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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
