I modelli atomici del ventesimo secolo

 

Il periodo

Gli undici anni che vanno dalla scoperta dei gas nobili (1894) alla proposta dei modelli di Thomson (1904) segnano una vera svolta nelle conoscenze sugli atomi e sulla natura dell’energia. Almeno tre sono i temi che dovrebbero essere affrontati: i modelli atomici e del legame chimico basati sulle recenti scoperte della fisica (l’elettrone, i quanti, il nucleo). Fra questi temi ho scelto quello dei modelli perché è il più pertinente alla nostra attività didattica, che, come vedremo subito, perpetua non pochi errori descrittivi e lacune interpretative. Ovviamente nel periodo vi furono anche altre novità conoscitive, in particolare nel campo della scienza spaziale.

Il modello di Thomson, 1904

Nel 1881, quando pubblicò una impressionante elaborazione matematica del modello di atomo-vortice,  J.J. Thomson trovò modo di citare l’esperienza del fisico americano Mayer che era riuscito ad ‘organizzare’ in disposizioni a cerchi concentrici gruppi di magnetini infilzati su sugheri, galleggianti in una bacinella e sottoposti all’azione di un potente elettromagnete. Un’esperienza ai confini di scienza & magia, che Thomson ripeté molte volte e che lo ispirò al momento stesso della determinazione del rapporto fra carica e massa dell’elettrone (1897). La trattazione fisico-matematica del problema fu affrontata solo dopo parecchi anni, e il suo esito fu consegnato in un saggio pubblicato sul Philosophical Magazine nel 1904.

Il modello consisteva in una sfera di carica positiva priva di massa e di decine di migliaia di corpuscoli al suo interno. I ‘corpuscoli’ di Thomson, ossia i nostri elettroni, erano gli unici portatori di massa, di qui il loro numero spropositato.  Il modello di Thomson poteva vantare alcuni successi. L’aspetto che interessava maggiormente il fisico inglese era la deduzione (invero imperfetta …) della periodicità delle configurazioni assunte dai corpuscoli. Il modello inoltre spiegava bene il legame polare, e – fatto importante! – era stabile, pur utilizzando solo le leggi dell’elettromagnetismo classico. La stabilità era ottenuta considerando i corpuscoli in movimento su orbite circolari, in numero crescente dal centro verso l’esterno. L’immagine didatticamente consolidata dei canditi e del panettone è semplicemente falsa.

Il modello di Rutherford, 1911

Ernest Rutherford è stato il fisico più ricco di immaginazione sperimentale di tutto il ‘900. Con genialità di progettazione, parsimonia di mezzi ed esecuzione accurata, i suoi esperimenti furono spesso dei veri capolavori, anche se non mancarono cantonate, tentativi a vuoto e vicoli ciechi. Un’analisi epistemologica dettagliata di tutte le sue esperienze ci darebbe un ritratto di scienziato tutt’altro che oleografico. Pure lontano dall’attuale paradigma filosofico, che fa precedere sempre la teoria all’esperimento, è il caso del modello di atomo nucleare.

Nel giugno del 1909 fu pubblicato sul Philosophical Magazine il lavoro di Geiger (che aveva 27 anni) e Marsden (che aveva 20 anni) in cui veniva annunciato che un certo numero di particelle alfa invece di passare con traiettorie quasi indenni attraverso una sottile lamina d’oro, ‘rimbalzavano’ con

deviazioni imponenti e inaspettate. Nel settembre di quell’anno Rutherford aveva ancora congetturato che fossero possibili numerosi ‘scontri’ fra le particelle alfa e atomi ‘soffici’ sul modello di Thomson. Solo nel maggio 1911, a due anni di distanza dalle esperienze dei suoi giovani collaboratori, Rutherford trovò modo di pubblicare le sue deduzioni, sul Philosophical Magazine, ovviamente. Le difficoltà non erano state di tipo fisico-matematico, perché la trattazione dell’interazione particella alfa – nucleo è del tutto elementare. Il fatto fondamentale è che un atomo nucleare, con elettroni in movimento intorno ad una carica centrale è instabile secondo la fisica classica, in quanto le cariche in movimento circolare sarebbero sottoposte ad accelerazione e quindi emetterebbero energia elettromagnetica. Rutherford pone a sua scusante l’ignoranza delle forze che agiscono effettivamente a livello microscopico, e cerca di attenuare lo sconcerto ipotizzando un nucleo con possibili masse minori come satelliti.Il modello di Rutherford ci permette due osservazioni di grande rilievo: è stato concepito dopo l’acquisizione di una nuova base sperimentale e si fonda esclusivamente su questi stessi dati sperimentali.Si ricordi, a proposito dei sensi, che Rutherford, Geiger e Marsden conteggiavano le scintillazioni delle particelle alfa su schermi di solfuro di zinco guardando lo schermo attraverso un oculare.

Il modello di Bohr, 1913

I due soggiorni inglesi in cui Niels Bohr maturò il primo modello quantistico sono emblematici della rilevanza dei rapporti umani, e degli stili di ricerca, anche quando si tratta di persone sicuramente fuori del comune. La prima scelta di Bohr fu per Cambridge, dove Thomson dirigeva il Cavendish Laboratory, ma fra i due scienziati non si stabilì nessun rapporto reale, in quanto Thomson era e rimase impermeabile alla teoria dei quanti. Bohr quindi si trasferì a Manchester, dove regnava con liberalità Rutherford. Qui il ventottenne fisico danese portò a compimento la trilogia di articoli che apparve sulle pagine del Philosophical Magazine nel 1913.

Il primo articolo fu radicalmente innovativo. Bohr introdusse ad hoc la quantizzazione del momento angolare degli elettroni circolanti intorno al nucleo. A partire da questa procedura (che ha come giustificazione esclusivamente la sua efficacia fisico-matematica) e dalle costanti fondamentali Bohr calcola il raggio dell’atomo di idrogeno. Si tratta del primo calcolo di una grandezza microscopica. Questo successo è accresciuto e amplificato dal calcolo praticamente esatto della costante di Rydberg, e quindi delle righe dello spettro dell’atomo di idrogeno. Il secondo articolo riguarda gli atomi polielettronici, ed è particolarmente interessante dal nostro punto di vista perché le configurazioni elettroniche calcolate sono poi ‘aggiustate in base alle proprietà chimiche degli elementi. Per il litio i calcoli darebbero come configurazione più stabile 3 elettroni sulla stessa orbita, ma saggiamente Bohr guarda al sistema periodico e afferma che la configurazione deve essere di due elettroni interni e di un solo elettrone esterno. Del terzo articolo, dedicato a sistemi con più di un nucleo, vale la pena di sottolineare che il legame chimico è dato da un numero variabile di elettroni, e che per molti aspetti è inconclusivo.

Il modello di Lewis, 1916

Fra le diverse proposte dei primi decenni del ‘900 l’elettrone trova la sua giusta connessione con il legame chimico solo nel modello che Gilbert Newton Lewis propose nel 1916. Essa viene impegnata piuttosto per esplorare tutte le possibilità aperte dall’interpretazione a livello elettronico del sistema periodico, già avanzata da Abegg nel 1904, e concepita nello stesso periodo anche da Lewis (ma da lui non pubblicata).Si tratta di un modello assiomatico (Tabella 1), in cui i postulati guidano la formulazione di regole, e non l’esecuzione di calcoli. Postulati e regole portano a molti risultati di grande significato, sia sul piano della struttura, sia su quello della reattività (ad esempio, delle molecole con elettroni che noi diremmo ‘spaiati’!).

I sei postulati di Lewis, del 1916

 

	Tema del Postulato				Intenzioni conoscitive di Lewis
	Struttura elettronica	Proprietà della struttura elettronica	Proprietà degli elettroni	Le forze
<1>	Nocciolo	Inalterabile nel nocciolo			Spiegano il mutamento chimico
<2>	Guscio	Variabile nel guscio
<3>			Parità		Spiegano le proprietà degli atomi e delle molecole
<4>		Compenetrabilità
<5>			Mobilità
<6>				Forze modificate	Costituisce lo scarto epistemologico

di Stefano Santangelo

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