Principais modelos atômicos Modelo Atômico de Thomson (1898) · Rutherford bombardeou uma fina...

Principais modelos atômicos

Modelo Atômico de Thomson (1898)

Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um

modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam

uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as

cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.

Principais modelos atômicos

Modelo Atômico de Rutherford (1911)

Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas

"alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio"

(Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para

dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas.

Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de

sulfeto de zinco (ZnS).

Principais modelos atômicos

Modelo Atômico de Rutherford (1911)

Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou que

muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem

desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas

"alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um

choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo,

constituído por prótons.

Principais modelos atômicos

Modelo Atômico de Rutherford (1911)

Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena

parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de

eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.

Estrutura Eletrônica dos átomos 2- O EFEITO FOTOELÉTRICO

Em 1905, Albert Einstein utilizou a Teoria Quântica de Planck para explicar o Efeito

Fotoelétrico.

A luz incidindo sobre uma superfície metálica

limpa leva-a emitir elétrons. Cada metal

possui uma frequência mínima de luz abaixo

da qual nenhum e- é emitido.

O princípio do Efeito Fotoelétrico é usado

nas fotocélulas.

Einstein supôs que a energia radiante que atinge a superfície é um fluxo de

pacotes mínimos de energia (fótons). Cada fóton deveria ter uma energia

proporcional à frequência da luz: E=hν. Se os fótons têm mais energia do que a

Emin necessária, o excesso aparece como energia cinética dos e- emitidos.

0

2

2

1Ehvmv

00 hvE

E0= energia mínima necessária para “arrancar” o e- do átomo = “função trabalho”

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- OS ESPECTROS DE EMISSÃO DOS GASES

Espectro:

Gases submetidos à

descargas elétricas:

(a) Hidrogênio

(b) neônio

Os espectros de linhas (raias) de

(a) NaI e (b) H

Espectro contínuo da luz visível

Espectro descontínuo dos gases

Diagrama que expressa a frequência associada a cada componente ondulatória de

um dado sistema como função do respectivo comprimento de onda.

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases

Em 1885, o suiço Johann Balmer observou que os

comprimentos de onda das quatro linhas do hidrogênio

encaixavam em uma fórmula simples. Descobriu-se que

linhas adicionais ocorriam nas regiões do UV e do

Infravermelho. Rapidamente a equação de Balmer foi

estendida para uma equação mais geral, chamada equação

de Rydberg, que permitiu calcular os comprimentos de onda

de todas as linhas espectrais do hidrogênio:

2

2

2

1

11)(

1

nnRH

λ é o comprimento de onda de uma linha espectral,

RH é a constante de Rydberg (1,096776 x 107 m-1),

n1 e n2 são números inteiros e positivos, sendo n2>n1.

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases

Espectros atômicos são espectros de linhas (raias).

2

2

2

1

11)(

1

nnRH

Transições observadas para o

átomo de hidrogênio. A Série de

Balmer é responsável pela parte do

espectro do hidrogênio visível

aos olhos humanos, e pela

cor característica das lâmpadas de

plasma.

Série de Lyman (Ultravioleta)

Série de Balmer (Visível)

Série de Paschen (Infravermelho)

Série de Brackett (Além do infravermelho

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases

Como a equação empírica de Rydberg

poderia ser explicada?

O modelo de Bohr

Para explicar o espectro de linhas do hidrogênio, Bohr iniciou

supondo que os e- moviam-se em órbitas circulares ao

redor do núcleo. No entanto, pela física clássica, uma

partícula carregada (o e-) perderia energia continuadamente

pela emissão de energia eletromagnética. Assim, ele deveria

mover-se em forma de espiral em direção ao núcleo. Bohr

observou que as leis da Física eram inadequadas para

descrever todos os aspectos dos átomos. Assim, ele adotou a

ideia de Planck de que as energias eram quantizadas.

Estrutura Eletrônica dos átomos Os postulados de Bohr

Estrutura Eletrônica dos átomos

Como a equação de Rydberg poderia ser explicada?

Os estados de energia do átomo de hidrogênio

2

18 1)1018,2(

nJxE

Segundo os Postulados de Bohr, as energias correspondentes a cada órbita

permitida encaixavam-se na seguinte expressão:

O número n, que pode assumir valores de 1 a infinito, é chamado número

quântico. Cada órbita corresponde a um valor diferente de n e o raio da

órbita aumenta à medida que n aumenta (n=1, n=2,...).

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases

Os estados de energia do átomo de hidrogênio

As energias dadas pela equação anterior são negativas.

Assim, quanto mais baixa (mais negativa), mais estável

será o átomo.

A energia mais baixa (n=1) associa-se com o estado

fundamental do átomo. Quando o e- está em um órbita de

energia mais alta (menos negativa), diz-se que o átomo está

em estado excitado.

Se n se torna infinitamente grande, a energia do átomo é

zero.

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases

Os estados de energia do átomo de hidrogênio

Segundo o terceiro postulado, um e- deve absorver energia para que ele mude

para um estado de mais alta energia (maior valor de n).

A energia radiante é emitida quando o e- “pula” de um estado energia mais baixo.

Assim, se o e- passa de um estado inicial, com energia Ei, para um estado final

Com energia Ef, a variação de energia é dada por:

E= Ef – Ei = Efóton = hν

Assim, apenas frequências específicas de luz podem ser absorvidas ou emitidas

pelo átomo. Fazendo-se determinadas substituições, tem-se:

22

18 11)1018,2(

if nnJx

hchE

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases

Os estados de energia do átomo de hidrogênio

Se nf é menor que ni, o e- move-se para mais perto do núcleo e E é um

número negativo, indicando liberação de energia.

Assim, se um e- move-se de ni=3 para nf=1, temos:

JxJxJxE 1818

22

18 1094,19

8)1018,2(

3

1

1

1)1018,2(

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases

Os estados de energia do átomo de hidrogênio

Sabendo-se a energia para o fóton emitido, podemos calcular

seu comprimento de onda.

mxJx

smxsJx

E

hcc 7

18

834

1003,11094,1

)/1000,3)(.1063,6(

O sentido do fluxo de energia é indicado quando se diz que o fóton

de comprimento de onda 1,03 x 10-7 m foi emitido.

Estrutura Eletrônica dos átomos 3- Os espectros de emissão dos gases

Os estados de energia do átomo de hidrogênio

Se resolvermos a equação que exprime E, para 1/λ e excluirmos o sinal negativo,

teremos a equação derivada da teoria de Bohr, a qual corresponde à equação de

Rydberg, obtida com dados experimentais:

22

18 111018,21

if nnhc

Jx

De fato, a combinação das constantes, (2,18x10-18 J)/hc é igual à constante

de Rydberg, RH, para três algarismos significativos, 1,10 x 107 m-1. Portanto,

a existência de linhas espectrais pode ser atribuída aos “saltos” quantizados

de e- entre os níveis de energia.

Estrutura Eletrônica dos átomos Limitações do modelo de Bohr

A teoria de Bohr apresenta duas ideias principais que são incorporadas ao modelo

Atômico atual, ou seja:

1- Os e- existem apenas em níveis de energia distintos, que são descritos pelos

números quânticos.

2- A energia está envolvida na movimentação de um e- de um nível para outro.

No entanto, o modelo de Bohr descreve o e- como uma partícula circulando ao redor

do núcleo. No entanto, o e- também exibe propriedades de ondas, fato que o

modelo de Bohr não contempla. Além disso, esse modelo não pode explicar

satisfatoriamente os espectros de linhas de átomos polieletrônicos. Assim, o

modelo de Bohr deve ser encarado como um importante passo na confecção

de um modelo atômico mais abrangente.

Estrutura Eletrônica dos átomos

Os postulados de Bohr estabelecem grandezas quantizadas em relação

ao raio da órbita (r), à velocidade do e- (v) e à energia do e-:

Termos quantizados de Bohr

Zem

hnr

...

..2

22

0

0

2

2 nh

Zev

2

0

2

24

2 8

1

h

Zme

nE

r α n

E α -1/n

Força coulômbica = força centrífuga

Ze2 = carga fundamental do elétron;

r = distância elétron-núcleo;

m = massa do elétron;

v = velocidade do elétron;

ε0 = Permissividade do vácuo (medida de

resistência do meio ao percurso do e-).

Estrutura Eletrônica dos átomos

Pelo 3º postulado de Bohr:

Termos quantizados de Bohr

222

0

3

24 11

8

1

if nnch

Zme

Número de onda (cm-1 ou m-1)

Constante de RH