ATOMO

SOMMARIO : STORIA DELL’ATOMO STRUTTURA ED ORIGINE

STORIA DELL’ATOMO: INTRODUZIONE STORIA ANTICA STORIA MODERNA ULTIME SCOPERTE

STRUTTURA E ORIGINE: DIMENSIONI DELL’ATOMO NATO DALLE STELLE

DIMENSIONI DELL’ATOMO Carica dell’elettrone e del protone = 1.60219 * 10^-19 C Massa dell’elettrone = 9.10953 * 10^-31 Kg Massa del protone = 1.67235 * 10^-27 Kg Massa del neutrone = 1.67492 * 10^-27 Kg Raggio classico dell’elettrone = 2.81794 * 10^-15 metri Raggio della prima orbita do Bohr = 5.29177 * 10^-11 metri

NATO DALLE STELLE Trascorso un decimo di secolo dal Big Bang, l’universo doveva essere pervaso da una miscela di particelle elementari. Solo dopo 700mila anni, dal Big Bang, elettroni e nuclei si sono uniti per formare gli atomi. L’universo primordiale era costituito essenzialmente da idrogeno ed elio. Gli atomi più pesanti, quelli cioè col numero atomico Z più grande, si sono formati dopo la nascita delle stelle nel corso delle reazioni di fusione termonucleari che avvengono nel loro interno.

INTRODUZIONE

STORIA ANTICA

STORIA MODERNA

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ULTIME SCOPERTE

TALETE Filosofo greco del’ 600 a.C.. Fu uno dei primia teorizzarel’origine della materia. Egli sosteneva che: la materia traesse origine dall’acqua, la quale solidificando diventava terra ed evaporando diventava aria.

DEMOCRITO Filosofo greco (460 – 370 a.C.). Con democrito nasce la teoria atomica della materia. Intuisce che la materia è formata da piccolissime particelle che lui chiama atomi.

ARISTOTELE Filosofo greco, negava l’esistenza del vuoto per cui attribuiva a tutti gli elementi una natura materiale. Aristotele negava inoltre l’esistenza degli atomi ritenendo la materia costituita da: terra, acqua, fuoco e aria

LAVOISIER Con il chimico francese A. L. Lavoisier nasce la chimica moderna. Di lui ricordiamo il principio con il quale nel 1789 enunciò la legge di conservazione della massa: In tutte le reazioni chimiche la massa si conserva, cioè la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti.

J. L. PROUST Nel 1794 il chimico francese Joseph Louis Proust emana la legge che stabilisce la costanza dei rapporti delle masse secondo cui due o più elementi si combinano fra loro. È detta anche legge delle proporzioni definite e costanti.

DALTON Dalton fu il primo chimico a formulare, nel 1803 una teoria atomica basata sulle intuizioni di Democrito vissuto 2500 anni fa. Secondo Dalton: Tutti i corpi sono costituiti da atomi indivisibili Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali Nelle reazioni chimiche gli atomi rimangono inalterati combinandosi in precisi rapporti.

J. J. THOMSON Fisico inglese che nel 1830 scopre l’elettrone. Joseph John Thomson osservò che in un tubo con neon con all’estremità due elettrodi collegati ad un generatore si forma una scarica elettrica proveniente dal catodo. Questi raggi catodici dovevano essere costituiti da particelle di carica negativa ovvero gli elettroni.

GOLDENTEIN Dopo la scoperta degli elettroni usando apparecchiature simili furono individuate particelle che venivano attratte dal catodo. Da queste osservazioni Goldentein scoprì la seconda particella fondamentale: il protone.

MENDELEEV Chimico russo che nel 1869 formula la tavola periodica per razionalizzare le conoscenze fin’ora acquisite.

ABBONDANZA DEGLI ELEMENTI CHIMICI Si è ben lontani da una distribuzione uniforme degli elementi chimici nella crosta terrestre, negli oceani e nel cosmo. Il 95.25% della crosta terrestre e dei mari è costituito da soli 9 elementi chimici: l’ossigeno, il silicio, l’idrogeno, l’alluminio, il ferro e il calcio. Nel cosmo l’elemento che predomina è l’idrogeno, seguito dall’elio, a conferma di quanto detto a proposito dell’origine degli atomi. In natura l’abbondanza degli elementi diminuisce all’aumentare del numero atomico. Perché se il numero atomico Z è molto grande i nuclei subiscono spontaneamente un processo di fissione nucleare e risultano instabili. Anche se ufficialmente l’elemento più pesante riportato nella tavola è il laurenzio (Z = 103), sono stati prodotti nuclei con numeri atomici fino a 109.

PLANK Il fisico tedesco Max Plank con la sua teoria qantistica portò notevole contributo al successivo modello di Bohr. Secondo Plank l’energia aumenta secondo tappe fisse definite quanti da immaginare come pacchetti di energia.

RUTHERFORD Nel 1911 Lord Rutherford in seguito all’esperimento qui sopra è riuscito a formulare il modello nucleare planetario

I grandi angoli di deflessione delle paricelle alfa si potevano spiegare solo ideando un nuovo modello atomico. Lo fece nel 1911 Ernest Rutherford, il quale assunse che gli atomi fossero dotati di un nucleo centrale in cui risiede quasi tutta la sua materia. Nonostante avesse introdotto il concetto rivoluzionario e corretto di nucleo, il modello di Rutherford risultò insoddisfacente sotto due punti di vista. Per prima cosa, non spiegava le emissioni e gli assorbimenti di onde elettromagnetiche da parte degli atomi osservate in spettroscopia. Ma, soprattutto, non giustificava la stabilità degli atomi.

BOHR

TEORIA DEGLI ORBITALI Nel 1913 il fisico danese Niels Bohr concepì un modello capace di conciliare il concetto di nucleo con stabilità degli atomi. Secondo il modello di Bohr, non tutte le orbite circolari sono permesse. Gli elettroni possono muoversi solo su quelle che hanno una distanza dal nucleo ben definita. Questo meccanismo proposto da Bohr era in grado di spiegare le caratteristiche principali delle righe spettrali dell’atomo di idrogeno e questo fatto contribuì al successo del modello

LA MECCANICA ONDULATORIA Albert Einstein era stato il primo, nel 1905, a intuire che la luce, e quindi tutta la radiazione elettromagnetica, può essere descritta come un insieme di particelle che ne trasportano l’energia: i fotoni. Nel 1924 il fisico francese Louis De Broglie, in analogia con il caso della luce, propose di studiare le proprietà ondulatorie degli elettroni e, più in generale, di tutte le particelle. Secondo De Broglie, l’elettrone poteva essere descritto come un’onda. Per farlo si dovevano collegare i parametri fondamentali dell’onda a grandezze fisiche appartenenti all’elettrone. Nel 1927 Heisenberg formulò il principio di indeterminazione che porta il suo nome. Questo principio afferma che è impossibile conoscere simultaneamente e con grande precisione la posizione e la velocità di una particella elementare.

EINSTEIN Il modello di Bohr però presentava ancora dei limiti: infatti non riusciva a calcolare le orbite degli elettroni molto lontani dal nucleo. Le orbite di questi elettroni verranno descritte da Albert Einstein nella teoria della relatività ristretta.

W. PAULI Nel 1925 Wolfgan Pauli osserva per la prima volta che i due elettroni presenti nell’orbitale non possono mai avere gli stessi numeri quantici per cui il loro spin deve essere opposto (lo spin, +½ o - ½ indica la possibilità di un elettrone di ruotare in un senso o nell’altro attorno al proprio asse). Questo principio è noto come principio di esclusione di Pauli.

IL PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI Quando in un atomo si ha più di un elettone nasce anche il problema della loro disposizione nei vari sottogusci da parte degli elettroni atomici avviene sulla base di due criteri molto importanti: Raggiungimento di uno stato di energia minima da parte dell’atomo; Il numero di elettroni accettato da ogni sottoguscio è imposto dall’altro, fondamentale criterio: il principio di esclusione di Pauli. Secondo tale principio, in un atomo non possono esistere due elettroni che abbino gli stessi numeri quantici.

E. SCHROEDINGER Erwin Scroedinger pubblica nel 1926 un saggio riguardante un’equazione con la quale era possibile calcolare la funzione d’onda dell’elettrone e quindi calcolare la probabilità di trovare un elettrone in un dato punto dell’orbitale e anche il suo livello energetico.

L’EQUAZIONE DI SCHRODINGER E LE FUNZIONI D’ ONDA La forma delle funzioni d’onda che descrivono gli elettroni, si determina risolvendo l’equazione di Schrodinger. Nell’equazione di Schrodinger compare per la prima volta (L) il numero quantico secondario. L’equazione di Schorodinger può essere risolta esattamente solo nel caso dell’atomo di idrogeno. Se l’atomo ha più di un elettrone bisogna rinunciare a una descrizione completa e trascurare alcuni aspetti secondari. Ciononostante l’equazione di Schrodinger è risultato essere uno strumento teorico potentissimo a disposizione dei fisici atomici. Grazie a questa e più in generale alla meccanica quantistica, l’atomo non ha più segreti.

W. HEISENBERG Nel 1927 Wemer Heisenberg formulò in principio di indeterminazione secondo il quale è impossibile conoscere simultaneamente e con precisione sia la posizione, sia la velocità di una particella. Questo principio è alla base della meccanica quantistica e il pensiero filosofico moderno.

J. CHADWICK Nell’atomo oltre a protone ed elettrone esiste un’altra particella restata inosservata fino al 1932, quando James Cadwick scoprì la presenza all’interno del nucleo del neutrone privo di carica e di massa molto simile a quella del protone.

LE PARTICELLE FONDAMENTALI Nel 1968, negli Stati Uniti, si scopre che protone e neutrone non sono due particelle fondamentali, in quanto sono composte da particelle ancora più piccole: i Quark. I Quark che costituiscono i nucleoni sono i Quark up down, gli elettroni fanno parte della famiglia dei leptoni assieme ai vari tipi di neutrini. A tenere uniti i tre quark all’interno del protone c’è la forza nucleare forte, la cui forza residua tiene a sua volta uniti i vari nucleoni. Queste sono le caratteristiche principali del modello standard, il modello attualmente accettato per la descrizione delle paricelle fondamentali

Idrogeno Silicio Carbonio

L’ANTIMATERIA Nel 1932 viene scoperta l’esistenza di un elettrone con carica positiva subito battezzato positone. Il positone è l’anti particella dell’elettrone, uguale in tutto fuorché nella carica. L’esistenza dell’antimateria era già stata prevista dal fisico inglese Paul Dirack. Nel 1997 in laboratorio viene prodotto il primo atomo di anti idrogeno, mettendo insieme positoni e anti quark.

FINE