La più piccola unità di un elemento chimico che ha le proprietà di quell’elemento è chiamata atomo. Molti elementi (per esempio, l’elio) si presentano come atomi singoli. Altri elementi si presentano come molecole composte da più di un atomo. Gli elementi che normalmente si presentano come molecole biatomiche includono l’idrogeno, l’azoto, l’ossigeno e gli alogeni, ma l’ossigeno si presenta anche come una forma triatomica chiamata ozono. Il fosforo di solito si presenta come molecola tetratomica, e lo zolfo cristallino si presenta come molecole contenenti otto atomi.
A prescindere da quanti atomi l’elemento è composto, ogni atomo ha lo stesso numero di protoni nel suo nucleo, e questo è diverso dal numero nel nucleo di qualsiasi altro elemento. Così questo numero, chiamato numero atomico (n. at.), definisce l’elemento. Per esempio, l’elemento carbonio è composto da atomi che hanno tutti il n. at. 6, cioè che hanno tutti 6 protoni nel nucleo; qualsiasi atomo con il n. at. 6 è un atomo di carbonio. Nel 2016 erano noti 118 elementi, che vanno dall’idrogeno con un numero di at. 1 all’oganesson con un numero di at. 118. (Vedere la tabella intitolata Elementi per una lista alfabetica di tutti gli elementi, compresi i loro simboli, numeri atomici, pesi atomici, e punti di fusione e di ebollizione). I nuclei della maggior parte degli atomi contengono anche neutroni. Il numero totale di protoni e neutroni nel nucleo di un atomo è chiamato numero di massa. Per esempio, il numero di massa di un atomo di carbonio con 6 protoni e 6 neutroni nel suo nucleo è 12.
Anche se tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni nei loro nuclei, non tutti possono avere lo stesso numero di neutroni. Gli atomi di un elemento con lo stesso numero di massa costituiscono un isotopo dell’elemento. Tutti gli elementi conosciuti hanno isotopi; alcuni ne hanno più di altri. L’idrogeno, per esempio, ha solo 3 isotopi, mentre lo xeno ne ha 16. Si conoscono circa 300 isotopi naturali, e più di 2.500 isotopi radioattivi sono stati prodotti artificialmente (vedi elementi sintetici). Ci sono 13 isotopi del carbonio, che hanno da 2 a 14 neutroni nel nucleo e quindi numeri di massa da 8 a 20.
Non tutti gli elementi hanno isotopi stabili. Alcuni hanno solo isotopi radioattivi, che decadono per formare altri isotopi, di solito di altri elementi (vedi radioattività). In alcuni casi tutti gli isotopi di un elemento sono molto instabili, e l’elemento non si trova quindi in natura. Si sa che solo 94 degli elementi si trovano naturalmente sulla terra. Di questi, 6 si trovano in quantità minime prodotte dal decadimento di altri elementi. Questi 6 elementi estremamente scarsi e quelli che non si trovano affatto in natura sono stati scoperti quando sono stati prodotti in laboratorio; sono spesso chiamati gli elementi prodotti artificialmente o sintetici.
Gli atomi non sono molto massicci; un atomo di carbonio pesa circa 2 10?23 grammi. Poiché gli atomi hanno così poca massa, si usa un’unità molto più piccola del grammo. Nel sistema attuale (adottato nel 1960?61) l’unità di massa atomica, chiamata unità di massa atomica (amu), è definita esattamente come 1,12 la massa di un atomo di carbonio-12. Il peso atomico di un elemento è la media (media ponderata) delle masse atomiche di tutti gli isotopi presenti in natura. Il carbonio ha due principali isotopi naturali, il carbonio-12 e il carbonio-13. Il carbonio-12, la cui massa è definita esattamente come 12 amu, costituisce il 98,89% del carbonio naturale; il carbonio-13, la cui massa è 13,00335 amu, costituisce l’1,11%. (Ci sono anche piccole tracce dell’isotopo radioattivo carbonio-14.) Il peso atomico dell’elemento è determinato moltiplicando l’abbondanza percentuale di ogni isotopo per la massa atomica dell’isotopo, aggiungendo questi prodotti e dividendo per 100. Tuttavia, l’abbondanza isotopica è spesso determinata dal mezzo della fonte, solido, liquido o gas, e il peso atomico medio può fluttuare. Così, per il carbonio, /100?=?12.01115, che è il peso atomico dell’elemento carbonio in amu, ma poiché le proporzioni degli isotopi variano a seconda di dove si trova il carbonio, il peso atomico del carbonio è ora espresso come un intervallo definito dai limiti inferiore e superiore entro cui il peso atomico varia: . Alcuni elementi sintetici esistono solo momentaneamente sotto forma di pochi isotopi a vita breve; in questi casi il concetto di peso atomico non può essere applicato.
- Introduzione
- L’atomo
- Proprietà degli elementi
- Simboli e nomi ufficiali degli elementi
- Gli elementi nel tempo
- Bibliografia