17.1: Isótopos radioativos

Lembre-se de que um átomo é o menor componente de um elemento que retém todas as propriedades químicas desse elemento (veja Matéria). Conforme discutido anteriormente, os átomos contêm nêutrons não carregados e prótons com carga positiva no núcleo. Elétrons carregados negativamente cercam o núcleo. A massa atômica de um átomo é determinada pelo número de prótons e nêutrons porque a massa dos elétrons é insignificante. Cada próton ou nêutron pesa 1 unidade de massa atômica (AMU). Os valores de massa atômica exibidos na tabela periódica dos elementos não são números inteiros porque representam a massa atômica média dos átomos desse elemento (figura\(\PageIndex{a}\)). Átomos do mesmo elemento não têm necessariamente a mesma massa porque podem diferir no número de nêutrons.

Figura\(\PageIndex{a}\): O número inteiro em cada célula da tabela periódica é o número atômico, ou número de prótons (1 para hidrogênio e 92 para urânio). Também é mostrado o número da massa atômica, que é o número médio de prótons e nêutrons (1,01 para hidrogênio e 238,03 para urânio). Imagens recortadas e rotuladas do National Center for Biotechnology Information (domínio público).

Isótopos são formas diferentes do mesmo elemento que têm o mesmo número de prótons, mas um número diferente de nêutrons. Alguns elementos, como carbono, potássio e urânio, têm isótopos naturais. O carbono-12, o isótopo mais comum de carbono, contém seis prótons e seis nêutrons. Portanto, ele tem um número de massa de 12 (seis prótons e seis nêutrons) e um número atômico de 6 (o que o torna carbono). O carbono-14 contém seis prótons e oito nêutrons. Portanto, tem um número de massa de 14 (seis prótons e oito nêutrons) e um número atômico de 6, o que significa que ainda é o elemento carbono. Essas duas formas alternativas de carbono são isótopos. Alguns isótopos são instáveis e emitem radiação na forma de partículas e energia para formar elementos mais estáveis. Algumas formas de radiação são perigosas. Eles são chamados de isótopos radioativos ou radioisótopos (figura\(\PageIndex{b}\)). Durante o decaimento radioativo, um tipo de átomo pode se transformar em outro tipo de átomo dessa maneira (figura\(\PageIndex{c}\)).

Figura\(\PageIndex{b}\): Isótopos de hidrogênio. Todos esses átomos têm um próton (círculo rosa denominado “p ⁺ “), mas o prócio não tem nêutrons, o deutério tem um nêutron (círculo laranja rotulado como “n”) e o trítio tem dois nêutrons. O próton e o (s) nêutron (s) estão localizados no centro do átomo (o núcleo). Um elétron (círculo azul rotulado como “e ^- “) gira em torno do núcleo de cada átomo. Imagem do National Isotope Development Center/Programa de Isótopos do Departamento de Energia dos EUA (domínio público).

Figura\(\PageIndex{c}\): Um isótopo radioativo de carbono (carbono-14) tem seis prótons e oito nêutrons. Ele decai em um isótopo estável de nitrogênio (nitrogênio-14), que tem sete prótons e sete nêutrons. O decaimento radioativo libera radiação. (O tipo específico de radiação que ocorre neste exemplo é chamado de beta menos decaimento, β-.) O carbono-14 decai a uma taxa previsível, com metade decaindo a cada 5730 anos. Porque o carbono é abundante nos organismos, essa taxa de decaimento previsível é comumente usada para datar fósseis. Imagem do CDC (domínio público).

Meia-vida

A meia-vida é a quantidade de tempo que a metade do isótopo radioativo original leva para se decompor (figura\(\PageIndex{d}\)). Por exemplo, a meia-vida do urânio-238 é de cerca de 4,5 bilhões de anos. Após 4,5 bilhões de anos, apenas metade (50%) da quantidade original de urânio-238 permanecerá. O resto terá decaído para tório-234 (que também é radioativo e decai rapidamente em uma série de isótopos radioativos, até que finalmente se torne chumbo-206, que é estável; figura\(\PageIndex{e-f}\)). Depois de duas meias-vidas (9 bilhões de anos), apenas metade dos 50% permaneceria (25% do original). Depois de três meias-vidas, apenas 12,5% do urânio-238 original permaneceria.

Figura\(\PageIndex{d}\): Após cada meia-vida, 50% de um isótopo radioativo decai. Após uma meia-vida, 50% (1/2; 0,5) de um isótopo radioativo permanece. Depois de duas meias-vidas, apenas 25% do isótopo radioativo original permanece. Depois de três meias-vidas, é 12,5%; quatro meias-vidas = 6,25%; cinco meias-vidas = 3,125%. Imagem de Franknoi, Morrison e Wolff/Openstax (CC-BY). Acesse gratuitamente em openstax.org.

Figura\(\PageIndex{e}\): Quando o urânio-238 instável decai, ele emite uma partícula alfa (α), que é dois prótons e dois nêutrons. Isso o transforma em um novo elemento (tório-234). Imagem da OpenStax (CC-BY). Baixe gratuitamente em openstaxcollege.org.

Figura\(\PageIndex{f}\): A cadeia de decaimento do urânio-238. A massa, o número atômico e a meia-vida de cada isótopo estão listados em ordem, à direita do símbolo atômico. Cada flecha é marcada com o tipo de radiação liberada: radiação alfa (α), que é dois prótons e dois nêutrons, ou radiação beta (β), que é um elétron de alta energia. O decaimento continua do urânio até terminar em um isótopo estável (não radioativo), o chumbo (Pb-206). Imagem de Tosaka (CC-BY).

Evolução em ação: Datação por carbono

O carbono-14 (¹⁴ C) é um radioisótopo natural criado na atmosfera por raios cósmicos. Esse é um processo contínuo, então mais ¹⁴ C estão sempre sendo criados. Conforme um organismo vivo se desenvolve, o nível relativo de ¹⁴ C em seu corpo é igual à concentração de 14C na atmosfera. Quando um organismo morre, ele não está mais ingerindo ¹⁴ C, então a proporção diminuirá. ¹⁴ C decai para ¹⁴ N por um processo chamado decaimento beta; ele emite energia nesse processo lento (figura\(\PageIndex{c}\)). Após aproximadamente 5.730 anos, apenas metade da concentração inicial de ¹⁴ C terá sido convertida em ¹⁴ N. O tempo necessário para que metade da concentração original de um isótopo decaia para sua forma mais estável é chamado de meia-vida.

Como a meia-vida de ¹⁴ C é longa, ela é usada para envelhecer objetos anteriormente vivos, como fósseis. Usando a razão entre a concentração de ¹⁴ C encontrada em um objeto e a quantidade de ¹⁴ C detectada na atmosfera, a quantidade do isótopo que ainda não se decompôs pode ser determinada. Com base nessa quantidade, a idade do fóssil pode ser calculada em cerca de 50.000 anos (figura\(\PageIndex{g}\) abaixo). Isótopos com meia-vida mais longa, como o potássio-40, são usados para calcular a idade de fósseis mais antigos. Por meio do uso da datação por carbono, os cientistas podem reconstruir a ecologia e a biogeografia dos organismos que vivem nos últimos 50.000 anos.

Figura\(\PageIndex{g}\): A idade dos restos mortais que contêm carbono e têm menos de 50.000 anos, como este mamute pigmeu, pode ser determinada usando datação por carbono. (crédito: Bill Faulkner/NPS)

Reações de fissão nuclear

As reações de fissão nuclear são aquelas que envolvem a divisão do núcleo de um átomo (figura\(\PageIndex{h}\)). Eles podem ser induzidos pela explosão de elementos radioativos com nêutrons. Tal como acontece com o decaimento radioativo natural, as reações de fissão nuclear induzidas liberam energia. A energia térmica liberada durante a fissão nuclear pode ser usada para gerar eletricidade. Essa é a base da energia nuclear. Atualmente, o urânio-235 ⁽²³⁵ U; um isótopo de urânio com uma massa atômica de 235) é usado atualmente como combustível para reações de fissão nuclear (figura\(\PageIndex{h}\)).

Figura\(\PageIndex{h}\): A fissão e a fusão nucleares são processos físicos que produzem energia a partir dos átomos. A fissão nuclear envolve a divisão do núcleo de um átomo, mas a fusão nuclear envolve a combinação de núcleos menores em um maior. Imagem de Sarah Harmann/Departamento de Energia dos EUA (domínio público).

Figura\(\PageIndex{i}\): A fissão do urânio-235 (²³⁵ U) pode ser induzida bombardeando-o com um nêutron. Isso produz o U-236, que é instável e se divide em fragmentos de fissão e nêutrons adicionais. Como resultado, a energia é liberada. As esferas vermelhas são nêutrons e as esferas azuis são prótons. Imagem de BC Open Textbooks (CC-BY).

Atribuição

Modificado por Melissa Ha de Matter from Environmental Biology por Matthew R. Fisher (licenciado sob CC-BY)