Isotooppi

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Luonnossa esiintyy vetyatomin kolmea eri isotooppia:
protium: 1 protoni, 0 neutronia
deuterium: 1 protoni, 1 neutroni
tritium: 1 protoni, 2 neutronia

Alkuaineen isotoopit ovat atomeja, joissa on sama määrä protoneja, mutta eri määrä neutroneja.[1] Saman alkuaineen eri isotoopit ovat kemiallisilta ominaisuuksiltaan samanlaisia,[2] mutta poikkeavat toisistaan massaltaan.

Termi ja nimeäminen[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ensimmäisen kerran isotooppi-termiä käytti vuonna 1913 Margaret Todd, joka ehdotti nimeä Frederick Soddylle. Soddy huomasi, että eräillä alkuaineilla on useita isotooppeja, jotka kuitenkin kuuluvat jaksollisessa järjestelmässä samaan paikkaan. Tämän vuoksi Todd ehdotti nimeksi kreikankielistä sanaa, joka tarkoittaa samassa paikassa.

Isotoopit nimetään IUPAC-nimeämiskäytännön mukaisesti siten, että ensin kirjoitetaan alkuaineen nimi ja jonka perään liitetään isotoopin massaluku. Esimerkiksi helium-3 ja uraani-238. Isotooppi on mahdollista ilmaista myös käyttämällä alkuaineen lyhennettä. Tällöin massaluku kirjoitetaan lyhenteen vasemmalle puolelle yläindeksiin. Esimerkiksi 238U ja 3He.

Isotooppien ominaisuuksien vaihtelu[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Atomit ovat sähköisesti neutraaleja eli niillä on yhtä monta elektronia kuin ytimessä on protoneja, elleivät ne ole ionisoituneita. Saman alkuaineen isotoopeilla on sama määrä protoneja ja elektroneja, jolloin kaikki isotoopit ovat sähköisesti neutraaleja, ja koska elektronirakenne ei eroa isotoopeilla, ovat isotoopit kemiallisesti hyvin samankaltaisia. Atomin kemialliseen käyttäytymiseen vaikuttaa lähinnä elektronien sijoittuminen atomien eri energiatasoille. On kuitenkin huomattu, että raskaampien isotoopien reaktioajat ovat pidempiä kuin kevyempien. Ilmiö on havaittavissa etenkin vedyllä ja deuteriumilla (2H), sillä deuteriumin massaluku on kaksi kertaa niin suuri kuin tavallisen vedyn (1H). Raskaampien atomien isotoopeilla massalukujen suhde on huomattavasti pienempi.

Molekyylit voivat erota toisistaan siten, että molekyylin yksi tai useampi atomi on korvattu saman alkuaineen toisella isotoopilla. Esimerkiksi raskaassa vedessä on vetyjen tilalla vedyn isotooppi deuterium. Kemiallisesti aineet ovat samanlaisia, mutta esimerkiksi niiden kiehumispisteet saattavat jonkin verran poiketa toisistaan. Englanninkielinen nimitys tällaisille molekyyleille on isotopologue.

Atomin ydin koostuu positiivisesti varautuneista protoneista ja sähköisesti neutraaleista neutroneista. Koska ytimessä on positiivisia protoneita useimmiten enemmän kuin yksi, protonit hylkivät toisiaan. Ydin kuitenkin pysyy koossa vahvan vuorovaikutuksen vuoksi. Neutronit tasoittavat protonien hylkimisvoimaa. Mikäli atomissa on liian vähän tai liian paljon neutroneja, ydin voi hajota muiksi alkuaineiksi.

Esiintyminen luonnossa[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kaikilla alkuaineilla on useampia isotooppeja. Esimerkiksi kloori, joka esiintyy luonnostaan seoksena, jossa noin 3/4 atomeista on atomimassaltaan 35 ja 1/4 on massaa 37. Keskimääräinen atomimassa on siis 35,5 g/mol. Useimmilla alkuaineilla on kuitenkin vain hyvin pieni määrä vakaita isotooppeja, monilla vain yksi, eikä lyijyä raskaammilla alkuaineilla ole yhtäkään. Epävakaat isotoopit ovat radioaktiivisia eli atomiytimet hajoavat itsestään lähettäen säteilyä. Niin sanotut isotooppisäteilylähteet sisältävät jotain vakaaksi liian raskasta isotooppia alkuaineesta, jonka luonnossa esiintyvät isotoopit ovat vakaita. Esimerkiksi koboltin luonnolliset isotoopit ovat vakaita aineita, mutta sen epävakaata isotooppia 60Co käytetään sädehoidossa ja teollisessa radiografiassa.

Isotoonit ja isobaarit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ydinfysiikassa käytetään isotoopin lisäksi usein myös termejä isotooni ja isobaari:

  • Isotooni on ydin jonka neutroniluku on yhtä suuri, mutta varausluku erisuuri kuin ytimellä johon sitä verrataan.
  • Isobaari on ydin jonka massaluku on yhtä suuri kuin ytimellä johon sitä verrataan.

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. Young & Freedman: University Physics with Modern Physics, 11. painos, s. 1625. Pearson, 2004. ISBN 0-321-20469-7. (englanniksi)
  2. John Lilley: Nuclear Physics: Principles and Applications, s. 7. Wiley, 2002. ISBN 0-471-97936-8. (englanniksi)

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Käännös suomeksi
Tämä artikkeli tai sen osa on käännetty tai siihen on haettu tietoja vieraskielisen Wikipedian artikkelista.