2.1: Isotopi e massa atomica
Massa atomica
Le masse dei singoli atomi sono molto, molto piccole. Tuttavia, usando un dispositivo moderno chiamato spettrometro di massa, è possibile misurare tali masse minuscole. Un atomo di ossigeno-16, per esempio, ha una massa di \(2,66 volte 10^{-23} \: \text{g}\). Mentre il confronto delle masse misurate in grammi avrebbe una certa utilità, è molto più pratico avere un sistema che ci permetta di confrontare più facilmente le masse atomiche relative. Gli scienziati decisero di usare il nuclide carbonio-12 come standard di riferimento con cui confrontare tutte le altre masse. Per definizione, ad un atomo di carbonio-12 viene assegnata una massa di esattamente 12 unità di massa atomica \(\a sinistra( \testo{amu} \a destra)\). Un’unità di massa atomica è definita come una massa pari a un dodicesimo di un atomo di carbonio-12. La massa di qualsiasi isotopo di qualsiasi elemento è espressa in relazione al carbonio-12 standard. Per esempio, un atomo di elio-4 ha una massa di \(4,0026 \: \text{amu}\). Un atomo di zolfo-32 ha una massa di \(31,972 \: \text{amu}\).
L’atomo di carbonio-12 ha sei protoni e sei neutroni nel suo nucleo per un numero di massa di 12. Poiché il nucleo rappresenta quasi tutta la massa dell’atomo, un singolo protone o un singolo neutrone ha una massa di circa \(1 \: \testo{amu}}. Tuttavia, come si è visto dagli esempi di elio e zolfo, le masse dei singoli atomi non sono proprio numeri interi. Questo perché la massa di un atomo è influenzata molto leggermente dalle interazioni delle varie particelle all’interno del nucleo e include anche la piccola massa aggiunta da ogni elettrone.
Come detto nella sezione sugli isotopi, la maggior parte degli elementi si presenta in natura come una miscela di due o più isotopi. Di seguito (vedi la tabella qui sotto) sono elencati gli isotopi presenti in natura di diversi elementi insieme alla percentuale di abbondanza naturale di ciascuno.
| Element | Isotope (Symbol) | Percent Natural Abundance | Atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) | Average atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) |
|---|---|---|---|---|
| Hydrogen | \(\ce{^1_1H}\) | 99.985 | 1.0078 | 1.0079 |
| \(\ce{^2_1H}\) | 0.015 | 2.0141 | ||
| \(\ce{^3_1H}\) | negligible | 3.0160 | ||
| Carbon | \(\ce{^{12}_6C}\) | 98.89 | 12.000 | 12.011 |
| \(\ce{^{13}_6C}\) | 1.11 | 13.003 | ||
| \(\ce{^{14}_6C}\) | trace | 14.003 | ||
| Oxygen | \(\ce{^{16}_8O}\) | 99.759 | 15.995 | 15.999 |
| \(\ce{^{17}_8O}\) | 0.037 | 16.995 | ||
| \(\ce{^{18}_8O}\) | 0.204 | 17.999 | ||
| Chlorine | \(\ce{^{35}_{17}Cl}\) | 75.77 | 34.969 | 35.453 |
| \(\ce{^{37}_{17}Cl}\) | 24.23 | 36.966 | ||
| Copper | \(\ce{^{63}_{29}Cu}\) | 69.17 | 62.930 | 63.546 |
| \(\ce{^{65}_{29}Cu}\) | 30.83 | 64.928 |
For some elements, one particular isotope is much more abundant than any other isotopes. For example, naturally occurring hydrogen is nearly all hydrogen-1, and naturally occurring oxygen is nearly all oxygen-16. Per molti altri elementi, tuttavia, più di un isotopo può esistere in quantità sostanziali. Il cloro (numero atomico 17) è un gas tossico di colore giallo-verde. Circa tre quarti di tutti gli atomi di cloro hanno 18 neutroni, dando a questi atomi un numero di massa di 35. Circa un quarto di tutti gli atomi di cloro hanno 20 neutroni, dando a questi atomi un numero di massa di 37. Se si dovesse semplicemente calcolare la media aritmetica delle masse atomiche precise, si otterrebbe circa 36.
Come si può vedere, la massa atomica media data nell’ultima colonna della tabella sopra è significativamente più bassa. Perché? La ragione è che dobbiamo tener conto delle percentuali di abbondanza naturale di ogni isotopo per calcolare quella che si chiama la media ponderata. La massa atomica di un elemento è la media ponderata delle masse atomiche degli isotopi naturali di quell’elemento. Le masse atomiche medie sono i valori che vediamo sulla tavola periodica.
La media ponderata è determinata moltiplicando la percentuale di abbondanza naturale per la massa effettiva dell’isotopo. Questo viene ripetuto fino a quando c’è un termine per ogni isotopo. Per il cloro, ci sono solo due isotopi naturali, quindi ci sono solo due termini.