1094450 S3   002   Inorgân. I   Átomo de Börh
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1094450 S3 002 Inorgân. I Átomo de Börh


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Instituto Federal de Educação - IFCE 
Curso de Licenciatura em Química 
Química Inorgânica I \u2013 Turma S3 
Prof: Aristênio Mendes 
Módulo 2: Natureza da Matéria - Átomo de Böhr 
 
 Os modelos propostos para a estrutura do átomo, a partir da descoberta de suas partículas, passaram 
por vários estágios desde 1896 a 1926, quando o objeto de estudo deixou de ser o núcleo atômico para se 
direcionar ao comportamento dos elétrons. 
 O modelo nuclear de Rutherford encontrou resistência nas leis do eletromagnetismo, visto que, em sua 
proposta, os elétrons giravam ao redor do núcleo em órbitas circulares tal qual o sistema solar. 
 
\uf0b7 Contradições do Átomo de Rutherford com a Física Clássica 
 Segundo as leis do eletromagnetismo, \u201ctoda partícula carregada eletricamente, quando acelerada, 
irradia energia\u201d e, no caso dos elétrons do átomo de Rutherford, ao perderem energia descreveriam uma 
trajetória espiralada até se chocarem com o núcleo. 
 Foi o seu discípulo Niels Böhr que usando a teoria quântica, proposta por Max Planck em 1900, 
desenvolveu um modelo matemático para o átomo de hidrogênio. Segundo Böhr, as leis da mecânica 
clássica, quando aplicadas em escala macroscópica, não levam em conta os efeitos quânticos e, portanto, 
não poderiam ser usadas no átomo. Mesmo sem deixar de valer alguns elementos da mecânica clássica, o 
modelo de Böhr aplica princípios da teoria quântica em todas as interações da matéria com a energia. 
 
\uf071 ESPECTRO E ONDAS ELETROMAGNÉTICAS 
 Classicamente, considera-se a radiação eletromagnética como sendo composta de um campo elétrico 
acompanhado por um campo magnético que lhe é perpendicular, ambos viajando à velocidade da luz. 
 
 
 
 \uf06c 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Os campo elétrico Ei e o campo magnético Hi são perpendiculares entre si e em relação à direção 
do eixo de propagação X. 
\uf0b7 Comprimento de onda (\uf06c): é a menor distância entre dois pontos (máximo ou mínimo) consecutivos 
da onda. 
\uf0b7 Freqüência (\uf06e): é o número de máximos (ou mínimos) que passam num determinado ponto por 
segundo, isto é, o número de oscilações produzidas pelas ondas, na unidade de tempo. A dimensão 
da freqüência é T\u20131 e sua unidade é seg-1 ; oscilações/segundo ou hertz (Hz). 
\uf0b7 Amplitude (\uf059): é a altura de uma crista (ou profundidade do vale) ou a intensidade da onda. 
\uf0b7 Período (T): é tempo que uma crista da onda leva para fazer o deslocamento de um ponto A ao 
ponto B. 
\uf0b7 Velocidade: (c): é a velocidade de propagação das ondas eletromagnéticas, que é 
aproximadamente igual a 300 000 km/s ou 3 x 108m/s. 
 
Sabendo-se que e = v.t \uf0de \uf06c = c.T e se T \uf0b5 1/\uf06e 
 
Pode-se concluir que ou ainda 
c
\uf06c
\uf06e
\uf03d
c
\uf06e
\uf06c
\uf03d
 2 
 
 
\u201cQuanto maior for o comprimento de onda \uf06c , menor será a sua freqüência \uf06e ou vice-versa\u201d 
 
 
 As ondas eletromagnéticas apresentam os comprimentos de onda (\uf06c) numa vasta faixa de variação. 
 Para cada uma das faixas de variação de (\uf06c), existe um determinado tipo de onda eletromagnética e as 
suas faixas são limitadas pelos maiores e os menores valores de (\uf06c), constituindo o chamado \u201cespectro 
eletromagnético\u201d. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
\uf071 TEORIA QUÂNTICA \u2013 MAX PLANCK 
 Em 1900, Max Planck introduziu a sua teoria da quantização da energia, ou teoria dos quanta segundo 
a qual a energia varia de maneira descontínua. 
 
 \u201cToda e qualquer energia não é contínua (ou infinitamente divisível) e sim, constituída de pequenas 
 unidades chamadas quanta (do latim; no singular quantum = quantidade). 
 
 Max Planck verificou que a energia [E] de uma onda eletromagnética de freqüência [\uf06e] é igual ao 
produto [h.\uf06e] em que h é uma constante, denominada constante de Planck. 
 
 E = h.\uf06e ou 
 
Onde: 
h = constante de Planck = 6,62 x 10\u201334joule.seg ou 6,62 x 10-27ergs.seg 
A cada onda eletromagnética (a cada \uf06c ou \uf06e) corresponde um determinado quantum de energia, ao qual 
está associado uma partícula denominada fóton. 
 
\uf071 O ESPECTRO DESCONTÍNUO \u2013 RAIAS ESPECTRAIS 
 O comportamento do filamento de tungstênio nas lâmpadas incandescentes é típico de todas as 
substâncias quando aquecidas até a incandescência e abrange radiações de ampla gama de comprimentos 
de onda. Diz-se que o objeto é um \u201ccorpo negro\u201d ou ideal e a faixa de radiação obtida é chamada de 
\u201cespectro contínuo\u201d. Por outro lado, quando uma luz é emitida de uma lâmpada com vapor de sódio 
(átomos de Na(g) e moléculas Na2(g)) submetido a uma descarga de raios catódicos num tubo de Geissler, os 
elétrons que viajam entre os eletrodos do tubo excitam ou arrancam os elétrons das moléculas do gás e 
fazem o tubo brilhar com intensa luz amarela. Neste caso, a radiação obtida após atravessar um prisma é 
constituída por uma série de raias separadas (raias finas) e é chamada de \u201cespectro descontínuo ou 
espectro de linhas\u201d. 
 
.h c
E
\uf06c
\uf03d
10 101010101010 1010 1010102 4 6 8 10 12 14 16 18
20 22 24
101010 101010 101010
6 4 2 101010
-2 -4 -6 -8 -10 -12 -14 -16
vermelho alaranjado amarelo verde azul violeta
V i s í v e l
700nm 600nm 500nm 400nm
Ondas longas
 de rádio
Ondas de rádio
MicroondasOndas curtas
 de rádio
TV
Raios X
Raios gama
Infra
Vermelho
Ultra
Violeta
Freqüência Hz
 Comprimento
de onda em metros
Comprimento de onda
 em nanômetros
campi
Highlight
 
 
 
 
3 
Espectro de linhas do sódio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Foi Balmer, em 1885, que pela primeira vez obteve um espectro usando gás hidrogênio e identificou os 
comprimentos de onda das quatro raias de emissão no espectro: H\uf061 (vermelha) ; H\uf062 (verde); H\uf067 (azul); H\uf064 
(violeta). A partir dessas observações, encontrou uma fórmula empírica que estabelecia relação entre os 
valores dos comprimentos de onda nas raias do hidrogênio. 
 No espectro do átomo de hidrogênio, Balmer encontrou os seguintes valores para \uf06c: 
 
Filme do espectro de linhas do hidrogênio 
 
 \uf06c = 6,56 x 10-7m \uf06c = 4,86 x 10-7m \uf06c = 4,34 x 10-7m 3,65 x 10-7m 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
E, assim: ; em que R é uma constante e n1 = 2, n2 \uf0b3 3 números 
inteiros. 
 
Em 1890, Rydberg demonstrou que a lei empírica de Balmer era válida também nas regiões do 
infravermelho e do ultravioleta. A equação acima passou a ser chamada equação de Rydberg e a constante 
R, de constante de Rydberg. 
Em 1908, Paschen obteve uma série de raias na região do infravermelho e os valores encontrados para \uf06c 
estavam de acordo com a equação de Rydberg, em que n1 = 3 e n2 \uf0b3 4 e, número inteiro. 
Em 1906, Lyman havia obtido a primeira raia na região do ultravioleta do espectro do hidrogênio, mas 
somente em 1916, obteve a série completa de raias nessa região. Os valores encontrados para os \uf06c 
estavam também rigorosamente de acordo com a equação de Rydberg, onde n1 = 1 e n2 \uf0b3 2 e, número 
inteiro. 
 
Série Lyman (região do ultravioleta): ............ 
n1 = 1 e n2 = 2, 3, 4, ... 
 
Série Balmer (região visível): ....................... 
n1 = 2 e n2 = 3, 4, 5, ... 
 
Série Paschen (região do infravermelho): ...... 
n1 = 3 e n2 =