trabalho - Atomo de Bohr

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Universidade de Itaúna
Engenharia Civil
Trabalho de Química Teórica
O átomo de Bohr
Por:
Víctor César Santos de Melo
Professor: Antônio Taranto 
Disciplina: Química Teórica 
Turma: 1ºB
Itaúna, 24 de abril de 2014
O átomo de Bohr 	
	O físico dinamarquês Niels Bohr (1885 – 1962) aprimorou o modelo atômico de Rutherford. Bohr chegou a esse modelo baseando-se no dilema do átomo estável. Ele acreditava na existência de princípios físicos que descrevessem os elétrons existentes nos átomos. Esses princípios ainda eram desconhecidos e graças a esse físico passaram a ser usados. Bohr iniciou seus experimentos admitindo que um gás emitia luz quando uma corrente elétrica passava nele. Isso se explica pelo fato de que os elétrons, em seus átomos, absorvem energia elétrica e depois a liberam na forma de luz. Sendo assim, ele deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível para seus elétrons, isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada. Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde foi chamado de níveis de energia. 
Bohr propôs que:
Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas, denominadas níveis de energia ou camadas eletrônicas;
O elétron não perde energia enquanto gira em determinada órbita;
Em cada órbita, o elétron tem energia específica – quanto mais próximo do núcleo, menor a energia do elétron em relação ao núcleo; quanto mais afastado, maior a energia do elétron em relação ao núcleo; 
O elétron pode saltar de um órbita para outra – para que ele passa de uma órbita mais próxima para mais afastada do núcleo, é necessário fornecer energia ao átomo; inversamente, quando o elétron passa de uma órbita mias afastada para uma mais próxima do núcleo, ocorre liberação de energia. 
Modelo atômico de Bohr
É como se cada elétron estivesse em um degrau de uma escada. Enquanto permanece no degrau tem sempre a mesma energia. No entanto, para subir um degrau deve ganhar energia. Para descer, tem de devolver a mesma quantidade de energia recebida. 
O modelo atômico de Bohr e a distribuição eletrônica 
	A maneira como os elétrons estão dispostos nos níveis de energia ou camadas eletrônicas recebe o nome de distribuição eletrônica. Esses níveis são indicados por números inteiros de 1 a 7 – o mais próximo do núcleo é o nível 1; o mais afastado é o número 7. As camadas são representadas por letras: a mais próxima do núcleo é representada pela letra K e as seguintes pelas letras L, M, N, O, P e Q, sucessivamente. 
	Por exemplo: a quantidade de elétrons que o átomo de número atômico 112 apresenta ocupando cada nível são, respectivamente: 2, 8, 18, 32, 32, 18 e 2. O átomo 118 possivelmente apresentará a mesma configuração eletrônica, apenas distribuindo 8 elétrons no nível Q. 
	A partir dessa descrição, é fácil deixar-se induzir por uma concepção de um modelo que lembra a órbita de um planeta, com elétrons orbitando ao redor do "núcleo-sol".
Um pouco mais de história 
No século XIX acreditava-se que a luz e outras formas de radiação eletromagnética eram fluxos contínuos de energia. Mas no início do século XX, os físicos alemães Max Planck e Albert Einstein mostraram independentemente que todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como se fossem compostas por minúsculos pacotes de energia denominados fótons. Cada fóton tem uma energia proporcional à frequência da radiação.
	  E fóton = h u  
     Onde: h = 6,63 x 10-34 J.s (constante de Planck)
       			  u = frequência
          Já vimos que a frequência, o comprimento de onda e a velocidade da luz estão relacionados pela equação c = u l, que, substituindo, obtemos:
	  E fóton = hc / l  
Desta equação podemos ver que um fóton de energia eletromagnética tem sua energia e comprimento de onda relacionados em uma proporcionalidade inversa (lembre-se: h e c são constantes). Segundo Bohr, cada elétron pode Ter somente um valor de energia.
Ele estabeleceu que um átomo tem um conjunto de energias quantizadas, ou níveis de energia, disponível para seus elétrons e cada nível de energia tem uma quantidade máxima de elétrons. Um átomo está normalmente em seu estado fundamental, no qual todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais baixos que lhes são disponíveis.
Bohr conseguiu calcular a energia absorvida numa transição eletrônica no átomo de hidrogênio. Para tanto utilizou a seguinte equação: (o sinal negativo indica que a energia é absorvida)
	  E total = - R (z2 / n2)  
          Onde:  	z = número atômico do elemento
          			n = 6,02 x 1023 (número de Avogadro)
O raio atômico também pode ser calculado pela equação:
	  Raio = Ao (n2 / z)  
          Onde:	Ao = 0,529 x 10-10 m (Raio de Bohr - constante)
Estas equações podem ser aplicadas a qualquer átomo ou íon hidrogenóide, isto é, com apenas um elétron, mas não se aplicam a outros elementos com mais de um elétron. Isto porque as repulsões inter-eletrônicas teriam que ser levadas em consideração nas transições eletrônicas e no tamanho do raio atômico.
Sabia-se no século XIX que a luz exercia efeito sobre alguns metais, removendo elétrons de uma chapa metálica lisa no vácuo. Esse fenômeno ficou conhecido como efeito fotoelétrico. Quando um átomo absorve energia de uma fonte externa, alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a um nível de energia maior. Esse fenômeno é chamado de salto quântico.
Diz-se que o átomo se encontra num estado excitado. Alguns dos níveis de energia mais baixos ficam livres e, assim, um elétron pode cair de um nível mais alto para um nível de energia mais baixo. Quando Isso acontece, a energia absorvida pelo elétron é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética, com um comprimento de onda diferente do original. Esse fenômeno é chamado de fluorescência. Muitas substâncias ficam fluorescentes quando atingida por luz ultravioleta, a qual não podemos enxergar - vemos apenas a luz de baixa energia produzida pela fluorescência.
O fóton, portanto, corresponde à diferença entre dois níveis de energia de um elétron, quando este realiza um salto quântico. Uma vez que a energia do fóton é quantizada, o comprimento de onda também deve ser quantizado, ou seja, só pode um par específico de níveis em um ter um valor discreto e fixo. Cada transição eletrônica entre átomo contribui para a produção de uma linha individual no espectro daquele elemento.
O ponto mais fraco da teoria atômica de Bohr reside na sua concepção de um modelo atômico planetário modificado no qual cada nível quantizado de energia corresponde a uma órbita eletrônica circular, específica e estável, com raio quantizado. Outros mais tarde estenderam o modelo de Bohr a órbitas elípticas. Por razões que se tornarão evidentes adiante, não falaremos mais em elétrons percorrendo órbitas ao redor do núcleo.
Como Bohr encarou o fato de que os elétrons não irradiam energia continuamente, o que causaria o colapso no átomo? Em primeiro lugar, desde que a energia de um elétron é quantizada, a radiação contínua não é possível, pois a energia do elétron teria de variar continuamente para que o elétron fosse capaz de perder energia continuamente. Em segundo lugar, Bohr foi capaz de mostrar que a menor energia utilizável para um elétron não é zero. Ele interpretou isto como significando que há um tamanho mínimo permitido para a órbita de um elétron. Embora os conceitos de órbitas de Bohr sejam incorretos, acreditamos hoje que há realmente uma energia mínima constante, maior do que zero, que um elétron pode ter. De acordo com Bohr, os átomos não entram em colapso porque eles não podem ter menos energia do que em seu estado fundamental.
Referência 
Química - volume único – Olímpio Salgado, Eduardo Roberto da Silva, Ruth Hashimoto (Capítulo 9).
http://www.mundoeducacao.com/quimica/o-atomo-bohr.htm
Acessado em 24/04/2014 às 13:00h 
http://crispassinato.wordpress.com/tag/spain/
Acessado em 24/04/2014 às 13:00h
http://www.mundovestibular.com.br/articles/781/1/O-ATOMO-DE-BOHR/Paacutegina1.htmlAcessado em 24/04/2014 às 14:00h