Criticas ao modelo atômico de Ernest Rutherford

As conclusões de Rutherford com relação ao modelo do átomo trouxeram uma nova percepção à forma e a distribuição de cargas em um átomo, porem esse modelo apesar de explicar muitas coisas, deixou dúvidas quando se analisa os conceitos da física clássica. Existem apenas duas possibilidades do estado do movimento do elétron: ou ele está (1) estacionário ou está (2) em movimento.

O elétron está parado: se o elétron não estivesse em movimento, apenas “sentado” na região extra-nuclear, então, de acordo com a física clássica, a atração entre o núcleo carregado positivamente e o elétron carregado negativamente provocaria a movimentação do elétron em direção ao núcleo, o que aconteceria (cálculos mostram) em uma pequena fração de segundo. Em outras palavras, o elétron deixaria a região extra nuclear e “cairia” no núcleo. Se este é o comportamento de todos os elétrons em átomos, então entraria em colapso. Uma vez que isto obviamente não acontece, este modelo foi logo rejeitado.

O elétron está em movimento: consideremos a alternativa do modelo do elétron em movimento, desde que o elétron é parte do átomo, este precisa descrever algum tipo de trajetória em torno do núcleo – sua órbita. O modelo planetário simples considerado brevemente por Rutherford é um exemplo desse tipo de modelo. Em tal modelo, a direção do movimento do elétron precisa constantemente mudar para permanecer na sua órbita sem escapar do núcleo. Entretanto, Rutherford estava bem ciente de que, de acordo com a física clássica, quando uma partícula carregada experimenta uma mudança na direção de movimento (uma forma de aceleração), está emite energia radiante. De um átomo com um elétron orbitando espera-se que ele emita energia continuamente, mas nem sempre isto é observado. Ou, pior ainda, se o elétron perdesse energia por radiação, cairia lentamente e alteraria o raio de sua orbita, e sua distância ao núcleo diminuiria. Em outras palavras, com esta perda de energia, o elétron espiralaria para o núcleo, e como com o modelo do elétron estacionário, os cálculos mostram que isto aconteceria em uma pequena fração de segundo. Assim obtém-se a mesma conclusão absurda: o colapso do átomo, e por isso todos os elétrons em todos os átomos do universo apresentariam o mesmo comportamento. Rutherford conclui, assim como nós também devemos concluir, que o modelo planetário do elétron em movimento também é incorreto.

Estas conclusões apresentaram realmente um dilema para os cientistas do inicio do século. Qualquer uma das alternativas de um elétron em movimento ou parado em um átomo conduz a conclusões inconsistentes com a realidade. Hoje sabemos que a algo errado com a física clássica, tanto que ela não é adequada para descrever o que ocorre em escala atômica. As leis da física clássica são excelentes para descrever o movimento de objetos grandes, de galáxias a mosquitos, mas são completamente insatisfatórias quando aplicadas a partículas tão pequenas quanto elétrons.

A primeira tentativa importante para desenvolver um novo modelo atômico não clássico foi feito por Niels Bohr, um físico dinamarquês. Embora seu modelo não fosse um sucesso completo e tenha sido efetivamente descartado por 20 anos, ele introduziu alguns conceitos revolucionários que conduziram finalmente ao desenvolvimento do modelo moderno da estrutura atômica seria encontrada na natureza da luz emitida pelas substancias a temperaturas altas ou sob influencia de uma descarga elétrica. Mais especificamente, Bohr acreditava que esta luz era produzida quando elétrons nos átomos sofriam alterações de energia. Examinaremos algumas das características da luz e outras formas de energia radiante.

Energia Radiante

A energia radiante, também chamada energia eletromagnética, percorre 3.108 metros por segundo no vácuo. Tal energia apresenta movimento ondulatório e sua passagem direta no espaço é semelhante em alguns aspectos à passagem de uma onda sobre a superfície da água. Uma onda de água é caracterizada pela sucessão de cristas alternadas (pontos altos) e calhas (pontos baixos). A freqüência de uma onda é geralmente representada pela letra grega ν (nu) e corresponde ao número de cristas (ou de calhas) que passam num dado ponto por segundo. O comprimento da onda é representado por λ (lambda) e corresponde a distancia entre cristas sucessivas. O produto da freqüência e comprimento de onda é igual à velocidade v da onda, ou ν λ = V

A energia radiante inclui luz visível, radiação infravermelha e ultravioleta, ondas de rádio, microondas, raios x e outras formas que deslocam-se via ondas eletromagnéticas. A forma de cada onda é semelhante à de uma onda senoidal, e a freqüência, o comprimento e a velocidade estão todos relacionados, como no caso de uma onda de água. Como a velocidade de todas as ondas eletromagnéticas (freqüentemente referida à velocidade da luz) é uma constante, pelo menos no vácuo, ela é designada por c. portanto podemos escrever
ν λ = c

A figura representa esquematicamente exemplos de ondas eletromagnéticas:


O espectro visível é a banda estreita de comprimento de onda que os nossos olhos são capazes de detectar. Dentro do espectro visível, vemos ondas de comprimento curto como o violeta, e ondas de comprimento longo como o vermelho.

Espectroscopia atômica

A luz branca é composta de uma mistura de ondas eletromagnéticas de todas as freqüências no espectro visível, abrangendo do violeta profundo (400 nm) para vermelho profundo (aproximadamente 700 nm). Esta mistura de ondas pode ser separada usando-se um prisma ótico, que não só desvia o raio de luz (o que é chamado refração), mas também desvia a luz de diferentes comprimentos, de quantidades diferentes (dispersão). A figura mostra um raio de luz branca sendo refratado e disperso por um prisma em uma continuidade de cores. Tal espectro é chamado espectro contínuo. (o processo de obtenção de um espectro é conhecido como espectroscopia)

Quando eletricidade passa através do gás hidrogênio (em um arco elétrico ou uma faísca), ou quando o gás é aquecido a uma alta temperatura,o hidrogênio emite luz. Entretanto, quando o gás é aquecido a uma alta temperatura, o hidrogênio emite luz. Entretanto, quando sua luz atravessa um prisma, o resultado não é um espectro continuo. Ao contrario, uma linha espectral é produzida pela luz de um comprimento de onda discreta.

As series de cores mostradas na figura são encontradas na região visível do espectro e são chamadas de series de Balmer (por causa do físico suíço J. J. Balmer, que as estudou em 1985) esta é uma das várias series de linhas espectrais que podem ser obtidas do hidrogênio; outras series são encontradas nas regiões ultravioleta e infravermelha do espectro eletromagnético. Por muitos anos, pesquisadores estudaram a linha espectral obtida do hidrogênio e outros elementos pesquisados para um indicio da origem espectral.

No fim do século XIX, descobriu-se que os comprimentos de ondas da luz responsáveis pelas linhas nas series de Balmer do hidrogênio estão relacionadas pela equação

Onde λ é o comprimento de onda e n é um número inteiro, maior ou igual a 3. R é uma constante chamada de Rydberg, que tem o valor 1, 0974. 10-2 nm-1. Pela substituição de diferentes valores de n (3,4,5,6 etc.) na equação, pode-se obter comprimentos de onda de todas as linhas espectrais nas séries Balmer.

Como já foram mencionadas, outras series de linhas espectrais podem ser obtidas do hidrogênio; isto inclui as series de Lyman no ultravioleta e as series de Paschen no infravermelho. Os comprimentos de onda das linhas em cada uma dessas séries também podem ser obtidos da equação que gera os comprimentos de onda de todas as linhas naquelas séries. As equações diferentes (para as diferentes séries) podem ser combinadas em uma única relação simples, algumas vezes chamada equação de Rydberg:

Onde n2 > n1. Pela substituição integral para n1 e n2 pode-se usar esta equação para obter os comprimentos de todas as linhas em cada série no espectro do hidrogênio. Por exemplo, os comprimentos de onda das linhas nas três séries citadas são obtidos por substituição, como a seguir:

Séries Lyman n1 = 1 n2 = 2, 3, 4, 5,...,
Séries Balmer n1 = 2 n2 = 3, 4, 5, 6,...,
Séries Paschen n1 = 3 n2 = 4, 5, 6, 7,...,

Por muitos anos o mundo cientifico não foi capaz de oferecer uma explicação para o sucesso desta relação; o trabalho de Bohr produziu finalmente algum discernimento em seu significado.

Referência Bibliografica:

Russel, john Blair, 1929

Química geral / John B. Russel; tradução e revisão técnica Márcia Guekeziam... Et al. 1-2 ed - São Paulo: Pearson Makrom Books, 1994