Isotop

Die drei natürlich vorkommenden Isotope des Wasserstoffs. Die Tatsache, dass jedes Isotop ein Proton hat, macht sie zu Varianten des Wasserstoffs: Die Identität des Isotops wird durch die Anzahl der Protonen und Neutronen bestimmt. Von links nach rechts sind die Isotope Protium (¹H) mit null Neutronen, Deuterium (²H) mit einem Neutron und Tritium (³H) mit zwei Neutronen. ⓘ

Isotope sind zwei oder mehr Arten von Atomen, die die gleiche Ordnungszahl (Anzahl der Protonen in ihren Kernen) und Position im Periodensystem haben (und somit zum gleichen chemischen Element gehören), sich aber aufgrund der unterschiedlichen Anzahl von Neutronen in ihren Kernen in der Nukleonenzahl (Massenzahl) unterscheiden. Während alle Isotope eines bestimmten Elements nahezu dieselben chemischen Eigenschaften aufweisen, haben sie unterschiedliche Atommassen und physikalische Eigenschaften. ⓘ

Der Begriff Isotop setzt sich aus den griechischen Wurzeln isos (ἴσος "gleich") und topos (τόπος "Ort") zusammen, was "derselbe Ort" bedeutet; die Bedeutung hinter dem Namen ist also, dass verschiedene Isotope eines einzelnen Elements die gleiche Position im Periodensystem einnehmen. Der Begriff wurde 1913 von der schottischen Ärztin und Schriftstellerin Margaret Todd in einem Vorschlag an den britischen Chemiker Frederick Soddy geprägt. ⓘ

Die Anzahl der Protonen im Atomkern wird als Ordnungszahl bezeichnet und ist gleich der Anzahl der Elektronen im neutralen (nicht ionisierten) Atom. Jede Ordnungszahl kennzeichnet ein bestimmtes Element, aber nicht das Isotop; ein Atom eines bestimmten Elements kann eine große Bandbreite an Neutronen aufweisen. Die Anzahl der Nukleonen (Protonen und Neutronen) im Atomkern ist die Massenzahl des Atoms, und jedes Isotop eines bestimmten Elements hat eine andere Massenzahl. ⓘ

Zum Beispiel sind Kohlenstoff-12, Kohlenstoff-13 und Kohlenstoff-14 drei Isotope des Elements Kohlenstoff mit den Massenzahlen 12, 13 bzw. 14. Die Ordnungszahl von Kohlenstoff ist 6, was bedeutet, dass jedes Kohlenstoffatom 6 Protonen hat, so dass die Neutronenzahl dieser Isotope 6, 7 bzw. 8 beträgt. ⓘ

Einige Isotope der Elemente Nickel (Ni), Kupfer (Cu) und Zink (Zn). Wie in den meisten Nuklidkarten sind die Elemente nach steigender Ordnungszahl von unten nach oben, die Isotope nach steigender Massenzahl von links nach rechts angeordnet. Schwarz: Stabiles, blau: beta-minus-radioaktives, rot: beta-plus-radioaktives Isotop. ⓘ

Von jedem bekannten Element, mit Ausnahme des erst 2006 erstmals synthetisierten Oganesson, sind mehrere Isotope nachgewiesen (s. Liste der Isotope und Nuklidkarte). Insgesamt gibt es rund 3300 bekannte Nuklide. Etwa 240 davon sind stabil. Alle anderen sind instabil, das heißt, ihre Atome wandeln sich durch radioaktiven Zerfall nach mehr oder weniger langer Zeit in andere Atome um. Bei manchen traditionell als stabil angesehenen Nukliden ist diese Zeit so lang, dass ihr Zerfall erst in heutiger Zeit entdeckt wurde oder noch in Experimenten gesucht wird. ⓘ

Von den 91 natürlich vorkommenden Elementen werden in der Natur 69 als Gemische mehrerer Isotope (Mischelemente) vorgefunden. Die übrigen 22 heißen Reinelemente. Das chemische Atomgewicht von Mischelementen ist der Durchschnittswert der verschiedenen Atommassen der beteiligten Isotope. ⓘ

Isotop vs. Nuklid

Ein Nuklid ist eine Art eines Atoms mit einer bestimmten Anzahl von Protonen und Neutronen im Kern, z. B. Kohlenstoff-13 mit 6 Protonen und 7 Neutronen. Das Nuklidkonzept (das sich auf einzelne Kernarten bezieht) betont die nuklearen Eigenschaften gegenüber den chemischen Eigenschaften, während das Isotopkonzept (das alle Atome eines Elements zusammenfasst) die chemischen gegenüber den nuklearen Eigenschaften betont. Die Neutronenzahl hat große Auswirkungen auf die nuklearen Eigenschaften, aber ihre Auswirkungen auf die chemischen Eigenschaften sind bei den meisten Elementen vernachlässigbar. Selbst bei den leichtesten Elementen, deren Verhältnis von Neutronenzahl zu Ordnungszahl zwischen den Isotopen am stärksten variiert, hat sie in der Regel nur eine geringe Auswirkung, obwohl sie unter bestimmten Umständen von Bedeutung ist (bei Wasserstoff, dem leichtesten Element, ist der Isotopeneffekt groß genug, um die Biologie stark zu beeinflussen). Der Begriff Isotope (ursprünglich auch isotopische Elemente, jetzt manchmal isotopische Nuklide) soll einen Vergleich implizieren (wie Synonyme oder Isomere). Zum Beispiel sind die Nuklide ¹²
₆C
, ¹³
₆C
, ¹⁴
₆C
sind Isotope (Nuklide mit der gleichen Ordnungszahl, aber unterschiedlichen Massenzahlen), aber ⁴⁰
₁₈Ar
, ⁴⁰
₁₉K
, ⁴⁰
₂₀Ca
sind Isobaren (Nuklide mit der gleichen Massenzahl). Isotop ist jedoch der ältere Begriff und daher besser bekannt als Nuklid und wird manchmal immer noch in Zusammenhängen verwendet, in denen Nuklid angemessener wäre, z. B. in der Kerntechnik und der Nuklearmedizin. ⓘ

Schreibweise

Ein Isotop und/oder Nuklid wird durch den Namen des jeweiligen Elements (der die Ordnungszahl angibt), gefolgt von einem Bindestrich und der Massenzahl angegeben (z. B. Helium-3, Helium-4, Kohlenstoff-12, Kohlenstoff-14, Uran-235 und Uran-239). Wenn ein chemisches Symbol verwendet wird, z. B. "C" für Kohlenstoff, wird in der Standardnotation (die heute als "AZE-Notation" bekannt ist, da A die Massenzahl, Z die Ordnungszahl und E für Element steht) die Massenzahl (Anzahl der Nukleonen) mit einem hochgestellten Buchstaben oben links vom chemischen Symbol und die Ordnungszahl mit einem tiefgestellten Buchstaben unten links angegeben (z. B. ³
₂He
, ⁴
₂He
, ¹²
₆C
, ¹⁴
₆C
, ²³⁵
₉₂U
, und ²³⁹
₉₂U
). Da die Ordnungszahl durch das Elementsymbol angegeben wird, ist es üblich, nur die hochgestellte Massenzahl anzugeben und die tiefgestellte Ordnungszahl wegzulassen (z. B. ³
He
, ⁴
He
, ¹²
C
, ¹⁴
C
, ²³⁵
U
, und ²³⁹
U
). Der Buchstabe m wird manchmal nach der Massenzahl angefügt, um ein Kernisomer, einen metastabilen oder energetisch angeregten Kernzustand (im Gegensatz zum Grundzustand mit der niedrigsten Energie) anzugeben, z. B. ^180m
₇₃Ta
(Tantal-180m). ⓘ

Die übliche Aussprache der AZE-Schreibweise unterscheidet sich von der Schreibweise: ⁴
₂He
wird üblicherweise als Helium-Vier statt Vier-Zwei-Helium ausgesprochen, und ²³⁵
₉₂U
wird als Uran zwei-zwei-fünfunddreißig (amerikanisches Englisch) oder Uran-zwei-drei-fünf (britisches Englisch) statt 235-92-uranium ausgesprochen. ⓘ

Radioaktive, primordiale und stabile Isotope

Einige Isotope/Nuklide sind radioaktiv und werden daher als Radioisotope oder Radionuklide bezeichnet, während bei anderen nie ein radioaktiver Zerfall beobachtet wurde und sie als stabile Isotope oder stabile Nuklide bezeichnet werden. Zum Beispiel ist ¹⁴
C
ist eine radioaktive Form von Kohlenstoff, während ¹²
C
und ¹³
C
stabile Isotope sind. Auf der Erde gibt es etwa 339 natürlich vorkommende Nuklide, von denen 286 primordiale Nuklide sind, d. h. sie existieren seit der Entstehung des Sonnensystems. ⓘ

Zu den primordialen Nukliden gehören 34 Nuklide mit sehr langen Halbwertszeiten (über 100 Millionen Jahre) und 252, die formell als "stabile Nuklide" gelten, weil ihr Zerfall nicht beobachtet wurde. Wenn ein Element stabile Isotope hat, überwiegen in den meisten Fällen aus offensichtlichen Gründen diese Isotope in der auf der Erde und im Sonnensystem gefundenen Elementhäufigkeit. Bei drei Elementen (Tellur, Indium und Rhenium) ist das in der Natur am häufigsten vorkommende Isotop jedoch ein (oder zwei) extrem langlebige(s) Radioisotop(en) des Elements, obwohl diese Elemente ein oder mehrere stabile Isotope haben. ⓘ

Die Theorie sagt voraus, dass viele scheinbar "stabile" Isotope/Nuklide radioaktiv sind und eine extrem lange Halbwertszeit haben (abgesehen von der Möglichkeit des Protonenzerfalls, der alle Nuklide letztlich instabil machen würde). Einige stabile Nuklide sind theoretisch energetisch anfällig für andere bekannte Formen des Zerfalls, z. B. Alphazerfall oder doppelter Betazerfall, aber es wurden noch keine Zerfallsprodukte beobachtet, so dass diese Isotope als "beobachtungsstabil" bezeichnet werden. Die vorhergesagten Halbwertszeiten für diese Nuklide übersteigen oft das geschätzte Alter des Universums bei weitem, und tatsächlich gibt es auch 31 bekannte Radionuklide (siehe primordiales Nuklid) mit Halbwertszeiten, die das Alter des Universums übersteigen. ⓘ

Rechnet man die künstlich erzeugten radioaktiven Nuklide hinzu, so gibt es 3.339 derzeit bekannte Nuklide. Darunter sind 905 Nuklide, die entweder stabil sind oder eine Halbwertszeit von mehr als 60 Minuten haben. Siehe Liste der Nuklide für weitere Einzelheiten. ⓘ

Geschichte

Radioaktive Isotope

Die Existenz von Isotopen wurde erstmals 1913 von dem Radiochemiker Frederick Soddy vermutet. Er stützte sich dabei auf Untersuchungen radioaktiver Zerfallsketten, die auf etwa 40 verschiedene Arten zwischen Uran und Blei hinwiesen, die als Radioelemente bezeichnet werden, obwohl das Periodensystem nur 11 Elemente zwischen Blei und Uran zulässt. ⓘ

Mehrere Versuche, diese neuen Radioelemente chemisch zu trennen, waren gescheitert. So hatte Soddy 1910 gezeigt, dass Mesothorium (das sich später als ²²⁸Ra herausstellte), Radium (²²⁶Ra, das langlebigste Isotop) und Thorium X (²²⁴Ra) nicht zu trennen sind. Versuche, die Radioelemente im Periodensystem einzuordnen, veranlassten Soddy und Kazimierz Fajans 1913 unabhängig voneinander, ihr Gesetz der radioaktiven Verschiebung vorzuschlagen, das besagt, dass der Alphazerfall ein Element zwei Plätze weiter links im Periodensystem erzeugt, während die Emission von Betazerfall ein Element einen Platz weiter rechts erzeugt. Soddy erkannte, dass die Emission eines Alphateilchens, gefolgt von zwei Betateilchen, zur Bildung eines Elements führt, das chemisch mit dem ursprünglichen Element identisch ist, aber eine um vier Einheiten geringere Masse und andere radioaktive Eigenschaften aufweist. ⓘ

Soddy schlug vor, dass mehrere Arten von Atomen (mit unterschiedlichen radioaktiven Eigenschaften) denselben Platz in der Tabelle einnehmen könnten. So bildet beispielsweise der Alphazerfall von Uran-235 Thorium-231, während der Betazerfall von Actinium-230 Thorium-230 bildet. Der Begriff "Isotop", griechisch für "am selben Ort", wurde Soddy von Margaret Todd, einer schottischen Ärztin und Freundin der Familie, während eines Gesprächs vorgeschlagen, in dem er ihr seine Ideen erklärte. Er erhielt 1921 den Nobelpreis für Chemie, unter anderem für seine Arbeiten über Isotope. ⓘ

In der rechten unteren Ecke der fotografischen Platte von J. J. Thomson sind die getrennten Einschlagspuren für die beiden Isotope des Neons zu sehen: Neon-20 und Neon-22. ⓘ

1914 stellte T. W. Richards Unterschiede im Atomgewicht von Blei aus verschiedenen mineralischen Quellen fest, die auf Variationen in der Isotopenzusammensetzung aufgrund unterschiedlicher radioaktiver Herkunft zurückzuführen sind. ⓘ

Stabile Isotope

Der erste Nachweis für mehrere Isotope eines stabilen (nicht radioaktiven) Elements wurde 1912 von J. J. Thomson im Rahmen seiner Untersuchungen zur Zusammensetzung von Kanalstrahlen (positive Ionen) erbracht. Thomson leitete Ströme von Neon-Ionen durch parallele magnetische und elektrische Felder, maß ihre Ablenkung, indem er eine fotografische Platte in ihren Weg stellte, und berechnete ihr Verhältnis von Masse zu Ladung mit einer Methode, die als Thomsonsche Parabelmethode bekannt wurde. Jeder Strom erzeugte an der Stelle, an der er auf die Platte traf, einen leuchtenden Fleck. Thomson beobachtete zwei getrennte parabolische Lichtflecken auf der Fotoplatte (siehe Abbildung), was auf zwei Arten von Kernen mit unterschiedlichem Masse-Ladungs-Verhältnis schließen ließ. ⓘ

F. W. Aston entdeckte später mit Hilfe eines Massenspektrographen mehrere stabile Isotope für zahlreiche Elemente. Im Jahr 1919 untersuchte Aston Neon mit ausreichender Auflösung, um zu zeigen, dass die beiden Isotopenmassen sehr nahe an den ganzen Zahlen 20 und 22 liegen und dass keines der beiden der bekannten molaren Masse (20,2) von Neongas entspricht. Dies ist ein Beispiel für Astons Ganzzahligkeitsregel für Isotopenmassen, die besagt, dass große Abweichungen der molaren Massen von Elementen von ganzen Zahlen in erster Linie darauf zurückzuführen sind, dass das Element eine Mischung von Isotopen ist. Aston zeigte in ähnlicher Weise, dass die molare Masse von Chlor (35,45) ein gewichtetes Mittel der fast ganzzahligen Massen der beiden Isotope ³⁵Cl und ³⁷Cl ist. ⓘ

Unterschiedliche Eigenschaften der Isotope

Chemische und molekulare Eigenschaften

Ein neutrales Atom hat die gleiche Anzahl von Elektronen wie Protonen. Daher haben verschiedene Isotope eines Elements alle die gleiche Anzahl von Elektronen und eine ähnliche elektronische Struktur. Da das chemische Verhalten eines Atoms weitgehend durch seine elektronische Struktur bestimmt wird, weisen verschiedene Isotope ein nahezu identisches chemisches Verhalten auf. ⓘ

Die wichtigste Ausnahme ist der kinetische Isotopeffekt: Aufgrund ihrer größeren Masse reagieren schwerere Isotope tendenziell etwas langsamer als leichtere Isotope desselben Elements. Am stärksten ausgeprägt ist dies bei Protium (¹
H
), Deuterium (²
H
) und Tritium (³
H
), da Deuterium die doppelte Masse von Protium und Tritium die dreifache Masse von Protium hat. Diese Massenunterschiede wirken sich auch auf das Verhalten der jeweiligen chemischen Bindungen aus, indem sie den Schwerpunkt (reduzierte Masse) der Atomsysteme verändern. Bei schwereren Elementen ist der relative Massenunterschied zwischen den Isotopen jedoch viel geringer, so dass die Auswirkungen des Massenunterschieds auf die Chemie normalerweise vernachlässigbar sind. (Schwere Elemente haben auch relativ mehr Neutronen als leichtere Elemente, so dass das Verhältnis der Kernmasse zur kollektiven elektronischen Masse etwas größer ist). Es gibt auch einen Gleichgewichtsisotopeneffekt. ⓘ

Halbwertszeiten der Isotope. Z = Anzahl der Protonen. N = Anzahl der Neutronen. Die Kurve für stabile Isotope weicht von der Linie Z = N ab, wenn die Elementzahl Z größer wird ⓘ

In ähnlicher Weise haben zwei Moleküle, die sich nur in den Isotopen ihrer Atome unterscheiden (Isotopologe), identische elektronische Strukturen und daher fast ununterscheidbare physikalische und chemische Eigenschaften (auch hier sind Deuterium und Tritium die wichtigsten Ausnahmen). Die Schwingungsmoden eines Moleküls werden durch seine Form und die Massen der Atome, aus denen es besteht, bestimmt; verschiedene Isotopologe haben also unterschiedliche Schwingungsmoden. Da die Schwingungsmoden es einem Molekül ermöglichen, Photonen der entsprechenden Energie zu absorbieren, haben Isotopologe unterschiedliche optische Eigenschaften im Infrarotbereich. ⓘ

Kerneigenschaften und Stabilität

Atomkerne bestehen aus Protonen und Neutronen, die durch die restliche starke Kraft miteinander verbunden sind. Da Protonen positiv geladen sind, stoßen sie sich gegenseitig ab. Neutronen, die elektrisch neutral sind, stabilisieren den Kern auf zwei Arten. Durch ihre gemeinsame Anwesenheit werden die Protonen leicht auseinandergedrückt, wodurch die elektrostatische Abstoßung zwischen den Protonen verringert wird, und sie üben untereinander und auf die Protonen die anziehende Kernkraft aus. Aus diesem Grund sind ein oder mehrere Neutronen erforderlich, damit sich zwei oder mehr Protonen zu einem Kern verbinden können. Mit zunehmender Anzahl der Protonen steigt auch das Verhältnis von Neutronen zu Protonen, das für einen stabilen Kern erforderlich ist (siehe Grafik rechts). Obwohl zum Beispiel das Verhältnis von Neutronen zu Protonen bei ³
₂He
1:2 beträgt, ist das Neutronen:Protonen-Verhältnis von ²³⁸
₉₂U
ist größer als 3:2. Eine Reihe von leichteren Elementen hat stabile Nuklide mit einem Verhältnis von 1:1 (Z = N). Das Nuklid ⁴⁰
₂₀Ca
(Calcium-40) ist das beobachtete schwerste stabile Nuklid mit der gleichen Anzahl von Neutronen und Protonen. Alle stabilen Nuklide, die schwerer als Calcium-40 sind, enthalten mehr Neutronen als Protonen. ⓘ

Anzahl der Isotope pro Element

Von den 80 Elementen mit einem stabilen Isotop ist die größte Anzahl an stabilen Isotopen, die für ein Element beobachtet wurde, zehn (für das Element Zinn). Kein Element hat neun oder acht stabile Isotope. Fünf Elemente haben sieben stabile Isotope, acht haben sechs stabile Isotope, zehn haben fünf stabile Isotope, neun haben vier stabile Isotope, fünf haben drei stabile Isotope, 16 haben zwei stabile Isotope (wobei ^180m
₇₃Ta
als stabil), und 26 Elemente haben nur ein einziges stabiles Isotop (davon sind 19 so genannte mononuklidische Elemente, die ein einziges stabiles Isotop aus der Urzeit haben, das dominiert und das Atomgewicht des natürlichen Elements mit hoher Genauigkeit festlegt; es gibt auch drei radioaktive mononuklidische Elemente). Insgesamt gibt es 252 Nuklide, bei denen kein Zerfall beobachtet wurde. Für die 80 Elemente, die ein oder mehrere stabile Isotope haben, beträgt die durchschnittliche Anzahl der stabilen Isotope 252/80 = 3,15 Isotope pro Element. ⓘ

Gerade und ungerade Nukleonenzahlen

Gerade/ungerade Z, N (¹
H
wie OE)

p, n	EE	OO	EO	OE	Insgesamt ⓘ
Stabil	146	5	53	48	252
Langlebig	22	4	3	5	34
Alle primordial	168	9	56	53	286

Das Verhältnis Proton:Neutron ist nicht der einzige Faktor, der die Kernstabilität beeinflusst. Es hängt auch von der Geradzahligkeit oder Ungeradzahligkeit der Ordnungszahl Z, der Neutronenzahl N und folglich ihrer Summe, der Massenzahl A, ab. Die Ungeradzahligkeit von Z und N senkt tendenziell die Kernbindungsenergie, wodurch ungerade Kerne im Allgemeinen weniger stabil sind. Dieser bemerkenswerte Unterschied in der Kernbindungsenergie zwischen benachbarten Kernen, insbesondere bei ungeraden A-Isobaren, hat wichtige Konsequenzen: instabile Isotope mit einer nicht optimalen Anzahl von Neutronen oder Protonen zerfallen durch Betazerfall (einschließlich Positronenemission), Elektroneneinfang oder andere weniger verbreitete Zerfallsarten wie Spontanspaltung und Clusterzerfall. ⓘ

Die meisten stabilen Nuklide sind geradzahlige Protonen-Neutronen-Nuklide, bei denen alle Zahlen Z, N und A gerade sind. Die stabilen Nuklide mit ungerader A-Zahl unterteilen sich (ungefähr gleichmäßig) in ungerade Protonen-gerade-Neutronen- und gerade Protonen-odd-Neutronen-Nuklide. Stabile Kerne mit ungeraden Protonen und ungeraden Neutronen sind am wenigsten verbreitet. ⓘ

Gerade Ordnungszahl

Die 146 Nuklide mit gerader Protonen- und Neutronenzahl (EE) machen ca. 58 % aller stabilen Nuklide aus und haben aufgrund der Paarung alle Spin 0. Außerdem gibt es 24 primordiale langlebige gerade Nuklide. Folglich hat jedes der 41 geradzahligen Elemente von 2 bis 82 mindestens ein stabiles Isotop, und die meisten dieser Elemente haben mehrere ursprüngliche Isotope. Die Hälfte dieser geradzahligen Elemente hat sechs oder mehr stabile Isotope. Die extreme Stabilität von Helium-4 aufgrund einer Doppelpaarung von 2 Protonen und 2 Neutronen verhindert, dass Nuklide mit fünf (⁵
₂He
, ⁵
₃Li
) oder acht (⁸
₄Be
) Nuklide, die fünf (5 3Li ) oder acht (8 4Be ) Nukleonen enthalten, nicht lange genug existieren können, um als Plattformen für die Bildung von schwereren Elementen durch Kernfusion in Sternen zu dienen (siehe Triple-Alpha-Prozess). ⓘ

Gerade/ungerade Langlebigkeit

	Zerfall	Halbwertszeit ⓘ
113 48Cd	beta	7.7×1015 a
147 62Sm	alpha	1.06×1011 a
235 92U	alpha	7.04×108 a

53 stabile Nuklide haben eine gerade Anzahl von Protonen und eine ungerade Anzahl von Neutronen. Sie sind eine Minderheit im Vergleich zu den geradzahligen Isotopen, die etwa dreimal so zahlreich sind. Von den 41 Elementen mit gerader Z-Zahl, die ein stabiles Nuklid besitzen, haben nur zwei Elemente (Argon und Cer) keine geradzahligen stabilen Nuklide. Ein Element (Zinn) hat drei. 24 Elemente haben ein geradzahliges Nuklid und 13 Elemente haben zwei ungeradzahlige Nuklide. Von 35 primordialen Radionukliden gibt es vier geradzahlige Nuklide (siehe Tabelle rechts), darunter das spaltbare ²³⁵
₉₂U
. Aufgrund ihrer ungeraden Neutronenzahl haben die geradzahligen Nuklide in der Regel große Neutroneneinfang-Wirkungsquerschnitte, was auf die Energie zurückzuführen ist, die durch Neutronenpaarungseffekte entsteht. Diese stabilen Nuklide mit geraden Protonen und ungeraden Neutronen sind in der Natur eher selten anzutreffen, da sie, um zu entstehen und in die ursprüngliche Häufigkeit zu gelangen, dem Neutroneneinfang entkommen sein müssen, um während der Nukleosynthese in den Sternen sowohl beim s- als auch beim r-Prozess des Neutroneneinfangs andere stabile Isotope mit geraden Zahlen zu bilden. Aus diesem Grund wird nur ¹⁹⁵
₇₈Pt
und ⁹
₄Be
die in der Natur am häufigsten vorkommenden Isotope ihres Elements. ⓘ

Ungerade Ordnungszahl

Achtundvierzig stabile Nuklide mit ungeraden Protonen und geraden Neutronen, die durch ihre gepaarten Neutronen stabilisiert werden, bilden die meisten stabilen Isotope der Elemente mit ungerader Ordnungszahl; die wenigen Nuklide mit ungeraden Protonen und ungeraden Neutronen machen die übrigen aus. Es gibt 41 ungerade Elemente mit Z = 1 bis 81, von denen 39 stabile Isotope haben (die Elemente Technetium (
₄₃Tc
) und Promethium (
₆₁Pm
) haben keine stabilen Isotope). Von diesen 39 ungeraden Z-Elementen haben 30 Elemente (einschließlich Wasserstoff-1, bei dem 0 Neutronen gerade sind) ein stabiles ungerades Isotop, und neun Elemente: Chlor (
₁₇Cl
), Kalium (
₁₉K
), Kupfer (
₂₉Cu
), Gallium (
₃₁Ga
), Brom (
₃₅Br
), Silber (
₄₇Ag
), Antimon (
₅₁Sb
), Iridium (
₇₇Ir
), und Thallium (
₈₁Tl
), haben jeweils zwei stabile ungerade-gerade Isotope. Dies ergibt insgesamt 30 + 2(9) = 48 stabile ungerade-gerade Isotope. ⓘ

Außerdem gibt es fünf primordiale langlebige radioaktive ungerade-gerade Isotope, ⁸⁷
₃₇Rb
, ¹¹⁵
₄₉In
, ¹⁸⁷
₇₅Re
, ¹⁵¹
₆₃Eu
und ²⁰⁹
₈₃Bi
. Bei den beiden letztgenannten wurde erst vor kurzem festgestellt, dass sie mit Halbwertszeiten von mehr als 10¹⁸ Jahren zerfallen. ⓘ

Nur fünf stabile Nuklide enthalten sowohl eine ungerade Anzahl von Protonen als auch eine ungerade Anzahl von Neutronen. Die ersten vier "ungeraden" Nuklide kommen in Nukliden mit geringer Masse vor, bei denen der Austausch eines Protons gegen ein Neutron oder umgekehrt zu einem sehr ungeraden Proton-Neutron-Verhältnis führen würde (²
₁H
, ⁶
₃Li
, ¹⁰
₅B
, und ¹⁴
₇N
; Spins 1, 1, 3, 1). Das einzige andere vollständig "stabile" ungerade Nuklid, ^180m
₇₃Ta
(Spin 9), gilt als das seltenste der 252 stabilen Isotope und ist das einzige primordiale Kernisomer, bei dem trotz experimenteller Versuche noch kein Zerfall beobachtet wurde. ⓘ

Es sind viele ungerade Radionuklide (wie Tantal-180) mit vergleichsweise kurzen Halbwertszeiten bekannt. In der Regel zerfallen sie im Beta-Zerfall in ihre benachbarten geraden Isobaren, die gepaarte Protonen und gepaarte Neutronen haben. Von den neun primordialen ungeraden Nukliden (fünf stabile und vier radioaktive mit langen Halbwertszeiten) ist nur ¹⁴
₇N
das häufigste Isotop eines gewöhnlichen Elements. Dies ist der Fall, weil es Teil des CNO-Zyklus ist. Die Nuklide ⁶
₃Li
und ¹⁰
₅B
sind Minderheitsisotope von Elementen, die selbst im Vergleich zu anderen leichten Elementen selten sind, während die anderen sechs Isotope nur einen geringen Prozentsatz der natürlichen Häufigkeit ihrer Elemente ausmachen. ⓘ

Ungerade Neutronenzahl

Neutronenzahl-Parität (¹
H
als gerade)

N	Gerade	Ungerade ⓘ
Stabil	194	58
Langlebig	27	7
Alle primordial	221	65

Aktinide mit ungerader Neutronenzahl sind im Allgemeinen spaltbar (mit thermischen Neutronen), während Aktinide mit gerader Neutronenzahl im Allgemeinen nicht spaltbar sind, obwohl sie mit schnellen Neutronen spaltbar sind. Alle beobachtungsgemäß stabilen ungeraden Nuklide haben einen ganzzahligen Spin ungleich Null. Der Grund dafür ist, dass das einzelne ungepaarte Neutron und das ungepaarte Proton eine größere Anziehungskraft aufeinander ausüben, wenn ihre Spins ausgerichtet sind (was einen Gesamtspin von mindestens 1 Einheit ergibt), als wenn sie gegeneinander ausgerichtet sind. Siehe Deuterium für den einfachsten Fall dieses Kernverhaltens. ⓘ

Nur ¹⁹⁵
₇₈Pt
, ⁹
₄Be
, und ¹⁴
₇N
haben eine ungerade Neutronenzahl und sind das natürlich am häufigsten vorkommende Isotop ihres Elements. ⓘ

Vorkommen in der Natur

Elemente bestehen entweder aus einem Nuklid (mononuklidische Elemente) oder aus mehreren natürlich vorkommenden Isotopen. Die instabilen (radioaktiven) Isotope sind entweder primordial oder postprimordial. Die primordialen Isotope sind ein Produkt der stellaren Nukleosynthese oder einer anderen Art der Nukleosynthese, z. B. der Spallation durch kosmische Strahlung, und haben sich aufgrund ihrer langsamen Zerfallsrate bis in die Gegenwart erhalten (z. B. Uran-238 und Kalium-40). Postprimordiale Isotope entstanden durch den Beschuss mit kosmischer Strahlung als kosmogene Nuklide (z. B. Tritium, Kohlenstoff-14) oder durch den Zerfall eines radioaktiven primordialen Isotops in eine radioaktive Nuklidtochter (z. B. Uran in Radium). Einige wenige Isotope werden auf natürliche Weise als nukleogene Nuklide synthetisiert, und zwar durch eine andere natürliche Kernreaktion, etwa wenn Neutronen aus einer natürlichen Kernspaltung von einem anderen Atom absorbiert werden. ⓘ

Wie bereits erwähnt, haben nur 80 Elemente stabile Isotope, und 26 von ihnen haben nur ein stabiles Isotop. Somit kommen etwa zwei Drittel der stabilen Elemente auf der Erde in mehreren stabilen Isotopen vor, wobei die größte Anzahl stabiler Isotope für ein Element bei zehn liegt, wie bei Zinn (
₅₀Sn
). Es gibt etwa 94 Elemente, die in der Natur auf der Erde vorkommen (bis einschließlich Plutonium), wobei einige nur in sehr geringen Mengen nachgewiesen werden, wie z. B. Plutonium-244. Wissenschaftler schätzen, dass die auf der Erde natürlich vorkommenden Elemente (einige nur als Radioisotope) in insgesamt 339 Isotopen (Nukliden) vorkommen. Nur 252 dieser natürlich vorkommenden Nuklide sind stabil in dem Sinne, dass ihr Zerfall bis heute nicht beobachtet wurde. Weitere 34 Primordialnuklide (insgesamt 286 Primordialnuklide) sind radioaktiv mit bekannten Halbwertszeiten, haben aber Halbwertszeiten von mehr als 100 Millionen Jahren, so dass sie seit Beginn des Sonnensystems existieren können. Siehe Liste der Nuklide für weitere Einzelheiten. ⓘ

Alle bekannten stabilen Nuklide kommen auf der Erde natürlich vor; die anderen natürlich vorkommenden Nuklide sind zwar radioaktiv, kommen aber aufgrund ihrer relativ langen Halbwertszeit oder aufgrund anderer natürlicher Produktionsmethoden auf der Erde vor. Dazu gehören die bereits erwähnten kosmogenen Nuklide, die nukleogenen Nuklide und alle radiogenen Nuklide, die durch den fortlaufenden Zerfall eines ursprünglichen radioaktiven Nuklids entstehen, wie Radon und Radium aus Uran. ⓘ

Weitere ~3000 radioaktive Nuklide, die in der Natur nicht vorkommen, wurden in Kernreaktoren und in Teilchenbeschleunigern erzeugt. Viele kurzlebige Nuklide, die auf der Erde nicht natürlich vorkommen, wurden ebenfalls durch spektroskopische Analysen beobachtet, da sie auf natürliche Weise in Sternen oder Supernovae entstanden sind. Ein Beispiel dafür ist Aluminium-26, das auf der Erde nicht natürlich vorkommt, aber in astronomischem Ausmaß reichlich vorhanden ist. ⓘ

Bei den angegebenen Atommassen der Elemente handelt es sich um Durchschnittswerte, die das Vorhandensein mehrerer Isotope mit unterschiedlichen Massen berücksichtigen. Vor der Entdeckung der Isotope verwirrten empirisch ermittelte nicht-ganzzahlige Werte der Atommasse die Wissenschaftler. Eine Chlorprobe enthält beispielsweise 75,8 % Chlor-35 und 24,2 % Chlor-37, was eine durchschnittliche Atommasse von 35,5 Atommasseneinheiten ergibt. ⓘ

Nach der allgemein anerkannten kosmologischen Theorie entstanden beim Urknall nur Isotope von Wasserstoff und Helium, Spuren einiger Isotope von Lithium und Beryllium und vielleicht etwas Bor, während alle anderen Nuklide später in Sternen und Supernovae sowie bei Wechselwirkungen zwischen energiereichen Teilchen wie kosmischen Strahlen und zuvor erzeugten Nukliden synthetisiert wurden. (Siehe Nukleosynthese für Einzelheiten zu den verschiedenen Prozessen, die für die Isotopenproduktion verantwortlich gemacht werden). Die jeweiligen Isotopenhäufigkeiten auf der Erde ergeben sich aus den durch diese Prozesse gebildeten Mengen, ihrer Verbreitung in der Galaxie und den Zerfallsraten der instabilen Isotope. Nach dem anfänglichen Zusammenwachsen des Sonnensystems wurden die Isotope entsprechend ihrer Masse umverteilt, und die Isotopenzusammensetzung der Elemente variiert leicht von Planet zu Planet. Dadurch ist es manchmal möglich, den Ursprung von Meteoriten zurückzuverfolgen. ⓘ

Atommasse von Isotopen

Die Atommasse (mr) eines Isotops (Nuklids) wird hauptsächlich durch seine Massenzahl (d. h. die Anzahl der Nukleonen in seinem Kern) bestimmt. Geringe Korrekturen ergeben sich aus der Bindungsenergie des Kerns (siehe Massendefekt), dem geringen Massenunterschied zwischen Proton und Neutron und der Masse der mit dem Atom assoziierten Elektronen, da das Verhältnis von Elektronen zu Nukleonen bei den einzelnen Isotopen unterschiedlich ist. ⓘ

Die Massenzahl ist eine dimensionslose Größe. Die Atommasse hingegen wird in der Einheit der Atommasse auf der Grundlage der Masse des Kohlenstoff-12-Atoms gemessen. Sie wird mit den Symbolen "u" (für Unified Atomic Mass Unit) oder "Da" (für Dalton) bezeichnet. ⓘ

Die Atommassen der natürlich vorkommenden Isotope eines Elements bestimmen die Atommasse des Elements. Wenn das Element N Isotope enthält, wird der folgende Ausdruck für die durchschnittliche Atommasse verwendet ${\overline {m}}_{a}$: ${\overline {m}}_{a}=m_{1}x_{1}+m_{2}x_{2}+...+m_{N}x_{N}$ ⓘ

wobei m₁, m₂, ..., m_N die Atommassen der einzelnen Isotope und x₁, ..., x_N die relativen Häufigkeiten dieser Isotope sind. ⓘ

Anwendungen von Isotopen

Reinigung von Isotopen

Es gibt mehrere Anwendungen, die sich die Eigenschaften der verschiedenen Isotope eines bestimmten Elements zunutze machen. Die Isotopentrennung ist eine große technologische Herausforderung, insbesondere bei schweren Elementen wie Uran oder Plutonium. Leichtere Elemente wie Lithium, Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff werden in der Regel durch Gasdiffusion ihrer Verbindungen wie CO und NO getrennt. Die Trennung von Wasserstoff und Deuterium ist ungewöhnlich, da sie auf chemischen und nicht auf physikalischen Eigenschaften beruht, z. B. beim Girdler-Sulfid-Verfahren. Uranisotope wurden in der Masse durch Gasdiffusion, Gaszentrifugation, Laserionisationstrennung und (im Rahmen des Manhattan-Projekts) durch eine Art Produktionsmassenspektrometrie getrennt. ⓘ

Nutzung der chemischen und biologischen Eigenschaften

In Messungen des optischen Spektrums mit genügender Auflösung können Isotope eines Elements an ihren Spektrallinien unterschieden werden (Isotopieverschiebung). ⓘ

Die Isotopenzusammensetzung in einer Probe wird in der Regel mit einem Massenspektrometer bestimmt, im Fall von Spurenisotopen mittels Beschleuniger-Massenspektrometrie. ⓘ

Radioaktive Isotope können oft anhand ihrer Zerfallsprodukte oder der abgegebenen ionisierenden Strahlung identifiziert werden. ⓘ

Isotope spielen ferner eine Rolle in der NMR-Spektroskopie. So hat beispielsweise das gewöhnliche Kohlenstoff-Isotop ¹²C kein magnetisches Moment und ist daher nicht beobachtbar. Untersuchungen am Kohlenstoff können daher nur mithilfe des wesentlich selteneren ¹³C-Isotops erfolgen. ⓘ

Isotope werden auch in der Aufklärung von Reaktionsmechanismen oder Metabolismen mit Hilfe der sogenannten Isotopenmarkierung verwendet. ⓘ

Die Isotopenzusammensetzung des Wassers ist an verschiedenen Orten der Welt verschieden und charakteristisch. Diese Unterschiede erlauben es etwa bei Lebensmitteln wie Wein oder Käse, die Deklaration des Ursprungsortes zu überprüfen. ⓘ

Die Untersuchung von bestimmten Isotopen-Mustern (insbesondere ¹³C-Isotopen-Mustern) in organischen Molekülen wird als Isotopomeren-Analyse bezeichnet. Sie erlaubt unter anderem die Bestimmung intrazellulärer Stoffflüsse in lebenden Zellen. Darüber hinaus ist die Analyse von ¹³C/¹²C-, ¹⁵N/¹⁴N- sowie ³⁴S/³²S-Verhältnissen in der Ökologie heute weit verbreitet. Anhand der Fraktionierung lassen sich Stoffflüsse in Nahrungsnetzen nachverfolgen oder die Trophieniveaus einzelner Arten bestimmen. Auch in der Medizin dienen stabile Isotope als natürliche Tracer. ⓘ

In der Hydrologie werden aus den Konzentrationsverhältnissen von Isotopen Rückschlüsse auf hydrologische Prozesse gezogen. Der Wasserkreislauf begleitet die meisten Stoffflüsse ober- und unterhalb der Erdoberfläche. Das Vienna Standard Mean Ocean Water (VSMOV) dient oft als Referenz. ⓘ

Die Geochemie befasst sich mit Isotopen in Mineralen, Gesteinen, Boden, Wasser und Erdatmosphäre. ⓘ

• Unter Isotopenanalyse versteht man die Bestimmung der Isotopensignatur, d. h. der relativen Häufigkeit der Isotope eines bestimmten Elements in einer bestimmten Probe. Die Isotopenanalyse wird häufig mittels Isotopenverhältnis-Massenspektrometrie durchgeführt. Insbesondere bei biogenen Stoffen können erhebliche Schwankungen der Isotope von C, N und O auftreten. Die Analyse solcher Variationen hat ein breites Anwendungsspektrum, z. B. den Nachweis von Verfälschungen in Lebensmitteln oder die geografische Herkunft von Produkten mit Hilfe von Isoscapes. Die Identifizierung bestimmter Meteoriten als vom Mars stammend beruht zum Teil auf der Isotopensignatur der in ihnen enthaltenen Spurengase.
• Die Isotopensubstitution kann zur Bestimmung des Mechanismus einer chemischen Reaktion über den kinetischen Isotopeneffekt verwendet werden.
• Eine weitere häufige Anwendung ist die Isotopenmarkierung, d. h. die Verwendung ungewöhnlicher Isotope als Tracer oder Marker in chemischen Reaktionen. Normalerweise sind die Atome eines bestimmten Elements nicht voneinander zu unterscheiden. Durch die Verwendung von Isotopen unterschiedlicher Masse können jedoch auch verschiedene nicht radioaktive stabile Isotope durch Massenspektrometrie oder Infrarotspektroskopie unterschieden werden. So werden beispielsweise bei der "Stabilen Isotopenmarkierung mit Aminosäuren in Zellkulturen (SILAC)" stabile Isotope zur Quantifizierung von Proteinen verwendet. Wenn radioaktive Isotope verwendet werden, können sie anhand der von ihnen ausgesandten Strahlung nachgewiesen werden (dies wird als radioisotopische Markierung bezeichnet).
• Dabei werden bekannte Mengen isotopisch substituierter Verbindungen mit den Proben vermischt und die Isotopensignaturen der resultierenden Mischungen mit Hilfe der Massenspektrometrie bestimmt. ⓘ

Nutzung der nuklearen Eigenschaften

• Eine ähnliche Technik wie die Radioisotopenmarkierung ist die radiometrische Datierung: Anhand der bekannten Halbwertszeit eines instabilen Elements lässt sich die Zeitspanne berechnen, die seit dem Vorhandensein einer bekannten Isotopenkonzentration verstrichen ist. Das bekannteste Beispiel ist die Radiokohlenstoffdatierung, die zur Bestimmung des Alters von kohlenstoffhaltigen Materialien verwendet wird.
• Verschiedene Formen der Spektroskopie beruhen auf den einzigartigen nuklearen Eigenschaften spezifischer Isotope, sowohl radioaktiver als auch stabiler. Die kernmagnetische Resonanzspektroskopie (NMR) kann beispielsweise nur bei Isotopen mit einem Kernspin ungleich Null eingesetzt werden. Die häufigsten Nuklide, die bei der NMR-Spektroskopie verwendet werden, sind ¹H, ²D, ¹⁵N, ¹³C und ³¹P.
• Die Mössbauer-Spektroskopie stützt sich auch auf die Kernübergänge bestimmter Isotope, wie z. B. ⁵⁷Fe.
• Auch Radionuklide haben wichtige Anwendungen. Für die Kernkraft und die Entwicklung von Kernwaffen werden relativ große Mengen bestimmter Isotope benötigt. In der Nuklearmedizin und der Radioonkologie werden Radioisotope für die medizinische Diagnose bzw. Behandlung eingesetzt. ⓘ

Bezeichnung und Formelschreibweise

Die Bezeichnungsweise ist in Nuklid ausführlich beschrieben. Im Text wird ein Isotop mit dem Elementnamen oder -symbol mit der angehängten Massenzahl bezeichnet, beispielsweise Sauerstoff-16 oder O-16, Eisen-56 oder Fe-56. Ausnahmen bilden manchmal die Wasserstoffisotope (siehe folgenden Abschnitt). ⓘ

Als Formelzeichen wird die Massenzahl dem Elementsymbol links oben hinzugefügt. Die Kernladungszahl ist schon durch den Namen (das Elementsymbol) gegeben, kann aber zusätzlich links unten an das Elementsymbol geschrieben werden, sofern sie – z. B. bei Kernreaktionen – von Interesse ist, wie in ⓘ

${}_{3}^{6}\mathrm {Li} +{}_{1}^{2}\mathrm {H} \rightarrow {}_{2}^{4}\mathrm {He} +{}_{2}^{4}\mathrm {He}$ ⓘ

Tritt in der Bezeichnung noch ein ^m auf (z. B. ^16m1N), so ist damit ein Kernisomer gemeint. Wenn hinter dem ^m eine Zahl steht, ist dies eine Nummerierung, falls mehrere Isomere existieren. ⓘ

Bekannte Isotope

Wasserstoff

Wasserstoff ist das Element mit dem stärksten chemischen Isotopeneffekt. Schwerer Wasserstoff (²H oder Deuterium) dient im Schwerwasserreaktor als Moderator. Überschwerer Wasserstoff (³H oder Tritium) ist radioaktiv. Er entsteht in der Atmosphäre durch die kosmische Strahlung sowie in Kernreaktoren. Tritium wurde zwischen etwa 1960 und 1998 in Leuchtfarben für Uhr-Zifferblätter usw. verwendet. In größeren Mengen sollen Deuterium und Tritium in Zukunft als Brennstoff für Kernfusionsreaktoren gebraucht werden. ⓘ

Helium

Helium ist das Element mit dem stärksten physikalischen Isotopeneffekt. Insbesondere im Tieftemperaturbereich verhalten sich die beiden Heliumisotope sehr verschieden, da ³He ein Fermion und ⁴He ein Boson ist. ⓘ

Kohlenstoff

Ein bekanntes Isotop ist das radioaktive ¹⁴C, das zur Altersbestimmung von organischen Materialien (Archäologie) benutzt wird (Radiokohlenstoffmethode). Natürlicher Kohlenstoff liegt hauptsächlich in den stabilen Isotopen ¹²C und ¹³C vor. ¹⁴C entsteht in hohen atmosphärischen Schichten aus Stickstoff. ⓘ

Sauerstoff

Das Verhältnis der beiden stabilen Sauerstoffisotope ¹⁸O und ¹⁶O wird zur Untersuchung von Paläo-Temperaturen herangezogen. Die stabilen Sauerstoffisotope eignen sich auch als natürliche Tracer in aquatischen Systemen. ⓘ

Uran

Das Isotop ²³⁵U dient als Brennstoff in Kernkraftwerken. Für die meisten Reaktortypen muss das Natururan dazu an ²³⁵U angereichert werden. Fast reines ²³⁵U wird in manchen Kernwaffen verwendet. ⓘ