fqafqa – – 10º ano 10º ano unidade 1 química
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FQAFQA –– 10º Ano 10º Ano Unidade 1 Unidade 1 QuímicaQuímicaQuímicaQuímica
Espectro de AbsorçãoFonte: http://www.brasilescola.com/quimica/espectros-eletromagneticos-estrutura-atomo.htm
Marília Peres 1
Marília PeresAdaptado de (Corrêa 2007)
Carlos Corrêa Fernando Basto Noémia Almeida
Sumário:Sumário:
1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
3.3. EspetroEspetro do átomo de Hidrogéniodo átomo de Hidrogénio
44 Modelos do átomoModelos do átomo4.4. Modelos do átomoModelos do átomo
5.5. ModeloModelo quânticoquântico
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1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
Raios X – DiagnósticoFonte: http://fisicaradioactiva.blogspot.com/p/aplicacoes-da-radiacao.html
Marília Peres 3
1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
Espectro eletromagnéticoEspectro eletromagnético:
1016 1015
Marília Peres 4
Fonte: www.sqb.br
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1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
EspetroEspetro eletromagnéticoeletromagnético:
Desinfeção de instrumentos cirúrgicos
Meios de diagnóstico Radar
Deteção de obstáculos
Marília Peres 5
1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
AquecimentoDescarga através de vapores de mercúrio
Comandos à distância
Marília Peres 6
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1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
Fotossíntese
Comunicações
Iluminação
Telemóveis (15-30 cm)Análise química
Marília Peres 7
2. Efeito Fotoelétrico
Efeito FotoeléctricoFonte: Carlos Corrêa
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InteraçãoInteração entre a radiação e os entre a radiação e os metais. metais.
C i i ã d l õ l
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
Consiste na emissão de eletrões pelos metais quando sobre eles se faz incidir radiação.
Aplicações
Césio
Marília Peres 9
A radiação deve ter energia suficiente para arrancar o eletrão do átomo.
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
Se a radiação fornecer ao átomo mais energia do que a necessária para extrair um eletrão, este excesso de energia constitui a energia cinética do electrão:
Energia do fotão Energia gastana remoção
Energia cinética do electrão removido= +
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Energia do fotão = Er + ½ mv2
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
Césio 3,04 x 10-19 J Luz visívelPotássio 3,52 x 10-19 J Luz visívelSódio 3,68 x 10-19 J Luz visívelCálcio 4 32 x 10-19 J Luz visível
Energia de remoção
Energia cinética do eletrão
Cálcio 4,32 x 10 J Luz visívelZinco 5,81 x 10-19 J Luz UVPlatina 8,48 x 10-19 J Luz UV
NOTA: a energia de remoção é diferente da energia de ionizaçãoporque nos metais no estado sólido os átomos não estão isolados.
Marília Peres 11
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
Marília Peres 12
Faça o download da aplicação JAVA de acesso livre sobre o efeito fotoeléctrico do projectoPhET a partir do seguinte URL:http://phet.colorado.edu/admin/get-run-offline.php?sim_id=146&locale=ptPara correr esta simulação deve ter instalado no seu computador o Macromedia Flash 8 (ou outra versão mais recente) e o Java version 1.5 (ou outra versão mais recente).
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No efeito fotoeléctrico dá-se atransformação de energia radiante em
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
transformação de energia radiante emenergia elétrica. Esta energia utiliza-se emmuitos dispositivos, como:- abertura automática de portas;- leitura de bandas sonoras de filmes e códigos de
barras; - contagem de visitantes em exposições e
espectáculos;espectáculos;- sistemas de alarme;- células solares de satélites artificiais;- fotometria (máquinas fotográficas e outros).
Marília Peres 13
Notas finais:Notas finais:
1 O efeito fotoelétrico é praticamente instantâneo;
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
1. O efeito fotoelétrico é praticamente instantâneo;
2. Cada fotão origina a emissão de um e um só eletrão.
3. O número de eletrões emitidos é directamente proporcionalao número de fotões incidentes, isto é, à intensidade do feixe.
4 .Só há emissão de eletrões com radiações com energia superiora um valor mínimo, característico de cada metal.
5 A energia cinética do eletrão emitido não depende da intensidadedo feixe, mas depende apenas da energia de cada fotãoincidente.
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EspetroEspetro do do Átomo de Átomo de HidrogénioHidrogéniogg
NielsNiels BohrBohr (1885(1885-- 1962)1962)(http://da.wikipedia.org/wiki/Billede:Niels_Bohr.jpg
Marília Peres 15
3.1 O espectro do átomo de hidrogénio. Níveis de energia.
Os átomos são excitados por chamas a altas temperaturas ou por descargas
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
altas temperaturas ou por descargas eléctricas.
Quando regressam ao estado fundamental (desexcitação) libertam energia.
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Quando se produz uma descarga eléctrica através de hidrogéniorarefeito (a baixa pressão), as moléculas H2 dissociam-se e os átomosH, excitados, regressando ao estado fundamental, emitem radiaçõescom energias (e comprimentos de onda) bem determinados (espetrode riscas)
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
de riscas).
Algumas das riscas situam-se na zona do visível
ddpl d
H2 rarefeito
elevada
EspetroEspetro atómico do Hatómico do H
Marília Peres 17
As riscas do espectro do H agrupam-se em séries que correspondem a transições para um mesmo nível energético.
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
Marília Peres 18
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Riscas visíveis do espetro do átomo
de hidrogénio (há ainda
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
outras riscas violetas de fraca intensidade)
Quais as transições que correspondem às outras riscas violetas?
Resposta: transições de níveis superiores a 6
As energias estão expressas por mole de átomos (uma mole de átomos de H são 1,008 g de hidrogénio)
de níveis superiores a 6 para n = 2
Marília Peres 19
Se os níveis Ei fossem infinitamente próximos (ou seja, se não houvesse níveis...), seriam emitidas radiações de energias infinitamente próximas...
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
... e os espetros seriam contínuos e não de riscas.Marília Peres 20
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4. Modelos do Átomo
John Séc Esfera O átomo de cadaJohn Dalton
(Inglês)
Séc. XVIII
Esfera O átomo de cada elemento é uma esfera indivisível
21(Adaptado de Inês Bruno)
Marília Peres
Thomson 1897 Modelo do pudim de
O átomo é uma esfera maciça carregada
4. Modelos do Átomo
passas positivamente, onde os eletrões se encontram encrostados.
22(Adaptado de Inês Bruno) Marília Peres
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Descoberta do eletrão (J. J. Thomson, 1897)
Átomos neutros
4. Modelos do Átomo
Cargas positivas em igual número
MODELO DE THOMSON (1899) (“bolo de passas”)
Átomos neutros, com os eletrões localizadosnuma esfera com carga positiva
Cargas negativas (eletrões) ( bolo de passas )
Carga positiva
(eletrões)
Marília Peres
Rutherford 1911 Modelo planetário
O átomo é constituído por um núcleo, de carga elétrica positiva, onde está concentrada toda a
4. Modelos do Átomo4. Modelos do Átomo
massa do átomo, e por eletrões que se moviam à volta do núcleo
Rutherford observou grandes deflexões, sugerindo um núcleo
duro e pequeno(Adaptado de Inês Bruno) Marília Peres
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Rutherford (1911) fez passar um feixe de partículas alfa (He2+) através de uma finíssima folha de ouro.
Núcleos (carga positiva)Partículas
4. Modelos do Átomo
Nuvem eletrónica(carga
negativa)
He2+
Algumas partículas passavam (grandes espaços), mas outras eram desviadas
Átomos da folha de ouro
Assim se descobriu o núcleo.
por algo com carga positiva (???) que repelia as partículas alfa.
Marília Peres
Bohr 1913 Modelo de Bohr
Os eletrões só podem ocupar níveis de energia bem definidos (quantização da energia) e giram em torno do núcleo em órbitas com
4. Modelos do Átomo
torno do núcleo em órbitas com energias diferentes;
Modelo de Bohr para o r
Nível
interno
o nta
lpátomo de Hidrogénio
n=3n=4n=5
n=6
n=2
Electrão
Menor energia
n=1
Est
ado
fun
dam
en Núcleo
Maior energia 26(Adaptado de Inês Bruno)
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ModeloModelo dede BohrBohr::
4. Modelos do Átomo4. Modelos do Átomo
- as órbitas interiores apresentam energia mais baixa eà medida que se encontram mais afastadas do núcleoo valor da sua energia é maior;
- quando um eletrão recebe energia suficiente passa aocupar uma órbita mais externa (com maior energia)ficando o átomo
- se um eletrão passar de uma órbita para uma outramais interior liberta energia;
- os eletrões tendem a ter a menor energia possível -estado fundamental do átomo.
27Marília Peres
NívelEmissão e absorção de energia:Emissão e absorção de energia:
Modelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio
4. Modelos do Átomo
Núcleo
Externo
Nível
interno Absorção de Absorção de energiaenergia
Emissão de
Eletrão
Menor energia
Maior energia
Eletrão
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energia
Marília Peres
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Linhas de emissão Linhas de emissão no átomo de Hidrogéniono átomo de Hidrogénio
Contínuo
n =4
n=5
n= 6n= 6
n=n=
LL
L
H
HH
n=2
n=3L
L
Balmer
H
H
P
Paschen
P P P
Brackett
29
Núcleo Nível limite
externo
n=1
Estado
fundamental
Lyman
PfundPfund
1º estado
excitado
2º estado
excitadoMarília Peres
Bohr determinou matematicamente a relação existente
entre a energia, EE,, que o eletrão poderia assumir e o
Modelo de Bohr para o átomo de HidrogénioModelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio
nível, nn, em que se encontrava:
182
12 18 10nE , ( )
n
n
30
Equação de Equação de BohrBohr
Marília Peres
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Falar em orbita implica conhecer SIMULTANEAMENTE e
EXATIDÃO POSIÇÃO ENERGIA DO
Mas o modelo atómico de Mas o modelo atómico de BohrBohr tem limitações…tem limitações…
com EXATIDÃO, a POSIÇÃO e a ENERGIA DO
ELETRÃO num dado momento.
No entanto HeisenbergHeisenberg demonstrou que é impossível
determinar simultaneamente, com exacidão a posição e a
energia de um eletrão (PrincipioPrincipio dada incertezaincerteza dede
HeisenbergHeisenberg)
31Marília Peres
MODELO ATUAL DO ÁTOMOMODELO ATUAL DO ÁTOMO
Schrödinger e outros
1913 Modelo Quântico
Os eletrões movem‐se em torno dos respectivos núcleos sem trajectórias definidassem trajectórias definidas. Apenas se conhece a PROBABILIDADE de um eletrão com uma determinada energia se localizar num dado ponto do espaço.
32Marília Peres
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No Modelo Atómico de No Modelo Atómico de BohrBohr No Modelo Atómico ActualNo Modelo Atómico Actual
4. Modelos do Átomo4. Modelos do Átomo
O electrão descreve órbitas
ÓRBITAÓRBITA:: Linha onde existe a
certeza de encontrar o eletrão
com uma dada energia
O electrão ocupa uma orbital
ORBITALORBITAL:: Região do espaço onde há
probabilidade de encontrar um eletrão com
uma dada energia.
33Marília Peres
Se fosse possível fotografar em
instantes sucessivos o movimento do
electrão em volta do núcleo,
4. Modelos do Átomo
obteríamos uma imagens semelhante
a esta.
O eletrão com uma dada energia, pode estar mais perto do núcleo
ou mais afastado, ocupando mais vezes, determinadas posições no
espaço à volta do núcleo do que outras.
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Uma orbital não se consegue visualizar, embora existam várias maneiras
de a representar, uma delas é o MODELOMODELO DADA NUVEMNUVEM ELETRÓNICAELETRÓNICA
4. Modelos do Átomo
Maior
Menor probabilidade de se encontrar o eletrão
Maior probabilidade de se encontrar o eletrão
35Marília Peres
O que são as orbitais?
São zonas em torno do núcleo onde é elevada a
4. Modelos do Átomo
probabilidade de encontrar um eletrão com determinada energia.
O eletrão do átomo H, noestado de menor energia, tem uma probabilidade de 95%
Rtem uma probabilidade de 95% de ser encontrado dentro de uma esfera centrada no núcleo, com raio (R) igual a 10-8 cm.
Orbital do eletrão do átomo de H (estado fundamental)Marília Peres 36
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4. Modelos do Átomo
EXPERIMENTA:EXPERIMENTA:
http://phet.colorado.edu/simulations/sims.php?sim=Models_of_the_Hydrogen_Atom
37Marília Peres
Bohr deduziu uma expressão para cálculo da energia de cada um dos níveis de energia do átomo de hidrogénio:
En = (- 2,179 x 10-18 / n2 ) J ; n = 1, 2, 3 ... Número quântico (principal)
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
A partir destes valores, calculou os comprimentos de onda e as energias das riscas do espectro do átomo de H.
Quando os electrões dos átomos de hidrogénio são excitados, por regresso ao estado fundamental, emitem radiações (espetro de riscas) cujas energias e riscas) cujas energias e comprimentos de onda podem ser previstos a partir desta expressão estabelecida por Bohr.
Marília Peres
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ner
gia
Eletrão livre
Fora do átomo, a energia do eletrão pode ser qualquer
Teremos então:Eletrão livre
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
En
Estados excitados
0
ion
izaç
ão
H+(g)
Energia quantificada
Estado fundamental
En
ergi
a d
e
H(g)
quantificada
Eletrão no átomo
Marília Peres
Recapitulando:Recapitulando:Estamos Estamos agora em condições de perceber o que sucede noagora em condições de perceber o que sucede no efeito fotoelétrico.
IrradiaçãoOs átomos também podem ser excitados por absorção de radiações (fotões)
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
Irradiação
En
ergi
a
EO átomo não
700
nm62
0 n
m
425
nm
por absorção de radiações (fotões).
Para que haja absorção de radiação, a energia do fotãodeve ser igual à diferença de energia entre dois níveis.
Luz verde Outras radiações
Demasiada
Marília Peres 40
O átomo não absorve o fotão
O átomo nãoabsorve o fotão
O átomo absorveo fotão (o eletrão é promovido)
Não há níveis apropriadosEnergia
insuficiente
Demasiada energia
No efeito fotoelétrico os átomos não se encontram no estado gasoso.
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5. Modelo Quântico
Orbitais atómicas de um átomo de sódioOrbitais atómicas de um átomo de sódioFonte: http://ciencia.hsw.uol.com.br/atomos8.htm
Marília Peres 41
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
As orbitais caracterizam-se por números quânticos:
n → Número quântico principal (relacionado com a energia e com o tamanho da orbital)
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n = 1, 2, 3 … (números inteiros)
A energia e o tamanho da orbital aumentam à medida que aumenta o nn.Marília Peres
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l → Número quântico de momento angular, secundário, ou azimutal
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
g(relacionado com a forma da orbital)
l = 0, 1, 2,…, n-1 (os valores de l dependem do número quântico principal, n)
43
l = 0
Orbital do tipo s
l = 1
Orbital do tipo p
l = 2
Orbital do tipo d
l = 3 → Orbital do tipo f
l = 4 → Orbital do tipo g Marília Peres
Número quântico secundário (ou azimutal):
l = 2 l 0 1E
Como varia?Níveis Subníveis
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
l
n = 2
n = 3
l = 0
l = 1
l = 0l = 1l = 2 l = 0, … , n-1
l = 0 Subcamada sl = 1 Subcamada pl = 2 Subcamada dl = 3 subcamada f
En
n = 1l = 0
Em cada camada, a energia cresce com l
Camadas Subcamadas
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Forma das orbitais s e p
Iguais densidades da nuvem
Densidadesdiferentes
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
Iguais distâncias ao núcleo
Iguais distâncias ao núcleo
Diferentes Diferentes orientaçõesorientações
r = 0,1 nm
rr
Sim
etria esférica
Nas orbitais ss, a probabilidade de encontrar um eletrão numa dada zona só depende da distância ao núcleo e não da orientação, como nas orbitais pp.
45Marília Peres
ml → Número quântico magnético (relacionado com a orientação da orbital)
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
(relacionado com a orientação da orbital)ml = - l, …, 0, …, + l (os valores de ml dependem do número quântico secundário, l)
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Fonte: http://www.cq.ufam.edu.br/historia_orbitais/Orbitais.html
m = - l , … , + lComo varia?Marília Peres
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Para caracterizar uma orbital precisamos de três números quânticos – n, l e ml
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
Para caracterizar um eletrão precisamos de quatro números quânticos – n, l, ml ems
Número quântico de spin, ms
(relacionado com a rotação do eletrão)
47
( )
Marília Peres
Número quântico de spin: +1/2 +1/2 e --1/21/2
A Mecânica Clássica interpreta os dois estados de spin do eletrão como correspondendo a movimentos de
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
protação do eletrão em torno de si mesmo, como um pião, em dois sentidos possíveis.
Estes dois modos de rodopiar caracterizam-se pelos diferentes valores de ms: +1/2 e -1/2
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A existência de spinsspinsl ó d f f
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
eletrónicos diferentes foi observada com átomos de lítio no estado gasoso.
A separação do feixe em dois resulta dos dois spinsspinspossíveis do eletrão de valência em diferentes átomos de lítio.
E E
49
Uma orbital é caracterizada pelo conjunto dos números n, l e m.
Ex.: A orbital 2p
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
Ex.: A orbital 2px
n = 2 l = 1m = - 1
Segundo Pauli, num átomo não podem existir eletrões com igual conjunto de números quânticoseletrões com igual conjunto de números quânticos.
2 é número máximo de electrões que uma orbital pode conter (diferente spin).
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m = 0 m = +1
l = 0
n = 2n = 1
l = 0
Orbitais da camada 1: Orbitais da camada 2:
m = 0
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
l = 1E
ner
gia
n = 2
n = 2l = 1
m = 0
l = 0
n = 1
51Marília Peres
ORBITAIS p:
As orbitais p apresentam dois lóbulos simétricos, tendo o núcleo
como centro. Estes lóbulos estão orientados segundo cada um dos eixos
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
l = 1 => orbital p
cartesianos
Neste caso, ml pode assumir três valores (‐1, 0,+1). Há, portanto, 3
orbitais equivalentes, que por terem a mesma energia, dizem‐se
degeneradas.
Marília Peres
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l = 2=> orbitais d
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
l = 3 => orbitais f
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Os eletrões são distribuídos por orbitais, de acordo com os seguintes princípios:
Princípio da energia mínima: os eletrões no estado fundamental
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
distribuem-se de forma a que o átomo fique com o menor valor de
energia.
Princípio da exclusão de Pauli: dois eletrões não podem ter a
mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois eletrões na
mesma orbital têm de ter spins opostos.
Logo, cada orbital de um mesmo átomo, poderá ter no máximo
dois eletrões.
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Regra de Hund: Para as orbitais com a mesma energia (orbitais
degeneradas), ou seja, os mesmos valores de n e l, procede-se à
distribuição de um electrão por cada uma das orbitais e só depois se
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
distribuição de um electrão por cada uma das orbitais e só depois se
passa ao seu preenchimento.
Ex. 7N
Distribuição electrónica: 1s2 2s2 2px1 2py
1 2pz1
e não: 1s2 2s2 2px2 2py
1 2pz0
55Marília Peres
A ordem de preenchimento das orbitais pode ser feita de acordo
com o diagrama de Aufbau.
Diagrama de Aufbau – O preenchimento das orbitais é feito por ordem
crescente de energia
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
crescente de energia.
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
8s
56Marília Peres
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A configuração eletrónica de um átomo é a forma como os eletrões se
dispõem nele, e é dada por ordem de energias crescentes dos subníveis
energéticos
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
11 22 22 22 22 22
Z = 1
1s1s22 2s2s22 2p2p22
Átomo de carbonoÁtomo de carbono
Z = 6
57
Num átomo, podemos considerar o cerne, que é constituído pelo
núcleo e pelos eletrões mais internos, e os eletrões de valência, que são
aqueles que se localizam no último nível de energia
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
1111Na Na -- 1s1s22 2s2s22 2p2p66 3s3s11
aqueles que se localizam no último nível de energia.
tem apenas 1 eletrão de valência, o cerne do átomo é constituído pelo
Exemplo:
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núcleo e pelos 10 eletrões mais internos, podendo a sua configuração
electrónica ser:
11Na - [Ne] 3s1
Marília Peres