Che cos'è l'atomo?
Oggi quando sentiamo nominare l’atomo pensiamo immediatamente al disegno (per di più errato e semplicistico) dove un nucleo centrale composto da piccole sfere è circondato dagli elettroni in movimento che seguono orbite circolari.
Ma il percorso della teoria atomica inizia nell’antica Grecia, quando tre filosofi greci concepirono il concetto di ἄτομος, ovvero “particella indivisibile” a causa delle sue dimensioni estremamente ridotte. Parliamo nel dettaglio di Democrito, del suo maestro Leucippo e di Epicuro, il più recente dei tre che riprese le teorie dei due predecessori.
In questa concezione un atomo era una particella risultato di infinite suddivisioni di un pezzo di materiale e che risultava impossibile da ridurre ancora. Oggi sappiamo che esistono le particelle subatomiche, ma esso rimane l’unità fondamentale per identificare un elemento chimico.
La teoria atomica di Dalton
Dall’Antica Grecia e per la precisione dal 300 a.C. dobbiamo fare un salto notevole in avanti per vedere i primi progressi in questo ambito. Arriviamo allora all’inizio del 1800 in Inghilterra dove il chimico John Dalton decise di provare a definire meglio il concetto di atomo.
A sua volta lo definì come l’unità fondamentale della materia, minuscola e indivisibile oltre che non creabile. Secondo Dalton infatti ogni sostanza è composta per interno da atomi tutti uguali fra di loro sia per struttura che per dimensioni, e che non si possono trasformare in particelle di un elemento diverso.
Oggi sappiamo che grazie ai fenomeni di decadimento radioattivo in realtà questo può avvenire.
Nella teoria atomica di Dalton c’è però un punto importante che riguarda la formazione dei legami atomici. Ovvero che gli atomi di elementi diversi si combinano fra di loro in un rapporto fra interi, in quanto non è possibile avere legami con frazioni di atomi.
Durante una reazione chimica fra molecole quindi abbiamo il passaggio di atomi interi che porta alla creazione di nuovi composti.
Questa regola riprende un concetto già definito da Proust nella legge delle proporzioni definite. La rivisitazione di Dalton invece va sotto il nome di legge delle proporzioni multiple.
Prendendo come esempio la molecola d’acqua, sappiamo che in formula si scrive H2O.
Come vediamo dal pedice abbiamo due atomi di idrogeno (H) e uno di ossigeno (O). Ovvero questi due elementi si uniscono sempre in un rapporto 2 : 1 fra idrogeno e ossigeno.
Nel pratico a livello di reazione per una mole d’acqua ce ne occorrono due di idrogeno e una di ossigeno. Osservando il metano invece abbiamo CH4.
Gli atomi di Dalton si possono rappresentare come sfere intere una accanto all’altra, come li riportiamo nei disegni che illustrano la geometria molecolare. Solo con i modelli atomici successivi si arrivò a comprendere che la loro struttura era più complessa, prima con Thomson e poi con Rutherford e Bohr.
Le scoperte di Thomson
Verso la fine del 1800 si svolsero diversi esperimenti sui raggi catodici usando degli strumenti chiamati tubi di Crookes che portarono a una svolta nella teoria atomica.
Consistevano in contenitori cilindrici di vetro contenenti gas rarefatti e dotati di due elettrodi, uno positivo e uno negativo. I raggi catodici altro non erano che gli elettroni, che spostandosi nel tubo attirati dal polo positivo producevano una lieve fluorescenza.
J.J. Thomson, meglio precisarlo, non fu il primo ad eseguire l’esperimento. Tuttavia fu lo scienziato che riuscì a calcolare il rapporto tra carica e massa delle particelle che producevano fluorescenza.
Una volta compreso che un atomo non era una struttura unica si poneva il problema di definire una nuova struttura.
Il modello proposto da Thomson prevedeva una sfera di carica positiva al cui interno si trovavano gli elettroni in posizione fissa, reso noto nel 1904.
Pur essendo inesatto dato che concepiva gli elettroni come uniche particelle subatomiche e non ne comprendeva il moto fu un punto di svolta.
Disattese infatti la teoria di Dalton che vedeva gli atomi come particelle uniche e indivisibili, rendendoli aggregati di elementi più piccoli.
La teoria atomica e il modello di Rutherford
Diresse dei fasci di particelle contro una sottile lamina d’oro attorno a cui si trovava uno schermo in grado di rilevare le particelle α.
L’aspettativa era che queste attraversassero l’atomo mantenendo la traiettoria originale. I risultati invece mostrarono che alcune subivano una profonda deviazione e rimbalzavano indietro, come se avessero urtato contro un concentrato di carica positiva. Vi erano inoltre deviazioni laterali di inclinazione variabile dovute alla presenza degli elettroni.
La teoria atomica proposta da Thomson dunque non sussisteva: l’atomo era in prevalenza vuoto, con un nucleo centrale e gli elettroni in moto intorno ad esso. Il movimento era necessario per spiegare il fatto che non finissero sul nucleo, attirati dalla carica positiva. Nella sua teoria atomica Rutherford propose il “modello planetario”, dove il nucleo era il Sole e gli elettroni i pianeti. Dedusse inoltre che gli elettroni dovessero essere in numero tale da compensare la carica del nucleo.
Le orbite quantizzate e il principio di indeterminazione
La teoria atomica di Bohr presentava però diversi limiti, analizzando successivamente da Heisenberg che coniò il famoso principio di indeterminazione. Questo afferma che non è dato conoscere nel medesimo istante la posizione e la quantità di moto di una particella (un elettrone in questo caso). L’incertezza in particolare Δx · Δp ≥ 1/2ℏ.
