Atomo
L'atomo è la più piccola particella di un elemento che abbia le stesse
proprietà chimiche dell'elemento stesso. Un elemento,
a sua volta, è un composto chimico di atomi di un solo tipo. Il ferro, ad
esempio, è composto interamente di atomi di ferro, che sono differenti dagli
atomi di ossigeno. Un composto è
fatto di più di un elemento: per esempio lo zucchero è un composto formato da
atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno. Nessuno ha mai visto gli atomi, perché
essi sono molto più piccoli della lunghezza d'onda della luce che ci fornisce
le informazioni visive. Tuttavia con speciali tecniche di microscopia
elettronica si possono ottenere informazioni sul modo in cui gli atomi sono
disposti nelle sostanze.
Le prime teorie sulla composizione della materia erano una mescolanza di
speculazione e filosofia. Al filosofo greco Democrito è attribuita la prima
teoria atomica; egli affermò che tutta la materia è composta di minute
particelle identiche che non possono essere ulteriormente suddivise. La parola
"atomo" è derivata dal greco atomos e significa
"indivisibile". Non tutti gli scienziati accettarono la spiegazione di
Democrito, ed i suoi insegnamenti furono ignorati quando Aristotele parteggiò
caldamente per la teoria alternativa che affermava che tutta la materia è
composta di quattro elementi: terra, aria, fuoco e acqua. Inoltre si credeva che
questi elementi fossero omogenei; cioè che le sostanze potessero essere sempre
ulteriormente suddivise senza mai arrivare a particelle unitarie. Aristotele ha
avuto un'influenza talmente profonda sul pensiero scientifico, che le sue idee
prevalsero fino al Medioevo ed oltre.
Il punto di vista di Aristotele fu finalmente sfidato nel 1661 dal chimico
inglese Robert Boyle, che affermò l'esistenza di molti elementi diversi,
ciascuno composto da una sostanza pura e unica. Boyle, Isaac Newton, e Antoine
Lavoisier furono d'accordo nell'affermare che in definitiva la materia è
composta di minuscole particelle o corpuscoli, e che ogni elemento ha un tipo di
atomo caratteristico. La prima moderna teoria atomica fu proposta da John Dalton
nel 1808. Dalton studiò il modo in cui gli elementi si combinano per formare i
composti e sviluppò le leggi delle combinazioni chimiche. Le sue ricerche sui
cinque ossidi dell'azoto, così come la sua determinazione del peso relativo di
varie specie di atomi, fornirono i primi dati quantitativi a favore del concetto
di atomo. Benché Dalton si sbagliasse su vari punti, come l'indivisibilità
degli atomi e il peso relativo dell'ossigeno, i suoi principi erano
fondamentalmente corretti e produssero profondi cambiamenti nell'intera scienza
della chimica.
Mentre i ricercatori del sec. XIX investigavano la natura atomica della
materia, principalmente per mezzo della determinazione dei pesi atomici e delle
formule molecolari, l'atomo stesso era considerato soltanto come una pallina
dura e indistruttibile. Una serie di importanti scoperte, tuttavia, contribuì
rapidamente alla comprensione della sua natura.
Nel 1895, William Roentgen scoprì i raggi X, e un anno dopo Henry Becquerel
mostrò che l'uranio è naturalmente radioattivo, ed emette radiazioni
invisibili che egli credette della stessa natura dei raggi X di Roentgen. Nel
1897, Joseph J. Thomson investigò i raggi catodici nei tubi a scarica elettrica
e trovò che sono composti da una corrente di particelle con carica elettrica
negativa; ad esse fu dato il nome di elettroni. Un anno dopo la scoperta di un
secondo elemento radioattivo, il polonio, da parte di Marie e Pierre Curie
(1898), Ernest Rutherford trovò che la radiazione dell'uranio è di due tipi.
Il primo tipo, che egli chiamò raggi
alfa, trasporta carica elettrica positiva, e l'altro, chiamato raggi
beta, è carico negativamente. Becquerel mostrò che in realtà i raggi
beta sono correnti di elettroni. Rutherford scoprì inoltre l'elemento
radioattivo torio e mostrò che emette un gas (radon) anch'esso radioattivo.
Quando William Crookes fece notare nel 1900 che l'uranio si muta lentamente in
altri elementi, risultò chiaro che gli atomi sono entità complesse.
In seguito, per un certo tempo, gli scienziati continuarono ancora a considerare
l'atomo come una sfera, ma con componenti di carica elettrica sia positiva che
negativa. Lord Kelvin pensò che le particelle negative, gli elettroni, fossero
attaccati alla superficie di un nucleo positivo. J.J. Thomson sviluppò un
modello che mostrava come i vari elementi potessero essere formati ponendo gli
elettroni dentro al nucleo. Nel 1903, Rutherford propose che gli atomi
assomigliassero a sistemi solari in miniatura, in cui gli elettroni si muovevano
in orbite attorno al nucleo. La sua teoria era essenzialmente corretta, ma si
trovava in conflitto con le leggi della fisica classica. Secondo la teoria
elettromagnetica, un elettrone accelerato (come quando percorre un'orbita
circolare) deve irraggiare energia. L'elettrone
di Rutherford avrebbe dovuto perdere continuamente energia e alla fine cadere a
spirale nel nucleo.
Invece di considerare errato tale modello, gli scienziati cominciarono a
rendersi conto delle limitazioni della teoria classica nel trattare fenomeni
riguardanti particelle di dimensioni atomiche. Il lavoro di Max Planck nel 1900
e Albert Einstein nel 1905 portò alla generale accettazione della meccanica
quantistica, una nuova trattazione matematica dei fenomeni in scala
microscopica. Usando questa nuova teoria Niels Bohr sviluppò nel 1913 un
modello dettagliato dell'atomo che è considerato ancora essenzialmente
corretto.
Bohr rappresentò l'atomo come un nucleo positivo intorno a cui orbitano
elettroni negativi. La forza che trattiene gli elettroni nella loro orbita è
l'attrazione fra cariche elettriche opposte. Assumendo che gli elettroni
percorrano solo le orbite tali che il loro momento angolare sia un multiplo
intero di h/2 pi greco dove h è la costante
di Planck, mostrò che gli elettroni non irraggiano energia e che
l'orbita rimane stabile. Gli elettroni possono ancora assorbire o emettere
energia purché il guadagno o la perdita di energia sia esattamente sufficiente
a far sì che l'elettrone possa occupare qualche altra orbita permessa, che può
essere circolare o ellittica. Il nucleo dell'atomo contiene tutta la carica
positiva e praticamente tutta la massa dell'atomo. Per mezzo dei suoi
esperimenti di diffusione, Rutherford mostrò che gli atomi sono composti
principalmente di spazio vuoto, invece che essere sfere compatte come era stato
ipotizzato dagli scienziati precedenti. La grandezza del nucleo rispetto
all'atomo intero è come quella di un pallone rispetto ad uno stadio.
Nel 1914 Rutherford scoprì una particella carica positivamente e 1837 volte
più pesante dell'elettrone. Questa particella, il protone,
fu trovata essere identica al nucleo dell'idrogeno. Rutherford prese in
considerazione la relazione fra pesi atomici e numeri atomici e la scoperta di
Thomson che esistono due tipi di atomi di neon, uno leggermente diverso
dall'altro, e predisse l'esistenza di un'altra particella con una massa circa
uguale a quella del protone, ma senza carica, e che fa anch'essa parte del
nucleo. James Chadwick scoprì tale particella, il neutrone,
nel 1932. Attualmente è stabilito che il nucleo è un aggregato di protoni e
neutroni. Il numero di protoni è uguale al numero atomico dell'elemento; la
somma dei protoni e dei neutroni nel nucleo è nota come numero di massa.
Gli atomi di un elemento possono differire nel numero di neutroni che i loro
nuclei possono contenere, ed ogni atomo che differisca in questo modo è detto
isotopo di tale elemento. La media ponderata di tutti gli isotopi di un elemento
è il suo peso atomico.
Bohr fu in grado di estendere la sua teoria fino a descrivere
qualitativamente le proprietà chimiche di tutti gli elementi. Ad ogni elettrone
di un atomo è assegnato un insieme di quattro numeri detti quantici.
Questi numeri corrispondono alle proprietà dell'energia, del momento angolare
orbitale totale, della proiezione del momento angolare orbitale e della
proiezione del momento angolare di spin. Si assume anche, secondo quanto
suggerito da Wolfgang Pauli nel 1924, che due elettroni qualsiasi di un atomo
non possano avere uguali tutti e quattro i numeri quantici. Questo assunto è
noto come principio di esclusione,
ed influenza il modo in cui le proprietà chimiche di un elemento dipendono dal
suo numero atomico (il numero di protoni di ciascun atomo di quell'elemento).
Per ciascun livello energetico il numero di elettroni non può quindi superare
un valore massimo. Ad esempio, il livello energetico più basso di un atomo,
quello in cui gli elettroni hanno momento angolare totale nullo, può contenere
al massimo due elettroni. L'unico elettrone di un atomo di idrogeno si trova in
questo livello energetico, come i due elettroni di un atomo di elio. L'elemento
successivo, il litio, deve
collocare il suo terzo elettrone in un livello energetico superiore, ragion per
cui questo elettrone può essere più facilmente ceduto ad un altro atomo. Gli
elettroni che possiedono all'incirca la stessa energia si dice che appartengono
al medesimo "strato", o "guscio". Quando un atomo possiede
il numero massimo di elettroni che possono trovarsi in un certo strato si dice
che questo è completo. Gli atomi dei gas nobili, come l'elio e l'argon, hanno
lo strato esterno completo, e così quelli interni.
Anche se il modello di Bohr fornisce una descrizione degli atomi
qualitativamente accurata, da un punto di vista quantitativo i risultati che
permette di ottenere sono accurati solo per l'atomo di idrogeno. Per poter
trattare atomi più complessi è necessario utilizzare la meccanica quantistica.
Questa teoria dei fenomeni atomici e subatomici venne creata da Erwin
Schrödinger, Werner Heisenberg, Paul Dirac e altri negli anni Venti. Nella
quantomeccanica al posto delle orbite elettroniche si considerano distribuzioni
di probabilità che indicano in quale regione dello spazio è più probabile che
ogni elettrone si trovi. Una equazione dovuta a Schrödinger permette di
calcolare questa funzione di distribuzione per ciascun atomo. In base alla
distribuzione si calcolano le proprietà dell'atomo, come l'energia e il momento
angolare. Per mezzo della meccanica quantistica sono stati effettuati i calcoli
relativi a una larga varietà di fenomeni atomici. Questi calcoli hanno dato
prova, senza eccezione, di poter fornire una descrizione accurata delle
proprietà e del comportamento degli atomi. Per gli atomi più semplici
l'accordo ottenuto tra teoria e dati sperimentali è in alcuni casi migliore di
una parte per miliardo.
Per quanto riguarda gli sviluppi più recenti, a partire dalla fine degli anni
Settanta sono state sviluppate "trappole" per atomi, che sicuramente
permetteranno di ampliare le conoscenze sugli atomi. Con esse (alcune utilizzano
campi magnetici, altre fasci incrociati di laser) si possono catturare e
osservare piccoli raggruppamenti di atomi e ioni, e perfino campioni singoli. In
tal modo è possibile studiare le interazioni fondamentali atomiche su una scala
finora impensabile.
Vedi anche: fisica nucleare; nucleo atomico; particelle fondamentali.
Copyright © 2002 Motta Editore
|
