MODELO TEÓRICO DE BOHR
Com o novo modelo proposto por Bohr sobre a estrutura atômica, algo que os últimos modelos de Dalton e Rutherford não conseguiam explicar é os fenômenos vistos na introdução do tema de Radiação de Corpo Negro. Qual era o real motivo do porque diferentes gases quando aquecidos emitiam diferentes cores (diferentes comprimentos de onda).
O raciocínio de Bohr foi o seguinte. A linha espectral de emissão de um elemento nos diz que os átomos desse elemento emitem fótons somente em certas frequências específicas e, portanto, com certas energias específicas. E esta energia é definida exatamente como feito por Albert Eistein para o fóton.
Essa equação nos diz que, cada átomo possui um conjunto de níveis de energia possíveis. Um átomo pode ter uma quantidade de energia interna igual a qualquer um desses níveis, mas não pode ter uma energia intermediária entre dois níveis. Isso acontece quando um gás é excitado , como por exemplo, aplicar uma tensão elétrica, e fazendo isso pela passagem de corrente elétrica no gás vai cedendo energia para os elétrons em sua eletrosfera.
Quando esses elétrons absorvem a energia cedida pelos elétrons transitando devido a diferença de potencial eles ficam mais "energizados" e saltam para um nível de energia maior. Mas essa energia não se mantém por muito tempo então o elétron ao perder energia novamente retorna ou nível de energia em que estava e nesse processo ele emite um fóton de um comprimento de onda específico (cor específica).
Isso acontece porque todos os átomos isolados do gás de um determinado elemento têm o mesmo conjunto de níveis de energia, mas átomos de diferentes elementos têm diferentes conjuntos. Por exemplo, um átomo de lítio excitado emite luz vermelha com comprimento de onda λ = 671nm. A energia do fóton correspondente é:
Essa é a energia do fóton emitido durante a transição entre os dois níveis de energia. Logo, cada tipo de átomo precisa ter uma série de níveis de energia , com diferentes espaçamentos na energia entre eles. Cada comprimento de onda no espectro corresponde a uma transição entre dois níveis de energia atômicos específicos. E quando dizemos que os átomos são estáveis significa que cada átomo tem um nível de energia mais baixo, que chamamos de nível básico. Os níveis com energias maiores que o nível básico são chamados níveis excitados. Um átomo em um nível excitado, pode fazer uma transição para o nível básico emitindo um fóton. mas como não existem níveis mais baixos que o nível básico, um átomo no nível básico não pode perder energia e, portanto, não pode emitir fóton. Para entendermos isso vamos ver o seguinte esquema:
Bohr propõe em um de seus postulados que as órbitas dos elétrons são muito bem definidas e cada órbita há um número quântico associado juntamente com um nível de energia também associado, dado pela diferença de Energia de uma órbita para a outra determinado por ∆E. Tais órbitas foram classificadas como K, L, M, N, O, P, Q, etc. Cada elétron tem uma energia dependendo de qual orbital ou camada ele se encontra. Como citado anteriormente um átomo pode receber energia (absorver) ou emitir energia (emissão) .
Compreendendo então até aqui, pela teoria construída por Albert Einstein, um fóton tem sua energia associada com sua frequência (cor). Como por exemplo mostra o esquema 1, para conseguirmos arrancar o elétron da camada fundamental de número quântico n=1 (ou camada K), para o nível n=2 , a energia necessária que o nosso fóton precisará é exatamente a diferença de energia entre essas duas camadas ∆E. O mesmo se dá se quisermos elevar este mesmo elétron da camada fundamental n=1 para a mais alta possível mostrada no esquema
Outro conceito também importante como a segunda parte do esquema 1 mostra é a emissão de fótons. Isso acontece por um princípio básico da natureza chamado de "Princípio de mínima ação", o importante a se entender deste princípio é que todo fenômenos físico qualquer que seja, tende a estabilizar o "sistema físico" ao nível de energia mais baixo possível. No caso do átomo como mostra o esquema acima, cedemos (incidimos) um fóton no átomo, e o fóton só irá elevar o elétron ao nível mais alto se tiver uma energia menor que a do fóton. Em outras palavras, elevar o elétron do seu estado "natural" para um nível mais alto, estamos desestabilizando o equilíbrio energético deste sistema físico.
A natureza então tenta reorganizar ou reestabelecer esse equilíbrio novamente, e para isso o que acontece é que este elétron que foi elevado ao nível mais alto, não se mateará nele por muito tempo e eventualmente retornará ao seu estado mais fundamental novamente, é neste processo que acontece a emissão do fóton. É compreendendo este dois fenômenos que entendemos as linhas de absorvição e emissão de determinados elementos químicos que está representado no esquema 2.
Podemos então entender como mostra o esquema 3, o elétron quando absorve um fóton se eleva de um nível mais fundamental para um mais alto. Assim modificando então o equilíbrio energético do sistema. Para isso o elétron ao tentar restaurar a energia fundamental (mínima) emite um fóton para equilibrar a energia do sistema voltando então ao seu nível fundamental anterior que também podermos chamar de emissão expontânea. Ambos os processos de emissão e absorvição a frequência (cor) do fóton de ambas depende apenas e somente da diferença de energia ∆E dos orbitais a que cada elétron se encontra ou retorna.
Esta quantização das órbitas e das camada do átomo postulado por Bohr nos permitiu descrever muitos fenômenos que os antigos modelos não conseguiam prever. Mas esta não foi a única quantização que Bohr propõe pois a mesma ideia citada anteriormente, manter um equilíbrio, conservar grandezas físicas. E uma dessas grandezas que ja citamos na página anterior é a energia cinética do do elétron. Dependendo da órbita o elétron apenas tem uma velocidade relativamente baixa para seu orbital, e pela força centrípeta consequente da força Coulombiana exercida pelo núcleo do átomo, forçaria o elétron a colidir com o núcleo. Para resolver este problema juntamente com a quantização dos orbitais, o segundo postulado de Bohr prevê uma quantização do momento angular.
O momento angular é uma grandeza associada a conservação do movimento quanto a rotação de um corpo entorno de um eixo, e as grandezas que interferem nesta grandeza é a distância desse corpo com relação ao eixo (o raio) e a velocidade com que o corpo "orbita" rotaciona entorno do eixo. O que Bohr propôs é que o momento angular deve ser igualmente quantizado como as camadas, ou seja, o número quântico principal. O valor do momento angular quântico representado pela letra L é um múltiplo inteiro da constante de Planck e o número quântico principal, como mostra as equações abaixo:
Velocidade orbital do elétron
Raio orbital do elétron
Repare que a equação do momento angular tem um sub-índice (n) assim como as grandezas que a definem demonstradas acima, velocidade orbital e raio orbital. Isso significa que a quantização de Bohr restringe a existência do elétron em certas regiões, ou seja, a quantização do momento angular é diferente para cada nível quântico principal, um múltiplo inteiro dele. Isso significa que não existe momento angular fracionado, raio atômico fracionado, por exemplo, entre 1 e 2. Ou é 1 ou 2! Não existe valores intermediários a estes dois valores, como 1,14 ; 1,68. Não!!! Essa é a principal característica da quantização de Bohr. Estados de energia, momento angular, velocidade orbital e raio orbital são muito bem definidos. Com isso podemos definir a partir das relações anteriores a última relação de quantização de Bohr a quantização da energia associada a cada orbital atômico.
Energia associada ao orbital (n - enésimo)
Lembrando que esta descrição e os postulados que Bohr fez foram baseados no elemento mais simples que conhecemos hoje no universo, o Hidrogênio, pois ele contém apenas um elétron em órbita, sendo assim um elemento simples de se analisar e descrever. A questão é que para elementos com mais elétrons, como os metais, a teoria de Bohr já também não se faz eficiente. Os modelos teóricos descritos por ele divergem dos resultados em laboratório. Outros modelos posteriores surgem afim de preencher as lacunas deixadas pela teoria de Bohr, como o modelo atômico de Sommerfeld. Não nos cabe entrar nesses modelos teóricos mais elaborados, pois somente o modelo atômico do hidrogênio ja nos da bastante trabalho. O importante a você aluno até aqui é compreender que o modelo teórico de Bohr é muito eficiente para átomos relativamente simples, como os gases nobres e outros elementos que não tenham uma eletrosféra muito densa, com bastante elétrons. Existem outros modelos atômicos como citamos no qual conseguem dar conta ainda sim por uma aproximação para elementos químicos maiores e mais complexos.