Modelo Atômico das Características de Bohr, Postulados, Limitações

O Modelo atômico de Bohr é uma representação do átomo proposto pelo físico dinamarquês Neils Bohr (1885-1962). O modelo afirma que o elétron se move em órbitas a uma distância fixa ao redor do núcleo atômico, descrevendo um movimento circular uniforme. Órbitas - ou níveis de energia, como ele as chamava - são de energia diferente.

Cada vez que o elétron muda de órbita, ele emite ou absorve energia em quantidades fixas chamadas "quanta". Bohr explicou o espectro de luz emitida (ou absorvida) pelo átomo de hidrogênio. Quando um elétron se move de uma órbita para outra em direção ao núcleo, há uma perda de energia e a luz é emitida, com comprimento de onda e energia característicos.

Bohr numerou os níveis de energia do elétron, considerando que quanto mais próximo o elétron estiver do núcleo, menor o seu estado de energia. Desta forma, quanto mais longe o elétron estiver do núcleo, maior será o número do nível de energia e, portanto, o estado de energia será maior.

Índice

• 1 Principais características
  • 1.1 É baseado em outros modelos e teorias do tempo
  • 1.2 Evidência experimental
  • 1.3 Elétrons existem em níveis de energia
  • 1.4 Sem energia não há movimento do elétron
  • 1.5 Número de elétrons em cada camada
  • 1.6 Elétrons giram em órbitas circulares sem irradiar energia
  • 1.7 órbitas permitidas
  • 1.8 Energia emitida ou absorvida em saltos
• 2 Postulados do modelo atômico de Bohr
  • 2.1 Primeiro postulado
  • 2.2 Segundo postulado
  • 2.3 Terceiro postulado
• 3 Diagrama de níveis de energia para átomos de hidrogênio
• 4 As 3 principais limitações do modelo de Bohr
• 5 Artigos de interesse
• 6 referências

Características principais

As características do modelo de Bohr são importantes porque determinaram o caminho para o desenvolvimento de um modelo atômico mais completo. Os principais são:

É baseado em outros modelos e teorias do tempo

O modelo de Bohr foi o primeiro a incorporar a teoria quântica apoiada pelo modelo atômico de Rutherford e as idéias retiradas do efeito fotoelétrico de Albert Einstein. Na verdade, Einstein e Bohr eram amigos.

Evidência experimental

De acordo com esse modelo, os átomos absorvem ou emitem radiação somente quando os elétrons saltam entre as órbitas permitidas. Os físicos alemães James Franck e Gustav Hertz obtiveram evidências experimentais desses estados em 1914.

Elétrons existem em níveis de energia

Os elétrons cercam o núcleo e existem em certos níveis de energia, que são discretos e são descritos em números quânticos.

O valor energético desses níveis existe em função de um número n, chamado de número quântico principal, que pode ser calculado com equações que serão detalhadas mais adiante.

Sem energia não há movimento do elétron

A ilustração superior mostra um elétron que faz saltos quânticos.

De acordo com este modelo, sem energia não há movimento do elétron de um nível para o outro, assim como sem energia não é possível levantar um objeto que tenha caído ou separado dois ímãs.

Bohr sugeriu o quantum como a energia requerida por um elétron para passar de um nível para outro. Ele também afirmou que o menor nível de energia ocupado por um elétron é chamado de "estado fundamental". O "estado excitado" é um estado mais instável, o resultado da passagem de um elétron para um orbital de maior energia.

Número de elétrons em cada camada

Os elétrons que se encaixam em cada camada são calculados com 2n² 

Os elementos químicos que fazem parte da tabela periódica e que estão na mesma coluna possuem os mesmos elétrons na última camada. O número de elecrones nas primeiras quatro camadas seria 2, 8, 18 e 32.

Os elétrons giram em órbitas circulares sem irradiar energia

De acordo com o Primeiro Postulado de Bohr, os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo sem irradiar energia.

Órbitas permitidas

De acordo com o Segundo Postulado de Bohr, as únicas órbitas permitidas para um elétron são aquelas para as quais o momento angular L do elétron é um múltiplo inteiro da constante de Planck. Matematicamente é expresso assim:

Energia emitida ou absorvida em saltos

De acordo com o terceiro postulado, os elétrons emitem ou absorvem energia nos saltos de uma órbita para outra. No salto de órbita, um fóton é emitido ou absorvido, cuja energia é representada matematicamente:

Postulados do modelo atômico de Bohr

Bohr deu continuidade ao modelo planetário do átomo, segundo o qual os elétrons giravam em torno de um núcleo carregado positivamente, assim como os planetas ao redor do Sol.

No entanto, este modelo desafia um dos postulados da física clássica.De acordo com isto, uma partícula com uma carga eléctrica (tal como electrões) que se movem num percurso circular deve perder energia continuamente por emissão de radiação electromagnética. Ao perder energia, o elétron teria que seguir uma espiral até cair no núcleo.

Bohr assumido, em seguida, que as leis da física clássica não é o mais apropriado para descrever a estabilidade observada em átomos e apresentou os seguintes três princípios:

Primeiro postulado

O elétron gira em torno do núcleo em órbitas circulantes, sem irradiar energia. Nessas órbitas, o momento angular orbital é constante.

Para os elétrons de um átomo, apenas órbitas de certos raios são permitidas, correspondendo a certos níveis de energia definidos.

Segundo postulado

Nem todas as órbitas são possíveis. Mas uma vez que o elétron está em uma órbita que é permitido, ele está em um estado de energia específica constante e emite energia (energia estacionária órbita).

Por exemplo, no átomo de hidrogênio as energias permitidas para o elétron são dadas pela seguinte equação:

Nesta equação, o valor -2,18 x 10^-18 é a constante de Rydberg para o átomo de hidrogênio, e n = número quântico pode levar valores de 1 a ∞.

As energias eletrônicas de um átomo de hidrogênio que são geradas a partir da equação acima são negativas para cada um dos valores de n. À medida que n aumenta, a energia é menos negativa e, portanto, aumenta.

Quando n é suficientemente grande, por exemplo, n = ∞- energia é zero e representa o electrão foi libertado e o átomo ionizado. Este estado de energia zero abriga uma energia maior que os estados com energias negativas.

Terceiro postulado

Um elétron pode mudar de uma órbita de energia estacionária para outra emitindo ou absorvendo energia.

A energia emitida ou absorvida será igual à diferença de energia entre os dois estados. Essa energia E está na forma de um fóton e é dada pela seguinte equação:

E = h ν

Nesta equação E é a energia (absorvida ou emitida), h é a constante de Planck (seu valor é 6,63 x 10^-34 joule-seconds [J-s]) e ν é a freqüência da luz, cuja unidade é 1 / s.

Diagrama de níveis de energia para átomos de hidrogênio

O modelo de Bohr foi capaz de explicar satisfatoriamente o espectro do átomo de hidrogênio. Por exemplo, na faixa de comprimentos de onda da luz visível, o espectro de emissão do átomo de hidrogênio é o seguinte:

Vamos ver como você pode calcular a freqüência de algumas das faixas de luz observadas; por exemplo, a cor vermelha.

Usando a primeira equação e substituindo n por 2 e 3, você obtém os resultados que aparecem no diagrama.

Quer dizer:

Para n = 2, E₂ = -5,45 x 10^-19 J

Para n = 3, E₃ = -2,42 x 10^-19 J

É então possível calcular a diferença de energia para os dois níveis:

ΔE = E₃ - E₂ = (-2,42 - (- 5,45)) x 10 ^{- 19} = 3,43 x 10 ^{- 19} J

De acordo com a equação explicada no terceiro postulado ΔE = h v. Então, você pode calcular ν (frequência da luz):

ν = ΔE / h

Quer dizer:

v = 3,43 x 10^-19 J / 6,63 x 10^-34 J-s

v = 4,56 x 10¹⁴ s^-1 ou 4,56 x 10¹⁴ Hz

Sendo λ = c / ν e a velocidade da luz c = 3 x 10 ⁸ m / s, o comprimento de onda é dado por:

λ = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Este é o valor do comprimento de onda da faixa vermelha observada no espectro de linhas de hidrogênio.

As 3 principais limitações do modelo de Bohr

1- Adapta-se ao espectro do átomo de hidrogênio, mas não ao espectro de outros átomos.

2 - As propriedades de onda do elétron não estão representadas na descrição disto como uma pequena partícula que gira em torno do núcleo atômico.

3- Bohr não consegue explicar por que o eletromagnetismo clássico não se aplica ao seu modelo. Isto é, porque os elétrons não emitem radiação eletromagnética quando estão em uma órbita estacionária.

Artigos de interesse

Modelo atômico de Schrödinger.

Modelo atômico de Broglie.

Modelo atômico de Chadwick.

Modelo atômico de Heisenberg.

Modelo atômico de Perrin.

Modelo atômico de Thomson.

Modelo atômico de Dalton.

Modelo atômico de Dirac Jordan.

Modelo atômico de Demócrito.

Referências

1. Brown, T. L. (2008). Química: a ciência central. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009).Física quântica de átomos, moléculas, sólidos, núcleos e partículas. Nova Iorque: Wiley
3. Modelo atômico de Bohr-Sommerfeld. Retirado de: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Mundo da química Filadélfia, Pa.: Saunders College Publishing, pp. 76-78.
5. Módulo de Bohr de l'atome d'hydrogène. Retirado de fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Retrospectiva sobre o tema: o modelo de Bohr um centavo. Retirado de: home.cern