7.5
O Modelo de Bohr
Após o trabalho de Ernest Rutherford e seus colegas no início do século XX, a imagem dos átomos consistindo de pequenos núcleos densos cercados por el…
O modelo planetário descreve o átomo de hidrogênio como um sistema solar minúsculo, com o elétron em órbita e um núcleo com carga positiva. A física clássica sugere que, porque o elétron é uma partícula carregada em movimento numa órbita circular, deve irradiar energia continuamente enquanto se espalha para o núcleo com carga positiva. Eventualmente, o átomo entraria em colapso.
No entanto, isto não é observado. Os átomos são estáveis. Niels Bohr propôs que existem órbitas a determinadas e fixas distâncias do núcleo.
Estas órbitas são números inteiros rotulados pelo número quântico principal, n. A órbita mais próxima do núcleo é n igual a um. n pode ser qualquer número inteiro positivo, mas nunca zero.
À medida que n aumenta, aumenta também o raio do orbital. Um elétron que está mais afastado do núcleo tem uma força eletrostática mais fraca e é menos atraído pelo próton. Cada órbita corresponde a um nível ou estado de energia específica.
Os níveis são quantificados, o que significa que não são possíveis energias no meio. Um elétron no seu estado energético mais baixo e estável n igual a um diz-se que está no seu estado inicial. Os estados de energia superior, onde n é maior do que um, são chamados os estados excitados.
Um elétron só pode mover-se para um estado energético diferente quando absorve energia e salta para um nível superior ou quando regressa a um estado de energia inferior e liberta energia em excesso sob a forma de um fóton. A energia absorvida ou emitida está relacionada com a diferença de energia entre os níveis finais e iniciais de energia. Os elétrons a relaxarem a partir de um nível de energia mais elevado emitem luz com menor comprimento de onda do que os elétrons a relaxarem a partir de um nível de energia mais baixo.
Embora o modelo de Bohr seja apenas adequado para o hidrogênio ou íons de elétrons simples, preparou-se o terreno para modelos atómicos mais precisos.
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Q1: Why does the planetary model predict that atoms should collapse?
According to classical physics, an electron orbiting the nucleus is a charged particle moving in a circular path. This acceleration should cause it to continuously radiate electromagnetic energy. As the electron loses energy, its orbit shrinks until it spirals into the nucleus, making atoms inherently unstable. However, atoms are observed to be stable, revealing a fundamental flaw in the classical model.
Q2: What are quantized energy levels in the Bohr model?
The Bohr model proposes that electrons occupy orbits at fixed distances from the nucleus, each corresponding to a specific energy level labeled by the principal quantum number n. These energy levels are quantized, meaning only certain discrete energies are allowed—no intermediate energies exist. As n increases, the orbital radius and energy increase, with n=1 representing the lowest, most stable ground state.
Q3: How does an electron transition between energy levels in the Bohr model?
An electron transitions between energy levels by absorbing or emitting energy. When absorbing energy, it jumps to a higher energy level (excited state). When transitioning back to a lower level, it releases excess energy as a photon. The energy of the emitted or absorbed photon equals the difference between the final and initial energy levels, allowing prediction of spectral lines through emission spectra hydrogen emission.
Q4: What is the ground state and why is it significant?
The ground state is the lowest energy state of an atom, where the electron occupies the n=1 orbit closest to the nucleus. This is the most stable configuration because matter naturally seeks the lowest possible energy. An electron in the ground state requires energy input to move to higher energy levels. Most electrons exist in the ground state unless external energy excites them to excited states.
Q5: Why does the Bohr model work for hydrogen but not for multielectron atoms?
The Bohr model assumes a single electron orbiting the nucleus with a simple electrostatic attraction. In multielectron atoms, electrons repel each other, creating complex interactions that the model cannot account for. The model also cannot explain electron configuration of multielectron atoms or predict their spectral properties accurately. More sophisticated quantum mechanical models are needed for atoms with multiple electrons.
Q6: What relationship exists between orbital radius and energy in the Bohr model?
In the Bohr model, as the principal quantum number n increases, both the orbital radius and the energy of the electron increase. An electron farther from the nucleus experiences weaker electrostatic attraction and is less tightly bound. This means higher energy states correspond to larger orbits, with electrons in outer orbits requiring less energy to remove from the atom compared to those in inner orbits.
Q7: Can the Bohr model be applied to ions other than hydrogen?
Yes, the Bohr model applies to hydrogen-like atoms and ions with a single electron, such as He+, Li2+, and Be3+. These species differ from hydrogen only in their nuclear charge but maintain the same single-electron structure. The model's predictions for energy levels and spectral lines remain valid for these one-electron systems, though the specific energy values change based on the nuclear charge.