Isotop

Grundbegriff und Vorkommen

Isotope sind verschiedene Atomarten desselben chemischen Elements. Ihre Atomkerne enthalten gleich viele Protonen, aber unterschiedlich viele Neutronen. Deshalb besitzen alle Isotope eines Elements dieselbe Ordnungszahl, jedoch unterschiedliche Massenzahlen. Im Periodensystem stehen sie am gleichen Platz; getrennt voneinander werden sie in einer Nuklidkarte dargestellt.

Isotope desselben Elements haben die gleiche Elektronenhülle und verhalten sich daher chemisch fast identisch. Unterschiede zeigen sich vor allem in der Masse, in der Reaktionsgeschwindigkeit und bei radioaktiven Isotopen im Kernzerfall. Der Begriff „Isotop“ wird häufig auch im weiteren Sinn für ein Nuklid, also allgemein eine Atomart, verwendet.

Von fast jedem bekannten Element sind mehrere Isotope nachgewiesen. Eine Ausnahme bildet Oganesson mit der Ordnungszahl 118, das erstmals 2006 synthetisiert wurde. Insgesamt sind rund 3300 Isotope bekannt, davon etwa 240 stabile. Im Abschnitt über Nuklide werden dagegen etwa 245 stabile Nuklide genannt. Alle übrigen Isotope sind instabil und wandeln sich durch radioaktiven Zerfall ihres Atomkerns nach mehr oder weniger langer Zeit in andere Atome um. Bei einigen lange als stabil geltenden Isotopen wurde der Zerfall erst durch verbesserte Nachweismethoden entdeckt oder wird nur theoretisch vermutet.

Natürlich vorkommende, stabile oder sehr langlebige radioaktive Nuklide heißen primordiale Nuklide. Hinzu kommen gegebenenfalls kurzlebigere Tochterprodukte aus ihren Zerfallsreihen. Von den 91 natürlich vorkommenden Elementen sind 22 Reinelemente: Sie besitzen nur ein stabiles Isotop. Die übrigen 69 sind Mischelemente und kommen als Gemische mehrerer Isotope vor. Von den 19 stabilen und 3 langlebigen instabilen Elementen besteht jedes als natürliches Element nur aus einem primordiale Isotop.

Bei Mischelementen kann sich das Isotopenverhältnis je nach Vorgeschichte des Vorkommens geringfügig verändern. Diese Isotopenfraktionierung wird unter anderem zur Bestimmung der Herkunft einer Probe genutzt. Das chemische Atomgewicht eines Mischelements ist der gewichtete Durchschnitt der Atommassen seiner Isotope in einem repräsentativen natürlichen Vorkommen. Zinn besitzt mit 10 natürlichen Isotopen die meisten, Xenon mit 9 natürlichen Isotopen die zweitmeisten; von diesen Xenon-Isotopen sind 8 stabil. Mit dem Nachweis der Radioaktivität von Bismut-209 im Jahr 2003 gilt Blei-208 als schwerstes stabiles Nuklid und Blei als schwerstes Element mit stabilen Isotopen.

Bezeichnung und chemisches Verhalten

Ein Isotop wird mit dem Elementnamen oder Elementsymbol und der angehängten Massenzahl bezeichnet, zum Beispiel Sauerstoff-16 beziehungsweise O-16 oder Eisen-56 beziehungsweise Fe-56. In der Formelschreibweise steht die Massenzahl links oben am Elementsymbol. Die Protonenzahl beziehungsweise Kernladungszahl ist bereits durch das Elementsymbol festgelegt, kann aber links unten ergänzt werden, wenn sie beispielsweise bei einer Kernreaktion wichtig ist. Ein Beispiel ist:

{}{3}^{6}Li + {}{1}^{2}H → {}{2}^{4}He + {}{2}^{4}He

Ein zusätzliches m, etwa in ^{16m1}N, kennzeichnet ein Kernisomer. Gibt es mehrere Isomere, bezeichnet die Zahl hinter dem m deren Nummerierung.

Weil Isotope die gleiche Elektronenhülle besitzen, unterscheiden sie sich nicht in der Art der möglichen chemischen Reaktionen. Ihre Reaktionsgeschwindigkeit kann jedoch wegen der unterschiedlichen Masse etwas variieren. Bei schweren Elementen ist der relative Massenunterschied meist sehr klein: Das Verhältnis der Atommassen von Uran-238 und Uran-235 beträgt 1 : 1,013. Ihr chemisches Verhalten unterscheidet sich nicht merklich; zur Trennung sind physikalische Methoden nötig. Bei Lithium-7 und Lithium-6 beträgt das Verhältnis 1 : 1,17, sodass physikalisch-chemische Trennmethoden möglich sind.

Bei den Wasserstoffisotopen sind die Massenunterschiede besonders groß. Die Massen von ^{1}H, ^{2}H und ^{3}H verhalten sich wie 1 : 2 : 3. Deshalb reagieren sie chemisch deutlich unterschiedlich und besitzen eigene Namen und Symbole: ^{1}H heißt Protium oder leichter Wasserstoff, ^{2}H Deuterium oder schwerer Wasserstoff und wird mit D abgekürzt, ^{3}H Tritium oder überschwerer Wasserstoff und wird mit T abgekürzt.

Bei der Elektrolyse von Wasser reagiert Wasser mit gewöhnlichem ^{1}H bevorzugt und wird in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt. Wassermoleküle mit Deuterium reichern sich dadurch im Restwasser an; das Verhältnis verändert sich gegenüber dem natürlichen Mengenverhältnis von etwa 1 : 7000. Unterschiede zwischen Deuterium und Protium zeigen sich auch in biologischen Prozessen und werden bei deuteriumhaltigen Medikamenten genutzt.

Typische Isotope und ihre Nutzung

Wasserstoff zeigt den stärksten chemischen Isotopeneffekt. Deuterium (^2H) wird in Schwerwasserreaktoren als Moderator eingesetzt. Tritium (^3H) ist radioaktiv, entsteht in der Atmosphäre durch kosmische Strahlung sowie in Kernreaktoren und wurde etwa von 1960 bis 1998 in Leuchtfarben für Uhr-Zifferblätter verwendet. In größeren Mengen sollen Deuterium und Tritium künftig als Brennstoff für Kernfusionsreaktoren dienen.

Helium zeigt den stärksten physikalischen Isotopeneffekt. Besonders bei tiefen Temperaturen verhalten sich ^3He und ^4He sehr verschieden, weil ^3He ein Fermion und ^4He ein Boson ist. Dieser Unterschied wird in Mischungskryostaten zur Erzeugung besonders tiefer Temperaturen genutzt.

Das radioaktive Kohlenstoffisotop ^14C dient zur Altersbestimmung organischer Substanzen mit der Radiokohlenstoffmethode. Natürlicher Kohlenstoff besteht hauptsächlich aus den stabilen Isotopen ^12C und ^13C. ^14C entsteht in hohen Atmosphärenschichten durch die Reaktion kosmischer Strahlung mit Stickstoff.

Das Verhältnis der stabilen Sauerstoffisotope ^18O und ^16O wird zur Untersuchung von Paläo-Temperaturen verwendet. Die stabilen Sauerstoffisotope dienen außerdem als natürliche Tracer in aquatischen Systemen.

Das Uranisotop ^235U wird als Brennstoff in Kernkraftwerken eingesetzt. Für die meisten Reaktortypen muss Natururan an ^235U angereichert werden. Fast reines ^235U wird in manchen Kernwaffen verwendet.

Isotope in der Analytik

Isotope lassen sich mit verschiedenen Messverfahren unterscheiden und untersuchen. Bei optischen Spektren mit ausreichender Auflösung zeigen sich unterschiedliche Spektrallinien; diese Erscheinung heißt Isotopieverschiebung. Die Isotopenzusammensetzung einer Probe wird normalerweise mit einem Massenspektrometer bestimmt. Für Spurenisotope verwendet man die Beschleuniger-Massenspektrometrie. Radioaktive Isotope können häufig anhand ihrer Zerfallsprodukte oder der abgegebenen ionisierenden Strahlung identifiziert werden.

Isotope sind auch für die NMR-Spektroskopie wichtig. Das gewöhnliche Kohlenstoffisotop ^12C besitzt kein magnetisches Moment und ist daher nicht beobachtbar. Untersuchungen am Kohlenstoff erfolgen deshalb mit dem wesentlich selteneren ^13C-Isotop.

Bei der Isotopenmarkierung werden Isotope eingesetzt, um Reaktionsmechanismen oder Stoffwechselvorgänge zu untersuchen. Die Analyse bestimmter Isotopenmuster in organischen Molekülen, besonders von ^13C, heißt Isotopomeren-Analyse. Sie kann unter anderem intrazelluläre Stoffflüsse in lebenden Zellen bestimmen. In der Ökologie werden die Verhältnisse ^13C/^12C, ^15N/^14N und ^34S/^32S untersucht. Die Isotopenfraktionierung ermöglicht es, Stoffflüsse in Nahrungsnetzen zu verfolgen oder die Trophieniveaus einzelner Arten zu bestimmen. Auch in der Medizin werden stabile Isotope als natürliche Tracer verwendet.

Die Isotopenzusammensetzung des Wassers unterscheidet sich an verschiedenen Orten der Welt und ist charakteristisch. Dadurch lässt sich beispielsweise bei Wein oder Käse überprüfen, ob der deklarierte Ursprungsort zutrifft. In der Hydrologie werden Isotopen-Konzentrationsverhältnisse genutzt, um hydrologische Prozesse zu erschließen. Als Referenz dient häufig das Vienna Standard Mean Ocean Water (VSMOW). Die Isotopengeochemie untersucht Isotope in Mineralen, Gesteinen, Böden, Wasser und Erdatmosphäre. Mehrere Verfahren der Geochronologie beruhen auf der Messung von Isotopenzusammensetzungen.