percorso di Francesco Vissani
Come si sa, questo modello dell’atomo è ancor oggi molto popolare. Ma pur spiegando certi fatti esso lascia qualcosa a desiderare. Un grosso dubbio su questo modello, infatti, emerse quasi subito. Era già noto che una carica elettrica in moto accelerato emette radiazione elettromagnetica. Basterà ricordare il premio Nobel per l’uso delle onde radio, vinto da Marconi e Braun nel 1909 e che esse erano state prodotte per la prima volta da Hertz in laboratorio usando cariche accelerate, proprio per mettere alla prova la teoria di Maxwell. Ci si aspettava che ogni elettrone, ruotando intorno al nucleo, dovesse continuamente emettere radiazioni. La stima quantitativa portava a credere che gli atomi non potessero proprio esistere, se non per brevissimi istanti. In altre parole, il modello planetario sembrava guidarci verso conclusioni sbagliate.
Figura 3: A destra, colore di vari elementi esposti alla fiamma.
A sinistra, le corrispondenti righe caratteristiche di alcuni elementi, e, nella scala in basso,
le lunghezze d’onda delle righe λ misurate in nanometri.
Fu Bohr a formulare un nuovo modello a questo punto della discussione - siamo nel 1913. Si partiva da quello planetario, ma lo si dotava di una serie di ipotesi supplementari allo scopo di evitare una débâcle scientifica. L’idea di base era che agli elettroni fosse concesso disporsi solo in certe orbite ben distinte, e solo quando saltavano da un orbita all’altra potevano emettere radiazione elettromagnetica. Il modello di Bohr garantiva che gli atomi possedessero un’orbita con energia minima, dalla quale era impossibile ogni ulteriore emissione di radiazione. Questo fu uno dei primi passi verso quella nuova teoria scientifica, che sarebbe stata elaborata negli anni successivi, oggi nota come meccanica quantistica.
Si poteva inoltre capire meglio un fatto noto sin dall’inizio del 1800. Wallaston e von Fraunhofer avevano infatti analizzato la luce solare osservando che essa si decomponeva in una serie di bande colorate alternate con righe scure. Herschel e Talbolt verificarono che righe di vari colori erano presenti anche nella luce proveniente dalle diverse sostanze esposte al calore di una fiamma, come mostrato nella figura di sinistra. Queste osservazioni, arricchite da ulteriori studi di Wheatstone, Foucault e Ångström, condussero a pensare che ogni elemento avesse delle caratteristiche righe di emissione; si veda il pannello di destra della figura. E così, nel 1868, si scoprì che il Sole era composto anche da un elemento che ancora non si conosceva: l’elio.
Il modello di Bohr portava a credere che quando gli elettroni saltano da un'orbita superiore con energia Ein a una inferiore con energia Efin, l’energia in eccesso sia emessa come una particella di luce di energia
\[E_{luce} = E_{in} - E_{fin}.\]
Questa particella, secondo le idee di Einstein, corrisponde a un’onda con una frequenza di vibrazione f proporzionale all’energia
\[E_{luce} = h \times ~f\]
dove naturalmente la costante di proporzionalità, h, è proprio la celebre costante di Planck. Ricordiamo che ogni frequenza f corrisponde a una diversa lunghezza d’onda, secondo la relazione
\[\lambda = \frac{c}{f}\]
dove c'è la velocità della luce. Si veda di nuovo la figura. In conclusione, secondo Bohr (che era un fisico ed anche un filosofo) un accurato studio della luce emessa dalle sostanze fornisce un punto di accesso alla struttura degli atomi che le costituiscono!