النموذج النظري لبور
مع النموذج الجديد الذي اقترحه بوهر على التركيب الذري ، شيء ما الاخير فشلت نماذج دالتون ورذرفورد في شرح الظواهر التي شوهدت في مقدمة موضوع إشعاع الجسم الأسود. ما هو السبب الحقيقي وراء انبعاث غازات مختلفة عند تسخينها ألوان مختلفة (أطوال موجية مختلفة).
كان منطق بوهر على النحو التالي. يخبرنا الخط الطيفي للانبعاث لعنصر ما أن ذرات هذا العنصر لا تصدر فوتونات إلا في أوقات معينة. ترددات محددة وبالتالي مع طاقات معينة. ويتم تعريف هذه الطاقة تمامًا كما فعل ألبرت أينشتاين للفوتون.
تخبرنا هذه المعادلة أن لكل ذرة مجموعة من مستويات الطاقة الممكنة. يمكن أن تحتوي الذرة على كمية من الطاقة الداخلية تساوي أيًا من هذه المستويات ، لكن لا يمكن أن يكون لها طاقة وسيطة بين مستويين. يحدث هذا عندما الغاز متحمس ، على سبيل المثال ، تطبيق جهد كهربائي ، والقيام بذلك عن طريق تمرير تيار كهربائي عبر الغاز ، يعطي طاقة للإلكترونات في غلافه الكهربائي.
عندما تمتص هذه الإلكترونات الطاقة التي تمنحها الإلكترونات العابرة بسبب فرق الجهد ، فإنها تصبح أكثر "تنشيط" والقفز إلى مستوى أعلى من الطاقة. ولكن لا يتم الحفاظ على هذه الطاقة لفترة طويلة ، لذا فإن الإلكترون عند فقده للطاقة يعود مرة أخرى إلى مستوى الطاقة الذي كان عليه ، وفي هذه العملية يصدر فوتونًا بطول موجي محدد (لون محدد).
هذا لأن جميع ذرات الغاز المعزولة لعنصر معين لها نفس مجموعة مستويات الطاقة ، لكن ذرات العناصر المختلفة لها مجموعات مختلفة. على سبيل المثال ، ذرة ليثيوم متحمس يصدر ضوء أحمر بطول موجي λ = 671 نانومتر. طاقة الفوتون المقابلة هي:
هذه هي طاقة الفوتون صادر أثناء الانتقال بين مستويي الطاقة. لذلك ، يجب أن يحتوي كل نوع من أنواع الذرة على سلسلة من المستويات من الطاقة ، مع تباعد مختلف في الطاقة بينهما. يتوافق كل طول موجي في الطيف مع انتقال بين مستويين من الطاقة الذرية. محدد. وعندما نقول أن الذرات موجودة مستقر يعني أن كل ذرة لديها مستوى طاقة أقل ، وهو ما نسميه المستوى الأساسي. المستويات التي تحتوي على طاقات أكبر من المستوى الأساسي تسمى المستويات المثارة. يمكن لذرة عند مستوى متحمس أن تنتقل إلى المستوى الأساسي عن طريق إصدار فوتون. لكن لأنها غير موجودة المستويات عند المستويات المنخفضة من المستوى الأساسي ، لا يمكن للذرة عند المستوى الأساسي أن تفقد طاقتها وبالتالي لا يمكنها إصدار فوتون.
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.