Se hai mai studiato una tavola periodica degli elementi (vedi sotto), probabilmente sai già che questa tabella rivela molto sulle proprietà chimiche degli atomi che compongono il nostro mondo.
Ma potresti non renderti conto che ogni quadrato della tavola periodica rappresenta in realtà una famiglia di isotopi, atomi che condividono lo stesso nome e proprietà chimiche, ma hanno masse diverse.
Per capire cosa sono gli isotopi e come possiamo usarli, dobbiamo dare un’occhiata più da vicino all’interno di un atomo.
Elementi costitutivi della materia
Un atomo è composto da un nucleo incredibilmente denso, chiamato nucleo atomico, formato da protoni e neutroni, e da una nuvola diffusa di elettroni che orbitano attorno al nucleo.
I protoni e i neutroni sono particelle simili, ma con una differenza chiave: i protoni sono carichi positivamente, mentre i neutroni sono neutri dal punto di vista elettrico. Questo significa che i protoni possono interagire con campi elettrici o magnetici, mentre i neutroni non possono.
Gli elettroni, molto più leggeri rispetto a protoni e neutroni, portano la stessa carica elettrica dei protoni, ma con segno opposto. Questo fa sì che ogni atomo, che ha un numero uguale di protoni ed elettroni, sia elettricamente neutro. Inoltre, è importante sottolineare che sono gli elettroni a determinare il comportamento chimico di un elemento.
Isotopi: varianti di un elemento
Gli isotopi di un elemento chimico condividono lo stesso numero di protoni, il che significa che appartengono alla stessa famiglia chimica. Tuttavia, hanno un numero diverso di neutroni, il che comporta masse atomiche diverse. Ad esempio, prendiamo in considerazione il carbonio.
Ci sono tre isotopi di carbonio che si trovano in natura: il carbonio-12, il carbonio-13 e il carbonio-14. Tutti e tre hanno sei protoni, ma differiscono per il numero di neutroni: rispettivamente 6, 7 e 8. Ciò significa che tutti e tre gli isotopi hanno masse atomiche diverse, con il carbonio-14 che è il più pesante. Tuttavia, condividono lo stesso numero atomico (Z = 6).
Dal punto di vista chimico, tutti e tre sono indistinguibili perché il numero di elettroni in ciascuno di questi isotopi è lo stesso.
Quindi diversi isotopi dello stesso elemento sono identici dal punto di vista chimico. Tuttavia, alcuni isotopi hanno la capacità di trasformarsi in un altro elemento completamente diverso.
In marcia verso la stabilità
La capacità di trasformazione di alcuni isotopi è legata al fatto che non tutti gli isotopi sono stabili, e questo è ciò che ha portato Frederick Soddy alla sua scoperta degli isotopi nel 1913, che gli è valso il Premio Nobel.
Alcuni isotopi, come il carbonio-12, continueranno felicemente ad esistere come carbonio a meno che non accada qualcosa di straordinario. Altri, come il carbonio-14, a un certo punto si decomporranno in un isotopo stabile vicino.
In questo caso, uno dei neutroni nel carbonio-14 si trasforma in un protone, formando il nitrogeno-14. Durante questo processo, noto come decadimento beta, il nucleo emette radiazioni sotto forma di un elettrone e un antineutrino.
Ci sono molteplici fattori che possono causare il decadimento di un nucleo. Uno dei più importanti è il rapporto tra protoni e neutroni in un nucleo specifico. Se un nucleo ha troppi neutroni (la definizione di “troppi” dipende da quanto è pesante il nucleo), c’è una possibilità che esso si degradi verso la stabilità.
Lo stesso vale se un nucleo ha troppi protoni. Questo è uno dei motivi per cui alcuni isotopi di un determinato elemento sono radioattivi, mentre altri no.
La nascita degli isotopi
A questo punto, potresti chiederti come sono stati creati tutti questi isotopi in primo luogo. Come si suol dire, questa è una domanda complessa ma conferma la famosa affermazione che siamo tutti fatti di polvere di stelle.
Alcuni degli isotopi più leggeri sono stati formati molto presto nella storia dell’universo, durante il Big Bang. Altri si formano attraverso processi che avvengono nelle stelle o a seguito di collisioni casuali tra nuclei altamente energetici noti come raggi cosmici nella nostra atmosfera.
La maggior parte degli isotopi esistenti in natura è il risultato finale di una lunga serie di reazioni nucleari e decadimenti. Nella maggior parte di questi casi, nuclei leggeri devono collidere con sufficiente energia da permettere alla forza nucleare forte, una sorta di colla che si forma quando protoni e neutroni si avvicinano abbastanza da potersi toccare, di superare la forza elettromagnetica, che spinge lontano i protoni. Se la forza nucleare forte prevale, i nuclei che collidono si legano, o fondono, per formare un nucleo più pesante.
Il nostro sole è un ottimo esempio di ciò. Una delle sue principali fonti di energia è una serie di reazioni di fusione e decadimento beta che trasformano l’idrogeno in elio.
Trasformare la conoscenza in strumenti
Sin dai primi anni del 1900, quando è stata scoperta l’esistenza degli isotopi, i fisici nucleari e i chimici hanno cercato modi per studiare come gli isotopi si formano, come decadono e come possiamo utilizzarli.
A quanto pare, la natura degli isotopi, la loro uniformità chimica e la loro distinzione nucleare li rendono utili in una vasta gamma di applicazioni nei campi più diversi, dalla medicina all’archeologia, dall’agricoltura alla generazione di energia e all’industria mineraria.
Se hai mai fatto una scansione PET, hai beneficiato di un sottoprodotto del decadimento radioattivo di alcuni isotopi (spesso chiamati isotopi medici). Produciamo questi isotopi medici utilizzando la nostra conoscenza di come procedono le reazioni nucleari, con l’aiuto di reattori nucleari o acceleratori chiamati ciclotroni.
Ma abbiamo anche trovato modi per utilizzare isotopi radioattivi naturali. Ad esempio, la datazione al carbonio fa uso dell’isotopo a lunga vita del carbonio-14 per determinare l’età degli oggetti.
In circostanze normali, il carbonio-14 viene prodotto nella nostra atmosfera attraverso reazioni dei raggi cosmici con l’azoto-14. Ha una emivita di circa 5.700 anni, il che significa che la metà di una quantità di carbonio-14 sarà decaduta in quel periodo di tempo.
Mentre un organismo biologico è vivo, assorbe approssimativamente un isotopo di carbonio-14 per ogni trilione di isotopi di carbonio-12 stabili, e il rapporto tra carbonio-12 e carbonio-14 rimane approssimativamente lo stesso mentre l’organismo è in vita. Una volta morto, l’assorbimento di nuovo carbonio si interrompe.
Ciò significa che il rapporto tra carbonio-14 e carbonio-12 cambia nei resti di questo organismo nel tempo.
Se estraiamo il carbonio utilizzando metodi chimici da un campione, possiamo quindi applicare un metodo chiamato spettrometria di massa dell’acceleratore (AMS) per separare i singoli isotopi del carbonio in base al peso.
L’AMS sfrutta il fatto che le particelle accelerate con la stessa carica ma di massa diversa seguono percorsi separati attraverso i campi magnetici. Utilizzando questi percorsi separati, possiamo determinare i rapporti isotopici con incredibile precisione.
Come puoi vedere da questi esempi, applichiamo la nostra conoscenza degli isotopi in vari modi. Li produciamo, li rileviamo, li estraiamo e li studiamo con il duplice scopo di capire perché il nucleo atomico si comporta in quel modo e come possiamo sfruttarne il potere a nostro vantaggio.
