2.

Cenni storici

La teoria atomica ricevette un notevole impulso nei secoli XVI e XVII, quando iniziarono i primi studi sperimentali nell'ambito della chimica. Tali esperimenti evidenziarono che le sostanze potevano essere suddivise nei loro componenti ultimi, o in 'corpi semplici', e che questi potevano combinarsi per formare nuovi composti con proprietà del tutto diverse. In altre parole cominciò a delinearsi il concetto di elemento chimico.

1.

La teoria di Dalton

La natura degli elementi fu precisata dal punto di vista scientifico e quantitativo agli inizi del XIX secolo dal chimico britannico John Dalton, oggi considerato il padre della moderna teoria atomica. Partendo dall'osservazione che gli elementi si combinano per formare diversi composti, secondo rapporti in peso ben definiti, egli sviluppò il concetto moderno di atomo come particella di dimensioni e peso caratteristici per ciascun elemento. In un secondo tempo, si comprese che le reazioni chimiche che avvengono tra elementi danno luogo alla formazione di molecole, cioè di aggregati di più atomi di composizione definita e costante. Ogni molecola d'acqua, ad esempio, è composta da un atomo d'ossigeno e da due atomi di idrogeno legati da forze di natura elettrostatica, come è indicato dalla formula chimica H₂O.

2.

La legge di Avogadro

Nel 1811 il chimico italiano Amedeo Avogadro formulò la legge secondo la quale volumi uguali di gas diversi, nelle medesime condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle. In accordo a questa legge, due contenitori identici, ad esempio di capacità pari a un litro, riempiti uno di elio e l'altro di ossigeno, contengono lo stesso numero di particelle: nel primo caso una particella corrisponde effettivamente a un atomo di elio He, nel secondo a una molecola di ossigeno, di formula chimica O₂.

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.

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.

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.

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.

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.

6.1.

Configurazioni elettroniche

La disposizione degli elettroni nei livelli energetici è detta configurazione elettronica dell'atomo. Il numero totale degli elettroni è uguale al numero atomico dell'atomo: l'idrogeno, ad esempio, ha un unico elettrone, l'elio ne ha due e così via. I gusci elettronici (così sono anche definiti i diversi livelli energetici fra cui si distribuiscono gli elettroni) vengono riempiti in modo regolare, dal primo livello fino al settimo, e ciascuno di essi può contenere un numero massimo definito di elettroni. Il primo livello è completo quando contiene due elettroni, il secondo può contenere otto elettroni, il terzo diciotto, e così via. Il settimo livello non è completo in alcuno degli elementi esistenti in natura. Il comportamento chimico di un atomo è determinato dal numero degli elettroni più esterni, ossia appartenenti al livello energetico più distante dal nucleo.

I gas nobili (elio, neon, argo, cripto, xeno e rado) hanno il livello energetico più esterno completamente occupato, e ciò spiega il caratteristico comportamento chimico di questi elementi, che sono appunto classificati anche come 'gas inerti': in natura non reagiscono con alcun altro elemento, sebbene in laboratorio siano recentemente stati sintetizzati alcuni fluoruri di cripto, xeno e rado.

Il guscio più esterno degli atomi dei metalli alcalini (fra i quali litio, sodio e potassio) contiene invece un solo elettrone, che viene facilmente 'ceduto' a un altro atomo, formando un gran numero di composti chimici. Il metallo alcalino infatti, perdendo un elettrone, acquista stabilità, in quanto trasforma il suo livello energetico più esterno in uno completamente occupato. Un comportamento in un certo senso speculare caratterizza gli alogeni (fra i quali fluoro, cloro, bromo e iodio), il cui livello energetico esterno può venire completato con l'annessione di un elettrone: questo giustifica l'alta reattività di tali elementi, che tendono a combinarsi 'acquistando' l'elettrone mancante.

I livelli elettronici non vengono necessariamente riempiti in ordine consecutivo. Nei primi diciotto elementi della tavola periodica, gli elettroni sono disposti in modo regolare, e ogni livello energetico viene completato prima del successivo; a partire dal diciannovesimo elemento, questo ordine non viene più rispettato, pur continuando a rimanere valide alcune 'regole di riempimento'. La periodicità delle configurazioni elettroniche si riflette nella ripetizione regolare di determinate caratteristiche chimico-fisiche degli elementi, e giustifica da un punto di vista teorico la loro disposizione nella tavola periodica.

7.

L’atomo di Schrödinger

La teoria proposta da Bohr, che funzionava bene per spiegare l’emissione di radiazione da parte dell’atomo di idrogeno, dotato di un solo elettrone, incontrava però notevoli difficoltà per rendere conto del comportamento di atomi più complessi. Essa prevedeva che gli elettroni ruotassero attorno al nucleo, percorrendo orbite stazionarie analoghe a quelle dei pianeti intorno al Sole, ma non riusciva a spiegare perché solo determinate traiettorie fossero permesse. Quando il fisico francese Louis De Broglie suggerì che in alcuni fenomeni le particelle possono mostrare un comportamento simile a quello delle onde, Erwin Schrödinger ebbe l’idea di associare anche agli elettroni atomici un moto ondulatorio intorno al nucleo. Solo le onde che permettevano determinate configurazioni stazionarie erano percorse dagli elettroni: questo spiegava le regole di selezione per i “salti quantici”.

Il modello fu perfezionato da Max Born, secondo il quale la funzione (funzione d’onda) associata a ciascun elettrone non descriveva l’effettivo moto dell’elettrone intorno al nucleo, ma era in grado solamente di fornire la probabilità di occupazione, da parte dell'elettrone, di determinate regioni dello spazio circostante il nucleo. In questa visione, che coincide con la moderna rappresentazione atomica, il concetto di orbita scompare per essere sostituito da quello di 'nuvola elettronica', che corrisponde alla regione atomica dove è massima la probabilità di addensamento degli elettroni.