Uno dei primi attributi degli atomi da descrivere era il peso atomico relativo. Sebbene un singolo atomo fosse troppo piccolo per pesare, gli atomi potevano essere confrontati tra loro. Il chimico Jons Berzelius presumeva che volumi uguali di gas alla stessa temperatura e pressione contenessero un numero uguale di atomi. Ha usato questa idea al’evoluzione della teoria atomica. Illustrazione di Hans & Cassidy. Per gentile concessione di Gale Group.confronta i pesi dei gas reagenti. Fu in grado di determinare che, ad esempio, gli atomi di ossigeno erano 16 volte più pesanti degli atomi di idrogeno. Ha fatto una lista di questi pesi atomici relativi per tutti gli elementi che conosceva. Ha ideato simboli per gli elementi utilizzando la prima lettera o le prime due lettere dei loro nomi latini, un sistema ancora in uso oggi. Il simbolo per l’idrogeno è H, per l’ossigeno è O, per il sodio (natrium, in latino) è Na, e così via. I simboli anche dimostrato utile nel descrivere quanti atomi si combinano per formare una molecola di un particolare composto. Ad esempio, per mostrare che l’acqua è fatta di due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno, il simbolo per l’acqua è H2O. Un atomo di ossigeno può anche combinarsi con un altro atomo di ossigeno per produrre una molecola di ossigeno con il simbolo O2 .

Man mano che sempre più elementi continuavano a essere scoperti, divenne conveniente iniziare a elencarli in forma di simbolo in un grafico. Nel 1869, Dmitri Mendeleev elencò gli elementi in ordine crescente di peso atomico e raggruppò elementi che sembravano avere reazioni chimiche simili. Ad esempio, litio (Li), sodio (Na) e potassio (K) sono tutti elementi metallici che scoppiano in fiamme se si bagnano. Elementi simili sono stati collocati nella stessa colonna del suo grafico. Mendeleev cominciò a vedere uno schema tra gli elementi, in cui ogni ottavo elemento sulla lista del peso atomico apparterrebbe alla stessa colonna. A causa di questa periodicità o modello ripetuto, il grafico di Mendeleev è chiamato “Tavola periodica degli elementi.”Il tavolo era così regolare, infatti, che quando c’era un “buco” nel tavolo, Mendeleev predisse che un elemento sarebbe stato scoperto per riempire il posto. Ad esempio, c’era uno spazio per un elemento con un peso atomico di circa 72 (72 volte più pesante dell’idrogeno) ma nessun elemento noto. Nel 1886, 15 anni dopo la sua previsione, l’elemento Germanio (Ge) fu isolato e trovò un peso atomico di 72,3. Molti altri elementi hanno continuato a essere previsti e trovati in questo modo. Tuttavia, poiché più elementi sono stati aggiunti alla tavola periodica, è stato riscontrato che se alcuni elementi sono stati collocati nella colonna corretta a causa di reazioni simili, non hanno seguito il giusto ordine di aumento del peso atomico. Qualche altra caratteristica atomica era necessaria per ordinare correttamente gli elementi. Passarono molti anni prima che venisse trovata la proprietà corretta.

Mentre gli esperimenti di chimica stavano cercando e caratterizzando più elementi, altri rami della scienza stavano facendo scoperte sull’elettricità e sulla luce che dovevano contribuire allo sviluppo della teoria atomica. Michael Faraday aveva fatto molto lavoro per caratterizzare l’elettricità; James Clerk Maxwell ha caratterizzato la luce. Nel 1870, William Crookes costruì un apparecchio, ora chiamato tubo di Crookes, per esaminare i “raggi” emessi dai metalli. Voleva determinare se i raggi fossero luce o elettricità in base alle descrizioni di Faraday e Maxwell di entrambi. Il tubo di Crookes consisteva in un bulbo di vetro, dal quale era stata rimossa la maggior parte dell’aria, racchiudendo due piastre metalliche chiamate elettrodi. Un elettrodo era chiamato anodo e l’altro era chiamato catodo. Le piastre avevano ciascuna un filo che conduceva all’esterno della lampadina a una fonte di elettricità. Quando l’elettricità è stata applicata agli elettrodi, i raggi sembravano provenire dal catodo. Crookes ha determinato che questi raggi catodici erano particelle con una carica elettrica negativa che venivano emesse dal metallo della piastra catodica. Nel 1897, JJ Thomson scoprì che queste particelle caricate negativamente uscivano dagli atomi e dovevano essere presenti negli atomi di metallo per cominciare. Ha chiamato queste particelle subatomiche caricate negativamente “elettroni.”Poiché gli elettroni erano caricati negativamente, il resto dell’atomo doveva essere caricato positivamente. Thomson credeva che gli elettroni fossero sparsi nell’atomo come l’uvetta in una pasta di pane carica positivamente, o come le prugne in un budino. Sebbene il modello “plum-pudding” di Thomson non fosse corretto, fu il primo tentativo di dimostrare che gli atomi erano più complessi di sfere omogenee.

Allo stesso tempo, gli scienziati stavano esaminando altri tipi di raggi misteriosi che provenivano dal tubo di Crookes che non provenivano dal suo catodo. Nel 1895, Wilhelm Roentgen notò che le lastre fotografiche tenute vicino a un tubo di Crookes sarebbero state appannate da alcuni raggi invisibili e sconosciuti. Roentgen chiamò questi raggi “raggi x”, usando ” x ” per sconosciuto come in matematica. Roentgen ha anche stabilito l’uso di lastre fotografiche come un modo per scattare foto di raggi misteriosi. Ha scoperto che bloccando i raggi X con la mano, ad esempio, le ossa bloccherebbero i raggi X ma la pelle e il tessuto non lo farebbero. I medici usano ancora i raggi X di Roentgen per l’imaging del corpo umano.

Le lastre fotografiche divennero attrezzature standard per gli scienziati del tempo di Roentgen. Uno di questi scienziati, Henri Becquerel, ha lasciato alcune lastre fotografiche in un cassetto con l’uranio, un nuovo elemento che stava studiando. Quando ha rimosso le piastre, ha scoperto che si erano appannate. Dal momento che non c’era nient’altro nel cassetto, ha concluso che l’uranio deve aver emesso un qualche tipo di raggio. Becquerel mostrò che questa radiazione non era penetrante come i raggi X poiché poteva essere bloccata dalla carta. L’elemento stesso produceva attivamente radiazioni, una proprietà denominata radioattività. In gran parte attraverso il lavoro di Pierre e Marie Curie, sono stati trovati più elementi radioattivi. I tentativi di caratterizzare i diversi tipi di radioattività hanno portato al prossimo grande capitolo nello sviluppo della teoria atomica.

Nel 1896, Ernest Rutherford, uno studente di J. J. Thomson, iniziò a studiare la radioattività. Testando vari elementi e determinando quali tipi di materiali potrebbero bloccare la radiazione di raggiungere una lastra fotografica, Rutherford ha concluso che c’erano due tipi di radioattività provenienti da elementi. Li chiamò usando le prime due lettere dell’alfabeto greco, alfa e beta. La radiazione alfa era costituita da particelle cariche positivamente circa quattro volte più pesanti di un atomo di idrogeno. La radiazione beta era fatta di particelle caricate negativamente che sembravano essere proprio come gli elettroni. Rutherford decise di provare un esperimento usando le particelle alfa. Ha creato un pezzo di sottile lamina d’oro con lastre fotografiche che lo circondano. Ha poi permesso alle particelle alfa di colpire l’oro. La maggior parte delle particelle alfa è passata attraverso la lamina d’oro. Ma alcuni di loro non l’hanno fatto. Alcune particelle alfa sono state deviate dalla loro rotta retta. Alcuni anche venuto dritto all’indietro. Rutherford scrisse che era sorprendente come se uno avesse sparato un proiettile a un pezzo di carta velina solo per farlo rimbalzare. Rutherford ha concluso che poiché la maggior parte delle particelle alfa è passata attraverso, gli atomi dell’oro devono essere per lo più spazio vuoto, non il pudding di prugne che riempie lo spazio di Thomson. Poiché alcune delle particelle alfa sono state deviate, ci deve essere una regione positiva densamente imballata in ogni atomo che ha chiamato il nucleo. Con tutta la carica positiva nel nucleo, la domanda successiva era la disposizione degli elettroni nell’atomo.

Nel 1900, il fisico Max Planck aveva studiato i processi di luce e calore, cercando in particolare di capire la radiazione luminosa emessa da un “corpo nero”, una cavità ideale fatta da pareti perfettamente riflettenti. Questa cavità è stata immaginata come contenente oggetti chiamati oscillatori che assorbivano ed emettevano luce e calore. Dato abbastanza tempo, la radiazione da un tale corpo nero produrrebbe una distribuzione di luce colorata chiamata spettro che dipendeva solo dalla temperatura del corpo nero e non da ciò di cui era fatto. Molti scienziati hanno tentato di trovare una relazione matematica che avrebbe predetto come gli oscillatori di un corpo nero potrebbero produrre una particolare distribuzione spettrale. Max Planck ha scoperto che corretta relazione matematica. Presumeva che l’energia assorbita o emessa dagli oscillatori fosse sempre un multiplo di un “pacchetto di energia” fondamentale che chiamava quantum. Gli oggetti che emettono o assorbono energia lo fanno in quantità discrete, chiamate quanti.

Allo stesso tempo, c’era un fisico che lavorava con Thomson e Rutherford di nome Niels Bohr. Bohr si rese conto che l’idea di un quanto di energia poteva spiegare come sono disposti gli elettroni nell’atomo. Ha descritto gli elettroni come “in orbita” attorno al nucleo come pianeti attorno al sole. Come gli oscillatori in un corpo nero non potevano avere una qualsiasi energia, gli elettroni nell’atomo non potevano avere un’orbita qualsiasi. C’erano solo isotopi dell’idrogeno: idrogeno, deuterio e trizio. Illustrazione di Hans & Cassidy. Per gentile concessione di Gale Group.certe distanze che erano permesse dall’energia che aveva un elettrone. Se un elettrone di un particolare atomo assorbisse il giusto quantum di energia, potrebbe allontanarsi più lontano dal nucleo. Se un elettrone più lontano dal nucleo emette il giusto quantum di energia, potrebbe avvicinarsi al nucleo. Quali sono stati i valori esattamente giusti differivano per ogni elemento. Questi valori potrebbero essere determinati da un processo chiamato spettroscopia atomica, una tecnica sperimentale che ha esaminato lo spettro luminoso prodotto dagli atomi. Un atomo è stato riscaldato in modo che tutti i suoi elettroni sono stati spostati lontano dal nucleo. Mentre si avvicinavano al nucleo, gli elettroni iniziavano a emettere i loro quanti di energia come luce. Lo spettro della luce prodotta potrebbe essere esaminato utilizzando un prisma. Lo spettro prodotto in questo modo non mostrava tutti i colori possibili, ma solo quei pochi che corrispondevano alle energie corrispondenti alle differenze dell’orbita dell’elettrone. Anche se in seguito perfezionato, il “modello planetario” dell’atomo di Bohr spiegò abbastanza bene i dati della spettroscopia atomica che gli scienziati rivolsero la loro attenzione al nucleo dell’atomo.

Rutherford, insieme a Frederick Soddy, continuò a lavorare con elementi radioattivi. Soddy, in particolare, notò che quando le particelle alfa e beta venivano emesse dagli atomi, gli atomi cambiavano in due modi: (1) l’elemento è diventato un elemento completamente diverso con reazioni chimiche completamente nuove, o (2) l’elemento ha mantenuto le stesse reazioni chimiche e lo stesso spettro atomico, ma è cambiato solo in peso atomico.

Chiamò atomi del secondo gruppo isotopi, atomi dello stesso elemento con diversi pesi atomici. In qualsiasi campione naturale di un elemento, ci possono essere diversi tipi di isotopi. Di conseguenza, il peso atomico di un elemento che è stato calcolato da Berzelius era in realtà una media di tutti i pesi isotopici per quell’elemento. Questo era il motivo per cui alcuni elementi non cadevano nell’ordine corretto sulla tavola periodica di Mendeleev—il peso atomico medio dipendeva da quanto di ogni tipo di isotopo era presente. Soddy suggerì di posizionare gli elementi nella tavola periodica per somiglianza delle reazioni chimiche e quindi di numerarli in ordine. Il numero assegnato a ciascun elemento in questo modo è chiamato numero atomico. I numeri atomici erano modi convenienti per riferirsi agli elementi.

Nel frattempo, Thomson aveva continuato il suo lavoro con il tubo di Crookes. Scoprì che non solo venivano prodotti raggi catodici di elettroni, ma anche particelle positive. Dopo molto scrupoloso lavoro, è stato in grado di separare i molti diversi tipi di particelle positive in peso. Sulla base di queste misurazioni, è stato in grado di determinare una particella fondamentale, la più piccola particella positiva prodotta, chiamata protone. Poiché questi venivano prodotti dagli atomi del catodo e poiché Rutherford mostrava che il nucleo dell’atomo era positivo, Thomson si rese conto che il nucleo di un atomo doveva contenere protoni. Un giovane scienziato di nome Henry Moseley sperimentò bombardando atomi di diversi elementi con raggi X. Proprio come nella spettroscopia atomica, dove il calore dà più energia agli elettroni, i raggi X danno più energia ai protoni nel nucleo. E proprio come gli elettroni emettono luce di energie specifiche quando si raffreddano, il nucleo emette raggi X di un’energia specifica quando “de-eccita.”Moseley scoprì che l’energia dei raggi x emessi per ogni elemento seguiva una semplice relazione matematica. L’energia dipendeva dal numero atomico per quell’elemento e il numero atomico corrispondeva al numero di cariche positive nel nucleo. Quindi l’ordine corretto della tavola periodica è aumentando il numero di protoni nel nucleo atomico. Il numero di protoni è uguale al numero di elettroni in un atomo neutro. Gli elettroni sono responsabili delle reazioni chimiche. Gli elementi nella stessa colonna della tavola periodica hanno disposizioni simili di elettroni con le energie più alte, e questo è il motivo per cui le loro reazioni sono simili.

È rimasto solo un problema. Gli elettroni avevano pochissimo peso, 1/1, 836 il peso di un protone. Eppure i protoni non hanno tenuto conto di tutto il peso atomico di un atomo. Fu solo nel 1932 che James Chadwick scoprì l’esistenza di una particella nel nucleo senza carica elettrica ma con un peso leggermente maggiore di un protone. Ha chiamato questa particella il neutrone. I neutroni sono responsabili dell’esistenza di isotopi. Due atomi dello stesso elemento avranno lo stesso numero di protoni ed elettroni ma potrebbero avere diversi numeri di neutroni e quindi diversi pesi atomici. Gli isotopi sono chiamati indicando il nome dell’elemento e quindi il numero di protoni più neutroni nel nucleo. La somma dei protoni e dei neutroni è chiamata numero di massa. Ad esempio, l’uranio-235 ha 235 protoni e neutroni. Possiamo guardare su una tavola periodica per trovare il numero atomico dell’uranio (92) che ci dice il numero di protoni. Quindi sottraendo, sappiamo che questo isotopo ha 143 neutroni. C’è un altro isotopo dell’uranio, 238U, con 92 protoni e 146 neutroni. Alcune combinazioni di protoni e neutroni sono meno stabili di altre. Immagine cercando di tenere 10 palle da bowling tra le braccia. Ci sarà qualche accordo in cui potresti essere in grado di gestirlo. Ora prova a tenere 11 o solo nove. Potrebbe non esserci un accordo stabile e faresti cadere le palle da bowling. La stessa cosa accade con protoni e neutroni. Le disposizioni instabili si disgregano spontaneamente, emettendo particelle, fino a raggiungere una struttura stabile. Questo è il modo in cui viene prodotta la radioattività come le particelle alfa. Le particelle alfa sono costituite da due protoni e due neutroni che cadono da un nucleo instabile.

L’idrogeno ha tre tipi di isotopi: idrogeno, 2H (deuterio) e 3H (trizio).

I pesi atomici degli altri elementi sono stati originariamente confrontati con l’idrogeno senza specificare quale isotopo. È anche difficile ottenere singoli atomi di idrogeno perché di solito reagisce con altri atomi per formare molecole come H2 o H2O. Quindi è stato scelto l’isotopo di un elemento diverso per il confronto. I pesi atomici sono ora basati su 12 C (carbonio-12). Questo isotopo ha sei protoni e sei neutroni nel suo nucleo. Il carbonio-12 è stato definito come 12 unità di massa atomica. (Le unità di massa atomica, abbreviate amu, sono unità utilizzate per confrontare i pesi relativi degli atomi. Un amu è inferiore a 200 sestilioni di grammo.) Ogni altro isotopo di ogni altro elemento viene confrontato con questo. Quindi i pesi degli isotopi di un dato elemento sono mediati per dare i pesi atomici trovati sulla tavola periodica.

Fino a questo punto della storia dell’atomo, tutte le particelle che compongono l’atomo erano pensate come sfere dure e uniformi. A partire dal 1920 con il lavoro di Louis de Broglie, questa immagine è cambiata. De Broglie ha dimostrato che particelle come gli elettroni a volte potrebbero avere proprietà delle onde. Ad esempio, se le onde d’acqua sono prodotte da due fonti, come far cadere due ciottoli in uno stagno, le onde possono interferire l’una con l’altra. Ciò significa che i punti alti si aggiungono per rendere i punti ancora più alti. I punti bassi aggiungono per rendere ancora più basse le regioni. Quando gli elettroni sono stati fatti viaggiare attraverso una doppia fessura, con alcuni elettroni che attraversano una fessura e alcuni attraverso l’altra, hanno effettivamente creato due fonti. Gli elettroni hanno mostrato questo stesso tipo di interferenza, producendo un modello su una piastra di raccolta. La capacità degli elettroni e di altre particelle di mostrare a volte le proprietà delle particelle e talvolta delle onde è chiamata dualità onda-particella. Questa complicazione della natura dell’elettrone significava che l’idea di Bohr di un atomo planetario non era del tutto corretta. Gli elettroni hanno energie discrete diverse, ma non seguono orbite circolari. Nel 1925, Werner Heisenberg affermò che la velocità e la posizione precise di un elettrone non possono essere conosciute contemporaneamente. Questo” principio di indeterminazione di Heisenberg ” ispirò Erwin Schrödinger a elaborare un’equazione per calcolare come si muove un elettrone con una certa energia. L’equazione di Schrödinger descrive regioni in un atomo in cui è probabile che un elettrone con una certa energia sia ma non esattamente dove si trova. Questa regione di probabilità è chiamata orbitale. Gli elettroni si muovono così velocemente all’interno di questi orbitali che possiamo pensare a loro come sfocatura in una nuvola di elettroni. Gli elettroni si muovono da un orbitale all’altro assorbendo o emettendo un quanto di energia, proprio come ha spiegato Bohr.