Modelo Atômico de Bohr

O cientista dinamarquês Niels Henrik David Bohr (1885-1962). Em 1913, Bohr publicou seu artigo, On the Constitution of Atoms and Molecules (Sobre a constituição de átomos e moléculas) com base no modelo de Rutherford, trazendo importantes contribuições para os estudos da química quântica.

O modelo atômico de Rutherford apresentava algumas limitações que não satisfaziam às leis da física. Niels Bohr foi aluno de Rutherford e desenvolveu pesquisas com os dados da equipe e propôs melhorias ao modelo atômico de seu orientador.

A primeira limitação do modelo de Rutherford era sobre a instabilidades dos elétrons. Segundo o modelo de Rutherford, a trajetória de um elétron em direção ao núcleo de carga positiva adquiria um movimento em espiral. Contudo, a atração do elétron ao núcleo permitiria uma colisão entre as partículas o que levaria a colapso do átomo.

A segunda limitação avaliada por Bohr era referente a energia do átomo.  O movimento do elétron perde energia, emitindo radiação. Porém, o átomo em seu estado fundamental não emite radiação.

Bohr relacionou os conceitos desenvolvidos por Planck e Einstein de que a luz consiste em quantidades descontínuas de energia e propôs que o elétron em um átomo ocupa níveis de energia fixas, orbitando o átomo.  Quanto mais afastada uma órbita do núcleo atômico maior é a energia do elétron que ocupa esse nível. Admitiu que um átomo está no estado fundamental quando os elétrons estão nas órbitas de menor energia possível, atingindo uma estabilidade.

O Modelo de Átomo proposto por Bohr

Através de seus estudos, Bohr acrescentou três postulados ao modelo atômico de Rutherford:

– Os elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do núcleo do atômico.

– Quando um elétron passa de uma órbita para outra, uma quantidade fixa de energia é absorvida ou emitida.

– Os elétrons não emitem energia enquanto percorrem as órbitas eletrônicas, há um número específico de órbitas que são permitidas.

O modelo atômico proposto por Bohr é formado por um núcleo central e níveis de energias quantizadas, onde os elétrons estão localizados, num total de sete, chamadas de camadas eletrônicas.

Cada letra na figura acima corresponde a um nível de energia ou camada eletrônica, cada número é a quantidade de elétrons que ocupam cada nível de energia.

No estado fundamental, ou seja, de menor energia, os elétrons ocupam os níveis de energia mais baixos, no estado excitado eles recebem energia e migram de um nível de menor energia para outro de maior energia, é o que chamamos de saltos quânticos. Os elétrons ao retornarem para as camadas energéticas mais baixas emitem a energia recebida. Segundo Bohr, o elétron jamais pode permanecer entre dois níveis de energia permitidos.

Absorção de Energia Externa

E = E₂ – E₁, onde E > 0

Emissão de Energia

O elétron ao retornar para um nível mais interno emite energia na forma de luz (radiação eletromagnética), um quantum de energia.

Os elétrons podem transitar entre as camadas eletrônicas através da absorção e emissão de energia, cuja a frequência é dada por:

E₂ – E₁ = hν → logo, E = hν

Onde:

E é a energia emitida ou absorvida pelo elétron;
h é a constante de Planck. (6,63 x 10^-34 J . s);
ν é a frequência.

A luz emitida é quantizada e pode ser observada através dos espectros de linhas, Bohr mostrou que:

Onde n é o número quântico principal, por exemplo, n = 1; n = 2; n = 3;

Para o hidrogênio, as energias permitidas nos níveis eletrônicos são dadas no diagrama a seguir:

Cada valor de n é referente a energia quantizada necessária para que um elétron transite entre as camadas eletrônicas. Quando n → ∞  significa que o elétron não pertence mais ao átomo, ou seja, o átomo está ionizado, neste caso, houve a perda de um elétron. Cada valor em elétron-volt (eV) é um quantum de energia. Quando n = 1,  o elétron está no primeiro nível. Se receber um quantum de 13,6 eV ele será retirado do átomo de H, a essa energia chamamos de energia de Ionização. É a energia mínima necessária para retirar um elétron do átomo em seu estado fundamental.

A Química dos Fogos de Artifício

Devido às transições eletrônicas entre as camadas energéticas, ocorre a emissão de energia na forma de radiação eletromagnética, cada uma dessas transições apresentam um valor definido de energia. Quando essas emissões ocorrem na frequência da região do visível, podemos observar as diferentes cores dos elementos químicos usados na composição dos fogos de artifícios.

Bohr contribui com uma base teórica que permitiu a elaboração do modelo matemático que explica a estrutura do átomo, o modelo quântico atual. Porém, a falha de seu modelo foi prever que os elétrons possuem órbitas bem definidas. O modelo quântico nos mostrará uma outra resolução para esse impasse.

Exercícios Resolvidos

1) No diagnóstico da septicemia, utilizamos um exame chamado de hemocultura, cujo resultado é dado em 48 h. Hoje, com a utilização de computadores e a introdução de um ativador químico, o resultado pode ser dado em aproximadamente 8 h, ajudando, dessa maneira, a salvar muitas vidas. O ativador químico usado nos meios de hemoculturas é ativado através do CO₂ produzido pelas bactérias que faz com que um elétron de uma camada interna salte para camadas mais externas, ficando o elétron numa posição instável. O que ocorre quando o elétron volta ao seu estado normal?

Respostas: Ao retornar para um nível de menor energia, há emissão de energia eletromagnética, dependendo da quantidade de energia e da frequência definida na região do visível pode-se observar alguma coloração.

2) Dada a seguinte afirmação: “O elétron emite energia ao passar de uma órbita mais interna para uma mais externa”. Justifique o porquê dessa afirmativa ser falsa.

Respostas: Segundo o modelo atômico de Bohr, os elétrons ao retornarem as camadas energéticas mais baixas emitem a energia recebida. Portanto a afirmativa é falsa, o elétron ao passar de uma órbita interna para uma mais externa absorve a energia cedida.

Bons estudos!

David Pancieri Peripato