O átomo de Bohr

O modelo atômico proposto por Rutherford não era capaz de explicar a estabilidade do átomo, uma vez que a teoria clássica da eletrodinâmica previa que um elétron em órbita em torno de um núcleo carregado positivamente emitiria radiação eletromagnética, perdendo energia e eventualmente colapsando no núcleo.

Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962), Prêmio Nobel em 1922, propôs um modelo atômico explicando a estabilidade do átomo. Bohr resolveu esse problema introduzindo a ideia de que os elétrons em um átomo só podem ocupar órbitas discretas e quantizadas, ou seja, órbitas com níveis de energia específicos. Essa teoria foi baseada em experimentos que mostravam que os elétrons só podiam existir em certas órbitas, e não em qualquer órbita ao redor do núcleo.

Além disso, Bohr propôs que os elétrons em um átomo só podem mudar de uma órbita para outra se absorverem ou emitirem energia em quantidades precisas, correspondentes à diferença de energia entre as órbitas. Essa energia pode ser emitida na forma de radiação eletromagnética, como a luz, ou absorvida de uma fonte externa.

Ao fazer essas proposições, Bohr foi capaz de explicar a estabilidade dos átomos e como eles mantêm sua estrutura. Se um elétron absorve energia suficiente para saltar para uma órbita mais externa, ele pode eventualmente retornar para uma órbita mais interna, emitindo a energia absorvida como radiação eletromagnética no processo. Isso resulta em uma série de linhas espectrais características de cada elemento químico.

Bohr propôs um modelo atômico por meio dos seguintes postulados:

• O elétron descreve órbitas circulares ao redor do núcleo, cujos raios rn são dados pela expressão:

Onde:

permissividade elétrica do vácuo

constante de Planck

• As órbitas foram chamadas por Bohr de estados estacionários e, portanto, diz-se que o elétron está em um estado estacionário ou nível de energia em que cada órbita é caracterizada por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros entre 1, 2, 3, ...; a energia associada aos níveis de energia do hidrogênio é dada por:

• Um elétron que permanece em dado estado estacionário não emite energia, apresentando, assim, uma energia constante.

• A passagem de um elétron de uma órbita para outra supõe absorção ou emissão de determinada quantidade de energia, conforme o elétron se move de uma posição menos energética para outra mais energética, e vice-versa.

• A energia é absorvida ou liberada na forma de radiação eletromagnética e é calculada pela expressão: ou .

Exercíco resolvido

O diagrama seguinte mostra alguns níveis de energia (n) de um elétron no átomo de hidrogênio e também algumas transições.

Com base nos dados, responda às questões seguintes.

(Dados: h = 6,63 10 Js: 1 eV = 1,6 1019 J)

a) Os intervalos entre os níveis de energia são constantes?

b) Quais transições correspondem à absorção de energía e quais correspondem à emissão de um fóton?

c) Qual é a freqüência do fóton da transição IV? Essa radiação é visível?

RESOLUÇÃO

a) Não. À medida que aumenta o valor de n, diminuí o intervalo entre níveis consecutivos.

b) As absorções de energia (fótons) correspondem a uma transição de um nível mais baixo para outro mais alto, enquanto na emissão de fótons temos o processo inverso.

c) A energia relativa à transição IV é:

Sabendo que:

Como , temos:

Essa radiação é visível e situa-se na região verde do espectro visível. Na verdade é um verde meio azulado. Então concluímos que: I e V correspondem a absorções; II, III e IV, a emissões de fótons.