Velocidade da luz no vácuo: 3,00.108 m/s Livro: Química a ciência central - Brown, LeMay, Bursten 9º ed pág. 182. Velocidade da luz no vácuo: 3,00.108 m/s

Livro: Química a ciência central - Brown, LeMay, Bursten 9º ed pág. 185.

Como a radiação eletromagnética e os átomos interagem? 1) Radiação de luz por corpos quentes; 2) Emissão de elétrons a partir de uma superfície metálica onde a luz incide (efeito fotoelétrico); Emissão de luz por gases excitados eletronicamente (espectro de emissão).

1) Objetos quentes e quantização da energia Exemplo: Degraus em uma escada versus energia potencial Max Planck A energia poderia ser liberada ou absorvida por átomos apenas em “pedaços” distintos de tamanhos mínimos - quantum. Menor quantidade de energia que pode ser emitida ou absorvida como radiação eletromagnética. E = h.v  energia de 1 quantum h = 6,63.10-34 J.s A energia absorvida ou emitida pela matéria é múltiplos inteiros de hv, 2hv, 3hv.... *quanta é o plural de quantum Premio Nobel da Física 1918

Nível atômico: partícula 2) O efeito fotoelétrico e fótons Albert Einstein A energia radiante atingindo a superfície metálica leva-a a emitir elétrons. 2) Para cada metal existe uma frequência mínima de luz abaixo da qual nenhum elétron é emitido A energia radiante é quantizada  fótons Dualidade da luz Partícula x onda Macroscópica: onda Nível atômico: partícula (conjunto de fótons)

3) Espectro de linhas e modelos de Bohr Radiação com um único comprimento de onda: monocromática Radiações de lâmpadas incandescentes e estrelas possui muitos comprimentos de ondas diferentes. Quando estes são separados temos um espectro * Arco-íris produzido pela dispersão de luz do sol através dos pingos de chuva ou neblina.

1) Nem todas as fontes de radiação produzem um espectro contínuo. 2) Quando diferentes gases são colocados sob pressão em um tubo e uma alta voltagem é aplicada os gases emitem diferentes cores de luz. 3) Quando a luz vinda desse tais tubos passa através de um prisma apenas poucas linhas (radiações) são observadas.

Bohr baseou seu modelo em 3 postulados: Modelo de Bohr Física clássica: uma partícula carregada (como um elétron) que se move em trajetória circular perderia energia continuamente pela emissão de radiação eletromagnética. Logo: a medida que o elétron perde energia ele deve mover-se em forma de espiral em direção ao núcleo. Bohr baseou seu modelo em 3 postulados: 1) Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas são permitidas para um elétron em um átomo. 2) Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia permitido. Logo esse elétron não irradiará energia, portanto não se moverá na forma de espiral em direção ao núcleo. 3) A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton (E = h.v).

Modelo de Bohr n = número quântico principal Para o átomo de hidrogênio n = 1 estado fundamental n > 2 estado excitado n = infinito  E = zero Exemplo: Para o átomo de hidrogênio calcule a energia do elétron em: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 e infinito.

Modelo de Bohr Salto quântico (Para o átomo de hidrogênio) n = número quântico principal

Modelo de Bohr EXERCÍCIOS 1) Para o átomo de hidrogênio, determine qual das seguintes transições eletrônicas produz a linha espectral de comprimento de onda mais longo: a) n = 2 para n = 1 b) n = 3 para n = 2 c) n = 4 para n = 3. 2) Para o átomo de hidrogênio, calcule a energia de cada transição e emite ou absorve energia em cada etapa: a) n = 3 para n = 1. b) n = 2 para n = 4.

Comportamento ondulatório da matéria Anteriormente: Dependendo das circunstâncias experimentais a radiação parece ter um caráter ondulatório ou de partículas (fótons). Louis De Broglie A matéria, sob condições apropriadas, poderia possivelmente se comportar como um onda (Tese de doutoramento em física Sorbonne, Paris). O comprimento de onda característico do elétron ou qualquer outra partícula depende de sua massa e velocidade. m = massa v = velocidade h = cte de Plank m.v = momento l = comprimento de onda

Massa do nêutron: 1,6749.10-24g

Princípio da incerteza ou Princípio de Heisenberg Física clássica: exemplo da bola que desce uma rampa. Quando trabalhamos com matéria em nível subatômico:  Não é possível determinar simultaneamente a posição e o momento do elétron. Velocidade média do elétron 5.106 m/s com incerteza de 1% Diâmetro do átomo de hidrogênio: 2.10-10 m

Mecânica quântica e os orbitais atômicos  Equação de Schrodinger

Número quântico principal (n) Número quântico secundário ou azimutal (l) Número quântico magnético (m) Pode variar de (l) e (–l) inclusive o zero

Orbitais s

Orbitais p Orbitais d

Princípio de exclusão de Pauli: Átomos polieletrônicos 1) Para um dado valor de “n” a energia de um orbital aumenta com o valor de “l” Ex: n = 3  s < p < d 2) Ex: os orbitais “3d” possuem a mesma energia – degenerados. Princípio de exclusão de Pauli: 2 e- em uma átomo não podem ter os 4 números quânticos iguais (n, l, m e s)

Evidência experimental para o spin eletrônico

Ressonância magnética nuclear Frequência de 100 a 500 MHz

Regra de Hund

Configurações eletrônicas condensadas

Configurações eletrônicas e tabela periódica

Configurações eletrônicas anômalas 24Cr: 29Cu: 47Ag: