(Vunesp 2015) Em 1913, Niels Bohr (1885-1962) propôs um modelo que fornecia uma explicação para a origem dos espectros atômicos. Nesse modelo, Bohr introduziu uma série de postulados, dentre os quais, a energia do elétron só pode assumir certos valores discretos, ocupando níveis de energia permitidos ao redor do núcleo atômico. Considerando o modelo de Bohr, os diferentes espectros atômicos podem ser explicados em função





Os espectros atômicos são as cores que os elementos químicos emitem, por exemplo, se colocarmos cloreto de potássio em uma chama ela ficará roxa, já o cloreto de cálcio emite uma cor alaranjada. Diferentes elementos químicos emitem diferentes cores.

Quem explica este fenômeno é Bohr.



Em 1911 Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro com partículas alfa e observou que grande parte delas atravessava a lâmina em linha reta ou sofriam pequenos desvios e apenas algumas sofriam grandes desvios ou nem mesmo passavam





Ele concluiu portanto que:

1. o átomo não é maciço, este apresenta mais espaço vazio do que preenchido


2. a maior parte da massa encontra-se em uma pequena região central (núcleo) de carga positiva (as partículas alfa - que são positivas - que chegassem próximo ao núcleo sofriam grandes desvios devido à repulsão elétrica)


3. os elétrons estão ao redor do núcleo em órbitas circulares², o conjunto das órbitas é a eletrosfera


4. o raio do átomo de ouro (núcleo +eletrosfera) é cerca de 10 mil vezes maior que o raio do núcleo

Esta representação ficou conhecida como modelo do sistema planetário






Porém havia um problema. Com o passar do tempo, o elétron perderia energia e devido a atração entre as cargas, se aproximaria do núcleo em uma espiral até atingi-lo, provocando o colapso dos elétrons



o modelo proposto era instável e ele precisava ser melhorado, e foi aí que Bohr apareceu.





Primeiramente, ele chamou as órbitas de camadas, que ficaram conhecidas também como órbitas estacionárias, e atribui a cada uma delas uma letra, sendo a mais próxima do núcleo a camada K, a seguinte L, depois M até Q e foi além

1. Cada camada está associada a um nível de energia, assim a camada K seria o nível 1, L seria o nível 2 e assim por diante até o 7 (nota: um átomo pode ter menos de 7 camadas) e quanto mais afastada do núcleo maior é sua energia
   
   
   
   


2. Um elétron só pode orbitar o núcleo em um desses níveis, ou seja, ele não pode permanecer entre 2 camadas.
   
   
   
   Podemos dizer também que, sua energia deve ser um múltiplo inteiro da constante de Planck ~ 6,62.10^-14
   
   
   


3. Ao excitarmos um elétron, fornecer energia, ele pode saltar para um nível superior, porém, a energia é quantizada, isto significa que ele só pode absorver uma quantidade específica de energia ou um múltiplo dela. A energia que um elétron absorve é chamado de quantum, é como se fosse um pacote de energia
   
   
   
   Assim um elétron pode receber 1 quantum, 2 quantums, 3 quantum etc. Frações de quantum não são permitidas, exemplo, ele não pode receber 1/2 quantum, teoria que ficou conhecida como quantização da energia.
   
   
   
   
   O elétron também pode voltar para um nível inferior, ao fazê-lo ele libera energia na forma de fóton (um termo mais elegante para luz)
   
   
   
   Estes “pulos” entre os níveis são chamados de transição eletrônica ou saltos quânticos.
   
   
   

O postulado 3 de Bohr explica a emissão de luz pelos átomos.





Gabarito letra c.


1: aqui temos uma discordância, alguns dizem que as órbitas no modelo de Rutherford seriam elípticas, não se preocupe, apenas tenha em mente que nas suas pesquisas você pode encontrar explicações que divergem em alguns pontos.


O teste de chama é um experimento muito interessante para visualizarmos as diferentes cores emitidas por diferentes espécies químicas.


A explicação acima foi resumida, Para a história completa dos modelos atômicos aqui está.

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