Definición de Isótopos

El término isótopos ha sido usado desde los años 90, para referirse a átomos (unidad mínima de sustancia que constituye las cosas que percibimos a nuestro alrededor) cuyo número atómico y posición en la tabla periódica resultan iguales, así mismo manifiestan un comportamiento químico idéntico, sin embargo, expresan propiedades físicas y peso atómico particulares, lo que implica que tengan diferente número de neutrones entre sí.

Raquel Jyreh Barreto Rondón | Junio 2022
Lic. en Geoquímica

El superíndice que está a la izquierda (18O, 2H, 15N) se refiere al número másico del átomo y representa la suma total del número de protones y neutrones. Un ejemplo de isótopos son los del hidrógeno, reflejado por la letra H, y sus isótopos son protio (1H), deuterio (2H) y tritio (3H), ilustrando que cada uno tiene 1 o 2 neutrones más que el primero.

Clasificación de los isótopos

Según la estabilidad del núcleo de los isótopos, estos se clasifican en estables y radiactivos.

Radiactivos: Son también llamados isótopos inestables, tienen la propiedad de transformarse de un isótopo a otro por el decaimiento o desintegración de su núcleo, emitiendo energía en forma de radiactividad con el avance de la transformación. En el caso del ejemplo de los isótopos del hidrógeno, su isótopo radioactivo es el tritio 3H, el cual puede decaer y transformarse en helio 3 (3He). Pero no es el único isótopo radiactivo, existen muchos más.

Estables: Por su parte, los isótopos estables tienen un núcleo que no decae a otros en escala de tiempo geológico; lo que significa que no se transforman en otros isótopos. Pueden encontrarse en la mayoría de los compuestos. Tienen bajo peso molecular y diferencia de masa relativamente grandes.

Son elementos muy abundantes en la naturaleza y se encuentran con distintos estados de oxidación, formando diferentes tipos de enlaces químicos. Asimismo, pueden ser clasificados en dos tipos, los ligeros y los pesados.

Por ejemplo, los isótopos estables del hidrógeno son el protio (1H) y el deuterio (2H). Siendo este último el pesado y el primero el ligero.

Su abundancia es desigual, depende del proceso que ocurra, esto determinará si se tienen más isótopos estables ligeros o más estables pesados, los cuales tienen uno o dos neutrones demás con respecto a los protones y pueden ser generados a partir de desintegración radiactiva de los isótopos radiactivos.

Fraccionamiento isotópico

La diferencia de abundancia entre los isótopos pesados y los ligeros se debe a procesos naturales y se presenta en los compuestos que se obtienen partiendo de reacciones químicas, procesos físicos, biológicos, metabólicos y geoquímicos, en dónde participan de forma libre, y dependen de la diferencia en la velocidad de reacción de cada uno.

Los procesos que ocurran y la abundancia de uno u otro depende de los enlaces químicos y las fuerzas de atracción de los átomos, que es mayor en el caso de los isótopos pesados, lo que reduce su velocidad de reacción debido a que necesita más energía para que se rompan los enlaces.

A la distribución desigual dada entre una fuente de origen y sus productos de reacción se le llama fraccionamiento isotópico, y hace referencia a la manera en la cual los isótopos se distribuyen entre una sustancia y otra o distintas fases de una misma sustancia.

La importancia del fraccionamiento isotópico se debe a la variación que da en la relación de los isótopos estables de distintos grupos de elementos y la señal isotópica que genera que puede indicar si existe o en que magnitud se dio un cierto proceso dentro del ciclo de un elemento específico.

En consecuencia, los productos de las reacciones que pasan por fraccionamiento isotópico presentan una composición isotópica única que sirve para identificar la fuente de dónde proviene o los procesos por los que pasó.

Un ejemplo de fraccionamiento es el proceso de evaporación del agua en los océanos, dónde el agua al evaporarse se lleva los isótopos ligeros en el vapor como 1H216O; y deja en el agua del océano los isótopos pesados del agua como 1H218O y 1H2H16O. Siendo en este caso el 18O el isótopo pesado del oxígeno y el 16O el isótopo ligero.

Ahora bien, el fraccionamiento isotópico se da por dos procesos distintos, equilibrio isotópico químico y equilibrio isotópico cinético.

Equilibrio isotópico químico

En este proceso las reacciones que se dan de intercambio isotópico encierran la redistribución de isótopos de un mismo elemento mediante varias especies dentro de un sistema que es cerrado y homogéneo.

Equilibrio isotópico cinético

En este caso el proceso implica que la velocidad de reacción en ambas direcciones de un isótopo particular es la misma, pero no implica que las composiciones isotópicas de dos compuestos en el equilibrio sean iguales, se refiere a que las relaciones que existen entre dos isótopos distintos en cada compuesto son constantes a determinada temperatura.

A lo largo de las reacciones que se dan para llegar al equilibrio, se va acumulando el isotopo más pesado de forma preferencial con el estado de oxidación más elevado.

Un ejemplo de equilibrio isotópico es el que se da en el proceso físico reversible de la condensación y evaporación del agua:

H216O(vapor) + H218O(líquido) ⇔ H218O(vapor) + H216O(líquido)

Las diferencias dadas en la composición isotópica final que se genera por fraccionamiento isotópico se pueden determinar usando un espectrómetro de masas comparando con una muestra de valor estándar y observando la diferencia como un enriquecimiento o empobrecimiento del isótopo de interés y se reporta usando tres parámetros que son: el factor de fraccionamiento (α), diferencia isotópica ó enriquecimiento isotópico (ε) y discriminación isotópica (δ).

Factor de fraccionamiento (α)

El factor de fraccionamiento corresponde a la distribución que se da de los isótopos estables entre dos fases que coexisten, siendo una A y la otra B y se expresa como el cociente de la cantidad del isótopo pesado presente en la fase líquida dividido entre la cantidad del isótopo pesado en la fase gaseosa, tal como se muestra en la siguiente ecuación:

α PX = (R)A / (R)B (1)

Siendo R la cantidad de isótopo pesado (PX) dividida entre la cantidad del isótopo ligero (LX), en base a la fase indicada por el subíndice, expresado con la siguiente relación:

R= PX / LX (2)

Diferencia isotópica ó enriquecimiento isotópico (ε)

Este es representado como el factor de fraccionamiento menos 1, en partes por mil (‰), dado por la siguiente ecuación:

ε PX A- B = (α-1) x 1000‰ (3)

Discriminación isotópica (δ)

Se estima haciendo un cociente entre la cantidad del isótopo pesado en la muestra, dividido entre la cantidad del isótopo pesado presente en el estándar, que es el material que se toma como referencia para el valor del isótopo pesado, restándole 1, para que así las frecuencias que se obtienen de distintas muestras comparables.

Se expresa en partes por mil (‰) para que sea sencilla la expresión de los resultados, como se muestra en la siguiente ecuación:

δ PXmuestra = {[(R)muestra / (R)estándar]-1} x 1000‰ (4)

Siendo R la cantidad de isótopo pesado (PX) entre la cantidad del ligero (LX), tanto en la muestra como en el estándar.

Es importante aclarar que el fraccionamiento isotópico dado entre dos fases actúa a base de la temperatura, generando entonces variaciones en las relaciones antes mencionadas, especialmente en la discriminación isotópica, que fue la última en ser explicada.

 
 
 
Por: Raquel Jyreh Barreto Rondón. Licenciada en Geoquímica egresada de la UCV, con experiencia en el área de la hidrogeoquímica subterránea.
Art. actualizado: Junio 2022; sobre el original de octubre, 2015.
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Referencias

Clark, I (2015). Groundwater Geochemistry and Isotopes. Boca Ratón. Taylor & Francis Group. 421 p

Hem, J. (1970). Study and interpretation of the chemical characteristics of natural water. Seg. edición. Washington D.C. USA. 362 p

Hoef, J. (2009). Stable isotope geochemistry. Berlin-Alemania. 6° Edición. Editorial Springer. 292 pp

Mook, W., Gat, J y Meijer, H. (2001). Enviromental isotopes in the hydrological cycle, principles and applications. International hydrological programme. UNESCO. Paris. Technical Documents in Hydrology. No. 39, Vol II

Soddy, F (1922). The Origins of the Conceptions of Isotopes. Nobel Lecture.
 
 
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