Espectroscopia Atômica

Química Instrumental - COLTEC 2017
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Espectroscopia Atômica
Vamos revisar o que você aprendeu no primeiro ano sobre os níveis de energia de um átomo e
descobrir como esses conceitos podem ser aplicados às técnicas analíticas de espectroscopia
atômica.
Quando estudamos o espectro do átomo de hidrogênio, não precisamos nos preocupar com os
diferentes tipos de orbitais que o elétron pode ocupar. Basta imaginar que o elétron está
saltando de um nível de energia n para outro de nível de energia n+1 ou n+2, etc.
1. O diagrama abaixo representa os níveis de energia do átomo de hidrogênio. A
separação entre os níveis de energia (n) não é constante e diminui à medida que
subimos no diagrama. Podemos separar as transições em séries, dependendo de qual
é o nível final em que o elétron chega após voltar de níveis excitados. Assim temos a
série de Lyman (n → 1) e a série de Balmer (n → 2).
a) Uma das duas séries possui linhas na região do UV e a outra na região do visível.
INDIQUE a região do espectro em que cada série aparece e justifique.
b) Dentro de uma mesma série, temos cores diferentes para cada linha. Observe a figura
com a série que aparece na região do visível. INDIQUE qual seria a transição
responsável pela linha no vermelho (próximo a 650 nm)
No caso de átomos com mais de um elétron isso muda. As energias que o elétron pode
assumir no mesmo nível de energia serão diferentes, dependendo do tipo de orbital que ele
ocupa. Assim, precisamos rotular os níveis de energia com o seu número quântico principal (n)
e o tipo de orbital que ele está (s, p, d, f).
2. Considere o átomo de sódio (Na, Z=11). Escreva a distribuição eletrônica em níveis e
sub-níveis de energia do sódio.
3. Esboce um diagrama de energia, colocando os orbitais atômicos do sódio em ordem
crescente de sua energia. Separe os orbitais do mesmo tipo em colunas.
O momento angular é uma propriedade importante dos elétrons em um átomo. Toda vez que
um orbital está completo, ou seja, ele possui dois elétrons ocupando o orbital, a contribuição
desses elétrons para o momento angular do átomo é zero. Ou seja, no caso do sódio, o único
elétron que determina o momento angular de todo o átomo de sódio é o elétron
desemparelhado, o elétron mais externo de todos.
4. Elétrons podem receber energia e saltar de um orbital para outro. Podem também saltar
de volta para um orbital de menor energia e liberar luz. No entanto, existem regras para
esses saltos, chamados de transições eletrônicas. Um elétron só pode ir de um orbital
para outro desde que haja uma mudança no seu momento angular orbital (​l​). A
mudança tem de ser de modo que Δ​l = ±1. Represente no diagrama as transições
possíveis para o elétron mais externo (3s​1​) indo para os orbitais 3p, 4p e 5p.
5. Os diagramas apresentados a seguir são para átomos de sódio (a) e magnésio (b). O
que podemos dizer com relação às transições presentes nos dois diagramas? E sobre
os comprimentos de onda das radiações para as mesmas transições? Seria possível
distinguir os dois elementos a partir de uma observação de seu espectro de emissão?
6. Para podermos realizar uma análise quantitativa de um elemento através do seu
espectro de emissão, o que precisamos conseguir realizar? Pensando no
funcionamento da espectroscopia molecular, que premissas precisamos mostrar que
são verdadeiras para garantir o sucesso da análise?