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 verschilt. Volgens gangbare modellen bestaat een atoom uit een kern 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 som van het aantal nucleonen (protonen plus neutronen) 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 (2H, 6Li, 10B, 14N en de semi-stabiele isotopen 40K, 50V, 138La, 176Lu en 180mTa) 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 ofwel 17 + 18 = 35 ofwel 17 + 20 = 37. De isotopen worden geschreven als 35Cl en 37Cl 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 12C en 13C van een plant kan worden gezien welke vorm van fotosynthese de plant gebruikt. De hoeveelheid 14C (een radio-isotoop van koolstof) wordt weer gebruikt om de ouderdom van koolstofbevattende organische resten te schatten tot enige duizenden jaren in het verleden (middels 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]

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

Zie ook[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties