Buongiorno, oggi è il 6 marzo.
Il 6 marzo 1869 Dimitrij Mendeleev presentò la relazione *L'interdipendenza fra le proprietà dei pesi atomici degli elementi" alla Società Chimica Russa, che aveva fondato con altri quello stesso anno.
Non vi è laboratorio o aula di chimica al mondo in cui non sia esposta una copia del Sistema Periodico degli elementi: uno strumento essenziale per lo studio della chimica perché racchiude in sé, caso unico nel campo delle scienze naturali, buona parte delle conoscenze relative a questa disciplina.
La storia del Sistema Periodico (o Tavola) degli elementi chimici inizia più di centocinquanta anni fa e nonostante l’opera abbia subito aggiustamenti e miglioramenti via via che la scienza progrediva non ne è stata peraltro modificata la struttura originaria. Nemmeno le due teorie fondamentali del XX secolo, ossia la relatività di Albert Einstein e la meccanica quantistica di Max Planck, sono valse ad intaccare le basi strutturali dello schema elaborato dal suo ideatore.
La necessità di mettere ordine all’interno degli elementi chimici apparve impellente intorno alla metà dell’Ottocento quando l’elenco si arricchì di molti nuovi arrivi mentre nel frattempo si andava accumulando un gran numero di dati relativi alle proprietà chimiche e fisiche degli elementi che erano già stati isolati. Nel 1830 si conoscevano più di 50 elementi diversi e ci si chiedeva quanti ne rimanessero da scoprire. Gli elementi erano forse in numero infinito? Individuare un metodo per ordinarli in funzione delle loro caratteristiche peculiari forse avrebbe consentito anche la determinazione del loro numero.
Fra i primi scienziati che tentarono di mettere ordine fra gli elementi noti vi fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849). Egli nel 1828 aveva osservato che il bromo, un elemento scoperto due anni prima, era dotato di proprietà che sembravano essere intermedie fra quelle del cloro e quelle dello iodio. Non solo si notava in questi tre elementi una graduale variazione di alcune proprietà come il colore e la reattività, ma si era osservato anche che il peso atomico del bromo si trovava a metà strada fra quello del cloro e quello dello iodio. Poteva trattarsi di una coincidenza? Döbereiner andò alla ricerca di altri gruppi di tre elementi le cui proprietà si disponessero secondo una variazione regolare e in effetti notò che si assomigliavano fra loro anche litio, sodio e potassio, elementi detti metalli alcalini perché presenti in composti chiamati alcali (sostanze con proprietà opposte a quelle degli acidi); così pure si assomigliavano magnesio, calcio e stronzio, detti metalli alcalino-terrosi in quanto i loro ossidi (un tempo detti terre) avevano anch’essi proprietà alcaline; cloro, bromo e iodio, sono detti alogeni (dal greco: “generatori di sali”) perché si combinano direttamente con alcuni metalli generando sali, come ad esempio il cloruro di sodio (il comune sale di cucina). Döbereiner propose allora la "teoria delle triadi" ma non essendo stato in grado di rinvenire altri gruppi di tre elementi con caratteristiche simili, dovette rinunciare alla teoria così come era stata formulata. In realtà da questo tipo di classificazione non poteva sortire alcun risultato di carattere generale perché essa si limitava all'analisi separata di gruppi di elementi.
Il chimico inglese J. A. Reina Newlands (1837-1898) propose un sistema di classificazione basato sul peso atomico. Egli, disponendo gli elementi per peso atomico crescente, aveva notato che, con cadenza regolare, ad ogni otto di essi si ripetevano proprietà simili. Newlands, che aveva avuto un’educazione musicale, chiamò questa relazione "Legge delle ottave" per analogia con la scala musicale in cui l'ottava nota dà una percezione simile alla prima. Disponendo gli elementi in colonne verticali di sette unità quelli simili si venivano a trovare sistemati sulle stesse righe orizzontali. Il potassio, ad esempio, veniva a trovarsi vicino al sodio, il cloro cadeva sulla stessa riga di bromo e iodio e il magnesio si sistemava a fianco del calcio. In altre parole, le triadi scoperte da Döbereiner si posizionavano spontaneamente su righe orizzontali. La sua proposta però venne accolta con scetticismo, da qualcuno addirittura ridicolizzata, e alla fine fu scartata. Qualche cosa di simile aveva suggerito un paio d’anni prima il geologo francese Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois, ma anche la sua classificazione rappresentata con un grafico a spirale tracciato sulla superficie di un cilindro, la cosiddetta “vis tellurica” (cioè la vite della Terra), passò inosservata. Tali classificazioni contenevano invece il germe del criterio ordinatore che in seguito si sarebbe dimostrato quello giusto e infatti, molti anni più tardi, quando la Tavola Periodica di Mendeleev era stata universalmente accettata, i lavori del geologo francese e del chimico inglese ebbero riconoscimento ufficiale.
Non conseguì miglior fortuna il chimico tedesco Meyer il quale, mettendo in correlazione i pesi con i volumi atomici (in pratica con le dimensioni degli atomi), ottenne un grafico nel quale un certo numero di proprietà fisiche relative ai singoli elementi si ripetevano con regolarità. Egli pubblicò il suo lavoro nel 1870: troppo tardi, perché un anno prima il chimico russo Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907) aveva pubblicato un lavoro analogo.
Nel 1869 infatti Mendeleev pubblicò la sua "Tavola Periodica", una costruzione scientifica che rappresentò un lavoro di enorme importanza sia dal punto di vista pratico che teorico. Da un punto di vista pratico l'opera di Mendeleev costituì la base della chimica moderna, perché fornì un quadro sintetico di tutti gli elementi noti, rendendo anche ragione, in modo schematico, di analogie e differenze di comportamento. Da un punto di vista teorico essa fu un modello di indubbio valore e significato scientifico, soprattutto se si considera il fatto che venne prodotta quando le conoscenze sulla struttura intima della materia erano ancora molto scarse.
Il merito della scoperta della Tavola Periodica venne attribuito a Mendeleev invece che a Meyer non già per una semplice questione legata al ritardo della pubblicazione da parte dell’editore, ma per l’uso sensazionale che il chimico russo seppe fare del suo lavoro. Egli, con i pochi dati di osservazione di cui disponeva, dimostrando però doti di intuito veramente sorprendenti, riuscì ad ordinare i sessantatre elementi chimici noti a quel tempo in modo logico e coerente. Dallo schema proposto da Mendeleev trasse poi origine tutta una serie di applicazioni e di ricerche chimiche di gran lunga superiore alle poche nozioni sperimentali su cui il sistema stesso era stato edificato. L'alto valore euristico di un modello scientifico si manifesta proprio quando, da pochi elementi cognitivi di partenza, si riescono a gettare le basi per un'idea che si dimostrerà feconda di sviluppi imprevedibili e copiosi.
La valenza (da una parola latina che significa “forza”) ai tempi di Mendeleev veniva definita genericamente come il potere di combinazione degli atomi. Poiché si era osservato che l'atomo di idrogeno non si combinava mai con più di un solo atomo di un qualsiasi altro elemento, all'idrogeno venne assegnata, per convenzione, valenza uno.
Se ora, l'analisi ponderale attribuiva ad esempio al solfuro di idrogeno la formula H2S, voleva dire che lo zolfo esplicava valenza 2, in quanto tale elemento risultava combinato con due atomi di idrogeno. Allo stesso modo, dalla conoscenza della formula dell'acqua, H2O, appariva evidente la valenza 2 dell'ossigeno.
Per gli elementi che non davano composti con l'idrogeno la valenza veniva stabilita per via indiretta, in base alla capacità di sostituirsi o di equivalere ad atomi di idrogeno. Ad esempio, dalla formula CaS risultava evidente la valenza 2 del calcio (Ca), perché si poteva immaginare che nella formazione del composto un suo atomo avesse sostituito i due atomi di idrogeno in H2S. Potremmo quindi dare la seguente definizione di valenza valida per quei tempi: "Valenza di un elemento è il numero degli atomi di idrogeno con cui quell'elemento si combina o a cui si sostituisce per formare un composto."
L'esperienza, inoltre, metteva in luce che un elemento poteva possedere valenza diversa in composti diversi. Nel composto SO3, ad esempio, lo zolfo esplicava valenza 6, mentre nel composto SO2 lo zolfo presentava valenza 4. Fu chiamata “valenza limite” la valenza massima che un elemento poteva presentare nei diversi composti a cui prendeva parte.
Mendeleev, disponendo gli elementi in funzione del loro peso atomico crescente, notò che si venivano a formare spontaneamente, ad intervalli fissi e ricorrenti, gruppi di essi con proprietà chimiche e fisiche comuni.
Quando Mendeleev ordinò gli elementi all’interno della sua Tavola Periodica non aveva la minima idea del motivo per il quale gli stessi si andassero disponendo spontaneamente secondo famiglie con proprietà analoghe e difatti solo dopo la scoperta della struttura intima degli atomi si ebbe la spiegazione di questa regolarità.
Fra il 1906 e il 1908 il grande fisico neozelandese Ernest Rutherford (1871-1937), a quel tempo insegnante presso l’Università di Manchester in Inghilterra, compì una serie di esperimenti che mostravano come la maggior parte della massa dell’atomo fosse concentrata al centro di esso in un corpuscolo di dimensioni molto piccole rispetto a quelle dell’atomo intero. Le esperienze di Rutherford consistevano nel lanciare particelle a (nuclei dell’atomo di elio) contro sottili lamine di metalli diversi e nell’osservare la direzione che questi proiettili assumevano dopo aver attraversato il bersaglio. Egli notò che la maggior parte delle particelle alfa attraversava il foglio metallico senza subire deviazioni mentre una piccola parte di esse defletteva dalla sua traiettoria rettilinea. Dalle deviazioni osservate il fisico neozelandese dedusse non solo la presenza di corpuscoli all’interno dell’atomo ma anche il valore della massa e della carica elettrica da essi posseduta.
In precedenza il fisico inglese Joseph John Thomson (1856-1940) aveva estratto dalla materia gli elettroni, particelle praticamente senza massa ma con carica elettrica negativa. Ora, poiché l’atomo nel suo complesso è neutro, Rutherford immaginò che ad ogni unità di carica positiva (oggi identificata con il protone) corrispondesse la carica negativa di un elettrone. Il numero delle cariche positive del nucleo pari a quello degli elettroni sistemati intorno ad esso venne chiamato numero atomico e simboleggiato con la lettera Z.
Negli anni 1913-1914 il fisico inglese Henry G. J. Moseley (1887-1915) misurando la lunghezza dell’onda dei raggi X che uscivano da elementi di diversa natura bombardati da elettroni veloci, scoprì che nell’atomo esisteva una quantità fondamentale il cui valore aumentava regolarmente nel passare da un elemento a quello successivo della Tavola Periodica. Se, ad esempio, due elementi creduti adiacenti nella Tavola Periodica davano origine a raggi X le cui lunghezze d'onda differivano del doppio del previsto, fra loro doveva trovarsi un elemento ancora sconosciuto; se differivano del triplo, gli elementi da inserire dovevano essere due. Se invece i raggi X di due elementi adiacenti differivano della misura prevista, si poteva essere certi che fra di essi non doveva essere inserito alcun nuovo elemento. Il posto (o numero d’ordine) di ogni elemento all’interno del Sistema Periodico coincideva con il valore della carica elettrica posseduta dal nucleo dell’atomo di quel determinato elemento e questo a sua volta corrispondeva al numero di elettroni necessari per bilanciare la carica del nucleo stesso. Il vero responsabile delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi non era quindi il loro peso, ma il numero degli elettroni presenti negli atomi di quegli elementi. Questa quantità, come già sappiamo, venne chiamata “numero atomico” e adottata come il vero principio ordinatore del Sistema Periodico. Moseley morirà in combattimento presso Gallipoli all’inizio della prima guerra mondiale durante l’invasione inglese della Turchia. Probabilmente quella morte precoce defraudò il giovane fisico anche del premio Nobel.
Grazie al lavoro dello sfortunato talento inglese fu così definitivamente acquisito dalla chimica che la base teorica su cui in realtà poggiava la classificazione degli elementi, andava ricercata nella carica elettrica posseduta dai nuclei e nella conseguente struttura elettronica degli atomi. Successivamente si scoprì che dalla disposizione degli elettroni intorno al nucleo derivava anche la spiegazione del significato chimico che il Sistema Periodico conteneva. La configurazione elettronica degli atomi darà quindi giustificazione del raggruppamento spontaneo degli elementi aventi proprietà analoghe e attribuirà i motivi di tale comportamento alle caratteristiche elettroniche degli atomi degli elementi stessi.
La moderna Tavola Periodica degli elementi è stata ottenuta tenendo conto anche delle conoscenze della struttura atomica effettuate all'inizio dello scorso secolo. Essa ricalca, nelle linee essenziali, la precedente Tavola di Mendeleev, conservando la suddivisione in periodi e gruppi, ma si arricchisce ulteriormente di una struttura a blocchi.
Agli inizi del ventesimo secolo grazie soprattutto al criterio di classificazione conseguente al lavoro di Moseley fu possibile prevedere esattamente quanti elementi rimanessero ancora da scoprire essendo ormai chiaro che fra l’idrogeno e l’uranio (che si riteneva essere l’ultimo elemento esistente in natura) dovesse trovarsi solo un numero limitato e definito di essi. Nel 1913 erano già stati occupati tutti i posti del Sistema Periodico tranne sette: rimanevano vuote la caselle con i numeri 43, 61, 72, 75, 85, 87 e 91.
Nel 1917 fu scoperto il protoattinio (numero atomico 91); nel 1923 venne isolato l’afnio (numero atomico 72) e nel 1925 toccò al renio (numero atomico 75). A tale data non rimanevano quindi da scoprire che quattro elementi. Ora, poiché tutti quelli noti fra il numero 84 e il numero 92 erano radioattivi, ci si aspettava che lo fossero anche l’85 e l’87, ma non il 43 e il 61, che si riteneva invece dovessero essere stabili come lo erano quelli che stavano loro intorno: guidati da questo convincimento, i fisici si misero a cercarli fra le rocce.
Com’era facilmente prevedibile, fin dal 1828 furono in molti a dichiarare di avere individuato gli elementi mancanti, ma si trattò sempre di falsi allarmi. L’unica eccezione è rappresentata dai coniugi Noddack (Ida Tacke e Walter), gli stessi chimici che alcuni anni prima avevano scoperto il renio, i quali annunziarono di aver isolato l’elemento 43 a cui dettero il nome di masurio (in onore di Masuren una regione della Prussia orientale). Essi dichiararono di essere riusciti ad estrarre da una grande quantità di minerali di uranio una frazione di milligrammo del nuovo elemento che identificarono in base all’emissione di raggi X, cioè in pratica applicando la legge di Moseley. Questa prova però, a quel tempo, non era giudicata sufficiente per il riconoscimento di un elemento soprattutto se nuovo e quindi i due chimici persero il merito della scoperta che sarà tuttavia riconosciuta ma solo nel 1988.
Nel 1926 due chimici americani annunciarono di aver rinvenuto l’elemento 61 a cui dettero il nome di illinio (da Illinois lo Stato in cui si trovava l’Università dove era avvenuta la scoperta); nello stesso anno due chimici dell’Università di Firenze pensavano di aver isolato lo stesso elemento che, senza metterci troppa fantasia, chiamarono florenzio. Nell’uno come nell’altro caso l’identificazione non venne confermata e quando nella scienza una scoperta non trova conferma da parte di altri scienziati, è come se essa non fosse mai stata fatta.
L’elemento numero 43 venne invece isolato ufficialmente da Emilio Segrè (1905-1989). Questo grande fisico italiano nel 1936 si trovava a Berkeley, sede dell’Università della California, presso il laboratorio dell’amico Ernest Orlando Lawrence (1901-1958), l’inventore del ciclotrone. Qui Segrè (che in un tempo successivo si sarebbe trasferito definitivamente negli Stati Uniti) irradiò per alcuni mesi un frammento di molibdeno con deutoni (nuclei di deuterio, l’idrogeno pesante) e quindi si portò il campione così trattato all’Università di Palermo dove insegnava.
Dopo una serie di analisi accurate condotte insieme con il collega Carlo Perrier, scoprì che il campione di molibdeno sottoposto a bombardamento conteneva tracce di una nuova sostanza radioattiva che si dimostrò essere l’elemento di numero 43. Ad esso fu assegnato il nome di tecnezio (da una parola greca che significa artificiale) e questo fu il primo elemento del Sistema Periodico ottenuto in laboratorio. Questo elemento, che a rigore non dovrebbe essere definito artificiale, non avrebbe mai potuto essere rintracciato fra le rocce a causa del suo periodo di semitrasformazione molto breve se non fosse che contemporaneamente alla sua scomparsa veniva rigenerato, seppure in quantità minime, da reazioni fisiche naturali. Il tecnezio (o masurio) infatti è uno dei prodotti della fissione nucleare dell’uranio indotta da parte sia di neutroni che provengono dallo spazio sia di quelli che si liberano dall’uranio stesso. Anche il tecnezio artificiale oggi si ottiene nello stesso modo in cui lo produce la natura.
Alcuni anni dopo la scoperta del tecnezio da parte di Segrè vennero riempite anche le ultime tre caselle della tavola periodica rimaste vuote. Nel 1939 venne isolato il francio (numero atomico 87) e nel 1940 l’astato cosiddetto per la sua instabilità (numero atomico 85) mentre l’ultimo vuoto, quello dell’ elemento numero 61 (prometeo), venne colmato nel 1947. Tutti e tre questi nuovi elementi sono radioattivi.
I chimici, fin dal 1913, erano convinti che con la scoperta degli ultimi sette elementi ancora mancanti nel Sistema Periodico l’elenco sarebbe stato completo. Questo convincimento però cambiò quando nel 1932 il fisico inglese James Chadwick (1891-1974) scoprì nel nucleo atomico il neutrone (una particella pesante quanto il protone ma priva di carica elettrica) la cui esistenza era già stata ipotizzata in precedenza da Rhuterford e da Bohr, ma mai individuata materialmente. La nuova particella proprio per il fatto di essere priva di carica elettrica si dimostrerà preziosa come proiettile da lanciare contro i nuclei atomici che fino ad allora erano stati colpiti da protoni, deutoni e particelle alfa, cioè da corpuscoli carichi positivamente che trovavano notevole difficoltà ad infilarsi nei nuclei atomici anch’essi carichi positivamente.
Fu Enrico Fermi (1901-1954) ad individuare nel neutrone la particella più adatta (soprattutto se in precedenza la sua velocità veniva rallentata) a penetrare nei nuclei degli atomi pesanti e a rimanerne intrappolata. I nuovi nuclei che ne risultavano per la maggior parte erano instabili e tendevano a ripristinare la stabilità liberandosi di un elettrone e di un antineutrino (un corpuscolo senza massa e senza carica). Il fenomeno si chiama decadimento beta e determina l’aggiunta di un protone a quelli già esistenti all’interno del nucleo di partenza: in altri termini bombardando con neutroni lenti il nucleo di un elemento pesante se ne formava un altro con numero atomico maggiore di un’unità rispetto a quello sottoposto al trattamento. Lo stesso Fermi era convinto di avere prodotto in laboratorio due elementi più pesanti dell’uranio che chiamò “esperio” e “ausonio” e di cui parlò durante la lezione che tenne in occasione della consegna del premio Nobel. In realtà il fisico romano con i suoi esperimenti non aveva ottenuto elementi nuovi ma la rottura di quelli che aveva sottoposto a bombardamento neutronico. La conferma di ciò si ebbe nel 1939 quando il fisico tedesco Otto Hahn (1879-1968) dimostrò che il bombardamento dell’uranio con neutroni produceva la rottura dell’atomo pesante in due frammenti più leggeri. Era la bomba atomica!
Nel 1940 due fisici dell’Università della California a Berkeley, Edwin M. McMillan (1907-1991) e Philip H. Abelson (1913 –) estrassero da un campione di uranio, che in precedenza era stato irradiato con neutroni all’interno del ciclotrone dell’istituto, l’elemento 93, il primo al di là dell’uranio. Ad esso coerentemente dettero il nome di nettunio dato che Nettuno è il primo pianeta dopo Urano. Nel corso degli anni quaranta e cinquanta un gruppo di fisici americani, diretti da Glenn T. Seaborg (1912 –) del Lawrence Berkeley National Laboratory, continuando le ricerche che erano iniziate durante la guerra con la scoperta dell’elemento 94 (chiamato plutonio dal pianeta Plutone) produssero tutta una serie di nuovi elementi che andavano ad occupare i posti compresi fra il numero 95 e il 100; essi erano: americio, curio, berkelio, californio, einstenio e fermio. Tutti questi elementi sono stati prodotti per cattura neutronica e susseguente decadimento beta.
Con il fermio terminava però la possibilità di ottenere atomi attraverso il bombardamento con neutroni lenti perché al di là di un certo assembramento di particelle all’interno del nucleo non si realizzava più il decadimento beta. Per continuare a produrre elementi sempre più pesanti si doveva cambiare strategia. Il nuovo metodo che venne adottato fu quello di far collidere nuclei relativamente leggeri (carbonio, azoto e ossigeno) con elementi transuranici. Per eseguire questi esperimenti era però necessario imprimere ai proiettili grandi velocità che i ciclotroni in uso non erano in grado di produrre. Furono quindi studiati acceleratori di nuova concezione che però solo le due superpotenze furono in grado di realizzare materialmente.
Fu così che il Lawrence Berkeley National Laboratory negli Stati Uniti e l’Istituto congiunto per la ricerca nucleare di Dubna in Unione Sovietica si trovarono a competere sia sul piano scientifico sia su quello politico: le scoperte che si realizzarono in quegli anni di guerra fredda rimasero infatti per lungo tempo sottoposte a segreto militare. Con il disgelo iniziarono a comparire i primi risultati del lavoro condotto in modo occulto e il Sistema Periodico si allungò fino all’elemento numero 106. Nel 1955 il gruppo di Berkeley aveva sintetizzato l’elemento 101 per fusione di elio e einstenio e ad esso era stato dato il nome di mendelevio. Poi, fra il 1958 e il 1974 furono sintetizzati gli elementi nobelio (102), lawrencio (103), rutherfordio (104), dubnio (105) e seaborgio (106).
A causa della situazione politica di quegli anni non fu facile stabilire chi per primo avesse scoperto questi ultimi elementi e quale dovesse essere il nome che gli stessi avrebbero dovuto assumere. L’elemento 104 ad esempio fu ottenuto per la prima volta nel 1964 da un fisico russo e battezzato kurchatovio (dal nome del fisico, Igor Kurchatov colui che nel 1946 realizzò in URSS la pila atomica, la stessa che era stata messa a punto due anni prima da Fermi) ma quello prodotto era in realtà un suo isotopo. L’elemento vero e proprio, cui dettero il nome di rutherfordio, fu ottenuto successivamente da Albert Ghiorso e Glenn Seaborg. Oggi la scoperta viene attribuita ad entrambi ma il nome ufficiale resta quello assegnatogli dagli Americani. Altro problema lo creò l’elemento 105 che i Russi chiamarono dubnio (da Dubna il luogo in cui i fisici sovietici eseguivano le loro ricerche) e gli Americani hahnio.
Per completezza di informazione e per chiarezza espositiva a questo punto è opportuno spiegare in due parole il fenomeno dell’isotopia (da una parola greca che significa “stesso posto”), definito dal fisico inglese Frederick Soddy (1877-1956) negli anni 1910-1911. Tale fenomeno metteva in luce che non vi era corrispondenza diretta fra atomo definito dal suo peso atomico ed elemento chimico definito dal numero atomico: infatti la maggior parte degli elementi chimici si presentava in natura come una miscela di due o più isotopi. Questi sono atomi con peso atomico diverso e quindi con nucleo diversamente strutturato, ma chimicamente identici perché forniti dello stesso numero atomico Z dal quale, come sappiamo, dipendono le proprietà chimiche.
Trent’anni fa le ricerche di nuovi elementi si spostarono in Germania dove nel 1975 entrò in funzione presso l’Università di Heidelberg un acceleratore di ioni pesanti battezzato UNILAC (Universal Linear Accelerator). Questa nuova macchina era in grado di accelerare tutti i tipi di ioni, variandone anche le velocità. In quegli anni i fisici russi avevano scoperto che la temperatura dei nuclei appena formati era più bassa e quindi i nuclei stessi non si disintegravano subito dopo essere stati sintetizzati se le velocità delle particelle destinate all’impatto non erano eccessive. La tecnica di ridurre la velocità delle particelle lanciate contro i nuclei pesanti avrebbe quindi permesso, nelle intenzioni dei fisici tedeschi, di sintetizzare i nuclei degli elementi dal 107 al 114. Si puntava verso il 114 perché lo si riteneva un elemento con il nucleo particolarmente stabile.
In quegli anni si era anche scoperto che i nuclei diventavano di formazione sempre più difficile e contemporaneamente sempre più instabili a mano a mano che cresceva il loro numero atomico: la loro vita media in altri termini si accorciava con l’accrescersi della complessità del nucleo, così che quella piccola quantità di elemento che si riusciva ad ottenere svaniva rapidamente. Ad esempio, per ottenere solo due atomi dell’elemento 112, l’ultimo della cui esistenza si abbia notizia certa benché essa duri solo alcuni milionesimi di secondo, si è dovuto procedere ad un esperimento che è proseguito per 24 giorni di fila.
Un nucleo è stabile quando neutroni e protoni assumono all’interno di esso una configurazione particolare paragonabile alla distribuzione degli elettroni negli atomi dei gas nobili. Il primo degli elementi superpesanti con nucleo stabile è quello con numero atomico 107 e fu anche il primo ad essere identificato a Darmstadt dove aveva sede la società per la ricerca degli ioni pesanti (GSI è la sigla di questa società) nei primi anni ottanta del secolo scorso. Per esso fu proposto il nome di nielsbohrio (da Niels Bohr unico caso in cui il cognome è un tutt’uno con il nome, per evitare confusione con il boro) ma poi assunse il nome ufficiale di bohrio. Poco dopo vennero anche sintetizzati l’elemento 108 e il 109. Al primo fu assegnato il nome di assio (dalla regione tedesca dell’Assia dove si trova Darmstadt) e al secondo il nome di meitnerio (in onore di Lise Meitner, la straordinaria fisica austriaca morta nel 1968 all’età di novanta anni).
Fra il dicembre del 1994 e il febbraio del 1996 il gruppo di fisici tedeschi riuscì a sintetizzare, non senza difficoltà, pochi atomi degli elementi numero 110, 111 e 112, il 30 dicembre 2015 sono stati annunciati gli elementi fino al numero atomico 118, in modo da completare il settimo periodo del Sistema Periodico.
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