Modêlos Atômicos - Elementos de Física

MODÊLOS ATÔMICOS
INTRODUÇÃO
Alguns conceito básicos de física são necessários
para compreendermos certos fenômenos físicos.
No caso de estudos da matéria é necessário
compreender como se estruturam átomos e
moléculas e a partir deste conhecimento discutir as
suas propriedades e aplicações tecnólgicas. O ponto
de partida será a abordagem do modêlo atômico de
Bohr aplicado ao átomo de hidrogênio. Este modêlo
pode explicar com base em uma nova mecânica,
chamada de Mecânica Quântica, vários fenômenos
que a mecânica Clássica era incapaz de tratar.
MODÊLO DE J.J. THOMPSON E
E. RUTHERFORD
No século XIX, aceita por parte da comunidade científica, os cientistas
consideravam que os elementos químicos eram constituídos de átomos,
a menor parte da matéria e pouco se conhecia de sua estrutura. Neste
mesmo século descobriu-se o elétron e foi lançado o conceito de que
os átomos deveriam conter elétrons. O problema é que a matéria é
neutra e como consequência os átomos que a constitue. Portanto
cada átomo deveria ter uma carga positiva para contrabalançar a
carga dos elétrons.
A primeira proposta foi dada por J. J. Thompson em 1904 onde o átomo
era constituído de uma certo volume esférico, onde as cargas
negativas estavam distribuídas dentro deste volume.
Em 1909 , os cientistas , Hans Geiger e E. Marsden, testaram o
modêlo de Thompson com uma experiência proposta por
Rutherford; aluno de Thompson. A experiência mostrou que
algumas partículas alfa eram retro espalhadas o que não era
possível ser explicado com o modêlo de Thompson.
Os resultados experimentais de Rutherford o levaram a propor
um novo modêlo para o átomo. Neste modêlo o núcleo era
pequeno e rodeado pelos elétrons, como o sistema solar. A
carga deste núcleo deveria ser positiva e ser rodeada por
elétorns cuja carga contrabalançava a carga do núcleo.
No entanto o modêlo nâo conseguia explicar o porque dos
elétrons não serem atraídos para o centro do núcleo como
previa o eletromagnetismo. E que a carga em movimento emite
radição.
Modêlo de Bohr- o átomo de
hidrogênio
Em 1913, Niels Bohr, físico dinamarquês e aluno de Rutherford,
propôs um modêlo baseado em princípios da mecânica quântica,
explicando a estabilidade do átomo de hidrogênio e o fato de que
somente algumas linhas do espectro do átomo de hidrogênio eram
observadas.
O primeiro conceito era o de que o elétron poderia orbitar o núcleo
sem irradiar energia.
O segundo conceito era o de que o elétron poderia passar de uma
órbita para outra no átomo de hidrogênio através da absorção ou
emissão de uma quantidade de energia exatamente
correspondente à diferença de energia entre as órbitas.
ÁTOMO DE BOHR E A CONSTANTE DE
RYDBERG (1913)
• 𝑹𝑯 = 𝟐. 𝟏𝟕𝟗 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖 𝑱
• O elétron no átomo ocupa níveis específicos de energia (h , 2h ,
3h ,…Designamos assim o aspecto de quantização.
𝑅𝐻
• 𝐸= 2
𝑛
• O elétron executa uma transição de um nível para outro. h =EiEf.
• Logo
1
1
• ℎ𝜈 = 𝑅𝐻 ( 2 − 2)
𝑛𝑖
𝑛𝑓
1
𝑅𝐻
1
1
• =
( 2 − 2)
𝜆
ℎ𝑐 𝑛𝑖
𝑛𝑓
• Estas equações são usadas para determinar o
comprimento de onda ou a frequência do nível atômico
do hidrogênio
Espectros Atômicos
A presença de níveis definidos e discretos de
emissão de energia no átomo de hidrogênio
forneceu uma explicação que estivesse de acordo
coma s observações experimentais de Balmer em
1885.
EXPERIMENTO DE BALMER
EXPERIMENTO DE BALMER
CONCLUSÃO
O modêlo atômico básico do átomo de hidrogênio
descreve de maneira análoga todos os demais elementos
atômicos. Cada átomo possui uma característica própria,
ou seja, níveis de energia que podem ser ocupados por
elétrons. Cada átomo tem o seu espectro de absorção ou
emissão como se fosse uma assinatura.
Analogamente aos átomos, em materiais complexos como
uma molécula podemos por meio de técnicas de
espectroscopia identificar os átomos que estão presentes
na molécula e também a sua composição. Em geral para
evitar problemas com interações com átomos vizinhos é
comum , quando possível gaseificá-los e estudar os seus
espectros de absorção ou emissão.
EXEMPLOS DE GEMAS
Be3Al2(SiO3)6
Na3Ca(Si3Al3)O12(SO
4).
Al2O3