Estrutura atômica:
Os estudos que levaram ao
conhecimento da estrutura atômica
O átomo indivisível dos filósofos
Leucippus e seu discípulo Demócrito (~2500 anos atrás)
propuseram que se a matéria fosse sempre dividida se chegaria
a um ponto onde haveria uma partícula que não mais pudesse
ser dividida.
A esta partícula, indivisível, deu-se o nome de:
átomo (a – tomo): indivisível
Atualmente sabe-se que existem partículas menores que os
átomos, mas que ele é a unidade que compõe a matéria.
O átomo indivisível de Dalton
John Dalton (~1803) propôs que:
1) Todas a matéria é composta por uma partícula
fundamental: átomos.
2) Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser
gerados ou destruídos.
3) Todos os átomos de um dado elemento são iguais em
todas as suas propriedades e átomos de diferentes
elementos possuem propriedades diferentes.
4) Mudança química consiste de combinação, separação ou
rearranjo dos átomos.
5) Compostos são constituídos de átomos de diferentes
elementos de raios fixos.
A descoberta da estrutura atômica
J.J. Thomson (1897) propôs um experimento e dos resultados
comprovou a existência dos elétrons e que a proporção carga-massa de um elétron
seria de:
e/m = 1,76 × 108 C/g.
A descoberta da estrutura atômica
Já em 1908, R.A. Millikan propôs um experimento para
determinar a carga do elétron:
e = -1,6 x 10-19 C.
(e/m = -1,76 x 108 C/g)
m = 9,1 x 10-28 g
A descoberta da estrutura atômica
Experimentos com a Radioatividade (1896-H. Becquerel, Marie e Pierre Curie, E.
Rutherford)
• Blenda resinosa = Urânio
• Três pontos são observados no detector:
A descoberta da estrutura atômica
O átomo com núcleo
Em 1904, Rutherford propôs o seguinte experimento:
- Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector circular.
- As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro.
Natureza ondulatória da luz
A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos
sobre a interação da luz com a matéria.
Mas, afinal.... o que é a luz?
A ciência moderna define a luz como uma radiação eletromagnética, que é
uma onda de energia que se propaga através do espaço com componentes de campo
elétrico e também de campo magnético.
Um ponto de vista considera que a luz tem propriedades de uma onda (comportamento
ondulatório), enquanto o outro entende que ela se compõe de partículas distintas de
energia (comportamento corpuscular-corpo-partícula).
Juntas, essas duas perspectivas formam o que se chama de ‘dualidade onda-partícula’ da
luz.
Natureza ondulatória da luz
A natureza da luz como uma onda. A figura abaixo fornece um diagrama de
como a luz é retratada quando se utiliza o modelo de ondas.
Filme: onda
eletromagnética
Filme: Wave
Natureza ondulatória da luz
Propriedades das radiações eletromagnéticas
•
Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ, e uma amplitude, A.
•
A frequência, ν, de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo
(unidade = s-1 = Hertz (Hz)).
A velocidade de uma onda, V, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda:
V=ν.λ
Para a luz, velocidade = c, então: ν = c / λ
•
•
Natureza ondulatória da luz
A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com uma velocidade (c) de
3,00 × 108 m/s, mas em outros meios a velocidade é menor (v)
As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às ondas que
se movem na água.
visível
A radiação
(humanos) tem
comprimentos de onda
entre 400 nm (violeta) e 750
nm (vermelho).
1nm (nanometro) = 10-9 m
Natureza ondulatória da luz
Ordem numérica dos comprimentos de onda das radiações
Espectros contínuo e de linhas
o modelo de Bohr
Espectros de linhas
• A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada
de monocromática.
•
A radiação que se varre uma matriz
completa de diferentes
comprimentos de onda é chamada de contínua.
•
A luz branca (mistura de radiações com vários comprimentos de onda) pode ser
separada em um
•
espectro contínuo de cores.
Observe no próximo slide que não há manchas escuras na decomposição da luz branca.
Luz branca produzida por uma lâmpada de
filamento de tungstênio (W) e a sua decomposição
por um prisma
Espectro contínuo
resultante da
decomposição da luz
branca (contém uma série
de radiações
eletromagnéticas em série
contínua de comprimentos
de onda)
Link: Como seria o espectro não
contínuo?
Espectros contínuo e de linhas
o modelo de Bohr
Se ao invés de se fazer o espectro eletromagnético de uma fonte de luz
branca (produzida por um filamento de tungstênio (W), e que
contém muitos elétrons, 74) fosse feito com uma lâmpada
contendo somente um material com poucos elétrons (hidrogênio,
H2, 2 elétrons ao todo).
Espectro de linha (linha espectral)
Natureza ondulatória da luz
Espectro contínuo da luz branca
Espectro de linhas
Natureza ondulatória da luz
Conclusão
1) A radiação eletromagnética é produzida pelos
elétrons excitados por uma fonte externa.
2) Se uma substância como o hidrogênio,
possuindo poucos elétrons, não produz um
espectro contínuo é porque os elétrons estão ao
redor do átomo em níveis energéticos definidos e
não ocupando qualquer nível de energia
(quantização).
Espectros de linhas e o
modelo de Bohr
Espectros de linhas Balmer (1885):
Descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do hidrogênio se encaixam em
uma simples equação e que mais tarde,
Balmer para:
Rydberg, generalizou a equação de
1 1
= RH  2 − 2 
λ
 n1 n2 
1
onde RH é a constante de Rydberg (1,096776 × 107 m-1),
n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).
Energia quantizada
e fótons
Planck e Einstein (início do sec. XX): a energia só pode ser
liberada (ou absorvida) por átomos em certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados
quantum.
A relação entre a energia (E) e a frequência (ν) é:
E = hν =
h .c
onde h é a constante de Planck (6,626 × 10-34 J s) e c é a velocidade da luz no vácuo (c=3,00
x 108 m/s).
Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma
escada:
Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma alteração
gradual e quantizada na altura.
λ
Energia quantizada e fótons
O efeito fotoelétrico e fótons
O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”.
Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no qual os elétrons são expelidos do
metal.
Os elétrons somente serão expelidos se a frequência mínima é alcançada (lembre-se que
frequência é diretamente proporcional à energia da radiação).
Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido.
Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos depende da intensidade da
luz.
Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados
•
E a energia de um fóton, E:
fótons.
Efeito fotoelétrico (Prêmio Nobel de
Física a Einstein – 1921)
e-(emitidos)
e-(metal)
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr (1913)
•
Rutherford (modelo atômico - 1911) supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da
mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol.
•
Entretanto, uma partícula carregada se movendo em uma trajetória circular deve perder
energia
deve diminuir sua velocidade devido a atração do núcleo, colidir com ele.
•
Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.
Devido a esta inconsistência no modelo de
Rutherford, e observando o espectro de linhas
do hidrogênio, Bohr, propõe um novo modelo
para o átomo.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Bohr então postulou que:
a) um elétron não perde energia enquanto permanecer em uma mesma órbita
(portanto não desacelera e “cai” no núcleo);
b) quando um elétron passa de uma órbita a outra “emite” ou “absorve” energia;
c) para um elétron permanecer em uma mesma órbita a atração eletrostática entre o
núcleo (+) é o elétron (-) deve ser igual à força centrífuga.
Movimento do
elétron
Energia
Força centrífuga
Força de atração eletrostática
Energia
órbita
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de
energia no átomo.
Sódio (Na)
Hidrogênio (H)
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
•
Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados deve
ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.
•
Após muita matemática, Bohr mostrou que:
(
)
 1 
E = − 2.18 × 10 J  2 
n 
onde n é denominado de número quântico principal (por exemplo, n = 1,
2, 3, … e nada mais).
−18
−
18
A muita matemática de Bohr
Movimento do
elétron
De acordo com a teoria quântica de
Planck:
A energia
cinética de um
elétron:
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
•
A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e
convencionou-se que ela tem energia negativa (daí o sinal negativo na
equação).
•
A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e
corresponde à energia zero.
•
Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através
da absorção e da emissão de energia em quantum (hν).
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
•
Podemos mostrar que
∆E = hν =
hc
λ
(
= − 2.18 × 10
•
Quando ni > nf, a energia é emitida e ∆E é negativo.
•
Quando nf > ni, a energia é absorvida e ∆E é positivo.
−18
 1

1
J  2 − 2
n

n
f
i


)
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
 1

1
∆E = − 2,18 ×10 . 2 − 2 
 n f ni 
se n f = 2 e ni = 1
 1

1
∆E = − 2,18 ×10 . 2 − 2 
 n f ni 
se n f = 1 e ni = 2
então
então
 1 1
∆E = − 2,18 ×10 . 2 − 2 
2 1 


∆E = − 2,18 ×10 −18.(0,25 − 1)
1 1
∆E = − 2,18 ×10 . 2 − 2 
1 2 


∆E = − 2,18 ×10 −18.(1 − 0,25)
∆E = + 1,635 ×10
∆E > 0 ( positivo)
∆E = − 1,635 ×10 −18
∆E < 0 (negativo)
Energia é absorvida.
Energia é emitida.
−18
−18
−18
−18
−18
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
ABSORÇÃO DE
ENERGIA
Os elétrons
movem-se nesse
sentido
EMISSÃO DE
ENERGIA
Os elétrons
movem-se nesse
sentido
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Limitações do modelo de Bohr
•
Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio.
•
Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
•
Através do efeito fotoelétrico (Einstein) pode-se mostrar que a luz interage com os
elétrons (possui massa =corpuscular) comporta-se como se tivesse massa (caráter
corpuscular = corpo).
•
De Broglie em 1924, em estudos com difração de luz (caráter ondulatório), mostra que
os elétrons também sofrem este fenômeno, sugerindo que os elétrons também
possuem caráter ondulatório, além do corpuscular.
•
O caráter duplo (dual) corpo/onda é particularmente importante em partículas
pequenas, como os elétrons, prótons e nêutrons, mas pouco importante em corpos de
massa elevada como um pedaço de papel e menos ainda em um humano ou planetas.
FIM