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Ciências da Natureza, Matemática e suas Tecnologias.  


Modelo de Bohr

Em 1913, Niels Bohr explicou o espectro do átomo de hidrogênio e generalizou seu modelo para espécies hidrogenoides (espécies que têm um elétron). O primeiro princípio diz que um elétron tem energia constante em uma órbita particular (estado estacionário), por isso não cai no núcleo. O segundo admite apenas certas órbitas possíveis para o elétron ao redor do núcleo. O terceiro princípio diz que variações de energia (ganho ou perda) correspondem a saltos de uma órbita interna a uma mais externa ou vice-versa. A perda de energia se dá pela emissão de luz.
 

Espectros de emissão
 
Quando os átomos de determinado elemento se aquecem a certa temperatura, emitem luz. Essas luzes têm determinados comprimentos de onda, característicos de cada elemento.

Cada comprimento de onda corresponde a uma cor do arco-íris e cada cor, à emissão de uma energia. O físico Max Planck calculou a energia de cada unidade de luz (fóton):
 
E = h • f, em que f é a frequência da luz e h é a constante de Planck = 6,625 • 10–34 Joule/segundo. 
 
A frequência só depende do comprimento de onda. Portanto, se um átomo superaquecido emite luzes de determinadas cores, isso significa que ele só emite determinadas energias.
 

Introdução ao modelo atual

O modelo atual, atribuído ao físico Erwin Schrödinger, apoia-se nos seguintes princípios: na Teoria Sobre a Dualidade Onda-partícula, de Louis De Broglie (1923), e no princípio da incerteza, enunciado por Werner Heisemberg (1927). A mecânica quântica, desenvolvida por Schrödinger e Heisemberg, deu origem ao estudo das funções de onda e dos números quânticos, pois o átomo de Schrödinger é um modelo matemático. A partir do modelo das funções de onda surgem os orbitais, regiões no espaço com probalidade de se encontrar os elétrons.


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