L’idea essenziale
Non tutte le combinazioni di protoni e neutroni sono stabili. Alcuni isotopi decadono spontaneamente trasformandosi in nuclei più stabili ed emettendo particelle o radiazione. Il carbonio-12 e il carbonio-13 sono stabili; il carbonio-14 è radioattivo. La radioattività riguarda quindi il nucleo , non il fatto di essere un elemento chimico diverso.
Notazione e conteggio
La massa atomica riportata nella tavola periodica è legata alla composizione isotopica naturale. Se un elemento esiste come miscela di isotopi, il valore tabulato riflette una media ponderata delle loro masse isotopiche. Non significa che un singolo atomo possieda, per esempio, «35,45 nucleoni».
Stabili e radioattivi
Immagina un elemento con il 75% di un isotopo di massa circa 35 u e il 25% di un isotopo di massa circa 37 u. Una stima della massa media è 0,75 × 35 + 0,25 × 37 = 35,5 u. Il principio è quello usato per interpretare masse atomiche non intere, anche se i calcoli precisi usano masse isotopiche reali e abbondanze misurate.
Perché la massa nella tavola periodica non è un intero?
Isotopo significa diverso numero di neutroni. Ione significa diverso numero di elettroni rispetto all’atomo neutro. Un isotopo può essere neutro oppure ionizzato.
L’idea essenziale
Due isotopi dello stesso elemento hanno la stessa carica nucleare e, se neutri, lo stesso numero di elettroni. Per questo la loro chimica di base è molto simile. Cambia però la massa del nucleo e cambia anche la sua stabilità: alcuni isotopi sono stabili, altri decadono radioattivamente. La differenza di massa può inoltre produrre piccoli effetti isotopici nelle velocità di reazione e nei moti vibrazionali, soprattutto quando si sostituisce idrogeno con deuterio.
La massa atomica riportata nella tavola periodica è legata alla composizione isotopica naturale. Se un elemento esiste come miscela di isotopi, il valore tabulato riflette una media ponderata delle loro masse isotopiche. Non significa che un singolo atomo possieda, per esempio, «35,45 nucleoni».