A estrutura lembra um sistema planetário.
- possui uma carga positiva de valor igual ao total de cargas negativas dos
elétrons.
- as cargas positivas são responsáveis por 99,9% da massa total
do átomo.
- o núcleo possui um diâmetro equivalente a apenas 0,01% do diâmetro
do próprio átomo.
Segundo Rutherford, a aceleração dos elétrons girando
em torno do núcleo equilibraria a força de atração
entre o núcleo e o elétron, impedindo que os elétrons
caíssem sobre o núcleo.
Mas segundo os princípios da eletrodinâmica clássica,
os elétrons girando em torno do núcleo deveria emitir energia
radiante, essa emissão deveria ser feita à custa da energia
cinética do elétron, que assim tenderia a se aproximar do núcleo.
O átomo de Rutherford seria instável.
Para resolver esse impasse, Niels Bohr introduziu a mecânica quântica
e a idéia de uma eletrosfera constituída de vários níveis
energéticos.
Número atômico (Z): nº de prótons.
Número de massa (A): nº de prótons + nº de nêutrons.
Isótopos: átomos de mesmo nº de prótons, mas diferente
nº de massa.
Isóbaros: átomos de mesmo nº de massa, mas diferente nº
de prótons.
Isótonos: átomos de mesmo nº de nêutrons, mas diferentes
nºs de massa e atômico.
Íons: espécies químicas, átomos ou grupo de átomos
que apresentam desequilíbrio de carga elétrica.
Isoeletrônicos: apresentam o mesmo nº de elétrons.
Alotropia: é a propriedade que certos elementos químicos possuem
de formar substâncias simples diferentes. A forma mais estável
é a mais abundante, a de menor entalpia e a de transformação
mais lenta.
Bohr estava entusiasmado pelo modelo atômico de Rutherford, mas, como
muitos outros físicos da época, achava que havia algo de errado
na eletrosfera.
Para solucionar o problema ele utilizou uma nova teoria, a teoria quântica
de Planck.
Teoria quântica --> a energia propaga-se de forma descontínua,
em quantidades bem definidas.
Ao estudar o espectro atômico de certos elementos (emissão de luz por um gás qualquer quando aquecido), verificou que o espectro era constituído por uma ou mais linhas coloridas, separadas por espaços escuros, correspondente a uma luz de energia definida.
CONCLUSÃO: Os átomos podem irradiar apenas certas energias, de acordo com a teoria quântica.
Modelo atômico de Bohr aplicado ao átomo de hidrogênio e seus postulados.
O elétron no átomo de hidrogênio, por ter movimento,
tem energia cinética, Ec.
O receber e exercer forças elétricas atrativas, tem energia
potencial elétrica, Epe.
Et = Ec + Epe
Entre o elétron e o núcleo só há forças elétricas atrativas.
Onde os valores de Epe são maiores, os valores de Ec são menores. Perto do núcleo --> maior velocidade do elétron --> maior Ec (para não ser puxado pelo núcleo).
Os elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do núcleo
atômico central sem perder ou ganhar energia (órbitas estacionárias).
Apenas algumas órbitas são “permitidas” (quantização
de Planck).
As órbitas foram designadas por números inteiros sendo que à
órbita mais próxima do núcleo (de menor raio) foi associado
o número 1.
Foi também designado a estas órbitas a representação
por letras K, L, M, etc
