Perché il simbolo dell’atomo è un sistema solare

Il modello a sfera di Dalton

Tutto inizia nel \(1808\) quando John Dalton presenta il suo modello atomico a sfera. Secondo
lui un atomo è una “sfera invisibile simmetrica infinitesima”. Il modello di Dalton era in grado di spiegare quasi tutti i fenomeni
chimici ma purtroppo incontrava grossi problemi con i fenomeni elettrici. Sostanzialmente non era in grado di spiegarne la loro natura.

Il modello a panettone di Thomson

Ben preso fu abbandonato e sostituito da un nuovo modello più preciso, definito dal grande fisico J.J.Thomson verso il \(1897\). L’idea del
modello nasce dagli studi condotti dallo stesso Thomson sulla conduzione dell’elettricità nei gas. Si narra di Thomson alle prese con ampolle di vetro (tubi di Crookes) e cavi elettrici, assieme ai suoi collaboratori a passare le ore diurne e notturne nel laboratorio a sperimentare.
Il suo modello cosiddetto a panettone era stile “dolce natalizio”: “una distribuzione uniforme di carica positiva con le particelle negative immerse all’interno,
come i canditi e l’uvetta passa nel panettone”.

Il modello planetario di Rutherford

Ed eccoci qui, il nostro simbolo atomico si riferisce al modello di Rutherford, il cosiddetto modello planetario
che vede l’atomo formato da un “nucleo centrale in cui le cariche positive e neutre risiedono al’interno di esso mentre gli elettroni ruotano attorno” (simile al sistema solare).
Sapete come nacque questo modello? Con un esperimento, famosissimo “della scintillazione” del (1911) che consisteva nel bombardare delle lamine d’oro
sottilissime con elementi radioattivi… Alcune particelle durante gli esperimenti venivano mandate indietro – tanté che lo stesso Rutherford esternò la seguente frase passata alla storia:

È come sparare un proiettile da 14 pollici contro un foglio di carta e vederselo tornare indietro

E. Rutherfort

Rutherford capì, interpretando in modo geniale l’esperimento, che l’atomo era sostanzialmente uno spazio quasi del tutto vuoto!

Il modello di Rutherford presentava una forte contraddizione rispetto alla fisica classica: la teoria elettromagnetica prevede,
infatti, che quando una carica subisce un’accelerazione emette energia sotto forma di onde elettromagnetiche. Gli elettroni,
essendo cariche elettriche in movimento, avrebbero dovuto emettere una radiazione elettromagnetica, perdere progressivamente energia e collassare (precipitare)
sul nucleo (teoria del collasso), eventualità che nella realtà non si verifica.

Il modello quantistico di Bohr

Nel \(1913\) il fisico danese Niels Bohr propone il suo modello quantomeccanico ad orbitali durante gli studi sugli spettri di assorbimento ed emmissione dei gas. Il modello spiega quasi tutti i fenomeni connessi alla teoria elettromagnetica.
Secondo Bohr il nuovo modello, pur sempre planetario dell’atomo di idrogeno è ad orbite quantizzate, nel senso che gli elettroni possono
risiedere solo su orbite ben stabilite e non qualunque come in Rutherford. Quando un elettrone risiede in una particolare orbita non emette, ne assorbe
energia, mentre se passa da un’orbita all’altra emette e/o assorbe energia, in questo modo il modello spiega un fatto all’epoca enigmatico.
Quello che i gas emettono delle righe spettrali e non tutto lo spettro come con la luce bianca.

Il motivo di questo comportamento è dovuto al cosiddetto salto quantico da un’orbita all’altra e la distanza tra
le righe spettrali corrisponde proprio alla variazione di energia contenuta nei pacchetti di luce: i fotoni.

Con l’avvento della meccanica quantistica nei primi anni (20) del (‘900) arriva il principio di indeterminazione di Heisemberg e
l’equazione di Schroedinger e le orbite lasciano il posto agli orbitali e non si parla più di traiettoria
ma solo di zone di probabilità di trovare l’elettrone; tutto è espresso dalle funzioni d’onda (\Psi) e dai numeri quantici e il discorso potrebbe proseguire per ore…
io direi di fermarci a questo punto… ne riparliamo un’altra volta.

$$ The \heartsuit End $$