L'atomo (dal greco ἄτομος - àtomos -, indivisibile, unione di ἄ - a - [alfa privativo] + τέμνειν - témnein - [tagliare]^[2]) è una struttura nella quale è normalmente organizzata la materia nel mondo fisico o in natura. Più atomi formano le molecole, mentre gli atomi sono a loro volta formati da costituenti subatomici quali i protoni (con carica positiva), i neutroni (con carica neutra) e gli elettroni (con carica negativa).

Era così chiamato perché inizialmente era considerato l'unità più piccola ed indivisibile della materia (in accordo con la dottrina filosofica dei filosofi greci Leucippo, Democrito ed Epicuro nota come teoria dell'"atomismo"). Verso la fine dell'Ottocento (con la scoperta dell'elettrone) fu dimostrato che l'atomo era in realtà divisibile, essendo a sua volta composto da particelle più piccole, alle quali ci si riferisce con il termine di particelle subatomiche.

La teoria atomica è dunque la teoria fisica secondo la quale tutta la materia è costituita da unità elementari chiamate atomi. La teoria atomica si applica agli stati della materia solido, liquido e gassoso, mentre è difficilmente collegabile allo stato di plasma, in cui elevati valori di pressione e temperatura impediscono la formazione di atomi.

Storia

Il modello atomico oggi riconosciuto è l'ultima tappa di una serie di ipotesi che sono state avanzate nel tempo.

In età antica alcuni filosofi greci, quali Leucippo (V secolo a.C.), Democrito (V-IV secolo a.C.) ed Epicuro (IV-III secolo a.C.), e romani, quali Tito Lucrezio Caro (I 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 "atomismo"^[3]. 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 sostanze 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, Aristotele (IV secolo a.C.), nella teoria della continuità della materia, sostenne che una sostanza può essere suddivisa all'infinito in particelle sempre più piccole e uguali tra loro.

Queste ipotesi rimasero tali in quanto non verificate con metodologie basate sull'osservazione e sull'esperimento.

Il corpuscolarismo è il postulato del XIII secolo dell'alchimista Geber, 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 mercurio potesse penetrare nei metalli modificandone la struttura interna. Il corpuscolarismo rimase la teoria dominante per i secoli successivi. Tale teoria servì come base a Isaac Newton per sviluppare la teoria corpuscolare della luce.

Tra gli atomisti dell'età moderna ci fu Pierre Gassendi, per via del suo recupero dell'epicureismo.

Origine del modello scientifico

Solo all'inizio del XIX secolo John 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 (legge 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 che possedeva (la legge della conservazione della massa, formulata da Antoine Lavoisier, e la legge delle proporzioni definite, formulata da Joseph Louis Proust) e formulò la sua teoria atomica, che espose nel libro A New System of Chemical Philosophy (pubblicato nel 1808). La teoria atomica di Dalton si fondava su cinque punti:

• la materia è formata da piccolissime particelle elementari chiamate atomi, che sono indivisibili e indistruttibili;^[4]
• gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro;^[4]
• gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro (attraverso reazioni chimiche) in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli, dando così origine a composti;
• gli atomi non possono essere né creati né distrutti;^[4]
• gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi.^[4]

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.

I modelli atomici

Con la scoperta della radioattività naturale, si intuì successivamente che gli atomi non erano particelle indivisibili, bensì erano oggetti composti da parti più piccole. Nel 1902, Joseph John Thomson propose il primo modello fisico dell'atomo^[5], successivamente alle sue ricerche sul rapporto tra la massa e la carica dell'elettrone.^[6] 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 (modello a panettone, in inglese plum pudding model^[6] o modello ad atomo pieno), rendendo neutro l'atomo nel suo complesso.^[6]

Questo modello fu superato quando Ernest Rutherford scoprì la presenza di un nucleo atomico caricato positivamente. Nel 1910, due allievi di Rutherford (Geiger e Marsden) svolsero un esperimento cruciale, con lo scopo di convalidare il modello di Thomson.^[7] Essi bombardarono un sottilissimo foglio di oro, posto fra una sorgente di particelle alfa e uno schermo.^[7] 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 pianeti ruotano attorno al Sole (modello planetario).^[8] 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 10.000 a 100.000 volte maggiore di quello del nucleo. Rutherford intuì che i protoni (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. Nel modello atomico di Rutherford non compaiono i neutroni, perché queste particelle furono successivamente scoperte da Chadwick nel 1932.

Il modello di Rutherford aveva incontrato una palese contraddizione con le leggi della fisica classica: secondo la teoria elettromagnetica, una carica che subisce una accelerazione emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica. Per questo motivo, gli elettroni dell'atomo di Rutherford, che si muovono di moto circolare intorno al nucleo, avrebbero dovuto emettere onde elettromagnetiche e quindi, perdendo energia, annichilire nel nucleo stesso (teoria del collasso), cosa che evidentemente non accade.^[9] Inoltre un elettrone, nel perdere energia, potrebbe emettere onde elettromagnetiche di qualsiasi lunghezza d'onda, operazione preclusa nella teoria e nella pratica dagli studi sul corpo nero di Max Planck (e successivamente di Albert 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 col numero atomico degli elementi secondo incrementi dei tempi di stabilità via via decrescenti (regola dell'ottetto e regola dei 18 elettroni).

Bohr e la meccanica ondulatoria: l'atomo oggi

Nel 1913 Niels Bohr propose una modifica concettuale al modello di Rutherford. Pur accettandone l'idea di modello 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 onde elettromagnetiche solo se effettuava una transizione da un'orbita all'altra, e quindi passava ad uno stato a energia minore o maggiore.

Questa idea, non compatibile con le leggi della fisica classica di Newton, si fondava sulle idee dell'allora nascente meccanica quantistica. Il modello di Bohr spiegava molto bene l'atomo di idrogeno, ma non quelli più complessi. Sommerfeld propose allora una correzione al modello di Bohr, secondo cui si aveva una buona corrispondenza fra la teoria e le osservazioni degli spettri della radiazione emessa o assorbita degli atomi.

Ciò nonostante, il modello di Bohr-Sommerfeld si basava ancora su postulati e soprattutto funzionava bene solo per l'idrogeno: tutto ciò, alla luce anche del principio di indeterminazione introdotto da Werner Karl Heisenberg nel 1927, convinse la comunità scientifica che fosse impossibile descrivere esattamente il moto degli elettroni attorno al nucleo, motivo per cui ai modelli deterministici fino ad allora proposti si preferì ricercare un modello probabilistico, che descrivesse con buona approssimazione qualsiasi atomo. Ciò fu reso possibile grazie ai successivi risultati della meccanica ondulatoria.

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

Fu abbandonato il concetto di orbita e fu introdotto il concetto di orbitale. Secondo la meccanica quantistica non ha più senso infatti parlare di traiettoria 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 probabilità di trovare l'elettrone in un certo punto dello spazio in un dato istante di tempo. 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 superficie 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 funzione d'onda, soluzione dell'equazione di Schrödinger, caratterizzata da tre numeri quantici associati rispettivamente all'energia, alla forma e all'orientamento nello spazio dell'orbitale.

Lo studio del nucleo atomico e dei suoi componenti è legato allo sviluppo della fisica delle particelle; è stato possibile determinare in modo più completo la struttura del nucleo, ad esempio tramite esperimenti con acceleratori di particelle. Secondo il Modello Standard delle particelle, i protoni e i neutroni sono a loro volta formati da quark. La composizione del nucleo e l'interazione di protoni e neutroni all'interno di esso sono descritti da diversi modelli nucleari.

Componenti

L'atomo è composto principalmente da tre tipologie di particelle subatomiche (cioè di dimensioni minori dell'atomo): i protoni, i neutroni e gli elettroni.

In particolare:

• i protoni (carichi positivamente^[10]) e i neutroni (privi di carica^[11]) formano il "nucleo" (carico positivamente); protoni e neutroni sono detti quindi "nucleoni";^[12]
• gli elettroni (carichi negativamente^[13]) sono presenti nello stesso numero dei protoni^[14] e ruotano attorno al nucleo senza seguire un'orbita precisa (l'elettrone si dice quindi "delocalizzato"), rimanendo confinati all'interno degli orbitali (o "livelli energetici").

Esistono in realtà anche atomi costituiti da particelle differenti, detti "atomi 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 ad una distanza pari a circa un chilometro; un nucleone ha massa quasi 1800 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 forza nucleare forte.

La tabella seguente riassume alcune caratteristiche delle tre particelle subatomiche anzidette:^[15]

Si definiscono due quantità per identificare ogni atomo:

• Numero di massa (A): la somma del numero di neutroni e protoni nel nucleo.^[16]
• Numero atomico (Z): il numero dei protoni nel nucleo,^[17] che, allo stato neutro, corrisponde al numero di elettroni esterni ad esso.^[18]

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 unità di massa atomica (o u), dove una unità di massa atomica equivale alla dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12 (¹²C).^[19] 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 ioni,^[20] che possono essere generati ad esempio da una dissociazione di entità 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 elemento.^[21]

Due atomi possono differire anche nell'avere numero atomico uguale ma diverso numero di massa: simili atomi sono detti isotopi^[22] ed hanno medesime proprietà chimiche. Ad esempio l'atomo di idrogeno ha più isotopi: in natura infatti esso è presente in grande maggioranza come ¹H (o Prozio, formato da un protone ed un elettrone) e in minore quantità da ²H (o deuterio^[23], che è formato da un protone, un neutrone ed un elettrone) e ³H (o trizio, estremamente raro, formato da un protone, due neutroni ed un elettrone). Dal punto di vista chimico, idrogeno, deuterio e trizio presentano identiche proprietà.

Proprietà

Massa

Poiché la massa di un atomo deriva essenzialmente dai protoni e neutroni, la massa totale di tali particelle in un atomo è chiamato massa atomica. Come unità di massa atomica si usa la dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12 (¹²C); tale unità corrisponde ad un dalton (Da)^[24] e vale approssimativamente 1,66 × 10^-27  kg.^[19]

Dimensione atomica

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):

• raggio 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;^[25]
• raggio 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 spin;
• raggio ionico: corrisponde alla grandezza dell'atomo quando è sotto forma di ione.

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 elio (posizionato in alto a destra e avente raggio atomico di 49 pm),^[25] mentre uno degli atomi più grandi è l'atomo di cesio (posizionato in basso a sinistra e avente raggio atomico di 334 pm).^[25] Queste dimensioni sono migliaia di volte più piccole della lunghezza d'onda della luce (400–700 nm) e per tale ragione gli atomi non possono essere rilevati attraverso un microscopio ottico, mentre possono essere rilevati attraverso microscopi elettronici a trasmissione (TEM) o microscopi a scansione per effetto tunnel (STM).

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

• il diametro di un capello umano corrisponde a circa un milione di atomi di carbonio disposti in fila;
• una goccia d'acqua contiene 2 × 10²¹  atomi di ossigeno e 4 × 10²¹  atomi di idrogeno;
• se una mela diventasse della dimensione della Terra, gli atomi nella mela sarebbero approssimativamente delle dimensioni della mela originale.

Letteratura

Esiste una vasta letteratura, da quella scientifica alla poesia dove si parla degli atomi ancor prima della loro scoperta.

Il poeta persiano Gialal al-Din Rumi ha scritto anche il Poema degli atomi.^[26]

Note

• Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ª ed., CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8.
• Isaac Asimov, 5, in Breve storia della chimica - Introduzione alle idee della chimica, Bologna, Zanichelli, 1968 [1965], ISBN 88-08-04064-X.
• (EN) Geoffrey Frank Liptrot, J. J. Thompson, G. R. Walker, Modern Physical Chemistry, HarperCollins Publishers Limited, 1982, ISBN 0-00-322318-3.

Voci correlate

• Sostanza pura
• Molecola
• Elettrone
• Protone
• Neutrone
• Quark (particella)
• Costante di Avogadro
• Storia della chimica
• Atomo di Bohr
• Atomismo
• Particella elementare
• Superatomo
• Atomo esotico
• Atomo mesico
• Atomo muonico