Teoria Quântica Antiga - Introdução - Slide Aula

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ESTRUTURA ATÔMICA DA MATÉRIA 
3a PARTE: TEORIA QUÂNTICA ANTIGA 
Daniel Moreira de Faria 
3a série - C.O.L.E.G.U.I.U.M. 
4a SEMANA - FEVEREIRO de 2013 
 
10. ESPECTRO DE EMISSÃO DO HIDROGÊNIO 
a) Montagem Experimental 
 
 
OBSERVAÇÃO 
 
b) Objetivo 
• Investigar a composição da luz emitida pelo 
gás hidrogênio. 
 
c) Resultado Experimental 
• A luz emitida pelo gás H2 gera espectro 
descontínuo. 
d) Conclusões Experimentais (Niels Bohr, 
1913) 
 Bohr crítica os críticos, pois se o elétron emitisse radiação 
constante o espectro deveria ser contínuo. 
1) Ao elétron no átomo são permitidos apenas determinados valores 
de energia denominados NÍVEIS DE ENERGIA. 
2) O elétron, ao se afastar do núcleo, absorve quantidades 
específicas de energia. Ao retornar para regiões mais próximas do 
núcleo, emite radiações eletromagnéticas de freqüências 
específicas. 
3) F 
4) f 
Espectro de absorção é completo: apresenta ondas na faixa do 
ULTRAVIOLETA, INFRAVERMELHO e VISÍVEL. 
 
11.ESPECTRO DE ABSORÇÃO DO HIDROGÊNIO 
DIAGRAMA DE NÍVEIS DE ENERGIA DO ÁTOMO DE HIDROGÊNIO 
 
ESPECTRO DE ABSORÇÃO 
 
 
 
 
 
 → Aparelho é calibrado com EINICIAL maior que EIONIZAÇÃO do 
hidrogênio. 
 → Aparelho lê a energia que sai do emissor e não chega ao receptor. 
 → ECINÉTICA do elétron não é quantizada e é maior quanto mais 
próxima do núcleo. 
OBSERVAÇÕES 
1) O que a região do contínuo representa? 
 Representa o fenômeno de IONIZAÇÃO, pois 
ao elétron livre qualquer valor de energia é 
permitido e, por isso, pode realizar absorção 
contínua de energia. 
OBSERVAÇÕES 
2) O que a raia, linha ou banda espectral representa? 
 Exatamente a diferença de energia entre 2 níveis 
eletrônicos. 
 Nenhum elemento químico terá espectro igual ao do outro. 
 CURIOSIDADE: 
 A diferença de energia entre n = 1 e n = 2 é maior que n = 2 a n = 6 
no hidrogênio. 
 Em 1 s dá para o elétron dar 4 voltas ao redor da terra. 
 
OBSERVAÇÕES 
 3) Por que a distância entre as linhas 
espectrais diminuir da linha 5 até a linha 1? 
 A medida que o elétron se afasta do núcleo, 
maior é o valor de energia permitido a ele, 
mas diminui a diferença de energia entre os 
níveis. 
OBSERVAÇÕES 
 4) Por que elementos diferentes quando aquecidos emitem luz de 
cores diferentes? 
 Para cada átomo existe um núcleo distinto quanto ao número de 
prótons. Assim, cada átomo possui níveis de energia com valores 
diferentes, devido a interação distinta do núcleo com os elétrons da 
eletrosfera. Assim, há diferença entre 2 níveis de energia quaisquer, 
emitindo assim fótons de frequência e comprimento de ondas 
distintas. Portanto, emitem luzes de cores diferentes quando 
aquecidos. 
CURIOSIDADE 
 Energia do ambiente é capaz de excitar os elétrons do: 
 1º nível dos átomos que compõem o corpo humano? NÃO. 
 2º nível dos átomos que compõem o corpo humano? NÃO. 
 (pois emitiríamos luz) 
 3º nível dos átomos que compõem o corpo humano? NÃO. 
 (infravermelho que queima) 
 4º nível dos átomos que compõem o corpo humano? SIM. 
 (especialmente por causa do Fe do sangue) 
 5º nível dos átomos que compõem o corpo humano? SIM. 
 (especialmente por causa do Ca dos ossos) 
 6º nível dos átomos que compõem o corpo humano? SIM. 
 Os quais possuem elétrons no 4 nível de energia. 
12. CONCEPÇÃO ATÔMICA DE NIELS BOHR 
- 1913 
• Pós 2ª Guerra Mundial Bohr se tornou 
embaixador da paz e foi fundamental para 
criação da ONU. 
a) Bases Teóricas 
• Estudo sobre o comportamento da luz. 
– Teoria quântica da luz: MAX PLANCK – 1900: 
• a luz possui natureza dual (ondulatória e corpuscular). 
OBSERVAÇÃO: Desde Isaac Newton se acreditava que a luz 
tinha comportamento ondulatório. 
a) Bases Teóricas 
• Explicação do efeito fotoelétrico: ALBERT 
EINSTEIN – 1905: 
– É a ejeção de elétrons por um material, sobretudo 
metal, quando nele incide radiação 
eletromagnética de frequência específica. 
A luz produz corrente elétrica. 
EFEITO FOTOELÉTRICO 
 
CÉLULAS FOTOVOLTÁICAS 
• Os metais mais usados 
– Baixas energias de ionização: 
• Coluna IA: 
– Li, 
– Na, 
– K, 
– Rb, 
– Cs (em geral), 
– Fr (não usado pois é radioativo). 
 
Pela primeira vez que 
usou a teoria quântica 
para explicar um 
fenômeno físico. 
a) Bases Teóricas 
• Espectroscopia 
– Lyman, 
– Balmer, 
– Paschen, 
– Rydberg, 
– Kirchhoff. 
 
B) Base Experimental 
• Espectro descontínuo da luz emitida pelo gás 
hidrogênio. 
C) Postulados do Modelo Rutherford-Bohr 
 1º) O átomo é constituído de NÚCLEO e ELETROSFERA. (aceito até 
hoje) Rutherford 
 2º) Praticamente toda a massa do átomo está concentrada no 
núcleo. (aceito até hoje) Rutherford 
 3º) O elétron, ao descrever trajetória circular no átomo, possui um 
estado estacionário de energia, isto é, o elétron não ganha e nem 
perde energia. (parcialmente aceito) Bohr 
– Trajetória circular: não aceito. 
– Estado estacionário: aceito até hoje. 
C) Postulados do Modelo Rutherford-Bohr 
 4º) O elétron, ao se afastar do núcleo, absorve 
quantidade específicas de energia. Ao retornar para 
regiões mais próximas do núcleo, emite radiações 
eletromagnéticas de frequência específicas. 
 (aceito até hoje) Bohr. 
 5º) A energia do átomo é quantizada. (aceito até hoje) 
Bohr 
d) O que a concepção atômica Rutherford-
Bohr permite explicar? 
• A descontinuidade dos espectros de luz 
– Absorção e emissão. 
e) “Crítica” ao modelo de Bohr 
• Será que essa concepção é válida para átomos 
com mais elétrons que o hidrogênio? 
– Isso leva a descoberta das linhas finas. 
EXERCÍCIO 1 (FAFEOD-MG) 
 O desenho a seguir representa o espectro 
atômico do elemento potássio, em sua porção 
visível. 
EXERCÍCIO 1 (FAFEOD-MG) 
 Em relação a esse espectro, são apresentadas as 
seguintes afirmativas: 
 I. As seis linhas verticais representam radiação 
eletromagnética emitida pelos elétrons. 
 II. A linha M corresponde à radiação eletromagnética 
mais energética da porção de espectro apresentada. 
 III. A análise de espectros como esses está na base do 
desenvolvimento do modelo atômico de Thomson. 
EXERCÍCIO 1 (FAFEOD-MG) 
 IV. As seis linhas verticais representam diferentes subníveis do 
átomo de potássio. 
 Analisando as afirmativas anteriores e considerando que a 
energia é inversamente proporcional ao comprimento de onda, é 
CORRETO afirmar que são verdadeiras apenas as afirmativas 
 
 a) I, II e III. b) I e III. c) I, III e IV. 
 d) I e II. e) III e IV. 
EXERCÍCIO 2 (UFMG) 
 Considere os níveis de energia eletrônica do 
átomo de hidrogênio, ilustrado na figura a 
seguir: 
EXERCÍCIO 2 (UFMG) 
 Considerando excitações do elétron que 
envolvam apenas esses níveis, o número 
MÁXIMO de linhas de emissão é 
 a) 21. b) 15. c) 10. d) 
6. e) 5. 
EXERCÍCIO 3 (UFOP) 
 O modelo atômico de Bohr apresenta todas essas 
características, EXCETO 
a) O átomo apresenta núcleo positivo. 
b) Os átomos são indivísiveis. 
c) A explicação de transições eletrônicas que apresenta 
é superior à de Rutherford. 
d) O elétron, quando em seu nível, não ganha energia de 
forma espontânea. 
EXERCÍCIO 4 (UFSJ 2008) 
 Considere a informação a seguir: 
 O sódio, em determinadas condições, emite luz 
amarela característica, como aquelas observadas em 
lâmpadas de iluminação urbana ou em fogos de 
artifício. 
 Esse fenômeno, em termos de elétrons e de níveis de 
energia, é MELHOR explicado na alternativa:EXERCÍCIO 4 (UFSJ 2008) 
a) De acordo com o modelo de Böhr, a radiação é devida a 
elétrons de sódio, que saltam de uma camada mais externa 
para uma mais interna ao ganharem energia e a emitem de 
forma quantizada no comprimento de onda específico da cor 
amarela. 
b) De acordo com o modelo de Rutherford, a radiação emitida é 
devida a elétrons de sódio, que são removidos do átomo 
quando um feixe incidente de partículas alfa atinge esse 
átomo. 
EXERCÍCIO 4 (UFSJ 2008) 
c) De acordo com o modelo de Rutherford, a radiação emitida 
depende do núcleo do elemento e é devida ao ganho de energia de 
elétrons que saltam de uma camada mais externa para uma 
camada mais interna do átomo, com a absorção de energia. 
d) De acordo com o modelo de Böhr, a radiação emitida é devida a 
elétrons do sódio que saltam de uma camada mais interna para 
uma mais externa, com a absorção de energia e, ao perderem essa 
energia, emitem radiação sob a forma de luz amarela. 
EXERCÍCIO 5 (UFMG) 
 
 
EXERCÍCIO 6 (UFMG 2005) 
 
EXERCÍCIO 6 (UFMG 2005) 
 
EXERCÍCIO 6 (UFMG 2005) 
 
13. A DESCOBERTA DAS LINHAS FINAS – 
1916 – SOMMERFELD 
• Para um átomo polieletrônico: havia linhas finas e grossas. 
13. A DESCOBERTA DAS LINHAS FINAS – 
1916 – SOMMERFELD 
• Sommerfeld descobriu que uma linha espectral grossa 
é um conjunto de linhas muito finas e próximas. Isso 
quer dizer que entre dois níveis eletrônicos, pode haver 
mais de uma diferença de energia de valores muito 
próximos. Então, elétrons de um mesmo nível 
eletrônico não possuem a mesma energia, mas valores 
muito próximos. 
13. A DESCOBERTA DAS LINHAS FINAS – 
1916 – SOMMERFELD 
• Sommerfeld, erroneamente, explicou a existência 
das linhas finas propondo trajetórias circulares e 
elípticas para os elétrons de um átomo. 
 
• Na década seguinte, as linhas finas foram explicadas 
através da concepção dos subníveis de energia. 
 
14. A DESCOBERTA DO PRÓTON – 1920 – 
ERNEST RUTHERFORD 
• Em 1886, Eugene Goldstein descobriu os raios anódicos 
ou canais quando investigava descargas elétricas sobre 
o gás hidrogênio (ampola de Crookes). Sabia-se que 
esses raios anódicos ou canais possuem natureza 
positiva. Em 1920, Rutherford determinou a carga e a 
massa da partícula positiva constituinte dos raios 
anódicos e a denominou próton. 
14. A DESCOBERTA DO PRÓTON – 1920 – 
ERNEST RUTHERFORD 
OBSERVAÇÃO: A carga do próton é igual a carga do 
elétron, mas com sinais opostos, e a massa do próton é 
1836 vezes maior que a massa do elétron.