ELETROSFERA ATÔMICA PROF.: TONNY MEDEIROS

• O átomo é uma esfera onde toda massa está

concentrada nesta esfera de maneira uniforme.

Modelo da Bola de bilhar

elétrons

Modelo Pudim com passas

Modelo do Sistema solar

Inconsistências no Modelo de Rutherford:

Se o elétron estivesse parado na sua órbita,

seria atraído pelo núcleo, acabariam se unindo e voltamos ao modelo de Thomson!

Núcleo(+)

Elétron(-)

Se o elétron estivesse girando, deveria emitir radiações (pela teoria eletromagnética clássica), perderia

energia e finalmente cairia no núcleo voltando ao modelo de Thomson!

Relembrando as características de uma onda...

A frequência de uma onda ( ou f ) é a quantidade de oscilações que ela dá em apenas um

segundo.

O comprimento da onda ( ) é a

distância entre duas cristas ou

dois vales.

ONDAS ELETROMAGNÉTICAS Todas as formas de radiação se propagam através do espaço com campos elétricos e magnéticos vibratórios em ângulos retos entre si (um perpendicular ao outro).

LUZ É uma onda eletromagnética que se propaga no vácuo e possui uma faixa de perturbações oscilantes dentro do campo visível do olho humano.

V = . f

V: velocidade : comprimento de onda f: frequência (inverso do tempo) T: período (tempo)

em que: 1

T f =

ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO

É fácil percebermos que para altas frequências ( muito pequeno) a quantidade de energia "estoura" para infinito. Para metais que são aquecidos(incandescência) isso não

acontece, essa é a conhecida "Catástrofe do ultravioleta".

Espectro da radiação emitida por um corpo aquecido:

Teoria dos quanta de Max Planck Em 1900, Max Planck revolucionou a física com conceitos que desafiavam a Mecânica Clássica. Planck propôs que a energia não é emitida de forma contínua e sim em “pacotes” ou “blocos”, denominados quantum (plural: quanta). A sua equação ficou conhecidíssima:

Equantum = h. f E: energia de um quantum h: constante de Planck (6,6 . 10-34 J.s) f: frequência (inverso do tempo)

V = . f

Como vimos:

c

Sendo assim:

h . c

Velocidade da luz = c

f =

E =

EINSTEIN e o efeito fotoelétrico A teoria de Planck não foi bem aceita, mas depois de Einstein aceitar ela passou a ser firme-mente aceita.

Resumidamente, o efeito foto-elétrico consistem em se incidir luz em uma placa metálica e se observar os elétrons serem "arrancados" pela luz.

É fácil de imaginar que uma partícula com alta energia tenha que colidir com um átomo para provocar a perda de um elétron pelo átomo.

A experiência com células fotoelétricas mostra que só há ejeção de elétrons pela superfície quando a luz inci-dente tem um mínimo de frequência.

Einstein admitiu que as partículas de luz, sem massa, que hoje chamamos de FÓTONS, eram portadoras de energia, conforme a idéia de Planck.

Somos constantemente banhados em radiação eletro-magnética, incluindo a radiação que se pode ver, a luz visível.

Balmer e Rydberg propuseram equações que era pos-sível calcular o das três raias de maior na região visível dos espectros do átomo de hidrogênio - raias vermelha (n=3), verde (n=4) e azul (n=5).

Onde:

R=1,0974 . 107 m-1

Bohr (1913)

Niels Bohr

(1885 - 1962)

Niels Bohr trabalhou com Thomson, e posteriormente com Rutherford.

Tendo continuado o trabalho destes dois físicos, aperfeiçoou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford.

Modelo de Bohr

Resolução da estabilidade

Bohr postulou (enunciou sem provar) que os elétrons em um átomo circulam em torno do núcleo descrevendo órbitas

estacionárias sem emitir nem absorver energia!

Bohr estudou o espectro de emissão do hidrogênio, isto é, a luz que o hidrogênio emite quando se faz incidir um feixe de raios catódicos sobre uma amostra desse elemento. Bohr relacionou a energia do elétron ao quantum.

Modelo de Bohr: Bohr disse que: o átomo só absorve radiações quando recebe uma

quantidade exata para “saltar” para a órbita permitida mais alta.

Modelo de Bohr: Bohr disse que: o átomo

só emite radiações quando “saltar” de uma órbita mais “alta” para

uma mais “baixa”.

(LUMINESCÊNCIA)

MODELO DE BOHR DO ÁTOMO DE HIDROGÊNIO

R = 1,097 . 107 m-1

h = 6,626 . 10-34 J.s/fóton

c = 3 . 108 m/s

Onde:

Usando a equação de Bohr, podemos calcular a energia necessária para levar o átomo de H do estado fundamental (n = 1) ao seu primeiro estado excitado (n = 2). Como sabemos, a diferença de energia entre dois estados é sempre:

Quando Efinal tem n = 2 e Einicial tem n = 1, podemos calcular E a partir da equação:

Postulados de Niels Bohr: O elétron se move em órbitas

circulares;

A energia de cada elétron é a

soma de suas energias cinéticas e

potencial. Essa energia não pode ter um valor qualquer, mas apenas valores que sejam múltiplos de um quantum;

Somente certas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron e ele não emite energia quando as percorre(estado estacionário).

Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve um quantum(fóton) de energia.

O nível mais energético é o mais distante do núcleo, e o menos energético o mais próximo.

(Ufc CE) Quando fótons com energia ≥ Ø atingem uma superfície metálica, elétrons são ejetados (removidos) dessa superfície com uma certa energia cinética (Ec) (efeito fotoelétrico). Em experimentos separados, fótons de mesma energia são incididos em superfícies de Ti, Ni e Zn. Sabendo-se que a energia incidida (Einc) é dada pela fórmula Einc = Ø + Ec, em que Ø = energia de "ligação" do elétron ao átomo (característica de cada espécie e dependente do potencial de ionização), responda ao que se pede. a) Em qual das espécies os elétrons serão ejetados com maior energia cinética? b) Justifique sua resposta ao item A.

O Ti é a que terá elétrons ejetados com maior velocidade.

Sendo Einc = Ø + Ec, e sabendo-se que a energia incidente é a mesma nos três experimentos, a superfície que terá elétrons ejetados com maior energia cinética será a que tiver menor Ø (menor energia de "ligação" do elétron ao átomo). Ø será menor quanto menor for a energia de ionização do metal.

O modelo de Bohr foi um grande avanço para o

entendimento dos processos atômicos. No entanto, o seu modelo só

explicava satisfatoriamente o átomo neutro de hidrogênio ou espécies monoeletrônicas

(2He+, 3Li2+).

Não explicava as transições hiperfinas.

A introdução de órbitas permitidas não é explicada coerentemente.

As previsões do modelo para átomos com muitos elétrons

não são satisfatórias!

Modelo de Bohr

• Para átomos com mais de um elétron, ao se ampliar as raias luminosas, subdivisões apareciam, caracterizando que o elétron, ao retornar para a camada, não voltava exatamente para a camada, mas para bem próximo dela, emitindo ondas eletromagnéticas com energias bem próximas umas das outras. • Os átomos multieletrônicos devem possuir subcamadas ou subníveis de energia, caracterizados por órbitas elípticas, além das circulares, segundo o modelo de Bohr. • Em cada nível só pode existir uma órbita circular, as outras são elípticas.

Modelo atômico de Sommerfeld

Forma circular – s (sharp)

Forma de elipse oval – p (principal)

Forma de elipse média – d (diffuse)

Forma de elipse alongada – f (fine)

Ele aprimorou o modelo atômico de Rutherford-Bohr, onde cada camada atômica foi dividida em subníveis.

“Toda partícula em movimento está associada uma onda e vice-versa”

Louis de Broglie: DUALIDADE DA MATÉRIA

O elétron muitas vezes tem comportamento ondulatório e o seu movimento obedece as leis da física, sofrendo reflexão.

E = m . c2

Se o elétron tem comportamento de partícula-onda:

h . c

E =

Energia de uma partícula de massa(m) segundo EINSTEIN.

Energia de uma onda de comprimento() segundo PLANCK.

Epartícula = Eonda

h . c

m . c2 =

h

=

m . c

Uma partícula, por definição, tem uma posição no espaço bem definida, já para uma onda não se pode dizer o mesmo. Uma onda não admite uma localização definida.

O princípio da Incerteza de Heisenberg afirma que, quanto maior a precisão na determinação da posição de uma partícula, menor a precisão obtida para a sua velocidade (ou quantidade de movimen-to). Dado pela fórmula:

Onde x indica a incerteza na posição, p a incerteza na quanti-

dade de movimento e h a constante de Planck. Devemos ter cuidado com a interpretação física dessa equação. Ela não está tratando de limitações experimentais na determinação de posição e velocidade, o princípio da incerteza diz que é fisicamente incoerente se falar de posição e velocidade de partículas (quânticas) simultaneamente.

x . p h 2π

O princípio da incerteza

O ponto culminante da teoria quântica veio com a equa-ção de onda de Schrödinger. Se as partículas quânticas eram agora consideradas como uma onda, deveria existir alguma equação que regesse o comportamento dessa onda. Essa equação foi calculada para um caso bastante simples (o elétron de um átomo de Hidrogênio) e postulada como verdadeira para qualquer outro fenômeno quântico. Respire fundo e não se assuste. A equação é a seguinte:

A equação de onda de Schrödinger(1926)

.

MODELO ATÔMICO ATUAL (ORBITAL)

• Louis de Broglie: Dualidade da

Matéria. Toda e qualquer matéria

pode se comportar como onda.

• Heisenberg: Princípio da

Incerteza. É impossível determinar

ao mesmo tempo a posição e a

velocidade do elétron.

• Schrödinger: Orbitais. O

elétron, como onda, pode ser

encontrado ao redor do núcleo em

regiões de máxima probabilidade

(orbital).

ORBITAIS “ s ” • Todos os orbitais s são esféricos.

• A medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.

ORBITAIS “ p ” • Existem três orbitais p : px, py e pz .

• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x, y e z de um sistema cartesiano.

• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.

ORBITAIS “ d ”

ORBITAIS “ f “

RESUMO: modelo atômico atual

• Os elétrons apresentam caráter corpuscular e de onda, simultaneamente;

• A concepção teórica de uma órbita bem definida para um elétron é inaceitável;

• O elétron tem elevada probabilidade de ser encontrado na eletrosfera em uma região chamada orbital.