Principais modelos atômicos. Principais modelos atômicos Modelo Atômico de Rutherford (1911)

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1 Principais modelos atômicos Modelo Atômico de Thomson (898) Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons. Principais modelos atômicos Modelo Atômico de Rutherford (9) Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (, mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: prótons e nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).

2 Principais modelos atômicos Modelo Atômico de Rutherford (9) Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou que muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo, constituído por prótons. Principais modelos atômicos Modelo Atômico de Rutherford (9) Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.

3 - O EFEITO FOTOELÉTRICO Em 95, Albert Einstein utilizou a Teoria Quântica de Planck para explicar o Efeito Fotoelétrico. A luz incidindo sobre uma superfície metálica limpa leva-a emitir elétrons. Cada metal possui uma frequência mínima de luz abaixo da qual nenhum e- é emitido. O princípio do Efeito Fotoelétrico é usado nas fotocélulas. mv = hv E E = hv E = energia mínima necessária para arrancar o e- do átomo Einstein supôs que a energia radiante que atinge a superfície é um fluxo de pacotes mínimos de energia (fótons). Cada fóton deveria ter uma energia proporcional à frequência da luz: E=hν. Se os fótons têm mais energia do que a E min necessária, o excesso aparece como energia cinética dos e- emitidos. 3- OS ESPECTROS DE EMISSÃO DOS GASES Espectro contínuo da luz: Gases submetidos à descargas elétricas: (a) Hidrogênio (b) neônio Os espectros de linhas de (a) NaI e (b) H 3

4 Em 885, o suiço Johann Balmer observou que os comprimentos de onda das quatro Linhas do hidrogênio encaixavam em uma fórmula simples. Descobriu-se que linhas adicionais ocorriam nas regiões do UV e do Infravermelho. Rapidamente a equação de Balmer foi estendida para uma equação mais geral, chamada equação de Rydberg, que permitiu calcular os comprimentos de onda de todas as linhas espectrais do hidrogênio: λ ) n n = ( R H λ é o comprimento de onda de uma linha espectral, R H é a constante de Rydberg (,96776 x 7 m - ), n e n são números inteiros e positivos, sendo n >n. O modelo de Bohr Para explicar o espectro de linhas do hidrogênio, Bohr iniciou supondo que os e- moviam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo. No entanto, pela física clássica, uma partícula carregada (o e-) perderia energia continuadamente pela emissão de energia eletromagnética. Assim, ele deveria mover-se em forma de espiral em direção ao núcleo. Bohr observou que as leis da Física eram inadequadas para descrever todos os aspectos dos átomos. Assim, ele adotou a idéia de Planck de que as energias eram quantizadas. 4

5 Os postulados de Bohr - Somente órbitas de certos raios, correspondentes a certas energias definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo. - Um e- em um certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia permitido. Nesse estado de energia não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo. 3- A energia só é emitida ou absorvida por um e- quando ele muda de um estado de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton, E=hν. Ao se afastar, o e- absorve um dada quantidade de energia quantizada. Ao retornar, ele emite essa mesma quantidade. Segundo os Postulados de Bohr, as energias correspondentes a cada órbita permitida encaixavam-se na seguinte expressão: E = (,8 x J ) n 8 O número n, que pode assumir valores de a infinito, é chamado número quântico. Cada órbita corresponde a um valor diferente de n e o raio da órbita aumenta à medida que n aumenta (n=, n=,...) 5

6 As energias dadas pela equação anterior são negativas. Assim, quanto mais baixa (mais negativa), mais estável será o átomo. A energia mais baixa (n=) associa-se com o estado fundamental do átomo. Quando o e- está em um órbita de energia mais alta (menos negativa), diz-se que o átomo Está em estado excitado. Se n se torna infinitamente grande, a energia do átomo é zero. Segundo o terceiro postulado, um e- deve absorver energia para que ele mude para um estado de mais alta energia (maior valor de n). A energia radiante é emitida quando o e- pula de um estado energia mais baixo. Assim, se o e- pula de um estado inicial, com energia E i, para um estado final Com energia E f, a variação de energia é dada por: E= E f E i = E fóton = hν Assim, apenas frequências específicas de luz podem ser absorvidas ou emitidas pelo átomo. Fazendo-se determinadas substituições, temos: hc E = hυ = = (,8 x λ J ) n f n i 8 6

7 Se n f é menor que n i, o e- move-se para mais perto do núcleo e E é um número negativo, indicando liberação de energia. Assim, se um e- move-se de n i =3 para n f =, temos: E = (,8 x 8 J ) 3 = (,8 x 8 8 J ) =,94 x 9 8 J Sabendo-se a energia para o fóton emitido, podemos calcular sua frequência ou seu comprimento de onda. hc λ = = = υ E 8 c ( ,63x J. s)(3, x 8,94 x J m / s) =,3 x O sentido do fluxo de energia é indicado quando se diz que o fóton de comprimento de onda,3 x -7 m foi emitido. m 7

8 Se resolvermos a equação que exprime E, para /λ e excluirmos o sinal negativo, teremos a equação derivada da teoria de Bohr, a qual corresponde à equação de Rydberg, obtida com dados experimentais:,8 x = λ hc 8 J n f n i De fato, a combinação das constantes, (,8x -8 J)/hc é igual à constante de Rydberg, R H, para três algarismos significativos,, x 7 m -. Portanto, a existência de linhas espectrais pode ser atribuída aos saltos quantizados de e- entre os níveis de energia. Limitações do modelo de Bohr A teoria de Bohr apresenta duas idéias principais que são incorporadas ao modelo Atômico atual, ou seja: - Os e- existem apenas em níveis de energia distintos, que são descritos pelos números quânticos. - A energia está envolvida na movimentação de um e- de um nível para outro. No entanto, o modelo de Bohr descreve o e- como uma partícula circulando Ao redor do núcleo. No entanto, o e- também exibe propriedades de ondas, fato que o modelo de Bohr não contempla. Alem disso, esse modelo não pode explicar satisfatoriamente os espectros de linhas de átomos polieletrônicos. Assim, o modelo de Bohr deve ser encarado como um importante passo na confecção de um modelo atômico mais abrangente. 8

9 Inserção dos termos quantizados do modelo atômico de Bohr: Força eletrostática = Força centrífuga Ze 4πε r = mv r Ze = carga fundamental do elétron; R = distância elétron-núcleo; m= massa do elétron; v = velocidade do elétron; ε = Permissividade do vácuo (medida de Resistência do meio ao percurso do e-). Termos quantizados de Bohr A energia total do elétron, E, é dada pela somatória das Energias potencial, V, com a energia cinética, T: Ze E = V + T = + 4πε r mv Substituindo-se mv por Ze /4πε r, tem-se: Ze E = 4πε r 9

10 Termos quantizados de Bohr Os postulados de Bohr estabelecem grandezas quantizadas em relação Ao raio da órbita (r), à velocidade do e- (v) e à energia do e-: r ε. n. h = π. m. e. Z v = Ze nhε E = n 4 me Z h ε 8 Termos quantizados de Bohr Pelo 3º postulado de Bohr: ν 4 me Z = 3 λ 8h ε c n f n i = Número de onda (cm - ou m - ) Constante de R H

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