Isótopos são espécies nucleares distintas, ou nuclídeos, de um mesmo elemento químico. Têm o mesmo número atômico (número de prótons em seus núcleos) e ocupam a mesma posição na tabela periódica, portanto, pertencem ao mesmo elemento químico, mas apresentam diferentes números de núcleons (números de massa) devido a diferenças no número de nêutrons em seus núcleos. Embora todos os isótopos de um dado elemento tenham praticamente as mesmas propriedades químicas, suas massas atômicas e propriedades físicas são diferentes.
O termo isótopo deriva das raízes gregas (ἴσος, "igual") e (τόπος, "lugar"), com o significado de "mesmo lugar": diferentes isótopos de um elemento ocupam a mesma posição na tabela periódica. A palavra foi criada pela médica e escritora escocesa Margaret Todd, em uma sugestão feita em 1913 ao químico britânico Frederick Soddy, que a popularizou.
O número de prótons no núcleo de um átomo é chamado de número atômico e é igual ao número de elétrons do átomo neutro, isto é, não ionizado. Cada número atômico identifica um elemento específico, mas não seu isótopo; átomos de um dado elemento podem apresentar uma ampla variação no número de nêutrons. O número de núcleons, isto é, prótons e nêutrons, no núcleo corresponde ao número de massa do átomo, e cada isótopo de um mesmo elemento tem um número de massa diferente.
Por exemplo, carbono-12, carbono-13 e carbono-14 são três isótopos do elemento carbono, com números de massa 12, 13 e 14, respectivamente. O número atômico do carbono é 6, o que significa que todo átomo de carbono tem seis prótons; assim, esses isótopos têm, respectivamente, seis, sete e oito nêutrons.
Isótopo e nuclídeo Um nuclídeo é uma espécie atômica definida pelo número de prótons, pelo número de nêutrons e pelo estado de energia do núcleo, desde que esse estado tenha duração suficiente para ser observado. O carbono-13 no estado fundamental, por exemplo, tem seis prótons e sete nêutrons. Os termos são, portanto, aproximadamente equivalentes, mas o conceito de nuclídeo, que se refere a espécies nucleares individuais, enfatiza as propriedades nucleares em relação às químicas, enquanto o conceito de isótopo, que agrupa os átomos de cada elemento, enfatiza as propriedades químicas em relação às nucleares. O número de nêutrons afeta fortemente as propriedades nucleares, mas seu efeito sobre as propriedades químicas é desprezível para a maioria dos elementos. Mesmo nos elementos mais leves, nos quais a razão entre o número de nêutrons e o número atômico varia mais entre os isótopos, esse efeito costuma ser pequeno, embora seja importante em certas circunstâncias. No hidrogênio, o elemento mais leve, o efeito isotópico é suficientemente grande para afetar intensamente os processos biológicos. O termo isótopos, originalmente também elementos isotópicosSoddy empregou a palavra "isótopo" pela primeira vez neste artigo: e, atualmente, às vezes nuclídeos isotópicos, pressupõe uma comparação, assim como sinônimos ou isômeros. Por exemplo, os nuclídeos , e são isótopos, nuclídeos com o mesmo número atômico, mas números de massa diferentes, enquanto , e são isóbaros, nuclídeos com o mesmo número de massa. Entretanto, por ser o termo mais antigo e mais conhecido, isótopo ainda é usado em alguns contextos nos quais nuclídeo seria mais apropriado, como na tecnologia nuclear e na medicina nuclear.
Nuclídeos com o mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos são isótonos. Por exemplo, , e têm 20 nêutrons cada. Nuclídeos com os mesmos números de prótons e nêutrons, mas diferentes estados de energia nuclear, são isômeros nucleares. Eles pertencem ao mesmo isótopo.
miniatura|300px|Trecho de uma tabela de nuclídeos com níquel, cobre e zinco. Cada linha reúne isótopos de um elemento, e cada coluna reúne isótonos. Os isóbaros formam diagonais do canto superior esquerdo para o inferior direito. O preto assinala nuclídeos estáveis, o azul, decaimento beta menos, e o vermelho, captura eletrônica ou emissão de pósitrons.
Notação miniatura|alt=Diagrama da notação AZE. À esquerda, um modelo de átomo apresenta um núcleo com dois prótons, assinalados com o sinal de mais, e dois nêutrons azuis, cercado por um anel com dois elétrons menores. Uma indicação informa que, em um átomo neutro, o número de prótons é igual ao de elétrons. À direita, o símbolo químico He tem o número 4 sobrescrito à esquerda, correspondente à soma dos prótons e nêutrons, e o número 2 subscrito à esquerda, correspondente ao número de prótons.|Explicação dos índices sobrescritos e subscritos utilizados na notação AZE. Um isótopo ou nuclídeo é identificado pelo nome do elemento, que indica o número atômico, seguido de um hífen e do número de massa, como em hélio-3, hélio-4, carbono-12, carbono-14, urânio-235 e urânio-239.Provavelmente também na primeira edição, de 1958. Quando se usa um símbolo químico, como "C" para o carbono, a notação-padrão, também chamada de "notação AZE", é escrita como , em que A é o número de massa, Z é o número atômico e E representa o elemento. Nela, o número de massa, isto é, o número de núcleons, aparece como sobrescrito à esquerda do símbolo químico, e o número atômico aparece como subscrito à esquerda: , , , , e , por exemplo.Essa notação parece ter sido introduzida na segunda metade da década de 1930. Antes disso, eram utilizadas diversas notações, como Ne(22) para o neônio-22 (1934), Pb210 para o chumbo-210 (1933) ou Ne22 para o neônio-22 (1935). A última permaneceu como padrão até a década de 1950: E253 para o einstênio-253 (1956). Como o número atômico já é determinado pelo símbolo do elemento, é comum indicar apenas o número de massa sobrescrito, omitindo o número atômico subscrito, como em 3He, 4He, 12C, 14C, 235U e 239U. A letra m, de metaestável, é acrescentada após o número de massa para indicar um isômero nuclear, isto é, um estado nuclear metaestável ou energeticamente excitado, em oposição ao estado fundamental, de menor energia; um exemplo é , o tântalo-180m. Um número pode ser acrescentado à letra para distinguir diferentes estados metaestáveis, embora isso seja raro na prática.
A leitura usual da notação AZE difere de sua ordem de escrita: é normalmente lido como "hélio quatro", e não "quatro dois hélio". Em inglês americano, costuma ser lido como "uranium two-thirty-five", e, em inglês britânico, como "uranium two-three-five", em vez de "235-92-uranium" ou "235-uranium". Isso não é um erro, mas a forma oral original dos nomes dos isótopos, anterior ao estabelecimento da notação AZE.
Isótopos radioativos, primordiais e estáveis Alguns isótopos ou nuclídeos são radioativos e, por isso, são chamados de radioisótopos ou radionuclídeos, enquanto outros nunca foram observados sofrendo decaimento radioativo e são chamados de isótopos estáveis ou nuclídeos estáveis. Por exemplo, o 14C é uma forma radioativa do carbono, enquanto o 12C e o 13C são isótopos estáveis. Na classificação usada neste artigo, 251 nuclídeos são observacionalmente estáveis. Outros 35 radionuclídeos têm meias-vidas suficientemente longas para terem permanecido desde a formação do Sistema Solar. Com os estáveis, eles formam um conjunto de 286 nuclídeos primordiais.
Na maioria dos casos, quando um elemento tem isótopos estáveis, eles predominam na abundância desse elemento na Terra e no Sistema Solar. Em três elementos, porém, o isótopo natural mais abundante é radioativo: 130Te no telúrio, 115In no índio e 187Re no rênio. Esses radioisótopos têm meias-vidas muito longas e coexistem com isótopos estáveis dos mesmos elementos.
Muitos nuclídeos tratados como estáveis são energeticamente capazes, em princípio, de sofrer modos de decaimento conhecidos, como decaimento alfa ou duplo decaimento beta, mas nenhum decaimento foi observado. Por isso, são chamados de "observacionalmente estáveis". Os limites experimentais de suas meias-vidas podem exceder em muitas ordens de grandeza a idade do Universo. Há também radionuclídeos primordiais com meias-vidas medidas superiores à idade do Universo. A possibilidade hipotética de decaimento de próton, que nunca foi observado, faria com que nenhum nuclídeo fosse absolutamente estável.
A classificação pode mudar quando uma experiência detecta um decaimento muito raro. O bismuto-209, antes classificado como estável, teve seu decaimento alfa observado em 2003. A medição inicial encontrou uma meia-vida de aproximadamente 1,9 × 1019 anos. De modo semelhante, a dupla captura eletrônica foi medida em 78Kr, 124Xe e 130Ba, que por isso não entram na contagem dos 251 nuclídeos observacionalmente estáveis adotada abaixo.
Mais de 3.300 nuclídeos foram caracterizados experimentalmente. O banco NuDat 3, mantido pelo National Nuclear Data Center, reúne dados avaliados de estrutura e decaimento nuclear e é atualizado à medida que novas medições são incorporadas.
História
Isótopos radioativos O radioquímico Frederick Soddy formulou o conceito de isótopo em 1913, com base em estudos de cadeias de decaimento radioativo que indicavam a existência de cerca de 40 espécies diferentes, chamadas de radioelementos, isto é, elementos radioativos, entre o urânio e o chumbo. A tabela periódica, porém, comportava apenas 11 elementos entre o chumbo e o urânio, inclusive.Outros pesquisadores também haviam sugerido a possibilidade de existência de isótopos; por exemplo: Ver especialmente a página 206. Cameron também antecipou a lei do deslocamento.
Várias tentativas de separar quimicamente esses novos radioelementos haviam fracassado. Por exemplo, em 1910, Soddy demonstrara que o mesotório, posteriormente identificado como 228Ra, o rádio (226Ra, o isótopo de maior meia-vida) e o tório X (224Ra) não podiam ser separados. As tentativas de posicionar os radioelementos na tabela periódica levaram Soddy e Kazimierz Fajans a propor, independentemente, em 1913, sua lei do deslocamento radioativo. Segundo essa lei, o decaimento alfa produzia um elemento situado duas posições à esquerda na tabela periódica, enquanto a emissão por decaimento beta produzia um elemento uma posição à direita.Fajans, Kasimir (1913). "Über eine Beziehung zwischen der Art einer radioaktiven Umwandlung und dem elektrochemischen Verhalten der betreffenden Radioelemente" [Sobre uma relação entre o tipo de transformação radioativa e o comportamento eletroquímico dos radioelementos correspondentes]. Physikalische Zeitschrift, 14: 131–136.Soddy anunciou sua "lei do deslocamento" em: Soddy desenvolveu sua lei do deslocamento em: Alexander Smith Russell (1888–1972) também publicou uma lei do deslocamento: Russell, Alexander S. (1913). "The periodic system and the radio-elements". Chemical News and Journal of Industrial Science, 107: 49–52. Soddy reconheceu que a emissão de uma partícula alfa seguida de duas partículas beta levava à formação de um elemento quimicamente idêntico ao inicial, mas com massa quatro unidades menor e propriedades radioativas diferentes.