O carbono-12 é o isótopo mais abundante do elemento carbono, com 98,93% de abundância. Além disso, é o principal responsável por todas as propriedades e aplicações atribuídas ao elemento carbono.
O 12 C com massa atômica exatamente de 12 dalton, é uma referência para o estabelecimento das massas atômicas dos demais nuclídeos. O átomo 12 C consiste em seis prótons, nêutrons e elétrons; no entanto, a massa dos elétrons é considerada insignificante.
Notação nuclear para o isótopo carbono-12. Fonte: Gabriel Bolívar
Os elementos geralmente têm massas atômicas expressas como números inteiros, seguidos por decimais, porque os elementos podem ter vários isótopos estáveis.
Portanto, as massas atômicas dos elementos são expressas como a média ponderada das massas atômicas de seus diferentes isótopos. Levando-se em consideração que 12 C tem abundância de 98,93% e 13 C uma abundância de 1,15%, a massa atômica do carbono é de 12,011 daltons.
A massa atômica de um elemento é expressa como a média das massas atômicas de seus diferentes átomos em relação a um duodécimo da massa de 12 C, conhecida como unidade de massa atômica unificada; anteriormente abreviado como "uma" e atualmente como "u".
Notação nuclear
A imagem superior mostra a notação ou símbolo nuclear para o isótopo carbono-12.
Descrevê-lo é o mesmo que estabelecer as características do átomo de carbono por excelência. Seu número atômico 6 indica o número de prótons em seu núcleo. O número 12 é igual à soma dos prótons e nêutrons e, portanto, é a massa atômica; que é proporcional à massa nuclear.
E embora esta notação não mostre isso, existem 6 elétrons que neutralizam a carga positiva dos prótons no núcleo. Do ponto de vista das ligações químicas, quatro desses seis elétrons são os que estabelecem as bases da vida como a conhecemos.
História
A pesquisa de Dalton (1810) indicou que a água continha uma porcentagem de oxigênio de 87,7% e hidrogênio de 12,5%. Mas, Dalton apontou que a fórmula para a água era OH. Davy e Berzelius (1812) corrigiram a fórmula da água para H 2 O.
Posteriormente, Berzelius encontrou a seguinte composição da água: oxigênio 88,8% e hidrogênio 11,2%. Ele considerou que o peso atômico do hidrogênio é 1 ge do oxigênio 16 g.
Então eles perceberam que usando o peso atômico de 1 g para o hidrogênio, o peso atômico do oxigênio seria de 15,9 g. Esse motivo, entre outros, levou a estabelecer a massa atômica do oxigênio de 16 g como padrão de referência para as massas atômicas dos diferentes elementos químicos.
O oxigênio foi usado como padrão de referência desde o final do século 19 até 1961, quando se decidiu pelo uso do carbono como padrão de referência para estabelecer as massas atômicas dos diferentes elementos.
Antes de 1959, a IUPAP e a IUPAC usavam o elemento oxigênio para definir o mol da seguinte maneira: 1 mol é o número de átomos de oxigênio presentes em 16 g.
Comentários gerais
Falar de 12 C é se referir ao carbono como um todo; ou pelo menos 98% de sua essência, o que é suficiente para tal aproximação. É por isso que esse isótopo em si não tem utilidade, enquanto o elemento como tal e os sólidos que ele integra cobrem centenas de aplicações.
No entanto, deve-se notar que os organismos vivos têm uma preferência especial por este isótopo do que pelo 13 C; ou seja, a porcentagem de 13 C ou a razão 12 C / 13 C varia dependendo dos ecossistemas, regiões ou espécies animais.
Isso pode ser devido ao fato de que moléculas com muitos átomos de 13 C, mais pesadas, atrapalham ou prejudicam os processos metabólicos e o funcionamento das células do corpo; mesmo que a percentagem de 13 C nos seres vivos fosse pouco superior a 1%.
Portanto, 12 C é o isótopo do carbono responsável pela vida. E o 14 C o "medidor de tempo" de seus restos, graças à sua decadência radioativa.
Outra utilidade indireta do 12 C é criar "contraste" para a técnica de espectroscopia de ressonância magnética nuclear do 13 C, com a qual a estrutura de carbono dos compostos orgânicos pode ser elucidada (descoberta e construída).
Referências
- Phillips, Basil. (08 de julho de 2019). Qual é o isótopo mais comum de carbono? sciencing.com. Recuperado de: sciencing.com
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- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.