Partículas subatômicas
Partículas fundamentais Estrutura atômica
Estrutura eletrônica dos átomosRadiação eletromagnética
Radiação eletromagnética•A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com a matéria.
A cor da luz depende de sua freqüência ou comprimento de onda
Dispersão da luz visível por um prisma
Radiação eletromagnética
Energia quantizada e fótons
Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certospedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum.
A relação entre a energia e a frequência é onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J s).
Equação de Planck
Energia é diretamente proporcional à freqüência
Efeito fotoelétrico
Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha freqüência acima de um determinado valor, característico do metal;
Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a radiação;A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a freqüência
da radiação incidente.O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”.
•Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons.
ν= hE
Espectro atômico e o modelo de Bohr
Espectros de linhas de emissão - linhas espectrais
Um objetivo dos cientistas do final do século XIX era explicar por que os átomos gasosos emitem luz de somente determinadas freqüências e encontrar uma relação matemática entre as freqüências observadas.
Espectros de linhas
A radiação composta por um único comprimento de onda échamada de monocromática.
A radiação que se varre umamatriz completa de diferentescomprimentos de onda échamada de contínua.
A luz branca pode ser separada em um espectrocontínuo de cores.
Observe que não há manchasescuras no espectro contínuoque corresponderiam a linhasdiferentes.
Equação de Balmer-Rydberg
⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛−⎟
⎠⎞
⎜⎝⎛=
λ 22
21
111nnh
RH onde RH é a constante de Rydberg (1,096776 x 107 m-1),h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J·s),
n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).
O modelo de Bohr
As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétronsentre os estados de energia no átomo.
( ) ⎟⎠⎞
⎜⎝⎛×−= −
218 1J 1018.2
nE n = no quântico principal
O modelo de Bohr
núcleoKLMN
ENERGIA CRESCENTE
nível 1 (n = 1) = Knível 2 (n = 2) = Lnível 3 (n = 3) = Mnível 4 (n = 4) = N
é é
éé
NÍVEIS
1
2
3
456
ESPECTRO
ENERGIA CRESCENTE
A primeira órbita no modelode Bohr tem n = 1, é a maispróxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa.
A órbita mais distante no modelo de Bohr tem npróximo ao infinito e corresponde à energia zero.
Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas atravésda absorção e da emissão de energia em quantum (hν).
( )⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛−×−=
λ=ν=Δ −
2218 11J 1018.2
if nnhchE
Quando ni > nf, a energia é emitida.Quando nf > ni, a energia é absorvida.
Elétron como partícula-onda
Em 1924, Louis de Broglie, em sua tese de Doutorado, fez uma proposta revolucionária baseada nos trabalhos de Max Plank, Arthur Compton e Albert Einstein (mecânica quântica). Para descrever o elétron, Louis de Broglie considerou que tanto onda como matéria são energias e, portanto podem ser igualadas. A partir de sua hipótese, o elétron tem comportamento corpuscular (matéria) e ondulatório e passa a ser conhecido como partícula-onda. Surge então, O Princípio da dualidade do elétron.
Em 1927, com visão dualística para o elétron (mecânica quântica), WernerHeisenberg apresentou uma restrição matemática quanto às características do elétron. O seu trabalho estabeleceu que não fosse possível determinar com precisão, em um dado momento, a posição e o momento do elétron. Logo não épossível conhecer, simultaneamente, a posição e a energia do elétron. Esta restrição ficou conhecida como Princípio da incerteza de Heisenberg.
mvh
=λ
π≥ΔΔ
4· hmvxSe Δx é a incerteza da posição e Δmv é
a incerteza do momento, então:
EΨ =h2
8π2mx (v2Ψ) + vΨEnergia total do sistema =
Energia cinética
Energia potencial
psi = função de onda, trata-se de um sistema dualístico
onde, v2 =δ2
δx2+
δ2
δy 2+
δ2
δz 2x, y e z são coordenadas de espaço.
m e h são a massa do elétron e a constante de Plank, respectivamente.
Equação de SchrödingerEquação de Schrödinger: Em 1926 e 1927, Erwin Schrödinger publicou seis
trabalhos científicos que estabeleceram uma equção que possibilitou relacionar a energia do sistema eletrônico com suas propriedades ondulatórias, para qualquer elétron, de qualquer átomo, de todos os elementos químicos.
A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o
elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
Orbitais e números quânticos
A solução da equação de Shrödinger impõe três restrições que são conhecidos como números quânticos: número quântico principal (n) especifica o nível de energia do elétron como também o volume da região do espaço onde o elétron se encontra; número quântico secundário (l) determina a forma da região do espaço onde o elétron será encontrado; número quântico magnético (ml), este no não especifica energia, mas sim a orientação espacial da região no espaço onde o elétron poderá ser encontrado (orbital).
Orbitais atômicos
Orbitais s
À medida que naumenta, aumenta o número de nós.
Um nó é umaregião no espaçoonde a probabilidadede se encontrar um elétron é zero.
Em um nó, ψ2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1.
As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.
Os orbitais têm a forma de halteres.
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
Orbitais p
Orbitais d e f
Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.
Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.
Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z.
Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
ÁÁtomostomos polieletrônicospolieletrônicos O espectro de linhas de átomospolieletrônicos mostra cada linhacomo um par de linhasminimamente espaçado.
Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê.
Um feixe de átomos passouatravés de uma fenda e por um campo magnético e os átomosforam então detectados.
Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando emum sentido e uma com os elétronsgirando no sentido oposto.
Spin eletrônico
Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli
Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons.
O princípio da construção - distribuição eletrônicaAs configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um
elemento estão localizados.
Três regras:
Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli).
O princípio da construção - distribuição eletrônica
Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron
(regra de Hund).
É experimentalmente observada que o elétron ocupa o orbital disponível que propicie ao átomo a menor energia possível (Regra n + 1).
O princípio da construção - distribuição eletrônica
ConfiguraConfiguraççõesões eletrônicaseletrônicas e a e a tabelatabela periperióódicadica
O número do periodo é o valor de n.Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.
ConfiguraConfiguraççõesões eletrônicaseletrônicas e a e a tabelatabela periperióódicadica