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Estrutura Atômica Modelo de Bohr

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Estrutura Atômica – Modelo de Bohr 
QUÍMICA GERAL 1 
 
 
Os postulados de bohr 
➢ Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são 
permitidas para os elétrons em um átomo; 
➢ Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um 
estado de energia “permitido”. Um elétron em um estado de energia permitido não 
irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma espiral em direção ao núcleo; 
➢ A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado 
de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton, 
E = h.ʋ 
Espectros Raias 
➢ Os trabalhos de Planck 1900 e de Einstein 1905 abriram caminho para o 
entendimento da organização eletrônica dos átomos; 
➢ Foram as teorias necessárias para o surgimento de um novo modelo atômico. 
 
Espectros de Linhas e o Modelo de Bohr 
 
 
➢ Como os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados 
deve ser quantizada e aparecer no espectro de linhas; 
➢ Portanto, Bohr deduziu uma equação que corretamente previu os vários níveis de 
energia para o átomo de hidrogênio, que correspondia diretamente com as linhas 
emitidas no espectro do hidrogênio. 
 
 
Limitações do modelo de bohr 
➢ Apesar do modelo de Bohr ser incompleto e insatisfatório, ele é importante, pois 
introduz a ideia de quantização da energia dos elétrons num átomo. 
➢ Isto significa também que a energia é descontínua, ou seja, existem unidades mínimas 
e, portanto, finitas de energia. 
➢ Também significa que o elétron, quando está ocupando um determinado nível 
energético dentro de um átomo, não emite energia mesmo que esteja em movimento. 
➢ Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio; 
➢ Descreve o elétron como uma partícula circulando ao redor do núcleo, sendo que o 
elétron apresenta propriedades ondulatórias. 
Contribuições de Sommerfeld 
Refinamento do Modelo de Bohr 
 
 
Contribuições de SommerfeldRefinamento do Modelo de Bohr 
➢ Os postulados de Bohr foram projetados para sistemas (átomos) 
monoeletrônicos, onde o estado energético de um elétron era descrito por 
um único parâmetro: O número quântico principal (n). 
➢ O Modelo de Bohr é restrito, pois não consegue explicar espécies 
polieletrônicas, as quais exigem mais de um parâmetro para serem 
interpretadas. 
➢ Deve-se a Arnold Sommerfeld (1916) a extensão da teoria de Bohr e outros átomos, 
com aceitação das órbitas elípticas, além das circulares, daí introduziu um segundo 
parâmetro: O número quântico secundário ou azimutal(l) 
 
Postulados da Teoria de Sommerfeld-Bohr 
1. Para um único elétron em movimento, a energia depende apenas do número quântico 
principal, ou seja, todas as órbitas são degeneradas nesse nível. Sendo assim o elétron tem 
apenas a órbita circular. 
2. No caso de um átomo com mais de um elétron, a posição de um elétron dependeria, a 
cada instante, da posição dos outros. O campo magnético não apresenta simetria esférica, 
e para órbitas elípticas a energia seria diferente daquela para órbitas circulares de mesmo 
n. Nesse caso o valor do número quântico secundário varia de zero a três. A Cada órbita foi 
atribuída uma letra (s, p, d, f), conhecidos como subnível de energia. 
 
 
 
 
Modelo Atual do Átomo: (Modelo Quântico do Átomo) 
➢ Modelo Quântico do Átomo exige um estudo mais aprofundado do comportamento 
matéria. 
➢ O físico francês Louis de Broglie, baseado: Louis de Broglie (1892-1987) 
❖ No efeito fotoelétrico (Albert Einstein); 
❖ Na proposta de Max Planck; 
❖ No modelo atômico de Bohr para o átomo de hidrogênio. 
➢ Em 1924, postulou que os elétrons também apresentavam natureza ondulatória. 
 
 
 
➢ De Broglie associou : 
 
 
➢ Com a descoberta de Louis de Broglie, outros questionamentos surgiram na época. 
➢ O físico alemão Werner Heisenberg propôs que a natureza dual da matéria limita a 
posição com que podemos determinar a posição e o momento (velocidade) de um 
objeto em um dado instante. 
➢ A proposta de Heisenberg ficou conhecida como, Princípio da Incerteza. 
 
 
 
➢ Em 1926, o físico austríaco Erwin Schrödinger propôs uma 
equação que incorpora tanto o comportamento ondulatório quanto o 
de partícula das partículas subatômica. 
➢ Segundo Schrödinger o elétron apresenta onda estacionárias de 
menor energia e outra de maior energia. 
➢ Equação de onda de Schrödinger 
 
 
 
 
 
 
➢ A resolução da equação de Schrödinger produz um conjunto de função de 
onda que ficou conhecido com (Orbitais). 
➢ Estava proposto o Modelo Quântico do Átomo. 
 
Orbitais Atômicos 
➢ Região de máxima probabilidade de encontrar os elétrons. 
➢ Representado por caixas 
 
 
 
 
Número Quânticos: 
1. Número Quântico principal (n) 
Parâmetro principal que determina a energia do elétron 
 
2. Número Quântico secundário ou azimutal (l) 
Relacionado com o formato dos orbitais, varia de 0-3 
 
3. Número Quântico Magnético (m) 
Associado à orientação do orbital no espaço quando relacionado um campo magnético. 
 
4. Número Quântico Spin (S) 
➢ Específica o momento angular intrínseco do elétron; 
➢ Condição da mecânica Quântica (Equação de Schrödinger.