Isotoop

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Fragment van de isotopenlijst, gerangschikt op massa en neutronen-overschot: isotopen van hetzelfde element staan op diagonale lijnen van linksboven naar rechtsonder; instabiele isotopen zijn weergegeven met een lichte achtergrond en een gekleurde pijlpunt die de richting van het verval aangeeft

Isotopen zijn atomen van hetzelfde chemische element, en dus met hetzelfde aantal protonen, waarin het aantal neutronen in de atoomkern verschilt. Volgens gangbare modellen bestaat een atoom uit een atoomkern met daaromheen een wolk van elektronen. De kern bestaat uit een aantal protonen en een aantal neutronen. Het aantal protonen bepaalt het atoomnummer van het element en ook de chemische eigenschappen. Het aantal neutronen bepaalt onder meer de stabiliteit van de kern en, samen met het aantal protonen, de atoommassa. Twee atomen met hetzelfde aantal protonen maar een verschillend aantal neutronen noemen we twee isotopen van hetzelfde element. Wanneer de elementen niet gespecificeerd worden, wordt van een nuclide gesproken.

De term is een samentrekking van twee Griekse woorden: isos (gelijk) en topos (plaats). Hiermee wordt benadrukt dat verschillende isotopen van hetzelfde element dezelfde plaats innemen in het periodiek systeem.

Massagetal en atoomnummer[bewerken]

De chemische eigenschappen van een atoom worden vrijwel uitsluitend bepaald door het atoomnummer (Z), dus het aantal protonen. Het is daardoor vrijwel onmogelijk isotopen van hetzelfde element met chemische middelen van elkaar te scheiden.

De massa van het atoom wordt vrijwel geheel door de massa van de atoomkern bepaald. Dit aantal wordt weergegeven in het massagetal (A). Verschillende isotopen van hetzelfde element hebben hetzelfde atoomnummer maar dus altijd een verschillend massagetal (atoommassa).

Vanaf atoomnummer 20 komen enkel isotopen in de natuur voor waarvan het aantal neutronen groter is dan het aantal protonen. Met uitzondering van enkele lichtere isotopen (21H, 63Li, 105B, 147N en de semi-stabiele isotopen 4019K, 5023V, 13857La, 17671Lu en 180m73Ta) komen isotopen met zowel een oneven aantal protonen als een oneven aantal neutronen niet in de natuur voor. Dit wordt het odd-even effect genoemd.[1]

Voorbeeld: chloor[bewerken]

Van veel elementen komt in de natuur een mengsel van isotopen voor. (De verhouding waarin isotopen voorkomen in een monster kan heel nauwkeurig worden bepaald met behulp van massaspectrometrie.) Het element chloor bijvoorbeeld heeft atoomnummer 17. Alle chlooratomen hebben dus 17 protonen in de kern, maar er zijn twee isotopen. Driekwart van de atomen heeft 18 neutronen, de rest 20 neutronen. Het massagetal is dus 17 + 18 = 35 of 17 + 20 = 37. De isotopen worden geschreven als 3517Cl en 3717Cl of als 35 Cl en 37 Cl of als Cl-35 en Cl-37. Met deze notatievormen is het niet nodig het aantal protonen en neutronen apart te vermelden, immers het symbool Cl staat in het periodieke systeem op de 17e plaats en heeft dus per definitie 17 protonen, daarmee is de rekensom naar aantal neutronen in een isotoop altijd in omgekeerde richting te maken.

Chemie[bewerken]

De chemische eigenschappen van isotopen van een element zijn bij benadering gelijk aan elkaar; slechts bij zeer nauwkeurige meting blijken er toch wel wat verschillen te zijn, dit heet het kinetisch-isotoopeffect. Vooral bij lichte elementen kunnen de chemische en meer nog de natuurkundige eigenschappen wel wat verschillen: zo is bijvoorbeeld het smeltpunt van ijs van zwaar water (D2O) ongeveer 4°C in plaats van 0°C. De sterkte van de waterstofbinding is afhankelijk van de isotoop van waterstof en dit heeft zelfs biochemische gevolgen omdat het het vouwen van eiwitten verandert. Organismes kunnen niet op puur zwaar water leven.

Biologie[bewerken]

Aan de verhouding van de koolstofisotopen 126C en 136C van een plant kan worden gezien welke vorm van fotosynthese de plant gebruikt. De hoeveelheid 146C (een radio-isotoop van koolstof) wordt weer gebruikt om de ouderdom van koolstofbevattende organische resten te schatten tot enige duizenden jaren in het verleden (met C14-datering).

Radioactiviteit[bewerken]

Bij het woord isotoop wordt vaak aan radioactiviteit gedacht. Inderdaad zijn er van elk element wel isotopen die niet stabiel zijn en na enige tijd veranderen door een proces van radioactief verval. Zulke isotopen worden radio-isotopen genoemd. Door het radioactief verval ontstaan uiteindelijk stabiele isotopen, meestal van een ander element dan het uitgangsmateriaal.

Overzicht van isotopen per element[bewerken]

1H 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K
20Ca 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 37Rb 38Sr 39Y
40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 55Cs 56Ba 57La 58Ce 59Pr
60Nd 61Pm 62Sm 63Eu 64Gd 65Tb 66Dy 67Ho 68Er 69Tm 70Yb 71Lu 72Hf 73Ta 74W 75Re 76Os 77Ir 78Pt 79Au
80Hg 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 87Fr 88Ra 89Ac 90Th 91Pa 92U 93Np 94Pu 95Am 96Cm 97Bk 98Cf 99Es
100Fm 101Md 102No 103Lr 104Rf 105Db 106Sg 107Bh 108Hs 109Mt 110Ds 111Rg 112Cn 113Uut 114Fl 115Uup 116Lv 117Uus 118Uuo

Zie ook[bewerken]