diapositivo 1 - física e química · os raios catódicos, ao incidirem sobre um anteparo, produzem...
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21-11-2014
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Sumário
Das Estrelas ao átomo – Unidade temática 1
O átomo de hidrogénio e a estrutura atómica
• Espectro do átomo de hidrogénio. • Quantização de energia. • História do átomo, modelos atómicos: De Dalton ao modelo quântico. APSA 6– Espectro atómico do átomo de hidrogénio.
17/11/2014
O átomo de H e a estrutura atómica
Espectro do átomo de hidrogénio
Porque é que o espectro do átomo de hidrogénio é descontínuo?
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Porque é que o espectro do átomo de hidrogénio é descontínuo?
Após Max Planck ter enunciado a quantificação da energia e Einstein ter interpretado o efeito fotoelétrico, Bohr forneceu uma explicação teórica para o átomo de hidrogénio.
Bohr para colmatar as falhas do modelo de Rutherford, apresentou algumas ideias, que ficaram conhecidas por postulados de Bohr:
1. O eletrão só pode ocupar certas “orbitas” com determinado raio.
2. A cada “orbita” está associado um certo valor de energia.
3. Os eletrões só podem transitar para “orbitas” permitidas por absorção ou emissão de certas quantidades de energia.
Diz-se que a energia do eletrão está quantizada ou quantificada.
O átomo de H e a estrutura atómica Espectro do átomo de hidrogénio
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A energia do eletrão está quantizada ou quantificada.
Ao subir uma escada só se sobe degrau a degrau.
Não é possível subir meio degrau!!!
O átomo de H e a estrutura atómica Espectro do átomo de hidrogénio
No átomo, só alguns estados de energia são permitidos para o eletrão – são os estados
estacionários ou níveis de energia. O eletrão nunca poderá ter valores de energia que
não pertençam a um destes estados estacionários. Diz-se por isso que a energia do
eletrão no átomo está quantizada ou quantificada.
Para Bohr os estados estacionários correspondiam a órbitas eletrónicas bem definidas.
Para que o eletrão possa transitar de um estado estacionário para outro tem de haver
emissão ou absorção de energia.
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Excitação/Desexcitação
Os átomos e as moléculas podem ser excitados por:
- corrente elétrica num filamento metálico;
- impacto de eletrões em sólidos;
- descargas elétricas em gases rarefeitos;
- reações químicas (combustões);
- absorção de radiações eletromagnéticas (visível e UV).
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Absorção de energia
Se o átomo receber energia suficiente para que o eletrão passe a um nível de maior
energia, o átomo passa a um estado excitado.
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Emissão de energia
O eletrão ao passar a um nível de menor energia (desexcitação), há emissão de energia
na forma de radiação e o átomo passa a um estado de menor energia.
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Resumindo
• Se o eletrão se encontra no nível de energia mais baixo (nível 1) diz-se que o átomo
de hidrogénio está no estado fundamental.
• Se o eletrão absorver energia e transitar para um nível energético superior diz-se que
o átomo ficou excitado.
• A energia de excitação pode ser causada por uma descarga elétrica, choques entre
partículas e por ondas eletromagnéticas.
• O estado excitado não é estável e o átomo volta ao estado fundamental, libertando
espontaneamente a energia adicional através de fotões de luz.
• O estado fundamental é o mais estável.
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Quantização da energia dos níveis
• Níveis energéticos.
• As diferenças energéticas (E) entre os
vários níveis não apresentam o mesmo
valor.
E1
E2
E3
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Quantização da energia dos níveis
• Fora do átomo o eletrão, supostamente no infinito, tem um valor zero de energia
devido a estar fora do raio de ação do núcleo.
Energia máxima do eletrão = 0 J.
• Se a energia máxima é zero (fora do raio de ação do núcleo) então todos os valores
de energia do eletrão dentro do átomo são negativos.
• Quanto mais próximo do núcleo mais baixa será a energia do eletrão.
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Quantização da energia dos níveis
• Bohr, usando argumentos baseados em interações
electroestáticas e nas leis do movimento de Newton,
estabeleceu uma relação matemática para os valores
das energias que o eletrão pode assumir em cada
nível.
Bohr (1885-1962)
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Quantização da energia dos níveis
As riscas surgem mais espaçadas à medida que os comprimentos de onda aumentam.
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Energia da radiação emitida
E Radiação emitida = E f – E i
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Séries espectrais do átomo de hidrogénio
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Séries espectrais do átomo de hidrogénio
• Série de Lyman:
Zona do Ultravioleta (transição de um nível superior para o nível n = 1).
• Série de Balmer:
Zona do Visível (transição de um nível superior para o nível n = 2).
• Série de Paschen:
Zona do Infravermelho (transição de um nível superior para o nível n = 3).
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História do átomo, modelos atómicos
Modelo Grego
Leucipo e Demócrito (400 a.C.) – Atomistas
Sustentavam a ideia que toda a matéria era
descontínua e formada por partículas muito
pequenas e indivisíveis os átomos.
(A = não ; tomo = divisão)
ÁTOMO = não + divisível
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Modelo de Dalton
Baseado nas “Leis Ponderais” (1808)
(Lei de Lavoisier ou lei da conservação das massas, lei de Proust
ou lei das proporções constantes, …)
• Esfera maciça;
• Indivisível;
• Indestrutível;
• Perpétuo;
• Sem carga elétrica.
“Modelo da Bola de Bilhar” – o átomo é como uma pequena esfera sólida.
(1766 – 1844)
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Modelo Atómico de Thomson
Em 1897, Thomson, propôs um novo modelo, após a
descoberta do eletrão.
Admitiu que o átomo era uma esfera maciça de carga
positiva, estando os eletrões dispersos no seu interior.
(tal como as passas num pudim).
Joseph Thomson (1856-1940)
“Modelo do Pudim de passas”
• Esfera maciça;
• Divisível;
• Indestrutível;
• Perpétuo;
• Com carga elétrica. (positiva e negativa)
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Descoberta do eletrão por Joseph J. Thomson
No final do século XIX, Joseph J. Thomson, estudou as descargas elétricas produzidas
num tubo de Crockes, quando se submetia um gás a baixa pressão e a elevadas
diferenças de potencial.
Tubo de Crockes
(10 000 V – 20 000 V)
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Descoberta do eletrão por Joseph J. Thomson
Do cátodo sai um fluxo de partículas
denominado raios catódicos, que se
dirigem à parede oposta do tubo,
produzindo uma fluorescência devido
ao choque dos eletrões, com os átomos
do vidro da ampola.
Os raios catódicos, ao incidirem sobre
um anteparo, produzem uma sombra na
parede oposta do tubo, permitindo
concluir que se propagam em linha
reta.
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Descoberta do eletrão por Joseph John Thomson
Os raios catódicos conseguem pôr em
movimento um molinete ou catavento
de mica, permitindo concluir que são
dotados de massa.
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Descoberta do eletrão por Joseph John Thomson
Os raios catódicos são desviados por
campos elétricos e magnéticos,
permitindo concluir que são eletrões.
Sendo os raios catódicos um fluxo de
eletrões, podemos concluir que:
• os eletrões se propagam em linha reta;
• os eletrões possuem massa (são
partículas ou corpúsculos);
• os eletrões possuem carga elétrica de
natureza negativa.
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Modelo planetário de Ernest Rutherford 1911
• Núcleo e eletrosfera
• Núcleo pequeno e denso
• Eletrosfera de 10 000 a 100 000 vezes
maior que o núcleo e vazia.
Rutherford (1871-1937) Neozelandês
Rutherford, fez uma analogia
com o movimento dos planetas
em torno do Sol.
Introduziu o conceito de núcleo
atómico. “Modelo Planetário”
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Experiência da “Folha de ouro” – Ernest Rutherford 1911
• A grande maioria das partículas α passam pela folha sem serem defletidas.
• Foram poucas as partículas α defletidas pela folha de ouro.
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Experiência da “Folha de ouro” – Ernest Rutherford 1911
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Modelo planetário de Ernest Rutherford 1911
• A maior parte do espaço do átomo é
espaço vazio.
• No seu interior, existe uma pequena região
central positiva (núcleo).
• No núcleo encontra-se a maior parte da
massa do átomo.
• Os eletrões giram à volta do núcleo em
orbitas circulares.
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Modelo de Bohr
• Concebido, em 1913, por Bohr.
• O átomo possuí um núcleo central.
• Os eletrões descrevem orbitas circulares em torno do núcleo.
• Os eletrões só podem ocupar determinados níveis de energia.
• A cada orbita corresponde um valor de energia.
Niels Bohr
(1885 – 1962)
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Modelo de Bohr
K L M N O P Q
) ) ) ) ) ) ) Núcleo
Eletrosfera
) ) ) Fotão
Fotão
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Modelo Quântico (1926) – Schröedinger e Heisenberg
• O átomo possui um núcleo central de reduzidas
dimensões e uma nuvem eletrónica.
• No núcleo encontram-se os protões e os
neutrões.
• Os eletrões encontram-se à volta do núcleo, na
nuvem eletrónica.
• É possível falar em zonas onde a probabilidade
de encontrar o eletrão é maior. Erwin Schrödinger
(1887-1961)
Werner Heisenberg
(1901-1976)
Orbital
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TPC
• APSA 6 – Espectro atómico do átomo de hidrogénio (exercícios que ficarem por fazer).
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