 neutrones.
Durante la transformación: un neutrón → un protón.
Por tanto, después del proceso tenemos:
- 18 protones
- 18 neutrones.
El número atómico cambia: Z = 17 → Z = 18
El elemento con: Z = 18 , es el argón.
Por tanto, el cloro-36 se transforma en: argón-36.
Ecuación de Desintegración Beta
La transformación puede escribirse: ³⁶₁₇Cl → ³⁶₁₈Ar + e⁻ + ν̅ₑ
Es decir: cloro-36 → argón-36 + electrón + antineutrino electrónico.
El número másico se conserva: 36 → 36 , porque el número total de nucleones sigue siendo el mismo.
El número atómico aumenta: 17 → 18, porque un neutrón se ha transformado en un protón.
El producto: ³⁶Ar , es un isótopo estable del argón.
Esta es una característica general de la desintegración beta: cambia la identidad del nucleón, pero no el número total de nucleones.
Captura Electrónica
El cloro-36 posee también una segunda vía de desintegración mucho menos frecuente: captura electrónica.
Representa aproximadamente: 1,9 % de sus desintegraciones.
En este proceso, el núcleo captura uno de los electrones del propio átomo.
De forma simplificada: p + e⁻ → n + νₑ
Un protón se transforma en un neutrón.
El elemento con número atómico 16 es: azufre , ³⁶S , es estable
Por tanto: cloro-36 + electrón → azufre-36 + neutrino electrónico.
Configuración Electrónica e Isótopos
La configuración electrónica del cloro-36 es prácticamente idéntica a la de:
- ³⁵Cl
- ³⁷Cl
Por tanto:
- ³⁵Cl → [Ne] 3s² 3p⁵
- ³⁶Cl → [Ne] 3s² 3p⁵
- ³⁷Cl → [Ne] 3s² 3p⁵
Esto ocurre porque los tres poseen el mismo número atómico: Z = 17.
Lo que cambia entre los isótopos es: el número de neutrones
Electrones de Valencia
La capa de valencia del cloro-36 es: 3s² 3p⁵
Por tanto, posee: 7 electrones de valencia.
Le falta un electrón para completar: 8 electrones en su capa externa.
Por ello puede captar un electrón: ³⁶Cl + e⁻ → ³⁶Cl⁻
y adquirir la configuración electrónica: [Ar].
Cloro-36 e Ion Cloruro
Cuando un átomo de cloro-36 gana un electrón se transforma en: ³⁶Cl⁻
El átomo neutro contiene: 17 electrones
Mientras que el ion contiene: 18 electrones.
Su configuración pasa de: [Ne] 3s² 3p⁵ , a: [Ar].
Por tanto:
- ³⁶Cl → 17 p + 19 n + 17 e⁻
- ³⁶Cl⁻ → 17 p + 19 n + 18 e⁻
La transformación química: Cl → Cl⁻ , no modifica el núcleo.
Por tanto, el isótopo sigue siendo: ³⁶Cl.
Propiedades Químicas
Desde el punto de vista químico, el cloro-36 se comporta prácticamente igual que los demás isótopos del cloro.
Esto se debe a que la química depende fundamentalmente de la configuración electrónica.
Como los tres isótopos poseen: Z = 17 , sus átomos neutros poseen: 17 electrones.
Por tanto, ³⁶Cl puede participar en las mismas clases de compuestos que:
- ³⁵Cl
- ³⁷Cl.
Puede encontrarse como: ³⁶Cl⁻ , y también incorporarse a moléculas covalentes que contienen cloro.
Radiactividad y Propiedades Químicas
Es importante distinguir:
- propiedades nucleares
- propiedades químicas
El carácter radiactivo del ³⁶Cl procede de su núcleo.
Su comportamiento químico depende fundamentalmente de sus electrones.
Por eso:
- ³⁵Cl → estable
- ³⁶Cl → radiactivo
- ³⁷Cl → estable
Pero los tres presentan una química muy semejante.
La radiactividad no significa que el ³⁶Cl forme una clase completamente diferente de enlaces químicos.
Efecto Isotópico
El cloro-36 posee una masa intermedia entre:
- ³⁵Cl
- ³⁷Cl.
Por tanto: ³⁵Cl < ³⁶Cl < ³⁷Cl
La diferencia de masa puede producir pequeñas modificaciones en algunas propiedades físicas.
Por ejemplo:
- frecuencias vibracionales
- velocidades de difusión
- determinadas velocidades de reacción
- procesos de fraccionamiento isotópico.
Sin embargo, estas diferencias químicas son pequeñas porque la diferencia relativa de masa entre los isótopos del cloro es reducida.
Son mucho menores que los efectos observados entre:
- ¹H
- ²H
Cloro-36 y Espectrometría de Masas
El cloro-36 se encuentra en concentraciones tan pequeñas que su determinación requiere técnicas de enorme sensibilidad.
Una de las más importantes es: AMS , espectrometría de masas con aceleradores.
Esta técnica permite medir cantidades extremadamente pequeñas de determinados radionucleidos.
En lugar de expresar únicamente la cantidad absoluta de ³⁶Cl, frecuentemente se determina la relación: ³⁶Cl/Cl , es decir, la cantidad de cloro-36 respecto al cloro total presente en la muestra.
La extraordinaria sensibilidad de esta técnica permite utilizar el ³⁶Cl como trazador en sistemas naturales en los que está presente en proporciones diminutas.
Producción Natural del Cloro-36
El cloro-36 se produce continuamente en la naturaleza.
Una parte importante se origina por procesos relacionados con los rayos cósmicos.
Los rayos cósmicos que llegan a la atmósfera generan partículas secundarias capaces de producir reacciones nucleares.
Como resultado pueden formarse pequeñas cantidades de: ³⁶Cl.
Por esta razón, el cloro-36 se clasifica entre los radionucleidos cosmogénicos.
Gran parte del ³⁶Cl presente en la hidrosfera procede de la interacción de la radiación cósmica con gases atmosféricos.
¿Qué es un Radionucleido Cosmogénico?
Un radionucleido cosmogénico es un nucleido radiactivo producido como consecuencia de interacciones relacionadas con los rayos cósmicos.
Otros radionucleidos cosmogénicos conocidos incluyen, por ejemplo:
- ¹⁴C
- ¹⁰Be.
El cloro-36 puede producirse en la atmósfera y posteriormente incorporarse a:
- precipitaciones
- aguas superficiales
- aguas subterráneas
- suelos
- minerales.
Producción mediante Cloro-35
Otra vía importante de formación del cloro-36 es la captura de neutrones por cloro-35: ³⁵₁₇Cl + ¹₀n → ³⁶₁₇Cl + γ
De forma abreviada: ³⁵Cl(n,γ)³⁶Cl
El proceso puede interpretarse de la siguiente manera:
³⁵Cl: 17 protones + 18 neutrones
captura 1 neutrón y se transforma en: ³⁶Cl:
³⁶Cl: 17 protones + 19 neutrones.
Como el número de protones no cambia: Z = 17 , el elemento sigue siendo cloro.
Producción Artificial del Cloro-36
El cloro-36 también puede producirse artificialmente.
Una posible vía es precisamente: ³⁵Cl + n → ³⁶Cl + γ
Si una sustancia que contiene cloro-35 es sometida a un flujo de neutrones, parte de los núcleos pueden capturarlos y transformarse en: ³⁶Cl.
Este mecanismo puede producirse en instalaciones nucleares y en experimentos de activación neutrónica.
Ensayos Nucleares y Cloro-36
Las pruebas de armas termonucleares realizadas durante el siglo XX produjeron también cantidades adicionales de cloro-36.
los ensayos termonucleares de la década de 1950 generaron grandes cantidades de ³⁶Cl que posteriormente pudieron detectarse en sistemas hidrológicos.
Por ello puede distinguirse entre:
- ³⁶Cl natural
- ³⁶Cl de origen antropogénico.
Esta distinción resulta importante cuando el isótopo se utiliza para reconstruir procesos ambientales.
Cloro-36 en la Atmósfera
Una vez producido en la atmósfera, el cloro-36 puede incorporarse a compuestos que contienen cloro.
Posteriormente puede ser transportado y depositado mediante:
- precipitación
- aerosoles
- partículas atmosféricas.
Así puede alcanzar:
- suelos
- ríos
- lagos
- acuíferos
- océanos.
Cloro-36 en el Agua
En muchos sistemas acuosos, el cloro se encuentra principalmente como ion cloruro: Cl⁻
El cloruro es muy soluble y puede desplazarse fácilmente con el agua.
Por tanto, el cloro-36 puede encontrarse como ³⁶Cl⁻ , y acompañar al movimiento del agua.
Esta característica es fundamental para sus aplicaciones en hidrología.
Cloro-36 como Trazador
El cloro-36 presenta dos características particularmente útiles:
- periodo de semidesintegración muy largo
- gran movilidad del ion cloruro en medios acuosos.
Por ello constituye un importante trazador isotópico.
Destaca el uso conjunto de Cl⁻ y ³⁶Cl en numerosos estudios hidrológicos precisamente por la gran movilidad del cloruro en sistemas acuosos.
Cloro-36 y Aguas Subterráneas
Una aplicación especialmente importante es el estudio de aguas subterráneas antiguas.
Cuando el agua procedente de la superficie penetra en un acuífero puede transportar una determinada cantidad de ³⁶Cl.
A medida que transcurre el tiempo, parte del cloro-36 se desintegra.
Debido a su periodo de semidesintegración: ≈ 301.000 años , puede utilizarse para estudiar aguas con tiempos de residencia de cientos de miles de años.
Se ha empleado para estimar edades en numerosos sistemas de aguas subterráneas antiguas.
Relación ³⁶Cl/Cl
En muchos estudios no se utiliza únicamente la concentración absoluta de cloro-36.
Se determina la relación: ³⁶Cl/Cl
donde:
- ³⁶Cl → cantidad del radioisótopo
- Cl → cantidad total de cloro.
Esta relación puede variar debido a:
- producción inicial
- desintegración radiactiva
- mezcla de aguas
- aportaciones de cloruro
- reacciones nucleares en el subsuelo.
Por ello, su interpretación requiere conocer la historia geoquímica del sistema.
Datación de Aguas Subterráneas
De manera simplificada:
- agua reciente → relación ³⁶Cl/Cl relativamente mayor
- agua muy antigua → parte del ³⁶Cl se ha desintegrado.
Si se conoce o puede estimarse la relación inicial, la disminución debida a la desintegración puede utilizarse para obtener información sobre el tiempo de residencia del agua.
Sin embargo, el procedimiento real debe considerar procesos como:
- mezcla de diferentes aguas
- entrada de cloruro sin ³⁶Cl
- producción subterránea de ³⁶Cl
- variaciones en la producción atmosférica.
Por ello, la datación con ³⁶Cl requiere interpretar conjuntamente la información isotópica y geoquímica.
Aplicaciones Geológicas
El cloro-36 también se utiliza en estudios relacionados con:
- erosión
- exposición de superficies rocosas
- geomorfología
- movimiento de sedimentos
- evolución de paisajes
- historia de determinadas formaciones geológicas.
La producción de radionucleidos cosmogénicos cerca de la superficie terrestre permite estudiar cuánto tiempo determinadas rocas han permanecido expuestas a la radiación cósmica.
Cloro-36 y Edad de Exposición
Cuando una superficie rocosa queda expuesta a los rayos cósmicos pueden producirse radionucleidos cosmogénicos en los minerales.
Entre ellos puede encontrarse ³⁶Cl.
Midiendo su concentración es posible obtener información sobre cuánto tiempo lleva expuesta una superficie o con qué rapidez se ha erosionado.
Este tipo de técnica recibe el nombre general de: datación por nucleidos cosmogénicos.
IONES
¿Qué son los iones?
Un ion es un átomo o grupo de átomos que posee una carga eléctrica neta porque ha perdido o ganado electrones.
Si pierde electrones: → adquiere carga positiva.
Si gana electrones: → adquiere carga negativa.
Los iones se clasifican principalmente en:
- Cationes
- Aniones
¿Qué es un catión?
Un catión es un ion con carga positiva.
Se forma cuando una especie pierde uno o más electrones.
Ejemplo: Na → Na⁺ + e⁻
El sodio neutro tiene:
- 11 protones
- 11 electrones
Na⁺ tiene:
- 11 protones
- 10 electrones
Como existen más protones que electrones: carga = +1
¿Qué es un anión?
Un anión es un ion con carga negativa.
Se forma cuando una especie gana uno o más electrones.
Ejemplo: Cl + e⁻ → Cl⁻
El cloro neutro posee:
- 17 protones
- 17 electrones
Cl⁻ posee:
- 17 protones
- 18 electrones
Como existe un electrón más que protones: carga = −1
Cómo se forman los iones
La formación de un ion implica modificar el número de electrones, no el número de protones.
Ejemplo: Mg → Mg²⁺ + 2e⁻
El magnesio mantiene 12 protones.
Pero pasa de 12 electrones a 10 electrones.
Por tanto: la ionización no cambia la identidad del elemento.
Cómo calcular la carga de un ion
La carga relativa puede calcularse mediante: q = p − e
donde:
- p = número de protones.
- e = número de electrones.
Ejemplo:
12 protones
10 electrones
q = 12 − 10 → q = +2
La especie es: Mg²⁺
Cómo calcular los electrones de un ion
Si conocemos Z y la carga: e = Z − q
considerando q con su signo.
Ejemplo: Al³⁺
Z = 13
q = +3
e = 13 − 3 → e = 10
Representación de los iones
La carga se coloca normalmente en la parte superior derecha del símbolo.
Ejemplos:
- Na⁺
- Mg²⁺
- Al³⁺
- Cl⁻
- O²⁻
- N³⁻
Si además queremos indicar A y Z: ²³₁₁Na⁺
La notación proporciona información sobre:
- Elemento
- Número atómico
- Número másico
- Carga
Ejemplo completo de un catión
Consideremos: ²⁴₁₂Mg²⁺
Número atómico: Z = 12
Número másico: A = 24
Protones: 12
Neutrones: 24 − 12 = 12
Electrones: 12 − 2 = 10
Por tanto:
- 12 protones
- 12 neutrones
- 10 electrones
Ejemplo completo de un anión
Consideremos: ³⁵₁₇Cl⁻
Z = 17
A = 35
Protones: 17
Neutrones: 35 − 17 = 18
Electrones: 17 + 1 = 18
Resultado:
- 17 protones
- 18 neutrones
- 18 electrones
Diferencia entre átomo neutro e ion
Átomo neutro
- Protones = electrones
- Carga total = 0
Ion
- Protones ≠ electrones
- Carga total ≠ 0
Ejemplo Na:
11 p y 11 e⁻ → neutro
Ejemplo Na⁺:
11 p y 10 e⁻ → catión +1
Diferencia entre isótopos e iones
| Característica | Isótopos | Iones |
|---|---|---|
| Protones | Iguales para el mismo elemento | Iguales para el mismo elemento |
| Neutrones | Cambian | No cambian durante una ionización ordinaria |
| Electrones | Pueden mantenerse iguales | Cambian |
| Número atómico Z | Igual | Igual |
| Número másico A | Puede cambiar | No cambia por ionización |
| Carga | No define el isótopo | Es característica del ion |
| Ejemplo | ¹²C y ¹⁴C | Na y Na⁺ |
¿Puede un isótopo ser también un ion?
Sí, los conceptos no son excluyentes.
Por ejemplo: ³⁷₁₇Cl⁻
Es simultáneamente:
- Un isótopo concreto del cloro: cloro-37
- Un anión: Cl⁻
Posee:
- 17 protones
- 20 neutrones
- 18 electrones
Esto demuestra que isótopo e ion describen características diferentes de una misma especie.
Diferencia entre isótopo, ion y elemento
Isótopos, iones y partículas subatómicas
Una regla muy útil:
Si cambia el número de protones
→ cambia el elemento
Si cambia el número de neutrones
→ cambia el isótopo
Si cambia el número de electrones
→ cambia el estado de ionización
Iones y configuración electrónica
Cuando un átomo forma un ion, cambia su número de electrones y, por tanto, su configuración electrónica.
Ejemplo:
- Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
- Na⁺: 1s² 2s² 2p⁶
- Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
- Cl⁻: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
Iones y regla del octeto
En muchos compuestos sencillos de elementos representativos, la formación de iones puede racionalizarse mediante la tendencia a alcanzar configuraciones electrónicas especialmente estables.
Ejemplos:
- Na → Na⁺
- Cl → Cl⁻
- Mg → Mg²⁺
- O → O²⁻
En estos ejemplos, los iones resultantes presentan configuraciones electrónicas equivalentes a gases nobles próximos.
Sin embargo, la regla del octeto es una aproximación, no una ley universal.
Iones monoatómicos y poliatómicos
No todos los iones están formados por un único átomo.
Iones monoatómicos
- Na⁺
- Mg²⁺
- Cl⁻
- O²⁻
Iones poliatómicos
- NH₄⁺
- OH⁻
- NO₃⁻
- SO₄²⁻
- CO₃²⁻
En un ion poliatómico, la carga pertenece al conjunto de átomos.
Iones y enlace iónico
Los compuestos iónicos se forman mediante la interacción electrostática entre:
- cationes
- aniones
Ejemplo: Na⁺ + Cl⁻ → NaCl
Otro ejemplo: Mg²⁺ + 2Cl⁻ → MgCl₂
Las proporciones entre iones deben producir una carga global neutra en el compuesto.
Iones y radio iónico
La formación de un ion modifica el tamaño de la especie.
En general:
Catión
Es más pequeño que el átomo neutro del que procede.
Anión
Es mayor que el átomo neutro correspondiente.
Ejemplos:
- Na⁺ < Na
- Cl⁻ > Cl
Esto se explica por cambios en:
- Número de electrones
- Repulsión electrónica
- Atracción nuclear efectiva
- En algunos casos, pérdida completa de un nivel electrónico.
Tabla de ejemplos de isótopos e iones
| Especie | Z | A | Protones | Neutrones | Electrones | Tipo |
|---|---|---|---|---|---|---|
| ¹²C | 6 | 12 | 6 | 6 | 6 | Isótopo neutro |
| ¹⁴C | 6 | 14 | 6 | 8 | 6 | Isótopo neutro |
| ²³Na | 11 | 23 | 11 | 12 | 11 | Átomo neutro |
| ²³Na⁺ | 11 | 23 | 11 | 12 | 10 | Catión |
| ²⁴Mg²⁺ | 12 | 24 | 12 | 12 | 10 | Catión |
| ³⁵Cl⁻ | 17 | 35 | 17 | 18 | 18 | Anión |
| ³⁷Cl⁻ | 17 | 37 | 17 | 20 | 18 | Isótopo y anión |
| ¹⁶O²⁻ | 8 | 16 | 8 | 8 | 10 | Anión |
Errores frecuentes sobre isótopos e iones
- Pensar que los isótopos poseen diferente número de protones.
- Pensar que un ion se forma cambiando el número de protones.
- Cambiar Z cuando se forma un ion.
- Cambiar A al formar un ion.
- Confundir el número de neutrones con el número de electrones.
- Pensar que un catión gana electrones.
- Pensar que un anión pierde electrones.
- Olvidar la carga al calcular electrones.
- Utilizar la masa atómica decimal de la Tabla Periódica como número másico.
- Pensar que todos los isótopos son radiactivos.
- Pensar que todos los isótopos poseen propiedades químicas completamente diferentes.
- Pensar que un isótopo no puede ser también un ion.
- Confundir carga nuclear con carga del ion.
- Confundir unidad fórmula con ion.
- Pensar que Na⁺ tiene menos protones que Na.
- Pensar que Cl⁻ tiene más protones que Cl.
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Historia del Estudio y Descubrimiento de los Isótopos
El descubrimiento de los isótopos no puede atribuirse a un único experimento ni a un único científico.
El concepto apareció gradualmente entre finales del siglo XIX y las primeras décadas del siglo XX, como consecuencia de varios descubrimientos relacionados:
- la radiactividad
- la transmutación de los elementos
- las diferencias entre masas atómicas
- el número atómico
- la espectrometría de masas
- y, finalmente, el descubrimiento del neutrón.
La idea actual de isótopo:
Átomos del mismo elemento que poseen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones
Solo pudo establecerse completamente después de descubrirse la estructura del núcleo atómico.
Por tanto, la historia de los isótopos puede dividirse en varias etapas.
Antes del Descubrimiento de los Isótopos
Durante gran parte del siglo XIX se consideraba que cada elemento químico estaba constituido por un único tipo de átomo.
Según la teoría atómica desarrollada a partir de las ideas de John Dalton:
- Cada elemento estaba formado por átomos característicos
- Estos átomos tenían una masa determinada.
Por tanto, parecía razonable pensar que:
- un elemento → una única clase de átomo → una única masa atómica.
La existencia de diferentes átomos del mismo elemento con masas distintas no formaba parte inicialmente del modelo químico.
Sin embargo, a finales del siglo XIX comenzaron a aparecer resultados experimentales que obligaron a modificar esta idea.
Las Masas Atómicas
Durante el siglo XIX, una de las tareas fundamentales de la química fue determinar las masas atómicas de los elementos.
Las masas atómicas obtenidas experimentalmente no siempre eran números enteros.
Por ejemplo, el cloro presentaba una masa atómica próxima a: 35,45
Este valor resultaba extraño.
Si los átomos de un elemento eran todos iguales, cabía preguntarse por qué la masa del cloro no correspondía a un valor sencillo.
Hoy sabemos que el resultado se debe principalmente a la existencia de ³⁵Cl y ³⁷Cl en diferentes proporciones.
Pero en el siglo XIX aún no se conocía esta explicación.
1896 — Descubrimiento de la Radiactividad
El primer gran paso hacia el descubrimiento de los isótopos llegó con el estudio de la radiactividad.
En 1896, Henri Becquerel descubrió que las sales de uranio emitían espontáneamente una radiación capaz de atravesar materiales y afectar placas fotográficas.
La emisión no necesitaba que el uranio hubiera sido iluminado previamente.
Esto indicaba que la radiación procedía del propio átomo de uranio.
Este descubrimiento fue fundamental porque demostró que los átomos no eran necesariamente entidades inmutables.
La estructura interna del átomo empezaba a convertirse en un problema experimental.
Marie y Pierre Curie
Marie Curie comenzó a investigar sistemáticamente la radiación descubierta por Becquerel.
Marie y Pierre Curie estudiaron numerosos minerales y comprobaron que algunos eran mucho más radiactivos de lo que podía explicarse por su contenido en uranio.
En 1898 anunciaron el descubrimiento del polonio y radio.
Sus investigaciones contribuyeron decisivamente a establecer la radiactividad como un nuevo campo científico.
El Problema de los Radioelementos
A medida que se estudiaban el uranio, el torio, el radio y sus productos de desintegración, comenzaron a identificarse numerosas sustancias radiactivas.
Inicialmente muchas recibieron nombres diferentes porque presentaban:
- distintas propiedades radiactivas
- diferentes periodos de semidesintegración
- diferentes posiciones dentro de las cadenas de desintegración.
Sin embargo, apareció un problema.
Algunas de estas sustancias que parecían nuclearmente distintas presentaban propiedades químicas prácticamente idénticas.
Los químicos eran incapaces de separarlas mediante procedimientos químicos ordinarios.
Este hecho sería una de las claves del concepto de isótopo.
Rutherford y Soddy
Entre 1901 y 1903 aproximadamente, Ernest Rutherford y Frederick Soddy estudiaron sistemáticamente las transformaciones radiactivas.
Sus investigaciones condujeron a la denominada teoría de la desintegración radiactiva.
Esto suponía una ruptura profunda con la concepción clásica del elemento químico.
Según esta teoría, un elemento radiactivo podía transformarse espontáneamente en otro elemento.
La transformación no era molecular, ni una reacción química convencional.
Era una transformación atómica.
Rutherford explicó posteriormente que sus investigaciones con Soddy habían mostrado que las sustancias radiactivas estaban sometidas a procesos de transformación que producían nuevas sustancias.
La Transmutación de los Elementos
La idea era revolucionaria.
Durante siglos, la transformación de un elemento en otro había estado asociada a la antigua alquimia.
La radiactividad demostraba por primera vez que un elemento podía transformarse realmente en otro.
Por ejemplo, en las cadenas radiactivas podían producirse sucesivamente diferentes núcleos hasta llegar finalmente a un núcleo estable.
Marie Curie describió posteriormente esta teoría de Rutherford y Soddy como una sucesión de transformaciones atómicas producidas durante la desintegración radiactiva.
Partículas Alfa y Beta
El estudio de las emisiones radiactivas permitió distinguir diferentes tipos de radiación.
Entre ellas:
- radiación alfa, α
- radiación beta, β.
Se observó que cuando un núcleo emitía determinadas partículas podía transformarse en otro elemento.
Esto permitió relacionar el tipo de desintegración con la posición del elemento en la tabla periódica.
Las Leyes de Desplazamiento
En 1913, Frederick Soddy y Kasimir Fajans formularon independientemente relaciones conocidas como: Leyes de desplazamiento radiactivo.
Estas reglas relacionaban el tipo de emisión radiactiva con el desplazamiento del elemento dentro de la tabla periódica.
- En una desintegración alfa el número atómico disminuye en 2.
- En una desintegración beta negativa el número atómico aumenta en 1.
Estas relaciones ayudaron a organizar los numerosos productos radiactivos que se estaban descubriendo.
Un Problema con la Tabla Periódica
Los investigadores habían identificado más sustancias radiactivas de las que podían acomodarse como elementos diferentes en la tabla periódica.
Algunas sustancias, tenían masas diferentes, presentaban comportamientos radiactivos diferentes, pero eran químicamente inseparables.
Parecía que varias especies atómicas distintas debían ocupar la misma posición en la tabla periódica.
Esta observación constituía el núcleo de la idea de isotopía.
Frederick Soddy y el Concepto de Isótopo
Frederick Soddy comprendió que podían existir átomos químicamente equivalentes, pero con diferentes masas.
Es decir, no todas las especies atómicas con masas diferentes tenían que ser elementos químicos diferentes.
Varias podían corresponder al mismo elemento.
Esta idea resolvía el problema de los radioelementos químicamente inseparables.
1913 — Aparición del Término «Isótopo»
En 1913 se introdujo el término isótopo.
Procede de las palabras griegas:
- isos → igual
- topos → lugar.
Por tanto: isótopo → «mismo lugar».
El nombre expresa precisamente la característica que había observado Soddy; especies atómicas diferentes que ocupaban el mismo lugar de la tabla periódica.
La Royal Society of Chemistry sitúa la introducción pública del término por Soddy en 1913
Margaret Todd y el Nombre «Isótopo»
Existe un detalle histórico particularmente interesante.
Según los relatos históricos, el término fue sugerido a Frederick Soddy por Margaret Todd, médica y escritora escocesa.
Durante una conversación en Glasgow en 1913, Soddy explicó el problema de aquellas sustancias que debían ocupar la misma posición en la tabla periódica.
Todd, que conocía griego, propuso una palabra formada a partir de:
- isos
- topos.
El resultado fue: isotope.
Soddy adoptó posteriormente el término en sus publicaciones científicas.
Por tanto, conviene distinguir:
- Frederick Soddy → desarrolló científicamente el concepto y lo introdujo en la literatura científica.
- Margaret Todd → según la documentación histórica, sugirió la palabra «isótopo».
La Definición Original de Isótopo
La definición original no podía ser exactamente la que utilizamos actualmente.
En 1913 todavía no se había descubierto el neutrón.
Por tanto, Soddy no podía afirmar que los isótopos poseían igual número de protones y diferente número de neutrones.
Inicialmente se identificaban como especies químicamente inseparables, situadas en el mismo lugar de la tabla periódica, pero con diferentes masas atómicas.
La Importancia del Número Atómico
Otro descubrimiento realizado en 1913 resultó fundamental.
Henry Moseley estudió los espectros de rayos X de diferentes elementos.
Comprobó que existía una relación sistemática entre la frecuencia de los rayos X característicos y una magnitud asociada a cada elemento: El número atómico.
Sus investigaciones establecieron experimentalmente que la ordenación fundamental de los elementos debía basarse en: Z, y no simplemente en la masa atómica.
Número Atómico frente a Masa Atómica
Esta distinción resultó esencial para comprender los isótopos.
Dos átomos podían presentar diferentes masas, pero seguir perteneciendo al mismo elemento, si poseían la misma carga nuclear y, por tanto, el mismo número atómico.
Esta idea permite entender actualmente que: ³⁵Cl y ³⁷Cl, son ambos cloro porque Z = 17 en ambos casos.
Sus masas son diferentes, pero su identidad química fundamental es la misma.
Theodore William Richards y los Isótopos del Plomo
Otra prueba importante apareció al estudiar la masa atómica del plomo.
Theodore William Richards realizó mediciones extremadamente precisas de masas atómicas.
En 1913 se comprobó que el plomo procedente de determinados minerales radiactivos podía presentar una masa atómica diferente de la del plomo ordinario.
Richards encontró valores próximos a 206,08 para ciertas muestras de plomo de origen radiactivo, para ciertas muestras de plomo de origen radiactivo, frente a aproximadamente 207,2 para el plomo ordinario de la época.
Sin embargo, ambos materiales presentaban esencialmente las mismas propiedades químicas.
Era una demostración química muy poderosa de que podían existir, átomos del mismo elemento con masas diferentes.
El Paso de los Radioisótopos a los Elementos Estables
Hasta entonces, gran parte del concepto de isotopía se había desarrollado estudiando elementos radiactivos.
Quedaba una pregunta crucial:
¿existían también isótopos entre los elementos no radiactivos?
La respuesta llegó gracias a los experimentos con haces de partículas cargadas.
J. J. Thomson y los Rayos Positivos
Joseph John Thomson, conocido especialmente por sus investigaciones sobre el electrón, comenzó también a estudiar los rayos positivos.
Estos rayos estaban formados por iones positivos.
Thomson hizo pasar estos iones a través de campos eléctricos y magnéticos
La trayectoria seguida dependía de la relación: masa/carga.
Por tanto, partículas con masas diferentes podían seguir trayectorias diferentes.
Este principio constituye uno de los fundamentos de la espectrometría de masas.
El Experimento con Neón
Al estudiar el neón, Thomson observó que aparecían señales correspondientes principalmente a masas: 20 y 22
El neón poseía entonces una masa atómica media próxima a 20,2.
La existencia de átomos de aproximadamente masa 20 y otros de aproximadamente masa 22 explicaba perfectamente ese valor medio.
Esto constituyó la primera evidencia directa de isótopos en un elemento estable o no radiactivo.
Neón-20 y Neón-22
Actualmente sabemos que aquellas señales correspondían fundamentalmente a ²⁰Ne y ²²Ne.
Por tanto:
- mismo elemento → neón
- misma identidad química
- diferente masa.
Era precisamente el comportamiento que predecía el concepto de isotopía.
La Importancia del Experimento de Thomson
El resultado fue crucial porque mostraba que los isótopos no eran una peculiaridad exclusiva de los elementos radiactivos.
También podían existir en elementos estables ordinarios.
La idea de isotopía pasaba así de ser una explicación de ciertos fenómenos de radioactividad a convertirse en una propiedad general de la materia.
La Masa Atómica como Media
El descubrimiento de los isótopos permitió comprender por qué muchas masas atómicas de la tabla periódica no son enteras.
Por ejemplo: cloro → ≈ 35,45 u.
No existe un átomo de cloro que posea 35,45 nucleones. Ese valor procede principalmente de combinar las masas y abundancias de ³⁵Cl y ³⁷Cl.
Un Problema que Todavía Quedaba sin Resolver
Hacia la década de 1920 ya estaba claramente demostrado que un elemento podía tener varios isótopos.
También podían medirse sus masas.
Sin embargo, todavía faltaba responder una pregunta fundamental: ¿qué diferencia físicamente a los núcleos de dos isótopos?
El Núcleo Atómico
Rutherford había propuesto en 1911 el modelo nuclear del átomo.
Según este modelo, prácticamente toda la masa y la carga positiva del átomo se concentran en una región extremadamente pequeña: El núcleo.
Posteriormente se identificó el núcleo del hidrógeno como una partícula fundamental: El protón.
Parecía entonces que los núcleos estaban relacionados fundamentalmente con protones.
Pero surgía un problema: El Problema de la Masa Nuclear
Consideremos: ¹²C y ¹³C.
Ambos son carbono.
Por tanto, deben poseer la misma carga nuclear: Z = 6.
Pero sus masas son diferentes.
Si la carga dependía de los protones, ¿de dónde procedía la masa adicional del carbono-13?
Era necesario algún componente nuclear con masa, pero sin carga eléctrica positiva.
1932 — Descubrimiento del Neutrón
La respuesta llegó en 1932.
James Chadwick estudió una radiación muy penetrante producida al bombardear berilio con partículas alfa.
Demostró que aquella radiación estaba formada por partículas eléctricamente neutras y y con una masa aproximadamente semejante a la del protón.
La nueva partícula recibió el nombre de neutrón.
La Explicación Definitiva de los Isótopos
El descubrimiento del neutrón proporcionó finalmente una explicación sencilla de la isotopía.
Un núcleo contiene: protones y neutrones.
El número de protones determina el elemento.
El número de neutrones puede variar.
Por tanto: mismo número de protones + diferente número de neutrones = isótopos.
Definición Moderna de Isótopo
A partir de la comprensión del núcleo formado por protones y neutrones, la definición moderna quedó establecida:
Los isótopos son átomos del mismo elemento que poseen el mismo número de protones y diferente número de neutrones.
El Descubrimiento del Neutrón y la Isotopía
Otto Hahn resumió posteriormente la importancia del descubrimiento de Chadwick señalando que, una vez conocido el neutrón, la isotopía podía explicarse directamente mediante núcleos que contenían el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones.
Por tanto, el concepto experimental de isótopo, precedió al descubrimiento del neutrón.
Este es un punto histórico importante.
Los científicos sabían que existían isótopos antes de saber exactamente qué diferencia estructural había entre sus núcleos.
1931 — Descubrimiento del Deuterio
Otro acontecimiento importante ocurrió casi simultáneamente.
Harold Urey y sus colaboradores identificaron en 1931 un isótopo pesado del hidrógeno: ²H.
Posteriormente recibió el nombre: deuterio.
Hasta entonces, el hidrógeno ordinario se asociaba fundamentalmente con masa 1.
La existencia de ²H , demostró que incluso el elemento más ligero podía presentar isotopía. Urey indicó posteriormente que la existencia experimental del isótopo de hidrógeno de masa 2 fue demostrada en 1931.
Protio y Deuterio
Actualmente sabemos:
- ¹H → 1 protón + 0 neutrones
- ²H → 1 protón + 1 neutrón.
Ambos poseen Z = 1, y por ello ambos son hidrógeno, pero poseen diferente A.
Harold Urey recibió el Premio Nobel de Química de 1934 por el descubrimiento del hidrógeno pesado, es decir deuterio.
El Tritio
Posteriormente se identificó también el tercer isótopo principal del hidrógeno: ³H, el tritio.
Su núcleo contiene 1 protón y 2 neutrones.
A diferencia del protio y del deuterio, el tritio es radiactivo.
Así, el hidrógeno se convirtió en un ejemplo particularmente claro de cómo el cambio en el número de neutrones puede alterar profundamente las propiedades nucleares.
Isótopos Estables y Radiactivos
Con el desarrollo de la física nuclear quedó claro que los isótopos podían dividirse en dos grandes grupos:
- isótopos estables
- radioisótopos.
1934 — Radiactividad Artificial
Otro paso decisivo fue dado por: Irène Joliot-Curie y Frédéric Joliot-Curie.
En 1934 demostraron que podían producirse artificialmente núcleos radiactivos mediante reacciones nucleares.
Había nacido la radiactividad artificial.
Por este trabajo recibieron el Premio Nobel de Química de 1935.
Producción Artificial de Isótopos
A partir de ese momento, el estudio de los isótopos dejó de limitarse a los presentes naturalmente.
Mediante:
- bombardeo con partículas
- captura de neutrones
- aceleradores
- reactores nucleares
Pueden producirse núcleos que prácticamente no existen en la naturaleza.
Esto llevó al descubrimiento de miles de nucleidos
Los Neutrones como Herramienta Nuclear
El descubrimiento del neutrón no solo explicó la existencia de los isótopos.
También proporcionó una herramienta extraordinariamente eficaz para producir nuevos núcleos.
Como el neutrón no posee carga eléctrica, no experimenta repulsión electrostática frente al núcleo positivo.
Por ello puede penetrar con relativa facilidad en determinados núcleos y provocar reacciones nucleares.
Durante la década de 1930, Enrico Fermi y otros investigadores desarrollaron extensamente estas técnicas.
Desarrollo de la Espectrometría de Masas
Durante las décadas siguientes, los instrumentos de Thomson, Dempster y Aston evolucionaron enormemente.
La espectrometría de masas permitió medir cada vez con mayor precisión:
- masas isotópicas
- abundancias isotópicas
- relaciones isotópicas
- defectos de masa.
Inicialmente, una de sus principales aplicaciones fue precisamente determinar las masas y abundancias de los isótopos
Los Isótopos y la Química
El descubrimiento de los isótopos modificó profundamente la definición de elemento químico.
Ya no podía definirse un elemento simplemente por una masa atómica determinada.
El criterio fundamental pasó a ser el número atómico.
Por tanto: elemento químico → mismo Z.
Dentro de un mismo elemento pueden existir: varios nucleidos con diferente A.
