Marília Peres Adaptado de (Corrêa 2007)

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1 FQA 10º Ano Unidade 1 Química Espectro de Absorção Fonte: Adaptado de (Corrêa 2007) 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 1

2 1. Aplicações das radiações Raios X Diagnóstico Fonte: 3 Espectro eletromagnético: 1. Aplicações das radiações Fonte: 4 2

3 Espetro eletromagnético: 1. Aplicações das radiações Desinfeção de instrumentos cirúrgicos Meios de diagnóstico Deteção de obstáculos Radar 5 1. Aplicações das radiações Descarga através de vapores de mercúrio Aquecimento Comandos à distância 6 3

4 1. Aplicações das radiações Iluminação Fotossíntese Comunicações Análise química Telemóveis (15-30 cm) 7 2. Efeito Fotoelétrico Efeito Fotoeléctrico Fonte: Carlos Corrêa 8 4

5 Interação entre a radiação e os metais. Consiste na emissão de eletrões pelos metais quando sobre eles se faz incidir radiação. 2. Efeito Fotoelétrico Aplicações Césio 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 10 5

6 2. Efeito Fotoelétrico Energia do fotão = E r + ½ mv 2 Energia de remoção Energia cinética do eletrão Césio 3,04 x J Luz visível Potássio 3,52 x J Luz visível Sódio 3,68 x J Luz visível Cálcio 4,32 x J Luz visível Zinco 5,81 x J Luz UV Platina 8,48 x J Luz UV NOTA: a energia de remoção é diferente da energia de ionização porque nos metais no estado sólido os átomos não estão isolados Efeito Fotoelétrico Faça o download da aplicação JAVA de acesso livre sobre o efeito fotoeléctrico do projecto PhET a partir do seguinte URL: 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). 12 6

7 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) Efeito Fotoelétrico Notas finais: 1. O efeito fotoelétrico é praticamente instantâneo; 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. 14 7

8 Espetro do Átomo de Hidrogénio Niels Bohr ( ) (http://da.wikipedia.org/wiki/billede:niels_bohr.jpg 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. 16 8

9 3. Espetro do Átomo de Hidrogénio Quando se produz uma descarga eléctrica através de hidrogénio rarefeito (a baixa pressão), as moléculas H 2 dissociam-se e os átomos H, excitados, regressando ao estado fundamental, emitem radiações com energias (e comprimentos de onda) bem determinados (espetro de riscas). H 2 rarefeito Algumas das riscas situam-se na zona do visível ddp elevada Espetro atómico do H Espetro do Átomo de Hidrogénio As riscas do espectro do H agrupam-se em séries que correspondem a transições para um mesmo nível energético. 18 9

10 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) Espetro do Átomo de Hidrogénio Se os níveis E i 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

11 4. Modelos do Átomo John Séc. Esfera O átomo de cada Dalton XVIII elemento é uma (Inglês) esfera indivisível (Adaptado de Inês Bruno) Modelos do Átomo Thomson 1897 Modelo do pudim de passas O átomo é uma esfera maciça carregada positivamente, onde os eletrões se encontram encrostados. (Adaptado de Inês Bruno) 22 11

12 4. Modelos do Átomo Descoberta do eletrão (J. J. Thomson, 1897) Átomos neutros Átomos neutros, com os eletrões localizados numa esfera com carga positiva Cargas positivas em igual número MODELO DE THOMSON (1899) (eletrões) ( bolo de passas ) Cargas negativas Carga positiva 4. Modelos do Átomo Rutherford 1911 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 (Adaptado de Inês Bruno) Rutherford observou grandes deflexões, sugerindo um núcleo duro e pequeno 12

13 4. Modelos do Átomo Partículas Rutherford (1911) fez passar um feixe de partículas alfa (He 2+ ) através de uma finíssima folha de ouro. Núcleos (carga positiva) He 2+ Nuvem eletrónica (carga negativa) 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. 4. Modelos do Átomo Bohr 1913 Modelo de Bohr Os eletrões só podem ocupar níveis de energia bem definidos (quantização da energia) e giram em torno do núcleo em órbitas com energias diferentes; Modelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio Estado fundamen ntal Nível interno r Núcleo Electrão n=1 Menor n=2 n=3 energia n=4 n=5 n=6 (Adaptado de Inês Bruno) Maior energia 26 13

14 4. Modelos do Átomo Modelo de 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. 27 Modelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio Emissão e absorção de energia: Nível Externo 4. Modelos do Átomo Nível Emissão de energia Eletrão interno Núcleo Eletrão Absorção de energia Menor energia Maior energia 28 14

15 n= Contínuo Linhas de emissão no átomo de Hidrogénio n= 6 n=5 n =4 n=3 L L L H H H H P P P P n=2 n=1 L Paschen Balmer Lyman Brackett Pfund Núcleo Estado fundamental 1º estado excitado 2º estado excitado Nível limite 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: n 18 E n, ( ) 2 Equação de Bohr 30 15

16 Mas o modelo atómico de Bohr tem limitações Falar em orbita implica conhecer SIMULTANEAMENTE e com 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) 31 MODELO ATUAL DO ÁTOMO Schrödinger e outros 1913 Modelo Quântico Os eletrões movem se em torno dos respectivos núcleos sem trajectórias definidas. Apenas se conhece a PROBABILIDADE de um eletrão com uma determinada energia se localizar num dado ponto do espaço

17 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 certeza de encontrar o eletrão com uma dada energia ORBITAL: Região do espaço onde há probabilidade de encontrar um eletrão com uma dada energia Modelos do Átomo Se fosse possível fotografar em instantes sucessivos o movimento do electrão em volta do núcleo, obteríamos uma imagens semelhante aesta. 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

18 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 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. R Orbital do eletrão do átomo de H (estado fundamental) 36 18

19 4. Modelos do Átomo EXPERIMENTA: Espetro do Átomo de Hidrogénio Bohr deduziu uma expressão para cálculo da energia de cada um dos níveis de energia do átomo de hidrogénio: E n = (- 2,179 x / n 2 ) 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. 19

20 3. Espetro do Átomo de Hidrogénio En nergia Teremos então: Eletrão livre Fora do átomo, a energia do eletrão pode ser qualquer Eletrão livre 0 H + (g) Estados excitados Eletrão no átomo Estado fundamental Energia quantificada ionização Energia de H(g) 3. Espetro do Átomo de Hidrogénio Recapitulando: Estamos agora em condições de perceber o que sucede no efeito fotoelétrico. Irradiação Os átomos também podem ser excitados por absorção de radiações (fotões). Energia Luz verde Outras radiações E 620 nm 700 nm 425 nm O átomo não absorve o fotão Para que haja absorção de radiação, a energia do fotão deve ser igual à diferença de energia entre dois níveis. Demasiada energia O átomo não absorve Energia O átomo absorve o fotão insuficiente o fotão (o eletrão é promovido) No efeito fotoelétrico os átomos não se encontram no estado gasoso. Não há níveis apropriados 40 20

21 5. Modelo Quântico Orbitais atómicas de um átomo de sódio Fonte: 41 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

22 l Número quântico de momento angular, secundário, ou azimutal (relacionado com a forma da orbital) l = 0, 1, 2,, n-1 (os valores de l dependem do número quântico principal, n) l = 0 Orbital do tipo s l = 1 Orbital do tipo p l = 2 Orbital do tipo d l = 3 Orbital do tipo f l = 4 Orbital do tipo g 43 E n Número quântico secundário (ou azimutal): Níveis n = 3 n = 2 Subníveis Como varia? l = 2 l = 0,, n-1 l = 1 l = 0 Subcamada s l = 0 l = 1 Subcamada p l = 2 Subcamada d l = 1 l = 3 subcamada f l = 0 l n = 1 Camadas Subcamadas l = 0 Em cada camada, a energia cresce com l 44 22

23 Forma das orbitais s e p Iguais densidades da nuvem Iguais distâncias ao núcleo r r r = 0,1 nm Simetria esférica 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. 45 m l Número quântico magnético (relacionado com a orientação da orbital) m l = - l,, 0,, + l (os valores de m l dependem do número quântico secundário, l) Fonte: Como varia? m = - l,, + l 46 23

24 Para caracterizar uma orbital precisamos de três números quânticos n, l e m l Para caracterizar um eletrão precisamos de quatro números quânticos n,l, m l em s Número quântico de spin, m s (relacionado com a rotação do eletrão) 47 Número quântico de spin: +1/2 e -1/2 A Mecânica Clássica interpreta os dois estados de spin do eletrão como correspondendo a movimentos de 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 m s : +1/2 e -1/

25 A existência de spins eletrónicos df diferentes foi 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 Uma orbital é caracterizada pelo conjunto dos números n, l e m. Ex.: A orbital 2p x n = 2 l = 1 m = - 1 Segundo Pauli, num átomo não podem existir eletrões com igual conjunto de números quânticos. 2 é número máximo de electrões que uma orbital pode conter (diferente spin)

26 Orbitais da camada 1: Orbitais da camada 2: n = 1 l = 0 m = 0 n =2 l = 0 m = 0 m = +1 l = 1 m = 0 Energia l = 1 n = 2 l = 0 n = 1 51 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, m l pode assumir três valores ( 1, 0,+1). Há, portanto, 3 orbitais equivalentes, que por terem a mesma energia, dizem se degeneradas. 26

27 l = 2=> orbitais d l = 3 => orbitais f 53 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

28 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. 7 N Distribuição electrónica: 1s 2 2s 2 2p x1 2p y1 2p 1 z enão: 1s 2 2s 2 2p x2 2p y1 2p z 0 55 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. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p 8s 56 28

29 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 Átomo de carbono Z = 6 1s 2 2s 2 2p 2 57 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. Exemplo: 11Na - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 tem apenas 1 eletrão de valência, o cerne do átomo é constituído pelo núcleoepelos10eletrõesmaisinternos, podendo a sua configuração electrónica ser: 11Na - [Ne] 3s

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