Efeito Fotoeléctrico, Espectros, Números quânticos
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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 7 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 12 6 17-11-2011 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 13 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 14 7 17-11-2011 Espetro do Átomo de g Hidrogénio Niels Bohr (1885(1885- 1962) (http://da.wikipedia.org/wiki/Billede:Niels_Bohr.jpg Marília Peres 15 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 16 8 17-11-2011 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 17 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 18 9 17-11-2011 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 19 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 20 10 17-11-2011 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 22 11 17-11-2011 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 12 17-11-2011 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 26 13 17-11-2011 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 28 14 17-11-2011 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 29 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 1018 ( 1 ) 2 n Equação de Bohr Marília Peres 30 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 32 16 17-11-2011 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 34 17 17-11-2011 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 35 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) 36 18 17-11-2011 4. Modelos do Átomo EXPERIMENTA: http://phet.colorado.edu/simulations/sims.php?sim=Models_of_the_Hydrogen_Atom Marília Peres 37 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 19 17-11-2011 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 40 20 17-11-2011 5. Modelo Quântico Orbitais atómicas de um átomo de sódio Fonte: http://ciencia.hsw.uol.com.br/atomos8.htm Marília Peres 41 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 42 21 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 43 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 44 22 17-11-2011 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 46 23 17-11-2011 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 47 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 48 24 17-11-2011 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). 50 25 17-11-2011 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 26 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. 27 17-11-2011 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 55 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 56 28 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 57 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 29
