Gli atomi non sono tutti uguali : Aston, Soddy e la scoperta degli isotopi

Nati a un giorno di distanza nel settembre 1877, Francis Aston e Frederick Soddy percorsero strade scientifiche differenti per rivelare la pluralità nascosta negli elementi

Le loro ricerche cambiarono la fisica e la chimica e mostrarono che condividere un’identità non significa essere perfettamente identici

Francis William Aston nacque il 1° settembre 1877; Frederick Soddy venne al mondo il giorno successivo, il 2 settembre dello stesso anno. Questa singolare coincidenza biografica unisce due scienziati che, senza lavorare stabilmente insieme, contribuirono in modo decisivo alla scoperta degli isotopi e alla trasformazione dell’immagine dell’atomo.

Soddy arrivò agli isotopi studiando la radioattività e le trasformazioni degli elementi. Aston li rese direttamente distinguibili attraverso uno strumento capace di separare gli atomi in base alla loro massa. Il primo elaborò il concetto e introdusse il termine; il secondo fornì una dimostrazione sperimentale di straordinaria precisione.

Le loro ricerche mostrarono che gli atomi appartenenti allo stesso elemento non sono necessariamente tutti uguali. Possono condividere le proprietà chimiche fondamentali e occupare la stessa posizione nella tavola periodica, pur possedendo masse differenti. La materia, dietro la regolarità apparente degli elementi, custodiva una diversità fino ad allora invisibile.

Quando gli elementi cominciarono a trasformarsi

All’inizio del Novecento, l’atomo era ancora spesso considerato l’unità stabile e indivisibile di ciascun elemento. La scoperta della radioattività incrinò questa rappresentazione. Alcune sostanze emettevano spontaneamente radiazioni e, nel farlo, sembravano modificare la propria natura.

Frederick Soddy affrontò il problema lavorando con Ernest Rutherford alla McGill University di Montréal. Studiando il torio, i due scienziati compresero che la radioattività non consisteva soltanto in un’emissione di energia: comportava la trasformazione di un elemento in un altro. La materia non era immutabile, ma poteva attraversare vere e proprie catene di decadimento.

Questa conclusione era rivoluzionaria. L’antico sogno della trasmutazione degli elementi, perseguito dagli alchimisti, entrava nella scienza moderna, ma in una forma molto diversa: non come tecnica segreta per trasformare metalli comuni in oro, bensì come processo naturale governato dalla struttura del nucleo atomico.

Proseguendo gli studi, Soddy incontrò una difficoltà. Alcune sostanze radioattive possedevano masse e comportamenti nucleari differenti, ma risultavano chimicamente quasi indistinguibili. Non era possibile assegnare loro posti separati nella tavola periodica, perché nelle reazioni chimiche si comportavano come lo stesso elemento.

Nel 1913 Soddy introdusse il termine “isotopi”, formato da parole greche che significano “nello stesso luogo”. La denominazione, suggerita dalla medica e scrittrice scozzese Margaret Todd durante una conversazione con lo scienziato, indicava precisamente la caratteristica di queste diverse forme atomiche: occupare la stessa casella nella tavola periodica.

La nuova identità dell’elemento chimico

Oggi sappiamo che l’identità di un elemento è determinata dal numero di protoni presenti nel suo nucleo, chiamato numero atomico. Tutti gli atomi di carbonio, per esempio, hanno sei protoni; se il nucleo ne possedesse sette, non sarebbe più carbonio ma azoto.

Gli isotopi dello stesso elemento contengono tuttavia un diverso numero di neutroni. Il carbonio-12 possiede sei protoni e sei neutroni; il carbonio-13 ha sei protoni e sette neutroni; il carbonio-14 conserva i sei protoni caratteristici del carbonio, ma contiene otto neutroni.

Poiché le proprietà chimiche dipendono soprattutto dalla configurazione degli elettroni, gli isotopi dello stesso elemento mostrano un comportamento chimico molto simile. La diversa composizione del nucleo può però modificarne la massa e la stabilità. Alcuni isotopi sono stabili, altri sono radioattivi e si trasformano nel tempo, emettendo particelle o radiazioni.

Questa descrizione utilizza conoscenze che Soddy non poteva ancora possedere pienamente. Il neutrone sarebbe stato scoperto da James Chadwick soltanto nel 1932. Soddy aveva dunque riconosciuto l’esistenza degli isotopi prima che fosse disponibile il modello nucleare capace di spiegarne con precisione la struttura.

Aston e lo spettrografo di massa

Mentre Soddy giungeva al concetto di isotopo attraverso la radioattività, Francis Aston percorreva una strada sperimentale differente. Dopo aver lavorato su fenomeni elettrici nei gas, entrò nel laboratorio Cavendish dell’Università di Cambridge, dove collaborò con Joseph John Thomson, lo scopritore dell’elettrone.

Studiando i cosiddetti raggi positivi, Thomson aveva trovato indizi dell’esistenza di atomi di neon con masse differenti. Aston sviluppò questa linea di ricerca costruendo, nel 1919, il primo spettrografo di massa sufficientemente preciso da separare e misurare diversi isotopi.

Lo strumento trasformava gli atomi in ioni, cioè particelle elettricamente cariche, e ne deviava la traiettoria mediante campi elettrici e magnetici. Ioni con rapporti differenti tra massa e carica seguivano percorsi diversi e raggiungevano posizioni distinte su una lastra fotografica. In questo modo diventava possibile riconoscere forme atomiche che la chimica ordinaria non riusciva a separare.

Lo spettrografo di Aston mostrò che il neon naturale era formato principalmente da due isotopi. Le successive misurazioni estesero la scoperta a numerosi altri elementi, rivelando che la presenza di isotopi non era un’eccezione legata soltanto alla radioattività, ma una caratteristica molto diffusa della materia.

Aston identificò oltre duecento isotopi naturali e formulò la cosiddetta regola del numero intero: assumendo come riferimento una massa appropriata, le masse degli isotopi risultavano prossime a valori interi. Le piccole deviazioni da questa regolarità avrebbero poi assunto un’importanza decisiva per comprendere l’energia di legame dei nuclei e il rapporto tra massa ed energia.

Due premi Nobel consecutivi

Anche i riconoscimenti assegnati ai due scienziati seguirono una sorprendente successione. Soddy ricevette il Premio Nobel per la Chimica del 1921 per i suoi studi sulla chimica delle sostanze radioattive e sull’origine e la natura degli isotopi. Aston ottenne quello del 1922 per la scoperta, mediante lo spettrografo di massa, degli isotopi di numerosi elementi non radioattivi e per la formulazione della regola del numero intero.

Le due motivazioni esprimono la complementarità delle loro ricerche. Soddy contribuì a modificare il concetto teorico di elemento, mostrando che la stessa identità chimica poteva comprendere specie atomiche fisicamente differenti. Aston fornì uno strumento capace di osservare e misurare quella differenza.

È un esempio significativo del modo in cui procede la scienza. Una nuova realtà può emergere prima come problema concettuale, nato da fenomeni che non rientrano nelle classificazioni esistenti, e successivamente diventare oggetto di misurazione diretta. Teoria e strumenti non avanzano separatamente: una domanda adeguata orienta l’esperimento, mentre una misura più precisa costringe a rivedere le categorie con cui interpretiamo il mondo.

Dagli isotopi alla medicina e alla storia della Terra

Gli isotopi sono oggi indispensabili in moltissimi settori della ricerca. Il carbonio-14 consente di datare resti organici e reperti archeologici; isotopi dell’ossigeno conservati nei ghiacci, nei sedimenti e nei gusci fossili aiutano a ricostruire le temperature e i climi del passato. Il confronto tra differenti rapporti isotopici permette inoltre di studiare l’origine delle acque, i cicli geochimici e i movimenti delle popolazioni antiche.

In medicina, alcuni radioisotopi vengono impiegati nella diagnostica e nella terapia. Il tecnezio-99m è utilizzato in numerosi esami di medicina nucleare, mentre lo iodio-131 può servire nella diagnosi e nel trattamento di patologie della tiroide. Altri isotopi consentono di seguire il percorso di determinate molecole nell’organismo, trasformandosi in traccianti di processi altrimenti difficili da osservare.

Gli isotopi hanno anche un ruolo essenziale nello studio dell’energia nucleare e delle stelle. La distinzione tra uranio-235 e uranio-238, chimicamente quasi identici ma dotati di proprietà nucleari differenti, è decisiva per comprendere la fissione. Le abbondanze isotopiche osservate nell’universo raccontano invece i processi attraverso i quali le stelle producono gli elementi e li diffondono nello spazio.

La scoperta di Aston e Soddy ha così collegato la struttura più piccola della materia alla storia del pianeta, alla medicina, all’archeologia e all’evoluzione cosmica.

Essere uguali senza essere identici

Gli isotopi suggeriscono anche una riflessione sul significato scientifico dell’identità. Un elemento non è definito dalla perfetta uniformità di tutti i suoi atomi, ma da una proprietà fondamentale condivisa: il numero dei protoni. Intorno a questo nucleo di identità possono esistere differenze reali nella massa, nella stabilità e nel comportamento nucleare.

Non si deve trasformare una caratteristica della materia in una facile metafora dell’esistenza umana. Tuttavia, la storia degli isotopi insegna qualcosa sul modo in cui la conoscenza costruisce le proprie classificazioni. Dire che due oggetti appartengono alla stessa categoria non significa affermare che siano indistinguibili sotto ogni aspetto. L’identità dipende dal livello al quale osserviamo e dalle proprietà che consideriamo essenziali.

Per la chimica, isotopi diversi possono appartenere allo stesso elemento; per la fisica nucleare, le loro differenze sono decisive. Non esiste contraddizione, perché le due discipline pongono domande differenti alla stessa realtà.

Aston e Soddy, nati a un solo giorno di distanza, svelarono questa pluralità nascosta seguendo percorsi complementari. Il loro lavoro mostrò che anche ciò che appare elementare possiede una struttura interna e che l’ordine della natura non coincide necessariamente con l’uniformità. Gli atomi dello stesso elemento possono condividere una precisa identità chimica senza essere tutti fisicamente uguali: una scoperta che ha cambiato la scienza e reso più profonda la nostra comprensione della materia.

Immagine originale elaborata con IA.