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) di protoni e neutroni, circondato da una nuvola diffusa di elettroni.
Puoi pensare a protoni e neutroni come allo stesso tipo di particella con una differenza fondamentale: i protoni sono caricati positivamente, mentre i neutroni non hanno carica. Ciò significa che i protoni possono “sentire” i campi elettrici o magnetici, mentre i neutroni no.
Gli elettroni, che sono molto più leggeri dei protoni o dei neutroni, hanno la stessa intensità di carica di un protone ma con il segno opposto, il che significa che ogni atomo che ha un numero uguale di protoni ed elettroni è elettricamente neutro.
Sono gli elettroni che determinano il comportamento chimico di un particolare elemento.
Gli isotopi di un elemento condividono lo stesso numero di protoni ma hanno un numero diverso di neutroni. Usiamo il carbonio come esempio.
Ci sono tre isotopi di carbonio che si trovano in natura: carbonio-12, carbonio-13 e carbonio-14. Tutti e tre hanno sei protoni, ma i loro numeri di neutroni – rispettivamente 6, 7 e 8 – differiscono. Ciò significa che tutti e tre gli isotopi hanno masse atomiche diverse (il carbonio-14 è il più pesante), ma condividono lo stesso numero atomico (Z=6).
Chimicamente, tutti e tre sono indistinguibili, perché il numero di elettroni in ciascuno di questi tre isotopi è lo stesso.
Quindi diversi isotopi dello stesso elemento sono identici, chimicamente parlando. Ma alcuni isotopi hanno la capacità di aggirare questa regola trasformandosi completamente in un altro elemento.
In marcia verso la stabilità
Questa capacità di trasformazione di alcuni isotopi ha a che fare con il fatto che non tutti gli isotopi sono stabili, ed è ciò che ha portato Frederick Soddy alla sua scoperta degli isotopi vincitrice del Premio Nobel nel 1913.
Alcuni isotopi, come il carbonio-12, continueranno felicemente ad esistere come carbonio a meno che non accada qualcosa di straordinario. Altri – il carbonio-14, diciamo – a un certo punto decadranno in un isotopo stabile nelle vicinanze.
In questo caso, uno dei neutroni nel carbonio-14 si trasforma in un protone, formando azoto-14. Durante questo processo, noto come decadimento beta, il nucleo emette radiazioni sotto forma di un elettrone e di un antineutrino.
Ci sono molti fattori che possono causare il decadimento di un nucleo. Uno dei più importanti è il rapporto tra protoni e neutroni che ha un particolare nucleo. Se un nucleo ha troppi neutroni (la definizione di “troppi” dipende da quanto è pesante il nucleo), c’è la possibilità che decada verso la stabilità.
Lo stesso vale se un nucleo ha troppi protoni. Questo è uno dei motivi per cui alcuni isotopi di un dato elemento sono radioattivi, mentre altri no.
Dal ventre delle stelle
A questo punto, potresti chiederti come sono stati creati tutti questi isotopi in primo luogo. A quanto pare, questa domanda è complessa, ma presta un po’ di verità all’adagio che siamo tutti fatti di polvere di stelle.
Alcuni degli isotopi più leggeri si sono formati molto presto nella storia dell’universo, durante il Big Bang. Altri derivano da processi che avvengono all’interno delle stelle o come risultato di collisioni casuali tra nuclei altamente energetici – noti come raggi cosmici – all’interno della nostra atmosfera.
La maggior parte degli isotopi naturalmente esistenti sono il prodotto finale (stabile o di lunga durata) risultante da una lunga serie di reazioni nucleari e decadimenti.
Nella maggior parte di questi casi, i nuclei di luce hanno dovuto scontrarsi con energia sufficiente per consentire alla forza forte – un legame simile a una colla che si forma quando protoni e neutroni si avvicinano abbastanza da potersi toccare – di vincere la forza elettromagnetica – che allontana i protoni. Se la forza forte vince, i nuclei in collisione si legano o si fondono per formare un nucleo più pesante.
Il nostro sole ne è un buon esempio. Una delle sue principali fonti di energia è una serie di reazioni di fusione e processi di decadimento beta che trasformano l’idrogeno in elio.
Trasformare la conoscenza in strumenti
Dall’inizio del 1900, quando si rese conto per la prima volta dell’esistenza degli isotopi, fisici e chimici nucleari hanno cercato modi per studiare come si possono formare gli isotopi, come decadono e come potremmo usarli.
A quanto pare, la natura degli isotopi – la loro uniformità chimica, la loro particolarità nucleare – li rende utili per un’ampia gamma di applicazioni in campi diversi come la medicina, l’archeologia, l’agricoltura, la produzione di energia e l’estrazione mineraria.
Se hai mai avuto 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 il modo di utilizzare gli isotopi radioattivi presenti in natura. La datazione al carbonio, ad esempio, utilizza l’isotopo di lunga durata del carbonio-14 per determinare l’età degli oggetti.
In circostanze normali, il carbonio-14 viene prodotto nella nostra atmosfera tramite le reazioni dei raggi cosmici con l’azoto-14. Ha un’emivita di circa 5.700 anni, il che significa che metà di una quantità di carbonio-14 sarà decaduta in quel periodo di tempo.
Mentre un organismo biologico è vivo, assorbe circa un isotopo di carbonio-14 per ogni trilione di isotopi di carbonio-12 stabili e il rapporto tra carbonio-12 e carbonio-14 rimane all’incirca lo stesso mentre l’organismo vive. Una volta che muore, la nuova assunzione di 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.
Autore
Elizabeth Williams, Università Nazionale Australiana
