Isotopenreihe

Eine Isotopenreihe bezeichnet die Gruppe aller Nuklide eines Elements, die dieselbe Protonenzahl Z besitzen, jedoch unterschiedliche Neutronenzahlen N und damit unterschiedliche Massenzahlen A. Alle Isotope eines Elements bilden somit eine Isotopenreihe. Innerhalb dieser Reihe können stabile Isotope vorkommen und radioaktive, deren Eigenschaften sich durch den Neutronengehalt bestimmen. Die Stabilität eines Isotops hängt vom Verhältnis N/Z ab; die Elemente besitzen daher eine Stabilitätslinie, und ab bestimmten Abweichungen werden Isotope instabil und zerfallen durch α-, β- oder Elektroneneinfangprozesse.

Auch chemisch bleiben Isotopen identisch, da der chemische Charakter von der Elektronenkonfiguration abhängt; die Unterschiede zeigen sich vor allem in Kern- und Masseneigenschaften, in der Kernbindungsenergie oder in der Halbwertszeit.

Vorkommen: Einige Isotope kommen natürlich vor; andere entstehen künstlich. Natürliche Verteilung resultiert aus kosmischer Strahlung, Kernprozessen in Sternen und Erdprozessen. Beispiele: Kohlenstoff hat stabile 12C und 13C; 14C ist radioaktiv und wird in der Radiokarbondatierung verwendet. Wasserstoff besitzt 1H, 2H (Deuterium) und 3H (Tritium). Uran besitzt 235U und 238U, deren Zerfallsreihen zu stabilen Blei-Isotopen führen.

Anwendungen: Isotopenreihen finden breite Anwendung in Wissenschaft und Technik, von der Altersbestimmung (14C-Datierung) über Umwelt- und Klimaforschung bis zur medizinischen Diagnostik und Tracer-Techniken. Messungen erfolgen typischerweise mit Massenspektrometrie oder Spektroskopie, um relative oder absolute Anteile der Isotope zu bestimmen.