Estrutura da matéria Mark Rothko nº 5, 1950 Jorge Miguel Sampaio [email protected] 1. Modelo atómico Progressos na teoria científica do átomo: Lavoisier (1789): Descobre a leia da conservação da energia e da matéria e define elemento como a substância básica que não pode ser subdividida por processos químicos; Dalton (1805): utiliza o conceito de átomo para explicar porque os elementos reagem em proporções inteiras bem definidas e porque certos gases dissolvem-se melhor em água do que outros. Propões que cada átomos de tipos diferentes podem ligar-se para formar os compostos químicos; Loschmidt (1865): mede o tamanho das moléculas do ar; Brown (1827): verifica que grãos de pó na superfície da água movem—se erraticamente. Desaulx (1877): sugere que este fenómeno deve-se ao movimento térmico das moléculas da água (movimento Browniano). 1. Modelo atómico Progressos na teoria científica do átomo: Mendeleev (1869): Publica a 1ª tabela periódica, mostrando que certas propriedades dos elementos químicos repetem-se periodicamente; Thomson (1897): descobre os eletrões em experiências com raios catódicos e conclui que estes dão componentes dos átomos. Destrói assim a teoria que os átomos do indivisíveis. Propõe a teoria de que os átomos são constituídos por eletrões carregados negativamente, imersos numa distribuição de carga positiva – modelo do pudim de passas. Rutherford (1909): faz uma experiência com folhas de ouro e partículas-α (núcleos de átomos de He) e descobre que os eletrões orbitam em torno de um núcleo pequeno com carga positiva – modelo tipo sistema solar; 1. Modelo atómico Progressos na teoria científica do átomo: Mendeleev (1869): Publica a 1ª tabela periódica, mostrando que certas propriedades dos elementos químicos repetem-se periodicamente; Thomson (1897): descobre os eletrões em experiências com raios catódicos e conclui que estes dão componentes dos átomos. Destrói assim a teoria que os átomos do indivisíveis. Propõe a teoria de que os átomos são constituídos por eletrões carregados negativamente, imersos numa distribuição de carga positiva – modelo do pudim de passas. Rutherford (1909): faz uma experiência com folhas de ouro e partículas-α (núcleos de átomos de He) e descobre que os eletrões orbitam em torno de um núcleo pequeno com carga positiva – modelo tipo sistema solar; Modelo tipo pudim de passas 1ª Tabela periódica de Mendeleev (1869) Modelo tipo solar Modelo de Bohr-Rutherford Experiência de Rutherford (1908) Bombardeamento de átomos de com raios (partículas) alfa (núcleos de átomos de hélio). Ernest Rutherford (Nobel de Física 1910) Modelo atómico de Bohr-Rutherford Na sequência das experiências com partículas-α e folhas de ouro, Rutherford concluí que os eletrões (carga negativa) orbitam o núcleo atómico (carga positiva) atuados pela força eletrostática, analogamente ao que acontece com o Sol e os planetas atuados pela força gravítica . Existia no entanto uma falha neste modelo – sabia-se da teoria eletromagnética (equações de Maxwell) que uma carga em movimento orbital emite radiação. Neste processo o eletrão perde energia cinética e acabará por cair no núcleo. O modelo previa assim que todos os átomos são instáveis. A solução proposta por Niels Bohr (1913) é um dos passos fundamentais na construção da teoria quântica. Teoria atómica de Bohr (1913) 1. Os eletrões atómicos orbitam o núcleo; 2. Os eletrões só podem ter certas órbitas estáveis sem irradiarem. Estas órbitas estão a distâncias fixas do núcleo atómico central e Niels Bohr Prémio Nobel da Física (1922) têm energias bem definidas. Nestas órbitas os eletrões não perdem energia por radiação; 3. Os eletrões só podem ganhar ou perder energia quando saltam de uma órbita para outra, absorvendo ou emitindo radiação EM. A energia emitida ou absorvida é dada pela relação: Δ E=E i −E j =h ν Tal com na teoria do efeito fotoelétrico, a teoria de Bohr assume que a energia (das orbitas) está quantificada. Níveis de energia no modelo de Bohr Para o átomo de hidrogénio, a energia das órbitas é: 13.6 eV E n =− 2 n onde n=1,2,3,4, ... Quando um eletrão “salta” de uma órbita para outra absorve ou perde energia: 1 1 Δ E=E i −E j =−13.6 eV ( 2 − 2 ) ni n j ni >n j →Δ E>0 emissão de energia ni <n j →Δ E <0 absorção de energia Exercícios de revisão VI Calcule as energias de transição entre as seguintes órbitas do átomo de hidrogénio e indique se se trata de uma transição de absorção ou de emissão. ni→ nj 1→ 2 3→ 2 7→ 2 1→ 10 ΔE (eV) Transição Dualidade onda-corpúsculo Em 1924 Louis de Broglie propõe que os eletrões comportam-se como ondas. De fato ele prova que a condição de quantificação proposta por Bohr para as orbitas atómicas é equivalente a Louis de Broglie descrever os eletrões como ondas estacionárias tal como as cordas Prémio Nobel da Física (1929) de uma guitarra (com uma ponta presa à outra). n λ e =2 π r Onde n é o número quântico principal (as harmónicas!), λe é o c.d.o da onda estacionária que descreve o eletrão e r é o raio da órbita. A radiação eletromagnética pode-se comportar como ondas (campos EM oscilantes) ou como partículas (fotões); Os eletrões podem comportar-se como partículas ou como ondas (órbitas atómicas). Princípio de incerteza de Heisenberg Uma das consequências da natureza ondulatória das partículas subatómicas é o chamado princípio da incerteza de Heisenberg. Ele afirma que é impossível conhecer com precisão absoluta Werner Heisenberg simultaneamente a posição (x) e a quantidade de movimento Prémio Nobel da Física (1932) (p=mv) de uma partícula: Δ p Δ x≥h/ 4 π Quanto maior precisão temos no conhecimento da posição da partícula (Δx≈0) maior é a imprecisão no conhecimento da quantidade de movimento/velocidade (Δp>>0). Física Quântica Ideias da física quântica: Quantum Mechanics As partículas materiais são descritas por ondas; Quando se efetua a observação/medição de uma grandeza física o estado da onda que descreve as partículas altera-se; O resultado da medição está intrinsecamente afetado de uma incerteza (que não é a incerteza resultante da qualidade do instrumento ou da medição); Ao valor de cada grandeza física está associada uma probabilidade de se obter um esse resultado. Essa probabilidade é dada pelo quadrado da amplitude da função de onda alterada. Orbitais atómicas A (função de) onda que descreve os eletrões no átomo descreve a probabilidade de encontrá-lo num determinado estado. A orbital é caracterizada por números quânticos que têm conta as seguintes propriedades: Raio da orbital: número quântico principal – n; Distribuição espacial da orbital: número quântico azimutal – l (momento angular); Orientação espacial da orbital: número quântico magnético – m (momento magnético); Número quântico intrínseco do eletrão: número quântico de spin – ms (momento magnético de spin) Orbitais atómicas A figura representa a distribuição espacial das orbitais de um átomo para os números quânticos possíveis (n, l e m). As superfícies representam as regiões onde a probabilidade de se encontrar um eletrão é superior a 90%. Números quânticos Número quântico principal: n=1, 2, 3, 4, … oo; Número quântico azimutal: l=0, …, n-1; Número quântico magnético: m=-l, -l+1, …, l-1, l; Número quântico de spin: ms =-1/2 ou +1/2 Por razões históricas é usual usar-se letras para escrever os números quânticos principal e azimutal: n=1 usas-se K l=0 usa-se s (sharp); n=1 usa-se L l=1 usa-se p (principal); n=3 use-se M l=2 usa-se d (diffuse); n= 4 usa-se N l=3 usa-se f (fundamental); n=5 usa-se O l=4 usa-se g (….). Configurações eletrónicas Princípio da energia mínima: sempre que possível os eletrões ocupam as orbitais de menor energia; Princípio de exclusão de Pauli: Não podem existir dois eletrões num átomo com o mesmo conjunto de números quânticos; Regra de Hund: As orbitais com a mesma energia devem ser primeiro semipreenchidas com eletrões com o mesmo spin e só depois se procede ao emparelhamento de spins. Exemplos Exercícios de revisão VII 1. Escreva os números quânticos azimutais possíveis para os 4 primeiros números quânticos principais: n=1, 2, 3, 4; 2. Escreva os números quânticos magnéticos correspondentes às orbitais s, p e d; 3. Preencha as orbitais atómicas para o Na e Ne; 4. Diga qual o elemento químico com a seguinte configuração eletrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 2. Transições atómicas Nas transições atómicas entre dois níveis de uma átomo dá-se a absorção ou emissão de um fotão com energia igual à diferença de energias das órbitas atómicas. No caso do átomo de hidrogénio, temos: hc 1 1 h ν= =−13.6 eV ( 2 − 2 ) λ n n i j ou seja 1 13.6 eV 1 1 1 1 =− ( 2 − 2 )=−R ( 2 − 2 ) λ hc ni n j ni n j onde R = 1.0973731568539x107 m-1 chama-se constante de Rydberg. Espetros de emissão do átomo de H No espetro de emissão do átomo de H temos: Séries Lyman (ni=1) nf 2 3 4 5 6 λ (nm) 122 103 97.3 95.0 93.8 Balmer (ni=2) nf 3 4 5 6 7 λ (nm) 656 486 434 410 397 Paschen (ni=3) nf 4 5 6 7 8 λ (nm) 1870 1280 434 1090 1005 Brackett (ni=4) nf 5 6 7 8 9 λ (nm) 4050 2620 2160 1940 1820 Pfund (ni=5) nf 6 7 8 9 10 λ (nm) 7460 4650 3740 3300 3040 Exercícios de revisão VII 1. Identifique em que zona do espetro eletromagnético se situam as séries de: Lyman; Balmer; Paschen; Bracket e; Pfund. Espectros de absorção e de emissão A temperaturas elevadas (ex: T=5778 K à superfície do Sol) existem muitas colisões entre os átomos provocando a excitação destes – excitação colisional. A desexcitação dos átomos conduz a um grande número de transições com emissão de fotões formando um espetro contínuo de emissão. Espetros de absorção e emissão Quando a radiação emitida por um corpo muito quente atravessa uma nuvem de gás (ex: H a baixa densidade) a temperatura baixas acontecem duas coisas: 1. A radiação é absorvida na frequência (ou cdo) correspondente às energias características dos átomos do gás – espetro de absorção: h ν=E 1−E 2 <0 Um fotão de frequência ν é absorvido. Espetros de absorção e emissão Quando a radiação emitida por um corpo muito quente atravessa uma nuvem de gás (ex: H a baixa densidade) a temperatura baixas acontecem duas coisas: 2. Subsequentemente radiação é emitida com frequências (cdo) correspondentes às energias característica dos átomos do gás – espetro emissão: h ν=E 2− E1 >0 Um fotão de frequência ν é emitido. Espetro solar Espetro de solar: através da análise do espetro de absorção da radiação solar (ou de qualquer outra estrela) podemos determinar a sua composição atómica. Espetro de emissão e absorção (séries de Balmer) Energia de ionização É possível arrancar eletrões de um átomo utilizando fotões (radiação EM) com energias de algumas dezenas de eV. A energia de ionização (W) de um nível n de um átomo equivale à energia de absorção necessária para efetuar uma transição desse nível para o nível infinito (n=oo)! O cdo da radiação absorvida tem de ser (no máximo) igual a: hc λ= W com: R W =−E n=hc 2 n Efeito fotoelétrico Vimos que (ver slides aula2) que no efeito fotoelétrico existia uma energia mínima da radiação incidente para arrancar os eletrões de um material. Essa energia depende do nível atómico do qual o eletrão é arrancado: h νmin=W n =−E n Se o fotão tiver energia superior à energia mínima necessária para arrancar um eletrão do nível n, mas não suficiente para arrancar o eletrão do nível n-1, então o excedente transfere-se para o eletrão com energia cinética: E c =h ν−W n Neste processo cria-se uma lacuna (buraco) no nível n do átomo. Radiação de fluorescência O processo de fluorescência acontece em dois passos: 1. O átomo é ionizado por radiação e um eletrão de um nível interno e emitido; 2. A lacuna do nível interno é preenchida por um eletrão de um nível acima e dáse a emissão de radiação (normalmente raios-X) – radiação de fluorescência. Radiação de fluorescência As energias dos fotões (de fluorescência) emitidos são características de cada átomo, pois resultam da diferença das energias de cada nível atómico: h νfluo =E i − E j (ni >n j ) Assim, medindo a energia dos fotões de fluorescência podemos determinar os elementos (átomos) de uma amostra. Exercícios de revisão VIII Admita que se faz incidir radiação eletromagnética com uma frequência de 1.2x1015 Hz num gás de hidrogénio: 1. Determine a energia dos fotões incidentes em eV; 2. Diga qual o nível atómico de maior energia que poderá ionizar com esta radiação; 3. Calcule a energia cinética do eletrão ejetado desse nível; 4. Determine a energia da radiação de fluorescência resultante de uma transição de um nível imediatamente acima desse; 5. Qual o seu cdo?