Isotopo

Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.

Un isotopo (dal greco ἴσος (isos) τόπος (topos) che significa "stesso posto") è un atomo di uno stesso elemento chimico, e quindi con lo stesso numero atomico Z, ma con differente numero di massa A, e quindi differente massa atomica M.[1][2] La differenza dei numeri di massa è dovuta ad un diverso numero di neutroni presenti nel nucleo dell'atomo a parità di numero atomico.

Gli isotopi sono definiti nel seguente modo: nome proprio dell'elemento base seguito dal numero di massa. A seconda del contesto si è soliti scriverli con il numero di massa ad apice alle spalle della sigla dell'elemento (es. 4H), oppure con la sigla dell'elemento seguita da un trattino e dal numero di massa (es. H-4). 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 vengono definiti isomeri.

Con il termine isòbari sono chiamati atomi di elementi diversi con lo stesso numero di massa (es. 14C e 14N).

con il termine isòtoni sono chiamati atomi di elementi diversi con lo stesso numero di neutroni (es.56Fe e 58Ni hanno entrambi 30 neutroni).

Isotopi in natura[modifica | modifica wikitesto]

Gli elementi osservabili e manipolabili su scala umana non sono agglomerati 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[modifica | modifica wikitesto]

Gli isotopi sono suddivisi in isotopi stabili (circa 340) e non stabili o isotopi radioattivi (circa 3000 conosciuti ed altri 6000 ipotizzati da calcoli teorici). 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[modifica | modifica wikitesto]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi Isotopo stabile.

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)[3].

Il rapporto isotopico tra due isotopi viene calcolato mettendo l'isotopo pesante al numeratore (es. R = D/H o 18O/16O). A causa delle difficoltà nel gestire rapporti R con un numero così elevato di decimali (ad esempio D/H = 0,000160025) è stato deciso dal principio di evitare i valori assoluti e di usare il valore relativo del rapporto del materiale da analizzare contro un "materiale di riferimento". Questo nuovo valore viene indicato come δ e viene calcolato in base alla seguente formula:

\delta = \frac{R_{\mathrm{campione}} - R_{\mathrm{standard}}}{R_{\mathrm{standard}}} \times 1000

La scelta di esprimere il valore moltiplicato per 1000, fa sì che si eliminino i decimali e si semplifichi così il valore finale.

Gli standard di riferimento sono:

Elemento Standard Abbondanza isotopica relativa
Ossigeno V-SMOW (Vienna-Standard Mean Ocean Water) \frac{^{18}O}{^{16}O}=0,0020052
Idrogeno V-SMOW (Vienna-Standard Mean Ocean Water) \frac{^{2}H}{^{1}H}=0,00015576
Carbonio PDB-1 (Pee-Dee Belemnitella) \frac{^{13}C}{^{12}C}=0,011237
Azoto N2 atmosferico \frac{^{15}N}{^{14}N}=0,003677
Zolfo CDT Canyon Diablo Troilite \frac{^{34}S}{^{32}S}=0,045

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Rolla, p. 35
  2. ^ (EN) IUPAC Gold Book, "isotopes"
  3. ^ Wang et al., 1998

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • Wang Y., Huntington T. G., Osher L. J., Wassenaar L. I., Trumbore S. E., Amundson R. G., Harden J. W., Mc Knight D. M., Schiff S. L., Aiken G. R., Lyons W. B., Aravena R. O., Baron J. S. (1998), Carbon Cycling in Terrestrial Environments.
  • C.Kendall and J.J.McDonnell (Ed.), Isotope tracers in catchments hydrology. Elsevier, 519-576
  • Luigi Rolla, Chimica e mineralogia. Per le Scuole superiori, 29ª ed., Dante Alighieri, 1987.

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

Altri progetti[modifica | modifica wikitesto]

Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]