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Teoria Atômica e Astronimia

Enviado por Ary Paulo Wiese Neto em dom, 16/11/2014 - 15:57

Teoria Atômica

           Muitas vezes já paramos para olhar o céu e ver as estrelas. Muitas pessoas acham interessantíssimo ler, conversar, assistir a documentários ou programas sobre astronomia e saber o que há nos planetas do sistema solar, do que são feitas suas atmosferas, como são as condições climáticas destes planetas, discutirem existência ou não de vida nestes planetas ou em outro qualquer do universo etc.
           Mas uma pergunta se faz pertinente aqui, neste momento. Afinal, muito antes de se mandar a primeira sonda espacial até Marte, Vênus e outros corpos celestes de nosso sistema solar, já se sabia do que as atmosferas destes planetas eram compostas. E mais, também se sabia sobre as condições climáticas destes planetas. Afinal, não se queria atirar num planeta qualquer uma sonda que custou milhões de dólares para que ela fosse destruída antes de chegar ao solo deste planeta por rajadas de ventos colossais, chuvas ácidas, calor ou frio extremo antes de colher as informações para qual foi projetada e construída.
           Então, meus caros, a pergunta que lhes faço é simples. Como foi possível determinar a composição das atmosferas dos planetas do sistema solar anos antes da primeira sonda espacial chegar a eles? Como é possível que saibamos qual é composição química do Sol e de diversas outras estrelas longínquas se sabemos que é impossível que uma sonda espacial chegue a sua superfície?
          Essas podem ser perguntas de fáceis respostas e, hoje em dia, de fato são. Porém foram necessários séculos de descobertas e criação de conhecimento até que essas perguntas fossem satisfatoriamente respondidas.

A Luz e a Matéria

Sabia-se desde a antiguidade que a luz solar pode ser decomposta nas cores do arco-íris, mas foi Newton, no século XVII, que pela primeira vez descreveu de forma adequada o fenômeno da decomposição da luz por um prisma, assim como de sua recomposição por um segundo prisma. O conjunto das cores obtidas com o prisma é conhecido como espectro, e varia do vermelho, numa extremidade, ao violeta, na outra. Além das chamadas sete cores do arco-íris, o espectro solar também apresenta radiações invisíveis ao olho humano. Como é que podemos comprovar isso?

Decomposição da luz branca (http://www.if.ufrgs.br/tex/fis142/fismod/mod06/m_s06.html)

Os químicos sabem muito bem que o cloreto de prata é um sólido branco que escurece por ação da luz. Este é o princípio da fotografia em preto e branco. O filme fotográfico contém uma suspensão de um composto semelhante, o brometo de prata, que também escurece ao ser atingido pela luz. Este fenômeno, comum aos dois sais, não se deve ao cloreto ou ao brometo, mas sim à prata, presente em ambos os compostos. A reação que ocorre é a redução dos íons de prata, promovida pela luz e pelo processo de revelação, originando o metal finamente dividido, que é preto.

Em 1777 o químico sueco Carl Wilhelm Scheele resolveu pôr amostras de cloreto de prata em cada uma das diferentes regiões coloridas do espectro solar obtido com um prisma. Percebeu, então, que o escurecimento do material se processava mais intensamente quanto mais próximo da extremidade violeta. Isto devia significar que a luz violeta era a mais energética do espectro, pois era a que mais acelerava a reação.
Em 1801, o alemão Johann Wilhelm Ritter decidiu pôr uma amostra de sal de prata na região escura além do violeta. Qual não foi sua surpresa ao verificar que a reação de redução da prata se dava com mais facilidade ainda. O inglês William Hyde Wollaston fez nessa época, independentemente, a mesma descoberta. A conclusão desse experimento é que existe no espectro solar uma radiação de energia mais alta que a luz violeta; a essa radiação, invisível a nossos olhos, chamou-se ultravioleta.
Podemos dizer que a temperatura de um corpo é uma medida de sua agitação térmica, isto é, as vibrações de suas moléculas ou partículas. O astrônomo inglês William Herschel, em 1800, experimentou colocar o bulbo de um termômetro em cada uma das regiões coloridas do espectro solar. O resultado observado foi que a temperatura do mercúrio aumentava pela incidência da luz, mas esse era mais rápido quanto mais próximo da extremidade vermelha. Ao testar a região não iluminada depois do vermelho, Herschel descobriu que a temperatura subia ainda mais rapidamente. A radiação invisível que provocava este efeito foi então denominada de infravermelho. Estava assim demonstrado que a luz continha componentes não detectáveis por nossos olhos, em adição à porção visível. E mais! Estes experimentos também demonstravam que a luz interagia com a matéria transformando-a ou modificando as condições em que se encontrava. No caso a sua temperatura.
Mas como explicar estes fenômenos que ocorriam quando a matéria e a luz interagiam?
A resposta para tais fenômenos começara a ser rascunhada quando os primeiros pensadores começaram a tentar explicar a natureza da matéria, mas só começou a tomar forma quando pouco tempo depois dos experimentos citados, em 1808, John B. Dalton publicou seu livro onde apresentava a sua teoria sobre a constituição atômica da matéria.
Os filósofos gregos foram os primeiros, no ocidente, a tentar explicar a natureza constituinte da matéria. Demócrito e seu discípulo Leucipo propuseram uma teoria que afirmava que a matéria não poderia ser infinitamente dividida, havendo um limite, uma partícula que não seria mais divisível, uma partícula indestrutível que eles chamaram de átomo (não divisível, em grego). Porém esta teoria não foi bem recebida pelos pensadores da época, permanecendo como verdade a teoria elementarista, que tinha como seu maior defensor Aristóteles. Segundo esta teoria, toda a matéria seria formada pela combinação dos quatro elementos fundamentais: terra, ar, fogo e água. As transformações da matéria e de suas propriedades seriam explicadas pela variação nas proporções destes 4 elementos na matéria.
A teoria elementarista foi aceita como a oficial por mais de 1000 anos, até que Antoine Laurent Lavoisier, com seus experimentos, pôs fim à crença nesta teoria.
Após isso, em 1808, John B. Dalton publicou um livro no qual propunha a mesma idéia que os filósofos gregos Demócrito e Leucipo, com alguns refinamentos. Postulava em seu livro que a matéria seria formada por partículas maciças e indivisíveis chamadas de átomos. E além de propor uma explicação satisfatória para a natureza da matéria, também propunha explicações para as transformações químicas e as mudanças de propriedades da matéria durante tais transformações.
A teoria de Dalton pode ser bem resumida basicamente nos 4 postulados elencados a seguir:

A matéria é constituída de átomos, que são partículas pequenas, esféricas, maciças e indivisíveis.
Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e propriedades. Os átomos de diferentes elementos químicos são diferentes em massa e propriedades.
As substâncias são formadas pela combinação de diferentes átomos na razão de números pequenos e inteiros.
As reações químicas envolvem apenas combinação, separação e rearranjo de átomos. Não havendo em seu curso nem a criação nem a destruição de átomos.

A teoria de Dalton sobre a constituição da matéria fora de suma importância para responder a muitos questionamentos que os cientistas da época tinham. Principalmente no que tange aos cálculos sobre as proporções nas quais a matéria se combina para a formação de novas substâncias. Até então, o que se tinha sobre este campo eram estudos sobre a proporção de volumes com os quais os gases se combinavam, mas nada ao nível de partículas individuais, como Dalton propunha. Porém os fenômenos observados por Scheele, Ritter e Herschel em seus experimentos com as ampolas de cloreto de prata e os termômetros permaneceram sem resposta. Neste ponto residiam certas limitações da teoria de Dalton. Questões que não poderiam ser respondidas utilizando-se esta teoria. Apesar de explicar satisfatoriamente como ocorriam as reações químicas observadas sob a luz solar decomposta, não respondia por que elas se processavam.
Na mesma época os estudos sobre o fenômeno da eletricidade estavam ganhando força, e a teoria de Dalton também não oferecia suporte para se dar explicações a este fenômeno. Porém, nenhuma área da ciência parou de produzir e de fazer descobertas por causa desta limitação da teoria de Dalton. Os conhecimentos e as descobertas apenas foram se acumulando por quase 100 anos a espera de uma teoria mais refinada que pudesse ligar todos os fatos em uma única explicação.
Quando Newton realizou seu experimento da decomposição da luz solar, o que ele encontrou foram as sete cores do arco-íris decompostas de forma homogênea e contínua. Ou seja, não se podia discernir uma fronteira clara entre uma cor e outra. Elas se modificavam gradualmente, como mostra a figura abaixo.

(http://educar.sc.usp.br/otica/mf4_2.htm)

Newton selecionou o feixe de luz que iria decompor com a ajuda de um anteparo que continha um pequeno orifício chamado de colimador. Ao incidir a luz ali, apenas um fino feixe de luz atravessava pelo orifício e ia de encontro ao prisma para que ocorresse a decomposição. Este feixe selecionado de luz é dito colimado. A figura abaixo demonstra um experimento de colimação de feixes de luz.

(http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/52/Collimator.jpg)

Em 1802 Wollaston decidiu repetir o experimento de Newton, mas fez uma pequena modificação e descobriu que ao trabalhar com um feixe de luz extremamente estreito — oriundo de uma fenda de 0,01 mm, e não de aberturas maiores, como Newton havia feito —, o espectro solar resultante apresentava linhas negras sobrepostas às cores brilhantes, como se fossem falhas na seqüência de cores. A figura abaixo demonstra os resultado obtidos por Wollaston.

Linhas negras no espectro luminoso (http://web.cena.usp.br/apostilas/krug/AAS%20fundamentos%20te%C3%B3ricos%...)

Esta observação é facilmente explicável, pois ao se usar fendas maiores nos colimadores gera-se um feixe de luz mais largo, que pode ser entendido como a junção de vários feixes de luz mais finos. Quando todos estes finos feixes são decompostos no prisma, todos eles apresentam suas linhas escuras, mas a luz de um feixe tapa, cobre, mascara as linhas escuras dos outros, que apareceram quando Wollaston colimou feixes mais finos.
Em 1814, o jovem construtor de instrumentos ópticos alemão Joseph Fraunhofer, usando inicialmente prismas e depois grades de difração, constatou que o espectro solar na realidade continha centenas de linhas negras sobre as cores.

Espetro Solar de Fraunhofer (http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Fraunhofer_lines.svg)

Também ocorriam linhas nas regiões invisíveis do espectro. Com o passar do tempo, verificou-se que o número de linhas era bem maior, chegando a vários milhares.
O que significavam estas linhas escuras, porém, era algo que permanecia sem respostas.
Desde muitos séculos se sabia que muitos materiais também podem emitir luz quando excitados. Este é o princípio dos fogos de artifício: para obter uma luz verde usam-se sais de bário; para uma luz vermelha, sais de estrôncio; amarela, de sódio, e assim por diante. Aliás, todo mundo já deve ter reparado que ao escorrer água com sal (cloreto de sódio) de uma panela no fogão, a chama do gás fica amarela. O mesmo princípio é usado nas lâmpadas de vapor de sódio de iluminação pública, de luz amarelada.
Fraunhofer notou que ao se passar por um prisma a luz emitida por aqueles materiais incandescentes, o resultado era um espectro discreto, e não contínuo como o espectro solar. Esse espectro discreto era formado por linhas luminosas brilhantes, cujas energias pareciam corresponder àquelas das linhas negras sobrepostas ao espectro solar. Como mostra o espectro de Hidrogênio, abaixo.

Espectro de emissão do Hidrogênio atômico

Fraunhofer obteve estes espectros lançando às chamas pequenas quantidades dos elementos conhecidos na época (sódio, ferro, lítio, geralmente sólidos, e líquidos, no caso do mercúrio), fazendo com que as chamas ficassem coloridas com cores específicas para cada elemento. Então ele colimava a luz gerada por estas chamas e as passava por um prisma, obtendo um espectro discreto de linhas de cores definidas para cada elemento.
Assim, Fraunhofer mapeou espectros de linhas para vários elementos como mostra a figura seguinte.
Nesta época da história, os estudos sobre o fenômeno da eletricidade estavam impulsionando o mundo científico, pois se tratava de um fenômeno extraordinário que gerava diversas observações interessantes. Um ótimo exemplo é a passagem de uma corrente elétrica em pedaços de corpos de animais dissecados, muito comum na época, que gerava espasmos e contrações musculares nestes membros. Tal fenômeno serviu de inspiração para a escritora inglesa Mary Shelley escrever sua obra prima do horror, Frankenstein.

Linhas de Fraunhofer (Filgueiras, 1996)

Na época, diversas teorias sobre a natureza da eletricidade foram elaboradas. Dentre elas se destacam os experimentos de Michael Faraday de eletrólise (decomposição de substâncias pela a passagem de corrente elétrica), na qual ele observou que a quantidade de substância depositada num eletrodo era proporcional à quantidade de energia elétrica empregada no experimento. Isso era uma forte evidência de que a eletricidade estava ligada a existência de uma partícula e que esta partícula estava, de alguma forma, intimamente ligada à matéria. Essa partícula recebeu em 1891 uma proposta de nome: elétron.
Os estudos do cientista inglês William Crookes possibilitaram a identificação dessa partícula. Ele se utilizou de tubos que continham ar ou um gás específico à baixa pressão, que ao serem submetidos à passagem de uma corrente elétrica apresentavam raios luminosos que saiam da extremidade negativa da ampola, onde estava a fonte de alta tensão, e se dirigiam ao pólo positivo da ampola, ou tubo, como mostra a figura abaixo.

Modelo original do tudo de raios catódicos criados por William Crookes (http://www.taringa.net/posts/info/1230324/Que-son-los-Rayos-X_.html)

A simulação refinada do experimento de William Crookes pode ser vista através do link: http://www.youtube.com/watch?v=Sikzu09q6cc
Os raios gerados dentro da ampola foram chamados de raios catódicos por Crookes, e para ele, seriam um fluxo de moléculas excitadas.
Alguns anos depois, Joseph John Thomson repetiu o experimentos de Crookes fazendo uma pequena modificação: colocou um par de eletrodos adicionais na ampola de gás à baixa pressão e observou que os raios sempre sofriam um desvio na direção do pólo positivo dos eletrodos adicionais, como mostra a figura abaixo.

Tubos de Crookes adaptado por Thomson (http://www.rc.unesp.br/igce/fisica/thompson.htm)

Da mesma forma que os pólos elétricos de dois eletrodos podiam desviar o feixe de raios catódicos, os pólos magnéticos de um imã também o fazem, como mostra o vídeo acessível através link: http://www.youtube.com/watch?v=7YHwMWcxeX8&feature=related
Os experimentos de Thomson permitiram a ele concluir que os raios catódicos eram constituídos de cargas elétricas negativas, transportadas por partículas da matéria. O cientista também concluiu que estas partículas que constituíam os raios catódicos eram todas idênticas e estavam presentes em todos os átomos de qualquer elemento químico. E a estas partículas foi dado o nome de elétron.
Thomson propôs que os elétrons seriam uma parte constituinte dos átomos, e com base em suas observações propôs um modelo atômico no qual o átomo seria uma esfera maciça carregada positivamente, cravejada de elétrons com carga negativa, de forma que a magnitude do somatório de todas as cargas negativas fosse de igual à magnitude da carga positiva. Este modelo, ilustrado na figura a seguir, foi conhecido como modelo “pudim de ameixas”, mas hoje recebe outros apelidos como “panetone” ou “pizza calabresa”.

Modelo atômico de Thomson (http://pt.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B4mico_de_Thomson)

Até aqui, entre o modelo de Dalton e Thomson há uma evolução no que tange à composição da matéria, pois pela primeira vez um modelo atribui cargas elétricas à constituição da partícula formadora da matéria. A partir daqui os fenômenos que envolviam a eletricidade começaram a ser compreendidos numa escala mais ampla e clara. Porém ambos os modelos, de Dalton e Thomson, guardavam semelhanças. Para ambos o átomo continuava sendo uma partícula esférica, maciça. No entanto, com o modelo de Thomson, o átomo passa a ser divisível.
Estas descobertas a cerca da natureza da matéria estavam no caminho para o completo entendimento das interações da luz com a matéria, mas ainda não forneciam uma base sólida para explicar o porquê das linhas negras observadas no espectro da luz solar e as linhas luminosas discretas geradas pelas substâncias, quando excitadas.
Pouco antes de Thomson realizar suas descobertas a colaboração e descobertas de dois cientistas da Universidade de Heidelberg, na Alemanha, levou a conseqüências de enorme alcance para a química e a física. O químico Robert Wilhelm Bunsen, inventor do queimador de gás comum de laboratório, associou-se em 1859 ao físico Gustav Robert Kirchhoff na criação do espectroscópio, mostrado na próxima figura, instrumento simples, mas de alcance extraordinário.

Espectroscópio de Bunsen e Kirchhoff (Filgueiras, 1996)

Bunsen e Kirchhoff perceberam que quando se introduzia um sal de sódio na chama do queimador de Bunsen e a luz emitida era passada por um prisma, observava-se o espectro de emissão do sódio, representado por duas linhas luminosas amarelas. No entanto, ao passar uma luz branca contínua, obtida pela queima de gás ou por um arco elétrico, através da chama de sódio, o resultado, após atravessar o prisma, era um espectro contínuo com as cores do arco-íris, contendo duas linhas negras muito próximas entre si, na mesma posição em que se produzia o espectro de emissão do sódio.
As figuras a seguir ilustram a observação de Bunsen e Kirchhoff, para os elementos sódio e hidrogênio.

Espectro de emissão e absorção do sódio (http://imagine.gsfc.nasa.gov/YBA/M31-velocity/spectra-more.html)

Espectro de emissão e absorção do hidrogênio atômico (http://www.astronomyknowhow.com/hydrogen-alpha.htm)

A conclusão a que Kirchhoff e Bunsun chegaram foi que o sódio gasoso emite e absorve luz de mesma energia. Kirchhoff deduziu que deve haver vapor de sódio na atmosfera solar, que gera as linhas presentes no espectro contínuo proveniente da superfície do astro, abaixo da atmosfera. Assim, estariam explicadas as milhares de linhas negras obtidas no espectro solar, pois a luz que chega à Terra consiste no espectro contínuo subtraído dos componentes absorvidos na atmosfera do Sol.
Um raciocínio análogo pode ser feito para outros elementos presentes ou ausentes no Sol. Por exemplo, quando a luz solar atravessa uma chama de lítio antes de passar pelo prisma do espectroscópio, o resultado é o aparecimento de uma nova linha negra, inexistente no espectro solar. Em conseqüência, não deve haver lítio na atmosfera do sol.
Bunsen e Kirchhoff usaram sua descoberta como instrumento de análise química e rapidamente descobriram (em 1860) um novo elemento a partir de algumas gotas de um resíduo alcalino da água mineral de Durkheim. Como este material produzia um espectro de emissão com linhas azuis, não correspondentes a nenhum elemento conhecido, eles o denominaram césio, do latim caesius, azul-celeste. No ano seguinte, também usando quantidades extremamente diminutas de material, eles identificaram um outro elemento que produzia linhas vermelhas intensas no espectro de emissão. Da palavra latina rubidus, da cor de rubi, surgiu o nome do elemento rubídio.
A espectroscopia possibilitou a descoberta, em poucos anos, de inúmeros elementos químicos, em especial muitos dos que correspondiam às lacunas presentes na tabela periódica que seria publicada por Dimitri Mendeleiev em 1869. Também os lantanídeos, de separação extremamente difícil, foram prontamente identificados pela espectroscopia.
A descoberta mais retumbante propiciada pela espectroscopia, contudo, ocorreu em 1868. O estudo do espectro solar ficava facilitado durante os eclipses, quando se podia observar apenas a borda do disco solar, sem os problemas normais de ofuscamento. Naquele ano de 1868, em agosto, ocorreu o eclipse solar de maior duração do século XIX. Visível na Índia e em países vizinhos, chegou a durar, em alguns lugares, mais de seis minutos. O astrônomo francês Pierre Janssen deslocou-se até à Índia para observá-lo. Acoplando uma luneta a um espectroscópio, Janssen pôde observar o espectro das protuberâncias solares, jatos de gás que se projetam milhares de quilômetros acima da atmosfera solar. O espectro observado daquele material excitado das protuberâncias era um espectro de emissão, uma vez que não havia a possibilidade de absorção pela atmosfera solar.
À mesma época, em outubro de 1868, o astrônomo inglês Joseph Norman Lockyer chegou independentemente ao mesmo método de observar as protuberâncias solares. Entre as linhas observadas por ele havia uma linha amarela próxima ao espectro do sódio, mas não coincidente com o espectro de nenhum elemento conhecido. Lockyer concluiu então que o sol devia ter um novo elemento, desconhecido na Terra, que denominou hélio, em homenagem ao deus grego do sol. Esta proposição foi recebida com reservas, até que em 1895 o novo elemento foi descoberto na Terra pelo químico escocês William Ramsay.
O processo de descoberta de vários novos elementos químicos, sobretudo essa espetacular descoberta do hélio no sol, 27 anos antes de ser encontrado na Terra, mostrou a extraordinária importância da espectroscopia no estudo da constituição íntima da matéria. Havia porém um problema sem solução. O que representavam os valores das energias (ou dos comprimentos de onda) correspondentes às emissões ou absorções dos elementos? E por que esses fenômenos só se operavam naqueles valores precisos de energia? Que estas linhas de emissão e absorção ocorriam e poderiam ser usadas para caracterizar substâncias e elementos químicos era uma constatação, mas o porquê delas ocorrerem permanecia uma incógnita.
A pergunta de como podemos determinar a composição de astros distantes já está respondida. Agora vamos ao porquê destes fenômenos.
No século XIX , J. J. Thomson convenceu o físico neozelandês Ernest Rutherford a trabalhar com outro fenômeno recentemente descoberto: a radioatividade.
Estudando a radiação emitida por amostras de urânio e tório, Rutherford observou que existiam dois tipos de radiação: uma de baixo poder de penetração na matéria, que ele chamou de radiação alfa (α), e uma com maior poder de penetração na matéria, que chamou de radiação beta (β). Descobriu ainda que a radiação α era atraída pelo pólo negativo de um campo elétrico e que a radiação β era atraída pelo pólo positivo de um campo elétrico, concluindo que as radiações eram formadas de partículas carregadas com cargas positivas e negativas, respectivamente.
Estudando as interações entre as partículas α e folhas finas de metais, Rutherford desenvolveu um aparato para observar a trajetória da radiação α que se constituía de uma câmara escura revestida internamente de um material fosforescente. Dentro desta câmara seria colocada uma fina folha de ouro (três átomos de espessura) e esta folha seria bombardeada com radiação α, como mostra a figura abaixo.

Câmara utilizada por Rutherford em seu experimento (http://www.if.ufrgs.br/historia/rutherford.html)

Rutherford esperava que a radiação fosse completamente refletida pela folha de ouro para a parte anterior da câmara, pois segundo o modelo atômico aceito na época, o de Thomson, a radiação α, que já se sabia ser constituída de partículas de carga positiva, se chocaria com os átomos de ouro da folha e, por não haver espaço entre os átomos da folha, seria refletida.
No entanto, como a própria figura mostra, estes não foram os resultados observados por Rutherford, que se impressionou ao ver que a maior parte da radiação atravessava a folha de ouro como se ela não existisse. Parte da radiação era desviada de sua trajetória em ângulos diversos, e uma pequena parte da radiação era refletida, como Rutherford esperava.

Modelo Atômico de Rutherford

De posse de suas observações Rutherford concluiu que:

Se a radiação atravessava a folha de ouro, a matéria não poderia ser contínua, como propunha Thomson. Deveria apresentar descontinuidade, ou seja, espaços vazios.
As partículas α eram cargas positivas e se sofriam desvios em sua trajetória, ou eram refletidas. Isso devia ocorrer porque se aproximavam de uma carga positiva contida nos átomos de ouro.

A figura a seguir demonstra o raciocínio de Rutherford.

Representação de Rutherford para suas observações (http://www.if.ufrgs.br/historia/rutherford.html)

Com estas observações bem mentalizadas Rutherford, em 1911, propôs um modelo diferente do de Thomson, de forma a explicar seus resultados.
De acordo com Rutherford o átomo seria composto por duas regiões distintas. Um núcleo denso onde estaria localizada a carga positiva do átomo e, afastada do núcleo, uma região ocupada pelos elétrons, chamada de eletrosfera.
O modelo de Rutherford está representado a seguir.

Modelo atômico de Rutherford (http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?acao=quimica/ms2&i=2&id=621)

Faz-se importante ressaltar as diferenças entre o modelo de Rutherford e os anteriores, de Dalton e Thomson, pois para estes o átomo era uma esfera maciça, ou seja, a matéria apresentava continuidade completa, não apresentava espaços vazios. Já para Rutherford, entre o núcleo atômico e a região onde se localizavam os elétrons não havia coisa alguma a não ser espaço vazio. Ou seja, a partir do modelo de Rutherford o átomo apresenta descontinuidade, espaços vazios. E muitos espaços vazios, pois guardadas as devidas proporções se o núcleo atômico tivesse o tamanho de uma bola de tênis, o primeiro elétron apareceria a mais de um quilômetro de distância.
De forma a organizar em um esquema visual de seu modelo atômico, Rutherford se inspirou na configuração do sistema solar, onde o sol se localiza no centro do sistema e os planetas estão orbitando em órbitas definidas ao redor desde centro. Assim, o modelo de Rutherford também ficou conhecido como modelo planetário.
Com o modelo de Rutherford foi possível se compreender inúmeros fenômenos que não podiam ser explicados pelos modelos anteriores, como por exemplo, a emissão de radiação pelos elementos radioativos.
No entanto, seu próprio modelo levantou questões que não podiam ser respondidas pelas teorias da física daquela época, como: por que os elétrons não caem sobre o núcleo devido à atração eletrostática? E, para nós, por que e como ocorriam as interações da luz com a matéria?
Em 1920, o físico dinamarquês Niels Henrik David Bohr, após estudar o espectro do átomo de hidrogênio, propôs um novo modelo para explicar os fenômenos a cerca da interação da luz com a matéria. Este modelo uniria o modelo de Rutherford às novas teorias sobre a física quântica, especialmente as desenvolvidas pelo físico alemão Max Ernest Ludwig Planck, a sua teoria dos quanta.

O Modelo de Bohr

Planck postulava que a radiação não se propagava de forma contínua, mas na forma de discretas quantidades de energia individuais e fixas de valores inteiros que ele chamou de quanta. Foi essa teoria que permitiu que Bohr idealizasse a sua teoria, que chamamos de modelo quântico do átomo.
De acordo como modelo de Bohr os átomos continuavam quase que totalmente na configuração do modelo de Rutherford: carga positiva no núcleo e os elétrons na eletrosfera, em órbitas fixas. Mas Bohr, utilizando-se da teoria quântica de Planck fez pequenas modificações neste modelo de Rutherford, ao dizer que os elétrons mais próximos ao núcleo possuíam menor energia e que os mais afastados possuíam maior energia, explicando porque estes elétrons não caíam no núcleo por atração eletrostática. Cada nível de energia destes elétrons Bohr representou pela letra n (existem representações com outras letras).
Hoje sabemos que os elétrons geralmente se distribuem em sete níveis de energia distintos, então podemos dizer que n varia de 1 a 7.
Podemos representar o modelo de Bohr conforme a figura a seguir.

Representação do átomo de Bohr com 5 camadas representadas pela letra R (http://www.soq.com.br/conteudos/em/modelosatomicos/p4.php)

Os estudos de Bohr demonstraram ainda que os elétrons podem passar de um nível para outro ao receberem energia. Essa energia poderia ser transferida aos elétrons do átomo na forma de radiação eletromagnética, e faria com que os elétrons que ganhassem energia saltassem para níveis superiores de energia. Esse fenômeno, conhecido também como salto quântico, Bohr chamou de transição eletrônica.
Após um determinado tempo, variável para os casos, o elétrons emitem a energia absorvida na forma de radiação eletromagnética, retornando ao seu nível energético de origem em outra transição eletrônica. Seria dessa forma que a matéria emitiria luz quando excitada.
A figura a seguir representa as transições eletrônicas descritas por Bohr.

Transições eletrônicas (http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/modelo-de-bohr.asp)

Este modelo não somente explicou como ocorriam as transições eletrônicas, como também porque elas ocorriam em valores fixos e sempre iguais de energia (lembremo-nos que um elemento só absorve e emite radiação de uma mesma cor).
Podemos tratar a luz como uma onda eletromagnética, pela mecânica clássica, como também podemos tratá-la como uma partícula, pela mecânica quântica. Considerando a luz uma onda eletromagnética, temos que a luz seria formada pela junção de dois campos, um elétrico e um magnético, que oscilam em conjunto de modo a se propagarem pelo espaço, como mostra a figura abaixo.

Onda eletromagnética e seus componentes (http://www.vivasemfio.com/blog/category/sinais_wireless_sem_fio/page/3/)

A energia da onda está relacionada intimamente ao seu comprimento (λ), que, dentro do espectro visível, também define a cor da luz que enxergamos. Ou seja, cada comprimento de onda diferente significa um valor determinado de energia. Dentro do espectro visível também significa uma cor determinada para a luz.
Analisando o modelo atômico de Bohr, percebe-se que os níveis de energia determinam a energia de cada elétron. Logo a distância entre um nível de energia e o outro, representa a diferença de energia entre um nível eletrônico e outro.
Considerando a teoria dos quanta de Planck, toda a energia é quantizada, ou seja, deve ser transferida em pacotes de energia definidos. Então um elétron localizado em um determinado nível de energia só absorveria radiação eletromagnética, caso ela tivesse a energia exata para promovê-lo a outro nível de energia qualquer. Caso a radiação não pudesse dar esta energia, o elétron não a absorveria. Caso a radiação desse mais energia que o necessário para que o elétron ocupasse qualquer outro nível, ele não a absorveria. Isso também inclui o caso de o elétron receber energia suficiente para ultrapassar um determinado nível, mas não atingir seu sucessor.
Em suma, os elétrons de um átomo só absorvem energia quando ela está na quantidade exata para promovê-los a certo nível superior de energia fixo. Caso contrário não há absorção de energia, logo também não há transição eletrônica.
Como as distâncias entre os níveis eletrônicos não mudam, são completamente fixas, ao retornar ao seu nível original de energia o elétron emite na forma de luz exatamente a mesma quantidade de energia que absorveu na forma de luz, ou qualquer outra forma (elétrica, calor etc).
Essas determinações do modelo de Bohr explicavam porque a matéria absorvia e emitia luz, e porque as cores eram sempre as mesmas.
Quanta volta para responder uma questão simples...
Importante ressaltar que há poucas diferenças entre o modelo de Bohr e o de Rutherford no que tange à configuração do átomo e de seus componentes. Para ambos o átomo era formado por um núcleo denso onde se localizava a carga positiva e onde também foram localizados os nêutrons, após descobertos, uma vasta região vazia e uma eletrosfera onde estava localizada toda a carga negativa do átomo. As poucas, mas imprescindíveis, diferenças estão apenas no comportamento e organização das partículas que formam o átomo.
Bohr sistematizou a eletrosfera e a organizou em camadas fixas, onde os elétrons se encontravam. Determinou a quantidade máxima de elétrons que poderia existir em cada camada, e postulou a possibilidade dos elétrons saltarem entre essas camadas através das transições eletrônicas.
Como as mudanças que o modelo de Bohr, em termos de configuração do átomo, foram extremamente pequenas, considera-se que o modelo de Bohr não substituiu o modelo de Rutherford, mas sim o refinou para que se adequasse melhor aos fenômenos observados. De fato, muitos chamam este modelo de modelo de Rutherford-Bohr.
Dessa forma a luz se intera com a matéria nos proporcionando uma maneira eficaz e confiável de se estudar astros distantes de nosso planeta, sem a necessidade de enviarmos sondas espaciais milionárias até eles correndo riscos dessas caras sondas não suportarem as condições físicas que existem no ambiente destes astros, apenas analisando a luz que chega a nós refletida por eles.
Vejamos agora um pouco sobre os astros que compõem nosso sistema solar.