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L’atomo

23 dicembre 2009

Questo articolo rappresenta la prima puntata della serie sul mondo in miniatura di cui avevo parlato qualche giorno fa. Come detto, vuole essere una (breve) panoramica sull’argomento, senza indugiare su equazioni e formule.

Il concetto di atomo risale ai filosofi greci Leucippo e Democrito, i quali lo concepirono come elemento fondamentale ed indivisibile (dal greco a-tomos, indivisibile) della materia. In seguito la definizione acquisì altre caratteristiche, come ad esempio il fatto che l’atomo di un certo elemento deve conservarne le caratteristiche fisiche. Questo permette di differenziare sostanze complesse (costituite dall’unione di atomi diversi) dagli elementi (che invece sono costituiti da atomi dello stesso tipo). Come esempio, prendiamo il Cloro, simbolo chimico Cl, e il Sodio, simbolo Na, che sono elementi, e il comune sale da cucina o cloruro di sodio, NaCl, che invece e’ un composto (una molecola di elementi diversi o eteroatomica) di Sodio e Cloro. Al momento si e’ dimostrata l’esistenza di 118 elementi diversi (di cui 96 esistenti in natura e gli altri “costruiti” artificialmente ed altamente instabili) ed innumerevoli composti.

OK, ma cos’è un atomo? Com’è fatto? Per moltissimo tempo questa domanda non ebbe una risposta, nonostante fisici e chimici, come Dalton, utilizzassero il concetto per spiegare proprietà della materia. Solo all’inizio del XX secolo si comincio’ a notare che l’atomo non poteva essere indivisibile ma doveva essere composto da elementi più piccoli. Thomson nel 1901 dimostro’ l’esistenza dell’elettrone e propose il primo modello di atomo, in cui questo era rappresentato come una sfera di carica elettrica positiva con gli elettroni (carica elettrica negativa) immersi al suo interno per rendere il tutto elettricamente neutro (come sono in effetti gli atomi in condizione di riposo). Questo modello viene detto modello a panettone, dove i canditi rappresentano gli elettroni.

Il modello di Thompson (in alto) e il modello di Rutherford, entrambi sottoposti all'esperimento di bombardamento con particelle alfa

In seguito, nel 1911, Rutherford e il suo gruppo fecero un esperimento molto importante per convalidare il modello di Thomson: bombardarono un sottilissimo foglio d’oro con particelle alfa (due protoni e due neutroni ovvero un atomo di elio caricato positivamente, ne parlerò più avanti) e notò che la maggior parte di essi passavano il foglio senza modificare la loro traiettoria, ma che una piccolissima parte veniva deviata, alcuni fino ad essere respinti completamente. Questo contrastava completamente con il modello di Thomson e dopo molto ragionamento e calcoli, Rutherford giunse alla conclusione che l’atomo doveva avere la maggior parte della sua massa concentrata in un piccolissimo volume (rispetto alle dimensioni dell’intero atomo) con una alta carica positiva e con gli elettroni orbitanti attorno ad esso. Nasceva cosi’ il cosiddetto modello planetario in quanto l’atomo poteva essere assimilato al sistema solare, con il nucleo carico positivamente al posto del sole e gli elettroni attorno ad esso su orbite simili  a quelle dei pianeti. In mezzo doveva esserci spazio vuoto, costituente la gran parte del volume atomico, cosa che spiegava il passaggio indisturbato della maggior parte delle particelle alfa: solo quelle che passavano sufficientemente vicine al nucleo venivano deflesse, quelle che passavano nel “vuoto atomico” ovviamente non subivano alcuna interazione e gli elettroni non hanno massa sufficiente – non sono sufficientemente “pesanti” – per deviarle.

Il modello planetario riusciva a spiegare alcuni degli effetti osservati negli esperimenti ma non altri, due in particolare sfuggivano al modello: secondo la fisica classica (quella di Newton, per intenderci), gli elettroni in rotazione attorno al nucleo dovrebbero “perdere” energia sotto forma di radiazione elettromagnetica (di cui la luce che noi vediamo e’ un caso particolare) e perdendo questa energia rallentare il loro moto e precipitare nel nucleo e distruggendosi (annichilendosi) con le cariche positive, ma questo non avviene; il secondo fenomeno previsto dalla trattazione classica sarebbe in un certo senso l’inverso del precedente, gli elettroni dovrebbero essere in grado di assorbire radiazione elettromagnetica di qualunque energia (o lunghezza d’onda, o “colore”), ma anche questo non succede, invece un elettrone è in grado di assorbire energie ben precise e di emettere radiazione corrispondente a quelle energie ben precise (in prima approssimazione). Non c’era modo di spiegare questi fenomeni con la fisica conosciuta fino a quel momento. Entra Niels Bohr.

Bohr continuo’ a considerare valido il modello planetario, ma ipotizzo’ che le orbite degli elettroni, diversamente da quelle dei pianeti, fossero in numero finito, cioè che un elettrone non potesse ruotare attorno al nucleo ad una distanza arbitraria ma solo all’interno di queste orbite fisse. Per passare da un’orbita ad un’altra, l’elettrone deve assorbire o emettere un quantitativo ben preciso di energia. Quando, invece, l’elettrone si trova a riposo su una certa orbita, non emette energia e può mantenere la traiettoria indefinitamente. La traiettoria più vicina al nucleo, posta ad una distanza dal nucleo detta raggio di Bohr, è detta livello fondamentale e quando un elettrone vi si trova non può emettere energia, e quindi non può avvicinarsi ulteriormente al nucleo. Su questi pochi principi nasce la fisica quantistica: un quanto indica infatti una certa quantità fissa di qualcosa, in questo caso energia. Questa teoria si definisce quantistica in quanto afferma che le orbite degli elettroni, e di conseguenza la loro energia, debbano essere quantizzate, ovvero esistere in “pacchetti” predeterminati. Immaginiamo di andare a comprare della frutta: possiamo comprare due o tre arance, ma il negoziante non ce ne venderà due e mezza; l’acquisto della frutta, in questo esempio, è quantizzato.

Il nostro modello atomico, ora, prevede un nucleo centrale molto piccolo, attorno a cui, a grande distanza, ruotano gli elettroni su “circuiti” dai raggi ben definiti. Ma quanto è distante la prima di queste orbite dal nucleo? Prendiamo un esempio classico: un campo da calcio standard. Se poniamo il nucleo al posto di una delle bandierine del corner e immaginiamo che la prima orbita sia distante quanto la bandierina del corner opposto, il nucleo risulterebbe grande circa mezzo centimetro, più o meno come una piccola lenticchia (che è anche un esempio opportuno visto l’avvicinarsi dei vari cenoni di fine anno ;-)). Tutto lo spazio in mezzo è vuoto!

Con queste premesse, ci si aspetta che, a riposo, tutti gli elettroni di un atomo girino allegramente nell’orbita più vicina al nucleo, ma in realtà non è cosi’. C’è, infatti, un ulteriore principio, chiamato principio di esclusione di Pauli, che dice che due particelle come gli elettroni (ovvero tutte quelle appartenenti al gruppo dei cosiddetti fermioni) non possano coesistere ad un identico livello energetico all’interno di un atomo (o di un analogo sistema): questo, in base a quanto visto sopra, significa che ogni orbita può accomodare solo un elettrone. In realtà in ogni orbita possono stare due elettroni con energie leggerissimamente diverse (per motivi che esulano dallo scopo di questo post).

Se proprio vogliamo essere pignoli, e i fisici di solito lo sono, quindi noi dobbiamo adeguarci, il modello planetario non è del tutto corretto. Questo perché esiste un altro principio fondamentale della meccanica quantistica: il principio di indeterminazione di Heisenberg. Secondo questa legge, ricavato utilizzando calcoli matematici che sono l’incubo di diversi studenti di laurea in fisica e materie correlate, non possiamo conoscere con precisione infinita determinate caratteristiche di un oggetto, come ad esempio velocità e posizione, se misuriamo meglio la prima conosceremo meno la seconda e viceversa. Questo vale per qualunque oggetto, ma, per quelli macroscopici come una persona o un’auto, questa imprecisione, incertezza o indeterminazione per usare i termini corretti, è talmente piccola da risultare ininfluente, mentre per un’elettrone è cosi’ vasta da rendere inutile il concetto di orbita. Parliamo, quindi, di orbitali, ovvero di “nuvole” all’interno delle quali è molto probabile che un elettrone con una data energia si trovi. Ecco, quindi, una delle maggiori differenze tra la fisica classica e quella quantistica: quest’ultima non ha come risultati dei valori definiti, ma delle probabilità.

I primi cinque orbitali (chiamati 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz) di un atomo di neon (Ne)

Ecco, dopo tutto questo, siamo giunti al modello dell’atomo più accreditato. Difficile? Mmmmhhhsi’, ma, spero, descritto in questo modo sia un po’ comprensibile.

Resta ancora una domanda: come distinguiamo gli atomi di due elementi diversi? Cosa li rende diversi? Lo vedremo nella prossima puntata in cui parleremo dei componenti degli atomi (oltre al già citato elettrone).

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