Efeito Fotoeléctrico, Espectros, Números quânticos

17-11-2011
FQA – 10º Ano
Unidade 1
Química
Espectro de Absorção
Marília Peres
Fonte: http://www.brasilescola.com/quimica/espectroseletromagneticos-estrutura-atomo.htm
Adaptado de (Corrêa 2007)
Marília Peres
1
Carlos Corrêa
Fernando Basto
Noémia Almeida
Sumário:
1. Aplicações das radiações
2. Efeito Fotoelétrico
3. Espetro do átomo de Hidrogénio
4 Modelos do átomo
4.
5. Modelo quântico
1
17-11-2011
1. Aplicações das radiações
Raios X – Diagnóstico
Fonte: http://fisicaradioactiva.blogspot.com/p/aplicacoesda-radiacao.html
Marília Peres
3
1. Aplicações das radiações
Espectro eletromagnético:
eletromagnético
1016
1015
Fonte: www.sqb.br
Marília Peres
4
2
17-11-2011
1. Aplicações das radiações
Espetro eletromagnético
eletromagnético:
Deteção de obstáculos
Desinfeção de instrumentos
cirúrgicos
Meios de diagnóstico
Radar
Marília Peres
5
1. Aplicações das radiações
Descarga através de
vapores de mercúrio
Aquecimento
Comandos
à distância
Marília Peres
6
3
17-11-2011
1. Aplicações das radiações
Iluminação
Fotossíntese
Comunicações
Análise química
Telemóveis (15-30 cm)
Marília Peres
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2. Efeito Fotoelétrico
Efeito Fotoeléctrico
Fonte: Carlos Corrêa
Marília Peres
8
4
17-11-2011
2. Efeito Fotoelétrico
Interação entre a radiação e os
metais.
C
Consiste
i na emissão
i ã d
de eletrões
l õ pelos
l
metais quando sobre eles se faz incidir
radiação.
Aplicações
Césio
Marília Peres
9
2. Efeito Fotoelétrico
A radiação deve ter energia suficiente para arrancar
o eletrão do átomo.
Se a radiação fornecer ao átomo mais energia do que a
necessária para extrair um eletrão, este excesso de
energia constitui a energia cinética do electrão:
Energia do fotão
=
Energia gasta
na remoção
+
Energia cinética do
electrão removido
Marília Peres
10
5
17-11-2011
2. Efeito Fotoelétrico
Energia do fotão = Er + ½ mv2
Energia de remoção
Césio
Potássio
Sódio
Cálcio
Zinco
Platina
3,04 x 10-19 J
3,52 x 10-19 J
3,68 x 10-19 J
4 32 x 10-19 J
4,32
5,81 x 10-19 J
8,48 x 10-19 J
Energia cinética
do eletrão
Luz visível
Luz visível
Luz visível
Luz visível
Luz UV
Luz UV
NOTA: a energia de remoção é diferente da energia de ionização
porque nos metais no estado sólido os átomos não estão isolados.
Marília Peres
11
2. Efeito Fotoelétrico
Faça o download da aplicação JAVA de acesso livre sobre o efeito fotoeléctrico do projecto
PhET a partir do seguinte URL:
http://phet.colorado.edu/admin/get-run-offline.php?sim_id=146&locale=pt
Para correr esta simulação deve ter instalado no seu computador o Macromedia Flash 8 (ou outra versão
mais recente) e o Java version 1.5 (ou outra versão mais recente).
Marília Peres
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6
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2. Efeito Fotoelétrico
No
efeito
fotoeléctrico
dá-se
a
transformação de energia radiante em
energia elétrica. Esta energia utiliza-se em
muitos dispositivos, como:
- abertura automática de portas;
- leitura de bandas sonoras de filmes e códigos de
barras;
- contagem de visitantes em exposições e
espectáculos;
- sistemas de alarme;
- células solares de satélites artificiais;
- fotometria (máquinas fotográficas e outros).
Marília Peres
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2. Efeito Fotoelétrico
Notas finais:
1 O efeito fotoelétrico é praticamente instantâneo;
1.
2. Cada fotão origina a emissão de um e um só eletrão.
3. O número de eletrões emitidos é directamente proporcional
ao número de fotões incidentes, isto é, à intensidade do feixe.
4 .Só há emissão de eletrões com radiações com energia superior
a um valor mínimo, característico de cada metal.
5 A energia cinética do eletrão emitido não depende da intensidade
do feixe, mas depende apenas da energia de cada fotão
incidente.
Marília Peres
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7
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Espetro do
Átomo de
g
Hidrogénio
Niels Bohr (1885(1885- 1962)
(http://da.wikipedia.org/wiki/Billede:Niels_Bohr.jpg
Marília Peres
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3. Espetro do Átomo de Hidrogénio
3.1 O espectro do átomo de hidrogénio. Níveis de energia.
Os átomos são excitados por chamas a
altas temperaturas ou por descargas
eléctricas.
Quando regressam ao estado fundamental
(desexcitação) libertam energia.
Marília Peres
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8
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3. Espetro do Átomo de Hidrogénio
Quando se produz uma descarga eléctrica através de hidrogénio
rarefeito (a baixa pressão), as moléculas H2 dissociam-se e os átomos
H, excitados, regressando ao estado fundamental, emitem radiações
com energias (e comprimentos de onda) bem determinados (espetro
de riscas).
riscas)
H2 rarefeito
Algumas das riscas
situam-se na zona
do visível
ddp
elevada
l
d
Espetro atómico do H
Marília Peres
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3. Espetro do Átomo de Hidrogénio
As riscas do espectro do H agrupam-se em
séries que correspondem a transições para
um mesmo nível energético.
Marília Peres
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9
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3. Espetro do Átomo de Hidrogénio
Riscas visíveis do
espetro do átomo
de hidrogénio (há ainda
outras riscas violetas
de fraca intensidade)
Quais as transições
que correspondem às
outras riscas violetas?
Resposta: transições
de níveis superiores a 6
para n = 2
As energias estão expressas por mole de átomos (uma mole
de átomos de H são 1,008 g de hidrogénio)
Marília Peres
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3. Espetro do Átomo de Hidrogénio
Se os níveis Ei fossem infinitamente próximos (ou
seja, se não houvesse níveis...), seriam emitidas
radiações de energias infinitamente próximas...
... e os espetros seriam contínuos e não de riscas.
Marília Peres
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4. Modelos do Átomo
John John
Dalton
(Inglês)
Séc. Séc
XVIII
(Adaptado de Inês Bruno)
Esfera O
O átomo de cada átomo de cada
elemento é uma esfera indivisível
Marília Peres
21
4. Modelos do Átomo
Thomson
1897
(Adaptado de Inês Bruno)
Modelo do O átomo é uma esfera pudim de maciça carregada passas
positivamente, onde os eletrões se encontram encrostados.
Marília Peres
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11
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4. Modelos do Átomo
Descoberta do eletrão
(J. J.Thomson, 1897)
Átomos neutros, com
os eletrões localizados
numa esfera com carga
positiva
Cargas negativas
(eletrões)
Átomos neutros
Cargas positivas
em igual número
MODELO DE THOMSON (1899)
((“bolo
bolo de passas
passas”))
Carga positiva
Marília Peres
4. Modelos do Átomo
Rutherford 1911
(Adaptado de Inês Bruno)
Modelo planetário
O átomo é constituído por um núcleo, de carga elétrica positiva, onde está concentrada toda a massa do átomo, e por eletrões que se moviam à volta do núcleo
Rutherford observou grandes
deflexões, sugerindo um núcleo
duro e pequeno
Marília Peres
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4. Modelos do Átomo
Rutherford (1911) fez passar um feixe de partículas
alfa (He2+) através de uma finíssima folha de ouro.
Núcleos (carga positiva)
Partículas 
Nuvem
eletrónica
(carga
negativa)
He2+
Algumas partículas passavam (grandes
espaços), mas outras eram desviadas
por algo com carga positiva (???) que
repelia as partículas alfa.
Átomos da
folha de ouro
Assim se descobriu o núcleo.
Marília Peres
4. Modelos do Átomo
Bohr
1913
Modelo Os eletrões só podem ocupar níveis de Bohr de energia bem definidos (quantização da energia) e giram em torno do núcleo em órbitas com
torno do núcleo em órbitas com energias diferentes;
Modelo de Bohr p
para o
átomo de Hidrogénio
Estado
o
fundamen
ntal
Nível
interno
r
Núcleo
Electrão
Menor
energia
(Adaptado de Inês Bruno)
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n=6
Maior energia
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4. Modelos do Átomo
Modelo de Bohr:
Bohr :
-
as órbitas interiores apresentam energia mais baixa e
à medida que se encontram mais afastadas do núcleo
o valor da sua energia é maior;
- quando um eletrão recebe energia suficiente passa a
ocupar uma órbita mais externa (com maior energia)
ficando o átomo
- se um eletrão passar de uma órbita para uma outra
mais interior liberta energia;
- os eletrões tendem a ter a menor energia possível estado fundamental do átomo.
Marília Peres
27
4. Modelos do Átomo
Modelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio
Emissão e absorção de energia:
Nível
Externo
Nível
Absorção de
energia
interno
Emissão
de
energia
Eletrão
Núcleo
Eletrão
Menor
energia
Maior
energia
Marília Peres
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14
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n= Contínuo
Linhas de emissão
no átomo de Hidrogénio
n= 6
n=5
n =4
n=3
n=2
L
L
L
H H
H
H
P
P P P
L
Paschen
Balmer
Brackett
n=1
Lyman
Pfund
Núcleo
Estado
fundamental
1º estado 2º estado
Nível limite
Marília Peres
excitado excitado
externo
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Modelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio
Bohr determinou matematicamente a relação existente
entre a energia, E, que o eletrão poderia assumir e o
nível, n, em que se encontrava:
En  2,18  1018 (
1
)
2
n
Equação de Bohr
Marília Peres
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15
17-11-2011
Mas o modelo atómico de Bohr tem limitações…
Falar em orbita implica conhecer SIMULTANEAMENTE e
com EXATIDÃO,
EXATIDÃO a POSIÇÃO e a ENERGIA DO
ELETRÃO num dado momento.
No entanto Heisenberg demonstrou que é impossível
determinar simultaneamente, com exacidão a posição e a
energia de um eletrão (Principio da incerteza de
Heisenberg)
Marília Peres
31
MODELO ATUAL DO ÁTOMO
Schrödinger e outros
1913
Modelo Os eletrões movem‐se em Quântico torno dos respectivos núcleos sem trajectórias definidas. sem
trajectórias definidas
Apenas se conhece a PROBABILIDADE de um eletrão com uma determinada energia se localizar num dado ponto do espaço.
Marília Peres
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4. Modelos do Átomo
No Modelo Atómico de Bohr
No Modelo Atómico Actual
O electrão descreve órbitas
O electrão ocupa uma orbital
ÓRBITA:: Linha onde existe a
ÓRBITA
ORBITAL:: Região do espaço onde há
ORBITAL
certeza de encontrar o eletrão
probabilidade de encontrar um eletrão com
com uma dada energia
uma dada energia.
Marília Peres
33
4. Modelos do Átomo
Se
fosse
possível
fotografar
em
instantes sucessivos o movimento do
electrão
em
volta
do
núcleo,
obteríamos uma imagens semelhante
a esta.
O eletrão com uma dada energia, pode estar mais perto do núcleo
ou mais afastado, ocupando mais vezes, determinadas posições no
espaço à volta do núcleo do que outras.
Marília Peres
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17
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4. Modelos do Átomo
Uma orbital não se consegue visualizar, embora existam várias maneiras
de a representar, uma delas é o MODELO DA NUVEM ELETRÓNICA
Menor
probabilidade de
se encontrar o
eletrão
Maior
probabilidade de
se encontrar o
eletrão
Marília Peres
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4. Modelos do Átomo
O que são as orbitais?
São zonas em torno do núcleo onde é elevada a
probabilidade de encontrar um eletrão com determinada
energia.
O eletrão do átomo H, no
estado de menor energia,
tem uma probabilidade de 95%
de ser encontrado dentro de
uma esfera centrada no núcleo,
com raio (R) igual a 10-8 cm.
Marília Peres
R
Orbital do eletrão do
átomo de H (estado
fundamental)
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18
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4. Modelos do Átomo
EXPERIMENTA:
http://phet.colorado.edu/simulations/sims.php?sim=Models_of_the_Hydrogen_Atom
Marília Peres
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3. Espetro do Átomo de Hidrogénio
Bohr deduziu uma expressão para cálculo da energia de cada um
dos níveis de energia do átomo de hidrogénio:
En = (- 2,179 x 10-18 / n2 ) J ; n = 1, 2, 3 ... Número quântico (principal)
A partir destes valores, calculou os comprimentos de onda e as
energias das riscas do espectro do átomo de H.
Quando os electrões dos átomos
de hidrogénio são excitados, por
regresso ao estado fundamental,
emitem radiações (espetro de
riscas) cujas energias e
comprimentos de onda podem
ser previstos a
partir desta expressão
estabelecida por Bohr.
Marília Peres
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3. Espetro do Átomo de Hidrogénio
En
nergia
Teremos então:
Eletrão livre
Fora do átomo,
a energia do
eletrão pode
ser qualquer
Eletrão livre
H+(g)
0
Energia de ionização
Estados
excitados
Energia
quantificada
Eletrão no átomo
Estado
fundamental
H(g)
Marília Peres
3. Espetro do Átomo de Hidrogénio
Recapitulando:
Estamos agora em condições de perceber o que sucede no efeito fotoelétrico.
Os átomos também podem ser excitados
por absorção de radiações (fotões).
(fotões)
Irradiação
425 nm
700 nm
Energia
620 nm
Luz verde Outras radiações
E
Para que haja absorção de
radiação, a energia do fotão
deve ser igual à diferença de
energia entre dois níveis.
O átomo não
absorve o fotão
Demasiada
energia
O átomo não absorve
o fotão
O átomo absorve
Energia
insuficiente
o fotão (o eletrão
é promovido)
Não há níveis
apropriados
No efeito fotoelétrico os átomos não se
encontram no estado gasoso.
Marília Peres
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17-11-2011
5. Modelo Quântico
Orbitais atómicas de um átomo de sódio
Fonte: http://ciencia.hsw.uol.com.br/atomos8.htm
Marília Peres
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5. Modelo quântico
As orbitais caracterizam-se por números quânticos:
n → Número quântico principal (relacionado com
a energia e com o tamanho da orbital)
n = 1, 2, 3 … (números inteiros)
A energia e o tamanho da orbital aumentam à medida que aumenta o n.
Marília Peres
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17-11-2011
5. Modelo quântico
l → Número quântico de momento
g
secundário, ou azimutal
angular,
(relacionado com a forma da orbital)
l = 0, 1, 2,…, n-1 (os valores de l dependem do número quântico
principal, n)
l=0
l=1
l=2
Orbital do tipo s
Orbital do tipo p
Orbital do tipo d
l = 3 → Orbital do tipo f
l = 4 → Orbital do tipo g
Marília Peres
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5. Modelo quântico
Número quântico secundário (ou azimutal):
Níveis
En
n=3
n=2
Como varia?
Subníveis
l= 2
l =1
l =0
l =1
l =0
n=1
l
l
= 0,
0 … , n-11
l
l
l
l
=0
=1
=2
=3
Subcamada s
Subcamada p
Subcamada d
subcamada f
l =0
Camadas Subcamadas
Em cada camada, a energia cresce com l
Marília Peres
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5. Modelo quântico
Forma das orbitais s e p
Iguais densidades
da nuvem
r
r
r = 0,1 nm
Simetria esférica
Iguais
distâncias
ao núcleo
Densidades
diferentes
Iguais
distâncias
ao núcleo
Diferentes
orientações
Nas orbitais s, a probabilidade de encontrar um
eletrão numa dada zona só depende da distância ao
núcleo e não da orientação, como nas orbitais p.
Marília Peres
45
5. Modelo quântico
ml → Número quântico magnético
(relacionado com a orientação da orbital)
ml = - l, …, 0, …, + l (os valores de ml dependem do número
quântico secundário, l)
Fonte: http://www.cq.ufam.edu.br/historia_orbitais/Orbitais.html
Como varia?
m=-l,…,+l
Marília Peres
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5. Modelo quântico
Para caracterizar uma orbital precisamos de três
números quânticos – n, l e ml
Para caracterizar um eletrão precisamos de quatro números quânticos – n, l, ml e ms
Número quântico de spin, ms
((relacionado com a rotação do eletrão))
Marília Peres
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5. Modelo quântico
Número quântico de spin: +1/2 e -1/2
A Mecânica Clássica interpreta os dois estados de spin
p
a movimentos de
do eletrão como correspondendo
rotação do eletrão em torno de si mesmo, como um
pião, em dois sentidos possíveis.
Estes dois modos de rodopiar caracterizam-se pelos
diferentes valores de ms: +1/2 e -1/2
Marília Peres
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5. Modelo quântico
A existência de spins
eletrónicos
l ó
df
diferentes
foi
f
observada com átomos de
lítio no estado gasoso.
A separação do feixe em
dois resulta dos dois spins
possíveis do eletrão de
valência em diferentes
átomos de lítio.
E
E
49
5. Modelo quântico
Uma orbital é caracterizada pelo
conjunto dos números n, l e m.
Ex.: A orbital 2px
n=2
l =1
m=-1
Segundo Pauli, num átomo não podem existir
eletrões com igual conjunto de números quânticos
quânticos.
2 é número máximo de electrões que uma orbital pode conter
(diferente spin).
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5. Modelo quântico
Orbitais da camada 2:
Orbitais da camada 1:
l =0
n=1
l =0
m=0
m = 0 m = +1
n=2
l =1
Energia
m=0
l =1
n=2
l =0
n=1
Marília Peres
51
5. Modelo quântico
ORBITAIS p:
As orbitais p apresentam dois lóbulos simétricos, tendo o núcleo
como centro. Estes lóbulos estão orientados segundo cada um dos eixos
cartesianos
l = 1
=> orbital p
Neste caso, ml pode assumir três valores (‐1, 0,+1). Há, portanto, 3
orbitais equivalentes, que por terem a mesma energia, dizem‐se
degeneradas.
Marília Peres
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17-11-2011
5. Modelo quântico
l = 2=> orbitais d
l = 3 => orbitais f
53
Marília Peres
5. Modelo quântico
Os eletrões são distribuídos por orbitais, de acordo
com os seguintes princípios:
Princípio da energia mínima: os eletrões no estado fundamental
distribuem-se de forma a que o átomo fique com o menor valor de
energia.
Princípio da exclusão de Pauli: dois eletrões não podem ter a
mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois eletrões na
mesma orbital têm de ter spins opostos.
Logo, cada orbital de um mesmo átomo, poderá ter no máximo
dois eletrões.
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5. Modelo quântico
Regra de Hund: Para as orbitais com a mesma energia (orbitais
degeneradas), ou seja, os mesmos valores de n e l, procede-se à
distribuição de um electrão por cada uma das orbitais e só depois se
passa ao seu preenchimento.
Ex. 7N
Distribuição electrónica: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
e não: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz0
Marília Peres
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5. Modelo quântico
A ordem de preenchimento das orbitais pode ser feita de acordo
com o diagrama de Aufbau.
Diagrama de Aufbau – O preenchimento das orbitais é feito por ordem
crescente de energia.
energia
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
8s
Marília Peres
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17-11-2011
5. Modelo quântico
A configuração eletrónica de um átomo é a forma como os eletrões se
dispõem nele, e é dada por ordem de energias crescentes dos subníveis
energéticos
Z = 1
12
1s
22
2s
2 2
2p
Átomo de carbono
Z = 6
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5. Modelo quântico
Num átomo, podemos considerar o cerne, que é constituído pelo
núcleo e pelos eletrões mais internos, e os eletrões de valência, que são
aqueles que se localizam no último nível de energia.
energia
Exemplo:
11Na
- 1s2 2s2 2p6 3s1
tem apenas 1 eletrão de valência, o cerne do átomo é constituído pelo
núcleo e pelos 10 eletrões mais internos, podendo a sua configuração
electrónica ser:
11Na
- [Ne] 3s1
Marília Peres
58
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