La periferia dell'atomo

Data pubblicazione: Mar 20, 2011 7:13:55 PM

Studiare da pagina 195 a 199 e in questa pagina mentre si risponde al modulo Modello atomico di Bohr

Ernest Rutherford impiegò circa due anni per rendersi conto che i suoi esperimenti erano spiegabili solo ammettendo che gli atomi erano strutture vuote con un piccolissimo nucleo positivo al centro. Ancora nel 1913 lo stesso Rutherford aveva usato la parola nucleo soltanto in un paio di articoli. La diffusione di questa conoscenza nel modo scientifico avvenne ancor più in sordina.

Nel frattempo, nel 1910, era giunto un nuovo giovane fisico nel laboratorio di Manchester, Henry Moseley, già esperto di raggi X. Lavorando giorno e notte per 40 mesi - come se sapesse già di avere poco tempo a disposizione - sperimentò il comportamento di molti elementi chimici ai raggi X, e arrivò nel 1913 a comprendere che:

"abbiamo qui la prova che esiste una grandezza fondamentale dell'atomo che aumenta in misura regolare nel passare da un elemento a quello successivo. Questa grandezza non può essere altro che la carica del nucleo centrale positivo." Per esempio l'alluminio, il 13° elemento della tavola periodico, doveva avere un nucleo con carica +13 mentre l'oro, il 79° elemento, doveva avere 79 cariche positive. Lo sfortunato Moseley fu obbligato a servire l'esercito britannico nella guerra dei Dardanelli, come ingegnere alle comunicazioni e fu ucciso da un cecchino turco a Gallipoli nell'aprile 1915 mentre stava inviando un bollettino radio. Fu grazie ai risultati di Moseley che il modello nucleare di Rutherford cominciò a circolare e imporsi nel mondo scientifico.

A dimostrazione che le grandi idee nascono su un terreno fertile e dalla combinazione improvvisa di altre idee apparentemente distanti tra loro, abbiamo l'impresa di Niels Bohr. Il fisico danese raggiunse il laboratorio di Manchester nel 1912, attirato dal fermento di questo centro. Bohr portò con sé l'idea che tutte le proprietà chimiche e fisiche della materia dovevano essere legate agli elettroni disposti intorno al nucleo degli atomi e l'idea che l'energia negli atomi potesse variare solo a salti, dopo che Max Planck e Albert Einstein avevano dimostrato al'inizio del secolo che la luce portava l'energia in "pacchetti" e non in quantità continua, cioè "sfusa". Questa nuova fisica, basata sui pacchetti indivisibili di energia, detti "quanti", verrà in seguito chiamata "fisica quantistica" o "meccanica quantistica", ma era ancora allo stato embrionale quando Bohr si ispirò ad essa per comprendere la struttura elettronica degli atomi.

Per comprendere il modello atomico di Bohr dobbiamo partire dai problemi non risolti dal modello nucleare di Rutherford. Gli elettroni non potevano essere più immobili, ma avrebbero dovuto in qualche modo orbitare nella periferia dell'atomo per vincere l'attrazione del nucleo, così come i pianeti "devono" muoversi per non cadere nel Sole.

Il moto degli elettroni intorno al nucleo risolveva così il problema della caduta nel nucleo, ma non risolveva questi altri due problemi:

1. Non si spiegava come mai gli atomi di ogni elemento avessero tutti la stessa grandezza. D'altra parte, se avessimo diversi sistemi planetari con una stella identica al Sole al centro di ciascuno, gli stessi pianeti potrebbero orbitare in modi completamente diversi da un sistema all'altro, a distanze completamente diverse. Perché gli atomi di idrogeno, con una carica positiva nel nucleo ed un elettrone orbitante, sono tutti uguali?

2. In secondo luogo, mentre un corpo neutro, come un pianeta soggetto alla forza di gravità, può orbitare per tempi praticamente infiniti senza perdere energia, i corpi carichi, come l'elettrone, se compiono moti accelerati (quale è il moto circolare uniforme), perdono energia sotto forma di radiazione. Questo fatto diventa comprensibilissimo se pensiamo a come funzionano le antenne: in esse le cariche elettriche oscillano andando in alto e in basso con una certa frequenza ed è per questo che da esse escono onde radio, con la stessa frequenza, ad esempio a 100 MHz (100 milioni di oscillazioni al secondo). Le onde radio sono appunto radiazioni elettromagnetiche. Se un elettrone orbita intorno al nucleo (che rimane approsismativamente immobile) abbiamo una simile inversione alto-basso delle cariche + e -, per cui l'atomo dovrebbe comportarsi come una minuscola antenna che dovrebbe produrre luce con frequenza elevatissima (dato che il moto orbitale è rapidissimo). Ora, mentre in una radio o in un cellulare deve esistere una fonte di energia per permettere l'irradiazione delle onde elettromagnetiche, nell'atomo non esistono "batterie", per cui il sistema elettrone - nucleo dovrebbe "scaricarsi" rapidamente. È stato calcolato che un elettrone, se per esso valessero le normali leggi della fisica, dovrebbe compiere un moto a spirale, nel perdere l'energia, e arrivare a cadere nel nucleo in un centomilionesimo di secondo. Quindi il mondo come noi lo conosciamo, in cui gli elettroni compiono i loro moti intorno ai nuclei tranquillamente, potrebbe durare ben poco.

Bohr, da buon fisico teorico, risolse questi problemi nel 1913, calcolando in modo geniale le orbite che l'atomo di idrogeno, il più semplice di tutti, poteva avere in base alla "vecchia" fisica e mettendole a confronto con le orbite permesse che si dovevano avere in base alle frequenze caratteristiche della luce visibile che l'atomo di idrogeno emette (vedi più avanti). Anche noi abbiamo visto distintamente le prime due o tre righe di questo spettro. Bohr trovò che unendo in questo modo le vecchie e le nuove idee sulle orbite possibili si otteneva qualcosa di coerente con le leggi della nuova fisica quantistica. In seguito Albert Einstein ammise di aver provato un procedimento simile, ma di non esserci riuscito, e fu tra i primi fisici a supportare pienamente il modello atomico di Bohr (molti altri non erano affatto convinti della validità e della realtà del modello di Bohr). Ma in cosa consiste tale modello? Lo descriveremo per l'atomo di idrogeno, il più semplice di tutti in quanto ha una sola carica positiva nel nucleo ed un elettrone.

Secondo il modello di Bohr, l'atomo di idrogeno può avere solo certi valori di energia, corrispondenti ad orbite permesse per l'elettrone. Egli chiamò stati stazionari queste orbite e stato fondamentale lo stato con la minore energia, corrispondente all'orbita più vicina possibile al nucleo.

La fisica quantistica impedisce all'elettrone di perdere energia gradualmente, e passare su orbite vicine non permesse, dato che l'energia può variare solo per pacchetti indivisibili.

L'energia può essere emessa soltanto nel "salto" (transizione) da uno stato stazionario ad energia maggiore, verso uno stato stazionario permesso, ad energia inferiore.

L'elettrone può solamente acquistare un pacchetto di energia intero, avente valore E₁-E₀, per "saltare" da un livello ad un successivo livello permesso. La sola alternativa per l'elettrone, se non riceve abbastanza energia, è restare dove si trova. L'atomo con l'elettrone che si trova in E₁, o E₂ o altri livelli superiori, si definisce atomo eccitato. L'atomo eccitato tende a tornare allo stato fondamentale in un tempo brevissimo (diseccitazione), riemettendo l'energia perduta sotto forma di un "pacchetto" o quanto di luce avente energia E₁-E₀. Poiché i pacchetti di energia luminosa, o fotoni, possiedono una frequenza proporzionale all'energia, secondo la legge di Panck: E₁-E₀= E = h·f, dove E è l'energia del fotone, h è la costante di Planck = 6.63·10^-34 J·s ed f la frequenza della corrispondente onda luminosa, e dato che la frequenza della luce corrisponde al suo particolare colore, possiamo comprendere che vedendo il colore della luce emessa dagli atomi potremo risalire alla differenza tra le energie dei diversi stati dell'atomo.

E' quanto fece Bohr utilizzando le frequenze emesse dall'idrogeno, i cui valori erano dal 1885 calcolabili usando una semplice formula che J. Balmer, un professore di matematica svizzero, aveva trovato per tentativi ed errori, ma che nessuno, fino a quel momento era stato in grado di spiegare.

Ma come si fa a far sì che gli atomi emettano la luce? Ciò è più semplice di quanto si possa credere e lo faremo in laboratorio. Questa volta nel "nostro" laboratorio.

_{Ci sono due metodi principali per far sì che gli atomi emettano la luce, che differiscono per il modo in cui si fornisce ad essi l'energia per eccitarsi:}

_{1. tramite scariche elettriche}

_{2. ponendo gli atomi alla fiamma.}

_{Il 22 marzo utilizzeremo dei gas racchiusi all'interno di tubi e faremo passare una scarica elettrica ad alta tensione al loro interno. I tubi si comporteranno come "tubi al neon", emettendo un colore caratteristico.}

_{La luce caratteristica delle prime insegne luminose, che contenevano effettivamente neon, era rosso arancio. I moderni tubi al neon contengono in realtà un miscuglio di gas e il vetro è rivestito di una polvere capace di assorbire luce ultravioletta e ritrasformarla in luce bianca.}

MEDIA RACCOMANDATI

Plasma di idrogeno