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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.
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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: 2 prótons e 2 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).
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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.
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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.
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Estrutura Eletrônica dos átomos 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.
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
Emin necessária, o excesso aparece como energia cinética dos e- emitidos.
0
2
2
1Ehvmv
00 hvE
E0= energia mínima necessária para “arrancar” o e- do átomo = “função trabalho”
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Estrutura Eletrônica dos átomos 3- OS ESPECTROS DE EMISSÃO DOS GASES
Espectro:
Gases submetidos à
descargas elétricas:
(a) Hidrogênio
(b) neônio
Os espectros de linhas (raias) de
(a) NaI e (b) H
Espectro contínuo da luz visível
Espectro descontínuo dos gases
Diagrama que expressa a frequência associada a cada componente ondulatória de
um dado sistema como função do respectivo comprimento de onda.
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Estrutura Eletrônica dos átomos 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:
2
2
2
1
11)(
1
nnRH
λ é o comprimento de onda de uma linha espectral,
RH é a constante de Rydberg (1,096776 x 107 m-1),
n1 e n2 são números inteiros e positivos, sendo n2>n1.
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Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases
Espectros atômicos são espectros de linhas (raias).
2
2
2
1
11)(
1
nnRH
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.
Série de Lyman (Ultravioleta)
Série de Balmer (Visível)
Série de Paschen (Infravermelho)
Série de Brackett (Além do infravermelho
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Estrutura Eletrônica dos átomos 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.
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Estrutura Eletrônica dos átomos Os postulados de Bohr
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Estrutura Eletrônica dos átomos
Como a equação de Rydberg poderia ser explicada?
Os estados de energia do átomo de hidrogênio
2
18 1)1018,2(
nJxE
Segundo os Postulados de Bohr, as energias correspondentes a cada órbita
permitida encaixavam-se na seguinte expressão:
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,...).
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Estrutura Eletrônica dos átomos 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.
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Estrutura Eletrônica dos átomos 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 Ei, para um estado final
Com energia Ef, a variação de energia é dada por:
E= Ef – Ei = Efóton = hν
Assim, apenas frequências específicas de luz podem ser absorvidas ou emitidas
pelo átomo. Fazendo-se determinadas substituições, tem-se:
22
18 11)1018,2(
if nnJx
hchE
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Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases
Os estados de energia do átomo de hidrogênio
Se nf é menor que ni, 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 ni=3 para nf=1, temos:
JxJxJxE 1818
22
18 1094,19
8)1018,2(
3
1
1
1)1018,2(
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Estrutura Eletrônica dos átomos 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.
mxJx
smxsJx
E
hcc 7
18
834
1003,11094,1
)/1000,3)(.1063,6(
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.
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Estrutura Eletrônica dos átomos 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:
22
18 111018,21
if nnhc
Jx
De fato, a combinação das constantes, (2,18x10-18 J)/hc é igual à constante
de Rydberg, RH, para três algarismos significativos, 1,10 x 107 m-1. Portanto,
a existência de linhas espectrais pode ser atribuída aos “saltos” quantizados
de e- entre os níveis de energia.
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Estrutura Eletrônica dos átomos 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.
2- 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.
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Estrutura Eletrônica dos átomos
Os postulados de Bohr estabelecem grandezas quantizadas em relação
ao raio da órbita (r), à velocidade do e- (v) e à energia do e-:
Termos quantizados de Bohr
Zem
hnr
...
..2
22
0
0
2
2 nh
Zev
2
0
2
24
2 8
1
h
Zme
nE
r α n
E α -1/n
Força coulômbica = força centrífuga
Ze2 = carga fundamental do elétron;
r = distância elétron-núcleo;
m = massa do elétron;
v = velocidade do elétron;
ε0 = Permissividade do vácuo (medida de
resistência do meio ao percurso do e-).
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Estrutura Eletrônica dos átomos
Pelo 3º postulado de Bohr:
Termos quantizados de Bohr
222
0
3
24 11
8
1
if nnch
Zme
Número de onda (cm-1 ou m-1)
Constante de RH