Em 1913, Niels Bohr, tentando conciliar a ideia de Rutherford com

QUÍMICA I
AULA 04: ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
TÓPICO 03: A TEORIA DE BOHR PARA O ÁTOMO DE HIDROGÊNIO
3.1 O ÁTOMO DE BOHR
Em 1913, Niels Bohr, tentando conciliar a ideia de Rutherford com as de
Planck, propôs um modelo baseado nos seguintes postulados:
• As órbitas permitidas ao movimento de um elétron são aquelas para as
quais o seu momento angular é um múltiplo inteiro de
Átomo de Bohr[1]
Momento angular = n.
N = 1, 2, 3, 4, ... Chamado NÚMERO QUÂNTICO
• Um elétron em certa órbita possui 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 de espiral na
direção do núcleo.
• Se um elétron que gravita numa órbita estacionária de energia w1, for
excitado de modo a passar a outra órbita estacionária onde a sua energia é
w2 e w2 > w1, ao retornar da segunda à primeira emitirá um fóton de
frequência tal que
A aplicação destes postulados permite calcular:
• Os raios das órbitas permitidas
Como m, h e e (carga do elétron) são constantes universais e z é uma
característica do átomo considerado, os raios das sucessivas órbitas
permitidas crescem com n.
• A energia do elétron numa órbita permitida:
Assim, para um dado valor de z, a energia do elétron varia com o
número quântico n definidor da órbita permitida.
• A frequência da radiação emitida no trânsito de um elétron de uma
órbita estacionária para outra.
Frequência
Número de onda
Segundo Bohr a existência de certas órbitas estáveis para os elétrons dos
átomos, com energias bem definidas, chamadas NÍVEIS ENERGÉTICOS e
representados por números inteiros, iniciando pelo número 1, são chamados
números quânticos principais, N. Bohr propôs que:
• No primeiro nível (n=1) cabem 2 elétrons;
• No segundo nível (n=2) cabem 8 elétrons;
• No terceiro nível (n=3) cabem 18 elétrons;
• No quarto nível (n=4) cabem 32 elétrons.
No geral, no nível energético N do modelo de Boht, cabem 2N2
elétrons.
MODIFICAÇÕES NO MODELO DE BOHR
Em 1915 A.SOMMERFELD postulou que os elétrons no átomo
poderia se movimentar tanto em órbitas circulares quanto em órbitas
elípticas. Para tanto, dois novos números quânticos foram propostos e
posteriormente esses números foram deduzidos matematicamente. Na
mecânica quântica eles são chamados de:
„
L número quântico secundário ou azimutal;
„
ML número quântico magnético.
Os números quânticos l e ml são dependentes do valor de n em
regiões possíveis de encontrar elétrons. A cada formato de região é
associado um número quântico l, chamado subnível eletrônico.
Assim, para determinado valor de n, o número quântico
secundário, l, assume diferentes valores que variam desde 0 até n -1.
O número quântico ml pode assumir os seguintes valores inteiros:
+l,....,0,....,-l, o que corresponde a 2l+1 valores.
Esses novos números quânticos facilitam interpretar os espectros
dos elementos.
O número quântico magnético ml permite explicar a emissão de
radiação quando os átomos estão submetidos a um campo magnético.
Outra vantagem que esses números propiciam é entender a ordem
na qual os elétrons ocupam suas posições nos níveis energéticos
disponíveis no átomo.
NÍVEIS E SUBNÍVEIS ENERGÉTICOS NOS ÁTOMOS
A espectroscopia é a ciência que contribui para a identificação dos
níveis de energia dos átomos, através do estudo da transição
eletrônica entre dois níveis energéticos correspondendo ao surgimento
de linha de luz emitida pelo átomo.
EXEMPLO:
No espectro atômico dos metais alcalinos (sódio, potássio, rubídio
e césio), as diversas raias que aparecem são agrupadas em quatro
séries: duas linhas intensas ou principais que foram chamadas de
linhas p; outras são difusas, chamadas de linha d; e outras mais fracas,
porém de frequências precisas, chamadas linhas s (do inglês sharp). A
quarta é chamada fundamental f.
Durante uma transição eletrônica nas linhas s, o elétron inicia a
transição a partir de um subnível l=0; nas transições eletrônicas p, o
elétron inicia a partir de l = 1; e nas d, de l = 2.
Estudos posteriores nos espectros infravermelhos de alguns
elementos observaram-se outras linhas que foram chamadas de
fundamentais ou linhas f e o elétron inicia a transição eletrônica a
partir de um subnível l = 3.
3.2 PRINCÍPIO DA CONSTRUÇÃO PROGRESSIVA
Princípio da Construção Progressiva é a sequência pela qual se deve
preencher os subníveis energéticos com elétrons.
A regra é que os primeiros subníveis a serem preenchidos são aqueles
com menor soma n + l.
Quando dois subníveis possuírem a mesma soma, preenche-se primeiro
o que possuir menor n.
Bohr contribuiu para reorganizar a tabela periódica sugerindo a ordem
de preenchimento apresentada na figura abaixo.
Denomina-se configuração eletrônica a especificação dos subníveis
ocupados e o número de ocupação de um dado elemento ou íon.
Para determinar as configurações do estado fundamental (menor
energia), empregamos o método de AUFBAU (em alemão significa
“construção”); os elétrons são adicionados aos níveis com menor valor da
soma N + L (menor energia).
Assim, seguimos a direção das setas na figura acima:
Outra maneira de mostrar as populações dos orbitais usa uma pequena
linha horizontal (ou um quadrado ou um círculo) para representar um
orbital. Os elétrons são representados por meias setas.
Os dois elétrons emparelhados no orbital 1s do hélio têm spins opostos
ou antiparalelos.
HUND postulou uma regra que afirma:
Em uma configuração eletrônica a menor energia será obtida quando
o número máximo de elétrons desemparelhados for obtido.
DESAFIO
Para continuar o estudo segue abaixo cinco questionamentos. Leia a
aula, faça uma reflexão e tente resolver mentalmente os desafios.
Clique aqui para abrir.
DICA
Para conhecer mais sobre a Biografia de A. Sommerfeld [2].
ATIVIDADE ONLINE
Aprenda mexendo, investigue e explore o software de simulação do
comportamento dos modelos atômicos, e veja como o experimento e os
modelos evoluíram até o atualmente aceito, discuta com seus colegas
(http://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/hydrogen-atom[3].
MULTIMÍDIA
Assista online: assista ao documentário detalhado e bem produzido
sobre a evolução dos modelos atômicos e os cientistas que fizeram parte
dessa história (http://www.quimica.ufc.br/?q=node/95[4]).
FONTES DAS IMAGENS
1. http://www.palimpalem.com/1/cuentatucuento/userfiles/atomo4112.gif
2.http://www.infopedia.pt/$Arnold Sommerfeld
3.http://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/hydrogen-atom
4.http://www.quimica.ufc.br/?q=node/95
Responsável: Eduardo H. Silva de Sousa
Universidade Federal do Ceará - Instituto UFC Virtual