Quali scoperte portarono alla formulazione dei primi modelli atomici?
Secondo Dalton ogni atomo aveva una massa (peso atomico): prendendo come unità di misura il peso dell’idrogeno
costruì nel 1803 la prima tabella dei pesi atomici. Per Dalton l'atomo era indivisibile, cioè l'unità più piccola della materia.
(sua la teoria atomica).
Il chimico svedese Berzelius scoprì nuovi elementi, come il silicio, il titanio e il selenio, introducendo i simboli chimici (in
lettere) per identificare gli elementi: ogni elemento è caratterizzato da una lettera maiuscola, la prima del suo nome,
generalmente latino, seguita da una seconda lettera minuscola, nel caso in cui due elementi iniziassero con la stessa
lettera. Il chimico italiano Amedeo Avogadro raggiunse risultati teorici molto interessanti introducendo il concetto di
molecola come particella fondamentale dei gas; tale particella risultava formata dalla combinazione di due o più atomi.
Il russo Mendeleev, nel 1869, ordinò gli elementi in una tavola in base al peso atomico crescente: un sistema per
catalogare le diverse specie atomiche ancora oggi molto usato, basato (a loro insaputa) sul numero degli elettroni
atomici.
Nella prima versione della sua tavola, ogni riga risultava formata da sette elementi. Ogni colonna raggruppava gli
elementi con proprietà chimiche simili. Veniva ipotizzata anche l'esistenza di elementi allora non ancora scoperti.
Nel 1913 il fisico inglese Moseley determino per ogni elemento il numero delle cariche positive, i protoni e lo indicò con
Z.
I modelli
Il primo modello atomico fu proposto da Thomson nel 1898: una nuvola di carica positiva in cui erano immersi gli
elettroni carichi negativamente in distribuzione uniforme per assicurare equilibrio e neutralità. Il modello venne
soprannominato “a panettone”: una massa di carica positiva in cui erano immersi gli elettroni, come le uvette in un
panettone.
Una successiva elaborazione del modello venne da Rutherford nel 1903 che, per la verità, non faceva indagini sulla
struttura atomica ma una ricerca sperimentale sulla natura delle particelle alfa, piccoli frammenti di materia carichi
positivamente, emessi spontaneamente da molti elementi radioattivi presenti in natura. Questa ricerca lo condusse al
modello atomico dedotto da prove sperimentali.
I suoi famosi "tiri a bersaglio" (p.74 del libro) lo portarono ad un modello planetario dell’atomo usando, per gli
esperimenti, proiettili emessi da sali di uranio (particelle alfa) sparati contro una lamina sottile d’oro. Tale modello
proponeva un nucleo centrale piccolo carico positivamente e depositario della quasi totalità della massa dell’atomo ed
elettroni ruotanti intorno. Ogni tipo di atomo era caratterizzato dal suo numero di elettroni e, poiché il sistema era neutro,
tale numero era uguale a quello della carica nucleare. Forze di attrazione agivano tra le cariche di segno opposto; il
modello di atomo planetario non riusciva a rendere ragione della straordinaria stabilità del sistema atomico. Secondo le
conoscenze di allora infatti, una carica negativa ruotante intorno al nucleo positivo dovrebbe perdere energia,
emettendo radiazione elettromagnetica durante il moto in modo continuo e, eseguendo una traiettoria a spirale,
dovrebbe cadere sul nucleo.
A questo modello atomico segue quello di Niels Bohr pubblicato nel 1913: secondo la sua visione gli atomi degli
elementi consistono di un nucleo positivo circondato da elettroni; il numero di elettroni per atomo di un dato elemento
corrisponde generalmente al numero che indica la posizione dell’elemento nel sistema periodico disposto secondo il
peso atomico crescente: ad esempio, se ha 10 elettroni si troverà in posizione 10; se ha 3 elettroni in posizione 3... Gli
elettroni, nel microsistema atomico, possono muoversi con energia costante solo su determinate orbite circolari situate a
distanza fissa dal nucleo.
Le ipotesi di Bohr si dimostrarono valide SOLO per l’atomo di idrogeno. Il modello funzionava per l’atomo di idrogeno
dotato di un solo elettrone ma, applicato ad atomi complessi, non andava più bene.
Il panorama della struttura atomica fu completato nei primi anni del novecento (1932) con la scoperta del neutrone
(Chadwick) che rese ragione della discrepanza esistente tra la massa dell’atomo calcolata dalla somma dei protoni ed
elettroni e la massa reale dell’atomo stesso.(La sua scoperta spiegò anche le differenze di massa esistenti tra gli atomi
di uno stesso elemento, detti isotopi)
La concezione della struttura atomica agli inizi del novecento sembrava ormai aver raggiunto un assetto definitivo
quando alcune scoperte costrinsero ad una revisione del modello di Bohr.
Una nuova teoria prese piede: quella della meccanica ondulatoria che pose le fondamenta sull’equazione d’onda di
Schröedinger: questa teoria descrive il moto di un elettrone in funzione della sua energia mediante equazioni
matematiche. I calcoli non permettono però di determinare con esattezza la posizione dell’elettrone attorno al nucleo e
quindi ci si accontenta della probabilità di trovare l’elettrone, ad un certo istante, in un punto o in un altro spazio attorno
al nucleo (1926). Nello stesso periodo Heisenberg parlava di probabilità di trovare l’elettrone in un certo spazio attorno
al nucleo, utilizzando il principio di indeterminazione: non si può conoscere la posizione esatta dell’elettrone: per
localizzarlo bisognerebbe illumniarlo, ma questo fornirebbe all’elettrone l’energia sufficiente per farlo saltare in un’altra
zona. Quindi la posizione dell’elettrone cambia solo per il fatto che noi lo osserviamo. Non ha senso parlare quindi di
traiettoria o di orbite, come diceva Bohr, se non si ha la possibilità di seguirne il percorso senza perturbarlo. (Nel mondo
macroscopico, invece, si può seguire il moto di una palla, illuminandola, senza alterarne il percorso)
Questa nuova concezione propria del XX secolo conduce ad una visione del mondo completamente diversa.
Che significa ragionare in termini di probabilità? Che significato ha la probabilità?
Con l’introduzione di questo nuovo concetto cambia la visione stessa della scienza che da una posizione deterministica
e prevedibile, dalla logica del certo, si sposta alla logica del possibile e dell’indeterminabile.
Il concetto di probabilità non pone limitazioni, apre spazi di libertà e spoglia la scienza dall’abito puramente razionalista
per cui le cose sono certe come uno più uno fa due. Con questa concezione si perde la validità oggettiva della
conoscenza scientifica.
Dal punto di vista del nuovo modello atomico cambia completamente il modo di intendere la localizzazione
dell’elettrone; non possiamo più indicare con precisione che in quel dato istante l’elettrone è in quel determinato punto
ma solo che esiste una certa probabilità di trovarlo. Cade pertanto la certezza della localizzazione dell’elettrone in un
punto preciso dello spazio.
Alla luce dei risultati e delle conclusioni cui giunsero in modo indipendente e differente Heisenberg e Schrodinger si
introduce il concetto di orbitale atomico: cioè la regione di spazio attorno al nucleo in cui vi è una elevata probabilità di
trovare un elettrone. Gli orbitali atomici sono di 4 tipi: s,p,d,f.
Come si presenta l'atomo alla soglia del XXI secolo?
L’atomo del XXI secolo non costituisce più la particella elementare della materia. Si è offerta agli studiosi una struttura
subparticellare molto più complessa di quanto si sarebbe potuto mai immaginare. Le particelle subatomiche restano
ancora protoni e neutroni nucleari insieme agli elettroni extranucleari, ma si è scoperto che i neutroni e i protoni non
sono particelle fondamentali della materia poiché sono a loro volta costituiti da particelle fondamentali detti quark, che
assumono pertanto il ruolo di particelle fondamentali, così come fondamentale resta l’elettrone. sulla base del
comportamento nelle interazioni alle quali partecipano e rispetto alle forze alle quali risultano sensibili.
Fino ai quark siamo arrivati. E’ veramente finita?
Questa domanda non ha ancora una definitiva risposta. Per ora sembra proprio di si, ma…
Ma allora il termine “atomo” (=indivisibile) ha ragione di essere mantenuto?
In realtà l’atomo chimico è e resta ancora indivisibile e l’indivisibilità è forse l’unica proprietà del vecchio atomo greco
che rimane inalterata e ancora valida per il moderno atomo chimico.
Il concetto di indivisibilità dell’atomo, infatti, ha ancora la sua validità per i chimici, in quanto è questa particella con
l’intera substruttura che partecipa a quei fenomeni di trasformazioni chimiche che costituiscono il campo di studio della
loro scienza.
Lasciamo pertanto ai fisici la diatriba di decidere a quale particella elementare adattare il termine “atomo”: se a protoni,
elettroni, neutroni o mesoni come Heisenberg avrebbe voluto oppure ai quark o alle attuali particelle elementari come
vogliono invece i ricercatori attuali nell'ambito della fisica.
Alcuni punti da evidenziare sono invece:
che agli atomi e alle molecole non possono essere attribuite le stesse proprietà macroscopiche osservate nei corpi
·
da essi costituiti, salvo alcune, come la massa
che atomi e molecole seguono le leggi della meccanica quantistica; perciò il principio di Heisenberg vale anche per
·
loro e non solo per gli elettroni anche se, essendo gli atomi e le molecole dotati di massa maggiore rispetto
all’elettrone, l’effetto di tale principio può essere trascurato;
che le rappresentazioni grafiche che vengono molto spesso utilizzate per raffigurare il mondo atomico o molecolare
·
sono modelli semplificati della realtà ma non sono la realtà.
data
studioso
evento
400
AC
Democrito
la materia è fatta di atomi
atomo=indivisibile (dal greco)
1803
Dalton
lʼatomo, nelle comuni reazioni chimiche è indivisibile; gli atomi si combinano e
non si trasformano
1811
Avogadro
viene introdotto il concetto di molecola (fatta da particelle più piccole)
1869
Mendeleev
Costruisce una “tavola periodica degli elementi” (elementi ordinati secondo una
logica: v. libro/appunti)
1897
Thomson
lʼatomo è costituito da particelle più piccole: scopre lʼelettrone (con il tubo di
Crookes)
esso ha una massa 1836 volte più piccola di un atomo di H
ha carica negativa (misurata in coulomb) che per convenzione ha valore di 1-
1903
Thomson
primo modello di atomo (= che è neutro, cioè le cariche positive sono pari a
quelle negative): una nuvola carica + in cui sono immersi gli elettroni, come le
uvette nella pasta di un panettone (MODELLO A PANETTONE)
19071920
Goldstein
Rutherford
scoperta di particelle cariche positive che poi presero il nome di protone:
particella subatomica di carica uguale e contraria allʼelettrone: 1+ (per
convenzione); la massa è 1836 volte maggiore di quella dellʼelettrone; scoperta
usando il tubo di Crookes modificato (v. libro)
1911
Rutherford
secondo modello atomico: MODELLO PLANETARIO: la massa degli atomi è
concentrata in un piccolo punto (il nucleo); gli elettroni si muovono attorno su
orbite, come i pianeti attorno al sole
(ma tale modello ha dei limiti: v. libro/appunti)
1913
Moseley
determina il numero di cariche + per ogni elemento: si parla di NUMERO
ATOMICO (Z, da zahl= numero in tedesco)
1913
Bohr
modello PLANETARIO: gli elettroni non si muovono su orbite casuali, ma su
orbite predefinite (livelli di energia) dove hanno energia minima (stato
fondamentale); lʼe- si può trovare anche in livelli ad energia maggiore (stato
eccitato), ma solo per pochissimo tempo.
tale modello spiega SOLO la struttura dellʼatomo di H, ma non gli altri..
1926
Pauli
principio di esclusione (numero di e- che possono stare in un livello energetico è
limitato)
1926
Schrodinger
equazione dʼonda: descrive il moto dellʼe- in funzione della sua energia. Il
calcolo permette “SOLO” di ottenere la PROBABILITÀ di trovare lʼe- in un data
regione dello spazio attorno al nucleo
1926
Heisenberg
principio di indeterminazione: non si può conoscere contemporaneamente
posizione e velocità dellʼe- attorno l nucleo. Non si parlerà più di traiettoria dellʼe-
1932
Chadwick
scoperto il neutrone: massa pari al protone, ma carica nulla (0); insieme al
protone costituisce il nucleo di un atomo.
1933
CD Anderson
scoperta una nuova particella: positrone (massa uguale ma carica opposta a
quella dellʼelettrone)
nuove particelle sub- sub-atomiche: muoni, bosoni, quark, leptoni.... ..