elétrons em átomos

ELÉTRONS EM ÁTOMOS
• Depois do modelo de Rutherford:
Como é o comportamento dos elétrons
nos átomos ?
Rutherford: estrutura planetária, com o
núcleo correspondendo ao sol no nosso
sistema solar e os elétrons aos planetas se
movendo em órbitas fixas num espaço vazio.
O DILEMA DO ÁTOMO ESTÁVEL
a) ELÉTRON ESTACIONÁRIO: de acordo com a
física clássica, a atração entre núcleo e
elétron provocaria a movimentação do
elétron em direção ao núcleo.
b) ELÉTRON EM MOVIMENTO: De acordo com a
física clássica uma partícula carregada em
movimento emite energia radiante, o que
diminuiria a distância entre o elétron e o núcleo.
Ou seja, por este modelo o elétron acabaria
caindo dentro do núcleo também.
• Física clássica: não é adequada para descrever o
que ocorre em escala atômica.
• Niels Bohr: primeira tentativa importante para
desenvolver um novo modelo atômico nãoclássico.
• Bohr: a elucidação da estrutura atômica seria
encontrada na natureza da luz emitida pelas
substâncias a altas temperaturas ou sob
descarga elétricas. Bohr acreditava que esta luz
era produzida quando os elétrons sofriam
alteração de energia.
ENERGIA RADIANTE OU
ELETROMAGNÉTICA
• luz visível, radiação IV e UV, ondas de rádio,
microondas, raios x, dentre outras.
• se desloca via ondas eletromagnéticas
(combinação de oscilação do campo elétrico e
magnético).
• apresenta movimento ondulatório (sua
passagem pelo espaço é semelhante a
passagem de uma onda sobre a superfície da
água).
• Todas as ondas têm um comprimento de onda
característico, λ, e uma amplitude, A.
• A frequência, ν, de uma onda é o número de
ciclos que passam por um ponto em um
segundo.
• A velocidade de uma onda, v, é dada por sua
frequência multiplicada pelo seu
comprimento de onda.
v=ν.λ
• Para a luz, velocidade = c.
• Como a velocidade de todas as ondas
eletromagméticas (velocidade da luz) é uma
constante no vácuo, ela é designada por c.
• c=ν.λ
• c = 3,00 x 108 m/s (velocidade da luz no vácuo)
• A teoria atômica moderna surgiu a partir de
estudos sobre a interação da radiação com a
matéria.
O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO
Qual onda tem a maior frequência?
Qual representaria a luz visível e qual representaria uma
radiação IV?
Qual seria uma luz azul, e qual seria uma luz vermelha?
ESPECTROSCOPIA ATÔMICA
Espectro contínuo da luz branca
• Luz branca: composta de uma mistura de ondas
eletromagnéticas de todas as freqüências no
espectro visível, do violeta (400 nm) ao vermelho
(700 nm).
• Esta mistura de ondas pode ser separada usando
um prisma.
• Espectro contínuo: Espectro da luz branca de um
filamento incandescente de uma lâmpada. As
cores na tela formam uma banda contínua que
vai do violeta para o vermelho.
ESPECTROSCOPIA ATÔMICA
Espectro de linhas dos átomos
Espectro do Hidrogênio: quando a
eletricidade passa pelo gás H2 ou quando o
gás é aquecido em altas temperaturas
emissão de luz.
Quando esta luz atravessa um prisma:
linha espectral, ou seja, um conjunto de
linhas distintas, cada uma produzida pela luz
de um comprimento de onda.
As séries de linhas espectrais formadas por cada elemento são
uma característica daquele elemento e podem ser usadas
como uma impressão digital para sua identificação. Cada
elemento produz seu próprio espectro de linhas.
Espectros de Linhas
• Balmer: as linhas espectrais que aparecem na
região visível do espectro do hidrogênio são
chamadas de SÉRIES DE BALMER.
• Existem várias séries de linhas espectrais que
podem ser obtidas do hidrogênio; outras
séries são encontradas nas regiões do UV e IV.
Equação de Rydberg
• Os λ das linhas (as posições) em cada uma
destas séries podem ser obtidos pela equação de
Rydberg:
1 1
= R 2 − 2 
λ  n1 n2 
1
λ = comprimento de onda
n = número inteiro (depende da série) onde n2 > n1
R = constante de Rydberg = 1,09 x 107 m-1
SÉRIES ESPECTRAIS
SÉRIE
n1
n2
REGIÃO
Lyman
1
2,3,4,5,...∞
UV
Balmer
2
3,4,5,6,...,∞
V
Paschen
3
4,5,6,7,...,∞
IV próximo
Brackett
4
5,6,7,8,...∞
IV
Pfund
5
6,7,8,9,...∞
IV afastado
ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS
Max Planck
1858 -1947
Nobel Prize in Physics 1918
• Planck: a energia só pode ser liberada (ou
absorvida) por átomos em certos pedaços de
tamanhos mínimos, chamados quantum.
• Todas as radiações eletromagnéticas
comportam-se como se fossem compostas de
minúsculos pacotes de energia chamados
fótons
• Relação entre a energia e a frequência:
E = hν
h = constante de Planck (6,63 × 10-34 J s).
EXERCÍCIOS
1) Lâmpadas de vapor de sódio usadas em
iluminação pública emitem luz amarela em 589
nm. Qual é a freqüência desta radiação? Qual a
energia emitida por um átomo de sódio quando
ele libera um fóton?
2) A freqüência da estação de radio FM Z-95 é igual
a 95,5 MHz. Calcule a energia produzida na
transmissão de 1 mol de fótons nessa freqüência.
1 MHz = 106 Hz 1 mol de fótons = 6,02 x 1023 fótons
3) Qual é a mudança de energia em um átomo de sódio
que emite um fóton amarelo de comprimento de
onda igual a 435,8 nm?
EXERCÍCIO
• Calcule o valor máximo e mínimo para a
freqüência na série de Lyman e Pfund para o
átomo de hidrogênio.
EFEITO FOTOELÉTRICO
• Albert Einstein, 1905
• Emissão de elétrons por uma superfície metálica quando
sobre ela incide uma radiação eletromagnética (luz):
Os elétons somente serão expelidos se a frequência
mínima é alcançada, ν0.
Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido.
Acima da frequência mínima, o número de elétrons
expelidos depende da intensidade da luz.
• Einstein conseguiu explicar o efeito fotoelétrico
considerando que a luz é constituída de diminutas
partículas ou fótons de energia hν.
• Um fóton de freqüência ν e energia hν incide numa superfície metálica
cedendo sua energia a um elétron. Certa quantidade ε desta energia é
usada para superar as forças de atração entre o elétron e o metal; o
restante é utilizado pelo elétron expulso e aparece como energia
cinética ½ mv2.
• E total = EI + EC
• E total = energia incidente
• EI = energia de ionização
• EC = energia cinética do elétron emitido.
• Logo,
hν = hν0 + ½ mv2
ou
hc/λ = hc/λ0+ ½ mv2
• hν0 = mínimo de energia que o fóton deve ter para a expulsão do
elétron.
• Se representarmos a energia dos elétrons expulsos em função da
freqüência : linha reta com inclinação igual a h e que intercepta o eixo
da freqüência em hν0.
EXERCÍCIO
• Quando uma radiação de comprimento de
onda igual a 5,4 x 10-8 m incide em uma
superfície de potássio metálico, são expelidos
elétrons cuja energia cinética é igual a 2,98 x
10-18 J. Qual é a energia de ionização de um
átomo de potássio e a correspondente
freqüência mínima e comprimento de onda
máximo necessárias para este processo? E
para um mol de átomos de potássio?
3.5 - O ÁTOMO DE BOHR
Niels Henrik David Bohr
1885 – 1962
Nobel Prize in Physics 1922
Postulados de Bohr
• ao elétron, dentro do átomo, são permitidos
somente certos estágios estacionários de
movimento, cada um destes possuindo energia
fixa.
• quando o elétron passa de um estágio a outro,
deve emitir ou absorver um quantum de
radiação cuja energia (hν) deve ser igual a
diferença entre os dois estágios.
• em qualquer destes estágios, o elétron se
movimenta em órbitas circulares ao redor do
núcleo.
MÉRITO DA TEORIA DE BOHR
EXPLICOU A ORIGEM DO ESPECTRO DE LINHAS
• Um átomo tem um conjunto de energias quantizadas, ou níveis de
energia, disponível para seus elétrons.
• Cada nível de energia tem uma população máxima de elétrons.
• Normalmente, o átomo está no seu estado fundamental: estado no qual
todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais baixos disponíveis.
• Quando o átomo absorve energia de uma chama ou descarga elétrica
passa para um estado excitado: elétrons ganham energia e são elevados a
um nível de energia maior.
• Alguns níveis de energia mais baixos ficam disponíveis e assim o elétron
pode cair de um nível de energia maior p/ um nível de energia mais baixo
E2 → E1. . Ocorre liberação de energia cujo valor corresponde a diferença
E2 - E1. A energia é liberada na forma de fóton de radiação
eletromagnética.
(E2)e - (E1)e = Efóton
• Já que os níveis de energia são quantizados, a diferença de energia entre
eles também precisa ser quantizada.
• É observada uma linha espectral, que pode ser produzida somente da
radiação de um único λ.
FALHAS DA TEORIA
• Explica o espectro de linha apenas para o átomo
de hidrogênio.
• Órbitas circulares.
O que disse Bohr sobre os elétrons nos
átomos?
• Propôs um modelo planetário modificado, no
qual cada nível de energia quantizado
corresponde a uma órbita eletrônica circular.
Órbitas com raios grandes correspondem a níveis
de energia altos.
O conceito da quantização tem sobrevivido,
entretanto o restante da teoria não.
EXERCÍCIOS
• 1) Calcule o comprimento de onda de uma
transição eletrônica de n = 2 para n = 6 no
átomo de hidrogênio.
• 2) Qual é a energia envolvida em uma
transição do quarto para o primeiro nível de
energia no átomo de hidrogênio.