O documento descreve o modelo atômico de Bohr, que explica a estrutura do átomo de hidrogênio. Bohr propôs que os elétrons giram em órbitas quantizadas em torno do núcleo, e cada órbita corresponde a um nível de energia distinto. A transição entre níveis de energia explica as linhas espectrais do hidrogênio.

2.  Ernest Rutherford
 Físico inglês
 Prémio Nobel da Química em 1908
 Modelo baseado em factos experimentais
Rutherford (1871-1937)
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Daniela Pinto

3. Niels Bohr (1885-1962)
 Físico Dinamarquês
 Primeiro cientista a explicar o espectro
descontínuo do átomo de H.
 Prémio Nobel da Física em 1922.
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4. Modelo atómico de Bohr
• Bohr estudou o espectro atómico descontínuo do hidrogénio e
criou um modelo para este átomo (explicação da estrutura do átomo).
• O eletrão gira à volta do núcleo em órbitas circulares.
• O raio das órbitas não pode ter um valor qualquer (é quantificado).
• Cada órbita corresponde a um nível de energia.
Órbita
Núcleo
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5. Postulados de Bohr (1913)
Os eletrões estão restringidos a determinadas órbitas,
cada uma a uma distância bem definida do núcleo;
A cada órbita está associado um determinado valor de
energia  a energia é quantizada (tem valores fixos) ;
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6. Postulados de Bohr (1913)
A cada uma destas órbitas (com um determinado valor de energia) à
volta do núcleo corresponde um “nível de energia”, n, do eletrão;
Os eletrões podem transitar de um nível de energia a outro nível de
energia.
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7. Quantificação da Energia do Eletrão
• Os estados de energia ou níveis de energia do electrão
representam-se por um número inteiro: n = 1, n = 2, n = 3 …
• Estado fundamental – Estado de menor energia (n = 1 *).
• Estados excitados – Estados de energia superiores ao fundamental
(n > 1 *).
*No átomo de hidrogénio (noutros átomos, existem electrões em estados
fundamentais com n > 1)
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8. Energia do eletrão
A energia do eletrão no átomo (En) não pode ter um valor qualquer (é
quantificada) e o seu valor depende do número do nível de energia:
𝐸 𝑛 = −
2,18𝑥10−18
𝑛2 𝐽 𝑒𝑚 𝑞𝑢𝑒 𝑛 é 𝑜 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑜 𝑛í𝑣𝑒𝑙
E1 = -2,18 x 10-18 J (n =1 no átomo de hidrogénio)
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9. Aumento contínuo de energia Aumento de energia quantizada
Os argumentos de energia quantizada são como degraus de uma
escada, e não como a inclinação de uma rampa (mas os degraus não
são todos iguais). 9
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10.  Quando o eletrão está numa órbita, não absorve nem emite
energia.
 Os valores da energia do eletrão do átomo de hidrogénio para os
diferentes estados estacionários são todos negativos.
 O eletrão pode absorver energia por:
Aumento de temperatura;
Colisão com eletrões de uma descarga eléctrica;
Colisão com fotões de radiação electromagnética.
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11. Quando o eletrão absorve energia, fica excitado e salta para
uma órbita mais externa (nível de energia superior).
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12. Hipoteticamente: Para o eletrão passar de n=1 para n=3
necessitava da energia fornecida pelos fotões verdes.
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13. O eletrão excitado liberta a energia em excesso, na forma de
radiação eletromagnética, e salta para uma órbita mais
interna (nível de energia inferior).
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14. A energia em excesso pode ser libertada de várias maneiras,
originando diferentes radiações eletromagnéticas:
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O que origina as riscas espectrais.pps
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15. Espetro de Emissão do Hidrogénio
A radiação eletromagnética libertada forma as riscas do espectro de
emissão do hidrogénio.
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16. O espetro de
emissão do
hidrogénio tem
riscas no
ultravioleta, no
visível e no
infravermelho:
Série de Lyman – Radiações ultravioletas libertadas quando os
eletrões saltam de n > 1 para n = 1;
Série de Balmer – Radiações visíveis libertadas quando os eletrões
saltam de n > 2 para o n = 2;
Série de Paschen – Radiações infravermelhas libertadas quando
os electrões saltam de n > 3 para n = 3;
Série de Brackett – Radiações infravermelhas libertadas quando
os electrões saltam de n > 4 para n = 4;
Série de Pfund – Radiações infravermelhas libertadas quando os
electrões saltam de n > 5 para n = 5. 16
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17. 17
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18. Séries
nf
(nível final)
ni
(nível inicial)
Região do
Espetro
Lyman 1 2,3,4,.. Ultravioleta
Balmer 2 3,4,5,.. Visível
Paschen 3 4,5,6,.. Infravermelho
Brackett 4 5,6,7,.. Infravermelho
Pfund 5 6,7,8,.. Infravermelho
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19. Energia de Ionização
Quando a energia da radiação é igual à energia de remoção do
eletrão (energia de ionização), este sai do átomo e fica parado (Ec = 0 J).
Quando isto acontece, a energia do eletrão é igual a zero:
• Ee = E = 0 J
A energia do eletrão no átomo (Ee = En) é simétrica da respetiva
energia de ionização (Ei = E):
𝐸𝑖𝑜𝑛 = 𝐸∞ − 𝐸 𝑛 ⇔ 𝐸𝑖𝑜𝑛 = −𝐸 𝑛
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20. Transições do eletrão
Se a energia da radiação for igual à energia
necessária para provocar uma transição do
eletrão (diferença de energia entre dois
níveis), este é excitado para um nível de
energia superior.
A energia da radiação emitida ou absorvida é
igual ao módulo da diferença de energia dos
dois níveis considerados:
∆𝐸 = 𝐸𝑠𝑢𝑝𝑒𝑟𝑖𝑜𝑟 − 𝐸𝑖𝑛𝑓𝑒𝑟𝑖𝑜𝑟 20
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21. Transições do eletrão
Se ∆𝐸 > 0 há absorção de energia –
excitação;
Se ∆𝐸 < 0 há emissão de energia –
desexcitação.
Se a energia da radiação emitida ou absorvida
for determinada por:
∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖
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22. Se a energia da radiação for inferior ou superior à energia necessária
para provocar uma transição, o electrão não absorve a radiação e não é
excitado.
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23. Um eletrão de um átomo de hidrogénio encontra-se no estado de
energia fundamental (n = 1). O que acontecerá a esse eletrão se for
atingido por uma radiação de:
a) 1,94 ×10–18J de energia;
b) 2,18 ×10–18J de energia;
c) 2,50 ×10–18J de energia;
d) 1,80 ×10–18J de energia.
Indique, para cada caso, em que estado fica o átomo de hidrogénio.
Exercício
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24. A energia final do eletrão pode ser calculada através da expressão:
a) 1,94 × 10−18 𝐽 = 𝐸𝑓 – (−2,18 𝑥 10−18)
𝐸𝑓 = −2,40 𝑥 10−19
𝐽
𝐸 𝑛 = −
2,18𝑥10−18
𝑛2 ⇔ −2,4 𝑥 10−19
= −
2,18𝑥10−18
𝑛2 ⇔ 𝑛 = 3
O eletrão vai transitar para o nível de energia n = 3 e o átomo fica
excitado.
Resolução
∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖
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25. A energia final do eletrão pode ser calculada através da expressão:
b) 2,18 × 10−18 𝐽 = 𝐸𝑓 – (−2,18 𝑥 10−18)
𝐸𝑓 = 0 𝐽
O eletrão sai do átomo sem energia cinética.
O átomo fica ionizado.
Resolução
∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖
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26. A energia final do eletrão pode ser calculada através da expressão:
c) 2,50 × 10−18 𝐽 = 𝐸𝑓 – (−2,18 𝑥 10−18)
𝐸𝑓 = 3,20 𝑥 10−19
𝐽
O facto da energia do eletrão ser positiva indica que o eletrão saiu do
átomo, com energia cinética no valor de 3,2 ×10-19 J.
O átomo fica, pois, ionizado.
Resolução
∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖
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27. d) 1,8 × 10−18
𝐽 = 𝐸𝑓 – (−2,18 𝑥 10−18
)
𝐸𝑓 = −3,80 𝑥 10−19
𝐽
𝐸 𝑛 = −
2,18𝑥10−18
𝑛2 ⇔ −3,8 𝑥 10−19
= −
2,18𝑥10−18
𝑛2
Este resultado negativo indica que a energia da radiação não é
suficiente para extrair o eletrão do átomo.
Verifica-se que não existe nenhum estado estacionário com tal valor de
energia.
O eletrão não absorve a radiação e o átomo permanece no estado
fundamental.
Resolução
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