L'atomo

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ATOMO

La nozione di atomo acquistò un carattere più preciso e definito solo dopo la scoperta delle leggi ponderali della chimica.
Dalton, nel 1803, pose in rilievo il fatto che queste leggi trovano una facile spiegazione se si suppone: 1. che ogni corpo semplice, o elemento, è costituito dall'insieme di particelle estremamente piccole, dette atomi, fra loro uguali, indistruttibili, che conservano, in ogni reazione chimica, la loro massa e tutte le proprietà caratteristiche dell'elemento considerato; 2. che i corpi composti sono formati da particelle estremamente piccole, dette molecole, costituite dall'associazione di un certo numero di atomi degli elementi che compongono la sostanza considerata; 3. che tutte le molecole di uno stesso corpo sono fra loro eguali e quindi contengono lo stesso numero di atomi di ogni elemento costituente.
Da queste ipotesi si deduce che le masse dei diversi elementi che intervengono in una reazione non variano, poiché gli atomi sono indistruttibili e inalterabili; quindi, durante la reazione chimica, altro non fanno che separarsi o associarsi formando nuove strutture molecolari: è questa la giustificazione della legge sperimentale, scoperta da Lavoisier, della conservazione della massa.
Inoltre si ha che, se tutte le molecole di un dato corpo composto sono fra loro eguali, le proporzioni ponderali fra i vari elementi che figurano in una massa qualunque di questo corpo coincidono, evidentemente, con quelle che si osservano nella singola molecola, e di conseguenza queste proporzioni sono esattamente definite: questa è la giustificazione della legge, scoperta sperimentalmente nel 1799 da Proust, delle proporzioni definite, secondo la quale diversi campioni della stessa sostanza contengono i vari componenti sempre nelle stesse proporzioni.
Altrettanto semplice e diretta è la giustificazione della legge delle proporzioni semplici e multiple stabilita nel 1803 da Dalton e della legge degli equivalenti definita nel 1792 da Richter.
Lo studio delle proprietà dei gas (dopo aver consentito nel 1662 al naturalista inglese Boyle la scoperta della legge che porta il suo nome) negli ultimi anni del XVIII sec. progredì ulteriormente per opera di Gay-Lussac e Charles. Ancora Gay- Lussac, nel 1808, stabilì la legge dei volumi secondo la quale: in una reazione chimica i volumi dei reagenti gassosi e dei prodotti gassosi stanno fra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi e generalmente piccoli. Questa legge sulla reazione chimica fra aeriformi venne giustificata nel 1811 da Amedeo Avogadro che avanzò l'importante ipotesi che: Uguali volumi di gas diversi, in eguali condizioni di temperatura e di pressione, contengono un eguale numero di molecole.
L'importanza di questa legge fu compresa solo quarant'anni più tardi, quando il chimico italiano Cannizzaro la applicò per la determinazione del peso atomico dei diversi elementi. Un'ipotesi tanto generale come quella di Dalton doveva essere il punto di partenza per spiegare un grande numero di fenomeni. Effettivamente la teoria cinetica dei gas si fonda sull'ipotesi molecolare cui associa la sola ipotesi aggiuntiva secondo la quale queste particelle si comportano come piccole sfere elastiche animate di moti caotici. Questa semplice teoria cinetica consente di stabilire le principali leggi sperimentali relative ai gas e di prevedere diverse proprietà che l'esperienza ha confermato come, ad es., il fatto che il coefficiente di viscosità è indipendente dalla pressione. Naturalmente questi risultati costituirono un nuovo argomento in favore della correttezza dell'ipotesi atomica. La teoria cinetica ha consentito di ottenere i primi dati relativi alle dimensioni delle molecole, alla loro massa, alla loro velocità di agitazione, al numero di molecole contenute in una certa massa di materia. Queste scoperte furono ulteriormente confermate da altri metodi.
Le concezioni di Dalton si sono dimostrate insufficienti per spiegare molti fenomeni scoperti successivamente e in particolare negli ultimi novanta anni. I fisici e i chimici moderni considerano ancora gli elementi formati da particelle estremamente piccole, cui è stato conservato il nome di atomo, tuttavia associano a questa descrizione concetti profondamente modificati. Numerosi fenomeni atomici derivano proprio dalla complessità interna dell’atomo e, per interpretarli occorrono modelli che possono tener conto delle evidenze sperimentali. Nel 1963 i fisici americani Murray Gell-Mann e George Zwei propongono l’esistenza di nuove particelle elementari, i quark, che interagiscono con lo scambio di gluoni. Secondo la teoria della grande unificazione, l’interazione debole, la forza elettromagnetica e l’interazione forte sono manifestazioni diverse della stessa forza, e scompare la differenza tra quark e leptoni.
v Complessità degli atomi
§@ "Ernest Rutherford"
Atomi diversi di uno stesso elemento non possono essere considerati sempre fra loro identici e indivisibili. La complessità della struttura atomica è stata inizialmente suggerita dall'esistenza di analogie, spesso molto marcate, che intercorrono fra alcuni elementi chimici. Queste analogie si manifestano, classificando gli elementi secondo l'ordine delle masse atomiche crescenti, con una periodicità regolare; tale classificazione fu proposta dal fisico russo Mendeleev nel 1869 e divenne in breve di uso generale. L'esistenza delle analogie fra le proprietà chimiche suggerì inoltre l'esistenza di una corrispondente analogia strutturale. Il fatto è diventato assolutamente indiscutibile quando, in un gran numero di fenomeni diversi, i fisici riuscirono a mettere in risalto i diversi elementi costitutivi degli atomi. Il passaggio di corrente elettrica in un gas qualsiasi, sotto debole pressione, produce dei raggi, detti raggi catodici, formati da un fascio di elettroni dotati di notevole velocità. Tutte le sostanze colpite da radiazioni, di frequenza opportunamente elevata (luce violetta, ultravioletta, raggi X), emettono elettroni (effetto fotoelettrico); i corpi portati a elevate temperature emettono elettroni (effetto termoelettrico); infine un certo numero di sostanze radioattive emette, nei processi di disintegrazione, elettroni dotati di notevolissime velocità, detti raggi b (v. RADIOATTIVITÀ). Tutti questi fenomeni dimostrano che l'elettrone (corpuscolo dotato di elettricità negativa cui è associata una massa molto piccola) è un costituente universale della materia. Poiché gli atomi sono delle strutture elettricamente neutre devono, necessariamente, essere formati, oltre che dagli elettroni, da altre particelle dotate della corrispondente carica positiva. Le esperienze di Rutherford (1911) e dei suoi collaboratori sul bombardamento, mediante particelle a emesse da sostanze radioattive, di gas o foglie metalliche sottili e l'esperienza di Aston sui raggi positivi nei tubi a vuoto hanno confermato questa ipotesi e hanno portato alla concezione di un particolare modello di atomo. Secondo questa teoria la struttura atomica è di tipo planetario: l'atomo è formato da un nucleo centrale — dotato di carica positiva e nel quale è concentrata quasi la totalità della sua massa — attorno a cui si trova una nube elettronica corrispondente a una carica complessiva eguale e opposta a quella del nucleo.
Ogni elettrone ha una massa, a riposo, espressa da m = 9 × 10-28 g e una carica negativa e = 1,60 × 10-19 coulomb.
v Il nucleo
Il nucleo è sempre formato da due soli tipi di particelle: i neutroni e i protoni che insieme vengono definiti nucleoni. I diversi corpuscoli prodotti nelle disintegrazioni (elettroni, positroni, mesoni, neutrini) sono dovuti a processi secondari. Il protone è un corpuscolo di massa, a riposo, M = 1,660 × 10-24 g e di carica positiva e; il neutrone è una particella priva di carica elettrica (di qui il suo nome) di massa, a riposo, M´ = 1,6627 × 10-24 g, poco superiore a quella del protone.
Un nucleo atomico è quindi caratterizzato da due costanti:
1. Il numero Z dei suoi protoni, detto numero atomico, che varia, per gli elementi chimici finora scoperti, da 1 (idrogeno) a oltre 100. Questo determina la carica del nucleo il cui valore è Z × e; fornisce anche il numero degli elettroni planetari, ed è alla base della classificazione di Mendeleev e Moseley. 2. La massa del nucleo è quasi esattamente proporzionale al numero totale dei nucleoni: A = Z + N (N, numero di neutroni) e vale all'incirca (Z + N) × M = A × M, poiché le masse M e M´ del protone e del neutrone sono quasi uguali. Se si assume M come unità di massa per le strutture nucleari il numero A è detto numero di massa dell'elemento considerato.
Nelle notazioni attualmente in uso si associa al simbolo di un elemento il valore del numero di massa A, scritto a esponente in alto, e il valore del numero atomico Z, scritto in basso, entrambi a sinistra. Ad es., 168O indica un nucleo di ossigeno formato da 16 nucleoni, di cui 8 sono protoni.
Gli elementi di uguale numero atomico Z e che differiscono per il valore di N sono dotati di proprietà chimiche identiche (hanno infatti un eguale numero di elettroni periferici e il comportamento chimico è determinato da questi) e di proprietà fisiche molto simili.
Questi fatti giustificano la loro localizzazione in un unico posto della classificazione periodica (che si basa essenzialmente sulle caratteristiche dei diversi elementi), dalla quale deriva il loro nome di isotopi. A es. si conoscono nove isotopi del piombo, di numero atomico Z = 82, per i quali il numero di neutroni N assume rispettivamente i valori: 122, 124, 125, 126, 128, 129, 130, 132, 133. Alcuni di questi atomi esistono in natura e il piombo ordinario altro non è che un miscuglio di proporzioni tali che la massa atomica del piombo naturale, valore medio fra le masse del miscuglio, vale 207,19. Attualmente si conoscono oltre un centinaio di elementi diversi; il numero di isotopi finora identificati si avvicina ai duemila. I diversi isotopi possono essere isolati mediante lo spettrografo di massa o, sia pure con minore esattezza, con procedimenti di diffusione.
I nuclei più semplici sono: il nucleo dell'idrogeno 11H, formato da un solo protone; quello dell'idrogeno pesante o deuterio (scoperto da Urey nel 1932) 21H o 21D, formato da un neutrone e un protone; poi, ancora, il nucleo di elio 42He, formato da due neutroni e due protoni.
La radioattività naturale, la radioattività artificiale, la fissione dell'uranio, la fusione dell'idrogeno si spiegano mediante le precedenti teorie.
Lo spettrografo di massa consente di determinare con precisione la massa dei singoli atomi e dei loro costituenti. Per questa via si è trovato che, nel sistema ponderale in cui la massa dell'atomo di ossigeno 118O ha valore 16, la massa del protone vale 1,00775 e quella del neutrone 1,00900. Ai tempi di queste misure appariva stupefacente la constatazione che la massa di un nucleo non è rigorosamente uguale alla somma delle masse dei protoni e dei neutroni che lo costituiscono, ma sempre leggermente inferiore. Così la massa del nucleo di 168O è 16,00 mentre il calcolo porterebbe a prevedere un valore 16,134. Si deve dunque supporre che all'atto della formazione della struttura atomica si verifica una perdita di massa. La massa m persa, secondo la relazione di Einstein, si trasforma in energia di legame E = m c², ove c è la velocità della luce. Un calcolo di questo tipo consente una stima della stabilità di un atomo; i più stabili sono quelli la cui formazione libera una più elevata quantità di energia e produce una più sensibile perdita di massa. Ne segue che, quando in una trasmutazione provocata è possibile realizzare una perdita di massa, si libera una quantità di energia estremamente grande. Questo fenomeno si realizza, ad es., quando il nucleo di uranio si rompe oppure quando si forma un nucleo di elio partendo da particelle più leggere.
Dal decadimento delle sostanze radioattive e dalle reazioni nucleari si sono ottenute stime sulle dimensioni dei nuclei. Uno dei più grandi, quello dell'uranio, ha un diametro dell'ordine del centomiliardesimo di millimetro. Conoscendo la massa e i volumi dei nuclei si può calcolare la loro densità trovando dei valori elevati in misura impensabile.
v Gli elettroni
§@ Werner Heisenberg
§@ Niels Henrik David Bohr
Se si escludono casi eccezionali, i nuclei atomici non sono mai isolati, e sono contornati da una regione nella quale si osserva sempre la presenza di elettroni. Data l'estrema piccolezza del nucleo centrale, si suppose che il comportamento degli elettroni attorno al nucleo fosse paragonabile al moto dei pianeti attorno al Sole. Un simile modello nell'ambito delle leggi dell'elettrodinamica classica parve inaccettabile. Solo l'introduzione (1913) di nuovi opportuni postulati dovuti al fisico danese N. Bohr (che costituiscono la base di una prima teoria quantistica) permise di spiegare la struttura microscopica dell'atomo secondo il modello planetario, ritrovando con grandissima precisione alcune lunghezze d'onda delle righe spettrali che gli elementi emettono quando sono opportunamente eccitati. Questa teoria fornì pure un'interpretazione molto soddisfacente della classificazione periodica di Mendeleev e Moseley.
Il modello di Bohr non consente tuttavia di spiegare tutti i fenomeni microscopici. Questo ha condotto a un più profondo mutamento delle leggi fisiche coronato da pieno successo, nel 1925-1926, con la formulazione di due nuove teorie quantistiche equivalenti, dovute a Heisenberg e a Schrödinger, le quali impongono di rinunciare a un'esatta descrizione (secondo i concetti della fisica classica) del moto degli elettroni planetari (principio di indeterminazione di Heisenberg). Sebbene ogni immagine materiale del mondo microscopico risulti imprecisa nel rappresentare la descrizione fornita da queste nuove teorie quantistiche, si può approssimativamente dire che gli elettroni determinano delle nubi elettroniche; le zone in cui queste nubi risultano essere più dense corrispondono ai luoghi in cui più elevata è la probabilità di trovare l'elettrone. In un atomo, elettricamente neutro, il numero degli elettroni è tale da neutralizzare la carica del nucleo. Coincide quindi con il numero di protoni, o numero atomico, già considerato. Questo numero è stato determinato, nel 1913, dall'inglese Moseley che, studiando l'emissione di raggi X, stabilì una relazione generale fra la frequenza di queste radiazioni e il numero in questione.
Ogni elettrone è caratterizzato da un numero quantico n che può assumere i valori interi positivi 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, che definisce il livello energetico a cui l'elettrone appartiene e che solitamente viene indicato con le lettere K, L, M, N, O, P, Q. Il valore di n determina anche il numero massimo di elettroni che possono stare su ogni livello, il cui valore è dato da 2n², e quindi vale rispettivamente 2, 8, 18, 32, 50, 72, 98.
Avviene tuttavia che un elettrone si disponga su un certo livello energetico anche quando vi sono posti non occupati nei livelli inferiori. A es., nell'uranio, che contiene 92 elettroni, si osserva la seguente disposizione: i livelli K, L, M e N sono del tutto occupati e contengono rispettivamente 2, 8, 18 e 32 elettroni; i tre livelli successivi sono incompleti: vi sono 18 elettroni sul livello O, 12 sul livello P, 2 sul livello Q. A ogni elettrone sono associati altri tre numeri quantici che definiscono completamente il suo stato.
Mentre il nucleo è la sede dei fenomeni di trasmutazione e di emissione di radiazioni fortemente energetiche, le cortecce elettroniche ora descritte costituiscono la sede in cui si realizzano gli scambi di energia, cioè l'interazione, fra materia e radiazione luminosa.
Il meccanismo di questi fenomeni è stato chiarito sperimentalmente dalle esperienze del 1913 di J. Franck e G. Hertz. Nel processo di emissione di una radiazione luminosa, un elettrone passa da un livello energetico elevato a uno di energia inferiore, nel processo di assorbimento si osserva un passaggio inverso.
Gli atomi ionizzati o ioni sono strutture atomiche che hanno nubi elettroniche contenenti elettroni in eccesso o in difetto rispetto allo stato fondamentale di neutralità. Manifestano quindi rispettivamente una carica elettrica totale negativa (anioni) o positiva (cationi). Gli atomi che hanno la tendenza ad assorbire elettroni supplementari sono detti elettronegativi; si tratta di quelle sostanze atomiche in cui il livello energetico più esterno risulta essere quasi completo (cloro e in generale tutti gli alogeni cui manca un solo elettrone; ossigeno cui ne mancano due, ecc.). Gli atomi che hanno la tendenza a perdere elettroni sono detti elettropositivi; si tratta di quelle strutture atomiche in cui il livello energetico più esterno risulta occupato da pochi elettroni (il sodio e in generale tutti i metalli alcalini cui compete un solo elettrone nel livello più elevato, il calcio dotato di due elettroni esterni, ecc.). Queste caratteristiche permettono di spiegare importanti proprietà chimiche e di mettere in luce un particolare tipo di energia di legame cui si deve la formazione di molti composti. I diametri delle nuvole elettroniche sono circa 10.000 volte più grandi di quelli dei nuclei e assumono valori dell'ordine del decimilionesimo di millimetro..