Átomo de Bohr
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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