Atomo de bohr

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Breve Histórico dos átomos

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Atomo de bohr

  1. 1. CENTRO UNIVERSITÁRIO CENTRAL PAULISTA CURSO SUPERIOR DE TECNOLOGIA EM RADIOLOGIA NATHANAEL MELCHISEDECK BRANCAGLIONE Modelo atômico de Bohr SÃO CARLOS 2012
  2. 2. NATHANAEL MELCHISEDECK BRANCAGLIONE Modelo atômico de Bohr Trabalho apresentado ao Curso Superior de Tecnologia em Radiologia UNICEP, como requisito à obtenção de nota parcial referente à segunda avaliação. Introdução a Física das Radiações: Prof. Dr. Mauro Massili. SÃO CARLOS 2012
  3. 3. INDICE DE ILUSTRAÇÕES FIGURA 1 MODELO PUDIM DE PASSAS ..........................................................................7 FIGURA 2 EXPRERIMENTO COM FOLHA DE OURO ......................................................8 FIGURA 3 MODELO PLANETÁRIO.....................................................................................9 FIGURA 4 ORIBITAS PERMITIDAS EM Aº.......................................................................12 FIGURA 5 AS CINCO PRIMEIRAS ORBITAS ...................................................................12 FIGURA 6 EMISSÃO DE LUZ VERMELHA ......................................................................13 FIGURA 7 EMISSÃO DE LUZ VERDE AZULADO...........................................................14 FIGURA 8 EMISSÃO DE LUZ AZUL..................................................................................14 FIGURA 9 EMISSÃO DE LUZ VIOLETA ...........................................................................15 FIGURA 10 DIFERENÇA D EENERGIA ENTRE AS ORBITAS........................................16 FIGURA 11 SALTO QUANTICO ..........................................................................................17 FIGURA 12 TESTE DA CHAMA...........................................................................................18 FIGURA 13 FOGOS DE ARTIFÍCIO.....................................................................................18 FIGURA 14 NEÔNICO E LÂMPADAS DE VAPOR............................................................19 FIGURA 15 FLUORESCNCIA^ .............................................................................................19 FIGURA 16 RAIO LASER......................................................................................................20 FIGURA 17 ORBITAS DE SOMMERFELD .........................................................................21 FIGURA 18 EQUAÇÃO DE DE BROGLIE...........................................................................22 FIGURA 19 ACELERADOR DE PARTICULAS ..................................................................25 FIGURA 20 TODAS AS FORMAS DE MATÉRIAS QUE EXISTE.....................................26 FIGURA 21 PARTÍCULAS DE MATÉRIA QUE TRANMITEM FORÇA ..........................27 FIGURA 22 ÁTOMO BÁSICO...............................................................................................27 FIGURA 23 MODELOATÔMICO DA NUVEM ELETRÔNICA.........................................28
  4. 4. SUMÁRIO 1 COMO SE IMAGINAVA O ÁTOMO ANTES DE NIELS BOHR.....................................4 1.1 Demócrito de Abdera........................................................................................................5 1.2 John Dalton.......................................................................................................................6 Cinco pontos principais da teoria atômica Dalton..............................................................6 1.3 Joseph John Thomson.......................................................................................................7 1.4 Ernest Rutherford .............................................................................................................8 2 COMO NIELS BOHR IMAGINOU O ATOMO .................................................................10 2.1 Histórico de Niels Bohr.................................................................................................10 2.1 Modelo Atômico de Bohr...............................................................................................11 2.1.2 Aplicações do modelo de Bohr....................................................................................17 2.2 O aperfeiçoamento do modelo de Bohr..........................................................................20 2.21 Dualidades onda partícula da material..........................................................................21 2.2.2 O Princípio da Incerteza Heisenberg...........................................................................22 2.2.3 Função da onde de Schodinger....................................................................................23 3. O QUE SABEMOS SOBRE O ÁTOMO HOJE..................................................................24 3.1 Trituradores de Átomos..................................................................................................24 FOTO DO V CONGRESSO DE SLVAY (1927)....................................................................28
  5. 5. 4 1 COMO SE IMAGINAVA O ÁTOMO ANTES DE NIELS BOHR
  6. 6. 5 1.1 Demócrito de Abdera Foi discípulo e depois sucessor de Leucipo de Mileto. A fama de Demócrito decorre do fato de ele ter sido o maior expoente da teoria atômica ou do atomismo. De acordo com essa teoria, tudo o que existe é composto por elementos indivisíveis chamados átomos (do grego, "a", negação e "tomo", divisível. Átomo= indivisível). Não há certeza se a teoria foi concebida por ele ou por seu mestre Leucipo. A ligação estreita entre ambos dificulta a identificação do que foi pensado por um ou por outro. Todavia, parece não haver dúvidas de ter sido Demócrito quem de fato sistematizou o pensamento e a teoria atomista. Demócrito avançou também o conceito de um universo infinito, onde existem muitos outros mundos como o nosso. Na Grécia antiga, Protágoras de Abdera teria sido seu discípulo direto e, posteriormente, o principal filósofo influenciado por ele foi Epicuro. No renascimento muitas de suas idéias foram aceitas (por exemplo, Giordano Bruno), e tiveram um papel importante durante o iluminismo. Muitos consideram que Demócrito é "o pai da ciência moderna"Acreditava que átomos eram indivisíveis e a matéria era composta por essas minúsculas partículas elementares, de várias formas e tamanhos. A prova disso seria a infinidade de substâncias existentes na natureza, cada uma delas com formatos e características diferentes (WIKIPEDIA, 2012). Em suma, os filósofos atomistas conceberam o átomo como sendo peças de um quebra- cabeça, as quais precisavam se unir de forma perfeita para formar estruturas mais complexas. Segundo eles, cada substância possuía seu tipo de átomo e este variava de acordo com as propriedades da mesma. Por exemplo, uma substância no estado líquido teria átomos arredondados (por isso, escoavam) e no estado sólido se apresentaria como átomos pontiagudos. E mais! Acreditavam que os átomos eram eternos. É claro que esta concepção já foi ultrapassada. Hoje, temos conhecimento de que os átomos não são indivisíveis e nem tão pouco eternos. Eles podem ser rompidos (fissão nuclear) e até mesmo destruídos. Mas não podemos deixar de considerar esta linha de estudo traçada por nossos ancestrais, pois ela permitiu à ciência dar seus primeiros passos até a Idade Moderna e chegar a um estágio avançado, tal qual é atualmente (SOUZA, 2011).
  7. 7. 6 1.2 John Dalton John Dalton (6 de Setembro de 1766 Manchester, 27 de Julho de 1844), foi um químico, meteorologista e físico inglês. Foi um dos primeiros cientistas a defender que a matéria é feita de pequenas partículas, os átomos. É também um dos pioneiros na meteorologia, iniciando suas observações em 1787 com instrumentos confeccionados por ele mesmo e publicando, seis anos mais tarde, o livro Meteorological Observations and Essays (Observações e Ensaios Meteorológicos), um dos primeiros concernentes à ciência meteorológica. Suas observações experimentais permitiram-lhe elaborar teorias sobre o vapor d'água e misturas de gases, apresentando em 1801 sua lei das pressões parciais: em uma mistura de gases, cada componente exerce a mesma pressão como se estivesse solitária no recipiente que a contém. Dalton concluiu que toda matéria, não apenas gases, deve se consistir de diminutas partículas. Reviveu, assim, a antiga teoria atomista e elaborou a primeira tabela de pesos atômicos, anunciando seus resultados em 1803. Ao fim de sua vida, sua teoria atômica estava amplamente difundida entre a comunidade química e reconhecida pelo rei da Inglaterra com a Medalha Real. CINCO PONTOS PRINCIPAIS DA TEORIA ATÔMICA DALTON Dalton atribuiu os fundamentos do átomo principalmente pela característica de cinco pontos principais, eles dizem que: i. Elementos são feitas de partículas minúsculas chamadas átomos. ii. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos. iii. Os átomos de um dado elemento são diferentes das de qualquer outro elemento; os átomos de diferentes elementos podem ser distinguidos uns dos outros por seus respectivos pesos relativos. iv. Átomos de um elemento podem combinar com átomos de outros elementos para formar compostos; um determinado composto tem sempre a mesma relação do número de tipos de átomos. v. Átomos não podem ser criados, divididos em pequenas partículas, nem destruídos no processo químico; uma reação química simplesmente muda a forma como átomos são agrupados. Dalton propôs mais uma "regra da maior simplicidade", que criaram controvérsia, uma vez que não pôde ser confirmado independentemente. Apesar da incerteza no coração de Dalton da teoria atômica, os princípios da teoria sobreviveram.
  8. 8. 7 1.3 Joseph John Thomson O britânico Joseph John Thomson descobriu os elétrons em 1897 por meio de experimentos envolvendo raios catódicos em tubos de crookes. O tubo de crookes consiste-se em uma ampola que contém apenas vácuo e um dispositivo elétrico que faz os elétrons de qualquer material condutor saltar e formar feixes, que são os próprios raios catódicos. Thomson, ao estudar os raios catódicos, descobriu que estes são afetados por campos elétricos e magnéticos, e deduziu que a deflexão dos raios catódicos por estes campos são desvios de trajetória de partículas muito pequenas de carga negativa, os elétrons. (WIKIPEDIA, 2012) O Modelo atômico de Thomson (1897) propunha então que se o átomo não fosse maciço (como havia afirmado John Dalton), mas sim um fluido com carga positiva (homogêneo e quase esférico) no qual estavam dispersos (de maneira homogênea) os elétrons. Podemos fazer a analogia desse modelo atômico com um "Panetone" ou com um pudim recheado de uvas passas, em que a massa do panetone seria positiva e as passas seriam as partículas negativas (PEREIRA, 2010). FIGURA 1 MODELO PUDIM DE PASSAS (PEREIRA, 2010)
  9. 9. 8 1.4 Ernest Rutherford Ernest Rutherford estudou matemática e física no Canterbury College, em Christchurch e com o auxílio de uma bolsa de estudo, ingressou em 1895 no Cavendish Laboratory, em Cambridge. Foi professor de física e química na McGill University (Canadá), de 1898 a 1907 e na Manchester University (Inglaterra), de 1907 a 1919. Em 1919, sucedeu J. J. Thomson na direcção do Cavendish Laboratory, cargo que exerceu até ao resto da sua vida e onde realizou importantes investigações. Atualmente considerado o fundador da Física Nuclear, Rutherford introduziu o conceito de núcleo atômico ao investigar a dispersão das partículas alfa por folhas delgadas de metal. Rutherford verificou que a grande maioria das partículas atravessava a folha sem se desviar e concluiu, com base nessas observações e em cálculos, que os átomos de ouro e, por extensão, quaisquer átomos eram estruturas praticamente vazias, e não esferas maciças. Rutherford também descobriu a existência dos prótons, as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo. (LOURENÇO, 2008) Ernest Rutherford, em 1908, através de experimento bombardeou uma fina lâmina de ouro com partículas α, núcleo do átomo de hélio. Notou, então, que uma pequena parte era desviada de sua trajetória, porém uma maior parte das partículas atravessava a lâmina sem sofrer desvio. Figura 2. Com base nesse experimento, ele pôde chegar à conclusão de que o átomo possuía um pequeno núcleo e uma grande região vazia. Baseando-se no modelo do sistema solar, onde os planetas giram em torno do Sol, Rutherford propôs um modelo semelhante para o átomo de hidrogênio. Para ele, os elétrons possuíam cargas negativas; enquanto no núcleo se encontravam as cargas positivas, Figura 3 (SILVA, 2010). FIGURA 2 EXPRERIMENTO COM FOLHA DE OURO (SILVA, 2010)
  10. 10. 9 Pelas suas investigações sobre a desintegração dos elementos e a química das substâncias radioativas, obteve em 1908 o Prémio Nobel da Química. Foi também presidente da Royal Society (1925-1930), e homenageado em 1931 com o título de primeiro barão de Rutherford de Nelson e Cambridge. Falecendo em 1937 (LOURENÇO, 2008). FIGURA 3MODELO PLANETÁRIO (SILVA, 2010)
  11. 11. 10 2 COMO NIELS BOHR IMAGINOU O ATOMO 2.1 Histórico de Niels Bohr Niels Henrik David Bohr nasceu no dia 7 de Outubro de 1885, em Copenhaga. Em 1903, Niels matriculou-se na Escola Secundária de Gammelholm. Mais tarde, Bohr entrou para a Universidade de Copenhaga, onde foi influenciado pelo Professor Christiansen, um físico profundamente original e altamente dotado, e acabou o seu mestrado em física em 1909 e o seu doutoramento em 1911. Quando ainda era estudante, um anúncio, da Academia de Ciências de Copenhaga, de um prêmio para quem resolvesse um determinado problema científico levou-o a realizar uma investigação teórica e experimental sobre a tensão da superfície provocada pela oscilação de jactos fluídos. Este trabalho, levado a cabo no laboratório do seu pai, ganhou o prêmio (a medalha de ouro) e foi publicado em “Transactions of the Royal Society”, em 1908 (OLIVEIRA, 2012). Bohr continuou as suas investigações e a sua tese de doutoramento incidiu sobre as propriedades dos metais com a ajuda da teoria dos elétrons que ainda hoje é um clássico no campo da física. Nesta pesquisa Bohr confrontou-se com as implicações da teoria quântica de Planck. No Outono de 1911, Bohr mudou-se para Cambridge, onde trabalhou no Laboratório Cavendish sob a orientação de J. J. Thomson. Na Primavera de 1912.Niels Bohr passou a trabalhar no Laboratório do Professor Rutherford, em Manchester (OLIVEIRA, 2012). Em 1950, Bohr escreveu a “Carta Aberta” às Nações Unidas em defesa da preservação da paz, por ele considerada como condição indispensável para a liberdade de pensamento e de pesquisa (OLIVEIRA, 2012) Em 1955, escreveu o livro “The Unity of Knowledge”. Em 1957, Niels Bohr recebeu o Prêmio Átomos para a Paz. Ao mesmo tempo, o Instituto de Física Teórica, por ele dirigido desde 1920, afirmou-se como um dos principais centros intelectuais da Europa. A ocupação da Dinamarca pelo exército alemão (1940), a ascendência judia e suas atividades antinazistas obrigaram-no a viajar para a Inglaterra e mais tarde para os Estados Unidos, onde colaborou na produção da bomba atômica, projeto que abandonou (1944) para iniciar uma intensa atividade em favor da utilização pacífica de energia nuclear. Foi agraciado com o primeiro prêmio Átomos para a Paz (1957) e morreu em sua cidade natal em 18 de Novembro de 1962, vítima de uma trombose, aos 77 anos de idade (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011)
  12. 12. 11 2.1 Modelo Atômico de Bohr O cientista dinamarquês especializado em Física, Niels Bohr, realizou algumas observações referentes ao estudo da luz e, baseado em suas conclusões, ele pôde aprimorar o modelo atômico de Rutherford. O modelo atômico de Rutherford-Bohr ficou assim conhecido porque Bohr manteve as principais características do modelo de Rutherford, porém acrescentou mais informações sobre os elétrons que ficavam ao redor do núcleo (FOGAÇA, 2010). Naquela época, questionou-se que se o elétron emitisse energia continuamente, “fecharia” sua trajetória até atingir o núcleo e isso poderia gerar um colapso. Mas mais tarde esse questionamento foi reformulado pelo cientista Louis de Broglie, que diz que os elétrons giram ao redor do núcleo, mas não em órbitas definidas como tinha afirmado Bohr (SILVA, 2010). A partir dessa suposição, e baseando-se na teoria dos quanta de Max Planck e na explicação de Einstein para o efeito fotoelétrico, que consideram que a energia se propaga na forma de pacotes (quanta), Bohr postulou que, no átomo, os elétrons estão confinados em certos níveis estáveis de energia. Esses níveis estáveis de energia foram chamados estados estacionários de energia (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011). Os problemas com o modelo do átomo de Rutherford foram resolvidos de uma forma surpreendente pelo jovem físico dinamarquês Niels Bohr. Em 1912, Bohr determinou algumas leis para explicar o modelo pelo qual os elétrons giram em órbita ao redor do núcleo atômico. O que tornou a sua abordagem especialmente interessante foi que ele não tentou justificar as suas leis ou encontrar razões para elas. As leis faziam muito pouco sentido, quando comparadas com as teorias já bem estabelecidas da Física. Bohr começou por presumir que os elétrons em órbita não descreviam movimento em espiral em direção ao núcleo. Isto contradizia tudo que se conhecia de eletricidade e magnetismo, mas adaptava-se ao modo pelo qual as coisas aconteciam. Nesta ocasião Bohr determinou as suas duas leis para o que realmente ocorre (OLIVEIRA, 2012). Primeira Lei: os elétrons podem girar em órbita somente a determinadas distâncias permitidas do núcleo. Considere o átomo de hidrogênio, por exemplo, que possui apenas um elétron girando ao redor do núcleo. Os cálculos de Bohr mostraram quais as órbitas possíveis. A Figura 4 mostra as cinco primeiras destas órbitas permitidas. A primeira órbita situa-se um pouco além de um Ângstron do núcleo (0,529 Ângstron). A segunda órbita permitida situa-se em um pouco mais de que 2 Ângstron do núcleo (2,116 Ângstron).
  13. 13. 12 FIGURA 4 Oribitas permitidas em Aº (OLIVEIRA, 2012) Embora a Figura 5 mostre apenas as cinco primeiras órbitas, não existe limite para o número de órbitas teoricamente possíveis. Por exemplo, a centésima órbita de Bohr para o átomo de hidrogênio estaria dez mil vezes mais afastadas do núcleo do que a primeira órbita, a uma distância de 5.290 Ângstron. Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio. Entretanto, as órbitas extremamente distantes, tais como a décima, a vigésima ou a centésima órbita, são improváveis. É bastante provável que um elétron em uma órbita distante fosse perdido pelo átomo. Em outras palavras outro átomo o arrebataria, ou uma onda de energia eletromagnética o deixaria como um “elétron livre” movendo-se através do espaço FIGURA 5 AS CINCO PRIMEIRAS ORBITAS (OLIVEIRA, 2012)
  14. 14. 13 entre os átomos. Por conseguinte, as órbitas mais importantes, aquelas que desempenham um papel principal na produção do espectro linear de um átomo, são as órbitas mais internas. É uma lei bastante estranha esta de os elétrons poderem ocupar apenas determinadas órbitas fixas. Isto significa dizer que a maioria das órbitas seria impossível. Um elétron de hidrogênio não poderia girar numa órbita a 0,250, 1,000 ou 2,150 Ângstron; as únicas órbitas permitidas são as enumeradas na Figura 4 (OLIVEIRA, 2012). Este é um comportamento muito diferente daquele dos objetos que nos cercam. Suponha que uma bola arremessada de uma sala só pudesse seguir 2 ou 3 trajetos determinados, em vez das centenas de trajeto diferentes que ela realmente pode seguir. Seria como se a sala tivesse trajetos invisíveis orientando à bola. Assim, a lei de Bohr afirma que os elétrons agem como se o espaço ao redor do núcleo atômico possuísse trajetos invisíveis. Mas Bohr não deu justificativa para esta estranha situação. Neste ponto chegamos à Segunda lei de Bohr (OLIVEIRA, 2012) Segunda Lei: um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia. Além disso, um átomo absorve energia quando um elétron é deslocado de uma órbita de menor energia para uma órbita de maior energia. Em outras palavras, os elétrons saltam de uma órbita permitida para outra à medida que os átomos irradiam ou absorve energia. As órbitas externas do átomo possuem mais energia do que as órbitas internas. Por consequencia, se um elétron salta da órbita 3 para a órbita 2 orbita. Há emissão de luz, por outro lado, se luz de energia adequada atingir o átomo, esta é capaz de impelir um elétron da órbita 2 para a órbita 3. Neste processo, a luz é absorvida (OLIVEIRA, 2012). FIGURA 6 EMISSÃO DE LUZ VERMELHA (OLIVEIRA, 2012)
  15. 15. 14 A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons que saltam da terceira órbita para a segunda órbita. A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons que saltam da quarta órbita para a segunda órbita. A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons que saltam da quinta órbita para a segunda órbita. FIGURA 7 EMISSÃO DE LUZ VERDE AZULADO (OLIVEIRA, 2012) FIGURA 8 EMISSÃO DE LUZ AZUL (OLIVEIRA, 2012)
  16. 16. 15 A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons que saltam da sexta órbita para a segunda órbita. É interessante notar que os comprimentos de onda da luz encontrada no espectro do hidrogênio correspondem a diferentes órbitas. (O comprimento de onda estabelece uma relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia). Por exemplo, a linha verde-azulada no espectro linear do hidrogênio é causada por elétrons que saltam da Quarta órbita para a Segunda órbita. A figura mostra como cada linha no espectro resulta de um determinado salto de elétrons. Observe que todos os saltos na figura são de órbitas de maior nível para a órbita O salto de mais baixa energia é o da terceira órbita para a segunda, e este salto produz a linha vermelha a 6,563 Ângstron. Finalmente, existe uma série de linhas na extremidade violeta do espectro, produzida por elétrons que saltam de órbitas externas distantes para a Segunda órbita. No caso dos átomos de hidrogênio, somente os saltos para a Segunda órbita produzem linhas espectrais na parte visível do espectro. Os saltos para a primeira órbita produzem irradiação ultravioleta ondas mais curtas do que as luminosas, ao passo que os saltos para a Terceira, Quarta e Quinta órbita produzem irradiação infravermelha (ondas mais longas do que as luminosas). As órbitas determinadas por Bohr e a forma pela qual os elétrons saltam entre estas destruíram a antiga imagem dos elétrons girando em espiral em direção do núcleo. Também FIGURA 9EMISSÃO DE LUZ VIOLETA (OLIVEIRA, 2012)
  17. 17. 16 anulara a existência de radiação atômica ser um espectro luminoso contínuo, e responsável pelo espectro linear. O estado de menor energia em que um elétron se encontra é denominado estado fundamental. Esse elétron só poderá passar para um estado de maior energia, ou seja, para uma órbita mais externa ao núcleo, se ele receber a quantidade necessária de energia. Se isso ocorrer, ele estará no seu estado excitado, que é muito mais instável (FOGAÇA, 2010). Para Bohr, cada estado estacionário de energia seria associado a um nível de energia, que em geral varia de 1 n a 7 n, sendo n um número inteiro. Os níveis de energia dos átomos atualmente conhecidos no seu estado de mais baixa energia, nível fundamental, exigem que n assuma um valor de 1 até 7. Cada um desses níveis seria descrito por uma órbita ao redor do núcleo. As órbitas mais próximas do núcleo corresponderiam a níveis menores de energia. A freqüência da radiação emitida ou absorvida será dada pela diferença de energia entre os dois estados (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011). Para a concepção desse modelo, Bohr elaborou seis postulados e, através destes, foi possível calcular teoricamente os espectros do átomo neutro de hidrogênio e do átomo de hélio ionizado. São eles: Postulado 1. Em um átomo são permitidas somente algumas órbitas circulares ao elétron, sendo que em cada uma dessas órbitas o elétron apresenta energia constante. Postulado 2. Um elétron não pode assumir qualquer valor de energia, mas somente determinados valores que correspondam às órbitas permitidas, tendo, assim, determinados níveis de energia ou camadas energéticas. Postulado 3. Um elétron, quando localizado em uma dessas órbitas, não perde nem ganha energia espontaneamente. Por isso, diz-se que, nesse caso, ele assume um estado estacionário. FIGURA 10 DIFERENÇA D EENERGIA ENTRE AS ORBITAS (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011)
  18. 18. 17 Postulado 4. Um elétron pode absorver energia de uma fonte externa somente em unidades discretas (pequenas), chamadas quanta (forma singular: quantum). Postulado 5. Quando um elétron absorve um quantum de energia, ele salta de uma órbita mais energética, ligeiramente mais afastada do núcleo. Dizemos que o elétron realizou um salto quântico e atingiu um estado excitado. Postulado 6. Quando o elétron retorna a órbita menos energética, ele perde, na forma de onda eletromagnética, uma quantidade de energia que corresponde à diferença de energia existente entre órbitas envolvidas no movimento do elétron. 2.1.2 Aplicações do modelo de Bohr Teste da chama com CuSO Figura 12, uma das mais importantes propriedades dos elétrons é que suas energias são "quantizadas",ou seja, um elétron ocupa sempre um nível energético bem definido e não um valor qualquer de energia. Se no entanto um elétron for submetido a um fonte de enrgia adequada (calor, luz, etc.), pode sofrer uma mudança de um nível mais baixo para outro de energia mais alto (excitação). O estado excitado é um estado meta-estável (de curtíssima duração) e, portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado fundamental. A energia ganha durante a excitação é então emitida na forma de radiação visível do espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de detectar ou não. Como o elemento emite uma radiação característica, ela pode ser usada como método analítico (RIBEIRO, 2012) FIGURA 11 SALTO QUANTICO (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011)
  19. 19. 18 Cores emitidas pelos átomos de alguns elementos no teste da chama. Elemento Cor Sódo Laranja Potássio Violeta Cálcio Vermelho- tijolo Estrôncio Vermelho- carmin Bário Verde Cobre Azul- esverdeado Césio Azul- claro Fogos de artifício FIGURA 12 TESTE DA CHAMA (RIBEIRO, 2012) FIGURA 13 FOGOS DE ARTIFÍCIO (RIBEIRO, 2012)
  20. 20. 19 FOGOS DE ARTIFÍCIO: Os fogos de artifício modernos empregam perclorato, substâncias orgânicas como amido ou açúcar, produtos do petróleo e pequenas quantidades de metais para dar cor. O funcionamento fundamenta-se na excitação dos elétrons que, ao retornarem a sua órbita original, emitem luz com cores diferentes. Aqui, uma exibição de fogos de artifício na cidade de Nova York (RIBEIRO, 2012). Luminosos e lâmpadas (neônio e lâmpadas de vapor de Na ou Hg) Fluorescência se define como as propriedades das substâncias de adquirirem luminescência ao serem submetidas aos raios ultravioletas, ou seja, quando são iluminadas (RIBEIRO, 2012). FIGURA 14 NEÔNICO E LÂMPADAS DE VAPOR (RIBEIRO, 2012) FIGURA 15 FLUORESCNCIA^ (RIBEIRO, 2012)
  21. 21. 20 O raio laser é um tipo de radiação eletromagnética visível ao olho humano. O laser hoje é muito aplicado como, por exemplo, nas cirurgias médicas, em pesquisas científicas, na holografia, nos leitores de CD e DVD como também no laser pointer utilizado para apresentação de slides. Na indústria o laser de dióxido de carbono tem sido muito utilizado, pois possibilita um processo rápido de corte e solda de materiais (RIBEIRO, 2012). 2.2 O aperfeiçoamento do modelo de Bohr Mas a partir do modelo de Bohr não era possível prever os espectros dos átomos com números atômicos maiores. Isso implicava na necessidade de se aperfeiçoar esse modelo. Um primeiro ajuste foi proposto em 1916, pelo físico e matemático alemão Arnold Sommerfeld. Análises espectroscópicas refinadas mostraram que as linhas espectrais não são simples. Elas apresentam o que é chamado de estrutura fina isto é, consistem em várias linhas componentes que ficam bem próximas. Isso indicava que para um mesmo estado estacionário de energia, níveis de energia deveriam existir sub-níveis de energia (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011). FIGURA 16 RAIO LASER (RIBEIRO, 2012)
  22. 22. 21 Sommerfeld propôs que em vez de descrever órbitas circulares, os elétrons descreveriam órbitas elípticas e o núcleo do átomo estaria localizado num dos focos da elipse. Em seu tratamento matemático, ele concluiu que em uma camada eletrônica havia uma órbita circular e (n -1) órbitas elípticas, em que n é o número de camadas. O elétron teria uma quantidade de energia determinada pela distância que tem do núcleo e outra, pelo tipo de órbita descrita. Esse novo modelo ficou conhecido como Bohr – Sommerfeld. Figura Apesar de boas explicações para a estrutura fina, este modelo ainda não explicava os átomos com maior número de elétrons. Outras variáveis ainda precisariam ser levadas em conta. 2.21 Dualidades onda partícula da material Um dos problemas que os físicos enfrentavam era o fato do comportamento da luz poder ser explicado tanto por uma teoria ondulatória como por outra que a considerava uma partícula. Afinal a luz é uma onda ou uma partícula? O que parecia óbvio era que para explicar os fenômenos de difração e interferência da luz devia-se levar em conta o modelo ondulatório, e para explicar o efeito fotoelétrico tinha de ser levado em conta o modelo de fóton. Bohr em seus estudos, já havia considerado que um modelo era complementar ao outro e ambos deveriam ser considerados no estudo quântico. Essa ideia foi ampliada, em 1924, por Louis De Broglie8 que propôs que não apenas os fótons apresentam características de onda e FIGURA 17 ORBITAS DE SOMMERFELD (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011)
  23. 23. 22 de partícula, mas sim todas as formas de matéria. De Broglie sugeriu que toda partícula está associada a um comprimento de onda l, que poderia ser determinado pela equação: Com essa equação, De Broglie representava sua hipótese da natureza dual da matéria. O caráter ondulatório estaria representado pelo comprimento de onda lambida e o caráter corpuscular, pela quantidade de movimento m. v. Até aquela época ainda não havia dados experimentais que demonstrassem a natureza dual dos elétrons, mas após a hipótese de De Broglie dois físicos norte-americanos, Clinton Joseph Davisson e Lester Halbert Germer, o fizeram. Estava colocada a base para uma nova Física. As equações clássicas que descreviam o movimento dos corpos deveriam ser acrescidas do fator ondulatório. Essa nova mecânica passou a ser chamada de Mecânica Quântica. Mas ainda outros fatores precisavam ser incorporados a esta Mecânica, como: 2.2.2 O Princípio da Incerteza Heisenberg O desenvolvimento desse novo modelo deve-se a várias cientistas, dentre eles o francês De Broglie e o alemão Heisenberg. Em 1926, Werner Karl Heisenberg demonstrou, usando os conceitos quânticos (mecânica quântica), que é impossível determinar, simultaneamente, com absoluta precisão, a velocidade e a posição de um elétron em um átomo. Este princípio, conhecido por Princípio da Incerteza, estabelece que, quanto mais precisamente conhecemos a posição do elétron, menos precisamente conhecemos a sua FIGURA 18 EQUAÇÃO DE DE BROGLIE (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011)
  24. 24. 23 velocidade. De acordo com o Princípio da Incerteza, não se pode afirmar que exista uma órbita definida para o elétron. O mais adequado é considerar que existam regiões, denominadas orbitais, considerados nuvens, em torno do núcleo onde é máxima a probabilidade de se encontrar um elétron (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011). Quando se quer encontrar a posição de um elétron, por exemplo, é necessário fazê-lo interagir com algum instrumento de medida, direta ou indiretamente. Por exemplo, faz-se incidir sobre ele algum tipo de radiação. Tanto faz aqui que se considere a radiação do modo clássico - constituída por ondas eletromagnéticas - ou do modo quântico - constituída por fótons. Se se quer determinar a posição do elétron, é necessário que a radiação tenha comprimento de onda da ordem da incerteza com que se quer determinar a posição. Neste caso, quanto menor for o comprimento de onda (maior freqüência) maior é a precisão. Contudo, maior será a energia cedida pela radiação (onda ou fóton) em virtude da relação de Planck entre energia e freqüência da radiação (WIKIPEDIA, 2012). 2.2.3 Função da onde de Schodinger Os cálculos de energia dos elétrons não poderiam ser mais desenvolvidos pela equação de Maxwell, havia a necessidade de desenvolver uma nova equação matemática que incorporasse os princípios já conhecidos: a quantização do elétron em níveis e subníveis de energia, o seu caráter ondapartícula e o Princípio da Incerteza. A equação de Schrödinger foi aperfeiçoada também pelo físico norte-americano Paul Adrien Maurice Dirac. Nas soluções numéricas para a função de onda, proposta por Dirac, ele incorporou números que identificam o nível energético do elétron, denominados números quânticos. A caracterização de cada elétron no átomo é feita por meio de quatro números quânticos: principal, secundário (ou azimutal), magnético e spin. Sendo que num mesmo átomo, não existem dois elétrons com os mesmos números quânticos (ALMEIDA, BEZERRA, et al., 2011). A energia de um fóton emitido por um átomo de hidrogênio é determinado pela diferença de dois níveis de energia de hidrogênio (WIKIPEDIA, 2012).
  25. 25. 24 Onde ni é o nível inicial , e nf é o nível final de energia. Uma vez que a energia de um fóton está O comprimento de onda do fóton emitido é dada pela Isto é conhecido como a fórmula de Rydberg, e os R da constante Rydberg é , ou em unidades naturais. (WIKIPEDIA, 2012) 3. O QUE SABEMOS SOBRE O ÁTOMO HOJE 3.1 Trituradores de Átomos O nome próprio é portentoso: Grande Colisor Elétron-Pósitron. O nome de família não é menos respeitável: superacelerador de partículas. Trata-se do maior instrumento de pesquisa do mundo. Serve para estudar a vida íntima do átomo e a origem do Cosmo. Cerca de 100 metros abaixo do solo, na periferia da cidade de Genebra, na Suíça, funciona o maior complexo científico já construído no planeta. Na superfície, a paisagem da região de fronteira com a França é de um sossegado cartão-postal de outros tempos: pequenos bosques, pastagens e a cordilheira do Jura, que separa os dois países. Mas, ao tomar num dos oito pontos de acesso construídos no campo o que em circunstâncias normais seria apropriadamente chamado elevador, o visitante mergulha de repente num mundo de vertigem - uma espécie de catedral subterrânea feita de aço e governada por dispositivos eletrônicos. São os controladores do LEP, iniciais em inglês de Grande (Colisor) Elétron-Pósitron, um túnel em formato de anel de 27 quilômetros de circunferência e 7 metros de diâmetro (RIBEIRO, 2012).
  26. 26. 25 Trata-se da jóia da coroa de um dos mais renomados estabelecimentos de pesquisa do século, o CERN, sigla que originalmente designava em francês o Centro Europeu de Investigações Nucleares, depois rebatizado Laboratório Europeu de Física de Partículas, exemplo de bem-sucedida colaboração internacional em ciência. Inaugurado há apenas quatro meses, o LEP nasceu para ajudar a conhecer mais de perto algumas das frações ínfimas de matéria do Universo. É um paradoxo: para devassar essas partículas que não medem mais de 1 bilionésimo de milésimo de milímetro, os físicos europeus tiveram de construir uma estrutura gigantesca. Componentes dos átomos com carga elétrica negativa se precipitam em desvairada corrida. Em sentido contrário precipitam-se as antipartículas pósitrons - elétrons com carga positiva. Nesse proposital curso de colisão, milhares e milhares de partículas e antipartículas, deslocando-se quase à velocidade da luz, acabam por se aniquilar mutuamente, liberando energia equivalente à fissão de quinhentos núcleos de átomos de urânio. Mas esse é apenas um valor teórico: não se trata ali de experiências atômicas, ao menos no sentido comum da expressão. Os físicos pretendiam com os choques que planejaram é servir-se depois de uma salada de partículas básicas, coisa ainda menor que o elétron e que sua imagem espelhada, o pósitron. De fato, com a ajuda dos aceleradores se descobriu que tudo o que existe - rigorosamente tudo - é feito apenas de três famílias de partículas elementares indivisíveis: quarks, léptons e bósons. Os quarks fazem os nêutrons e prótons no núcleo dos átomos. Os FIGURA 19ACELERADOR DE PARTICULAS (RIBEIRO, 2012)
  27. 27. 26 léptons fazem os elétrons, entre outras coisas. Os bósons formam uma classe especial de partículas mensageiras, responsáveis pelas interações entre as outras famílias. Tais forças, como se sabe, são a gravitacional, o eletromagnetismo e as interações fortes (responsável pela coesão do núcleo atômico) e fracas (que rege os fenômenos da radioatividade). Desde Einstein, na década de 30, os físicos acreditam que essas forças poderiam ser manifestações de uma força única que agiu somente nos instantes que se seguiram ao Big Ban. A explosão que teria originado o Universo. A descoberta do elétron inaugurou a era das partículas elementares. Depois de 100 anos de pesquisa, conhecemos cerca de 10 diferentes partículas elementares e temos um modelo, como Modelo Padrão, que descreve com extraordinária precisão o comportamento dessas partículas, Figura 20, (RIBEIRO, 2012) FIGURA 20 TODAS AS FORMAS DE MATÉRIAS QUE EXISTE (RIBEIRO, 2012)
  28. 28. 27 Podemos concluir que a matéria é constituída por pequenos núcleos, altamente densos onde se concentra a massa do átomo, carregados positivamente, constituídos de prótons (p) e nêutrons (n), cercados por regiões praticamente vazias denominadas de eletrosfera, onde se encontram os elétrons (e), de carga negativa (RIBEIRO, 2012). Modelo básico Figura 21. FIGURA 21PARTÍCULAS DE MATÉRIA QUE TRANMITEM FORÇA (RIBEIRO, 2012) FIGURA 22ÁTOMO BÁSICO (RIBEIRO, 2012)
  29. 29. 28 Modelo atual Os cientistas abandonaram a idéia de que o elétron descrevia uma trajetória definida em torno do núcleo e passaram a admitir que existam zonas onde há maior probabilidade de encontrar os elétrons, designadas por orbitais (RIBEIRO, 2012). FOTO DO V CONGRESSO DE SLVAY (1927) FIM FIGURA 23 MODELOATÔMICO DA NUVEM ELETRÔNICA (RIBEIRO, 2012)
  30. 30. 29 BIBLIOGRAFIA ALMEIDA, A. C. D. et al. Alunos online.com.br. Alunos online, 2011. Disponivel em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAqqMAB/>. Acesso em: 30 nov. 2012. FOGAÇA, J. R. V. alunosonline.com.br. Alunos online, 2010. Disponivel em: <http://www.alunosonline.com.br/quimica/modelo-atomico-rutherford-bohr.html>. Acesso em: 22 nov. 2012. LOURENÇO, D. ebah.com.b. Ebah, 2008. Disponivel em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAfW0EAI/biografia-ernest-rutherford#>. Acesso em: 26 nov. 2012. OLIVEIRA, J. ebah. ebah.com.br, 2012. Disponivel em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAqqMAB/historia-atomo-niels-bohr#>. Acesso em: 23 nov. 2012. PEREIRA, A. D. M. Aprendendo Química com a 2108. quimicacoma2108.blogspot.com.br, 2010. Disponivel em: <http://quimicacoma2108.blogspot.com.br/2010/03/modelo-atomico- de-joseph-john-thomson.html>. Acesso em: 24 nov. 2012. RIBEIRO, T. quimicaeletro.blogspot.com.b. Eletroquímica, 2012. Disponivel em: <http://quimicaeletro.blogspot.com.br/p/aplicacoes-do-modelo-de-bohr.html>. Acesso em: 22 nov. 2012. SILVA, D. C. M. D. alunosonline.com.br. Alunos online, 2010. Disponivel em: <http://www.alunosonline.com.br/fisica/modelos-atomicos.html>. Acesso em: 20 nov. 2012. SOUZA, L. A. D. Mundoeducacao.com.br. Mundoeducacao, 2011. Disponivel em: <http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/leucipo-democritofilosofando-sobre- atomos.htm>. Acesso em: 29 nov. 2012. WIKIPEDIA. wikipedia.org. Demócrito de Abdera, 2012. Disponivel em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Dem%C3%B3crito_de_Abdera>. Acesso em: 30 nov. 2012.

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