¿Qué es un isótopo?

Cada elemento tiene un número único de protones, indicado por su número atómico y su posición en la tabla periódica. Además de los protones, los núcleos de todos los elementos, con la excepción del hidrógeno, también contienen neutrones, que son partículas eléctricamente neutras con la misma masa que los protones. El número de protones en el núcleo de un elemento en particular nunca cambia, o se convertiría en un elemento diferente. Sin embargo, el número de neutrones puede cambiar. Cada variación en el número de neutrones en el núcleo de un elemento en particular es un isótopo diferente de ese elemento.

La palabra "isótopo" proviene de las palabras griegas isos (igual) y topos (lugar), que significa que los isótopos de un elemento ocupan el mismo lugar en la tabla periódica, aunque tengan diferentes masas atómicas. A diferencia del número atómico, que es igual al número de protones en el núcleo, la masa atómica es la masa de todos los protones y neutrones.

Una forma de denotar un isótopo es escribir el símbolo del elemento seguido de un número que denota el número total de nucleones en su núcleo. Por ejemplo, un isótopo de carbono tiene 6 protones y 6 neutrones en su núcleo, por lo que puede denotarlo como C-12. Otro isótopo, C-14, tiene dos neutrones adicionales.

Otra forma de denotar isótopos es con subíndices y superíndices antes del símbolo del elemento. Usando este método, denotaría carbono-12 como ¹²₆C y carbono-14 como ¹⁴₆C. El subíndice es el número atómico y el superíndice es la masa atómica.

Cada elemento que ocurre en la naturaleza tiene múltiples formas de isótopos, y los científicos han logrado sintetizar muchos más en el laboratorio. En total, hay 275 isótopos de los elementos estables y alrededor de 800 isótopos radiactivos. Debido a que cada isótopo tiene una masa atómica diferente, la masa atómica listada para cada elemento en la tabla periódica es un promedio de las masas de todos los isótopos ponderados por el porcentaje total de cada isótopo que ocurre en naturaleza.

Por ejemplo, en su forma más básica, el núcleo de hidrógeno consta de un solo protón, pero hay dos isótopos naturales, el deuterio (²₁H), que tiene un protón, y tritio (³₁H), que tiene dos. Debido a que la forma que no contiene protones es con mucho la más abundante, la masa atómica promedio del hidrógeno no es muy diferente de 1. Es 1.008.

Los átomos son más estables cuando el número de protones y neutrones en el núcleo es igual. Agregar un neutrón adicional a menudo no altera esta estabilidad, pero cuando agrega dos o más, la energía de enlace que mantiene unidos a los nucleones puede no ser lo suficientemente fuerte para mantenerlos. Los átomos arrojan los neutrones extra y, con ellos, cierta cantidad de energía. Este proceso es radiactividad.

Todos los elementos con números atómicos superiores a 83 son radiactivos debido a la gran cantidad de nucleones en sus núcleos. Cuando un átomo pierde un neutrón para volver a una configuración más estable, sus propiedades químicas no cambian. Sin embargo, algunos de los elementos más pesados ​​pueden desprender un protón para lograr una configuración más estable. Este proceso es de transmutación porque el átomo se transforma en un elemento diferente cuando pierde un protón. Cuando esto sucede, el átomo que sufre el cambio es el isótopo padre y el que queda después de la desintegración radiactiva es el isótopo hijo. Un ejemplo de transmutación es la desintegración del uranio-238 en torio-234.