Isotopi
Gli isotopi sono forme nucleari dello stesso elemento: il numero di protoni resta invariato, mentre cambia il numero di neutroni. La variazione modifica la massa e, talvolta, la stabilità nucleare, lasciando quasi invariata la chimica elettronica.
Notazione e identità
Come leggere A e Z
Una specie nucleare si scrive AZX. X è il simbolo dell’elemento, Z è il numero di protoni e A è il numero di massa. Per 3717Cl, il nucleo contiene 17 protoni e 37 − 17 = 20 neutroni. Il 17 identifica già il cloro; il 37 identifica questo isotopo.
Poiché il simbolo fissa Z, nella scrittura comune il numero inferiore viene spesso omesso: cloro-37 o ³⁷Cl è sufficiente.
Nuclide e isotopo
A nuclide è una specifica specie nucleare. 12C e 13C sono due nuclidi. Chiamarli isotopi mette in evidenza la loro relazione: appartengono allo stesso elemento perché hanno lo stesso numero di protoni.
Due nuclei possono avere lo stesso numero di massa e appartenere comunque a elementi diversi. In tal caso non sono isotopi l’uno dell’altro.
Chimica degli isotopi
Gli isotopi neutri di uno stesso elemento hanno lo stesso numero di elettroni e, in sostanza, la stessa struttura elettronica. Per questo 12CO₂ e 13CO₂ partecipano alle stesse reazioni fondamentali e gli isotopi occupano un’unica posizione nella tavola periodica.
Quasi uguale non significa identico. Cambiare la massa nucleare modifica le frequenze vibrazionali e può alterare leggermente le velocità di reazione o gli equilibri. Questi effetti isotopici sono particolarmente evidenti per l’idrogeno, perché sostituire 1H con deuterio quasi raddoppia la massa nucleare.
Numero di massa e massa misurata
Il numero di massa A è il conteggio intero di protoni e neutroni. La massa isotopica reale è una grandezza misurata, espressa in unità di massa atomica unificata, u, e in genere non è un numero intero. 13C ha numero di massa 13, ma la sua massa isotopica misurata è leggermente superiore a 13 u.
La differenza riflette le masse reali di protoni, neutroni ed elettroni e l’energia di legame nucleare dell’atomo formato. Il legame nucleare modifica la massa secondo E = mc².
Stabilità e abbondanza
Il nucleo è tenuto insieme dall’interazione forte, mentre i protoni si respingono anche elettricamente. I neutroni rafforzano il legame nucleare senza aggiungere repulsione coulombiana. Perciò il rapporto favorevole tra neutroni e protoni cambia man mano che i nuclei diventano più pesanti.
Quel rapporto non spiega tutto. Contano anche la struttura a gusci del nucleo, l’accoppiamento e il legame totale. I nuclei fuori da una regione favorevole di stabilità possono ridurre la propria energia mediante trasformazioni radioattive come il decadimento beta o alfa.
L’abbondanza isotopica è la frazione di atomi appartenenti a un determinato isotopo. Le tabelle didattiche riportano spesso una percentuale comoda, ma i materiali naturali reali possono avere rapporti isotopici leggermente diversi a seconda dell’origine e della storia.
Evaporazione, condensazione, diffusione, formazione dei minerali e processi biologici possono tutti frazionare gli isotopi. Per diversi elementi, quindi, i pesi atomici standard sono espressi come intervalli anziché come un unico valore esatto valido per ogni normale campione terrestre.
Peso atomico e misura
Il peso atomico di un elemento riflette sia le masse isotopiche sia le loro proporzioni. In un semplice sistema a due isotopi:
massa atomica media = m₁x₁ + m₂x₂, con x₁ + x₂ = 1.
È una media ponderata sulla popolazione. Non significa che un singolo atomo di cloro con massa 35,45 u sia l’atomo fisico tipico. Ogni atomo appartiene a un isotopo oppure a un altro.
Media ponderata del cloro
Consideriamo un campione esemplificativo contenente il 75,78% di 35Cl con massa isotopica 34,9689 u e il 24,22% di 37Cl con massa 36,9659 u:
(0,7578 × 34,9689) + (0,2422 × 36,9659) ≈ 35,45 u.
Il risultato si trova tra le masse dei due isotopi ed è più vicino a 35Cl perché questo isotopo domina il campione. Arricchendo il materiale in 37Cl, la massa media aumenta anche se ogni atomo resta cloro.
Spettrometria di massa
La spettrometria di massa separa gli ioni in base al loro rapporto massa/carica m/z. Gli isotopi dello stesso elemento hanno una chimica quasi identica ma masse diverse, perciò picchi isotopici ben risolti possono rivelare la composizione.
Anche gli spettri di massa molecolari mostrano pattern isotopici. Molecole contenenti cloro, bromo o più atomi di carbonio possono produrre gruppi caratteristici di picchi, perché le diverse combinazioni isotopiche hanno masse leggermente differenti.
Rapporti isotopici
Gli isotopi più leggeri e più pesanti non si comportano in modo perfettamente identico. Evaporazione, condensazione, diffusione, reazioni biochimiche e formazione dei minerali possono quindi spostare leggermente i rapporti isotopici. Questo fenomeno è chiamato frazionamento isotopico.
Le differenze possono essere piccole, ma le misure moderne riescono a risolverle. I rapporti isotopici possono quindi conservare informazioni su un processo: storia del ciclo dell’acqua, vie biologiche del carbonio, condizioni di formazione dei minerali o origine di un materiale.
Le piccole differenze nei rapporti isotopici sono comunemente espresse rispetto a un riferimento:
δ = [(Rcampione/Rriferimento) − 1] × 1000 ‰
R può essere un rapporto come 13C/12C. Un δ positivo indica che il campione ha un rapporto isotopo pesante/isotopo leggero maggiore del riferimento; un valore negativo indica un rapporto minore. Il riferimento deve essere sempre specificato perché δ è relativo.
Applicazioni
Carbonio
12C definisce il moderno riferimento della massa atomica. 13C è stabile ed è ampiamente usato come tracciante e nell’analisi strutturale. 14C è radioattivo e può fungere da orologio per il carbonio che ha scambiato con l’atmosfera o la biosfera.
Non si tratta di chimiche diverse del carbonio. Sono varianti nucleari dello stesso elemento, la cui massa e stabilità offrono opportunità sperimentali differenti.
Datazione
Per un radionuclide, i singoli decadimenti sono imprevedibili, ma una grande popolazione segue N(t) = N₀e−λt, con T½ = ln 2 / λ. Questa regolarità statistica rende possibile la datazione radiometrica.
Un rapporto isotopico misurato non corrisponde automaticamente a un’età. Occorre considerare le condizioni iniziali, il comportamento del nuclide genitore e di quello figlio, la contaminazione e se il sistema sia rimasto effettivamente chiuso.
Traccianti
Un tracciante deve soltanto essere distinguibile. Arricchire un composto in 13C, 15N o 18O permette di seguire i suoi atomi attraverso una reazione, un organismo o un serbatoio ambientale mantenendo quasi la stessa chimica.
I rapporti isotopici naturali possono analogamente distinguere fonti di carbonio, tracciare acque sotterranee, aiutare a ricostruire aspetti del clima passato e rivelare relazioni nelle reti alimentari.
Medicina
Il decadimento radioattivo può essere rilevato dall’esterno del corpo oppure depositare energia nei tessuti. Alcuni radionuclidi sono quindi utili nella diagnostica per immagini e nella terapia. Un isotopo utile deve combinare in modo appropriato modalità di decadimento, radiazione, emivita e chimica.
Un’emivita troppo lunga può produrre un’attività inutilmente persistente; una troppo breve può portare al decadimento prima che l’imaging o il trattamento siano completati. Fisica nucleare e targeting chimico devono lavorare insieme.
Un materiale arricchito contiene una frazione maggiore di un isotopo rispetto a un materiale di riferimento o naturale. L’arricchimento non cambia Z, quindi non trasforma un elemento in un altro. Modifica la composizione isotopica statistica di un insieme di atomi.
Esercizi
Composizione nucleare
Per 5826Fe, Z = 26, quindi ci sono 26 protoni. Il numero di neutroni è N = A − Z = 58 − 26 = 32. Un altro atomo di ferro con 30 neutroni è ancora ferro perché Z resta 26; è 56Fe.
Media ponderata
Un elemento ha due isotopi: 10,0 u al 20,0% e 11,0 u all’80,0%. Calcola la massa atomica media.
Soluzione
(0,200 × 10,0) + (0,800 × 11,0) = 10,8 u.