O MODELO ATÔMICO ATUAL

     A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros átomos com dois ou mais elétrons.

Portanto, em 1926, Schrödinger lançou as bases da Mecânica Ondulatória, ao apresentar um mode­lo atômico no qual os elétrons eram considera­dos como partículas-onda.   O modelo de Schrödinger, válido até hoje, procura determinar os valores permitidos de energia para os elétrons de um átomo e mostra que é impossível conhecermos a trajetória de um elétron.Isso já havia sido previsto por Heisenberg, no seu famoso Princípio da Incerteza:

É impossível determinarmos simultanea­mente a posição e a quantidade de movimen­to (mv) de um elétron, com exatidão, em um certo instante.

   Devido à impossibilidade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera, desenvolveu uma equação de ondas, que permitia determinar a probabilidade de encontrarmos o elétron numa dada região do espaço.

   Assim, temos que a região do espaço onde é máxima a probabilidade de encontrarmos o elétron é chamada de orbital.O modelo atômico atual é um modelo matemático-probabilístico que se baseia em cinco princípios:

        I.   Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante;

       II.   Princípio da Dualidade da Matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma particula-onda

          III. Princípio do orbital: Estabelecido por Schrodinger em 1926, fala que existe uma região do espaço atômico onde haveria maior probabilidade de encontrar o elétron, denominado de orbital.

         IV. Princípio da exclusão: Estabelecido por Wolfang Pauli em 1925, fala que em um átomo, dois elétrons não podem apresentar o mesmo conjunto de números quânticos.

       V. Princípio da máxima multiplicidade: Estabelecido por Hund, fala que durante a caracterização dos elétrons de um átomo, o preenchimento de um mesmo subnível deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons isolados, ou seja, desemparelhados.

    

          

Figura 1 – Cientistas que contribuíram para o modelo atômico atual, da esquerda para direita, Schrödinger, Louis de Broglie, Heisenberg, Wolfang Pauli e Hund.

A idéia de órbita eletrônica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de probabilidade de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determinada região do espaço.

1. Números Quânticos

Schrödinger propôs que cada elétron em um átomo tem um conjunto de quatro números quânticos que determinam sua energia e o formato da sua nuvem eletrônica, dos quais discutiremos dois:

A. Número Quântico Principal (n)

O número quântico principal está associado à energia de um elétron e indica em qual nível de energia está o elétron. Quando n aumenta, a energia do elétron aumenta e, na média, ele se afasta do núcleo. O número quântico principal (n) assume valores inteiros, começando por 1.

 B. Número Quântico Secundário (l)

Cada nível energético é constituído de um ou mais subníveis, os quais são representados pelo número quântico secundário, que está associado ao formato geral da nuvem eletrônica.

Como os números quânticos n e  estão relacionados, os valores do número quântico  serão números inteiros começando por 0 (zero) e indo até um máximo de (n – 1).

Para os átomos conhecidos, teremos:

O número máximo de elétrons em cada subnível é:

C. Número Quântico magnético (m)

Identifica o orbital em que o elétron se encontra, uma vez que cada subnível é composto por vários orbitais (apenas o subnível s possui apenas 1 orbital).

Seus valores variam de –l a +l, inclusive zero. Veja:

Subnível s: 0

Subnível p: -1 0 1

Subnível d: -2 -1 0 1 2

Subnível f: -3 -2 -1 0 1 2

D. Nùmero Quântico spin (s)

Indica a orientação do elétron ao redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois sentidos possíveis, este número quântico assume apenas os valores -1/2 e +1/2, indicando a probabilidade do 50% do elétron estar girando em um sentido ou no outro.

CONTRIBUIÇÕES DE NIELS BOHR

A teoria eletromagnética é a principal fonte da teoria de Bohr, pois partindo do modelo atômico de Rutherford, cujo elétron estava ao redor do núcleo em orbita elíptica, este elétron emitiria radiação que mudaria a frequência e perderia energia aproximando-se em espiral até colidir com o núcleo onde a matéria não existiria mais. Portanto, rejeitou as leis que explicavam o movimento e comportamento dos átomos e dos elétrons propondo assim a seus postulados.

Para o formulado de sua teoria baseou-se nos estudos de Max Plank e constatou que a emissão ou absorção de energia era de modo discreto a qual chamou de quantum. Destacou também a ocupação precisa de um elétron em um nível de energia já que para ele havia diferença entre a energia de um elétron mais próximo ao núcleo e outro mais distante, sendo o primeiro de menor energia devido está fortemente ligado ao núcleo do átomo.

Bohr descreve por meios de equações o raio da orbita, velocidade do elétron em cada órbita e a energia do elétron em cada órbita, todos eles para o átomo de hidrogênio. Estas informações, principalmente a da energia do elétron em cada orbita, levaram a concluir que o espectro de linhas do átomo de hidrogênio pode ser atribuído aos saltos quantizados de elétrons entre os estados de energia. A diferença de energia entre os níveis, neste caso a saída do elétron de seu estado excitado para o estado fundamental, acarreta na liberação do chamado fóton que é um quantum de energia que é igual à diferença de energia entre os níveis, logo este fóton é a radiação detectada.

As limitações deste modelo são pro explicar o espectro de linhas apenas do átomo de hidrogênio, não explicando as dos átomos com mais de um elétron. É também uma limitação desta teoria os elétrons não serem descritos como partículas pequenas totalmente.

Segue abaixo um link de um vídeo explicativo deste modelo:

https://www.youtube.com/watch?v=DC3yLdHEe7k