PV - 3 Série - Livro 1 - Octa Mais-326

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Entretanto, o átomo de Rutherford apresentava algumas falhas. Seu modelo sugeria que os elétrons eram partículas negativas 
que estariam girando em torno de um núcleo positivo, mas, de acordo com a Mecânica Clássica, uma partícula elétrica em movi-
mento deveria emitir ondas eletromagnéticas continuamente. Dessa forma, o elétron perderia energia constantemente, entrando 
em uma órbita espiral até cair sobre o núcleo. Ou seja, conforme a Mecânica Clássica, o átomo de Rutherford seria instável.
Modelo atômico de Bohr
Breve histórico dos experimentos que serviram como base para a teoria de Bohr
No início do século XVII, o cientista inglês Isaac Newton observou que, quando a luz solar (branca) atravessa um prisma, ela 
é decomposta (ocorre uma dispersão dos componentes da luz), dando origem a um conjunto de cores denominado espectro 
contínuo, pois as cores vão mudando gradativamente, sem que haja falha de luz entre elas (por causa disso, a mudança de uma 
cor para outra é quase imperceptível).
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Espectro contínuo observado no experimento da figura anterior.
400 nm 500 nm 600 nm 700 nm
SC
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Por volta de 1855, o cientista alemão Robert Bunsen descobriu que diversos elementos químicos, quando submetidos à 
ação de uma chama, emitem luz com cores características para cada elemento químico. Esse efeito é mostrado a seguir.
Representação do modelo atômico de Rutherford.
Elétron
Núcleo
Órbita
Luz branca sofrendo difração ao passar por um prisma.
QUÍMICA – FRENTE 1976
ATIVIDADE 1
O átomo
18 - OCTA+_QUI_F1-AT01A05.INDD / 22-10-2019 (10:07) / GUILHERME.SILVA / PDF GRAFICA 18 - OCTA+_QUI_F1-AT01A05.INDD / 22-10-2019 (10:07) / GUILHERME.SILVA / PDF GRAFICA
Entretanto, o átomo de Rutherford apresentava algumas falhas. Seu modelo sugeria que os elétrons eram partículas negativas 
que estariam girando em torno de um núcleo positivo, mas, de acordo com a Mecânica Clássica, uma partícula elétrica em movi-
mento deveria emitir ondas eletromagnéticas continuamente. Dessa forma, o elétron perderia energia constantemente, entrando 
em uma órbita espiral até cair sobre o núcleo. Ou seja, conforme a Mecânica Clássica, o átomo de Rutherford seria instável.
Modelo atômico de Bohr
Breve histórico dos experimentos que serviram como base para a teoria de Bohr
No início do século XVII, o cientista inglês Isaac Newton observou que, quando a luz solar (branca) atravessa um prisma, ela 
é decomposta (ocorre uma dispersão dos componentes da luz), dando origem a um conjunto de cores denominado espectro 
contínuo, pois as cores vão mudando gradativamente, sem que haja falha de luz entre elas (por causa disso, a mudança de uma 
cor para outra é quase imperceptível).
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Espectro contínuo observado no experimento da figura anterior.
400 nm 500 nm 600 nm 700 nm
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Por volta de 1855, o cientista alemão Robert Bunsen descobriu que diversos elementos químicos, quando submetidos à 
ação de uma chama, emitem luz com cores características para cada elemento químico. Esse efeito é mostrado a seguir.
Representação do modelo atômico de Rutherford.
Elétron
Núcleo
Órbita
Luz branca sofrendo difração ao passar por um prisma.
QUÍMICA – FRENTE 1976
ATIVIDADE 1
O átomo
18 - OCTA+_QUI_F1-AT01A05.INDD / 22-10-2019 (10:07) / GUILHERME.SILVA / PDF GRAFICA 18 - OCTA+_QUI_F1-AT01A05.INDD / 22-10-2019 (10:07) / GUILHERME.SILVA / PDF GRAFICA
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Quando a luz emitida por um elemento químico passa 
por um prisma, ela é decomposta em diferentes cores, for-
mando um espectro descontínuo, pois apresenta linhas ou 
raias finas, separadas uma das outras.
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PL
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Hidrogênio
656.3
700 nm
486.1 434.0 410.1
667.8
623.4 615.2 579.0 577.0 546.1 502.5 435.8 407.8 404.7
587.5 501.5 492.1 471.3 447.1 402.6
Hélio
Mercúrio
600 nm 500 nm 400 nm
700 nm 600 nm 500 nm 400 nm
700 nm 600 nm 500 nm 400 nm
Por meio desses experimentos, os físicos concluíram que 
o espectro descontínuo dos elementos servia para identificá-
-los, pois cada elemento produzia um espectro característico.
Em 1900, o físico alemão Max Planck, ao estudar a luz 
emitida pelos corpos aquecidos, afirmou que a energia não 
é transmitida de forma contínua, mas em pequenos pacotes 
de energia denominados quantum, ou seja, a energia é des-
contínua. Quantum, do latim, significa “quantidade definida”.
A proposta de Bohr
O físico dinamarquês Niels Bohr, em 1913, utilizando os con-
ceitos do modelo de Rutherford, dos espectros descontínuos 
Luz com cores características emitidas pelos elementos químicos 
potássio, cobre e sódio, respectivamente.
Espectros descontínuos de alguns elementos.
dos elementos e da teoria quântica de Max Planck, construiu 
um novo modelo atômico em que relacionou as raias dos es-
pectros descontínuos do gás hidrogênio com as variações de 
energia dos elétrons contidos nos átomos.
Para a construção desse modelo, Bohr propôs os seguin-
tes postulados:
• o elétron move-se em órbitas circulares em torno de um 
núcleo central;
• o elétron não pode assumir qualquer valor de energia, 
mas apenas determinados valores correspondentes às 
diversas órbitas permitidas, denominadas camadas ele-
trônicas ou níveis de energia;
• ao percorrer essas órbitas permitidas, o elétron apre-
senta energia constante. São os chamados estados 
estacionários;
• ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron 
emite ou absorve uma quantidade bem definida de ener-
gia, chamada quantum. Esses saltos entre órbitas foram 
denominados transições eletrônicas ou saltos quânticos.
Absorção e emissão de energia pelo elétron.
e– e–
e– e–
Núcleo
Energia
Absorção de energia Emissão de energia
Núcleo
Ondas eletromagnéticas (luz)
Energia aumenta
Ao fornecer energia ao exterior, esses saltos se repetem mi-
lhões de vezes por segundo, produzindo ondas eletromagnéticas, 
que nada mais são do que uma sucessão de fótons de energia. 
Como os elétrons só podem saltar entre órbitas permiti-
das, fica fácil entender por que aparecem sempre as mesmas 
raias de cores bem definidas nos espectros descontínuos. 
O esquema a seguir mostra o caso particular do átomo de 
hidrogênio, com a relação entre os saltos dos elétrons e as 
respectivas raias do espectro.
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Relação entre os saltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro 
do hidrogênio.
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O átomo
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18 - OCTA+_QUI_F1-AT01A05.INDD / 22-10-2019 (10:07) / GUILHERME.SILVA / PDF GRAFICA 18 - OCTA+_QUI_F1-AT01A05.INDD / 22-10-2019 (10:07) / GUILHERME.SILVA / PDF GRAFICA
Bohr propôs a existência de sete camadas, ou níveis de 
energia, no átomo de hidrogênio, para explicar a emissão 
de radiação eletromagnética por esse elemento. Observe as 
representações a seguir.
Órbita
Níveis de energia
Núcleo
Elétron
K L M
N O
P Q
Seu modelo atômico ficou conhecido como modelo de 
Rutherford-Bohr, pois preservava as principais características 
do modelo de Rutherford. É importante observar que o mo-
delo de Rutherford-Bohr é esférico, e não plano.
Modelo atômico de Sommerfeld
O avanço tecnológico permitiu que o físico alemão 
Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld, em 1916, ao estudar 
os espectros de emissão de átomos mais complexos que o 
hidrogênio (átomos com maior quantidade de elétrons) com 
um espectroscópio de maior resolução, descobrisse a estru-
tura fina dos espectros de emissão.
Representação do modelo atômico de Bohr.
Estrutura fina de um espectro.
Sommerfeld, para explicar essa multiplicidade das raias 
espectrais, supôs, então, que os níveis de energia estariam 
divididos em regiões menores, chamadas por ele de subníveis 
de energia. O físico propôs que cada nível de energia seria 
formado por uma órbita circular e n–1 órbitas elípticasde 
diferentes excentricidades.
A tabela a seguir demonstra a divisão dos níveis (camadas) 
em subníveis para as quatro primeiras camadas de um átomo.
Órbitas circulares e elípticas para as quatro 
primeiras camadas de um átomo
Primeira camada 
(nível 1) Uma órbita circular.
Segunda camada 
(nível 2)
Uma órbita circular e 
uma órbita elíptica.
Terceira camada 
(nível 3)
Uma órbita circular e 
duas órbitas elípticas.
Quarta camada 
(nível 4)
Uma órbita circular e 
três órbitas elípticas.
 � O modelo atômico atual
Por volta de 1923, começou a se desenhar o modelo 
atômico mais aceito atualmente. As novas descobertas ba-
seiam-se em princípios da Mecânica Quântica, que envolvem 
equações matemáticas avançadas.
O princípio da dualidade partícula-onda
Em 1924, o físico francês Louis de Broglie pensou que, se as 
ondas de luz podem comportar-se como um feixe de partículas, 
talvez as partículas, como os elétrons em movimento, pudes-
sem ter propriedades ondulatórias. De acordo com Broglie, um 
elétron tem comportamento duplo de partícula e onda.
Utilizando a equação de Einstein (E = mc2) e a equação de 
Planck (E = h ⋅ f), Broglie obteve uma equação que associa direta-
mente um comprimento de onda a uma partícula de massa (m).
m → massa
h → constante de Planck
c → velocidade da luz
λ → comprimento de onda
m
h
c
=
⋅λ
Nível 5, formado por uma órbita circular e quatro órbitas 
elípticas.
Modelo representado em corte, semelhante a uma cebola, para 
mostrar as várias camadas que se sucedem.
QUÍMICA – FRENTE 1978
ATIVIDADE 1
O átomo
18 - OCTA+_QUI_F1-AT01A05.INDD / 22-10-2019 (10:07) / GUILHERME.SILVA / PDF GRAFICA 18 - OCTA+_QUI_F1-AT01A05.INDD / 22-10-2019 (10:07) / GUILHERME.SILVA / PDF GRAFICA