Fundamentos teóricosAplicaçõesHistória

Átomo de Bohr

Niels Bohr (1885/1962)

Descoberiu a estrutura do átomo e a posição dos elétrons dentro dele.

Por isso recebeu o Nobel de Física de 1922.

Trabalhou com Thomson e RutherfordSua teoria sobre a mecânica quântica

contribuiu para o sucesso das primeiras tentativas de fissão nuclear.

Colaborou com as pesquisas da bomba atômica e trabalhou pela utilização pacífica da energia nuclear.

Niels Bohr

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Modelo de Dalton• Tudo que existe na natureza é

composto por diminutas partículas denominadas átomos

• Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis

• Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza

• Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos formar todas as matérias do universo conhecidos

Modelo de Thomson• Neste modelo, o átomo é composto

de elétrons embebidos numa sopa de carga positiva, como as passas num pudim. Acreditava-se que os elétrons distribuiam-se uniformemente no átomo.

• Em outras oportunidades, postulava-se que no lugar de uma sopa de carga positiva seria uma núvem de carga positiva.

Modelo de Rutherford

• Região central pequena com carga positiva (núcleo)

• Elétrons orbitam em torno do núcleo, na eletrosfera

• Ficou conhecido como planetário, devido à semelhança com o sistema solar

Modelo de Bohr

• O modelo de Bohr é um aprefeiçoamento do de Rutherford, adequando este à teoria eletrodinâmica

Modelo de Sommerfeld

• Os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas)

• Essas órbitas são os subníveis, que podem ser de quatro tipos:  s , p , d , f .

Modelo atual (Schrödinger, de Broglie e Heisenberg)

• Baseado na dualidade onda-partícula e no princípio da incerteza.

• A idéia de órbita eletrônica sai e entra o conceito de probabilidade de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determinada região do espaço.

• O modelo atômico se constitui de uma teoria bastante complexa.

Evolução do modelo atômico

Modelo atômico: constituição da matéria

Fundamentos

O modelo de Rutherford explicava a maior parte dos fenômenos físicos, mas não estava de acordo com a teoria de Maxwell, de que cargas aceleradas irradiam energia

Bohr usou a idéia de Planck que a energia não seria emitida continuamente, mas em quantum

Existiriam níveis de energia ( estados estacionários), e a liberação ou absorção de energia ocorreria na passagem entre esses níveis

Modelo de Rutherford

Modelo de Bohr

O modelo aplicado ao hidrogênio

O hidrogênio é o átomo mais simples de todos, o que levou Bohr a aplicar seu modelo a ele, depois generalizando as conclusões para átomos mais complexos

POSTULADOS

1º

O elétron descreve órbitas circulares em torno do núcleo, sendo a força de atração eletrostática a força centrípeta responsável por esse movimento

2º

Apenas algumas órbitas estáveis bem definidas (estados estacionários) são permitidas ao elétron. Nelas o átomo não irradia energia, conservando sua energia total, sendo possível aplicar as leis da mecânica clássica para descrever seu movimento

3º

A passagem do elétron de um estado para outro é possível através da absorção ou liberação de energia pelo átomo.

Ao passar de um estado estacionário de energia E para um de energia E’, temos

Nessa fórmula , h é a constante de Planck, e f, a frequência do fóton absorvido

 

4ºAs órbitas permitidas ao elétron

são aquelas em que o momento angular orbital do elétron é múltiplo inteiro de h, onde

Assim, sendo m a massa do elétron, v a velocidade orbital, r o raio da órbita descrita, temos:

  (com n=1,2,3,4...)

 

Cálculo do raio

Com base nos postulados, Bohr conseguiu calcular os raios das órbitas permitidas e os comprimentos de onda associadosPara o primeiro nível (Raio de

Bohr)

Para os demais níveis

 

 

Cálculo da energia dos níveis

Essa fórmula é conhecida como fórmula de Bohr, e permite calcular com precisão os níveis de energia do hidrogênio, mas falha no caso de átomos com maior número de elétrons

 

Espectro de emissão

Se o elétron volta ao seu estado fundamental, emite a energia que recebeu através de ondas eletromagnéticas

Como os níveis energéticos são definidos, as cores emitidas são sempre as mesmas

Cada gás possui um espectro de emissão característico.

O modelo de Rutherford/Bohr foi o primeiro a conseguir explicar o fenômeno

Imperfeições

Não existe justificativa para os postulados dos estados estacionários e da quantização do movimento angular

O modelo não se aplica a átomos mais complexos

Esses ‘defeitos’ foram corrigidos posteriormente com a equação de Schrödinger e a mecânica quântica

APLICAÇÕES

Na física

Comparação entre as intensidades das forças gravítica e elétrica entre o próton e o elétron, no átomo de hidrogênio.

Determinação do módulo da velocidade orbital do elétron, em torno do próton, no átomo de hidrogênio

Na prática

Lâmpadas fluorescentesLâmpadas LEDRaios XFogos de artifício

Imagens http://www.counterbalance.org/media/bohr-lg.jpg http://

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Bibliografia

Física para cientistas e engenheiros, Volume 3, Paul Tipler e Gene Mosca

Os Fundamentos Da Física - Vol. 3 - Ramalho, Nicolau, Toledo

Niels Bohr – disponível em: www.algosobre.com.br/biografias/niels-bohr.html - Acesso em 05/11/2010