Gli esperimenti di Rutherford sulla diffusione a. Esperimento di Rutherford sulla diffusione delle particelle alfa

Ernest Rutherford (1871-1937).

Fisico inglese, fondatore della fisica nucleare, membro della Royal Society di Londra (1903, presidente nel 1925-1930) e della maggior parte delle accademie del mondo. Nato a Brightwater (Nuova Zelanda). Nel 1899 scoprì i raggi alfa e beta nel 1900 - un prodotto di decadimento del radio (emanazione) e ha introdotto il concetto di emivita. Insieme a F. Soddy nel 1902 - 1903. sviluppò la teoria del decadimento radioattivo e stabilì la legge delle trasformazioni radioattive. Nel 1903 dimostrò che i raggi alfa sono costituiti da particelle cariche positivamente (Premio Nobel per la Chimica, 1908).

Nel 1908 insieme a G. Geiger, progettò un dispositivo per la registrazione di singole particelle cariche (contatore Geiger). Installato nel 1911 la legge della dispersione delle particelle alfa da parte di atomi di vari elementi (formula di Rutherford), che permise di creare nel 1911 un nuovo modello dell'atomo: planetario (modello di Rutherford).

Ha avanzato l'idea della trasformazione artificiale dei nuclei atomici (1914). Nel 1919 effettuò la prima reazione nucleare artificiale, convertendo l'azoto in ossigeno, gettando così le basi della fisica nucleare congiunta, scoprì il protone. Nel 1920 predisse l'esistenza del neutrone e del deutone. Insieme a M. Oliphant lo dimostrò sperimentalmente nel 1933. validità della legge del rapporto tra massa ed energia nelle reazioni nucleari. Nel 1934 effettuato la reazione di fusione dei deutoni con la formazione di trizio.

I primi esperimenti per studiare la struttura dell'atomo furono intrapresi da Ernest Rutherford nel 1911. Divennero possibili grazie alla scoperta del fenomeno della radioattività, in cui, a seguito del naturale decadimento radioattivo degli elementi pesanti, vengono rilasciati elementi pesanti -particelle. Si è scoperto che queste particelle hanno una carica positiva pari alla carica di due elettroni; la loro massa è circa 4 volte maggiore della massa di un atomo di idrogeno, cioè sono ioni dell'atomo di elio (). L'energia delle particelle varia da eV per l'uranio a eV per il torio. La velocità delle particelle è m/s, quindi possono essere utilizzate per “sparare attraverso” una sottile lamina metallica. Le informazioni sulla dispersione delle particelle sono mostrate in Fig. 1.

La ricerca ha dimostrato che un piccolo numero di particelle deviava in modo significativo dalla direzione di movimento originale. In alcuni casi l'angolo di diffusione era vicino a 180 gradi. Sulla base dei dati ottenuti, E. Rutherford ha tratto conclusioni che hanno costituito la base modello planetario dell'atomo:

Esiste un nucleo in cui è concentrata quasi tutta la massa dell'atomo e tutta la sua carica positiva, e le dimensioni del nucleo sono molto minori delle dimensioni dell'atomo stesso;

Gli elettroni che compongono un atomo si muovono attorno al nucleo su orbite circolari.

Basandosi su queste due premesse e assumendo che l'interazione tra una particella incidente e un nucleo carico positivamente sia determinata dalle forze di Coulomb, Rutherford stabilì che i nuclei atomici hanno dimensioni ()m, cioè sono () volte più piccoli della dimensione degli atomi.

Il modello dell'atomo proposto da Rutherford ricorda il sistema solare, cioè al centro dell'atomo c'è un nucleo (“Sole”) e gli elettroni – “pianeti” – si muovono in orbite attorno ad esso. Questo è il motivo per cui è stato chiamato il modello di Rutherford modello atomico planetario.

Questo modello fu un passo avanti verso la moderna comprensione della struttura dell'atomo. Il concetto di fondo nucleo atomico, in quale l'intera carica positiva dell'atomo e quasi tutta la sua massa sono concentrate, ha mantenuto il suo significato fino ad oggi.

Tuttavia, si presuppone che gli elettroni si muovano su orbite circolari incompatibile né con le leggi dell'elettrodinamica classica, né con la natura lineare degli spettri di emissione dei gas atomici.

Illustriamo quanto detto sul modello planetario di Rutherford utilizzando l’esempio dell’atomo di idrogeno, che consiste di un nucleo massiccio (protone) e un elettrone che si muove attorno ad esso in un’orbita circolare. Dal raggio orbitale m (prima orbita di Bohr) e la velocità dell'elettrone m/s, la sua accelerazione normale . Un elettrone che si muove con accelerazione su un'orbita circolare è un oscillatore bidimensionale. Pertanto, secondo l'elettrodinamica classica, dovrebbe irradiare energia sotto forma di onda elettromagnetica. Di conseguenza, l’elettrone si avvicinerà inevitabilmente al nucleo in tempo s. Tuttavia, in realtà, l’atomo di idrogeno è un sistema elettromeccanico stabile e “longevo”.

1906 - E. Rutherford conduce esperimenti per verificare la coerenza del modello atomico di Thomson: nel vuoto, in un vetro al piombo, si trovava una fonte di radiazione radioattiva (particelle alfa) - polonio (Po).

Una sottile lamina d'oro è stata bombardata con particelle alfa caricate positivamente, la cui velocità era di circa 20.000 km/s.

Sullo schermo sono stati registrati i lampi delle particelle alfa che lo colpivano.

Oltre allo schermo principale, sono state registrate tracce di particelle alfa anche sugli schermi laterali. Sapendo come interagiscono le particelle con la stessa carica e come si respingono, possiamo spiegare i risultati dell’esperimento di Rutherford:

Le particelle deviate volavano vicino al nucleo;

Le particelle riflesse colpirono esattamente il nucleo;

Le particelle che non subivano deflessioni volavano lontano dal nucleo.

domanda 83. Teoria quantistica (Max Planck).

Planck fece un'ipotesi straordinaria: la radiazione del corpo nero viene trasmessa allo spazio circostante non in modo continuo, ma sotto forma di piccole porzioni separate, che chiamò quanti d'azione.

Nel tentativo di superare le difficoltà della teoria classica nello spiegare la radiazione del corpo nero, M. Planck nel 1900 avanzò l'ipotesi: gli atomi emettono energia elettromagnetica in porzioni separate - quanti. Energia E

Dove h=6.63.10-34 Costante di J.s-Planck.

A volte è conveniente misurare l'energia e la costante di Planck in elettronvolt.

Poi h=4.136.10-15 eV.s. Nella fisica atomica viene utilizzata anche la quantità

(1 eV è l'energia che una carica elementare acquista quando attraversa una differenza di potenziale accelerante di 1 V. 1 eV = 1.6.10-19 J).

Pertanto, M. Planck indicò una via d'uscita dalle difficoltà incontrate dalla teoria della radiazione termica, dopo di che iniziò a svilupparsi una moderna teoria fisica, chiamata fisica quantistica.

domanda 84. Selezione del movimento reciproco dei refrigeranti.

Il movimento relativo dei liquidi refrigeranti ha una grande influenza sul processo di trasferimento del calore. Sono possibili le seguenti opzioni per la direzione reciproca del movimento dei liquidi refrigeranti: A). Flusso diretto B). Controcorrente B). Corrente trasversale D). Corrente mista

Selezione della direzione reciproca del movimento dei liquidi di raffreddamento Nel caso del flusso diretto, la temperatura finale del liquido di raffreddamento meno riscaldato (agente di raffreddamento) t2K non può superare la temperatura finale del liquido di raffreddamento più riscaldato t1K. Con il controflusso questo è possibile. Perché il processo abbia luogo è necessario che vi sia una certa differenza di temperatura. All’aumentare di t2K, il consumo di refrigerante diminuisce, vale a dire il controflusso è preferibile dal punto di vista del risparmio del liquido di raffreddamento.

Se confrontiamo il controflusso e il flusso in avanti alle stesse temperature iniziali e finali dei liquidi di raffreddamento, con il controflusso la forza motrice media è maggiore e il flusso del liquido di raffreddamento è lo stesso. La velocità di trasferimento del calore con il controflusso è maggiore, quindi il controflusso è più efficiente.

Pertanto, il controflusso è preferibile quando si eseguono processi di trasferimento di calore. Il flusso diretto viene utilizzato solo se offre vantaggi tecnologici (ad esempio, creando condizioni di riscaldamento più miti).

Se uno dei liquidi refrigeranti cambia il suo stato di aggregazione, la direzione relativa del movimento dei liquidi refrigeranti non ha importanza.

domanda 85. Dispersione della luce. Dispersione normale e anomala. Velocità di fase e di gruppo della luce. Dispositivi spettrali.

La dispersione della luce (decomposizione della luce) è un fenomeno causato dalla dipendenza dell'indice di rifrazione assoluto di una sostanza dalla frequenza (o lunghezza d'onda) della luce (dispersione di frequenza), o, la stessa cosa, dalla dipendenza della velocità di fase della luce luce in una sostanza sulla lunghezza d'onda (o frequenza). Fu scoperto sperimentalmente da Newton intorno al 1672, anche se teoricamente venne spiegato abbastanza bene molto più tardi.

La dispersione spaziale è la dipendenza del tensore della costante dielettrica di un mezzo dal vettore d'onda. Questa dipendenza provoca una serie di fenomeni chiamati effetti di polarizzazione spaziale.

Uno degli esempi più evidenti di dispersione è la decomposizione della luce bianca quando passa attraverso un prisma (esperimento di Newton). L'essenza del fenomeno della dispersione è la differenza nelle velocità di fase di propagazione dei raggi luminosi di diverse lunghezze d'onda in una sostanza trasparente - un mezzo ottico (mentre nel vuoto la velocità della luce è sempre la stessa, indipendentemente dalla lunghezza d'onda e quindi dal colore ). Tipicamente, maggiore è la frequenza di un'onda luminosa, maggiore è l'indice di rifrazione del mezzo e minore è la velocità di fase dell'onda nel mezzo:

Per la luce rossa, la velocità di fase di propagazione nel mezzo è massima e il grado di rifrazione è minimo,

La luce viola ha una velocità di propagazione di fase minima nel mezzo e un grado massimo di rifrazione.

Tuttavia, in alcune sostanze (ad esempio nei vapori di iodio) si osserva un effetto di dispersione anomalo, in cui i raggi blu vengono rifratti meno di quelli rossi, mentre altri raggi vengono assorbiti dalla sostanza e sfuggono all'osservazione. Più strettamente parlando, la dispersione anomala è diffusa, ad esempio si osserva in quasi tutti i gas a frequenze vicine alle linee di assorbimento, ma nei vapori di iodio è abbastanza conveniente per l'osservazione nel campo ottico, dove assorbono la luce in modo molto forte.

La dispersione della luce ha permesso per la prima volta di dimostrare in modo abbastanza convincente la natura composita della luce bianca.

La luce bianca viene scomposta in uno spettro come risultato del passaggio attraverso un reticolo di diffrazione o della riflessione da esso (questo non è correlato al fenomeno della dispersione, ma è spiegato dalla natura della diffrazione). La diffrazione e gli spettri prismatici sono un po' diversi: lo spettro prismatico è compresso nella parte rossa e allungato nel viola ed è disposto in ordine decrescente di lunghezza d'onda: dal rosso al viola; lo spettro normale (diffrazione) è uniforme in tutte le aree ed è organizzato in ordine di lunghezze d'onda crescenti: dal viola al rosso.

Per analogia con la dispersione della luce, vengono chiamati anche fenomeni simili di dipendenza della propagazione di onde di qualsiasi altra natura dalla lunghezza d'onda (o frequenza). Per questo motivo, ad esempio, il termine legge di dispersione, usato come nome di una relazione quantitativa che collega frequenza e numero d'onda, si applica non solo a un'onda elettromagnetica, ma a qualsiasi processo ondulatorio.

La dispersione spiega il fatto che l'arcobaleno appare dopo la pioggia (più precisamente, il fatto che l'arcobaleno è multicolore e non bianco).

La dispersione è la causa delle aberrazioni cromatiche, una delle aberrazioni dei sistemi ottici, compresi gli obiettivi fotografici e video.

Augustin Cauchy ha proposto una formula empirica per approssimare la dipendenza dell'indice di rifrazione di un mezzo dalla lunghezza d'onda:

dov'è la lunghezza d'onda nel vuoto; a, b, c sono costanti, i cui valori per ciascun materiale devono essere determinati sperimentalmente. Nella maggior parte dei casi puoi limitarti ai primi due termini della formula di Cauchy. Successivamente furono proposte altre formule di approssimazione più precise, ma allo stesso tempo più complesse.

Quindi, la dispersione della luce è la dipendenza dell'indice di rifrazione di una sostanza dalla frequenza dell'onda luminosa. Questa relazione non è lineare o monotona. Regioni di valore ν in cui

UN giunto languido e spettri, spettri ottici, risultanti dall'emissione o dall'assorbimento della luce (onde elettromagnetiche) da parte di atomi liberi o debolmente legati; I gas e i vapori monoatomici, in particolare, hanno tali spettri. COME. sono allineati: sono costituiti da singole linee spettrali. COME. si osservano sotto forma di linee colorate luminose quando gas o vapori brillano in un arco elettrico o in una scarica (spettri di emissione) e sotto forma di linee scure (spettri di assorbimento). Ciascuna riga spettrale è caratterizzata da una certa frequenza di oscillazione v della luce emessa o assorbita e corrisponde ad una certa transizione quantistica tra i livelli energetici E i ed E k dell'atomo secondo la relazione: hv = E i - E k, dove h è la costante di Planck). Oltre alla frequenza, una linea spettrale può essere caratterizzata dalla lunghezza d'onda l = c/v, dal numero d'onda 1/l = v/c (c è la velocità della luce) e dall'energia del fotone hv.

COME. sorgono durante le transizioni tra i livelli energetici degli elettroni esterni di un atomo e sono osservati nelle regioni del visibile, dell'ultravioletto e del vicino infrarosso. Sia gli atomi neutri che quelli ionizzati hanno tali spettri; sono spesso chiamati rispettivamente spettri di arco e di scintilla (gli atomi neutri sono facilmente eccitati e forniscono spettri di emissione negli archi elettrici, mentre gli ioni positivi sono più difficili da eccitare e forniscono spettri di emissione prevalentemente nelle scariche elettriche a scintilla). Gli spettri degli atomi ionizzati vengono spostati rispetto agli spettri degli atomi neutri nella regione delle frequenze più alte, cioè nella regione dell'ultravioletto. Questo spostamento è tanto maggiore quanto maggiore è il tasso di ionizzazione dell'atomo: maggiore è il numero di elettroni persi. Gli spettri di un atomo neutro e dei suoi ioni successivi sono designati in spettroscopia con i numeri I, II, III, ... Negli spettri effettivamente osservati, spesso sono presenti contemporaneamente righe di atomi neutri e ionizzati; Questo è ciò che dicono, ad esempio, delle linee FeI, FeII, FeIII nello spettro del ferro, corrispondenti a Fe, Fe +, Fe 2+.

Linee di A. s. formano gruppi regolari detti serie spettrali. Gli spazi tra le linee della serie diminuiscono verso le lunghezze d'onda più corte e le linee convergono verso il confine della serie. Lo spettro più semplice è l'atomo di idrogeno. I numeri d'onda delle linee del suo spettro sono determinati con grande precisione dalla formula di Balmer:

1/l = R(1/n 2 1 - 1/n 2 2), dove N 1 e N 2 valori del numero quantico principale per i livelli energetici tra i quali avviene una transizione quantistica

Rutherford propose di utilizzare il sondaggio atomico utilizzando particelle α che si formano durante il decadimento radioattivo del radio e di alcuni altri elementi. La massa delle particelle β è circa 7300 volte maggiore della massa di un elettrone e la carica positiva è pari al doppio della carica elementare. Nei suoi esperimenti, Rutherford usò particelle α con un'energia cinetica di circa 5 MeV (la velocità di tali particelle è molto elevata - circa 107 m/s, ma è comunque significativamente inferiore alla velocità della luce). Le particelle α sono atomi di elio completamente ionizzati. Rutherford bombardò atomi di elementi pesanti (oro, argento, rame, ecc.) con queste particelle. Gli elettroni che compongono gli atomi, a causa della loro bassa massa, non possono modificare sensibilmente la traiettoria della particella. Lo scattering, cioè un cambiamento nella direzione del movimento delle particelle?, può essere causato solo dalla parte pesante e caricata positivamente dell'atomo.
Da una sorgente radioattiva racchiusa in un contenitore di piombo, le particelle γ venivano dirette su un sottile foglio metallico. Le particelle sparse cadevano su uno schermo ricoperto da uno strato di cristalli di solfuro di zinco, capaci di brillare quando colpiti da particelle cariche velocemente. I flash sullo schermo sono stati osservati a occhio utilizzando un microscopio. Si è scoperto che la maggior parte delle particelle β passano attraverso un sottile strato di metallo praticamente senza deflessione. Tuttavia, una piccola parte delle particelle viene deviata ad angoli significativi superiori a 30°. Particelle molto rare (circa una su diecimila) hanno subito deflessioni con angoli prossimi a 180°.
Questo risultato fu del tutto inaspettato anche per Rutherford. Era in netta contraddizione con il modello dell'atomo di Thomson, secondo il quale la carica positiva è distribuita in tutto il volume dell'atomo. Con una tale distribuzione, la carica positiva non può creare un forte campo elettrico in grado di respingere indietro le particelle α. Rutherford concluse che l'atomo era quasi vuoto e tutta la sua carica positiva era concentrata in un piccolo volume. Rutherford chiamò questa parte dell'atomo nucleo atomico. È così che è nato il modello nucleare dell'atomo. Ben presto, basandosi sulle idee classiche sul movimento delle microparticelle, Rutherford propose un modello planetario dell'atomo. Secondo questo modello, al centro dell'atomo si trova un nucleo carico positivamente, nel quale è concentrata quasi tutta la massa dell'atomo. L'atomo nel suo insieme è neutro. Gli elettroni ruotano attorno al nucleo, come i pianeti, sotto l'influenza delle forze di Coulomb provenienti dal nucleo e non possono essere fermi perché cadrebbero sul nucleo.

I postulati di Bohr.

Postulati di Bohr:

Esistono stati stazionari di un atomo in cui non emette energia. Per tali stati, un elettrone in un atomo, muovendosi su un'orbita circolare, deve avere valori quantizzati di momento angolare che soddisfino la condizione: dove m0 è la massa dell'elettrone, V è la velocità del suo movimento in un'orbita di raggio r, ed è la costante di Planck.

Quando un atomo passa da uno stato stazionario con numero n a uno stato stazionario con numero m, viene emesso o assorbito un fotone con energia:

dove Õn e Õm sono l'energia dell'elettrone nelle orbite corrispondenti.

Il programma per computer simula il classico esperimento di Rutherford sull'esplorazione dell'atomo con particelle alfa, sulla base dei cui risultati è stato proposto modello planetario della struttura atomica .

I primi esperimenti diretti per studiare la struttura interna degli atomi furono condotti da E. Rutherford e dai suoi collaboratori E. Marsden e H. Geiger nel 1909-1911.

Rutherford propose di utilizzare il sondaggio atomico utilizzando particelle α, che si formano durante il decadimento radioattivo del radio e di alcuni altri elementi. La massa delle particelle alfa è circa 7300 volte la massa di un elettrone e la carica positiva è pari al doppio della carica elementare. Nei suoi esperimenti, Rutherford usò particelle α con un'energia cinetica di circa 5 MeV (la velocità di tali particelle è molto elevata - circa 107 m/s, ma comunque significativamente inferiore alla velocità della luce).

Le particelle α sono atomi di elio completamente ionizzati. Furono scoperti da Rutherford nel 1899 mentre studiava il fenomeno della radioattività. Rutherford bombardò atomi di elementi pesanti (oro, argento, rame, ecc.) con queste particelle. Gli elettroni che compongono gli atomi, a causa della loro bassa massa, non possono modificare sensibilmente la traiettoria della particella α. Lo scattering, cioè il cambiamento nella direzione del movimento delle particelle α, può essere causato solo dalla parte pesante e carica positivamente dell'atomo. Lo schema dell'esperimento di Rutherford è mostrato in Fig. 1.

Da una sorgente radioattiva racchiusa in un contenitore di piombo, le particelle alfa venivano dirette su una sottile lamina metallica. Le particelle sparse cadevano su uno schermo ricoperto da uno strato di cristalli di solfuro di zinco, capaci di brillare quando colpiti da particelle cariche velocemente. Scintillazioni (flash) sullo schermo sono state osservate a occhio utilizzando un microscopio. Le osservazioni delle particelle α disperse nell'esperimento di Rutherford potrebbero essere effettuate a diversi angoli φ rispetto alla direzione originale del raggio. Si è scoperto che la maggior parte delle particelle α passano attraverso un sottile strato di metallo con una deflessione minima o nulla. Tuttavia, una piccola parte delle particelle viene deviata ad angoli significativi superiori a 30°. Le particelle alfa molto rare (circa una su diecimila) venivano deviate ad angoli prossimi a 180°.

Gli esperimenti di Rutherford e dei suoi colleghi hanno portato alla conclusione che al centro dell'atomo c'è un nucleo denso, carico positivamente, il cui diametro non supera i 10 –14 –10 –15 M. Questo nucleo occupa solo 10 –12 del volume totale dell'atomo, ma contiene Tutto carica positiva e almeno il 99,95% della sua massa. La carica del nucleo deve essere uguale alla carica totale di tutti gli elettroni che compongono l'atomo.

Basandosi sulle idee classiche sul movimento delle microparticelle, propose Rutherford modello planetario dell'atomo . Secondo questo modello, al centro dell'atomo si trova un nucleo carico positivamente, nel quale è concentrata quasi tutta la massa dell'atomo. L'atomo nel suo insieme è neutro. Gli elettroni ruotano attorno al nucleo, come i pianeti, sotto l'influenza delle forze di Coulomb provenienti dal nucleo. Gli elettroni non possono essere fermi perché cadrebbero sul nucleo.

Il modello planetario dell'atomo di Rutherford fu un importante passo avanti nello sviluppo della conoscenza sulla struttura dell'atomo. Era assolutamente necessario spiegare gli esperimenti sulla diffusione delle particelle α, ma si è rivelato incapace di spiegare il fatto stesso della lunga esistenza di un atomo, cioè la sua stabilità. Secondo le leggi dell'elettrodinamica classica, una carica che si muove con accelerazione dovrebbe emettere onde elettromagnetiche che trasportano energia. In breve tempo (circa 10–8 s), tutti gli elettroni dell'atomo di Rutherford devono sprecare tutta la loro energia e cadere nel nucleo. Il fatto che ciò non avvenga negli stati stabili dell'atomo dimostra che i processi interni dell'atomo non obbediscono alle leggi classiche.

L'utente ha la possibilità:

• osservare la dispersione delle particelle su un nucleo d'oro stazionario;
• modificare la distanza di impatto e la velocità iniziale della particella;
• misurare l'angolo di diffusione delle particelle;
• studiare la curva di diffusione quando si bombarda un nucleo d'oro con un flusso di particelle con una determinata energia in modalità automatica.

Ora so che aspetto ha un atomo!

Ernest Rutherford, 1911

Un giorno, nell'entroterra agricolo di quella che i Maori chiamano Aotearoa, la Terra della Lunga Nuvola Bianca, un giovane colono stava scavando patate. Con invidiabile tenacia, il ragazzo scavò il terreno con una pala, estraendo un raccolto che avrebbe aiutato la sua famiglia a sopravvivere ai momenti difficili. È improbabile che sperasse di trovare pepite d'oro lì - a differenza di altre parti della Nuova Zelanda, la sua zona non era famosa per le sue miniere - ma era destinato a un futuro dorato.

Ernest Rutherford, destinato a essere il primo a guardare nelle profondità dell'atomo, nacque in una famiglia di primi coloni in Nuova Zelanda. Suo nonno George Rutherford, un carraio di Dundee, in Scozia, arrivò nella colonia di Nelson, sulla punta dell'Isola del Sud, per aiutare a costruire una segheria. Quando tutto fu pronto, Rutherford Sr. trasferì la famiglia nel villaggio di Brightwater (ora Spring Grove) a sud di Nelson, nella valle del fiume Wairoa. Lì, il figlio di George, James, che coltivava lino e si guadagnava da vivere così, sposò l'emigrante inglese Martha, che diede alla luce Ernest il 30 agosto 1871.

Alla Nelson School e successivamente al Canterbury College di Christchurch, la città più grande e più inglese dell'Isola del Sud, Rutherford si dimostrò uno studente diligente e capace. Uno dei compagni di classe del futuro scienziato lo ricordava come “un giovane spontaneo, sincero, semplice e molto simpatico che, pur non essendo un bambino prodigio, se vedeva la meta, coglieva subito l'essenziale” 11 .

Ernest Rutherford (1871-1937), padre della fisica nucleare.

Le abili mani di Rutherford facevano miracoli con qualsiasi dispositivo meccanico. Gli hobby giovanili dello sperimentatore lo hanno preparato bene per sottili manipolazioni con atomi e nuclei atomici. Con un'abilità degna di un chirurgo, smontò orologi, creò modelli funzionanti di mulini ad acqua e costruì persino una macchina fotografica amatoriale per scattare foto. A Canterbury, dopo aver appreso dei fenomeni elettromagnetici scoperti in Europa, iniziò a costruire la propria installazione. Seguendo Hertz, assemblò un trasmettitore e un ricevitore radio che anticipò l'invenzione del telegrafo senza fili da parte di Marconi. Rutherford dimostrò che le onde radio potevano percorrere lunghe distanze, passare attraverso i muri e magnetizzare il ferro. Le sue esperienze originali gli hanno dato l'opportunità di candidarsi per un posto a Cambridge, in Inghilterra.

Per coincidenza, nell'anno in cui nacque Rutherford, a Cambridge fu organizzato un nuovo laboratorio di fisica, di cui Maxwell divenne il primo direttore. Laboratorio Cavendish, chiamato. così in onore del brillante fisico Henry Cavendish (a proposito, tra le altre cose, fu il primo a isolare l'idrogeno come elemento chimico), si trasformò in un centro mondiale della fisica atomica. Si trova in Free School Lane, vicino al centro della famosa città universitaria. Lo stesso Maxwell supervisionò la costruzione e scelse le attrezzature per il primo laboratorio di ricerca fisica al mondo. Dopo la morte di Maxwell nel 1879, la sedia da regista fu presa da un altro famoso fisico, Lord Rayleigh. E nel 1884, l’inimitabile J. J. (Joseph John) Thomson prese le redini del governo.

Quest'uomo energico e versatile con lunghi capelli scuri, baffi folti e occhiali dalla montatura metallica divenne una delle forze trainanti di una rivoluzione nell'educazione scientifica che aprì enormi opportunità di ricerca per gli studenti. In precedenza, il lavoro sperimentale per gli studenti di fisica veniva svolto solo come dessert alla fine di un lungo banchetto in cui venivano servite materie matematiche. Tuttavia, anche questo trattamento gli insegnanti hanno condiviso con riluttanza. Dopo che lo studente aveva superato tutti gli esami di meccanica, fenomeni termici, ottica e altre materie teoriche, a volte gli veniva permesso di toccare alcuni strumenti per un breve periodo. Da Cavendish, con le sue attrezzature di alta gamma, queste brevi degustazioni si trasformavano in un pasto completo. Thomson accolse con entusiasmo il nuovo sistema, che consentiva a uno studente di un'altra università di venire a Cambridge e condurre ricerche sotto la supervisione di uno scienziato locale. Sulla base dei risultati, l'invitato ha scritto una tesi e ha conseguito un titolo superiore. Oggi diamo per scontato i dottorandi perché sono loro che entrano nel mondo accademico. Ma alla fine del XIX secolo. un tale sistema era innovativo e una rivoluzione nella fisica non tardò ad arrivare.

Le innovazioni entrarono in pieno vigore nel 1895 e Rutherford fu tra i primi studenti invitati. Ha ricevuto la "Borsa di studio 1851", assegnata a giovani di talento provenienti dai paesi del Dominio britannico (oggi paese del Commonwealth). Dopo aver scambiato la provincia della Nuova Zelanda con l'Università di Cambridge, Rutherford lavorò a beneficio non solo della propria carriera, ma anche dell'intera fisica atomica.

C'è una leggenda su come Rutherford accettò questo dono del destino. Dicono che sua madre abbia ricevuto un telegramma con buone notizie e sia andata nel campo dove stava scavando le patate. Quando lesse a suo figlio quale onore aveva ricevuto, lui all'inizio non credette alle sue orecchie, ma, rendendosi conto a malapena della sua felicità, gettò via la pala ed esclamò: "Oggi ho scavato le patate per l'ultima volta!" 12

Prendendo la sua radio fatta in casa, Rutherford salpò per Londra. Lì scivolò prontamente su una buccia di banana e si ferì al ginocchio, ma, fortunatamente, l'intero viaggio successivo attraverso i labirinti della città nebbiosa passò senza intoppi. Mentre si spostava verso nord, la nebbia lasciò il posto all'aria fresca e la città fu sostituita da paesaggi inglesi e dai contorni sacri di vari college sul fiume Cam. Qui Rutherford si stabilì al Trinity College. I grandi cancelli del college, fondato nel 1546 dal re Enrico VIII, e le leggende delle gloriose imprese di Newton dominano ancora i passi riverenti degli studenti che entrano qui. (L'Università di Cambridge è divisa in molti college dove gli studenti studiano e vivono, e il Trinity College è il più grande di loro.) Dopo aver lasciato il Trinity College e aver fatto una breve passeggiata, ti ritrovi quasi immediatamente nel Cavendish Laboratory.

Rutherford non fu l'unico nel flusso di studenti che si riversarono da tutto il mondo nei laboratori di ricerca di Cambridge. Thomson amava lo spirito di unità della differenza che regnava qui e ogni giorno dopo pranzo invitava i giovani dipendenti a prendere un tè. In seguito ha ricordato: “Abbiamo parlato di tutto nel mondo, ma non di fisica. Non ho incoraggiato a parlare di fisica perché ci saremmo incontrati per rilassarci... e perché è facile imparare a parlare il linguaggio degli uccelli, ma difficile disimpararlo. E se non ti abitui, la capacità di mantenere una conversazione su argomenti generali si atrofizzerà in quanto non necessaria” 13 .

Nonostante i tentativi di Thomson di incoraggiare i giovani ricercatori, le pressioni a Cambridge sembravano avere il loro peso. "Quando torno dal laboratorio, mi trovo irrequieto e di solito in uno stato piuttosto nervoso", scrisse una volta Rutherford. Per rilassarsi un po' cominciò a fumare la pipa, mantenendo questa abitudine per il resto della sua vita. “Qualche volta ho tirato una boccata”, continua Rutherford, “e sono riuscito a concentrarmi un po'... Qualsiasi uomo di scienza dovrebbe fumare la pipa, altrimenti dove può avere pazienza? Gli scienziati dovrebbero avere dieci lavori messi insieme”14.

Anche gli studenti locali hanno aggiunto benzina sul fuoco, trattando le persone in visita come estranei. I compagni di classe di Rutherford della gioventù d'oro, prendendolo in giro come un montanaro di Antipodia, fecero ben poco per sollevargli il morale. Riguardo a uno di questi bulli, Rutherford disse: "C'è un assistente di laboratorio sul cui petto non mi dispiacerebbe, come un vero Maori, eseguire una danza di guerra" 15.

Thomson era uno sperimentatore pedante e un tempo studiò con entusiasmo le proprietà dell'elettricità. Dopo aver assemblato l'installazione originale, ha studiato l'influenza combinata dei campi elettrici e magnetici sui cosiddetti raggi catodici - raggi di elettricità caricati negativamente provenienti da un elettrodo caricato negativamente a uno caricato positivamente (un contatto collegato al polo corrispondente della batteria). . Un elettrodo carico negativamente genera raggi catodici, mentre un elettrodo carico positivamente li attrae.

Le cariche si comportano diversamente nei campi elettrici e magnetici. La forza con cui il campo elettrico agisce su una carica negativa è diretta in senso opposto alla direzione del campo. Per quanto riguarda il campo magnetico, la forza in esso agisce ad angolo retto rispetto al campo. Inoltre, a differenza della forza elettrica, la forza magnetica dipende dalla velocità della carica. Thomson scoprì come compensare i campi elettrici e magnetici per determinare questa velocità. E grazie ad esso, poté determinare il rapporto tra la carica dei raggi e la loro massa. Ponendo la carica delle particelle nei fasci uguale alla carica dell'idrogeno ionizzato, Thomson scoprì che la loro massa era diverse migliaia di volte inferiore a quella dell'idrogeno. In poche parole, i raggi catodici sono costituiti da particelle elementari molto più leggere degli atomi. Cambiando le condizioni e ripetendo l'esperimento più e più volte, Thomson ottenne sempre lo stesso risultato. Chiamò corpuscoli queste particelle caricate negativamente, ma in seguito gli fu dato un nome diverso: da allora è diventato lo stesso: elettroni. Sono stati i primi ad aprire una piccola finestra sul ricco mondo dell'atomo.

La straordinaria scoperta di Thomson fu inizialmente accolta con scetticismo dalla comunità scientifica. "All'inizio, poche persone credevano che esistessero oggetti del genere, più piccoli di un atomo", ha ricordato. - Molti anni dopo, anche un fisico eccezionale, che era presente alla mia conferenza in una riunione della Royal Society, mi disse che era completamente sicuro che stavo "ingannando la testa di tutti". Le sue parole non mi hanno sorpreso. Io stesso mi sono opposto a questa spiegazione e solo quando gli esperimenti non mi hanno lasciato altra scelta ho dichiarato pubblicamente l’esistenza di corpi più piccoli degli atomi” 16.

Nel frattempo, dall'altra parte della Manica, la scoperta del decadimento radioattivo mette in dubbio l'idea prevalente sull'indivisibilità dell'atomo. Nel 1896, il fisico parigino Henri Becquerel spruzzò sali di uranio su una lastra fotografica avvolta in carta nera e rimase piuttosto sorpreso quando vide che la lastra si scuriva col tempo, il che significava che dai sali provenivano dei raggi misteriosi. A differenza dei raggi X, quelli di Becquerel apparivano da soli, senza l’ausilio di apparecchi elettrici. Lo scienziato ha scoperto che la radiazione proveniva da qualsiasi composto contenente uranio. Inoltre, più uranio c'era nel composto, più si irradiava. Era logico supporre che fossero gli stessi atomi di uranio a emettere questa radiazione.

Marie Skłodowska-Curie, una fisica di origine polacca, che lavorò a Parigi, ripeté gli esperimenti di Becquerel e, insieme a suo marito Pierre, trovò misteriose radiazioni in due elementi da loro scoperti: il radio e il polonio. Questi ultimi emettevano un'intensità ancora più intensa dell'uranio e la loro quantità diminuiva nel tempo. Maria coniò il termine “radioattività”, che usò per descrivere il fenomeno del decadimento spontaneo degli atomi, rilasciando radiazioni speciali. Per la loro fondamentale scoperta della fragilità degli atomi nei processi radioattivi, Becquerel e i Curie ricevettero il Premio Nobel nel 1903. Gli elementi senza tempo di Dalton, che avevano regnato sovrani nella scienza per un secolo, erano in movimento.

Rutherford seguì questi eventi con grande interesse. Mentre il suo insegnante Thomson era impegnato nella scoperta dell'elettrone, Rutherford rivolse la sua attenzione al fatto che i gas potevano essere ionizzati con materiali radioattivi. Per qualche ragione, i raggi provenienti dall'uranio e da altri composti radioattivi hanno rimosso il gas da uno stato di inerzia elettrica e lo hanno trasformato in un conduttore elettricamente attivo. La radiazione radioattiva si comportava come due bastoncini sfregati l'uno contro l'altro per creare una scintilla.

Ma soprattutto, la radioattività suscitò l'interesse di Rutherford e lo costrinse a impegnarsi in uno studio metodico delle sue proprietà, destinato a rivoluzionare le nostre idee sulla fisica. E il principiante, che iniziò assemblando radio e altri dispositivi elettromagnetici, dovette acquisire esperienza e trasformarsi in uno sperimentatore di altissima classe, capace di viaggiare nel mondo dell'atomo con l'aiuto della radiazione radioattiva. Sapendo che un campo magnetico devia cariche diverse in direzioni diverse, Rutherford si rese conto che i raggi radioattivi hanno componenti positivi e negativi. Diede loro i nomi, rispettivamente, di radiazione alfa e beta. (Le particelle beta si rivelarono semplicemente elettroni, e presto la classificazione di Rutherford fu continuata da Villard, che scoprì un terzo componente elettricamente neutro: i raggi gamma.) In un campo magnetico, le particelle alfa si torcono in una direzione e le particelle beta nell'altra , come i cavalli che corrono nell'arena del circo in direzioni diverse. Rutherford osservò quanto ciascun tipo di radiazione veniva bloccato da un ostacolo e dimostrò che i raggi beta penetrano più in profondità dei raggi alfa. Pertanto, le particelle alfa sono più grandi delle particelle beta.

Nel 1898, nel bel mezzo delle sue ricerche sulla radioattività, Rutherford decise di prendersi una pausa per risolvere questioni di cuore. Andò in Nuova Zelanda per un breve periodo, dove sposò la sua fidanzata del liceo, Mary Newton. Tuttavia, non tornarono in Inghilterra. Un uomo sposato dovrebbe avere un buon reddito, concluse Rutherford, e accettò un posto di professore alla McGill University di Montreal, in Canada, con uno stipendio di 500 sterline all'anno - denaro decente a quei tempi, circa 50.000 dollari l'equivalente di oggi. La coppia felice salpò per la regione fredda, dove lo scienziato continuò presto le sue ricerche.

Alla McGill, Rutherford era più ansioso che mai di smascherare le particelle alfa e rivelarne i veri colori. Ripetendo gli esperimenti di Thomson per determinare il rapporto carica/massa con raggi alfa invece che con elettroni, improvvisamente vide che la carica delle particelle alfa era la stessa di quella degli ioni di elio. Si insinuava il sospetto che il prodotto più pesante del decadimento radioattivo fosse in realtà l'elio che viaggiava in incognito.

Proprio quando Rutherford ebbe bisogno di aiuto per risolvere i misteri atomici, un altro tracker apparve in città. Nel 1900, Frederick Soddy (1877-1956), un chimico del Sussex, in Inghilterra, ottenne un posto alla McGill University. Avendo saputo degli esperimenti di Rutherford, volle dare il suo contributo e insieme iniziarono a studiare il fenomeno della radioattività. Hanno ipotizzato che gli atomi radioattivi come l'uranio, il radio e il torio decadano in atomi più semplici di altri elementi chimici, rilasciando particelle alfa nel processo. Soddy, affascinato dalla storia del Medioevo, intuì che le trasformazioni radioattive erano, in un certo senso, l'incarnazione del caro sogno degli alchimisti che cercavano di ottenere l'oro dai metalli vili.

Nel 1903, poco dopo che Rutherford pubblicò la loro teoria congiunta sulle trasformazioni radioattive, Soddy decise di unire le forze con William Ramsay dell'University College di Londra, un esperto riconosciuto di elio e gas nobili in generale (neon e altri). Ramsay e Soddy condussero una serie di accurati esperimenti in cui le particelle alfa del radio radioattivo furono raccolte in uno speciale tubo di vetro. Quindi gli scienziati hanno esaminato le linee spettrali del gas sufficientemente denso risultante, che si sono rivelate esattamente identiche a quelle dell'elio. Le linee spettrali sono strisce strette in prossimità di determinate frequenze (nella parte visibile dello spettro si tratta di determinati colori). Ogni elemento, emettendo o assorbendo luce, produce il proprio insieme di linee. Nello spettro di emissione dell'elio sono sempre visibili alcune linee viola, gialle, verdi, blu-verdi e rosse, oltre a due caratteristiche strisce bluastre. Queste "impronte digitali" sono servite come prova inconfutabile negli esperimenti di Ramsay e Soddy che le particelle alfa e l'elio ionizzato sono la stessa cosa.

Soddy coniò anche il termine “isotopo”, che usò per descrivere varietà dello stesso elemento chimico che avevano pesi atomici diversi. Ad esempio, il deuterio, o idrogeno “pesante”, non è chimicamente diverso dall’idrogeno ordinario, ma il suo peso atomico è circa il doppio. L'isotopo radioattivo dell'idrogeno, il trizio, è generalmente circa tre volte più pesante dell'idrogeno normale. Quando decade, produce elio-3, un isotopo leggero del familiare elio. Soddy sviluppò quella che chiamò la legge dello spostamento radioattivo: come risultato del decadimento alfa, un elemento nella tavola periodica si sposta indietro di due spazi, come se avesse fatto una mossa sbagliata in un gioco da tavolo. Il decadimento beta, al contrario, dà il diritto di andare avanti e si ottiene uno degli isotopi dell'elemento seduto nella cella successiva. Un esempio vivente è il decadimento del trizio che, trasformandosi in elio-3, salta ulteriormente di una cella.

Immaginiamo che ti imbatti accidentalmente in una macchina incomprensibile con le palle e non ne vedi il contenuto. A volte ne saltano fuori delle palline blu e la macchina lampeggia una volta, a volte delle palline rosse, la cui apparizione è accompagnata da due lampeggi. Come possiamo capire da qui cosa succede dentro? Probabilmente si può supporre che la macchina contenga una miscela omogenea di palline rosse e blu, sparse qua e là, come l'uvetta in un budino.

Nel 1904, i fisici sapevano che nei processi radioattivi gli atomi si trasformano l’uno nell’altro, emettendo particelle con cariche e masse diverse, ma nessuno aveva la minima idea del quadro generale. Thomson si azzardò a proporre l'idea che le cariche positive e negative siano equamente mescolate e queste ultime, poiché sono più leggere, hanno maggiore libertà di movimento. Sperava che quando gli sperimentatori avessero assaggiato questo budino avrebbero visto quanto fosse buono. Ma, ahimè, il primo budino è uscito grumoso. E il destino ha decretato che questo verdetto sarebbe stato dato dal favorito neozelandese di Thomson.

Il periodo successivo della vita di Rutherford fu forse il più fruttuoso. Nel 1907, l'Università di Manchester - il percorso scientifico di Dalton un tempo attraversava questi luoghi dell'Inghilterra settentrionale - invitò lo scienziato a dirigere il dipartimento di fisica. Ciò che il Manchester ha guadagnato è stata la perdita di McGill. A quel tempo, Rutherford aveva “cavalcato la sua fortuna”, come lui stesso, non senza vantarsi, fece notare al suo biografo (e studente) Arthur Eve 17, ed era già una figura notevole nel campo della scienza. Come un vero timoniere, governava la sua nave con mano ferma: assumeva i migliori giovani ricercatori, assegnava loro compiti interessanti e licenziava quelli che non erano all'altezza delle aspettative. Strumenti rumorosi, a volte irascibili e talvolta imprecatori a tutti i costi, il professore con la sua invariabile pipa e i suoi baffi instillava davvero la paura nei suoi subordinati. Ma gli scoppi di rabbia passarono rapidamente, il sole splendente apparve da dietro le nuvole che si asciugavano, e poi non c'era nessuno al mondo più amichevole, più bonario e più solidale di Rutherford.

A quel tempo, il biochimico di Manchester e futuro primo presidente di Israele, Chaim Weizmann, gli si avvicinò. Ha descritto Rutherford come “vivace, energico e chiassoso. Gli importava di tutto, non solo della scienza. Discuteva volentieri ed energicamente di tutto nel mondo, anche se non aveva la minima idea di qualcosa. Scendendo in sala per la cena, già sentivo nel corridoio il rimbombo della sua voce amica... Era di buon carattere, ma non tollerava gli sciocchi” 18.

Weizmann ricordava, paragonando Rutherford ad Einstein, che anche lui conosceva bene: “Come scienziati, questi due uomini erano l’uno l’opposto dell’altro: Einstein era tutto calcolo, Rutherford era tutto esperimento. Ma nella vita erano poco simili. Einstein sembrava irraggiungibile e Rutherford sembrava il grande e chiassoso neozelandese che era. Nel campo degli esperimenti, Rutherford, ovviamente, era un genio, uno dei migliori. Aveva un fiuto speciale e qualunque cosa toccasse, tutto diventava oro” 19.

A Manchester, Rutherford fece piani ambiziosi: dividere un atomo con particelle alfa e vedere cosa c'era dentro. Immaginò che le particelle alfa relativamente grandi fossero un dispositivo ideale Per ricerca sulla struttura profonda dell’atomo. Prima di tutto, voleva testare la forza del modello del budino di Thomson e capire se era vero che l'atomo era una torta di impressionanti pezzi carichi positivamente e piccole cariche negative. Deciso a vincere, Rutherford riuscì a rubare sotto il naso dei suoi concorrenti due preziosi premi: la tanto agognata fornitura di radio (si contesero per essa con Ramsay) e la brillante testa del fisico tedesco Hans Geiger, che aveva precedentemente lavorato sotto l'ex capo del dipartimento. Rutherford assegnò a Geiger il compito di sviluppare un modo affidabile per rilevare le particelle alfa.

Il metodo proposto da Geiger - contare le scintille che saltano tra gli elettrodi di un tubo metallico quando le particelle alfa, ionizzando il gas sigillato al suo interno, lo trasformano in un conduttore - costituì la base del famoso contatore, dal nome dell'autore dell'invenzione, il Contatore Geiger. Questo contatore funziona grazie al fatto che la corrente elettrica circola in circuiti chiusi. Ogni volta che il campione emette una particella alfa, un circuito attraverso gli elettrodi e il gas conduttore viene completato e si sente un clic. Nonostante l'utile scoperta di Geiger, Rutherford solitamente utilizzava un metodo di registrazione diverso. Ha preso uno schermo rivestito di solfuro di zinco, un materiale in cui il bombardamento delle particelle alfa provoca minuscoli lampi di luce, chiamati scintillazioni.

Nel 1908 Rutherford interruppe le sue ricerche per andare a ricevere il Premio Nobel per la Chimica, assegnatogli per il suo studio sulle particelle alfa. Ma il laboratorio rimase vuoto per molto tempo. Armato di metodi di rilevamento affidabili, passò a nuovi esperimenti, ai quali presero parte anche Geiger e il talentuoso, sebbene non ancora laureato, Ernest Marsden.

Il destino del ventenne (1909) Marsden fu sorprendentemente simile al destino dello stesso Rutherford. Anche Marsden proveniva da un ambiente semplice. Suo padre lavorava in una fabbrica tessile provinciale nel Lancashire, in Inghilterra, producendo tessuti di cotone. Rutherford si trasferì dalla sua nativa Nuova Zelanda in Inghilterra: per Marsden tutto successivamente si rivelò esattamente il contrario. Entrambi hanno iniziato a fare esperimenti interessanti mentre erano ancora all'università. Quanto a Marsden, prima ancora di terminare gli studi, era già stato invitato a mettere alla prova il suo talento.

Rutherford in seguito ricordò quella domanda di riscaldamento, che portò a una fruttuosa collaborazione tra Geiger e Marsden. “Un giorno Geiger venne da me e mi disse: “Forse è ora che il giovane Marsden faccia una piccola ricerca?” Ci stavo già pensando, quindi ho risposto: “Allora faccia vedere se qualche particella alfa è diffusa ad angoli grandi”.20

Rutherford, famoso per la sua capacità di porre le domande giuste al momento giusto, riteneva che se le particelle alfa fossero apparse all'improvviso, tornando indietro dal metallo, ciò avrebbe fornito un indizio sulla struttura della materia. Naturalmente era interessato a vedere cosa sarebbe successo, ma non aveva grandi speranze in un esito positivo dell'esperimento. Ma questa opzione non può essere del tutto esclusa. Non si sa mai, all'improvviso si nasconde qualcosa all'interno dal quale le particelle rimbalzeranno. Sarebbe stato un peccato non tentare la fortuna.

In alcune misurazioni particolarmente sensibili, i fisici delle particelle devono essere come animali notturni in cerca di prede. Puoi cogliere il suo minimo movimento se solo riesci a vedere bene al buio. In questa attività, i giovani ricercatori sono avvantaggiati. E nemmeno per una vista migliore, bensì per la pazienza. Non sorprende che Rutherford e Geiger abbiano incaricato il ventenne Marsden di monitorare la dispersione delle particelle alfa. Gli fu detto di tendere le finestre il più strettamente possibile, poi di sedersi e di aspettare che le pupille si dilatassero abbastanza da cogliere il minimo barlume di luce da tutti i lati. Solo allora è stato possibile iniziare le osservazioni.

Marsden pose piastre di diverso spessore e di diversi metalli (piombo, platino e altri) accanto a un'ampolla di vetro con composti del radio e aspettò che le particelle alfa fuoriuscite dall'ampolla colpissero la piastra e la attraversassero o rimbalzassero. Uno schermo con solfuro di zinco fungeva da scintillatore. Ha mostrato quante particelle sono state riflesse e con quali angoli. Avendo finito con il metallo successivo, Marsden mostrò i dati con tutte le scintille che i suoi occhi acuti notarono a Geiger. Insieme hanno scoperto che sottili fogli d'oro producevano il maggior numero di riflessi. Ma lasciano passare soprattutto le particelle alfa, come se la pellicola provenisse dall'altro mondo. E quando occasionalmente si verificavano riflessioni, le particelle tendevano a rimbalzare ad angoli molto ampi (90 gradi o più). Di conseguenza, apparentemente si sono dissipati su alcune condensazioni solide nelle profondità dell'oro.

Raggiante di gioia, Geiger corse da Rutherford e, con grande gioia di quest’ultimo, annunciò: “Abbiamo finalmente trovato le particelle alfa rimbalzanti!”

“È stato l’evento più incredibile della mia vita”, ha ricordato Rutherford. “È quasi incredibile come se lanciassi una granata da 15 pollici contro uno schermo di carta velina e questa ti rimbalzasse addosso.”21

Se l'atomo, come pensava Thomson, è davvero come un budino all'uvetta, allora la miscela amorfa di cariche all'interno degli atomi d'oro non dovrebbe deviare fortemente le particelle alfa che volano nella lamina, e quindi si disperderebbero più spesso a piccoli angoli. Ma Geiger e Marsden hanno fatto qualcosa di diverso. È come se un buon giocatore di baseball fosse seduto all'interno di un atomo: quando il proiettile si trova nella zona d'impatto, il battitore lo colpisce con tutte le sue forze, e se il proiettile va oltre questa zona, vola liberamente oltre.

Nel 1911 Rutherford decise di proporre il proprio modello invece di quello di Thomson. "Penso di aver inventato un atomo molto migliore di Jayjay", ha condiviso con un collega 22 . Nell'articolo, ha delineato l'idea rivoluzionaria secondo cui ogni atomo ha al centro un minuscolo nucleo carico positivamente, che contiene la maggior parte della massa dell'atomo. Quando le particelle alfa si scontrarono con gli atomi d'oro, fu questo pipistrello a respingerle, e anche allora solo i più precisi riuscirono a centrare il bersaglio.

Si scopre che l'atomo è costituito principalmente da vuoto. Il nucleo occupa una misera frazione del suo volume, tutto il resto è un nulla senza fondo. Se ingrandissimo un atomo fino alle dimensioni della Terra, il nucleo avrebbe il diametro di uno stadio di calcio. Rutherford paragonò in modo colorito sparare contro una palla di cannone al tentativo di localizzare una zanzara nella Royal Albert Hall, un'enorme sala da concerto a Londra.

Nonostante le sue piccole dimensioni, il nucleo gioca un ruolo importante nel determinare le proprietà dell'atomo. Rutherford ipotizzò che la posizione di un atomo nella tavola periodica, o, in altre parole, il numero atomico, dipenda dalla grandezza della carica positiva del nucleo. Nell'idrogeno la carica nucleare è uguale in valore assoluto alla carica dell'elettrone, mentre per gli altri elementi questa quantità di carica deve essere moltiplicata per il numero atomico. Ad esempio, l'oro, il 79esimo elemento, ha una carica nucleare positiva pari a settantanove cariche elettroniche. La carica centrale positiva è bilanciata da un numero corrispondente di elettroni caricati negativamente. Di conseguenza l'atomo, se non ionizzato, è elettricamente neutro. Come sosteneva Rutherford, questi elettroni sono distribuiti uniformemente su una sfera centrata sul nucleo.

Anche se il modello di Rutherford portò la fisica a un nuovo livello, alcune domande rimasero aperte. Spiegava perfettamente gli esperimenti di diffusione Geiger-Marsden, ma molte delle proprietà sperimentali dell'atomo conosciute a quel tempo rimanevano un mistero. Prendiamo, ad esempio, le linee spettrali: nell'ambito del modello, non era chiaro il motivo per cui nell'idrogeno, nell'elio e in altri elementi formano uno schema caratteristico. Se gli elettroni in un atomo sono uniformemente mescolati, perché gli spettri atomici sono così eterogenei? E dove possiamo trovare posto, nel quadro complessivo, l’idea quantistica di Planck e l’effetto fotoelettrico di Einstein, in cui l’elettrone riceve e rilascia energia in porzioni finite?

Per una felice coincidenza, nella primavera del 1912, un ospite dalla Danimarca arrivò al laboratorio di Rutherford, le cui conoscenze tornarono utili. Niels Bohr, un giovane di corporatura robusta e dai lineamenti larghi, aveva recentemente difeso la sua tesi a Copenaghen e, dopo aver trascorso sei mesi con Thomson a Cambridge, era partito per Manchester. Scrisse in anticipo una lettera a Rutherford, dicendo che non gli sarebbe dispiaciuto lavorare nel campo della radioattività. Da Thomson conosceva l'idea del nucleo di Rutherford e voleva studiarne le conseguenze in modo più dettagliato. Una volta, mentre Bohr stava calcolando il processo di collisione delle particelle alfa con gli atomi, gli venne in mente un'ipotesi: e se l'energia di un elettrone che oscilla vicino al nucleo assumesse valori rigorosamente definiti, multipli della costante di Planck? Così, in un colpo solo, Bohr immerse gli atomi nel caleidoscopio della teoria quantistica.

Ritornato a Copenaghen nell'estate di quell'anno, Bohr continuò a riflettere sulla struttura dell'atomo. Era interessato alla questione del perché gli atomi non collassano spontaneamente. Qualcosa deve trattenere gli elettroni negativi in ​​modo che non si schiantino contro il nucleo carico positivamente, come un meteorite sulla Terra. Nella fisica newtoniana esiste una speciale quantità conservata, il momento angolare (momento angolare). In parole povere, quando un corpo ruota, sia il numero di rivoluzioni che la direzione dell'asse tendono a rimanere invariati. Vale a dire, il prodotto di massa, velocità e raggio orbitale è spesso un valore costante. Non per niente il pattinatore inizia a girare più velocemente quando preme le sue orbite solo con una certa energia. Cioè, gli elettroni possono trovarsi solo a determinate distanze dal nucleo atomico o, in altre parole, occupare livelli discreti: stati quantistici.

L'ipotesi di Bohr permise immediatamente di fare grandi progressi nella questione del perché gli insiemi di linee spettrali negli atomi sono esattamente come sono e non altri. Nel modello dell'atomo di Bohr, gli elettroni, se si trovano in uno stato quantistico specifico, non ricevono né rilasciano energia, come se, come un pianeta, volassero in un'orbita ideale assolutamente stabile. Secondo Bohr, gli elettroni sono, grosso modo, qualcosa di simile a piccoli Mercurii e Veneri che ruotano attorno al nucleo solare. Ma invece della forza di gravità, vengono attratti verso il centro da una forza elettrostatica che agisce dal nucleo carico positivamente. Ma qui finisce l'analogia con il sistema solare e la teoria di Bohr prende una piega completamente diversa. A differenza dei pianeti, gli elettroni a volte saltano da uno stato quantico all'altro, al nucleo o, al contrario, dal nucleo. I salti sono imprevedibili e istantanei e l'elettrone guadagna o perde energia a seconda che salti a un livello superiore o inferiore. Come nell'effetto fotoelettrico, la frequenza della radiazione risultante può essere calcolata dividendo l'energia trasferita per la costante di Planck. Le porzioni di energia stesse furono successivamente chiamate fotoni o particelle di luce. Quindi, le caratteristiche linee colorate negli spettri di emissione dell'idrogeno e di altri elementi sono spiegate dal fatto che l'elettrone, espellendo la zavorra luminosa, fa una sorta di immersione. Più va in profondità, più alta è la frequenza. Il modello di Bohr fu un trionfo. Le sue previsioni coincidevano in modo sorprendentemente accurato con le formule conosciute che danno la distanza tra le linee spettrali dell'idrogeno.

Nell'inverno del 1913, Bohr riferì i risultati a Rutherford e, con suo disappunto, ricevette da lui una risposta piuttosto contrastante. In pratica, Rutherford trovò quello che gli sembrava un grosso difetto nel modello. Scrisse a Bohr: “Ho scoperto una seria difficoltà in relazione alla tua ipotesi, di cui senza dubbio sei pienamente consapevole; è questa: come può un elettrone sapere a quale frequenza deve oscillare quando passa da uno stato stazionario a un altro? Mi sembra che tu sia costretto a supporre che l'elettrone sappia in anticipo dove si fermerà." 23

Con questa osservazione appropriata, Rutherford identificò una delle principali incongruenze nel modello atomico di Bohr. Come fai a sapere quando esattamente un elettrone abbandonerà la tranquillità del suo stato attuale e andrà in cerca di avventure? Come fai a sapere quale stato sceglierà? Il modello di Borov era impotente qui. Questo è esattamente ciò che non piaceva a Rutherford.

Una risposta alle osservazioni di Rutherford fu ricevuta solo nel 1925, ma portò anche confusione tra molti. A quel tempo, Bohr aveva acquisito il proprio Istituto di fisica teorica a Copenaghen (ora Istituto Niels Bohr) e un'intera galassia di giovani scienziati lavorava sotto la sua guida. Tra questi spicca il fisico tedesco Werner Heisenberg (1901-1976), che studiò a Monaco e Gottinga. Fu lui a proporre una descrizione alternativa di come si comportano gli elettroni in un atomo. Anche il suo modello non spiegava, Perché gli elettroni saltano, ma ha permesso di calcolare con precisione la probabilità che lo facessero.

La “meccanica delle matrici” di Heisenberg introdusse nuovi concetti astratti nella fisica, che confusero notevolmente gli scienziati della vecchia scuola e furono accolti con ostilità da alcuni eminenti fisici che capirono cosa comportavano questi concetti. Uno degli esempi eclatanti è Einstein, che era un implacabile oppositore della meccanica delle matrici. Ha gettato una coltre di incertezza sull'atomo - e su tutta la natura su queste scale e su quelle più piccole, dichiarando: non tutte le proprietà fisiche possono essere misurate contemporaneamente.

Con lo spirito di ribellione caratteristico della giovinezza, Heisenberg iniziò la sua esposizione rifiutando la maggior parte delle idee che regnavano sovrane tra i suoi predecessori. Rifiutò di percepire l'elettrone come una particella orbitante e lo sostituì con una pura astrazione: uno stato matematico. Per calcolare la posizione, la quantità di moto (massa per velocità) e altre proprietà fisiche osservabili, Heisenberg moltiplicò questo stato per varie quantità. Il suo supervisore scientifico, il fisico di Gottinga Max Born, propose di scrivere queste quantità sotto forma di tabelle o matrici. Da qui il termine “meccanica delle matrici” (sinonimo di meccanica quantistica). Armato di un potente apparato matematico, Heisenberg non vedeva più alcun ostacolo nel suo cammino verso le profondità dell'atomo. Poi ha ricordato: "Avevo la sensazione che qualcosa di straordinariamente bello si stesse rivelando a me attraverso la superficie dei fenomeni atomici, ed ero quasi stordito al pensiero che stavo per immergermi in questo ricco mondo di strutture matematiche che la natura così generosamente presentato a me." disteso" 24.

Nella fisica newtoniana classica, la posizione e la quantità di moto possono essere misurate simultaneamente. Nella meccanica quantistica, come ha elegantemente dimostrato Heisenberg, questo non è affatto vero. Se si agisce sullo stato con le matrici delle coordinate e della quantità di moto, l'ordine di queste operazioni è di grande importanza. Quando applichi prima la matrice delle coordinate e poi la matrice della quantità di moto, la risposta sarà molto probabilmente diversa rispetto a quando fai il contrario: prima la quantità di moto e poi le coordinate. Le operazioni in cui conta l'ordine di esecuzione sono dette non commutative. Conosciamo tutti molto bene le opzioni commutative: in aritmetica queste sono la moltiplicazione e l'addizione (“dal cambiare i luoghi dei termini…”). A causa della non commutatività, diventa impossibile conoscere contemporaneamente entrambe le quantità fisiche con perfetta precisione. Heisenberg formulò questo fatto sotto forma del principio di indeterminazione.

Ad esempio, se si fissa la posizione di un elettrone, il principio di indeterminazione di Heisenberg nella meccanica quantistica garantisce che la quantità di moto venga distorta il più possibile. Ma la quantità di moto è proporzionale alla velocità, il che significa che l'elettrone non può dirci allo stesso tempo dove si trova e a quale velocità sta volando. L'elettrone non ha solo sette, ma nessuno sa quanti venerdì alla settimana. Se i pianeti si comportassero come gli elettroni, gli antichi astrologi avrebbero abbandonato il loro lavoro prima ancora di iniziare.

Sebbene, secondo Heisenberg, la meccanica quantistica sia per sua stessa natura inerente all’incertezza, essa fornisce una ricetta su come calcolare la probabilità. Cioè, non garantisce che vincerai la scommessa, ma ti dice quali sono le tue possibilità. Diciamo che la meccanica quantistica fornisce la probabilità che un elettrone salti da una determinata posizione a un'altra. Se questa probabilità è zero, sai per certo che tale transizione è vietata. In caso contrario, il problema viene risolto e nello spettro atomico possono essere viste le linee con la frequenza corrispondente.

Nel 1926, il fisico Erwin Schrödinger propose una versione più semplice della meccanica quantistica, chiamata meccanica ondulatoria. Sviluppando la teoria costruita dal francese Louis de Broglie, Schrödinger iniziò a interpretare gli elettroni come “onde di materia”. Qualcosa di simile alle onde luminose, ma rappresentato non dalla radiazione elettromagnetica, ma da particelle materiali. Il modo in cui queste funzioni d'onda reagiscono alle forze fisiche è descritto dall'equazione di Schrödinger. Diciamo che in un atomo le funzioni d'onda degli elettroni sotto l'influenza dell'attrazione elettrostatica del nucleo formano “nuvole” di diverse forme, energie e con diverse distanze medie dal centro. Queste nuvole non hanno contenuto materiale. Mostrano solo la probabilità che un elettrone si trovi in ​​un particolare punto dello spazio.

Queste strutture ondulatorie possono essere paragonate alle vibrazioni di una corda di chitarra. Un'onda stazionaria appare su una corda fissata ad entrambe le estremità dopo aver pizzicato. Sdraiati sulla spiaggia, vediamo le onde che si infrangono sulla riva. Al contrario, un’onda stazionaria è destinata a muoversi solo su e giù. Ma anche con tale limitazione, può avere diversi picchi (massimi): uno, due o più: la cosa principale è che questo numero deve essere un numero intero, non una frazione. La meccanica ondulatoria stabilisce una corrispondenza tra il numero quantico principale di un elettrone e il numero dei massimi, il che spiega naturalmente perché esistono questi stati particolari e non altri.

Con grande dispiacere di Heisenberg, molti dei suoi colleghi preferivano il dipinto di Schrödinger. Forse perché i processi ondulatori erano in qualche modo più vicini a loro: c'era un'analogia sia con il suono che con la luce... Le matrici sembravano troppo astratte. Tuttavia, l’acuto fisico viennese Wolfgang Pauli dimostrò che i modelli di Heisenberg e Schrödinger sono del tutto equivalenti. È come i display digitali e analogici: nessuno è inferiore all'altro e quale scegliere è una questione di gusti.

Lo stesso Pauli ha lasciato un’eredità alla meccanica quantistica: l’idea che due elettroni non possano occupare lo stesso stato quantistico. Il principio di esclusione di Pauli portò due scienziati olandesi, Samuel Goudsmit e Georg Uhlenbeck, all'idea che l'elettrone può allinearsi in due direzioni, cioè ha spin. Come suggerisce il nome rotazione -"rotazione veloce"), lo spin caratterizza il momento angolare interno dell'elettrone. Ma sono interessanti soprattutto le proprietà dello spin in relazione al campo magnetico. Se si posiziona un elettrone in un campo magnetico verticale (ad esempio, all'interno di una bobina magnetica), l'elettrone, come un mini-magnete, sarà rivolto nella direzione del campo ("spin verso l'alto") o contro di esso ("spin verso il basso"). ").

L'elettrone è servitore di due padroni: di solito esiste in uno stato misto, dove le posizioni di “spin up” e “spin down” sono rappresentate in parti uguali. Aspetta, come può la stessa particella avere due proprietà mutuamente esclusive? Nella vita di tutti i giorni, l’ago di una bussola non può puntare contemporaneamente sia il nord che il sud, ma nel mondo quantistico ci sono regole del gioco diverse. Finché non misuriamo lo spin, secondo il principio di indeterminazione, esso non ha un valore chiaramente definito. Ma poi lo sperimentatore attiva il campo magnetico esterno e quindi l'elettrone gira la sua rotazione verso l'alto o verso il basso: si verifica un collasso della funzione d'onda, come si suol dire.

Diciamo che due elettroni sono in un fascio. Poi, se uno ha una rotazione che sporge, l'altro gira immediatamente verso il basso. Questo ribaltamento avviene anche se gli elettroni sono distanti. In questo fenomeno controintuitivo, Einstein vide i trucchi del “fantasma dell’azione a lungo raggio”. A causa di queste strane relazioni, Einstein era convinto che un giorno la meccanica quantistica sarebbe stata sostituita da una teoria più profonda e chiara.

Quanto a Bohr, non rinunciava ai paradossi; al contrario, si sentiva come un pesce nell'acqua tra concetti incompatibili. Fu lui, ad esempio, a formulare il principio di complementarità, secondo il quale un elettrone è sia un'onda che una particella. Di tanto in tanto Bohr non era contrario a pronunciare un altro aforisma. Una volta disse: “Una verità profonda è una verità il cui opposto è anche una verità profonda”. Era completamente nel suo spirito posizionare il simbolo taoista dell'unità degli opposti - yin-yang - al centro del suo stemma.

Nonostante la sua intransigente posizione filosofica, Einstein concordava con Bohr nel ritenere che la meccanica quantistica fosse un’eccellente spiegazione dei dati sperimentali. Uno dei segni di riconoscimento dei suoi meriti fu la nomina di Heisenberg e Schrödinger da parte di Einstein per il Premio Nobel per la fisica. Heisenberg lo ricevette nel 1932 e Schrödinger condivise l'onore con il meccanico quantistico britannico Paul Dirac nel 1933. (Einstein e Bohr furono vincitori rispettivamente nel 1921 e nel 1922)

Rutherford, tuttavia, continuò a trattare la teoria quantistica con cautela e dedicò la sua attenzione principale agli studi sperimentali del nucleo atomico. Nel 1919, Thomson rassegnò le dimissioni da professore di Cavendish e lasciò la carica di direttore del Laboratorio Cavendish, e Rutherford assunse questa posizione onoraria. Durante il suo ultimo anno a Manchester e i primi anni dopo essersi trasferito a Cambridge, bombardò vari nuclei con particelle alfa veloci. Marsden una volta notò che dal punto in cui le particelle alfa colpiscono l'idrogeno gassoso, iniziano a volare particelle ancora più veloci con un potere di penetrazione maggiore. Questi si rivelarono essere i nuclei degli atomi di idrogeno. Rutherford ripeté gli esperimenti di Marsden, ma sostituì l'idrogeno con l'azoto. Immaginate la sua sorpresa quando anche i nuclei di idrogeno iniziarono a volare fuori dall'azoto. È vero, le scintillazioni dei nuclei di idrogeno che entravano nello schermo fluorescente non erano molto luminose e potevano essere viste solo al microscopio. Ma hanno fornito prove innegabili che gli atomi di azoto possono emettere particelle dalle loro profondità. La scoperta della radioattività dimostrò che gli atomi potevano trasformarsi spontaneamente l'uno nell'altro (subire trasmutazione), e dagli esperimenti di bombardamento di Rutherford fu possibile cambiare artificialmente l'aspetto degli atomi.

Rutherford cominciò a chiamare protoni le particelle caricate positivamente che fanno parte di tutti i nuclei. Altri scienziati volevano chiamarli “elettroni positivi”, ma Rutherford si oppose fermamente. Rispose che i protoni sono molto più pesanti degli elettroni e in generale hanno poco in comune. Quando la previsione di Dirac si avverò e fu scoperto un vero elettrone carico positivamente, gli fu dato il nome di "positrone". I positroni divennero il primo rappresentante conosciuto della cosiddetta antimateria, che è in tutto simile alla materia ordinaria, ma ha una carica di segno opposto. I protoni, a loro volta, sono parte integrante della materia che ci è familiare.

Un nuovo rilevatore di particelle, una camera a nebbia, venne in aiuto di Rutherford e dei suoi collaboratori. Ha permesso di osservare tracce di particelle (ad esempio protoni) che volano dal nucleo bersaglio. Mentre la scintillazione e i contatori Geiger fornivano solo un flusso di particelle emesse, una camera a nebbia potrebbe mostrare come queste particelle si muovevano nello spazio, aiutando quindi a comprendere meglio le loro proprietà.

È stato inventato dal fisico scozzese Charles Wilson. Mentre scalava il Monte Ben Nevis, notò che nell'aria umida le gocce d'acqua si condensano più facilmente in presenza di ioni, cioè di particelle cariche. Le cariche attraggono le molecole e queste vengono precipitate dall'aria, lasciando una scia di condensa nell'area satura di elettricità. Wilson si rese conto che in questo modo era possibile registrare particelle invisibili all'occhio. Prese la camera, la riempì di aria fredda e umida e iniziò a osservare le catene di vapore condensato di particelle cariche che volavano oltre. Gli aerei a reazione lasciano la stessa traccia nel cielo. Queste tracce, catturate nelle fotografie, forniscono una ricchezza di preziose informazioni sullo stato di avanzamento dell'esperimento.

Sebbene Wilson assemblò il primo prototipo della sua camera nel 1911, iniziarono ad essere utilizzati nella fisica nucleare solo nel 1924. Fu allora che Patrick Blackett, uno studente laureato del gruppo di Rutherford, utilizzò questo dispositivo per rilevare i protoni dal decadimento radioattivo dell'azoto . I suoi dati erano in ottimo accordo con gli esperimenti di scintillazione di Rutherford, fornendo così prove inconfutabili del decadimento nucleare artificiale.

Il nucleo non è abitato solo da protoni. Nel 1920, con il suo leggendario sesto senso, Rutherford intuì che, oltre ai protoni, il nucleo fungeva da rifugio anche per alcune particelle neutre. Vent'anni dopo, lo studente di Rutherford James Chadwick scoprì un neutrone - la stessa massa di un protone, ma senza carica, e Heisenberg poco dopo scrisse un articolo storico "Sulla struttura del nucleo atomico", dove delineò il modello ormai accettato di un nucleo formato da protoni e neutroni.

Questa immagine può spiegare i diversi tipi di radioattività. Il decadimento alfa si verifica quando un nucleo emette due protoni più due neutroni contemporaneamente: una combinazione eccezionalmente stabile. Il decadimento beta avviene quindi quando un neutrone produce un protone e un elettrone. La radiazione beta è costituita proprio da questi elettroni. Ma, come ha mostrato Pauli, la storia non finisce qui: nel decadimento di un neutrone, una certa quantità di quantità di moto e di energia scompare da qualche parte. Pauli decise di attribuirli a una particella quasi sfuggente, che fu poi scoperta e chiamata neutrino. Infine, la componente gamma si verifica quando un nucleo passa da uno stato quantistico ad alta energia a uno stato a bassa energia. Il decadimento alfa e beta cambia il numero di protoni e neutroni nel nucleo e si forma un nuovo elemento chimico, mentre i raggi gamma lasciano invariata la composizione del nucleo.

Le brillanti scoperte e i metodi di Rutherford ci hanno insegnato una lezione: per scrutare il mondo naturale a piccole distanze, dobbiamo rivolgerci alle particelle elementari. Agli albori della fisica nucleare, la loro fonte erano sostanze radioattive contenenti particelle alfa. Erano ideali per esperimenti di diffusione, dai quali Geiger e Marsden videro che l'atomo aveva un nucleo in miniatura. Ma Rutherford lo aveva già capito: senza strumenti più energetici non c'è nulla a cui pensare per penetrare più seriamente e profondamente nella natura del nucleo. Per una fortezza nucleare, avrai bisogno di un ariete particolarmente potente, o meglio, di arieti: particelle accelerate in condizioni artificiali a velocità fenomenali. Rutherford, non senza ragione, decise che il Laboratorio Cavendish sarebbe stato in grado di costruire un acceleratore di particelle, anche se la sua implementazione, ammise lo scienziato, avrebbe richiesto alcuni sforzi teorici. Fortunatamente, un giovane intelligente è riuscito a sgattaiolare fuori dalla fortezza di Stalin e portare con sé una borsa di conoscenza quantistica a Free School Lane.