Grazie agli esperimenti di Rutherford e alla misura della quantità di carica dell’elettrone, si arrivò alla conclusione che la carica positiva dei nuclei atomici è sempre un multiplo intero dell’unità di elettricità positiva, che nel 1919 fu identificata con il protone. Poiché nuclei di atomi diversi presentano diversa carica positiva, essi devono contenere un diverso numero di protoni.

atomic number (Z) Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo si chiama numero atomico (Z). Se l’atomo è neutro, questo numero è uguale a quello degli elettroni.

Il numero atomico Z viene scritto in basso a sinistra del simbolo chimico dell’elemento:

 Il numero atomico è quindi caratteristico di ogni elemento. Per esempio, tutti gli atomi con 7 protoni nel nucleo sono atomi di azoto, N; tutti gli atomi di carbonio, che ha Z = 6, hanno invece 6 protoni nel nucleo.

I numeri atomici furono accuratamente misurati da un giovane scienziato inglese, Henry Moseley, poco prima dell’inizio del primo conflitto mondiale in cui trovò, giovanissimo, la morte. Nel 1913 egli studiò le proprietà dei raggi X emessi dagli atomi quando questi sono bombardati con elettroni dotati di alta velocità. I raggi X sono radiazioni elettromagnetiche come la luce, ma sono molto più energetiche e hanno la capacità di attraversare molti materiali. Moseley notò che il tipo di raggi X emessi dagli atomi dipendeva dal numero che indicava la posizione occupata dall’elemento nella tavola periodica in base alla sua massa atomica, cioè dal suo numero d’ordine; tale numero, inoltre, corrispondeva al numero di cariche elettriche positive presenti nel nucleo dell’elemento stesso. Alla fine delle sue ricerche, infatti, Moseley affermava: «Per l’atomo esiste una grandezza fondamentale che aumenta regolarmente nel passaggio da un elemento a quello vicino. Questa grandezza può essere solo la carica positiva del nucleo centrale.».

 Grazie a Moseley, quindi, possiamo oggi descrivere la struttura fondamentale di un atomo guardando semplicemente quale posizione esso occupa nella tavola periodica. Per esempio, l’atomo che occupa l’ottava posizione, cioè l’atomo di ossigeno, deve avere 8 protoni nel nucleo e, di conseguenza, 8 elettroni intorno a esso; il suo numero atomico è quindi Z = 8.

Geiger e Marsden, analizzando la traiettoria delle particelle α deviate da lamine d’oro, stagno, argento, rame, alluminio, trovarono che il numero dei protoni presenti in ognuno di questi nuclei era circa uguale alla metà della massa atomica relativa corrispondente. Poiché il nucleo contiene la quasi totalità della massa di un atomo e ciascun protone ha massa di circa 1 u, nel nucleo devono essere presenti altre particelle: queste sono i neutroni. Dato che si tratta di particelle neutre, erano più difficili da mettere in evidenza e furono scoperti soltanto nel 1932 da James Chadwick, dopo che si erano raccolte molte prove che ne indicavano l’esistenza.

Poiché neutroni e protoni, cioè i nucleoni, sono le particelle che determinano la massa atomica, al numero di nucleoni di un atomo si dà il nome di numero di massa; esso è indicato con la lettera A.

atomic mass number (A)Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e del numero di neutroni (n°) contenuti nel nucleo.

Il  numero di massa di un atomo viene scritto in alto a sinistra del simbolo chimico dell’elemento, cioè sopra al numero atomico; l’atomo di cloro con numero atomico 17 e numero di massa 35, per esempio, è rappresentato in questo modo:

Conoscendo il numero atomico e il numero di massa di un atomo è possibile risalire al numero di neutroni contenuti nel suo nucleo:

Il numero di neutroni dell’atomo \(_{17}^{35}\textrm{Cl}\) è perciò 18 (35 ‒ 17 = 18).

Il primo strumento che permise di effettuare misure molto accurate della massa atomica, lo spettrografo di massa, fu inventato nei primi anni del Novecento. Esso consentì di dimostrare che la maggior parte degli elementi naturali non erano costituiti da atomi tutti uguali tra loro, come aveva a suo tempo asserito Dalton, ma contenevano, in quantità più o meno grande, atomi di massa leggermente diversa.

In un campione di cloro, per esempio, circa tre quarti degli atomi hanno massa atomica relativa 34,97 u (vicino al numero intero 35) e circa un quarto ha massa 36,97 u (vicino al numero intero 37). Questi tipi di atomi, che per comodità indichiamo con cloro-35 e cloro-37, hanno le proprietà chimiche del cloro e si definiscono isotopi del cloro.

La diversa massa degli isotopi di un elemento dipende dal diverso numero di neutroni contenuti nel nucleo, quindi ciascun isotopo avrà il suo numero di massa A. Il numero dei protoni, Z, deve invece essere lo stesso per tutti gli isotopi di un elemento, poiché da esso dipendono le sue proprietà chimiche. Pertanto:

isotopes Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono un diverso numero di neutroni.

L’idrogeno ha tre isotopi (▶figura 2.8) che hanno masse diverse (≈1, ≈2, ≈3), ma tutti formano acqua con l’ossigeno. Le proprietà chimiche sono, infatti, identiche. 

 Il primo contiene nel nucleo un solo protone, il secondo un protone e un neutrone, il terzo un protone e due neutroni. Le loro masse, nell’ordine, sono approssimativamente 1 u, 2 u e 3 u. Il più comune è il primo, perché costituisce il 99,985% dell’idrogeno presente in natura, ma gli altri due sono così importanti che hanno addirittura un nome particolare. L’isotopo con massa 2 u è infatti chiamato deuterio, indicato anche con il simbolo D, mentre quello con massa 3 u, che non è presente in natura, è denominato trizio. In combinazione con l’ossigeno, il deuterio forma la cosiddetta «acqua pesante», che è utilizzata in alcuni reattori nucleari.

Gli elementi, allo stato naturale o nei composti, sono costituiti da una miscela di vari isotopi in percentuali ben determinate e costanti (▶ tabella 2.2). 

 La massa atomica relativa che leggiamo sulla tavola periodica deve quindi essere una massa media, che tiene conto sia della percentuale di ciascun isotopo nella miscela sia della sua massa; la media calcolata in questo modo si dice media ponderata. Nel caso del cloro, per esempio, che contiene il 75,8% di cloro-35 e il 24,2% di cloro-37, si ha:

In altre parole, moltiplichiamo la massa di ciascun isotopo per la sua percentuale, sommiamo i vari prodotti e dividiamo la somma per cento.

Lo strumento che oggi utilizziamo per determinare le masse atomiche è lo spettrometro di massa (▶ figura 2.9). Una volta introdotto nello strumento, il campione dell’elemento è prima vaporizzato e poi sottoposto a scarica elettrica. Come conseguenza, i suoi atomi perdono elettroni e si trasformano in ioni positivi. Per l’effetto attrattivo esercitato da un elettrodo negativo, gli ioni acquistano velocità, tanto maggiore quanto più piccola è la loro massa. L’applicazione successiva di un campo magnetico, che incurva le traiettorie degli ioni in ragione delle loro velocità, consente di suddividere in più fasci il raggio ionico iniziale, cioè di separare i diversi isotopi. Il segnale ottenuto grazie a un apposito sistema di rivelazione viene convertito in un grafico che riporta in ascissa le masse atomiche degli isotopi e in ordinata l’abbondanza relativa di ciascun isotopo.