Discurso de Apresentação do Professor S.A. Arrhenius, Presidente do Comitê Nobel de Física da Real Academia Sueca de Ciências, em 10 de dezembro de 1922
Sua Majestade, Vossas Altezas Reais, Senhoras e Senhores.
Desde que Kirchhoff e Bunsen (1860) introduziram a análise espectral, essa ajuda extremamente importante para a investigação tem produzido os melhores resultados. Para começar, o material foi recolhido e os espectros foram investigados não só a partir de objectos terrestres, mas também a partir dos corpos celestes. Houve uma esplêndida colheita. Depois veio a segunda fase da investigação. Foram feitas tentativas para encontrar regularidades na estrutura dos espectros. Para começar, era natural tentar comparar as diferentes linhas espectrais que são emitidas por um gás incandescente com as diferentes notas que podiam ser produzidas por um sólido vibrante. Os corpos vibrantes de um gás incandescente seriam, nesse caso, os seus átomos e moléculas. Mas pouco progresso poderia ser feito nesta pista. Foi necessário recorrer a outro método, ou seja, tentar por cálculo estabelecer a ligação entre as várias vibrações que poderiam ser emitidas por um gás. O hidrogênio deveria ser o mais simples de todos os gases. O Swiss Balmer, em 1885, encontrou uma fórmula simples para a conexão mencionada entre as linhas de hidrogênio, como então conhecida. Seguiu-se um grande número de investigadores, tais como Kayser e Runge, Ritz, Deslandres, e especialmente o nosso compatriota Rydberg, que procuraram regularidades semelhantes nos espectros dos outros elementos químicos. Rydberg conseguiu representar suas vibrações leves por meio de fórmulas que apresentavam certa semelhança com a fórmula de Balmer. Estas fórmulas contêm uma constante que adquiriu depois uma importância extremamente grande e que foi registada entre os valores universais e fundamentais da física sob o nome da constante de Rydberg.
Agora, se fosse possível obter uma ideia da estrutura do átomo, claro, isso formaria um bom ponto de partida para criar uma concepção das possíveis vibrações de luz que podem ser emitidas por um átomo de hidrogénio. Rutherford, que em grau tão extraordinário arrancou seus segredos dos átomos, construiu tais “modelos de átomo”. Segundo a sua concepção, o átomo de hidrogênio deve consistir de um núcleo positivo, com uma carga unitária, de dimensões extremamente pequenas, e sobre isso um elétron carregado negativamente deve descrever uma órbita. Como provavelmente apenas forças elétricas trabalham entre o núcleo e o elétron, e como essas forças elétricas seguem a mesma lei da atração da gravidade entre duas massas, o caminho do elétron deve ser elíptico ou circular, e o núcleo deve estar situado em um dos focos da elipse ou no centro do círculo. O núcleo deve ser comparável ao Sol e o elétron a um planeta. De acordo com a teoria clássica de Maxwell, portanto, estes movimentos orbitais deveriam emitir raios e consequentemente causar uma perda de energia, e o electrão descreveria pistas cada vez mais pequenas com um período de revolução decrescente e finalmente apressar-se em direcção ao núcleo positivo. Assim, a pista seria uma espiral, e os raios de luz emitidos, que exigiriam um período de declínio constante da vibração, corresponderiam a um espectro contínuo, que, naturalmente, é característico de um corpo sólido ou líquido incandescente, mas não de todo um gás incandescente. Consequentemente, ou o modelo de átomo deve ser falso, ou então a teoria clássica de Maxwell deve ser incorreta neste caso. Há cerca de dez anos não teria havido hesitação na escolha entre estas alternativas, mas o modelo de átomo teria sido declarado como inaplicável. Mas em 1913, quando Bohr começou a trabalhar neste problema, o grande físico Planck de Berlim havia traçado sua lei de radiação, o que só poderia ser explicado na suposição, que estava em conflito com todas as noções anteriores, de que a energia do calor é dada sob a forma de “quanta”, ou seja, pequenas porções de calor, assim como a matéria consiste em pequenas porções, ou seja, os átomos. Com a ajuda desta suposição, Planck conseguiu, de acordo com a experiência, calcular a distribuição da energia em radiação de um corpo hipoteticamente completamente negro. Posteriormente (em 1905 e 1907) Einstein aperfeiçoou a teoria quântica e deduziu dela várias leis, como a diminuição do calor específico de corpos sólidos com temperatura decrescente e o efeito fotoelétrico, para o qual ele foi premiado hoje com o Prêmio Nobel.
Assim, Bohr não teve necessidade de hesitar na sua escolha: ele assumiu que a teoria de Maxwell não é boa no presente caso, mas que o modelo de átomo de Rutherford está correto. Assim, os elétrons não emitem luz quando se movem em suas pistas ao redor do núcleo positivo, pistas que começamos por assumir ser circulares. A emissão de luz ocorreria quando o elétron salta de um trilho para outro. A quantidade de energia que é assim irradiada é um quantum. Como, segundo Planck, o quantum de energia é o produto do número de vibrações de luz com a constante Planckian, que é denotada pela letra h, é possível calcular o número de vibrações que corresponde a uma dada passagem de uma órbita para outra. A regularidade que Balmer encontrou para o espectro do hidrogênio exige que os raios das diferentes órbitas sejam proporcionais aos quadrados dos números inteiros, ou seja, de 1 a 4 a 9, e assim por diante. E de facto Bohr conseguiu, no seu primeiro tratado sobre esta questão, calcular a constante Rydberg a partir de outras magnitudes conhecidas, nomeadamente o peso de um átomo de hidrogénio, a constante Planckian, e o valor da unidade de carga eléctrica. A diferença entre o valor encontrado pela observação e o valor calculado da constante de Rydberg era de apenas 1%; e isto foi diminuído por medições mais recentes.
Esta circunstância atraiu imediatamente a admirável atenção do mundo científico para o trabalho de Bohr e tornou possível prever que ele iria resolver em grande parte o problema diante dele. Sommerfeld mostrou que o que é conhecido como a fina estrutura das linhas de hidrogênio, pelo que significa que as linhas observadas com um espectroscópio fortemente dispersivo são divididas em várias linhas adjacentes, pode ser explicado de acordo com a teoria de Bohr da seguinte forma. As várias pistas estacionárias para o movimento dos elétrons – se deixarmos de fora o mais interno, que é o ordinário, e é chamado de “órbita de repouso” – podem ser não só circulares, mas também elípticas, com um eixo maior igual ao diâmetro da órbita circular correspondente. Quando um elétron passa de uma órbita elíptica para outra pista, a mudança na energia e, consequentemente, no número de vibrações das linhas espectrais correspondentes, é um pouco diferente do que é quando passa da órbita circular correspondente para a outra pista. Consequentemente, obtemos duas linhas espectrais diferentes, que, no entanto, estão muito próximas uma da outra. No entanto, observamos apenas um número de linhas menor do que deveríamos esperar de acordo com esta visão das coisas.
As dificuldades assim reveladas, no entanto, Bohr conseguiu remover pela introdução do que é conhecido como o princípio da correspondência, o que abriu perspectivas inteiramente novas e de grande importância. Este princípio, em certa medida, aproxima a nova teoria da velha teoria clássica. De acordo com este princípio, um certo número de transições é impossível. O princípio em questão é de grande importância na determinação dos rastros de elétrons que são possíveis dentro dos átomos que são mais pesados que o átomo de hidrogênio. A carga nuclear do átomo de hélio é duas vezes maior que a do átomo de hidrogênio: em condição neutra é circundada por dois elétrons. É o átomo mais leve que o do hidrogênio. Ocorre em duas modificações diferentes: uma é chamada de parélio, e é a mais estável, e a outra é chamada de ortoélio – supunha-se que a princípio eram duas substâncias diferentes. O princípio de correspondência afirma que os dois elétrons em parélio em suas pistas de repouso correm ao longo de dois círculos, que formam um ângulo de 60° um ao outro. No ortoélio, por outro lado, os rastros dos dois elétrons estão no mesmo plano, sendo um circular, enquanto o outro é elíptico. O elemento seguinte, com um peso atómico que se segue em magnitude ao hélio, é o lítio, com três electrões em estado neutro. De acordo com o princípio de correspondência, os rastros dos dois elétrons mais internos se encontram da mesma forma que os rastros dos dois elétrons em parélio, enquanto que o rastro do terceiro é elíptico e tem dimensões muito maiores que os rastros internos.
De maneira semelhante Bohr é capaz, com a ajuda do princípio de correspondência, de estabelecer, nos pontos mais importantes, a situação dos vários rastros de elétrons em outros átomos. É das posições dos rastos de electrões mais externos que dependem as propriedades químicas dos átomos, e é sobre esta base que a sua valência química foi parcialmente determinada. Podemos entreter as melhores esperanças do desenvolvimento futuro deste grande trabalho.
Professor Bohr. Você levou para uma solução bem sucedida os problemas que se apresentaram aos investigadores de espectros. Ao fazê-lo, você tem sido obrigado a fazer uso de idéias teóricas que divergem substancialmente daquelas que são baseadas nas doutrinas clássicas de Maxwell. O vosso grande sucesso demonstrou que encontrastes os caminhos certos para as verdades fundamentais e, ao fazê-lo, estabelecestes princípios que levaram aos mais esplêndidos avanços e prometem frutos abundantes para o trabalho do futuro. Que vos seja garantido o cultivo, ainda por muito tempo, em benefício da investigação, do vasto campo de trabalho que vos abriu à Ciência.