O Modelo atômico de Bohr, proposto pelo físico dinamarquês Niels Bohr em 1913, foi uma das primeiras teorias a descrever a estrutura do átomo de forma mais precisa. Este modelo introduziu novos conceitos e postulados que ajudaram a explicar o comportamento dos elétrons em órbita ao redor do núcleo atômico.
As principais características do Modelo atômico de Bohr incluem a ideia de que os elétrons se movem em órbitas circulares ao redor do núcleo em níveis de energia quantizados, e que a transição dos elétrons entre esses níveis resulta na emissão ou absorção de radiação eletromagnética. Além disso, o modelo de Bohr também introduziu a ideia de que os elétrons em órbita não perdem energia de forma contínua, mas sim em quantidades discretas.
No entanto, o Modelo atômico de Bohr apresenta algumas limitações, como a incapacidade de descrever com precisão o comportamento dos átomos com mais de um elétron, e a necessidade de introduzir postulados ad hoc para explicar certos fenômenos observados experimentalmente. Apesar disso, o modelo de Bohr foi um marco na compreensão da estrutura atômica e serviu como base para o desenvolvimento de teorias mais avançadas, como a Mecânica Quântica.
Principais características do modelo atômico proposto por Bohr.
O modelo atômico proposto por Niels Bohr no início do século XX revolucionou a compreensão da estrutura dos átomos. Suas principais características incluem a ideia de que os elétrons se movem em órbitas circulares ao redor do núcleo, em níveis de energia quantizados.
Um dos postulados fundamentais de Bohr é que os elétrons podem apenas ocupar determinadas órbitas ao redor do núcleo, e ao saltarem de uma órbita para outra, emitem ou absorvem energia na forma de fótons.
Outra característica importante do modelo de Bohr é a noção de que os elétrons mais próximos do núcleo possuem níveis de energia mais baixos, enquanto os mais afastados possuem níveis de energia mais altos. Isso explicava a estabilidade dos átomos e a emissão de radiação eletromagnética em espectros discretos.
Apesar de suas contribuições significativas para a compreensão da estrutura atômica, o modelo de Bohr apresenta algumas limitações, como a não explicação do comportamento dos elétrons em átomos com mais de um elétron, a falta de fundamentação teórica para os níveis de energia quantizados e a necessidade de revisão para explicar fenômenos mais complexos observados posteriormente.
Defeitos no modelo de Bohr: onde a teoria deixa a desejar na estrutura atômica.
O Modelo Atômico de Bohr foi uma importante contribuição para a compreensão da estrutura atômica, mas apresenta algumas limitações que devem ser consideradas. Uma das principais limitações do modelo de Bohr é que ele não consegue explicar completamente o espectro de emissão de átomos com mais de um elétron. Além disso, o modelo de Bohr não leva em consideração os efeitos da mecânica quântica, que são essenciais para descrever o comportamento dos elétrons em átomos mais complexos.
Outro defeito no modelo de Bohr é que ele não consegue explicar a divisão de linhas espectrais finas em presença de um campo magnético externo, um fenômeno conhecido como efeito Zeeman. Além disso, o modelo de Bohr não consegue descrever com precisão a estrutura dos átomos com mais de um elétron, levando a algumas discrepâncias com os resultados experimentais.
Apesar de suas limitações, o modelo atômico de Bohr foi um marco na história da ciência e contribuiu significativamente para o desenvolvimento da teoria atômica. No entanto, é importante reconhecer suas falhas e buscar aprimoramentos através de teorias mais modernas, como a mecânica quântica, que podem fornecer uma descrição mais completa e precisa da estrutura atômica.
Limitações do modelo atômico de Rutherford: o que não explicava sobre a estrutura atômica.
As limitações do modelo atômico de Rutherford foram evidenciadas quando não conseguiu explicar a estabilidade dos átomos e a distribuição dos elétrons ao redor do núcleo. Segundo o modelo de Rutherford, os elétrons giravam em órbitas ao redor do núcleo, mas não explicava por que não perdiam energia e colapsavam no núcleo. Além disso, não explicava a emissão de luz pelos átomos quando excitados.
Modelo atômico de Bohr: características, postulados, limitações
O modelo atômico de Bohr, proposto por Niels Bohr em 1913, trouxe importantes avanços na compreensão da estrutura atômica. Segundo este modelo, os elétrons giram em órbitas circulares ao redor do núcleo em determinados níveis de energia, chamados de camadas eletrônicas. Bohr postulou que os elétrons só podem ocupar determinadas órbitas, correspondentes a quantidades específicas de energia.
Uma das principais características do modelo de Bohr é a explicação da emissão de luz pelos átomos quando excitados. Quando um elétron salta de uma camada de maior energia para uma de menor energia, ele emite um fóton de luz. Isso foi fundamental para a compreensão dos espectros atômicos.
No entanto, o modelo de Bohr também apresenta limitações, como a não explicação do comportamento dos átomos em altas velocidades ou em condições extremas de temperatura. Além disso, a mecânica quântica posteriormente mostrou que os elétrons não percorrem órbitas fixas, mas sim estão distribuídos em regiões de alta probabilidade de ocorrência, chamadas de orbitais.
A conclusão de Bohr sobre o modelo atômico: elétrons orbitam em níveis de energia específicos.
O modelo atômico de Bohr revolucionou a compreensão da estrutura dos átomos, introduzindo a ideia de que os elétrons orbitam em níveis de energia específicos. De acordo com os postulados de Bohr, os elétrons só podem ocupar certas órbitas ao redor do núcleo, chamadas de camadas, e cada camada possui um valor específico de energia. Isso significa que os elétrons não podem estar em qualquer lugar ao redor do núcleo, mas sim em posições bem definidas, caracterizadas por seus níveis de energia.
Modelo atômico de Bohr: características, postulados, limitações
O modelo de Bohr é o projeto do físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962) referente à estrutura do átomo, publicado em 1913. No átomo de Bohr, os elétrons ao redor do núcleo ocupam apenas certas órbitas permitidas graças a uma restrição chamado quantização .
Para Bohr, a imagem do átomo como um sistema solar em miniatura, com os elétrons orbitando em torno do núcleo, não era totalmente consistente com o fato de as cargas elétricas, quando aceleradas, irradiarem energia.
Esse átomo não seria estável, pois acabaria em colapso, mais cedo ou mais tarde, porque os elétrons entrariam em espiral no núcleo. E então, os padrões característicos de luz emitidos pelo hidrogênio e outros gases quando aquecidos eram conhecidos há 50 anos.
O padrão ou espectro consiste em uma série de linhas brilhantes de certos comprimentos de onda muito específicos. E o átomo de hidrogênio não entra em colapso ao emitir luz.
Para explicar por que o átomo é estável, apesar de ser capaz de irradiar energia eletromagnética, Bohr propôs que o momento angular só poderia ter certos valores e, portanto, também a energia. Isto é o que se entende por quantização.
Aceitando que a energia fosse quantizada, o elétron teria a estabilidade necessária para não se precipitar em direção ao núcleo, destruindo o átomo.
E o átomo apenas irradia energia luminosa quando o elétron transita de uma órbita para outra, sempre em quantidades discretas. Isso explica a presença de padrões de emissão no hidrogênio.
Dessa maneira, Bohr compôs uma visão do átomo integrando conceitos conhecidos da mecânica clássica com os recém-descobertos, como a constante de Planck, o fóton, o elétron, o núcleo atômico (Rutherford havia sido o mentor de Bohr) e os espectros mencionados. questão.
Principais características do modelo Bohr
O modelo atômico de Bohr assume que o elétron se move em uma órbita circular ao redor do núcleo pela ação da força de atração eletrostática de Coulomb e propõe que o momento angular do elétron seja quantizado.
Vamos ver como integrar os dois conceitos na forma matemática:
Seja L a magnitude do momento angular, m a massa do elétron, v a velocidade do elétron e r o raio da órbita. Para calcular L, temos:
L = m⋅r⋅v
Bohr propôs que L é igual a múltiplos inteiros da constante h / 2π, onde h é a constante de Planck , introduzida há pouco tempo pelo físico Max Planck (1858-1947) na solução do problema de energia emitida por um corpo negro. , um objeto teórico que absorve toda a luz incidente.
Seu valor é h = 6,626 × 10 -34 J · s, enquanto ah / 2π é denotado como H, que é lido “h bar”.
Portanto, o momento angular L permanece:
m⋅r⋅v = n ħ , com n = 1,2, 3 …
E a partir dessa condição os raios das órbitas permitidas para o elétron são deduzidos, como veremos abaixo.
Cálculo do raio da órbita eletrônica
A seguir, assumiremos o átomo mais simples: o hidrogênio, que consiste em um único próton e um elétron, ambos com carga de magnitude e.
A força centrípeta que mantém o elétron em sua órbita circular é fornecida pela atração eletrostática, cuja magnitude F é:
F = ke 2 / r 2
Onde k é a constante eletrostática da lei de Coulomb e r a distância elétron-próton. Sabendo que em um movimento circular a aceleração centrípeta a c é dada pela razão entre o quadrado da velocidade e a distância r:
a c = v 2 / r
Pela segunda lei de Newton, a força líquida é o produto da massa m pela aceleração:
mv 2 / r = ke 2 / r 2
Simplificando o raio r obtemos:
m⋅v 2 r = ke 2
Combinando essa expressão com a do momento angular, temos um sistema de equações, dado por:
1) mv 2 r = ke 2
2) r = n ħ / mv
A idéia é resolver o sistema e determinar r, o raio da órbita permitida. Um pouco de álgebra elementar leva à resposta:
r = (n ħ ) 2 / k⋅m⋅e 2
Com n = 1, 2, 3, 4, 5 …
Para n = 1, temos o menor dos raios, chamado raio de Bohr a ou com um valor de 0 , 5 2 9 × 1 0 −10 m. Os raios das outras órbitas são expressos em termos de a ou .
Dessa maneira, Bohr introduz o número quântico principal n , observando que os raios permitidos são uma função da constante de Planck, da constante eletrostática e da massa e carga do elétron.
O modelo atômico de Bohr postula
Bohr habilmente combina a mecânica newtoniana com as novas descobertas que eram feitas continuamente durante a segunda metade do século XIX e o início do século XX. Entre eles, o conceito revolucionário de “quantum”, do qual o próprio Planck afirmou não estar muito convencido.
Através de sua teoria, Bohr conseguiu explicar com sucesso a série de espectros de hidrogênio e prever emissões de energia na faixa de ultravioleta e infravermelho, que ainda não haviam sido observadas.
Podemos resumir seus postulados da seguinte maneira:
Elétrons descrevem caminhos circulares
O elétron gira em torno do núcleo em órbita circular estável, com movimento circular uniforme. O movimento é devido à atração eletrostática que o núcleo exerce sobre ele.
O momento angular é quantizado
O momento angular do elétron é quantizado de acordo com a expressão:
L = mvr = n ħ
Onde n é um número inteiro: n = 1, 2, 3, 4 …, o que leva ao fato de que o elétron pode estar apenas em certas órbitas definidas, cujos raios são:
r = (n ħ ) 2 / kme 2
Os elétrons emitem ou absorvem fótons à medida que se deslocam de um estado de energia para outro
Como o momento angular é quantizado, a energia E também. Pode-se demonstrar que E é dado por:
O volt eletrônico, ou eV, é outra unidade de energia, amplamente utilizada na física atômica. O sinal negativo de energia garante a estabilidade da órbita, indicando que teria que ser feito um trabalho para separar o elétron dessa posição.
Enquanto o elétron está em sua órbita, ele não absorve nem emite luz. Mas quando ele pula de uma órbita de energia mais alta para uma mais baixa, ele faz.
A frequência f da luz emitida depende da diferença entre os níveis de energia das órbitas:
E = hf = E inicial – E final
Limitações
O modelo de Bohr tem certas limitações:
-É aplicado apenas com sucesso ao átomo de hidrogênio. Tentativas de aplicá-lo a átomos mais complexos não funcionaram.
-Não responde por que algumas órbitas são estáveis e outras não. O fato de a energia no átomo ter sido quantizada funcionou muito bem, mas o modelo não forneceu uma razão, e isso foi algo que deixou os cientistas desconfortáveis.
-Outra limitação importante é que não explicou as linhas adicionais emitidas pelos átomos na presença de campos eletromagnéticos (efeito Zeeman e efeito Stark). Ou por que algumas linhas no espectro eram mais intensas que outras.
-O modelo de Bohr também não considera efeitos relativísticos, que devem ser levados em consideração, uma vez que foi determinado experimentalmente que os elétrons são capazes de atingir velocidades bem próximas da velocidade da luz no vácuo.
Supõe que é possível saber com precisão a posição e a velocidade do elétron, mas o que é realmente calculado é a probabilidade de o elétron ocupar uma determinada posição.
Apesar de suas limitações, o modelo teve muito sucesso na época, não apenas porque integrou novas descobertas a elementos já conhecidos, mas porque revelou novas questões, deixando claro que o caminho para uma explicação satisfatória do átomo residia na mecânica quântica. .
Artigos de interesse
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Modelo atômico de Sommerfeld .
Modelo atômico atual .
Referências
- Bauer, W. 2011. Física para Engenharia e Ciências. Volume 2. Mc Graw Hill.
- Modelo atômico de Bohr. Recuperado de: sgpwe.izt.uam.mx.
- Serway, R. (2008). Física para Ciências e Engenharia. Volume 2. 7 ma . Ed. Cengage Learning.
- Thomas Griffith, W. 2007. Física conceitual. McGraw Hill.
- Tomé, C. As limitações do modelo de Bohr. Cadernos de Cultura Científica. Recuperado de: culturacientífica.com.