GLI ISOTOPI.

Written by Zeferino Siani. Posted in APPUNTI DI CHIMICA.

Gli atomi degli elementi sono identificati sulla base del numero i protoni contenuti nel nucleo, detto numero atomico, Z. Sono detti isotopi atomi il cui nucleo ha lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni (prima definizione).
Una definizione analoga è la seguente: gli isotopi sono atomi appartenenti allo stesso elemento chimico che hanno quindi lo stesso numero atomico Z (numero di protoni), ma differiscono per il numero di massa A, che è la somma dei protoni e neutroni del nucleo dell'elemento in esame.
Gli isotopi di uno stesso elemento, quindi, pur condividendo lo stesso numero di protoni ed elettroni, differiscono tra loro per il numero di neutroni contenuti all'interno del nucleo, che quindi si determina per differenza tra numero di massa A e numero atomico Z; e cioè, A - Z = n° neutroni del nucleo dell' elemento. Ne consegue che, se dal punto di vista chimico due isotopi si comportano nello stesso modo, le differenze si registrano nel comportamento fisico.

Il termine isotopo deriva dal greco ισος e τοπος che significa stesso posto, per indicare gli atomi dello stesso elemento che occupano pertanto la stessa posizione nella Tavola Periodica e che hanno quindi lo stesso numero di protoni, ma diverso numero di neutroni.

L’esistenza degli isotopi fu scoperta dal chimico inglese Frederick Soddy nel 1913 che, nell’ambito dei suoi studi sulla radioattività, provò l’esistenza degli isotopi in alcuni elementi radioattivi.
Nello stesso anno il fisico Sir Joseph John Thomson scoprì l’esistenza di isotopi di elementi stabili (non radioattivi).

Gli isotopi si suddividono, poi, in stabili e radioattivi.

Tavola Periodica degli isotopi degli elementi Gli elementi molto spesso possiedono due o tre isotopi. Per esempio, il carbonio presenta i seguenti isotopi: ₆¹²C, ₆¹³C, ₆¹⁴ C (n.d.a. il numero atomico 6, nei tre isotopi, dovrebbe costituire il pedice del simbolo C, e cioè stare sotto il numero di massa, ma l' editor di Joomla non me lo consente!).
Quindi, la simbologia è la seguente: ^A_ZE, in cui E rappresenta il simbolo dell' elemento chimico, A il numero di massa, e cioè la somma dei protoni e dei neutroni, e Z il numero atomico, e cioè il numero dei protoni: come già detto, A e Z precedono il simbolo dell' elemento chimico e dovrebbero essere "allineati", e cioè A sopra e Z esattamente sotto, sulla stessa perpendicolare, ma l'editor di Joomla non mi consente ciò!
Poiché la massa atomica di un elemento è data dalla media ponderata delle masse atomiche dei suoi isotopi, essa non risulta mai rappresentata da numeri interi.
Si definisce abbondanza isotopica la percentuale in peso con cui un isotopo è presente in un elemento.

Gli isotopi di un elemento hanno lo stesso comportamento chimico, in quanto le proprietà chimiche sono determinate dal numero dei protoni (e quindi degli elettroni), mentre i neutroni sono chimicamente ininfluenti.

Gli isotopi sono definiti nel seguente modo: nome proprio dell'elemento base seguito dal numero di massa. A seconda del contesto, si è soliti rappresentare gli isotopi con il numero di massa ad apice davanti alla sigla dell'elemento (es. ⁴H), oppure con la sigla dell'elemento seguita da un trattino e dal numero di massa (es. H-4), e con il numero atomico in basso come pedice. In entrambi gli esempi riportati il modo corretto di citarli è "Idrogeno quattro".

Se due nuclei contengono lo stesso numero di protoni, ma un numero differente di neutroni, i due nuclei avranno lo stesso comportamento chimico (con delle minime differenze nei tempi di reazione e nell'energia di legame, denominate collettivamente effetti isotopici), ma avranno comportamenti fisici differenti, essendo uno più pesante dell'altro.

Stessi isotopi che differiscono solamente per lo stato eccitato sono definiti isomeri.
Con il termine isòbari sono chiamati gli atomi di elementi diversi con lo stesso numero di massa (es. ¹⁴C e ¹⁴N).
Con il termine isòtoni sono chiamati gli atomi di elementi diversi con lo stesso numero di neutroni (es.⁵⁶Fe e ⁵⁸Ni hanno entrambi 30 neutroni).

Isotopi in natura

Gli elementi non sono insiemi di atomi tutti uguali, ma all'interno contengono isotopi diversi dello stesso elemento base. Il cloro, ad esempio, è una miscela di due isotopi: Cl-35 e Cl-37. Entrambi gli atomi di cloro possiedono lo stesso numero di protoni, che equivale per definizione al numero atomico Z dell'elemento, ovvero 17, ma differente numero di massa A, da cui ricaviamo che il primo possiede 18 neutroni mentre il secondo 20.

Sempre su scale molto grandi rispetto al mondo microscopico, se si osserva un campione sufficientemente grande di idrogeno si vede che è composto da tre varianti dell'elemento base: il prozio, il deuterio e il trizio. Possiedono rispettivamente nessuno, uno e due neutroni e sono gli unici isotopi ai quali è stato assegnato un nome proprio.

Stabilità isotopica

Gli isotopi sono suddivisi in isotopi stabili (circa 252) e non stabili o isotopi radioattivi (circa 3000 conosciuti ed altri 4000 ipotizzati da calcoli teorici fino l'elemento 118). Il concetto di stabilità non è netto, infatti esistono isotopi "quasi stabili". La loro stabilità è dovuta al fatto che, pur essendo radioattivi, hanno un tempo di dimezzamento estremamente lungo anche se confrontato con l'età della Terra di 4.5 Ga. Secondo teorie cosmologiche recenti nessun isotopo è da ritenersi propriamente stabile.

Ci sono 21 elementi (ad esempio berillio-9, fluoro-19, sodio-23, scandio-45, rodio-103, iodio-127, oro-197 o torio-232, quasi-stabile) che possiedono in natura un solo isotopo stabile anche se nella maggior parte dei casi gli elementi chimici sono costituiti da più di un isotopo con una miscela isotopica naturale, che in molti casi è variabile in conseguenza di fenomeni idro-geologici (es: idrogeno ed ossigeno), decadimenti radioattivi (es: piombo) e manipolazioni dovute all'uomo (es: idrogeno/deuterio/trizio e isotopi dell'uranio). Pertanto la IUPAC aggiorna continuamente i valori delle masse atomiche medie raccomandate per i vari elementi chimici tenendo conto di tale variabilità. Essa è ampiamente condizionata dal sito geologico di provenienza (acquifero, terrestre, atmosferico), nonché dalla provenienza extraterrestre o molto raramente extrasolare (meteoriti).

Poiché la massa atomica media degli elementi poliisotopici è talvolta variabile, il suo valore deve essere dotato di cifre significative in numero appropriato (ad esempio 58,933 195(5) u per il 59Co che è monoisotopico, 58,6934(2) u per il Ni, 207,2(1) u per il Pb che è il prodotto dal decadimento delle catene radioattive naturali di 235U, 238U e 232Th).

Isotopi stabili - Isotopi del Carbonio.

Tra gli isotopi stabili più studiati ci sono: l'idrogeno, il boro, il carbonio, l'azoto, l'ossigeno e lo zolfo, chiamati anche isotopi leggeri. Di solito gli isotopi dello stesso elemento sono presenti in natura in diverse concentrazioni: uno in alta concentrazione e l'altro, normalmente, in tracce. Per esempio in natura il carbonio si presenta come una miscela di tre isotopi con numero di massa pari a 12, 13 e 14: ¹²C, ¹³C e ¹⁴C (quest'ultimo è radioattivo ed è di origine cosmogenica). Le loro abbondanze rispetto alla quantità globale di carbonio sono rispettivamente: 98,89%, 1,11%, tracce (1 atomo di ¹⁴C ogni ~ 1012 atomi di ¹²C).

Isotopi del carbonio Di particolare interesse è il ¹²C (si legge: "isotopo 12 dell'atomo di carbonio").

Abbiamo detto altrove che 1 uma = 1,66*10^-24g.
1 g = N_Av*1 uma = 6,022 × 10²³* uma, da cui : 1 uma = 1g/ N_Av= 1 g/6,022*10²³= 1,66*10^-24g.

Poiché la massa atomica è influenzata dalla quantità e dal tipo di isotopi essa viene ottenuta tramite la media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi in cui si tiene conto dell’abbondanza relativa di ciascun isotopo:

massa atomica = ( % isotopo 1∙ massa isotopo 1) + ( % isotopo 2∙ massa isotopo 2) + …/100

Ad esempio si può calcolare la massa atomica del boro sapendo che esso esiste come ¹⁰B (massa = 10.012937 secondo la percentuale di 19.91) e come ¹¹B (massa = 11.009305 secondo la percentuale di 80.09):
massa atomica del boro = (10.012937 ∙19.91) + (11.009305 ∙ 80.09)/100= 10.81

Gli isotopi di un elemento hanno le stesse proprietà chimiche in quanto queste dipendono dal numero di elettroni di legame. L’unica eccezione è rappresentata dall’effetto isotopico cinetico che consiste in una diminuzione della velocità di reazione quando un atomo viene sostituito da un suo isotopo.

Questo effetto è marcato nel caso degli isotopi dell’idrogeno in quanto il deuterio ha massa doppia rispetto al protio e il tritio ha massa tripla.

L'isotopo del Carbonio - 12 (¹²C) e l'unita di massa atomica, uma o Dalton.

L'atomo dell'isotopo 12 dell'elemento carbonio è formato (vedi tabella soprastante) da un nucleo di 6 protoni e 6 neutroni e da una nuvola elettronica di 12 elettroni. Siccome gli elettroni hanno massa trascurabile, possiamo dire - in prima approssimazione - che la massa di 1 atomo dell' elemento Carbonio essenzialmente è data dalla somma delle masse dei 6 protoni e 6 neutroni, e cioè una massa di 12 unità di masse atomiche.
Secondo la IUPAC (anno 1960), si definisce unità di massa atomica (u.m.a., o dalton) la dodicesima parte dell' isotopo 12 del Carbonio.
Ricaviamo il valore dell'unità di massa atomica uma, o dalton.
Per Avogadro, 1 grammo di carbonio è uguale a N_Av unità di massa atomica uma, e quindi:
1 g = N_Av*1 uma = 6,022 × 10²³* 1 uma
da cui:
1 uma = 1g/ N_Av= 1g/6,022*10²³= 1,66*10^-24g.
Quindi: 1 uma (1 dalton) = 1,66*10^-24g.

Link interessante: Unità di massa atomica

Esercizi svolti:

1) L’azoto è formato da due isotopi ¹⁴N avente massa 14.003 u e abbondanza relativa 99.625 e ¹⁵N avente massa 15.000 u e abbondanza relativa 0.375. Calcolare il peso atomico dell’azoto.

Applicando la formula (*) si ha:

Peso atomico = ( 14.003 x 99.625) + ( 15.000 x 0.375)/100= 1395 + 5.625/100=14.007 u

2) Il bromo possiede due isotopi naturali. Uno di essi, il bromo-79 ha una massa di 78.918336 u e un’abbondanza naturale di 50.69%. Quale deve essere la massa e l’abbondanza naturale percentuale dell’altro isotopo, l’isotopo, il bromo-81?

Poiché, come detto nel testo gli isotopi sono solo due l’abbondanza naturale percentuale dell’isotopo bromo-81 deve essere pari a 100 – 50.69 = 49.31%

Considerando che il bromo ha massa pari a 79.904 u si ha:

79.904 = ( 50.69 x 78.918336) + ( 49.31 x massa)/100= 4000.37 + ( 49.31 x massa)/100

7990.4 = 4000.37 + ( 49.31 x massa)

3990 = 49.31 x massa

Da cui massa = 80.92 u

3) I tre isotopi naturali del potassio sono ³⁹K, 38.963707 u, ⁴⁰K 39.963999 u e ⁴¹K. Le abbondanze naturali percentuali di ³⁹K e ⁴¹K sono rispettivamente 93.2581% e 6.7302%. determinare la massa dell’isotopo ⁴¹K.

L’abbondanza naturale dell’isotopo ⁴⁰K è pari a 100 – (93.2581+ 6.7302)= 0.0117 %

Considerando che la massa del potassio è 39.0983 u si ha:

39.0983 = (38.963707 x 93.2581) + ( 0.0117 x 39.963999 ) + ( 6.7302 x massa) /100

Da cui:

3909.83 = 3633.68 + 0.4676 + ( 6.7302 x massa)

Risolvendo si ha: massa dell’isotopo ⁴¹K = 40.96 u

4) Il carbonio naturale la cui massa è pari a 12.011 u, è formato da due isotopi ( ¹²C e ¹³C) le cui masse atomiche sono pari rispettivamente a 12.0000 u e 13.0034 u. calcolare l’abbondanza dei due isotopi.

Poiché, come detto nel testo gli isotopi sono solo due supponendo che l’abbondanza naturale percentuale dell’isotopo ¹²C sia pari a x è evidente che quella dell’isotopo ¹³C sia paria 100-x.

Da cui:

12.011 = 12.0000 x + 13.0034(100-x)/100

1201.1 = 12.0000 x + 1300.34 – 13.0034 x

99.24 = 1.0034 x

x = 98.90

si ottiene : % ¹²C = 98.90% mentre % ¹³C = 100 – 98.90=1.10%

5) Il peso atomico del boro è 10.812 u. L’80% di questo elemento è costituito da ¹¹B avente massa 11.009 u. se esiste solo un altro isotopo del boro qual è la sua massa?

Applicando la formula, e tenendo presente che l’altro isotopo ha un’abbondanza relativa pari a 100 – 80= 20% si ha

10.812 = ( 11.009 x 80) + ( massa x 20) /100

Da cui: 1081.2 = 880.72 + massa x 20

200.48 = massa x 20

Massa = 10.024 u

@@@

Gli atomi degli elementi sono identificati sulla base del numero di protoni contenuti nel nucleo, detto numero atomico, Z. Sono detti isotopi atomi il cui nucleo ha lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni.

Poiché la somma del numero di protoni e di elettroni contenuti nel nucleo è detto numero di massa gli isotopi possono essere definiti come atomi aventi lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa.

Il termine isotopo deriva dal greco ισος e τοπος che significa stesso posto per indicare gli atomi dello stesso elemento che occupano pertanto la stessa posizione nella Tavola Periodica che hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni.

Nello stesso anno il fisico Sir Joseph John Thomson scoprì l’esistenza di isotopi di elementi stabili (non radioattivi).

Sono noti gli isotopi di alcuni atomi di elementi ed in particolare quelli dell’idrogeno e del carbonio. Per quanto attiene gli isotopi dell’idrogeno che ha un solo protone e quindi ha numero atomico pari a 1 vi sono il protio che non ha neutroni, il deuterio che ha un neutrone e il tritio che ha 2 neutroni

Come si può vedere dall’immagine gli isotopi vengono denotati mettendo prima del simbolo il numero atomico Z in basso e il numero di massa A in alto. Per determinare il numero di neutroni nel nucleo dell’ atomo di un elemento, basta sottrarre il numero atomico Z dal numero di massa A, e cioè A – Z = n° neutroni dell’ elemento considerato.