No mundo infinitamente pequeno dos átomos, as coisas acontecem de um modo que nada tem a ver com a realidade que conhecemos. A teoria quântica imagina, por exemplo, que a matéria se comporta como uma onda.
De que são feitos nossos corpos? E o mundo em que vivemos? De átomos, todos sabem. Mas nem todos sabem que o conceito de átomo com que trabalham os cientistas de hoje tem muito pouco a ver com os duros e indivisíveis grãos de matéria imaginados pelos filósofos da velha Grécia. A nova visão do átomo é basicamente fruto de uma teoria a Mecânica Quântica que, a partir dos anos 20, bombardeou algumas das idéias mais consolidadas da Física.
Nesse estranho mundo, o senso comum não é uma bússola confiável. Alguns componentes do átomo, por exemplo, ora se comportam como partículas, feito bolinha de gude, ora como ondas, iguais às que se produzem na superfície da água. O caminho percorrido pela nova teoria é tão fascinante quanto suas próprias afirmações.
Por que os números e os ponteiros de certos relógios brilham no escuro? A pergunta parece banal. A resposta, entretanto, pode ser o ponto de partida para uma viagem à natureza íntima da matéria que constitui o Universo. O relógio brilha por causa de um fenômeno conhecido desde o começo do século a radiatividade. Os átomos pesados e instáveis de elementos químicos como o rádio e o urânio emitem partículas carregadas de alta energia. Essas partículas foram batizadas com o nome de radiação alfa.
O descobridor das partículas alfa, o físico neozelandês radicado na Inglaterra Ernest Rutherford (1871-1937), teve certo dia a idéia de utilizar essas ínfimas partículas, menores que um átomo, para estudar os segredos do próprio átomo.
Isso lhe permitiu, de saída, uma descoberta sensacional: a de que, ao contrário do que se pensava, os minúsculos átomos são constituídos de imensos espaços vazios; a maior parte da massa atômica se concentra num núcleo central, de carga elétrica positiva; ao redor desse núcleo e a determinada distância dele ficam os elétrons, de carga negativa. Essa descoberta permitiu a Rutheford comparar os átomos ao sistema solar: o núcleo seria o Sol e os elétrons, movendo-se em órbitas precisas ao seu redor, seriam os planetas.
Esse modelo esbarrava, porém, numa séria dificuldade: é que, de acordo com a teoria clássica, ao se moverem ao redor do núcleo, os elétrons deveriam perder continuamente parte de sua energia, transformada em radiação eletromagnética. O resultado disso seria nada menos que uma tragédia: literalmente, o fim do mundo. Pois, à medida que fossem perdendo energia, os elétrons passariam a circular em órbitas cada vez mais próximas do núcleo, até finalmente chocar-se com ele. Assim, se a comparação de Rutherford fosse correta, todo átomo deveria desabar sobre si mesmo. Para felicidade geral do Universo, não é isso o que acontece: os elétrons mantêm-se em movimento sem nenhuma perda de energia.
O primeiro a querer explicar esse fenômeno que violava as leis da Física conhecida no começo do século foi o dinamarquês Niels Bohr (1885-1962) Após visitar Rutherford em Manchester, na Inglaterra, em 1912, Bohr conseguiu deduzir uma fórmula para determinar os diferentes níveis de energia que poderiam ser ocupados pelo elétron no mais simples dos átomos, o do hidrogênio, que tem um só próton no núcleo e um só elétron em volta dele.
Esses níveis seguem uma regra básica: a diferença entre um e outro é sempre um múltiplo inteiro de um valor constante; pode ser igual a duas, três ou sete vezes esse valor, mas jamais será igual à metade, um terço ou um sétimo, por exemplo.
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Isso significa que o elétron tem um comportamento surpreendente: quando o átomo recebe do exterior um acréscimo de energia dado, por exemplo, por um raio de luz, o elétron salta de um nível energético para outro mais alto, sem passar por nenhum espaço intermediário. É como se ele simplesmente desaparecesse de um nível para aparecer instantaneamente em outro nível de maior energia. Passado um tempo imprevisível, o elétron salta de volta ao nível anterior e o átomo reenvia ao exterior à energia excedente. Tudo isso intrigava os físicos: por que diabos, eles ficaram se perguntando, apenas determinados níveis de energia são permitidos aos elétrons e os níveis intermediários lhes são interditados?
Doze anos depois da descoberta de De Bohr, em 1924, um jovem físico e aristocrata francês, Louis de Broglie, que ganharia o prêmio Nobel de Física de 1929, propôs uma resposta audaciosa para o enigma. Einstein havia demonstrado que a luz, que sempre fora concebida como uma onda se comportava às vezes como um jorro de partículas ou fótons. De Broglie fez então o raciocínio inverso: se assim é, por que o elétron.
Concebido como uma partícula. Não poderia se comportar como uma onda?
Ele deduziu, então, uma fórmula simples para calcular o comprimento de onda do elétron quanto maior a quantidade de movimento do elétron, mais curto o seu comprimento de onda.
A hipótese de De Broglie fornecia uma explicação confortável para a pergunta que intrigava os físicos: por que os elétrons podiam ocupar apenas determinados níveis de energia no átomo de Bohr? Pois, se o elétron pode ser pensado como uma onda, ele se comporta, quando confinado no interior do átomo, como uma onda estacionária, isto é, que se propaga num meio limitado, como ocorre com as ondas produzidas na água de um tanque quando atiramos nela uma pedra.
Essa onda se propaga até as bordas do tanque e então, ao ser refletida, volta sobre si mesma. Se os picos da onda inicial e da onda refletida coincidem, eles se reforçam; porém, se os picos da onda inicial coincidem com os vales da onda refletida, eles se anulam. O mesmo ocorreria com o elétron confinado, pensou De Broglie: os níveis de energia permitidos no modelo de Bohr correspondem às regiões em que os picos se somam. Essas regiões ocorrem sempre em distâncias que correspondem a um número inteiro de vezes o comprimento de onda.
O que De Broglie formulou como pura hipótese matemática teve importantes conseqüências na investigação da estrutura do átomo. O físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961) deduziu, a partir da hipótese de De Broglie, uma equação de onda que logo se transformaria numa das fórmulas mais usadas em toda a Física Schrödinger estava firmemente convencido de que a onda proposta por De Broglie para explicar o elétron não era apenas uma simples analogia matemática, mas uma realidade física.
Mais tarde, o físico alemão Max Born (1882-1970) deu uma passo além: demonstrou que a equação de Schrödinger poderia ser utilizada mesmo que o elétron fosse concebido como uma partícula. Bastava pensar a onda que ele descreve não como uma onda material, como a que se forma no tanque de água, mas como uma onda de probabilidade: ela nos informaria em que pontos do espaço ao redor do núcleo seria possível encontrar o elétron e, mais ainda, em quais dos pontos possíveis a presença do elétron seria mais provável.
Pensar no elétron como uma onda, semelhante às que se formam na água, pode parecer uma idéia extremamente ousada e revolucionária. Entretanto na história da Física do século XX, seu papel foi essencialmente conservador. Ao formular sua célebre equação, o que Schrödinger tinha em mente era salvar as boas e velhas idéias da Física clássica, ameaçadas pelo insólito comportamento do elétron, que fazia coisas tão impensáveis quanto desaparecer de uma órbita para aparecer na órbita seguinte sem passar pelo espaço intermediário. E, pior ainda, fazia isso mais rápido que um relâmpago, contrariando assim a Teoria da Relatividade de Einstein, segundo a qual nenhum corpo pode se deslocar no Universo com velocidade superior à da luz.
Em 1925, o físico alemão Werner Heisenberg (1901-1976) havia proposto uma explicação do comportamento dos elétrons que evitava estabelecer qualquer analogia com os conceitos herdados de nosso mundo macroscópico, como partícula ou onda. A teoria de Heisenberg logo seguida por Paul Dirac, na Inglaterra, e Max Born, na Alemanha tinha, porém, um caráter altamente abstrato e exigia um tratamento matemático extremamente complicado.
De que são feitos nossos corpos? E o mundo em que vivemos? De átomos, todos sabem. Mas nem todos sabem que o conceito de átomo com que trabalham os cientistas de hoje tem muito pouco a ver com os duros e indivisíveis grãos de matéria imaginados pelos filósofos da velha Grécia. A nova visão do átomo é basicamente fruto de uma teoria a Mecânica Quântica que, a partir dos anos 20, bombardeou algumas das idéias mais consolidadas da Física.
Nesse estranho mundo, o senso comum não é uma bússola confiável. Alguns componentes do átomo, por exemplo, ora se comportam como partículas, feito bolinha de gude, ora como ondas, iguais às que se produzem na superfície da água. O caminho percorrido pela nova teoria é tão fascinante quanto suas próprias afirmações.
Por que os números e os ponteiros de certos relógios brilham no escuro? A pergunta parece banal. A resposta, entretanto, pode ser o ponto de partida para uma viagem à natureza íntima da matéria que constitui o Universo. O relógio brilha por causa de um fenômeno conhecido desde o começo do século a radiatividade. Os átomos pesados e instáveis de elementos químicos como o rádio e o urânio emitem partículas carregadas de alta energia. Essas partículas foram batizadas com o nome de radiação alfa.
O descobridor das partículas alfa, o físico neozelandês radicado na Inglaterra Ernest Rutherford (1871-1937), teve certo dia a idéia de utilizar essas ínfimas partículas, menores que um átomo, para estudar os segredos do próprio átomo.
Isso lhe permitiu, de saída, uma descoberta sensacional: a de que, ao contrário do que se pensava, os minúsculos átomos são constituídos de imensos espaços vazios; a maior parte da massa atômica se concentra num núcleo central, de carga elétrica positiva; ao redor desse núcleo e a determinada distância dele ficam os elétrons, de carga negativa. Essa descoberta permitiu a Rutheford comparar os átomos ao sistema solar: o núcleo seria o Sol e os elétrons, movendo-se em órbitas precisas ao seu redor, seriam os planetas.
Esse modelo esbarrava, porém, numa séria dificuldade: é que, de acordo com a teoria clássica, ao se moverem ao redor do núcleo, os elétrons deveriam perder continuamente parte de sua energia, transformada em radiação eletromagnética. O resultado disso seria nada menos que uma tragédia: literalmente, o fim do mundo. Pois, à medida que fossem perdendo energia, os elétrons passariam a circular em órbitas cada vez mais próximas do núcleo, até finalmente chocar-se com ele. Assim, se a comparação de Rutherford fosse correta, todo átomo deveria desabar sobre si mesmo. Para felicidade geral do Universo, não é isso o que acontece: os elétrons mantêm-se em movimento sem nenhuma perda de energia.
O primeiro a querer explicar esse fenômeno que violava as leis da Física conhecida no começo do século foi o dinamarquês Niels Bohr (1885-1962) Após visitar Rutherford em Manchester, na Inglaterra, em 1912, Bohr conseguiu deduzir uma fórmula para determinar os diferentes níveis de energia que poderiam ser ocupados pelo elétron no mais simples dos átomos, o do hidrogênio, que tem um só próton no núcleo e um só elétron em volta dele.
Esses níveis seguem uma regra básica: a diferença entre um e outro é sempre um múltiplo inteiro de um valor constante; pode ser igual a duas, três ou sete vezes esse valor, mas jamais será igual à metade, um terço ou um sétimo, por exemplo.
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Isso significa que o elétron tem um comportamento surpreendente: quando o átomo recebe do exterior um acréscimo de energia dado, por exemplo, por um raio de luz, o elétron salta de um nível energético para outro mais alto, sem passar por nenhum espaço intermediário. É como se ele simplesmente desaparecesse de um nível para aparecer instantaneamente em outro nível de maior energia. Passado um tempo imprevisível, o elétron salta de volta ao nível anterior e o átomo reenvia ao exterior à energia excedente. Tudo isso intrigava os físicos: por que diabos, eles ficaram se perguntando, apenas determinados níveis de energia são permitidos aos elétrons e os níveis intermediários lhes são interditados?
Doze anos depois da descoberta de De Bohr, em 1924, um jovem físico e aristocrata francês, Louis de Broglie, que ganharia o prêmio Nobel de Física de 1929, propôs uma resposta audaciosa para o enigma. Einstein havia demonstrado que a luz, que sempre fora concebida como uma onda se comportava às vezes como um jorro de partículas ou fótons. De Broglie fez então o raciocínio inverso: se assim é, por que o elétron.
Concebido como uma partícula. Não poderia se comportar como uma onda?
Ele deduziu, então, uma fórmula simples para calcular o comprimento de onda do elétron quanto maior a quantidade de movimento do elétron, mais curto o seu comprimento de onda.
A hipótese de De Broglie fornecia uma explicação confortável para a pergunta que intrigava os físicos: por que os elétrons podiam ocupar apenas determinados níveis de energia no átomo de Bohr? Pois, se o elétron pode ser pensado como uma onda, ele se comporta, quando confinado no interior do átomo, como uma onda estacionária, isto é, que se propaga num meio limitado, como ocorre com as ondas produzidas na água de um tanque quando atiramos nela uma pedra.
Essa onda se propaga até as bordas do tanque e então, ao ser refletida, volta sobre si mesma. Se os picos da onda inicial e da onda refletida coincidem, eles se reforçam; porém, se os picos da onda inicial coincidem com os vales da onda refletida, eles se anulam. O mesmo ocorreria com o elétron confinado, pensou De Broglie: os níveis de energia permitidos no modelo de Bohr correspondem às regiões em que os picos se somam. Essas regiões ocorrem sempre em distâncias que correspondem a um número inteiro de vezes o comprimento de onda.
O que De Broglie formulou como pura hipótese matemática teve importantes conseqüências na investigação da estrutura do átomo. O físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961) deduziu, a partir da hipótese de De Broglie, uma equação de onda que logo se transformaria numa das fórmulas mais usadas em toda a Física Schrödinger estava firmemente convencido de que a onda proposta por De Broglie para explicar o elétron não era apenas uma simples analogia matemática, mas uma realidade física.
Mais tarde, o físico alemão Max Born (1882-1970) deu uma passo além: demonstrou que a equação de Schrödinger poderia ser utilizada mesmo que o elétron fosse concebido como uma partícula. Bastava pensar a onda que ele descreve não como uma onda material, como a que se forma no tanque de água, mas como uma onda de probabilidade: ela nos informaria em que pontos do espaço ao redor do núcleo seria possível encontrar o elétron e, mais ainda, em quais dos pontos possíveis a presença do elétron seria mais provável.
Pensar no elétron como uma onda, semelhante às que se formam na água, pode parecer uma idéia extremamente ousada e revolucionária. Entretanto na história da Física do século XX, seu papel foi essencialmente conservador. Ao formular sua célebre equação, o que Schrödinger tinha em mente era salvar as boas e velhas idéias da Física clássica, ameaçadas pelo insólito comportamento do elétron, que fazia coisas tão impensáveis quanto desaparecer de uma órbita para aparecer na órbita seguinte sem passar pelo espaço intermediário. E, pior ainda, fazia isso mais rápido que um relâmpago, contrariando assim a Teoria da Relatividade de Einstein, segundo a qual nenhum corpo pode se deslocar no Universo com velocidade superior à da luz.
Em 1925, o físico alemão Werner Heisenberg (1901-1976) havia proposto uma explicação do comportamento dos elétrons que evitava estabelecer qualquer analogia com os conceitos herdados de nosso mundo macroscópico, como partícula ou onda. A teoria de Heisenberg logo seguida por Paul Dirac, na Inglaterra, e Max Born, na Alemanha tinha, porém, um caráter altamente abstrato e exigia um tratamento matemático extremamente complicado.
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