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Rutheford e Moseley si erano interessati soprattutto del nucleo dell’atomo, della sua massa e delle sue unità di carica elettrica. Era probabile però che fossero gli elettroni orbitanti, con la loro organizzazione e i loro legami, a determinare le proprietà chimiche di un elemento e anche (come tutto lasciava supporre) molte delle sue proprietà fisiche. Ma qui, con l’entrata in scena degli elettroni, il modello di Rutheford faceva cilecca. Stando alla fisica classica di Maxwell, infatti, un atomo simile a un sistema solare non poteva proprio funzionare: ruotando intorno al nucleo più di un trilione di volte al secondo, gli elettroni avrebbero creato una radiazione sotto forma di luce visibile, e un atomo siffatto avrebbe emesso un effimero lampo di luce, per poi collassare su se stesso nel momento in cui i suoi elettroni, persa energia, fossero andati a schiantarsi sul nucleo. La realtà però - lasciando da parte la radioattività - era che gli elementi e i loro atomi duravano miliardi di anni; in effetti, duravano per sempre. Come era possibile, allora, che un atomo fosse stabile e resistesse a quello che invece sembrava un destino quasi istantaneo?
Per giungere a un compromesso, occorreva invocare, o inventare, princìpi interamente nuovi. Imparare tutto questo fu la terza estasi della mia vita, perlomeno della mia vita chimica: la prima era stata l’incontro con Dalton e la teoria atomica; la seconda la conoscenza di Mendeleev e della sua tavola periodica. Ma la terza, io credo, fu per certi versi la più stupefacente di tutte, perché contravveniva (o sembrava contravvenire) a tutta la scienza classica che conoscevo, e a tutto quello che sapevo su razionalità e causalità.
Nel 1913 anche Niels Bohr lavorava nel laboratorio di Rutheford, e toccò proprio a lui colmare l’impossibile, conciliando il modello atomico di Rutheford con la teoria quantistica di Planck. Il concetto che l’energia fosse assorbita o emessa non in modo continuo, ma sotto forma di pacchetti discreti - i« quanti » - era rimasto sepolto e silente, come una bomba a orologeria, da quando Planck l’aveva suggerito, nel 1900. Einstein si era servito dell’idea, nei suoi studi sull’effetto fotoelettrico; ma, a parte ciò, la teoria quantistica e le sue rivoluzionarie potenzialità erano state stranamente trascurate, finché Bohr non ricorse ad essa per aggirare le impossibilità dell’atomo di Rutheford. La concezione atomica classica, il modello planetario, permetteva agli elettroni di occupare un’infinità di orbite, tutte instabili, tutte che li portavano a schiantarsi sul nucleo. Bohr ipotizzò, invece, un atomo con un numero limitato di orbite discrete, ciascuna caratterizzata da uno specifico livello energetico, o stato quantico. Bohr chiamò la meno energetica di queste orbite, la più vicina al nucleo, « stato fondamentale »: un elettrone poteva rimanere lì, orbitando intorno al suo nucleo, senza emettere o perdere energia, per sempre. Si trattava di un postulato di un’audacia sorprendente e scandalosa, giacché implicava che la teoria classica dell’elettromagnetismo fosse inapplicabile al regno miniaturizzato dell’atomo.
All’epoca non c’era alcuna evidenza di questo; si trattò di una vera e propria impennata dell’ispirazione, dell’immaginazione, non diversa dai salti che Bohr ora postulava per gli stessi elettroni, che passavano, senza avvertimenti o intermediari, da un livello energetico all’altro. Secondo Bohr, infatti, oltre allo stato fondamentale, esistevano orbite elettroniche a maggior contenuto energetico, « stati stazionari » a maggior energia, nei quali gli elettroni potevano essere brevemente trasferiti.
Sacks O., “Zio Tungsteno“, Adelphi, pag. 331
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