Modello atomico di Ernest Rutherford

      Dopo la scoperta dell'elettrone (1897, raggi catodici), J. J. Thomson (Joseph John Thomson, 1856 - 1940) propose un modello di atomo costituito da una sfera piuttosto uniforme sulla quale si disponevano, appiccicati come l'uvetta in un panettone, gli elettroni uniformemente distribuiti sulla superfice. Non c'era un nucleo vero e proprio.
      Rutherford, studiando insieme al tedesco Hans Geiger (1871 - 1945) gli effetti delle particelle alfa sui metalli, si trovò di fronte ad una realtà che non riuscì ad interpretare immediatamente. Il suo famoso esperimento, condotto bombardando sotto vuoto una sottile lamina di oro (spessore circa 10-6 m, impaccamento di circa 5000-10000 atomi) con le particelle alfa emesse da sostanze radioattive (sali di radio), dimostrava l'esistenza di un nucleo molto piccolo rispetto alle dimensioni complessive dell'atomo, pertanto la materia aveva più spazi vuoti di quanto si potesse pensare.

a)
 Gli atomi possono essere considerati come sfere di diametro 1÷2 Å (1Å = 1x10-10 m), consistenti in un nucleo e in uno o più elettroni
b)
 I nuclei possiedono carica positiva ed hanno diametri 10000 volte più piccoli rispetto a quelli degli atomi nella loro interezza
c)
 Gli elettroni, di massa piccolissima ed in numero tale da neutralizzare la carica positiva nucleare, non sono mai in quiete, ma si muovono rapidamente attorno al nucleo, delimitando così lo spazio atomico
d)
 La massa dell'atomo è determinata quasi esclusivamente dal nucleo, mentre il suo volume è dipendente dalla distanza alla quale gli elettroni ruotano attorno al nucleo.
e)
 Gran parte dell'atomo è spazio vuoto. Il volume della sfera atomica è occupato da un piccolissimo nucleo, che si trova al centro, e dagli elettroni che gli ruotano attorno

Il modello atomico di Rutherford, pur rappresentando un notevole balzo in avanti, ebbe comunque vita breve, in quanto non si accordava con altre osservazioni sperimentali: soprattutto non era in grado di giustificare la stabilità degli atomi.
Secondo le leggi dell'elettromagnetismo, una carica elettrica in movimento irradia energia sotto forma di radiazione elettromagnetica, e l'elettrone, dotato di carica elettrica, nella sua orbita intorno al nucleo avrebbe dovuto perdere continuamente energia e finire col cadere sul nucleo.
La contraddizione del modello atomico planetario di Rutherford venne parzialmente risolta, come vedremo, nel 1913 dal fisico danese Niels Bohr.

 

Atomi, elementi, isotopi

Il numero di protoni di un atomo si dice NUMERO ATOMICO e si indica con Z. La somma del numero di protoni e del numero di neutroni N (particelle pesanti del nucleo) si dice NUMERO di MASSA e si indica con A (A = Z + N). La seguente simbologia può essere utilizzata per descrivere un atomo di un particolare elemento x

Un elemento è una sostanza i cui atomi hanno tutto lo stesso numero atomico, Z. Se si aggiunge o si sottrae un protone al nucleo, si ottiene un altro elemento. Se si addiziona o si sottrae un neutrone al nucleo, si ottiene un nuovo isotopo dello stesso elemento (isos topos = stesso posto).

In un atomo neutro, il numero di protoni presenti nel nucleo (carichi positivamente) sono uguali al numero di elettroni orbitanti.

Isotopi dell'idrogeno. Ecco i tre isotopi naturali dell'idrogeno:

Se si addiziona un protone al nucleo dell'idrogeno, si ottiene un nucleo corrispondente ad un isotopo dell'elio. Di seguito vengono illustrati due comuni isotopi dell'elio:

Siccome il simbolo di un elemento é in relazione diretta con il numero atomico, spesso quest'ultimo si omette e si utilizza solo il numero di massa per identificare un particolare isotopo (es 12C)

La massa atomica tabulata è la media pesata (ponderata) delle masse dei vari isotopi in base alla ABBONDANZA NATURALE. Nel semplice caso dell'idrogeno, i due isotopi relativamente abbondanti sono 1H (99.985%) e il 2H (0.015%)

PA (H) = %(1H) x massa(1H) + %(2H) x massa(2H) =
PA (H) = 0.99985 x 1.0078246 + 0.00015 x (1.0078246 + 1.008665) = 1.0079759 u.m.a.

Nel caso di atomi con numero atomico > 1, la presenza di un certo numero di protoni tutti carichi positivamente in uno spazio così ristretto potrebbe far pensare ad una grossa instabilità dei nuclei. La presenza dei neutroni, con i quali i protoni esercitano forze attrattive (forze nucleari forti) dovute ad energie di scambio, rende il nucleo stabile. In alcuni isotopi di certi elementi, nei quali il numero di neutroni eccede quello dei protoni, si manifesta una certa instabilità del nucleo che conduce alla cosiddetta radioattività.