o atomo de Bohr

O átomo de Bohr

Dalton

Thomson

Rutherford

Bohr

Schrödinger

O modelo de Rutherford sofreu muitas críticas na época em que foi elaborado. Os elétrons eram partículas carregadas e, de acordo com as teorias clássicas do eletromagnetismo, estas partículas deviam “irradiar” ou emitir energia na forma de ondas eletromagnéticas. Como consequência, os elétrons perderiam energia neste processo giratório e se precipitariam sobre o núcleo em um movimento espiral .

A resolução deste problema teórico foi apresentada, em
1913, por Niels Bohr. Aplicou ao átomo a teoria quântica de
Max Plank. Propôs um modelo para o átomo de hidrogênio e, depois extrapolou para a estrutura dos demais átomos.
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados: 1º postulado (Mecânico): Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.
Essas orbitas são chamada estacionárias ou estados estacionários.

e- estável

2º postulado (Óptico) : Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Os novos estados são chamados estados ativados ou excitados. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia

recebida

(principalmente luz).

em

forma

de

ondas

eletromagnéticas

LUZ

+
+ +

ENERGIA

EF = -13,6 .Z2/η2 (e.V.)
+ Absorve Energia → Afasta-se do núcleo
EF = Ef – Ei (e.V.)
- Emite Energia →aproxima-se do núcleo

Bohr propõe um modelo atômico que explica o espectro de raias emitido pelo hidrogênio, quando sujeito a uma descarga elétrica. 2- Colisões com átomos/moléculas de tomos/molé gás – emissão de luz

1- Fluxo de elétrons elé 3- Separação dos componentes
Separaç
da luz com prisma

4- Composição do
Composiç
espectro emitido Montagem para estudar o espectro de emissão de átomos e moléculas 7

Espectros dos elementos
“Código de barras”
que