Atomo

2.2.

1

Peso e dimensioni atomici

Dalla legge di Avogadro si può dedurre che il peso di volumi di riferimento (e dunque la densità) di 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: ciò permette di assegnare in modo semplice il peso atomico o molecolare ai diversi elementi. Se si assume come riferimento l'atomo di carbonio, assegnandogli il peso di dodici unità di massa atomica (uma), l'idrogeno avrà peso atomico 1,0079 uma, l'elio 4,0026 uma, il fluoro 18,9984 uma e il sodio 22,9898 uma. A questo proposito va sottolineato che si parla impropriamente di 'peso atomico', essendo il peso la forza esercitata su un corpo per effetto dell'attrazione gravitazionale terrestre, mentre sarebbe più corretto utilizzare il termine 'massa atomica', che effettivamente è una misura della quantità di materia contenuta in un corpo.

Il fatto che il peso atomico di molti elementi fosse vicino a un numero intero indusse lo scienziato britannico William Prout a suggerire, nel 1816, che tutti gli atomi fossero 'composti' da atomi di idrogeno. Ben presto, tuttavia, la scoperta di nuovi elementi e la misurazione più precisa dei pesi atomici degli elementi invalidarono questa ipotesi. Agli inizi del Novecento, inoltre, si evidenziò che non tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno il medesimo peso atomico: atomi di uno stesso elemento, dotati di peso diverso, sono riconosciuti come isotopi dell'elemento.

Il riferimento per la scala di pesi o masse atomici fu, per tutta la prima metà del secolo, l'atomo di ossigeno, a cui era assegnato peso atomico 16. All'inizio degli anni Sessanta, le unioni internazionali di chimica e fisica decisero di adottare come nuovo standard l'isotopo più diffuso del carbonio 12, cui venne assegnato peso atomico esattamente uguale a 12; questa scelta si è dimostrata particolarmente appropriata, perché il carbonio 12 viene frequentemente utilizzato per tarare particolari strumenti di misura delle masse atomiche, gli spettrometri di massa. Le tabelle dei pesi atomici basate sul carbonio 12 e sull'ossigeno naturale sono comunque in ottimo accordo.

I numerosi tentativi fatti nel passato per determinare dimensione e peso degli atomi sono stati perlopiù insoddisfacenti, a causa della mancanza di strumenti e tecniche adeguati. Solo in tempi più recenti vari esperimenti hanno permesso di stabilire che l'atomo di idrogeno ha diametro di circa 10^-10 m e pesa circa 1,7x10^-24 g. Questo significa che una goccia d'acqua contiene più di mille miliardi di miliardi di atomi di idrogeno.

2.3

La tavola periodica

Verso la metà del XIX secolo i chimici osservarono che il comportamento chimico-fisico degli elementi presentava delle regolarità che potevano essere evidenziate organizzando gli elementi in forma tabulare. Il chimico russo Dmitrij Ivanovič Mendeleev propose una tavola periodica, nella quale gli elementi erano ordinati in righe e colonne, di modo che quelli aventi caratteristiche chimico-fisiche simili fossero disposti in gruppi definiti. A ciascun elemento venne assegnato, in funzione della posizione che occupava nella tavola, un numero progressivo (numero atomico) variabile da 1 (assegnato all'idrogeno) a 92 (assegnato all'uranio). Mendeleev mostrò tanta fiducia nella sua tavola, da lasciare posti vuoti in corrispondenza di elementi che, in base ai suoi ragionamenti, avrebbero dovuto esistere, ma che non erano ancora stati osservati sperimentalmente. Tali elementi furono effettivamente scoperti negli anni successivi. Nella tavola, gli elementi con più alto numero atomico hanno peso atomico maggiore, ed effettivamente i diversi pesi atomici sono sempre prossimi a numeri interi, come aveva previsto William Prout.

2.4

Radioattività

Verso la fine del XIX secolo, una serie di importanti scoperte mostrò chiaramente che l'atomo poteva essere ulteriormente suddiviso. Nel 1895 lo scienziato tedesco Wilhelm Conrad Röntgen annunciò la scoperta dei raggi X, radiazioni capaci di penetrare attraverso fogli di piombo, e l'anno successivo il fisico francese Antoine-Henri Becquerel scoprì che alcune sostanze, ad esempio i sali di uranio, emettevano radiazioni penetranti di origine sconosciuta. Le ricerche sulla radioattività, condotte dagli scienziati francesi Marie e Pierre Curie e indipendentemente dal fisico britannico Ernest Rutherford, permisero di concludere che alcuni elementi pesanti, quali l'uranio, il torio e il radio, emettono tre diversi tipi di radiazione, chiamati raggi a (alfa), β (beta) e g (gamma). Nel 1897 la scoperta dell'elettrone, a opera del fisico britannico Joseph John Thomson, rese evidente che gli atomi sono composti da particelle più piccole. Fu lo stesso Thomson, pochi anni dopo, a proporre un nuovo modello di atomo, nel quale gli elettroni erano disseminati all’interno di una sfera di carica positiva: il modello viene spesso riferito con il nome di plum-pudding, paragonando gli elettroni alle uvette sparse in una torta (la regione di carica positiva).

Successivamente, in breve tempo, fu possibile definire la natura delle diverse forme di radiazione osservate: i raggi gamma vennero associati a onde elettromagnetiche, e dunque a radiazioni della stessa natura dei raggi X, ma di lunghezza d'onda inferiore, mentre si scoprì che i raggi beta e i raggi alfa erano costituiti rispettivamente da elettroni e da nuclei di elio.

2.5

L’atomo di Rutherford

La comprensione dei meccanismi di decadimento radioattivo di alcuni elementi permise ai fisici di studiare più intimamente la natura degli atomi. Si scoprì che l'atomo è costituito principalmente da uno spazio vuoto, al centro del quale si trova un nucleo di dimensioni pari a circa un decimillesimo del diametro dell'intero atomo. In seguito a esperimenti di diffusione di particelle alfa da parte di atomi di elementi metallici, Ernest Rutherford concluse che la massa dell'atomo è concentrata in massima parte nel nucleo, attorno al quale gli elettroni ruotano percorrendo orbite predefinite. La carica positiva del nucleo viene bilanciata dalla carica negativa portata dagli elettroni, di modo che l'atomo, in condizioni normali, risulti elettricamente neutro.

Il modello atomico di Rutherford, tuttavia, presentava alcuni inconvenienti: a causa del loro moto intorno al nucleo, dotato di accelerazione non nulla, gli elettroni avrebbero dovuto irraggiare con continuità, perdendo progressivamente energia, fino a collassare sul nucleo. Questo avrebbe reso impossibile l'esistenza di atomi stabili, in evidente disaccordo con le osservazioni sperimentali.

2.6

L’atomo di Bohr

Per eliminare le discrepanze tra l'atomo di Rutherford e i dati sperimentali, nel 1913 il fisico danese Niels Bohr propose un nuovo modello atomico, entrato a far parte dei fondamenti della meccanica quantistica. Secondo Bohr, gli elettroni percorrono orbite stazionarie intorno al nucleo, senza subire variazioni di energia: a ciascuna orbita corrisponde un determinato valore dell'energia dell'elettrone (livello energetico) e si ha emissione di radiazione solo quando l'elettrone effettua una transizione elettronica (un “salto quantico”) fra livelli energetici diversi. In particolare un atomo emette radiazione elettromagnetica se un elettrone si sposta da un livello energetico superiore a uno inferiore, e assorbe radiazione nel caso contrario.