Dalla Grecia ai giorni nostri
Il concetto di atomo (dal greco "atomòs",
"indivisibile") trae le sue origini dalla filosofia
greca e, con alterne fortune (spesso più di
origine filosofica che strettamente
scientifica) ha navigato attraverso i millenni.
Tra la fine del XVIII e l’inizio del XIX secolo
gli studiosi si convinsero che la natura era
discontinua e formata di atomi e molecole.
Nessuno aveva idea, però, dell’esistenza delle
particelle costituenti.
Il primo passo sulla strada per la verità
avvenne nel 1897 con J.J. Thomson
J. J. THOMSON
Fisico inglese
che nel 1897
scoprì
l’elettrone.
Joseph John Thomson osservò che in un tubo con neon con
all’estremità due elettrodi collegati ad un generatore si
forma una scarica elettrica proveniente dal catodo. Questi
raggi catodici dovevano essere costituiti da particelle di
carica negativa ovvero gli elettroni.
Nel 1897 realizzò il primo modello
atomico, secondo il quale l’atomo, che nel
suo insieme era neutro, era costituito da
una sfera il cui raggio era di circa 10-10 m.
- +
+ - - - - +
+ - +-
La sfera era carica positivamente ed i
corpuscoli negativi erano disseminati in
essa come l’uvetta nel panettone .
Questo modello è infatti passato alla
storia come
“modello a panettone”
L’esperimento di Rutherford
Agli inizi del ‘900 E.Rutherford consigliò a due suoi
ricercatori, H.Geiger e E.Marsden, di bombardare un
sottilissimo foglio d'oro con particelle alfa (oggi sappiamo
composte da due neutroni e due protoni, Rutherford
sapeva solo che erano nuclei doppiamente carichi di atomi
di elio e molto pesanti).
I risultati furono sorprendenti!
La maggior parte delle particelle passava
indisturbata attraverso le lamine;
una piccolissima percentuale veniva deviata;
alcune addirittura rimbalzavano indietro,
come se avessero colpito qualcosa di molto
duro!
Rutherford elaborò tra il 1908 e
il 1911 il modello planetario
dell’atomo.
Gli elettroni ruotano, come i pianeti
del sistema solare intorno al sole,
intorno ad un nucleo, duro e compatto,
delle dimensioni di 10-15 m ,in cui è
concentrata tutta la carica positiva.
Nel nucleo è concentrata la quasi totalità
della massa dell’atomo. Gli oggetti sono
quindi per lo più “vuoti”. Nasce così il
concetto di nucleo.
Critica al modello di Rutherford
 In base alle leggi delle elettrodinamica
classica una carica accelerata (elettrone)
irradia energia sotto forma di onde e.m. a
spese della propria energia cinetica.
L’elettrone dovrebbe quindi cadere dopo circa
10-8s sul nucleo.
 Il nucleo è costituito da cariche positive
molto vicine che quindi si respingono per
interazione coulombiana.
Il nucleo dovrebbe quindi esplodere in
frammenti.
Nel mondo dell’estremamente piccolo la meccanica
classica non era valida!
indice
Nel 1901 Planck passò alla teoria quantistica,
secondo la quale gli atomi assorbono ed
emettono radiazioni in modo discontinuo, per
quanti di energia, cioè quantità di energia
finita e discreta.
L'energia può essere concettualmente
rappresentata, come la materia, sotto
forma granulare: i quanti sono appunto
come granuli di energia indivisibili.
Nel 1913 Bohr riprese il modello
planetario, mantenendo il concetto di
nucleo e introducendo due postulati:
• solo un numero discreto di orbite circolari sono
permesse agli elettroni che ruotano intorno al nucleo,
quelle per cui
mvr  n
h
dove h è la costante di Plank e n un intero positivo
2
(quantizzazione delle orbite),
•quando un elettrone si trova in una di queste orbite
non irradia energia; gli elettroni possono variare la
propria energia solo in seguito alla transizione tra
due orbite permesse
(quantizzazione dell’energia).
Un elettrone di carica –e percorre , con una velocità
costante, una circonferenza di raggio r (per semplicità)
attorno ad un nucleo di carica + e.
La forza centripeta che
mantiene la carica sulla
circonferenza è data da
In questo caso la forza
centripeta è la forza di
Coulomb
2
v
F  ma  m
r
c
F
c
c

e
4 r
1
2
2
0

Il quadrato della
velocità di rotazione
2
e
v
4 m r
2

1
0
Energia totale dell’elettrone =
Energia potenziale U + energia cinetica K
E tot.  U  K  
2
e
8 r
1
e
U 
4 r
2
K
0
1
1
1 1 e
2

2 mv 2 4 0 r

2
0
Per strappare un elettrone di energia totale Etot. da
un atomo bisogna portarlo a energia zero compiendo
un lavoro = - Etot.; esso è detto ENERGIA DI LEGAME
raggio rn della n-esima
orbita quantizzata (Bohr)

0h
n
me
2
r
n

h costante di Planck.
2
2

I raggi delle orbite
dell’elettrone di un atomo di
idrogeno sono proporzionali ai
quadrati dei numeri interi
E
n

2
e
8  r
1
0
n

4
me
n 8 0 h
1
2
2
2
Il modello di Bohr venne perfezionato da
Sommerfeld che introdusse delle orbite
ellittiche per gli elettroni.
Il principio di Heisenberg escluse la
possibilità di conoscere posizione e
velocità dell’elettrone
contemporaneamente in un punto.
Una spiegazione della discretizzazione
delle orbite permesse agli elettroni
venne fornita da de Broglie che estese il
dualismo onda-corpuscolo della luce anche
alla materia. Le orbite descritte dagli
elettroni intorno al nucleo sono quelle che
verificano la condizione di “onda
stazionaria”.
Schroedinger nel 1926 riunì in una sola
equazione l’intuizione di De Broglie del
dualismo onda-corpuscolo e il principio di
indeterminazione di Heisenberg.
Ogni elettrone è quindi descritto da
un’onda, la cui ampiezza dà la
probabilità di trovare l’elettrone in
una data posizione intorno al nucleo.
Nacquero così gli orbitali, cioè le
regioni di spazio nelle quali è più
elevata la probabilità di trovare
l’elettrone.
Sono stati introdotte altre regole di quantizzazione che,
insieme a quella di Bohr, costituiscono i cosiddetti
numeri quantici:
1) Numero quantico principale( n intero positivo): è
quello introdotto da Bohr e determina il livello di
energia posseduta dall’elettrone.
2) Numero quantico azimutale (l compreso tra 0 e
n-1): venne introdotto da Sommerfield per
descrivere orbite che a parità di livello di energia
differiscono per la eccentricità dell’orbita stessa. I
valori di l =0,l =1, l =2,
l =3 corrispondono agli orbitali s, p, d, f.
3) Numero quantico magnetico m ( compreso tra -l ed l):
definisce l’orientamento dell’orbitale nello spazio se un
atomo si trova immerso in un campo magnetico .
Non tutte le giaciture nello spazio sono consentite, ne
sono consentite solo 2l +1
4) Numero quantico di spin (assume i valori +1/2 e
-1/2): descrive il verso di rotazione dell’elettrone,
considerato ora come un corpo esteso, attorno al
proprio asse.
I due elettroni presenti nell’orbitale non possono
mai avere gli stessi numeri quantici per cui il loro
spin deve essere opposto
Questo principio è noto come principio di esclusione
di Pauli e venne introdotto nel 1925.
Nel 1932 il fisico Anderson notò che gli elettroni della radiazione
cosmica, sottoposti all’effetto di un magnete, per metà
deviavano da una parte e per il resto dalla parte opposta ;
viene scoperta l’esistenza di un elettrone con carica positiva
subito battezzato positrone.
Il positrone è l’anti particella dell’elettrone, uguale in tutto
fuorché nella carica.
L’esistenza dell’antimateria era già stata prevista dal fisico
inglese Paul Dirac.
Quando particelle ed antiparticelle entrano in contatto fra loro,
tendono a fondersi l'una con l'altra, trasformando tutta
l'energia in loro possesso in radiazione elettromagnetica.
Per quanto riguarda il nucleo Chadwick mostrò
che questi era composto non solo da cariche
positive (protoni) ma anche da particelle
elettricamente neutre (neutroni), cioè prive di
carica elettrica.
u
u
d
u
d
d
Le teorie attualmente in vigore,
suppongono che sia il neutrone che il
protone siano costituite da quark,
particelle elettricamente cariche con
carica pari ad un terzo di quella
dell’elettrone, mentre l’elettrone sia
indivisibile. Sia il protone che il
neutrone sono costituiti da due tipi di
quark, quark up (quark-u) e quark
down (quark-d)
Si aprì una nuova fase della fisica dell’estremamente piccolo,
caratterizzata dalla proliferazione delle particelle elementari.
LE PARTICELLE FONDAMENTALI
Adroni
Particelle soggette
a forza forte
Protone, neutrone e
altre particelle
Leptoni
Particelle non soggette
a forza forte
Elettrone , neutrino
Si manifestano attraverso lo scambio di particelle
chiamate bosoni.
• Forza nucleare forte: tiene insieme i quark all’interno dei
protoni e neutroni e i protoni e neutroni stessi all’interno del
nucleo;Avviene attraverso lo scambio di bosoni detti gluoni;
• Forza debole: : è responsabile di alcuni decadimenti
radioattivi. Avviene attraverso lo scambio di bosoni detti W e Z0
• Forza elettromagnetica: tiene gli elettroni legati al nucleo
dell’atomo ed è responsabile dei fenomeni elettrici e magnetici.
Avviene attraverso lo scambio di bosoni detti fotoni;
• Forza gravitazionale: tutti gli oggetti con massa
interagiscono attraverso questa forza. Si pensa che avvenga
attraverso lo scambio di bosoni detti gravitoni, ma non sono stati
ancora osservati.
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