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Titolo: strano peso atomico dell'ossigeno

Scusate la domanda forse troppo banale per voi, ma è una curiosità che non 
riesco a spiegarmi. Potete rispondere con parole semplici? grazie.
Se il peso atomico di un elemento chimico è dato dalla media del peso 
atomico dei vari isotopi dell'elemento (quindi teoricamente dovrebbe essere 
sempre maggiore, come numero, del doppio del numero atomico), come mai 
l'ossigeno, unico tra gli elementi, ha un peso atomico di 15,9994, quindi 
minore addirittura della massa teorica dell'isotopo 16 (e nonostante 
l'esistenza di isotopi 17 e 18)? 

 l'esistenza di isotopi 17 e 18)? 
http://it.wikipedia.org/wiki/Difetto_di_massa
-- 
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Saluti, VITRIOL

 nonostante l'esistenza di isotopi 17 e 18)?
Chiamo m_p la massa del protone, m_n quella del neutrone,
m_e quella dell'elettrone.
Se m_a e' la massa di un atomo formato da N protoni, N elettroni
e M neutroni, e m_tot = N * m_p + N * m_e + M * m_n,
si ha m_a < m_tot, questo perche' le particelle che costituiscono un
atomo sono legate tra loro, e nel corso del processo in cui si e' formato
l'atomo hanno liberato una quantita' di energia
deltaE = (m_tot - m_a) * c^2, con c velocita' della luce nel vuoto,
in accordo con la relazione di equivalenza tra massa ed energia.
Ciao
-- 
Giorgio Bibbiani

 Non e' vero che il numero di massa (piuttosto che peso atomico) dovrebbe
Scusa, correggo un lapsus, non avrei dovuto dire "numero di massa"
(che e' un'altra cosa) ma "massa atomica".
Ciao
-- 
Giorgio Bibbiani 

"Giorgio Bibbiani" <giorgio_bi...@virgilio.it.invalid> ha scritto 
nel messaggio news:4875cf95$0$40154$4faf...@reader1.news.tin.it...

Ringrazio Giorgio Bibbiani e VITRIOL per l'aiuto, ma devo ammettere 
purtroppo di non aver capito un fico secco :-D
Mi pare comunque di capire che la perdita di massa sia attribuibile alla 
trasformazione di parte di questa in energia durante la formazione 
dell'atomo. A scuola però la non corrispondenza tra il numero di protoni - 
neutroni di un elemento e il relativo peso atomico mi è stata spiegata con 
l'esistenza degli isotopi.
Copio-incollo dal mio vecchio testo di chimica delle superiori (Mario 
Rippa - La chimica - 1982)
..........................................................................................
"2.15. Il peso atomico.
Sappiamo che un nucleone (protone o neutrone) pesa 1 Dalton. Poiché ogni 
atomo contiene un numero intero di nucleoni, un atomo deve pesare un numero 
intero di Daltons, cioè il peso atomico di un elemento dovrebbe essere un 
numero intero (cioè non decimale). Se leggiamo i valori dei pesi atomici 
degli elementi nel Sistema Periodico (sono scritti sotto il simbolo 
chimico), possiamo notare che essi sono tutti numeri decimali. Per esempio 
il boro (B, Z = 5) ha un peso atomico di 10,8, ma questo non vuoi dire che 
un atomo di boro contiene 10 nucleoni più 0,8 nucleoni. Vediamo allora cosa 
ci indica il fatto che i pesi atomici non sono numeri interi.
Se prendessimo 50 atomi dell'isotopo 1-1-H dell'idrogeno, questi 50 atomi 
peserebbero 50 Daltons. 50 atomi dell'isotopo 2-1-H dell'idrogeno 
peserebbero 100 Daltons. Se prendessimo ora 50 atomi di ciascuno di questi 
due isotopi, avremmo 100 atomi che pesano in totale 150 Daltons. Il fatto 
che 100 atomi pesino 150 Daltons non vuoi però dire che un atomo pesa 
150/100 = 1,5 Daltons l'uno, vuol solo dire che l'idrogeno che abbiamo preso 
non è costituito da atomi di un solo isotopo, ma da una miscela in parti 
uguali di due isotopi. Se la miscela fosse fatta di 90 atomi di 1-1-H (90 
Daltons) e 10 atomi di 2-1-H (20 Daltons), questi 100 atomi in totale 
peserebbero 110 Daltons, con una media di 1,1 Daltons per atomo."
Quindi, il fatto che i pesi atomici degli elementi non sono numeri interi, 
vuol dire che l'elemento esiste in natura sotto forma di una miscela di 
isotopi dello stesso elemento. Il valore del peso atomico dipende dai pesi 
dei singoli isotopi e dalla loro percentuale. Il fatto che l'idrogeno che 
troviamo in natura ha un peso atomico di 1,008 indica che l'idrogeno 
esistente in natura è fatto quasi esclusivamente dall'isotopo 1-1-H."
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Ripeto quindi la domanda: come mai il peso atomico dell'ossigeno, che 
dovrebbe essere di 16 Daltons o superiore, è invece di 15,9994?

 dovrebbe essere di 16 Daltons o superiore, è invece di 15,9994?
E' una conseguenza delle relatività generale, in particolare della 
relazione che lega massa ed energia. La formuletta di Einstein E = m*c^2 
che è la più citata della storia, insomma :-)
I nucleoni (protoni e neutroni) si legano tra loro a formare i nuclei 
atomici perché a quelle distanze piccolissime si manifesta una 
interazione fortissima, detta nucleare forte, che li tiene insieme. 
L'intensità è enorme, se pensi che vince la repulsione elettromagnetica 
che aumenta al diminuire della distanza. Se non esistesse l'interazione 
forte, i protoni (che hanno carica positiva) si respingerebbero.
Quando i nucleoni si uniscono per formare un nucleo atomico stabile, 
l'energia dell'intero sistema diminuisce. Si può dire che un nucleo ha 
energia inferiore alla somma delle energie dei nucleoni presi 
separatamente. Se l'energia diminuisce, E = m*c^2 ci dice che anche la 
massa deve diminuire, perché massa ed energia sono in una relazione di 
proporzionalità diretta. Ne consegue che la massa totale di un atomo è 
inferiore alla somma delle masse delle singole particelle che lo compongono.
Questo effetto relativistico si vede bene in questo caso, perché stiamo 
parlando di forze intensissime, che mettono in gioco energie enormi. 
Basta che pensi a una bomba atomica.
Però questo si verifica in tutti i casi, anche per i legami chimici. In 
linea teorica la massa di una molecola di acqua (e di ogni altra 
molecola) è inferiore alla somma delle masse degli atomi che la 
compongono, perché i legami chimici hanno una certa energia di 
formazione. Però le forze elettrostatiche che governano i legami chimici 
sono molto più deboli della nucleare forte, e quindi la perdita di massa 
è piccolissima.
Il sistema Terra/Luna ha una massa inferiore a quella che avrebbero la 
Terra e la Luna prese separatamente, ma la forza gravitazionale è ancora 
più debole, quindi l'effetto ancora minore.
Spero di essere stato abbastanza chiaro :-)


 relazione che lega massa ed energia.
Veramente la RG non c'entra proprio niente...
Il resto mi pare corretto, ma non spiega tutta la storia.
Ora cerco di fare un riassunto di tutto l'argomento, che spero possa
essere utile non solo all'OP, ma anche ad altri, specie insegnanti.
Infatti e' un argomento dove di cose piu' o meno scorrette, fino a
veri e propri strafalcioni, se ne leggono dappertutto, libri di testo
inclusi :-<
Cominciamo conun po' di definizioni e di terminologia: mi dispiace, ma
e' necessario, perche' in giro c'e' pareccho casino, testi inclusi,
spec. di chimica.
1. Numero atomico Z: e' il numero di protoni nel nucleo (e quindi
anche di elettroni nell'atomo meutro).
2. Numero di massa A: e' la somma del numero di protoni e di neutroni.
per definizione Z e A sono sempre interi.
M = Z-A e' il numero di neutroni.
Z e' lo stesso nei diversi isotopi di uno stesso elemento, mentre A e
N cambiano.
Per l'ossigeno (Z=8) i tre isotopi stabili hanno A=16,17,18.
Le abbondanze in natura sono risp. 99.76%, 0.04%, 0.20%.
E fin qui e' facile... Ora le cose si complicano un po' :)
4. Mole: nel SI e' l'unita' di misura della _quantita' di sostanza_.
Si puo' applicare a qualsiasi tipo di particelle: atomi, elettroni,
molecole, radicali, ioni...
Per definizione una mole e' un numero di particelle uguale a quello
che si trovano in 12 grammi dell'isotopo C12 del carbonio.
5. Costante di Avogadro N_A (scorrettamente detta spesso "numero" di
Avogadro, ma non e' un numero puro): e' il numero di particelle che
compongono una mole.
All'incirca: N_A = 6.022 x 10^23 mol^(-1).
6. Massa molare (_molto_ scorrettamente chiamata spesso "peso
molecolare" o "peso atomico" a seconda dei casi): e' la massa di una
mole della sostanza.
La sua unita' di misura e' kg/mol (o anche g/mol).
Esempio: per la definizione di mole, la massa molare del C12 e' 12
g/mol.
L'unita' g/mol si chiama anche "dalton" (abbrev. Da).
Prego fare attenzione alle maiuscole e alle minuscole, che non sono a
piacere, ma fissate da precise convenzioni!
7. La massa di una particella (atomo, molecola, ione o altro) e' la
massa molare divisa per la costante di Avogadro. E viceversa: la massa
di una mole e' la massa di una particella moltiplicata per la costante
di Avogadro.
Esempi che ci serviranno:
a) massa molare del protone:   1.00727647 g/mol
b)                  neutrone:  1.00866490 g/mol
c)                  elettrone: 0.00054858 g/mol
(le masse in grammi se le ricavi il lettore...)
d) massa molare dell'idrogeno (Z=1, A=1): 1.007825 g/mol.
Dato che l'idrogeno consiste di un protone e un elettrone, sommando le
masse dovremmo avere 1.00782505, e ci siamo.
e) massa molare del C12 (Z=6, N=6, A=12): 12 g/mol per definizione.
Pero' sommando 6 protoni, 6 neutroni, 6 elettroni si trova 12.0989397
e c'e' una differenza di 0.0989397 g/mol.
Che questo dovesse succedere, gia' si capiva dalle masse molari di
protone ed elettrone, che sono un po' piu' di 1 g/mol; e poi ci sono
anche gli elettroni...
Abbiamo scoperto il *difetto di massa*: l'effetto di cui ha parlato
VITRIOL, dovuto al fatto che l'energia del nucleo di C12 e' minore
della somma delle energie di 6 protoni e 6 neutroni staccati tra loro
(energia di legame). C'e' anche un piccolo contributo dovuto
all'energia di legame degli elettroni, ma possiamo quasi trascurarlo,
visto che ammonta a 0.0000011 g/mol.
f) massa molare dell'O16 (Z=8, N=8, A=16): 15.994915 g/mol.
Come sopra, sommando 8 protoni, 8 neutroni, 8 elettroni si trova
16.1319196 e c'e' una differenza di 0.1370046 g/mol.
Anche qui la somma delle particelle costituenti non fa 16, ma un po'
di piu'. Si vede poi che il difetto di massa e' alquanto maggiori di
quello di C12.
Pero' abc giustamente osserva che ci sono gli altri due isotopi, che
hanno masse molari vicine a 17 e 18 g/mol: per l'esattezza, 16.999131
e 17.999160.
Il fatto e' che le loro abbondanze sono scarse: se vogliamo la massa
molare dell'ossigeno come si trova in natura (la miscela dei tre
isotopi) dobbiamo fare una media pesata con le tre percentuali:
15.994915 x 0.9976 + 16.999131 x 0.0004 + 17.999160 x 0.0020
ed e' chiaro che O17 e O18 conteranno poco, perche' sono una piccola
frazione della miscela. Il risultato e' 15.999325 g/mol.
 
-- 
Elio Fabri

 Il resto mi pare corretto, ma non spiega tutta la storia.
Mi è già andata di lusso :-)


 ha scritto nel messaggio 
news:6dn3kvF...@mid.individual.net...
Anche qui la somma delle particelle costituenti non fa 16, ma un po'
di piu'. Si vede poi che il difetto di massa e' alquanto maggiori di
quello di C12.
Pero' abc giustamente osserva che ci sono gli altri due isotopi, che
hanno masse molari vicine a 17 e 18 g/mol: per l'esattezza, 16.999131
e 17.999160.
Il fatto e' che le loro abbondanze sono scarse: se vogliamo la massa
molare dell'ossigeno come si trova in natura (la miscela dei tre
isotopi) dobbiamo fare una media pesata con le tre percentuali:
15.994915 x 0.9976 + 16.999131 x 0.0004 + 17.999160 x 0.0020
ed e' chiaro che O17 e O18 conteranno poco, perche' sono una piccola
frazione della miscela. Il risultato e' 15.999325 g/mol.
............................................................................................................
Quindi, riassumendo, mi pare di capire che la massa molare così bassa 
dell'ossigeno è dovuta alla somma di due particolarità di questo elemento 
chimico:
1) un difetto di massa maggiore rispetto agli altri elementi.
2) una presenza molto bassa degli isotopi rispetto agli altri elementi.
corretto?

 corretto?
L'idea generale e' corretta, pero':
1) Non direi. Anzi, il difetto di massa (assoluto) cresce
continuamente al crescere di Z.
2) Non e' vero neppure questo: ci sono diversi elementi che hanno un
solo isotopo stabile, per es. berillio, fluoro, sodio, alluminio,
fosforo...
Tolto il berillio, tutti hanno massa molare in g/mol inferiore al
numero di massa.
 
-- 
Elio Fabri