- Características principais
- É apoiado por outros modelos e teorias da época
- Evidência experimental
- Elétrons existem em níveis de energia
- Sem energia não há movimento do elétron
- Número de elétrons em cada camada
- Os elétrons giram em órbitas circulares sem irradiar energia
- Órbitas permitidas
- Energia emitida ou absorvida em saltos
- Postulados do modelo atômico de Bohr
- Primeiro postulado
- Segundo postulado
- Terceiro postulado
- Diagrama de nível de energia para átomos de hidrogênio
- As 3 principais limitações do modelo Bohr
- Artigos de interesse
- Referências
O modelo atômico de Bohr é uma representação do átomo proposta pelo físico dinamarquês Neils Bohr (1885-1962). O modelo estabelece que o elétron viaja em órbitas a uma distância fixa em torno do núcleo atômico, descrevendo um movimento circular uniforme. As órbitas - ou níveis de energia, como ele as chamou - têm energias diferentes.
Cada vez que o elétron muda sua órbita, ele emite ou absorve energia em quantidades fixas chamadas "quanta". Bohr explicou o espectro da luz emitida (ou absorvida) pelo átomo de hidrogênio. Quando um elétron se move de uma órbita para outra em direção ao núcleo, ocorre uma perda de energia e a luz é emitida, com comprimento de onda e energia característicos.
Fonte: wikimedia.org. Autor: Sharon Bewick, Adrignola. Ilustração do modelo atômico de Bohr. Próton, órbita e elétron.
Bohr numerou os níveis de energia do elétron, considerando que quanto mais próximo o elétron está do núcleo, menor é o seu estado de energia. Assim, quanto mais longe o elétron estiver do núcleo, maior será o número do nível de energia e, portanto, maior será o estado de energia.
Características principais
Os recursos do modelo Bohr são importantes porque determinaram o caminho para o desenvolvimento de um modelo atômico mais completo. Os principais são:
É apoiado por outros modelos e teorias da época
O modelo de Bohr foi o primeiro a incorporar a teoria quântica, baseada no modelo atômico de Rutherford e em ideias tiradas do efeito fotoelétrico de Albert Einstein. Na verdade, Einstein e Bohr eram amigos.
Evidência experimental
De acordo com este modelo, os átomos absorvem ou emitem radiação apenas quando os elétrons saltam entre as órbitas permitidas. Os físicos alemães James Franck e Gustav Hertz obtiveram evidências experimentais para esses estados em 1914.
Elétrons existem em níveis de energia
Os elétrons circundam o núcleo e existem em certos níveis de energia, que são discretos e descritos em números quânticos.
O valor da energia desses níveis existe em função de um número n, denominado número quântico principal, que pode ser calculado com equações que serão detalhadas posteriormente.
Sem energia não há movimento do elétron
Fonte: wikimedia.org. Autor: Kurzon
A ilustração superior mostra um elétron dando saltos quânticos.
Segundo esse modelo, sem energia não há movimento do elétron de um nível a outro, assim como sem energia não é possível levantar um objeto caído ou separar dois ímãs.
Bohr sugeriu o quantum como a energia necessária para um elétron passar de um nível a outro. Ele também estabeleceu que o nível de energia mais baixo que um elétron ocupa 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 cabem em cada camada são calculados com 2n 2
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 elétrons 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 iriam emitir ou absorver energia em saltos de uma órbita para outra. No salto em 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, esse modelo desafia um dos postulados da física clássica. De acordo com isso, uma partícula com carga elétrica (como o elétron) que se move em um caminho circular, deve perder energia continuamente pela emissão de radiação eletromagnética. Ao perder energia, o elétron teria que seguir uma espiral até cair no núcleo.
Bohr então assumiu que as leis da física clássica não eram as mais adequadas para descrever a estabilidade observada dos átomos e apresentou os três postulados a seguir:
Primeiro postulado
O elétron gira em torno do núcleo em órbitas que desenham círculos, 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 permitida, ele está em um estado de energia específica e constante e não emite energia (órbita de energia estacionária).
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 assumir valores de 1 a ∞.
As energias eletrônicas de um átomo de hidrogênio geradas a partir da equação anterior 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 grande o suficiente - por exemplo, n = ∞ - a energia é zero e representa que o elétron foi liberado e o átomo ionizado. Este estado de energia zero contém energia mais alta do que estados de energia negativa.
Terceiro postulado
Um elétron pode mudar de uma órbita de energia estacionária para outra por emissão ou absorção de energia.
A energia emitida ou absorvida será igual à diferença de energia entre os dois estados. Esta energia E está na forma de um fóton e é dada pela seguinte equação:
E = h ν
Nessa equação E é a energia (absorvida ou emitida), h é a constante de Planck (seu valor é 6,63 x 10 -34 joule-segundos) e ν é a frequência da luz, cuja unidade é 1 / s.
Diagrama de nível 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 comprimento de onda da luz visível, o espectro de emissão do átomo de hidrogênio é o seguinte:
Vamos ver como a frequência de algumas das bandas de luz observadas pode ser calculada; por exemplo, a cor vermelha.
Usando a primeira equação e substituindo 2 e 3 por n, os resultados mostrados no diagrama são obtidos.
Quer dizer:
Para n = 2, E 2 = -5,45 x 10 -19 J
Para n = 3, E 3 = -2,42 x 10 -19 J
É então possível calcular a diferença de energia para os dois níveis:
ΔE = E 3 - E 2 = (-2,42 - (- 5,45)) x 10 - 19 = 3,43 x 10 - 19 J
De acordo com a equação explicada no terceiro postulado ΔE = h ν. Então, você pode calcular ν (frequência da luz):
ν = ΔE / h
Quer dizer:
ν = 3,43 x 10 –19 J / 6,63 x 10 -34 Js
ν = 4,56 x 10 14 s -1 ou 4,56 x 10 14 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 banda vermelha observada no espectro da linha de hidrogênio.
As 3 principais limitações do modelo 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 são representadas na descrição dele como uma pequena partícula que gira em torno do núcleo atômico.
3- Bohr não consegue explicar porque o eletromagnetismo clássico não se aplica ao seu modelo. É por isso que os elétrons não emitem radiação eletromagnética quando estão em uma órbita estacionária.
Artigos de interesse
Modelo atômico de Schrödinger.
Modelo atômico De Broglie.
O 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.
Modelo atômico de Sommerfeld.
Referências
- Brown, TL (2008). Química: a ciência central. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
- Eisberg, R., & Resnick, R. (2009). Física quântica de átomos, moléculas, sólidos, núcleos e partículas. Nova York: Wiley
- Modelo atômico de Bohr-Sommerfeld. Recuperado de: fisquiweb.es
- Joesten, M. (1991). Mundo da química. Filadélfia, Pa.: Saunders College Publishing, pp.76-78.
- Modelo de Bohr de l'atome d'hydrogène. Recuperado de fr.khanacademy.org
- Izlar, K. Rétrospective sur l'atome: le modèle de Bohr a cent ans. Recuperado de: home.cern