Bohr assumiu que o elétron se move ao redor do núcleo em um número de órbitas bem definidas, ditas estacionárias, em que o elétron nem emite, nem absorve energia. Entretanto, novas observações, experiências e cálculos levaram os cientistas a novas conclusões.
Em 1924, o físico francês Louis De Broglie já havia lançado a hipótese de que, se a luz apresenta natureza dual, uma partícula teria também propriedades ondulatórias. De Broglie tentou associar a natureza dual da luz ao comportamento do elétron, enunciando o seguinte postulado:
PRINCÍPIO DA DUALIDADE DE De Broglie: A matéria tem um comportamento dual de onda e partícula.
E = m . c2 (Einstein)
E = h . f (Einstein e Planck)
v = λ . f à f = c/λ à Efóton = h . c/λ à λ = h/m.c
Assim, o elétron não poderia estar em uma órbita como propôs Bohr, revelando o "grave erro" desse modelo.
Outra consideração muito importante é a seguinte: o elétron é tão pequeno que, se tentássemos determinar sua posição ou velocidade, os próprios instrumentos de medição alterariam essas determinações. Por isso, Werner Heisenberg, em 1926, afirmou o seguinte princípio:
PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE Heinsenberg: Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron no mesmo instante.
Devido à dificuldade de se prever a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schrodinger, em 1926, foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de encontrar o elétron. Essa região do espaço foi denominada orbital.
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