Atomi - La storia

L'affermazione secondo la quale la materia, in condizioni normali sia neutra elettricamente, di fatto sottintende che l'atomo, il costituente fondamentale della materia stessa, sia anch'esso neutro e quindi contenga cariche positive e negative in eguale quantità. In realtà ciò è stato dimostrato da una serie di esperimenti eseguiti da alcuni scienziati come W. Crookers. L'attrezzatura utilizzata per gli sperimenti consisteva essenzialmente in un tubo di vetro contenente gas ed in cui erano inseriti due elettrodi (o poli), definiti catodo (negativo) e anodo (positivo), collegati ad un generatore di corrente.

Applicando una differenza di potenziale notevole ai due elettrodi, con pressioni del gas molto basse, al passaggio della corrente all'interno del tubo si notava un bagliore che, con il diminuire della pressione, scompariva per lasciare il posto ad una fluorescenza verde sulla parete opposta al catodo. Questa fluorescenza non era altro che l'effetto dell'impatto di un fascio di raggi che si spostavano dal catodo all'anodo. Il fatto che si trattasse di raggi fu confermato interponendo fra i due poli un oggetto opaco che dava luogo ad un'ombra sulla parete dietro al catodo. Tali raggi furono chiamati catodici e se ne definirono le caratteristiche. Si trattava di particelle aventi carica negativa ed erano presenti in tutti gli atomi, poiché si sviluppavano con qualunque tipo di gas venisse inserito nell'apparecchiatura. Lo scienziato inglese J.J. Thomson denominò queste particelle elettroni (e) e attraverso l'azione contemporanea di un campo elettrico e magnetico determinò il valore del rapporto fra la sua carica (e) e la sua massa (m): La scoperta di una particella elettricamente negativa negli atomi fece ipotizzare immediatamente l'esistenza di una particella elettricamente positiva. Eugen Goldstein, utilizzando un'apparecchiatura simile a quella usata da Thomson, con il catodo formato da una piastra metallica forata, osservò per primo la presenza di raggi anodici, che si spostavano cioè dall'anodo (positivo) al catodo (negativo). La particella elementare così definita fu chiamata protone (p) e si dimostrò avere carica esattamente uguale e contraria a quella dell'elettrone (mp) ben 1836 volte superiore. Da queste esperienze si chiarì definitivamente che l'atomo non è divisibile ma contiene particelle più piccole, cariche elettricamente, in numero uguale:
gli elettroni, negativi;i protoni, positivi;J.J Thomson
Fisico inglese (1856-1940) al quale si deve la scoperta degli elettroni cui giunse studiando la conduttività dei gas rarefatti. Determinò la presenza degli elettroni nella struttura dell'atomo misurando il rapporto fra la carica e la massa delle particelle dei raggi catodici.

Gli studi eseguiti da Thomson avevano messo in evidenza il fatto che la materia fosse costituita da atomi, a loro volta costituiti da elettroni e da protoni. Egli ipotizzò che l'atomo fosse una sfera gelatinosa in cui gli elettroni e i protoni sono distribuiti omogeneamente, con le cariche elettriche che si bilanciano perfettamente. Questa ipotesi fu dimostrata errata da una serie di esperienze conseguenti alla scoperta delle radiazioni spontanee emesse da alcuni elementi, quali ad esempio l'uranio. In particolare lo studio della radioattività mise in evidenza la presenza di tre tipi di radiazioni: raggi alfa, raggi beta e raggi gamma. In un primo momento il fatto che le radiazioni come i raggi alfa fossero in grado di attraversare lamine metalliche, fece ipotizzare un tipo di atomo come quello descritto da Thomson, ma in realtà, grazie agli studi del fisico neozelandese Ernest Rutherford, si dimostrò non essere così. Quest'ultimo attraverso un'apparecchiatura, usò le particelle alfa emesse da una fonte per bombardare una sottile lamina d'oro, posta davanti ad uno schermo circolare fluorescente. Osservando i punti di contatto delle particelle dopo l'attraversamento della lamina d'oro interposta, notò che la maggior parte di esse le attraversava indisturbata, mentre una piccola parte deviava leggermente e solo qualcuna veniva respinta. Ciò significava evidentemente che la materia fosse per la maggior parte "soffice", con all'interno dei punti solidi, duri; le particelle alfa, quindi, venivano deviate o respinte solo quando incontravano le zone dure. Poiché le particelle alfa sono cariche positivamente, Rutherford dedusse che queste zone più dure fossero anch'esse cariche positivamente, provocando la repulsione delle stesse particelle. Sulla base di questi esperimenti, Rutherford propose il suo modello di atomo, in cui la maggior parte della massa è racchiusa nel nucleo (il nocciolo duro degli esperimenti), dotato di carica positiva, con gli elettroni che gli ruotano intorno per attrazione coulombiana, occupando il restante volume atomico. Questo spiega perché i raggi alfa deviano quando sul loro cammino incontravano il nucleo dotato di massa analoga e carica elettrica positiva. Le dimensioni del nucleo sono circa 10.000 volte inferiori a quelle dell'atomo.

Fisico neozelandese (1871-1937). Ricercatore al Cavendish Laboratory di Cambridge, docente all'Università McGill di Montreal (1898). Nel 1907 diventò titolare della cattedra di fisica a Manchester e, nel 1919, ebbe la direzione del Cavendish Laboratory. Nel 1908 gli venne conferito il premio Nobel. La sua sperimentazione sui raggi alfa portò alla definizione di un modello secondo il quale l'atomo è formato da un nucleo centrale piccolissimo, ma dotato di una certa massa e fortemente carico, e da uno sciame di elettroni che ruotano attorno ad esso per attrazione coulombiana (modello di Rutherford).

Raggi alfa (a): sono costituiti da particelle cariche positivamente, con una massa uguale a quella di un atomo di elio. Possono attraversare lamine metalliche molto sottili.Raggi beta (b): sono costituiti da elettroni molto veloci, in grado di attraversare lamine metalliche di Pb spesse alcuni millimetri.Raggi gamma (g): sono radiazioni elettromagnetiche di notevole energia, in grado di attraversare lamine di piombo spesse alcuni centrimetri.L'atomo di Bohr
Lo studio delle radiazioni emesse dagli atomi ha permesso di elaborare nuovi modelli atomici, soppiantando quello proposto de Rutherford, seconda la cui teoria l'atomo è assimilabile ad un sistema planetario, con gli elettroni che ruotano intorno al nucleo centrale, contenete i protoni. Questo modello, in realtà, si è dimostrato imperfetto, poiché un elettrone in movimento intorno al nucleo avrebbe dovuto irradiare energia (con la conseguente diminuzione di questa nel tempo), con successiva diminuzione del raggio dell'orbita fino a precipitare nel nucleo. Ad introdurre un modello più avanzato di atomo fu lo scienziato danese Niels Bohr (1885-1962), il quale, pur mantenendo la concezione planetaria, basò il suo modello sulla quantizzazione dell'energia (Teoria dei quanti). Egli infatti sfruttando questa teoria spiegò gli spettri a righe di emissione degli atomi, ipotizzando che gli elettroni nell'atomo occupano determinate posizioni, alle quali sono associate quantità precise di energia. In sostanza il modello di atomo secondo BOHR ammette che un elettrone ruota attorno al nucleo descrivendo un'orbita ben definita, alla quale compete una quantità di energia ben precisa: all'orbita più vicina al nucleo viene assegnato il livello minimo di energia e quando un elettrone occupa tale livello, si dice che si trova nel suo stato fondamentale. La distanza dal nucleo, ossia il raggio dell'orbita percorsa dall'elettrone, è definita da un numero n, detto numero quantico principale, che può assumere un qualsiasi valore intero. Finché un elettrone percorre una determinata orbita non assorbe né cede energia (orbita stazionaria) e l'energia associata ad essa risulta "quantizzata", essendo di un determinato valore "n". Ma un elettrone può passare da uno stato stazionario ad un altro superiore assorbendo una quantità di energia pari al dislivello energetico esistente fra i due stati: in tal caso si dice che l'atomo è in uno stato eccitato. Viceversa un elettrone può saltare ad un'orbita più interna, nel qual caso è esso a cedere energia sotto forma di fotoni. Un elettrone per passare dalla prima orbita alla terza deve assorbire una quantità di energia pari a E = n3 - n1 (essendo n3 maggiore di n1). Invece per passare dalla terza orbita alla seconda deve cedere una quantità di energia pari a E = n3 - n2 e per ritornare alla prima orbita deve cedere una quantità di energia pari a E = n3 - n1. Il fatto che il passaggio fra vari livelli avvengano con scambi di quantità ben precise di energia, è un'ulteriore conferma che l'energia che gli elettroni sono in grado di emettere o di assorbire è quantizzata.

Fisico danese, nato a Copenaghen nel 1885. Fu professore all'Università di Copenaghen e premio Nobel nel 1922. A lui è dovuta la moderna concezione dell'atomo. Morì a Copenaghen nel 1962. Numero quantico principale: Il numero quantico principale indica il livello energetico in cui si trova l'atomo; si indica con il simbolo "n" ed assume valori interi positivi. Per n = 1 si ha il livello a minore quantità di energia continuando si ha in maniera crescente. Lo zero di energia corrisponde praticamente ad un atomo privato del suo elettrone.