Data pubblicazione: Apr 10, 2011 12:48:59 PM
MODULO DEL 15 aprile ATOMI E ISOTOPI (da rifare a casa dopo aver studiato meglio qui)
Ora sappiamo che nei nuclei degli atomi c'è:
a) un numero di protoni "Z" che corrisponde alla posizione degli elementi nella tavola periodica (grazie ad esperimenti di Moseley 1913-4 e Rutherford 1918),
b) un numero di neutroni "N" che può essere diverso per uno stesso "Z"; i neutroni attraggono i protoni che, altrimenti, si respingono tra loro, quindi danno stabilità ai nuclei (nuclei con più di 83 protoni non sono stabili, cioè sono radioattivi, indipendentemente dal numero di neutroni in essi presenti).
Esternamente abbiamo invece:
c) un numero di elettroni orbitanti uguale al numero di protoni - negli atomi neutri - ma che può essere anche aumentato negli ioni negativi (anioni, es. ossido, O2-, con 8 elettroni e 6 protoni) o diminuito negli ioni positivi (cationi, es. ione calcio, Ca2+ con 20 protoni e 18 elettroni).
È importante capire che un elemento chimico non è un tipo di materia o di atomo, ma corrisponde ad una famiglia di atomi aventi lo stesso numero di protoni anche se differiscono per il numero di neutroni, di elettroni, del modo in cui sono combinati con altri atomi.
Perché il numero di protoni, o "numero atomico" è così importante? Il numero di protoni determina la carica del nucleo e questa a sua volta determina i valori di energia dei livelli dove saranno distribuiti gli elettroni, in numero uguale a quello dei protoni. In particolare gli elettroni più esterni, quelli che sono meno legati e che perciò possono essere facilmente aggiunti o tolti, influiscono sul modo in cui l'atomo potrà combinarsi con altri atomi con cui verrà a contatto. In poche parole, tutto il comportamento chimico degli atomi e delle sostanze dipende dal numero di protoni presenti nei nuclei.
Per un certo elemento, come il carbonio, esistono atomi di diversa massa a causa di un diverso numero di neutroni. Esiste il carbonio 12, con 6 protoni e 6 neutroni, il carbonio 13 con 6 protoni e 7 neutroni e il carbonio 14 (radioattivo, cioè instabile), con 6 protoni e 8 neutroni. La maggior parte degli atomi di carbonio che mangiamo, respiriamo, ecc. hanno nuclei con numero di massa "A" =12, pochissimi con A = 13 e ancora meno con A =14 (che sarebbero anche scomparsi se non fosse che i raggi cosmici che incidono sugli atomi dell'azoto atmosferico non li riformassero a ritmo costante).
L'elemento chimico carbonio naturale è formato dunque dalla famiglia 12C, 13C e 14C di atomi con sei protoni.
Nella tabella periodica degli elementi abbiamo una sola casella, la sesta, per l'elemento carbonio, per questo gli atomi aventi diverso numero di neutroni, ma che corrispondono alla stessa posizione della tabella si chiamano "isotopi". Infatti la parola "isotopo" significa "stesso posto".
Le foglie delle piante riusciranno alla stesa maniera a catturare anidride carbonica fatta di C-12, di C-13 o C-14, poiché il comportamento chimico di questi tre atomi è identico, grazie al fatto che la disposizione degli elettroni e dei livelli energetici è identica.
Gli elementi non sono "materia". Sono concetti astratti che dicono qualcosa sulla composizione degli atomi, sulla loro posizione nella tavola periodica, sulla composizione delle sostanze, sulla possibilità di ricavare determinate sostanze a partire da altre o meno.
Invece Atomi, isotopi, nuclidi, sostanze, miscugli, materiali, si riferiscono direttamente a "cose concrete", sono "parti di materia".
Questa cmap chiarisce il concetto di elemento in chimica.
Perché il peso atomico è diverso dal numero di massa?
Per semplificare il ragionamento prendiamo il sodio, uno dei pochi elementi formati da un solo isotopo.
Il sodio ha numero atomico 11 ed è costituito esclusivamente dall'isotopo 23, quindi tutti i suoi atomi hanno 12 neutroni, 11 protoni ed 11 elettroni. Il numero di massa è 23, ma il peso atomico è 22,989768.
Come prima ipotesi potremmo spiegare la differenza come causata dagli elettroni: infatti nel peso atomico sono inclusi gli elettroni, mentre il numero di massa è dato dalla somma neutroni + protoni. Ma gli elettroni sono talmente leggeri, in confronto a protoni e neutroni, che non possono essere i responsabili principali della discrepanza. Tra l'altro vediamo che il peso atomico del sodio è leggermente inferiore al numero di massa, e non maggiore, nonostante l'aggiunta degli elettroni.
Poiché la massa delle particelle che costituiscono l'atomo è nota con precisione (pag. 57 del libro), possiamo sommarle, moltiplicarle per 11 e sommare il neutrone in più:
11 p+ + 12n0 + 11 e- = 11·(1,672622·10-24 + 1,674927·10-24 + 0,000911·10-24) + 1,674927·10-24 =
= 11·3,348460·10-24 + 1,674927·10-24 = 36,83306·10-24 + 1,674927·10-24 = 38,50799·10-24 g.
ora dobbiamo fare l'equivalenza da grammi a unità di massa atomica o u.m.a. (le unità usate per esprimere il peso degli atomi e delle molecole). Un'uma corrisponde per definizione alla dodicesima parte della massa dell'isotopo 12 del carbonio, e sperimentalmente vale: 1.660 538 783×10−24 g (fonte: wikipedia).
Quante u.m.a. sono contenute nella massa dell'atomo di sodio? Basta fare la divisione:
38,50799·10-24 g : 1,66054·10-24 g = 23,1900 (23,19 volte, o dodicesimi di 12C, non grammi!!!)
Nonostante tutte le accortezze e la precisione usata, vediamo che il peso atomico calcolato sommando tutte le particelle è maggiore di quello vero, determinato sperimentalmente sia con lo spettrometro di massa, sia con metodi chimici: 22,9898. Qualche studente molto colto, come Francesco Einst... ehm, Sabbatucci (nonostante la successiva retrocessione a capocuoco), sapeva perché:
quando protoni e neutroni si attraggono formando il nucleo liberano talmente tanta energia (E) che ciò corrisponde ad una diminuzione di massa (m), secondo la formula di Einstein: E = m·c2, o la sua inversa: m = E/c2. La massa "mancante" negli atomi (rispetto alla somma delle masse delle particelle in essi contenute) è chiamata "difetto di massa". Da questa seconda formula si vede che anche una quantità enorme di energia liberata, quando la si divide per c² (la velocità della luce al quadrato, cioè un numero enorme), genera comunque una perdita di massa molto piccola.