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Scienze e tecnologie chimiche
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alla presenza nell’atomo di un altro tipo di particella, che fu scoperta nel 1932
da J. Chadwick e che fu chiamata
neutrone
. Tale particella risultò ovviamente
priva di carica e con una massa quasi uguale a quella del protone.
1.2
Numero atomico, numero di massa ed isotopi
Il numero di protoni presenti in un nucleo è chiamato
numero atomico
e viene
indicato con la lettera
Z
. Poiché un atomo è elettricamente neutro, il numero
dei protoni deve essere ovviamente uguale al numero degli elettroni.
Nel nucleo sono contenuti anche i neutroni, per cui protoni e neutroni ven-
gono genericamente chiamati
nucleoni
. Alla somma del numero dei protoni
e dei neutroni è dato il nome di
numero
di massa
, che si indica con la lettera
A
. La differenza
A
–
Z
rappresenta quindi il numero di neutroni contenuti nel
nucleo. Quando si vuole mettere in evidenza il numero di massa ed il numero
atomico di un particolare atomo
X
, si usa il simbolismo
A
Z
X
.
Il comportamento chimico di un elemento è determinato dal suo numero
atomico, cioè dal numero di elettroni e di protoni. È stato tuttavia osservato
sperimentalmente che atomi di uno stesso elemento, pur avendo lo stesso
numero di protoni, possono differire per il numero di neutroni. Questi atomi,
che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa, sono detti
isotopi ed occupano lo stesso posto nel sistema periodico. Per esempio, il boro
naturale è costituito da una miscela di due diversi isotopi, il
10
5
B (19,78%),
il cui peso atomico è 10,012 u.m.a., e il
11
5
B (80,22%), il cui peso atomico è
11,009 u.m.a.
Per
peso atomico
si intende la massa atomica relativa e media dell’isotopo
in esame. La massa atomica relativa di un isotopo viene calcolata attribuen-
do convenzionalmente una massa pari a 12 (numero esatto) all’isotopo
12
C.
Conoscendo l’abbondanza naturale degli isotopi di uno stesso atomo e la
massa atomica relativa di ciascun isotopo è possibile calcolare il peso atomico
relativo di un elemento. La massa atomica relativa, così come il peso atomico
relativo, sono numeri puri (adimensionali). Definendo però una nuova unità
di misura di massa uguale a 1/12 della massa assoluta dell’isotopo
12
C, le mas-
se dei vari atomi hanno un valore assoluto espresso in questa unità di misura,
chiamata unità di massa atomica (u.m.a.) che coincide come numero con la
massa relativa (1 u.m.a. = 1,660540210 · 10
–27
kg).
Nel caso del boro, il peso atomico assoluto vale:
(10,012 u.m.a.)(19,78)
100
+
(11,009 u.m.a.)(80,22)
100
=10,81 u.m.a.
Questo valore è un valore
medio
, e i pesi atomici degli elementi riportati
nelle tabelle sono di fatto dei pesi atomici medi, che tengono conto della com-
posizione isotopica.
Gli isotopi di uno stesso elemento hanno tutti lo stesso comportamento
chimico perché hanno lo stesso numero atomico
Z
.