"Principi fisici alla base della formazione delle immagini radiologiche"

Transcript

1 "Principi fisici alla base della formazione delle immagini radiologiche" 1

2 Capitolo 1 Introduzione alle radiazioni 2

3 Le radiazioni Con il termine di radiazioni si comprendono comunemente alcuni fenomeni, tra loro differenti, che hanno in comune il trasporto di energia nello spazio. L'energia trasportata dalla radiazioni viene ceduta quando la radiazione è assorbita dalla materia attraversata. Per es. Aumento di temperatura in prossimità del punto dove è avvenuto l assorbimento 3

4 Le radiazioni Sono radiazioni, ad esempio, la luce visibile, le onde radiotelevisive, le emissioni di particelle o di fotoni (X o γ) da parte di un elemento radioattivo. Le radiazioni possono anche essere distinte in corpuscolate ossia dotate di massa come le particelle cariche elettricamente e i neutroni, e non corpuscolate, come i fotoni ( X o γ) che non hanno nè massa nè carica. 4

5 Le radiazioni L assorbimento di radiazione da parte della materia attraversata può provocare non solo un aumento di temperatura ma anche che la luce impressioni una pellicola fotografica ( reazioni fotochimiche); all organismo umano vengano inferti danni dalle radiazioni piu energetiche ( rottura di legami chimici). 5

6 Le radiazioni Le radiazioni più energetiche possono, quindi, esercitare un azione lesiva sull organismo, diretta conseguenza dei processi fisici di eccitazione e ionizzazione degli atomi e delle molecole dei tessuti biologici colpiti dagli urti delle particelle con la materia. In relazione all energia posseduta e, quindi, agli effetti prodotti sulla materia attraversata, le radiazioni si distinguono in: Radiazioni ionizzanti. Radiazioni non ionizzanti. 6

7 Le radiazioni ionizzanti Quando una radiazione ha energia sufficiente può ionizzare il mezzo, nel nostro caso il tessuto, attraversato, ossia produrre cariche positive e negative. A seconda che la ionizzazione del mezzo colpito da radiazione, ovvero irradiato, avvenga per via diretta o indiretta le radiazioni ionizzanti vengono distinte in: radiazioni direttamente ionizzanti e radiazioni indirettamente ionizzanti. 7

8 Come si misura l energia delle radiazioni? L'energia delle radiazioni si misura in elettronvolt (ev) 1 ev è l'energia che una carica elettrica unitaria (come un elettrone) acquista attraversando una differenza di potenziale (d.d.p.) di 1 Volt. 8

9 L energia delle radiazioni Multipli dell ev sono: il kev (1.000 ev =10 3 ev), il MeV ( ev = 10 6 ev), il GeV ( ev = 10 9 ev). 9

10 La radiazione elettromagnetica La radiazione elettromagnetica si propaga per mezzo di onde trasversali con velocità nel vuoto c = m/s e in un mezzo di indice di rifrazione n, v = c/n. La radiazione ha tre caratteristiche fondamentali: Intensità o Ampiezza Lunghezza d onda, λ, (o frequenza ν = c/nλ) Polarizzazione 10

11 Onde elettromagnetiche ONDE RADIO λ = 1km 10cm trasmissioni radio-televisive MICROONDE λ = 10cm 1mm radar, telefono, forni IR - VISIBILE - UV λ = 1mm 10-9 m calore, luce, reazioni chimiche RAGGI X RAGGI GAMMA λ = m radiografie 11

12 Onde Un onda è caratterizzata da una lunghezza d onda e da un ampiezza lunghezza d onda (λ) ampiezza La radiazione elettromagnetica trasporta un energia che aumenta al diminuire della sua lunghezza d onda 12

13 energia frequenza Spettro delle onde elettromagnetiche Lo spettro elettromagnetico nelle scale di: Lunghezze d onda, λ Frequenza, ν=c/λ Energia, E=hν dove l energia è espressa in electronvolt (ev) 1 ev = J Lunghezza d onda 13

14 Spettro delle onde elettromagnetiche Visibile 1666 Newton disperde la luce visibile con un prisma. Il visibile è prodotto da transizioni degli elettroni di atomi e molecole e da corpi molto caldi. 14

15 Spettro delle onde elettromagnetiche Onde radio e microonde 1885 Hertz scopre le onde radio. Le onde radio sono prodotte da dispositivi elettrici e elettronici. 15

16 Spettro delle onde elettromagnetiche Raggi X e Raggi γ Roentgen scopre i raggi X Rutherford identifica i raggi γ I raggi X sono prodotti nelle transizioni elettroniche negli atomi di elettroni di shell interne. I raggi γ sono prodotti nelle reazioni nucleari. 16

17 Spettro delle onde elettromagnetiche Infrarosso 1800 Herschel mostra che la radiazione solare si estende nell infrarosso. L infrarosso è prodotto da transizioni rotazionali e vibrazionali delle molecole e da corpi caldi. 17

18 Spettro delle onde elettromagnetiche Ultravioletto (UV) 1801 Ritter in modo analogo all IR scopre la luce ultravioletta. L UV è prodotto da transizioni elettroniche di atomi ionizzati. 18

19 Lo spettro elettromagnetico LUNGHEZZA D ONDA (m) 1fm 1pm 1nm 1μm 1mm 1m RAGGI GAMMA RAGGI X ULTRA- VIOLETTO INFRA- ROSSO MICRO- ONDE ONDE RADIO ENERGIA VISIBILE 19

20 Spettro elettromagnetico Lunghezze d onda (λ) crescenti Infrarosso rosso arancione giallo verde blu violetto ultravioletto Esempio: calore esempio: lettino solare Energie (frequenze ν) crescenti 20

21 Colori e lunghezza d onda L occhio umano è sensibile solo ad una piccola parte dello spettro elettromagnetico: la luce VISIBILE COLORE violetto azzurro verde giallo arancione rosso LUNGHEZZA D ONDA (nm) Ciascun colore corrisponde ad una radiazione elettromagnetica di diversa lunghezza d onda 21

22 Master in Verifiche di qualità in radiodiagnostica, medicina nucleare e radioterapia Capitolo 2 Cenni alla Composizione e Struttura dell atomo 22

23 Atomi, Molecole, e Ioni L idea di Atomo è antica come la civiltà occidentale (Democrito e Leucippo, 400 a.c.) anche se per Aristotele tutto era riconducibile a 4 elementi: acqua, terra, aria e fuoco. Soltanto negli ultimi 15 anni è divenuto possibile vedere singoli atomi. Esempio: atomi di Carbonio all interno della grafite: 1Å=10-10 m 23

24 L Atomo di Dalton La comprensione moderna della materia non è emersa fino al 1806 quando John Dalton presentò la sua teoria atomica : Ciascun elemento chimico è composto di atomi. Gli atomi di un dato elemento sono tutti gli stessi. Atomi di diversi elementi sono diversi. Durante una reazione chimica gli atomi coinvolti non si creano nè si distruggono. I composti chimici si formano quando atomi di 2 o più elementi si combinano insieme. 24

25 Legge delle Proporzioni Multiple Nei composti degli elementi A e B le masse di A e B stanno in un rapporto rappresentato da numeri interi piccoli. 8 g ossigeno Acqua (H 2 O): 1 g idrogeno Acqua Ossigenata 16 g ossigeno (Perossido di Idrogeno H 2 O 2 ): 1 g idrogeno L acqua ossigenata deve contenere il doppio della quantità di ossigeno contenuta nell acqua, in quanto non si possono aggiungere parti di atomo ma solo multipli interi di essi. 25

26 La scoperta della struttura dell Atomo Intorno alla metà del 1800 particelle cariche negativamente e chiamate elettroni furono scoperte da J.J. Thomson, che ne misurò il rapporto massa/carica elettrica utilizzando un tubo a raggi catodici, dispositivo da lui inventato. Lastre cariche elettricamente Alta Tensione magnete Tracce elettroniche Schermo fluorescente 26

27 La massa e la carica dell elettrone La carica, negativa, dell elettrone fu misurata da Robert Millikan nel corso di un esperimento passato alla storia (1909). Conseguenza: Tutte le cariche elettriche esistenti in Natura sono multipli interi della carica dell elettrone. Risultò che la massa di un elettrone è circa 2000 volte più piccola di quella dell atomo più leggero (idrogeno). 27

28 Esperimento di Thomson (1897) - Generatore di Tensione + Tubo a Vuoto Elettrodi Metallici 28

29 Esperimento di Thomson - Generatore di tensione + Dall elettrodo negativo (catodo)) a quello positivo (anodo) si stabilisce una corrente elettrica ovvero un moto ordinato di un fascio di cariche elettriche negative. 29

30 Esperimento di Thomson Generatore di tensione Campo elettrico extra - Aggiungendo un campo elettrico extra + 30

31 Esperimento di Thomson Generatore di tensione + Campo elettrico extra - Thomson trovò che i portatori mobili di carica (la corrente) erano carichi negativamente 31

32 Esperimento di Thomson Proprietà dei raggi catodici: Viaggiano in linea retta Penetrano attraverso piccoli spessori di materia Trasportano carica negativa Sono deviati da campi magnetici ed elettrostatici Hanno elevata energia cinetica Risultati dell esperienza di Thomson: e/m = C/g v ~ c/10 = cm/s (e/m) el = 1800 (e/m) H 32

33 Atomo di Thomson Fatti sperimentali salienti: Scoperta dell elettrone. Insuccesso nella scoperta di un analoga carica positiva. Neutralità elettrica dell atomo Modello a panettone dell atomo elettroni Carica positiva 33

34 pezzi mancanti nel puzzle atomico Oggigiorno sappiamo che un atomo, oltre agli elettroni contiene anche: Protoni carichi positivamente e 1840 volte più massicci degli elettroni. Neutroni neutri ma con all incicrca la stessa massa dei protoni. Ma dove si trovano? 34

35 Esperimento di Rutherford Ernest Rutherford fisico inglese. (1910) Partì dall assunzione che il modello di Thomson fosse corretto. Provò a misurare l estensione spaziale di un atomo. Utilizzò la radioattività, cioè particelle α, cariche positivamente, rilasciate dall Uranio. Rutherford le usò come proiettili, sparandoli contro una lamina d oro, usata come bersaglio, sottilissima, spessa solo qualche strato atomico, e verificando il loro punto di impatto su di uno schermo fluorescente. 35

36 Esperimento di Rutherford blocco di piombo Uranio schermo fluorescente lamina d oro setup sperimentale 36

37 Ciò che Rutherford si aspettava era che: Le particelle α passassero attraverso la lamina senza deviare apprezzabilmente dalla loro traiettoria. Perchè le cariche positive erano distribuite uniformemente in tutto il volume atomico. In poche parole, secondo Rutherford, l esperimento avrebbe dovuto svolgersi così: 37

38 Rutherford si aspettava che 38

39 Perchè 39

40 Perchè, secondo il modello di Thomson dell Atomo la massa dell atomo (regione verde) carica positivamente doveva essere distribuita uniformemente all interno del volume atomico. 40

41 Bombardando più atomi di oro doveva succedere qualcosa di simile 41

42 invece, Rutherford osservò che 42

43 Spiegazione di Rutherford del risultato sperimentale ottenuto: l atomo risulta praticamente vuoto; Contiene, nel centro, un pezzettino di materia (nucleo), molto denso e dotato di carica elettrica positiva, in + cui è concentrata l intera massa; Le particelle α (cariche positivamente) se si avvicinano abbastanza al nucleo vengono deviate in modo sostanziale. 43

44 Infatti + 44

45 Modelli atomici Modello di Thomson (uva passa nel panettone) La struttura dell Atomo attuale Protoni (carica +) Elettroni (carica -) Neutroni (non carichi) Modello di Rutherford (planetario) 45

46 L Atomo e la sua Densità La maggior parte delle particelle α, cariche +, passano indisturbate: perciò, la quasi totalità del volume dell atomo deve essere praticamente vuota. Le deviazioni dei proiettili incidenti, quando avvengono, sono significative: perciò l atomo deve contenere un pezzo di materia carico positivamente, piccolo e massiccio. Conclusioni : volume piccolo, massa elevata e, quindi, elevata densità. Rutherford aveva scoperto il nucleo dell atomo. 46

47 L Atomo è quindi praticamente vuoto; È suddiviso in due regioni: A. Nucleo, carico + : protoni e neutroni B. Nuvola elettronica, carica - : lo spazio dove può essere trovato un elettrone. L Atomo Moderno 47

48 Dimensioni tipiche dell atomo Nucleo Elettroni 10-4 Å 1-5 Å 48

49 Dimensioni tipiche dell atomo Se un atomo si estendesse occupando uno stadio da calcio (100 m) il suo nucleo avrebbe le dimensioni di una biglia di vetro (1 cm). La densità di materia all interno del nucleo contenente l intera massa dell atomo è dell ordine di g/cm 3!!!!! ρ aria 10-3 g/cm 3 (a 20 o C e pressione atmosferica) ρ sangue 1g/cm 3, ρ ferro 8 g/cm 3 49

50 L Atomo E la più piccola parte della materia che conserva le proprietà chimiche di un elemento. E composto da un nucleo centrale, circondato da elettroni che orbitano attorno ad esso. 50

51 Il Nucleo Elettricamente positivo, presenta densità molto elevata e, pur occupando solo la centomillesima parte circa del volume dell'atomo, costituisce la quasi totalità della sua massa. E' composto da particelle, chiamate nucleoni, che si suddividono in protoni, carichi positivamente e neutroni, elettricamente neutri. 51

52 Il Nucleo Il protone (p + ) possiede una massa circa 1835 volte maggiore di quella dell'elettrone e carica elettrica positiva unitaria, uguale a quella di un elettrone ma di segno opposto. Il neutrone (n ) possiede massa circa 1837 volte maggiore di quella dell'elettrone e non possiede carica elettrica. 52

53 Il Nucleo Il numero di protoni, detto Numero Atomico o Z, determina: a) il numero di elettroni orbitali dell'atomo elettricamente neutro b) l'elemento chimico. Per esempio, ogni atomo con un solo protone, è Idrogeno (H), indipendentemente dal suo numero di neutroni o di elettroni, così come ogni atomo con 43 protoni è un'atomo di Tecnezio (Te). 53

54 Tavola periodica degli elementi Z numero di protoni gruppo periodo 54

55 Notazione simbolica per gli elementi chimici N.ro di Massa A c carica X N.ro Atomico Z X è il simbolo dell elemento chimico. Il numero atomico Z è Il numero di massa A è 55

56 Nuclidi Simbolo dell elemento X, numero di massa A e numero atomico Z. Il simbolo nel suo complesso indica quello che in fisica nucleare è definito nuclide. A Z 56

57 RG1 Esercizio 1 Determinare il numero di protoni numero di neutroni numero di elettroni numero atomico numero di massa 19 9 F 57

58 Diapositiva 57 RG1 Fluoro Roberti Giuseppe; 08/04/2008

59 RG2 Esercizio 2 Determinare il numero di protoni numero di neutroni numero di elettroni numero atomico numero di massa Br 58

60 Diapositiva 58 RG2 Bromo Roberti Giuseppe; 08/04/2008

61 Esercizio 3 Se un elemento chimico è caratterizzato da un numero atomico 34 ed un numero di massa 78 determinare: Numero di protoni Numero di neutroni Numero di nucleoni Simbolo del nuclide 59

62 Esercizio 4 Se un elemento chimico contiene 91 protoni e 140 neutroni, determinare: Numero di massa Numero atomico Numero di elettroni Simbolo del nuclide 60

63 Esercizio 5 Se un elemento chimico contiene 78 elettroni e 117 neutroni, determinare: Numero di massa Numero atomico Numero di protoni Simbolo del nuclide 61

64 Isotopi Atomi dello stesso elemento chimico, cioè con lo stesso Z possono avere un numero differente di neutroni. Quindi, per uno stesso elemento chimico: sono possibili differenti numeri di massa Atomi con diverso numero di massa sono detti isotopi 62

65 L Idrogeno e i suoi isotopi Ad esempio, gli isotopi dell'idrogeno sono: l'idrogeno comune ( 1 H) che ha 1 p (Z=1) e 0 n (A=1) ed è il più abbondante in natura; il deuterio ( 2 H) che ha 1 p (Z=1) e 1 n (A=2) ed è presente in natura anche se raro (lo 0.8% dell'idrogeno naturale); il trizio ( 3 H) che ha 1 p (Z=1) e 2 n (A=3), esiste solo perché prodotto artificialmente ed è fisicamente instabile. 63

66 Esercizio 6 Indicare il numero di massa per i seguenti isotopi: carbonio- 12 carbonio -14 uranio

67 Come si misura la Massa di un Atomo? L unità di misura è l Unità di Massa Atomica (a.m.u.) 1 a.m.u. corrisponde ad 1/12 della massa di un atomo di Carbonio-12. poichè ciascun isotopo ha la sua propria massa atomica se vogliamo la massa di un elemento dobbiamo considerare il suo valore medio tenendo conto delle abbondanze relative di ciascun isotopo (media ponderata) 65

68 Esempio di media ponderata Supponiamo di avere 5 rocce, 4 con una massa di 50 g, ed 1 con una massa di 60 g. Qual è la massa media delle rocce? Massa totale = 4 x x 60 = 260 g Massa media = (4/5) x 50 +(1/5) x 60 = 52 g 66

69 Esempio di media ponderata Infatti massa media = 0.8 x x 60 = 52 g Percentualmente: l 80% delle rocce ha una massa di 50 g il 20% delle rocce ha una massa di 60 g 67

70 Esercizio 7 Calcolare la massa atomica del rame, sapendo che il rame ha due isotopi, dei quali il 69.1% ha una massa pari a a.m.u. ed il rimanente ha una massa di a.m.u. 68

71 Esercizio 8 Il Magnesio ha 3 isotopi. Il 78.99% magnesio - 24 con una massa di amu, Il 10.00% magnesio - 25 con una massa di amu, ed Il resto magnesio - 26 con una massa di amu. Qual è la massa atomica del magnesio? N.B. se non detto esplicitamente, il numero di massa dell isotopo corrisponde sempre al valore intero della massa dell isotopo espressa in a.m.u. 69

72 Isotopi Sono isotopi due o più forme di uno stesso elemento, che presentano quindi lo stesso numero atomico [Z], con diverso numero di massa [A]. In altre parole, hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. Gli isotopi di un dato elemento quindi presentano tutti le stesse caratteristiche chimiche, anche se possono essere: fisicamente stabili (non radioattivi) oppure instabili (radioattivi). 70

73 Spettrometro di Massa Campioni ionizzati allo stato di vapore Nel campo elettrico M v 2 /2 = Z ΔV (1) Nel campo magnetico M v 2 / R = B Z v Inserendo la (1) nella (2) 71 (2) 2 ΔV / R = B v v = 2 ΔV / B R (3) Inserendo la (3 ) nella (1) M / Z = R 2 B 2 / 2 ΔV

74 72

75 Isotopi naturali Molti elementi, a eccezione di berillio, alluminio, fosforo e sodio, sono costituiti nel loro stato naturale da una miscela di due o più isotopi. Il peso atomico di un elemento è allora la media ponderata dei pesi atomici dei singoli isotopi. Tutti gli isotopi degli elementi che hanno peso atomico maggiore di 83, e che si trovano oltre il bismuto nella tavola periodica, sono radioattivi, mentre gli isotopi più leggeri sono, nella maggior parte dei casi, stabili. Globalmente si conoscono circa 280 isotopi naturali stabili. 73

76 Isotopi artificiali Gli isotopi radioattivi artificiali, noti come radioisotopi, furono scoperti per la prima volta nel 1933 dai fisici francesi Irène e Frédéric Joliot-Curie. Possono essere preparati in acceleratori di particelle, bombardando i nuclei degli atomi stabili con particelle nucleari come neutroni, elettroni, protoni e particelle α. 74

77 Isotopi e altri iso- In base ad A, Z e N i nuclidi possono classificarsi in: Isotopi Isobari Isotoni Isomeri 75

78 Isobari Sono detti isobari elementi differenti (diverso numero atomico, diverso Z), che hanno lo stesso numero di massa atomico (uguale A). In altre parole, presentano: lo stesso numero di nucleoni, diverso numero di protoni e diverse caratteristiche chimiche. Non trovano impiego in Medicina Nucleare. 76

79 Esempio di Isobari I Xe Z N A Isobars

80 Isomeri Sono forme di uno stesso elemento, identiche nella composizione nucleare (Z e A uguali), che si differenziano per lo stato di eccitazione del nucleo. Alcuni elementi, infatti, rimangono in stato eccitato per un tempo misurabile (da s fino ad alcune ore) prima di decadere ad un livello energetico inferiore attraverso un'emissione di fotoni γ per transizione isomerica. Tale condizione è detta "stato metastabile". 78

81 Esempio di Isomeri Un isomero di fondamentale importanza in medicina nucleare è il Tecnezio 99 metastabile Tc) ( 99m 99m Tc 99 m Tc 99 Tc «energy» Z N Isomers A

82 Isotoni Sono detti isotoni quegli elementi differenti (diverso Z) contenenti lo stesso numero di neutroni (diverso A). Differiscono dunque anche per le caratteristiche chimiche. Non trovano impiego in Medicina Nucleare. 80

83 Esempio di Isotoni I Xe Z N A Isotones

84 Differenze tra isotopi, isobari, isotoni e isomeri Z A n.ro Neutroni proprietà chimiche Isotopi uguale diverso diverso uguali Isobari diverso uguale diverso diverse Isotoni diverso diverso uguale diverse Isomeri uguale uguale uguale uguali 82

85 Esercizio 9 Dal seguente gruppo di nuclidi, selezionare I sottogruppi di isotopi, isotoni e isobari: A= Ni Co 59 Fe Ni Fe Z= N=

86 Il Nucleo I nucleoni, all interno del nucleo si caratterizzano dal punto di vista energetico mediante 4 numeri quantici: n numero quantico principale che determina l'energia del nucleone nell'orbita. l numero quantico azimutale che caratterizza la forma dell'orbita. j numero quantico che esprime la direzione di rotazione del nucleone sul suo asse (spin). m numero quantico magnetico in relazione con l'orientazione dell'orbita nello spazio. Principio di esclusione di Pauli: su ogni orbita nucleare permessa non possono muoversi insieme più di un protone e di un neutrone. 84

87 Stabilità nucleare La forza che mantiene unite i nucleoni del nucleo è la forza nucleare forte. Il suo raggio di azione caratteristico è paragonabile alle dimensioni del nucleo. Essa prevale sulla forza elettrostatica che provoca la repulsione tra i protoni, elettricamente positivi. 85

88 Stabilità nucleare Con l'aumentare della massa atomica, cioè del numero di massa A, le distanze tra i protoni aumentano, a causa della reciproca repulsione elettrostatica. Pertanto, al crescere del numero di massa A, è necessario per ottenere la stabilità nucleare che si realizzi una prevalenza numerica dei neutroni rispetto ai protoni. 86

89 Legame Nucleare L'energia di legame necessaria alla coesione dei nucleoni proviene dalla trasformazione di parte della massa di questi ultimi e corrisponde alla differenza fra la massa che essi hanno quando sono legati nel nucleo e la somma delle masse che essi, invece, avrebbero se fossero liberi. Tale massa mancante è trasformata in energia di legame secondo la relazione di equivalenza massa energia, scoperta da Einstein 1 a.m.u. corrisponde a 931 MeV di energia. 87

90 Stabilità degli isotopi Esistono circa 300 isotopi stabili degli elementi. Trends nella stabilità nucleare: 1. Per gli elementi con un numero di protoni compreso tra 1-20, i nuclei stabili hanno circa 1 neutrone per ogni protone. 2. Per gli elementi con più protoni, il rapporto tra neutroni e protoni aumenta fino ad 1.5 fino al nucleo stabile più grande. 3. Gli isotopi con più di 83 protoni sono instabili. 4. Gli elementi con un numero pari di elettroni hanno più isotopi di quelli con un numero dispari. 88

91 Energia nucleare La stabilità nucleare relativa viene misurata come energia di binding (energia di legame). E l energia necessaria per tenere unito il nucleo. Quando Z protoni e N neutroni si combinano per formare nuclei più grandi, il nucleo X formato ha una massa più piccola della somma delle particelle che lo compongono: M X < Z M P + N M N Il difetto di massa ΔM è ΔM = Z M P + N M N M X L energia di legame è data dalla formula E = mc 2, cioè Energia di binding = (difetto di massa) c 2 Per confrontare la stabilità di differenti nuclei, si confrontano le perdite di massa per ciascun nucleo, diviso il numero di particelle che esse contengono. Le energie di binding sono molto maggiori delle energie tipiche delle reazioni chimiche. Perciò le reazioni chimiche non coinvolgono variazioni nella composizione nucleare. 89

92 Radionuclidi In natura esistono circa 1300 nuclidi diversi a fronte di circa solo un centinaio di elementi chimici. Tali nuclidi si possono ottenere combinando i possibili valori di Z (da 1 a 102) con i possibili valori di A (da 1 a 260). L 80% di questi nuclidi ha una composizione nucleare che li rende energeticamente instabili. Tali specie nucleari sono chiamati radionuclidi. Raggiungono la condizione di stabilità energetica attraverso l'emissione di radiazione corpuscolata o elettromagnetica. 90

93 Tabella riassuntiva delle caratteristiche delle Particelle Subatomiche Nome Simbolo Carica Massa relativa Massa effettiva (kg) Elettrone e / x Protone p x Neutrone n x

94 Tabella riassuntiva delle caratteristiche delle Particelle Subatomiche (2) Nome Simbolo Massa (a.m.u.) Elettrone e Protone Neutrone p + n

95 Appendice: Capitoli 1 e 2 Soluzioni esercizi proposti 93

96 Soluzione esercizio proposto 1 numero di protoni: Z = 9 numero di neutroni: A Z = 10 numero di elettroni: Z numero atomico: Z numero di massa: A = 19 94

97 Soluzione esercizio proposto 2 numero di protoni: Z = 35 numero di neutroni: A Z = 45 numero di nucleoni: A 95

98 Soluzione esercizio proposto 3 numero di protoni: Z = 34 numero di neutroni: A Z = 44 numero di elettroni: Z numero atomico: Z X numero di massa: A = 78 96

99 Soluzione esercizio proposto 4 numero di massa: A = 231 numero atomico: Z = 91 numero di elettroni: Z X 97

100 Soluzione esercizio proposto 5 numero di massa: A = 195 numero atomico: Z = 78 numero di protoni: Z X 98

101 Soluzione esercizio proposto 6 Per il carbonio -12: A =12 Per il carbonio -14: A =14 Per l uranio 235: A =

102 Soluzione esercizio proposto 7 Tecnica della massa ponderata: Massa (Cu) = x x = a.m.u. dove e sono le abbondanze relative dei due isotopi del rame. 100

103 Soluzione esercizio proposto 8 Tecnica della massa ponderata: Massa (Mg) = x x x = = a.m.u. dove , 0.1 e sono, ispettivamente le abbondanze relative dei tre isotopi del magnesio. 101

104 Soluzione esercizio proposto 9 isotopi Z= [ 60 Ni, 61 Ni] [ 59 Fe, 58 Fe] isotoni N= [ 59 Fe, 60 Co, 61 Ni] [ 58 Fe, 60 Ni] isobari A= [ 60 Ni, 60 Co] 102