Em 1913, Niels Bohr, tentando conciliar a ideia de Rutherford com as de Planck, propôs um modelo baseado nos seguintes postulados:
-As órbitas permitidas ao movimento de um elétron são aquelas para as quais o seu momento angular é um múltiplo inteiro de 
Momento angular = n.
N = 1, 2, 3, 4, ... Chamado número quântico
-Um elétron em certa órbita possui energia específica e está em um estado de energia permitido. Um elétron em um estado de energia permitido não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral na direção do núcleo.
Se um elétron que gravita numa órbita estacionária de energia w1, for excitado de modo a passar a outra órbita estacionária onde a sua energia é w2 e w2 > w1, ao retornar da segunda à primeira emitirá um fóton de frequência 
tal que
W2 - W1 = hv
A aplicação destes postulados permite calcular:
-Os raios das órbitas permitidas
Como m, h e e (carga do elétron) são constantes universais e z é uma característica do átomo considerado, os raios das sucessivas órbitas permitidas crescem com n.
A energia do elétron numa órbita permitida:
Assim, para um dado valor de z, a energia do elétron varia com o número quântico n definidor da órbita permitida.
-A frequência da radiação emitida no trânsito de um elétron de uma órbita estacionária para outra.
Frequência
Número de onda
Segundo Bohr a existência de certas órbitas estáveis para os elétrons dos átomos, com energias bem definidas, chamadas níveis energéticos e representados por números inteiros, iniciando pelo número 1, são chamados números quânticos principais, n. Bohr propôs que:
-No primeiro nível (n=1) cabem 2 elétrons;
-No segundo nível (n=2) cabem 8 elétrons;
-No terceiro nível (n=3) cabem 18 elétrons;
-No quarto nível (n=4) cabem 32 elétrons.
No geral, no nível energético n do modelo de Bohr, cabem 2n2 elétrons.
Em 1915 A.Sommerfeld postulou que os elétrons no átomo poderia se movimentar tanto em órbitas circulares quanto em órbitas elípticas. Para tanto, dois novos números quânticos foram propostos e posteriormente esses números foram deduzidos matematicamente. Na mecânica quântica eles são chamados de:
Os números quânticos l e ml são dependentes do valor de n em regiões possíveis de encontrar elétrons. A cada formato de região é associado um número quântico l, chamado subnível eletrônico.
Assim, para determinado valor de n, o número quântico secundário, l, assume diferentes valores que variam desde 0 até n -1.
O número quântico ml pode assumir os seguintes valores inteiros: +l,....,0,....,-l, o que corresponde a 2l+1 valores.
Esses novos números quânticos facilitam interpretar os espectros dos elementos.
O número quântico magnético ml permite explicar a emissão de radiação quando os átomos estão submetidos a um campo magnético.
Outra vantagem que esses números propiciam é entender a ordem na qual os elétrons ocupam suas posições nos níveis energéticos disponíveis no átomo.
A espectroscopia é a ciência que contribui para a identificação dos níveis de energia dos átomos, através do estudo da transição eletrônica entre dois níveis energéticos correspondendo ao surgimento de linha de luz emitida pelo átomo.
No espectro atômico dos metais alcalinos (sódio, potássio, rubídio e césio), as diversas raias que aparecem são agrupadas em quatro séries: duas linhas intensas ou principais que foram chamadas de linhas p; outras são difusas, chamadas de linha d; e outras mais fracas, porém de frequências precisas, chamadas linhas s (do inglês sharp). A quarta é chamada fundamental f.
Durante uma transição eletrônica nas linhas s, o elétron inicia a transição a partir de um subnível l=0; nas transições eletrônicas p, o elétron inicia a partir de l = 1; e nas d, de l = 2.
Estudos posteriores nos espectros infravermelhos de alguns elementos observaram-se outras linhas que foram chamadas de fundamentais ou linhas f e o elétron inicia a transição eletrônica a partir de um subnível l = 3.
| n | l | m1 | Subnível s |
Nº e- |
Subnível p |
Nº e- |
Subnível d |
Nº e- |
Subnível f |
Nº e- |
Subnível d |
Nº e- |
Soma |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 0 | 0 | 1s | 2 | 2 | ||||||||
| 2 | 0 | 0 | 2s | 2 | 8 | ||||||||
| 1 | +1 0 -1 |
2px 2py 2px |
2 2 2 |
||||||||||
| 3 | 0 | 0 | 3s | 2 | 2 | ||||||||
| 1 | +1 0 -1 |
3px 3py 3px |
2 2 2 |
18 | |||||||||
| 2 | +2 +1 0 -1 -2 |
3dz2 3dx2y2 3dxy 3dxz 3dyz |
2 2 2 2 2 |
||||||||||
| 4 | 0 | 0 | 4s | 2 | 2 | ||||||||
| 1 | +1 0 -1 |
4px 4py 4px |
2 2 2 |
32 | |||||||||
| 2 | +2 +1 0 -1 -2 |
4dz2 4dx2y2 4dxy 4dxz 4dyz |
2 2 2 2 2 |
||||||||||
| 4 | +3 +2 +1 0 -1 -2 -3 |
4f5z3 - 3 zr2 4f5z2 - 3 zr2 4fzx2 - zy2 4fxyz 4fy3 - 3 yx2 4f5yz2 - 3 yr2 4fx3 - 3 xy2 |
2 2 2 2 2 2 |
Princípio da Construção Progressiva é a sequência pela qual se deve preencher os subníveis energéticos com elétrons.
A regra é que os primeiros subníveis a serem preenchidos são aqueles com menor soma n + l.
Quando dois subníveis possuírem a mesma soma, preenche-se primeiro o que possuir menor n.
Bohr contribuiu para reorganizar a tabela periódica sugerindo a ordem de preenchimento apresentada na figura abaixo.
Denomina-se configuração eletrônica a especificação dos subníveis ocupados e o número de ocupação de um dado elemento ou íon.
Para determinar as configurações do estado fundamental (menor energia), empregamos o método de AUFBAU (em alemão significa "construção"); os elétrons são adicionados aos níveis com menor valor da soma n + l (menor energia).
Assim, seguimos a direção das setas na figura acima:
H ( z = 1) : 1s1
He ( z = 2) : 1s2
Li ( z = 3) : 1s2 2s1
Be ( z = 4) : 1s2 2s2
B ( z = 5) : 1s2 2s22p1
Outra maneira de mostrar as populações dos orbitais usa uma pequena linha horizontal (ou um quadrado ou um círculo) para representar um orbital. Os elétrons são representados por meias setas.
Os dois elétrons emparelhados no orbital 1s do hélio têm spins opostos ou antiparalelos.
Hund postulou uma regra que afirma:
Em uma configuração eletrônica, a menor energia será obtida quando o número máximo de elétrons desemparelhados for obtido
Para continuar o estudo segue abaixo cinco questionamentos. Leia a aula, faça uma reflexão e tente resolver mentalmente os desafios. Clique aqui para abrir.
Para conhecer mais sobre a Biografia de A. Sommerfeld clique aqui.
Responsável: Prof. Dr. Odair Pastor Ferreira
Universidade Federal do Ceará - Instituto UFC Virtual
