Número atómico, masa atómica e isótopos

Las propiedades fundamentales de los átomos, como el número y la masa atómica. El número atómico es el número de protones en un átomo, y los isótopos tienen el mismo número atómico pero difieren en el número de neutrones.

Introducción

La radiactividad es tema frecuente en las noticias. Seguramente has leído al respecto en debates sobre la energía nuclear, la tragedia de Fukushima o la creación de armas nucleares. También es parte de la cultura popular: por ejemplo, el origen de muchos superhéroes está relacionado con la exposición a radiación (o, en el caso del Hombre Araña, la mordida de una araña radiactiva). Pero, ¿qué es exactamente la radiactividad?
La radiactividad es una de las propiedades de un átomo. Los átomos radiactivos tienen un núcleo inestable y, finalmente, liberarán partículas subatómicas para volverse más estables y emitir energía (radiación) en el proceso. A menudo, los elementos existen en ambas versiones, radiactivos y no radiactivos, que difieren en la cantidad de neutrones que contienen. Estas diferentes versiones de los elementos se llaman isótopos, y los isótopos radiactivos ocurren con frecuencia en la naturaleza en pequeñas cantidades. Por ejemplo, en la atmósfera hay una pequeña cantidad de carbono en forma de carbono-14 radiactivo y los paleontólogos se basan en la cantidad encontrada en los fósiles para determinar su edad.
En este artículo, analizaremos con más detalle las partículas subatómicas que contienen los diferentes átomos, así como todo aquello que hace que un isótopo sea radiactivo.

Número atómico, masa atómica y masa atómica relativa

Los átomos de cada elemento tienen un número característico de protones. De hecho, este determina qué átomo estamos viendo (por ejemplo, todos los átomos con 6 protones son átomos de carbono); el número de protones de un átomo se denomina número atómico. En cambio, el número de neutrones de un elemento dado puede variar. Las formas del mismo átomo que difieren solo en el número de neutrones se llaman isótopos. En conjunto, el número de protones y de neutrones determinan el número de masa de un elemento (número de masa = protones + neutrones). Si quieres calcular cuántos neutrones tiene un átomo, solo tienes que restar el número de protones, o número atómico, del número de masa.
Una propiedad estrechamente relacionada con el número de masa de un átomo es su masa atómica. La masa atómica de un átomo individual es simplemente su masa total y generalmente se expresa en unidades de masa atómica (uma). Por definición, un átomo de carbono con seis neutrones (carbono-12) tiene una masa atómica de 12 uma. Por razones que van más allá de lo que abarca este artículo, otros tipos de átomos generalmente no tienen masas atómicas en números enteros. Sin embargo, la masa atómica de un átomo en general será muy cercana a su número de masa aunque tendrá algunas diferencias en los decimales.
Debido a que los isótopos de un elemento tienen diferentes masas atómicas, los científicos también pueden determinar la masa atómica relativa (denominada algunas veces peso atómico) de un elemento. La masa atómica relativa es un promedio de las masas atómicas de los diferentes isótopos en una muestra y la contribución de cada isótopo al promedio se determina por medio de la cantidad que representa dentro de la muestra. Las masas atómicas relativas que aparecen en la tabla periódica (como la del hidrógeno, que se muestra a continuación) se calculan en todos los isótopos naturales de cada elemento, los cuales se ponderan con base en su abundancia en la Tierra. Los objetos extraterrestres, como los asteroides o meteoritos, pueden tener abundancias de isótopos muy distintas.
Imagen que muestra la "anatomía" de una de las entradas de la tabla periódica. En la parte superior izquierda se encuentra el número atómico, o el número de protones. En medio, están las letras que simbolizan el elemento (por ejemplo, H). Abajo, se indica la masa atómica relativa, tal como se calculó en los isótopos que se encuentran de manera natural en la Tierra. Al final, se señala el nombre del elemento (por ejemplo, hidrógeno).
Crédito de imagen: modificada de OpenStax CNX Biology

Isótopos y decaimiento radiactivo

Como se mencionó anteriormente, los isótopos son diferentes formas de un elemento que tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. Muchos elementos, como el carbono, potasio y uranio, tienen varios isótopos que ocurren de forma natural. Un átomo neutro de carbono-12 contiene seis protones, seis neutrones y seis electrones; por lo tanto, tiene un número de masa de 12 (seis protones y seis neutrones). El carbono-14 neutro contiene seis protones, ocho neutrones y seis electrones, así que su número de masa es 14 (seis protones y ocho neutrones). Estas dos formas alternas de carbono son isótopos.
Algunos isótopos son estables, pero otros pueden emitir, o desprender, partículas subatómicas para lograr una configuración más estable de menor energía. Dichos isótopos se denominan radioisótopos y el proceso en el cual liberan partículas y energía se conoce como decaimiento. El decaimiento radiactivo puede causar un cambio en el número de protones en el núcleo; cuando esto sucede, la identidad del átomo cambia (por ejemplo, el carbono-14 decae a nitrógeno-14).
El decaimiento radiactivo es un proceso aleatorio pero exponencial, y la vida media de un isótopo es el periodo durante el cual la mitad del material decaerá para convertirse en un producto diferente y relativamente más estable. La proporción entre el isótopo original, su producto de decaimiento e isótopos estables varía de manera predecible: esto permite que la abundancia relativa del isótopo sea utilizada como un reloj que mide el tiempo desde la incorporación del isótopo (a un fósil, por ejemplo) hasta el presente.
Gráfica de decaimiento radiactivo del carbono-14. La cantidad de carbono-14 disminuye exponencialmente con el tiempo. El tiempo en que la mitad del carbono-14 original ha decaído —y la mitad que permanece— se designa como t 1/2. Este tiempo también es conocido como la vida media del radioisótopo y, en el caso del carbono-14, equivale a 5730 años.
Crédito de la imagen: modificada de biología CK-12
Por ejemplo, el carbono normalmente esta presente en la atmósfera en forma de gases, como el dióxido de carbono, y existe en tres formas isotópicas: carbono-12 y carbono-13, que son estables, y carbono-14, que es radiactivo. Estas formas de carbono se encuentran en la atmósfera en proporciones relativamente constantes, donde el carbono-12 es la forma principal en casi 99%, el carbono-13 es una forma menor en casi 1% y el carbono-14 está presente solo en cantidades ínfimas1^1. Dado que las plantas consumen dióxido de carbono del aire para formar azúcares, la cantidad relativa de carbono-14 en sus tejidos será igual a la concentración de carbono-14 en la atmósfera. Como los animales comen plantas (o a otros animales que comen plantas), las concentraciones de carbono-14 en sus cuerpos también coincidirán con la concentración atmosférica. Cuando un organismo muere, deja de consumir carbono-14, así que la proporción entre carbono-14 y carbono-12 en sus restos (como huesos fosilizados) disminuirá gradualmente conforme el carbono-14 decaiga a nitrógeno-142^2.
Después de una vida media de aproximadamente 5730 años, la mitad del carbono-14 que estaba presente inicialmente se habrá convertido en nitrógeno-14. Esta propiedad puede utilizarse para datar objetos que anteriormente eran seres vivos, como huesos o madera viejos. Comparando la proporción de concentraciones entre el carbono-14 y el carbono-12 en un objeto con la misma proporción en la atmósfera (equivalente a la concentración inicial de carbono en el objeto), se puede determinar la fracción de isótopo que todavía no ha decaído. Con base en esta fracción, puede calcularse la edad del material con precisión si no tiene mucho más de 50,000 años. Otros elementos tienen isótopos con diferentes vidas medias y, por lo tanto, pueden utilizarse para medir la edad en diferentes escalas de tiempo. Por ejemplo, el potasio-40 tiene una vida media de 1 250 000 000 de años y el uranio-235 tiene una vida media de alrededor de 700 millones de años y ha sido utilizado para medir la edad de rocas lunares2^2.

Créditos:

Este artículo es un derivado modificado de los siguientes dos artículos:
El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC BY-NC-SA 4.0.

Referencias citadas:

  1. "Isótopos de carbono". Wikipedia. 8 de septiembre de 2015. Consultado el 4 de octubre de 2015. https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_carbon.
  2. Reece, J. B., L. A. Urry, M. L. Cain, S. A. Wasserman, P. V. Minorsky y R. B. Jackson. "Calibrating a Standard Radioactive Isotope Decay Curve and Interpreting Data." (Calibración de una curva de decaimiento de isótopos radiactivos estándar e interpretación de datos). En Campbell Biology (Biología de Campbell), 28-43. 10° edición. San Francisco, CA: Pearson, 2011.

Referencias complementarias:

"Masa atómica." Wikipedia. 6 de junio de 2015. Consultado el 24 de junio de 2015. https://en.wikipedia.org/wiki/Atomic_mass.
"Masa atómica". UC Davis ChemWiki. Consultado el 24 de junio de 2015. http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Atomic_Theory/Atomic_Mass.
Brain, M. "How Carbon-14 Dating Works" (Cómo funciona la datación del carbono-14). HowStuffWorks. 3 de octubre de 2000. http://science.howstuffworks.com/environmental/earth/geology/carbon-14.htm.
Raven, P. H., G. B. Johnson, K. A. Mason, J. B. Losos y S. R. Singer. "The Nature of Molecules and Properties of Water (La naturaleza de las moléculas y las propiedades del agua)". En Biology (Biología), 17-30. 10° edición. AP Edition. Nueva York, NY: McGraw-Hill, 2014.
Reece, J. B., L. A. Urry, M. L. Cain, S. A. Waasserman, P. V. Minorsky y R. B. Jackson. "The Chemical Context of Life" (El contexto químico de la vida). En Campbell Biology (Biología de Campbell), 28-43. 10° edición. San Francisco, CA: Pearson, 2011.
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