Isótopos

Isótopos son variantes de un mismo elemento químico que tienen el mismo número de protones (número atómico Z) pero diferente número de neutrones. Por ello comparten el mismo símbolo y, en gran medida, la misma química, mientras sus propiedades físicas y nucleares pueden variar notablemente. La diferencia principal entre ellos es la masa atómica y su estabilidad nuclear.

La notación habitual utiliza el nombre del elemento seguido del número de masa A, por ejemplo 12C, 13C y 14C; también se escribe como el símbolo seguido de la masa, p. ej., C-12 o C-14. Otros ejemplos son los isótopos del hidrógeno: 1H (protium), 2H (deuterio) y 3H (tritio). El número de neutrones se obtiene como N = A – Z.

No todos los isótopos son estables. Algunos son radiactivos y se desintegran con el tiempo, describiéndose por su vida media. Los isótopos estables no se desintegran en condiciones normales. Los isótopos pueden formarse de forma natural, procedentes de procesos estelares o de la desintegración de otros núcleos, o de forma artificial en reactores y aceleradores.

Las isótopos tienen numerosas aplicaciones. La datación por isótopos, como el carbono-14 en arqueología, es un ejemplo clásico. En medicina se emplean radioisótopos como tecnecio-99m para diagnóstico y yodo-131 para tratamiento; en investigación se utilizan trazadores isotópicos para seguir procesos químicos y biológicos.

Historia y naming: el término isotopo fue introducido por Frederick Soddy a principios del siglo XX, y la existencia de isótopos fue establecida mediante la espectrometría de masas desarrollada por Francis W. Aston. Los isótopos se diferencian entre sí por su número de neutrones y, por tanto, por su masa, y se distinguen de conceptos relacionados como isóbaros (mismo A) e isótonos (mimos N).