Modelo Atômico de Bohr

Foi introduzido pelo físico dinamarquês Niels Bohr no ano de 1913. De acordo com este modelo, o átomo consiste em um pequeno núcleo no centro e elétrons que giram em órbitas circulares ao redor do núcleo - semelhante ao sistema solar. No entanto, aqui, a força de atração é fornecida por forças eletrostáticas em vez de forças gravitacionais. O núcleo é carregado positivamente e os elétrons são carregados negativamente. Além disso, Niels Bohr ilustrou que o núcleo carregado positivamente consiste em prótons e nêutrons. Os prótons são carregados positivamente e os nêutrons não têm carga. Niels Bohr introduziu a teoria quântica para superar as desvantagens do modelo atômico de Rutherford. De acordo com esta teoria –

1. Os elétrons giram ao redor do núcleo em certas órbitas. Cada órbita tem um certo nível de energia. Essas órbitas são chamadas de órbitas estacionárias. A órbita próxima ao núcleo tem um baixo nível de energia, enquanto a órbita externa tem um nível de energia mais alto. Um elétron pode girar em um certo nível de energia sem perder energia. Com a adição de energia ao átomo, o elétron salta para uma órbita de nível de energia mais alto.
   Por outro lado, quando o elétron salta da órbita de nível de energia mais alto para a órbita de nível de energia mais baixo, o elétron libera a energia em pequenos pacotes. Esses pequenos pacotes são chamados de quanta ou fótons. A energia do fóton é dada por,
   

   Onde,
   'h' é a constante de Planck,
   'υ' é a frequência da luz (em Hz),
   'c' é a velocidade da luz (em m/s),
   'λ' é o comprimento de onda da luz emitida (em metros).

   

2. A força centrípeta devido à atração eletrostática entre o núcleo carregado positivamente e o elétron carregado negativamente é igual à força centrífuga do elétron se movendo em órbitas circulares.

3. O momento angular do elétron se movendo em órbitas circulares é um múltiplo integral de
   
   Onde, n é um inteiro chamado número quântico.

4. O raio da órbita é proporcional a n2 e a velocidade do elétron é inversamente proporcional a n. Essas suposições levaram a resultados que foram encontrados corretos ao serem testados.

Este modelo também tem algumas deficiências, que estão listadas abaixo-

1. Ele é aplicado a átomos de um único elétron, ou seja, átomo de hidrogênio. Não pode ser facilmente estendido para explicar átomos mais complexos.

2. Não fornece regras ou restrições sobre a transição de um elétron de uma órbita para outra.

3. Introduziu apenas um número quântico n. No entanto, evidências experimentais relacionadas à estrutura fina das linhas espectrais sugerem a necessidade de números quânticos adicionais.

4. A explicação quantitativa da ligação química não pode ser explicada pelo modelo atômico de Bohr.

Declaração: Respeite o original, bons artigos merecem ser compartilhados, se houver violação de direitos autorais, entre em contato para remover.