1.2. Energia dos eletrões nos átomos Professora Paula Melo Silva

1.2 Energia dos eletrões nos átomos Espetros contínuos e descontínuos O modelo atómico de Bohr Transições eletrónicas Quantização de energia Espetro do átomo de hidrogénio Energia de remoção eletrónica Modelo quântico do átomo Níveis e subníveis Orbitais (s, p e d) Spin Configuração eletrónica de átomos Princípio da construção (ou de Aufbau) Princípio da Exclusão de Pauli AL 1.2 Teste de chama

Grandeza base do Sistema Internacional Unidade SI: Joule (J) Manifesta-se de várias formas, podemos calcular o seu valor através de diferentes fórmulas matemáticas. A energia no universo é transformada e transferida. Energia Grandeza base do Sistema Internacional Unidade SI: Joule (J) Outras Unidades: Caloria (Cal), Quilowatt hora (kWh), eletrão-volt (eV) Energia

Vamos estudar a interação entre a radiação eletromagnética e os átomos. Teremos então que estudar mais detalhadamente a radiação eletromagnética e a energia dos eletrões nos átomos.

ESPETRO ELETROMAGNÉTICO Representa o conjunto de todas as possíveis radiações eletromagnéticas quando ordenadas pelas suas energias (comprimentos de onda ou frequências). Quanto maior a frequência da radiação eletromagnética maior a sua energia

Radiação eletromagnética É uma perturbação que se propaga (onda). É a propagação de energia associada a fenómenos elétricos e magnéticos. A luz (ou radiação visível) é apenas uma pequena parte da radiação eletromagnética. A radiação eletromagnética não necessita de um meio para se propagar. É uma onda transversal. Uma onda transporta energia e não matéria.

Características das ondas Frequência Unidade SI: Hertz (Hz) ou s-1 Comprimento de onda Unidade SI: Metro (m) Amplitude Período Unidade SI: segundo (s) Velocidade Unidade SI: m/s Atenção aos eixos! Atenção aos eixos!

Velocidade de propagação da onda A amplitude (A) representa o máximo afastamento, durante a oscilação, em relação à posição de equilíbrio. Amplitude O período (T) representa o intervalo de tempo correspondente a uma oscilação completa da fonte que produz a onda. Período O comprimento de onda (representa-se por lambda - λ) representa a distância que separa dois pontos consecutivos que se encontram na mesma posição de vibração. Comprimento de onda A frequência (f) de uma onda representa o número de oscilações executadas pela fonte que produz a onda, em cada segundo. Frequência A velocidade de propagação de uma onda é a rapidez com que a onda se propaga em determinado meio. Velocidade de propagação da onda

A frequência corresponde ao número de ciclos completos realizados pela onda em cada segundo. O comprimento de onda indica a distância em linha reta entre dois pontos consecutivos com a mesma fase de vibração da onda.

𝑓= 1 𝑇 𝑓= 𝑛º 𝑜𝑠𝑐𝑖𝑙𝑎çõ𝑒𝑠 ∆𝑡 𝑇= ∆𝑡 𝑛º 𝑜𝑠𝑐𝑖𝑙𝑎çõ𝑒𝑠 𝑣 𝑟𝑎𝑝𝑖𝑑𝑒𝑧 = 𝑑𝑖𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 ∆𝑡 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑢𝑚𝑎 𝑜𝑠𝑐𝑖𝑙𝑎çã𝑜 𝑣= 𝜆 𝑇

𝑓= 1 𝑇 𝑣=𝜆×𝑓 𝑣= 𝜆 𝑇 Se estivermos no vácuo ou no ar toda a radiação eletromagnética propaga-se com a velocidade 𝑐=3× 10 8 𝑚/𝑠 c=𝜆×𝑓

A frequência não se altera com o meio, sendo o que caracteriza cada radiação. Quando maior a frequência maior a energia. Quanto maior a frequência menor o comprimento de onda (c.d.o)

Radiação eletromagnética Onda Partícula

Umas das criações mais importantes da Física Moderna foi estabelecer que qualquer radiação eletromagnética é formada por partículas de energia, os fotões. Cada fotão transporta a menor fração da energia total da radiação, um quantum.

A luz ou a radiação eletromagnética é considerada uma corrente de fotões, sendo a energia de cada fotão diretamente proporcional à frequência dessa luz. Frequência Crescente Energia Crescente

A energia de um fotão depende da frequência da radiação a que pertence e é dada pela equação de Planck. A energia de uma radiação eletromagnética é diretamente proporcional à energia da cada fotão e ao número total de fotões que a constituem.

Falemos agora de espetros!

Quando um feixe de luz branca atravessa um prisma de vidro, o feixe decompõe‑se nas sete cores do arco‑íris. A este fenómeno chamamos dispersão da luz e acontece porque a luz sofre refrações diferenciadas dentro do prisma. Dispersão da luz através de um prisma de vidro

Como o ângulo de refração depende da frequência da radiação incidente, cada uma das radiações que compõem a luz branca vai seguir um percurso ligeiramente diferente, aparecendo separadas à saída do prisma. Repare que a luz vermelha é a que se desvia menos do percurso inicial do feixe de luz branca e a luz violeta é a que sofre maior desvio. O prisma permite assim decompor a luz branca nas radiações de diferentes frequências que a compõem. A luz branca é por isso uma radiação policromática. Ao resultado da decomposição da luz chamamos espetro e, neste caso, obteve‑se o espetro da luz visível, com o prisma a funcionar como um espetroscópio.

Espetros Contínuos Descontínuos Absorção Emissão O conjunto das radiações absorvidas ou emitidas por uma determinada substância atómica ou molecular constitui o seu espetro.

ESPETROS CONTÍNUOS E DESCONTÍNUOS ESPETRO VISÍVEL Porção do espetro eletromagnético cuja radiação, composta por fotões, pode ser captada pelo olho humano. Esta radiação identifica-se, genericamente, como sendo a luz visível, luz branca ou simplesmente luz.

ESPETROS DE EMISSÃO E DE ABSORÇÃO ESPETROS DE EMISSÃO CONTÍNUOS Espetro cujas radiações têm valores de energia que variam progressivamente e sem interrupção entre as radiações limite do espetro, constituindo uma gama variada e contínua de radiações.

Espetros contínuos A luz emitida pelo Sol, por um metal ao rubro e por uma lâmpada de incandescência são exemplos de espetros contínuos. De facto, qualquer corpo que se encontre a uma dada temperatura tem um espetro de radiação contínuo (radiação de corpo negro). Os espetros resultantes dos exemplos da figura são espetros de emissão porque resultam da radiação emitida por um dado corpo. A. Fontes que emitem espetros contínuos; B. O espetro solar é um exemplo de espetro contínuo.

ESPETRO DE EMISSÃO DESCONTÍNUO Espetro de fundo negro onde se sobrepõem riscas, que podem ser coradas se as radiações emitidas pertencerem à região do visível. Esquema de obtenção e exemplo de um espetro de emissão descontínuo.

ESPETRO DE ABSORÇÃO DESCONTÍNUO Espetro de fundo corado ao qual se sobrepõem riscas escuras que correspondem às radiações que foram absorvidas. Esquema da obtenção e exemplo de um espetro de absorção descontínuo.

Espetros descontínuos Nem todos os espetros de emissão são contínuos. Em determinadas condições, podemos obter espetros descontínuos ou de riscas, onde se identificam emissões de radiação com frequências bem definidas. Os cientistas constataram que cada elemento químico, quando sujeito a uma descarga elétrica, parecia originar uma luz diferente. Por exemplo, quando colocamos hidrogénio num tubo fechado a baixa pressão (Fig. A) e o submetemos a uma descarga elétrica, vemos um brilho arroxeado.

Se em vez de hidrogénio o tubo contiver uma atmosfera rarefeita de hélio (Fig. B), o brilho já tem uma cor alaranjada. E se o gás for o oxigénio (Fig. C), a cor será azulada.

ESPETROS DE EMISSÃO DE HIDROGÉNIO, HÉLIO E SÓDIO Cada elemento químico possui o seu próprio padrão de riscas espetrais, que funciona como uma espécie de “impressão digital” do elemento.

ESPETRO DE ABSORÇÃO E DE EMISSÃO DO HÉLIO Os espetros de absorção e de emissão de um mesmo elemento químico são complementares.

é a designação dada ao conjunto de técnicas de análise da interação entre um material e os diversos tipos de radiação. A espectroscopia atómica Astronomia Identificar os elementos que constituem as estrelas Estimar a temperatura das estrelas Química Forense Análise de resíduos de pólvora Análise toxicológica (metais pesados) Algumas aplicações da espetroscopia:

Ensaio de chama usando um sal de sódio e espetro do sódio. Os espetros de emissão não resultam apenas de descargas elétricas em gases rarefeitos. Também podemos observar espetros de emissão descontínuos a partir de ensaios de chama. Nestes ensaios, aquecem‑se amostras de sais à chama e a luz emitida tem cores diferentes consoante os iões metálicos presentes: por exemplo, amarelo para o sódio, verde para o cobre e vermelho para o lítio. AL 1.2. Teste de Chama Ensaio de chama usando um sal de sódio e espetro do sódio.

Que a energia estava quantizada! Mas o que será que as conclusões tiradas pelas espetroscopia disseram sobre a energia do eletrão no átomo? Que a energia estava quantizada! O átomo de Hidrogénio foi o mais estudado! Modelo atómico de Bohr

INTERPRETAÇÃO DO ÁTOMO DE HIDROGÉNIO

Os postulados de Bohr Quando estas questões estavam a ser investigadas, no início do século XX, os cientistas usavam o modelo planetário de Rutherford. A energia dos átomos era tanto maior quanto maiores fossem as órbitas dos eletrões. E no modelo de Rutherford não existia nenhuma restrição ao tamanho destas órbitas. Mas o modelo não permitia explicar os espetros atómicos descontínuos. Em 1913, Niels Bohr propôs um novo modelo atómico Baseado em três postulados fundamentais. Niels Bohr (1885-1962), físico dinamarquês. Doutorou‑se em Física em 1911 e foi prémio Nobel da Física em 1922 pelo estudo da estrutura atómica e da radiação.

Modelo atómico de Bohr O eletrão no átomo de Hidrogénio movia-se à volta do núcleo numa trajetória bem definida: órbita. O tamanho das órbitas e a energias que o eletrão poderia ter na mesma tinham restrições. A saída dos eletrões nas órbitas só eram permitidas por absorção (excitação) ou emissão (desexcitação) de certas quantidades de energia: a energia do eletrão estava quantizada.

Para o átomo de Hidrogénio 𝐸𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑛í𝑣𝑒𝑙 = 𝐸 𝑛 = −2,18× 10 −18 𝑛 2 J/eletrão Convencionou-se que a energia do eletrão no átomo é negativa. Um eletrão de energia zero está livre. Atenção que à medida que o eletrão se aproxima do núcleo a sua energia torna-se mais negativa! Energia dos eletrões no átomo

Segundo o modelo de Bohr: O eletrão só pode ser encontrado em determinadas órbitas, ou seja, movimenta-se em torno do núcleo descrevendo órbitas fixas. A cada uma dessas órbitas está associado um determinado valor de energia. Diz-se, por isso, que a energia dos eletrões é quantizada. Valores permitidos (níveis) para a energia do eletrão do átomo de hidrogénio. Modelo atómico de Bohr.

Segundo o modelo de Bohr: O eletrão só pode ser encontrado em determinadas órbitas, ou seja, movimenta-se em torno do núcleo descrevendo órbitas fixas. A cada uma dessas órbitas está associado um determinado valor de energia. Diz-se, por isso, que a energia dos eletrões é quantizada. Estados Excitados Estado Fundamental Valores permitidos (níveis) para a energia do eletrão do átomo de hidrogénio.

Enquanto o eletrão permanece (em movimento) numa determinada órbita, não absorve nem emite energia. No caso de absorver ou emitir uma quantidade discreta de energia, o eletrão pode passar de uma órbita para outra. Na absorção DE > 0

Enquanto o eletrão permanece (em movimento) numa determinada órbita, não absorve nem emite energia. No caso de absorver ou emitir uma quantidade discreta de energia, o eletrão pode passar de uma órbita para outra. Na emissão DE < 0

Enquanto o eletrão permanece (em movimento) numa determinada órbita, não absorve nem emite energia. No caso de absorver ou emitir uma quantidade discreta de energia, o eletrão pode passar de uma órbita para outra.

Cada risca no espetro de emissão corresponde à emissão de uma radiação de frequência e comprimento de onda característicos e bem definidos, resultante da transição do eletrão de um nível para outro de menor energia.

∆𝐸= 𝐸 𝑛(𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙) − 𝐸 𝑛 (𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙) 𝐸 𝑓𝑜𝑡ã𝑜 = ∆𝐸 Atenção se estamos perante uma excitação ou uma desexcitação. A energia do fotão é sempre positiva mas o fotão pode ter sido absorvido ou emitido! Atenção que podemos fazer a ligação com as outras fórmulas matemáticas já estudadas para a radiação eletromagnética!

SÉRIES ESPETRAIS DO ÁTOMO DE HIDROGÉNIO Séries espetrais de Lyman, Balmer e Paschen e espetro de emissão do átomo de hidrogénio.

Síntese de conteúdos M8 Para o átomo de hidrogénio, as riscas que caracterizam o espetro de emissão correspondem a cinco séries espetrais principais, que se designam pelo nome dos cientistas que as descobriram: Série de Lyman (transições eletrónicas de níveis superiores para n = 1; emissão de luz UV); Série de Balmer (transições eletrónicas de níveis superiores para n = 2; emissão de luz visível); Série de Paschen (transições eletrónicas de níveis superiores para n = 3; emissão de luz IV); Série de Brackett (transições eletrónicas de níveis superiores para n = 4; emissão de luz IV); Série de Pfund (transições eletrónicas de níveis superiores para n = 5; emissão de luz IV).

SÉRIES ESPETRAIS DO ÁTOMO DE HIDROGÉNIO