Trabalho de Química Geral

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Universidade Federal do Rio de Janeiro
Escola de Química
Trabalho de Química Geral 
“Prós e contras do modelo atômico de Bohr e do modelo atômico atual”
Data de entrega: 20/09/2013
Discente: Juliana de Sousa dos Santos Pereira
Docente: Marcelo Maciel
Turma: EQG
	Com o modelo de Rutherford postulado anteriormente, sabia-se que o átomo era constituído por um núcleo, onde encontrava-se a maior parte da sua massa, esta com carga positiva, e em torno dele se movimentavam elétrons em um número suficiente para neutralizar a carga do núcleo.
	A partir dessa descrição, Bohr foi induzido a chegar à uma concepção de um modelo planetário para o átomo de hidrogênio, isto é, os elétrons orbitavam de maneira circular ao redor do núcleo, fazendo uma analogia com os planetas se movendo em volta do Sol.
	Contudo, havia um paradoxo neste modelo que contrariava a física clássica. Conforme a física da época, uma partícula carregada eletricamente e em movimento emitiria radiações eletromagnéticas que têm energia. Ao orbitar em torno do núcleo atômico, o elétron deveria gradativamente emitir radiações (energia) e cada vez mais aproximar-se do núcleo, em uma órbita espiralada, até finalmente chocar-se com ele, havendo um cálculo que mostra que isso deveria ocorrer quase que instantaneamente.
	Entretanto, isso não ocorre, visto que para ocorrer a matéria eventualmente seria destruída. Assim, o principal objetivo de Bohr era explicar a paradoxal estabilidade do átomo de Rutherford. Para resolver a contradição entre as leis da física clássica e o problema da estabilidade dos átomos, Bohr adotou a idéia de que o elétron do átomo de hidrogênio só poderia ocupar certas órbitas ou níveis de energia nos quais ele era estável. A energia do elétron no átomo estaria então “quantizada”. Com isso, Bohr introduziu a idéia de quantum de Planck no modelo atômico de Rutherford.
	Bohr, então adotou os seguintes postulados para (1) explicar a estabilidade do átomo de hidrogênio (isto é, a existência do átomo e a inexistência da radiação contínua de energia e do espiralamento do elétron para o núcleo) e depois (2) para explicar o espectro descontínuo do átomo.
Postulado dos níveis de energia: Num átomo, um elétron só pode ter certos valores da energia, que são chamados níveis de energia. Assim, o átomo só pode ter certos valores da energia total.
Bohr adotou a idéia da quantização da energia, de Planck. Contudo, imaginou regra de quantização que pudesse ser aplicada ao movimento de um elétron no átomo. E, então, deduziu, a partir dessas considerações, a seguinte fórmula para os níveis de energia do elétron no átomo de hidrogênio:
Onde: RH é uma constante (expressa em unidades de energia) valendo 2,179 x 10-18J; os valores possíveis das energias de um elétron se obtêm inserindo-se na fórmula os diferentes valores de n, que são sempre inteiros, como 1, 2, 3...; e o número n é o número quântico principal.
Transições entre os níveis de energia: Um elétron num átomo só pode alterar a sua energia passando de um nível de energia para outro. De modo que esta passagem de um nível pra outro é uma transição.
 Neste modelo, explica-se a emissão de luz pelos átomos para dar um espectro descontínuo de raias como segue: um elétron, num nível de energia elevada (nível inicial de energia Ei) sofre uma transição para outro nível de energia mais baixa (nível de energia final Ef). Neste processo, o elétron perde energia que é emitida como um fóton, ou seja, na forma de luz. Em outras palavras, a energia final do elétron mais a energia do fóton é igual à energia inicial do elétron (pela lei da conservação da energia):
Onde: ν = freqüência da onda eletromagnética (fóton)
Quando reordena-se esta expressão tem-se que:
Neste postulado, Bohr usou o conceito de fóton de Einstein para explicar o espectro de emissão dos átomos. Substituindo os valores dos níveis de energia no átomo de hidrogênio, que havia deduzido na equação anterior, Bohr reduziu exatamente a fórmula de Balmer. Além disso, pôde prever todas as raias do espectro do átomo de hidrogênio no infravermelho e no ultravioleta.
De acordo com a teoria de Bohr, a emissão de luz por um átomo ocorre quando um elétron sofre transição do nível de energia superior para o inferior. O elétron no átomo de hidrogênio está normalmente, no nível mais baixo, com n = 1. Para atingir um nível de energia mais elevado, o elétron deve ganhar energia, ou ser excitado. Um exemplo de forma de excitação seria a colisão entre dois átomos. Na colisão, parte da energia cinética de um átomo pode ser transferida para o elétron do outro, excitando-o do nível com n = 1 para nível mais elevado. A excitação dos átomos, e a posterior emissão de luz, ocorrem com mais probabilidade num gás quente, onde os átomos têm energias cinéticas elevadas.
Por fim, A teoria de Bohr explica não apenas a emissão de luz, mas também a absorção de luz. Quando um elétron do átomo de hidrogênio faz a transição de n = 3 para n = 2, há a emissão de um fóton de luz vermelha (comprimento de onda de 656 nm). Quando a luz vermelha de 656 nm ilumina um átomo no nível n = 2, é possível que seja absorvido um fóton. Se o fóton for absorvido, a energia se transfere ao elétron que faz então a transição para o nível n = 3. Os materiais coloridos, como tecidos tingidos ou paredes pintadas, têm cor em virtude da absorção de luz.
 Por exemplo, quando a luz branca incide sobre substância que absorve luz vermelha, os componentes da cor que não são absorvidos, os amarelos e os azuis, são refletidos. A substância terá uma cor azul-esverdeada.
Os postulados 1 e 2 continuam a valer para os outros átomos além do hidrogênio, mas os níveis de energia não se obtêm por fórmulas simples. Se os comprimentos de onda da luz emitida pelo átomo forem conhecidos, será possível relacioná-los com a freqüência dos fótons e então determinar as diferenças dos níveis de energia dos átomos. Estes níveis foram determinados experimentalmente por espectroscopia.
Como descrito anteriormente, tanto o método de Bohr quando todas as outras tentativas realizadas para construir um modelo atômico teórico com base na física clássica falharam, e com isso, concluiu-se que a física clássica (mecânica newtoniana, eletromagnetismo de Maxwell e termodinâmica) não podia explicar ou descrever os fenômenos que orriam no átomo.
Tornou-se evidente que a descrição dos fenômenos atômicos requeria um novo tipo de teoria física, que pudesse descrever os fenômenos atômicos em termos de conceitos novos, não clássicos. A teoria quântica de Bohr da estrutura atômica foi a primeira tentativa bem-sucedida em preencher a necessidade, e, apesar de se descobrir mais tarde que era insatisfatória, ela preparou o caminho para a moderna e mais bem-sucedida teoria da mecânica quântica. A teoria de Bohr era baseada na teoria quântica da radiação térmica introduzida por Planck em 1901 e aplicada à luz por Einstein em 1905. A teoria quântica de Planck situa-se na base das atuais idéias sobre átomos e núcleos, e seria inútil continuar estudando a física atômica e nuclear sem antes ter alguma noção das idéias básicas desta teoria.
A teoria quântica surgiu efetivamente do fracasso da física clássica em explicar alguns dos fatos experimentais da radiação térmica. Em particular, a física clássica não podia explicar a dependência da intensidade da energia radiante com o comprimento de onda da radiação emitida por um corpo negro. Para explicar este fenômeno, foi necessário desenvolver uma teoria para emissão de radiação que estava baseada em um conceito inteiramente oposto às idéias da física clássica.
Em Copenhague, Dinamarca, depois da Primeira Guerra Mundial, Niels Bohr reuniu um grupo de físicos que tinha o objetivo de construir uma teoria abrangente do comportamento dos elétrons nos átomos a partir da idéia de o elétron ser um corpúsculo. Erwin Schrödinger (1887-1961), um físico austríaco, trabalhava na época independentemente no mesmo assunto, mas usava a hipótesede de Broglie, segundo a qual o elétron num átomo poderia ser descrito por equações do movimento ondulatório. Embora Bohr e Schrödinger tivessem êxito na previsão de alguns aspectos do comportamento do elétron, a abordagem de Schrödinger deu resultados corretos para algumas propriedades para as quais as idéias de Bohr fracassaram. Por esta razão, a abordagem de Schrödinger passou a ser aceita na época e ainda prevalece até os dias de hoje. De forma geral, o tratamento teórico do comportamento atômico desenvolvido por Bohr, Schrödinger e seus seguidores é denominado mecânica quântica, ou mecânica ondulatória.
Conclui-se, então, que, tal como o modelo postulado por Niels Bohr, todos os outros modelos atômicos obtidos anteriormente foram essenciais para todo o conhecimento adquirido até os dias de hoje. Incluindo a certeza de que a física clássica conhecida na época não era capaz de discernir como o átomo de fato se comportava e a necessidade de novos parâmetros para descrever tal comportamento. Sendo assim, estabeleceu-se o modelo atômico atual que consiste em um modelo matemático-probabilístico e se baseia em dois princípios:
Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante;
Princípio da Dualidade da Matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma particula-onda
Fonte: http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/modelosatomicos/modelo_bohr.html
http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/modelosatomicos/modelo_atomico_atual.html
http://coral.ufsm.br/gef/Moderna/moderna08.pdf