L ATOMO NELLA STORIA.

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1 L ATOMO NELLA STORIA. L'atomo è la più piccola porzione di materia che può caratterizzare un elemento e che ne possiede le proprietà chimiche, deriva dal greco atomos, indivisibile, e veniva usata dagli antichi filosofi per definire le entità elementari, indistruttibili, costituenti la materia. Questa idea prevalse fino a quando la natura dell atomo divenne uno degli argomenti principali della ricerca scientifica sperimentale. Nei secoli XVI e XVII i risultati ottenuti nell'ambito della chimica diedero un notevole impulso allo sviluppo della teoria atomica. I primi esperimenti misero in evidenza che le sostanze potevano essere suddivise nei loro componenti ultimi, o in "corpi semplici", e che questi potevano combinarsi in modo intimo per formare nuovi composti con proprietà del tutto diverse. In altre parole cominciò a delinearsi il concetto di elemento chimico. La natura degli elementi fu precisata dal punto di vista scientifico e quantitativo dal chimico britannico John Dalton, nel 1803, oggi considerato il padre della moderna teoria atomica, fondata sui seguenti punti : 1. La materia è costituita da atomi ; 2. Gli atomi di uno stesso elemento sono uguali e possiedono la stessa massa ; 3. Gli atomi di elementi diversi non sono uguali e non possiedono la stessa massa; 4. Gli atomi che partecipano ad una reazione sono sempre interi e non frazioni di essi. 5. La più piccola parte della materia che ne mantiene le caratteristiche è l atomo.

2 Partendo dall'osservazione che gli elementi si combinano per formare i diversi composti secondo rapporti in peso ben definiti, egli sviluppò il concetto moderno di atomo come particella di dimensioni e peso caratteristici per ciascun elemento. Nel 1811 il chimico italiano Amedeo Avogadro corresse l ultimo punto della teoria atomica di Dalton, dicendo che la più piccola parte della materia che ne mantiene le caratteristiche è il gruppo atomico, o molecola. Egli successivamente formulò la legge secondo cui "volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle"; ciò implica che due contenitori identici, ad esempio con capacità di un litro, riempiti rispettivamente di elio e di ossigeno, contengono lo stesso numero di particelle: nel primo caso si tratta effettivamente di atomi, nel secondo di molecole biatomiche di formula O 2. Dalla legge di Avogadro si può dedurre che il peso di volumi di riferimento, ossia la densità, dei diversi gas è proporzionale al peso delle singole molecole che li costituiscono. In altre parole, se un litro di ossigeno pesa sedici volte in più rispetto a un litro di idrogeno, è possibile concludere che il peso di una molecola, o di un atomo, di ossigeno, è sedici volte maggiore del peso di una molecola o di un atomo di idrogeno. L atomo come unità ulteriormente divisibile Verso la fine del XIX secolo una serie di importanti scoperte mostrò chiaramente che l'atomo poteva essere ulteriormente suddiviso. Molti scienziati si occuparono della natura dell atomo e dello studio dei raggi, ma fu solo verso la fine del secolo che fu possibile dimostrare l esistenza di particelle subatomiche. Gli studi di J.J.Thomson e l elettrone Nel dispositivo usato da Thomson gli elettroni prodotti dal catodo, vengono costretti a passare attraverso un piccolo foro praticato nell'anodo. L'apparecchio intero viene quindi inserito fra le espansioni di una calamita e, contemporaneamente, fra una coppia di piastre metalliche collegate ad un generatore di elettricità. In assenza di campo magnetico e di campo elettrico, il pennello di elettroni che proviene dal catodo procede in linea retta fino ad incontrare il vetro del tubo nel punto B della figura. Quando è in azione il magnete (ma non le piastre elettriche), gli elettroni vengono deviati verso il basso (punto A in fig.). Disinserendo il magnete, e inserendo le piastre elettriche, si osserva che il pennello di elettroni devia verso la piastra carica di elettricità positiva (punto C in fig.). Ora, dalla fisica si sa che un corpo carico di elettricità, in movimento all'interno di un campo magnetico, descrive una circonferenza la cui ampiezza dipende dalla carica elettrica, dalla massa e dalla velocità posseduta dal corpo, oltre che dall'intensità del campo magnetico in cui si muove. Come è facilmente intuibile massa e velocità di un corpo carico di elettricità sono direttamente proporzionali all'ampiezza della traiettoria percorsa dal corpo stesso. Infatti, quanto più un oggetto è pesante, e quanto più velocemente procede, tanto più difficilmente potrà essere deviato dalla sua traiettoria ad opera di una forza esterna e pertanto più grande sarà il raggio della circonferenza da esso percorsa. La carica elettrica posseduta dal corpo in movimento e l'intensità del campo magnetico sono invece inversamente proporzionali all'ampiezza della traiettoria: la curva percorsa dal corpo sarà infatti tanto più stretta quanto maggiore sarà la sua carica elettrica e quanto più intenso il campo magnetico che agisce su di esso.

3 Nel caso dell'elettrone, indicando con m la sua massa, con e la sua carica elettrica, con v la sua velocità e con B l'intensità del campo magnetico entro il quale è costretto a muoversi, si può dimostrare che il raggio r della traiettoria circolare percorsa da questo corpuscolo si calcola applicando la seguente formula: m v r = e B ossia, anche : e m = 1 r v B Tutte le grandezze presenti a secondo membro di quest'ultima equazione possono essere misurate. In particolare, il valore del campo magnetico (B) si ottiene facendo uso di una elettrocalamita: dalla conoscenza delle sue caratteristiche di costruzione (numero delle spire, intensità della corrente elettrica che attraversa la bobina, ecc.) è possibile risalire all'intensità del campo magnetico da essa generato. La velocità degli elettroni (v) viene invece determinata per via indiretta. E' possibile infatti, calibrando la carica elettrica sulle piastre metalliche esterne, in modo tale da controbilanciare esattamente l'effetto del campo magnetico, ottenere il risultato di far procedere gli elettroni in linea retta, verso il punto che sta di fronte al catodo. Ora, poiché il valore della forza elettrica agente sull'elettrone è pari a e E (con e=carica dell'elettrone ed E=intensità del campo elettrico), e quello della forza magnetica è uguale a e v B (con e=carica dell'elettrone, v=velocità dell'elettrone e B=intensità del campo magnetico), nelle condizioni di equilibrio deve risultare: da cui: e E = e v B v = E B Quindi, misurando l'intensità del campo elettrico, e del campo magnetico che fa equilibrio ad esso, si può conoscere la velocità degli elettroni. Alla fine non rimarrà che misurare il raggio della traiettoria circolare seguita dagli elettroni sotto l'azione del campo magnetico, per ottenere il valore del rapporto e/m. Tale valore risulta 1, coulomb/g. La conoscenza del rapporto e/m dell'elettrone permette quindi di determinare il valore di una delle due grandezze una volta che sia nota l'altra. A quei tempi si conosceva il valore (almeno come ordine di grandezza) della carica elettrica elementare, tuttavia la sua misura precisa e accurata

4 venne ottenuta, nel 1909, dal fisico americano Robert Millikan, insignito poi del premio Nobel nel Dopo aver individuato l'elettrone Thomson volle stabilire il suo rapporto con l atomo ed arrivò ad affermare che esso era come una sfera solida di materia dotata di carica positiva sulla quale erano attaccati gli elettroni negativi (plum pudding: una sorta di budino nel quale erano casualmente disposte le uvette). Allo stato normale gli elettroni avrebbero esattamente neutralizzato la carica positiva (es.: metallo allo stato normale), l'aggiunta di elettroni supplementari avrebbe conferito all atomo una carica negativa, infine con la sottrazione, di alcune cariche negative originarie, si sarebbe data all atomo una carica positiva (effetto fotoelettrico secondo cui una superficie metallica, investita da una radiazione luminosa, emette elettroni). Qualora si verifichino gli ultimi due casi possiamo definire che gli atomi sono detti ioni rispettivamente negativi, o anioni, e positivi, o cationi e la loro natura è determinata dagli elettroni di valenza, cioè quelli appartenenti agli strati più esterni. Rutherford e il suo modello dell'atomo Se Thomson aveva indirizzato i suoi studi essenzialmente sugli elettroni, Rutherford intuì e provò l esistenza di una particella rappresentante l unità di carica positiva da lui stesso chiamata protone. Successivamente, fece un esperimento nel quale voleva dimostrare che, come aveva detto Thomson, l'atomo era costituito in ugual numero da particelle positive e negative che condividevano lo stesso spazio e anche che esso era costituito essenzialmente dal vuoto. L' esperimento consisteva nel posizionare un contenitore di piombo dal quale venivano emesse radiazioni alfa che venivano indirizzate verso una lamina d'oro. Intorno a tutta la costruzione Rutherford pose una pellicola fotografica. Inizialmente lo scienziato pensava che tutte le particelle delle radiazioni trapassassero la lamina e si fermassero sulla pellicola senza essere deviate dato che tutto lo spazio, secondo il modello di Thompson, doveva essere occupato dagli atomi si carica neutra. schema dell'esperimento particelle "alfa" attraversano la lamina d'oro In realtà il 99% delle particelle passava e si fermava sulla pellicola un po' deviavate, ma 1 su 8000 tornava indietro. Egli concluse che la struttura dell atomo dovesse essere simile al sistema solare col centro occupato dalla gran massa del nucleo positivo, sferico di piccole dimensioni (r~ m)

5 e i piccoli elettroni che ruotano come satelliti attorno a questo sole, proprio come succede nell universo. Rutherford osservò anche che, poiché l atomo è un sistema elettricamente neutro, bisognava ammettere che il numero di elettroni, intorno al nucleo uguagliasse la carica positiva del nucleo stesso: in tal modo essi presentavano la stessa struttura, differente solo per il numero di elettroni. E stato studiato che questo particolare è all origine delle diverse proprietà dei vari elementi, infatti mettendo a confronto i suoi risultati con quelli di Mendeleev, Rutherford mostrò, nel 1913, che la concezione della classificazione periodica degli elementi poteva essere collegata ai suoi risultati. Il modello atomico dell inglese Rutherford è il primo in grado di interpretare e giustificare i fenomeni noti, in particolare quelli radioattivi (1911). Sebbene il modello di Rutherford sembrava offrire sufficienti garanzie per una corretta interpretazione della struttura atomica, ad un esame più attento esso mostrava evidenti difficoltà. Se, infatti, gli elettroni, sotto l azione della forza coloumbiana (F = k Q 1 Q 2 r 2 ) orbitano su traiettorie, che per semplicità consideriamo circolari, il loro moto risulta accelerato (a corpi in moto curvilineo compete sempre un accelerazione centripeta). Come sappiamo ad ogni carica in moto accelerato è associata un emissione di radiazione elettromagnetica che sottrae energia alla particella che emette la radiazione. Immaginando quindi che gli elettroni si muovano in modo analogo ai pianeti intorno al sole, il raggio della loro orbita, a seguito della perdita di energia, dovrebbe ridursi progressivamente fino a farli cadere definitivamente sul nucleo in un moto a spirale. E stato calcolato che in tali condizioni il tempo necessario all elettrone per arrivare sul nucleo dovrebbe essere dell ordine di secondi; sicuramente un intervallo troppo piccolo per giustificare una struttura atomica stabile. Altro problema a cui cercò però di rispondere lo scienziato fu di come potesse esistere un nucleo atomico in cui erano presenti solo cariche positive. Egli ipotizzò allora che gli elettroni avessero carica uguale a metà di quella di un protone e che così metà di essi ruotava intorno al nucleo, mentre l altra metà stava nel nucleo stesso stabilizzandolo. Il modello di Rutherford interpreta dunque l atomo in modo inadeguato in quanto deve soddisfare a requisiti tra loro non compatibili. Se infatti da una parte trova giustificazione l emissione di radiazione, sperimentalmente provata, da parte dell atomo, dall altra proprio la radiazione emessa garantisce la stabilità atomica solo per un intervallo di tempo addirittura insignificante. Inoltre con l atomo di Rutherford non si riusciva in alcun modo a rendere conto della struttura dello spettro caratteristico della radiazione emessa dalla materia, infatti sottoposta ad un azione elettrica esterna avrebbe dovuto emettere radiazioni di tutte le frequenze e dar luogo ad uno spettro continuo, ma Moseley, nel 1913, scoprì l'esistenza di uno spettro caratteristico discontinuo per ogni elemento chimico legato anche alla sua posizione nella tabella periodica. Quindi in condizioni normali l atomo dovrebbe presentarsi con gli elettroni fortemente attaccati al nucleo sul quale sono caduti. Ma in questa ipotesi come si giustificano le dimensioni dell atomo e i risultati ottenuti dallo stesso Rutherford riguardo la diffusione delle particelle alfa.

6 IL MODELLO ATOMICO DI NIELS BOHR Nel 1913,il fisico danese NIELS BOHR offrì una geniale interpretazione della struttura della materia, studiando l atomo più semplice, quello dell idrogeno, al fine di spiegarne lo spettro di emissione. Egli distinse il comportamento dell elettrone dentro l atomo scaldato (stato eccitato) da quello dentro l atomo in condizioni normali (stato a energia minima), avanzando due postulati: 1 postulato :in un atomo gli elettroni non possono assumere qualsiasi valore dell'energia ma solo certi valori definiti (si usa dire che in un atomo l'energia è quantizzata). Ciò significa che: solo certe orbite elettroniche possono essere occupate dagli elettroni che ruotano intorno al nucleo e ad ogni orbita corrisponde un determinato valore dell'energia. 2 postulato : l'elettrone orbitale non può emettere alcuna energia a meno che non cambi orbita (cioè livello energetico); questo passaggio non può avvenire, quindi, gradualmente, ma si ha un vero e proprio salto energetico. Quando, per un qualche motivo, un elettrone salta da una orbita ad energia più alta (livello energetico iniziale: i) ad una energia più bassa (livello energetico finale: f), la sua perdita di energia è emessa sotto forma di quanto di luce Niels Bohr. Partendo dallo studio dello spettro d emissione dell idrogeno e dalla teoria quantistica riuscì ad elaborare un nuovo modello di atomo avente una distribuzione quantizzata dell energia. Bohr affermò innanzi tutto che gli e non hanno un moto casuale, così come aveva detto Rutherford, ma si muovono secondo dei precisi percorsi circolari cui egli diede il nome di orbite. Ogni orbita è posta all interno di una precisa regione di spazio, la quale fa sì che l e non venga attratto dal nucleo, che prende il nome di livello. In condizioni stazionarie (in assenza di eccitazione) gli e non irraggiano energia perché possono muoversi solo su orbite circolari ben determinate, dette orbite stazionarie, a ciascuna delle quali corrisponde un ben definito livello energetico. Le orbite, così come i livelli hanno un energia quantizzata: un e si muove su una data orbita solo se il suo contenuto energetico corrisponde a quello dell orbita stessa. Il modello atomico che ne deriva è rappresentato da orbite circolari, concentriche attorno al nucleo, la cui esistenza, secondo Bohr, è possibile solo se si verifica per esse la seguente condizione quantisitca: (m = massa e ; v = velocità e ; r = raggio orbita ; h = costante di Planck; n = numero intero, è detto numero quantico principale, va da 1 a 7 e corrisponde al livello energetico che un e può occupare. In questa formula è particolarmente importante perché esprime la quantizzazione dell energia all interno del livello e quindi la discontinuità dell energia atomica), che ci dice che un e non irraggia energia e non interferisce con il nucleo del suo atomo solo quando il momento angolare della sua orbita assume valori multipli interi n della quantità h / 2π. Basandosi sullo studio dello spettro d emissione a righe dell idrogeno, Bohr disse poi che quando un elettrone viene sottoposto ad eccitamento, assorbe una ben precisa quantità d energia che gli permette il salto, o meglio la transizione di livello, dalla propria orbita ad un altra più esterna a maggior contenuto energetico. A questo punto tuttavia, dato che l e non si trova nel suo stato stazionario, non viene più rispettata la condizione quantistica, l e non è più stabile e quindi decade immediatamente sulla sua orbita stazionaria a minor contenuto energetico. In questa transizione di ritorno, l e restituisce l energia assorbita sotto forma di quanti di luce di frequenza determinata,

7 strettamente legata all ampiezza del salto compiuto: è proprio questa emissione di energia a dare origine sullo spettro a una riga luminosa, di frequenza e lunghezza d onda corrispondente. Un e che passa da un livello energetico iniziale E i ad un livello energetico finale E f di energia minore emette quindi la differenza di energia ΔE come quanto di luce secondo l equazioni: E a = E 6 E 2 = h v E b = E 5 E 2 = h v E c = E 4 E 2 = h v E d = E 3 E 2 = h v Stabilito ciò, Bohr si preoccupò di calcolare il raggio delle orbite e lo fece attraverso questo procedimento: K è la costante dielettrica e nell aria, che è l ambiente in cui si trovano generalmente tutti gli atomi, è uguale a 1; q 1 e q 2, anche se hanno cariche di segno opposto (q 1 = p + ; q 2 = e ), sono quantitativamente uguali; r è il raggio che separa il nucleo dagli e ; quindi la formula diventa: In base a questa formula l e dovrebbe essere attratto e dovrebbe andare verso il nucleo, ma in realtà non è così perché l e esercita una forza centrifuga che si contrappone alla forza colombiana e che è uguale a F = mv 2 / r. Queste due forze sono uguali e quindi si scrive:, ; ma, quindi, Il termine h 2 / 4π 2 me 2 è una costante ed è uguale a 53 pm (1 pm = m), quindi r = 53 pm n 2. Il raggio della prima orbita è immediato, perché n = 1, ma ciò equivale a dire che il raggio dell orbita dove viaggia l e dell atomo di idrogeno è uguale a 53 pm.