No início do século passado, Ernest Rutherford deduziu que um
átomo é formado de um núcleo pequeno e denso, onde residem os prótons
(cargas positivas) e igual número de elétrons (cargas negativas),
habitando a periferia. Este modelo ficou conhecido como modelo planetário ¹.
Embora bastante intuitivo, este modelo para o “átomo” já nasceu
“condenado à morte” pois de acordo com a teoria clássica, num átomo como
este os elétrons estariam irradiando energia em forma de ondas
eletromagnéticas constantemente e em pouco tempo colapsariam sobre o
núcleo, aniquilando completamente a matéria.
Além disso, as emissões observadas (se é que seria possível) deveria o
ser em todos os comprimentos de onda uma vez que os elétrons
descreveriam trajetórias helicoidais contínua emitindo em todas as
frequências antes de “caírem” sobre o núcleo.
Foi então que, em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr desenvolveu
um novo modelo para explicar a estabilidade da matéria e a emissão do
espectro em raias definidas em cada elemento.
Esse modelo embora ainda não “funcionasse” para átomos mais pesados,
explicou com perfeição os fenômenos como o espectro de emissão e
absorção do hidrogênio.
O hidrogênio é o átomo mais simples que existe: seu núcleo tem apenas
um próton e só há um elétron orbitando em torno desse núcleo. Para
explicar a evidente estabilidade do átomo de hidrogênio e, de quebra, a
aparência das séries de linhas espectrais desse elemento,
Bohr propôs alguns “postulados”.
1) O elétron gira em torno do núcleo em uma órbita circular, como um satélite em torno de um planeta, mantendo-se nessa órbita às custas da força elétrica atrativa entre cargas de sinais opostos.
2) A órbita circular do elétron não pode ter qualquer raio. Só alguns valores são permitidos para os raios das órbitas.
3) Em cada órbita permitida, o elétron tem uma energia constante e bem definida, dada por: E = E1 / n2, onde E1 é a energia da órbita de raio mínimo. Bohr deu uma fórmula para E1:
Observemos o sinal negativo nessa fórmula. Quanto menor o n, mais
interna será a órbita (menor o raio) e mais negativa será a energia do
elétron. Os físicos usam energias negativas para indicar que algo está
ligado, “confinado” a alguma região do espaço.
4) Enquanto estiver em uma de suas órbitas permitidas, o elétron não emite nem recebe nenhuma energia.
5) Quando um elétron muda de órbita o átomo emite ou absorve um “quantum” de energia luminosa.
Os níveis de energia são representados como na figura abaixo. Vários
cientistas pesquisaram as transições nos diversos níveis. Daí termos
várias séries
Níveis de energia do átomo de hidrogênio
Linhas mais intensas da Série de Balmer
Notas:
¹ Em 1908, Rutherford realizou sua famosa
experiência, que viria a se constituir a sua mais brilhante
contribuição (dentre tantas outras) para as ciências Físicas. O
experimento consistiu em bombardear com partículas alfa uma folha de
ouro muito fina. O experimento mostrou que a grande maioria das
partículas atravessava a folha sem se desviar, enquanto outras
desviavam. Fundamentado nestas observações e em cálculos, concluiu que
os átomos de ouro – e, por extensão, quaisquer átomos – eram estruturas
praticamente vazias, e não esferas maciças. Em seu interior estaria
concentrada toda a carga positiva, responsável pelo desvio de um pequeno
número de partículas alfa. Na periferia desta região, chamada núcleo,
orbitam os elétrons. Com isso, o modela elaborado pelo cientista era o
de um sistema semelhante ao solar: um núcleo central grande, rodeado de
partículas móveis.
