Atomo de Bohr

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O ÁTOMO DE BOHR
Postulado de Niels Bohr:
Os elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do núcleo atômico central.
Quando os elétrons passam de uma órbita para outra, um quantum de energia é absorvido ou emitido.
Números Quânticos:
	Os números quânticos servem para identificar um elétron pelo seu conteúdo de energia, quando ele estiver em movimento na eletrosfera de um átomo. Em número de 4, são eles:
Número quântico principal (n): representa a distância do elétron ao núcleo e, conseqüentemente, o nível de energia do elétron (1, 2, 3,...) ou a camada de energia (K, L, M, N, O, P, Q...). Relacionando as camadas com os níveis de energia do modelo atual temos:
	Camada
	K
	L
	M
	N
	O
	P
	Q
	n
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
Número quântico secundário ou azimutal (ℓ): relaciona-se com o subnível de energia de um elétron. O número quântico secundário é expresso pelas letras s, p, d, f. Elas indicam os subníveis nos quais os elétrons podem ser encontrados.
 s=0, p=1, d=2, f=3......ou seja, n- ℓ.
	 conhecidos [//] ainda não determinados•
	Valor de ℓ
	0
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	....
	Subnível
	s
	p
	d
	f
	g
	h
	i
	....
	n. máx. e- (*)
	2
	6
	10
	14
	
	
	
	
	
	
Os subníveis são constituídos por orbitais que recebem o mesmo nome.
O número quântico secundário permite ainda conhecer o número máximo de elétrons em cada subnível e nível: o número máximo de elétrons em cada subnível é :
 
(*) 2(2ℓ + 1)
Número quântico magnético (m): indica em qual orbital de um determinado subnível podemos encontrar um elétron. Ele pode assumir qualquer valor inteiro entre +ℓ e -ℓ, inclusive zero. Cada valor de m indica um orbital. O número máximo de elétrons que um orbital pode conter é 2.
	Subnível
	ℓ
	N0 de orbitais
	Valores de m
	s
	0
	1
	0
	p
	1
	3
	d
	2
	5
	-2, -1, 0, +1, +2
	f
	3
	7
	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
 
ORBITAIS s
Os orbitais s ( ( =0) são esféricos. Seu volume depende do valor de n. 
 
 
 
 	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
 
       
 1s 2s 3s
ORBITAIS p
Os orbitais p são 3, têm forma de 2 lóbulos unidos pelos extremos e orientados na direção dos 3 eixos do espaço.
	
 
 
 
  px py pz 
ORBITAIS d
O valor mínimo de n para um orbital d é 3. 
 Os orbitais d são 5, cuja disposição e orientação dependem dos valores de m. 
 
 
 
 	 3dxy 3dyz 
 
 
 
 
  
  3dxz 3dx2-y2 3dz2
  
Número quântico spin (s ou ms): representa o sentido de rotação do elétron em torno de seu eixo. Ele pode assumir apenas dois valores: +1/2 ou -1/2, indicando os sentidos de rotação horário e anti-horário, respectivamente.
“ Dois elétrons de um mesmo átomo nunca podem ter os mesmos quatro números quânticos”.
Princípio de Exclusão de Pauli : “Em um átomo, não mais que dois elétrons podem ocupar um orbital e isto somente se eles tiverem spins opostos. Assim, um átomo não pode conter dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos”.
Decorrências do Princípio de Exclusão:
O subnível s é uma região que suporta até 2 elétrons. Logo, cada subnível s é um orbital s. A camada K é um orbital.
O subnível p é uma região que suporta até 6 elétrons. No subnível p, existem 3 orbitais chamados Px, Py e Pz.
O subnível d comporta até 10 elétrons e apresenta 5 orbitais.
O subnível f comporta até 14 elétrons e apresenta 7 orbitais.
Regra de Hund : “No preenchimento eletrônico de um mesmo subnível, o elétron entrará preferencialmente no orbital vazio, em vez de entrar no orbital onde já existe outro elétron, e apresentará o mesmo spin de elétron anterior”.
ALGUNS CONCEITOS IMPORTANTES
Número Atômico (Z) : É o número de prótons contido no núcleo. Serve para indicar a qual elemento químico o átomo pertence, isto é, a partir dele é possível conhecer o tipo de elemento químico com o qual estamos lidando.
Z = p
Ex: o número atômico 15 caracteriza o elemento fósforo. Todo átomo com 15 prótons em seu núcleo pertence ao elemento fósforo.
Número de Massa (A): É a soma do número de prótons com o número de nêutrons. O número de massa indica a massa total do átomo. Os elétrons não são relevantes para o cálculo pois apresentam massa desprezível. 
A = p + n ou A = Z + n
Elemento Químico : É o conjunto de átomos com o mesmo número atômico. Segundo os pesquisadores Davis e Seaborg, chamamos de elemento às “ substâncias que passam pelas manipulações químicas sem sofrerem decomposição em estruturas mais simples.” 
Notações: o número atômico (Z) e o número de massa (A) podem ser indicados das seguintes formas, exemplificando o hidrogênio:
 A H = 1 H ou HA H1
 Z 1 Z 1
Teoria dos Quanta : Em 1900, Planck concebeu a idéia de que um corpo, ao emitir ou absorver energia, o faz de forma descontínua ou “discreta”. Isto significa que apenas alguns valores de energia são permitidos. Esses valores ou “pacotes” de energia são conhecidos como quanta. A palavra quanta é o plural de quantum.
	 Antigamente
	contínuo
Atualmente
	“discreto”
ISOTOPIA – ISOBARIA – ISOTONIA
Isotopia: Um mesmo elemento químico pode apresentar átomos com números de massa diferentes, ou seja, esses átomos possuem o mesmo número atômico e diferentes números de nêutrons. Por exemplo, o elemento químico hidrogênio tem sempre Z=1 (1 próton apenas) mas, pode apresentar-se com A=3, A=2 ou A=1, ou seja, pode se apresentar com 2, 1 ou 0 nêutrons, respectivamente. Assim, o hidrogênio apresenta isotopia, com três isótopos:
Prótio: 1 próton e nenhum nêutron ----> 1H n= 0
 1
Deutério : 1 próton e 1 nêutron ----> 2D n= 1 
 		 1
 Trítio : 1 próton e 2 nêutrons ----> 3T n= 2
 1
Outros elementos químicos também apresentam isótopos, no entanto, não receberam nomes especiais como os isótopos do hidrogênio. Para fazer referência a eles, utilizamos apenas o número de massa. Ex: carbono-12 é o isótopo do carbono que possui 6 prótons e 6 nêutrons. Carbono-14 é o isótopo do carbono com 6 prótons e 8 nêutrons. 
Isobaria: Átomos de elementos químicos diferentes apresentam o mesmo número de massa e números atômicos diferentes. 
Ex: 14C e 14N (ambos possuem massa atômica 14). 6 7
 n = 8 n= 7
Isotonia: Átomos de elementos químicos diferentes apresentam o mesmo número de nêutrons e números atômicos diferentes.
Ex: 14C e 16O 
 6 8 	
 n= 8 n= 8
.MODELO ATÔMICO DE BOHR:
Os elétrons:
Giram ao redor do núcleo em determinadas órbitas, denominadas órbitas estacionárias.
Girando numa mesma órbita, não perdem nem ganham energia (têm energia estacionária).
A energia do elétron aumenta à medida que ele se afasta do núcleo, i. é, a energia da órbita é tanto maior quanto maior for o seu raio. Quandose fornece energia ao átomo, seus e- absorvem essa energia, saltando de órbita mais próximas para órbitas mais afastadas do núcleo e ao retornarem ao seu estado normal de energia, cedem a energia recebida sob a forma de ondas eletromagnéticas (luz), explicando assim as raias nos espectros de emissão dos elementos.
 	Energia do fóton: E = hc/גּ onde (c/גּ)= ע então: E = h ע
Z 	no de prótons do átomo ( np)
A 	no de massa do átomo = np + nn
Átomo neutro = np + ne
Elemento químico: é um conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z).
Diagrama de Pauling: Linus Pauling confeccionou um esquema que indica a ordem crescente de energia dos subníveis de um átomo.
A ordem crescente de energia dos elétrons nos orbitais em um mesmo átomo seria :
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d ……
A partir de z =21 o ordenamento é: 
1s <2s <2p <3s <3p < 3d < 4s < 4p < 5s < 4d …….
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Regras para distribuição dos elétrons nos orbitais:
Com base no número atômico (Z), verifique quantos elétrons o átomo possui.
Distribua os elétrons segundo a ordem crescente de energia.
Preencha um subnível somente depois que os anteriores estiverem completos.
EXEMPLOS: Represente a distribuição eletrônica dos seguintes elementos:
 8O 1s2 2s2 2p4
 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
 25Mn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 (exceção)
 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 (exceção)
 30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 (exceção)
 36Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 (exceção)
 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 ( exceção)
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