Sumário. O átomo de H e a estrutura atómica

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1 Sumário Das Estrelas ao átomo Unidade temática 1 O átomo de hidrogénio e a estrutura atómica. Quantização de energia. : De Dalton ao modelo quântico. APSA 6 Espectro atómico do átomo de hidrogénio. Porque é que o espectro do átomo de hidrogénio é descontínuo? 1

2 Porque é que o espectro do átomo de hidrogénio é descontínuo? Após Max Planck ter enunciado a quantificação da energia e Einstein ter interpretado o efeito fotoelétrico, Bohr forneceu uma explicação teórica para o átomo de hidrogénio. Bohr para colmatar as falhas do modelo de Rutherford, apresentou algumas ideias, que ficaram conhecidas por postulados de Bohr: 1. O eletrão só pode ocupar certas orbitas com determinado raio. 2. A cada orbita está associado um certo valor de energia. 3. Os eletrões só podem transitar para orbitas permitidas por absorção ou emissão de certas quantidades de energia. Diz-se que a energia do eletrão está quantizada ou quantificada. A energia do eletrão está quantizada ou quantificada. Ao subir uma escada só se sobe degrau a degrau. Não é possível subir meio degrau!!! No átomo, só alguns estados de energia são permitidos para o eletrão são os estados estacionários ou níveis de energia. O eletrão nunca poderá ter valores de energia que não pertençam a um destes estados estacionários. Diz-se por isso que a energia do eletrão no átomo está quantizada ou quantificada. Para Bohr os estados estacionários correspondiam a órbitas eletrónicas bem definidas. Para que o eletrão possa transitar de um estado estacionário para outro tem de haver emissão ou absorção de energia. 2

3 Excitação/Desexcitação Os átomos e as moléculas podem ser excitados por: - corrente elétrica num filamento metálico; - impacto de eletrões em sólidos; - descargas elétricas em gases rarefeitos; - reações químicas (combustões); - absorção de radiações eletromagnéticas (visível e UV). Absorção de energia Se o átomo receber energia suficiente para que o eletrão passe a um nível de maior energia, o átomo passa a um estado excitado. 3

4 Emissão de energia O eletrão ao passar a um nível de menor energia (desexcitação), há emissão de energia na forma de radiação e o átomo passa a um estado de menor energia. 4

5 Resumindo Se o eletrão se encontra no nível de energia mais baixo (nível 1) diz-se que o átomo de hidrogénio está no estado fundamental. Se o eletrão absorver energia e transitar para um nível energético superior diz-se que o átomo ficou excitado. A energia de excitação pode ser causada por uma descarga elétrica, choques entre partículas e por ondas eletromagnéticas. O estado excitado não é estável e o átomo volta ao estado fundamental, libertando espontaneamente a energia adicional através de fotões de luz. O estado fundamental é o mais estável. Quantização da energia dos níveis Níveis energéticos. As diferenças energéticas ( E) entre os vários níveis não apresentam o mesmo valor. E 3 E 2 E 1 5

6 Quantização da energia dos níveis Fora do átomo o eletrão, supostamente no infinito, tem um valor zero de energia devido a estar fora do raio de ação do núcleo. Energia máxima do eletrão = 0 J. Se a energia máxima é zero (fora do raio de ação do núcleo) então todos os valores de energia do eletrão dentro do átomo são negativos. Quanto mais próximo do núcleo mais baixa será a energia do eletrão. Quantização da energia dos níveis Bohr, usando argumentos baseados em interações electroestáticas e nas leis do movimento de Newton, estabeleceu uma relação matemática para os valores das energias que o eletrão pode assumir em cada nível. Bohr ( ) 6

7 Quantização da energia dos níveis As riscas surgem mais espaçadas à medida que os comprimentos de onda aumentam. Energia da radiação emitida E Radiação emitida = E f E i 7

8 Séries espectrais do átomo de hidrogénio Séries espectrais do átomo de hidrogénio Série de Lyman: Zona do Ultravioleta (transição de um nível superior para o nível n = 1). Série de Balmer: Zona do Visível (transição de um nível superior para o nível n = 2). Série de Paschen: Zona do Infravermelho (transição de um nível superior para o nível n = 3). 8

9 Modelo Grego Leucipo e Demócrito (400 a.c.) Atomistas Sustentavam a ideia que toda a matéria era descontínua e formada por partículas muito pequenas e indivisíveis os átomos. (A = não ; tomo = divisão) ÁTOMO = não + divisível Modelo de Dalton Baseado nas Leis Ponderais (1808) (Lei de Lavoisier ou lei da conservação das massas, lei de Proust ou lei das proporções constantes, ) Esfera maciça; Indivisível; Indestrutível; Perpétuo; Sem carga elétrica. ( ) Modelo da Bola de Bilhar o átomo é como uma pequena esfera sólida. 9

10 Modelo Atómico de Thomson Em 1897, Thomson, propôs um novo modelo, após a descoberta do eletrão. Admitiu que o átomo era uma esfera maciça de carga positiva, estando os eletrões dispersos no seu interior. (tal como as passas num pudim). Esfera maciça; Divisível; Indestrutível; Perpétuo; Joseph Thomson ( ) Com carga elétrica. (positiva e negativa) Modelo do Pudim de passas Descoberta do eletrão por Joseph J. Thomson No final do século XIX, Joseph J. Thomson, estudou as descargas elétricas produzidas num tubo de Crockes, quando se submetia um gás a baixa pressão e a elevadas diferenças de potencial. ( V V) Tubo de Crockes 10

11 Descoberta do eletrão por Joseph J. Thomson Do cátodo sai um fluxo de partículas denominado raios catódicos, que se dirigem à parede oposta do tubo, produzindo uma fluorescência devido ao choque dos eletrões, com os átomos do vidro da ampola. Os raios catódicos, ao incidirem sobre um anteparo, produzem uma sombra na parede oposta do tubo, permitindo concluir que se propagam em linha reta. Descoberta do eletrão por Joseph John Thomson Os raios catódicos conseguem pôr em movimento um molinete ou catavento de mica, permitindo concluir que são dotados de massa. 11

12 Descoberta do eletrão por Joseph John Thomson Os raios catódicos são desviados por campos elétricos e magnéticos, permitindo concluir que são eletrões. Sendo os raios catódicos um fluxo de eletrões, podemos concluir que: os eletrões se propagam em linha reta; os eletrões possuem massa (são partículas ou corpúsculos); os eletrões possuem carga elétrica de natureza negativa. Modelo planetário de Ernest Rutherford 1911 Rutherford, fez uma analogia com o movimento dos planetas em torno do Sol. Modelo Planetário Introduziu o conceito de núcleo atómico. Núcleo e eletrosfera Núcleo pequeno e denso Rutherford ( ) Neozelandês Eletrosfera de a vezes maior que o núcleo e vazia. 12

13 Experiência da Folha de ouro Ernest Rutherford 1911 A grande maioria das partículas α passam pela folha sem serem defletidas. Foram poucas as partículas α defletidas pela folha de ouro. Experiência da Folha de ouro Ernest Rutherford

14 Modelo planetário de Ernest Rutherford 1911 A maior parte do espaço do átomo é espaço vazio. No seu interior, existe uma pequena região central positiva (núcleo). No núcleo encontra-se a maior parte da massa do átomo. Os eletrões giram à volta do núcleo em orbitas circulares. Modelo de Bohr Concebido, em 1913, por Bohr. O átomo possuí um núcleo central. Os eletrões descrevem orbitas circulares em torno do núcleo. Os eletrões só podem ocupar determinados níveis de energia. A cada orbita corresponde um valor de energia. Niels Bohr ( ) 14

15 Modelo de Bohr K L M N O P Q ) ) ) ) ) ) ) Núcleo Fotão Eletrosfera ) ) ) Fotão Modelo Quântico (1926) Schröedinger e Heisenberg O átomo possui um núcleo central de reduzidas dimensões e uma nuvem eletrónica. No núcleo encontram-se os protões e os neutrões. Os eletrões encontram-se à volta do núcleo, na nuvem eletrónica. É possível falar em zonas onde a probabilidade de encontrar o eletrão é maior. Erwin Schrödinger ( ) Werner Heisenberg ( ) Orbital 15

16 TPC APSA 6 Espectro atómico do átomo de hidrogénio (exercícios que ficarem por fazer). 16

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