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O MODELO DE BOHR

•Isaac Newton no séc. XVII observa o espectro solar (espectro contínuo).

•Séc. XIX – Bunsen descobre que substâncias químicas (sais) submetidos a ação de chama, emite luz com cor característica para cada elemento químico.

Elementos químicos diferentes produzem espectros descontínuos. Apresentam raias de cores diferentes.

Cada raia é caracterizada por um comprimento de onda (λ).

A luz se propaga através de ondas eletromagnéticas.Vluz=300.000 Km/s

(no vácuo).

A diferença da parte mais baixa até a parte mais alta da onda é chamada de amplitude da onda. A parte mais alta da onda podemos chamar de crista ou pico da onda. A distancia entre duas cristas ou picos consecutivos é o que chamamos de comprimento da onda. Ao trajeto percorrido para realizar um comprimento de uma onda chamamos de ciclo. O numero de ciclos completados na unidade do tempo de um segundo chamamos de freqüência.

c = velocidade da luz

λ = comprimento de

onda

f = frequência

POSTULADOS DE BOHR

1. Em um átomo são permitidas órbitas circulares, onde o elétron apresenta energia constante.

2. O elétron assume valores de energia determinados que correspondem às órbitas permitidas (níveis de energia ou camadas energéticas).

3. Um elétron localizado na sua órbita, não ganha nem perde energia. Ele se encontra no estado estacionário.

4. Um elétron pode absorver energia (em unidades discretas – quanta) de uma fonte externa.

•Bohr propõe um novo modelo atômico em função dos estudos de De Broglie, Planck e outros.

•O elétron não é mais visto como partícula, mas como onda.

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5. O elétron ao absorver um quantum de energia, ele pula para uma órbita mais externa (mais afastada do núcleo). Diz-se que o elétron realizou um salto quântico; está no estado excitado.

6. Quando o elétron retorna a sua órbita, menor energia, ele perderá a energia absorvida (corresponde a diferença entre a energia que ele possuía e a que ele recebeu da fonte externa) na forma de onda eletromagnética (emissão de fóton).

E = h . f

E = energia; h = cte. De Planck; f = frequência

O MODELO ATÔMICO ATUAL

O modelo proposto por Bohr trouxe um avanço ao considerar níveis quantizados de energia, mas ainda apresentava inúmeros problemas. Muita coisa permanecia sem explicação ou era simplesmente colocado guela abaixo.

O modelo atômico atual é um modelo matemático- probabilístico que se baseia em dois princípios :

-Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.

- Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda.

O Princípio da Incerteza deixa clara a impossibilidade de determinar a exata trajetória do elétron a partir da energia e da velocidade. Por este motivo, buscou-se, então, trabalhar com a provável região onde é possível encontrá-lo.

Erwin Schröndinger (1887 - 1961) baseado nestes dois princípios criou o conceito de Orbital.

Orbital é a região onde é mais provável encontrar um életron.

Dirac calculou estas regiões de probabilidade e determinou os quatro números quânticos, que são: principal, secundário, magnético e de spin.

Número quântico principal (n): indica o nível de energia do elétron no átomo. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, n varia de 1 ao infinito; mas para os átomos conhecidos atualmente, n assume valores de 1 a 7. O número máximo de elétrons em cada nível é dado por

2.n 2

mas para os átomos conhecidos a distribuição eletrônica ocorre de acordo com a figura abaixo.

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7

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Número quântico secundário ou azimutal (l): indica a energia do elétron no subnível.  Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, l varia de 0 a 3 e esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, respectivamente. O número máximo de elétrons em cada subnível é dado por 2 (2 .l + 1):

Em cada orbital “cabem” apenas 2 elétrons deste modo, há 1 orbital no subnível s, 3 no subnível p, e assim por diante. A forma dos orbitais dos subníveis s e p é mostrada na figura abaixo:

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O Diagrama de PaulingDiagrama de Pauling, descreve como ocorre a distribuição eletrônica dos níveis e subníveis em ordem crescente de energia, sendo que, um subnível deve ser completamente preenchido para depois iniciar o seguinte.

Para o 26 Fe, esta é a distribuição eletrônica:  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6, onde o índice representa o número de elétrons em cada subnível. É importante lembrar que para átomos neutros, o número de elétrons é igual ao de número de elétrons é igual ao de prótonsprótons.

Para o íon (átomo que recebeu ou perdeu elétrons) 26 Fe 2+, temos a seguinte distribuição eletrônica:

Obs.: C.V.= Camada de Valência

Note que a perda ou ganho de elétrons não ocorre na camada eletrônica mais energética, mas sim na camada mais externa, chamada de camada de valência (C.V).

Exercícios:

1.Faça a distribuição eletrônica para os átomos de 11Na; 9F; 8O e 3Li.

2.Faça a distribuição eletrônica para os íons 11Na1+; 9F1-; 8O2- e 3Li1+.