Dai greci all’epoca moderna
La storia dell’atomo non si è ancora conclusa, il nuovo secolo si apre con delle intuizioni sorprendenti sulla natura delle particelle e quindi su che che cos’è la realtà nel suo infinitamente piccolo.
All’inizio i quattro elementi della realtà: aria, acqua, fuoco e terra. Poi prima di Cristo i greci si interrogarono sulla possibilità di scomporre la materia, fino a giungere alla sua indivisibilità. La parola atomo fu usata, per la prima volta, nel senso di elemento piccolo e indivisibile, dal greco Democrito nel IV secolo a.C.
Invece le scoperte degli ultimi secoli ci han dimostrato che in realtà, l’atomo è divisibile.
La storia moderna della conquista dell’Atomo mette in fila almeno undici nomi: Dalton 1803, Thomson 1904, Maxwell e Nagaoka, Rutherford 1911, Bohr 1913, Sommerfeld, Heisenberg e Schrodinger 1927, Chadwick 1932, Pauli…
L’atomo di Dalton
Il primo fu l’inglese Dalton che immaginò l’atomo come una sfera microscopica piena e indivisibile. Dalton nel 1808 formulò la legge delle proporzioni multiple: due elementi si combinano tra loro in quantità fisse formando un composto diverso. Es.: 2H2+O2 > 2H2O, e parti di idrogeno e una di ossigeno danno 2 parti di acqua.
L’atomo di Thomson
In Inghilterra nel 1897 Thomson scoprì che gli elettroni avevano carica negativa e avevano una massa grande un millesimo la massa dell’idrogeno. Thomson immaginò che gli elettroni fossero distribuiti dentro l’atomo come l’uvetta nel panettone.
L’atomo di Maxwell e Nagaoka
Prima lo scozzese Maxwell e poi nel 1904 il giapponese Nagaoka ipotizzarono ci fosse una carica positiva concentrata in un grande nucleo al centro dell’atomo e gli elettroni posizionati più esternamente, come il pianeta Saturno e i suoi anelli.
L’atomo di Rutherford
Rutherford nel 1911 propose un modello planetario analogo al sistema solare, con un nucleo centrale positivo e gli elettroni che ruotano circolarmente attorno al nucleo. Gli elettroni devono essere in movimento, infatti se fossero fermi, verrebbero attratti dal nucleo, fino a precipitare sul nucleo. Gli elettroni in movimento dovrebbero perdere energia e quindi pian piano essere catturati sempre dal nucleo.
L’atomo di Bohr
Nel 1913 Bohr adottò il modello planetario Rutherford e vi applicò il concetto di Plank sulla quantizzazione dell’energia: ipotizzò strati orbitali sovrapposti con livelli differenti e costanti di energia.
Gli elettroni si muovono entro percorsi circolari posti a una distanza precisa dal nucleo. Le orbite si dispongono in modo concentrico a partire dal nucleo, come delle matriosche. Negli atomi più grandi si contano fino a 7 strati.
Lo strato occupato dall’elettrone definisce il primo numero quantico: ‘n’.
Il numero quantico ‘n’ definisce la dimensione e l’energia di un orbitale.
La matriosca più esterna cioè l’ orbita più esterna è la più grande e gli elettroni che vi girano hanno un livello energetico maggiore.
Il livelli energetici sono multipli interi di un valore minimo detto quanto di energia.
Quando un elettrone passa da un livello ad un altro parliamo di transizione elettronica con scambio di energia dall’esterno, con assorbimento o al contrario emissione di un fotone o radiazione elettromagnetica. L’emissione di radiazioni si evidenziano come spettri di diversa frequenza. Il salto di un elettrone di due livelli o di un livello emette spettri diversi.
L’atomo di Sommerfeld
Dallo studio degli spettri, nel 1915 Sommerfeld comprese che le orbite oltre ad essere circolari erano anche ellittiche. Si arrivò alla forma degli orbitali e quindi al secondo numero quantico: ‘l’.
Quando il numero quantico ‘l’ = 0 abbiamo un orbitale sferico “s”,
quando ‘l’ = 1 abbiamo un orbitale a 2 lobi o bilobato “p”,
quando ‘l’ = 2 ho un orbitale a 4 lobi o tetralobato “d”,
quando ‘l’ = 3 ho un orbitale a 8 lobi o octolobato “f”.
Il numero quantico ‘l’ definisce all’interno del numero ‘n’ dei sottolivelli energetici che spiegano le piccole differenze di spettro presenti.
L’atomo di Zeeman
L’effetto Zeeman modifica le orbite in presenza di una campo magnetico esterno all’atomo, perché l’energia del campo magnetico esterno varia l’energia dell’orbita.
L’osservazione dell’effetto Zeeman ha fatto pensare che i sottorbitali ‘l’ fossero orientati in modo diverso nello spazio, per cui siamo arrivati al terzo numero quantico: ‘m’ cioè magnetico.
Il numero magnetico non incide sull’energia ma sull’orientamento nello spazio dell’orbita.
L’atomo di Heisenberg
Nel 1927 Heisenberg con il suo principio di indeterminazione affermò che un elettrone non si muove entro una traiettoria precisa ma in uno spazio dove si ha una certa probabilità di trovarlo.
Sappiamo solo la probabilità che l’elettrone occupi una certa posizione nello spazio, e non conosciamo neanche la velocità dell’elettrone.
Per tale ragione si abbandona la definizione di orbita e si prende quella di orbitale.
L’atomo di Schrödinger
Schrödinger introduce l’onda come percorso dell’elettrone, e quindi gli orbitali sono le regioni a maggior probabilità di trovare gli elettroni.
L’atomo di Chadwick
In Inghilterra nel 1932 Chadwick, allievo di Rutherford, scoprì l’esistenza del neutrone.
L’atomo di Pauli
Nel 1927 Pauli con il principio di esclusione definì il quarto numero quantico o spin ‘ms’. Su un orbitale possono stare solo 2 elettroni, ma non possono stare nello stesso stato quantico, per cui uno va in una direzione e l’altro va in quella opposta. Lo spin ci dice qual è il verso dell’elettrone: orario o antiorario, +1/2 o -1/2. Si può concludere dicendo che in un atomo non c’è un elettrone che abbia gli stessi quattro numeri quantici di un qualsiasi altro elettrone.
Di scoperta in scoperta siamo giunti ai quark, poi ai tre colori dei diversi quark e la luce ci è apparsa talora come particella e talora come onda, ed oggi sia particella che onda, ma la storia dell’atomo non è ancora finita.