Elemento chimico

Un elemento chimico rappresenta una sostanza costituita da atomi aventi tutti lo stesso numero atomico Z (in altre parole tutti gli atomi con lo stesso numero atomico sono atomi dello stesso elemento). Gli atomi dello stesso elemento chimico avranno dunque tutti lo stesso numero di protoni, ma potranno differire per il numero di neutroni; questi verranno chiamati isotopi. A differenza dei composti chimici, gli elementi chimici non possono essere scomposti in sostanze più semplici con mezzi chimici.

Tutta la materia barionica dell’universo è composta da elementi chimici. Quando diversi elementi subiscono reazioni chimiche, gli atomi vengono riorganizzati in nuovi composti tenuti insieme da legami chimici. Solo una minoranza di elementi, come l’argento e l’oro, si trovano non combinati come elementi nativi minerali relativamente puri. Quasi tutti gli altri elementi presenti in natura si trovano sulla Terra come composti o miscele. L’aria è principalmente una miscela degli elementi azoto, ossigeno e argon, sebbene contenga altri composti tra cui anidride carbonica e acqua.

La storia della scoperta e dell’uso degli elementi è iniziata con le società umane primitive che hanno scoperto i minerali nativi come il carbonio (carbone), lo zolfo, il rame e l’oro (sebbene il concetto di elemento chimico non fosse ancora compreso). Gran parte della moderna comprensione degli elementi si è sviluppata dal lavoro di Dmitrij Ivanovič Mendeleev, un chimico russo che ha pubblicato la prima tavola periodica nel 1869. Questa tabella organizza gli elementi in base al loro numero atomico Z (in modo crescente) e del numero di elettroni presenti negli orbitali atomici s, p, d, f in righe (dette “periodi”) in cui le colonne (dette “gruppi”) condividono proprietà fisiche e chimiche ricorrenti (dette “periodiche”). La tavola periodica riassume varie proprietà degli elementi, consentendo ai chimici di derivare le relazioni tra loro e di fare previsioni sui composti.

Nel novembre del 2016, l’Unione internazionale di chimica pura e applicata (in inglese International Union of Pure and Applied Chemistry, acronimo IUPAC) ha riconosciuto un totale di 118 elementi. I primi 94 si trovano naturalmente sulla Terra e i restanti 24 sono elementi sintetici prodotti nelle reazioni nucleari. A parte gli elementi radioattivi instabili (radionuclidi) che decadono rapidamente, quasi tutti gli elementi sono disponibili industrialmente in quantità variabili. La scoperta e la sintesi di ulteriori nuovi elementi è un’area di studio scientifico in corso.

Gli elementi chimici più leggeri sono l’idrogeno e l’elio, entrambi creati dalla nucleosintesi del Big Bang durante i primi 20 minuti dell’universo in un rapporto di circa 3:1 in massa (o 12:1 in numero di atomi), insieme a minuscole tracce del successivi due elementi, litio e berillio. Quasi tutti gli altri elementi che si trovano in natura sono stati realizzati con vari metodi naturali di nucleosintesi (compresa la nucleosintesi stellare). Sulla Terra, piccole quantità di nuovi atomi vengono prodotte naturalmente in reazioni nucleogeniche o in processi cosmogenici, come la cosmic ray spallation (sfaldatura da raggi cosmici, nota anche come processo-x, è un insieme di reazioni nucleari che si verificano in natura che causano nucleosintesi; si riferisce alla formazione di elementi chimici dall’impatto dei raggi cosmici sulla materia). Nuovi atomi sono anche prodotti naturalmente sulla Terra come isotopi radiogenici dei processi di decadimento radioattivo in corso, come il decadimento alfa, il decadimento beta, la fissione spontanea, il decadimento dei cluster e altre modalità di decadimento più rare.

Dei 94 elementi presenti in natura, quelli con numeri atomici da 1 a 82 hanno ciascuno almeno un isotopo stabile (ad eccezione del tecnezio, elemento 43 e del promezio, elemento 61, che non hanno isotopi stabili). Gli isotopi considerati stabili sono quelli per i quali non è stato ancora osservato alcun decadimento radioattivo. Gli elementi con numeri atomici da 83 a 94 sono instabili al punto che è possibile rilevare il decadimento radioattivo di tutti gli isotopi. Alcuni di questi elementi, in particolare il bismuto (numero atomico 83), il torio (numero atomico 90) e l’uranio (numero atomico 92), hanno uno o più isotopi con emivita (unità di misura del tempo di decadimento) abbastanza a lunga da sopravvivere come resti dell’esplosiva nucleosintesi stellare che ha prodotto i metalli pesanti prima della formazione del nostro sistema solare.

Affinità chimica degli elementi

Si definisce affinità chimica la proprietà degli elementi chimici che indica la tendenza di uno di loro a legarsi con un altro; in altre parole è il rapporto tra sostanze che determina la loro combinazione, spesso riferito teoreticamente alla natura essenziale della materia. Isaac Newton (1642-1727) attribuì il fenomeno della combinazione chimica a forze di attrazione a corto raggio esistenti tra le particelle, analoghe alla forza di gravità. Tuttavia il termine affinità finì per significare semplicemente “tendenza alla combinazione”, poiché i chimici evitavano le speculazioni sulle cause del fenomeno. Agli inizi del Settecento si ritenne possibile schematizzare su tavole (dette perciò “tavole di affinità”) questi rapporti e prevedere quindi combinazioni e scissioni.

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