Embed Size (px)
Citation preview
QFL 5925 Prática de Ensino de Química e Bioquímica
Relatório da Proposta de Estágio:
Daniela Colevati Ferreira
No USP 4951047
Profª. Dra. Denise Freitas Siqueira Petri
São Paulo, dezembro de 2008.
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 1 -
1. Introdução
A monitoria referente à disciplina Prática de Ensino de Química e Bioquímica (QFL
5925) pertencente ao programa de pós-graduação do Instituto de Química da Universidade
de São Paulo (IQ-USP) foi realizada junto à disciplina de Química Geral (QFL 0605)
ministrada aos alunos do primeiro ano de graduação do Instituto de Física pelo Prof. Dr.
Paulo Sérgio Santos.
Esta disciplina possui carga horária de seis horas semanais e passou por uma
reorganização recentemente, onde as aulas de laboratório foram retiradas do cronograma
do curso. Portanto, as seis horas semanais compreenderam de aulas teóricas, ficando a
monitora responsável pelo auxílio aos alunos na resolução de listas de exercícios e
correção de trabalhos.
Os conteúdos abordados durante o curso foram, principalmente, a estrutura
atômica, propriedades periódicas, teoria de ácidos e bases de Lewis, equilíbrio químico,
termodinâmica e cinética química.
Ao longo do curso os alunos tiveram que redigir dois trabalhos: o primeiro sobre o
espectro do átomo de hidrogênio e o segundo sobre os elementos da tabela periódica.
Verificou-se que mesmo após as aulas ministradas e a redação do trabalho, muitos
alunos persistiam com dúvidas a cerca do procedimento de obtenção do espectro do
átomo de hidrogênio e também sobre conceitos importantes relacionados a este conteúdo
como, por exemplo, orbital, transição eletrônica, absorção e emissão de energia, equação
de Rydberg e outros.
Tendo isso em vista, escolheu-se o assunto espectro do átomo de hidrogênio como
tema para o experimento a ser proposto neste estágio. O experimento proposto foi
baseado no artigo do professor Dr. Oswaldo Sala, publicado em 2007 na revista Química
Nova. [1]
2. Protocolo Experimental
O protocolo proposto para a experiência é apresentado no Anexo 1.
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 2 -
3. Discussão
O espectro de emissão do átomo de hidrogênio apresentado na Figura 1 foi obtido
no laboratório de espectroscopia molecular (LEM) do IQ-USP utilizando-se um
espectrômetro Jobin Yvon U1000 e as condições apresentadas no protocolo do
experimento (Anexo 1).
15000 16500 18000 19500 21000 22500 24000 25500
0
100000
200000
300000
Inte
ns
idad
e/
unid
. arb
itr.
Número de Onda /cm-1
15000 16500 18000 19500 21000 22500 24000 25500
0,5
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
4,5
5,0
5,5
6,0
log
(In
tensid
ad
e)
Número de Onda/cm-1
(A)
(B)
Figura 1: Espectro de emissão do átomo de hidrogênio. Os picos marcados pelas flechas
correspondem às linhas de emissão do hidrogênio. (A) como obtido. (B) com o eixo das
ordenadas em escala logarítmica.
Como se pode verificar no espectro apresentado na Figura 1A, a diferença de
intensidade entre os picos é muito grande o que impossibilita a observação de todas as
linhas de emissão presentes no intervalo de número de onda varrido. Para contornar este
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 3 -
problema utilizou-se uma escala logarítmica no eixo das ordenadas como mostrado na
Figura 1B. Nesta figura é possível constatar que a diferença de intensidade entre os picos
mais e menos intensos é de cerca de duas ordens de grandeza.
O espectro mostrado na Figura 1B apresenta, além dos picos referentes à emissão
do átomo de hidrogênio, bandas cuja estrutura é condizente com bandas de espectro
rotacional. Para facilitar a visualização do espectro de emissão, a intensidade destas
bandas rotacionais foi diminuída utilizando-se o recurso ZAP do programa GRAMS/AI 7.00
(ThermoGalatic). Este novo espectro é apresentado na Figura 2.
16000 18000 20000 22000 240001,0
1,5
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
4,5
5,0
5,5
6,0
(410
,2)(434
,1)
(486
,1)15
238
Comprimento de Onda /nm
2437
62303
7
2057
0(656
,2)
log(
Inte
nsid
ade)
Número de Onda / cm-1
650 600 550 500 450
Figura 2: Espectro de emissão do átomo de hidrogênio, modificado pelo recurso de
software ZAP do programa GRAMS/AI 7.00.
No espectro apresentado na Figura 2, as linhas de emissão em 15238, 20570,
23037 e 24376 cm-1 são facilmente distinguidas do ruído e apresenta excelente
concordância com os valores encontrados na literatura: 15237, 20570, 23039 e 24380 cm-
1. [1] Elas referem-se às linhas vermelha (656,2 nm), verde (486,1 nm), azul (434,1 nm) e
violeta (410,2 nm) visualizadas em espectros obtidos em chapas fotográficas.
Examinando este espectro, observa-se que o espaçamento e intensidade das linhas
diminuem do vermelho (menor comprimento de onda) para o violeta (maior comprimento
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 4 -
de onda). A diminuição da intensidade está relacionada à probabilidade de transição, cuja
teoria é mais complicada e não se adequa aos objetivos deste relatório. Por outro lado,
pode-se encontrar uma equação matemática que descreva a diminuição do espaçamento
entre as linhas. Para encontrar esta equação, deve-se, primeiro numerar as linhas
observadas por números inteiros (1, 2, 3,...), que chamaremos n. Como a diminuição no
espaçamento entre as linhas não é linear, e como elas estão se aproximando, sugere-se
que o número de onda das linhas observadas tenha uma dependência com 1/n2. Portanto,
um gráfico do número de onda em função de 1/n2 pode ser construído e se a hipótese
estiver correta, deve-se obter uma reta. Na Figura 3 é apresentado o gráfico do número de
onda versus 1/n2, para diferentes numerações das linhas. Verifica-se que a reta é obtida
apenas para n partindo de 3.
1 6 0 0 0 1 8 0 0 0 2 0 0 0 0 2 2 0 0 0 2 4 0 0 0
7654
6543
5432
4321
log(
Inte
nsid
ade)
N ú m e r o d e O n d a / c m - 1
0,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,014000
16000
18000
20000
22000
24000
26000
Núm
ero
de O
nda
/ cm
-1
1/n2
n ≥ 1; R = -0,97582
n ≥ 2; R = -0,9964
n ≥ 3; R = -1
n ≥ 4; R = -0,99893
(A)
(B)
Figura 3: (A) Esquema de numeração das linhas do espectro do átomo de hidrogênio. (B)
Gráfico do número de onda em função de 1/n2. R é o fator de correlação de linear.
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 5 -
Na Figura 4 é mostrado o gráfico do número de onda em função de 1/n2, com n
partindo de 3 juntamente com a regressão linear e a equação da reta.
0,02 0,04 0,06 0,08 0,10 0,1214000
16000
18000
20000
22000
24000
26000
Núm
ero
de O
nda
/ cm
-1
1/n2
Equação da Reta:
Número de Onda = A - (B/n2)
A = 27424 cm-1
B = 109698 cm-1
Figura 4: Gráfico do número de onda em função de 1/n2, onde n ≥ 3, sua regressão linear
e a equação da reta.
Da Figura 4, tem-se que o comportamento das linhas observadas no espectro do
átomo de hidrogênio pode ser descrito pela equação 1:
2n
10969827424Onda de Número −= (1)
O valor do coeficiente linear é 1/4 do valor do coeficiente angular e então a equação
pode ser reescrita da seguinte maneira:
−=−=−=
22222 n
1
2
1109698
n
109698
2
109698
n
109698
4
109698Onda de Número (2)
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 6 -
A equação 2 é similar à equação de Balmer. Por analogia tem-se que a constante
109698 cm-1, da equação 2, corresponde à constante de Rydberg (R). Este valor
determinado empiricamente apresenta 99,98% de concordância com o valor teórico
(R=109677 cm-1). [1]
Até o momento o termo n foi introduzido de forma arbitrária para que pudéssemos
descrever o comportamento das linhas de emissão observadas no espectro atômico do
hidrogênio. Mas qual seria o seu significado físico?
O modelo mais simples que podemos adotar para o átomo de hidrogênio é o
proposto por Bohr: [2] o elétron ocupa órbitas estacionárias ao redor do núcleo, onde a
energia é constante não havendo absorção ou emissão de radiação eletromagnética, como
esquematizado na Figura 5. Cada uma destas órbitas poderia ser numerada com números
inteiros (1, 2, 3,...) e para que radiação eletromagnética seja emitida, é necessário que o
elétron mude de órbita de maior energia para outra de menor energia, sendo a órbita de
menor energia aquela que está mais próxima do núcleo. Esta mudança entre as órbita é
chamada transição eletrônica.
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
n = 5
Figura 5: Esquema do átomo de hidrogênio. As órbitas circulares foram numeradas
arbitrariamente a partir de 1 (órbita mais interna). As setas indicam algumas transições
possíveis para as órbitas fixadas.
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 7 -
Na equação 2 vemos que o comportamento das linhas espectrais do átomo de
hidrogênio podem ser descritas como uma diferença entre dois números inteiros, que
chamamos anteriormente de n. Portanto, podemos associar o valor n às diferentes órbitas
estacionárias que o elétron pode ocupar dentro do átomo de hidrogênio, no modelo
introduzido na Figura 5. Desta forma, introduzimos uma quantização empírica, como foi
feito antes da mecânica quântica para analisar os espectros atômicos.
A equação 2, descreve o comportamento das transições cuja órbita final possui n=2,
o conjunto de transições eletrônicas que possuem a mesma órbita final é chamado de
série. A série cujo n final é 2 é chamada de série de Balmer. Se trocarmos o denominador
2 da equação 2 por 1, pode-se descrever o conjunto de linhas observadas na região do
ultravioleta, chamado de série de Lyman e se substituirmos por 3, descrevemos a série de
Paschen observada no infravermelho. Portanto, a equação que descreve todas as séries
do espectro do átomo de hidrogênio é dada na equação 3:
−=
2
2
2n
1
n
1109698Onda de Número
1
(3)
Esta equação mais geral ficou conhecida com equação de Rydberg, onde n2 > n1,
quando se trata de um espectro de emissão e n2 < n1 quando se trata de um espectro de
absorção.
Por conservação de energia, a energia da radiação emitida durante uma transição
eletrônica deve corresponder à diferença de energia entre os níveis de partida e de
chegada do elétron durante a transição. Então os dois termos da equação 3 (109698/ n12 e
109698/n22) devem ser proporcionais à energia das órbitas envolvidas na transição
eletrônica observada. Com isso, pode-se construir um esquema dos níveis de energia do
átomo de hidrogênio, onde a energia de cada nível é proporcional a 109698/n2, como
mostrado na Figura 6. Na Figura 6 também estão representadas algumas das possíveis
transições eletrônicas para o átomo do hidrogênio.
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 8 -
PaschenPaschenPaschenPaschen
BalmerBalmerBalmerBalmer
LymanLymanLymanLyman
30473047304730474388438843884388685668566856685612189121891218912189
27424274242742427424
cmcmcmcm-1-1-1-1
nnnn
109698109698109698109698
6666555544443333
2222
1111
656,2 nm
486, 1nm
434,1 nm
410,2nm
Figura 6: Esquema dos níveis de energia e algumas das transições das séries de Lyman,
Balmer e Paschen.
Sabendo que a energia de ionização (I) de um átomo é a energia necessária para
retirar do átomo, um elétron do nível de energia mais baixo (nível fundamental) . [3A] E que
o número de onda da radiação emitida durante uma transição eletrônica é proporcional à
energia, podemos calcular a energia de ionização para o átomo de hidrogênio como sendo:
1
22109698cm0)109698(1
1
1
1109698Onda de Número −
=−=
∞
−=
Portanto, para o átomo de hidrogênio, o número de onda associado à energia de
ionização é a própria constante de Rydberg. E a energia é:
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 9 -
112318
A
18-
18
1-1834
1312kJmolmol10J.6,02214x2,179x10N . J2,179x10 I
J2,179x10I
.109698cmmsx10Js.2,997926,62608x10onda de h.c.número λ
ch hν I
−−−
−
−−
===
=
====
O valor da energia de ionização calculado está de acordo com o valor encontrado na
literatura de 1310 kJmol-1. [3B]
4. Considerações Finais
A experiência proposta mostrou-se aplicável dentro do cronograma e horários da
disciplina QFL 0605. Os resultados obtidos apresentaram elevada concordância com os
valores da literatura e permitem a discussão de diversos conceitos trabalhados ao longo
desta disciplina e do curso de física como um todo.
A obtenção do espectro requer o uso de equipamento sofisticado e de elevado
preço, mas como pertence a um laboratório de pesquisa no IQ-USP há disponibilidade de
empregá-lo para a aula didática. Uma desvantagem para o uso deste equipamento é que
por se tratar de um equipamento fechado o aluno não tem a oportunidade de visualizar os
diferentes componentes que o constituem.
No protocolo apresentado foi sugerida a entrega de um relatório, mas durante a
redação deste relatório acredita-se que uma discussão em grupo sobre os resultados seria
mais pertinente, pois durante esta discussão o professor teria a oportunidade de guiar os
alunos para a construção do modelo utilizado, chamando a atenção para as conexões a
serem feitas, o que talvez não aconteça durante a redação do relatório. Como o tempo de
obtenção do espectro é relativamente curto, cerca de 1 hora, há tempo disponível para a
realização desta atividade em sala de aula.
Gostaria de agradecer ao Sr. Claudio H. Furukawa coordenador dos laboratórios
didáticos do Instituto de Física da USP por ter cedido a lâmpada de hidrogênio para que
este experimento fosse realizado e ao Prof. Dr. Oswaldo Sala pelo auxílio na obtenção do
espectro e discussão dos resultados.
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 10 -
5. Referências
1 - SALA, O. Uma Introdução à Espectroscopia Atômica – O Átomo de hidrogênio. Quím,
Nova. 2007; 30 (7):1773-1775.
2 - ATKINS, P., de PAULA, J. – “Físico-Química”. Trad. Edilson C. da Silva, et al. Rio de
Janeiro: LTC Editora, 2004. 7ª. Ed., vol 2, cap. 13.
3 - ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et al. Porto Alegre: Bookman, 2001. (A) Pag.146-149, (B)
A22
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 11 -
6. Anexo 1
EEssppeeccttrroo ddoo ÁÁttoommoo ddee HHiiddrrooggêênniioo
1. Objetivos
� Constatar a quantização da energia em sistemas atômicos através da análise do espectro de
emissão do átomo de hidrogênio.
� Determinar a equação de Balmer, a constante de Rydberg, calcular o potencial de ionização do
átomo de hidrogênio e construir o diagrama de energia dos orbitais atômicos do átomo de
hidrogênio.
2. Procedimento experimental
Para a obtenção do espectro do átomo de hidrogênio será utilizada uma lâmpada de
descarga elétrica preenchida com gás hidrogênio sob baixa pressão. O espectro será registrado
em um espectrômetro Jobin Yvon U1000 com sistema de detecção com duplo monocromador e
fotomultiplicadora. Um esquema dos componentes do espectrômetro é mostrado na Figura 1.
Figura 1: Esquema de um espectrômetro de duplo monocromador com rede de difração. M1 e M2
são espelhos côncavos com focos nas fendas F1 e F2.
Obtenha o espectro entre 14900 e 25800 cm-1 com resolução espectral de 5 cm-1, passo 2,5
cm-1 e tempo de acumulação de 1,5 segundos/ponto.
QQFFLL 55992255 –– RReellaattóórriioo ddaa PPrrooppoossttaa ddee EEssttáággiioo
- 12 -
4. Orientações para o relatório
� Faça uma breve introdução teórica.
� Discuta, brevemente, o procedimento utilizado para a obtenção do espectro de emissão do
átomo de hidrogênio. O hidrogênio se apresenta na natureza como uma molécula diatômica
(H2). Como você explica a obtenção do espectro atômico de hidrogênio?
� Plote o espectro obtido como o logaritmo da intensidade em função do número de onda. Por
que é necessário utilizar escala logarítmica para a intensidade? Compare os números de onda
das linhas do espectro do hidrogênio observadas neste experimento com os da literatura.
� Numere as linhas observadas, da região de menor número de onda para maior número de
onda, com números inteiros (n = 1, 2, 3 e 4). Faça um gráfico do número de onda versus 1/n2,
considerando que a primeira linha observada possua n = 1. Faça o mesmo considerando que a
primeira linha observada corresponda ao n = 2, 3, 4,... Verifique para qual valor de n obtém-se
uma reta. Determine a equação desta reta. Através do coeficiente angular da reta, determine o
valor da constante de Rydberg. Compare este valor com o da literatura.
� Determine a energia de ionização do átomo de hidrogênio no estado fundamental. Compare
com o valor da literatura. Como este parâmetro está relacionado com a constante de Rydberg?
� No caso de haver discrepâncias mais sérias, procure discutir suas possíveis causas.
� Sabendo que a energia é diretamente proporcional ao número de onda, monte um esquema
dos níveis de energia (T) onde T=R/n2, e R é a constante de Rydberg. Represente em seu
esquema de energia as diferentes séries espectrais observadas para o espectro do hidrogênio.
5. Bibliografia
1. CRUZ-GARRITZ, D, CHAMIZO, J.A., GARRRITZ, A. – “Estructura Atómica: Un enfoque
químico”, Adilson-Wesley Iberoamericana, 1991, cap. 2 e 3.
2. ATKINS, P., JONES, L. – “Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente”. Trad. Ignez Caracelli, et al. Porto Alegre: Bookman, 2001. Cap. 1.
3. KOTZ, J.C., TREICHEL Jr, P. – “Química e Reações Químicas”. Trad. José A. P.
Bonapace, et.al. Rio de Janeiro:LTC-livros técnicos e científicos editoras S.A., 1999,
volume 1, 4ª. ed. Cap. 7.
