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Estrutura atômica parte1
- 1. ESTRUTURA ATÔMICA SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação Aline A. Oliveira
- 2. Estrutura Atômica Referencial Bibliográfico • Mahan, Bruce M. Química: um curso universitário. Bruce M. Mahan, Rollie J. Myers; coordenador Henrique Eisi Toma; tradução de Koiti Araki, Denise de Oliveira Silva, Flávio Massao Matsumoto. São Paulo: Edgard Blücher, 2003. • Atkins, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Peter Atkins, Loretta Jones; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2006.
- 3. TEORIA DA ESTRUTURA ATÔMICA Descoberta da natureza da matéria e do elétron Átomo: núcleo rodeado de elétrons Equações mecânico-quânticas para explicar o comportamento dos elétrons nos átomos
- 4. John Dalton • 1808 • Átomo: esfera perfeita, rígida e indivisível Hipótese atômica de Dalton • Todos os átomos de um dado elemento são idênticos. • Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes. • Um composto tem uma combinação específica de átomos de mais de um elemento. • Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias.
- 5. A natureza elétrica da matéria • 1833 – Experimentos de Faraday sobre a eletrólise • Uma dada quantidade de eletricidade sempre depositará uma mesma massa de uma dada substância no eletrodo. • As massas das várias substâncias depositadas, dissolvidas ou formadas no eletrodo por uma quantidade definida de eletricidade são proporcionais aos pesos equivalentes das mesmas. “Eu tenho a convicção de que a força que controla a eletrodecomposição e a atração entre átomos é a mesma.”
- 6. A natureza elétrica da matéria • 1874 – G. J. Stoney • Sugere o nome elétron para a partícula elétrica fundamental • Até 1897 – sem evidências experimentais claras da existência e das propriedades dos elétrons!
- 7. Experimentos de Thomson • 1897 • Descargas elétricas em gases – tubo de raios catódicos • Conclusão: qualquer matéria continha partículas com carga negativa!!! • Modelo do “Pudim de Passas”
- 8. Contribuições de Millikan EXPERIMENTO DA GOTA DE ÓLEO • Provou que todas as cargas elétricas são múltiplos de uma unidade elementar definida: 1,60 x 10-19 C
- 9. O experimento de Rutherford 1911 - Espalhamento de partículas α por folhas de metal A maioria das partículas α não sofriam desvio porque “não acertavam o alvo” = átomos deveriam ser altamente desuniformes com relação à distribuição de massa e de densidade de carga RESULTADO = indicação qualitativa da existência do núcleo! Possibilitou ainda a medida da carga e do tamanho do núcleo
- 10. Modelo atômico de Rutherford • Um átomo contendo um núcleo pequeno positivamente carregado deveria ser instável. • Se os elétrons estivessem parados, seriam atraídos para o núcleo. • Se os elétrons estivessem em movimento translacional em volta do núcleo, segundo uma trajetória circular, as leis de eletromagnetismo prediziam que o átomo deveria emitir luz dissipando energia continuamente, até que todo o movimento dos elétrons cessasse. NIELS BOHR!!!
- 11. Radiação Eletromagnética “Um feixe de radiação eletromagnética é o produto de campos elétricos e magnéticos oscilantes que atravessam o vácuo a 3,00 x 108 m s-1.” c = velocidade da luz c = 2,998 x 108 m s-1
- 12. O campo elétrico afeta partículas carregadas como os elétrons! O campo elétrico de uma radiação eletromagnética oscila no tempo e no espaço! Frequência da radiação (ν) = número de ciclos por segundo Unidade de frequência = 1 hertz (1 Hz) 1 Hz = 1 s-1 A radiação eletromagnética de frequência 1 Hz empurra uma carga em uma direção, a seguir na direção oposta e retorna à direção original uma vez a cada segundo.
- 13. Comprimento de onda (λ) é a distância entre dois máximos sucessivos Amplitude é a altura da onda em relação a linha central. O quadrado da amplitude fornece a intensidade da radiação. Frequência da radiação (ν) é o número de ciclos por segundo
- 16. RELAÇÃO ENTRE COMPRIMENTO DE ONDA E FREQUÊNCIA c = λν Comprimento de onda vezes a frequência é igual a velocidade da luz! Determine o comprimento de onda da luz verde, de frequência 5,75 x 1014 Hz. c = 2,998 x 108 m s-1
- 17. Catástrofe do ultravioleta PLANCK - 1900
- 18. Hipótese quântica de Planck • 1900 - Propõe que um sistema possui quantidades discretas, ou quanta, de energia – oscilação dos átomos quentes do corpo negro 𝑬 = 𝒉𝝂 frequência do oscilador Constante de Planck h=6,626x10-34 J s
- 19. O efeito fotoelétrico Albert Einstein • Nenhum elétron era emitido a menos que a frequência da luz fosse maior que um determinado valor crítico ν0. • A energia cinética dos elétrons emitidos aumentava concomitantemente com o aumento da frequência da onda eletromagnética • O aumento da intensidade da luz incidente não alterava a energia dos elétrons ejetados, mas aumentava o número de elétrons emitidos por unidade de tempo
- 20. O efeito fotoelétrico Albert Einstein • Conclusão de Einstein: a luz era constituída por partículas discretas, ou fótons, de energia hν. 𝒉𝝂 = 𝑬 𝟎 + 𝟏 𝟐 𝒎𝒗 𝟐 𝒉𝝂 = 𝒉𝝂 𝟎 + 𝟏 𝟐 𝒎𝒗 𝟐 𝟏 𝟐 𝒎𝒗 𝟐 = 𝒉𝝂 − 𝒉𝝂 𝟎 A luz é onda ou partícula???
- 21. Quando a luz de comprimento de onda de 4500 Å incide numa superfície limpa de sódio metálico, são expelidos elétrons cuja energia máxima é 2,1 eV ou 3,36 x 10-12 erg. Qual será o comprimento de onda máximo da luz que expele elétrons do sódio metálico? Qual a energia de ligação de um elétron a um cristal de sódio? 𝒉𝝂 = 𝑬 𝟎 + 𝟏 𝟐 𝒎𝒗 𝟐
- 22. Uma lâmpada produz 4,5 x 102 J de energia por meio de uma luz cujo comprimento de onda é de 434 nm. Quantos fótons são emitidos?
- 23. Difração • Radiação eletromagnética comportando-se como onda:
- 24. Johann Balmer – Espectro do Hidrogênio • 1885 – série de frequências emitidas pelo átomo de hidrogênio
- 25. Espectro do Hidrogênio • 1885 – série de frequências emitidas pelo átomo de hidrogênio: 𝜈 = 1 4 − 1 𝑛2 𝑥 3,29 𝑥 1015 𝐻𝑧 2 2 2 1 11 nn RH 𝑅 𝐻 = 3,29 𝑥 1015 𝐻𝑧 𝑛1 = 1, 2, … 𝑛2 = 𝑛1 + 1, 𝑛1 + 2, …
- 26. Átomo de Bohr • No átomo, somente é permitido ao elétron estar em certos estados estacionários, sendo que cada um deles possui uma energia fixa e definida. • Quando um átomo estiver em um destes estados, ele não pode emitir luz. No entanto, quando o átomo passar de um estado de alta energia para um estado de menor energia há emissão de um quantum de radiação, cuja energia hν é igual à diferença de energia entre os dois estados. • Se o átomo estiver em qualquer um dos estados estacionários, o elétron se movimenta descrevendo uma órbita circular em volta do núcleo. • Os estados eletrônicos permitidos são aqueles nos quais o momento angular do elétron é quantizado em múltiplos de h/2π.
- 27. Átomo de Bohr • No átomo, somente é permitido ao elétron estar em certos estados estacionários, sendo que cada um deles possui uma energia fixa e definida. • Quando um átomo estiver em um destes estados, ele não pode emitir luz. No entanto, quando o átomo passar de um estado de alta energia para um estado de menor energia há emissão de um quantum de radiação, cuja energia hν é igual à diferença de energia entre os dois estados. • Se o átomo estiver em qualquer um dos estados estacionários, o elétron se movimenta descrevendo uma órbita circular em volta do núcleo. • Os estados eletrônicos permitidos são aqueles nos quais o momento angular do elétron é quantizado em múltiplos de h/2π.
- 28. Cálculo das energias dos estados permitidos de um átomo: • Para que o elétron se mantenha estável em sua órbita • Bohr postulou que o momento angular, mvr, é Átomo de Bohr 𝑓𝑜𝑟ç𝑎 𝑐𝑜𝑢𝑙ô𝑚𝑏𝑖𝑐𝑎 = 𝑓𝑜𝑟ç𝑎 𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟í𝑓𝑢𝑔𝑎 𝑍𝑒2 4𝜋𝜀0 𝑟2 = 𝑚𝑣2 𝑟 𝑍𝑒2 4𝜋𝜀0 𝑟 = 𝑚𝑣2 𝑚𝑣𝑟 = 𝑛 ℎ 2𝜋 𝑛 = 1, 2, 3, … .
- 29. Cálculo das energias dos estados permitidos de um átomo: • Combinando equações e rearranjando: • Definindo o raio de Bohr: Átomo de Bohr 𝑍𝑒2 4𝜋𝜀0 𝑟 = 𝑚𝑣2 𝑚𝑣𝑟 = 𝑛 ℎ 2𝜋 𝑛 = 1, 2, 3, … . 𝑟 = 𝑛2ℎ2ℇ0 𝜋𝑚𝑍𝑒2 𝑛 = 1, 2, 3, … 𝑎0 = 𝜀0ℎ2 𝜋𝑚𝑒2 𝑟 = 𝑛2 𝑍 𝑎0 𝑎0 = 0,52918 Å
- 30. Cálculo das energias dos estados permitidos de um átomo: • Energia total do elétron Átomo de Bohr 𝑍𝑒2 4𝜋𝜀0 𝑟 = 𝑚𝑣2 𝐸 = 𝑇 + 𝑉 = 1 2 𝑚𝑣2 − 𝑍𝑒2 4𝜋𝜀0 𝑟 𝐸 = 1 2 𝑍𝑒2 4𝜋𝜀0 𝑟 − 𝑍𝑒2 4𝜋𝜀0 𝑟 = − 1 2 𝑍𝑒2 4𝜋𝜀0 𝑟 𝑟 = 𝑛2 𝑍 𝑎0 𝑬 = − 𝒁 𝟐 𝟐𝒏 𝟐 𝒆 𝟐 𝟒𝝅𝜺 𝟎 𝒂 𝟎 𝒏 = 𝟏, 𝟐, 𝟑, … 𝐸 𝑢. 𝑎. = − 𝑍2 2𝑛2 𝑛 = 1, 2, 3, …
- 31. Cálculo das energias dos estados permitidos de um átomo: • Transição com emissão Átomo de Bohr 𝐸 𝑢. 𝑎. = − 𝑍2 2𝑛2 𝑛 = 1, 2, 3, … 𝑣𝑎𝑟𝑖𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 = Δ𝐸 = ℎ𝜈 𝑬𝒊 − 𝑬 𝒇 = 𝒉𝝂 = 𝒁 𝟐 𝟐 𝟏 𝒏 𝒇 𝟐 − 𝟏 𝒏𝒊 𝟐 𝒆 𝟐 𝟒𝝅𝜺 𝟎 𝒂 𝟎 2 2 2 1 111 nn RH
- 32. Calcule o comprimento de onda da linha de emissão para a transição de n=2 para n=1 do átomo de H. 𝑬𝒊 − 𝑬 𝒇 = 𝒉𝝂 = 𝒁 𝟐 𝟐 𝟏 𝒏 𝒇 𝟐 − 𝟏 𝒏𝒊 𝟐 𝒆 𝟐 𝟒𝝅𝜺 𝟎 𝒂 𝟎 𝑅 𝐻 = 𝑒2 2ℎ𝑐4𝜋𝜀0 𝑎0 𝑐 = 𝜆𝜈