보어의 이론적 모델
원자 구조에 관해 보어가 제안한 새로운 모델로, 마지막 Dalton과 Rutherford의 모델은 흑체 복사라는 주제의 서론에서 볼 수 있는 현상을 설명하는 데 실패했습니다. 가열될 때 다른 가스가 방출되는 진짜 이유는 무엇이었습니까? 다른 색상(다른 파장).
보어의 추론은 다음과 같았다. 원소의 방출 스펙트럼선은 그 원소의 원자가 특정 시간에만 광자를 방출한다는 것을 알려줍니다. 특정 주파수 및 따라서 특정 특정 에너지. 그리고 이 에너지는 알버트 아인슈타인이 광자에 대해 했던 것처럼 정확히 정의됩니다.
이 방정식은 각 원자가 가능한 에너지 준위 세트를 가지고 있음을 알려줍니다. 원자는 이러한 수준 중 어느 것과도 같은 양의 내부 에너지를 가질 수 있지만 두 수준 사이의 중간 에너지를 가질 수는 없습니다. 이것은 다음과 같은 경우에 발생합니다. 예를 들어, 가스는 전압을 인가하여 여기되고 가스를 통해 전류를 통과시켜 이를 수행하면 전기권의 전자에 에너지를 제공합니다.
이 전자들이 전위차로 인해 전자가 전달하는 에너지를 흡수하면 더 많이 "활성화"되고 더 높은 에너지 수준으로 점프합니다. 그러나 이 에너지는 오랫동안 유지되지 않아 에너지를 잃었을 때 전자는 다시 원래의 에너지 준위로 돌아가고 이 과정에서 특정 파장(특정 색)의 광자를 방출한다.
이것은 특정 원소의 모든 고립된 기체 원자가 동일한 에너지 준위 세트를 갖지만 다른 원소의 원자는 다른 세트를 갖기 때문입니다. 예를 들어 여기 리튬 원자 파장 λ = 671nm의 적색광을 방출합니다. 해당 광자 에너지는 다음과 같습니다.
이것이 광자의 에너지이다. 발행 된 두 에너지 준위 사이의 전환 동안. 따라서 각 유형의 원자는 일련의 레벨 에너지 사이의 에너지 간격이 다릅니다. 스펙트럼의 각 파장은 두 원자 에너지 준위 간의 전이에 해당합니다. 특정한. 그리고 우리가 원자라고 말할 때 안정적인 각 원자는 기본 준위라고 부르는 더 낮은 에너지 준위를 가지고 있음을 의미합니다. 기본 준위보다 에너지가 큰 준위를 여기 준위라고 합니다. 여기 준위의 원자는 광자를 방출하여 기본 준위로 전이할 수 있습니다. 그러나 그들은 존재하지 않기 때문에 레벨 염기 수준의 낮은 수준에서 기본 수준의 원자는 에너지를 잃을 수 없으므로 광자를 방출할 수 없습니다.
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.