Il principio “quantico” che dice perché gli atomi sono come sono

Cosa rende stabile la materia? Perché gli atomi sono come sono? Perché i materiali diversi variano nelle loro proprietà, come conducibilità elettrica, densità, temperatura di scioglimento o spettri di assorbimento della luce?

Tali domande esercitarono molto fisici nei decenni successivi a Dmitri Mendeleev che introdussero la sua tavola periodica degli elementi chimici nel 1869. Ricevevano un nuovo impeto alla svolta del ventesimo secolo con la scoperta di JJ Thomson per essere identificati per essere identificati. Poi, nel 1911, arrivò la scoperta di Ernest Rutherford secondo cui gli atomi contengono un “nucleo” centrale di carica positiva densamente imballata.

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Ciò ha aperto la porta a un viaggio elettrizzante di scoperta, per comprendere le regole che regolano le strutture subatomiche. Ha raggiunto una qualche forma di destinazione un secolo fa, all’inizio del 1925, con un principio che ha sostenuto le nostre idee sulla stabilità della materia da allora.

Questo è il principio di esclusione di Pauli, chiamato per il brillante giovane fisico teorico austriaco che lo ha ideato¹Wolfgang Pauli. Era un prodotto di quella che ora è etichettata la vecchia teoria quantistica – un periodo di teorizzazione ad hoc tra il 1900 e il 1925 che portò all’introduzione di una teoria coerente della meccanica quantistica nel 1925-1927 da Werner Heisenberg, Pascual Jordan, Max Born, Erwin Schrödinger, Paul Dirac e altri. Il principio di Pauli può essere considerato l’apice della vecchia teoria quantistica e, insolitamente, è sopravvissuto per essere incorporato in quello nuovo. Il suo centenario è un’occasione per ricordare l’odissea dei fisici nel tentativo di comprendere, modificare e testare le proprietà previste dalla tavola periodica e come questo principio abbia guidato la nostra comprensione della materia – e non solo le cose convenzionali.

Ipotesi audaci

La scoperta di una sottostruttura carica agli atomi, che sono nel complesso neutro, ha creato notevoli difficoltà per le immagini di come hanno funzionato gli atomi. Nel 1842, il matematico Samuel Earnshaw mostrò che non esiste una distribuzione statica statica di tali accuse, escludendo modelli statici dell’atomo. Tuttavia, nonostante numerosi tentativi a seguito della scoperta della struttura subatomica, nessuno potrebbe arrivare a un modello che ha raggiunto la stabilità atomica e spiegava caratteristiche come le linee spettrali distinte e discrete emesse da atomi di elementi diversi.

Poco dopo la scoperta del nucleo di Rutherford, il fisico danese Niels Bohr iniziò ad attaccare questo problema usando i principi quantistici. Ha sfruttato un’idea introdotta da Max Planck nel 1900 per spiegare lo spettro della luce emessa da un “corpo nero” non riflettente-che l’energia viene solo in blocchi discreti o quanti. Bohr lo ha applicato allo spettro della luce emessa e assorbita dagli atomi di idrogeno. L’atomo di idrogeno di base è il più semplice di tutti gli atomi, ora noto per consistere in un singolo protone e un singolo elettrone.

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Bohr ha iniziato con un’immagine in cui gli elettroni circondano il nucleo atomico, piuttosto quando i pianeti orbitano una stella. Ha postulato che ci sono valori specifici delle energie orbitali in cui gli elettroni non si irradiano e, pertanto, gli atomi rimangono stabili. La luce può essere emessa e assorbita solo a frequenze corrispondenti alla differenza di energia tra due di queste orbite stabili, che Bohr caratterizzavano con valori diversi di un primo numero quantico “principale”².

Questa audace ipotesi potrebbe spiegare alcune caratteristiche dello spettro dell’idrogeno, ma non tutte. L’Odissea di Bohr ha continuato, incorporando nuovi dati spettroscopici e congetture teoriche. Questi sono stati derivati ​​in parte dalla meccanica classica, dall’applicazione dei precetti della teoria speciale della relatività del 1905 di Albert Einstein agli elettroni atomici e introducendo idee più quantistiche interamente in contrasto con la fisica classica. Il “Quantum of Action” introdotto da Planck (ora noto come costante di Planck, Hla cui forma “ridotta” se divisa per 2π, Hè ampiamente utilizzato), ad esempio, suggerisce che esiste una quantità minima di energia che un sistema può scambiare. E il principio della corrispondenza di Bohr ha affermato che, quando il numero quantico principale è grande, le previsioni raggiunte utilizzando questo kit di strumenti teorici misti dovrebbero affrontare i risultati noti dalla fisica classica.

Questi sforzi hanno portato Bohr a introdurre altri due numeri quantistici³: un numero quantico azimutale, che rappresentava la grandezza del momento angolare dell’elettrone; e il numero quantico magnetico, che descriveva la dimensione del suo momento magnetico. Queste aggiunte avevano senso nell’immagine dell’atomo di Bohr: se l’elettrone si muove lungo un’orbita circolare attorno al nucleo atomico, avrebbe un momento angolare; E come corpo carico con movimento circolare, ti aspetteresti anche che abbia un momento magnetico.

Ma ancora una volta, questo non potrebbe spiegare tutte le caratteristiche dello spettro dell’idrogeno. Nel 1923–24, il puzzle principale era come spiegare l’effetto Zeeman, in cui appaiono nuove linee spettrali quando l’orbita gli elettroni interagiscono con un campo magnetico esterno. Questo è il punto in cui Pauli entra nella storia.

Esclusione elettronica

Al termine del 1925, Pauli aveva solo 24 anni. Già docente in fisica teorica presso l’Università di Amburgo, in Germania, era molto apprezzato dai suoi coetanei. Sin dalla sua giovinezza a Vienna, era stato riconosciuto come un prodigio della matematica – un mantello che non indossava con facilità, come spesso accade. Ha cercato aiuto attraverso la nuova psicoanalisi promulgata dallo psicologo Carl Jung, con la quale Pauli ha mantenuto un dialogo intellettuale duraturo⁴. Pauli era un corrispondente prolifico e le sue lettere pubblicate sono una fonte importante per scienziati e storici.

Principio di Pauli¹ è stato informato dalle idee di Edmund Clifton Stoner, ma il suo approccio era originale – e insolito – in molti sensi. Per cominciare, sembrava essere basato principalmente in numerologia, senza alcuna connessione diretta con la fisica conosciuta. L’aggiunta chiave di Pauli al modello di Bohr era un quarto numero quantico-uno che, a differenza di Bohr, non aveva analogia con la fisica classica e nemmeno alcuna rappresentazione visiva nello spazio-tempo. Questo nuovo numero quantico, spin, potrebbe avere solo due valori, entrambi +H/2 o –H/2. Gli elettroni con valori opposti di questo numero quantico interagirebbero in modo diverso con un campo magnetico esterno, portando alla divisione delle linee spettrali osservate nell’effetto Zeeman.

Al giorno d’oggi, sappiamo che il numero quantico di spin non può essere interpretato visivamente: se si tenta di modellare un elettrone come un corpo carico che gira sul suo asse, si trova che la sua superficie girerebbe a una velocità maggiore di quella della luce. È l’indicazione più forte nei modelli atomici di quanto sia bizzarra teoria quantistica, piena di caratteristiche che sfidano le intuizioni classiche.

Pauli non ha formulato il suo principio di esclusione sulla base di teorie classiche o principi dinamici, ma lo ha dichiarato come un semplice postulato: che non ci sono due elettroni in un atomo possono condividere lo stesso insieme di quattro numeri quantici. Come caratterizzato dallo storico John Heilbron, questa affermazione era piuttosto nello stile dei dieci comandamenti biblici: “sarà proibito per più di un elettrone (nello stesso atomo) … avere gli stessi valori di (tutti applicabili) numeri quantici”⁵. A questo proposito, Pauli ha anticipato i nuovi meccanici quantistici, che anche – per l’angoscia di molti fisici, tra cui Schrödinger ed Einstein – abbandonavano modelli visivi intuitivi nella costruzione della teoria o nella sua interpretazione.

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