ISOTOPISMO

ISOTOPISMO (XIX, p. 656)

Le ricerche sull'isotopismo hanno compiuto negli ultimi anni sostanziali progressi; che, se non mutano le grandi linee di quanto si è precedentemente esposto, le integrano tuttavia in alcuni punti importanti.

La notazione più usata oggi è quella in cui il simbolo chimico è affetto da due indici; uno in basso, uno in alto a sinistra, che indicano rispettivamente la carica nucleare o numero atomico e la massa in cifra tonda, oppure da un indice solo a destra in alto che dà la massa in cifra tonda, come nelle tabelle da noi riportate. La determinazione delle masse degli isotopi è stata proseguita alacremente da F. W. Aston, da K. T. Bainbridge, A. J. Dempster, T. Mattauch e altri col metodo dello spettrografo di massa, sia con la disposizione originale di F. W. Aston, sia con altri dispositivi. La precisione nella misura delle masse è stata così spinta ad alcune parti su centomila nei casi più favorevoli.

Un altro metodo indiretto per la determinazione delle masse isotopiche è quello di misurare l'energia che si libera nelle reazioni nucleari e di dedurne alcune delle masse dei nuclei che partecipano alla reazione. Per esempio, è possibile bombardando l'isotopo dí massa 6 (in cifra tonda) del litio con deutoni (²₁H) ottenere 7₁Li e protoni (¹₁H). Questi ultimi vengono espulsi con una notevole energia che si può misurare in base al loro percorso (v. radioattività, XXVIII, p. 690). Tutta la reazione si può indicare brevemente nel modo seguente:

che è perfettamente analogo a quello ordinariamente usato in chimica. Con la lettera Q denotiamo la "tonalità termica" della reazione, ossia l'energia sviluppata. Nell'esempio da noi considerato, Q è 22,17 milioni di volt-elettrone ossia 3,54 10^-5 erg.

D'altra parte la teoria della relatività insegna che se un sistema perde, cedendola all'esterno, l'energia E, la sua massa diminuisce di una quantità m tale che E = mc² (c velocità della luce). Dalla nostra reazione, misurato Q, possiamo quindi trovare una relazione tra le somme delle masse di ²₁H + 6₃Li e ; ¹₁H + 7₃Li.

Estendendo queste considerazioni alle numerose reazioni nucleari oggi conosciute si possono controllare i risultati ottenuti con lo spettrografo di massa. In alcuni casi, p. es. in quello di nuclei radioattivi di cui non si abbiano quantità sufficienti per poter usare metodi diretti, questo metodo è anzi l'unico con cui si possa determinare il peso atomico di certi isotopi. Il confronto fra i risultati delle misure dirette e quelli dedotti dalle disintegrazioni ha portato alla revisione di talune precedenti misure e oggi l'accordo tra i due metodi è ottimo e il loro uso vicendevole ha dato un elevato grado di precisione e sicurezza alle misure di masse atomiche.

Per confronto si tenga presente che i più accurati metodi chimici non dànno, nelle migliori condizioni, esattezza maggiore.

Nella tabella a pag. 739 diamo i risultati delle più accreditate misure di masse atomiche. Al solito si è assunto come unità di massa la sedicesima parte della massa di ¹6₈O.

Altre importanti ricerche sono state dirette a trovare gli isotopi stabili di tutti gli elementi e a determinarne l'abbondanza relativa nel miscuglio dei varî isotopi che costituiscono "l'elemento" chimico.

I risultati di tali ricerche sono compendiati nella tabella a pag. 740, aggiornata all'ottobre 1937, che dà i 267 isotopi stabili conosciuti.

In base ai dati in essa contenuta si sono rilevate alcune regolarità di cui ricordiamo le più importanti:

1) Nuclei con Z (numero atomico) dispari hanno non più di due i sotopi.

2) Non vi sono, salvo ²₁H, 6₃Li, ¹0₅B e ¹4₇N, nuclei con Z dispari e massa pari.

I nuclei con Z pari sono molto più numerosi di quelli con Z dispari: i primi sono infatti 209 specie, gli altri 59. Inoltre essi costituiscono circa l'87% della crosta terrestre.

Accanto ai 267 isotopi stabili se ne conoscono circa 230 radioattivi e la serie di questi ultimi non è certo ancora esplorata completamente. Tuttavia è bene notare che il rapporto fra il numero N di neutroni contenuti nel nucleo (differenza tra la massa e Z) e Z è una funzione regolare di Z e oscilla entro limiti assai ristretti. Ciò preclude la possibilità che il numero, sia degli isotopi radioattivi sia di quelli stabili, cresca a dísmisura.

Accanto ag] i isotopi di cui abbiamo parlatti finora, devono essere menzionati gli "isomeri" o isotopi isobari. Questi sono nuclei con lo stesso Z e la stessa massa, distinguibili solo per diverse proprietà radioattive. Si hanno solo pochi esempî di isomeria, ed essa è attribuita ai diversi stati quantici in cui può trovarsi uno stesso nucleo.

La separazione degli isotopi ha fatto anch'essa notevoli progressi; G. Hertz perfezionando i metodi di diffusione ha frazionato quantità relativamente grandi di neon e altri gas nei loro costituenti isotopici, che sono stati raccolti allo stato di assoluta purezza. Sono anche stati costruiti spettrografi di massa capaci di raccogliere quantità notevoli di ioni in modo da costituire depositi di isotopi separati usabili per esperienze di disintegrazione nucleare.

Il risultato più brillante in questo campo è però la separazione del deuterio (²₁H) dall'idrogeno con processi elettrolitici, su scala industriale (v. deuterio, App.). Tuttavia il metodo è confinato praticamente al solo caso dell'idrogeno. Infine si hanno recentissime promettenti ricerche basate sulle piccole differenze nell'equilibrio chimico che si osservano, nella stessa reazione, per isotopi diversi. L'isotopismo ha anche avuto un'applicazione pratica di vasta portata nel metodo degli "indicatori". Poiché i varî costituenti isotopici di uno stesso elemento non sono separati in pratica da alcun processo fisico chimico o biologico ordinario, se a un elemento s'aggiunge una traccia di un isotopo radioattivo è sempre possibile in seguito riconoscere, grazie alla radioattività, l'elemento "indicato" cìoè quello a cui è stato aggiunto l'isotopo radioattivo. In altre parole si può dire che gli atomi dell'elemento "indicato" ricevono un segno per cui è sempre possibile distinguerli. Questo metodo ha acquistato enorme importanza con la scoperta della radioattività artificiale che permette di avere isotopi radioattivi di quasi tutti gli elementi.

Bibl.: F. W. Aston, Mass Spectra and Isotopes, Londra 1933; F. Rasetti, Il nucleo atomico, Bologna 1936; H. Bethe, in Rev. of Mod. Physics, 1937.