O modelo de Bohr é uma representação clara, mas imperfeita, da estrutura do átomo.

Um modelo de um átomo de acordo com Niels Bohr. Crédito da imagem: Pixabay

O modelo de Bohr, introduzido pelo físico dinamarquês Niels Bohr em 1913, foi um passo fundamental na jornada para entender os átomos.

Os antigos pensadores gregos já acreditavam que a matéria era composta de minúsculas partículas básicas que não podiam ser mais divididas. Levou mais de 2.000 anos para a ciência avançar o suficiente para provar que essa teoria estava correta. A jornada para entender os átomos e seu funcionamento interno foi longo e complicado. 

Foi o químico britânico John Dalton que no início do século 19 reviveu as ideias dos antigos gregos de que a matéria era composta de minúsculas partículas indivisíveis chamadas átomos. Dalton acreditava que todo elemento químico consistia em átomos de propriedades distintas que poderiam ser combinados em vários compostos, segundo a Britannica.

As teorias de Dalton estavam corretas em muitos aspectos, além da premissa básica de que os átomos eram o menor componente da matéria que não podia ser decomposto em nada menor. Cerca de cem anos depois de Dalton, os físicos começaram a descobrir que o átomo era, de fato, muito complexo por dentro.

O MODELO DE BOHR: JORNADA PARA ENCONTRAR A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS

O físico britânico Joseph John Thomson fez o primeiro grande avanço na compreensão dos átomos em 1897, quando descobriu que os átomos continham pequenas partículas carregadas negativamente que ele chamou de elétrons. Thomson pensou que os elétrons flutuavam em uma "sopa" carregada positivamente dentro da esfera atômica, de acordo com a Khan Academy.

14 anos depois, Ernest Rutherford, nascido na Nova Zelândia, ex-aluno de Thomson, desafiou essa representação do átomo quando descobriu em experimentos que o átomo deve ter um pequeno núcleo carregado positivamente em seu centro. 

Com base nessa descoberta, Rutherford desenvolveu um novo modelo de átomo, o modelo de Rutherford. De acordo com esse modelo, o átomo não consistia apenas em elétrons flutuando em uma sopa, mas tinha um pequeno núcleo central, que continha a maior parte da massa do átomo. Em torno desse núcleo, os elétrons giravam de maneira semelhante aos planetas que orbitam o Sol em nosso sistema solar, segundo a Britannica.

Algumas perguntas, porém, ficaram sem resposta. Por exemplo, como foi possível que os elétrons não colapsassem no núcleo, já que sua carga oposta significaria que eles deveriam ser atraídos por ele? Vários físicos tentaram responder a essa pergunta, incluindo Niels Bohr, aluno de Rutherford.

NIELS BOHR E A TEORIA QUÂNTICA

Bohr foi o primeiro físico a olhar para a teoria quântica então emergente   para tentar explicar o comportamento das partículas dentro do mais simples de todos os átomos; o átomo de hidrogênio. Os átomos de hidrogênio consistem em um núcleo pesado com um próton carregado positivamente em torno do qual orbita um único elétron, muito menor e mais leve, carregado negativamente. Todo o sistema se parece um pouco com o sol com apenas um planeta orbitando. 

Bohr tentou explicar a relação entre a distância do elétron do núcleo, a energia do elétron e a luz absorvida pelo átomo de hidrogênio, usando uma grande novidade da física da época: A constante de Planck. 

A constante de Planck foi resultado da investigação do físico alemão Max Planck sobre as propriedades da radiação eletromagnética de um objeto hipotético perfeito chamado corpo negro. 

Estranhamente, Planck descobriu que esta radiação, incluindo a luz, é emitida não em um continuum, mas sim em pacotes discretos de energia que só podem ser múltiplos de um certo valor fixo, de acordo com o Physics World. Esse valor fixo tornou-se a constante de Planck. Max Planck chamou esses pacotes de quanta de energia, dando um nome ao tipo completamente novo de física que foi criado para virar de cabeça para baixo a compreensão dos cientistas sobre nosso mundo.

O MODELO DE BOHR E O ÁTOMO DE HIDROGÊNIO

ATIVE A LEGENDA EM PORTUGUÊS

Qual o papel da constante de Planck no átomo de hidrogênio? Apesar da boa comparação, o átomo de hidrogênio não é exatamente como o sistema solar. O elétron não orbita seu sol, o núcleo, a uma distância fixa, mas pode pular entre diferentes órbitas com base na quantidade de energia que carrega, postulou Bohr. Pode orbitar à distância de Mercúrio, depois saltar para a Terra e depois para Marte. 

O elétron não desliza entre as órbitas gradualmente, mas faz saltos discretos quando atinge o nível de energia correto, bastante alinhado com a teoria de Planck, explica o físico Ali Hayek em seu canal no YouTube.

Bohr acreditava que havia um número fixo de órbitas em que o elétron poderia viajar. Quando o elétron absorve energia, ele pula para uma camada orbital mais alta. Quando perde energia irradiando-a, cai para uma órbita mais baixa. Se o elétron atingir a camada orbital mais alta e continuar absorvendo energia, ele sairá completamente do átomo.

A razão entre a energia do elétron e a frequência da radiação que ele emite é igual à constante de Planck. A energia da luz emitida ou absorvida é exatamente igual à diferença entre as energias das órbitas e é inversamente proporcional ao comprimento de onda da luz absorvida pelo elétron, segundo Ali Hayek.

Usando seu modelo, Bohr foi capaz de calcular as linhas espectrais, as linhas no espectro contínuo de luz, que os átomos de hidrogênio absorveriam.

Crédito da imagem: ©Genially

Lítio:

1. Dois elétrons vão para a camada K e a "preenche" para que ela não possa conter mais elétrons.
2. O elétron restante vai para a camada L.
3. O lítio tem três elétrons.

Flúor:

1. Dois elétrons vão para a camada K e a "preenche" para que ela não possa conter mais elétrons.
2. Os sete elétrons restantes vão para a camada L.
3. O flúor tem nove elétrons.

Alumínio:

1. Dois elétrons vão para a camada K e a "preenche" para que ela não possa conter mais elétrons.
2. Oito elétrons vão para a camada L e a "preenche" de modo que os elétrons restantes devem começar a preencher a camada M.
3. Os três elétrons restantes vão para a camada M.
4. O alumínio tem treze elétrons.

AS DEFICIÊNCIAS DO MODELO DE BOHR

O modelo de Bohr parecia funcionar muito bem para átomos com apenas um elétron. Mas, com exceção do hidrogênio, todos os outros átomos da tabela periódica têm mais, alguns muito mais, elétrons orbitando seus núcleos. Por exemplo, o átomo de oxigênio tem oito elétrons, o átomo de ferro tem 24 elétrons.

Uma vez que Bohr tentou usar seu modelo para prever as linhas espectrais de átomos mais complexos, os resultados tornaram-se progressivamente distorcidos.

Existem duas razões pelas quais o modelo de Bohr não funciona para átomos com mais de um elétron, de acordo com o Chemistry Channel. Primeiro, a interação de vários átomos torna sua estrutura de energia mais difícil de prever. 

O modelo de Bohr também não levou em conta alguns dos principais princípios da física quântica, mais importante ainda o fato estranho e incompreensível de que as partículas também são ondas, de acordo com o site educacional Khan Academy.

Como resultado da mecânica quântica, o movimento dos elétrons ao redor do núcleo não pode ser previsto com exatidão. É impossível identificar a velocidade e a posição de um elétron em qualquer ponto no tempo. As camadas nas quais esses elétrons orbitam, portanto, não são linhas simples, mas sim nuvens difusas e menos definidas.

Apenas alguns anos após a publicação do modelo, os físicos começaram a melhorar o trabalho de Bohr com base nos princípios recém-descobertos do comportamento das partículas. Eventualmente, surgiu o modelo da mecânica quântica muito mais complicado, substituindo o modelo de Bohr. Mas como as coisas ficam muito menos organizadas quando todos os princípios quânticos estão em vigor, o modelo de Bohr provavelmente ainda é a primeira coisa que a maioria dos estudantes de física descobre em sua busca para entender o que governa a matéria no micromundo. 

RECURSOS ADICIONAIS:

Leia mais sobre o modelo atômico de Bohr no site da National Science Teaching Association ou assista a este vídeo.

BIBLIOGRAFIA

• Heilbron, JL, átomo de Rutherford–Bohr, American Journal of Physics 49, 1981 https://aapt.scitation.org/doi/abs/10.1119/1.12521
• Olszewski, Stanislaw, O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio revisitado, Reviews in Theoretical Science, Volume 4, Number 4, December 2016 https://www.ingentaconnect.com/contentone/asp/rits/2016/00000004/00000004/art00003
• Kraghm Helge, Niels Bohr entre física e química, Physics Today, 2013 http://materias.df.uba.ar/f4Aa2013c2/files/2012/08/bohr2.pdf

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Referência:

PULTAROVA, Tereza. The Bohr model: The famous but flawed depiction of an atom. Space, 23, mar. 2022. Disponível em: <https://www.space.com/bohr-model-atom-structure>. Acesso em: 23, mar. 2022.

Marcello Franciolle F T I P E
Founder - Gaia Ciência

Marcello é fundador da Gaia Ciência, que é um periódico científico que foi pensado para ser uma ferramenta para entender o universo e o mundo em que vivemos, com temas candentes e fascinantes sobre o Universo e Ciências da Terra para inspirar e encantar as pessoas. Ele é graduando em Administração pelo Centro Universitário N. Sra. do Patrocínio (CEUNSP) – frequentou a Universidade de Sorocaba (UNISO); graduação em Análise de Sistemas e onde participou do Encontro de Pesquisadores e Iniciação Científica (EPIC). Suas paixões são literatura, filosofia, poesia e claro ciência.