Estrutura eletrônica da matéria

Estrutura eletrônica da matéria - resumo
A NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
COMO A RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA SE
MOVE À VELOCIDADE DA LUZ, O COMPRIMENTO
DE
ONDA
E
A
FREQUÊNCIA
ESTÃO
RELACIONADOS:
νλ=c
ONDE ν(NI) É A FREQUÊNCIA, λ(LAMBDA) É O
COMPRIMENTO DE ONDA E c É A VELOCIDADE
DA LUZ.
Estrutura eletrônica da matéria - resumo
A NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
A DISTRIBUIÇÃO EM ORDEM CRESCENTE DOS COMPRIMENTOS DE
ONDA DOS TIPOS DE RADIAÇÃO CONHECIDOS CONSTITUI O ESPECTRO
ELETROMAGNÉTICO.
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O CONCEITO DE ENERGIA QUANTIZADA
1- OBJETOS QUENTES E QUANTIZAÇÃO DE ENERGIA:
QUANDO SÓLIDOS SÃO AQUECIDOS, ELES EMITEM RADIAÇÃO, COMO
OBSERVADO NA LUZ BRANCA DE LÂMPADAS DE TUNGSTÊNIO.
Em 1900, MAX PLANCK FEZ UMA SUPOSIÇÃO AUDACIOSA:
ELE PROPÔS QUE A ENERGIA PODIA SER LIBERADA (OU ABSORVIDA)
POR ÁTOMOS APENAS EM “PEDAÇOS” DISTINTOS DE TAMANHOS MÍNIMOS.
PLANCK DEU O NOME QUANTUM PARA A MENOR QUANTIDADE DE ENERGIA
QUE PODIA SER EMITIDA OU ABSORVIDA COMO RADIAÇÃO
ELETROMAGNÉTICA. ELE CONSIDEROU QUE A ENERGIA, E, DE UM ÚNICO
QUANTUM É IGUAL À CONSTANTE MULTIPLICADA PELA FREQUÊNCIA.
Teoria Quântica
De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula
passa de uma situação de maior energia para outra de menor
energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em
"pacotes" que recebe o nome de quanta(quantum é o singular
de quanta).
O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível.
Cada
tipo
de
energia
tem
o
seu
quantum.
A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um
determinado átomo, surgindo assim os "números quânticos".
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O CONCEITO DE ENERGIA QUANTIZADA
1- OBJETOS QUENTES E QUANTIZAÇÃO DE ENERGIA:
E=nhν ; n=1,2,3,...
A CONSTANTE h (CONSTANTE DE PLANCK), TEM VALOR DE 6,63 X 10-34
JOULES x SEGUNDOS (Jxs).
DE ACORDO COM PLANCK, A ENERGIA É EMITIDA OU ABSORVIDA PELA
MATÉRIA EM MÚLTIPLOS INTEIROS DE hν, 2 hν, 3 hν E ASSIM POR
DIANTE. (3 hν REPRESENTA TRÊS QUANTA DE ENERGIA, ABSORVIDA OU
EMITIDA, ONDE QUANTA É O PLURAL DE QUANTUM).
ASSIM, AS ENERGIAS PERMITIDAS SÃO QUANTIZADAS, SENDO SEUS
VALORES RESTRITOS A DETERMINADAS QUANTIDADES.
OBS: A ENERGIA POTENCIAL DE UMA PESSOA SUBINDO UMA RAMPA OU
UMA ESCADA DÁ UMA BOA EXEMPLIFICAÇÃO SOBRE O CONCEITO DE
QUANTIZAÇÃO DE ENERGIA.
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2- O EFEITO FOTOELÉTRICO
Em 1905, Albert Einstein utilizou a Teoria Quântica de Planck para explicar o Efeito
Fotoelétrico.
A luz incidindo sobre uma superfície metálica
limpa leva-a emitir elétrons. Cada metal
possui uma frequência mínima de luz abaixo
da qual nenhum e- é emitido.
O princípio do Efeito Fotoelétrico é usado
nas fotocélulas.
1 2
mv
2
hv E0
E0
hv0
E0= energia mínima necessária para “arrancar” o e- do átomo
Einstein supôs que a energia radiante que atinge a superfície é um fluxo de
pacotes mínimos de energia (fótons). Cada fóton deveria ter uma energia
proporcional à frequência da luz: E=hν. Se os fótons têm mais energia do que a
Emin necessária, o excesso aparece como energia cinética dos e- emitidos.
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3- OS ESPECTROS DE EMISSÃO DOS GASES
Espectro contínuo da luz:
Gases submetidos à
descargas elétricas:
(a) Hidrogênio
(b) neônio
Os espectros de linhas de
(a) NaI e (b) H
Estrutura Eletrônica dos átomos
3- Os espectros de emissão dos gases
Em 1885, o suiço Johann Balmer observou que os
comprimentos de onda das quatro Linhas do
hidrogênio encaixavam em uma fórmula simples.
Descobriu-se que linhas adicionais ocorriam nas
regiões do UV e do Infravermelho. Rapidamente a
equação de Balmer foi estendida para uma equação
mais geral, chamada equação de Rydberg, que
permitiu calcular os comprimentos de onda de todas
as linhas espectrais do hidrogênio:
1
( RH )
1
n12
1
n22
λ é o comprimento de onda de uma linha espectral,
RH é a constante de Rydberg (1,096776 x 10 7 m-1),
n1 e n2 são números inteiros e positivos, sendo n 2>n1.
Estrutura Eletrônica dos átomos
3- Os espectros de emissão dos gases
Como a equação de Rydberg poderia ser explicada?
O modelo de Bohr
Para explicar o espectro de linhas do hidrogênio, Bohr iniciou
supondo que os e- moviam-se em órbitas circulares ao redor
do núcleo. No entanto, pela física clássica, uma partícula
carregada (o e-) perderia energia continuadamente pela
emissão de energia eletromagnética. Assim, ele deveria
mover-se em forma de espiral em direção ao núcleo. Bohr
observou que as leis da Física eram inadequadas para
descrever todos os aspectos dos átomos. Assim, ele adotou
a idéia de Planck de que as energias eram quantizadas.
Estrutura Eletrônica dos átomos
3- Os espectros de emissão dos gases
Como a equação de Rydberg poderia ser explicada?
Os postulados de Bohr
1- Somente órbitas de certos raios, correspondentes a certas energias
definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo.
2- Um e- em um certa órbita permitida tem certa energia específica e
está em um estado de energia ”permitido”. Nesse estado de energia não
irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em
direção ao núcleo.
3- A energia só é emitida ou absorvida por um e- quando ele muda de um
estado de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou
absorvida como fóton, E=hν . Ao se afastar, o e- absorve um dada
quantidade de energia quantizada. Ao retornar, ele emite essa mesma
quantidade.
Estrutura Eletrônica dos átomos
- Os Postulados de Niels Bohr (1885-1962)
De acordo com o
modelo atômico proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem ao redor
do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o
mesmo.
Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria
(1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica
da Radiação (1900) de Max Planck.
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:
1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias
ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.
Estrutura Eletrônica dos átomos
2º postulado (de Niels Bohr) : Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um
átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do
núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em
forma de luz (fenômeno observado, tomando como exemplo, uma barra de ferro
aquecida ao rubro).
Estrutura Eletrônica dos átomos
Órbitas de Bohr para o
átomo de hidrogênio
O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores
comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e
maior energia.
A linha vermelha no espectro atômico é
causada por elétrons saltando
da terceira órbita para a segunda órbita
A linha
verde-azulada
no
espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é
causada
por
elétrons
saltando
da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da sexta para a segunda órbita.
Estrutura Eletrônica dos átomos
Como a equação de Rydberg poderia ser explicada?
Os estados de energia do átomo de hidrogênio
Segundo os Postulados de Bohr, as energias correspondentes a cada órbita
permitida encaixavam-se na seguinte expressão:
E
(2,18 x10
18
1
J) 2
n
O número n, que pode assumir valores de 1 a infinito, é chamado número
quântico. Cada órbita corresponde a um valor diferente de n e o raio da
órbita aumenta à medida que n aumenta (n=1, n=2,...)
Estrutura Eletrônica dos átomos
3- Os espectros de emissão dos gases
Como a equação de Rydberg poderia ser explicada?
Os estados de energia do átomo de hidrogênio
As energias dadas pela equação anterior são negativas.
Assim, quanto mais baixa (mais negativa), mais estável
será o átomo.
A energia mais baixa (n=1) associa-se com o estado
fundamental do átomo. Quando o e- está em um órbita
de energia mais alta (menos negativa), diz-se que o
átomo Está em estado excitado.
Se n se torna infinitamente grande, a energia do
átomo é zero.
Estrutura Eletrônica dos átomos
3- Os espectros de emissão dos gases
Como a equação de Rydberg poderia ser explicada?
Os estados de energia do átomo de hidrogênio
Segundo o terceiro postulado, um e- deve absorver energia para que ele mude
para um estado de mais alta energia (maior valor de n).
A energia radiante é emitida quando o e- pula de um estado energia mais baixo.
Assim, se o e- pula de um estado inicial, com energia E i, para um estado final
Com energia Ef, a variação de energia é dada por:
E= Ef – Ei = Efóton = hν
Assim, apenas frequências específicas de luz podem ser absorvidas ou emitidas
pelo átomo. Fazendo-se determinadas substituições, temos:
E
h
hc
(2,18 x10
18
1
J) 2
nf
1
ni2