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Lmwbg'mwbwatomo (dal mwcagreco ἄτομος mwcqátomos: mwcgindivisibile) è la struttura nella quale la mwcwmateria è organizzata in unità fondamentali che costituiscono gli mwdaelementi chimici. Gli atomi si aggregano frequentemente in unità stabili dette mwdqmolecole che caratterizzano molte mwdgsostanze.

Concepito come l'unità più piccola e indivisibile della materia secondo la dottrina atomistica dei mweafilosofi greci mweqLeucippo, mwegDemocrito ed mwewEpicuro, e teorizzato su base scientifica all'inizio del mwfaXIX secolo, verso la fine dell'mwfqOttocento, con la scoperta dell'mwfgelettrone, fu dimostrato che l'atomo è composto da mwfwparticelle subatomiche (oltre all'elettrone, il mwgaprotone e il mwgqneutrone).

Se nel mondo fisico abituale la materia, nei suoi mwgwstati mwhasolido, mwhqliquido e mwhggassoso, è costituita dalle unità elementari degli atomi, a valori di mwhwpressione e mwiatemperatura sufficientemente elevati la loro esistenza non è possibile, determinandosi lo stato di mwiqplasma.

• Storia

• Origine del modello scientifico

• I modelli atomici

• La meccanica ondulatoria e il modello atomico contemporaneo

• Componenti

• Proprietà

• Massa

• Dimensione atomica

• Proprietà chimiche

• Fotografia

• Note

• Bibliografia

• Voci correlate

• Altri progetti

• Collegamenti esterni

Il modello atomico oggi riconosciuto è l'ultima tappa di una serie di ipotesi che sono state avanzate nel tempo. In mwjqetà antica alcuni filosofi greci, quali Leucippo (mwjgV secolo a.C.), Democrito (V-mwjwIV secolo a.C.) ed Epicuro (IV-mwkaIII secolo a.C.), e mwkqromani, quali mwkgTito Lucrezio Caro (mwkwI secolo a.C.), ipotizzarono che la materia non fosse continua, ma costituita da particelle minuscole e indivisibili, fondando così la "teoria atomica". Questa corrente filosofica, fondata da Leucippo, venne chiamata "mwlaatomismo". Si supponeva che i diversi "atomi" fossero differenti per forma e dimensioni.

Democrito propose la "teoria atomica", secondo cui la materia è costituita da minuscole particelle, diverse tra loro, chiamate atomi, la cui unione dà origine a tutte le mwlgsostanze conosciute. Queste particelle erano la più piccola entità esistente e non potevano essere ulteriormente divise: per questo erano chiamate atomi.

In contrasto con questa teoria mwmaAristotele (IV secolo a.C.), nella teoria della continuità della mwmqmateria, sostenne che una mwmgsostanza può essere suddivisa all'infinito in mwmwparticelle sempre più piccole e uguali tra loro. Queste ipotesi rimasero tali in quanto non verificate con metodologie basate sull'osservazione e sull'esperimento.

Il mwnqcorpuscolarismo è il postulato del XIII secolo dell'alchimista mwngGeber, secondo il quale tutti i corpi fisici posseggono uno strato interno e uno esterno di particelle minuscole. La differenza con l'atomismo è che i corpuscoli possono essere divisi, veniva per questo teorizzato che il mwnwmercurio potesse penetrare nei metalli modificandone la struttura interna. Il corpuscolarismo rimase la teoria dominante per i secoli successivi. Tale teoria servì come base a mwoaIsaac Newton per sviluppare la mwoqteoria corpuscolare della luce.

Tra gli atomisti dell'mwqaetà moderna ci fu mwqqPierre Gassendi, per via del suo recupero dell'mwqgepicureismo.

Solo all'inizio del mwrqXIX secolo mwrgJohn Dalton rielaborò e ripropose la teoria di Democrito fondando la teoria atomica moderna, con la quale diede una spiegazione ai fenomeni chimici. Propose una legge secondo la quale le diverse quantità in peso di un elemento che si combinano con la stessa quantità di un altro elemento per formare composti diversi stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi piccoli (mwrwlegge delle proporzioni multiple), ipotizzando quindi che la materia fosse costituita da atomi. Nel corso dei suoi studi Dalton si avvalse delle conoscenze chimiche e fisiche del tempo (la mwsalegge della conservazione della massa, formulata da mwsqAntoine Lavoisier, e la mwsglegge delle proporzioni definite, formulata da mwswJoseph Louis Proust) ed espose la sua teoria nel libro mwtaA New System of Chemical Philosophy, pubblicato nel 1808. La teoria atomica di Dalton si fondava su cinque punti:

• la mwtwmateria è formata da piccolissime mwuaparticelle elementari chiamate atomi, che sono indivisibili e indistruttibili;

• gli atomi di uno stesso mwugelemento sono tutti uguali tra loro;

• gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro (attraverso mwvareazioni chimiche) in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli, dando così origine a mwvqcomposti;

• gli atomi non possono essere né creati né distrutti;

• gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi.

In definitiva questa è la definizione di atomo per Dalton: "Un atomo è la più piccola parte di un elemento che mantiene le caratteristiche chimiche di quell'elemento".

Questa viene considerata la prima teoria atomica della materia perché per primo Dalton ricavò le sue ipotesi per via empirica.

Con la scoperta della mwywradioattività naturale si intuì successivamente che gli atomi non erano particelle indivisibili, bensì erano oggetti composti da parti più piccole. Nel 1902 mwzaJoseph John Thomson propose il primo modello fisico dell'atomocite-ref-1[1], successivamente alle sue ricerche sul rapporto tra la massa e la carica dell'elettrone.cite-ref-lip7-2-0[2] Egli immaginò che un atomo fosse costituito da una sfera fluida di materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano stati ancora scoperti) in cui gli elettroni (negativi) erano immersi (mwbqmwbgmodello a panettone, in inglese mwbwplum pudding modelcite-ref-lip7-2-1[2] o mwdamodello ad atomo pieno), rendendo neutro l'atomo nel suo complesso.cite-ref-lip7-2-2[2]

Questo modello fu superato quando mwegErnest Rutherford scoprì la presenza di un mwewnucleo atomico caricato positivamente. Nel 1910, due allievi di Rutherford (mwfaGeiger e mwfqMarsden) svolsero un mwfgesperimento cruciale, con lo scopo di convalidare il modello di Thomson.cite-ref-lip8-3-0[3] Essi bombardarono un sottilissimo foglio di mwgworo, posto fra una sorgente di mwhaparticelle alfa e uno schermo.cite-ref-lip8-3-1[3] Le particelle, attraversando la lamina, lasciarono una traccia del loro passaggio sullo schermo. L'esperimento portò alla constatazione che i raggi alfa non venivano quasi mai deviati; solo l'1% dei raggi incidenti era deviato considerevolmente dal foglio di oro (alcuni venivano completamente respinti).

Attraverso questo esperimento Rutherford propose un modello di atomo in cui quasi tutta la massa dell'atomo fosse concentrata in una porzione molto piccola, il nucleo (caricato positivamente) e gli elettroni gli ruotassero attorno così come i mwkgpianeti ruotano attorno al mwkwSole (mwlamodello planetario).cite-ref-4[4] L'atomo era comunque largamente composto da spazio vuoto, e questo spiegava il perché del passaggio della maggior parte delle particelle alfa attraverso la lamina. Il nucleo è così concentrato che gli elettroni gli ruotano attorno a distanze relativamente enormi, con orbite aventi un diametro da mwmq10 000 a mwmg100 000 volte maggiore di quello del nucleo. mwmwRutherford intuì che i mwnaprotoni (particelle cariche nel nucleo) da soli non bastavano a giustificare tutta la massa del nucleo e formulò l'ipotesi dell'esistenza di altre particelle, che contribuissero a formare l'intera massa del nucleo.

Elettroni nel nucleo?

Dopo l'esperimento di Rutherford era abbastanza evidente che gli elettroni non potessero trovarsi all'interno del nucleo. Si può, però, pensare a una dimostrazione per assurdo: si supponga, per un momento, l'esistenza degli elettroni nel nucleo. Il suo raggio può essere stimato nell'ordine dei cinque fm.

L'impulso dell'elettrone, nell'atomo, allora sarà:

p = 2 π π ℏ ℏ λ λ = 2 π π 193 , 7 M e V f m λ λ c {\displaystyle p={\frac {2\pi \hbar }{\lambda }}={\frac {2\pi 193,7MeVfm}{\lambda c}}}

dove c è la velocità della luce e λ la lunghezza d'onda di de Broglie dell'elettrone.

A questo punto si fissa una lunghezza d'onda massima in 10 fm e si può così calcolare il valore minimo per l'impulso, che alla fine risulta essere di circa 124 MeV/c. Ora, poiché la massa dell'elettrone è pari a 0,5 MeV/c2, da un semplice conto relativistico risulta evidente che l'energia totale dell'elettrone è pari a:

E2 = p2c2 + m2c4 = 125 MeV

Quindi, se ci fossero elettroni nel nucleo, la loro energia sarebbe 250 volte maggiore rispetto alla loro intera massa: elettroni così energetici, però, non sono mai stati emessi da alcun nucleo. L'unico indiziato, l'elettrone emesso nel decadimento beta dei nuclei, ha un intervallo di energia che va da pochi MeV a un massimo di 20 MeV.

Il modello di Rutherford aveva incontrato una palese contraddizione con le leggi della mwngfisica classica: secondo la teoria mwnwelettromagnetica, una carica che subisce un'mwoaaccelerazione emette mwoqenergia sotto forma di mwogradiazione elettromagnetica. Per questo motivo gli elettroni dell'atomo di Rutherford, che si muovono di mwowmoto circolare intorno al nucleo, avrebbero dovuto emettere onde elettromagnetiche e quindi, perdendo energia, cadere nel nucleo stesso (mwpateoria del collasso), cosa che evidentemente non accade.cite-ref-5[5] Inoltre un elettrone, nel perdere energia, potrebbe emettere onde elettromagnetiche di qualsiasi mwqqlunghezza d'onda, operazione preclusa nella teoria e nella pratica dagli studi sul mwqgcorpo nero di mwqwMax Planck (e successivamente di mwraAlbert Einstein). Solo la presenza di livelli di energia quantizzati per quanto riguarda gli stati degli elettroni poteva spiegare i risultati sperimentali: la stabilità degli atomi rientra nelle proprietà spiegabili mediante la meccanica quantistica, crescenti con il numero atomico degli elementi secondo incrementi dei tempi di stabilità via via decrescenti (regola dell'ottetto e regola dei 18 elettroni).

Nel 1913 mwuaNiels Bohr propose una modifica concettuale al modello di Rutherford. Pur accettandone l'idea di mwuqmodello planetario postulò che gli elettroni avessero a disposizione orbite fisse, dette anche "orbite quantizzate", queste orbite possedevano un'energia quantizzata (ossia un'energia già prestabilita identificata da un numero detto numero quantico principale N) nelle quali gli elettroni non emettevano né assorbivano energia (questa infatti rimaneva costante): in particolare, un elettrone emetteva o assorbiva energia sotto forma di mwugonde elettromagnetiche solo se effettuava una transizione da un'orbita all'altra, e quindi passava a uno stato a energia minore o maggiore. In seguito, mwuwSommerfeld propose una correzione al modello di Bohr, secondo cui si aveva una buona corrispondenza fra la teoria e le osservazioni degli mwvaspettri della radiazione emessa o assorbita degli atomi.

Molti elementi del modello non erano compatibili con le leggi della fisica classica di mwvgNewton, poiché era fondato sulle idee dell'allora nascente mwvwmeccanica quantistica. Ciò nonostante, il modello di Bohr-Sommerfeld si basava ancora su postulati e soprattutto funzionava molto bene per l'atomo di mwwaidrogeno, ma non con quelli più complessi.

I punti deboli del modello di Bohr-Sommerfeld vennero riesaminati alla luce anche del mwxaprincipio di indeterminazione introdotto da mwxqWerner Karl Heisenberg nel 1927, il quale convinse la comunità scientifica che fosse impossibile descrivere esattamente il moto degli elettroni attorno al nucleo, motivo per cui ai modelli mwxgdeterministici fino ad allora proposti si preferì ricercare un modello mwxwprobabilistico, che fosse in grado di descrivere qualsiasi atomo con una buona approssimazione. Ciò fu reso possibile grazie ai successivi risultati della mwyameccanica ondulatoria.

Fu abbandonato il concetto di orbita e fu introdotto il concetto di mwygorbitale. Secondo la meccanica quantistica non ha più senso infatti parlare di mwywtraiettoria di una particella: da ciò discende che non si può neanche definire con certezza dove un elettrone si trova in un dato momento. Ciò che è possibile conoscere è la mwzaprobabilità di trovare l'elettrone in un certo punto dello mwzqspazio in un dato istante di mwzgtempo. Un orbitale quindi non è una traiettoria su cui un elettrone (secondo le idee della fisica classica) può muoversi, bensì una porzione di spazio intorno al nucleo definita da una mwzwsuperficie di equiprobabilità, ossia entro la quale c'è il 95% della probabilità che un elettrone vi si trovi.

In termini più rigorosi un orbitale è definito da una particolare mw0qfunzione d'onda, soluzione dell'mw0gequazione di Schrödinger, caratterizzata da tre mw0wnumeri quantici associati rispettivamente all'energia, alla forma e all'orientamento nello spazio dell'orbitale.

Nel 1932 mw1qChadwick scoprì il mw1gneutrone, per cui si pervenne presto a un modello dell'atomo pressoché completo, in cui al centro vi è il nucleo, composto di protoni (elettricamente positivi) e neutroni (elettricamente neutri) e attorno ruotano gli elettroni (elettricamente negativi).

Lo studio del mw2anucleo atomico e dei suoi componenti è legato allo sviluppo della mw2qfisica delle particelle; è stato possibile determinare in modo più completo la struttura del nucleo, per esempio tramite esperimenti con mw2gacceleratori di particelle. Secondo il mw2wmodello standard delle particelle i protoni e i neutroni sono a loro volta formati da mw3aquark. La composizione del nucleo e l'interazione di protoni e neutroni all'interno di esso sono descritti da diversi mw3qmodelli nucleari.

L'atomo è composto principalmente da tre tipologie di mw4aparticelle subatomiche (cioè di dimensioni minori dell'atomo): i mw4qprotoni, i mw4gneutroni e gli mw4welettroni.

In particolare:

• i protoni (mw5wcarichi positivamentecite-ref-6[6]) e i neutroni (privi di caricacite-ref-7[7]) formano il "mw8anucleo" (carico positivamente); protoni e neutroni sono detti quindi "mw8qnucleoni";cite-ref-8[8] esiste anche la possibilità che un atomo non contenga neutronicite-ref-thermo-9-0[9] (è il caso del mw-gprozio, l'mw-wisotopo più comune dell'mw-aidrogeno);

• gli elettroni (carichi negativamentecite-ref-10[10]) sono presenti in un atomo neutro nello stesso numero dei mwaqiprotonicite-ref-11[11] e ruotano attorno al nucleo senza seguire un'orbita precisa (l'elettrone si dice quindi "delocalizzato"), rimanendo confinati all'interno degli mwaqcorbitali (o "livelli energetici"). Se il numero di elettroni presenti nell'atomo è differente dal numero di protoni, l'atomo perde la sua neutralità e si parla di "mwaqgione".cite-ref-thermo-9-1[9]

Esistono in realtà anche atomi costituiti da particelle differenti, detti "mwaq4atomi esotici". Tali atomi hanno comunque una vita molto breve.

In proporzione, se il nucleo atomico fosse grande quanto una mela, gli elettroni gli ruoterebbero attorno a una distanza pari a circa un mwarachilometro; un nucleone ha massa quasi mware1 800 volte superiore a quella di un elettrone.

Avendo la stessa carica positiva i protoni si dovrebbero respingere tra loro; ciò non avviene perché sono tenuti insieme dalla cosiddetta mwarmforza nucleare forte.

La tabella seguente riassume alcune caratteristiche delle tre mwaruparticelle subatomiche anzidette:cite-ref-12[12]

| Particella | Simbolo | Carica | Massa | Note |

|---|---|---|---|---|

| Elettrone | e − | − 1,6 × 10 −19 C | 9,109 382 6 × 10 −31 kg (0,51099 891 MeV /c²) | Scoperto da Thomson in base alle esperienze sui raggi catodici di William Crookes . Con l' esperimento della goccia d'olio Millikan ne determinò la carica. |

| Protone | p | 1,6 × 10 −19 C | 1,672 623 1 × 10 −27 kg (9,3828 × 10 2 MeV/c²) | Scoperto da Ernest Rutherford con l'esperimento dei raggi alfa, la sua esistenza fu ipotizzata già da Eugen Goldstein , lavorando con i raggi catodici. |

| Neutrone | n | 0 C | 1,674 927 29 × 10 −27 kg (9,39565 × 10 2 MeV/c²) | Scoperto da James Chadwick , la sua esistenza fu desunta a partire da contraddizioni studiate prima da Walther Bothe , poi da Irène Joliot-Curie e Frédéric Joliot . |

Si definiscono due quantità per identificare ogni atomo:

• mwav8Numero di massa (mwawaA): la somma del numero di neutroni e protoni nel nucleo.cite-ref-13[13]

• mwawyNumero atomico (mwawcZ): il numero dei protoni nel nucleo,cite-ref-14[14] che, allo stato neutro, corrisponde al numero di elettroni esterni a esso.cite-ref-15[15]

Per ricavare il numero dei neutroni si sottrae al numero di massa il numero atomico.

Esiste una grandezza che ne quantifica la massa, definita massa atomica, espressa in mwaxiunità di massa atomica (o mwaxmu), dove una unità di massa atomica equivale alla dodicesima parte della massa di un atomo di mwaxqcarbonio-12 (mwaxu12C).cite-ref-u06554-16-0[16] Il numero degli elettroni che ruotano attorno al nucleo è uguale al numero dei protoni nel nucleo: essendo le predette cariche di valore assoluto uguale, un atomo è normalmente elettricamente neutro e pertanto la materia è normalmente elettricamente neutra. Tuttavia esistono atomi o aggregati di atomi elettricamente carichi, chiamati mwaxoioni,cite-ref-17[17] che possono essere generati per esempio da una mwax8dissociazione di mwayaentità molecolari inizialmente neutre; gli ioni possono essere quindi di carica positiva o negativa.

Gli atomi aventi lo stesso numero atomico hanno le stesse proprietà chimiche: si è dunque convenuto a definirli appartenenti allo stesso mwayielemento.cite-ref-18[18]

Due atomi possono differire anche nell'avere numero atomico uguale ma diverso numero di massa (cioè uguale numero di protoni ma differente numero di neutroni): simili atomi sono detti mwaygisotopicite-ref-19[19] e hanno medesime proprietà chimiche. Per esempio l'atomo di mway0idrogeno ha più isotopi: in natura infatti esso è presente in grande maggioranza come mway41H (o mway8prozio, formato da un protone e un elettrone) e in minore quantità da mwaza2H (o mwazedeuteriocite-ref-20[20], che è formato da un protone, un neutrone e un elettrone) e mwazy3H (o mwazctrizio, estremamente raro, formato da un protone, due neutroni e un elettrone). Dal punto di vista chimico, idrogeno, deuterio e trizio presentano identiche proprietà.

Poiché la massa di un atomo deriva essenzialmente dai protoni e neutroni la massa totale di tali particelle in un atomo è chiamata mwazsmassa atomica. Come mwazwunità di massa atomica si usa la dodicesima parte della massa di un atomo di mwaz0carbonio-12 (mwaz412C); tale unità corrisponde a un mwaz8dalton (Da)cite-ref-21[21] e vale approssimativamente mwaaq1,66×10−27 kg.cite-ref-u06554-16-1[16]

Gli atomi non hanno un contorno ben definito, in quanto la distanza degli elettroni rispetto al nucleo varia in ogni istante ed è influenzata dalle condizioni energetiche dell'atomo, in particolare aumenta all'aumentare della temperatura e diminuisce in seguito alla formazione di un legame chimico.

Per tale ragione le dimensioni degli atomi possono essere definite in diversi modi; in particolare si utilizzano le seguenti grandezze (che sono caratteristiche per ciascun elemento chimico):

• mwaciraggio atomico: è una grandezza definita nell'ambito della meccanica quantistica e si riferisce alla condizione di "atomo libero", cioè non legato a nessun altro atomo;cite-ref-barbucci-22-0[22]

• mwacgraggio covalente: corrisponde al raggio dell'atomo quando è legato ad altri atomi e può essere considerato pari alla distanza tra i nuclei dei due atomi uniti dal legame chimico; tale grandezza varia a seconda del tipo di legame chimico, il numero di atomi vicini (il numero di coordinazione) e lo mwackspin;

• mwacsraggio ionico: corrisponde alla grandezza dell'atomo quando è sotto forma di mwacwione.

Nella tavola periodica degli elementi il raggio atomico tende ad aumentare quando ci si muove dall'alto verso il basso lungo le colonne, mentre diminuisce andando da sinistra a destra (poiché l'aumento dei protoni nel nucleo aumenta la sua capacità di attrazione degli elettroni orbitanti); di conseguenza l'atomo con il raggio atomico più piccolo è l'atomo di mwac4elio (posizionato in alto a destra e avente raggio atomico di 49 pm),cite-ref-barbucci-22-1[22] mentre uno degli atomi più grandi è l'atomo di mwadmcesio (posizionato in basso a sinistra e avente raggio atomico di 334 pm).cite-ref-barbucci-22-2[22] Queste dimensioni sono migliaia di volte più piccole della lunghezza d'onda della luce visibile (400–700mwadg nm) e per tale ragione gli atomi non possono essere rilevati attraverso un microscopio ottico, mentre possono essere rilevati attraverso mwadkmicroscopi elettronici a trasmissione (TEM) o mwadomicroscopi a scansione per effetto tunnel (STM).

Per avere un'idea della dimensione di un atomo può essere utile confrontare tale dimensione con quella di oggetti più grandi, per esempio:

• il diametro di un capello umano corrisponde a circa un milione di atomi di carbonio disposti in fila;

• una goccia d'acqua contiene mwaeq2×1021 atomi di ossigeno e mwaeu4×1021 atomi di idrogeno;

• se una mela diventasse della dimensione della mwaecTerra, gli atomi nella mela sarebbero approssimativamente delle dimensioni della mela originale.

Le proprietà chimiche di un atomo, cioè la sua capacità a formare mwaeolegami con altri atomi, dipendono principalmente dalla sua struttura elettronicacite-ref-thermo-9-2[9] (e quindi indirettamente dal numero di protoni, essendo uguale il numero di elettroni e protoni di un atomo), mentre non è influenzata dal numero di neutroni. Da ciò deriva l'utilità di classificare gli atomi nella mwae8tavola periodica degli elementi, dove a ciascun elemento corrispondono gli isotopi aventi la stessa struttura elettronica, a prescindere dal numero di neutroni.

Nel 2018 è stata scattata agli atomi di mwafmpraseodimio una fotografia con la più alta risoluzione mai realizzata e ingrandita 100 milioni di volte, catturando uno spessore variabile da alcune decine a centinaia di atomi. Il risultato è entrato nel Guinness World Record del 2018.cite-ref-23[23]

La tecnica utilizzata la psicografia elettronica che prevede di sparare un fascio di circa un miliardo di elettroni al secondo sul materiale da analizzare. Se da un lato non è possibile conoscere l'esatta collocazione degli atomi, dall'altra è possibile calcolare dove si andranno a collocare i loro bersagli.

Sulla base del pattern di macchie generato dall’impatto di questi elettroni, gli algoritmi tecnologici possono calcolare dove si trovano gli atomi.cite-ref-24[24]

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• mwapeAtomo esotico

• mwapmAtomo mesico

• mwapuAtomo muonico

• mwapcElemento chimico

• mwapkMolecola

• mwapsSostanza pura

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