Il modello di nucleo proposta da Rutherford ha contribuito a spiegare perché gli atomi di elementi diversi presentano comportamenti chimici diversi. L’identità di un elemento è definita dal suo numero atomico (Z), il numero di protoni nel nucleo di un atomo dell’elemento. Il numero atomico è quindi diverso per ogni elemento. Gli elementi noti sono disposti in ordine crescente di Z nella tavola periodica. I nomi degli elementi sono elencati nella tavola periodica, insieme ai loro simboli, numeri atomici e masse atomiche. La chimica di ogni elemento è determinata dal numero di protoni e di elettroni. In un atomo neutro, il numero di elettroni è uguale al numero di protoni.
Nella maggior parte dei casi, i simboli degli elementi derivano direttamente dal nome di ciascun elemento, come C per il carbonio, U per l’uranio, Ca per il calcio e Po per il polonio. Gli elementi sono stati chiamati anche per le loro proprietà [come il radio (Ra) per la sua radioattività], per il paese natale dello scienziato o degli scienziati che li hanno scoperti [il polonio (Po) per la Polonia], per eminenti scienziati [il curio (Cm) per i Curie], per dei e dee [il selenio (Se) per la dea greca della luna, Selene] e per altre ragioni poetiche o storiche. Alcuni dei simboli utilizzati per gli elementi conosciuti fin dall’antichità derivano da nomi storici non più in uso; solo i simboli rimangono a ricordarci la loro origine. Ne sono un esempio Fe per ferro, dal latino ferrum; Na per sodio, dal latino natrium; W per tungsteno, dal tedesco wolfram.
I nuclei della maggior parte degli atomi contengono neutroni e protoni. A differenza dei protoni, il numero di neutroni non è assolutamente fisso per la maggior parte degli elementi. Gli atomi che hanno lo stesso numero di protoni, e quindi lo stesso numero atomico, ma un numero diverso di neutroni sono chiamati isotopi. Tutti gli isotopi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni e di elettroni, il che significa che presentano la stessa chimica. Gli isotopi di un elemento differiscono solo per la loro massa atomica, che è data dal numero di massa (A), la somma dei numeri di protoni e neutroni.
Sebbene le masse dell’elettrone, del protone e del neutrone siano note con un elevato grado di precisione, la massa di un dato atomo non è semplicemente la somma delle masse degli elettroni, dei protoni e dei neutroni. Ad esempio, il rapporto tra le masse di 1H (idrogeno) e 2H (deuterio) è in realtà 0,500384, anziché 0,49979 come previsto dal numero di neutroni e protoni presenti. Sebbene la differenza di massa sia piccola, è estremamente importante perché è la fonte delle enormi quantità di energia rilasciate nelle reazioni nucleari.
Poiché gli atomi sono troppo piccoli per essere misurati singolarmente e non hanno carica, non esiste un modo conveniente per misurare con precisione le masse atomiche assolute. Tuttavia, gli scienziati possono misurare le masse atomiche relative in modo molto accurato, utilizzando uno strumento chiamato spettrometro di massa. La tecnica è concettualmente simile a quella utilizzata da Thomson per determinare il rapporto massa/carica dell’elettrone. In primo luogo, gli elettroni vengono rimossi o aggiunti agli atomi o alle molecole, producendo così particelle cariche chiamate ioni. Quando viene applicato un campo elettrico, gli ioni vengono accelerati in una camera separata dove vengono deviati dalla loro traiettoria iniziale da un campo magnetico, come gli elettroni nell’esperimento di Thomson. L’entità della deflessione dipende dal rapporto massa/carica dello ione. Misurando la deflessione relativa di ioni con la stessa carica, gli scienziati possono determinare le loro masse relative. Non è quindi possibile calcolare con precisione le masse atomiche assolute semplicemente sommando le masse degli elettroni, dei protoni e dei neutroni, e le masse atomiche assolute non possono essere misurate, ma le masse relative possono essere misurate con grande precisione. In realtà è piuttosto comune in chimica incontrare una quantità la cui grandezza può essere misurata solo in relazione a qualche altra quantità, piuttosto che in assoluto. Nel corso del testo incontreremo molti altri esempi. In questi casi, i chimici di solito definiscono uno standard assegnando arbitrariamente un valore numerico a una delle quantità, che consente di calcolare i valori numerici per le altre.
Lo standard stabilito per descrivere la massa atomica è l’unità di massa atomica (amu), definita come un dodicesimo della massa di un atomo di 12C.
La tavola periodica degli elementi elenca le masse atomiche di tutti gli elementi. Se si confrontano questi valori con quelli indicati per alcuni isotopi si può notare che le masse atomiche indicate nella tavola periodica non corrispondono mai esattamente a quelle degli isotopi. Poiché la maggior parte degli elementi esiste come miscela di diversi isotopi stabili, la massa atomica di un elemento è definita come la media ponderata delle masse degli isotopi.
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