A estrutura Eletrônica do Átomo



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A Estrutura Eletrônica do Átomo
Porque é importante conhecer a estrutura atômica?
R. Porque as propriedades dos materiais dependem da interação entre os átomos que os compõem, e esta interação depende da estrutura do átomo
Baseado na estrutura atômica é possível predizer muitas propriedades de um material
Átomos: núcleo + (prótons + neutrons)

eletrosfera - (elétrons)


O núcleo é extremamente pequeno comparativamente ao tamanho da eletrosfera
A maior parte da massa do átomo está no núcleo (prótons e neutrons têm massa  2.000 me-)
Para se identificar um átomo são necessários 2 números:

no atômico Z  no de prótons no núcleo = no de elétrons na eletrosfera

no de massa A  no total de núcleons
Um átomo se representa por
Ex:
O que caracteriza um átomo é o número atômico Z
O número de massa A pode variar no mesmo elemento  isótopo
Ex:
Massas Atômicas
= 12,000.... u.m.a.
1 u.m.a. = massa
As massas de todos os outros elementos são expressas relativas à esse elemento
As massas atômicas dadas na T.P. são a média ponderal dos isótopos dos átomos do elemento. Por isso não são inteiras.
Os elétrons
Os elétrons estão na eletrosfera. Mas de que maneira? Estão estacionados ou circulando em torno do átomo?
A física clássica não pode ser aplicada para explicar o universo atômico
Para tal foi necessário o desenvolvimento de uma nova física (mecânica quântica)
Conceitos importantes
Energia radiante ou eletromagnética: tem velocidade de 3,00 x 108 m/s no vácuo e movimento ondulatório.
A frequência () de uma onda corresponde ao no de ondas que passam num dado ponto por Seg.
O comprimento de onda () é a distância entre duas cristas
A velocidade de uma onda é dada por: c = 
A velocidade de todas as ondas eletromagnéticas no vácuo é constante e igual a c (velocidade da luz). Portanto  e  são inversamente proporcionais.
Unidades: Hz (hertz) = s-1

Nm = 10-9 m


Espectroscopia: separação por um prisma dos comprimentos de onda que compõem uma certa radiação eletromagnética.
Por ex. Quando eletricidade passa através de H2, ou o gás é aquecido a altas temperaturas, emite luz. Essa luz atravessando um prisma é decomposta e podem se observar os comprimentos de onda que a compõem.
No espectro do hidrogênio há várias linhas de emissão.
Algumas delas obedecem à equação (série de Balmer):

 é o comprimento de onda

n é inteiro maior que 3

R = 1,097x10-2 nm-1 (cte de Rydberg)
Outras séries incluem Lyman e Paschen, cada uma com uma equação própria.
As equações para diferentes séries podem ser combinadas em uma única equação (equação de Rydberg):

n2 > n1

Substituindo-se adequadamente n1 e n2 pode-se obter os  de todas as séries do espectro do hidrogênio.


Série de Lyman n1 = 1 n2 = 2,3,4,...

Série de Balmer n1 = 2 n2 = 3,4,5,...

Série de Paschen n1 = 3 n2 = 4,5,6,...
Como explicar esta verificação?

  • O átomo de Bohr

Os e- não podem ter qualquer quantidade de energia, apenas certas energias (energia é quantizada)


Um gás emite luz quando corrente elétrica passa por ele porque os e- primeiro absorvem energia da eletricidade e depois liberam essa energia na forma de luz.
Max Planck e Albert Einsten (inicio do séc. XX): a luz é composta por partículas de energia (fótons)
Ef = h

  1. h = cte de Planck = 6,63 x 10-34 J.s


 = frequencia da luz
como c = 
Ef =

  1. O espectro atômico segundo Bohr:





  1. o átomo tem um conjunto de energias quantizadas (níveis de energia)

  2. o átomo está normalmente no estado fundamental (todos os e- estão no nível de energia mais baixo disponível)

  3. quando um e- absorve energia, “salta” para um nível de energia maior (estado excitado)

  4. como o nível de energia mais baixo fica livre, 1 elétron pode “decair” de um nível energético mais alto (E2) para um nível mais baixo (E1). Quando isto ocorre libera-se uma quantidade de energia E = E2 – E1

  5. a energia é liberada na forma de um fóton com energia E = Ef

  6. como Ef =  observa-se emissão de luz com compr. de onda 

A teoria de Bohr explica detalhadamente o espectro do átomo de hidrogênio.


De acordo com a teoria de Bohr o átomo é estável porquê:


  1. Cada nível de energia corresponde a uma órbita com raio quantizado (energias altas, raios grandes)

  2. Como a energia do e- é quantizada, a radiação contínua não é possível

  3. A menor energia de um e- não é zero  há um tamanho mínimo para a órbita de um e-.

A Dualidade onda-partícula do elétron


Em 1924 Louis de Broglie pensou o seguinte:
A energia E de um fóton está associada à sua massa m pela equação de Eistein:
E = mc2
Pela equação de Planck, a energia de uma onda está associada com sua frequência por:

  1. E = h

Igualando essas duas equações tem-se:


mc2 = h  m = h/c2
como  = c/  m = h/c  m = f(1/)
Será que o elétron apresentaria comportamento ondulatório? Se sim, para o elétron deveria valer a expressão
m = h/v   = h/mv   = f(1/v)
Confirmação experimental: um feixe de elétrons apresenta difração quando incide numa grade de difração ou atravessa uma fenda num anteparo, um resultado típico de comportamento ondulatório.


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