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Isótopos

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Definição

Um isótopo é qualquer uma das duas ou mais formas de um elemento químico, com o mesmo número de prótons no núcleo ou o mesmo número atômico, mas com números diferentes de nêutrons no núcleo ou pesos atômicos diferentes.

Existem 275 isótopos dos 81 elementos estáveis, além de mais de 800 isótopos radioativos, e cada elemento possui formas isotópicas conhecidas.

Isótopos de um único elemento possuem propriedades quase idênticas.

O resultado é que dois isótopos do mesmo elemento têm pesos atômicos ou massas moleculares diferentes.

.Um isótopo de um elemento químico é um átomo que possui um número diferente de nêutrons (ou seja, uma massa atômica maior ou menor) do que o padrão para esse elemento.

Isótopos
Representação de um átomo, com nêutrons e prótons no centro formando o núcleo e elétrons ‘orbitando’ o centro

O que é um isótopo?

Um isótopo é uma variante de um elemento que possui um peso atômico diferente de outras variantes. Exceto pela forma mais comum de hidrogênio – que possui apenas um próton – todo núcleo atômico da matéria normal é constituído de prótons e nêutrons.

Os isótopos de um dado elemento têm o mesmo número de prótons, mas diferentes números de nêutrons.

Eles têm essencialmente as mesmas propriedades químicas, mas diferem ligeiramente em suas características físicas, como ponto de fusão e ponto de ebulição.

Alguns isótopos são instáveis e tendem a decair em outros elementos, emitindo partículas subatômicas ou radiação; estes são radioativos e são conhecidos como radioisótopos.

Quando os cientistas se referem a um isótopo específico de um elemento, o número de massa, ou o número de prótons mais o número de nêutrons, aparece no canto superior esquerdo, ao lado do símbolo do elemento.

Por exemplo, a forma de hidrogênio que possui um próton e um nêutron é escrita como 2H. Da mesma forma, 235U e 238U são dois isótopos diferentes de urânio.

Estes também são comumente escritos como urânio-235 e urânio-238.

Isótopos

O núcleo atômico

Os nêutrons são eletricamente neutros, mas os prótons têm uma carga elétrica positiva. Como cargas iguais se repelem, um núcleo contendo mais de um próton precisa de algo para impedir que essas partículas se separem. Esse algo é chamado de força nuclear forte, às vezes chamada simplesmente de força forte.

É muito mais forte que a força eletromagnética responsável pela repulsão entre prótons, mas, ao contrário dessa força, possui um alcance muito curto. A força forte une prótons e nêutrons no núcleo, mas a força eletromagnética quer afastar os prótons.

Núcleos estáveis e instáveis

Nos elementos mais leves, a força forte é capaz de manter o núcleo unido enquanto houver nêutrons suficientes para diluir a força eletromagnética. Normalmente, nesses elementos, o número de prótons e nêutrons é praticamente o mesmo. Em elementos mais pesados, deve haver um excesso de nêutrons para proporcionar estabilidade. Além de um certo ponto, no entanto, não há configuração que forneça um núcleo estável. Nenhum dos elementos mais pesados que o chumbo possui isótopos estáveis.

Muitos nêutrons também podem tornar um isótopo instável.

Por exemplo, a forma mais comum de hidrogênio tem um próton e nenhum nêutron, mas existem outras duas formas, com um e dois nêutrons, chamados deutério e trítio, respectivamente.

O trítio é instável porque possui muitos nêutrons.

Quando um núcleo instável ou radioativo decai, ele se transforma em um núcleo de outro elemento. Existem dois mecanismos pelos quais isso pode acontecer.

O decaimento alfa ocorre quando a força forte não consegue manter todos os prótons do núcleo juntos. Em vez de apenas lançar um próton, no entanto, uma partícula alfa composta por dois prótons e dois nêutrons é ejetada. Prótons e nêutrons estão fortemente ligados e a partícula alfa é uma configuração estável.

A deterioração beta ocorre quando um núcleo tem muitos nêutrons. Um dos nêutrons se transforma em um próton, que permanece no núcleo, e um elétron, que é ejetado. No trítio, por exemplo, um de seus dois nêutrons, mais cedo ou mais tarde, se transformará em um próton e um elétron. Isso fornece um núcleo com dois prótons e um nêutron, que é uma forma de hélio, conhecida como 3He ou hélio-3.

Este isótopo é estável, apesar do excesso de prótons, porque o núcleo é pequeno o suficiente para que a força forte o mantenha unido.

Meia-vida

Há uma incerteza fundamental sobre o tempo que levará para um núcleo instável individual decair; no entanto, para um dado isótopo, a taxa de decaimento é previsível.

É possível fornecer um valor muito preciso pela quantidade de tempo que levará para que metade de uma amostra de um isótopo específico decaia para outro elemento.

Esse valor é conhecido como meia-vida e pode variar de uma fração minúscula de segundo a bilhões de anos.

A forma mais comum do elemento bismuto tem meia-vida um bilhão de vezes a idade estimada do universo. Era considerado o elemento estável mais pesado, mas provou ser um pouco radioativo em 2003.

Propriedades

Além da questão da radioatividade, diferentes isótopos de um elemento mostram propriedades físicas diferentes.

Formas mais pesadas, com mais nêutrons, normalmente têm pontos de fusão e ebulição mais altos, devido ao fato de que é necessária mais energia para fazer seus átomos e moléculas se moverem rápido o suficiente para provocar uma mudança de estado.

Por exemplo, “água pesada”, uma forma de água na qual o hidrogênio normal é substituído pelo deutério mais pesado, congela a 3,82° C e ferve a 101,4° C, em oposição a 0° C e 100° C, respectivamente, para água comum. As reações químicas podem prosseguir um pouco mais lentamente para isótopos mais pesados pela mesma razão.

Usos

Provavelmente o isótopo mais famoso é o 235U, devido ao seu uso em energia nuclear e armamento. Sua instabilidade é tal que pode sofrer uma reação nuclear em cadeia, liberando enormes quantidades de energia.

O urânio “enriquecido” é o urânio com uma concentração mais alta desse isótopo, enquanto o urânio “empobrecido” tem uma concentração muito mais baixa.

A datação radiométrica usa as proporções de diferentes isótopos para estimar a idade das amostras, como materiais biológicos ou rochas. A datação por radiocarbono, por exemplo, utiliza o isótopo radioativo 14C, ou carbono-14, para datar materiais contendo carbono de origem orgânica.

A idade e a história geológica da Terra são conhecidas em grande parte através da comparação das proporções de vários isótopos em amostras de rochas.

Na biologia e na medicina, pequenas quantidades de isótopos levemente radioativos podem ser usadas como marcadores atômicos para rastrear o movimento de várias substâncias, como drogas, através do corpo.

Isótopos radioativos mais fortemente podem ser usados como fonte de radiação para destruir tumores e crescimentos cancerígenos.

O hélio-3, que se pensa existir em grandes quantidades na Lua, está entre os combustíveis mais promissores a longo prazo para os reatores de potência de fusão.

Usá-lo efetivamente exigirá primeiro dominar outras formas de fusão.

Isótopo – Química

Isótopo, uma das duas ou mais espécies de átomos de um elemento químico com o mesmo número atômico e posição na tabela periódica e comportamento químico quase idêntico, mas com massas atômicas e propriedades físicas diferentes. Todo elemento químico possui um ou mais isótopos.

Um átomo é primeiro identificado e rotulado de acordo com o número de prótons em seu núcleo. Esse número atômico normalmente recebe o símbolo Z.

A grande importância do número atômico deriva da observação de que todos os átomos com o mesmo número atômico possuem propriedades químicas quase, se não precisamente, idênticas.

Uma grande coleção de átomos com o mesmo número atômico constitui uma amostra de um elemento. Uma barra de urânio puro, por exemplo, consistiria inteiramente de átomos com número atômico 92.

A tabela periódica dos elementos atribui um local a cada número atômico e cada um desses locais é rotulado com o nome comum do elemento, como: por exemplo, cálcio, radônio ou urânio.

Nem todos os átomos de um elemento precisam ter o mesmo número de nêutrons em seus núcleos. De fato, é precisamente a variação no número de nêutrons nos núcleos de átomos que dá origem a isótopos.

O hidrogênio é um exemplo disso. Possui o número atômico 1. São conhecidos três núcleos com um próton que contêm 0, 1 e 2 nêutrons, respectivamente.

Os três compartilham o lugar na tabela periódica atribuída ao número atômico 1 e, portanto, são chamados isótopos (dos isos gregos, significando “iguais” e topos, significando “local”) de hidrogênio.

Muitas propriedades importantes de um isótopo dependem de sua massa. O número total de nêutrons e prótons (símbolo A), ou número de massa, do núcleo fornece aproximadamente a massa medida na chamada escala de unidade de massa atômica (amu).

A diferença numérica entre a massa real medida de um isótopo e A é chamada excesso de massa ou defeito de massa (símbolo ?).

A especificação de Z, A e o símbolo químico (uma abreviação de uma ou duas letras do nome do elemento, digamos Sy) na forma AZSy identifica um isótopo adequadamente para a maioria dos propósitos. Assim, na notação padrão, 11H refere-se ao isótopo mais simples de hidrogênio e 23592 a um isótopo de urânio amplamente utilizado para geração de energia nuclear e fabricação de armas nucleares. (Os autores que não desejam usar símbolos às vezes escrevem o nome do elemento e o número da massa – hidrogênio-1 e urânio-235.)

O termo nuclídeo é usado para descrever isótopos particulares, principalmente nos casos em que as propriedades nucleares, e não químicas, de um átomo devem ser enfatizadas.

O léxico dos isótopos inclui três outros termos frequentemente usados: isótonos para isótopos de diferentes elementos com o mesmo número de nêutrons, isobares para isótopos de diferentes elementos com o mesmo número de massa e isômeros para isótopos idênticos em todos os aspectos, exceto no conteúdo total de energia dos núcleos.

A descoberta de isótopos

Evidências para a existência de isótopos emergiram de duas linhas independentes de pesquisa, a primeira sendo o estudo da radioatividade.

Em 1910, ficou claro que certos processos associados à radioatividade, descobertos alguns anos antes pelo físico francês Henri Becquerel, podiam transformar um elemento em outro.

Em particular, descobriu-se que os minérios dos elementos radioativos urânio e tório continham pequenas quantidades de várias substâncias radioativas nunca antes observadas.

Pensa-se que essas substâncias sejam elementos e, portanto, recebem nomes especiais. Os minérios de urânio, por exemplo, produziram íon, e os minérios de tório deram mesotório.

Trabalhos meticulosos concluídos logo depois revelaram, no entanto, que o íon, uma vez misturado ao tório comum, não podia mais ser recuperado apenas por meios químicos. Da mesma forma, o mesotório mostrou-se quimicamente indistinguível do rádio.

Como os químicos usaram o critério da indistinguibilidade química como parte da definição de um elemento, foram forçados a concluir que o íon e o mesotório não eram elementos novos, afinal, mas sim novas formas de elementos antigos.

Generalizando a partir desses e de outros dados, o químico inglês Frederick Soddy, em 1910, observou que “elementos de diferentes pesos atômicos [agora chamados massas atômicas] podem possuir propriedades (químicas) idênticas” e, portanto, pertencem ao mesmo local da tabela periódica. Com considerável presciência, ele estendeu o escopo de sua conclusão para incluir não apenas espécies radioativas, mas também elementos estáveis. Alguns anos depois, Soddy publicou uma comparação das massas atômicas do elemento estável chumbo, medida em minérios ricos em urânio e tório, respectivamente.

Ele esperava uma diferença porque o urânio e o tório se decompõem em diferentes isótopos de chumbo. O chumbo do minério rico em urânio tinha uma massa atômica média de 206,08 em comparação com 207,69 para o chumbo do minério rico em tório, verificando assim a conclusão de Soddy.

A confirmação inequívoca de isótopos em elementos estáveis não associados diretamente ao urânio ou ao tório ocorreu alguns anos depois com o desenvolvimento do espectrógrafo de massa de Francis William Aston. Seu trabalho surgiu do estudo dos raios positivos (algumas vezes chamados de raios do canal), descobertos em 1886 por Eugen Goldstein e logo depois reconhecidos como feixes de íons positivos. Como estudante no laboratório de J.J. Thomson, Aston aprendera que o elemento gasoso neon produzia dois raios positivos.

Os íons no raio mais pesado tinham massas cerca de duas unidades, ou 10%, maiores que os íons no raio mais claro.

Para provar que o néon mais claro tinha uma massa muito próxima de 20 e que o raio mais pesado era realmente néon e não era um sinal espúrio de algum tipo, Aston teve que construir um instrumento consideravelmente mais preciso do que em qualquer outro momento.

Em 1919, ele o fez e argumentou de forma convincente pela existência do neon-20 e neon-22.

As informações de seu e de outros laboratórios acumularam-se rapidamente nos anos seguintes e, em 1935, os principais isótopos e suas proporções relativas eram conhecidos por quase todos os elementos.

Fonte: Encyclopædia Britannica/chem.libretexts.org/www.biosyn.com/www.wisegeek.org/www.collinsdictionary.com/www.sciencedirect.com/www.zmescience.com/www.pallasreactor.com

 

 

 

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