AÑO DEL DIALOGO Y LA RECONCILIACION NACIONAL
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”
MONOGRAFÍA. LOS ISOTOPOS FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD. CARRERA PROFESIONAL DE ENFERMERIA
CURSO : QUIMICA INTEGRADA
DOCENTE: ABOGADO : CICLO DE ESTUDIO :
INTEGRANTES : ROMERO ORTIZ ANDREA GOMEZ HERNANDEZ DORIVETH
SAN JUAN - PERÚ 2018.
INTRODUCCION
Os Isotopos son átomos cuyos núcleos atómicos tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. No todos los átomos de un mismo elemento son idénticos y cada una de estas variedades corresponde a un isótopo diferente. Cada isótopo de un mismo elemento tiene el mismo número atómico (Z) pero cada uno tiene un número másico diferente (A). El atómico corresponde al número de protones en el núcleo atómico del átomo. El número másico corresponde a la suma de neutrones y protones del núcleo.
El uranio tiene 3 isótopos naturales (artificialmente se han encontrado otros transitorios en el bombardeo con neutrones para síntesis de elementos transuránicos). Vamos a entrar a conocer los isotopos naturales del uranio, pues son estos los que afectan por ejemplo, al peso molecular de uranio. Se calcula de la siguiente manera: Pm = (0.9928×238) + (0.00715×235) + (0.00005×234) Es decir, se multiplica la cantidad, abundancia de los isotopos isotopos por su número de nucleones (Z) Dichos isótopos son: Uranio 238: denominado así porque posee 146 neutrones (92 protones + 146 neutrones = 238 nucleones). Es el isótopo más común del uranio con una abundancia del 99,28%.
Vida media Forma de radiactiva en desintegración años
Emisor GAMMA
Isótopos
Peligro
U232
Enorme
Alfa
73,6
0,0477g
Sí
U233
Muy grande
Alfa
162000
105,50g
Sí
U234
Muy grande
Alfa
247000
161,55g
Sí
U235
Grande
Alfa
710000000
466,37Kg
Sí
U236
Grande
Alfa
23900000
15,765744Kg
Sí
U238
Medio
Alfa
4510000000
3000,2543Kg
Sí
El carbono es el elemento de símbolo C y número atómico Z=6. Esto significa que un átomo de carbono tiene 6 protones en su núcleo y, para neutralizar dicha carga, 6 electrones en su capa electrónica, con una estructura 1s 22s22p2.
Además de estos protones y electrones, los núcleos de los átomos de carbono contienen neutrones. El número de éstos da lugar a los distintos isótopos del carbono.
Cuando
el
núcleo
contiene
6
neutrones,
tenemos
el
isótopo 12C.
Es el isótopo de carbono más abundante (98.93 %), y sobre el cual se define el mol (el mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kilogramos de carbono 12). Cuando el núcleo contiene 7 neutrones, tenemos el isótopo 13C.
Aunque el 13C es un isótopo de carbono menos abundante que el
12
C (1.07 %), también
es estable físicamente.
Se conocen diecisiete isótopos de potasio, tres de ellos naturales K-39 (93,3%), K-40 (0,01%) y K-41 (6,7%); el K-40, con una vida media de 1,25 E9 años, decae a Ar-
40 (11,2%) y Ca-40 (88,8%). La desintegración del K-40 en Ar-40 se emplea como método para la datación de rocas. El método K-Ar convencional se basa en la hipótesis de que las rocas no contenían argón cuando se formaron y que el formado no escapó de ellas si no que fue retenido de modo que el presente proviene completa y exclusivamente de la desintegración del potasio original. La medición de la cantidad de potasio y Ar-40 y aplicación de este procedimiento de datación es adecuada para determinar la edad de minerales como el feldespato volcánico, moscovita, biotita y hornablenda y en general las muestras de rocas volcánicas e intrusivas que no han sufrido alteración. Más allá de la datación, los isótopos de potasio se han utilizado mucho en estudios del clima, así como en estudios sobre el ciclo de los nutrientes por ser un macronutriente requerido para la vida. El potasio sólido reacciona violentamente con el agua, más incluso que el sodio, por lo que se ha de conservar inmerso en un líquido apropiado como aceite, parafina o queroseno.
El isótopo K-40 está presente en el calcio natural en cantidad suficiente como para que
los sacos de compuestos de potasio comercial puedan emplearse en las demostraciones escolares como fuente radiactiva.
El Cobalto-60 (60Co) es un isótopo radiactivo sintético del cobalto, con un periodo de semidesintegración de 5,27 años. 60Co decae por desintegración beta al isótopo estable níquel-60 (60Ni). En el proceso de desintegración, 60Co emite un electrón con una energía de 315 keV y luego el núcleo activado de 60Ni emite dos rayos gamma con energías de 1,17 y 1,33 MeV, respectivamente. La ecuación de la captura neutrónica y desintegración es la siguiente: 59
60
60
27Co + n → 27Co → 28Ni + e− + νe + rayos gamma.
Cobalto-60 Isótopo de cobalto
General Símbolo
60Co
Neutrones
33
Protones
27
Datos del núclido Abundancia natural
trazas
Período de semidesintegración 1925,20 días ± 0,2 días1 Productos de desintegración 60Ni Masa atómica 59,933 822 2 u Espín 5+ Modo y energía de desintegración Β-, γ
2.824 MeV2
El nitrógeno-15 es un isótopo estable y no radiactivo del nitrógeno. El 15N se emplea a menudo en investigación médica y en agricultura. También se emplea habitualmente en espectroscopia de resonancia magnética nuclear (NMR) porque, a diferencia del isótopo más abundante 14N, posee un espín de ½, lo cual simplifica su observación mediante la técnica de NMR. En investigación, se puede obtener proteínas o ácidos nucleicos marcados isotópicamente con 15N, cultivando muestras biológicas en medios conteniendo 15N como única fuente de nitrógeno. La demostración de que la replicación de ADN es semiconservativa (experimento de Meselson-Stahl) se llevó a cabo de esta manera. El 15N se emplea también para el marcaje de proteínas en técnicas de proteómica cuantitativa (por ejemplo, SILAC). El nitrógeno-15 es un producto del 15O por desintegración beta en las estrellas.
Nitrógeno-15 Isótopo de nitrógeno
General Símbolo
15N
Neutrones
8
Protones
7
Datos del núclido Abundancia natural 0,366 % Masa atómica 15,000 108 8982 (7) u Espín + ½-
El plutonio-239 (239Pu) es un isótopo fisible del plutonio. Este isótopo es el principalmente usado en la producción de armas nucleares. Aunque el uranio-235 también se ha utilizado, es actualmente considerado un isótopo secundario. El plutonio-239 es también uno de los tres principales isótopos utilizados como combustible en reactores nucleares, junto con el uranio-235 y el uranio-233. La bomba atómica "Fat Man" que se utilizó para bombardear Nagasaki tenía un núcleo de plutonio-239. El 239Pu tiene un periodo de semidesintegración de 24 200 años.
General Símbolo
239Pu
Neutrones
145
Protones
94
Datos del núclido Período de semidesintegración Isótopos padres
24 200 años
243Cm (α)
239Am (CE) 239Np (β–)
Productos de desintegración Masa atómica
Uranio-235
239.052 163 4 u u
Espín +1/2 Modo y energía de desintegración Radiación alfa 5.245 MeV
El yodo es un elemento no metálico, el más pesado de todos los haluros con una masa de 126.9045. En condiciones normales se presenta en forma de sólido negro que emite un gas violáceo y se encuentra siempre en profusión aunque en muy bajas concentraciones. El yodo puede combinarse con casi cualquier elemento.
Podemos encontrar yodo en las aguas marinas, ya que cierto tipo de algas es capaz de extraer y acumular el elemento. Existen 37 isótopos de yodo siendo el único isótopo estable del yodo es el 127I. De los isótopos artificiales, el más importante es el 131I debido a sus propiedades radiactivas.
El yodo es esencial para la vida animal y vegetal en pequeñas cantidades, en los mamíferos se acumula en la glándula tiroides que lo utiliza para crear hormonas y proteínas como la tiroxina y la yodotirosina, interviniendo en el crecimiento del cuerpo, el metabolismo y el sistema nervioso de dicho ser. YOD O 131:
El isótopo radiactivo 131 del yodo fue una de las sustancias emitidas tras el accidente de la central nuclear de Fukushima. Antes de esto se había utilizado a lo largo del siglo XIX por las grandes potencias de la guerra fría en las pruebas nucleares atmosféricas. Cuenta con 78 neutrones y 53 protones que presenta una vida media de 8,02070 días que tiende a desintegrarse mediante un proceso beta menos o un proceso gamma. Cuando se produce su desintegración mediante un proceso beta menos el yodo 131 da lugar a un núcleo de Xenón 131 (gas noble, y por lo tanto, estable) siguiendo la siguiente reacción:
(más un antineutrino para cumplir la conservación del momento linear) A pesar de la brevedad de su vida media, este isotopo presentó grandes riesgos para los japoneses ya que se encontró en el agua corriente (en una concentración de entre 120 y 150 Bq/L) y puede ser absorbido por los organismos de los grandes mamíferos por la glándula tiroidea, pero al no tratarse del isótopo natural estable (yodo 127) presentaba fuertes repercusiones para la salud de aquellos que entraran en contacto con este isótopo, debido a su radiactividad. El yodo131 es uno de los elementos radiactivos más antiguos en la medicina nuclear. Se utiliza tanto en la cura del hipotiroidismo como en la del bocio y el cáncer de tiroides. Se suministra una gran dosis de radiación beta y gamma al tejido tiroideo (donde el cuerpo almacena el yodo) respetando el resto del organismo, evitando así posibles daños En esta tabla podemos observar algunas de las características de algunos isótopos a modo de ejemplo.
Vida Media
Spin
Abundancia (%)
53 Yodo-122
3, 62 minutos
1
0,00
122
53 Yodo-123
13,2 horas
5/2
0,00
123
53 Yodo-124
4,18 dias
2
0,00
124
53 Yodo-125
60,1 dias
5/2
0,00
125
53 Yodo-126
13 dias
2
0,00
126
53 Yodo-127
Estable
5/2
100
126,9045
53 Yodo-128
25 minutos
1
0,00
128
53 Yodo-129
15,7 millones de años
7/2
0,00
129
53 Yodo-130
12,36 horas
5
0,00
130
53 Yodo-131
8,04dias
7/2
0,00
131
53 Yodo-132
2,28 horas
4
0,00
132
53 Yodo-133
20,8 horas
7/2
0,00
133
53 Yodo-134
52,6 minutos
4
0,00
134
53 Yodo-135
6,57 horas
7/2
0,00
135
53 Yodo-136
1,39 minutos
2
0,00
13
Z
Nombre del Núclido
Masa Atómica (uma)
El molibdeno es un elemento químico de número atómico 42 que se encuentra en el grupo 6 de la tabla periódica de los elementos y se simboliza como Mo.1 El molibdeno es un metal esencial desde el punto de vista biológico y se utiliza sobre todo en aceros aleados. Es un metal plateado, tiene el sexto punto de fusión más alto de cualquier elemento. El molibdeno no se produce como el metal libre en la naturaleza, sino en varios estados de oxidación en los minerales. Industrialmente, los compuestos de molibdeno se emplean en aplicaciones de alta presión y alta temperatura, como pigmentos y catalizadores.
Hay 33 isótopos conocidos de molibdeno (42Mo) con una masa atómica de 83 a 115, así como cuatro isómeros nucleares metaestables. Siete isótopos son producidos naturalmente, con masas atómicas de 92, 94, 95, 96, 97, 98 y 100. De estos isótopos de origen natural, seis (todos menos 100Mo) nunca han sido observados desintegrarse, pero todos son teóricamente capaces de hacerlo. Todos los isótopos inestables de molibdeno se desintegran en isótopos de circonio, niobio, tecnecio y rutenio. 100
Mo es el único isótopo de origen natural que no es estable. 100Mo tiene un periodo de semidesintegración de aproximadamente 1 × 1019 y sufre una doble desintegración beta en 100Ru. El 98Mo es el isótopo más común, que comprende el 24,14% de todo el molibdeno en la Tierra. Los isótopos de molibdeno con números de masa de 111 tienen todos semividas periodo de semidesintegración de aproximadamente 0,15 μs .
Isótopos más estables Iso.
AN (%)
VM
92
14,84
Estable con 50 neutrones
93
Sintético
4000 a
94
9,25
Estable con 52 neutrones
95
15,92
Estable con 53 neutrones
96
16,68
Estable con 54 neutrones
97
9,55
Estable con 55 neutrones
98
24,13
Estable con 56 neutrones
99
Sintético Sintético
Mo Mo Mo Mo Mo Mo Mo Mo
100
Mo
MD
ED(MeV)
PD
ε
0,405
93
65,94 h
β-
1,357
99
1×1019a
β-
3,034
100
Nb
Tc Ru
El hidrógeno tiene tres isótopos naturales; algunas veces se les denomina como 1H, 2H y 3H, también conocidos como protio, deuterio y tritio, respectivamente. Se ha logrado sintetizar en laboratorios otros radioisótopos que van desde el 4H al 7H. El más estable de todos los radioisótopos del hidrógeno es el tritio, el cual posee una vida media de 12.32 años. Todos los demás isotopos más pesados que el tritio son sintéticos y tienen una vida media menor de un zeptosegundo (10-21 segundos); de estos, el 5H es el más estable y el más inestable es el 7H12 El hidrógeno es el único elemento que tiene diferentes nombres para sus isótopos en el uso corriente. El 2H (también H-2 o hidrógeno-2) es más comúnmente referido como deuterio mientras que el 3H (también H-3 o hidrógeno-3) es más aludido como tritio; también es común referirse a estos isótopos con los símbolos de D y T (en lugar de 2H y 3H) como si fueran elementos químicos puros; sin embargo la IUPACha declarado que si bien esta forma de referirse a estos isótopos es común, no es recomendable. Al átomo de hidrógeno que no contiene ningún neutrón en su núcleo se le conoce como protio; sin embargo se le conoce más como simplemente hidrógeno o hidrógeno-1. (Durante los primeros estudios sobre radioactividad, a algunos radioisótopos pesados también se les conocía con un nombre particular; sin embargo, esos nombres son raramente usados en la actualidad). Masa atómica estándar: 1.00782504 (7) u.
Protio El protio, hidrógeno-1, 1H o1H, es el más común de todos los isótopos estables de hidrógeno, con una abundancia natural de más del 99.98%. Debido a que su núcleo está compuesto por un único protón se le da el nombre descriptivo de protio; sin embargo este nombre es poco usado en la práctica, a diferencia de los nombres de los otros isótopos del hidrógeno.
Deuterio El deuterio, hidrógeno-2, 2H o 2H, es otro de los isótopos estables del hidrógeno; su núcleo atómico está compuesto por un protón y un neutrón. El deuterio comprende del 0.0026 - 0.0184% (en población, no en masa) de todo el hidrógeno terrestre; el porcentaje más bajo tiende a encontrarse en el hidrógeno gaseoso, mientras que las concentraciones más ricas (0.015% o 150 ppm) tienden a encontrarse en el agua de mar. Este isótopo no es radioactivo y no representa un riesgo significativo de toxicidad. A las moléculas de agua que contienen deuterio en lugar de protio se las conoce como agua pesada; si la molécula solo contiene un átomo de deuterio y otro de protio se le conoce como agua semipesada. El deuterio y sus componentes son usados como «etiquetas» o «marcadores» no radioactivos en experimentos químicos o en solventes para 1H-espectroscopía NMR. El agua pesada es utilizada como moderador de neutrones y refrigerante en reactores nucleares. El deuterio es también un combustible potencial para la fusión nuclear comercial. El número másico del deuterio es de 2.014707
Tritio El tritio, hidrógeno-3, 3H, 3H, es el tercer y último isótopo natural del hidrógeno; está compuesto por un protón y dos neutrones en su núcleo atómico. Este isótopo es radioactivo; decae a helio-3 mediante desintegración beta, y tiene una vida media de 12.32 años. Pequeñas trazas de tritio se producen naturalmente debido a la interacción de rayos cósmicos con los gases atmosféricos; también puede producirse durante pruebas nucleares. Es usado en armas de fusión termonuclear, como trazador en la geoquímica de isótopos y especialmente en dispositivos de iluminación autoalimentados. El método más común para producir tritio es bombardeando un isótopo natural de litio, el litio-6, con neutrones en un reactor nuclear. El tritio es usado frecuentemente en marcaciones químicas y biológicas como marcador radioactivo. La fusión nuclear D-T utiliza tritio como reactivo principal, junto con el deuterio, liberando energía por la pérdida de masa cuando los dos núcleos chocan y se fusionan a temperaturas altísimas.
Esquema de los tres isótopos naturales del hidrógeno, de izquierda a derecha: protio, deuterio y tritio.
El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VIIA) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro forma dicloro: un gas tóxico amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas (Cl2) unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y tóxico. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.
En la naturaleza se encuentran dos isótopos estables de cloro. Uno de masa 35 uma, y el otro de 37 uma, con unas proporciones relativas de 3:1 respectivamente, lo que da un peso atómico para el cloro de 35,5 uma. El cloro tiene 9 isótopos con masas desde 32 uma hasta 40 uma. Solo tres de éstos se encuentran en la naturaleza: el 35Cl, estable y con una abundancia del 75,77 %, el 37Cl, también estable y con una abundancia del 24,23 %, y el isótopo radiactivo 36Cl. La relación de 36Cl con el Cl estable en el ambiente es de aproximadamente 700 × 10 −15:1. El 36Cl se produce en la atmósfera a partir del 36 Ar por interacciones con protones de rayos cósmicos. En el subsuelo se genera 36Cl principalmente mediante procesos de captura de neutrones del 35Cl, o por captura de muones del 40Ca. El 36Cl decae a 36S y a 36 Ar, con un periodo de semidesintegración combinado de 308000 años. El período de semidesintegración de este isótopo hidrofílico y no reactivo lo hace útil para la datación geológica en el rango de 60 000 a un millón de años. Además, se produjeron grandes cantidades de 36Cl por la irradiación de agua de mar durante las detonaciones atmosféricas de armas nucleares entre 1952 y 1958. El tiempo de residencia del 36Cl en la atmósfera es de aproximadamente una semana. Así pues, es un marcador para las aguas superficiales y subterráneas de los años 1950, y también es útil para la datación de aguas que tengan menos de 50 años. El 36Cl se ha empleado en otras áreas de las ciencias geológicas, incluyendo la datación de hielo y sedimentos.
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del cloro
iso
AN
Periodo
MD
Ed
PD
MeV 35Cl
75,77 %
36Cl
trazas
37Cl
24,23 %
Estable con 18 neutrones 3,01 × 105a
β-
0,709
36Ar
ε
1,142
36S
Estable con 20 neutrones
El oxígeno que encontramos en la naturaleza se compone de tres isótopos estables: 16O, 17O y 18O, siendo el 16O el más abundante (99,762 % de abundancia natural). La mayor parte del 16O se sintetiza al final del proceso de combustión del helio en una estrella masiva, pero otra parte se produce en el proceso de combustión del neón. El 17O surge fundamentalmente por la combustión del hidrógeno en helio durante el ciclo CNO, convirtiéndolo en un isótopo común en las zonas de combustión de hidrógeno en las estrellas.34 Por su parte, la mayoría del 18O se produce cuando el 14N —que abunda debido a la combustión CNO— captura un núcleo de 4He, causando una abundancia de 18O en las zonas ricas en helio de las estrellas masivas. Se han caracterizado catorce radioisótopos, de los que los más estables son el 15O con un periodo de semidesintegración de 70,606 segundos.33 Todos los restantes isótopos radiactivos tienen periodos de semidesintegración inferiores a 27 segundos y la mayor parte de estos, inferiores a 83 milisegundos. La forma de descomposición de los isótopos más ligeros que el 16O es la descomposición β+353637 para producir nitrógeno y, para los más pesados que el 18O, la desintegración beta para formar flúor .
El oxígeno es el elemento químico más abundante, por masa, en la biosfera, el aire, el mar y el suelo terrestres. Es, asimismo, el tercero más abundante en el universo, tras el hidrógeno y el helio. Alrededor del 0,9 % de la masa del Sol es oxígeno,que constituye también el 49,2 % de la masa de la corteza terrestre y es el principal componente de los océanos de la Tierra (88,8 % de su masa total). El oxígeno gaseoso es el segundo componente más abundante en la atmósfera terrestre, ya que supone un 20,8 % de su volumen y el 23,1 % de su masa (unas 1015 toneladas)
CONCLUSIONES Los isótopos cumplen un papel fundamental en nuestras vidas, los encontramos en los ciclos biogenéticos como en el ciclo del agua, en tratamientos para enfermedades como el que se usa para tratar el cáncer de tiroides, trazadores para el diagnóstico y tratamiento de enfermedades, determinar la edad de un fósil, generar energía nuclear. Es decir estos están presentes en todo lo que nos rodea ya que se encuentran en nuestros huesos, tejidos, uñas, en las plantas, los animales entre otros.
De los 90 elementos naturales que se han identificado hasta la fecha, solo 30 de ellos se consideran indispensables para la vida.
Los elementos carbono, hidrogeno, oxígeno y nitrógeno forman parte indispensable de compuestos como los carbohidratos, lípidos, proteínas, ácidos nucleicos y vitaminas.
Por otro lado algunos elementos metálicos como sodio, potasio, calcio, magnesio y otros no metálicos como cloro, azufre, fosforo aportan iones que contribuyen a mantener la composición y el funcionamiento de los seres vivos.
El estudio de los elementos químicos nos sirve en la actualidad para generar vacunas, antibióticos y todo tipo de medicamentos que nos curan y protegen de las enfermedades. A ellos les debemos 1 de cada 5 años de nuestras vidas, y gracias a ellos podemos vivir cada vez en mejores condiciones hasta edades más avanzadas. Algunos medicamentos son sustancias de composición sencilla, como, por ejemplo peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, yodo, bicarbonato de sodio, hidróxido de aluminio, nitrato de plata, clorato de potasio, etc.
Por otra parte, el descubrimiento de nuevas moléculas químicas favorece la posibilidad de trasplantes de tejidos y de órganos, y las nuevas terapias genéticas.
Las prótesis ortopédicas, las válvulas cardíacas, los órganos artificiales o el hilo quirúrgico están hechos de productos químicos de alta tecnología. Las jeringuillas, las bolsas para sangre y sueros, el esparadrapo, el alcohol, al agua oxigenada y la anestesia son productos habituales pero no por ello de menor importancia en nuestras vidas
