17/06/12

O modelo de Rutherford-Bohr

Neils Bohr.
Niels Henrik David Bohr

Nasceu em Copenhague, Dinamarca, em
1885. Estudou na Dinamarca e na Inglaterra.
Foi professor da Universidade e diretor do 
Instituto de Física Teórica de Copenhague.
Por seus trabalhos sobre estrutura atômica,
recebeu o Prêmio Nobel de Física de 1922. 
Estudou a fissão nuclear, contribuindo assim 
para o desenvolvimento da energia atômica. 
Faleceu em 1962. Em sua homenagem,
o elemento químico 107 recebeuo nome bóhrio (Bh).



O cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford, utilizando
a teoria de Max Planck. Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese de que a energia não seria
emitida de modo contínuo, mas em “pacotes”. A cada “pacote de energia” foi dado o nome de quantum.
Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr:
• os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que
são denominadas órbitas estacionárias;
• movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;
• ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem
definida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum é quanta).


Essa emissão de energia é explicada a seguir. Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron salta de uma órbita mais interna para outra mais externa; a quantidade de energia recebida é, porém, bem definida (um quantum de energia).






Pelo contrário, ao “voltar” de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou raios X (daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum de energia).
Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo assim uma onda eletromagnética, que nada mais é do que uma sucessão de fótons (ou quanta) de energia.


espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores também bem definidas. Mais uma vez, notamos a ligação entre matéria e energia — nesse caso, a energia luminosa.
No caso particular do átomo de hidrogênio, temos um esquema com a seguinte relação entre os saltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro:
Três possíveis saltos do elétron do elemento hidrogênio



Acompanhando a figura anterior, verifique que: quando o elétron volta da órbita número 4 para a de número 1, ele emite luz de cor azul; da 3 para a 1, produz luz verde; e, da 2 para a 1, produz luz vermelha.
É fácil entender que átomos maiores, tendo maior número de elétrons, darão também maior número de raias
espectrais; além disso, quando o elemento químico é aquecido a temperaturas mais altas (isto é, recebe mais energia), o número de “saltos eletrônicos” e, conseqüentemente, o número de raias espectrais também aumenta; no limite as raias se “juntam” e formam um espectro contínuo, como o produzido pela luz solar ou pelo filamento de tungstênio de uma lâmpada incandescente, quando acesa.
Assim, ao modelo atômico de Rutherford, corrigido pelas ponderações de Bohr, foi dado o nome de modelo atômico de Rutherford-Bohr.
Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam
em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em cada camada, os elétrons
possuem uma quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas
estados estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximo
de elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir:













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