Química - Modelo de Bohr

1. Revisão Bibliográfica

1.1 O modelo de Bohr Para explicar o espectro de linhas do hidrogênio, Bohr começou supondo que os elétrons moviam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo. Entretanto, de acordo com a física clássica, uma partícula carregada que se move em uma trajetória circular perderia energia continuamente pela emissão de radiação eletromagnética. À medida que o elétron perde energia, ele deve mover-se em forma de espiral em direção ao núcleo. Bohr abordou esse problema quase da mesma forma que Planck tinha abordado o problema da natureza da radiação emitida por objetos quentes: Assumindo que as leis predominantes da física eram inadequadas para descrever todos os aspectos dos átomos. Ele adotou a ideia de Planck de que as energias eram quantizadas.
1.1.2 Bohr baseou seu modelo em três postulados:
1. Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo.
2. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia. Um elétron em estado de energia permitido não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo.
3. 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 = ɦʋ.
1.2 Os estados de energia do átomo de hidrogênio Começando com seus três postulados e usando as equações clássicas de movimento e para interação entre cargas elétricas, Bohr calculou as energias correspondentes a cada órbita permitida. Essas energias encaixavam-se na seguinte fórmula.

[1.1]
O número inteiro n, que pode assumir valores de 1 a infinito, é chamado de número quântico. Cada órbita corresponde a um valor diferente de n e o raio da órbita aumenta à medida que n aumenta. Dessa forma, a primeira órbita permitida tem n = 2, e assim por diante. As energias do elétron de um átomo de hidrogênio dadas pela