Discorso di presentazione del Professor S.A. Arrhenius, Presidente del Comitato Nobel per la Fisica dell’Accademia Reale Svedese delle Scienze, il 10 dicembre 1922
Vostra Maestà, Vostre Altezze Reali, Signore e Signori.
Da quando Kirchhoff e Bunsen (1860) hanno introdotto l’analisi spettrale, questo aiuto estremamente importante per la ricerca ha prodotto i migliori risultati. Per cominciare, si è raccolto materiale e si sono studiati gli spettri non solo degli oggetti terrestri ma anche dei corpi celesti. Ci fu uno splendido raccolto. Poi venne la seconda fase della ricerca. Si tentò di trovare delle regolarità nella struttura degli spettri. Per cominciare, era naturale cercare di confrontare le diverse linee spettrali che sono emesse da un gas incandescente con le diverse note che potrebbero essere prodotte da un solido vibrante. I corpi vibranti in un gas incandescente sarebbero in questo caso i suoi atomi e le sue molecole. Ma si potevano fare pochi progressi su questa pista. Bisognava ripiegare su un altro metodo, cioè tentare di stabilire per mezzo di calcoli la connessione tra le varie vibrazioni che potevano essere emesse da un gas. L’idrogeno dovrebbe essere il più semplice di tutti i gas. Lo svizzero Balmer nel 1885 trovò una formula semplice per il collegamento menzionato tra le linee dell’idrogeno come allora conosciuto. Seguì un gran numero di ricercatori, come Kayser e Runge, Ritz, Deslandres, e soprattutto il nostro compatriota Rydberg, che cercarono regolarità simili negli spettri degli altri elementi chimici. Rydberg riuscì a rappresentare le loro vibrazioni luminose per mezzo di formule che mostravano una certa somiglianza con la formula di Balmer. Queste formule contengono una costante che in seguito ha acquisito una grandissima importanza ed è stata registrata tra i valori universali e fondamentali della fisica sotto il nome di costante di Rydberg.
Ora, se fosse possibile ottenere un’idea della struttura dell’atomo, naturalmente, ciò costituirebbe un buon punto di partenza per creare una concezione delle possibili vibrazioni luminose che possono essere emesse da un atomo di idrogeno. Rutherford, che ha strappato agli atomi i loro segreti in misura così straordinaria, aveva costruito tali “modelli di atomi”. Secondo la sua concezione, l’atomo di idrogeno dovrebbe consistere in un nucleo positivo, con una carica unitaria, di dimensioni estremamente piccole, e intorno a questo un elettrone con carica negativa dovrebbe descrivere un’orbita. Poiché probabilmente tra il nucleo e l’elettrone operano solo forze elettriche, e poiché queste forze elettriche seguono la stessa legge dell’attrazione di gravità tra due masse, il percorso dell’elettrone dovrebbe essere ellittico o circolare, e il nucleo dovrebbe essere situato o in uno dei fuochi dell’ellisse o nel centro del cerchio. Il nucleo sarebbe paragonabile al sole e l’elettrone a un pianeta. Secondo la teoria classica di Maxwell, quindi, questi movimenti dell’orbita dovrebbero emettere raggi e di conseguenza causare una perdita di energia, e l’elettrone descriverebbe piste sempre più piccole con un periodo di rivoluzione decrescente e infine si precipiterebbe verso il nucleo positivo. Così la traccia sarebbe una spirale, e i raggi di luce emessi, che richiederanno un periodo di vibrazione costantemente decrescente, corrisponderebbero ad uno spettro continuo, che, naturalmente, è caratteristico di un corpo solido o liquido incandescente, ma non affatto di un gas incandescente. Di conseguenza, o il modello dell’atomo deve essere falso, o la teoria classica di Maxwell deve essere errata in questo caso. Circa dieci anni prima non ci sarebbe stata alcuna esitazione nella scelta tra queste alternative, ma il modello dell’atomo sarebbe stato dichiarato inapplicabile. Ma nel 1913, quando Bohr cominciò a lavorare a questo problema, il grande fisico Planck di Berlino aveva tracciato la sua legge della radiazione, che poteva essere spiegata solo sul presupposto, che era in conflitto con tutte le nozioni precedenti, che l’energia del calore si sprigiona sotto forma di “quanti”, cioè piccole porzioni di calore, così come la materia è composta da piccole porzioni, cioè gli atomi. Con l’aiuto di questa assunzione Planck riuscì, in pieno accordo con l’esperienza, a calcolare la distribuzione dell’energia nella radiazione di un corpo ipoteticamente completamente nero. In seguito (nel 1905 e nel 1907) Einstein aveva perfezionato la teoria dei quanti e ne aveva dedotto diverse leggi, come la diminuzione del calore specifico dei corpi solidi al diminuire della temperatura e l’effetto fotoelettrico, per la cui scoperta è stato oggi insignito del premio Nobel.
Di conseguenza, Bohr non ha dovuto esitare nella sua scelta: ha assunto che la teoria di Maxwell non è valida nel caso presente, ma che il modello atomico di Rutherford è corretto. Così gli elettroni non emettono luce quando si muovono sulle loro tracce attorno al nucleo positivo, tracce che cominciamo a supporre essere circolari. L’emissione di luce avverrebbe quando l’elettrone salta da una pista all’altra. La quantità di energia che viene così irradiata è un quantum. Dato che, secondo Planck, il quantum di energia è il prodotto del numero di vibrazioni della luce con la costante planckiana, che viene indicata con la lettera h, è possibile calcolare il numero di vibrazioni che corrisponde a un dato passaggio da un’orbita all’altra. La regolarità che Balmer ha trovato per lo spettro dell’idrogeno richiede che i raggi delle diverse orbite siano proporzionali ai quadrati dei numeri interi, cioè come 1 a 4 a 9, e così via. E infatti Bohr riuscì, nel suo primo trattato su questa questione, a calcolare la costante di Rydberg a partire da altre grandezze note, cioè il peso di un atomo di idrogeno, la costante planckiana e il valore dell’unità elettrica di carica. La differenza tra il valore trovato dall’osservazione e il valore calcolato della costante di Rydberg ammontava solo all’1%; e questo è stato diminuito da misurazioni più recenti.
Questa circostanza attirò subito l’attenzione ammirata del mondo scientifico sul lavoro di Bohr e fece prevedere che egli avrebbe risolto in larga misura il problema che aveva davanti. Sommerfeld dimostrò che ciò che è noto come la struttura fine delle linee dell’idrogeno, con cui si intende che le linee osservate con uno spettroscopio fortemente disperdente sono suddivise in più linee strettamente adiacenti, può essere spiegato in accordo con la teoria di Bohr nel modo seguente. Le varie tracce stazionarie per il movimento degli elettroni – se si tralascia la più interna, che è quella ordinaria, e viene chiamata “orbita di riposo” – possono essere non solo circolari ma anche ellittiche, con un asse maggiore uguale al diametro della corrispondente orbita circolare. Quando un elettrone passa da un’orbita ellittica a un’altra traccia, il cambiamento dell’energia, e di conseguenza il numero di vibrazioni per le linee spettrali corrispondenti, è un po’ diverso da quello che è quando passa dall’orbita circolare corrispondente all’altra traccia. Di conseguenza otteniamo due linee spettrali diverse, che tuttavia si trovano molto vicine l’una all’altra. Eppure osserviamo solo un numero di linee minore di quello che dovremmo aspettarci secondo questa visione delle cose.
Le difficoltà così rivelate, tuttavia, Bohr riuscì a rimuoverle con l’introduzione del cosiddetto principio di corrispondenza, che aprì prospettive completamente nuove e di grande importanza. Questo principio avvicina in qualche misura la nuova teoria alla vecchia teoria classica. Secondo questo principio, un certo numero di transizioni è impossibile. Il principio in questione è di grande importanza nella determinazione delle tracce di elettroni che sono possibili negli atomi più pesanti dell’atomo di idrogeno. La carica nucleare dell’atomo di elio è il doppio di quella dell’atomo di idrogeno: in condizione neutra è circondato da due elettroni. È l’atomo più leggero dopo quello di idrogeno. Si presenta in due diverse modificazioni: una è chiamata parhelium, ed è la più stabile, e l’altra è chiamata orthohelium – all’inizio si pensava che fossero due sostanze diverse. Il principio di corrispondenza afferma che i due elettroni nel parallelo, nei loro percorsi di riposo, corrono lungo due cerchi che formano un angolo di 60° tra loro. Nell’ortoelio, invece, le tracce dei due elettroni giacciono nello stesso piano, essendo l’uno circolare, mentre l’altro è ellittico. L’elemento successivo con un peso atomico prossimo all’elio è il litio, con tre elettroni allo stato neutro. Secondo il principio di corrispondenza, le tracce dei due elettroni più interni giacciono nello stesso modo delle tracce dei due elettroni nel parhelium, mentre la traccia del terzo è ellittica ed è di dimensioni molto maggiori delle tracce interne.
In modo simile Bohr è in grado, con l’aiuto del principio di corrispondenza, di stabilire, nei punti più importanti, la situazione delle varie tracce degli elettroni negli altri atomi. È dalle posizioni delle tracce di elettroni più esterne che dipendono le proprietà chimiche degli atomi, ed è su questa base che la loro valenza chimica è stata in parte determinata. Possiamo nutrire le migliori speranze sullo sviluppo futuro di questo grande lavoro.
Professore Bohr. Lei ha portato a una soluzione di successo i problemi che si sono presentati agli studiosi di spettri. Nel fare ciò siete stati costretti a fare uso di idee teoriche che divergono sostanzialmente da quelle che sono basate sulle dottrine classiche di Maxwell. Il vostro grande successo ha dimostrato che avete trovato le strade giuste verso le verità fondamentali, e così facendo avete stabilito principi che hanno portato ai più splendidi progressi, e promettono abbondanti frutti per il lavoro del futuro. Che vi sia concesso di coltivare ancora a lungo, a vantaggio della ricerca, il vasto campo di lavoro che avete aperto alla scienza.