Estrutura eletrônica da matéria - resumo

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1 Estrutura eletrônica da matéria - resumo A NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ COMO A RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA SE MOVE À VELOCIDADE DA LUZ, O COMPRIMENTO DE ONDA E A FREQUÊNCIA ESTÃO RELACIONADOS: νλ=c ONDE ν(ni) É A FREQUÊNCIA, λ(lambda) É O COMPRIMENTO DE ONDA E c É A VELOCIDADE DA LUZ.

2 Estrutura eletrônica da matéria - resumo A NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ A DISTRIBUIÇÃO EM ORDEM CRESCENTE DOS COMPRIMENTOS DE ONDA DOS TIPOS DE RADIAÇÃO CONHECIDOS CONSTITUI O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO.

3 Estrutura eletrônica da matéria - resumo O CONCEITO DE ENERGIA QUANTIZADA 1- OBJETOS QUENTES E QUANTIZAÇÃO DE ENERGIA: QUANDO SÓLIDOS SÃO AQUECIDOS, ELES EMITEM RADIAÇÃO, COMO OBSERVADO NA LUZ BRANCA DE LÂMPADAS DE TUNGSTÊNIO. Em 1900, MAX PLANCK FEZ UMA SUPOSIÇÃO AUDACIOSA: ELE PROPÔS QUE A ENERGIA PODIA SER LIBERADA (OU ABSORVIDA) POR ÁTOMOS APENAS EM PEDAÇOS DISTINTOS DE TAMANHOS MÍNIMOS. PLANCK DEU O NOME QUANTUM PARA A MENOR QUANTIDADE DE ENERGIA QUE PODIA SER EMITIDA OU ABSORVIDA COMO RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA. ELE CONSIDEROU QUE A ENERGIA, E, DE UM ÚNICO QUANTUM É IGUAL À CONSTANTE MULTIPLICADA PELA FREQUÊNCIA.

4 Teoria Quântica De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior energia para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta(quantum é o singular de quanta). O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum. A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim os "números quânticos".

5 Estrutura eletrônica da matéria - resumo O CONCEITO DE ENERGIA QUANTIZADA 1- OBJETOS QUENTES E QUANTIZAÇÃO DE ENERGIA: E=nhν ; n=1,2,3,... A CONSTANTE h (CONSTANTE DE PLANCK), TEM VALOR DE 6,63 X JOULES x SEGUNDOS (Jxs). DE ACORDO COM PLANCK, A ENERGIA É EMITIDA OU ABSORVIDA PELA MATÉRIA EM MÚLTIPLOS INTEIROS DE hν, 2 hν, 3 hν E ASSIM POR DIANTE. (3 hν REPRESENTA TRÊS QUANTA DE ENERGIA, ABSORVIDA OU EMITIDA, ONDE QUANTA É O PLURAL DE QUANTUM). ASSIM, AS ENERGIAS PERMITIDAS SÃO QUANTIZADAS, SENDO SEUS VALORES RESTRITOS A DETERMINADAS QUANTIDADES. OBS: A ENERGIA POTENCIAL DE UMA PESSOA SUBINDO UMA RAMPA OU UMA ESCADA DÁ UMA BOA EXEMPLIFICAÇÃO SOBRE O CONCEITO DE QUANTIZAÇÃO DE ENERGIA.

6 Estrutura eletrônica da matéria - resumo 2- O EFEITO FOTOELÉTRICO Em 1905, 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. 2 mv hv E0 E 0 hv0 E 0 = 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. 1 2

7 Estrutura eletrônica da matéria - resumo 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

8 3- Os espectros de emissão dos gases Em 1885, 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: 1 ( R H ) λ é o comprimento de onda de uma linha espectral, R H é a constante de Rydberg (1, x 10 7 m -1 ), n 1 e n 2 são números inteiros e positivos, sendo n 2 >n 1. 1 n n 2 2

9 3- Os espectros de emissão dos gases Como a equação de Rydberg poderia ser explicada? 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.

10 3- Os espectros de emissão dos gases Como a equação de Rydberg poderia ser explicada? Os postulados de Bohr 1- Somente órbitas de certos raios, correspondentes a certas energias definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo. 2- 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.

11 - Os Postulados de Niels Bohr ( ) De acordo com o modelo atômico proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem ao redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo. Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck. A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados: 1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.

12 2º postulado (de Niels Bohr) : Fornecendo energia (elétrica, térmica,...) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro).

13 Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia. A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita

14 A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quarta para a segunda órbita. A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quinta para a segunda órbita A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltando da sexta para a segunda órbita.

15 Como a equação de Rydberg poderia ser explicada? Os estados de energia do átomo de hidrogênio Segundo os Postulados de Bohr, as energias correspondentes a cada órbita permitida encaixavam-se na seguinte expressão: E (2,18x10 J ) 18 1 n 2 O número n, que pode assumir valores de 1 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=1, n=2,...)

16 3- Os espectros de emissão dos gases Como a equação de Rydberg poderia ser explicada? Os estados de energia do átomo de hidrogênio As energias dadas pela equação anterior são negativas. Assim, quanto mais baixa (mais negativa), mais estável será o átomo. A energia mais baixa (n=1) 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.

17 3- Os espectros de emissão dos gases Como a equação de Rydberg poderia ser explicada? Os estados de energia do átomo de hidrogênio 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: E h hc (2,18x J) n f n i