Principais modelos atômicos Modelo Atômico de Thomson (1898) 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 (1911) Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 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).
Principais modelos atômicos Modelo Atômico de Rutherford (1911) 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 (1911) 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.
- 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. 1 mv hv E0 E0 hv0 E 0 = energia mínima necessária para arrancar o e- do átomo = função trabalho 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: Diagrama que expressa a frequência associada a cada componente ondulatória de um dado sistema como função do respectivo comprimento de onda. Espectro contínuo da luz visível Gases submetidos à descargas elétricas: (a) Hidrogênio (b) neônio Espectro descontínuo dos gases Os espectros de linhas (raias) de (a) NaI e (b) H
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 1 1 ( R H ) n1 n λ é o comprimento de onda de uma linha espectral, R H é a constante de Rydberg (1,096776 x 10 7 m -1 ), n 1 e n são números inteiros e positivos, sendo n >n 1.
3- Os espectros de emissão dos gases Espectros atômicos são espectros de linhas (raias). 1 1 1 ( R H ) n1 n Série de Lyman (Ultravioleta) Série de Balmer (Visível) Série de Paschen (Infravermelho) Série de Brackett (Além do infravermelho Transições observadas para o átomo de hidrogênio. A Série de Balmer é responsável pela parte do espectro do hidrogênio visível aos olhos humanos, e pela cor característica das lâmpadas de plasma.
3- Os espectros de emissão dos gases Como a equação empírica 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 ideia de Planck de que as energias eram quantizadas.
Os postulados de Bohr
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 (,18x10 1 18 J) n 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=,...).
3- Os espectros de emissão dos gases 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.
3- Os espectros de emissão dos gases 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- passa 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, tem-se: E h hc (,18x10 J) 1 n f n i 1 18
3- Os espectros de emissão dos gases Os estados de energia do átomo de hidrogênio 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 =1, temos: E (,18x10 18 1 J) 1 1 3 (,18x10 18 J) 8 9 1,94x10 18 J
3- Os espectros de emissão dos gases Os estados de energia do átomo de hidrogênio Sabendo-se a energia para o fóton emitido, podemos calcular seu comprimento de onda. 34 8 c hc ( 6,63x10 J. s)(3,00x10 m/ s) 7 1,03x10 m 18 E 1,94x10 J O sentido do fluxo de energia é indicado quando se diz que o fóton de comprimento de onda 1,03 x 10-7 m foi emitido.
3- Os espectros de emissão dos gases Os estados de energia do átomo de hidrogênio Se resolvermos a equação que exprime E, para 1/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: 1,18x10 hc 18 J 1 1 n f n i De fato, a combinação das constantes, (,18x10-18 J)/hc é igual à constante de Rydberg, R H, para três algarismos significativos, 1,10 x 10 7 m -1. 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 ideias principais que são incorporadas ao modelo Atômico atual, ou seja: 1- 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. Além 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.
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-: Força coulômbica = força centrífuga Ze = carga fundamental do elétron; r = distância elétron-núcleo; m = massa do elétron; v = velocidade do elétron; ε 0 = Permissividade do vácuo (medida de resistência do meio ao percurso do e-). 0. n. h r. m. e. Z v E Ze nh 1 n 0 me h 8 4 Z 0 r α n E α -1/n
Termos quantizados de Bohr Pelo 3º postulado de Bohr: 1 me 4 Z 1 1 8h 3 c 0 n n f i Número de onda (cm -1 ou m -1 ) Constante de R H